《2019-2020年高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 專題8 溶液中的離子反應(yīng) 第一單元 弱電解質(zhì)的電離平衡學(xué)案 蘇教版.doc》由會員分享，可在線閱讀，更多相關(guān)《2019-2020年高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 專題8 溶液中的離子反應(yīng) 第一單元 弱電解質(zhì)的電離平衡學(xué)案 蘇教版.doc（21頁珍藏版）》請?jiān)谘b配圖網(wǎng)上搜索。

2019-2020年高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 專題8 溶液中的離子反應(yīng) 第一單元 弱電解質(zhì)的電離平衡學(xué)案 蘇教版 [考試標(biāo)準(zhǔn)] 知識條目 必考要求 加試要求 1.幾種典型的弱電解質(zhì) a a 2.弱電解質(zhì)水溶液中的電離平衡 a b 3.弱電解質(zhì)的電離方程式 b b 4.電離度及其簡單計(jì)算 c 5.電離平衡常數(shù)與弱酸、弱堿的酸堿性強(qiáng)弱之間的關(guān)系 b 6.多元弱酸的分步電離 a 1．弱電解質(zhì) (1)概念 (2)與化合物類型的關(guān)系 強(qiáng)電解質(zhì)主要是大部分離子化合物及某些共價(jià)化合物，弱電解質(zhì)主要是某些共價(jià)化合物。 (3)常見的弱電解質(zhì) 試寫出H2O、氫氟酸、醋酸、次氯酸、氫氰酸、一水合氨的電離方程式。 H2O：H2OH＋＋OH－； HF：HFH＋＋F－； CH3COOH：CH3COOHCH3COO－＋H＋； HClO：HClOH＋＋ClO－； HCN：HCNH＋＋CN－； NH3H2O：NH3H2ONH＋OH－。 2．弱電解質(zhì)的電離平衡 (1)電離平衡的建立 在一定條件下(如溫度、壓強(qiáng)等)，當(dāng)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(shí)，電離過程達(dá)到了平衡。 (2)電離平衡的特征 (3)外界條件對電離平衡的影響 ①內(nèi)因：弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)。 ②外因：濃度、溫度、加入試劑等。 (4)電離過程是可逆過程，可直接用化學(xué)平衡移動原理分析電離平衡。以0.1 molL－1CH3COOH溶液為例：CH3COOHCH3COO－＋H＋(正向吸熱)。 實(shí)例(稀溶液) CH3COOHH＋＋CH3COO－ ΔH>0 改變條件 平衡移動方向 n(H＋) c(H＋) 導(dǎo)電能力 Ka 加水稀釋 → 增大 減小 減弱 不變 加入少量冰醋酸 → 增大 增大 增強(qiáng) 不變 通入HCl(g) ← 增大 增大 增強(qiáng) 不變 加NaOH(s) → 減小 減小 增強(qiáng) 不變 加入鎂粉 → 減小 減小 增強(qiáng) 不變 升高溫度 → 增大 增大 增強(qiáng) 增大 加CH3COONa(s) ← 減小 減小 增強(qiáng) 不變 3.電離度(加試) (1)電離度概念與表達(dá)式 一定條件下，當(dāng)弱電解質(zhì)在水溶液中達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液中已經(jīng)電離的電解質(zhì)分子數(shù)占電解質(zhì)分子總數(shù)的百分?jǐn)?shù)。(常用符號α表示) 可用數(shù)學(xué)式表達(dá)為 α＝100% 或α＝100% 或α＝100% 即α＝100%(c：電解質(zhì)濃度，Δc：已電離電解質(zhì)濃度) 注意　①電離度適用于達(dá)平衡的電解質(zhì)溶液。②在相同溫度和相同濃度下，電離度大小可表示弱電解質(zhì)的相對強(qiáng)弱。電離度越小，電解質(zhì)越弱。 (2)影響電離度的因素 ①溫度：在其他條件不變時(shí)，升高溶液溫度，電離平衡向電離方向移動，電離度增大。 ②濃度：其他條件不變時(shí)，增大弱電解質(zhì)溶液濃度，平衡向電離方向移動，但電離度減小。若降低弱電解質(zhì)溶液濃度，平衡向電離方向移動，電離度增大，通常在溫度一定時(shí)電離度與溶液濃度平方根成反比。 ③其他電解質(zhì)的加入：如同離子效應(yīng)，加入與弱電解質(zhì)電離有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)時(shí)，會使弱電解質(zhì)電離度降低。 題組一　正確理解概念 1．下列說法正確的是(　　) A．強(qiáng)電解質(zhì)溶液中不存在溶質(zhì)分子，弱電解質(zhì)溶液中存在溶質(zhì)分子 B．氨氣溶于水，當(dāng)c(OH－)＝c(NH)時(shí)，表明NH3H2O電離處于平衡狀態(tài) C．弱電解質(zhì)一定是共價(jià)化合物 D．由0.1 molL－1一元堿BOH的pH＝10，可知溶液中存在BOHB＋＋OH－ 答案　A 2．下列說法正確的是(　　) A．電離平衡右移，電解質(zhì)分子的濃度一定減小，離子濃度一定增大 B．稀釋弱電解質(zhì)溶液時(shí)，所有粒子濃度都會減小 C．稀釋冰醋酸，導(dǎo)電能力先增大后減小 D．向0.1 molL－1的CH3COOH溶液中加入CH3COONa固體，因?yàn)镃H3COO－結(jié)合H＋，c(H＋)減小，平衡右移 答案　C 題組二　改變條件，平衡移動，判結(jié)果變化 3．將濃度為0.1 molL－1 HF溶液加水不斷稀釋，下列各量始終保持增大的是(　　) A．c(H＋) B．Ka(HF) C. D. 答案　D 解析　HF為弱酸，存在電離平衡：HFH＋＋F－。根據(jù)勒夏特列原理：當(dāng)改變影響平衡的一個(gè)條件，平衡會向著能夠減弱這種改變的方向移動，但平衡的移動不能完全消除這種改變，故加水稀釋，平衡正向移動，但c(H＋)減小，A錯誤；電離平衡常數(shù)只受溫度的影響，溫度不變，電離平衡常數(shù)Ka不變，B錯誤；當(dāng)溶液無限稀釋時(shí)，c(F－)不斷減小，但c(H＋)接近10－7 molL－1，所以減小，C錯誤；＝，由于加水稀釋，平衡正向移動，所以溶液中n(H＋)增大，n(HF)減小，所以增大，D正確。 4．25 ℃ 時(shí)，把0.2 molL－1的醋酸加水稀釋，則圖中的縱軸y表示的是(　　) A．溶液中OH－的物質(zhì)的量濃度 B．溶液的導(dǎo)電能力 C．溶液中的 D．CH3COOH的電離程度 答案　B 解析　25 ℃時(shí)，0.2 molL－1的醋酸稀釋過程中，隨著水的加入溶液中OH－的濃度增大(但不會超過10－7 molL－1)，CH3COOH的電離程度增大，CH3COO－數(shù)目增多，CH3COOH數(shù)目減少，但溶液中CH3COO－的濃度減小，溶液的導(dǎo)電能力減弱。 題組三　平衡移動，結(jié)果變化，判采取措施 5．稀氨水中存在著下列平衡：NH3H2ONH＋OH－，若要使平衡向逆反應(yīng)方向移動，同時(shí)使c(OH－)增大，應(yīng)加入的物質(zhì)或采取的措施是(　　) ①NH4Cl固體　②硫酸?、跱aOH固體　④水?、菁訜? ⑥加入少量MgSO4固體 A．①②③⑤ B．③⑥ C．③ D．③⑤ 答案　C 解析　若在氨水中加入NH4Cl固體，c(NH)增大，平衡向逆反應(yīng)方向移動，c(OH－)減小，①不合題意；硫酸中的H＋與OH－反應(yīng)，使c(OH－)減小，平衡向正反應(yīng)方向移動，②不合題意；當(dāng)在氨水中加入NaOH固體后，c(OH－)增大，平衡向逆反應(yīng)方向移動，③符合題意；若在氨水中加入水，稀釋溶液，平衡向正反應(yīng)方向移動，但c(OH－)減小，④不合題意；電離屬吸熱過程，加熱平衡向正反應(yīng)方向移動，c(OH－)增大，⑤不合題意；加入少量MgSO4固體發(fā)生反應(yīng)生成Mg(OH)2沉淀，溶液中c(OH－)減小，⑥不合題意。 6．已知0.1 molL－1的醋酸溶液中存在電離平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，要使溶液中c(H＋)/c(CH3COOH)的值增大，可以采取的措施是(　　) ①加少量燒堿溶液?、谏邷囟取、奂由倭勘姿? ④加水 A．①② B．①③ C．②④ D．③④ 答案　C 解析　本題中提供的四種措施都會使醋酸的電離平衡正向移動，但①、③會使c(H＋)/c(CH3COOH)的值減小。 題組四　電離度及簡單計(jì)算(加試) 7．20 ℃時(shí)，在0.5 L 0.2 molL－1的HA溶液中，有0.01 molL－1的HA電離成離子，求該溫度下的電離度。 答案　5% 解析　α＝100%＝5%。 8．250 ℃時(shí)，某溶液中，0.1 molL－1的HA已電離成離子，還有0.9 molL－1未電離，求電離度。 答案　10% 解析　α＝100%＝10%。 9．已知25 ℃時(shí)幾種物質(zhì)的電離度(溶液濃度均為0.1 molL－1)如下表(已知硫酸的第一步電離是完全的)： ①H2SO4溶液 HSOH＋＋SO ②NaHSO4溶液 HSOH＋＋SO ③醋酸溶液 CH3COOHH＋＋CH3COO－ ④鹽酸 HCl===H＋＋Cl－ 10% 29% 1.33% 100% (1)25 ℃時(shí)，0.1 molL－1上述幾種溶液中c(H＋)由大到小的順序是____________(填序號，下同)。 (2)25 ℃時(shí)，c(H＋)相同的上述溶液，其物質(zhì)的量濃度由大到小的順序是________________。 (3)25 ℃時(shí)，0.1 molL－1 H2SO4溶液中的HSO的電離度小于0.1 molL－1 NaHSO4溶液中HSO的電離度的原因是________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 答案　(1)①>④>②>③ (2)③>②>④>① (3)0.1 molL－1的H2SO4溶液中，H2SO4第一步電離產(chǎn)生的H＋抑制了第二步的電離，所以H2SO4中HSO的電離度小于NaHSO4中HSO的電離度 考點(diǎn)二　電離平衡常數(shù)(加試) 1．(1)填寫下表 弱電解質(zhì) 電離方程式 電離常數(shù) NH3H2O NH3H2ONH＋OH－ Kb＝1.710－5 CH3COOH CH3COOHCH3COO－＋H＋ Ka＝1.710－5 HClO HClOH＋＋ClO－ Ka＝4.710－8 (2)CH3COOH酸性大于(填“大于”、“小于”或“等于”)HClO酸性，判斷的依據(jù)：相同條件下，電離常數(shù)越大，電離程度越大，c(H＋)越大，酸性越強(qiáng)。 (3)電離平衡常數(shù)的意義：弱酸、弱堿的電離平衡常數(shù)能夠反映酸堿性的相對強(qiáng)弱。電離平衡常數(shù)越大，電離程度越大。多元弱酸的電離以第一步電離為主，各級電離平衡常數(shù)的大小差距較大。 (4)外因?qū)﹄婋x平衡常數(shù)的影響：電離平衡常數(shù)與其他化學(xué)平衡常數(shù)一樣只與溫度有關(guān)，與電解質(zhì)的濃度無關(guān)，升高溫度，K值增大，原因是電離是吸熱過程。 2．碳酸是二元弱酸 (1)電離方程式是H2CO3H＋＋HCO， HCOH＋＋CO。 (2)電離平衡常數(shù)表達(dá)式：Ka1＝，Ka2＝。 (3)比較大小：Ka1>Ka2。 3．幾種多元弱酸的電離常數(shù)(25 ℃) 多元弱酸 電離常數(shù) H2S Ka1＝9.110－8 Ka2＝1.110－12 H2C2O4 Ka1＝5.910－2 Ka2＝6.410－5 H3PO4 Ka1＝7.5210－3 Ka2＝6.2310－8 Ka3＝2.210－13 H3C6H5O7 (檸檬酸) Ka1＝7.110－4 Ka2＝1.6810－5 Ka3＝4.110－7 題組一　有關(guān)電離平衡常數(shù)的定性分析 1．25 ℃時(shí)，部分物質(zhì)的電離平衡常數(shù)如表所示： 化學(xué)式 CH3COOH H2CO3 HClO 電離平衡常數(shù) 1.710－5 Ka1＝4.310－7 Ka2＝5.610－11 3.010－8 請回答下列問題： (1)CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由強(qiáng)到弱的順序?yàn)? ________________________________________________________________________。 (2)同濃度的CH3COO－、HCO、CO、ClO－結(jié)合H＋的能力由強(qiáng)到弱的順序?yàn)? ________________________________________________________________________。 (3)將少量CO2氣體通入NaClO溶液中，寫出反應(yīng)的離子方程式：____________________。 (4)常溫下0.1 molL－1的CH3COOH溶液在加水稀釋過程中，填寫下列表達(dá)式中的數(shù)據(jù)變化情況(填“變大”、“變小”或“不變”)： ①　________； ②　________； ③　________； ④　________。 (5)體積為10 mL pH＝2的醋酸溶液與一元酸HX分別加水稀釋至1 000 mL，稀釋過程中pH變化如圖所示，則HX的電離平衡常數(shù)______(填“大于”、“等于”或“小于”)醋酸的電離平衡常數(shù)；理由是____________________________________________。 答案　(1)CH3COOH>H2CO3>HClO (2)CO>ClO－>HCO>CH3COO－ (3)ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCO (4)①變小?、诓蛔儭、圩兇蟆、懿蛔? (5)大于　稀釋相同倍數(shù)，HX的pH變化比CH3COOH的pH變化大，酸性強(qiáng)，電離平衡常數(shù)大 解析　電離平衡常數(shù)越大，酸性越強(qiáng)，電離平衡常數(shù)越小，其對應(yīng)酸根離子結(jié)合H＋能力越強(qiáng)。 (3)根據(jù)電離平衡常數(shù)可以判斷：H2CO3＞HClO＞HCO，CO可以和HClO反應(yīng)生成HCO和ClO－，所以少量CO2與NaClO溶液反應(yīng)生成HCO。 (4)①加水稀釋，n(CH3COOH)減小，n(H＋)增多，所以變小； ②Ka＝只與溫度有關(guān)，加水稀釋，Ka不變； ③＝，加水稀釋，n(CH3COO－)增大，n(CH3COOH)減小，故增大； ④＝＝，Ka、Kw只與溫度有關(guān)，所以加水稀釋不變。 (5)根據(jù)圖像分析知，起始時(shí)兩種溶液中c(H＋)相同，故c(較弱酸)＞c(較強(qiáng)酸)，稀釋過程中較弱酸的電離程度增大的多，故在整個(gè)稀釋過程中較弱酸的c(H＋)一直大于較強(qiáng)酸的c(H＋)，稀釋相同倍數(shù)，HX的pH變化比CH3COOH的大，故HX酸性強(qiáng)，電離平衡常數(shù)大。 題組二　有關(guān)電離平衡常數(shù)的定量計(jì)算 2．碳?xì)浠衔锿耆紵蒀O2和H2O。常溫常壓下，空氣中的CO2溶于水，達(dá)到平衡時(shí)，溶液的pH＝5.60，c(H2CO3)＝1.510－5。若忽略水的電離及H2CO3的第二級電離，則H2CO3HCO＋H＋的平衡常數(shù)Ka1＝________。(已知：10－5.60＝2.510－6) 答案　4.210－7 解析　H2CO3H＋＋HCO Ka1＝＝≈4.210－7。 3．在25 ℃下，將a molL－1的氨水與0.01 molL－1的鹽酸等體積混合，反應(yīng)平衡時(shí)溶液中c(NH)＝c(Cl－)，則溶液顯__________(填“酸”、“堿”或“中”)性；用含a的代數(shù)式表示NH3H2O的電離常數(shù)Kb＝___________________。 答案　中　 解析　氨水與鹽酸等體積混合后的溶液中的電荷守恒關(guān)系式為c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，因c(NH)＝c(Cl－)，故有c(H＋)＝c(OH－)，溶液顯中性。 NH3H2O　　　 NH　 ?。　H－ (－) molL－1 molL－1 10－7 molL－1 Kb＝＝。 4．常溫下，將a molL－1 CH3COONa溶于水配成溶液，向其中滴加等體積的b molL－1的鹽酸使溶液呈中性(不考慮鹽酸和醋酸的揮發(fā))，用含a和b的代數(shù)式表示醋酸的電離常數(shù)Ka＝________。 答案　 解析　由電荷守恒和物料守恒可得： 所以c(CH3COOH)＝c(Cl－)， CH3COOH　　CH3COO－　?。　＋ molL－1 (－) molL－1 10－7 molL－1 Ka＝＝。 5．在一定條件下可用甲醇與CO反應(yīng)生成醋酸消除CO污染。常溫下，將a molL－1的醋酸與b molL－1 Ba(OH)2溶液等體積混合，充分反應(yīng)后，溶液中存在2c(Ba2＋)＝c(CH3COO－)，則該混合溶液中醋酸的電離常數(shù)Ka＝________________(用含a和b的代數(shù)式表示)。 答案　 解析　根據(jù)電荷守恒得2c(Ba2＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)， 由于c(CH3COO－)＝2c(Ba2＋)＝b molL－1， 所以c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性； CH3COOH　　CH3COO－　＋　H＋ (－b)molL－1 b molL－1 10－7 molL－1 Ka＝＝。 判斷復(fù)分解反應(yīng)能否發(fā)生，遵循“強(qiáng)酸制弱酸”規(guī)律 考點(diǎn)三　強(qiáng)酸與弱酸的比較 濃度均為0.01 molL－1的強(qiáng)酸HA與弱酸HB pH均為2的強(qiáng)酸HA與弱酸HB pH或物質(zhì)的量濃度 2＝pHHAHB HA＝HB 體積相同時(shí)與過量的堿反應(yīng)消耗堿的量 HA＝HB HAc(B－) c(A－)＝c(B－) 分別加入固體NaA、NaB后pH的變化 HA：不變 HB：變大 HA：不變 HB：變大 加水稀釋10倍后 3＝pHHApHHB>2 溶液的導(dǎo)電性 HA>HB HA＝HB 水的電離程度 HAa>c　(2)b>a＝c　(3)c>a>b (4)c>a＝b　(5)a＝b＝c　a＝b>c　(6)c>a＝b (7)c>a＝b 解析　解答本題要注意以下三點(diǎn)：①HCl、H2SO4都是強(qiáng)酸，但H2SO4是二元酸；②CH3COOH是弱酸，在水溶液中不能完全電離；③醋酸溶液中存在CH3COOHCH3COO－＋H＋的電離平衡。 3．現(xiàn)有室溫下四種溶液，有關(guān)敘述不正確的是(　　) 序號 ① ② ③ ④ pH 11 11 3 3 溶液 氨水 氫氧化鈉溶液 醋酸 鹽酸 A.③④中分別加入適量的醋酸鈉晶體后，兩溶液的pH均增大 B．②③兩溶液等體積混合，所得溶液中c(H＋)＞c(OH－) C．分別加水稀釋10倍，四種溶液的pH ①＞②＞④＞③ D．V1 L ④與V2 L ①混合，若混合后溶液pH＝7，則V1＜ V2 答案　D 解析　醋酸鈉溶液顯堿性，A正確，也可以從平衡移動角度分析，CH3COONa電離出的CH3COO－：a.與鹽酸中的H＋結(jié)合生成CH3COOH；b.使醋酸中平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋左移，兩溶液中H＋濃度均減小，所以pH均增大；假設(shè)均是強(qiáng)酸強(qiáng)堿，且物質(zhì)的量濃度相同，等體積混合后溶液呈中性，但③醋酸是弱酸，其濃度遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于②，即混合后醋酸過量，溶液顯酸性，c(H＋)>c(OH－)，B正確；分別加水稀釋10倍，假設(shè)平衡不移動，那么①、②溶液的pH均為10，但稀釋氨水使平衡NH3H2ONH＋OH－右移，使①中pH>10，同理醋酸稀釋后pH<4，C正確；假設(shè)均是強(qiáng)酸強(qiáng)堿，混合后溶液呈中性，V1＝V2，但①氨水是弱堿，其濃度遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于④鹽酸，所以需要的①氨水少，即V1>V2，D錯誤。 題組三　判斷弱電解質(zhì)的方法 4．為了證明醋酸是弱電解質(zhì)，甲、乙、丙、丁四人分別選用下列試劑進(jìn)行實(shí)驗(yàn)：0.1 molL－1醋酸溶液、0.1 molL－1鹽酸、pH＝3的鹽酸、pH＝3的醋酸、CH3COONa晶體、NaCl晶體、CH3COONH4晶體、蒸餾水、鋅粒、pH試紙、酚酞、NaOH溶液等。 (1)甲取出10 mL 0.1 molL－1的醋酸溶液，用pH試紙測出其pH＝a，確定醋酸是弱電解質(zhì)，則a應(yīng)該滿足的關(guān)系是____________，理由是__________________________________ ________________________________________________________________________。 (2)乙分別取pH＝3的醋酸和鹽酸各1 mL，分別用蒸餾水稀釋到100 mL，然后用pH試紙分別測定兩溶液的pH，則可認(rèn)定醋酸是弱電解質(zhì)，判斷的依據(jù)是____________________ ________________________________________________________________________。 (3)丙分別取pH＝3的鹽酸和醋酸各10 mL，然后加入質(zhì)量相同的鋅粒，醋酸放出H2的速率快，則認(rèn)定醋酸是弱電解質(zhì)，你認(rèn)為這一方法正確嗎？________，請說明理由：________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 (4)丁用CH3COONa晶體、NaCl晶體、蒸餾水和酚酞做實(shí)驗(yàn)，也論證了醋酸是弱酸的事實(shí)，該同學(xué)的實(shí)驗(yàn)操作和現(xiàn)象是__________________________________________________ ________________________________________________________________________。 答案　(1)a>1　因醋酸是弱酸，不能完全電離　(2)鹽酸的pH＝5，醋酸的pH<5　(3)正確　由于醋酸是弱酸，隨著反應(yīng)的進(jìn)行，醋酸不斷電離，c(H＋)變化小，產(chǎn)生H2的速率醋酸比鹽酸快　(4)將CH3COONa晶體、NaCl晶體分別溶于適量水配成溶液，再分別滴入酚酞溶液，CH3COONa溶液變淺紅色，NaCl溶液不變色 1．假設(shè)法進(jìn)行有關(guān)量的大小比較 在做有關(guān)強(qiáng)酸、弱酸、強(qiáng)堿、弱堿的題目時(shí)，可以先假設(shè)所給物質(zhì)全部是強(qiáng)電解質(zhì)，再在此基礎(chǔ)上結(jié)合電離平衡移動原理進(jìn)行分析。如第3題中的C選項(xiàng)，分別加水稀釋10倍，假設(shè)平衡不移動，那么①、②溶液的pH均為10，然后再根據(jù)平衡移動原理進(jìn)行分析；再如D選項(xiàng)，假設(shè)均是強(qiáng)酸強(qiáng)堿，則V1＝V2，然后再根據(jù)弱堿的電離平衡及濃度進(jìn)行分析。 2．判斷弱電解質(zhì)的三個(gè)思維角度 角度一：弱電解質(zhì)的定義，即弱電解質(zhì)不能完全電離，如測0.1 molL－1的CH3COOH溶液的pH>1。 角度二：弱電解質(zhì)溶液中存在電離平衡，條件改變，平衡移動，如pH＝1的CH3COOH加水稀釋10倍后，17。 1．正誤判斷，正確的劃“√”，錯誤的劃“” (1)稀醋酸中加入少量醋酸鈉能增大醋酸的電離程度() (xx重慶理綜，3A) (2)25 ℃時(shí)，等體積等濃度的硝酸與氨水混合后，溶液pH＝7() (xx重慶理綜，3B) (3)25 ℃時(shí)，0.1 molL－1的硫化氫溶液比等濃度的硫化鈉溶液的導(dǎo)電能力弱(√) (xx重慶理綜，3D) (4)25 ℃時(shí)，用醋酸溶液滴定等濃度NaOH溶液至pH＝7，V醋酸＜VNaOH() (xx重慶理綜，2B) (5)CH3COOH溶液加水稀釋后，溶液中的值減小(√) (xx江蘇，11C) (6)室溫下，對于0.10 molL－1的氨水，加水稀釋后，溶液中c(NH)c(OH－)變大() (xx福建理綜，8B) (7)稀醋酸加水稀釋，醋酸的電離程度增大，溶液的pH減小() (xx重慶理綜，10B) (8)中和等體積、等物質(zhì)的量濃度的鹽酸和醋酸所消耗的n(NaOH)相等(√) (xx福建理綜，10C) 2．(xx浙江10月選考，17)關(guān)于常溫下濃度均為0.1 molL－1的鹽酸和醋酸溶液，下列說法正確的是(　　) A．醋酸溶液的pH小于鹽酸 B．醋酸的電離方程式：CH3COOH===CH3COO－＋H＋ C．c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＝c(Cl－) D．0.1 molL－1的醋酸溶液與等物質(zhì)的量濃度、等體積的氫氧化鈉溶液混合后c(H＋)>c(OH－) 答案　C 3．(xx全國卷Ⅰ，13)濃度均為0.10 molL－1、體積均為V0的MOH和ROH溶液，分別加水稀釋至體積V，pH隨lg的變化如圖所示。下列敘述錯誤的是(　　) A．MOH的堿性強(qiáng)于ROH的堿性 B．ROH的電離程度：b點(diǎn)大于a點(diǎn) C．若兩溶液無限稀釋，則它們的c(OH－)相等 D．當(dāng)lg＝2時(shí)，若兩溶液同時(shí)升高溫度，則增大 答案　D 解析　A項(xiàng)，0.10 molL－1的MOH和ROH，前者pH＝13，后者pH小于13，說明前者是強(qiáng)堿，后者是弱堿，正確；B項(xiàng)，ROH是弱堿，加水稀釋，促進(jìn)電離，b點(diǎn)電離程度大于a點(diǎn)，正確；C項(xiàng)，兩堿溶液無限稀釋，溶液近似呈中性，c(OH－)相等，正確；D項(xiàng)，由MOH是強(qiáng)堿，在溶液中完全電離，所以c(M＋)不變，ROH是弱堿，升高溫度，促進(jìn)電離平衡ROHR＋＋OH－向右進(jìn)行，c(R＋)增大，所以減小，錯誤。 5．[xx海南，16(1)]氨是合成硝酸、銨鹽和氮肥的基本原料?；卮鹣铝袉栴}： 氨的水溶液顯弱堿性，其原因?yàn)開___________________________________________________ (用離子方程式表示)；0.1 molL－1的氨水中加入少量NH4Cl固體，溶液的pH________(填“升高”或“降低”)；若加入少量明礬，溶液中NH的濃度________(填“增大”或“減小”)。 答案　NH3H2ONH＋OH－　降低　增大 6．(1)[xx福建理綜，23(3)①③]25 ℃，兩種酸的電離平衡常數(shù)如下表。 Ka1 Ka2 H2SO3 1.310－2 6.310－8 H2CO3 4.210－7 5.610－11 ①HSO的電離平衡常數(shù)表達(dá)式K＝_________________________________________。 ③H2SO3溶液和NaHCO3溶液反應(yīng)的主要離子方程式為______________________________。 答案?、? ③H2SO3＋HCO===HSO＋CO2↑＋H2O (2)[xx新課標(biāo)全國卷Ⅰ，27(1)(2)③]H3PO2是一元中強(qiáng)酸，寫出其電離方程式_____________ ________________________________________________________________________。 NaH2PO2為________(填“正鹽”或“酸式鹽”)，其溶液顯______(填“弱酸性”、“中性”或“弱堿性”)。 答案?、贖3PO2H＋＋H2PO ①正鹽　弱堿性 解析　①因?yàn)镠3PO2是一元中強(qiáng)酸，只有部分發(fā)生電離，電離方程式為H3PO2H＋＋H2PO。 ②③根據(jù)H3PO2是一元中強(qiáng)酸，可以判斷NaH2PO2是正鹽，屬于弱酸強(qiáng)堿鹽，因H2PO水解而使溶液呈弱堿性。 練出高分 1．下列關(guān)于電解質(zhì)的敘述正確的是(　　) A．電解質(zhì)溶液的濃度越大，其導(dǎo)電性能一定越強(qiáng) B．強(qiáng)酸和強(qiáng)堿一定是強(qiáng)電解質(zhì)，不管其水溶液濃度的大小，都能完全電離 C．強(qiáng)極性共價(jià)化合物不一定都是強(qiáng)電解質(zhì) D．多元酸、多元堿的導(dǎo)電性一定比一元酸、一元堿的導(dǎo)電性強(qiáng) 答案　C 解析　A、D項(xiàng)，導(dǎo)電性取決于離子濃度及所帶電荷數(shù)的多少，錯誤；B項(xiàng)，應(yīng)指其稀溶液中，錯誤；C項(xiàng)，HF是強(qiáng)極性共價(jià)化合物，但是弱電解質(zhì)。 2．下列物質(zhì)中，屬于弱電解質(zhì)的是(　　) A．CO2 B．NH3H2O C．NH4NO3 D．C2H5OH(酒精) 答案　B 3．下列電離方程式中，正確的是(　　) A．H2S2H＋＋S2－ B．NaHCO3Na＋＋H＋＋CO C．NaCl===Na＋＋Cl－ D．CH3COOH===CH3COO－＋H＋ 答案　C 解析　H2S是二元弱酸，分步電離，以第一步電離為主，其電離方程式為H2SH＋＋HS－，HS－S2－＋H＋，故A錯；NaHCO3為弱酸酸式鹽，HCO不能拆寫，其電離方程式為NaHCO3===Na＋＋HCO，故B錯；NaCl為強(qiáng)電解質(zhì)，完全電離，用“===”表示，故C正確；CH3COOH為弱酸，其電離方程式為CH3COOHCH3COO－＋H＋，故D錯。 4．對氨水中存在的電離平衡NH3H2ONH＋OH－，下列敘述正確的是(　　) A．加水后，溶液中n(OH－)增大 B．加入少量濃鹽酸，溶液中n(OH－)增大 C．加入少量濃NaOH溶液，電離平衡向正反應(yīng)方向移動 D．加入少量NH4Cl固體，溶液中c(NH)減小 答案　A 解析　A項(xiàng)，加水后促進(jìn)NH3H2O的電離，NH3H2O電離程度增大，n(OH－)增大；B項(xiàng)，加入濃鹽酸，雖然平衡向正反應(yīng)方向移動，由于OH－和H＋反應(yīng)，使n(OH－)減?。籆項(xiàng)，增大了c(OH－)，平衡向逆反應(yīng)方向移動；D項(xiàng)，增大c(NH)，雖然平衡向逆反應(yīng)方向移動，但根據(jù)勒夏特列原理可知，c(NH)增大。 5．已知HCl為強(qiáng)酸，下列對比實(shí)驗(yàn)不能用于證明CH3COOH為弱酸的是(　　) A．對比等濃度的兩種酸溶液的pH B．對比等濃度的兩種酸溶液與相同大小鎂條反應(yīng)的初始速率 C．對比等濃度、等體積的兩種酸溶液與等量NaOH溶液反應(yīng)后放出的熱量 D．對比等濃度、等體積的兩種酸溶液與足量Zn反應(yīng)生成H2的體積 答案　D 解析　A項(xiàng)，對比等濃度的兩種酸的pH，若醋酸的pH比鹽酸的pH大，說明醋酸沒有完全電離，為弱酸，A正確；B項(xiàng)，氫離子濃度越大，反應(yīng)速率越大，可對比等濃度的兩種酸與相同大小鎂條反應(yīng)的初始速率判斷酸性的強(qiáng)弱，故B正確；C項(xiàng)，電解質(zhì)的電離為吸熱過程，若醋酸發(fā)生中和反應(yīng)放出的熱量少于鹽酸，可證明醋酸為弱酸，故C正確；D項(xiàng)，等濃度、等體積的兩種酸與足量Zn反應(yīng)，最終生成H2的體積相等，不能證明酸性的強(qiáng)弱，故D錯誤。 6．25 ℃時(shí)加水稀釋10 mL pH＝11的氨水，下列判斷正確的是(　　) A．原氨水的濃度為10－3molL－1 B．溶液中減小 C．氨水的電離程度增大，溶液中所有離子的濃度均減小 D．再加入10 mL pH＝3的鹽酸充分反應(yīng)后混合液的pH值肯定大于7 答案　D 解析　A項(xiàng)，原氨水的濃度應(yīng)大于10－3molL－1，錯誤；B項(xiàng)，由于n(NH)增多，而n(NH3H2O)減小，因處于同一溶液中，所以增大，錯誤；C項(xiàng)，由于c(OH－)減小，所以c(H＋)應(yīng)增大，錯誤；D項(xiàng)，氨水過量，所以pH>7，正確。 7．pH相同、體積相同的氨水和氫氧化鈉溶液分別采取下列措施，有關(guān)敘述正確的是(　　) A．加入適量的氯化銨晶體后，兩溶液的pH均減小 B．溫度下降10 ℃，兩溶液的pH均不變 C．分別加水稀釋10倍，兩溶液的pH仍相等 D．用同濃度的鹽酸中和，消耗鹽酸的體積相同 答案　A 8．已知?dú)浞嵩谒芤褐薪⑷缦码婋x平衡：HFH＋ ＋ F－ ，若只改變一個(gè)條件，一定可以使c(HF)/c(H＋)減小的是(　　) A．通氯化氫氣體 B．加入少量氟化鉀固體 C．加入少量氫氧化鈉固體 D．通入少量氟化氫氣體 答案　A 解析　A項(xiàng)，通氯化氫氣體，溶液中的c(H＋)增大，化學(xué)平衡雖逆向移動，但c(H＋)增大的程度大于c(HF)增大的程度，則c(HF)/c(H＋)減小，正確；B項(xiàng)，加入少量氟化鉀固體，氟離子的濃度增大，化學(xué)平衡逆向移動，c(HF)增大，c(H＋)減小，則c(HF)/c(H＋)增大，錯誤；C項(xiàng)，加入少量氫氧化鈉固體，氫離子的濃度減小，化學(xué)平衡正向移動，c(F－)增大，＝增大，錯誤；D項(xiàng)，通入少量氟化氫氣體，化學(xué)平衡雖正向移動，但c(HF)增大的程度大于c(H＋)增大的程度，則c(HF)/c(H＋)增大，錯誤。 9．相同體積、相同pH的某一元強(qiáng)酸溶液①和某一元中強(qiáng)酸溶液②分別與足量的鋅粉發(fā)生反應(yīng)，下列關(guān)于氫氣體積(V)隨時(shí)間(t)變化的示意圖正確的是(　　) 答案　C 解析　強(qiáng)酸完全電離，中強(qiáng)酸部分電離，隨著反應(yīng)的進(jìn)行，中強(qiáng)酸會繼續(xù)電離出H＋，所以溶液②產(chǎn)生氫氣的體積多，在相同時(shí)間內(nèi)，②的反應(yīng)速率比①快。 10．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(guān)系如下圖所示。分別滴加NaOH溶液(c＝0.1 molL－1)至pH＝7，消耗NaOH溶液的體積為Vx、Vy，則(　　) A．x為弱酸，VxVy C．y為弱酸，VxVy 答案　C 解析　由圖知：將一元酸x和y分別稀釋10倍，pH的變化量ΔpHx＝1，ΔpHy<1，所以x為強(qiáng)酸，y為弱酸。pH＝2時(shí)弱酸y的濃度大，滴加NaOH溶液至pH＝7時(shí)需NaOH溶液的體積y比x大。 11．(加試題)運(yùn)用電離常數(shù)判斷可以發(fā)生的反應(yīng)是(　　) 酸 電離常數(shù)(25 ℃) 碳酸 Ka1＝4.310－7 Ka2＝5.610－11 次溴酸 Ka＝2.410－9 ①HBrO＋Na2CO3===NaBrO＋NaHCO3 ②2HBrO＋Na2CO3===2NaBrO＋H2O＋CO2↑ ③HBrO＋NaHCO3===NaBrO＋H2O＋CO2↑ ④NaBrO＋CO2＋H2O===NaHCO3＋HBrO A．①③ B．②④ C．①④ D．②③ 答案　C 解析　根據(jù)復(fù)分解反應(yīng)中較強(qiáng)酸制較弱酸的原理，①中次溴酸Ka＝2.410－9>碳酸Ka2＝5.610－11，能發(fā)生；次溴酸Ka＝2.410－9CH3COOH>H2CO3>H2PO>HCO>HPO　(4)或 解析　(1)弱電解質(zhì)的電離是吸熱反應(yīng)，升高溫度促進(jìn)弱電解質(zhì)電離，則生成物濃度增大，反應(yīng)物濃度減小，所以K值增大。 (2)K值越大，酸的電離程度越大，則溶液中氫離子濃度更大，所以溶液的酸性越強(qiáng)。 (3)電離常數(shù)越大，則酸性越強(qiáng)，電離常數(shù)越小，則酸性越弱，根據(jù)表格知，酸性最強(qiáng)的是H3PO4，最弱的是HPO。 (4)醋酸溶液中水電離出的氫離子濃度很小，對于醋酸電離出的氫離子來說水電離出的氫離子可以忽略，所以該溶液中c(CH3COO－)＝c(H＋)＝cα molL－1，溶液中c(CH3COOH)＝c(1－α)molL－1，則電離常數(shù)K＝＝。