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專題3　溶液中的離子反應

　　 第一單元 弱的電離平衡
　　　　　　　　　　　　　　　　
　 第1時　強和弱電解質

[目標要求]　1.了解電解質與非電解質，強電解質與弱電解質的概念。2.認識強弱電解質與物質類別、物質結構的關系。3.了解常見的強、弱電解質。4.了解電解質在水溶液中的電離及溶液的導電性。

　　　　　　　　　　　　　　　　　　
一、強弱電解質
1．電解質和非電解質
(1)根據化合物在水溶液中或熔融狀態下是否產生自由移動的離子，可把化合物分為電解質和非電解質。
電解質：在水溶液中或熔融狀態下能產生自由移動的離子的化合物。
非電解質：在水溶液中或熔融狀態下不能產生自由移動的離子的化合物。
電解質和非電解質的范疇都是化合物，所以單質既不是電解質，也不是非電解質。
(2)Na、Cl2、NH3、SO2、NO2溶于水后，其溶液都能導電。它們不是(填“是”或“不是”)電解質，在其水溶液中的電解質分別是(水除外)NaOH、HCl和HClO、NH3•H2O、H2SO3、HNO3。
(3)常見的電解質有酸、堿、鹽、離子型氧化物。
2．強電解質和弱電解質
實驗探究(Ⅰ)：同濃度醋酸和鹽酸的電離程度
實驗步驟：在兩只錐形瓶中分別加入等體積的濃度均為1 mol•L－1的鹽酸和醋酸，在兩個氣球中分別加入經砂紙打磨過的長度相同的鎂條，然后將氣球套在錐形瓶口，同時將氣球中的鎂條送入錐形瓶中，觀察實驗現象。
實驗現象：如下表所示。
1 mol•L－1HCl1 mol•L－1
CH3COOH對實驗現象的解釋
與鎂條反應的速率快慢HCl與鎂的反應速率快，說明同
濃度時，HCl中c(H＋)大
溶液的pH02.4鹽酸的pH小，說明鹽酸中的
c(H＋)大于醋酸中的c(H＋)
實驗結論：同濃度鹽酸的電離程度大于醋酸。
實驗探究(Ⅱ)：同濃度的NaOH溶液與氨水的電離程度
實驗步驟：取pH為12的氫氧化鈉和氨水各1 mL于錐形瓶中，分別用酚酞作為指示劑，用HCl作為標準溶液進行滴定。
實驗現象：兩溶液消耗HCl標準溶液的體積：氨水溶液>氫氧化鈉溶液。
實驗結論：NaOH和NH3•H2O的電離程度不同，pH相同的NaOH的濃度小于NH3•H2O的濃度，說明NaOH完全電離，而NH3•H2O只是部分電離。
歸納總結：(1)根據電解質在水溶液里是否全部電離，可把電解質分為強電解質和弱電解質。
強電解質：在水溶液中能夠完全電離的電解質稱為強電解質。
弱電解質：在水溶液中只能部分電離的電解質稱為弱電解質。
(2)常見的強電解質有強酸、強堿和鹽；常見的弱電解質有弱酸、弱堿、極少數的鹽[如(CH3COO)2Pb等]。
二、弱電解質的電離過程是可逆的
1．電離平衡的建立
在一定條(如溫度、濃度)下，當弱電解質分子電離成離子的速率和離子結合成弱電解質分子的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀態。
2．弱電解質電離方程式的書寫
(1)弱電解質電離是可逆的，用“ ”表示。
如：CH3COOH H＋＋CH3COO－，
NH3•H2O NH＋4＋OH－。
(2)多元弱酸分步電離，以第一步電離為主。如H2S電離方程式為H2S H＋＋HS－、
HS－ H＋＋S2－。
(3)多元弱堿的電離過程復雜，中學階段要求一步寫出其電離方程式，如：Cu(OH)2 Cu2＋＋2OH－

知識點一　電解質、非電解質
　　　　　　　　　　　　　　　　　　
1．下列物質的水溶液能導電，但屬于非電解質的是(　　)
A．CH3COOH B．Cl2 C．NH4HCO3 D．SO2
答案　D
解析　選項中的4種物質的水溶液都能導電，但原因有所不同。CH3COOH和NH4HCO3均為電解質，水溶液能導電；Cl2和SO2的水溶液能導電，是因為它們與水發生反應Cl2＋H2O HCl＋HClO，SO2＋H2O??H2SO3，因生成物均為電解質，故溶液也導電。電解質和非電解質都是化合物，Cl2是單質，因此只有SO2為非電解質。
2．電解質是(　　)
A．在溶于水或熔融狀態下全部電離的化合物
B．在溶于水或熔融狀態下能導電的化合物
C．可溶性鹽類
D．導電性很強的物質
答案　B
知識點二　強電解質、弱電解質
3．下列關于電解質電離的敘述中，正確的是(　　)
A．碳酸鈣在水中溶解度很小，所以碳酸鈣是弱電解質
B．碳酸鈣在水中的溶解度很小，但被溶解的碳酸鈣全部電離，所以碳酸鈣是強電解質
C．氯氣和氨氣的水溶液導電性都很好，所以它們是強電解質
D．水難電離，純水幾乎不導電，所以水是非電解質
答案　B
4．關于強、弱電解質的敘述正確的是(　　)
A．強電解質都是離子化合物，弱電解質都是共價化合物
B．強電解質都是可溶性化合物，弱電解質都是難溶性化合物
C．強電解質的水溶液中無溶質分子，弱電解質的水溶液中有溶質分子
D．強電解質的水溶液導電能力強，弱電解質的水溶液導電能力弱
答案　C
知識點三　離子方程式的書寫
5．下列電離方程式書寫正確的是(　　)
A．Al2(SO4)3 2Al3＋＋3SO2－4
B．HF H＋＋F－
C．H2S 2H＋＋S2－
D．Ca(OH)2 Ca2＋＋2OH－
答案　B
解析　Al2(SO4)3和Ca(OH)2是強電解質，電離方程式書寫時應用“===”連接，只有弱電解質電離方程式的書寫用“ ”；而H2S是弱電解質，屬于二元弱酸，應分步電離；則只有B正確。
6．在水溶液中，下列電離方程式正確的是(　　)
A．CH3COOH CH3COO－＋H＋
B．NaHSO4===Na＋＋HSO－4
C．NaHCO3===Na＋＋H＋＋CO2－3
D．H3PO4===3H＋＋PO3－4
答案　A

　　　　　　　　　　　　　　　　　　　
練基礎落實

1．常壓下，僅能在水溶液中導電的電解質是(　　)
A．OH B．CH3OH C．CO2 D．HCO3
答案　D
2．在水溶液中下列電離方程式書寫正確的是(　　)
A．Ca(OH)2 Ca2＋＋2OH－
B．NaHCO3===Na＋＋H＋＋CO2－3
C．H2CO3??2H＋＋CO2－3
D．Na2SO4===2Na＋＋SO2－4
答案　D
解析　Ca(OH)2為強電解質；NaHCO3電離產生Na＋與HCO－3；H2CO3為多元弱酸，分步電離，不可一步完成。
3．下列說法正確的是(　　)
A．NaCl溶液在電流作用下電離成鈉離子和氯離子
B．溶于水后能電離出氫離子的化合物都是酸
C．硫酸鋇難溶于水，但硫酸鋇屬于強電解質
D．二氧化碳溶于水能部分電離，故二氧化碳屬于弱電解質
答案　C
4．關于強弱電解質及非電解質的組合完全正確的是(　　)
ABCD
強電解質NaClH2SO4CaCO3HNO3
弱電解質HFBaSO4HClOHI
非電解質Cl2蔗糖C2H5OHSO2
答案　C
5．在電解質溶液的導電性裝置(如圖所示)中，若向某一電解質溶液中逐滴加入另一溶液，則燈泡由亮變暗，至熄滅后又逐漸變亮的是(　　)

A．鹽酸中逐滴加入食鹽溶液
B．硫酸中逐滴加入氫氧化鈉溶液
C．硫酸中逐滴加入氫氧化鋇溶液
D．醋酸中逐滴加入氨水(氨水為弱電解質，CH3COONH4為強電解質)
答案　C
練方法技巧
6．下列敘述中正確的是(　　)
A．固體氯化鈉不導電，所以氯化鈉是非電解質
B．銅絲能導電，所以銅是電解質
C．氯化氫水溶液能導電，所以氯化氫是電解質
D．三氧化硫溶于水能導電，所以三氧化硫是電解質
答案　C
解析　本題考查了電解質和非電解質的判斷，解答時要從“研究對象”、“導電的條”、“導電的實質”三個角度分析，而不能錯誤的認為“導電的就是電解質，不導電的就是非電解質”。A項NaCl不導電，是因為雖然NaCl晶體中有Na＋、Cl－，但不能自由移動，將它溶于水或熔融時則可導電，所以NaCl是電解質；B項銅是單質不是化合物；D項SO3溶于水導電，是生成的H2SO4溶液導電，H2SO4是電解質，而SO3不是電解質，只有C項正確。
7．下列說法正確的是(　　)
A．電解質的電離是在通電的條下進行的
B．在水溶液中和熔融狀態下能夠導電的化合物是電解質
C．電解質電離的條是溶于水或受熱熔化
D．強電解質能夠電離，弱電解質不能電離
答案　C
解析　電解質是在溶于水或熔融狀態下發生電離的，電離并不需要通電，所以A錯，C項對；在水溶液中或熔融狀態下能夠導電的化合物就是電解質，兩個條滿足一個即可，并不需要兩個條同時滿足，所以B項錯誤；強、弱電解質在溶于水或熔融狀態下均可以電離，所以D項敘述錯誤。
8．把0.05 mol NaOH固體，分別加入下列100 mL溶液中，溶液的導電能力變化不大的是(　　)
①自水　②0.5 mol•L－1鹽酸　③0.5 mol•L－1醋酸�、�0.5 mol•L－1NH4Cl溶液
A．①② B．②④ C．③④ D．②③
答案　B
解析　離子濃度變化不大，導電能力變化就不大。在H2O中、CH3COOH中加入NaOH固體，離子濃度都增大，向HCl中加入NaOH固體，自由移動離子數基本不變，則離子濃度變化不大，向NH4Cl中加入NaOH固體，離子濃度基本不變。

練綜合拓展

9．下列物質中，屬于強電解質的是________(均填序號)；屬于弱電解質的是________。
①水　②氨水　③鹽酸　④醋酸�、萘蛩徜^�、蘼然�銀�、呗然�鈉　⑧氫氣�、岽姿徜@
答案　⑤⑥⑦⑨　①④
解析　強、弱電解質都是指的化合物，它們的區別在于其在水溶液中能否完全電離�，F針對有關物質分析如下：氫氣為單質，不是化合物，既不是電解質又不是非電解質；氨水(NH3的水溶液)、鹽酸(HCl的水溶液)為混合物，是電解質溶液，其中NH3•H2O和氯化氫是電解質；硫酸鋇(BaSO4)、氯化銀(AgCl)由于溶解度小，離子濃度小，所以導電性弱，但溶解的部分完全電離，所以不僅是電解質，而且是強電解質；CH3COOH、NH3•H2O雖都是弱電解質，但兩者反應的產物醋酸銨(CH3COONH4)由于在水溶液中完全電離，卻是強電解質。CH3COOH＋NH3•H2O===CH3COONH4＋H2O(中和反應)；CH3COONH4===CH3COO－＋NH＋4。
10．雙氧水(H2O2)和水都是極弱電解質，但H2O2比H2O更顯酸性。
(1)若把H2O2看成是二元弱酸，請寫出在水中的電離方程式：
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)鑒于H2O2顯弱酸性，它能同強堿作用形成正鹽，在一定條下也可形成酸式鹽。請寫出H2O2與Ba(OH)2作用形成鹽的化學方程式：
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(3)水電離生成H3O＋和OH－叫作水的自偶電離。同水一樣，H2O2也有極微弱的自偶電離，其自偶電離的方程式為
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
答案　(1)H2O2 H＋＋HO－2、HO－2 H＋＋O2－2
(2)H2O2＋Ba(OH)2===BaO2＋2H2O或2H2O2＋Ba(OH)2===Ba(HO2)2＋2H2O
(3)H2O2＋H2O2 H3O＋2＋HO－2
解析　H2O2看成是二元弱酸，電離方程式分步寫，即H2O2 H＋＋HO－2，HO－2 H＋＋O2－2。H2O2＋Ba(OH)2===BaO2＋2H2O或2H2O2＋Ba(OH)2===Ba(OH2)2＋2H2O。根據H2O＋H2O H3O＋＋OH－的自偶電離知H2O2自偶電離的方程式為H2O2＋H2O2 H3O＋2＋HO－2。
11．現有濃度均為0.1 mol•L－1的鹽酸、硫酸、醋酸三種溶液，回答下列問題：
(1)若三種溶液中c(H＋)分別為a1 mol•L－1、a2 mol•L－1、a3 mol•L－1，則它們的大小關系為________。
(2)等體積的以上三種酸分別與過量的NaOH溶液反應，若生成的鹽的物質的量依次為b1 mol、b2 mol、b3 mol，則它們的大小關系為________。
(3)分別用以上三種酸中和一定量的NaOH溶液生成正鹽，若需要酸的體積分別為V1、V2、V3，其大小關系為________。
(4)分別與Zn反應，開始時生成H2的速率為v1、v2、v3，其大小關系為________。
答案　(1)12a2＝a1＞a3(答a2＞a1＞a3也可)
(2)b1＝b2＝b3
(3)V1＝V3＝2V2　(4)v2＞v1＞v3
解析　(1)鹽酸中
c(H＋)＝c(HCl)＝0.1 mol•L－1
硫酸中c(H＋)＝2c(H2SO4)＝2×0.1 mol•L－1＝0.2 mol•L－1
醋酸中由于存在電離平衡 CH3COOH CH3COO－＋H＋，CH3COOH部分電離，所以c(H＋)＜0.1 mol•L－1
(2)由于三種酸中溶質的物質的量相同，所以與足量NaOH溶液反應生成鹽的物質的量也相同。
(3)設所用NaOH溶液中n(NaOH)為1 mol。
HCl＋NaOH===NaCl＋H2O
所以消耗鹽酸的體積V1＝1 mol0.1 mol•L－1＝10 L
H2SO4＋2NaOH===Na2SO4＋2H2O
消耗硫酸的體積V2＝12 mol0.1 mol•L－1＝5 L
CH3COOH＋NaOH===CH3COONa＋H2O
消耗醋酸的體積V3＝1 mol0.1 mol•L－1＝10 L
(4)由于開始時鹽酸、硫酸、醋酸中c(H＋)為0.1 mol•L－1、0.2 mol•L－1、小于0.1 mol•L－1，所以有v2＞v1＞v3。

　　　　　　　　　第2時　弱電解質的電離平衡

[目標要求]　1.理解弱電解質的電離平衡。2.掌握電離常數及電離度的概念。

一、外界條對電離平衡的影響
電離平衡是一個吸熱過程，其主要受溫度、濃度的影響。
1．濃度
增大弱電解質的濃度，電離平衡正向移動，溶質分子的電離程度減小。
2．溫度
升高溫度，電離平衡正向移動，電離程度增大；降低溫度，電離平衡逆向移動，電離程度減小。
二、電離常數
1．表示方法
對于AB A＋＋B－，＝cA＋•cB－cAB。
2．的意義
用于比較弱電解質的相對強弱，值越大，電解質越強。多元弱酸只考慮第一步電離。
3．影響因素
電離常數只與溫度有關，升高溫度，值增大。
4．電離度
(1)弱電解質的電離度用α表示
則α＝已電離的弱電解質濃度弱電解質的初始濃度×100%，
或α＝已電離的弱電解質的分子數弱電解質的初始分子數×100%，
或α＝已電離的弱電解質的物質的量弱電解質的初始物質的量×100%。
(2)影響電離度的因素
①溫度
升高溫度，電離平衡向正反應方向移動，電離度增大。
②濃度
加水稀釋，電離平衡向正反應方向移動，電離度增大。即濃度越大，電離度越小，濃度越小，電離度越大。

知識點一　弱電解質的電離平衡
1．下列說法正確的是(　　)
A．根據溶液中有CH3COOH、CH3COO－和H＋即可證明CH3COOH達到電離平衡狀態
B．根據溶液中CH3COO－和H＋的物質的量濃度相等可證明CH3COOH達到電離平衡狀態
C．當NH3•H2O達到電離平衡時，溶液中NH3•H2O、NH＋4和OH－的濃度相等
D．H2CO3是分步電離的，電離程度依次減弱
答案　D
解析　該題考查了電離平衡的判斷及其特點。溶液中除電解質電離出的離子外，還存在電解質分子，能證明該電解質是弱電解質，但不能說明達到平衡狀態，A錯誤；根據CH3COOH CH3COO－＋H＋知即使CH3COOH電離未達到平衡狀態，CH3COO－和H＋的濃度也相等，B錯誤；NH3•H2O達到電離平衡時，溶液中各粒子的濃度不變，而不是相等，何況NH3•H2O電離程度是很小的，絕大多數以NH3•H2O的形式存在，C錯誤；H2CO3是二元弱酸，分步電離且電離程度依次減小，D正確。
2．下列對氨水溶液中存在的電離平衡NH3•H2O NH＋4＋OH－敘述正確的是(　　)
A．加水后，溶液中n(OH－)增大
B．加入少量濃鹽酸，溶液中c(OH－)增大
C．加入少量濃NaOH溶液，電離平衡正向移動
D．加入少量NH4Cl固體，溶液中c(NH＋4)減少
答案　A
解析　A項，加水使NH3•H2O電離平衡右移，n(OH－)增大；B項，加入少量濃鹽酸使c(OH－)減��；C項，加入濃NaOH溶液，電離平衡向左移動；D項，加NH4Cl固體，c(NH＋4)增大。
知識點二　電離度
3．在100 mL 0.1 mol•L－1的醋酸溶液中，欲使醋酸的電離程度增大，H＋濃度減小，可采用的方法是(　　)
A．加熱
B．加入100 mL 0.1 mol•L－1的醋酸溶液
C．加入少量的0.5 mol•L－1的硫酸
D．加入少量的1 mol•L－1的NaOH溶液
答案　D
解析　A項，加熱促進電離，H＋濃度增大；B項，H＋濃度不變；C項，加H2SO4抑制電離，但H＋濃度增大；D項，加入NaOH，OH－與H＋反應，平衡向右移動，H＋濃度減小。
4．20 ℃時在0.5 L、0.2 mol•L－1的HA溶液中，有0.01 mol•L－1的HA電離成離子，求該溫度下的電離度。
答案　α＝0.01 mol•L－10.2 mol•L－1×100%＝5%
解析　根據α＝已電離的弱電解質濃度弱電解質的初始濃度×100%進行計算。
知識點三　電離常數
5．在25 ℃時，0.1 mol•L－1的HNO2、HCOOH、HCN、H2CO3的溶液中，它們的電離平衡常數分別為4.6×10－4mol•L－1、1.8×10－4mol•L－1、4.9×10－10mol•L－1、1＝4.3×10－7mol•L－1和2＝5.6×10－11mol•L－1，其中氫離子濃度最小的是(　　)　　　　　　　　　　　　　　　　
A．HNO2 B．HCOOH C．HCN D．H2CO3
答案　C
解析　相同溫度時，電離平衡常數越小，其電離程度越小，濃度相同時，電離產生的離子濃度越小。
6．已知下面三個數據：7.2×10－4 mol•L－1、4.6×10－4 mol•L－1、4.9×10－10 mol•L－1分別是三種酸的電離平衡常數，若已知這些酸可發生如下反應：
①NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2，
②NaCN＋HF===HCN＋NaF，
③NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。
由此可判斷下列敘述中，不正確的是(　　)
A．HF的電離平衡常數為7.2×10－4 mol•L－1
B．HNO2的電離平衡常數為4.9×10－10 mol•L－1
C．根據①③兩個反應即可知三種酸的相對強弱
D．HNO2的電離平衡常數比HCN大，比HF小
答案　B
解析　相同溫度下的弱電解質的電離平衡常數是比較弱電解質相對強弱的依據之一。
該題中涉及三個反應。由這三個化學反應方程式可以得出：HF、HNO2、HCN的酸性依次減弱。酸性越強，電離常數越大，據此可以將三個值與酸對應起。以上三個反應中，第①個反應說明HNO2>HCN，第③個反應說明HF>HNO2，只根據這兩個反應即可作出比較。

　　　　　　　　　　　　　　　　　　
練基礎落實

1．在相同溫度時，100 mL 0.01 mol•L－1的醋酸溶液與10 mL 0.1 mol•L－1的醋酸溶液相比較，下列數據中，前者大于后者的是(　　)
①H＋的物質的量�、陔婋x程度�、壑泻蜁r所需氫氧化鈉溶液的量�、艽姿岬奈镔|的量
A．①② B．②③ C．①④ D．②④
答案　A
解析　依題意，若醋酸沒有電離平衡，則二者的醋酸分子的物質的量相等，同種電解質的稀溶液相當于對濃溶液進行稀釋，CH3COOH CH3COO－＋H＋，稀釋后電離平衡向正向移動，即稀醋酸的電離度大些，所以前者溶液中H＋和電離度大于后者；中和反應只與可電離的H＋量有關，二者可電離的H＋相等。
2．下列說法正確的是(　　)
A．電離平衡常數受溶液濃度的影響
B．電離平衡常數可以表示弱電解質的相對強弱
C．電離常數大的酸溶液中c(H＋)一定比電離常數小的酸溶液中大
D．H2CO3的電離常數表達式：＝cH＋•cCO2－3cH2CO3
答案　B
解析　電離平衡常數是溫度的函數，與溶液濃度無關，所以A項錯誤；電離平衡常數可以表示弱電解質的相對強弱，故B項正確；酸中c(H＋)既跟酸的電離常數有關，還跟酸的濃度有關，所以C項敘述錯誤；D項中碳酸是分步電離的，第一步電離常數表達式為 1＝cH＋•cHCO－3cH2CO3，第二步電離常數為 2＝cH＋•cCO2－3cHCO－3，故D項錯誤。

3．25 ℃時，將一定量的冰醋酸(即無水乙酸)加水稀釋，稀釋過程中溶液的導電性變化如圖所示。則下列說法錯誤的是(　　)

A．醋酸的電離度：a＜b＜c
B．溶液中c(H＋)：b＞a＞c
C．a、b、c三點的溶液都有c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)
D．從b點到c點，溶液中cCH3COO－cCH3COOH的比值減小
答案　D
4．一定量的鹽酸跟過量的鐵粉反應時，為了減緩反應速率，且不影響生成氫氣的總量，可向鹽酸中加入適量的(　　)
①NaOH(固體)　②H2O�、跦Cl　④CH3COONa(固體)
A．①② B．②③ C．③④ D．②④
答案　D
解析　由題意可知，要使反應速率減小，而不改變H2的量，則要求c(H＋)減小，而n(H＋)不變，可采取的措施是：加水或加CH3COONa固體。
5．從植物花中可提取一種簡寫為HIn的有機物，在水溶液中因存在以下電離平衡，故可用作酸堿指示劑。HIn(aq，紅色) H＋＋In－(aq，黃色)，在濃度為0.02 mol•L－1的下列各溶液(1)HCl、(2)Na2O2、(3)NaCl(aq)、(4)NaHSO4(aq)、(5)NaHCO3(aq)、(6)氨水中加入該指示劑，其中能使指示劑顯黃色的是(　　)
A．(1)(4)(5) B．(2)(6) C．(1)(4) D．(5)(6)
答案　D
解析　平衡右移，方能使指示劑顯黃色，即應加入堿性物質，但Na2O2有強氧化性，使有機色素褪色。

練方法技巧

6．已知0.1 mol•L－1的醋酸溶液中存在電離平衡：CH3COOH CH3COO－＋H＋，要使溶液中c(H＋)/c(CH3COOH)值增大，可以采取的措施是(　　)
①加少量燒堿溶液　②升高溫度�、奂由倭勘�醋酸�、芗铀�
A．①② B．②④ C．③④ D．①③
答案　B
思路點撥　解答本題需注意以下兩點：
(1)熟悉影響CH3COOH電離平衡移動的因素。
(2)利用c(H＋)/c(CH3COOH)＝n(H＋)/n(CH3COOH)分析更易理解。
解析　加燒堿溶液消耗H＋，平衡向右移動，n(H＋)、n(CH3COOH)均減小，但n(H＋)減小程度大，故cH＋cCH3COOH＝nH＋nCH3COOH減小，①錯誤；升高溫度，平衡向右移動，n(H＋)增大，n(CH3COOH)減小，比值增大，②正確；加少量冰醋酸，平衡向右移動，n(H＋)增大，但n(H＋)增大程度不如n(CH3COOH)增大的多，故比值減小，③錯誤；加水，平衡向右移動，c(H＋)增大，c(CH3COOH)減小，比值增大，④正確。
7．25 ℃時，50 mL 0.10 mol•L－1醋酸中存在下述平衡：CH3COOH CH3COO－＋H＋，若分別作如下改變，對上述平衡有何影響？
(1)加入少量冰醋酸，平衡將________，溶液中c(H＋)將________(填“增大”、“減小”或“不變”)；
(2)加入一定量蒸餾水，平衡將__________，溶液中c(H＋)將________(填“增大”、“減小”或“不變”)；
(3)加入少量0.10 mol•L－1鹽酸，平衡將__________，溶液中c(H＋)將________(填“增大”、“減小”或“不變”)；
(4)加入20 mL 0.10 mol•L－1 NaCl溶液，平衡將________，溶液中c(H＋)將________(填“增大”、“減小”或“不變”)。
答案　(1)向電離方向移動　增大
(2)向電離方向移動　減小
(3)向離子結合成分子的方向移動　增大
(4)向電離方向移動　減小
解析　對于弱電解質的水溶液(以CH3COOH CH3COO－＋H＋為例)，加水稀釋，溶液的體積增大，相當于化學平衡的減壓擴體，平衡向粒子數增大的一方(即向電離的方向)移動(化學平衡中氣體分子數增大的方向)。若加入冰醋酸，CH3COOH分子的濃度增大，平衡也向電離方向移動。

練綜合拓展

8．H2S溶于水的電離方程式為___________________________________________。
(1)向H2S溶液中加入CuSO4溶液時，電離平衡向______移動，c(H＋)______，c(S2－)______；
(2)向H2S溶液中加入NaOH固體時，電離平衡向______移動，c(H＋)______，c(S2－)______：
(3)若將H2S溶液加熱至沸騰，c(H2S)________；
(4)若要增大H2S溶液中c(S2－)，最好加入____________________________________。
答案　H2S??H＋＋HS－，HS－??H＋＋S2－
(1)右　增大　減小
(2)右　減小　增大
(3)減小
(4)NaOH固體
解析　H2S是二元弱酸，在水溶液中是分兩步電離的，其電離方程式應為 H2S??H＋＋HS－，HS－ H＋＋S2－。
對(1)，當加入CuSO4時，因發生反應Cu2＋＋S2－===CuS↓，使平衡右移，導致c(H＋)增大，但c(S2－)減小；對(2)，當加入NaOH時，因發生反應H＋＋OH－===H2O，使平衡右移，導致c(H＋)減小，但c(S2－)增大；對(3)，當加熱H2S溶液至沸騰時，因H2S揮發，使c(H2S)減�。粚�(4)，增大c(S2－)最好是加入只與H＋反應的物質，可見加入強堿如NaOH固體最適宜。
9．(1)體積相同，c(H＋)相同的鹽酸和醋酸溶液分別與足量的顆粒大小相同的鋅粒反應，開始時產生氫氣的速率______________，充分反應后產生氫氣的量________(填“相同”、“醋酸的多”或“鹽酸的多”)，原因是________________________________________。
(2)在一定量的鹽酸中加入足量的鋅粒，要使產生氫氣的量保持不變，但反應速率加快，可加入____________晶體，理由是________________；要使產生氫氣的量不變，但反應速率減慢，可加入________晶體，理由是____________。
可供選擇的晶體有：
A．純堿　B．燒堿　C．膽礬　D．醋酸鈉　E．HSO4
答案　(1)相等　醋酸的多　c(H＋)相同，反應開始時的速率相同，c(H＋)相同時，醋酸物質的量濃度大，含溶質的物質的量多，所以反應放出的氫氣多
(2)C　Zn置換出Cu附在Zn表面構成原電池，使反應速率加快，但由于溶液中H＋的量不變，因此產生氫氣的量不變　D　CH3COO－與H＋結合成弱電解質CH3COOH，致使溶液中c(H＋)降低，使反應速率變慢，而溶液中可提供的H＋的數量不變，所以放出的氫氣的量不變
10．試用簡單的實驗證明在醋酸溶液中存在著CH3COOH CH3COO－＋H＋的電離平衡(要求寫出簡要操作、實驗現象及實驗能說明的問題)。
答案　方法一：在醋酸溶液中滴入紫色石蕊試液，溶液呈紅色，加入醋酸銨固體，振蕩溶液，溶液顏色明顯變淺。c(H＋)變小，是由于加入的CH3COO－使平衡向左移動，由此說明醋酸溶液中存在著醋酸的電離平衡。
方法二：取一定體積的溶液，用pH試紙測其溶液的pH，然后再用蒸餾水將溶液稀釋100倍，再測定溶液的pH，若稀釋前后溶液的pH改變小于2，說明存在上述電離平衡。
解析　在弱電解質的水溶液中存在著電離平衡，改變外界條可使電離平衡發生移動，使溶液中各微粒的濃度發生改變，使溶液的酸堿性發生改變。因題目并未限定試劑和方法，故思考的空間比較大，可設計不同的實驗方法，如加水稀釋，使平衡移動，測pH分析判斷；又如加入中性CH3COONH4，看溶液中c(H＋)變化對指示劑顏色的改變。

　　　　　　　　 　　第3時　常見的弱電解質

[目標要求]　1.理解水的離子積常數。　2.掌握酸堿對水的電離平衡的影響。

一、水的電離平衡
水是一種極弱的電解質，它能發生微弱的電離。
H2O＋H2O H3O＋＋OH－　ΔH>0
或2H2O H3O＋＋OH－　ΔH>0，
通常簡寫為H2O H＋＋OH－　ΔH>0。
二、水的離子積
對于純水說，在25℃時，1 L純水中只有1×10－7 mol H2O電離，根據水的電離方程式，我們可以知道，在純水中c(H＋)＝1×10－7 mol•L－1，c(OH－)＝1×10－7 mol•L－1，所以，在25℃時，c(H＋)•c(OH－)＝1×10－14mol2•L－2，通常把c(H＋)與c(OH－)的乘積用W表示，叫做水的離子積常數，簡稱水的離子積。根據實驗驗證，在溫度一定時，W是一個常數。升溫，W增大(填“增大”、“減小”或“不變”)，如100℃：c(H＋)＝1×10－6 mol•L－1，W＝1×10－12mol2•L－2，pH＝6，此時溶液呈中性(填“中性”、“酸性”或“堿性”)。降溫，W將減小(填“增大”、“減小”或“不變”)。
三、影響水的電離平衡的因素
1．酸、堿
在純水中加入酸或堿，均使水的電離平衡左移，此時若溫度不變，W不變，c(H＋)發生改變，pH也隨之改變；若向水中加入酸，則c(H＋)增大，c(OH－)變小，pH變小。
2．溫度
由于水電離過程吸熱，若升高溫度將促進水的電離，故平衡右移，c(H＋)、c(OH－)同時增大，pH變小。但由于c(H＋)與c(OH－)始終保持相等，故溶液仍顯中性。
3．易水解的鹽
在純水中加入能水解的鹽，不管水解后溶液顯什么性，均促進水的電離，但只要溫度不變，W就不變。
4．其他因素
如向水中加入活潑金屬，由于與水電離出的H＋直接作用，因而促進水的電離平衡向電離的方向移動。

知識點一　水的電離
　　　　　　　　　　　　　　　　　　
1．在某溫度時，測得純水中的c(H＋)＝2.0×10－7 mol•L－1，則c(OH－)為(　　)
A．2.0×10－7 mol•L－1
B．0.1×10－7 mol•L－1
C．1.0×10－14/2.0×10－7 mol•L－1
D．無法確定
答案　A
解析　根據水的電離方程式H2O H＋＋OH－可知，無論在何種條下的純水中，水電離出的c(H＋)＝c(OH－)。而該溫度下的純水中c(H＋)＝2.0×10－7 mol•L－1>1.0×10－7 mol•L－1，則所處溫度高于25℃，但水電離的c(H＋)＝c(OH－)＝2.0×10－7 mol•L－1，故答案為A。
2．能影響水的電離平衡，并使溶液中的c(H＋)>c(OH－)的措施是(　　)
A．向純水中投入一小塊金屬鈉
B．將水加熱煮沸
C．向水中通入SO2
D．向水中加入NaCl
答案　C
解析　A項，水與Na反應，使溶液中的c(H＋)<c(OH－)；B項，水加熱煮沸，促進水的電離，但溶液中的c(H＋)＝c(OH－)；C項，向水中通入SO2，SO2與水反應生成H2SO3，H2SO3電離出H＋而抑制水的電離，使溶液中c(H＋)>c(OH－)；D項對水的電離平衡沒影響。
3．下列粒子能影響水的電離平衡，且能使水的電離平衡向右移動的是(　　)
A．CH3COOH B．[••O••••••H]－
C．NH＋4 D.
答案　C
解析　A項，CH3COOH電離出H＋，使水的電離平衡左移；B項，OH－能使水的電離平衡左移；C項，NH＋4會水解，使水的電離平衡右移；D項，Cl－不影響水的電離平衡。
知識點二　水的離子積常數
4．將純水加熱至較高溫度，下列敘述正確的是(　　)
A．水的離子積變大，pH變小，呈酸性
B．水的離子積不變，pH不變，呈中性
C．水的離子積變小，pH變大，呈堿性
D．水的離子積變大，pH變小，呈中性
答案　D
解析　水的電離過程為吸熱過程，升高溫度使電離平衡向正反應方向移動，c(H＋)和c(OH－)均增大，W增大，pH減小，純水中c(H＋)＝c(OH－)，呈中性。
5．下列關于水的離子積常數的敘述中，正確的是(　　)
A．因為水的離子積常數的表達式是W＝c(H＋)c(OH－)，所以W隨溶液中c(H＋)和c(OH－)的變化而變化
B．水的離子積常數W與水的電離平衡常數是同一物理量
C．水的離子積常數僅僅是溫度的函數，隨溫度的變化而變化
D．水的離子積常數W與水的電離平衡常數是兩個沒有任何關系的物理量
答案　C
解析　水的離子積常數W＝•c(H2O)，一定溫度下和c(H2O)都是不變的常數，所以W僅僅是溫度的函數，水的離子積常數的表達式是W＝c(H＋)•c(OH－)，但是只要溫度一定，W就是不變的常數，溶液中c(H＋)變大，c(OH－)則變小，反之亦然。
6．某溫度下，純水的c(H＋)＝2.0×10－7 mol•L－1，則此時c(OH－)為____________，W＝________，溫度不變，向水中滴入稀鹽酸，使c(H＋)＝5.0×10－5 mol•L－1，則c(OH－)為__________。
答案　2.0×10－7 mol•L－1　4.0×10－14mol2•L－2
8．0×10－10 mol•L－1
解析　純水中水電離的c(H＋)＝c(OH－)，所以c(OH－)＝2.0×10－7 mol•L－1，W＝c(H＋)•c(OH－)＝(2.0×10－7)2 mol2•L－2＝4.0×10－14mol2•L－2; 若向水中加入鹽酸，則c(OH－)＝W5.0×10－5mol•L－1＝4×10－145.0×10－5mol•L－1＝8.0×10－10 mol•L－1。

　　　　　　　　　　　　　　　　　　　

練基礎落實

1．關于水的離子積常數，下列說法不正確的是(　　)
A．100℃水中，c(H＋)•c(OH－)＝1×10－14 mol2•L－2
B．純水中，25℃時，c(H＋)•c(OH－)＝1×10－14 mol2•L－2
C．25℃時，任何以水為溶劑的稀溶液中c(H＋)•c(OH－)＝1×10－14 mol2•L－2
D．W值隨溫度升高而增大
答案　A
解析　W只與溫度有關，升高溫度，W增大，25℃時，純水和任何物質的水溶液中W＝c(H＋)•c(OH－)＝1×10－14 mol2•L－2。
2．在氫硫酸中，c(H＋)和c(S2－)的比值是(　　)
A．4 B．2
C．大于2 D．在1～2之間
答案　C
解析　弱電解質的電離為部分電離，電離程度一般很小，氫硫酸是二元弱酸；分兩步電離：H2S H＋＋HS－，HS－ H＋＋S2－；二級電離更弱，以第一級電離為主。雖然由HS－電離產生的H＋與S2－濃度相同，但一級電離產生H＋卻沒有產生S2－，故c(H＋)/c(S2－)>2。
3．常溫下，某溶液中由水電離的c(H＋)＝1×10－13 mol•L－1，該溶液可能是(　　)
①二氧化硫水溶液　②氯化銨水溶液�、巯跛徕c水溶液　④氫氧化鈉水溶液
A．①④ B．①② C．②③ D．③④
答案　A
解析　由水電離的c(H＋)＝1×10－13 mol•L－1<1×10－7 mol•L－1，即該溶液中的溶質抑制了水的電離，因此要么加堿抑制，要么加酸抑制，故①④正確。
4．在相同溫度下，0.01 mol•L－1 NaOH溶液和0.01 mol•L－1的鹽酸相比，下列說法正確的是(　　)
A．由水電離出的c(H＋)相等
B．由水電離出的c(H＋)都是1.0×10－12 mol•L－1
C．由水電離出的c(OH－)都是0.01 mol•L－1
D．兩者都促進了水的電離
答案　A
解析　若該溫度下水的離子積常數為W(這里沒有說是25℃)，則在0.01 mol•L－1的NaOH溶液中，由水電離的c(H＋)＝WcOH－＝W0.01 mol•L－1。
在0.01 mol•L－1的HCl溶液中，由水電離出的c(H＋)＝c(OH－)水電離＝W0.01 mol•L－1。
5．關于水的離子積常數W與水的電離平衡常數c的敘述中，正確的是(　　)
A．W和c都隨溫度的升高而減小
B．W和c數值不同，但單位相同
C．W和c數值相同，但單位不同
D．W和c數值和單位都不同
答案　D
解析　由于水的電離是吸熱的，所以升高溫度，向電離程度增大的方向移動，H＋和OH－濃度增大，故電離平衡常數c＝cH＋•cOH－cH2O增大。而W＝c(H＋)•c(OH－)也增大；W的單位為mol2•L－2，c的單位為mol•L－1，所以二者的單位不同；而W＝c•c(H2O)，所以二者的數值也不同。
6．室溫時，某溶液中由水電離生成的H＋和OH－物質的量濃度的乘積為1×10－24，則在該溶液中一定不能大量共存的離子組是(　　)
A．Al3＋、Na＋、NO－3、Cl－
B．＋、Na＋、Cl－、CO2－3
C．NH＋4、Na＋、Cl－、SO2－4
D．NH＋4、＋、SiO2－3、NO－2
答案　D

練方法技巧

7．25 ℃時，水的電離達到平衡：H2O H＋＋OH－　ΔH＞0，下列敘述正確的是(　　)
A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移動，c(OH－)降低
B．向水中加入少量固體硫酸氫鈉，c(H＋)增大，W不變
C．向水中加入少量CH3COOH，平衡逆向移動，c(H＋)降低
D．將水加熱，W增大，pH不變
答案　B
解析　本題考查外界條對水的電離平衡的影響。解答時要先分析清楚水的電離平衡的移動方向，然后再討論c(H＋)、c(OH－)或W的變化。向水中加入稀氨水，c(OH－)增大，平衡逆向移動，c(H＋)減小，A項不正確；向水中加入少量固體NaHSO4：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO2－4，c(H＋)增大，但W不變，B項正確；向水中加入少量CH3COOH后，使水的電離平衡逆向移動，c(OH－)減小，c(H＋)增大，C項不正確；將水加熱，水的電離平衡正向移動，c(H＋)、c(OH－)均增大，W增大，pH減小，但仍呈中性，D項不正確。
8．常溫下，下列四種溶液：①pH＝0的鹽酸，②0.1 mol•L－1的鹽酸，③0.01 mol•L－1的NaOH溶液，④pH＝11的NaOH溶液中，由水電離生成的H＋的物質的量濃度之比為(　　)
A．1∶10∶100∶1 000 B．0∶1∶12∶11
C．14∶13∶12∶11 D．14∶13∶2∶1
答案　A
解析　在鹽酸中，由水電離產生的c(H＋)等于溶液中的c(OH－)：①c(H＋)水＝c(OH－)＝1×10－14 mol•L－1�、赾(H＋)水＝c(OH－)＝1×10－13 mol•L－1；在NaOH溶液中，由水電離產生的c(H＋)等于溶液中的c(H＋)：③c(H＋)＝1×10－12 mol•L－1　④c(H＋)＝1×10－11 mol•L－1。因此，四種溶液中由水電離出的H＋的濃度的比為
10－14∶10－13∶10－12 ∶10－11 ＝1∶10∶100∶1 000。
練綜合拓展

9．已知室溫時，0.1 mol•L－1某一元酸HA在水中有0.1%發生電離，回答下列各問題：
(1)該溶液的pH＝________；
(2)HA的電離平衡常數＝________；
(3)升高溫度時，________(填“增大”，“減小”或“不變”)，pH________(填“增大”，“減小”或“不變”)；
(4)由HA電離出的c(H＋)約為水電離出的c(H＋)的________倍。
答案　(1)4　(2)1×10－7　(3)增大　減小　(4)106
解析　(1)HA電離出的c(H＋)＝0.1×0.1% mol•L－1＝1×10－4 mol•L－1，pH＝－lg1×10－4＝4；(2)電離平衡常數＝cH＋•cA－cHA＝1×10－4×1×10－40.1mol•L－1＝1×10－7mol•L－1；(3)因HA H＋＋A－，電離過程是吸熱的，所以升高溫度c(H＋)、c(A－)均增大，則增大，而pH減�。�(4)c(H＋)HA＝1×10－4 mol•L－1。c(H＋)水＝c(OH－)＝1×10－141×10－4mol•L－1＝1×10－10 mol•L－1，所以c(H＋)HA∶c(H＋)水＝(1×10－4)∶(1×10－10)＝106。
10．某二元弱酸(簡寫為H2A)溶液，按下式發生一級和二級電離：
H2A H＋＋HA－，HA－ H＋＋A2－。
已知相同濃度時的電離程度a(H2A)＞a(HA－)，設有下列四種溶液：
A．0.01 mol•L－1的H2A溶液
B．0.01 mol•L－1的NaHA溶液
C．將0.02 mol•L－1的HCl與0.04 mol•L－1的NaHA溶液等體積混合所得的混合溶液
D．將0.02 mol•L－1的NaOH與0.02 mol•L－1的NaHA溶液等體積混合所得的混合溶液
據此，填寫下列空白(填代號)：
(1)c(H＋)最大的是________，最小的是________。
(2)c(H2A)最大的是________，最小的是________。
(3)c(A2－)最大的是________，最小的是________。
答案　(1)A　D　(2)C　D　(3)D　A
解析　反應后的C溶液為0.01 mol•L－1 H2A、0.01 mol•L－1 NaHA和0.01 mol•L－1 NaCl的混合溶液。因有HA－的存在抑制了H2A的第一步電離，所以其c(H＋)小于A溶液中的c(H＋)，c(H2A)大于A溶液中的c(H2A)。反應后的D溶液為0.01 mol•L－1的Na2A溶液，所以其c(A2－)最大，但因其水解呈堿性，且A2－的水解程度大于HA－的，所以其c(H＋)最小。
11．實驗表明，液態時，純硫酸的電離能力強于純硝酸，純硫酸的導電性也顯著強于純水。又知液態純酸都像水那樣進行自身電離(H2O＋H2O??H3O＋＋OH－)而建立平衡，且在一定溫度下都有各自的離子積常數。據此回答：
(1)純硫酸在液態時自身電離的方程式是
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)25 ℃時，液態純硫酸的離子積常數(H2SO4)_______1×10－14mol2•L－2(填“＞”、“＜”或“＝”)。
(3)在純硫酸與純硝酸的液態混合酸中，存在的陰離子主要是____________，這是因為混合酸中不僅存在硫酸和硝酸各自電離的兩個電離平衡，而且還因硫酸的酸度大于硝酸，又在無水條下，混合酸中必然發生________________________________________________
______________________________(寫離子方程式)反應。
答案　(1)2H2SO4 H3SO＋4＋HSO－4
(2)＞　(3)HSO－4　H＋＋NO－3===HNO3
解析　根據實驗表明，液態時，純硫酸的電離能力強于純硝酸，純硫酸的導電性也顯著強于純水。已知液態純酸都能像水那樣進行自身電離(H2O＋H2O H3O＋＋OH－)而建立平衡，且在一定溫度下都有各自的離子積常數，這些信息告訴我們純硫酸存在著電離平衡，且電離程度強于純硝酸和純水，仿照純水的電離方式，可以推知純硫酸的電離方程式為 2H2SO4??H3SO＋4＋HSO－4。在25℃時，液態純H2SO4的離子積常數(H2SO4)比1×10－14mol2•L－2大。由于在純硫酸和純硝酸的液態混合酸中2H2SO4 H3SO＋4＋HSO－4為主要的電離方式，而純硝酸電離受到純硫酸電離出的H＋的抑制，因此，在純硫酸和純硝酸的液態混合酸中，存在的陰離子主要是HSO－4。同時，無水條下，混合酸中必然發生H＋＋NO－3===HNO3的反應。

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