第三章 水溶液中的离子反应与平衡
第一节 电离平衡
第1课时 弱电解质的电离平衡
基础过关练
题组一 弱电解质及其判断
1.下列有关电解质、强电解质、弱电解质的分类正确的是 ( )
选项 A B C D
电解质 H2O CO2 NaCl NaOH
强电解质 盐酸 Ba(OH)2 HClO4 BaSO4
弱电解质 CH3COOH H2O Cu(OH)2 氨水
2.(易错题)常温下,下列事实能说明氢氰酸(HCN)是弱电解质的是( )
A.HCN易溶于水
B.HCN溶液的导电性比盐酸的弱
C.1 mol·L-1氢氰酸溶液的pH约为3
D.10 mL 1 mol·L-1 HCN溶液恰好与10 mL 1 mol·L-1 NaOH溶液完全反应
题组二 弱电解质的电离平衡及影响因素
3.下列电离方程式书写正确的是 ( )
A.水溶液中NaHSO4的电离:NaHSO4 Na++H++S
B.H2CO3的电离:H2CO3 2H++C
C.Al(OH)3的碱式电离:Al(OH)3 Al3++3OH-
D.水溶液中NaHSO3的电离:NaHSO3 Na++HS
4.已知硫化氢的水溶液为氢硫酸,它是二元弱酸。
(1)H2S在水中的电离方程式为 。
(2)已知反应H2S+CuSO4 CuS↓+H2SO4可以发生。向H2S溶液中加入少量CuSO4溶液时,H2S的电离平衡向 (填“左”或“右”)移动,c(H+) (填“增大”或“减小”,下同),c(S2-) 。
(3)向H2S溶液中通入少量HCl气体时,H2S的电离平衡向 移动(填“左”或“右”),c(H+) (填“增大”或“减小”,下同),c(S2-) 。
题组三 强酸(碱)与弱酸(碱)的比较
5.向两个锥形瓶中各加入0.05 g形状相同的镁条,塞紧橡胶塞,然后用注射器分别注入2 mL 2 mol·L-1的盐酸、2 mL 2 mol·L-1的醋酸,测得锥形瓶内气体的压强随时间的变化如图所示。下列说法不正确的是 ( )
A.①代表的是醋酸与镁条反应时容器内压强随时间的变化曲线
B.反应开始前溶液pH:盐酸>醋酸
C.反应过程中盐酸中c(H+)下降更快
D.反应结束时两种溶液最终产生的氢气总量基本相等
6.(教材习题改编)室温下,向10 mL氨水中加入蒸馏水,将其稀释到1 L后,下列说法中错误的是 ( )
A.N的数目增多
B.含氮粒子数目之和不变
C.增大
D.相同条件下,对同体积同pH[c(H+)相同,c(OH-)也相同]的NaOH溶液进行相同操作,最终二者的n(OH-)相同
答案与分层梯度式解析
基础过关练
1.C 2.C 3.A 5.B 6.D
1.C 盐酸是混合物,不是电解质,A错误;在水溶液或熔融状态下,二氧化碳不能自身电离出离子,它不是电解质,B错误;氨水是混合物,不是电解质,D错误。
2.C 溶解性与电解质的强弱无关,A错误;只有相同浓度下(易错点)HCN溶液的导电性比盐酸的弱,才能说明HCN是弱酸,B错误;氢氰酸为一元酸,1 mol·L-1氢氰酸溶液的pH约为3,则电离生成的氢离子浓度约为10-3 mol·L-1,说明题述条件下HCN电离不完全,可证明HCN为弱电解质,C正确;10 mL 1 mol·L-1 HCN溶液恰好与10 mL 1 mol·L-1 NaOH溶液完全反应,只能说明HCN为一元酸,不能说明其是弱电解质,D错误。
3.A H2CO3是二元弱酸,应分步电离;Al(OH)3为弱电解质,电离方程式中应用“ ”;亚硫酸氢钠为强电解质,电离方程式中应用“”,故选A。
4.答案 (1)H2S H++HS-,HS- H++S2-
(2)右 增大 减小 (3)左 增大 减小
解析 (1)H2S是二元弱酸,在水溶液中是分两步电离的,其电离方程式为H2S H++HS-,HS- H++S2-。
(2)当H2S溶液中加入CuSO4溶液时,Cu2+与S2-反应生成CuS沉淀,H2S的电离平衡右移,c(H+)增大,但c(S2-)减小。
(3)当H2S溶液中通入少量HCl气体时,c(H+)增大,H2S的电离平衡左移,c(S2-)减小。
5.B 醋酸为弱酸、盐酸为强酸,等浓度的盐酸和醋酸,盐酸中c(H+)更大,pH更小,和镁反应速率更快,故②代表的是盐酸与镁条反应时容器内压强随时间的变化曲线,①代表的是醋酸与镁条反应时容器内压强随时间的变化曲线,A正确、B错误;HCl是强电解质,在水溶液中完全电离,CH3COOH是弱电解质,在水溶液中部分电离,同浓度同体积时,盐酸中c(H+)大于醋酸中c(H+),c(H+)越大反应速率越快,所以反应过程中盐酸中c(H+)下降更快,C正确;分析可知两锥形瓶中镁条均是过量的,两种酸的浓度和体积相等,均为一元酸,两种酸中氢离子总的物质的量相同,则两种溶液最终产生的氢气总量基本相等,D正确。
6.D 在氨水中存在平衡:NH3·H2O N+OH-,加水稀释,平衡正向移动,N的数目增多,A正确;根据氮原子守恒,含氮粒子数目之和不变,B正确;加水稀释时,使NH3·H2O N+OH-电离平衡正向移动,n(NH3·H2O)减小、n(N)增大,所以增大,增大,C正确;同体积同pH的氨水、NaOH溶液,在相同条件下加水稀释,氨水中NH3·H2O N+OH-平衡正向移动,n(OH-)增大,而NaOH溶液加水稀释,n(OH-)不变,最终二者n(OH-)不相同,D错误。
5第三章 水溶液中的离子反应与平衡
第一节 电离平衡
第2课时 电离平衡常数及其应用
基础过关练
题组一 认识电离平衡常数
1.下列关于电离平衡常数(K)的说法中正确的是( )
A.相同条件下,电离平衡常数(K)越小,表示弱电解质电离能力越弱
B.电离平衡常数(K)与温度无关
C.相同温度下,不同浓度的同一弱电解质,其电离平衡常数(K)不同
D.多元弱酸各步电离平衡常数大小关系为Ka12.室温下,氨水中存在如下电离平衡:NH3·H2O N+OH-,下列叙述正确的是 ( )
A.加入少量水,电离平衡正向移动,电离平衡常数增大
B.升高温度,电离平衡正向移动,电离平衡常数增大
C.加入少量浓NaOH溶液,电离平衡正向移动,电离平衡常数减小
D.加入少量NH4Cl固体,电离平衡逆向移动,电离平衡常数减小
题组二 电离平衡常数的应用
3.图中曲线可以描述乙酸(甲,Ka=1.8×10-5)和一氯乙酸(乙,Ka=1.4×10-3)在水中的电离度与浓度关系的是(已知:电离度=×100%) ( )
A B
C D
4.已知室温下H2CO3的电离平衡常数:Ka1=4.5×10-7、Ka2=4.7×10-11,HClO的电离平衡常数:Ka=4.0×10-8。在反应Cl2+H2O HCl+HClO达到平衡后,要使HClO的浓度增大可加入 ( )
A.NaOH B.HCl C.H2O D.NaHCO3
5.已知25 ℃时,几种弱酸的电离平衡常数如下:
HCOOH:Ka=1.8×10-4;HCN:Ka=6.2×10-10;H2CO3:Ka1=4.5×10-7,Ka2=4.7×10-11。
则以下反应不能自发进行的是 ( )
A.HCOOH+NaCN HCOONa+HCN
B.NaHCO3+NaCN Na2CO3+HCN
C.NaCN+H2O+CO2 HCN+NaHCO3
D.2HCOOH+C 2HCOO-+H2O+CO2↑
6.(经典题)(1)25 ℃时,a mol·L-1 CH3COOH溶液中c(H+)=10-b mol·L-1,用含a和b的代数式表示CH3COOH的电离常数Ka= 。
(2)下表是几种弱酸常温下的电离常数:
CH3COOH H2CO3 H2S H3PO4
Ka=1.8× 10-5 Ka1=4.5× 10-7 Ka2=4.7× 10-11 Ka1=1.1× 10-7 Ka2=1.3× 10-13 Ka1=6.9×10-3 Ka2=6.2×10-8 Ka3=4.8×10-13
①CH3COOH、H2CO3、H2S、H3PO4四种酸的酸性由强到弱的顺序为 。
②多元弱酸的第二步电离程度远小于第一步电离的主要原因是
(从电离平衡角度考虑)。
能力提升练
题组一 弱电解质电离平衡的理解与分析
1.25 ℃时,下列有关溶液的说法正确的是 ( )
A.室温下向10 mL 0.1 mol·L-1的氨水中加水稀释,的值减小
B.氯水中存在平衡Cl2+H2O HClO+H++Cl-,向体系中加NaCl,该平衡正向移动
C.HClO水溶液中含有HClO、H+和ClO-,可证明HClO为弱电解质
D.向醋酸中加入少量冰醋酸,醋酸电离平衡向右移动,电离程度增大
2.室温下,0.1 mol·L-1 H2A溶液中存在:H2A H++HA-,HA- H++A2-,下列说法不正确的是 ( )
A.该溶液中0.1 mol·L-1B.0.1 mol·L-1 NaHA溶液中c(HA-)小于该溶液中c(HA-)
C.溶液中存在H2A、HA-和A2-
D.用相同浓度的NaOH溶液中和10 mL 0.1 mol·L-1 H2A溶液,完全中和时应消耗NaOH溶液体积为20 mL
题组二 电离平衡常数的理解与应用
3.室温下,向0.01 mol·L-1的CH3COOH溶液中不断加水稀释,其溶液的pH变化如图所示
[已知:Ka(CH3COOH)=1.6×10-5,lg2≈0.3,电离度=×100%,pH=-lg c(H+),忽略溶液体积和温度的变化],下列说法正确的是 ( )
A.a点的pH为3.2
B.a点CH3COOH的电离平衡常数大于b点CH3COOH的电离平衡常数
C.室温下,0.01 mol·L-1的CH3COOH溶液中,CH3COOH的电离度约为4%
D.升高温度,c(H+)增大,Ka的大小保持不变
4.焦亚硫酸钠(Na2S2O5)在医药、橡胶、印染、食品等方面应用广泛。利用烟道气中的SO2生产Na2S2O5的工艺流程如图。
弱电解质 电离常数(常温下)
H2CO3 Ka1=4.5×10-7,Ka2=4.7×10-11
H2SO3 Ka1=1.4×10-2,Ka2=6.0×10-8
(1)Na2S2O5属于 (填“强”或“弱”)电解质;写出其在水溶液中的电离方程式: 。
(2)写出第一次通入SO2时发生反应的离子方程式: 。
(3)pH=4.1的NaHSO3溶液中除存在水的电离平衡外,还存在的电离平衡为 (用电离方程式表示),该电离平衡的平衡常数表达式为 ;若将该溶液的浓度稀释至10倍,稀释过程中(不考虑其他因素的影响),电离平衡 (填“正”或“逆”)向移动,H+的浓度将 (填“增大”“减小”或“不变”)。
(4)pH=4.1即c(H+)=10-4.1 mol·L-1的NaHSO3溶液中= 。
答案与分层梯度式解析
基础过关练
1.A 2.B 3.B 4.D 5.B
1.A 电离平衡常数(K)与温度有关,相同条件下K越大,弱电解质电离程度越大。
2.B 向氨水中加入水,溶液中N、OH-浓度减小,NH3·H2O的电离平衡正向移动,但电离平衡常数不变,A错误;电离平衡常数与温度有关,升高温度,NH3·H2O的电离平衡正向移动,电离平衡常数增大,B正确;向氨水中加入少量浓NaOH溶液,c(OH-)增大,NH3·H2O的电离平衡逆向移动,电离平衡常数不变,C错误;向氨水中加入少量NH4Cl固体,NH3·H2O的电离平衡逆向移动,电离平衡常数不变,D错误。
3.B 相同浓度的弱酸溶液中,酸的电离平衡常数越大,酸的电离程度越大,即电离度越大(破题关键)。乙酸(甲)电离平衡常数小于一氯乙酸(乙),则相同浓度时甲的电离度小于乙;同一种弱酸,弱酸的浓度越大其电离程度越小,即电离度越小,则这两种酸的电离度随浓度的增大而减小,符合条件的只有B。
4.D 要使HClO的浓度增大,必须使题述平衡右移,且加入的物质与HClO不反应。加入NaOH时,平衡虽然右移,但HClO与NaOH反应,导致HClO的浓度减小;加入HCl时,平衡左移,HClO的浓度减小;加水稀释时,HClO的浓度减小;由题给电离平衡常数知,酸性:H2CO3>HClO>HC,故加入NaHCO3时,NaHCO3只与HCl反应,使平衡右移,HClO的浓度增大,故选D。
5.B 相同温度下,对于弱酸而言,电离常数越大,酸性越强,则酸性强弱顺序为HCOOH>H2CO3>HCN>HC。根据较强酸制较弱酸原理,酸性:HCOOH>HCN,所以反应HCOOH+NaCN HCOONa+HCN能发生,A不符合题意;酸性:HCN>HC,所以反应NaHCO3+NaCN Na2CO3+HCN不能发生,B符合题意;酸性:H2CO3>HCN,所以反应NaCN+H2O+CO2 HCN+NaHCO3能发生,C不符合题意;酸性:HCOOH>H2CO3>HC,在碳酸钠溶液中加入足量HCOOH溶液,可以发生反应2HCOOH+C 2HCOO-+H2O+CO2↑,D不符合题意。
6.答案 (1)
(2)①H3PO4>CH3COOH>H2CO3>H2S
②第一步电离产生的氢离子对第二步电离起抑制作用
解析 (1)Ka==
=。
(2)①相同温度下,对于弱酸而言,电离常数越大,酸性越强;根据第一步电离常数可知,四种酸的酸性由强到弱的顺序为H3PO4>CH3COOH>H2CO3>H2S。
能力提升练
1.C 2.C 3.C
1.C 氨水中存在NH3·H2O N+OH-,稀释氨水,电离平衡正向移动,n(OH-)和n(N)增大,n(NH3·H2O)减小,则的值增大,A错误;加入NaCl,c(Cl-)增大,Cl2+H2O HClO+H++Cl-的平衡逆向移动,B错误;HClO水溶液中含有HClO、H+和ClO-,说明HClO部分电离,为弱电解质,C正确;加入冰醋酸,c(CH3COOH)增大,醋酸的电离平衡向右移动,但醋酸的电离程度减小,D错误。
2.C H2A分两步电离,第一步完全电离,第二步HA-部分电离,因此0.1 mol·L-1 H2A溶液中0.1 mol·L-13.C CH3COOH在水中的电离方程式为CH3COOH CH3COO-+H+,已知Ka(CH3COOH)=1.6×10-5,未加水时,设CH3COOH发生电离产生的H+浓度为x mol·L-1,所以c(CH3COO-)=c(H+)=x mol·L-1,=Ka(CH3COOH)=1.6×10-5,解得x≈4×10-4 mol·L-1,所以pH=-lg c(H+)=3.4,A错误;电离平衡常数与温度有关,a点与b点温度相同,所以CH3COOH的电离平衡常数相等,B错误;室温下,0.01 mol·L-1的CH3COOH溶液体积设为V,电离度=×100%=4%,C正确;升高温度,Ka增大,D错误。
4.答案 (1)强 Na2S2O5 2Na++S2
(2)C+2SO2+H2O CO2+2HS
(3)HS H++S 正 减小
(4)8.4×10-1.8
解析 (1)Na2S2O5属于盐,为强电解质,在水溶液中完全电离。
(2)第一次通入SO2时反应的离子方程式为C+2SO2+H2O CO2+2HS。
(3)pH=4.1的NaHSO3溶液中除存在水的电离平衡外,还存在HS的电离平衡:HS H++S,平衡常数表达式为;加水稀释,电离平衡正向移动,H+浓度减小。
(4)Ka1=,Ka2=,Ka1×Ka2=×==1.4×10-2×6.0×10-8=8.4×10-10,pH=4.1即c(H+)=10-4.1 mol·L-1,代入得出=8.4×10-1.8。
9(共23张PPT)
第一节 电离平衡
知识点 1 强电解质和弱电解质
必备知识 清单破
1.强电解质和弱电解质的比较
强电解质 弱电解质
概念 在水溶液中能够全部电离的电解质 在水溶液中只能部分电离的电解质
在溶液中的存在形式 只有阴、阳离子 既有阴、阳离子,又有电解质分子
化合物类型 离子化合物、部分共价化合物 共价化合物
强电解质 弱电解质
实例 ①大部分盐; ②强酸,如H2SO4等; ③强碱,如KOH、Ba(OH)2等 ①弱酸,如CH3COOH、HClO等;
②弱碱,如NH3·H2O等;
③水;
④极少数盐,如(CH3COO)2Pb、HgCl2等
相同点 在水溶液中均能电离出自由移动的阴、阳离子 特别提醒 (1)CO2、SO2、NH3等物质溶于水能导电,是因为溶于水后生成H2CO3、H2SO3、
NH3·H2O等电解质,电解质电离出离子导电,不是其本身电离出离子,故为非电解质。单质、
溶液既不是电解质,也不是非电解质。
(2)电解质的强弱与其溶解性无关。某些难溶盐如AgCl、CaCO3等,溶于水的部分能完全电
离,属于强电解质。有少数盐尽管能溶于水,但其在水溶液中只有部分电离,属于弱电解质,如
(CH3COO)2Pb等。
(3)电解质本身不一定能导电,如NaCl晶体;能导电的物质不一定是电解质,如石墨。
2.电解质类型的判断方法【详见定点1】
知识点 2 弱电解质的电离平衡
1.电离平衡状态
(1)概念:在一定条件(如温度、浓度)下,溶液中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时,电离达到平衡状态。
(2)建立过程
2.电离方程式的书写
(1)强电解质:完全电离,在写电离方程式时,用“ ”。如H2SO4 2H++S 。
(2)弱电解质:部分电离,在写电离方程式时,用“ ”。
①一元弱酸、弱碱一步电离。如CH3COOH:CH3COOH CH3COO-+H+;NH3·H2O:NH3·H2O
N +OH-。
②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H2CO3:H2CO3
H++HC (主),HC H++C (次)。
③多元弱碱分步电离(较复杂),在中学阶段可以一步写出。如Fe(OH)3:Fe(OH)3 Fe3++3OH-。
特别提醒 酸式盐的电离
(1)强酸的酸式盐完全电离,一步完成。
如:NaHSO4 Na++H++S (水溶液中),NaHSO4 Na++HS (熔融状态)。
(2)弱酸的酸式盐的电离,分步完成。
如:NaHCO3 Na++HC 、HC H++C 。
3.外界因素对电离平衡的影响
(1)温度:弱电解质的电离一般是吸热过程,升高温度使电离平衡向右移动,电离程度增大。
(2)浓度:在一定温度下,对于同一弱电解质,通常溶液中弱电解质的浓度越小,电离程度越大。
(3)同离子效应:加入含有弱电解质电离出的离子的强电解质时,电离平衡向左移动,电离程度
减小。
(4)化学反应:加入能与弱电解质电离出的离子发生反应的物质时,电离平衡向右移动,电离程
度增大。
4.一元强酸与一元弱酸的比较【详见定点2】
知识点 3 电离平衡常数
1.概念
对于一元弱酸或一元弱碱来说,弱电解质的电离达到平衡时,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。弱酸、弱碱的电离常数通常分别用Ka、Kb表示。
2.表达式
(1)一元弱酸HA的电离常数:根据HA H++A-,可表示为Ka= 。
(2)一元弱碱BOH的电离常数:根据BOH B++OH-,可表示为Kb= 。
3.特点
(1)对于同一弱电解质的稀溶液来说,电离平衡常数只与温度有关,升高温度,K值增大。
(2)从电离平衡常数的大小可以判断弱电解质的相对强弱,某弱电解质的K越大,表示该弱电
解质越易电离。例如,在25 ℃时,Ka(HNO2)=5.6×10-4,Ka(CH3COOH)=1.75×10-5。由此可知,
HNO2的酸性比CH3COOH强。
(3)多元弱酸的各级电离常数的大小关系是 ……故其酸性强弱主要取决于第一
步电离。
知识拓展 电离度(α)
(1)表达式:弱电解质达到电离平衡时,α= ×100%。
(2)意义
①温度相同时,一元弱酸的α越大,酸性越强。
②温度相同时,对于同一种弱电解质的溶液,一般α越大,其浓度越小。
(3)影响因素
①α随溶液浓度的增大而减小,随溶液浓度的减小而增大。
②升高温度,α增大;降低温度,α减小。
4.电离平衡常数的应用【详见定点3】
知识辨析
1.BaSO4饱和溶液和0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液的导电能力均很弱,因而BaSO4和CH3COOH都
是弱电解质,这种说法对吗
2.强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液的导电能力强,这种说法对吗
3.电离平衡正向移动,则电解质分子的浓度一定减小,离子浓度一定增大,这种说法对吗
4.电离平衡正向移动,则弱电解质的电离程度一定增大,这种说法对吗
5.电离常数大的酸溶液中的c(H+)一定比电离常数小的酸溶液中的c(H+)大,这种说法对吗
一语破的
1.不对。BaSO4是难溶性盐,其溶液中自由移动的离子浓度很小,但溶于水的BaSO4完全电离
成Ba2+和S ,故BaSO4是强电解质;CH3COOH部分电离,0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液中离子浓
度较小,因而CH3COOH是弱电解质。
2.不对。溶液导电能力的强弱与溶液中离子浓度大小和离子所带电荷数有关,与电解质的强
弱无必然联系。
3.不对。例如:0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液加水稀释,CH3COOH电离平衡正向移动,CH3COOH
分子浓度、醋酸根离子浓度、氢离子浓度均减小。
4.不对。温度不变时,向某一弱电解质溶液中加入同种弱电解质,该弱电解质电离平衡正向移
动,弱电解质的电离程度减小。
5.不对。酸溶液中c(H+)既跟酸的电离常数有关,又跟酸的浓度有关。
关键能力 定点破
定点 1 电解质类型的判断方法(以证明CH3COOH是弱电解质为例)
1.从弱电解质的电离特点分析
(1)测定一定浓度溶液的pH
①操作:常温下,配制0.1 mol·L-1的醋酸,测定溶液的pH。结果:pH>1。
②操作:常温下配制相同浓度的盐酸和醋酸,分别测定两溶液的pH。结果:盐酸的pH小于醋酸的pH。
(2)在相同温度下,与相同浓度强电解质溶液比较导电能力
①操作:一定温度下,配制浓度相同的盐酸和醋酸,取相同体积的两溶液分别加入烧杯中并分
别与灯泡串联接通电源,观察灯泡亮度。
②现象:插入盐酸中的灯泡亮度高,插入醋酸中的灯泡亮度低。
(3)在相同温度下,用相同浓度的待测溶液和强电解质溶液分别与同一物质反应,比较反应速率的大小
①操作:一定温度下,配制浓度相同的盐酸和醋酸,分别加入纯度、质量都相同的同种锌粉。
②现象:产生氢气的速率为盐酸>醋酸。
2.从影响弱电解质电离的外界因素分析
(1)比较稀释前后溶液的pH与稀释倍数的变化关系
①操作:配制pH相同的盐酸和醋酸,各取1 mL,分别用蒸馏水稀释至相同的倍数(如100倍),再
测定稀释后两溶液的pH。
②结果:盐酸的pH变化大,醋酸的pH变化小。
(2)溶液中加入对应的可溶性盐固体,观察pH变化
①操作:把一定浓度的醋酸分成两等份,其中一份加入醋酸钠固体(忽略溶液体积的变化),然
后分别测其pH。
②现象:加入醋酸钠固体的醋酸比未加醋酸钠固体的醋酸的pH大,说明CH3COOH是弱酸。
定点 2 一元强酸与一元弱酸的比较
1.相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸溶液(如盐酸)与一元弱酸溶液(如醋酸)的比较
比较项目 酸溶液
c(H+) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼
金属反应产生H2的总量 与同一金属
反应时的起始反应速率
一元强酸溶液 大 强 相同 相同 大
一元弱酸溶液 小 弱 小
2.相同体积、相同c(H+)的一元强酸溶液(如盐酸)与一元弱酸溶液(如醋酸)的比较
比较项目 酸溶液 c(H+) 酸性 中和碱 的能力 与足量活泼
金属反应产生H2的总量 与同一金属
反应时的起始反应速率
一元强酸溶液 相同 相同 小 少 相同
一元弱酸溶液 大 多 典例 常温下,现有c(H+)均为10-4 mol/L的盐酸和醋酸,下列说法正确的是 ( )
A.两种酸溶液中c(CH3COO-)B.分别加水稀释至10倍后,两溶液的c(H+)相同
C.中和等物质的量的氢氧化钠,消耗酸溶液的体积:盐酸>醋酸
D.等体积的两种酸溶液分别与足量的锌粒反应,产生气体的体积相等
思路点拨 需明确醋酸是弱酸,两溶液中c(H+)相同时,溶液的浓度:醋酸>盐酸;稀释能促进醋
酸的电离。
C
解析 HCl和CH3COOH的电离方程式分别为HCl H++Cl-、CH3COOH CH3COO-+H+,
根据溶液中c(H+)均为10-4 mol/L,可知两溶液中c(CH3COO-)=c(Cl-),A错误;HCl是强酸,稀释至1
0倍后c(H+)=10-5 mol/L,CH3COOH是弱酸,稀释促进CH3COOH电离,即稀释后溶液中c(H+)>10-5
mol/L,B错误;两溶液的浓度:醋酸>盐酸,中和等物质的量的NaOH,消耗酸溶液的体积:盐酸>
醋酸,C正确;等体积的两种酸溶液分别与足量的锌粒反应,由于CH3COOH的物质的量多,故产
生H2的体积:醋酸>盐酸,D错误。
定点 3 电离平衡常数的应用及相关计算
1.电离平衡常数的应用
(1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱。相同条件下,电离平衡常数越大,酸性(或碱性)越强。
(2)判断盐与酸(或碱)反应是否发生。一般相对强的酸(或碱)制相对弱的酸(或碱)。
(3)判断电离平衡的移动方向。根据浓度商Q与电离平衡常数K的相对大小判断。
(4)判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。如0.1 mol·L-1CH3COOH溶液加水稀释,
= = ,加水稀释后,c(H+)减小,Ka(CH3COOH)不变,
则 增大。
2.电离平衡常数的相关计算
(1)已知某一元弱酸或弱碱的物质的量浓度(c)和电离常数,可根据公式c(H+)= 或c(OH-)=
计算其电离出的H+或OH-的浓度。
(2)已知某一元弱酸或弱碱的物质的量浓度和溶液中的离子浓度,可根据公式Ka=
或Kb= 计算一元弱酸或弱碱的电离常数。
典例 常温下,常见弱电解质的电离常数如表,下列说法正确的是 ( )
弱酸 H2SO3 H2S HClO
电离 常数 Ka1=1.4×10-2 Ka2=6.0×10-8 Ka1=1.1×10-7 Ka2=1.3×10-13 Ka=4.0×10-8
A.浓度均为0.1 mol·L-1 H2SO3和H2S溶液,后者酸性强
B.0.25 mol·L-1 HClO溶液中c(H+)约为1×10-4 mol·L-1(忽略水的电离)
C.增大弱电解质浓度,上述弱酸的电离程度均增大
D.将H2S通入少量NaHSO3中,发生反应的离子方程式:H2S+HS HS-+H2O+SO2
B
思路点拨 解答本题应理解电离平衡常数的意义,会利用相关公式进行计算,能利用“较强
酸制较弱酸”原理分析化学方程式的正误。
解析 Ka1(H2SO3)>Ka1(H2S),0.1 mol·L-1 H2SO3溶液酸性更强,A错误;HClO溶液中存在:HClO
H++ClO-,Ka(HClO)= = ,c2(H+)≈0.25×4.0×10-8 mol2·L-2=10-8 mol2·L-2,
故c(H+)约为1×10-4 mol·L-1,B正确;增大弱电解质浓度,题述弱酸的电离程度均减小,C错误;H2S
酸性弱于H2SO3,H2S+HS HS-+H2O+SO2不能发生,D错误。
