2019版高考化學(xué)大一輪復(fù)習(xí) 第8章 物質(zhì)在水溶液中的行為 第2講 弱電解質(zhì)的電離學(xué)案 魯科版.doc
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第2講 弱電解質(zhì)的電離 【2019備考】 最新考綱:1.了解電解質(zhì)的概念;了解強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念。2.理解弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡。3.了解電離平衡常數(shù)。能利用電離平衡常數(shù)進行相關(guān)計算。 考點一 弱電解質(zhì)的電離 (頻數(shù):★★☆ 難度:★★☆) 1.弱電解質(zhì) (1)概念 (2)與化合物類型的關(guān)系 強電解質(zhì)主要是大部分離子化合物及某些共價化合物,弱電解質(zhì)主要是某些共價化合物。 2.弱電解質(zhì)的電離平衡 (1)電離平衡的建立 在一定條件(如溫度、濃度等)下,當(dāng)弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率相等時,電離過程就達(dá)到平衡。平衡建立過程如圖所示: (2)電離平衡的特征 (3)外界條件對電離平衡的影響 ①溫度:溫度升高,電離平衡向右移動,電離程度增大。 ②濃度:稀釋溶液,電離平衡向右移動,電離程度增大。 ③同離子效應(yīng):加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強電解質(zhì),電離平衡向左移動,電離程度減小。 ④加入能反應(yīng)的物質(zhì):電離平衡向右移動,電離程度增大。 電離平衡“三提醒” ①稀醋酸加水稀釋時,溶液中的各離子濃度并不是都減小,如[OH-]是增大的。 ②電離平衡右移,電解質(zhì)分子的濃度不一定減小,如稀醋酸中加入冰醋酸。 ③電離平衡右移,電離程度也不一定增大。 1.教材基礎(chǔ)知識判斷 (1)強電解質(zhì)溶液中不存在溶質(zhì)分子,弱電解質(zhì)溶液中存在溶質(zhì)分子( ) (2)氨氣溶于水,當(dāng)NH3H2O電離出的[OH-]=[NH]時,表明NH3H2O電離處于平衡狀態(tài)( ) (3)室溫下,由0.1 molL-1一元堿BOH的pH=10,可知溶液中存在BOH===B++OH-( ) (4)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( ) (5)稀釋弱電解質(zhì)溶液時,所有粒子濃度都一定會減小( ) 答案 (1)√ (2) (3) (4) (5) 2.以0.1 molL-1 CH3COOH溶液為例,填寫外界條件對CH3COOHCH3COO-+H+ ΔH>0的影響。 實例 (稀溶液) CH3COOHH++CH3COO- ΔH>0 改變條件 平衡移動方向 n(H+) [H+] 導(dǎo)電能力 Ka 加水稀釋 → 加入少量冰醋酸 → 通入HCl(g) ← 加NaOH(s) → 加入鎂粉 → 升高溫度 → 加CH3COONa(s) ← 減小 減小 增強 不變 答案 增大 減小 減弱 不變 增大 增大 增強 不變 增大 增大 增強 不變 減小 減小 增強 不變 減小 減小 增強 不變 增大 增大 增強 增大 3.(溯源題)(2015課標(biāo)全國Ⅰ,13)濃度均為0.10 molL-1、體積均為V0的MOH和ROH溶液,分別加水稀釋至體積V,pH隨lg的變化如圖所示,判斷下列說法是否正確: (1)MOH的堿性強于ROH的堿性( ) (2)ROH的電離程度:b點大于a點( ) (3)若兩溶液無限稀釋,則它們的c(OH-)相等( ) (4)當(dāng)lg=2時,若兩溶液同時升高溫度,則c(M+)/c(R+)增大( ) 答案 (1)√ (2)√ (3)√ (4) 探源:本考題源于教材LK選修4 P81“交流研討”及其拓展,對弱電解質(zhì)電離的影響因素(加水稀釋)進行了考查。 題組一 弱電解質(zhì)及其電離平衡特點 1.下列有關(guān)電離平衡的敘述正確的是( ) A.電離平衡是相對的、暫時的,外界條件改變時,平衡就可能發(fā)生移動 B.電離平衡時,由于分子和離子的濃度不斷發(fā)生變化,所以說電離平衡是動態(tài)平衡 C.電解質(zhì)在溶液里達(dá)到電離平衡時,分子的濃度和離子的濃度相等 D.電解質(zhì)達(dá)到電離平衡后,各種離子的濃度相等 解析 電離平衡是化學(xué)平衡的一種,平衡時,電離過程和離子結(jié)合成分子的過程仍在進行,分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等,各分子和離子的濃度不再變化,與分子和離子濃度是否相等沒有關(guān)系,所以只有A正確。 答案 A 2.下列事實中,能說明MOH是弱堿的有( ) ①0.1 molL-1 MOH溶液可以使酚酞試液變紅 ②0.1 molL-1 MCl溶液呈酸性?、?.1 molL-1 MOH溶液的導(dǎo)電能力比0.1 molL-1 NaOH溶液弱 ④等體積的0.1 molL-1 MOH溶液與0.1 molL-1 HCl溶液恰好完全反應(yīng) A.①②③ B.②③ C.②④ D.③④ 解析?、?.1 molL-1 MOH溶液可以使酚酞試液變紅,說明MOH能電離出氫氧根離子,而不能說明MOH的電離程度,所以不能證明MOH是弱堿;②0.1 molL-1 MCl溶液呈酸性,說明MCl為強酸弱堿鹽,則MOH為弱堿;③溶液的導(dǎo)電能力與離子濃度和離子所帶的電荷數(shù)有關(guān),0.1 molL-1 MOH溶液的導(dǎo)電能力比0.1 molL-1 NaOH溶液的弱,說明MOH溶液中離子濃度比NaOH溶液中離子濃度小,MOH部分電離,為弱堿;④等體積的0.1 molL-1 MOH溶液與0.1 molL-1 HCl溶液恰好完全反應(yīng),無論是強堿還是弱堿,都能恰好完全反應(yīng)。 答案 B 題組二 外界條件對電離平衡移動的影響 3.0.1 mol/L的氨水10 mL,加蒸餾水稀釋到1 L后,下列變化中正確的是( ) ①NH3H2O電離程度增大?、赱NH3H2O]增大 ③NH數(shù)目增多?、躘OH-]增大?、萑芤簩?dǎo)電能力增強?、拊龃? A.①②③ B.①③⑤ C.①③⑥ D.②④⑥ 解析 氨水加水稀釋,電離程度增大,則[NH3H2O]減小,NH數(shù)目增多,①對、②錯、③對;溶液中[OH-]減小,④錯;溶液稀釋時[NH]、[OH-]均減小,溶液導(dǎo)電能力減弱,⑤錯;根據(jù)Kb=,則=,由于溫度不變,Kb不變,而[OH-]減小,則增大,⑥正確。綜上,應(yīng)選C。 答案 C 4.稀氨水中存在著下列平衡:NH3H2ONH+OH-,若要使平衡向逆反應(yīng)方向移動,同時使[OH-]增大,應(yīng)加入的物質(zhì)或采取的措施是( ) ①NH4Cl固體 ②硫酸?、跱aOH固體?、芩、菁訜? ⑥加入少量MgSO4固體 A.①②③⑤ B.③⑥ C.③ D.③⑤ 解析 若在氨水中加入NH4Cl固體,[NH]增大,平衡向逆反應(yīng)方向移動,[OH-]減小,①不合題意;硫酸中的H+與OH-反應(yīng),使[OH-]減小,平衡向正反應(yīng)方向移動,②不合題意;當(dāng)在氨水中加入NaOH固體后,[OH-]增大,平衡向逆反應(yīng)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(yīng)方向移動,但[OH-]減??;④不合題意;電離屬吸熱過程,加熱平衡向正反應(yīng)方向移動,[OH-]增大,⑤不合題意;加入少量MgSO4固體發(fā)生反應(yīng)Mg2++2OH-===Mg(OH)2↓,溶液中[OH-]減小,⑥不合題意。 答案 C 反思?xì)w納 從“定性”和“定量”兩個角度理解電離平衡 (1)從定性角度分析電離平衡:應(yīng)該深刻地理解勒夏特列原理——平衡向“減弱”這種改變的方向移動,移動結(jié)果不能“抵消”或“超越”這種改變。 (2)從定量角度分析電離平衡:當(dāng)改變影響電離平衡的條件后分析兩種微粒濃度之比的變化時,若通過平衡移動的方向不能作出判斷時,應(yīng)采用化學(xué)平衡常數(shù)定量分析。 考點二 電離平衡常數(shù) (頻數(shù):★★★ 難度:★☆☆) 1.表達(dá)式 (1)一元弱酸HA的電離常數(shù):根據(jù)HAH++A-,可表示為Ka=。 (2)一元弱堿BOH的電離常數(shù):根據(jù)BOHB++OH-,可表示為Kb=。 2.意義 相同條件下,K值越大,表示該弱電解質(zhì)越易電離,所對應(yīng)的酸性或堿性相對越強。 3.特點 電離常數(shù)只與溫度有關(guān),與電解質(zhì)的濃度、酸堿性無關(guān),由于電離過程是吸熱的,故溫度升高,K增大。多元弱酸是分步電離的,各級電離常數(shù)的大小關(guān)系是K1?K2……,所以其酸性主要決定于第一步電離。 4.影響因素 有關(guān)電離平衡常數(shù)的計算(以弱酸HX為例) (1)已知[HX]和[H+],求電離平衡常數(shù): HX H+ + X- 起始: [HX] 0 0 平衡: [HX]-[H+] [H+] [X-] 則:K== 由于弱酸只有極少一部分電離,[H+]的數(shù)值很小,可做近似處理:[HX]-[H+]≈[HX]。 則K=,代入數(shù)值求解即可。 (2)已知[HX]和電離平衡常數(shù),求[H+]: HX H+?。- 起始: [HX] 0 0 平衡: [HX]-[H+] [H+] [H+] 則:K== 由于[H+]的數(shù)值很小,可做近似處理:[HX]-[H+]≈[HX]。 則:[H+]=,代入數(shù)值求解即可。 1.(LK選修4P82“追根尋源”改編)已知25 ℃下,醋酸溶液中存在下述關(guān)系: =1.6910-5 其中的數(shù)值是該溫度下醋酸的電離平衡常數(shù)。 試回答下述問題: (1)向上述溶液中加入一定量的NaOH溶液,上述數(shù)值將________(填“增大”“減小”或“不變”)。 (2)若醋酸的起始濃度為0.001 0 mol/L,平衡時氫離子濃度[H+]是________________[提示:醋酸的電離常數(shù)很小,平衡時的[CH3COOH]可近似視為仍等于0.001 0 mol/L]。 答案 (1)不變 (2)1.310-4 mol/L 2.[2016課標(biāo)全國Ⅱ,26(4)]聯(lián)氨為二元弱堿,在水中的電離方式與氨相似。聯(lián)氨第一步電離反應(yīng)的平衡常數(shù)值為________(已知:N2H4+H+N2H的K=8.7107;Kw=1.010-14)。聯(lián)氨與硫酸形成的酸式鹽的化學(xué)式為________。 答案 8.710-7 N2H6(HSO4)2 探源:本題源于LK選修4 P82“追根尋源”及其拓展,對電離平衡常數(shù)的求算進行了考查。 題組一 電離平衡常數(shù)的理解和應(yīng)用 1.液態(tài)化合物AB會發(fā)生微弱的自身電離,電離方程式為ABA++B-,在不同溫度下其平衡常數(shù)為K(25 ℃)=1.010-14,K(35 ℃)=2.110-14。則下列敘述正確的是( ) A.[A+]隨溫度的升高而降低 B.35 ℃時,[A+]>[B-] C.AB的電離程度:α(25 ℃)>α(35 ℃) D.AB的電離是吸熱過程 解析 由于K(25 ℃)<K(35 ℃),故[A+]隨溫度的升高而增大,A錯;由電離方程式可知,在任何溫度下,都存在[A+]=[B-],B錯;由25 ℃和35 ℃時的平衡常數(shù)可知,溫度越高,電離程度越大,C錯;由于K(25 ℃)<K(35 ℃),因此AB的電離是吸熱過程,D正確。 答案 D 2.下表是在相同溫度下三種酸的一些數(shù)據(jù),下列判斷正確的是( ) 酸 HX HY HZ 濃度/(molL-1) 0.12 0.2 0.9 1 1 電離度 0.25 0.2 0.1 0.3 0.5 電離常數(shù) Ka1 Ka2 Ka3 Ka4 Ka5 A.在相同溫度,從HX的數(shù)據(jù)可以說明:弱電解質(zhì)溶液,濃度降低,電離度越大,且Ka1>Ka2>Ka3=0.01 B.室溫時,若在NaZ溶液中加水,則變小,若加少量鹽酸,則變大 C.含等物質(zhì)的量的NaX、NaY和NaZ的混合溶液:[Z-]<[Y-]<[X-] D.在相同溫度下,Ka5>Ka4>Ka3 解析 相同溫度下電離度隨溶液濃度的增大而減小,結(jié)合表中數(shù)據(jù)判斷,當(dāng)HX的濃度為1 molL-1時,HX的電離度小于0.1,故三種酸的酸性強弱順序為:HZ>HY>HX,D項正確;電離常數(shù)只與溫度有關(guān),溫度相同,Ka1=Ka2=Ka3,A項錯誤;依據(jù)Z-+H2OHZ+OH-可知,是Z-水解平衡常數(shù)的倒數(shù),其只隨溫度的變化而變化,B項錯誤;依據(jù)“越弱越水解”可知,NaX的水解程度最大,[X-]最小,C項錯誤。 答案 D 3.運用表中電離常數(shù)判斷,可以發(fā)生的反應(yīng)是( ) 酸 電離常數(shù)(25 ℃) 碳酸 Ka1=4.310-7 Ka2=5.610-11 次溴酸 Ka=2.410-9 A.HBrO+Na2CO3===NaBrO+NaHCO3 B.2HBrO+Na2CO3===2NaBrO+H2O+CO2↑ C.HBrO+NaHCO3===NaBrO+H2O+CO2↑ D.NaBrO+NaHCO3===Na2CO3+HBrO 解析 相同溫度下,酸的電離平衡常數(shù)越大,酸性越強,一般來說,強酸能和弱酸的鹽反應(yīng)生成弱酸,根據(jù)表中數(shù)據(jù)知,酸性強弱順序是:H2CO3>HBrO>HCO,所以HBrO+Na2CO3===NaBrO+NaHCO3能發(fā)生,故A正確、D錯誤;酸性:H2CO3>HBrO,所以碳酸鈉和次溴酸反應(yīng)不能生成CO2,故B錯誤;酸性:H2CO3>HBrO,所以次溴酸和碳酸氫鈉不反應(yīng),故C錯誤。 答案 A 練后歸納 電離常數(shù)的4大應(yīng)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(yīng)的鹽水解程度越小,堿性(或酸性)越弱。 (3)判斷復(fù)分解反應(yīng)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(yīng)的變化,但電離常數(shù)不變,考題中經(jīng)常利用電離常數(shù)來判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。 題組二 電離平衡常數(shù)及電離度的定量計算 4.已知室溫時,0.1 molL-1某一元酸HA在水中有0.1%發(fā)生電離,下列敘述錯誤的是( ) A.該溶液的pH=4 B.升高溫度,溶液的pH增大 C.此酸的電離平衡常數(shù)約為110-7 D.由HA電離出的[H+]約為水電離出的[H+]的106倍 解析 根據(jù)HA在水中的電離度可算出[H+]=0.1 molL-10.1%=10-4molL-1,所以pH=4,A正確;因HA在水中有電離平衡,升高溫度促進平衡向電離的方向移動,所以[H+]增大,pH會減小,B錯誤;C選項可由平衡常數(shù)表達(dá)式算出K==110-7 ,所以C正確;[H+]=10-4molL-1,所以[H+]水電離=10-10molL-1,前者是后者的106倍,D正確。 答案 B 5.(1)0.1 molL-1醋酸溶液中,存在電離平衡CH3COOHH++CH3COO-。經(jīng)測定溶液中[CH3COO-]為1.410-3 molL-1,此溫度下醋酸的電離常數(shù)Ka=________。 (2)碳?xì)浠衔锿耆紵蒀O2和H2O。常溫常壓下,空氣中的CO2溶于水,達(dá)到平衡時,溶液的pH=5.60,[H2CO3]=1.510-5 molL-1。若忽略水的電離及H2CO3的第二級電離,則H2CO3HCO+H+的平衡常數(shù)K1=________。(已知:10-5.60=2.510-6) K==≈=1.9610-5。 (2)H2CO3H++HCO K1==≈4.210-7。 答案 (1)1.9610-5 4.210-7 考點三 強酸(堿)與弱酸(堿)的比較 (頻數(shù):★☆☆ 難度:★★☆) 1.兩方面突破一元強酸與一元弱酸比較 (1)相同物質(zhì)的量濃度、相同體積的一元強酸與一元弱酸的比較 比較 項目 酸 [H+] pH 中和堿 的能力 與足量Zn 反應(yīng)產(chǎn)生 H2的量 開始與金 屬反應(yīng)的 速率 一元強酸 大 小 相同 相同 大 一元弱酸 小 大 小 (2)相同pH、相同體積的一元強酸與一元弱酸的比較 比較 項目 酸 [H+] [酸] 中和堿 的能力 與足量Zn 反應(yīng)產(chǎn)生 H2的量 開始與金 屬反應(yīng)的 速率 一元強酸 相同 小 小 少 相同 一元弱酸 大 大 多 說明:一元強堿與一元弱堿的比較規(guī)律與以上類似。 2.圖像法理解一強一弱的稀釋規(guī)律 (1)相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸 加水稀釋相同的倍數(shù),醋酸的pH大 加水稀釋到相同的pH,鹽酸加入的水多 (2)相同體積、相同pH的鹽酸、醋酸 加水稀釋相同的倍數(shù),鹽酸的pH大 加水稀釋相同的pH,醋酸加入的水多 1.教材基礎(chǔ)知識拓展 在一定溫度下,有a.鹽酸 b.硫酸 c.醋酸三種酸: (1)當(dāng)三種酸物質(zhì)的量濃度相同時,[H+]由大到小的順序是________(用字母表示,下同)。 (2)同體積、同物質(zhì)的量濃度的三種酸,中和NaOH的能力由大到小的順序是________。 (3)若三者[H+]相同時,物質(zhì)的量濃度由大到小的順序是________。 (4)當(dāng)三者[H+]相同且體積也相同時,分別放入足量的鋅,相同狀況下產(chǎn)生氣體的體積由大到小的順序是________。 (5)當(dāng)三者[H+]相同且體積相同時,同時加入形狀、密度、質(zhì)量完全相同的鋅,若產(chǎn)生相同體積的H2(相同狀況),則開始時反應(yīng)速率的大小關(guān)系為________,反應(yīng)所需時間的長短關(guān)系是________。 (6)將[H+]相同的三種酸均加水稀釋至原來的100倍后,[H+]由大到小的順序是____________________________________________。 (7)將[H+]相同體積相同的三種酸,分別與等濃度的NaOH稀溶液反應(yīng)至pH=7,則消耗NaOH溶液的體積大小關(guān)系為________。 答案 (1)b>a>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 2.(溯源題)(2015海南高考)下列曲線中,可以描述乙酸(甲,Ka=1.810-5)和一氯乙酸(乙,Ka=1.410-3)在水中的電離度與濃度關(guān)系的是( ) 解析 這兩種物質(zhì)都是弱電解質(zhì),在溫度不變、濃度相等時,電離程度CH3COOH<CH2ClCOOH,排除A、C;當(dāng)濃度增大時,物質(zhì)的電離程度減小,排除D選項,正確選項是B。 答案 B 題組 強酸(堿)與弱酸(堿)的比較和應(yīng)用 1.25 ℃時,相同pH的兩種一元弱酸HA與HB溶液分別加水稀釋,溶液pH隨溶液體積變化的曲線如圖所示。下列說法正確的是( ) A.同濃度的NaA與NaB溶液中,[A-]小于[B-] B.a點溶液的導(dǎo)電性大于b點溶液 C.a點的[HA]大于b點的[HB] D.HA的酸性強于HB 解析 由于稀釋過程中HA的pH變化較大,故HA的酸性強于HB,D項正確;酸的酸性越強,對應(yīng)的鹽的水解程度越小,故NaB的水解程度大,同濃度的NaA與NaB溶液中[B-]小于[A-],A項錯誤;b點溶液的pH小于a點溶液的pH,說明b點溶液中[H+]較大、[B-]較大,故溶液導(dǎo)電性較強,B項錯誤;HA酸性強于HB,則相同pH的溶液,[HA]<[HB],稀釋相同倍數(shù)時,a點的[HA]小于b點的[HB],C項錯誤。 答案 D 2.在體積都為1 L,pH都等于2的鹽酸和醋酸溶液中,投入0.65 g鋅粒,則如圖所示符合客觀事實的是( ) 解析 因鹽酸為強酸、醋酸為弱酸,故pH都等于2的鹽酸和醋酸溶液中,[HCl]=0.01 molL-1,而[CH3COOH]>0.01 molL-1,1 L溶液中n(HCl)=0.01 mol,n(CH3COOH)>0.01 mol。A項,相同時間內(nèi)pH變化較大的應(yīng)為HCl,錯誤;B項,產(chǎn)生H2的速率大的應(yīng)為CH3COOH,錯誤;D項,相同時間內(nèi)[H+]變化較大的為HCl,錯誤。 答案 C 3.現(xiàn)有室溫下四種溶液,有關(guān)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[H+]>[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 解析 從平衡移動角度分析,CH3COONa電離出的CH3COO-:a.與鹽酸中的 H+結(jié)合生成CH3COOH;b.使醋酸中平衡CH3COOHCH3COO-+H+左移,兩溶液中H+濃度均減小,所以pH均增大,A正確;假設(shè)均是強酸強堿,且物質(zhì)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(yuǎn)遠(yuǎn)大于②,即混合后醋酸過量,溶液顯酸性,[H+]>[OH-],B正確;分別加水稀釋10倍,假設(shè)平衡不移動,那么①②溶液的pH均為10,但稀釋氨水使平衡NH3H2ONH+OH-右移,使①pH>10,同理醋酸稀釋后pH<4,所以C正確;假設(shè)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(yuǎn)遠(yuǎn)大于④鹽酸,所以需要的①氨水少,即V1>V2,D錯誤。 答案 D 反思?xì)w納 假設(shè)法進行有關(guān)量的大小比較 在做有關(guān)強酸、弱酸、強堿、弱堿的題目時,可以先假設(shè)所給物質(zhì)全部是強電解質(zhì),再在此基礎(chǔ)上結(jié)合電離平衡移動原理進行分析。如第2題中的C選項,分別加水稀釋10倍,假設(shè)平衡不移動,那么①②溶液的pH均為10,然后再根據(jù)平衡移動原理進行分析;再如D選項,假設(shè)均是強酸強堿,則V1=V2,然后再根據(jù)弱堿的電離平衡及濃度進行分析。 [試題分析] (2016課標(biāo)全國Ⅲ,13)下列有關(guān)電解質(zhì)溶液的說法正確的是( ) A.向0.1 molL-1 CH3COOH溶液中加入少量水,溶液中減小 B.將CH3COONa溶液從20 ℃升溫至30 ℃,溶液中增大 C.向鹽酸中加入氨水至中性,溶液中>1 D.向AgCl、AgBr的飽和溶液中加入少量AgNO3,溶液中不變 解題思路: 我的答案: 考查意圖:本題是一道有關(guān)水溶液中離子平衡的題目,主要考查了影響弱電解質(zhì)的電離平衡、鹽類水解平衡、難溶電解質(zhì)的溶解平衡的因素以及離子濃度的比較等知識點。題目知識點覆蓋面廣,思維容量大。要求考生具有接受、吸收、整合化學(xué)信息的能力以及分析和解決化學(xué)問題的能力;題目兼有“定性與定量”、“守恒”等化學(xué)等思想方法的考查。本題抽樣統(tǒng)計難度為0.50。 解題思路:由K=c(H+)c(CH3COO-)/c(CH3COOH),可知=,對0.1 molL-1的CH3COOH加水稀釋,醋酸的電離度增大,但c(CH3COO-)減小,比值變大;對醋酸鈉的水解,溫度升高水解程度增大,=1/Kh,水解常數(shù)Kh增大,比值變?。恢行詴r,c(H+)=c(OH-),由電荷守恒式知c(NH)=c(Cl-),c(NH)/c(Cl-)=1;向AgCl、AgBr的飽和溶液中加入少量AgNO3,沉淀溶解平衡向逆反應(yīng)方向移動,溶液中之比,等于溶度積常數(shù)之比即=,故溶液中不變。 正確答案:D [真題演練] 1.(2014山東理綜,13)已知某溫度下CH3COOH和NH3H2O的電離常數(shù)相等,現(xiàn)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.[CH3COOH]與[CH3COO-]之和始終保持不變 D.當(dāng)加入氨水的體積為10 mL時,[NH]=[CH3COO-] 解析 CH3COOH溶液中水的電離被抑制,當(dāng)CH3COOH與NH3H2O恰好反應(yīng)時生成CH3COONH4,此時水的電離程度最大,再加入氨水,水的電離程度又減小,A項錯誤;===KNH3H2O,溫度不變,NH3H2O的電離平衡常數(shù)及KW均不變,隨著NH3H2O的滴加,[H+]減小,故減小,B項錯誤;未滴加氨水時,[CH3COOH]+[CH3COO-]=0.1 molL-1,滴加10 mL氨水時,c(CH3COOH)+[CH3COO-]=0.05 molL-1,C項錯誤;由于CH3COOH和NH3H2O的電離常數(shù)相等,故當(dāng)加入NH3H2O的體積為10 mL時,[NH]=[CH3COO-],D項正確。 答案 D 2.(2016浙江理綜,12)苯甲酸鈉(,縮寫為NaA)可用作飲料的防腐劑。研究表明苯甲酸(HA)的抑菌能力顯著高于A-。已知25 ℃時,HA的Ka=6.2510-5,H2CO3的Ka1=4.1710-3,Ka2=4.9010-11。在生產(chǎn)碳酸飲料的過程中,除了添加NaA外,還需加壓充入CO2。下列說法正確的是(溫度為25 ℃,不考慮飲料中其他成分)( ) A.相比于未充CO2的飲料,碳酸飲料的抑菌能力較低 B.提高CO2充氣壓力,飲料中c(A-)不變 C.當(dāng)pH為5.0時,飲料中=0.16 D.碳酸飲料中各種粒子的濃度關(guān)系為:c(H+)=c(HCO)+c(CO)+c(OH-)-c(HA) 解析 根據(jù)題中所給的電離平衡常數(shù)可知,酸性:H2CO3>HA>HCO。A項,充CO2的碳酸飲料比未充CO2的飲料,前者HA的濃度較大,抑菌能力較強,錯誤;B項,提高CO2充氣壓力,溶解度增大,使HAH++A-平衡向左移動,c(A-)減小,錯誤;C項,因為HAH++A-,Ka=c(H+)c(A-)/c(HA),故c(HA)/c(A-)=c(H+)/Ka=10-5/(6.2510-5)=0.16,正確;D項,依據(jù)溶液中電荷守恒:c(Na+)+c(H+)=c(HCO)+2c(CO)+c(OH-)+c(A-),結(jié)合物料守恒:c(Na+)= c(A-)+c(HA),所以,c(H+)=c(HCO)+2c(CO)+c(OH-)-c(HA),錯誤。 答案 C 3.(1)[2015福建理綜,23(3)①③]25 ℃,兩種酸的電離平衡常數(shù)如下表。 Ka1 Ka2 H2SO3 1.310-2 6.210-8 H2CO3 4.210-7 5.610-11 ①HSO的電離平衡常數(shù)表達(dá)式K=________________________。 ②H2SO3溶液和NaHCO3溶液反應(yīng)的主要離子方程式為 ____________________________________________。 (2)[2017天津理綜,10(5)]已知25 ℃,NH3H2O的Kb=1.810-5,H2SO3的Kal=1.310-2,Ka2=6.210-8。若氨水的濃度為2.0 molL-1,溶液中的c(OH-)=________ molL-1。將SO2通入該氨水中,當(dāng)c(OH-)降至1.010-7 molL-1時,溶液中的c(SO)/c(HSO)=________。 解析 (2)由NH3H2O的電離方程式及其電離平衡常數(shù)Kb=1.810-5可知,Kb=[c(NH)c(OH-)]/c(NH3H2O)=1.810-5,當(dāng)氨水的濃度為2.0 molL-1時,溶液中的c(NH)=c(OH-)=6.010-3 molL-1。由H2SO3的第二步電離方程式HSOSO+ H+及其電離平衡常數(shù)Ka2=6.210-8可知,Ka2=[c(SO)c(H+)]/c(HSO)=6.210-8,將SO2通入該氨水中,當(dāng)c(OH-)降至1.010-7 molL-1時,溶液的c(H+)=1.010-7 molL-1,則c(SO)/c(HSO)==0.62。 答案 (1)① ②H2SO3+HCO===HSO+CO2↑+H2O (2)6.010-3 0.62 一、選擇題 1.醫(yī)院里用HgCl2的稀溶液作手術(shù)刀的消毒劑。HgCl2熔融時不導(dǎo)電,熔點低。HgS難溶于水和稀的強堿,卻易溶于飽和的NaCl溶液。關(guān)于HgCl2的描述合理的是( ) A.是難溶的共價化合物 B.是離子化合物 C.是一種強電解質(zhì) D.是一種弱電解質(zhì) 解析 “稀溶液”說明HgCl2不是難溶的;“熔融時不導(dǎo)電”說明它是共價化合物;“HgS難溶于水和稀的強酸,卻易溶于飽和的NaCl溶液”說明發(fā)生了離子反應(yīng):HgS+2Cl-===S2-+HgCl2,該反應(yīng)的發(fā)生是因為生成了很難電離的弱電解質(zhì)HgCl2。 答案 D 2.(2018天津模擬)在CH3COOH溶液中存在如下平衡:CH3COOHH++CH3COO-。加入少量下列固體物質(zhì),能使平衡逆向移動的是( ) A.NaCl B.CH3COONa C.Na2CO3 D.NaOH 解析 必須加入與平衡有關(guān)的微粒才能影響平衡移動,A項不影響平衡;若加Na2CO3或NaOH,將與H+反應(yīng)使平衡正向移動;加入CH3COONa,[CH3COO-]增大,平衡逆向移動。 答案 B 3.(2017河南省實驗中學(xué)月考)對于常溫下pH=3的乙酸溶液,下列說法正確的是( ) A.與等體積、pH=3的鹽酸相比,乙酸跟足量鋅粒反應(yīng)產(chǎn)生的H2更多 B.加水稀釋到原體積的10倍后溶液pH變?yōu)? C.加入少量乙酸鈉固體,溶液pH減小 D.加水稀釋后,溶液中[H+]和[OH-]都減小 解析 CH3COOH是弱電解質(zhì),等體積、等pH時CH3COOH的物質(zhì)的量比HCl大,則與足量鋅粒反應(yīng)時醋酸產(chǎn)生的H2更多,故A正確;稀釋促進電離,溶液pH小于4,故B錯誤;乙酸鈉溶于水抑制乙酸的電離,氫離子濃度減小,溶液的pH增大,故C錯誤;加水稀釋后,溶液中[H+]減小,[OH-]增大,故D錯誤。 答案 A 4.飽和氨水中存在化學(xué)平衡和電離平衡:NH3+H2ONH3H2ONH+OH-。下列有關(guān)說法正確的是( ) A.常溫下飽和氨水的pH<7 B.向氨水中滴加過量硫酸,所有平衡均正向移動,pH增大 C.電離是吸熱反應(yīng),升高溫度,所有平衡均正向移動 D.向氨水中加入少量NaOH固體,所有平衡均逆向移動 解析 常溫下飽和氨水呈堿性,pH>7,A項錯誤。加入過量硫酸,H+濃度增大,pH減小,B項錯誤。升溫會使NH3逸出,平衡向逆反應(yīng)方向移動,C項錯誤。加入少量NaOH固體,OH-濃度增大,平衡向生成NH3的方向移動,有NH3放出,D項正確。 答案 D 5.(2018青島模擬)下列事實中不能證明CH3COOH是弱電解質(zhì)的是( ) A.常溫下某CH3COONa溶液的pH=8 B.常溫下0.1 molL-1CH3COOH溶液的pH=2.8 C.CH3COONa溶液與稀鹽酸反應(yīng)生成CH3COOH和NaCl D.CH3COOH屬于共價化合物 解析 A項常溫下某CH3COONa溶液的pH=8,CH3COONa水解顯堿性,為弱酸強堿鹽,故CH3COOH為弱電解質(zhì),正確;B項,常溫下0.1 molL-1CH3COOH溶液的pH=2.8,說明CH3COOH部分電離,為弱電解質(zhì),正確;C項,根據(jù)強酸制弱酸的原理,鹽酸制取了醋酸,所以醋酸為弱酸,是弱電解質(zhì),正確;D項,強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)都有可能為共價化合物,錯誤。 答案 D 6.常溫下,在pH=5的CH3COOH溶液中存在如下電離平衡:CH3COOHCH3COO-+H+,對于該平衡,下列敘述正確的是( ) A.加入水時,平衡向右移動,CH3COOH電離常數(shù)增大 B.加入少量CH3COONa固體,平衡向右移動 C.加入少量NaOH固體,平衡向右移動,[H+]減小 D.加入少量pH=5的硫酸,溶液中[H+]增大 解析 加入水稀釋,使醋酸的電離平衡向右移動,但CH3COOH電離常數(shù)不變,A項錯誤;加入少量CH3COONa固體,[CH3COO-]增大,使醋酸的電離平衡向左移動,B項錯誤;加入的少量NaOH固體與H+中和,[H+]減小,使醋酸的電離平衡向右移動,C項正確;加入少量pH=5的硫酸,溶液中[H+]不變,D項錯誤。 答案 C 7.(2018安徽合肥一中月考)HClO4、H2SO4、HCl和HNO3都是強酸,其酸性在水溶液中差別不大。以下是某溫度下這四種酸在冰醋酸中的電離常數(shù)。下列說法不正確的是( ) 酸 HClO4 H2SO4 HCl HNO3 Ka 1.610-5 Ka1:6.310-9 1.610-9 4.210-10 A.溫度會影響這四種酸在冰醋酸中的電離常數(shù) B.在冰醋酸中HClO4是這四種酸中最強的酸 C.在冰醋酸中H2SO4的電離方程式為H2SO42H++SO D.這四種酸在冰醋酸中都沒有完全電離,但仍屬于強電解質(zhì) 解析 平衡常數(shù)均與溫度有關(guān)系,A正確;根據(jù)表中數(shù)據(jù)可知在冰醋酸中HClO4的電離常數(shù)最大,因此是這四種酸中最強的酸,B正確;在冰醋酸中硫酸是二元弱酸,電離分步進行,即在冰醋酸中H2SO4的電離方程式為H2SO4H++HSO、HSOH++SO,C錯誤;這四種酸在冰醋酸中都沒有完全電離,但在水溶液中完全電離,因此仍屬于強電解質(zhì),D正確。 答案 C 8.體積相同的鹽酸和醋酸中,n(Cl-)=n(CH3COO-)=0.01 mol,下列敘述錯誤的是( ) A.二者分別與NaOH完全中和,醋酸消耗的NaOH多 B.二者分別與足量的CaCO3反應(yīng),放出的CO2一樣多 C.二者的pH相同 D.分別用水稀釋相同的倍數(shù),n(Cl-)<n(CH3COO-) 解析 由于CH3COOH是弱電解質(zhì),當(dāng)n(Cl-)=n(CH3COO-)時,其物質(zhì)的量濃度要遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于鹽酸的,故相同體積的醋酸和鹽酸,CH3COOH的物質(zhì)的量要遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于HCl的,所以消耗的NaOH多,A項正確;同理與CaCO3反應(yīng)時,放出的CO2也多,B項錯誤;由電離平衡知,當(dāng)溶液中n(Cl-)=n(CH3COO-)時,兩溶液中n(H+)相等,又體積相等,則二者的pH相等,C項正確;用水稀釋時,由于CH3COOH還會繼續(xù)電離,故n(CH3COO-)>n(Cl-),D項正確。 答案 B 9.相同溫度下,根據(jù)三種酸的電離常數(shù),下列判斷正確的是( ) 酸 HX HY HZ 電離常數(shù)K 910-7 910-6 110-2 A.三種酸的強弱關(guān)系:HX>HY>HZ B.反應(yīng)HZ+Y-===HY+Z-能夠發(fā)生 C.相同溫度下,0.1 molL-1的NaX、NaY、NaZ溶液,NaZ溶液pH最大 D.相同溫度下,1 molL-1HX溶液的電離常數(shù)大于0.1 molL-1HX 解析 表中電離常數(shù)大小關(guān)系:110-2>910-6>910-7,所以酸性排序為HZ>HY>HX,可知A、C不正確。電離常數(shù)只與溫度有關(guān),與濃度無關(guān),D不正確。 答案 B 10.電導(dǎo)率可用于衡量電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力的大小。室溫下,用0.100 molL-1 NH3H2O滴定10 mL濃度均為0.100 molL-1 HCl和CH3COOH的混合液,電導(dǎo)率曲線如圖所示。下列說法正確的是( ) A.①溶液中[H+]為0.200 molL-1 B.溶液溫度高低為①>③>② C.③點溶液中有[Cl-]>[CH3COO-] D.③點后因離子數(shù)目減少使電導(dǎo)率略降低 解析 醋酸為弱電解質(zhì),①點溶液[H+]<0.2 molL-1,故A錯誤;酸堿中和反應(yīng)放熱,①點溶液的溫度一定比②點的低,故B錯誤;③恰好完全反應(yīng)生成氯化銨和醋酸銨。其中NH和CH3COO-發(fā)生微弱水解,則③點溶液中,[NH]>[Cl-]>[CH3COO-],故C正確;③點后溶液體積變大,溶液中離子濃度減小導(dǎo)致電導(dǎo)率降低,故D錯誤。 答案 C 11.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.加入等體積的0.2 molL-1鹽酸 D.提高溶液的溫度 解析 醋酸中存在電離平衡:CH3COOHCH3COO-+H+,加水稀釋10倍,若不考慮電離平衡移動,溶液中[H+]變?yōu)樵瓉淼氖种唬琾H增大1個單位,但稀釋過程中電離平衡正向移動,H+的物質(zhì)的量增多,所以pH變化不足1個單位,即pH<(a+1),A錯誤;加入CH3COONa固體,[CH3COO-]增大,平衡逆向移動,[H+]減小,pH增大,pH有可能變?yōu)?a+1),B正確;加入0.2 molL-1鹽酸,雖然[H+]增大,平衡逆向移動,但是溶液中[H+]比原來的大,pH減小,C錯誤;由于弱電解質(zhì)的電離過程吸熱,所以升高溫度,平衡正向移動,[H+]增大,pH減小,D錯誤。 答案 B 12.根據(jù)下表提供的數(shù)據(jù),判斷下列離子方程式或化學(xué)方程式正確的是( ) 化學(xué)式 電離常數(shù) HClO K=310-8 H2CO3 K1=410-7 K2=610-11 A.向Na2CO3溶液中滴加少量氯水:CO+2Cl2+H2O===2Cl-+2HClO+CO2↑ B.向NaHCO3溶液中滴加少量氯水:2HCO+Cl2===Cl-+ClO-+2CO2↑+H2O C.向NaClO溶液中通少量CO2:CO2+NaClO+H2O===NaHCO3+HClO D.向NaClO溶液中通過量CO2:CO2+2NaClO+H2O===Na2CO3+2HClO 解析 HClO的電離常數(shù)小于H2CO3的第一步電離,向Na2CO3溶液中滴加少量氯水,不能生成二氧化碳,應(yīng)該生成碳酸氫根,A錯誤;氯水中鹽酸與NaHCO3反應(yīng)生成氯化鈉、二氧化碳和水,HClO與NaHCO3不反應(yīng),B錯誤;由于H2CO3>HClO>HCO,反應(yīng)生成HClO和NaHCO3,D錯誤。 答案 C 二、填空題 13.磷能形成次磷酸(H3PO2)、亞磷酸(H3PO3)等多種含氧酸。 (1)次磷酸(H3PO2)是一種精細(xì)化工產(chǎn)品,已知10 mL、1 molL-1 H3PO2與20 mL 1 molL-1的NaOH溶液充分反應(yīng)后生成組成為NaH2PO2的鹽,回答下列問題: ①NaH2PO2屬于________(填“正鹽”“酸式鹽”或“無法確定”)。 ②若25 ℃時,K(H3PO2)=110-2,則0.02 molL-1的H3PO2溶液的pH=________。 ③設(shè)計兩種實驗方案,證明次磷酸是弱酸________________________、____________________________________________。 (2)亞磷酸是二元中強酸,25 ℃時亞磷酸(H3PO3)的電離常數(shù)為K1=110-2、K2=2.610-7。 ①試從電離平衡移動的角度解釋K1為什么比K2大________。 ②寫出亞磷酸與NaOH反應(yīng)時可能生成的鹽的化學(xué)式________。 ③亞磷酸的結(jié)構(gòu)式為(式中P→O表示成鍵電子對全部由磷原子提供),由此類推次磷酸分子中含有________個“O—H”鍵。 解析 (1)①由次磷酸與過量的NaOH溶液反應(yīng)時只能得到NaH2PO2,說明次磷酸分子中只有一個氫原子可以與OH-反應(yīng),由此可知它是一元酸,NaH2PO2是正鹽。 ②設(shè)達(dá)到電離平衡時,[H+]=x molL-1,由H3PO2H++H2PO得,x2/(0.02-x)=110-2,解得x=0.01,故pH=2。 ③可通過測NaH2PO2溶液的pH來證明次磷酸是弱酸;也可根據(jù)等物質(zhì)的量濃度的鹽酸、次磷酸與等量石蕊試液混合后溶液顏色的深淺來證明。 (2)①多元弱酸分步電離,第一步電離出的H+抑制了第二步的電離,所以K1>K2。 ②亞磷酸為二元酸,與NaOH反應(yīng)時可能生成NaH2PO3、Na2HPO3。 ③由亞磷酸的結(jié)構(gòu)式及它是二元酸知,只有“O—H”上的氫原子可以電離出H+,由此知次磷酸分子中只有1個“O—H”鍵。 答案 (1)①正鹽?、??、蹨yNaH2PO2溶液的pH,若pH>7則證明次磷酸為弱酸 向等物質(zhì)的量濃度的鹽酸、次磷酸溶液中各滴入2滴石蕊試液,若次磷酸溶液中紅色淺一些,則說明次磷酸為弱酸 (2)①第一步電離出的H+抑制了第二步的電離 ②NaH2PO3、Na2HPO3?、? 14.Ⅰ.已知常溫下,在NaHSO3溶液中[H2SO3]<[SO],且H2SO3的電離平衡常數(shù)為K1=1.510-2,K2=1.110-7;氨水的電離平衡常數(shù)為K=1.810-5;回答下列問題 (1)等物質(zhì)的量濃度的下列五種溶液:①NH3H2O ②(NH4)2SO3?、跭HSO3?、躃2SO3?、軭2SO3溶液中水的電離程度由大到小排列順序為________(填序號)。 (2)NaHSO3可以將碘鹽中的KIO3還原為碘單質(zhì),試寫出此反應(yīng)的離子方程式:____________________________________________ ____________________________________________。 Ⅱ.(1)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(yīng)平衡時溶液中[NH]=[Cl-],則溶液顯________(填“酸”、“堿”或“中”)性;用含a的代數(shù)式表示NH3H2O的電離常數(shù)Kb=________。 (2)已知H2CO3的第二級電離常數(shù)K2=5.610-11,HClO的電離常數(shù)K=3.010-8,寫出下列條件下所發(fā)生反應(yīng)的離子方程式: ①少量Cl2通入到過量的Na2CO3溶液中:__________________________ ____________________________________________。 ②Cl2與Na2CO3按物質(zhì)的量之比1∶1恰好反應(yīng):____________________ ____________________________________________。 ③少量CO2通入到過量的NaClO溶液中:__________________________ ____________________________________________。 解析?、?NaHSO3溶液中既存在HSO的電離:HSOH++SO,又存在HSO的水解:HSO+H2OH2SO3+OH-,現(xiàn)有[H2SO3]<[SO],說明電離為主,溶液呈酸性。(1)①③⑤均抑制水的電離,電離平衡常數(shù):⑤>①>③,②④促進水的電離,④中SO水解,②中SO水解呈堿性,NH水解呈酸性,相互促進水解,促進水的電離。(2)反應(yīng)物為HSO、KIO3,生成物有I2、SO,根據(jù)電荷守恒配平。 Ⅱ.(1)氨水與鹽酸等體積混合后的溶液中的電荷守恒關(guān)系式為[NH]+[H+]=[Cl-]+[OH-],因[NH]=[Cl-],故有[H+]=[OH-],溶液顯中性。Kb===。 (2)按題給的量的關(guān)系書寫即可,但應(yīng)注意:因K2(H2CO3)<K(HClO)<K1(H2CO3),故HClO與Na2CO3反應(yīng)只能生成NaHCO3。 答案?、?(1)②④③①⑤ (2)5HSO+2IO===I2+5SO+3H++H2O Ⅱ.(1)中 (2)①Cl2+2CO+H2O===2HCO+Cl-+ClO- ②Cl2+CO+H2O===HCO+Cl-+HClO ③ClO-+CO2+H2O===HCO+HClO 15.某小組以醋酸為例探究弱酸的性質(zhì) (1)實驗一:探究酸的強弱對酸與鎂條反應(yīng)速率的影響。 ①設(shè)計實驗方案如下表,表中c=________molL-1。 編號 酸的 種類 酸的濃度 /(molL-1) 酸的體積 /mL 鎂條質(zhì)量/g 1 醋酸 1.0 10 2.0 2 鹽酸 c 10 2.0 ②實驗步驟: a)檢查裝置(如下圖左)的氣密性后,添加藥品; b)反應(yīng)開始后,________; c)將所記錄的數(shù)據(jù)轉(zhuǎn)化為曲線圖(右上圖)。 ③寫出0~5 min醋酸、鹽酸與鎂條反應(yīng)的反應(yīng)速率變化規(guī)律:____________________________________________ ____________________________________________。 (2)實驗二:現(xiàn)有一瓶醋酸溶液,常溫下測定其中醋酸的電離程度(已電離的電解質(zhì)分子數(shù)占原來總分子數(shù)的百分比)。設(shè)計實驗方案,將待測物理量和對應(yīng)的測定方法填寫在下表中。 待測物理量 測定方法 ①________ 量取25.00 mL醋酸溶液于錐形瓶中,滴加指示劑,將0.100 0 molL-1NaOH標(biāo)準(zhǔn)溶液裝入________,滴定至終點,記錄數(shù)據(jù)。重復(fù)滴定2次 ②________ ③____________________________________________ ____________________________________________ 解析 (1)①要探究酸的強弱對酸與鎂條反應(yīng)速率的影響,則兩種酸的濃度應(yīng)該是相等的,即表中c=1.0 molL-1。 ②b)根據(jù)圖像中數(shù)據(jù)可知,縱坐標(biāo)需要氫氣的體積,因此反應(yīng)開始后,每隔1 min記錄一次生成H2的體積; ③根據(jù)圖像可知0~5 min醋酸反應(yīng)的曲線幾乎是直線,這說明醋酸與鎂條反應(yīng)的速率隨時間變化不明顯;而鹽酸與鎂條反應(yīng)開始階段曲線斜率較大,這說明反應(yīng)速率很快,但一段時間后反應(yīng)速率明顯減小。 (2)要測定醋酸的電離程度(已電離的電解質(zhì)分子數(shù)占原來總分子數(shù)的百分比),則需要測定醋酸的濃度和溶液的pH值。 答案 (1)①1.0 ②每隔1 min記錄一次生成H2的體積?、鄞姿崤c鎂條反應(yīng)的反應(yīng)速率隨時間變化不明顯;鹽酸與鎂條反應(yīng)開始階段反應(yīng)速率很快,一段時間后反應(yīng)速率明顯減小 (2) 待測物理量 測定方法 ①醋酸溶液的物質(zhì)的量濃度 堿式滴定管 ②H+的物質(zhì)的量濃度 ③取適量醋酸溶液于燒杯中,用pH計測定溶液pH- 1.請仔細(xì)閱讀文檔,確保文檔完整性,對于不預(yù)覽、不比對內(nèi)容而直接下載帶來的問題本站不予受理。
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