（通用版）2022-2023版高中化學 第三章 水溶液中的離子平衡 第一節(jié) 弱電解質的電離學案 新人教版選修4

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1、（通用版）2022-2023版高中化學 第三章 水溶液中的離子平衡 第一節(jié) 弱電解質的電離學案 新人教版選修4 [學習目標定位]　1.能準確判斷強電解質和弱電解質。2.會描述弱電解質的電離平衡，能正確書寫弱電解質的電離方程式，會分析電離平衡的移動。3.知道電離平衡常數的意義。 一、強電解質和弱電解質 1.電解質和非電解質 化合物按照其在水溶液或熔融狀態(tài)下能否導電，可分為電解質和非電解質。按要求回答下列問題： 有以下幾種物質：①液態(tài)HCl?、谌廴贜aCl　③稀硫酸 ④蔗糖?、菀掖肌、蘼人、逜l2O3?、郚H3?、岚彼? ⑩Cu　?CaCO3　?SO2　?Al(OH)3　?NaO

2、H ?CH3COOH (1)屬于電解質的是①②⑦????，屬于非電解質的是④⑤⑧?。 (2)能導電的是②③⑥⑨⑩。 2.強電解質和弱電解質 (1)實驗探究 分別試驗等體積、等濃度的鹽酸、醋酸與等量鎂條的反應，填寫下表： 1 mol·L－1 HCl 1 mol·L－1 CH3COOH 與鎂條反應的現(xiàn)象 產生氣泡較快 產生氣泡較慢 c(H＋) 鹽酸大于醋酸(填“大于”或“小于”，下同) 電離程度 相同物質的量濃度時，HCl在溶液中的電離程度大于CH3COOH在溶液中的電離程度 (2)強電解質和弱電解質的概念和物質類別 (1)CO2、SO2、N

3、H3等物質溶于水能導電，是因為溶于水后生成H2CO3、H2SO3、NH3·H2O等電解質導電，不是其本身電離出離子，故應為非電解質。 (2)電解質的強、弱與其溶解性無關。難溶的鹽如AgCl、CaCO3等，溶于水的部分能完全電離，是強電解質。易溶的如CH3COOH在溶液中電離程度較小，是弱電解質。 例1　判斷正誤(正確的打“√”，錯誤的打“×”) (1)電解質的水溶液都導電，非電解質的水溶液都不導電(　　) (2)電解質不一定導電，能導電的物質不一定是電解質(　　) (3)純凈的強電解質在液態(tài)時，有的導電有的不導電(　　) (4)BaSO4不溶于水，故BaSO4是非電解質(　　)

4、(5)強電解質的水溶液中無溶質分子，弱電解質的水溶液中有溶質分子(　　) (6)氯化銨屬于強電解質，碳酸氫鈉屬于弱電解質(　　) 答案　(1)×　(2)√　(3)√　(4)×　(5)√　(6)× 考點　電解質及其分類 題點　電解質的相關綜合 例2　下列關于強、弱電解質的敘述中正確的是(　　) A.強電解質都是離子化合物，弱電解質都是共價化合物 B.強電解質都是可溶性化合物，弱電解質都是難溶性化合物 C.強電解質熔化時都完全電離，弱電解質在水溶液中部分電離 D.強電解質不一定能導電，弱電解質溶液的導電能力不一定比強電解質弱 答案　D 解析　判斷強、弱電解質的根本依據是看電解

5、質在水中是否完全電離，與其溶解度、濃度大小及水溶液導電能力的強弱無關。共價化合物如HCl也是強電解質，A錯誤；強、弱電解質與溶解性無關，B錯誤；有些強電解質熔化時不能電離，如H2SO4等，C錯誤；電解質導電是有條件的，溶液的導電性與溶液中離子濃度和所帶的電荷數有關，D正確。 考點　電解質及其分類 題點　電解質的相關綜合 方法點撥　判斷電解質及其強弱應該注意的問題 (1)電解質的強弱與溶液導電能力沒有必然聯(lián)系。電解質溶液的導電能力與離子濃度和離子所帶電荷數有關，強電解質溶液的導電能力不一定強。 (2)電解質的強弱與其溶解度無關。某些難溶鹽，雖然溶解度小，但其溶于水的部分完全電離，仍屬于

6、強電解質。有少數鹽盡管能溶于水，但只有部分電離，屬于弱電解質，如(CH3COO)2Pb等。 二、弱電解質的電離平衡 1.電離平衡狀態(tài) (1)概念：在一定條件(如溫度、濃度)下，當弱電解質分子電離成離子的速率和離子結合成弱電解質分子的速率相等時，電離過程就達到了電離平衡狀態(tài)。 (2)建立過程 2.電離平衡的影響因素 以醋酸的電離平衡為例，分析改變下列條件對醋酸電離平衡的影響，填寫下表： 條件改變 平衡移 動方向 c(H＋) n(H＋) 電離 程度 導電 能力 升高溫度 向右移動 增大 增大 增大 增強 加H2O 向右移動 減小 增大 增大

7、 減弱 通HCl 向左移動 增大 增大 減小 增強 加少量 NaOH(s) 向右移動 減小 減小 增大 增強 加少量 CH3COONa (s) 向左移動 減小 減小 減小 增強 加少量 CH3COOH 向右移動 增大 增大 減小 增強 影響電離平衡的因素 (1)溫度：由于電離過程吸熱，升高溫度，電離平衡向右(填“向右”“向左”或“不”，下同)移動；降低溫度，電離平衡向左移動。 (2)濃度：電解質溶液的濃度越小，它的電離程度就越大。 (3)其他因素：加入含有弱電解質離子的強電解質時，電離平衡向左移動；加入能與弱電解質離子反應的

8、物質時，電離平衡向右移動。 3.弱電解質的電離方程式的書寫 (1)弱電解質的電離方程式的書寫用“”表示。如NH3·H2O的電離方程式是NH3·H2ONH＋OH－。 (2)多元弱酸是分步電離的，電離程度逐步減弱，可分步書寫電離方程式。 H2CO3的電離方程式是H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO。 (3)多元弱堿的電離也是分步進行的，但是一般按一步電離的形式書寫。 Fe(OH)3的電離方程式是Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。 例3　(2017·寧夏育才中學高二月考)在0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液中，要促進醋酸電離且使H＋濃度增大，應采取的措施

9、是(　　) A.升溫 B.降溫 C.加入NaOH溶液 D.加入稀鹽酸 答案　A 解析　醋酸的電離是吸熱過程，升高溫度能促進醋酸的電離，且H＋濃度增大，故A正確，B錯誤；加入氫氧化鈉溶液，OH－和H＋反應生成水，能促進醋酸的電離，但H＋濃度減小，故C錯誤；加入稀鹽酸，H＋濃度增大，但抑制醋酸的電離，故D錯誤。 考點　弱電解質的電離平衡及移動 題點　改變離子濃度對電離平衡的影響 例4　已知0.1 mol·L－1的醋酸溶液中存在電離平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，要使溶液中值增大，可以采取的措施是(　　) ①加少量燒堿固體?、谏邷囟取、奂由倭勘姿帷、芗铀、?/p>

10、加少量醋酸鈉固體 A.①② B.②③⑤ C.③④⑤ D.②④ 答案　D 解析　①中加少量NaOH固體時，H＋與OH－結合生成難電離的H2O，使值減??；②中CH3COOH的電離是吸熱過程，升溫，c(H＋)增大，c(CH3COOH)減小，故值增大；③中加少量無水CH3COOH時，c(CH3COOH)增大量大于c(H＋)增大量，致使值減?。虎苤屑铀♂專婋x平衡右移，n(CH3COOH)減小，n(H＋)增大，故＝增大；⑤加少量醋酸鈉固體時，平衡逆向移動，c(H＋)減小，c(CH3COOH)增大，值減小。 考點　弱電解質的電離平衡及移動 題點　電離平衡及其移動的綜合 三、電離平衡

11、常數 1.概念 一定溫度下，弱電解質達到電離平衡時，弱電解質電離生成的各種離子濃度冪之積與溶液中未電離的分子濃度的比值(為一常數)，簡稱電離常數，用K表示。 2.表達式 電離平衡與化學平衡類似，一元弱酸的電離常數用Ka表示，一元弱堿的電離常數用Kb表示。 (1)CH3COOH的電離常數表達式是Ka＝。 (2)NH3·H2O的電離常數表達式是Kb＝。 (3)H2S在水溶液中分兩步電離，即：H2SH＋＋HS－、HS－H＋＋S2－，其電離常數表達式分別為　Ka1＝、Ka2＝。 (1)電離常數的大小由物質本身的性質決定，同一溫度下，不同弱電解質的電離常數不同，K值越大，電離

12、程度越大。 (2)同一弱電解質在同一溫度下改變濃度時，其電離常數不變。 (3)電離常數K只隨溫度的變化而變化，升高溫度，K值增大。 (4)多元弱酸電離常數：K1?K2?K3，其酸性主要由第一步電離決定，K值越大，相應酸的酸性越強。 例5　下列說法正確的是(　　) A.電離常數受溶液濃度的影響 B.電離常數可以表示弱電解質的相對強弱 C.Ka大的酸溶液中c(H＋)一定比Ka小的酸溶液中的c(H＋)大 D.H2CO3的電離常數表達式：K＝ 答案　B 解析　電離平衡常數是溫度的函數，與溶液濃度無關，故A項錯誤；酸中c(H＋)既跟酸的電離常數有關，也跟酸的濃度有關，故C項錯誤；碳酸

13、是分步電離的，第一步電離常數表達式為K1＝，第二步電離常數為K2＝，故D項錯誤。 考點　電離平衡常數與電離度 題點　電離平衡常數表達式及其意義 例6　已知25 ℃時，Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5。 (1)向0.1 mol·L－1醋酸溶液中加入一定量1 mol·L－1鹽酸時，上式中的數值是否發(fā)生變化？為什么？ (2)若醋酸的起始濃度為0.010 mol·L－1，平衡時c(H＋)是多少？ 答案　(1)不變　電離常數不隨濃度變化而變化，在一定溫度下是一個常數　(2)4.18×10－4 mol·L－1 解析　(1)溫度一定時，電離常數不隨濃度的變化而變化。加入一定量鹽酸，平

14、衡向左移動，c(H＋)增大、c(CH3COO－)減小、c(CH3COOH)增大，比值不變，仍為1.75×10－5。 (2)　　　　　 ?CH3COOH CH3COO－＋H＋ 起始濃度(mol·L－1) 0.010 0 0 平衡濃度(mol·L－1) 0.010－c(H＋) ?c(H＋) c(H＋) 故有＝1.75×10－5。 由于c(H＋)很小，0.010－c(H＋)≈0.010， 那么，c(H＋)≈4.18×10－4 mol·L－1。 考點　電離平衡常數與電離度 題點　電離平衡常數的相關計算 方法點撥　有關電離平衡常

15、數計算的常用方法 依照化學平衡計算中“三段式”法，通過起始濃度、消耗濃度、平衡濃度，結合Ka(Kb)、α等條件便可以輕松地進行電離平衡的有關計算。由＝α、＝Ka可推出c(H＋)的常用計算公式：c(H＋)＝cα，c(H＋)＝，α與Ka的關系為α＝。同樣，對于一元弱堿來說，c(OH－)＝cα＝。 1.下列說法正確的是(　　) A.SO2的水溶液能導電，故SO2是電解質 B.Na2O的水溶液能導電是因為Na2O與水反應生成的NaOH發(fā)生電離，所以NaOH是電解質，Na2O是非電解質 C.強電解質水溶液的導電能力一定比弱電解質水溶液的導電能力強 D.難溶于水的物質不一定是弱電解

16、質 答案　D 解析　SO2的水溶液能導電是由于SO2與水反應生成的H2SO3發(fā)生電離導致的，H2SO3是電解質，SO2是非電解質；Na2O在熔融狀態(tài)下可以導電，是電解質；強電解質溶液的濃度若太小，即使全部電離，離子濃度也很小，導電能力并不強；CaCO3等難溶物質雖然難溶于水，但溶于水的部分全部電離，屬于強電解質。 考點　電解質及其分類 題點　電解質的相關綜合 2.(2017·安慶一中高二月考)稀氨水中存在著下列平衡：NH3·H2ONH＋OH－，若要使平衡向逆方向移動，同時使c(OH－)增大，應加入的物質或采取的措施是(　　) ①NH4Cl固體?、诹蛩帷、跱aOH固體　④水?、菁?/p>

17、熱 ⑥加入少量MgSO4固體 A.①②③⑤ B.③ C.③④⑥ D.③⑤ 答案　B 解析?、偃粼诎彼屑尤隢H4Cl固體，c(NH)增大，平衡向逆方向移動，c(OH－)減小，錯誤；②硫酸中的H＋與OH－反應，使c(OH－)減小，平衡向正方向移動，錯誤；③當在氨水中加入NaOH固體后，c(OH－)增大，平衡向逆方向移動，符合題意，正確；④若在氨水中加入水，稀釋溶液，平衡向正方向移動，但 c(OH－)減小，錯誤；⑤電離屬吸熱過程，加熱平衡向正方向移動，c(OH－)增大，錯誤；⑥加入少量MgSO4固體，發(fā)生反應Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓，使平衡向正方向移動，且溶液中c

18、(OH－)減小，錯誤。 考點　弱電解質的電離平衡及移動 題點　改變離子濃度對電離平衡的影響 3.下列各項中電解質的電離方程式中正確的是(　　) A.NaHCO3 的水溶液：NaHCO3===Na＋＋H＋＋CO B.熔融狀態(tài)的NaHSO4：NaHSO4===Na＋＋HSO C.HF的水溶液：HF===H＋＋F－ D.H2S 的水溶液：H2S2H＋＋S2－ 答案　B 解析　HCO是弱酸的酸式酸根，不能拆寫，應是NaHCO3===Na＋＋HCO，故A項錯誤；熔融狀態(tài)下，HSO不能電離，故B項正確；HF屬于弱酸，應是部分電離，HFH＋＋F－，故C項錯誤；H2S屬于二元弱酸，應

19、分步電離，H2SH＋＋HS－，HS－H＋＋S2－，故D項錯誤。 考點　電解質及其分類 題點　電離方程式及其書寫方法 4.根據下表數據(均在同溫、同壓下測定) 酸 HX HY HZ 物質的量濃度 /mol·L－1 0.1 0.2 0.3 電離平衡常數 7.2×10－4 1.8×10－4 1.8×10－5 可得出弱電解質強弱順序正確的是(　　) A.HX>HY>HZ B.HZ>HY>HX C.HY>HZ>HX D.HZ>HX>HY 答案　A 解析　弱電解質的電離常數越大，表明弱電解質的電離程度越大，其酸性越強，即酸性：HX＞HY＞HZ。

20、 考點　電離平衡常數與電離度 題點　電離平衡常數表達式及其意義 5.H2S溶于水的電離方程式為_________________________________________________。 (1)向H2S溶液中加入CuSO4溶液時，電離平衡向________移動，c(H＋)________，c(S2－)________。 (2)向H2S溶液中加入NaOH固體時，電離平衡向________移動，c(H＋)________，c(S2－)________。 (3)若要增大H2S溶液中c(S2－)，最好加入________(答案合理即可)。 答案　H2SH＋＋HS－，HS－

21、H＋＋S2－ (1)右　增大　減小　(2)右　減小　增大　(3)NaOH固體 解析　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－。 (1)當加入CuSO4溶液時，因發(fā)生反應Cu2＋＋S2－===CuS↓，使平衡右移，導致c(H＋)增大，但c(S2－)減小。 (2)當加入NaOH固體時，因發(fā)生反應H＋＋OH－===H2O，使平衡右移，導致c(H＋)減小，但c(S2－)增大。 (3)增大c(S2－)最好是加入只與H＋反應的物質，可見加入強堿如NaOH固體最適宜。 考點　弱電解質的相關綜合 題點　電離平衡及其移動的綜合

22、[對點訓練] 題組一　電解質和非電解質及強、弱電解質的判斷 1.下列物質的水溶液能導電，但屬于非電解質的是(　　) A.CH3COOH B.Cl2 C.NH4HCO3 D.SO2 答案　D 解析　選項中的4種物質的水溶液都能導電，但原因有所不同。CH3COOH和NH4HCO3均為電解質，水溶液能導電；Cl2和SO2的水溶液能導電，是因為它們與水發(fā)生反應Cl2＋H2OHCl＋HClO，SO2＋H2OH2SO3，因生成物均為電解質，故溶液能導電。電解質和非電解質都是化合物，Cl2是單質，因此只有SO2為非電解質。 考點　電解質及其分類 題點　電解質和非電解質的判斷

23、2.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，酒精為非電解質，NH3·H2O為弱電解質。 考點　電解質及其分類 題點　強電解質和弱電解質的判斷 3.下列敘述正確的是(　　) A.硫酸鋇難溶于水，故硫酸鋇為弱電解質 B.硝酸鉀溶液能導電，故硝酸鉀溶液為電解質 C.二氧化碳溶于水能部分電離，故二氧化碳為弱電解質 D.石墨雖能導電，但既不是電解質，也不是非電解質 答案　D 解析　BaSO4溶于水的部分完全電離，BaSO4是強電解質，A項不正確；KNO3溶液為混合物，不屬于電解質

24、，B項不正確；CO2是非電解質，C項不正確；石墨為單質，既不是電解質，也不是非電解質，D項正確。 考點　電解質及其分類 題點　電解質的相關綜合 題組二　弱電解質的電離平衡及影響因素 4.已知相同條件下，HClO的電離常數小于H2CO3的第一級電離常數。為了提高氯水中HClO的濃度，可加入(　　) A.HCl B.CaCO3(s) C.H2O D.NaOH(s) 答案　B 解析　分析Cl2＋H2OH＋＋Cl－＋HClO；加入HCl，平衡左移，c(HClO)減小；加入水，平衡右移，但c(HClO)減??；加入NaOH，H＋及HClO均與OH－反應，平衡右移，但c(HCl

25、O)減小(生成了NaCl和NaClO)；加入CaCO3，H＋與CaCO3反應使平衡右移，而HClO不與CaCO3反應，因而c(HClO)增大。 考點　弱電解質的相關綜合 題點　電離平衡及其移動的綜合 5.(2017·江西奉新一中高二月考)甲酸的下列性質中，可以證明它是弱電解質的是(　　) A.甲酸以任意比與水互溶 B.0.1 mol·L－1甲酸溶液的c(H＋)＝10－3 mol·L－1 C.10 mL 1 mol·L－1甲酸恰好與10 mL 1 mol·L－1 NaOH溶液完全反應 D.甲酸溶液的導電性比一元強酸溶液的弱 答案　B 解析　溶解性與電解質強弱無關，故A錯誤；甲酸

26、是一元酸，酸的濃度大于H＋的濃度，說明甲酸不能完全電離，應屬于弱電解質，故B正確；酸堿完全中和后，由得到的鹽溶液的酸堿性可判斷酸和堿的相對強弱，故C錯誤；在相同濃度、相同類型等條件下，弱電解質部分電離，溶液中離子濃度小，溶液導電性會弱于強電解質，故D錯誤。 考點　弱電解質的電離平衡及移動 題點　證明弱電解質的常用方法 6.(2017·吉林大學附中高二月考)已知弱電解質在水中達到電離平衡狀態(tài)時，已電離的電解質分子數占原有電解質分子總數的百分率，稱為電離度。在相同溫度時100 mL 0.01 mol·L－1醋酸溶液與10 mL 0.1 mol·L－1醋酸溶液相比較，下列數值前者大于后者的是(

27、　　) A.中和時所需NaOH的量 B.電離度 C.H＋的物質的量濃度 D.CH3COOH的物質的量 答案　B 解析　100 mL 0.01 mol·L－1醋酸溶液與10 mL 0.1 mol·L－1醋酸溶液中醋酸的物質的量相等，因此中和時消耗的NaOH的量相等，A項錯誤；醋酸為弱電解質，溶液濃度越大，電離度越小，故電離度前者大于后者，B項正確；酸的濃度越大，c(H＋)越大，故c(H＋)：前者小于后者，C項錯誤；電離度：前者大于后者，故溶液中CH3COOH的物質的量：前者小于后者，D項錯誤。 考點　弱電解質的電離平衡及移動 題點　證明弱電解質的常用方法 7.現(xiàn)有0.1 mol

28、·L－1氨水10 mL，加蒸餾水稀釋到1 L后，下列變化中正確的是(　　) ①電離程度增大　②c(NH3·H2O)增大?、跱H數目增多　④c(OH－)增大?、輰щ娦栽鰪? ⑥增大 A.①②③ B.①③⑤ C.①③⑥ D.②④⑥ 答案　C 解析　氨水中的溶質屬于弱電解質，存在電離平衡：NH3·H2ONH＋OH－，加水稀釋，平衡正向移動，電離程度增大，NH和OH－的物質的量增多，但c(NH3·H2O)、c(OH－)均減小，溶液的導電性減弱，故①③正確，②④⑤錯誤；由于＝，加水稀釋后，n(NH)增大，n(NH3·H2O)減小，故增大，⑥正確。 考點　弱電解質的電離平衡及移動 題

29、點　弱電解質稀釋變化分析 題組三　電離平衡常數及應用 8.已知25 ℃下，醋酸溶液中存在下述關系：K＝＝1.75×10－5，其中K的數值是該溫度下醋酸的電離平衡常數。有關K的下列說法正確的是(　　) A.當向該溶液中加入一定量的硫酸時，K值增大 B.升高溫度，K值增大 C.向醋酸溶液中加水，K值增大 D.向醋酸溶液中加氫氧化鈉，K值增大 答案　B 考點　電離平衡常數與電離度 題點　電離平衡常數表達式及其意義 9.已知25 ℃時，幾種弱酸的電離平衡常數如下： HCOOH：Ka＝1.77×10－4，HCN：Ka＝4.9×10－10，H2CO3：Ka1＝4.4×10－7，Ka2

30、＝4.7×10－11，則以下反應不能自發(fā)進行的是(　　) A.HCOOH＋NaCN===HCOONa＋HCN B.NaHCO3＋NaCN===Na2CO3＋HCN C.NaCN＋H2O＋CO2===HCN＋NaHCO3 D.2HCOOH＋CO===2HCOO－＋H2O＋CO2↑ 答案　B 解析　由于Ka(HCOOH)>Ka1(H2CO3)>Ka(HCN)>Ka2(H2CO3)，所以只有反應B不能進行。 考點　電離平衡常數與電離度 題點　電離平衡常數表達式及其意義 10.0.10 mol·L－1 HA溶液中有1%的HA電離，則HA的電離平衡常數Ka為(　　) A.1.0×10

31、－5 B.1.0×10－7 C.1.0×10－8 D.1.0×10－9 答案　A 解析　發(fā)生電離的HA的物質的量濃度：c(HA)＝0.10 mol·L－1×1%＝1.0×10－3 mol·L－1，根據：HAH＋＋A－，則平衡時：c(H＋)＝c(A－)＝1.0×10－3 mol·L－1，c(HA)平＝0.10 mol·L－1－1.0×10－3 mol·L－1≈0.10 mol·L－1，將有關數據代入平衡常數表達式得：Ka＝＝1.0×10－5。 考點　電離平衡常數與電離度 題點　電離平衡常數的相關計算 題組四　電解質溶液導電能力 11.下列溶液中導電性最強的是(　　)

32、 A.1 L 0.2 mol·L－1醋酸 B.0.1 L 0.1 mol·L－1 H2SO4溶液 C.0.5 L 0.1 mol·L－1鹽酸 D.2 L 0.1 mol·L－1 H2SO3溶液 答案　B 解析　電解質溶液的導電能力取決于溶液中自由移動的離子濃度，CH3COOH、H2SO3為弱酸，部分電離；鹽酸和硫酸為強酸，全部電離；故0.1 mol·L－1 H2SO4溶液中離子濃度最大，導電能力最強。 考點　電解質及其分類 題點　溶液導電能力的變化與分析 12.向某氨水中加入醋酸溶液，其導電能力(I)與加入醋酸溶液的體積(V)關系正確的是(　　) 答案　C 解析　氨水是

33、弱電解質的水溶液，導電能力較弱，隨著醋酸的加入，發(fā)生反應：CH3COOH＋NH3·H2O===CH3COONH4＋H2O，生成了強電解質CH3COONH4，導電能力增強，恰好反應完全時，溶液導電能力最強，故A項不正確；繼續(xù)加入醋酸，隨著溶液體積的增大，離子濃度減小，溶液導電能力減弱，但溶液中存在離子，導電能力不可能為0，所以B、D兩項不正確。 考點　電解質及其分類 題點　溶液導電能力的變化與分析 [綜合強化] 13.在氨水中存在下列電離平衡：NH3·H2ONH＋OH－。 (1)下列情況能引起電離平衡正向移動的有________(填字母)。 ①加NH4Cl固體?、诩覰aOH溶液　

34、③通入HCl ④加CH3COOH溶液?、菁铀、藜訅? a.①③⑤ b.①④⑥ c.③④⑤ d.①②④ (2)在一定溫度下，用水緩慢稀釋1 mol·L－1氨水的過程中，溶液中隨著水量的增加， ①n(OH－)________(填“增大”“減小”或“不變”，下同)； ②________； ③________。 答案　(1)c　(2)①增大?、谠龃蟆、鄄蛔? 解析　(1)①加入NH4Cl固體相當于加入NH，平衡左移；②加入OH－，平衡左移；③通入HCl，相當于加入H＋，中和OH－，平衡右移；④加CH3COOH溶液，相當于加H＋，中和OH－，平衡右移；⑤加水稀釋，越稀越電離，平衡

35、右移；⑥無氣體參加和生成，加壓對電離平衡無影響。 (2)加水稀釋，NH3·H2O電離平衡向電離方向移動n(OH－)逐漸增大，n(NH3·H2O)逐漸減小，所以逐漸增大；電離平衡常數K＝只與溫度有關，所以加水稀釋時不變。 考點　弱電解質的電離平衡及移動 題點　改變離子濃度對電離平衡的影響 14.用實驗確定某酸HA是弱電解質。兩同學的方案是 甲：①稱取一定質量的HA配制0.1 mol·L－1的溶液100 mL； ②用pH試紙測出該溶液的pH，即可證明HA是弱電解質。 乙：①用已知物質的量濃度的HA溶液、鹽酸，分別配制pH＝1的兩種酸溶液各100 mL； ②分別取這兩種溶液各10 m

36、L，加水稀釋為100 mL； ③各取相同體積的兩種稀釋液裝入兩個試管，同時加入純度相同的鋅粒，觀察現(xiàn)象，即可證明HA是弱電解質。 (1)在兩個方案的第①步中，都要用到的定量儀器是________________。 (2)甲方案中，說明HA是弱電解質的理由是測得溶液的pH______1(填“>”“<”或“＝”)。 乙方案中，說明HA是弱電解質的現(xiàn)象是________。 A.裝HCl溶液的試管中放出H2的速率快 B.裝HA溶液的試管中放出H2的速率快 C.兩個試管中產生氣體的速率一樣快 (3)請你評價：乙方案中難以實現(xiàn)之處和不妥之處：________________________

37、___________ ______________、____________________________________________________。 答案　(1)100 mL容量瓶　(2)>　B　(3)配制pH＝1的HA溶液難以實現(xiàn)　不妥之處在于加入的鋅粒難以做到表面積相同 解析　100 mL 0.1 mol·L－1HA溶液，若HA為弱酸，c(H＋)＜0.1 mol·L－1，pH＞1。100 mL pH＝1的HA溶液和鹽酸比較，若HA為強酸，c(HA)＝0.1 mol·L－1，若HA為弱酸，則c(HA)＞0.1 mol·L－1。分別取10 mL pH＝1的鹽酸和HA溶液，同時

38、加水稀釋到100 mL，稀釋后，鹽酸中c(H＋)＝0.01 mol·L－1，HA溶液中c(H＋)＞0.01 mol·L－1，因為加水稀釋時，HA的電離度增大，即有一部分HA分子會電離出H＋，因此在稀釋后100 mL鹽酸和100 mL HA溶液中分別加入純度相同的鋅粒時，HA溶液產生氫氣速率快。 考點　弱電解質的電離平衡及移動 題點　證明弱電解質的常用方法 15.(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的電離平衡常數Ka＝________。 (2)已知25 ℃時，Ka(CH3COOH)＝1.8×1

39、0－5，Ka(HSCN)＝0.13?，F(xiàn)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)變化的示意圖如圖所示，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____________________________________________ ________________________________________________________________________。 (3)下表是

40、幾種弱酸常溫下的電離平衡常數： CH3COOH H2CO3 H2S H3PO4 1.8×10－5 K1＝4.3×10－7 K2＝5.6×10－11 K1＝9.1×10－8 K2＝1.1×10－12 K1＝7.5×10－3 K2＝6.2×10－8 K3＝2.2×10－13 ①CH3COOH、H2CO3、H2S、H3PO4四種酸的酸性由強到弱的順序為_______________。 ②多元弱酸的二級電離程度遠小于一級電離的主要原因是__________________________ ________________________________________

41、_______________(從電離平衡角度考慮)。 ③同濃度的CH3COO－、HCO、CO、S2－結合H＋的能力由強到弱的順序為________________________________________________________________________。 答案　(1) (2)因Ka(CH3COOH)＜Ka(HSCN)，所以相同溫度、相同物質的量濃度和體積的兩溶液中，HSCN溶液的c(H＋)大于CH3COOH溶液的c(H＋)，故HSCN與NaHCO3反應速率大 (3)①H3PO4＞CH3COOH＞H2CO3＞H2S ②一級電離產生的氫離子對二級電離起抑制作用 ③S2－＞CO＞HCO＞CH3COO－ 解析　(1)Ka＝＝＝＝。 (2)由于Ka(CH3COOH)＜Ka(HSCN)，故相同溫度、相同物質的量濃度時，HSCN溶液中的c(H＋)大于CH3COOH溶液中的c(H＋)，故HSCN與NaHCO3反應速率大。 (3)①根據一級電離平衡常數可知四種酸的酸性由強到弱的順序為H3PO4＞CH3COOH＞H2CO3＞H2S。③酸越弱，其對應酸根離子結合H＋的能力越強，故結合H＋的能力由強到弱的順序為S2－、CO、HCO、CH3COO－。 考點　電離平衡常數與電離度 題點　電離平衡常數表達式及其意義