第18講弱電解質(zhì)的電離-2022年高考化學一輪復習名師精講練-試卷下載-教習網(wǎng)

?第18講弱電解質(zhì)的電離
【知識梳理】
一、強電解質(zhì)與弱電解質(zhì)
1.電解質(zhì)與非電解質(zhì)、強電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的比較
比較項目
電解質(zhì)
非電解質(zhì)
強電解質(zhì)
弱電解質(zhì)
電離特點
完全電離、不可逆、不存在電離平衡
部分電離、可逆、存在電離平衡
熔融狀態(tài)和水溶液中均不能電離
溶液中所含粒子種類
水合離子，無溶質(zhì)分子
水合離子和溶質(zhì)分子共存
溶質(zhì)分子
物質(zhì)類別
強酸、強堿、多數(shù)鹽、部分堿性氧化物
弱酸、弱堿、水、個別鹽
多數(shù)有機物、非金屬氧化物
結構特點
以離子鍵結合的離子化合物，或以極性鍵結合的共價化合物
以極性鍵結合的共價化合物
以極性鍵結合的共價化合物
2.區(qū)別強強酸和弱酸的方法
判斷一種酸是強酸還是弱酸時，實質(zhì)是看它在水溶液中的電離程度，若完全電離即為強酸，部分電離則為弱酸。
（1）根據(jù)定義區(qū)別：
①強酸在水溶液中全部電離，不存在溶質(zhì)分子；弱酸在水溶液中部分電離，因存在電離平衡，所以既含溶質(zhì)離子，又含溶質(zhì)分子。
②同溫度、同濃度的強酸溶液的導電性強于弱酸溶液的。
③pH相同的強酸和弱酸，弱酸的物質(zhì)的量濃度大于強酸的。
④弱酸和其對應的鹽可配成緩沖溶液，抵抗少量強酸、強堿，使該溶液的pH基本保持不變；而強酸及其鹽不具有這樣的性質(zhì)。
（2）根據(jù)稀釋過程c（H＋）變化區(qū)別：
①pH體積相同的強酸和弱酸，當加水稀釋相同倍數(shù)時，pH值變化大的為強酸，pH值變化小的為弱酸。
②稀釋濃的弱酸溶液，一般是C（H＋）先增大后減小；稀釋濃的強酸溶液，C（H＋）一直減小。
(3)根據(jù)中和反應區(qū)別:
①中和同體積、同pH的強酸和弱酸，弱酸的耗堿量多于強酸的。
②pH體積相同的強酸和弱酸與等物質(zhì)的量的強堿發(fā)生中和反應后，若溶液呈中性，該酸為強酸；若溶液呈酸性，則該酸為弱酸（除極弱酸外，如HCN）。
(4)根據(jù)與其它物質(zhì)發(fā)生化學反應的速率、生成氣體的量等區(qū)別:
①pH相同、體積也相同的強酸和弱酸跟足量活潑金屬反應時，起始速率相同；在反應過程中，弱酸反應較快，產(chǎn)生的氫氣量多；而強酸反應較慢，產(chǎn)生的氫氣量少。
②同濃度、同體積的強酸和弱酸，分別與足量較活潑的金屬反應，強酸產(chǎn)生氫氣的速率較大；弱酸產(chǎn)生氫氣的速率較?。敹邽橥釙r，產(chǎn)生氫氣的物質(zhì)的量相等。
例題1、下列說法正確的是。
①將濃度為0.1mol·L-1HF溶液加水不斷稀釋，c(H+)/c(HF)始終保持增大
②根據(jù)溶液的pH與溶液酸堿性的關系，推出pH＝6.8的溶液一定顯酸性
③根據(jù)較強酸可以制取較弱酸的規(guī)律，推出CO2通入NaClO溶液中能生成HClO
④碳酸鈣難溶于水，放入水中水溶液不導電，且碳酸鈣960℃時分解不存在熔融狀態(tài)導電的性質(zhì)，故CaCO3是非電解質(zhì)
⑤Cl2的水溶液能導電，但屬于非電解質(zhì)
⑥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，中和時所需NaOH的量前者大于后者
⑦所有的離子化合物都是強電解質(zhì)，所有的共價化合物都是弱電解質(zhì)
⑧強電解質(zhì)溶液的導電能力一定比弱電解質(zhì)溶液的導電能力強
⑨CuSO4溶液導電時要伴隨化學變化
⑩將硫酸鋇放入水中不能導電，所以硫酸鋇是非電解質(zhì)
?氨溶于水得到的溶液氨水能導電，所以氨水是電解質(zhì)
?固態(tài)的離子化合物不導電，熔融態(tài)的離子化合物也不導電
【指點迷津】電解質(zhì)的強弱由物質(zhì)內(nèi)部結構決定，電解質(zhì)的強弱在一般情況下影響著溶液導電性的強弱。導電性強弱是由溶液離子濃度大小決定的。如果某強電解質(zhì)溶液濃度很小，那么它的導電性可以很弱，而某弱電解質(zhì)雖然電離程度很小，但如果濃度較大時，該溶液的導電能力也可以較強。因此，強電解質(zhì)溶液的導電能力不一定強，弱電解質(zhì)的導電能力也不一定弱。
二、弱電解質(zhì)的電離平衡
1．弱電解質(zhì)的基本特征
(1)電離方面：不能完全電離，存在電離平衡。如0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液pH約為3；0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液的導電能力比相同條件下的鹽酸弱；pH＝1的CH3COOH溶液與pH＝13的NaOH溶液等體積混合溶液呈酸性等。
(2)稀釋方面：常溫下釋酸溶液時，c(H＋)減小，而c(OH－)增大；在稀釋堿溶液時，c(OH－)減小，而c(H＋)增大；無限稀釋時其pH均無限接近7。如圖所示，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。加水稀釋相同倍數(shù)后的pH大?。喊彼?NaOH溶液，鹽酸>醋酸；稀釋后的pH仍然相等，則加水量的大小：氨水>NaOH溶液，醋酸>鹽酸。

(3)水解方面：如CH3COONa水溶液的pH>7,0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液pH比0.1 mol·L－1 NaCl溶液大。
2．影響電離平衡的因素
與其它平衡相同，弱電解質(zhì)在中達到電離平衡時電離程度的大小主要由電解質(zhì)本身的性質(zhì)決定，同時受到外界條件的影響。電離過程的熱效應較小，在溫度變化不大的情況下，一般不考慮溫度對電離平衡的影響。若溫度升高較多時，電離程度增強，離子濃度增大。在一定溫度下，稀釋溶液，弱電解質(zhì)電離程度增強，離子數(shù)目增多，但由于溶液體積增大而離子濃度降低。當加入含有弱電解質(zhì)組成的相同的離子時，弱電解質(zhì)的電離平衡向左移動。對CH3COOHH＋＋CH3COO－的電離平衡，小結如下：
條件變化
平衡移動
電離度
K
離子數(shù)目
離子濃度
加熱
正向移動
增大
增大
增多
增大
稀釋
正向移動
增大
不變
增多
減小
加冰醋酸
正向移動
減小
不變
增多
增大
加鹽酸
逆向移動
減小
不變
H＋增多 CH3COO－減少
加醋酸鈉
逆向移動
減小
不變
H＋減少 CH3COO－增多
3.電離平衡常數(shù)
（1）概念：在一定條件下，弱電解質(zhì)的電離達到平衡時，溶液中電離所產(chǎn)生的各種離子濃度的乘積跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數(shù)，這個常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，用K表示（酸用Ka表示，堿用 Kb表示）。
（2）表示方法：ABA++B- K= ?
（3）K的意義：K值越大，表示該電解質(zhì)較易電離，所對應的弱酸弱堿較強。從Ka或Kb的大小，可以判斷弱酸和弱堿的相對強弱，例如弱酸的相對強弱： H2SO3（Ka1=1.5×10-2）> H3PO4（Ka1=7.5×10-3）>HF（Ka=7.2×10-4）> HNO2（Ka1=4.6×10-4）> HCOOH（Ka=1.8×10-4）> CH3COOH（Ka=1.8×10-5）> H2CO3（Ka1=4.3×10-7）> H2S（Ka1=9.1×10-8）.
（4）影響K值大小的因素：K值不隨濃度而變化，但隨溫度而變化。
（5）多元弱酸的電離。多元弱酸是分步電離的，且越向后的電離越困難，其電離出來的離子濃度也越小，酸性主要由第一步電離決定。如 H3PO4的電離：
第一步電離：H3PO4H++H2PO K1
第二步電離：H2POH++HPO (較難) K2
第三步電離：HPOH++PO （困難） K3
顯然： K1>K2>K3。在磷酸溶液中，由H3PO4電離出來的離子有H+、H2PO、HPO、PO等離子，其離子濃度的大小關系為：c(H+)>c(H2PO)>c(HPO)>c(PO) 。
4. 電離常數(shù)的應用：
(1)判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱，電離常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強。
(2)判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強弱，電離常數(shù)越大，對應的鹽水解程度越小，堿性(或酸性)越弱。
(3)判斷復分解反應能否發(fā)生，一般符合“強酸制弱酸”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)生相應的變化，但電離常數(shù)不變。
例題2、下列有關說法正確的是。
①0.1 L 0.5 mol·L－1 CH3COOH溶液中含有的H＋數(shù)為0.05NA
②室溫下，稀釋0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液，溶液的導電能力增強
③向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中減小
④CH3COOH溶液加水稀釋后，溶液中的值減小
⑤某溫度下，pH＝11的氨水和NaOH溶液分別加水稀釋100倍，溶液的pH隨溶液體積變化的曲線如圖所示，a值一定大于9

⑥H＋濃度相同等體積的兩份溶液A(鹽酸)和B(CH3COOH)分別與鋅粉反應，若最后僅有一份溶液中存在鋅，放出氫氣的質(zhì)量相同，則反應所需要的時間B＞A?、陂_始反應時的速率A＞B
⑦25 ℃時，部分物質(zhì)的電離平衡常數(shù)如表所示，則向Na2CO3溶液中滴加少量氯水的離子方程式為：CO＋2Cl2＋H2O===2Cl－＋2HClO＋CO2↑
化學式
CH3COOH
H2CO3
HClO
電離平衡常數(shù)
1.7×10－5
K1＝4.3×10－7
K2＝5.6×10－11
3.0×10－8
⑧一定溫度下，冰醋酸在加水稀釋過程中溶液導電能力的變化曲線如圖所示，加水可使c點溶液中c(CH3COO－)增大

⑨室溫下，由0.1 mol·L－1一元堿BOH的pH＝10，可知溶液中存在BOH===B＋＋OH－
⑩電離平衡右移，電解質(zhì)分子的濃度一定減小，離子濃度一定增大
?稀釋弱電解質(zhì)溶液時，所有粒子濃度都一定會減小
?25 ℃下，醋酸溶液中各粒子存在下述關系：K＝＝1.75×10－5，向該溶液中加入一定量的鹽酸時，K＝8×10－5
【指點迷津】設計強弱電解質(zhì)的比較實驗時要注意等物質(zhì)的量濃度和等pH的兩種酸（或堿）的性質(zhì)差異，常用的實驗方法有：
（1）從水解的角度分析，取其鈉鹽（NaA）溶于水，測其pH，若pH＞7，則說明HA是弱酸，若pH＝7，則說明HA是強酸。
（2）從是否完全電離的角度分析，配制一定物質(zhì)的量濃度HA溶液（如0.1 mol·L－1），測其pH，若pH＞1，則說明HA是弱酸，若pH＝1，則說明HA是強酸。

【課時練習】
1．下列各項中電解質(zhì)的電離方程式中正確的是（）
A．NaHCO3的水溶液：NaHCO3 = Na＋＋H＋＋
B．熔融狀態(tài)的NaHSO4：NaHSO4 = Na＋＋
C．HF的水溶液：HF=H＋＋F－
D．H2S 的水溶液：H2S2H＋＋S2－
2．關于常溫下pH=2的醋酸溶液，下列敘述正確的是
A．c(H+)=c(CH3COO-)
B．c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=0.01mol·L-1
C．加水稀釋后,溶液中導電微粒的數(shù)目減少
D．相同pH的鹽酸與醋酸分別中和等量的氫氧化鈉溶液，消耗的鹽酸體積比醋酸多
3．下列說法正確的是
A．在相同溫度下，物質(zhì)的量濃度相等的氨水、NaOH溶液，c(OH￣)相等
B．中和pH和體積均相等的鹽酸、CH3COOH溶液，所需NaOH的物質(zhì)的量相同
C．濃度和體積都相等的鹽酸和醋酸溶液分別與足量的Zn完全反應，鹽酸產(chǎn)生的H2多
D．室溫下pH＝1的CH3COOH溶液和pH＝13的NaOH溶液中，c(CH3COO￣)＝c(Na+)
4．常溫下，對于0.1 mol·L-1的醋酸溶液，下列說法正確的是
A．加水稀釋后，溶液中c(H＋)和c(OH－)都減小
B．加入少量冰醋酸后，溶液中c(H＋)增大
C．加入少量Na2CO3固體，醋酸電離平衡向左移動
D．適當升高溫度，醋酸的電離平衡常數(shù)減小
5．根據(jù)反應中質(zhì)子(H+)的轉移，可以重新定義酸和堿：酸=質(zhì)子+(共軛)堿。因此酸堿之間存在彼此的共軛關系：HA+B?A-+BH+。關于反應：HC2O4－+H3O+H2C2O4+H2O、HC2O4－+OH-C2O42－+H2O，下列判斷正確的是
A． HC2O4－的共軛堿為H2C2O4
B． HC2O4－的共軛酸為C2O42－
C． HC2O4－既有酸性又有堿性
D．H3O+是水的共軛堿，H2O是OH-的共軛酸
6．室溫下，下列說法正確的是
A．等物質(zhì)的量濃度的CH3COOH溶液和NaOH溶液等體積混合，所得溶液呈中性
B．CH3COOH溶液和HCl溶液導電能力相同，則醋酸濃度大于鹽酸
C．pH相同的CH3COOH溶液和HCl溶液，c(CH3COO-)＞c(Cl-)
D．0.1mol·L-1的CH3COONa溶液中，c(CH3COO-)=0.1mol·L-1
7．室溫下，用0.10mol/L CH3 COOH溶液滴定10.00mL濃度均為0.10 mol/L NaOH和NH3·H2O的混合液，混合溶液的相對導電能力隨乙酸滴入的變化曲線如下圖所示。已知：Ka(CH3COOH)=1. 8×10-5，Kb( NH3·H2O) =1. 8× l0-5。下列敘述錯誤的是

A．a(chǎn)b段為CH3COOH與NaOH的中和過程
B．b點水的電離程度最大
C．c點3c(Na+)=2c(CH3 COOH)+2c(CH3 COO-)
D．d點c(Na+)＞c(NH)＞c(OH-)＞c(H+)
8．25℃時，已知醋酸的電離常數(shù)為1.8×10-5。向20mL 2.0mol/LCH3COOH溶液中逐滴加入2.0mol/LNaOH溶液，溶液中水電離出的c(H+)在此滴定過程中變化曲線如下圖所示。下列說法不正確的是

A．a(chǎn)點溶液中：c(H+)=6.010-3molL-1
B．b點溶液中：c(CH3COOH)>c(Na+)>c(CH3COO-)
C．c點溶液中：c(OH-)=c(CH3COOH)+ c(H+)
D．d點溶液中：c(Na+)=2c(CH3COO-)+2c(CH3COOH)
9．下圖表示 25℃時，稀釋 HClO、CH3COOH 兩種酸的稀溶液時，溶液 pH 隨加水量的變化情況。下列說法不正確的是

A．由圖可知Ⅰ為 CH3COOH、Ⅱ為 HClO
B．圖中 a 點酸溶液的濃度大于 b 點酸溶液的濃度
C．圖中 a、c 兩點處的溶液中相等(HR 代表 CH3COOH 或 HClO)
D．相同濃度 CH3COONa 和 NaClO 的混合液中，各離子濃度的大?。篶(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(ClO－)＞c(OH－)＞c(H＋)
10．相同溫度下，三種酸的電離常數(shù)如表，下列判斷正確的是( )
酸
HX
HY
HZ
電離常數(shù)Ka
9×10-7 mol/L
9×10-6 mol/L
2×10-2 mol/L
A．相同溫度下，1mol/LHX溶液的電離常數(shù)大于0.1mol/LHX
B．相同溫度下，0.1mol/L的NaX、NaY、NaZ溶液，NaZ溶液pH最大
C．反應HZ+Y-= HY+Z-能夠發(fā)生
D．三種酸的酸性強弱關系：HX＞HY＞HZ
11．已知常溫CH3COOH的電離平衡常數(shù)為K。該溫度下向20 mL 0.1mol·L－1 CH3COOH溶液中逐滴加入0.1 mol·L－1 NaOH溶液，其pH變化曲線如圖所示(忽略溫度變化)。下列說法中錯誤的是(　　)

A．a(chǎn)點表示的溶液中c(CH3COO－)略小于10-3 mol·L－1
B．b點表示的溶液中c(CH3COO－)>c(Na＋)
C．c點表示CH3COOH和NaOH恰好反應完全
D．b、d點表示的溶液中均等于K
12．常溫下，某濃度的H2A溶液中滴加NaOH溶液，若定義pc=-lgc，則測得pc(H2A)、pc(HA-)、pc(A2-)變化如圖所示。下列說法錯誤的是（）

A．pH=3時溶液中c(A2-)＞c(H2A)＞c(HA-)
B．常溫下，H2A的Ka1=10-0.80，Ka2=10-5.30
C．NaHA溶液中c(H+)＞c(OH-)
D．從a點到c點，先增大后減小
13．甲、乙兩位同學設計實驗確定某酸HA是弱電解質(zhì)，實驗方案如下：

甲：取純度相同，質(zhì)量、大小相等的鋅粒于兩支試管中，同時加入濃度均為0.1 mol·L-1 的HA溶液、稀鹽酸各10 mL，按圖裝好，觀察現(xiàn)象。
乙：方案一：用pH計測定濃度為 0.1 mol·L-1HA溶液的pH；
方案二：取pH=3的HA溶液5 mL稀釋至500 mL，再用pH計測其pH。
回答下列問題：
（1）甲同學設計的方案中，說明HA是弱電解質(zhì)的實驗現(xiàn)象是___________ (填序號)。
A．加入兩種稀酸后，兩個試管上方的氣球同時鼓起，且一樣大
B．加入HA溶液后，試管上方的氣球鼓起慢
C．加入稀鹽酸后，試管上方的氣球鼓起慢
（2）乙同學設計的方案一中說明HA是弱電解質(zhì)的理由是：____________。
（3）乙同學設計的方案二中說明HA是弱電解質(zhì)的pH的范圍為__________。
（4）丙同學為了進一步證明外界條件對弱電解質(zhì)電離平衡移動的情況，設計如下實驗：
①使HA的電離程度和c(H+)都減小，c(A-)增大，可在 0.1mol·L-1 的HA溶液中，選擇加入____試劑；
②使HA的電離程度減小，c(H+)和c(A-)都增大，可在 0.1mol·L-1 的HA溶液中，選擇加入______試劑。
（5）若從鹽類水解原理角度設計一個合理而比較容易進行的方案(藥品可任取) ，證明HA是弱電解質(zhì)，你的設計方案是______________________。
14．兩位同學設計實驗確定某一元酸HA是弱電解質(zhì)并分析其中的變化，實驗方案如下：
甲：取純度、質(zhì)量、大小相同的鋅粒于兩只相同氣球中，向2支試管中分別加入濃度均為0.1mol/L的HA溶液和稀鹽酸各10mL，將氣球套在試管上，并同時將鋅粒加入試管。
乙：用pH計測定濃度為0.1mol/LHA溶液的pH；
(1)甲同學設計的方案中，說明HA是弱電解質(zhì)的實驗現(xiàn)象是_________(填字母)。
a. 兩個試管上方的氣球同時鼓起，且一樣大
b. 裝有HA溶液的試管上方的氣球鼓起慢
c. 裝有鹽酸的試管上方的氣球鼓起慢
(2)乙同學設計的方案可證明HA是弱電解質(zhì)：測得0.1mol/L的HA溶液的pH___1(填“>”“”、“c(HCl)，鹽酸與鋅反應，H＋被消耗，CH3COOH與鋅反應，H＋被消耗的同時，又由CH3COOH電離產(chǎn)生，即醋酸反應速率快，反應所需要的時間B0.01mol·L-1，B錯誤；
C. 醋酸是弱電解質(zhì)，加水稀釋促進醋酸電離，溶液中導電微粒主要是H+和CH3COO-，它們的數(shù)目增多，但濃度減小，C錯誤；
D. 醋酸是弱電解質(zhì)，pH=2的醋酸物質(zhì)的量濃度遠大于0.01mol·L-1，相同pH的鹽酸與醋酸分別中和等量的氫氧化鈉溶液得到鈉鹽溶液，按鈉元素守恒，則酸物質(zhì)的量濃度小者消耗體積大，故消耗的鹽酸體積比醋酸多，D正確；
答案選D。
3．D【解析】A. 氫氧化鈉是強堿，完全電離，一水合氨是弱堿，部分電離，在相同溫度下，物質(zhì)的量濃度相等的氨水、NaOH溶液，c(OH－)不相等，前者小于后者，故A錯誤；
B. pH相同的鹽酸、CH3COOH溶液相比，CH3COOH的濃度更大，所以中和pH和體積均相等的鹽酸、CH3COOH溶液時，最終CH3COOH所需NaOH的物質(zhì)的量更大，故B錯誤；
C. 濃度和體積都相等的鹽酸和醋酸溶液中氫離子的物質(zhì)的量n(H+)相等，則兩者分別與足量的Zn完全反應時，產(chǎn)生的H2一樣多，故C錯誤；
D. 室溫下pH=1的醋酸溶液中c(H+)=0.1 mol/L，pH=13的NaOH溶液中c(OH-)=0.1 mol/L，各溶液中都存在電荷守恒，根據(jù)電荷守恒得c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)、c(OH-)=c(Na+)+c(H+)，根據(jù)室溫下水的離子積為常數(shù)，所以酸中c(OH-)等于堿中c(H+)，所以存在c(CH3COO-)=c(Na+)，故D正確；
答案選D。
4．B【解析】A. 加水稀釋后，溶液的酸性減弱，溶液中c(H＋)減小，但是c(OH－)增大，A說法不正確；
B. 加入少量冰醋酸后，醋酸的濃度變大，其電離平衡正向移動，故溶液中c(H＋)增大，B說法正確；
C. 加入少量Na2CO3固體，其可以與醋酸電離產(chǎn)生的氫離子發(fā)生反應，從而使醋酸電離平衡向右移動，C說法不正確；
D. 弱電解質(zhì)的電離是吸熱過程，適當升高溫度，醋酸的電離平衡正向移動，其其電離常數(shù)增大，D說法不正確。
本題選B。
5．C【解析】根據(jù)定義，酸=質(zhì)子＋(共軛)堿，反應HC2O4－+H3O+?H2C2O4+H2O，可認為H3O＋中的質(zhì)子給了HC2O4－得到了H2C2O4和H2O，則H3O＋是酸，其共軛堿是H2O；H2C2O4是酸，其共軛堿是HC2O4－；反應HC2O4－+OH-C2O42－+H2O，可認為HC2O4－中的質(zhì)子轉移給了H2O，則HC2O4－是酸，其共軛堿是C2O42－；H2O是酸，其共軛堿是OH－。
A．根據(jù)分析，HC2O4－的共軛堿是C2O42－，A錯誤；
B．根據(jù)分析，HC2O4－的共軛酸為H2C2O4，B錯誤；
C．根據(jù)分析，HC2O4－是H2C2O4的共軛堿，是C2O42－的共軛酸，說明其既是酸又是堿，既有酸性又有堿性，C正確；
D．根據(jù)定義可推知，H3O＋是水的共軛酸，D錯誤；
答案選C。
6．B【解析】A．等物質(zhì)的量濃度、等體積CH3COOH和NaOH混合，恰好完全反應后得到CH3COONa溶液，CH3COONa在溶液中水解顯堿性，所以混合溶液顯堿性，故A錯誤；
B．導電能力和溶液中離子濃度成正比，當導電能力相同時，離子濃度相等，由于CH3COOH是弱電解質(zhì)，在溶液中部分電離，HCl是強電解質(zhì)，在溶液中全部電離，要使離子濃度相等醋酸濃度必大于鹽酸，故B正確；
C．由溶液電荷守恒可知，CH3COOH溶液存在c(CH3COO-)+c(OH-)=c(H+)，HCl溶液存在c(Cl-)+c(OH-)=c(H+)，兩溶液pH值相同，c(H+)濃度相同，c(OH-)濃度相同，則c(CH3COO-)=c(Cl-)，故C錯誤；
D．0.1mol·L-1的CH3COONa溶液中，CH3COONa是強電解質(zhì)，完全電離，由于CH3COO-會發(fā)生水解，因而c(CH3COO-)＜0.1mol·L-1，故D錯誤；
答案為B。
7．B【解析】A. 由圖中信息可知，ab段溶液的導電能力逐漸減弱至最低，說明在此過程中，溶液中的離子總濃度逐漸減小，只是CH3COOH與NaOH的中和過程，NaOH是強堿，其完全電離，故其先參與中和反應，NH3·H2O是弱堿，其沒有參加反應，因為只要NH3·H2O參加反應就會生成可溶性的強電解質(zhì)醋酸銨，離子總濃度必然增大，A敘述正確；
B. b點為醋酸鈉和NH3·H2O的混合液，此時NH3·H2O的電離抑制了水的電離，在d點恰好完成所有的中和反應，溶液中只有醋酸鈉和醋酸銨兩種溶質(zhì)，兩者的水解均促進水的電離，故d點水的電離程度最大，B敘述錯誤；
C.由于起始狀態(tài)時醋酸和氫氧化鈉的物質(zhì)的量濃度相同，在c點，醋酸的體積是原氫氧化鈉溶液體積的1.5倍，根據(jù)物料守恒可知，3c(Na+)=2c(CH3 COOH)+2c(CH3 COO-)，C敘述正確；
D. 在室溫下，兩種弱電解質(zhì)的電離常數(shù)相同。在d點溶液中只有醋酸鈉和醋酸銨，且兩者物質(zhì)的量濃度相同。若醋酸根離子的物質(zhì)的量濃度與銨根離子濃度相同，則溶液呈中性，但是，此時溶液中醋酸根離子的物質(zhì)的量濃度是銨根離子的2倍，因此，醋酸根離子的水解作用大于銨根離子的水解作用，溶液呈堿性，因此，c(Na+)＞c(NH)＞c(OH-)＞c(H+)，D敘述正確。
本題選B。
8．B【解析】A．a(chǎn)點溶液沒有加入NaOH，為醋酸溶液，根據(jù)電離平衡常數(shù)計算。設電離的出的H＋的濃度為x，由于電離程度很低，可認為醋酸濃度不變。
CH3COOHCH3COO－＋H＋
2 x x
Ka===1.8×10-5，解得x=6.0×10-3mol/L，A項正確；
B．b點的溶液為CH3COOH和CH3COONa等濃度混合的溶液，物料守恒為c(CH3COOH) +c(CH3COO-)=2c(Na+)，醋酸會電離CH3COOHCH3COO－＋H＋，醋酸根會水解，CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，水解平衡常數(shù) c(Na+)> c(CH3COOH)；B項錯誤；
C．c點醋酸和氫氧化鈉完全反應，溶液為CH3COONa溶液，在醋酸鈉溶液中有電荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)=c(CH3COO－)＋c(OH－)，有物料守恒c(Na＋)=c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)，將兩式聯(lián)立得到質(zhì)子守恒，則有c(OH-)=c(CH3COOH)+ c(H+)；C項正確；
D．d點加入40mL的NaOH溶液，NaOH多一倍，為等物質(zhì)的量濃度的NaOH和CH3COONa的混合溶液，有物料守恒c(Na+)=2c(CH3COO-)+2c(CH3COOH)，D項正確；
本題答案選B。
9．B【解析】A．由于酸性：CH3COOH＞HClO，則加入等量的水時，CH3COOH的pH變化更大，因此圖像中Ⅰ為CH3COOH、Ⅱ為HClO，A選項正確；
B．由A可知，CH3COOH的電離程度大于HClO，當兩者稀釋相同倍數(shù)時，即到a、b兩點時，CH3COOH的濃度小于HClO，B選項錯誤；
C．曲線Ⅰ代表CH3COOH，CH3COOH中存在電離平衡CH3COOHCH3COO-+H+，其電離平衡常數(shù)，則，a、c兩電溫度相同，所以Kw和Ka均相等，即相等，C選項正確；
D．相同濃度CH3COONa和NaClO的混合液中，由于CH3COO-和ClO-均會水解顯堿性，且水解程度CH3COO-＜ClO-，因此溶液中離子濃度c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(ClO－)＞c(OH－)＞c(H＋)，D選項正確；
答案選B。
10．C【解析】A. 相同溫度下，同一物質(zhì)的電離平衡常數(shù)不變，A錯誤；
B. 根據(jù)電離平衡常數(shù)可知，三種酸的酸性強弱：HZ>HY>HX，酸的電離程度越大，酸根離子的水解程度越小，則相同濃度的鈉鹽溶液，酸根離子的水解程度越大，堿性越強，所以0.1mol/L的NaX、NaY、NaZ溶液，NaZ溶液pH最小，B錯誤；
C. 酸性強弱：HZ>HY，根據(jù)強酸制弱酸，反應HZ+Y-= HY+Z-能夠發(fā)生，C正確；
D. 根據(jù)電離平衡常數(shù)可知，三種酸的酸性強弱：HZ>HY>HX，D錯誤；
故答案為：C。
11．C【解析】A. a點對應的溶液中pH=3，則c（H+）=10-3mol/L，由于醋酸為弱酸，溶液中存在水的電離平衡和醋酸的電離平衡，根據(jù)電離守恒可知，c（H+）=c（OH-）+c（CH3COO-），所以溶液中氫離子濃度略大于醋酸根離子濃度，故A正確；
B. b點時，溶液滿足c（Na+）+c（H+）=c（OH-）+c（CH3COO-），由于溶液呈酸性，c（H+）＞c（OH-），則有c（CH3COO-）＞c（Na+），故B正確；
C. 醋酸和氫氧化鈉反應生成醋酸鈉，醋酸鈉是強堿弱酸鹽其水溶液呈堿性，當酸堿恰好反應時溶液應該呈堿性，但C點溶液呈中性，說明酸過量，故C錯誤；
D. b、d兩點溶液的溫度相同，所以b、d點表示的溶液中均等于K，故D正確；
題目要求選錯誤的，故選C。
12．AD【解析】pc=-lgc，則濃度越大，pc越小，溶液中存在H2A分子，說明H2A為二元弱酸，其電離方程式為：H2A?H++HA-，HA-?H++A2-，pH增加促進電離平衡正向移動，所以由圖可知：Ⅰ曲線是HA-的物質(zhì)的量濃度的負對數(shù)，Ⅱ曲線是H2A的物質(zhì)的量濃度的負對數(shù)，Ⅲ曲線是A2-的物質(zhì)的量濃度的負對數(shù)，以此解答該題。
A．由圖象可知，pH=3時溶液中pc(A2-)＞pc(H2A)＞pc(HA-)，pc=-lgc，則濃度越大，pc越小，故離子的濃度大小關系為：c(HA-)＞c(H2A)＞c(A2-)，故A錯誤；
B．H2A為二元弱酸，其電離方程式為：H2A?H++HA-，HA-?H++A2-，Ka1=，Ka2=，圖象上的a點可知，當pH=0.80時，pc(H2A)= pc(HA-)=0.70，c(H+)= 10-0.80，c(H2A)=c(HA-)=10-0.70，Ka1=10-0.80，由c點可知，當pH=5.30時，pc(A2-)= pc(HA-)=0.70，c(H+)= 10-5.30，c(A2-)=c(HA-)=10-0.70，Ka2=10-5.30，故B正確；
C．根據(jù)電離平衡可知，HA-?H++A2-，Ka2==10-5.30，根據(jù)水解平衡可知，HA-+H2O=H2A+OH-，Kh=，Ka2＞Kh，溶液顯酸性，c(H+)＞c(OH-)，故C正確；
D．從a點到c點，Ka1=，c(HA-)先增大，后減小，由于溫度不變，Ka1不變，則先減小后增大，故D錯誤；
答案選AD。
13．（1）B（2）測得 0.1 mol·L-1 的HA溶液的pH > 1（3）37，則證明HA是弱電解質(zhì)；
(4)①使HA的電離程度和c(H+)都減小，即抑制A-的水解，且c(A-)增大，可以減小溶液的體積，也可以加入NaA固體，故A正確，故選A；
②使HA的電離程度減小，c(H+)和c(A-)都增大，就只能加入HA，故D正確，故選D。
15．（1）逆；增大(2)①H2A=2H＋＋A2－②C③c()+c(H＋)=2c(A2－)+c(OH－) (3)①bc②c(Na＋)＞c()＞c(H＋)＞c()＞c(OH－) (4)＞；NaHA溶液顯堿性，說明HA－水解程度大于電離程度
【解析】 (1)向CH3COOH中加入CH3COONa固體，CH3COONa電離導致溶液中c（CH3COO-）增大而抑制CH3COOH電離，則醋酸的電離平衡向逆反應方向移動；水的電離增大；故答案為：逆；增大；
(2)①99℃時，KW＝1.0×10-12 mol2·L-2，純水中，則pH為6，該溫度下測得0.1 mol·L-1Na2A溶液的pH＝6，說明該溶液為中性，即無離子發(fā)生水解，說明H2A是強酸，完全電離，電離方程式為：H2A=2H＋＋A2－；
②H2A是強酸，體積相等、pH＝1的鹽酸與H2A溶液中n(H+)相同，故兩種酸與足量的Zn反應，產(chǎn)生的氫氣一樣多，故答案為：C；
③(NH4)2A在水中完全電離，根據(jù)電荷守恒：；
(3)①a．H2SO3的Ka2＝1.02×10-7，H2CO3的Ka2＝5.60×10-11，Ka越大，酸性越大，說明酸性比的強，故、不能大量共存，a錯誤；
b．由a項分析可知，、可以大量共存，b正確；
c．酸性比的強，與不反應，能共存，c正確；
d．H2SO3的Ka1大于H2CO3的Ka2，則H2SO3酸性比的強，兩者能反應，不能共存，d錯誤；
故答案選bc；
②NaHSO3溶液顯酸性，說明電離程度大于水解程度，故離子濃度從大到小的排列順序：c(Na＋)＞c()＞c(H＋)＞c()＞c(OH－)；
(4)NaHA溶液顯堿性，說明水解程度大于電離程度，故c(H2A)＞c(A2-)，判斷的依據(jù)是：NaHA溶液顯堿性，說明HA－水解程度大于電離程度，故答案為：＞；NaHA溶液顯堿性，說明HA－水解程度大于電離程度。
16．（1）不變；c（CH3COO-）+c（OH-）=c（H+）+c（Na+）（2）CO32-+H2OHCO3-+OH-、HCO3-+H2OH2CO3+OH-；CaSO4?2H2O+Na2CO3=CaCO3+Na2SO4+2H2O（3）CaCO3在溶液中存在溶解平衡CaCO3（s）Ca2+（aq）+CO32-（aq），加入過量食醋，食醋的主要成份醋酸電離出的氫離子與CO32-離子反應，CO32-濃度降低，水解平衡向右移動，使CaCO3溶解（4）①不能②HCO3-、H2CO3；c（Na+）>c（Cl-）>c（HCO3-）> c（OH-）=c（H+）③10
【解析】（1）CH3COOH的電離平衡常數(shù)K=，溫度不變，電離平衡常數(shù)不變；混合溶液中存在電荷守恒關系c（CH3COO-）+c（OH-）=c（H+）+c（Na+），故答案為：不變；c（CH3COO-）+c（OH-）=c（H+）+c（Na+）；
（2）Na2CO3為強堿弱酸鹽，CO32-在溶液中分步水解使土壤呈堿性，水解的離子方程式為CO32-+H2OHCO3-+OH-、HCO3-+H2OH2CO3+OH-，加入石膏后，CaSO4與Na2CO3反應生成CaCO3沉淀，CO32-濃度降低，水解平衡向左移動，OH-濃度降低，使土壤堿性降低，使土壤堿性降低，反應方程式為CaSO4?2H2O+Na2CO3=CaCO3↓+Na2SO4+2H2O，故答案為：CO32-+H2OHCO3-+OH-、HCO3-+H2OH2CO3+OH-；CaSO4?2H2O+Na2CO3=CaCO3+Na2SO4+2H2O；
（3）醋酸的酸性強于碳酸，水垢的主要成分CaCO3在溶液中存在溶解平衡CaCO3（s）Ca2+（aq）+CO32-（aq），加入過量食醋，食醋的主要成份醋酸電離出的氫離子與CO32-離子反應，CO32-濃度降低，水解平衡向右移動，使CaCO3溶解，故答案為：CaCO3在溶液中存在溶解平衡CaCO3（s）Ca2+（aq）+CO32-（aq），加入過量食醋，食醋的主要成份醋酸電離出的氫離子與CO32-離子反應，CO32-濃度降低，水解平衡向右移動，使CaCO3溶解；
（4）①由圖象可以看出，H2CO3存在于PH＜8的溶液中，CO32-存在于pH＞8的溶液中，二者不能大量共存于同一溶液中，故答案為：不能；
②由圖可知，pH=7時溶液中c（OH-）=c（H+），溶液中含碳元素的主要微粒為HCO3-和H2CO3，此時溶液中溶質(zhì)為NaCl、NaHCO3和H2CO3，由電荷守恒c（Na+）+c（H+）=c（Cl-）+c（HCO3-）+c（OH-）可知，溶液中c（Na+）>c（Cl-），由反應Na2CO3+HCl=NaCl+NaHCO3和NaHCO3+HCl=NaCl+ H2CO3可知，溶液中c（Cl-）>c（HCO3-），則溶液中各種離子的物質(zhì)的量濃度的大小關系為c（Na+）>c（Cl-）>c（HCO3-）> c（OH-）=c（H+），故答案為：HCO3-、H2CO3；c（Na+）>c（Cl-）>c（HCO3-）> c（OH-）=c（H+）；
③CO32-的水解常數(shù)Kh==2.0×10－4可知，當溶液中c（HCO3-）：c（CO32-）=2：1時，溶液中c（OH-）=1.0×10-4mol/L，則溶液中c（H+）==10-10mol/L，溶液pH=10，故答案為：10。

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