2020版高中化學第3章微型專題重點突破（四）學案（含解析）魯科版選修4.docx

微型專題重點突破(四)核心素養(yǎng)發(fā)展目標證據(jù)推理與模型認知：建立弱電解質(zhì)的電離及其平衡，酸堿溶液中水的電離平衡，鹽類的水解平衡，并能多角度分析各類平衡的移動。建立思維模型，并運用模型解答相關(guān)問題。一、弱電解質(zhì)的識別與判斷例1下列事實一定能證明HNO2是弱電解質(zhì)的是()常溫下NaNO2溶液的pH大于7用HNO2溶液做導電實驗，燈泡很暗HNO2和NaCl不能發(fā)生反應0.1molL1HNO2溶液的pH2.1NaNO2和H3PO4反應，生成HNO20.1molL1HNO2溶液稀釋至100倍，pH約為3.9ABCD全部答案C解析中證明NO能水解，證明HNO2為弱酸。中未指明濃度，也沒有參照物，不能說明問題。中HNO2無論是強酸還是弱酸都不與NaCl反應。中說明HHNO2，說明HNO2部分電離，存在電離平衡，是弱電解質(zhì)。中的H3PO4為中強酸，而被中強酸制備的酸必定酸性更弱，即為弱電解質(zhì)。中HNO2溶液被稀釋，H變化與HNO2變化不同步，證明存在電離平衡移動，即為弱電解質(zhì)?？键c弱電解質(zhì)的電離平衡及移動題點證明弱電解質(zhì)的常用方法弱酸的驗證方法酸的溶解性及酸的通性無法確定酸的強弱，弱電解質(zhì)的判斷一般從三個方面分析：電離平衡方面，弱酸不完全電離，加水稀釋平衡移動；對應的鹽水解方面；與同濃度同元強酸對比，比較離子濃度或?qū)щ娦浴１容^時要注意選擇合適的酸，如可以通過比較同濃度時HCOOH與HCl溶液的導電性，來判斷HCOOH是否為弱酸。變式1(2018平頂山高二檢測)pH3的兩種一元酸HX和HY溶液，分別取50mL加入足量的鎂粉，充分反應后，收集到H2的體積分別為V(HX)和V(HY)，若V(HX)V(HY)，則下列說法正確的是()AHX可能是強酸BHY一定是強酸CHX的酸性強于HY的酸性D反應開始時二者生成H2的速率相等答案D解析本題考查了強、弱酸的判斷及溶液酸性大小的比較。據(jù)題意，Mg粉足量，酸不足，應根據(jù)酸的物質(zhì)的量來計算H2的體積，由V(HX)V(HY)，知pH相等時，HX的物質(zhì)的量濃度比HY的大，即HX是酸性比HY弱的酸，而無法判斷HY是強酸還是弱酸，故A、B、C項錯誤；反應開始時生成H2的速率取決于c(H)，因為開始時c(H)相等，故D項正確?？键c強、弱電解質(zhì)的比較與判斷題點等體積、等pH強、弱電解質(zhì)的比較與判斷相關(guān)鏈接三角度判斷電解質(zhì)的強弱角度一：是否存在電離平衡(1)同溫度、同濃度的強酸溶液的導電性強于弱酸溶液的導電性。(2)pH相同的強酸和弱酸，弱酸的物質(zhì)的量濃度大于強酸的物質(zhì)的量濃度，酸體積相等時，與足量的活潑金屬反應，產(chǎn)生H2多的是弱酸。(3)相同pH、相同體積的強酸和弱酸，當加水稀釋相同倍數(shù)時，pH變化大的為強酸，pH變化小的為弱酸。(4)稀釋濃的弱酸溶液，一般是c(H)先增大后減??；稀釋濃的強酸溶液，c(H)一直減小。(5)相同pH、相同體積的強酸和弱酸分別與等物質(zhì)的量的同元強堿發(fā)生中和反應后，若溶液呈中性，則該酸為強酸；若溶液呈酸性，則該酸為弱酸。(6)中和相同體積、相同pH的強酸和弱酸，弱酸的耗堿量多于強酸。角度二：是否存在水解平衡(1)測定相應強堿鹽的酸堿性，強酸強堿鹽不水解，溶液呈中性，弱酸強堿鹽溶液水解顯堿性，且水解程度越大的酸根對應的酸越弱。(2)相同濃度、相同體積的強酸和弱酸分別與等物質(zhì)的量的同元強堿發(fā)生中和反應后，若溶液呈中性，則該酸為強酸；若溶液呈堿性，則該酸為弱酸。角度三：復分解反應強酸制備弱酸根據(jù)復分解反應發(fā)生的條件可知，強酸可以和弱酸的鹽反應生成弱酸和強酸的鹽，或弱酸和更弱酸的鹽反應生成更弱的酸。如鹽酸能與石灰石反應生成二氧化碳，由此可判斷酸性：鹽酸碳酸。二、酸、堿、鹽溶液中水電離出的H或OH的計算例225時，在等體積的pH0的H2SO4溶液、0.05molL1的Ba(OH)2溶液、pH10的Na2S溶液、pH5的NH4NO3溶液中，由水電離出的H之比是()A1101010109B15(5109)(5108)C1201010109D110104109答案A解析25時，pH0的H2SO4溶液中由水電離出的H1014molL1；0.05molL1的Ba(OH)2溶液中OH0.05molL120.1molL1，根據(jù)KwHOH1.01014mol2L2，則由水電離出的H1013molL1；pH10的Na2S溶液中由水電離出的H104molL1；pH5的NH4NO3溶液中由水電離出的H105molL1，故等體積上述溶液中由水電離的H之比為101410131041051101010109?？键c水的電離題點溶液中水電離的OH或H的計算溶液中水電離出H的分析方法酸堿抑制水的電離，酸中的OH、堿中的H全部來自水的電離；鹽類的水解促進水的電離，若鹽溶液顯酸性，H全部來自水的電離；若鹽溶液呈堿性，OH全部來自水的電離。變式2(2018臨川一中模擬)現(xiàn)有濃度均為1molL1的五種溶液：HCl溶液，H2SO4溶液，CH3COOH溶液，NH4Cl溶液，NaOH溶液，由水電離出的H大小關(guān)系正確的是()ABCD答案A解析水是弱電解質(zhì)，存在電離平衡H2OHOH。因此酸或堿都是抑制水的電離，而某些發(fā)生水解的鹽可以促進水的電離。由于HCl、硫酸是強酸，氫氧化鈉是強堿，醋酸是弱酸，氯化銨是鹽且能水解，因此由水電離出的H大小關(guān)系是。相關(guān)鏈接計算、比較溶液中H或OH的兩原則(1)溶液中水電離產(chǎn)生的HOH。(2)按照“促進以大，抑制以小”的原則計算酸、堿、鹽溶液中水電離的H或OH。若在酸或堿溶液中，就選擇溶液中H、OH數(shù)值較小的，若在可水解的鹽溶液中，就選擇溶液中H、OH數(shù)值較大的。三、酸、堿溶液稀釋pH的變化規(guī)律例3濃度均為0.10molL1、體積均為V0的MOH和ROH溶液，分別加水稀釋至體積V，pH隨lg的變化如圖所示。下列敘述錯誤的是()AMOH的堿性強于ROH的堿性BROH的電離程度：b點大于a點C若兩溶液無限稀釋，則它們的OH相等D當lg2時，若兩溶液同時升高溫度，則增大答案D解析A項，0.10molL1的MOH和ROH，前者pH13，后者pH小于13，說明前者是強堿，后者是弱堿，正確；B項，ROH是弱堿，加水稀釋，促進電離，b點電離程度大于a點，正確；C項，兩堿溶液無限稀釋，溶液近似呈中性，OH相等，正確；D項，由MOH是強堿，在溶液中完全電離，所以M不變，ROH是弱堿，升高溫度，促進電離平衡ROHROH向右進行，R增大，所以減小，錯誤?？键c強酸(堿)與弱酸(堿)的稀釋pH變化題點強酸(堿)與弱酸(堿)稀釋pH變化分析強、弱酸(堿)稀釋時pH的變化規(guī)律(1)對于pH相同的強酸與弱酸(或強堿與弱堿)溶液稀釋相同的倍數(shù)，強酸(或強堿)溶液的pH變化幅度大。這是因為強酸(或強堿)已完全電離，隨著水的加入，溶液中H(或OH)數(shù)目不會增多(不考慮水的電離)，濃度改變大，而弱酸(或弱堿)隨著水的加入，電離程度增大，H(或OH)數(shù)目會增多，濃度改變小。(2)對于物質(zhì)的量濃度相同的強酸與弱酸(或強堿與弱堿)，稀釋相同的倍數(shù)，pH的變化幅度不同，強酸(或強堿)稀釋后pH變化幅度大。變式3(2018廣西欽州一檢)常溫下，體積相同、濃度均為1.0molL1的HX溶液、HY溶液，分別加水稀釋，稀釋后溶液的pH隨稀釋倍數(shù)的對數(shù)的變化如圖所示，下列敘述正確的是()AHX是強酸，溶液每稀釋10倍，pH始終增大1B常溫下HY的電離常數(shù)約為1.0104C溶液中水的電離程度：a點大于b點D消耗同濃度的NaOH溶液體積：a點大于b點答案B解析題圖中1.0molL1的HX溶液pH0，說明HX為強酸，加水稀釋，溶液pH最終接近7，溶液每稀釋10倍，pH增大不一定始終是1，A項錯誤；常溫下，1.0molL1HY溶液pH2.0，c(H)102molL1，則HY的電離常數(shù)K1.0104molL1，B項正確；HX為強酸，HY為弱酸，加水稀釋相同倍數(shù)，a點HX溶液中氫離子濃度大于b點HY溶液中氫離子濃度，溶液中水的電離程度：a點小于b點，C項錯誤；a點和b點分別為相同濃度和相同體積的HX和HY溶液分別稀釋相同倍數(shù)后所得的溶液，則中和時消耗同濃度的NaOH溶液體積相同，D項錯誤。四、水的電離平衡曲線例4如圖表示水中c(H)和c(OH)的關(guān)系，下列判斷錯誤的是()A兩條曲線間任意點均有HOHKwBM區(qū)域內(nèi)任意點均有HOHC圖中T1T2DXZ線上任意點均有pH7答案D解析A項正確，HOHKw為水的離子積表達式，它適用于水及稀溶液；B項正確，XZ線上任意點都有HOH，M區(qū)域位于直線XZ的左上側(cè)，則M區(qū)域內(nèi)任意點均有HOH；C項正確，H2OHOHH0，升高溫度，平衡正向移動，Kw增大，圖中Z點Kw(Z)(106.5 molL1)21013 mol2L2，X點Kw(X)(107 molL1)21014 mol2L2，Kw(Z)Kw(X)，所以T1T2；D項錯誤，pH7即HOH107 molL1，而XZ線上只有X點HOH107 molL1，也就是說XZ線上只有X點的pH7?？键c水的電離題點水的電離平衡曲線正確理解水的電離平衡曲線(1)曲線上任意點的Kw都相同，即HOH相同，溫度相同。(2)曲線外任意點與曲線上任意點的Kw不同，溫度不同。(3)實現(xiàn)曲線上點之間的轉(zhuǎn)化需保持溫度不變，改變酸堿性；實現(xiàn)曲線上點與曲線外點之間的轉(zhuǎn)化一定改變溫度。變式4一定溫度下，水溶液中H和OH的濃度變化曲線如圖所示，下列說法正確的是()A升高溫度，可能引起由c向b的變化B該溫度下，水的離子積常數(shù)為1.01013C該溫度下，加入FeCl3可能引起由b向a的變化D該溫度下，稀釋溶液可能引起由c向d的變化答案C解析升高溫度，水的電離平衡右移，H和OH均增大，Kw隨之增大，而c和b對應的Kw相等，A項不正確；由圖中數(shù)據(jù)可計算出該溫度下水的離子積常數(shù)KwHOH1.0107 molL11.0107 molL11.01014 mol2L2，B項不正確；加入FeCl3后，F(xiàn)e3水解促進了水的電離，H增大，OH減小，但Kw不變，可引起由b向a的變化，C項正確；該溫度下，稀釋溶液Kw不變，而c和d對應的Kw不相等，D項不正確?？键c水的電離題點水的電離平衡曲線五、鹽類水解規(guī)律及其應用例5相同物質(zhì)的量濃度的NaCN、NaClO、Na2CO3相比，Na2CO3溶液的pH最大，NaClO溶液的pH最小，則下列說法中正確的是()A同溫、同濃度時，酸的強弱：HClOHCNH2CO3B同溫、同濃度時，酸溶液的pH：HClOHCNH2CO3C同體積、同濃度的HCN和HClO與NaOH恰好完全反應時，消耗NaOH的物質(zhì)的量：HClOHCND同體積、同濃度的HCN和HClO的溶液中酸根離子濃度：CNClO答案D解析在相同濃度條件下，酸越弱，對應鹽溶液的堿性越強，即pH較大。可以確定酸性：HCOHCNHClO，由于是同體積、同濃度的HCN和HClO與NaOH恰好反應，故消耗NaOH的量相同，所以A、B、C均錯誤；由酸性越強電離程度越大，故 CNClO，D正確?？键c鹽類的水解題點鹽的水解規(guī)律及應用(1)“誰弱誰水解，越弱越水解”。如酸性：HCNCH3COOH，則相同條件下堿性：NaCNCH3COONa。(2)相同條件下的水解程度正鹽相應酸式鹽，如COHCO。相互促進水解的鹽單獨水解的鹽相互抑制水解的鹽。如NH的水解：(NH4)2CO3(NH4)2SO4(NH4)2Fe(SO4)2。(3)利用鹽的水解規(guī)律時一定把鹽與酸的對應關(guān)系找準確，尤其是二元弱酸，如Na2CO3對應的酸是HCO，NaHCO3對應的酸是H2CO3。變式525時，0.1molL1下列溶液的pH如下表，有關(guān)比較正確的是()序號溶液NaClCH3COONH4NaClONaHCO3Na2CO3pH7.07.010.38.311.6A.酸性的相對強弱：HClOHCOB由水電離產(chǎn)生的H：C溶液中酸根離子濃度：ClOHCOD在溶液等體積混合的溶液中：HCOCOH2CO30.1molL1答案D解析根據(jù)越弱越水解規(guī)律可知，酸性強弱：HClOHCO，故A項錯誤；CH3COONH4是弱酸弱堿鹽，促進水的電離，NaCl對水的電離無影響，因此水電離產(chǎn)生的H：，B項錯誤；根據(jù)溶液的pH可知，ClO水解程度大于HCO，因此ClOHCO，C項錯誤；根據(jù)物料守恒可知，HCOCOH2CO30.1 molL1，D項正確。相關(guān)鏈接鹽溶液酸堿性的判斷方法(1)弱酸弱堿鹽溶液的酸堿性判斷相同條件下，生成的弱酸的電離程度大于弱堿的電離程度時，溶液顯酸性，如NH4FH2ONH3H2OHF，因為K(HF)K(NH3H2O)，NH4F溶液顯酸性。相同條件下，生成的弱堿的電離程度大于弱酸的電離程度時，溶液顯堿性，如NH4CNH2ONH3H2OHCN，因為K(NH3H2O)K(HCN)，NH4CN溶液顯堿性。相同條件下，生成的弱酸的電離程度等于弱堿的電離程度時，溶液顯中性，如CH3COONH4H2OCH3COOHNH3H2O，因為K(NH3H2O)K(CH3COOH)，CH3COONH4溶液顯中性。(2)酸式鹽溶液酸堿性的判斷強酸酸式鹽只電離，不水解，溶液一定顯酸性(如NaHSO4)。若電離程度大于水解程度，則溶液顯酸性。例如，NaHSO3溶液中：HSOHSO(主要)，HSOH2OH2SO3OH(次要)，使HOH，溶液顯酸性；同理，NaH2PO4溶液、NaHC2O4溶液也顯酸性。若水解程度大于電離程度，則溶液顯堿性。例如，NaHCO3溶液中：HCOH2OH2CO3OH(主要)，HCOHCO(次要)，使OHH，溶液顯堿性；同理，NaHS溶液、Na2HPO4溶液也顯堿性。六、溶液中離子濃度的大小比較例6下列有關(guān)電解質(zhì)溶液中微粒的物質(zhì)的量濃度關(guān)系正確的是()A在0.1molL1NaHCO3溶液中：NaHCOCOH2CO3B某二元弱酸的酸式鹽NaHA溶液中：OH2A2HH2AC向NH4HSO4溶液中滴加NaOH溶液至恰好呈中性：NaSONHOHHD常溫下，將50mL0.1molL1的鹽酸與100mL0.1molL1的氨水混合，所得溶液中：NHClNH3H2OOHH答案D解析在NaHCO3溶液中，由于HCO的水解程度大于其電離程度，故H2CO3CO，A項錯誤；根據(jù)質(zhì)子守恒可知：OHA2HH2A，B項錯誤；NH與SO均來自于NH4HSO4溶液，NH部分水解，所以SONH，C項錯誤；混合溶液中NH4Cl和NH3H2O的物質(zhì)的量相等，NH3H2O的電離程度大于NH的水解程度，溶液顯堿性，D項正確。(1)從鹽類水解的特征分析：水解程度一般很小。例如：NaHCO3溶液中，HCOH2CO3。(2)理清溶液中的平衡關(guān)系并分清主次(3)靈活運用三種守恒關(guān)系：電荷守恒、物料守恒及質(zhì)子守恒。變式6常溫下，將aL0.1molL1的NaOH溶液與bL0.1molL1的CH3COOH溶液混合。下列有關(guān)混合溶液的說法一定不正確是()AaNaHOHBab時，CH3COONaOHHCab時，CH3COOHHOHD無論a、b有何關(guān)系，均有HNaCH3COOOH答案B解析由電荷守恒得HNaCH3COOOH，故D正確；若ba，醋酸過量，溶液為CH3COONa與CH3COOH的混合溶液，當溶液呈酸性時A正確；若ab，反應后的溶液為CH3COONa溶液，由于CH3COO水解而顯堿性，根據(jù)質(zhì)子守恒可知，C正確；若ab，說明堿過量，溶液為CH3COONa與NaOH的混合溶液，存在NaCH3COO，B錯誤。1(2018滄州聯(lián)考)下列事實能證明HCOOH為弱酸的是()A可與Na2CO3反應生成CO2B常溫時HCOONa溶液的pH大于7CHCOOH溶液的導電能力低于同濃度的硫酸D0.1molL1HCOOH溶液可以使甲基橙變紅答案B解析HCOOH可與Na2CO3反應產(chǎn)生CO2，只能說明HCOOH的酸性比碳酸強，A項錯誤；常溫時HCOONa溶液的pH大于7，溶液顯堿性，說明HCOONa為強堿弱酸鹽，故HCOOH是弱酸，B項正確；溶液導電能力的強弱與溶液中離子所帶電荷數(shù)及離子濃度有關(guān)，HCOOH為一元酸，硫酸為二元強酸，同濃度時，比較導電能力，即使HCOOH是強酸，HCOOH溶液的導電能力也比硫酸弱，C項錯誤；0.1molL1HCOOH溶液可以使甲基橙變紅只能說明HCOOH溶液顯酸性，D項錯誤?？键c弱電解質(zhì)的電離平衡及移動題點證明弱電解質(zhì)的常用方法2(2018濰坊一中期中)硼酸(H3BO3)溶液中存在反應：H3BO3(aq)H2O(l)B(OH)4(aq)H(aq)。已知硼酸、碳酸、醋酸的電離常數(shù)如表所示。下列說法正確的是()弱酸電離常數(shù)(298K)硼酸K5.71010molL1碳酸K14.4107molL1K24.71011molL1醋酸K1.75105molL1A.將一滴碳酸鈉溶液滴入硼酸溶液中一定能觀察到有氣泡產(chǎn)生B將一滴醋酸溶液滴入碳酸鈉溶液中一定能觀察到有氣泡產(chǎn)生C等物質(zhì)的量濃度的碳酸溶液和硼酸溶液比較，pH：前者后者D等物質(zhì)的量濃度的碳酸溶液和醋酸溶液比較，pH：前者后者答案D解析由電離常數(shù)可知酸性：CH3COOHH2CO3H3BO3HCO。A項中生成HCO；B項中CH3COOH少量，也生成HCO；C項中碳酸溶液pH較小；D項中醋酸溶液pH較小?？键c電離平衡常數(shù)及應用題點電離平衡常數(shù)的應用3(2018襄陽期中)25時，有三瓶溶液：pH3的鹽酸、pH3的CH3COOH溶液和pH11的氫氧化鈉溶液，下列說法正確的是()A中和等體積的pH11的氫氧化鈉溶液，所需pH3的CH3COOH溶液的體積大于pH3的鹽酸的體積B往上述鹽酸、CH3COOH溶液中分別加入少許等量的鋅粒，鹽酸中的鋅粒先反應完全C將上述CH3COOH溶液、氫氧化鈉溶液混合得到pH7的溶液，該混合溶液中NaCH3COOD25 時pH3的鹽酸、pH3的CH3COOH溶液中由水電離出的H均為11011 molL1答案D解析CH3COOH是弱電解質(zhì)，部分電離，pH相等的鹽酸和CH3COOH溶液，CH3COOH的濃度大于HCl，中和等體積的pH11的氫氧化鈉溶液，需要鹽酸體積較大，A項錯誤；與少許等量的鋅粒反應，剛開始時，CH3COOH溶液中的氫離子濃度等于鹽酸中氫離子濃度，但隨著反應的進行，CH3COOH還要電離，而HCl已完全電離，所以CH3COOH溶液中鋅粒先反應完全，B項錯誤；根據(jù)電荷守恒，pH7的溶液中，氫離子濃度和氫氧根離子濃度相等，所以NaCH3COO，C項錯誤；25時，pH3的鹽酸、pH3的CH3COOH溶液中水電離出的H與溶液中氫氧根離子濃度相等，均為 molL111011 molL1，D項正確?？键c弱電解質(zhì)的電離平衡題點強弱電解質(zhì)的比較4用黃色的FeCl3溶液分別進行下列實驗，解釋或結(jié)論不正確的是()選項實驗現(xiàn)象解釋或結(jié)論A加入FeCl3固體溶液變成紅褐色FeCl3的水解程度變大B加入等體積水溶液顏色變淺Fe3變小C加入足量Fe粉溶液顏色變淺綠色2Fe3Fe=3Fe2D將FeCl3溶液微熱溶液變成紅褐色水解反應H0答案A解析Fe33H2OFe(OH)33H，A項，加入FeCl3固體，平衡右移，F(xiàn)e3增大，但水解程度減小，錯誤；B項，加入等體積的水，平衡右移，F(xiàn)e3減小，顏色變淺，正確；C項，加入足量Fe粉，發(fā)生2Fe3Fe=3Fe2，F(xiàn)e2呈淺綠色，正確；D項，加熱促進水解，說明水解是吸熱反應，正確。考點鹽類的水解題點外界條件對鹽類水解平衡的影響5水的電離平衡曲線如圖所示，下列說法正確的是()A圖中五點的Kw的關(guān)系：bcadeB若從a點到d點，可采用：溫度不變在水中加入少量的酸C若從a點到c點，可采用：溫度不變在水中加入適量的CH3COONa固體D若處在b點時，將0.5molL1的H2SO4溶液與1molL1的KOH溶液等體積混合后，溶液顯酸性答案B解析a、d、e三點所處溫度相同，因此Kw相同，A項錯誤；從a點變化到d點，溶液中H增大，OH減小，溫度不變時在水中加入少量的酸，溶液中H增大，水的電離平衡逆向移動，OH減小，B項正確；從a點變化到c點，H、OH均增大，而溫度不變時，在水中加入適量CH3COONa固體，溶液中H減小，水的電離平衡正向移動，OH增大，C項錯誤；b點處Kw1012 mol2L2,0.5 molL1的H2SO4溶液與1 molL1的KOH溶液等體積混合，溶液顯中性，pH6，D項錯誤。6(1)已知25，NH3H2O的Kb1.8105molL1，H2SO3的Ka11.3102molL1，Ka26.2108molL1。若氨水的濃度為2.0molL1，溶液中的OH_molL1。將SO2通入該氨水中，當OH降至1.0107molL1時，溶液中的_。(2)25時，H2SO3和H2CO3的電離平衡常數(shù)如表所示。Ka1Ka2H2SO31.3102molL16.2108molL1H2CO34.4107molL14.71011molL1HSO的電離平衡常數(shù)表達式K_。0.10molL1Na2SO3溶液中離子濃度由大到小的順序為_。H2SO3溶液和NaHCO3溶液反應的主要離子方程式為_。答案(1)6.01030.62(2)NaSOOHHSOHH2SO3HCO=HSOCO2H2O解析(1)由NH3H2O的電離方程式及其電離平衡常數(shù)Kb1.8105molL1可知，Kb1.8105molL1，當氨水的濃度為2.0molL1時，溶液中的NHOH6.0103molL1。由H2SO3的第二步電離方程式HSOSOH及其電離平衡常數(shù)Ka26.2108molL1可知，Ka26.2108molL1，將SO2通入該氨水中，當OH降至1.0107molL1時，溶液的H1.0107molL1，則0.62。(2)HSOHSO，其電離平衡常數(shù)表達式K。Na2SO3溶液由于SO水解而呈堿性，離子濃度由大到小的順序為NaSOOHHSOH。由于H2SO3的Ka2小于H2CO3的Ka1，則H2SO3溶液與NaHCO3溶液反應后H2SO3轉(zhuǎn)化為HSO而不是SO，離子方程式為H2SO3HCO=HSOH2OCO2。考點電離平衡常數(shù)題點電離平衡的計算與應用題組一弱電解質(zhì)的電離平衡1能證明乙酸是弱酸的實驗事實是()ACH3COOH溶液與Zn反應放出H2B0.1molL1CH3COONa溶液的pH大于7CCH3COOH溶液與Na2CO3反應生成CO2D0.1molL1CH3COOH溶液可使紫色石蕊變紅答案B解析A項，只能證明乙酸具有酸性，不能證明其酸性強弱，錯誤；B項，該鹽水溶液顯堿性，故可以證明乙酸是弱酸，正確；C項，可以證明乙酸的酸性比碳酸強，但是不能證明其酸性強弱，錯誤；D項，可以證明乙酸具有酸性，但是不能證明其酸性強弱，錯誤?？键c弱電解質(zhì)的電離平衡及移動題點證明弱電解質(zhì)的常用方法2在0.1molL1NH3H2O溶液中存在如下電離平衡：NH3H2ONHOH。對于該平衡，下列敘述中正確的是()A加入水時，溶液中增大B加入少量NaOH固體，平衡逆向移動，電離平衡常數(shù)減小C加入少量0.1molL1HCl溶液，溶液中OH增大D降低溫度，溶液中NH增大答案A解析加水能促進NH3H2O的電離，溶液中n(OH)增大，而n(NH3H2O)減小，即增大，A項正確；加入NaOH固體，電離平衡常數(shù)不變，B項錯誤；加鹽酸促進NH3H2O電離，但OH被中和，溶液中OH減小，C項錯誤；降溫抑制電離，溶液中NH減小，D項錯誤。考點弱電解質(zhì)的電離平衡及移動題點外界條件對電離平衡影響的綜合325時不斷將水滴入0.1molL1的氨水中，下列圖像變化合理的是()答案C解析A項，氨水的pH不可能小于7；B項，NH3H2O的電離程度在稀釋過程中始終增大；D項，溫度不變，Kb不變?？键c弱電解質(zhì)的電離平衡及移動題點弱電解質(zhì)稀釋變化分析4下列曲線中，可以描述乙酸(甲，Ka1.8105molL1)和一氯乙酸(乙，Ka1.4103molL1)在水中的電離度與濃度關(guān)系的是()答案B解析根據(jù)甲、乙的電離平衡常數(shù)得，這兩種物質(zhì)都是弱電解質(zhì)，在溫度不變、濃度相等時，電離程度CH3COOHHSOHH2SBNa2C2O4溶液：OHHHC2O2H2C2O4CNa2CO3溶液：NaH2COOHDCH3COONa和CaCl2混合溶液：NaCa2CH3COOCH3COOH2Cl答案B解析A項，Na2S溶液中微粒關(guān)系為：NaS2OHHSH2S，錯誤；B項，Na2C2O4溶液中，由電荷守恒得：NaH2C2OHC2OOH由物料守恒得：Na2C2O2HC2O2H2C2O4由得：OHHHC2O2H2C2O4，正確；C項，Na2CO3溶液中，由電荷守恒得：NaH2COHCOOH，錯誤；D項，CH3COONa和CaCl2混合溶液中存在：NaCH3COOCH3COOH2Ca2Cl得：Na2Ca2CH3COOCH3COOHCl，錯誤。11常溫下，將某一元酸HA和NaOH溶液等體積混合，實驗信息如下：實驗編號c(HA)/ molL1c(NaOH)/ molL1反應后溶液pH甲0.10.1pH9乙c10.2pH7下列判斷不正確的是()Ac1一定大于0.2molL1BHA的電離方程式是HAHAC甲反應后溶液中：NaOHAHD乙反應后的溶液中：NaHAA答案C解析根據(jù)題意可知NaA溶液呈堿性，所以HA是弱酸，B正確；若c10.2molL1，則反應后溶液的pH大于7，實際上pH7，則HA必過量，即c1一定大于0.2molL1，A正確；甲反應后溶液中的溶質(zhì)是NaA，微粒濃度的關(guān)系應為NaAOHH，C錯誤；乙反應后的溶液中溶質(zhì)是NaA和HA，故有：NaHAA，D正確。12室溫下向10mL0.1molL1NaOH溶液中加入0.1molL1的一元酸HA，溶液pH的變化曲線如圖所示。下列說法正確的是()Aa點所示溶液中NaAHHABa、b兩點所示溶液中水的電離程度相同CpH7時，NaAHADb點所示溶液中AHA答案D解析A項，a點NaOH與HA恰好完全反應，溶液的pH為8.7，呈堿性，說明HA為弱酸，NaA發(fā)生了水解反應，則溶液中：NaAOHHAH，錯誤；B項，a點NaA發(fā)生了水解反應，促進了水的電離，b點主要由于HA的電離而使溶液呈酸性，抑制了水的電離，所以a點水的電離程度大于b點水的電離程度，錯誤；C項，根據(jù)電荷守恒：NaHAOH，pH7，則HOH，可得NaA，錯誤；D項，b點溶液中溶質(zhì)為等物質(zhì)的量NaA和HA，溶液呈酸性，說明HA的電離程度大于NaA的水解程度，所以AHA，正確。13常溫下，部分酸的電離平衡常數(shù)如下：化學式HFHCNH2CO3電離常數(shù)Ka3.5104 molL1Ka5.01010 molL1Ka14.3107molL1Ka25.61011molL1(1)H相同的三種酸溶液的濃度從大到小的順序為_。(2)若HCN溶液的起始濃度為0.01molL1，平衡時H約為_molL1。使此溶液中HCN的電離程度增大且H也增大的方法是_。(3)中和等量的NaOH，消耗等pH的氫氟酸和硫酸的體積分別為aL、bL，則a_(填“大于”“小于”或“等于”)b。中和等濃度、等體積的氫氟酸和硫酸需要NaOH的物質(zhì)的量為n1、n2，則n1_(填“大于”“小于”或“等于”)n2。(4)向NaCN溶液中通入少量的CO2，發(fā)生反應的離子方程式為_。(5)設(shè)計實驗證明氫氟酸比HCl的酸性弱_。答案(1)c(HCN)c(H2CO3)c(HF)(2)106升高溫度(3)小于小于(4)CNCO2H2O=HCNHCO(5)測定等濃度的兩種酸溶液的pH，氫氟酸的pH大或等濃度的兩種酸溶液分別與Zn反應，初始時氫氟酸冒氣泡慢(答案合理即可)解析(1)根據(jù)三種酸的電離平衡常數(shù)可知，酸性：HFH2CO3HCNHCO。因此H相同的三種酸溶液的濃度從大到小的順序為c(HCN)c(H2CO3)c(HF)。(2)設(shè)平衡時HxmolL1，根據(jù)HCNHCN，Ka5.01010molL1，解得x106，弱電解質(zhì)的電離過程是吸熱過程，升高溫度，能夠促進HCN的電離，電離程度增大，H也增大。(3)中和等量的NaOH，當氫氟酸和硫酸的pH相等時，由于硫酸是強酸，氫氟酸為弱酸，需要氫氟酸和硫酸的體積比小于11，即a小于b。氫氟酸為一元酸，硫酸為二元酸，中和等濃度、等體積的氫氟酸和硫酸需要NaOH的物質(zhì)的量之比為12，即n1小于n2。(4)酸性：HFH2CO3HCNHCO。向NaCN溶液中通入少量的CO2發(fā)生反應生成HCN和NaHCO3，反應的離子方程式為CNCO2H2O=HCNHCO。(5)證明氫氟酸比HCl的酸性弱可以使用的方法有：測定等濃度的兩種酸溶液的pH，氫氟酸的pH大；等濃度的兩種酸溶液分別與Zn反應，初始時氫氟酸冒氣泡慢；測定等物質(zhì)的量濃度的兩種溶液的導電性，鹽酸的燈泡較亮，氫氟酸的燈泡較暗?？键c電離平衡常數(shù)題點電離平衡常數(shù)及應用14不同溫度下加熱NaHCO3飽和溶液，測得該溶液的pH發(fā)生如下變化：溫度/102030加熱煮沸后冷卻到50pH8.38.48.58.8(1)甲同學