2019-2020年高考化學一輪復習 專題八 第1講 弱電解質的電離平衡 蘇教版.doc

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2019-2020年高考化學一輪復習 專題八 第1講 弱電解質的電離平衡 蘇教版 [考綱要求]　1.了解弱電解質在水溶液中的電離平衡。2.了解電離平衡常數。 考點一　弱電解質的電離平衡 1．弱電解質 (1)概念 (2)與化合物類型的關系 強電解質主要是大部分離子化合物及某些共價化合物，弱電解質主要是某些共價化合物。 2．弱電解質的電離平衡 (1)電離平衡的建立 在一定條件下(如溫度、壓強等)，當弱電解質電離產生離子的速率和離子結合成分子的速率相等時，電離過程達到了平衡。 (2)電離平衡的特征 (3)外界條件對電離平衡的影響 ①內因：弱電解質本身的性質。 ②外因：濃度、溫度、加入試劑等。 (4)電離過程是可逆過程，可直接用化學平衡移動原理分析電離平衡。以0.1 molL－1CH3COOH溶液為例：CH3COOHCH3COO－＋H＋(正向吸熱)。 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 不變 通入HCl(g) ← 增大 增大 增強 不變 加NaOH(s) → 減小 減小 增強 不變 加入鎂粉 → 減小 減小 增強 不變 升高溫度 → 增大 增大 增強 增大 加CH3COONa(s) ← 減小 減小 增強 不變 深度思考 1．電離平衡右移，電解質分子的濃度一定減小嗎？離子的濃度一定增大嗎？ 答案　都不一定。如對于CH3COOHCH3COO－＋H＋平衡后，加入冰醋酸，c(CH3COOH)增大，平衡右移，根據勒夏特列原理，只能“減弱”而不能“消除”，再次平衡時，c(CH3COOH)比原平衡時大；加水稀釋或加少量NaOH固體，都會引起平衡右移，但c(CH3COOH)、c(H＋)都比原平衡時要小。 2．稀釋一弱電解質溶液時，所有粒子濃度都會減小嗎？ 答案　不是所有粒子濃度都會減小。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HA溶液稀釋時，c(HA)、c(H＋)、c(A－)均減小(參與平衡建立的微粒)；平衡右移的目的是為了減弱c(H＋)、c(A－)的減小，但c(OH－)會增大。 3．判斷正誤，正確的劃“√”，錯誤的劃“” (1)強電解質溶液中不存在溶質分子，弱電解質溶液中存在溶質分子(　　) (2)氨氣溶于水，當c(OH－)＝c(NH)時，表明NH3H2O電離處于平衡狀態(tài)(　　) (3)弱電解質一定是共價化合物(　　) (4)由0.1 molL－1一元堿BOH的pH＝10，可知溶液中存在BOH===B＋＋OH－(　　) 答案　(1)√　(2)　(3)　(4) 解析　(2)NH3＋H2ONH3H2ONH＋OH－，NH3H2O電離出的c(OH－)與c(NH)永遠相等，不能表明NH3H2O電離處于平衡狀態(tài)；(3)某些離子化合物是弱電解質，如(CH3COO)2Pb等；(4)由于OH－的濃度小于0.1 molL－1，所以BOH應屬于弱堿，其電離應為BOHB＋＋OH－。 4．分別畫出冰醋酸和0.1 molL－1的醋酸加水稀釋時導電能力的變化圖。 答案　 . 題組一　改變條件，平衡移動，判結果變化 1．將濃度為0.1 molL－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. 答案　D 解析　HF為弱酸，存在電離平衡：HFH＋＋F－。根據勒夏特列原理：當改變影響平衡的一個條件，平衡會向著能夠減弱這種改變的方向移動，但平衡的移動不能完全消除這種改變，故加水稀釋，平衡正向移動，但c(H＋)減小，A錯誤；電離平衡常數只受溫度的影響，溫度不變，電離平衡常數Ka不變，B錯誤；當溶液無限稀釋時，c(F－)不斷減小，但c(H＋)接近10－7 molL－1，所以減小，C錯誤；＝，由于加水稀釋，平衡正向移動，所以溶液中n(H＋)增大，n(HF)減小，所以增大，D正確。 2．25 ℃時，把0.2 molL－1的醋酸加水稀釋，則圖中的縱軸y表示的是(　　) A．溶液中OH－的物質的量濃度 B．溶液的導電能力 C．溶液中的 D．CH3COOH的電離程度 答案　B 解析　25 ℃時，0.2 molL－1的醋酸稀釋過程中，隨著水的加入溶液中OH－的濃度增大(但不會超過10－7 molL－1)，CH3COOH的電離程度增大，CH3COO－數目增多，CH3COOH數目減少，但溶液中CH3COO－的濃度減小，溶液的導電能力減弱。 題組二　平衡移動，結果變化，判采取措施 3．稀氨水中存在著下列平衡：NH3H2ONH＋OH－，若要使平衡向逆反應方向移動，同時使c(OH－)增大，應加入的物質或采取的措施是(　　) ①NH4Cl固體　②硫酸?、跱aOH固體?、芩、菁訜帷、藜尤肷倭縈gSO4固體 A．①②③⑤ B．③⑥ C．③ D．③⑤ 答案　C 解析　若在氨水中加入NH4Cl固體，c(NH)增大，平衡向逆反應方向移動，c(OH－)減小，①不合題意；硫酸中的H＋與OH－反應，使c(OH－)減小，平衡向正反應方向移動，②不合題意；當在氨水中加入NaOH固體后，c(OH－)增大，平衡向逆反應方向移動，③符合題意；若在氨水中加入水，稀釋溶液，平衡向正反應方向移動，但c(OH－)減小，④不合題意；電離屬吸熱過程，加熱平衡向正反應方向移動，c(OH－)增大，⑤不合題意；加入MgSO4固體發(fā)生反應Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓，溶液中c(OH－)減小，⑥不合題意。 4．已知0.1 molL－1的醋酸溶液中存在電離平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，要使溶液中c(H＋)/c(CH3COOH)的值增大，可以采取的措施是(　　) ①加少量燒堿溶液?、谏邷囟取、奂由倭勘姿? ④加水 A．①② B．①③ C．②④ D．③④ 答案　C 解析　本題中提供的四種措施都會使醋酸的電離平衡正向移動，但①③會使c(H＋)/c(CH3COOH)的值減小。 考點二　電離平衡常數 1．(1)填寫下表 弱電解質 電離方程式 電離常數 NH3H2O NH3H2ONH＋OH－ Kb＝1.710－5 CH3COOH CH3COOHCH3COO－＋H＋ Ka＝1.710－5 HClO HClOH＋＋ClO－ Ka＝4.710－8 (2)CH3COOH酸性大于HClO酸性(填“大于”、“小于”或“等于”)，判斷的依據：相同條件下，電離常數越大，電離程度越大，c(H＋)越大，酸性越強。 (3)電離平衡常數的意義：弱酸、弱堿的電離平衡常數能夠反映酸堿性的相對強弱。電離平衡常數越大，電離程度越大。多元弱酸的電離以第一步電離為主，各級電離平衡常數的大小差距較大。 (4)外因對電離平衡常數的影響：電離平衡常數與其他化學平衡常數一樣只與溫度有關，與電解質的濃度無關，升高溫度，K值增大，原因是電離是吸熱過程。 2．碳酸是二元弱酸 (1)電離方程式是H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO。 (2)電離平衡常數表達式：Ka1＝，Ka2＝。 (3)比較大?。篕a1>Ka2。 深度思考 1．H2CO3的電離平衡常數Ka1＝4.310－7，Ka2＝5.610－11，它的Ka1、Ka2差別很大的原因(從電離平衡的角度解釋)：_________________________________________。 答案　第一步電離產生的H＋對第二步的電離起抑制作用 2．在Na2CO3中加醋酸產生CO2氣體，試從電離平衡常數的角度解釋原因[已知：K(CH3COOH)＝1.710－5；K(H2CO3)＝4.310－7。]：_____________________________________。 答案　醋酸的電離平衡常數大，酸性強，較強的酸可制備較弱的酸 題組一　影響電離平衡常數的因素及其應用 1．25 ℃時，部分物質的電離平衡常數如表所示： 化學式 CH3COOH H2CO3 HClO 電離平衡常數 1.710－5 K1＝4.310－7 K2＝5.610－11 3.010－8 請回答下列問題： (1)CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由強到弱的順序為______________。 (2)同濃度的CH3COO－、HCO、CO、ClO－結合H＋的能力由強到弱的順序為____________。 (3)體積為10 mL pH＝2的醋酸溶液與一元酸HX分別加水稀釋至1 000 mL，稀釋過程中pH變化如圖所示，則HX的電離平衡常數______(填“大于”、“等于”或“小于”)醋酸的電離平衡常數；理由是__________________________________。 答案　(1)CH3COOH>H2CO3>HClO (2)CO>ClO－>HCO>CH3COO－ (3)大于　稀釋相同倍數，HX的pH變化比CH3COOH的大，酸性強，電離平衡常數大 解析　電離平衡常數越大，酸性越強，電離平衡常數越小，其對應酸根離子結合H＋能力越強。 (3)根據圖像分析知道，起始時兩種溶液中c(H＋)相同，故c(較弱酸)>c(較強酸)，稀釋過程中較弱酸的電離程度增大的多，故在整個稀釋過程中較弱酸的c(H＋)一直大于較強酸的c(H＋)，稀釋相同倍數，HX的pH變化比CH3COOH的大，故HX酸性強，電離平衡常數大。 　 題組二　有關電離平衡常數的定量計算 2．碳氫化合物完全燃燒生成CO2和H2O。常溫常壓下，空氣中的CO2溶于水，達到平衡時，溶液的pH＝5.60，c(H2CO3)＝1.510－5molL－1。若忽略水的電離及H2CO3的第二級電離，則H2CO3HCO＋H＋的平衡常數K1＝________。(已知：10－5.60＝2.510－6) 答案　4.210－7 解析　H2CO3H＋＋HCO K1＝＝≈4.210－7。 3．在25 ℃下，將a molL－1的氨水與0.01 molL－1的鹽酸等體積混合，反應平衡時溶液中c(NH)＝c(Cl－)，則溶液顯__________性(填“酸”、“堿”或“中”)；用含a的代數式表示NH3H2O的電離常數Kb＝__________________________________________________。 答案　中　 解析　氨水與HCl等體積混合后的溶液中的電荷守恒關系式為c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，因c(NH)＝c(Cl－)，故有c(H＋)＝c(OH－)，溶液顯中性。 NH3H2O　　　 NH　 ?。　H－ (－) molL－1 molL－1 10－7 molL－1 Kb＝＝。 4．常溫下，將a molL－1 CH3COONa溶于水配成溶液，向其中滴加等體積的b molL－1的鹽酸使溶液呈中性(不考慮鹽酸和醋酸的揮發(fā))，用含a和b的代數式表示醋酸的電離常數Ka＝________。 答案　 解析　由電荷守恒和物料守恒可得 所以c(CH3COOH)＝c(Cl－) CH3COOH　　CH3COO－　　＋　　H＋ molL－1 (－) molL－1 10－7 molL－1 Ka＝＝。 考點三　強酸與弱酸的比較 濃度均為0.01 molL－1的強酸HA與弱酸HB pH均為2的強酸HA與弱酸HB pH或物質的量濃度 2＝pHHAHB HA＝HB 體積相同時與過量的堿反應時消耗堿的量 HA＝HB HAc(B－) c(A－)＝c(B－) 分別加入固體NaA、NaB后pH的變化 HA：不變HB：變大 HA：不變HB：變大 加水稀釋10倍后 3＝pHHApHHB>2 溶液的導電性 HA>HB HA＝HB 水的電離程度 HAa>c　(2)b>a＝c　(3)c>a>b (4)c>a＝b　(5)a＝b＝c　a＝b>c　(6)c>a＝b (7)c>a＝b 解析　解答本題要注意以下三點：①HCl、H2SO4都是強酸，但H2SO4是二元酸；②CH3COOH是弱酸，在水溶液中不能完全電離；③醋酸溶液中存在CH3COOHCH3COO－＋H＋的電離平衡。 2．現有室溫下四種溶液，有關敘述不正確的是(　　) 序號 ① ② ③ ④ pH 11 11 3 3 溶液 氨水 氫氧化鈉溶液 醋酸 鹽酸 A.③④中分別加入適量的醋酸鈉晶體后，兩溶液的pH均增大 B．②③兩溶液等體積混合，所得溶液中c(H＋)＞c(OH－) C．分別加水稀釋10倍，四種溶液的pH ①＞②＞④＞③ D．V1 L ④與V2 L ①混合，若混合后溶液pH＝7，則V1＜ V2 答案　D 解析　醋酸鈉溶液顯堿性，所以A正確，也可以從平衡移動角度分析，CH3COONa電離出的CH3COO－：a.與鹽酸中的H＋結合生成CH3COOH；b.使醋酸中平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋左移，兩溶液中H＋濃度均減小，所以pH均增大；假設均是強酸強堿，且物質的量濃度相同，等體積混合后溶液呈中性，但③醋酸是弱酸，其濃度遠遠大于②，即混合后醋酸過量，溶液顯酸性，c(H＋)>c(OH－)，B正確；分別加水稀釋10倍，假設平衡不移動，那么①②溶液的pH均為10，但稀釋氨水使平衡NH3H2ONH＋OH－右移，使①pH>10，同理醋酸稀釋后pH<4，所以C正確；假設均是強酸強堿，混合后溶液呈中性，V1＝V2，但①氨水是弱堿，其濃度遠遠大于④鹽酸，所以需要的①氨水少，即V1>V2，D錯誤。 假設法進行有關量的大小比較 在做有關強酸、弱酸、強堿、弱堿的題目時，可以先假設所給物質全部是強電解質，再在此基礎上結合電離平衡移動原理進行分析。如題 2中的C選項，分別加水稀釋10倍，假設平衡不移動，那么①②溶液的pH均為10，然后再根據平衡移動進行分析；再如D選項，假設均是強酸強堿，則V1＝V2，然后再根據弱堿的電離平衡及濃度進行分析。 題組二　判斷弱電解質的方法 3．為了證明醋酸是弱電解質，甲、乙、丙、丁四人分別選用下列試劑進行實驗：0.1 molL－1醋酸溶液、0.1 molL－1鹽酸、pH＝3的鹽酸、pH＝3的醋酸、CH3COONa晶體、NaCl晶體、CH3COONH4晶體、蒸餾水、鋅粒、pH試紙、酚酞、NaOH溶液等。 (1)甲取出10 mL 0.1 molL－1的醋酸溶液，用pH試紙測出其pH＝a，確定醋酸是弱電解質，則a應該滿足的關系是__________________________， 理由是________________________________________________________________________。 (2)乙分別取pH＝3的醋酸和鹽酸各1 mL，分別用蒸餾水稀釋到100 mL，然后用pH試紙分別測定兩溶液的pH，則可認定醋酸是弱電解質，判斷的依據是________________________________________________________________________。 (3)丙分別取pH＝3的鹽酸和醋酸各10 mL，然后加入質量相同的鋅粒，醋酸放出H2的速率快，則認定醋酸是弱電解質，你認為這一方法正確嗎？________，請說明理由：_____________________________。 (4)丁用CH3COONa晶體、NaCl晶體、蒸餾水和酚酞做實驗，也論證了醋酸是弱酸的事實，該同學的實驗操作和現象是______________________。 答案　(1)a>1　因醋酸是弱酸，不能完全電離　(2)鹽酸的pH＝5，醋酸的pH<5　(3)正確　由于醋酸是弱酸，隨著反應的進行，醋酸不斷電離，c(H＋)變化小，產生H2的速率醋酸比鹽酸快　(4)將CH3COONa晶體、NaCl晶體分別溶于適量水配成溶液，再分別滴入酚酞溶液，CH3COONa溶液變淺紅色，NaCl溶液不變色 判斷弱電解質的三個思維角度 角度一：弱電解質的定義，即弱電解質不能完全電離，如測0.1 molL－1的CH3COOH溶液的pH>1。 角度二：弱電解質溶液中存在電離平衡，條件改變，平衡移動，如pH＝1的CH3COOH加水稀釋10倍后，17。 探究高考　明確方向 1．判斷正誤，正確的劃“√”，錯誤的劃“” (1)25 ℃時，用醋酸溶液滴定等濃度NaOH溶液至pH＝7，V醋酸＜VNaOH(　　) (xx重慶理綜，2B) (2)稀醋酸加水稀釋，醋酸的電離程度增大，溶液的pH減小(　　) (xx重慶理綜，10B) (3)中和等體積、等物質的量濃度的鹽酸和醋酸所消耗的n(NaOH)相等(　　) (xx福建理綜，10C) (4)CH3COOH溶液加水稀釋后，溶液中的值減小(　　) (xx江蘇，11C) (5)室溫下，對于0.10 molL－1的氨水，加水稀釋后，溶液中c(NH)c(OH－)變大(　　) (xx福建理綜，8B) 答案　(1)　(2)　(3)√　(4)√　(5) 2．(xx山東理綜，13)已知某溫度下CH3COOH和NH3H2O的電離常數相等，現向10 mL濃度為0.1 molL－1的CH3COOH溶液中滴加相同濃度的氨水，在滴加過程中(　　) A．水的電離程度始終增大 B.先增大再減小 C．c(CH3COOH)與c(CH3COO－)之和始終保持不變 D．當加入氨水的體積為10 mL時，c(NH)＝c(CH3COO－) 答案　D 解析　A項，醋酸顯酸性，水的電離平衡受到抑制，在滴加NH3H2O的過程中，酸性減弱，水的電離程度受到抑制的程度減小，電離程度增大，當CH3COOH反應完后，加入的NH3H2O會抑制水的電離，電離程度減小，故該選項錯誤；B項，在向醋酸中滴加氨水的過程中，堿性增強酸性減弱，c(OH－)一直增大。由NH3H2ONH＋OH－可知，K＝，則＝，而K是常數，故一直減小，該選項錯誤；C項，n(CH3COOH)與n(CH3COO－)之和保持不變，但溶液的體積是增大的，故c(CH3COOH)與c(CH3COO－)之和逐漸減小，該選項錯誤；D項，當加入氨水10 mL時，兩者恰好完全反應生成CH3COONH4，由CH3COOH和NH3H2O的電離常數相等可知，CH3COO－和NH的水解程度也相等，故c(NH)＝c(CH3COO－)，該選項正確。 3．(xx上海，21改編)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。關于甲、乙兩燒杯中溶液的描述正確的是(　　) A．溶液的體積10V甲乙，所以C錯誤；D中若分別與5 mL pH＝11的NaOH溶液反應，若為強酸，則甲＝乙，若為弱酸，所得溶液應為酸性，甲中濃度大，酸性強，pH小，所以甲≤乙。 4．(2011山東理綜，14)室溫下向10 mL pH＝3的醋酸溶液中加水稀釋后，下列說法正確的是(　　) A．溶液中導電粒子的數目減少 B．溶液中不變 C．醋酸的電離程度增大，c(H＋)亦增大 D．再加入10 mL pH＝11的NaOH溶液，混合液pH＝7 答案　B 解析　醋酸加水稀釋，促進電離，導電粒子的數目增加，故A錯誤；由于溫度不變，電離平衡常數K＝＝不變，由于Kw不變，則題給比值不變，故B正確；醋酸加水稀釋，電離程度增大，但c(H＋)變小，故C錯誤；加入10 mL pH＝11的NaOH溶液，醋酸過量，混合后溶液顯酸性，故D錯誤。 5．(2011福建理綜，10)常溫下0.1 molL－1醋酸溶液的pH＝a，下列能使溶液pH＝(a＋1)的措施是(　　) A．將溶液稀釋到原體積的10倍 B．加入適量的醋酸鈉固體 C．加入等體積0.2 molL－1鹽酸 D．提高溶液的溫度 答案　B 解析　醋酸是弱酸，稀釋10倍同時也促進了其電離，溶液的pH<(a＋1)，A錯誤；醋酸根離子水解顯堿性，向酸溶液中加入適量堿性溶液可以使pH增大1，B正確；鹽酸完全電離，加入鹽酸后溶液的pH7，正確。 4．運用電離常數判斷可以發(fā)生的反應是(　　) 酸 電離常數(25 ℃) 碳酸 Ki1＝4.310－7 Ki2＝5.610－11 次溴酸 Ki＝2.410－9 ①HBrO＋Na2CO3===NaBrO＋NaHCO3 ②2HBrO＋Na2CO3===2NaBrO＋H2O＋CO2↑ ③HBrO＋NaHCO3===NaBrO＋H2O＋CO2↑ ④NaBrO＋CO2＋H2O===NaHCO3＋HBrO A．①③ B．②④ C．①④ D．②③ 答案　C 解析　根據復分解反應中較強酸制備較弱酸的原理，①中次溴酸Ki＝2.410－9>碳酸Ki2＝5.610－11，能發(fā)生；次溴酸Ki＝2.410－97，可證明HClO為弱酸 b．用pH試紙測量0.01 molL－1HClO溶液的pH，若測得pH>2，可證明HClO為弱酸 c．用儀器測量濃度均為0.1 molL－1的HClO溶液和鹽酸的導電性，若測得HClO溶液的導電性弱于鹽酸，可證明HClO為弱酸 (2)①肼(N2H4)又稱聯氨，是一種可燃性的液體，可用作火箭燃料。聯氨溶于水可以發(fā)生與氨水類似的電離，試寫出聯氨在水溶液中的電離方程式：_______ (寫一步即可)。 ②NH在溶液中能發(fā)生水解反應。在25 ℃時，0.1 molL－1的氯化銨溶液由水電離出的氫離子濃度為110－5molL－1，則在該溫度下此溶液中氨水的電離平衡常數Kb(NH3H2O)＝______。 答案　(1)①c(K＋)>c(SCN－)>c(OH－)>c(H＋) ②Na2CO3＋HClO===NaHCO3＋NaClO?、踑c (2)①N2H4＋H2ON2H＋OH－ ②110－5molL－1 解析　(1)①SCN－水解溶液顯堿性；②由電離常數大小可知酸性強弱HSCN>H2CO3>HClO>HCO，所以Na2CO3與過量HClO反應只能生成比HClO弱的HCO；③b選項，HClO具有漂白性，不能用pH試紙測其pH，錯誤。(2)①依據氨水電離方程式NH3H2ONH＋OH－書寫；②首先寫出Kb(NH3H2O)＝，然后分析NH4Cl溶液中的c(H＋)＝水電離出的c(H＋)＝110－5molL－1，溶液中c(OH－)＝110－9molL－1；依據NH＋H2ONH3H2O＋H＋可知c(NH3H2O)＝c(H＋)＝110－5molL－1、c(NH)＝0.1 molL－1－c(NH3H2O)＝0.1 molL－1－110－5molL－1≈0.1 molL－1，代入可得Kb(NH3H2O)＝110－5molL－1。 13．為了證明一水合氨(NH3H2O)是弱電解質，甲、乙、丙三人分別選用下列試劑進行實驗：0.010 molL－1氨水、0.1 molL－1 NH4Cl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 molL－1氨水的pH為10，則認定一水合氨是弱電解質，你認為這一方法是否正確？________(填“正確”或“不正確”)，并說明理由： ________________________________________________________________________。 (2)乙取出10 mL 0.010 molL－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NH3H2O是弱電解質，則a、b值應滿足什么關系？______________(用等式或不等式表示)。 (3)丙取出10 mL 0.010 molL－1氨水，滴入2滴酚酞溶液，顯粉紅色，再加入少量NH4Cl晶體，顏色變________(填“深”或“淺”)。你認為這一方法能否證明NH3H2O是弱電解質？________(填“能”或“否”)，并說明原因：_____________________________。 (4)請你根據所提供的試劑，再提出一個合理又簡便的方案證明NH3H2O是弱電解質：________________________________________________________________________。 答案　(1)正確　若是強電解質，則0.010 molL－1氨水中c(OH－)應為0.01 molL－1，pH＝12 (2)a－2＜b＜a (3)淺　能　0.010 molL－1氨水(滴有酚酞溶液)中加入氯化銨晶體后顏色變淺，有兩種可能：一是氯化銨在水溶液中電離出的NH水解使溶液顯酸性，加入氨水中使其pH降低；二是NH使NH3H2O的電離平衡NH3H2ONH＋OH－逆向移動，從而使溶液的pH降低。這兩種可能均證明NH3H2O是弱電解質 (4)取一張pH試紙，用玻璃棒蘸取0.1 molL－1NH4Cl溶液，滴在pH試紙上，顯色后跟標準比色卡比較測出pH，pH＜7(方案合理即可) 解析　(1)若NH3H2O是強電解質，則0.010 molL－1氨水中c(OH－)應為0.010 molL－1，pH＝12。用pH試紙測出0.010 molL－1氨水的pH為10，說明NH3H2O沒有完全電離，應為弱電解質。 (2)若NH3H2O是強電解質，用蒸餾水稀釋至1 000 mL，其pH＝a－2。因為NH3H2O是弱電解質，不能完全電離，a、b應滿足a－2＜b＜a。 (3)向0.010 molL－1氨水中加入少量NH4Cl晶體，有兩種可能：一是氯化銨在水溶液中電離出的NH水解使溶液顯酸性，加入氨水中使其pH降低；二是NH使NH3H2O的電離平衡NH3H2O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NH3H2O是弱電解質。 (4)NH4Cl為強酸弱堿鹽，只需檢驗NH4Cl溶液的酸堿性，即可證明NH3H2O是弱電解質還是強電解質。