高中一輪復(fù)習(xí)化學(xué)版教案第八章水溶液中的離子平衡

第八章水溶液中的離子平衡

A-/T-

第一T

考1.了解電解放的概念?了解強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念

弱電解質(zhì)的電離2.理解電解質(zhì)在水中的電離以及電解質(zhì)濃液的導(dǎo)電性。

求3.理解弱電解放在水中的電離平衡?髭利用電離平街常數(shù)進(jìn)行相關(guān)計(jì)算

考點(diǎn)一弱電解質(zhì)的電離

(一)強(qiáng)、弱電解質(zhì)

1.概念

匐,人自與函L加疝花城蕨、%疝買(mǎi)出金餐承：

，在水電離.........................................

園漆液里能「…贏詞貳遍贏:而:凝…］

［注意］①六大強(qiáng)酸：HCkH2s0八HNOjvHBr、HI、HC1O4<>②四大強(qiáng)盛：NaOH、

KOH、Ca(OH)2vBa(OH)2o③大多數(shù)鹽包括難溶性鹽，如BaSO4。

2.電離方程式書(shū)寫(xiě)

(1)弱電解質(zhì)

①多元弱酸分步電離，且第一步電離程度遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于第二步(通常只寫(xiě)第一步電離)，如

H2c03的電離方程式：

+

H2CO3H++HCO3、HCOJH+COFo

②多元弱堿電離方程式一步寫(xiě)成,如Fe(OH)3電離方程式為Fe(OH)3Fe3++3OH,?

⑵酸式鹽

①?gòu)?qiáng)酸的酸式鹽在溶液中完全電離，如NaHSO4的電離方程式為

+

NaHSO4=Na+H++SOf。

②弱酸的酸式鹽中酸根離子在溶液中不能完全電離，如

++

NaHCO3=Na4-HCO?>HCO?H4-COFo

(二)弱電解質(zhì)的電離平衡

1.電離平衡的建立

弱電解質(zhì)分子:

''電離成離子:

'、'、跳速率:兩種速率相等，處于電離平衡狀態(tài)

“I-5-----------------------------------

/離子結(jié)!

/合成弱電解：

，'質(zhì)分子的速率：一

%,1時(shí)間

2.電離平衡的特征

逆)一可逆過(guò)程

動(dòng)

一伏電離)="結(jié)合)#0,動(dòng)態(tài)平衡

定)-條件一定，平衡體系由分子與離子的濃度一定

變)條件改變，平衡可能發(fā)生移動(dòng)

(三)影響弱電解質(zhì)電離平衡的因素

1.影響電離平衡的內(nèi)因

弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)是決定電離平衡的主要因素。

2.外界條件對(duì)電離平衡的影響

以弱電解質(zhì)HB的電離為例：HBH++Bo

(1)溫度：弱電解質(zhì)電離吸熱，溫度升高，電離平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)，HB的電離程度

增大,c(H+)、c(lT)均增大。

(2)濃度：稀釋溶液，電離平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)，電離程度增大,〃(H+)、〃(B\增大,

但c(H+)、c(B.)均減小。

(3)相同離子：在弱電解質(zhì)的溶液中，加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，電離

平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)，電離程度減小。

(4)加入能與電離出的離子反應(yīng)的物質(zhì)：電離平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)，電離程度增大。

(四)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)離子濃度和離子所帶電荷數(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。

u水。水

冰醋酸稀修酸

［說(shuō)明］①。4段導(dǎo)電能力隨加水量的增多導(dǎo)電能力增強(qiáng)，原因是冰醋酸發(fā)生了電離，

溶液中離子濃度增大。

②A〃段導(dǎo)電能力減弱的原因，隨水的加入，溶液的體積增大，離子濃度變小，導(dǎo)電能

力減弱。

［拓展歸納］

外界條件對(duì)電離平衡影響的四個(gè)不一定

(1)稀酶酸加水稀釋時(shí)，溶液中不一定所有的離子濃度都減小。

因?yàn)闇囟炔蛔?，KW=C(H+)?C(OH—)是定值，稀醋酸加水稀釋時(shí)，溶液中的c(H+)減小，

故c(OlT)增大。

-

(2)電離平衡右移，電解質(zhì)分子的濃度不一定減小，如對(duì)于CH3COOHCH3COO

+H+,平衡后，加入冰醋酸，c(CH3COOH)增大，平衡右移，根據(jù)勒夏特列原理，只能“減

弱”而不能消除，再次平衡時(shí)，c(CH3COOH)比原平衡時(shí)大。

(3)電離平衡右移，離子的濃度不一定增大，如在CH3COOH溶液中加水稀釋或加少量

NaOH固體，都會(huì)引起平衡右移，4SIC(CH3COOH)>c(H*)都比原平衡時(shí)要小。

(4)電離平衡右移，電離程度也不一定增大，加水稀釋或增大弱電解質(zhì)的濃度，都使電

離平衡向電離方向移動(dòng)，但加水稀釋時(shí)弱電解質(zhì)的電離程度增大，而增大弱電解質(zhì)的濃度

時(shí)弱電解質(zhì)的電離程度減小。

［題點(diǎn)全練］

1.某濃度的氨水中存在平衡：NH3H2ONH；+OH",如想增大NH；的濃度，而不

增大OH一的濃度，應(yīng)采取的措施是()

①適當(dāng)升高溫度②加入NH4C1固體

③通入NH3④加入少量鹽酸

A.??B.??

C.??D.?@

解析：選C升溫平衡向右移動(dòng)，c(NHj),c(OH-)都增大；加入NHUC1固體，相當(dāng)于

增大c(NH：),平衡向左移動(dòng)，c(OlT)減小，但c(NH：)仍較原來(lái)增大，因平衡移動(dòng)只能減

小其增大的程度，而不能完全抵消它增大的部分；通入N八平衡向右移動(dòng)，C(NH4)>C(OH

一)都增大；加入少量鹽酸，H+與OFT反應(yīng)使c(OH-)下降，平衡向右移動(dòng)，使c(NHj)增大。

2.(2018?山西五校第一次聯(lián)考)下列關(guān)于醋酸性質(zhì)的描述，不能證明它是弱電解質(zhì)的是

()

A.1iiiulL_1的醋酸溶液中H+濃度約為IO-3inulL-1

B.醋酸溶液中存在CH3COOH分子

C.10mLpH=l的醋酸溶液與足量鋅粉反應(yīng)生成H2112mL(標(biāo)準(zhǔn)狀況)

D.10mL0.1molL-1的醋酸溶液與10mL0.1mol-L-*的NaOH溶液恰好完全中和

-131

解析：選DA項(xiàng)，1mol-L的醋酸溶液中c(H+)約為10~mol-L_,說(shuō)明CH3COOH

部分發(fā)生電離，則CH3COOH是弱電解質(zhì)；B項(xiàng)，醋酸溶液中存在CH3COOH分子，說(shuō)明

CH3COOH未完全發(fā)生電離，則CH3COOH是弱電解質(zhì)；C項(xiàng)，Zn與醋酸溶液發(fā)生的反

應(yīng)為Zn+2CH3COOH=(CH3COO)2Zn+H2t，標(biāo)準(zhǔn)狀況下112mLHz的物質(zhì)的量為0.005

mol,則參與反應(yīng)的〃(CH3COOH)=0.(Hmol;10mLpH=l的醋酸溶液中，CH3COOH電

+-1+

離產(chǎn)生的n(H)=0.01LX0.1mol-L=0.001mol,則有n(H)<n(CH3COOH),說(shuō)明

CHiCOOH部分發(fā)生電離，則C%COOH是弱電解質(zhì)；D項(xiàng)，10mL0.1molL1的醋酸溶

-11

液與10mL0.1mol-L的NaOH溶液中，n(CH3COOH)=n(NaOH)=0.01LX0.1mol-L-

=0.001mol,二者能恰好完全反應(yīng)，只能說(shuō)明CH3COOH為一元酸，不能證明CH3COOH

是弱電解質(zhì)。

3.(2018?特澤調(diào)研MS水溶液中存在電離平衡H2sH++HS-和HS-H++S2-,>

若向H2s溶液中()

A.加水，平衡向右移動(dòng)，溶液中氫離子濃度增大

B.通入過(guò)量SO2氣體，平衡向左移動(dòng)，溶液pH增大

C.滴加新制氯水，平衡向左移動(dòng)，溶液pH減小

D.加入少量硫酸銅固體(忽略體積變化)，溶液中所有離子濃度都減小

解析：選C向H2s溶液中加水，平衡向右移動(dòng)，溶液中〃(H+)增大，由于溶液體積增

大的程度大于〃(H+)增大的程度，因此溶液中c(H+)減小，A錯(cuò)誤。通入SO2氣體，發(fā)生的

反應(yīng)為2H2S+SO2=3SI+2H2。，平衡向左移動(dòng)；當(dāng)SO2過(guò)量時(shí)，SO?與水反應(yīng)生成

H2sCh,H2sO3的酸性比H2s強(qiáng)，因此溶液的pH減小，B錯(cuò)誤。滴加新制氯水，發(fā)生的反

應(yīng)為H2S4-C12=2HCI4-SI,溶液中c(HzS)減小，平衡向左移動(dòng)；由于反應(yīng)生成的HC1

為強(qiáng)酸，完全發(fā)生電離，溶液的pH減小，C正確。加入少量C11SO4,發(fā)生的反應(yīng)為C11SO4

+H2S=CUSI+H2SO4,溶液中。俗2一)減小，平衡向右移動(dòng)，溶液中c(H+)增大，D錯(cuò)誤。

［真題驗(yàn)收］

下列關(guān)于電解質(zhì)溶液的說(shuō)法正確的是()

A.(20169川高考)。.1L0.5mol-L-1CH3COOH溶液中含有的H卡數(shù)為0.05人

B.(2016?江蘇高考)室溫下，稀釋0.1momCH3COOH溶液，溶液的導(dǎo)電能力增強(qiáng)

C.(2016?全國(guó)卷m)向0.1CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中,言「乂…

減小

D.(2013?江蘇浙者)CH3COOH溶液加水稀釋后，溶液中..%：：,、斗的值減小

解析：選DA項(xiàng)，CH3COOH為弱電解質(zhì)，在水溶液中部分電離，0.1L0.5mol-L-1

CH3COOH溶液中含有的H+數(shù)小于0.05NA,錯(cuò)誤；B項(xiàng)，CH3COOH溶液中存在平衡，

-+

CH3COOHCH3COO4-H,加水稀釋，平衡右移，產(chǎn)生的離子數(shù)增加，但溶液的體積

-

增大，C(CH3COO)>c(H+)減小，導(dǎo)電能力減弱，錯(cuò)誤；C項(xiàng)，加水稀釋時(shí)，平衡

CH3COOHCH3COO-+H+右移，〃(H+)增大，〃(CH3coOH)減小，震、口、=

〃(CH!C'H)/廣〃(CHWOH)，故比值變大，錯(cuò)誤；D項(xiàng)，稀釋時(shí)，〃(CH3c0°)增大，

辦(CH3COOH)減小，故曜晦猾的值減小，正確。

考點(diǎn)二電離度與電離常數(shù)

（一）電離度

1.概念：一定條件下，當(dāng)弱電解質(zhì)在溶液中達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液中已經(jīng)電離的電解

質(zhì)分子數(shù)占原來(lái)弱電解質(zhì)總分子數(shù)的百分?jǐn)?shù)。

注意：指已電離的電解質(zhì)與未電離的電解質(zhì)的分子數(shù)之和。

已電離的弱電解質(zhì)的濃度-inno/

2.表達(dá)式:“一弱電解質(zhì)的初始濃度*io%

3.意義：衡量弱電解質(zhì)的電離程度，在相同條件下（濃度、溫度相同），不同弱電解質(zhì)

的電離度越大，弱電解質(zhì)的電離程度越大。

4.影響因素

溫度的升高溫度，電離平衡向右移動(dòng)，電離度增大;

影響降低溫度，電離平衡向左移動(dòng)，電凄度減小

濃度的當(dāng)弱電解質(zhì)溶液濃度增大時(shí)，電離度減小;

影響當(dāng)弱電解質(zhì)溶液濃度減小時(shí)，電離度增大

（二）電離常數(shù)

1.概念：在一定條件下，弱電解質(zhì)在達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液中電離所生成的各種離子

濃度的乘積與溶液中未電離的分子濃度的比值是一個(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)。

用K（弱酸的用Ka,弱堿的用Kb）表示。

2.表達(dá)式

⑴對(duì)于一元弱酸HA：HAH+4-A-

電離常數(shù)仆=4黑1。

（2）對(duì)于一元弱堿BOH：BOHB++OH-

電離常數(shù)Kb-?BOH）。

⑶對(duì)于多元弱酸，以H2c03為例：

c(H+)?c(HCO；)

H2CO3H+4-HCO7心=

c(H2cO3)

c(H+)?c(COT)

HCO；H+4-CO5"Ka2=

c(HCO7)

3.意義

相同條件下，K值越大，表示該弱電解質(zhì)越易電離，所對(duì)應(yīng)的酸性或堿性相對(duì)越強(qiáng)。

4.特點(diǎn)

電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，與電解質(zhì)的濃度、酸堿性無(wú)關(guān)，由于電離過(guò)程是蠅的，故

溫度升高，X增大。多元弱酸是分步電離的，各級(jí)電離常數(shù)的大小關(guān)系是K》K……，所

以其酸性主要決定于第一步電離。

（三）電離常數(shù)的4個(gè)應(yīng)用

判斷弱酸（或電離常數(shù)越大，酸性（或堿性）越強(qiáng)。如：常溫下，CH3COOH的Ka=1.8X10—5,

-1,

弱堿）的相對(duì)H2cO3的Kal=4.3X10-7、^a2=5.6X10o

強(qiáng)弱貝」酸1性：CH3COOH>H2CO3>HCO；

判斷鹽溶液電離常數(shù)越大，對(duì)應(yīng)的鹽水解程度越小，堿性（或酸性）越弱。如：利用上面中電

的酸性（或堿離常數(shù)的數(shù)值可知等濃度的CH3COONa>NaHCO3>Na2cO3溶液的pH由大到

性）強(qiáng)弱小的順序?yàn)镹a2CO3>NaHCO3>CH3COONa

判斷復(fù)分解一般符合“強(qiáng)酸制弱酸”規(guī)律。如：利用上面中電離常數(shù)的數(shù)值可知，向Na2c03

-

反應(yīng)能否發(fā)溶液中加入足量CHjCOOH的離子方程式為COF+2CH3COOH=2CH3COO

生+H2O4-CO2f

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(lái)判斷溶液中微粒濃度

判斷微粒濃

比值的變化情況。

度比值的變

如把0.1mol-L1CHjCOOH溶液加水稀釋，4cHjCOOH）—?CH3COOH>C（H+）

化

一c（H）稀釋時(shí)，JH）減小，K隹不變，則?CH3co0H）變大

［拓展歸納］

電離度（幻、電離常數(shù)（及、尺）與c（H+）、c（OH一）的關(guān)系

設(shè)一定溫度下，1

濃度為cmobl/醋酸的電離度為a0

CH3COOHCH3COO4-H+

起始/(mol,L-i)C00

變化/(mol?Lr)c*acaca

平衡/（010卜1>-1）c-ca=ccaca

?箋-3=慧

C(H+)=C?a=，C?Ka

同理：對(duì)于一元弱堿(如NH9H2O)

2

Kh=ca

c(OH-)=ca="c?Kb。

［題點(diǎn)全練］

題點(diǎn)(一)電離常數(shù)的理解與應(yīng)用

1.判斷正誤(正確的打“J”，錯(cuò)誤的打“X”)。

(1)當(dāng)弱電解質(zhì)的濃度增大時(shí)，電離度增大(X)

⑵在lmol?LF的CH3COOH溶液中，升高溫度，電離度增大(J)

⑶電離平衡右移，電離常數(shù)一定增大(X)

(4)H2c03的電離常數(shù)表達(dá)式：弋’(X)

⑸電離常數(shù)可以表示弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱(J)

⑹電離常數(shù)隨著弱電解質(zhì)濃度的增大而增大(X)

(7)電離常數(shù)大的酸溶液中的c(H+)一定比電離常數(shù)小的酸溶液中的c(H+)大(X)

2.相同溫度下，根據(jù)三種酸的電離常數(shù)，下列判斷正確的是()

酸HXHYHZ

電離常數(shù)K9X10-79X10-61X10-2

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.lmol?L「的NaX、NaY>NaZ溶液，NaZ溶液pH最大

D.相同溫度下，ImoH/iHX溶液的電離常數(shù)大于0.1mol?LiHX

解析：選B由表中電離常數(shù)大小關(guān)系：lX10-2>9X10-6>9X10-7,所以酸的強(qiáng)弱

關(guān)系為HZ>HY>HX,可知A、C不正確，B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。

3.(2018?吉安檢測(cè))硫酸、硝酸、高氯酸在水溶液中都是強(qiáng)酸，下表是某溫度下這三種

酸在冰醋酸中的電離常數(shù)。下列說(shuō)法正確的是()

酸

H,SOaHNOxHClOu

6.3X10-94.2X10-1。1.6X10-5

A.在冰醋酸中H2s。4的電離方程式為H2s042H+4-SOf

B.在冰醋酸中，HNO3的酸性最強(qiáng)

C.在冰醋酸中，0.01moH/i的HCIO4,其離子總濃度約為4X10七mol?Lr

+

D.高氯酸水溶液與氨水反應(yīng)的離子方程式為H+NHyH2O=H2O+NH；

解析：選D在冰醋酸中，H2s04分步電離，其第一步電離方程式為H2s。4H++

HSO7,A項(xiàng)錯(cuò)誤；根據(jù)在冰醋酸中的電離常數(shù)，三種酸的酸性強(qiáng)弱順序?yàn)?/p>

HC1O4>H2SO4>HNO3,B項(xiàng)錯(cuò)誤；設(shè)在冰醋酸中0.01mol?L-i的HCKh中物質(zhì)的量濃

度為x,

+

HC1O4H4-CIO7

c(起始)0.0100

c(變化)/moI?L—ixxx

c(平衡)/moHr0.01-xxx

22

則電離常數(shù)=x七萬(wàn)石x■=1.6X10-5,l=4*10-4|.-?,離子總濃度約為8X10

v?v1XU.UlmoL

4mol-L-1,C項(xiàng)錯(cuò)誤；在水溶液中，HC1O4是一元強(qiáng)酸，NH3?H2O是一元弱堿，D項(xiàng)正確。

題點(diǎn)(二)電離常數(shù)及電離度的定置計(jì)算

4.已知室溫時(shí),0/mobL-1的某一元酸HA的電離度a=0.1%。下列敘述錯(cuò)誤的是()

A.該溶液的pH=4

B.升高溫度，溶液的pH增大

C.此酸的電離常數(shù)約為ixio—7

D.由HA電離出的c(H+)約為水電離出的c(H+)的KA倍

解析：選B根據(jù)HA在水中的電離度可算出c(H+)=0.1molL-,X0.1%=10-4mol-L

所以pH=4;因HA在水中有電離平衡，升高溫度促進(jìn)平衡向電離的方向移動(dòng)，所以

c(H+)增大，pH會(huì)減小；C選項(xiàng)可由電離常數(shù)表達(dá)式算出火=空務(wù)燮=1X10—7,所以

C正確；C(H+)=10F所以c(H+,水電離)=10一|。前者是后者的10?倍。

5.pH是溶液中c(H+)的負(fù)對(duì)數(shù)，若定義pC是溶液中微粒物質(zhì)

的量濃度的負(fù)對(duì)數(shù)，則常溫下，某濃度的草酸(H2c2。4)水溶液中

pC(H2c2O4),pC(HC2O7)>pC(C2。，)隨著溶液pH的變化曲線如圖

所示。下列說(shuō)法不正確的是()

A.曲線I代表HCzOi的濃度隨著pH增大先變小后變大

B.草酸的電離常數(shù)—=1><10一1Ka2=lX10P

C.pH=4時(shí)，C(HC2O1)>C(C2O1)>C(H2c2。4)

nCgoTMH2c2。4)…

2-1

D,C(HC2O7)°

解析：選A曲線I代表HCzOi的濃度隨著pH增大先變大后變小，pC(HC2Oi)越大,

HCzO1的濃度越小，A錯(cuò)誤；當(dāng)pH=L3時(shí)，C(HC2OI)=C(H2c2。川草酸的電離常數(shù)

++13

=C(HC2O7)C(H)/C(H2C2O4)=C(H)=1X10--,當(dāng)pH=4.3時(shí)，c(HC2O7)=c(C2Or),同

-++-43

ZCa2=c(C2Oi)c(H)/c(HC2O7)=c(H)=lX10-,B正確；pH=4時(shí)，作垂線交三條曲

線，得三個(gè)點(diǎn)，pC(HC2O7)<pC(C2Or)<pC(H2C2O4),故C(HC2OI)"(C20rAe(H2c2O4),

c(C2O「)?c(H2c2O4)

C正確；^(HC2O7)

HC2()r)?C(H2c2()4)?C(H+)Ka21X10-43

=^(HC2O7)C(H+)=-=lX10-3=10'D正確。

［真題驗(yàn)收］

1.（2015?海加高考）下列曲線中，可以描述乙酸（甲，及=l.8X10F）和一氯乙酸（乙，及

=1.4乂10—3）在水中的電離度與濃度關(guān)系的是（）

解析：選BA.這兩種物質(zhì)都是弱電解質(zhì)，在溫度不變、濃度相等時(shí)，電離程度

CH3COOH<CH2C1COOH,排除A、C;當(dāng)濃度增大時(shí)，物質(zhì)的電離程度減小，排除D選

項(xiàng)，正確選項(xiàng)是B。

2.（1）（2017?天津高考）已知25C,NH3-H2。的扁="XI。-,H2sO3的&i=l.3X10

-8

一2,Ara2=6.2X10o若氨水的濃度為Z.OmolD溶液中的c（O!T）=

將SO2通入該氨水中，當(dāng)c（OlT）降至1.0X10-7moI?Li時(shí)，溶液中的c（SO「）/c（HSOf）=

（2）（2017?江蘇高考）H3ASO3和H3ASO4水溶液中含珅的各物種的分布分?jǐn)?shù)（平衡時(shí)某物種

的濃度占各物種濃度之和的分?jǐn)?shù)）與pH的關(guān)系分別如圖所示。

1.0

/L價(jià)

礎(chǔ)0.8

物

種

分

布

分0.2

數(shù)

0.0

24681012

pH

H3ASO4第一步電離方程式H3ASO4HzAsOi+H*的電離常數(shù)為Kalf則pMi=

（P^al=-lgRd）。

（3）（2016?金AD卷II）聯(lián)氨（又稱此N2H4,無(wú)色液體）是一種應(yīng)用廣泛的化工原料，可用作

火箭燃料，聯(lián)氨為二元弱堿，在水中的電離方程式與氨相似，聯(lián)氨第一步電離反應(yīng)的平衡

-14

常數(shù)值為（已知：N2H4+kN2Ht的K=8.7X1（）7；KW=L0X10）O聯(lián)氨與

硫酸形成的酸式鹽的化學(xué)式為o

（4）（2015?耦速高考）25℃,兩種酸的電離常數(shù)如下表。

KalKa2

H2s。31.3X10-26.3X10F

-7-11

H2CO34.2X105.6X10

①HSO二的電離常數(shù)表達(dá)式K=______________________________________________

②H2sO3溶液和NaHCCh溶液反應(yīng)的主要離子方程式為

--1

解析：(1)設(shè)氨水中c(OH)=xmol-L,根據(jù)NH3H2O的?b=4二V，則虧=

1.8X10-5,解得x=6.0Xl(F3。根據(jù)H2sO3的/2=邈蕓黑譬，則甯-4=普9當(dāng)

c(OH-)降至1.0X10_7molL_,時(shí),c(H+)為l.0XIO_7moI-L-1,則空既：，-7=。.62。

C^rloUj)i.UX10

(2)Kai="H*唱2K儀與溫度有關(guān)，為方便計(jì)算，在圖中取pH=2.2時(shí)計(jì)算，

此時(shí)c(H2AsO；)=C(H3ASO“，則心=C(H+)=10-2.2,PKH[=2.2。

++

⑶將H2OH+OH~K“=l.0X10一&N2H4+HN2HgK=8.7X107相加，

可得：N2H4+H2ON2H；+OH-Kai=Aw?K=1.0X10-14X8.7X107=8.7X10-7。類(lèi)比

NH3與H2s04形成酸式鹽的化學(xué)式NH4HSO4可知，N2H4與H2SO4形成的酸式鹽的化學(xué)式

應(yīng)為N2H6(HSO4)2O

(4)由H2s。3和H2c。3的電離常數(shù)可知酸性：H2SO3>H2CO3>HSO7>HCO7,故反應(yīng)可

放出CO2氣體，H2s。3溶液與NaHCCh溶液反應(yīng)的離子方程式為H2SO3+HCO?=HSO；

+H2O+CO2tO

答案：(1)6.0X10-30.62

(2)2.2

-7

(3)8.7X10N2H6(HSO4)2

C(H+)?C(SO「)

(4)①

c(HSOD

②H2sO3+HCO7=HSO7+CO2t+H2O

考點(diǎn)三強(qiáng)酸(堿)與弱酸(堿)的比較

［思維流程］

物質(zhì)的質(zhì)濃度溶液pH的大小)

一元強(qiáng)酸r

相同

*［中和堿的能力)

比

卜與活潑金M的反應(yīng))

J溶液中c(H+)

?元弱酸

相同*(溶液的稀拜)

突破點(diǎn)(一『弱酸(弱堿)的判斷

1.設(shè)計(jì)實(shí)驗(yàn)證明HA是一元弱酸的方法

實(shí)驗(yàn)方法結(jié)論

pH=2,HA為強(qiáng)酸，

①測(cè)0.01molf'HA的pH

pH>2,HA為弱酸

pH=7,HA為強(qiáng)酸，

②測(cè)NaA溶液的pH

pH>7,HA為弱酸

③測(cè)相同pH的HA和HCI稀釋相同倍數(shù)前若HA溶液的pH變化比HC1的小，則HA

后的pH變化為弱酸

④測(cè)等體積、等pH的HA和HCI中和NaOH若HA溶液消耗NaOH的量比HC1的多，貝I)

的量HA為弱酸

⑤測(cè)等體積、等物質(zhì)的量濃度的HA和HC1若HA溶液與Zn粒反應(yīng)比鹽酸的速率慢，則

分別與顆粒大小相同鋅粒反應(yīng)的速率HA為弱酸

⑥測(cè)等體積、等pH的HA和HC1分別與足若HA溶液反應(yīng)最終產(chǎn)生人的量比HC1的

量的鋅粒反應(yīng)產(chǎn)生％的量多，則HA為弱酸

［說(shuō)明］實(shí)臉①、②是最常用、最簡(jiǎn)捷的方法。

2.設(shè)計(jì)實(shí)驗(yàn)證明BOH(如NIVHzO)是一元弱堿的方法

⑴室溫下，測(cè)0.1mobL-1BOH的pH,若pH=13,則BOH為強(qiáng)堿，若pHvl3,則

BOH為弱堿。

(2)配制BCI的溶液，測(cè)其pH,若pH=7,則BOH為強(qiáng)堿,若pH<7,則BOH為弱

堿。

(3)配制pH=12的BOH的溶液，加水稀釋100倍，若稀釋后溶液的pH=10,則BOH

為強(qiáng)堿，若稀釋后溶液的pH>10,則BOH為弱堿。

［對(duì)點(diǎn)訓(xùn)練］

1.下列事實(shí)一定能說(shuō)明HNO?為弱電解質(zhì)的是()

①常溫下，NaN(h溶液的pH>7

②用HNO2溶液做導(dǎo)電實(shí)驗(yàn)燈泡很暗

③HNOz不能與NaCl反應(yīng)

④常溫下0.1mol-L-1的HNOz溶液pH=2

⑤lLpH=l的HNO2溶液加水稀釋至100L后溶液的pH=2.2

@lLpH=l的HNOz和!LpH=l的鹽酸與足量的NaOH溶液完全反應(yīng)，最終HNO2

消耗的NaOH溶液多

⑦HNOz溶液中加入一定量NaNOz晶體，溶液中c(OTT)增大

⑧HNO2溶液中加水稀釋，溶液中C(OIT)增大

A.⑦B.?@@?

C.@@??⑦D.②???

解析：選C②如果鹽酸(強(qiáng)酸)的濃度很小燈泡也很暗；④如果是強(qiáng)酸，pH=l;⑤如

果是強(qiáng)酸，加水稀釋至100L后容液的pH=3,實(shí)際pH=2.2,這說(shuō)明HNO2溶液中存在

+

HNO2H+NOr,是弱酸；⑥依據(jù)HNOz+NaOH=NaNO2+H2O、HCI+

NaOH=NaCl+H2?？芍?，c(HNO2)大于c(HCl),而溶液中。何十)相同，所以HNCh沒(méi)有

全部電離；⑦加入NaNOz,溶液中c(OH-)增大，說(shuō)明電離平衡移動(dòng)；⑧不論是強(qiáng)酸還是弱

酸，加水稀釋，溶液中c(H+)均減小，而C(OIT)增大。

2.為了證明一水合氨例出?％0)是弱電解質(zhì)，甲、乙、丙三人分別選用下列試劑進(jìn)行

實(shí)驗(yàn)：0.010moH/i氨水、0.1moH/iNH4a溶液、NH4a晶體、酚猷溶液、pH試紙、蒸

儲(chǔ)水。

(1)甲用pH試紙測(cè)出0.010mol?L-i氨水的pH為1(),則認(rèn)定一水合氨是弱電解質(zhì)，你

認(rèn)為這一方法____________(填“正確”或“不正確")，并說(shuō)明理由

◎

(2)乙取出10mL0.010mol-f1氨水，用pH試紙測(cè)其pH=a,然后用蒸儲(chǔ)水稀釋至1000

mL,再用pH試紙測(cè)其pH=b,若要確認(rèn)NH3H2O是弱電解質(zhì)，則。、b應(yīng)滿足什么關(guān)系？

-1

(3)丙取出10mL0.010molL氨水，滴入2滴酚猷溶液，顯粉紅色，再加入少量NH4CI

晶體，溶液顏色變(填“深”或"淺”)o你認(rèn)為這一方法能否證明NH3H2O是弱

電解質(zhì)？(填“能”或“否”)，并說(shuō)明原因_________________________________

⑷請(qǐng)你根據(jù)所提供的試劑，再提出一個(gè)合理又簡(jiǎn)便的方案證明NH’HzO是弱電解質(zhì):

解析：⑴若NHyBhO是強(qiáng)電解質(zhì),則0.010mol?Li氨水中c(OH一)應(yīng)為0.010molf1,

-1

pH=12o用pH試紙測(cè)出0.010molL氨水的pH為10,說(shuō)明NHyH2O沒(méi)有完全電離，

應(yīng)為弱電解質(zhì)。

(2)若NH3?H2O是強(qiáng)電解質(zhì)，用蒸儲(chǔ)水稀釋至1000mL,其pH=。-2。因?yàn)镹H^ILO

是弱電解質(zhì)，不能完全電離，a、b應(yīng)滿足a—2<b<a。

(3)向O.OIOmolU氨水中加入少量NH4cl晶體，有兩種可能：一是氯化鎂在水溶液中

電高出的NH：水解使溶液顯酸性，加入氨水中使其pH降低；二是NH：使NHyH2O的電

離平衡NH3H2ONHj+OET逆向移動(dòng)，從而使溶液的pH降低。這兩種可能均可證明

NHvIhO是弱電解質(zhì)。

(4)NH4cl為強(qiáng)酸弱堿鹽，只需檢臉NH4a溶液的酸堿性，即可證明NHvHhO是弱電

解質(zhì)還是強(qiáng)電解質(zhì)。

答案：⑴正確若是強(qiáng)電解質(zhì)，則0.010molL)氨水中c(OlT)應(yīng)為0.010moll/i,

pH=12

(2)a—2<h<a

(3)淺能向0.010moH/i氨水(滴有酚酸溶液)中加入氯化鉉晶體后顏色變淺，有兩

種可能：一是氯化錢(qián)在水溶液中電離出的NH；水解使溶液顯酸性，加入氨水中使其pH降

低；二是NH：使NH^HzO的電離平衡NH9H2ONH：+OH一逆向移動(dòng)，從而使溶液的

pH降低。這兩種可能均可證明NH3H2O是弱電解質(zhì)

(4)取一張pH試紙，再用玻璃棒蘸取0.1mol?L-NH4cl溶液，滴在pH試紙上，顯色

后跟標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較測(cè)出pH,pH<7(方案合理即可)

突破點(diǎn)(二廣弱酸(堿)與強(qiáng)酸(堿)的比較與應(yīng)用

L一元強(qiáng)酸(HA)與一元弱酸(HB)的比較

j一濃度均為0.01mol-L",pH均為2

-1

pH或物質(zhì)的量濃度2=PHHA〈PHHB0.01mobL=c(HA)<c(HB)

開(kāi)始與金屬反應(yīng)的速率HA>HBHA=HB

體積相同時(shí)與過(guò)量的堿反應(yīng)

HA=HBHA<HB

消耗堿的量

體積相同時(shí)與過(guò)量活潑金屬

HA=HBHA<HB

反應(yīng)產(chǎn)生H2的量

c(A.)與c(B-)大小c(A-)>c(B_)c(A-)=c(B")

分別加入固體NaA、NaB后HA：不變HA：不變

pH變化HB：變大HB：變大

加水稀釋10倍后3=PHHA<PHHB3=PHHA>PHHB>2

溶液的導(dǎo)電性HA>HBHA=HB

水的電離程度HA<HBHA=HB

2.強(qiáng)酸與弱酸、強(qiáng)堿與弱堿稀釋時(shí)的pH變化圖像

圖中，a、b為pH相等的NaOH溶液和氨水，c、d為pH相等

的鹽酸和醋酸。

對(duì)于該圖像，要深刻理解以下4點(diǎn)：

(1)對(duì)于pH=y的強(qiáng)酸溶液稀釋時(shí)，體積每增大10”倍，pH就增

大〃個(gè)單位，即pH=y+〃；對(duì)于pH=y的弱酸溶液來(lái)說(shuō)，體積每增大10〃倍，pH增大不

足〃個(gè)單位，即pHv)，+〃；無(wú)論怎樣稀釋，酸溶液的pH不能等于或大于7,只能趨近于7。

(2)對(duì)于pH=x的強(qiáng)堿溶液稀釋時(shí)，體積每增大10”倍，pH就減小〃個(gè)單位，即pH=

x-〃；對(duì)于pH=x的弱堿溶液來(lái)說(shuō)，體積每增大10〃倍，pH減小不足〃個(gè)單位，即pH>x

一〃；無(wú)論怎樣稀釋，堿溶液的pH不能等于或小于7,只能趨近于7。

(3)加水稀釋相同倍數(shù)后的pH大?。喊彼?NaOH溶液，鹽酸,醋酸。

(4)稀釋后的pH仍然相等，則加水量的多少：氨水〉NaOH溶液，醋酸,鹽酸。

［對(duì)點(diǎn)訓(xùn)練］

3.在相同溫度下，100mLO.Olmol-L-1的醋酸溶液與10mLO.lmobL-'的醋酸溶液相

比較，下列數(shù)值前者大于后者的是()

A.中和時(shí)所需NaOH的量

B.電離的程度

C.H+的物質(zhì)的量濃度

D.CH3COOH的物質(zhì)的量

解析：選B100mL0.01mol-L-1的醋酸溶液與10mL0.1mobL-1的醋酸溶液中含有

的醋酸的物質(zhì)的量相同，中和時(shí)所需NaOH的量相同，A項(xiàng)不符合題意；根據(jù)濃度對(duì)電離

平衡的影響規(guī)律：越稀越電離，0.(Hmol?Lr的醋酸溶液中醋酸電離的程度大于O.lmoHTi

的醋酸溶液中醋酸的電離程度，B項(xiàng)符合題意；H+的物質(zhì)的量濃度：前者小于后者，C項(xiàng)

不符合題意；兩份溶液中CH3coOH的物質(zhì)的量前者小于后者，D項(xiàng)不符合題意。

4.常溫下pH=2的兩種酸溶液A和B,分別加水稀釋1000倍，其|PH

pH與所加水的體積變化如圖所示。下列結(jié)論正確的是()7

A.B酸比A酸的電離度大2憶二

B.A為弱酸，B為強(qiáng)酸°［-------1

v(H2o)

C.B酸的物質(zhì)的量濃度比A的小

D.A酸比B酸易電離

解析：選D根據(jù)圖示可知溶液稀釋1。00倍后，A酸溶液pH變化大，說(shuō)明A酸酸性

大于B酸酸性。則B酸為弱酸，其電高度應(yīng)比A酸小，A酸易電離。同為pH=2,B酸溶

液物質(zhì)的量濃度一定比A酸溶液濃度大。

5.(2018?成都外國(guó)語(yǔ)學(xué)校期中)現(xiàn)有濃度均為0.1mol?L-i的鹽酸、硫酸、醋酸三種溶液。

下列判斷中正確的是()

A.若三種溶液中c(H*)分別為GimobL-1>aimol-L-\aimobL-1,則它們的大小關(guān)

系為。2=。1=。3

B.等體積的以上三種酸溶液分別與過(guò)量的NaOH溶液反應(yīng)，若生成的鹽的物質(zhì)的量

依次為bimokbimokbymol,則它們的大小關(guān)系為b\=bi<bi

C.分別用以上三種酸溶液中和一定量的NaOH溶液生成正鹽，若需要酸溶液的體積

分別為％、%、匕，其大小關(guān)系為，1=匕=匕

D.分別與Zn反應(yīng)，開(kāi)始時(shí)生成的速率分別為為、。2、0，其大小關(guān)系為也＞力＞力

解析：選DHCkH2s04是強(qiáng)電解質(zhì)，完全電離，CH3COOH是弱電解質(zhì)，部分電離，

由三種酸溶液中的濃度知，它們的大小關(guān)系為02=2。1,大于。3,A項(xiàng)錯(cuò)誤；等濃度等體

積的鹽酸、硫酸、醋酸三種溶液分別與過(guò)量NaOH溶液反應(yīng)生成鹽的物質(zhì)的量的大小關(guān)系

為bi=b2=bitB項(xiàng)錯(cuò)誤；分別用三種酸溶液中和一定量的NaOH溶液生成正鹽，若需要

酸溶液的體積分別為，I、匕、匕，則其大小關(guān)系為％=匕=2匕，C項(xiàng)錯(cuò)誤；硫酸中c（H+）

為0.2niol,L-,?鹽酸中c（H+）為0.1mobL-1,醋酸中c（H+）小于0.1mobL-1,分別與Zn反

應(yīng)，開(kāi)始時(shí)生成的速率的大小關(guān)系為也＞。1＞。3,D項(xiàng)正確。

［真題驗(yàn)收］

1.（2016?上海高考）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Hz

B.0.1molL-iCMCOONa溶液的pH大于7

C.CH3COOH溶液與Na2cCh反應(yīng)生成CO?

D.0.1mol-L-1CH3COOH溶液可使紫色石蕊變紅

解析：選BA項(xiàng)，只能證明乙酸具有酸性，不能證明其酸性強(qiáng)弱，錯(cuò)誤；B項(xiàng)，該鹽

水溶液顯堿性，可以證明乙酸是弱酸，正確；C