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(共80張PPT)
第一節　電離平衡
目 標 素 養
1.理解強電解質、弱電解質的概念,會寫電離方程式。
2.認識弱電解質在水溶液中存在電離平衡及其影響因素。
3.能從電離平衡的角度分析溶液的導電性等。
4.了解電離平衡常數的含義,并能利用電離常數比較弱酸或弱堿的相對強弱,及進行簡單計算。
知 識 概 覽
一、強電解質和弱電解質
微思考 1.SO2的水溶液能導電,SO2是電解質嗎
提示:SO2不是電解質,SO2與H2O反應生成電解質H2SO3,類似的還有CO2、SO3、NH3等。
2.CaCO3的水溶液比CH3COOH溶液的導電性弱,能否說“CaCO3為弱電解質、CH3COOH為強電解質”
提示:不對,電解質強弱與電離程度有關,CaCO3為強電解質, CH3COOH為弱電解質。
3.閱讀教材中圖3-1、3-2,觀察兩種溶液中有無溶質分子 判斷HCl、CH3COOH分別是強電解質還是弱電解質
提示:HCl在水中完全電離,其水溶液中無HCl分子,HCl為強電解質;CH3COOH在水中部分電離,其水溶液中有CH3COOH分子,CH3COOH為弱電解質。
微訓練1下列物質中,屬于電解質的是　　　　　(填序號,下同),屬于非電解質的是　　　　,屬于強電解質的是　　　　　,屬于弱電解質的是　　　　　　　。(已知在水溶液中和熔融狀態下均不能導電的化合物為非電解質)
①H2SO4　②鹽酸　③氯氣　④硫酸鋇　⑤乙醇　⑥銅　⑦H2CO3　⑧氯化氫　⑨CH3COOH　⑩氨氣　 CO2
答案:①④⑦⑧⑨　⑤⑩ 　①④⑧　⑦⑨
二、弱電解質的電離平衡
1.弱電解質的電離平衡。
在一定條件下(如溫度和濃度),弱電解質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.弱電解質電離平衡的建立。
3.電解質的電離方程式。
微解讀 多元弱酸和多元弱堿在水中的電離都是分步進行的。在書寫其電離方程式時,多元弱酸要分步書寫,如示例中②;而多元弱堿則一步寫出,如示例中③。對于多元弱酸的酸式鹽,如NaHCO3,屬于強電解質,而電離產生的 則不能完全電離,因此 不能拆分,電離方程式為NaHCO3══Na++ 。
4.電離平衡的影響因素。
影響因素 電離程度 原因
內因 ①　弱電解質的性質　決定電解質的電離程度 結構決定性質
影響因素 電離程度 原因
外因 溫度(升溫) ② 增大 電離過程是吸熱的
濃度(減小) ③ 增大 濃度減小,離子結合生成弱電解質分子的速率小
外加電解質 增大弱電解質電離出的離子的濃度 ④ 減小 離子(產物)濃度增大,平衡⑤　左移　
消耗弱電解質電離出的離子 ⑥ 增大 離子(產物)濃度減小,平衡⑦　右移　
微判斷1(1)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。(　　)
(2)電離平衡向右移動,弱電解質的電離程度一定增大。(　　)
×
×
×
×
微訓練2 1.下列電離方程式書寫正確的是(　　)。
答案:A
解析:B項,Ba+2應為Ba2+;C項 不能拆寫;D項H3PO4為多元弱酸,應分步電離。
2.將1 mol冰醋酸加入一定量的蒸餾水中最終得到1 L溶液。下列各項中,表明已達到電離平衡狀態的是(　　)。
A.CH3COOH的濃度達到1 mol·L-1
B.H+的濃度達到0.5 mol·L-1
C.CH3COOH的濃度、CH3COO-的濃度、H+的濃度均為
0.5 mol·L-1
D.CH3COOH電離成離子的速率和離子重新結合成CH3COOH的速率相等
答案:D
解析:在未電離時c(CH3COOH)=1 mol·L-1,當CH3COOH、H+、CH3COO-的濃度不再變化時(但此時三者的濃度不一定是0.5 mol·L-1),CH3COOH的電離達到平衡狀態,A、B、C三項錯誤。依據平衡狀態的標志即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,可知D項正確。
三、電離平衡常數
1.含義: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。通常用Ka、Kb分別表示弱酸、弱堿的電離平衡常數。
3.K的意義:它能表示弱電解質的電離能力。
(1)溫度一定時,K越　大　,弱電解質的電離程度越大;K越
　小　,弱電解質的電離程度越小。
(2)多元弱酸每步電離都有電離常數,分別表示為
等,這些常數間的大小關系為
微判斷2(1)改變條件,電離平衡正向移動,電離平衡常數一定增大。(　　)
(2)改變條件,電離平衡常數增大,電離平衡一定正向移動。
(　　)
(3)相同條件下,可根據電離平衡常數的大小,比較弱電解質的相對強弱。(　　)
(4)同一弱電解質,濃度大的電離平衡常數大。(　　)
√
×
√
×
×
微訓練3 25 ℃時,0.01 mol·L-1的HA溶液中c(H+)=1×10-4 mol·L-1,則HA的電離常數約為　　　。
答案:1×10-6
一、強電解質和弱電解質
問題探究
情境1:用0.1 mol·L-1NaCl溶液和0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液分別進行導電性實驗,其中NaCl溶液對應的小燈泡較亮, CH3COOH溶液對應的小燈泡較暗。
情境2:用1 mol·L-1醋酸溶液進行導電性實驗,發現燈泡亮度很低;用1 mol·L-1氨水進行導電性實驗,發現燈泡亮度同樣很低;但若將兩種溶液等體積混合后進行導電性實驗,燈泡亮度卻顯著增加。
1.請判斷情境1中的NaCl和CH3COOH是弱電解質還是強電解質,并闡述理由。
提示:NaCl是強電解質,CH3COOH是弱電解質;0.1 mol·L-1 NaCl溶液和0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液的濃度相同,但做導電性實驗時燈泡亮度不同,說明兩溶液中離子濃度不同,NaCl和CH3COOH的電離程度不同。
2.請分析情境2中燈泡亮度顯著增加的原因。
提示:醋酸和NH3·H2O都是弱電解質,在水溶液中均不能完全電離,溶液中的離子濃度較小,導電能力較差,故燈泡均較暗;醋酸與氨水反應生成的醋酸銨為強電解質,完全電離成陰、陽離子,溶液中的離子濃度增大,所以導電能力增強,燈泡變得較亮,發生反應的離子方程式是CH3COOH+NH3·H2O══CH3COO-+ +H2O。
歸納總結
1.電解質。
(1)電解質均為化合物,單質、混合物不是電解質。
(2)電解質不一定能導電(如NaCl晶體),能導電的也不一定是電解質(如單質Cu、NaCl溶液等)。電解質導電的原因是它在一定條件下發生電離。
2.強電解質與弱電解質的比較。
比較項目 強電解質 弱電解質
定義 溶于水后全部電離的電解質 溶于水后部分電離的電解質
化合物
類型 離子化合物及部分具有極性鍵的共價化合物 某些具有極性鍵的共價化合物
電離過程 不可逆,無電離平衡 可逆,存在電離平衡
電離程度 完全電離 部分電離
比較項目 強電解質 弱電解質
溶液中存在粒子(水分
子不計) 只有電離出的陰、陽離子,不存在電解質分子 既有電離出的陰、陽離子,又有電解質分子
實例 (1)絕大多數的鹽(包括難溶性鹽);
(2)強酸:H2SO4、HCl、HClO4等;
(3)強堿:Ba(OH)2、NaOH等 (1)水
(2)弱酸:H2CO3、
CH3COOH等
(3)弱堿:NH3·H2O等
3.對強電解質和弱電解質的理解。
(1)電解質的強弱與溶解性無關。
某些鹽如BaSO4、CaCO3等,雖難溶于水卻是強電解質;而如CH3COOH、NH3·H2O,盡管易溶于水,卻部分電離,是弱電 解質。
(2)電解質的強弱與溶液的導電能力沒有必然聯系。
溶液導電能力的強弱由溶液中自由移動離子的濃度和離子所帶電荷數決定。很稀的強電解質溶液導電能力很弱,濃度較大的弱電解質溶液導電能力可能較強,弱電解質溶液的導電能力不一定弱。
典例剖析
【例1】 下列說法正確的有(　　)。
①不溶于水的鹽都是弱電解質
②可溶于水的鹽都是強電解質
③0.5 mol·L-1一元酸溶液中H+濃度一定為0.5 mol·L-1
④強酸溶液中的c(H+)不一定大于弱酸溶液中的c(H+)
⑤電解質溶液導電的原因是溶液中有自由移動的陰、陽離子
⑥熔融的電解質都能導電
A.1個　　B.2個　　C.3個　　D.4個
B
解析:①溶解性與電解質強弱無關,錯誤;②醋酸鉛是弱電解質,可溶于水,因此可溶于水的鹽不一定都是強電解質,錯誤;③0.5 mol·L-1一元弱酸溶液中H+濃度小于0.5 mol·L-1,錯誤;⑥HCl是電解質,熔融HCl不導電,因此熔融的電解質不一定能導電,錯誤。
【拓展延伸】 濃度相同時,強電解質溶液的導電能力是否一定比弱電解質溶液強
答案:是。溶液的導電能力強弱與離子濃度大小有關,強電解質完全電離,離子濃度大,導電能力強。
學以致用
1.下列說法中不正確的是　　　　。
①將BaSO4放入水中不能導電,所以BaSO4不是電解質
②氨溶于水得到的溶液氨水能導電,所以氨水是電解質
③固態共價化合物不導電,熔融態的共價化合物可以導電
④固態的離子化合物不導電,熔融態的離子化合物也不導電
答案:①②③④
解析:BaSO4屬于難溶性電解質,溶解的部分完全電離,是強電解質,①錯誤;NH3·H2O是電解質,氨水是混合物,②錯誤;熔融的共價化合物若不能電離出離子就不能導電,熔融態的離子化合物存在自由移動的離子,能導電,③④錯誤。
2.CH3COOH的下列性質中,可以證明它是弱電解質的是
(　　)。
A.1 mol·L-1的CH3COOH溶液中,c(H+)=0.01 mol·L-1
B.CH3COOH能以任意比與水互溶
C.10 mL 1 mol·L-1的CH3COOH溶液恰好與10 mL 1 mol·L-1的NaOH溶液完全反應
D.CH3COOH溶液的導電能力比鹽酸弱
答案:A
解析:A項中若CH3COOH完全電離,則c(H+)=1 mol·L-1,而現在c(H+)=0.01 mol·L-1,說明CH3COOH部分電離,為弱電解質;C項是與強堿的反應,不能說明其電離程度的大小;D項必須是在溫度及溶質的物質的量濃度相同條件下比較兩者導電能力的強弱,D項錯誤。
二、弱電解質的電離平衡
問題探究
正常人血液的pH相當恒定,保持在7.35~7.45之間。如果超出這一范圍,機體的酸堿平衡將被打破,嚴重時可危及人的生命。正常情況下,人體內的代謝過程不斷產生酸或堿,但是事實上這些酸或堿進入血液并沒有引起血液的pH發生明顯的變化,這是什么原因呢
研究表明,人體血液中存在的H2CO3-NaHCO3等體系,通過化學平衡的移動,起到維持血液pH的作用,如:
1.當人體代謝產生的酸進入人體時,上述反應會發生怎樣的移動以維持血液的pH基本不變
提示:當人體代謝產生的酸進入人體時,血液中的 和H+反應生成H2CO3,H2CO3分解產生CO2,CO2從肺部呼出,上述平衡逆向移動,及時把進入的H+從血液中除去,pH基本不變。
2.當人體代謝產生的堿進入人體時,上述反應會發生怎樣的移動以維持血液的pH基本不變
提示:當人體代謝產生的堿進入人體時,上述平衡正向移動,從而抑制pH的升高,而血液中增多的 可以通過腎臟的調節降低其濃度。
歸納總結
1.對電離平衡的理解。
2.電離方程式的書寫。
(3)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
(4)多元弱堿分步電離,但通常一步寫出。如
3.外界條件對電離平衡的影響。
(以CH3COOH CH3COO-+H+為例)
條件改變 平衡移動 電離程度 n(H+) c(H+) 導電能力
加水 正向(濃度:越稀越電離) 增大 增大 減小 減弱
升溫 正向(溫度:越熱越電離) 增大 增大 增大 增強
條件改變 平衡移動 電離
程度 n(H+) c(H+) 導電
能力
加醋酸
鈉(s) 逆向(同離子
效應) 減小 減小 減小 增強
通HCl(g) 逆向(同離子
效應) 減小 增大 增大 增強
加NaOH(s) 正向(化學反應的影響) 增大 減小 減小 增強
典例剖析
解析:向氨水中加入水,促進一水合氨電離,溶液中n(OH-)增大,A項正確;向氨水中加入少量濃鹽酸,氫離子和氫氧根離子反應,溶液中c(OH-)減小,B項錯誤;向氨水中加入少量濃NaOH溶液,氫氧根離子濃度增大,則一水合氨的電離平衡逆向移動,C項錯誤;向氨水中加入少量NH4Cl固體,溶液中c( )增大,D項錯誤。
方法歸納 外界條件對電離平衡影響的四個不一定 (1)稀醋酸加水稀釋時,溶液中不一定所有離子的濃度都減小。例如,稀醋酸加水稀釋時,溶液中的c(H+)減小,c(OH-)增大。 (2)電離平衡右移,電解質分子的濃度不一定減小。例如, CH3COOH CH3COO-+H+,平衡后,加入冰醋酸, c(CH3COOH)增大,平衡右移,根據勒夏特列原理,只能“減弱”而不能消除,再次平衡時,c(CH3COOH)比原平衡時大。
(3)電離平衡右移,離子的濃度不一定增大。例如,在CH3COOH溶液中加水稀釋或加少量NaOH固體,都會引起平衡右移,但c(H+)都比原平衡時要小。 (4)電離平衡右移,電離程度不一定增大。例如,增大弱電解質的濃度,電離平衡向右移動,弱電解質的電離程度減小。
學以致用
3.在0.1 mol·L-1的HCN溶液中存在如下電離平衡HCN H++CN-。對于該平衡,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+)減少
D.加入少量NaCN固體,平衡正向移動
答案:A
解析:加NaOH固體,OH-+H+ H2O,平衡正向移動,A項正確;加水,平衡正向移動,B項錯誤;滴加少量0.1 mol·L-1HCl溶液, c(H+)增大,C項錯誤;加入少量NaCN固體,c(CN-)增大,平衡逆向移動,D項錯誤。
4.下列電離方程式中正確的是 (　　)。
答案:C
三、電離平衡常數
問題探究
1.將食醋加水稀釋時,醋酸的電離度、電離常數、c(H+)、溶液的導電性如何變化
提示:醋酸屬于弱酸,加水稀釋,醋酸的電離平衡向電離的方向移動,故醋酸的電離度增大;電離常數只與溫度有關,故電離常數不變;加水稀釋促進醋酸的電離,但溶液中c(H+)、c(CH3COO-)減小,溶液的導電性減弱。
歸納總結
1.電離平衡常數反映弱電解質的相對強弱,K越大,表示弱電解質越易電離,弱酸的酸性(或弱堿的堿性)越強。根據電離常數可以比較不同酸的相對強弱、計算離子濃度等。
例如,在25 ℃時,K(HNO2)=5.6×10-4,K(CH3COOH)=
1.75×10-5,則HNO2的酸性比CH3COOH的酸性強。
2.電離平衡常數一般只與溫度有關,與濃度等因素無關。電離過程一般吸熱,升高溫度,K值增大。
3.比較多元弱酸的各步電離常數可以發現,
時,計算多元弱酸中的c(H+)或比較多元弱酸酸性的相對強弱時,通常只考慮第一步電離。主要有兩個方面的原因,以H2CO3為例:一是H2CO3第一步電離出的H+對第二步 的電離起抑制作用;二是
帶負電荷,繼續電離出H+需要克服其本身對H+的吸引。多元弱堿的情況與多元弱酸相似。
典例剖析
【例3】常溫下,下列反應可以發生:①NaCN+HNO2══HCN+ NaNO2,②NaCN+HF══HCN+NaF,③NaNO2+HF══HNO2+ NaF,其中有關的三種酸的電離常數分別是6.3×10-4、5.6×10-4、6.2×10-10。由此可判斷下列敘述中不正確的是(　　)。
A.常溫下,0.1 mol·L-1的HCN溶液中c(H+)= ×10-6 mol·L-1
B.常溫下,K(HNO2)=6.3×10-4
C.根據其中兩個反應即可得出一元弱酸的強弱順序為HF>HNO2>HCN
D.常溫下,K(HCN)B
解析:相同溫度下的弱電解質的電離常數是比較弱電解質相對強弱的重要依據之一。該題中涉及三個反應,由化學方程式可以得出:HF、HNO2、HCN的酸性依次減弱,酸性越強,電離常數越大,據此將三個K值與酸對應起來,D項正確。三個反應中,第①個反應說明酸性HNO2>HCN,第③個反應說明酸性HF>HNO2,只根據這兩個反應即可作出比較,C項正確。
方法技巧 1.有關電離平衡常數計算的答題模板(以弱酸HX為例)。
　 HX　　　 　H+　+　X-
2.電離平衡常數的應用 (1)根據電離平衡常數可以判斷鹽與酸(或堿)的反應能否發生,相同條件下相對強的酸(或堿)可以制相對弱的酸(或堿)。 (2)根據電離平衡常數判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。
學以致用
5.下列說法正確的是(　　)。
A.向濃度為0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液中加冰醋酸,則
增大
B.濃度為0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液,升高溫度,平衡正向移動,醋酸的電離程度增大
C.濃度為0.1 mol·L-1 H2SO3溶液,加水稀釋,亞硫酸的電離程度增大, 濃度也增大
D.向濃度為0.1 mol·L-1 H2SO3溶液中通入少量氯氣,pH會增大
答案:B
6.根據下表提供的數據判斷,下列離子方程式或化學方程式正確的是(　　)。
化學式 電離常數
HClO K=4.0×10-8
H2CO3 K1=4.5×10-7　K2=4.7×10-11
A.向Na2CO3溶液中滴加少量新制氯水:
+2Cl2+H2O══2Cl-+2HClO+CO2↑
B.向NaHCO3溶液中滴加少量新制氯水:
2 +Cl2══Cl-+ClO-+2CO2+H2O
C.向NaClO溶液中通少量CO2:
CO2+NaClO+H2O══NaHCO3+HClO
D.向NaClO溶液中通過量CO2:
CO2+2NaClO+H2O══Na2CO3+2HClO
答案:C
解析:向Na2CO3溶液中滴加少量新制氯水,溶液中碳酸鈉過量,鹽酸與碳酸鈉反應生成碳酸氫鈉,次氯酸與碳酸鈉反應生成碳酸氫鈉和次氯酸鈉,反應的離子方程式應為
2 +Cl2+H2O══Cl-+ClO-+2 ,A項錯誤;向NaHCO3溶液中滴加少量新制氯水,氯水中的鹽酸與碳酸氫鈉反應生成氯化鈉、二氧化碳和水,次氯酸不能與碳酸氫鈉反應,產物為次氯酸,反應的離子方程式為 +Cl2══Cl-+HClO+ CO2,B項錯誤;向NaClO溶液中通少量CO2或過量CO2,都是生成NaHCO3和HClO,C項正確,D項錯誤。
1.某固體化合物X不導電,但其在熔融狀態下和溶于水都能完全電離。下列關于物質X的說法中,正確的是(　　)。
A.X不是電解質 B.X是強電解質
C.X是共價化合物 D.X是弱電解質
答案:B
解析:由熔融狀態下和溶于水完全電離可知,X是強電解質。又由固體X不導電,熔融狀態下導電可知,X應是離子化合物。故正確答案為B。
2.相同溫度下,根據三種酸的電離常數,下列判斷正確的是(　　)。
酸 HX HY HZ
電離常數K 9×10-7 9×10-6 1×10-2
A.三種酸的強弱關系:HX>HY>HZ
B.反應HZ+Y-══HY+Z-能夠發生
C.由電離平衡常數可以判斷,HZ屬于強酸,HX和HY屬于弱酸
D.相同溫度下,1 mol·L-1 HX溶液的電離常數大于0.1 mol·L-1 HX溶液的電離常數
B
解析:相同溫度下,酸的電離常數越大,則酸的電離程度越大,酸的酸性越強,根據電離平衡常數知,這三種酸的強弱順序是HZ>HY>HX,A項錯誤;HZ的酸性強于HY,根據強酸制取弱酸知,HZ+Y-══HY+Z-能發生,B項正確;根據電離平衡常數知,這三種酸均屬于弱酸,C項錯誤;相同溫度下,同一物質的電離平衡常數相同,D項錯誤。
3.在100 mL 0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液中,欲使CH3COOH的電離程度增大,H+濃度減小,可采用的方法是(　　)。
A.加熱
B.加入0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液100 mL
C.加入少量0.5 mol·L-1的硫酸
D.加入少量1 mol·L-1的NaOH溶液
答案:D
解析:電離平衡也是化學平衡的一種,完全可以運用勒夏特列原理分析電離平衡的移動。
4.在一定溫度下,將冰醋酸加水稀釋過程中,溶液的導電能力隨加水量的變化曲線如圖所示。請回答下列問題。
(1)“O”點導電能力為0的理由是
　　　　　　　　　　。
(2)A、B、C三點處,溶液的c(H+)
由小到大的順序為　　　　。
(3)A、B、C三點處,電離程度最大
的是　　　　　。
(4)若將C點溶液中c(CH3COO-)增大,c(H+)減小,可采取的措施是
①　 ;
②　 ;
③　 。
答案:(1)在“O”點處醋酸未電離,無離子存在
(2)C(3)C
(4)①加少量NaOH固體　
②加少量Na2CO3固體　
③加入Zn、Mg等金屬
解析:溶液的導電能力主要由離子濃度來決定,題目中的圖像說明將冰醋酸加水稀釋過程中,離子濃度隨著水的加入先逐漸增大到最大值又逐漸減小,故c(H+)在B點時最大,C點時最小,這是因為c(H+)= ,加水稀釋,醋酸的電離平衡正向移動,n(H+)增大使c(H+)有增大的趨勢,而V(aq)增大使c(H+)有減小的趨勢,c(H+)是增大還是減小,取決于這兩種趨勢中哪一種占主導地位。
在“O”點時,未加水,只有醋酸,因醋酸未發生電離,沒有自由移動的離子存在,故不能導電;要使CH3COO-的濃度增大,H+濃度減小,可通過加入OH-、活潑金屬等使平衡正向移動。
5.弱酸、弱堿的電離程度可以分別用它們的電離常數(Ka、Kb)或電離度(α= ×100%)表示,請根據下列情景列式計算。
(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乙酰水楊酸的水溶液中,乙酰水楊酸的電離常數Ka為3.4×10-4,求該酸的電離度為　　 　　。
(2)已知在25 ℃時,1 mol·L-1氨水中NH3·H2O的電離度為0.42%,求NH3·H2O的電離常數Kb=　　 　。
答案:(1)5.7%　(2)1.77×10-5
解析:(1)設初始濃度為0.1 mol·L-1 HA的電離度為x,則電離平衡時c(H+)、c(A-)的濃度均為0.1x mol·L-1,c(HA)為(0.1-0.1x) mol·L-1,第三章 水溶液中的離子反應與平衡
第一節　電離平衡
課后·訓練提升
基礎鞏固
1.下列物質中,屬于弱電解質的是(　　)。
A.氯化氫 B.氫氧化鈉
C.一水合氨 D.酒精
答案:C
解析:氯化氫、NaOH為強電解質,酒精不是電解質,NH3·H2O為弱電解質。
2.下列電離方程式錯誤的是(　　)。
A.(NH4)2SO4溶于水:(NH4)2SO42N+S
B.H2CO3溶于水:H2CO32H++C
C.HF溶于水:HFH++F-
D.NaHCO3溶于水:NaHCO3Na++HC,HCH++C
答案:B
解析:H2CO3的電離應分步書寫:
H2CO3H++HC,HCH++C。
3.在含有酚酞的0.1 mol·L-1氨水中加入少量的NH4Cl晶體,則溶液顏色(　　)。
A.變藍色 B.變深
C.變淺 D.不變
答案:C
解析:在氨水中存在電離平衡NH3·H2ON+OH-,向氨水中加入少量的NH4Cl晶體時,會抑制NH3·H2O的電離,使溶液中OH-的濃度減小,則溶液顏色變淺。
4.下列說法正確的是(　　)。
A.電離平衡常數受溶液濃度的影響
B.電離平衡常數可以表示弱電解質的相對強弱
C.電離常數大的酸溶液中c(H+)一定比電離常數小的酸溶液中的c(H+)大
D.可用CH3COOH和H2CO3的電離常數比較其酸性強弱,其中H2CO3的電離常數為K=
答案:B
解析:電離平衡常數K與溫度有關,與溶液濃度無關,A項錯誤;酸溶液中c(H+)的大小除了與K有關外,還與酸的濃度有關,C項錯誤;比較酸的相對強弱時,多元弱酸要用第一步的電離常數,即,D項錯誤。
5.下列說法正確的是(　　)。
A.稀醋酸中加入少量醋酸鈉能增大CH3COOH的電離程度
B.25 ℃時,0.1 mol·L-1的硫化氫溶液比等濃度的硫化鈉溶液的導電能力弱
C.NaHSO3溶液中溶質的電離方程式為NaHSO3Na++H++S
D.室溫下,對于0.10 mol·L-1的氨水,加水稀釋后,溶液中c(N)·c(OH-)變大
答案:B
解析:稀醋酸中加入少量醋酸鈉,相當于增大CH3COO-的濃度,會使CH3COOH的電離平衡左移,CH3COOH的電離程度減小,A項錯誤;硫化氫為弱電解質,而硫化鈉為強電解質,B項正確;NaHSO3溶液中HS為弱酸根離子,不能完全電離,不拆寫成H+和S,C項錯誤;氨水中加水稀釋后,c(N)和c(OH-)均減小,故溶液中c(N)·c(OH-)變小,D項錯誤。
6.一定量的鹽酸與過量的鐵粉反應時,為了減緩反應,且不影響生成氫氣的總量,可向鹽酸中加入適量的(　　)。
①NaOH(固體)　②H2O　③HCl　④CH3COONa(固體)
A.①② B.②③
C.③④ D.②④
答案:D
解析:由題意可知,要使反應速率減小,而不改變生成H2的量,則要求c(H+)減小,而n(H+)不變,可采取的措施是加水或加CH3COONa固體。
7.向CH3COOH溶液中加入醋酸鈉晶體或加入等體積的水稀釋時,都會引起(　　)。
A.溶液中H+濃度減小
B.CH3COOH的電離程度增大
C.溶液的導電能力減弱
D.溶液中CH3COO-濃度增大
答案:A
解析:CH3COOH溶液中存在電離平衡:CH3COOHH++CH3COO-,增大CH3COO-濃度,平衡向左移動,H+濃度減小,CH3COOH電離程度減小,CH3COO-濃度增大,導電能力增強;加入水稀釋,溶液體積增大程度大于H+增大程度,所以H+濃度減小,同時電離程度增大,導電能力減小,CH3COO-濃度減小。
8.把1 L 0.1 mol·L-1醋酸溶液用蒸餾水稀釋到10 L,下列敘述正確的是(　　)。
A.c(CH3COOH)變為原來的
B.c(H+)變為原來的
C.的值增大
D.溶液的導電能力增強
答案:C
解析:加水稀釋,由于CH3COOH的電離程度增大,故c(CH3COOH)應小于原來的,c(H+)應大于原來的,A、B項錯誤;,加水稀釋n(CH3COO-)增大,n(CH3COOH)減小,故的值增大,C項正確;加水稀釋后離子濃度減小,導電能力減弱,D項錯誤。
9.已知25 ℃時有關弱酸的電離平衡常數如下:
弱酸的化學式 HSCN CH3COOH HCN H2CO3
電離 平衡 常數 Ka=1.3×10-1 Ka=1.75×10-5 Ka=6.2×10-10 =4.5×10-7 =4.7×10-11
(1)25 ℃時,將20 mL 0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液和20 mL 0.1 mol·L-1 HSCN溶液分別與20 mL 0.1 mol·L-1 NaHCO3溶液混合,實驗測得產生的氣體體積(V)隨時間(t)的變化如圖所示:
反應初始階段兩種溶液產生CO2氣體的速率存在明顯差異的原因是
　。
(2)若保持溫度不變,在CH3COOH溶液中通入一定量氨氣,下列各量會變小的是　 　　。
A.c(CH3COO-)
B.c(H+)
C.CH3COOH電離平衡常數
(3)將Na2CO3溶液與過量HCN溶液混合,判斷反應能否發生。若能發生,寫出反應的化學方程式: 　 ;
若不能發生,說明理由: 　。
(本小題選其中一問作答)
答案:(1)HSCN的酸性比CH3COOH的酸性強,其溶液中c(H+)較大,故其溶液與NaHCO3溶液的反應速率大
(2)B
(3)Na2CO3+HCNNaHCO3+NaCN
解析:(1)由Ka(CH3COOH)=1.75×10-5和Ka(HSCN)=0.13可知,CH3COOH的酸性弱于HSCN的酸性,即在相同濃度的情況下HSCN溶液中H+的濃度大于CH3COOH溶液中H+的濃度,濃度越大反應速率越大。(2)通入氨氣,促進CH3COOH的電離,則c(CH3COO-)增大;通入氨氣,與H+反應,c(H+)減小;溫度不變,CH3COOH電離平衡常數不變。(3)根據電離常數,可知酸性H2CO3>HCN>HC,因此由Na2CO3與過量HCN反應可生成HC,但不能生成CO2。
10.將6.0 mL冰醋酸(ρ=1.05 g·cm-3)溶于水配制成100 mL溶液,此溶液的物質的量濃度為　　　　。經測定溶液中c(H+)=4.2×10-3 mol·L-1,此溫度下CH3COOH的電離常數Ka=　　　　;溫度升高,Ka將　　　　　(填“變大”“不變”或“變小”,下同);加入少量CH3COONa后c(H+)　　　　,Ka　　　　。
答案:1.05 mol·L-1　1.68×10-5　變大　變小　不變
解析:開始時c(CH3COOH)=÷0.1 L=1.05 mol·L-1,
由于CH3COOH電離的很少,平衡后可認為c(CH3COOH)仍為1.05 mol·L-1。
由CH3COOHCH3COO-+H+,
Ka=≈=1.68×10-5。
能力提升
1.使用如圖裝置(攪拌裝置略)探究溶液離子濃度變化,燈光變化不可能出現“亮→暗(或滅)→亮”現象的是(　　)。
選項 試劑a中溶質 試劑b中溶質
A CuSO4 Ba(OH)2
B NH4HCO3 Ca(OH)2
C H2SO4 Ba(OH)2
D CH3COOH NH3·H2O
答案:D
解析:燈光“亮→暗(或滅)→亮”的過程,意味著隨著反應的進行,水溶液中的離子濃度先下降(或降至很低)再上升。CuSO4溶液與Ba(OH)2溶液反應:Cu2++S+Ba2++2OH-BaSO4↓+Cu(OH)2↓,隨著反應進行,離子濃度逐漸降低,至恰好完全反應時,水溶液中幾乎沒有離子,隨著反應進行,CuSO4溶液過量,離子濃度上升,故A不符合題意;NH4HCO3溶液與Ca(OH)2溶液反應:N+HC+Ca2++2OH-NH3·H2O+H2O+CaCO3↓,隨著反應進行,離子濃度逐漸降低,至恰好完全反應時,水溶液中離子濃度較低,隨著反應進行,NH4HCO3溶液過量,離子濃度上升,故B不符合題意;H2SO4溶液與Ba(OH)2溶液反應:2H++S+Ba2++2OH-BaSO4↓+2H2O,隨著反應進行,離子濃度逐漸降低,至恰好完全反應時,水溶液中幾乎沒有離子,隨著反應進行,H2SO4溶液過量,離子濃度上升,故C不符合題意;CH3COOH溶液與NH3·H2O溶液反應:CH3COOH+NH3·H2OCH3COO-+N+H2O,由于CH3COONH4電離程度大于NH3·H2O,隨著反應的進行,離子濃度增大,燈泡由暗變亮,隨著反應進行,CH3COOH溶液過量,燈泡由亮逐漸變暗,故D符合題意。
2.由表格中的電離常數(25 ℃)判斷可以發生的反應是(　　)。
化學式 電離常數
HClO K=4.0×10-8
H2CO3 =4.5×10-7
=4.7×10-11
①NaClO+NaHCO3HClO+Na2CO3
②HClO+Na2CO3NaClO+NaHCO3
③2NaClO+CO2+H2O2HClO+Na2CO3
④NaClO+CO2+H2OHClO+NaHCO3
A.①③ B.②④
C.①②③ D.②③④
答案:B
解析:依據電離常數分析可知酸性由強至弱為H2CO3>HClO>HC,根據強酸可以制取弱酸分析,①與酸性HClO>HC矛盾,錯誤;②與酸性H2CO3>HClO>HC吻合,正確;③與酸性HClO>HC矛盾,反應應該生成碳酸氫鈉,錯誤;④與酸性H2CO3>HClO>HC吻合,正確。
3.下列事實能說明亞硝酸是弱電解質的是(　　)。
①亞硝酸溶液中存在HNO2分子,呈酸性
②用HNO2溶液做導電性實驗,燈泡很暗
③HNO2溶液不與Na2SO4溶液反應
④0.1 mol·L-1HNO2溶液中,c(H+)=0.015 mol·L-1
⑤相同濃度時,HNO2溶液的導電能力比HCl溶液弱
A.①②③ B.②③④
C.①④⑤ D.①②④⑤
答案:C
解析:①溶液中存在HNO2,溶液顯酸性,說明亞硝酸部分電離,根據弱電解質的定義,即HNO2屬于弱電解質,故正確;②沒有對比實驗,無法判斷是不是弱電解質,故錯誤;③只能說明H2SO4的酸性強于HNO2,不能說明HNO2是弱電解質,故錯誤;④根據弱電解質的定義,弱電解質是部分電離,c(H+)<0.1 mol·L-1,屬于弱電解質,故正確;⑤HCl是一元強酸,做對比實驗,HNO2溶液導電能力弱于HCl溶液,說明HNO2屬于弱電解質,故正確;綜上所述,C項正確。
4.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:
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以下說法不正確的是(　　)。
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.水對這四種酸的強弱沒有區分能力,但冰醋酸可以區分這四種酸的強弱
答案:C
解析:C項,由H2SO4的Ka可知,H2SO4在冰醋酸中不能完全電離,故錯誤。
5.雙氧水(H2O2)和水都是極弱電解質,但H2O2顯弱酸性。
(1)若把H2O2看成是二元弱酸,請寫出H2O2在水中的電離方程式: 　。
(2)鑒于H2O2顯弱酸性,它能同強堿作用形成正鹽,在一定條件下也可形成酸式鹽。請寫出H2O2與Ba(OH)2作用形成鹽的化學方程式: 　。
(3)水電離生成H3O+和OH-叫做水的自偶電離。同水一樣,H2O2也有極微弱的自偶電離,請寫出其自偶電離的方程式:　 。
答案:(1)H2O2H++H、HH++
(2)H2O2+Ba(OH)2BaO2+2H2O[或2H2O2+Ba(OH)2Ba(HO2)2+2H2O]
(3)H2O2+H2O2H3+H
解析:(1)把H2O2看成是二元弱酸,其電離方程式要分步寫,即H2O2H++H、HH++。(3)根據水的自偶電離H2O+H2OH3O++OH-知H2O2自偶電離的方程式為H2O2+H2O2H3+H。
6.常溫下,0.1 mol·L-1的某一元酸HA在水中有1%發生電離,回答下列問題。
(1)該溶液的pH=　　　　　　。
(2)HA的電離平衡常數K=　 。
(3)升高溫度時,K將　　　　　　(填“增大”“減小”或“不變”,下同),pH將　　　　　　。
(4)由HA電離出的c(H+)約為水電離出的c(H+)的　　　　　　倍。
答案:(1)3　(2)1×10-5　(3)增大　減小　(4)108
解析:(1)HA電離出的c(H+)=0.1 mol·L-1×1%=1×10-3 mol·L-1,pH=-lg(1×10-3)=3;
(2)K==1×10-5;
(3)HAH++A-,升高溫度促進電離,c(H+)、c(A-)均增大,則K增大,而pH減小;
(4)HA電離出的c(H+)=1×10-3 mol·L-1,水電離出的c(H+)=c(OH-)= mol·L-1 =1×10-11 mol·L-1,所以由HA電離出的c(H+)與由水電離出的c(H+)之比為(1×10-3)
∶(1×10-11)=108∶1。
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