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易錯點14 電離平衡 瞄準高考 1．（2017新課標Ⅲ）NA為阿伏加德羅常數(shù)的值。下列說法正確的是 A．0.1 mol 的11B中，含有0.6NA個中子 B．pH=1的H3PO4溶液中，含有0.1NA個H+ C．2.24L（標準狀況）苯在O2中完全燃燒，得到0.6NA個CO2分子 D．密閉容器中1 mol PCl3與1 mol Cl2反應制備 PCl5(g)，增加2NA個P﹣Cl鍵 【答案】A 2．(2017新課標Ⅱ)改變0.1mol?L—1二元弱酸H2A溶液的pH，溶液中的H2A、HA—、A2—的物質的量分數(shù)δ(x)隨pH的變化如圖所示[已知δ（x）=c(x)/(c(H2A)+c(HA—)+c(A2—)])。下列敘述錯誤的是 A．pH=1.2時，c(H2A）=c(HA—) B．lg[K2(H2A)]=﹣4.2 C．PH=2.7時，c(HA—)＞c(H2A) =c(A2—) D．pH=4.2時，c(HA﹣) =c (A2—) =c(H2A) 【答案】D 【解析】 A．由圖象可知pH=1.2時，H2A與HA—的曲線相交，則c（H2A）=c（HA—），故A正確； B．pH=4.2時，c（H+）=10—4.2mol/L，c（HA—）=c（A2—），K2（H2A）=c(A2—) c(H+) /c(HA—) ==10—4.2，則lg[K2（H2A）]=﹣4.2，故B正確； C．由圖象可知，PH=2.7時， c（H2A）=c（A2—），由縱坐標數(shù)據(jù)可知c(HA—)＞c(H2A) =c(A2—)，故C正確； D．pH=4.2時，c（HA﹣）=c（A2—），但此時c（H2A）≈0，故D錯誤。 3．（2017江蘇）常溫下，Ka(HCOOH) =1.7710—4，Ka(CH3COOH) =1.7510—5，Kb(NH3?H2O) =1.7610—5，下列說法正確的是 A．濃度均為0.1 mol?L﹣1的 HCOONa和NH4Cl 溶液中陽離子的物質的量濃度之和：前者大于后者 B．用相同濃度的NaOH溶液分別滴定等體積pH均為3的HCOOH和CH3COOH溶液至終點，消耗NaOH溶液的體積相等 C．0.2 mol?L—1 HCOOH 與 0.1 mol?L—1 NaOH 等體積混合后的溶液中： C(HCOO—) +c(OH—) =c(HCOOH) +c(H+) D．0.2 mol?L﹣1 CH3COONa 與 0.1 mol?L﹣1鹽酸等體積混合后的溶液中(pH＜7)： c(CH3COO—)＞c(Cl—)＞c(CH3COOH)＞c(H+) 【答案】AD 鎖定考點 一. 影響電離平衡的因素 ⑴ 濃度：同一弱電解質，增大溶液的物質的量濃度，電離平衡將向電離的方向移動，但電解質的電離程度減??；稀釋溶液時，電離平衡將向電離方向移動，且電解質的電離程度增大。 在醋酸的電離平衡 CH3COOHCH3COO-+H+加水稀釋，平衡向右移動，電離程度變大，但c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)變小， 加入少量冰醋酸，平衡向右移動， c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)增大，但電離程度變小。 ⑵ 溫度：溫度越高，電離程度越大 由于弱電解質的電離一般是吸熱的，因此升高溫度，電離平衡將向電離方向移動，弱電解質的電離程度將增大。 ⑶ 同離子效應 加入與弱電解質具有相同離子的電解質時，使電離平衡向逆反應方向移動。 ⑷ 化學反應 加入能與弱電解質電離出的離子反應的物質時，可使平衡向電離方向移動。 二. 以電離平衡CH3COOH CH3COO-+H+為例，各種因素對電離平衡的影響可歸納為下表： 移動方向 c(H+) n(H+) c(OH-) 導電能力 電離程度 加水稀釋 向右 減小 增多 增多 減弱 增大 加冰醋酸 向右 增大 增多 減小 增強 減小 升高溫度 向右 增大 增多 增多 增強 增大 加NaOH(s) 向右 減小 減少 增多 增強 增大 H2SO4(濃) 向左 增大 增多 減少 增強 減小 加醋酸銨(s) 向左 減小 減少 增多 增強 減小 加金屬Mg 向右 減小 減少 增多 增強 增大 加CaCO3(s) 向右 減小 減少 增多 增強 增大 三. 電離方程式的書寫 （1）強電解質用“＝”，弱電解質用“” （2） 多元弱酸分步電離，以第一步為主： 　 例如：NaCl=Na++Cl－　 NH3H2ONH4++OH— H3PO4 H++H2PO4—(為主) （3） 酸式鹽：強酸的酸式鹽完全電離，一步寫出，如NaHSO4＝Na++H++SO42一。弱酸的酸式鹽強中有弱酸根離子的要分步寫出：如NaHCO3＝Na++ HCO3一；HCO3一CO32一+ H+ （4）Al（OH）3是中學涉及的一種重要的兩性氫氧化物，存在酸式電離和堿式電離： Al3+ +3OH- Al(OH)3 AlO2- +H++H2O 【拓展提升】 電解質溶液的導電性和導電能力 ⑴ 電解質不一定導電(如NaCl晶體、無水醋酸)，導電物質不一定是電解質(如石墨)，非電解質不 導電，但不導電的物質不一定是非電解質。 ⑵ 電解質溶液導電能力是由溶液中自由移動的離子濃度決定的，離子濃度大，導電能力強；離子濃度小，導電能力弱。離子濃度大小受電解質的強弱和溶液濃度大小的決定。所以強電解質溶液導電能力不一定強，弱電解質溶液導電能力也不一定弱。 【名師點撥】 電解質的電離情況分類說明： ① NaCl、NaOH等鹽、強堿類離子化合物在水溶液里或熔融狀態(tài)下都能發(fā)生電離，都能導電。 ②　Na2O、MgO等活潑金屬氧化物類離子化合物在熔融狀態(tài)下能電離且能導電，或與水反應（Na2O），或不溶于水，因此不談他們在水溶液中的電離。 ③ H2SO4，HCl，CH3COOH等酸類共價化合物在水溶液中能電離，能導電，但在熔融狀態(tài)下不電離、不導電，在其純溶液中只有分子，沒有離子。注意：共價化合物在熔融狀態(tài)下不發(fā)生電離。 ④ NaHCO3、NH4Cl等熱穩(wěn)定性差的鹽類電解質受熱易分解，因此只談它們在水溶液中的電離。 ⑤ 強酸的酸式鹽在熔融狀態(tài)下和水溶液里的電離程度是不同的：NaHSO4溶于水 NaHSO4 = Na+ + H+ + SO42－， NaHSO4熔融狀態(tài)下 NaHSO4 = Na+ + HSO4－ 四. 電離平衡常數(shù) 1. 一元弱酸：CH3COOHH＋＋CH3COO－ 2. 一元弱堿：NH3H2ONH4++OH— （1）電離平衡常數(shù)是溫度函數(shù)，溫度不變K不變，不隨濃度的改變而改變。 （2）K值越大，該弱電解質較易電離，其對應的弱酸弱堿較強； K值越小，該弱電解質越難電離，其對應的弱酸弱堿越弱；即 K值大小可判斷弱電解質相對強弱。 （3）多元弱酸是分步電離的，一級電離程度較大，產生H+，對二級、三級電離產生抑制作用。如： H3PO4H＋＋H2PO K1＝7.110－3 H2POH＋＋HPO K2＝6.310－8 HPOH＋＋PO K3＝4.2010－13 【名師點撥】 ①　電離常數(shù)表達式中各組分的濃度均為平衡濃度． ②　多元弱酸溶液中的c(H＋)是各步電離產生的c(H＋)的總和，在每步的電離常數(shù)表達式中的c(H＋)是指溶液中H＋的總濃度而不是該步電離產生的c(H＋)． ③　電離常數(shù)的特征．同一弱電解質的稀溶液的電離常數(shù)的大小與溶液的濃度無關，只隨溫度的變化而變化．溫度不變，K值不變；溫度不同，K值也不同．但由于電離常數(shù)隨溫度的變化不大，在室溫時，可不考慮溫度對電離常數(shù)的影響． ④　電離常數(shù)的意義 a 表明弱電解質電離的難易程度．K值越大，離子濃度越大，該電解質越易電離；反之，電解質越難電離。 b 比較弱酸或弱堿相對強弱．例如在25℃時，HNO2的K＝4.610－4，CH3COOH的K＝1.810－5，因此HNO2的酸性比CH3COOH的酸性強。 小題快練 1．25℃時，向盛有50 mL pH＝2的HA溶液的絕熱容器中加入pH＝13的NaOH溶液，實驗測得加入NaOH溶液的體積(V)與所得混合溶液的溫度(T)的關系如下圖所示。下列敘述正確的是 A． HA溶液的物質的量濃度為0.01 molL－1 B． b→c的過程中，溫度降低的原因是溶液中發(fā)生了吸熱反應 C． a→b的過程中，混合溶液中可能存在：c(A－)＝c(Na＋) D． 25℃時，HA的電離常數(shù)K約為1.2510－2 【答案】C 2．25℃時，在“H2A-HA--A2-”的水溶液體系中，H2A、HA-和A2-三者中各自所占的物質的量分數(shù)(α)隨溶液pH變化的關系如圖所示。下列說法不正確的是（ ） A． Ka1(H2A)=10-2、Ka2(H2A)=10-5 B． pH=6時，c(HA-)∶c(A2-)=1∶10 C． NaHA溶液中，HA-的水解能力小于HA-的電離能力 D． 在含H2A、HA-和A2-的溶液中，若c(H2A)+2c(A2-)+c(OH-)=c(H+)，則α(H2A)和α(HA-)一定相等 【答案】D 3．25℃時，將pH均為2 的HCl與HX 的溶液分別加水稀釋，溶液pH隨溶液體積變化的曲線如圖所示。下列說法不正確的是 A． a、b兩點: c(X-) < c(Cl-) B． 溶液的導電性: a < b C． 稀釋前，c(HX) > 0.01mol/L D． 溶液體積稀釋到10倍，HX 溶液的pH < 3 【答案】A 【解析】A．鹽酸是強酸，完全電離，HX為弱酸，部分電離，相同溫度下，相同pH值的鹽酸和HX溶液，HX濃度大，溶液稀釋時，HX進一步電離，其溶液中離子濃度大于鹽酸的離子濃度，所以a、b兩點：c(X-)＞c(Cl-)，故A錯誤；B．鹽酸是強酸，完全電離，HX為弱酸，部分電離，相同溫度下，相同pH值的鹽酸和醋酸溶液，HX濃度大，溶液稀釋時，HX進一步電離，其溶液中離子濃度大于鹽酸的離子濃度，溶液的導電性：a＜b，故B正確；C．HX為弱酸，pH=2時，c(HX)＞0.01 mol/L，故C正確；D．HX為弱酸，溶液稀釋時，HX進一步電離，pH=2的HX，稀釋10倍，HX溶液的pH＜3，故D正確。 4．類比pH的定義，對于稀溶液可以定義pC=-lgC，pKa=-lgKa。常溫下，某濃度H2A溶液在不同pH值下，測得pC(H2A)、pC(HA-)、pC(A2-)變化如圖所示。下列說法正確的是 A． pH=3.50時，c(H2A)>c(HA-)>c(A2-) B． 常溫下，pKa1(H2A)=5.30，pKa2(H2A)=0.80 C． b點時，=104.50 D． pH=3.00~5.30時，c(H2A)+c(HA-)+c(A2-)先增大后減小 【答案】C 5．室溫下，H3AsO3和H3AsO4水溶液中含砷的各物種的分布分數(shù)（平衡時某物種的濃度占各物種濃度之和的分數(shù)）與pH的關系分別如圖-1和圖-2所示。 下列說法錯誤的是（ ） A． H3AsO3和Na2HAsO4水溶液可以發(fā)生復分解反應 B． H3AsO4水溶液中存在: C． 向 H3AsO4的溶液中加入一定量的NaOH溶液至pH=5時， D． 室溫下向含0.2mol H3AsO4的溶液中加入12gNaOH固體，所得溶液的pH=7 【答案】A 6．亞氯酸鈉(NaClO2)在溶液中會生成ClO2、HClO2、ClO2－、Cl－等，其中HClO2和ClO2都是具有漂白作用。已知pOH=-lgc(OH－)，經(jīng)測定25℃時各組分含量隨pOH變化情況如圖所示(Cl－沒有畫出)，此溫度下，下列分析正確的是 A． HClO2的電離平衡常數(shù)的數(shù)值Ka=10－8 B． pOH=11時，ClO2－部分轉化成ClO2和Cl－離子的方程式為：5ClO2－+2H2O=4ClO2+ Cl－+4OH－ C． pH=7時，溶液中含氯微粒的濃度大小為：c(HClO2)＞c(ClO2－)＞c(ClO2)＞c(Cl－) D． 同濃度的HClO2溶液和NaClO2溶液等體積混合，則混合溶液中有：c(Na＋)+c(OH－)=c (H＋)+ c(HClO2) 【答案】D 7．部分弱電解質的電離常數(shù)如下表: 弱電解質 HCOOH HCN H2CO3 電離常數(shù)(25 ℃) Ka=1.810-4 Ka=4.910-10 Ka1=4.310-7 Ka2=5.610-11 下列說法錯誤的是 A． 結合H+的能力:CO32->CN->HCO3->HCOO- B． 2CN－＋H2O＋CO2=2HCN＋CO32- C． 中和等體積、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者 D． 25 ℃時，反應HCOOH + CN- HCN+ HCOO-的化學平衡常數(shù)3.67105 【答案】B 【解析】A.由HCOOH 、HCN 的電離常數(shù)Ka=1.810-4、Ka=4.910-10，H2CO3的電離常數(shù)Ka1=4.310-7 、Ka2=5.610-11， 結合H+的能力:CO32->CN->HCO3->HCOO-，故A正確；B.根據(jù)電離平衡常數(shù)有CN－＋H2O＋CO2=HCN＋HCO3-，故B錯誤；C.因為HCOOH比HCN酸性強，中和等體積、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者，故C正確；D. 25 ℃時，反應HCOOH + CN- HCN+ HCOO-的化學平衡常數(shù)K=c HCOO-)c(HCN)/cHCOOH )c(CN-)= Ka(HCOOH)/ Ka((HCN)= 1.810-4/4.910-10 =3.67105,D正確。 8．下列有關水電離情況的說法正確的是 A． 25℃，pH=12 的燒堿溶液與純堿溶液，水的電離程度相同 B． 其它條件不變，CH3COOH溶液在加水稀釋過程中，c(OH－)/c(H＋)一定變小 C． 其它條件不變，稀釋氫氧化鈉溶液，水的電離程度減小 D． 其它條件不變，溫度升高，水的電離程度增大，Kw 增大 【答案】D 9．已知室溫時，0.1 molL-1某一元酸HA在水中有0.1%發(fā)生電離，下列敘述錯誤的是 A． 該溶液的pH=4 B． 升高溫度，溶液的pH增大 C． 此酸的電離常數(shù)約為110-7 D． 稀釋HA溶液時，不是所有粒子濃度都一定會減小 【答案】B 【解析】A.0.1 molL-1某一元酸HA在水中有發(fā)生電離，說明溶液中c(H+)=.0.1 0.1%=10-4，pH=4，故A項正確；B.升溫促進電離，溶液的c(H+)增大，pH減小，故B項錯誤；C.此酸的電離平衡常數(shù)約為c(H+)c(A-)/c(HA)=10-8/0.1=110-7，故C項正確；D. 稀釋HA溶液時，溶液中c(H+) 、c(A-)、c(HA)粒子濃度都減小，而c(OH－)濃度增大，故D錯誤。 10．常溫下，Ka(HCOOH)=1.77xlO-4, Ka(CH3OOH)= Kb(NH3?H20)=1.75x 10-5,下列說法不正確的是（） A． 濃度均為0.1 mol?L-1 的HCOOH和NH3?H20溶液中：c(HCOO-)>c(NH4+) B． 用相同濃度的NaOH溶液分別滴定等體積pH均為3的HCOOH和CH3COOH溶液至終點，HCOOH消耗NaOH溶液的體積比CH3COOH小 C． 0.1 mol? L-1CH3COOH溶液與0.1 mol? L-1NaOH溶液等體積混合后，溶液的pH=7 D． pH=7的HCOOH和NH3?H20的混合溶液中，c(HCOO—)=c(NH4+) 【答案】C 11．25℃時，草酸溶液中部分微粒物質的量濃度和溶液的pH隨NaOH溶液的加入變化如圖所示。其中c(H2C2O4)+c(HC2O4－)+c(C2O42－)=0.1mol/L，下列說法不正確的是 A． H2C2O4的Ka2數(shù)量級為10－5 B． NaHC2O4溶液中，c(Na+)＞c(HC2O4－)＞c(H+)＞c(OH－) C． 0.1mol/L的H2C2O4溶液，H2C2O4的電離度為80% D． pH=7.0的溶液中，c(Na+)=0.1+c(C2O42－)-c(H2C2O4) 【答案】C 12．常溫下，向20 mL 0.1mol/L醋酸溶液中滴加0.1 mol/L的氫氧化鈉溶液，測定結果如下圖所示。下列解釋不正確的是 A． 0.1mol/L醋酸溶液pH約為3，說明醋酸是弱電解質 B． m大于20 C． a點表示的溶液中，c(CH3COO— )>c (Na+) D． b點表示的溶液中，溶質為醋酸鈉和氫氧化鈉 【答案】B 【解析】A.常溫下，0.1mol/L的醋酸的pH為3，說明醋酸不完全電離，則能證明醋酸是弱酸，故A正確；B. 當CH3COOH與NaOH恰好完全反應生成CH3COONa時，由于CH3COO-水解使得溶液呈堿性，所以pH=7時溶液中溶質應為CH3COONa和CH3COOH，即m<20，故B錯誤；C. A點溶液顯酸性，即c(H+)>c(OH-)，由電荷守恒可知，c(H+)+（Na+）=c(OH-)+c(CH3COO-)，所以c(CH3COO— )>c(Na+)，故C正確；D. b點表示氫氧化鈉過量，溶質為醋酸鈉和氫氧化鈉，故D正確。 13．相同溫度下，關于鹽酸和醋酸兩種溶液的比較，下列說法正確的是 A． pH相等的兩溶液：c(CH3COO-)=c(Cl-) B． 體積和pH值相同的二種酸，中和相同物質的量的NaOH時，鹽酸的體積小 C． 同pH值不同體積時，稀釋相同倍數(shù)后，醋酸溶液的pH值大 D． 相同濃度的兩溶液，分別與NaOH固體反應后呈中性的溶液中(忽略溶液體積變化)：c(CH3COO)=c(Cl-) 【答案】A 14．室溫下，將 0.10 molL-1 鹽酸滴入 20.00 mL 0.10 molL-1 氨水中，溶液中pH和 pOH隨加入鹽酸體積變化曲線如圖所示。已知：pOH＝－lgc(OH-)，下列正確的是（ ） A． M點所示溶液中可能存在c(Cl-)>c(NH4+) B． N點所示溶液中可能存在c(NH4+)+c(NH3?H2O)=c(Cl-) C． Q點鹽酸與氨水恰好中和 D． M點到Q點所示溶液中水的電離程度先變大后減小 【答案】B 【解析】A項，M點溶液呈堿性，c(OH-)>c(H+)，根據(jù)電荷守恒可得：c(Cl-)c(OH-)，根據(jù)電荷守恒可得：c(NH4+)b>c C． a點的Kw值比b點的Kw值大 D． a點水電離的n(H＋)大于c點水電離的n(H＋) 【答案】D