弱电解质的电离平衡（解析版）-2025年高考化学一轮复习讲义（新教材新高考）

备战2025年高考化学【一轮-考点精讲精练】复习讲义

考点46弱电解质的电离平衡

疆本讲•讲义概要

一.弱电解质的电离平衡及影响因素

二.电离平衡常数及应用

知识精讲

三.电离度

四.一元强酸（碱）与一元弱酸（碱）的比较

选择题：20题建议时长：60分钟

课后精练

实际时长：________分钟

非选择题：5题

吆夯基•知识精讲________________________________________________________

一.弱电解质的电离平衡及影响因素

1.电离平衡的概念

在一定条件下（如温度、压强等），当弱电解质电离的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达

到平衡状态。

2.电离平衡的建立与特征

一动一

-U（电离）=。（结合）wo

-等」

平衡状态

特征—定：各组分浓度保持恒定不变

—变：条件改变，平衡发生移动

（1）开始时，V（电离）最大，而V（结合）为。。

（2）平衡的建立过程中，v（电离）〉v（结合）。

（3）当v（电离）=v（结合）时，电离过程达到平衡状态。电离平衡是一种动态平衡，即ImolCH3coOH

电离同时则有ImolCH3COOH分子形成。

3.电离平衡的影响因素

电离平衡也属于平衡体系，具有平衡体系的一切特征，也受外界条件如温度、浓度等的影响，其变化

也适用平衡移动原理来解释。

(1)内因：电解质本身的性质决定了其电离程度的大小，通常电解质越弱，电离程度越小。

(2)外因：

①温度：电离是吸热过程，升高温度使电离平衡向电离的方向移动，电离程度越大。

②浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越小，越易电离。(越稀越电离)

a.同一弱电解质，稀释溶液时，电离平衡将向电离的方向移动，电离程度增大，但溶液中离子浓度不

一定变大，如：弱酸HA溶液稀释时，c(HA)、c(H+)、c(A-)均减小(参与平衡建立的微粒)，但c(OH-)会增

大。

b.增大溶液的物质的量浓度，电离平衡将向电离方向移动，但电解质的电离程度减小。

③同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，可使电离平衡向结合成弱电解质分子的方

向(逆向)移动。

④反应离子：加入能与电解质电离出的离子反应的离子时，电离平衡向电离方向移动。

1

以0.1molL-CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOH=金CH3coCT+H+的影响。

改变条件平衡移动方向"(H+)c(H+)C(CH3COO-)导电能力Ka

加水稀释向右增大减小减小减弱不变

加入少量冰醋酸向右增大增大增大增强不变

通入HCl(g)向左增大增大减小增强不变

力口NaOH(s)向右减小减小增大增强不变

加CH3coONa(s)向左减小减小增大增强不变

加入镁粉向右减小减小增大增强不变

升高温度向右增大增大增大增强增大

电离平衡移动过程中粒子浓度比值变化的判断:

①同一溶液，浓度比等于物质的量比。如HF溶液：(由浓度比变成物质的量比)

c(H+)c(”+>c(F—)K

②将浓度比换算成含有某一常数的式子，然后分析。如HF溶液：~^=(由a

Cytir)C^rirj,Cyr)CQr)

两个变量转变为一个变量)

(3)外界条件对电离平衡影响的四个“不一定”

①加水稀释电解质时，溶液中离子的离子浓度不一定减小。如因为温度不变，Kw=c(H+>c(OH-)不变,

稀醋酸加水稀释时，溶液中的c(H+)减小，故c(OH-)增大。

②电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小。如对于NHsHOK^NHj+OH-,平衡后，通入

氨气，。郃氏-氏。)增大，平衡右移，根据勒夏特列原理，只能“减弱”而不能消除这种改变，再次达到平衡时,

c(NH3•玲。)比原平衡时大。

③电离平衡右移，离子的浓度不一定增大，如在CH3co0H溶液中加水稀释或加少量NaOH固体，都

会引起平衡右移，但c(H+)比原平衡时要小。

④电离平衡右移，电离程度也不一定增大，如增大弱电解质的浓度，电离平衡向右移动，弱电解质的

电离程度减小。

4.电解质溶液的导电能力

电解质溶液的导电能力取决于溶液中自由移动离子的浓度和离子所带电荷数，自由移动离子的浓度越

大、离子所带电荷数越多，导电能力越强。

比较对象导电性原因

同浓度的氢氧化钠溶液氢氧化钠是强电解质，完全电离；一水

氢氧化钠溶液大于氨水溶液

与氨水溶液合氨是弱电解质，部分电离；

H2c2。4的Kal=5.9x10-2

同浓度的醋酸溶液与草

醋酸溶液小于草酸溶液CH3COOH的&=1.79X10-5

酸溶液

电离常数：H2c2（）4>CH3coOH

氢氧化钠极稀溶液与0」氢氧化钠极稀溶液小于0.1氢氧化钠极稀溶液的离子浓度小于01

mol-LT氨水溶液mol-L-1氨水溶液mol-L-1氨水溶液的离子浓度；

将冰醋酸和稀醋酸分别加水稀释，其导电能力随加水量的变化曲线如图所示:

(1)0A段随加水量的增多，导电能力增强，其原因是冰醋酸发生了电离，溶液中离子浓度增大。

(2)AB段导电能力减弱，原因是随着水的加入，溶液的体积增大，离子浓度减小，导电能力减弱。

二.电离平衡常数及应用

1.概念：

在一定条件下，弱电解质达到电离平衡时，溶液里各组分的浓度之间存在一定的关系。对一元弱酸或

一元弱碱来说，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是一

个常数，该常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K表示(弱酸的电离平衡常数用&表示，弱碱的电离

平衡常数用&表示)。

2.表达式(在此计算公式中，离子浓度都是平衡浓度)

c(H+)-c(父)

⑴对于一元弱酸HA：HAuiIF+A-,电离平衡常数氏=-----------=

c)

c(8+)-c(0/T)

(2)对于一元弱碱BOH：BOH^^B++OH-,电离平衡常数a=--------——--------。

_c(CHC00yc(H+)

例如：①一元弱酸的电离平衡常数：CH3coOHuCH3co0-+H+3

"C(CH3COOH)

②一元弱碱的电离平衡常数：NH3-HO^^NHj+OH-KB

2C(NH3-H2O)

③多元弱酸的电离平衡常数：多元弱酸的电离是分步进行的，每步各有电离平衡常数，通常用乂、

&等来分别表示

c(HCOiyc(H+\多元弱酸各步电离常数的大小比较为Kal»&2,第

H2c。3==H++HC03/=二-----~~-

“”。3)一级电离程度较大，第一步电离产生的H+,对第

c(”+)・c(C。/)二级、第三级电离起抑制作用，因此，多元弱酸的

HCO3一=H++COrK^=~————-

c(HCOg)酸性主要由第一步电离决定。

④弱碱的电离平衡常数：由于多元弱碱为难溶碱，所以一般不用电离平衡常数，而用难溶物的溶度

积常数。

3.意义：相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应酸或碱的酸性或碱性相对越强。

4.特点

（1）某弱电解质的电离常数只与温度有关，与该弱电解质的浓度、酸碱性无关，由于电离过程是吸热的,

故温度升高，K增大。

（2）电离平衡常数反映弱电解质电离程度的相对强弱，K越大，表示弱电解质越易电离，酸性或碱性越

强。

礴ggMWT酸（碱）性越强

（3）多元弱酸是分步电离的，各步电离平衡常数的大小关系为通常（1>>（2,故多元弱酸

的酸性一般取决于其第一步电离。多元弱碱的情况与多元弱酸类似。

5.影响因素

（1）内因（决定因素）：弱电解质本身的性质。

（2）外因：电离平衡常数只受温度影响，由于电离过程是吸热的，故温度升高，K增大。

6.电离平衡常数的四大应用

（1）判断弱酸（或弱碱）的相对强弱。电离常数越大，酸性（或碱性）越强。如常温下，CH3co0H的&=1.75x10

T,HC1O的&=2.95*10-8,则酸性强弱为CH3coOH>HC1O。

（2）判断盐溶液的酸性（或碱性）强弱。弱酸或弱碱的电离常数越大，对应盐的水解程度越小，盐溶液的碱

性（或酸性）越弱。如醋酸的兄=1.75x10-5,次氯酸的Ka=2.95xl0-8,则相同浓度的醋酸钠和次氯酸钠溶液

的pH：醋酸钠〈次氯酸钠。

（3）判断反应能否发生或者判断产物是否正确。一般强酸能将弱酸从其盐溶液中置换出来。

如：常温下，H2cCh和HC1O的电离常数分别为

H2CO3：<1=4.4X10-7,HC1O：33.0X10-8

Ka2=4.7xl()Tl

故酸性：H2CO3>HC1O>HCO3

因此：①HC10与NaHCO3溶液不反应。

②HC1O与Na2c。3溶液反应：COr+HClO=HCO3+ClQ-=

③向NaClO溶液中通入CO2：CH”+H2O+CC)2=HC1O+HCO式反应方程式与通入CO2的量无

关)。

(4)判断溶液微粒浓度比值的变化。利用温度不变，电离常数不变来判断。

+

cCCH.COO)C(C//3COO)-C(H)Ka

如：mol-L-CH3COOH溶液中加水稀释，记初丽=即而而而=诉’加水稀释时，

C(CHCOO-)

c(H+)减小，&不变,则或也3。。。//)%大。

三.电离度及其计算

1.电离度

(1)概念：在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质分子总数的百

分比。

(2)表示方法

—已电离的弱电解质的浓度xo_己电离的弱电解质分子数X。

1%

0二弱电解质的初始浓度-100%(或溶液中原有弱电解质的总分子数/00)

(3)影响因素

升高温度，电离平衡向右移动，电离度增大；

温度

降低温度，电离平衡向左移动，电离度减小。

当弱电解质溶液浓度增大时，电离度减小；

浓度

当弱电解质溶液浓度减小时，电离度增大。

(4)意义：衡量弱电解质的电离程度，在相同条件下(浓度、温度相同)，不同弱电解质的电离度越大，弱

电解质的电离程度越大。

(5)电离度(㈤与电离平衡常数((、&)之间的关系

①一元弱酸(以CH3coOH为例)

设常温下，浓度为cmol【T的醋酸的电离度为a

CH3coOHCH3COO+H+

起始(mol[T)c00

转化(mol・LT)C'aC'aC'a

平衡(mol•LT)c—ca^cC'aC'a

ca-caK____

a+

A-aca~、ot一,c(H)=ca=dKa-co

cv

c、

②一元弱碱(如NH3H2O,电离常数为&)

2

同理可得：Kb=ca,c(OH-)=ca=JK//C。

2.有关电离常数计算的四种题型(以弱酸HX为例)

(1)己知c始(HX)和c(H+),求电离常数。

HXH++X-

起始mol/LC始(HX)00

转变mol/Lc(H+)c(H+)c(H+)

平衡mol/Lc始(HX)—c(H+)c(H+)c(H+)

m,"—c(”+>c(X-)_C2(H+)

c(HX)c始(HX)—c(H+)

由于弱酸只有极少一部分电离，c(H+)的数值很小，可做近似处理：c始(HX)—c(H+户c始(HX),则居之

C2(H+)

—代入数值求解即可。

c始(HX)

(2)已知c始(HX)和电离常数，求c(H+)。

c2(H+)c2(W+),_________

同理可得Ka=则。3+)=而与两，代入数值求解即可。

—X)—)C始(HX)

(3)特定条件下的Ka或Kb的有关计算

25。(2时，amol-LT弱酸盐NaA溶液与bmolL1的强酸HB溶液等体积混合，溶液呈中性，则HA的

电离常数及求算三步骤:

第一步一电荷守恒：

CL-b

c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(A-)+c(B-)一c(A-)=c(Na+)—c(B-)=—^―

aaa—b

第二步一元素质量守恒：c(HA)+c(A-)=--c(HA)=]-----o

IO—xa-b

c(H+>c(a-)2

第三步一a=

c(7M)aa-b

2——2

(4)利用分布系数图像计算弱酸的电离常数

某二元弱酸(H?A)溶液中，H2A>HA、A2-的物质的量分数3(x)随pH的变化如图所示:

■C(x)

已知6(x)=c(“2a)+c(H/T)+c(42-)

8

o.

o.6

o.5

s4

s2

二元弱酸中存在电离平衡:

±+

H2A^=H+HA-Kal

HA-^^H+4-A2-心

*H2A)=a(HA-)即C(HA-)=C(H2A)

a点(pH=1.5)：c(H+)-c(HA-)

K「c”)—听厂I。一

5(HA-)=(5(A2-),即c(HA-)=c(A2-)

b点(pH=4)：c(”+)・cQ42-)

K「c(/M—)—M)—I。-,

四.一元强酸(碱)与一元弱酸(碱)的比较

弱电解质与强电解质的根本区别在于弱电解质不完全电离，存在电离平衡，常用以下几种形式进行比

较。

1.一元强酸(HC1)与一元弱酸(CH3coOH)的比较

(1)相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较

\项目

溶液的中和碱与活泼金属反应开始与金属反应

c(H+)pH

的速率

酸X.导电性的能力产生H2的量

盐酸大小强大

相同相同

醋酸溶液小大弱小

(2)相同pH、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较

\项目

溶液的中和碱与活泼金属反应开始与金属反应

c(H+)C(酸)

的速率

酸导电性的能力产生H2的量

盐酸小小少相同，反应过程

相同相同

醋酸溶液大大多中醋酸的快

2.一元强酸(HC1)与一元弱酸(CH3coOH)稀释图像比较

(1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸

H

pt7叫

a7

6

。

加水稀释相同的倍数，醋酸的pH大加水稀释到相同的pH,盐酸加入的水多

(2)相同体积、相同pH值的盐酸、醋酸

PH

7

a

b

。

V'V(水)

加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大加水稀释到相同的pH,醋酸加入的水多

3.一元弱酸和一元强酸与金属的反应（以盐酸和醋酸为例）图像

实验操作图像

HCl(aq)/^^

同体积、同浓度的盐酸和醋酸分别

与足量Zn反应/Z/CH3COOH(aq)

0"min

，(也)

CH3COOH(aq)

「

同体积、同pH的盐酸和醋酸分别与

足量Zn反应

0t/min

4.实验设计判断强、弱电解质

实验设计思路：以判断室温下某酸（HA）是否为弱酸为例

实验方法结论

pH=2,HA为强酸

①测0.01molL-1HA溶液的pH

pH>2,HA为弱酸

pH=7,HA为强酸

②测NaA溶液的pH

pH>7,HA为弱酸

③相同条件下，测相同浓度的HA和HC1（强若HA溶液的导电能力比HC1（强酸）溶液的弱，则

酸）溶液的导电能力HA为弱酸

④测相同pH的HA溶液与盐酸稀释相同倍

若HA溶液的pH变化较小，则HA为弱酸

数前后的pH变化

⑤测等体积、等pH的HA溶液、盐酸分别若HA溶液反应过程中产生H2较快且最终产生H2

与足量锌反应产生H2的快慢及H2的量的量较多，则HA为弱酸

⑥测等体积、等pH的HA溶液和盐酸中和

若HA溶液耗碱量大，则HA为弱酸

等浓度碱溶液所需消耗的碱的量

若升高温度，溶液的pH明显减小，则是弱酸；

⑦从升高温度后pH的变化判断

若升高温度，溶液的pH变化幅度小，则是强酸；

巡提能•课后精练_________________________________________________

1.分析化学中将“滴定分数”定义为：所加滴定剂与被滴定组分的物质的量之比。常温下，以O.lOmoLLT

NaOH溶液为滴定液滴定O.lOmoLLT一元酸HA溶液，滴定曲线如图所示。下列叙述正确的是

-6

A.Ka（HA）«1.9xlO

B.a点：c（HA）＞c（A-）

C.b点:c（Na+）=c（HA）+c（A-）=0.10mol-L-1

D.c点：c（A-）＞c（Na+）＞c（0H-）＞c（H+）

【答案】A

【详解】A.同浓度的一元碱NaOH与一元酸HA反应，恰好反应时是1：1,体积相同，所以当反应处于y

点时，可认为是NaOH加入0.95mol,未反应的HA是0.05mol,此时溶液体积为V,则

10晨火

K(HA)=V=1.9x10-6,A正确;

ac(HA)0.05

V

B.a点滴定分数为0.50,此时溶液中成分为NaA和HA,且二者浓度相等，pH＜7,说明HA的电离程度

大于NaA的水解程度，所以c（HA）＜c（A。，B错误；

C.b点滴定分数为1.00,二者恰好完全反应，但是体积变成原来的二倍，则浓度降为原来的一倍，所以

c（Na+）=c（HA）+c（A-）=0.05mol-L_1,C错误；

++

D.c点氢氧化钠过量，溶液溶质为NaOH和NaA,由电荷守恒可知：c（Na）+c（H）=c（0H-）+c（A-）,c

点溶液为碱性：c（0H-）＞c（H+）,贝l]c（Na+）＞c（A-）,D错误；

故选Ao

5

2.25。（3时，已知Ka（HA尸1.8x10"、Ka（HB）=1.75xl0-,则下列叙述正确的是

A.因Ka（HA）＞Ka（HB）,故NaB溶液的pH大于NaA溶液的pH

B.等pH的HA、HB溶液分别稀释100倍，溶液中c（A）＞c（B-）

C.向NaB溶液中滴加HA溶液至pH=7时，c（B）c（HA）＞c（Ajc（HB）

D.等物质的量浓度的NaA和NaB混合溶液中，c（OHj=c（H+）+c（HA）+c（HB）

【答案】D

【详解】A.NaA、NaB溶液的pH还与浓度有关，相同浓度时NaB溶液的pH大于NaA溶液的pH,但选

项中浓度未知，A项错误；

B.pH相同的HA、HB中A-和B-的浓度相同，加水稀释100倍时，越弱越电离，由于HB的酸性更弱，电

离程度更大，则溶液中C（A]＜C（B],B项错误；

C遭=龈*^,故C（A）C（HB）＞C（B）C（HA）,C项错误；

D.根据质子守恒，溶液中失去质子数等于得到质子数，A-和B-得到质子生成HA和HB,结合H?。得失质

子，可写出质子守恒关系式c（OH）=c（H+）+c（HA）+c（HB）,D项正确；

答案选D。

3.在相同温度下，100mL0.01moll-CH3co0H溶液与10mL0.1mol[TCH3co0H溶液相比，前者一

定大于后者的是

A.中和时所需NaOH的量B.电离程度

C.c（H+）D."（CH3coOH）

【答案】B

【详解】A.两溶液中的醋酸与NaOH反应时所能电离出的H+的物质的量相等，中和时消耗NaOH的量相

同，A不选；

B.弱酸的浓度越小，其电离程度越大，对于两溶液而言，则O.Olmol/LCH3coOH溶液中CH3COOH的电

离程度大于O.lmol/LCH3coOH溶液，B选；

C.O.Olmol/LCHjCOOH溶液中CH3coOH的电离程度大于O.lmol/LCH3coOH溶液，O.Olmol/LCH3coOH溶

液中〃（H+）、〃（CH3coeT）较大，但c（H+）较小,C不选；

D.在两溶液中均有"仁也（2。。-）+"（€：1138。田=0.00111101,弱酸的浓度越小，〃（CH3coeT）越大，

”（CH3coOH）越小，即O.Olmol/LCH3co0H溶液中"（CH3coOH）小，D不选；

故答案为：Bo

4.在25P时两种酸的电离常数如下:H2cCh：KH=4.2XIO7埠=5.6><IO-";

H2S：K"=5.7xlO-8K2=L2xIO-。,则下列反应可能发生的是

A.NaHCCh+NaHS—Na2cO3+H2STB.H2S+Na2CO3NaHS+NaHCO3

C.Na2S+H2O+CO2Na2CO3+H2STD.H2S+NaHCO3NaHS+H2CO3

【答案】B

118

【分析】25℃时两种酸的电离常数如下:H2co3：KiI=4.2xl（p7,Ki2=5.6X10-；H2S：Kij=5.7xlQ-,

15

Ki2=1.2xl0-,可知碳酸与氢硫酸都是弱酸，电离平衡常数越大，酸性越强，所以酸性

H2CO3>H2S>HCO；>HS-,据此回答。

【详解】A.H2S>HCO；,不符合强酸制弱酸原理，A错误；

B.H2S>HCO；,所以H2s与Na2cO3反应能生成NaHS和NaHCOs，B正确；

C.H2S>HCO；,所以H2cO3与Na2s反应不生成Na2co3,应该生成NaHCXLC错误;

D.H2CO3>H2S,所以不能由H2s和NaHCOs生成H2co3,D错误。

答案选B。

5.下列有关说法不正确的是

A.25℃,用pH试纸测得某氯水的pH为5

B.任何温度下，利用H+和OIF浓度的相对大小均可判断溶液的酸碱性

C.25℃,pH=12的NaOH溶液，由水电离出的c(0fr)=l()T2moi/L

D.pH=3的醋酸溶液与pH=3的盐酸等体积混合，混合液的pH=3

【答案】A

【详解】A.氯水具有漂白性，故不能用pH试纸测氯水的pH,故A错误；

B.任何温度下，只要c(H+尸c(OH)溶液就显中性，c(H+)>c(OH),溶液就显酸性，c(OET)>c(H+),溶液

就显碱性，故B正确；

C.碱溶液中氢氧根几乎全部来自于碱的电离，而氢离子来自于水的电离，由pH=12可得，

|2

c(H+)=10-mol/L,而由水电离出的氢离子和水电离出的氢氧根的浓度相同，所以c(OIF)=10*mol/L,

故C正确；

D.因为醋酸是弱电解，存在CH3coOHUCH3coeT+H+,加入pH=3的盐酸，体积增加一倍，则

c(CH3coO)和c(CH3co0H)的浓度减少一倍，温度不变，K是定值不变，则K=5与点黑兽中混

C(CH3COOH)

合液氢离子浓度不变，醋酸和醋酸根离子浓度变为原来的一半，所以混合后氢离子浓度不变，溶液的

pH=3,故D正确；

故选Ao

6.关于盐酸与醋酸两种稀溶液的说法中正确的是

A.相同物质的量浓度的两游液中c(H+)相同

B.相同物质的量的两溶液中和氢氧化钠的物质的量相同

C.pH=3的两溶液稀释100倍，pH均变为5

D.两溶液中分别加入少量对应的钠盐固体，c(H+)均减小

【答案】B

【详解】A.醋酸为弱电解质，在水中不能完全电离，盐酸为强电解质，在水中能完全电离，故两者溶液中

c(H+)不相同，A错误；B.相同物质的量的两溶液含有相同物质的量的H+,中和氢氧化钠的物质的量相同，

B正确；C.醋酸为弱电解质，稀释溶液会促进醋酸电离，pH不会增加至5,C错误；D.氯化钠和醋酸钠

均为强电解质，所以溶液中c(H+)不变，D错误。故选择B。

7.已知二甲胺KCH3)2NH-H2。]在水中的电离与一水合氨相似，下列关于常温下pH=12的二甲胺溶液的叙述

正确的是

+

A.C(OH-)=C[(CH3)2NH2]

4(飙)2瓯]

B.加水稀释时增大

C[(CH3),NH-H2O]

C.与pH=2的盐酸等体积混合后，溶液呈中性

D.加入氢氧化钠固体可抑制二甲胺的电离，电离常数a变小

【答案】B

【详解】A.二甲胺在水中电离出氢氧根离子，水也电离出氢氧根离子，则pH=12的二甲胺溶液中

+

C(OH-)>C[(CH3)2NH2],故A错误；

C[(CH3)2NH-]KB

B.由电离常数公式可知，溶液中COH,二甲胺溶液加水稀释时，溶液中氢氧根离

C[(CH3)?NH-H2OP()

KC[(CH3)2NH^]

子浓度减小，电离常数不变，则恐比值增大,比值增大，故B正确;

C[(CH3)2NH-H2O]

C.pH=12的二甲胺溶液与pH=2的盐酸等体积混合后，二甲胺溶液过量，溶液呈碱性，故C错误；

D.电离常数是温度函数，温度不变电离常数不变，则常温下向pH=12的二甲胺溶液加入氢氧化钠固体时,

电离常数不变，故D错误；

故选B。

26

8.已知：常温下，Ka(HA)=3.OxlO^,Kal(H2B)=4.3xlO,Ka2(H2B)=5.6xl0o下列说法正确的是

A.NaOH与等浓度等体积的HA、H?B溶液完全反应，消耗NaOH的物质的量前者更大

B.pH=a的NaA溶液中，水电离出的c(0IT)为此"moLL—

C.向NaA溶液中滴加少量H?B溶液的离子方程式为A-+H2B=HB-+HA

D.向Na?B溶液中滴加等浓度等体积的盐酸，充分反应后溶液呈碱性

【答案】C

【详解】A.等浓度等体积的HA、H2B溶液中n(HA)=n(H2B),但HzB是二元酸，所以H2B溶液完全反应

时消耗NaOH的物质的量大，A错误；

B.NaA是弱酸强碱盐，溶液呈碱性，设pH=a=8,c(H+)=10-8,溶液中c(OH)与水电离出的c(OH］相

Kwin-14

等，即水电离出的c(OH-)=mTJ=m_=10-6>io-8mol/L,B错误；

C.酸的电离平衡常数Kai(H2B)>Ka(HA)>Ka2(HzB),酸的酸性H2B>HA>HB-,根据强酸制弱酸规律可知，

NaA和HB反应的离子方程式为A-+H?B=HB-+HA,C正确；

D.向Na2B溶液中滴加等浓度等体积的盐酸，充分反应后得到NaCl和NaHB的混合溶液，NaCl溶液呈中

K1Q14

性，HB-的水解常数Kh=<7(1126)=5.6x10-6,即HB-的电离程度大于其水解程度，溶

液呈酸性，D错误；

故选Co

9.实验室用CH3coOH和CH3cH20H反应制备CH3coOCH2cH一设义表示阿伏加德罗常数的值。下列说

法正确的是

A.ImolCH3cHjOH中子总数为20%

B.18g冰水混合物中所含的氢键数小于2名

1

C.O.lmolL-CH3COOH溶液的H+数目为。-1义

D.46gCH3cH20H充分反应后生成CH3coOCH2cH3的分子数为以

【答案】B

【详解】A.ImolCH3cH218OH含有22moi中子，则中子数为22NA，故A项错误；

B.18g冰水混合物即ImolH?。，ImolH2。最多含有2moi氢键，但H?。中除了氢键外，还存在范德华力，

会影响氢键的数量，则含有的氢键数可能小于2NA，故B项正确；

C.缺少CH3coOH溶液的体积，无法计算H+数目，故C项错误；

D.CH3co0H和CH3cH20H反应生成CH3coOCH2cH3,为酯化反应，不完全转化，生成CH3coOCH2cH3

的分子数小于NA，故D项错误；

故答案选B。

10.室温下，往lOmLO.hnol/LNaOH溶液中加入下列试剂，所得溶液仍呈碱性的是

A.10mLpH=4qH2SC)4B_10mLpH=1的CH3coOH

C.22.4LCl2D_10mLO.lmol/LNaHSO3

【答案】D

【分析】10mLO.lmol/LNaOH中,n(NaOH)=n(OH-)=0.Imol/Lxl0xl0_3L=lO^mol。

+-3-3

【详解】A.10mLpH=l的H2so4中，n(H)=0.lmol/Lxl0xl0L=10mol,10mLO.lmol/LNaOH

中，n(OH-)=0.1mol/LxlOxlO_3L=10-3mol,n(H*)=mOH1则混合后显中性，A错误；

B.因为CH3coOH是弱电解质，部分电离，贝口OmLpH=1的CH3coOH中，

+-33

n(CH3COOH)»n(H)=0.Imol/Lx10x10L=1O_mol,因此混合后CH3coOH过量较多，显酸性，B错

误；

C.室温下22.4LCU大约是0.93mol,OSmolJ与10-。！NaOH发生反应后，氯气剩余较多，所得溶液

不呈碱性，C错误；

3-3

D.10mLO.lmol/LNaHSOs中，n(NaHSO3)=0.lmol/Lxl0xl0-L=10mol,NaHSC)3与NaOH恰好完

全反应生成亚硫酸钠，亚硫酸钠由于亚硫酸根离子的水解显碱性，D正确；

故选D。

11.25。(2时，有浓度均为O.lmoLLT的4种溶液：

①盐酸②HF溶液③NaOH溶液④氨水

5

已知：25。(3时，电离平衡常数Ka(HF)=6.8xlOT,Kb(NH3-H2O)=1.7x10-

下列说法不正确的是

A.溶液pH：③〉④，②〉①

B.水电离出的H+浓度：①二③4^)〈④

C.②和④等体积混合后的溶液中：c(NH：)>c(Fj>c(OHj>c(H+)

D.VamL①和VbmL③混合后溶液pH=2(溶液体积变化忽略不计)，则丫「乂=11:9

【答案】c

【详解】A.盐酸为强酸、HF为弱酸，NaOH是强碱，NHsNO是弱碱，因此等浓度的盐酸、HF溶液、

NaOH溶液、氨水pH由大小为NaOH溶液、氨水、HF溶液、盐酸，故A正确；

45

B.四种溶液中水的电离都受到抑制，Ka（HF）=6.8xl0-＞Kb（NH3-H2O）=1.7xl0-,NaOH是强碱、盐酸

是强酸，因此抑制程度由大到小为①二③〉②〉④，因此水电离出的氢离子浓度①=③＜②＜④，故B正

确；

45

C.②和④等体积混合后溶质为NH4F,Ka（HF）=6.8xlO-＞Kb（NH3-H2O）=1.7xl0-,则镂根离子水解

程度大于氟离子，溶液中：c（Fj＞c（NH：）＞c（H+）＞c（0Hj,故C错误；

D.VamL盐酸和VbmLNaOH溶液混合后溶液pH=2,则

-1-3-1-3

0.Imol-LVx10L-0.Imol-LVx10L2,,T-、，、，…

------------"0"+…L—m°1/U求得VW.%故D正确；

故答案为：Co

12.乳酸是一种重要的化工原料，可用于制备聚乳酸（PLA）生物可降解性塑料。已知常温下，乳酸的电离常

数（=1.4x10-4。下列有关说法正确的是

A.乳酸稀溶液加水稀释的过程中，溶液中c（OH-）减小

B.在乳酸稀溶液中滴加少量盐酸，乳酸的电离平衡逆向移动，4H+）变小

C.恒温下，在乳酸稀溶液中滴加少量NaOH溶液，乳酸的电离常数（＞L4xlOT

D.常温下，体积为10mLpH=3的醋酸溶液和乳酸溶液分别加水稀释至1000mL,若稀释后溶液的pH：

醋酸＜乳酸，则电离常数：醋酸〈乳酸

【答案】D

【详解】A.乳酸为弱酸，加水稀释后氢离子浓度降低，常温下，Kw值恒定，故氢氧根浓度增大，A错误;

B.乳酸为弱酸，电离产生氢离子，在乳酸稀溶液中滴加少量盐酸，氢离子浓度增大，乳酸的电离平衡逆向

移动，B错误；

C.温度不变，电离平衡常数不变，C错误；

D.相同pH值的酸稀释相同倍数时，酸性弱的酸的pH值变化小，若稀释后溶液的pH：醋酸＜乳酸，则电

离常数：醋酸＜乳酸，D正确；

故选D。

c(HA-)cA2)

13.常温下，向二元弱酸H2A溶液中，滴加NaOH溶液，混合溶液中lgX[X=^R或卡苜]与pH的

变化关系如下图所示，下列说法不正确的是

A.直线a表示lg£_^与pH的变化关系

C(H2A)

B.室温下NaHA溶液呈碱性

c2(HA)

C.加入NaOH溶液的过程中，诉书J不变

2

D.当溶液中pH>4.2时，c(A-)>c(HA