《2019版高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 第8章 物質(zhì)在水溶液中的行為 第2節(jié) 弱電解質(zhì)的電離學(xué)案 魯科版.doc》由會(huì)員分享，可在線閱讀，更多相關(guān)《2019版高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 第8章 物質(zhì)在水溶液中的行為 第2節(jié) 弱電解質(zhì)的電離學(xué)案 魯科版.doc（17頁(yè)珍藏版）》請(qǐng)?jiān)谘b配圖網(wǎng)上搜索。

第2節(jié)　弱電解質(zhì)的電離 1．了解電解質(zhì)的概念，了解強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念。 2．理解電解質(zhì)在水中的電離以及電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性。 3．理解弱電解質(zhì)在水中的電離平衡，能利用電離平衡常數(shù)進(jìn)行相關(guān)計(jì)算。 4．以上各部分知識(shí)的綜合應(yīng)用。 　弱電解質(zhì)的電離平衡 [知識(shí)梳理] 1．強(qiáng)、弱電解質(zhì) (1)概念 (2)與化合物類型的關(guān)系 強(qiáng)電解質(zhì)主要是大部分離子化合物及某些共價(jià)化合物。弱電解質(zhì)主要是某些共價(jià)化合物。 2．弱電解質(zhì)的電離平衡 (1)電離平衡的建立 (2)電離平衡的特征 (3)外界條件對(duì)電離平衡的影響 ①溫度：溫度升高，電離平衡向右移動(dòng)，電離程度增大。 ②濃度：稀釋溶液，電離平衡向右移動(dòng)，電離程度增大。 ③同離子效應(yīng)：加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，電離平衡向左移動(dòng)，電離程度減小。 ④加入能反應(yīng)的物質(zhì)：電離平衡向右移動(dòng)，電離程度增大。 3．強(qiáng)、弱電解質(zhì)的判斷 (1)從是否完全電離的角度判斷 在溶液中強(qiáng)電解質(zhì)完全電離，弱電解質(zhì)部分電離。據(jù)此有以下判斷HA是強(qiáng)酸還是弱酸的方法： 方法 結(jié)論 測(cè)一定濃度的HA溶液的pH 若測(cè)得0.1 molL－1的HA溶液的pH＝1，則HA為強(qiáng)酸；若pH>1，則HA為弱酸 比較等濃度的HA溶液和鹽酸的導(dǎo)電性 導(dǎo)電性和鹽酸相同時(shí)為強(qiáng)酸，導(dǎo)電性比鹽酸弱時(shí)為弱酸 比較等濃度的HA溶液和鹽酸與鋅反應(yīng)的快慢 反應(yīng)速率相同時(shí)HA為強(qiáng)酸，比鹽酸反應(yīng)慢時(shí)HA為弱酸 (2)從是否存在電離平衡的角度判斷 在水溶液中，強(qiáng)電解質(zhì)不存在電離平衡，弱電解質(zhì)存在電離平衡，在一定條件下電離平衡會(huì)發(fā)生移動(dòng)。據(jù)此有以下判斷HA是強(qiáng)酸還是弱酸的方法： ①根據(jù)一定pH的HA溶液稀釋前后pH的變化判斷。如將pH＝3的HA溶液稀釋100倍后，再測(cè)其pH，若pH＝5，則為強(qiáng)酸，若pH<5，則為弱酸。 ②根據(jù)升高溫度后pH的變化判斷。若升高溫度，溶液的pH明顯減小，則是弱酸。因?yàn)槿跛岽嬖陔婋x平衡，升高溫度時(shí)，電離程度增大，c(H＋)增大。而強(qiáng)酸不存在電離平衡，升高溫度時(shí)，只有水的電離程度增大，pH變化幅度小。 ③根據(jù)等體積等pH的HA溶液和鹽酸分別與過量的鋅反應(yīng)生成H2的量判斷。用排水法收集H2，若兩種溶液生成H2的量相等，則HA為強(qiáng)酸；若HA溶液與鋅反應(yīng)生成H2的量多，則HA為弱酸。 (3)從酸根離子是否能發(fā)生水解的角度判斷 強(qiáng)酸根離子不水解，弱酸根離子易發(fā)生水解，據(jù)此可以判斷HA是強(qiáng)酸還是弱酸。如判斷CH3COOH為弱酸可用以下兩種方法：①配制某濃度的醋酸鈉溶液，向其中加入幾滴酚酞試液。現(xiàn)象：溶液變?yōu)闇\紅色。②用玻璃棒蘸取一定濃度的醋酸鈉溶液滴在pH試紙上，測(cè)其pH?，F(xiàn)象：測(cè)得pH>7。 (1)電解質(zhì)、非電解質(zhì)均是化合物，鹽酸(混合物)、銅(單質(zhì))雖能導(dǎo)電，但它們既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)。 (2)電解質(zhì)的強(qiáng)弱只與電解質(zhì)在水溶液中的電離程度有關(guān)，與電解質(zhì)溶解性的大小無(wú)必然聯(lián)系。 (3)醋酸加水稀釋時(shí)，溶液中的各離子濃度并不是都減小，如[OH－]是增大的。 (4)電離平衡右移，電解質(zhì)分子的濃度不一定減小，如稀醋酸中加入冰醋酸。 (5)電離平衡右移，電離程度不一定增大。 [自我檢測(cè)] 1．判斷正誤，正確的打“√”，錯(cuò)誤的打“” (1)溶液導(dǎo)電能力弱的電解質(zhì)一定是弱電解質(zhì)。(　　) (2)弱電解質(zhì)濃度越大，電離程度越大。(　　) (3)溫度升高，弱電解質(zhì)的電離平衡右移。(　　) (4)0.1 mol/L某一元酸HA溶液的pH＝3，HA溶液中存在：HA===H＋＋A－。(　　) (5)溫度不變，向CH3COOH溶液中加入CH3COONa，平衡左移。(　　) (6)一定條件下，CH3COOHCH3COO－＋H＋達(dá)到平衡時(shí)，[H＋]＝[CH3COO－]。(　　) (7)稀釋氨水時(shí)溶液中所有粒子濃度都會(huì)減小。(　　) (8)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。(　　) 答案：(1)　(2)　(3)√　(4)　(5)√　(6) (7)　(8) 2．以0.1 molL－1CH3COOH溶液為例，探究外界條件對(duì)電離平衡的影響，請(qǐng)完成表格： 實(shí)例(稀溶液) CH3COOHH＋＋CH3COO－ΔH>0 改變條件 平衡移動(dòng)方向 n(H＋) [H＋] 導(dǎo)電能力 Ka 加水稀釋 ______ ______ ______ ______ ______ 加入少量 冰醋酸 ______ ______ ______ ______ ______ 改變條件 平衡移動(dòng)方向 n(H＋) [H＋] 導(dǎo)電能力 Ka 通HCl(g) ______ ______ ______ ______ ______ 加NaOH(s) ______ ______ ______ ______ ______ 加入鎂粉 ______ ______ ______ ______ ______ 升高溫度 ______ ______ ______ ______ ______ 答案：向右　增大　減小　減弱　不變　向右　增大　增大　增強(qiáng)　不變　向左　增大　增大　增強(qiáng)　不變　向右　減小　減小　增強(qiáng)　不變　向右　減小　減小　增強(qiáng)　不變　向右　增大　增大　增強(qiáng)　增大 3．(2018濟(jì)寧模擬)在一定溫度下，有a.鹽酸　b．硫酸 c．醋酸三種酸： (1)當(dāng)三種酸的物質(zhì)的量濃度相同時(shí)，[H＋]由大到小的順序是________。(用序號(hào)表示，下同) (2)同體積、同物質(zhì)的量濃度的三種酸，中和NaOH的能力由大到小的順序是________。 (3)若三者[H＋]相同時(shí)，物質(zhì)的量濃度由大到小的順序是________。 (4)當(dāng)三者[H＋]相同且體積也相同時(shí)，分別放入足量的鋅，相同狀況下產(chǎn)生氣體的體積由大到小的順序是________。 (5)當(dāng)三者[H＋]相同且體積也相同時(shí)，同時(shí)加入形狀、密度、質(zhì)量完全相同的鋅，若產(chǎn)生相同體積的H2(相同狀況)，則開始時(shí)反應(yīng)速率的大小關(guān)系為________，反應(yīng)所需時(shí)間的長(zhǎng)短關(guān)系是________。 (6)將[H＋]相同的三種酸均加水稀釋至原來(lái)的100倍后，[H＋]由大到小的順序是________。 解析：解答本題要注意以下三點(diǎn)： ①HCl、H2SO4都是強(qiáng)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CH3COOHCH3COO－＋H＋的電離平衡。 答案：(1)b>a>c　(2)b>a＝c　(3)c>a>b (4)c>a＝b　(5)a＝b＝c　a＝b>c　(6)c>a＝b 　(2015高考全國(guó)卷Ⅰ，13，6分)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(cuò)誤的是(　　) A．MOH的堿性強(qiáng)于ROH的堿性 B．ROH的電離程度：b點(diǎn)大于a點(diǎn) C．若兩溶液無(wú)限稀釋，則它們的[OH－]相等 D．當(dāng)lg＝2時(shí)，若兩溶液同時(shí)升高溫度，則增大 [解析]　由圖像分析濃度為0.10 molL－1的MOH溶液，在稀釋前pH為13，說明MOH完全電離，則MOH為強(qiáng)堿，而ROH的pH<13，說明ROH沒有完全電離，ROH為弱堿。 A．MOH的堿性強(qiáng)于ROH的堿性，A正確。 B．曲線的橫坐標(biāo)lg越大，表示加水稀釋體積越大，由曲線可以看出b點(diǎn)的稀釋程度大于a點(diǎn)，弱堿ROH存在電離平衡：ROHR＋＋OH－，溶液越稀，弱電解質(zhì)電離程度越大，故ROH的電離程度：b點(diǎn)大于a點(diǎn)，B正確。 C．若兩溶液無(wú)限稀釋，則溶液的pH接近于7，故兩溶液的[OH－]相等，C正確。 D．當(dāng)lg＝2時(shí)，溶液V＝100V0，溶液稀釋100倍，由于MOH發(fā)生完全電離，升高溫度，[M＋]不變；ROH存在電離平衡：ROHR＋＋OH－，升高溫度促進(jìn)電離平衡向電離方向移動(dòng)，[R＋]增大，故減小，D錯(cuò)誤。 [答案]　D (1)當(dāng)稀釋至兩溶液的pH均為10時(shí)，MOH溶液的體積是ROH溶液體積的多少倍？ (2)當(dāng)lg＝2時(shí)，完全中和兩溶液所需0.10 molL－1鹽酸的體積有何關(guān)系？ (3)試畫出pH相同的強(qiáng)酸和弱酸、強(qiáng)堿與弱堿溶液稀釋時(shí)的pH變化圖像。 答案：(1)根據(jù)圖像可知，ROH溶液的pH為10時(shí)lg≈2，MOH溶液的pH為10時(shí)lg＝3，即pH均為10時(shí)，MOH溶液的體積是ROH溶液體積的10倍。 (2)MOH和ROH的起始物質(zhì)的量相等，消耗HCl的量也相等，故所需同濃度鹽酸的體積相等。 (3)設(shè)a、b、c、d分別代表強(qiáng)堿、弱堿、強(qiáng)酸、弱酸，圖像如下： 題組一　強(qiáng)弱電解質(zhì)的判斷 1．(2016高考上海卷)能證明乙酸是弱酸的實(shí)驗(yàn)事實(shí)是(　　) A．CH3COOH溶液與Zn反應(yīng)放出H2 B．0.1 mol/L CH3COONa溶液的pH大于7 C．CH3COOH溶液與Na2CO3反應(yīng)生成CO2 D．0.1 mol/L CH3COOH溶液可使紫色石蕊變紅 解析：選B。A項(xiàng)，2CH3COOH＋Zn===(CH3COO)2Zn＋H2↑，表現(xiàn)CH3COOH的酸性；C項(xiàng)，2CH3COOH＋Na2CO3===2CH3COONa＋CO2↑＋H2O，表現(xiàn)酸性：CH3COOH>H2CO3；D項(xiàng)，CH3COOHCH3COO－＋H＋，說明CH3COOH具有酸性；上述三項(xiàng)均不能證明CH3COOH為弱酸；B項(xiàng)，CH3COONa溶液pH>7，說明CH3COO－水解生成弱酸CH3COOH。 2．(2018福州模擬)下列事實(shí)不能證明HNO2是弱電解質(zhì)的是(　　) ①滴入酚酞，NaNO2溶液顯紅色 ②用HNO2溶液做導(dǎo)電實(shí)驗(yàn)，燈泡很暗 ③等pH、等體積的鹽酸和HNO2溶液中和堿時(shí)，HNO2中和堿的能力強(qiáng) ④0.1 molL－1HNO2溶液的pH＝2 ⑤HNO2與CaCO3反應(yīng)放出CO2氣體 ⑥[H＋]＝0.1 molL－1的HNO2溶液稀釋至1 000倍，pH<4 A．①⑤　 B．②⑤ C．③⑥　 D．③④ 解析：選B。NO水解，生成弱電解質(zhì)HNO2和OH－，使酚酞試液顯紅色，①能證明；HNO2溶液做導(dǎo)電實(shí)驗(yàn)，燈泡很暗，只能說明溶液中離子的濃度小，并不能說明HNO2部分電離，②不能證明；等pH、等體積的鹽酸和HNO2溶液中，HNO2中和堿的能力強(qiáng)，0.1 molL－1HNO2溶液的pH＝2，都能說明HNO2部分電離，③、④能證明；HNO2與CaCO3反應(yīng)放出CO2氣體，只能說明HNO2的酸性比碳酸強(qiáng)，但并不一定是弱電解質(zhì)，⑤不能證明；HNO2若是強(qiáng)酸，⑥中稀釋后pH應(yīng)等于4，⑥能證明。 判斷弱電解質(zhì)的三個(gè)角度 　弱電解質(zhì)的定義，即弱電解質(zhì)不能完全電離，如測(cè)0.1 molL－1的CH3COOH溶液的pH>1。 　弱電解質(zhì)溶液中存在電離平衡，條件改變，平衡移動(dòng)，如pH＝1的CH3COOH溶液加水稀釋10倍后17。 題組二　外界條件對(duì)電離平衡的影響 3．稀氨水中存在著下列平衡：NH3H2ONH＋OH－，若要使平衡向逆方向移動(dòng)，同時(shí)使[OH－]增大，應(yīng)加入適量的物質(zhì)是(　　) ①NH4Cl固體?、诹蛩帷、跱aOH固體　④加水稀釋 ⑤加熱?、藜尤肷倭縈gSO4固體 A．①②③⑤ B．③⑥ C．③ D．③⑤ 解析：選C。若在氨水中加入NH4Cl固體，[NH]增大，平衡向逆方向移動(dòng)，[OH－]減小，①錯(cuò)誤；硫酸中的H＋與OH－反應(yīng)，使[OH－]減小，平衡向正方向移動(dòng)，②錯(cuò)誤；在氨水中加入NaOH固體后，[OH－]增大，平衡向逆方向移動(dòng)，符合題意，③正確；若在氨水中加入水，稀釋溶液，平衡向正方向移動(dòng)，[OH－]減小，④錯(cuò)誤；電離屬于吸熱過程，加熱平衡向正方向移動(dòng)，[OH－]增大，⑤錯(cuò)誤；加入少量MgSO4固體發(fā)生反應(yīng)：Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓，溶液中[OH－]減小，平衡正向移動(dòng)，⑥錯(cuò)誤。 4．(2018泉州模擬)將0.1 mol/L CH3COOH溶液加水稀釋或加入少量CH3COONa晶體時(shí)都會(huì)引起(　　) A．CH3COOH電離程度變大　 B．溶液pH減小 C．溶液的導(dǎo)電能力減弱 D．溶液中[H＋]減小 解析：選D。CH3COOHCH3COO－＋H＋，當(dāng)加水稀釋時(shí)，[CH3COOH]、[CH3COO－]、[H＋]都減小，平衡右移，pH增大，導(dǎo)電能力減弱，電離程度增大。當(dāng)加入少量CH3COONa晶體時(shí)，[CH3COO－]增大，平衡左移，電離程度減小，[H＋]減小，pH增大，導(dǎo)電能力增強(qiáng)。綜上所述，只有D選項(xiàng)正確。 題組三　一元強(qiáng)酸與一元弱酸的比較 5．體積相同的醋酸和鹽酸兩種溶液，n(CH3COO－)＝n(Cl－)＝0.01 mol，下列有關(guān)的敘述錯(cuò)誤的是(　　) A．與NaOH完全中和時(shí)，醋酸所消耗的NaOH多 B．分別與足量CaCO3反應(yīng)時(shí)，放出的CO2一樣多 C．兩種溶液的pH相等 D．分別用水稀釋相同倍數(shù)時(shí)，n(Cl－)n(HCl)，故與NaOH完全中和，醋酸消耗的NaOH多，分別與足量 CaCO3 反應(yīng)時(shí)，醋酸放出的CO2多，A項(xiàng)正確、B項(xiàng)錯(cuò)誤；分別用水稀釋相同倍數(shù)時(shí)，醋酸的電離程度增大，n(CH3COO－)增大，而n(Cl－)不變，D項(xiàng)正確。 6．(2018蘇州質(zhì)檢)現(xiàn)有體積相等且等pH或等物質(zhì)的量濃度的鹽酸和醋酸溶液，分別加入足量鎂粉，產(chǎn)生H2的體積(同溫同壓下測(cè)定)隨時(shí)間的變化示意圖如下： 其中正確的是(　　) A．①③ B．②④ C．①②③④ D．都不對(duì) 解析：選D。隨著反應(yīng)的進(jìn)行，V(H2)只可能增大而不可能減小，①、③錯(cuò)誤；當(dāng)兩溶液等pH時(shí)，醋酸的物質(zhì)的量濃度要比鹽酸大得多，與足量的鎂粉反應(yīng)時(shí)，不僅產(chǎn)生的氫氣體積更大，反應(yīng)更快，而且反應(yīng)的時(shí)間更長(zhǎng)，②錯(cuò)誤；等物質(zhì)的量濃度時(shí)，醋酸中[H＋]在反應(yīng)完全之前都比鹽酸中的小，因此醋酸中的反應(yīng)速率應(yīng)該比鹽酸中的反應(yīng)速率小，完全反應(yīng)時(shí)產(chǎn)生相同體積的氫氣，鹽酸所用時(shí)間比醋酸短，④錯(cuò)誤。 一元強(qiáng)酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較 (1)酸的濃度相同、體積相同時(shí) 項(xiàng)目 酸 [H＋] pH 中和堿的量 與足量活潑金屬反應(yīng)產(chǎn) 生H2的量 開始與金 屬反應(yīng)的 速率 加少量相應(yīng)鈉鹽(s)后pH H2O電離出的[H＋] 一元強(qiáng)酸(a) a>b aH3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>HClO。 2．有關(guān)電離平衡常數(shù)的計(jì)算 (1)如HX溶液中 　　　　　　HX　　　　H＋　?。玐－ 起始(molL－1): c(HX) 0 0 平衡(molL－1): c(HX)－[H＋] [H＋] [H＋] 則Ka＝，[H＋]≈ (2)如BOH溶液中 　　　　　　BOH　　　　B＋　　＋OH－ 起始(molL－1): c(BOH) 0 0 平衡(molL－1): c(BOH)－[OH－] [OH－] [OH－] 則Kb＝，[OH－]≈ [自我檢測(cè)] 1．判斷正誤，正確的打“√”，錯(cuò)誤的打“” (1)電離平衡常數(shù)(K)越小，表示弱電解質(zhì)電離能力越弱。(　　) (2)電離平衡常數(shù)(K)與溫度無(wú)關(guān)。(　　) (3)不同濃度的同一弱電解質(zhì)，其電離平衡常數(shù)(K)不同。(　　) (4)多元弱酸各步電離平衡常數(shù)相互關(guān)系為Ka1[HC2O]>[HCO]>[CO] b．[HCO]>[HC2O]>[C2O]>[CO] c．[H＋]>[HC2O]>[C2O]>[CO] d．[H2CO3]>[HCO]>[HC2O]>[CO] [解析]　根據(jù)電離平衡常數(shù)可知草酸的酸性強(qiáng)于碳酸，則碳酸鈉的水解程度大于草酸鈉，所以0.1 mol/L Na2CO3溶液的pH大于0.1 mol/L Na2C2O4溶液的pH。草酸的酸性強(qiáng)于碳酸，則等濃度的草酸溶液和碳酸溶液中，氫離子濃度較大的是草酸。草酸的二級(jí)電離常數(shù)大于碳酸的，所以草酸的電離程度大，因此溶液中[H＋]>[HC2O]>[C2O]>[HCO]>[CO]，a、c正確，b、d錯(cuò)誤。 [答案]　大于　草酸　ac 利用電離平衡常數(shù)解題的思維模型 題組一　有關(guān)電離平衡常數(shù)的定性分析 1．相同溫度下，三種酸的電離常數(shù)如下表所示，下列判斷正確的是(　　) 酸 HX HY HZ 電離常數(shù)Ka(mol/L) 910－7 910－6 110－2 A.三種酸的強(qiáng)弱關(guān)系：HX>HY>HZ B．反應(yīng)HZ＋Y－===HY＋Z－能夠發(fā)生 C．相同溫度下，0.1 mol/L的NaX、NaY、NaZ溶液，NaZ溶液pH最大 D．相同溫度下，1 mol/L HX溶液的電離常數(shù)大于0.1 mol/L HX溶液的電離常數(shù) 解析：選B。表中電離常數(shù)大小關(guān)系：110－2 mol/L>910－6 mol/L>910－7 mol/L，所以三種酸的酸性強(qiáng)弱為HZ>HY>HX，A、C不正確。電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，與濃度無(wú)關(guān)，D不正確。 2．(2018杭州七校聯(lián)考)已知25 ℃，醋酸、次氯酸、碳酸、亞硫酸的電離平衡常數(shù)如下表，下列敘述正確的是(　　) 酸 醋酸 次氯酸 碳酸 亞硫酸 電離平衡常數(shù)(molL－1) Ka＝1．7510－5 Ka＝2．9810－8 Ka1＝4．3010－7Ka2＝5．6110－11 Ka1＝1．5410－2Ka2＝1．0210－7 A.25 ℃，等物質(zhì)的量濃度的CH3COONa、NaClO、Na2CO3和Na2SO3四種溶液中，堿性最強(qiáng)的是Na2CO3 B．將0.1 molL－1的醋酸不斷加水稀釋，所有離子濃度均減小 C．少量SO2通入Ca(ClO)2溶液中反應(yīng)的離子方程式為SO2＋H2O＋Ca2＋＋2ClO－===CaSO3↓＋2HClO D．少量SO2通入CH3COONa溶液中反應(yīng)的離子方程式為SO2＋H2O＋2CH3COO－===SO＋2CH3COOH 解析：選A。根據(jù)表中數(shù)據(jù)可知，酸性：亞硫酸＞醋酸＞碳酸＞亞硫酸氫根離子＞次氯酸＞碳酸氫根離子。A項(xiàng)，相同物質(zhì)的量濃度的含有弱酸根離子的鈉鹽溶液，對(duì)應(yīng)酸的酸性越弱，則酸根離子水解程度越大，溶液中氫氧根離子濃度越大，pH越大，水解程度：CH3COO－＜SO＜ClO－＜CO，所以堿性最強(qiáng)的是Na2CO3，正確；B項(xiàng)，醋酸溶液中加一定量水，醋酸的電離程度增大，但是溶液中氫離子濃度減小，由于KW不變，所以氫氧根離子濃度增大，錯(cuò)誤；C項(xiàng)，少量SO2通入Ca(ClO)2溶液中，反應(yīng)生成的次氯酸能夠氧化亞硫酸根離子，生成CaSO4，錯(cuò)誤；D項(xiàng)，少量SO2通入CH3COONa溶液中，反應(yīng)生成醋酸和亞硫酸氫根離子，反應(yīng)的離子方程式為SO2＋H2O＋CH3COO－===HSO＋CH3COOH，錯(cuò)誤。 題組二　有關(guān)電離平衡常數(shù)的定量計(jì)算 3．(2016高考浙江卷)苯甲酸鈉(COONa，縮寫為NaA)可用作飲料的防腐劑。研究表明苯甲酸(HA)的抑菌能力顯著高于A－。已知25 ℃時(shí)，HA的Ka＝6.2510－5 mol/L，H2CO3的Ka1＝4.1710－7 mol/L，Ka2＝4.9010－11 mol/L。在生產(chǎn)碳酸飲料的過程中，除了添加NaA外，還需加壓充入CO2氣體。下列說法正確的是(溫度為25 ℃，不考慮飲料中其他成分)(　　) A．相比于未充CO2的飲料，碳酸飲料的抑菌能力較低 B．提高CO2充氣壓力，飲料中[A－]不變 C．當(dāng)pH為5.0時(shí)，飲料中＝0.16 D．碳酸飲料中各種粒子的濃度關(guān)系為[H＋]＝[HCO]＋[CO]＋[OH－]－[HA] 解析：選C。根據(jù)題中所給的電離平衡常數(shù)可知，酸性：HA>H2CO3>HCO。A項(xiàng)，碳酸飲料因充有CO2而使HA的電離受到抑制，故相比于未充CO2的飲料，碳酸飲料中HA的濃度較大，抑菌能力較強(qiáng)，錯(cuò)誤；B項(xiàng)，提高CO2充氣壓力，CO2的溶解度增大，HA的電離平衡左移，[A－]減小，錯(cuò)誤；C項(xiàng)，因?yàn)镠AH＋＋A－，Ka＝，故＝＝＝0.16，正確；D項(xiàng)，依據(jù)溶液中電荷守恒可知：[Na＋]＋[H＋]＝[HCO]＋2[CO]＋[OH－]＋[A－]，結(jié)合物料守恒：[Na＋]＝[A－]＋[HA]，所以[H＋]＝[HCO]＋2[CO]＋[OH－]－[HA]，錯(cuò)誤。 4．(1)已知常溫常壓下，空氣中的CO2溶于水，達(dá)到平衡時(shí)，溶液的pH＝5.60，[H2CO3]＝1.510－5 molL－1。若忽略水的電離及H2CO3的第二級(jí)電離，則H2CO3HCO＋H＋的平衡常數(shù)Ka1＝________。(已知10－5.60＝2.510－6) (2)已知常溫下H2C2O4的電離平衡常數(shù)Ka1＝5.410－2 molL－1，Ka2＝5.410－5 molL－1，反應(yīng)NH3H2O＋HC2ONH＋C2O＋H2O的平衡常數(shù)K＝9.45104，則NH3H2O的電離平衡常數(shù)Kb＝________。 (3)25 ℃時(shí)，在2.010－3 molL－1的氫氟酸水溶液中，調(diào)節(jié)溶液pH(忽略調(diào)節(jié)時(shí)體積變化)，測(cè)得平衡體系中[F－]、[HF]與溶液pH的關(guān)系如下圖。 則25 ℃時(shí)，HF電離平衡常數(shù)為Ka(HF)＝ ________________________________________________________________________ (列式求值)。 (4)[2016高考全國(guó)卷Ⅱ，26(4)]聯(lián)氨(N2H4)為二元弱堿，在水中的電離方式與氨相似。聯(lián)氨第一步電離反應(yīng)的平衡常數(shù)值為____________(已知：N2H4＋H＋ N2H的K＝8.7107 mol－1L；KW＝1.010－14mol2L－2)。聯(lián)氨與硫酸形成的酸式鹽的化學(xué)式為______________________。 解析：(1)Ka1＝＝ ＝4.210－7 molL－1。 (2)反應(yīng)的平衡常數(shù) K＝＝ ＝＝9.45104， Kb＝1.7510－5 molL－1。 (3)電離平衡常數(shù)等于電離出的離子的平衡濃度的系數(shù)次冪之積除以電解質(zhì)的平衡濃度，故 Ka(HF)＝＝ ＝410－4 molL－1。 (4)N2H4的第一步電離的方程式為N2H4＋H2ON2H＋OH－，則電離平衡常數(shù)Kb＝ ＝＝＝KKW＝8.7107 mol－1L1.010－14 mol2L－2＝8.710－7 molL－1。聯(lián)氨是二元弱堿，其與硫酸形成的酸式鹽為N2H6(HSO4)2。 答案：(1)4.210－7 molL－1　(2)1.7510－5 molL－1 (3)＝ molL－1＝410－4 molL－1 (4)8.710－7 molL－1　N2H6(HSO4)2 電離平衡常數(shù)的應(yīng)用 (1)判斷弱酸(或弱堿)的相對(duì)強(qiáng)弱，電離平衡常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強(qiáng)。 (2)判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強(qiáng)弱，電離平衡常數(shù)越大，對(duì)應(yīng)的鹽水解程度越小，堿性(或酸性)越弱。 (3)判斷復(fù)分解反應(yīng)能否發(fā)生，一般符合“強(qiáng)酸制弱酸”規(guī)律。 (4)判斷微粒濃度比值的變化 例如：0.1 mol/L CH3COOH溶液中加水稀釋， ＝＝， [H＋]減小，Ka不變，則增大。 [課后達(dá)標(biāo)檢測(cè)] 一、選擇題 1．(2018西安八校聯(lián)考)下列事實(shí)一定能說明HA是弱酸的是(　　) A．常溫下NaA溶液的pH大于7 B．HA能與Na2CO3溶液反應(yīng)，產(chǎn)生CO2氣體 C．1 molL－1的HA水溶液能使紫色石蕊試液變紅 D．用HA溶液做導(dǎo)電性實(shí)驗(yàn)，燈泡很暗 解析：選A。NaA溶液的pH大于7，說明NaA為強(qiáng)堿弱酸鹽，則HA為弱酸，A項(xiàng)正確；HCl也能與Na2CO3溶液反應(yīng)，產(chǎn)生CO2氣體，但HCl是強(qiáng)酸，B項(xiàng)錯(cuò)誤；1 molL－1的HCl溶液也能使紫色石蕊試液變紅，C項(xiàng)錯(cuò)誤；溶液的導(dǎo)電性與溶液中的離子濃度有關(guān)，如果是強(qiáng)電解質(zhì)，但溶液中的離子濃度很小，燈泡也會(huì)很暗，D項(xiàng)錯(cuò)誤。 2．0.1 molL－1某堿AOH溶液的pH＝11，將該溶液稀釋10倍后，溶液的pH不可能為(　　) ①10.1　②10.8?、?2?、?1.5 A．③④ B．①② C．①③ D．②④ 解析：選A。在堿溶液稀釋過程中，溶液的pH減小而不是增大，若AOH是強(qiáng)堿，稀釋10倍后溶液的pH＝10，若AOH是弱堿，由于稀釋過程中AOH會(huì)繼續(xù)電離出OH－，故稀釋10倍后10碳酸Ka2＝5.610－11 molL－1，能發(fā)生；次溴酸Ka＝2.410－9 molL－1<碳酸Ka1＝4.310－7 molL－1，可知④能發(fā)生，②和③都不能發(fā)生。 6．(2018鄭州一模)將濃度為0.1 molL－1的HF溶液加水稀釋，下列各量保持增大的是(　　) ①[H＋]?、赱F－]　③[OH－]?、躃a(HF)?、軰W ⑥　⑦ A．①⑥ B．②④ C．③⑦ D．④⑤ 解析：選C。HF是弱電解質(zhì)，加水稀釋促進(jìn)HF的電離，但[H＋]、[F－]、[HF]都減小；溫度不變，KW不變，[H＋]減小，則[OH－]增大；溫度不變，Ka(HF)不變，＝，[F－]減小，則增大；根據(jù)電荷守恒知，[H＋]＝[OH－]＋[F－]，則＝＝1－，增大，故減小。綜上所述，[OH－]、保持增大。 7．(2018?？谡{(diào)研)已知下面三個(gè)數(shù)據(jù)：7.210－4 molL－1、4.610－4 molL－1、4.910－10 molL－1分別是三種酸的電離平衡常數(shù)，若已知這些酸可發(fā)生如下反應(yīng)： ①NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2，②NaCN＋HF===HCN＋NaF，③NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。 由此可判斷下列敘述中不正確的是(　　) A．HF的電離平衡常數(shù)為7.210－4 molL－1 B．HNO2的電離平衡常數(shù)為4.910－10 molL－1 C．根據(jù)①③兩個(gè)反應(yīng)即可知三種酸的相對(duì)強(qiáng)弱 D．HNO2的電離平衡常數(shù)比HCN大，比HF小 解析：選B。相同溫度下的弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)是比較弱電解質(zhì)相對(duì)強(qiáng)弱的依據(jù)之一。該題中涉及三個(gè)反應(yīng)，由題中三個(gè)化學(xué)反應(yīng)方程式(強(qiáng)酸制弱酸)可以得出：HF、HNO2、HCN的酸性依次減弱。酸性越強(qiáng)，電離平衡常數(shù)越大，據(jù)此將三個(gè)Ka值與酸對(duì)應(yīng)起來(lái)，故A正確，B錯(cuò)誤；反應(yīng)①說明酸性：HNO2>HCN，反應(yīng)③說明酸性：HF>HNO2，故C、D正確。 8．(2018湖南六校聯(lián)考)高氯酸、硫酸、鹽酸和硝酸都是強(qiáng)酸，其酸性在水溶液中差別不大。某溫度下，四種物質(zhì)在冰醋酸中的電離常數(shù)如下： HClO4 H2SO4 HCl HNO3 Ka (molL－1) 1.610－5 6.310－9 1.610－9 4.210－10 根據(jù)表格中數(shù)據(jù)判斷以下說法不正確的是(　　) A．在冰醋酸中高氯酸是這四種酸中最強(qiáng)的酸 B．在冰醋酸中硫酸的電離方程式為H2SO4===2H＋＋SO C．在冰醋酸中這四種酸都沒有完全電離 D．酸的強(qiáng)弱與其本身的結(jié)構(gòu)和溶劑的性質(zhì)有關(guān) 解析：選B。在冰醋酸中高氯酸的電離常數(shù)最大，則酸性最強(qiáng)，A項(xiàng)正確；在冰醋酸中硫酸的電離常數(shù)較小，不能完全電離，電離方程式應(yīng)為H2SO4H＋＋HSO，B項(xiàng)錯(cuò)誤；在冰醋酸中這四種酸的電離常數(shù)較小，均不能完全電離，C項(xiàng)正確；酸的強(qiáng)弱與其本身的結(jié)構(gòu)和溶劑的性質(zhì)有關(guān)，D項(xiàng)正確。 9．(2017高考全國(guó)卷Ⅱ)改變 0.1 molL－1二元弱酸H2A溶液的pH，溶液中H2A、HA－、A2－的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)δ(X)隨pH的變化如圖所示{已知δ(X)＝}。 下列敘述錯(cuò)誤的是(　　) A．pH＝1.2時(shí)，[H2A]＝[HA－] B．lg [Ka2(H2A)]＝－4.2 C．pH＝2.7時(shí)，[HA－]＞[H2A]＝[A2－] D．pH＝4.2時(shí)，[HA－]＝[A2－]＝[H＋] 解析：選D。從圖像中可以看出pH＝1.2時(shí)，δ(H2A)＝δ(HA－)，則[H2A]＝[HA－]，A項(xiàng)正確；根據(jù)HA－H＋＋A2－，可確定Ka2(H2A)＝，從圖像中可以看出pH＝4.2時(shí)，δ(HA－)＝δ(A2－)，則[HA－]＝[A2－]，即lg [Ka2(H2A)]＝lg [H＋]＝－4.2，B項(xiàng)正確；從圖像中可以看出pH＝2.7時(shí)，δ(HA－)>δ(H2A)＝δ(A2－)，則[HA－]>[H2A]＝[A2－]，C項(xiàng)正確；從圖像中可以看出pH＝4.2時(shí)，δ(HA－)＝δ(A2－)，則[HA－]＝[A2－]≈0.05 molL－1，而[H＋]＝10－4.2 molL－1，D項(xiàng)錯(cuò)誤。 二、非選擇題 10．(2018海南七校聯(lián)考)連二次硝酸(H2N2O2)是一種二元酸，可用于制N2O氣體。 (1)連二次硝酸中氮元素的化合價(jià)為________。 (2)常溫下，用0.01 molL－1的NaOH溶液滴定10 mL 0.01 molL－1的H2N2O2溶液，測(cè)得溶液pH與NaOH溶液體積的關(guān)系如圖所示。 ①寫出H2N2O2在水溶液中的電離方程式： ________________________________________________________________________。 ②b點(diǎn)時(shí)溶液中[H2N2O2]________(填“>”“<”或“＝”，下同)[N2O]。 ③a點(diǎn)時(shí)溶液中[Na＋]________[HN2O]＋[N2O]。 解析：(1)根據(jù)化合物中各元素化合價(jià)的代數(shù)和為0，可求出H2N2O2中氮元素的化合價(jià)為＋1。(2)①由題圖可以看出，未加入NaOH溶液時(shí)，0.01 molL－1H2N2O2溶液的pH＝4.3，這說明H2N2O2為弱酸，則其電離方程式為H2N2O2H＋＋HN2O、HN2OH＋＋N2O。②b點(diǎn)時(shí)溶液中的溶質(zhì)為NaHN2O2，溶液呈堿性，說明HN2O的水解程度大于其電離程度，H2N2O2為水解產(chǎn)物，N2O為電離產(chǎn)物，故[H2N2O2]>[N2O]。③a點(diǎn)時(shí)溶液中，根據(jù)電荷守恒可得[Na＋]＋[H＋]＝2[N2O]＋[HN2O]＋[OH－]，而a點(diǎn)時(shí)溶液的pH＝7，則[H＋]＝[OH－]，故[Na＋]＝2[N2O]＋[HN2O]，所以[Na＋]>[N2O]＋[HN2O]。 答案：(1)＋1　(2)①H2N2O2H＋＋HN2O、HN2OH＋＋N2O　②>?、? 11．為研究HA、HB和MOH酸堿性的相對(duì)強(qiáng)弱，某化學(xué)學(xué)習(xí)小組設(shè)計(jì)了以下實(shí)驗(yàn)：室溫下，pH＝2的兩種酸溶液HA、HB和pH＝12的堿溶液MOH各取1 mL，然后分別加水稀釋到1 000 mL，其pH的變化與溶液體積的關(guān)系如圖所示，根據(jù)所給數(shù)據(jù)，請(qǐng)回答下列問題： (1)HA為________酸(填“強(qiáng)”或“弱”，下同)，HB為________酸。 (2)若c＝9，則稀釋后的三種溶液中，由水電離出的氫離子的濃度的大小順序?yàn)開___________________(用酸、堿的化學(xué)式表示)。將稀釋后的HA溶液和MOH溶液等體積混合，所得溶液中[A－]與[M＋]的大小關(guān)系為[A－]________[M＋](填“大于”“小于”或“等于”)。 (3)若b＋c＝14，則MOH為________堿(填“強(qiáng)”或“弱”)。將稀釋后的HB溶液和MOH溶液等體積混合，所得混合溶液的pH________7(填“大于”“小于”或“等于”)。 解析：(1)pH＝a的強(qiáng)酸溶液，稀釋10n(a＋n<7)倍后，溶液的pH＝a＋n；pH＝a的弱酸溶液，稀釋10n倍后，溶液的pH介于a和a＋n之間。據(jù)此可確定HA是強(qiáng)酸，HB是弱酸。(2)pH＝9的MOH溶液中，[H＋]水＝110－9 mol/L；pH＝5的HA溶液中，[H＋]水＝[OH－]水＝110－9 mol/L；pH＝b的HB溶液中，[H＋]水＝[OH－]水<110－9 mol/L。將稀釋后的HA溶液和MOH溶液等體積混合，二者恰好完全反應(yīng)生成強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽，溶液顯中性，根據(jù)電荷守恒可知[A－]＝[M＋]。(3)若b＋c＝14，則b＝14－c，在pH＝c的MOH溶液中，[OH－]＝10c－14 mol/L＝10－b mol/L，即將[OH－]＝10－2 mol/L的MOH溶液稀釋103倍后，[OH－]>10－5 mol/L，所以MOH是弱堿。因?yàn)橥瑴囟认拢琀B和MOH的電離能力相同，所以將稀釋后的HB溶液和MOH溶液等體積混合，反應(yīng)后溶液呈中性。 答案：(1)強(qiáng)　弱 (2)HA＝MOH>HB　等于 (3)弱　等于 12．(2018大連重點(diǎn)中學(xué)考試)Ⅰ.HA、H2B、H3C三種弱酸，根據(jù)“較強(qiáng)酸＋較弱酸鹽===較強(qiáng)酸鹽＋較弱酸”的反應(yīng)規(guī)律，它們之間能發(fā)生下列反應(yīng)： A．HA＋HC2－(少量)===A－＋H2C－ B．H2B(少量)＋2A－===B2－＋2HA C．H2B(少量)＋H2C－===HB－＋H3C 回答下列問題： (1)相同條件下，HA、H2B、H3C三種酸中，酸性最強(qiáng)的是________。 (2)A－、B2－、C3－、HB－、H2C－、HC2－六種離子中，最易結(jié)合質(zhì)子(H＋)的是________，最難結(jié)合質(zhì)子的是___________________________________。 (3)寫出下列反應(yīng)的離子方程式。 HA(過量)＋C3－： _______________________________。 Ⅱ.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(yīng)平衡時(shí)溶液中[NH]＝[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＝________。 解析：Ⅰ.(1)根據(jù)“較強(qiáng)酸制較弱酸”原理，由A、B、C反應(yīng)可得酸性：HA>H2C－、H2B>HA、H2B>H3C，故HA、H2B、H3C中酸性最強(qiáng)的為H2B。(2)HC2－酸性最弱，則C3－最易結(jié)合質(zhì)子；H2B酸性最強(qiáng)，則HB－最難結(jié)合質(zhì)子。(3)過量HA與C3－反應(yīng)，生成H2C－和A－。 Ⅱ.根據(jù)電荷守恒得：[NH]＋[H＋]＝[Cl－]＋[OH－]，由于[NH]＝[Cl－]，則[H＋]＝[OH－]，因此溶液顯中性；混合后溶液中[OH－]＝10－7 molL－1，而[NH]＝[Cl－]＝0.01 molL－1，[NH3H2O]＝(a－0.01) molL－1，故 NH3H2O的電離常數(shù)Kb＝＝＝ molL－1。 答案：Ⅰ.(1)H2B (2)C3－　HB－ (3)2HA(過量)＋C3－===H2C－＋2A－ Ⅱ.中　 molL－1 13．(2018呼和浩特高三考試)(1)電離平衡常數(shù)是衡量弱電解質(zhì)電離程度強(qiáng)弱的量。已知下表數(shù)據(jù)： 化學(xué)式 電離平衡常數(shù)(25 ℃)/molL－1 HCN Ka＝5.010－10 CH3COOH Ka＝1.810－5 H2CO3 Ka1＝4.410－7，Ka2＝4.710－11 ①25 ℃時(shí)，等濃度的四種溶液：a.NaCN溶液　b．Na2CO3溶液　c．CH3COONa溶液　d．NaHCO3溶液，pH由大到小的順序?yàn)開_______________(填序號(hào))。 ②將0.2 molL－1 HCN溶液和0.1 molL－1的NaOH溶液等體積混合后，溶液顯堿性，則[HCN]、[H＋]、[OH－]、[CN－]、[Na＋]大小排序?yàn)開_____________________________________，[HCN]＋[CN－]________(填“>”“<”或“＝”)0.1 molL－1。 ③相同條件下，取等體積等pH的a.HCN溶液　b．CH3COOH 溶液　c．H2CO3溶液，各稀釋100倍，稀釋后的溶液，其pH大小關(guān)系為____________(填序號(hào))。 ④25 ℃時(shí)，將體積為Va，pH＝13的某一元強(qiáng)堿與體積為Vb，pH＝2的某二元強(qiáng)酸混合，若所得溶液的pH＝11，則Va∶Vb＝________。 (2)溫度為T ℃時(shí)水的離子積常數(shù)為KW，該溫度下，將濃度為a molL－1的H2SO4與b molL－1的一元堿AOH等體積混合。則可判斷溶液呈中性的是________(填序號(hào))。 ①混合溶液的pH＝7 ②[SO]＝[A＋] ③混合溶液中[H＋][OH－]＝KW ④混合溶液中[OH－]＝ molL－1 解析：(1)①由表中電離平衡常數(shù)可知酸性大?。篊H3COOH>H2CO3>HCN>HCO(相應(yīng)的酸根離子分別為CH3COO－、HCO、CN－、CO)，酸性越弱，其鹽溶液中酸根離子水解程度越大，故等濃度的四種溶液：a.NaCN溶液、b.Na2CO3溶液、c.CH3COONa溶液、d.NaHCO3溶液，pH由大到小的順序?yàn)閎>a>d>c。②反應(yīng)后得到等濃度的HCN與NaCN的混合溶液，由溶液顯堿性可推知CN－水解程度大于HCN的電離程度，故溶液中有關(guān)微粒的濃度大小為[HCN]>[Na＋]>[CN－]>[OH－]>[H＋]；等體積混合后有關(guān)粒子的濃度變?yōu)樵瓉?lái)的一半，根據(jù)原子守恒可知[HCN]＋[CN－]＝0.1 molL－1。③酸越弱，稀釋同樣的倍數(shù)，其pH改變?cè)叫?，因此相同條件下，取等體積等pH的a.HCN溶液，b.CH3COOH溶液，c.H2CO3溶液，各稀釋100倍，稀釋后的溶液pH大小關(guān)系為b>c>a。④混合后溶液pH＝11，說明混合后溶液中[OH－]＝10－3 molL－1，故由題意得＝10－3，解得Va∶Vb＝1∶9。(2)因溫度不一定是25 ℃，故pH＝7時(shí)溶 液不一定呈中性；由[SO]＝[A＋]及電荷守恒可知溶液中[H＋]＝[OH－]，則溶液一定呈中性；無(wú)論溶液呈酸性、中性還是堿性，混合溶液中總存在[H＋][OH－]＝KW；混合溶液中[OH－]＝ molL－1，可說明混合溶液中[H＋]＝[OH－]，則溶液一定呈中性。 答案：(1)①b>a>d>c?、赱HCN]>[Na＋]>[CN－]>[OH－]>[H＋]?。健、踒>c>a　④1∶9 (2)②④