破解高考化學中弱酸的“考法密碼”

劉連亮　劉凱齊

[摘要]有關弱酸知識的考查是歷年高考命題的熱點，同時也是高考的難點。該內(nèi)容的考點具體有：弱酸的判斷，弱酸與強酸中和堿的能力大小比較，弱酸與強酸稀釋結(jié)果的大小對比，弱酸參與的中和熱大小比較，弱酸的酸性及電離度的比較，等等。解此類型題要充分運用電離理論、水解理論、三大守恒定律等理論進行分析，進而順利解題。

[關鍵詞]高考化學；弱酸；考點

[中圖分類號]G633.8[文獻標識碼]A[文章編號]16746058

（2018）08005403

有關弱酸的考點在高考中多以選擇題的形式考查，由于其靈活性、綜合性強，區(qū)分度好，能有效測試出學生對知識的靈活應用能力和遷移能力，是歷年高考

命題

的熱點，同時也是高考的難點。本文力求對此有所突破，以期為廣大考生學習這部分內(nèi)容提供一點幫助。

考點一弱酸的判斷

【例1】（2016·上海）能證明乙酸是弱酸的實驗事實是（）。

A.CH3COOH溶液與Zn反應放出H2

B.0.1mol/LCH3COONa溶液的pH大于7

C.CH3COOH溶液與Na2CO3反應生成CO2

D.0.1mol/LCH3COOH溶液可使紫色石蕊變紅

答案：B。

解析：A項只能證明乙酸具有酸性，不能證明其酸性強弱，A錯誤；B項中CH3COONa溶液顯堿性，由NaOH是強堿，可推出乙酸是弱酸，B正確；C項可以證明乙酸的酸性比碳酸強，但不能證明其酸性強弱，C錯誤；D項可以證明乙酸具有酸性，但是不能證明其酸性強弱，D錯誤。

思路點撥：設某酸為HX，判斷其是弱酸的常用方法有：①測NaX溶液的pH，顯堿性，則其為弱酸；②室溫下，測0.1mol/LHX溶液的pH，若pH>1，證明HX是弱酸；③測定同pH的HX溶液與鹽酸稀釋相同倍數(shù)前后pH的變化，pH變化小的為弱酸；④測定等體積、等pH的HX溶液和鹽酸分別與足量鋅反應產(chǎn)生H2的快慢及H2的量，反應過程中產(chǎn)生H2的速度較快且最終產(chǎn)生H2量較多的為弱酸；⑤測定等體積、等pH的HX溶液和鹽酸中和堿的量，若HX耗堿量大，則其為弱酸；⑥相同條件下，對0.1mol/L的HCl和0.1mol/L的HX進行導電性實驗，若與HX溶液相串聯(lián)的燈泡亮度較暗，證明HX為弱酸。

考點二弱酸與強酸中和堿的能力大小比較

【例2】判斷下列說法正確的是（）。

A.常溫下，體積相同、濃度均為0.1mol·L-1的鹽酸和醋酸溶液，分別與等濃度的氫氧化鈉溶液反應，鹽酸消耗氫氧化鈉較多

B.常溫下，體積相同、濃度均為0.1mol·L-1的鹽酸和醋酸溶液，分別與等濃度的氫氧化鈉溶液反應，醋酸消耗氫氧化鈉較多

C.常溫下，pH均等于2的鹽酸和醋酸，各取20mL，與同濃度的氫氧化鈉溶液反應，消耗氫氧化鈉的體積相等

D.常溫下，pH均等于2的鹽酸和醋酸，各取20mL，與同濃度的氫氧化鈉溶液反應，醋酸消耗氫氧化鈉的體積大

答案：D。

解析：體積相同、濃度相同的鹽酸和醋酸溶液，兩者的物質(zhì)的量相同，兩者都是一元酸，中和氫氧化鈉溶液能力相同，消耗氫氧化鈉的體積相等，A、B錯誤；pH均等于2的鹽酸和醋酸，由于醋酸是弱酸，則n（CH3COOH）>n（HCl），醋酸消耗NaOH體積多，C錯誤、D正確。

思路點撥：酸堿完全反應，就是兩者反應生成正鹽。尤其要注意強、弱酸pH相同時，弱酸的濃度會較大，當兩者體積相同時，弱酸中和堿的能力會更強一些。

考點三弱酸與強酸稀釋結(jié)果的大小對比

【例3】（2014·上海）室溫下，甲、乙兩燒杯均盛有5mLpH=3的某一元酸溶液，向乙燒杯中加水稀釋至pH=4，關于甲、乙兩燒杯中溶液的描述正確的是（）。

A.溶液的體積：10V甲≤V乙

B.水電離出的OH-濃度：10c（OH-）甲≤c（OH-）乙

C.若分別用等濃度的NaOH溶液完全中和，所得溶液的pH：甲≤乙

D.若分別與5mLpH=11的NaOH溶液反應，所得溶液的pH：甲≤乙

答案：A、D。

解析：如果酸是強酸，則需要稀釋10倍，才能使pH從3升高到4；如果是弱酸，弱酸存在電離平衡，稀釋促進電離，則需要稀釋10倍以上，才能使pH從3升高到4，即溶液的體積：10V甲≤V乙，A正確；酸抑制水的電離，甲燒杯中氫離子的濃度是乙燒杯中氫離子濃度的10倍，因此水電離出的OH-濃度：10c（OH-）甲=c（OH-）乙，B錯誤；與NaOH溶液完全中和，乙燒杯中鹽溶液的濃度小，若鹽不水解，則兩溶液的pH相同，若鹽水解，則甲燒杯中溶液的堿性強于乙燒杯中溶液的堿性，即所得溶液的pH：甲≥乙，C錯誤；當為強酸時，兩者均恰好反應，溶液顯中性，若為弱酸，則酸過量，甲燒杯中酸的濃度大，pH小，D正確。

思路點撥：在分析強酸、弱酸稀釋問題時，要分清兩者是濃度相同，還是pH相同。pH相同時，弱酸濃度較大，溶液稀釋時，會進一步電離。如當體積相同，濃度均為0.1mol·L-1的鹽酸和CH3COOH溶液，分別加水稀釋10倍，溶液的pH分別變成m和n，則mn；當體積相同，pH均等于1的鹽酸和CH3COOH溶液，分別加水稀釋m倍、n倍，溶液的pH都變成3，m

考點四弱酸參與的中和熱大小比較

【例4】強酸和強堿的稀溶液發(fā)生中和反應的熱效應：H+（aq）+OH-（aq）=H2O（l）ΔH=-57.3kJ·mol-1，分別向1L0.5mol·L-1的NaOH溶液中加入：①稀醋酸；②濃硫酸；③稀硝酸，則恰好完全反應時熱效應分別為ΔH1、ΔH2、ΔH3，它們的關系正確的是（）。

A.ΔH1>ΔH2>ΔH3

B.ΔH1<ΔH3<ΔH2

C.ΔH1=ΔH2=ΔH3

D.ΔH2<ΔH3<ΔH1

答案：B。

解析：醋酸的電離吸熱，濃硫酸溶于水放熱，則恰好完全反應時放出的熱量為②>③>①，故ΔH2<ΔH3<ΔH1，D正確。

思路點撥：解題時應緊抓中和熱概念的內(nèi)涵，其較為嚴謹?shù)亩x為：在稀溶液中，酸堿發(fā)生中和反應，生成可溶性鹽和1mol液態(tài)水時的反應熱。強調(diào)稀溶液的原因是：濃酸與堿反應時會伴隨有溶解放熱，強調(diào)可溶性鹽的原因是：若生成難溶性鹽（更穩(wěn)定）時，會放出更多的熱量。上述兩種情況的反應熱均不叫中和熱。強酸強堿的中和熱可表示為：H+（aq）+OH-（aq）=H2O（l）ΔH=-57.3kJ·mol-1，當有弱酸或弱堿參與時，由于其電離吸熱，故中和熱小于57.3kJ·mol-1。

考點五弱酸的酸性及電離度的比較

【例5】（2015·海南）下列曲線中，可以描述乙酸（甲，Ka=1.8×10-5）和一氯乙酸（乙，Ka=1.4×10-3）在水中的電離度與濃度關系的是（）。

答案：B。

解析：根據(jù)電離常數(shù)可知：乙酸和一氯乙酸均為弱酸，且在相同溫度、相同濃度時，乙酸的電離度小于一氯乙酸，即甲的電離度小于乙，且弱電解質(zhì)的濃度越大，電離度越小，A、C、D錯誤，B正確。

思路點撥：解決弱酸的酸性及電離度的比較問題，應抓住兩點：①兩種不同的弱酸，同溫、同濃度時，酸性強的電離度較大；②濃度不同的同種弱酸，同溫時，濃度越大，電離度越小，但c（H+）越大，即c（H+）的大小取決于弱酸的濃度，而不是取決于弱酸的電離度。

考點六弱酸電離常數(shù)（Ka）與反應方程式的書寫

【例6】[2015·福建（節(jié)選）]25℃時，已知兩種弱酸的電離平衡常數(shù)如下表所示，回答下列問題。

H2SO3溶液和NaHCO3溶液反應的主要離子方程式為。

答案：H2SO3+HCO-3=HSO-3+CO2↑+H2O。

解析：由于多元弱酸分步電離，電離程度：一級電離>二級電離，由于H2CO3的一級電離平衡常數(shù)在H2SO3的一、二級電離平衡常數(shù)之間，故反應的離子方程式為：H2SO3+HCO-3=HSO-3+CO2↑+H2O。

思路點撥：Ka是表示弱酸電離難易程度的一個量，其越大，表明該酸越易電離，離子濃度越大；反之，表示弱酸越難電離。本題可利用Ka比較弱酸的相對強弱，再結(jié)合較強酸可制較弱酸的原理，進一步書寫。

考點七弱酸電離平衡常數(shù)的計算

【例7】[2017·全國新課標Ⅰ卷（改編）]常溫下將NaOH溶液滴加到己二酸（H2X）溶液中，混合溶液的pH與離子濃度變化的關系如圖所示。則Ka2（H2X）=。

答案：10-5.4。

解析：己二酸是二元弱酸，第二步電離小于第一步，即Ka1=

c（HX-）c（H+）c（H2X）

>Ka2=

c（X2-）c（H+）c（HX-）

，當pH相等時，有l(wèi)gc（HX-）c（H2X）

>lgc（X2-）c（HX-）

，故曲線N表示pH與lgc（HX-）c（H2X）

的變化關系，曲線M表示己二酸的第二步電離，根據(jù)圖像取-0.6和4.8點，

c（X2-）c（HX-）

=10-0.6mol·L-1，c（H+）=10-4.8mol·L-1，代入Ka2得到Ka2=10-5.4。

思路點撥：電離平衡常數(shù)的計算，關鍵是會書寫其表達式，然后結(jié)合圖像及有關信息（如電荷守恒）找出各微粒的平衡濃度。還需注意，溫度不變，電離平衡常數(shù)不變。

考點八弱酸根水解程度的大小比較

【例8】[2013·上海高考（改編）]25℃時，幾種弱酸的電離平衡常數(shù)：

等體積、等濃度的HCOONa和NaCN溶液中所含離子總數(shù)前者后者。（填“小于”“大于”或“等于”）

答案：大于。

解析：根據(jù)電荷守恒：n（HCOO-）+n（OH-）=n（Na+）+n（H+），n（CN-）+n（OH-）=n（Na+）+n（H+），即離子總數(shù)是n（Na+）+n（H+）的2倍，由電離常數(shù)知酸性：HCOOH>HCN，則CN-的水解程度大，即NaCN溶液中的n（OH-）大，n（H+）小，故離子總數(shù)前者大于后者。

思路點撥：弱酸根水解程度的大?。ó敐舛?、溫度等條件相同時）與對應酸的強弱（可通過弱酸K的大小判斷）成反比，即對應的酸越弱，其酸根水解程度就越大（就是常說的“越弱越水解”），反之亦然。

考點九弱酸根的水解平衡常數(shù)與對應弱酸的電離平衡常數(shù)的計算

【例9】（2017·浙江高三聯(lián)考）Na2CO3溶液也通常用來捕獲CO2。常溫下，H2CO3的第一步、第二步電離常數(shù)分別約為Ka1=4×10-7，Ka2=5×10-11，則0.5mol·L-1的Na2CO3溶液的pH等于（不考慮第二步水解和H2O的電離）。

答案：12。

解析：根據(jù)Kh=

c（HCO-3）·c（OH-）c（CO2-3）

=

KWKa2

=10-145×10-11

=2×10-4=

c2（OH-）0.5

，所以c（OH-）=10-2mol·L-1，pH=12。

思路點撥：弱酸（弱堿）的電離平衡常數(shù)與其對應的酸根離子（弱堿陽離子）的水解平衡常數(shù)乘積等于KW；對于二元弱酸及其對應的酸根，則有：Ka1×

Kh2=KW、Ka2×Kh1=KW（其中Ka1、Ka2分別代表弱酸的第一、第二電離平衡常數(shù)；Kh1、Kh2分別代表弱酸根離子的第一、第二水解平衡常數(shù)）；對于n元弱酸及其對應的酸根，則有：Ka1×Khn=KW，Ka2×Khn-1=KW，…，Kan×Kh1=KW。

考點十弱酸參與反應的離子濃度大小比較

【例10】（寧波市2017屆新高考適應性考試）常溫下，用0.1000mol·L-1NaOH溶液分別滴定20.00mL濃度均為0.1000mol·L-1的CH3COOH溶液和HCN溶液，所得滴定曲線如右圖。下列說法不正確的是（）。

A.點①時：c（CN-）>c（Na+）>c（HCN）>c（OH-）

B.點③時：c（Na+）=c（CH3COO-）>c（H+）

C.點④時：c（Na+）>c（CH3COO-）>c（OH-）>c（H+）

D.點①和點②所示溶液中：c（CH3COO-）-c（CN-）=c（HCN）-c（CH3COOH）

答案：A。

解析：點①時，溶液呈堿性，c（OH-）>c（H+），根據(jù)電荷守恒，c（Na+）>c（CN-），A錯誤；點③時，溶液呈中性，c（OH-）=c（H+）=10-7mol·L-1，根據(jù)電荷守恒，c（Na+）=c（CH3COO-）>c（H+），B正確；點④時，醋酸與NaOH溶液恰好完全反應生成醋酸鈉溶液，故

c（Na+）>c（CH3COO-）>c（OH-）>c（H+），C正確；點①和點②所示溶液中均存在物料守恒：c（CH3COO-）+c（CH3COOH）=c（HCN）+c（CN-）=0.067mol·L-1，即有：c（CH3COO-）-c（CN-）=c（HCN）-c（CH3COOH），D正確。

思路點撥：溶液中離子濃度的大小比較，需掌握三大“守恒”，并根據(jù)具體情況，對幾種守恒表達式進行變形或疊加；需分清弱酸電離程度與酸根水解程度“競爭”的相對強弱，如含有大量HSO-3、H2PO-4、HC2O-4的鹽溶液，由于這幾種離子電離程度大于水解程度，溶液顯酸性。

綜上可知，解決有關弱酸的問題，需要充分運用電離理論、水解理論、三大守恒定律，加強典型習題的訓練，將考點練透。只有這樣才能突破問題難點，讓其成為高考的增分亮點。

（責任編輯羅艷）