3.1电离平衡--【导学案】2024-2025学年高二化学人教版（2019）选择性必修1

3.1电离平衡 【学习目标】 （一）学习目标 1.证据推理与模型认知：通过分析、推理等方法认识强弱电解质的本质特征及电离平衡常数的意义，建立判断强弱电解质和“强酸制弱酸”的思维模型。 2.变化观念与平衡思想：知道弱电解质在水溶液中存在电离平衡，能正确书写弱电解质的电离方程式，会分析电离平衡的移动。 【学习重难点】 （一）学习重难点 学习重点 理解原电池的工作原理 学习难点 几个特例反应的电极反应式及总反应式的书写 【预习新知】 一、电解质与非电解质 定义 物质类型 导电实质 电解质 水溶液或熔融状态下能导电的化合物 酸：H2SO4、HCl、CH3COOH等 碱：NaOH、NH3·H2O等 盐：NaCl、KNO3、NaHSO4等 金属氧化物：Na2O、CaO、MgO等 水 产生了自由 移动的离子 非电解质 水溶液和熔融状态 都不导电的化合物 非金属氧化物：CO、SO2、P2O5等 非酸性气态氢化物：NH3 多数有机物：蔗糖、乙醇等 没有产生自由 移动的离子 二、强电解质与弱电解质 定义 物质类型 存在形式 强电解质 弱电解质 三、导电能力 1.与自由移动的离子浓度有关：离子浓度越大，导电能力越强。 2.与离子所带电荷有关：离子所带电荷越多，导电能力越强。 3.与强弱电解质无关。 四、弱电解质的电离方程式 1.强电解质“=”；弱电解质“” NaHSO4 NaHCO3 2.多元弱酸分步电离，多元弱碱一步电离 ①多元弱酸：H2CO3H++HCO3- HCO3-H++ CO32- ②多元弱碱：Fe(OH)3Fe3++3OH- 五．弱电解质的电离平衡 1、弱电解质的电离平衡 在一定条件(如温度、浓度一定)下，弱电解质在溶液中 的速率和离子 的速率相等，电离过程就达到了平衡状态。 2、弱电解质电离方程式的书写 (1)弱酸、弱碱在 中电离，在熔融态下弱酸不电离，绝大多数弱碱受热易分解。 (2)弱电解质电离是可逆的，用“ ”表示。 如： CH3COOH NH3·H2O 3、弱电解质电离平衡的建立 电离平衡状态的特征： 。 4、弱电解质电离平衡的影响因素 （1）主要影响因素:电解质本身的相对强弱。 （2）外界条件对电离平衡的影响: 影响因素 原因分析 电离平衡移动方向 电离程度变化 温度 电离是吸热过程 升高温度,正向移动 改变弱电解质浓度 加水稀释 正向移动 增大弱电解质的浓度 正向移动 同离子 效应 增大了生成的某离子的浓度 逆向移动 化学反应 减小了生成的某离子的浓度 正向移动 六、电离常数 1、概念 在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液里各组分的浓度之间存在一定的关系。对一元弱酸或元弱碱来说，溶液中弱电解质电离 的乘积，与溶液中 之比是个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数。弱酸、弱碱的电离常数通常分别用 、 表示。 2、表达方式 (1)一元弱酸、一元弱碱的电离常数 (2)多元弱酸、多元弱碱的电离常数 多元弱酸的电离分步进行，各步的电离常数通常分别用Ka1、Ka2、Ka3等来表示。如： 一般多元弱酸各步电离常数的大小为Ka1≫Ka2≫Ka3 3、影响因素 ①电离平衡常数只与 有关，升高温度，K值增大。 ②在相同条件下，弱酸的电离常数越大，酸性越 。 ③多元弱酸的各级电离常数的大小关系是 ，所以其酸性决定于 电离。 4、意义 CH3COOH的Ka和H2CO3的Ka1的大小比较 实验操作 向盛有2 mL 1mol/L 醋酸的试管中滴加1 mol/L Na2CO3溶液 实验现象 原理 结论 ☂名师点拨 1、相同温度下，等浓度的弱酸（或弱碱）的电离常数[对于多元弱酸（或弱碱）来说，通常只考虑第一步电离的电离常数]越大，其酸性（或碱性）越强； 2、相同温度下，弱酸（或弱碱）的酸性（或碱性）越强，其电离常数或第一步电离的电离常数越大。 3、一定温度下，电离常数越大，弱电解质越容易电离，由此判断弱电解质的相对强弱。 七、电离度 1、定义：弱电解质在溶液中达到电离平衡状态时，已电离的电解质分子数占原有电解质分子总数（包括已电离和未电离）的百分率，称为电离度。 2、表达式：电离度通常用ɑ表示。 3、意义：电离度实质上表示的是弱电解质达到电离平衡时的转化率，即表示弱电解质在水中的电离程度。 特别提示 ①温度相同，浓度相同时，不同弱电解质的电离度不同。若不同的一元弱酸的a.越大，表示其酸性相对越强。 ②同一弱电解质的浓度不同，电离度也不同，溶液越稀，电离度越大。 【思考探究】 （一）思考探究 思考讨论 如何书写H2CO3、Cu(OH)2的电离反应方程式？ 【典例4】试写出下列电解质在水溶液中的电离反应方程式。 1. 2. 3. 4. 5. 答案：；； ；、、； 【课后作业】 1．下列事实可以证明NH3·H2O是弱碱的是 A．氨水能跟CuCl2溶液反应生成Cu(OH)2沉淀 B．铵盐受热易分解，放出氨气 C．0.1mol·L-1的氨水可以使酚酞溶液变红 D．0.1mol·L-1的氨水中，c(OH-)约为0.001mol·L-1 2．H2S水溶液中存在电离平衡H2SH＋＋HS-和HS-H＋＋S2-。下列关于H2S溶液的说法正确的是 A．滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液pH减小 B．加水，平衡向右移动，溶液中氢离子浓度增大 C．通入过量SO2气体，平衡向左移动，溶液pH增大 D．加入少量硫酸铜固体(忽略体积变化)，溶液中所有离子的浓度都减小 3．25℃时，下列有关电解质溶液的说法正确的是 A．加水稀释0.1mol·L-1氨水，溶液中c(H+)·c(OH-)和的值保持不变 B．向CH3COONa溶液中加入少量CH3COONa，溶液中的值减小 C．等体积、等物质的量浓度的Na2CO3和NaHCO3溶液混合：> D．将浓度为0.1mol·L-1HF溶液加水不断稀释过程中，电离平衡常数Ka(HF)保持不变，始终增大 4．某浓度的氨水中存在下列平衡：NH3·H2O＋OH－，若想增大的浓度，而不增大OH－的浓度，应采取的措施是 A．适当升高温度 B．加入NH4Cl固体 C．通入NH3 D．加水稀释 5．下列可以说明CH3COOH是弱酸的事实是 A．CH3COOH能与水以任意比互溶 B．CH3COOH能与Na2CO3溶液反应，产生CO2气体 C．1 mol·L-1 CH3COOH溶液c(H＋)约为0.01 mol·L-1 D．1 mol·L-1 CH3COOH溶液能使紫色石蕊试液变红 6．下列各电离方程式中，书写正确的是 A． B． C． D． 7．有关电离平衡的理解不正确的是 A．电解质在溶液中达到电离平衡时，分子浓度和离子的浓度相等 B．电离平衡状态下溶液中各微粒的物质的量浓度和质量分数均保持不变 C．电离平衡是动态平衡，弱电解质分子电离成离子和其离子结合成分子的过程均在进行 D．改变条件时，电离平衡会发生移动，在新的条件下建立新的平衡 8．下列电离方程式书写正确的是 A． B． C． D． 9．将0.1mol•L-1CH3COOH溶液加水稀释或加入少量CH3COONa晶体时，都会引起的变化是 A．溶液的pH增大 B．CH3COOH的电离度变大 C．溶液中c(OH-)减小 D．溶液的导电能力减弱 10．下列各组物质中都是强电解质的是 A．HF、HCl、BaSO4 B．NH4F、CH3COONa、Na2S C．NaOH、Ca(OH)2、NH3·H2O D．HClO、NaF、Ba(OH)2 11．下列关于醋酸性质的描述，不能证明它是弱电解质的是 A．0.1mol·L-1的醋酸溶液中H+浓度约为10-3mol·L-1 B．醋酸溶液中存在CH3COOH分子 C．CH3COONa溶液pH大于7 D．5mL0.1mol·L-1的醋酸溶液与5mL0.1mol·L-1的KOH溶液恰好完全中和 12．下列各组关于强电解质、弱电解质、非电解质的归类，完全正确的是   A B C D 强电解质 Fe NaCl CaCO3 HNO3 弱电解质 CH3COOH NH3 H3PO4 Fe(OH)3 非电解质 C12H22O11(蔗糖) BaSO4 C2H5OH H2O A．A B．B C．C D．D 13．从下列实验事实所引出的相应结论正确的是 选项 实验事实 结论 A 其他条件相同，Na2S2O3溶液浓度越大，析出S沉淀所需时间越短 当其他条件不变时，增大反应物浓度，化学反应速率加快 B 在化学反应前后，催化剂的质量和化学性质都没有发生改变 催化剂一定不参与化学反应 C 物质的量浓度相同的盐酸和醋酸分别与等质量的、形状相同的锌粒反应 反应开始时速率相同 D 在容积可变的密闭容器中发生反应H2(g)＋I2(g) 2HI(g)，把容积缩小一倍 正反应速率加快，逆反应速率不变 A．A B．B C．C D．D 14．在溶液中存在：，对于该平衡，下列叙述错误的是 A．加入少量冰醋酸，电离平衡向正向移动，保持不变 B．加入少量固体，溶液中浓度减小 C．升高温度，醋酸的电离程度增大，溶液减小 D．加入少量固体，减小 15．常温下碳酸、亚硫酸、次氯酸的电离平衡常数如下表。下列说法正确的是 A．向溶液中通入少量： B．常温下，相同浓度的溶液和溶液的酸性，后者更强 C．向溶液中通入少量： D．向氯水中分别加入等浓度的溶液和溶液，均可提高氯水中HClO的浓度 16．25 ℃时部分弱酸的电离平衡常数如下表： 弱酸 HCOOH HClO H2CO3 H2SO3 电离平衡 常数/(mol·L－1) Ka＝1.8×10－4 Ka＝4.7×10－8 Ka1＝4.2×10－7 Ka2＝5.6×10－11 Ka1＝1.54×10－2 Ka2＝1.02×10－7 (1)在温度相同时，各弱酸的Ka值与酸性的相对强弱的关系为 。 (2)室温下①0.1 mol·L－1 HCOONa，②0.1 mol·L－1 NaClO，③0.1 mol·L－1 Na2CO3，④0.1 mol·L－1 NaHCO3，溶液的pH由大到小的关系为 。 (3)浓度均为0.1 mol·L－1的Na2SO3和Na2CO3的混合溶液中，SO、CO、HSO、HCO浓度由大到小的顺序为 。 (4)下列离子方程式书写正确的是 (填字母)。 a．2ClO－＋H2O＋CO2=2HClO＋CO b．2HCOOH＋CO=2HCOO－＋H2O＋CO2↑ c．H2SO3＋2HCOO－=2HCOOH＋SO d．Cl2＋H2O＋2CO=2HCO＋Cl－＋ClO－ (5)常温下，pH＝3的HCOOH溶液与pH＝11的NaOH溶液等体积混合后，溶液中离子浓度由大到小的顺序为 。 17．25 ℃时，用浓度为0.100 0 mol·L－1的NaOH溶液滴定20.00 mL浓度均为0.100 0 mol·L－1的三种酸HX、HY、HZ的溶液，滴定曲线如图所示。    (1)在相同温度下，相同浓度的三种酸溶液的导电能力由强到弱的顺序是 。 (2)V(NaOH)＝20.00 mL时，溶液中c(HY) (填“<”“>”或“＝”，下同)c(Y－)。若使最终溶液的pH＝7，则滴定HZ溶液和滴定HX溶液所需NaOH溶液的体积的关系是HX溶液 HZ溶液。 (3)将上述HX溶液、HY溶液等体积混合后，用NaOH溶液滴定至HX恰好完全反应时，溶液中各离子浓度的大小关系为 。 (4)根据滴定曲线，可得Ka(HY)≈ 。 18．水体中的含氮化合物是引起富营养化的主要污染物，分析监测水体中的硝酸(盐)和亚硝酸(盐)含量，控制水体中的含氮污染物，对水资源的循环利用意义重大。 (1)亚硝酸(HNO2)是一种弱酸，其电离平衡常数的表达式为 。 (2)水体中亚硝酸的含量可以利用KI溶液进行分析测定。该测定反应中，含氮的生成物可以是NO、N2O、NH2OH、NH3等。 ①NH2OH中，氮元素的化合价为 。 ②某水样中含有亚硝酸盐，加入少量稀硫酸酸化后，用KI溶液测定，且选用淀粉溶液作指示剂，反应中含N的生成物为NO，反应的离子方程式为 ，其中氧化产物为 (写化学式)。 1 学科网（北京）股份有限公司 $$ 3.1电离平衡 【学习目标】 （一）学习目标 1.证据推理与模型认知：通过分析、推理等方法认识强弱电解质的本质特征及电离平衡常数的意义，建立判断强弱电解质和“强酸制弱酸”的思维模型。 2.变化观念与平衡思想：知道弱电解质在水溶液中存在电离平衡，能正确书写弱电解质的电离方程式，会分析电离平衡的移动。 【学习重难点】 （一）学习重难点 学习重点 理解原电池的工作原理 学习难点 几个特例反应的电极反应式及总反应式的书写 【预习新知】 一、电解质与非电解质 定义 物质类型 导电实质 电解质 水溶液或熔融状态下能导电的化合物 酸：H2SO4、HCl、CH3COOH等 碱：NaOH、NH3·H2O等 盐：NaCl、KNO3、NaHSO4等 金属氧化物：Na2O、CaO、MgO等 水 产生了自由 移动的离子 非电解质 水溶液和熔融状态 都不导电的化合物 非金属氧化物：CO、SO2、P2O5等 非酸性气态氢化物：NH3 多数有机物：蔗糖、乙醇等 没有产生自由 移动的离子 二、强电解质与弱电解质 定义 物质类型 存在形式 强电解质 弱电解质 三、导电能力 1.与自由移动的离子浓度有关：离子浓度越大，导电能力越强。 2.与离子所带电荷有关：离子所带电荷越多，导电能力越强。 3.与强弱电解质无关。 四、弱电解质的电离方程式 1.强电解质“=”；弱电解质“” NaHSO4 NaHCO3 2.多元弱酸分步电离，多元弱碱一步电离 ①多元弱酸：H2CO3H++HCO3- HCO3-H++ CO32- ②多元弱碱：Fe(OH)3Fe3++3OH- 五．弱电解质的电离平衡 1、弱电解质的电离平衡 在一定条件(如温度、浓度一定)下，弱电解质在溶液中 的速率和离子 的速率相等，电离过程就达到了平衡状态。 2、弱电解质电离方程式的书写 (1)弱酸、弱碱在 中电离，在熔融态下弱酸不电离，绝大多数弱碱受热易分解。 (2)弱电解质电离是可逆的，用“ ”表示。 如： CH3COOH NH3·H2O 3、弱电解质电离平衡的建立 电离平衡状态的特征： 。 4、弱电解质电离平衡的影响因素 （1）主要影响因素:电解质本身的相对强弱。 （2）外界条件对电离平衡的影响: 影响因素 原因分析 电离平衡移动方向 电离程度变化 温度 电离是吸热过程 升高温度,正向移动 改变弱电解质浓度 加水稀释 正向移动 增大弱电解质的浓度 正向移动 同离子 效应 增大了生成的某离子的浓度 逆向移动 化学反应 减小了生成的某离子的浓度 正向移动 六、电离常数 1、概念 在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液里各组分的浓度之间存在一定的关系。对一元弱酸或元弱碱来说，溶液中弱电解质电离 的乘积，与溶液中 之比是个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数。弱酸、弱碱的电离常数通常分别用 、 表示。 2、表达方式 (1)一元弱酸、一元弱碱的电离常数 (2)多元弱酸、多元弱碱的电离常数 多元弱酸的电离分步进行，各步的电离常数通常分别用Ka1、Ka2、Ka3等来表示。如： 一般多元弱酸各步电离常数的大小为Ka1≫Ka2≫Ka3 3、影响因素 ①电离平衡常数只与 有关，升高温度，K值增大。 ②在相同条件下，弱酸的电离常数越大，酸性越 。 ③多元弱酸的各级电离常数的大小关系是 ，所以其酸性决定于 电离。 4、意义 CH3COOH的Ka和H2CO3的Ka1的大小比较 实验操作 向盛有2 mL 1mol/L 醋酸的试管中滴加1 mol/L Na2CO3溶液 实验现象 原理 结论 ☂名师点拨 1、相同温度下，等浓度的弱酸（或弱碱）的电离常数[对于多元弱酸（或弱碱）来说，通常只考虑第一步电离的电离常数]越大，其酸性（或碱性）越强； 2、相同温度下，弱酸（或弱碱）的酸性（或碱性）越强，其电离常数或第一步电离的电离常数越大。 3、一定温度下，电离常数越大，弱电解质越容易电离，由此判断弱电解质的相对强弱。 七、电离度 1、定义：弱电解质在溶液中达到电离平衡状态时，已电离的电解质分子数占原有电解质分子总数（包括已电离和未电离）的百分率，称为电离度。 2、表达式：电离度通常用ɑ表示。 3、意义：电离度实质上表示的是弱电解质达到电离平衡时的转化率，即表示弱电解质在水中的电离程度。 特别提示 ①温度相同，浓度相同时，不同弱电解质的电离度不同。若不同的一元弱酸的a.越大，表示其酸性相对越强。 ②同一弱电解质的浓度不同，电离度也不同，溶液越稀，电离度越大。 【思考探究】 （一）思考探究 思考讨论 如何书写H2CO3、Cu(OH)2的电离反应方程式？ 【典例4】试写出下列电解质在水溶液中的电离反应方程式。 1. 2. 3. 4. 5. 答案：；； ；、、； 【课后作业】 1．下列事实可以证明NH3·H2O是弱碱的是 A．氨水能跟CuCl2溶液反应生成Cu(OH)2沉淀 B．铵盐受热易分解，放出氨气 C．0.1mol·L-1的氨水可以使酚酞溶液变红 D．0.1mol·L-1的氨水中，c(OH-)约为0.001mol·L-1 【答案】D 【详解】A．氨水能与CuCl2溶液反应生成Cu(OH)2沉淀，只能说明氨水呈碱性，不能说明NH3·H2O部分电离、是弱碱，A项不符合题意； B．铵盐受热易分解放出氨气，描述的是物质的稳定性，与NH3·H2O的电离程度无关，不能说明NH3·H2O是弱碱，B项不符合题意； C．0.1mol·L-1的氨水可以使酚酞溶液变红，只能说明氨水呈碱性，不能说明NH3·H2O部分电离、是弱碱，C项不符合题意； D．0.1mol·L-1的氨水中，c(OH-)约为0.001mol/L＜0.1mol/L，说明NH3·H2O部分电离、是弱碱，D项符合题意； 答案选D。 2．H2S水溶液中存在电离平衡H2SH＋＋HS-和HS-H＋＋S2-。下列关于H2S溶液的说法正确的是 A．滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液pH减小 B．加水，平衡向右移动，溶液中氢离子浓度增大 C．通入过量SO2气体，平衡向左移动，溶液pH增大 D．加入少量硫酸铜固体(忽略体积变化)，溶液中所有离子的浓度都减小 【答案】A 【详解】A．滴加新制氯水，发生反应Cl2＋H2S=2HCl＋S↓，平衡向左移动，溶液酸性增强，pH减小，A项正确； B．加水稀释，促进电离，氢离子的物质的量增大，但因溶液体积也增大，所以氢离子浓度减小，B项错误； C．通入二氧化硫发生反应2H2S＋SO2=3S↓＋2H2O，当SO2过量时溶液呈酸性，且亚硫酸的酸性比H2S强，故pH减小，C项错误； D．加入CuSO4固体，发生反应CuSO4＋H2S=H2SO4＋CuS↓，溶液中c(H＋)增大，D项错误。 答案选A。 3．25℃时，下列有关电解质溶液的说法正确的是 A．加水稀释0.1mol·L-1氨水，溶液中c(H+)·c(OH-)和的值保持不变 B．向CH3COONa溶液中加入少量CH3COONa，溶液中的值减小 C．等体积、等物质的量浓度的Na2CO3和NaHCO3溶液混合：> D．将浓度为0.1mol·L-1HF溶液加水不断稀释过程中，电离平衡常数Ka(HF)保持不变，始终增大 【答案】C 【详解】A．0.1mol·L-1氨水稀释过程中c(H+)增大，c(OH-)减小，因而变大，温度不变，c(H+)·c(OH-)=Kw不变，A项错误； B．=，加入CH3COONa，溶液碱性增强，则c(H+)降低，所以的值增大，B项错误； C．等体积、等物质的量浓度的Na2CO3和NaHCO3溶液混合，根据电离常数有Ka1=、Ka2 =，同一溶液中c(H+)相等，则c(H+)= Ka1·= Ka2·，而Ka1> Ka2，则>，C项正确； D．0.1mol·L-1的HF加水稀释，c(F-)趋近于0，而c(H+)趋于不变(10-7mol·L-1)，故比值变小，D项错误； 故选C。 4．某浓度的氨水中存在下列平衡：NH3·H2O＋OH－，若想增大的浓度，而不增大OH－的浓度，应采取的措施是 A．适当升高温度 B．加入NH4Cl固体 C．通入NH3 D．加水稀释 【答案】B 【详解】A．升高温度，平衡向右移动，c()、c(OH－)都增大，A错误； B．加入NH4Cl固体，相当于增大c()，平衡向左移动，c(OH－)减小，但c()仍较原来增大，因平衡移动只能减小其增大的程度，而不能完全抵消它增大的部分，B正确； C．通入NH3平衡向右移动，c()、c(OH－)都增大，C错误； D．加水稀释，平衡右移，c()、c(OH－)均减小，D错误； 故选B。 5．下列可以说明CH3COOH是弱酸的事实是 A．CH3COOH能与水以任意比互溶 B．CH3COOH能与Na2CO3溶液反应，产生CO2气体 C．1 mol·L-1 CH3COOH溶液c(H＋)约为0.01 mol·L-1 D．1 mol·L-1 CH3COOH溶液能使紫色石蕊试液变红 【答案】C 【详解】A．只说明CH3COOH易溶于水，故A不选； B．说明CH3COOH的酸性比碳酸强，故B不选； C．0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液中c(H+)=0.001 mol·L-1，说明CH3COOH没能完全电离，即说明CH3COOH是弱酸，故C选； D．醋酸溶液能使紫色石蕊溶液变红，说明CH3COOH显酸性，故D不选； 故选C。 6．下列各电离方程式中，书写正确的是 A． B． C． D． 【答案】A 【详解】A．醋酸是弱酸，属于弱电解质，在水溶液中不完全电离，其电离方程式为：，A正确； B．是强酸强碱的酸式盐，在水溶液中完全电离，电离方程式为：，B错误； C．一水合氨是弱碱，属于弱电解质，在水溶液中不完全电离，电离方程式为：，C错误； D．碳酸是二元弱酸，在水溶液中的电离分步进行，电离方程式为：、，D错误； 故选A。 7．有关电离平衡的理解不正确的是 A．电解质在溶液中达到电离平衡时，分子浓度和离子的浓度相等 B．电离平衡状态下溶液中各微粒的物质的量浓度和质量分数均保持不变 C．电离平衡是动态平衡，弱电解质分子电离成离子和其离子结合成分子的过程均在进行 D．改变条件时，电离平衡会发生移动，在新的条件下建立新的平衡 【答案】A 【详解】A． 电解质在溶液中达到电离平衡后，各种分子和离子的浓度不再发生变化，但不一定相等，故A错误； B． 电离平衡状态下溶液中各微粒的物质的量浓度和质量分数均保持不变，是动态平衡，故B正确； C． 电离平衡是动态平衡，弱电解质分子电离成离子和其离子结合成分子的过程均在进行，速率不等于0，故C正确； D． 电离平衡的建立是有条件的，改变条件时，电离平衡会发生移动，在新的条件下建立新的平衡，故D正确； 故选A。 8．下列电离方程式书写正确的是 A． B． C． D． 【答案】B 【详解】A．碳酸是弱酸，碳酸氢根离子不拆，NaHCO3在水中全部电离，电离方程式为：NaHCO3=Na＋＋，故A错误； B．氢氟酸是弱酸，在水中部分电离，，故B正确； C．硫酸是强酸，在水中全部电离，H2SO4=2H＋＋SO，故C错误； D．CH3COONH4是强电解质，在水中全部电离，应为：CH3COONH4=CH3COO-＋NH，故D错误； 故选B。 9．将0.1mol•L-1CH3COOH溶液加水稀释或加入少量CH3COONa晶体时，都会引起的变化是 A．溶液的pH增大 B．CH3COOH的电离度变大 C．溶液中c(OH-)减小 D．溶液的导电能力减弱 【答案】A 【详解】A．CH3COOH溶液中存在CH3COOHCH3COO-+H+，加水稀释时，平衡虽然正向移动，当溶液中H+浓度减小，溶液的pH增大，但加入CH3COONa晶体时，平衡逆向移动，溶液中的H+浓度减小，溶液的pH增大，A符合题意； B．CH3COOH溶液中存在CH3COOHCH3COO-+H+，加水稀释时，平衡虽然正向移动，CH3COOH的电离度变大，加入CH3COONa晶体，平衡逆向移动，CH3COOH的电离度变小，B不合题意； C．由A项分析可知，两种措施均能使溶液的pH增大，则溶液中c(OH-)增大，C不合题意；     D．溶液的导电能力与溶液中自由移动的离子浓度和离子所带的电荷有关，加水稀释时，平衡虽然正向移动，当溶液中CH3COO-、H+浓度均减小，溶液的导电能力减弱，而加入醋酸钠晶体后，溶液中的CH3COO-浓度增大，还有Na+、H+均可导电，则溶液的导电能力增强，D不合题意； 故答案为：A。 10．下列各组物质中都是强电解质的是 A．HF、HCl、BaSO4 B．NH4F、CH3COONa、Na2S C．NaOH、Ca(OH)2、NH3·H2O D．HClO、NaF、Ba(OH)2 【答案】B 【详解】A．氟化氢是弱酸，属于弱电解质，A错误； B．NH4F、CH3COONa、Na2S都是盐，属于强电解质，B正确； C．一水合氨是弱碱，属于弱电解质，C错误； D．次氯酸是弱酸，属于弱电解质，D错误； 故选B。 11．下列关于醋酸性质的描述，不能证明它是弱电解质的是 A．0.1mol·L-1的醋酸溶液中H+浓度约为10-3mol·L-1 B．醋酸溶液中存在CH3COOH分子 C．CH3COONa溶液pH大于7 D．5mL0.1mol·L-1的醋酸溶液与5mL0.1mol·L-1的KOH溶液恰好完全中和 【答案】D 【详解】A．0.1 mol·L-1的醋酸溶液中H+浓度约为10-3 mol·L-1，说明不完全电离，说明其为弱电解质 ，A不符合题意； B．醋酸溶液中存在CH3COOH分子，说明没有完全电离，说明是弱电解质，B不符合题意； C．室温时，CH3COONa溶液的pH大于7说明该物质为强碱弱酸盐，醋酸是弱电解质，C不符合题意； D．5mL 0.1 mol·L-1的醋酸溶液与5mL 0.1mol·L-1的KOH溶液恰好完全中和说明其为一元酸，不能说明其为弱电解质，D符合题意； 故选D。 12．下列各组关于强电解质、弱电解质、非电解质的归类，完全正确的是   A B C D 强电解质 Fe NaCl CaCO3 HNO3 弱电解质 CH3COOH NH3 H3PO4 Fe(OH)3 非电解质 C12H22O11(蔗糖) BaSO4 C2H5OH H2O A．A B．B C．C D．D 【答案】C 【详解】A．铁是单质，既不是电解质，也不是非电解质，A错误； B．硫酸钡是强电解质，B错误； C．全部正确，C正确； D．水是弱电解质，D错误； 故选C。 13．从下列实验事实所引出的相应结论正确的是 选项 实验事实 结论 A 其他条件相同，Na2S2O3溶液浓度越大，析出S沉淀所需时间越短 当其他条件不变时，增大反应物浓度，化学反应速率加快 B 在化学反应前后，催化剂的质量和化学性质都没有发生改变 催化剂一定不参与化学反应 C 物质的量浓度相同的盐酸和醋酸分别与等质量的、形状相同的锌粒反应 反应开始时速率相同 D 在容积可变的密闭容器中发生反应H2(g)＋I2(g) 2HI(g)，把容积缩小一倍 正反应速率加快，逆反应速率不变 A．A B．B C．C D．D 【答案】A 【详解】A．增大反应物浓度，化学反应速率加快，A项正确； B．催化剂参与反应，但反应前后催化剂的质量和化学性质不变，B项错误； C．浓度相同的盐酸和醋酸溶液中起始氢离子浓度不同，因此开始时盐酸速率大于醋酸，C项错误； D．缩小容积，正、逆反应速率同时增大，D项错误； 答案选A。 14．在溶液中存在：，对于该平衡，下列叙述错误的是 A．加入少量冰醋酸，电离平衡向正向移动，保持不变 B．加入少量固体，溶液中浓度减小 C．升高温度，醋酸的电离程度增大，溶液减小 D．加入少量固体，减小 【答案】D 【详解】A．加入少量冰醋酸，浓度增大，电离平衡正向移动，只与温度有关，温度不变，不变，A正确； B．加入少量固体，中和溶液中的氢离子，使溶液中浓度减小，B正确； C．升高温度，促进电离，醋酸的电离程度增大，增大，减小，C正确； D．，加入少量固体，电离平衡逆向移动，减小，不变，则增大，D错误； 故答案选：D。 15．常温下碳酸、亚硫酸、次氯酸的电离平衡常数如下表。下列说法正确的是 A．向溶液中通入少量： B．常温下，相同浓度的溶液和溶液的酸性，后者更强 C．向溶液中通入少量： D．向氯水中分别加入等浓度的溶液和溶液，均可提高氯水中HClO的浓度 【答案】A 【分析】电离平衡常数可以表示酸性强弱，从电离平衡常数可以判断出，酸性：H2SO3＞H2CO3＞HSO＞HClO＞HCO，以此解题。 【详解】A．Na2CO3溶液中通入少量SO2，生成HCO和SO，因为酸性：H2CO3＞HSO，所以不能生成H2CO3和SO，故A正确； B．H2SO3的第一电离平衡常数为K1=1.29×10-2，而H2CO3的第一电离平衡常数为K1=4.4×10-7，所以相同条件下，同浓度的H2SO3溶液的酸性强于H2CO3溶液的酸性，故B错误； C．H2CO3＞HClO＞HCO，所以少量的CO2通入NaClO溶液中碳酸氢根离子和次氯酸，正确的离子方程式为：CO2+H2O+ClO-═HCO+HClO，故C错误； D．向氯水中加入NaHSO3溶液，NaHSO3能和氯水中HClO发生氧化还原反应而降低HClO的浓度，故D错误； 故选A。 16．25 ℃时部分弱酸的电离平衡常数如下表： 弱酸 HCOOH HClO H2CO3 H2SO3 电离平衡 常数/(mol·L－1) Ka＝1.8×10－4 Ka＝4.7×10－8 Ka1＝4.2×10－7 Ka2＝5.6×10－11 Ka1＝1.54×10－2 Ka2＝1.02×10－7 (1)在温度相同时，各弱酸的Ka值与酸性的相对强弱的关系为 。 (2)室温下①0.1 mol·L－1 HCOONa，②0.1 mol·L－1 NaClO，③0.1 mol·L－1 Na2CO3，④0.1 mol·L－1 NaHCO3，溶液的pH由大到小的关系为 。 (3)浓度均为0.1 mol·L－1的Na2SO3和Na2CO3的混合溶液中，SO、CO、HSO、HCO浓度由大到小的顺序为 。 (4)下列离子方程式书写正确的是 (填字母)。 a．2ClO－＋H2O＋CO2=2HClO＋CO b．2HCOOH＋CO=2HCOO－＋H2O＋CO2↑ c．H2SO3＋2HCOO－=2HCOOH＋SO d．Cl2＋H2O＋2CO=2HCO＋Cl－＋ClO－ (5)常温下，pH＝3的HCOOH溶液与pH＝11的NaOH溶液等体积混合后，溶液中离子浓度由大到小的顺序为 。 【答案】(1)Ka越大，酸性越强 (2)③>②>④>① (3)c(SO)＞c(CO)＞c(HCO)＞c(HSO) (4)bd (5)c(HCOO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－) 【详解】（1）相同条件下，弱酸的电离平衡常数越大，则弱酸的电离程度越大，其酸性越强，即Ka值越大，酸性越强。 （2）相同温度下，弱酸的Ka越小，其对应盐越易水解，溶液中c(OH－)越大，pH越大。等浓度的盐水解程度：③>②>④>①，因此，溶液的pH由大到小的关系为③>②>④>①。 （3）由于HSO比HCO易电离，故SO比CO水解程度小，故溶液中离子浓度大小顺序为c(SO)＞c(CO)＞c(HCO)＞c(HSO)。 （4）a．根据强酸制取弱酸的原理知，次氯酸的酸性大于碳酸氢根离子而小于碳酸，所以次氯酸根离子和碳酸反应生成次氯酸和碳酸氢根离子，a错误； b．甲酸酸性大于碳酸，所以反应2HCOOH＋CO=2HCOO－＋H2O＋CO2↑能发生，b正确； c．甲酸的酸性大于亚硫酸氢根离子而小于亚硫酸，所以亚硫酸和甲酸根离子反应生成甲酸和亚硫酸氢根离子，c错误； d．次氯酸的酸性大于碳酸氢根离子而小于盐酸，所以Cl2＋H2O＋2CO=2HCO＋Cl－＋ClO－能发生，d正确； 故选bd。 （5）常温下，pH＝3的HCOOH溶液与pH＝11的NaOH溶液中，甲酸浓度大于氢氧化钠浓度，二者等体积混合，甲酸过量导致溶液呈酸性，则c(H＋)＞c(OH－)，溶液中存在电荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCOO－)＋c(OH－)，所以c(HCOO－)＞c(Na＋)，该溶液中甲酸的电离程度较小，所以c(Na＋)＞c(H＋)，则该溶液中离子浓度大小顺序是c(HCOO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)。 17．25 ℃时，用浓度为0.100 0 mol·L－1的NaOH溶液滴定20.00 mL浓度均为0.100 0 mol·L－1的三种酸HX、HY、HZ的溶液，滴定曲线如图所示。    (1)在相同温度下，相同浓度的三种酸溶液的导电能力由强到弱的顺序是 。 (2)V(NaOH)＝20.00 mL时，溶液中c(HY) (填“<”“>”或“＝”，下同)c(Y－)。若使最终溶液的pH＝7，则滴定HZ溶液和滴定HX溶液所需NaOH溶液的体积的关系是HX溶液 HZ溶液。 (3)将上述HX溶液、HY溶液等体积混合后，用NaOH溶液滴定至HX恰好完全反应时，溶液中各离子浓度的大小关系为 。 (4)根据滴定曲线，可得Ka(HY)≈ 。 【答案】(1)HZ＞HY＞HX (2) ＜ ＜ (3)c(Na＋)＞c(Y－)＞c(X－)＞c(OH－)＞c(H＋) (4)10－5 mol·L－1 【详解】（1）根据图像分析，氢氧化钠溶液的体积为0时，0.100 0 mol·L－1的三种酸HX、HY、HZ的溶液的pH分别为4、3、1，故酸性大小顺序为HX＜HY＜HZ，则相同温度下相同浓度的三种酸溶液的导电能力：HZ＞HY＞HX； （2）当NaOH溶液体积为20.00 mL时，HY恰好与NaOH生成NaY，Y－部分水解，所以溶液中c(HY)＜c(Y－)。由图像可知，HZ为强酸，而HX为弱酸，所以这两种酸溶液与NaOH溶液反应至pH＝7时，HX有剩余，HZ恰好反应完全，故所需NaOH溶液的体积的关系是HX溶液＜HZ溶液； （3）由于酸性：HX＜HY，所以HX恰好完全反应时，HY早已完全反应，所得溶液为NaX和NaY的混合液，X－和Y－水解均显碱性，c(OH－)＞c(H＋)，由酸性：HX＜HY，可知Y－的水解程度小于X－，由于水解是微弱的，所以溶液中c(Na＋)＞c(Y－)＞c(X－)＞c(OH－)＞c(H＋)； （4）0.100 0 mol·L－1的HY溶液的pH＝3，即c(H＋)＝10－3 mol·L－1，水的电离程度很小，可以不考虑。 则c平(HY)＝(0.100 0－10－3)mol·L－1≈0.100 0 mol·L－1， Ka(HY)≈mol·L－1＝10－5 mol·L－1。 18．水体中的含氮化合物是引起富营养化的主要污染物，分析监测水体中的硝酸(盐)和亚硝酸(盐)含量，控制水体中的含氮污染物，对水资源的循环利用意义重大。 (1)亚硝酸(HNO2)是一种弱酸，其电离平衡常数的表达式为 。 (2)水体中亚硝酸的含量可以利用KI溶液进行分析测定。该测定反应中，含氮的生成物可以是NO、N2O、NH2OH、NH3等。 ①NH2OH中，氮元素的化合价为 。 ②某水样中含有亚硝酸盐，加入少量稀硫酸酸化后，用KI溶液测定，且选用淀粉溶液作指示剂，反应中含N的生成物为NO，反应的离子方程式为 ，其中氧化产物为 (写化学式)。 【答案】(1) (2) -1 2HNO2+2I-+2H+=I2+2NO↑+2H2O I2 【详解】（1）亚硝酸的电离方程式为HNO2=+H+，因此其电离平衡常数Ka=。 （2）①根据化合物中所有元素的化合价代数和为0可知，NH2OH中氮元素的化合价为-1。②亚硝酸具有氧化性，被I-还原，生成NO，I-被氧化为I2，反应的离子方程式为2HNO2+2I-+2H+=I2+2NO↑+2H2O，氧化产物为I2。 1 学科网（北京）股份有限公司 $$