破解高考化学中弱酸的“考法密码”
2018-05-23刘连亮刘凯齐
刘连亮 刘凯齐
[摘要]有关弱酸知识的考查是历年高考命题的热点，同时也是高考的难点。该内容的考点具体有：弱酸的判断，弱酸与强酸中和碱的能力大小比较，弱酸与强酸稀释结果的大小对比，弱酸参与的中和热大小比较，弱酸的酸性及电离度的比较，等等。解此类型题要充分运用电离理论、水解理论、三大守恒定律等理论进行分析，进而顺利解题。
[关键词]高考化学；弱酸；考点
[中图分类号]G633.8[文献标识码]A[文章编号]16746058
（2018）08005403
有關弱酸的考点在高考中多以选择题的形式考查，由于其灵活性、综合性强，区分度好，能有效测试出学生对知识的灵活应用能力和迁移能力，是历年高考
命题
的热点，同时也是高考的难点。本文力求对此有所突破，以期为广大考生学习这部分内容提供一点帮助。
考点一弱酸的判断
【例1】（2016·上海）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/LCH3COONa溶液的pH大于7
C.CH3COOH溶液与Na2CO3反应生成CO2
D.0.1mol/LCH3COOH溶液可使紫色石蕊变红
答案：B。
解析：A项只能证明乙酸具有酸性，不能证明其酸性强弱，A错误；B项中CH3COONa溶液显碱性，由NaOH是强碱，可推出乙酸是弱酸，B正确；C项可以证明乙酸的酸性比碳酸强，但不能证明其酸性强弱，C错误；D项可以证明乙酸具有酸性，但是不能证明其酸性强弱，D错误。
思路点拨：设某酸为HX，判断其是弱酸的常用方法有：①测NaX溶液的pH，显碱性，则其为弱酸；②室温下，测0.1mol/LHX溶液的pH，若pH>1，证明HX是弱酸；③测定同pH的HX溶液与盐酸稀释相同倍数前后pH的变化，pH变化小的为弱酸；④测定等体积、等pH的HX溶液和盐酸分别与足量锌反应产生H2的快慢及H2的量，反应过程中产生H2的速度较快且最终产生H2量较多的为弱酸；⑤测定等体积、等pH的HX溶液和盐酸中和碱的量，若HX耗碱量大，则其为弱酸；⑥相同条件下，对0.1mol/L的HCl和0.1mol/L的HX进行导电性实验，若与HX溶液相串联的灯泡亮度较暗，证明HX为弱酸。
考点二弱酸与强酸中和碱的能力大小比较
【例2】判断下列说法正确的是（）。
A.常温下，体积相同、浓度均为0.1mol·L-1的盐酸和醋酸溶液，分别与等浓度的氢氧化钠溶液反应，盐酸消耗氢氧化钠较多
B.常温下，体积相同、浓度均为0.1mol·L-1的盐酸和醋酸溶液，分别与等浓度的氢氧化钠溶液反应，醋酸消耗氢氧化钠较多
C.常温下，pH均等于2的盐酸和醋酸，各取20mL，与同浓度的氢氧化钠溶液反应，消耗氢氧化钠的体积相等
D.常温下，pH均等于2的盐酸和醋酸，各取20mL，与同浓度的氢氧化钠溶液反应，醋酸消耗氢氧化钠的体积大
答案：D。
解析：体积相同、浓度相同的盐酸和醋酸溶液，两者的物质的量相同，两者都是一元酸，中和氢氧化钠溶液能力相同，消耗氢氧化钠的体积相等，A、B错误；pH均等于2的盐酸和醋酸，由于醋酸是弱酸，则n（CH3COOH）>n（HCl），醋酸消耗NaOH体积多，C错误、D正确。
思路点拨：酸碱完全反应，就是两者反应生成正盐。尤其要注意强、弱酸pH相同时，弱酸的浓度会较大，当两者体积相同时，弱酸中和碱的能力会更强一些。
考点三弱酸与强酸稀释结果的大小对比
【例3】（2014·上海）室温下，甲、乙两烧杯均盛有5mLpH=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：A、D。
解析：如果酸是强酸，则需要稀释10倍，才能使pH从3升高到4；如果是弱酸，弱酸存在电离平衡，稀释促进电离，则需要稀释10倍以上，才能使pH从3升高到4，即溶液的体积：10V甲≤V乙，A正确；酸抑制水的电离，甲烧杯中氢离子的浓度是乙烧杯中氢离子浓度的10倍，因此水电离出的OH-浓度：10c（OH-）甲=c（OH-）乙，B错误；与NaOH溶液完全中和，乙烧杯中盐溶液的浓度小，若盐不水解，则两溶液的pH相同，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，即所得溶液的pH：甲≥乙，C错误；当为强酸时，两者均恰好反应，溶液显中性，若为弱酸，则酸过量，甲烧杯中酸的浓度大，pH小，D正确。
思路点拨：在分析强酸、弱酸稀释问题时，要分清两者是浓度相同，还是pH相同。pH相同时，弱酸浓度较大，溶液稀释时，会进一步电离。如当体积相同，浓度均为0.1mol·L-1的盐酸和CH3COOH溶液，分别加水稀释10倍，溶液的pH分别变成m和n，则m 考点四弱酸参与的中和热大小比较 【例4】强酸和强碱的稀溶液发生中和反应的热效应：H+（aq）+OH-（aq）=H2O（l）ΔH=-57.3kJ·mol-1，分别向1L0.5mol·L-1的NaOH溶液中加入：①稀醋酸；②浓硫酸；③稀硝酸，则恰好完全反应时热效应分别为ΔH1、ΔH2、ΔH3，它们的关系正确的是（）。
A.ΔH1>ΔH2>ΔH3
B.ΔH1<ΔH3<ΔH2
C.ΔH1=ΔH2=ΔH3
D.ΔH2<ΔH3<ΔH1
答案：B。
解析：醋酸的电离吸热，浓硫酸溶于水放热，则恰好完全反应时放出的热量为②>③>①，故ΔH2<ΔH3<ΔH1，D正确。
思路点拨：解题时应紧抓中和热概念的内涵，其较为严谨的定义为：在稀溶液中，酸碱发生中和反应，生成可溶性盐和1mol液态水时的反应热。强调稀溶液的原因是：濃酸与碱反应时会伴随有溶解放热，强调可溶性盐的原因是：若生成难溶性盐（更稳定）时，会放出更多的热量。上述两种情况的反应热均不叫中和热。强酸强碱的中和热可表示为：H+（aq）+OH-（aq）=H2O（l）ΔH=-57.3kJ·mol-1，当有弱酸或弱碱参与时，由于其电离吸热，故中和热小于57.3kJ·mol-1。
考点五弱酸的酸性及电离度的比较
【例5】（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（）。
答案：B。
解析：根据电离常数可知：乙酸和一氯乙酸均为弱酸，且在相同温度、相同浓度时，乙酸的电离度小于一氯乙酸，即甲的电离度小于乙，且弱电解质的浓度越大，电离度越小，A、C、D错误，B正确。
思路点拨：解决弱酸的酸性及电离度的比较问题，应抓住两点：①两种不同的弱酸，同温、同浓度时，酸性强的电离度较大；②浓度不同的同种弱酸，同温时，浓度越大，电离度越小，但c（H+）越大，即c（H+）的大小取决于弱酸的浓度，而不是取决于弱酸的电离度。
考点六弱酸电离常数（Ka）与反应方程式的书写
【例6】[2015·福建（节选）]25℃时，已知两种弱酸的电离平衡常数如下表所示，回答下列问题。
H2SO3溶液和NaHCO3溶液反应的主要离子方程式为。
答案：H2SO3+HCO-3=HSO-3+CO2↑+H2O。
解析：由于多元弱酸分步电离，电离程度：一级电离>二级电离，由于H2CO3的一级电离平衡常数在H2SO3的一、二级电离平衡常数之间，故反应的离子方程式为：H2SO3+HCO-3=HSO-3+CO2↑+H2O。
思路点拨：Ka是表示弱酸电离难易程度的一个量，其越大，表明该酸越易电离，离子浓度越大；反之，表示弱酸越难电离。本题可利用Ka比较弱酸的相对强弱，再结合较强酸可制较弱酸的原理，进一步书写。
考点七弱酸电离平衡常数的计算
【例7】[2017·全国新课标Ⅰ卷（改编）]常温下将NaOH溶液滴加到己二酸（H2X）溶液中，混合溶液的pH与离子浓度变化的关系如图所示。则Ka2（H2X）=。
答案：10-5.4。
解析：己二酸是二元弱酸，第二步电离小于第一步，即Ka1=
c（HX-）c（H+）c（H2X）
>Ka2=
c（X2-）c（H+）c（HX-）
，当pH相等时，有lgc（HX-）c（H2X）
>lgc（X2-）c（HX-）
，故曲线N表示pH与lgc（HX-）c（H2X）
的变化关系，曲线M表示己二酸的第二步电离，根据图像取-0.6和4.8点，
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。
思路点拨：电离平衡常数的计算，关键是会书写其表达式，然后结合图像及有关信息（如电荷守恒）找出各微粒的平衡浓度。还需注意，温度不变，电离平衡常数不变。
考点八弱酸根水解程度的大小比较
【例8】[2013·上海高考（改编）]25℃时，几种弱酸的电离平衡常数：
等体积、等浓度的HCOONa和NaCN溶液中所含离子总数前者后者。（填“小于”“大于”或“等于”）
答案：大于。
解析：根据电荷守恒：n（HCOO-）+n（OH-）=n（Na+）+n（H+），n（CN-）+n（OH-）=n（Na+）+n（H+），即离子总数是n（Na+）+n（H+）的2倍，由电离常数知酸性：HCOOH>HCN，则CN-的水解程度大，即NaCN溶液中的n（OH-）大，n（H+）小，故离子总数前者大于后者。
思路点拨：弱酸根水解程度的大小（当浓度、温度等条件相同时）与对应酸的强弱（可通过弱酸K的大小判断）成反比，即对应的酸越弱，其酸根水解程度就越大（就是常说的“越弱越水解”），反之亦然。
考点九弱酸根的水解平衡常数与对应弱酸的电离平衡常数的计算
【例9】（2017·浙江高三联考）Na2CO3溶液也通常用来捕获CO2。常温下，H2CO3的第一步、第二步电离常数分别约为Ka1=4×10-7，Ka2=5×10-11，则0.5mol·L-1的Na2CO3溶液的pH等于（不考虑第二步水解和H2O的电离）。
答案：12。
解析：根据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。
思路点拨：弱酸（弱碱）的电离平衡常数与其对应的酸根离子（弱碱阳离子）的水解平衡常数乘积等于KW；对于二元弱酸及其对应的酸根，则有：Ka1×
Kh2=KW、Ka2×Kh1=KW（其中Ka1、Ka2分别代表弱酸的第一、第二电离平衡常数；Kh1、Kh2分别代表弱酸根离子的第一、第二水解平衡常数）；对于n元弱酸及其对应的酸根，则有：Ka1×Khn=KW，Ka2×Khn-1=KW，…，Kan×Kh1=KW。
考点十弱酸参与反应的离子浓度大小比较
【例10】（宁波市2017届新高考适应性考试）常温下，用0.1000mol·L-1NaOH溶液分别滴定20.00mL浓度均为0.1000mol·L-1的CH3COOH溶液和HCN溶液，所得滴定曲线如右图。下列說法不正确的是（）。
A.点①时：c（CN-）>c（Na+）>c（HCN）>c（OH-）
B.点③时：c（Na+）=c（CH3COO-）>c（H+）
C.点④时：c（Na+）>c（CH3COO-）>c（OH-）>c（H+）
D.点①和点②所示溶液中：c（CH3COO-）-c（CN-）=c（HCN）-c（CH3COOH）
答案：A。
解析：点①时，溶液呈碱性，c（OH-）>c（H+），根据电荷守恒，c（Na+）>c（CN-），A错误；点③时，溶液呈中性，c（OH-）=c（H+）=10-7mol·L-1，根据电荷守恒，c（Na+）=c（CH3COO-）>c（H+），B正确；点④时，醋酸与NaOH溶液恰好完全反应生成醋酸钠溶液，故
c（Na+）>c（CH3COO-）>c（OH-）>c（H+），C正确；点①和点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正确。
思路点拨：溶液中离子浓度的大小比较，需掌握三大“守恒”，并根据具体情况，对几种守恒表达式进行变形或叠加；需分清弱酸电离程度与酸根水解程度“竞争”的相对强弱，如含有大量HSO-3、H2PO-4、HC2O-4的盐溶液，由于这几种离子电离程度大于水解程度，溶液显酸性。
综上可知，解决有关弱酸的问题，需要充分运用电离理论、水解理论、三大守恒定律，加强典型习题的训练，将考点练透。只有这样才能突破问题难点，让其成为高考的增分亮点。
（责任编辑罗艳）
