第28講電離平衡目錄考情分析網(wǎng)絡(luò)構(gòu)建考點一弱電解質(zhì)的電離平衡【夯基·必備基礎(chǔ)知識梳理】知識點1弱電解質(zhì)的電離平衡概念知識點2影響電離平衡的因素【提升·必考題型歸納】考向1考查弱電解質(zhì)的判斷及溶液導電性考向2考查電離平衡的影響因素考點二電離度、電離平衡常數(shù)【夯基·必備基礎(chǔ)知識梳理】知識點1電離度知識點2電離常數(shù)知識點3強酸(堿)與弱酸(堿)的比較知識點4自偶電離【提升·必考題型歸納】考向1考查電離常數(shù)的應用考向2考查電離常數(shù)的計算真題感悟考點要求考題統(tǒng)計考情分析弱電解質(zhì)的電離平衡2023山東卷15題，4分2022全國乙卷13題，6分2021浙江6月卷19題，4分分析近三年高考試題，高考命題在本講有以下規(guī)律：1．從考查題型和內(nèi)容上看，高考命題以選擇題和非選擇題呈現(xiàn)，考查內(nèi)容主要有以下兩個方面：(1)以弱酸、弱堿為載體，考查溶液pH、電離平衡影響因素、離子濃度關(guān)系等。(2)以電解質(zhì)溶液曲線為載體，考查電離常數(shù)的計算、離子濃度關(guān)系等。2．從命題思路上看，側(cè)重以電解質(zhì)溶液圖像、化工流程為載體，根據(jù)圖像進行電離常數(shù)的計算、運用電離常數(shù)進行相關(guān)計算。3．根據(jù)高考命題的特點和規(guī)律，復習時要注意以下幾個方面：(1)比較電解質(zhì)的強弱。并結(jié)合圖像說明。(2)依據(jù)電離平衡移動理論，解釋離子濃度的變化。(3)有關(guān)電離平衡常數(shù)的計算。(4)比較同濃度（或同pH）弱電解質(zhì)溶液的離子濃度大小。電離平衡常數(shù)2023湖南卷12題，3分2022江蘇卷12題，3分2021全國乙卷13題，6分考點一弱電解質(zhì)的電離平衡知識點1電離平衡的概念1.弱電解質(zhì)(1)概念①酸堿鹽都是電解質(zhì)，在水中都能電離出離子。在相同條件下，根據(jù)不同電解質(zhì)在水溶液中電離程度的大小，可將電解質(zhì)分為強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)。②強電解質(zhì)是完全電離，弱電解質(zhì)是部分電離。強酸、強堿、大部分鹽屬于強電解質(zhì)。

③弱酸、弱堿屬于弱電解質(zhì)；水屬于極弱的電解質(zhì)。(2)與化合物類型的關(guān)系強電解質(zhì)主要是大部分離子化合物及某些共價化合物，弱電解質(zhì)主要是某些共價化合物。(3)強電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的判斷①從結(jié)構(gòu)判斷：離子化合物和某些具有強極性鍵的共價化合物(如強酸、強堿和大部分鹽類)是強電解質(zhì)。某些具有弱極性鍵的共價化合物(如弱酸、弱堿和水等)是弱電解質(zhì)。②從在水中能否完全電離判斷。全部電離的是強電解質(zhì)，部分電離的是弱電解質(zhì)。【易錯提醒】①電解質(zhì)的強弱與溶液導電能力沒有必然聯(lián)系。電解質(zhì)溶液的導電能力與離子濃度和離子所帶電荷數(shù)有關(guān)，強電解質(zhì)溶液的導電能力不一定強。②電解質(zhì)的強弱與其溶解度無關(guān)。某些難溶鹽，雖然溶解度小，但其溶于水的部分完全電離，仍屬于強電解質(zhì)。有少數(shù)鹽盡管能溶于水，但只有部分電離，屬于弱電解質(zhì)，如(CH3COO)2Pb等。2.電離平衡(1)電離平衡的概念：在一定條件下(如溫度、壓強等)，當弱電解質(zhì)電離產(chǎn)生離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等時，電離過程達到了平衡。(2)電離平衡的建立①開始時，v(電離)最大，而v(結(jié)合)為0。②平衡的建立過程中，v(電離)＞v(結(jié)合)。③當v(電離)＝v(結(jié)合)時，電離過程達到平衡狀態(tài)。(3)電離平衡的特征(4)電離平衡的特點①電離過程是吸熱的。②動態(tài)平衡：即達到平衡時，正反應和逆反應還在繼續(xù)進行，正反應速率和逆反應速率相等，不等于零。③條件改變，平衡被打破。④弱電解質(zhì)在離子反應中電離平衡發(fā)生移動。⑤弱電解質(zhì)在溶液中的電離都是微弱的。在弱電解質(zhì)溶液中，由于存在電離平衡只有一部分分子發(fā)生電離，絕大多數(shù)以分子形式存在，離子和分子之間存在電離平衡，即分子、離子共存，決定了它在離子方程式書寫中要寫成分子形式。3.弱電解質(zhì)的電離方程式(1)弱電解質(zhì)的電離方程式的書寫用“”表示。如NH3·H2O的電離方程式是NH3·H2ONHeq\o\al(＋,4)＋OH－、CH3COOH的電離方程式為CH3COOHCH3COO－＋H＋。(2)多元弱酸是分步電離的，電離程度逐步減弱，可分步書寫電離方程式。如H2CO3的電離方程式是H2CO3H＋＋HCOeq\o\al(－,3)，HCOeq\o\al(－,3)H＋＋COeq\o\al(2－,3)。(3)多元弱堿的電離也是分步進行的，但是一般按一步電離的形式書寫。如Fe(OH)3的電離方程式是Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。知識點2影響電離平衡的因素1.內(nèi)因：弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)。2.外因①溫度：溫度越高，電離程度越大。②濃度：在一定溫度下同一弱電解質(zhì)溶液中，溶液濃度越小，越易電離。③同離子效應：加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)時，可使電離平衡向結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的方向移動。④化學反應：加入能與弱電解質(zhì)電離出的離子反應的物質(zhì)時，可使電離平衡向電離方向移動。如：以0.1mol·L－1CH3COOH溶液為例，填寫外界條件對CH3COOHCH3COO－＋H＋ΔH＞0的影響。改變條件平衡移動方向n(H＋)c(H＋)導電能力Ka加水稀釋向右增大減小減弱不變加入少量冰醋酸向右增大增大增強不變通入HCl(g)向左增大增大增強不變加NaOH(s)向右減小減小增強不變加CH3COONa(s)向左減小減小增強不變加入鎂粉向右減小減小增強不變升高溫度向右增大增大增強增大3.電解質(zhì)溶液的導電性(1)電解質(zhì)導電的條件電解質(zhì)的導電條件是在水溶液中或高溫熔融狀態(tài)，共價化合物只能在水溶液中導電，離子化合物在熔融狀態(tài)和溶液中均可導電。(2)導電性強弱eq\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(離子濃度\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(溶液濃度,電離程度)),離子所帶電荷))考向1考查弱電解質(zhì)的判斷及溶液的導電性例1．（2023·天津河東·統(tǒng)考二模）常溫下，下列事實能說明某一元酸是一元強酸的是A．溶液的B．溶液C．溶液比硝酸導電能力弱D．溶液與溶液混合【解析】A．溶液的，說明HX在水溶液中只能部分電離，屬于一元弱酸，A不合題意；B．溶液，說明NaX是強堿弱酸鹽，因為X-水解呈堿性，即HX為一元弱酸，B不合題意；C．溶液比硝酸導電能力弱說明HX只能部分電離，屬于一元弱酸，C不合題意；D．溶液與溶液，二者前后完全反應生成NaX，混合后溶液即說明NaX為強酸強堿鹽，即說明HX為一元強酸，D符合題意；故答案為：D。【答案】D【變式訓練】（2023·北京海淀·統(tǒng)考二模）分別測定不同濃度溶液、溶液和溶液的電導率()數(shù)值，測定結(jié)果的數(shù)據(jù)處理如下表。溶液溶液48392478125251.2%50.5%溶液109585593279751.0%50.0%溶液26718212668.2%69.2%已知：代表溶液的電導率數(shù)值；其他條件相同時，電導率越大，溶液導電性越好。下列說法不正確的是A．僅由的數(shù)據(jù)不能說明三種電解質(zhì)的強弱B．表中數(shù)據(jù)不能說明同等條件下與的導電能力強弱C．比值數(shù)據(jù)能說明存在電離平衡D．溶液的數(shù)據(jù)能說明溶液越稀，的電離程度越大【解析】A．由的數(shù)據(jù)可知，HCl溶液的電導率最大，NaCl溶液的電導率居中，CH3COOH溶液的電導率最小，而NaCl、HCl均為強電解質(zhì)，故不能僅由的數(shù)據(jù)說明三種電解質(zhì)的強弱，選項A正確；B．同等條件下，HCl溶液與NaCl溶液的濃度相同，氯離子濃度相同，氯離子的導電性相同，二者只有陽離子的種類不同，即H+與Na+，而HCl溶液的電導率大于NaCl溶液的，故表中數(shù)據(jù)說明同等條件下H+的導電能力比Na+的強，選項B錯誤；C．由表中數(shù)據(jù)可知，NaCl溶液、HCl溶液的σ比值與濃度成正比，而CH3COOH溶液的σ比值卻大于濃度比，說明CH3COOH存在電離平衡，選項C正確；D．由表中數(shù)據(jù)可知，CH3COOH溶液的σ比值大于濃度比，說明溶液越稀，CH3COOH的電離程度越大，選項D正確；答案選B。【答案】B【思維建模】判斷弱電解質(zhì)的三個角度(以弱酸為例)1．弱電解質(zhì)不能完全電離(1)測定一定濃度的HA溶液的pH。(2)與同濃度鹽酸比較導電性。(3)與同濃度的鹽酸比較和鋅反應生成氣泡的快慢。2．弱電解質(zhì)溶液中存在電離平衡(1)從一定pH的HA溶液稀釋前后pH的變化判斷。(2)從升高溫度后pH的變化判斷。(3)從等體積、等pH的HA溶液、鹽酸分別與過量的鋅反應生成H2的量判斷。3．弱電解質(zhì)形成的鹽類能水解(1)如配制某濃度的醋酸鈉溶液，向其中加入幾滴酚酞溶液。現(xiàn)象：溶液變?yōu)闇\紅色。(2)如用玻璃棒蘸取一定濃度的醋酸鈉溶液滴在pH試紙上，測其pH。現(xiàn)象：pH>7。考向2考查影響電離平衡的因素例2．（2023·全國·高三專題練習）在0.1mol·L-1的CH3COOH溶液中存在如下電離平衡：CH3COOHCH3COO-+H+。對于該平衡，下列敘述正確的是A．加入少量NaOH固體，平衡向正反應方向移動B．加水，平衡向逆反應方向移動C．滴加少量0.1mol·L-1HCl溶液，溶液中c(H+)減少D．加入少量CH3COONa固體，平衡向正反應方向移動【解析】A．向上述溶液中加入少量NaOH固體，OH-會中和H+，導致c(H+)減小，使電離平衡向正反應方向移動，A正確；B．加水稀釋，電離平衡向電離的正方向移動，B錯誤；C．滴加少量0.1mol·L-1HCl溶液，溶液中c(H+)增大，導致電離平衡逆向移動，但平衡逆向移動導致溶液中c(H+)減少的影響小于加入HCl溶液使c(H+)增大的影響，最終達到平衡后溶液中c(H+)增大，C錯誤；D．向醋酸溶液中加入少量CH3COONa固體，溶液中c(CH3COO-)增大，電離平衡逆向移動，D錯誤；故合理選項是A。【答案】A【變式訓練】（2023·浙江·校聯(lián)考二模）甘氨酸在水溶液中主要以I、Ⅱ、Ⅲ三種微粒形式存在，且存在以下的電離平衡：已知：常溫下甘氨酸，，當氨基酸主要以兩性離子存在時溶解度最小。下列說法不正確的是A．甘氨酸晶體易溶于水，而難溶于乙醇、乙醚、苯等溶劑B．甘氨酸鈉溶液中存在：C．pH=2的甘氨酸鹽酸鹽溶液中：D．向飽和甘氨酸鈉溶液中滴加鹽酸至pH=6，可能會析出固體【解析】A．甘氨酸為極性分子，分子中的氨基和羧基都能與水分子間形成氫鍵，所以甘氨酸晶體易溶于水，而難溶于乙醇、乙醚、苯等溶劑，A正確；B．羧酸為弱酸，羧酸根離子易發(fā)生水解，則甘氨酸鈉溶液中存在的水解平衡，B正確；C．pH=2的甘氨酸鹽酸鹽溶液中，=10-2.35，則，C不正確；D．向飽和甘氨酸鈉溶液中滴加鹽酸至pH=6，此時氨基酸主要以兩性離子存在，則溶解度最小，可能會析出固體，D正確；故選C。【答案】C【思維建模】從“定性”和“定量”兩個角度分析外界條件改變時電離平衡的移動：1．從定性角度分析電離平衡：理解勒·夏特列原理——平衡向“減弱”這種改變的方向移動，移動結(jié)果不能“抵消”或“超越”這種改變。2．從定量角度分析電離平衡：理解濃度商規(guī)則——當Q＞K時，平衡逆向移動；當Q＝K時，處于平衡狀態(tài)；Q＜K時，平衡正向移動。考點二電離度、電離平衡常數(shù)知識點1電離度1.概念在一定條件下的弱電解質(zhì)達到電離平衡時，已經(jīng)電離的電解質(zhì)分子數(shù)占原電解質(zhì)總數(shù)的百分比。2.表示方法α＝eq\f(已電離的弱電解質(zhì)分子數(shù),溶液中原有弱電解質(zhì)的總分子數(shù))×100%，也可表示為α＝eq\f(弱電解質(zhì)的某離子濃度,弱電解質(zhì)的濃度)×100%。3.意義：衡量弱電解質(zhì)的電離程度，在相同條件下(濃度、溫度相同)，不同弱電解質(zhì)的電離度越大，弱電解質(zhì)的電離程度越大。4.影響因素（1）內(nèi)因：弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)。（2）外因：①相同溫度下，同一弱電解質(zhì)，濃度越大，其電離度(α)越小。②相同濃度下，同一弱電解質(zhì)，溫度越高，其電離度(α)越大。知識點2電離常數(shù)1．概念：在一定條件下，當弱電解質(zhì)的電離達到平衡時，溶液里各組分的濃度之間存在一定的關(guān)系。對一元弱酸或一元弱堿來說，溶液中弱電解質(zhì)電離所生成的各種離子濃度的乘積，與溶液中未電離分子的濃度之比是一個常數(shù)，這個常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡稱電離常數(shù)。用K(弱酸用Ka，弱堿用Kb)表示。2.常見弱電解質(zhì)的電離常數(shù)（25℃，人教版教材）：3.特點①電離常數(shù)與溫度有關(guān)，與濃度無關(guān)。升高溫度，K值增大。②電離常數(shù)反映弱電解質(zhì)電離程度的相對強弱，K越大，表示弱電解質(zhì)越易電離，酸性或堿性越強。③多元弱酸的各級電離常數(shù)的大小關(guān)系是K1?K2?K3……，故其酸性取決于第一步電離。4.影響因素①內(nèi)因：弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)。②外因：溫度越高，K值越大。5.電離常數(shù)的應用①判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱，電離常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強。②判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強弱，電離常數(shù)越大，對應的鹽水解程度越小，酸性(或堿性)越弱。③判斷復分解反應能否發(fā)生，一般符合“強酸制弱酸”規(guī)律。④計算弱酸、弱堿溶液中的c(H＋)、c(OH－)。稀溶液中、弱酸溶液中，c(H＋)＝eq\r(c·Ka)，弱堿溶液中c(OH－)＝eq\r(c·Kb)。6.電離度和電離常數(shù)的關(guān)系α≈eq\r(\f(K,c))或K≈cα2。知識點3強酸(堿)與弱酸(堿)的比較1.一元強酸(HCl)與一元弱酸(CH3COOH)的比較(1)相同物質(zhì)的量濃度、相同體積的鹽酸與醋酸溶液的比較比較項目酸c(H＋)pH中和堿的能力與活潑金屬反應產(chǎn)生H2的量開始與金屬反應的速率鹽酸大小相同相同大醋酸溶液小大小(2)相同pH、相同體積的鹽酸與醋酸溶液的比較比較項目酸c(H＋)c(酸)中和堿的能力與足量活潑金屬反應產(chǎn)生H2的量開始與金屬反應的速率鹽酸相同小小少相同醋酸溶液大大多2.一元強酸(HCl)與一元弱酸(CH3COOH)稀釋圖像比較(1)相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸加水稀釋相同的倍數(shù)，醋酸的pH大加水稀釋到相同的pH，鹽酸加入的水多(2)相同體積、相同pH值的鹽酸、醋酸加水稀釋相同的倍數(shù)，鹽酸的pH大加水稀釋到相同的pH，醋酸加入的水多3.判斷HA為一元弱酸的常用方法(1)常溫下，測量NaA溶液的pH，若pH＞7，則證明HA為一元弱酸。(2)取10-amol/L的HA溶液，測其pH>a,證明HA為弱酸。(3)測NaA的溶液中各離子的濃度若c(Na+)>c(A-),證明HA為弱酸。(4)取amol/LHA溶液與amol/LnaOH溶液等體積混合，測其pH>7(常溫)，證明HA為弱酸。(5)若已知兩相同pH同體積的兩瓶酸液，加等體積的進行稀釋，測其pH,pH變化小的為更弱的酸。(6)若已知兩相同pH同體積的兩瓶酸液，加水稀釋到相同的pH,加水多的為更弱的酸。(7)若已知pH=a的HA某酸溶液和pH=a的另一某HB酸溶液，在HA溶液中加少量固體NaA,在HB溶液中加少量固體NaB，若HA中pH不變，則HA為強酸，而HB中pH變化大，則HB為弱酸。知識點4自偶電離1.定義：液態(tài)狀況下溶劑分子在溶劑中自發(fā)發(fā)生的\t"/item/%E8%87%AA%E5%81%B6%E7%94%B5%E7%A6%BB/_blank"電離稱為自偶電離。2.條件：只要是液態(tài)\t"/item/%E8%87%AA%E5%81%B6%E7%94%B5%E7%A6%BB/_blank"極性共價分子化合物就可發(fā)生自偶電離，在部分酸的濃水溶液（如\t"/item/%E8%87%AA%E5%81%B6%E7%94%B5%E7%A6%BB/_blank"濃硝酸）也可發(fā)生類似反應。分子的極性越強則自偶電離的程度越大。3.實例(1)極性共價化合物的自偶電離HNO3+HNO3H2NO3++NO3-BrF3+BrF3BrF4?+BrF2?NH3+NH3NH4++NH2-CH3CH2OH+CH3CH2OHCH3CH2OH2++CH3CH2O-H2O+H2OH3O++OH-SOCl2SOCl++Cl?N2O4NO++NO3-3HFH2F++HF2-2SO2SO2++SO32-3HClH2Cl++HCl2-（2）非極性共價分子在液態(tài)時也偶有自偶電離例如：2PCl5PCl6-+PCl4+、PBr5PBr4++Br_考向1考查電離常數(shù)的應用例1．（2023·海南省直轄縣級單位·校聯(lián)考二模）已知25℃時，部分弱酸的電離平衡常數(shù)如表：化學式HClO電離平衡常數(shù)下列反應能發(fā)生的是A．B．C．D．【分析】根據(jù)表中提供的電離平衡常數(shù)可知，酸性強弱大小為，強酸制弱酸，據(jù)此分析解題。【解析】A．酸性，反應不能發(fā)生，故A錯誤；B．酸性，反應能發(fā)生，故B正確；C．有氧化性，將氧化為，反應不能發(fā)生，故C錯誤；D．酸性，反應不能發(fā)生，故D錯誤；故答案選B。【答案】B【變式訓練】（2023秋·天津河北·高三天津外國語大學附屬外國語學校校考期末）已知25℃時，幾種常見弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)如下表所示：電解質(zhì)苯酚()電離平衡常數(shù)下列說法正確的是A．溶液呈堿性B．25℃時，0.1氨水的C．足量與反應的離子方程式為：D．25℃時，將等體積等濃度的苯酚溶液與氨水混合，混合溶液中各離子濃度關(guān)系：【解析】A．由電離常數(shù)可知，磷酸二氫根離子的水解常數(shù)Kh==≈1.45×10—12＜K2，磷酸二氫根離子在溶液中的水解程度大于電離程度，磷酸二氫鈉溶液呈堿性，故A錯誤；B．由一水合氨的電離常數(shù)可知，溶液中氫氧根離子的濃度約為mol/L=mol/L=×10—3mol/L，則溶液，故B正確；C．由電離常數(shù)的大小可知，苯酚的電離程度大于磷酸氫根離子，小于磷酸二氫根離子，則足量苯酚與磷酸鈉溶液反應生成苯酚鈉和磷酸氫鈉，反應的離子方程式為：，故C錯誤；D．將等體積等濃度的苯酚溶液與氨水混合恰好反應得到苯酚銨溶液，由電離常數(shù)大小可知，石炭酸根離子在溶液中的水解程度大于銨根離子，溶液呈堿性，則混合溶液中各離子濃度關(guān)系為，故D錯誤；故選B。【答案】B【名師歸納】電離常數(shù)的四大應用(1)判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱，電離常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強。(2)判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強弱電離常數(shù)越大，對應鹽的水解程度越小，鹽溶液的堿性(或酸性)越弱。(3)判斷反應能否發(fā)生或者判斷產(chǎn)物是否正確通過強酸制弱酸來判斷。如H2CO3：Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11，苯酚(C6H5OH)：Ka＝1.3×10－10，向苯酚鈉(C6H5ONa)溶液中通入的CO2不論是少量還是過量，其化學方程式均為C6H5ONa＋CO2＋H2O=C6H5OH＋NaHCO3。(4)判斷溶液微粒濃度比值的變化利用溫度不變，電離常數(shù)不變來判斷。如把0.1mol·L－1CH3COOH溶液加水稀釋，eq\f(c（CH3COO－）,c（CH3COOH）)＝eq\f(c（CH3COO－）·c（H＋）,c（CH3COOH）·c（H＋）)＝eq\f(Ka,c（H＋）)，稀釋時，c(H＋)減小，Ka不變，則eq\f(c（CH3COO－）,c（CH3COOH）)變大。考向2考查電離常數(shù)的計算例2．（2023·廣西南寧·南寧二中校考模擬預測）常溫下，用0.2mol·L-1NaOH溶液滴定20.00mL一定濃度的一元酸HR溶液時，混合溶液的pH變化情況如圖所示，圖中a點為滴定終點。下列有關(guān)說法正確的是A．圖中x=7B．常溫下，HR的電離常數(shù)Ka=5.0×10-5C．a(chǎn)點溶液中：c(R-)+c(OH-)-c(H+)=0.1mol·L-1D．b點溶液中：c(Na+)>c(R-)>c(OH-)>c(H+)【分析】0.2mol·L-1NaOH溶液滴定20.00mL一定濃度的一元酸HR溶液，a點是滴定終點，消耗NaOH20ml,說明酸的濃度也是0.2mol/L，起點的pH值為3，說明該酸是一元弱酸。【解析】A．a(chǎn)點完全中和生成強堿弱酸正鹽，顯示堿性，pH>7，故A錯誤；B．起點時，Ka=，故B錯誤；C．根據(jù)電荷守恒c(R-)+c(OH-)=c(H+)+c(Na+)，c(R-)+c(OH-)-c(H+)=c(Na+)=0.1mol/L，故C正確；D．b點是NaR和NaOH以物質(zhì)的量之比1：1共存，應該是c(OH-)>c(R-)，故D錯誤；答案選C。【答案】C【變式訓練】（2023·浙江金華·統(tǒng)考模擬預測）常溫下，可溶性一元弱堿ROH的。在某體系中，與離子不能穿過隔膜，未電離的ROH可自由穿過該膜(如圖所示)。當達到平衡時，下列敘述不正確的是A．溶液Ⅰ和Ⅱ中的相等B．溶液Ⅰ中C．溶液Ⅱ中的ROH的電離度約為1/101D．增大溶液Ⅰ的pH必然使溶液Ⅱ中的pH也增大【解析】A．從題中可知，未電離的ROH可自由穿過該膜，若溶液Ⅰ和溶液Ⅱc(ROH)不同，則高濃度的溶液中的ROH會經(jīng)過該膜進入到低濃度的溶液中，直至兩溶液中c(ROH)相等，A正確；B．溶液Ⅰ中pH=7，則c(H+)=c(OH-)，B錯誤；C．溶液Ⅱ中pH=13.0，c(OH-)=0.1mol/L，ROH的電離平衡常數(shù)Kb=1.0×10-3=，則，則ROH的電離度為，C正確；D．增大溶液Ⅰ的pH，促使R++OH-ROH平衡正向移動，ROH通過膜進入溶液Ⅱ，促使溶液Ⅱ中ROHR++OH-正向移動，氫氧根離子濃度增大，溶液Ⅱ中的pH也增大，D正確；故答案選B。【答案】B【思維建模】(1)特定條件下的Ka或Kb的有關(guān)計算25℃時，amol·L－1弱酸鹽NaA溶液與bmol·L－1的強酸HB溶液等體積混合，溶液呈中性，則HA的電離常數(shù)Ka求算三步驟：①電荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)＋c(B－)?c(A－)＝c(Na＋)－c(B－)＝eq\f(a－b,2)。②物料守恒：c(HA)＋c(A－)＝eq\f(a,2)?c(HA)＝eq\f(b,2)。③Ka＝eq\f(c(H＋)·c(A－),c(HA))＝eq\f(10－7(a－b),b)。(2)根據(jù)圖像求電離常數(shù)的思路(以HA為例)eq\x(分析圖像)eq\o(→,\s\up11(尋找),\s\do4())eq\x(特殊點：c（HA）＝c（A－）)→eq\x(pH或c（H＋）)eq\o(→,\s\up11(Ka表達式),\s\do4())eq\x(Ka＝10－pH＝c（H＋）)1．（2023·海南·統(tǒng)考高考真題）25℃下，水溶液的pH隨其濃度的變化關(guān)系如圖所示。下列說法正確的是

A．時，溶液中B．水解程度隨其濃度增大而減小C．在水中的D．的溶液和的溶液等體積混合，得到的溶液【答案】B【解析】A．由圖像可以，時，pH>12.0，溶液中，故A錯誤；B．鹽溶液越稀越水解，水解程度隨其濃度增大而減小，故B正確；C．結(jié)合圖像可知，當，pH=12，Kh=，則Ka2=,故C錯誤；D．若的溶液等體積的蒸餾水混合，濃度變?yōu)?.1mol/L，由圖可知，pH>10-11.6，得到的溶液，的溶液和的溶液等體積混合后c(OH-)大于與水混合的，故D錯誤。；答案為：B。2．（2023·浙江·統(tǒng)