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(共76张PPT)
第一篇　考点突破
第四部分　化学反应原理
第八章　水溶液中的离子反应与平衡
第38讲　弱电解质的电离平衡(基础课)
1．了解弱电解质的电离平衡特征及影响因素。　
2．理解电离(平衡)常数的含义和有关计算及应用。　
3．了解一元强酸(碱)和一元弱酸(碱)的比较。
考点一　弱电解质的电离平衡
1．弱电解质的电离平衡
一定条件(如温度、浓度)下，弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率____时，电离过程达到平衡状态。
相等
2．电离平衡的建立与特征
(1)开始时，v(电离)____，而v(结合)为__。　
(2)平衡的建立过程中，v(电离)__v(结合)。
(3)当v(电离)__v(结合)时，电离过程达到平衡状态。
＝
≠
最大
0
>
＝
3．影响电离平衡的因素
以0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOH CH3COO－＋H＋　ΔH>0的影响(忽略因反应放出的热对溶液温度的影响)。
改变条件 平衡移动方向 n(H＋) c(H＋) 导电能力 Ka
①加水稀释 向右 ____ ____ ____ ____
②加入少量冰醋酸 向右 ____ ____ ____ ____
增大
减小
减弱
不变
增大
增大
增强
不变
改变条件 平衡移动方向 n(H＋) c(H＋) 导电能力 Ka
③通入HCl(g) 向左 ____ ____ ____ ____
④加NaOH(s) 向右 ____ ____ ____ ____
⑤加CH3COONa(s) 向左 ____ ____ ____ ____
⑥加入镁粉 向右 ____ ____ ____ ____
⑦升高温度 向右 ____ ____ ____ ____
增大
增大
增强
不变
减小
减小
增强
不变
减小
减小
增强
不变
减小
减小
增强
不变
增大
增大
增强
增大
(1)内因：弱电解质本身的性质——决定因素。
(2)外因
①温度：弱电解质电离一般是吸热的，故升高温度，电离平衡____移动，电离程度____。
②浓度：用同一弱电解质配制溶液，加入该电解质增大溶液的浓度，电离平衡____移动，溶液中离子的浓度增大，但电离程度减小；稀释溶液时，电离平衡____移动，电离程度增大，但溶液中离子的浓度减小。
正向
增大
正向
正向
③同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡____移动，电离程度____。
④反应离子：加入能与弱电解质电离出的离子反应的离子时，电离平衡____移动，电离程度____。
逆向
减小
正向
增大
判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)电离平衡向右移动，弱电解质分子浓度一定减小，电离程度增大。 (　　)
(2)电离平衡向右移动，离子浓度增大。 (　　)
(3)0.1 mol·L-1的HA溶液加水稀释，所有离子浓度均减小。 (　　)
(4)室温下，由0.1 mol·L-1一元碱BOH的pH＝10，可知溶液中存在：BOH===B＋＋OH－。 (　　)
(5)氨溶于水，当NH3·H2O电离出的c(OH－)＝时，表明NH3·H2O电离处于平衡状态。 (　　)
×
×
×
×
×
考向1　影响弱电解质电离的因素
1．(人教版选择性必修1内容改编)已知人体血浆中存在缓冲体系：CO2＋H2O H2CO3 H＋＋，维持血液pH相对稳定。下列说法错误的是(　　)
A．静脉滴注生理盐水，血液的pH不会发生大幅度的变化
B．血液中CO2浓度增大，会使血液的pH减小
C．人体酸中毒时，注射NaHCO3溶液可以缓解症状
D．人体代谢的碱性物质进入血液后，上述平衡向左移动
√
D　[人体血液的正常pH范围是7.35～7.45，血浆中存在的缓冲作用可用下列平衡表示：CO2(g)＋(aq)，当体系中增加少量碱性物质时，OH－中和H＋，使上述平衡正向移动而消耗OH－，当增加少量酸性物质时，平衡逆向移动而消耗H＋，由于和H2CO3的浓度较大且可以调节，因此血液体系的pH不会出现较大幅度的变化，故A正确、D错误；血液中CO2浓度增大，即增大反应物浓度，根据勒夏特列原理，该平衡正向移动，血液中c(H＋)增大，使溶液的pH减小，B正确；人体酸中毒时，血液中c(H＋)增大，注射NaHCO3溶液与H＋结合，降低c(H＋)，缓解症状，C正确。]
2．(2024·深圳模拟)下列对氨水中存在的电离平衡：
＋OH－叙述正确的是(　　)
A．加水后，溶液中n(OH－)增大
B．加入少量浓盐酸，电离平衡正向移动，溶液中c(OH－)增大
C．加入少量浓NaOH溶液，电离平衡正向移动
D．加入少量NH4Cl固体，溶液中减小
√
A　[A．向氨水中加水，促进一水合氨电离，溶液中n(OH－)增大，正确；B．向氨水中加入少量浓盐酸，氢离子和氢氧根离子反应，导致溶液中c(OH－)减小，错误；C．向氨水中加入少量浓NaOH溶液，氢氧根离子浓度增大，一水合氨的电离平衡逆向移动，错误；D．向氨水中加入少量NH4Cl固体，溶液中增大，错误。]
考向2　弱电解质溶液加水稀释的定量分析
3．常温下，将0.1 mol·L-1 HF溶液加水稀释，下列各量如何变化？(填“变大”“变小”或“不变”)
(1)：__________、：__________。
(2)__________、__________。
变大
变大
不变
不变
[解析]　(1)或。
(2)＝Ka(HF)，＝。
加水稀释粒子浓度比值变化分析模型
(1)同一溶液中，粒子浓度比等于物质的量比。如HF溶液：。(由浓度比较变成物质的量比较)
(2)将浓度比换算成含有某一常数的式子，然后分析。如HF溶液：。(由两变量转变为一变量)
考点二　电离常数的应用与有关计算
1．电离常数
(1)电离常数表达式
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多元弱酸，如H2A的Ka1＝，Ka2＝，
＝。
Ka1·Ka2
(2)电离常数的意义：相同条件下，Ka(Kb)值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的酸性(碱性)相对____。
(3)电离常数的影响因素
①电离常数本质上与弱电解质相对强弱有关。
②外因：只与____有关，与电解质的浓度、酸碱性无关，由于电离过程是吸热的，故温度升高，Ka(Kb)____。
③多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是Ka1 Ka2 Ka3……，其理由是前面电离出的H＋抑制后面各步的电离，故其酸性主要取决于第__步电离。
温度
增大
一
越强
2．电离常数[Ka(Kb)]与电离度(α)的计算模板
(1)一元弱酸(以CH3COOH为例)
设常温下，浓度为c mol·L-1的CH3COOH溶液的电离度为α，
　　　　　　　 CH3COOH CH3COO－＋H＋
起始/(mol·L-1)　　c　　　　　 0　　　 　0
转化/(mol·L-1)　　c·α　　　　c·α　　 c·α
平衡/(mol·L-1)　　c－cα≈c　　c·α　　 c·α
Ka＝＝cα2、α＝，c(H＋)＝cα mol·L-1＝ mol·L-1。
(2)一元弱碱(如NH3·H2O，电离常数为Kb)
同理可得：Kb＝cα2，c(OH－)＝cα mol·L-1＝ mol·L-1。
[示例]　25 ℃时，0.1 mol·L-1的HA溶液的pH＝3，则HA的电离度为________，电离常数为___________。　
1.0%
1.0×10-5
判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)弱电解质加水稀释，平衡右移，电离度增大，电离常数增大。 (　　)
(2)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。 (　　)
(3)25 ℃，0.1 mol·L-1的HA溶液pH＝4，则Ka(HA)＝1×10-7。 (　　)
(4)25 ℃时0.1 mol·L-1的NaHCO3溶液呈碱性的原因是。 (　　)
×
×
√
√
考向1　电离常数及其应用
1．部分弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸 HCOOH H2S H2CO3 HClO
电离平衡 常数(25 ℃) Ka＝1.8 ×10-4 Ka1＝1.1×10-7； Ka2＝1.3×10-13 Ka1＝4.5×10-7； Ka2＝4.7×10-11 Ka＝
4.0×10-8
按要求回答下列问题：
(1)HCOOH、H2S、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为________________________________________________________。
(2)相同浓度的HCOO－、HS－、S2-、、、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序为_____________________________________。
HCOOH>H2CO3>H2S>HClO
S2->ClO>HCOO－
(3)25 ℃，相同浓度的下列溶液
①Na2S、②Na2CO3、③NaHCO3、④NaClO
pH由大到小的顺序为______________(填序号)。
(4)利用表中数据，写出下列反应的离子方程式。
①少量CO2通入NaClO溶液中：_________________________________，
②NaHCO3溶液与Na2S溶液反应：___________________________，
③Na2CO3溶液中滴加少量HCOOH：_________________________
_______________________________________________________。
①>②>④>③
CO2＋H2O＋ClO－===HClO＋
＋
HCOO－
电离平衡常数(K)的三大应用
(1)判断弱电解质的相对强弱，K越大，相对越强。
(2)判断盐溶液中酸、碱性强弱，K越大，对应的盐水解程度越小，呈现的酸、碱性越弱。
(3)判断复分解反应能否发生，K较大的酸或碱能制K较小的酸或碱。
特定条件下的Ka或Kb的有关计算
25 ℃时，a mol·L-1弱酸盐NaA溶液与 的强酸HB溶液等体积混合，溶液呈中性，则HA的电离常数Ka按如下三步骤求算：
(1)电荷守恒
c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)＋c(B－) c(A－)＝c(Na＋)－c(B－)＝ mol·L-1。
考向2　电离常数的有关计算
(2)元素守恒　
c(HA)＋c(A－)＝ mol·L-1 c(HA)＝L-1－ mol·L-1＝L-1。
(3)Ka＝。
2．(1)25 ℃时，用0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液滴定 20 mL 0.1 mol·L-1的NaOH溶液，当滴加 V mL CH3COOH溶液时，混合溶液的pH＝7。已知CH3COOH的电离常数为Ka，忽略混合时溶液体积
的变化，则Ka为__________(用含V的式子表示)。
(2)25 ℃时，向含a mol NH4NO3的溶液中滴加b L氨水呈中性，则所滴加氨水的浓度为____________ mol·L-1(用含a和b的代数式表示)[]。
(3)常温下，将a mol·L-1的CH3COOH溶液与溶液等体积混合，充分反应后，溶液的pH为7，则该混合液中
CH3COOH的电离常数Ka＝__________(用含a和b的代数式表示)。
[解析]　(1)根据电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)及c(H＋)＝c(OH－)可得，c(Na＋)＝c(CH3COO－)＝
＝＝ mol·L-1，则Ka＝＝＝＝a mol。设加入氨水的浓度为c mol·L-1，混合溶液的体积为V L，由Kb＝＝
2×10-5，得c＝，c(CH3COO－)＝2c(Ba2+)＝2× mol·L-1＝，c(CH3COOH)＝＝L-1，Ka＝。
3．已知草酸为二元弱酸：＋H＋　＋H＋　Ka2，常温下，向某浓度的H2C2O4溶液中逐滴加入一定浓度的KOH溶液，所得溶液中H2C2O4、、三种微粒的物质的量分数(δ)与溶液pH的关系如图所示。
则常温下：
(1)Ka1＝________。
(2)Ka2＝________。
(3)pH＝2.7时，溶液中＝________。
10-1.2
10-4.2
1 000
[解析]　(1)由题中图像可知pH＝1.2时，则Ka1＝10-1.2。(2)pH＝4.2时＝，则Ka2＝10-4.2。
(3)由电离常数表达式可知＝103＝
1 000。
4．已知亚磷酸(H3PO3)为二元弱酸，常温下，向某浓度的亚磷酸溶液中逐滴加入一定物质的量浓度的KOH溶液，混合溶液的pH与离子浓度的关系如图所示。
(1)写出亚磷酸的电离方程式：______________________________、
______________________________________________________。
(2)图中表示pH与lg 的变化关系的是________(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)。
(3)根据图像计算亚磷酸的Ka1＝___________________________。
＋H＋
＋H＋
Ⅰ
10-1.4
[解析]　Ka1＝，Ka2＝，且Ka1>Ka2，由题中图像可知，在相同或较大，为第一步电离，Ⅰ对应的c(H＋)较小，为第二步电离，选用Ⅱ中的特殊点B计算Ka1，Ka1＝＝10×10-2.4＝10-1.4。
利用图像中浓度相等的点求电离常数的步骤(以HA为例)
高考真题　衍生变式
1．(2024·贵州卷)硼砂[Na2B4O5(OH)4·8H2O]水溶液常用于pH计的校准。硼砂水解生成等物质的量的B(OH)3(硼酸)和Na[B(OH)4](硼酸钠)。
已知：①25 ℃时，硼酸显酸性的原理B(OH)3＋2H2O H3O＋＋
　 Ka＝5.8×10-10；②lg≈0.38。
下列说法正确的是(　　)
A．硼砂稀溶液中c(Na＋)＝c[B(OH)3]
B．硼酸水溶液中的H＋主要来自水的电离
C．25 ℃时，0.01 mol·L-1硼酸水溶液的pH≈6.38
D．等浓度等体积的B(OH)3和Na[B(OH)4]溶液混合后，溶液显酸性
√
B　[水解生成等物质的量浓度的和，A错误；根据已知反应，硼酸水溶液中的H＋是由水提供的，B正确；
25 ℃时，Ka＝＝
×10-6，因lg≈0.38，pH≈6－0.38≈5.62，C错误；的电离平衡常数Ka＝的水解平衡常数Kh＝×10-4，水解程度大于电离程度，溶液显碱性，D错误。]
(1)硼酸与足量NaOH溶液反应的离子方程式为____________________________________________________。
(2)已知H2CO3的Ka1＝4.5×10-7，Ka2＝4.7×10-11，写出Na[B(OH)4]溶液通入少量CO2的离子方程式：________________________________。
B(OH)3＋OH－===[B(OH)4]－
[B(OH)4]－＋CO2===B(OH)3＋
2．(2022·全国乙卷，T13)常温下，一元酸HA的Ka(HA)＝1.0×10-3。在某体系中，H＋与A－不能穿过隔膜，未电离的HA可自由穿过该膜(如图所示)。设溶液中c总(HA)＝c(HA)＋c(A－)，当达到平衡时，下列叙述正确的是(　　)
A．溶液Ⅰ中c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)
B．溶液Ⅱ中的HA的电离度为
C．溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)不相等
D．溶液Ⅰ和Ⅱ中的c总(HA)之比为10-4
√
B　[A项，常温下，溶液Ⅰ中pH＝7.0，c(H＋)＝c(OH－)，错误；B项，常温下，溶液Ⅱ中pH＝1.0，溶液中c(H＋)＝，Ka＝＝1.0×10-3，c总(HA)＝c(HA)＋＝1.0×10-3，解得，正确；C项，HA可以自由穿过隔膜，故溶液Ⅰ、Ⅱ中c(HA)相等，错误；D项，溶液Ⅰ中＝1.0×10-3，c总(HA)＝＝1.0×10-3，c总(HA)＝1.01c(HA)，故二者之比为(104＋1)∶1.01≈104，错误。]
3．(2024·广东卷，T19节选)在非水溶剂中研究弱酸的电离平衡具有重要科学价值。一定温度下，某研究组通过分光光度法测定了两种一元弱酸HX(X为A或B)在某非水溶剂中的Ka。
a．选择合适的指示剂HIn，Ka(HIn)＝3.6×10-20；其钾盐为KIn。
b．向KIn溶液中加入HX，发生反应：In－＋HX
X－＋HIn。KIn起始的物质的量为n0(KIn)，加入
HX的物质的量为n(HX)，平衡时，测得c平
(In－)/c平(HIn)随nHX/n0(KIn)的变化曲线如图。
已知：该溶剂本身不电离，钾盐在该溶剂中完全电离。
(1)计算Ka(HA)(写出计算过程，结果保留两位有效数字)。
(2)在该溶剂中，Ka(HB)_______Ka(HA)；Ka(HB)_______Ka(HIn)(填“>”“<”或“＝”)。
>
>
[解析]　(2)根据变化曲线图可知，当＝1.0时，设此时转化的物质的量浓度为y mol·L-1，初始c0(KIn)＝c0 mol·L-1，初始c(HB)＝c0 mol·L-1，可列出三段式如下：
In－ ＋ HB B－ ＋ HIn
起始浓度/(mol·L-1)　　 c0　　 c0　　 0　　 0
转化浓度/(mol·L-1)　　 y　　 y　　　y　　 y
平衡浓度/(mol·L-1)　　 c0－y　 c0－y　 y　　 y
此时＜1.0，即＜1.0，则y＞0.5c0，则平衡常数K2＝；由于y＞0.5c0，则K2＝＞Ka(HIn)。
[答案]　(1)解：由变化曲线图可知，当＝1.0时，＝3.0，设初始c0(KIn)＝c0 mol·L-1，则初始c(HA)＝c0 mol·L-1，转化的物质的量浓度为x mol·L-1，可列出三段式如下：
In－ ＋ HA A－ ＋ HIn
起始浓度/(mol·L-1)　　c0　　 c0　　 0　　 0
转化浓度/(mol·L-1)　　x　　 x　　 x　　 x
平衡浓度/(mol·L-1)　　c0－x　 c0－x　 x　 　 x
由＝3.0，即＝3.0，解得x＝0.25c0，则该反应的平衡常数K1＝，解得Ka(HA)＝4.0×10-21。
课时数智作业(三十八)　弱电解质的电离平衡
题号
1
3
5
2
4
6
8
7
9
(每小题只有一个选项正确，每小题3分，共24分)
1．由于血液中存在如下平衡过程：CO2(g) (aq)，使血液的正常pH维持在7.35～7.45。如超出这个范围会造成酸中毒(pH过低)或碱中毒(pH过高)，急性中毒时需静脉注射NH4Cl或NaHCO3进行治疗。下列叙述正确的是(　　)
(建议用时：30分钟　总分：40分)
10
题号
1
3
5
2
4
6
8
7
9
√
10
A．血液中CO2浓度过高会导致酸中毒，使血液中的值增大
B．治疗碱中毒时，患者需降低呼吸频率，以增加血液中CO2浓度
C．急性酸中毒时，救治方式是静脉注射NH4Cl溶液
D．酸或碱中毒时，会导致血液中的酶发生水解
B　[血液中CO2浓度过高，的值减小，A错误；NH4Cl溶液呈酸性，急性酸中毒时不应注射NH4Cl溶液，C错误；酸或碱中毒时，酶变性而失去活性，D错误。]
题号
1
3
5
2
4
6
8
7
9
2．(2024·河东模拟)常温下，下列事实能说明某一元酸HX是一元强酸的是(　　)
A．0.1 mol·L-1 HX溶液的pH＝4
B．0.1 mol·L-1 HX溶液比0.1 mol·L-1硝酸导电能力弱
C．10 mL 0.1 mol·L-1 NaOH溶液与10 mL 0.1 mol·L-1 HX溶液混合pH＝7
D．pH为3的HX溶液稀释100倍，溶液的pH＝4
√
10
题号
1
3
5
2
4
6
8
7
9
C　[0.1 mol·L-1 HX溶液pH＝4，说明HX未完全电离，HX为弱酸，A不符合题意；0.1 mol·L-1 HX溶液导电能力比0.1 mol·L-1的一元强酸的弱，说明HX为弱酸，B不符合题意；pH＝3的HX溶液稀释100倍，pH＝4，说明HX为弱酸，D不符合题意。]
10
题号
1
3
5
2
4
6
8
7
9
3．(2024·南京模拟)H2S水溶液中存在电离平衡：H2S H＋＋
HS－和HS－ H＋＋S2-。若向H2S溶液中(　　)
A．加水，平衡向右移动，溶液中氢离子浓度减小
B．通入过量SO2气体，平衡向左移动，溶液pH增大
C．滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液pH增大
D．加入少量硫酸铜固体(忽略体积变化)，溶液中所有离子浓度都减小
√
10
题号
1
3
5
2
4
6
8
7
9
A　[加水促进H2S的电离，但氢离子浓度减小，A符合题意；通入过量SO2气体发生反应：2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O，当SO2过量时，溶液显酸性，而且H2SO3酸性比H2S强，pH减小，B不符合题意；滴加新制氯水，发生反应：Cl2＋H2S===2H＋＋2Cl－＋S↓，溶液酸性增强，pH减小，C不符合题意；加入少量硫酸铜固体，发生反应：H2S＋Cu2+===CuS↓＋2H＋，H＋浓度增大，D不符合题意。]
10
题号
1
3
5
2
4
6
8
7
9
4．(2024·哈尔滨模拟)已知溶剂分子结合H＋的能力会影响酸给出H＋的能力。某温度下部分酸在冰醋酸中的pKa如下表所示。下列说法错误的是(　　)
A．HNO3在冰醋酸中的电离方程式：HNO3＋
B．在冰醋酸中酸性：HClO4>H2SO4>HCl>HNO3
C．结合H＋的能力：H2OD．相同温度下醋酸在液氨中的pKa小于其在水中的pKa
√
10
分子式 HClO4 H2SO4 HCl HNO3
pKa＝－lg Ka 4.87 7.24(一级) 8.9 9.4
题号
1
3
5
2
4
6
8
7
9
C　[HNO3在冰醋酸中部分电离出硝酸根离子和，电离方程式为HNO3＋，A正确；电离平衡常数越大，酸性越强，电离平衡常数：HClO4＞H2SO4＞HCl＞HNO3，则在冰醋酸中酸性：HClO4＞H2SO4＞HCl＞HNO3，B正确；在水中完全电离的四种强酸在冰醋酸中均不能完全电离，说明H2O结合H＋的能力强于CH3COOH结合H＋的能力，C错误；相同温度下醋酸在液氨中的电离程度大于在水中的电离程度，所以在液氨中的pKa小于其在水中的pKa，D正确。]
10
题号
1
3
5
2
4
6
8
7
9
5．25 ℃时，已知0.1 mol·L-1的氨水中存在如下平衡：
①NH3(aq)＋H2O(l) NH3·H2O(aq)　K1
②(aq)＋OH－(aq)　K2
③H2O(l) H＋(aq)＋OH－(aq)　Kw
下列说法正确的是(　　)
A．反应①和②互为可逆反应
B．该氨水中存在＋c(H＋)＝2c(OH－)
C．若该氨水中c(NH3)＝x，则c(OH－)＝
D．向该氨水中加入硫酸，当＝时，溶液呈中性
√
10
题号
1
3
5
2
4
6
8
7
9
C　[反应①和②的反应物和生成物不完全相同，不互为可逆反应，A项错误；根据电荷守恒，氨水中存在＋c(H＋)＝c(OH－)，B项错误；反应①＋反应②可得NH3(aq)＋(aq)＋OH－(aq)　K＝K1·K2＝，则＝，结合电荷守恒＝c(OH－)以及c(H＋)＝＝，C项正确；溶液呈中性，则c(H＋)＝c(OH－)，根据电荷守恒：＝c(OH－)＋，知＝，D项错误。]
10
题号
1
3
5
2
4
6
8
7
9
6．(人教版选择性必修1内容改编)某温度下，将pH和体积均相同的HCl溶液和CH3COOH溶液分别加水稀释，其pH随加水体积的变化如图所示。下列叙述错误的是(　　)
A．稀释前溶液的浓度：c(HCl)B．曲线Ⅰ表示HCl的变化
C．等体积的b、c两点溶液，消耗镁条的量：c点>b点
D．在d点和e点均存在：c(H＋)>c(酸根阴离子)
√
10
题号
1
3
5
2
4
6
8
7
9
C　[等体积的b、c两点溶液中，b点的CH3COOH浓度大于c点的HCl浓度，故等体积的b、c两点溶液消耗镁条的量：c点10
题号
1
3
5
2
4
6
8
7
9
7．(人教版选择性必修1内容改编)已知亚磷酸(H3PO3)为二元弱酸，常温下，其溶液中含磷粒子的物质的量分数与pH的关系如图所示。
下列说法正确的是(　　)
A．H3PO3的电离方程式为＋2H＋
B．曲线1表示的物质的量分数随pH的变化
C．NaH2PO3的水溶液显碱性
D．H3PO3的Ka2＝1×10-6.54
√
10
题号
1
3
5
2
4
6
8
7
9
D　[H3PO3为二元弱酸，分步电离，A错误；曲线1代表H3PO3的物质的量分数随pH的变化，B错误；H3PO3的Ka2＝的水解常数Kh＝以电离为主，NaH2PO3的水溶液显酸性，C错误，D正确。]
10
题号
1
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9
8．常温下，浓度均为0.10 mol·L-1、体积均为V0的MOH和ROH溶液，分别加水稀释至体积为V，溶液pH随的变化如图所示。已知：pKb＝
，下列说法不正确的是(　　)
A．ROH为强碱，MOH为弱碱
B．稀释104倍后对应两溶液中水的电离程度：aC．0.10 mol·L-1的RCl溶液中存在：c(Cl－)＝c(R＋)＋c(ROH)
D．向MOH溶液中加入稀盐酸，混合溶液中
10
√
题号
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4
6
8
7
9
C　[由题图可知，0.10 mol·L-1 ROH稀释1 000倍时，溶液pH由13减小为10，故ROH为强碱，而MOH为弱碱，A项正确；由题图可知，稀释后对应的两溶液pH：a>b，故水的电离程度：a10
题号
1
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9
9．(7分)常压下，取不同浓度、不同温度的氨水测定，得到下表实验数据。
10
温度 /℃ c(NH3·H2O) /(mol·L-1) 电离常数 电离度/% c(OH－)/
(mol·L-1)
0 16.56 1.37×10-5 9.098 1.507×10-2
10 15.16 1.57×10-5 10.18 1.543×10-2
20 13.63 1.71×10-5 11.2 1.527×10-2
题号
1
3
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2
4
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7
9
(1)温度升高，NH3·H2O的电离平衡向________(填“左”或“右”)移动，能支持该结论的表中数据是________(填字母，下同)。(3分)
A．电离常数　　　　　　 B．电离度
C．c(OH－)　　 D．c(NH3·H2O)
(2)表中c(OH－)基本不变的原因是_____________________________
____________________________________________________。(2分)
10
右
A
氨水浓度降低，使c(OH－)减小，而温度升高，使c(OH－)增大，双重作用下c(OH－)基本不变
题号
1
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9
(3)常温下，在氨水中加入一定量的氯化铵晶体，下列说法错误的是________。(2分)
A．溶液的pH增大　　 B．氨水的电离度减小
C．c(OH－)减小 D．减小
10
AD
题号
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9
[解析]　(1)根据表中电离常数随温度的变化可以判断，NH3·H2O的电离吸收热量，升高温度，NH3·H2O的电离平衡向右移动。
(3)加入NH4Cl晶体，平衡左移，pH减小，电离度减小，c(OH－)减小增大，A、D错误。
10
题号
1
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5
2
4
6
8
7
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10．(9分)磷能形成次磷酸(H3PO2)、亚磷酸(H3PO3)等多种含氧酸。
(1)次磷酸(H3PO2)是一种精细化工产品，已知10 mL 1 mol·L-1 H3PO2与20 mL 1 mol·L-1的NaOH溶液充分反应后生成NaH2PO2，回答下列问题：
①NaH2PO2属于________(填“正盐”“酸式盐”或“无法确定”)。
②若25 ℃时，Ka(H3PO2)＝1×10-2，则0.02 mol·L-1 的H3PO2溶液的pH＝________。
10
正盐
2
题号
1
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9
③设计两种实验方案，证明次磷酸是弱酸：___________________
_______________________________________________________、
__________________________________________________________
___________________________________________________。(5分)
10
测NaH2PO2溶液的pH，
若pH>7，则证明次磷酸为弱酸
向等物质的量浓度的盐酸、次磷酸溶液中各滴入2滴石蕊溶液，若次磷酸溶液中红色浅一些，则说明次磷酸为弱酸(合理即可)
题号
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(2)亚磷酸(H3PO3)是二元中强酸，某温度下，0.11 mol·L-1的H3PO3溶液的pH为2，该温度下H3PO3的电离平衡常数Ka1约为___________(Ka2＝2×10-7，H3PO3的第二步电离和水的电离忽略不计)。(2分)
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1×10-3
题号
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9
(3)亚磷酸的结构式为 (结构式中P→O表示成键
电子对全部由磷原子提供)，含有两个“—OH”，分子中有两个可电离的H＋，因而是二元酸，由此类推次磷酸分子中含有________个“—OH”。(1分)
(4)向H3PO3溶液中滴加NaOH溶液恰好中和生成Na2HPO3时，所得溶液的pH________(填“>”“<”或“＝”)7。(1分)
10
一
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