《2019版高考化學大一輪復習 專題8 水溶液中的離子反應 第1講 弱電解質(zhì)的電離平衡學案 蘇教版.doc》由會員分享，可在線閱讀，更多相關《2019版高考化學大一輪復習 專題8 水溶液中的離子反應 第1講 弱電解質(zhì)的電離平衡學案 蘇教版.doc（25頁珍藏版）》請在裝配圖網(wǎng)上搜索。

第1講　弱電解質(zhì)的電離平衡 【2019備考】 最新考綱：1.了解電解質(zhì)的概念；了解強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念。2.理解弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡。3.了解電離平衡常數(shù)。能利用電離平衡常數(shù)進行相關計算。 考點一　弱電解質(zhì)的電離 (頻數(shù)：★★☆　難度：★★☆) 1．弱電解質(zhì) (1)概念 (2)與化合物類型的關系 強電解質(zhì)主要是大部分離子化合物及某些共價化合物，弱電解質(zhì)主要是某些共價化合物。 2．弱電解質(zhì)的電離平衡 (1)電離平衡的建立 在一定條件(如溫度、濃度等)下，當弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結合成弱電解質(zhì)分子的速率相等時，電離過程就達到平衡。平衡建立過程如圖所示： (2)電離平衡的特征 (3)外界條件對電離平衡的影響 ①溫度：溫度升高，電離平衡向右移動，電離程度增大。 ②濃度：稀釋溶液，電離平衡向右移動，電離程度增大。 ③同離子效應：加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強電解質(zhì)，電離平衡向左移動，電離程度減小。 ④加入能反應的物質(zhì)：電離平衡向右移動，電離程度增大。 電離平衡“三提醒” ①稀醋酸加水稀釋時，溶液中的各離子濃度并不是都減小，如c(OH－)是增大的。 ②電離平衡右移，電解質(zhì)分子的濃度不一定減小，如稀醋酸中加入冰醋酸。 ③電離平衡右移，電離程度也不一定增大。 1．教材基礎知識判斷 (1)強電解質(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(　　) (2)氨氣溶于水，當NH3H2O電離出的c(OH－)＝c(NH)時，表明NH3H2O電離處于平衡狀態(tài)(　　) (3)室溫下，由0.1 molL－1一元堿BOH的pH＝10，可知溶液中存在BOH===B＋＋OH－(　　) (4)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(　　) (5)稀釋弱電解質(zhì)溶液時，所有粒子濃度都一定會減小(　　) 答案　(1)√　(2)　(3)　(4)　(5) 2．教材知識拓展 (1)分別畫出冰醋酸和0.1 molL－1的醋酸加水稀釋時導電能力的變化圖。 答案　 (2)以0.1 molL－1 CH3COOH溶液為例，填寫外界條件對CH3COOHCH3COO－＋H＋　ΔH＞0的影響。 實例(稀溶液) CH3COOHH＋＋CH3COO－　ΔH＞0 改變條件 平衡移動方向 n(H＋) c(H＋) 導電能力 Ka 加水稀釋 → 加入少量 冰醋酸 → 通入HCl(g) ← 加NaOH(s) → 加入鎂粉 → 升高溫度 → 加 CH3COONa(s) ← 減小 減小 增強 不變 答案　增大　減小　減弱　不變　增大　增大　增強　不變　增大　增大　增強　不變　減小　減小　增強　不變　減小　減小　增強　不變　增大　增大　增強　增大 3．(溯源題)(2015課標全國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，判斷下列說法是否正確： (1)MOH的堿性強于ROH的堿性(　　) (2)ROH的電離程度：b點大于a點(　　) (3)若兩溶液無限稀釋，則它們的c(OH－)相等(　　) (4)當lg＝2時，若兩溶液同時升高溫度，則c(M＋)/c(R＋)增大(　　) 答案　(1)√　(2)√　(3)√　(4) 探源：本考題源于教材LK選修4 P81“交流研討”及其拓展，對弱電解質(zhì)電離的影響因素(加水稀釋)進行了考查。 題組一　弱電解質(zhì)及其電離平衡特點 1．下列有關電離平衡的敘述正確的是(　　) A．電離平衡是相對的、暫時的，外界條件改變時，平衡就可能發(fā)生移動 B．電離平衡時，由于分子和離子的濃度不斷發(fā)生變化，所以說電離平衡是動態(tài)平衡 C．電解質(zhì)在溶液里達到電離平衡時，分子的濃度和離子的濃度相等 D．電解質(zhì)達到電離平衡后，各種離子的濃度相等 解析　電離平衡是化學平衡的一種，平衡時，電離過程和離子結合成分子的過程仍在進行，分子電離成離子的速率和離子結合成分子的速率相等，各分子和離子的濃度不再變化，與分子和離子濃度是否相等沒有關系，所以只有A正確。 答案　A 2．下列事實中，能說明MOH是弱堿的有(　　) ①0.1 molL－1 MOH溶液可以使酚酞試液變紅 ②0.1 molL－1 MCl溶液呈酸性?、?.1 molL－1 MOH溶液的導電能力比0.1 molL－1 NaOH溶液弱　④等體積的0.1 molL－1 MOH溶液與0.1 molL－1 HCl溶液恰好完全反應 A．①②③ B．②③ C．②④ D．③④ 解析?、?.1 molL－1 MOH溶液可以使酚酞試液變紅，說明MOH能電離出氫氧根離子，而不能說明MOH的電離程度，所以不能證明MOH是弱堿；②0.1 molL－1 MCl溶液呈酸性，說明MCl為強酸弱堿鹽，則MOH為弱堿；③溶液的導電能力與離子濃度和離子所帶的電荷數(shù)有關，0.1 molL－1 MOH溶液的導電能力比0.1 molL－1 NaOH溶液的弱，說明MOH溶液中離子濃度比NaOH溶液中離子濃度小，MOH部分電離，為弱堿；④等體積的0.1 molL－1 MOH溶液與0.1 molL－1 HCl溶液恰好完全反應，無論是強堿還是弱堿，都能恰好完全反應。 答案　B 題組二　外界條件對電離平衡移動的影響 3．0.1 mol/L的氨水10 mL，加蒸餾水稀釋到1 L后，下列變化中正確的是(　　) ①NH3H2O電離程度增大?、赾(NH3H2O)增大 ③NH數(shù)目增多?、躢(OH－)增大?、萑芤簩щ娔芰υ鰪姟、拊龃? A．①②③ B．①③⑤ C．①③⑥ D．②④⑥ 解析　氨水加水稀釋，電離程度增大，則c(NH3H2O)減小，NH數(shù)目增多，①對、②錯、③對；溶液中c(OH－)減小，④錯；溶液稀釋時c(NH)、c(OH－)均減小，溶液導電能力減弱，⑤錯；根據(jù)Kb＝，則＝，由于溫度不變，Kb不變，而c(OH－)減小，則增大，⑥正確。綜上，應選C。 答案　C 4．稀氨水中存在著下列平衡：NH3H2ONH＋OH－，若要使平衡向逆反應方向移動，同時使c(OH－)增大，應加入的物質(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 解析　若在氨水中加入NH4Cl固體，c(NH)增大，平衡向逆反應方向移動，c(OH－)減小，①不合題意；硫酸中的H＋與OH－反應，使c(OH－)減小，平衡向正反應方向移動，②不合題意；當在氨水中加入NaOH固體后，c(OH－)增大，平衡向逆反應方向移動，③符合題意；若在氨水中加入水，稀釋溶液，平衡向正反應方向移動，但c(OH－)減?。虎懿缓项}意；電離屬吸熱過程，加熱平衡向正反應方向移動，c(OH－)增大，⑤不合題意；加入少量MgSO4固體發(fā)生反應Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓，溶液中c(OH－)減小，⑥不合題意。 答案　C 【反思歸納】 從“定性”和“定量”兩個角度理解電離平衡 (1)從定性角度分析電離平衡：應該深刻地理解勒夏特列原理——平衡向“減弱”這種改變的方向移動，移動結果不能“抵消”或“超越”這種改變。 (2)從定量角度分析電離平衡：當改變影響電離平衡的條件后分析兩種微粒濃度之比的變化時，若通過平衡移動的方向不能作出判斷時，應采用化學平衡常數(shù)定量分析。 考點二　電離平衡常數(shù) (頻數(shù)：★★★　難度：★☆☆) 1．表達式 (1)一元弱酸HA的電離常數(shù)：根據(jù)HAH＋＋A－，可表示為Ka＝。 (2)一元弱堿BOH的電離常數(shù)：根據(jù)BOHB＋＋OH－，可表示為Kb＝。 2．意義 相同條件下，K值越大，表示該弱電解質(zhì)越易電離，所對應的酸性或堿性相對越強。 3．特點 電離常數(shù)只與溫度有關，與電解質(zhì)的濃度、酸堿性無關，由于電離過程是吸熱的，故溫度升高，K增大。多元弱酸是分步電離的，各級電離常數(shù)的大小關系是K1?K2……，所以其酸性主要決定于第一步電離。 4．影響因素 有關電離平衡常數(shù)的計算(以弱酸HX為例) (1)已知c(HX)和c(H＋)，求電離平衡常數(shù)： 則：K＝＝ 由于弱酸只有極少一部分電離，c(H＋)的數(shù)值很小，可做近似處理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)。 則K＝，代入數(shù)值求解即可。 (2)已知c(HX)和電離平衡常數(shù)，求c(H＋)： 則：K＝＝ 由于c(H＋)的數(shù)值很小，可做近似處理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)。 則：c(H＋)＝，代入數(shù)值求解即可。 1．(SJ選修4P65交流與討論改編)已知25 ℃下，醋酸溶液中存在下述關系： ＝1.6910－5 其中的數(shù)值是該溫度下醋酸的電離平衡常數(shù)。 試回答下述問題： (1)向上述溶液中加入一定量的NaOH溶液，上述數(shù)值將________(填“增大”“減小”或“不變”)。 (2)若醋酸的起始濃度為0.001 0 mol/L，平衡時氫離子濃度c(H＋)是________________[提示：醋酸的電離常數(shù)很小，平衡時的c(CH3COOH)可近似視為仍等于0.001 0 mol/L]。 答案　(1)不變　(2)1.310－4 mol/L 2．[2016課標全國Ⅱ，26(4)]聯(lián)氨為二元弱堿，在水中的電離方式與氨相似。聯(lián)氨第一步電離反應的平衡常數(shù)值為________(已知：N2H4＋H＋N2H的K＝8.7107；Kw＝1.010－14)。聯(lián)氨與硫酸形成的酸式鹽的化學式為________。 答案　8.710－7　N2H6(HSO4)2 探源：本題源于RJ選修4 P42“科學視野”及其拓展，對電離平衡常數(shù)的求算進行了考查。 題組一　電離平衡常數(shù)的理解和應用 1．液態(tài)化合物AB會發(fā)生微弱的自身電離，電離方程式為ABA＋＋B－，在不同溫度下其平衡常數(shù)為K(25 ℃)＝1.010－14，K(35 ℃)＝2.110－14。則下列敘述正確的是(　　) A．c(A＋)隨溫度的升高而降低 B．35 ℃時，c(A＋)＞c(B－) C．AB的電離程度：α(25 ℃)＞α(35 ℃) D．AB的電離是吸熱過程 解析　由于K(25 ℃)＜K(35 ℃)，故c(A＋)隨溫度的升高而增大，A錯；由電離方程式可知，在任何溫度下，都存在c(A＋)＝c(B－)，B錯；由25 ℃和35 ℃時的平衡常數(shù)可知，溫度越高，電離程度越大，C錯；由于K(25 ℃)＜K(35 ℃)，因此AB的電離是吸熱過程，D正確。 答案　D 2．下表是在相同溫度下三種酸的一些數(shù)據(jù)，下列判斷正確的是(　　) 酸 HX HY HZ 濃度/(molL－1) 0.12 0.2 0.9 1 1 電離度 0.25 0.2 0.1 0.3 0.5 電離常數(shù) Ka1 Ka2 Ka3 Ka4 Ka5 A.在相同溫度，從HX的數(shù)據(jù)可以說明：弱電解質(zhì)溶液，濃度降低，電離度越大，且Ka1＞Ka2＞Ka3＝0.01 B．室溫時，若在NaZ溶液中加水，則變小，若加少量鹽酸，則變大 C．含等物質(zhì)的量的NaX、NaY和NaZ的混合溶液：c(Z－)＜c(Y－)＜c(X－) D．在相同溫度下，Ka5＞Ka4＞Ka3 解析　相同溫度下電離度隨溶液濃度的增大而減小，結合表中數(shù)據(jù)判斷，當HX的濃度為1 molL－1時，HX的電離度小于0.1，故三種酸的酸性強弱順序為：HZ＞HY＞HX，D項正確；電離常數(shù)只與溫度有關，溫度相同，Ka1＝Ka2＝Ka3，A項錯誤；依據(jù)Z－＋H2OHZ＋OH－可知，是Z－水解平衡常數(shù)的倒數(shù)，其只隨溫度的變化而變化，B項錯誤；依據(jù)“越弱越水解”可知，NaX的水解程度最大，c(X－)最小，C項錯誤。 答案　D 3．運用表中電離常數(shù)判斷，可以發(fā)生的反應是(　　) 酸 電離常數(shù)(25 ℃) 碳酸 Ka1＝4.310－7　Ka2＝5.610－11 次溴酸 Ka＝2.410－9 A.HBrO＋Na2CO3===NaBrO＋NaHCO3 B．2HBrO＋Na2CO3===2NaBrO＋H2O＋CO2↑ C．HBrO＋NaHCO3===NaBrO＋H2O＋CO2↑ D．NaBrO＋NaHCO3===Na2CO3＋HBrO 解析　相同溫度下，酸的電離平衡常數(shù)越大，酸性越強，一般來說，強酸能和弱酸的鹽反應生成弱酸，根據(jù)表中數(shù)據(jù)知，酸性強弱順序是：H2CO3＞HBrO＞HCO，所以HBrO＋Na2CO3===NaBrO＋NaHCO3能發(fā)生，故A正確、D錯誤；酸性：H2CO3＞HBrO，所以碳酸鈉和次溴酸反應不能生成CO2，故B錯誤；酸性：H2CO3＞HBrO，所以次溴酸和碳酸氫鈉不反應，故C錯誤。 答案　A 【練后歸納】 電離常數(shù)的4大應用 (1)判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱，電離常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強。 (2)判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強弱，電離常數(shù)越大，對應的鹽水解程度越小，堿性(或酸性)越弱。 (3)判斷復分解反應能否發(fā)生，一般符合“強酸制弱酸”規(guī)律。 (4)判斷微粒濃度比值的變化。 弱電解質(zhì)加水稀釋時，能促進弱電解質(zhì)的電離，溶液中離子和分子的濃度會發(fā)生相應的變化，但電離常數(shù)不變，考題中經(jīng)常利用電離常數(shù)來判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。 題組二　電離平衡常數(shù)及電離度的定量計算 4．已知室溫時，0.1 molL－1某一元酸HA在水中有0.1%發(fā)生電離，下列敘述錯誤的是(　　) A．該溶液的pH＝4 B．升高溫度，溶液的pH增大 C．此酸的電離平衡常數(shù)約為110－7 D．由HA電離出的c(H＋)約為水電離出的c(H＋)的106倍 解析　根據(jù)HA在水中的電離度可算出c(H＋)＝0.1 molL－10.1%＝10－4molL－1，所以pH＝4，A正確；因HA在水中有電離平衡，升高溫度促進平衡向電離的方向移動，所以c(H＋)增大，pH會減小，B錯誤；C選項可由平衡常數(shù)表達式算出K＝＝110－7 ，所以C正確；c(H＋)＝10－4molL－1，所以c(H＋)水電離＝10－10molL－1，前者是后者的106倍，D正確。 答案　B 5．(1)0.1 molL－1醋酸溶液中，存在電離平衡CH3COOHH＋＋CH3COO－。經(jīng)測定溶液中c(CH3COO－)為1.410－3 molL－1，此溫度下醋酸的電離常數(shù)Ka＝________。 (2)碳氫化合物完全燃燒生成CO2和H2O。常溫常壓下，空氣中的CO2溶于水，達到平衡時，溶液的pH＝5.60，c(H2CO3)＝1.510－5 molL－1。若忽略水的電離及H2CO3的第二級電離，則H2CO3HCO＋H＋的平衡常數(shù)K1＝________。(已知：10－5.60＝2.510－6) K＝＝≈＝1.9610－5。 (2)H2CO3H＋＋HCO K1＝＝≈4.210－7。 答案　(1)1.9610－5　4.210－7 考點三　強酸(堿)與弱酸(堿)的比較 (頻數(shù)：★☆☆　難度：★★☆) 1．兩方面突破一元強酸與一元弱酸比較 (1)相同物質(zhì)的量濃度、相同體積的一元強酸與一元弱酸的比較 　　　比較 　　　項目 酸　　　 c(H＋) pH 中和堿 的能力 與足量Zn 反應產(chǎn)生 H2的量 開始與金 屬反應的 速率 一元強酸 大 小 相同 相同 大 一元弱酸 小 大 小 (2)相同pH、相同體積的一元強酸與一元弱酸的比較 　　　比較 　　　項目 酸　　　 c(H＋) c(酸) 中和堿 的能力 與足量Zn 反應產(chǎn)生 H2的量 開始與金 屬反應的 速率 一元強酸 相同 小 小 少 相同 一元弱酸 大 大 多 說明：一元強堿與一元弱堿的比較規(guī)律與以上類似。 2．圖像法理解一強一弱的稀釋規(guī)律 (1)相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸 加水稀釋相同的倍數(shù)，醋酸的pH大 加水稀釋到相同的pH，鹽酸加入的水多 (2)相同體積、相同pH的鹽酸、醋酸 加水稀釋相同的倍數(shù)，鹽酸的pH大 加水稀釋相同的pH，醋酸加入的水多 1．教材基礎知識拓展 在一定溫度下，有a.鹽酸　b．硫酸　c．醋酸三種酸： (1)當三種酸物質(zhì)的量濃度相同時，c(H＋)由大到小的順序是________(用字母表示，下同)。 (2)同體積、同物質(zhì)的量濃度的三種酸，中和NaOH的能力由大到小的順序是________。 (3)若三者c(H＋)相同時，物質(zhì)的量濃度由大到小的順序是________。 (4)當三者c(H＋)相同且體積也相同時，分別放入足量的鋅，相同狀況下產(chǎn)生氣體的體積由大到小的順序是________。 (5)當三者c(H＋)相同且體積相同時，同時加入形狀、密度、質(zhì)量完全相同的鋅，若產(chǎn)生相同體積的H2(相同狀況)，則開始時反應速率的大小關系為________，反應所需時間的長短關系是________。 (6)將c(H＋)相同的三種酸均加水稀釋至原來的100倍后，c(H＋)由大到小的順序是_____________________________________________________________。 (7)將c(H＋)相同體積相同的三種酸，分別與等濃度的NaOH稀溶液反應至pH＝7，則消耗NaOH溶液的體積大小關系為________。 答案　(1)b＞a＞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 2．(溯源題)(2015海南高考)下列曲線中，可以描述乙酸(甲，Ka＝1.810－5)和一氯乙酸(乙，Ka＝1.410－3)在水中的電離度與濃度關系的是(　　) 解析　這兩種物質(zhì)都是弱電解質(zhì)，在溫度不變、濃度相等時，電離程度CH3COOH＜CH2ClCOOH，排除A、C；當濃度增大時，物質(zhì)的電離程度減小，排除D選項，正確選項是B。 答案　B 1．25 ℃時，相同pH的兩種一元弱酸HA與HB溶液分別加水稀釋，溶液pH隨溶液體積變化的曲線如圖所示。下列說法正確的是(　　) A．同濃度的NaA與NaB溶液中，c(A－)小于c(B－) B．a(chǎn)點溶液的導電性大于b點溶液 C．a(chǎn)點的c(HA)大于b點的c(HB) D．HA的酸性強于HB 解析　由于稀釋過程中HA的pH變化較大，故HA的酸性強于HB，D項正確；酸的酸性越強，對應的鹽的水解程度越小，故NaB的水解程度大，同濃度的NaA與NaB溶液中c(B－)小于c(A－)，A項錯誤；b點溶液的pH小于a點溶液的pH，說明b點溶液中c(H＋)較大、c(B－)較大，故溶液導電性較強，B項錯誤；HA酸性強于HB，則相同pH的溶液，c(HA)c(OH－)，B正確；分別加水稀釋10倍，假設平衡不移動，那么①②溶液的pH均為10，但稀釋氨水使平衡NH3H2ONH＋OH－右移，使①pH>10，同理醋酸稀釋后pH<4，所以C正確；假設均是強酸強堿，混合后溶液呈中性，V1＝V2，但①氨水是弱堿，其濃度遠遠大于④鹽酸，所以需要的①氨水少，即V1>V2，D錯誤。 答案　D 【反思歸納】 假設法進行有關量的大小比較 在做有關強酸、弱酸、強堿、弱堿的題目時，可以先假設所給物質(zhì)全部是強電解質(zhì)，再在此基礎上結合電離平衡移動原理進行分析。如第2題中的C選項，分別加水稀釋10倍，假設平衡不移動，那么①②溶液的pH均為10，然后再根據(jù)平衡移動原理進行分析；再如D選項，假設均是強酸強堿，則V1＝V2，然后再根據(jù)弱堿的電離平衡及濃度進行分析。 [試題分析] (2016課標全國Ⅲ，13)下列有關電解質(zhì)溶液的說法正確的是(　　) A．向0.1 molL－1 CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中減小 B．將CH3COONa溶液從20 ℃升溫至30 ℃，溶液中增大 C．向鹽酸中加入氨水至中性，溶液中>1 D．向AgCl、AgBr的飽和溶液中加入少量AgNO3，溶液中不變 解題思路：　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 我的答案：　　　　 考查意圖：本題是一道有關水溶液中離子平衡的題目，主要考查了影響弱電解質(zhì)的電離平衡、鹽類水解平衡、難溶電解質(zhì)的溶解平衡的因素以及離子濃度的比較等知識點。題目知識點覆蓋面廣，思維容量大。要求考生具有接受、吸收、整合化學信息的能力以及分析和解決化學問題的能力；題目兼有“定性與定量”、“守恒”等化學等思想方法的考查。本題抽樣統(tǒng)計難度為0.50。 解題思路：由K＝c(H＋)c(CH3COO－)/c(CH3COOH)，可知＝，對0.1 molL－1的CH3COOH加水稀釋，醋酸的電離度增大，但c(CH3COO－)減小，比值變大；對醋酸鈉的水解，溫度升高水解程度增大，＝1/Kh，水解常數(shù)Kh增大，比值變??；中性時，c(H＋)＝c(OH－)，由電荷守恒式知c(NH)＝c(Cl－)，c(NH)/c(Cl－)＝1；向AgCl、AgBr的飽和溶液中加入少量AgNO3，沉淀溶解平衡向逆反應方向移動，溶液中之比即＝，等于溶度積常數(shù)之比，故溶液中不變。 正確答案：D [真題演練] 1．(2014山東理綜，13)已知某溫度下CH3COOH和NH3H2O的電離常數(shù)相等，現(xiàn)向10 mL濃度為0.1 molL－1的CH3COOH溶液中滴加相同濃度的氨水，在滴加過程中(　　) A．水的電離程度始終增大 B.先增大再減小 C．c(CH3COOH)與c(CH3COO－)之和始終保持不變 D．當加入氨水的體積為10 mL時，c(NH)＝c(CH3COO－) 解析　CH3COOH溶液中水的電離被抑制，當CH3COOH與NH3H2O恰好反應時生成CH3COONH4，此時水的電離程度最大，再加入氨水，水的電離程度又減小，A項錯誤；＝＝＝KNH3H2O，溫度不變，NH3H2O的電離平衡常數(shù)及KW均不變，隨著NH3H2O的滴加，c(H＋)減小，故減小，B項錯誤；未滴加氨水時，c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＝0.1 molL－1，滴加10 mL氨水時，c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＝0.05 molL－1，C項錯誤；由于CH3COOH和NH3H2O的電離常數(shù)相等，故當加入NH3H2O的體積為10 mL時，c(NH)＝c(CH3COO－)，D項正確。 答案　D 2．(2016浙江理綜，12)苯甲酸鈉(，縮寫為NaA)可用作飲料的防腐劑。研究表明苯甲酸(HA)的抑菌能力顯著高于A－。已知25 ℃時，HA的Ka＝6.2510－5，H2CO3的Ka1＝4.1710－3，Ka2＝4.9010－11。在生產(chǎn)碳酸飲料的過程中，除了添加NaA外，還需加壓充入CO2。下列說法正確的是(溫度為25 ℃，不考慮飲料中其他成分)(　　) A．相比于未充CO2的飲料，碳酸飲料的抑菌能力較低 B．提高CO2充氣壓力，飲料中c(A－)不變 C．當pH為5.0時，飲料中＝0.16 D．碳酸飲料中各種粒子的濃度關系為：c(H＋)＝c(HCO)＋c(CO)＋c(OH－)－c(HA) 解析　根據(jù)題中所給的電離平衡常數(shù)可知，酸性：H2CO3＞HA＞HCO。A項，充CO2的碳酸飲料比未充CO2的飲料，前者HA的濃度較大，抑菌能力較強，錯誤；B項，提高CO2充氣壓力，溶解度增大，使HAH＋＋A－平衡向左移動，c(A－)減小，錯誤；C項，因為HAH＋＋A－，Ka＝c(H＋)c(A－)/c(HA)，故c(HA)/c(A－)＝c(H＋)/Ka＝10－5/(6.2510－5)＝0.16，正確；D項，依據(jù)溶液中電荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋2c(CO)＋c(OH－)＋c(A－)，結合物料守恒：c(Na＋)＝ c(A－)＋c(HA)，所以，c(H＋)＝c(HCO)＋2c(CO)＋c(OH－)－c(HA)，錯誤。 答案　C 3．(1)[2015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 6.210－8 H2CO3 4.210－7 5.610－11 ①HSO的電離平衡常數(shù)表達式K＝________________________________。 ②H2SO3溶液和NaHCO3溶液反應的主要離子方程式為 ___________________________________________________________。 (2)[2017天津理綜，10(5)]已知25 ℃，NH3H2O的Kb＝1.810－5，H2SO3的Kal＝1.310－2，Ka2＝6.210－8。若氨水的濃度為2.0 molL－1，溶液中的c(OH－)＝________ molL－1。將SO2通入該氨水中，當c(OH－)降至1.010－7 molL－1時，溶液中的c(SO)/c(HSO)＝________。 解析　(2)由NH3H2O的電離方程式及其電離平衡常數(shù)Kb＝1.810－5可知，Kb＝[c(NH)c(OH－)]/c(NH3H2O)＝1.810－5，當氨水的濃度為2.0 molL－1時，溶液中的c(NH)＝c(OH－)＝6.010－3 molL－1。由H2SO3的第二步電離方程式HSOSO＋ H＋及其電離平衡常數(shù)Ka2＝6.210－8可知，Ka2＝[c(SO)c(H＋)]/c(HSO)＝6.210－8，將SO2通入該氨水中，當c(OH－)降至1.010－7 molL－1時，溶液的c(H＋)＝1.010－7 molL－1，則c(SO)/c(HSO)＝＝0.62。 答案　(1)① ②H2SO3＋HCO===HSO＋CO2↑＋H2O (2)6.010－3　0.62 一、選擇題 1．醫(yī)院里用HgCl2的稀溶液作手術刀的消毒劑。HgCl2熔融時不導電，熔點低。HgS難溶于水和稀的強堿，卻易溶于飽和的NaCl溶液。關于HgCl2的描述合理的是(　　) A．是難溶的共價化合物 B．是離子化合物 C．是一種強電解質(zhì) D．是一種弱電解質(zhì) 解析　“稀溶液”說明HgCl2不是難溶的；“熔融時不導電”說明它是共價化合物；“HgS難溶于水和稀的強酸，卻易溶于飽和的NaCl溶液”說明發(fā)生了離子反應：HgS＋2Cl－===S2－＋HgCl2，該反應的發(fā)生是因為生成了很難電離的弱電解質(zhì)HgCl2。 答案　D 2．(2018天津模擬)在CH3COOH溶液中存在如下平衡：CH3COOHH＋＋CH3COO－。加入少量下列固體物質(zhì)，能使平衡逆向移動的是(　　) A．NaCl B．CH3COONa C．Na2CO3 D．NaOH 解析　必須加入與平衡有關的微粒才能影響平衡移動，A項不影響平衡；若加Na2CO3或NaOH，將與H＋反應使平衡正向移動；加入CH3COONa，c(CH3COO－)增大，平衡逆向移動。 答案　B 3．(2017河南省實驗中學月考)對于常溫下pH＝3的乙酸溶液，下列說法正確的是(　　) A．與等體積、pH＝3的鹽酸相比，乙酸跟足量鋅粒反應產(chǎn)生的H2更多 B．加水稀釋到原體積的10倍后溶液pH變?yōu)? C．加入少量乙酸鈉固體，溶液pH減小 D．加水稀釋后，溶液中c(H＋)和c(OH－)都減小 解析　CH3COOH是弱電解質(zhì)，等體積、等pH時CH3COOH的物質(zhì)的量比HCl大，則與足量鋅粒反應時醋酸產(chǎn)生的H2更多，故A正確；稀釋促進電離，溶液pH小于4，故B錯誤；乙酸鈉溶于水抑制乙酸的電離，氫離子濃度減小，溶液的pH增大，故C錯誤；加水稀釋后，溶液中c(H＋)減小，c(OH－)增大，故D錯誤。 答案　A 4．飽和氨水中存在化學平衡和電離平衡：NH3＋H2ONH3H2ONH＋OH－。下列有關說法正確的是(　　) A．常溫下飽和氨水的pH＜7 B．向氨水中滴加過量硫酸，所有平衡均正向移動，pH增大 C．電離是吸熱反應，升高溫度，所有平衡均正向移動 D．向氨水中加入少量NaOH固體，所有平衡均逆向移動 解析　常溫下飽和氨水呈堿性，pH＞7，A項錯誤。加入過量硫酸，H＋濃度增大，pH減小，B項錯誤。升溫會使NH3逸出，平衡向逆反應方向移動，C項錯誤。加入少量NaOH固體，OH－濃度增大，平衡向生成NH3的方向移動，有NH3放出，D項正確。 答案　D 5．(2018青島模擬)下列事實中不能證明CH3COOH是弱電解質(zhì)的是(　　) A．常溫下某CH3COONa溶液的pH＝8 B．常溫下0.1 molL－1CH3COOH溶液的pH＝2.8 C．CH3COONa溶液與稀鹽酸反應生成CH3COOH和NaCl D．CH3COOH屬于共價化合物 解析　A項常溫下某CH3COONa溶液的pH＝8，CH3COONa水解顯堿性，為弱酸強堿鹽，故CH3COOH為弱電解質(zhì)，正確；B項，常溫下0.1 molL－1CH3COOH溶液的pH＝2.8，說明CH3COOH部分電離，為弱電解質(zhì)，正確；C項，根據(jù)強酸制弱酸的原理，鹽酸制取了醋酸，所以醋酸為弱酸，是弱電解質(zhì)，正確；D項，強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)都有可能為共價化合物，錯誤。 答案　D 6．常溫下，在pH＝5的CH3COOH溶液中存在如下電離平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，對于該平衡，下列敘述正確的是(　　) A．加入水時，平衡向右移動，CH3COOH電離常數(shù)增大 B．加入少量CH3COONa固體，平衡向右移動 C．加入少量NaOH固體，平衡向右移動，c(H＋)減小 D．加入少量pH＝5的硫酸，溶液中c(H＋)增大 解析　加入水稀釋，使醋酸的電離平衡向右移動，但CH3COOH電離常數(shù)不變，A項錯誤；加入少量CH3COONa固體，c(CH3COO－)增大，使醋酸的電離平衡向左移動，B項錯誤；加入的少量NaOH固體與H＋中和，c(H＋)減小，使醋酸的電離平衡向右移動，C項正確；加入少量pH＝5的硫酸，溶液中c(H＋)不變，D項錯誤。 答案　C 7．(2018安徽合肥一中月考)HClO4、H2SO4、HCl和HNO3都是強酸，其酸性在水溶液中差別不大。以下是某溫度下這四種酸在冰醋酸中的電離常數(shù)。下列說法不正確的是(　　) 酸 HClO4 H2SO4 HCl HNO3 Ka 1.610－5 Ka1：6.310－9 1.610－9 4.210－10 A.溫度會影響這四種酸在冰醋酸中的電離常數(shù) B．在冰醋酸中HClO4是這四種酸中最強的酸 C．在冰醋酸中H2SO4的電離方程式為H2SO42H＋＋SO D．這四種酸在冰醋酸中都沒有完全電離，但仍屬于強電解質(zhì) 解析　平衡常數(shù)均與溫度有關系，A正確；根據(jù)表中數(shù)據(jù)可知在冰醋酸中HClO4的電離常數(shù)最大，因此是這四種酸中最強的酸，B正確；在冰醋酸中硫酸是二元弱酸，電離分步進行，即在冰醋酸中H2SO4的電離方程式為H2SO4H＋＋HSO、HSOH＋＋SO，C錯誤；這四種酸在冰醋酸中都沒有完全電離，但在水溶液中完全電離，因此仍屬于強電解質(zhì)，D正確。 答案　C 8．體積相同的鹽酸和醋酸中，n(Cl－)＝n(CH3COO－)＝0.01 mol，下列敘述錯誤的是(　　) A．二者分別與NaOH完全中和，醋酸消耗的NaOH多 B．二者分別與足量的CaCO3反應，放出的CO2一樣多 C．二者的pH相同 D．分別用水稀釋相同的倍數(shù)，n(Cl－)＜n(CH3COO－) 解析　由于CH3COOH是弱電解質(zhì)，當n(Cl－)＝n(CH3COO－)時，其物質(zhì)的量濃度要遠遠大于鹽酸的，故相同體積的醋酸和鹽酸，CH3COOH的物質(zhì)的量要遠遠大于HCl的，所以消耗的NaOH多，A項正確；同理與CaCO3反應時，放出的CO2也多，B項錯誤；由電離平衡知，當溶液中n(Cl－)＝n(CH3COO－)時，兩溶液中n(H＋)相等，又體積相等，則二者的pH相等，C項正確；用水稀釋時，由于CH3COOH還會繼續(xù)電離，故n(CH3COO－)＞n(Cl－)，D項正確。 答案　B 9．相同溫度下，根據(jù)三種酸的電離常數(shù)，下列判斷正確的是(　　) 酸 HX HY HZ 電離常數(shù)K 910－7 910－6 110－2 A.三種酸的強弱關系：HX>HY>HZ B．反應HZ＋Y－===HY＋Z－能夠發(fā)生 C．相同溫度下，0.1 molL－1的NaX、NaY、NaZ溶液，NaZ溶液pH最大 D．相同溫度下，1 molL－1HX溶液的電離常數(shù)大于0.1 molL－1HX 解析　表中電離常數(shù)大小關系：110－2>910－6>910－7，所以酸性排序為HZ>HY>HX，可知A、C不正確。電離常數(shù)只與溫度有關，與濃度無關，D不正確。 答案　B 10．電導率可用于衡量電解質(zhì)溶液導電能力的大小。室溫下，用0.100 molL－1 NH3H2O滴定10 mL濃度均為0.100 molL－1 HCl和CH3COOH的混合液，電導率曲線如圖所示。下列說法正確的是(　　) A．①溶液中c(H＋)為0.200 molL－1 B．溶液溫度高低為①＞③＞② C．③點溶液中有c(Cl－)＞c(CH3COO－) D．③點后因離子數(shù)目減少使電導率略降低 解析　醋酸為弱電解質(zhì)，①點溶液c(H＋)＜0.2 molL－1，故A錯誤；酸堿中和反應放熱，①點溶液的溫度一定比②點的低，故B錯誤；③恰好完全反應生成氯化銨和醋酸銨。其中NH和CH3COO－發(fā)生微弱水解，則③點溶液中，c(NH)＞c(Cl－)＞c(CH3COO－)，故C正確；③點后，溶液體積變大，溶液中離子濃度減小導致電導率降低，故D錯誤。 答案　C 11．常溫下0.1 molL－1醋酸溶液的pH＝a，下列能使溶液pH＝(a＋1)的措施是(　　) A．將溶液稀釋到原體積的10倍 B．加入適量的醋酸鈉固體 C．加入等體積的0.2 molL－1鹽酸 D．提高溶液的溫度 解析　醋酸中存在電離平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，加水稀釋10倍，若不考慮電離平衡移動，溶液中c(H＋)變?yōu)樵瓉淼氖种唬琾H增大1個單位，但稀釋過程中電離平衡正向移動，H＋的物質(zhì)的量增多，所以pH變化不足1個單位，即pH＜(a＋1)，A錯誤；加入CH3COONa固體，c(CH3COO－)增大，平衡逆向移動，c(H＋)減小，pH增大，pH有可能變?yōu)?a＋1)，B正確；加入0.2 molL－1鹽酸，雖然c(H＋)增大，平衡逆向移動，但是溶液中c(H＋)比原來的大，pH減小，C錯誤；由于弱電解質(zhì)的電離過程吸熱，所以升高溫度，平衡正向移動，c(H＋)增大，pH減小，D錯誤。 答案　B 12．根據(jù)下表提供的數(shù)據(jù)，判斷下列離子方程式或化學方程式正確的是(　　) 化學式 電離常數(shù) HClO K＝310－8 H2CO3 K1＝410－7　K2＝610－11 A.向Na2CO3溶液中滴加少量氯水：CO＋2Cl2＋H2O===2Cl－＋2HClO＋CO2↑ B．向NaHCO3溶液中滴加少量氯水：2HCO＋Cl2===Cl－＋ClO－＋2CO2↑＋H2O C．向NaClO溶液中通少量CO2：CO2＋NaClO＋H2O===NaHCO3＋HClO D．向NaClO溶液中通過量CO2：CO2＋2NaClO＋H2O===Na2CO3＋2HClO 解析　HClO的電離常數(shù)小于H2CO3的第一步電離，向Na2CO3溶液中滴加少量氯水，不能生成二氧化碳，應該生成碳酸氫根，A錯誤；氯水中鹽酸與NaHCO3反應生成氯化鈉、二氧化碳和水，HClO與NaHCO3不反應，B錯誤；由于H2CO3＞HClO＞HCO，反應生成HClO和NaHCO3，D錯誤。 答案　C 二、填空題 13．磷能形成次磷酸(H3PO2)、亞磷酸(H3PO3)等多種含氧酸。 (1)次磷酸(H3PO2)是一種精細化工產(chǎn)品，已知10 mL、1 molL－1 H3PO2與20 mL 1 molL－1的NaOH溶液充分反應后生成組成為NaH2PO2的鹽，回答下列問題： ①NaH2PO2屬于________(填“正鹽”“酸式鹽”或“無法確定”)。 ②若25 ℃時，K(H3PO2)＝110－2，則0.02 molL－1的H3PO2溶液的pH＝________。 ③設計兩種實驗方案，證明次磷酸是弱酸________________________、__________________________________________________________。 (2)亞磷酸是二元中強酸，25 ℃時亞磷酸(H3PO3)的電離常數(shù)為K1＝110－2、K2＝2.610－7。 ①試從電離平衡移動的角度解釋K1為什么比K2大________。 ②寫出亞磷酸與NaOH反應時可能生成的鹽的化學式________。 ③亞磷酸的結構式為 (式中P→O表示成鍵電子對全部由磷原子提供)，由此類推次磷酸分子中含有________個“O—H”鍵。 解析　(1)①由次磷酸與過量的NaOH溶液反應時只能得到NaH2PO2，說明次磷酸分子中只有一個氫原子可以與OH－反應，由此可知它是一元酸，NaH2PO2是正鹽。 ②設達到電離平衡時，c(H＋)＝x molL－1，由H3PO2H＋＋H2PO得，x2/(0.02－x)＝110－2，解得x＝0.01，故pH＝2。 ③可通過測NaH2PO2溶液的pH來證明次磷酸是弱酸；也可根據(jù)等物質(zhì)的量濃度的鹽酸、次磷酸與等量石蕊試液混合后溶液顏色的深淺來證明。 (2)①多元弱酸分步電離，第一步電離出的H＋抑制了第二步的電離，所以K1＞K2。 ②亞磷酸為二元酸，與NaOH反應時可能生成NaH2PO3、Na2HPO3。 ③由亞磷酸的結構式及它是二元酸知，只有“O—H”上的氫原子可以電離出H＋，由此知次磷酸分子中只有1個“O—H”鍵。 答案　(1)①正鹽?、?　③測NaH2PO2溶液的pH，若pH＞7則證明次磷酸為弱酸　向等物質(zhì)的量濃度的鹽酸、次磷酸溶液中各滴入2滴石蕊試液，若次磷酸溶液中紅色淺一些，則說明次磷酸為弱酸 (2)①第一步電離出的H＋抑制了第二步的電離 ②NaH2PO3、Na2HPO3?、? 14．Ⅰ.已知常溫下，在NaHSO3溶液中c(H2SO3)＜c(SO)，且H2SO3的電離平衡常數(shù)為K1＝1.510－2，K2＝1.110－7；氨水的電離平衡常數(shù)為K＝1.810－5；回答下列問題 (1)等物質(zhì)的量濃度的下列五種溶液：①NH3H2O ②(NH4)2SO3　③KHSO3?、躃2SO3　⑤H2SO3溶液中水的電離程度由大到小排列順序為________(填序號)。 (2)NaHSO3可以將碘鹽中的KIO3還原為碘單質(zhì)，試寫出此反應的離子方程式：__________________________________________________________________ ________________________________________________________________。 Ⅱ.(1)在25 ℃下，將a molL－1的氨水與0.01 molL－1的鹽酸等體積混合，反應平衡時溶液中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＝________。 (2)已知H2CO3的第二級電離常數(shù)K2＝5.610－11，HClO的電離常數(shù)K＝3.010－8，寫出下列條件下所發(fā)生反應的離子方程式： ①少量Cl2通入到過量的Na2CO3溶液中：_____________________________ ________________________________________________________________。 ②Cl2與Na2CO3按物質(zhì)的量之比1∶1恰好反應：______________________ ________________________________________________________________。 ③少量CO2通入到過量的NaClO溶液中：_____________________________ _____________________________________________________________。 解析?、?NaHSO3溶液中既存在HSO的電離：HSOH＋＋SO，又存在HSO的水解：HSO＋H2OH2SO3＋OH－，現(xiàn)有c(H2SO3)＜c(SO)，說明電離為主，溶液呈酸性。(1)①③⑤均抑制水的電離，電離平衡常數(shù)：⑤＞①＞③，②④促進水的電離，④中SO水解，②中SO水解呈堿性，NH水解呈酸性，相互促進水解，促進水的電離。(2)反應物為HSO、KIO3，生成物有I2、SO，根據(jù)電荷守恒配平。 Ⅱ.(1)氨水與鹽酸等體積混合后的溶液中的電荷守恒關系式為c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，因c(NH)＝c(Cl－)，故有c(H＋)＝c(OH－)，溶液顯中性。Kb＝＝＝。 (2)按題給的量的關系書寫即可，但應注意：因K2(H2CO3)＜K(HClO)＜K1(H2CO3)，故HClO與Na2CO3反應只能生成NaHCO3。 答案?、?(1)②④③①⑤　(2)5HSO＋2IO===I2＋5SO＋3H＋＋H2O Ⅱ.(1)中　 (2)①Cl2＋2CO＋H2O===2HCO＋Cl－＋ClO－ ②Cl2＋CO＋H2O===HCO＋Cl－＋HClO ③ClO－＋CO2＋H2O===HCO＋HClO 15．某小組以醋酸為例探究弱酸的性質(zhì) (1)實驗一：探究酸的強弱對酸與鎂條反應速率的影響。 ①設計實驗方案如下表，表中c＝________molL－1。 編號 酸的 種類 酸的濃度 /(molL－1) 酸的體積 /mL 鎂條質(zhì)量/g 1 醋酸 1.0 10 2.0 2 鹽酸 c 10 2.0 ②實驗步驟： a)檢查裝置(如下圖左)的氣密性后，添加藥品； b)反應開始后，________； c)將所記錄的數(shù)據(jù)轉(zhuǎn)化為曲線圖(右上圖)。 ③寫出0～5 min醋酸、鹽酸與鎂條反應的反應速率變化規(guī)律：________________________________________________________________ _______________________________________________________________。 (2)實驗二：現(xiàn)有一瓶醋酸溶液，常溫下測定其中醋酸的電離程度(已電離的電解質(zhì)分子數(shù)占原來總分子數(shù)的百分比)。設計實驗方案，將待測物理量和對應的測定方法填寫在下表中。 待測物理量 測定方法 ①________ 量取25.00 mL醋酸溶液于錐形瓶中，滴加指示劑，將0.100 0 molL－1NaOH標準溶液裝入________，滴定至終點，記錄數(shù)據(jù)。重復滴定2次 ②________ ③________________________________________________________ __________________________________________________________ 解析　(1)①要探究酸的強弱對酸與鎂條反應速率的影響，則兩種酸的濃度應該是相等的，即表中c＝1.0 molL－1。 ②b)根據(jù)圖像中數(shù)據(jù)可知，縱坐標需要氫氣的體積，因此反應開始后，每隔1 min記錄一次生成H2的體積； ③根據(jù)圖像可知0～5 min醋酸反應的曲線幾乎是直線，這說明醋酸與鎂條反應的速率隨時間變化不明顯；而鹽酸與鎂條反應開始階段曲線斜率較大，這說明反應速率很快，但一段時間后反應速率明顯減小。 (2)要測定醋酸的電離程度(已電離的電解質(zhì)分子數(shù)占原來總分子數(shù)的百分比)，則需要測定醋酸的濃度和溶液的pH值。 答案　(1)①1.0　②每隔1 min記錄一次生成H2的體積?、鄞姿崤c鎂條反應的反應速率隨時間變化不明顯；鹽酸與鎂條反應開始階段反應速率很快，一段時間后反應速率明顯減小 (2) 待測物理量 測定方法 ①醋酸溶液的物質(zhì)的量濃度 堿式滴定管 ②H＋的物質(zhì)的量濃度 ③取適量醋酸溶液于燒杯中，用pH計測定溶液pH