【三維設(shè)計】教師用書版高考化學(xué) 第八章 水溶液中的離子平衡復(fù)習(xí) 新人教版

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1、水溶液中的離子平衡 第一節(jié)弱電解質(zhì)的電離 1．了解電解質(zhì)的概念。了解強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念。 2．了解電解質(zhì)在水溶液中的電離，以及電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性。 3．了解弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡。 考點一 [記牢主干知識] 1．強(qiáng)、弱電解質(zhì) (1)概念 (2)電離方程式的書寫 ①弱電解質(zhì) a．多元弱酸分步電離，且第一步電離程度遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于第二步，如H2CO3電離方程式：H2CO3H＋＋，HCOH＋＋。 b．多元弱堿電離方程式一步寫成，如Fe(OH)3電離方程式：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。 ②酸式鹽 a．強(qiáng)酸的酸式鹽完全電離，如NaHSO4電離方程式：

2、NaHSO4===Na＋＋H＋＋。 b．弱酸的酸式鹽中酸式酸根不能完全電離，如NaHCO3電離方程式：NaHCO3===Na＋＋HCO，HCOH＋＋。 2．弱電解質(zhì)的電離平衡 (1)電離平衡的建立 在一定條件下(如一定溫度下)，當(dāng)弱電解質(zhì)電離的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等時，電離過程達(dá)到了平衡。 (2)電離平衡的特征 (3)影響電離平衡的外界條件 ①溫度：升高溫度，電離平衡向右移動，電離程度增大。 ②濃度：稀釋溶液，電離平衡向右移動，電離程度增大。 ③相同離子：加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，電離平衡向左移動，電離程度減小。 ④加入能與離子反應(yīng)的物質(zhì)：電離平衡向

3、右移動，電離程度增大。 [練通基礎(chǔ)小題] 一、基礎(chǔ)知識全面練 1．判斷正誤(正確的打“√”，錯誤的打“×”)。 (1)HClO是弱酸，所以NaClO是弱電解質(zhì)(×) (2)弱電解質(zhì)溶液中存在溶質(zhì)分子，而強(qiáng)電解質(zhì)溶液中不存在溶質(zhì)分子(√) (3)AgCl的水溶液不導(dǎo)電，而CH3COOH的水溶液能導(dǎo)電，故AgCl是弱電解質(zhì)，CH3COOH是強(qiáng)電解質(zhì)(×) (4)由0.1 mol·L－1氨水的pH為11，可知溶液中存在NH3·H2ONH＋OH－(√) (5)為確定某酸H2A是強(qiáng)酸還是弱酸，可測NaHA溶液的pH。若pH>7，則H2A是弱酸；若pH<7，則H2A是強(qiáng)酸(×) (6

4、)弱電解質(zhì)在溶液里達(dá)到電離平衡時，分子的濃度和離子的濃度一定相等(×) 2．稀釋某一弱電解質(zhì)溶液時，所有離子濃度都會減小嗎？ 提示：不是所有離子濃度都會減小。對于弱酸或弱堿溶液，只要對其稀釋，電離平衡均會發(fā)生右移，例如稀釋弱酸HA溶液時，c(H＋)、c(A－)減小，但c(OH－)會增大。 3．分別畫出冰醋酸和0.1 mol·L－1醋酸溶液加水稀釋時溶液導(dǎo)電能力的變化圖。 提示： 二、?？碱}點分組練 題點(一)　電離平衡的特點 1．下列說法正確的是(　　) A．(2015·全國卷Ⅰ)2 L 0.5 mol·L－1的亞硫酸溶液中含有的H＋離子數(shù)為2NA B．(2013·江蘇高考)

5、CH3COOH溶液加水稀釋后，溶液中的值減小 C．(2012·重慶高考)稀醋酸加水稀釋，醋酸電離程度增大，溶液的pH減小 D．(2012·浙江高考)常溫下，將pH＝3的醋酸溶液稀釋到原體積的10倍后，溶液的pH＝4 解析：選B　H2SO3為弱酸，不能完全電離，A錯；加水稀釋時，電離平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋向正向移動，溶液中n(CH3COOH)減小，而n(CH3COO－)增大，故的值減小，醋酸的電離程度增大，但c(H＋)減小，pH增大，B正確，C錯誤；因稀釋過程中CH3COOH又電離出部分H＋，故稀釋到原體積的10倍后，溶液的pH大于3，小于4，D錯。 2．在醋酸溶液中

6、，CH3COOH的電離達(dá)到平衡的標(biāo)志是(　　) A．溶液顯電中性 B．溶液中無CH3COOH分子 C．氫離子濃度恒定不變 D．c(H＋)＝c(CH3COO－) 解析：選C　溶液中存在的電離平衡有：CH3COOHCH3COO－＋H＋，H2OH＋＋OH－，陰離子所帶負(fù)電荷總數(shù)與陽離子所帶正電荷總數(shù)永遠(yuǎn)相等，與是否達(dá)到電離平衡無關(guān)，A錯；CH3COOH是弱電解質(zhì)，溶液中一定存在CH3COOH分子，B錯；依據(jù)電離方程式，不管是否達(dá)到平衡，都有c(H＋)＞c(CH3COO－)，所以D錯；氫離子濃度恒定不變時，電離達(dá)到平衡，所以C對。 題點(二)　影響電離平衡的因素 3．H2S水溶液

7、中存在電離平衡H2SH＋＋HS－和HS－H＋＋S2－。若向H2S溶液中(　　) A．加水，平衡向右移動，溶液中氫離子濃度增大 B．通入過量SO2氣體，平衡向左移動，溶液pH增大 C．滴加新制氯水，平衡向左移動，溶液pH減小 D．加入少量硫酸銅固體(忽略體積變化)，溶液中所有離子濃度都減小 解析：選C　向H2S溶液中加水，平衡向右移動，但溶液體積增大，溶液中H＋濃度減小，A錯誤。通入SO2，可發(fā)生反應(yīng)：2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O，SO2過量時，SO2與水反應(yīng)生成的H2SO3酸性比氫硫酸酸性強(qiáng)，因此溶液pH減小，B錯誤。滴加新制氯水，發(fā)生反應(yīng)：H2S＋Cl2===2H

8、Cl＋S↓，H2S濃度減小，平衡向左移動，反應(yīng)生成的鹽酸為強(qiáng)酸，溶液酸性增強(qiáng)，pH減小，C正確。加入少量CuSO4，發(fā)生反應(yīng)：CuSO4＋H2S===CuS↓＋H2SO4，溶液中S2－濃度減小，H＋濃度增大，D錯誤。 4．將濃度為 0.1 mol·L－1 HF溶液加水不斷稀釋，下列各量始終保持增大的是(　　) A．c(H＋)　　　　　　　　B．Ka(HF) C． D． 解析：選D　在0.1 mol·L－1 HF 溶液中存在如下電離平衡：HFH＋＋F－，加水稀釋，平衡向右移動，但c(H＋)減小；選項B, 電離平衡常數(shù)與濃度無關(guān)，其數(shù)值在稀釋過程中不變；選項C，加水后，平衡右移，n

9、(F－)、n(H＋)都增大，但由于水電離產(chǎn)生的n(H＋)也增大，故C項比值減??；選項D，變形后得，稀釋過程中c(F－)逐漸減小，故其比值始終保持增大。 [探規(guī)尋律] 平衡移動引起結(jié)果變化的判斷方法 電離平衡屬于動態(tài)平衡，當(dāng)外界條件改變時，弱電解質(zhì)的電離平衡會發(fā)生移動，平衡移動遵循勒夏特列原理。 實例(稀溶液) CH3COOHH＋＋CH3COO－　ΔH>0 改變條件 平衡移動方向 n(H＋) c(H＋) 導(dǎo)電能力 Ka 加水稀釋 → 增大 減小 減弱 不變 加入少量冰醋酸 → 增大 增大 增強(qiáng) 不變 通入HCl(g) ← 增大 增大 增

10、強(qiáng) 不變 加入NaOH(s) → 減小 減小 增強(qiáng) 不變 加入鎂粉 → 減小 減小 增強(qiáng) 不變 升高溫度 → 增大 增大 增強(qiáng) 增大 考點二 [基礎(chǔ)自主落實] 1．表達(dá)式 (1)一元弱酸HA的電離常數(shù)：根據(jù)HAH＋＋A－，可表示為Ka＝。 (2)一元弱堿BOH的電離常數(shù)：根據(jù)BOHB＋＋OH－，可表示為Kb＝。 2．意義：相同條件下，K值越大，表示該弱電解質(zhì)越易電離，所對應(yīng)的酸性或堿性相對越強(qiáng)。 3．特點：電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，與電解質(zhì)的濃度、酸堿性無關(guān)，由于電離過程是吸熱的，故溫度升高，K增大。多元弱酸是分步電離的，各級電離常數(shù)的大

11、小關(guān)系是K1?K2……，所以其酸性主要決定于第一步電離。 4．影響因素 小題熱身 1．判斷正誤(正確的打“√”，錯誤的打“×”)。 (1)電離平衡右移，電離常數(shù)一定增大(×) (2)H2CO3的電離常數(shù)表達(dá)式：Ka＝(×) (3)電離常數(shù)可以表示弱電解質(zhì)的相對強(qiáng)弱(√) (4)電離常數(shù)隨著弱電解質(zhì)的濃度增大而增大(×) (5)電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，與濃度無關(guān)(√) (6)電離常數(shù)大的酸溶液中的c(H＋)一定比電離常數(shù)小的酸溶液中的c(H＋)大(×) 2．下表是幾種常見弱酸的電離常數(shù)(25 ℃) 弱酸 電離方程式 電離常數(shù)K CH3COOH CH3COOHCH

12、3COO－＋H＋ 1.26×10－5 H2CO3 H2CO3H＋＋HCO HCOH＋＋CO K1＝4.31×10－7 K2＝5.61×10－11 H2S H2SH＋＋HS－ HS－H＋＋S2－ K1＝9.1×10－8 K2＝1.1×10－15 H3PO4 H3PO4H＋＋H2PO H2POH＋＋HPO HPOH＋＋PO K1＝7.52×10－3 K2＝6.23×10－8 K3＝4.2×10－13 回答下列問題： (1)K只與溫度有關(guān)，當(dāng)溫度升高時，K值________(填“增大”“減小”或“不變”)。 (2)在

13、溫度相同時，各弱酸的K值不同，那么K值的大小與酸性的相對強(qiáng)弱有何關(guān)系？__________________________________________________________________________。 (3)若把CH3COOH、H2CO3、HCO、H2S、HS－、H3PO4、H2PO、HPO都看作是酸，其中酸性最強(qiáng)的是________，最弱的是________。 (4)多元弱酸是分步電離的，每一步都有相應(yīng)的電離常數(shù)，對于同一種多元弱酸的K1、K2、K3之間存在著數(shù)量上的規(guī)律是K1∶K2∶K3≈1∶105∶1010，產(chǎn)生此規(guī)律的原因是___________________

14、_____________________________________________________。 答案：(1)增大 (2)相同溫度下K值越大，對應(yīng)酸的酸性越強(qiáng) (3)H3PO4　HS－ (4)上一級電離出的H＋對下一級電離有抑制作用 [考向合作探究] 電離常數(shù)的影響因素及其應(yīng)用 1．下列關(guān)于電離常數(shù)的說法正確的是(　　) A．電離常數(shù)隨著弱電解質(zhì)濃度的增大而增大 B．CH3COOH的電離常數(shù)表達(dá)式為Ka＝ C．電離常數(shù)只受溫度影響，與濃度無關(guān) D．向CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固體，電離常數(shù)減小 解析：選C　A．電離常數(shù)與弱電解質(zhì)濃度無關(guān)

15、，只與電解質(zhì)本身的強(qiáng)弱和所處溫度有關(guān)，錯誤。B.電離常數(shù)是弱電解質(zhì)達(dá)到電離平衡時，電離產(chǎn)生的離子濃度的乘積與未電離的電解質(zhì)分子的濃度之比。因此CH3COOH的電離常數(shù)表達(dá)式為Ka＝，錯誤。C.電離需要吸收能量，所以電離常數(shù)只受溫度影響，與濃度無關(guān)，正確。D.向CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固體，電離平衡逆向移動，c(H＋)減小，c(CH3COO－)增大，但是電離常數(shù)不變，錯誤。 2．相同溫度下，根據(jù)三種酸的電離常數(shù)，下列判斷正確的是(　　) 酸 HX HY HZ 電離常數(shù)K 9×10－7 9×10－6 1×10－2 A．三種酸的強(qiáng)弱關(guān)系：HX＞HY＞HZ B

16、．反應(yīng)HZ＋Y－===HY＋Z－能夠發(fā)生 C．相同溫度下，0.1 mol·L－1的NaX、NaY、NaZ溶液，NaZ溶液pH最大 D．相同溫度下，1 mol·L－1 HX溶液的電離常數(shù)大于0.1 mol·L－1 HX　 解析：選B　表中電離常數(shù)大小關(guān)系：1×10－2＞9×10－6＞9×10－7，所以酸性排序為HZ＞HY＞HX，可知A、C不正確。電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，與濃度無關(guān)，D不正確。 3．(2016·佳木斯模擬)下列關(guān)于一定溫度、一定濃度的氨水的說法正確的是(　　) A．NH3·H2O的電離達(dá)到平衡的標(biāo)志是溶液呈電中性 B．是個常數(shù) C．氨水促進(jìn)了水的電離 D．c(NH)＋

17、c(H＋)＝c(NH3·H2O)＋c(OH－) 解析：選B　溶液在任何情況下均呈電中性，A項錯誤；設(shè)NH3·H2O的電離常數(shù)為Kb，則 Kb＝，而KW＝c(H＋)·c(OH－)，兩式相比得＝，因為Kb、KW為常數(shù)，故為常數(shù)，B項正確；NH3·H2O電離出OH－，抑制了水的電離，C項錯誤；根據(jù)溶液中的電荷守恒可知c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－)，D項錯誤。 電離常數(shù)的4大應(yīng)用 (1)判斷弱酸(或弱堿)的相對強(qiáng)弱，電離常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強(qiáng)。 (2)判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強(qiáng)弱，電離常數(shù)越大，對應(yīng)的鹽水解程度越小，堿性(或酸性)越弱。 (3)判斷復(fù)分解反應(yīng)能否發(fā)

18、生，一般符合 “強(qiáng)酸制弱酸”規(guī)律。 (4)判斷微粒濃度比值的變化。 弱電解質(zhì)加水稀釋時，能促進(jìn)弱電解質(zhì)的電離，溶液中離子和分子的濃度會發(fā)生相應(yīng)的變化，但電離常數(shù)不變，考題中經(jīng)常利用電離常數(shù)來判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。 如：0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加水稀釋，＝＝，加水稀釋時，c(H＋)減小，K值不變，則增大。 有關(guān)電離常數(shù)的定量計算 4．已知室溫時，0.1 mol·L－1某一元酸HA在水中有0.1%發(fā)生電離，下列敘述錯誤的是(　　) A．該溶液的pH＝4 B．升高溫度，溶液的pH增大 C．此酸的電離常數(shù)約為1×10－7 D．由HA電離出的c(H＋

19、)約為水電離出的c(H＋)的106倍 解析：選B　c(H＋)＝0.1%×0.1 mol·L－1＝10－4 mol·L－1， pH＝4；因HA在水中有電離平衡，升高溫度促進(jìn)平衡向電離的方向移動，c(H＋)將增大，pH會減??；C選項可由電離常數(shù)表達(dá)式算出Ka＝＝1×10－7；c(H＋)＝10－4 mol·L－1，所以水電離出的c(H＋)＝10－10 mol·L－1，前者是后者的106倍。 5．碳?xì)浠衔锿耆紵蒀O2和H2O。常溫常壓下，空氣中的CO2溶于水，達(dá)到平衡時，溶液的pH＝5.60，c(H2CO3)＝1.5×10－5mol·L－1。若忽略水的電離及H2CO3的第二級電離，則H2

20、CO3HCO＋H＋的電離常數(shù)K1＝________(已知：10－5.60＝2.5×10－6)。 解析：H2CO3H＋＋HCO K1＝＝＝4.2×10－7。 答案：4.2×10－7 有關(guān)電離常數(shù)計算的兩種類型(以弱酸HX為例) 1．已知c(HX)始和c(H＋)，求電離常數(shù) 　　　　　　　　　HX　　　 H＋ ＋　 X－ 起始/(mol·L－1)：c(HX)始　　　　　0　　　 0 平衡/(mol·L－1)：c(HX)始－c(H＋) c(H＋)　 c(H＋) 則：Ka＝＝。 由于弱酸只有極少一部分電離，c(H＋)的數(shù)值很小，可做近似處理：c(HX

21、)始－c(H＋)≈c(HX)始，則Ka＝，代入數(shù)值求解即可。 2．已知c(HX)始和電離常數(shù)，求c(H＋) 同理可得Ka＝≈， 則：c(H＋)＝，代入數(shù)值求解即可。 考點三 (難點拉分型——講細(xì)練全) 1．相同物質(zhì)的量濃度、相同體積的一元強(qiáng)酸與一元弱酸的比較 比較項目 酸　　　　 c(H＋) pH 中和堿的能力 與足量Zn反應(yīng)產(chǎn)生H2的量 開始與金屬反應(yīng)的速率 一元強(qiáng)酸 大 小 相同 相同 大 一元弱酸 小 大 小 2．相同pH、相同體積的一元強(qiáng)酸與一元弱酸的比較 比較項目 酸　　　　 c(H＋) c(酸) 中和堿的能力 與足量Zn

22、反應(yīng)產(chǎn)生H2的量 開始與金屬反應(yīng)的速率 一元強(qiáng)酸 相同 小 小 少 相同 一元弱酸 大 大 多 [說明]　一元強(qiáng)堿與一元弱堿的比較規(guī)律與以上類似。 3．一元強(qiáng)酸(堿)和一元弱酸(堿)稀釋時的pH變化圖像 圖中，a、b為pH相等的NaOH溶液和氨水，c、d為pH相等的鹽酸和醋酸。對于該圖像，要深刻理解以下4點： (1)對于pH＝y(tǒng)的強(qiáng)酸溶液稀釋時，體積每增大10n倍，pH就增大n個單位，即pH＝y(tǒng)＋n；對于pH＝y(tǒng)的弱酸溶液來說，體積每增大10n倍，pH增大不足n個單位，即pH

23、的強(qiáng)堿溶液稀釋時，體積每增大10n倍，pH就減小n個單位，即pH＝x－n；對于pH＝x的弱堿溶液來說，體積每增大10n倍，pH減小不足n個單位，即pH>x－n；無論怎樣稀釋，堿溶液的pH不能等于或小于7，只能趨近于7。 (3)加水稀釋相同倍數(shù)后的pH大?。喊彼?NaOH溶液，鹽酸>醋酸。 (4)稀釋后的pH仍然相等，則加水量的多少：氨水>NaOH溶液，醋酸>鹽酸。 弱酸(堿)的判斷 1．(2016·德陽模擬)下列事實中一定不能證明CH3COOH是弱電解質(zhì)的是(　　) ①常溫下某CH3COONa溶液的pH＝8 ②用CH3COOH溶液做導(dǎo)電實驗，燈泡很暗 ③等pH等體積的鹽酸、C

24、H3COOH溶液和足量鋅反應(yīng)，CH3COOH放出的氫氣較多 ④pH＝1的CH3COOH溶液和pH＝13的KOH溶液等體積混合，溶液呈酸性 ⑤CH3COONa和稀H3PO4反應(yīng)，生成CH3COOH ⑥pH＝1的CH3COOH溶液稀釋至100倍，pH<3 ⑦10 mL 0.1 mol·L－1CH3COOH恰好與10 mL 0.1mol·L－1 NaOH溶液完全反應(yīng) A．②⑦　　　　　　　　　B．②⑤ C．①③⑤ D．②④⑤⑥ 解析：選A　①說明溶液水解呈堿性，應(yīng)為強(qiáng)堿弱酸鹽，可證明CH3COOH是弱電解質(zhì)，正確；②只能說明溶液離子濃度較小，錯誤；③說明醋酸還可電離出氫離子，可證明

25、CH3COOH是弱電解質(zhì)，正確；④說明醋酸有剩余，即醋酸沒有完全電離，可以證明CH3COOH是弱電解質(zhì)，正確；⑤說明醋酸的酸性比磷酸弱，而磷酸為中強(qiáng)酸，則醋酸為弱酸，正確；⑥說明存在電離平衡，證明CH3COOH是弱電解質(zhì)，正確；⑦只能說明一元酸堿恰好反應(yīng)，不能說明醋酸是弱酸，錯誤。 2．為了證明一水合氨(NH3·H2O)是弱電解質(zhì)，甲、乙、丙三人分別選用下列試劑進(jìn)行實驗：0.010 mol·L－1氨水、0.1 mol·L－1NH4Cl溶液、NH4Cl晶體、酚酞溶液、pH試紙、蒸餾水。 (1)甲用pH試紙測出0.010 mol·L－1氨水的pH為10，則認(rèn)定一水合氨是弱電解質(zhì)，你認(rèn)為這一方法

26、________(填“正確”或“不正確”)，并說明理由_______________________ __________________________________________________________________________。 (2)乙取出10 mL 0.010 mol·L－1氨水，用pH試紙測其pH＝a，然后用蒸餾水稀釋至1 000 mL，再用pH試紙測其pH＝b，若要確認(rèn)NH3·H2O是弱電解質(zhì)，則a、b應(yīng)滿足什么關(guān)系？________________________________。 (3)丙取出10 mL 0.010 mol·L－1氨水，滴入2滴酚酞溶液

27、，顯粉紅色，再加入少量NH4Cl晶體，溶液顏色變________(填“深”或“淺”)。你認(rèn)為這一方法能否證明NH3·H2O是弱電解質(zhì)？________(填“能”或“否”)，并說明原因__________________________________ _________________________________________________________________________。 (4)請你根據(jù)所提供的試劑，再提出一個合理又簡便的方案證明NH3·H2O是弱電解質(zhì)： ______________________________________________________

28、_________________。 解析：(1)若NH3·H2O是強(qiáng)電解質(zhì)，則0.010 mol·L－1氨水中c(OH－)應(yīng)為0.010 mol·L－1，pH＝12。用pH試紙測出0.010 mol·L－1氨水的pH為10，說明NH3·H2O沒有完全電離，應(yīng)為弱電解質(zhì)。 (2)若NH3·H2O是強(qiáng)電解質(zhì)，用蒸餾水稀釋至1 000 mL，其pH＝a－2。因為NH3·H2O是弱電解質(zhì)，不能完全電離，a、b應(yīng)滿足a－2

29、3·H2O 的電離平衡NH3·H2ONH＋OH－逆向移動，從而使溶液的pH降低。這兩種可能均會使溶液顏色變淺，可證明NH3·H2O是弱電解質(zhì)。 (4)NH4Cl為強(qiáng)酸弱堿鹽，只需檢驗NH4Cl溶液的酸堿性，即可證明NH3·H2O是弱電解質(zhì)，還是強(qiáng)電解質(zhì)。 答案：(1)正確　若是強(qiáng)電解質(zhì)，則0.010 mol·L－1氨水中c(OH－)應(yīng)為0.010 mol·L－1，pH＝12 (2)a－2

30、H3·H2O的電離平衡NH3·H2ONH＋OH－逆向移動，從而使溶液的pH降低。這兩種可能均可證明NH3·H2O是弱電解質(zhì) (4)取一張pH試紙，再用玻璃棒蘸取0.1 mol·L－1NH4Cl溶液，滴在pH試紙上，顯色后跟標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較測出pH，pH<7(方案合理即可) 判斷弱酸的三種方法 方法一：根據(jù)弱酸的定義判斷，弱酸在水溶液中不能完全電離，如測0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液的pH>1。 方法二：根據(jù)弱酸在水溶液中存在電離平衡判斷，條件改變，平衡發(fā)生移動，如pH＝1的CH3COOH加水稀釋10倍后，1

31、如判斷CH3COOH為弱酸可用以下現(xiàn)象判斷： (1)向一定濃度的醋酸鈉溶液中，加入幾滴酚酞溶液，溶液變?yōu)闇\紅色。 (2)用玻璃棒蘸取一定濃度的醋酸鈉溶液滴在pH試紙上，測其pH>7。 強(qiáng)弱電解質(zhì)的比較及圖像分析 3．25 ℃時，有下列四種溶液： ① ② ③ ④ 0.1 mol·L－1氨水 pH＝11氨水 0.1 mol·L－1鹽酸 pH＝3鹽酸 下列說法中正確的是(　　) A．①稀釋到原來的100倍后，pH與②相同 B．等體積①③混合、等體積②④混合所得的溶液都呈酸性 C．①②中分別加入少量CH3COONa固體，的值都變小 D．③④稀釋到原來的100倍后，

32、稀釋后④溶液中的pH大 解析：選D　A選項，稀釋后c(NH3·H2O)＝0.001 mol·L－1，一水合氨是弱電解質(zhì)，c(OH－)<0.001 mol·L－1，pH<11，錯誤；等體積②④混合，因為氨水的濃度遠(yuǎn)大于鹽酸的濃度，所以溶液顯堿性，B選項錯誤；C選項，CH3COONa水解顯堿性，加入CH3COONa固體，使NH3·H2ONH＋OH－平衡左移，的值都增大，錯誤；稀釋后③④溶液中pH分別為3、5，D選項正確。 4．(2016·廈門模擬)25 ℃時，相同pH的兩種一元弱酸HA與HB溶液分別加水稀釋，溶液pH隨溶液體積變化的曲線如圖所示。下列說法正確的是(　　) A．同濃度的Na

33、A與NaB溶液中，c(A－)小于c(B－) B．a(chǎn)點溶液的導(dǎo)電性大于b點溶液 C．a(chǎn)點的c(HA)大于b點的c(HB) D．HA的酸性強(qiáng)于HB 解析：選D　由于稀釋過程中HA的pH變化較大，故HA的酸性強(qiáng)于HB，D項正確；酸的酸性越強(qiáng)，對應(yīng)的鹽的水解程度越小，故NaB的水解程度大，同濃度的NaA與NaB溶液中c(B－)小于c(A－)，A項錯誤；b點溶液的pH小于a點溶液的pH，說明b點溶液中c(H＋)較大、c(B－)較大，故溶液導(dǎo)電性較強(qiáng)，B項錯誤；HA酸性強(qiáng)于HB，則相同pH的溶液，c(HA)

34、16·開封聯(lián)考)在體積都為1 L，pH都等于2的鹽酸和醋酸溶液中，投入0.65 g鋅粒，則下圖所示符合客觀事實的是(　　) 解析：選C　因鹽酸為強(qiáng)酸、醋酸為弱酸，故pH都等于2的鹽酸和醋酸溶液中c(HCl)＝0.01 mol·L－1而c(CH3COOH)>0.01 mol·L－1,1 L溶液中n(HCl)＝0.01 mol，n(CH3COOH)>0.01 mol。A項，相同時間內(nèi)pH變化較大的應(yīng)為HCl，錯誤；B項，產(chǎn)生H2的速率大的應(yīng)為CH3COOH，錯誤；D項，相同時間內(nèi)c(H＋)變化較大的為HCl，錯誤。 以“弱酸的電離平衡常數(shù)”為載體串聯(lián)弱電解質(zhì)的相關(guān)知識 高考載體(2013·上

35、海高考T18) 　　部分弱酸的電離常數(shù)如下表： 弱酸 HCOOH HCN H2CO3 電離常數(shù)(25 ℃) K＝1.77×10－4 K＝4.9×10－10 K1＝4.3×10－7 K2＝5.6×10－11 [知識串聯(lián)設(shè)計] (1)依據(jù)表格中三種酸的電離常數(shù)，判斷三種酸酸性強(qiáng)弱的順序為_________________。 (2)向NaCN溶液中通入CO2氣體能否制得HCN？________。若能寫出反應(yīng)的化學(xué)方程式？__________________________________________________________________________

36、。 (3)同濃度的HCOO－、HCO、CO、CN－結(jié)合H＋的能力由強(qiáng)到弱的順序是_______。 (4)①升高0.1 mol·L－1 HCOOH溶液的溫度，HCOOH的電離程度如何變化？________。 ②加水稀釋，如何變化？__________________________________________ _________________________________________________________________________。 (5)pH＝4的HCOOH和NH4Cl溶液中，水的電離程度相同嗎？_________________。

37、(6)試用兩種最常用的方法判斷常溫下HCOOH是一種弱酸？____________________ _________________________________________________________________________。 答案：(1)HCOOH＞H2CO3＞HCN (2)能　NaCN＋H2O＋CO2===HCN＋NaHCO3 (3)CO＞CN－＞HCO＞HCOO－ (4)①升高溫度，能促進(jìn)HCOOH的電離 ②加水稀釋，增大 (5)不相同 (6)方法Ⅰ：配制0.01 mol·L－1的HCOOH溶液，測其pH，若pH＞2，則證明HCOOH為弱酸；

38、方法Ⅱ：配制少量HCOONa溶液，測其pH，若pH＞7，則證明HCOOH為弱酸。 1．(2016·蘭州一中階段測試)下列說法不正確的是(　　) A．強(qiáng)電解質(zhì)在溶液中完全電離，不存在電離平衡 B．導(dǎo)電能力強(qiáng)的溶液其溶質(zhì)是強(qiáng)電解質(zhì) C．溶質(zhì)為同一弱電解質(zhì)的溶液，當(dāng)溫度不同時，其導(dǎo)電能力也不相同 D．強(qiáng)電解質(zhì)在液態(tài)時，有的導(dǎo)電，有的不導(dǎo)電 解析：選B　溶液的導(dǎo)電能力與溶液中自由移動離子的濃度和離子所帶電荷有直接關(guān)系，弱電解質(zhì)的濃溶液也可能具有較強(qiáng)的導(dǎo)電性，B項錯誤；溶質(zhì)為同一弱電解質(zhì)的溶液，當(dāng)溫度不同時，其電離程度不同，溶液中自由移動的離子濃度也不同，故其導(dǎo)電能力也不相同，C項正確；強(qiáng)電

39、解質(zhì)在液態(tài)時，有的導(dǎo)電，如氯化鈉等離子化合物，有的不導(dǎo)電，如氯化氫等，D項正確。 2．(2016·房山區(qū)模擬)將0.1 mol·L－1的NH3·H2O溶液加水稀釋，下列說法正確的是(　　) A．的值減小 B．OH－的物質(zhì)的量減小 C．的值減小 D．NH的濃度減小 解析：選D　在NH3·H2O溶液中，存在電離平衡；NH3·H2ONH＋OH－，當(dāng)加水稀釋時，電離平衡正向移動，使電離出的n(NH)增大，溶液中的n(NH3·H2O)減小，則＝的值增大，A錯誤；加水稀釋，電離平衡正向移動，所以O(shè)H－的物質(zhì)的量增大，B錯誤；加水稀釋，c(NH)、c(OH－)、c(NH3·H2O)都減小，但

40、是Kb＝的值不變，C錯誤；加水稀釋，使c(NH)減小，D正確。 3．(2015·重慶高考)下列敘述正確的是(　　) A．稀醋酸中加入少量醋酸鈉能增大醋酸的電離程度 B．25 ℃時，等體積等濃度的硝酸與氨水混合后，溶液pH＝7 C．25 ℃時，0.1 mol·L－1的硫化氫溶液比等濃度的硫化鈉溶液的導(dǎo)電能力弱 D．0.1 mol AgCl和0.1 mol AgI混合后加入1 L水中，所得溶液中c(Cl－)＝c(I－) 解析：選C　醋酸是弱電解質(zhì)，存在電離平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋，加入醋酸鈉，使溶液中的c(CH3COO－)增大，電離平衡逆向移動，抑制醋酸的電離，故A不

41、正確。25 ℃時，等體積等濃度的硝酸與氨水完全反應(yīng)生成NH4NO3，NH發(fā)生水解，溶液呈酸性，pH<7，故B不正確。H2S是弱電解質(zhì)，部分電離，而Na2S是強(qiáng)電解質(zhì)，完全電離，在等濃度的兩種溶液中，Na2S溶液中離子濃度較大，溶液的導(dǎo)電能力強(qiáng)，故C正確。0.1 mol AgCl和0.1 mol AgI混合后加入1 L水中，達(dá)到沉淀溶解平衡，因為AgCl的溶解度大于AgI，溶液中c(Cl－)>c(I－)，故D不正確。 4．H2CO3和H2S在25 ℃時的電離常數(shù)如下： 電離常數(shù) Ki1 Ki2 H2CO3 4.2×10－7 5.6×10－11 H2S 5.7×10－8 1.2

42、×10－15 則下列反應(yīng)可能發(fā)生的是(　　) A．NaHCO3＋NaHS===Na2CO3＋H2S B．H2S＋Na2CO3===NaHS＋NaHCO3 C．Na2S＋H2O＋CO2===H2S＋Na2CO3 D．H2S＋NaHCO3===NaHS＋H2CO3 解析：選B　電離常數(shù)越大，酸性越強(qiáng)，所以酸性由強(qiáng)到弱的順序是：H2CO3＞H2S＞HCO＞HS－，只有B項可以發(fā)生。 5．(2016·揭陽模擬)對常溫下0.1 mol·L－1的醋酸溶液，以下說法正確的是(　　) A．由水電離出來的c(H＋)＝1.0×10－13mol·L－1 B．c(CH3COOH)>c(H＋)>c(C

43、H3COO－)>c(OH－) C．與同濃度的鹽酸分別加水稀釋10倍：pH(醋酸)c(OH－)，在溶液中還存在水的電離平衡：H2OH＋＋OH－。所以c(H＋)>c(CH3COO－)。由于醋酸

44、電離程度很弱，主要以分子的形式存在。所以溶液中微粒關(guān)系是c(CH3COOH)>c(H＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)，正確；C.與同濃度的鹽酸分別加水稀釋10倍：由于醋酸電離程度遠(yuǎn)小于鹽酸的電離程度，因此稀釋10倍后，溶液中c(H＋)：醋酸<鹽酸，所以pH(醋酸)>pH(鹽酸)，錯誤；D.與等濃度等體積NaOH溶液反應(yīng)，由于溶液的體積增大，所以反應(yīng)后的溶液中：c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)<0.1 mol·L－1，錯誤。 6．(2016·海淀區(qū)期末)常溫下，下列有關(guān)兩種溶液的說法不正確的是(　　) 序號 ① ② pH 12 12 溶液 氨水 氫氧化鈉溶液

45、 A．①②兩溶液中c(OH－)相等 B．①溶液的物質(zhì)的量濃度為0.01 mol·L－1 C．①②兩溶液分別加水稀釋10倍，稀釋后溶液的pH：①>②　 D．等體積的①、②兩溶液分別與0.01 mol·L－1的鹽酸完全中和，消耗鹽酸的體積：①>② 解析：選B　常溫下，pH相同的氨水和氫氧化鈉溶液中，c(OH－)相等，A項正確，由于NH3·H2O是弱堿，故氨水的物質(zhì)的量濃度大于0.01 mol·L－1，B項錯誤；分別加水稀釋10倍時，氫氧化鈉溶液的pH變?yōu)?1，而氨水的pH大于11且小于12，C項正確；等體積時氨水中溶質(zhì)的物質(zhì)的量大，分別與0.01 mol·L－1的鹽酸完全中和，消耗鹽酸的

46、體積①>②，D項正確。 7．(2016·鄭州模擬)分析下表，下列選項中錯誤的是(　　) 弱酸 CH3COOH HCN H2CO3 電離常數(shù)(25 ℃) 1.8×10－5 4.9×10－10 Ka1＝4.3×10－7 Ka2＝5.6×10－11 A．CH3COO－、HCO、CN－在溶液中可以大量共存 B．向食醋中加入水可使CH3COOH的電離平衡向電離方向移動 C．相同物質(zhì)的量濃度的Na2CO3和NaCN溶液，后者pH較大 D．pH＝a的上述3種酸溶液，加水后溶液的pH仍相同，則醋酸中加入水的體積最小 解析：選C　根據(jù)電離常數(shù)可知HCO和CH3COO－、HCO和C

47、N－均不發(fā)生反應(yīng)，A正確；向食醋中加入水，CH3COOH的電離平衡正向移動，B正確；由于電離常數(shù)HCN>HCO，根據(jù)“越弱越易水解”可知C錯；pH相同的CH3COOH、HCN、H2CO3 3種酸溶液，加入相同體積的水，CH3COOH溶液pH變化最大，則pH變化相同的情況下，CH3COOH溶液中加入水的體積最小，D正確。 8．(2016·日照模擬)常溫下，向10 mL b mol·L－1的CH3COOH溶液中滴加等體積的0.01 mol·L－1的NaOH溶液，充分反應(yīng)后溶液中c(CH3COO－)＝c(Na＋)，下列說法不正確的是(　　) A．b>0.01 B．混合后溶液呈中性 C．CH3

48、COOH的電離常數(shù)Ka＝ D．向CH3COOH溶液中滴加NaOH溶液的過程中，水的電離程度逐漸減小 解析：選D　反應(yīng)后溶液中c(CH3COO－)＝c(Na＋)，根據(jù)電荷守恒：c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性，說明醋酸過量，b>0.01，A、B正確；pH＝7，c(H＋)＝10－7mol·L－1，Ka＝＝＝，C正確；在整個滴加過程中水的電離程度先變大后逐漸減小，因為酸、堿抑制水的電離，D錯誤。 9．室溫下，甲、乙兩燒杯均盛有5 mL pH＝3的某一元酸溶液，向乙燒杯中加水稀釋至pH＝4。關(guān)于甲、乙兩燒杯中溶液的描述正確的是(　　) ①溶液的體積：10V甲≤V乙 ②水電離出的OH－濃度

49、：10c(OH－)甲≤c(OH－)乙 ③若分別用等濃度的NaOH溶液完全中和，所得溶液的pH：甲≤乙 ④若分別與5 mL pH＝11的NaOH溶液反應(yīng)，所得溶液的pH：甲≤乙 A．①②　　　　　　　　　B．②③ C．③④ D．①④ 解析：選D　若該一元酸是強(qiáng)酸，則10V甲＝V乙，若該一元酸是弱酸，稀釋時會繼續(xù)電離，加水稀釋至pH＝4時需要多加水，即10V甲＜V乙，①正確；室溫下，甲溶液中水電離出的OH－濃度為10－11mol·L－1，乙溶液中水電離出的OH－濃度為10－10 mol·L－1，即10c(OH－)甲＝c(OH－)乙，②錯誤；兩溶液中酸的物質(zhì)的量相等，分別用等濃度的Na

50、OH溶液完全中和，若是強(qiáng)酸，所得溶液顯中性，pH：甲＝乙，若是弱酸，則生成強(qiáng)堿弱酸鹽，乙中溶液濃度較小，c(OH－)小，pH小，③錯誤；若分別與5 mL pH＝11的NaOH溶液反應(yīng)，若是強(qiáng)酸，所得溶液顯中性，pH：甲＝乙，若是弱酸則酸過量，溶液顯酸性，乙中濃度小酸性較弱，pH較大，④正確。 10．(2015·全國卷Ⅰ)濃度均為0.10 mol·L－1、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(　　) A．MOH的堿性強(qiáng)于ROH的堿性 B．ROH的電離程度：b點大于a點 C．若兩溶液無限稀釋，則它們的c(OH－)相等 D．當(dāng)l

51、g＝2時，若兩溶液同時升高溫度，則增大 解析：選D　由圖像分析濃度為0.10 mol·L－1的MOH溶液，在稀釋前pH為13，說明MOH完全電離，則MOH為強(qiáng)堿，而ROH的pH<13，說明ROH沒有完全電離，ROH為弱堿。A.MOH的堿性強(qiáng)于ROH的堿性，A正確。B.曲線的橫坐標(biāo)lg越大，表示加水稀釋體積越大，由曲線可以看出b點的稀釋程度大于a點，弱堿ROH存在電離平衡：ROHR＋＋OH－，溶液越稀，弱電解質(zhì)電離程度越大，故ROH的電離程度：b點大于a點，B正確。C.若兩溶液無限稀釋，則溶液的pH接近于7，故兩溶液的c(OH－)相等，C正確。D.當(dāng)lg＝2時，溶液V＝100V0，溶液稀釋

52、100倍，由于MOH發(fā)生完全電離，升高溫度，c(M＋)不變；ROH存在電離平衡：ROHR＋＋OH－，升高溫度促進(jìn)電離平衡向電離方向移動，c(R＋)增大，故減小，D錯誤。 11．常壓下，取不同濃度、不同溫度的氨水測定，得到下表實驗數(shù)據(jù)。 溫度/℃ c(NH3·H2O) /(mol·L－1) 電離常數(shù) 電離度/% 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

53、－2 提示：電離度＝×100% (1)溫度升高，NH3·H2O的電離平衡向________(填“左”或“右”)移動，能支持該結(jié)論的表中數(shù)據(jù)是________(填字母)。 a．電離常數(shù) b．電離度 c．c(OH－) d．c(NH3·H2O) (2)表中c(OH－)基本不變的原因是___________________________________________。 (3)常溫下，在氨水中加入一定量的氯化銨晶體，下列說法錯誤的是________(填字母，下同)。 A．溶液的pH增大 B．氨水的電離度減小 C．c(OH－)減小 D．c(NH)減小 (4)將氨水與鹽酸

54、等濃度等體積混合，下列做法能使c(NH)與c(Cl－)比值變大的是________。 A．加入固體氯化銨 B．通入少量氯化氫 C．降低溶液溫度 D．加入少量固體氫氧化鈉 解析：(1)根據(jù)表中電離常數(shù)隨溫度的變化可以判斷，NH3·H2O的電離吸收熱量，所以升溫，NH3·H2O的電離平衡向右移動。(3)NH3·H2ONH＋OH－，加入NH4Cl固體，平衡左移，pH減小，電離度減小，c(OH－)減小，c(NH)增大，A、D錯誤。(4)氨水與鹽酸等濃度等體積混合，恰好生成NH4Cl溶液，NH＋H2ONH3·H2O＋H＋，加入固體NH4Cl，NH水解程度減小，增大，A正確；降溫，N

55、H水解程度減小，增大，C項正確；B項，通入HCl，c(Cl－)增大的較c(NH)多，故減小；D項，加入NaOH固體，c(NH)減小，減小。 答案：(1)右　a　(2)氨水濃度降低，使c(OH－)減小，而溫度升高，使c(OH－)增大，雙重作用使c(OH－)基本不變　(3)AD　(4)AC 12．(2016·武漢模擬)水是極弱的電解質(zhì)，改變溫度或加入某些電解質(zhì)會影響水的電離。請回答下列問題： (1)純水在100 ℃時，pH＝6，該溫度下0.1 mol·L－1的NaOH溶液的pH＝________。 (2)25 ℃時，向水中加入少量碳酸鈉固體，得到pH為11的溶液，其水解的離子方程式為___

56、_________________________，由水電離出的c(OH－)＝________mol·L－1。 (3)體積均為100 mL、pH均為2的鹽酸與一元酸HX，加水稀釋過程中pH與溶液體積的關(guān)系如圖所示，則HX是______(填“強(qiáng)酸”或“弱酸”)，理由是___________________________________ _____________________________________________________。 (4)電離常數(shù)是衡量弱電解質(zhì)電離程度強(qiáng)弱的物理量。已知： 化學(xué)式 電離常數(shù)(25 ℃) HCN K＝4.9×10－10 CH3COOH

57、 K＝1.8×10－5 H2CO3 K1＝4.3×10－7，K2＝5.6×10－11 ①25 ℃時，等濃度的NaCN溶液、Na2CO3溶液和CH3COONa溶液，溶液的pH由大到小的順序為__________________________(填化學(xué)式)。 ②25 ℃時，在0.5 mol·L－1的醋酸溶液中由醋酸電離出的c(H＋)約是由水電離出的c(H＋)的________倍。 解析：(1)根據(jù)題意可知，c(OH－)＝0.1 mol·L－1，該溫度下，KW＝c(H＋)·c(OH－)＝10－12，則c(H＋)＝10－11mol·L－1，pH＝11。 (2)碳酸根離子水解的離子方程式為C

58、O＋H2OHCO＋OH－，pH＝11說明c(H＋)＝10－11mol·L－1，c(OH－)＝mol·L－1＝10－3mol·L－1，溶液中的OH－全部是由水電離產(chǎn)生的。 (4)①酸的酸性越弱，其對應(yīng)的鹽的水解程度越大，堿性越強(qiáng)，pH越大，由表知酸性：CH3COOH>HCN>HCO，則pH：Na2CO3>NaCN>CH3COONa。②醋酸的電離常數(shù)為：Ka(CH3COOH)＝＝＝1.8×10－5，c(CH3COOH)≈0.5 mol·L－1，則c(H＋)≈3×10－3mol·L－1，由水電離出的氫離子濃度約為mol·L－1，故由醋酸電離出的c(H＋)約是由水電離出的c(H＋)的＝9×108

59、倍。 答案：(1)11　(2)CO＋H2OHCO＋OH－　10－3 (3)弱酸　稀釋相同倍數(shù)，一元酸HX的pH變化量比HCl的小，說明HX存在電離平衡，故HX為弱酸 (4)①Na2CO3>NaCN>CH3COONa②9×108 13．(2016·濰坊模擬)某小組以醋酸為例探究弱酸的性質(zhì)。 (1)實驗一：探究酸的強(qiáng)弱對酸與鎂條反應(yīng)速率的影響。 ①設(shè)計實驗方案如下表，表中c＝________mol·L－1。 編號 酸的種類 酸的濃度/(mol·L－1) 酸的體積/mL 鎂條質(zhì)量/g 1 醋酸 1.0 10 2.0 2 鹽酸 c 10 2.0 ②實驗步

60、驟： a)檢查裝置(如圖)的氣密性后，添加藥品； b)反應(yīng)開始后，________； c)將所記錄的數(shù)據(jù)轉(zhuǎn)化為曲線圖(下圖)。 ③寫出0～5 min醋酸、鹽酸與鎂條反應(yīng)的反應(yīng)速率變化規(guī)律：__________________ ________________________________________________________________________。 (2)實驗二：現(xiàn)有一瓶醋酸溶液，常溫下測定其中醋酸的電離程度(已電離的電解質(zhì)分子數(shù)占原來總分子數(shù)的百分比)。設(shè)計實驗方案，將待測物理量和對應(yīng)的測定方法填寫在下表中。 待測物理量 測定方法 ①________

61、 量取25.00 mL醋酸溶液于錐形瓶中，滴加指示劑，將0.100 0 mol·L－1 NaOH標(biāo)準(zhǔn)溶液裝入________，滴定至終點，記錄數(shù)據(jù)。重復(fù)滴定2次。 ②________ 解析：(1)①要探究酸的強(qiáng)弱對酸與鎂條反應(yīng)速率的影響，則兩種酸的濃度應(yīng)該是相等的，即表中c＝1.0 mol·L－1。 ②b)根據(jù)圖像中數(shù)據(jù)可知，縱坐標(biāo)需要氫氣的體積，因此反應(yīng)開始后，每隔1 min記錄一次生成H2的體積； ③根據(jù)圖像可知0～5 min醋酸反應(yīng)的曲線幾乎是直線，這說明醋酸與鎂條反應(yīng)的速率隨時間變化不明顯；而鹽酸與鎂條反應(yīng)開始階段曲線斜率較大，這說明反應(yīng)速率很快，但一段時間后反應(yīng)速率明顯減

62、小。 (2)要測定醋酸的電離程度(已電離的電解質(zhì)分子數(shù)占原來總分子數(shù)的百分比)，則需要測定醋酸的濃度和溶液的pH值。 答案：(1)①1.0?、诿扛? min記錄一次生成H2的體積；③醋酸與鎂條反應(yīng)的反應(yīng)速率隨時間變化不明顯；鹽酸與鎂條反應(yīng)開始階段反應(yīng)速率很快，一段時間后反應(yīng)速率明顯減小 (2) 待測物理量 測定方法 ①醋酸溶液的物質(zhì)的量濃度 堿式滴定管 ②H＋的物質(zhì)的量濃度 取適量醋酸溶液于燒杯中，用pH計測定溶液pH 1．了解水的電離、離子積常數(shù)。 2．了解溶液pH的定義。能進(jìn)行pH的簡單計算。 3．了解測定溶液pH的方法。 第二節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性

63、考點一 [基礎(chǔ)自主落實] 1．水的電離 水是極弱的電解質(zhì)，水的電離方程式為H2O＋H2OH3O＋＋OH－或簡寫為：H2OH＋＋OH－。25 ℃時，純水中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7_mol·L－1；任何水溶液中，由水電離出的c(H＋)與c(OH－)都相等。 2．水的離子積常數(shù) KW＝c(H＋)·c(OH－)。 (1)室溫下：KW＝1×10－14。 (2)影響因素：只與溫度有關(guān)，升高溫度，KW增大。 (3)適用范圍：KW不僅適用于純水，也適用于稀的電解質(zhì)水溶液。 (4)KW揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要溫度不變，KW不變。 3．影響水電離平衡的

64、因素 (1)溫度升高，促進(jìn)水的電離，KW增大；溫度降低，抑制水的電離，KW減小。 (2)加入酸或堿抑制水的電離。 (3)加入可水解的鹽，促進(jìn)水的電離。 (4)加入能與水反應(yīng)的活潑金屬，促進(jìn)水的電離。 4．外界條件對水的電離平衡的影響 改變條件 電離平衡移動方向 KW 升高溫度 右移 增大 加入酸或堿 左移 不變 加能水解的鹽或活潑金屬 右移 不變 小題熱身 1．判斷正誤(正確的打“√”，錯誤的打“×”)。 (1)純水中c(H＋)隨著溫度的升高而降低(×) (2)25 ℃時，0.10 mol·L－1 NaHCO3溶液加水稀釋后，n(H＋)與n(OH－)

65、的乘積變大(×) (3)已知某溫度下CH3COOH和NH3·H2O的電離常數(shù)相等，現(xiàn)向10 mL濃度為0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液中滴加相同濃度的氨水，在滴加過程中水的電離程度始終增大(×) (4)在蒸餾水中滴加濃H2SO4，KW不變(×) (5)向水中加入少量硫酸氫鈉固體，促進(jìn)了水的電離，c(H＋)增大，KW不變(×) (6)向水中加入AlCl3溶液對水的電離不產(chǎn)生影響(×) (7)100 ℃的純水中c(H＋)＝1×10－6mol·L－1，此時水呈酸性(×) 2．KW＝c(H＋)·c(OH－)中，H＋和OH－一定由水電離出來的嗎？ 提示：不一定，如酸溶液中H＋由酸

66、和水電離產(chǎn)生，堿溶液中OH－由堿和水電離產(chǎn)生，只要是水溶液必定有H＋和OH－，當(dāng)溶液濃度不大時，總有KW＝c(H＋)·c(OH－)。 3．甲同學(xué)認(rèn)為，在水中加入H2SO4，水的電離平衡向左移動，解釋是加入H2SO4后c(H＋)增大，平衡左移。乙同學(xué)認(rèn)為，加入H2SO4后，水的電離平衡向右移動，解釋為加入H2SO4后，c(H＋)濃度增大，H＋與OH－中和，平衡右移。你認(rèn)為哪種說法正確？并說明原因。水的電離平衡移動后，溶液中c(H＋)·c(OH－)是增大還是減??？ 提示：甲正確，溫度不變，KW是常數(shù)，加入H2SO4，c(H＋)增大，c(H＋)·c(OH－)>KW，平衡左移。 c(H＋)·c(OH－)不變，因為KW僅與溫度有關(guān)，溫度不變，則KW不變，與外加酸、堿、鹽無關(guān)。 [考向合作探究] 外界條件對水的電離平衡的影響 1．(2016·曲靖模擬)25 ℃時，水的電離達(dá)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，KW不變 C．向水中加入少量鹽酸，平