2020届高考化学一轮复习弱电解质的电离平衡学案(1)

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文档介绍

2020届高考化学一轮复习弱电解质的电离平衡学案(1)

第23讲 弱电解质的电离平衡 考纲要求 名师点拨 ‎1.了解电解质的概念,了解强电解质和弱电解质的概念。‎ ‎2.理解电解质在水中的电离以及电解质溶液的导电性。‎ ‎3.理解弱电解质在水中的电离平衡,能利用电离平衡常数进行相关计算。‎ ‎  本讲内容是高考基础考查点,主要涉及以下三方面的内容:一是强弱电解质的判断与比较;二是外界条件对电离平衡的影响,往往结合图象进行考查,同时考查溶液的pH变化及溶液的导电性;三是电离平衡常数,重点命题角度为电离平衡常数的计算及应用。预计今后高考会结合溶液的酸碱性、盐的水解、离子浓度、平衡移动原理的运用等对电离常数进行考查。‎ 考点一 弱电解质的电离平衡 ‎1.强、弱电解质 ‎(1)定义与物质类别 ‎(2)与化合物类别的关系 强电解质主要是大部分__离子__化合物及某些__共价__化合物,弱电解质主要是某些__共价__化合物。‎ ‎(3)电离方程式的书写——“强等号,弱可逆,多元弱酸分步离”‎ ‎①强电解质:如H2SO4:__H2SO4=2H++SO__‎ ‎②弱电解质:‎ a.一元弱酸,如CH3COOH: CH3COOHCH3COO-+H+  。‎ b.多元弱酸,分步电离,分步书写且第一步电离程度远远大于第二步的电离程度,如H2CO3: H2CO3H++HCO HCOH++CO  。‎ c.多元弱碱,分步电离,一步书写。如Fe(OH)3:‎ ‎ Fe(OH)3Fe3++3OH-  。‎ ‎③酸式盐:‎ a.强酸的酸式盐 如NaHSO4在水溶液中: NaHSO4===Na++H++SO  ;熔融时:NaHSO4===__Na++HSO__。‎ b.弱酸的酸式盐:“强中有弱”,如NaHCO3:‎ ‎ NaHCO3===Na++HCO  、 HCOH++CO  。‎ ‎2.弱电解质的电离平衡 ‎(1)电离平衡的建立 弱电解质的电离平衡是指在一定条件(__温度__、__浓度__)下,弱电解质分子__电离成离子__的速率和__离子结合成弱电解质分子__的速率相等,溶液中各分子和离子的浓度都保持不变时的状态。‎ 平衡建立过程的v-t图象如图所示。‎ ‎(2)电离平衡的特征 —__可逆__过程 ‎|‎   ○‎   ‎ ‎|‎ 定 —条件一定,平衡体系中分子与离子的浓度一定 ‎|‎ —条件改变,平衡__发生移动__‎ ‎(3)影响电离平衡的因素:‎ 因素 对电离平衡的影响 外 内因 弱电解质本身的性质决定弱电解质电离程度的大小 因 温度 由于电离过程吸热,温度改变,平衡移动,升温,促进电离,电离平衡向右移动 浓度 电解质溶液浓度越小,电离程度越大 外加电解质 同离子效应 加入含弱电解质离子的强电解质,电离平衡逆向移动,抵制电离,电离程度减小 含有可与弱电解 质反应的离子 电解质电离程度增大,促进电离 电离平衡向右移动 下面以0.1 mol·L-1CH3COOH溶液为例(CH3COOHCH3COO-+H+ΔH>0),用平衡移动原理分析电离平衡的移动。‎ 改变条件 平衡移动方向 c(CH3COOH)‎ n(H+)‎ c(H+)‎ c(CH3COO-)‎ 电离 程度 导电 能力 电离平衡常数 加水稀释 ‎__右移__‎ ‎__减小__‎ ‎__增大__‎ ‎__减小__‎ ‎__减小__‎ ‎__增大__‎ ‎__减弱__‎ ‎__不变__‎ 加少量 冰醋酸 ‎__右移__‎ ‎__增大__‎ ‎__增大__‎ ‎__增大__‎ ‎__增大__‎ ‎__减小__‎ ‎__增强__‎ ‎__不变__‎ 通入HCl 气体 ‎__左移__‎ ‎__增大__‎ ‎__增大__‎ ‎__增大__‎ ‎__减小__‎ ‎__减小__‎ ‎__增强__‎ ‎__不变__‎ 加NaOH 固体 ‎__右移__‎ ‎__减小__‎ ‎__减小__‎ ‎__减小__‎ ‎__增大__‎ ‎__增大__‎ ‎__增强__‎ ‎__不变__‎ 加 CH3COONa 固体 ‎__左移__‎ ‎__增大__‎ ‎__减小__‎ ‎__减小__‎ ‎__增大__‎ ‎__减小__‎ ‎__增强__‎ ‎__不变__‎ 加入镁粉 ‎__右移__‎ ‎__减小__‎ ‎__减小__‎ ‎__减小__‎ ‎__增大__‎ ‎__增大__‎ ‎__增强__‎ ‎__不变__‎ 升高温度 ‎__右移__‎ ‎__减小__‎ ‎__增大__‎ ‎__增大__‎ ‎__增大__‎ ‎__增大__‎ ‎__增强__‎ ‎__增大__‎ 特别提醒:‎ ‎(1)稀醋酸加水稀释时,溶液中的各离子浓度并不是都减小,如c(OH-)是增大的。‎ ‎(2)电离平衡右移,电解质分子的浓度不一定减小,如稀醋酸中加入冰醋酸。‎ ‎(3)电离平衡右移,电离程度也不一定增大。‎ ‎3.电离度:‎ ‎(1)定义:一定条件下,当弱电解质在溶液中达到电离平衡时,溶液中已经电离的电解质分子数占原来弱电解质总分子数的百分数。‎ ‎(2)表达式:α=×100%。‎ ‎(3)意义:衡量弱电解质的电离程度,在相同条件下(浓度、温度相同),不同弱电解质的电离度越大,弱电解质的电离程度越大。‎ ‎(4)一元弱酸(HA)、一元弱碱(如NH3·H2O)中电离度(α)与c(H+)、c(OH-)的关系。‎ 设一定温度下,浓度为c mol·L-1醋酸的电离度为αa。‎ ‎          CH3COOH  CH3COO-+H+‎ 起始/mol·L-1    c      0    0‎ 变化/mol·L-‎1 c·αa cαa cαa 平衡/mol·L-‎1 c-cαa≈c cαa cαa 则c(H+)=cαa Ka==cα 同理:对于一元弱碱(如NH3·H2O),c(OH-)=cαb。‎ ‎1.判断正误,正确的画“√”,错误的画“×”。‎ ‎(1)溶液导电能力弱的电解质一定是弱电解质( × )‎ ‎(2)稀醋酸中加入少量醋酸钠能增大醋酸的电离程度( × )‎ ‎(3)温度升高,弱电解质的电离平衡右移( √ )‎ ‎(4)弱电解质溶液中存在溶质分子,而强电解质溶液中不存在溶质分子( √ )‎ ‎(5)AgCl的水溶液不导电,而CH3COOH的水溶液能导电,故AgCl是弱电解质,CH3COOH是强电解质( × )‎ ‎(6)一定条件下,CH3COOHCH3COO-+H+达到平衡时,c(H+)=c(CH3COO-)( × )‎ ‎(7)向0.1 mol·L-1CH3COOH溶液加水稀释或加入少量CH3COONa晶体时都会引起溶液中c(H+)减小( √ )‎ ‎(8)弱电解质的导电能力一定小于强电解质( × )‎ ‎(9)熔融时是否导电是区别强电解质与弱电解质的标准( × )‎ ‎(10)除水的电离平衡外,醋酸溶液中存在电离平衡,而盐酸中不存在电离平衡( √ )‎ ‎(11)醋酸溶液中,CH3COOH达到电离平衡时,溶液中检测不出CH3COOH分子( × )‎ ‎(12)电离平衡右移,电解质分子的浓度一定减小( × )‎ ‎(13)向稀氨水中加入盐酸,盐酸与NH3·H2O反应,使NH3·H2ONH+OH-平衡左移(‎ ‎ × )‎ ‎(14)氨水中,当c(NH)=c(OH-)时,表示氨水已达到电离平衡( × )‎ ‎(15)除水的电离平衡外,盐酸中不存在其它电离平衡( √ )‎ ‎2.稀释某一弱电解质溶液时,所有微粒浓度都会减小吗?‎ 提示:对于弱电解质的电离平衡体系的相关微粒,其浓度都是减小的。但由于还存在H2O的电离平衡,对弱酸溶液稀释时,c(OH-)会增大;对弱碱溶液稀释时,c(H+)会增大。‎ ‎1.(2019·四川成都模拟)下列事实中,能说明MOH是弱碱的有( B )‎ ‎①0.1 mol·L-1 MOH溶液可以使酚酞试液变红 ‎②0.1 mol·L-1 MCl溶液呈酸性 ‎③0.1 mol·L-1 MOH溶液的导电能力比0.1 mol·L-1 NaOH溶液弱 ‎④等体积的0.1 mol·L-1 MOH溶液与0.1 mol·L-1 HCl溶液恰好完全反应 A.①②③ B.②③ ‎ C.②④ D.③④‎ ‎[解析] ①说明0.1 mol·L-1 MOH溶液呈碱性,不能证明MOH为弱碱;②说明M++H2OMOH+H+,证明MOH为弱碱;③说明MOH部分电离,证明MOH为弱碱;④n(MOH)=n(HCl),故二者恰好完全反应,不能说明MOH为弱碱。‎ ‎2.(2019·试题调研)‎ 能证明乙酸是弱酸的实验事实是( B )‎ A.CH3COOH溶液与Zn反应放出H2‎ B.0.1 mol/L CH3COONa溶液的pH大于7‎ C.CH3COOH溶液与Na2CO3反应生成CO2‎ D.0.1 mol/L CH3COOH溶液可使紫色石蕊变红 ‎[解析] A.只能证明乙酸具有酸性,不能证明其酸性强弱,错误;B.该盐水溶液显碱性,由于NaOH是强碱,故可以证明乙酸是弱酸,正确;C.可以证明乙酸的酸性比碳酸强,但不能证明其是弱酸,错误;D.可以证明乙酸具有酸性,但是不能证明其酸性强弱,错误。‎ ‎3.(2019·河北邢台期末)‎ 常温下,在pH=5的CH3COOH溶液中存在如下电离平衡:CH3COOHCH3COO-+H+,对于该平衡,下列叙述正确的是( C )‎ A.加入水时,平衡向右移动,CH3COOH电离常数增大 B.加入少量CH3COONa固体,平衡向右移动 C.加入少量NaOH固体,平衡向右移动,c(H+)减小 D.加入少量pH=5的硫酸,溶液中c(H+)增大 ‎[解析] 加入水稀释,使醋酸的电离平衡向右移动,但CH3COOH电离常数不变,A项错误;加入少量CH3COONa固体,c(CH3COO-)增大,使醋酸的电离平衡向左移动,B项错误;加入的少量NaOH固体与H+中和,c(H+)减小,使醋酸的电离平衡向右移动,C项正确;加入少量pH=5的硫酸,溶液中c(H+)不变,D项错误。‎ ‎[易错警示] ①稀醋酸加水稀释时,溶液中的各离子浓度并不是都减小,如c(OH-)是增大的。‎ ‎②电离平衡右移,电解质分子的浓度不一定减小,如向稀醋酸中加入冰醋酸。‎ ‎③电离平衡右移,电离程度也不一定增大。‎ 萃取精华:‎ 从“定性”和“定量”两个角度理解电离平衡 ‎(1)从定性角度分析电离平衡:应该深刻地理解勒夏特列原理——平衡向“减弱”这种改变的方向移动,移动结果不能“抵消”或“超越”这种改变。‎ ‎(2)从定量角度分析电离平衡:当改变影响电离平衡的条件后,分析两种微粒浓度之比的变化时,若通过平衡移动的方向不能作出判断,应借助化学平衡常数进行定量分析。‎ ‎4.(2019·新题预选)浓度均为0.10 mol·L-1、体积均为V0的MOH和ROH溶液,分别加水稀释至体积V,pH随lg的变化如图所示,下列叙述错误的是( D )‎ A.MOH的碱性强于ROH的碱性 B.ROH的电离程度b点大于a点 C.若两溶液无限稀释,则它们的c(OH-)相等 D.当lg=2时,若两溶液同时升高温度,则增大 ‎[解析] 由图象可知0.1 mol·L-1的MOH溶液的pH=13,说明MOH完全电离,为强电解质,同理判断ROH为弱电解质,所以前者的碱性大于后者,A正确;ROH为弱电解质,溶液越稀越易电离,所以电离程度b点大于a点,B正确;当两溶液无限稀释下去,相当于纯水,所以二者c(OH-)相等,C正确;当lg=2时,即将原溶液加水稀释100倍,此时MOH溶液的pH=11,ROH溶液的pH=10,则MOH为强碱,ROH存在电离平衡,为弱 碱,升高温度平衡右移,M+浓度无影响,R+浓度增大,所以减小,D错误。‎ ‎5.(2019·山西太原一中检测)稀氨水中存在电离平衡:NH3·H2ONH+OH-,若要使平衡逆向移动,同时使c(OH-)增大,应加入的物质或采取的措施是( C )‎ ‎①NH4Cl固体 ②硫酸 ‎③NaOH固体 ④水 ‎⑤加热 ⑥少量MgSO4固体 A.①②③⑤ B.③⑥ ‎ C.③ D.③⑤‎ ‎[解析] 若在稀氨水中加入NH4Cl固体,c(NH)增大,平衡逆向移动,c(OH-)减小,①不符合题意:硫酸中的H+与OH-反应。使c(OH-)减小。平衡正向移动,②不符合题意;当在稀氨水中加入NaOH固体后,c(OH-)增大,平衡逆向移动,③符合题意;若在稀氨水中加入水,平衡正向移动,但c(OH-)减小,④不符合题意;加热,平衡正向移动,c(OH-)增大。⑤不符合题意:加入少量MgSO4固体发生反应Mg2++2OH-===Mg(OH)2↓,溶液中c(OH-)减小,平衡正向移动,⑥不符合题意。‎ 萃取精华:‎ 判断强、弱电解质的方法 ‎1.电解质是否完全电离 在溶液中强电解质完全电离,弱电解质部分电离。据此可以判断HA是强酸还是弱酸,如:若测得0.1 mol/L的HA溶液的pH=1,则HA为强酸;若pH>1,则HA为弱酸。‎ ‎2.是否存在电离平衡 强电解质不存在电离平衡,弱电解质存在电离平衡,在一定条件下电离平衡会发生移动。‎ ‎(1)一定pH的HA溶液稀释前后pH的变化:‎ 将pH=3的HA溶液稀释100倍后,再测其pH,若pH=5,则为强酸,若pH<5,则为弱酸。‎ ‎(2)升高温度后pH的变化:若升高温度,溶液的pH明显减小,则是弱酸。因为弱酸存在电离平衡,升高温度时,电离程度增大,c(H+)增大。而强酸不存在电离平衡,升高温度时,只有水的电离程度增大,pH变化幅度小。‎ ‎3.酸根离子(或弱碱阳离子)是否能发生水解 强酸根离子不水解,弱酸根离子易发生水解,据此可以判断HA是强酸还是弱酸。可直接测定NaA溶液的pH:若pH=7,则HA是强酸;若pH>7,则HA是弱酸。‎ ‎6.(2019·四川乐山调研)‎ 常温下,向20 mL 0.01 mol·L-1 CH3COOH溶液中逐滴加入0.01 mol·L-1的NaOH溶液,溶液中水电离出的c(H+)随加入NaOH溶液的体积变化如图所示,下列说法不正确的是 ‎( B )‎ A.从a到c,醋酸的电离始终受到促进 B.b、d两点溶液的pH相同 C.c点所示溶液中c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+)‎ D.e点所示溶液中,c(Na+)=‎2c(CH3COO-)+‎2c(CH3COOH)‎ ‎[解析] 醋酸溶液中存在CH3COOHCH3COO-+H+,加入NaOH溶液,消耗H+,醋酸的电离平衡正向移动,所以从a到c,醋酸的电离始终受到促进,故A正确。a点溶质为CH3COOH,溶液显酸性;b点溶质为CH3COOH和CH3COONa,且二者物质的量相等;c点溶质为CH3COONa,溶液显碱性;d点溶质为CH3COONa和NaOH,溶液碱性强于c点,则a→d的过程中溶液碱性逐渐增强,故b、d两点pH不相同,故B错误。c点溶质为CH3COONa,由于CH3COO-水解,所以有c(Na+)>c(CH3COO-),溶液显碱性,c(OH-)>c(H+),水解是微弱的,c(CH3COO-)>c(OH-),则各离子浓度大小顺序为c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+),故C正确。e点溶质为CH3COONa和NaOH且二者物质的量相等,根据物料守恒可得c(Na+)=‎2c(CH3COO-)+‎2c(CH3COOH),故D正确。‎ ‎7.(2019·湖北荆州质检)氨是重要的工业原料,在农业、医药、国防和化工等领域有重要应用。‎ Ⅰ.(1)工业上用N2和H2在一定条件下合成氨,下列措施能使正反应速率增大,且使平衡混合物中NH3的体积分数一定增大的是__B__(填序号)。‎ A.降低反应温度 B.压缩反应混合物 C.充入N2 D.液化分离NH3‎ ‎(2)常温下向100 mL 0.2 mol·L-1的氨水中逐滴加入0.2 mol·L-1的盐酸,所得溶液的pH、溶液中NH和NH3·H2O物质的量分数与加入盐酸的体积的关系如图所示,根据图象回答下列问题。‎ ‎①表示NH3·H2O浓度变化的曲线是__A__(填“A”或“B”)。‎ ‎②NH3·H2O的电离常数为__1.8×10-5或10-4.74__(已知lg 1.8=0.26)。‎ ‎③当加入盐酸的体积为50 mL时,溶被中c(NH)-c(NH3·H2O)=__2×10-5-2×10-9__mol·L-1(用数字表示)。‎ Ⅱ.若液氨中也存在类似水的电离(H2O+H2OH3O++OH-),碳酸钠溶于液氨后也能发生完全电离和类似水解的氨解。‎ ‎(1)写出液氨的电离方程式: NH3+NH3NH+NH  。‎ ‎(2)写出碳酸钠溶于液氨后第一步氨解的离子方程式: CO+2NH3NH+NH4CO  。‎ ‎(3)写出碳酸钠的液氨溶液中各离子浓度的大小关系:__c(Na+)>c(CO)>c(NH)> c(NH4CO)>c(NH)__。‎ ‎[解析] Ⅰ.(1)降低反应温度,化学反应速率降低,故A错误;合成氨:N2+3H22NH3,压缩反应混合物,增大压强,化学反应速率加快,促使平衡向正反应方向移动,NH3的体积分数增大,故B正确;充入N2,正反应方向速率加快,总气体物质的量增大,氨气的体积分数减小,故C错误;分离出NH3,正反应速率减小,故D错误。‎ ‎(2)①根据题意,向NH3·H2O中滴加HCl,发生NH3·H2O+HCl===NH4Cl+H2O,NH3·H2O的浓度降低,根据图象分析知A曲线代表NH3·H2O浓度的变化;②电离常数Kb=,电离常数只受温度的影响,当pH=9.26时,c(NH)=c(NH3·H2O),Kb=10-4.74;③根据电荷守恒,c(NH)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-),根据物料守恒,c(NH)+c(NH3·H2O)=‎2c(Cl-),推出c(NH)-c(NH3·H2O)=‎2c(OH-)-‎2c(H+)=2(10-5-10-9) mol·L-1。‎ Ⅱ.(1)液氨电离与水的电离类似,因此液氨的电离方程式为NH3+NH3NH+NH;(2)根据盐类水解的定义,即第一步氨解的离子方程式为CO+2NH3NH+NH4CO;(3)氨解中存在CO+2NH3NH+NH4CO,NH3+NH3NH+NH,氨解的程度微弱,因此,离子浓度大小顺序是:c(Na+)>c(CO)>c(NH)>c(NH4CO)>c(NH)。‎ 考点二 电离平衡常数 ‎1.表达式 ‎(1)对于一元弱酸HA:HAH++A-,平衡常数 Ka=   。‎ ‎(2)对于一元弱碱BOH:BOHB++OH-,平衡常数 Kb=   。‎ ‎2.特点 ‎(1)电离平衡常数(也叫电离常数)只与温度有关,升高温度,K值__增大__。‎ ‎(2)多元弱酸的各级电离平衡常数的大小关系是第一步__≫__第二步__≫__第三步……,故其酸性取决于第__一__步电离。‎ ‎3.意义:‎ 相同条件下,K值越大,表示该弱电解质__越易__电离,所对应的酸性或碱性相对__越强__。‎ ‎4.(1)填写下表 弱电解质 电离方程式 电离常数 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”),判断的依据:__相同条件下,电离常数越大,电离程度越大,c(H+)越大,酸性越强,k(CH3COOH)>k(HClO)__。‎ ‎(3)磷酸是三元中强酸 ‎①磷酸的电离方程式是 H3PO4H++H2PO,H2POH++HPO,HPOH++PO  。‎ ‎②电离平衡常数表达式是:Ka1=   ,Ka2=   ,Ka3=   。‎ ‎③比较大小:Ka1__>__Ka2__>__Ka3。‎ ‎5.电离平衡常数的4大应用 ‎(1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱,电离平衡常数越大,酸性(或碱性)越强。‎ ‎(2)判断盐溶液的酸性(或碱性)的强弱,电离平衡常数越大,对应的盐水解程度越小,酸性(或碱性)越弱。‎ ‎(3)判断复分解反应能否发生,一般符合“强酸制弱酸”规律。‎ ‎(4)判断微粒浓度比值的变化。‎ 弱电解质加水稀释时,能促进弱电解质的电离,溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化,但电离常数不变,考题中经常利用电离常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。‎ 如0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液加水稀释,==,加水稀释,c(H+)减小,Ka值不变,则增大。‎ ‎6.有关电离平衡常数的计算(以弱酸HX为例)‎ ‎(1)已知c(HX)和c(H+),求电离平衡常数。‎ ‎     HX    H+ + X-‎ 起始: c(HX) 0 0‎ 平衡: c(HX)-c(H+) c(H+) c(H+)‎ 则:K== 由于弱酸只有极少一部分电离,c(H+)的数值很小,可做近似处理:c(HX)-c(H+)≈c(HX)。‎ 则K=,代入数值求解即可。‎ ‎(2)已知c(HX)和电离平衡常数,求c(H+)。‎ ‎      HX    H+ + X-‎ 起始: c(HX) 0 0‎ 平衡: c(HX)-c(H+) c(H+) c(H+)‎ 则K== 由于c(H+)的数值很小,可做近似处理:c(HX)-c(H+)≈c(HX),则c(H+)=,代入数值求解即可。‎ 特别提醒:‎ ‎(1)电离平衡常数与化学平衡常数一样,只与温度有关,与其他条件无关。‎ ‎(2)依据电离平衡常数除了可以比较弱电解质的电离能力外,还能判断电离平衡的移动方向。‎ ‎(3)在运用电离平衡常数表达式进行计算时,浓度必须是平衡时的浓度。‎ ‎1.判断正误,正确的画“√”,错误的画“×”。‎ ‎(1)在一定温度下,不同浓度的同一弱电解质,其电离平衡常数一定相同( √ )‎ ‎(2)电离平衡常数越小,表示弱电解质的电离能力越弱( √ )‎ ‎(3)电离平衡右移,电离平衡常数一定增大( × )‎ ‎(4)温度不变,向NH3·H2O溶液中加入NH4Cl,平衡左移,电离平衡常数减小( × )‎ ‎(5)电离常数大的酸溶液中的c(H+)一定比电离常数小的酸溶液中的c(H+)大( × )‎ ‎(6)H2CO3的电离常数表达式:Ka=( × )‎ ‎(7)要增大某种弱电解质的电离平衡常数,只能采取升高温度的方法( √ )‎ ‎(8)对于CH3COOHCH3COO-+H+,在一定温度下,加入盐酸平衡左移,电离平衡常数减小( × )‎ ‎(9)对于NH3·H2ONH+OH-,K=,表达式中的NH一定是氨水电离提供的( × )‎ ‎(10)多元弱酸各步电离平衡常数相互关系为K1H2CO3>HCN>HCO。A项,H2CO3的酸性强于HCN,H2CO3和CN-能够反应生成HCO和HCN,在溶液中不能大量共存,故A错误;B项,CH3COOH的酸性强于H2CO3、HCN,CH3COOH能够与HCO、CN-、CO反应,在溶液中不能大量共存,故B错误;C项,HCN的酸性强于HCO,HCN与CO反应生成HCO,在溶液中不能大量共存,故C错误;D项,HCN、HCO、CH3COO-、CN-之间不反应,在溶液中能够大量共存。故D正确。‎ ‎3.(2019·宿州模拟)硼酸(H3BO3)溶液中存在如下反应:H3BO3(aq)+H2O(l)[B(OH)4]-(aq)+H+(aq)。下列说法正确的是( D )‎ 化学式 电离常数(‎25 ℃‎)‎ H3BO3‎ K=5.7×10-10‎ H2CO3‎ K1=4.4×10-7‎ K2=4.7×10-11‎ CH3COOH K=1.75×10-5‎ A.将一滴碳酸钠溶液滴入硼酸溶液中一定能观察到有气泡产生 B.将一滴醋酸溶液滴入碳酸钠溶液中一定能观察到有气泡产生 C.等物质的量浓度的碳酸溶液和硼酸溶液比较,pH:前者>后者 D.等物质的量浓度的碳酸钠溶液和醋酸钠溶液比较,pH:前者>后者 ‎[解析] 由电离常数可知酸性:CH3COOH>H2CO3>H3BO3>HCO。则A项中生成HCO,B项中CH3COOH少量,也只生成HCO,C项中碳酸pH小,D项中,CH3COO-水解程度小于CO的水解程度,醋酸钠溶液pH较小。故选D。‎ ‎4.(2019·成都第七中学模拟)已知:下表为‎25 ℃‎时某些弱酸的电离平衡常数。‎ CH3COOH HClO H2CO3‎ Ka=1.8×10-5‎ Ka=3.0×10-8‎ Ka1=4.4×10-7‎ Ka2=4.7×10-11‎ 如图表示常温下,稀释CH3COOH、HClO两种酸的稀溶液时,溶液pH随加水量的变化。下列说法不正确的是( A )‎ A.图中c(H+)∶c(R-)的值:a点>c点(HR代表CH3COOH或HClO)‎ B.pH相同的四种溶液浓度关系:c(CH3COONa)>‎ c(NaHCO3)>c(NaClO)>c(Na2CO3)‎ C.图中a点酸的总浓度小于b点酸的总浓度 D.浓度均为0.1 mol·L-1的CH3COONa和NaClO的混合溶液中:c(OH-)=0.1 mol·L-1-c(ClO-)+c(H+)+c(CH3COOH)‎ ‎[解析] 溶液中存在电荷守恒,即c(H+)=c(R-)+c(OH-),故c(H+):c(R-)=c(H+)∶[c(H+)-c(OH-)]=1∶[1-],从a点到c点,c(H+)减小,c(OH-)增大,故1∶[1-]增大,即c(H+)∶c(R-)的值:a点H2CO3>HClO>HCO,故水解程度:CH3COONac(NaHCO3)>c(NaClO)>c(Na2CO3),B项正确;Ⅰ为CH3COOH,Ⅱ为HClO,两种酸开始时的pH相等,故较弱的酸浓度大,即HClO浓度大,故a点酸的总浓度小于b点酸的总浓度,C项正确;溶液中存在电荷守恒,即c(Na+)+c(H+)=c(ClO-)+c(CH3COO-)+c(OH-)=0.2 mol·L-1+c(H+),由物料守恒c(CH3COO-)+c(CH3COOH)=0.1 mol·L-1,结合两式可得c(OH-)=0.1 mol·L-1-c(ClO-)+c(H+)+c(CH3COOH),D项正确。‎ 萃取精华:‎ 电离平衡常数的应用 ‎(1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱,电离平衡常数越大,酸性(或碱性)越强。‎ ‎(2)判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱,电离平衡常数越大,对应的盐水解程度越小,碱性(或酸性)越弱。‎ ‎(3)判断复分解反应能否发生,一般符合“强酸制弱酸”规律。‎ ‎(4)判断微粒浓度比值的变化 弱电解质加水稀释时,能促进弱电解质的电离,溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化,但电离平衡常数不变,题中经常利用电离平衡常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。如:0.1 mol/L CH3COOH溶液中加水稀释,==,酸溶液加水稀释,c(H+)减小,K值不变,则增大。‎ ‎5.(2019·湖北仙桃高三检测)已知室温时,0.1 mol·L-1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离,下列叙述错误的是( B )‎ A.该溶液的pH=4‎ B.升高温度,溶液的pH增大 C.此酸的电离平衡常数约为1×10-7 ‎ D.由HA电离出的c(H+)约为水电离出的c(H+)的106倍 ‎[解析] 根据HA在水中的电离度可算出c(H+)=0.1×0.1%mol·L-1=10-4 mol·L-1,所以pH=4,A正确;因HA在水中有电离平衡,升高温度促进平衡向电离的方向移动,所以c(H+)将增大,pH值会减小,B错误。C选项可由平衡常数表达式算出K==1×10-7,所以C正确。c(H+)=10-4 mol·L-1 ,所以c(H+,水电离)=10-10 mol·L-1,前者是后者的106倍,D正确。‎ ‎6.(2019·河北石家庄模拟)已知‎25 ℃‎时某一元酸HA的电离平衡常数Ka=1×10-4,则对于此温度下1 mol·L-1的HA溶液,下列说法中不正确的是( B )‎ A.该酸的电离度为0.01‎ B.该溶液的pH=4‎ C.c(HA)+c(A-)=1 mol·L-1‎ D.保持温度不变,向该酸溶液中加入少量水,‎ c(A-)/c(HA)增大 ‎[解析] HA的电离平衡常数为K=[c(A-)·c(H+)]/c(HA),代入数据计算可得c(H+)=0.01 mol·L-1,该酸的电离度=0.01/1=0.01,溶液的pH为2,A项正确.B项错误;由原子守恒可知C项正确;保持温度不变,向该酸溶液中加入少量水,c(H+)减小,Ka不变,c(A-)/c(HA)增大,D项正确。‎ ‎7.(1)(2019·洛阳模拟)分析下表,下列选项错误的是( C )‎ 弱酸 CH3COOH HCN H2CO3‎ 电离常数(‎25 ℃‎)‎ ‎1.8×10-5‎ ‎4.9×10-10‎ Ka1=4.3×10-7‎ Ka2=5.6×10-11‎ A.CH3COO-、HCO、CN-在溶液中可以大量共存 B.向食醋中加入水可使CH3COOH的电离平衡向电离方向移动 C.相同物质的量浓度的Na2CO3和NaCN溶液,后者pH较大 D.pH=a的上述3种酸溶液,加水后溶液的pH仍相同,则醋酸中加入水的体积最小 ‎(2)在‎25 ℃‎下,将a mol·L-1的氨水与0.01 mol·L-1的盐酸等体积混合,反应平衡时溶液中c(NH)=c(Cl-),则溶液显__中__性(填“酸”“碱”或“中”);用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb= mol·L-1  。‎ ‎[解析] (1)根据电离常数可知HCO和CH3COO-、HCO和CN-均不发生反应,A正确;向食醋中加入水,CH3COOH的电离平衡正向移动,B正确;由于电离常数HCN>HCO,根据“越弱越易水解”可知C错误;pH相同的CH3COOH、HCN、H2CO3 3种酸溶液,加入相同体积的水,CH3COOH溶液pH变化最大,则pH变化相同的情况下,CH3COOH溶液中加入水的体积最小,D正确。‎ ‎(2)由溶液的电荷守恒可得:c(H+)+c(NH)=c(Cl-)+c(OH-),已知c(NH)=c(Cl-),则有c(H+)=c(OH-),溶液显中性;电离常数只与温度有关,则此时NH3·H2O的 电离常数Kb==‎ =mol·L-1。‎ 萃取精华:‎ ‎1.电离常数应用的解题思路 ‎2.根据电离常数计算的解题思路 ‎3.Kh、Ka(Kb)、KW之间的关系 ‎(1)一元弱酸一元强碱盐:Kh=。‎ ‎(2)一元强酸一元弱碱盐:Kh=。‎ ‎(3)一元弱酸一元弱碱盐。如醋酸铵:Kh=。‎ ‎(4)Ka(或Kb)、KW的定量关系为Ka·Kh=KW或Kb·Kh=KW。‎ ‎[注:Kh为弱酸根离子或弱碱阳离子的水解平衡常数。以上各平衡常数都只与温度有关。]‎ 考点三 一元强酸(碱)和一元弱酸(碱)的比较 ‎1.相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较:‎ 比较项目酸 c(H+)‎ pH 中和碱 的能力 与活泼金属 产生H2的量 开始与金属 反应的速率 一元强酸 ‎__大__‎ ‎__小__‎ ‎__相同__‎ ‎__相同__‎ ‎__大__‎ 一元弱酸 ‎__小__‎ ‎__大__‎ ‎__小__‎ ‎2.相同pH、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较:‎ 比较项目酸 c(H+)‎ c(酸)‎ 中和碱 的能力 与活泼金属 产生H2的量 开始与金属 反应的速率 一元强酸 ‎__相同__‎ ‎__小__‎ ‎__小__‎ ‎__少__‎ ‎__相同__‎ 一元弱酸 ‎__大__‎ ‎__大__‎ ‎__多__‎ ‎(注:一元强碱与一元弱碱的比较规律与以上类似。)‎ ‎3.强酸与弱酸、强碱与弱碱稀释时的pH变化图象:‎ 图中,a、b为pH相等的NaOH溶液和氨水,c、d为pH相等的盐酸和醋酸。对于该图象,要深刻理解以下4点:‎ ‎(1)对于pH=y的强酸溶液稀释时,体积每增大10n倍,pH就增大n个单位,即pH=y+n;对于pH=y的弱酸溶液来说,体积每增大10n倍,pH增大不足n个单位,即pHx-n;‎ 无论怎样稀释,碱溶液的pH不能等于或小于7,只能趋近于7。‎ ‎(3)加水稀释相同倍数后的pH大小;氨水>NaOH溶液,盐酸>醋酸。‎ ‎(4)稀释后的pH仍然相等,则加水量的多少:氨水>NaOH溶液,醋酸>盐酸。‎ ‎4.判断弱酸的三种方法 方法一:根据弱酸的定义判断,弱酸在水溶液中不能完全电离,如测0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液的pH>1。‎ 方法二;根据弱酸在水溶液中存在电离平衡判断,条件改变,平衡发生移动,如pH=1的CH3COOH加水稀释10倍后,17。‎ ‎1.判断正误,正确的画“√”,错误的画“×”。‎ ‎(1)pH=12的氨水溶液,稀释10倍后pH=11( × )‎ ‎(2)等浓度的醋酸和盐酸与Zn反应时生成H2的速率:醋酸>盐酸( × )‎ ‎(3)中和等体积等pH的盐酸和醋酸所用的NaOH的物质的量:醋酸>盐酸( √ )‎ ‎(4)升高温度,CH3COOH的电离程度增大( √ )‎ ‎(5)CH3COOH的中和热大于HCl的中和热( × )‎ ‎(6)(2017·全国Ⅱ,‎10C)用乙酸浸泡水壶中的水垢,可将其清除,说明乙酸的酸性小于碳酸的酸性( × )‎ ‎(7)(2016·全国Ⅲ,‎13A)向0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液中加入少量水,溶液中减小( × )‎ ‎(8)(2016·全国Ⅲ,‎13C)向盐酸中加入氨水至中性,溶液中>1( × )‎ ‎(9)(2015·重庆,‎3A)稀醋酸中加入少量醋酸钠能增大醋酸的电离程度( × )‎ ‎(10)(2015·重庆,3B)‎25 ℃‎时,等体积等浓度的硝酸与氨水混合后,溶液的pH=7( × )‎ ‎(11)(2015·重庆,‎3C)‎25 ℃‎时,0.1 mol·L-1的硫化氢溶液比等浓度的硫化钠溶液的导电能力弱( √ )‎ ‎2.(2019·新题预测)下列曲线中,可以描述乙酸(甲,Ka=1.8×10-5)和一氯乙酸(乙,Ka=1.4×10-3)在水中的电离度与浓度关系的是( B )‎ ‎[解析] 本题考查弱电解质的电离和图象分析能力。电离常数一氯乙酸大于乙酸,故一氯乙酸的酸性比乙酸的酸性强,即同温、同浓度时,一氯乙酸的电离度大于乙酸,随着浓度增大,电离程度均减小,B项符合题意。‎ ‎3.问题思考:‎ 改变下列条件,请写出下列曲线哪条代表盐酸的变化曲线。‎ 提示:①④⑤‎ ‎1.(2019·成都模拟)某温度下,pH=11的氨水和NaOH溶液分别加水稀释100倍,溶液的pH随溶液体积变化的曲线如图所示。据图判断错误的是( C )‎ A.a的数值一定大于9‎ B.Ⅱ为氨水稀释时溶液的pH变化曲线 C.稀释后氨水中水的电离程度比NaOH溶液中水的电离程度大 D.完全中和相同体积的两溶液时,消耗相同浓度的稀硫酸的体积V(NaOH)9,A正确;稀释后氨水电离出的c(OH-)大于NaOH电离出的c(OH-),因此氨水中水的电离程度小于NaOH溶液中水的电离程度,C错误;pH=11的氨水和NaOH溶液,NH3·H2O的物质的量浓度大于NaOH的物质的量浓度,因此中和相同体积的两溶液时,消耗相同浓度的稀硫酸的体积V(NaOH)n C.取等体积的两种酸溶液分别与足量的锌粒反应,生成氢气的体积醋酸大于盐酸 D.取等体积的两种酸溶液分别与NaOH反应,消耗NaOH的物质的量醋酸大于盐酸 ‎[解析] pH相同,即c(H+)相同,在与锌粒反应时,开始的反应速率应该相同,A项错;由于醋酸在稀释时会继续电离,稀释相同的倍数时pH增大的程度小于盐酸,若稀释后pH仍相同,则醋酸的体积要大于盐酸,即m>n,B项正确;等体积的两种酸分别与足量锌反应,醋酸生成的氢气体积大于盐酸,C项正确;等体积的两种酸分别与NaOH反应,消耗NaOH的量醋酸大于盐酸,D项正确。‎ ‎3.(2019·山西太原八校联考)常温下,有关下列两种溶液的说法不正确的是( B )‎ 序号 ‎①‎ ‎②‎ pH ‎12‎ ‎12‎ 溶液 氨水 氢氧化钠溶液 A.①、②两种溶液中c(OH-)相等 B.①溶液中溶质的物质的量浓度为0.01 mol·L-1‎ C.①、②两溶液分别加水稀释至原溶液体积的10倍,稀释后溶液的pH:①>②‎ D.等体积的①、②两溶液分别与0.01 mol·L-1的盐酸完全反应,消耗盐酸的体积:①>②‎ ‎[解析] A项,两溶液pH相等,则c(H+)相等,根据常温下KW=c(H+)·c(OH-)为定值,可得①、②两溶液中c(OH-)相等,正确;B项,常温下,pH=12的溶液中c(OH-)=0.01 mol·L-1,但NH3·H2O为弱电解质,在水溶液中部分电离,①溶液中NH3·H2O的物质的量浓度大于0.01 mol·L-1,错误;C项,①、②两溶液分别加水稀释至原溶液体积的10倍后,溶液②的pH=11,NH3·H2O为弱酸,加水稀释可促进其电离,溶液①的pH范围为11n(NaOH),所以消耗盐酸的体积:①>②‎ ‎,正确。‎ ‎4. (2015·全国Ⅰ) 浓度均为0.10 mol·L-1、体积均为V0的MOH和ROH溶液,分别加水稀释至体积V,pH随lg的变化如图所示。下列叙述错误的是( D )‎ A.MOH的碱性强于ROH的碱性 B.ROH的电离程度:b点大于a点 C.若两溶液无限稀释,则它们的c(OH-)相等 D.当lg=2时,若两溶液同时升高温度,则增大 ‎[解析] 根据题图信息可判断MOH是强碱,而ROH为弱碱,A项正确;B项,ROH是弱碱,加水稀释时,电离程度增大,正确;C项,若两溶液无限稀释,pH最终无限接近7,它们的c(OH-)相等,正确;D项,当lg=2时,两溶液同时升温,由于ROH是弱碱,c(R+)增大,c(M+)不变,则减小,错误。‎ ‎5.pH=1的两种酸溶液A、B各1 mL,分别加水稀释到1 000 mL,其pH与溶液体积的关系如图所示,下列说法不正确的是( D )‎ ‎①若a<4,则A、B都是弱酸 ‎②稀释后,A酸溶液的酸性比B酸溶液强 ‎③若a=4,则A是强酸,B是弱酸 ‎④A、B两种酸溶液的物质的量浓度一定相等 A.①④   B.②③  ‎ C.①③   D.②④‎ ‎[解析] pH=1的酸,加水稀释到1 000倍,若pH=4则为强酸。若a<4,则A、B 都是弱酸,①正确;根据图象可知,稀释后A溶液的pH大于B溶液的pH,pH越大氢离子浓度越小,则A酸溶液的酸性比B酸溶液弱,②不正确;由图可知,若a=4,A完全电离,则A是强酸,稀释过程中B的pH变化小,则B为弱酸,③正确;因A、B酸性强弱不同,当溶液中c(H+)相同时,A、B两种酸溶液的物质的量浓度不相等,④错误。答案选D。‎ ‎6.(2019·江西鹰潭检测)按要求填空:‎ ‎(1)将等质量的Zn粉分别投入a.10 mL 0.1 mol·L-1 HCl溶液和b.10 mL 0.1 mol·L-1醋酸溶液中:‎ ‎①若Zn不足量,则Zn粉完全反应所需的时间:a__<__(填“>”“<”或“=”)b;‎ ‎②若Zn过量,产生H2的量:a__=__(填“>”“<”或“=”)b。‎ ‎(2)将等质量Zn粉分别投入pH都为1、体积均为10 mL的a.盐酸和b.醋酸溶液中:‎ ‎①若Zn均不足量,则Zn粉完全反应所需的时间:a__>__(填“>”“<”或“=”)b;‎ ‎②若Zn均过量,产生H2的量:a__<__(填“>”“<”或“=”)b。‎ ‎[解析] (1)物质的量浓度相等的盐酸和醋酸,醋酸中氢离子浓度小于盐酸,①若Zn不足量,酸有剩余,相同浓度的醋酸和盐酸中,盐酸中氢离子浓度大于醋酸,所以盐酸反应速率大于醋酸,则反应时间盐酸小于醋酸。②若Zn过量,产生H2的量与酸的物质的量成正比,醋酸和盐酸都是一元酸,且体积、浓度相等,则其物质的量相等,所以生成氢气的物质的量相等。‎ ‎(2)pH相等的醋酸和盐酸,醋酸浓度大于盐酸,①若Zn均不足量,酸过量,反应过程中,醋酸中氢离子浓度大于盐酸,所以醋酸反应速率大于盐酸,则反应时间醋酸小于盐酸。②若Zn均过量,酸不足,产生H2的量与酸的物质的量成正比,pH相等、体积相等的醋酸和盐酸,醋酸的物质的量大于盐酸中HCl物质的量,所以醋酸产生氢气物质的量大于盐酸。‎ ‎7.(2019·经典习题选萃)为了证明一水合氨(NH3·H2O)是弱电解质,甲、乙、丙三人分别选用下列试剂进行实验:0.010 mol·L-1氨水、0.1 mol·L-1NH4Cl溶液、NH4Cl晶体、酚酞试液、pH试纸、蒸馏水。‎ ‎(1)甲用pH试纸测出0.010 mol·L-1氨水常温下的pH为10,则认定一水合氨是弱电解质,你认为这一方法是否正确?__正确__(填“正确”或“不正确”),并说明理由__若是强电解质,则0.010_mol·L-1氨水中c(OH-)应为0.01_mol·L-1,pH=12__。‎ ‎(2)乙取出10 mL 0.010 mol·L-1氨水,用pH试纸测其pH=a,然后用蒸馏水稀释至1 000 mL,再用pH试纸测其pH=b,若要确认NH3·H2O是弱电解质,则a、b值应满足什么关系?__a-2a-2。‎ ‎(3)在NH3·H2ONH+OH-的平衡体系中加入NH4Cl,增大了c(NH),使以上平衡逆向移动,c(OH-)降低,碱性减弱。‎ ‎(4)证明某物质为弱电解质的常用方法有:①证明未完全电离,②证明电离平衡的存在,③证明对应的盐可以水解,故还可以通过测NH4Cl溶液的pH证明NH可以水解,而确定NH3·H2O为弱电解质。‎ 萃取精华:‎ 一元强酸(碱)和一元弱酸(碱)稀释时的pH变化图象 等pH的一元强碱和一元弱碱 等pH的一元强酸和一元弱酸 等浓度的一元强碱和一元弱碱 等浓度的一元强酸和一元弱酸 变化 图象 a、b意义 a代表强酸或强碱;b代表弱酸或弱碱 图象特点 稀释相同倍数时,强酸、强碱pH变化程度大;无限稀释都只能无限趋近于7,但酸要小于7,碱要大于7‎ 要点速记:‎ ‎1.判断强弱电解质的核心依据:‎ 电解质在水溶液中的电离程度,若不完全电离则为弱电解质。‎ ‎2.电离平衡的两个特征:‎ v(电离)=v(结合)≠0;分子、离子浓度保持不变。‎ ‎3.高考必考的影响电离平衡的三因素:‎ ‎(1)升高温度:电离平衡右移。‎ ‎(2)稀释:电离平衡右移。‎ ‎(3)同离子效应:电离平衡左移。‎ ‎4.电离平衡常数:‎ 电离常数表达式:K=。‎ ‎(1)影响因素:弱电解质的性质、温度。‎ ‎(2)应用:判断弱电解质的强弱、盐类水解程度。‎ ‎(3)计算。‎ ‎①已知c(HX)和c(H+)求K。‎ ‎②已知K求c(H+)。‎ ‎5.知识体系
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