2019-2020年高考化學一輪復習 專題8 溶液中的離子反應 第一單元 弱電解質(zhì)的電離平衡學案 蘇教版.doc

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2019-2020年高考化學一輪復習 專題8 溶液中的離子反應 第一單元 弱電解質(zhì)的電離平衡學案 蘇教版 [考試標準] 知識條目 必考要求 加試要求 1.幾種典型的弱電解質(zhì) a a 2.弱電解質(zhì)水溶液中的電離平衡 a b 3.弱電解質(zhì)的電離方程式 b b 4.電離度及其簡單計算 c 5.電離平衡常數(shù)與弱酸、弱堿的酸堿性強弱之間的關系 b 6.多元弱酸的分步電離 a 1．弱電解質(zhì) (1)概念 (2)與化合物類型的關系 強電解質(zhì)主要是大部分離子化合物及某些共價化合物，弱電解質(zhì)主要是某些共價化合物。 (3)常見的弱電解質(zhì) 試寫出H2O、氫氟酸、醋酸、次氯酸、氫氰酸、一水合氨的電離方程式。 H2O：H2OH＋＋OH－； HF：HFH＋＋F－； CH3COOH：CH3COOHCH3COO－＋H＋； HClO：HClOH＋＋ClO－； HCN：HCNH＋＋CN－； NH3H2O：NH3H2ONH＋OH－。 2．弱電解質(zhì)的電離平衡 (1)電離平衡的建立 在一定條件下(如溫度、壓強等)，當弱電解質(zhì)電離產(chǎn)生離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等時，電離過程達到了平衡。 (2)電離平衡的特征 (3)外界條件對電離平衡的影響 ①內(nèi)因：弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)。 ②外因：濃度、溫度、加入試劑等。 (4)電離過程是可逆過程，可直接用化學平衡移動原理分析電離平衡。以0.1 molL－1CH3COOH溶液為例：CH3COOHCH3COO－＋H＋(正向吸熱)。 實例(稀溶液) CH3COOHH＋＋CH3COO－ ΔH>0 改變條件 平衡移動方向 n(H＋) c(H＋) 導電能力 Ka 加水稀釋 → 增大 減小 減弱 不變 加入少量冰醋酸 → 增大 增大 增強 不變 通入HCl(g) ← 增大 增大 增強 不變 加NaOH(s) → 減小 減小 增強 不變 加入鎂粉 → 減小 減小 增強 不變 升高溫度 → 增大 增大 增強 增大 加CH3COONa(s) ← 減小 減小 增強 不變 3.電離度(加試) (1)電離度概念與表達式 一定條件下，當弱電解質(zhì)在水溶液中達到電離平衡時，溶液中已經(jīng)電離的電解質(zhì)分子數(shù)占電解質(zhì)分子總數(shù)的百分數(shù)。(常用符號α表示) 可用數(shù)學式表達為 α＝100% 或α＝100% 或α＝100% 即α＝100%(c：電解質(zhì)濃度，Δc：已電離電解質(zhì)濃度) 注意　①電離度適用于達平衡的電解質(zhì)溶液。②在相同溫度和相同濃度下，電離度大小可表示弱電解質(zhì)的相對強弱。電離度越小，電解質(zhì)越弱。 (2)影響電離度的因素 ①溫度：在其他條件不變時，升高溶液溫度，電離平衡向電離方向移動，電離度增大。 ②濃度：其他條件不變時，增大弱電解質(zhì)溶液濃度，平衡向電離方向移動，但電離度減小。若降低弱電解質(zhì)溶液濃度，平衡向電離方向移動，電離度增大，通常在溫度一定時電離度與溶液濃度平方根成反比。 ③其他電解質(zhì)的加入：如同離子效應，加入與弱電解質(zhì)電離有相同離子的強電解質(zhì)時，會使弱電解質(zhì)電離度降低。 題組一　正確理解概念 1．下列說法正確的是(　　) A．強電解質(zhì)溶液中不存在溶質(zhì)分子，弱電解質(zhì)溶液中存在溶質(zhì)分子 B．氨氣溶于水，當c(OH－)＝c(NH)時，表明NH3H2O電離處于平衡狀態(tài) C．弱電解質(zhì)一定是共價化合物 D．由0.1 molL－1一元堿BOH的pH＝10，可知溶液中存在BOHB＋＋OH－ 答案　A 2．下列說法正確的是(　　) A．電離平衡右移，電解質(zhì)分子的濃度一定減小，離子濃度一定增大 B．稀釋弱電解質(zhì)溶液時，所有粒子濃度都會減小 C．稀釋冰醋酸，導電能力先增大后減小 D．向0.1 molL－1的CH3COOH溶液中加入CH3COONa固體，因為CH3COO－結(jié)合H＋，c(H＋)減小，平衡右移 答案　C 題組二　改變條件，平衡移動，判結(jié)果變化 3．將濃度為0.1 molL－1 HF溶液加水不斷稀釋，下列各量始終保持增大的是(　　) A．c(H＋) B．Ka(HF) C. D. 答案　D 解析　HF為弱酸，存在電離平衡：HFH＋＋F－。根據(jù)勒夏特列原理：當改變影響平衡的一個條件，平衡會向著能夠減弱這種改變的方向移動，但平衡的移動不能完全消除這種改變，故加水稀釋，平衡正向移動，但c(H＋)減小，A錯誤；電離平衡常數(shù)只受溫度的影響，溫度不變，電離平衡常數(shù)Ka不變，B錯誤；當溶液無限稀釋時，c(F－)不斷減小，但c(H＋)接近10－7 molL－1，所以減小，C錯誤；＝，由于加水稀釋，平衡正向移動，所以溶液中n(H＋)增大，n(HF)減小，所以增大，D正確。 4．25 ℃ 時，把0.2 molL－1的醋酸加水稀釋，則圖中的縱軸y表示的是(　　) A．溶液中OH－的物質(zhì)的量濃度 B．溶液的導電能力 C．溶液中的 D．CH3COOH的電離程度 答案　B 解析　25 ℃時，0.2 molL－1的醋酸稀釋過程中，隨著水的加入溶液中OH－的濃度增大(但不會超過10－7 molL－1)，CH3COOH的電離程度增大，CH3COO－數(shù)目增多，CH3COOH數(shù)目減少，但溶液中CH3COO－的濃度減小，溶液的導電能力減弱。 題組三　平衡移動，結(jié)果變化，判采取措施 5．稀氨水中存在著下列平衡：NH3H2ONH＋OH－，若要使平衡向逆反應方向移動，同時使c(OH－)增大，應加入的物質(zhì)或采取的措施是(　　) ①NH4Cl固體?、诹蛩帷、跱aOH固體?、芩、菁訜? ⑥加入少量MgSO4固體 A．①②③⑤ B．③⑥ C．③ D．③⑤ 答案　C 解析　若在氨水中加入NH4Cl固體，c(NH)增大，平衡向逆反應方向移動，c(OH－)減小，①不合題意；硫酸中的H＋與OH－反應，使c(OH－)減小，平衡向正反應方向移動，②不合題意；當在氨水中加入NaOH固體后，c(OH－)增大，平衡向逆反應方向移動，③符合題意；若在氨水中加入水，稀釋溶液，平衡向正反應方向移動，但c(OH－)減小，④不合題意；電離屬吸熱過程，加熱平衡向正反應方向移動，c(OH－)增大，⑤不合題意；加入少量MgSO4固體發(fā)生反應生成Mg(OH)2沉淀，溶液中c(OH－)減小，⑥不合題意。 6．已知0.1 molL－1的醋酸溶液中存在電離平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，要使溶液中c(H＋)/c(CH3COOH)的值增大，可以采取的措施是(　　) ①加少量燒堿溶液?、谏邷囟取、奂由倭勘姿? ④加水 A．①② B．①③ C．②④ D．③④ 答案　C 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①、③會使c(H＋)/c(CH3COOH)的值減小。 題組四　電離度及簡單計算(加試) 7．20 ℃時，在0.5 L 0.2 molL－1的HA溶液中，有0.01 molL－1的HA電離成離子，求該溫度下的電離度。 答案　5% 解析　α＝100%＝5%。 8．250 ℃時，某溶液中，0.1 molL－1的HA已電離成離子，還有0.9 molL－1未電離，求電離度。 答案　10% 解析　α＝100%＝10%。 9．已知25 ℃時幾種物質(zhì)的電離度(溶液濃度均為0.1 molL－1)如下表(已知硫酸的第一步電離是完全的)： ①H2SO4溶液 HSOH＋＋SO ②NaHSO4溶液 HSOH＋＋SO ③醋酸溶液 CH3COOHH＋＋CH3COO－ ④鹽酸 HCl===H＋＋Cl－ 10% 29% 1.33% 100% (1)25 ℃時，0.1 molL－1上述幾種溶液中c(H＋)由大到小的順序是____________(填序號，下同)。 (2)25 ℃時，c(H＋)相同的上述溶液，其物質(zhì)的量濃度由大到小的順序是________________。 (3)25 ℃時，0.1 molL－1 H2SO4溶液中的HSO的電離度小于0.1 molL－1 NaHSO4溶液中HSO的電離度的原因是________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 答案　(1)①>④>②>③ (2)③>②>④>① (3)0.1 molL－1的H2SO4溶液中，H2SO4第一步電離產(chǎn)生的H＋抑制了第二步的電離，所以H2SO4中HSO的電離度小于NaHSO4中HSO的電離度 考點二　電離平衡常數(shù)(加試) 1．(1)填寫下表 弱電解質(zhì) 電離方程式 電離常數(shù) NH3H2O NH3H2ONH＋OH－ Kb＝1.710－5 CH3COOH CH3COOHCH3COO－＋H＋ Ka＝1.710－5 HClO HClOH＋＋ClO－ Ka＝4.710－8 (2)CH3COOH酸性大于(填“大于”、“小于”或“等于”)HClO酸性，判斷的依據(jù)：相同條件下，電離常數(shù)越大，電離程度越大，c(H＋)越大，酸性越強。 (3)電離平衡常數(shù)的意義：弱酸、弱堿的電離平衡常數(shù)能夠反映酸堿性的相對強弱。電離平衡常數(shù)越大，電離程度越大。多元弱酸的電離以第一步電離為主，各級電離平衡常數(shù)的大小差距較大。 (4)外因?qū)﹄婋x平衡常數(shù)的影響：電離平衡常數(shù)與其他化學平衡常數(shù)一樣只與溫度有關，與電解質(zhì)的濃度無關，升高溫度，K值增大，原因是電離是吸熱過程。 2．碳酸是二元弱酸 (1)電離方程式是H2CO3H＋＋HCO， HCOH＋＋CO。 (2)電離平衡常數(shù)表達式：Ka1＝，Ka2＝。 (3)比較大小：Ka1>Ka2。 3．幾種多元弱酸的電離常數(shù)(25 ℃) 多元弱酸 電離常數(shù) H2S Ka1＝9.110－8 Ka2＝1.110－12 H2C2O4 Ka1＝5.910－2 Ka2＝6.410－5 H3PO4 Ka1＝7.5210－3 Ka2＝6.2310－8 Ka3＝2.210－13 H3C6H5O7 (檸檬酸) Ka1＝7.110－4 Ka2＝1.6810－5 Ka3＝4.110－7 題組一　有關電離平衡常數(shù)的定性分析 1．25 ℃時，部分物質(zhì)的電離平衡常數(shù)如表所示： 化學式 CH3COOH H2CO3 HClO 電離平衡常數(shù) 1.710－5 Ka1＝4.310－7 Ka2＝5.610－11 3.010－8 請回答下列問題： (1)CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由強到弱的順序為 ________________________________________________________________________。 (2)同濃度的CH3COO－、HCO、CO、ClO－結(jié)合H＋的能力由強到弱的順序為 ________________________________________________________________________。 (3)將少量CO2氣體通入NaClO溶液中，寫出反應的離子方程式：____________________。 (4)常溫下0.1 molL－1的CH3COOH溶液在加水稀釋過程中，填寫下列表達式中的數(shù)據(jù)變化情況(填“變大”、“變小”或“不變”)： ①　________； ②　________； ③　________； ④　________。 (5)體積為10 mL pH＝2的醋酸溶液與一元酸HX分別加水稀釋至1 000 mL，稀釋過程中pH變化如圖所示，則HX的電離平衡常數(shù)______(填“大于”、“等于”或“小于”)醋酸的電離平衡常數(shù)；理由是____________________________________________。 答案　(1)CH3COOH>H2CO3>HClO (2)CO>ClO－>HCO>CH3COO－ (3)ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCO (4)①變小?、诓蛔儭、圩兇蟆、懿蛔? (5)大于　稀釋相同倍數(shù)，HX的pH變化比CH3COOH的pH變化大，酸性強，電離平衡常數(shù)大 解析　電離平衡常數(shù)越大，酸性越強，電離平衡常數(shù)越小，其對應酸根離子結(jié)合H＋能力越強。 (3)根據(jù)電離平衡常數(shù)可以判斷：H2CO3＞HClO＞HCO，CO可以和HClO反應生成HCO和ClO－，所以少量CO2與NaClO溶液反應生成HCO。 (4)①加水稀釋，n(CH3COOH)減小，n(H＋)增多，所以變?。? ②Ka＝只與溫度有關，加水稀釋，Ka不變； ③＝，加水稀釋，n(CH3COO－)增大，n(CH3COOH)減小，故增大； ④＝＝，Ka、Kw只與溫度有關，所以加水稀釋不變。 (5)根據(jù)圖像分析知，起始時兩種溶液中c(H＋)相同，故c(較弱酸)＞c(較強酸)，稀釋過程中較弱酸的電離程度增大的多，故在整個稀釋過程中較弱酸的c(H＋)一直大于較強酸的c(H＋)，稀釋相同倍數(shù)，HX的pH變化比CH3COOH的大，故HX酸性強，電離平衡常數(shù)大。 題組二　有關電離平衡常數(shù)的定量計算 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)＝1.510－5。若忽略水的電離及H2CO3的第二級電離，則H2CO3HCO＋H＋的平衡常數(shù)Ka1＝________。(已知：10－5.60＝2.510－6) 答案　4.210－7 解析　H2CO3H＋＋HCO Ka1＝＝≈4.210－7。 3．在25 ℃下，將a molL－1的氨水與0.01 molL－1的鹽酸等體積混合，反應平衡時溶液中c(NH)＝c(Cl－)，則溶液顯__________(填“酸”、“堿”或“中”)性；用含a的代數(shù)式表示NH3H2O的電離常數(shù)Kb＝___________________。 答案　中　 解析　氨水與鹽酸等體積混合后的溶液中的電荷守恒關系式為c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，因c(NH)＝c(Cl－)，故有c(H＋)＝c(OH－)，溶液顯中性。 NH3H2O　　　 NH　 ?。　H－ (－) molL－1 molL－1 10－7 molL－1 Kb＝＝。 4．常溫下，將a molL－1 CH3COONa溶于水配成溶液，向其中滴加等體積的b molL－1的鹽酸使溶液呈中性(不考慮鹽酸和醋酸的揮發(fā))，用含a和b的代數(shù)式表示醋酸的電離常數(shù)Ka＝________。 答案　 解析　由電荷守恒和物料守恒可得： 所以c(CH3COOH)＝c(Cl－)， CH3COOH　　CH3COO－　?。　＋ molL－1 (－) molL－1 10－7 molL－1 Ka＝＝。 5．在一定條件下可用甲醇與CO反應生成醋酸消除CO污染。常溫下，將a molL－1的醋酸與b molL－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－)，則該混合溶液中醋酸的電離常數(shù)Ka＝________________(用含a和b的代數(shù)式表示)。 答案　 解析　根據(jù)電荷守恒得2c(Ba2＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)， 由于c(CH3COO－)＝2c(Ba2＋)＝b molL－1， 所以c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性； CH3COOH　　CH3COO－?。＋ (－b)molL－1 b molL－1 10－7 molL－1 Ka＝＝。 判斷復分解反應能否發(fā)生，遵循“強酸制弱酸”規(guī)律 考點三　強酸與弱酸的比較 濃度均為0.01 molL－1的強酸HA與弱酸HB pH均為2的強酸HA與弱酸HB pH或物質(zhì)的量濃度 2＝pHHAHB HA＝HB 體積相同時與過量的堿反應消耗堿的量 HA＝HB HAc(B－) c(A－)＝c(B－) 分別加入固體NaA、NaB后pH的變化 HA：不變 HB：變大 HA：不變 HB：變大 加水稀釋10倍后 3＝pHHApHHB>2 溶液的導電性 HA>HB HA＝HB 水的電離程度 HAa>c　(2)b>a＝c　(3)c>a>b (4)c>a＝b　(5)a＝b＝c　a＝b>c　(6)c>a＝b (7)c>a＝b 解析　解答本題要注意以下三點：①HCl、H2SO4都是強酸，但H2SO4是二元酸；②CH3COOH是弱酸，在水溶液中不能完全電離；③醋酸溶液中存在CH3COOHCH3COO－＋H＋的電離平衡。 3．現(xiàn)有室溫下四種溶液，有關敘述不正確的是(　　) 序號 ① ② ③ ④ pH 11 11 3 3 溶液 氨水 氫氧化鈉溶液 醋酸 鹽酸 A.③④中分別加入適量的醋酸鈉晶體后，兩溶液的pH均增大 B．②③兩溶液等體積混合，所得溶液中c(H＋)＞c(OH－) C．分別加水稀釋10倍，四種溶液的pH ①＞②＞④＞③ D．V1 L ④與V2 L ①混合，若混合后溶液pH＝7，則V1＜ V2 答案　D 解析　醋酸鈉溶液顯堿性，A正確，也可以從平衡移動角度分析，CH3COONa電離出的CH3COO－：a.與鹽酸中的H＋結(jié)合生成CH3COOH；b.使醋酸中平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋左移，兩溶液中H＋濃度均減小，所以pH均增大；假設均是強酸強堿，且物質(zhì)的量濃度相同，等體積混合后溶液呈中性，但③醋酸是弱酸，其濃度遠遠大于②，即混合后醋酸過量，溶液顯酸性，c(H＋)>c(OH－)，B正確；分別加水稀釋10倍，假設平衡不移動，那么①、②溶液的pH均為10，但稀釋氨水使平衡NH3H2ONH＋OH－右移，使①中pH>10，同理醋酸稀釋后pH<4，C正確；假設均是強酸強堿，混合后溶液呈中性，V1＝V2，但①氨水是弱堿，其濃度遠遠大于④鹽酸，所以需要的①氨水少，即V1>V2，D錯誤。 題組三　判斷弱電解質(zhì)的方法 4．為了證明醋酸是弱電解質(zhì)，甲、乙、丙、丁四人分別選用下列試劑進行實驗：0.1 molL－1醋酸溶液、0.1 molL－1鹽酸、pH＝3的鹽酸、pH＝3的醋酸、CH3COONa晶體、NaCl晶體、CH3COONH4晶體、蒸餾水、鋅粒、pH試紙、酚酞、NaOH溶液等。 (1)甲取出10 mL 0.1 molL－1的醋酸溶液，用pH試紙測出其pH＝a，確定醋酸是弱電解質(zhì)，則a應該滿足的關系是____________，理由是__________________________________ ________________________________________________________________________。 (2)乙分別取pH＝3的醋酸和鹽酸各1 mL，分別用蒸餾水稀釋到100 mL，然后用pH試紙分別測定兩溶液的pH，則可認定醋酸是弱電解質(zhì)，判斷的依據(jù)是____________________ ________________________________________________________________________。 (3)丙分別取pH＝3的鹽酸和醋酸各10 mL，然后加入質(zhì)量相同的鋅粒，醋酸放出H2的速率快，則認定醋酸是弱電解質(zhì)，你認為這一方法正確嗎？________，請說明理由：________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 (4)丁用CH3COONa晶體、NaCl晶體、蒸餾水和酚酞做實驗，也論證了醋酸是弱酸的事實，該同學的實驗操作和現(xiàn)象是__________________________________________________ ________________________________________________________________________。 答案　(1)a>1　因醋酸是弱酸，不能完全電離　(2)鹽酸的pH＝5，醋酸的pH<5　(3)正確　由于醋酸是弱酸，隨著反應的進行，醋酸不斷電離，c(H＋)變化小，產(chǎn)生H2的速率醋酸比鹽酸快　(4)將CH3COONa晶體、NaCl晶體分別溶于適量水配成溶液，再分別滴入酚酞溶液，CH3COONa溶液變淺紅色，NaCl溶液不變色 1．假設法進行有關量的大小比較 在做有關強酸、弱酸、強堿、弱堿的題目時，可以先假設所給物質(zhì)全部是強電解質(zhì)，再在此基礎上結(jié)合電離平衡移動原理進行分析。如第3題中的C選項，分別加水稀釋10倍，假設平衡不移動，那么①、②溶液的pH均為10，然后再根據(jù)平衡移動原理進行分析；再如D選項，假設均是強酸強堿，則V1＝V2，然后再根據(jù)弱堿的電離平衡及濃度進行分析。 2．判斷弱電解質(zhì)的三個思維角度 角度一：弱電解質(zhì)的定義，即弱電解質(zhì)不能完全電離，如測0.1 molL－1的CH3COOH溶液的pH>1。 角度二：弱電解質(zhì)溶液中存在電離平衡，條件改變，平衡移動，如pH＝1的CH3COOH加水稀釋10倍后，17。 1．正誤判斷，正確的劃“√”，錯誤的劃“” (1)稀醋酸中加入少量醋酸鈉能增大醋酸的電離程度() (xx重慶理綜，3A) (2)25 ℃時，等體積等濃度的硝酸與氨水混合后，溶液pH＝7() (xx重慶理綜，3B) (3)25 ℃時，0.1 molL－1的硫化氫溶液比等濃度的硫化鈉溶液的導電能力弱(√) (xx重慶理綜，3D) (4)25 ℃時，用醋酸溶液滴定等濃度NaOH溶液至pH＝7，V醋酸＜VNaOH() (xx重慶理綜，2B) (5)CH3COOH溶液加水稀釋后，溶液中的值減小(√) (xx江蘇，11C) (6)室溫下，對于0.10 molL－1的氨水，加水稀釋后，溶液中c(NH)c(OH－)變大() (xx福建理綜，8B) (7)稀醋酸加水稀釋，醋酸的電離程度增大，溶液的pH減小() (xx重慶理綜，10B) (8)中和等體積、等物質(zhì)的量濃度的鹽酸和醋酸所消耗的n(NaOH)相等(√) (xx福建理綜，10C) 2．(xx浙江10月選考，17)關于常溫下濃度均為0.1 molL－1的鹽酸和醋酸溶液，下列說法正確的是(　　) A．醋酸溶液的pH小于鹽酸 B．醋酸的電離方程式：CH3COOH===CH3COO－＋H＋ C．c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＝c(Cl－) D．0.1 molL－1的醋酸溶液與等物質(zhì)的量濃度、等體積的氫氧化鈉溶液混合后c(H＋)>c(OH－) 答案　C 3．(xx全國卷Ⅰ，13)濃度均為0.10 molL－1、體積均為V0的MOH和ROH溶液，分別加水稀釋至體積V，pH隨lg的變化如圖所示。下列敘述錯誤的是(　　) A．MOH的堿性強于ROH的堿性 B．ROH的電離程度：b點大于a點 C．若兩溶液無限稀釋，則它們的c(OH－)相等 D．當lg＝2時，若兩溶液同時升高溫度，則增大 答案　D 解析　A項，0.10 molL－1的MOH和ROH，前者pH＝13，后者pH小于13，說明前者是強堿，后者是弱堿，正確；B項，ROH是弱堿，加水稀釋，促進電離，b點電離程度大于a點，正確；C項，兩堿溶液無限稀釋，溶液近似呈中性，c(OH－)相等，正確；D項，由MOH是強堿，在溶液中完全電離，所以c(M＋)不變，ROH是弱堿，升高溫度，促進電離平衡ROHR＋＋OH－向右進行，c(R＋)增大，所以減小，錯誤。 5．[xx海南，16(1)]氨是合成硝酸、銨鹽和氮肥的基本原料?；卮鹣铝袉栴}： 氨的水溶液顯弱堿性，其原因為____________________________________________________ (用離子方程式表示)；0.1 molL－1的氨水中加入少量NH4Cl固體，溶液的pH________(填“升高”或“降低”)；若加入少量明礬，溶液中NH的濃度________(填“增大”或“減小”)。 答案　NH3H2ONH＋OH－　降低　增大 6．(1)[xx福建理綜，23(3)①③]25 ℃，兩種酸的電離平衡常數(shù)如下表。 Ka1 Ka2 H2SO3 1.310－2 6.310－8 H2CO3 4.210－7 5.610－11 ①HSO的電離平衡常數(shù)表達式K＝_________________________________________。 ③H2SO3溶液和NaHCO3溶液反應的主要離子方程式為______________________________。 答案　① ③H2SO3＋HCO===HSO＋CO2↑＋H2O (2)[xx新課標全國卷Ⅰ，27(1)(2)③]H3PO2是一元中強酸，寫出其電離方程式_____________ ________________________________________________________________________。 NaH2PO2為________(填“正鹽”或“酸式鹽”)，其溶液顯______(填“弱酸性”、“中性”或“弱堿性”)。 答案　②H3PO2H＋＋H2PO ①正鹽　弱堿性 解析?、僖驗镠3PO2是一元中強酸，只有部分發(fā)生電離，電離方程式為H3PO2H＋＋H2PO。 ②③根據(jù)H3PO2是一元中強酸，可以判斷NaH2PO2是正鹽，屬于弱酸強堿鹽，因H2PO水解而使溶液呈弱堿性。 練出高分 1．下列關于電解質(zhì)的敘述正確的是(　　) A．電解質(zhì)溶液的濃度越大，其導電性能一定越強 B．強酸和強堿一定是強電解質(zhì)，不管其水溶液濃度的大小，都能完全電離 C．強極性共價化合物不一定都是強電解質(zhì) D．多元酸、多元堿的導電性一定比一元酸、一元堿的導電性強 答案　C 解析　A、D項，導電性取決于離子濃度及所帶電荷數(shù)的多少，錯誤；B項，應指其稀溶液中，錯誤；C項，HF是強極性共價化合物，但是弱電解質(zhì)。 2．下列物質(zhì)中，屬于弱電解質(zhì)的是(　　) A．CO2 B．NH3H2O C．NH4NO3 D．C2H5OH(酒精) 答案　B 3．下列電離方程式中，正確的是(　　) A．H2S2H＋＋S2－ B．NaHCO3Na＋＋H＋＋CO C．NaCl===Na＋＋Cl－ D．CH3COOH===CH3COO－＋H＋ 答案　C 解析　H2S是二元弱酸，分步電離，以第一步電離為主，其電離方程式為H2SH＋＋HS－，HS－S2－＋H＋，故A錯；NaHCO3為弱酸酸式鹽，HCO不能拆寫，其電離方程式為NaHCO3===Na＋＋HCO，故B錯；NaCl為強電解質(zhì)，完全電離，用“===”表示，故C正確；CH3COOH為弱酸，其電離方程式為CH3COOHCH3COO－＋H＋，故D錯。 4．對氨水中存在的電離平衡NH3H2ONH＋OH－，下列敘述正確的是(　　) A．加水后，溶液中n(OH－)增大 B．加入少量濃鹽酸，溶液中n(OH－)增大 C．加入少量濃NaOH溶液，電離平衡向正反應方向移動 D．加入少量NH4Cl固體，溶液中c(NH)減小 答案　A 解析　A項，加水后促進NH3H2O的電離，NH3H2O電離程度增大，n(OH－)增大；B項，加入濃鹽酸，雖然平衡向正反應方向移動，由于OH－和H＋反應，使n(OH－)減??；C項，增大了c(OH－)，平衡向逆反應方向移動；D項，增大c(NH)，雖然平衡向逆反應方向移動，但根據(jù)勒夏特列原理可知，c(NH)增大。 5．已知HCl為強酸，下列對比實驗不能用于證明CH3COOH為弱酸的是(　　) A．對比等濃度的兩種酸溶液的pH B．對比等濃度的兩種酸溶液與相同大小鎂條反應的初始速率 C．對比等濃度、等體積的兩種酸溶液與等量NaOH溶液反應后放出的熱量 D．對比等濃度、等體積的兩種酸溶液與足量Zn反應生成H2的體積 答案　D 解析　A項，對比等濃度的兩種酸的pH，若醋酸的pH比鹽酸的pH大，說明醋酸沒有完全電離，為弱酸，A正確；B項，氫離子濃度越大，反應速率越大，可對比等濃度的兩種酸與相同大小鎂條反應的初始速率判斷酸性的強弱，故B正確；C項，電解質(zhì)的電離為吸熱過程，若醋酸發(fā)生中和反應放出的熱量少于鹽酸，可證明醋酸為弱酸，故C正確；D項，等濃度、等體積的兩種酸與足量Zn反應，最終生成H2的體積相等，不能證明酸性的強弱，故D錯誤。 6．25 ℃時加水稀釋10 mL pH＝11的氨水，下列判斷正確的是(　　) A．原氨水的濃度為10－3molL－1 B．溶液中減小 C．氨水的電離程度增大，溶液中所有離子的濃度均減小 D．再加入10 mL pH＝3的鹽酸充分反應后混合液的pH值肯定大于7 答案　D 解析　A項，原氨水的濃度應大于10－3molL－1，錯誤；B項，由于n(NH)增多，而n(NH3H2O)減小，因處于同一溶液中，所以增大，錯誤；C項，由于c(OH－)減小，所以c(H＋)應增大，錯誤；D項，氨水過量，所以pH>7，正確。 7．pH相同、體積相同的氨水和氫氧化鈉溶液分別采取下列措施，有關敘述正確的是(　　) A．加入適量的氯化銨晶體后，兩溶液的pH均減小 B．溫度下降10 ℃，兩溶液的pH均不變 C．分別加水稀釋10倍，兩溶液的pH仍相等 D．用同濃度的鹽酸中和，消耗鹽酸的體積相同 答案　A 8．已知氫氟酸在水溶液中建立如下電離平衡：HFH＋ ＋ F－ ，若只改變一個條件，一定可以使c(HF)/c(H＋)減小的是(　　) A．通氯化氫氣體 B．加入少量氟化鉀固體 C．加入少量氫氧化鈉固體 D．通入少量氟化氫氣體 答案　A 解析　A項，通氯化氫氣體，溶液中的c(H＋)增大，化學平衡雖逆向移動，但c(H＋)增大的程度大于c(HF)增大的程度，則c(HF)/c(H＋)減小，正確；B項，加入少量氟化鉀固體，氟離子的濃度增大，化學平衡逆向移動，c(HF)增大，c(H＋)減小，則c(HF)/c(H＋)增大，錯誤；C項，加入少量氫氧化鈉固體，氫離子的濃度減小，化學平衡正向移動，c(F－)增大，＝增大，錯誤；D項，通入少量氟化氫氣體，化學平衡雖正向移動，但c(HF)增大的程度大于c(H＋)增大的程度，則c(HF)/c(H＋)增大，錯誤。 9．相同體積、相同pH的某一元強酸溶液①和某一元中強酸溶液②分別與足量的鋅粉發(fā)生反應，下列關于氫氣體積(V)隨時間(t)變化的示意圖正確的是(　　) 答案　C 解析　強酸完全電離，中強酸部分電離，隨著反應的進行，中強酸會繼續(xù)電離出H＋，所以溶液②產(chǎn)生氫氣的體積多，在相同時間內(nèi)，②的反應速率比①快。 10．pH＝2的兩種一元酸x和y，體積均為100 mL，稀釋過程中pH與溶液體積的關系如下圖所示。分別滴加NaOH溶液(c＝0.1 molL－1)至pH＝7，消耗NaOH溶液的體積為Vx、Vy，則(　　) A．x為弱酸，VxVy C．y為弱酸，VxVy 答案　C 解析　由圖知：將一元酸x和y分別稀釋10倍，pH的變化量ΔpHx＝1，ΔpHy<1，所以x為強酸，y為弱酸。pH＝2時弱酸y的濃度大，滴加NaOH溶液至pH＝7時需NaOH溶液的體積y比x大。 11．(加試題)運用電離常數(shù)判斷可以發(fā)生的反應是(　　) 酸 電離常數(shù)(25 ℃) 碳酸 Ka1＝4.310－7 Ka2＝5.610－11 次溴酸 Ka＝2.410－9 ①HBrO＋Na2CO3===NaBrO＋NaHCO3 ②2HBrO＋Na2CO3===2NaBrO＋H2O＋CO2↑ ③HBrO＋NaHCO3===NaBrO＋H2O＋CO2↑ ④NaBrO＋CO2＋H2O===NaHCO3＋HBrO A．①③ B．②④ C．①④ D．②③ 答案　C 解析　根據(jù)復分解反應中較強酸制較弱酸的原理，①中次溴酸Ka＝2.410－9>碳酸Ka2＝5.610－11，能發(fā)生；次溴酸Ka＝2.410－9CH3COOH>H2CO3>H2PO>HCO>HPO　(4)或 解析　(1)弱電解質(zhì)的電離是吸熱反應，升高溫度促進弱電解質(zhì)電離，則生成物濃度增大，反應物濃度減小，所以K值增大。 (2)K值越大，酸的電離程度越大，則溶液中氫離子濃度更大，所以溶液的酸性越強。 (3)電離常數(shù)越大，則酸性越強，電離常數(shù)越小，則酸性越弱，根據(jù)表格知，酸性最強的是H3PO4，最弱的是HPO。 (4)醋酸溶液中水電離出的氫離子濃度很小，對于醋酸電離出的氫離子來說水電離出的氫離子可以忽略，所以該溶液中c(CH3COO－)＝c(H＋)＝cα molL－1，溶液中c(CH3COOH)＝c(1－α)molL－1，則電離常數(shù)K＝＝。