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第2課時(shí)　電離平衡常數(shù)
　
第三章　第一節(jié)　電離平衡
1．了解電離平衡常數(shù)的含義。
2．能從電離、離子反應(yīng)等角度分析溶液的性質(zhì)。
課程標(biāo)準(zhǔn)
任務(wù)一　電離平衡常數(shù)
新知構(gòu)建
1.概念
在一定條件下，當(dāng)弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡時(shí)，溶液里各組分的濃度之間存在一定的關(guān)系。對(duì)于一元弱酸或一元弱堿來(lái)說(shuō)，溶液中弱電解質(zhì)電離所生成的____________________，與溶液中__________________之比是一個(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡(jiǎn)稱電離常數(shù)，通常用Ka、Kb分別表示弱酸、弱堿的電離平衡常數(shù)。
各種離子濃度的乘積
未電離分子的濃度
2.電離平衡常數(shù)的表示方法
(1)一元弱酸、一元弱堿的電離平衡常數(shù)
(2)多元弱酸、多元弱堿的電離平衡常數(shù)
多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的，每一步電離都有電離平衡常數(shù)，通常用Ka1、Ka2等來(lái)分別表示。例如：
多元弱酸各步電離常數(shù)的大小比較：Ka1 Ka2，因此，多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定。
注意：一般多元弱堿為難溶堿，不用電離平衡常數(shù)，以后要學(xué)到難溶物的溶度積常數(shù)。
3.意義
表示弱電解質(zhì)的電離能力。一定溫度下，K越大，弱電解質(zhì)的電離程度越____，酸(或堿)性越____。
4.電離常數(shù)的影響因素
(1)內(nèi)因：同一溫度下，不同弱電解質(zhì)的電離常數(shù)______，說(shuō)明電離常數(shù)首先由弱電解質(zhì)的______所決定。
(2)外因：對(duì)于同一弱電解質(zhì)，電離平衡常數(shù)只與______有關(guān)，由于電離為______過(guò)程，所以電離平衡常數(shù)隨溫度______而增大。
大
強(qiáng)
不同
性質(zhì)
溫度
吸熱
升高
閱讀教材，結(jié)合“電離平衡常數(shù)”內(nèi)容，交流討論下列問(wèn)題。
1.寫出弱電解質(zhì)H2X、ROH的電離平衡常數(shù)表達(dá)式。
2.增大c(H2X)、升高溫度對(duì)弱酸H2X的電離平衡有什么影響？電離平衡常數(shù)Ka1(H2X)如何變化？
交流研討
3.25 ℃時(shí)，0.1 mol/L弱酸H2X溶液中，達(dá)到電離平衡時(shí)，c(H＋)≈1.1×
10－4 mol/L，試計(jì)算H2X的電離常數(shù)Ka1(H2X)。
應(yīng)用評(píng)價(jià)
1.判斷正誤，錯(cuò)誤的說(shuō)明其原因。
(1)改變條件，電離平衡正向移動(dòng)，電離平衡常數(shù)一定增大。
______________________________________________________________
(2)同一弱電解質(zhì)，濃度大的電離平衡常數(shù)大。
______________________________________________________________
______________________________________________________________
錯(cuò)誤，電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，溫度不變電離平衡常數(shù)不變。
錯(cuò)誤，同一弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，與濃度無(wú)關(guān)。
錯(cuò)誤，H2CO3是多元弱酸，電離平衡常數(shù)要分步寫。
2.食醋(主要成分CH3COOH)、純堿(Na2CO3)和小蘇打(NaHCO3)均為家庭廚房中常用的物質(zhì)。已知：
弱酸 CH3COOH H2CO3 HNO2 HCN
電離常數(shù) Ka＝1.8×10－5 Ka1＝4.3×10－7
Ka2＝5.6×10－11 Ka＝5.0×10－4 Ka＝6.2×10－10
以CH3COOH CH3COO－＋H＋為例，CH3COOH的電離平衡常數(shù)越大，即正向進(jìn)行的程度越大，逆向進(jìn)行程度越小，逆向即CH3COO－結(jié)合H＋能力。
(2)CO2通入NaNO2溶液中能否生成HNO2？________理由是____________
_____________________________________。
否
H2CO3的Ka1
(3)少量CO2通入足量NaCN溶液中，反應(yīng)的離子方程式為______________
______________________。
CO2＋H2O＋
(4)常溫下，將20 mL 0.10 mol·L－1 CH3COOH溶液和20 mL 0.10 mol·L－1 HNO2溶液分別與20 mL 0.10 mol·L－1 NaHCO3溶液混合(混合后溶液體積變化忽略不計(jì))。
①反應(yīng)開始時(shí)，v(CH3COOH)________v(HNO2)(填“>”、“<”或“＝”)。
<
<
18
(6)常溫下，下列方法可以使0.1 mol·L－1 CH3COOH的電離程度增大的是________(填字母)。
a.加入少量的稀鹽酸 b.加熱溶液 c.加水稀釋 d.加入少量冰醋酸
a.加入鹽酸，增加c(H＋)，平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)，抑制CH3COOH的電離，故錯(cuò)誤；b.弱電解質(zhì)的電離是吸熱過(guò)程，因此升高溫度，促進(jìn)電離，故正確；c.加水稀釋，促進(jìn)電離，故正確；d.加入冰醋酸，電離程度減小，故錯(cuò)誤。
bc
知識(shí)拓展
電離度(α)
弱電解質(zhì)電離程度相對(duì)大小的另一種參數(shù)。
注意：溫度越高電離度越大；稀釋溶液，電離度變大。　　
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任務(wù)二　電離常數(shù)的應(yīng)用與計(jì)算
情境探究
已知硼酸(H3BO3)溶液中存在：H3BO3(aq)＋H2O(l)===[B(OH)4]－(aq)＋
H＋(aq)。下表是三種弱酸的電離常數(shù)。
化學(xué)名稱 電離常數(shù)(298 K)
硼酸 Ka＝5.7×10－10
碳酸 Ka1＝4.5×10－7　Ka2＝4.7×10－11
醋酸 Ka＝1.6×10－5
1. 能否根據(jù)電離常數(shù)直接判斷出三者的酸性強(qiáng)弱？
提示：可以。根據(jù)電離平衡常數(shù)可知三者的酸性：醋酸＞碳酸＞硼酸。
2.現(xiàn)將一滴碳酸鈉溶液滴入硼酸溶液中，一定能觀察到有氣泡產(chǎn)生嗎？如果將一滴醋酸溶液滴入碳酸鈉溶液中呢？
提示：不能。因?yàn)樘妓岬囊患?jí)電離＞硼酸＞碳酸的二級(jí)電離，則碳酸鈉和硼酸反應(yīng)生成碳酸氫鈉而不是二氧化碳，所以觀察不到有氣泡產(chǎn)生。后者也不一定，因?yàn)榇姿岷吞妓徕c反應(yīng)先生成碳酸氫鈉，碳酸氫鈉再和醋酸反應(yīng)生成二氧化碳，所以將一滴醋酸溶液滴入碳酸鈉溶液中也不一定能觀察到有氣泡產(chǎn)生。
3.試計(jì)算25 ℃時(shí)0.01 mol·L－1的醋酸溶液中氫離子濃度的大小。
新知構(gòu)建
1.電離常數(shù)的應(yīng)用
(1)判斷弱酸(或弱堿)的相對(duì)強(qiáng)弱，相同條件下，電離常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強(qiáng)。
(2)判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。
(3)判斷復(fù)分解反應(yīng)能否發(fā)生，一般符合“強(qiáng)酸制弱酸”規(guī)律。如利用上述電離常數(shù)的數(shù)值可知，向Na2CO3溶液中加入足量CH3COOH的離子方程式為CO ＋2CH3COOH===2CH3COO－＋H2O＋CO2↑。
2.有關(guān)電離常數(shù)的計(jì)算(以弱酸HX為例)
(1)已知起始時(shí)c(HX)和電離產(chǎn)生的c(H＋)，求電離常數(shù)。
HX　 　 H＋　 ＋　 X－
起始： c(HX)　　　　 0　　　　 0
平衡： c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(X－)
(2)已知起始時(shí)c(HX)和電離常數(shù)，求溶液中c(H＋)。
應(yīng)用評(píng)價(jià)
1.弱酸、弱堿的電離程度可以分別用它們的電離常數(shù)(Ka、Kb)或電離度(α)表示，請(qǐng)根據(jù)下列情景列式計(jì)算。
(1)乙酰水楊酸是一種一元弱酸(可用HA表示)，在一定溫度下，0.1 mol·L－1的乙酰水楊酸的水溶液中，乙酰水楊酸的電離常數(shù)Ka為3.4×10－4，求該酸的電離度為________(保留2位有效數(shù)字)。
5.8%　
(2)已知在25 ℃時(shí)，1 mol·L－1氨水中NH3·H2O的電離度為0.42%，求NH3·H2O的電離常數(shù)Kb為____________(保留3位有效數(shù)字)。
1.76×10－5
2.在一定溫度下，加水逐漸稀釋1 mol·L－1氨水的過(guò)程中，隨著水量的增加，請(qǐng)說(shuō)明溶液中下列含量的變化：
(1)n(OH－)________(填“增大”、“減小”或“不變”，下同)。
增大
增大
不變
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任務(wù)三　強(qiáng)酸與弱酸的比較
向兩個(gè)錐形瓶中各加入0.05 g鎂條，塞緊橡膠塞，然后用注射器分別注入2 mL 2 mol/L鹽酸、2 mL 2 mol/L醋酸，測(cè)得錐形瓶?jī)?nèi)氣體的壓強(qiáng)p隨時(shí)間的變化如圖所示：
情境探究
1.由上圖可知，反應(yīng)初期哪種酸與鎂條反應(yīng)的速率大？其原因是什么？
提示：鹽酸的反應(yīng)速率大；原因是鹽酸是強(qiáng)酸，完全電離，醋酸是弱酸，部分電離；同濃度的鹽酸和醋酸中，鹽酸的c(H＋)大，因而反應(yīng)速率大。
2.上述反應(yīng)過(guò)程中，鹽酸的反應(yīng)速率減小明顯，而醋酸的反應(yīng)速率減小不明顯，其原因是什么？
提示：醋酸中存在電離平衡，隨反應(yīng)的進(jìn)行，電離平衡正向移動(dòng)，消耗的H＋及時(shí)電離補(bǔ)充，溶液中c(H＋)降低的慢，故一段時(shí)間速率變化不明顯。
3.由上圖可知，二者最終產(chǎn)生氫氣的量基本相等，容器中氣體的壓強(qiáng)最終幾乎相等的原因是什么？
提示：由計(jì)算可知鎂條過(guò)量，因鹽酸和醋酸的物質(zhì)的量相等，二者與過(guò)量鎂條反應(yīng)生成H2的物質(zhì)的量相等，故最終容器中氣體壓強(qiáng)幾乎相等。
1.相同體積、相同物質(zhì)的量濃度的一元強(qiáng)酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較
新知構(gòu)建
　　比較項(xiàng)目
　
酸　　 c(H＋) 酸性 中和堿的能力 與足量活潑
金屬反應(yīng)產(chǎn)
生H2的總量 與同一金屬
反應(yīng)時(shí)的起
始反應(yīng)速率
一元強(qiáng)酸 大 強(qiáng) 相同 相同 大
一元弱酸 小 弱 小
2.相同體積、相同c(H＋)的一元強(qiáng)酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較
　　比較項(xiàng)目
　
酸　　 c(H＋) 酸性 中和堿的
能力 與足量活潑
金屬反應(yīng)產(chǎn)
生H2的總量 與同一金屬
反應(yīng)時(shí)的起
始反應(yīng)速率
一元強(qiáng)酸 相同 相同 小 少 相同
一元弱酸 大 多
1.在a、b兩支試管中分別裝入形態(tài)相同、質(zhì)量相等的一顆鋅粒(鋅足量)，然后向兩支試管中分別加入相同物質(zhì)的量濃度、相同體積的稀鹽酸和稀醋酸。填寫下列空白：
(1)a、b兩支試管中生成氣體的速率v(a)________(填“大于”、“小于”或“等于”，下同) v(b)，反應(yīng)完畢后生成氣體的總體積V(a)_____V(b)，原因是__________________________________________________________
_____________________。
應(yīng)用評(píng)價(jià)
大于
等于
反應(yīng)開始時(shí)，鹽酸中所含H＋的濃度較大，但二者最終能電離出的
H＋的總物質(zhì)的量相等　
物質(zhì)的量濃度相同時(shí)，鹽酸是強(qiáng)酸，醋酸是弱酸，鹽酸電離出的c(H＋)遠(yuǎn)大于醋酸電離出的c(H＋)，醋酸產(chǎn)生H2的速率比鹽酸小。反應(yīng)完畢后，因?yàn)閚(HCl)＝n(CH3COOH)，故最終產(chǎn)生H2的量相等。
(2)若a、b兩支試管中分別加入c(H＋)相同、體積相同的稀鹽酸和稀醋酸，則a、b兩支試管中開始生成氣體的速率v(a)________(填“大于”、“小于”或“等于”，下同)v(b)，反應(yīng)完畢后生成氣體的總體積V(a)________V(b)，原因是________________________________________
_________________________________________。
等于
小于
開始時(shí)c(H＋)相同，所以速率相等，醋酸是弱
電解質(zhì)，最終電離出的H＋的總物質(zhì)的量大
c(H＋)相同時(shí)，反應(yīng)開始時(shí)產(chǎn)生H2的速率相等。反應(yīng)完畢后，因c(H＋)相同，醋酸濃度大，則n(HCl)2.25 ℃時(shí)，幾種弱酸的電離平衡常數(shù)如下：
CH3COOH：Ka＝1.75×10－5
H2CO3：Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11
HClO：Ka＝4.0×10－8
(1)CH3COOH、H2CO3、HCO、HClO的酸性由強(qiáng)到弱的順序：__________
_________________________。
CH3COOH
越弱的酸對(duì)應(yīng)的酸根離子結(jié)合H＋的能力越強(qiáng)。
(3)寫出向NaClO和CH3COONa的混合溶液中通入少量CO2的化學(xué)方程式：______________________________________。
NaClO＋CO2＋H2O===HClO＋NaHCO3
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隨堂演練
√
1.下列關(guān)于電離平衡常數(shù)(K)的說(shuō)法中正確的是
A.組成相似時(shí)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(wú)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電離平衡常數(shù)K是溫度的函數(shù)，所以B錯(cuò)誤。只要溫度一定，不同濃度的同一弱電解質(zhì)電離平衡常數(shù)K相同，所以C錯(cuò)誤。多元弱酸各步電離平衡常數(shù)相互關(guān)系應(yīng)為K1>K2>K3，所以D錯(cuò)誤。
√
2.下表是幾種弱酸常溫下的電離平衡常數(shù)：
CH3COOH H2CO3 H2S
Ka＝1.8×10－5 Ka1＝4.3×10－7
Ka2＝5.6×10－11 Ka1＝9.1×10－8
Ka2＝1.1×10－12
則下列說(shuō)法不正確的是
B.多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定
C.碳酸的酸性強(qiáng)于氫硫酸
D.向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，電離常數(shù)不變
√
3.已知常溫下，2 mol/L的一元酸HA溶液中c(H＋)為2×10－4 mol/L，下列說(shuō)法錯(cuò)誤的是
A.常溫下，HA的電離常數(shù)約為2×10－8
B.NaA可以和鹽酸發(fā)生反應(yīng)：HCl＋NaA===NaCl＋HA
C.該條件下，體系中HA的電離度是1%
D.向2 mol/L的HA溶液中加入少量2 mol/L的NaA溶液，HA的電離程度減小
4.歐盟委員會(huì)發(fā)布條例，修訂芥酸和氫氰酸在部分食品中的最大含量。氫氰酸及部分弱酸的電離常數(shù)如下表：
弱酸 HCOOH HCN H2CO3
電離常數(shù) (25 ℃) Ka＝1.8×10－4 Ka＝6.2×10－10 Ka1＝4.5×10－7
Ka2＝4.7×10－11
(1)依據(jù)表格中三種酸的電離常數(shù)，判斷三種酸酸性強(qiáng)弱的順序?yàn)開______________________。
HCOOH>H2CO3>HCN　
電離常數(shù)越大酸性越強(qiáng)，依據(jù)表格中三種酸的電離常數(shù)，判斷三種酸酸性強(qiáng)弱的順序?yàn)镠COOH>H2CO3>HCN。
(2)向NaCN溶液中通入CO2氣體能否制得HCN？________。若能，寫出反應(yīng)的化學(xué)方程式：___________________________________________。
能
NaCN＋H2O＋CO2===HCN＋NaHCO3
電離常數(shù)越大，逆反應(yīng)的常數(shù)越小，即結(jié)合H＋的能力越小。
(4)①升高0.1 mol·L－1HCN溶液的溫度，HCN的電離程度如何變化？_______________________________。
升高溫度，能促進(jìn)HCN的電離　
升高溫度促進(jìn)電離，HCN的電離程度增大。
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課時(shí)測(cè)評(píng)
√
題點(diǎn)一　電離常數(shù)的概念及表達(dá)式
1.如表是25 ℃時(shí)，幾種常見弱酸的電離平衡常數(shù)：
弱酸 CH3COOH HF HCN
電離平衡常數(shù)(Ka) 1.8×10－5 7.2×10－4 5.0×10－10
下列說(shuō)法正確的是
A.三種酸中酸性最強(qiáng)的是CH3COOH
B.三種酸中HF能腐蝕玻璃是因?yàn)槠潆婋x平衡常數(shù)最大
C.若向稀醋酸溶液中滴入一滴冰醋酸，醋酸的電離程度增大
D.在溶液中反應(yīng)HCN＋CH3COONa===NaCN＋CH3COOH不易發(fā)生
根據(jù)電離平衡常數(shù)：Ka(HF)>Ka(CH3COOH)>Ka(HCN)，得出酸性最強(qiáng)的是HF，A項(xiàng)錯(cuò)誤；氫氟酸能腐蝕玻璃是它的特性，與其電離平衡常數(shù)大小無(wú)關(guān)，B項(xiàng)錯(cuò)誤；加少量冰醋酸，醋酸的濃度增大，電離平衡正向移動(dòng)，但電離程度反而減小，C項(xiàng)錯(cuò)誤；強(qiáng)酸制弱酸，CH3COOH比HCN的酸性強(qiáng)，所給反應(yīng)不易發(fā)生，D項(xiàng)正確；答案選D。
√
A.25 ℃下，向該溶液中加入一定量的鹽酸時(shí)，Ka＝8×10－5
B.25 ℃下，向該溶液中加入一定量的氫氧化鈉溶液時(shí)，Ka＝2×10－4
C.標(biāo)準(zhǔn)狀況下，醋酸中Ka＝1.75×10－5
D.升高到一定溫度，Ka＝7.2×10－5
醋酸中存在電離平衡：CH3COOH CH3COO－＋H＋，題中Ka為醋酸的電離常數(shù)，由于電離常數(shù)只隨溫度的變化而變化，所以排除A、B兩項(xiàng)；因?yàn)榇姿岬碾婋x是吸熱過(guò)程，所以升高溫度，Ka增大，降低溫度，Ka減小，標(biāo)準(zhǔn)狀況下(0 ℃)溫度低于25 ℃，則Ka小于1.75×10－5，所以C項(xiàng)不成立、D項(xiàng)可能成立。
√
題點(diǎn)二　Ka的應(yīng)用及計(jì)算
3.部分弱酸的電離平衡常數(shù)如表，根據(jù)表中數(shù)據(jù)判斷下列方程式一定錯(cuò)誤的是
酸 電離平衡常數(shù)Ka
CH3COOH 1.75×10－5
HClO 4.0×10－8
H2CO3 Ka1＝4.5×10－7　Ka2＝4.7×10－11
H3PO4 Ka1＝6.9×10－3　Ka2＝6.2×10－8 Ka3＝4.8×10－13
A.Na2CO3＋CH3COOH===NaHCO3＋CH3COONa
B.CO2＋H2O＋NaClO===HClO＋ NaHCO3
C.H3PO4＋CH3COONa===NaH2PO4＋ CH3COOH
D.NaH2PO4＋NaHCO3===Na2HPO4＋H2O＋CO2↑
Ka(CH3COOH)>Ka1(H2CO3)>Ka2(H2CO3)，則少量醋酸與Na2CO3可發(fā)生Na2CO3＋CH3COOH===NaHCO3＋CH3COONa，A正確；Ka1(H2CO3)>Ka(HClO)>Ka2(H2CO3)，因此二氧化碳與NaClO溶液反應(yīng)生成HClO和NaHCO3，即CO2＋H2O＋NaClO===HClO＋NaHCO3，B正確；Ka1(H3PO4)>Ka(CH3COOH)，少量CH3COONa與H3PO4反應(yīng)生成NaH2PO4和CH3COOH，即H3PO4＋CH3COONa===NaH2PO4＋CH3COOH，C正確；Ka1(H2CO3)>Ka2(H3PO4)，即H2CO3酸性強(qiáng)于H2PO ，不能發(fā)生NaH2PO4＋NaHCO3===Na2HPO4＋H2O＋CO2↑，D錯(cuò)誤；選D。
√
4.(2023·濟(jì)南高二期中)將濃度為0.1 mol·L－1 HF溶液加水不斷稀釋，下列各量始終保持增大的是
√
5.在25 ℃時(shí)，用蒸餾水稀釋1 mol·L－1氨水至0.01 mol·L－1，隨溶液的稀釋，下列各項(xiàng)中始終保持增大趨勢(shì)的是
√
6.已知室溫時(shí)，0.1 mol·L－1某一元酸HA溶液中HA的電離度為0.1%，Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5，下列敘述錯(cuò)誤的是
A.該溶液中c(H＋)＝10－4 mol·L－1
B.升高溫度，溶液的pH增大
C.此酸的電離平衡常數(shù)約為1×10－7
D.此酸的酸性比醋酸弱
由題意有：HA　 H＋　 ＋　 A－
起始濃度/
(mol·L－1) 0.1 0 0
轉(zhuǎn)化濃度/
(mol·L－1) 0.1×0.1% 0.1×0.1% 0.1×0.1%
平衡濃度/
(mol·L－1) 0.1－10－4 10－4 10－4
√
題點(diǎn)三　強(qiáng)酸、弱酸的比較
7. (2023·青島高二期中)某溫度下，等體積、c(H＋)相同的鹽酸和醋酸溶液分別加水稀釋，溶液中的c(H＋)隨溶液體積變化的曲線如圖所示。據(jù)圖判斷下列說(shuō)法正確的是
A.曲線Ⅱ表示的是鹽酸的變化曲線
B.b點(diǎn)溶液的導(dǎo)電能力比c點(diǎn)溶液的導(dǎo)電能力強(qiáng)
C.取等體積的a點(diǎn)、b點(diǎn)對(duì)應(yīng)的溶液，消耗的
NaOH的量相同
D.b點(diǎn)酸的總濃度大于a點(diǎn)酸的總濃度
醋酸屬于弱電解質(zhì)，在稀釋時(shí)會(huì)電離出H＋，故稀釋相同倍數(shù)時(shí)醋酸溶液中c(H＋)的變化要比鹽酸中c(H＋)的變化小一些，即曲線Ⅰ表示鹽酸，曲線Ⅱ表示醋酸，A項(xiàng)錯(cuò)誤；溶液的導(dǎo)電能力與溶液中離子的濃度有關(guān)，離子濃度：b＞c，故導(dǎo)電能力：b＞c，B項(xiàng)正確；a點(diǎn)、b點(diǎn)表示溶液稀釋相同倍數(shù)，溶質(zhì)的量沒(méi)有發(fā)生變化，都等于稀釋前的物質(zhì)的量，稀釋前兩溶液中c(H＋)相同，但CH3COOH為弱酸，則c(CH3COOH)＞c(HCl)，故稀釋前n(CH3COOH)＞n(HCl)，即CH3COOH消耗NaOH多，C項(xiàng)錯(cuò)誤；a點(diǎn)酸的總濃度大于b點(diǎn)酸的總濃度，D項(xiàng)錯(cuò)誤。
√
8.體積相同的鹽酸和醋酸兩種溶液，n(Cl－)＝n(CH3COO－)＝0.01 mol，下列敘述錯(cuò)誤的是
A.與NaOH完全中和時(shí)，醋酸所消耗的NaOH多
B.分別與足量CaCO3反應(yīng)時(shí)，放出的CO2一樣多
C.兩種溶液的pH相等
D.分別用水稀釋相同倍數(shù)時(shí)，n(Cl－)＜n(CH3COO－)
體積相同的鹽酸和醋酸兩種溶液，n(Cl－)＝n(CH3COO－)＝0.01 mol，根據(jù)二者的電離方程式可知，二者電離出的c(H＋)相同，故pH相等，C項(xiàng)正確；由于CH3COOH不能完全電離，因此n(CH3COOH)＞n(HCl)，故與NaOH完全中和時(shí)，醋酸消耗的NaOH多，分別與足量CaCO3反應(yīng)時(shí)，醋酸放出的CO2多，A項(xiàng)正確、B項(xiàng)錯(cuò)誤；分別用水稀釋相同倍數(shù)時(shí)，醋酸的電離程度增大，n(CH3COO－)增大，而n(Cl－)不變，D項(xiàng)正確。
√
9.常溫下，CH3COOH、HCOOH(甲酸)的電離平衡常數(shù)分別為1.7×
10－5、1.8×10－4，以下關(guān)于0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液、0.1 mol·L－1 HCOOH溶液的說(shuō)法正確的是
A.c(H＋)：CH3COOH＜HCOOH
B.等體積的兩溶液中，分別加入過(guò)量的鎂，產(chǎn)生氫氣的體積：HCOOH＞CH3COOH
C.HCOOH可能與NaOH發(fā)生反應(yīng)：H＋＋OH－===H2O
10.現(xiàn)有常溫下，pH＝2的鹽酸(甲)和pH＝2的醋酸溶液(乙)，請(qǐng)根據(jù)下列操作回答問(wèn)題。
(1)常溫下0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀釋過(guò)程中，下列各量的數(shù)值一定變小的是______(填字母)。
A
(3)相同條件下，取等體積的甲、乙兩溶液，分別加水稀釋100倍，所得溶液的pH大小關(guān)系為pH(甲)____pH(乙)(填“>”、“<”或“＝”)。
(4)取等體積的甲、乙兩溶液，分別用等濃度的NaOH稀溶液中和，則消耗的NaOH溶液的體積大小關(guān)系為V(甲)________(填“>”、“<”或“＝”)V(乙)。
向右
減小
>　
<
(1)25 ℃時(shí)，上述幾種溶液中c(H＋)從大到小的順序是________(填字母)。
ADBC
硫酸第一步完全電離，第二步部分電離，硫酸中c(H＋)＝(0.1＋0.1×10%) mol·L－1＝0.11 mol·L－1；硫酸氫鈉溶液中c(H＋)＝0.1×29% mol·L－1＝0.029 mol·L－1；醋酸中c(H＋)＝0.1×1.33% mol·L－1＝0.001 33 mol·L－1；鹽酸中c(H＋)＝0.1 mol·L－1，所以c(H＋)由大到小的順序是ADBC。
硫酸的第一步電離抑
制了硫酸氫根離子的電離
(3)醋酸的電離平衡常數(shù)Ka的表達(dá)式是__________________________，則物質(zhì)的量濃度為c的醋酸的電離平衡常數(shù)Ka與電離度α的關(guān)系為Ka＝_______(用含c、α的代數(shù)式表示)。
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