資源簡介

第2節　弱電解質的電離　鹽類的水解
第1課時　弱電解質的電離平衡
[核心素養發展目標]　1.了解電離平衡常數的含義，能利用電離平衡常數進行相關計算。2.掌握電離平衡及其影響因素，并能用其解釋某些化學現象。
一、電離平衡的建立與電離常數
1．電離平衡狀態
(1)建立過程
(2)概念：在一定條件(如溫度、濃度)下，弱電解質分子______________________________與____________________________相等，溶液中各分子和離子的濃度都不再發生變化時達到了電離平衡狀態。
(3)電離平衡的特征
2．電離平衡常數
概念 溶液中弱電解質電離生成的各種________________________與溶液中未電離的________________是一個常數，這個常數叫做電離平衡常數，簡稱電離常數
表示方法 對于ABA＋＋B－，Ka或Kb＝____________________________(酸用Ka，堿用Kb)
影響因素 ①同一溫度下，不同弱電解質的電離常數取決于________________________； ②對于同一弱電解質的稀溶液來說，電離常數只與________________
3.多元弱酸的電離平衡常數
(1)多元弱酸每一步電離都有電離平衡常數，例如H2CO3電離常數表達式(25 ℃時)：
①H2CO3H＋＋HCO
Ka1＝________________________＝4.2×10－7mol·L－1；
②HCOH＋＋CO
Ka2＝________________________＝5.6×10－11mol·L－1。
(2)多元弱酸各步電離常數的大小比較：Ka1>Ka2>Ka3……當Ka1________Ka2時，多元弱酸的酸性主要由__________________決定。
4．電離平衡常數的應用
(1)電離平衡常數的意義
電離常數表征了弱電解質的______________________________________________________。
(2)可根據相同溫度下電離常數的大小判斷弱電解質電離能力的相對強弱。一般，相同溫度下，弱酸的Ka越大，電離程度越______________________________________________________，
酸性越________；弱堿的Kb越大，電離程度越________，堿性越________。
(1)改變條件，電離平衡正向移動，電離平衡常數一定增大(　　)
(2)同一弱電解質，濃度大的電離平衡常數大(　　)
(3)H2CO3的電離常數表達式為Ka＝(　　)
1．已知25 ℃時Ka(HCOOH)＝1.8×10－4mol·L－1,0 ℃時，Ka(HCOOH)____1.8×10－4mol·L－1(填“>”“<”或“＝”)。
2．請根據教材附錄《部分酸、堿在水中的電離常數》，比較下列幾種弱酸的酸性強弱。
①HClO　②氫氟酸(HF) 　③碳酸(H2CO3) 　④乙酸
酸性由大到小的順序是________________(填序號)。
二、弱電解質電離平衡的影響因素
實例：以0.1 mol·L－1CH3COOH溶液為例，填寫外界條件對CH3COOHCH3COO－＋H＋　ΔH>0的影響。
改變條件 平衡移動方向 n(H＋) c平(H＋)
加水稀釋
加入少量冰醋酸
通入HCl(g)
加入NaOH(s)
加CH3COONa(s)
加入鎂粉
升高溫度
(1)電離平衡向右移動，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(　　)
(3)稀釋某一弱電解質溶液時，溶液中所有離子濃度均減小(　　)
(4)常溫下，將pH＝3的醋酸溶液稀釋到原體積的10倍后，溶液的pH＝4(　　)
(5)向pH＝3的CH3COOH溶液中，加入固體CH3COONa，溶液pH會增大(　　)
1．下列對氨水中存在的電離平衡：NH3·H2ONH＋OH－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c(OH－)增大
C．加入少量濃氫氧化鈉溶液，電離平衡正向移動
D．加入少量氯化銨固體，溶液中c(NH)減少
2.某化學小組在一定溫度下，將冰醋酸加水稀釋，溶液的導電能力I隨加入水的體積V變化的曲線如圖所示。
(1)O點導電能力幾乎為0的原因是__________________________________________________
_______________________________________________________________________________。
(2)圖像中a～b階段，加水稀釋，溶液中c(H＋)如何變化？____________________，簡述原因：________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________。
(3)圖像中b～c階段，加水稀釋，溶液中c(H＋)如何變化？__________________，簡述原因：
_______________________________________________________________________________。
3．用“>”“<”或“＝”填空。
(1)將c平(H＋)＝0.1 mol·L－1的醋酸稀釋100倍，所得溶液的c平(H＋)_______1.0×10－3 mol·L－1。
(2)將c平(H＋)＝0.1 mol·L－1的醋酸稀釋至c平(H＋)＝1.0×10－3 mol·L－1，稀釋倍數________100。
(3)將某醋酸溶液稀釋100倍使其c平(H＋)＝1.0×10－3，則原溶液的c平(H＋)______0.1 mol·L－1。
第1課時　弱電解質的電離平衡
一、
1．(2)電離成離子的速率　離子結合成弱電解質分子的速率　(3)弱電解質　相等　不變
2．離子的濃度(次方)的乘積　分子的濃度之比　　弱電解質的性質　溫度有關
3．(1)①　②　(2) 　第一步電離
4．(1)電離能力　(2)大　強　大　強
正誤判斷
(1)×　(2)×　(3)×
思考交流
1．<
2．②④③①
二、
向右　增大　減小　向右　增大　增大　向左　增大　增大　向右　減小　減小　向左　減小　減小　向右　減小　減小　向右　增大　增大
正誤判斷
(1)×　(2)×　(3)×　(4)×　(5)√
思考交流
1．A　[A項，加水使NH3·H2O電離平衡右移，n(OH－)增大，正確；B項，加入少量濃鹽酸使c(OH－)減小，錯誤；C項，加入濃NaOH溶液，電離平衡向左移動，錯誤；D項，加入NH4Cl固體，c(NH)增大，錯誤。]
2．(1)O點冰醋酸中沒有水，醋酸未電離，無離子存在
(2)增大　加水稀釋，醋酸的電離平衡向右移動，n(H＋)增大，但溶液體積增大沒有n(H＋)增大的明顯，因而c(H＋)增大
(3)減小　加水稀釋，醋酸的電離平衡向右移動，n(H＋)增大，但溶液體積增大更明顯，因而c(H＋)減小
3．(1)>　(2)>　(3)<(共55張PPT)
第3章　第2節
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第1課時
弱電解質的電離平衡
核心素養
發展目標
1.了解電離平衡常數的含義，能利用電離平衡常數進行相關計算。
2.掌握電離平衡及其影響因素，并能用其解釋某些化學現象。
內容索引
課時對點練
一、電離平衡的建立與電離常數
二、弱電解質電離平衡的影響因素
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一
電離平衡的建立與電離常數
1.電離平衡狀態
(1)建立過程
(2)概念：在一定條件(如溫度、濃度)下，弱電解質分子_______________
與 相等，溶液中各分子和離子的濃度都不再發生變化時達到了電離平衡狀態。
一
電離平衡的建立與電離常數
電離成離子的速率
離子結合成弱電解質分子的速率
(3)電離平衡的特征
弱電解質
相等
不變
2.電離平衡常數
概念 溶液中弱電解質電離生成的各種 與溶液中未電離的 是一個常數，這個常數叫做電離平衡常數，簡稱電離常數
表示方法 對于AB A＋＋B－，Ka或Kb＝____________(酸用Ka，堿用Kb)
影響因素 ①同一溫度下，不同弱電解質的電離常數取決于______________；
②對于同一弱電解質的稀溶液來說，電離常數只與_________
離子的濃度(次方)的乘積
分子的濃度之比
弱電解質的性質
溫度有關
3.多元弱酸的電離平衡常數
(1)多元弱酸每一步電離都有電離平衡常數，例如H2CO3電離常數表達式(25 ℃時)：
①H2CO3 H＋＋
Ka1＝_________________＝4.2×10－7mol·L－1；
Ka2＝_______________＝5.6×10－11mol·L－1。
(2)多元弱酸各步電離常數的大小比較：Ka1>Ka2>Ka3……當Ka1 Ka2時，多元弱酸的酸性主要由 決定。
4.電離平衡常數的應用
(1)電離平衡常數的意義
電離常數表征了弱電解質的 。
(2)可根據相同溫度下電離常數的大小判斷弱電解質電離能力的相對強弱。一般，相同溫度下，弱酸的Ka越大，電離程度越 ，酸性越 ；弱堿的Kb越大，電離程度越 ，堿性越 。

第一步電離
電離能力
大
強
大
強
(1)改變條件，電離平衡正向移動，電離平衡常數一定增大
(2)同一弱電解質，濃度大的電離平衡常數大
(3)H2CO3的電離常數表達式為Ka＝
×
×
×
1.已知25 ℃時Ka(HCOOH)＝1.8×10－4mol·L－1,0 ℃時，Ka(HCOOH)
__1.8×10－4mol·L－1(填“>”“<”或“＝”)。
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2.請根據教材附錄《部分酸、堿在水中的電離常數》，比較下列幾種弱酸的酸性強弱。
①HClO　②氫氟酸(HF)　③碳酸(H2CO3)　④乙酸
酸性由大到小的順序是__________(填序號)。
②④③①
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弱電解質電離平衡的影響因素
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二
實例：以0.1 mol·L－1CH3COOH溶液為例，填寫外界條件對CH3COOH
CH3COO－＋H＋　ΔH>0的影響。
二
弱電解質電離平衡的影響因素
改變條件 平衡移動方向 n(H＋) c平(H＋)
加水稀釋
加入少量冰醋酸
通入HCl(g)
加入NaOH(s)
向右
增大
減小
向右
增大
增大
向左
增大
增大
向右
減小
減小
改變條件 平衡移動方向 n(H＋) c平(H＋)
加CH3COONa(s)
加入鎂粉
升高溫度
向左
減小
減小
向右
減小
減小
向右
增大
增大
(1)電離平衡向右移動，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
(3)稀釋某一弱電解質溶液時，溶液中所有離子濃度均減小
(4)常溫下，將pH＝3的醋酸溶液稀釋到原體積的10倍后，溶液的pH＝4
(5)向pH＝3的CH3COOH溶液中，加入固體CH3COONa，溶液pH會增大
√
×
×
×
×
1.下列對氨水中存在的電離平衡：NH3·H2O ＋OH－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c(OH－)增大
C.加入少量濃氫氧化鈉溶液，電離平衡正向移動
D.加入少量氯化銨固體，溶液中c( )減少
√
A項，加水使NH3·H2O電離平衡右移，n(OH－)增大，正確；
B項，加入少量濃鹽酸使c(OH－)減小，錯誤；
C項，加入濃NaOH溶液，電離平衡向左移動，錯誤；
D項，加入NH4Cl固體，c( )增大，錯誤。
2.某化學小組在一定溫度下，將冰醋酸加水稀釋，溶液
的導電能力I隨加入水的體積V變化的曲線如圖所示。
(1)O點導電能力幾乎為0的原因是___________________
_______________________。
(2)圖像中a～b階段，加水稀釋，溶液中c(H＋)如何變化？_____，簡述原因：______________________________________________________
__________________________________________。
O點冰醋酸中沒有水，醋酸未電離，無離子存在
增大
加水稀釋，醋酸的電離平衡向右移動，n(H＋)增大，但溶液體積增大沒有n(H＋)增大的明顯，因而c(H＋)增大
(3)圖像中b～c階段，加水稀釋，溶液中c(H＋)如何變
化？____，簡述原因：_________________________
_____________________________________________
______________。
加水稀釋，醋酸的電離平衡向右移動，n(H＋)增大，但溶液體積增大更明顯，因而c(H＋)減小
減小
3.用“>”“<”或“＝”填空。
(1)將c平(H＋)＝0.1 mol·L－1的醋酸稀釋100倍，所得溶液的c平(H＋)____
1.0×10－3 mol·L－1。
(2)將c平(H＋)＝0.1 mol·L－1的醋酸稀釋至c平(H＋)＝1.0×10－3 mol·L－1，稀釋倍數____100。
(3)將某醋酸溶液稀釋100倍使其c平(H＋)＝1.0×10－3，則原溶液的c平(H＋)
___0.1 mol·L－1。
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課時對點練
對點訓練
題組一　弱電解質的電離與電離常數的含義
1.下列關于電離平衡常數(K)的說法正確的是
A.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相互關系為Ka1√
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對點訓練
相同條件下K越大，弱電解質的電離程度越大，所以相同條件下，電離平衡常數越小，表示弱電解質的電離能力越弱，A正確；
電離平衡常數(K)是溫度的函數，隨溫度的變化而變化，不隨濃度的變化而變化，B、C錯誤；
多元弱酸分步電離，電離程度依次減小，所以多元弱酸各步電離平衡常數相互關系為Ka1>Ka2>Ka3，D錯誤。
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對點訓練
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。下列各項能說明醋酸已達到電離平衡狀態的是
A.醋酸的濃度達到1 mol·L－1
B.H＋的濃度達到0.5 mol·L－1
C.醋酸的濃度、醋酸根離子的濃度、H＋的濃度均為0.5 mol·L－1
D.醋酸分子電離成離子的速率和離子重新結合成分子的速率相等
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對點訓練
3.下列關于電離常數的說法正確的是
A.Ka大的酸溶液中c平(H＋)一定比Ka小的酸溶液中的c平(H＋)大
B.CH3COOH的電離常數表達式為Ka＝
C.向CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固體，電離常數減小
D.電離常數只與溫度有關，與濃度無關
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酸溶液中c平(H＋)既跟酸的電離常數有關，也跟酸溶液的濃度有關，A項錯誤；
CH3COOH的電離常數表達式為Ka＝ ，B項錯誤；
向CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固體，雖然平衡向左移動，但溫度不變，電離常數不變，C項錯誤。
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題組二　電離常數的應用
4.已知25 ℃時，幾種弱酸的電離平衡常數如下：
HCOOH：Ka＝1.8×10－4mol·L－1；HCN：Ka＝6.2×10－10mol·L－1；H2CO3：Ka1＝4.5×10－7mol·L－1，Ka2＝4.7×10－11mol·L－1。
則下列說法錯誤的是
A.反應HCOOH＋NaCN===HCOONa＋HCN能發生
B.反應Na2CO3＋HCN===NaHCO3＋NaCN能發生
C.酸性：HCN＞HCOOH
D.向甲酸溶液中加入碳酸鈉溶液有氣泡產生
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相同溫度下，酸的電離平衡常數越大，酸性越強，由電離平衡常數知，酸性：HCOOH＞H2CO3＞HCN＞ ，所以反應HCOOH＋NaCN
===HCOONa＋HCN、Na2CO3＋HCN===NaHCO3＋NaCN均能發生，A、B項正確，C項錯誤；
因酸性：HCOOH＞H2CO3，所以反應2HCOOH＋ ===2HCOO－＋H2O＋CO2↑能發生，即向甲酸溶液中加入碳酸鈉溶液有氣泡產生，D項正確。
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對點訓練
5.在25 ℃時，用蒸餾水稀釋1 mol·L－1氨水至0.01 mol·L－1，隨溶液的稀釋，下列各項中始終保持增大趨勢的是
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方法一：一水合氨是弱電解質，加水稀釋，一水合氨的電離平衡右移，n(OH－)和n( )增大，n(NH3·H2O)減小，但c(OH－)和c( )減小。A、B、C各項中，濃度之比等于物質的量之比。
方法二：根據電離平衡常數判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。
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對點訓練
題組三　影響電離平衡的因素
6.在0.1 mol·L－1HCN溶液中存在電離平衡：HCN H＋＋CN－，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－1的HCl溶液，溶液中c(H＋)減小
D.加入少量NaCN固體，平衡正向移動
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加入少量NaOH固體，OH－與HCN電離產生的H＋反應，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－1的HCl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。
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對點訓練
7.稀氨水中存在著平衡：NH3·H2O ＋OH－。若要使平衡向左移動，同時使c(OH－)增大，應加入的物質或采取的措施是
①NH4Cl固體　②硫酸　③NaOH固體　④水　⑤加熱　⑥加入少量MgSO4固體
A.①②③⑤ B.③⑥
C.③ D.③⑤
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若在氨水中加入NH4Cl固體，c( )增大，平衡向左移動，c(OH－)減小，①不符合；
硫酸中的H＋與OH－反應，使c(OH－)減小，平衡向右移動，②不符合；當在氨水中加入NaOH固體后，c(OH－)增大，平衡向左移動，③符合；若在氨水中加入水，稀釋溶液，平衡向右移動，但c(OH－)減小，④不符合；
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對點訓練
電離屬于吸熱過程，加熱使平衡向右移動，c(OH－)增大，⑤不符合；
加入少量MgSO4固體發生反應：Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓，溶液中c(OH－)減小，⑥不符合。
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8.已知人體體液中存在平衡：CO2＋H2O H2CO3 H＋＋ ，以此維持體液pH的相對穩定。下列說法錯誤的是
A.靜脈滴注大量生理鹽水時，平衡向左移動
B.如果CO2進入血液，平衡向右移動
C.當強酸性物質進入體液后，平衡向左移動
D.當強堿性物質進入體液后，平衡向右移動
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生理鹽水為NaCl溶液，靜脈滴注大量生理鹽水，血液被稀釋，平衡向右移動，A項錯誤；
如果CO2進入血液，CO2濃度增大，平衡向右移動，B項正確；
當強酸性物質進入體液后，氫離子濃度增大使平衡向左移動，C項正確；
當強堿性物質進入體液后，消耗氫離子，導致氫離子濃度減小，平衡向右移動，D項正確。
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9.下列敘述中正確的是
A.物質的溶解過程，實質上就是其電離過程
B.二氧化硫的水溶液能導電，所以二氧化硫是電解質
C.1 L 0.1 mol·L－1的H2SO4溶液中含有0.2 mol H＋
D.1 L 0.1 mol·L－1的H2SO3溶液中含有0.2 mol H＋
綜合強化
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非電解質的溶解過程不存在電離，A錯；
SO2是非電解質，B錯；
H2SO3不能完全電離，D錯。
10.高氯酸、硫酸、HCl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：
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酸 HClO4 H2SO4 HCl HNO3
Ka 1.6×10－5 mol·L－1 6.3×10－9 mol·L－1 1.6×10－9 mol·L－1 4.2×10－10
mol·L－1
綜合強化
酸 HClO4 H2SO4 HCl HNO3
Ka 1.6×10－5 mol·L－1 6.3×10－9 mol·L－1 1.6×10－9 mol·L－1 4.2×10－10
mol·L－1
由表格中的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全部電離
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H2SO4===2H＋＋
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
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由H2SO4在冰醋酸中的Ka可知，H2SO4在冰醋酸中不能全部電離，故C錯誤。
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11.常溫下，CH3COOH、HCOOH(甲酸)的電離平衡常數分別為1.75×
10－5mol·L－1、1.8×10－4mol·L－1，以下關于0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液、0.1 mol·L－1 HCOOH溶液的說法正確的是
A.c平(H＋)：CH3COOH＞HCOOH
B.等體積的兩溶液中，分別加入過量的鎂，產生氫氣的體積：HCOOH
＞CH3COOH
C.HCOOH可能與NaOH發生反應：H＋＋OH－===H2O
D.將CH3COOH溶液稀釋100倍過程中， 保持不變
綜合強化
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綜合強化
等濃度的甲酸和乙酸溶液，甲酸酸性強、電離程度大，所以溶液中的c平(H＋)：CH3COOH＜HCOOH，故A錯誤；
等濃度等體積的甲酸和乙酸溶液中，甲酸和乙酸的物質的量相等，分別加入過量的鎂，產生氫氣的體積相等，故B錯誤；
HCOOH是弱酸，與NaOH發生反應：HCOOH＋OH－===HCOO－＋H2O，故C錯誤；
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綜合強化
12.相同溫度下，三種酸的電離平衡常數如表所示，下列判斷正確的是
A.三種酸的強弱關系：HX>HY>HZ
B.反應HZ＋Y－===HY＋Z－不能發生
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溶液的電離平衡常數等于0.1 mol·L－1 HX溶
液的電離平衡常數
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酸 HX HY HZ
電離平衡常數Ka 9×10－7 mol·L－1 9×10－6 mol·L－1 1×10－2 mol·L－1
綜合強化
A項，酸的電離平衡常數越大，酸的電離程度越大，其酸性越強，根據表中數據可知，酸的酸性強弱：HZ>HY>HX，錯誤；
B項，根據強酸制弱酸可知HZ＋Y－===HY＋Z－能夠發生，錯誤；
C項，這三種酸都部分電離，均為弱酸，錯誤；
D項，電離平衡常數只與溫度有關，溫度不變，電離平衡常數不變，正確。
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13.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
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14.已知硫化氫的水溶液為氫硫酸，它是一種二元弱酸。
(1)H2S溶于水的電離方程式為__________________________________。
(2)向H2S溶液中加入少量CuSO4溶液時，電離平衡向____移動，c(H＋)
_____，c(S2－)_____。
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H2S H＋＋HS－、HS－ H＋＋S2－
右
增大
減小
當加入CuSO4溶液時，Cu2＋與S2－發生反應生成CuS沉淀，平衡右移，導致c(H＋)增大，但c(S2－)減小。
綜合強化
(3)向H2S溶液中加入NaOH固體時，電離平衡向____移動，c(H＋)______，c(S2－)_____。
右
減小
增大
當加入NaOH固體時，H＋與OH－發生反應生成H2O，平衡右移，導致c(H＋)減小，但c(S2－)增大。
(4)若要增大H2S溶液中c(S2－)，最好加入___________(答案合理即可)。
NaOH固體
增大c(S2－)最好是加入只與H＋反應的物質，可加入強堿如NaOH固體。
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綜合強化
15.已知25 ℃時，測得濃度為0.1 mol·L－1的堿BOH的溶液中，c平(OH－)＝1×10－3 mol·L－1。
(1)寫出BOH的電離方程式：_________________。
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BOH B＋＋OH－
因c初始(BOH)＝0.1 mol·L－1，c平(OH－)＝1×10－3 mol·L－1，則BOH不完全電離，故電離方程式為BOH B＋＋OH－。
綜合強化
(2)BOH的電離平衡常數Kb＝_______________。
1×10－5mol·L－1
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綜合強化
(3)某溫度T ℃時，BOH的電離平衡常數為1×10－7mol·L－1，結合(2)的計算可知T____25。若該堿的起始濃度也為0.1 mol·L－1，則溶液中c平(B＋)＝________mol·L－1。
<
1×10－4
電離過程是吸熱的，溫度越高電離常數越大，T ℃時BOH的電離平衡常數為1×10－7mol·L－1<1×10－5mol·L－1，則T<25。電離常數Kb＝
＝1×10－7mol·L－1，則c平(B＋)＝1×
10－4 mol·L－1。
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16.已知25 ℃時，Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5mol·L－1，Ka(HSCN)＝0.13 mol·
L－1。在該溫度下將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)變化的曲線如圖。
(1)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________________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
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Ka(CH3COOH)綜合強化
(2)寫出HSCN與NaHCO3反應的離子方程式：
___________________________________。
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16作業28　弱電解質的電離平衡
(分值：100分)
(選擇題1～8題，每小題5分，9～13題，每小題6分，共70分)
題組一　弱電解質的電離與電離常數的含義
1．下列關于電離平衡常數(K)的說法正確的是(　　)
A．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相互關系為Ka12．將1 mol冰醋酸加入一定量的蒸餾水中最終得到1 L溶液。下列各項能說明醋酸已達到電離平衡狀態的是(　　)
A．醋酸的濃度達到1 mol·L－1
B．H＋的濃度達到0.5 mol·L－1
C．醋酸的濃度、醋酸根離子的濃度、H＋的濃度均為0.5 mol·L－1
D．醋酸分子電離成離子的速率和離子重新結合成分子的速率相等
3．下列關于電離常數的說法正確的是(　　)
A．Ka大的酸溶液中c平(H＋)一定比Ka小的酸溶液中的c平(H＋)大
B．CH3COOH的電離常數表達式為Ka＝
C．向CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固體，電離常數減小
D．電離常數只與溫度有關，與濃度無關
題組二　電離常數的應用
4．已知25 ℃時，幾種弱酸的電離平衡常數如下：
HCOOH：Ka＝1.8×10－4mol·L－1；HCN：Ka＝6.2×10－10mol·L－1；H2CO3：Ka1＝4.5×10－7mol·L－1，Ka2＝4.7×10－11mol·L－1。
則下列說法錯誤的是(　　)
A．反應HCOOH＋NaCN===HCOONa＋HCN能發生
B．反應Na2CO3＋HCN===NaHCO3＋NaCN能發生
C．酸性：HCN＞HCOOH
D．向甲酸溶液中加入碳酸鈉溶液有氣泡產生
5．在25 ℃時，用蒸餾水稀釋1 mol·L－1氨水至0.01 mol·L－1，隨溶液的稀釋，下列各項中始終保持增大趨勢的是(　　)
A. 　　 B.
C. 　　 D．c(OH－)
題組三　影響電離平衡的因素
6．在0.1 mol·L－1HCN溶液中存在電離平衡：HCNH＋＋CN－，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－1的HCl溶液，溶液中c(H＋)減小
D．加入少量NaCN固體，平衡正向移動
7．稀氨水中存在著平衡：NH3·H2ONH＋OH－。若要使平衡向左移動，同時使c(OH－)增大，應加入的物質或采取的措施是(　　)
①NH4Cl固體　②硫酸　③NaOH固體　④水　⑤加熱　⑥加入少量MgSO4固體
A．①②③⑤ B．③⑥
C．③ D．③⑤
8．已知人體體液中存在平衡：CO2＋H2OH2CO3H＋＋HCO，以此維持體液pH的相對穩定。下列說法錯誤的是(　　)
A．靜脈滴注大量生理鹽水時，平衡向左移動
B．如果CO2進入血液，平衡向右移動
C．當強酸性物質進入體液后，平衡向左移動
D．當強堿性物質進入體液后，平衡向右移動
9．下列敘述中正確的是(　　)
A．物質的溶解過程，實質上就是其電離過程
B．二氧化硫的水溶液能導電，所以二氧化硫是電解質
C．1 L 0.1 mol·L－1的H2SO4溶液中含有0.2 mol H＋
D．1 L 0.1 mol·L－1的H2SO3溶液中含有0.2 mol H＋
10．高氯酸、硫酸、HCl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 1.6×10－5mol·L－1 6.3×10－9mol·L－1 1.6×10－9mol·L－1 4.2×10－10mol·L－1
由表格中的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全部電離
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H2SO4===2H＋＋SO
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
11．常溫下，CH3COOH、HCOOH(甲酸)的電離平衡常數分別為1.75×10－5mol·L－1、1.8×10－4mol·L－1，以下關于0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液、0.1 mol·L－1 HCOOH溶液的說法正確的是(　　)
A．c平(H＋)：CH3COOH＞HCOOH
B．等體積的兩溶液中，分別加入過量的鎂，產生氫氣的體積：HCOOH＞CH3COOH
C．HCOOH可能與NaOH發生反應：H＋＋OH－===H2O
D．將CH3COOH溶液稀釋100倍過程中，保持不變
12．相同溫度下，三種酸的電離平衡常數如表所示，下列判斷正確的是(　　)
酸 HX HY HZ
電離平衡常數Ka 9×10－7mol·L－1 9×10－6mol·L－1 1×10－2mol·L－1
A.三種酸的強弱關系：HX>HY>HZ
B．反應HZ＋Y－===HY＋Z－不能發生
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溶液的電離平衡常數等于0.1 mol·L－1 HX溶液的電離平衡常數
13．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
14．(16分)已知硫化氫的水溶液為氫硫酸，它是一種二元弱酸。
(1)H2S溶于水的電離方程式為_____________________________________________________
______________________________________________________________________________。
(2)向H2S溶液中加入少量CuSO4溶液時，電離平衡向_____移動，c(H＋)______，c(S2－)______。
(3)向H2S溶液中加入NaOH固體時，電離平衡向____移動，c(H＋)______，c(S2－)________。
(4)若要增大H2S溶液中c(S2－)，最好加入______(答案合理即可)。
15．(8分)已知25 ℃時，測得濃度為0.1 mol·L－1的堿BOH的溶液中，c平(OH－)＝1×10－3 mol·L－1。
(1)寫出BOH的電離方程式：_______________________________________________________
_______________________________________________________________________________。
(2)BOH的電離平衡常數Kb＝_____________________________________________________。
(3)某溫度T ℃時，BOH的電離平衡常數為1×10－7mol·L－1，結合(2)的計算可知T________25。若該堿的起始濃度也為0.1 mol·L－1，則溶液中c平(B＋)＝________mol·L－1。
16．(6分，每空3分)已知25 ℃時，Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5mol·L－1，Ka(HSCN)＝0.13 mol·L－1。在該溫度下將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)變化的曲線如圖。
(1)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)寫出HSCN與NaHCO3反應的離子方程式：________________________________________。
作業28　弱電解質的電離平衡
1．A　2.D　3.D　4.C　5.A　6.A　7.C　8.A　9.C　10.C
11．D　[等濃度的甲酸和乙酸溶液，甲酸酸性強、電離程度大，所以溶液中的c平(H＋)：CH3COOH＜HCOOH，故A錯誤；等濃度等體積的甲酸和乙酸溶液中，甲酸和乙酸的物質的量相等，分別加入過量的鎂，產生氫氣的體積相等，故B錯誤；HCOOH是弱酸，與NaOH發生反應：HCOOH＋OH－===HCOO－＋H2O，故C錯誤；＝，將CH3COOH溶液稀釋100倍過程中，保持不變，故D正確。]
12．D　[A項，酸的電離平衡常數越大，酸的電離程度越大，其酸性越強，根據表中數據可知，酸的酸性強弱：HZ>HY>HX，錯誤；B項，根據強酸制弱酸可知HZ＋Y－===HY＋Z－能夠發生，錯誤；C項，這三種酸都部分電離，均為弱酸，錯誤；D項，電離平衡常數只與溫度有關，溫度不變，電離平衡常數不變，正確。]
13．C　[由于加水稀釋，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，＝，而n(CH3COO－)增大，n(CH3COOH)減小，故的值增大。]
14．(1)H2SH＋＋HS－、HS－H＋＋S2－
(2)右　增大　減小　(3)右　減小　增大
(4)NaOH固體
解析　(2)當加入CuSO4溶液時，Cu2＋與S2－發生反應生成CuS沉淀，平衡右移，導致c(H＋)增大，但c(S2－)減小。(3)當加入NaOH固體時，H＋與OH－發生反應生成H2O，平衡右移，導致c(H＋)減小，但c(S2－)增大。(4)增大c(S2－)最好是加入只與H＋反應的物質，可加入強堿如NaOH固體。
15．(1)BOHB＋＋OH－　(2)1×10－5mol·L－1
(3)<　1×10－4
解析　(1)因c初始(BOH)＝0.1 mol·L－1，c平(OH－)＝1×10－3 mol·L－1，則BOH不完全電離，故電離方程式為BOHB＋＋OH－。
(2)電離平衡時，c平(BOH)＝0.1 mol·L－1－1×10－3 mol·L－1≈0.1 mol·L－1，則電離常數Kb＝≈mol·L－1＝1×10－5mol·L－1。
(3)電離過程是吸熱的，溫度越高電離常數越大，T ℃時BOH的電離平衡常數為1×10－7mol·L－1<1×10－5mol·L－1，則T<25。電離常數Kb＝≈＝1×10－7mol·L－1，則c平(B＋)＝1×10－4 mol·L－1。
16．(1)Ka(CH3COOH)(2)HSCN＋HCO===SCN－＋CO2↑＋H2O

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