資源簡介

課時15　電離平衡常數
1. 認識弱電解質的電離平衡，能運用電離平衡描述和解釋化學現象，并預測可能的結果。
2. 建立電離平衡常數模型，并能應用模型解釋弱電解質在水溶液中發生的變化。
一、能力打底　概念辨析
判斷下列說法的正誤(正確的畫“√”，錯誤的畫“×”)。
(1) 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。(　×　)
(2) 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。(　×　)
(3) H2CO3的電離常數表達式：Ka＝。(　×　)
(4) 電離平衡向右移動，弱電解質的電離度一定增大。(　×　)
(5) 弱電解質的電離平衡右移，電離平衡常數一定增大。(　×　)
(6) 電離平衡常數大的酸溶液中的c(H＋)一定比電離平衡常數小的酸溶液中的c(H＋)大。(　×　)
[解析]　當NH3·H2O電離出的c(OH－)、c(NH) 保持不變時，表明NH3·H2O電離處于平衡狀態，(1)錯誤；若將NH3·H2O 溶液加水稀釋時，平衡右移，但c(OH－)、c(NH)減小，(2)錯誤；H2CO3是分步電離的，(3)錯誤；向稀醋酸中加入濃醋酸時，平衡向右移動，但電離度減小，(4)錯誤；若溫度不變，電離平衡右移，電離平衡常數不變，(5)錯誤；弱酸溶液中的 c(H＋) 受弱酸的濃度及電離平衡常數共同影響，(6)錯誤。
二、 電離平衡狀態
1. 弱電解質的電離平衡的建立
在一定條件下(如溫度和濃度)，　弱電解質分子電離成離子　的速率和　離子結合成分子　的速率相等時，電離過程達到電離平衡狀態。
2. 電離平衡的特征
3. 影響因素
已知CH3COOH??CH3COO－＋H＋，分析改變下列條件對醋酸電離平衡的影響。
條件改變 平衡移動方向 c(H＋) n(H＋) 電離程度 導電能力
升高溫度 向右移動 增大 增大 增大 增強
加水 向右移動 減小 增大 增大 減弱
通HCl 向左移動 增大 增大 減小 增強
加少量NaOH(s) 向右移動 減小 減小 增大 增強
加少量CH3COONa(s) 向左移動 減小 減小 減小 增強
加少量CH3COOH 向右移動 增大 增大 減小 增強
三、 電離平衡常數
1. 概念：在一定溫度下，當弱電解質在水溶液中達到電離平衡時，溶液中電離出的各離子　濃度冪的乘積　與未電離的分子的　濃度冪　的比值是一個常數。
2. 表達式：對于HA??H＋＋A－，K＝　　。
3. 影響因素及意義
(1) 電離平衡常數只與　溫度　有關，升高　溫度　，K值　增大　。
(2) 表示弱電解質的電離能力。一定溫度下，K值越大，弱電解質的電離程度越　大　，酸(或堿)性越　強　。
類型1　電離平衡的影響因素
　已知0.1 mol/L醋酸溶液中存在電離平衡：CH3COOH??CH3COO－＋H＋。要使溶液中的值增大，可以采取的措施是(　D　)
①加少量燒堿　②升高溫度　③加少量冰醋酸　④加水
A．①② B.①③
C.③④ D.②④
[解析]　本題中提供的四種措施都會使醋酸的電離平衡正向移動，但①③會使的值減小。
類型2　弱堿稀釋過程中，相關量的變化圖像判斷
　25 ℃時不斷將水滴入0.1 mol/L氨水中，下列圖像變化合理的是(　C　)
A B C D
[解析]　氨水的pH不可能小于7，A錯誤；NH3·H2O的電離程度在稀釋過程中始終增大，B錯誤；溫度不變，Kb不變，D錯誤。
類型3　弱酸稀釋過程中相關量的變化判斷
　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，下列說法中正確的是(　C　)
A．a、b、c三點溶液的pH：cB．a、b、c三點CH3COOH的電離程度：cC．用濕潤的pH試紙測量a點處溶液的pH，測量結果偏小
D．a、b、c三點溶液用1 mol/L NaOH溶液中和，消耗NaOH溶液的體積：c[解析]　由導電能力知c(H＋)：b>a>c，pH：c>a>b，A錯誤；加水體積越大，越利于CH3COOH電離，電離程度：c>b>a，B錯誤；用濕潤的pH試紙測量a處溶液的pH，相當于稀釋a點溶液，由圖可知a―→b過程中c(H＋)增大，則a點處的pH測量結果偏小，C正確；a、b、c三點n(CH3COOH)相同，用NaOH溶液中和時消耗的n(NaOH)相同，故消耗V(NaOH)：a＝b＝c，D錯誤。
1. 在CH3COOH溶液中存在如下平衡：CH3COOH??H＋＋CH3COO－。加入少量下列固體物質，能使平衡逆向移動的是(　B　)
A．NaCl B.CH3COONa
C.Na2CO3 D.NaOH
2. (2022·金陵中學)醋酸溶液中存在電離平衡：CH3COOH??H＋＋CH3COO－。下列敘述錯誤的是(　D　)
A.升高溫度，平衡正向移動，醋酸的電離常數Ka增大
B.0.10 mol/L CH3COOH溶液加水稀釋，溶液中增大
C.向CH3COOH溶液中加入少量的CH3COONa固體，平衡逆向移動
D.25 ℃時，向某0.10 mol/L CH3COOH溶液中加入少量冰醋酸，該溶液的pH、電離常數Ka和電離程度都減小
[解析]　醋酸的電離是一個吸熱過程，升高溫度，醋酸的電離平衡向正反應方向移動，醋酸的電離常數Ka增大，A正確；0.10 mol/L CH3COOH溶液加水稀釋，醋酸的電離程度增大，醋酸電離產生的n(H＋)增大，n(CH3COOH)減小，溶液中＝增大，B正確；CH3COOH溶液中加入少量的CH3COONa固體，固體溶解后，溶液中c(CH3COO－)增大，平衡向逆反應方向移動，C正確；25 ℃時，向某 0.10 mol/L CH3COOH溶液中加入少量冰醋酸，c(CH3COOH)增大，電離程度減小，但溶液中c(H＋)增大，該溶液的pH減小，由于溫度不變，所以電離常數Ka不變，D錯誤。
3. 在含少量酚酞的0.1 mol/L氨水中加入少量NH4Cl晶體，則溶液顏色(　B　)
A．變藍色 B.變淺
C.變深 D.不變
[解析]　加入NH4Cl晶體，c(NH)增大，抑制了NH3·H2O的電離，堿性變弱，顏色變淺，B正確。
4. (2022·揚州模擬)部分弱電解質的電離常數如下表：
弱電解質 HCOOH HCN H2CO3
電離常數(25℃) Ka＝1.8×10－4 Ka＝4.9×10－10 Ka1＝4.3×10－7Ka2＝5.6×10－11
下列說法錯誤的是(　A　)
A．根據電離常數，可判斷酸性HCOOH>H2CO3>HCN
B. 中和等體積、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者
C. 2CN－＋H2O＋CO2===2HCN＋CO
D. 25℃時，反應HCOOH＋CN－??HCN＋HCOO－的化學平衡常數為3.67×105
[解析]　由電離常數可知，三種酸的酸性強弱順序為HCOOH＞H2CO3＞HCN，A正確；由電離常數可知，HCOOH和HCN的酸性強弱順序為HCOOH＞HCN，則等體積、等pH的HCN的濃度大于HCOOH，中和能力強于HCOOH，消耗NaOH的量大于HCOOH，B正確；由分析可知，酸的電離程度的大小順序為H2CO3＞HCN＞HCO，由強酸制弱酸的原理可知，溶液中CN－與CO2反應生成HCN和HCO，反應的離子方程式為CN－＋H2O＋CO2===HCN＋HCO，C錯誤；由化學方程式可知，25℃時反應的化學平衡常數K＝＝＝＝＝3.67×105，D正確。
1. 在醋酸溶液中存在電離平衡：CH3COOH??CH3COO－＋H＋。要使電離平衡右移且c(H＋)增大，應采取的措施是(　D　)
A.加入NaOH(s) B. 加入鹽酸
C. 加蒸餾水 D. 升高溫度
[解析]　加入NaOH(s)、蒸餾水、升高溫度均能使平衡右移，加入NaOH(s)、蒸餾水時c(H＋)減小，升高溫度時c(H＋)增大；加入鹽酸，電離平衡左移，c(H＋) 增大。D正確。
2.(2023·高郵模擬)向10 mL氨水中加入蒸餾水，將其稀釋到1 L后，下列變化中正確的是(　C　)
A．NH3·H2O的電離程度減小 B.氨水的Kb增大
C. NH的數目增多 D.減小
[解析]　在氨水中存在電離平衡：NH3·H2O??NH＋OH－，加水稀釋，NH3·H2O電離平衡正向移動，NH3·H2O的電離程度增大，最終使溶液中NH的數目增多，A錯誤，C正確；氨水的Kb只與溫度有關，溫度不變Kb不變，B錯誤；加水稀釋時，c(OH－)減小，Kb＝不變，故增大，D錯誤。
3. 在100 mL 0.1 mol/L的醋酸溶液中，欲使醋酸的電離程度增大，H＋的濃度減小，可采用的方法是(　D　)
A.加熱 B. 加入100 mL 0.1 mol/L的醋酸溶液
C.加入少量0.5 mol/L的硫酸 D. 加入少量1 mol/L的NaOH溶液
4. (2022·木瀆中學)常溫下，稀釋0.5 mol/L的醋酸溶液，圖中的縱坐標不能表示(　D　)
A.CH3COOH的電離程度
B.溶液中H＋的數目
C.溶液中OH－的濃度
D.溶液中CH3COOH的濃度
[解析]　稀釋0.5 mol/L的醋酸溶液，醋酸的電離程度增大，溶液中H＋的數目增大，所以縱坐標能表示CH3COOH的電離程度和溶液中H＋的數目，A、B符合題意；稀釋0.5 mol/L 的醋酸溶液，氫離子的濃度減小，c(OH－) 增大，所以縱坐標能表示溶液中OH－的濃度，C符合題意；稀釋0.5 mol/L的醋酸溶液，CH3COOH 的濃度減小，所以縱坐標不能表示溶液中CH3COOH 的濃度，D不符合題意。
5. 將濃度為0.1 mol/L 的HF溶液加水不斷稀釋，下列各量始終保持增大的是(　D　)
A.c(H＋) B. Ka(HF)
C. D.
[解析]　在0.1 mol/L HF溶液中存在電離平衡HF??H＋＋F－，加水稀釋，平衡向右移動，但 c(H＋)減小，A錯誤；電離常數與濃度無關，其數值在稀釋過程中不變，B錯誤；＝＝，加水后c(F－)變小，Ka不變，則變小，C錯誤，D正確。
6. 高氯酸、硫酸、鹽酸和硝酸都是強酸，其酸性在水溶液中差別不大。以下是某溫度下這四種酸在冰醋酸中的電離常數，下列說法錯誤的是(　C　)
酸 HClO4 H2SO4 HCl HNO3
Ka 1.6×10－5 6.3×10－9 1.6×10－9 4.2×10－10
A.在冰醋酸中這四種酸都沒有完全電離
B. 在冰醋酸中高氯酸是這四種酸中酸性最強的酸
C.在冰醋酸中硫酸的電離方程式為H2SO4===2H＋＋SO
D. 水對這四種酸的強弱沒有區分能力，但冰醋酸可以區分這四種酸的強弱
[解析]　由H2SO4的Ka可知，H2SO4在冰醋酸中不能完全電離，C錯誤。
7. 室溫下，將10 mL 0.1 mol/L醋酸溶液加水稀釋。下列有關說法正確的是(　D　)
A.溶液中離子的數目減少
B. 再加入CH3COONa固體能促進醋酸的電離
C.醋酸的電離程度增大，c(H＋)亦增大
D. 溶液中增大
[解析]　醋酸是弱電解質，存在電離平衡，稀釋促進醋酸電離出H＋和CH3COO－，故最終溶液中離子的數目增加，A錯誤；加入CH3COONa固體后，CH3COO－的濃度升高，抑制醋酸的電離，B錯誤；稀釋醋酸溶液，醋酸電離程度增大，但c(H＋)減小，C錯誤；溶液中＝，溫度不變，Ka的值不變，加水稀釋后c(H＋)減小，故增大，D正確。
8.(2022·高淳模擬)醋酸溶液中存在電離平衡CH3COOH??H＋＋CH3COO－，下列敘述錯誤的是(　D　)
A．升高溫度，平衡正向移動，醋酸的電離常數Ka增大
B. 將0.10 mol/L CH3COOH溶液加水稀釋，溶液的pH變大
C. CH3COOH溶液中加少量的CH3COONa固體，平衡逆向移動
D. 25 ℃時，欲使醋酸溶液的pH、電離常數Ka和電離程度都減小，可加入少量冰醋酸
[解析]　電離是一個吸熱過程，升高溫度，醋酸的電離常數增大，平衡正向移動，A正確；將醋酸溶液加水稀釋，電離程度增大，但溶液體積也在增大，氫離子濃度減小，溶液的pH增大，B正確；增大生成物的濃度，平衡逆向移動，C正確；加入冰醋酸，電離常數不變，D錯誤。
9. 下列關于電離常數的說法正確的是(　C　)
A.電離常數隨著弱電解質濃度的增大而增大
B.CH3COOH的電離常數表達式為Ka＝
C.電離常數只受溫度影響，與濃度無關
D.CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固體，電離常數減小
10．(2022·連云港模擬)常溫下，下列操作(忽略過程中溫度變化)可以使亞硫酸稀溶液中的值增大的是(　C　)
A．通入HCl氣體 B.通入SO2氣體
C. 加入NaOH固體 D.加入NaHSO4固體
[解析]　亞硫酸溶液中，有＝。向亞硫酸稀溶液中通入氯化氫氣體，氯化氫在溶液中電離出氫離子，溶液中的c(H＋)增大，則的值減小，A錯誤；向亞硫酸稀溶液中通入二氧化硫氣體，亞硫酸的濃度增大，溶液中的c(H＋)增大，則的值減小，B錯誤；向亞硫酸稀溶液中加入氫氧化鈉固體，氫氧根離子與溶液中的氫離子反應，溶液中c(H＋) 減小，則的值增大，C正確；向亞硫酸稀溶液中加入硫酸氫鈉固體，硫酸氫鈉在溶液中電離出氫離子，溶液中的c(H＋)增大，則的值減小，D錯誤。
11．(2023·儀征模擬)醋酸的電離方程式為CH3COOH??CH3COO－＋H＋　ΔH>0。25℃時，0.1 mol/L醋酸溶液中存在下述關系：＝1.75×10－5，其數值是該溫度下醋酸的電離平衡常數(Ka)。下列說法錯誤的是(　C　)
A．0.1 mol/L CH3COOH溶液中的c(H＋)約為1.3×10－3 mol/L
B. 等物質的量濃度的CH3COOH溶液與HA溶液(25℃時，Ka＝6.2×10－10)，則pH：CH3COOHC. 該溫度下0.01 mol/L醋酸溶液Ka<1.75×10－5
D. 升高溫度，c(H＋)增大，Ka變大
[解析]　對于CH3COOH溶液，Ka＝，且c(CH3COO－)≈c(H＋)，則c(H＋)＝≈1.3×10－3 mol/L，A正確；弱酸的K值越大，等濃度的酸溶液的酸性越強，溶液的pH就越小，Ka：CH3COOH＞HA，則等物質的量濃度的CH3COOH溶液與HA溶液的pH：CH3COOH＜HA，B正確；因為電離平衡常數只和溫度有關，該溫度下0.01 mol/L醋酸溶液的Ka＝1.75×10－5，C錯誤；由于CH3COOH電離是吸熱過程，所以升高溫度，促進醋酸的電離正向移動，導致溶液中c(H＋)增大，Ka變大，D正確。
12. (2022·南菁高級中學)下表是幾種弱酸在常溫下的電離常數，下列說法中錯誤的是(　D　)
CH3COOH H2CO3 H2S H3PO4
Ka＝1.75×10－5 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 Ka1＝9.1×10－8 Ka2＝1.1×10－14 Ka1＝7.5×10－3 Ka2＝6.2×10－8 Ka3＝2.2×10－13
A.碳酸的酸性強于氫硫酸
B.多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定
C.向醋酸中逐滴滴入Na2CO3溶液發生反應：2CH3COOH＋Na2CO3===2CH3COONa＋H2O＋CO2↑
D.向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，電離常數變大
[解析]　由表格數據可知，Ka1(H2CO3)＞Ka1(H2S)，則碳酸的酸性強于氫硫酸，A正確；多元弱酸分步電離，以第一步電離為主，則多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定，B正確；由數據可知醋酸的酸性大于碳酸，向醋酸中逐滴滴入Na2CO3溶液，醋酸足量，則產生CO2，C正確；電離常數是溫度的函數，向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，電離常數不變，D錯誤。
13. 部分弱電解質的電離常數如下表，下列說法中錯誤的是(　B　)
弱電解質 HCOOH HCN H2CO3
電離常數(25 ℃) Ka＝1.8×10－4 Ka＝4.9×10－10 Ka1＝4.3×10－7Ka2＝5.6×10－11
A.結合H＋的能力：CO>CN－>HCO>HCOO－
B.2CN－＋H2O＋CO2===2HCN＋CO
C.中和等體積、等c(H＋)的HCOOH和HCN，消耗NaOH的量前者小于后者
D.25 ℃時，反應HCOOH＋CN－??HCN＋HCOO－的化學平衡常數為3.67×105
[解析]由HCOOH、HCN，H2CO3的電離常數可知，結合H＋的能力：CO>CN－>HCO>HCOO－，A正確；根據電離常數有CN－＋H2O＋CO2===HCN＋HCO，B錯誤；因為HCOOH的酸性比HCN強，中和等體積、等c(H＋)的HCOOH和HCN，消耗NaOH的量前者小于后者，C正確；25 ℃時，反應HCOOH＋CN－??HCN＋HCOO－的化學平衡常數 K＝＝≈3.67×105，D正確。
14. (2022·海門中學)某溫度下，將等體積、等c(H＋) 的鹽酸和CH3COOH溶液分別加水稀釋，溶液中的c(H＋)隨溶液體積變化的曲線如右圖所示。下列說法正確的是(　B　)
A.曲線Ⅱ表示的是鹽酸的變化曲線
B.b點對應的溶液的導電能力比c點對應的溶液的導電能力強
C.取等體積的a點、b點對應的溶液與NaOH反應，消耗的NaOH的量相同
D.b點對應的酸的總濃度大于a點對應的酸的總濃度
[解析]　CH3COOH屬于弱電解質，稀釋時會促進CH3COOH電離出H＋，故稀釋時c(H＋)的變化要比鹽酸中c(H＋)的變化慢一些，即曲線Ⅰ是鹽酸的變化曲線，曲線Ⅱ是CH3COOH溶液的變化曲線，A錯誤；溶液的導電能力與溶液中離子的濃度有關，離子濃度：b>c，b、c點溶液中所含離子種類相同，故導電能力：b>c，B正確；a點、b點表示溶液稀釋相同倍數，此時溶質的量沒有發生變化，都等于稀釋前溶質的物質的量，稀釋前兩溶液中c(H＋)相同，但CH3COOH為弱酸，則c(CH3COOH)>c(HCl)，稀釋前n(CH3COOH)>n(HCl)，則CH3COOH消耗NaOH的量多，C錯誤；稀釋前c(CH3COOH)>c(HCl)，稀釋相同倍數后，c(CH3COOH)仍大于c(HCl)，D錯誤。
15. 25 ℃時，幾種弱酸的電離常數如下：
弱酸 HNO2 CH3COOH HCN H2CO3
電離常數 Ka＝5.1×10－4 Ka＝1.96×10－5 Ka＝6.2×10－10 Ka1＝4.4×10－7Ka2＝4.7×10－11
(1)根據上表數據填空：
①物質的量濃度相同的四種酸，其酸性由強到弱的順序是　HNO2>CH3COOH>H2CO3>HCN　。
②分別向等體積、等c(H＋)的鹽酸和 CH3COOH 溶液中加入足量的Zn粉，反應剛開始時產生H2的速率：v(HCl)　＝　(填“＝”“>”或“<”，下同)v(CH3COOH)；反應完全后，鹽酸與Zn粉反應所得氫氣的質量　<　醋酸所得氫氣的質量。
③將0.2 mol/L HCN溶液與0.1 mol/L Na2CO3溶液等體積混合，發生反應的化學方程式為　HCN＋Na2CO3===NaCN＋NaHCO3　。
(2)CO、NO、CN－、CH3COO－結合H＋的能力由強到弱的順序為　CO>CN－>CH3COO－>NO　(用離子符號表示)。
(3)該溫度下，0.1 mol/L的CH3COOH溶液中的c(H＋)＝　1.4×10－3　mol/L。
[解析]　(1)①電離常數越大酸性越強，酸性由強到弱的順序為HNO2>CH3COOH>H2CO3>HCN。②c(H＋) 相同的不同弱酸中，氫離子濃度相同，與Zn粉反應的速率相同；醋酸的濃度大于鹽酸的濃度，所以鹽酸與Zn粉反應所得氫氣的質量小于醋酸所得氫氣的質量。③由電離常數可知，酸性：H2CO3>HCN>HCO，則將0.2 mol/L HCN溶液與 0.1 mol/L Na2CO3溶液等體積混合，發生反應的化學方程式為HCN＋Na2CO3===NaCN＋NaHCO3。
(2)酸越弱，酸根離子結合質子的能力越強，則CO、NO、CN－、CH3COO－結合H＋的能力由強到弱的順序為CO>CN－>CH3COO－>NO。
(3)　　　　　　　CH3COOH??CH3COO－＋H＋
c(起始)/(mol/L) 　0.1 　 0 0
c(變化)/(mol/L) 　x 　 x x
c(平衡)/(mol/L) 　0.1－x 　x x
K＝≈＝1.96×10－5
x＝1.4×10－3mol/L(共16張PPT)
高中化學
人教版　選擇性必修1
第一節　電離平衡
課時15　電離平衡常數
第三章　水溶液中的離子反應與平衡
目
錄
Contents
關鍵能力
舉題說法
關鍵能力
一、能力打底　概念辨析
判斷下列說法的正誤(正確的畫“√”，錯誤的畫“×”)。
(2) 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。(　　)
(4) 電離平衡向右移動，弱電解質的電離度一定增大。(　　)
(5) 弱電解質的電離平衡右移，電離平衡常數一定增大。(　　)
(6) 電離平衡常數大的酸溶液中的c(H＋)一定比電離平衡常數小的酸溶液中的c(H＋)大。(　　)
×
×
×
×
×
×
二、 電離平衡狀態
1. 弱電解質的電離平衡的建立
在一定條件下(如溫度和濃度)，________________________的速率和____________ _____的速率相等時，電離過程達到電離平衡狀態。
弱電解質分子電離成離子
離子結合成
分子
2. 電離平衡的特征
3. 影響因素
條件改變 平衡移動方向 c(H＋) n(H＋) 電離程度 導電能力
升高溫度 向右移動 增大 增大 增大 增強
加水 向右移動 減小 增大 增大 減弱
通HCl 向左移動 增大 增大 減小 增強
加少量NaOH(s) 向右移動 減小 減小 增大 增強
加少量CH3COONa(s) 向左移動 減小 減小 減小 增強
加少量CH3COOH 向右移動 增大 增大 減小 增強
三、 電離平衡常數
1. 概念：在一定溫度下，當弱電解質在水溶液中達到電離平衡時，溶液中電離出的各離子________________與未電離的分子的__________的比值是一個常數。
3. 影響因素及意義
(1)電離平衡常數只與________有關，升高________，K值________。
(2)表示弱電解質的電離能力。一定溫度下，K值越大，弱電解質的電離程度越______，酸(或堿)性越______。
濃度冪的乘積
濃度冪
溫度
溫度
增大
大
強
舉題說法
1
類型1　電離平衡的影響因素
D
①加少量燒堿　②升高溫度　③加少量冰醋酸　④加水
A．①② B.①③
C.③④ D.②④
2
類型2　弱堿稀釋過程中，相關量的變化圖像判斷
　25 ℃時不斷將水滴入0.1 mol/L氨水中，下列圖像變化合理的是(　　)
C
[解析]　氨水的pH不可能小于7，A錯誤；NH3·H2O的電離程度在稀釋過程中始終增大，B錯誤；溫度不變，Kb不變，D錯誤。
3
類型3　弱酸稀釋過程中相關量的變化判斷
　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，下列說法中正確的是(　　)
C
A．a、b、c三點溶液的pH：cB．a、b、c三點CH3COOH的電離程度：cC．用濕潤的pH試紙測量a點處溶液的pH，測量結果偏小
D．a、b、c三點溶液用1 mol/L NaOH溶液中和，消耗NaOH溶液的體積：c[解析]　由導電能力知c(H＋)：b>a>c，pH：c>a>b，A錯誤；加水體積越大，越利于CH3COOH電離，電離程度：c>b>a，B錯誤；用濕潤的pH試紙測量a處溶液的pH，相當于稀釋a點溶液，由圖可知a―→b過程中c(H＋)增大，則a點處的pH測量結果偏小，C正確；a、b、c三點n(CH3COOH)相同，用NaOH溶液中和時消耗的n(NaOH)相同，故消耗V(NaOH)：a＝b＝c，D錯誤。

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