HA=HB
[例2]现有①盐酸、②醋酸、③硫酸三种稀溶液,用序号回答下列问题:
(1)若三种酸的物质的量浓度相等。
a.三种溶液中的c(H+)大小关系为__③>①>②__。
b.取等体积上述三种溶液,分别用同浓度的NaOH溶液完全中和,所需NaOH溶液的体积大小关系为__③>①=②__。
c.若取等质量Zn分别跟这三种溶液反应,使Zn恰好完全反应时,消耗三种酸的体积大小关系为__①=②>③__。
(2)若三种酸溶液中的c(H+)相等。
a.三种酸的物质的量浓度大小关系为__②>①>③__。
b.取等体积上述三种溶液,分别用同浓度的NaOH溶液完全中和,所需NaOH溶液的体积大小关系为__②>①=③__。
c.若取等质量Zn分别跟这三种溶液反应,使Zn恰好完全反应时,消耗三种酸的体积大小关系为__①=③>②__。
[例1]浓度均为0.10mol/L、体积均为V0的MOH和ROH溶液,分别加水稀释至体积V,pH随lg
的变化如图所示。
下列叙述错误的是( )
A.MOH的碱性强于ROH的碱性
B.ROH的电离程度:
b点大于a点
C.若两溶液无限稀释,则它们的c(OH-)相等
D.当lg
=2时,若两溶液同时升高温度,则
增大
[答题送检]来自阅卷名师报告
错误
致错原因
扣分
A
不能充分挖掘图像中的隐含信息,例如当lg
=0时,MOH、ROH的起始pH与其浓度间的关系,或者lg
的值每增加1,二者pH的变化情况
-6
[解析]利用MOH与ROH的起始pH,再结合二者浓度可知MOH为强碱,ROH为弱碱,A项正确;加水促进弱电解质的电离,b点溶液是将a点溶液加水稀释10倍,故ROH的电离程度:
b点大于a点,B项正确;当两溶液无限稀释时,两溶液的pH都接近中性,则二者c(OH-)相等,C项正确;当lg
=2时,结合二者碱性强弱可知,同时升高溶液温度,c(M+)不变,c(R+)增大,因此溶液中
减小,D项错误。
[答案]D
1.H2S水溶液中存在电离平衡:
H2SH++HS-和HS-H++S2-。
若向H2S溶液中( C )
A.加水,平衡向右移动,溶液中氢离子浓度增大
B.通入过量SO2气体,平衡向左移动,溶液的pH增大
C.滴加新制氯水,平衡向左移动,溶液的pH减小
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
解析A项,加水,电离平衡虽向右移动,但因溶液体积变大,c(H+)减小,错误;B项,通入少量SO2时,因发生反应:
SO2+2H2S===3S↓+2H2O,平衡向左移动,溶液的pH增大,通入过量SO2时,最终溶液为饱和亚硫酸溶液,溶液的pH减小,错误;C项,加入新制氯水,发生反应:
H2S+Cl2===S↓+2HCl,生成了强酸,酸性增强,pH减小,正确;D项,加入CuSO4固体后,发生反应:
H2S+Cu2+===CuS↓+2H+,溶液中c(H+)变大,错误。
1.判断正误,正确的划“√”,错误的划“×”。
(1)稀醋酸中加入少量醋酸钠能增大醋酸的电离程度。
( × )
(2)25℃时,0.1mol·L-1的硫化氢溶液比等浓度的硫化钠溶液的导电能力弱。
( √ )
(3)pH=1的NaHSO4溶液:
c(H+)=c(SO
)+c(OH-)。
( √ )
(4)测0.1mol·L-1氨水的pH为11:
NH3·H2ONH
+OH-。
( √ )
2.(2016·江苏卷)下列说法正确的是( A )
A.氢氧燃料电池工作时,H2在负极上失去电子
B.0.1mol·L-1Na2CO3溶液加热后,溶液的pH减小
C.常温常压下,22.4LCl2中含有的分子数为6.02×1023个
D.室温下,稀释0.1mol·L-1CH3COOH溶液,溶液的导电能力增强
解析A项,氢氧燃料电池放电时,H2在负极上失去电子,正确;B项,加热会促进CO
水解,溶液的碱性增强,pH增大,错误;C项,常温常压下,22.4LCl2不是1mol,错误;D项,稀释CH3COOH溶液时,CH3COO-和H+的浓度减小,溶液的导电能力减弱,错误。
3(2017·全国卷Ⅰ节选)下列事实中,不能比较氢硫酸与亚硫酸的酸性强弱的是( D )
A.氢硫酸不能与碳酸氢钠溶液反应,而亚硫酸可以
B.氢硫酸的导电能力低于相同浓度的亚硫酸
C.0.10mol·L-1的氢硫酸和亚硫酸的pH分别为4.5和2.1
D.氢硫酸的还原性强于亚硫酸
解析根据较强酸制备较弱酸原理,氢硫酸不与碳酸氢钠反应,亚硫酸与碳酸氢钠反应,说明亚硫酸、碳酸、氢硫酸的酸性依次减弱,A项正确;相同浓度,溶液的导电能力与离子总浓度有关,相同浓度下,氢硫酸溶液导电能力弱,说明氢硫酸的电离能力较弱,即电离出的氢离子数较少,B项正确;相同浓度下,亚硫酸的pH较小,故它的酸性较强,C项正确;酸性强弱与还原性无关,酸性强调酸电离出氢离子的难易,而还原性强调还原剂失电子的难易,D项错误。
考点二 电离平衡常数Ka(或Kb)及其应用(见学用讲义P155)
1.表达式
(1)对于一元弱酸HA
HAH++A-,平衡常数Ka=
。
(2)对于一元弱碱BOH
BOHB++OH-,平衡常数Kb=
。
2.特点
(1)电离平衡常数
(2)多元弱酸是分步电离的,各级电离平衡常数的大小关系式是__K1≫K2≫K3……__,所以多元弱酸的酸性决定于其__第一步电离__。
3.意义
相同条件下,K值越大,表示该弱电解质越__容易__电离,所对应的酸性或碱性相对越__强__。
如相同条件下常见弱酸的酸性强弱:
H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO。
1.判断正误,正确的划“√”,错误的划“×”。
(1)不同浓度的同一弱电解质,其电离平衡常数(K)不同。
( × )
(2)温度不变,向NH3·H2O溶液中加入NH4Cl,平衡左移,电离平衡常数减小。
( × )
(3)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。
( × )
(4)H2CO3的电离常数表达式:
Ka=
。
( × )
(5)电离平衡右移,电离常数一定增大。
( × )
(6)(2016·全国卷乙改编)298K时,20mL0.10mol·L-1氨水的电离度为1.32%,则该氨水的pH<12。
( √ )
2.H2CO3的电离平衡常数Ka1=4.3×10-7,Ka2=5.6×10-11,它的Ka1、Ka2差别很大的原因:
__第一步电离产生的H+对第二步的电离起抑制作用__(从电离平衡的角度解释)。
一 电离平衡常数的常见应用
1.判断弱酸(或弱碱)的相对强弱:
电离常数越大,酸性(或碱性)越强。
2.判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱:
电离常数越小,对应的盐水解程度越大,碱性(或酸性)越强。
3.判断复分解反应能否发生:
一般符合“强酸制弱酸”规律。
4.判断微粒浓度比值的变化:
弱电解质加水稀释时,能促进弱电解质的电离,溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化,但电离常数不变,考题中经常利用电离常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。
[例1]已知25℃时有关弱酸的电离平衡常数如下表:
弱酸
CH3COOH
HCN
H2CO3
Ka
1.8×10-5
4.9×10-10
K1=4.3×10-7
K2=5.6×10-11
根据上述电离平衡常数分析,下列说法错误的是( B )
A.25℃时,等物质的量浓度的各溶液pH关系为
pH(HCN)>pH(H2CO3)>pH(CH3COOH)
B.2NaCN+H2O+CO2===2HCN+Na2CO3
C.amol/LHCN溶液与bmol/LNaOH溶液等体积混合后,所得溶液中c(Na+)=c(CN-),则a一定大于b
D.2CH3COOH+Na2CO3===2CH3COONa+H2O+CO2↑
解析根据电离平衡常数可知酸的强弱顺序是CH3COOH>H2CO3>HCN>HCO
,物质的量浓度相等时,酸性越弱,溶液的pH越大,所以等物质的量浓度的各溶液pH关系为pH(HCN)>pH(H2CO3)>pH(CH3COOH),A项正确;HCN的酸性强于HCO
,所以反应为NaCN+H2O+CO2===HCN+NaHCO3,B项错误;amol/LHCN溶液与bmol/LNaOH溶液等体积混合,所得溶液中c(Na+)=c(CN-),根据电荷守恒得c(OH-)=c(H+),溶液呈中性,则溶液中的溶质是氰化钠和HCN的混合物,所以a一定大于b,C项正确;CH3COOH的酸性强于H2CO3,所以可以发生反应:
2CH3COOH+Na2CO3===2CH3COONa+H2O+CO2↑,D项正确。
二 电离常数的计算(以弱酸HX为例)
(1)已知c(HX)和c(H+),求电离常数
HX H+ + X-
起始c c(HX) 0 0
平衡c c(HX)-c(H+) c(H+) c(H+)
则:
K=
=
。
由于弱酸只有极少一部分电离,c(H+)的数值很小,可做近似处理:
c(HX)-c(H+)≈c(HX),则K=
,代入数值求解即可。
(2)已知c(HX)和电离平衡常数,求c(H+)。
因弱酸c(H+)很小,c(HX)-c(H+)≈c(HX)。
则c(H+)=
,代入数值求解即可。
[例2]
(1)电离常数是用实验的方法测定出来的。
现已经测得25℃时cmol·L-1的醋酸溶液中c(H+)=amol·L-1,试用a、c表示该温度下醋酸的电离常数K(CH3COOH)=
。
(2)常温下,0.1mol·L-1的HCOONa溶液的pH=8.5,则HCOOH的电离常数Ka=__10-4mol·L-1__。
(3)25℃时,将amolNH4NO3溶于水,溶液显酸性,向该溶液滴加bL氨水后溶液呈中性,所滴加氨水的浓度为
mol·L-1(NH3·H2O的电离平衡常数取Kb=2×10-5mol·L-1)。
解析
(2)电荷守恒:
c(Na+)+c(H+)=c(HCOO-)+c(OH-),因此c(HCOO-)=c(Na+)+c(H+)-c(OH-)=(0.1+10-8.5-10-5.5)mol·L-1≈0.1mol·L-1;物料守恒:
c(HCOO-)+c(HCOOH)=c(Na+),所以c(HCOOH)=c(Na+)-c(HCOO-)=c(Na+)-[c(Na+)+c(H+)-c(OH-)]=c(OH-)-c(H+)=(10-5.5-10-8.5)mol·L-1≈10-5.5mol·L-1,所以Ka=
=
mol·L-1=10-4mol·L-1。
(3)设原NH4NO3溶液为VL,滴入的氨水浓度为c,则加氨水后溶液体积约为(V+b)L;c(NH
)=
mol·L-1;c(NH3·H2O)=
mol·L-1;得Kb=
=
=2×10-5mol·L-1,得c=
mol·L-1。
三 判断强、弱电解质的三个角度
1.从是否完全电离的角度判断
在溶液中强电解质完全电离,弱电解质部分电离。
据此有以下判断HA是强酸还是弱酸的方法:
方法
结论
测定一定浓度的HA溶液的pH
若测得0.1mol·L-1的HA溶液的pH=1,则HA为强酸;若pH>1,则HA为弱酸
与同浓度的盐酸比较导电性
导电性和盐酸相同时为强酸,比盐酸弱时为弱酸
与同浓度的盐酸比较和锌反应的快慢
反应速率相同时为强酸,比盐酸反应慢时为弱酸
2.从是否存在电离平衡的角度判断
在水溶液中,强电解质不存在电离平衡,弱电解质存在电离平衡,在一定条件下电离平衡会发生移动。
据此有以下判断HA是强酸还是弱酸的方法:
(1)从一定pH的HA溶液稀释前后pH的变化判断。
如将pH=3的HA溶液稀释100倍后,再测其pH,若pH=5,则为强酸,若pH<5,则为弱酸。
(2)从升高温度后pH的变化判断。
若升高温度,溶液的pH明显减小,则是弱酸。
因为弱酸存在电离平衡,升高温度时,电离程度增大,c(H+)增大。
而强酸不存在电离平衡,升高温度时,只有水的电离程度增大,pH变化幅度小。
3.从酸根离子是否能发生水解的角度判断
强酸根离子不水解,弱酸根离子易发生水解。
据此可以判断HA是强酸还是弱酸。
[例3]为了证明一水合氨(NH3·H2O)是弱电解质,甲、乙、丙三人分别选用下列试剂进行实验:
0.010mol·L-1氨水、0.1mol·L-1NH4Cl溶液、NH4Cl晶体、酚酞试液、pH试纸、蒸馏水。
(1)甲用pH试纸测出0.010mol·L-1氨水的pH为10,则认定一水合氨是弱电解质,你认为这一方法是否正确?
__正确__(填“正确”或“不正确”),并说明理由:
__若是强电解质,则0.010mol·L-1氨水中c(OH-)应为0.010mol·L-1,pH=12__。
(2)乙取出10mL0.010mol·L-1氨水,用pH试纸测其pH=a,然后用蒸馏水稀释至1000mL,再用pH试纸测其pH=b,若要确认NH3·H2O是弱电解质,则a、b值应满足什么关系?
__a-2
(3)丙取出10mL0.010mol·L-1氨水,滴入2滴酚酞试液,显粉红色,再加入少量NH4Cl晶体,颜色变__浅__(填“深”或“浅”)。
你认为这一方法能否证明NH3·H2O是弱电解质?
__能__(填“能”或“否”),并说明原因:
__0.010mol·L-1氨水(滴有酚酞试液)中加入氯化铵晶体后颜色变浅,有两种可能:
一是氯化铵在水溶液中电离出的NH
水解使溶液显酸性,加入氨水中使其pH降低;二是使NH3·H2O的电离平衡NH3·H2ONH
+OH-逆向移动,从而使溶液的pH降低,这两种可能均能证明NH3·H2O是弱电解质__。
解析
(1)若NH3·H2O是强电解质,则0.010mol·L-1氨水中c(OH-)应为0.010mol·L-1,pH=12。
用pH试纸测出0.010mol·L-1氨水的pH为10,说明NH3·H2O没有完全电离,应为弱电解质。
(2)若NH3·H2O是强电解质,用蒸馏水稀释至1000mL,其pH=a-2,因为NH3·H2O是弱电解质,不能完全电离,a、b应满足a-2
[例1](2016·浙江卷)苯甲酸钠(
,缩写为NaA)可用作饮料的防腐剂。
研究表明苯甲酸(HA)的抑菌能力显著高于A-;已知25℃时,HA的Ka=6.25×10-5,H2CO3的Ka1=4.17×10-7,Ka2=4.90×10-11。
在生产碳酸饮料的过程中,除了添加NaA外,还需加压充入CO2气体。
下列说法正确的是(温度为25℃,不考虑饮料中其他成分)( )
A.相比于未充CO2的饮料,碳酸饮料的抑菌能力较低
B.提高CO2充气压力,饮料中c(A-)不变
C.当pH为5.0时,饮料中
=0.16
D.碳酸饮料中各种粒子的浓度关系为:
c(H+)=c(HCO
)+c(CO
)+c(OH-)-c(HA)
[答题送检]来自阅卷名师报告
错误
致错原因
扣分
A
未审清题意,没抓住关键信息,导致不能准确判断未充CO2的饮料,c(HA)变大还是变小
-6
[解析]根据题中所给的电离平衡常数可知,酸性:
HA>H2CO3>HCO
。
A项,碳酸饮料因充有CO2而使HA的电离受到抑制,故相比于未充CO2的饮料,碳酸饮料中HA的浓度较大,抑菌能力较强,错误;B项,提高CO2充气压力,CO2的溶解度增大,HA的电离平衡左移,c(A-)减小,错误;C项,因为HAH++A-,Ka=c(H+)·c(A-)/c(HA),故c(HA)/c(A-)=c(H+)/Ka=10-5/(6.25×10-5)=0.16,正确;D项,依据溶液中电荷守恒可知:
c(Na+)+c(H+)=c(HCO
)+2c(CO
)+c(OH-)+c(A-),结合物料守恒:
c(Na+)=c(A-)+c(HA),所以,c(H+)=c(HCO
)+2c(CO
)+c(OH-)-c(HA),错误。
[答案]C
1.(双选)部分弱酸的电离平衡常数如下表:
弱酸
HCOOH
HCN
H2CO3
电离平衡常数(25℃)
Ki=1.77×10-4
Ki=4.9×10-10
Ki1=4.3×10-7
Ki2=5.6×10-11
下列选项错误的是( AD )
A.2CN-+H2O+CO2―→2HCN+CO
B.2HCOOH+CO
―→2HCOO-+H2O+CO2↑
C.中和等体积、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者
D.等体积、等浓度的HCOONa和NaCN溶液中所含离子总数前者小于后者
解析A项,Ki1(H2CO3)>Ki(HCN)>Ki2(H2CO3),故CN-+H2O+CO2―→HCN+HCO
,错误;D项,在等体积、等浓度的HCOONa和NaCN溶液中,均存在:
c(Na+)+c(H+)=c(R-)+c(OH-),因CN-水解程度大,则在NaCN溶液中c(H+)较小,而两溶液中c(Na+)相等,故两溶液中所含离子数目前者大于后者,错误。
1.(2017·天津卷节选)已知25℃,NH3·H2O的Kb=1.8×10-5,H2SO3的Ka1=1.3×10-2、Ka2=6.2×10-8。
若氨水的浓度为2.0mol·L-1,溶液中的c(OH-)=__6.0×10-3__mol·L-1。
将SO2通入该氨水中,当c(OH-)降至1.0×10-7mol·L-1时,溶液中的c(SO
)/c(HSO
)=__0.62__。
解析由Kb=1.8×10-5=
=
,得c(OH-)=6.0×10-3mol·L-1;Ka2=6.2×10-8=
,25℃时,c(OH-)=1.