（通用版）2019版高考化學一輪復習 第八章 水溶液中的離子平衡學案.doc

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第八章 水溶液中的離子平衡 第一節(jié)弱電解質的電離 　教材復習——打牢基礎，基穩(wěn)才能樓高 強、弱電解質與弱電解質的電離平衡 1．強、弱電解質 (1)概念 (2)與化合物類型的關系 強電解質主要是大部分離子化合物及某些共價化合物，弱電解質主要是某些共價化合物。 2．弱電解質的電離平衡 (1)電離平衡的建立 ①開始時，v(電離)最大，而v(結合)為。 ②平衡的建立過程中，v(電離)v(結合)。 ③當v(電離)v(結合)時，電離過程達到平衡狀態(tài)。 (2)電離平衡的特征 (3)外界條件對電離平衡的影響 電離平衡屬于動態(tài)平衡，當外界條件改變時，電離平衡會發(fā)生移動，平衡移動遵循勒夏特列原理。 ①一般結論 外界條件 電離平衡移動方向 電離程度變化 溫度 升高溫度 向移動 增大 濃度 稀釋溶液 向移動 增大 相同離子 加入與弱電解質 相同離子的強電解質 向移動 減小 加入能與電解質離子反應的物質 向移動 增大 ②實例 以CH3COOHH＋＋CH3COO－　ΔH＞0為例： 改變條件 平衡移 動方向 n(H＋) c(H＋) 導電能力 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 不變 通入HCl(g) 增大 增大 增強 不變 加入NaOH(s) 減小 減小 增強 不變 加入鎂粉 減小 減小 增強 不變 升高溫度 增大 增大 增強 增大 [對點練習] 1．判斷正誤(正確的打“√”，錯誤的打“”)。 (1)HClO是弱酸，所以NaClO是弱電解質() (2)弱電解質溶液中存在溶質分子，而強電解質溶液中不存在溶質分子(√) (3)同濃度的鹽酸和醋酸溶液，二者pH相同(室溫下)() (4)25 ℃時，pH相同的NaOH溶液和氨水，c(NaOH)＞c(氨水)() (5)稀釋弱電解質溶液時，所有粒子濃度都一定會減小() (6)電離平衡右移，電解質分子一定減少，離子濃度一定增大() (7)溫度不變，向CH3COOH溶液中加入CH3COONa，CH3COOH電離平衡左移(√) (8)pH相同的鹽酸和醋酸溶液，用NaOH完全中和時，醋酸消耗NaOH的量多(√) 2．下列事實不能證明HNO2是弱電解質的是(　　) ①滴入酚酞，NaNO2溶液顯紅色 ②用HNO2溶液做導電實驗，燈泡很暗 ③等pH、等體積的鹽酸和HNO2溶液中和堿時，HNO2中和堿的能力強 ④0.1 molL－1HNO2溶液的pH＝2 ⑤HNO2與CaCO3反應放出CO2氣體 A．①⑤　　　　　　　 　B．②⑤ C．②③ D．③④ 解析：選B　強弱電解質與其溶液的導電性強弱沒有必然聯(lián)系，②符合題意；HNO2與CaCO3反應放出CO2氣體，說明HNO2酸性強于H2CO3，不能證明HNO2是弱酸，即不能證明是弱電解質，⑤符合題意。 3．某酸堿指示劑是一種有機酸，其在水溶液中的電離平衡與其呈現(xiàn)顏色相關：HIn(紅色)H＋＋In－(黃色)，若向含此指示劑的5 mL 0.1 molL－1的鹽酸中加入10 mL 0.1 molL－1的NaOH溶液，則溶液的顏色變化為(　　) A．紅色變?yōu)闊o色 B．黃色變?yōu)闊o色 C．紅色變?yōu)辄S色 D．黃色變?yōu)榧t色 解析：選C　由題給信息可知，在鹽酸中該指示劑的電離平衡逆向移動，溶液呈紅色，當加入NaOH溶液后，因堿過量，混合溶液呈堿性，指示劑的電離平衡正向移動，溶液的顏色由紅色變?yōu)辄S色。 電離度　電離平衡常數(shù)(簡稱電離常數(shù)) 1．電離度 (1)概念 在一定條件下的弱電解質達到電離平衡時，已經電離的電解質分子數(shù)占原電解質總分子數(shù)的分數(shù)。 (2)表示方法 α＝100% 也可表示為α＝100% (3)影響因素 溫度的影響 升高溫度，電離平衡向右移動，電離度增大； 降低溫度，電離平衡向左移動，電離度減小 濃度的影響 當弱電解質溶液濃度增大時，電離度減??； 當弱電解質溶液濃度減小時，電離度增大 2．電離常數(shù) (1)概念：電離平衡的常數(shù)叫做電離常數(shù)。 (2)表達式 ①對于一元弱酸HA：HAH＋＋A－，電離常數(shù)Ka＝。 ②對于一元弱堿BOH：BOHB＋＋OH－，電離常數(shù)Kb＝。 (3)特點 多元弱酸各級電離常數(shù)的大小關系是K1?K2?K3，故其酸性取決于第一步電離。 (4)影響因素 電離常數(shù)只與溫度有關，升高溫度，K值增大。 (5)意義 ―→―→ 如相同條件下常見弱酸的酸性強弱： H2SO3＞H3PO4＞HF＞HCOOH＞CH3COOH＞H2CO3＞H2S＞HClO。 [對點練習] 1．判斷正誤(正確的打“√”，錯誤的打“””)。 (1)當弱電解質的濃度增大時，電離度增大() (2)在1 molL－1的CH3COOH溶液中，升高溫度，電離度增大(√) (3)H2CO3的電離常數(shù)表達式：Ka＝() (4)電離常數(shù)可以表示弱電解質的相對強弱(√) (5)不同濃度的同一弱電解質，其電離常數(shù)(K)不同() (6)電離平衡右移，電離常數(shù)一定增大() (7)電離常數(shù)隨著弱電解質濃度的增大而增大() (8)電離常數(shù)大的酸溶液中的c(H＋)一定比電離常數(shù)小的酸溶液中的c(H＋)大() (9)溫度不變，向氨水中加入NH4Cl，NH3H2O的電離平衡左移，電離常數(shù)減小() 2．下表是幾種常見弱酸的電離常數(shù)(25 ℃) 弱酸 電離方程式 電離常數(shù)K CH3COOH CH3COOH CH3COO－＋H＋ 1.2610－5 H2CO3 H2CO3H＋＋HCO HCOH＋＋CO K1＝4.3110－7 K2＝5.6110－11 H2S H2SH＋＋HS－ HS－H＋＋S2－ K1＝9.110－8 K2＝1.110－15 H3PO4 H3PO4H＋＋H2PO H2POH＋＋HPO HPOH＋＋PO K1＝7.5210－3 K2＝6.2310－8 K3＝4.210－13 回答下列問題： (1)K只與溫度有關，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________。 (4)多元弱酸是分步電離的，每一步都有相應的電離常數(shù)，對于同一種多元弱酸的K1、K2、K3之間存在著數(shù)量上的規(guī)律是K1∶K2∶K3≈1∶105∶1010，產生此規(guī)律的原因是 ________________________________________________________________________。 答案：(1)增大 (2)相同溫度下K值越大，對應酸的酸性越強 (3)H3PO4　HS－ (4)上一級電離出的H＋對下一級電離有抑制作用 [基礎過關練] 1．能證明乙酸是弱酸的實驗事實是(　　) A．CH3COOH溶液與Zn反應放出H2 B．0.1 molL－1 CH3COONa溶液的pH大于7 C．CH3COOH溶液與Na2CO3反應生成CO2 D．0.1 molL－1 CH3COOH溶液可使紫色石蕊變紅 解析：選B　A項只能證明乙酸具有酸性，不能證明其為弱酸，不符合題意；CH3COONa溶液顯堿性，說明其為強堿弱酸鹽，故可以證明乙酸是弱酸，B項符合題意；C項可以證明乙酸的酸性比碳酸強，但是不能證明其為弱酸，不符合題意；D項可以證明乙酸具有酸性，但是不能證明其為弱酸，不符合題意。 2．已知達到電離平衡的0.1 molL－1的氨水，為了促進NH3H2O的電離，同時使溶液的pH增大，應采取的措施是(　　) A．加入一定量的水　　　　　 　B．加熱溶液 C．加入少量NaOH D．通入氨氣 解析：選B　加熱能促進NH3H2O的電離且使溶液的pH增大。 3．關于常溫下pH＝2的醋酸溶液，下列敘述正確的是(　　) A．c(CH3COOH)＝0.01 molL－1 B．c(H＋)＝c(CH3COO－) C．加水稀釋100倍后，溶液pH＝4 D．加入CH3COONa固體，可抑制CH3COOH的電離 解析：選D　由溶液的pH＝2可知，c(H＋)＝0.01 molL－1，但醋酸為弱酸，只能部分電離，題中未給出此條件下醋酸的電離度，無法計算c(CH3COOH)，A項錯誤；根據電荷守恒，存在：c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，B項錯誤；加水稀釋100倍后，醋酸電離程度增大，10－4 molL－1＜c(H＋)＜0.01 molL－1,2＜pH＜4，C項錯誤；加入CH3COONa固體，溶液中c(CH3COO－)增大，CH3COOH的電離平衡向逆反應方向移動，D項正確。 4．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. 解析：選D　A項，在0.1 molL－1 HF 溶液中存在電離平衡：HFH＋＋F－，加水稀釋，平衡向右移動，但c(H＋)減??；B項， 電離常數(shù)與濃度無關，其數(shù)值在稀釋過程中不變；C項，加水后，平衡右移，但c(F－)、c(H＋)都減小，由于溶液中存在電荷守恒，則c(F－)＋c(OH－)＝c(H＋)，則＝＝1－，由于c(H＋)減小，c(OH－)增大，故減小；D項，變形后得，稀釋過程中c(F－)逐漸減小，故其比值始終保持增大。 5．已知25 ℃時有關弱酸的電離常數(shù)如下表： 弱酸化學式 HX HY H2CO3 電離常數(shù) 7.810－9 3.710－15 Ka1＝4.310－7 Ka2＝5.610－11 下列推斷正確的是(　　) A．HX、HY兩種弱酸的酸性：HX＞HY B．相同條件下溶液的堿性：NaX＞Na2CO3＞NaY＞NaHCO3 C．結合H＋的能力：CO＞Y－＞X－＞HCO D．HX和HY酸性相同，都比H2CO3弱 解析：選A　根據電離常數(shù)可知，酸性：H2CO3＞HX＞HCO＞HY，則結合H＋的能力：Y－＞CO＞X－＞HCO，A項正確、C項錯誤；酸越弱，其對應鹽的水解能力越強，故相同條件下溶液的堿性：NaY＞Na2CO3＞NaX＞NaHCO3，B項錯誤；HX與HY的電離常數(shù)不相等，所以其酸性不相同，D項錯誤。 6．部分弱酸的電離常數(shù)如下表： 弱酸 HCOOH H2S H2CO3 HClO 電離常數(shù) (25 ℃) 1.7710－4 K1＝1.310－7 K2＝7.110－15 K1＝4.410－7 K2＝4.710－11 3.010－8 按要求書寫離子方程式： (1)將少量Na2CO3溶液滴加到HCOOH溶液中：________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 (2)將少量CO2氣體通入到NaClO溶液中：________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 (3)將少量CO2氣體通入到Na2S溶液中：________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 答案：(1)2HCOOH＋CO===2HCOO－＋H2O＋CO2↑ (2)ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCO (3)CO2＋H2O＋S2－===HS－＋HCO 7．已知：CH3COOHCH3COO－＋H＋達到電離平衡時，電離常數(shù)可以表示為Ka＝；CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－達到水解平衡時，水解平衡常數(shù)可以表示為Kh＝(式中各粒子濃度均為平衡時濃度)。 (1)對于任意弱電解質來講，其電離常數(shù)Ka、對應離子的水解平衡常數(shù)Kh以及水的離子積常數(shù)KW的關系是____________________，由此可以推斷，弱電解質的電離程度越小，其對應離子的水解程度____________。 (2)由于CH3COOH的電離程度很小，計算時可將CH3COOH的平衡濃度看成是CH3COOH溶液的濃度，則c molL－1的CH3COOH溶液中c(H＋)＝_______(不為0)。 (3)現(xiàn)用某未知濃度(設為c′)的CH3COOH溶液及其他儀器、藥品，通過實驗測定一定溫度下CH3COOH的電離常數(shù)，需測定的數(shù)據有(用簡要的文字說明)： ①實驗時的溫度； ②____________； ③用_______________(填一種實驗方法)測定溶液濃度c′。 解析：(1)根據Ka＝，Kh＝，可知二者的乘積等于KW。 (2)題中強調c(H＋)不為0是為了防止從“計算時可將CH3COOH的平衡濃度看成是CH3COOH溶液的濃度”得到“CH3COOH不電離”的錯誤結論。由于CH3COOH電離出的CH3COO－與H＋濃度近似相等，平衡時c(CH3COOH)又可看成是c(CH3COOH)溶液的濃度c，則Ka＝，c(H＋)＝ molL－1。 (3)要測定Ka，則必須分別用pH換算 c(H＋)和用酸堿中和滴定的方法測定c′。 答案：(1)KaKh＝KW　越大　(2) molL－1 (3)②溶液的pH?、鬯釅A中和滴定 　高考研究——把握考情，方向不對努力白費 考 綱 要 求 高 頻 考 點 1.了解強電解質和弱電解質的概念。 2．理解弱電解質在水中的電離平衡。 3．能利用電離平衡常數(shù)進行相關計算。 1.電離常數(shù)的計算與應用 5年3考 2.強、弱電解質比較的方法與圖像 5年2考 考點一　電離常數(shù)的計算與應用 [高考這樣考] 1．(2017天津高考節(jié)選)H2S和SO2會對環(huán)境和人體健康帶來極大的危害，工業(yè)上采取多種方法減少這些有害氣體的排放，回答下列方法中的問題。 用氨水除去SO2 已知25 ℃，NH3H2O的Kb＝1.810－5，H2SO3的Ka1＝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：設氨水中c(OH－)＝x molL－1，根據NH3H2O的Kb＝，則＝1.810－5，解得x＝6.010－3。根據H2SO3的Ka2＝，則＝，當c(OH－)降至1.010－7molL－1時，c(H＋)為1.010－7 molL－1，則＝＝0.62。 答案：6.010－3　0.62 2．(2015福建高考節(jié)選)25 ℃，兩種酸的電離常數(shù)如下表。 酸 Ka1 Ka2 H2SO3 1.310－2 6.310－8 H2CO3 4.210－7 5.610－11 (1)HSO的電離常數(shù)表達式K＝________________。 (2)0.10 molL－1Na2SO3溶液中離子濃度由大到小的順序為_______________。 (3)H2SO3溶液和NaHCO3溶液反應的主要離子方程式為 ________________________________________________________________________。 解析：(1)HSO的電離平衡為HSOSO＋H＋，則其電離常數(shù)表達式為K＝。 (2)SO發(fā)生水解，生成HSO和OH－，HSO再進一步水解生成H2SO3和OH－，故離子濃度大小關系為c(Na＋)＞c(SO)＞c(OH－)＞c(HSO)＞c(H＋)。 (3)由電離常數(shù)可知酸性：H2SO3＞H2CO3＞HSO＞HCO，結合“強酸制弱酸”原理知：H2SO3＋HCO===HSO＋CO2↑＋H2O。 答案：(1) (2)c(Na＋)＞c(SO)＞c(OH－)＞c(HSO)＞c(H＋) (3)H2SO3＋HCO===HSO＋CO2↑＋H2O [師說高考] 知考情 高考對電離常數(shù)的考查主要涉及電離常數(shù)的概念、簡單計算及其應用。常將弱電解質的電離常數(shù)及影響電離平衡的外界因素與圖像結合在一起，考查考生對弱電解質電離常數(shù)、濃度對弱電解質電離的影響等基礎知識掌握的熟練程度 明學法 復習時，要牢固樹立“平衡”的意識，電離常數(shù)不過是化學平衡常數(shù)的一種特殊情況，靈活遷移運用化學平衡常數(shù)的相關知識 [過關這樣練] 1．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：選B　A項，c(H＋)＝0.1%0.1 molL－1＝10－4 molL－1，pH＝4；B項，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，c(H＋)增大，pH減??；C選項， 　　　 　HA　　　　H＋　?。　－ 　 起始(molL－1) 0.1　　　　　　0　　　　　 0 　 平衡(molL－1) 0.1(1－0.1%)　0.10.1%　 0.10.1% K＝＝＝＝110－7；D項，c(H＋)＝10－4 molL－1，所以水電離出的c(H＋)水＝10－10 molL－1，前者是后者的106倍。 2．25 ℃時，用0.1 molL－1的CH3COOH溶液滴定20 mL 0.1 molL－1的NaOH溶液，當?shù)渭覸 mL CH3COOH溶液時，混合溶液的pH＝7。已知CH3COOH的電離常數(shù)為Ka，忽略混合時溶液體積的變化，下列關系式正確的是(　　) A．Ka＝　　　 　B．V＝ C．Ka＝ D．Ka＝ 解析：選A　混合溶液的pH＝7，說明醋酸過量，c(CH3COOH)≈ molL－1，根據電荷守恒式：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)及c(H＋)＝c(OH－)可得，c(Na＋)＝c(CH3COO－)＝molL－1，則Ka＝＝，A項正確。 3．氯在飲用水處理中常用作殺菌劑，且HClO的殺菌能力比ClO－強。25 ℃時氯氣氯水體系中存在以下平衡關系： Cl2(g)Cl2(aq)　　　　　　　　　　K1＝10－1.2 Cl2(aq)＋H2OHClO＋H＋＋Cl－ K2＝10－3.4 HClOH＋＋ClO－ Ka＝？ 其中Cl2(aq)、HClO和ClO－分別在三者中所占分數(shù)(α)隨pH變化的關系如圖所示。下列表述正確的是(　　) A．Cl2(g)＋H2O2H＋＋ClO－＋Cl－　K＝10－10.9 B．在氯處理水體系中，c(HClO)＋c(ClO－) ＝c(H＋)－c(OH－) C．用氯處理飲用水時，pH＝7.5時殺菌效果比pH＝6.5時差 D．氯處理飲用水時，在夏季的殺菌效果比在冬季好 解析：選C　Cl2(g)＋H2O2H＋＋ClO－＋Cl－，K＝K1K2Ka，由圖可得Ka＝10－7.5，故K值為10－12.1，A項錯誤；根據電荷守恒得，c(H＋)＝c(OH－)＋c(ClO－)＋c(Cl－)，而c(HClO)由于部分電離而不等于c (Cl－)，B項錯誤；已知HClO的殺菌能力比ClO－強，從圖中可知，c(HClO)在pH＝7.5時比在pH＝6.5時低，則殺菌效果較差，C項正確；夏季溫度高，氯的溶解能力變差，殺菌效果也變差，D項錯誤。 4．常溫下，向a molL－1CH3COONa溶液中，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＝____________。 解析：由電荷守恒和物料守恒可得 所以c(CH3COOH)＝c(Cl－) CH3COOHCH3COO－　　　　＋　　　H＋ molL－1　molL－1　　10－7 molL－1 Ka＝)＝。 答案： 5．已知： (1)25 ℃時，弱電解質的電離常數(shù)： Ka(CH3COOH)＝1.810－5，Ka(HSCN)＝0.13；難溶電解質的溶度積常數(shù)：Ksp(CaF2)＝1.510－10。 (2)25 ℃時，2.010－3 molL－1氫氟酸水溶液中，調節(jié)溶液pH(忽略體積變化)，得到c(HF)、c(F－)與溶液pH的變化關系，如下圖所示： 請根據以上信息回答下列問題： 25 ℃時，HF電離常數(shù)的數(shù)值Ka≈________，列式并說明得出該平衡常數(shù)的理由________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 答案：10－3.45(或3.510－4) Ka＝，當c(F－)＝c(HF)時，Ka＝c(H＋)，查圖中的交點處即為c(F－)＝c(HF)，故所對應的pH即為Ka的負對數(shù) 1．已知c(HX)始和c(H＋)，求電離常數(shù) 　　　　　　 HX　　 　　 H＋　 ＋　X－ 起始(molL－1)：c(HX)始 0 0 平衡(molL－1)：c(HX)始－c(H＋) c(H＋) c(H＋) 則Ka＝＝。 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)始－c(H＋)≈c(HX)始，則Ka＝，代入數(shù)值求解即可。 2．已知c(HX)始和電離常數(shù)，求c(H＋) 由Ka＝≈，則： c(H＋)＝，代入數(shù)值求解即可。 考點二　強、弱電解質比較的方法與圖像 [高考這樣考] 1．(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：選B　兩種物質都是弱電解質，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，物質的電離程度減小，排除D選項，正確選項是B。 2．(2010山東高考)某溫度下，相同pH值的鹽酸和醋酸溶液分別加水稀釋，平衡pH值隨溶液體積變化的曲線如右圖所示。據圖判斷正確的是(　　) A．Ⅱ為鹽酸稀釋時的pH值變化曲線 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 解析：選B　鹽酸為強電解質，醋酸為弱電解質，相同pH的鹽酸和醋酸加水稀釋后，鹽酸的pH改變較大，而醋酸的pH改變較小，從圖線上看，Ⅰ對應的為鹽酸，Ⅱ對應的為醋酸，A項錯誤；b點溶液的濃度比c點大，導電性強，B項正確；由于溫度不變，KW不變，C項錯誤；開始時，鹽酸和醋酸的pH相同，醋酸濃度大于鹽酸的濃度，加水稀釋相同倍數(shù)后，醋酸的濃度仍然較大，D項錯誤。 [師說高考] 知考情 高考中，對本部分內容常考查一元強酸與一元弱酸的比較，題型有選擇題、非選擇題。形式上常以圖像形式呈現(xiàn)，內容上常常涉及中和能力、電離能力及稀釋過程中各種量的變化與對比等 明學法 復習強弱電解質的比較時，可以鹽酸與CH3COOH，NaOH和NH3H2O為例，使問題具體化，更容易理解掌握。特別強調的是，電解質的總濃度與其電離出的c(H＋)、c(OH－)的區(qū)別，如pH相等的鹽酸和CH3COOH，與等物質的量濃度的HCl和CH3COOH不同 [備考這樣辦] 1．從兩方面突破一元強酸與一元弱酸的比較 (1)相同物質的量濃度、相同體積的一元強酸與一元弱酸的比較 酸　　 c(H＋) pH 中和堿的能力 與足量Zn反應產生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．用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 [過關這樣練] 1．(2018東北師大附中月考)已知HCl為強酸，下列對比實驗不能用于證明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，生成H2的體積 解析：選D　A項，強酸完全電離，弱酸部分電離，存在電離平衡，在濃度相等的條件下鹽酸的pH小于醋酸溶液的pH，可用于證明CH3COOH為弱酸；B項，在濃度相等的條件下，鹽酸中H＋濃度大，與金屬鎂反應的初始速率快，可用于證明CH3COOH為弱酸；C項，醋酸是弱酸，存在電離平衡，電離吸熱，與氫氧化鈉反應放出的熱量要小于等量的鹽酸與氫氧化鈉反應放出的熱量，可用于證明CH3COOH為弱酸；D項，等濃度、等體積的兩種酸溶液，與足量Zn反應，生成H2的體積相等，不能用于比較二者酸性強弱。 2．MOH和ROH兩種一元堿，其水溶液分別加水稀釋時，pH變化如圖所示。下列敘述中正確的是(　　) A．在X點時，ROH完全電離 B．在X點時，c(M＋)＞c(R＋) C．MOH是一種強堿 D．稀釋前，c(ROH)＝10c(MOH) 解析：選A　由圖可知，pH＝13的ROH溶液稀釋100倍，pH變?yōu)?1，則ROH為強堿，故X點時ROH完全電離，A項正確；在X點，pH相同，則c(OH－)相同，由電荷守恒可知，c(M＋)＝c(R＋)，B項錯誤；由圖可知，pH＝12的MOH溶液稀釋100倍，pH變?yōu)?1，則MOH為弱堿，C項錯誤；ROH為強堿，稀釋前濃度為0.1 molL－1，MOH為弱堿，稀釋前MOH的濃度大于0.01 molL－1，則稀釋前c(ROH)＜10c(MOH)，D項錯誤。 3．常溫下，將一定濃度的鹽酸和醋酸加水稀釋，溶液的導電能力隨溶液體積變化的曲線如圖所示。下列說法中正確的是(　　) A．兩溶液稀釋前的濃度相同 B．a、b、c三點溶液的pH由大到小順序為a＞b＞c C．a點的KW值比b點的KW值大 D．a點水電離的c(H＋)大于c點水電離的c(H＋) 解析：選D　A項，稀釋前，兩種溶液的導電能力相同，則溶液中離子濃度相同，醋酸是弱電解質，所以醋酸的濃度大于鹽酸的濃度，錯誤；B項，導電能力越強，c(H＋)越大，而溶液的pH越小，pH大小順序應為b＞a＞c，錯誤；C項，溫度不變，水的離子積常數(shù)不變，錯誤。 [課堂即時練] 1．(2018濰坊模擬)相同體積的pH＝3的強酸HA溶液和弱酸HB溶液分別跟等質量的鎂充分反應，下列說法錯誤的是(　　) A．剛開始時兩種溶液中產生H2的速率相同 B．若有一種溶液中鎂有剩余，則有剩余的是強酸溶液 C．若兩種溶液中鎂均無剩余，則兩者產生等量的氫氣 D．若兩種溶液中鎂均有剩余，則兩者產生等量的氫氣 解析：選D　兩酸溶液的pH相等，則n總(HA)＜n總(HB)。A項，pH相等即c(H＋)相等，開始反應時速率相等，正確；B項，因n總(HA)＜n總(HB)，若有一種溶液中鎂有剩余，則HA溶液消耗鎂少，鎂與其反應有剩余，正確；C項，若鎂均無剩余，鎂完全反應，兩溶液產生H2量相等，正確；D項，兩種溶液中鎂均有剩余，則酸完全反應，因n總(HA)＜n總(HB)，故產生H2的量不相等，錯誤。 2．將c(H＋)相同的鹽酸和醋酸溶液分別用蒸餾水稀釋至原來體積的m倍和n倍，稀釋后兩溶液的c(H＋)仍相同， 則m和n的關系是(　　) A．m＞n　　　　　　　 　B．m＜n C．m＝n D．不能確定 解析：選B　因為醋酸是弱酸，加水后電離正向進行，醋酸電離程度增大，c(H＋)減小的較少；鹽酸是強酸在水中完全電離，加水后，c(H＋)減小的較大，所以要使稀釋后兩溶液pH相同，就必須使m＜n。 3．(2018邯鄲一中檢測)對室溫下c(H＋)相同、體積相同的醋酸和鹽酸兩種溶液分別采取下列措施，有關敘述正確的是(　　) A．加適量的醋酸鈉晶體后，兩溶液的pH均增大 B．使溫度都升高20 ℃后，兩溶液的pH均不變 C．加水稀釋2倍后，兩溶液的pH均減小 D．加足量的鋅充分反應后，兩溶液中產生的氫氣一樣多 解析：選A　鹽酸是強電解質，不存在電離平衡，而醋酸是弱電解質，存在電離平衡：CH3COOHH＋＋CH3COO－，當分別加入適量CH3COONa晶體后，鹽酸中發(fā)生反應：H＋＋CH3COO－CH3COOH，而醋酸中由于c(CH3COO－)增大，電離平衡左移，兩溶液中c(H＋)均減小，pH均增大，故A項正確；當溫度都升高20 ℃后，醋酸的電離平衡右移，c(H＋)增大，pH減小，鹽酸的pH不變，B項不正確；加水稀釋后，兩溶液的c(H＋)均減小，故pH均增大，C項不正確；c(H＋)相同、體積相同的醋酸和鹽酸，醋酸濃度大，與足量的鋅反應產生的H2多，故D項不正確。 4．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，Vx＜Vy　　　 　B．x為強酸，Vx＞Vy C．y為弱酸，Vx＜Vy D．y為強酸，Vx＞Vy 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，排除選項A、D；pH都為2的x、y，前者濃度為0.01 molL－1，而后者大于0.01 molL－1，故中和至溶液為中性時，后者消耗堿的體積大，故選項C正確。 5．(2017衡陽三模)室溫下，pH相差1的兩種一元堿溶液A和B，分別加水稀釋時，溶液的pH變化如圖所示。下列說法正確的是(　　) A．稀釋前，c(A)＝10c(B) B．稀釋前，A溶液中由水電離出的OH－的濃度大于10－7 molL－1 C．用醋酸中和A溶液至恰好完全反應時，溶液的pH為7 D．在M點，A、B兩種堿溶液中陽離子的物質的量濃度相等 解析：選D　由圖知，B為弱堿，稀釋前，設c(AOH)＝0.1 molL－1，則c(BOH)＞0.01 molL－1，則c(AOH)＜10c(BOH)，A錯誤；稀釋前A溶液中OH－濃度大于B溶液中OH－濃度，堿抑制水的電離，則A溶液中由水電離出的OH－的濃度小于10－7 molL－1，B錯誤；用醋酸中和A溶液至恰好完全反應時，醋酸是弱酸，生成的醋酸根離子水解顯堿性，C錯誤；M點A、B溶液pH相同，氫氧根離子濃度相同，所以M點A、B兩種堿溶液中陽離子的物質的量濃度相等，D正確。 6．(1)碳酸：H2CO3，Ki1＝4.310－7，Ki2＝5.610－11 草酸：H2C2O4，Ki1＝5.910－2，Ki2＝6.410－5，等濃度草酸溶液和碳酸溶液中，氫離子濃度較大的是____________。 若將等濃度的草酸溶液和碳酸溶液等體積混合，溶液中各種離子濃度大小的順序正確的是________。(選填編號) a．c(H＋)＞c(HC2O)＞c(HCO)＞c(CO) b．c(HCO)＞c(HC2O)＞c(C2O)＞c(CO) c．c(H＋)＞c(HC2O)＞c(C2O)＞c(CO) d．c(H2CO3)＞c(HCO)＞c(HC2O)＞c(CO) (2)已知：KW＝1.010－14，Al(OH)3 AlO＋H＋＋H2O　K＝2.010－13。Al(OH)3溶于NaOH溶液反應的平衡常數(shù)等于________。 解析：(1)根據電離常數(shù)可知草酸的酸性強于碳酸，則等濃度草酸溶液和碳酸溶液中，氫離子濃度較大的是草酸。a項，草酸的一、二級電離常數(shù)均大于碳酸，所以草酸的電離程度大于碳酸，因此溶液中c(H＋)＞c(HC2O)＞c(C2O)＞c(HCO)＞c(CO)，正確；b項，根據a中分析可知b錯誤；c項，根據a中分析可知c正確；d項，根據a中分析可知d錯誤。 (2)由已知得Al(OH)3溶于NaOH溶液反應的平衡常數(shù) K＝＝＝＝20。 答案：(1)草酸溶液　ac　(2)20 7．25 ℃時，電離常數(shù)： 化學式 CH3COOH H2CO3 HCN 電離常數(shù) 1.810－5 K1：4.310－7 K2：5.610－11 4.910－10 請回答下列問題： (1)物質的量濃度為0.1 molL－1的下列四種物質： a．Na2CO3　　 b．NaCN　 c．CH3COONa　　　　 d．NaHCO3 pH由大到小的順序是____________(填編號)。 (2)25 ℃時，在0.5 molL－1的醋酸溶液中由醋酸電離出的c(H＋)約是由水電離出的c(H＋)的________倍。 (3)寫出向氰化鈉溶液中通入少量二氧化碳的離子方程式： ________________________________________________________________________。 (4)25 ℃時，CH3COOH與CH3COONa的混合溶液，若測得混合液pH＝6，則溶液中c(CH3COO－)－c(Na＋)＝__________________(填準確數(shù)值)。 (5)25 ℃時，將a molL－1的醋酸與b molL－1氫氧化鈉等體積混合，反應后溶液恰好顯中性，用a、b表示醋酸的電離常數(shù)為__________________。 解析：(1)酸越弱，對應酸根離子的水解程度越大，所以pH由大到小的順序是a＞b＞d＞c。(2)Ka(CH3COOH)＝＝＝1.810－5，c(CH3COOH)≈0.5 molL－1，則c(H＋)≈310－3 molL－1，由水電離出的c(H＋)約為 molL－1，故由醋酸電離出的c(H＋)約是由水電離出的c(H＋)的＝9108倍。(3)酸性強弱順序為H2CO3＞HCN＞HCO，所以向氰化鈉溶液中通入少量CO2的離子方程式為CN－＋CO2＋H2O===HCO＋HCN。(4)25 ℃時，CH3COOH與CH3COONa的混合溶液，若測得混合溶液pH＝6，c(H＋)＝10－6 molL－1，c(OH－)＝10－8 molL－1，則溶液中c(CH3COO－)－c(Na＋)＝c(H＋)－c(OH－)＝10－6 molL－1－10－8 molL－1＝9.910－7 molL－1。(5)25 ℃時，將a molL－1的CH3COOH與b molL－1NaOH溶液等體積混合，反應后溶液恰好顯中性，此時c(H＋)＝c(OH－)＝10－7 molL－1，c(CH3COO－)＝c(Na＋)＝ molL－1，剩余的c(CH3COOH)＝ molL－1，則Ka＝＝ 。 答案：(1)a＞b＞d＞c　(2)9108 (3)CN－＋CO2＋H2O===HCO＋HCN (4)9.910－7 molL－1　(5) [課下達標練] 1．(2018廊坊檢測)稀氨水中存在著下列平衡：NH3H2ONH＋OH－，若要使平衡向逆反應方向移動，同時使c(OH－)增大，應加入適量的物質是(　　) ①NH4Cl固體?、诹蛩帷、跱aOH固體　④加水稀釋?、菁訜帷、藜尤肷倭縈gSO4固體 A．①②③④　　　　　　　 　B．③⑥ C．③ D．③⑤ 解析：選C?、偌尤隢H4Cl固體，平衡左移，c(OH－)減??；②加入H2SO4，c(OH－)減小，平衡右移；③加入NaOH固體，平衡左移，c(OH－)增大，符合題意；④加水稀釋，平衡右移，c(OH－)減小；⑤加熱，平衡右移，c(OH－)增大；⑥加入MgSO4固體，c(OH－)減小，平衡右移。 2．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)可以表示弱電解質的相對強弱 C．電離常數(shù)大的酸溶液中的c(H＋)一定比電離常數(shù)小的酸溶液中的c(H＋)大 D．H2CO3的電離常數(shù)表達式：Ka＝ 解析：選B　電離常數(shù)是溫度的函數(shù)，與溶液濃度無關，A項錯誤；電離常數(shù)可以表示弱電解質的相對強弱，B項正確；酸溶液中c(H＋)大小既跟酸的電離常數(shù)有關，還跟酸的濃度有關，C項錯誤；碳酸是分步電離的，第一步電離常數(shù)表達式為Ka1＝，第二步電離常數(shù)表達式為Ka2＝，D項錯誤。 3．(2018廣州綜合測試)對于常溫下0.1 molL－1氨水和0.1 molL－1醋酸溶液，下列說法正確的是(　　) A．0.1 molL－1氨水的pH＝13 B．0.1 molL－1氨水加水稀釋，溶液中c(H＋)和c(OH－)都減小 C．0.1 molL－1醋酸溶液中：c(H＋)＝c(CH3COO－) D．0.1 molL－1醋酸溶液與0.1 molL－1NaOH溶液等體積混合所得溶液中：c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋) 解析：選D　NH3H2O為弱電解質，不能完全電離，故0.1 molL－1氨水的pH＜13，A項錯誤；0.1 molL－1氨水加水稀釋，其溶液中c(OH－)減小，c(H＋)增大，B項錯誤；醋酸溶液中存在電荷守恒：c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)，0.1 molL－1醋酸溶液中有c(H＋)＞c(CH3COO－)，C項錯誤；0.1 molL－1醋酸溶液與0.1 molL－1NaOH溶液等體積混合后，恰好完全反應生成CH3COONa，CH3COONa溶液中CH3COO－水解，使溶液顯堿性，故溶液中離子濃度的大小順序為c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋)，D項正確。 4．某溫度下，相同體積、相同pH的氨水和氫氧化鈉溶液加水稀釋時的pH變化曲線如圖所示，下列判斷正確的是(　　) A．a點導電能力比b點強 B．b點的KW值大于c點 C．與鹽酸完全反應時，消耗鹽酸體積Va>Vc D．a、c兩點c(H＋)相等 解析：選D　pH：b點大于a點，所以溶液中的離子濃度b點大于a點，即導電能力b點大于a點，A錯誤；b點和c點的溫度相同，其KW相等，B錯誤；由圖像中曲線的變化趨勢知，a點是NaOH溶液，c點是氨水，pH相同時c(NH3H2O)遠大于c(NaOH)，結合溶液的體積c點大于a點，故消耗鹽酸體積VaKa2>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．含等物質的量的NaX、NaY和NaZ的混合溶液： c(Z－)Ka4>Ka3 解析：選D　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Z－＋H2OHZ＋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“越弱越水解”可知，NaX的水解程度最大，c(X－)最小，C項錯誤。 7．(2018泉州質檢)硼酸(H3BO3)在水中的電離方程式為H3BO3＋H2O[B(OH)4]－＋H＋。常溫下，0.1 molL－1H3BO3溶液的pH＝5.0。下列有關說法正確的是(　　) A．用該溶液滴定未知濃度的NaOH溶液，用甲基橙作指示劑 B．加水稀釋時，減小 C．常溫下，加入等體積、pH＝9的NaOH溶液后，溶液呈中性 D．常溫下，向該溶液滴加NaOH溶液至pH＝7時，c(Na＋)＝c([B(OH)4]－)＞c(H＋)＝c(OH－) 解析：選D　硼酸為弱酸，與NaOH反應生成強堿弱酸鹽，故達到滴定終點時溶液顯堿性，應用酚酞作指示劑，A項錯誤；加水稀釋時，電離平衡正向移動，但c(H＋)、c([B(OH)4]－)均減小，根據硼酸的電離常數(shù)Ka＝，則＝，Ka不變，故增大，B項錯誤；加入等體積、pH＝9的NaOH溶液，H3BO3過量，得到H3BO3和Na[B(OH)4]的混合溶液，溶液呈酸性，C項錯誤；向該溶液滴加NaOH溶液至pH＝7時，則c(H＋)＝c(OH－)，根據電荷守恒，可得c(Na＋)＝c([B(OH)4]－)，D項正確。 8．常溫下，向10 mL b molL－1的CH3COOH溶液中滴加等體積的0.01 molL－1的NaOH溶液，充分反應后溶液中c(CH3COO－)＝c(Na＋)，下列說法不正確的是(　　) A．b＞0.01 B．混合后溶液呈中性 C．CH3COOH的電離常數(shù)Ka＝ D．向CH3COOH溶液中滴加NaOH溶液的過程中，水的電離程度逐漸減小 解析：選D　反應后溶液中c(CH3COO－)＝c(Na＋)，根據電荷守恒：c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性，說明醋酸過量，b＞0.01，A、B正確；pH＝7，c(H＋)＝10－7molL－1，Ka＝＝＝，C正確；在整個滴加過程中水的電離程度先變大后逐漸減小，因為酸、堿抑制水的電離，D錯誤。 9．(2018山西四校聯(lián)考)常溫下，某酸HA的電離常數(shù)：Ka＝110－5，下列說法正確的是(　　) A．HA溶液中加入NaA固體后，減小 B．常溫下，0.1 molL－1HA溶液中水電離出的c(H＋)為10－13 molL－1 C．NaA溶液中加入HCl溶液至恰好完全反應，存在關系：2c(Na＋)＝c(A－)＋c(Cl－) D．常溫下，0.1 molL－1NaA溶液的水解常數(shù)Kh為10－9 解析：選D?。剑剑琄W、Ka只與溫度有關，故不變，A項錯誤；常溫下，0.1 molL－1HA溶液中c(H＋)小于0.1 molL－1，則水電離出的c(H＋)大于10－13 molL－1，B項錯誤；NaA溶液與HCl溶液恰好完全反應，根據物料守恒，有2c(Na＋)＝c(A－)＋c(HA)＋c(Cl－)，C項錯誤；常溫下，0.1 molL－1NaA溶液的水解常數(shù)Kh＝＝＝10－9，D項正確。 10．(2018漯河模擬)常溫下，濃度均為0.10 molL－1、體積均為V0的HA和HB溶液，分別加水稀釋至體積V，pH隨lg的變化如圖所示，下列敘述正確的是(　　) A．該溫度下HB的電離平衡常數(shù)約等于1.1110－5 B．當lg＝3時，若兩溶液同時升高溫度，則減小 C．相同條件下NaA溶液的pH大于NaB溶液的pH D．溶液中水的電離程度：a＝c＞b 解析：選A　根據圖像可知，稀釋100倍時HB的濃度變?yōu)?.001 molL－1，而此時溶液中c(H＋)為10－4 molL－1，即發(fā)生電離的HB是10－4 molL－1，該溫度下HB的電離平衡常數(shù)K＝＝≈1.1110－5，A正確；當lg＝3時，HA溶液的pH＝4，HB溶液的pH＞4，HA是強酸，HB是弱酸，升高溫度，對c(A－)無影響，而HB溶液中存在電離平衡，升高溫度，電離正向移動，c(B－)濃度增大，增大，B錯誤；HA為強酸，HB為弱酸，NaB溶液顯堿性，NaA溶液顯中性，相同條件下NaA溶液的pH小于NaB溶液的pH，C錯誤；酸電離出的c(H＋)越大