12、CH3COO－＋H＋的電離平衡，當加入醋酸鈉晶體后，上述電離平衡向左移動，CH3COOH溶液中[H＋]變?。幌螓}酸中加入醋酸鈉晶體后，會發(fā)生反應CH3COO－＋H＋CH3COOH，使鹽酸中[H＋]變??；溫度升高，使CH3COOHCH3COO－＋H＋的電離平衡向右移動，[H＋]變大；加水稀釋時，兩溶液的[H＋]都變??；[H＋]相同、體積相同的醋酸溶液和鹽酸，其溶質的物質的量并不相等，所以，與足量的鋅粉反應，醋酸產生的氫氣多。 2．pH＝2的兩種一元酸x和y，體積均為100 mL，稀釋過程中pH與溶液體積的關系如圖所示。分別滴加0.1 mol·L－1NaOH溶液至pH＝7，消耗NaO

13、H溶液的體積為Vx、Vy，則(　　) A．x為弱酸，VxVy C．y為弱酸，VxVy 解析：選C　由圖像可知x稀釋10倍，pH變化1個單位(從pH＝2變化為pH＝3)，故x為強酸，而y稀釋10倍，pH變化小于1個單位，故y為弱酸；pH均為2的x、y，前者的濃度為0.01 mol·L－1，而后者大于0.01 mol·L－1，故中和至中性時，后者消耗堿液的體積大，所以C正確。 [三級訓練·節(jié)節(jié)過關]　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 1．下列關于弱電解質的電離平衡常數的

14、敘述中，正確的是(　　) A．因為電離過程是吸熱過程，所以溫度越高，同一弱電解質的電離平衡常數越小 B．弱電解質的電離平衡常數是用各微粒的平衡濃度表示的，所以弱電解質的電離平衡常數只與濃度有關 C．對于不同的弱酸，電離平衡常數越大，酸性一定越強，可以通過電離平衡常數的大小判斷弱酸的相對強弱 D．弱電解質的電離平衡常數是衡量弱電解質電離程度大小的一種方法 解析：選D　溫度越高，電離平衡常數越大，A錯誤。對同一弱電解質，電離平衡常數只是溫度的函數，與濃度的大小無關，B錯誤。在相同溫度下，才可以通過電離平衡常數的大小判斷弱酸的相對強弱，C錯誤。電離平衡常數是衡量弱電解質電離程度大小的一種方

15、法，D正確。 2．在CH3COOH溶液中存在如下平衡：CH3COOHH＋＋CH3COO－。加入少量下列固體物質，能使平衡逆向移動的是(　　) A．NaCl　　　　　　　　 B．CH3COONa C．Na2CO3 D．NaOH 解析：選B　加入Na2CO3、NaOH能與H＋反應，使平衡正向移動；加入CH3COONa，c(CH3COO－)增大，平衡逆向移動。 3．在含少量酚酞的0.1 mol·L－1氨水中加入少量NH4Cl晶體，則溶液顏色(　　) A．變藍色 B．變深 C．變淺 D．不變 解析：選C　加入NH4Cl晶體，[NH]增大，抑制了NH3·H2O的電離，堿性

16、變弱，顏色變淺。 4．下列敘述不正確的是(　　) A．pH相等、體積相等的鹽酸和醋酸加水稀釋10倍后，前者的pH大于后者 B．pH相等、體積相等的鹽酸和醋酸分別中和0.1 mol·L－1的NaOH溶液，消耗NaOH溶液體積相等 C．等濃度、等體積的鹽酸和醋酸與足量的鋅粉反應，開始時前者產生H2的速率大于后者，最終產生H2的量相等 D．等濃度、等體積的鹽酸和醋酸分別中和0.1 mol·L－1的NaOH溶液，消耗NaOH溶液體積相等 解析：選B　pH相等、體積相等的鹽酸和醋酸加水稀釋10倍后，由于醋酸是弱酸，稀釋過程中電離程度變大，稀釋后醋酸的酸性強，pH小，A正確；pH相等、體積相等

17、的鹽酸和醋酸，由于醋酸是弱酸，濃度比鹽酸大，在和鹽酸體積相同時，消耗NaOH溶液體積大，B不正確；等濃度、等體積的鹽酸和醋酸與足量的鋅粉反應，由于醋酸是弱酸，開始時[H＋]小，開始時醋酸產生H2的速率小，但是由于二者濃度相等，所以最終產生H2的量相等，C正確；濃度相等、體積相等，則物質的量就相等，二者消耗的同濃度的NaOH溶液體積相等，D正確。 5．已知HClO是比H2CO3還弱的酸，氯水中存在下列平衡：Cl2＋H2OHCl＋HClO；HClOH＋＋ClO－，達到平衡后： (1)要使HClO的濃度增大，可加入下列物質中的(填代號)__________。 A．SO2　　　　　　　　

18、　　 B．Na2CO3 C．HCl D．NaOH (2)由此說明在實驗室里可用排飽和食鹽水法收集Cl2的理由是__________________ ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 解析：A、D都能直接和HClO反應使其濃度降低，C項中HCl濃度增大，使平衡逆向移動，HClO濃度降低；B項中Na2CO3只與HCl反應，不與H

19、ClO反應，使平衡向右移動，HClO濃度增大。飽和食鹽水中的[Cl－]較大，使上述平衡向左移動，降低Cl2在飽和食鹽水中的溶解度。 答案：(1)B　(2)氯水中存在下列平衡：Cl2＋H2OH＋＋Cl－＋HClO，在飽和食鹽水中[Cl－]較大，平衡向左移動，使Cl2的溶解度降低 1．在下列的各種敘述中，正確的是(　　) A．任何酸都有電離平衡常數 B．任何條件下，酸的電離平衡常數都不變 C．多元弱酸各步電離平衡常數相互關系為Ka1＜Ka2＜Ka3 D．KW并不是水的電離平衡常數 解析：選D　只有弱酸存在電離平衡，有電離平衡常數；電離平衡常數受溫度的影響，升高溫度，電離平衡常

20、數增大；多元弱酸分步電離，以第一步電離為主，Ka1≥Ka2≥Ka3；KW＝[H＋][OH－]＝Ka·[H2O]。 2．碳酸中存在電離平衡，下列有關H2CO3的電離平衡常數的表達式中正確的是(　　) A．K＝ B．K＝ C．K1＝ D．K2＝ 解析：選C　H2CO3分兩步電離：H2CO3H＋＋HCO(主)，HCOH＋＋CO(次)，因此對應兩個電離常數K1＝、K2＝ 3．用蒸餾水逐漸稀釋0.1 mol·L－1的氨水，若維持溫度不變，則在稀釋過程中逐漸增大的是(　　) A．NH的物質的量濃度 B．NH3·H2O的物質的量濃度 C．OH－的物質的量濃度 D．NH和OH

21、－的物質的量 解析：選D　稀釋氨水時，NH3·H2O的電離平衡正向移動，所以NH和OH－的物質的量均增大，但是溶液的體積變化更大，NH、NH3·H2O、OH－的物質的量濃度均減小。 4．將濃度為0.1 mol·L－1的HF溶液不斷加水稀釋，下列各量始終保持增大的是(　　) A．[H＋]　　　　　　　　 B．Ka(HF) C. D. 解析：選D　A項，在0.1 mol·L－1HF溶液中存在電離平衡：HFH＋＋F－，加水稀釋，平衡向右移動，但最終[H＋]減小；B項，電離常數與濃度無關，其數值在稀釋過程中不變；C項，根據電荷守恒，[H＋]＝[F－]＋[OH－]，則＝＝1－，隨著稀釋

22、，[H＋]減小，[OH－]增大，故不斷減??；D項，＝＝，稀釋過程中，[F－]逐漸減小，故始終保持增大。 5．某濃度的氨水中存在下列平衡：NH3·H2ONH＋OH－，如想增大NH的濃度，而不增大OH－的濃度，應采取的措施是(　　) ①適當升高溫度　　　　?、诩尤隢H4Cl固體 ③通入NH3 ④加入少量鹽酸 A．①② B．②③ C．②④ D．①④ 解析：選C　升溫平衡向右移動，[NH]、[OH－]都增大；加入NH4Cl固體，相當于增大[NH]，平衡向左移動，[OH－]減?。煌ㄈ隢H3平衡向右移動，[NH]、[OH－]都增大；加入少量鹽酸，H＋與OH－反應使[OH－]下降，

23、平衡向右移動，使[NH]增大。 6．在100 mL 0.1 mol·L－1的醋酸溶液中，欲使醋酸的電離程度增大，H＋濃度減小，可采用的方法是(　　) A．加熱 B．加入100 mL 0.1 mol·L－1的醋酸溶液 C．加入少量的0.5 mol·L－1的硫酸 D．加入少量的1 mol·L－1的NaOH溶液 解析：選D　A項加熱促進電離，H＋濃度增大。B項，H＋濃度不變。C項，加H2SO4抑制電離，但H＋濃度增大。D項，加入NaOH，OH－與H＋反應，平衡向右移動，H＋濃度減小。 7．用水稀釋0.1 mol·L－1氨水時，溶液中隨水量的增加而減小的是(　　) A．[OH－]/[N

24、H3·H2O] B．[NH3·H2O]/[OH－] C．[H＋]和[OH－]的乘積 D．n(OH－) 解析：選B　加水促進NH3·H2O的電離，使n(NH3·H2O)減小，n(OH－)增大，因此[NH3·H2O]/[OH－]＝n(NH3·H2O)/n(OH－)減小。 8．某溫度下，相同pH的鹽酸和醋酸溶液分別加水稀釋，平衡pH隨溶液體積變化的曲線如圖所示。據圖判斷正確的是(　　) A．Ⅱ為鹽酸稀釋時的pH變化曲線 B．b點溶液的導電性比c點溶液的導電性強 C．a點KW的數值比c點KW的數值大 D．b點酸的總濃度大于a點酸的總濃度 解析：選B?、驊獮榇姿嵯♂寱r的pH變化曲

25、線；溶液導電性取決于離子濃度，b點的H＋濃度大，導電性強；KW的大小只取決于溫度；相同pH的鹽酸和醋酸，醋酸濃度遠大于鹽酸的濃度，稀釋到相同體積時，醋酸(Ⅱ)濃度大于鹽酸(Ⅰ)濃度。 9．一定溫度下，冰醋酸加水稀釋過程中溶液的導電能力如右圖所示。請回答：(冰醋酸為純醋酸) (1)“O”點為什么不導電________________________________________________； (2)a、b、c三點[H＋]由大到小的順序是__________； (3)a、b、c三點中醋酸的電離程度最大的是________點； (4)若使c點溶液中的[CH3COO－]提高，在如下

26、措施中可選擇________(填標號)。 A．加熱　B．加很稀的NaOH溶液　C．加固體KOH　D．加水　E．加固體CH3COONa　F．加Zn粉 (5)在稀釋過程中，隨著醋酸濃度的降低，下列始終保持增大趨勢的是______。 A．[H＋] B．H＋個數 C．CH3COOH分子數 D. 解析：冰醋酸為共價化合物，在純液態(tài)時不電離，因此“O”點不導電；隨著水的加入，醋酸開始電離，Ob段醋酸溶液中離子濃度增大，導電能力增強，隨著水量的增加，離子濃度降低，導電能力減弱；降低[H＋]使平衡向右移動，或加入CH3COO－均可使CH3COO－濃度增大。(5)在稀釋過程中，始終保持增大趨勢

27、的是H＋個數和。 答案：(1)冰醋酸不電離，無自由移動的離子 (2)b＞a＞c　(3)c　(4)ACEF　(5)BD 10．下表是幾種常見弱酸的電離平衡常數(25 ℃)。 酸 電離方程式 CH3COOH CH3COOH CH3COO－＋H＋ 1.75×10－5 H2CO3 H2CO3H＋＋HCO HCOH＋＋CO K1＝4.4×10－7 K2＝4.7×10－11 H2S H2SH＋＋HS－ HS－H＋＋S2－ K1＝9.1×10－8 K2＝1.1×10－12 H3PO4 H3PO4H＋＋H2PO H2POH＋＋HPO

28、 HPOH＋＋PO K1＝7.1×10－3 K2＝6.3×10－8 K3＝4.2×10－13 回答下列問題： (1)當溫度升高時，K值________(填“增大”“減小”或“不變”)。 (2)在溫度相同時，各弱酸的K值不同，那么K值的大小與酸性的相對強弱有何關系？ ________________________________________________________________________。 (3)若把CH3COOH、H2CO3、HCO、H2S、HS－、H3PO4、H2PO、HPO都看作是酸，其中酸性最強的是________，最弱的是________。

29、(4)多元弱酸是分步電離的，每一步都有相應的電離平衡常數。對于同一種多元弱酸的K1、K2、K3之間存在著數量上的規(guī)律，此規(guī)律是________，產生此規(guī)律的原因是________________________________________________________________________。 (5)用食醋浸泡有水垢的水壺，可以清除其中的水垢，通過該事實________(填“能”或“不能”)比較醋酸與碳酸的酸性強弱，請設計一個簡單的實驗驗證醋酸與碳酸的酸性強弱。 方案：______________________________________________________

30、________。 解析：(1)弱電解質的電離過程是吸熱過程，升高溫度能促進電離，故升高溫度，K值增大。(2)K值越大，說明電離出的離子濃度越大，該酸易電離，酸性越強。(3)因為K值越大，酸性越強，在這幾種酸中，H3PO4的K值最大，HPO的K值最小，故酸性最強的是H3PO4，酸性最弱的是HPO。(4)由表中的數據可以看出，常數之間是105倍的關系，即K1∶K2∶K3≈1∶10－5∶10－10，酸的每級電離都能產生H＋，故上一級電離產生的H＋對下一級電離有抑制作用，使得上一級的電離常數遠大于下一級的電離常數。(5)醋酸的酸性大于碳酸，可用CH3COOH與CaCO3(水垢的主要成分)或NaHC

31、O3反應產生CO2來證明。 答案：(1)增大 (2)K值越大，電離出的氫離子濃度越大，所以酸性越強 (3)H3PO4　HPO (4)K1∶K2∶K3≈1∶10－5∶10－10　上一級電離產生的H＋對下一級電離有抑制作用 (5)能　向盛有少量NaHCO3溶液的試管中加入適量CH3COOH溶液，產生無色氣泡，證明醋酸酸性大于碳酸 1．下列有關“電離平衡”的敘述中正確的是(　　) A．電解質在溶液里達到電離平衡時，分子的濃度和離子的濃度相等 B．達到電離平衡時，由于分子和離子的濃度不再發(fā)生變化，所以說電離平衡是靜態(tài) 平衡 C．電離平衡是相對的、暫時的，外界條件改變時，平衡可能

32、會發(fā)生移動 D．電解質達到電離平衡后，各離子的濃度相等 解析：選C　A項，達到電離平衡時，分子的濃度和離子的濃度均不變，但未必相等；B項，達到電離平衡時，分子仍然要電離為離子，離子也要結合為分子，只是二者速率相等，即電離平衡是動態(tài)平衡；D項，達到電離平衡時，電解質溶液中各離子的濃度不變，但不一定相等。 2．根據表中數據(均在同溫、同壓下測定) 酸 HX HY HZ 0.1 0.2 0.3 7.2×10－4 1.8×10－4 1.8×10－5 可得出弱電解質強弱順序正確的是(　　) A．HX>HY>HZ B．HZ>HY>HX C．HY>HZ>HX

33、D．HZ>HX>HY 解析：選A　電離平衡常數與濃度無關，在同一溫度下，電離平衡常數越大，表示弱電解質的電離能力越強，故酸性強弱順序為HX>HY>HZ。 3．室溫下向10 mL 0.1 mol·L－1的醋酸溶液中加水稀釋后，下列說法正確的是(　　) A．溶液中導電粒子的數目減小 B．溶液中不變 C．醋酸的電離程度增大，[H＋]亦增大 D．醋酸的電離常數K隨醋酸濃度減小而減小 解析：選B　醋酸加水稀釋，促進醋酸的電離，溶液中導電離子的數目增加，A錯誤；醋酸加水稀釋，電離程度增大，但[H＋]減小，C錯誤；電離常數K只與溫度有關，與醋酸的濃度無關，D錯誤；由于溫度不變，電離平衡常數K＝

34、不變。 4．下列實驗事實不能證明醋酸是弱酸的是(　　) A．相同pH的醋酸溶液和鹽酸分別與同樣顆粒大小的鋅反應時，產生H2的起始速率 相等 B．常溫下，測得0.1 mol·L－1醋酸溶液的pH＝4 C．常溫下，將pH＝1的醋酸溶液稀釋1 000倍，測得pH<4 D．在相同條件下，醋酸溶液的導電性比鹽酸的弱 解析：選A　A項，pH相同，說明兩溶液中的[H＋]相同，與同樣的鋅反應時產生的H2的起始速率相同，無法證明醋酸是否已完全電離。B項，若為強酸，常溫下0.1 mol·L－1的一元酸，pH＝1，而醋酸的pH＝4，證明醋酸未完全電離，是弱電解質。C項，若為強酸，常溫下pH＝1的一元酸

35、稀釋1 000倍后，溶液的pH＝4，而pH＝1的醋酸稀釋1 000倍后pH<4，證明醋酸在稀釋過程中可以繼續(xù)電離，溶液中存在著醋酸分子，醋酸未完全電離。D項，相同條件下，CH3COOH溶液的導電性比鹽酸弱，證明其溶液中離子濃度小，即醋酸未完全 電離。 5．一元弱酸HA(aq)中存在下列電離平衡：HAA－＋H＋。將1.0 mol HA加入1.0 L水中，如圖中，表示溶液中HA、H＋、A－的物質的量濃度隨時間而變化的曲線正確的是(　　) 解析：選C　根據弱酸HA的電離平衡知，HA濃度由大到小，排除D項；A－、H＋濃度由0增大，排除了A、B；平衡時，HA減少量等于A－的增加量。 6．

36、稀氨水中存在平衡：NH3·H2ONH＋OH－，若要使平衡逆向移動，同時使[OH－]增大，應加入的物質或采取的措施是(　　) ①NH4Cl固體　?、诹蛩帷　、跱aOH固體　?、芩? ⑤加熱　　⑥MgSO4固體 A．①②③⑤ B③⑥ C．③ D．③⑤ 解析：選C　在氨水中加入NH4Cl固體，[NH]增大，平衡逆向移動，[OH－]減小，①錯誤；加入硫酸，H＋與OH－反應，則[OH－]減小，平衡正向移動，②錯誤；加入NaOH固體后，[OH－]增大，平衡逆向移動，③正確；加水稀釋氨水，平衡正向移動，[OH－]減小，④錯誤；NH3·H2O的電離過程是吸熱過程，加熱時平衡正向移動，[OH

37、－]增大，⑤錯誤；加入MgSO4固體，發(fā)生反應Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓，[OH－]減小，平衡正向移動，⑥錯誤。 7．如圖表示25 ℃時，0.1 mol·L－1的一元弱酸HA溶液在加水稀釋過程中，某物理量(y)隨加水量(x)變化的情況，則圖中縱軸y不可能是(　　) A．[HA] B．Ka(HA) C．[H＋] D．[A－] 解析：選B　一元弱酸HA溶液加水稀釋后，[H＋]、[HA]、[A－]均減??；溫度不變時，Ka(HA)不發(fā)生變化。 8．甲、乙兩位同學設計用實驗確定某酸HA是弱電解質，存在電離平衡，且改變條件平衡發(fā)生移動。實驗方案如下： 甲：取純度相同，

38、質量、大小相等的鋅粒于兩支試管中，同時加入0.1 mol·L－1的HA溶液、稀鹽酸各10 mL，按圖裝好，觀察現象。 乙：①用pH計測定濃度均為0.1 mol·L－1的HA溶液和稀鹽酸的pH； ②再取0.1 mol·L－1的HA溶液和稀鹽酸各2滴(1滴約為 mL)分別稀釋至100 mL，再用pH計測其pH變化。 (1)乙的方案中說明HA是弱電解質的理由是：測得 0．1 mol·L－1的HA溶液的pH________1(填“>”“<”或“＝”)；甲方案中，說明HA是弱電解質的實驗現象是________(填序號)。 A．加入兩種稀酸后，兩個試管上方的氣球同時鼓起，且一樣大 B．加入

39、HA溶液后，試管上方的氣球鼓起慢 C．加入稀鹽酸后，試管上方的氣球鼓起慢 (2)乙同學設計的實驗第________步，能證明改變條件弱電解質平衡發(fā)生移動。甲同學為了進一步證明弱電解質電離平衡移動的情況，設計如下實驗： ①使HA的電離程度和[H＋]都減小，[A－]增大，可在0.1 mol·L－1的HA溶液中，選擇加入________試劑(選填“A”“B”“C”或“D”，下同)； ②使HA的電離程度減小，[H＋]和[A－]都增大，可在0.1 mol·L－1的HA溶液中，選擇加入________試劑。 A．NaA固體(可完全溶于水) B．1 mol·L－1 NaOH溶液 C．1 mol

40、·L－1 H2SO4 D．2 mol·L－1 HA (3)體積相等、H＋濃度相同的兩份溶液A(鹽酸)和B(CH3COOH)分別與鋅粉反應，若最后僅有一份溶液中存在鋅，放出氫氣的質量相同，則下列說法正確的是________(填寫序號)。 ①反應所需要的時間B>A ②開始反應時的速率A>B ③參加反應的鋅的物質的量A＝B ④反應過程的平均速率B>A ⑤A中有鋅剩余 ⑥B中有鋅剩余 解析：(1)弱酸不能完全電離，故0.1 mol·L－1的HA中[H＋]必小于0.1 mol·L－1，其pH>1。因HA為弱酸，溶液中的[H＋]低于相同濃度的一元強酸的[H＋]，故產生氫氣的速率稍慢，但最終由于電離出的氫離子的量相同，故生成氫氣的體積一樣大，即氣球的體積一樣大。 (2)乙方案中②，取0.1 mol·L－1的HA溶液和稀鹽酸各2滴稀釋相同的倍數，弱酸HA的pH變化小，強酸的pH變化大，這是因為稀釋能促進弱電解質電離平衡的移動。 (3)H＋濃度相同時，CH3COOH溶液的濃度大，在反應過程中不斷電離補充H＋，故CH3COOH的反應速率大，所用時間少。因放出H2相等，所以耗鋅量相等。若鋅足量應是CH3COOH放H2多。所以鹽酸中有鋅剩余。 答案：(1)>　B (2)②　A　D (3)③④⑤