資源簡介

第1講　弱電解質的電離平衡
【復習目標】
1.理解弱電解質在水溶液中的電離平衡。
2.理解電離平衡常數的含義,掌握電離平衡常數的應用并能進行相關計算。
考點一　弱電解質及其電離平衡
一、電離平衡
1.電離平衡的含義
在一定條件下(如溫度、壓強等),當　　　　　　　　　　　的速率和　　　　　　　　的速率相等時,電離過程達到了平衡。
2.電離平衡的建立與特征
二、影響電離平衡的因素
1.內因
弱電解質本身的性質(可用電離平衡常數K判斷)。
2.外因
以0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液為例,探究外界條件對CH3COOH(aq)CH3COO-(aq)+H+(aq)　ΔH>0的影響。
外界 條件 具體措施 平衡 移動 方向 n(H+) c(H+) 導電 能力
濃度 加水稀釋 　 　 　 　
加入少量 冰醋酸 　 　 　 　
通入HCl(g) 　 　 　 　
加NaOH(s) 　 　 　 　
加CH3COONa(s) 　 　 　 　
溫度 升高溫度 　 　 　 　
[理解·辨析] 判斷正誤
(1)弱電解質加水稀釋,導電粒子的數目減少。(　　)
(2)用pH相同的氫氟酸和鹽酸中和等體積、等濃度的NaOH溶液,鹽酸消耗的體積多。(　　)
(3)將0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液加水稀釋或加入少量CH3COONa晶體時都會引起溶液中 c(H+)減小。(　　)
(4)弱電解質的電離平衡右移,電解質分子的濃度一定減小,電解質電離出的離子濃度一定增大。(　　)
一、多角度判斷弱電解質
1.常溫下,下列事實一定能證明HNO2是弱電解質的是　　　　(填序號)。
①向HNO2溶液中加入NaNO2固體后,pH增大;
②用HNO2溶液做導電實驗,燈泡很暗;
③HNO2和NaCl不能發生反應;
④0.1 mol·L-1 HNO2溶液的pH=2.1;
⑤NaNO2和H3PO4反應,生成HNO2;
⑥pH=1的HNO2溶液稀釋100倍,pH約為2.3;
⑦等pH、等體積的鹽酸、HNO2溶液和足量鋅反應,HNO2放出的氫氣較多;
⑧pH=1的HNO2溶液和pH=13的KOH溶液等體積混合,溶液呈酸性;
⑨10 mL 0.1 mol·L-1 HNO2溶液恰好與10 mL 0.1 mol·L-1 NaOH溶液完全反應。
判斷弱電解質的三個思維角度
角度一:弱電解質的定義,即弱電解質不能完全電離。
角度二:弱電解質溶液中存在電離平衡,條件改變,平衡移動。
角度三:弱電解質形成的鹽類能水解。
二、強、弱電解質的比較
2.現有a.鹽酸、b.醋酸兩種稀溶液,用字母回答下列問題。
(1)若兩種酸的物質的量濃度均為0.1 mol/L:
①兩種溶液中的c(H+)大小關系為　　　　。
②取等體積上述兩種溶液,分別用同濃度的NaOH溶液完全中和,所需NaOH溶液體積大小關系為　　　　　　。
③若取等質量的Zn分別與這兩種溶液反應,初始速率大小為　　　　,使Zn恰好完全反應時,消耗兩種酸的體積大小關系為　　　　。
(2)若兩種溶液的c(H+)均為0.1 mol/L:
①兩種酸的物質的量濃度大小關系為　　　　。
②取等體積上述兩種溶液,分別用同濃度的NaOH溶液完全中和,所需NaOH溶液體積大小關系為　　　　　　。
③若取等質量的Zn分別與這兩種溶液反應,初始速率大小為　　　　,使Zn恰好完全反應時,消耗兩種酸的體積大小關系為　　　　　　。
三、影響弱電解質電離平衡的因素
3.(2024·天津第二十中學月考)25 ℃時,對于 pH=2的CH3COOH溶液,下列判斷不正確的是(　　)
[A] 加水稀釋,電離平衡正向移動,溶液中所有離子濃度都減小
[B] 通入少量HCl氣體,電離平衡逆向移動,c(CH3COO-)減小,Ka不變
[C] 加入少量冰醋酸,電離平衡正向移動,c(H+)增大,電離度減小
[D] 升高溫度,電離平衡正向移動,c(H+)增大,pH減小
4.下列對氨水中存在的電離平衡NH3·H2ON+OH-的敘述正確的是(　　)
[A] 加水后,溶液中n(OH-)增大
[B] 加入少量濃鹽酸,電離平衡正向移動,溶液中 c(OH-) 增大
[C] 加入少量濃NaOH溶液,電離平衡正向移動
[D] 加入少量NH4Cl固體,溶液中c(N)減小
5.(2024·海南期末)25 ℃時,相同pH的兩種一元弱酸HA與HB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。下列說法正確的是(　　)
[A] HB的酸性強于HA
[B] A點溶液的導電性大于B點溶液
[C] A點的c平(HA)大于B點的c平(HB)
[D] 水的電離程度:A點溶液大于B點溶液
考點二　電離平衡常數及相關計算　　　　　　 　　　　　 　　　　　
一、電離平衡常數
1.含義
在一定條件下,當弱電解質的電離達到平衡時,溶液里各組分的濃度之間存在一定的關系。對一元弱酸或一元弱堿來說,溶液中弱電解質電離所生成的　　　　　　　的乘積,與溶液中　　　　　　的濃度之比是一個常數,這個常數叫作電離平衡常數,簡稱電離常數。
2.表達式
項目 一元弱酸(HA) 一元弱堿(BOH)
電離方 程式 HAH++A- BOHB++OH-
電離常 數表 達式 Ka=　　　 Kb=　　　
3.意義
(1)體現了弱電解質的相對強弱,K越大,表示弱電解質越易電離,酸性或堿性越強。
(2)多元弱酸的各步電離常數的大小關系是>>>……通常 ,多元弱酸中的c(H+)主要由第一步電離提供。所以在比較多元弱酸酸性的相對強弱時,通常只考慮第一步電離。
4.影響因素
(1)內因:弱電解質本身的性質。
(2)外因:只與　　　有關,溫度升高,K　　　。
5.應用
(1)相同條件下,弱酸(或弱堿)的Ka(或Kb)越大,電離程度越　　　　,c(H+)[或c(OH-)]越　　　　,酸性(或堿性)越強;反之,酸性(或堿性)越弱。
(2)多元弱酸的>>……,當 時,計算c(H+)或比較酸性相對強弱時,通常只考慮第一步電離。
二、電離度
1.概念
一定溫度下,弱電解質在溶液中達到電離平衡時,溶液中已電離的弱電解質分子數占弱電解質分子總數(包括已電離的和未電離的)的百分數。
2.表示方法
α=×100%或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　　　　。
(2)相同濃度下,同一弱電解質,溫度越高,其電離度(α)越　　　　。
4.電離平衡常數與電離度的相關計算方法
(1)以濃度為c mol·L-1的一元弱酸(CH3COOH)的電離為例,計算Ka及c(H+)。
　　　　　　CH3COOHCH3COO-+H+
c 0 0
x x x
c-x x x
Ka=,由于弱酸電離程度很小,可認為c-x≈c,所以c(H+)=。
(2)若濃度為c mol·L-1的一元弱酸(CH3COOH)的電離平衡常數為Ka,試通過Ka計算電離
度α。
　　　　　　CH3COOHCH3COO-+H+
c 0 0
c·α c·α c·α
c·(1-α) c·α c·α
因為Ka=,由于弱酸電離程度很小,可認為1-α≈1,所以α=。
[理解·辨析] 判斷正誤
(1)H2CO3的電離常數表達式:Ka=。(　　)
(2)相同溫度時電離常數越大,表示電解質的電離能力越強。(　　)
(3)常溫下向0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液加入少量CH3COONa晶體,醋酸的電離常數減小。(　　)
(4)向氨水中滴加與其濃度相同的CH3COOH溶液,先增大再減小。(　　)
(5)電離常數大的酸溶液中的c(H+)一定比電離常數小的酸溶液中的c(H+)大。(　　)
一、電離平衡常數的理解與應用
1.高氯酸、硫酸、硝酸和鹽酸都是強酸,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:
酸 HClO4 H2SO4 HCl HNO3
Ka 1.6×10-5 6.3×10-9 1.6×10-9 4.2×10-10
由以上表格中數據判斷,下列說法不正確的是(　　)
[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H2SO42H++S
[D] 水對這四種酸的酸性強弱沒有區分能力,但冰醋酸可以區分這四種酸的酸性強弱
2.部分弱酸的電離平衡常數如下表:
弱酸 電離平衡常數(25 ℃)
HCOOH K=1.8×10-4
H2S K1=1.1×10-7、 K2=1.3×10-13
H2CO3 K1=4.5×10-7、 K2=4.7×10-11
HClO K=4.0×10-8
按要求回答下列問題。
(1)HCOOH、H2S、H2CO3、HClO的酸性由強到弱的順序為　 。
(2)同濃度的HCOO-、HS-、、HC、C、ClO-結合H+的能力由強到弱的順序為
　。
(3)運用上述電離平衡常數及物質的特性寫出下列反應的離子方程式。
①Na2CO3溶液中通入過量H2S: 　。
②NaClO溶液中通入過量CO2: 　。
(4)已知0.1 mol·L-1的氫氟酸中存在電離平衡HFF-+H+,要使溶液中增大,可以采取的措施是　　　　(填字母)。
①加少量燒堿　②通入少量HCl氣體　③通入少量HF氣體　④加水
A.①② B.①③ C.②④ D.③④
二、電離常數的計算
3.(2024·江蘇四市調研)T ℃時,0.1 mol·L-1醋酸溶液中CH3COOH的電離度約為1.32%。下列說法正確的是(　　)
[A] 1 L該溶液中CH3COO-的數目約為1.32×6.02×1021
[B] T ℃時,CH3COOH的電離常數Ka≈1.74×10-5
[C] 1 L該溶液與足量Zn充分反應,生成H2的體積為1.12 L
[D] 向該溶液中加入少量水,減小
4.按要求回答下列問題。
(1)已知室溫下HA的電離平衡常數Ka=1.0×10-5,則100 mL 0.1 mol·L-1 HA溶液中,HA的電離度為　　　　。
(2)已知次氯酸(HClO)的電離平衡常數為Ka=4.0×10-8,向20 mL 0.1 mol·L-1的HClO溶液中滴加少量硫酸溶液,再加水稀釋至40 mL,此時測得 c(H+)=0.05 mol·L-1,則溶液中c(ClO-)=
　　　　　　 mol·L-1。
(3)聯氨為二元弱堿,在水中的電離方式與氨相似。聯氨第一步電離的平衡常數為　　　　　　(已知:N2H4+H+N2的K=8.7×107;Kw=1.0×10-14)。聯氨與硫酸形成的酸式鹽的化學式為　　　　　　。
(4)已知25 ℃時,NH3·H2O的Kb=1.8×10-5,H2SO3的=1.3×10-2,=6.2×10-8。若氨水的濃度為2.0 mol·L-1,則溶液中的 c(OH-)=　　　　　　 mol·L-1。HS的電離常數表達式K=　　　　　　　　。將SO2通入該氨水中,當溶液中 c(H+) 為1.0×10-7 mol·L-1時,溶液中的=　　　　。
5.(1)CO2是一種廉價的碳資源,可以被NaOH溶液捕獲。若所得溶液pH=13,則CO2主要轉化為　　　　(寫離子符號);若所得溶液中 c(HC)∶c(C)=2∶1,則溶液中c(H+)=　　　　　　　　。(室溫下,H2CO3的=4.5×10-7;=4.7×10-11)
(2)常溫下,將a mol·L-1 CH3COOH溶液與 b mol·L-1 Ba(OH)2溶液等體積混合,充分反應后,溶液中存在2c(Ba2+)=c(CH3COO-),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)。
(3)亞硫酸的電離常數為、,改變 0.1 mol·L-1 亞硫酸溶液的pH,平衡體系中含硫元素粒子的物質的量分數δ與pH的關系如圖所示,=　　　　。
1.(2022·湖北卷,12)根據酸堿質子理論,給出質子(H+)的物質是酸,給出質子的能力越強,酸性越強。已知:N2+NH3N+N2H4,N2H4+CH3COOHN2+CH3COO-,下列酸性強弱順序正確的是(　　)
[A] N2>N2H4>N
[B] N2>CH3COOH>N
[C] NH3>N2H4>CH3COO-
[D] CH3COOH>N2>N
2.(2020·北京卷,11)室溫下,對于1 L 0.1 mol·L-1醋酸溶液,下列判斷正確的是(　　)
[A] 該溶液中CH3COO-的粒子數為6.02×1022
[B] 加入少量CH3COONa固體后,溶液的pH降低
[C] 滴加NaOH溶液過程中,n(CH3COO-)與n(CH3COOH)之和始終為0.1 mol
[D] 與Na2CO3溶液反應的離子方程式為C+2H+H2O+CO2↑
3.(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HA的電離度[]為
[C] 溶液Ⅰ和Ⅱ的c(HA)不相等
[D] 溶液Ⅰ和Ⅱ中的c總(HA)之比為10-4
4.(2022·廣東卷,17節選)食醋是烹飪美食的調味品,有效成分主要為醋酸(用HAc表示)。HAc的應用與其電離平衡密切相關。25 ℃時,HAc的 Ka=1.75×10-5=10-4.76。
某小組研究25 ℃下HAc電離平衡的影響因素。
[提出假設]　稀釋HAc溶液或改變Ac-濃度,HAc電離平衡會發生移動。
[設計方案并完成實驗]　用濃度均為0.1 mol·L-1的HAc和NaAc溶液,按下表配制總體積相同的系列溶液;測定pH,記錄數據。
序號 V(HAc) /mL V(NaAc) /mL V(H2O) /mL n(NaAc)∶ n(HAc) pH
Ⅰ 40.00 / / 0 2.86
Ⅱ 4.00 / 36.00 0 3.36
…
Ⅶ 4.00 a b 3∶4 4.53
Ⅷ 4.00 4.00 32.00 1∶1 4.65
(1)根據表中信息,補充數據:a=　　　　,b=　　　　。
(2)由實驗Ⅰ和Ⅱ可知,稀釋HAc溶液,電離平衡　　　　(填“正”或“逆”)向移動;結合表中數據,給出判斷理由:　 　。
(3)由實驗Ⅱ～Ⅷ可知,增大Ac-濃度,HAc電離平衡逆向移動。
[實驗結論]　假設成立。
第1講　弱電解質的電離平衡
考點一　弱電解質及其電離平衡
必備知識整合
一、1.弱電解質分子電離成離子　離子結合成分子
2.=　≠
二、2.向右　增大　減小　減弱　向右　增大　增大　增強　向左　增大　增大　增強　向右　減小　減小　增強　向左　減小　減小　增強　向右　增大　增大　增強
[理解·辨析] (1)×　(2)√　(3)√　(4)×
【提示】 (1)加水稀釋促進弱電解質的電離,自由移動的離子數目增多。
(2)HF為一元弱酸,HCl為一元強酸。pH相同時,氫氟酸的濃度大于鹽酸的,則中和等體積、等濃度的NaOH溶液,鹽酸消耗的體積多。
(3)加水會使CH3COOH溶液的酸性減弱,c(H+)減小,加入CH3COONa晶體會使醋酸的電離平衡逆向移動,c(H+)減小。
(4)當直接增大電解質分子濃度時,平衡右移,電解質分子的濃度增大,電解質電離出的離子濃度增大;當加水稀釋時,平衡右移,電解質分子的濃度減小,電解質電離出的離子濃度減小。
關鍵能力提升
1.【答案】 ①④⑤⑥⑦⑧
【解析】 向HNO2溶液中加入NaNO2固體后,pH增大,說明亞硝酸存在電離平衡,加入亞硝酸鈉后平衡逆向移動,氫離子濃度降低,pH增大,能證明其為弱酸,為弱電解質,故①符合題意;溶液的導電性與離子濃度成正比,用HNO2溶液做導電實驗,燈泡很暗,只能說明溶液中離子濃度很小,不能說明亞硝酸的電離程度小,所以不能證明亞硝酸為弱電解質,故②不符合題意;HNO2和NaCl不能發生反應,只能說明二者不符合發生復分解反應的條件,但不能說明亞硝酸是弱酸,即不能說明亞硝酸是弱電解質,故③不符合題意;常溫下 0.1 mol·L-1 HNO2溶液的pH=2.1,說明亞硝酸不完全電離,溶液中存在電離平衡,所以能說明亞硝酸為弱酸,為弱電解質,故④符合題意;強酸可以制取弱酸,NaNO2和H3PO4反應,生成HNO2,說明HNO2的酸性弱于H3PO4的,所以能說明亞硝酸為弱酸,為弱電解質,故⑤符合題意;常溫下pH=1的HNO2溶液稀釋100倍,pH約為2.3,說明亞硝酸存在電離平衡,所以能說明亞硝酸為弱酸,為弱電解質,故⑥符合題意;等pH、等體積的鹽酸、HNO2溶液和足量鋅反應,HNO2放出的氫氣較多,說明pH相同時,HNO2的濃度比HCl的大,可證明HNO2是弱電解質,故⑦符合題意;pH=1的HNO2溶液和pH=13的KOH溶液等體積混合,溶液呈酸性,說明HNO2沒有完全電離,可以證明HNO2是弱電解質,故⑧符合題意;10 mL 0.1 mol·L-1 HNO2溶液恰好與10 mL 0.1 mol·L-1 NaOH溶液完全反應,說明HNO2為一元酸,不能說明HNO2部分電離,則不能說明HNO2為弱電解質,故⑨不符合題意;能證明HNO2是弱電解質有①④⑤⑥⑦⑧。
2.【答案】 (1)①a>b　②a=b　③a>b　a=b
(2)①b>a　②b>a　③a=b　a>b
【解析】 (1)①HCl為一元強酸,在溶液中全部電離,CH3COOH為弱酸,在溶液中部分電離,所以c(H+) 大小關系為a>b。②兩種酸的物質的量相等,消耗NaOH溶液的體積相等,即a=b。③溶液中c(H+)越大,與Zn反應的初始速率越大,所以初始速率a>b;等質量的Zn完全反應,消耗鹽酸和醋酸溶液的體積相等,即a=b。
(2)①CH3COOH是弱酸,HCl是強酸,所以兩種酸的物質的量濃度b>a。②等體積的兩種溶液中,n(CH3COOH)>n(HCl),所以所需NaOH溶液的體積b>a。③溶液中 c(H+)相等,與Zn反應的初始速率a=b;等質量的Zn完全反應,消耗的 n(H+) 相等,所以溶液中c(酸)大的消耗的體積小,即a>b。
3.A　CH3COOH溶液中存在電離平衡CH3COOHCH3COO-+H+,向體系中加水稀釋,CH3COOH的電離程度增大,電離平衡正向移動,溶液的pH增大,溶液中氫氧根離子濃度增大,故A錯誤;通入少量HCl氣體導致溶液中 c(H+)增大,抑制CH3COOH的電離,電離平衡逆向移動,c(CH3COO-)減小,溫度不變,則Ka不變,故B正確;加入少量冰醋酸,電離平衡正向移動,c(H+)增大,但CH3COOH的濃度增大,其電離程度減小,故C正確;升高溫度促進CH3COOH的電離,則平衡正向移動,溶液中 c(H+)增大,pH減小,故D正確。
4.A　向氨水中加入水,促進一水合氨電離,溶液中n(OH-)增大,A正確;向氨水中加入少量濃鹽酸,鹽酸電離產生的氫離子和氫氧根離子反應,導致溶液中c(OH-)減小,B錯誤;向氨水中加入少量濃NaOH溶液,氫氧根離子濃度增大,一水合氨的電離平衡逆向移動,C錯誤;向氨水中加入少量NH4Cl固體,溶液中c(N)增大,D錯誤。
5.D　pH相同的酸溶液,稀釋相同倍數時,酸性強的酸溶液pH變化大,酸性較弱的酸溶液pH變化小。由分析可知,酸性HA>HB,A錯誤;在這兩種酸溶液中,c(H+)≈c(A-),c(H+)≈c(B-),而A點的c(H+)小于B點的c(H+),故 A點的c(A-)小于B點的c(B-),即A點的離子濃度小于B點的離子濃度,故A點溶液的導電性小于B點,B錯誤;在稀釋前兩種酸溶液的pH相同,而兩種酸的酸性 HA>HB,故在稀釋前兩種酸溶液的濃度c(HA)考點二　電離平衡常數及相關計算
必備知識整合
一、1.各種離子濃度　未電離分子
2.　
4.(2)溫度　增大
5.(1)大　大
二、3.(1)小　(2)大
[理解·辨析] (1)×　(2)√　(3)×　(4)×　(5)×
【提示】 (1)H2CO3是二元弱酸,分步電離,不能寫成一步電離。
(2)電離常數表示弱電解質電離程度的大小,電離常數越大,表示電解質的電離能力越強。
(3)電離常數只與溫度有關,溫度不變,電離常數不變。
(4)=,因為Kb不變,c(OH-) 逐漸減小,所以始終增大。
(5)弱酸溶液中c(H+)的大小與酸的濃度和電離常數有關。
關鍵能力提升
1.C　由電離常數可知,在冰醋酸中這四種酸都沒有完全電離,A正確;在冰醋酸中高氯酸的電離常數最大,是這四種酸中酸性最強的酸,B正確;在冰醋酸中硫酸沒有完全電離,電離方程式應該為H2SO4H++HS,C不正確;在水溶液中這四種酸均為強酸,水對這四種酸的酸性強弱沒有區分能力,但冰醋酸可以區分這四種酸的酸性強弱,D正確。
2.【答案】 (1)HCOOH>H2CO3>H2S>HClO
(2)S2->C>ClO->HS->HC>HCOO-
(3)①C+H2SHC+HS-
②ClO-+CO2+H2OHC+HClO
(4)C
【解析】 (1)酸的電離平衡常數越大,酸的酸性越強,根據表中數據知,酸性強弱為HCOOH>H2CO3>H2S>HClO。
(2)酸性越強的酸,其對應的酸根離子結合H+的能力越弱,根據表中數據知,酸性強弱為HCOOH>H2CO3>H2S>HClO>HC>HS-,則結合H+的能力為>C>ClO->HS->
HC>HCOO-。
(3)①酸性強弱為H2CO3>H2S>HC>HS-,強酸能和弱酸鹽反應生成弱酸,Na2CO3溶液中通入過量H2S,兩者反應生成NaHCO3、NaHS,離子方程式為C+H2SHC+HS-。
②酸性強弱為H2CO3>HClO>HC,強酸能和弱酸鹽反應生成弱酸,所以NaClO溶液中通入過量CO2,兩者反應生成NaHCO3和HClO,離子方程式為ClO-+CO2+H2OHC+
HClO。
(4)①加少量燒堿,NaOH和H+反應導致溶液中c(H+)減小,促進HF電離使c(F-)增大,溫度不變,Ka不變,則=減小;②通入少量HCl氣體,溶液中c(H+)增大,抑制HF電離,c(F-) 減小,溫度不變,Ka不變,則=增大;③通入少量HF氣體,溶液中c(F-)增大,溫度不變,Ka不變,則=減小;④加水促進HF電離,n(H+)增大、n(HF)減小,溶液中==增大。
3.B　1 L 0.1 mol·L-1醋酸溶液中含0.1 mol CH3COOH,約有1.32%的CH3COOH發生電離,則電離產生的CH3COO-數目約為0.1 mol×1.32%×6.02×1023 mol-1=1.32×6.02×1020,A錯誤;0.1 mol·L-1醋酸溶液中約有1.32%的CH3COOH發生電離,則有c(CH3COO-)≈0.1 mol·L-1×1.32%=1.32×10-3 mol·L-1,c(CH3COOH)≈0.1 mol·L-1,故T ℃時,CH3COOH的電離常數Ka=≈1.74×10-5,B正確;未指明H2所處的環境,不能計算 V(H2),C錯誤;加入少量水,CH3COOH的電離平衡正向移動,n(CH3COO-)增大,n(CH3COOH)減小,則增大,D錯誤。
4.【答案】 (1)1%
(2)4.0×10-8
(3)8.7×10-7　N2H6(HSO4)2
(4)6×10-3　　0.62
【解析】 (1)由HA的電離常數可知,0.1 mol·L-1HA溶液中氫離子濃度為= mol·L-1=10-3 mol·L-1,則HA的電離度為×100%=1%。
(2)次氯酸(HClO)的電離平衡常數為Ka==4.0×10-8,向 20 mL 0.1 mol·L-1的HClO溶液中滴加少量硫酸溶液,再加水稀釋至40 mL,則 c(HClO)=0.05 mol·L-1,此時測得 c(H+)=0.05 mol·L-1,依據電離平衡常數表達式可知,c(ClO-)=4.0×10-8 mol·L-1。
(3)聯氨為二元弱堿,在水中的電離方式與氨相似,則聯氨第一步的電離方程式為N2H4+H2ON2+OH-,再根據已知N2H4+H+N2的K=8.7×107及Kw=1.0×10-14,則聯氨第一步電離平衡常數為===×c(OH-)×
c(H+)=K·Kw=8.7×107×1.0×10-14=8.7×10-7;聯氨為二元弱堿,酸、堿發生中和反應生成鹽,則聯氨與硫酸形成酸式鹽的化學式為N2H6(HSO4)2。
(4)由NH3·H2O的電離常數可知,2.0 mol·L-1氨水中氫氧根離子濃度為= mol·L-1=6×10-3 mol·L-1;HS的電離常數表達式為K=;將SO2通入該氨水中,當溶液中 c(H+) 為1.0×10-7 mol·L-1時,溶液中的===0.62。
5.【答案】 (1)C　9.4×10-11 mol·L-1
(2)
(3)105
【解析】 (1)CO2與足量NaOH溶液反應后溶液 pH=13,即c(H+)=1×10-13 mol·L-1,由H2CO3的=4.7×10-11可知,===470,c(C)遠大于c(HC),則CO2主要轉化為C;電離常數==4.7×10-11,又 c(HC)∶c(C)=2∶1,即=×c(H+),故c(H+)=9.4×10-11 mol·L-1。
(2)溶液中存在電荷守恒2c(Ba2+)+c(H+)=c(OH-)+c(CH3COO-),又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==。
(3)c(H2SO3)=c(HS)時,(H2SO3)==10-2,當c(S)=c()時,
(H2SO3)==10-7,==105。
真題驗收
1.D　根據復分解反應的規律,強酸能制得弱酸,根據酸堿質子理論,給出質子(H+)的物質是酸,則反應N2H4+CH3COOHN2+CH3COO-中,酸性CH3COOH>N2,反應N2+NH3N+N2H4中,酸性N2>N,故酸性CH3COOH>N2>N,故選D。
2.C　醋酸是弱電解質,在溶液中部分電離,存在電離平衡,電離方程式為CH3COOHCH3COO-+H+,1 L 0.1 mol·L-1醋酸溶液中存在物料守恒,n(CH3COO-)+n(CH3COOH)=
0.1 mol。1 L 0.1 mol·L-1醋酸溶液中醋酸的物質的量為0.1 mol,醋酸屬于弱酸,是弱電解質,在溶液中部分電離,存在電離平衡,則CH3COO-的粒子數小于6.02×1022,故A錯誤;加入少量CH3COONa固體后,溶液中CH3COO-的濃度增大,根據同離子效應,會抑制醋酸的電離,溶液中的氫離子濃度減小,酸性減弱,則溶液的pH升高,故B錯誤;由物料守恒可知,n(CH3COO-)+n(CH3COOH)=0.1 mol,故C正確;醋酸是弱電解質,離子方程式中不能拆寫,則離子方程式為C+2CH3COOHH2O+CO2↑+2CH3COO-,故D錯誤。
3.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(A-),A錯誤;常溫下溶液Ⅱ的pH=1.0,溶液中c(H+)=0.1 mol/L,Ka(HA)==1.0×
10-3,c總(HA)=c(HA)+c(A-),則=1.0×10-3,解得=,B正確;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;由C項分析可知,溶液Ⅰ和Ⅱ中c(HA)相等,故溶液Ⅰ和Ⅱ中的c總(HA)可用 c(HA)表示后再比較,根據Ka(HA)=
=1.0×10-3,c總(HA)=c(HA)+c(A-)可得,=1.0×10-3,溶液Ⅰ的pH=7.0,c(H+)=10-7 mol/L,則 c總(HA)=(104+1)c(HA),溶液Ⅱ的pH=1.0,c(H+)=0.1 mol/L,則
c總(HA)=1.01c(HA),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。
4.【答案】 (1)3.00　33.00　(2)正　實驗Ⅱ相較于實驗Ⅰ,醋酸溶液稀釋了10倍,而實驗Ⅱ的pH增大值小于1,說明稀釋HAc時,促進了HAc的電離
【解析】 (1)實驗Ⅶ的溶液中,n(NaAc)∶n(HAc)=3∶4,V(HAc)=4.00 mL,因此 V(NaAc)=3.00 mL,即a=3.00,由實驗Ⅰ可知,溶液最終的體積為40.00 mL,因此 V(H2O)=40.00 mL-4.00 mL-3.00 mL=33.00 mL,即 b=33.00。
(2)實驗Ⅰ所得溶液的pH=2.86,實驗Ⅱ的溶液中c(HAc)為實驗Ⅰ的,稀釋過程中,若不考慮電離平衡移動,則實驗Ⅱ所得溶液的pH=2.86+1=3.86,但實際溶液的pH=3.36<3.86,說明稀釋過程中,溶液中n(H+)增大,即電離平衡正向移動。
(
第
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頁
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弱電解質的電離平衡
第1講
1.理解弱電解質在水溶液中的電離平衡。
2.理解電離平衡常數的含義,掌握電離平衡常數的應用并能進行相關計算。
一、電離平衡
1.電離平衡的含義
在一定條件下(如溫度、壓強等),當 的速率和
的速率相等時,電離過程達到了平衡。
弱電解質分子電離成離子
離子結合成分子
2.電離平衡的建立與特征
＝

二、影響電離平衡的因素
1.內因
弱電解質本身的性質(可用電離平衡常數K判斷)。
2.外因
外界條件 具體措施 平衡移動方向 n(H+) c(H+) 導電能力
濃度 加水稀釋 　 　 　 　
加入少量冰醋酸 　 　 　 　
通入HCl(g) 　 　 　 　
加NaOH(s) 　 　 　 　
加CH3COONa(s) 　 　 　 　
溫度 升高溫度 　 　 　 　
向右
增大
減小
減弱
向右
增大
增大
增強
向左
增大
增大
增強
向右
減小
減小
增強
向左
減小
減小
增強
向右
增大
增大
增強
[理解·辨析] 判斷正誤
(1)弱電解質加水稀釋,導電粒子的數目減少。(　 　)
×
【提示】 (1)加水稀釋促進弱電解質的電離,自由移動的離子數目增多。
(2)用pH相同的氫氟酸和鹽酸中和等體積、等濃度的NaOH溶液,鹽酸消耗的體積多。(　 　)
√
【提示】 (2)HF為一元弱酸,HCl為一元強酸。pH相同時,氫氟酸的濃度大于鹽酸的,則中和等體積、等濃度的NaOH溶液,鹽酸消耗的體積多。
(3)將0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液加水稀釋或加入少量CH3COONa晶體時都會引起溶液中 c(H+)減小。(　 　)
√
【提示】 (3)加水會使CH3COOH溶液的酸性減弱,c(H+)減小,加入CH3COONa晶體會使醋酸的電離平衡逆向移動,c(H+)減小。
(4)弱電解質的電離平衡右移,電解質分子的濃度一定減小,電解質電離出的離子濃度一定增大。(　 　)
×
【提示】 (4)當直接增大電解質分子濃度時,平衡右移,電解質分子的濃度增大,電解質電離出的離子濃度增大;當加水稀釋時,平衡右移,電解質分子的濃度減小,電解質電離出的離子濃度減小。
一、多角度判斷弱電解質
1.常溫下,下列事實一定能證明HNO2是弱電解質的是　 　　 　(填序號)。
①向HNO2溶液中加入NaNO2固體后,pH增大;
②用HNO2溶液做導電實驗,燈泡很暗;
③HNO2和NaCl不能發生反應;
④0.1 mol·L-1 HNO2溶液的pH=2.1;
⑤NaNO2和H3PO4反應,生成HNO2;
⑥pH=1的HNO2溶液稀釋100倍,pH約為2.3;
⑦等pH、等體積的鹽酸、HNO2溶液和足量鋅反應,HNO2放出的氫氣較多;
⑧pH=1的HNO2溶液和pH=13的KOH溶液等體積混合,溶液呈酸性;
⑨10 mL 0.1 mol·L-1 HNO2溶液恰好與10 mL 0.1 mol·L-1 NaOH溶液完全反應。
①④⑤⑥⑦⑧
【解析】 向HNO2溶液中加入NaNO2固體后,pH增大,說明亞硝酸存在電離平衡,加入亞硝酸鈉后平衡逆向移動,氫離子濃度降低,pH增大,能證明其為弱酸,為弱電解質,故①符合題意;溶液的導電性與離子濃度成正比,用HNO2溶液做導電實驗,燈泡很暗,只能說明溶液中離子濃度很小,不能說明亞硝酸的電離程度小,所以不能證明亞硝酸為弱電解質,故②不符合題意;HNO2和NaCl不能發生反應,只能說明二者不符合發生復分解反應的條件,但不能說明亞硝酸是弱酸,即不能說明亞硝酸是弱電解質,故③不符合題意;
常溫下 0.1 mol·L-1 HNO2溶液的pH=2.1,說明亞硝酸不完全電離,溶液中存在電離平衡,所以能說明亞硝酸為弱酸,為弱電解質,故④符合題意;強酸可以制取弱酸,NaNO2和H3PO4反應,生成HNO2,說明HNO2的酸性弱于H3PO4的,所以能說明亞硝酸為弱酸,為弱電解質,故⑤符合題意;常溫下pH=1的HNO2溶液稀釋100倍,pH約為2.3,說明亞硝酸存在電離平衡,所以能說明亞硝酸為弱酸,為弱電解質,故⑥符合題意;等pH、等體積的鹽酸、HNO2溶液和足量鋅反應,HNO2放出的氫氣較多,說明pH相同時,HNO2的濃度比HCl的大,可證明HNO2是弱電解質,故⑦符合題意;
pH=1的HNO2溶液和pH=13的KOH溶液等體積混合,溶液呈酸性,說明HNO2沒有完全電離,可以證明HNO2是弱電解質,故⑧符合題意;10 mL 0.1 mol·L-1 HNO2溶液恰好與10 mL 0.1 mol·L-1 NaOH溶液完全反應,說明HNO2為一元酸,不能說明HNO2部分電離,則不能說明HNO2為弱電解質,故⑨不符合題意;能證明HNO2是弱電解質有①④⑤⑥⑦⑧。
思維建模
判斷弱電解質的三個思維角度
角度一:弱電解質的定義,即弱電解質不能完全電離。
角度二:弱電解質溶液中存在電離平衡,條件改變,平衡移動。
角度三:弱電解質形成的鹽類能水解。
二、強、弱電解質的比較
2.現有a.鹽酸、b.醋酸兩種稀溶液,用字母回答下列問題。
(1)若兩種酸的物質的量濃度均為0.1 mol/L:
①兩種溶液中的c(H+)大小關系為　　　　。
a>b
【解析】 (1)①HCl為一元強酸,在溶液中全部電離,CH3COOH為弱酸,在溶液中部分電離,所以c(H+) 大小關系為a>b。
②取等體積上述兩種溶液,分別用同濃度的NaOH溶液完全中和,所需NaOH溶液體積大小關系為　　　　　　。
a=b
【解析】 ②兩種酸的物質的量相等,消耗NaOH溶液的體積相等,即a=b。
③若取等質量的Zn分別與這兩種溶液反應,初始速率大小為　　　　,使Zn恰好完全反應時,消耗兩種酸的體積大小關系為　　　　。
a>b
【解析】 ③溶液中c(H+)越大,與Zn反應的初始速率越大,所以初始速率a>b;等質量的Zn完全反應,消耗鹽酸和醋酸溶液的體積相等,即a=b。
a=b
(2)若兩種溶液的c(H+)均為0.1 mol/L:
①兩種酸的物質的量濃度大小關系為　　　　。
b>a
【解析】 (2)①CH3COOH是弱酸,HCl是強酸,所以兩種酸的物質的量濃度b>a。
②取等體積上述兩種溶液,分別用同濃度的NaOH溶液完全中和,所需NaOH溶液體積大小關系為　　　　　　。
b>a
【解析】 ②等體積的兩種溶液中,n(CH3COOH)>n(HCl),所以所需NaOH溶液的體積b>a。
③若取等質量的Zn分別與這兩種溶液反應,初始速率大小為　　 　　,使Zn恰好完全反應時,消耗兩種酸的體積大小關系為　　　　　　。
a=b
【解析】 ③溶液中c(H+)相等,與Zn反應的初始速率a=b;等質量的Zn完全反應,消耗的 n(H+) 相等,所以溶液中c(酸)大的消耗的體積小,即a>b。
a>b
三、影響弱電解質電離平衡的因素
3.(2024·天津第二十中學月考)25 ℃時,對于 pH=2的CH3COOH溶液,下列判斷不正確的是(　　)
[A] 加水稀釋,電離平衡正向移動,溶液中所有離子濃度都減小
[B] 通入少量HCl氣體,電離平衡逆向移動,c(CH3COO-)減小,Ka不變
[C] 加入少量冰醋酸,電離平衡正向移動,c(H+)增大,電離度減小
[D] 升高溫度,電離平衡正向移動,c(H+)增大,pH減小
A
[A] 加水后,溶液中n(OH-)增大
[B] 加入少量濃鹽酸,電離平衡正向移動,溶液中 c(OH-) 增大
[C] 加入少量濃NaOH溶液,電離平衡正向移動
A
5.(2024·海南期末)25 ℃時,相同pH的兩種一元弱酸HA與HB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。下列說法正確的是(　　)
[A] HB的酸性強于HA
[B] A點溶液的導電性大于B點溶液
[C] A點的c平(HA)大于B點的c平(HB)
[D] 水的電離程度:A點溶液大于B點溶液
D
【解析】 pH相同的酸溶液,稀釋相同倍數時,酸性強的酸溶液pH變化大,酸性較弱的酸溶液pH變化小。由分析可知,酸性HA>HB,A錯誤;在這兩種酸溶液中,c(H+)≈
c(A-),c(H+)≈c(B-),而A點的c(H+)小于B點的c(H+),故A點的 c(A-)小于B點的c(B-),即A點的離子濃度小于B點的離子濃度,故A點溶液的導電性小于B點,B錯誤;在稀釋前兩種酸溶液的pH相同,而兩種酸的酸性 HA>HB,故在稀釋前兩種酸溶液的濃度c(HA)c平(HA)小于B點的c平(HB),C錯誤;B點溶液酸性更強,對水的電離抑制程度更大,則水的電離程度A點溶液大于B點溶液,D正確。
一、電離平衡常數
1.含義
在一定條件下,當弱電解質的電離達到平衡時,溶液里各組分的濃度之間存在一定的關系。對一元弱酸或一元弱堿來說,溶液中弱電解質電離所生成的
的乘積,與溶液中 的濃度之比是一個常數,這個常數叫作電離平衡常數,簡稱電離常數。
各種離子濃度
未電離分子
2.表達式
3.意義
(1)體現了弱電解質的相對強弱,K越大,表示弱電解質越易電離,酸性或堿性越強。
4.影響因素
(1)內因:弱電解質本身的性質。
(2)外因:只與 有關,溫度升高,K 。
溫度
增大
5.應用
(1)相同條件下,弱酸(或弱堿)的Ka(或Kb)越大,電離程度越 ,c(H+)[或c(OH-)]越 ,酸性(或堿性)越強;反之,酸性(或堿性)越弱。
大
大
二、電離度
1.概念
一定溫度下,弱電解質在溶液中達到電離平衡時,溶液中已電離的弱電解質分子數占弱電解質分子總數(包括已電離的和未電離的)的百分數。
2.表示方法
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 。
(2)相同濃度下,同一弱電解質,溫度越高,其電離度(α)越 。
小
大
4.電離平衡常數與電離度的相關計算方法
(1)以濃度為c mol·L-1的一元弱酸(CH3COOH)的電離為例,計算Ka及c(H+)。
(2)若濃度為c mol·L-1的一元弱酸(CH3COOH)的電離平衡常數為Ka,試通過Ka計算電離度α。
[理解·辨析] 判斷正誤
×
【提示】 (1)H2CO3是二元弱酸,分步電離,不能寫成一步電離。
√
(2)相同溫度時電離常數越大,表示電解質的電離能力越強。(　 　)
【提示】 (2)電離常數表示弱電解質電離程度的大小,電離常數越大,表示電解質的電離能力越強。
(3)常溫下向0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液加入少量CH3COONa晶體,醋酸的電離常數減小。(　 　)
×
【提示】 (3)電離常數只與溫度有關,溫度不變,電離常數不變。
×
(5)電離常數大的酸溶液中的c(H+)一定比電離常數小的酸溶液中的c(H+)大。
(　 　)
×
【提示】 (5)弱酸溶液中c(H+)的大小與酸的濃度和電離常數有關。
一、電離平衡常數的理解與應用
1.高氯酸、硫酸、硝酸和鹽酸都是強酸,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:
C
酸 HClO4 H2SO4 HCl HNO3
Ka 1.6×10-5 6.3×10-9 1.6×10-9 4.2×10-10
由以上表格中數據判斷,下列說法不正確的是(　　)
[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
[D] 水對這四種酸的酸性強弱沒有區分能力,但冰醋酸可以區分這四種酸的酸性強弱
2.部分弱酸的電離平衡常數如下表:
弱酸 電離平衡常數(25 ℃)
HCOOH K=1.8×10-4
H2S K1=1.1×10-7、K2=1.3×10-13
H2CO3 K1=4.5×10-7、K2=4.7×10-11
HClO K=4.0×10-8
按要求回答下列問題。
(1)HCOOH、H2S、H2CO3、HClO的酸性由強到弱的順序為
　 。
HCOOH>H2CO3>H2S>HClO
【解析】 (1)酸的電離平衡常數越大,酸的酸性越強,根據表中數據知,酸性強弱為HCOOH>H2CO3>H2S>HClO。
(3)運用上述電離平衡常數及物質的特性寫出下列反應的離子方程式。
①Na2CO3溶液中通入過量H2S: 　 。
②NaClO溶液中通入過量CO2: 　。
①加少量燒堿　②通入少量HCl氣體　③通入少量HF氣體　④加水
A.①② B.①③
C.②④ D.③④
C
二、電離常數的計算
3.(2024·江蘇四市調研)T ℃時,0.1 mol·L-1醋酸溶液中CH3COOH的電離度約為1.32%。下列說法正確的是(　　)
[A] 1 L該溶液中CH3COO-的數目約為1.32×6.02×1021
[B] T ℃時,CH3COOH的電離常數Ka≈1.74×10-5
[C] 1 L該溶液與足量Zn充分反應,生成H2的體積為1.12 L
B
4.按要求回答下列問題。
(1)已知室溫下HA的電離平衡常數Ka=1.0×10-5,則100 mL 0.1 mol·L-1 HA溶液中,HA的電離度為　　　　。
1%
(2)已知次氯酸(HClO)的電離平衡常數為Ka=4.0×10-8,向20 mL 0.1 mol·L-1的HClO溶液中滴加少量硫酸溶液,再加水稀釋至40 mL,此時測得 c(H+)=
0.05 mol·L-1,則溶液中c(ClO-)=　　　 　　　 mol·L-1。
4.0×10-8
8.7×10-7
N2H6(HSO4)2
6×10-3
0.62
9.4×10-11 mol·L-1
(2)常溫下,將a mol·L-1 CH3COOH溶液與 b mol·L-1 Ba(OH)2溶液等體積混
合,充分反應后,溶液中存在2c(Ba2+)=c(CH3COO-),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)。
105
D
2.(2020·北京卷,11)室溫下,對于1 L 0.1 mol·L-1醋酸溶液,下列判斷正確的是
(　　)
[A] 該溶液中CH3COO-的粒子數為6.02×1022
[B] 加入少量CH3COONa固體后,溶液的pH降低
[C] 滴加NaOH溶液過程中,n(CH3COO-)與n(CH3COOH)之和始終為0.1 mol
C
3.(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(　　)
B
4.(2022·廣東卷,17節選)食醋是烹飪美食的調味品,有效成分主要為醋酸(用HAc表示)。HAc的應用與其電離平衡密切相關。25 ℃時,HAc的 Ka=1.75×10-5=10-4.76。
某小組研究25 ℃下HAc電離平衡的影響因素。
[提出假設]　稀釋HAc溶液或改變Ac-濃度,HAc電離平衡會發生移動。
[設計方案并完成實驗]　用濃度均為0.1 mol·L-1的HAc和NaAc溶液,按下表配制總體積相同的系列溶液;測定pH,記錄數據。
序號 V(HAc)/mL V(NaAc)/mL V(H2O)/mL n(NaAc)∶n(HAc) pH
Ⅰ 40.00 / / 0 2.86
Ⅱ 4.00 / 36.00 0 3.36
…
Ⅶ 4.00 a b 3∶4 4.53
Ⅷ 4.00 4.00 32.00 1∶1 4.65
(1)根據表中信息,補充數據:a=　　　　,b=　　　 　。
3.00
33.00
【解析】 (1)實驗Ⅶ的溶液中,n(NaAc)∶n(HAc)=3∶4,V(HAc)=4.00 mL,因此 V(NaAc)=3.00 mL,即a=3.00,由實驗Ⅰ可知,溶液最終的體積為40.00 mL,因此V(H2O)=40.00 mL-4.00 mL-3.00 mL=33.00 mL,即 b=33.00。
　 。
(2)由實驗Ⅰ和Ⅱ可知,稀釋HAc溶液,電離平衡　 　(填“正”或“逆”)向移動;結合表中數據,給出判斷理由:
正
實驗Ⅱ相較于實驗Ⅰ,醋酸溶液稀釋了10倍,而實驗Ⅱ的pH增大值小于1,說明稀釋HAc時,促進了HAc的電離
【解析】(2)實驗Ⅰ所得溶液的pH=2.86,實驗Ⅱ的溶液中c(HAc)為實驗Ⅰ的 ,稀釋過程中,若不考慮電離平衡移動,則實驗Ⅱ所得溶液的pH=2.86+1=
3.86,但實際溶液的pH=3.36<3.86,說明稀釋過程中,溶液中n(H+)增大,即電離平衡正向移動。
課時作業35　弱電解質的電離平衡
(時間:30分鐘　滿分:70分)
一、選擇題(共10小題,1～8小題每小題5分,9～10小題每小題6分,共52分)
1.某同學擬用pH計測定溶液pH以探究某酸HR是否為弱電解質。下列說法正確的是(　　)
[A] 25 ℃時,若測得0.01 mol·L-1 NaR溶液的pH=7,則HR是弱酸
[B] 25 ℃時,若測得0.01 mol·L-1 HR溶液的pH>2且pH<7,則HR是弱酸
[C] 25 ℃時,若測得HR溶液的pH=a,取該溶液10.0 mL,加蒸餾水稀釋至100.0 mL,測得 pH=b,b-a<1,則HR是弱酸
[D] 25 ℃時,若測得NaR溶液的pH=a,取該溶液10.0 mL,升溫至50 ℃,測得pH=b,a>b,則HR是弱酸
B
【解析】 25 ℃時,若測得0.01 mol·L-1 NaR溶液的pH=7,可知NaR為強酸強堿鹽,則HR為強酸,A項錯誤;25 ℃時,若測得0.01 mol·L-1 HR的溶液pH>2且pH<7,可知溶液中c(H+)<0.01 mol·L-1,所以HR未完全電離,HR為弱酸,B項正確;假設HR為強酸,取pH=6的該溶液10.0 mL,加蒸餾水稀釋至100.0 mL,測得此時溶液pH<7,C項錯誤;假設HR為強酸,則NaR為強酸強堿鹽,溶液呈中性,升溫至50 ℃,促進水的電離,水的離子積常數增大,pH減小,D項錯誤。
[A] 加入少量NaOH固體,平衡正向移動
[B] 加水,平衡逆向移動
[C] 滴加少量0.1 mol·L-1HCl溶液,溶液中 c(H+) 減小
[D] 加入少量NaCN固體,平衡正向移動
A
【解析】 加入少量NaOH固體,NaOH和H+反應而使溶液中c(H+)減小,HCN電離平衡正向移動,故A正確;加水稀釋能促進弱電解質的電離,所以HCN電離平衡正向移動,故B錯誤;加入少量相同濃度的HCl溶液,HCl是強電解質,完全電離,溶液中c(H+)增大,故C錯誤;加入少量NaCN固體,溶液中c(CN-)增大,
HCN電離平衡逆向移動,故D錯誤。
[A] 當強酸性物質進入體液后,上述平衡向左移動,以維持體液pH的相對穩定
[B] 當強堿性物質進入體液后,上述平衡向右移動,以維持體液pH的相對穩定
[C] 若靜脈滴注大量生理鹽水,則體液的pH減小
[D] 進行呼吸活動時,如果CO2進入血液,會使體液的pH減小
C
4.已知:pKa=-lgKa。25 ℃時,幾種弱電解質的pKa如下表所示:
B
下列說法正確的是(　　)
[A] 等物質的量濃度時,溶液中c(H+):CH3COOH>HCOOH>H2SO3
[D] 溶液中c(H+)相同時,三種酸的物質的量濃度:CH3COOH5.(2025·四川成都期中)某溫度下,HA和HB兩種酸的電離常數分別為5.0×
10-4和1.7×10-5。將pH和體積均相同的兩種酸溶液分別稀釋,其pH隨加水體積的變化如圖所示。下列敘述正確的是(　　)
[A] 曲線Ⅰ代表HA溶液
[B] 溶液中水的電離程度:N點>P點
[C] 相同體積M點的兩溶液分別與NaOH恰好中和后,溶液中n(Na+)相同
D
【解析】 某溫度下,HA和HB兩種酸的電離常數分別為5.0×10-4和1.7×10-5,可知兩種酸是弱酸,HA的電離常數比HB的大,則HA比HB的酸性強。pH和體積均相同時,HA比HB的濃度小,加入相同體積水稀釋時,HB溶液的pH變化幅度
小,則曲線Ⅰ代表HB溶液,故A錯誤;N點比P點的pH小,說明水的電離受酸的抑制 N點比P點大,則溶液中水的電離程度N點B
丙二酸的較小,故一級電離不能進行完全,故0.5 mol·L-1丙二酸溶液中,
c(H+)<0.5 mol·L-1,C項錯誤;向丙二酸溶液中滴加NaOH溶液的過程中,溶液中c(H+)逐漸減小,水的電離程度逐漸增大,但兩者完全反應后,再滴加NaOH溶液,會抑制水的電離,水的電離程度反而減小,D項錯誤。
C
[A] H3BO3為一元酸
[B] 0.01 mol·L-1 H3BO3溶液的pH≈6
[C] 常溫下,等濃度溶液的pH:CH3COONa>Na[B(OH)4]
[D] NaOH溶液濺到皮膚上時,可用大量水沖洗,再涂上硼酸溶液
8.(2024·廣東汕頭模擬)甘氨酸在水溶液中主要以Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ三種粒子形式存在,且存在以下電離平衡:
下列說法不正確的是(　　)
[A] 甘氨酸晶體易溶于水,難溶于乙醚、苯等溶劑
[C] pH=2的甘氨酸鹽酸鹽溶液中c(Ⅰ)∶c(Ⅱ)=10-0.35
[D] 向飽和甘氨酸鈉溶液中滴加鹽酸至pH=6,可能會析出固體
C
[A] 常溫下:Ka(HB)>Ka(HC)
[B] HC的電離度:M點[D] 恰好中和pH均為2、體積均為V0的三種酸溶液,消耗的NaOH溶液一樣多
D
10.利用電導法測定某濃度醋酸電離的ΔH、Ka隨溫度變化曲線如圖所示。已知整個電離過程包括氫鍵斷裂、醋酸分子解離、離子水合。下列有關說法不正確的是(　　)
[A] 理論上ΔH=0時,Ka最大
[B] 25 ℃時,c(CH3COOH)最大
[C] 電離的熱效應較小是因為分子解離吸收
的能量與離子水合放出的能量相當
[D] CH3COOH溶液中存在氫鍵是ΔH隨溫度升高而減小的主要原因
B
【解析】 理論上ΔH=0時,電離程度最大,H+和CH3COO-濃度最大,Ka最大,A項正確;由題圖可知,25 ℃時,Ka最大,CH3COOH的電離程度最大,平衡時CH3COOH分子的濃度最小,B項錯誤;分子解離吸收的能量與離子水合放出的能量相當,即斷開化學鍵吸收的能量與離子水合放出的能量相當,此時,電離的熱效應較小,C項正確;斷開氫鍵需要消耗能量,
但隨溫度升高,氫鍵的作用越來越弱,CH3COOH溶
液中存在氫鍵是ΔH隨溫度升高而減小的主要原因,
D項正確。
二、非選擇題(共1小題,共18分)
11.(18分,每空3分)碳酸是常見的一種二元弱酸。
(1)25 ℃時,向NaHCO3溶液中滴入鹽酸,混合溶液的pH與離子濃度變化的關系如圖所示。
則25 ℃時,H2CO3的一級電離常數(H2CO3)=　　　 　。
1.0×10-6.4
變小
400課時作業35　弱電解質的電離平衡
(時間:30分鐘　滿分:70分)
一、選擇題(共10小題,1～8小題每小題5分,9～10小題每小題6分,共52分)
1.某同學擬用pH計測定溶液pH以探究某酸HR是否為弱電解質。下列說法正確的是(　　)
[A] 25 ℃時,若測得0.01 mol·L-1 NaR溶液的pH=7,則HR是弱酸
[B] 25 ℃時,若測得0.01 mol·L-1 HR溶液的pH>2且pH<7,則HR是弱酸
[C] 25 ℃時,若測得HR溶液的pH=a,取該溶液10.0 mL,加蒸餾水稀釋至100.0 mL,測得 pH=b,b-a<1,則HR是弱酸
[D] 25 ℃時,若測得NaR溶液的pH=a,取該溶液10.0 mL,升溫至50 ℃,測得pH=b,a>b,則HR是弱酸
2.在0.1 mol·L-1的HCN溶液中存在電離平衡:HCNH++CN-。對該平衡,下列敘述正確的是(　　)
[A] 加入少量NaOH固體,平衡正向移動
[B] 加水,平衡逆向移動
[C] 滴加少量0.1 mol·L-1HCl溶液,溶液中 c(H+) 減小
[D] 加入少量NaCN固體,平衡正向移動
3.已知人體體液中存在如下平衡:CO2+H2OH2CO3H++HC,以維持體液pH的相對穩定。下列說法不合理的是(　　)
[A] 當強酸性物質進入體液后,上述平衡向左移動,以維持體液pH的相對穩定
[B] 當強堿性物質進入體液后,上述平衡向右移動,以維持體液pH的相對穩定
[C] 若靜脈滴注大量生理鹽水,則體液的pH減小
[D] 進行呼吸活動時,如果CO2進入血液,會使體液的pH減小
4.已知:pKa=-lgKa。25 ℃時,幾種弱電解質的pKa如下表所示:
CH3COOH HCOOH H2SO3
pKa=4.76 pKa=3.74 p=1.90、 p=7.22
下列說法正確的是(　　)
[A] 等物質的量濃度時,溶液中c(H+):CH3COOH>HCOOH>H2SO3
[B] 結合H+能力的強弱順序:S>CH3COO->HCOO->HS
[C] 將HCOOH溶液滴入Na2SO3溶液中:2HCOOH+Na2SO32HCOONa+SO2↑+H2O
[D] 溶液中c(H+)相同時,三種酸的物質的量濃度:CH3COOH5.(2025·四川成都期中)某溫度下,HA和HB兩種酸的電離常數分別為5.0×10-4和1.7×10-5。將pH和體積均相同的兩種酸溶液分別稀釋,其pH隨加水體積的變化如圖所示。下列敘述正確的是(　　)
[A] 曲線Ⅰ代表HA溶液
[B] 溶液中水的電離程度:N點>P點
[C] 相同體積M點的兩溶液分別與NaOH恰好中和后,溶液中n(Na+)相同
[D] 從P點到Q點,溶液中保持不變(X代表A或B)
6.常溫下,下列關于丙二酸(用H2R表示,=1.4×10-3,=2.0×10-6)的說法正確的是(　　)
[A] 向100 mL 1 mol·L-1丙二酸溶液中加入 0.1 mol NaOH固體后,溶液pH>7
[B] 改變條件使變大,也一定會變大
[C] 0.5 mol·L-1丙二酸溶液中:0.5 mol·L-1[D] 向丙二酸溶液中不斷滴加1 mol·L-1 NaOH溶液的過程中,水的電離程度不斷增大
7.(2024·江蘇無錫模擬)硼酸(H3BO3)的電離方程式為H3BO3+H2O[B(OH)4]-+H+。已知常溫下,Ka(H3BO3)=5.4×10-10、Ka(CH3COOH)=1.75×10-5。下列說法錯誤的是(　　)
[A] H3BO3為一元酸
[B] 0.01 mol·L-1 H3BO3溶液的pH≈6
[C] 常溫下,等濃度溶液的pH:CH3COONa>Na[B(OH)4]
[D] NaOH溶液濺到皮膚上時,可用大量水沖洗,再涂上硼酸溶液
8.(2024·廣東汕頭模擬)甘氨酸在水溶液中主要以Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ三種粒子形式存在,且存在以下電離平衡:
已知:常溫下甘氨酸的=10-2.35,=10-9.78,當氨基酸主要以兩性離子存在時溶解度最小。下列說法不正確的是(　　)
[A] 甘氨酸晶體易溶于水,難溶于乙醚、苯等溶劑
[B] 甘氨酸鈉溶液中存在:H2N—CH2—COO-+H2OH2N—CH2—COOH+OH-
[C] pH=2的甘氨酸鹽酸鹽溶液中c(Ⅰ)∶c(Ⅱ)=10-0.35
[D] 向飽和甘氨酸鈉溶液中滴加鹽酸至pH=6,可能會析出固體
9.(2024·河南實驗中學期中)常溫下,pH均為2、體積均為V0的HA、HB、HC溶液,分別加水稀釋至體積為V,溶液pH隨lg 的變化關系如圖所示,下列敘述錯誤的是(　　)
[A] 常溫下:Ka(HB)>Ka(HC)
[B] HC的電離度:M點[C] 當lg =4時,升高溫度,減小
[D] 恰好中和pH均為2、體積均為V0的三種酸溶液,消耗的NaOH溶液一樣多
10.利用電導法測定某濃度醋酸電離的ΔH、Ka隨溫度變化曲線如圖所示。已知整個電離過程包括氫鍵斷裂、醋酸分子解離、離子水合。下列有關說法不正確的是(　　)
[A] 理論上ΔH=0時,Ka最大
[B] 25 ℃時,c(CH3COOH)最大
[C] 電離的熱效應較小是因為分子解離吸收的能量與離子水合放出的能量相當
[D] CH3COOH溶液中存在氫鍵是ΔH隨溫度升高而減小的主要原因
二、非選擇題(共1小題,共18分)
11.(18分,每空3分)碳酸是常見的一種二元弱酸。
(1)25 ℃時,向NaHCO3溶液中滴入鹽酸,混合溶液的pH與離子濃度變化的關系如圖所示。
則25 ℃時,H2CO3的一級電離常數 (H2CO3)=　　　　。
(2)化學上把外加少量酸、堿,而pH基本不變的溶液,稱為緩沖溶液。人體血液主要通過碳酸氫鹽緩沖體系(H2CO3/HC)維持pH穩定。當過量的酸進入血液中時,血液緩沖體系中的值將　　　　(填“變大”“變小”或“不變”)。
(3)碳氫化合物完全燃燒生成CO2和H2O。調節溶液pH可實現工業廢氣CO2的捕獲和釋放。已知25 ℃時碳酸的電離常數為、,當溶液pH=12時,c(H2CO3)∶c(HC)∶c(C)=1∶　　　　∶　　　　(用、表示)。
(4)一定溫度下,用水吸收SO2氣體得到pH=4的H2SO3溶液,試計算溶液中=　　　　。SO2可用足量小蘇打溶液吸收,反應的離子方程式是　 。
(已知該溫度下,H2SO3的電離常數=4.5×10-2,=2.5×10-7,H2CO3的電離常數 =8.4×10-7,=1.2×10-10)
課時作業35　弱電解質的電離平衡
1.B　25 ℃時,若測得0.01 mol·L-1 NaR溶液的pH=7,可知NaR為強酸強堿鹽,則HR為強酸,A項錯誤;25 ℃時,若測得0.01 mol·L-1 HR的溶液pH>2且pH<7,可知溶液中c(H+)<0.01 mol·L-1,所以HR未完全電離,HR為弱酸,B項正確;假設HR為強酸,取pH=6的該溶液 10.0 mL,加蒸餾水稀釋至100.0 mL,測得此時溶液pH<7,C項錯誤;假設HR為強酸,則NaR為強酸強堿鹽,溶液呈中性,升溫至50 ℃,促進水的電離,水的離子積常數增大,pH減小,D項錯誤。
2.A　加入少量NaOH固體,NaOH和H+反應而使溶液中 c(H+)減小,HCN電離平衡正向移動,故A正確;加水稀釋能促進弱電解質的電離,所以HCN電離平衡正向移動,故B錯誤;加入少量相同濃度的HCl溶液,HCl是強電解質,完全電離,溶液中c(H+)增大,故C錯誤;加入少量NaCN固體,溶液中c(CN-)增大,HCN電離平衡逆向移動,故D錯誤。
3.C　若靜脈滴注大量生理鹽水,則體液被稀釋,CO2+H2OH2CO3H++HC平衡雖然正向移動,但根據勒夏特列原理,c(H+)減小,體液的pH增大。
4.B　相同溫度下,pKa越大,Ka越小,對應酸的酸性越弱,由表中數據可得,酸性H2SO3>HCOOH>CH3COOH>HS,故物質的量濃度相同時,溶液中 c(H+) 大小順序為H2SO3>HCOOH>CH3COOH,A錯誤;酸的酸性越強,越易發生電離,其酸根離子結合H+能力越弱,故結合H+能力的強弱順序為S>CH3COO->HCOO->HS,B正確;由于酸性H2SO3>HCOOH>HS,則將HCOOH溶液滴入Na2SO3溶液中發生反應HCOOH+HCOONa+NaHSO3,C錯誤;酸性 H2SO3>HCOOH>CH3COOH,故溶液中 c(H+) 相同時,三種酸的物質的量濃度大小順序為CH3COOH>HCOOH>H2SO3,D錯誤。
5.D　某溫度下,HA和HB兩種酸的電離常數分別為5.0×10-4和1.7×10-5,可知兩種酸是弱酸,HA的電離常數比HB的大,則HA比HB的酸性強。pH和體積均相同時,HA比HB的濃度小,加入相同體積水稀釋時,HB溶液的pH變化幅度小,則曲線Ⅰ代表HB溶液,故A錯誤;N點比P點的pH小,說明水的電離受酸的抑制N點比P點大,則溶液中水的電離程度N點6.B　向100 mL 1 mol·L-1丙二酸溶液中加入0.1 mol NaOH固體后得到的溶液為丙二酸氫鈉溶液,丙二酸氫根離子的水解常數Kh===<,即HR-的電離程度大于其水解程度,故溶液pH<7,A項錯誤;變大,說明溫度升高,則也一定變大,B項正確;丙二酸的較小,故一級電離不能進行完全,故0.5 mol·L-1丙二酸溶液中,c(H+)<0.5 mol·L-1,C項錯誤;向丙二酸溶液中滴加NaOH溶液的過程中,溶液中c(H+)逐漸減小,水的電離程度逐漸增大,但兩者完全反應后,再滴加NaOH溶液,會抑制水的電離,水的電離程度反而減小,D項錯誤。
7.C　根據題意可知,H3BO3只存在一步電離,所以為一元酸,A正確;設0.01 mol·L-1 H3BO3溶液中c(H+)=x mol·L-1,則c([B(OH)4]-)也可近似認為等于x mol·L-1,則有 Ka(H3BO3)=
=5.4×10-10,解得x≈2.3×10-6,所以pH≈6,B正確;Ka(H3BO3)8.C　甘氨酸為極性分子,分子中的氨基和羧基都能與水分子間形成氫鍵,所以甘氨酸晶體易溶于水,難溶于乙醚、苯等非極性溶劑,A正確;羧酸為弱酸,羧酸根離子易發生水解,故甘氨酸鈉溶液中存在水解平衡H2N—CH2—COO-+H2OH2N—CH2—COOH+OH-,B正確;pH=2的甘氨酸鹽酸鹽溶液中,=10-2.35,故 c(Ⅰ)∶c(Ⅱ)=100.35,C不正確;當pH=6時,==103.65,==10-3.78,則此時氨基酸主要以兩性離子(Ⅱ)存在,溶解度小,可能會析出固體,D正確。
9.D　常溫下,pH=2的強酸溶液加水稀釋,c(H+)減小,pH增大,稀釋后的強酸溶液pH=2+lg ,pH=2的弱酸溶液加水稀釋時,弱酸電離平衡向電離(產生離子)的方向移動,使H+的物質的量增加,稀釋后弱酸溶液中c(H+)大于稀釋相同倍數后強酸溶液中c(H+),弱酸溶液2HB>HC。相同溫度下,弱酸酸性相對越強,其電離平衡常數Ka越大,由酸性HB>HC可判斷Ka(HB)>Ka(HC),A正確;HC是弱酸,HCH++C-,加水稀釋電離平衡正向移動,電離程度增大,越稀電離度越大,稀釋時,M點稀釋倍數小,N點稀釋倍數大,N點溶液更稀,可以判斷M點電離度c(HB)>c(HA),體積都為V0時,溶液中溶質物質的量n(HC)>n(HB)>n(HA),中和反應消耗NaOH溶液不一樣多,D錯誤。
10.B　理論上ΔH=0時,電離程度最大,H+和CH3COO-濃度最大,Ka最大,A項正確;由題圖可知,25 ℃時,Ka最大,CH3COOH的電離程度最大,平衡時CH3COOH分子的濃度最小,B項錯誤;分子解離吸收的能量與離子水合放出的能量相當,即斷開化學鍵吸收的能量與離子水合放出的能量相當,此時,電離的熱效應較小,C項正確;斷開氫鍵需要消耗能量,但隨溫度升高,氫鍵的作用越來越弱,CH3COOH溶液中存在氫鍵是ΔH隨溫度升高而減小的主要原因,D項正確。
11.【答案】 (1)1.0×10-6.4　(2)變小
(3)1012　1024
(4)400　HC+SO2HS+CO2
【解析】 (1)當lg =1,即=10時,H2CO3的一級電離常數(H2CO3)==10×10-7.4=1.0×10-6.4。
(2)當過量的酸進入血液中時,不變,氫離子濃度增大,所以血液緩沖體系中的值將變小。
(3)pH=12,即c(H+)=10-12 mol·L-1,由 =,得 c(HC)==
1012··c(H2CO3),由 =,得 c(C)==1024···c(H2CO3),則c(H2CO3)∶c(HC)∶c(C)=1∶1012∶1024。
(4)用水吸收SO2氣體生成了亞硫酸,亞硫酸的電離方程式為H2SO3HS+H+,HSH++S,pH=4的H2SO3溶液中,c(H+)=10-4 mol·L-1,由于=,===400;由于 (H2SO3)>(H2CO3)>(H2SO3),所以SO2可用足量小蘇打溶液吸收,反應產生亞硫酸氫鈉和二氧化碳,反應的離子方程式為HC+SO2HS+CO2。
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