《2022年高中化學 第三章 第二節(jié) 弱點解質的電離平衡 鹽類的水解練習 魯科版選修4》由會員分享，可在線閱讀，更多相關《2022年高中化學 第三章 第二節(jié) 弱點解質的電離平衡 鹽類的水解練習 魯科版選修4（10頁珍藏版）》請在裝配圖網上搜索。

1、2022年高中化學 第三章 第二節(jié) 弱點解質的電離平衡 鹽類的水解練習 魯科版選修4 一、 弱電解質的電離平衡 (一)電離平衡常數(shù) 1．概念。 弱電解質在一定條件下達到電離平衡時，弱電解質電離形成的各種離子的濃度的和乘積與溶液中未電離的分子的濃度之比。 2．表達式。 對于ABA＋＋B－　K＝。 (1)弱酸：CH3COOHH＋＋CH3COO－　Ka＝； (2)弱堿：NH3·H2ONH＋OH－　Kb＝。 3．意義。 (1)電離常數(shù)表現(xiàn)了弱電解質的電離能力； (2)K越大，表示弱電解質的電離程度越大，弱酸的酸性或弱堿的堿性相對越強； (3)多元弱酸的電離是分步進行的，溶液的酸

2、性主要是由第一步電離決定的。 4．影響因素。 由于電離是一個吸熱過程，故K只與溫度有關，升高溫度，K值增大；溫度不變，K值不變。 (二)電離度 1．概念。 弱電解質在水中的電離達到平衡狀態(tài)時，已電離的溶質的分子數(shù)占原有溶質分子總數(shù)(包括已電離的和未電離的)的百分率，稱為電離度，用α表示。 2．表達式。 α＝×100% 3．意義。 (1)電離度實質上是一種平衡轉化率，表示弱電解質在水中的電離程度； (2)溫度相同，濃度相同時，不同弱電解質的電離度是不同的，α越大，表示的酸類的酸性越強； (3)同一弱電解質的濃度不同，電離度也不同，溶液越稀，電離度越大。 (三)影響電離平衡

3、的因素 1．內因：弱電解質在水中達到電離平衡時電離程度的大小主要是由電解質本身的性質決定的。 2．外界條件對電離平衡的影響。 (1)溫度：由于弱電解質的電離是吸熱的，因此升高溫度，電離平衡將向電離方向移動，弱電解質的電離程度將增大。 (2)濃度：同一弱電解質，增大溶液的物質的量濃度，電離平衡將向電離方向移動，但電解質的電離程度減??；稀釋溶液時，電離平衡將向電離方向移動，且電解質的電離程度增大。 (3)加入試劑：增大弱電解質電離出的某離子的濃度[如在CH3COOH溶液中加入CH3COONa固體，增大了c(CH3COO－)]，電離平衡將向離子結合成弱電解質分子的方向移動，弱電解質的電離程

4、度將減小；減小弱電解質電離出的離子的濃度[如在CH3COOH溶液中加入NaOH固體，因H＋與OH－反應生成H2O，使c(H＋)減小]，電離平衡將向電離方向移動，弱電解質的電離程度將增大。 3．以0.1 mol·L－1的CH3COOH(CH3COOHCH3COO－＋H＋)為例，當改變外界條件，其平衡移動的方向、Ka、n(H＋)、導電性的變化： 平衡移 動方向 平衡常 數(shù)Ka n(H＋) [H＋] 導電性 電離度 加水稀釋 加冰 CH3COOH 升溫 加 CH3COONa

5、 加NaOH 答案： 右移 不變 增大 減小 減弱 增大 右移 不變 增大 增大 增強 減小 右移 增大 增大 增大 增強 增大 左移 不變 減小 減小 增強 減小 右移 不變 減小 減小 增強 增大 思考應用 1．向醋酸溶液中加純醋酸，對CH3COOHH＋＋CH3COO－有何影響？CH3COOH的電離程度怎樣變化？ 答案：加入CH3COOH時，Q＜K，電離平衡向右移動，但CH3COOH的電離程度減小，溶液c(H＋)增大，pH減小。 二、 鹽

6、類的水解 (一)鹽類水解的原理 1．鹽類的水解。 (1)概念。 在鹽溶液中由鹽電離產生的離子與水電離產生的H＋或OH－結合生成弱電解質的反應，叫做鹽類的水解反應，簡稱鹽類的水解。由于鹽的水解使得溶液中[H＋]≠[OH－]，因而溶液呈現(xiàn)酸性或堿性。 (2)鹽類的水解的實質。 在溶液中鹽電離出來的弱堿陽離子或弱酸根陰離子結合水電離出的OH－或H＋生成難電離的弱電解質，促進了水的電離。 2．鹽類的水解過程。 (1)NH4Cl溶液。 ①電離過程： NH4ClNH＋Cl－， H2OH＋＋OH－。 ②水的電離平衡的移動： NH與OH－結合生成弱電解質NH3·H2O，使H2O的電離

7、平衡向電離的方向移動，溶液中的[H＋]隨之增大，當達到新的平衡時，[H＋]＞[OH－]，溶液呈酸性。 ③總反應： NH4Cl＋H2ONH3·H2O＋HCl。 (2)CH3COONa溶液。 ①電離過程： CH3COONaNa＋＋CH3COO－， H2OH＋＋OH－。 ②水的電離平衡的移動： CH3COO－和H＋結合生成弱電解質CH3COOH，使H2O的電離平衡向電離的方向移動，溶液中的[OH－]隨之增大，當達到的新的平衡時，[H＋]＜[OH－]，溶液顯堿性。 ③總反應： CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－。 3．鹽類水解離子方程式的書寫。 (1)鹽類的水解離

8、子方程式一般用“”連接，單離子的水解過程是可逆的，并且由于水解程度較小，生成的弱電解質即便是難溶、易揮發(fā)或不穩(wěn)定的物質也只能寫化學式，且不能標上“↓、↑”等符號。 (2)多元弱酸根(如CO、S2－等)的水解分步進行且以第一步水解為主，寫出CO的水解離子方程式：CO＋H2OHCO＋OH－，HCO＋H2OH2CO3＋OH－。 (3)多元弱堿的陽離子的水解離子方程式在中學階段只要求一步書寫到底，如Fe3＋、Cu2＋的水解離子方程式分別為：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋，Cu2＋＋2H2OCu(OH)2＋2H＋。 (4)弱酸弱堿鹽中的弱離子的水解相互促進，水解徹底的用“===”，不

9、徹底的仍用“”。如Al3＋與HCO相互促進時水解較完全，則其水解離子方程式為：Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑；而NH與CH3COO－雖相互促進但仍可大量共存，其水解離子方程式為：NH＋CH3COO－＋H2ONH3·H2O＋CH3COOH。 (二)影響水解平衡的因素 1．鹽類本身的性質。 鹽類的水解一般是可逆反應，組成鹽的酸根相對應的酸越弱或陽離子對應的堿越弱，水解程度越大，其鹽溶液的堿性或酸性越強。 如CH3COOH比HClO的酸性強，同濃度的CH3COONa和NaClO溶液中NaClO溶液的堿性強。 2．相同溫度下，等濃度的Na2CO3和NaHCO3

10、溶液，誰的pH更大，為什么？ 答案：根據水解規(guī)律，越弱越水解，故Na2CO3溶液的pH更大。因為H2CO3是二元弱酸，分級電離，第一級電離程度比第二級的大，也就是說酸性H2CO3 >HCO，而對應的鈉鹽分別是 NaHCO3和Na2CO3，CO＋H2OHCO＋OH－，HCO＋H2OH2CO3＋OH－，越弱的酸的酸根水解程度越大，也就是CO水解程度大于HCO的，因此溶液中OH－濃度大，pH大。 2．外界條件。 (1)溫度。 鹽類的水解反應是吸熱反應，故升溫時平衡向水解方向移動時，可促進水解。 (2)鹽溶液的濃度。 根據平衡移動原理，稀釋時平衡向水解方向移動，可促進水解。如FeCl3溶液

11、加水稀釋時，F(xiàn)e3＋的水解程度增大。 (3)外加酸堿。 外加酸堿可促進或抑制鹽的水解，水解顯酸性的鹽溶液，加堿會促進鹽的水解，加酸會抑制鹽的水解，反之亦然，如CH3COONa溶液中加鹽酸會促進水解，加堿會抑制水解。 (4)加入與鹽的水解性質相反的鹽，會促進鹽的水解，如CH3COONa中溶液中加入少量NH4Cl固體會促進CH3COONa的水解。 (三)水解原理的應用 1．根據實際需要，生產和生活中常通過改變溶液中相關物質的濃度或溶液pH來調節(jié)鹽的水解程度。堿性物質能清洗油污，用純堿溶液清洗油污時，加熱可促進Na2CO3的水解，增強去污力。 2．在配制易水解的鹽溶液時，加FeCl3、S

12、nCl2水溶液，為了抑制水解，需要加入少量的稀鹽酸以防止溶液變渾濁。 3．許多鹽在水解時，可生成難溶于水的氫氧化物，當生成的氫氧化物呈膠體狀態(tài)且無毒時，可用做凈水劑，例如鋁鹽、鐵鹽、明礬等。 1．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(B) 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 解析：醋酸是弱酸，稀釋10倍同時也促進了其電離，溶液的pH小于(a＋1)，故A項錯誤；醋酸根離子水解顯堿性，向酸溶液中加入適量堿性溶液可以使pH增大1，故B項正確；鹽酸完全電

13、離，加入鹽酸后溶液的pH小于(a＋1)，故C項錯誤；升高溫度促進醋酸的電離，溶液的pH小于(a＋1)，故D項錯誤。 2．25 ℃時，濃度均為0.2 mol/L的NaHCO3和Na2CO3溶液中，下列判斷不正確的是(C) A．均存在電離平衡和水解平衡 B．存在的粒子種類相同 C．c(OH－)前者大于后者 D．分別加入NaOH固體，恢復到原溫度，c(CO)均增大 解析：Na2CO3溶液中存在水的電離平衡和碳酸根的水解平衡，NaHCO3在水溶液中存在碳酸氫根的電離平衡和水解平衡以及水的電離平衡，故A項正確；NaHCO3和Na2CO3溶液中存在的微粒均為：碳酸根、碳酸氫根、氫氧根、氫離子、

14、碳酸分子、水分子，存在的粒子種類相同，故B項正確；碳酸根的水解程度大于碳酸氫根，二者水解均顯堿性，根據水解規(guī)律：誰強顯誰性，所以碳酸鈉中的氫氧根濃度大于碳酸氫鈉溶液中的氫氧根濃度，故C項錯誤；分別加入NaOH固體，恢復到原溫度，碳酸氫根和氫氧根在溶液反應會生成碳酸根和水，氫氧根對它們的水解均起到抑制作用，所以c(CO)均增大，故D項正確。 1．已知0.1 mol·L－1的醋酸溶液中存在電離平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，要使溶液中[H＋]/[CH3COOH]值增大，可以采取的措施是(B) ①加少量燒堿?、谏邷囟取、奂由倭勘姿帷、芗铀? A．①②　　　B．②④　　　C．②③

15、④　　　D．①④ 解析：①中，加入NaOH溶液，n(H＋)減小，電離平衡正向移動，n(CH3COOH)減小，但減小程度較小，因此[H＋]/[CH3COOH]變?。虎谥?，升高溫度，電離平衡正向移動，n(H＋)增大，n(CH3COOH)減小，因此n(H＋)/n(CH3COOH)增大；③中，加入少量冰醋酸，電離程度變小，因此n(H＋)/n(CH3COOH)變小；④中，加水稀釋時，電離程度變大，因此n(H＋)/n(CH3COOH)變大。 2．(雙選)表示0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液中有關微粒濃度(mol·L－1)的關系式，正確的是(CD) A．[Na＋]>[HCO]>[CO]>[H＋

16、]>[OH－] B．[Na＋]＋[H＋]＝[HCO]＋[CO]＋[OH－] C．[Na＋]＋[H＋]＝[HCO]＋2[CO]＋[OH－] D．[Na＋]＝[HCO]＋[CO]＋[H2CO3] 解析：在NaHCO3溶液中，除了H2O的電離外，還存在下列電離：NaHCO3===Na＋＋HCO(完全電離) HCOH＋＋CO(只是微弱電離)； 另外還存在水解反應： HCO＋H2OH2CO3＋OH－ HCO的水解程度也不大，但比HCO的電離程度大，故NaHCO3溶液呈堿性。在NaHCO3溶液中，碳原子的存在形式有HCO、CO、H2CO3，其中以HCO為主。由電荷守恒知C項正確，故B項不正

17、確；由物料守恒知D項正確。由于溶液呈堿性，且HCO與H2O都能電離出H＋，即A項應為：[Na＋]>[HCO]>[OH－]>[H＋]>[CO]，故A項錯誤。 3．相同物質的量濃度的NaCN和NaClO相比，NaCN溶液的pH較大，則下列關于同溫、同體積、同濃度的HCN和HClO的說法中正確的是(D) A．酸的強弱：HCN>HClO B．pH：HClO>HCN C．與NaOH恰好完全反應時，消耗NaOH的物質的量：HClO>HCN D．酸根離子濃度：[CN－]<[ClO－] 解析：強堿弱酸鹽的水溶液呈堿性，相應酸的酸性越弱，其強堿鹽的溶液的堿性越強。NaCN溶液的pH比NaClO大，說

18、明HCN比HClO酸性弱。 4．(雙選)為使Na2S溶液中[Na＋]/[S2－]的值減小，可加入的物質是(CD) A．鹽酸 B．適量的NaOH溶液 C．適量的KOH溶液 D．適量的KHS溶液 解析：在Na2S溶液中存在水解：S2－＋H2OHS－＋OH－，HS－＋H2OH2S＋OH－。A項加入鹽酸時，H＋＋OH－H2O，水解平衡右移，[S2－]減小，[Na＋]/[S2－]的值增大；B項加入適量NaOH溶液，[OH－]增大，使平衡左移，[S2－]增大，而[Na＋]增大的更多，故[Na＋]/[S2－]的值增大；C項加入適量的KOH溶液，[OH－]增大，平衡左移，[S2－]增大，而[Na＋

19、]不變，故[Na＋]/[S2－]的值減?。籇項加入適量的KHS溶液，[HS－]增大，平衡左移，[S2－]增大，而[Na＋]不變，故[Na＋]/[S2－]的值減小。 5. (1)AgNO3的水溶液呈______(選填“酸”“堿”“中”)性，常溫時的pH ______7(選填“＞”“＜”“＝”)原因是______________________________________(用離子方程式表示)；實驗室在配制AgNO3溶液時，常將AgNO3固體先溶于較濃的硝酸中，然后再用蒸餾水稀釋到所需的濃度，以________(選填“促進”或“抑制”)其水解。 (2)在配制硫化鈉溶液時，為了防止其發(fā)生水解，

20、可以加入少量的________。 (3)泡沫滅火劑的主要成分是0.1 mol/L Al2(SO4)3、0.1 mol/L NaHCO3和起泡劑，使用時發(fā)生反應的離子方程式為________________________________________，Al2(SO4)3溶液與NaHCO3溶液的體積之比約是________。 解析：(1)AgNO3為強酸弱堿鹽，Ag＋水解呈酸性，水解方程式為Ag＋＋H2OAgOH＋H＋，由離子方程式可知，加入硝酸，溶液中H＋濃度增大，抑制鹽類的水解。(2)硫化鈉為強堿弱酸鹽，水解生成NaOH和H2S，為了防止其發(fā)生水解，可以加入少量的NaOH或H2S。

21、(3)Al2(SO4)3溶液水解成酸性，NaHCO3溶液水解成堿性，二者發(fā)生互促水解生成Al(OH)3和CO2，反應的離子方程式為Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑；由離子方程式可知，當n(Al3＋)∶n(HCO)＝1∶3時，n[Al2(SO4)3]∶n(NaHCO3)＝1∶6，濃度相同時，體積比為1∶6。 答案：(1)酸　＜　Ag＋＋H2OAgOH＋H＋　抑制 (2)NaOH或H2S (3)Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑　1∶6 6．在常溫下，下列五種溶液：①0.1 mol/L NH4Cl；②0.1 mol/L CH3COONH4；③0.1 m

22、ol/L NH4HSO4； ④0.1 mol/L NH3·H2O和0.1 mol/L NH4Cl混合溶液；⑤0.1 mol/L NH3·H2O。 請根據要求填寫下列空白： (1)溶液①呈______性(選填“酸”“堿”或“中”)，其原因是 ____________________________________(用離子方程式表示)。 (2)在上述五種溶液中，pH最小的是 ______；c(NH)最小的是________(填序號)。 (3)比較溶液②、③中c(NH)的大小關系是②______③(選填“＞”“＜”或“＝”)。 (4)在溶液④中， ________離子的濃度為0.1 mo

23、l/L；NH3·H2O和________離子的物質的量濃度之和為0.2 mol/L。 (5)常溫下，測得溶液②的pH＝7，則說明CH3COO－的水解程度________(選填“＞”“＜”或“＝”) NH 的水解程度，CH3COO－與NH濃度的大小關系是：c(CH3COO－)______c(NH)(選填“＞”“＜”或“＝”)。 解析：(1)氯化銨是強酸弱堿鹽，銨根離子水解顯酸性；水解離子方程式為：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋。 (2)假設銨根離子不考慮水解，則：①0.1 mol/L NH4Cl中銨根離子濃度0.1 mol/L；②0.1 mol/L CH3COONH4 醋酸根離子水解

24、促進銨根離子水解，銨根離子濃度小于0.1 mol/L；③0.1 mol/L NH4HSO4 溶液中的氫離子抑制銨根離子的水解，銨根離子濃度大于0.1 mol/L，溶液呈酸性；④0.1 mol/L NH3·H2O和0.1 mol/L NH4Cl混合液中，一水合氨電離程度大于銨根離子的水解，銨根離子濃度大于0.1 mol/L，溶液呈堿性；⑤0.1 mol/L NH3·H2O，一水合氨是弱堿存在電離平衡，溶液中銨根離子濃度原小于0.1 mol/L，溶液呈堿性。所以溶液pH最小的是③，銨根離子濃度最小的是⑤。(3)②0.1 mol/L CH3COONH4醋酸根離子水解促進銨根離子水解，銨根離子濃度小于

25、0.1 mol/L；③0.1 mol/L NH4HSO4溶液中的氫離子抑制銨根離子的水解，銨根離子濃度大于0.1 mol/L，溶液呈酸性溶液②、③中c(NH)的大小關系是小于。(4)0.1 mol/L NH3·H2O和0.1 mol/L NH4Cl混合液中，氯離子濃度不變?yōu)?.1 mol/L；根據氮元素守恒得到NH3·H2O和NH濃度為0.2 mol/L。(5)常溫下，測得溶液②的pH＝7，說明0.1 mol/L CH3COONH4溶液中醋酸根離子和銨根離子水解程度相同；溶液中存在電荷守恒：[CH3COO－]＋[OH－]＝[NH]＋[H＋]，pH＝7說明溶液中[H＋]＝[OH－]得到：[CH3

26、COO－]＝[NH]。 答案：(1)酸　NH＋H2ONH3·H2O＋H＋ (2)③?、荨?3)＜　(4)Cl－　NH　(5)＝　＝ 1．對滴有酚酞試液的下列溶液，操作后顏色變深的是(B) A．明礬溶液加熱 B．CH3COONa溶液加熱 C．氨水中加入少量NH4Cl固體 D．小蘇打溶液中加入少量NaCl固體 解析：明礬溶液加熱使水解程度增大，酸性增強，酚酞試液不變色，A不符合題意；CH3COONa溶液水解顯堿性，加熱使水解程度增大，酚酞試液顯色加深，B符合題意；NH4Cl水解顯酸性，NaCl不水解，對顏色無影響，因此C、D兩項均不符合題意。 2．下列溶液中微粒濃度關系一定正

27、確的是(C) A．氨水與氯化銨的pH＝7的混合溶液中：[Cl－]＞[NH] B．pH＝2的一元酸和pH＝12的一元強堿等體積混合：[OH－]＝[H＋] C．0.1 mol·L－1的硫酸銨溶液中：[NH]＞[SO]＞[H＋] D．0.1 mol·L－1的硫化鈉溶液中：[OH－]＝[H＋]＋[HS－]＋[H2S] 解析：氨水和氯化銨混合溶液的pH＝7時，則溶液中[H＋]＝[OH－]，由電荷守恒可知[OH－]＋[Cl－]＝[NH]＋[H＋]，則[Cl－]＝[NH]，故A錯誤；由于pH＝2的酸的強弱未知，若為強酸則[OH－]＝[H＋]，若為弱酸時，酸的濃度大于0.01 mol/L，則酸過量

28、，即溶液中[H＋]＞[OH－]，故B錯誤；1 mol·L－1的硫酸銨溶液中，因銨根離子部分水解生成氫離子，根據化學式為(NH4)2SO4可知[NH]＞[SO]＞[H＋]，故C正確；1 mol·L－1的硫化鈉溶液中，根據物料守恒可知[Na＋]＝2[S2－]＋2[HS－]＋2[H2S]，由電荷守恒可知可[Na＋]＋[H＋]＝[OH－]＋[HS－]＋2[S2－]，則[OH－]＝[H＋]＋[HS－]＋2[H2S]，故D錯誤。 3．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(B) A．溶液中導電粒子的數(shù)目減少 B．溶液中c(CH3COO－) /[ c(CH3COOH)·c

29、(OH－)]不變 C．醋酸的電離程度增大，c(H＋)亦增大 D．再加入10 mL pH＝11的NaOH溶液，混合液的pH＝7 解析：因醋酸溶液中加水稀釋，促進電離，則液中導電粒子的數(shù)目增多，故A項錯誤。 因＝ 溫度不變，Ka、Kw都不變，則不變，故B項正確。因加水稀釋時，溶液的體積增大的倍數(shù)大于n(H＋)增加的倍數(shù)，則c(H＋)減小，故C項錯誤。因等體積10 mL pH＝3的醋酸與pH＝11的NaOH溶液混合時，醋酸的濃度大于0.001 mol/L，醋酸過量，則溶液的pH＜7，故D項錯誤。 4．對于0.1 mol·L－1 Na2SO3溶液，正確的是(D) A．升高溫度，溶液的pH

30、降低 B．c(Na＋)＝2c(SO)＋c(HSO)＋c(H2SO3) C．c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(SO)＋2c(HSO)＋c(OH－) D．加入少量NaOH固體，c(SO)與c(Na＋)均增大 解析：溶液中存在亞硫酸根離子的水解平衡和水的電離平衡，溫度升高，鹽的水解程度增大，pH增大，故A項錯誤；根據物料守恒，鈉離子的濃度是后面三種離子濃度和的2倍，故B項錯誤；根據電荷守恒，亞硫酸氫根離子濃度不能乘以2，故C項錯誤；加入氫氧化鈉，會使鈉離子濃度增大，氫氧根離子的濃度增大，亞硫酸根離子的水解平衡左移，亞硫酸根離子的濃度增大，故D項正確。 5．(雙選)一定溫度下，石灰乳的懸濁液中

31、存在如下平衡：Ca(OH)2(s)Ca2＋(aq)＋2OH－(aq)，如果溫度一定，則[Ca2＋]·[OH－]2為一常數(shù)。當混合液中加入少量生石灰后，下列說法正確的是(AC) A．溶液中Ca2＋數(shù)目減少 B．Ca2＋濃度增大 C．溶液pH不變 D．溶液pH增大 解析：向混合液中加入少量生石灰后，會發(fā)生反應：CaO＋H2O===Ca(OH)2，由于溶劑(H2O)減少，故會有部分Ca2＋、OH－結合成固體析出，從而使混合液中Ca2＋數(shù)目減少，但因為此時溶液仍為飽和溶液，故[Ca2＋]、[OH－]保持不變，pH亦不變，故A、C兩項正確。 6．下列事實可證明氨水是弱堿的是(D) A．氨水

32、能跟氯化亞鐵溶液反應生成氫氧化亞鐵 B．銨鹽受熱易分解 C．0.1 mol·L－1氨水可以使酚酞溶液變紅 D．0.1 mol·L－1氯化銨溶液的pH約為5 解析：證明氨水是弱電解質的原理有兩個：一是證明氨水不能完全電離，溶液中存在電離平衡；二是證明氨水與強酸反應生成的鹽具有弱酸性。D選項就是利用了第二個原理。 7．物質的量濃度相同的三種正鹽NaX、NaY、NaZ的水溶液，其pH分別為8、9、10，則HX、HY、HZ的酸性由強到弱的順序是(C) A．HX>HZ>HY　　　　 B．HZ>HY>HX C．HX>HY>HZ D．HY>HZ>HX 解析：三種鹽的陽離子都是Na＋，

33、當物質的量濃度相同時，溶液的pH分別為8、9、10，堿性逐漸增強，也就是X－、Y－、Z－的水解程度依次增大。由越容易水解的弱酸根對應的酸的酸性越弱，可知三種酸的酸性由強到弱的順序為HX、HY、HZ。 8．根據NH3·H2ONH＋OH－的電離平衡，填寫下列表格各項的變化情況。 改變的條件 平衡移動方向 n(OH－) c(OH－) 加NaOH固體 通入氨氣 加水 加入鹽酸 降低溫度 加NH4Cl固體 加入稀氨水 解析：影響電離平衡的條件有溫度和濃度等，根據平衡移動原理，可以判斷平衡移動的方

34、向，n(OH－)的變化與平衡移動方向直接有關，c(OH－)還與溶液的體積有關。 答案： 改變的條件 平衡移動方向 n(OH－) c(OH－) 加NaOH固體 左 增大 增大 通入氨氣 右 增大 增大 加水 右 增大 減小 加入鹽酸 右 減小 減小 降低溫度 左 減小 減小 加NH4Cl固體 左 減小 減小 加入稀氨水 右 增大 減小 9.某二元酸(化學式用H2A表示)在水中的電離方程式是(第一步電離完全)：H2A===H＋＋HA－，HA－H＋＋A2－。 回答下列問題： (1)Na2A溶液顯________(選填“酸性”“中

35、性”或“堿性”)理由是________________________________________(用離子方程式表示)。 (2)0.1 mol/L的H2A溶液的pH ______1(選填“＜”“＝”或“＞”)。 (3)0.1 mol/L的Na2A溶液中，下列微粒濃度關系錯誤的是________。 A．c(Na＋)＝2c(A2－)＝0.2 mol/L B．c(OH－)＝c(H＋)＋c(HA－) C．c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HA－)＋2c(A2－) D．c(Na＋)＝2c(A2－)＋2c(HA－) 解析：(1)根據H2A的電離是分步電離可以知道H2A是弱酸，所

36、以Na2A溶液顯堿性，水解原理是：H2O＋A2－HA－＋OH－；(2)0.1 mol/L的H2A溶液的氫離子濃度介于0.1 mol/L到0.2 mol/L之間，所以0.1 mol/L的H2A溶液的pH＜1；(3)0.1 mol/L的Na2A溶液中，弱離子會水解，所以c(Na＋)＞2c(A2－)，故A項錯誤；在溶液中，根據質子守恒得：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HA－)，故B項正確；0.1 mol/L的Na2A溶液中，存在電荷守恒：c( Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HA－)＋2c(A2－)，故C項正確；根據B、C可以得出c(Na＋)＝2c(A2－)＋2c(HA－)，故D項正確。

37、答案：(1)堿性　H2O＋A2－HA－＋OH－　(2)＜　(3)A 10．為了證明醋酸是弱電解質，甲、乙、丙、丁、戊、己、庚七人分別選用下列試劑進行實驗： 0．01 mol·L－1醋酸溶液、0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液、pH＝3的鹽酸、pH＝3的醋酸、CH3COONa晶體、NaCl晶體、甲基橙、pH試紙、蒸餾水。 (1)甲用pH試紙測出0.10 mol·L－1的醋酸溶液pH＝4，則認定醋酸是弱電解質，你認為這一方法正確嗎？ ________(選填“正確”或“不正確”)。 (2)乙取出10 mL 0.10 mol·L－1的醋酸溶液，用pH試紙測出其pH＝a，然后用蒸餾水

38、稀釋到1 000 mL，再用pH試紙測定其pH＝b，要確定醋酸是弱電解質，則a、b應該滿足的關系是________。 (3)丙取出10 mL 0.10 mol·L－1醋酸溶液，滴入甲基橙試液，顯紅色，再加入醋酸鈉晶體，顏色變橙色，你認為這一方法能否證明醋酸是弱電解質？________(選填“能”或“不能”)。 (4)丁用pH試紙來測定0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液的pH值，發(fā)現(xiàn)0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液的pH值為11，則認定醋酸是弱電解質，你認為這一方法正確嗎？________(選填“正確”或“不正確”)。 (5)戊將pH＝3的醋酸和鹽酸，各取10 mL

39、，用蒸餾水稀釋到原來的100倍，然后用pH試紙測定該溶液的pH，醋酸的變化小，則認定醋酸是弱電解質，你認為這一方法正確嗎？________(選填“正確”或“不正確”)。 (6)己將pH＝3的醋酸和鹽酸，分別加入相應的鈉鹽固體，醋酸的pH變化大，則認定醋酸是弱電解質，你認為這一方法正確嗎？________(選填“正確”或“不正確”)。 (7)庚取pH＝3的鹽酸和醋酸，分別稀釋到原來的100倍，然后加入完全一樣的鋅粒，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？________(選填“正確”或“不正確”)。 解析：(1)pH＝4，[H＋]＝1×10－4 mol·L－1?

40、0.1 mol·L－1說明醋酸為弱電解質。(2)稀釋到1 000 mL時，若CH3COOH為強電解質，則pH應為a＋2，因為CH3COOH為弱酸，加入水促進其電離，所以pH應小于a＋2，即b＜a＋2。(3)加入CH3COONa晶體，顏色由紅色變橙色，說明[H＋]變小，抑制了醋酸的電離，能說明CH3COOH為弱電解質。(4)CH3COONa溶液顯堿性，說明CH3COO－水解，CH3COOH為弱電解質。(5)稀釋到原來的100倍時，鹽酸的pH＝5，若醋酸的變化小，說明加水促進了電離，能證明CH3COOH為弱電解質。(6)CH3COONa抑制了醋酸的電離。(7)醋酸放出H2的速率快，證明[H＋]大，原來[H＋]一樣大，稀釋100倍后，醋酸中[H＋]大，能證明醋酸為弱電解質。 答案：(1)正確　(2)b＜a＋2　(3)能　(4)正確 (5)正確　(6)正確　(7)正確