第2课时 盐类水解的原理
基础过关练
题组一 盐溶液的酸碱性及水解方程式的书写
1.下列溶液因水解而显酸性的是 ( )
A.NaHSO4溶液
B.CH3COOH溶液
C.NaHCO3溶液
D.NH4Cl溶液
2.下列反应属于水解反应的是 ( )
A.N+2H2O H3O++NH3·H2O
B.Cl2+H2O H++Cl-+HClO
C.HS
D.HC+H+ H2O+CO2↑
3.常温下,物质的量浓度相同的NaX、NaY和NaZ的溶液,其pH分别为8、9、10,则HX、HY、HZ的酸性由强到弱的顺序是 ( )
A.HX、HZ、HY
B.HX、HY、HZ
C.HZ、HY、HX
D.HY、HZ、HX
4.某盐的化学式为XmYn(最简结构)。25 ℃时,将一定量的该盐溶于足量水中。
(1)若m≠n,测得该盐溶液的pH为5,则该盐水解的离子方程式可能为 。
(2)若m≠n,测得该盐溶液的pH为9,则该盐水解的离子方程式可能为 。
题组二 影响盐类水解的因素
5.(经典题)一定条件下,NH4Cl溶液中存在平衡:N+H2O NH3·H2O+H+。下列说法正确的是 ( )
A.稀释溶液,平衡正向移动,增大
B.通入少量HCl气体,平衡逆向移动,水解平衡常数Kh减小
C.加入少量NaOH固体,平衡正向移动,溶液的pH减小
D.升高温度,增大
6.在较稀FeCl3溶液中,存在水解平衡:Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+,以下叙述不正确的是 ( )
A.通入HCl气体,平衡逆向移动
B.升温,平衡正向移动,体系颜色变深
C.加水稀释,H+数目增多,pH减小
D.加入NaHCO3溶液,生成红褐色沉淀
7.实验测得0.6 mol·L-1 CH3COONa溶液的pH、温度随时间变化的曲线如图所示,下列说法不正确的是 ( )
A.温度升高,纯水中c平(H+)=c平(OH-)
B.随温度升高,CH3COONa溶液中c平(OH-)减小
C.CH3COONa溶液中存在水解平衡:CH3COO-+H2O CH3COOH+OH-
D.随温度升高,CH3COONa溶液的pH变化是KW改变与水解平衡移动共同作用的结果
能力提升练
题组一 盐类水解规律的应用
1.甲酸(HCOOH)是一种弱酸。下列说法正确的是 ( )
A.0.1 mol·L-1 HCOONa溶液中:c(Na+)>c(OH-)>c(HCOO-)>c(H+)
B.pH=6的HCOOH溶液中:c(H+)=c(HCOO-)
C.pH=5的HCOOH与HCOONa混合溶液中:c(HCOO-)>c(Na+)
D.0.1 mol·L-1 HCOONa溶液中:c(Na+)=c(HCOO-)+c(OH-)
2.(经典题)已知室温下Ka(HClO)
A.溶液的pH:NaClO溶液B.溶液中弱酸分子浓度:c(HClO)>c(HNO2)
C.溶液中水的电离程度:NaClO溶液D.溶液中酸根离子浓度:c(ClO-)>c(N)
3.(易错题)常温下,下列各组微粒在指定溶液中因水解反应而不能大量共存的是 ( )
A.纯碱溶液:K+、S、OH-、Cl-
B.含有大量Al3+的溶液中:Na+、K+、OH-、N
C.N
D.中性溶液中:K+、Fe3+、Cl-、S
4.(教材深研拓展)常温下,人体血液里存在重要的酸碱平衡:CO2+H2O H2CO3 HC,使人体血液pH保持在7.35~7.45,否则就会发生酸中毒或碱中毒。其pH随c(HC)∶c(H2CO3)变化关系如表所示:
1.0 17.8 20.0 22.4
pH 6.10 7.35 7.40 7.45
下列说法不正确的是 ( )
A.正常人体血液中,HC的水解程度大于电离程度
B.pH=7.40的血液中,HC的水解程度一定大于H2CO3的电离程度
C.pH=7.00的血液中,c(H2CO3)D.人体血液酸中毒时,可注射NaHCO3溶液缓解
题组二 实验探究影响盐类水解的因素
5.某浓度碳酸钠溶液的pH随温度的变化如图1所示,25 ℃下碳酸钠溶液的pH随浓度的变化如图2所示。下列判断错误的是 ( )
A.a、b、c三点中,a点Na2CO3的水解程度最小
B.a、b、c三点中,b点水的电离程度最大
C.100 ℃时,纯水的pH=6,c点溶液中c(OH-)为10-0.3 mol·L-1
D.根据图2推断,图1中溶液的浓度为0.3 mol·L-1
6.醋酸钠(CH3COONa)是一种常用的防腐剂和缓冲剂。
(1)某小组探究外界因素对CH3COONa水解程度的影响。
甲同学设计实验方案如下(表中溶液浓度均为0.10 mol·L-1);
ⅰ.实验 和 (填序号),探究加水稀释对CH3COONa水解程度的影响;
ⅱ.实验1和3,探究加入N对CH3COONa水解程度的影响;
ⅲ.实验1和4,探究温度对CH3COONa水解程度的影响。
序号 温度 V(CH3COONa)/mL V(CH3COONH4)/mL V(H2O)/mL pH
1 25 ℃ 40.0 0 0 A1
2 25 ℃ 4.0 0 36.0 A2
3 25 ℃ 20.0 10.0 a A3
4 40 ℃ 40.0 0 0 A4
①加水稀释CH3COONa溶液的过程中,下列表达式的数值变小的是
(填字母)。
A.c平(OH-) B.c平(H+)·c平(OH-)
C.
②根据甲同学的实验方案,补充数据:a= 。
③实验测得A1>A3,该结果不足以证明加入N促进了CH3COONa的水解。根据 (填一种微粒的化学式)的浓度增大可以说明加入N能促进CH3COONa的水解。
④已知CH3COONa水解为吸热反应,甲同学预测A1A4。实验结果与预测不一致的原因是 。
(2)小组通过测定不同温度下CH3COONa的水解常数Kh确定温度对CH3COONa水解程度的影响。
查阅资料:Kh=,c0为CH3COONa溶液起始浓度。
试剂:CH3COONa溶液、0.100 0 mol·L-1盐酸、pH计。
实验:测定40 ℃下CH3COONa的水解常数Kh,完成表格中序号7的实验。
序号 实验 记录的数据
5 取20.00 mL CH3COONa溶液,用0.100 0 mol·L-1盐酸滴定至终点,测CH3COONa溶液的浓度 消耗盐酸体积为V mL
6 测40 ℃纯水的pH b
7 c
在50 ℃和60 ℃下重复上述实验。
数据处理:40 ℃下,Kh= (用含V、b、c的式子表示),同理得出Kh(50 ℃)、Kh(60 ℃)。
实验结论:Kh(60 ℃)>Kh(50 ℃)>Kh(40 ℃),温度升高,促进CH3COONa水解。
题组三 盐类水解平衡常数的应用与计算
7.常温下,H2SO3的电离平衡常数Ka1=1.0×10-2 mol·L-1,Ka2=6.0×10-8 mol·L-1。用NaOH溶液吸收SO2得到pH=9的Na2SO3溶液,下列说法错误的是 ( )
A.吸收过程中水的电离平衡向右移动
B.溶液中=60
C.常温下,NaHSO3的水解平衡常数Kh=1×10-12 mol·L-1
D.常温下,NaHSO3水溶液pH>7
8.已知:常温下,CN-的水解常数Kh=1.6×10-5 mol·L-1。常温下,将浓度均为0.1 mol·L-1的HCN溶液和NaCN溶液等体积混合。下列说法正确的是 ( )
A.混合溶液的pH<7
B.混合溶液中水的电离程度小于纯水的
C.混合溶液中存在c(CN-)>c(Na+)>c(HCN)>c(OH-)>c(H+)
D.若c mol·L-1盐酸与0.6 mol·L-1 NaCN溶液等体积混合后溶液呈中性(忽略溶液体积变化),则c=
答案与分层梯度式解析
1.D 2.A 3.B 5.D 6.C 7.B
1.D NaHSO4能电离出H+,电离使溶液呈酸性,A不符合题意;CH3COOH是弱酸,电离使溶液呈酸性,B不符合题意;NaHCO3溶液中因发生HC的水解使溶液呈碱性,C不符合题意;NH4Cl是强酸弱碱盐,N水解使溶液呈酸性,D项符合题意。
名师点睛
弱酸的酸式酸根离子在水溶液中存在电离平衡和水解平衡,弱酸酸式盐溶液的酸碱性取决于其电离程度和水解程度的相对大小。
(1)水解程度大于电离程度,溶液呈碱性,如NaHCO3、NaHS、Na2HPO4溶液。
(2)电离程度大于水解程度,溶液呈酸性,如NaHSO3、KHC2O4、NaH2PO4溶液。
2.A A项是N的水解反应,A符合题意;B项是氯气和水反应的离子方程式,B不符合题意;C项为的电离方程式,C不符合题意;D项是HC和H+反应的离子方程式,D不符合题意。
3.B 利用盐类水解规律“越弱越水解,谁强显谁性”,结合同浓度三种一元酸对应的钠盐溶液的pH可推知,溶液的碱性越强,酸根离子对应酸的酸性越弱。
4.答案 (1)Xn++nH2O X(OH)n+nH+
(2)+H2O HY(m-1)-+OH-
解析 (1)25 ℃时,测得盐溶液的pH为5,溶液呈酸性,说明阳离子水解。
(2)25 ℃时,测得盐溶液的pH为9,溶液呈碱性,说明阴离子水解,应注意多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的。
5.D 由N水解的方程式可知,铵根离子的水解平衡常数Kh=,水解平衡常数仅与温度有关,温度不变,水解平衡常数不变,故稀释溶液,平衡正向移动,不变,A错误;水解平衡常数仅与温度有关,温度不变,水解平衡常数不变,通入少量HCl气体,平衡逆向移动,Kh不变,B错误;加入少量NaOH固体,则溶液中H+浓度减小,导致平衡正向移动,但溶液的pH增大,C错误;由于盐的水解反应是吸热反应,所以升高温度,平衡正向移动,则c平(H+)增大,c平(N)减小,故增大,D正确。
6.C 通入HCl气体,H+浓度增大,平衡逆向移动,A正确;盐类的水解吸热,升温平衡正向移动,体系颜色变深,B正确;加水稀释,促进盐类水解,H+数目增多,但c平(H+)减小,pH增大,C错误;加入NaHCO3溶液,HC和Fe3+水解相互促进,水解程度增大,生成Fe(OH)3红褐色沉淀,D正确。
名师点睛
升高温度、加水稀释促进盐水解,即越热越水解、越稀越水解。
7.B 随温度升高,水的电离程度增大,纯水呈中性,存在c平(H+)=c平(OH-),故A正确;CH3COONa是强碱弱酸盐,在溶液中CH3COO-水解,温度升高,CH3COO-的水解平衡正向移动,且升温、促进水的电离平衡正向移动,溶液中c平(OH-)增大,故B不正确;CH3COO-水解的离子方程式为CH3COO-+H2O CH3COOH+OH-,故C正确;盐类水解和水的电离都是吸热过程,升高温度促进CH3COONa水解,也促进水电离,升高温度导致KW增大,所以升高温度CH3COONa溶液的pH变化是KW改变与水解平衡移动共同作用的结果,故D正确。
能力提升练
1.C 2.B 3.D 4.B 5.B 7.D 8.D
1.C HCOONa溶液中存在HCOO-的水解,水解方程式为HCOO-+H2O HCOOH+OH-,溶液呈碱性,离子浓度大小为c(Na+)>c(HCOO-)>c(OH-)>c(H+),A错误;HCOOH溶液中除存在HCOOH的部分电离:HCOOH H++HCOO-外,还存在水的部分电离:H2O H++OH-,则c(H+)>c(HCOO-),B错误;HCOOH和HCOONa混合溶液pH=5说明显酸性,c(H+)>c(OH-),再结合电荷守恒:c(HCOO-)+c(OH-)=c(H+)+c(Na+),得c(HCOO-)>c(Na+),C正确;HCOONa溶液中,存在电荷守恒:c(HCOO-)+c(OH-)=c(H+)+c(Na+),D错误。
2.B 根据Ka(HClO)N,则碱性:NaClO溶液>NaNO2溶液,故溶液的pH:NaClO溶液>NaNO2溶液,A项错误;根据水解能力ClO->N,可知溶液中弱酸分子浓度:c(HClO)>c(HNO2),B项正确;离子水解能力越强,溶液中水的电离程度越大,则水的电离程度:NaClO溶液>NaNO2溶液,C项错误;离子水解能力越强,则溶液中该离子浓度越小,即溶液中酸根离子浓度:c(ClO-)3.D 四种离子能在纯碱溶液中大量共存,A不符合题意;Al3+与OH-反应而不能大量共存,不是因水解反应,B不符合题意;N与CH3COO-虽然发生相互促进的水解反应,但促进程度很小,能大量共存,C不符合题意;Fe3+水解使溶液呈酸性,因而在中性溶液中Fe3+不能大量存在,D符合题意。
易错分析
本题容易出现两处错误:
(1)N、CH3COO-等构成的盐,虽然阴、阳离子水解相互促进,但水解程度较小。如CH3COONH4溶液中存在水解平衡:N+CH3COO-+H2O CH3COOH+NH3·H2O,但水解程度较小N、CH3COO-能大量共存。
(2)注意题干要求是因发生水解反应而不能大量共存,B项Al3+与OH-不能大量共存,但不是因水解反应。
4.B 常温下,由正常人体血液呈弱碱性,可知HC的水解程度大于电离程度,A正确;pH=7.40的血液中,=20.0,血液中的HC的浓度远大于H2CO3的浓度,无法根据血液pH比较HC的水解程度和H2CO3的电离程度的相对大小,B错误;根据题表信息可知c(HC)=c(H2CO3)时血液pH=6.10,=17.8时血液pH=7.35,则血液pH=7.00时,1.0<<17.8,故c(H2CO3)5.B 水解吸热,升高温度促进C水解,在题图1a、b、c三点中,a点温度最低,则a点Na2CO3的水解程度最小,A正确;升温促进水的电离与盐类水解,在题图1a、b、c三点中,c点温度最高,因此c点水的电离程度最大,B错误;题图1中c点的温度为100 ℃,此温度下KW=10-12 mol2·L-2,pH=11.7,即c(H+)=10-11.7 mol·L-1,则c(OH-)=10-0.3 mol·L-1,C正确;题图2为25 ℃下不同浓度Na2CO3溶液pH的实验数据,由题图1中25 ℃时Na2CO3溶液的pH为11.9,再结合题图2的实验数据可知,pH为11.9时碳酸钠溶液的浓度为0.3 mol·L-1,D正确。
6.答案 (1)1 2 ①AC ②0 ③CH3COOH ④温度升高,CH3COONa的水解程度增大,水的电离程度也增大,二者综合影响导致c平(H+)增大,pH减小
(2)测40 ℃时相同浓度CH3COONa溶液的pH mol·L-1
解析 (1)①加水稀释CH3COONa溶液的过程中,c平(OH-)减小,A正确;c平(H+)·c平(OH-)=KW,温度不变,KW不变,B错误;加水稀释促进水解平衡正向进行,醋酸分子的物质的量增大,醋酸根离子的物质的量减小,的数值减小,C正确;利用极值法解答此项,假设稀释用H2O的量无穷大,c平(OH-)≈1×10-7 mol·L-1,c平(CH3COOH)趋近0,则加水稀释CH3COONa溶液变大,D错误。②根据甲同学的实验方案,要保证实验1和3中CH3COO-浓度均为0.10 mol·L-1,混合前两溶液中CH3COO-浓度均为0.10 mol·L-1,不能再加水,则a=0;③CH3COOH浓度增大,说明水解平衡正向移动,从而说明加入N能促进CH3COO-的水解;④温度升高,CH3COONa的水解程度增大,水的电离程度也增大,二者综合影响导致c平(H+)增大,即水的离子积常数增大的多,水解平衡正向移动的程度较小,导致pH减小。
(2)CH3COONa+HCl CH3COOH+NaCl,n(CH3COONa)=n(HCl)=0.100 0V×10-3 mol,CH3COONa溶液起始浓度c0= mol·L-1,40 ℃纯水的pH=b,即c平(H+)=c平(OH-)=10-b mol·L-1,40 ℃时水的离子积KW=c平(H+)·c平(OH-)=10-2b mol2·L-2,根据水解常数Kh=可知,要确定40 ℃时CH3COO-的水解常数Kh,还需要测定的是40 ℃时该CH3COONa溶液的pH,即序号7的实验是测40 ℃时相同浓度CH3COONa溶液的pH,若此时pH=c,则c平(OH-)= mol·L-1,所以40 ℃时CH3COO-的水解常数Kh= mol·L-1。
7.D NaOH电离出的OH-抑制水的电离,Na2SO3电离出的S水解,促进水的电离,吸收过程中水的电离平衡向右移动,A正确;S+OH-,Kh(S)= mol·L-1,常温下pH=9的Na2SO3溶液中,c平(OH-)=10-5 mol·L-1,则=60,B正确;常温下NaHSO3的水解平衡常数Kh= mol·L-1=1×10-12 mol·L-1,C正确;常温下,HS的水解平衡常数为1×10-12 mol·L-1,HS的电离平衡常数为6.0×10-8 mol·L-1,HS在水中的电离程度大于水解程度,NaHSO3溶液显酸性,D错误。
8.D CN-的水解常数Kh=1.6×10-5 mol·L-1,则HCN的电离常数Ka= mol·L-1=6.25×10-10 mol·L-1,Kh>Ka,则CN-的水解程度大于HCN的电离程度,等浓度等体积的HCN溶液和NaCN溶液混合后,溶液显碱性,pH>7,混合溶液中水的电离程度大于纯水的,A、B错误;混合溶液中CN-的水解程度大于HCN的电离程度,所以c(HCN)>c(CN-),C错误;c mol·L-1盐酸与0.6 mol·L-1 NaCN溶液等体积混合后溶液中存在电荷守恒:c(H+)+c(Na+)=c(OH-)+c(CN-)+c(Cl-),溶液呈中性,所以c(CN-)=c(Na+)-c(Cl-)= mol·L-1,溶液中还存在物料守恒:c(HCN)+c(CN-)=c(Na+),所以c(HCN)=c(Na+)-c(CN-)=() mol·L-1= mol·L-1,所以有Kh= mol·L-1=1.6×10-5 mol·L-1,解得c=,D正确。
14第3课时 盐类水解的应用
基础过关练
题组一 盐类水解在生产、生活中的应用
1.下列生产、生活中的应用与盐类水解无关的是 ( )
A.NaOH、Al粉的混合物作管道疏通剂
B.小苏打与硫酸铝两种溶液常用作泡沫灭火剂
C.明矾用于净水
D.向沸水中滴入饱和FeCl3溶液制备Fe(OH)3胶体
2.下列事实中与盐类的水解有关且操作正确的是 ( )
A.药物泡腾片中的有机酸和碳酸氢盐放入水中,瞬间产生大量CO2气体
B.向含有Fe3+的CuCl2溶液中加入CaCO3,调节pH可除去溶液中混有的Fe3+
C.Na2CO3溶液、NaF溶液贮存于带磨口玻璃塞的玻璃瓶中
D.MgCl2·6H2O在HCl的气氛中加热得到MgCl2
3.(经典题)在氯化铁溶液中存在平衡:FeCl3+3H2O Fe(OH)3+3HCl。回答下列问题:
(1)加热FeCl3稀溶液,溶液颜色会不断加深,可得到一种红褐色透明液体,向这种液体中加入MgCl2溶液,产生的现象为 。
(2)将FeCl3溶液蒸干并灼烧,最终得到的固体是 (写化学式)。
(3)为防止配制FeCl3溶液时出现浑浊,正确操作是 。
(4)为了除去酸性MgCl2溶液中的Fe3+,可在加热、搅拌的条件下加入MgCO3固体,过滤后再加入足量盐酸。MgCO3固体能除去Fe3+的原因是 。
题组二 水解原理的应用
4.将下列物质配成的溶液蒸干灼烧,最后仍能得到该物质的是 ( )
A.FeCl2 B.NaHCO3
C.Al2(SO4)3 D.NH4Cl
5.(经典题)根据表中信息,判断0.10 mol·L-1的下列各物质的溶液pH最大的是 ( )
酸 电离常数(常温下)
CH3COOH Ka=1.75×10-5 mol·L-1
H2CO3 Ka1=4.5×10-7 mol·L-1,Ka2=4.7×10-11 mol·L-1
H2S Ka1=1.1×10-7 mol·L-1,Ka2=1.3×10-13 mol·L-1
A.CH3COONa B.Na2CO3
C.NaHCO3 D.Na2S
6.菱苦土(主要成分为MgO)制备碱式碳酸镁的物质转化过程如下:
MgO MgSO4(aq) MgCO3·3H2O悬浊液 4MgCO3·Mg(OH)2·4H2O
下列说法不正确的是 ( )
A.反应①②③均为非氧化还原反应
B.反应②过程中N水解程度增大
C.反应③加热的目的是促进C水解
D.反应②③均产生了CO2
答案与分层梯度式解析
基础过关练
1.A 2.D 4.C 5.D 6.B
1.A NaOH、水与Al反应产生H2,与盐类水解无关,A符合题意;碳酸氢钠溶液与硫酸铝溶液混合时发生相互促进的水解反应产生CO2,可用于灭火,与盐类水解有关,B不符合题意;明矾中的Al3+水解生成的Al(OH)3胶体能吸附水中的悬浮颗粒物,并发生沉降,从而达到净水目的,与盐类水解有关,C不符合题意;Fe3+能发生水解反应生成Fe(OH)3,加热能增大Fe3+的水解程度,与盐类水解有关,D不符合题意。
2.D 碳酸氢盐能与酸反应产生CO2,与盐类水解无关,A不符合题意;Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+,加入CaCO3消耗H+,使平衡右移而除去Fe3+,但又引入新的杂质Ca2+,B不符合题意;Na2CO3、NaF均因水解而使溶液呈碱性,Na2CO3溶液、NaF溶液均不能贮存于带磨口玻璃塞的玻璃瓶中,C不符合题意;Mg2+易水解,实验室通常在HCl气氛中加热MgCl2·6H2O制MgCl2,抑制Mg2+水解,D符合题意。
3.答案 (1)出现红褐色沉淀 (2)Fe2O3 (3)将FeCl3固体溶于浓盐酸中,再加水稀释至所需浓度
(4)MgCO3促进了Fe3+的水解,使Fe3+转化为Fe(OH)3沉淀而被除去
解析 (1)加热FeCl3稀溶液,得到的红褐色透明液体为Fe(OH)3胶体,加入电解质MgCl2使胶体聚沉而得到红褐色沉淀。(2)加热可促进盐类水解,由于HCl易挥发,可使水解进行彻底,得到Fe(OH)3沉淀,灼烧Fe(OH)3最终得到的固体为Fe2O3。(3)为防止配制FeCl3溶液时出现浑浊,应将FeCl3固体溶于浓盐酸中,抑制FeCl3水解。
4.C FeCl2不稳定,易被氧气氧化,将其溶液蒸干灼烧得不到原来物质,A错误;NaHCO3不稳定,受热易分解生成碳酸钠,所以蒸干、灼烧碳酸氢钠溶液最终得到的是碳酸钠,B错误;Al2(SO4)3较稳定,受热不易分解,将其溶液蒸干灼烧仍然得到原来溶质,C正确;NH4Cl不稳定,受热易分解,将其溶液蒸干灼烧得不到原来物质,D错误。
5.D 根据表格中的电离常数可知,酸性:CH3COOH>H2CO3>H2S>HC>HS-,根据越弱越水解的规律可知,水解能力:S2->C>CH3COO-,D正确。
6.B 根据制备流程中的物质转化过程,可以推出各步反应:
由分析知反应①②③均不存在元素化合价变化,均为非氧化还原反应,A正确;反应②过程中N水解程度减小,B错误;MgCO3·3H2O悬浊液加热至85 ℃,可促进C水解,溶液中c(OH-)增大,有利于4MgCO3·Mg(OH)2·4H2O形成,C正确;反应②③均产生了CO2,D正确。
4(共34张PPT)
1.电离平衡状态
(1)概念:在一定条件(如一定温度、浓度)下,当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,电离达到了平衡状态,叫作电离平衡。
(2)建立过程
第2节 弱电解质的电离 盐类的水解
知识点 1 弱电解质的电离平衡
必备知识 清单破
(3)电离平衡的特征
2.电离平衡常数
(1)概念:在一定条件下达到电离平衡时,弱电解质电离生成的各种离子的浓度(次方)的乘积
与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数,这个常数称为电离平衡常数,简称电离常数。
(2)表达式
①一元弱酸,如:CH3COOH CH3COO-+H+
Ka= 。
②一元弱碱,如:NH3\5H2O N +OH-
Kb= 。
(3)电离平衡常数的特点
①电离常数服从化学平衡常数的一般规律,某弱电解质的电离常数只与温度有关,在稀溶液
中与溶液的浓度无关。
②电离常数表征了弱电解质的电离能力,根据相同温度下电离常数的大小可以判断弱电解质
电离能力的相对强弱,某弱酸(或弱碱)的Ka(或Kb)越大,表示该弱酸(或弱碱)越易电离,酸性(或
碱性)越强。
③多元弱酸是分步电离的,电离程度逐步减小且一般相差很大,Ka1远大于Ka2,故溶液中的H+浓
度主要由第一步电离程度决定。
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,浓度相同的不同弱电解质的α不同。一元弱酸的α越大,酸性越强。
②温度相同时,弱电解质溶液浓度不同,其α不同;一般,弱电解质溶液越稀,其α越大。
(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)电离常数的应用【详见定点1】
3.电离平衡的影响因素
(1)内因:弱电解质电离程度的大小主要是由弱电解质本身的性质决定的。
(2)外因
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。
1.盐溶液酸碱性的探究(25 ℃时)
知识点 2 盐类的水解
盐溶液 CH3COONa溶液 Na2CO3溶液 NaCl溶液 KNO3溶液 NH4Cl溶液 Al2(SO4)3溶液
pH >7 >7 =7 =7 <7 <7
溶液的酸
碱性 碱性 碱性 中性 中性 酸性 酸性
盐的类型 强碱弱酸盐 强碱弱酸盐 强酸强碱盐 强酸强碱盐 强酸弱碱盐 强酸弱碱盐
溶液中存
在的离子 CH3COO-、Na+、H+、OH- C 、Na+、H+、OH-、 HC 、 Na+、Cl-、
H+、OH- K+、N 、 H+、OH- N 、Cl-、H+、OH- Al3+、S 、H+、OH-
哪些离子可能发生相互作用(不考虑H+与 OH-反应) CH3COO-、 H+ C 、 HC 与H+ — — N 、OH- Al3+、OH-
溶液呈现酸性或碱性的原因 弱酸酸根离子、弱碱阳离子分别结合了水电离产生的H+、OH-,破坏了水的电离平衡,使溶液中的c平(H+)与c平(OH-)不相等 2.盐类水解的原理
(1)盐类水解的定义
在溶液中由盐电离产生的弱酸酸根离子或弱碱阳离子与水中的H+或OH-结合生成弱电解质
的过程。
(2)盐类水解的实质
水溶液中
盐电离→ →破坏了水的电离平衡→水的电离程度增大→可能导致
溶液中c(H+)≠c(OH-)→溶液可能呈碱性或酸性。
(3)盐类水解的四个特征
①通常水解反应是可逆反应,在一定条件下可达到平衡状态。
②水解反应是酸碱中和反应的逆反应,是吸热反应。
③大多数盐的水解反应进行的程度很小,水解产物很少,无明显沉淀或气体生成。
④多元弱酸盐的水解是分步进行的,但以第一步为主。
(4)规律
3.盐类水解离子方程式的书写
(1)通常,水解反应是可逆反应,因此,要用“ ”而不用“ ”;水解程度通常很小,产物
的量也很少,因此水解方程式中一般不标“↓”或“↑”符号,也不把易分解的生成物(如NH
3·H2O等)写成其分解产物的形式。
(2)多元弱酸盐的水解是分步进行的,水解的离子方程式要分步表示。
(3)多元弱碱阳离子的水解复杂,可看作一步水解。
(4)像Cu2+和HC 、Fe3+和HC 等离子组,由于它们相互促进水解,因此水解程度较大,书写
离子方程式时要用“ ”,标“↑”“↓”符号。
4.影响盐类水解程度的主要因素
(1)内因
盐类水解程度的大小主要是由盐本身的性质决定的。取决于盐中弱酸阴离子或弱碱阳
离子所对应的弱酸或弱碱的相对强弱,相同条件下,弱酸(碱)的酸(碱)性越弱,对应离子的水解
程度越大。
(2)外界条件
①温度:升高温度能够促进水解。
②浓度:盐溶液浓度越小,水解程度越大。
③外加酸、碱:水解显酸性的盐溶液,加碱会促进水解,加酸会抑制水解,反之亦然。
④外加盐:加入与盐的水解性质相反的盐会促进盐的水解。
5.溶液中粒子浓度的关系与比较【详见定点2】
6.盐的水解常数
(1)含义:盐水解反应的平衡常数称为水解常数,用Kh表示。
(2)表达式:如B++H2O BOH+H+,Kh= 。
(3)意义:Kh越大,表示相应盐的水解程度越大。
(4)水解常数(Kh)与电离常数的关系
①若强碱弱酸盐MA水解的离子方程式为A-+H2O HA+OH-,则Kh= =
= (Ka为HA的电离常数);同理,可推出强酸弱碱盐的水解常数与弱
碱电离常数(Kb)的关系式:Kh= 。
②对于多元弱酸根离子的水解,如C 水解分步进行,第一步、第二步水解常数分别为Kh1、
Kh2,H2CO3的第一步、第二步电离常数分别为Ka1、Ka2,则Kh1×Ka2=KW、Kh2×Ka1=KW。
1.在化学实验中的应用
(1)判断溶液的酸碱性:如FeCl3溶液显酸性,原因是Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+。
(2)判断盐所对应酸的酸性强弱:如25 ℃时相同浓度的NaX、NaY、NaZ溶液的pH分别为8、
9、10,则酸性:HX>HY>HZ。
(3)配制或贮存易水解的盐溶液:如配制CuSO4溶液时,加入少量H2SO4,抑制Cu2+水解;贮存Na2
CO3溶液不能用磨口玻璃塞。
(4)胶体的制取:如制取Fe(OH)3胶体的离子方程式为Fe3++3H2O Fe(OH)3(胶体)+3H+。
(5)制备某些盐:将挥发性酸的弱碱盐(如AlCl3、FeCl3)溶液蒸干得固体时,在通HCl的气流中
加热蒸干。
(6)判断离子是否共存:如Al3+与C 、HC 、S2-、HS-、[Al(OH)4]-等因发生相互促进的水解
反应而不能大量共存。
知识点 3 盐类水解的应用
(7)判断中和反应至中性时试剂的用量:如NH3·H2O与HCl反应至中性时NH3·H2O过量;
CH3COOH与NaOH反应至中性时CH3COOH过量。
(8)制备无机化合物:如用TiCl4制备TiO2,其反应的化学方程式为TiCl4+(x+2)H2O(过量)
TiO2·xH2O↓+4HCl。
(9)物质的提纯:如除去MgCl2溶液中混有的少量FeCl3,可加入MgO、MgCO3或Mg(OH)2促进
FeCl3的水解,使FeCl3转化为Fe(OH)3沉淀而除去。
(10)比较盐溶液中粒子浓度大小:如Na2CO3溶液中,C 分步水解,以第一步水解为主,各粒子
浓度的大小顺序为c(Na+)>c(C )>c(OH-)>c(HC )>c(H+)>c(H2CO3)。
2.在生产生活中的应用
(1)泡沫灭火器原理:Al2(SO4)3溶液与小苏打溶液发生相互促进的水解反应,产生CO2气体和
Al(OH)3沉淀,将燃烧物质与空气隔离开来。离子方程式为Al3++3HC Al(OH)3↓+3CO2↑。
(2)作净水剂:如明矾可作净水剂,原理为Al3++3H2O Al(OH)3(胶体)+3H+,Al(OH)3胶体有较
强吸附性。
(3)化肥的使用:如铵态氮肥与草木灰不得混合施用。
(4)除锈剂:如NH4Cl溶液与ZnCl2溶液可作焊接时的除锈剂,原理分别为N +H2O NH3·H2
O+H+、Zn2++2H2O Zn(OH)2+2H+。
(5)热碱水去污能力强:纯碱水解的离子方程式为C +H2O HC +OH-,加热,促进Na2CO3
的水解,使c(OH-)增大,溶液去污能力增强。
3.不同类型盐溶液蒸干后产物的判断【详见定点3】
4.结合三类图像考查电离平衡和水解平衡综合应用【详见定点4】
1.pH相等、体积相等的盐酸和醋酸加水稀释后pH相等,则盐酸中加水的体积大于醋酸中加
水的体积。这种说法正确吗 ( )
CH3COOH溶液中含未电离的CH3COOH,稀释至相同的pH,CH3COOH溶液需要加入
更多的水。
2.发生水解的盐溶液一定不呈中性。这种说法正确吗 ( )
发生水解的盐溶液可能呈中性,如CH3COONH4溶液呈中性。
3.加热时促进了CH3COO-的水解,抑制了CH3COOH的电离。这种说法正确吗 ( )
盐类的水解、弱电解质的电离均为吸热过程,加热促进CH3COO-的水解,也促进
CH3COOH的电离。
知识辨析 判断正误，正确的画“ √” ，错误的画“ ” 。
提示
提示
提示
4.泡沫灭火器中发生了相互促进的水解反应,互相促进的水解反应均能彻底进行。这种说法
正确吗 ( )
只有生成的气体或沉淀离开体系的互相促进的水解反应,才能彻底进行。若不能生
成气体或沉淀并离开体系,则水解不彻底,如N 和CH3COO-水解相互促进,但进行不彻底。
5.常温下,pH=10的CH3COONa溶液与pH=4的NH4Cl溶液中水的电离程度相同。这种说法正
确吗 ( )
盐类的水解促进水的电离,常温下,pH=10的CH3COONa溶液与pH=4的NH4Cl溶液中
C水(OH-)=c水(H+)=10-4 mol/L。
提示
提示
√
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。
关键能力 定点破
定点 1 电离平衡常数的应用及相关计算
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= 计算一元弱酸或一元弱碱的电离常数。
1.依据“3大守恒”确定解题原则
(1)电荷守恒:电解质溶液中阳离子所带的正电荷总数与阴离子所带的负电荷总数相等,溶液
呈电中性。如Na2CO3溶液中存在着Na+、C 、H+、OH-、HC ,它们存在如下关系:c(Na+)
+c(H+)=2c(C )+c(HC )+c(OH-)。
(2)元素质量守恒(物料守恒):在电解质溶液中,由于某些离子发生水解或电离,离子的存在形
式发生了变化。就该离子所含的某种元素来说,其质量在变化前后是守恒的,即元素质量守
恒。如0.1 mol/L Na2CO3溶液中,Na+和C 的原始浓度之间的关系为c(Na+)=2c(C )。
定点 2 溶液中粒子浓度的关系与比较
(3)质子守恒:在水溶液中,由水电离产生的H+(质子)和OH-的物质的量总是相等的,即使有弱电
解质的离子结合H+或OH-生成弱电解质分子,仍然满足上述关系,只是通常用粒子浓度表示。
实际上,质子守恒也是电荷守恒和元素质量守恒联立的结果。如Na2CO3溶液中存在如下关
系:c(OH-)=c(H+)+c(HC )+2c(H2CO3);NH4Cl溶液中存在如下关系:c(H+)=c(OH-)+c(NH3·H 2O)。
2.锁定“3种情况”,判断溶液酸碱性
(1)电离程度大于水解程度:如CH3COOH的电离程度大于CH3COO-的水解程度,所以等浓度的
CH3COOH与CH3COONa溶液等体积混合后溶液显酸性;NH3·H2O的电离程度大于N 的水解
程度,等浓度的NH3·H2O和NH4Cl溶液等体积混合后溶液显碱性。
(2)水解程度大于电离程度:如HClO的电离程度小于ClO-的水解程度,所以等浓度的HClO与
NaClO溶液等体积混合后溶液显碱性。
(3)多元弱酸的酸式盐溶液的酸碱性:主要取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相
对大小。如在NaHCO3溶液中,HC 的水解程度大于电离程度,故溶液显碱性;而在NaHSO3
溶液中,HS 的电离程度大于水解程度,故溶液显酸性。
3.离子浓度大小的比较
(1)单一溶液
①对于多元弱酸溶液,根据多步电离进行分析。例如:在H3PO4溶液中,c(H+)>c(H2P )>c(HP )>
c(P )。
②对于多元弱酸的正盐溶液,根据弱酸根离子的分步水解进行分析。例如:在Na2CO3溶液中,
各离子浓度的大小顺序为c(Na+)>c(C )>c(OH-)>c(HC )>c(H+)。
③对于多元弱酸的酸式盐溶液,要考虑弱酸的酸式酸根离子的电离程度与水解程度的相对大
小,如HC 以水解为主,在NaHCO3溶液中,c(Na+)>c(HC )>c(OH-)>c(H+);而HS 以电离为
主,在NaHSO3溶液中,c(Na+)>c(HS )>c(H+)>c(OH-)。
(2)不同溶液中同一离子浓度的大小比较
考虑溶液中其他离子对该离子的影响。如在0.10 mol·L-1的①NH4HSO4、②NH4Cl、
③CH3COONH4、④(NH4)2SO4溶液中,CH3COO-的水解会促进N 的水解,H+会抑制N 的水解,
故溶液中c(N )的大小顺序为④>①>②>③。
(3)混合溶液
①分子的电离程度大于相应离子的水解程度。例如:等物质的量浓度的NH4Cl与NH3·H2O的
混合溶液中,c(N )>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+);等物质的量浓度的CH3COONa与CH3COOH的混合
溶液中,c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)。
②分子的电离程度小于相应离子的水解程度。例如:等物质的量浓度的NaCN和HCN的混合
溶液中,各离子浓度的大小顺序为c(Na+)>c(CN-)>c(OH-)>c(H+)。
③两种溶液混合后若发生化学反应,则先考虑化学反应,后考虑水解或电离问题。如将0.2
mol·L-1 CH3COONa溶液与0.1 mol·L-1盐酸等体积混合,溶液中发生反应CH3COONa+HCl
CH3COOH+NaCl,即混合溶液实际是CH3COONa、CH3COOH和NaCl的混合溶液,且三者浓度
相等,结合CH3COOH的电离程度大于CH3COO-的水解程度,则溶液中离子浓度大小关系为
c(Na+)>c(CH3COO-)>c(Cl-)>c(H+)>c(OH-)。
(1)金属阳离子易水解的挥发性强酸盐:蒸干时得到氢氧化物,灼烧后得到氧化物,如AlCl3溶液
蒸干时得到Al(OH)3,灼烧后得到Al2O3。
(2)金属阳离子易水解的难挥发性强酸盐:蒸干得原溶质,如Al2(SO4)3溶液蒸干得到Al2(SO4)3固体。
(3)酸根离子易水解的强碱盐:蒸干得原溶质,如Na2CO3溶液蒸干得Na2CO3固体。
(4)阴、阳离子均易水解,且水解产物均易挥发的盐:蒸干后得不到固体物质,如(NH4)2S、
(NH4)2CO3溶液蒸干后得不到固体物质。
(5)不稳定的化合物的水溶液:加热时在溶液中就能分解,得不到原物质,如Ca(HCO3)2溶液蒸
干后得CaCO3。
(6)易被氧化的盐:蒸干后得不到原物质,得其氧化产物,如Na2SO3溶液蒸干后得Na2SO4。
定点 3 不同类型盐溶液蒸干后产物的判断
1.分布系数图像(分布系数:组分的平衡浓度占总浓度的分数)
Ka1= ,A点:c(HC2 )=c(H2C2O4),故Ka1=c(H+)=10-1.2 mol·L-1;Ka2=
定点 4 结合三类图像考查电离平衡和水解平衡综合应用
,B点:c(C2 )=c(HC2 ),故Ka2=c(H+)=10-4.2 mol·L-1。
2.水电离的c(H+)[或c(OH-)]与酸(或碱)溶液体积(V)的关系图像
常温下,向20 mL 0.1 mol·L-1氨水中逐滴滴入一定浓度的稀盐酸,溶液中由水电离出的氢
离子浓度随加入盐酸体积的变化如图所示。
①a点表示未加盐酸,NH3·H2O抑制水的电离。可求出Kb= ≈
=10-5 mol·L-1。
②b点溶液中溶质为氯化铵和NH3·H2O,溶液呈中性,对水电离的抑制程度与促进程度相当。
③c点酸碱恰好完全中和,溶液中溶质只有氯化铵,N 促进水的电离,水电离出的氢离子浓度
最大。
④d点溶液中溶质为氯化铵和HCl,溶液呈酸性,HCl抑制水的电离。
3.对数(或负对数)图像
(1)对数(或负对数)图像的含义:将溶液中某一微粒的浓度[如c(A)]或某些微粒浓度的比值[如
]取常用对数(或负对数),即lg c(A)、lg [或-lg c(A)、-lg ],其与溶液的pH或溶液
的体积等的关系作出的图像,称为对数(或负对数)图像。
(2)常考对数(或负对数)图像的类型
图像种类 具体类型 含义 变化规律
对数图像 lg 生成物与反应物粒子
浓度比的常用对数 lg 越大,反应向正反应方向进行的程度越大
lg 稀释后与稀释前体积
比的常用对数 lg 越大,稀释程度越大
对数图像 AG=lg 氢离子与氢氧根离子
浓度比的常用对数 AG越大,酸性越强;中
性时, =1,AG=0
负对数 图像 pH=-lg c(H+) 氢离子浓度的常用对数负值 pH越大,c(H+)越小,溶液的碱性越强
pC=-lg c(C) C离子浓度的常用对数负值 pC越大,c(C)越小
(3)图像中有关数据的意义
将溶液中某一微粒的浓度[如c(A)]或某些微粒浓度的比值[如 ]取常用对数,即lg c
(A)或[lg ],反映到图像中:
①若c(A)=1 mol·L-1 时,lg c(A)=0[或lg =0]。
②若c(A)>1 mol·L-1 时,lg c(A) 取正值,且c(A) 越大,lg c(A)
越大。
③若c(A)<1 mol·L-1 时,lg c(A) 取负值,且c(A) 越大,lg c(A)
越大。
典例 常温下,向二元弱酸H2Y溶液中滴加KOH溶液,所得混合溶液的pH与离子浓度变化的
关系如图所示。下列说法错误的是 ( )
A.M线表示pH与lg 的变化关系
B.Ka2(H2Y)=10-4.3 mol·L-1
C.a点溶液中:c(H+)-c(OH-)=2c(Y2-)+c(HY-)-c(K+)
D.c点溶液中:c(H2Y)=c(Y2-)>c(HY-)>c(H+)
D
思路点拨：解题时要理解图像横、纵坐标代表的含义,通过曲线的变化趋势,找到图像中的
关键点,将关键点表示的意义与已学化学知识联系起来,分析处理数据判断选项正误。
解析： H2Y的第一步电离常数Ka1(H2Y)= ,随着pH增大,c(H+)减小, 增大,
lg 增大,故M线表示pH与lg 的变化关系,A项正确;N线表示pH与lg 的变化
关系,当pH=3时,c(H+)=10-3 mol·L-1,lg =1.3, =10-1.3,Ka2(H2Y)= =10-1.3×
10-3 mol·L-1=10-4.3 mol·L-1,B项正确;a点溶液中存在电荷守恒:c(H+)+c(K+)=2c(Y2-)+c(HY-)+c(OH-),
故c(H+)-c(OH-)=2c(Y2-)+c(HY-)-c(K+),C项正确;c点溶液中lg =lg =1.5,则c(Y2-)第1课时 弱电解质的电离平衡及影响因素
基础过关练
题组一 电离平衡常数的应用
1.有HX、H2Y和H2Z三种酸,各酸及其盐之间不发生氧化还原反应,常温下它们的电离常数为Ka(HX)=10-9.2 mol·L-1、Ka1(H2Y)=10-6.4 mol·L-1、Ka2(H2Y)=10-10.3 mol·L-1、Ka1(H2Z)=10-1.9 mol·L-1、Ka2(H2Z)=10-7.2 mol·L-1。下列说法正确的是 ( )
A.三种酸的酸性:H2ZB.H2Z电离的方程式为H2Z 2H++Z2-
C.Na2Y溶液与过量HX反应的离子方程式为HX+Y2- HY-+X-
D.25 ℃时,浓度均为0.1 mol·L-1的H2Y和H2Z溶液的pH:H2Y2.(教材习题改编)常温下,0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液加水稀释的过程中,下列各项中始终保持减小趋势的是 ( )
A.
C.
3.常温下,已知部分酸的电离常数:Ka(HF)=3.5×10-4 mol·L-1,Ka(HCN)=3.6×10-10 mol·L-1,Ka1(H2CO3)=4.3×10-7 mol·L-1,Ka2(H2CO3)=5.6×10-11 mol·L-1。回答下列问题:
(1)c平(H+)相同的以上三种酸,其酸的浓度从大到小的顺序为 。
(2)常温下,0.1 mol·L-1 HCN溶液中c平(H+)为 。
(3)中和等量的NaOH,消耗等pH的HF溶液和H2SO4溶液的体积分别为a L、b L,则a (填“大于”“小于”或“等于”)b。
(4)向NaCN溶液中通入少量CO2,发生反应的离子方程式为 。
(5)常温下,将a mol·L-1氨水与0.01 mol·L-1盐酸等体积混合后溶液中c(H+)=c(OH-)=1×10-7 mol·L-1,用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb= 。
题组二 影响弱电解质电离平衡的因素
4.(教材习题改编)在0.1 mol/L CH3COOH溶液中存在电离平衡:CH3COOH CH3COO-+H+,关于该电离平衡的叙述正确的是 ( )
A.加入少量冰醋酸,平衡正向移动,CH3COOH的电离程度增大
B.一定温度下,加入少量NaOH溶液,平衡正向移动,CH3COOH的电离平衡常数增大
C.通入少量HCl,平衡逆向移动,溶液中c平(H+)减小
D.适当升温,平衡正向移动,溶液pH减小,CH3COOH的电离平衡常数增大
5.恒温条件下向冰醋酸中加水,稀释过程中溶液的导电能力变化如图所示,下列说法错误的是 ( )
A.O点醋酸没有电离
B.溶液中c(H+):a>b>c
C.醋酸电离程度:aD.加水使醋酸的电离平衡正向移动
能力提升练
题组一 弱电解质电离平衡的理解与分析
1.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的溶液,完全中和时应消耗NaOH溶液体积为20 mL
2.常温下,向100 mL蒸馏水中滴入10 mL 5 mol·L-1 HA溶液,利用传感器测得溶液中c(H+)和温度随着加入HA溶液体积的变化曲线如图所示。下列有关说法正确的是 ( )
A.HA是强酸
B.a~b段,HA电离放热,使溶液温度升高
C.c~d段,c(H+)增大,HA电离程度增大
D.c点时,加入等体积、等浓度的NaOH溶液后溶液呈碱性
题组二 电离平衡常数的应用及相关计算
3.(教材深研拓展)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 mol·L-1,lg2=0.3,电离度=×100%,pH=-lgc(H+),忽略溶液体积和温度的变化],下列说法正确的是 ( )
A.x点的pH为3.2
B.x点与y点CH3COOH的电离平衡常数:Kx>Ky
C.室温下,0.01 mol·L-1的CH3COOH溶液中,CH3COOH的电离度为4%
D.升高温度,c平(H+)增大,Ka(CH3COOH)的大小保持不变
4.(经典题)回答下列问题:
(1)已知标准状况下,1 L水能溶解V L SO2气体,且饱和溶液中的SO2有与水反应生成H2SO3,测得c平(H+)=0.2 mol·L-1,计算该条件下的V=
(已知H2SO3的Ka1=0.02 mol·L-1,忽略第二步电离和溶液体积的变化)。
(2)常温下,将a mol·L-1醋酸与b mol·L-1 Ba(OH)2溶液等体积混合(忽略溶液体积变化),充分反应后,溶液中存在2c(Ba2+)=c(CH3COO-),则该混合溶液中醋酸的电离常数Ka(CH3COOH)= (用含a和b的代数式表示)。
(3)常温下,向20 mL 0.010 mol·L-1 HA溶液中逐滴加入0.010 mol·L-1 NaOH溶液,溶液中lgc(OH-)与所加NaOH溶液的体积的关系如图所示。
P点时HA的电离常数Ka(HA)= 。
答案与分层梯度式解析
基础过关练
1.C 2.C 4.D 5.B
1.C 相同温度下酸的电离常数越大,酸性越强,故酸性:H2Z>H2Y>HX,A错误;H2Z是二元弱酸,分步电离,电离方程式为H2Z H++HZ-、HZ- H++Z2-,B错误;由电离常数可知酸性:H2Y>HX>HY-,根据较强酸可以制备较弱酸,知Na2Y溶液与过量HX反应的离子方程式为HX+Y2- HY-+X-,C正确;酸性:H2YH2Z,D错误。
2.C 确定物质的电离常数只与温度有关,,稀释过程中,c平(H+)减小,Ka不变,增大,A、B错误;,稀释过程中,c平(CH3COO-)减小,Ka不变,减小,c平(CH3COOH)减小,增大,C正确、D错误。
方法点津
分析溶液中微粒浓度比值变化时,可采用“凑常数”的方法,将某些粒子的浓度比值乘以或除以某种粒子的浓度,转化为一个常数与某种粒子浓度的乘积或相除的关系。
3.答案 (1)c(HCN)>c(H2CO3)>c(HF)
(2)6×10-6 mol·L-1
(3)小于
(4)CN-+CO2+H2O HCN+HC
(5) mol·L-1
解析 (1)相同温度下,酸的电离常数越大酸性越强,故酸性HCNc(H2CO3)>c(HF)。
(2)若HCN的浓度为0.1 mol·L-1,根据Ka=≈=3.6×10-10 mol·L-1,解得c(H+)=6×10-6 mol·L-1。
(3)HF部分电离,溶液中存在HF分子,等pH的HF溶液和H2SO4溶液中HF的浓度大于H2SO4的浓度,则和等量的NaOH反应时,消耗HF溶液的体积小于H2SO4溶液的体积。
(4)由电离常数可知酸性:HC(5)常温下,将a mol·L-1氨水与0.01 mol·L-1盐酸等体积混合后溶液中c(H+)=c(OH-)=1×10-7 mol·L-1,溶液呈中性,根据电荷守恒得c(N)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-),c(N)=c(Cl-)= mol·L-1,NH3·H2O的电离常数Kb= mol·L-1。
4.D A项,加入少量冰醋酸,CH3COOH浓度增大,平衡正向移动,但CH3COOH的电离程度减小,错误;B项,温度不变,CH3COOH的电离平衡常数不变,错误;C项,通入少量HCl,溶液中c平(H+)增大,错误;D项,CH3COOH的电离为吸热过程,升高温度电离平衡正向移动,c平(H+)增大,pH减小,CH3COOH的电离平衡常数增大,正确。
5.B O点冰醋酸没有电离出自由移动的离子,不能导电,A正确;溶液中离子浓度越大,溶液的导电能力越强,由题图可知,溶液导电能力:b>a>c,则溶液中c(H+):b>a>c,B错误;加水稀释,醋酸的电离平衡正向移动,醋酸的电离程度:a能力提升练
1.C 2.D 3.C
1.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-12.D 向100 mL蒸馏水中滴入10 mL 5 mol·L-1 HA溶液时,c(HA)≈×5 mol·L-1≈0.45 mol·L-1,而此时c(H+)约为6×10-3 mol·L-1,证明HA在溶液中部分电离,属于弱酸,A错误;a~b段,HA电离吸热,但离子与水结合形成水合离子放热,使溶液温度升高,B错误;c~d段,c(H+)增大是HA浓度增大引起的,HA浓度增大,HA的电离程度减小,C错误;c点时,加入等体积、等浓度的NaOH溶液,反应后溶质为NaA,属于强碱弱酸盐,溶液呈碱性,D正确。
3.C CH3COOH在水中的电离方程式为CH3COOH CH3COO-+H+,已知Ka(CH3COOH)=1.6×10-5 mol·L-1,设0.01 mol·L-1的CH3COOH溶液中c平(CH3COO-)≈c平(H+)=a mol·L-1, mol·L-1=Ka(CH3COOH)=1.6×10-5 mol·L-1,解得a≈4×10-4,所以pH=-lgc(H+)=3.40,A错误;确定物质的电离平衡常数只与温度有关,其随温度的变化而变化,x点与y点所处温度相同,所以CH3COOH的电离平衡常数:Kx=Ky,B、D错误;室温下,0.01 mol·L-1的CH3COOH溶液中H+浓度为4×10-4 mol·L-1,电离度=×100%=4%,C正确。
4.答案 (1)73.92
(2) mol·L-1
(3)1.0×10-6 mol·L-1
解析 (1)溶液中H2SO3的浓度为 mol·L-1,则有:
H2SO3(aq) H+(aq)+HS(aq)
起始/mol·L-1 0 0
反应/mol·L-1 0.2 0.2 0.2
平衡/mol·L-1 -0.2 0.2 0.2
Ka1(H2SO3)= mol·L-1=0.02 mol·L-1,得V=73.92。
(2)根据电荷守恒得2c(Ba2+)+c平(H+)=c平(OH-)+c平(CH3COO-),由于c(CH3COO-)=2c(Ba2+)=b mol·L-1,所以c平(H+)=c平(OH-),溶液呈中性。常温下,c平(H+)=10-7 mol·L-1,c平(CH3COOH)=(-b) mol·L-1,c平(CH3COO-)=b mol·L-1,Ka(CH3COOH)= mol·L-1。
(3)由题图知,在M点时,溶液中c平(OH-)=10-10 mol·L-1,则常温下0.010 mol·L-1 HA溶液中c平(H+)=10-4 mol·L-1,HA部分电离,为一元弱酸。在相同温度下,M、P点HA的电离常数相同,用M点计算电离常数。HA H++A-,c平(H+)≈c平(A-)=10-4 mol·L-1,常温下,Ka(HA)≈ mol·L-1=1.0×10-6 mol·L-1。
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