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2022届高考新教材化学人教版一轮复习学案：第八单元 第1节 电离平衡
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这是一份2022届高考新教材化学人教版一轮复习学案：第八单元 第1节 电离平衡，共13页。
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第八单元 水溶液中的离子反应与平衡
第1节 电离平衡
备考要点
素养要求
1.能用化学用语正确表示水溶液中弱电解质的电离平衡。能通过实验证明水溶液中存在弱电解质的电离平衡。
2.能从电离平衡的角度分析溶液的性质,如导电性等。
3.能综合运用电离平衡原理,分析和解决生产、生活中有关电解质溶液的实际问题。
1.宏观辨识与微观探析:能从宏观的物质类别判断电解质的强弱,并解决实际问题。
2.变化观念与平衡思想:认识弱电解质的电离有一定限度,是可以调控的。能多角度、动态地分析弱电解质的电离平衡,并运用平衡移动原理解决实际问题。
3.证据推理与模型认知:知道可以通过分析、推理等方法认识电离平衡的本质特征、建立模型。能运用模型解释电离平衡的移动,揭示现象的本质和规律。
考点一 弱电解质的电离平衡
必备知识自主预诊
知识梳理
1.弱电解质
(1)定义。
电解质在水溶液里
(2)与化合物类型的关系。
强电解质主要是大部分 化合物及某些 化合物,弱电解质主要是某些 化合物。
2.弱电解质电离平衡的建立
弱电解质的电离平衡是指在一定温度下,弱电解质分子 的速率和 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。
平衡建立过程的v-t图像如图所示。
3.弱电解质电离平衡的特征
4.弱电解质的电离平衡移动
(1)温度:温度升高,电离平衡 移动,电离程度 。
(2)浓度:稀释溶液,电离平衡 移动,电离程度 。
(3)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 移动,电离程度 。
(4)加入能反应的物质:电离平衡 移动,电离程度 。
实例:以0. 1 mol·L-1 CH3COOH溶液为例,填写外界条件对CH3COOH电离平衡(CH3COOHCH3COO-+H+ ΔH>0)的影响。
改变条件
平衡移
动方向
c(CH3COOH)
n(H+)
c(H+)
c(CH3COO-)
电离
程度
导电
能力
电离平
衡常数
加水稀释
加少量
冰醋酸
通入HCl
气体
加NaOH
固体
加
CH3COONa
固体
加入镁粉
升高温度
微点拨(1)稀醋酸加水稀释时,溶液中的各离子浓度并不是都减小,如c(OH-)是增大的。
(2)电离平衡右移,电解质分子的浓度不一定减小,如稀醋酸中加入冰醋酸。
(3)电离平衡右移,离子的浓度不一定增大,电离程度也不一定增大。
自我诊断
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溶液的pH=10,可知该溶液中存在BOHB++OH-。( )
(4)25 ℃时,0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液加水稀释时,溶液中各离子浓度均减小。( )
2.将0.1 mol·L-1的氨水加水稀释,c(NH4+)c(NH3·H2O)的值 ,c(NH4+)·c(OH-)c(NH3·H2O)的值 ,NH4+的浓度 。
关键能力考向突破
考向1 弱电解质的电离平衡
【典例1】(2019全国3,11)设NA为阿伏加德罗常数值。关于常温下pH=2的H3PO4溶液,下列说法正确的是( )
A.每升溶液中的H+数目为0.02NA
B.c(H+)=c(H2PO4-)+2c(HPO42-)+3c(PO43-)+c(OH-)
C.加水稀释使电离度增大,溶液pH减小
D.加入NaH2PO4固体,溶液酸性增强
对点演练1(2020北京化学,11)室温下,对于1 L 0.1 mol·L-1醋酸溶液。下列判断正确的是( )
A.该溶液中CH3COO-的粒子数为6.02×1022
B.加入少量CH3COONa固体后,溶液的pH降低
C.滴加NaOH溶液过程中,n(CH3COO-)与n(CH3COOH)之和始终为0.1 mol
D.与Na2CO3溶液反应的离子方程式为CO32-+2H+H2O+CO2↑
考向2 电离平衡与溶液导电性的关系
【典例2】一定温度下,将一定质量的冰醋酸加水稀释,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:c
D.a、b、c三点溶液用1 mol·L-1NaOH溶液中和,恰好完全中和时消耗NaOH溶液体积:c
A.c1=0.2
B.b点时溶液的离子浓度:c(Cl-)>c(NH4+)>c(OH-)>c(H+)
C.ac段发生的反应为Al(OH)3+OH-AlO2-+2H2O
D.d点时溶液中:c(K+)+c(H+)=c(AlO2-)+c(OH-)
深度指津1.从“定性”和“定量”两个角度理解电离平衡
(1)从定性角度分析电离平衡。应该深刻地理解勒夏特列原理——平衡向“减弱”这种改变的方向移动,移动的结果不能“抵消”或“超越”这种改变。
(2)从定量角度分析电离平衡。当改变影响电离平衡的条件后,分析两种微粒浓度之比的变化时,若通过平衡移动的方向不能作出判断,可采用化学平衡常数进行定量分析。
2.溶液的导电能力
电解质溶液导电能力取决于溶液中自由移动离子的浓度和离子所带的电荷数。自由移动离子浓度越大,离子所带电荷数越多,则溶液导电能力越强。将冰醋酸、稀醋酸加水稀释,其导电能力随加水的量的变化曲线如图所示。
提醒:①OA段导电能力随加水量的增多而增强,原因是冰醋酸发生了电离,溶液中离子浓度增大。②AB段导电能力随加水量增多而减弱的原因是随着水的加入,溶液的体积增大,离子浓度减小,导电能力减弱。
考点二 电离度与电离常数
必备知识自主预诊
知识梳理
1.电离常数
(1)定义。
在一定条件下,弱电解质的电离达到平衡时,溶液里各组分的浓度之间存在一定的关系。对一元弱酸或一元弱碱来说,溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积,与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数,这个常数叫做电离平衡常数,简称电离常数。用K(弱酸用Ka,弱碱用Kb)表示。
(2)表达式。
弱电解质
电离方程式
电离常数表达式
一元弱
酸HA
HAH++A-
一元弱
碱BOH
BOHB++OH-
多元弱酸
H2CO3
H++HCO3-
HCO3-
H++CO32-
(3)意义。
相同条件下,K值越大,表示该弱电解质 电离,所对应粒子的酸性或碱性相对 。
(4)特点。
电离常数只与 有关,与电解质的浓度及酸碱性无关,由于电离过程是 的,故温度升高时K值 。多元弱酸或多元弱碱在水中是分步电离的,每一步电离都有电离常数。
微点拨(1)表达式中离子浓度是指达到平衡时的浓度,溶液中存在的离子浓度,不一定都是弱电解质自身电离的,可以对比水的离子积去掌握。
(2)可通过实例掌握根据电离常数不变,来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。如把0.1mol·L-1CH3COOH溶液加水稀释,c(CH3COO-)c(CH3COOH)=c(CH3COO-)·c(H+)c(CH3COOH)·c(H+)=Kac(H+),稀释时c(H+)减小,Ka不变,则c(CH3COO-)c(CH3COOH)变大。
2.电离度
(1)定义。
在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时,已经电离的电解质分子数占原电解质分子总数的百分比。
(2)表示方法。
α=已电离的弱电解质分子数溶液中原有弱电解质的总分子数×100%
(3)影响因素。
①相同温度下,同一弱电解质,浓度越大,其电离度(α)越 。
②相同浓度下,同一弱电解质,温度越高,其电离度(α)越 。
自我诊断
1.判断正误,正确的打“√”,错误的打“×”。
(1)当弱电解质的浓度增大时,电离程度增大。( )
(2)对于1 mol·L-1的CH3COOH溶液,升高温度,电离程度增大。( )
(3)电离平衡向电离方向移动,电离常数一定增大。( )
(4)H2CO3的电离常数表达式:Ka=c2(H+)·c(CO32-)c(H2CO3)。( )
(5)电离常数可以表示弱电解质的相对强弱。( )
(6)电离常数随着弱电解质浓度的增大而增大。( )
2.已知25 ℃时,NH3·H2O的Kb=1.8×10-5,H2SO3的Ka1=1.3×10-2,Ka2=6.2×10-8。若氨水的浓度为2.0 mol·L-1,溶液中的c(OH-)= mol·L-1。将SO2通入该氨水中,当c(OH-)降至1.0×10-7 mol·L-1时,溶液中的c(SO32-)c(HSO3-)= 。
关键能力考向突破
考向1 电离平衡常数的应用
【典例1】(2020海南高考调研测试)25 ℃时,三种酸的电离平衡常数如下表所示。
化学式
CH3COOH
HClO
H3PO3
名称
醋酸
次氯酸
亚磷酸
电离平
衡常数
1.8×10-5
3.0×10-8
Ka1=8.3×10-3
Ka2=5.6×10-6
回答下列问题:
(1)pH相等的CH3COOH溶液、HClO溶液、H3PO3溶液中,物质的量浓度最小的是 (填化学式)。
(2)已知Na2HPO3为正盐,依据表格数据,H3PO3的第二级电离平衡常数表达式Ka2= ;25 ℃时,5.6 mol·L-1 Na2HPO3溶液的pH= 。
(3)向体积均为10 mL、c(H+)均为10-2 mol·L-1的CH3COOH溶液和一元酸HX溶液中,分别加水稀释至1 000 mL,稀释过程中c(H+)的变化如图所示,则HX的电离平衡常数 (填“大于”“小于”或“等于”)CH3COOH的电离平衡常数,理由是 。
(4)常温下,将0.05 mol·L-1的氨水逐滴加入10 mL 0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液中至溶液显中性,此时溶液中各离子浓度大小关系为 。
易错警示(1)电离常数与化学平衡常数一样,只与温度有关,与其他条件无关。
(2)利用电离常数除了可以比较弱电解质的电离能力之外,还能定量判断电离平衡的移动方向。
(3)在运用电离常数表达式进行计算时,浓度必须是平衡时的浓度。
对点演练1(双选)(2020江苏苏、锡、常、镇四市调研)室温下,Ka(CH3COOH)=1.8×10-5,Kb(NH3·H2O)=1.8×10-5。CH3COOH和CH3COONH4形成的缓冲溶液常用于高岭土的成分分析。若溶液混合引起的体积变化可忽略,室温时,下列指定溶液中微粒浓度关系正确的是( )
A.0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液:c(CH3COOH)>c(CH3COO-)>c(H+)>c(OH-)
B.0.1 mol·L-1 CH3COONH4溶液:c(NH4+)=c(CH3COO-)>c(H+)=c(OH-)
C.0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液和0.1 mol·L-1 CH3COONH4溶液等体积混合:c(NH4+)+c(NH3·H2O)+c(OH-)=c(CH3COOH)+c(H+)
D.0.3 mol·L-1 CH3COOH溶液和0.1 mol·L-1 CH3COONH4溶液等体积混合:c(CH3COOH)+c(H+)-c(NH3·H2O)-c(OH-)=0.15 mol·L-1
考向2 电离平衡常数的相关计算
【典例2】(双选)(2020江苏常州模拟)H2S为二元弱酸,20 ℃的pKa1=6.89,pKa2=14.15(电离常数K的负对数-lgK=pK)。在20 ℃时,向0.1 mol·L-1的Na2S溶液中缓慢通入HCl(忽略溶液体积变化和H2S的挥发),在该过程中,下列微粒物质的量浓度关系一定正确的是( )
A.溶液中c(HS-)=c(S2-)时,c(S2-)+2c(H2S)
C.溶液pH=6.89时,c(Cl-)>c(HS-)=c(H2S)>c(H+)>c(OH-)
D.溶液中c(Cl-)=0.2 mol·L-1时,c(OH-)+c(HS-)+c(S2-)=c(H+)
对点演练2(双选)(2020山东淄博一模)高铁酸钾(K2FeO4)是一种优良的水处理剂。25 ℃,其水溶液中加酸或碱改变溶液的pH时,含铁粒子的物质的量分数δ(X)随pH的变化如图所示[已知δ(X)=n(X)n(Fe)]。下列说法正确的是( )
A.K2FeO4、H2FeO4都属于强电解质
B.由B点数据可知,H2FeO4的第一步电离常数Ka1=4.0×10-4
C.25 ℃,H2FeO4(aq)+H+H3FeO4+(aq)的平衡常数K>100
D.A、C两点对应溶液中水的电离程度不相等
深度指津1.电离常数的4个应用
判断弱酸(或弱碱)的相对强弱
电离常数越大,弱酸(或弱碱)的酸性(或碱性)越强。如常温下,CH3COOH的Ka=1.8×10-5,H2CO3的Ka1=4.3×10-7、Ka2=5.6×10-11。
则酸性:CH3COOH>H2CO3>HCO3-
判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱
弱酸(或弱碱)的电离常数越大,对应的盐的水解程度越小,溶液碱性(或酸性)越弱。如利用上述电离常数的数值可知,等浓度的CH3COONa、NaHCO3、Na2CO3溶液的pH由大到小的顺序为Na2CO3>NaHCO3>CH3COONa
判断复分解反应能否发生
一般符合“强酸制弱酸”规律。如利用上面中电离常数的数值可知,向Na2CO3溶液中加入足量CH3COOH反应的离子方程式为CO32-+2CH3COOH2CH3COO-+H2O+CO2↑
判断微粒浓度比值的变化
弱电解质加水稀释时,能促进弱电解质的电离,溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化,但电离常数不变,题目中经常利用电离常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。
如把0.1mol·L-1CH3COOH溶液加水稀释,c(CH3COO-)c(CH3COOH)=c(CH3COO-)·c(H+)c(CH3COOH)·c(H+)=Kac(H+),稀释时,c(H+)减小,Ka不变,则c(CH3COO-)c(CH3COOH)变大
2.有关电离平衡常数的计算模板(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(X-)
则K=c(H+)·c(X-)c(HX)-c(H+)=c2(H+)c(HX)-c(H+)
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,即c(HX)-c(H+)≈c(HX),则K=c2(H+)c(HX),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(X-)
则:K=c(H+)·c(X-)c(HX)-c(H+)=c2(H+)c(HX)-c(H+)
由于c(H+)的数值很小,可做近似处理,即c(HX)-c(H+)≈c(HX)。则c(H+)=K·c(HX),代入数值求解即可。
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核心速记
1.两种类别:①强电解质有强酸、强碱、绝大多数盐;②弱电解质有弱酸、弱碱、水。
2.电离平衡的两个特征:v(电离)=v(结合)≠0;分子、离子浓度保持不变。
3.电离平衡的三个影响因素:温度、浓度、相同离子。
4.电离常数表达式:K=c(A+)·c(B-)c(AB)。
5.电离平衡常数只受温度影响。
第八单元 水溶液中的离子反应与平衡
第1节 电离平衡
考点一 弱电解质的电离平衡
必备知识·自主预诊
1.(1)强酸 强碱 大多数盐 弱酸 弱碱 水
(2)离子 共价 共价
2.电离成离子 离子结合成弱电解质分子
4.(1)向右 增大 (2)向右 增大 (3)向左 减小 (4)向右 增大
右移 减小 增大 减小 减小 增大 减弱 不变 右移 增大
增大 增大 增大 减小 增强 不变 左移 增大 增大 增大
减小 减小 增强 不变 右移 减小 减小 减小 增大 增大
增强 不变 左移 增大 减小 减小 增大 减小 增强 不变
右移 减小 减小 减小 增大 增大 增强 不变 右移 减小
增大 增大 增大 增大 增强 增大
自我诊断1.答案(1)√ (2)× (3)× (4)×
2.答案增大 不变 减小
关键能力·考向突破
典例1B 本题考查了有关pH、NA的计算,电解质溶液中的电荷守恒,弱电解质电离平衡的影响因素等,难度较小。常温下,pH=2的H3PO4溶液中c(H+)=1×10-2mol·L-1,则1L溶液中H+的数目为0.01NA,A项错误;磷酸溶液中的阳离子有H+,阴离子有H2PO4-、HPO42-、PO43-及OH-,根据电荷守恒可得c(H+)=c(H2PO4-)+2c(HPO42-)+3c(PO43-)+c(OH-),B项正确;磷酸为弱电解质,加水稀释促进电离,但c(H+)减小,pH增大,C项错误;磷酸的第一步电离方程式为H3PO4H2PO4-+H+,向磷酸溶液中加入NaH2PO4固体,根据同离子效应可知,磷酸电离平衡逆向移动,溶液酸性减弱,D项错误。
对点演练1 C 1L0.1mol·L-1醋酸溶液中醋酸的物质的量为0.1mol,醋酸是弱酸,在溶液中部分电离,CH3COO-的粒子数小于6.02×1022,A错误;加入少量CH3COONa固体后,溶液中CH3COO-的浓度增大,醋酸的电离平衡向左移动,溶液中的氢离子浓度减小,酸性减弱,则溶液的pH升高,B错误;1L0.1mol·L-1醋酸溶液中醋酸的物质的量为0.1mol,根据物料守恒,n(CH3COO-)+n(CH3COOH)=0.1mol,C正确;醋酸是弱酸,离子方程式中不能拆写成离子的形式,D错误。
典例2C 由导电能力知c(H+):b>a>c,故pH:c>a>b,A项错误;加水体积越大,越利于CH3COOH电离,故电离程度:c>b>a,B项错误;用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH,相当于稍微稀释a点溶液,由图可知,溶液导电能力会增强,c(H+)增大,pH偏小,C项正确;a、b、c三点溶质的物质的量相同,用1mol·L-1NaOH溶液中和,恰好完全中和时消耗的n(NaOH)相同,故消耗的V(NaOH溶液):a=b=c,D项错误。
对点演练2 C 溶液的导电率与离子浓度成正比,向AlCl3溶液中分别加入氨水和KOH溶液,首先分别生成Al(OH)3和NH4Cl、Al(OH)3和KCl;当AlCl3完全反应时,继续滴加碱,Al(OH)3和KOH反应生成可溶性的KAlO2,一水合氨和Al(OH)3不反应,且一水合氨是弱电解质,则一水合氨溶液导电率较小。所以导电率呈减小趋势的是氨水滴定曲线、先减小后增大的是KOH溶液滴定曲线,则I为KOH溶液滴定曲线。
当AlCl3和KOH恰好完全反应生成Al(OH)3和KCl时,溶液中离子浓度最小,导电率最小,即a点二者恰好完全反应,AlCl3+3KOHAl(OH)3↓+3KCl,则n(AlCl3)∶n(KOH)=(c1mol·L-1×20mL)∶(0.5mol·L-1×48mL)=1∶3,c1=0.4,A错误;b点溶质为Al(OH)3和NH4Cl,NH4+水解导致溶液呈酸性,则c(OH-)
必备知识·自主预诊
1.(2)Ka=c(H+)·c(A-)c(HA) Kb=c(B+)·c(OH-)c(BOH)
Ka1=c(H+)·c(HCO3-)c(H2CO3) Ka2=c(H+)·c(CO32-)c(HCO3-)
(3)越易 越强 (4)温度 吸热 增大
2.(3)①小 ②大
自我诊断1.答案(1)× (2)√ (3)× (4)× (5)√ (6)×
2.答案6.0×10-3 0.62
关键能力·考向突破
典例1答案(1)H3PO3 (2)c(HPO32-)·c(H+)c(H2PO3-) 10
(3)大于 c(H+)相同的CH3COOH溶液和HX溶液稀释相同的倍数,HX溶液的c(H+)变化更大
(4)c(CH3COO-)=c(NH4+)>c(OH-)=c(H+)
解析(1)弱酸的电离平衡常数越小,酸性越弱,则形成相同pH的溶液时,酸性越弱的酸浓度越大,根据表格数据可知,Ka1(H3PO3)>Ka(CHCOOH)>Ka(HClO),所以pH相等的三种溶液中,H3PO3的浓度最小。
(2)Na2HPO3为正盐,则H3PO3为二元弱酸,其第二级电离方程式为H2PO3-HPO32-+H+,其电离平衡常数表达式为Ka2=c(HPO32-)·c(H+)c(H2PO3-);Na2HPO3溶液中存在着水解平衡HPO32-+H2OH2PO3-+OH-,设c(OH-)=a,则其水解平衡常数为c(H2PO3-)·c(OH-)c(HPO32-)=KWKa2=a×a5.6mol·L-1-a=10-145.6×10-6,解得a≈10-4mol·L-1,则溶液中c(H+)=10-10mol·L-1,pH=10。
(3)弱酸酸性越弱,其溶液稀释时pH即c(H+)变化越慢,据图c(H+)相同的醋酸溶液和HX溶液稀释相同的倍数,HX溶液的c(H+)变化更大,所以HX的电离平衡常数大于醋酸的电离平衡常数。
(4)所得中性溶液中存在电荷守恒:c(NH4+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-),又因溶液呈中性,则c(H+)=c(OH-),所以c(NH4+)=c(CH3COO-),水的电离程度较小,则离子浓度大小顺序为c(NH4+)=c(CH3COO-)>c(H+)=c(OH-)。
对点演练1 BD 0.1mol·L-1CH3COOH溶液中存在醋酸的电离和水的电离,醋酸电离产生的醋酸根与氢离子的浓度相等,水也能电离出氢离子,则导致氢离子的浓度大于醋酸根,即c(CH3COOH)>c(H+)>c(CH3COO-)>c(OH-),A错误;因为醋酸的电离平衡常数与一水合氨的电离平衡常数相等,则醋酸铵中醋酸根与铵根的水解程度相同,溶液呈中性,溶液中有c(NH4+)=c(CH3COO-)>c(H+)=c(OH-),B正确;0.1mol·L-1CH3COOH溶液和0.1mol·L-1CH3COONH4溶液等体积混合,根据电荷守恒有c(NH4+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-),物料守恒有2c(NH4+)+2c(NH3·H2O)=c(CH3COOH)+c(CH3COO-),两式相减有c(NH4+)+2c(NH3·H2O)+c(OH-)=c(CH3COOH)+c(H+),C错误;0.3mol·L-1CH3COOH溶液和0.1mol·L-1CH3COONH4溶液等体积混合,根据电荷守恒有c(NH4+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-),物料守恒有4c(NH4+)+4c(NH3·H2O)=c(CH3COOH)+c(CH3COO-),两式相减有3c(NH4+)+4c(NH3·H2O)+c(OH-)=c(CH3COOH)+c(H+),移项有c(CH3COOH)+c(H+)-c(NH3·H2O)-c(OH-)=3c(NH4+)+3c(NH3·H2O)=(3×0.1mol·L-1)÷2=0.15mol·L-1,D正确。
典例2BC 根据c(HS-)=c(S2-)可知,溶液呈碱性,所以c(OH-)>c(H+),由质子守恒:c(Cl-)+c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+2c(H2S),可得c(Cl-)c(HS-)=c(H2S)>c(H+)>c(OH-),C正确;c(Cl-)=0.2mol·L-1,说明Na2S恰好和通入的HCl完全反应生成NaCl和H2S。溶液中,c(Na+)=c(Cl-),根据电荷守恒:c(Cl-)+2c(S2-)+c(HS-)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+),可得c(OH-)+c(HS-)+2c(S2-)=c(H+),D错误。
对点演练2 BD 溶液中存在HFeO4-、H2FeO4,所以H2FeO4属于弱电解质,A错误;由B点数据可知,H2FeO4的第一步电离常数Ka1=c(H+)·c(HFeO4-)c(H2FeO4)=10-4×0.80.2=4.0×10-4,B正确;H2FeO4(aq)和H3FeO4+(aq)浓度相等时,pH约等于1.5,故25℃时,H2FeO4(aq)+H+H3FeO4+(aq)的平衡常数K=c(H3FeO4+)c(H+)·c(H2FeO4)=1c(H+)=101.5<100,C错误;A点的溶液呈酸性,说明H2FeO4的电离大于HFeO4-的水解,抑制水电离,C点溶液呈碱性,说明HFeO4-的电离小于FeO42-的水解,促进水电离,对应溶液中水的电离程度不相等,D正确。
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第八单元 水溶液中的离子反应与平衡
第1节 电离平衡
备考要点
素养要求
1.能用化学用语正确表示水溶液中弱电解质的电离平衡。能通过实验证明水溶液中存在弱电解质的电离平衡。
2.能从电离平衡的角度分析溶液的性质,如导电性等。
3.能综合运用电离平衡原理,分析和解决生产、生活中有关电解质溶液的实际问题。
1.宏观辨识与微观探析:能从宏观的物质类别判断电解质的强弱,并解决实际问题。
2.变化观念与平衡思想:认识弱电解质的电离有一定限度,是可以调控的。能多角度、动态地分析弱电解质的电离平衡,并运用平衡移动原理解决实际问题。
3.证据推理与模型认知:知道可以通过分析、推理等方法认识电离平衡的本质特征、建立模型。能运用模型解释电离平衡的移动,揭示现象的本质和规律。
考点一 弱电解质的电离平衡
必备知识自主预诊
知识梳理
1.弱电解质
(1)定义。
电解质在水溶液里
(2)与化合物类型的关系。
强电解质主要是大部分 化合物及某些 化合物,弱电解质主要是某些 化合物。
2.弱电解质电离平衡的建立
弱电解质的电离平衡是指在一定温度下,弱电解质分子 的速率和 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。
平衡建立过程的v-t图像如图所示。
3.弱电解质电离平衡的特征
4.弱电解质的电离平衡移动
(1)温度:温度升高,电离平衡 移动,电离程度 。
(2)浓度:稀释溶液,电离平衡 移动,电离程度 。
(3)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 移动,电离程度 。
(4)加入能反应的物质:电离平衡 移动,电离程度 。
实例:以0. 1 mol·L-1 CH3COOH溶液为例,填写外界条件对CH3COOH电离平衡(CH3COOHCH3COO-+H+ ΔH>0)的影响。
改变条件
平衡移
动方向
c(CH3COOH)
n(H+)
c(H+)
c(CH3COO-)
电离
程度
导电
能力
电离平
衡常数
加水稀释
加少量
冰醋酸
通入HCl
气体
加NaOH
固体
加
CH3COONa
固体
加入镁粉
升高温度
微点拨(1)稀醋酸加水稀释时,溶液中的各离子浓度并不是都减小,如c(OH-)是增大的。
(2)电离平衡右移,电解质分子的浓度不一定减小,如稀醋酸中加入冰醋酸。
(3)电离平衡右移,离子的浓度不一定增大,电离程度也不一定增大。
自我诊断
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溶液的pH=10,可知该溶液中存在BOHB++OH-。( )
(4)25 ℃时,0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液加水稀释时,溶液中各离子浓度均减小。( )
2.将0.1 mol·L-1的氨水加水稀释,c(NH4+)c(NH3·H2O)的值 ,c(NH4+)·c(OH-)c(NH3·H2O)的值 ,NH4+的浓度 。
关键能力考向突破
考向1 弱电解质的电离平衡
【典例1】(2019全国3,11)设NA为阿伏加德罗常数值。关于常温下pH=2的H3PO4溶液,下列说法正确的是( )
A.每升溶液中的H+数目为0.02NA
B.c(H+)=c(H2PO4-)+2c(HPO42-)+3c(PO43-)+c(OH-)
C.加水稀释使电离度增大,溶液pH减小
D.加入NaH2PO4固体,溶液酸性增强
对点演练1(2020北京化学,11)室温下,对于1 L 0.1 mol·L-1醋酸溶液。下列判断正确的是( )
A.该溶液中CH3COO-的粒子数为6.02×1022
B.加入少量CH3COONa固体后,溶液的pH降低
C.滴加NaOH溶液过程中,n(CH3COO-)与n(CH3COOH)之和始终为0.1 mol
D.与Na2CO3溶液反应的离子方程式为CO32-+2H+H2O+CO2↑
考向2 电离平衡与溶液导电性的关系
【典例2】一定温度下,将一定质量的冰醋酸加水稀释,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:c
D.a、b、c三点溶液用1 mol·L-1NaOH溶液中和,恰好完全中和时消耗NaOH溶液体积:c
A.c1=0.2
B.b点时溶液的离子浓度:c(Cl-)>c(NH4+)>c(OH-)>c(H+)
C.ac段发生的反应为Al(OH)3+OH-AlO2-+2H2O
D.d点时溶液中:c(K+)+c(H+)=c(AlO2-)+c(OH-)
深度指津1.从“定性”和“定量”两个角度理解电离平衡
(1)从定性角度分析电离平衡。应该深刻地理解勒夏特列原理——平衡向“减弱”这种改变的方向移动,移动的结果不能“抵消”或“超越”这种改变。
(2)从定量角度分析电离平衡。当改变影响电离平衡的条件后,分析两种微粒浓度之比的变化时,若通过平衡移动的方向不能作出判断,可采用化学平衡常数进行定量分析。
2.溶液的导电能力
电解质溶液导电能力取决于溶液中自由移动离子的浓度和离子所带的电荷数。自由移动离子浓度越大,离子所带电荷数越多,则溶液导电能力越强。将冰醋酸、稀醋酸加水稀释,其导电能力随加水的量的变化曲线如图所示。
提醒:①OA段导电能力随加水量的增多而增强,原因是冰醋酸发生了电离,溶液中离子浓度增大。②AB段导电能力随加水量增多而减弱的原因是随着水的加入,溶液的体积增大,离子浓度减小,导电能力减弱。
考点二 电离度与电离常数
必备知识自主预诊
知识梳理
1.电离常数
(1)定义。
在一定条件下,弱电解质的电离达到平衡时,溶液里各组分的浓度之间存在一定的关系。对一元弱酸或一元弱碱来说,溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积,与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数,这个常数叫做电离平衡常数,简称电离常数。用K(弱酸用Ka,弱碱用Kb)表示。
(2)表达式。
弱电解质
电离方程式
电离常数表达式
一元弱
酸HA
HAH++A-
一元弱
碱BOH
BOHB++OH-
多元弱酸
H2CO3
H++HCO3-
HCO3-
H++CO32-
(3)意义。
相同条件下,K值越大,表示该弱电解质 电离,所对应粒子的酸性或碱性相对 。
(4)特点。
电离常数只与 有关,与电解质的浓度及酸碱性无关,由于电离过程是 的,故温度升高时K值 。多元弱酸或多元弱碱在水中是分步电离的,每一步电离都有电离常数。
微点拨(1)表达式中离子浓度是指达到平衡时的浓度,溶液中存在的离子浓度,不一定都是弱电解质自身电离的,可以对比水的离子积去掌握。
(2)可通过实例掌握根据电离常数不变,来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。如把0.1mol·L-1CH3COOH溶液加水稀释,c(CH3COO-)c(CH3COOH)=c(CH3COO-)·c(H+)c(CH3COOH)·c(H+)=Kac(H+),稀释时c(H+)减小,Ka不变,则c(CH3COO-)c(CH3COOH)变大。
2.电离度
(1)定义。
在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时,已经电离的电解质分子数占原电解质分子总数的百分比。
(2)表示方法。
α=已电离的弱电解质分子数溶液中原有弱电解质的总分子数×100%
(3)影响因素。
①相同温度下,同一弱电解质,浓度越大,其电离度(α)越 。
②相同浓度下,同一弱电解质,温度越高,其电离度(α)越 。
自我诊断
1.判断正误,正确的打“√”,错误的打“×”。
(1)当弱电解质的浓度增大时,电离程度增大。( )
(2)对于1 mol·L-1的CH3COOH溶液,升高温度,电离程度增大。( )
(3)电离平衡向电离方向移动,电离常数一定增大。( )
(4)H2CO3的电离常数表达式:Ka=c2(H+)·c(CO32-)c(H2CO3)。( )
(5)电离常数可以表示弱电解质的相对强弱。( )
(6)电离常数随着弱电解质浓度的增大而增大。( )
2.已知25 ℃时,NH3·H2O的Kb=1.8×10-5,H2SO3的Ka1=1.3×10-2,Ka2=6.2×10-8。若氨水的浓度为2.0 mol·L-1,溶液中的c(OH-)= mol·L-1。将SO2通入该氨水中,当c(OH-)降至1.0×10-7 mol·L-1时,溶液中的c(SO32-)c(HSO3-)= 。
关键能力考向突破
考向1 电离平衡常数的应用
【典例1】(2020海南高考调研测试)25 ℃时,三种酸的电离平衡常数如下表所示。
化学式
CH3COOH
HClO
H3PO3
名称
醋酸
次氯酸
亚磷酸
电离平
衡常数
1.8×10-5
3.0×10-8
Ka1=8.3×10-3
Ka2=5.6×10-6
回答下列问题:
(1)pH相等的CH3COOH溶液、HClO溶液、H3PO3溶液中,物质的量浓度最小的是 (填化学式)。
(2)已知Na2HPO3为正盐,依据表格数据,H3PO3的第二级电离平衡常数表达式Ka2= ;25 ℃时,5.6 mol·L-1 Na2HPO3溶液的pH= 。
(3)向体积均为10 mL、c(H+)均为10-2 mol·L-1的CH3COOH溶液和一元酸HX溶液中,分别加水稀释至1 000 mL,稀释过程中c(H+)的变化如图所示,则HX的电离平衡常数 (填“大于”“小于”或“等于”)CH3COOH的电离平衡常数,理由是 。
(4)常温下,将0.05 mol·L-1的氨水逐滴加入10 mL 0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液中至溶液显中性,此时溶液中各离子浓度大小关系为 。
易错警示(1)电离常数与化学平衡常数一样,只与温度有关,与其他条件无关。
(2)利用电离常数除了可以比较弱电解质的电离能力之外,还能定量判断电离平衡的移动方向。
(3)在运用电离常数表达式进行计算时,浓度必须是平衡时的浓度。
对点演练1(双选)(2020江苏苏、锡、常、镇四市调研)室温下,Ka(CH3COOH)=1.8×10-5,Kb(NH3·H2O)=1.8×10-5。CH3COOH和CH3COONH4形成的缓冲溶液常用于高岭土的成分分析。若溶液混合引起的体积变化可忽略,室温时,下列指定溶液中微粒浓度关系正确的是( )
A.0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液:c(CH3COOH)>c(CH3COO-)>c(H+)>c(OH-)
B.0.1 mol·L-1 CH3COONH4溶液:c(NH4+)=c(CH3COO-)>c(H+)=c(OH-)
C.0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液和0.1 mol·L-1 CH3COONH4溶液等体积混合:c(NH4+)+c(NH3·H2O)+c(OH-)=c(CH3COOH)+c(H+)
D.0.3 mol·L-1 CH3COOH溶液和0.1 mol·L-1 CH3COONH4溶液等体积混合:c(CH3COOH)+c(H+)-c(NH3·H2O)-c(OH-)=0.15 mol·L-1
考向2 电离平衡常数的相关计算
【典例2】(双选)(2020江苏常州模拟)H2S为二元弱酸,20 ℃的pKa1=6.89,pKa2=14.15(电离常数K的负对数-lgK=pK)。在20 ℃时,向0.1 mol·L-1的Na2S溶液中缓慢通入HCl(忽略溶液体积变化和H2S的挥发),在该过程中,下列微粒物质的量浓度关系一定正确的是( )
A.溶液中c(HS-)=c(S2-)时,c(S2-)+2c(H2S)
C.溶液pH=6.89时,c(Cl-)>c(HS-)=c(H2S)>c(H+)>c(OH-)
D.溶液中c(Cl-)=0.2 mol·L-1时,c(OH-)+c(HS-)+c(S2-)=c(H+)
对点演练2(双选)(2020山东淄博一模)高铁酸钾(K2FeO4)是一种优良的水处理剂。25 ℃,其水溶液中加酸或碱改变溶液的pH时,含铁粒子的物质的量分数δ(X)随pH的变化如图所示[已知δ(X)=n(X)n(Fe)]。下列说法正确的是( )
A.K2FeO4、H2FeO4都属于强电解质
B.由B点数据可知,H2FeO4的第一步电离常数Ka1=4.0×10-4
C.25 ℃,H2FeO4(aq)+H+H3FeO4+(aq)的平衡常数K>100
D.A、C两点对应溶液中水的电离程度不相等
深度指津1.电离常数的4个应用
判断弱酸(或弱碱)的相对强弱
电离常数越大,弱酸(或弱碱)的酸性(或碱性)越强。如常温下,CH3COOH的Ka=1.8×10-5,H2CO3的Ka1=4.3×10-7、Ka2=5.6×10-11。
则酸性:CH3COOH>H2CO3>HCO3-
判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱
弱酸(或弱碱)的电离常数越大,对应的盐的水解程度越小,溶液碱性(或酸性)越弱。如利用上述电离常数的数值可知,等浓度的CH3COONa、NaHCO3、Na2CO3溶液的pH由大到小的顺序为Na2CO3>NaHCO3>CH3COONa
判断复分解反应能否发生
一般符合“强酸制弱酸”规律。如利用上面中电离常数的数值可知,向Na2CO3溶液中加入足量CH3COOH反应的离子方程式为CO32-+2CH3COOH2CH3COO-+H2O+CO2↑
判断微粒浓度比值的变化
弱电解质加水稀释时,能促进弱电解质的电离,溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化,但电离常数不变,题目中经常利用电离常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。
如把0.1mol·L-1CH3COOH溶液加水稀释,c(CH3COO-)c(CH3COOH)=c(CH3COO-)·c(H+)c(CH3COOH)·c(H+)=Kac(H+),稀释时,c(H+)减小,Ka不变,则c(CH3COO-)c(CH3COOH)变大
2.有关电离平衡常数的计算模板(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(X-)
则K=c(H+)·c(X-)c(HX)-c(H+)=c2(H+)c(HX)-c(H+)
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,即c(HX)-c(H+)≈c(HX),则K=c2(H+)c(HX),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(X-)
则:K=c(H+)·c(X-)c(HX)-c(H+)=c2(H+)c(HX)-c(H+)
由于c(H+)的数值很小,可做近似处理,即c(HX)-c(H+)≈c(HX)。则c(H+)=K·c(HX),代入数值求解即可。
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核心速记
1.两种类别:①强电解质有强酸、强碱、绝大多数盐;②弱电解质有弱酸、弱碱、水。
2.电离平衡的两个特征:v(电离)=v(结合)≠0;分子、离子浓度保持不变。
3.电离平衡的三个影响因素:温度、浓度、相同离子。
4.电离常数表达式:K=c(A+)·c(B-)c(AB)。
5.电离平衡常数只受温度影响。
第八单元 水溶液中的离子反应与平衡
第1节 电离平衡
考点一 弱电解质的电离平衡
必备知识·自主预诊
1.(1)强酸 强碱 大多数盐 弱酸 弱碱 水
(2)离子 共价 共价
2.电离成离子 离子结合成弱电解质分子
4.(1)向右 增大 (2)向右 增大 (3)向左 减小 (4)向右 增大
右移 减小 增大 减小 减小 增大 减弱 不变 右移 增大
增大 增大 增大 减小 增强 不变 左移 增大 增大 增大
减小 减小 增强 不变 右移 减小 减小 减小 增大 增大
增强 不变 左移 增大 减小 减小 增大 减小 增强 不变
右移 减小 减小 减小 增大 增大 增强 不变 右移 减小
增大 增大 增大 增大 增强 增大
自我诊断1.答案(1)√ (2)× (3)× (4)×
2.答案增大 不变 减小
关键能力·考向突破
典例1B 本题考查了有关pH、NA的计算,电解质溶液中的电荷守恒,弱电解质电离平衡的影响因素等,难度较小。常温下,pH=2的H3PO4溶液中c(H+)=1×10-2mol·L-1,则1L溶液中H+的数目为0.01NA,A项错误;磷酸溶液中的阳离子有H+,阴离子有H2PO4-、HPO42-、PO43-及OH-,根据电荷守恒可得c(H+)=c(H2PO4-)+2c(HPO42-)+3c(PO43-)+c(OH-),B项正确;磷酸为弱电解质,加水稀释促进电离,但c(H+)减小,pH增大,C项错误;磷酸的第一步电离方程式为H3PO4H2PO4-+H+,向磷酸溶液中加入NaH2PO4固体,根据同离子效应可知,磷酸电离平衡逆向移动,溶液酸性减弱,D项错误。
对点演练1 C 1L0.1mol·L-1醋酸溶液中醋酸的物质的量为0.1mol,醋酸是弱酸,在溶液中部分电离,CH3COO-的粒子数小于6.02×1022,A错误;加入少量CH3COONa固体后,溶液中CH3COO-的浓度增大,醋酸的电离平衡向左移动,溶液中的氢离子浓度减小,酸性减弱,则溶液的pH升高,B错误;1L0.1mol·L-1醋酸溶液中醋酸的物质的量为0.1mol,根据物料守恒,n(CH3COO-)+n(CH3COOH)=0.1mol,C正确;醋酸是弱酸,离子方程式中不能拆写成离子的形式,D错误。
典例2C 由导电能力知c(H+):b>a>c,故pH:c>a>b,A项错误;加水体积越大,越利于CH3COOH电离,故电离程度:c>b>a,B项错误;用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH,相当于稍微稀释a点溶液,由图可知,溶液导电能力会增强,c(H+)增大,pH偏小,C项正确;a、b、c三点溶质的物质的量相同,用1mol·L-1NaOH溶液中和,恰好完全中和时消耗的n(NaOH)相同,故消耗的V(NaOH溶液):a=b=c,D项错误。
对点演练2 C 溶液的导电率与离子浓度成正比,向AlCl3溶液中分别加入氨水和KOH溶液,首先分别生成Al(OH)3和NH4Cl、Al(OH)3和KCl;当AlCl3完全反应时,继续滴加碱,Al(OH)3和KOH反应生成可溶性的KAlO2,一水合氨和Al(OH)3不反应,且一水合氨是弱电解质,则一水合氨溶液导电率较小。所以导电率呈减小趋势的是氨水滴定曲线、先减小后增大的是KOH溶液滴定曲线,则I为KOH溶液滴定曲线。
当AlCl3和KOH恰好完全反应生成Al(OH)3和KCl时,溶液中离子浓度最小,导电率最小,即a点二者恰好完全反应,AlCl3+3KOHAl(OH)3↓+3KCl,则n(AlCl3)∶n(KOH)=(c1mol·L-1×20mL)∶(0.5mol·L-1×48mL)=1∶3,c1=0.4,A错误;b点溶质为Al(OH)3和NH4Cl,NH4+水解导致溶液呈酸性,则c(OH-)
必备知识·自主预诊
1.(2)Ka=c(H+)·c(A-)c(HA) Kb=c(B+)·c(OH-)c(BOH)
Ka1=c(H+)·c(HCO3-)c(H2CO3) Ka2=c(H+)·c(CO32-)c(HCO3-)
(3)越易 越强 (4)温度 吸热 增大
2.(3)①小 ②大
自我诊断1.答案(1)× (2)√ (3)× (4)× (5)√ (6)×
2.答案6.0×10-3 0.62
关键能力·考向突破
典例1答案(1)H3PO3 (2)c(HPO32-)·c(H+)c(H2PO3-) 10
(3)大于 c(H+)相同的CH3COOH溶液和HX溶液稀释相同的倍数,HX溶液的c(H+)变化更大
(4)c(CH3COO-)=c(NH4+)>c(OH-)=c(H+)
解析(1)弱酸的电离平衡常数越小,酸性越弱,则形成相同pH的溶液时,酸性越弱的酸浓度越大,根据表格数据可知,Ka1(H3PO3)>Ka(CHCOOH)>Ka(HClO),所以pH相等的三种溶液中,H3PO3的浓度最小。
(2)Na2HPO3为正盐,则H3PO3为二元弱酸,其第二级电离方程式为H2PO3-HPO32-+H+,其电离平衡常数表达式为Ka2=c(HPO32-)·c(H+)c(H2PO3-);Na2HPO3溶液中存在着水解平衡HPO32-+H2OH2PO3-+OH-,设c(OH-)=a,则其水解平衡常数为c(H2PO3-)·c(OH-)c(HPO32-)=KWKa2=a×a5.6mol·L-1-a=10-145.6×10-6,解得a≈10-4mol·L-1,则溶液中c(H+)=10-10mol·L-1,pH=10。
(3)弱酸酸性越弱,其溶液稀释时pH即c(H+)变化越慢,据图c(H+)相同的醋酸溶液和HX溶液稀释相同的倍数,HX溶液的c(H+)变化更大,所以HX的电离平衡常数大于醋酸的电离平衡常数。
(4)所得中性溶液中存在电荷守恒:c(NH4+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-),又因溶液呈中性,则c(H+)=c(OH-),所以c(NH4+)=c(CH3COO-),水的电离程度较小,则离子浓度大小顺序为c(NH4+)=c(CH3COO-)>c(H+)=c(OH-)。
对点演练1 BD 0.1mol·L-1CH3COOH溶液中存在醋酸的电离和水的电离,醋酸电离产生的醋酸根与氢离子的浓度相等,水也能电离出氢离子,则导致氢离子的浓度大于醋酸根,即c(CH3COOH)>c(H+)>c(CH3COO-)>c(OH-),A错误;因为醋酸的电离平衡常数与一水合氨的电离平衡常数相等,则醋酸铵中醋酸根与铵根的水解程度相同,溶液呈中性,溶液中有c(NH4+)=c(CH3COO-)>c(H+)=c(OH-),B正确;0.1mol·L-1CH3COOH溶液和0.1mol·L-1CH3COONH4溶液等体积混合,根据电荷守恒有c(NH4+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-),物料守恒有2c(NH4+)+2c(NH3·H2O)=c(CH3COOH)+c(CH3COO-),两式相减有c(NH4+)+2c(NH3·H2O)+c(OH-)=c(CH3COOH)+c(H+),C错误;0.3mol·L-1CH3COOH溶液和0.1mol·L-1CH3COONH4溶液等体积混合,根据电荷守恒有c(NH4+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-),物料守恒有4c(NH4+)+4c(NH3·H2O)=c(CH3COOH)+c(CH3COO-),两式相减有3c(NH4+)+4c(NH3·H2O)+c(OH-)=c(CH3COOH)+c(H+),移项有c(CH3COOH)+c(H+)-c(NH3·H2O)-c(OH-)=3c(NH4+)+3c(NH3·H2O)=(3×0.1mol·L-1)÷2=0.15mol·L-1,D正确。
典例2BC 根据c(HS-)=c(S2-)可知,溶液呈碱性,所以c(OH-)>c(H+),由质子守恒:c(Cl-)+c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+2c(H2S),可得c(Cl-)
对点演练2 BD 溶液中存在HFeO4-、H2FeO4,所以H2FeO4属于弱电解质,A错误;由B点数据可知,H2FeO4的第一步电离常数Ka1=c(H+)·c(HFeO4-)c(H2FeO4)=10-4×0.80.2=4.0×10-4,B正确;H2FeO4(aq)和H3FeO4+(aq)浓度相等时,pH约等于1.5,故25℃时,H2FeO4(aq)+H+H3FeO4+(aq)的平衡常数K=c(H3FeO4+)c(H+)·c(H2FeO4)=1c(H+)=101.5<100,C错误;A点的溶液呈酸性,说明H2FeO4的电离大于HFeO4-的水解,抑制水电离,C点溶液呈碱性,说明HFeO4-的电离小于FeO42-的水解,促进水电离,对应溶液中水的电离程度不相等,D正确。
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