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第八章 水溶液中的离子平衡
【备考策略】
综合分析近三年各地高考试题，高考命题在本章有以下规律：
1．从考查题型和考查内容上看,形式不外乎选择题和非选择题两种。考查内容主要有以下三个方面：
(1)弱电解质的电离和溶液的酸碱性；
(2)盐类的水解；
(3)难溶电解质的沉淀溶解平衡。
2．从命题思路上看，弱电解质的电离和溶液的酸碱性主要以选择题的形式考查学生对相关原理的理解程度，也在综合题中考查学生对电离方程式书写、pH计算方法的掌握情况；盐类的水解和难溶电解质的沉淀溶解平衡主要以选择题的形式考查学生对溶液中离子浓度的大小比较和各种守恒关系、有关Ksp的计算和沉淀的转化与生成。在综合题中将盐类的水解与弱电解质的电离、酸碱中和滴定、pH等知识有机地结合在一起进行综合考查，能较好地考查学生对知识的迁移能力、灵活应用能力和运用化学用语的能力。
3．纵观近三年高考,本章内容是高中化学的重点和难点，也是高考命题的热点。命题中围绕的主要知识点有：
(1)外界条件对弱电解质的电离平衡的影响及电离平衡的移动；
(2)用电离平衡理论解释某些化学问题；
(3)同浓度(或同pH)强、弱电解质溶液的比较，如比较c(H+)大小、起始反应速率、中和酸(或碱)的能力、溶液稀释后pH的变化及溶液的导电能力大小等；
(4)溶液的酸碱性与pH关系的综合计算；
(5)溶液中离子浓度的大小比较及盐类水解其他应用；
(6)难溶电解质的沉淀溶解平衡。
预测本章内容在今后的高考试题中，将减少对盐类水解的考查力度，增大对沉淀溶解平衡的考查力度，尤其是有关Ksp的计算和沉淀的转化与生成，溶液中离子浓度大小比较的考查难度有所降低，应用简单的电荷守恒和物料守恒就可解决问题。
根据近三年高考命题特点和规律，复习本章时，要注意以下几个方面：
1．理解理论内涵，重在辨析应用
本章内容涉及的概念较多，复习时必须弄清概念的内涵和外延，把握概念最本质的地方，注意对相关、相似或者易混的概念认真辨析，弄懂弄清。如弱电解质的电离平衡也是动态平衡，符合化学平衡移动原理。
2．盐类水解及其应用是历年高考的热点
对于盐类水解的复习，则重在理解，理解盐类水解的规律、实质、特征和影响因素。如组成盐的酸和碱的相对强弱、温度、溶液的酸碱度、水解离子的浓度、加水稀释等对盐类水解的影响。
3．难溶电解质的沉淀溶解平衡是新课标中增加的知识点
本部分内容联系生活、生产实际的内容较多，如污水处理、锅炉除水垢、除杂等；其次,要学会迁移课本基础知识,结合新信息进行整合与创新，同时注意加强训练，掌握解答该类题的思维方法，注意表达。
4.注重理论联系实际，形成创新实践能力
酸碱中和滴定是中学阶段重要的定量实验，在高考中也是实验能力考查的重要考点。复习时应重视该部分实验的目的、原理和操作要求，提高综合实验能力，复习时应注重的知识点有：有关仪器的使用方法及实验操作、数据处理及误差分析、用中和滴定原理解决某些实际问题等。
第一节 弱电解质的电离
【高考目标导航】
考纲导引 考点梳理
1.了解电解质的概念。了解强电解质和弱电解质的概念。2.了解电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液的导电性。[来源:21世纪教育网]3.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。 1.强电解质和弱电解质2.弱电解质的电离平衡。3.电离平衡常数。
【基础知识梳理】
一、强电解质和弱电解质
1.电解质
【提醒】常见的强弱电解质
（1）强电解质：
①强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、HBr、HI、HMnO4
②强碱：NaOH、Ca（OH）2、Ba（OH）2、KOH、RbOH…
③大部分盐：
（2）弱电解质：
①弱酸：如H2S、H2CO3、CH3COOH、HF、HCN、HClO等。HF酸是具有强极性共价键的弱电解质。H3PO4、H2SO3从其酸性强弱看属于中强酸，但仍属于弱电解质。
②弱碱：NH3·H2O，多数不溶性的碱[如Fe(OH)3、Cu(OH)2等]、两性氢氧化物[如Al(OH)3、Zn(OH)2等]。 ③个别的盐：如HgCl2，HgBr2等。
④水：是由强极性键构成的极弱的电解质。
2．电离方程式的书写：
（1）强电解质用“＝”，H2SO4===2H＋＋SO；弱电解质用“” CH3COOHCH3COO－＋H＋
（2）多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步电离，如碳酸的电离：
H2CO3H＋＋HCO HCOH＋＋CO
(3)多元弱碱的电离分步进行，为书写方便写成一步，如氢氧化铁的电离方程式为
Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－
(4)可溶性酸式盐电离时，金属阳离子全部电离且不可逆，酸式酸根除HSO外全部分步电离，每步可逆。如：NaHSO4＝Na＋＋H＋＋SO；NaHSO3＝HSO＋Na＋，HSOH＋＋SO。
二、弱电解质的电离平衡
1.电离平衡定义：在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态——电离平衡。（一种特殊的化学平衡）
弱电解质的电离平衡
2. 电离平衡的特点：
逆：弱电解质的电离
等：V（电离）=V（结合）≠0
动：电离平衡是一种动态平衡
定：条件不变，溶液中各分子、离子的浓度不变，溶液里既有离子又有分子。
变：条件改变时，电离平衡发生移动。
3、电离平衡常数
（1）电离平衡常数是指在一定条件下，弱电解质在溶液中达到平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度的比值。
（2）表达式
①对于一元弱酸HA： HAA— + H+,平衡常数表达式K=
②对于一元弱碱BOH：BOHOH— + B+,平衡常数表达式K=
（3）特点
①电离平衡常数的数值与温度有关，与浓度无关，升高温度，K值增大。
②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，对应的酸性或碱性越强。
③多元弱酸的各级电离常数的大小关系是K1＞＞K2＞＞K3……，故其酸性决定于第一步。
【要点名师透析】
一、强酸与弱酸的比较
相同物质的量浓度的盐酸（a）与醋酸(b) 相同pH的盐酸(a)与醋酸(b)
pH或物质的量浓度(c) pH：a溶液的导电性 a>b a=b
水的电离程度 ac(Cl-)c(CH3COO-)的大小 c(Cl-)>c(CH3COO-) c(Cl-)=c(CH3COO-)
等体积溶液中和NaOH的量 a=b a加对应酸的钠盐固体后pH 盐酸：不变 醋酸：变大 盐酸：不变 醋酸：变大
开始与金属反应的速率 a>b a=b
等体积溶液与过量活泼金属反应产生H2的量 a=b a【提醒】强酸、弱酸的判断方法
判断一种酸是强酸还是弱酸时，其实质就是看它在水溶液中的电离程度，完全电离即为强酸，不完全电离即为弱酸。最常用的两种实验验证方法为：
①测0.01 mol·L－1 HA溶液的pH，若pH＝2，HA是强酸；若pH>2，HA是弱酸。
②测NaA溶液的pH，若pH＝7，HA为强酸；若pH>7，则HA为弱酸。
【典例1】某温度下，相同pH的盐酸和醋酸分别加水稀释平衡，pH随溶液体积变化的曲线
如右图所示。据图判断正确的是(　　)
A．Ⅱ为盐酸稀释时的pH变化曲线
B．b点溶液的导电性比c点溶液的导电性强
C．a点KW的数值比c点KW的数值大
D．b点酸的总浓度大于a点酸的总浓度
【答案】B
【解析】本题考查弱电解质的电离平衡，意在考查考生的识图能力，把电离平衡知识与图形紧密结合起来。盐酸为强电解质，醋酸为弱电解质，相同pH的盐酸和醋酸加水稀释后，盐酸的pH改变较大，而醋酸的pH改变较小，从图线上看，Ⅰ对应的为盐酸，Ⅱ对应的为醋酸，A项错误；b点溶液的离子浓度比c点大，导电性强，B项正确；由于温度不变，KW不变，C项错误；由图示知b点的pH大于a点，即b点的c(H＋)小于a点的c(H＋)，又由于HCl为强酸，CH3COOH为弱酸，所以a点CH3COOH溶液的总浓度大于b点HCl溶液的总浓度，D项错误。
二、外界条件对电离平衡的影响
1.影响电离平衡的外界条件
（1）浓度：浓度越大，电离程度越小。在稀释溶液时，电离平衡向右移动，而离子浓度一般会减小。
（2）温度：温度越高，电离程度越大。因电离是吸热反应。
（3）同离子效应： 在某电解质溶液中，加入含有某一相同离子的另一电解质，会抑制电解质的电离。如在醋酸溶液中加入醋酸钠或盐酸，均会抑制醋酸的电离。
（4）能反应的离子：加入能与电解质电离出来的离子发生反应的另一物质，会促进电解质的电离。
2.对CH3COOHH＋＋CH3COO－的电离平衡，小结如下：
改变条件 平衡移动 H+数目 C（H+） C（CH3COO-） 电离平衡常数 电离程度 溶液的导电能力
NaOH(s) 向右 减小 减小 增大 不变 增大 增强
HCl(g) 向左 增多 增大 减小 不变 减小[来源:21世纪教育网] 增强
NaAc(s) 向左 减小 减小 增大 不变 减小 增强
Na2CO3(s) 向右 减小 减小 增大 不变 增大 增强
加热 向右 增多 增大 增大 增大 增大 增强
冰醋酸 向右 增多 增大 增大 不变 减小 增强
水 向右[21世纪教育网] 增多 减小 减小 不变 不变 减小
加入镁粉 向右 减小 减小 增大 不变 增大 增强
说明：电离平衡属于化学平衡，受外界条件如温度和浓度等的影响，其规律遵循勒夏特列原理。
【典例2】在0.1 mol/L的CH3COOH溶液中存在如下电离平衡：CH3COOH??CH3COO－＋H＋，对于该平衡，下列叙述正确的是(　　)
A．加入水时，平衡逆向移动
B．加入少量NaOH固体，平衡正向移动
C．加入少量0.1 mol/L的HCl溶液，溶液中c(H＋)减小
D．加入少量CH3COONa固体，平衡正向移动
【答案】B
【解析】根据勒夏特列原理，改变影响平衡的一个条件，平衡会向着能够减弱这种改变的方向移动，但平衡的移动不能完全消除这种改变。21世纪教育网
A选项中加入水时，c(CH3COO－)和c(H＋)减小，平衡向其增大的方向(也就是正方向)移动。
B选项加入的少量NaOH与H＋反应，c(H＋)变小，平衡正向移动。
C选项加入HCl溶液时c(H＋)变大，平衡向其减小(也就是逆方向)移动，但最终c(H＋)比未加HCl溶液前还是要大。
D选项加入CH3COONa，c(CH3COO－)增大，平衡逆向移动。
【感悟高考真题】
1.（2011·福建高考·10）.常温下0.1mol·L-1醋酸溶液的pH=a ，下列能使溶液pH=(a+1)的措施是（ ）
A.将溶液稀释到原体积的10倍 B.加入适量的醋酸钠固体
C.加入等体积0.2 mol·L-1盐酸 D.提高溶液的温度
【答案】选B。
【解析】解答本题要明确如下三点：
（1）醋酸是弱酸，其溶液中存在电离平衡；
（2）pH越大，氢离子浓度越小大；
（3）弱电解质的电离过程吸热。
在醋酸溶液中存在如下电离平衡：CH3COOHCH3COO－+H+，加水稀释10倍，若不考虑电离平衡移动，溶液中c（H+）变为原来的十分之一，pH增大1个单位，而稀释过程中电离平衡正向移动，H+的物质的量增多，c（H+）要大一些，所以pH变化不足1个单位，即pH＜（a+1），A选项错误；加入CH3COONa固体，增大了c（CH3COO－），平衡逆向移动，c（H+）减小，pH增大，有可能变为（a+1），B选项正确；加入0.2mol/L的盐酸，虽然增大了c（H+），平衡逆向移动，但是c（H+）比原来大，pH变小，C选项错误；由于电离过程吸热，所以升高温度，平衡正向移动，c（H+）增大，pH变小，D选项错误。
2.（2011·山东高考·14）室温下向10mL pH=3的醋酸溶液中加入水稀释后，下列说法正确的是
A.溶液中导电粒子的数目减少
B.溶液中不变
C.醋酸的电离程度增大，c（H+）亦增大
D.再加入10mLlpH=11的NaOH溶液，混合液pH=7
【答案】选B。
【解析】解答本题时，应注意经过合理变形得出B项所示的表达式。
A项，加水稀释有利于醋酸的电离，故溶液中导电粒子的数目增加，A错误；B项，在冲稀的过程中，温度不变，故Ka=c(CH3COO-)c(H+)/c(CH3COOH)不变，又因为c(H+)=KW/c(OH-),故c(CH3COO-)×KW/c(CH3COOH)·c(OH-)=Ka，KW在室温下也是常数，故B正确；C项，电离程度虽然增大，但c（H+）减小，C错误；D项，加入10mLpH=11的NaOH溶液，混合液中和后，因醋酸还有大量剩余，故pH应小于7，D错误。
3.（2011·新课标全国卷·10）将浓度为0.1mol·L-1HF溶液加水不断稀释，下列各量始终保持增大的是
A. c（H+） B. Ka（HF） C. D.
【答案】选D。
【解析】解答本题时需注意弱电解质的稀释造成的电离平衡移动对溶液中各种离子的物质的量和浓度造成的影响。
选项 具体分析 结论
A 弱酸稀释时，电离平衡正向移动，溶液中n(H+)增大，但c（H+）减小 错误
B 弱酸的Ka只与温度有关，温度不变，Ka不变 错误
C 因为在同一溶液中，所以=n(F-)/n(H+)，随溶液的稀释，弱酸对水的电离的抑制作用减弱，水电离出的H+逐渐增多，所以逐渐减小。 错误
D 在同一溶液中，= ，随溶液的稀释，HF的电离平衡正向移动，n(H+)增大，n(HF)减小，所以始终保持增大。 正确
4.（2011·浙江高考·12）下列说法不正确的是( )
A．已知冰的熔化热为6.0 kJ/mol，冰中氢键键能为20 kJ/mol，假设每摩尔冰中有2 mol 氢键，且熔化热完全用于打破冰中的氢键，则最多只能破坏冰中15％的氢键
B．已知一定温度下，醋酸溶液的物质的量浓度为c，电离度为α，。
若加入少量CH3COONa固体，则CH3COOHCH3COO－+H＋向左移动，α减小，Ka变小
C．实验测得环己烷(l)、环己烯(l)和苯(l)的标准燃烧热分别为－3916 kJ/mol、－3747 kJ/mol和－3265 kJ/mol，可以证明在苯分子中不存在独立的碳碳双键
D．已知：Fe2O3(s)＋3C(石墨)2Fe(s)＋3CO(g) △H＝＋489.0 kJ/mol。
CO(g)＋O2(g)CO2(g) △H＝－283.0 kJ/mol。
C(石墨)＋O2(g)CO2(g) △H＝－393.5 kJ/mol。
则4Fe(s)＋3O2(g)2Fe2O3(s) △H＝－1641.0 kJ/mol
【答案】选B。【解析】解答本题要明确以下三点：
（1）将微观的键能和宏观的热效应联系在一起
（2）熟悉弱电解质的电离平衡
（3）能熟练利用盖斯定律进行热效应计算
A项正确，熔化热只相当于0.3 mol氢键；B项错误，Ka只与温度有关，与浓度无关；C项正确，环己烯(l)与环己烷(l)相比，形成一个双键，能量降低169kJ/mol，苯(l)与环己烷(l)相比，能量降低691kJ/mol，远大于169×3，说明苯环有特殊稳定结构；D项正确，热化学方程式从上而下依次编号为：①②③④则有：④=（③-②)×6－①×2，△H也成立。
5.（2010 福建卷）下列关于电解质溶液的正确判断是
A．在pH = 12的溶液中，、、、可以常量共存
B．在pH＝ 0的溶液中，、、、可以常量共存
C．由0．1 mol·一元碱BOH溶液的pH＝10,可推知BOH溶液存在BOH＝
D．由0．1 mol·一元碱HA溶液的pH＝3, 可推知NaA溶液存在A- + H2O HA + OH-
【答案】D
【解析】本题考查常见离子的共存、弱电解质溶液的电离和水解
pH=12的溶液呈碱性含有比较多的OH-，不能与HCO3-共存
pH=0的溶液呈酸性含有较多的H+，在NO3-离子存在的情况下，亚硫酸根离子容易被氧化成硫酸根离子，无法共存0．1mol/L的一元碱的pH=10表明该一元碱是弱碱，在溶液中不能完全电离由题意可得该酸是弱酸，在NaA溶液中A-会发生水解而使溶液呈碱性
6.（09 海南 6）已知室温时，0.1mo1/L某一元酸HA在水中有0.1％发生电离，下列叙述错误的是：
A．该溶液的pH=4
B．升高温度，溶液的pH增大
C．此酸的电离平衡常数约为1×10-7
D．由HA电离出的c(H+)约为水电离出的c(H+)的106倍
【答案】B
【解析】根据HA在水中的电离度可算出c(H+)=0.1× 0.1%mol·L-1=10-4 mol·L-1，所以pH=4；因HA在水中有电离平衡，升高温度促进平衡向电离的方向移动，所以c(H+)将增大，pH值会减小；C选项可由平衡常数表达式算出K==1×10-7 ，所以C无错误。c(H+)=10-4 mol·L-1 ，所以c(H+，水电离)= 10-10 mol·L-1，前者是后才的106倍。
7. （2010 浙江卷）（15分）已知：
①25℃时弱电解质电离平衡数：Ka（CH3COOH）＝，Ka（HSCN）＝0.13；难溶电解质的溶度积常数：Kap（CaF2）＝
②25℃时，mol·L-1氢氟酸水溶液中，调节溶液pH（忽略体积变化），得到c（HF）、c（F-）与溶液pH的变化关系，如下图所示：
请根据以下信息回答下旬问题： 图2
（1）25℃时，将20mL 0.10 mol·L-1 CH3COOH溶液和20mL 0.10 mol·L-1HSCN溶液分别与20mL 0.10 mol·L-1NaHCO3溶液混合，实验测得产生的气体体积（V）随时间（t）变化的示意图为图2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 ，反应结束后所得两溶液中，c（CH3COO-） c（SCN-）（填“＞”、“＜”或“＝”）
（2）25℃时，HF电离平衡常数的数值Ka ，列式并说明得出该常数的理由 。
（3） mol·L-1HF溶液与 mol·L-1 CaCl2溶液等体积混合，调节混合液pH为4.0（忽略调节混合液体积的变化），通过列式计算说明是否有沉淀产生。
【解析】
给信息多，可以对信息进行初步分析，也可以根据问题再去取舍信息。
信息分析：①HSCN比CH3COOH易电离，CaF2难溶。②F-PH=6,PH=0时以HF存在。
F-与HF总量不变。
问题引导分析（解题分析与答案）：
（1）相同的起始条件，只能是因为两种酸的电离度不同导致溶液中起始反应时H+[21世纪教育网]
浓度不同引起反应速率的不同。反应结束后，溶质为CH3COONa和NaSCN,因CH3COOH酸性弱于HSCN，故CH3COONa水解程度大，c（CH3COO-）＜c（SCN-）。
（2）HF电离平衡常数Ka= 【c（H+）* c（F-）】/ c（HF）,其中c（H+）、 c（F-）、 c（HF）都是电离达到平衡时的浓度，选择中间段图像求解。根据图像：PH=4时，c（H+）=10-4， c（F-）=1.6×10-3、 c（HF）=4.0×10-4。Ka=0.4×10-3。
（3）PH=4.0，则c（H+）=10-4,此时：根据HF电离，产生的c（F-）=1.6×10-3，而溶
液中的c（Ca2+）=2.0×10-4。c2（F-）×c（Ca2+）=5.12×10-10，5.12×10-10大于Kap（CaF2）＝，此时有少量沉淀产生。
教与学提示：
本题比较全面地考察了电离平衡常数与溶解平衡常数的知识内容。要求学生会读图，要掌握平衡常数的表达式和含义：平衡时的溶液中的各种相关离子的浓度。要理解溶解平衡的含义：达到饱和溶液时的最大值，大于则沉淀析出，小于则不析出。明确平衡常数是随温度变化的，不随溶液中的离子浓度的实际值而发生变化。在平衡常数的教学中，可以设计一个关于化学平衡常数、电离平衡常数、沉淀溶解平衡常数的专题，有比较，有触类旁通地系统地研究和学习平衡常数问题。
26题再一次说明，平衡常数的题目不再只是说要考，而总是回避大题的内容。难点突破在高考复习中意义重大。也再一次说明，高考的热点往往和大学基础要求有联系。
【考点模拟演练】
一、选择题
1.(2011·东莞模拟)下列关于电解质的叙述正确的是( )
A.熔融态的氯化钠导电属于物理变化
B.强电解质一定是离子化合物，弱电解质都是共价化合物
C.强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质溶液的导电能力强
D.SO2的水溶液能导电，所以SO2是电解质
【答案】选C。
【解析】熔融态的氯化钠导电过程是发生氧化还原反应的过程；强电解质不一定是离子化合物，但离子化合物一定是强电解质，弱电解质一定都是共价化合物；由于溶液的导电能力决定于自由移动离子的浓度，所以强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质溶液的导电能力强；SO2的水溶液能导电，是因为产生的H2SO3电离出自由移动的离子，所以H2SO3是电解质，而SO2是非电解质。
2．(2011·华南师大附中模拟)为证明某可溶性一元酸(HX)是弱酸,某同学设计了如下方案，其中不合理的是( )
A.室温下，测0.1 mol/L HX溶液的pH，若pH＞1，证明HX是弱酸
B.室温下，将等浓度、等体积的盐酸和NaX溶液混合，若混合溶液的pH＜7，证明HX是弱酸
C.室温下，测1 mol/L NaX溶液的pH，若pH＞7，证明HX是弱酸
D.在相同条件下，对0.1 mol/L的盐酸和0.1 mol/L的HX溶液进行导电性实验，若HX溶液灯泡较暗，证明HX是弱酸
【答案】选B。
【解析】由0.1 mol/L HX溶液的pH＞1知，c(H+)＜0.1 mol/L，说明HX只是部分电离，HX是弱酸，A项正确；等物质的量浓度的HCl和NaX组成的溶液，无论HX是强酸还是弱酸都显酸性，B项错误；NaX溶液的pH＞7，说明盐在水中发生水解：X-+H2O HX+OH-,NaX为强碱弱酸盐，C项正确；用同浓度的一元酸做导电性实验，灯泡较暗者，溶液离子浓度较小，说明HX没有完全电离，则其为弱酸，D项正
确。故选B项。
3.在0.1mol·L－1CH3COOH溶液中存在如下电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H+对于该平衡，下列叙述正确的是
A．加入水时，平衡向逆反应方向移动
B．加入少量NaOH固体，平衡向正反应方向移动
C．加入少量0.1mol·L－1HCl溶液，溶液中c(H+)减小
D．加入少量CH3COONa固体，平衡向正反应方向移动
【答案】B
【解析】弱电解质的电离平衡 (1）在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。（2）影响电离平衡的条件：①温度：升高温度，电离平衡向电离方向移动（因为弱电解质的电离过程是吸热的）。②浓度：当弱电解质溶液被稀释时平衡向电离的方向移动。A、加水，有利于弱电解质的电离，虽离子浓度减小，但离子数目增加B、加碱于弱酸电离的H+反应使电离正向移动，但H+浓度减小。C、加强酸提供H+，抑制弱酸电离，但H+浓度增大，溶液酸性增强.D、加同阴离子的强电解质，同离子抑制弱酸电离，平衡逆向移动。
4.(2011·珠海模拟)用0.01 mol·L-1 NaOH溶液完全中和pH=3的下列溶液各100 mL。需NaOH溶液体积最大的是( )
A.盐酸 B.硫酸 C.硝酸 D.醋酸
【答案】选D。
【解析】体积、pH均相同的四种酸溶液的n(H+)也相同，依据H++OH-====H2O，中和已电离的H+消耗NaOH溶液的体积相同。但因D项中的醋酸为弱酸，它在溶液中只有小部分电离，未电离的醋酸分子也要与NaOH溶液发生中和反应，故选D。
5.(2011·泉州模拟)下列各选项所描述的两个量中，前者一定大于后者的是( )
A.pH=3的盐酸的c(Cl-)和pH=3的醋酸溶液的c(CH3COO-)
B.pH相同的氨水和醋酸钠溶液中，由水电离产生的c(H+)
C.0.1 mol／L的盐酸和0.1mol／L的醋酸分别与金属镁反应的起始速率
D.pH=11的NaOH和pH=11的氨水分别稀释100倍后的pH21世纪教育网
【答案】选C。
【解析】A项，pH=3的盐酸和pH=3的醋酸溶液的c(H+)相等，则有pH=3的盐酸的c(Cl-)和pH=3的醋酸溶液的c(CH3COO-)相等；B项，氨水中水的电离受到抑制，醋酸钠溶液中水的电离受到促进，pH相同的氨水和醋酸钠溶液中，由水电离产生的c(H+)前者小于后者；C项，由于盐酸是强电解质，醋酸是弱电解质，0.1 mol/L的盐酸和0.1 mol/L的醋酸中，c(H+)前者大于后者，分别与金属镁反应的起始速率前者大于后者；D项，氨水是弱电解质，pH=11的NaOH和pH=11的氨水分别稀释100倍后，由于氨水继续电离，氨水的pH大于NaOH的pH。
6.下列说法正确的是(　　)
①氯化钠溶液在电流作用下电离成钠离子和氯离子
②溶于水电离出H＋的化合物都是酸
③BaSO4难溶于水，但BaSO4属于强电解质
④金属铜能导电，但它不是电解质，是非电解质
⑤SO2溶于水，溶液能导电，故SO2属于电解质
⑥相同条件下，H＋浓度相同的盐酸和醋酸溶液导电能力相同
⑦NaHSO4在熔融状态下电离生成三种离子
A．②③⑥ B．①④⑦
C．③⑥ D．④⑦
【答案】　C
【解析】　①电离的原因是水分子的作用而非电流作用。②如NaHSO4、NaHCO3是盐而非酸。③BaSO4在熔融状态下完全电离且溶于水的部分完全电离。④金属铜是单质，非化合物。⑤水溶液导电的离子并非SO2本身电离的。⑥H＋浓度相同，由电荷守恒[H＋]＝[Cl－]＋[OH－]＝[CH3COO－]＋[OH－]，则其他离子浓度也相同且离子带电荷量相同。⑦NaHSO4(aq)===Na＋＋H＋＋SO42－；NaHSO4(熔融)===Na＋＋HSO4－。
7.下列电离方程式错误的是(　　)
A．NaHS溶于水：NaHS===Na＋＋HS－，HS－＋H2OH3O＋＋S2－
B．Al(OH)3电离：Al(OH)3Al3＋＋3OH－；Al(OH)3＋H2O [Al(OH)4]－＋H＋
C．(NH4)2SO4溶于水：(NH4)2SO42NH4＋＋SO42－
D．HF溶于水：HF＋H2OH3O＋＋F－
【答案】　C
【解析】　注意A、D项中H＋和H3O＋的关系。
8．已知HClO是比H2CO3还弱的酸，氯水中存在下列平衡：Cl2＋H2OHCl＋HClO，HClOH＋＋ClO－，达平衡后，要使HClO浓度增加，可加入(　　)
A．H2S B．CaCO3
C．HCl D．NaOH21世纪教育网
【答案】B
【解析】A项：H2S＋Cl2===S↓＋2HCl使Cl2＋H2OHCl＋HClO向逆向移动，c(HClO)减小；B项：CaCO3只与HCl反应，不与HClO反应，加入CaCO3后因CaCO3与HCl反应使Cl2和H2O反应平衡正移，c(HClO)增大；C项：通入HCl使平衡Cl2＋H2OHCl＋HClO向逆向移动，c(HClO)减小；D项：NaOH与HCl、HClO均反应，加入NaOH会使c(HClO)减小。
9.(2011·石景山一模)室温下，水的电离达到平衡：H2OH+ + OH—。下列叙述正确的是
A．将水加热，平衡向正反应方向移动，Kw不变
B．向水中加入少量盐酸，平衡向逆反应方向移动，c(H+)增大
C．向水中加入少量NaOH固体，平衡向逆反应方向移动，c(OH—)降低
D．向水中加入少量CH3COONa固体，平衡向正反应方向移动，c(OH—)= c(H+)
【答案】B
10.(2011·济南调研B)在0.1mol·L－1　CH3COOH溶液中存在如下电离平衡：CH3COOH CH3COO－+H+
对于该平衡，下列叙述中，正确的是
A．加入水时，平衡向逆反应方向移动
B．加入少量NaOH固体，平衡向正反应方向移动
C．加入少量0.1 mol·L－1　HCl溶液，溶液中[ H+] 减小
D．加入少量CH3COONa固体，平衡向正反应方向移动
【答案】B
11.（2011·宁夏银川一中高三第五次月考）下列化学原理表述正确的是 （ ）
A．氢硫酸溶液加水稀释，电离程度增大，H+浓度增大
B．Na2CO3溶液中满足：c(Na+)=2c(CO32-)+2 c(HCO3-)+ 2c(H2CO3)
C．NaHCO3溶液不显中性的原因：HCO3-+H2OCO32-+H3O+
D．同体积同pH的盐酸和醋酸，与足量的锌反应，盐酸的反应速率快，生成H2的物质的量多
【答案】B
【解析】氢硫酸溶液加水稀释，电离程度增大，但c(H+)会变小，A错。选项B是Na2CO3溶液中的物料守恒式，正确。根据所学知识可知NaHCO3溶液显碱性，说明NaHCO3的水解程度大于电离程度，因此不显中性的原因应用水解方程式表示，而不应用电离方程式表示，C错。由于醋酸是弱酸，故同体积同pH的盐酸和醋酸，醋酸所能提供的n(H+)的多，在反应过程中醋酸的反应速率快，生成H2的物质的量也多，D错。
【考点】电解质溶液——弱电解质的电离与水解
12.（2011·山东枣庄八中高三调研）氯气溶于水达平衡后，若其他条件不变，只改变某一条件，下列叙述正确的是 （ ）
A．再通人少量氯气，c(H+)／c（ClO-）减小
B．加入少量固体NaOH，一定有c(Na+)===c( Cl-)+c(ClO-)
C．1m人少量水，水的电离平衡向右移动
D．通人少量SO2，溶液漂白性增强
【答案】C
13.(2011·福建质检) 下列示意图中，正确的是 （）
【答案】C
14（2011·莆田二中理综）在0.1mol/L NH3·H2O溶液中存在如下电离平衡： NH3·H2O NH4++OH－。下列叙述正确的是（ C ）
A．加入少量浓盐酸，平衡逆向移动
B．加入少量NaOH固体，平衡正向移动
C．加入少量0.1mol/L NH4Cl溶液，溶液中c（OH－）减小
D．加入少量MgSO4固体，溶液pH增大
【答案】C
15.下列电离方程式正确的是（ ）
A．NaHSO4Na++H++SO42一 B．NaHCO3Na++ HCO3一
C．H3PO43H++PO43－ 　　　D．HF+H2OF－+H3O+
【答案】D
【解析】本题考查强弱电解质电离方程式的书写形式及强弱电解质的识别。此题一般单独出现在高考题中可能性不大，但是作为训练题值得大家去思考，特别第四个答案中的水合氢离子容易被同学忽略。
【提示】：弱电解质的电离书写经常出现在判断离子方程式书写正误的一个要点，要会识别弱电解质。
16.下列物质的水溶液能导电，但属于非电解质的是
A． CH3COOH B． Cl2 C． NH4NO3 D． SO2
【答案】B21世纪教育网
【解析】本题考查电解质和非电解质基本概念，因此要正确理解概念的含义并能够加以区别切记不能混淆这些概念。Cl2及溶液既不是电解质，又不是非电解质，因为Cl2不是化合物其水溶液又是混合物。SO2水溶液能导电但不是自身电离出自由移动的离子导电，所以也不是电解质因此是非电解质。
二、非选择题
17.(15分)(2011·云浮模拟)用实验确定某酸HA是弱电解质。两同学的方案是：
甲：①称取一定质量的HA配制0.1 mol/L的溶液100 mL；[来源:21世纪教育网]
②用pH试纸测出该溶液的pH，即可证明HA是弱电解质。
乙：①用已知物质的量浓度的HA溶液、盐酸，分别配制pH＝l的两种酸溶液各100 mL；
②分别取这两种溶液各10 mL，加水稀释为100 mL；
③各取相同体积的两种稀释液装入两个试管，同时加入纯度相同的锌粒，观察现象，即可证明HA是弱电解质。
(1)在两个方案的第①步中，都要用到的定量仪器是____。
(2)甲方案中，说明HA是弱电解质的理由是测得溶液的pH_____1(选填“＞”、“＜”或“＝”)。
乙方案中，说明HA是弱电解质的现象是_____。
a.装HCl溶液的试管中放出H2的速率快
b.装HA溶液的试管中放出H2的速率快
c.两个试管中产生气体速率一样快
(3)请你评价：乙方案中难以实现之处和不妥之处__________________、___________________
(4)请你再提出一个合理而比较容易进行的实验方案(药品可任取)，作简明扼要表述。
【解析】(1)甲方案用到的定量仪器有：托盘天平和100 mL容量瓶；乙方案用到的定量仪器有：量筒和100 mL容量瓶，所以两方案都要用到的定量仪器是100 mL容量瓶。
(2)甲方案中配制得0.1 mol/L的HA溶液，若测得其pH>1，则证明HA没有完全电离，是弱电解质。乙方案将pH相同的盐酸和HA溶液稀释相同倍数后，HA溶液比盐酸中c(H+)大，在其他因素相同时加入纯度相同的锌粒，装有HA溶液的试管中放出H2的速率快。(3)在配制一定物质的量浓度的溶液时，对于一种弱电解质，难以实现之处是配制确定的pH的溶液。该方案设计时仅考虑到c(H+)对反应速率的影响，
但忽略了固体反应物的表面积也会影响反应速率，而要做到锌的表面积相同很困难，所以乙方案中存在不妥之处。(4)欲确定HA是弱电解质的方案还有：测定NaA溶液的pH，若pH＞7，即证明HA是弱电解质；配制一定物质的量浓度的HA溶液后加入石蕊试液变红，加少量NaA晶体，红色变浅，即证明HA是弱电解质等。
答案：(1)100 mL容量瓶 (2)＞ b (3)配制pH＝1的HA溶液难以实现 不妥之处在于加入的锌粒难以做到表面积相同 (4)配制NaA溶液，测其pH＞7，即证明HA是弱电解质(合理即可)。
18. （2011·山东枣庄八中高三第一次调研）（14分）硫一碘循环分解水制氢主要涉及下列反应：[来源:21世纪教育网]
I SO2+2H2O+I2===H2SO4+2HI II 2HI H2+I2
III 2H2SO4====2SO2+O2+2H2O
（1）分析上述反应，下列判断不正确的是 （填编号）。
a．反应Ⅲ易在常温下进行 b．反应I中SO2的还原性比HI强
c．循环过程中需补充H2O d．循环过程产生l molO2的同时产生2 mol H2
（2）下列可以证明2HI H2+I2（g）已达平衡状态的是 （填编号）。
a．一个H-H键断裂的同时有2个H—H键断裂
b．HI的体积分数与I2的体积分数相等
c．温度和体积一定时，某一生成物的浓度不再变化
d．温度和体积一定时，容器内的压强不再变化
（3）某温度下，向2L的密闭容器中，加入1 mol HI（g），
发生反应Ⅱ，H2物质的量随时间的变化关系如右图所示。
0～2 min内的平均反应速率v（I2）= 。该温度下，H2（g）+I2（g）
2HI（g）的平衡常数K= 。
（4）实验室用Zn和稀硫酸制取H2，为了减缓反应的速率，向稀硫酸中加入了少量CH3COONa固体，反应时溶液中水的电离平衡 移动（填“向右”、“向左”或“不”），加入了CH3COONa囤体对制取H2的量 影响（填“有”或“无”）。
（5）以H2为燃料可制作氢氧燃料电池。
已知：2H2（g）+O2（g） 2H2O（l）△H=-572 Kj·mol-l 若以KOH溶液为电解质溶液，该燃料电池的负极反应式为 ，正极反应式为 ，若该燃料电池释放214．5 kJ电能时，生成1mol液态水，该电池的能量转化率为____ 。
【答案】
19.（14分）25℃时，有关弱酸的电离平衡常数如下：
弱酸化学式 CH3COOH HCN H2CO3
电离平衡常数(25℃) 1.8×10－5 4.9×10－10 K1＝4.3×10－7 K2＝5.6×10－11
回答下列问题：
　（1）等物质的量浓度的CH3COONa、NaHCO3、NaCN溶液中CH3COO—、HCO3—、CN—的大小关系为：
　（2）a mol/L NaOH溶液与b mol/LHCN溶液等体积混合后，所得溶液中c(Na＋)=c(CN－)，则a b（填>、<、=）
　（3）在冰醋酸中逐滴加水，则溶液的导电性将如何变化
醋酸的电离程度将如何变化
电离平衡常数将如何变化
　（4）合成氨发生的反应为N2+3H2 2NH3。400"C时，该反应平衡常数K=0.5mol-2。·L2。已知该反应的平衡常数与温度的关系如图所示。500℃时，在 0.5L的定容容器中进行合成氨反应，一段时间后，测得N2、H2、NH3的物质的量分别是2mol、1mol，2mol，则此时反应 V(N2)正　 v(N2)逆
（填>、<、=或不能确定）。请书写判断理由


【答案】
(14分，每空2分)
( 1) c(CN—) < c(HCO3—)(2)<
(3先增大再减小 增大 不变
(4) < Q=0.5,而500℃时K

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