劉連亮　劉凱齊

[摘要]有關(guān)弱酸知識(shí)的考查是歷年高考命題的熱點(diǎn)，同時(shí)也是高考的難點(diǎn)。該內(nèi)容的考點(diǎn)具體有：弱酸的判斷，弱酸與強(qiáng)酸中和堿的能力大小比較，弱酸與強(qiáng)酸稀釋結(jié)果的大小對(duì)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(yùn)用電離理論、水解理論、三大守恒定律等理論進(jìn)行分析，進(jìn)而順利解題。

[關(guān)鍵詞]高考化學(xué)；弱酸；考點(diǎn)

[中圖分類號(hào)]G633.8[文獻(xiàn)標(biāo)識(shí)碼]A[文章編號(hào)]16746058

（2018）08005403

有關(guān)弱酸的考點(diǎn)在高考中多以選擇題的形式考查，由于其靈活性、綜合性強(qiáng)，區(qū)分度好，能有效測(cè)試出學(xué)生對(duì)知識(shí)的靈活應(yīng)用能力和遷移能力，是歷年高考

命題

的熱點(diǎn)，同時(shí)也是高考的難點(diǎn)。本文力求對(duì)此有所突破，以期為廣大考生學(xué)習(xí)這部分內(nèi)容提供一點(diǎn)幫助。

考點(diǎn)一弱酸的判斷

【例1】（2016·上海）能證明乙酸是弱酸的實(shí)驗(yàn)事實(shí)是（）。

A.CH3COOH溶液與Zn反應(yīng)放出H2

B.0.1mol/LCH3COONa溶液的pH大于7

C.CH3COOH溶液與Na2CO3反應(yīng)生成CO2

D.0.1mol/LCH3COOH溶液可使紫色石蕊變紅

答案：B。

解析：A項(xiàng)只能證明乙酸具有酸性，不能證明其酸性強(qiáng)弱，A錯(cuò)誤；B項(xiàng)中CH3COONa溶液顯堿性，由NaOH是強(qiáng)堿，可推出乙酸是弱酸，B正確；C項(xiàng)可以證明乙酸的酸性比碳酸強(qiáng)，但不能證明其酸性強(qiáng)弱，C錯(cuò)誤；D項(xiàng)可以證明乙酸具有酸性，但是不能證明其酸性強(qiáng)弱，D錯(cuò)誤。

思路點(diǎn)撥：設(shè)某酸為HX，判斷其是弱酸的常用方法有：①測(cè)NaX溶液的pH，顯堿性，則其為弱酸；②室溫下，測(cè)0.1mol/LHX溶液的pH，若pH>1，證明HX是弱酸；③測(cè)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(cè)定等體積、等pH的HX溶液和鹽酸分別與足量鋅反應(yīng)產(chǎn)生H2的快慢及H2的量，反應(yīng)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(cè)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(duì)0.1mol/L的HCl和0.1mol/L的HX進(jìn)行導(dǎo)電性實(shí)驗(yàn)，若與HX溶液相串聯(lián)的燈泡亮度較暗，證明HX為弱酸。

考點(diǎn)二弱酸與強(qiáng)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(yīng)，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(yīng)，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(yīng)，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(yīng)，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(cuò)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(cuò)誤、D正確。

思路點(diǎn)撥：酸堿完全反應(yīng)，就是兩者反應(yīng)生成正鹽。尤其要注意強(qiáng)、弱酸pH相同時(shí)，弱酸的濃度會(huì)較大，當(dāng)兩者體積相同時(shí)，弱酸中和堿的能力會(huì)更強(qiáng)一些。

考點(diǎn)三弱酸與強(qiáng)酸稀釋結(jié)果的大小對(duì)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(guān)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(yīng)，所得溶液的pH：甲≤乙

答案：A、D。

解析：如果酸是強(qiáng)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(jìn)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(cuò)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(qiáng)于乙燒杯中溶液的堿性，即所得溶液的pH：甲≥乙，C錯(cuò)誤；當(dāng)為強(qiáng)酸時(shí)，兩者均恰好反應(yīng)，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(diǎn)撥：在分析強(qiáng)酸、弱酸稀釋問題時(shí)，要分清兩者是濃度相同，還是pH相同。pH相同時(shí)，弱酸濃度較大，溶液稀釋時(shí)，會(huì)進(jìn)一步電離。如當(dāng)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(dāng)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(diǎn)四弱酸參與的中和熱大小比較

【例4】強(qiáng)酸和強(qiáng)堿的稀溶液發(fā)生中和反應(yīng)的熱效應(yīng)：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(yīng)時(shí)熱效應(yīng)分別為ΔH1、ΔH2、ΔH3，它們的關(guān)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(yīng)時(shí)放出的熱量為②>③>①，故ΔH2<ΔH3<ΔH1，D正確。

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

考點(diǎn)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(guān)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(shí)，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(cuò)誤，B正確。

思路點(diǎn)撥：解決弱酸的酸性及電離度的比較問題，應(yīng)抓住兩點(diǎn)：①兩種不同的弱酸，同溫、同濃度時(shí)，酸性強(qiáng)的電離度較大；②濃度不同的同種弱酸，同溫時(shí)，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(diǎn)六弱酸電離常數(shù)（Ka）與反應(yīng)方程式的書寫

【例6】[2015·福建（節(jié)選）]25℃時(shí)，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(yīng)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(jí)電離>二級(jí)電離，由于H2CO3的一級(jí)電離平衡常數(shù)在H2SO3的一、二級(jí)電離平衡常數(shù)之間，故反應(yīng)的離子方程式為：H2SO3+HCO-3=HSO-3+CO2↑+H2O。

思路點(diǎn)撥：Ka是表示弱酸電離難易程度的一個(gè)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(duì)強(qiáng)弱，再結(jié)合較強(qiáng)酸可制較弱酸的原理，進(jìn)一步書寫。

考點(diǎn)七弱酸電離平衡常數(shù)的計(jì)算

【例7】[2017·全國(guó)新課標(biāo)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(guān)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(dāng)pH相等時(shí)，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(guān)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(diǎn)，

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(diǎn)撥：電離平衡常數(shù)的計(jì)算，關(guān)鍵是會(huì)書寫其表達(dá)式，然后結(jié)合圖像及有關(guān)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(diǎn)八弱酸根水解程度的大小比較

【例8】[2013·上海高考（改編）]25℃時(shí)，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(diǎn)撥：弱酸根水解程度的大?。ó?dāng)濃度、溫度等條件相同時(shí)）與對(duì)應(yīng)酸的強(qiáng)弱（可通過弱酸K的大小判斷）成反比，即對(duì)應(yīng)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(diǎn)九弱酸根的水解平衡常數(shù)與對(duì)應(yīng)弱酸的電離平衡常數(shù)的計(jì)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(diǎn)撥：弱酸（弱堿）的電離平衡常數(shù)與其對(duì)應(yīng)的酸根離子（弱堿陽(yáng)離子）的水解平衡常數(shù)乘積等于KW；對(duì)于二元弱酸及其對(duì)應(yīng)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(duì)于n元弱酸及其對(duì)應(yīng)的酸根，則有：Ka1×Khn=KW，Ka2×Khn-1=KW，…，Kan×Kh1=KW。

考點(diǎn)十弱酸參與反應(yīng)的離子濃度大小比較

【例10】（寧波市2017屆新高考適應(yīng)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(diǎn)①時(shí)：c（CN-）>c（Na+）>c（HCN）>c（OH-）

B.點(diǎn)③時(shí)：c（Na+）=c（CH3COO-）>c（H+）

C.點(diǎn)④時(shí)：c（Na+）>c（CH3COO-）>c（OH-）>c（H+）

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

答案：A。

解析：點(diǎn)①時(shí)，溶液呈堿性，c（OH-）>c（H+），根據(jù)電荷守恒，c（Na+）>c（CN-），A錯(cuò)誤；點(diǎn)③時(shí)，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(diǎn)④時(shí)，醋酸與NaOH溶液恰好完全反應(yīng)生成醋酸鈉溶液，故

c（Na+）>c（CH3COO-）>c（OH-）>c（H+），C正確；點(diǎn)①和點(diǎn)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(diǎn)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(duì)幾種守恒表達(dá)式進(jìn)行變形或疊加；需分清弱酸電離程度與酸根水解程度“競(jìng)爭(zhēng)”的相對(duì)強(qiáng)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(guān)弱酸的問題，需要充分運(yùn)用電離理論、水解理論、三大守恒定律，加強(qiáng)典型習(xí)題的訓(xùn)練，將考點(diǎn)練透。只有這樣才能突破問題難點(diǎn)，讓其成為高考的增分亮點(diǎn)。

（責(zé)任編輯羅艷）