《【步步高】2014屆高三化學一輪總復習 第八章 第1講 弱電解質的電離平衡 新人教版》由會員分享，可在線閱讀，更多相關《【步步高】2014屆高三化學一輪總復習 第八章 第1講 弱電解質的電離平衡 新人教版（20頁珍藏版）》請在裝配圖網(wǎng)上搜索。

1、 第1講　弱電解質的電離平衡 [考綱要求]　1.了解電解質在水溶液中的電離以及電解質溶液的導電性。2.了解弱電解質在水溶液中的電離平衡。3.了解電離平衡常數(shù)。 考點一　弱電解質的電離平衡 1．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 在一定條件下(如溫度、壓強等)，當弱電解質電離的速率和離子結合成分子的速率相等時，電離過程達到了平衡。 (2)電離平衡的特征 (3)外界條件對電離平衡的影響 ①內因：弱電解質本身的性質。

2、 ②外因： a．溫度：升高溫度，電離平衡向電離方向移動，電離程度增大，原因是電離過程吸熱。 b．濃度：加水稀釋，使弱電解質的濃度減小，電離平衡向電離的方向移動，電離程度增大。 c．同離子效應：例如向CH3COOH溶液中加入CH3COONa固體，溶液中 c(CH3COO－)增大，CH3COOH的電離平衡向左(填“左”或“右”)移動，電離程度減小，c(H＋)減小，pH值增大。 (4)電離過程是可逆過程，可直接用化學平衡移動原理去分析電離平衡。以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液為例：CH3COOHCH3COO－＋H＋(正向吸熱)。 實例(稀溶液) CH3COOHH

3、＋＋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 → 增大 減小 減弱 不變 加入少量冰醋酸 → 增大 增大 增強 不變 加HCl(g) ← 增大 增大 增強 不變 加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 深度思考 1．電離平衡右移，電解質分子的濃度一定減小嗎？離子的濃度一定增大嗎？ 答案　都不一定。如對于CH3COOHCH3COO－＋H＋平衡后，加入冰醋酸，c(CH

4、3COOH)增大，平衡右移，根據(jù)勒夏特列原理，只能“減弱”而不能“消除”，再次平衡時，c(CH3COOH)比原平衡時大；加水稀釋或加少量NaOH固體，都會引起平衡右移，但c(CH3COOH)、c(H＋)都比原平衡時要小。 2．稀釋一弱電解質溶液時，所有粒子濃度都會減小嗎？ 答案　對于弱酸或弱堿溶液，只要對其稀釋，電離平衡均會發(fā)生右移，例如HA溶 液稀釋時，c(HA)、c(H＋)、c(A－)均減小(參與平衡建立的微粒)；平衡右移的目的是 為了減弱c(H＋)、c(A－)的減小，但c(OH－)會增大。 3．下列溶液中所含微粒種類由大到小的順序是________。 A．氨水 B．

5、氯水 C．硫酸氫鈉溶液 D．鹽酸 答案　BACD 解析　氨水：NH3、H2O、NH3·H2O、NH、OH－、H＋共6種；氯水：H2O、Cl2、HClO、H＋、Cl－、ClO－、OH－共7種；NaHSO4溶液：H2O、Na＋、H＋、SO、 OH－共5種；鹽酸：H＋、Cl－、OH－、H2O共4種。 4．下列說法不正確的是________。 ①BaSO4難溶于水，其屬于弱電解質　②強電解質的導電能力一定比弱電解質的導電能力強?、廴蹼娊赓|一定是共價化合物　④氨氣溶于水，當c(OH－)＝c(NH)時，表明氨水電離處于平衡狀態(tài)?、萦?.1 mol·L－1一元堿BOH的pH＝10，可知溶液

6、存在BOH===B＋＋OH－ 答案?、佗冖邰堍? 解析?、貰aSO4雖難溶于水，但溶解的部分完全電離，所以BaSO4是強電解質；②強電解質溶液中的離子濃度不一定大于弱電解質中的離子濃度；③某些離子化合物是弱電解質，如(CH3COO)2Pb等；④NH3＋H2ONH3·H2ONH＋OH－，氨水電離出的c(OH－)與c(NH)永遠相等，不能表明氨水電離處于平衡狀態(tài)；⑤由于 OH－的濃度小于0.1 mol·L－1，所以BOH應屬于弱堿，應為BOHB＋＋OH－。 題組一　條件改變時電離平衡移動結果的判斷 1．(2011·新課標全國卷，10)將濃度為0.1 mol·L－1 HF溶液

7、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：當改變影響平衡的一個條件，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；當溶液無限稀釋時，c(F－)不斷減小，但c(H＋)接近10－7 mol·L－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

8、大，n(HF)減小，所以增大，D正確。 2．(2012·上海，17)將100 mL 1 mol·L－1 的NaHCO3溶液等分為兩份，其中一份加入少許冰醋酸，另外一份加入少許Ba(OH)2固體，忽略溶液體積變化。兩份溶液中c(CO)的變化分別是 (　　) A．減小、減小 B．減小、增大 C．增大、增大 D．增大、減小 答案　B 解析　在NaHCO3溶液中存在如下電離平衡，HCOH＋＋CO，當加入少許冰醋酸時，HCO與冰醋酸電離出的H＋反應生成CO2和H2O，上述平衡向左移動，c(CO)減小。當加入少量Ba(OH)2固體時發(fā)生如下反應，Ba

9、2＋＋2OH－＋2HCO===BaCO3↓＋CO＋2H2O，因而c(CO)增大。選項B正確。 題組二　選取措施使電離平衡定向移動 3．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 答案　B 4．稀氨水中存在著下列平衡：NH3·H2O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?、芩、菁?/p>

10、熱?、藜尤肷倭縈gSO4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，平衡向逆反應方向移動，c(OH－)減小，①選項不合題意；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選項不合題意；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，符合題意，③項正確；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－)減小，④選項也不合題意；電離屬吸熱過程，加熱平衡向 正反應方向移動，c(OH－)增大，⑤錯；加入MgSO4固體發(fā)生反應Mg2＋＋2OH－ =

11、==Mg(OH)2↓，溶液中c(OH)－減小，⑥錯。 考點二　電離平衡常數(shù) 1．(1)填寫下表 弱電解質 電離方程式 電離常數(shù) NH3·H2O NH3·H2ONH＋OH－ Kb＝1.7×10－5 CH3COOH CH3COOHCH3COO－＋H＋ Ka＝1.7×10－5 HClO HClOH＋＋ClO－ Ka＝4.7×10－8 (2)CH3COOH酸性大于HClO酸性(填“大于”、“小于”或“等于”)，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。 (3)電離平衡常數(shù)的意義：弱酸堿的電離平衡常數(shù)能夠反映酸堿性的相對

12、強弱。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)外因對電離平衡常數(shù)的影響：電離平衡常數(shù)與其他化學平衡常數(shù)一樣只與溫度有關，與電解質的濃度無關，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)表達式：Ka1＝，Ka2＝。 (3)比較大?。篕a1>Ka2。 深度思考 1．H2CO3的電離平衡常數(shù)Ka1＝4.3×10－7，Ka2＝5.6×10－11，它的Ka1、Ka2差別很大的原因(從電離平衡的角度解釋)：________

13、________________________________。 答案　第一步電離產生的H＋對第二步的電離起抑制作用 2．在Na2CO3中加醋酸產生CO2氣體，試從電離平衡常數(shù)的角度解釋原因：___________。 答案　K(CH3COOH)＝1.7×10－5 mol·L－1；K(H2CO3)＝4.3×10－7 mol·L－1。醋酸的電離平衡常數(shù)大，酸性強，較強的酸可制備較弱的酸。 題組一　影響電離平衡常數(shù)的因素及其應用 1．25 ℃時，部分物質的電離平衡常數(shù)如表所示： 化學式 CH3COOH H2CO3 HClO 電離平衡常數(shù) 1.7×10－5 K1＝4.3×

14、10－7 K2＝5.6×10－11 3.0×10－8 請回答下列問題： (1)CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由強到弱的順序為 _____________________________________________________________________。 (2)同濃度的CH3COO－、HCO、CO、ClO－結合H＋的能力由強到弱的順序為______________________________________________________________________。 (3)物質的量濃度均為0.1 mol·L－1的下列四種物質的溶液：a.Na2C

15、O3，b.NaClO，c.CH3COONa，d.NaHCO3，pH由大到小的順序是____________(填編號)。 (4)常溫下0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液在加水稀釋過程中，下列表達式的數(shù)據(jù)一定變小的是________(填序號)。 A．c(H＋) B．c(H＋)/c(CH3COOH) C．c(H＋)·c(OH－) D．c(OH－)/c(H＋) E. 若該溶液升高溫度，上述5種表達式的數(shù)據(jù)增大的是_________________________。 (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

16、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_____________ _____________________________________________， 稀釋后，HX溶液中由水電離出來的c(H＋)________(填“大于”、“等于”或“小于”)醋酸溶液中由水電離出來的c(H＋)，理由是____________________________。 答案　(1)CH3COOH>H2CO3>HClO (2)CO>ClO－>HCO>CH3COO－ (3)a>b>d>c (4)A　ABCE (5)大于　稀釋相同倍數(shù)，H

17、X的pH變化比CH3COOH的大，酸性強，電離平衡常數(shù)大　大于　HX酸性強于CH3COOH的，稀釋后HX溶液中的c(H＋)小于CH3COOH溶液中的c(H＋)，所以其對水電離的抑制能力也較弱 解析　電離平衡常數(shù)越大，酸性越強，電離平衡常數(shù)越小，其對應酸根離子結合 H＋能力越強，水解程度越大，堿性越強。 (4)醋酸是弱電解質，稀釋后電離程度增大，但CH3COOH、CH3COO－、H＋的濃度卻都減小，c(OH－)卻是增大的，且CH3COOH的濃度減小最多。升溫時，促進電離，Kw、Ka均增大，c(H＋)增大，c(H＋)/c(CH3COOH)增大，c(OH－)/c(H＋)減小。 (5)根據(jù)圖像

18、分析知道，起始是兩種溶液中c(H＋)相同，c(較弱酸)>c(較強酸)，稀釋過程中較弱酸的電離程度增大，故在整個稀釋過程中較弱酸的c(H＋)一直大于較強酸的c(H＋)，稀釋相同倍數(shù)，HX的pH變化比CH3COOH的大，故HX酸性強，電離平衡常數(shù)大；HX酸性強于CH3COOH的，稀釋后HX溶液中c(H＋)小于CH3COOH溶液中的c(H＋)，所以對水的抑制能力減弱。 　　　　　 題組二　有關電離平衡常數(shù)的定量計算 2．已知室溫時，0.1 mol·L－1某一元酸HA在水中有1.0%電離，此酸的電離平衡常數(shù)為____________。 答案　10－5 mol·L－1 解析　H

19、AH＋＋A－ 0.1－x x x x＝0.1×1.0%＝10－3 mol·L－1 Ka＝＝＝10－5。 3．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)＝1.5×10－5。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)K1＝________。(已知：10－5.60＝2.5× 10－6) 答案　4.2×10－7 解析　H2CO3H＋＋HCO K1＝＝＝4.2×10－7。 考點三　強酸與弱酸的比較 濃度均為0.01 mol·L－1的強酸HA與

20、弱酸HB pH均為2的強酸 HA與弱酸HB pH或物質的量濃度 2＝pHHAHB HA＝HB 體積相同時與過量的堿反應時消耗堿的量 HA＝HB HAc(B－) c(A－)＝c(B－) 分別加入固體NaA、NaB后pH變化 HA：不變 HB：變大 HA：不變 HB：變大 加水稀釋10倍后 3＝pHHA

21、>pHHB>2 溶液的導電性 HA>HB HA＝HB 水的電離程度 HA

22、液顯堿性，所以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。B項，假設均是強酸強堿，且物質的量濃度相同，等體積混合后溶液呈中性，但③醋酸是弱酸，其濃度遠遠大于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，假設平衡不移動，那么①②溶液的pH均為10，但稀釋氨水使平衡NH3·H2ONH＋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，V

23、1＝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。 2．在一定溫度下，有a.鹽酸　b．硫酸　c．醋酸三種酸： (1)當三種酸物質的量濃度相同時，c(H＋)由大到小的順序是________________。 (2)同體積、同物質的量濃度的三種酸，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，相同狀況下產生氣體的體積由大到小的順序是____________。 (5)當三者c(

24、H＋)相同且體積相同時，同時加入形狀、密度、質量完全相同的鋅，若產生相同體積的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_____________________________________________________________________。 答案　(1)b>a>c　(2)b>a＝c　(3)c>a>b(或c>a＝2b) (4)c>a＝b　(5)a＝b＝c　a＝b>c　(6)c>a＝b 解析　解答本題要注意以

25、下三點： (1)HCl、H2SO4都是強酸，但H2SO4是二元酸。 (2)CH3COOH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。 題組二　判斷弱電解質的方法 3．為了證明醋酸是弱電解質，甲、乙、丙、丁四人分別選用下列試劑進行實驗：0.1 mol·L－1醋酸溶液、0.1 mol·L－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的醋酸溶液，用pH試紙測出其pH＝a，確定醋酸是弱電解質，則a應該滿

26、足的關系是____________________________________________________， 理由是______________________________________________________________。 (2)乙將pH＝3醋酸和鹽酸，各取1 mL，用蒸餾水稀釋到100 mL，然后用pH試紙 分別測定兩溶液的pH，則可認定醋酸是弱電解質，判斷的依據(jù)是________________________________________________________________。 (3)丙分別取pH＝3的鹽酸和醋酸10 mL，然后分別加入質量

27、相同的鋅粒，醋酸放出H2的速率快，則認定醋酸是弱電解質，你認為這一方法正確嗎？________________ _____________________________________________________________________。 (4)丁用CH3COONa晶體、NaCl晶體、蒸餾水和酚酞試驗，也論證了醋酸是弱酸的事實，該同學的試驗操作和現(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p

28、H<5　(3)正確。由于醋酸是弱酸，隨著反應的進行，醋酸不斷電離，c(H＋)變化小，產生H2的速率醋酸比鹽酸快　(4)配制CH3COONa、NaCl溶液，分別滴入酚酞試液，CH3COONa溶液變淺紅色，NaCl溶液不變色 4．下列事實中一定不能證明CH3COOH是弱電解質的是 (　　) ①常溫下某CH3COONa溶液的pH＝8 ②用CH3COOH溶液做導電實驗，燈泡很暗 ③等pH、等體積的鹽酸、CH3COOH溶液和足量鋅反應，CH3COOH放出的氫氣較多 ④0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液的pH＝2.1 ⑤CH3COONa和H3PO4反應，生成CH3COOH ⑥

29、0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液稀釋100倍，pH<3 A．② B．②⑤ C．①③⑤ D．③④⑤⑥ 答案　A 解析?、僦凶C明CH3COO－能水解，溶液呈堿性，證明CH3COOH為弱酸；②中未能指明濃度，也沒有參照物，不能說明問題；③說明電離前n(CH3COOH)>n(鹽酸)，故CH3COOH的電離程度比鹽酸小，屬弱電解質；④中說明c(H＋)

30、液被稀釋，c(H＋)的變化與溶液濃度的變化不一致，證明存在電離平衡的移動，即證明CH3COOH為弱電解質。 1．判斷弱電解質的三個思維角度 角度一：弱電解質的定義，即弱電解質不能完全電離，如測0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液的pH>1。 角度二：弱電解質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1

31、?，F(xiàn)象：pH>7。 2．搭建思維平臺 我們在做有關強酸、弱酸、強堿、弱堿的試題時，不妨用假設法給自己搭建一個平臺，用這個平臺進行分析。如題1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。 1．(2009·山東理綜，15)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(jù) 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

32、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　醋酸在稀釋時會繼續(xù)電離，則在稀釋相同體積的鹽酸與醋酸的過程中醋酸中的H＋濃度減小得慢、pH小，A項錯誤；隨著稀釋體積的增大，溶液中離子濃度在減小，B項正確；溫度一定，任何稀的水溶液中的Kw都是一定值， C項錯誤；由于醋酸是弱酸，要使鹽酸和醋酸溶液pH值相同，醋酸的濃度比鹽酸大得多，D項錯誤。 2．(2010·大綱全國卷Ⅱ，9)相同體積、相同pH的某一元強酸溶液①和某一元中強酸溶液②分別與足量的鋅粉發(fā)生反應，下列關于氫氣體積(V)隨時間(t)變化的示意圖正確的是 (　

33、　) 答案　C 解析　強酸完全電離，中強酸部分電離，隨著反應地進行，中強酸要繼續(xù)電離出 H＋，所以溶液②產生氫氣的體積多，在相同時間內，②的反應速率比①快。 3．(2011·福建理綜，10)常溫下0.1 mol·L－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0.2 mol·L－1鹽酸 D．提高溶液的溫度 答案　B 解析　醋酸是弱酸，稀釋10倍同時也促進了其電離，溶液的pH<(a＋1)，A錯誤；醋酸根離子水解顯堿性，向酸溶液中加入適量堿性溶液可

34、以使pH增大1，B正確；鹽酸完全電離，加入鹽酸后溶液的pH

35、H<7 答案　B 解析　由電荷守恒可知A項正確；加水稀釋，平衡右移，但c(H＋)減小，c(OH－)增大，B項不正確；加入CH3COONa固體，c(CH3COO－)增大，平衡左移，C項正確；由于CH3COOH是弱酸，pH＝2的CH3COOH其濃度大于0.01 mol·L－1，與pH＝12的NaOH溶液等體積混合后，CH3COOH過量，溶液的pH＜7，D項正確。 5．[2009·山東理綜，28(4)]在25 ℃下，將a mol·L－1的氨水與0.01 mol·L－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；

36、用含a的代數(shù)式表示NH3·H2O的電離常數(shù)Kb＝_______________。 答案　中　 解析　氨水與HCl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。 1．下列有關強、弱電解質的敘述正確的是 (　　) A．強電解質溶液的導電性一定比弱電解質溶液的導電性強 B．強電解質的水溶液中不存在溶質分子 C．強電解質都是離子化合物，而弱電解質都是共價化合物 D．不同的弱電解質只要物質的量濃度相同，電離程度也相同 答案　B 解析　本題考查強、弱電解質的

37、區(qū)別，意在考查學生對電解質概念的理解。強電解質溶液的導電性不一定比弱電解質溶液的導電性強，與其濃度有關，故A錯誤；強電解質也可以是共價化合物，如HCl，故C錯誤。 2．下列各組關于強電解質、弱電解質、非電解質的歸類，完全正確的是 (　　) 選項 A B C D 強電解質 Fe NaCl CaCO3 HNO3 弱電解質 CH3COOH NH3 H3PO4 Fe(OH)3 非電解質 蔗糖 BaSO4 酒精 H2O 答案　C 解析　A項，F(xiàn)e既不是電解質，也不是非電解質；B項，NH3是非電解質，BaSO4是強電解質；D項，H2O是弱電解質，不是非電解質

38、。 3．常溫時，0.01 mol·L－1某一元弱酸的電離常數(shù)Ka＝10－6，則下列說法正確的是(　　) A．上述弱酸溶液的pH＝4 B．加入NaOH溶液后，弱酸的電離平衡向右移動，K值增大 C．加入等體積0.01 mol·L－1 NaOH溶液后，所得溶液的pH＝7 D．加入等體積0.01 mol·L－1 NaOH溶液后，所得溶液的pH<7 答案　A 解析　設該一元弱酸為HA：HAH＋＋A－，則Ka＝＝，求得c(H＋)＝10－4 mol·L－1，故pH＝4。 選項B中K值應不變，C、D項中pH>7。 4．一定溫度下，向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加少量水，下

39、列有關說法錯誤的是(　　) A．溶液中所有離子的濃度都減小 B．CH3COOH的電離程度變大 C．水的電離程度變大 D．溶液的pH增大 答案　A 解析　A選項錯誤，H＋濃度減小，OH－濃度增大；B選項正確，溶液越稀，弱電解質的電離程度越大；C選項正確，酸溶液中OH－主要是由水電離產生的，OH－濃度變大，說明水的電離程度變大；D選項正確，由于H＋濃度減小，故溶液的pH增大。 5．下列關于0.1 mol·L－1氨水的敘述正確的是 (　　) A．加入少量氯化鈉溶液，平衡不移動 B．加入少量NaOH固體，平衡正向移動 C．通入少量氯化氫氣體，平衡正向移動 D．加入少

40、量MgSO4固體，抑制NH3·H2O電離 答案　C 解析　A選項錯誤，加氯化鈉溶液相當于加水稀釋，促進NH3·H2O電離；B選項錯誤，氫氧化鈉抑制氨水電離；C選項正確，氯化氫溶于水生成鹽酸，鹽酸與氨水電離出的OH－反應，促進氨水的電離平衡正向移動；D選項錯誤，鎂離子結合OH－，促進氨水電離。 6．室溫下，有兩種溶液：①0.01 mol·L－1 NH3·H2O溶液、②0.01 mol·L－1 NH4Cl溶液，下列操作可以使兩種溶液中c(NH)都增大的是 (　　) A．加入少量H2O B．加入少量NaOH固體 C．通入少量HCl氣體 D．升高溫度 答案　C

41、解析　加水，兩溶液中c(NH)都減小，A錯誤；加入少量NaOH固體，NH3·H2O的電離平衡逆向移動，c(NH)減小，NH4Cl中由于發(fā)生反應：NH＋OH－===NH3·H2O，會導致c(NH)減小，故B錯誤；通入少量HCl氣體，①中發(fā)生酸堿中和反應促進NH3·H2O電離，所以c(NH)增大，②中NH的水解平衡逆向移動，c(NH)亦增大，故C正確；升高溫度促進NH的水解，②中NH的濃度減小，故D錯誤。 7．室溫下向10 mL pH＝3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(shù)目減少 B．溶液中不變 C．醋酸的電離程度增大，c(H＋)亦增大 D．再加入

42、10 mL pH＝11的NaOH溶液，混合液pH＝7 答案　B 解析　本題考查弱電解質的電離平衡，意在考查學生對電離平衡的理解和應用能力。醋酸溶液加水稀釋后，CH3COOH的電離程度增大，n(H＋)、n(CH3COO－)增大，A項錯誤；根據(jù)CH3COOH的電離平衡常數(shù)Ka＝＝，則有＝，由于溫度不變，Ka、Kw均不變，因此不變，B項正確；醋酸加水稀釋，電離程度增大， n(H＋)增大，但c(H＋)減小，C項錯誤；再加入10 mL pH＝11的NaOH溶液，反應后得到CH3COOH和CH3COONa的混合溶液，溶液顯酸性，pH<7，D項錯誤。 8．常溫時，某一元弱酸的電離常數(shù)Ka＝10－6，

43、對于0.01 mol·L－1的該酸下列說法正確的是 (　　) A．該弱酸溶液的pH＝4 B．加入NaOH溶液后，弱酸的電離平衡向右移動，Ka增大 C．加入等體積的0.01 mol·L－1 NaOH溶液后，所得溶液的pH＝7 D．加入等體積的0.01 mol·L－1 NaOH溶液后，所得溶液的pH<7 答案　A 解析　設該一元弱酸為HA：HAH＋＋A－，則Ka＝＝＝ 10－6，求得c(H＋)＝10－4 mol·L－1，故pH＝4，A項對；Ka應不變，B項錯；C、D項中該一元弱酸的鈉鹽因水解而使溶液呈堿性，pH>7，C、D項錯。 9．25 ℃時，弱

44、酸的電離平衡常數(shù)如表所示，下列說法正確的是 (　　) 弱酸 CH3COOH HCN H2CO3 Ka 1.8×10－5 4.9×10－10 K1：4.3×10－7 K2：5.6×10－11 A.等物質的量濃度溶液pH關系：pH(NaCN)>pH(Na2CO3)>pH(CH3COONa) B．a mol·L－1 HCN與b mol·L－1 NaOH溶液等體積混合后所得溶液中c(Na＋)>c(CN－)，則a一定小于b C．往冰醋酸中逐滴加水，溶液導電能力先增大，后減小 D．NaHCO3和Na2CO3的混合液中：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO)＋

45、c(CO) 答案　C 解析　A項，由表中數(shù)據(jù)可知電離程度大小順序為CH3COOH>H2CO3>HCN>HCO， 所以溶液的pH大小順序為pH(Na2CO3)>pH(NaCN)>pH(CH3COONa)，錯；B項，若a＝b，反應生成NaCN，其溶液呈堿性，c(Na＋)>c(CN－)，錯；C項，往冰醋酸中逐滴加水時，醋酸的電離程度增大，溶液中的離子濃度也增大，溶液導電能力增大，若繼續(xù)稀釋，則離子濃度將減小，導電能力降低，對；D項，NaHCO3和Na2CO3的混合液中，由電荷守恒知：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO)＋2c(CO)，錯。 10．(1)將等質量的Zn粉分別投入

46、：a：10 mL 0.1 mol·L－1 HCl和b：10 mL 0.1 mol·L－1醋酸中。 ①若Zn不足量，則反應速率a______b。(填“>”、“＝”或“<”，下同) ②若Zn過量，產生H2的量a______b。 (2)將等質量的Zn粉分別投入pH＝1，體積均為10 mL的a：鹽酸和b：醋酸中。 ①若Zn不足量，則起始反應速率a______b。 ②若Zn過量，產生H2的量a______b。 答案　(1)①>?、冢健?2)①＝　②< 11．一定溫度下，冰醋酸加水稀釋過程中溶液的導電能力變化曲線 如圖所示，請回答： (1)O點為什么不導電：_______________

47、________________。 (2)a、b、c三點溶液的pH由小到大的順序是______________。 (3)H＋的物質的量最大的是________(填“a”、“b”或“c”)。 (4)若使c點溶液中的c(CH3COO－)增大，可以采取下列措施中的________(填序號)。 A．加熱　B．加很稀的NaOH溶液　C．加NaOH固體 D．加水　 E．加CH3COONa固體 F．加入鋅粒 答案　(1)無自由移動的離子　(2)b

48、H＋)小。溶液的導電能力與離子濃度有關，在醋酸溶液中離子來源于醋酸的電離，醋酸溶液的導電能力越強，說明c(H＋)越大。 (3)溶液稀釋過程中，電離平衡向電離方向移動，氫離子的物質的量增大。 (4)若使c(CH3COO－)增大，可以促進CH3COOH的電離平衡向電離方向移動。A、B、C、D、F項均可以達到使電離平衡向電離方向移動的目的。B、D項雖然能使CH3COOH的電離平衡向電離方向移動，但是稀釋占據(jù)了主導作用，導致 c(CH3COO－)減小，E項中雖然CH3COOH的電離受到抑制，但加入的CH3COO－能使c(CH3COO－)增大。 12．(1)一定溫度下，向1 L 0.1 mol·

49、L－1 CH3COOH溶液中加入0.1 mol CH3COONa固體， 則醋酸的電離平衡向________(填“正”或“逆”)反應方向移動；溶液中 的值________(填“增大”、“減小”或“不變”)。 (2)氨氣的水溶液稱為氨水，其中存在的主要溶質微粒是NH3·H2O。 已知：a.常溫下，醋酸和NH3·H2O的電離平衡常數(shù)均為1.74×10－5； b．CH3COOH＋NaHCO3===CH3COONa＋CO2↑＋H2O。 則CH3COONH4溶液呈________性(填“酸”、“堿”或“中”，下同)，NH4HCO3溶液呈________性，NH4HCO3溶液中物質的量濃度最大的

50、離子是__________(填化學式)。 (3)99 ℃時，Kw＝1.0×10－12，該溫度下測得0.1 mol·L－1 Na2A溶液的pH＝6。 ①H2A在水溶液中的電離方程式為__________________________________。 ②該溫度下，將0.01 mol·L－1 H2A溶液稀釋到20倍后，溶液的pH＝________。 ③體積相等、pH＝1的鹽酸與H2A溶液分別與足量的Zn反應，產生的氫氣_______。 A．鹽酸多 B．H2A多 C．一樣多 D．無法確定 ④將0.1 mol·L－1 H2A溶液與0.2 mol·L－1氨水等體積混合

51、，完全反應后溶液中各離子濃度從大到小的順序為 _____________________________________________________________________。 答案　(1)逆　不變 (2)中　堿　NH (3)①H2A===2H＋＋A2－　②3?、跜 ④c(NH)>c(A2－)>c(H＋)>c(OH－) 解析　(1)CH3COOH溶液中存在電離平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋，加入CH3COONa固體，c(CH3COO－)增大，平衡左移；CH3COOH的電離平衡常數(shù) K＝，溫度不變，電離平衡常數(shù)不變，故的值不變。 (2)弱酸弱堿鹽溶液酸堿性的

52、判斷要注意對應的弱酸和弱堿的電離平衡常數(shù)的大小，電離平衡常數(shù)越大，其對應離子水解的程度越小。 (3)99 ℃時，Kw＝1.0×10－12，該溫度下測得0.1 mol·L－1 Na2A溶液的pH＝6，故H2A為強酸，在水溶液中完全電離。 13．已知：CH3COOHCH3COO－＋H＋達到電離平衡時，電離平衡常數(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，其電離平衡常數(shù)Ka、對應離子的水解常數(shù)Kh以及水的離子積常數(shù)Kw的關系是_________________

53、_____，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 mol·L－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的電離平衡常數(shù)，需測定的數(shù)據(jù)有(用簡要的文字說明)： ①實驗時的溫度； ②______________________________________________________________

54、____； ③用____________(填一種實驗方法)測定溶液濃度c′。 答案　(1)Ka·Kh＝Kw　越大　(2) mol·L－1　(3)②溶液的pH　③酸堿中和滴定 解析　第(2)題中強調c(H＋)不為0是為了防止有的學生從“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CH3COOH溶液的濃度c，則Ka＝[c(H＋)]2/c，c(H＋)＝ mol·L－1。 (3)要測定Ka，則必須要分別用pH換算c(H＋)和用酸堿中和滴定

55、的方法測定c′。 14．為了證明一水合氨(NH3·H2O)是弱電解質，甲、乙、丙三人分別選用下列試劑進行實驗：0.010 mol·L－1氨水、0.1 mol·L－1 NH4Cl溶液、NH4Cl晶體、酚酞試液、pH試紙、蒸餾水。 (1)甲用pH試紙測出0.010 mol·L－1氨水的pH為10，則認定一水合氨是弱電解質，你認為這一方法是否正確？________(填“正確”或“不正確”)，并說明理由______________________________________________________________________ ___________________________

56、_________________________________________。 (2)乙取出10 mL 0.010 mol·L－1氨水，用pH試紙測其pH＝a，然后用蒸餾水稀釋至1 000 mL，再用pH試紙測其pH＝b，若要確認NH3·H2O是弱電解質，則a，b值應滿足什么關系？________(用“等式”或“不等式”表示)。 (3)丙取出10 mL 0.010 mol·L－1氨水，滴入2滴酚酞試液，顯粉紅色，再加入少量NH4Cl晶體，顏色變________(填“深”或“淺”)。你認為這一方法能否證明NH3·H2O是弱電解質？________(填“能”或“否”)，并說明原因：___

57、___________________________________________________________________ _____________________________________________________________________。 (4)請你根據(jù)所提供的試劑，再提出一個合理又簡便的方案證明NH3·H2O是弱電解 質：__________________________________________________________________ _______________________________________________

58、______________________。 答案　(1)正確　若是強電解質，則0.010 mol·L－1氨水中c(OH－)應為0.01 mol·L－1，pH＝12 (2)a－2＜b＜a (3)淺　能　0.010 mol·L－1氨水(滴有酚酞試液)中加入氯化銨晶體后顏色變淺，有兩種可能：一是氯化銨在水溶液中電離出的NH水解使溶液顯酸性，加入氨水中使其pH降低；二是NH使NH3·H2O的電離平衡NH3·H2ONH＋OH－逆向移動，從而使溶液的pH降低。這兩種可能均證明NH3·H2O是弱電解質 (4)取一張pH試紙，用玻璃棒蘸取0.1 mol·L－1NH4Cl溶液，滴在pH試紙上，顯

59、色后跟標準比色卡比較測出pH，pH＜7(方案合理即可) 解析　(1)若NH3·H2O是強電解質，則0.010 mol·L－1氨水中c(OH－)應為0.010 mol·L－1，pH＝12。用pH試紙測出0.010 mol·L－1氨水的pH為10，說明NH3·H2O沒有完全電離，應為弱電解質。 (2)若NH3·H2O是強電解質，用蒸餾水稀釋至1 000 mL，其中pH＝a－2。因為NH3·H2O是弱電解質，不能完全電離，a、b應滿足a－2＜b＜a。 (3)向0.010 mol·L－1氨水中加入少量NH4Cl晶體，有兩種可能：一是氯化銨在水溶液中電離出的NH水解使溶液顯酸性，加入氨水中使其pH降低；二是NH使NH3·H2O的電離平衡NH3·H2ONH＋OH－逆向移動，從而使溶液的pH降低，這兩種可能均會使溶液顏色變淺，可證明NH3·H2O是弱電解質。 (4)NH4Cl為強酸弱堿鹽，只需檢驗NH4Cl溶液的酸堿性，即可證明NH3·H2O是弱電解質，還是強電解質。 20