魯科版化學(xué)選修4弱電解質(zhì)的電離、鹽類的水同步測試-在線瀏覽
2025-01-18 17:06本頁面
【正文】 增大 增大 通入 HCl 向左 增大 增大 減小 增大 【實驗探究】用 pH試紙測定濃度均為 實驗結(jié)果：呈中性的： NaCl、 KNO3；而有的顯酸性： NH4Cl、 Al2(SO4)3； 有的顯堿性： CH3COONa、 Na2CO3 為什么？ （二）鹽類的水解 1. 鹽類水解的概念 （ 1）原理： CH3COONa溶液： CH3COONa = Na+ + CH3COO— ； H2O OH— +H+； CH3COO— +H+ CH3COOH 即： CH3COO— +H2O CH3COOH + OH— 故：溶液中 [OH— ]﹥ [H+]，溶液顯堿性。 H2O 即： NH4+ + H2O NH3 （ 2）定義：鹽電離產(chǎn)生的離子與水電離產(chǎn)生的 H+或 OH— 結(jié)合生成弱電解質(zhì)，從而破壞了水的電離平衡，而使溶液呈現(xiàn)不同程度的酸、堿性，叫鹽類的水 解。 （ 4）規(guī)律：“有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解，誰強顯誰性，同強顯中性”。 2. 水解平衡的移 動 （ 1）影響鹽類水解平衡的因素 內(nèi)因：鹽本身的性質(zhì)， 組成鹽的酸或堿越弱，鹽的水解程度越大。 思考：為什么熱的純堿溶液去污效果比冷的好？ ②鹽溶液的濃度：鹽溶液的濃度越小，鹽就越易水解，加水稀釋促進鹽溶液的水解，平衡正方向移動，水解程度增大；如果增大鹽的濃度，水解平衡雖然正向移動，但水解程度減小。 思考：水 解反應(yīng) CH3COO— + H2O CH3COOH + OH— ，現(xiàn)有 D. 多元弱酸的各級電離常數(shù)是逐級減小的，且差別很大 解析：弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)是達到電離平衡時，弱電解質(zhì)電離出的各種離子的濃度的乘積與未電離分 子的濃度的比值。弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)是由弱電解質(zhì)的本性決定的，并且受外界溫度的影響。 對于某一特定弱電解質(zhì)，溫度越高電離平衡常數(shù)越大。 答案： BD 點評：本題考查電離平衡常數(shù)的概念 例 2. 在 CH3COOH CH3COO+H+電離平衡時，要使電離平衡右移且 H+濃度增大，應(yīng)采取的措 施是（ ） A. 加 NaOH 固體 B. 加入少量鹽酸 C. 加水 D. 升高溫度 解析：對于醋酸電離平衡 CH3COOH CH3COO+H+ ，要使電離平衡右移且 H+濃度增大，根據(jù)題目中提供的選項：加 NaOH 能消耗 H+ ，從而使電離平衡右移但是氫離子濃度減小；加入少量鹽酸，因增大 [H+]，從而使平衡左移；當(dāng)加水稀釋溶液時，平衡右移，但由于稀釋作用使得氫離子濃度減小；醋酸的電離吸熱，升高溫度，平衡右移且氫離子濃度增大 。 答案： A 點評：本題考查鹽類水解的概念 例 4. 在 Na2CO3溶液中，下列離子濃度關(guān)系不正確的是（ ） A. c(Na+)c(CO32)c(HCO3)c(OH) B. c(Na+) + c(H+)= c(OH)+ c(HCO3)+2 c(CO32) C. c(Na+)=2[c(CO32)+ c(HCO3)+ c(H2CO3)] D. c(OH)= c(H+)+ c(HCO3)+ 2c(H2CO3) 解析：在 Na2CO3溶液中， Na2CO3全部電離， Na2CO3 = 2Na+ + CO32,且存在著水解平衡： CO32+H2O HCO3+ OH， HCO3+H2O H2CO3+ OH。
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