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第三章　水溶液中的離子反應與平衡
第一節　電離平衡
第1課時　弱電解質的電離平衡
基礎過關練
題組一　　弱電解質及其判斷
1.下列有關電解質、強電解質、弱電解質的分類正確的是 (　　)
選項 A B C D
電解質 H2O CO2 NaCl NaOH
強電解質 鹽酸 Ba(OH)2 HClO4 BaSO4
弱電解質 CH3COOH H2O Cu(OH)2 氨水
2.(易錯題)常溫下,下列事實能說明氫氰酸(HCN)是弱電解質的是(　　)
A.HCN易溶于水
B.HCN溶液的導電性比鹽酸的弱
C.1 mol·L-1氫氰酸溶液的pH約為3
D.10 mL 1 mol·L-1 HCN溶液恰好與10 mL 1 mol·L-1 NaOH溶液完全反應
題組二　　弱電解質的電離平衡及影響因素
3.下列電離方程式書寫正確的是 (　　)
A.水溶液中NaHSO4的電離:NaHSO4 Na++H++S
B.H2CO3的電離:H2CO3 2H++C
C.Al(OH)3的堿式電離:Al(OH)3 Al3++3OH-
D.水溶液中NaHSO3的電離:NaHSO3 Na++HS
4.已知硫化氫的水溶液為氫硫酸,它是二元弱酸。
(1)H2S在水中的電離方程式為　　　　　　　　　　　　。
(2)已知反應H2S+CuSO4 CuS↓+H2SO4可以發生。向H2S溶液中加入少量CuSO4溶液時,H2S的電離平衡向　　　　(填“左”或“右”)移動,c(H+)　　　　(填“增大”或“減小”,下同),c(S2-)　　　　。
(3)向H2S溶液中通入少量HCl氣體時,H2S的電離平衡向　　　　移動(填“左”或“右”),c(H+)　　(填“增大”或“減小”,下同),c(S2-)　。
題組三　　強酸(堿)與弱酸(堿)的比較
5.向兩個錐形瓶中各加入0.05 g形狀相同的鎂條,塞緊橡膠塞,然后用注射器分別注入2 mL 2 mol·L-1的鹽酸、2 mL 2 mol·L-1的醋酸,測得錐形瓶內氣體的壓強隨時間的變化如圖所示。下列說法不正確的是　 (　　)
A.①代表的是醋酸與鎂條反應時容器內壓強隨時間的變化曲線
B.反應開始前溶液pH:鹽酸>醋酸
C.反應過程中鹽酸中c(H+)下降更快
D.反應結束時兩種溶液最終產生的氫氣總量基本相等
6.(教材習題改編)室溫下,向10 mL氨水中加入蒸餾水,將其稀釋到1 L后,下列說法中錯誤的是　 (　　)
A.N的數目增多
B.含氮粒子數目之和不變
C.增大
D.相同條件下,對同體積同pH[c(H+)相同,c(OH-)也相同]的NaOH溶液進行相同操作,最終二者的n(OH-)相同
答案與分層梯度式解析
基礎過關練
1.C 2.C 3.A 5.B 6.D
1.C　鹽酸是混合物,不是電解質,A錯誤;在水溶液或熔融狀態下,二氧化碳不能自身電離出離子,它不是電解質,B錯誤;氨水是混合物,不是電解質,D錯誤。
2.C　溶解性與電解質的強弱無關,A錯誤;只有相同濃度下(易錯點)HCN溶液的導電性比鹽酸的弱,才能說明HCN是弱酸,B錯誤;氫氰酸為一元酸,1 mol·L-1氫氰酸溶液的pH約為3,則電離生成的氫離子濃度約為10-3 mol·L-1,說明題述條件下HCN電離不完全,可證明HCN為弱電解質,C正確;10 mL 1 mol·L-1 HCN溶液恰好與10 mL 1 mol·L-1 NaOH溶液完全反應,只能說明HCN為一元酸,不能說明其是弱電解質,D錯誤。
3.A　H2CO3是二元弱酸,應分步電離;Al(OH)3為弱電解質,電離方程式中應用“ ”;亞硫酸氫鈉為強電解質,電離方程式中應用“”,故選A。
4.答案　(1)H2S H++HS-,HS- H++S2-
(2)右　增大　減小　(3)左　增大　減小
解析　(1)H2S是二元弱酸,在水溶液中是分兩步電離的,其電離方程式為H2S H++HS-,HS- H++S2-。
(2)當H2S溶液中加入CuSO4溶液時,Cu2+與S2-反應生成CuS沉淀,H2S的電離平衡右移,c(H+)增大,但c(S2-)減小。
(3)當H2S溶液中通入少量HCl氣體時,c(H+)增大,H2S的電離平衡左移,c(S2-)減小。
5.B　醋酸為弱酸、鹽酸為強酸,等濃度的鹽酸和醋酸,鹽酸中c(H+)更大,pH更小,和鎂反應速率更快,故②代表的是鹽酸與鎂條反應時容器內壓強隨時間的變化曲線,①代表的是醋酸與鎂條反應時容器內壓強隨時間的變化曲線,A正確、B錯誤;HCl是強電解質,在水溶液中完全電離,CH3COOH是弱電解質,在水溶液中部分電離,同濃度同體積時,鹽酸中c(H+)大于醋酸中c(H+),c(H+)越大反應速率越快,所以反應過程中鹽酸中c(H+)下降更快,C正確;分析可知兩錐形瓶中鎂條均是過量的,兩種酸的濃度和體積相等,均為一元酸,兩種酸中氫離子總的物質的量相同,則兩種溶液最終產生的氫氣總量基本相等,D正確。
6.D　在氨水中存在平衡:NH3·H2O N+OH-,加水稀釋,平衡正向移動,N的數目增多,A正確;根據氮原子守恒,含氮粒子數目之和不變,B正確;加水稀釋時,使NH3·H2O N+OH-電離平衡正向移動,n(NH3·H2O)減小、n(N)增大,所以增大,增大,C正確;同體積同pH的氨水、NaOH溶液,在相同條件下加水稀釋,氨水中NH3·H2O N+OH-平衡正向移動,n(OH-)增大,而NaOH溶液加水稀釋,n(OH-)不變,最終二者n(OH-)不相同,D錯誤。
5第三章　水溶液中的離子反應與平衡
第一節　電離平衡
第2課時　電離平衡常數及其應用
基礎過關練
題組一　　認識電離平衡常數
1.下列關于電離平衡常數(K)的說法中正確的是(　　)
A.相同條件下,電離平衡常數(K)越小,表示弱電解質電離能力越弱
B.電離平衡常數(K)與溫度無關
C.相同溫度下,不同濃度的同一弱電解質,其電離平衡常數(K)不同
D.多元弱酸各步電離平衡常數大小關系為Ka12.室溫下,氨水中存在如下電離平衡:NH3·H2O N+OH-,下列敘述正確的是 (　　)
A.加入少量水,電離平衡正向移動,電離平衡常數增大
B.升高溫度,電離平衡正向移動,電離平衡常數增大
C.加入少量濃NaOH溶液,電離平衡正向移動,電離平衡常數減小
D.加入少量NH4Cl固體,電離平衡逆向移動,電離平衡常數減小
題組二　　電離平衡常數的應用
3.圖中曲線可以描述乙酸(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(已知:電離度=×100%) (　　)
　　　　　　 　
A B
　　　　　　 　
C D
4.已知室溫下H2CO3的電離平衡常數:Ka1=4.5×10-7、Ka2=4.7×10-11,HClO的電離平衡常數:Ka=4.0×10-8。在反應Cl2+H2O HCl+HClO達到平衡后,要使HClO的濃度增大可加入 (　　)
A.NaOH　　B.HCl　　C.H2O　　D.NaHCO3
5.已知25 ℃時,幾種弱酸的電離平衡常數如下:
HCOOH:Ka=1.8×10-4;HCN:Ka=6.2×10-10;H2CO3:Ka1=4.5×10-7,Ka2=4.7×10-11。
則以下反應不能自發進行的是 (　　)
A.HCOOH+NaCN HCOONa+HCN
B.NaHCO3+NaCN Na2CO3+HCN
C.NaCN+H2O+CO2 HCN+NaHCO3
D.2HCOOH+C 2HCOO-+H2O+CO2↑
6.(經典題)(1)25 ℃時,a mol·L-1 CH3COOH溶液中c(H+)=10-b mol·L-1,用含a和b的代數式表示CH3COOH的電離常數Ka=　　　　。
(2)下表是幾種弱酸常溫下的電離常數:
CH3COOH H2CO3 H2S H3PO4
Ka=1.8× 10-5 Ka1=4.5× 10-7 Ka2=4.7× 10-11 Ka1=1.1× 10-7 Ka2=1.3× 10-13 Ka1=6.9×10-3 Ka2=6.2×10-8 Ka3=4.8×10-13
①CH3COOH、H2CO3、H2S、H3PO4四種酸的酸性由強到弱的順序為　　　　　　　　。
②多元弱酸的第二步電離程度遠小于第一步電離的主要原因是　
　　　　　　(從電離平衡角度考慮)。
能力提升練
題組一　　弱電解質電離平衡的理解與分析
1.25 ℃時,下列有關溶液的說法正確的是 (　　)
A.室溫下向10 mL 0.1 mol·L-1的氨水中加水稀釋,的值減小
B.氯水中存在平衡Cl2+H2O HClO+H++Cl-,向體系中加NaCl,該平衡正向移動
C.HClO水溶液中含有HClO、H+和ClO-,可證明HClO為弱電解質
D.向醋酸中加入少量冰醋酸,醋酸電離平衡向右移動,電離程度增大
2.室溫下,0.1 mol·L-1 H2A溶液中存在:H2A H++HA-,HA- H++A2-,下列說法不正確的是 (　　)
A.該溶液中0.1 mol·L-1B.0.1 mol·L-1 NaHA溶液中c(HA-)小于該溶液中c(HA-)
C.溶液中存在H2A、HA-和A2-
D.用相同濃度的NaOH溶液中和10 mL 0.1 mol·L-1 H2A溶液,完全中和時應消耗NaOH溶液體積為20 mL
題組二　　電離平衡常數的理解與應用
3.室溫下,向0.01 mol·L-1的CH3COOH溶液中不斷加水稀釋,其溶液的pH變化如圖所示
[已知:Ka(CH3COOH)=1.6×10-5,lg2≈0.3,電離度=×100%,pH=-lg c(H+),忽略溶液體積和溫度的變化],下列說法正確的是 (　　)
A.a點的pH為3.2
B.a點CH3COOH的電離平衡常數大于b點CH3COOH的電離平衡常數
C.室溫下,0.01 mol·L-1的CH3COOH溶液中,CH3COOH的電離度約為4%
D.升高溫度,c(H+)增大,Ka的大小保持不變
4.焦亞硫酸鈉(Na2S2O5)在醫藥、橡膠、印染、食品等方面應用廣泛。利用煙道氣中的SO2生產Na2S2O5的工藝流程如圖。
弱電解質 電離常數(常溫下)
H2CO3 Ka1=4.5×10-7,Ka2=4.7×10-11
H2SO3 Ka1=1.4×10-2,Ka2=6.0×10-8
(1)Na2S2O5屬于　　　　(填“強”或“弱”)電解質;寫出其在水溶液中的電離方程式:　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
(2)寫出第一次通入SO2時發生反應的離子方程式:　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
(3)pH=4.1的NaHSO3溶液中除存在水的電離平衡外,還存在的電離平衡為　　　　　　　　　　　　　　　(用電離方程式表示),該電離平衡的平衡常數表達式為　　　　　;若將該溶液的濃度稀釋至10倍,稀釋過程中(不考慮其他因素的影響),電離平衡　　　(填“正”或“逆”)向移動,H+的濃度將　　　(填“增大”“減小”或“不變”)。
(4)pH=4.1即c(H+)=10-4.1 mol·L-1的NaHSO3溶液中=　　　　　　。
答案與分層梯度式解析
基礎過關練
1.A 2.B 3.B 4.D 5.B
1.A　電離平衡常數(K)與溫度有關,相同條件下K越大,弱電解質電離程度越大。
2.B　向氨水中加入水,溶液中N、OH-濃度減小,NH3·H2O的電離平衡正向移動,但電離平衡常數不變,A錯誤;電離平衡常數與溫度有關,升高溫度,NH3·H2O的電離平衡正向移動,電離平衡常數增大,B正確;向氨水中加入少量濃NaOH溶液,c(OH-)增大,NH3·H2O的電離平衡逆向移動,電離平衡常數不變,C錯誤;向氨水中加入少量NH4Cl固體,NH3·H2O的電離平衡逆向移動,電離平衡常數不變,D錯誤。
3.B　相同濃度的弱酸溶液中,酸的電離平衡常數越大,酸的電離程度越大,即電離度越大(破題關鍵)。乙酸(甲)電離平衡常數小于一氯乙酸(乙),則相同濃度時甲的電離度小于乙;同一種弱酸,弱酸的濃度越大其電離程度越小,即電離度越小,則這兩種酸的電離度隨濃度的增大而減小,符合條件的只有B。
4.D　要使HClO的濃度增大,必須使題述平衡右移,且加入的物質與HClO不反應。加入NaOH時,平衡雖然右移,但HClO與NaOH反應,導致HClO的濃度減小;加入HCl時,平衡左移,HClO的濃度減小;加水稀釋時,HClO的濃度減小;由題給電離平衡常數知,酸性:H2CO3>HClO>HC,故加入NaHCO3時,NaHCO3只與HCl反應,使平衡右移,HClO的濃度增大,故選D。
5.B　相同溫度下,對于弱酸而言,電離常數越大,酸性越強,則酸性強弱順序為HCOOH>H2CO3>HCN>HC。根據較強酸制較弱酸原理,酸性:HCOOH>HCN,所以反應HCOOH+NaCN HCOONa+HCN能發生,A不符合題意;酸性:HCN>HC,所以反應NaHCO3+NaCN Na2CO3+HCN不能發生,B符合題意;酸性:H2CO3>HCN,所以反應NaCN+H2O+CO2 HCN+NaHCO3能發生,C不符合題意;酸性:HCOOH>H2CO3>HC,在碳酸鈉溶液中加入足量HCOOH溶液,可以發生反應2HCOOH+C 2HCOO-+H2O+CO2↑,D不符合題意。
6.答案　(1)
(2)①H3PO4>CH3COOH>H2CO3>H2S
②第一步電離產生的氫離子對第二步電離起抑制作用
解析　(1)Ka==
=。
(2)①相同溫度下,對于弱酸而言,電離常數越大,酸性越強;根據第一步電離常數可知,四種酸的酸性由強到弱的順序為H3PO4>CH3COOH>H2CO3>H2S。
能力提升練
1.C 2.C 3.C
1.C　氨水中存在NH3·H2O N+OH-,稀釋氨水,電離平衡正向移動,n(OH-)和n(N)增大,n(NH3·H2O)減小,則的值增大,A錯誤;加入NaCl,c(Cl-)增大,Cl2+H2O HClO+H++Cl-的平衡逆向移動,B錯誤;HClO水溶液中含有HClO、H+和ClO-,說明HClO部分電離,為弱電解質,C正確;加入冰醋酸,c(CH3COOH)增大,醋酸的電離平衡向右移動,但醋酸的電離程度減小,D錯誤。
2.C　H2A分兩步電離,第一步完全電離,第二步HA-部分電離,因此0.1 mol·L-1 H2A溶液中0.1 mol·L-13.C　CH3COOH在水中的電離方程式為CH3COOH CH3COO-+H+,已知Ka(CH3COOH)=1.6×10-5,未加水時,設CH3COOH發生電離產生的H+濃度為x mol·L-1,所以c(CH3COO-)=c(H+)=x mol·L-1,=Ka(CH3COOH)=1.6×10-5,解得x≈4×10-4 mol·L-1,所以pH=-lg c(H+)=3.4,A錯誤;電離平衡常數與溫度有關,a點與b點溫度相同,所以CH3COOH的電離平衡常數相等,B錯誤;室溫下,0.01 mol·L-1的CH3COOH溶液體積設為V,電離度=×100%=4%,C正確;升高溫度,Ka增大,D錯誤。
4.答案　(1)強　Na2S2O5 2Na++S2
(2)C+2SO2+H2O CO2+2HS
(3)HS H++S　　正　減小
(4)8.4×10-1.8
解析　(1)Na2S2O5屬于鹽,為強電解質,在水溶液中完全電離。
(2)第一次通入SO2時反應的離子方程式為C+2SO2+H2O CO2+2HS。
(3)pH=4.1的NaHSO3溶液中除存在水的電離平衡外,還存在HS的電離平衡:HS H++S,平衡常數表達式為;加水稀釋,電離平衡正向移動,H+濃度減小。
(4)Ka1=,Ka2=,Ka1×Ka2=×==1.4×10-2×6.0×10-8=8.4×10-10,pH=4.1即c(H+)=10-4.1 mol·L-1,代入得出=8.4×10-1.8。
9(共23張PPT)
第一節 電離平衡
知識點 1 強電解質和弱電解質
必備知識 清單破
1.強電解質和弱電解質的比較
強電解質 弱電解質
概念 在水溶液中能夠全部電離的電解質 在水溶液中只能部分電離的電解質
在溶液中的存在形式 只有陰、陽離子 既有陰、陽離子,又有電解質分子
化合物類型 離子化合物、部分共價化合物 共價化合物
強電解質 弱電解質
實例 ①大部分鹽; ②強酸,如H2SO4等; ③強堿,如KOH、Ba(OH)2等 ①弱酸,如CH3COOH、HClO等;
②弱堿,如NH3·H2O等;
③水;
④極少數鹽,如(CH3COO)2Pb、HgCl2等
相同點 在水溶液中均能電離出自由移動的陰、陽離子 特別提醒 (1)CO2、SO2、NH3等物質溶于水能導電,是因為溶于水后生成H2CO3、H2SO3、
NH3·H2O等電解質,電解質電離出離子導電,不是其本身電離出離子,故為非電解質。單質、
溶液既不是電解質,也不是非電解質。
(2)電解質的強弱與其溶解性無關。某些難溶鹽如AgCl、CaCO3等,溶于水的部分能完全電
離,屬于強電解質。有少數鹽盡管能溶于水,但其在水溶液中只有部分電離,屬于弱電解質,如
(CH3COO)2Pb等。
(3)電解質本身不一定能導電,如NaCl晶體;能導電的物質不一定是電解質,如石墨。
2.電解質類型的判斷方法【詳見定點1】
知識點 2 弱電解質的電離平衡
1.電離平衡狀態
(1)概念:在一定條件(如溫度、濃度)下,溶液中弱電解質分子電離成離子的速率與離子結合
成弱電解質分子的速率相等時,電離達到平衡狀態。
(2)建立過程

2.電離方程式的書寫
(1)強電解質:完全電離,在寫電離方程式時,用“ ”。如H2SO4 2H++S 。
(2)弱電解質:部分電離,在寫電離方程式時,用“ ”。
①一元弱酸、弱堿一步電離。如CH3COOH:CH3COOH CH3COO-+H+;NH3·H2O:NH3·H2O
N +OH-。
②多元弱酸分步電離,必須分步寫出,不可合并(其中以第一步電離為主)。如H2CO3:H2CO3
H++HC (主),HC H++C (次)。
③多元弱堿分步電離(較復雜),在中學階段可以一步寫出。如Fe(OH)3:Fe(OH)3 Fe3++3OH-。
特別提醒　酸式鹽的電離
(1)強酸的酸式鹽完全電離,一步完成。
如:NaHSO4 Na++H++S (水溶液中),NaHSO4 Na++HS (熔融狀態)。
(2)弱酸的酸式鹽的電離,分步完成。
如:NaHCO3 Na++HC 、HC H++C 。
3.外界因素對電離平衡的影響
(1)溫度:弱電解質的電離一般是吸熱過程,升高溫度使電離平衡向右移動,電離程度增大。
(2)濃度:在一定溫度下,對于同一弱電解質,通常溶液中弱電解質的濃度越小,電離程度越大。
(3)同離子效應:加入含有弱電解質電離出的離子的強電解質時,電離平衡向左移動,電離程度
減小。
(4)化學反應:加入能與弱電解質電離出的離子發生反應的物質時,電離平衡向右移動,電離程
度增大。
4.一元強酸與一元弱酸的比較【詳見定點2】
知識點 3 電離平衡常數
1.概念
　　對于一元弱酸或一元弱堿來說,弱電解質的電離達到平衡時,溶液中弱電解質電離所生
成的各種離子濃度的乘積,與溶液中未電離分子的濃度之比是一個常數,這個常數叫做電離
平衡常數,簡稱電離常數。弱酸、弱堿的電離常數通常分別用Ka、Kb表示。
2.表達式
(1)一元弱酸HA的電離常數:根據HA H++A-,可表示為Ka= 。
(2)一元弱堿BOH的電離常數:根據BOH B++OH-,可表示為Kb= 。
3.特點
(1)對于同一弱電解質的稀溶液來說,電離平衡常數只與溫度有關,升高溫度,K值增大。
(2)從電離平衡常數的大小可以判斷弱電解質的相對強弱,某弱電解質的K越大,表示該弱電
解質越易電離。例如,在25 ℃時,Ka(HNO2)=5.6×10-4,Ka(CH3COOH)=1.75×10-5。由此可知,
HNO2的酸性比CH3COOH強。
(3)多元弱酸的各級電離常數的大小關系是 ……故其酸性強弱主要取決于第一
步電離。
知識拓展　電離度(α)
(1)表達式:弱電解質達到電離平衡時,α= ×100%。
(2)意義
①溫度相同時,一元弱酸的α越大,酸性越強。
②溫度相同時,對于同一種弱電解質的溶液,一般α越大,其濃度越小。
(3)影響因素
①α隨溶液濃度的增大而減小,隨溶液濃度的減小而增大。
②升高溫度,α增大;降低溫度,α減小。
4.電離平衡常數的應用【詳見定點3】
知識辨析
1.BaSO4飽和溶液和0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液的導電能力均很弱,因而BaSO4和CH3COOH都
是弱電解質,這種說法對嗎
2.強電解質溶液的導電能力一定比弱電解質溶液的導電能力強,這種說法對嗎
3.電離平衡正向移動,則電解質分子的濃度一定減小,離子濃度一定增大,這種說法對嗎
4.電離平衡正向移動,則弱電解質的電離程度一定增大,這種說法對嗎
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,這種說法對嗎
一語破的
1.不對。BaSO4是難溶性鹽,其溶液中自由移動的離子濃度很小,但溶于水的BaSO4完全電離
成Ba2+和S ,故BaSO4是強電解質;CH3COOH部分電離,0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液中離子濃
度較小,因而CH3COOH是弱電解質。
2.不對。溶液導電能力的強弱與溶液中離子濃度大小和離子所帶電荷數有關,與電解質的強
弱無必然聯系。
3.不對。例如:0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液加水稀釋,CH3COOH電離平衡正向移動,CH3COOH
分子濃度、醋酸根離子濃度、氫離子濃度均減小。
4.不對。溫度不變時,向某一弱電解質溶液中加入同種弱電解質,該弱電解質電離平衡正向移
動,弱電解質的電離程度減小。
5.不對。酸溶液中c(H+)既跟酸的電離常數有關,又跟酸的濃度有關。
關鍵能力 定點破
定點 1 電解質類型的判斷方法(以證明CH3COOH是弱電解質為例)
1.從弱電解質的電離特點分析
(1)測定一定濃度溶液的pH
①操作:常溫下,配制0.1 mol·L-1的醋酸,測定溶液的pH。結果:pH>1。
②操作:常溫下配制相同濃度的鹽酸和醋酸,分別測定兩溶液的pH。結果:鹽酸的pH小于醋酸的pH。
(2)在相同溫度下,與相同濃度強電解質溶液比較導電能力
①操作:一定溫度下,配制濃度相同的鹽酸和醋酸,取相同體積的兩溶液分別加入燒杯中并分
別與燈泡串聯接通電源,觀察燈泡亮度。
②現象:插入鹽酸中的燈泡亮度高,插入醋酸中的燈泡亮度低。
(3)在相同溫度下,用相同濃度的待測溶液和強電解質溶液分別與同一物質反應,比較反應速率的大小
①操作:一定溫度下,配制濃度相同的鹽酸和醋酸,分別加入純度、質量都相同的同種鋅粉。
②現象:產生氫氣的速率為鹽酸>醋酸。
2.從影響弱電解質電離的外界因素分析
(1)比較稀釋前后溶液的pH與稀釋倍數的變化關系
①操作:配制pH相同的鹽酸和醋酸,各取1 mL,分別用蒸餾水稀釋至相同的倍數(如100倍),再
測定稀釋后兩溶液的pH。
②結果:鹽酸的pH變化大,醋酸的pH變化小。
(2)溶液中加入對應的可溶性鹽固體,觀察pH變化
①操作:把一定濃度的醋酸分成兩等份,其中一份加入醋酸鈉固體(忽略溶液體積的變化),然
后分別測其pH。
②現象:加入醋酸鈉固體的醋酸比未加醋酸鈉固體的醋酸的pH大,說明CH3COOH是弱酸。
定點 2 一元強酸與一元弱酸的比較
1.相同體積、相同物質的量濃度的一元強酸溶液(如鹽酸)與一元弱酸溶液(如醋酸)的比較
比較項目 酸溶液　
　 c(H+) 酸性 中和堿的能力 與足量活潑
金屬反應產生H2的總量 與同一金屬
反應時的起始反應速率
一元強酸溶液 大 強 相同 相同 大
一元弱酸溶液 小 弱 小
2.相同體積、相同c(H+)的一元強酸溶液(如鹽酸)與一元弱酸溶液(如醋酸)的比較
比較項目 酸溶液 c(H+) 酸性 中和堿 的能力 與足量活潑
金屬反應產生H2的總量 與同一金屬
反應時的起始反應速率
一元強酸溶液 相同 相同 小 少 相同
一元弱酸溶液 大 多 典例 常溫下,現有c(H+)均為10-4 mol/L的鹽酸和醋酸,下列說法正確的是 (　 )
A.兩種酸溶液中c(CH3COO-)B.分別加水稀釋至10倍后,兩溶液的c(H+)相同
C.中和等物質的量的氫氧化鈉,消耗酸溶液的體積:鹽酸>醋酸
D.等體積的兩種酸溶液分別與足量的鋅粒反應,產生氣體的體積相等
思路點撥 需明確醋酸是弱酸,兩溶液中c(H+)相同時,溶液的濃度:醋酸>鹽酸;稀釋能促進醋
酸的電離。
C
解析 HCl和CH3COOH的電離方程式分別為HCl H++Cl-、CH3COOH CH3COO-+H+,
根據溶液中c(H+)均為10-4 mol/L,可知兩溶液中c(CH3COO-)=c(Cl-),A錯誤;HCl是強酸,稀釋至1
0倍后c(H+)=10-5 mol/L,CH3COOH是弱酸,稀釋促進CH3COOH電離,即稀釋后溶液中c(H+)>10-5
mol/L,B錯誤;兩溶液的濃度:醋酸>鹽酸,中和等物質的量的NaOH,消耗酸溶液的體積:鹽酸>
醋酸,C正確;等體積的兩種酸溶液分別與足量的鋅粒反應,由于CH3COOH的物質的量多,故產
生H2的體積:醋酸>鹽酸,D錯誤。
定點 3 電離平衡常數的應用及相關計算
1.電離平衡常數的應用
(1)判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱。相同條件下,電離平衡常數越大,酸性(或堿性)越強。
(2)判斷鹽與酸(或堿)反應是否發生。一般相對強的酸(或堿)制相對弱的酸(或堿)。
(3)判斷電離平衡的移動方向。根據濃度商Q與電離平衡常數K的相對大小判斷。
(4)判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。如0.1 mol·L-1CH3COOH溶液加水稀釋,
= = ,加水稀釋后,c(H+)減小,Ka(CH3COOH)不變,
則 增大。
2.電離平衡常數的相關計算
(1)已知某一元弱酸或弱堿的物質的量濃度(c)和電離常數,可根據公式c(H+)= 或c(OH-)=
計算其電離出的H+或OH-的濃度。
(2)已知某一元弱酸或弱堿的物質的量濃度和溶液中的離子濃度,可根據公式Ka=
或Kb= 計算一元弱酸或弱堿的電離常數。
典例 常溫下,常見弱電解質的電離常數如表,下列說法正確的是 (　 )
弱酸 H2SO3 H2S HClO
電離 常數 Ka1=1.4×10-2 Ka2=6.0×10-8 Ka1=1.1×10-7 Ka2=1.3×10-13 Ka=4.0×10-8
A.濃度均為0.1 mol·L-1 H2SO3和H2S溶液,后者酸性強
B.0.25 mol·L-1 HClO溶液中c(H+)約為1×10-4 mol·L-1(忽略水的電離)
C.增大弱電解質濃度,上述弱酸的電離程度均增大
D.將H2S通入少量NaHSO3中,發生反應的離子方程式:H2S+HS HS-+H2O+SO2
B
思路點撥 解答本題應理解電離平衡常數的意義,會利用相關公式進行計算,能利用“較強
酸制較弱酸”原理分析化學方程式的正誤。
解析 Ka1(H2SO3)>Ka1(H2S),0.1 mol·L-1 H2SO3溶液酸性更強,A錯誤;HClO溶液中存在:HClO
H++ClO-,Ka(HClO)= = ,c2(H+)≈0.25×4.0×10-8 mol2·L-2=10-8 mol2·L-2,
故c(H+)約為1×10-4 mol·L-1,B正確;增大弱電解質濃度,題述弱酸的電離程度均減小,C錯誤;H2S
酸性弱于H2SO3,H2S+HS HS-+H2O+SO2不能發生,D錯誤。

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