1弱电解质的电离平衡考点归纳

1、For personal use only in study and research; not for commercial use袁For personal use only in study and research; not for commercial use芄弱电解质的电离平衡考点归纳羈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

2、，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。莈一、弱电解质电离平衡肃1.电离平衡概念肄一定条件（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。祎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。肆2电离平衡的特征膃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”一一身电解质的电离是可逆的，存在电离平衡动”一一离平衡是动态平衡等V(离子化)=v(分子化)工0螀定” 到电离平衡

3、状态时，溶液中分子和离子的浓度保持不变，是一个定值 变”一一离平衡是相对的，外界条件改变时，平衡被破坏，发生移动形成新的平衡。薈二、影响弱电解质电离平衡的因素(符合勒滾特列原理)袅1内因：弱电解质本身的性质，是决定性因素。芃2外因賺温度：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。羆浓度：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。薄因为溶液浓度越小，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。莃例如：在醋酸的电离平衡CH3COOH= CH3C00-+H+薂A 加水稀释，平衡向正向移动，电离程度变

4、大，但c(CH3C00H) c(H+)、c(CH3C00-)变小；螈B 加入少量冰醋酸，平衡向正向移动，c(CH3C00H) c(H+)、c(CH3C00-)均增大但电离程度小；蚇外加相关物质(同离子效应)蒃例如：0.1 mol/L 的 CH3C00H 溶液 CH3C00HCH3C00一+ H+蝿向其中加入 CH3C00Na 固体，溶液中 c(CH3C00-)增大，CH3C00H 的电离平衡向左移动，电离程度减小，c ( H+)减小，pH 增大。葿如下表所示:莆蒃电离程度腿n(H+)袇c(H+)膄导电能力薃加水薀增大蕿增多羃减小蚃减弱羁升温肇增大羆增多螃增大肇增强蝿力口CH3COONa螅减小袂

5、减少葿减小芇增强蒄力口HCI羂减小袀增多罿增大薇增强肂力口NaOH芁增大莇减少芆减小肂增强蚂膈三、强弱电解质的判断方法膂1.依据物质的类别进行判断H2SO4、HNO3）、强碱NaOH、KOH、Ba（OH）2、CaQH）/（Na?。、Na2O2、心 0、MgO）为强电解质；而常见的弱酸、弱碱和少部分盐为弱电解质，女口 H2CO3、H2SO3、HCIO、H2SQ3、NH3H2O、（CH3COO）2Pb、HgCI2、Hg（CN）2等。薆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）袃节腿芈浓度均为 0.01 mol L-1的强酸 HA 与弱酸 HB祎pH 均为 2 的强酸 HA

6、 与弱酸HB莂pH 或物质的量浓度薀2=PHHAPHHB螆浓度：0.01 mol L-1=c(HA)HB羁HA = HB蒈体积相同时与过量的碱反 应时消耗碱的量蒄HA = HB薁HAHB螈一般情况下， 强酸（HCI、大部分盐、活泼金属氧化物f 3G5J电瀬)莂体积相同时与过量活泼金 属反应产生 H2的量祎HA = HB蒇HAc(B )蚈c(A ) = c(B )芆分别加入固体 NaA、NaB后 pH 变化蚁HA :不变 HB :变大羀HA :不变 HB :变大莀加水稀释 10 倍后羅3=PHHAPHHB2莁溶液的导电性螇HAHB螄HA = HB袁水的电离程度螁HA7。肁在相同浓度、相同温度下，

7、与强电解质溶液进行导电性对比实验；艿在相同浓度、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。虿浓度与pH的关系；莄利用盐类水解的知识，测定对应盐的酸碱性；如CHsCOONa 溶液呈碱性，则证明CH3C00H 是弱酸。莅采用同离子效应的实验证明存在电离平衡；蚀利用强酸制备弱酸的方法来判断电解质的强弱；腿稀释前后的 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；莇利用元素周期律进行判断。蒄三、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

8、水的部分是否完全电离。CaC03、 Fe （0H）3的溶解度都很小， CaCO?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，HCI 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、AgCI）；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。肁四、一元强酸、弱酸的比较衿相同体积、相同物质的量浓度的比较一元

9、强酸（HCI ）和一元弱酸（CH3COOH）膆薄酸的浓度蒂C（H+）芇pH袅开始与金 属反应的 速率袈中和碱的 能力袃与活泼金 属反应产 生 H2的量芃一元强酸羈相同羈大芄小螀大羁相同肇相同蚅一元弱酸蝿小膈大肅小芈节相同体积、相同 pH 的比较 一元强酸（HCI）和一元弱酸（CH3COOH）蚂芇酸的浓度莈C (H+)蚃pH肀开始与金 属反应的 速率莀中和碱的 能力蒇与活泼金 属反应产 生 H2的量肄一兀强酸螂小聿相同蒇相同蒅相同芀小袈小薇兀弱酸祎大羃大蚄大蚀五、电离平衡常数螇1.电离平衡常数莄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

10、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，弱碱溶液中原有电解质中物质的量的电离常数用 Kb表示。蒈说明：袇(1)电离平衡常数只用于弱电解质的计算。螄(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。袃(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。腿2电离平衡常数的应用羇(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膅(2)根据电离常数判断电离平衡移动方向莁计算弱酸或弱碱溶液中H+、OH-的浓度芀(4

11、)根据电离常数大小判断弱酸的相对强弱肇联系水解常数、电荷守恒式等信息能计算电离平衡常数。莂六、弱电解质的电离度肃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a表示。罿1数学表达式:已电离的电解质分子数=溶液中原有电解质的分子总数已电离的电解质物质的量a =賺女口CH3COOH-. J CH3C00-+H+,c(CH3C00(H-)c(HtC(CH3COOHJX100%已电离的电解质物质的(X =溶液中原有电解质的总螈2意义：表示了弱电解质的电离程度相对强弱。膆3元弱酸、弱碱电离度的计算。设c 为一元弱酸、一元弱碱

12、的物质的量浓度。膄一元弱酸：HAH+A-,a=x100%c ( H+)=Ca膃一元弱碱：BOHB+OH-,a=X100%c (OH-) =Ca螁4影响因素芆内因一电解质的本质。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：薅亚硫磷酸氢氟酸甲酸苯甲酸醋酸蚁碳酸氢硫次氯酸氢氰后面石炭酸薀外因一溶液的浓度、温度和加入的试剂等。以O.lmol L-1的 CH3COOH 为例：莆羆莃变化外因荿加 水蒆升温肃加NaOH袀加H2SO4肇电离度(a)薆增 大蒃增 大薂增大膀减小蚆H+数量袄增 多羀增 多罿减少蚆增多芅C( H+)/(mol -L-1)螂减小蚈增大螅减小蚆增大膀导电能力螁减袅增

13、袃增强袂增强量浓度物质的量X100%弱强蒀浓度大小对电离程度影响的解释有两种方法：羅a.从碰撞结合成分子的机会解释。芄b.从水合离子的生成解释。蚄对比分析强、弱酸稀释时c（ H+）变化的倍数。艿强酸稀释到 n 倍，c（ H+）变为1倍；弱酸稀释到 n 倍，c（ H+）变化小于1倍nn肅七、高考真题及典型模拟题解析蚅1.强、弱电解质的判断方法肂【例 1】（2016 上海卷）能证明乙酸是弱酸的实验事实是（）肇A. CH3COOH 溶液与 Zn 反应放出 H2膅B. 0.1mol/L CH3COONa 溶液的 pH 大于 7肆C. CH3COOH 溶液与 NaCO3反应生成 CO2螃D. 0.1 m

14、ol/L CH3COOH 溶液可使紫色石蕊变红肀【解析】A.只能证明乙酸具有酸性， 不能证明其酸性强弱， 错误；CHsCOONa 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。芅【答案】B膂【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：测定 0.1mol/LCH3COOH 溶液pH 1，说明 CH3COOH 没有完全电离；将 pH=1CH3C

15、OOH 溶液稀释 100 倍后测定 3pH 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；测定0.1mol/LCH3COONa 溶液的 pH 7,说明 CHsCOONa 是强碱弱酸盐，弱酸阴离子 CH3COO-水解使溶液呈碱性。芁2.弱电解质与 pH 结合的考查衿【例 2】(2015 新课标 I)浓度均为 0.10mol/L、体积均为 V。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()芅A . MOH 的碱性强于 ROH 的碱性薃B . ROH 的电离程度：b 点大于 a 点羃C .若两溶液无限稀释，则它们的c(OH-)相等卩射+

16、)薈D .当卜=2 时，若两溶液同时升高温度，则增大虿【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 pH10-5mol L-1螈B.pH=a 的氨水溶液，稀释 10 倍后,其 pH=b,则 a=b+1莅C.pH=2 的 H2C2O4溶液与 pH=12 的 NaOH 溶液任意比例混合：膃c(Na+)+c(H+)=c(OH)+c(HC2)莀D.pH 相同的CHsCOONa NaHCOsNaClO 三种溶液的 c(Na+)：袈【解析】H?S 是二元弱酸,在水溶液中分步电离：H2S=H+HS-、HSH+S2-,故 pH=5 的 H?S 溶液

17、中,c(HS-)0-5mol 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 NH3H2O 的电离，所以 PH=a 的氨水溶液，稀释 10 倍后，其 PH=b，则 aH2CO3HCIO,根据 越弱越水解”的原理知，水解程度:CIO-HC CH3COO-,所以 PH 相同CH3COONaNaHCO3NaCIO 三种溶液的 c(Na+):，D 正确。螆【答案】D薁2.强碱滴定同浓度强酸、弱酸的图形考查腿【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()袃A.

18、n表示的是滴定盐酸的曲线芃B. PH=7 时，滴定醋酸消耗 V(NaOH)小于 20ml羈C. V(NaOH) =20ml 时，C(Cl) = C(CH3COO)羈D. V(NaOH) =10ml 时，醋酸溶液中： C(Na+) C(CH3COO) C(H+) C(OH)芄【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n,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

19、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。螀【答案】B薂芅【例 4】(2013 浙江)25C时，用浓度为 0.100 0 mol 的 NaOH 溶液滴定 20.00 mL 浓度_1均为 0.100 0 mol 的三种酸 HX、HY、HZ ,滴定曲线如图 0 所示。下列说法正确的是()罿A .在相同温度下，同浓度的三种酸溶液的导电能力顺序：HZHYc(Y +)c(OH )c(H )荿【解析】由图中起始时溶液的pH 可知，HZ 为强酸，HY、H

20、X 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 的越弱越水解，故 X_的水解程度比 Y_大，C(X_)v(Y_), C 项错误；HY 与 HZ 混合达到平Ka(HY) c (HY)+衡时，c(Y_)=c(H ), D 项错误。膄【答案】B_ _1_1螂【例 5】(2015 山东卷)室温下向 10mL0.1 mol -L NaOH 溶液中加入 0.1 mol L-的一元酸蒂D . HY 与 HZ 混合，达到平衡时:c(H+)=Ka(HY) c (HY)c(Y_)+ c(Z_)+ c(OH_)+_3pH =

21、 3,即 c(H ) = 10 mol/L , Ka=(103)20.1=10_5,B 项正确;由于 HX 的酸性比 HY 弱,薂HA 溶液 pH 的变化曲线如图所示。下列说法正确的是蒆A. a 点所示溶液中 c(Na+)c(A)c(H+)c(HA)祎B. a、b 两点所示溶液中水的电离程度相同薁C. pH=7 时，c(Na+)= c(A)+ c(HA)薂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；

22、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ab, 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O.lmol L1的三种酸(HA、HB 和 HD)溶液，滴定的曲线

23、如图所示，下列判断错误的是()A .三种酸的电离常数关系：KHAKHBKHDB .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 L1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：KHAKHBKHD, A正确；滴定至 P 点时溶质为等物质

24、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 . 8X10-5)和一氯乙酸(乙,Ka=1. 4 X10-3)在水中的电离度与浓

25、度关系的是()A-B.C-Du【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 CH3COOHVH2CICOOH，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 mLC.M 点处的溶液中 c(NH4+) = c(Cl)

26、= c(H+) = c(OH)D.N 点处的溶液中 pH 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 怡 2%=1.32 10 mol/L，根据水的离子积常数可知：12+N 处的溶液中氢离子浓度=mol = 7.610 mol/L，根据 pH=-lgc(H )可知此时溶液中 pH c(Na )= c(NH3H2O)+ + 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(CI

27、) = c(NH?) + 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 HCI 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+)vc(Cl-), C 错误；c(NH4+)+c(

28、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)40C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0 060.050040.030 020.010IJ.0 005 I0.G 9.59.08$总。7.$7.0PH第12題團+2A .在 pH = 9.0 时，c(NH4) c(HCO3) c(NH2COO) c(CO3)B .不同 pH 的溶液中存在关系：c(NH4+) + c(H+) = 2c(CO32) + c(HCO3)+ c(NH2COO)+ c(OH)D

29、.在溶液中 pH 不断降低的过程中，有含 NH2COO-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(HCO3)2一一+ + 2一 c(NH2COb) c(CO3),A 正确；根据电荷守恒可得：C(NH4)+c(H ) = 2c(CO3) + c(HCO3-cQHC叫 J 一 +)+C(NH2COO)+C(OH)B正确；C(NH3H2O)=WMF宀；：Kb不变，c(NH4+)C.随着 CO2的通入,c(OHjc(NH3H2O)不断增大不断增大，则比值不断减小，C 不正确；从图上看，pH 降低过程中，有含 NH2COO-的中间产物生成，

30、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()_1| _2A. 向 0.10mol L厂NH4HCO3溶液中通入 CO2: c(NH4)=c(HCO3)+ c(CO3)B. 向 0.10mol NaHSO3溶液中通入 NH3: c(Na )c(NH4)c(SO3)C. 0.10mol L-W2SO3溶液通入 SO2： c(Na )=2c(SO3) + c(HSO3)+ c(H2SO3)1+D. 0.10mol L- CH3COONa 溶液中通入 HCl : c

31、(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一+ H+=CH3COOH，只有构

32、成 CH3COONa 与 CH3COOH 的 混合溶液才可能呈中性，考虑 CHsCOONa 水解能力弱于 CH3COOH 的电离能力，CHsCOONa 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 十的 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C c (CH3COOH )与 c (CH3COOT之和始终保持不变D .当加入氨水的体积为 10mL 时，c (NH4+)= c (CH3COO 丁【解析】醋酸电

33、离：CH3COOH - CH3COOH+, 一水合氨电离：NH3?H2O-NH4+OH:H2O 的电离：H2O、一- 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；.c(H+)= c(OH)D. 0.1 mol AgCI 和 O.lmol Agl 混合后加入 1L 水中，所得溶液中 c（C）=c（）【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；25C时，等体积等浓度的硝酸与氨水混合后，恰好

34、反应生成硝酸铵， 属于强酸弱碱盐，NH4水解导致溶液呈酸性，PH7,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（AgCI） = c（Ag+）c（C），Ksp（Agl） = c（Ag+） c（），0.1mol AgCl 和 0.1molAgl 混合后加入 1L 水中， 所得溶液中 c（Ag+） 浓度相等， 则 c（C）不等于 c（）,D 错误。【答案】C8.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

35、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WV乙B. 水电离出的 OH浓度：10c（OH）甲wc（OH）乙C.若分别用等浓度的 NaOH 溶液完全中和，所得溶液的pH :甲之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 1

36、0V甲WV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:乙训，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w甲,C 错误；若分别于 5 mL pH=11 的NaOH 溶液反应，如果是

37、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W乙, D 正确。跟踪训练1.（2013 安徽卷）已知 NaHSO3溶液显酸性，溶液中存在以下平衡：HSO3+出0 H2SO3+OH一HSO3-H+SO2向 0.1 mol L1的 NaHSOs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,平衡左移，平衡右移，溶液中C（HSO3）增大B .加入少量+ +12Na2SO3固体，贝 V c(H ) + c(Na )=c(HSO3)+ c(OH ) + ?c(SO3)C.加入少量2-NaOH 溶液，c（淤-）、（O7）的值均增大c （HSO3）c （H ）2.(2011 福建卷)常温下 0