13.1强弱电解质 电离平衡
强弱电解质及电离平衡ppt课件
变：条件改变时，电离平衡发生移动 —勒夏特列原理
强电解质和弱电解质
弱电解质电离的特点
1.电离过程是吸热的。
2.弱电解质的电离属于可逆过程，分子、离子共存。
3.弱电解质在溶液中的电离都是微弱的。
如0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液中，c(H＋)在1×10-3 mol·L-1左右。
【结论】
• HCl 分子在水中完全电离；
• CH3COOH 分子在水中部分电离，且非常微弱。
强电解质和弱电解质
强电解质
电解质
在水溶液里全部电离成离子
①强酸：HCl、H2SO4等；②强碱：NaOH、Ca(OH)2等
③绝大多数盐：如NaCl、BaSO4等
④活泼金属氧化物：Na2O、CaO等
弱电解质
在水溶液里只有部分分子电离成离子
选项
强电解质
弱电解质
非电解质
A
NaCl
HF
Cl2
B
NaHSO4
NaHCO3
CCl4
C
Ba(OH)2
HCl
Cu
D
AgCl
H2 S
C2H5OH
随堂训练
2.将1 mol冰醋酸加入一定量的蒸馏水中最终得到1 L溶液。下列各项
中，表明已达到电离平衡状态的是( D
)
A．CH3COOH的浓度达到1 mol·L－1
NH3、SO2、CO2 ；
3.电解质的导电：导电的条件是溶于水或熔融状态；
4.导电的本质是自由离子的定向移动；
5.导电能力与离子浓度和离子所带电荷有关。
强电解质和弱电解质
【实验3-1】探究盐酸和醋酸的电离程度
取等体积、0.1 mol/L的盐酸和醋酸溶液，比较其pH值的大小，试验其导电能力，
弱电解质的电离平衡考点归纳
弱电解质的电离平衡考点归纳弱电解质电离平衡是电解质理论的基础，也是中学化学基本理论中的重要组成部分，近几年高考命题中反复考查。
在学生已经学过化学平衡理论并了解电解质在水溶液中发生电离和离子间发生反应等知识的基础上，进一步学习弱电解质的电离平衡。
高考命题的热点主要有影响弱电解质电离平衡因素，通过图象分析弱电解质和强电解质，电离常数和电离度等，为了更好的学习这一部分内容，本文做了详细的总结和归纳，希望对同学们的学习有所启发，达到触类旁通的效果。
一、弱电解质电离平衡1.电离平衡概念一定条件（温度、浓度）下，分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都保持不变的状态叫电离平衡状态，简称电离平衡。
任何弱电解质在水溶液中都存在电离平衡，达到平衡时，弱电解质在该条件下的电离程度最大。
2.电离平衡的特征电解质的电离平衡属于化学平衡中的一种形式，具有以下一些特征：“逆”——弱电解质的电离是可逆的，存在电离平衡“动”——电离平衡是动态平衡“等”——v(=v(分子化)≠0离子化)“定”——达到电离平衡状态时，溶液中分子和离子的浓度保持不变，是一个定值“变”——电离平衡是相对的，外界条件改变时，平衡被破坏，发生移动形成新的平衡。
二、影响弱电解质电离平衡的因素（符合勒?夏特列原理）1.内因：弱电解质本身的性质，是决定性因素。
2.外因①温度: 升高温度，由于电离过程吸热,平衡向电离方向移动，电离程度增大。
②浓度: 加水稀释，使弱电解质的浓度减小，电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大。
因为溶液浓度越小，离子相互碰撞结合成分子的机会越小，弱电解质的电离程度就越大；所以，稀释溶液会促进弱电解质的电离。
例如：在醋酸的电离平衡CH3COOH CH3COO-+H+A 加水稀释，平衡向正向移动，电离程度变大，但c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)变小；B 加入少量冰醋酸，平衡向正向移动，c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)均增大但电离程度小；③外加相关物质（同离子效应）例如：0.1 mol/L的CH 3COOH溶液CH3COOH CH3COO－+ H+向其中加入CH3COONa固体，溶液中c(CH3COO-)增大，CH3COOH的电离平衡向左移动，电离程度减小，c（H+）减小，pH增大。
【高中化学】弱电解质的电离平衡
夯基础•小题
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)强电解质稀溶液中不存在溶质分子，弱电解质稀溶液中
存在溶质分子
(√ )
(2)氨气溶于水，当 NH3·H2O 电离出的 c(OH－)＝c(NH4＋)
时，表明 NH3·H2O 电离处于平衡状态
(× )
(3)室温下，由 0.1 mol·L－1 一元碱 BOH 的 pH＝10，可知溶
液中存在 BOH===B＋＋OH－
(× )
(4)电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小，离子浓度
一定增大
(× )
(5)25 ℃时，0.1 mol·L－1CH3COOH 加水稀释，各离子浓
度均减小
( ×)
(6)离子化合物一定是强电解质，共价化合物一定是弱电解
质
( ×)
2．(2019·菏泽期末)在氨水中存在电离平衡：NH3·H2O NH＋ 4 ＋OH－。下列情况能引起电离平衡正向移动的有 ( )
②弱电解质：
a．一元弱酸，如 CH3COOH：CH3COOH CH3COO－＋H＋。
b．多元弱酸，分步电离，分步书写且第一步电离程度远大于
第二步电离程度，如 H2CO3： H2CO3 HCO－ 3 H＋＋CO23－ 。
H＋＋HCO3－、
c．多元弱碱，分步电离，一步书写，如 Fe(OH)3：Fe(OH)3 Fe3＋＋3OH－ 。
c·α
Ka＝cα·c cα＝cα2、α＝
Kca，c(H＋)＝cα＝ Ka·c。
(2)一元弱碱(如 NH3 ·H2O，电离常数为 Kb)
同理可得：Kb＝cα2，c(OH－)＝cα＝ Kb·c。
夯基础•小题
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
化学弱电解质的电离平衡归纳总结
弱电解质的电离平衡考查方式：本章为历年高考考试中考点分布的重点区之一;主要的题型为选择题;偶有简答题;尚未出现过综合性的大题;涉及此内容的考点将基本不变;热点将常考常新;跨学科的综合性大题将有可能出现..从近几年高考命题规律来看;今后的高考试题中这部分内容出来的概率仍然很高;这是这部分内容在教材中的地位决定的;有关PH值的计算、离子共存、离子浓度大小的比较将仍是必考点..命题规律：1．弱电解质的电离平衡电离平衡是化学平衡理论应用的范例;在化学中占有重要的地位在历年高考均受到重视;近五年的高考题也承继了这个传统..考查的主要内容集中点比较某些物质导电性强弱；外界条件对弱电解质电离平衡的影响；依据电离平衡移动理论;解释某些问题..同浓度或PH强弱电解质的比较;如氢离子浓度大小;起始反应速率;中和碱的能力、稀释后的PH的变化等..2．水的电离与溶液的PH以水的电离和溶液 pH 计算为考查内容的试题能有效地测试考生的判断、推理、运算等思维能力;仍将是将来考试的热点..考试内容包括：1．已知 pH 的强酸、强碱混合;或已知浓度的强酸、强碱混合;计算溶液的 pH2．已知pH或c的强弱酸碱混合;分析溶液的酸碱性..3．已知混合溶液的pH;推断混合前的酸碱的各种可能;或已知溶液的pH及强酸、强碱的pH;求混合比例..4．中和滴定接近终点时;溶液pH计算..5．在新情景下;考查水电离平衡及K..w3. 盐类水解考查的内容有：1．盐对水的电离程度的影响做定性判断或定量计算2．盐溶液蒸干灼烧后产物的判断；3．pH大小的比较；4．离子浓度大小的比较等..另外;判断离子共存、配制溶液、试剂贮存、化肥的混用、物质鉴别推断、某些盐的分离除杂等内容在高考中也涉及到盐的水解..其中命题的热点是离子浓度大小的比较..在高考试题中;特别是选择题;常常将盐类水解与弱电解质的电离、酸碱中和滴定、pH等知识融合在一起;具有一定的综合性..态下都不导电的化合物叫非电解质..⑵注意：①要注意“或”字、“和”字..电解质是二者有一;非电解质是二者都不..②要注意“化合物”三个字..其意义有两点：Ⅰ必须是纯净物;混合物不能叫电解质..例如;盐酸能导电;但因其为混合物;故盐酸不能称为电解质..Ⅱ必须是纯净物中的化合物.. 单质既不是电解质;也不是非电解质..例如;Al能导电;但不能称电解质；同理;金刚石不导电也不能称非电解质..③电解质必须是自身电离去导电..例如;NH3、酸性氧化物CO2、SO2等虽然溶于水后都能导电且又是化合物;但在水溶液中不是它们本身发生电离;故它们不是电解质应为非电解质..2．强电解质与弱电解质比3．弱电解质的电离平衡⑴定义：弱电解质在水溶液中部分电离是因为分子在溶剂的作用下断键离解成离子;另一方面阴、阳离子也相应结合形成分子..在一定温度下;弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时所达到的平衡状态称之为电离平衡..⑵电离平衡的特征：“等”分子电离成离子的速率与离子结合成分子的速率相等；“定”末电离的分子的浓度与己电离的离子的浓度;保持一定；“动”分子不断电离;离子不断结合成分子成为动态平衡；“变”当外界条件改变;电离平衡就可能遭到破坏..⑶影响电离平衡的因素：温度：因电离平衡过程是吸热的;温度升高;电离平衡向电离方向移动..浓度：增大分子的浓度;电离平衡向电离方向移动；增大离子浓度;电离平衡向结合成分子的方向移动..二、水的电离和水的离子积1．水的电离水是一种极弱的电解质;存在有以下电离平衡：H2O H++OH—25℃时;cH+=cOH—=10—7mol·L—12．水的离子积：KW= cH+·cOH—=10—14 25℃理解KW时要注意:1 KW与温度有关;因为水的电离过程是吸热过程;所以温度升高;有利于水的电离;KW 增大..如100℃时;KW=10—12..2 KW不仅适用于纯水;还适用于酸性或碱性的稀溶液..不管哪种溶液有cH+H2O =cOH—H2O；如酸性溶液中：|CH+酸+cH+H2O|·cOH—H2O=KW碱性溶液中：|CH+碱+cH+H2O|·cOH—H2O=KW3．影响水电离平衡的因素⑴酸、碱：在纯水中加人酸或碱;均使水的电离平衡左移;此时若温度不变;KW不变;cH+发生改变;pH也随之改变；若向水中加入酸;则..H+增大;cOH—变小;pH变小..⑵温度:若升温;由于水电离吸热;升温将促进水的电离;故平衡右移;cH+、cOH—同时增大;pH变小;但由于cH+与..cOH—始终保持相等;故纯水在温度高于25℃;pH<7;但仍显中性..⑶易水解的盐：在纯水中加人能水解的盐;不管水解后溶液显什么性;不变..均促进水的电离;使水的电离程度增大;但只要温度不变;KW⑷其它因素：如向水中加入活泼金属;由于与水电离出的H+直接作用;因而促进了水的电离平衡向电离的方向移动三、溶液的酸碱性和pH１．PH：水溶液里H+浓度的负对数叫做pH;即pH=-lgcH+..表示方法：pH=-lgcH+溶换算：cH+=10—pH适用范围：pH为0~14的稀溶液..液酸碱指示剂：粗略测定溶液pH范围的测定方法 pH试纸：粗略测定溶液pH整数pH pH计：精确测定溶液pH有效数字有关简一元弱酸、一元弱碱的pH计算单计算强酸、强碱的单一、混合溶液的pH计算２．溶液的酸碱性取决于溶液中的cH+与cOH—的相对大小cH+>cOH—酸性cOH—>cH+碱性cH+=cOH—中性在25℃时中性溶液：cH+=cOH—=10—7mol/L;pH=7..酸性溶液：cH+>cOH—;cH+>10—7mol/L;pH<7..碱性溶液：cH +<cOH —;cH +<10—7mol/L;pH>7.. ３．常用酸碱指示剂及其变色范围四、中和滴定的原理;仪器及操作步骤.. 1．中和滴定的概念1定义：用已知浓度的酸或碱来测定未知浓度的碱或酸的实验方法.. 2原理：在中和反应中使用一种已知浓度的酸或碱溶液与未知浓度的碱或酸溶液完全中和;测出二者所用的体积;根据化学方程式中酸碱物质的量的比求出未知溶液的浓度..3关键：①准确测定参加反应的两种溶液的体积；②准确判断中和反应是否恰好完全反应..4中和滴定的仪器及试剂酸式滴定管不能盛放碱液、水解呈碱性的盐溶液、氢氟酸 2．酸碱中和滴定实验1仪器1准备：①滴定管：a．检验酸式滴定管是否漏水；b．洗涤滴定管后要用标准溶液洗涤2~3次;并排除管尖嘴处的气泡； c．用漏斗注入标准液至“0”刻度上方2~3cm处；d．将液面调节到“0”刻度或“0”刻度以下某一刻度记下刻度..②锥形瓶：只用蒸馏水洗涤;不能用待测液润洗..③移液管：转移少量溶液用;其洗涤方法与滴定管相同..2滴定：①用移液管或碱式滴定管取一定体积待测液于锥形瓶中;滴人2~3滴指示剂..②用左手握活塞旋转开关;右手不断旋转振荡锥形瓶;眼晴注视锥形瓶中溶液的颜色变化至橙色或粉红色出现;记下刻度..3计算：每个样品作2~3次;取平均值求出结果..五、盐类的水解１．实质：盐中弱弱酸根或弱碱根离子与水电离出的H+或OH—结合生成难电离的分子或离子;破坏水的电离平衡２．条件：盐中必须有弱根盐必须溶于水３．特征：属可逆反应;其逆反应为酸碱中和符合化学平衡规律水解程度一般微弱重点内容突破重点一、电解质导电的条件由于相同条件下强弱电解质的导电能力有着本质区别;因此;强弱电解质可通过同条件下电流的大小来确定..此时常常需用数学思维方法如极值法强弱电解质的这一考点也会.. 可见;电解质并不一定导电;导电的物质不一定是电解质..产生自由移动的离子是电解质导电的前提..而电解质能产生自由移动的离子;是电解质的内因;还必须具备一定的外因条件;这就是强极性分子水或受热使电解质呈熔化状态..离子浓度大;导电能力强..电解质的导电性:根据导电机理不同;可将导体分为：a ．金属导体：其导电过程属物理现象;温度升高时电阻加大；b ．电解质溶液或熔化状态导体：在导电的同时要发生化学变化;温度升高时电阻变小;电解质溶液的导电能力主要由溶液中离子的浓度和电荷数决定..由于相同条件下强弱电解质的导电能力有着本质区别;因此;强弱电解质可通过同条件下电流的大小来确定;这一导电实验是理化学科的结合点;同时弱电解质的有关量也会因电离程度发生变化而难以确定其大小;此时常常需用数学思维方法如极值法迸行处理..所以;强弱电解质的这一考点也会成为“3+X ”综合测试命题的素材 重点二、影响水电离平衡的因素1酸、碱：在纯水中加入酸或碱;均使水的电离平衡左移;此时若温度不变;K W 不变；α水变小；H +发生改变;pH 也随之改变；若向水中加入酸;则H +增大;OH —变小;pH 变小..2温度：若升温;由于水电离吸热;升温将促进水的电离;故平衡右移;H +、OH —同时增大;pH 变小;但由于H +与OH —始终保持相等;故仍显中性.. 3易水解的盐：在纯水中加入能水解的盐;不管水解后溶液显什么性；均促进水的电离;使水的电离度增大;但只要温度不变;K W 不变..4其它因素：如向水中加入活泼金属;由于与水电离出的H +直接作用;因而促进了水的电离平衡向电离的方向移动.. 重点三、有关pH 的计算pH 的计箕 计算设浓度为c mol/L;cH +=nc mol ·L —1 pH=-lgnc ②强碱溶液;如 BOH n ;设浓度为 c mol ·L —1cH +=错误! ..pH=-lgcH +=14+lgnc..③一元弱酸溶液;设浓度为c mol/L;则有：cH +<c mol/L pH>-lgc ④一元弱碱溶液;则为cOH —<c;cH +>错误! pH<14+lgc 2．酸、碱混合pH 计算 ①两强酸混合 cH +混=错误! ②两强碱混合 cOH —混=错误! ③酸碱混合一者过量错误! = 错误!④酸碱的pH 之和与H +与OH —浓度比较 pH 酸+pH 碱=14;cH +酸=cOH —碱pH 酸+pH 碱<14;cH +酸> cOH —碱pH 酸+pH 碱>14;cH +酸< cOH—碱推导：pH 酸+pH 碱=-lgcH +酸+ lgcH +碱=-lgcH +酸·cH +碱=-lgcH +酸·错误! =14- lg错误!．有关溶液的pH 的注意问题lpH 是溶液酸碱性的量度;常温下pH=7溶液呈中性;pH 减小;溶液的酸性增强；pH 增大;溶液的碱性增强..2pH 范围在0~14之间;pH=0的溶液并非无H +;而是H +=1mol ·L —1..Ph=14的溶液井非无OH —;而是OH —=1 mol ·L —1..pH 每增大1个单位;H +减小到原来的1/10;而OH —增大到原来的10倍..pH 改变n 个单位;H +或OH—增大到原来的10n 倍或减小到原来的1/10n ..3当H +>l mol ·L —1时;pH 为负数；OH —>1 mol ·L —1时;Ph>14;对于H +或OH —大于l mol ·L —1的溶液;用pH 表示反而不方便;所以pH 仅适用于H +或OH —≤1 mol ·L —1的稀溶液..4也可以用pOH 来表示溶液的酸碱性;pOH 是OH —离子浓度的负对数..pOH=-lgOH —;因为OH —·H +=10—14;若两边均取负对数得：pH+pOH=14.. 3．关于溶液pH 的计算 1单一溶液的pH 计算①强酸溶液;如H n A;设浓度为C mol ·L —1;H +=nC;pH=-lgnC.. ②强碱溶液;如BOH n ;设浓度为C mol ·L —1;H +=错误!;pH=14+lgnC.. ③一元弱酸溶液;设浓度为C mol ·L —1;电离度为α;H +=C α..pH=-lgC α.. ④一元弱碱溶液;pH=-lgH +=14+lgC α 2酸碱混合PH 值计算2若pH 1+ pH 2>14;则V 酸：V 碱13 若pH 1+ pH 2<14;则V 酸：V 碱=1：10 知识综合视窗关于溶液的pH 的计算 1单一溶液的pH 计算①强酸溶液;如H n A;设浓度为c mol/L.. cH +=nc mol ·L —l ;pH=-lgcH +=-lgnc②强碱溶液;如BOH n ;设浓度为c mol ·L —l ;cH +=错误!；Ph=-lgcH +=14+lgnc ③一元弱酸溶液;设浓度为 c mol/L;电离度为α则有：cH +=c α;pH=-lgcH +=-lgc α..④一元弱碱溶液;pH 吕-lgcH +=14+ lgc α.. 2酸、碱混合pH 计算 ①两强酸混合 cH +混=错误! ②两强碱混合 cOH —混=错误!cH +混 cOH —混5．酸碱中和滴定的误差分析用标准液滴定待测液时;进行误差分析要归结为对标准液体积的影响;若使标准液的消耗体积变小;则会导致测定结果相对实际浓度偏小;若使标准液消耗体积变大;则导致测定结果偏大..如导致偏大的有：滴定管未用标准液润洗、锥形瓶用待测液润洗、滴定前装标准液的滴定管尖嘴处有气泡而滴定后消失等;导致偏小的有:指示剂变色后又立即复原就停止滴定、摇动锥形瓶时有液体溅出、转移待测液的滴定管或移液管未用待测液润洗等..重点四、1．盐类水解1盐类水解的实质：盐电离出来的某一种或多种离子跟水电离出来的H+或OH—生成弱电解质;从而促进水的电离..2盐类水解的规律：①谁弱谁水解;谁强呈谁性;越弱越水解;都弱都水解;两强不水解..②盐对应的酸或碱越弱;水解程度越大;溶液碱性或酸性越强..2—③多元弱酸根;正酸根离子比酸式酸根离子水解程度大得多;如CO3—水解程度大几个数量级;溶液的碱性更强..比HCO33盐类水解的特点：①吸热反应升温;水解程度增大..②多元弱酸根离子分步水解;以第一步为主..③双水解程度比单水解程度大..④单水解与一般的双水解因程度很小;故书写其离子方程式时不能用“=”“↑”“↓”等符号..规律：弱水解;显强性;弱的程度越大;水解能力越强盐的浓度较小;水解程度较大温度越高;水解程度越大 应用：判断溶液的酸碱性判断不同弱电解质的相对强弱比较溶液中离子浓度：同一溶液中不同离子浓度比较不同溶液申相同离子浓度比较 解释某些化学现象及在生活生产中的应用 表示方法：单水解： 一元弱酸弱碱相应的盐强碱与多元弱酸组成的正盐；分步表示； 如Na 3PO 4;PO 43—+H 2O HPO 42—+OH —HPO 42—+H 2O H 2PO 42—+OH — H 2PO 42—+H 2OH 3PO 4+OH —强酸与多元弱碱组成的正盐：简化为一步表示：如：AlCl 3：Al 3++3H 2OAlOH 3+3H +双水解：一般能进行到底;不用可逆号;沉淀、气体一般要标出;常见的明显双水解的离子：Al 3+、Fe 3+与CO 32—、HCO 3—、S 2—、HS —、AlO 2—的对应组合..如AlCl 3与Na 2CO 3溶液混合;可表示为：2A13++3CO 32—+3H 2O 错误!2AlOH 3↓+3CO 2↑知识综合视窗1．水解互促而彻底反应的盐1条件：强酸弱碱盐与强碱弱酸盐在水溶液中相遇时;弱碱阳离子水解生成的碱与弱酸阴离子水解生成的酸若发生中和反应;则水解互促而形成水解平衡;如NH 42CO 3；若不发生中和反应;则水解互促最终彻底反应生成弱酸和弱碱;如Na 2S 和AlCl 3混合时;生成H 2S 和AlOH 3..但要注意;如果水解所生成的氢氧化物的溶解度小于两种盐按复分解反应方式进行所生成的难溶物的溶解度时;将水解互促而彻底生成弱酸和弱碱；反之;将按复分解反应方式进行..如Na 2S 与CuCl 2混合时;因为CuS 溶解度大于CuOH 2溶解度;不会生成H 2S 、CuOH 2;而生成CuS..2常见离子：Al 3+与HCO 3—、CO 32—、HS —、S 2—、AlO 2—、ClO —等；AIO 2—与Al 3+、Fe 3+、NH 4+等；Fe 3+与AlO 2—、ClO —等；NH 4+与SiO 32—;它们均能彻底水解生成弱酸和弱碱..2．蒸干盐溶液所得物质的判断1考虑盐是否分解..如加热蒸干CaHCO 32;因其分解;所得固体应是CaCO 3..2考虑氧化还原反应..如加热蒸干Na 2SO 3溶液;因Na 2SO 3易被氧化;所得固体应是Na 2SO 4..3盐水解生成挥发性酸时;蒸干后一般得到弱碱;如蒸干AlCl 3溶液;得AlOH 3..盐水解生成不挥发性酸;蒸干后一般仍为原物质.. 4盐水解生成强碱时;蒸干后一般得到原物质..Na 2CO 3等..有时要多方面考虑;如加热蒸干NaClO 溶液时;既要考虑水解;又要考虑HClO 的分解;所得固体是NaCl..清单一水的电离水是一种极弱的电解质;它能发生微弱的电离.. O H++OH—;25℃时H2①cH+=cOH—=1×10—7mol·L—1=cH+cOH—=l×10—14②KW③pH=-lgcH+=72．盐类水解应用盐类水解应用极其广泛;它包括：1混施化肥；2泡沫灭火剂；溶液止血剂；3FeCl34明矾净水；Cl焊接金属；5NH46判断溶液酸碱性；7比较盐溶液离子浓度的大小；8判断离子共存；9配制盐溶液；10制备胶体；11物质的制备；12试剂的贮存13物质的鉴别等..盐类水解的应用一1判断盐溶液中离子种类及浓度大小时考虑盐水解..如Na 2S 溶液中有Na +、S 2—、HS —、H+、H 2S 、H 2O;其浓度大小为： Na +>S 2—>HS —；2判断离子能否共存于同一溶液中;要考虑离子间能否发生双水解;如Al 3+与AlO 2—、Fe 3+与AlO 2—、HCO 3—与 S 2—、NH 4+与AlO 2—、Fe 3+与 HCO 3—、Al 3+与HCO 3—、Al 3+与CO 32—等就不能大量共存..3用于判断盐溶液显酸性或中性或碱性;如Na 2CO 3溶液的碱性比NaHCO 3溶液的碱性强；4判断盐溶液中水的电离度的大小； 5盐与盐溶液反应产物的判断； 盐类水解的应用二1鉴别物质时考虑盐类双水解;如NaOH 、Na 2CO 3、KI 、OH、NaS 、AgNO3、KSCN 、H2S 、NaCl 9种物质水溶液可用FeCl 3溶液鉴别.. 2 FeCl 3等溶液的配制可加n 滴稀盐酸；3长时间保存某些盐溶液;防止水解变质;常加几滴酸或碱； 4制取某些无水盐;如用MgCl 2·6H 2O 制无水MgCl 2 .. 盐类水解的应用三1泡沫灭火器的反应原理； 2制备胶体;如FeOH 3胶体的制备；3化肥的施用;如铵态氮肥不能与草木灰混合施用：NH4++CO 32—+H 2ONH 3·H 2O+HCO 3—4明矾、绿矾净水； 5NH4Cl 作焊药；6苏打粉用于面粉的发酵.. 规律总结清单三 溶液中离子浓度相对大小的比较 1．微粒浓度比较1要考虑盐类水解..大多数盐类的单水解是微弱的;一般认为与其同溶液对应的弱酸或弱碱的电离相比;电离程度大于水解程度..如溶液中相同浓度的CH 3COOH 、CH 3COONa 、CH 3COOH 的电离程度大于水解程度;类似的还有NH 3·H 2O 与NH 4Cl 等;但HCN 和KCN 不同；CN —的水解程度大于HCN 的电离程度..2电荷守恒..溶液中阳离子所带总单位正电荷数等阴离子所带总单位负电荷数..如NaF 溶液中Na ++H —=F —+OH —..3物料守恒..①溶液中某元素的各种存在形式守恒;即原子守恒;如0.l mol ·L —1的Na 2CO 3溶液中;CO32—+HCO 3—+H 2CO 3= 0.l mol ·L —1..②溶液中水电离产生的H +、OH —数目应该相同;如Na 2S 溶液中;OH —=H ++HS —+2H 2S.. 分为三种类型①单一溶液中离子浓度相对大小的比较..如:判断一元或多元弱酸溶液和水解的盐溶液中离子浓度的相对大小;判断水解的盐溶液中离子浓度相对大小的一般方法是：若为NH 4Cl 等盐中的阴、阳离子价数相等;离子浓度为不水解的离子>水解的离子>水解后呈某性的离子如H +或OH —>水解后呈某性的对应离子 如在NH 4Cl 溶液中Cl —>NH 4+>H +>OH —若为Na 2CO 3等盐中的阴、阳离子的价数不等时;判断离子浓度的大小则要根据实际情况具体分析;对于多元弱酸根的水解;则是有几价则水解几步;在分步水解中以第一步水解为主;如在Na 2CO 3溶液中Na +>CO 32—>OH —>HCO 3—.. ②多种溶液中指定离子浓度相对大小的比较..③两种溶液混合后离子浓度相对大小的比较;其解题规律首先是判断两种电解质能否反应;混合后溶液的酸碱性；其次是看反应是否过量；第三是分析电解质在水溶液中电离及可能存在的电离平衡、水解平衡等问题；最后比较离子浓度相对大小..2．判断溶液中离子浓度相对大小的两个守恒①电荷守恒：溶液中阴、阳离子所带的正、负电荷总数相等;即电解质溶液呈电中性..如：NaHCO 3溶液中Na ++H +=OH —+HCO 3—+2CO 32—②物料守恒：指电解质溶液中某一组分的原始浓度起始浓度应等于它在溶液中各种存在形式的浓度之和..如：NaHCO 3溶液中Na += HCO 3—+2CO 32—+H 2CO 3;Na 2S 溶液中Na +=2｛S 2—+HS —+H 2S ｝ 3．在分析溶液中粒子之间的等量关系时要抓住电荷守恒和元互素的原子个数守恒这两个关键..以 Na 2CO 3溶液为例;它的水溶液里存在着哪些平衡粒子间存在着哪些等量关系Na 2CO 3溶于水完全电离：Na 2CO 3错误!2Na ++CO 32—；且存在着如下平衡：l CO 32—+H 2OHCO 3—+OH —；2 HCO 3—+H 2OH 2CO 3+OH —；3H 2OH ++OH —..在 Na 2CO 3溶液里除存在粒子 H 2O 、H 2CO 3分子外;还有 Na +、H +、HCO 3—、CO 32—和OH —;根据溶液呈电中性这一原则可得电解质溶液中所有阳离子浓度乘以各自化合价的总数后的和等于所有阴离子浓度乘以各自化合价的总数后的和;也就是电荷平衡..据此;在 Na 2CO 3溶液中的电荷平衡式为 Na ++H +=HCO 3—+OH —+2CO 32—；另外;由于溶液中Na +=2CO 32—起始;根据碳原子个数守恒的关系可得CO 32—起始 =CO 32—+HCO 3—+H 2CO 3;则有Na +=2CO 32—+2HCO 3—+2H 2CO 3;这就是 Na 2CO 3溶液中的粒子平衡式物料守恒;即在平衡体系中;某一成分的浓度等于该成分各种形式的浓度之和..4．盐的水解对水的电离的影响;要始终相信水无论在何种情况下;每电离出l molH +就会同时电离出l mol 的OH —如：CH 3COONa 溶液显碱性;其OH —完全由H2O 电离产生..同时水也电离出等量的H +;只不过一部分H +被CH 3COO—结合成了CH 3COOH;才造成了cOH —>cH +;但溶液中的H +不是水电离的全部H +..5．水解离子方程式的书写;可根据水解是中和反应的逆反应来写;只要对应酸碱中和反应的离子方程;颠倒过来;等号改为可逆号即可..。
弱电解质的电离平衡
稀释相 同倍数 后pH 小 大
相同pH、相同体积时 pH、 同体积时 比较 C(H+) 项目 HA HB 相同 相同 C(酸 C(酸) 中和碱 与活泼金 与金属反 的能力 属反应产 应的开始 生H2的量 速率 小 大 小 大 相同 相同 稀释相 同倍数 后pH 大 小
小 大
四、强电解质和弱电解质的证明方法
冰醋酸加水溶解并不断稀释过程中， 1、冰醋酸加水溶解并不断稀释过程中，溶 液导电能力与加入水的体积有如下变化关系： 液导电能力与加入水的体积有如下变化关系 ： 试回答： 试回答： 点导电能力为0 ⑴“0”点导电能力为0的理由是: 冰醋酸中只 0 点导电能力为 的理由是: 存在醋酸分子,无离子。 存在醋酸分子,无离子。 ⑵a、b、c三点对应溶液的PH值由大到小的 顺序是 a﹥c﹥ b ⑶a、b、c三点中电离程度最大的是 C 。电 离平衡常数的关系 相等 . 若使c点溶液中C(Ac ⑷若使c点溶液中C(Ac-)、PH 值均增大，可采取的措施有: 值均增大，可采取的措施有: ①加碱②加碳酸钠③加镁或锌 加碱②加碳酸钠③
下表是常见弱酸的电离平衡常数（25℃） 下表是常见弱酸的电离平衡常数（25℃）
酸 醋酸 碳酸 氢硫酸 电离方程式 电离平衡常数K 电离平衡常数K
CH3COOH ⇌ CH3COO-+H+
H2CO3 ⇌ H++HCO3HCO3- ⇌ H++ CO32H2S ⇌ H++HSHS- ⇌ H++ S2H3PO4 ⇌ H++H2PO4H2PO4— ⇌ H++HPO42HPO42— ⇌ H++PO43-
回答下列各问题： 回答下列各问题：
弱电解质的电离平衡及溶液的PH值的计算
4、弱电解质电离方程式书写规律：
1.弱电解质在溶液中部分电离，用“ ”
2.强酸酸式盐电离时H+分开写,弱酸酸式盐电离时 H+不能拆开.
3.多元弱酸的电离 应分步完成电离方程式，多元 弱碱则一步完成电离方程式。
写出电解质NaCl、 NaHSO4、NaHCO3、 CH3COOH、 H3PO4的电离方程式 NaCl = Na＋+Cl－ NaHSO4= Na＋+ H +＋ SO42NaHCO3= Na＋+HCO3CH3COOH H3PO4 H＋+CH3COO－ H ++H2PO42-
练习
PH=10的氢氧化钠溶液与PH=10的氨水,稀释 NaOH ＜ NH3 H 相同倍数,其PH大小关系是______________· 2O ,
即弱碱在稀释时电离平衡被破坏，要不断电 离出OH-，所以稀释相同倍数后，其碱性应 比强碱强一些，因而PH值应大一些 如稀释后溶液的PH值仍然相同,则稀释 NaOH＜NH3· 2O H 倍数大小关系是_______
例：在一定温度下，冰醋酸加水稀释的过程中，溶液的 导电能力如图所示，请回答：（1）“o”点导电能力为 0的理由是 在O点处醋酸没电离，无离子存在 。
（2） a、b、c三点溶液PH由大到小的顺序是 C、a、b 。 导 C 。 电 （3） a、b、c三点中电离程度最大的是 能 力 b （4）若使c点溶液中C(Ac-)增大，
关键：抓住氢离子进行计ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ！
b、
强碱与强碱混合
例题：在25℃时，pH=9和pH=11的两种氢
氧化钠溶液等体积混合pH值等于多少？ 关键：抓住氢氧根离子离子进行计算！
C、强酸与强碱混合
弱电解质的电离平衡(知识点总结)
弱电解质的电离平衡【学习目标】1、能准确熟练区分两组概念：电解质与非电解质、强电解质与弱电解质；2、弱电解质电离平衡的建立及其特点。
【要点梳理】(1)电解质、非电解质都是化合物，单质既不是电解质也不是非电解质。
(2)只要具备在水溶液里或熔融状态下能够导电其中一个条件的化合物即称为电解质。
(3)在水溶液里或熔融状态下，化合物本身电离出自由移动的离子而导电时，才是电解质，如NH 3、CO 2等的水溶液能够导电，但NH 3、CO 2却是非电解质，因为是NH 3、CO 2溶于水与水反应生成的NH 3·H 2O 、H 2CO 3电离出的自由移动的离子而使溶液导电的。
(4)电解质不一定导电(如固态NaCl)，导电物质不一定是电解质(如Cu)；非电解质不导电，但不导电的物质不一定是非电解质。
(5)某些离子型氧化物，如Na 2O 、CaO 、Na 2O 2等，它们虽然溶于水后电离出来的自由离子不是自身的，但在熔融状态时自身却可完全电离，故属于电解质。
(6)电解质溶液里的导电能力由自由移动的离子浓度与离子所带的电荷数决定。
(1)强电解质、弱电解质与其溶解性无关。
某些难溶或微溶于水的盐，由于其溶解度很小，如果测其溶液的导电能力，往往是很弱的。
但是其溶于水的部分，却是完全电离的，所以它们仍然属于强电解质，例如：CaCO 3、BaSO 4等。
相反，少数盐尽管能溶于水，但只有部分电离，仍属于弱电解质。
(2)强电解质、弱电解质的电离与有无外电场无关。
划分电解质和非电解质的标准是在水溶液里或熔融状态下能否导电。
划分强电解质和弱电解质的标准是在 水溶液里是否完全电离。
(3)导电能力强不一定是强电解质，强电解质不一定导电能力强。
(4)电解质溶液的导电不同于金属的导电。
要点三、弱电解质的电离平衡1．电离平衡的建立。
弱电解质溶于水，部分电离出的离子在溶液中相互碰撞又会相互结合成分子，因此弱电解质的电离过程是可逆的。
和可逆的化学反应一样，这个可逆的电离过程有两种相反的趋向，可以叫做电离和结合。
【知识解析】弱电解质的电离平衡
弱电解质的电离平衡1 电离平衡常数（1）定义在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离生成的各种离子的浓度（次方）的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。
通常用K a表示弱酸在水中的电离常数，K b表示弱碱在水中的电离常数。
（2）表达式①一元弱酸、一元弱碱的电离常数表达式CH3COOHCH3COO-＋H＋NH3·H2ONH +＋OH-4②多元弱酸的电离常数表达式多元酸的电离是分步进行的，每一步电离均有自己的电离常数。
H3PO4H＋＋H2PO－4H2PO－H＋＋4HPO2-4H+＋HPO2-4PO3-4教材剖析【教材P98】 “多元弱酸的各级电离常数逐级减小。
对于各级电离常数相差很大的多元弱酸，其水溶液中的H ＋主要是由第一步电离产生的。
”【教材剖析】 多元弱酸第一步电离出H ＋后，剩余的酸根离子带负电荷，对H ＋的吸引力增强，使其电离出H ＋更困难，故一般K a1>>K a2>>K a3……。
因此计算多元弱酸溶液中的c （H＋）或比较弱酸酸性的相对强弱时，通常只考虑第一步电离。
（3）意义电离常数表征了弱电解质的电离能力，根据相同温度下电离常数的大小可以判断弱电解质电离能力的相对强弱。
弱酸的电离常数越大，弱酸电离出H ＋的能力就越强，酸性也就越强；反之，酸性越弱。
如：名师提醒（1）电离常数服从化学平衡常数的一般规律，只受温度的影响。
（2）电离常数相对较大、电离能力较强的弱电解质，其溶液的导电能力不一定强。
这是因为溶液的导电能力与溶液中的离子浓度和离子所带电荷数有关。
（3）相同温度下，等浓度的多种一元弱酸溶液，弱酸的电离常数越大，溶液中c （H ＋）越大，溶液的导电能力也就越强。
2 电离度（1）定义弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数（包括已电离的和未电离的）的百分率称为电离度，通常用α表示。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
强弱电解质、电离平衡【学习目标】1. 理解电解质、非电解质、强电解质和弱电解质的概念2. 强、弱电解质与物质结构的关系3. 弱电解质的电离平衡及其影响条件【学习内容】1. 知识结构网络：化合物⎪⎩⎪⎨⎧⎩⎨⎧非金属氧化物大多数有机物非电解质弱碱及极少数盐弱酸弱电解质强碱及绝大多数盐强酸强电解质电解质```::: 电离平衡⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎩⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎨⎧⎪⎩⎪⎨⎧⎩⎨⎧⎪⎪⎪⎩⎪⎪⎪⎨⎧=电离程度越大浓度越小电离程度增大温度升高外界条件定弱电解质本身性质所决内在因素影响因素发生移动平衡被破坏条件改变变定分子浓度与离子浓度一条件一定定指动态平衡动指等离子化和分子分指可逆过程逆特征则建立电离平衡相等时分子化速率弱电解质离子化速率和在一定条件下意义分子化电离,,:,,:,:::)(:.,,:v v2. 电解质与非电解质：电解质是在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物，而非电解质是在上述两种情况下都不能导电的化合物。
要注意以下几点：（1）电解质不一定导电，导电的物质不一定是电解质。
电解质导电必须发生“电离”，即溶于水或受热熔化。
电解质的水溶液可以导电，但由于溶液属于混合物，因此电解质的水溶液不是电解质。
金属单质可以导电，也不是电解质。
（2）非电解质不导电，但不导电的物质不一定是非电解质。
（3）电解质必须是化合物本身电离出离子，否则不属于电解质。
如：2CO 、3NH 、2Cl 等物质的水溶液虽能导电，但它们并不是电解质，因为它是与水反应生成了电解质，才使溶液导电的。
4、弱电解质的电离程度和电离平衡：在弱电解质的电离过程中，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时所处的状态称为电离平衡状态，此时电解质溶液中各微粒的浓度、百分含量等保持不变。
当弱电解质在溶液里达到电离平衡时，已电离的弱电解质的分子数占原有弱电解质的分子总数的百分比叫做电离程度，简称电离度。
说明：①强电解质不存在电离平衡，只有弱电解质才存在电离平衡状态，才有电离度。
②弱电解质的电离平衡和化学平衡一样，同样存在“等、动、定、变”等特点。
③当外界条件发生变化时，弱电解质的电离平衡也随之发生改变，由于弱电解质的电离是吸热过程，因此，升高温度有利于弱电解质的电离，平衡正向移动；增大弱电解质的浓度，弱电解质的电离平衡正向移动。
④条件同样对弱电解质的电离程度有影响，升高温度弱电解质的电离程度增大；但弱电解质的电离程度与浓度成反比：即浓度越大，弱电解质的电离程度越小。
⑤弱电解质的电离度表示了弱电解质的相对强弱，一般情况下，同一温度下，电离程度越大，电离常数越大，弱电解质也就越强。
⑥可通过比较弱电解质的电离度来判断弱电解质的相对强弱：同温度下，电离度越大，弱电解质越强，反之越弱。
⑦强酸制弱酸的复分解反应一定进行，但能进行的不一定符合强酸制弱酸。
⑧常见弱电解质在溶液中被电离的分子数一般少于其分子总数的10%，所以在弱电解质溶液中其分子数远大于其离子数。
【知识详解】【疑难解答】在下列叙述中，能说明盐酸是强酸，醋酸是弱酸的是（）A. 将p H=4的盐酸和醋酸释稀成p H=5的溶液，醋酸需要加入的水量多B. 盐酸和醋酸都可以用相应的钠盐与浓H S O反应制取24C. 相同pH 值的盐酸和醋酸溶液中，分别加入相应的钠盐固体，醋酸的pH 值变化大D. 相同pH 值的盐酸和醋酸分别跟锌反应时，产生氢气的起始速率相等解析：A. p H =4的盐酸冲稀10倍，[]H +变为原来的110即变为p H =5。
而将p H =4的醋酸冲稀，会随冲稀又继续电离出H +，因此加入的水量比盐酸多才能达到p H =5。
冲稀醋酸需要加入的水量多说明醋酸是部分电离的弱酸。
B. N a C l 与浓H S O 24反应制H C l ；CH COONa 3与浓H S O 24反应制CH C O O H 3，都属于酸跟盐的复分解反应，都是由不挥发性酸制挥发性酸。
C. 相同pH 值的盐酸加入相应的钠盐固体，如加入N a C l 固体，盐酸的pH 值没有变化。
而往相同pH 值的醋酸溶液中加入钠盐固体，如加入CH COONa 3固体，CH COONa 3水解显碱性，必然使醋酸溶液的pH 值发生明显变化。
换句话说，CH COONa 3的加入，增大了[]C H C O O 3-，抑制了溶液中C H C O O H 3的电离，使溶液pH 值明显改变，这说明C H C O O H 3存在电离平衡，而盐酸不存在电离平衡，说明C H C O O H 3是弱电解质。
D. pH 值相同的盐酸和醋酸溶液中[]H +相同，因此与锌反应的起始速率相同。
所以，A 、C 为正确选项。
判定某电解质是弱电解质的常用方法（以醋酸为例）：1.测0．1mol·L－1的醋酸溶液的pH （约为3）。
2.测0．1mol·L －1的醋酸钠溶液的pH （约为9）。
3.0.1mol/L 盐酸和醋酸，比较同条件下的导电能力大小。
4.在相同条件下，分别把1 mLpH=2的醋酸溶液和盐酸都稀释相同的倍数(如100倍)，测稀释后两溶液的pH （醋酸溶液的pH 小于盐酸溶液pH ）。
5.在醋酸溶液中加入醋酸钠固体，醋酸溶液的pH 变大。
6.在相同条件下，分别在10 mLpH=3的醋酸溶液和盐酸中都加入足量的锌粒，看二者与Ｚｎ的反应速率和产生气体量（乙酸均比盐酸的要大）。
7.在醋酸溶液中滴入石蕊试液变红，加入CH3COONH 4固体少量，振荡后观察溶液颜色变浅。
8.镁粉与一定量的稀H 2SO 4反应 时，若向其中加入少量CH 3COONa 固体，能够降低反应速率但不改变产生气体的总量。
解此类题的思路：由上可看出，解此类题要抓住影响电离平衡的因素，根据影响电离平衡的规律寻找解题思路。
（1）温度（电离过程是吸热过程，温度升高，平衡向电离方向移动。
）（2）浓度（弱电解质浓度越大，电离程度越小。
）（3）同离子效应(即在弱电解质溶液中加入同弱电解质具有相同离子的强电解质，使电离平衡向逆方向移动。
)【典型例题】1. 下列物质中容易导电的是（ ）A. 熔融的氯化钠B. 硝酸钾溶液C. 硫酸铜晶体D. 无水乙醇解析：D 为非电解质不导电，硫酸铜虽是强电解质，但在硫酸铜晶体中，其离子不能自由移动（没有发生电离）所以不导电。
只有在熔融状态或水溶液状态的电解质才容易导电。
答：A 、B2. 把0.05mol NaOH 固体分别加入下列100 ml 液体中，溶液的导电能力变化最小的是（ ）A. 自来水B. 0.5mol/ L 盐酸C. 0.5mol/ L 醋酸溶液D. 0.5mol/ L KCl 溶液 解析：电解质溶液导电性的强弱，除与外界条件有关外，主要取决于离子浓度。
溶液导电能力变化最小，即溶液中离子浓度变化最小。
选项A 、C 均由弱电解质变成强电解质，离子浓度增大。
选项D 由于加入固体NaOH ，增加了离子浓度。
NaOH 与含等物质的量氯化氢的盐酸反应后，溶质由HCl 变成NaCl ，离子浓度不变，导电能力几乎不变。
答：B3. 一定量的盐酸跟过量的锌粉反应时，为了减缓反应速率，且不影响生成氢气的总量，可向盐酸中加适量的（ ）A. NaOH 固体B. O H 2C. NaCl 固体D. COONa CH 3固体解析：减缓反应速率可通过降低溶液中)(+H c 实现，不影响生成2H 的总量，要求不消耗溶液中的+H 。
选项A 中NaOH 消耗了盐酸中的+H 生成O H 2会减小2H 的总量。
NaCl 的加入不影响反应的进行。
B 、D 是减小)(+H c ，其中B 没有减少+H 的总量，只是稀释，D 中COONa CH 3会与盐酸生成COOH CH 3，把+H 暂时储存起来，随着反应的进行，COOH CH 3还能不断电离而释放出+H ，故产生2H 的总量不变。
答：B 、D4. 下列事实能说明醋酸是弱电解质的是（ ）A. 1 mol/ L 醋酸使石蕊试液变红B. 醋酸与32CO Na 反应放出2COC. 锌粉与同浓度盐酸和醋酸溶液反应，盐酸产生2H 快。
D. 中和10 ml 0.1 mol/ L 醋酸消耗0.1 mol/ L 的NaOH 溶液10 ml解析：说明醋酸是弱电解质，也就是要证明醋酸溶于水后存在电离平衡，在溶液中部分电离选项A 只能说明醋酸溶液呈酸性。
选项B 说明醋酸的酸性比碳酸强，32CO H 是弱酸，并不能说明醋酸是弱酸。
选项C 说明相同浓度条件下，醋酸中)(+H c 比盐酸中)(+H c 小，则为部分电离，说明醋酸是弱酸。
D 由于中和10 ml 0.1 mol/ L 盐酸也消耗0.1 mol/ L NaOH 溶液10 ml ，故不能说明醋酸是弱酸。
答：C【模拟试题】1. 下列物质中，导电性能最差的是（ ）A. 熔融NaOHB. 石墨棒C. 盐酸溶液D. 固态氯化钾 2．下列物质是非电解质的是（ ）A ．铜B ．P 2O 5C ．蔗糖D ．NaCl 3. 下列说法正确的是（ ）A. 强电解质溶液一定比弱电解质溶液的导电性强B. 强电解质的水溶液中不存在溶质分子C. 强电解质都是离子化合物，而弱电解质都是共价化合物D. 不同的弱电解质只要物质的量浓度相同，电离程度也相同4．关于电解质的说法错误的是（ ）A ．在熔化状态下能导电的化合物属于电解质B ．在水溶液里或熔化状态下能导电的化合物叫电解质C ．在水溶液里和熔化状态下都能导电的物质叫电解质D ．电解质是化合物，单质一定不是电解质5．下列物质属于强电解质的是（ ）A ．H 2CO 3B ．CH 4C ．NaHCO 3D ．NaHSO 46．下列叙述正确的是（ ）A ．在水溶液中能离解为自由移动的离子的化合物是电解质B ．凡是在水溶液里和受热熔化状态下都不能导电的物质叫非电解质C ．能导电的物质一定是电解质D ．某物质若不是电解质就一定是非电解质7．在100ml o.1 mol/ L 的醋酸溶液中，欲使其电离程度和溶液的pH 都减小，可采用的方法是（ ）A. 加水B. 加少量浓盐酸C. 加少量冰醋酸D. 加热8．甲、乙两瓶氨水的浓度分别为1 mol/ L 和0.1 mol/ L ，则甲、乙两瓶氨水中)(-OH c 之比为（ ）A. 大于10B. 小于10C. 等于10D. 无法确定9. 将标准状况下的4.48L 氨气溶于水中，下列说法中正确的是（ ）A. 溶液中含0.2 mol 3NHB. 溶液中含0.2 mol O H NH 23⋅ C. 溶液中含0.2 mol +4NHD. 溶液中含3NH 、O H NH 23⋅、+4NH 共0.2 mol 10. 在同体积0.3 mol/ L 的42SO H 、HCl 、3HNO、COOH CH 3溶液中，加入足量的锌粉，下列说法中正确的是（ ）A. 硫酸中放出氢气量最多B. 醋酸中放出氢气量最多C. 盐酸中放出氢气量最多D. 盐酸和硝酸中放出的氢气量相等11．下列叙述中，能证明某物质是弱电解质的是（ ）A. 熔化时不导电B. 不是离子化合物，而是极性共价化合物C. 水溶液的导电能力很差D. 溶液中已电离的离子和未电离的分子共存12．将0.1mol/L 的氨水稀释10倍，随着氨水浓度的降低，下列数据逐渐增大的是（ ）A ．.n(OH －)B ．c(OH －)C ．c(NH 4+)D ．c(OH －)/c(NH 3·H 2O)13．下列说法正确的是（ ）A ．CH 3COOH 与NaOH 在同等条件下电离程度相等B ．NaCl 溶液能导电是因为溶液中有Na +和Cl -D ．相同体积含有相同离子数目的KCl 与MgSO 4溶液在同等条件下，MgSO 4溶液的导电能力强14．下列事实一定能说明HF 是弱酸的是（ ）①常温下NaF 溶液的pH 大于7； ②用HF 溶液做导电性实验，灯泡很暗；③HF 与NaCl 不能发生反应； ④常温下0.1mol/L 的HF 溶液的pH 为2.3⑤HF 能与Na 2CO 3溶液反应，产生CO 2气体 ⑥HF 与水能以任意比混溶⑦1mol/L 的HF 水溶液能使紫色石蕊试液变红A ．①②⑦B ．②③⑤C ．③④⑥D ．①④15．室温下，HA 、H 2B 两种酸溶液的浓度都是0.1mol·L -1，pH 依次为1.5和2.0，则下列结论正确的是（ ）A ．H 2B 的酸性比HA 的强B ．当NaA 、NaHB 、Na 2B 的溶液浓度都是0.1mol·L -1时，Na 2B 溶液pH 最大C ．HA 和H 2B 不一定是弱酸D．溶液中B2-、HB-、A-均能和强酸反应，也能和强碱反应16．在等物质的量浓度的两种弱酸的钠盐（NaR、Na）溶液中分别通入适量的CO2，发生如下反应：NaR+CO2+H2O→HR+NaHCO32Na+CO2+H2O→2H+Na2CO3把HR和H在水中电离出H+的能力作比较，正确的判断是（）A. HR较强B. H较强C. 两者相同D. 无法比较17.甲酸和乙酸都是弱酸，当它们的浓度均为0.10 mol/L时，甲酸中的c(H+)约为乙酸中的c(H+的3倍。