資源簡(jiǎn)介

第16講 弱電解質(zhì)的電離平衡
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目標(biāo)導(dǎo)航
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課程標(biāo)準(zhǔn) 課標(biāo)解讀
1．了解弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)概念和電離平衡常數(shù)與電離程度的關(guān)系。 2．理解影響弱電解質(zhì)的因素對(duì)電離平衡移動(dòng)的影響。 3．了解常見的弱酸和弱堿的電離常數(shù)大小，能比較它們的電離能力強(qiáng)弱。 1．增大電解質(zhì)在水溶液中存在電離平衡；能正確書寫弱電解質(zhì)的電離方程式；能用動(dòng)態(tài)平衡的觀點(diǎn)看待和分析電離平衡移動(dòng)。 2．通過分析、推理等方法認(rèn)識(shí)電離平衡常數(shù)的意義；建立強(qiáng)弱電解質(zhì)的判斷和“強(qiáng)酸制弱酸”的思維模型。 3．了解常見的弱酸和弱堿的電離常數(shù)大小，能比較它們的電離能力強(qiáng)弱。
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知識(shí)精講
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知識(shí)點(diǎn)01 電離平衡常數(shù)
1．電離平衡狀態(tài)
（1）建立過程
（2）電離平衡
①建立條件：一定溫度、濃度
②平衡狀態(tài)：弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率_____時(shí)的狀態(tài)。
（3）特點(diǎn)：弱電解質(zhì)分子電離成離子過程和離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子過程__________且速率_____。
2．電離平衡常數(shù)（電離常數(shù)）
（1）概念：在一定條件下達(dá)到__________時(shí)，弱電解質(zhì)電離形成的各種_____的濃度_____與溶液中未電離的_____的濃度之比。
（2）表達(dá)式：弱酸用Ka表示；弱堿用Kb表示。
①醋酸電離：CH3COOHH++CH3COO－，Ka＝____________________
②碳酸第一步電離：H2CO3H++HCO3－ Ka1＝____________________；
③碳酸第二步電離：HCO3－H++CO32－ Ka2＝____________________，且Ka1_____Ka2。
④氨水電離：NH3·H2ONH4++OH－ Kb＝_________________________。
（3）影響因素：只與_____有關(guān)，由于電離過程是_____過程，升溫，K值_____。
（3）應(yīng)用
①相同溫度下電離常數(shù)的大小可以判斷弱電解質(zhì)電離能力的_______________
②K越大，表示弱電解質(zhì)的電離程度_____，弱酸的酸性或弱堿的堿性相對(duì)__________。
3．電離度
（1）概念：弱電解質(zhì)在水中的電離達(dá)到平衡狀態(tài)時(shí)，_______________占原有溶質(zhì)分子數(shù)（包括已電離的和未電離的）的百分率。
（2）表達(dá)式：α＝____________________。
【即學(xué)即練1】在醋酸溶液中，CH3COOH電離達(dá)到平衡的標(biāo)志是（ ）。
A．溶液顯電中性
B．溶液中檢測(cè)不出CH3COOH分子存在
C．氫離子濃度恒定不變
D．c（H+）＝c（CH3COO－）
【即學(xué)即練2】下列關(guān)于電離平衡常數(shù)（K）的說法中正確的是（ ）。
A．電離平衡常數(shù)（K）越小，表示弱電解質(zhì)電離能力越弱
B．電離平衡常數(shù)（K）與溫度無關(guān)
C．不同濃度的同一弱電解質(zhì)，其電離平衡常數(shù)（K）不同
D．多元弱酸各步電離平衡常數(shù)相互關(guān)系為：K1＜K2＜K3
知識(shí)點(diǎn)02 影響電離平衡的因素
1．內(nèi)因（主要原因）：電解質(zhì)______________決定的。
2．外因
因素 影響結(jié)果
溫度 升高溫度，電離平衡_______移動(dòng)
濃度 加水稀釋，電離平衡_______移動(dòng)
外加物質(zhì) 加入與弱電解質(zhì)電離出的離子相同的離子，電離平衡_______移動(dòng)（同離子效應(yīng)）
加入與弱電解質(zhì)電離出的離子反應(yīng)的離子，電離平衡_______移動(dòng)
【即學(xué)即練3】對(duì)某弱酸稀溶液加熱時(shí)，下列敘述錯(cuò)誤的是（ ）。
A．pH降低 B．弱酸分子濃度減少
C．溶液c（OH－）增大 D．溶液導(dǎo)電性增強(qiáng)
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能力拓展
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考法01 電離平衡移動(dòng)
【典例1】（2021·蘇州高二檢測(cè)）0.1mol·L－1CH3COOH溶液中存在電離平衡：CH3COOHCH3COO－+H+，加水稀釋或加入少量CH3COONa晶體時(shí)，都會(huì)引起（ ）。
A．溶液的pH增大
B．CH3COOH電離程度變大
C．溶液的導(dǎo)電能力減弱
D．溶液中c平（OH－）減小
【知識(shí)拓展】弱電解質(zhì)的電離平衡及影響因素
1．弱電解質(zhì)的電離平衡
類型 實(shí)例
一元弱酸 HFH++F－
一元弱堿 NH3·H2ONH4++OH－
多元弱酸 分步電離，分步寫出：H2CO3H++HCO3－，HCO3－H++CO32－
多元弱堿 分步電離，一步寫出：Cu（OH）2Cu2++2OH－
2．影響因素
（1）內(nèi)因：弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)，如相同條件下CH3COOH電離程度大于H2CO3。
（2）外因：以CH3COOHCH3COO－+H+ΔH＞0為例：
影響因素 移動(dòng)方向 n（H+） c平（H+） c平（CH3COO-） Ka pH 導(dǎo)電能力
升溫 （不考慮揮發(fā)） 右 增大 增大 增大 增大 減小 增強(qiáng)
加冰醋酸 右 增大 增大 增大 不變 減小 增強(qiáng)
加入其 他物質(zhì) CH3COONa固體 左 減小 減小 增大 不變 增大 增強(qiáng)
通入HCl氣體 左 增大 增大 減小 不變 減小 增強(qiáng)
NaOH固體 右 減小 減小 增大 不變 增大 增強(qiáng)
加水稀釋 右 增大 減小 減小 不變 增大 減弱
【特別提醒】
（1）弱酸或弱堿的電離平衡向右移動(dòng)，其電離程度不一定增大，電解質(zhì)分子的濃度不一定減小，離子的濃度不一定增大。
（2）弱酸或弱堿加水稀釋時(shí)，溶液中不一定所有離子濃度都減小。如稀醋酸加水稀釋時(shí)，c平（OH－）增大，其他離子濃度均減小。
（3）對(duì)于濃的弱電解質(zhì)溶液，如冰醋酸加水稀釋的過程弱電解質(zhì)的電離程度逐漸增大，但離子濃度先增大后減小。
（4）分析弱電解質(zhì)微粒濃度變化時(shí)，要注意平衡移動(dòng)時(shí)相關(guān)量的變化程度與溶液體積變化程度的相對(duì)大小。
考法02 強(qiáng)弱電解質(zhì)的比較
【典例2】（2021~2022江蘇鹽城高二上學(xué)期期末）某溫度下，HNO2和CH3COOH的電離常數(shù)分別為5.0×10－4和1.7×10－5。將pH相同、體積均為V0的兩種酸溶液分別加水稀釋至體積V，pH隨lg的變化如圖所示，下列敘述錯(cuò)誤的是（ ）。
A．曲線Ⅰ代表CH3COOH溶液
B．溶液中水的電離程度：b點(diǎn)小于c點(diǎn)
C．相同體積a點(diǎn)的兩種酸分別與NaOH溶液恰好中和后，溶液中n（NO2－）＞n（CH3COO－）
D．由c點(diǎn)到d點(diǎn)，溶液中保持不變（其中HA、A－分別代表相應(yīng)的酸和酸根離子）
【知識(shí)拓展】弱電解質(zhì)強(qiáng)弱判斷
1．弱電解質(zhì)的判斷方法
（1）在相同濃度、相同溫度下，與強(qiáng)電解質(zhì)做導(dǎo)電性對(duì)比實(shí)驗(yàn)，導(dǎo)電性弱的為弱電解質(zhì)。
（2）濃度與pH的關(guān)系。如0.1mol·L－1CH3COOH溶液，其pH＞1，則可證明CH3COOH是弱電解質(zhì)。
（3）稀釋前后的pH與稀釋倍數(shù)的關(guān)系。例如，將pH＝2的酸溶液稀釋至原體積的1000倍，若pH小于5，則證明該酸為弱酸；若pH為5，則證明該酸為強(qiáng)酸。
（4）利用實(shí)驗(yàn)證明存在電離平衡。如醋酸溶液中滴入紫色石蕊溶液變紅，再加CH3COONa固體，顏色變淺，證明CH3COOH是弱電解質(zhì)。
（5）在相同濃度、相同溫度下，比較與金屬反應(yīng)的速率的快慢。如將鋅粒投入等濃度的鹽酸和醋酸溶液中，起始速率前者比后者快。
2．一元強(qiáng)酸與一元弱酸的比較
（1）相同物質(zhì)的量濃度、相同體積時(shí)。
c平（H+） pH 中和堿 的能力 與足量金屬反應(yīng) 產(chǎn)生H2的量 與金屬反應(yīng) 開始時(shí)速率
一元強(qiáng)酸 大 小 相同 相同 大
一元弱酸 小 大 小
（2）相同pH、相同體積時(shí)
c平（H+） c平（酸） 中和堿 的能力 與足量金屬反應(yīng) 產(chǎn)生H2的量 與金屬反應(yīng) 開始時(shí)速率
一元強(qiáng)酸 相同 小 小 少 相同
一元弱酸 大 大 多
【特別提醒】
（1）弱電解質(zhì)的電離是微弱的，在溶液中主要以弱電解質(zhì)分子的形式存在。
（2）電離平衡發(fā)生正向移動(dòng)，弱電解質(zhì)的電離程度不一定增大，如醋酸溶液中加冰醋酸。
（3）多元弱酸分步電離，電離常數(shù)逐漸減小，上一步電離產(chǎn)生的H+對(duì)下一步的電離起到抑制作用。
（4）弱電解質(zhì)溶液加水稀釋，電離程度增大，但是弱電解質(zhì)電離出的離子濃度卻不是增大，而是減小的。
考法03 電離常數(shù)的應(yīng)用
【典例3】（2022·全國乙卷）常溫下，一元酸HA的Ka（HA）＝1.0×10－3。在某體系中，H+與A－離子不能穿過隔膜，未電離的HA可自由穿過該膜（如圖所示）。
設(shè)溶液中c總（HA）＝c（HA）+c（A－），當(dāng)達(dá)到平衡時(shí)，下列敘述正確的是（ ）。
A．溶液Ⅰ中c（H+）＝c（OH－）+c（A－）
B．溶液Ⅱ中的HA的電離度［］為
C．溶液Ⅰ和Ⅱ中的c（HA）不相等
D．溶液Ⅰ和Ⅱ中的c總（HA）之比為10－4
【知識(shí)拓展】電離平衡常數(shù)的應(yīng)用
1．比較弱酸的酸性強(qiáng)弱
（1）相同條件下，K值越大，電離程度越大，酸性越強(qiáng)。
（2）酸性越強(qiáng)，越容易電離；其相應(yīng)的酸根離子結(jié)合H+越困難，堿性越弱。
化學(xué)式 CH3COOH H2CO3 HClO
電離平衡常數(shù) /（mol·L－1） 1.7×10－5 Ka1＝4.2×10－7 Ka2＝5.6×10－11 4.7×10－8
①酸性強(qiáng)弱順序：CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞HCO3－
②結(jié)合H+的能力：CH3COO－＜HCO3－＜ClO－＜CO32－
2．判斷復(fù)分解反應(yīng)能否進(jìn)行
（1）規(guī)則：相對(duì)強(qiáng)的酸（堿）制取相對(duì)弱的酸（堿）
（2）Na2CO3溶液中加入過量次氯酸
①滿足“強(qiáng)酸（HClO）制弱酸（HCO3－）”原理：Na2CO3+HClONaHCO3+NaClO
②不滿足“強(qiáng)酸（HClO）制弱酸（H2CO3）”原理：Na2CO3+2HClONaHCO3+CO2↑+H2O
3．判斷粒子濃度比值的變化
（1）適用范圍：分子、分母等變大或變小
（2）常用方法：分子和分母同乘以某個(gè)相同的量，盡可能轉(zhuǎn)化成含平衡常數(shù)的代數(shù)式
（3）應(yīng)用舉例：加水稀釋弱酸HA溶液，c平（H+）、c平（A－）、c平（HA）減小，不容易判斷變化趨勢(shì)
①變形：＝＝
②判斷：稀釋時(shí)Ka（HA）不變，c平（H+）減小，則變大
4．計(jì)算電離度（α）
（1）方法：“三段式”：假設(shè)酸的起始濃度為c，電離度為α：
HA H+ + A－
起始mol/L c 0 0
變化mol/L cα cα cα
平衡mol/L c－cα cα cα
（2）忽略：一般認(rèn)為c－cα≈c（電離常數(shù)很小）
（3）將相關(guān)數(shù)據(jù)代入平衡常數(shù)表達(dá)式：Ka＝＝≈＝cα2
（4）常用公式
①一元弱酸：c平（H+）＝cα＝c×＝
②一元弱堿：c平（OH－）＝cα＝c×＝
【特別提醒】
（1）電離常數(shù)與化學(xué)平衡常數(shù)一樣，只與溫度有關(guān)，與其他條件無關(guān)。
（2）電離常數(shù)除了可以比較弱電解質(zhì)的電離能力外，還能定量判斷電離平衡的移動(dòng)方向。
（3）在運(yùn)用電離常數(shù)表達(dá)式進(jìn)行計(jì)算時(shí)，濃度必須是平衡時(shí)的濃度。
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分層提分
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題組A 基礎(chǔ)過關(guān)練
1．（2021·泰安高二檢測(cè)）下列有關(guān)“電離平衡”的敘述中正確的是（ ）。
A．電解質(zhì)在溶液里達(dá)到電離平衡時(shí)，分子的濃度和離子的濃度相等
B．達(dá)到電離平衡時(shí)，由于分子和離子的濃度不再發(fā)生變化，所以說電離平衡是靜態(tài)平衡
C．電離平衡是相對(duì)的、暫時(shí)的，反應(yīng)條件改變時(shí)，平衡可能會(huì)發(fā)生移動(dòng)
D．電解質(zhì)達(dá)到電離平衡后，各離子的濃度相等
2．室溫下，下列事實(shí)不能說明NH3·H2O為弱電解質(zhì)的是（ ）。
A．0.1mol·L－1氨水能使無色酚酞溶液變紅色
B．0.1mol·L－1氨水pH小于0.1mol·L－1NaOH溶液的pH
C．0.1mol·L－1NaOH溶液的導(dǎo)電能力比0.1mol·L－1氨水的導(dǎo)電能力強(qiáng)
D．0.1mol·L－1氨水的pH小于13
3．表示正確的HF的電離平衡常數(shù)表達(dá)式是（ ）。
A．c平（H+） B．Ka（HF）
C． D．
4．（2021·合肥高二檢測(cè)）一元弱酸HA（aq）中存在下列電離平衡：HAA－+H+。將1.0molHA加入1.0L水中，如圖中，表示溶液中HA、H+、A－的物質(zhì)的量濃度隨時(shí)間而變化的曲線正確的是（ ）。
5．在HNO2溶液中存在如下平衡：HNO2H++NO2－，向該溶液中加入少量的下列物質(zhì)后，能使電離平衡向右移動(dòng)的是（ ）。
A．NaOH溶液 B．硫酸溶液
C．NaNO2溶液 D．NaHSO4溶液
6．（2021·安慶高二檢測(cè)）0.10mol·L－1HA溶液中有1%的HA電離，則HA的電離平衡常數(shù)Ka為（ ）。
A．1.0×10－5 B．1.0×10－7
C．1.0×10－8 D．1.0×10－9
7．A物質(zhì)的化學(xué)式為M（OH）2，將其溶于水制成稀溶液，該溶液呈中性，在溶液中存在：M2++2OH－M（OH）22H++MO22－。回答以下題目一律用“增大”“減小”“不變”填空：
（1）在其他條件不變的情況下，25℃時(shí)，在蒸餾水中加入A物質(zhì)后，與加入前比較：由水電離出的c（OH－）_______，c（H+）_______，水的電離度_______，Kw_______。
（2）25℃時(shí)，向A的稀溶液中加入少量的燒堿固體，則水的電離度_______，溶液的pH_______。
（3）室溫下，甲、乙兩瓶氨水的濃度分別為1mol/L和0.1mol/L，則甲、乙兩瓶氨水中c（OH－）之比為_______10（填大于、等于或小于）。
8．氨水的主要成分是NH3·H2O，已知在25℃時(shí)，氨水中NH3·H2O的電離常數(shù)Kb＝1.8×10－5mol·L－1，回答下列問題：
（1）氨水中NH3·H2O的電離常數(shù)表達(dá)式Kb＝________。
（2）當(dāng)向該氨水中加入一定量的NaOH溶液時(shí)，Kb值________。
（3）若該氨水的起始濃度為0.01mol·L－1，則達(dá)到電離平衡時(shí)溶液中OH－的物質(zhì)的量濃度是________。
題組B 能力提升練
1．（2021·鎮(zhèn)江高二檢測(cè)）已知7.2×10－4mol·L－1、4.6×10－4mol·L－1、4.9×10－10mol·L－1分別是三種酸的電離平衡常數(shù)的值。若這三種酸可發(fā)生如下反應(yīng)：
①NaCN+HNO2HCN+NaNO2
②NaCN+HFHCN+NaF
③NaNO2+HFHNO2+NaF
則下列敘述中不正確的是（ ）。
A．HF的電離平衡常數(shù)為7.2×10－4mol·L－1
B．HNO2的電離平衡常數(shù)為4.9×10－10mol·L－1
C．根據(jù)①③兩個(gè)反應(yīng)即可知三種酸的相對(duì)強(qiáng)弱
D．HNO2的電離平衡常數(shù)比HCN的大，比HF的小
2．已知：H2CO3H++HCO3－，K1＝4.3×10－7；HCO3－H++CO32－，K2＝5.6×10－11；HClOH++ClO－，K＝3.0×10－8，根據(jù)上述電離常數(shù)分析，下列各式中錯(cuò)誤的是（ ）。
A．Ca（ClO）2+2HCl＝CaCl2+2HClO
B．Ca（ClO）2+H2O+CO2＝CaCO3↓+2HClO
C．NaClO+H2O+CO2＝NaHCO3+HClO
D．2NaClO+H2O+CO2＝Na2CO3+2HClO
3．（2021·郴州高二檢測(cè)）pH相等的鹽酸（甲）和醋酸（乙），分別與鋅反應(yīng)，若最后鋅已全部溶解且放出氣體一樣多，則下列說法正確的是（ ）。
A．反應(yīng)開始時(shí)的速率：甲＞乙
B．反應(yīng)結(jié)束時(shí)，c平（H+）：甲＝乙
C．反應(yīng)開始時(shí)，酸的物質(zhì)的量濃度：甲＝乙
D．反應(yīng)所需時(shí)間：甲＞乙
4．（2022·浙江6月選考）關(guān)于反應(yīng)Cl2（g）+H2O（l）H+（aq）+Cl－（aq）+HClO（aq）△H＜0，達(dá)到平衡后，下列說法不正確的是（ ）。
A．升高溫度，氯水中的c（HClO）減小
B．氯水中加入少量醋酸鈉固體，上述平衡正向移動(dòng)，c（HClO）增大
C．取氯水稀釋，增大
D．取兩份氯水，分別滴加AgNO3溶液和淀粉KI溶液，若前者有白色沉淀，后者溶液變藍(lán)色，可以證明上述反應(yīng)存在限度
5．（雙選）某溫度下，相同pH的氨水和氫氧化鈉溶液分別加水稀釋，溶液pH隨溶液體積變化的曲線如圖所示。據(jù)圖判斷正確的是（ ）。
A．Ⅰ為氨水稀釋時(shí)的pH變化曲線
B．a(chǎn)、b、c三點(diǎn)溶液的導(dǎo)電性：c＞b＝a
C．a(chǎn)、b、c三點(diǎn)溶液中水的電離程度：c＝b＞a
D．用相同濃度的鹽酸分別與等體積的b、c處溶液恰好完全反應(yīng)，消耗鹽酸的體積：Vb＝Vc
6．（雙選）已知室溫時(shí)，0.1mol·L－1某一元酸HA在水中有0.1%發(fā)生電離，下列敘述錯(cuò)誤的是（ ）。
A．該溶液的pH＝4
B．升高溫度，溶液的pH增大
C．此酸的電離平衡常數(shù)約為1×10－6mol·L－1
D．由HA電離出的c酸（H+）約為水電離出的c水（H+）的106倍
7．25℃時(shí)，幾種酸的電離平衡常數(shù)見下表：
化學(xué)式 CH3COOH H2CO3 HClO
電離平衡常數(shù) 1.7×10－5mol·L－1 K1＝4.2×10－7mol·L－1 K2＝5.6×10－11mol·L－1 4.7×10－8mol·L－1
回答下列問題：
（1）下列四種離子結(jié)合質(zhì)子的能力由大到小的順序是________；（填編號(hào)）
A．CO32－ B．ClO－ C．CH3COO－ D．HCO3－
（2）下列反應(yīng)不能發(fā)生的是________；
A．CO32－+2CH3COOH2CH3COO－+CO2↑+H2O
B．ClO－+CH3COOHCH3COO－+HClO
C．CO32－+2HClOCO2↑+H2O+2ClO－
D．2ClO－+CO2+H2OCO32－+2HClO
（3）用蒸餾水稀釋0.10mol·L－1的醋酸溶液，則下列各式表示的數(shù)值隨水量的增加而增大的是________；
A． B．
C． D．
（4）將體積均為10mLpH＝2的醋酸溶液與一元酸HX的溶液分別加水稀釋至1000mL，稀釋過程中溶液pH的變化如圖所示，則HX的電離平衡常數(shù)______（填“大于”“等于”或“小于”，下同）醋酸的平衡常數(shù)，稀釋后，HX溶液中水電離出來的c水（H+）________醋酸溶液中水電離出來的c水（H+）。
8．（2021·南京高二檢測(cè)）聯(lián)氨是一種應(yīng)用廣泛的化工原料，分子式為N2H4，是各種大型電廠鍋爐循環(huán)用水的化學(xué)除氧劑。并具有很高的燃燒熱，可用作火箭和燃料電池的燃料。在聯(lián)氨的分子中，由于有兩個(gè)親核的氮和四個(gè)可供置換的氫（H2N－NH2），可以合成各種衍生物，其中包括塑料發(fā)泡劑、抗氧劑、各種聚合物、農(nóng)藥、除草劑和藥品等。被越來越多地應(yīng)用于航天、化工、制藥等領(lǐng)域。
（1）聯(lián)氨為二元弱堿，在水中的電離方式與氨相似。聯(lián)氨第一步電離反應(yīng)的平衡常數(shù)值為________（已知：N2H4+H+N2H5+的K＝8.7×107；Kw＝1.0×10－14）。聯(lián)氨與硫酸形成的酸式鹽的化學(xué)式為________。
（2）氨是合成硝酸、銨鹽和氮肥的基本原料，回答下列問題：氨的水溶液顯弱堿性，其原因?yàn)開___________________________________________（用離子方程式表示），0.1mol·L－1的氨水中加入少量的NH4Cl固體，溶液的pH______________（填“升高”或“降低”）；若加入少量的明礬，溶液中的NH4+的濃度________（填“增大”或“減小”）。
（3）25℃，兩種酸的電離平衡常數(shù)如下表。
Ka1 Ka2
H2SO3 1.3×10－2 6.3×10－8
H2CO3 4.2×10－7 5.6×10－11
①HSO3－的電離平衡常數(shù)表達(dá)式K＝________。
②H2SO3溶液和NaHCO3溶液反應(yīng)的主要離子方程式為_________________。
題組C 培優(yōu)拔尖練
1．（2021·雙鴨山高二檢測(cè)）室溫下向10mL0.1mol·L－1的醋酸溶液中加水稀釋后，下列說法正確的是（ ）。
A．溶液中導(dǎo)電離子的數(shù)目減小
B．溶液中不變
C．醋酸的電離程度增大，c平（H+）也增大
D．醋酸的電離常數(shù)K隨醋酸濃度減小而減小
2．電離度是描述弱電解質(zhì)電離程度的物理量，電離度＝×100%。現(xiàn)取20mLc（H+）＝1×10－3mol·L－1的CH3COOH溶液，加入0.2mol·L－1的氨水，測(cè)得溶液導(dǎo)電性的變化如圖所示，則加入氨水前CH3COOH的電離度為（ ）。
A．0.5% B．1.5% C．0.1% D．1%
3．（雙選）常溫下有體積相同的四種溶液：①pH＝3的CH3COOH溶液；②pH＝3的鹽酸；③pH＝11的氨水；④pH＝11的NaOH溶液。下列說法正確的是（ ）。
A．若將四種溶液稀釋100倍，則溶液pH大小順序：③＞④＞①＞②
B．③和④分別用等濃度的硫酸溶液中和，消耗硫酸溶液的體積：③＞④
C．①與②分別與足量鎂粉反應(yīng)，生成H2的量：①＜②
D．②和③混合，所得混合溶液的pH大于7
4．（2021~2022湖北十堰高二上學(xué)期期末）向體積均為1 L，pH均等于2的鹽酸和醋酸（HAc）中，分別投入0.28g鐵粉，則下圖中的曲線符合反應(yīng)事實(shí)的是（ ）。
5．（2021~2022福建漳州高二上學(xué)期期末）某化學(xué)興趣小組的同學(xué)通過實(shí)驗(yàn)比較等體積（200mL）0.55mol/L硫酸、1.1mol/L鹽酸、1.1mol/L醋酸分別與過量金屬反應(yīng)生成氫氣的速率請(qǐng)你協(xié)助完成如下實(shí)驗(yàn)，并回答相關(guān)問題。
（1）實(shí)驗(yàn)用品：儀器（略）、藥品（除給定的三種酸溶液外，在Na、Mg、Fe三種金屬中選擇最合適的一種，并說明理由）。選擇的金屬是________________，不選其它兩種金屬的理由是________________________________。
（2）實(shí)驗(yàn)原理：（用離子方程式表示）________________________________。
（3）甲同學(xué)設(shè)計(jì)的實(shí)驗(yàn)裝置，乙同學(xué)認(rèn)為該裝置不能控制三個(gè)反應(yīng)在同一時(shí)間發(fā)生，并作了相應(yīng)的改進(jìn)。你認(rèn)為乙同學(xué)改進(jìn)的措施是：__________________。
（4）按改進(jìn)后的裝置進(jìn)行實(shí)驗(yàn)，實(shí)驗(yàn)中HCl與金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2質(zhì)量隨時(shí)間變化的關(guān)系見下圖：
計(jì)算實(shí)驗(yàn)在80~120s范圍內(nèi)HCl的平均反應(yīng)速率為___________（忽略溶液體積變化）。
（5）請(qǐng)?jiān)诖痤}卡的框圖中，畫出HAc、H2SO4與金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2質(zhì)量隨時(shí)間變化關(guān)系的預(yù)期結(jié)果示意圖。
（6）量筒的規(guī)格由________決定。
（7）對(duì)鹽酸和醋酸反應(yīng)圖象的異同，你的解釋是_______________________________
________________________________________________________________。第16講 弱電解質(zhì)的電離平衡
(
目標(biāo)導(dǎo)航
)
課程標(biāo)準(zhǔn) 課標(biāo)解讀
1．了解弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)概念和電離平衡常數(shù)與電離程度的關(guān)系。 2．理解影響弱電解質(zhì)的因素對(duì)電離平衡移動(dòng)的影響。 3．了解常見的弱酸和弱堿的電離常數(shù)大小，能比較它們的電離能力強(qiáng)弱。 1．增大電解質(zhì)在水溶液中存在電離平衡；能正確書寫弱電解質(zhì)的電離方程式；能用動(dòng)態(tài)平衡的觀點(diǎn)看待和分析電離平衡移動(dòng)。 2．通過分析、推理等方法認(rèn)識(shí)電離平衡常數(shù)的意義；建立強(qiáng)弱電解質(zhì)的判斷和“強(qiáng)酸制弱酸”的思維模型。 3．了解常見的弱酸和弱堿的電離常數(shù)大小，能比較它們的電離能力強(qiáng)弱。
(
知識(shí)精講
)
知識(shí)點(diǎn)01 電離平衡常數(shù)
1．電離平衡狀態(tài)
（1）建立過程
（2）電離平衡
①建立條件：一定溫度、濃度
②平衡狀態(tài)：弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等時(shí)的狀態(tài)。
（3）特點(diǎn)：弱電解質(zhì)分子電離成離子過程和離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子過程仍在進(jìn)行且速率相等。
2．電離平衡常數(shù)（電離常數(shù)）
（1）概念：在一定條件下達(dá)到電離平衡時(shí)，弱電解質(zhì)電離形成的各種離子的濃度乘積與溶液中未電離的分子的濃度之比。
（2）表達(dá)式：弱酸用Ka表示；弱堿用Kb表示。
①醋酸電離：CH3COOHH++CH3COO－，Ka＝
②碳酸第一步電離：H2CO3H++HCO3－ Ka1＝；
③碳酸第二步電離：HCO3－H++CO32－ Ka2＝，且Ka1＞Ka2。
④氨水電離：NH3·H2ONH4++OH－ Kb＝。
（3）影響因素：只與溫度有關(guān)，由于電離過程是吸熱過程，升溫，K值增大。
（3）應(yīng)用
①相同溫度下電離常數(shù)的大小可以判斷弱電解質(zhì)電離能力的相對(duì)強(qiáng)弱
②K越大，表示弱電解質(zhì)的電離程度越大，弱酸的酸性或弱堿的堿性相對(duì)越強(qiáng)。
3．電離度
（1）概念：弱電解質(zhì)在水中的電離達(dá)到平衡狀態(tài)時(shí)，已電離的溶質(zhì)分子數(shù)占原有溶質(zhì)分子數(shù)（包括已電離的和未電離的）的百分率。
（2）表達(dá)式：α＝×100%。
【即學(xué)即練1】在醋酸溶液中，CH3COOH電離達(dá)到平衡的標(biāo)志是（ ）。
A．溶液顯電中性
B．溶液中檢測(cè)不出CH3COOH分子存在
C．氫離子濃度恒定不變
D．c（H+）＝c（CH3COO－）
【解析】選C。無論是否達(dá)到平衡狀態(tài)，溶液都呈電中性，故A錯(cuò)誤；CH3COOH為弱電解質(zhì)，為可逆過程，溶液中應(yīng)存在CH3COOH分子，故B錯(cuò)誤；氫離子濃度恒定不變，說明正逆反應(yīng)速率相等，達(dá)到平衡狀態(tài)，故C正確；由于醋酸的電離程度未知，達(dá)到平衡時(shí)c（H+）與c（CH3COO－）關(guān)系不確定，且c（H+）＝c（CH3COO－）不符合溶液電中性原則，故D錯(cuò)誤。
【即學(xué)即練2】下列關(guān)于電離平衡常數(shù)（K）的說法中正確的是（ ）。
A．電離平衡常數(shù)（K）越小，表示弱電解質(zhì)電離能力越弱
B．電離平衡常數(shù)（K）與溫度無關(guān)
C．不同濃度的同一弱電解質(zhì)，其電離平衡常數(shù)（K）不同
D．多元弱酸各步電離平衡常數(shù)相互關(guān)系為：K1＜K2＜K3
【解析】選A。電離平衡常數(shù)只和溫度有關(guān)，K表示弱電解質(zhì)的電離能力，它越大，表示弱電解質(zhì)越易電離，反之，越難。
知識(shí)點(diǎn)02 影響電離平衡的因素
1．內(nèi)因（主要原因）：電解質(zhì)本身的性質(zhì)決定的。
2．外因
因素 影響結(jié)果
溫度 升高溫度，電離平衡正向移動(dòng)
濃度 加水稀釋，電離平衡正向移動(dòng)
外加物質(zhì) 加入與弱電解質(zhì)電離出的離子相同的離子，電離平衡逆向移動(dòng)（同離子效應(yīng)）
加入與弱電解質(zhì)電離出的離子反應(yīng)的離子，電離平衡正向移動(dòng)
【即學(xué)即練3】對(duì)某弱酸稀溶液加熱時(shí)，下列敘述錯(cuò)誤的是（ ）。
A．pH降低 B．弱酸分子濃度減少
C．溶液c（OH－）增大 D．溶液導(dǎo)電性增強(qiáng)
【解析】選C。弱酸電離是吸熱反應(yīng)，加熱，促進(jìn)電離，使電離平衡向正向移動(dòng)，c（H+）增大，c（電解質(zhì)）減小，c（OH－）減小，溶液中離子濃度大，導(dǎo)電能力加強(qiáng)。
(
能力拓展
)
考法01 電離平衡移動(dòng)
【典例1】（2021·蘇州高二檢測(cè)）0.1mol·L－1CH3COOH溶液中存在電離平衡：CH3COOHCH3COO－+H+，加水稀釋或加入少量CH3COONa晶體時(shí)，都會(huì)引起（ ）。
A．溶液的pH增大
B．CH3COOH電離程度變大
C．溶液的導(dǎo)電能力減弱
D．溶液中c平（OH－）減小
【解析】選A。CH3COOH溶液中存在平衡CH3COOHCH3COO－+H+。當(dāng)加入水時(shí)，溶液中CH3COOH、CH3COO－、H+的濃度都減小，c平（OH－）變大，溶液的pH增大。因?yàn)槿芤鹤兿。訡H3COOH電離程度變大。當(dāng)加入CH3COONa晶體時(shí)，發(fā)生CH3COONaCH3COO－+Na+，使得溶液中c平（CH3COO－）變大，平衡CH3COOHCH3COO－+H+左移，CH3COOH電離程度變小，c平（H+）減小，由于加入了Na+，導(dǎo)電能力增強(qiáng)。
【知識(shí)拓展】弱電解質(zhì)的電離平衡及影響因素
1．弱電解質(zhì)的電離平衡
類型 實(shí)例
一元弱酸 HFH++F－
一元弱堿 NH3·H2ONH4++OH－
多元弱酸 分步電離，分步寫出：H2CO3H++HCO3－，HCO3－H++CO32－
多元弱堿 分步電離，一步寫出：Cu（OH）2Cu2++2OH－
2．影響因素
（1）內(nèi)因：弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)，如相同條件下CH3COOH電離程度大于H2CO3。
（2）外因：以CH3COOHCH3COO－+H+ΔH＞0為例：
影響因素 移動(dòng)方向 n（H+） c平（H+） c平（CH3COO-） Ka pH 導(dǎo)電能力
升溫 （不考慮揮發(fā)） 右 增大 增大 增大 增大 減小 增強(qiáng)
加冰醋酸 右 增大 增大 增大 不變 減小 增強(qiáng)
加入其 他物質(zhì) CH3COONa固體 左 減小 減小 增大 不變 增大 增強(qiáng)
通入HCl氣體 左 增大 增大 減小 不變 減小 增強(qiáng)
NaOH固體 右 減小 減小 增大 不變 增大 增強(qiáng)
加水稀釋 右 增大 減小 減小 不變 增大 減弱
【特別提醒】
（1）弱酸或弱堿的電離平衡向右移動(dòng)，其電離程度不一定增大，電解質(zhì)分子的濃度不一定減小，離子的濃度不一定增大。
（2）弱酸或弱堿加水稀釋時(shí)，溶液中不一定所有離子濃度都減小。如稀醋酸加水稀釋時(shí)，c平（OH－）增大，其他離子濃度均減小。
（3）對(duì)于濃的弱電解質(zhì)溶液，如冰醋酸加水稀釋的過程弱電解質(zhì)的電離程度逐漸增大，但離子濃度先增大后減小。
（4）分析弱電解質(zhì)微粒濃度變化時(shí)，要注意平衡移動(dòng)時(shí)相關(guān)量的變化程度與溶液體積變化程度的相對(duì)大小。
考法02 強(qiáng)弱電解質(zhì)的比較
【典例2】（2021~2022江蘇鹽城高二上學(xué)期期末）某溫度下，HNO2和CH3COOH的電離常數(shù)分別為5.0×10－4和1.7×10－5。將pH相同、體積均為V0的兩種酸溶液分別加水稀釋至體積V，pH隨lg的變化如圖所示，下列敘述錯(cuò)誤的是（ ）。
A．曲線Ⅰ代表CH3COOH溶液
B．溶液中水的電離程度：b點(diǎn)小于c點(diǎn)
C．相同體積a點(diǎn)的兩種酸分別與NaOH溶液恰好中和后，溶液中n（NO2－）＞n（CH3COO－）
D．由c點(diǎn)到d點(diǎn)，溶液中保持不變（其中HA、A－分別代表相應(yīng)的酸和酸根離子）
【解析】選C。由電離常數(shù)可知，HNO2和CH3COOH都是弱酸，并且醋酸的酸性更弱。pH相同、體積均為V0的兩種酸溶液中，醋酸的物質(zhì)的量比亞硝酸大。相同pH的弱酸加水稀釋，酸性越強(qiáng)的酸，pH變化越大，所以曲線Ⅰ代表CH3COOH溶液，A選項(xiàng)正確；從圖中可以看出，溶液的pHb點(diǎn)小于c點(diǎn)，說明c（H+）b點(diǎn)比c點(diǎn)大，c（OH－）c點(diǎn)比b點(diǎn)大，從而說明溶液中水的電離程度c點(diǎn)比b點(diǎn)大，B選項(xiàng)正確；相同體積a點(diǎn)的兩種酸，醋酸的物質(zhì)的量大，分別與NaOH溶液恰好中和后，溶液中n（NO2－）＜n（CH3COO－），C選項(xiàng)錯(cuò)誤；＝＝，D由c點(diǎn)到d點(diǎn)，弱酸的電離常數(shù)和水的電離常數(shù)都不變，所以不變，即保持不變，D選項(xiàng)正確。
【知識(shí)拓展】弱電解質(zhì)強(qiáng)弱判斷
1．弱電解質(zhì)的判斷方法
（1）在相同濃度、相同溫度下，與強(qiáng)電解質(zhì)做導(dǎo)電性對(duì)比實(shí)驗(yàn)，導(dǎo)電性弱的為弱電解質(zhì)。
（2）濃度與pH的關(guān)系。如0.1mol·L－1CH3COOH溶液，其pH＞1，則可證明CH3COOH是弱電解質(zhì)。
（3）稀釋前后的pH與稀釋倍數(shù)的關(guān)系。例如，將pH＝2的酸溶液稀釋至原體積的1000倍，若pH小于5，則證明該酸為弱酸；若pH為5，則證明該酸為強(qiáng)酸。
（4）利用實(shí)驗(yàn)證明存在電離平衡。如醋酸溶液中滴入紫色石蕊溶液變紅，再加CH3COONa固體，顏色變淺，證明CH3COOH是弱電解質(zhì)。
（5）在相同濃度、相同溫度下，比較與金屬反應(yīng)的速率的快慢。如將鋅粒投入等濃度的鹽酸和醋酸溶液中，起始速率前者比后者快。
2．一元強(qiáng)酸與一元弱酸的比較
（1）相同物質(zhì)的量濃度、相同體積時(shí)。
c平（H+） pH 中和堿 的能力 與足量金屬反應(yīng) 產(chǎn)生H2的量 與金屬反應(yīng) 開始時(shí)速率
一元強(qiáng)酸 大 小 相同 相同 大
一元弱酸 小 大 小
（2）相同pH、相同體積時(shí)
c平（H+） c平（酸） 中和堿 的能力 與足量金屬反應(yīng) 產(chǎn)生H2的量 與金屬反應(yīng) 開始時(shí)速率
一元強(qiáng)酸 相同 小 小 少 相同
一元弱酸 大 大 多
【特別提醒】
（1）弱電解質(zhì)的電離是微弱的，在溶液中主要以弱電解質(zhì)分子的形式存在。
（2）電離平衡發(fā)生正向移動(dòng)，弱電解質(zhì)的電離程度不一定增大，如醋酸溶液中加冰醋酸。
（3）多元弱酸分步電離，電離常數(shù)逐漸減小，上一步電離產(chǎn)生的H+對(duì)下一步的電離起到抑制作用。
（4）弱電解質(zhì)溶液加水稀釋，電離程度增大，但是弱電解質(zhì)電離出的離子濃度卻不是增大，而是減小的。
考法03 電離常數(shù)的應(yīng)用
【典例3】（2022·全國乙卷）常溫下，一元酸HA的Ka（HA）＝1.0×10－3。在某體系中，H+與A－離子不能穿過隔膜，未電離的HA可自由穿過該膜（如圖所示）。
設(shè)溶液中c總（HA）＝c（HA）+c（A－），當(dāng)達(dá)到平衡時(shí)，下列敘述正確的是（ ）。
A．溶液Ⅰ中c（H+）＝c（OH－）+c（A－）
B．溶液Ⅱ中的HA的電離度［］為
C．溶液Ⅰ和Ⅱ中的c（HA）不相等
D．溶液Ⅰ和Ⅱ中的c總（HA）之比為10－4
【解析】選B。常溫下溶液I的pH＝7.0，則溶液I中c（H+）＝c（OH－）＝1×10－7mol/L，c（H+）＜c（OH－）+c（A－），A錯(cuò)誤；常溫下溶液II的pH＝1.0，溶液中c（H+）＝0.1mol/L，Ka＝＝1.0×10－3，c總（HA）＝c（HA）+c（A－），則＝1.0×10－3，解得＝，B正確；根據(jù)題意，未電離的HA可自由穿過隔膜，故溶液I和II中的c（HA）相等，C錯(cuò)誤；常溫下溶液I的pH＝7.0，溶液I中c（H+）＝1×10－7mol/L，Ka＝＝1.0×10－3，c總（HA）＝c（HA）+c（A－），＝1.0×10－3，溶液I中c總（HA）＝（104+1）c（HA），溶液II的pH＝1.0，溶液II中c（H+）＝0.1mol/L，Ka＝＝1.0×10－3，c總（HA）＝c（HA）+c（A－），＝1.0×10－3，溶液II中c總（HA）＝1.01c（HA），未電離的HA可自由穿過隔膜，故溶液I和II中的c（HA）相等，溶液I和II中c總（HA）之比為［（104+1）c（HA）］∶［1.01c（HA）］＝（104+1）∶1.01≈104，D錯(cuò)誤。
【知識(shí)拓展】電離平衡常數(shù)的應(yīng)用
1．比較弱酸的酸性強(qiáng)弱
（1）相同條件下，K值越大，電離程度越大，酸性越強(qiáng)。
（2）酸性越強(qiáng)，越容易電離；其相應(yīng)的酸根離子結(jié)合H+越困難，堿性越弱。
化學(xué)式 CH3COOH H2CO3 HClO
電離平衡常數(shù) /（mol·L－1） 1.7×10－5 Ka1＝4.2×10－7 Ka2＝5.6×10－11 4.7×10－8
①酸性強(qiáng)弱順序：CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞HCO3－
②結(jié)合H+的能力：CH3COO－＜HCO3－＜ClO－＜CO32－
2．判斷復(fù)分解反應(yīng)能否進(jìn)行
（1）規(guī)則：相對(duì)強(qiáng)的酸（堿）制取相對(duì)弱的酸（堿）
（2）Na2CO3溶液中加入過量次氯酸
①滿足“強(qiáng)酸（HClO）制弱酸（HCO3－）”原理：Na2CO3+HClONaHCO3+NaClO
②不滿足“強(qiáng)酸（HClO）制弱酸（H2CO3）”原理：Na2CO3+2HClONaHCO3+CO2↑+H2O
3．判斷粒子濃度比值的變化
（1）適用范圍：分子、分母等變大或變小
（2）常用方法：分子和分母同乘以某個(gè)相同的量，盡可能轉(zhuǎn)化成含平衡常數(shù)的代數(shù)式
（3）應(yīng)用舉例：加水稀釋弱酸HA溶液，c平（H+）、c平（A－）、c平（HA）減小，不容易判斷變化趨勢(shì)
①變形：＝＝
②判斷：稀釋時(shí)Ka（HA）不變，c平（H+）減小，則變大
4．計(jì)算電離度（α）
（1）方法：“三段式”：假設(shè)酸的起始濃度為c，電離度為α：
HA H+ + A－
起始mol/L c 0 0
變化mol/L cα cα cα
平衡mol/L c－cα cα cα
（2）忽略：一般認(rèn)為c－cα≈c（電離常數(shù)很小）
（3）將相關(guān)數(shù)據(jù)代入平衡常數(shù)表達(dá)式：Ka＝＝≈＝cα2
（4）常用公式
①一元弱酸：c平（H+）＝cα＝c×＝
②一元弱堿：c平（OH－）＝cα＝c×＝
【特別提醒】
（1）電離常數(shù)與化學(xué)平衡常數(shù)一樣，只與溫度有關(guān)，與其他條件無關(guān)。
（2）電離常數(shù)除了可以比較弱電解質(zhì)的電離能力外，還能定量判斷電離平衡的移動(dòng)方向。
（3）在運(yùn)用電離常數(shù)表達(dá)式進(jìn)行計(jì)算時(shí)，濃度必須是平衡時(shí)的濃度。
(
分層提分
)
題組A 基礎(chǔ)過關(guān)練
1．（2021·泰安高二檢測(cè)）下列有關(guān)“電離平衡”的敘述中正確的是（ ）。
A．電解質(zhì)在溶液里達(dá)到電離平衡時(shí)，分子的濃度和離子的濃度相等
B．達(dá)到電離平衡時(shí)，由于分子和離子的濃度不再發(fā)生變化，所以說電離平衡是靜態(tài)平衡
C．電離平衡是相對(duì)的、暫時(shí)的，反應(yīng)條件改變時(shí)，平衡可能會(huì)發(fā)生移動(dòng)
D．電解質(zhì)達(dá)到電離平衡后，各離子的濃度相等
【解析】選C。A項(xiàng)，達(dá)到電離平衡時(shí)，分子的濃度和離子的濃度均不變，但未必相等；B項(xiàng)，達(dá)到電離平衡時(shí)，分子仍然要電離為離子，離子也要結(jié)合為分子，只是二者速率相等，即電離平衡是動(dòng)態(tài)平衡；D項(xiàng)，達(dá)到電離平衡時(shí)，電解質(zhì)溶液中各離子的濃度不變，但不一定相等。
2．室溫下，下列事實(shí)不能說明NH3·H2O為弱電解質(zhì)的是（ ）。
A．0.1mol·L－1氨水能使無色酚酞溶液變紅色
B．0.1mol·L－1氨水pH小于0.1mol·L－1NaOH溶液的pH
C．0.1mol·L－1NaOH溶液的導(dǎo)電能力比0.1mol·L－1氨水的導(dǎo)電能力強(qiáng)
D．0.1mol·L－1氨水的pH小于13
【解析】選A。0.1mol·L－1的氨水可以使酚酞溶液變紅，只能說明氨水具有堿性，但不能說明電離程度，不能說明NH3·H2O為弱電解質(zhì)，故選A；0.1mol·L－1氨水pH小于0.1mol·L－1NaOH溶液的pH，可說明一水合氨為弱電解質(zhì)，故不選B；在相同條件下，氨水溶液的導(dǎo)電性比強(qiáng)堿溶液弱，可說明一水合氨部分電離，能說明NH3·H2O為弱電解質(zhì)，故不選C；0.1mol·L－1氨水的pH小于13，說明未完全電離，能說明NH3·H2O為弱電解質(zhì)，故不選D。
3．表示正確的HF的電離平衡常數(shù)表達(dá)式是（ ）。
A．c平（H+） B．Ka（HF）
C． D．
【解析】選D。電離平衡常數(shù)等于生成物濃度冪之積與反應(yīng)物濃度冪之積的比，注意電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)。氫氟酸是弱酸，在水溶液里存在電離平衡HFH++F－，所以其電離平衡常數(shù)＝。
4．（2021·合肥高二檢測(cè)）一元弱酸HA（aq）中存在下列電離平衡：HAA－+H+。將1.0molHA加入1.0L水中，如圖中，表示溶液中HA、H+、A－的物質(zhì)的量濃度隨時(shí)間而變化的曲線正確的是（ ）。
【解析】選C。根據(jù)弱酸HA的電離平衡知，HA濃度由大到小，排除D項(xiàng)；A－、H+濃度由0增大，排除了A、B；平衡時(shí)，HA減少量等于A－的增加量。
5．在HNO2溶液中存在如下平衡：HNO2H++NO2－，向該溶液中加入少量的下列物質(zhì)后，能使電離平衡向右移動(dòng)的是（ ）。
A．NaOH溶液 B．硫酸溶液
C．NaNO2溶液 D．NaHSO4溶液
【解析】選A。根據(jù)平衡HNO2H++NO2－，加入NaOH溶液會(huì)和氫離子反應(yīng)，消耗氫離子，所以平衡正向移動(dòng)，故A正確；加入硫酸溶液會(huì)增大氫離子濃度，所以平衡逆向移動(dòng)，故B錯(cuò)誤；加入亞硝酸鈉，增大了NO2－濃度，NO2－平衡逆向移動(dòng)，故C錯(cuò)誤；加入硫酸氫鈉溶液會(huì)增大氫離子濃度，所以平衡逆向移動(dòng)，故D錯(cuò)誤。
6．（2021·安慶高二檢測(cè)）0.10mol·L－1HA溶液中有1%的HA電離，則HA的電離平衡常數(shù)Ka為（ ）。
A．1.0×10－5 B．1.0×10－7
C．1.0×10－8 D．1.0×10－9
【解析】選A。電離出的的HA的物質(zhì)的量濃度為：c（HA）＝0.10mol·L－1×1%＝1.0×10－3mol·L－1，根據(jù)：HAH++A－，則平衡時(shí)：c平（H+）＝c平（A－）＝1.0×10－3mol·L－1，c平（HA）＝0.10mol·L－1－1.0×10－3mol·L－1≈1.0×10－1mol·L－1，將有關(guān)數(shù)據(jù)帶入平衡常數(shù)表達(dá)式得：K＝＝1.0×10－5。
7．A物質(zhì)的化學(xué)式為M（OH）2，將其溶于水制成稀溶液，該溶液呈中性，在溶液中存在：M2++2OH－M（OH）22H++MO22－。回答以下題目一律用“增大”“減小”“不變”填空：
（1）在其他條件不變的情況下，25℃時(shí)，在蒸餾水中加入A物質(zhì)后，與加入前比較：由水電離出的c（OH－）_______，c（H+）_______，水的電離度_______，Kw_______。
（2）25℃時(shí)，向A的稀溶液中加入少量的燒堿固體，則水的電離度_______，溶液的pH_______。
（3）室溫下，甲、乙兩瓶氨水的濃度分別為1mol/L和0.1mol/L，則甲、乙兩瓶氨水中c（OH－）之比為_______10（填大于、等于或小于）。
【解析】（1）①因?yàn)锳的溶液呈中性，所以25℃時(shí)，在蒸餾水中加入A物質(zhì)后，對(duì)水的電離無影響，所以由水電離出的c（OH－）、c（H+）、水的電離度、Kw均不變；（2）25℃時(shí)，向A的中性稀溶液中加入少量的燒堿固體，相當(dāng)于堿性溶液，堿對(duì)水的電離起抑制作用，水的電離程度減小；（3）氨水的濃度越小，則電離度越大，遵循越稀越電離的原理，0.1mol/L的氨水比較容易電離，氫氧根濃度大與1mol/L氨水中氫氧根離子濃度的，所以這個(gè)比值應(yīng)該小于10。
【答案】（1）不變；不變；不變；不變（2）減小；增大（3）小于
8．氨水的主要成分是NH3·H2O，已知在25℃時(shí)，氨水中NH3·H2O的電離常數(shù)Kb＝1.8×10－5mol·L－1，回答下列問題：
（1）氨水中NH3·H2O的電離常數(shù)表達(dá)式Kb＝________。
（2）當(dāng)向該氨水中加入一定量的NaOH溶液時(shí)，Kb值________。
（3）若該氨水的起始濃度為0.01mol·L－1，則達(dá)到電離平衡時(shí)溶液中OH－的物質(zhì)的量濃度是________。
【解析】電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，與濃度無關(guān)。NH3·H2O的電離常數(shù)較小，平衡時(shí)氨水中c平（NH3·H2O）近似等于起始濃度0.01mol·L－1，則c平（OH－）≈c平（NH4+）＝＝mol·L－1≈4.2×10－4mol·L－1。
【答案】（1）Kb＝（2）不會(huì)（3）4.2×10－4mol·L－1
題組B 能力提升練
1．（2021·鎮(zhèn)江高二檢測(cè)）已知7.2×10－4mol·L－1、4.6×10－4mol·L－1、4.9×10－10mol·L－1分別是三種酸的電離平衡常數(shù)的值。若這三種酸可發(fā)生如下反應(yīng)：
①NaCN+HNO2HCN+NaNO2
②NaCN+HFHCN+NaF
③NaNO2+HFHNO2+NaF
則下列敘述中不正確的是（ ）。
A．HF的電離平衡常數(shù)為7.2×10－4mol·L－1
B．HNO2的電離平衡常數(shù)為4.9×10－10mol·L－1
C．根據(jù)①③兩個(gè)反應(yīng)即可知三種酸的相對(duì)強(qiáng)弱
D．HNO2的電離平衡常數(shù)比HCN的大，比HF的小
【解析】選B。根據(jù)強(qiáng)酸制弱酸的原理，題給三個(gè)反應(yīng)中，第①個(gè)反應(yīng)說明酸性HNO2＞HCN，第③個(gè)反應(yīng)說明酸性HF＞HNO2，故HF、HNO2、HCN的酸性依次減弱。相同條件下，酸的酸性越強(qiáng)，電離平衡常數(shù)越大，據(jù)此可以將三個(gè)電離平衡常數(shù)與酸對(duì)應(yīng)起來。
2．已知：H2CO3H++HCO3－，K1＝4.3×10－7；HCO3－H++CO32－，K2＝5.6×10－11；HClOH++ClO－，K＝3.0×10－8，根據(jù)上述電離常數(shù)分析，下列各式中錯(cuò)誤的是（ ）。
A．Ca（ClO）2+2HCl＝CaCl2+2HClO
B．Ca（ClO）2+H2O+CO2＝CaCO3↓+2HClO
C．NaClO+H2O+CO2＝NaHCO3+HClO
D．2NaClO+H2O+CO2＝Na2CO3+2HClO
【解析】選D。電離平衡常數(shù)越大，酸性越強(qiáng)，所以酸性H2CO3＞HClO＞HCO3－。鹽酸是強(qiáng)酸，次氯酸是弱酸，根據(jù)強(qiáng)酸制備弱酸，反應(yīng)可以發(fā)生，故A正確；酸性H2CO3＞HClO，碳酸鈣不能溶于HClO，反應(yīng)可以發(fā)生，故B正確；酸性H2CO3＞HClO＞HCO3－，根據(jù)強(qiáng)酸制備弱酸，反應(yīng)可以發(fā)生，故C正確；酸性H2CO3＞HClO＞HCO3－，根據(jù)強(qiáng)酸制弱酸，次氯酸鈉與水、二氧化碳反應(yīng)應(yīng)該生成次氯酸與碳酸氫鈉，反應(yīng)為NaClO+H2O+CO2＝NaHCO3+HClO，故D錯(cuò)誤。
3．（2021·郴州高二檢測(cè)）pH相等的鹽酸（甲）和醋酸（乙），分別與鋅反應(yīng)，若最后鋅已全部溶解且放出氣體一樣多，則下列說法正確的是（ ）。
A．反應(yīng)開始時(shí)的速率：甲＞乙
B．反應(yīng)結(jié)束時(shí)，c平（H+）：甲＝乙
C．反應(yīng)開始時(shí)，酸的物質(zhì)的量濃度：甲＝乙
D．反應(yīng)所需時(shí)間：甲＞乙
【解析】選D。A項(xiàng)，鹽酸（甲）和醋酸（乙）兩種溶液中氫離子濃度相等，所以開始反應(yīng)速率相等，錯(cuò)誤；B項(xiàng)，若最后鋅全部溶解且放出氣體一樣多，可能是鹽酸恰好反應(yīng)而醋酸過量，也可能是鹽酸和醋酸都過量，則反應(yīng)后溶液的c平（H+）：乙＞甲，錯(cuò)誤；C項(xiàng)，c平（H+）相等的鹽酸（甲）和醋酸（乙），醋酸是弱電解質(zhì)，氯化氫是強(qiáng)電解質(zhì)，所以反應(yīng)開始時(shí)，c（HCl）＜c（CH3COOH），錯(cuò)誤；D項(xiàng)，反應(yīng)過程中，醋酸電離導(dǎo)致醋酸中氫離子濃度減小的速率小于鹽酸中氫離子濃度減小的速率，所以鹽酸反應(yīng)的速率小于醋酸，所以反應(yīng)所需時(shí)間：甲＞乙，D正確。
4．（2022·浙江6月選考）關(guān)于反應(yīng)Cl2（g）+H2O（l）H+（aq）+Cl－（aq）+HClO（aq）△H＜0，達(dá)到平衡后，下列說法不正確的是（ ）。
A．升高溫度，氯水中的c（HClO）減小
B．氯水中加入少量醋酸鈉固體，上述平衡正向移動(dòng)，c（HClO）增大
C．取氯水稀釋，增大
D．取兩份氯水，分別滴加AgNO3溶液和淀粉KI溶液，若前者有白色沉淀，后者溶液變藍(lán)色，可以證明上述反應(yīng)存在限度
【解析】選D。HClO受熱易分解，升高溫度，HClO分解，平衡正向移動(dòng)，c（HClO）減小，A選項(xiàng)正確；氯水中加入少量醋酸鈉固體，醋酸根離子和氫離子結(jié)合生成醋酸分子，氫離子濃度減小，平衡正向移動(dòng)，c（HClO）增大，B選項(xiàng)正確；氯水中存在如下關(guān)系：c（Cl－）＝c（HClO）+c（ClO－），則＝＝1+＝1+＝1+，氯水稀釋，平衡Cl2（g）+H2O（l）H+（aq）+Cl－（aq）+HClO（aq）正向移動(dòng)，n（H+）增多，c（H+）均減小，則增大，C選項(xiàng)正確；氯水中加硝酸銀產(chǎn)生白色沉淀，證明溶液中有氯離子，氯水中加淀粉碘化鉀溶液，溶液變藍(lán)，證明生成了碘單質(zhì)，溶液中有強(qiáng)氧化性的物質(zhì)，而氯氣和次氯酸都有強(qiáng)氧化性，不能證明反應(yīng)物和生成物共存，即不能證明上述反應(yīng)存在限度，D選項(xiàng)錯(cuò)誤。
5．（雙選）某溫度下，相同pH的氨水和氫氧化鈉溶液分別加水稀釋，溶液pH隨溶液體積變化的曲線如圖所示。據(jù)圖判斷正確的是（ ）。
A．Ⅰ為氨水稀釋時(shí)的pH變化曲線
B．a(chǎn)、b、c三點(diǎn)溶液的導(dǎo)電性：c＞b＝a
C．a(chǎn)、b、c三點(diǎn)溶液中水的電離程度：c＝b＞a
D．用相同濃度的鹽酸分別與等體積的b、c處溶液恰好完全反應(yīng)，消耗鹽酸的體積：Vb＝Vc
【解析】選AC。某溫度下，相同pH的氨水和氫氧化鈉溶液，氨水中存在未電離的分子，加水稀釋時(shí)，平衡向電離的方向移動(dòng)，而NaOH完全電離，加水稀釋時(shí)，氫氧根離子濃度減小的程度比氨水大，故I為氨水稀釋的圖像，II為NaOH稀釋時(shí)的圖像。分析可知，Ⅰ為氨水稀釋時(shí)的pH變化曲線，A說法正確；a、b、c三點(diǎn)pH越大，離子濃度越大，導(dǎo)電能力越強(qiáng)，則溶液的導(dǎo)電性：a＞c，B說法錯(cuò)誤；a、b、c三點(diǎn)均為堿溶液，pH越大，對(duì)水的電離抑制程度越大，溶液中水的電離程度：b＝c＞a，C說法正確；pH相同，氨水中存在未電離的分子，則氨的物質(zhì)的量大于NaOH，用相同濃度的鹽酸分別與等體積的b、c處溶液恰好完全反應(yīng)，氨水消耗鹽酸的體積大，即Vb＞Vc，D說法錯(cuò)誤。
6．（雙選）已知室溫時(shí)，0.1mol·L－1某一元酸HA在水中有0.1%發(fā)生電離，下列敘述錯(cuò)誤的是（ ）。
A．該溶液的pH＝4
B．升高溫度，溶液的pH增大
C．此酸的電離平衡常數(shù)約為1×10－6mol·L－1
D．由HA電離出的c酸（H+）約為水電離出的c水（H+）的106倍
【解析】選BC。0.1mol·L－1某一元酸HA在水中有0.1%發(fā)生電離，說明溶液中c平（H+）＝0.1×0.1%mol·L－1＝10－4mol·L－1，pH＝4，A項(xiàng)正確；升溫促進(jìn)電離，溶液的pH減小，故B項(xiàng)錯(cuò)誤；此酸的電離平衡常數(shù)約為K＝＝mol·L－1＝1×10－7mol·L－1，故C項(xiàng)錯(cuò)誤；由HA電離出的c酸（H+）約為10－4mol·L－1，所以c水（H+）＝10－10mol·L－1，前者是后者的106倍，所以由HA電離出的c酸（H+）約為水電離出的c水（H+）的106倍，故D項(xiàng)正確。
7．25℃時(shí)，幾種酸的電離平衡常數(shù)見下表：
化學(xué)式 CH3COOH H2CO3 HClO
電離平衡常數(shù) 1.7×10－5mol·L－1 K1＝4.2×10－7mol·L－1 K2＝5.6×10－11mol·L－1 4.7×10－8mol·L－1
回答下列問題：
（1）下列四種離子結(jié)合質(zhì)子的能力由大到小的順序是________；（填編號(hào)）
A．CO32－ B．ClO－ C．CH3COO－ D．HCO3－
（2）下列反應(yīng)不能發(fā)生的是________；
A．CO32－+2CH3COOH2CH3COO－+CO2↑+H2O
B．ClO－+CH3COOHCH3COO－+HClO
C．CO32－+2HClOCO2↑+H2O+2ClO－
D．2ClO－+CO2+H2OCO32－+2HClO
（3）用蒸餾水稀釋0.10mol·L－1的醋酸溶液，則下列各式表示的數(shù)值隨水量的增加而增大的是________；
A． B．
C． D．
（4）將體積均為10mLpH＝2的醋酸溶液與一元酸HX的溶液分別加水稀釋至1000mL，稀釋過程中溶液pH的變化如圖所示，則HX的電離平衡常數(shù)______（填“大于”“等于”或“小于”，下同）醋酸的平衡常數(shù)，稀釋后，HX溶液中水電離出來的c水（H+）________醋酸溶液中水電離出來的c水（H+）。
【解析】從題給電離平衡常數(shù)可得出酸性強(qiáng)弱為CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞HCO3－。（1）對(duì)應(yīng)酸越弱結(jié)合氫離子能力越強(qiáng)，所以結(jié)合氫離子能力A＞B＞D＞C。（2）根據(jù)相對(duì)強(qiáng)的酸可制相對(duì)弱的酸原理分析可得，A、B反應(yīng)能發(fā)生，C、D反應(yīng)不能發(fā)生。（3）用蒸餾水稀釋0.10mol·L－1的醋酸溶液，A選項(xiàng)，＝，加水稀釋，平衡正向移動(dòng)，n（H+）增大，n（CH3COOH）減小，比值減小，故不選；B選項(xiàng)，＝，加水稀釋平衡正向移動(dòng)，n（CH3COOH）減小，n（CH3COO－）增大，所以比值增大，故選；C選項(xiàng)，加水稀釋，c平（H+）減小，Kw不變，所以減小，故不選；D選項(xiàng)，加水稀釋，c平（H+）減小，c平（OH－）增大，所以減小，故不選。（4）體積均為10mL的pH＝2的醋酸溶液與一元酸HX的溶液分別加水稀釋至1000mL，加水稀釋變化大的酸性相對(duì)較強(qiáng)，因此根據(jù)稀釋過程pH變化可知，HX的酸性比醋酸強(qiáng)，則HX的電離平衡常數(shù)大于醋酸的電離平衡常數(shù)，稀釋后，HX溶液酸性比醋酸溶液酸性弱，對(duì)水電離抑制程度比醋酸抑制水電離的能力弱，因此HX溶液中水電離出來的c水（H+）大于醋酸溶液中水電離出來的c水（H+）。
【答案】（1）A＞B＞D＞C（2）CD（3）B（4）大于；大于
8．（2021·南京高二檢測(cè)）聯(lián)氨是一種應(yīng)用廣泛的化工原料，分子式為N2H4，是各種大型電廠鍋爐循環(huán)用水的化學(xué)除氧劑。并具有很高的燃燒熱，可用作火箭和燃料電池的燃料。在聯(lián)氨的分子中，由于有兩個(gè)親核的氮和四個(gè)可供置換的氫（H2N－NH2），可以合成各種衍生物，其中包括塑料發(fā)泡劑、抗氧劑、各種聚合物、農(nóng)藥、除草劑和藥品等。被越來越多地應(yīng)用于航天、化工、制藥等領(lǐng)域。
（1）聯(lián)氨為二元弱堿，在水中的電離方式與氨相似。聯(lián)氨第一步電離反應(yīng)的平衡常數(shù)值為________（已知：N2H4+H+N2H5+的K＝8.7×107；Kw＝1.0×10－14）。聯(lián)氨與硫酸形成的酸式鹽的化學(xué)式為________。
（2）氨是合成硝酸、銨鹽和氮肥的基本原料，回答下列問題：氨的水溶液顯弱堿性，其原因?yàn)開___________________________________________（用離子方程式表示），0.1mol·L－1的氨水中加入少量的NH4Cl固體，溶液的pH______________（填“升高”或“降低”）；若加入少量的明礬，溶液中的NH4+的濃度________（填“增大”或“減小”）。
（3）25℃，兩種酸的電離平衡常數(shù)如下表。
Ka1 Ka2
H2SO3 1.3×10－2 6.3×10－8
H2CO3 4.2×10－7 5.6×10－11
①HSO3－的電離平衡常數(shù)表達(dá)式K＝________。
②H2SO3溶液和NaHCO3溶液反應(yīng)的主要離子方程式為_________________。
【解析】（1）將H2OH++OH－Kw＝1.0×10－14、N2H4+H+N2H5+K＝8.7×107相加，可得：N2H4+H2ON2H5++OH－，Ka1＝Kw·K＝1.0×10－14×8.7×107＝8.7×10－7。類比NH3與H2SO4形成酸式鹽的化學(xué)式NH4HSO4可知，N2H4與H2SO4形成的酸式鹽的化學(xué)式應(yīng)為N2H6（HSO4）2。（2）氨水中存在NH3·H2ONH4++OH－，所以溶液呈堿性，當(dāng)加入少量的明礬，Al3+和OH－反應(yīng)使平衡右移，NH4+濃度變大。（3）①電離平衡常數(shù)等于電離出的離子平衡濃度的乘積與弱電解質(zhì)的平衡濃度的比值。②根據(jù)電離平衡常數(shù)的大小可判斷H2SO3的酸性強(qiáng)于碳酸，且H2SO3的Ka2＜H2CO3的Ka1，故反應(yīng)可放出CO2氣體，H2SO3+HCO3－HSO3－+CO2↑+H2O。
【答案】（1）8.7×10－7；N2H6（HSO4）2
（2）NH3·H2ONH4++OH－；降低；增大
（3）①②H2SO3+HCO3－HSO3－+CO2↑+H2O
題組C 培優(yōu)拔尖練
1．（2021·雙鴨山高二檢測(cè)）室溫下向10mL0.1mol·L－1的醋酸溶液中加水稀釋后，下列說法正確的是（ ）。
A．溶液中導(dǎo)電離子的數(shù)目減小
B．溶液中不變
C．醋酸的電離程度增大，c平（H+）也增大
D．醋酸的電離常數(shù)K隨醋酸濃度減小而減小
【解析】選B。加水稀釋，醋酸的電離平衡正向移動(dòng)，溶液中離子數(shù)目增多，因此溶液中導(dǎo)電離子的數(shù)目增多，A錯(cuò)誤；表示醋酸的電離平衡常數(shù)，溫度不變，則常數(shù)不變，B正確；加水稀釋，醋酸的電離平衡正向移動(dòng)，醋酸的電離程度增大，溶液酸性減弱，所以c平（H+）減小，C錯(cuò)誤；醋酸的電離常數(shù)K只與溫度有關(guān)系，溫度不變，常數(shù)不變，D錯(cuò)誤。
2．電離度是描述弱電解質(zhì)電離程度的物理量，電離度＝×100%。現(xiàn)取20mLc（H+）＝1×10－3mol·L－1的CH3COOH溶液，加入0.2mol·L－1的氨水，測(cè)得溶液導(dǎo)電性的變化如圖所示，則加入氨水前CH3COOH的電離度為（ ）。
A．0.5% B．1.5% C．0.1% D．1%
【解析】選D。由圖象可知當(dāng)加入10mL氨水時(shí)，溶液的導(dǎo)電性最強(qiáng)，即此時(shí)兩者恰好完全反應(yīng)，則有20mL×c平（CH3COOH）＝0.2mol·L－1×10mL，則c平（CH3COOH）＝0.1mol·L－1，故CH3COOH的電離度為×100%＝1%。
3．（雙選）常溫下有體積相同的四種溶液：①pH＝3的CH3COOH溶液；②pH＝3的鹽酸；③pH＝11的氨水；④pH＝11的NaOH溶液。下列說法正確的是（ ）。
A．若將四種溶液稀釋100倍，則溶液pH大小順序：③＞④＞①＞②
B．③和④分別用等濃度的硫酸溶液中和，消耗硫酸溶液的體積：③＞④
C．①與②分別與足量鎂粉反應(yīng)，生成H2的量：①＜②
D．②和③混合，所得混合溶液的pH大于7
【解析】選BD。pH＝3的CH3COOH溶液中c（CH3COOH）＞10－3mol·L－1，pH＝3的鹽酸中c（HCl）＝10－3mol·L－1，pH＝11的氨水中c（NH3·H2O）＞10－3mol·L－1，pH＝11的NaOH溶液中c（NaOH）＝10－3mol·L－1。A項(xiàng)，稀釋促進(jìn)弱電解質(zhì)的電離，則若將四種溶液稀釋100倍，溶液pH大小順序：③＞④＞②＞①，錯(cuò)誤；B項(xiàng)，由于氨水的濃度大于氫氧化鈉的濃度，所以等體積的③和④分別用等濃度的硫酸溶液中和，消耗硫酸溶液的體積：③＞④，正確；C項(xiàng)，由于醋酸的濃度大于鹽酸，則等體積的①與②分別與足量鎂粉反應(yīng)，生成H2的量：①＞②，錯(cuò)誤；D項(xiàng)，②和③混合，堿的物質(zhì)的量遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于酸的物質(zhì)的量，所以所得混合溶液的pH大于7，正確。
4．（2021~2022湖北十堰高二上學(xué)期期末）向體積均為1 L，pH均等于2的鹽酸和醋酸（HAc）中，分別投入0.28g鐵粉，則下圖中的曲線符合反應(yīng)事實(shí)的是（ ）。
【解析】選C。根據(jù)題所給的各物質(zhì)的量及醋酸為弱酸可知，鐵與酸反應(yīng)時(shí)，鐵全部反應(yīng)，故產(chǎn)生的氫氣的體積相同，但反應(yīng)開始后，醋酸中的c（H+）大于鹽酸的，則醋酸與鐵反應(yīng)的速率快，C正確。隨著反應(yīng)的進(jìn)行，c（H+）減小，反應(yīng)速率都將減小，故A錯(cuò)誤。反應(yīng)結(jié)束后醋酸有剩余，故B、D錯(cuò)誤。
5．（2021~2022福建漳州高二上學(xué)期期末）某化學(xué)興趣小組的同學(xué)通過實(shí)驗(yàn)比較等體積（200mL）0.55mol/L硫酸、1.1mol/L鹽酸、1.1mol/L醋酸分別與過量金屬反應(yīng)生成氫氣的速率請(qǐng)你協(xié)助完成如下實(shí)驗(yàn)，并回答相關(guān)問題。
（1）實(shí)驗(yàn)用品：儀器（略）、藥品（除給定的三種酸溶液外，在Na、Mg、Fe三種金屬中選擇最合適的一種，并說明理由）。選擇的金屬是________________，不選其它兩種金屬的理由是________________________________。
（2）實(shí)驗(yàn)原理：（用離子方程式表示）________________________________。
（3）甲同學(xué)設(shè)計(jì)的實(shí)驗(yàn)裝置，乙同學(xué)認(rèn)為該裝置不能控制三個(gè)反應(yīng)在同一時(shí)間發(fā)生，并作了相應(yīng)的改進(jìn)。你認(rèn)為乙同學(xué)改進(jìn)的措施是：__________________。
（4）按改進(jìn)后的裝置進(jìn)行實(shí)驗(yàn)，實(shí)驗(yàn)中HCl與金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2質(zhì)量隨時(shí)間變化的關(guān)系見下圖：
計(jì)算實(shí)驗(yàn)在80~120s范圍內(nèi)HCl的平均反應(yīng)速率為___________（忽略溶液體積變化）。
（5）請(qǐng)?jiān)诖痤}卡的框圖中，畫出HAc、H2SO4與金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2質(zhì)量隨時(shí)間變化關(guān)系的預(yù)期結(jié)果示意圖。
（6）量筒的規(guī)格由________決定。
（7）對(duì)鹽酸和醋酸反應(yīng)圖象的異同，你的解釋是_______________________________
________________________________________________________________。
【解析】（1）Na太活潑，能和水反應(yīng)產(chǎn)生氫氣，影響實(shí)驗(yàn)結(jié)論；Fe與酸反應(yīng)的速率較慢，實(shí)驗(yàn)時(shí)間較長(zhǎng)．故鎂較合適；（2）鎂與硫酸、鹽酸反應(yīng)實(shí)質(zhì)為，鎂與氫離子反應(yīng)，置換出氫氣，反應(yīng)離子方程式為Mg+2H+Mg2++H2↑，醋酸是弱電解質(zhì)，應(yīng)寫化學(xué)式，離子方程式為Mg+2CH3COOHMg2++CH3COO－+H2↑；（3）保證同時(shí)向三燒瓶?jī)?nèi)加入酸，可同時(shí)用分液漏斗分別向燒瓶中加入酸液；（4）由圖可知，80~120s范圍內(nèi)生成氫氣的質(zhì)量為0.21g－0.18g＝0.03g，n（H2）＝＝0.015mol，根據(jù)關(guān)系式：2HCl～H2↑，所以n（HCl）＝2n（H2）＝2×0.015mol＝0.03mol，所以△c（HCl）＝＝0.15mol/L，所以v（HCl）＝＝0.00375mol/（L·min）。（5）硫酸中氫離子濃度大于醋酸中氫離子濃度，反應(yīng)速率硫酸比醋酸快，兩種提供的氫離子的物質(zhì)的量相等，最后生成的氫氣一樣多．HAc、H2SO4與金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2質(zhì)量隨時(shí)間變化關(guān)系的示意圖為：。（6）量筒用于測(cè)量生成氫氣的體積，氫氣的體積取決于酸溶液的體積；（7）醋酸中存在電離平衡，反應(yīng)開始時(shí)c（H+）小于鹽酸，故反應(yīng)速率也小于鹽酸．由于醋酸、鹽酸最終提供的H+的物質(zhì)的量相等，故最后的得到H2體積相等。
【答案】（1）Mg、由于Na太活潑，能和水反應(yīng)產(chǎn)生氫氣，影響實(shí)驗(yàn)結(jié)論；Fe與酸反應(yīng)的速率較慢，實(shí)驗(yàn)時(shí)間較長(zhǎng)。
（2）Mg+2H+Mg2++H2↑；Mg +2CH3COOHMg2++CH3COO－+H2↑
（3）同時(shí)用分液漏斗分別向燒瓶中加入酸液
（4）mol/（L·s）或0.00375mol/（L·min）
（5）
（6）酸液的體積
（7）醋酸中存在電離平衡，反應(yīng)開始時(shí)c（H+）小于鹽酸，故反應(yīng)速率也小于鹽酸。由于醋酸、鹽酸最終提供的H+的物質(zhì)的量相等，故最后的得到H2體積相等。

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