培优点十六弱电解质电离平衡及电离平衡常数的应用.docx

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培优点十六弱电解质电离平衡及电离平衡常数的应用

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一．弱电解质电离平衡及电离平衡常数的应用

1．影响电离平衡的因素

典例1．体积相同的盐酸和醋酸两种溶液，n（Cl－）＝n（CH3COO－）＝0.01mol，下列叙述错误的是（）

A．与NaOH完全中和时，醋酸所消耗的NaOH多

B．分别与足量CaCO3反应时，放出的CO2一样多

C．两种溶液的pH相等

D．分别用水稀释相同倍数时，n（Cl－）＜n（CH3COO－）

【解析】体积相同的盐酸和醋酸两种溶液，n（Cl－）＝n（CH3COO－）＝0.01mol，根据二者的电离方程式可知，二者电离出的c（H＋）相同，故pH相等，C项正确；由于醋酸不能完全电离，因此n（CH3COOH）＞n（HCl），故与NaOH完全中和，醋酸消耗的NaOH多，分别与足量CaCO3反应时，醋酸放出的CO2多，A项正确，B项错误；分别用水稀释相同倍数时，醋酸的电离程度增大，n（CH3COO－）增大，而n（Cl－）不变，D项正确。

【答案】B

2．电离平衡常数的应用

典例2．已知H2SO3、H2CO3分别属于中强酸和弱酸，H2SO3

H＋HSO，HSO

H＋SO；H2CO3

H＋HCO，HCO

H＋CO；电离平衡常数分别为K1、K、K2、K，已知K1＞K≈K2＞K则溶液中不可以大量共存的离子组是（）

A．SO、HCOB．HSO、COC．SO、COD．HSO、HCO

【解析】因、K＞K，故酸性HSO＞HCO，所以HSO能与CO反应生成HCO与SO。

【答案】B

3．强弱电解质的比较

典例3．25℃时，CH3COOH的电离平衡常数Ka＝1.8×10－5，体积均为10mLpH＝3的醋酸溶液与一元酸HX溶液分别加水稀释至1000mL，稀释过程中pH的变化如图所示。

下列有关叙述不正确的是（）

A．HX的酸性比CH3COOH强且为弱酸

B．10mLpH＝3的醋酸溶液中c（H＋）＋c（CH3COOH）＞c（CH3COO－）＋c（OH－）

C．10mLpH＝3的醋酸溶液中c（CH3COOH）约为0.056mol·L−1

D．中和等体积、等pH的CH3COOH和HX溶液消耗NaOH的物质的量前者小于后者

【解析】对于强酸稀溶液，体积稀释至100倍，pH增大2，而题述两种酸溶液pH增大均小于2，故二者均为弱酸，且HX溶液pH增大的多，故HX的酸性比CH3COOH强，选项A正确；由电荷守恒可得：

c（H）＝c（OH－）＋c（CH3COO－），选项B正确；Ka＝＝1.8×10－5，c（H＋）＝c（CH3COO－），解得c（CH3COOH）约为0.056mol·L−1，选项C正确；等体积、等pH的CH3COOH和HX溶液，前者溶质的物质的量浓度大，物质的量多，故消耗的NaOH前者大于后者，选项D错误。

【答案】D

4．实验探究

典例4．

（1）一定温度下，向1L0.1mol·L−1CH3COOH溶液中加入0.1molCH3COONa固体，则醋酸的电离平衡向________（填“正”或“逆”）反应方向移动；溶液中的值______（填“增大”“减小”或“不变”）。

（2）氨气的水溶液称为氨水，其中存在的主要溶质微粒是NH3·H2O。

已知：

a.常温下，醋酸和NH3·H2O的电离平衡常数均为1.8×10－5；

b．CH3COOH＋NaHCO3===CH3COONa＋CO2↑＋H2O。

则CH3COONH4溶液呈________（填“酸”“碱”或“中”，下同）性，NH4HCO3溶液呈________性，NH4HCO3溶液中物质的量浓度最大的离子是________。

（3）99℃时，Kw＝1.0×10－12，该温度下测得0.1mol·L−1Na2A溶液的pH＝6。

①H2A在水溶液中的电离方程式为_______________________________________。

②该温度下，将0.01mol·L−1H2A溶液稀释到20倍后，溶液的pH＝________。

③将体积相等、pH＝1的盐酸和H2A溶液分别与足量的Zn反应，产生的氢气____。

（填字母）

A．盐酸多B．H2A多C．一样多D．无法确定

④将0.1mol·L−1H2A溶液与0.2mol·L−1氨水等体积混合，完全反应后溶液中各离子浓度从大到小的顺序为_________________。

【解析】（3）99℃时，Kw＝1.0×10－12，该温度下测得0.1mol·L−1Na2A溶液的pH＝6，说明溶液呈中性，即A2－不水解，故H2A为强酸，在水溶液中完全电离。

【答案】

（1）逆　不变　

（2）中　碱　NH

（3）①H2A===2H＋＋A2－　②3　③C　④c（NH）>c（A2－）>c（H＋）>c（OH－）

二．对点增分集训

1．已知氢氟酸水溶液中存在如下电离平衡：

HF

H＋F－。

只改变一个条件一定可以使减小的是（）

A．通入少量氯化氢气体

B．加入少量氟化钾固体

C．加入少量氢氧化钠固体

D．通入少量氟化氢气体

【解析】通入少量HCl气体，溶液中c（H）增大，电离平衡逆向移动，c（HF）增大，但c（HF）增大的程度没有c（H）增大的程度大，减小，A项正确；加入少量KF固体，溶液中c（F）增大，平衡逆向移动，c（H）减小，c（HF）增大，增大，B项错；加入少量NaOH固体，溶液中c（H）减小，电离平衡正向移动，c（HF）减小，但c（HF）减小的程度没有c（H）减小的程度大，增大，C项错；通入少量HF气体，c（HF）增大，平衡正向移动，导致c（H）增大，但最终结果是c（HF）增大的程度比c（H）增大的程度大，增大，D错。

【答案】A

2．25℃时加水稀释10mLpH＝11的氨水，下列判断正确的是（）

A．原氨水的浓度为10−3mol·L−1

B．溶液中减小

C．氨水的电离程度增大，溶液中所有离子的浓度均减小

D．再加入10mLpH＝3的盐酸充分反应后混合液的pH值肯定大于7

【解析】A项，原氨水的浓度应大于10−3mol·L−1，错误；B项，由于n（NH）增多，而n（NH3·H2O）减小，因处于同一溶液中，所以增大，错误；C项，由于c（OH－）减小，所以c（H）应增大，错误；D项，氨水过量，所以pH＞7，正确。

【答案】D

3．现有体积相等且等pH或等物质的量浓度的盐酸和醋酸溶液，分别加入足量镁粉，产生H2的体积（同温同压下测定）随时间的变化示意图如下：

其中正确的是（）

A．①③B．②④C．①②③④D．都不对

【解析】①随着反应的进行，氢气的体积应逐渐增大，故①错误；②等pH时，醋酸浓度较大，加入足量镁，不仅产生的氢气的体积更大，反应更快，而且反应时间更长，不可能比盐酸更早结束，故②错误；③随着反应的进行，氢气的体积应逐渐增大，不可能逐渐减小，故③错误；④等物质的量浓度时，醋酸溶液中氢离子浓度较小，反应速率较小，不可能比盐酸反应的快，故④错误。

故选D

【答案】D

4．硼酸（H3BO3）溶液中存在：

H3BO3（aq）＋H2O（l）

[B（OH）4]－（aq）＋H＋（aq）。

下列说法正确的是（）

化学式

电离常数（298K）

硼酸

K＝5.7×10－10

碳酸

K1＝4.4×10－7

K2＝4.7×10－11

醋酸

K＝1.75×10－5

A．等物质的量浓度的碳酸钠溶液和醋酸钠溶液比较，pH：

前者>后者

B．等物质的量浓度的碳酸溶液和硼酸溶液比较，pH：

前者>后者

C．将一滴碳酸钠溶液滴入硼酸溶液中一定能观察到有气泡产生

D．将一滴醋酸溶液滴入碳酸钠溶液中一定能观察到有气泡产生

【解析】酸的电离常数越大，其酸性越强，根据电离常数知，酸性强弱顺序是：

醋酸＞碳酸＞硼酸＞碳酸氢根离子。

醋酸的酸性强于碳酸，碳酸根离子的水解程度大于醋酸根离子，所以等物质的量浓度的碳酸钠溶液的pH大于醋酸钠溶液的pH，A正确；碳酸的酸性强于硼酸，则等物质的量浓度的碳酸溶液和硼酸溶液比较，pH：

前者＜后者，B错误；碳酸钠和硼酸反应生成碳酸氢钠而不是二氧化碳，所以观察不到有气泡产生，C错误；醋酸和碳酸钠反应先生成碳酸氢钠，碳酸氢钠再和醋酸反应生成二氧化碳，由于只有一滴醋

酸溶液，所以不一定能观察到有气泡产生，D错误。

【答案】A

5．由已知电离平衡常数判断，下列关于SO2与Na2CO3（aq）反应的离子方程式的书写中，不合理的是（）

酸

电离平衡常数

H2CO3

K1＝4×10－7　K2＝5.6×10－11

H2SO3

K1＝1.54×10－2　K2＝1.02×10－7

A．SO2＋H2O＋2CO===2HCO＋SO

B．SO2＋2HCO===2CO2＋SO＋H2O

C．2SO2＋H2O＋CO===CO2＋2HSO

D．SO2＋H2O＋CO===HCO＋HSO

【解析】分析表中的电离平衡常数判断电离程度大小，碳酸存在电离平衡：

H2CO3

HCO＋H＋　K1＝4×10－7，HCO

H＋＋CO　K2＝5.6×10－11；亚硫酸存在电离平衡：

H2SO3

HSO＋H＋　K1＝1.54×10－2，HSO

H＋＋SO　K2＝1.02×10－7，碳酸与亚硫酸都是弱酸，电离平衡常数越大，酸性越强，则酸性强弱顺序为H2SO3＞H2CO3＞HSO＞HCO，发生化学反应应遵循强酸制弱酸的原理，以此分析B项不合理。

【答案】B

6．25℃时，向盛有50mLpH＝2的HA溶液的绝热容器中加入pH＝13的NaOH溶液，加入NaOH溶液体积（V）与所得混合溶液的温度（T）的关系如下图所示。

下列叙述正确的是（）

A．HA溶液的物质的量浓度为0.01mol·L−1

B．b→c的过程中，温度降低的原因是溶液中发生了吸热反应

C．a→b的过程中，混合溶液中可能存在：

c（A－）＝c（Na＋）　

D．25℃时，HA的电离平衡常数K约为1.43×10－2

【解析】恰好中和时混合溶液温度最高，即b点，此时消耗氢氧化钠为0.04L×0.1mol·L−1＝0.004mol

，得出50mLHA的浓度为＝0.08mol·L－1，A错误；b→c的过程中，HA已完全反应，继续滴加氢氧化钠溶液不再发生反应，溶液温度降低，B错误；NaA水解呈碱性，HA电离呈酸性，a→b的过程中，

混合溶液可能呈中性，存在：

c（A－）＝c（Na＋），C正确；电离平衡常数K＝＝＝1.43×10－3，D错误。

【答案】C

7．pH＝1的HA、HB两溶液各10mL，分别加水稀释至1000mL，其pH变化关系如图所示，下列说法正确的是（）

A．HA一定是强酸，HB一定是弱酸

B．稀释后，HA溶液的酸性比HB溶液的酸性弱

C．向上述10mLHA溶液中加入10mLpH＝13的NaOH溶液，溶液中有c（Na＋）＞c（A－）＞c（OH－）＞c（H＋）

D．当a＝3时，HA、HB两溶液起始浓度相等

【解析】当a＝3，HA一定是强酸，HB一定是弱酸，若a＜3，HA、HB都是弱酸，A错误；由图像可知，稀释后HA溶液的pH比HB溶液的大，故稀释后HA溶液的酸性比HB溶液的酸性弱，B正确；若a＝3，HA是强酸，与NaOH溶液反应后，溶液中生成的溶质NaA不水解，溶液呈中性，c（H＋）＝c（OH－），C错误；当a＝3时，HA是强酸，HA、HB两溶液起始pH相等，但溶液浓度不相等，D错误。

【答案】B

8．为比较盐酸与醋酸的酸性强弱，下列方案不可行的是（均在常温下测定）（）

A．比较等体积、等pH的两种溶液的导电性

B．比较等物质的量浓度的氯化钠与醋酸钠溶液的pH

C．比较等体积、等pH的两种溶液与过量锌粉反应产生氢气的量

D．比较等体积、等物质的量浓度的两种溶液稀释相同倍数后的pH变化

【解析】A项，由于盐酸、醋酸的pH相同，c（H＋）相同，所以导电性也相同，故不可行。

【答案】A

9．向0.1mol·L－1的CH3COOH溶液中加水或加入少量CH3COONa晶体时，下列有关叙述不正确的是（）

A．都能使溶液的pH增大

B．都能使溶液中c（H＋）·c（CH3COO－）减小

C．都能使溶液中比值增大

D．溶液中不变

【解析】醋酸中存在CH3COOH

CH3COO－＋H+，温度不变，醋酸的Ka不变，即不变，D正确；加水稀释，虽促进醋酸的电离，但溶液中c（H＋）、c（CH3COO）减小，pH增大；加入少量CH3COONa晶体时引入c（CH3COO－），c（CH3COO－）增大，醋酸的电离平衡向逆反应方向移动，c（H＋）减小，pH增大，A正确；加入少量CH3COONa晶体后Ka＝不变，而c（CH3COOH）变大，则c（H+）·c（CH3COO－）变大，B错误；＝＝，c（H+）变小，则比值增大，C正确。

【答案】A

10．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。

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

提示：

电离度＝×100%

（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）。

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________________________________________。

（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________（填字母，下同）。

A．溶液的pH增大B．氨水的电离度减小

C．c（OH－）减小D．c（NH）减小

（4）将氨水与盐酸等浓度等体积混合，下列做法能使c（NH）与c（Cl－）比值变大的是________。

A．加入固体氯化铵B．通入少量氯化氢

C．降低溶液温度D．加入少量固体氢氧化钠

【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）对于平衡NH3·H2O

NH+OH－，加入NH4Cl固体，平衡左移，pH减小，电

离度减小，c（OH－）减小，c（NH）增大，A、D错误。

（4）氨水与盐酸等浓度等体积混合，恰好生成NH4Cl溶液，NH+H2O

NH3·H2O+H，加入固体NH4Cl，c（NH）增大，增大，A正确；降温，NH水解程度减小，增大，C正确；B项，通入HCl，c（Cl－）增大的较c（NH）多，减小；D项，加入NaOH固体，c（NH）减小，减小。

【答案】

（1）右　A

（2）氨水浓度降低，使c（OH－）减小，而温度升高，使c（OH－）增大，双重作用使c（OH）基本不变

（3）AD　

（4）AC

11．与化学平衡类似，电离平衡的平衡常数，叫做电离常数（用K表示）。

下表是25℃下几种常见弱酸的电离平衡常数：

酸

电离方程式

电离平衡常数K

CH3COOH

CH3COOH

H++CH3COO－

1.96×10－5

HClO

HClO

H++ClO－

3.0×10－8

H2CO3

H2CO3

H++HCO

HCO

H++CO

K1＝4.4×10－7

K2＝5.6×10－11

H2SO3

H2SO3

H++HSO

HSO

H++SO

K1＝1.54×10－2

K2＝1.02×10－7

回答下列问题：

（1）CH3COOH、HClO、H2CO3、HCO、H2SO3、HSO都可看作是酸，其中酸性最强的是________，最弱的是________。

（2）向Na2CO3溶液中通入足量的氯气，发生的离子方程式为______________________，向NaClO溶液中通入少量的二氧化硫，发生的离子方程式为_________________________。

（3）求25℃时，1.2mol·L−1的NaClO溶液pH＝________（已知：

lg2＝0.3），0.10mol·L−1的CH3COOH溶液中的c（H+）＝________mol·L−1。

【解析】

（1）同一温度下，酸的电离常数越大其酸性越强，根据酸的电离常数知，酸性强弱顺序是H2SO3＞CH3COOH＞H2CO3＞HSO＞HClO＞HCO，所以酸性最强的是H2SO3，最弱的是HCO。

（2）因为酸性：

HCl＞H2CO3＞HClO＞HCO，所以反应的离子方程式为2Cl2+H2O+CO===CO2+2Cl－+2HClO；因为酸性：

H2SO3＞HSO＞HClO，次氯酸具有强氧化性，能够将亚硫酸根离子氧化为硫酸根离子，所以反应的离子方程式为SO2+H2O+3ClO－===Cl－+SO+2HClO。

（3）1.2mol·L−1的NaClO溶液中水解离子方程式为ClO

+H2O

HClO+OH－，Kh＝＝×＝＝，c2（OH－）＝×c（ClO－）＝×1.2mol·L−1，c（OH－）＝2×10－3.5mol·L−1，c（H+）＝＝5×10－11.5，pH＝－lg（5×10－11.5）＝10.8；该温度下，0.10mol·L−1的CH3COOH溶液中存在电离平衡，CH3COOH⇌CH3COO－+H+，平衡常数K＝＝1.76×10−5，c2（H+）＝0.10×1.76×10−5，c（H+）≈1.4×10−3mol·L−1。

【答案】

（1）H2SO3　HCO

（2）2Cl2+H2O+CO===CO2+2Cl－+2HClO

SO2+H2O+3ClO－===Cl－+SO+2HClO

（3）10.8　1.4×10－3