資源簡介

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第38講　弱電解質的電離平衡
[課程標準]　1.理解電解質在水中的電離以及電解質溶液的導電性。2.理解弱電解質在水中的電離平衡，能利用電離平衡常數進行相關計算。
考點一　弱電解質的電離平衡
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1．電離平衡
在一定條件(如溫度、濃度)下，當電離的速率和離子結合為分子的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀態。
2．電離平衡的特征
3．外界條件對電離平衡的影響
以0.1 mol/L的醋酸溶液為例(CH3COOHCH3COO－＋H＋)填寫下表。
外界條件 平衡移動方向 平衡常數Ka n(H＋) c(H＋) 導電性
加水稀釋 正向 不變 增大 減小 減弱
加冰醋酸 正向 不變 增大 增大 增強
升溫 正向 增大 增大 增大 增強
加CH3COONa(s) 逆向 不變 減小 減小 增強
加NaOH(s) 正向 不變 減小 減小 增強
[正誤辨析]
(1)強電解質溶液中不存在溶質分子，弱電解質溶液中存在溶質分子(　　)
(2)氨氣溶于水，當NH3·H2O電離出的c(OH－)＝c(NH)時，表明NH3·H2O電離處于平衡狀態(　　)
(3)室溫下，由0.1 mol·L－1一元堿BOH的pH＝10，可知溶液中存在BOH===B＋＋OH－(　　)
(4)電離平衡右移，電解質分子的濃度一定減小，離子濃度一定增大(　　)
(5)稀釋弱電解質溶液時，所有粒子濃度都一定會減小(　　)
答案：　(1)√　(2)×　(3)×　(4)×　(5)×
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1．下列說法正確的是(　　)
A．NaHSO4在熔融狀態下的電離方程式為NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO
B．H2CO3是弱酸，故Na2CO3是弱電解質
C．KClO3和SO3溶于水后均能導電，故KClO3和SO3均為電解質
D．NaHCO3在水溶液中的電離：NaHCO3===Na＋＋HCO、HCOH＋＋CO
D　[NaHSO4在熔融狀態下的電離方程式為NaHSO4===Na＋＋HSO，A項錯誤；Na2CO3為強電解質，B項錯誤；SO3為非電解質，C項錯誤。]
2．H2S水溶液中存在電離平衡H2SH＋＋HS－和HS－H＋＋S2－。若對H2S溶液進行以下操作，說法正確的是(　　)
A．加水，平衡向右移動，溶液中氫離子濃度增大
B．通入過量SO2氣體，平衡向左移動，溶液pH增大
C．滴加新制氯水，平衡向左移動，溶液pH減小
D．加入少量硫酸銅固體(忽略體積變化)，溶液中所有離子濃度都減小
C　[加水促進H2S的電離，由于溶液體積增大，氫離子濃度減小，A項錯誤；反應：2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O，pH增大；當SO2過量，溶液顯酸性，因H2SO3酸性比H2S強，故pH減小，B項錯誤；滴加新制氯水，發生反應Cl2＋H2S===2HCl＋S↓，平衡向左移動，生成了強酸，溶液pH減小，C項正確；加入少量硫酸銅固體，發生反應H2S＋Cu2＋===CuS↓＋2H＋，H＋濃度增大，D項錯誤。]
3．一定溫度下，將一定質量的冰醋酸加水稀釋過程中，溶液的導電能力變化如圖所示。
下列有關說法正確的是(　　)
A．三點溶液中c(CH3COO－)：a>b>c
B．三點溶液中醋酸的電離程度：b>a>c
C．三點溶液用等濃度的KOH溶液中和，消耗KOH溶液的體積：a>b>c
D．若使b點溶液的pH增大，可采取的措施是稀釋溶液或加入CH3COONa固體
D　[溶液的導電能力越強，溶液中離子的濃度越大，由題圖可知，導電能力：b>a>c，則溶液中c(CH3COO－)：b>a>c，A錯誤。加水稀釋，醋酸的電離平衡正向移動，電離程度增大，故醋酸的電離程度：a學生用書?第186頁
考點二　電離平衡常數
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1．電離平衡常數表達式
(1)一元弱酸HA：HAH＋＋A－，平衡常數Ka＝ 。
(2)一元弱堿BOH：BOHB＋＋OH－，平衡常數Kb＝ 。
(3)二元弱酸：(以碳酸為例)
H2CO3H＋＋HCO，Ka1＝ eq \f(c（H＋）·c（HCO）,c（H2CO3）) ；
HCOH＋＋CO，Ka2＝ eq \f(c（H＋）·c（CO）,c（HCO）) 。
[微思考]　H2CO3的電離平衡常數Ka1＝4.3×10－7，Ka2＝5.6×10－11。試從電離平衡的角度解釋Ka1、Ka2差別很大的原因。
提示：　第一步電離產生的H＋對第二步的電離起抑制作用。
2．電離平衡常數的意義[對弱酸(堿)而言]
―→―→
3．外因對電離平衡常數的影響
(1)電離平衡常數只與溫度有關。
(2)升高溫度，K值增大，原因是電離過程均為吸熱過程。
4．電離度
(1)概念
在一定條件下的弱電解質達到電離平衡時，已經電離的電解質分子數占原電解質總分子數的百分比。
(2)表示方法
α＝×100%
(3)影響因素
①相同溫度下，同一弱電解質，濃度越大，其電離度(α)越小。
②相同濃度下，同一弱電解質，溫度越高，其電離度(α)越大。
[正誤辨析]
(1)H2CO3的電離平衡常數表達式：Ka＝ eq \f(c2（H＋）·c（CO）,c（H2CO3）) (　　)
(2)電離平衡常數可以表示弱電解質電離能力的相對強弱(　　)
(3)弱電解質電離平衡右移，電離平衡常數一定增大(　　)
(4)對于0.1 mol/L的氨水，加水稀釋后，溶液中c(NH)·c(OH－)變小(　　)
(5)向CH3COOH溶液中滴加相同濃度的氨水， eq \f(c（NH）,c（NH3·H2O）) 先增大再減小(　　)
(6)室溫下，向10 mL pH＝3的醋酸溶液中加水稀釋后，溶液中不變(　　)
答案：　(1)×　(2)√　(3)×　(4)√　(5)×　(6)√　
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1．相同溫度下，根據三種酸的電離常數，下列判斷正確的是(　　)
一元酸 HX HY HZ
電離常數Ka 9×10－7 9×10－6 1×10－2
A. 三種酸的酸性強弱關系：HX>HY>HZ
B．反應HZ＋Y－===HY＋Z－能夠發生
C．相同溫度下，濃度均為0.1 mol·L－1的NaX、NaY、NaZ溶液，NaZ溶液的pH最大
D．相同溫度下，1 mol·L－1HX溶液的電離常數大于0.1 mol·L－1HX溶液的電離常數
B　[Ka越大，說明酸性越強，根據表中數據可知，三種酸的酸性強弱關系是HZ>HY>HX，A項錯誤；根據A項分析及強酸制弱酸的原理知，反應HZ＋Y－===HY＋Z－能夠發生，B項正確；一元酸的Ka越小，其對應鹽的水解程度越大，根據鹽類水解的規律——越弱越水解，知三種鈉鹽中pH最大的是NaX，C項錯誤；電離常數只受溫度的影響，相同的溫度下，HX的電離常數不變，D項錯誤。]
2．常溫下0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液在加水稀釋過程中，填寫下列表達式中的數據變化情況(填“變大”“變小”或“不變”)。
學生用書?第187頁
(1) ；
(2) ；
(3) ；
(4) 。
答案：　(1)變小　(2)不變　(3)變大　(4)不變
判斷溶液中微粒濃度比值的三種方法
1．將濃度之比轉化為物質的量之比進行比較，這樣分析起來可以忽略溶液體積的變化，只需分析微粒數目的變化即可。
2．“假設法”：假設無限稀釋， c(CH3COO－)趨近于0，c(H＋)趨于10－7mol·L－1，故比值變小。
3．“湊常數”，解題時將某些粒子的濃度比值乘以或除以某種粒子的濃度，轉化為一個常數與某種粒子濃度的乘積或相除的關系。　　
INCLUDEPICTURE "重點強化專欄14.TIF" INCLUDEPICTURE "E:\\2024《金版新學案》高三總復習 新教材 化學 人教版（雙選）B\\圖片\\1\\重點強化專欄14.TIF" \* MERGEFORMATINET
1．依據電離平衡常數計算c(H＋)或c(OH－)
當一元弱酸或一元弱堿的電離常數很小時，可用如下兩個公式計算c(H＋)或c(OH－)。
(1)一元弱酸(以CH3COOH為例)：c(H＋)＝。
(2)一元弱堿(以NH3·H2O為例)：c(OH－)＝。
INCLUDEPICTURE "例1.TIF" INCLUDEPICTURE "E:\\2024《金版新學案》高三總復習 新教材 化學 人教版（雙選）B\\圖片\\1\\例1.TIF" \* MERGEFORMATINET 已知飽和硫化氫的濃度為0.1 mol·L－1，硫化氫的電離常數為Ka1＝1.0×10－7，Ka2＝1.0×10－19。計算飽和硫化氫溶液中氫離子的濃度。
答案：　由于硫化氫Ka1 Ka2，且電離常數很小，因而可用其一級電離常數計算氫離子濃度。c(H＋)＝≈ mol·L－1＝1.0×10－4 mol·L－1。
2．電離常數(K)與電離度(α)的定量關系
一定溫度下，當電離常數很小時，電離度與電離常數有如下關系：K＝c·α2或α＝ 。
INCLUDEPICTURE "例2.TIF" INCLUDEPICTURE "E:\\2024《金版新學案》高三總復習 新教材 化學 人教版（雙選）B\\圖片\\1\\例2.TIF" \* MERGEFORMATINET 計算25 ℃時，2 mol·L－1氨水的電離度(已知25 ℃時，Kb＝1.8×10－5)。
答案：　α＝ ＝ ＝3×10－3＝0.3%。
3．計算電離常數的思維方法(以弱酸HX為例)
　　　　　　　　　HX　　　H＋　＋　X－
起始/(mol·L－1)：　 c(HX)　 0 0
平衡/(mol·L－1): c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(H＋)
則K＝，由于弱酸只有極少一部分電離，c(H＋)的數值很小，可做近似處理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，則K＝或c(H＋)＝。
INCLUDEPICTURE "例3.TIF" INCLUDEPICTURE "E:\\2024《金版新學案》高三總復習 新教材 化學 人教版（雙選）B\\圖片\\1\\例3.TIF" \* MERGEFORMATINET 常溫下，向20 mL 0.010 mol·L－1的HA溶液中逐滴加入0.010 mol·L－1的NaOH溶液，溶液中lg c(OH－)與所加NaOH溶液的體積(V)的關系如圖。
(1)判斷HA為強酸還是弱酸。
(2)若HA為弱酸，請計算在P點的電離平衡常數。
答案：　(1)縱軸坐標為lg c(OH－)，在M點時，溶液中c(OH－)＝10－10mol·L－1，常溫時c(H＋)＝10－4mol·L－1＜0.010 mol·L－1，HA為弱酸。
(2)在相同溫度下，M、P點的電離常數相同，用M點計算電離常數。HAH＋＋A－，c(H＋)≈c(A－)，常溫下，Ka(HA)＝≈＝1.0×10－6。
應用1.已知25 ℃時，測得濃度為0.1 mol·L－1的BOH溶液中，c(OH－)＝1×10－3mol·L－1。
(1)寫出BOH的電離方程式： 。
(2)BOH的電離度α＝ 。
(3)BOH的電離平衡常數Kb＝ 。
解析：　因c(BOH)初始＝0.1 mol·L－1，c(BOH)電離＝c(B＋)＝c(OH－)＝1×10－3mol·L－1，則電離度α＝×100%＝1%；BOH不完全電離，故電離方程式為BOHB＋＋OH－；電離平衡時，c(BOH)平衡＝0.1 mol·L－1－1×10－3mol·L－1≈0.1 mol·L－1，則電離常數Kb＝＝＝1×10－5。
答案：　(1)BOHB＋＋OH－　(2)1% (3)1×10－5
應用2.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 mol·L－1。若忽略水的電離及H2CO3的第二級電離，則H2CO3HCO＋H＋的電離常數K1≈ (已知：10－5.60＝2.5×10－6)。
解析：　由H2CO3H＋＋HCO得K1＝ eq \f(c（H＋）·c（HCO）,c（H2CO3）) ＝≈4.2×10－7。
答案：　4.2×10－7
學生用書?第188頁
應用3.(1)常溫下，向a mol·L－1 CH3COONa溶液中滴加等體積的b mol·L－1鹽酸使溶液呈中性(不考慮鹽酸和醋酸的揮發)，則醋酸的電離常數Ka＝ (用含a和b的代數式表示)。
(2)常溫下，將a mol·L－1的醋酸與b mol·L－1的Ba(OH)2溶液等體積混合，充分反應后，溶液中存在2c(Ba2＋)＝c(CH3COO－)，則該混合溶液中醋酸的電離常數Ka＝ (用含a和b的代數式表示)。
解析：　(1)由電荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)＋c(CH3COO－)，元素質量守恒有c(Na＋)＝c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)，溶液呈中性，所以c(CH3COOH)＝c(Cl－)。
CH3COOHCH3COO－＋H＋
　　　　　　－　　　 10－7
Ka＝＝。
(2)根據電荷守恒2c(Ba2＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)，由于c(CH3COO－)＝2c(Ba2＋)＝b mol·L－1，所以c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性。
CH3COOHCH3COO－＋H＋
－b　　　　　 b　　　　 10－7
Ka＝＝。
答案：　(1)　　 (2)
應用4.已知草酸為二元弱酸：H2C2O4HC2O＋H＋　Ka1，HC2OC2O＋H＋　Ka2，常溫下，向某濃度的H2C2O4溶液中逐滴加入一定濃度的KOH溶液，所得溶液中H2C2O4、HC2O、C2O三種微粒的物質的量分數(δ)與溶液pH的關系如圖所示。
則常溫下：
(1)Ka1＝ 。
(2)Ka2＝ 。
(3)pH＝2.7時，溶液中 eq \f(c2（HC2O）,c（H2C2O4）·c（C2O）) ＝ 。
解析：　(1)由圖像可知pH＝1.2時，c(HC2O)＝c(H2C2O4)，則Ka1＝c(H＋)＝10－1.2。
(2)pH＝4.2時，c(HC2O)＝c(C2O)，則Ka2＝c(H＋)＝10－4.2。(3)由電離常數表達式可以知道 eq \f(c2（HC2O）,c（H2C2O4）·c（C2O）) ＝＝＝103＝1 000。
答案：　(1)10－1.2　(2)10－4.2　(3)1 000
應用5.已知亞磷酸(H3PO3)為二元弱酸，常溫下，向某濃度的亞磷酸溶液中逐滴加入一定物質的量濃度的KOH溶液，混合溶液的pH與離子濃度的關系如圖所示。
(1)寫出亞磷酸電離的方程式： 、 。
(2)表示pH與lg eq \f(c（HPO）,c（H2PO）) 的變化關系的曲線是 (填“Ⅰ”或“Ⅱ”)。
(3)根據圖像計算亞磷酸的Ka1＝ 。
解析：　由于Ka1＝ eq \f(c（H2PO）·c（H＋）,c（H3PO3）) ，Ka2＝ eq \f(c（HPO）·c（H＋）,c（H2PO）) ，且Ka1>Ka2，由圖像可知，在相同 eq \f(c（H2PO）,c（H3PO3）) 或 eq \f(c（HPO）,c（H2PO）) 時，“曲線Ⅱ”對應的c(H＋)較大，為一級電離(Ka1)，“曲線Ⅰ”對應的c(H＋)較小，為二級電離(Ka2)，顯然選用“曲線Ⅱ”中的特殊點B計算Ka1，Ka1＝ eq \f(c（H2PO）·c（H＋）,c（H3PO3）) ＝10×10－2.4＝10－1.4。
答案：　(1)H3PO3H2PO＋H＋
H2POHPO＋H＋　 (2)Ⅰ　(3)10－1.4
真題演練　明確考向
1．(2022·全國乙卷，13)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)。
設溶液中c總(HA)＝c(HA)＋c(A－)，當達到平衡時，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
B　[A.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錯誤；B.常溫下溶液Ⅱ的pH＝1.0，溶液中c(H＋)＝0.1 mol/L，Ka＝＝1.0×10－3，c總(HA)＝c(HA)＋c(A－)，則＝1.0×10－3，解得＝，B正確；C.根據題意，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錯誤；D.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＋)＝0.1 mol/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錯誤。]
2. (2022·1月浙江選擇考，17)已知25 ℃時二元酸H2A的Ka1＝1.3×10－7，Ka2＝7.1×10－15。下列說法正確的是(　　)
A. 在等濃度的Na2A、NaHA溶液中，水的電離程度前者小于后者
B．向0.1 mol·L－1的H2A溶液中通入HCl氣體(忽略溶液體積的變化)至pH＝3，則H2A的電離度為0.013%
C．向H2A溶液中加入NaOH溶液至pH＝11，則c(A2－)＞c(HA－)
D．取pH＝a的H2A溶液10 mL，加蒸餾水稀釋至100 mL，則該溶液pH＝a＋1
B　[A.在等濃度的Na2A、NaHA溶液中，A2－的水解程度大于HA－，水的電離程度前者大于后者，故A錯誤；B.溶液中c(H＋)＝10－3mol/L，H2A電離程度較小，溶液中c(H2A)≈0.1 mol/L，Ka1＝＝1.3×10－7，c(HA－)＝1.3×10－5mol/L，c(HA－)≈c(H2A) 電離，則H2A的電離度 ×100%＝1.3×10－4×100%＝0.013%，故B正確；C.向H2A溶液中加入NaOH溶液至pH＝11，＝7.1×10－15，則c(A2－)3．(雙選)(2021·山東等級考，15)賴氨酸[H3N＋(CH2)4CH(NH2)COO－，用HR表示]是人體必需氨基酸，其鹽酸鹽(H3RCl2)在水溶液中存在如下平衡：
學生用書?第189頁
向一定濃度的H3RCl2溶液中滴加NaOH溶液，溶液中H3R2＋、H2R＋、HR和R－的分布系數δ(x)隨pH變化如圖所示。已知δ(x)＝，下列表述正確的是(　　)
A． >
B．M點，c(Cl－)＋c(OH－)＋c(R－)＝2c(H2R＋)＋c(Na＋)＋c(H＋)
C．O點，pH＝
D．P點，c(Na＋)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)
CD　[向H3RCl2溶液中滴加NaOH溶液，依次發生反應：H3R2＋＋OH－===H2R＋＋H2O，H2R＋＋OH－===HR＋H2O，HR＋OH－===R－＋H2O，溶液中H3R2＋濃度逐漸減小，H2R＋、HR濃度先增大后減小，R－濃度逐漸增大，曲線①、②、③、④分別表示H2R2＋、H2R＋、HR和R－的分布系數δ(x)隨pH的變化，
K1＝，K2＝，K3＝，由題圖得K1≈10－2.2，K2≈10－9.1，K3≈10－10.8。
A．＝＝10－6.9，＝＝10－1.7，因此＜，故A錯誤；B.M點存在電荷守恒：c(R－)＋c(OH－)＋c(Cl－)＝2c(H3R2＋)＋c(H2R＋)＋c(H＋)＋c(Na＋)，此時c(H3R2＋)＝c(H2R＋)，因此c(R－)＋c(OH－)＋c(Cl－)＝3c(H2R＋)＋c(H＋)＋c(Na＋)，故B錯誤；C.O點c(H2R＋)＝c(R－)，因此＝1，即＝＝1，因此c(H＋)＝，溶液pH＝－lg c(H＋)＝，故C正確；D.P點溶質為NaCl、HR、NaR，此時溶液呈堿性，因此c(OH－)＞c(H＋)，溶質濃度大于水解和電離所產生微粒濃度，因此c(Na＋)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)，故D正確。]
4．[2020·全國卷Ⅱ·26(2)] 次氯酸為一元弱酸，具有漂白和殺菌作用，其電離平衡體系中各成分的組成分數δ[δ(X)＝，X為HClO或ClO－]與pH的關系如圖所示。HClO的電離常數Ka值為 。
解析：　由題圖pH＝7.5時，c(HClO)＝c(ClO－)，HClO的Ka＝＝c(H＋)＝10－7.5。
答案：　10－7.5
課時精練(三十八)　弱電解質的電離平衡
(本欄目內容，在學生用書中以獨立形式分冊裝訂！)
1．等物質的量的下列物質溶于水配成等體積的溶液，導電能力最弱的是(　　)
A．NaOH B．H3PO4
C．NH3 D．CH3CH2OH
D　[ NaOH是強電解質，在水溶液中完全電離，故其中自由移動的離子濃度最大，導電能力最強，A錯誤；H3PO4是弱電解質，在水溶液中部分電離，故其中自由移動的離子濃度較小，導電能力較弱，B錯誤；NH3溶于水，與水反應生成的NH3·H2O是弱電解質，在水溶液中部分電離，故其中自由移動的離子濃度較小，導電能力較弱，C錯誤；CH3CH2OH是非電解質，其水溶液幾乎不導電，導電能力最弱，D正確。]
2．能證明乙酸是弱酸的實驗事實是(　　)
A．CH3COOH溶液與Zn反應放出H2
B．常溫下，0.1 mol·L－1CH3COONa溶液的pH大于7
C．CH3COOH溶液與Na2CO3反應生成CO2
D．0.1 mol·L－1CH3COOH溶液可使紫色石蕊試液變紅
B　[乙酸溶液與Zn反應放出H2，只能證明乙酸具有酸性，不能證明其酸性強弱，A項錯誤；常溫下，CH3COONa溶液顯堿性，可以證明乙酸是弱酸，B項正確；可以證明乙酸的酸性比碳酸強，但不能證明其是弱酸，C項錯誤；可以證明乙酸具有酸性，但不能證明其酸性強弱，D項錯誤。]
3．液態化合物AB會發生微弱的自身電離，電離方程式為ABA＋＋B－，在不同溫度下其平衡常數K(25 ℃)＝1.0×10－14，K(35 ℃)＝2.1×10－14。則下列敘述正確的是(　　)
A．c(A＋)隨溫度的升高而降低
B．35 ℃時，c(A＋)>c(B－)
C．AB的電離程度：α(25 ℃)>α(35 ℃)
D．AB的電離是吸熱過程
D　[升高溫度，K增大，說明AB的電離程度增大，所以c(A＋)隨著溫度的升高而增大，A項錯誤；根據題給信息，無法推出35 ℃時，c(A＋)>c(B－)，B項錯誤；升高溫度，K增大，AB的電離程度增大，所以AB的電離程度：α(25 ℃)<α(35 ℃)，C項錯誤；升高溫度，平衡向吸熱反應方向移動，則AB的電離是吸熱過程，D項正確。]
4．已知：在25 ℃時，次氯酸、碳酸和亞硫酸的電離平衡常數如表：
弱電解質 電離平衡常數(Ka)
HClO Ka＝4.7×10－8
H2CO3 Ka1＝4.2×10－7 Ka2＝5.6×10－11
H2SO3 Ka1＝1.54×10－2 Ka2＝1.02×10－7
下列微粒在溶液中不能大量共存的是(　　)
A．SO、HCO B．ClO－、HCO
C．HSO、CO D．HClO、HCO
C　[根據表中電離平衡常數可知，酸性：H2SO3>H2CO3>HSO>HClO>HCO；根據“較強酸制取較弱酸”的復分解反應規律，判斷溶液中微粒能否大量共存。由于酸性：HSO>HCO，則SO、HCO不能反應，可以大量共存，A不符合題意；酸性：HClO>HCO，則ClO－、HCO不能反應，可以大量共存，B不符合題意；由于酸性：HSO>HCO，則HSO、CO反應生成SO和HCO，不能大量共存，C符合題意；由于酸性：H2CO3>HClO，HClO、HCO不能反應，可以大量共存，D不符合題意。]
5．下列曲線中，可以描述乙酸(甲，Ka＝1.8×10－5)和一氯乙酸(乙，Ka＝1.4×10－3)在水中的電離度與濃度關系的是(　　)
B　[乙酸和一氯乙酸均顯弱酸性。弱酸的濃度越大，在水中的電離度越小，排除C項、D項。電離平衡常數：CH3COOH6.常溫下，向0.01 mol·L－1的醋酸溶液中加入醋酸銨固體(其水溶液pH＝7)，溶液的pH隨加入醋酸銨固體質量的變化曲線如圖所示。下列分析正確的是(　　)
A．a點：pH＝2
B．b點：c(CH3COO－)>c(NH)
C．c點：pH可能大于7
D．a點到c點，溶液pH增大是因為醋酸銨水解顯堿性
B　[醋酸是弱電解質，0.01 mol·L－1的醋酸溶液中c(H＋)<0.01 mol·L－1，則溶液的pH>2，A錯誤。b、c點為CH3COOH和CH3COONH4的混合溶液，而CH3COONH4溶液顯中性，CH3COOH電離使溶液顯酸性，則混合溶液的pH<7，即b點溶液中c(H＋)>c(OH－)，結合電荷守恒推知，c(CH3COO－)>c(NH)，B正確，C錯誤。a點到c點，溶液的pH增大，其原因是醋酸是弱電解質，溶液中存在電離平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，向醋酸溶液中加入醋酸銨固體，c(CH3COO－)增大，醋酸的電離平衡逆向移動，則溶液中的c(H＋)減小，溶液的pH增大，常溫下，醋酸銨的水溶液pH＝7，即醋酸銨溶液顯中性，D錯誤。]
7．已知室溫時，0.1 mol·L－1某一元酸HA在水中有0.1%發生電離，下列敘述錯誤的是(　　)
A．該溶液的pH＝4
B．升高溫度，溶液的pH增大
C．室溫時，此酸的電離常數約為1×10－7
D．稀釋HA溶液時，不是所有粒子的濃度都一定會減小
B　[0.1 mol·L－1某一元酸HA在水中有0.1%發生電離，說明溶液中c(H＋)約為0.1 mol·L－1×0.1%＝1×10－4mol·L－1，溶液的pH＝4，A項正確；電離屬于吸熱過程，升溫促進HA電離，溶液中的c(H＋)增大，pH減小，B項錯誤；室溫時，此酸的電離常數約為10－4×10－4/0.1＝1×10－7，C項正確；稀釋HA溶液可促進HA電離，但溶液中c(H＋)、c(A－)、c(HA)都減小，而c(OH－)增大，D項正確。]
8．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．加入等體積的0.2 mol·L－1鹽酸
D．提高溶液的溫度
B　[醋酸是弱酸，電離方程式是CH3COOHH＋＋CH3COO－，故稀釋10倍，pH增加不到一個單位，A項錯誤；加入適量的醋酸鈉固體，抑制醋酸的電離，使其pH增大，可以使其pH由a變成a＋1，B項正確；加入等體積的0.2 mol·L－1鹽酸，雖然抑制了醋酸的電離，但增大了c(H＋)，溶液的pH減小，C項錯誤；提高溶液的溫度，促進了醋酸的電離，c(H＋)增大，溶液的pH減小，D項錯誤。]
9．有關0.1 mol/L NH3·H2O溶液中，下列說法中正確的是(　　)
A．NH3·H2O的電離方程式為：NH3·H2O===NH＋OH－
B．溶液中有：c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－)
C．溶液中：c(NH3·H2O)＝0.1 mol/L
D．加入少量NaOH固體，溶液堿性增強，c(H＋)與c(OH－)的乘積將增大
B　[NH3·H2O是弱電解質，NH3·H2O的電離方程式為：NH3·H2ONH＋OH－，故A錯誤；根據電荷守恒，溶液中有：c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－)，故B正確；根據元素質量守恒，溶液中：c(NH)＋c(NH3·H2O)＝0.1 mol/L，故C錯誤；溫度不變，c(H＋)與c(OH－)的乘積不變，故D錯誤。]
10．常溫時，改變飽和氯水的pH，得到部分含氯微粒的物質的量分數與pH的關系如圖所示。下列敘述不正確的是(　　)
A．該溫度下，HClOH＋＋ClO－的電離常數Ka的對數值lg Ka＝－7.54
B．氯水中的Cl2、ClO－、HClO均能與KI發生反應
C．pH＝1的氯水中，c(Cl2)>c(Cl)>c(HClO)>c(ClO－)
D．已知常溫下反應Cl2(aq)＋Cl－(aq)Cl(aq)的K＝0.191，當pH增大時，K減小
D　[HClOH＋＋ClO－的電離常數Ka的對數值lg Ka＝lg＝lg c(H＋)＋lg，根據圖示，當溶液的pH＝7.54時，HClO和ClO－的物質的量分數相等，即c(H＋)＝10－7.54mol·L－1時，c(HClO)＝c(ClO－)，代入得lg Ka＝－7.54，A項正確；氯水中的Cl2、ClO－、HClO均有強氧化性，均能與KI發生反應，B項正確；根據圖示，pH＝1的氯水中，c(Cl－)>c(Cl2)>c(Cl)>c(HClO)>c(ClO－)，C項正確；平衡常數只與溫度有關，當pH增大時，K不變，D項錯誤。]
11．25 ℃時，下列說法錯誤的是(　　)
A．pH相等的鹽酸和醋酸溶液等體積混合(忽略溶液體積變化)，混合液中c(Cl－)＝c(CH3COO－)
B．pH相等的鹽酸和醋酸溶液分別與足量的鎂粉反應，相同條件下醋酸產生H2的體積更大
C．HNO2溶液中加入一定量的NaNO2晶體，溶液中c(OH－)增大，可以證明HNO2為弱酸
D．pH＝3的酸HA和pH＝11的堿BOH等體積混合后溶液呈酸性，則HA為弱酸
B　[ 鹽酸和醋酸溶液中電荷關系分別為c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)、c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，pH相等的兩溶液等體積混合后pH不變，即c(H＋)、c(OH－)不變，所以混合液中c(Cl－)＝c(CH3COO－)，故A正確；pH相等的鹽酸和醋酸溶液：c(CH3COOH)>c(HCl)，溶液體積未知，則不能確定n(CH3COOH)、n(HCl)大小，不能確定產生H2的體積的大小，故B錯誤；HNO2溶液中加入一定量的NaNO2晶體，溶液中c(OH－)增大，則溶液酸性減弱，HNO2的電離平衡逆向移動，可證明HNO2為弱酸，故C正確；pH＝3的HA溶液中c(H＋)＝10－3mol·L－1，pH＝11的BOH溶液中c(OH－)＝10－3mol·L－1，等體積混合后溶液呈酸性，則HA過量，說明HA為弱酸，故D正確。]
12．次磷酸(H3PO2)是一種精細化工產品，已知10 mL 1 mol·L－1 H3PO2與20 mL 1 mol·L－1 NaOH溶液充分反應后生成組成為NaH2PO2的鹽，回答下列問題：
(1)NaH2PO2屬于 (填“正鹽”“酸式鹽”或“無法確定”)。
(2)若25 ℃時，Ka(H3PO2)＝1×10－2，則0.02 mol·L－1的H3PO2溶液的pH＝ 。
(3)設計兩種實驗方案，證明次磷酸是弱酸：
； 。
解析：　 (1)計算可知NaOH過量，只生成NaH2PO2，說明次磷酸只能電離出一個H＋，因而NaH2PO2是正鹽。
(2)設溶液中的H＋濃度為x mol·L－1。
　　　　　　　　　　H3PO2H＋＋H2PO
起始/(mol·L－1)　　0.02　 　　0　 　0
轉化/(mol·L－1) x x x
平衡/(mol·L－1) 0.02－x x x
Ka(H3PO2)＝＝1×10－2，解得x≈0.01，故pH＝－lg 0.01＝2。
(3)可從NaH2PO2溶液存在水解平衡以及H3PO2存在電離平衡等角度設計實驗。
答案：　(1)正鹽　(2)2　(3)測NaH2PO2溶液的pH，若pH>7，則證明次磷酸為弱酸　向等物質的量濃度的鹽酸、次磷酸溶液中各滴入2滴石蕊溶液，若次磷酸溶液中紅色淺一些，則說明次磷酸為弱酸(答案合理即可)
13．現有常溫下pH＝2的鹽酸(甲)和pH＝2的醋酸溶液(乙)，請根據下列操作回答問題：
(1)常溫下0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀釋過程，下列表達式的數值一定變小的是 (填字母)。
A．c(H＋) B．
C．c(H＋)·c(OH－) D．
(2)取10 mL的乙溶液，加入等體積的水，醋酸的電離平衡 (填“向左”“向右”或“不”)移動；另取10 mL的乙溶液，加入少量無水醋酸鈉固體(假設加入固體前后，溶液體積保持不變)，待固體溶解后，溶液中的值將 (填“增大”“減小”或“無法確定”)。
(3)已知25 ℃時，三種酸的電離平衡常數如下：
化學式 CH3COOH H2CO3 HClO
Ka1 1.8×10－5 4.3×10－7 3.0×10－8
Ka2 － 5.6×10－11 －
下列四種離子結合H＋能力最強的是 (填字母)。
A．HCO B．CO
C．ClO－ D．CH3COO－
寫出下列反應的離子方程式。
CH3COOH＋Na2CO3(少量)： ；
HClO＋Na2CO3(少量)： 。
解析：　(1)CH3COOH溶液中存在電離平衡：CH3COOHH＋＋CH3COO－，加水稀釋過程中，平衡正向移動，但溶液中c(H＋)、c(CH3COO－)均減小，A符合題意。CH3COOH的電離平衡常數Ka＝，則有＝，加水稀釋時，c(CH3COO－)減小，但Ka不變，則增大，B不符合題意。由于溫度不變，則c(H＋)·c(OH－)＝Kw不變，C不符合題意。加水稀釋時，溶液中c(H＋)減小，由于c(H＋)·c(OH－)＝Kw不變，則c(OH－)增大，故增大，D不符合題意。(2)醋酸溶液中加入等體積的水，醋酸的電離平衡向右移動，電離程度增大；醋酸溶液中加入少量無水醋酸鈉固體，c(CH3COO－)增大，電離平衡逆向移動，據CH3COOH的電離平衡常數Ka＝推知，＝，由于溫度不變，Ka不變，c(CH3COO－)增大，則溶液中的值減小。
(3)由表中電離平衡常數可知，各種酸的酸性強弱：CH3COOH>H2CO3>HClO>HCO，則酸的電離程度由易到難的順序：CH3COOH>H2CO3>HClO>HCO，而酸越易電離，則電離產生的酸根離子結合質子(H＋)的能力越弱，因此四種離子結合H＋的能力：CH3COO－H2CO3>HClO>HCO，則CH3COOH與Na2CO3(少量)反應生成CH3COONa、CO2和H2O，離子方程式為2CH3COOH＋CO===2CH3COO－＋CO2↑＋H2O；HClO與Na2CO3(少量)反應生成NaClO和NaHCO3，離子方程式為HClO＋CO===ClO－＋HCO。
答案：　(1)A　(2)向右　減小 　(3)B　2CH3COOH＋CO===2CH3COO－＋CO2↑＋H2O　 HClO＋CO===ClO－＋HCO
14．H3AsO3和H3AsO4水溶液中含砷的各種微粒的分布分數(平衡時某物質的濃度占各物質濃度之和的分數)與pH的關系分別如圖所示。
(1)以酚酞為指示劑(變色范圍：pH 8.2～10.0)，將NaOH溶液逐滴加入到H3AsO3溶液中，當溶液由無色變為淺紅色時停止滴加。該過程中主要反應的離子方程式為 。
(2)H3AsO4第一步電離方程式為 。
(3)若pKa2＝－lg Ka2，H3AsO4第二步電離的電離常數為Ka2，則pKa2＝ 。
解析：　(1)以酚酞為指示劑，將NaOH溶液逐滴加入到H3AsO3溶液中，當溶液由無色變為淺紅色時，溶液pH在8.2～10.0之間，結合圖像可知溶液中H3AsO3減少而H2AsO增加，則該過程中主要發生反應的離子方程式為OH－＋H3AsO3===H2AsO＋H2O。(2)結合題圖知，H3AsO4為多元弱酸，存在電離平衡，其第一步電離方程式為H3AsO4H2AsO＋H＋。(3)H3AsO4第二步電離方程式為H2AsOHAsO＋H＋，其電離常數Ka2＝ eq \f(c（HAsO）·c（H＋）,c（H2AsO）) ，由圖像可知當pH＝7.0時，c(H2AsO)＝c(HAsO)，則Ka2＝10－7.0，pKa2＝7.0。
答案：　(1)OH－＋H3AsO3===H2AsO＋H2O
(2)H3AsO4H2AsO＋H＋　(3)7.0

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