高中化学 弱电解质的电离平衡
沪科版高中化学《弱电解质的电离平衡及移动》
1.31E-03
1.31E-03
2.88
1.314%
1.00E-14
1.75E-05
1.E-02
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1.24E-04
1.24E-04
3.91
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1.75E-05
1.E-04
3.40E-05
导电能力(HCl)=导电能力(HAc)
6、弱酸平衡移动导致的比值变化
1、要使C(H+)/C(CH3COOH)比值增大可以采取的
措施？
A、加入少量烧碱：平衡正移，C(H+) ↓，C(CH3COOH) ↓，变
化大于移动，C(H+) ↓>>C(CH3COOH) ↓，所以比值↓。
B、加少量冰醋酸：平衡正移，C(H+) ↑，C(CH3COOH) ↑，变
6.79
99.088%
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1.E-08
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9.94E-11
7.00
c(HCl)=0.01mol·L－1
c(HAc)>0.01 mol·L－1
2、pH均为2的盐酸与醋酸各100ml,求消耗0.01
高中化学电离平衡总复习
电离平衡总复习基础知识：一、电离平衡1.研究对象：弱电解质2.定义：一定条件下(温度、浓度)，弱电解质在水溶液中电离，当弱电解质分子电离成离子的速率与离子重新结合成分子的速率相等时，即达到电离平衡。
3.特征：动、等、定、变4.影响因素：(1)内因：弱电解质的性质，越弱越难电离。
(2)外因：温度：升温，促进电离（电离过程吸热)加入弱电解质：促进电离→电离程度减小加水：促进电离→电离程度增大浓度:加入能与离子反应的物质：促进电离→电离程度增大加入能产生相同离子的物质：抑制电离←电离程度减小规律：越热越电离，越稀越电离应用：电离平衡的移动 CH3COOH3COO－＋H＋加冰醋酸→结果C(H＋) 增大C(CH3COO－)增大C(CH3COOH)增大加水→结果C(H＋) 减小C(CH3COO－) 减小C(CH3COOH) 减小加CH3COONa固体←结果C(H＋) 减小C(CH3COO－)增大C(CH3COOH)增大加浓HCl ←结果C(H＋) 增大C(CH3COO－) 减小C(CH3COOH)增大加NaOH固体→结果C(H＋) 减小C(CH3COO－)增大C(CH3COOH)减小 c(H＋)·C(CH3COO－)K = ———————— K为电离平衡常数，温度不变， K值不变C(CH3COOH)升温→结果C(H＋) 增大C(CH3COO－)增大C(CH3COOH)减小升温， K值增大例1.在CH3COOH H＋＋CH3COO－的电离平衡中，要使电离平衡右移且氢离子浓度增大，应采取的措施是（）A．加入NaOH B．加入盐酸C．加水 D．升高温度例2.20℃时H2S饱溶液1L，其浓度为0.1mol·L-1，其电离方程式为H2S H++HS-，HS-H++S2-，若要使该溶液[H+]及[S2-]都减小，可采取的措施是（）A．加入适量的水B．加入适量的NaOH固体 C．通入适量的SO2D．加入适量的CuSO4固体二、水的电离和溶液的PH1.水的电离H2O H＋+OH－25℃时，1L 纯水中只有1×10-7mol 发生电离故25℃纯水中C(H＋)=C(OH－)=1×10-7mol/L2.影响水的电离平衡(1)温度：升温，促进水的电离(2)浓度:加酸：抑制水的电离加碱：抑制水的电离强酸弱碱盐加盐强碱弱酸盐均促进水的电离弱酸弱碱盐加氧化物加酸性氧化物：抑制水的电离加碱性氧化物：抑制水的电离加活泼金属：促进水的电离（本质是消耗水中的H＋）加金属氢化物：促进水的电离例 3.室温下，某溶液中由水电离产生的C(H＋) = 10-10mol·L－1，该溶液的溶质不可能是（） A.NaHSO4 B.CH3COONa C.HCl D.Ba(OH)2例4.在25℃时，PH = 11的NaOH 溶液和NaCN溶液，两溶液中水的电离度大小比较正确的是（） A. 相等 B.后者是前者的11倍C.后者是前者的108倍D.前者是后者的108倍3.水的离子积一定温度下，水溶液中C(H＋)与C(OH－)的乘积为一常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积，用Kw表示即Kw=C(H＋)·C(OH－)注意：①Kw只与温度有关，升温，Kw增大25℃Kw=C(H＋)·C(OH－)=1×10-14100℃Kw=C(H＋)·C(OH－)=1×10-12②Kw适用于任意水的体系水中Kw=C(H＋)水·C(OH－)水酸溶液中Kw= [C(H＋)酸+C(H＋)水]·C(OH－)水≈C(H＋)酸·C(OH－)水碱溶液中Kw= C(H＋)水·[C(OH－)碱+C(OH－)水]≈C(H＋)水·C(OH－)碱③任意水的体系中：恒存在C(H＋)水=C(OH－)水例.5.25℃时，某溶液中由水电离产生的C(H＋)和C(OH－)的乘积为10-18，下列说法正确的是（）A.该溶液一定为碱性溶液B.该溶液可能为酸性溶液C.该溶液不可能为中性溶液D.不会有这样的溶液例6. 把1ml0.1mol/L的H2SO4加水稀释制成2L溶液，在此溶液中由水电离产生的H＋，其浓度接近于（）A.1×10-4mol·L－1 B.1×10-8mol·L－1C.1×10-11mol·L－1D.1×10-10mol·L－14.溶液的酸碱性与PH(1)溶液的PH1.表示方法：PH=-lgC(H＋) 适用于稀溶液C(H＋)≤1mol/L 或 C(OH－)≤1mol/L2.测定方法: PH试纸:只能读出PH的整数值 (如何测定某溶液的PH ?)PH计：能精确测定PH (精确度0.01)(2)溶液的酸碱性与PH酸碱性任何温度25℃25℃酸性 C(H＋)>C(OH－) C(H＋) > 10-7 PH < 7碱性 C(H＋)<C(OH－) C(H＋) < 10-7 PH > 7中性 C(H＋)=C(OH－) C(H＋) = 10-7 PH = 7↓判断溶液酸碱性的唯一方法(适用于任何时候)规律：酸性越强，C(H＋)越大，PH越小；碱性越强，C(OH－)越大，PH越大例7. 下列溶液一定显酸性的是（）A. 加酚酞显无色的溶液B. C(H＋)>10-7 的溶液C.PH<7的溶液D. C(H＋)>C(OH－)的溶液重要题型：1.一元强酸与一元弱酸的比较（1）相同浓度，相同体积的HCl与 CH3COOH反应能力：HCl > CH3COOH中和碱的量：HCl > CH3COOH与足量活泼金属反应产生H2的量：HCl > CH3COOH反应速率：起始速率： HCl > CH3COOH过程中速率：HCl > CH3COOH(2）相同C(H＋)，相同体积的HCl与 CH3COOH反应能力： CH3COOH > HCl中和碱的量：CH3COOH > HCl与足量活泼金属反应产生H2的量：CH3COOH > HCl反应速率：起始速率： CH3COOH = HCl过程中速率：CH3COOH > HCl2.酸碱溶液的稀释问题题型1： PH=a的强酸加水稀释10n倍，稀释后PH = a+nPH=a的弱酸加水稀释10n倍，稀释后a< PH < a+nPH=b的强碱加水稀释10n倍，稀释后PH=b-nPH=b的弱碱加水稀释10n倍，稀释后b-n< PH< b规律：酸碱溶液无限稀释时，溶液的PH只能无限接近7，而不能等于7；酸溶液的PH 永远小于7，碱溶液的PH永远大于7题型2： PH相等，体积相等的HCl与 CH3COOH中加入等量的水稀释，稀释后的PH：HCl > CH3COOHPH相等，体积相等的NaOH与NH3.H2O 中加入等量的水稀释，稀释后的PH：NH3·H2O > NaOH题型3：相同PH，相同体积的HCl与 CH3COOH加水稀释，稀释后PH也相等，则HCl中加水量< CH3COOH中加水量相同浓度，相同体积的HCl与 CH3COOH加水稀释，稀释后PH相等，则HCl中加水量> CH3COOH中加水量相同PH，相同体积的NaOH与NH3.H2O 加水稀释，稀释后PH也相等，则NaOH中加水量< NH3·H2O 中加水量相同浓度，相同体积的NaOH与NH3.H2O加水稀释，稀释后PH相等，则NaOH 中加水量> NH3·H2O 中加水量3.溶液的PH计算规律：酸按酸，碱按碱，同强混合在之间，异强混合看过量。
高中化学知识点规律大全——电离平衡
高中化学知识点规律大全——电离平衡高中化学知识点规律大全——电离平衡1.电离平衡强电解质和弱电解质是化学中常见的两种电解质。
强电解质是指在水溶液中全部电离为离子的电解质，包括含有离子键的离子化合物和某些具有极性键的共价化合物，如强酸、强碱、盐等。
弱电解质是指在水溶液中仅部分电离为离子的电解质，包括某些具有极性键的共价化合物，如水、弱酸、弱碱等。
强电解质和弱电解质都属于电解质。
离子化合物在熔融或溶于水时离子键被破坏，电离产生了自由移动的离子而导电；共价化合物只有在溶于水时才能导电。
因此，可以通过使一个化合物处于熔融状态时能否导电的实验来判定该化合物是共价化合物还是离子化合物。
2.弱电解质的电离平衡1) 电离平衡的概念：在一定条件（如温度、压强）下，当电解质分子电离成离子的速率与离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。
2) 弱电解质的电离平衡的特点：电离平衡是动态平衡，电离方程式中用可逆符号“↔”表示。
例如：CH3COOH ↔ CH3COO- + H+。
NH3·H2O ↔ NH4+ + OH-。
将弱电解质溶液加水稀释时，电离平衡向弱电解质电离的方向移动。
此时，溶液中的离子数目增多，但电解质的分子数减少，离子浓度减小，溶液的导电性降低。
由于电离过程是吸热过程，因此，升高温度，可使电离平衡向弱电解质电离的方向移动。
此时，溶液中离子的数目增多，离子浓度增大，溶液的导电性增强。
在弱电解质溶液中，加入与弱电解质电离出相同的离子的强电解质时，使弱电解质的电离平衡向逆反应方向移动。
例如，在0.1mol·L-1 NH3·H2O溶液（显浅红色）中，存在电离平衡：NH3·H2O + OH- ↔ NH3·H2ONH4+。
当向其中加入少量NH4Cl固体时，增大了c(NH4)，使NH3·H2O的电离平衡逆向移动，c(OH-)减小，溶液红色变浅；加入NaOH固体时，NaOH溶于水时电离产生的OH-抑制了NH3·H2O的电离平衡向正向移动，c(OH-)增大，溶液红色加深。
高中化学《弱电解质的电离平衡》的教案设计
高中化学《弱电解质的电离平衡》的教案设计一、教学目标1.理解弱电解质的概念，掌握弱电解质的电离特点。
2.学习弱电解质电离平衡的表示方法，理解电离平衡常数及其应用。
3.能够运用弱电解质电离平衡的知识解决实际问题。
二、教学重点与难点1.教学重点：弱电解质的概念，电离平衡常数，弱电解质电离平衡的移动。
2.教学难点：电离平衡常数的计算，弱电解质电离平衡的移动规律。
三、教学过程一、导入新课1.回顾强电解质与弱电解质的概念，引导学生思考：为什么强电解质与弱电解质在溶液中的导电能力不同？2.提问：弱电解质在溶液中是如何导电的？电离过程有何特点？二、探究弱电解质的电离特点1.引导学生观察弱电解质溶液的导电实验，分析实验现象。
2.讲解弱电解质的电离过程，强调电离平衡的概念。
三、学习弱电解质电离平衡常数1.介绍电离平衡常数的概念，解释其物理意义。
2.通过实例讲解电离平衡常数的计算方法。
3.分析电离平衡常数与溶液浓度、温度的关系。
四、弱电解质电离平衡的应用1.讲解弱电解质电离平衡在化学实验中的应用，如缓冲溶液的配制。
2.引导学生思考：如何通过改变条件，使弱电解质电离平衡发生移动？3.分析弱电解质电离平衡在工业生产、环境保护等方面的应用。
五、课堂小结2.强调弱电解质电离平衡在化学研究中的重要性。
六、课后作业1.练习题：计算某弱酸溶液的电离平衡常数。
2.思考题：如何通过改变条件，使弱电解质电离平衡发生移动？七、教学反思1.分析本节课的教学效果，反思教学过程中的优点与不足。
2.针对学生的反馈，调整教学策略，为下一节课做好准备。
一、导入新课1.强调强电解质与弱电解质的概念，让学生回顾之前学过的内容。
2.提问：为什么强电解质与弱电解质在溶液中的导电能力不同？二、探究弱电解质的电离特点1.观察实验：将少量强电解质溶液和弱电解质溶液分别加入两个烧杯中，分别插入电极，观察导电现象。
2.分析实验现象：强电解质溶液导电能力强，弱电解质溶液导电能力弱。
高中化学【弱电解质的电离平衡】
弱电解质的电离平衡目标要求 1.从电离、离子反应、化学平衡的角度认识电解质水溶液的组成、性质和反应，如酸碱性、导电性等。
2.认识弱电解质在水溶液中存在电离平衡，了解电离平衡常数的含义。
3.能运用化学用语正确表示水溶液中的离子反应与平衡，能通过实验证明水溶液中存在的离子平衡，能举例说明离子反应与平衡在生产、生活中的应用。
1．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。
2．弱电解质的电离概念(1)电离平衡的建立在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。
(2)电离平衡的建立与特征①开始时，v(电离)最大，而v(结合)为0。
②平衡的建立过程中，v(电离)＞v(结合)。
③当v(电离)＝v(结合)时，电离过程达到平衡状态。
3．外因对电离平衡的影响(1)浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越小，越易电离。
(2)温度：温度越高，电离程度越大。
(3)同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，可使电离平衡向结合成弱电解质分子的方向移动。
(4)化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使电离平衡向电离方向移动。
理解应用以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOH CH3COO－＋H＋ΔH＞0的影响。
改变条件平衡移动方向n(H＋) c(H＋) 导电能力K a加水稀释向右增大减小减弱不变加入少量冰醋酸向右增大增大增强不变通入HCl(g) 向左增大增大增强不变加NaOH(s) 向右减小减小增强不变加CH3COONa(s) 向左减小减小增强不变加入镁粉向右减小减小增强不变升高温度向右增大增大增强增大4.溶液中离子浓度变化的宏观判断方法(1)有颜色的离子：通过溶液颜色的变化来判断，可用比色计测量离子浓度。
(2)H＋或OH－浓度：可用酸碱指示剂或pH计测量H＋或OH－浓度的变化。
化学《弱电解质的电离平衡》教案
化学《弱电解质的电离平衡》教案一.教学对象：本教案主要适用于高中化学必修二，以及大学化学相关专业的学生。
二.教学目标：1.理解弱电解质的电离与不电离之间的平衡状态。
2.掌握弱电解质的离解度及其相关计算方法。
3.了解电离平衡的化学意义和相应的化学反应。
4.知道酸碱度量方法的基本原理。
三.教学重难点：1.弱电解质的电离平衡的分析。
2.离子平衡常数及其计算。
3.酸碱度量方法的理解。
四.教学方法：1.讲授法：通过PPT和板书讲解，由浅入深，逐层深入。
2.互动式教学法：教师在讲解后进行互动问答，让学生思考、探究、总结。
五.教学内容：I.弱电解质电离1.电离平衡a.动态平衡与化学平衡b.离子浓度2.弱电解质的离解度a.离解度与离子平衡常数b.选定溶剂下离解度的量化表示3.离子浓度的计算a.简化离子平衡常数表达式b.表达离子浓度II.酸碱度量方法1. pH的定义和计算a. 酸碱指示剂b. pH计和pH的范围2. 酸碱中和反应a. 酸度计和电位计b. 离子浓度与pH的关系六.教学时序：教学活动 | 教学目标 | 时间---|---|---引入 | 激发学生兴趣，导入本节课的主线思路 | 5分钟弱电解质的电离平衡的分析 | 理解弱电解质的电离与不电离之间的平衡状态；掌握弱电解质的离解度及其相关计算方法；了解电离平衡的化学意义和相应的化学反应。
| 20分钟酸碱度量方法的理解 | 知道酸碱度量方法的基本原理；学会通过pH计和酸度计等化工仪器计算pH值。
| 15分钟互动问答及讨论 | 加深理解与掌握，解决具体问题。
| 15分钟总结 | 概括本节课的重点难点，深化对相关理论的印象。
| 5分钟七.教学评估：1.出10道选择题，考查学生对于弱电解质的电离平衡的认知及相关计算方法的掌握程度。
2.出5道简答题，要求学生结合具体实例解释酸碱度量方法的原理，并结合pH计和酸度计等化工仪器进行正确的操作。
3.出2道计算题，考查学生的离子浓度的计算能力和相关知识的综合运用能力。
《弱电解质的电离平衡》教学设计
《弱电解质的电离平衡》教学设计一、课标解读1．内容要求1.认识弱电解质在水溶液中存在电离平衡。
2.了解电离平衡常数的含义。
2．学业要求（1）.能用化学用语正确表示水溶液中存在的平衡(变化观念与平衡思想)。
（2）.能从电离的角度分析溶液的酸碱性、导电性(宏观辨识与微观探析)。
（3）.能通过实验证明水溶液中存在的离子平衡(科学探究)。
一、教材分析“弱电解质的电离平衡”是《普通高中化学课程标准（2017）》选择性必修课程主题3“水溶液中的离子反应与平衡”中二级标题“电离平衡”的内容。
本节内容在课标中要求学生认识弱电解质在水容液中存在电离平衡，了解电离平衡常数的含义，能用化学用语正确表示水溶液中的离子反应与平衡，能通过实验证明水溶液中存在的离子平衡，能举例说明离子反应与平衡在生产、生活中的应用。
能从电离、离子反应、化学平衡的角度分析溶液的性质，如酸碱性、导电性等。
能综合运用离子反应、化学平衡原理，分析和解决生产、生活中有关电解质溶液的实际问题。
这节内容是在学生完成化学反应速率以及化学反应限度的基础上，巩固知识，学以致用，将化学知识与生产生活相联系，既落实“变化观念与平衡思想”，也有利于培养学生“科学探究与创新意识”、“科学精神与社会责任”的素养目标。
对比旧教材，新教材在教学内容的选取上，删去了醋酸离子化和离子分子化的方程式，和删除了电离和结合达到平衡的速率时间图，也删去了电离过程中各粒子浓度的表格。
同时把旧教材中作为科学视野部分的电离平衡常数放到了第三部分的内容，增加了电离平衡常数的表达式、影响因素、计算及其意义。
同时增加了实验3-2（由强酸制弱酸），更加强调K的应用，同时也增加了“思考与讨论”栏目，起到了画龙点睛的作用。
在该栏目中，镁分别与盐酸、醋酸反应时气体压强随时间的变化曲线图非常直观，一方面让学生“看”到了醋酸电离平衡移动的过程，另一方面显示了强、弱电解质的差异，同时通过最终所得气体体积相等这个事实，得出“等浓度、等体积的盐酸和醋酸所含氢离子的总的物质的量相等”的结论，由此使学生突破本学习的难点。
高中化学选修四：弱电解质的电离平衡教案
【学习目标】1、 理解弱电解质电离平衡的建立和电离平衡的特征；2、 掌握影响电离平衡移动的因素；3、 掌握电离平衡常数和电离度的概念，并能用平衡常数讨论弱电解质的电离平衡。
【学习重难点】影响电离平衡移动的因素、电离平衡常数 【课时安排】 1课时 【学习过程】一、弱电解质电离平衡的建立 在一定条件下（如：温度、压强），当弱电解质电离成离子的速率和离子重 新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。
二、电离平衡的特征电离平衡是化学平衡的一种，因此同样具有“ ”、“ ”、“ ”、“ ”的特征。
三、电离平衡常数和电离度1、电离平衡常数是指在一定条件下，弱电解质在溶液中达到平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度的比值。
HA H + + A -()()()HA c H c c K +⋅=-A注：（1）在此计算公式中，离子浓度都是平衡浓度；（2）电离平衡常数的数值与温度有关，与浓度无关；弱电解质的电离是吸热的，一般温度越高，电离平衡常数越 （填“大”或“小”）；（3）电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，通常用K a 表示弱酸的电离平衡常数，用K b 表示弱碱的电离平衡常数。
K a 越大，弱酸的酸性越强；K b 越大，弱碱的碱性越强。
多元弱酸是分布电离的，每一级电离都有相应的电离平衡常数（用K a1、K a2等表示），且电离平衡常数逐级减小。
2、电离度%100⨯=弱电解质的初始浓度已电离的弱电解质浓度α注：弱电解质的电离度与溶液的浓度有关，一般而言，浓度越大，电离度越小 ；浓度越小，电离度越大。
四、影响弱电解质电离平衡移动的因素1、浓度：弱电解质的溶液中，加水稀释，电离平衡正移，电离度增大。
即稀释 （填“促进”或“抑制”）电离。
思考：此规律用电离平衡常数如何解释？2、温度：因为电离是吸热的，因此升温 （填“促进”或“抑制”）电离。
3、加入其它电解质（1）加入与弱电解质电离出的离子相同的离子，电离平衡 移动，电离度 ； （2）加入与弱电解质电离出的离子反应的离子，电离平衡 移动，电离度 。
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弱电解质的电离平衡1．25 ℃时不断将水滴入0.1 mol·L－1的氨水中，下列图像变化合理的是()解析：选C A项，氨水的pH不可能小于7；B项，NH3·H2O的电离程度在稀释过程中始终增大；D项，温度不变，K b不变。
2．H2S水溶液中存在电离平衡H2S H＋＋HS－和HS－H＋＋S2－。
下列说法正确的是()A．加水，平衡向右移动，溶液中H＋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向H2S溶液中加水，平衡向右移动，但溶液体积增大，溶液中H＋浓度减小，A错误。
通入SO2，可发生反应：2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O，SO2过量时，SO2与水反应生成的H2SO3酸性比氢硫酸强，因此溶液pH减小，B错误。
滴加新制氯水，发生反应：H2S＋Cl2===2HCl＋S↓，H2S浓度减小，平衡向左移动，反应生成的盐酸为强酸，溶液酸性增强，pH 减小，C正确。
加入少量CuSO4固体，发生反应：CuSO4＋H2S===CuS↓＋H2SO4，溶液中S2－浓度减小，H＋浓度增大，D错误。
3．相同温度下，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是()A．三种酸的强弱关系：HX>HY>HZB．反应HZ＋Y－===HY＋Z－能够发生C．相同温度下，0.1 mol·L－1的NaX、NaY、NaZ溶液，NaZ溶液pH最大D．相同温度下，1 mol·L－1 HX溶液的电离常数大于0.1 mol·L－1 HX溶液的电离常数解析：选B表中电离常数大小关系：HZ>HY>HX，所以酸性强弱为HZ>HY>HX，可见A、C不正确。
电离常数只与温度有关，与溶液浓度无关，D不正确。
4．已知0.1 mol·L－1的醋酸溶液中存在电离平衡：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加少量烧碱溶液②升高温度③加少量冰醋酸④加水A．①②B．①③C．②④D．③④解析：选C本题中提供的四种措施都会使醋酸的电离平衡正向移动，但①③会使c(H＋)/c(CH3COOH)的值减小。
5．25 ℃时，相同pH值的两种一元弱酸HA与HB溶液分别加水稀释，溶液pH值随溶液体积变化的曲线如图所示。
下列说法正确的是()A．同浓度的NaA与NaB溶液中，c(A－)小于c(B－)B．a点溶液的导电性大于b点溶液C．a点的c(HA)大于b点的c(HB)D．HA的酸性强于HB解析：选D根据“越弱越水解”的规律，可知A－的水解程度小于B－的水解程度，故同浓度的NaA与NaB溶液中，c(A－)大于c(B－)，A项错误；在这两种酸溶液中，c(H＋) ≈c(A－)，c(H＋)≈c(B－)，而a点的c(H＋)小于b点的c(H＋)，则a点的c(A－)小于b点的c(B－)，即a点的离子浓度小于b点的离子浓度，故a点的导电能力小于b点的导电能力，B项错误；在稀释前两种酸的pH相同，而两种酸的酸性：HA＞HB，故在稀释前两种酸溶液的浓度：c(HA)＜c(HB)，故将溶液稀释相同倍数时，酸的浓度仍有：c(HA)＜c(HB)，C项错误；pH相同的酸，稀释相同倍数时，酸性强的pH变化大，酸性较弱的pH变化小，据此得出酸性：HA＞HB，D项正确。
6．对室温下H＋浓度、体积均相同的HCl溶液和CH3COOH溶液分别采取以下措施，有关叙述正确的是()A．加适量的CH3COONa晶体，两溶液的H＋浓度均减小B．使温度升高20 ℃，两溶液的H＋浓度均不变C．加水稀释2倍，两溶液的H＋浓度均增大D．加足量的Zn充分反应后，两溶液中产生的氢气一样多解析：选A醋酸和盐酸c(H＋)相同，CH3COOH溶液中存在着电离平衡：CH3COOH CH3COO－＋H＋，加入少量CH3COONa晶体，平衡逆向移动，溶液中c(H ＋)减小，而盐酸则和CHCOONa反应生成弱电解质CH3COOH，c(H＋)减小；升温，促进3CH3COOH电离，c(H＋)增大，盐酸挥发，溶质减少，c(H＋)减小；加水稀释，CH3COOH 的电离平衡正向移动，稀释相同倍数后两溶液的c(H＋)不相同，醋酸中的c(H＋)大于盐酸中的c(H＋)，但c(H＋)均减小；由于醋酸和盐酸的c(H＋)相同，而醋酸为弱酸，所以c(CH3COOH)大于c(HCl)，加入足量的锌，由于CH3COOH浓度大，随着反应的进行，CH3COOH继续电离产生H＋，因此产生的氢气多。
7．醋酸溶液中存在电离平衡CH3COOH H＋＋CH3COO－，下列叙述正确的是()A．图甲表示向CH3COOH溶液中逐步加入CH3COONa固体后，溶液pH的变化B．图乙表示向CH3COOH溶液中加水时溶液的导电性变化，则CH3COOH溶液的pH：a>bC．醋酸溶液中离子浓度的关系满足：c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)D．向0.10 mol·L－1的CH3COOH溶液中加水稀释，溶液中c(OH－)减小解析：选C向CH3COOH溶液中逐步加入CH3COONa固体，c(CH3COO－)增大，抑制醋酸的电离，溶液的pH增大，A项错误；溶液的导电性与溶液中自由移动的离子的浓度和离子所带的电荷量有关，若醋酸溶液的导电性越强，则溶液中氢离子的浓度越大，pH越小，故CH3COOH溶液的pH：a<b，B项错误；根据电荷守恒，可得醋酸溶液中c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)，C项正确；加水稀释醋酸溶液，醋酸的电离程度增大，但c(H＋)减小，而稀释时温度不变，K W不变，根据K W＝c(H＋)·c(OH－)，则c(OH－)增大，D项错误。
8．根据下表提供的数据，判断下列离子方程式或化学方程式正确的是()A．向Na2CO3溶液中滴加少量氯水：CO2－3＋2Cl2＋H2O===2Cl－＋2HClO＋CO2↑B．向NaHCO3溶液中滴加少量氯水：2HCO－3＋Cl2===Cl－＋ClO－＋2CO2↑＋H2OC．向NaClO溶液中通入少量CO2：CO2＋NaClO＋H2O===NaHCO3＋HClOD．向NaClO溶液中通入过量CO2：CO2＋2NaClO＋H2O===Na2CO3＋2HClO解析：选C HClO的电离常数小于H2CO3的第一步电离常数，大于H2CO3的第二步电离常数，向Na2CO3溶液中滴加少量氯水，不能生成二氧化碳，应该生成HCO－3，A项错误；向NaHCO3溶液中滴加少量氯水，不能生成ClO－和CO2，应生成HClO和CO2，B 项错误；向NaClO溶液中通入过量CO2应生成NaHCO3，D项错误。
9．25 ℃ 时，向盛有50 mL pH ＝2的HA 溶液的绝热容器中加入pH ＝13的NaOH 溶液，加入NaOH 溶液的体积(V )与所得混合溶液的温度(T )的关系如图所示。
下列叙述正确的是( )A ．HA 溶液的物质的量浓度为0.01 mol·L －1B ．b →c 的过程中，温度降低的主要原因是溶液中发生了吸热反应C ．a →b 的过程中，混合溶液中可能存在：c (A －)＝c (Na ＋) D ．25 ℃ 时，HA 的电离常数K 约为1.43×10－2解析：选C 恰好中和时混合溶液温度最高，即b 点，此时消耗NaOH 0.004 mol ，得出HA 的浓度为0.08 mol·L －1，故A 错误；b →c 的过程中，温度降低的主要原因是溶液中反应已完全，继续滴加温度较低的NaOH 溶液，使混合液温度降低，故B 错误；NaA 呈碱性，HA 呈酸性，a →b 的过程中，混合溶液中可能呈中性，存在：c (A －)＝c (Na ＋)，故C 正确；电离常数K ＝c (H ＋)·c (A －)c (HA )＝0.01×0.010.08－0.01≈1.43×10－3，故D 错误。
10．现有室温下四种溶液，有关叙述不正确的是( )A B ．②③两溶液等体积混合，所得溶液中c (H ＋)＞c (OH －) C ．分别加水稀释10倍，四种溶液的pH ：①＞②＞④＞③ D ．V 1 L ④与V 2 L ①混合，若混合后溶液pH ＝7，则V 1＜ V 2解析：选D 从平衡移动角度分析，CH 3COONa 电离出的CH 3COO －：a.与盐酸中的H ＋结合生成CH 3COOH ；b.使醋酸中平衡CH 3COOHCH 3COO －＋H ＋左移，两溶液中H ＋浓度均减小，所以pH 均增大，A 项正确；假设均是强酸强碱，则物质的量浓度相同，等体积混合后溶液呈中性，但③醋酸是弱酸，其浓度远远大于②，即混合后醋酸过量，溶液显酸性，c (H ＋)> c (OH －)，B 项正确；分别加水稀释10倍，假设平衡不移动，那么①②溶液的pH 均为10，但稀释氨水使平衡NH 3·H 2ONH ＋4＋OH －右移，使①pH>10，同理醋酸稀释后pH ＜4，C 项正确；假设均是强酸强碱，混合后溶液呈中性，则V 1＝V 2，但①氨水是弱碱，其浓度远远大于④盐酸，所以需要的①氨水少，即V 1>V 2，D 项错误。
11．25 ℃时，H 2SO 3及其钠盐的溶液中，H 2SO 3、HSO －3、SO 2－3的物质的量分数(α)随溶液pH 变化关系如图所示，下列叙述错误的是( )A ．溶液的pH ＝5时，硫元素的主要存在形式为HSO －3 B ．当溶液恰好呈中性时：c (Na ＋)＞c (SO 2－3)＋c (HSO －3)C ．向pH ＝8的上述溶液中滴加少量澄清石灰水，c (HSO －3)c (SO 2－3)的值增大D ．向pH ＝3的上述溶液中滴加少量稀硫酸，α(HSO －3)减小解析：选C 分析题给图像可知溶液的pH ＝5时，硫元素的主要存在形式为HSO －3，A 项正确；根据电荷守恒知c (Na ＋)＋c (H ＋)＝2c (SO 2－3)＋c (HSO －3)＋c (OH －)，当溶液恰好呈中性时c (H ＋)＝c (OH －)，则c (Na ＋)＞c (SO 2－3)＋c (HSO －3)，B 项正确；向pH ＝8的溶液中滴加少量澄清石灰水发生反应HSO －3＋OH －===SO 2－3＋H 2O ，Ca 2＋＋SO 2－3===CaSO 3，参加反应的HSO －3比SO 2－3多，c (HSO －3)c (SO 2－3)的值减小，C 项错误；向pH ＝3的溶液中滴加少量稀硫酸发生反应H ＋＋HSO －3H 2SO 3，α(HSO －3)减小，D 项正确。