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弱电解质的电离平衡考点归纳

弱电解质电离平衡是电解质理论的基础，也是中学化学基本理论中的重要组成部分，近几年高考命题中反复考查。在学生已经学过化学平衡理论并了解电解质在水溶液中发生电离和离子间发生反应等知识的基础上，进一步学习弱电解质的电离平衡。高考命题的热点主要有影响弱电解质电离平衡因素，通过图象分析弱电解质和强电解质，电离常数和电离度等，为了更好的学习这一部分内容，本文做了详细的总结和归纳，希望对同学们的学习有所启发，达到触类旁通的效果。
一、弱电解质电离平衡
1.电离平衡概念
一定条件（温度、浓度）下，分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都保持不变的状态叫电离平衡状态，简称电离平衡。

任何弱电解质在水溶液中都存在电离平衡，达到平衡时，弱电解质在该条件下的电离程度最大。
2.电离平衡的特征
电解质的电离平衡属于化学平衡中的一种形式，具有以下一些特征：
　　“逆”——弱电解质的电离是可逆的，存在电离平衡
　　“动”——电离平衡是动态平衡
　　“等”—— v(离子化)=v (分子化)≠0
　　“定”——达到电离平衡状态时，溶液中分子和离子的浓度保持不变，是一个定值
　　“变”——电离平衡是相对的，外界条件改变时，平衡被破坏，发生移动形成新的平衡。
二、影响弱电解质电离平衡的因素（符合勒•夏特列原理）
1.内因：弱电解质本身的性质，是决定性因素。
2.外因
①温度: 升高温度，由于电离过程吸热,平衡向电离方向移动，电离程度增大。
②浓度: 加水稀释，使弱电解质的浓度减小，电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大。
因为溶液浓度越小，离子相互碰撞结合成分子的机会越小，弱电解质的电离程度就越大；所以，稀释溶液会促进弱电解质的电离。
例如：在醋酸的电离平衡 CH3COOH CH3COO-+H+
A 加水稀释，平衡向正向移动，电离程度变大，但c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)变小；
B 加入少量冰醋酸，平衡向正向移动，c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)均增大但电离程度小；
③外加相关物质（同离子效应）
例如：0.1 mol/L的CH3COOH溶液　CH3COOH CH3COO－ + H+
向其中加入CH3COONa固体，溶液中c(CH3COO-)增大，CH3COOH的电离平衡向左移动，电离程度减小，c（H+）减小，pH增大。
如下表所示：

电离程度
n(H+)
c(H+)
导电能力
加水
增大
增多
减小
减弱
升温
增大
增多
增大
增强
加CH3COONa
减小
减少
减小
增强
加HCl
减小
增多
增大
增强
加NaOH
增大
减少
减小
增强

三、强弱电解质的判断方法

1.依据物质的类别进行判断
一般情况下，强酸(HCl、H2SO4、HNO3)、强碱[NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2]、大部分盐、活泼金属氧化物(Na2O、Na2O2、K2O、MgO)为强电解质；而常见的弱酸、弱碱和少部分盐为弱电解质，如H2CO3、H2SO3、HClO、H2SiO3、NH3·H2O、(CH3COO)2Pb、HgCl2、Hg(CN)2等。
2.依据强、弱电解质的定义或弱电解质电离平衡的移动进行判断(见下表)

浓度均为0.01 mol·L－1的强酸HA与弱酸HB
pH均为2的强酸HA与弱酸HB
pH或物质的量浓度
2＝pHHA<pHHB
浓度：0.01 mol·L－1＝c(HA)<c(HB)
开始与金属反应的速率
HA>HB
HA＝HB
体积相同时与过量的碱反应时消耗碱的量
HA＝HB
HA<HB
体积相同时与过量活泼金属反应产生H2的量
HA＝HB
HA<HB
c(A－)与c(B－)大小
c(A－)>c(B－)
c(A－)＝c(B－)
分别加入固体NaA、NaB后pH变化
HA：不变 HB：变大
HA：不变 HB：变大
加水稀释10倍后
3＝pHHA<pHHB
3＝pHHA>pHHB>2
溶液的导电性
HA>HB
HA＝HB
水的电离程度
HA<HB
HA＝HB
3.根据盐类水解进行判断
常见方案如下：
(1)配制某浓度的醋酸溶液，向其中滴入几滴甲基橙试液，然后再加入少量醋酸钠晶体，振荡。现象：溶液由红色逐渐变为橙色。
(2)配制某浓度的醋酸钠溶液，向其中加入几滴酚酞试液。现象：溶液变为浅红色。
(3)用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在pH试纸上，测其pH。现象：pH>7。
①在相同浓度、相同温度下，与强电解质溶液进行导电性对比实验；
②在相同浓度、相同温度下，比较反应速率的快慢，如将锌粒投入等浓度的盐酸和醋酸中，前者大。
③浓度与ｐＨ的关系；
④利用盐类水解的知识，测定对应盐的酸碱性；如CH3COONa 溶液呈碱性，则证明CH3COOH 是弱酸。
⑤采用同离子效应的实验证明存在电离平衡；
⑥利用强酸制备弱酸的方法来判断电解质的强弱；
⑦稀释前后的pH 与稀释倍数的变化关系，如将pH=2 的酸稀释1000 倍，若pH小于5，则证明为弱酸；
⑧利用元素周期律进行判断。
三、电解质的强弱与导电性的关系
　　强、弱电解质的区分依据不是看该物质溶解度的大小,也不是看其水溶液导电能力的强弱，而是看溶于水的部分是否完全电离。
　　CaCO3、Fe(OH)3的溶解度都很小，CaCO3属于强电解质，而Fe(OH)3属于弱电解质；CH3COOH、HCl的溶解度都很大，HCl属于强电解质，而CH3COOH 属于弱电解质。
　　电解质的强弱在一定情况下影响着溶液导电性的强弱。导电性的强弱是由溶液中离子浓度大小决定的。如果某强电解质溶液浓度很小，那么它的导电性可以很弱（CaCO3、AgCl）；而某弱电解质虽然电离程度小，但浓度较大时，该溶液的导电能力也可以较强。因此，强电解质溶液的导电能力不一定强，弱电解质溶液的导电能力也不一定弱。
四、一元强酸、弱酸的比较
相同体积、相同物质的量浓度的比较 一元强酸（HCl）和一元弱酸（CH3COOH）

酸的浓度
C（H+）
pH
开始与金属反应的速率
中和碱的能力
与活泼金属反应产生H2的量
一元强酸
相同
大
小
大
相同
相同
一元弱酸
小
大
小

相同体积、相同pH的比较 一元强酸（HCl）和一元弱酸（CH3COOH）

酸的浓度
C（H+）
pH
开始与金属反应的速率
中和碱的能力
与活泼金属反应产生H2的量
一元强酸
小
相同
相同
相同
小
小
一元弱酸
大
大
大
五、电离平衡常数
1.电离平衡常数
弱电解质的电离是一个可逆过程，在一定条件下达到电离平衡时，溶液中弱电解质电离生成的各种离子平衡浓度的乘积，与溶液中未电离分子的平衡浓度的比值是一个常数，叫做该弱电解质的电离平衡常数，简称电离常数。弱酸在水中的电离常数通常用Ka表示，弱碱的电离常数用Kb表示。
如CH3COOH CH3COO-+H+，
说明：
(1)电离平衡常数只用于弱电解质的计算。
(2)电离平衡常数只与温度有关，与浓度无关。因电离过程是吸热过程，故它随温度的升高而增大。
(3)电离平衡常数是表征了弱电解质的电离能力大小，也是弱酸、弱碱是否达到平衡状态的标志。
2.电离平衡常数的应用
(1)外界条件改变（如温度，浓度）对弱电解质溶液中离子浓度大小的影响
(2)根据电离常数判断电离平衡移动方向
(3)计算弱酸或弱碱溶液中H+、OH-的浓度
(4)根据电离常数大小判断弱酸的相对强弱
(5)联系水解常数、电荷守恒式等信息能计算电离平衡常数。
六、弱电解质的电离度
当弱电解质在溶液里达到电离平衡时，溶液中已经电离的电解质分子数占原来总分子数（包括已电离的和未电离的）的百分数叫做电离度。常用α表示。
1.数学表达式：
α=×100%
α=×100%
α=×100%
2.意义：表示了弱电解质的电离程度相对强弱。
3.一元弱酸、弱碱电离度的计算。设c为一元弱酸、一元弱碱的物质的量浓度。
一元弱酸:HAH++A-,α=×100%，c（H+)=c·α
一元弱碱：BOHB++OH-,α=×100%，c（OH-）=c·α
4.影响因素
①内因—电解质的本质。相同条件下，电解质越弱，电离度越小。常见弱酸有强到弱的顺序如下：
亚硫磷酸氢氟酸 甲酸苯甲酸醋酸
碳酸氢硫次氯酸 氢氰后面石炭酸
②外因—溶液的浓度、温度和加入的试剂等。以0.1mol·L-1的CH3COOH为例：

变化外因
加水
升温
加NaOH
加H2SO4
电离度（α）
增大
增大
增大
减小
H+数量
增多
增多
减少
增多
C（H+）/（mol·L-1）
减小
增大
减小
增大
导电能力
减弱
增强
增强
增强
③浓度大小对电离程度影响的解释有两种方法：
a.从碰撞结合成分子的机会解释。
b.从水合离子的生成解释。
④对比分析强、弱酸稀释时c（H+）变化的倍数。
强酸稀释到n倍，c（H+）变为倍；弱酸稀释到n倍，c（H+）变化小于倍
七、高考真题及典型模拟题解析
1.强、弱电解质的判断方法
【例1】（2016上海卷）能证明乙酸是弱酸的实验事实是（ ）
A．CH3COOH溶液与Zn反应放出H2
B．0.1mol/L CH3COONa溶液的pH大于7
C．CH3COOH溶液与NaCO3反应生成CO2
D．0.1 mol/L CH3COOH溶液可使紫色石蕊变红
【解析】A.只能证明乙酸具有酸性，不能证明其酸性强弱，错误；CH3COONa溶液显碱性，由于NaOH是强碱，所以乙酸是弱酸，B正确；反应生成CO2证明乙酸的酸性比碳酸强，但是不能证明其酸性强弱，C错误；紫色石蕊变红，可以证明乙酸具有酸性，但是不能证明其酸性强弱，错误。
【答案】B
【名师点睛】强酸与弱酸的区别在于溶解于水时是否完全电离，弱酸只能部分发生电离、水溶液中存在电离平衡。以CH3COOH为例，通常采用的方法是：①测定0.1mol/LCH3COOH溶液pH＞1，说明CH3COOH没有完全电离；②将pH=1CH3COOH溶液稀释100倍后测定3＞pH＞1，说明溶液中存在电离平衡，且随着稀释平衡向电离方向移动；③测定0.1mol/L CH3COONa溶液的pH＞7，说明CH3COONa是强碱弱酸盐，弱酸阴离子CH3COO-水解使溶液呈碱性。
2.弱电解质与pH结合的考查
【例2】（2015新课标I）浓度均为0.10mol/L、体积均为V0的MOH和ROH溶液，分别加水稀释至体积V, pH随的变化如图所示,下列叙述错误的是（ ）
A．MOH的碱性强于ROH的碱性
B．ROH的电离程度：b点大于a点
C．若两溶液无限稀释，则它们的c(OH-)相等
D．当=2时，若两溶液同时升高温度，则 增大
【解析】由图像可知0.10mol/L MOH溶液的pH=13，所以MOH为强碱，而ROH溶液pH<13，所以ROH为弱碱，A正确；弱电解质“越稀越电离”，B正确；若两溶液无限稀释，则酸碱性接近中性，则它们的c(OH-)相等，C正确；ROH为弱碱，升温电离度增大，c(R+)增大，而MOH为强碱，升温c(M+)不变，所以两溶液同时升高温度，则减小，D错误。
【答案】D
【例2】（2014新课标II）一定温度下,下列溶液的离子浓度关系式正确的是(　　)
A.pH=5的H2S溶液中,c(H+)=c(HS-)=1×10-5 mol·L-1
B.pH=a的氨水溶液,稀释10倍后,其pH=b,则a=b+1
C.pH=2的H2C2O4溶液与pH=12的NaOH溶液任意比例混合:
c(Na+)+c(H+)=c(OH—)+c(HC2)
D.pH相同的①CH3COONa　②NaHCO3　③NaClO三种溶液的c(Na+):①>②>③
【解析】H2S是二元弱酸,在水溶液中分步电离:H2S H++HS-、HS- H++S2-,故pH=5的H2S溶液中,c(HS-)<c(H+)=1×10-5 mol·L-1,A项错误；加水稀释，会使电离平衡向正方向移动，促进了NH3·H2O的电离，所以PH=a的氨水溶液，稀释10倍后，其PH=b，则a<b+1，B错误；C项,混合溶液中存在电荷守恒:c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HC2)+2c(C2),C项错误；D项,由于酸性:CH3COOH>H2CO3>HClO,根据“越弱越水解”的原理知,水解程度:ClO->HC>CH3COO-,所以PH相同①CH3COONa②NaHCO3③NaClO三种溶液的c(Na+)：①>②>③，D正确。
【答案】D
2.强碱滴定同浓度强酸、弱酸的图形考查
【例3】（2014海南）室温下，用0.100mol/L NaOH溶液分别滴定20.00ml 0.100mol/L 的盐酸和醋酸，滴定曲线如图所示，下列说法正确的是（ ）

A.Ⅱ表示的是滴定盐酸的曲线
B. PH=7时，滴定醋酸消耗V(NaOH)小于20ml
C. V(NaOH) =20ml时，C(Cl—) ＝C(CH3COO—)
D. V(NaOH) =10ml时，醋酸溶液中：C(Na+ )＞ C(CH3COO—)＞ C(H+ )＞ C(OH—)
【解析】滴定开始时0.1000mol/L盐酸pH=1，0.1000mol/L醋酸pH＞1，所以滴定盐酸的曲线是图Ⅱ，滴定醋酸的曲线是图Ⅰ，故A错误；醋酸钠水解呈碱性，氯化钠不水解，pH=7时，醋酸所用NaOH溶液的体积小，故B正确；V（NaOH）=20.00 mL 时，二者反应生成氯化钠和醋酸钠，醋酸根发生水解，浓度小于氯离子，故C错误；加入10ml氢氧化钠时，溶液中恰好为同浓度的醋酸和醋酸钠，醋酸电离大于醋酸根的水解程度，所以C(CH3COO—) ＞C(Na+ )，D错误。
【答案】B
【例4】(2013浙江) 25 ℃时，用浓度为0.100 0 mol·L－1的NaOH溶液滴定20.00 mL浓度均为0.100 0 mol·L－1的三种酸HX、HY、HZ，滴定曲线如图0所示。下列说法正确的是(　　)

A．在相同温度下，同浓度的三种酸溶液的导电能力顺序：HZ<HY<HX
B．根据滴定曲线，可得Ka(HY)≈10－5
C．将上述HX、HY溶液等体积混合后，用NaOH溶液滴定至HX恰好完全反应时：c(X－)>c(Y－)>c(OH－)>c(H＋)
D．HY与HZ混合，达到平衡时：c(H＋)＝＋c(Z－)＋c(OH－)
【解析】由图中起始时溶液的pH可知，HZ为强酸，HY、HX为弱酸，且酸性HY＞HX。由于电离度HZ＞HY＞HX，所以溶液的导电性HZ＞HY＞HX，A项错误；0.1 mol/L HY的pH＝3，即c(H＋)＝10－3 mol/L，Ka＝＝10－5，B项正确；由于HX的酸性比HY弱，越弱越水解，故X－的水解程度比Y－大，C(X－) ＜(Y－)，C项错误； HY与HZ混合达到平衡时，＝c(H＋)，D项错误。
【答案】B　
【例5】（2015山东卷）室温下向10mL0.1 mol·L－1NaOH溶液中加入0.1 mol·L－1的一元酸HA溶液pH的变化曲线如图所示。下列说法正确的是

A. a点所示溶液中c(Na+)>c(A—)>c(H+)>c(HA)
B. a、b两点所示溶液中水的电离程度相同
C. pH=7时，c(Na+)= c(A—)+ c(HA)
D. b点所示溶液中c(A—)> c(HA)
【解析】a点HA与NaOH恰好完全反应生成NaA溶液，此时pH为8.7，说明HA为弱酸，NaA溶液发生水解反应，c(Na+) > c(A－) > c(HA) > c(H+)，A错误；a点所示溶液为NaA溶液，NaA水解促进水的电离，b点为NaA和HA等浓度的混合液，显酸性，说明HA的电离程度大于NaA的水解程度，HA电离抑制水的电离，故水的电离程度a>b，B错误；根据电荷守恒：c(H+)+c(Na+)=c(OH－)+c(A－)，pH=7时，c(Na+)＝c(A－)，C错误；b点显酸性，故HA溶液电离程度大于NaA溶液的水解程度，所以c(A－) > c(HA)，D正确。
【答案】D
【例6】（2016年天津）室温下，用相同浓度的NaOH溶液，分别滴定浓度均为0.1mol·L－1的三种酸(HA、HB和HD)溶液，滴定的曲线如图所示，下列判断错误的是（ ）

A．三种酸的电离常数关系：KHA>KHB>KHD
B．滴定至P点时，溶液中：c(B－)>c(Na＋)>c(HB)>c(H＋)>c(OH－)
C．pH=7时，三种溶液中：c(A－)=c(B－)=c(D－)
D．当中和百分数达100%时，将三种溶液混合后：c(HA)＋c(HB)＋c(HD)=c(OH－)－c(H＋)
【答案】C
【解析】根据图像，0.1mol·L－1的三种酸(HA、HB和HD)溶液的起始PH，HA最小，酸性最强，HD的PH最大，酸性最弱，酸性越强，电离平衡常数越大，三种酸的电离常数关系：KHA>KHB>KHD，A正确；滴定至P点时溶质为等物质的量浓度的HB和NaB,溶液显酸性，HB的电离大于B－的水解，但HB的电离程度较小，因此c(B－)>c(Na＋)>c(HB)>c(H＋)>c(OH－) ，B项正确；PH=7时，根据电荷守恒，三种离子浓度分别等于钠离子浓度相等，但三种溶液中阴离子的水解程度不同，加入NaOH的体积不同，因此三种溶液中钠离子浓度不等，C错误；根据质子守恒关系式，c(HA)＋c(HB)＋c(HD)=c(OH－)－c(H＋)，D正确。
3.与电离度结合的考查
【例7】（2015海南）下列曲线中，可以描述乙酸（甲，Ka=1．8×10-5）和一氯乙酸（乙，Ka=1．4×10-3）在水中的电离度与浓度关系的是（ ）

【解析】由Ka值可以看出，这两种物质都是弱电解质，在温度不变、浓度相等时，电离程度CH3COOH<CH2ClCOOH，排除A、C；当浓度增大时，物质的电离程度减小，排除D选项，正确选项是B。
【答案】B
【例8】（2016新课标Ⅰ卷）298K时，在20.0mL 0.10mol/L氨水中滴入0.10 mol/L的盐酸，溶液的pH与所加盐酸的体积关系如图所示。已知0.10 mol/L氨水的电离度为1.32%，下列有关叙述正确的是（ ）

A．该滴定过程应该选择酚酞作为指示剂
B．M点对应的盐酸体积为20.0 mL
C．M点处的溶液中c(NH4＋)＝c(Cl－)＝c(H＋)＝c(OH－)
D．N点处的溶液中pH<12
【解析】把盐酸滴加到氨水中，开始时溶液显碱性，当滴定达到终点时，溶液由碱性变为酸性，根据人视觉有滞后性，观察溶液的颜色由浅到深比较敏锐，所以为减小滴定误差，在该滴定过程应该选择甲基橙作为指示剂更精确些，不应该选择酚酞作为指示剂，A错误；如果二者恰好反应，则会生成氯化铵，氯化铵是强酸弱碱盐，NH4+水解使溶液显酸性，因此M点pH＝7，则M点对应的盐酸体积应小于20.0 mL，B错误；根据电荷守恒可得：c(NH4＋)+ c(H＋)＝c(Cl－)+c(OH－)。由于M点处的溶液显中性，c(H＋)＝c(OH－)，所以c(NH4＋)＝c(Cl－)。盐是强电解质，电离远远大于弱电解质水的电离程度，所以溶液中离子浓度关系是：c(NH4＋)＝c(Cl－)＞c(H＋)＝c(OH－)，C错误；N点氨水溶液中已经电离的一水合氨浓度等于溶液中氢氧根离子的浓度，c(OH-)=0.1mol/L×1.32%=1.32×10－3mol/L，根据水的离子积常数可知：N处的溶液中氢离子浓度＝mol＝7.6×10－12mol/L，根据pH=-lgc(H+)可知此时溶液中pH<12，D正确。
【答案】D
4.外界条件对弱电解质电离平衡的影响，比较溶液中离子浓度大小
【例9】（2015安徽卷）25℃时，在10mL浓度均为0.1mol/LNaOH和NH3·H2O混合溶液中，滴加0.1mol/L的盐酸，下列有关溶液中粒子浓度关系正确的是：
A．未加盐酸时：c(OH－)＞c(Na＋)= c(NH3·H2O)
B．加入10mL盐酸时：c(NH4＋) ＋c(H＋) ＝ c(OH－)
C．加入盐酸至溶液pH=7时：c(Cl－) = c(Na＋)
D．加入20mL盐酸时：c(Cl－) ＝c(NH4＋) ＋c(Na＋)
【解析】一水合氨是弱电解质，因此会发生微弱的电离，该选项中钠离子的浓度应当大于一水合氨的浓度，A错误；当加入HCl的体积为10ml的时候，溶液中钠离子与氯离子的浓度是相等的，根据电荷守恒c(NH4+)+c(H+)+c(Na+)=c(OH-)+c(Cl-)，所以B正确；加入盐酸至溶液pH=7时，溶液呈现中性，根据电荷守恒式c(NH4+)+c(H+)+c(Na+)=c(OH-)+c(Cl-)，而c(H+)=c(OH-)，可得c(NH4+)+c(Na+)= +c(Cl-)，所以c(Na+)＜c(Cl-)，C错误；c(NH4+)+c(Na+)= c(Cl-)是溶液呈现出中性条件下才会成立，加入盐酸20ml时溶液不显中性，所以D错误。
【答案】B
【例10】（2015浙江）40℃时，在氨－水体系中不断通入CO2，各种离子的变化趋势如下图所示。下列说法不正确的是

A．在pH＝9.0时，c(NH4+)＞c(HCO)＞c(NH2COOˉ)＞c(CO32－)
B．不同pH的溶液中存在关系：c(NH4+)＋c(H+)＝2c(CO32－)＋c(HCO3－)＋c(NH2COOˉ)＋c(OHˉ)
C．随着CO2的通入，不断增大
D．在溶液中pH不断降低的过程中，有含NH2COOˉ的中间产物生成
【解析】在pH＝9.0时，作直线垂直于横坐标，从图上可直接看得出：c(NH4+)＞c(HCO)＞c(NH2COOˉ)＞c(CO32－)，A正确；根据电荷守恒可得：c(NH4+)＋c(H+)＝2c(CO32－)＋c(HCO3－)＋c(NH2COOˉ)＋c(OHˉ)，B正确；=，Kb不变，c(NH4+)不断增大，则比值不断减小，C不正确；从图上看，pH降低过程中，有含NH2COOˉ的中间产物生成，D正确。
【答案】 C
【例11】（2015江苏卷）室温下，向下列溶液中通入相应的气体至溶液pH=7（通入气体对溶液体积的影响可忽略），溶液中部分微粒的物质的量浓度关系正确的是（ ）
A.向0.10mol·L－1NH4HCO3溶液中通入CO2：c(NH4＋)=c(HCO3－)＋c(CO32－)
B.向0.10mol·L－1NaHSO3溶液中通入NH3：c(Na＋)>c(NH4＋)>c(SO32－)
C.0.10mol·L－1Na2SO3溶液通入SO2：c(Na＋)=2[c(SO32－)＋c(HSO3－)＋c(H2SO3)]
D.0.10mol·L－1CH3COONa溶液中通入HCl：c(Na＋)>c(CH3COOH)=c(Cl－)
【解析】根据电荷守恒，当PH=7时，c(NH4+)= c(HCO3-)+2c(CO32-),所以A项错误；根据物料守恒：c(Na+)=c(SO32-)+c(HSO3-)+c(H2SO3) 与电荷守恒：c(Na+)+c(NH4+)=2c(SO32-)+c(HSO3-) 两式相减即可得到：c(NH4+)+c(H2SO3)=c( SO32-)，所以c(NH4+)<c( SO32-)，B项错误；C项中的等式是通入SO2前的物料守恒，当通入SO2时，硫元素的物质的量增加，该物料守恒就不成立了,C错误；CH3COO－＋H＋===CH3COOH，只有构成CH3COONa与CH3COOH的混合溶液才可能呈中性，考虑CH3COONa水解能力弱于CH3COOH的电离能力，CH3COONa要比CH3COOH多，D项正确。
5.电离平衡常数的考查
【例12】（2014山东卷）已知某温度下CH3COOH和NH3•H2O的电离常数相等，现向10mL浓度为0.1mol•L‾1的CH3COOH溶液中滴加相同浓度的氨水，在滴加过程中（ ）
A．水的电离程度始终增大
B．先增大再减小
C．c（CH3COOH）与c（CH3COO‾）之和始终保持不变
D．当加入氨水的体积为10mL时，c (NH4+)= c (CH3COO‾)
【解析】醋酸电离：CH3COOH CH3COO‾+H+，一水合氨电离：NH3•H2O NH4++OH‾，H2O的电离：H2O H++ OH‾，所以开始滴加氨水时，水的电离程度增大（中和了醋酸电离出的H+），当二者恰好完全反应后，再滴加氨水，会抑制水的电离，使其电离程度减小，A错误；NH3•H2O的电离平衡常数Kb=，所以。温度不变，Kb不变，但随着氨水的不断滴加, c(OH‾ )逐渐增大，所以始终减小，B错误；随着氨水的不断滴加，溶液的体积增大，c（CH3COOH）与c（CH3COO‾）之和逐渐减小，未滴加氨水时，c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＝0.1 mol·L－1，滴加10 mL氨水时，c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＝0.05 mol·L－1，C项错误；由于CH3COOH和NH3·H2O的电离常数相等，故当加入NH3·H2O的体积为10 mL时，CH3COOH和NH3•H2O恰好完全反应，溶液呈中性，c(H+)=c(OH‾ )，根据电荷守恒可知c (NH4+)= c (CH3COO‾)，D正确。
【答案】D
【例13】（2014·浙江）氯在饮用水处理中常用作杀菌剂，且HClO的杀菌能力比ClO－强。25℃时氯气-氯水体系中存在以下平衡关系：
Cl2(g) Cl2(aq) K1=10－1.2
Cl2(aq)+ H2O HClO + H+ +Cl－ K2=10－3.4
HClO H+ + ClO－ Ka=?
其中Cl2(aq)、HClO和ClO－分别在三者中所占分数（α）随pH变化的关系如图所示。下列表述正确的是（ ）

A．Cl2(g)+ H2O 2H+ + ClO－ + Cl－ K=10-10.9
B．在氯处理水体系中，c(HClO) + c(ClO－) =c(H+)－c(OH－)
C．用氯处理饮用水时，pH=7.5时杀菌效果比pH=6.5时差
D．氯处理饮用水时，在夏季的杀菌效果比在冬季好
【解析】将两个方程式相加，得到Cl2(g)+ H2O 2H+ + ClO－ + Cl－, K=K1K2=10-4.6，A错误；在氯处理水体系中，根据电荷守恒可得：c(OH－)+c(ClO－) =c(H+)，B错误；根据图可以看出，次氯酸的浓度在pH=7.5时比pH=6.5时少，杀菌效果差，C正确；夏季温度高，次氯酸受热易分解，在夏季的杀菌效果比在冬季差，D错误。
【答案】C
6.结合水解常数、电荷守恒式等信息能计算电离平衡常数。
【例15】（2016浙江卷）苯甲酸钠(，缩写为NaA)可用作饮料的防腐剂。研究表明苯甲酸(HA)的抑菌能力显著高于A–。已知250C时，HA的Ka=6.25×10−5，H2CO3的Ka1=4.17×10−7，Ka2=4.90×10−11。在生产碳酸饮料的过程中，除了添加NaA外，还需加压充入CO2气体。下列说法正确的是（温度为250C，不考虑饮料中其他成分）
A.相比于未充CO2的饮料，碳酸饮料的抑菌能力较低
B.提高CO2充气压力，饮料中c(A–)不变
C.当pH为5.0时，饮料中=0.16
D.碳酸饮料中各种粒子的浓度关系为：c(H+)=c(HCO－ 3)+c(CO2－3)+c(OH－)–c(HA)
【解析】根据题意，苯甲酸（HA）的抑菌能力显著高于A–，相比于未充CO2的饮料，碳酸饮料的抑菌能力较高，A项错误；提高CO2充气压力，根据强酸制弱酸原理，CO2+H2O+A-=HA+HCO3-,饮料中c(A–)减小，B项错误；当pH为5.0时，饮料中===0.16，C项正确；碳酸饮料中加入的各成分含量未知，无法比较各种粒子的浓度关系，D项错误。
【答案】C
7.比较溶液pH、导电性强弱等综合考查
【例16】（2015重庆卷）下列叙述正确的是（ ）
A．稀醋酸中加入少量醋酸钠能增大醋酸的电离程度
B．25℃时，等体积等浓度的硝酸与氨水混合后，溶液pH=7
C．25℃时，0.1mol·L－1的硫化氢溶液比等浓度的硫化钠溶液的导电能力弱
D．0.1 mol AgCl和0.1mol AgI混合后加入1L水中，所得溶液中c(Cl－)=c(I－)
【解析】醋酸属于弱酸，加入少量醋酸钠，c(CH3COO－)浓度增大，抑制了醋酸的电离，A错误；25℃时，等体积等浓度的硝酸与氨水混合后，恰好反应生成硝酸铵，属于强酸弱碱盐，NH4＋ 水解导致溶液呈酸性，PH<7,B错误；硫化氢属于弱酸，部分电离，硫化钠属于强电解质，全部电离，等浓度的硫化氢溶液比等浓度的硫化钠溶液中离子浓度小，导电能力弱，C正确；AgCl和AgI的Ksp不相等，Ksp(AgCl)＝c(Ag＋)·c(Cl－), Ksp(AgI)＝c(Ag＋)·c(I－)，0.1mol AgCl和0.1molAgI混合后加入1L水中，所得溶液中c(Ag＋)浓度相等，则c(Cl－)不等于c(I－)，D错误。
【答案】C
8.同浓度（或PH）强弱电解质的比较，稀释后的PH的变化、氢离子浓度大小，起始反应速率，中和碱的能力等。
【例17】（2014上海卷）室温下，甲、乙两烧杯均盛有5ml pH＝3的某一元酸溶液，向乙烧杯中加水稀释至pH＝4，关于甲、乙两烧杯中溶液的描述正确的是（ ）
A．溶液的体积：10V甲≤V乙
B．水电离出的OH－浓度：10c(OH－)甲≤c(OH－)乙
C．若分别用等浓度的NaOH溶液完全中和，所得溶液的pH：甲≤乙
D．若分别与5mlpH＝11的NaOH溶液反应，所得溶液的pH：甲≤乙
【答案】AD
【解析】如果酸是强酸，当PH=3升高到PH=4，需要溶液稀释10倍。如果酸是弱酸，当PH=3升高到PH=4，需要溶液稀释大于10倍，则溶液的体积是10V甲≤V乙，A正确；酸性溶液中，酸电离出的H+会抑制水的电离，则甲烧杯中的H+浓度是乙烧杯中H+浓度的10倍，因此水电离出的OH—浓度：10c(OH―)甲=c(OH―)乙，B错误；如果生成的盐不水解，则溶液的PH相等。如若盐水解，则甲烧杯中溶液的碱性强于乙烧杯中溶液的碱性，因此所得溶液的PH：乙≤甲，C错误；若分别用等浓度的NaOH溶液完全中和，则乙烧杯中所得盐溶液的浓度小。如果盐不水解，则所得溶液的pH相等。如果生成的盐水解，则甲烧杯中溶液的碱性强于乙烧杯中溶液的碱性，即所得溶液pH: 乙≤甲,C错误；若分别于5 mL pH=11的NaOH溶液反应，如果是强酸，则均是恰好反应，溶液显中性。如果是弱酸，则酸过量，但甲烧杯中酸的浓度大，pH小，因此，所得溶液的pH：甲≤乙，D正确。
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1.(2013安徽卷)已知NaHSO3溶液显酸性，溶液中存在以下平衡：
HSO＋H2OH2SO3＋OH－　①
HSOH＋＋SO ②
向0.1 mol·L－1的NaHSO3溶液中分别加入以下物质，下列有关说法正确的是(　　)
A．加入少量金属Na，平衡①左移，平衡②右移，溶液中c(HSO)增大
B．加入少量Na2SO3固体，则c(H＋)＋c(Na＋)===c(HSO)＋c(OH－)＋c(SO)
C．加入少量NaOH溶液，、的值均增大
D．加入氨水至中性，则2c(Na＋)＝c(SO)>c(H＋)＝c(OH－)
2.(2011福建卷)常温下0.1 mol·L－1醋酸溶液的pH＝a，下列能使溶液pH＝(a＋1)的措施是(　　)
A．将溶液稀释到原体积的10倍
B．加入适量的醋酸钠固体
C．加入等体积0.2 mol·L－1盐酸
D．提高溶液的温度
答案　B
3.(2014广东)常温下，0.2 mol·L－1的一元酸HA与等浓度的NaOH溶液等体积混合后，所得溶液中部分微粒组分及浓度如图所示，下列说法正确的是(　)

A．HA为强酸
B．该混合液pH＝7
C．图中X表示HA，Y表示OH－，Z表示H＋
D．该混合溶液中：c(A－)＋c(Y)＝c(Na＋)
【答案】D
4.（2016四川卷）向1L含0.01molNaAlO2和0.02molNaOH的溶液中缓慢通入二氧化碳，随n(CO2)增大，先后发生三个不同的反应，当0.01mol＜n(CO2)≤ 0.015时发生的反应是：2 NaAlO2+ CO2+2H2O=2Al(OH)3↓+Na2CO3。下列对应关系正确的是
选项
n(CO2)/mol
溶液中离子的物质的量浓度
A
0
c(Na+)>c(AlO－2)+c(OH－)
B
0.01
c(Na+)>c(AlO－2)> c(OH－)>c(CO2－3)
C
0.015
c(Na+)> c(HCO－3)>c(CO2－3)> c(OH－)
D
0.03
c(Na+)> c(HCO－3)> c(OH－)>c(H+)
【答案】D

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