2021届一轮复习苏教版专题8第一单元　弱电解质的电离平衡学案（江苏专用） 21页

第一单元　弱电解质的电离平衡 学习任务1　弱电解质的电离平衡　强弱电解质的比较 ‎1．强、弱电解质 ‎(1)概念 ‎ (2)与化合物类型的关系 强电解质主要是大部分离子化合物及某些共价化合物；弱电解质主要是某些共价化合物。‎ ‎(3)电离方程式的书写 ‎①弱电解质 a．多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步，如H2CO3电离方程式：H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO。‎ b．多元弱碱电离方程式一步写成，如Fe(OH)3电离方程式：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。‎ ‎②酸式盐 a．强酸的酸式盐完全电离，如NaHSO4在水溶液中的电离方程式：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。‎ b．弱酸的酸式盐中酸式酸根不能完全电离，如NaHCO3电离方程式：NaHCO3===Na＋＋HCO，HCOH＋＋CO。‎ ‎2．弱电解质的电离平衡 ‎(1)电离平衡的建立 在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合成弱电解质分子的速率相等，且溶液中各分子和离子的浓度都不再发生变化时，电离过程达到了平衡。‎ ‎(2)电离平衡的特征 ‎(3)电离平衡的影响因素 ‎①内因：弱电解质本身的性质。‎ ‎②外因 a．温度：温度升高，电离平衡向右移动，电离程度增大。‎ b．浓度：稀释溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大。‎ c．同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向左移动，电离程度减小。‎ d．加入能反应的物质：电离平衡向右移动，电离程度增大。‎ ‎3．强酸(碱)与弱酸(碱)的比较 ‎(1)一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)的比较 ‎①相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较 ‎　　　　 酸　　　‎ c(H＋)‎ pH 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的量 开始与金属反应的速率 盐酸 大 小 相同 相同 大 醋酸溶液 小 大 小 ‎②相同pH、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较 ‎　酸　　　‎ c(H＋)‎ c(酸)‎ 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的量 开始与金属反应的速率 盐酸 相同 小 小 少 相同 醋酸溶液 大 大 多 ‎(2)一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)的稀释图像比较 ‎①相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸 加水稀释相同的倍数，醋酸的pH大 加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多 ‎②相同体积、相同pH的盐酸、醋酸 加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大 加水稀释到相同的pH，醋酸加入的水多 ‎1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。‎ ‎(1)强电解质溶液中不存在溶质分子，弱电解质溶液中存在溶质分子。(　　)‎ ‎(2)氨溶于水，当c(OH－)＝c(NH)时，表明NH3·H2O电离处于平衡状态。(　　)‎ ‎(3)强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液强。(　　)‎ ‎(4)常温下，由0.1 mol·L－1一元碱BOH的pH＝10可知，溶液中存在BOH===B＋＋OH－。(　　)‎ 解析：(2)NH3＋H2ONH3·H2ONH＋OH－，NH3·H2O电离出的c(OH－)与c(NH)永远相等，不能表明NH3·H2O电离处于平衡状态；(3)溶液导电能力与电解质强弱无关；(4)常温下，由于0.1 mol·L－1一元碱BOH中OH－的浓度小于0.1 mol·L－1，所以BOH应属于弱碱，其电离方程式应为BOHB＋＋OH－。‎ 答案：(1)√　(2)×　(3)×　(4)×‎ ‎2．判断下列电离方程式的书写是否正确，如有错误请在横线上改正。‎ ‎(1)H2CO3的电离：H2CO32H＋＋CO(　　)‎ ‎________________________________________________________________________‎ ‎(2)Fe(OH)3的电离：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－(　　)‎ ‎________________________________________________________________________‎ ‎(3)水溶液中NaHSO4的电离：NaHSO4===Na＋＋HSO(　　)‎ ‎________________________________________________________________________‎ ‎(4)熔融状态下NaHSO4的电离：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO(　　)‎ ‎________________________________________________________________________‎ 答案：(1)×　H2CO3H＋＋HCO、HCOH＋＋CO ‎(2)√‎ ‎(3)×　NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO ‎(4)×　NaHSO4===Na＋＋HSO ‎ (1)电解质、非电解质都属于化合物，单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。常见的电解质有部分氧化物、酸、碱、盐、水等。‎ ‎(2)电解质的强弱是由物质的内部结构决定的，与外界因素无关，关键是看在水溶液中是否完全电离。‎ ‎①与溶解性无关。例如：BaSO4等虽难溶于水，但溶于水的部分却能完全电离，是强电解质。醋酸能与水互溶但不能完全电离，是弱电解质。‎ ‎②与溶液的导电性无必然联系。溶液的导电性与溶液中的离子浓度和离子所带电荷数有关，强电解质溶液的导电能力不一定强。 ‎ 提升一　影响弱电解质电离平衡的因素 ‎1．稀氨水中存在着下列平衡：NH3·H2ONH＋OH－，若要使平衡逆向移动，同时使 c(OH－)增大，应加入适量的物质是(　　)‎ ‎①NH4Cl固体　②硫酸　③NaOH固体　④水　⑤加热 ‎⑥MgSO4固体 A．①②③⑤　　　　　　　　 B．③⑥‎ C．③ D．③⑤‎ 解析：选C。①使平衡逆向移动，c(OH－)减小；②④⑥使平衡正向移动，c(OH－)减小；⑤使平衡正向移动，c(OH－)增大；只有③使平衡逆向移动且c(OH－)增大。‎ ‎2．H2S水溶液中存在电离平衡H2SH＋＋HS－和HS－H＋＋S2－。若向H2S溶液中(　　)‎ 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pH增大 C．滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液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：选C。加水，电离平衡虽向右移动，但因溶液体积变大，c(H＋)减小，A项错误；通入少量SO2，因发生SO2＋2H2S===3S↓＋2H2O，平衡向左移动，溶液pH增大，但通入过量SO2，最终溶液为饱和亚硫酸溶液，溶液pH减小，B项错误；加入新制氯水，发生反应：H2S＋Cl2===S↓＋2HCl，平衡向左移动，溶液酸性增强，pH减小，C项正确；加入CuSO4后，发生反应：H2S＋Cu2＋===CuS↓＋2H＋，溶液中c(H＋)变大，D项错误。‎ 外界条件对电离平衡影响的“四个不一定”‎ ‎(1)稀醋酸加水稀释时，溶液中不一定所有的离子浓度都减小。‎ 因为温度不变，Kw＝c(H＋)·c(OH－)是定值，稀醋酸加水稀释时，溶液中的c(H＋)减小，故c(OH－)增大。‎ ‎(2)电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，离子的浓度不一定增大，电离程度也不一定增大。‎ 如对于CH3COOHCH3COO－＋H＋，平衡后，加入冰醋酸，c(CH3COOH)增大，平衡右移，根据勒夏特列原理，只能“减弱”而不能消除，再次平衡时，c(CH3COOH)比原平衡时大；加水稀释或加少量NaOH固体，都会引起平衡右移，但c(CH3COOH)、c(H＋)都比原平衡时要小；加水稀释或增大弱电解质的浓度，都使电离平衡向电离方向移动，但加水稀释时弱电解质的电离程度增大，而增大弱电解质的浓度时弱电解质的电离程度减小。 ‎ 提升二　判断弱电解质的方法 ‎3．下列事实不能证明氨水是弱碱的是(　　)‎ A．pH＝11的氨水加入水稀释到原溶液体积的100倍时，pH>9‎ B．氯化铵溶液呈酸性 C．常温下0.01 mol/L氨水的pH＝10.6‎ D．体积相同的0.1 mol/L氨水和0.1 mol/L NaOH溶液中和盐酸的量相同 解析：选D。A项，若氨水为强碱，必完全电离，则pH＝11的氨水加入水稀释到原溶液体积的100倍时，pH应等于9；B项，氯化铵溶液呈酸性，说明NH发生水解反应生成了弱电解质NH3·H2O，“有弱才水解”；C项，常温下0.01 mol/L氨水的pH＝10.6，说明氨水不能完全电离，若完全电离，pH应等于12；D项，无论氨水碱性强弱，等体积、等浓度的氨水和NaOH溶液中和盐酸时最终电离出的n(OH－)相同，它们的中和能力相同。‎ ‎4．(2020·连云港一模)醋酸是电解质，下列事实能说明醋酸是弱电解质的组合是(　　)‎ ‎①醋酸与水能以任意比互溶 ‎②醋酸溶液能导电 ‎③醋酸溶液中存在醋酸分子 ‎④0.1 mol/L醋酸溶液的pH比0.1 mol/L盐酸的pH大 ‎⑤醋酸能和碳酸钙反应放出CO2‎ ‎⑥常温下，0.1 mol/L醋酸钠溶液的pH＝8.9‎ ‎⑦大小相同的锌粒与相同物质的量浓度的盐酸和醋酸溶液反应，开始时醋酸产生H2速率慢 A．②⑥⑦　　　　　　　　 B．③④⑤⑥‎ C．③④⑥⑦ D．①②‎ 解析：选C。醋酸溶液中存在CH3COOH分子，说明醋酸部分电离，存在电离平衡，是弱电解质，③正确。0.1 mol/L 醋酸溶液的pH比0.1 mol/L盐酸的pH大，说明醋酸溶液中c(H ‎＋)小于盐酸，是弱电解质，④正确。常温下，0.1 mol/L CH3COONa溶液的pH＝8.9，说明CH3COO－发生了水解，CH3COOH是弱电解质，⑥正确。相同物质的量浓度的盐酸和醋酸溶液与Zn反应，开始时醋酸反应慢，说明其中c(H＋)小，是弱电解质，⑦正确。‎ ‎5．浓度均为0.10 mol·L－1、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 解析：选D。由图像分析浓度为0.10 mol·L－1的MOH溶液，在稀释前pH为13，说明MOH完全电离，则MOH为强碱，而ROH的pH<13，说明ROH没有完全电离，ROH为弱碱。‎ A．MOH的碱性强于ROH的碱性，A正确。‎ B．曲线的横坐标lg越大，表示加水稀释体积越大，由曲线可以看出b点的稀释程度大于a点，弱碱ROH存在电离平衡：ROHR＋＋OH－，溶液越稀，弱电解质电离程度越大，故ROH的电离程度：b点大于a点，B正确。‎ C．若两溶液无限稀释，则溶液的pH接近于7，故两溶液的c(OH－)相等，C正确。‎ D．当lg＝2时，溶液V＝100V0，溶液稀释100倍，由于MOH发生完全电离，升高温度，c(M＋)不变；ROH存在电离平衡：ROHR＋＋OH－，升高温度促进电离平衡向电离方向移动，c(R＋)增大，故减小，D错误。‎ 强电解质和弱电解质的证明实验 ‎[以证明某酸(HA)为弱酸为例]‎ 实验方法 结论 ‎(1)测0.01 mol·L－1 HA溶液的pH pH＝2，HA为强酸；pH>2，HA为弱酸 ‎(2)测NaA溶液的pH pH＝7，HA为强酸；pH>7，HA为弱酸 ‎(3)相同条件下，测相同浓度的HA和HCl溶液的导电性 导电性相同，HA为强酸；导电性弱于盐酸，HA为弱酸 ‎(4)往同浓度的HA和HCl溶液中投入大小相同的Zn粒或CaCO3固体 开始反应速率相同，HA为强酸；开始反应速率比盐酸慢，HA为弱酸 ‎(5)测相同pH的HA与HCl稀释相同倍数前后的pH变化 pH变化倍数相同，HA为强酸；pH变化倍数小于盐酸，HA为弱酸 提升三　弱电解质的电离平衡与溶液导电性的综合判断 ‎6．(双选)一定温度下，将一定质量的冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力变化如图所示，下列说法正确的是(　　)‎ A．a、b、c三点溶液的pH：ba>c，故pH：c>a>b；B项，加水体积越大，越有利于CH3COOH电离，故电离程度：c>b>a；C项，用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，相当于稀释a点溶液，c(H＋)增大，pH偏小；D项，a、b、c三点n(CH3COOH)相同，用NaOH溶液中和时消耗n(NaOH)相同，故消耗V(NaOH)：a＝b＝c。‎ ‎7．(经典题)电导率是衡量电解质溶液导电能力大小的物理量，根据溶液电导率的变化可以确定滴定反应的终点。如图是KOH溶液分别滴定HCl溶液和CH3COOH溶液的滴定曲线示意图。‎ 下列示意图中，能正确表示用NH3·H2O溶液滴定HCl和CH3COOH混合溶液的滴定曲线的是(　　)‎ 解析：选D。HCl为强电解质，CH3COOH为弱电解质，向二者的混合溶液中滴加NH3·H2O时，NH3·H2O先与HCl反应，生成强电解质NH4Cl，但溶液体积不断增大，溶液被稀释，所以电导率下降。当HCl被中和完后，继续与弱电解质CH3COOH反应，生成强电解质CH3COONH4，所以电导率增大。HCl与CH3COOH均反应完后，继续滴加弱电解质NH3·H2O，电导率变化不大，因为溶液被稀释，有下降趋势。‎ 学习任务2　电离平衡常数 ‎1．电离平衡常数(又称电离常数)‎ ‎(1)常见弱碱和弱酸的电离平衡常数(25 ℃)‎ 弱电解质 电离方程式 电离平衡常数 NH3·H2O NH3·H2O NH＋OH－‎ Kb＝1.8×10－5‎ CH3COOH CH3COOH CH3COO－＋H＋‎ Ka＝1.8×10－5‎ HClO HClOH＋‎ ‎＋ClO－‎ Ka＝3.0×10－8‎ ‎(2)CH3COOH的酸性大于HClO的酸性(填“大于”“小于”或“等于”)，判断的依据：相同条件下，电离平衡常数越大，则电离程度越大，c(H＋)越大，酸性越强。‎ ‎(3)电离平衡常数的意义：弱酸、弱碱的电离平衡常数能够反映酸碱性的相对强弱。相同条件下，电离平衡常数越大，则电离程度越大。多元弱酸的电离以第一步电离为主，各级电离平衡常数的大小差距较大。‎ ‎(4)外因对电离平衡常数的影响：电离平衡常数与其他化学平衡常数一样只与温度有关，与电解质的浓度无关，升高温度，K值增大，原因是电离是吸热过程。‎ ‎(5)碳酸(二元弱酸)‎ ‎①电离方程式是H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO。‎ ‎②电离平衡常数表达式：Ka1＝，Ka2＝。‎ ‎③比较大小：Ka1>Ka2。‎ ‎2．有关电离平衡常数的计算(以弱酸HX为例)‎ ‎(1)已知c(HX)和c(H＋)，求电离平衡常数。‎ HX　　　　　H＋　＋　X－‎ 起始 c(HX) 0 0‎ 平衡 c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(H＋)‎ 则Ka＝。‎ 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Ka＝，代入数值求解即可。‎ ‎(2)已知c(HX)和电离平衡常数，求c(H＋)。‎ HX　　　　　H＋　＋　X－‎ 起始 c(HX) 0 0‎ 平衡 c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(H＋)‎ 则Ka＝。‎ 由于Ka值很小，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，则c(H＋)＝，代入数值求解即可。‎ ‎3．电离度 ‎(1)弱电解质的电离度α＝×100%。‎ ‎(2)一般而言，相同温度下，弱电解质溶液的浓度越大，电离度越小；弱电解质溶液的浓度越小，电离度越大。‎ ‎1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。‎ ‎(1)电离常数受溶液浓度的影响。(　　)‎ ‎(2)电离常数可以表示弱电解质的相对强弱。(　　)‎ ‎(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＝。(　　)‎ 答案：(1)×　(2)√　(3)×　(4)×‎ ‎2．联氨(N2H4)为二元弱碱，在水中的电离方式与氨相似。联氨第一步电离反应的平衡常数值为____________(已知：N2H4＋H＋ N2H的K＝8.7×107；Kw＝1.0×10－14)‎ ‎。联氨与硫酸形成的酸式盐的化学式为______________________。‎ 解析：N2H4的第一步电离的方程式为N2H4＋H2ON2H＋OH－，则电离平衡常数Kb＝＝＝＝K·Kw＝8.7×107×1.0×10－14＝8.7×10－7。联氨是二元弱碱，其与硫酸形成的酸式盐为N2H6(HSO4)2。‎ 答案：8.7×10－7　N2H6(HSO4)2‎ ‎3．25 ℃时，部分物质的电离平衡常数如表所示：‎ 化学式 CH3COOH H2CO3‎ HClO 电离平 衡常数 ‎1.8×10－5‎ Ka1＝4.3×10－7‎ Ka2＝5.6×10－11‎ ‎3.0×10－8‎ 请回答下列问题：‎ ‎(1)CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为______________________。‎ ‎(2)同浓度的CH3COO－、HCO、CO、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序为________________________________________________________________________。‎ ‎(3)将少量CO2气体通入NaClO溶液中，写出反应的离子方程式：________________________________________________________________________。‎ ‎(4)体积为10 mL pH＝2的醋酸溶液与一元酸HX分别加水稀释至1 000 mL，稀释过程中pH变化如图所示，则HX的电离平衡常数________(填“大于”“等于”或“小于”)醋酸的电离平衡常数；理由是________________________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ 解析：(1)～(2)电离平衡常数越大，酸性越强；电离平衡常数越小，其对应酸根离子结合H＋能力越强。‎ ‎(3)根据电离平衡常数可以判断：酸性H2CO3＞HClO＞HCO，H2CO3可以和ClO－反应生成HCO和HClO，所以少量CO2与NaClO溶液反应生成HCO和HClO。‎ ‎(4)根据图像分析知，起始时两种溶液中c(H＋)相同，故c(较弱酸)＞c(较强酸)，稀释过程中较弱酸的电离程度增大的多，故在整个稀释过程中较弱酸的c(H＋)一直大于较强酸的c(H＋)，稀释相同倍数，HX的pH变化比CH3COOH的大，故HX酸性强，电离平衡常数大。‎ 答案：(1)CH3COOH>H2CO3>HClO ‎(2)CO>ClO－>HCO>CH3COO－‎ ‎(3)ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCO ‎(4)大于　稀释相同倍数，HX的pH变化比CH3COOH的pH变化大，酸性强，‎ 电离平衡常数大 ‎1．(2020·沧州高三月考)液态化合物AB会发生微弱的自身电离，电离方程式为ABA＋＋B－，在不同温度下其平衡常数为K(25 ℃)＝1.0×10－14，K(35 ℃)＝2.1×10－14。则下列叙述正确的是(　　)‎ A．c(A＋)随温度的升高而降低 B．35 ℃时，c(A＋)＞c(B－)‎ C．AB的电离程度：α(25 ℃)＞α(35 ℃)‎ D．AB的电离是吸热过程 解析：选D。由于K(25 ℃)＜K(35 ℃)，故c(A＋)随温度的升高而增大，A错；由电离方程式可知，任何温度下，都存在c(A＋)＝c(B－)，B错；由25 ℃和35 ℃时的电离平衡常数可知，温度越高，电离程度越大，C错；由于K(25 ℃)＜K(35 ℃)，因此AB的电离是吸热过程，D正确。‎ ‎2．(双选)运用电离平衡常数判断下列可以发生的反应是(　　)‎ 酸 电离平衡常数(25 ℃)‎ 碳酸 Ka1＝4.3×10－7‎ Ka2＝5.6×10－11‎ 次溴酸 Ka＝2.4×10－9‎ A.HBrO＋Na2CO3===NaBrO＋NaHCO3‎ B．2HBrO＋Na2CO3===2NaBrO＋H2O＋CO2↑‎ C．HBrO＋NaHCO3===NaBrO＋H2O＋CO2↑‎ D．NaBrO＋CO2＋H2O===NaHCO3＋HBrO 解析：选AD。根据复分解反应中较强酸制备较弱酸的原理，A项中Ka(次溴酸)＝2.4×10－9＞Ka2(碳酸)＝5.6×10－11，能发生；D项中Ka(次溴酸)＝2.4×10－9＜Ka1(碳酸)＝4.3×10－7，能发生；B项和C项反应都不能发生。‎ ‎3．(1)已知常温常压下，空气中的CO2溶于水，达到平衡时，溶液的pH＝5.60，c(H2CO3)＝1.5×10－5 mol·L－1。若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离，则H2CO3HCO＋H＋的平衡常数Ka＝________。(已知10－5.60＝2.5×10－6)‎ ‎(2)已知常温下，H2C2O4的电离平衡常数Ka1＝5.4×10－2，Ka2＝5.4×10－5，反应NH3·H2O＋HC2ONH＋C2O＋H2O的平衡常数K＝9.45×104，则NH3·H2O的电离平衡常数Kb＝________。‎ 解析：(1)Ka＝＝≈4.2×10－7。‎ ‎(2)反应的平衡常数K＝＝··＝＝＝9.45×104，解得Kb＝1.75×10－5。‎ 答案：(1)4.2×10－7　(2)1.75×10－5‎ ‎1．(2019·高考天津卷)某温度下，HNO2和CH3COOH的电离常数分别为5.0×10－4和1.7×10－5。将pH和体积均相同的两种酸溶液分别稀释，其pH随加水体积的变化如图所示。下列叙述正确的是(　　)‎ A．曲线Ⅰ代表HNO2溶液 B．溶液中水的电离程度：b点>c点 C．从c点到d点，溶液中保持不变(其中HA、A－分别代表相应的酸和酸根离子)‎ D．相同体积a点的两溶液分别与NaOH恰好中和后，溶液中n(Na＋)相同 解析：选C。根据HNO2和CH3COOH的电离常数可知，酸性：HNO2>CH3COOH。相同pH的两种酸溶液，稀释相同倍数时，弱酸的pH变化较小，故曲线Ⅰ代表CH3COOH溶液，A项错误；两种酸溶液中水的电离受到抑制，b点溶液pH小于c点溶液pH，则b点对应酸电离出的c(H＋)大，对水的电离抑制程度大，故水的电离程度：b点c(HNO2)，故n(CH3COOH)>n(HNO2)，因此与NaOH恰好中和后，溶液中n(Na＋)不同，D项错误。‎ ‎2．(2017·高考江苏卷)砷(As)是一些工厂和矿山废水中的污染元素，使用吸附剂是去除水中砷的有效措施之一。‎ ‎(1)将硫酸锰、硝酸钇与氢氧化钠溶液按一定比例混合，搅拌使其充分反应，可获得一种砷的高效吸附剂X，吸附剂X中含有CO，其原因是______________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎ (2)H3AsO3和H3AsO4水溶液中含砷的各物种的分布分数(平衡时某物种的浓度占各物种浓度之和的分数)与pH的关系分别如图1和图2所示。‎ ‎ ‎ ‎①以酚酞为指示剂(变色范围pH 8.0～10.0)，将NaOH溶液逐滴加入H3AsO3溶液中，当溶液由无色变为浅红色时停止滴加。该过程中主要反应的离子方程式为________________________________。 ‎ ‎②H3AsO4第一步电离方程式H3AsO4H2AsO＋H＋的电离常数为Ka1，则pKa1＝____________(pKa1＝－lg Ka1)。‎ ‎(3)溶液的pH对吸附剂X表面所带电荷有影响。pH ＝7.1时， 吸附剂X表面不带电荷；pH>7.1时带负电荷，pH越高，表面所带负电荷越多；pH<7.1时带正电荷，pH越低，表面所带正电荷越多。pH不同时吸附剂X对三价砷和五价砷的平衡吸附量(吸附达平衡时单位质量吸附剂X吸附砷的质量)如图3所示。‎ ‎①在pH 7～9之间，吸附剂X对五价砷的平衡吸附量随pH升高而迅速下降，其原因是________________________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎②在pH 4～7之间，吸附剂X对水中三价砷的去除能力远比五价砷的弱，这是因为________________________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________________________。‎ ‎ 提高吸附剂X对三价砷去除效果可采取的措施是________________________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ 解析：(1)制吸附剂X的混合溶液中含有NaOH溶液，能吸收空气中的CO2生成CO。(2)①图1中pH为8～10时，三价砷物种主要以H3AsO3和H2AsO的形式存在，故滴加NaOH溶液的过程中主要反应的离子方程式为OH－＋H3AsO3===H2AsO＋H2O。②Ka1＝，Ka仅与温度有关，为方便计算，在图2中取pH＝2.2时计算，此时c(H2AsO)＝c(H3AsO4)，则Ka1＝c(H＋)＝10－2.2，pKa1＝2.2。(3)①从图2知，pH由7升至9时，H2AsO转变为HAsO，由题中信息知，pH＞7.1时，pH越高，吸附剂X所带负电荷越多，则吸附剂X与HAsO静电斥力增强。②在pH为4～7之间，吸附剂X表面带正电荷，从图2知，pH在4～7之间，吸附剂X吸附H2AsO和HAsO；从图1知，pH在4～7之间，三价砷主要以分子形式存在，吸附剂X不会吸附分子。加入氧化剂，可以将三价砷转化为五价砷，而被吸附剂X吸附。‎ 答案：(1)碱性溶液吸收了空气中的CO2　(2)①OH－＋H3AsO3===H2AsO＋H2O　②2.2‎ ‎(3)①在pH 7～9之间，随pH升高H2AsO转变为HAsO，吸附剂X表面所带负电荷增多，静电斥力增加 ‎②在pH 4～7之间，吸附剂X表面带正电，五价砷主要以H2AsO和HAsO阴离子存在，静电引力较大；而三价砷主要以H3AsO3分子存在，与吸附剂X表面产生的静电引力小　加入氧化剂，将三价砷转化为五价砷 一、单项选择题 ‎1．(2020·南昌模拟)下列关于强、弱电解质的叙述中，错误的是(　　)‎ A．强电解质在水溶液中完全电离，不存在电离平衡 B．溶液导电能力强的电解质是强电解质，导电能力弱的电解质是弱电解质 C．同一弱电解质的溶液，当温度或浓度不同时，其导电能力也不同 D．纯的强电解质在液态时，有的导电，有的不导电 解析：选B。强电解质在水溶液中完全电离，不存在电离平衡，A正确；强、弱电解质取决于其在水溶液中能否完全电离，与导电能力的强弱无关，B错误；弱电解质溶液的导电能力与离子的浓度和离子所带的电荷数有关，当浓度不同时，离子的浓度不同，所以导电能力不同，当温度不同时，弱电解质的电离程度不同，导电能力也不同，C正确；属于离子化合物的强电解质，液态时能导电，如NaCl，属于共价化合物的强电解质，液态时不导电，如AlCl3、HCl等，D正确。‎ ‎2．下列物质在水溶液中的电离方程式不正确的是(　　)‎ A．NaHCO3===Na＋＋H＋＋CO B．H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO C．AlCl3===Al3＋＋3Cl－‎ D．NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO 解析：选A。A项NaHCO3是强电解质，但HCO不能完全电离，故其电离方程式应为NaHCO3===Na＋＋HCO。‎ ‎3．下列说法中正确的是(　　)‎ A．SO2的水溶液可以导电，说明SO2是电解质 B．常温下，向氨水中加水稀释，溶液中减小 C．常温下，等体积pH＝a的醋酸与pH＝b的NaOH溶液恰好中和时，a＋b>14‎ D．pH与体积都相同的盐酸和醋酸分别与足量锌反应，消耗锌的质量相等 解析：选C。本题从多种角度考查弱电解质的电离问题。SO2的水溶液可以导电，是因为SO2与水反应生成的H2SO3发生电离，只能说H2SO3是电解质，A项错误；NH3·H2O的电离平衡常数Kb＝，＝，加水稀释时，电离平衡正向移动，c(OH－)减小，Kb只随温度的变化而改变，温度不变，Kb也不变，因此增大，B项错误；假设等体积的醋酸和氢氧化钠都是0.1 mol/L，两者能恰好完全中和，醋酸的pH大于1，氢氧化钠溶液的pH为13，即a＋b>14，C项正确；pH相同的盐酸和醋酸中醋酸的物质的量浓度大，消耗的锌多，D项错误。‎ ‎4．在相同温度时，100 mL 0.01 mol·L－1的醋酸溶液与10 mL 0.1 mol·L－1的醋酸溶液相比较，下列数值前者大于后者的是(　　)‎ A．中和时所需NaOH的量 B．电离的程度 C．H＋的物质的量浓度 D．CH3COOH的物质的量 解析：选B。100 mL 0.01 mol·L－1的醋酸溶液相当于是把10 mL 0.1 mol·L－1的醋酸溶液稀释10倍得到的，根据弱酸稀释时的变化可分析得出结论。‎ ‎5．pH＝2.0的两种一元酸x和y，体积均为100 mL，稀释过程中pH与溶液体积的关系如下图所示。分别滴加NaOH溶液(c＝0.1 mol·L－1)至pH＝7.0，消耗NaOH溶液的体积为Vx、Vy，则下列说法正确的是(　　)‎ A．x为弱酸，VxVy C．y为弱酸，VxVy 解析：选C。由图知：将一元酸x和y分别稀释10倍，pH的变化量ΔpHx＝1，ΔpHy<1，所以x为强酸，y为弱酸。pH＝2.0时弱酸y的浓度大，滴加NaOH溶液至pH＝7.0时需NaOH溶液的体积要比x大。‎ ‎6．(2020·宿迁模拟)将0.1 mol·L－1的氨水加水稀释至0.01 mol·L－1，稀释过程中温度不变，下列叙述正确的是(　　)‎ A．稀释后溶液中c(H＋)和c(OH－)均减小 B．稀释后溶液中c(OH－)变为稀释前的 C．稀释过程中氨水的电离平衡向左移动 D．稀释过程中溶液中增大 解析：选D。温度不变，水的电离常数不变，稀释后c(OH－)减小，c(H＋)增大，A错误；NH3·H2O为弱电解质，稀释过程中电离平衡向右移动，n(OH－)增大，故稀释后溶液中c(OH－)大于稀释前的，B、C错误；同一溶液中，＝，加水稀释后，电离平衡向右移动，n(OH－)增大、n(NH3·H2O)减小，故增大，D正确。‎ 二、不定项选择题 ‎7．已知室温时，0.1 mol·L－1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，下列叙述错误的是 (　　)‎ A．该溶液的pH＝4‎ B．升高温度，溶液的pH增大 C．此酸的电离平衡常数约为1×10－7‎ D．由HA电离出的c(H＋)约为水电离出的c(H＋)的106倍 解析：选B。根据HA在水中的电离度可算出c(H＋)＝0.1%×0.1 mol·L－1＝10－4 mol·L－1，所以pH＝4，A正确；因HA在水中存在电离平衡，升高温度促进平衡向电离的方向移动，所以c(H＋)增大，pH减小，B错误；可由平衡常数表达式算出Ka＝≈＝1×10－7，C正确；溶液中c(H＋)≈c酸(H＋)＝10－4 mol·L－1，所以c水(H＋)＝c(OH－)＝10－10 mol·L－1，c酸(H＋)约是c水(H＋)的106倍，D正确。‎ ‎8．已知25 ℃，醋酸、次氯酸、碳酸、亚硫酸的电离平衡常数如下表，下列叙述正确的是(　　)‎ 酸 醋酸 次氯酸 碳酸 亚硫酸 电离平衡常数 Ka＝1.75×10－5‎ Ka＝2.98×10－8‎ Ka1＝4.30×10－7‎ Ka2＝5.61×10－11‎ Ka1＝1.54×10－2‎ Ka2＝1.02×10－7‎ A.25 ℃，等物质的量浓度的CH3COONa、NaClO、Na2CO3和Na2SO3四种溶液中，碱性最强的是Na2CO3‎ B．将0.1 mol·L－1的醋酸不断加水稀释，所有离子浓度均减小 C．少量SO2通入Ca(ClO)2溶液中反应的离子方程式为SO2＋H2O＋Ca2＋＋2ClO－===CaSO3↓＋2HClO D．少量SO2通入CH3COONa溶液中反应的离子方程式为SO2＋H2O＋2CH3COO－===SO＋2CH3COOH 解析：选A。根据表中数据可知，酸性：亚硫酸＞醋酸＞碳酸＞亚硫酸氢根离子＞次氯酸＞碳酸氢根离子。A项，相同物质的量浓度的含有弱酸根离子的钠盐溶液，对应酸的酸性越弱，则酸根离子水解程度越大，溶液中氢氧根离子浓度越大，pH越大，水解程度：CH3COO－＜SO＜ClO－＜CO，所以碱性最强的是Na2CO3，正确；B项，醋酸溶液中加一定量水，醋酸的电离程度增大，但是溶液中氢离子浓度减小，由于Kw不变，所以氢氧根离子浓度增大，错误；C项，少量SO2通入Ca(ClO)2溶液中，反应生成的次氯酸能够氧化亚硫酸根离子，正确的离子方程式为2Ca2＋＋2SO2＋2H2O＋2ClO－===2CaSO4↓＋4H＋＋2Cl－，错误；D项，少量SO2通入CH3COONa溶液中，反应生成醋酸和亚硫酸氢根离子，反应的离子方程式为SO2＋H2O＋CH3COO－===HSO＋CH3COOH，错误。‎ ‎9．(2020·徐州模拟)室温下，向10 mL pH＝3的CH3COOH溶液中加入下列物质，对所得溶液的分析正确的是(　　)‎ 选项 加入的物质 对所得溶液的分析 A ‎90 mL H2O 由水电离出的c(H＋)＝10－10 mol·L－1‎ B ‎0.1 mol CH3COONa固体 c(OH－)比原CH3COOH 溶液中的大 C ‎10 mL pH＝1的H2SO4溶液 CH3COOH的电离程度减小 D ‎10 mL pH＝11的NaOH溶液 c(Na＋)＝c(CH3COO－)‎ ‎＞c(OH－)＝c(H＋)‎ 解析：选BC。A.向10 mL pH＝3的CH3COOH溶液中加入90 mL H2O，‎ 醋酸的电离平衡正向移动，c(H＋)>10－4 mol·L－1，故由水电离出的c(H＋)<10－10mol·L－1，选项A错误；B.向10 mL pH＝3的CH3COOH溶液中加入0.1 mol CH3COONa固体，醋酸根离子浓度增大，醋酸的电离平衡逆向移动，c(OH－)比原CH3COOH溶液中的大，选项B正确；C.向10 mL pH＝3的CH3COOH溶液中加入10 mL pH＝1的H2SO4溶液，氢离子浓度增大，抑制醋酸的电离，CH3COOH的电离程度减小，选项C正确；D.向10 mL pH＝3的CH3COOH溶液中加入10 mL pH＝11的NaOH溶液，醋酸过量，所得溶液呈酸性，故c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)，选项D错误。‎ 三、非选择题 ‎10．一定温度下，冰醋酸加水稀释过程中溶液的导电能力变化曲线如图所示，请回答：‎ ‎(1)O点不导电的原因：_______________________________‎ ‎________________。‎ ‎(2)a、b、c三点溶液的pH由小到大的顺序是________________。‎ ‎(3)H＋的物质的量最大的点是________(填“a”“b”或“c”)点。‎ ‎(4)若使c点溶液中的c(CH3COO－)增大，可以采取下列措施中的________(填序号)。‎ A．加热　　　　　　　　　 B．加很稀的NaOH溶液 C．加NaOH固体 D．加水 E．加固体CH3COONa F．加入锌粒 解析：(1)冰醋酸中无自由移动的离子，所以在O点时不导电。(2)pH的大小与c(H＋)有关，pH大则c(H＋)小。溶液的导电能力与离子浓度有关，在醋酸溶液中离子来源于醋酸的电离，醋酸溶液的导电能力越强，说明c(H＋)越大。(3)溶液稀释过程中，电离平衡向电离方向移动，氢离子的物质的量增大。(4)若使c(CH3COO－)增大，可以采取措施促进CH3COOH的电离平衡向电离方向移动。A、B、C、D、F选项均可以达到使电离平衡向电离方向移动的目的。B、D项虽然能使CH3COOH的电离平衡向电离方向移动，但是稀释占据了主导作用，导致c(CH3COO－)减小。E项中虽然CH3COOH的电离受到抑制，但加入的CH3COO－能使c(CH3COO－)增大。‎ 答案：(1)无自由移动的离子　(2)b＜a＜c　(3)c　(4)ACEF ‎11．已知：‎ 酸 H2C2O4‎ HF H2CO3‎ H3BO3‎ 电离平 衡常数 Ka1＝‎ ‎5．9×10－2‎ Ka2＝‎ ‎6．4×10－5‎ 未知 Ka1＝‎ ‎4．2×10－7‎ Ka2＝‎ ‎5．6×10－11‎ Ka＝‎ ‎5．8×‎ ‎10－10‎ ‎(1)为了证明HF是弱酸，甲、乙、丙三位同学分别设计以下实验进行探究。‎ ‎①甲同学取一定体积的HF溶液，滴入2滴紫色石蕊试液，显红色，再加入NaF固体观察到的现象是__________，则证明HF为弱酸。‎ ‎②乙同学取10 mL未知浓度的HF溶液，测其pH为a，然后用蒸馏水稀释至1 000 mL。再测其pH为b，若要认为HF为弱酸，则a、b应满足的关系是b<________(用含a的代数式表示)。‎ ‎③丙同学用pH试纸测得室温下0.10 mol·L－1的HF溶液的pH为2，则判定HF为弱酸，由丙同学的实验数据可得室温下HF的电离平衡常数约为________________________________________________________________________。‎ ‎(2)25 ℃时，调节2.0×10－3mol·L－1氢氟酸水溶液的pH(忽略体积变化)，得到c(HF)、c(F－)与溶液pH的变化关系如图所示。请结合图中信息回答下列问题：‎ HF电离平衡常数的表达式：Ka＝________，电离常数值为________。室温下，向HF溶液中滴加NaOH溶液至pH＝3.4时，c(F－)∶c(HF)＝________。‎ 解析：(1)①HF在溶液中电离出氢离子和氟离子，溶液显酸性，滴入2滴紫色石蕊试液，显红色，再加入NaF固体，HF的电离平衡逆向移动，氢离子浓度减小，溶液的红色变浅，证明HF存在电离平衡，即HF为弱酸；②乙同学取10 mL未知浓度的HF溶液，测其pH为a，然后用蒸馏水稀释至1 000 mL，体积增大102倍，弱酸加水稀释会促进弱酸的电离，稀释102倍，pH变化小于2个单位，所以稀释后pH＝bc(A2－)>c(H＋)>c(OH－)‎