2022-2023版高中化學 第3章 物質(zhì)在水溶液中的行為 第2節(jié) 弱電解質(zhì)的電離 鹽類的水解 第1課時學案 魯科版選修4

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1、2022-2023版高中化學 第3章 物質(zhì)在水溶液中的行為 第2節(jié) 弱電解質(zhì)的電離 鹽類的水解 第1課時學案 魯科版選修4 [學習目標定位]　1.會描述弱電解質(zhì)的電離平衡，能正確書寫弱電解質(zhì)的電離方程式，會分析電離平衡的移動。2.知道電離平衡常數(shù)的意義。 一、弱電解質(zhì)的電離平衡 1.弱電解質(zhì)電離平衡的建立過程 如圖是醋酸溶于水時，電離過程中，醋酸分子電離成離子的速率、離子重新結(jié)合成醋酸分子的速率隨時間的變化曲線。請回答下列問題： va表示醋酸分子電離成離子的速率； vb表示離子結(jié)合成醋酸分子的速率。 (1)在時間由t0到t1過程中，va的變化是不斷減小，vb的變化是不斷增

2、大。 (2)當時間達t1后，va與vb的關(guān)系是va＝vb≠0，此時醋酸達到電離平衡狀態(tài)。 (3)分析醋酸電離過程中，溶液中各粒子濃度的變化，填寫下表： 粒子濃度 [H＋] [CH3COO－] [CH3COOH] 醋酸初溶于水 接近于0 接近于0 最大 達到電離平衡前 增大 增大 減小 達到電離平衡時 不變 不變 不變 2.電離平衡的概念與特征 (1)在一定條件(如溫度、濃度)下，當弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子重新結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率相等時，電離過程就達到了電離平衡狀態(tài)。 (2)弱電解質(zhì)的電離平衡是一種動態(tài)平衡，平衡時其電離過程并沒有停止，

3、只是溶液中各分子和離子的濃度都保持不變。 3.影響電離平衡的因素 以醋酸的電離平衡為例，分析改變下列條件對醋酸電離平衡的影響，填寫下表： 條件改變 平衡移 動方向 [H＋] n(H＋) 電離程度 導電能力 升高溫度 向右移動 增大 增大 增大 增強 加H2O 向右移動 減小 增大 增大 減弱 通HCl 向左移動 增大 增大 減小 增強 加少量NaOH(s) 向右移動 減小 減小 增大 增強 加少量CH3COONa (s) 向左移動 減小 減小 減小 增強 加少量CH3COOH 向右移動 增大 增大 減小

4、 增強 影響電離平衡的因素 (1)內(nèi)因 弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)，如相同條件下CH3COOH電離程度大于H2CO3。 (2)外因 ①溫度：升高溫度，電離平衡向電離方向移動；降低溫度，電離平衡向逆電離方向移動。 ②濃度：改變平衡體系中某一粒子的濃度，平衡向能夠減弱這種改變的方向移動。在稀釋溶液時，電離平衡向電離方向移動。 ③相同離子：在弱電解質(zhì)溶液中加入與弱電解質(zhì)有相同離子的強電解質(zhì)時，電離平衡向逆電離方向移動。 ④反應離子：加入能與電解質(zhì)電離出的離子反應的離子時，電離平衡向電離方向移動。 例1　現(xiàn)有0.1 mol·L－1氨水10 mL，加蒸餾水稀釋到1 L后，下列變化中正

5、確的是(　　) ①電離程度增大　②[NH3·H2O]增大?、跱H數(shù)目增多?、躘OH－]增大?、輰щ娦栽鰪? ⑥增大?、邷p小 A.①②③ B.①③⑤ C.①③⑥ D.②④⑥ 答案　C 解析　氨水中的溶質(zhì)屬于弱電解質(zhì)，存在電離平衡：NH3·H2ONH＋OH－，加水稀釋，平衡正向移動，電離程度增大，NH和OH－的物質(zhì)的量增多，但[NH3·H2O]、[OH－]均減小，溶液的導電性減弱，故①③正確，②④⑤錯誤；稀氨水稀釋過程中，由于n(NH)增多，n(NH3·H2O)減少，故增大，⑥正確；Kb＝加水稀釋時，Kb不變，⑦錯誤。 考點　弱電解質(zhì)的電離平衡及移動 題點　弱電解質(zhì)稀釋變化分

6、析 易錯警示　(1)弱電解質(zhì)的電離平衡向右移動其電離程度不一定增大。 (2)分析弱電解質(zhì)微粒濃度變化時，要注意平衡移動時相關(guān)量的變化程度與溶液體積變化程度的相對大小。 例2　某溫度下，相同pH的鹽酸和醋酸溶液分別加水稀釋，溶液pH隨溶液體積變化的曲線如圖所示。據(jù)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(shù)值比c點Kw的數(shù)值大 D.b點酸的總濃度大于a點酸的總濃度 答案　B 解析　根據(jù)電解質(zhì)的電離平衡特點知：Ⅱ應為醋酸溶液稀釋時的pH變化曲線，A項錯誤；溶液導電性取決于離子濃度，b點的H＋濃度大，導電性

7、強，B項正確；Kw的大小取決于溫度，C項錯誤；相同pH的鹽酸和醋酸溶液，醋酸溶液濃度遠大于鹽酸的濃度，稀釋到相同體積時，醋酸溶液濃度仍大于鹽酸濃度，D項錯誤。 考點　強、弱電解質(zhì)的比較與判斷 題點　等體積、等pH強、弱電解質(zhì)的比較與判斷 方法規(guī)律　(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 [H＋] pH 中和堿的能力 與足量活潑金屬反應產(chǎn)生H2的量 開始與金屬反應的速率 由H2O電離出的[H＋] 一元強酸 大 小 相同 相同 大 小 一元弱酸 小 大 小 大 (2)相同pH、相同體積的一元強酸與一元弱酸的比較 [H＋]

8、 [酸] 中和堿的能力 與足量活潑金屬反應產(chǎn)生H2的量 開始與金屬反應的速率 由H2O電離出的[H＋] 一元強酸 相同 小 小 少 相同 相同 一元弱酸 大 大 多 二、電離平衡常數(shù) 1.概念 在一定條件下達到電離平衡時，弱電解質(zhì)電離形成的各種離子的濃度的乘積與溶液中未電離的分子的濃度之比。電離平衡常數(shù)簡稱電離常數(shù)。 2.影響因素 電離常數(shù)服從化學平衡常數(shù)的一般規(guī)律，它只與溫度有關(guān)，由于電離過程是吸熱過程，升溫，K值增大。 3.應用 電離常數(shù)表征了弱電解質(zhì)的電離能力，根據(jù)相同溫度下電離常數(shù)的大小可以判斷弱電解質(zhì)電離能力的相對強弱，K越大，表

9、示弱電解質(zhì)的電離程度越大，弱酸的酸性或弱堿的堿性相對越強。 4.表達式 (1)弱酸在水中的電離常數(shù)通常用Ka表示。例如CH3COOHH＋＋CH3COO－， Ka＝。 多元弱酸的電離是分步進行的，每一步電離都有各自的電離常數(shù)，如H2CO3電離： H2CO3HCO＋H＋　Ka1＝ HCOCO＋H＋　Ka2＝ 且Ka1>Ka2。 (2)弱堿在水中的電離常數(shù)通常用Kb表示， 例如NH3·H2ONH＋OH－， Kb＝。 關(guān)于電離平衡常數(shù)的理解 (1)電離常數(shù)的大小由物質(zhì)本身的性質(zhì)決定，同一溫度下，不同弱電解質(zhì)的電離常數(shù)不同，K值越大，電離程度越大。 (2)同

10、一弱電解質(zhì)在同一溫度下改變濃度時，其電離常數(shù)不變。 (3)電離常數(shù)K只隨溫度的變化而變化，升高溫度，K值增大。 (4)多元弱酸電離常數(shù)：K1?K2?K3，其酸性主要由第一步電離決定，K值越大，相應酸的酸性越強。 例3　下列說法正確的是(　　) A.電離常數(shù)受溶液濃度的影響 B.電離常數(shù)可以表示弱電解質(zhì)的相對強弱 C.Ka大的酸溶液中[H＋]一定比Ka小的酸溶液中的[H＋]大 D.H2CO3的電離常數(shù)表達式：K＝ 答案　B 解析　電離平衡常數(shù)是溫度的函數(shù)，與溶液濃度無關(guān)，故A項錯誤；電離平衡常數(shù)可以表示弱電解質(zhì)的相對強弱，故B項正確；酸中[H＋]既跟酸的電離常數(shù)有關(guān)，也跟酸的濃

11、度有關(guān)，故C項錯誤；碳酸是分步電離的，第一步電離常數(shù)表達式為K1＝，第二步電離常數(shù)為K2＝，故D項錯誤。 考點　電離平衡常數(shù) 題點　電離平衡常數(shù)表達式及其意義 方法規(guī)律　電離常數(shù)的應用 (1)判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱，相同溫度下，電離常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強。 (2)判斷復分解反應能否發(fā)生，一般符合“強酸制弱酸”規(guī)律，如25 ℃時，Ka(HCOOH)＝1.77×10－4 mol·L－1，Ka(HCN)＝4.9×10－10 mol·L－1，故知HCOOH＋NaCN===HCN＋HCOONa。 例4　某溫度時，0.1 mol·L－1 CH3COOH在水中有0.1%的發(fā)生電離，請

12、回答下列問題： (1)該溶液的pH＝________。 (2)CH3COOH的電離平衡常數(shù)Ka＝________。 (3)升高溫度時，Ka將________(填“增大”“減小”或“不變”，下同)，pH將________。 (4)由CH3COOH電離出的[H＋]約為水電離出的[H＋]的______倍。 答案　(1)4　(2)1×10－7 mol·L－1　(3)增大　減小　(4)106　 解析　(1)CH3COOH電離出的[H＋]＝(0.1×0.1%) mol·L－1＝1×10－4 mol·L－1，pH＝ －lg(1×10－4)＝4。 (2)電離平衡常數(shù)Ka≈ mol·L－1＝1×

13、10－7 mol·L－1。 (3)因CH3COOHH＋＋CH3COO－，電離過程是吸熱的，所以升高溫度，[H＋]、[CH3COO－]均增大，則Ka增大，而pH減小。 (4)＝1×10－4 mol·L－1，[H＋]水＝[OH－]＝ mol·L－1＝1×10－10 mol·L－1，所以∶[H＋]水＝(1×10－4 mol·L－1)∶(1×10－10 mol·L－1)＝106∶1。 考點　電離平衡常數(shù)的應用 題點　電離平衡常數(shù)的應用與計算 方法規(guī)律 (1)“三段式法”進行電離平衡的相關(guān)計算 CH3COOH　　CH3COO－ ＋ H＋ 始態(tài)： a mol·L－1

14、 0 0 變化： x mol·L－1 x mol·L－1 x mol·L－1 終態(tài)： (a－x) mol·L－1 x mol·L－1 x mol·L－1 Ka(CH3COOH)＝＝ mol·L－1，a－x≈a，x＝。 (2)利用電離常數(shù)可近似計算出弱酸、弱堿溶液中[H＋]或[OH－](忽略水的電離)。 1.稀氨水中存在著下列平衡：NH3·H2ONH＋OH－，為使平衡逆向移動，且[OH－]增大，應加入適量的物質(zhì)是(　　) A.NH4Cl固體 B.硫酸 C.NaOH固體 D.水 答案　C 解析　在氨水中加入NH4

15、Cl固體，[NH]增大，平衡逆向移動，[OH－]減??；在氨水中加入硫酸，[OH－]減小，平衡正向移動；在氨水中加入NaOH固體，[OH－]增大，平衡逆向移動；在氨水中加入水，稀釋溶液，平衡正向移動，但[OH－]減小。只有C項符合題意。 考點　弱電解質(zhì)的電離平衡及移動 題點　改離子濃度對電離平衡的影響 2.在0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中存在如下電離平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，對于該平衡，下列敘述正確的是 (　　) A.加入水時，平衡逆向移動 B.加入少量NaOH固體，平衡正向移動 C.加入少量0.1 mol·L－1HCl溶液，溶液中[H＋]減小 D

16、.加入少量CH3COONa固體，平衡正向移動 答案　B 解析　A項，加入水促進弱電解質(zhì)的電離；B項，加入NaOH固體，與H＋反應，[H＋]變小，平衡正向移動；C項，加入0.1 mol·L－1 HCl溶液時，[H＋]變大，平衡逆向移動，但最終[H＋]比未加HCl前大；D項，加入CH3COONa固體，[CH3COO－]增大，平衡逆向移動。 考點　弱電解質(zhì)的電離平衡及移動 題點　改離子濃度對電離平衡的影響 3.已知25 ℃下，醋酸溶液中存在下述關(guān)系：Ka＝＝1.7×10－5 mol·L－1，其中Ka的數(shù)值是該溫度下醋酸的電離平衡常數(shù)。有關(guān)Ka的下列說法正確的是(　　) A.當向該溶液中

17、加入一定量的硫酸時，Ka值增大 B.升高溫度，Ka值增大 C.向醋酸溶液中加水，Ka值增大 D.向醋酸溶液中加氫氧化鈉，Ka值增大 答案　B 考點　電離平衡常數(shù) 題點　電離平衡常數(shù)的影響因素 4.下列實驗事實不能證明醋酸是弱電解質(zhì)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(chǎn)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 答案　A 解析　強、弱電解質(zhì)的本質(zhì)區(qū)別是看能否完全電離。若完全電離則為強電解質(zhì)；

18、若部分電離則為弱電解質(zhì)。 選項 內(nèi)容指向·聯(lián)系分析 結(jié)論 A pH相同，說明兩溶液中的[H＋]相同，與同樣的鋅反應時產(chǎn)生H2的起始速率相同，無法證明醋酸是否已完全電離 不能 證明 B 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(zhì) 能證明 C 若為強酸，常溫下pH＝1的一元酸稀釋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 能證明 D 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

19、小，即醋酸未完全電離 能證明 考點　弱電解質(zhì)的電離平衡及移動 題點　證明弱電解質(zhì)的常用方法 5.pH＝2的A、B兩種酸溶液各1 mL，分別加水稀釋到1 000 mL，其中pH與溶液體積V的關(guān)系如圖所示，下列說法正確的是(　　) A.A、B兩酸溶液的物質(zhì)的量濃度一定相等 B.稀釋后，A酸溶液的酸性比B酸溶液強 C.a＝5時，A是強酸，B是弱酸 D.一定有關(guān)系：5>a>2 答案　C 解析　由圖像可以看出稀釋過程中兩種酸的pH增大程度不同，說明兩種酸的酸性強弱不同，故pH＝2的兩種酸的濃度一定不同，A項錯誤；由圖知，稀釋后A溶液的pH大于B溶液的pH，則A中[H＋]小于B

20、中[H＋]，此時A酸溶液的酸性比B酸溶液的弱，B項錯誤；a＝5時表明，pH＝2的A酸溶液稀釋1 000倍，pH增加3，故A一定是強酸；pH＝2的B酸溶液稀釋1 000倍后，pH<5，說明B酸溶液中存在電離平衡，則B是弱酸，C項正確；若A、B都是弱酸，稀釋1 000倍后，A、B兩溶液pH均要增大，而增加的值均小于3，有5>a>2，若A是強酸，則a＝5，D項錯誤。 考點　強、弱電解質(zhì)的比較與判斷 題點　等體積、等pH強、弱電解質(zhì)的比較與判斷 6.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)Ka(mol·L－1) 9×10－7 9×1

21、0－6 1×10－2 A.三種酸的強弱關(guān)系：HX>HY>HZ B.反應HZ＋Y－===HY＋Z－能夠發(fā)生 C.同體積、同濃度的三種酸中和堿的能力不同 D.相同溫度下，1 mol·L－1HX溶液的電離常數(shù)大于0.1 mol·L－1HX溶液的電離常數(shù) 答案　B 解析　A項，由Ka(HZ)>Ka(HY)>Ka(HX)知酸性：HZ>HY>HX；B項，由“強酸制弱酸”規(guī)律知：HZ＋Y－===HY＋Z－能夠發(fā)生；C項，同體積、同濃度的三種酸：n(HX)＝n(HY)＝n(HZ)，故中和堿的能力相同；D項，電離常數(shù)與濃度無關(guān)，只受溫度影響，故相同溫度下Ka(HX)不變。 考點　電離平衡常數(shù)

22、 題點　電離平衡常數(shù)的綜合 [對點訓練] 題組1　弱電解質(zhì)的電離平衡 1.將1 mol冰醋酸加入到一定量的蒸餾水中最終得到1 L溶液。下列各項中，表明已達到電離平衡狀態(tài)的是(　　) A.醋酸的濃度達到1 mol·L－1 B.H＋的濃度達到0.5 mol·L－1 C.醋酸分子的濃度、醋酸根離子的濃度、H＋的濃度均為0.5 mol·L－1 D.醋酸分子電離成離子的速率和離子重新結(jié)合成醋酸分子的速率相等 答案　D 解析　在未電離時c(CH3COOH)＝1 mol·L－1，當醋酸、H＋、CH3COO－的濃度不再變化時(但此時三者的濃度不一定是0.5 mol·L－1)，醋酸的電離達到

23、平衡狀態(tài)，故A、B、C項均錯；依據(jù)平衡狀態(tài)的標志即分子電離成離子的速率與離子結(jié)合成分子的速率相等，可知D項正確。 考點　弱電解質(zhì)的電離平衡及移動 題點　電離平衡的建立和特征 2.下列事實可證明NH3·H2O是弱堿的是(　　) A.NH3·H2O能跟氯化亞鐵溶液反應生成氫氧化亞鐵 B.用氨水做導電性實驗，燈泡很暗 C.0.1 mol·L－1 NH3·H2O溶液可以使酚酞溶液變紅 D.0.1 mol·L－1氨水中加入少量醋酸后溶液的導電能力增強 答案　D 考點　弱電解質(zhì)的電離平衡及移動 題點　證明弱電解質(zhì)的常用方法 題組2　外界條件的改變對電離平衡的影響 3.用水稀釋0.l

24、 mol·L－1的CH3COOH溶液，下列說法正確的是(　　) A.CH3COOH的電離程度增大，溶液的[H＋]增大 B.Kw逐漸減小 C.溶液中[H＋]和[OH－]都減小 D.減小 答案　D 解析　A項錯誤，加水稀釋時，醋酸的電離程度增大，n(H＋)增加，但溶液稀釋導致溶液體積增加的倍數(shù)遠遠超過n(H＋)增加的倍數(shù)，故[H＋]變??；B項錯誤，Kw只與溫度有關(guān)，溫度不變，Kw不變；C項錯誤，由于Kw＝[H＋][OH－]，Kw不變，[H＋]變小，[OH－]變大；D項正確，因醋酸加水稀釋時，[OH－]增大，[CH3COO－]減小，所以減小。 考點　弱電解質(zhì)的電離及平衡移動 題點

25、　改離離子濃度對電離平衡的影響 4.已知氫氟酸在水溶液中建立如下電離平衡：HFH＋ ＋ F－ ，若只改變一個條件，一定可以使[HF]/[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，通氯化氫氣體，溶液中的[H＋]增大，電離平衡雖逆向移動，但[H＋]增大的程度大于[HF]增大的程度，則[HF]/[H＋]減小，正確；B項，加入少量氟化鉀固體，氟離子的濃度增大，電離平衡逆向移動，HF濃度增大，H＋濃度減小，則[HF]/[H＋]增大，錯誤；C項，加入少量氫氧化鈉固體，氫離子的濃度減小，電離

26、平衡正向移動，F(xiàn)－濃度增大，＝增大，錯誤；D項，通入少量氟化氫氣體，電離平衡雖正向移動，但HF濃度增大的程度大于H＋濃度增大的程度，則[HF]/[H＋]增大，錯誤。 考點　弱電解質(zhì)的電離及平衡移動 題點　改離離子濃度對電離平衡的影響 5.已知0.1 mol·L－1的醋酸溶液中存在電離平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，要使溶液中值增大，可以采取的措施是(　　) ①加少量燒堿固體　②升高溫度?、奂由倭勘姿? ④加水?、菁由倭看姿徕c固體 A.①② B.②③⑤ C.③④⑤ D.②④ 答案　D 解析?、僦屑由倭縉aOH固體時，H＋與OH－結(jié)合生成難電離的H2O，使值減小

27、；②中CH3COOH的電離是吸熱過程，升溫，[H＋]增大，[CH3COOH]減小，故值增大；③中加入無水CH3COOH時，[CH3COOH]增大量大于[H＋]增大量，致使值減??；④中加水稀釋，電離平衡右移，n(CH3COOH)減小，n(H＋)增大，故＝增大；⑤加少量醋酸鈉固體時，平衡逆向移動，[H＋]減小，[CH3COOH]增大，值減小。 考點　弱電解質(zhì)的電離及平衡移動 題點　改離離子濃度對電離平衡的影響 6.常溫下有體積相同的四種溶液：①pH＝3的CH3COOH溶液?、趐H＝3的鹽酸?、踦H＝11的氨水　④pH＝11的NaOH溶液。下列說法正確的是(　　) A.若將四種溶液稀釋100

28、倍，溶液pH大小順序：③>④>①>② B.③和④分別用等濃度的硫酸溶液中和，消耗硫酸溶液的體積：③＝④ C.①與②分別與足量鎂粉反應，生成H2的量：①<② D.②和③混合，所得混合溶液的pH大于7 答案　D 解析　pH＝3的CH3COOH溶液中[CH3COOH]>10－3 mol·L－1，pH＝3的鹽酸中c(HCl)＝10－3 mol·L－1，pH＝11的氨水中[NH3·H2O]>10－3 mol·L－1，pH＝11的NaOH溶液中c(NaOH)＝10－3 mol·L－1。A項，稀釋促進弱電解質(zhì)的電離，則若將四種溶液稀釋100倍，溶液pH大小順序：③>④>②>①，錯誤；B項，由于氨水

29、的濃度大于氫氧化鈉，所以等體積的③和④分別用等濃度的硫酸溶液中和，消耗硫酸溶液的體積：③>④，錯誤；C項，由于醋酸的濃度大于鹽酸，則等體積的①與②分別與足量鎂粉反應，生成H2的量：①>②，錯誤；D項，②和③混合，堿的物質(zhì)的量遠遠大于酸的物質(zhì)的量，所以所得混合溶液的pH大于7，正確。 考點　強、弱電解質(zhì)的判斷 題點　等體積、等pH強、弱電解質(zhì)的比較與判斷 題組3　電離平衡常數(shù)及其應用 7.已知常溫下， HCNH＋＋CN－　Ka(HCN)＝6.2×10－10 mol·L－1 HFH＋＋F－　Ka(HF)＝6.8×10－4 mol·L－1 CH3COOHH＋＋CH3COO－

30、　Ka(CH3COOH)＝1.7×10－5 mol·L－1 由電離平衡常數(shù)的大小可知，酸性強弱順序為(　　) A.HCN>HF>CH3COOH B.HF>HCN>CH3COOH C.HF>CH3COOH>HCN D.CH3COOH>HF>HCN 答案　C 考點　電離平衡常數(shù) 題點　電離平衡常數(shù)的應用 8.已知下面三個數(shù)據(jù)：6.8×10－4 mol·L－1、6.0×10－4 mol·L－1、6.2×10－10 mol·L－1分別是下列有關(guān)的三種酸的電離常數(shù)，若已知下列反應可以發(fā)生：NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2　NaCN＋HF===HCN＋NaF　NaNO2＋HF=

31、==HNO2＋NaF。 由此可判斷下列敘述中不正確的是(　　) A.K(HF)＝6.8×10－4 mol·L－1 B.K(HNO2)＝6.2×10－10 mol·L－1 C.根據(jù)兩個反應即可得出一元弱酸的酸性強弱順序為HF>HNO2>HCN D.K(HCN)HNO2>HCN。由此可判斷K(HF)>K(HNO2)>K(HCN)，其對應數(shù)據(jù)依次為K(HF)＝6.8×10－4 mol·L－1，K(HNO2)＝

32、6.0×10－4 mol·L－1，K(HCN)＝6.2×10－10 mol·L－1。 考點　電離平衡常數(shù) 題點　電離平衡常數(shù)的應用 9.部分弱酸的電離平衡常數(shù)如下表： 弱酸 HCOOH HCN H2CO3 電離平衡常數(shù)(25 ℃) /mol·L－1 Ka＝1.77×10－4 Ka＝4.9×10－10 Ka1＝4.3×10－7 Ka2＝5.6×10－11 下列選項錯誤的是(　　) A.CN－＋H2O＋CO2===HCN＋HCO B.2HCOOH＋CO===2HCOO－＋H2O＋CO2↑ C.中和等體積、等pH的HCOOH和HCN溶液消耗NaOH的量前者小于后

33、者 D.等濃度的HCOOH和H2CO3溶液，pH：HCOOH>H2CO3 答案　D 解析　根據(jù)電離常數(shù)可知，酸性：HCOOH>H2CO3>HCN>HCO，利用強酸制弱酸的原理可知，A、B正確；等體積、等pH的HCOOH和HCN溶液中，所含溶質(zhì)的物質(zhì)的量：n(HCN)>n(HCOOH)，則中和時HCN消耗的NaOH的量大，C正確；等濃度的HCOOH、H2CO3溶液中，[H＋]：HCOOH>H2CO3，故pH：HCOOH

34、－11 mol·L－1，HClO的電離平衡常數(shù)：Ka＝2.95×10－8 mol·L－1。在反應Cl2＋H2OHCl＋HClO達到平衡后，要使HClO的濃度增大可加入(　　) A.NaOH B.HCl C.NaHCO3 D.H2O 答案　C 解析　要使HClO的濃度增大，必須使該反應平衡右移，且加入的物質(zhì)與HClO不反應。加入NaOH時，平衡雖然右移，但HClO也參與了反應，導致HClO的濃度減小；加入HCl時，平衡左移，HClO濃度減??；加水稀釋時，HClO濃度也減??；由題給電離平衡常數(shù)知，酸性：H2CO3>HClO>HCO，故加入NaHCO3時，NaHCO3只與HCl反

35、應，使平衡右移，HClO濃度增大。 考點　電離平衡常數(shù) 題點　電離平衡常數(shù)的應用 [綜合強化] 11.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)系如圖所示。分別滴加0.1 mol·L－1NaOH溶液至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　由題圖知：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為強酸，而y為弱酸。pH＝2時弱酸y的濃度大，滴加NaOH至pH＝7時

36、需NaOH溶液的體積y要比x大。 考點　強弱電解質(zhì)的比較與判斷 題點　等體積、等pH強、弱電解質(zhì)的比較與判斷 12.在相同條件下進行Mg和酸反應的對比實驗，相關(guān)數(shù)據(jù)如下： Mg的 質(zhì)量 酸溶液 開始的反應速率 產(chǎn)生H2的總量 Ⅰ 0.24 g 100 mL 0.2 mol·L－1 HCl溶液 v1 n1 Ⅱ 0.24 g 100 mL 0.2 mol·L－1 CH3COOH溶液 v2 n2 (1)試比較有關(guān)量的大?。簐1________v2，n1________n2。(填“>”“＝”或“<”) (2)現(xiàn)欲改變反應條件，使實驗Ⅰ中v1降低，n1不變

37、，試寫出兩種可行的方法： ①________________________________________________________________________； ②________________________________________________________________________。 答案　(1)>?。? (2)①加水稀釋?、诩尤肷倭看姿徕c固體(合理即可) 解析　(1)HCl是強酸，CH3COOH是弱酸，兩種酸溶液的物質(zhì)的量濃度相同時，HCl溶液中[H＋]較大，與Mg反應的初始速率較快；Mg足量時，兩種酸溶液放出氫氣的總量相等。 (2)要使鹽酸

38、與鎂反應的速率降低，但放出氫氣的量不變，可加水稀釋或加入少量醋酸鈉固體。 考點　強、弱電解質(zhì)的比較與判斷 題點　等體積、等濃度、強、弱電解質(zhì)的比較與判斷 13.為了證明一水合氨(NH3·H2O)是弱電解質(zhì)，甲、乙、丙三人分別選用下列試劑進行實驗：0.01 mol·L－1氨水、 NH4Cl晶體、酚酞溶液、pH試紙、蒸餾水。 (1)甲用pH試紙測出常溫下0.01 mol·L－1氨水的pH為10，則認定一水合氨是弱電解質(zhì)，你認為這一方法是否正確？(填“是”或“否”)________，并說明理由：____________________ ___________________________

39、_____________________________________________。 (2)乙取出10 mL 0.01 mol·L－1氨水，用pH試紙測出其pH＝a，然后用蒸餾水稀釋將其至 1 000 mL，再用pH試紙測出其pH＝b，若要確認一水合氨是弱電解質(zhì)，則a、b值應滿足什么條件？__________________________(用等式或不等式表示)。 (3)丙取出10 mL 0.01 mol·L－1氨水，滴入2滴酚酞溶液，顯粉紅色，再加入NH4Cl晶體少量，觀察到顏色變________(填“深”或“淺”)。則證明一水合氨是弱電解質(zhì)。 答案　(1)是　0.01 mo

40、l·L－1氨水的pH＝10，說明[OH－]＝10－4 mol·L－1，NH3·H2O沒有完全電離　(2)a－210－(a－2) mol·L－1。 (3)如果一水合氨是弱堿，則存在電離平

41、衡NH3·H2ONH＋OH－，向氨水中加入氯化銨后，銨根離子濃度增大，平衡逆向移動，溶液中氫氧根離子濃度降低，溶液的堿性減弱，則溶液的顏色變淺。 考點　弱電解質(zhì)的電離平衡移動 題點　證明弱電解質(zhì)常用的方法 14.(1)已知25 ℃時弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)：Ka(CH3COOH)＝1.8×10－5 mol·L－1，Ka(HSCN)＝0.13 mol·L－1。使20 mL 0.10 mol·L－1的CH3COOH溶液和20 mL 0.10 mol·L－1的HSCN溶液分別與20 mL 0.10 mol·L－1的NaHCO3溶液反應，實驗測得產(chǎn)生的CO2氣體體積(V)與時間(t)的關(guān)系如圖

42、所示。 反應開始時，兩種溶液產(chǎn)生CO2的速率明顯不同的原因是_______________________________ __________________________________________________。 (2)現(xiàn)有2.0×10－3 mol·L－1的HF溶液，調(diào)節(jié)溶液pH，測得25 ℃時平衡體系中[F－]、[HF]與溶液pH的關(guān)系如圖所示： 25 ℃時，HF的電離平衡常數(shù)Ka(HF)＝______________________________(列式求值)。 答案　(1)Ka(HSCN)>Ka(CH3COOH)，溶液中[H＋]：HSCN>CH3COOH，

43、[H＋]越大反應速率越快 (2)＝ mol·L－1＝4×10－4 mol·L－1 解析　(1)弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)越大，其溶液中電離出的離子濃度越大，故反應開始時，兩種溶液產(chǎn)生CO2的速率明顯不同的原因是Ka(HSCN)>Ka(CH3COOH)，溶液中[H＋]：HSCN>CH3COOH，[H＋]越大反應速率越快。(2)pH＝4時，[H＋]＝1.0×10－4 mol·L－1，由電離平衡常數(shù)的定義可知Ka(HF)＝＝ mol·L－1＝4×10－4 mol·L－1。 考點　電離平衡常數(shù) 題點　電離平衡常數(shù)的應用與計算 15.25 ℃時，電離平衡常數(shù)數(shù)值如下： 化學式 CH3COOH

44、 H2CO3 HClO 電離平衡常數(shù) 1.8×10－5 K1：4.3×10－7 K2：5.6×10－11 3.0×10－8 回答下列問題： (1)下列四種離子結(jié)合質(zhì)子的能力由大到小的順序是________。(填字母) a.CO b.ClO－ c.CH3COO－ d.HCO (2)下列反應不能發(fā)生的是________。 a.CO＋2CH3COOH===2CH3COO－＋CO2↑＋H2O b.ClO－＋CH3COOH===CH3COO－＋HClO c.CO＋2HClO===CO2↑＋H2O＋2ClO－ d.2ClO－＋CO2＋H2O===CO＋2HClO

45、 (3)用蒸餾水稀釋0.10 mol·L－1的醋酸，則下列各式表示的數(shù)值隨水量的增加而增大的是________。 a. b. c. d. (4)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pH變化如下圖，則HX的電離平衡常數(shù)________(填“大于”“等于”或“小于”)醋酸的平衡常數(shù)，稀釋后，HX溶液中水電離出來的[H＋]________醋酸溶液中水電離出來的[H＋](填“大于”“等于”或“小于”)。 答案　(1)a>b>d>c　(2)cd　(3)b　(4)大于　大于 解析　(1)電離平衡常數(shù)越大，酸性越強，越易電離，溶液中

46、離子濃度越大，三種酸酸性強弱為CH3COOH>H2CO3>HClO>HCO，酸根離子對應的酸的酸性越強，酸根離子結(jié)合氫離子的能力越弱，四種離子結(jié)合質(zhì)子的能力由大到小的順序是CO>ClO－>HCO>CH3COO－，即a>b>d>c。 (2)碳酸的酸性小于CH3COOH，所以CH3COOH能夠制取碳酸，該反應CO＋2CH3COOH===2CH3COO－＋CO2↑＋H2O能夠發(fā)生，a不合題意；CH3COOH的酸性大于HClO，CH3COOH能夠制取HClO，該反應ClO－＋CH3COOH===CH3COO－＋HClO能夠發(fā)生，b不合題意；HClO的酸性小于碳酸，該反應CO＋2HClO===CO2↑

47、＋H2O＋2ClO－無法發(fā)生，c符合題意；由于酸性H2CO3>HClO>HCO，則碳酸與次氯酸根離子反應只能生成碳酸氫根離子，不會生成CO，該反應2ClO－＋CO2＋H2O===CO＋2HClO不能發(fā)生，d符合題意。 (3)加水稀釋醋酸促進醋酸電離，氫離子物質(zhì)的量增大，醋酸分子的物質(zhì)的量減小，所以＝的比值減小，a錯；加水稀釋醋酸促進醋酸電離，醋酸根離子物質(zhì)的量增大，醋酸分子的物質(zhì)的量減小，則＝的比值增大，b對；加水稀釋促進醋酸電離，但氫離子濃度減小，溫度不變，水的離子積常數(shù)不變，所以的比值減小，c錯；加水稀釋促進醋酸電離，氫離子濃度減小，溫度不變，水的離子積常數(shù)不變，故氫氧根離子濃度增大，的比值減小，d錯。 考點　電離平衡常數(shù) 題點　電離平衡常數(shù)的應用