2019届一轮复习人教版弱电解质的电离学案

2019届一轮复习人教版弱电解质的电离学案

第1讲　弱电解质的电离 ‎【2019·备考】‎ 最新考纲：1.了解电解质的概念；了解强电解质和弱电解质的概念。2.理解弱电解质在水溶液中的电离平衡。3.了解电离平衡常数。能利用电离平衡常数进行相关计算。‎ 考点一　弱电解质的电离 ‎(频数：★★☆　难度：★★☆)‎ ‎1．弱电解质 ‎(1)概念 ‎(2)与化合物类型的关系 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。‎ ‎2．弱电解质的电离平衡 ‎(1)电离平衡的建立 在一定条件(如温度、浓度等)下，当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时，电离过程就达到平衡。平衡建立过程如图所示：‎ ‎(2)电离平衡的特征 ‎(3)外界条件对电离平衡的影响 ‎①温度：温度升高，电离平衡向右移动，电离程度增大。‎ ‎②浓度：稀释溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大。‎ ‎③同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向左移动，电离程度减小。‎ ‎④加入能反应的物质：电离平衡向右移动，电离程度增大。‎ 电离平衡“三提醒”‎ ‎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。‎ ‎1．教材基础知识判断 ‎(1)强电解质溶液中不存在溶质分子，弱电解质溶液中存在溶质分子(　　)‎ ‎(2)氨气溶于水，当NH3·H2O电离出的c(OH－)＝c(NH)时，表明NH3·H2O电离处于平衡状态(　　)‎ ‎(3)室温下，由0.1 mol·L－1一元碱BOH的pH＝10，可知溶液中存在BOH===B＋＋OH－(　　)‎ ‎(4)电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小，离子浓度一定增大(　　)‎ ‎(5)稀释弱电解质溶液时，所有粒子浓度都一定会减小(　　)‎ 答案　(1)√　(2)×　(3)×　(4)×　(5)×‎ ‎2．教材知识拓展 ‎(1)分别画出冰醋酸和0.1 mol·L－1的醋酸加水稀释时导电能力的变化图。‎ 答案　‎ ‎(2)以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOHCH3COO－＋H＋　ΔH＞0的影响。‎ 实例(稀溶液)‎ CH3COOHH＋＋CH3COO－　ΔH＞0‎ 改变条件 平衡移动方向 n(H＋)‎ c(H＋)‎ 导电能力 Ka 加水稀释 ‎→‎ 加入少量 冰醋酸 ‎→‎ 通入HCl(g)‎ ‎←‎ 加NaOH(s)‎ ‎→‎ 加入镁粉 ‎→‎ 升高温度 ‎→‎ 加 CH3COONa(s)‎ ‎←‎ 减小 减小 增强 不变 答案　增大　减小　减弱　不变　增大　增大　增强　不变　增大　增大　增强　不变　减小　减小　增强　不变　减小　减小　增强　不变　增大　增大　增强　增大 ‎3．(溯源题)(2015·课标全国Ⅰ，13)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，判断下列说法是否正确：‎ ‎(1)MOH的碱性强于ROH的碱性(　　)‎ ‎(2)ROH的电离程度：b点大于a点(　　)‎ ‎(3)若两溶液无限稀释，则它们的c(OH－)相等(　　)‎ ‎(4)当lg＝2时，若两溶液同时升高温度，则c(M＋)/c(R＋)增大(　　)‎ 答案　(1)√　(2)√　(3)√　(4)×‎ 探源：本考题源于教材LK选修4 P81“交流·研讨”及其拓展，对弱电解质电离的影响因素(加水稀释)进行了考查。‎ 题组一　弱电解质及其电离平衡特点 ‎1．下列有关电离平衡的叙述正确的是(　　)‎ A．电离平衡是相对的、暂时的，外界条件改变时，平衡就可能发生移动 B．电离平衡时，由于分子和离子的浓度不断发生变化，所以说电离平衡是动态平衡 C．电解质在溶液里达到电离平衡时，分子的浓度和离子的浓度相等 D．电解质达到电离平衡后，各种离子的浓度相等 解析　电离平衡是化学平衡的一种，平衡时，电离过程和离子结合成分子的过程仍在进行，分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等，各分子和离子的浓度不再变化，与分子和离子浓度是否相等没有关系，所以只有A正确。‎ 答案　A ‎2．下列事实中，能说明MOH是弱碱的有(　　)‎ ‎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　①0.1 mol·L－1 MOH溶液可以使酚酞试液变红，说明MOH能电离出氢氧根离子，而不能说明MOH的电离程度，所以不能证明MOH是弱碱；②0.1 mol·L－1 MCl溶液呈酸性，说明MCl为强酸弱碱盐，则MOH为弱碱；③溶液的导电能力与离子浓度和离子所带的电荷数有关，0.1 mol·L－1 MOH溶液的导电能力比0.1 mol·L－1 NaOH溶液的弱，说明MOH溶液中离子浓度比NaOH溶液中离子浓度小，MOH部分电离，为弱碱；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，无论是强碱还是弱碱，都能恰好完全反应。‎ 答案　B 题组二　外界条件对电离平衡移动的影响 ‎3．0.1 mol/L的氨水10 mL，加蒸馏水稀释到‎1 L后，下列变化中正确的是(　　)‎ ‎①NH3·H2O电离程度增大　②c(NH3·H2O)增大 ‎③NH数目增多　④c(OH－)增大　⑤溶液导电能力增强　⑥增大 A．①②③ B．①③⑤‎ C．①③⑥ D．②④⑥‎ 解析　氨水加水稀释，电离程度增大，则c(NH3·H2O)减小，NH数目增多，①对、②错、③对；溶液中c(OH－)减小，④错；溶液稀释时c(NH)、c(OH－)均减小，溶液导电能力减弱，⑤错；根据Kb＝，则＝，由于温度不变，Kb不变，而c(OH－)减小，则增大，⑥正确。综上，应选C。‎ 答案　C ‎4．稀氨水中存在着下列平衡：NH3·H2ONH＋OH－‎ ‎，若要使平衡向逆反应方向移动，同时使c(OH－)增大，应加入的物质或采取的措施是(　　)‎ ‎①NH4Cl固体　②硫酸　③NaOH固体　④水　⑤加热 ‎⑥加入少量MgSO4固体 A．①②③⑤ B．③⑥ ‎ C．③ D．③⑤‎ 解析　若在氨水中加入NH4Cl固体，c(NH)增大，平衡向逆反应方向移动，c(OH－)减小，①不合题意；硫酸中的H＋与OH－反应，使c(OH－)减小，平衡向正反应方向移动，②不合题意；当在氨水中加入NaOH固体后，c(OH－)增大，平衡向逆反应方向移动，③符合题意；若在氨水中加入水，稀释溶液，平衡向正反应方向移动，但c(OH－)减小；④不合题意；电离属吸热过程，加热平衡向正反应方向移动，c(OH－)增大，⑤不合题意；加入少量MgSO4固体发生反应Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓，溶液中c(OH－)减小，⑥不合题意。‎ 答案　C ‎【反思归纳】‎ 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时，应采用化学平衡常数定量分析。‎ 考点二　电离平衡常数 ‎(频数：★★★　难度：★☆☆)‎ ‎1．表达式 ‎(1)一元弱酸HA的电离常数：根据HAH＋＋A－，可表示为Ka＝。‎ ‎(2)一元弱碱BOH的电离常数：根据BOHB＋＋OH－，可表示为Kb＝‎ 。‎ ‎2．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。‎ ‎3．特点 电离常数只与温度有关，与电解质的浓度、酸碱性无关，由于电离过程是吸热的，故温度升高，K增大。多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是K1≫K2……，所以其酸性主要决定于第一步电离。‎ ‎4．影响因素 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：‎ 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＋)：‎ 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。‎ ‎1．(RJ选修4·P444改编)已知‎25 ℃‎下，醋酸溶液中存在下述关系：‎ ＝1.69×10－5‎ 其中的数值是该温度下醋酸的电离平衡常数。‎ 试回答下述问题：‎ ‎(1)向上述溶液中加入一定量的NaOH溶液，上述数值将________(填“增大”“减小”或“不变”)。‎ ‎(2)若醋酸的起始浓度为0.001 0 mol/L，平衡时氢离子浓度c(H＋)是________________[提示：醋酸的电离常数很小，平衡时的c(CH3COOH)可近似视为仍等于0.001 0 mol/L]。‎ 答案　(1)不变　(2)1.3×10－4 mol/L ‎2．[2016·课标全国Ⅱ，26(4)]联氨为二元弱碱，在水中的电离方式与氨相似。联氨第一步电离反应的平衡常数值为________(已知：N2H4＋H＋N2H的K＝8.7×107；Kw＝1.0×10－14)。联氨与硫酸形成的酸式盐的化学式为________。‎ 答案　8.7×10－7　N2H6(HSO4)2‎ 探源：本题源于RJ选修4 P42“科学视野”及其拓展，对电离平衡常数的求算进行了考查。‎ 题组一　电离平衡常数的理解和应用 ‎1．液态化合物AB会发生微弱的自身电离，电离方程式为ABA＋＋B－，在不同温度下其平衡常数为K(‎25 ℃‎)＝1.0×10－14，K(‎35 ℃‎)＝2.1×10－14。则下列叙述正确的是(　　)‎ A．c(A＋)随温度的升高而降低 B．‎35 ℃‎时，c(A＋)＞c(B－)‎ C．AB的电离程度：α(‎25 ℃‎)＞α(‎35 ℃‎)‎ D．AB的电离是吸热过程 解析　由于K(‎25 ℃‎)＜K(‎35 ℃‎)，故c(A＋)随温度的升高而增大，A错；由电离方程式可知，在任何温度下，都存在c(A＋)＝c(B－)，B错；由‎25 ℃‎和‎35 ℃‎时的平衡常数可知，温度越高，电离程度越大，C错；由于K(‎25 ℃‎)＜K(‎‎35 ℃‎ ‎)，因此AB的电离是吸热过程，D正确。‎ 答案　D ‎2．下表是在相同温度下三种酸的一些数据，下列判断正确的是(　　)‎ 酸 HX HY HZ 浓度/(mol·L－1)‎ ‎0.12‎ ‎0.2‎ ‎0.9‎ ‎1‎ ‎1‎ 电离度 ‎0.25‎ ‎0.2‎ ‎0.1‎ ‎0.3‎ ‎0.5‎ 电离常数 Ka1‎ Ka2‎ Ka3‎ Ka4‎ Ka5‎ A.在相同温度，从HX的数据可以说明：弱电解质溶液，浓度降低，电离度越大，且Ka1＞Ka2＞Ka3＝0.01‎ B．室温时，若在NaZ溶液中加水，则变小，若加少量盐酸，则变大 C．含等物质的量的NaX、NaY和NaZ的混合溶液：c(Z－)＜c(Y－)＜c(X－)‎ D．在相同温度下，Ka5＞Ka4＞Ka3‎ 解析　相同温度下电离度随溶液浓度的增大而减小，结合表中数据判断，当HX的浓度为1 mol·L－1时，HX的电离度小于0.1，故三种酸的酸性强弱顺序为：HZ＞HY＞HX，D项正确；电离常数只与温度有关，温度相同，Ka1＝Ka2＝Ka3，A项错误；依据Z－＋H2OHZ＋OH－可知，是Z－水解平衡常数的倒数，其只随温度的变化而变化，B项错误；依据“越弱越水解”可知，NaX的水解程度最大，c(X－)最小，C项错误。‎ 答案　D ‎3．运用表中电离常数判断，可以发生的反应是(　　)‎ 酸 电离常数(‎25 ℃‎)‎ 碳酸 Ka1＝4.3×10－7　Ka2＝5.6×10－11‎ 次溴酸 Ka＝2.4×10－9‎ A.HBrO＋Na2CO3===NaBrO＋NaHCO3‎ B．2HBrO＋Na2CO3===2NaBrO＋H2O＋CO2↑‎ C．HBrO＋NaHCO3===NaBrO＋H2O＋CO2↑‎ D．NaBrO＋NaHCO3===Na2CO3＋HBrO 解析　相同温度下，酸的电离平衡常数越大，酸性越强，一般来说，强酸能和弱酸的盐反应生成弱酸，根据表中数据知，酸性强弱顺序是：H2CO3＞HBrO＞HCO，所以HBrO＋Na2CO3===NaBrO＋NaHCO3能发生，故A正确、D错误；酸性：H2CO3＞HBrO，所以碳酸钠和次溴酸反应不能生成CO2，故B错误；酸性：H2CO3＞HBrO，所以次溴酸和碳酸氢钠不反应，故C错误。‎ 答案　A ‎【练后归纳】‎ 电离常数的4大应用 ‎(1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离常数越大，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。‎ 题组二　电离平衡常数及电离度的定量计算 ‎4．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(　　)‎ 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 mol·L－1×0.1%＝10－4mol·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＋)增大，pH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＋)＝10－4mol·L－1，所以c(H＋)水电离＝10－10mol·L－1，前者是后者的106倍，D正确。‎ 答案　B ‎5．(1)0.1 mol·L－1醋酸溶液中，存在电离平衡CH3COOHH＋＋CH3COO－。经测定溶液中c(CH3COO－)为1.4×10－3 mol·L－1，此温度下醋酸的电离常数Ka＝________。‎ ‎(2)碳氢化合物完全燃烧生成CO2和H2O。常温常压下，空气中的CO2溶于水，达到平衡时，溶液的pH＝5.60，c(H2CO3)＝1.5×10－5 mol·L－1。若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离，则H2CO3HCO＋H＋的平衡常数K1＝________。(已知：10－5.60＝2.5×10－6)‎ K＝＝≈＝1.96×10－5。‎ ‎(2)H2CO3H＋＋HCO K1＝＝≈4.2×10－7。‎ 答案　(1)1.96×10－5　4.2×10－7‎ 考点三　强酸(碱)与弱酸(碱)的比较 ‎(频数：★☆☆　难度：★★☆)‎ ‎1．两方面突破一元强酸与一元弱酸比较 ‎(1)相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较 ‎　　　比较 ‎　　　项目 酸　　　‎ c(H＋)‎ pH 中和碱 的能力 与足量Zn 反应产生 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 与足量Zn 反应产生 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 说明：一元强碱与一元弱碱的比较规律与以上类似。‎ ‎2．图像法理解一强一弱的稀释规律 ‎(1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸 加水稀释相同的倍数，醋酸的pH大 加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多 ‎(2)相同体积、相同pH的盐酸、醋酸 加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大 加水稀释相同的pH，醋酸加入的水多 ‎1．教材基础知识拓展 在一定温度下，有a.盐酸　b．硫酸　c．醋酸三种酸：‎ ‎(1)当三种酸物质的量浓度相同时，c(H＋)由大到小的顺序是________(用字母表示，下同)。‎ ‎(2)同体积、同物质的量浓度的三种酸，中和NaOH的能力由大到小的顺序是________。‎ ‎(3)若三者c(H＋)相同时，物质的量浓度由大到小的顺序是________。‎ ‎(4)当三者c(H＋‎ ‎)相同且体积也相同时，分别放入足量的锌，相同状况下产生气体的体积由大到小的顺序是________。‎ ‎(5)当三者c(H＋)相同且体积相同时，同时加入形状、密度、质量完全相同的锌，若产生相同体积的H2(相同状况)，则开始时反应速率的大小关系为________，反应所需时间的长短关系是________。‎ ‎(6)将c(H＋)相同的三种酸均加水稀释至原来的100倍后，c(H＋)由大到小的顺序是_____________________________________________________________。‎ ‎(7)将c(H＋)相同体积相同的三种酸，分别与等浓度的NaOH稀溶液反应至pH＝7，则消耗NaOH溶液的体积大小关系为________。‎ 答案　(1)b＞a＞c　(2)b＞a＝c　(3)c＞a＞b　(4)c＞a＝b　(5)a＝b＝c　a＝b＞c　(6)c＞a＝b　(7)c＞a＝b ‎2．(溯源题)(2015·海南高考)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(　　)‎ 解析　这两种物质都是弱电解质，在温度不变、浓度相等时，电离程度CH3COOH＜CH2ClCOOH，排除A、C；当浓度增大时，物质的电离程度减小，排除D选项，正确选项是B。‎ 答案　B ‎1．‎25 ℃‎时，相同pH的两种一元弱酸HA与HB溶液分别加水稀释，溶液pH随溶液体积变化的曲线如图所示。下列说法正确的是(　　)‎ A．同浓度的NaA与NaB溶液中，c(A－)小于c(B－)‎ B．a点溶液的导电性大于b点溶液 C．a点的c(HA)大于b点的c(HB)‎ D．HA的酸性强于HB 解析　由于稀释过程中HA的pH变化较大，故HA的酸性强于HB，D项正确；酸的酸性越强，对应的盐的水解程度越小，故NaB的水解程度大，同浓度的NaA与NaB溶液中c(B－)小于c(A－)，A项错误；b点溶液的pH小于a点溶液的pH，说明b点溶液中c(H＋)较大、c(B－)较大，故溶液导电性较强，B项错误；HA酸性强于HB，则相同pH的溶液，c(HA)c(OH－)，B正确；分别加水稀释10倍，假设平衡不移动，那么①②溶液的pH均为10，但稀释氨水使平衡NH3·H2ONH＋OH－右移，使①pH>10，同理醋酸稀释后pH<4，所以C正确；假设均是强酸强碱，混合后溶液呈中性，V1＝V2，但①氨水是弱碱，其浓度远远大于④盐酸，所以需要的①氨水少，即V1>V2，D错误。‎ 答案　D ‎【反思归纳】‎ 假设法进行有关量的大小比较 在做有关强酸、弱酸、强碱、弱碱的题目时，可以先假设所给物质全部是强电解质，再在此基础上结合电离平衡移动原理进行分析。如第2题中的C选项，分别加水稀释10倍，假设平衡不移动，那么①②溶液的pH均为10，然后再根据平衡移动原理进行分析；再如D选项，假设均是强酸强碱，则V1＝V2，然后再根据弱碱的电离平衡及浓度进行分析。‎ ‎ [试题分析]‎ ‎(2016·课标全国Ⅲ，13)下列有关电解质溶液的说法正确的是(　　)‎ A．向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中减小 B．将CH3COONa溶液从‎20 ℃‎升温至‎30 ℃‎，溶液中增大 C．向盐酸中加入氨水至中性，溶液中>1‎ D．向AgCl、AgBr的饱和溶液中加入少量AgNO3，溶液中不变 解题思路：　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　‎ 我的答案：　　　　‎ 考查意图：本题是一道有关水溶液中离子平衡的题目，主要考查了影响弱电解质的电离平衡、盐类水解平衡、难溶电解质的溶解平衡的因素以及离子浓度的比较等知识点。题目知识点覆盖面广，思维容量大。要求考生具有接受、吸收、整合化学信息的能力以及分析和解决化学问题的能力；题目兼有“定性与定量”、“守恒”等化学等思想方法的考查。本题抽样统计难度为0.50。‎ 解题思路：由K＝c(H＋)·c(CH3COO－)/c(CH3COOH)，可知＝，对0.1 mol·L－1的CH3COOH加水稀释，醋酸的电离度增大，但c(CH3COO－)减小，比值变大；对醋酸钠的水解，温度升高水解程度增大，＝1/Kh，水解常数Kh增大，比值变小；中性时，c(H＋)＝c(OH－)，由电荷守恒式知c(NH)＝c(Cl－)，c(NH)/c(Cl－)＝1；向AgCl、AgBr的饱和溶液中加入少量AgNO3，沉淀溶解平衡向逆反应方向移动，溶液中之比即＝，等于溶度积常数之比，故溶液中不变。‎ 正确答案：D ‎[真题演练]‎ ‎1．(2014·山东理综，13)已知某温度下CH3COOH和NH3·H2O的电离常数相等，现向10 mL浓度为0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液中滴加相同浓度的氨水，在滴加过程中(　　)‎ A．水的电离程度始终增大 B.先增大再减小 C．c(CH3COOH)与c(CH3COO－)之和始终保持不变 D．当加入氨水的体积为10 mL时，c(NH)＝c(CH3COO－)‎ 解析　CH3COOH溶液中水的电离被抑制，当CH3COOH与NH3·H2‎ O恰好反应时生成CH3COONH4，此时水的电离程度最大，再加入氨水，水的电离程度又减小，A项错误；＝＝·＝KNH3·H2O·，温度不变，NH3·H2O的电离平衡常数及KW均不变，随着NH3·H2O的滴加，c(H＋)减小，故减小，B项错误；未滴加氨水时，c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＝0.1 mol·L－1，滴加10 mL氨水时，c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＝0.05 mol·L－1，C项错误；由于CH3COOH和NH3·H2O的电离常数相等，故当加入NH3·H2O的体积为10 mL时，c(NH)＝c(CH3COO－)，D项正确。‎ 答案　D ‎2．(2016·浙江理综，12)苯甲酸钠(，缩写为NaA)可用作饮料的防腐剂。研究表明苯甲酸(HA)的抑菌能力显著高于A－。已知‎25 ℃‎时，HA的Ka＝6.25×10－5，H2CO3的Ka1＝4.17×10－3，Ka2＝4.90×10－11。在生产碳酸饮料的过程中，除了添加NaA外，还需加压充入CO2。下列说法正确的是(温度为‎25 ℃‎，不考虑饮料中其他成分)(　　)‎ A．相比于未充CO2的饮料，碳酸饮料的抑菌能力较低 B．提高CO2充气压力，饮料中c(A－)不变 C．当pH为5.0时，饮料中＝0.16‎ D．碳酸饮料中各种粒子的浓度关系为：c(H＋)＝c(HCO)＋c(CO)＋c(OH－)－c(HA)‎ 解析　根据题中所给的电离平衡常数可知，酸性：H2CO3＞HA＞HCO。A项，充CO2的碳酸饮料比未充CO2的饮料，前者HA的浓度较大，抑菌能力较强，错误；B项，提高CO2充气压力，溶解度增大，使HAH＋＋A－平衡向左移动，c(A－)减小，错误；C项，因为HAH＋＋A－，Ka＝c(H＋)·c(A－)/c(HA)，故c(HA)/c(A－)＝c(H＋)/Ka＝10－5/(6.25×10－5)＝0.16，正确；D项，依据溶液中电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋‎2c(CO)＋c(OH－)＋c(A－)，结合物料守恒：c(Na＋)＝ c(A－)＋c(HA)，所以，c(H＋)＝c(HCO)＋‎2c(CO)＋c(OH－)－c ‎(HA)，错误。‎ 答案　C ‎3．(1)[2015·福建理综，23(3)①③]‎25 ℃‎，两种酸的电离平衡常数如下表。‎ Ka1‎ Ka2‎ H2SO3‎ ‎1.3×10－2‎ ‎6.2×10－8‎ H2CO3‎ ‎4.2×10－7‎ ‎5.6×10－11‎ ‎①HSO的电离平衡常数表达式K＝________________________________。‎ ‎②H2SO3溶液和NaHCO3溶液反应的主要离子方程式为 ‎___________________________________________________________。‎ ‎(2)[2017·天津理综，10(5)]已知‎25 ℃‎，NH3·H2O的Kb＝1.8×10－5，H2SO3的Kal＝1.3×10－2，Ka2＝6.2×10－8。若氨水的浓度为2.0 mol·L－1，溶液中的c(OH－)＝________ mol·L－1。将SO2通入该氨水中，当c(OH－)降至1.0×10－7 mol·L－1时，溶液中的c(SO)/c(HSO)＝________。‎ 解析　(2)由NH3·H2O的电离方程式及其电离平衡常数Kb＝1.8×10－5可知，Kb＝[c(NH)·c(OH－)]/c(NH3·H2O)＝1.8×10－5，当氨水的浓度为2.0 mol·L－1时，溶液中的c(NH)＝c(OH－)＝6.0×10－3 mol·L－1。由H2SO3的第二步电离方程式HSOSO＋ H＋及其电离平衡常数Ka2＝6.2×10－8可知，Ka2＝[c(SO)·c(H＋)]/c(HSO)＝6.2×10－8，将SO2通入该氨水中，当c(OH－)降至1.0×10－7 mol·L－1时，溶液的c(H＋)＝1.0×10－7 mol·L－1，则c(SO)/c(HSO)＝＝0.62。‎ 答案　(1)① ‎②H2SO3＋HCO===HSO＋CO2↑＋H2O ‎(2)6.0×10－3　0.62‎ 一、选择题 ‎1．医院里用HgCl2的稀溶液作手术刀的消毒剂。HgCl2‎ 熔融时不导电，熔点低。HgS难溶于水和稀的强碱，却易溶于饱和的NaCl溶液。关于HgCl2的描述合理的是(　　)‎ A．是难溶的共价化合物 B．是离子化合物 C．是一种强电解质 D．是一种弱电解质 解析　“稀溶液”说明HgCl2不是难溶的；“熔融时不导电”说明它是共价化合物；“HgS难溶于水和稀的强酸，却易溶于饱和的NaCl溶液”说明发生了离子反应：HgS＋2Cl－===S2－＋HgCl2，该反应的发生是因为生成了很难电离的弱电解质HgCl2。‎ 答案　D ‎2．(2018·天津模拟)在CH3COOH溶液中存在如下平衡：CH3COOHH＋＋CH3COO－。加入少量下列固体物质，能使平衡逆向移动的是(　　)‎ A．NaCl B．CH3COONa C．Na2CO3 D．NaOH 解析　必须加入与平衡有关的微粒才能影响平衡移动，A项不影响平衡；若加Na2CO3或NaOH，将与H＋反应使平衡正向移动；加入CH3COONa，c(CH3COO－)增大，平衡逆向移动。‎ 答案　B ‎3．(2017·河南省实验中学月考)对于常温下pH＝3的乙酸溶液，下列说法正确的是(　　)‎ A．与等体积、pH＝3的盐酸相比，乙酸跟足量锌粒反应产生的H2更多 B．加水稀释到原体积的10倍后溶液pH变为4‎ C．加入少量乙酸钠固体，溶液pH减小 D．加水稀释后，溶液中c(H＋)和c(OH－)都减小 解析　CH3COOH是弱电解质，等体积、等pH时CH3COOH的物质的量比HCl大，则与足量锌粒反应时醋酸产生的H2更多，故A正确；稀释促进电离，溶液pH小于4，故B错误；乙酸钠溶于水抑制乙酸的电离，氢离子浓度减小，溶液的pH增大，故C错误；加水稀释后，溶液中c(H＋)减小，c(OH－‎ ‎)增大，故D错误。‎ 答案　A ‎4．饱和氨水中存在化学平衡和电离平衡：NH3＋H2ONH3·H2ONH＋OH－。下列有关说法正确的是(　　)‎ A．常温下饱和氨水的pH＜7‎ B．向氨水中滴加过量硫酸，所有平衡均正向移动，pH增大 C．电离是吸热反应，升高温度，所有平衡均正向移动 D．向氨水中加入少量NaOH固体，所有平衡均逆向移动 解析　常温下饱和氨水呈碱性，pH＞7，A项错误。加入过量硫酸，H＋浓度增大，pH减小，B项错误。升温会使NH3逸出，平衡向逆反应方向移动，C项错误。加入少量NaOH固体，OH－浓度增大，平衡向生成NH3的方向移动，有NH3放出，D项正确。‎ 答案　D ‎5．(2018·青岛模拟)下列事实中不能证明CH3COOH是弱电解质的是(　　)‎ A．常温下某CH3COONa溶液的pH＝8‎ B．常温下0.1 mol·L－1CH3COOH溶液的pH＝2.8‎ C．CH3COONa溶液与稀盐酸反应生成CH3COOH和NaCl D．CH3COOH属于共价化合物 解析　A项常温下某CH3COONa溶液的pH＝8，CH3COONa水解显碱性，为弱酸强碱盐，故CH3COOH为弱电解质，正确；B项，常温下0.1 mol·L－1CH3COOH溶液的pH＝2.8，说明CH3COOH部分电离，为弱电解质，正确；C项，根据强酸制弱酸的原理，盐酸制取了醋酸，所以醋酸为弱酸，是弱电解质，正确；D项，强电解质和弱电解质都有可能为共价化合物，错误。‎ 答案　D ‎6．常温下，在pH＝5的CH3COOH溶液中存在如下电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，对于该平衡，下列叙述正确的是(　　)‎ 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。‎ 答案　C ‎7．(2018·安徽合肥一中月考)HClO4、H2SO4、HCl和HNO3都是强酸，其酸性在水溶液中差别不大。以下是某温度下这四种酸在冰醋酸中的电离常数。下列说法不正确的是(　　)‎ 酸 HClO4‎ H2SO4‎ HCl HNO3‎ Ka ‎1.6×10－5‎ Ka1：6.3×10－9‎ ‎1.6×10－9‎ ‎4.2×10－10‎ A.温度会影响这四种酸在冰醋酸中的电离常数 B．在冰醋酸中HClO4是这四种酸中最强的酸 C．在冰醋酸中H2SO4的电离方程式为H2SO42H＋＋SO D．这四种酸在冰醋酸中都没有完全电离，但仍属于强电解质 解析　平衡常数均与温度有关系，A正确；根据表中数据可知在冰醋酸中HClO4的电离常数最大，因此是这四种酸中最强的酸，B正确；在冰醋酸中硫酸是二元弱酸，电离分步进行，即在冰醋酸中H2SO4的电离方程式为H2SO4H＋＋HSO、HSOH＋＋SO，C错误；这四种酸在冰醋酸中都没有完全电离，但在水溶液中完全电离，因此仍属于强电解质，D正确。‎ 答案　C ‎8．体积相同的盐酸和醋酸中，n(Cl－)＝n(CH3COO－)＝0.01 mol，下列叙述错误的是(　　)‎ A．二者分别与NaOH完全中和，醋酸消耗的NaOH多 B．二者分别与足量的CaCO3反应，放出的CO2一样多 C．二者的pH相同 D．分别用水稀释相同的倍数，n(Cl－)＜n(CH3COO－)‎ 解析　由于CH3COOH是弱电解质，当n(Cl－)＝n(CH3COO－‎ ‎)时，其物质的量浓度要远远大于盐酸的，故相同体积的醋酸和盐酸，CH3COOH的物质的量要远远大于HCl的，所以消耗的NaOH多，A项正确；同理与CaCO3反应时，放出的CO2也多，B项错误；由电离平衡知，当溶液中n(Cl－)＝n(CH3COO－)时，两溶液中n(H＋)相等，又体积相等，则二者的pH相等，C项正确；用水稀释时，由于CH3COOH还会继续电离，故n(CH3COO－)＞n(Cl－)，D项正确。‎ 答案　B ‎9．相同温度下，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是(　　)‎ 酸 HX HY HZ 电离常数K ‎9×10－7‎ ‎9×10－6‎ ‎1×10－2‎ A.三种酸的强弱关系：HX>HY>HZ B．反应HZ＋Y－===HY＋Z－能够发生 C．相同温度下，0.1 mol·L－1的NaX、NaY、NaZ溶液，NaZ溶液pH最大 D．相同温度下，1 mol·L－1HX溶液的电离常数大于0.1 mol·L－1HX 解析　表中电离常数大小关系：1×10－2>9×10－6>9×10－7，所以酸性排序为HZ>HY>HX，可知A、C不正确。电离常数只与温度有关，与浓度无关，D不正确。‎ 答案　B ‎10．电导率可用于衡量电解质溶液导电能力的大小。室温下，用0.100 mol·L－1 NH3·H2O滴定10 mL浓度均为0.100 mol·L－1 HCl和CH3COOH的混合液，电导率曲线如图所示。下列说法正确的是(　　)‎ A．①溶液中c(H＋)为0.200 mol·L－1‎ B．溶液温度高低为①＞③＞②‎ C．③点溶液中有c(Cl－)＞c(CH3COO－)‎ D．③点后因离子数目减少使电导率略降低 解析　醋酸为弱电解质，①点溶液c(H＋)＜0.2 mol·L－1‎ ‎，故A错误；酸碱中和反应放热，①点溶液的温度一定比②点的低，故B错误；③恰好完全反应生成氯化铵和醋酸铵。其中NH和CH3COO－发生微弱水解，则③点溶液中，c(NH)＞c(Cl－)＞c(CH3COO－)，故C正确；③点后，溶液体积变大，溶液中离子浓度减小导致电导率降低，故D错误。‎ 答案　C ‎11．常温下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．将溶液稀释到原体积的10倍 B．加入适量的醋酸钠固体 C．加入等体积的0.2 mol·L－1盐酸 D．提高溶液的温度 解析　醋酸中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，加水稀释10倍，若不考虑电离平衡移动，溶液中c(H＋)变为原来的十分之一，pH增大1个单位，但稀释过程中电离平衡正向移动，H＋的物质的量增多，所以pH变化不足1个单位，即pH＜(a＋1)，A错误；加入CH3COONa固体，c(CH3COO－)增大，平衡逆向移动，c(H＋)减小，pH增大，pH有可能变为(a＋1)，B正确；加入0.2 mol·L－1盐酸，虽然c(H＋)增大，平衡逆向移动，但是溶液中c(H＋)比原来的大，pH减小，C错误；由于弱电解质的电离过程吸热，所以升高温度，平衡正向移动，c(H＋)增大，pH减小，D错误。‎ 答案　B ‎12．根据下表提供的数据，判断下列离子方程式或化学方程式正确的是(　　)‎ 化学式 电离常数 HClO K＝3×10－8‎ H2CO3‎ K1＝4×10－7　K2＝6×10－11‎ A.向Na2CO3溶液中滴加少量氯水：CO＋2Cl2＋H2O===2Cl－＋2HClO＋CO2↑‎ B．向NaHCO3溶液中滴加少量氯水：2HCO＋Cl2===Cl－＋ClO－＋2CO2↑＋H2O C．向NaClO溶液中通少量CO2：CO2＋NaClO＋H2O===NaHCO3＋HClO D．向NaClO溶液中通过量CO2：CO2＋2NaClO＋H2O===Na2CO3＋2HClO 解析　HClO的电离常数小于H2CO3的第一步电离，向Na2CO3溶液中滴加少量氯水，不能生成二氧化碳，应该生成碳酸氢根，A错误；氯水中盐酸与NaHCO3反应生成氯化钠、二氧化碳和水，HClO与NaHCO3不反应，B错误；由于H2CO3＞HClO＞HCO，反应生成HClO和NaHCO3，D错误。‎ 答案　C 二、填空题 ‎13．磷能形成次磷酸(H3PO2)、亚磷酸(H3PO3)等多种含氧酸。‎ ‎(1)次磷酸(H3PO2)是一种精细化工产品，已知10 mL、1 mol·L－1 H3PO2与20 mL 1 mol·L－1的NaOH溶液充分反应后生成组成为NaH2PO2的盐，回答下列问题：‎ ‎①NaH2PO2属于________(填“正盐”“酸式盐”或“无法确定”)。‎ ‎②若25 ℃时，K(H3PO2)＝1×10－2，则0.02 mol·L－1的H3PO2溶液的pH＝________。‎ ‎③设计两种实验方案，证明次磷酸是弱酸________________________、__________________________________________________________。‎ ‎(2)亚磷酸是二元中强酸，25 ℃时亚磷酸(H3PO3)的电离常数为K1＝1×10－2、K2＝2.6×10－7。‎ ‎①试从电离平衡移动的角度解释K1为什么比K2大________。‎ ‎②写出亚磷酸与NaOH反应时可能生成的盐的化学式________。‎ ‎③亚磷酸的结构式为 (式中P→O表示成键电子对全部由磷原子提供)，由此类推次磷酸分子中含有________个“O—H”键。‎ 解析　(1)①由次磷酸与过量的NaOH溶液反应时只能得到NaH2PO2，说明次磷酸分子中只有一个氢原子可以与OH－反应，由此可知它是一元酸，NaH2PO2是正盐。‎ ‎②设达到电离平衡时，c(H＋)＝x mol·L－1，由H3PO2H＋＋H2PO得，x2/(0.02－x)＝1×10－2，解得x＝0.01，故pH＝2。‎ ‎③可通过测NaH2PO2溶液的pH来证明次磷酸是弱酸；也可根据等物质的量浓度的盐酸、次磷酸与等量石蕊试液混合后溶液颜色的深浅来证明。‎ ‎(2)①多元弱酸分步电离，第一步电离出的H＋抑制了第二步的电离，所以K1＞K2。‎ ‎②亚磷酸为二元酸，与NaOH反应时可能生成NaH2PO3、Na2HPO3。‎ ‎③由亚磷酸的结构式及它是二元酸知，只有“O—H”上的氢原子可以电离出H＋，由此知次磷酸分子中只有1个“O—H”键。‎ 答案　(1)①正盐　②2　③测NaH2PO2溶液的pH，若pH＞7则证明次磷酸为弱酸　向等物质的量浓度的盐酸、次磷酸溶液中各滴入2滴石蕊试液，若次磷酸溶液中红色浅一些，则说明次磷酸为弱酸 ‎(2)①第一步电离出的H＋抑制了第二步的电离 ‎②NaH2PO3、Na2HPO3　③1‎ ‎14．Ⅰ.已知常温下，在NaHSO3溶液中c(H2SO3)＜c(SO)，且H2SO3的电离平衡常数为K1＝1.5×10－2，K2＝1.1×10－7；氨水的电离平衡常数为K＝1.8×10－5；回答下列问题 ‎(1)等物质的量浓度的下列五种溶液：①NH3·H2O ‎②(NH4)2SO3　③KHSO3　④K2SO3　⑤H2SO3溶液中水的电离程度由大到小排列顺序为________(填序号)。‎ ‎(2)NaHSO3可以将碘盐中的KIO3还原为碘单质，试写出此反应的离子方程式：__________________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________。‎ Ⅱ.(1)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________(填“酸”、“碱”或“中”)性；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb＝________。‎ ‎(2)已知H2CO3的第二级电离常数K2＝5.6×10－11，HClO的电离常数K＝3.0×10－8，写出下列条件下所发生反应的离子方程式：‎ ‎①少量Cl2通入到过量的Na2CO3溶液中：_____________________________‎ ‎________________________________________________________________。‎ ‎②Cl2与Na2CO3按物质的量之比1∶1恰好反应：______________________‎ ‎________________________________________________________________。‎ ‎③少量CO2通入到过量的NaClO溶液中：_____________________________‎ ‎_____________________________________________________________。‎ 解析　Ⅰ.NaHSO3溶液中既存在HSO的电离：HSOH＋＋SO，又存在HSO的水解：HSO＋H2OH2SO3＋OH－，现有c(H2SO3)＜c(SO)，说明电离为主，溶液呈酸性。(1)①③⑤均抑制水的电离，电离平衡常数：⑤＞①＞③，②④促进水的电离，④中SO水解，②中SO水解呈碱性，NH水解呈酸性，相互促进水解，促进水的电离。(2)反应物为HSO、KIO3，生成物有I2、SO，根据电荷守恒配平。‎ Ⅱ.(1)氨水与盐酸等体积混合后的溶液中的电荷守恒关系式为c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，因c(NH)＝c(Cl－)，故有c(H＋)＝c(OH－)，溶液显中性。Kb＝＝＝。‎ ‎(2)按题给的量的关系书写即可，但应注意：因K2(H2CO3)＜K(HClO)＜K1(H2CO3)，故HClO与Na2CO3反应只能生成NaHCO3。‎ 答案　Ⅰ.(1)②④③①⑤　(2)5HSO＋2IO===I2＋5SO＋3H＋＋H2O Ⅱ.(1)中　 ‎(2)①Cl2＋2CO＋H2O===2HCO＋Cl－＋ClO－‎ ‎②Cl2＋CO＋H2O===HCO＋Cl－＋HClO ‎③ClO－＋CO2＋H2O===HCO＋HClO ‎15．某小组以醋酸为例探究弱酸的性质 ‎(1)实验一：探究酸的强弱对酸与镁条反应速率的影响。‎ ‎①设计实验方案如下表，表中c＝________mol·L－1。‎ 编号 酸的 种类 酸的浓度 ‎/(mol·L－1)‎ 酸的体积 ‎/mL 镁条质量/g ‎1‎ 醋酸 ‎1.0‎ ‎10‎ ‎2.0‎ ‎2‎ 盐酸 c ‎10‎ ‎2.0‎ ‎②实验步骤：‎ a)检查装置(如下图左)的气密性后，添加药品；‎ b)反应开始后，________；‎ c)将所记录的数据转化为曲线图(右上图)。‎ ‎③写出0～5 min醋酸、盐酸与镁条反应的反应速率变化规律：________________________________________________________________‎ ‎_______________________________________________________________。‎ ‎(2)实验二：现有一瓶醋酸溶液，常温下测定其中醋酸的电离程度(已电离的电解质分子数占原来总分子数的百分比)。设计实验方案，将待测物理量和对应的测定方法填写在下表中。‎ 待测物理量 测定方法 ‎①________‎ 量取25.00 mL醋酸溶液于锥形瓶中，滴加指示剂，将0.100 0 mol·L－1NaOH标准溶液装入________，滴定至终点，记录数据。重复滴定2次 ‎②________‎ ‎③________________________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________‎ 解析　(1)①要探究酸的强弱对酸与镁条反应速率的影响，则两种酸的浓度应该是相等的，即表中c＝1.0 mol·L－1。‎ ‎②b)根据图像中数据可知，纵坐标需要氢气的体积，因此反应开始后，每隔1 min记录一次生成H2的体积；‎ ‎③根据图像可知0～5‎ ‎ min醋酸反应的曲线几乎是直线，这说明醋酸与镁条反应的速率随时间变化不明显；而盐酸与镁条反应开始阶段曲线斜率较大，这说明反应速率很快，但一段时间后反应速率明显减小。‎ ‎(2)要测定醋酸的电离程度(已电离的电解质分子数占原来总分子数的百分比)，则需要测定醋酸的浓度和溶液的pH值。‎ 答案　(1)①1.0　②每隔1 min记录一次生成H2的体积　③醋酸与镁条反应的反应速率随时间变化不明显；盐酸与镁条反应开始阶段反应速率很快，一段时间后反应速率明显减小 ‎(2)‎ 待测物理量 测定方法 ‎①醋酸溶液的物质的量浓度 碱式滴定管 ‎②H＋的物质的量浓度 ‎③取适量醋酸溶液于烧杯中，用pH计测定溶液pH