一輪復(fù)習(xí)學(xué)案第八單元第1節(jié)弱電解質(zhì)的電離

第八單元物質(zhì)在水溶液中的行為第1節(jié)弱電解質(zhì)的電離備考要點(diǎn)素養(yǎng)要求1.能用化學(xué)用語正確表示水溶液中弱電解質(zhì)的電離平衡。能通過實(shí)驗(yàn)證明水溶液中存在弱電解質(zhì)的電離平衡。2.能從電離平衡的角度分析溶液的性質(zhì),如導(dǎo)電性等。3.能綜合運(yùn)用電離平衡原理,分析和解決生產(chǎn)、生活中有關(guān)電解質(zhì)溶液的實(shí)際問題。1.宏觀辨識(shí)與微觀探析:能從宏觀的物質(zhì)類別判斷電解質(zhì)的強(qiáng)弱,并解決實(shí)際問題。2.變化觀念與平衡思想:認(rèn)識(shí)弱電解質(zhì)的電離有一定限度,是可以調(diào)控的。能多角度、動(dòng)態(tài)地分析弱電解質(zhì)的電離平衡,并運(yùn)用平衡移動(dòng)原理解決實(shí)際問題。3.證據(jù)推理與模型認(rèn)知:知道可以通過分析、推理等方法認(rèn)識(shí)電離平衡的本質(zhì)特征、建立模型。能運(yùn)用模型解釋電離平衡的移動(dòng),揭示現(xiàn)象的本質(zhì)和規(guī)律?？键c(diǎn)一弱電解質(zhì)的電離平衡必備知識(shí)自主預(yù)診知識(shí)梳理1.弱電解質(zhì)(1)定義。電解質(zhì)在水溶液里(2)與化合物類型的關(guān)系。強(qiáng)電解質(zhì)主要是大部分化合物及某些化合物,弱電解質(zhì)主要是某些化合物。

2.弱電解質(zhì)電離平衡的建立弱電解質(zhì)的電離平衡是指在一定溫度下,弱電解質(zhì)分子的速率和的速率相等,溶液中各分子和離子的濃度都保持不變的狀態(tài)。

平衡建立過程的v-t圖像如圖所示。3.弱電解質(zhì)電離平衡的特征4.弱電解質(zhì)的電離平衡移動(dòng)(1)溫度:溫度升高,電離平衡移動(dòng),電離程度。

(2)濃度:稀釋溶液,電離平衡移動(dòng),電離程度。

(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),電離平衡移動(dòng),電離程度。

(4)加入能反應(yīng)的物質(zhì):電離平衡移動(dòng),電離程度。

實(shí)例:以0.1mol·L-1CH3COOH溶液為例,填寫外界條件對(duì)CH3COOH電離平衡(CH3COOHCH3COO-+H+ΔH>0)的影響。改變條件平衡移動(dòng)方向[CH3COOH]n(H+)[H+][CH3COO-]電離程度導(dǎo)電能力電離平衡常數(shù)加水稀釋加少量冰醋酸通入HCl氣體加NaOH固體加CH3COONa固體加入鎂粉升高溫度微點(diǎn)撥(1)稀醋酸加水稀釋時(shí),達(dá)到平衡時(shí)溶液中的各離子濃度并不是都減小,如[OH-]是增大的。(2)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。(3)電離平衡右移,離子的濃度不一定增大,電離程度也不一定增大。自我診斷1.判斷正誤,正確的打“√”,錯(cuò)誤的打“×”。(1)強(qiáng)電解質(zhì)稀溶液中不存在溶質(zhì)分子,弱電解質(zhì)稀溶液中存在溶質(zhì)分子。()(2)氨氣溶于水,當(dāng)NH3·H2O電離出的c(OH-)=c(NH4+)時(shí),表明NH3·H2O電離處于平衡狀態(tài)。((3)室溫下,由0.1mol·L-1一元堿BOH溶液的pH=10,可知該溶液中存在BOHB++OH-。()(4)25℃時(shí),0.1mol·L-1CH3COOH加水稀釋,溶液中各離子濃度均減小。()2.將0.1mol·L-1的氨水加水稀釋,[NH4+][NH3·H關(guān)鍵能力考向突破考向1弱電解質(zhì)的電離平衡【典例1】(2019全國(guó)3,11)設(shè)NA為阿伏加德羅常數(shù)值。關(guān)于常溫下pH=2的H3PO4溶液,下列說法正確的是()A.每升溶液中的H+數(shù)目為0.02NAB.c(H+)=c(H2PO4-)+2c(HPO42-)+3c(POC.加水稀釋使電離度增大,溶液pH減小D.加入NaH2PO4固體,溶液酸性增強(qiáng)對(duì)點(diǎn)演練1(2020北京化學(xué),11)室溫下,對(duì)于1L0.1mol·L-1醋酸溶液。下列判斷正確的是()A.該溶液中CH3COO-的粒子數(shù)為6.02×1022B.加入少量CH3COONa固體后,溶液的pH降低C.滴加NaOH溶液過程中,n(CH3COO-)與n(CH3COOH)之和始終為0.1molD.與Na2CO3溶液反應(yīng)的離子方程式為CO32-+2H+H2O+CO考向2電離平衡與溶液導(dǎo)電性的關(guān)系【典例2】一定溫度下,將一定質(zhì)量的冰醋酸加水稀釋,稀釋過程中溶液的導(dǎo)電能力變化如圖所示:下列說法正確的是()A.a、b、c三點(diǎn)溶液的pH:c<a<bB.a、b、c三點(diǎn)CH3COOH的電離程度:c<a<bC.用濕潤(rùn)的pH試紙測(cè)量a處溶液的pH,測(cè)量結(jié)果偏小D.a、b、c三點(diǎn)溶液用1mol·L-1NaOH溶液中和,恰好完全中和時(shí)消耗NaOH溶液體積:c<a<b對(duì)點(diǎn)演練2(2020山東青島期末)將濃度均為0.5mol·L-1的氨水和KOH溶液分別滴入到兩份均為20mLc1mol·L-1的AlCl3溶液中,測(cè)得溶液的導(dǎo)電率與加入堿液的體積關(guān)系如圖所示。下列說法正確的是()A.c1=0.2B.b點(diǎn)時(shí)溶液的離子濃度:c(Cl-)>c(NH4+)>c(OH-)>c(HC.ac段發(fā)生的反應(yīng)為Al(OH)3+OH-[Al(OH)4]-D.d點(diǎn)時(shí)溶液中:c(K+)+c(H+)=c{[Al(OH)4]-}+c(OH-)深度指津1.從“定性”和“定量”兩個(gè)角度理解電離平衡(1)從定性角度分析電離平衡。應(yīng)該深刻地理解勒夏特列原理——平衡向“減弱”這種改變的方向移動(dòng),移動(dòng)的結(jié)果不能“抵消”或“超越”這種改變。(2)從定量角度分析電離平衡。當(dāng)改變影響電離平衡的條件后,分析兩種微粒濃度之比的變化時(shí),若通過平衡移動(dòng)的方向不能作出判斷,可采用化學(xué)平衡常數(shù)進(jìn)行定量分析。2.溶液的導(dǎo)電能力電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力取決于溶液中自由移動(dòng)離子的濃度和離子所帶的電荷數(shù)。自由移動(dòng)離子濃度越大,離子所帶電荷數(shù)越多,則溶液導(dǎo)電能力越強(qiáng)。將冰醋酸、稀醋酸加水稀釋,其導(dǎo)電能力隨加水的量的變化曲線如圖所示。提醒:①OA段導(dǎo)電能力隨加水量的增多而增強(qiáng),原因是冰醋酸發(fā)生了電離,溶液中離子濃度增大。②AB段導(dǎo)電能力隨加水量增多而減弱的原因是隨著水的加入,溶液的體積增大,離子濃度減小,導(dǎo)電能力減弱?？键c(diǎn)二電離常數(shù)必備知識(shí)自主預(yù)診知識(shí)梳理1.電離常數(shù)(1)定義。在一定條件下,弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡時(shí),溶液里各組分的濃度之間存在一定的關(guān)系。對(duì)一元弱酸或一元弱堿來說,溶液中弱電解質(zhì)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(gè)常數(shù),這個(gè)常數(shù)叫做電離平衡常數(shù),簡(jiǎn)稱電離常數(shù)。用K(弱酸用Ka,弱堿用Kb)表示。(2)表達(dá)式。弱電解質(zhì)電離方程式電離常數(shù)表達(dá)式一元弱酸HAHAH++A-

一元弱堿BOHBOHB++OH-

多元弱酸H2CO3H++HCO

HCO3H++CO

(3)意義。相同條件下,K值越大,表示該弱電解質(zhì)電離,所對(duì)應(yīng)粒子的酸性或堿性相對(duì)。

(4)特點(diǎn)。電離常數(shù)只與有關(guān),與電解質(zhì)的濃度及酸堿性無關(guān),由于電離過程是的,故溫度升高時(shí)K值。多元弱酸或多元弱堿在水中是分步電離的,每一步電離都有電離常數(shù)。

微點(diǎn)撥(1)表達(dá)式中離子濃度是指達(dá)到平衡時(shí)的濃度,溶液中存在的離子濃度,不一定都是弱電解質(zhì)自身電離的,可以對(duì)比水的離子積去掌握。(2)可通過實(shí)例掌握根據(jù)電離常數(shù)不變,來判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。如把0.1mol·L-1CH3COOH溶液加水稀釋,[CH3COO-][CH3COOH]=2.電離度(1)定義。在一定條件下的弱電解質(zhì)達(dá)到電離平衡時(shí),已經(jīng)電離的電解質(zhì)分子數(shù)占原電解質(zhì)分子總數(shù)的百分比。(2)表示方法。α=已電離的弱電解質(zhì)分子數(shù)溶液中原有弱電解質(zhì)的總分子數(shù)×(3)影響因素。①相同溫度下,同一弱電解質(zhì),濃度越大,其電離度(α)越。

②相同濃度下,同一弱電解質(zhì),溫度越高,其電離度(α)越。

自我診斷1.判斷正誤,正確的打“√”,錯(cuò)誤的打“×”。(1)當(dāng)弱電解質(zhì)的濃度增大時(shí),電離程度增大。()(2)對(duì)于1mol·L-1的CH3COOH溶液,升高溫度,電離程度增大。()(3)電離平衡向電離方向移動(dòng),電離常數(shù)一定增大。()(4)H2CO3的電離常數(shù)表達(dá)式:Ka=[H+]2(5)電離常數(shù)可以表示弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱。()(6)電離常數(shù)隨著弱電解質(zhì)濃度的增大而增大。()2.已知25℃時(shí),NH3·H2O的Kb=1.8×10-5mol·L-1,H2SO3的Ka1=1.3×10-2mol·L-1,Ka2=6.2×10-8mol·L-1。若氨水的濃度為2.0mol·L-1,溶液中的[OH-]=mol·L-1。將SO2通入該氨水中,當(dāng)[OH-]降至1.0×10-7mol·L-1時(shí),溶液中的[SO3關(guān)鍵能力考向突破考向1電離平衡常數(shù)的應(yīng)用【典例1】(2020海南高考調(diào)研測(cè)試)25℃時(shí),三種酸的電離平衡常數(shù)如下表所示?；瘜W(xué)式CH3COOHHClOH3PO3名稱醋酸次氯酸亞磷酸電離平衡常數(shù)1.8×10-5mol·L-13.0×10-8mol·L-1Ka1=8.3×10-3

mol·L-1Ka2=5.6×10-6

mol·L-1回答下列問題:(1)pH相等的CH3COOH溶液、HClO溶液、H3PO3溶液中,物質(zhì)的量濃度最小的是(填化學(xué)式)。

(2)已知Na2HPO3為正鹽,依據(jù)表格數(shù)據(jù),H3PO3的第二級(jí)電離平衡常數(shù)表達(dá)式Ka2=;25℃時(shí),5.6mol·L-1Na2HPO3溶液的pH=。

(3)向體積均為10mL、[H+]均為10-2mol·L-1的CH3COOH溶液和一元酸HX溶液中,分別加水稀釋至1000mL,稀釋過程中[H+]的變化如圖所示,則HX的電離平衡常數(shù)(填“大于”“小于”或“等于”)CH3COOH的電離平衡常數(shù),理由是。

(4)常溫下,將0.05mol·L-1的氨水逐滴加入10mL0.1mol·L-1CH3COOH溶液中至溶液顯中性,此時(shí)溶液中各離子濃度大小關(guān)系為。

易錯(cuò)警示(1)電離常數(shù)與化學(xué)平衡常數(shù)一樣,只與溫度有關(guān),與其他條件無關(guān)。(2)利用電離常數(shù)除了可以比較弱電解質(zhì)的電離能力之外,還能定量判斷電離平衡的移動(dòng)方向。(3)在運(yùn)用電離常數(shù)表達(dá)式進(jìn)行計(jì)算時(shí),濃度必須是平衡時(shí)的濃度。對(duì)點(diǎn)演練1(2020江蘇蘇錫常鎮(zhèn)四市調(diào)研)室溫下,Ka(CH3COOH)=1.8×10-5mol·L-1,Kb(NH3·H2O)=1.8×10-5mol·L-1。CH3COOH和CH3COONH4形成的緩沖溶液常用于高嶺土的成分分析。若溶液混合引起的體積變化忽略不計(jì),室溫時(shí),下列指定溶液中微粒濃度關(guān)系不正確的是()A.0.1mol·L-1CH3COOH溶液中[CH3COOH]>[H+]>[CH3COO-]>[OH-]B.0.1mol·L-1CH3COONH4溶液中[NH4+]=[CH3COO-]>[H+]=[OHC.0.1mol·L-1CH3COOH溶液和0.1mol·L-1CH3COONH4溶液等體積混合:[NH4+]+[NH3·H2O]+[OH-]=[CH3COOH]+[HD.0.3mol·L-1CH3COOH溶液和0.1mol·L-1CH3COONH4溶液等體積混合:[CH3COOH]+[H+]-[NH3·H2O]-[OH-]=0.15mol·L-1考向2電離平衡常數(shù)的相關(guān)計(jì)算【典例2】(2020江蘇常州模擬)H2S為二元弱酸,20℃的pKa1=6.89,pKa2=14.15(電離常數(shù)K的負(fù)對(duì)數(shù)-lgK=pK)。在20℃時(shí),向0.1mol·L-1的Na2S溶液中緩慢通入HCl(忽略溶液體積變化和H2S的揮發(fā)),在該過程中,下列微粒物質(zhì)的量濃度關(guān)系一定正確的是()A.溶液中[HS-]=[S2-]時(shí),[S2-]+2[H2S]<[Cl-]B.溶液呈中性時(shí),[HS-]+2[H2S]=[Cl-]C.溶液pH=6.89時(shí),[Cl-]>[HS-]>[H2S]>[H+]>[OH-]D.溶液中[Cl-]=0.2mol·L-1時(shí),[OH-]+[HS-]+[S2-]=[H+]對(duì)點(diǎn)演練2(2020山東淄博一模)高鐵酸鉀(K2FeO4)是一種優(yōu)良的水處理劑。25℃,其水溶液中加酸或堿改變?nèi)芤旱膒H時(shí),含鐵粒子的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)δ(X)隨pH的變化如圖所示[已知δ(X)=n(X)n(FeA.K2FeO4、H2FeO4都屬于強(qiáng)電解質(zhì)B.由B點(diǎn)數(shù)據(jù)可知,H2FeO4的第一步電離常數(shù)Ka1=4.0×10-4mol·L-1C.25℃,H2FeO4(aq)+H+H3FeO4+(aq)的平衡常數(shù)的值為100mol-1·D.A、C兩點(diǎn)對(duì)應(yīng)溶液中水的電離程度相等深度指津1.電離常數(shù)的4個(gè)應(yīng)用判斷弱酸(或弱堿)的相對(duì)強(qiáng)弱電離常數(shù)越大,弱酸(或弱堿)的酸性(或堿性)越強(qiáng)。如常溫下,CH3COOH的Ka=1.8×10-5mol·L-1,H2CO3的Ka1=4.3×10-7mol·L-1、Ka2=5.6×10-11mol·L-1。則酸性:CH3COOH>H2CO3>HCO判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強(qiáng)弱弱酸(或弱堿)的電離常數(shù)越大,對(duì)應(yīng)的鹽的水解程度越小,溶液堿性(或酸性)越弱。如利用上述電離常數(shù)的數(shù)值可知,等濃度的CH3COONa、NaHCO3、Na2CO3溶液的pH由大到小的順序?yàn)镹a2CO3>NaHCO3>CH3COONa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。如利用上述電離常數(shù)的數(shù)值可知,向Na2CO3溶液中加入足量CH3COOH反應(yīng)的離子方程式為CO32-+2CH3COOH2CH3COO-+H2O+CO判斷微粒濃度比值的變化弱電解質(zhì)加水稀釋時(shí),能促進(jìn)弱電解質(zhì)的電離,溶液中離子和分子的濃度會(huì)發(fā)生相應(yīng)的變化,但電離常數(shù)不變,題目中經(jīng)常利用電離常數(shù)來判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。如把0.1mol·L-1CH3COOH溶液加水稀釋,[CH3COO-][CH3COOH]=2.有關(guān)電離平衡常數(shù)的計(jì)算模板(以弱酸HX為例)(1)已知[HX]和[H+],求電離平衡常數(shù):HXH++X-起始: c0(HX) 0 0平衡: [HX]-[H+] [H+] [X-]則K=[由于弱酸只有極少一部分電離,[H+]的數(shù)值很小,可做近似處理,即[HX]-[H+]≈[HX],則K=[H+(2)已知[HX]和電離平衡常數(shù),求[H+]:HXH++X-起始: c0(HX) 0 0平衡: [HX]-[H+] [H+] [X-]則:K=[由于[H+]的數(shù)值很小,可做近似處理,即[HX]-[H+]≈[HX]。則[H+]=K[HX網(wǎng)絡(luò)構(gòu)建核心速記1.兩種類別:①?gòu)?qiáng)電解質(zhì)有強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、絕大多數(shù)鹽;②弱電解質(zhì)有弱酸、弱堿、水。2.電離平衡的兩個(gè)特征:v(電離)=v(結(jié)合)≠0;分子、離子濃度保持不變。3.電離平衡的三個(gè)影響因素:溫度、濃度、相同離子。4.電離常數(shù)表達(dá)式:K=[A5.電離平衡常數(shù)只受溫度影響。第八單元物質(zhì)在水溶液中的行為第1節(jié)弱電解質(zhì)的電離考點(diǎn)一弱電解質(zhì)的電離平衡必備知識(shí)·自主預(yù)診1.(1)強(qiáng)酸強(qiáng)堿大多數(shù)鹽弱酸弱堿水(2)離子共價(jià)共價(jià)2.電離成離子離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子4.(1)向右增大(2)向右增大(3)向左減小(4)向右增大右移減小增大減小減小增大減弱不變右移增大增大增大增大減小增強(qiáng)不變左移增大增大增大減小減小增強(qiáng)不變右移減小減小減小增大增大增強(qiáng)不變左移增大減小減小增大減小增強(qiáng)不變右移減小減小減小增大增大增強(qiáng)不變右移減小增大增大增大增大增強(qiáng)增大自我診斷1.答案(1)√(2)×(3)×(4)×2.答案增大不變減小關(guān)鍵能力·考向突破典例1B常溫下,pH=2的H3PO4溶液中[H+]=1×10-2mol·L-1,則1L溶液中H+的數(shù)目為0.01NA,A項(xiàng)錯(cuò)誤;磷酸溶液中的陽離子有H+,陰離子有H2PO4-、HPO42-、PO43-及OH-,根據(jù)電荷守恒可得[H+]=[H2PO4-]+2[HPO42-]+3[PO43-]+[OH-],B項(xiàng)正確;磷酸為弱電解質(zhì),加水稀釋促進(jìn)電離,但[H+]減小,pH增大,C項(xiàng)錯(cuò)誤;磷酸的第一步電離方程式為H3PO4H2PO4-對(duì)點(diǎn)演練1C1L0.1mol·L-1醋酸溶液中醋酸的物質(zhì)的量為0.1mol,醋酸是弱酸,在溶液中部分電離,CH3COO-的粒子數(shù)小于6.02×1022,A錯(cuò)誤;加入少量CH3COONa固體后,溶液中CH3COO-的濃度增大,醋酸的電離平衡向左移動(dòng),溶液中的氫離子濃度減小,酸性減弱,則溶液的pH升高,B錯(cuò)誤;1L0.1mol·L-1醋酸溶液中醋酸的物質(zhì)的量為0.1mol,根據(jù)物料守恒,n(CH3COO-)+n(CH3COOH)=0.1mol,C正確;醋酸是弱酸,離子方程式中不能拆寫成離子的形式,D錯(cuò)誤。典例2C由導(dǎo)電能力知[H+]:b>a>c,故pH:c>a>b,A項(xiàng)錯(cuò)誤;加水體積越大,越利于CH3COOH電離,故電離程度:c>b>a,B項(xiàng)錯(cuò)誤;用濕潤(rùn)的pH試紙測(cè)量a處溶液的pH,相當(dāng)于稍微稀釋a點(diǎn)溶液,由圖可知,溶液導(dǎo)電能力會(huì)增強(qiáng),[H+]增大,pH偏小,C項(xiàng)正確;a、b、c三點(diǎn)溶質(zhì)的物質(zhì)的量相同,用1mol·L-1NaOH溶液中和,恰好完全中和時(shí)消耗的n(NaOH)相同,故消耗的V(NaOH溶液):a=b=c,D項(xiàng)錯(cuò)誤。對(duì)點(diǎn)演練2C溶液的導(dǎo)電率與離子濃度成正比,向AlCl3溶液中分別加入氨水和KOH溶液,首先分別生成Al(OH)3和NH4Cl、Al(OH)3和KCl;當(dāng)AlCl3完全反應(yīng)時(shí),繼續(xù)滴加堿,Al(OH)3和KOH反應(yīng)生成可溶性的K[Al(OH)4],一水合氨和Al(OH)3不反應(yīng),且一水合氨是弱電解質(zhì),則一水合氨溶液導(dǎo)電率較小。所以導(dǎo)電率呈減小趨勢(shì)的是氨水滴定曲線、先減小后增大的是KOH溶液滴定曲線,則I為KOH溶液滴定曲線。當(dāng)AlCl3和KOH恰好完全反應(yīng)生成Al(OH)3和KCl時(shí),溶液中離子濃度最小,導(dǎo)電率最小,即a點(diǎn)二者恰好完全反應(yīng),AlCl3+3KOHAl(OH)3↓+3KCl,則n(AlCl3)∶n(KOH)=(c1mol·L-1×20mL)∶(0.5mol·L-1×48mL)=1∶3,c1=0.4,A錯(cuò)誤;b點(diǎn)溶質(zhì)為Al(OH)3和NH4Cl,NH4+水解導(dǎo)致溶液呈酸性,則[OH-]<[H+],B錯(cuò)誤;ac段為Al(OH)3和KOH的反應(yīng),離子方程式為Al(OH)3+OH-[Al(OH)4]-,C正確;d點(diǎn)溶液中溶質(zhì)為KOH、KAlO2、KCl,溶液中存在電荷守恒[K+]+[H+]={[Al(OH)4]-}+[OH-]+[Cl-],D錯(cuò)誤。考點(diǎn)二電離常數(shù)必備知識(shí)·自主預(yù)診1.(2)Ka=[H+][A-Ka1=[H+][HCO(3)越易越強(qiáng)(4)溫度吸熱增大2.(3)①?、诖笞晕以\斷1.答案(1)×(2)√(3)×(4)×(5)√(6)×2.答案6.0×10-30.62關(guān)鍵能力·考向突破典例1答案(1)H3PO3(2)[HPO(3)大于[H+]相同的CH3COOH溶液和HX溶液稀釋相同的倍數(shù),HX溶液的[H+]變化更大(4)[CH3COO-]=[NH4+]>[OH-]=[H解析(1)弱酸的電離平衡常數(shù)越小,酸性越弱,則形成相同pH的溶液時(shí),酸性越弱的酸濃度越大,根據(jù)表格數(shù)據(jù)可知,Ka1(H3PO3)>Ka(CHCOOH)>Ka(HClO),所以pH相等的三種溶液中,H3PO3的濃度最小。(2)Na2HPO3為正鹽,則H3PO3為二元弱酸,其第二級(jí)電離方程式為H2PO3-HPO32-+H+,其電離平衡常數(shù)表達(dá)式為Ka2=[HPO32-][H+][H2PO3-];Na2HPO3溶液中存在著水解平衡HPO32-+H2OH2PO3-+OH-,設(shè)此時(shí)[OH-]=a,則其水解平衡常數(shù)為[H2PO3-][(3)弱酸酸性越弱,其溶液稀釋時(shí)pH即[H+]變化越慢,據(jù)圖[H+]相同的醋酸溶液和HX溶液稀釋相同的倍數(shù),HX溶液的[H+]變化更大,所以HX的電離平衡常數(shù)大于醋酸的電離平衡常數(shù)。(4)所得中性溶液中存在電荷守恒:[NH4+]+[H+]=[CH3COO-]+[OH-],又因溶液呈中性,則[H+]=[OH-],所以[NH4+]=[CH3COO-],水的電離程度較小,則離子濃度大小順序?yàn)閇NH4+]=[CH3COO-對(duì)點(diǎn)演練1C0.1mol·L-1CH3COOH溶液中存在醋酸的電離和水的電離,醋酸電離產(chǎn)生的醋酸根與氫離子相等,水也能電離出氫離子,則氫離子的總濃度大于醋酸根,即[CH3COOH]>[H+]>[CH3COO-]>[OH-],A正確;因?yàn)榇姿岬碾婋x平衡常數(shù)與一水合氨的電離平衡常數(shù)相等,則醋酸銨中醋酸根與銨根的水解程度相同,溶液呈中性,溶液中有[NH4+]=[CH3COO-]>[H+]=[OH-],B正確;0.1mol·L-1CH3COOH溶液和0.1mol·L-1CH3COONH4溶液等體積混合,根據(jù)電荷守恒有[NH4+]+[H+]=[CH3COO-]+[OH-],物料守恒有2[NH4+]+2[NH3·H2O]=[CH3COO