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第一节 电离平衡
目 标 素 养
1.理解强电解质、弱电解质的概念,会写电离方程式。
2.认识弱电解质在水溶液中存在电离平衡及其影响因素。
3.能从电离平衡的角度分析溶液的导电性等。
4.了解电离平衡常数的含义,并能利用电离常数比较弱酸或弱碱的相对强弱,及进行简单计算。
知 识 概 览
一、强电解质和弱电解质
微思考 1.SO2的水溶液能导电,SO2是电解质吗
提示:SO2不是电解质,SO2与H2O反应生成电解质H2SO3,类似的还有CO2、SO3、NH3等。
2.CaCO3的水溶液比CH3COOH溶液的导电性弱,能否说“CaCO3为弱电解质、CH3COOH为强电解质”
提示:不对,电解质强弱与电离程度有关,CaCO3为强电解质, CH3COOH为弱电解质。
3.阅读教材中图3-1、3-2,观察两种溶液中有无溶质分子 判断HCl、CH3COOH分别是强电解质还是弱电解质
提示:HCl在水中完全电离,其水溶液中无HCl分子,HCl为强电解质;CH3COOH在水中部分电离,其水溶液中有CH3COOH分子,CH3COOH为弱电解质。
微训练1下列物质中,属于电解质的是 (填序号,下同),属于非电解质的是 ,属于强电解质的是 ,属于弱电解质的是 。(已知在水溶液中和熔融状态下均不能导电的化合物为非电解质)
①H2SO4 ②盐酸 ③氯气 ④硫酸钡 ⑤乙醇 ⑥铜 ⑦H2CO3 ⑧氯化氢 ⑨CH3COOH ⑩氨气 CO2
答案:①④⑦⑧⑨ ⑤⑩ ①④⑧ ⑦⑨
二、弱电解质的电离平衡
1.弱电解质的电离平衡。
在一定条件下(如温度和浓度),弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率 相等 时,电离过程达到电离平衡状态。
2.弱电解质电离平衡的建立。
3.电解质的电离方程式。
微解读 多元弱酸和多元弱碱在水中的电离都是分步进行的。在书写其电离方程式时,多元弱酸要分步书写,如示例中②;而多元弱碱则一步写出,如示例中③。对于多元弱酸的酸式盐,如NaHCO3,属于强电解质,而电离产生的 则不能完全电离,因此 不能拆分,电离方程式为NaHCO3══Na++ 。
4.电离平衡的影响因素。
影响因素 电离程度 原因
内因 ① 弱电解质的性质 决定电解质的电离程度 结构决定性质
影响因素 电离程度 原因
外因 温度(升温) ② 增大 电离过程是吸热的
浓度(减小) ③ 增大 浓度减小,离子结合生成弱电解质分子的速率小
外加电解质 增大弱电解质电离出的离子的浓度 ④ 减小 离子(产物)浓度增大,平衡⑤ 左移
消耗弱电解质电离出的离子 ⑥ 增大 离子(产物)浓度减小,平衡⑦ 右移
微判断1(1)电离平衡右移,电解质分子的浓度一定减小,离子浓度一定增大。( )
(2)电离平衡向右移动,弱电解质的电离程度一定增大。( )
×
×
×
×
微训练2 1.下列电离方程式书写正确的是( )。
答案:A
解析:B项,Ba+2应为Ba2+;C项 不能拆写;D项H3PO4为多元弱酸,应分步电离。
2.将1 mol冰醋酸加入一定量的蒸馏水中最终得到1 L溶液。下列各项中,表明已达到电离平衡状态的是( )。
A.CH3COOH的浓度达到1 mol·L-1
B.H+的浓度达到0.5 mol·L-1
C.CH3COOH的浓度、CH3COO-的浓度、H+的浓度均为
0.5 mol·L-1
D.CH3COOH电离成离子的速率和离子重新结合成CH3COOH的速率相等
答案:D
解析:在未电离时c(CH3COOH)=1 mol·L-1,当CH3COOH、H+、CH3COO-的浓度不再变化时(但此时三者的浓度不一定是0.5 mol·L-1),CH3COOH的电离达到平衡状态,A、B、C三项错误。依据平衡状态的标志即弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合成弱电解质分子的速率相等,可知D项正确。
三、电离平衡常数
1.含义:对一元弱酸或一元弱碱来说,溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积,与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数,这个常数叫做 电离平衡 常数,简称 电离 常数。通常用Ka、Kb分别表示弱酸、弱碱的电离平衡常数。
3.K的意义:它能表示弱电解质的电离能力。
(1)温度一定时,K越 大 ,弱电解质的电离程度越大;K越
小 ,弱电解质的电离程度越小。
(2)多元弱酸每步电离都有电离常数,分别表示为
等,这些常数间的大小关系为
微判断2(1)改变条件,电离平衡正向移动,电离平衡常数一定增大。( )
(2)改变条件,电离平衡常数增大,电离平衡一定正向移动。
( )
(3)相同条件下,可根据电离平衡常数的大小,比较弱电解质的相对强弱。( )
(4)同一弱电解质,浓度大的电离平衡常数大。( )
√
×
√
×
×
微训练3 25 ℃时,0.01 mol·L-1的HA溶液中c(H+)=1×10-4 mol·L-1,则HA的电离常数约为 。
答案:1×10-6
一、强电解质和弱电解质
问题探究
情境1:用0.1 mol·L-1NaCl溶液和0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液分别进行导电性实验,其中NaCl溶液对应的小灯泡较亮, CH3COOH溶液对应的小灯泡较暗。
情境2:用1 mol·L-1醋酸溶液进行导电性实验,发现灯泡亮度很低;用1 mol·L-1氨水进行导电性实验,发现灯泡亮度同样很低;但若将两种溶液等体积混合后进行导电性实验,灯泡亮度却显著增加。
1.请判断情境1中的NaCl和CH3COOH是弱电解质还是强电解质,并阐述理由。
提示:NaCl是强电解质,CH3COOH是弱电解质;0.1 mol·L-1 NaCl溶液和0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液的浓度相同,但做导电性实验时灯泡亮度不同,说明两溶液中离子浓度不同,NaCl和CH3COOH的电离程度不同。
2.请分析情境2中灯泡亮度显著增加的原因。
提示:醋酸和NH3·H2O都是弱电解质,在水溶液中均不能完全电离,溶液中的离子浓度较小,导电能力较差,故灯泡均较暗;醋酸与氨水反应生成的醋酸铵为强电解质,完全电离成阴、阳离子,溶液中的离子浓度增大,所以导电能力增强,灯泡变得较亮,发生反应的离子方程式是CH3COOH+NH3·H2O══CH3COO-+ +H2O。
归纳总结
1.电解质。
(1)电解质均为化合物,单质、混合物不是电解质。
(2)电解质不一定能导电(如NaCl晶体),能导电的也不一定是电解质(如单质Cu、NaCl溶液等)。电解质导电的原因是它在一定条件下发生电离。
2.强电解质与弱电解质的比较。
比较项目 强电解质 弱电解质
定义 溶于水后全部电离的电解质 溶于水后部分电离的电解质
化合物
类型 离子化合物及部分具有极性键的共价化合物 某些具有极性键的共价化合物
电离过程 不可逆,无电离平衡 可逆,存在电离平衡
电离程度 完全电离 部分电离
比较项目 强电解质 弱电解质
溶液中存在粒子(水分
子不计) 只有电离出的阴、阳离子,不存在电解质分子 既有电离出的阴、阳离子,又有电解质分子
实例 (1)绝大多数的盐(包括难溶性盐);
(2)强酸:H2SO4、HCl、HClO4等;
(3)强碱:Ba(OH)2、NaOH等 (1)水
(2)弱酸:H2CO3、
CH3COOH等
(3)弱碱:NH3·H2O等
3.对强电解质和弱电解质的理解。
(1)电解质的强弱与溶解性无关。
某些盐如BaSO4、CaCO3等,虽难溶于水却是强电解质;而如CH3COOH、NH3·H2O,尽管易溶于水,却部分电离,是弱电 解质。
(2)电解质的强弱与溶液的导电能力没有必然联系。
溶液导电能力的强弱由溶液中自由移动离子的浓度和离子所带电荷数决定。很稀的强电解质溶液导电能力很弱,浓度较大的弱电解质溶液导电能力可能较强,弱电解质溶液的导电能力不一定弱。
典例剖析
【例1】 下列说法正确的有( )。
①不溶于水的盐都是弱电解质
②可溶于水的盐都是强电解质
③0.5 mol·L-1一元酸溶液中H+浓度一定为0.5 mol·L-1
④强酸溶液中的c(H+)不一定大于弱酸溶液中的c(H+)
⑤电解质溶液导电的原因是溶液中有自由移动的阴、阳离子
⑥熔融的电解质都能导电
A.1个 B.2个 C.3个 D.4个
B
解析:①溶解性与电解质强弱无关,错误;②醋酸铅是弱电解质,可溶于水,因此可溶于水的盐不一定都是强电解质,错误;③0.5 mol·L-1一元弱酸溶液中H+浓度小于0.5 mol·L-1,错误;⑥HCl是电解质,熔融HCl不导电,因此熔融的电解质不一定能导电,错误。
【拓展延伸】 浓度相同时,强电解质溶液的导电能力是否一定比弱电解质溶液强
答案:是。溶液的导电能力强弱与离子浓度大小有关,强电解质完全电离,离子浓度大,导电能力强。
学以致用
1.下列说法中不正确的是 。
①将BaSO4放入水中不能导电,所以BaSO4不是电解质
②氨溶于水得到的溶液氨水能导电,所以氨水是电解质
③固态共价化合物不导电,熔融态的共价化合物可以导电
④固态的离子化合物不导电,熔融态的离子化合物也不导电
答案:①②③④
解析:BaSO4属于难溶性电解质,溶解的部分完全电离,是强电解质,①错误;NH3·H2O是电解质,氨水是混合物,②错误;熔融的共价化合物若不能电离出离子就不能导电,熔融态的离子化合物存在自由移动的离子,能导电,③④错误。
2.CH3COOH的下列性质中,可以证明它是弱电解质的是
( )。
A.1 mol·L-1的CH3COOH溶液中,c(H+)=0.01 mol·L-1
B.CH3COOH能以任意比与水互溶
C.10 mL 1 mol·L-1的CH3COOH溶液恰好与10 mL 1 mol·L-1的NaOH溶液完全反应
D.CH3COOH溶液的导电能力比盐酸弱
答案:A
解析:A项中若CH3COOH完全电离,则c(H+)=1 mol·L-1,而现在c(H+)=0.01 mol·L-1,说明CH3COOH部分电离,为弱电解质;C项是与强碱的反应,不能说明其电离程度的大小;D项必须是在温度及溶质的物质的量浓度相同条件下比较两者导电能力的强弱,D项错误。
二、弱电解质的电离平衡
问题探究
正常人血液的pH相当恒定,保持在7.35~7.45之间。如果超出这一范围,机体的酸碱平衡将被打破,严重时可危及人的生命。正常情况下,人体内的代谢过程不断产生酸或碱,但是事实上这些酸或碱进入血液并没有引起血液的pH发生明显的变化,这是什么原因呢
研究表明,人体血液中存在的H2CO3-NaHCO3等体系,通过化学平衡的移动,起到维持血液pH的作用,如:
1.当人体代谢产生的酸进入人体时,上述反应会发生怎样的移动以维持血液的pH基本不变
提示:当人体代谢产生的酸进入人体时,血液中的 和H+反应生成H2CO3,H2CO3分解产生CO2,CO2从肺部呼出,上述平衡逆向移动,及时把进入的H+从血液中除去,pH基本不变。
2.当人体代谢产生的碱进入人体时,上述反应会发生怎样的移动以维持血液的pH基本不变
提示:当人体代谢产生的碱进入人体时,上述平衡正向移动,从而抑制pH的升高,而血液中增多的 可以通过肾脏的调节降低其浓度。
归纳总结
1.对电离平衡的理解。
2.电离方程式的书写。
(3)多元弱酸分步电离,必须分步写出,不可合并(其中以第一步电离为主)。如
(4)多元弱碱分步电离,但通常一步写出。如
3.外界条件对电离平衡的影响。
(以CH3COOH CH3COO-+H+为例)
条件改变 平衡移动 电离程度 n(H+) c(H+) 导电能力
加水 正向(浓度:越稀越电离) 增大 增大 减小 减弱
升温 正向(温度:越热越电离) 增大 增大 增大 增强
条件改变 平衡移动 电离
程度 n(H+) c(H+) 导电
能力
加醋酸
钠(s) 逆向(同离子
效应) 减小 减小 减小 增强
通HCl(g) 逆向(同离子
效应) 减小 增大 增大 增强
加NaOH(s) 正向(化学反应的影响) 增大 减小 减小 增强
典例剖析
解析:向氨水中加入水,促进一水合氨电离,溶液中n(OH-)增大,A项正确;向氨水中加入少量浓盐酸,氢离子和氢氧根离子反应,溶液中c(OH-)减小,B项错误;向氨水中加入少量浓NaOH溶液,氢氧根离子浓度增大,则一水合氨的电离平衡逆向移动,C项错误;向氨水中加入少量NH4Cl固体,溶液中c( )增大,D项错误。
方法归纳 外界条件对电离平衡影响的四个不一定 (1)稀醋酸加水稀释时,溶液中不一定所有离子的浓度都减小。例如,稀醋酸加水稀释时,溶液中的c(H+)减小,c(OH-)增大。 (2)电离平衡右移,电解质分子的浓度不一定减小。例如, CH3COOH CH3COO-+H+,平衡后,加入冰醋酸, c(CH3COOH)增大,平衡右移,根据勒夏特列原理,只能“减弱”而不能消除,再次平衡时,c(CH3COOH)比原平衡时大。
(3)电离平衡右移,离子的浓度不一定增大。例如,在CH3COOH溶液中加水稀释或加少量NaOH固体,都会引起平衡右移,但c(H+)都比原平衡时要小。 (4)电离平衡右移,电离程度不一定增大。例如,增大弱电解质的浓度,电离平衡向右移动,弱电解质的电离程度减小。
学以致用
3.在0.1 mol·L-1的HCN溶液中存在如下电离平衡HCN H++CN-。对于该平衡,下列叙述正确的是( )。
A.加入少量NaOH固体,平衡正向移动
B.加水,平衡逆向移动
C.滴加少量0.1 mol·L-1HCl溶液,溶液中c(H+)减少
D.加入少量NaCN固体,平衡正向移动
答案:A
解析:加NaOH固体,OH-+H+ H2O,平衡正向移动,A项正确;加水,平衡正向移动,B项错误;滴加少量0.1 mol·L-1HCl溶液, c(H+)增大,C项错误;加入少量NaCN固体,c(CN-)增大,平衡逆向移动,D项错误。
4.下列电离方程式中正确的是 ( )。
答案:C
三、电离平衡常数
问题探究
1.将食醋加水稀释时,醋酸的电离度、电离常数、c(H+)、溶液的导电性如何变化
提示:醋酸属于弱酸,加水稀释,醋酸的电离平衡向电离的方向移动,故醋酸的电离度增大;电离常数只与温度有关,故电离常数不变;加水稀释促进醋酸的电离,但溶液中c(H+)、c(CH3COO-)减小,溶液的导电性减弱。
归纳总结
1.电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱,K越大,表示弱电解质越易电离,弱酸的酸性(或弱碱的碱性)越强。根据电离常数可以比较不同酸的相对强弱、计算离子浓度等。
例如,在25 ℃时,K(HNO2)=5.6×10-4,K(CH3COOH)=
1.75×10-5,则HNO2的酸性比CH3COOH的酸性强。
2.电离平衡常数一般只与温度有关,与浓度等因素无关。电离过程一般吸热,升高温度,K值增大。
3.比较多元弱酸的各步电离常数可以发现,
时,计算多元弱酸中的c(H+)或比较多元弱酸酸性的相对强弱时,通常只考虑第一步电离。主要有两个方面的原因,以H2CO3为例:一是H2CO3第一步电离出的H+对第二步 的电离起抑制作用;二是
带负电荷,继续电离出H+需要克服其本身对H+的吸引。多元弱碱的情况与多元弱酸相似。
典例剖析
【例3】常温下,下列反应可以发生:①NaCN+HNO2══HCN+ NaNO2,②NaCN+HF══HCN+NaF,③NaNO2+HF══HNO2+ NaF,其中有关的三种酸的电离常数分别是6.3×10-4、5.6×10-4、6.2×10-10。由此可判断下列叙述中不正确的是( )。
A.常温下,0.1 mol·L-1的HCN溶液中c(H+)= ×10-6 mol·L-1
B.常温下,K(HNO2)=6.3×10-4
C.根据其中两个反应即可得出一元弱酸的强弱顺序为HF>HNO2>HCN
D.常温下,K(HCN)
B
解析:相同温度下的弱电解质的电离常数是比较弱电解质相对强弱的重要依据之一。该题中涉及三个反应,由化学方程式可以得出:HF、HNO2、HCN的酸性依次减弱,酸性越强,电离常数越大,据此将三个K值与酸对应起来,D项正确。三个反应中,第①个反应说明酸性HNO2>HCN,第③个反应说明酸性HF>HNO2,只根据这两个反应即可作出比较,C项正确。
方法技巧 1.有关电离平衡常数计算的答题模板(以弱酸HX为例)。
HX H+ + X-
2.电离平衡常数的应用 (1)根据电离平衡常数可以判断盐与酸(或碱)的反应能否发生,相同条件下相对强的酸(或碱)可以制相对弱的酸(或碱)。 (2)根据电离平衡常数判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。
学以致用
5.下列说法正确的是( )。
A.向浓度为0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液中加冰醋酸,则
增大
B.浓度为0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液,升高温度,平衡正向移动,醋酸的电离程度增大
C.浓度为0.1 mol·L-1 H2SO3溶液,加水稀释,亚硫酸的电离程度增大, 浓度也增大
D.向浓度为0.1 mol·L-1 H2SO3溶液中通入少量氯气,pH会增大
答案:B
6.根据下表提供的数据判断,下列离子方程式或化学方程式正确的是( )。
化学式 电离常数
HClO K=4.0×10-8
H2CO3 K1=4.5×10-7 K2=4.7×10-11
A.向Na2CO3溶液中滴加少量新制氯水:
+2Cl2+H2O══2Cl-+2HClO+CO2↑
B.向NaHCO3溶液中滴加少量新制氯水:
2 +Cl2══Cl-+ClO-+2CO2+H2O
C.向NaClO溶液中通少量CO2:
CO2+NaClO+H2O══NaHCO3+HClO
D.向NaClO溶液中通过量CO2:
CO2+2NaClO+H2O══Na2CO3+2HClO
答案:C
解析:向Na2CO3溶液中滴加少量新制氯水,溶液中碳酸钠过量,盐酸与碳酸钠反应生成碳酸氢钠,次氯酸与碳酸钠反应生成碳酸氢钠和次氯酸钠,反应的离子方程式应为
2 +Cl2+H2O══Cl-+ClO-+2 ,A项错误;向NaHCO3溶液中滴加少量新制氯水,氯水中的盐酸与碳酸氢钠反应生成氯化钠、二氧化碳和水,次氯酸不能与碳酸氢钠反应,产物为次氯酸,反应的离子方程式为 +Cl2══Cl-+HClO+ CO2,B项错误;向NaClO溶液中通少量CO2或过量CO2,都是生成NaHCO3和HClO,C项正确,D项错误。
1.某固体化合物X不导电,但其在熔融状态下和溶于水都能完全电离。下列关于物质X的说法中,正确的是( )。
A.X不是电解质 B.X是强电解质
C.X是共价化合物 D.X是弱电解质
答案:B
解析:由熔融状态下和溶于水完全电离可知,X是强电解质。又由固体X不导电,熔融状态下导电可知,X应是离子化合物。故正确答案为B。
2.相同温度下,根据三种酸的电离常数,下列判断正确的是( )。
酸 HX HY HZ
电离常数K 9×10-7 9×10-6 1×10-2
A.三种酸的强弱关系:HX>HY>HZ
B.反应HZ+Y-══HY+Z-能够发生
C.由电离平衡常数可以判断,HZ属于强酸,HX和HY属于弱酸
D.相同温度下,1 mol·L-1 HX溶液的电离常数大于0.1 mol·L-1 HX溶液的电离常数
B
解析:相同温度下,酸的电离常数越大,则酸的电离程度越大,酸的酸性越强,根据电离平衡常数知,这三种酸的强弱顺序是HZ>HY>HX,A项错误;HZ的酸性强于HY,根据强酸制取弱酸知,HZ+Y-══HY+Z-能发生,B项正确;根据电离平衡常数知,这三种酸均属于弱酸,C项错误;相同温度下,同一物质的电离平衡常数相同,D项错误。
3.在100 mL 0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液中,欲使CH3COOH的电离程度增大,H+浓度减小,可采用的方法是( )。
A.加热
B.加入0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液100 mL
C.加入少量0.5 mol·L-1的硫酸
D.加入少量1 mol·L-1的NaOH溶液
答案:D
解析:电离平衡也是化学平衡的一种,完全可以运用勒夏特列原理分析电离平衡的移动。
4.在一定温度下,将冰醋酸加水稀释过程中,溶液的导电能力随加水量的变化曲线如图所示。请回答下列问题。
(1)“O”点导电能力为0的理由是
。
(2)A、B、C三点处,溶液的c(H+)
由小到大的顺序为 。
(3)A、B、C三点处,电离程度最大
的是 。
(4)若将C点溶液中c(CH3COO-)增大,c(H+)减小,可采取的措施是
① ;
② ;
③ 。
答案:(1)在“O”点处醋酸未电离,无离子存在
(2)C(3)C
(4)①加少量NaOH固体
②加少量Na2CO3固体
③加入Zn、Mg等金属
解析:溶液的导电能力主要由离子浓度来决定,题目中的图像说明将冰醋酸加水稀释过程中,离子浓度随着水的加入先逐渐增大到最大值又逐渐减小,故c(H+)在B点时最大,C点时最小,这是因为c(H+)= ,加水稀释,醋酸的电离平衡正向移动,n(H+)增大使c(H+)有增大的趋势,而V(aq)增大使c(H+)有减小的趋势,c(H+)是增大还是减小,取决于这两种趋势中哪一种占主导地位。
在“O”点时,未加水,只有醋酸,因醋酸未发生电离,没有自由移动的离子存在,故不能导电;要使CH3COO-的浓度增大,H+浓度减小,可通过加入OH-、活泼金属等使平衡正向移动。
5.弱酸、弱碱的电离程度可以分别用它们的电离常数(Ka、Kb)或电离度(α= ×100%)表示,请根据下列情景列式计算。
(1)乙酰水杨酸是一种一元弱酸(可用HA表示),在一定温度下,0.1 mol·L-1乙酰水杨酸的水溶液中,乙酰水杨酸的电离常数Ka为3.4×10-4,求该酸的电离度为 。
(2)已知在25 ℃时,1 mol·L-1氨水中NH3·H2O的电离度为0.42%,求NH3·H2O的电离常数Kb= 。
答案:(1)5.7% (2)1.77×10-5
解析:(1)设初始浓度为0.1 mol·L-1 HA的电离度为x,则电离平衡时c(H+)、c(A-)的浓度均为0.1x mol·L-1,c(HA)为(0.1-0.1x) mol·L-1,第三章 水溶液中的离子反应与平衡
第一节 电离平衡
课后·训练提升
基础巩固
1.下列物质中,属于弱电解质的是( )。
A.氯化氢 B.氢氧化钠
C.一水合氨 D.酒精
答案:C
解析:氯化氢、NaOH为强电解质,酒精不是电解质,NH3·H2O为弱电解质。
2.下列电离方程式错误的是( )。
A.(NH4)2SO4溶于水:(NH4)2SO42N+S
B.H2CO3溶于水:H2CO32H++C
C.HF溶于水:HFH++F-
D.NaHCO3溶于水:NaHCO3Na++HC,HCH++C
答案:B
解析:H2CO3的电离应分步书写:
H2CO3H++HC,HCH++C。
3.在含有酚酞的0.1 mol·L-1氨水中加入少量的NH4Cl晶体,则溶液颜色( )。
A.变蓝色 B.变深
C.变浅 D.不变
答案:C
解析:在氨水中存在电离平衡NH3·H2ON+OH-,向氨水中加入少量的NH4Cl晶体时,会抑制NH3·H2O的电离,使溶液中OH-的浓度减小,则溶液颜色变浅。
4.下列说法正确的是( )。
A.电离平衡常数受溶液浓度的影响
B.电离平衡常数可以表示弱电解质的相对强弱
C.电离常数大的酸溶液中c(H+)一定比电离常数小的酸溶液中的c(H+)大
D.可用CH3COOH和H2CO3的电离常数比较其酸性强弱,其中H2CO3的电离常数为K=
答案:B
解析:电离平衡常数K与温度有关,与溶液浓度无关,A项错误;酸溶液中c(H+)的大小除了与K有关外,还与酸的浓度有关,C项错误;比较酸的相对强弱时,多元弱酸要用第一步的电离常数,即,D项错误。
5.下列说法正确的是( )。
A.稀醋酸中加入少量醋酸钠能增大CH3COOH的电离程度
B.25 ℃时,0.1 mol·L-1的硫化氢溶液比等浓度的硫化钠溶液的导电能力弱
C.NaHSO3溶液中溶质的电离方程式为NaHSO3Na++H++S
D.室温下,对于0.10 mol·L-1的氨水,加水稀释后,溶液中c(N)·c(OH-)变大
答案:B
解析:稀醋酸中加入少量醋酸钠,相当于增大CH3COO-的浓度,会使CH3COOH的电离平衡左移,CH3COOH的电离程度减小,A项错误;硫化氢为弱电解质,而硫化钠为强电解质,B项正确;NaHSO3溶液中HS为弱酸根离子,不能完全电离,不拆写成H+和S,C项错误;氨水中加水稀释后,c(N)和c(OH-)均减小,故溶液中c(N)·c(OH-)变小,D项错误。
6.一定量的盐酸与过量的铁粉反应时,为了减缓反应,且不影响生成氢气的总量,可向盐酸中加入适量的( )。
①NaOH(固体) ②H2O ③HCl ④CH3COONa(固体)
A.①② B.②③
C.③④ D.②④
答案:D
解析:由题意可知,要使反应速率减小,而不改变生成H2的量,则要求c(H+)减小,而n(H+)不变,可采取的措施是加水或加CH3COONa固体。
7.向CH3COOH溶液中加入醋酸钠晶体或加入等体积的水稀释时,都会引起( )。
A.溶液中H+浓度减小
B.CH3COOH的电离程度增大
C.溶液的导电能力减弱
D.溶液中CH3COO-浓度增大
答案:A
解析:CH3COOH溶液中存在电离平衡:CH3COOHH++CH3COO-,增大CH3COO-浓度,平衡向左移动,H+浓度减小,CH3COOH电离程度减小,CH3COO-浓度增大,导电能力增强;加入水稀释,溶液体积增大程度大于H+增大程度,所以H+浓度减小,同时电离程度增大,导电能力减小,CH3COO-浓度减小。
8.把1 L 0.1 mol·L-1醋酸溶液用蒸馏水稀释到10 L,下列叙述正确的是( )。
A.c(CH3COOH)变为原来的
B.c(H+)变为原来的
C.的值增大
D.溶液的导电能力增强
答案:C
解析:加水稀释,由于CH3COOH的电离程度增大,故c(CH3COOH)应小于原来的,c(H+)应大于原来的,A、B项错误;,加水稀释n(CH3COO-)增大,n(CH3COOH)减小,故的值增大,C项正确;加水稀释后离子浓度减小,导电能力减弱,D项错误。
9.已知25 ℃时有关弱酸的电离平衡常数如下:
弱酸的化学式 HSCN CH3COOH HCN H2CO3
电离 平衡 常数 Ka=1.3×10-1 Ka=1.75×10-5 Ka=6.2×10-10 =4.5×10-7 =4.7×10-11
(1)25 ℃时,将20 mL 0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液和20 mL 0.1 mol·L-1 HSCN溶液分别与20 mL 0.1 mol·L-1 NaHCO3溶液混合,实验测得产生的气体体积(V)随时间(t)的变化如图所示:
反应初始阶段两种溶液产生CO2气体的速率存在明显差异的原因是
。
(2)若保持温度不变,在CH3COOH溶液中通入一定量氨气,下列各量会变小的是 。
A.c(CH3COO-)
B.c(H+)
C.CH3COOH电离平衡常数
(3)将Na2CO3溶液与过量HCN溶液混合,判断反应能否发生。若能发生,写出反应的化学方程式: ;
若不能发生,说明理由: 。
(本小题选其中一问作答)
答案:(1)HSCN的酸性比CH3COOH的酸性强,其溶液中c(H+)较大,故其溶液与NaHCO3溶液的反应速率大
(2)B
(3)Na2CO3+HCNNaHCO3+NaCN
解析:(1)由Ka(CH3COOH)=1.75×10-5和Ka(HSCN)=0.13可知,CH3COOH的酸性弱于HSCN的酸性,即在相同浓度的情况下HSCN溶液中H+的浓度大于CH3COOH溶液中H+的浓度,浓度越大反应速率越大。(2)通入氨气,促进CH3COOH的电离,则c(CH3COO-)增大;通入氨气,与H+反应,c(H+)减小;温度不变,CH3COOH电离平衡常数不变。(3)根据电离常数,可知酸性H2CO3>HCN>HC,因此由Na2CO3与过量HCN反应可生成HC,但不能生成CO2。
10.将6.0 mL冰醋酸(ρ=1.05 g·cm-3)溶于水配制成100 mL溶液,此溶液的物质的量浓度为 。经测定溶液中c(H+)=4.2×10-3 mol·L-1,此温度下CH3COOH的电离常数Ka= ;温度升高,Ka将 (填“变大”“不变”或“变小”,下同);加入少量CH3COONa后c(H+) ,Ka 。
答案:1.05 mol·L-1 1.68×10-5 变大 变小 不变
解析:开始时c(CH3COOH)=÷0.1 L=1.05 mol·L-1,
由于CH3COOH电离的很少,平衡后可认为c(CH3COOH)仍为1.05 mol·L-1。
由CH3COOHCH3COO-+H+,
Ka=≈=1.68×10-5。
能力提升
1.使用如图装置(搅拌装置略)探究溶液离子浓度变化,灯光变化不可能出现“亮→暗(或灭)→亮”现象的是( )。
选项 试剂a中溶质 试剂b中溶质
A CuSO4 Ba(OH)2
B NH4HCO3 Ca(OH)2
C H2SO4 Ba(OH)2
D CH3COOH NH3·H2O
答案:D
解析:灯光“亮→暗(或灭)→亮”的过程,意味着随着反应的进行,水溶液中的离子浓度先下降(或降至很低)再上升。CuSO4溶液与Ba(OH)2溶液反应:Cu2++S+Ba2++2OH-BaSO4↓+Cu(OH)2↓,随着反应进行,离子浓度逐渐降低,至恰好完全反应时,水溶液中几乎没有离子,随着反应进行,CuSO4溶液过量,离子浓度上升,故A不符合题意;NH4HCO3溶液与Ca(OH)2溶液反应:N+HC+Ca2++2OH-NH3·H2O+H2O+CaCO3↓,随着反应进行,离子浓度逐渐降低,至恰好完全反应时,水溶液中离子浓度较低,随着反应进行,NH4HCO3溶液过量,离子浓度上升,故B不符合题意;H2SO4溶液与Ba(OH)2溶液反应:2H++S+Ba2++2OH-BaSO4↓+2H2O,随着反应进行,离子浓度逐渐降低,至恰好完全反应时,水溶液中几乎没有离子,随着反应进行,H2SO4溶液过量,离子浓度上升,故C不符合题意;CH3COOH溶液与NH3·H2O溶液反应:CH3COOH+NH3·H2OCH3COO-+N+H2O,由于CH3COONH4电离程度大于NH3·H2O,随着反应的进行,离子浓度增大,灯泡由暗变亮,随着反应进行,CH3COOH溶液过量,灯泡由亮逐渐变暗,故D符合题意。
2.由表格中的电离常数(25 ℃)判断可以发生的反应是( )。
化学式 电离常数
HClO K=4.0×10-8
H2CO3 =4.5×10-7
=4.7×10-11
①NaClO+NaHCO3HClO+Na2CO3
②HClO+Na2CO3NaClO+NaHCO3
③2NaClO+CO2+H2O2HClO+Na2CO3
④NaClO+CO2+H2OHClO+NaHCO3
A.①③ B.②④
C.①②③ D.②③④
答案:B
解析:依据电离常数分析可知酸性由强至弱为H2CO3>HClO>HC,根据强酸可以制取弱酸分析,①与酸性HClO>HC矛盾,错误;②与酸性H2CO3>HClO>HC吻合,正确;③与酸性HClO>HC矛盾,反应应该生成碳酸氢钠,错误;④与酸性H2CO3>HClO>HC吻合,正确。
3.下列事实能说明亚硝酸是弱电解质的是( )。
①亚硝酸溶液中存在HNO2分子,呈酸性
②用HNO2溶液做导电性实验,灯泡很暗
③HNO2溶液不与Na2SO4溶液反应
④0.1 mol·L-1HNO2溶液中,c(H+)=0.015 mol·L-1
⑤相同浓度时,HNO2溶液的导电能力比HCl溶液弱
A.①②③ B.②③④
C.①④⑤ D.①②④⑤
答案:C
解析:①溶液中存在HNO2,溶液显酸性,说明亚硝酸部分电离,根据弱电解质的定义,即HNO2属于弱电解质,故正确;②没有对比实验,无法判断是不是弱电解质,故错误;③只能说明H2SO4的酸性强于HNO2,不能说明HNO2是弱电解质,故错误;④根据弱电解质的定义,弱电解质是部分电离,c(H+)<0.1 mol·L-1,属于弱电解质,故正确;⑤HCl是一元强酸,做对比实验,HNO2溶液导电能力弱于HCl溶液,说明HNO2属于弱电解质,故正确;综上所述,C项正确。
4.高氯酸、硫酸、盐酸和硝酸都是强酸,其酸性在水溶液中差别不大。以下是某温度下这四种酸在冰醋酸中的电离常数:
酸 HClO4 H2SO4 HCl HNO3
Ka 1.6×10-5 6.3×10-9 1.6×10-9 4.2×10-10
由以上表格中数据判断以下说法不正确的是( )。
A.在冰醋酸中这四种酸都没有完全电离
B.在冰醋酸中高氯酸是这四种酸中酸性最强的酸
C.在冰醋酸中硫酸的电离方程式为H2SO42H++S
D.水对这四种酸的强弱没有区分能力,但冰醋酸可以区分这四种酸的强弱
答案:C
解析:C项,由H2SO4的Ka可知,H2SO4在冰醋酸中不能完全电离,故错误。
5.双氧水(H2O2)和水都是极弱电解质,但H2O2显弱酸性。
(1)若把H2O2看成是二元弱酸,请写出H2O2在水中的电离方程式: 。
(2)鉴于H2O2显弱酸性,它能同强碱作用形成正盐,在一定条件下也可形成酸式盐。请写出H2O2与Ba(OH)2作用形成盐的化学方程式: 。
(3)水电离生成H3O+和OH-叫做水的自偶电离。同水一样,H2O2也有极微弱的自偶电离,请写出其自偶电离的方程式: 。
答案:(1)H2O2H++H、HH++
(2)H2O2+Ba(OH)2BaO2+2H2O[或2H2O2+Ba(OH)2Ba(HO2)2+2H2O]
(3)H2O2+H2O2H3+H
解析:(1)把H2O2看成是二元弱酸,其电离方程式要分步写,即H2O2H++H、HH++。(3)根据水的自偶电离H2O+H2OH3O++OH-知H2O2自偶电离的方程式为H2O2+H2O2H3+H。
6.常温下,0.1 mol·L-1的某一元酸HA在水中有1%发生电离,回答下列问题。
(1)该溶液的pH= 。
(2)HA的电离平衡常数K= 。
(3)升高温度时,K将 (填“增大”“减小”或“不变”,下同),pH将 。
(4)由HA电离出的c(H+)约为水电离出的c(H+)的 倍。
答案:(1)3 (2)1×10-5 (3)增大 减小 (4)108
解析:(1)HA电离出的c(H+)=0.1 mol·L-1×1%=1×10-3 mol·L-1,pH=-lg(1×10-3)=3;
(2)K==1×10-5;
(3)HAH++A-,升高温度促进电离,c(H+)、c(A-)均增大,则K增大,而pH减小;
(4)HA电离出的c(H+)=1×10-3 mol·L-1,水电离出的c(H+)=c(OH-)= mol·L-1 =1×10-11 mol·L-1,所以由HA电离出的c(H+)与由水电离出的c(H+)之比为(1×10-3)
∶(1×10-11)=108∶1。
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