第1講 弱電解質的電離平衡,-2-,考綱要求:1.了解電解質的概念,了解強電解質和弱電解質的概念。 2.理解電解質在水中的電離以及電解質溶液的導電性。 3.理解弱電解質在水中的電離平衡,能用電離平衡常數進行相關計算。,-3-,必備知識自主預診,關鍵能力考向突破,強電解質與弱電解質的比較與判斷 導學誘思 現有下列物質:NaCl晶體 液態SO2 冰醋酸 硫酸鋇 銅 酒精(C2H5OH) 熔融的KCl NaOH溶液 氨水 NaHCO3粉末 請用以上物質回答下列問題。(填序號) (1)屬于強電解質且在上述狀態下能導電的是 。 (2)屬于弱電解質的是 。 (3)屬于非電解質,但溶于水后的水溶液能導電的是 。 (4)分別寫出的電離方程式_ _ 。,-4-,必備知識自主預診,關鍵能力考向突破,落實基礎 1.強電解質與弱電解質,熔融狀態,完全,部分,完全,部分,-5-,必備知識自主預診,關鍵能力考向突破,極性,-6-,必備知識自主預診,關鍵能力考向突破,共價化合物,共價化合物,-7-,必備知識自主預診,關鍵能力考向突破,注意:(1)電解質的強弱與其溶解性沒有直接關系,只與電離程度有關。某些難溶或微溶性鹽,它們的溶解度雖然很小,其溶液的導電能力很弱,但是其溶解的部分是完全電離的,故仍然屬于強電解質,如CaCO3、BaSO4等。某些溶解度大的電解質不一定是強電解質(如醋酸)。 (2)判斷電解質和非電解質的標準是:化合物在水溶液或熔融狀態能否導電。判斷強電解質和弱電解質的標準是:電解質在水溶液中是否完全電離。溶液導電性的強弱不能作為強弱電解質的判斷標準。,-8-,必備知識自主預診,關鍵能力考向突破,(3)電解質溶液的導電性取決于溶液中自由移動離子濃度和離子所帶電荷的多少。一般說來,相同濃度的強電解質溶液的導電性明顯強于弱電解質。弱酸與弱堿發生反應生成了強電解質,溶液的導電性會明顯增強。 (4)溶液導電能力中的幾個“不一定”:強電解質溶液的導電能力不一定比弱電解質溶液的導電能力強(需考慮濃度、離子所帶電荷數等因素);濃溶液的導電能力不一定比稀溶液的導電能力強(要考慮電離程度、離子所帶電荷數等);多元弱酸溶液的導電能力不一定比一元弱酸溶液的導電能力強(要考慮濃度、電離程度等)。,-9-,必備知識自主預診,關鍵能力考向突破,-10-,必備知識自主預診,關鍵能力考向突破,易錯辨析判斷正誤,正確的畫“”,錯誤的畫“”。 (1)BaSO4的水溶液的導電性很差,故BaSO4不是電解質( ) (2)Cl2的水溶液能導電,Cl2是電解質( ) (3)HClO是弱酸,所以NaClO是弱電解質( ) (4)CO2、SO2、NH3既不是電解質也不是非電解質( ) (5)NaH2PO4電離方程式為,-11-,必備知識自主預診,關鍵能力考向突破,考查角度一 強弱電解質的判斷 例1下列敘述中,能證明某物質是強電解質或弱電解質的是( ) A.某物質熔融時不導電,則該物質為弱電解質 B.某物質不是離子化合物,而是共價化合物,則該物質為弱電解質 C.某一元酸2 mol與足量Zn完全反應生成1 mol H2,則該酸為強酸 D.溶液中溶質已電離的離子和未電離的分子共存,則該溶質為弱電解質,答案,解析,-12-,必備知識自主預診,關鍵能力考向突破,方法指導 強電解質在溶液中完全電離,弱電解質部分電離。據此可判斷HA是強酸還是弱酸的主要方法有:,-13-,必備知識自主預診,關鍵能力考向突破,考查角度二 電離方程式的書寫與正誤判斷 例2在以下各種情形下,下列電離方程式的書寫正確的是( ),答案,解析,-14-,必備知識自主預診,關鍵能力考向突破,方法指導 電離方程式的正確書寫是判斷離子方程式的基礎,書寫電離方程式應注意以下幾點:(1)注意該電解質為強電解質還是弱電解質,二者的連接符號分別為“ ”或“ ”。(2)明確電離的條件是“水溶液”還是“熔融”。(3)多元弱酸的電離方程式分步書寫。(4)電離方程式中電荷要守恒。(5)要符合事實。,-15-,必備知識自主預診,關鍵能力考向突破,跟蹤訓練 1.下列說法中正確的是( ) A.電解質溶液的濃度越大,其導電性能一定越強 B.強酸和強堿一定是強電解質,不論其水溶液濃度大小,都能完全電離 C.強極性共價化合物不一定都是強電解質 D.多元酸、多元堿的導電性一定比一元酸、一元堿的導電性強,答案,解析,-16-,必備知識自主預診,關鍵能力考向突破,2.下列事實中不能證明CH3COOH 是弱電解質的是 ( ) A.常溫下某CH3COONa溶液的pH=8 B.常溫下0.1 molL-1 CH3COOH溶液的pH=2.8 C.CH3COONa溶液與稀鹽酸反應生成CH3COOH和NaCl D.CH3COOH屬于共價化合物,答案,解析,-17-,必備知識自主預診,關鍵能力考向突破,3.0.1 molL-1 HIO3溶液加水稀釋的圖像如下,下列對該溶液敘述正確的是( ) A.若使溶液的pH升高1,可提高溶液的溫度 B.若使溶液的pH升高1,將溶液稀釋到原體積的10倍 C.0.1 molL-1 HIO3溶液稀釋到原體積的10倍后,溶液中c(H+)c( )c(HIO3) D.加水稀釋過程中n(HIO3)+n( )減小,答案,解析,-18-,必備知識自主預診,關鍵能力考向突破,4.(2018河南鄭州一中模擬)pH=12的X、Y兩種堿溶液各10 mL,分別稀釋至1 000 mL,其pH與溶液體積(V)的關系如圖所示,下列說法正確的是( ) A.若10V(Y) D.稀釋后,X溶液的堿性比Y溶液的堿性強,答案,解析,-19-,必備知識自主預診,關鍵能力考向突破,5.次磷酸(H3PO2)是一種精細磷化工產品,具有較強的還原性。回答下列問題: H3PO2是一元中強酸,寫出其電離方程式 。,答案,解析,-20-,必備知識自主預診,關鍵能力考向突破,弱電解質的電離平衡及其影響因素 導學誘思 已知某醋酸溶液達到電離平衡后,改變某條件使電離平衡正向移動,則下列說法中正確的是( ) A.醋酸的電離程度一定增大 B.發生電離的分子總數增多 C.溶液的pH一定減小 D.溶液的導電能力一定變強,答案,解析,-21-,必備知識自主預診,關鍵能力考向突破,落實基礎 1.電離平衡的建立 弱電解質的電離平衡是指在一定條件下( 、 ),弱電解質分子 的速率和 的速率相等,溶液中各分子和離子的濃度都保持不變時的狀態。 平衡建立過程的v-t圖像如圖所示。,溫度,濃度,電離成離子,離子結合成弱電解質分子,-22-,必備知識自主預診,關鍵能力考向突破,2.弱電解質的電離平衡特征,-23-,必備知識自主預診,關鍵能力考向突破,3.外界條件對電離平衡的影響 (1)內因:弱電解質本身的性質。 (2)外因: 溫度:升高溫度,電離平衡向 方向移動,電離程度 ,原因是電離過程是 過程;降低溫度,電離平衡向_的方向移動,電離程度 。 濃度:加水稀釋,使弱電解質的濃度減小,電離平衡向 的方向移動,電離程度 。因而,弱電解質溶液濃度越大,其 越小,但其電離平衡常數K 。,電離,增大,吸熱,結合成弱電解質分子,減小,電離,增大,電離程度,不變,-24-,必備知識自主預診,關鍵能力考向突破,同離子效應:若向弱電解質溶液中加入含有該弱電解質相同離子的強電解質,則弱電解質的電離度 (填“增大”或“減小”)。例如:向CH3COOH溶液中加入CH3COONa固體,溶液中c(CH3COO-) ,CH3COOH的電離平衡向 (填“左”或“右”)移動,電離程度 ,c(H+) ,溶液的pH 。 離子反應效應:若向弱電解質溶液中加入能與該弱電解質的離子結合的離子,則弱電解質的電離程度 (填“增大”或“減小”)。例如:醋酸溶液中加入NaOH,平衡右移,電離程度增大。,減小,增大,左,減小,減小,增大,增大,-25-,必備知識自主預診,關鍵能力考向突破,易錯辨析判斷正誤,正確的畫“”,錯誤的畫“”。 (1)如果鹽酸濃度是醋酸溶液濃度的2倍,則鹽酸中的H+濃度遠大于醋酸溶液中H+濃度的2倍( ) (2)電離平衡右移,電離平衡常數一定增大( ) (3)氨水中c(OH-)=10-2 molL-1,加水稀釋至原溶液體積的100倍,此時氨水中c(OH-)=10-4 molL-1( ) (4)弱電解質的濃度越小,電離程度越小( ) (5)溫度升高,弱電解質的電離平衡正向移動,因為電離是吸熱過程( ) (6)溫度不變,向氨水中加入NH4Cl,電離平衡正向移動( ),-26-,必備知識自主預診,關鍵能力考向突破,規律點撥 (1)影響弱電解質電離平衡的因素可歸納為:溫度、濃度、pH、同離子效應、離子反應效應。弱電解質的電離平衡中,改變外界條件時,可依據“加誰誰大”“減誰誰小”的原則進行分析。即加入參與平衡的某種微粒,再次達到平衡時其濃度一定增大,減少參與平衡的某種微粒,再次達到平衡時其濃度一定降低。 (2)弱電解質電離平衡符合“越稀越電離,越熱越電離”規律。,-27-,必備知識自主預診,關鍵能力考向突破,考查角度一 電離平衡的特征 例1(2019廣西賀州摸底)在醋酸溶液中,CH3COOH電離達到平衡的標志是( ) A.溶液顯酸性 B.溶液中無CH3COOH分子存在 C.氫離子濃度恒定不變 D.c(H+)=c(CH3COO-),答案,解析,-28-,必備知識自主預診,關鍵能力考向突破,方法指導 在用化學平衡移動原理分析處理弱電解質的電離平衡問題時,應深刻理解勒夏特列原理:平衡向“減弱”這種改變的方向移動。例如在CH3COOH溶液中加入少量冰醋酸,盡管電離平衡向右移動,但平衡時溶液中CH3COOH分子濃度仍然比原來的大;加水稀釋CH3COOH溶液,盡管促進了電離,但溶液中的c(H+)仍然減小。,-29-,必備知識自主預診,關鍵能力考向突破,考查角度二 電離平衡的影響因素,A.加水,平衡向右移動,溶液中氫離子濃度增大 B.通入過量SO2氣體,平衡向左移動,溶液pH增大 C.滴加新制氯水,平衡向左移動,溶液pH減小 D.加入少量硫酸銅固體(忽略體積變化),溶液中所有離子濃度都減小,答案,解析,-30-,必備知識自主預診,關鍵能力考向突破,方法指導 走出有關弱電解質電離的常見誤區 (1)酸的強弱與其溶液的導電能力的強弱不一定一致,不能誤認為強酸溶液的導電能力一定強。溶液的導電能力決定于溶液中離子濃度和所帶電荷的多少。 (2)中和堿的能力易混淆兩個前提條件,相同體積相同濃度的兩種酸溶液比較與相同體積相同pH的兩種酸溶液比較,結論不同。 (3)同pH的兩種酸與活潑金屬反應時,易混淆開始時產生H2的速率與整個過程速率。 (4)弱電解質稀溶液稀釋過程中,溶液中離子濃度不一定都減小,如弱酸溶液稀釋時,溶液中c(OH-)增大。 (5)弱電解質電離平衡右移,電離平衡常數不一定改變,如溫度不變,向醋酸溶液中加入醋酸平衡右移,電離平衡常數不變。,-31-,必備知識自主預診,關鍵能力考向突破,(6)醋酸溶液中加入CH3COONa,抑制醋酸的電離。不能誤認為CH3COONa水解呈堿性,促進醋酸的電離。 (7)對弱酸溶液,誤認為電離常數越大,溶液的酸性越強,這是缺少“相同溫度、相同濃度”這個條件所致。,-32-,必備知識自主預診,關鍵能力考向突破,跟蹤訓練 1.濃度均為0.10 molL-1、體積均為V0的MOH和ROH溶液,分別加水稀釋至體積V,pH隨 的變化如圖所示。下列敘述錯誤的是( ) A.MOH的堿性強于ROH的堿性 B.ROH的電離程度:b點大于a點 C.若兩溶液無限稀釋,則它們的c(OH-)相等,答案,解析,-33-,必備知識自主預診,關鍵能力考向突破,2.常溫下,在體積均為1 L,pH均為2的鹽酸和醋酸溶液中,分別投入0.23 g金屬鈉,下圖中符合實驗事實的是( ),答案,解析,-34-,必備知識自主預診,關鍵能力考向突破,3.稀氨水中存在電離平衡:NH3H2O +OH-,若要使平衡逆向移動,同時使c(OH-)增大,應加入的物質或采取的措施是( ) NH4Cl固體 硫酸 NaOH固體 水 加熱 加入少量MgSO4固體 A. B. C. D.,答案,解析,-35-,必備知識自主預診,關鍵能力考向突破,4. 25 時,濃度均為0.1 molL-1的HA溶液和BOH溶液,pH分別是1和11。下列說法正確的是( ) A.BOH溶于水,其電離方程式是BOH=B+OH- B.若一定量的上述兩溶液混合后pH=7,則c(A-)=c(B+) C.在0.1 molL-1BA溶液中,c(B+)c(A-)c(OH-)c(H+) D.若將0.1 molL-1的BOH溶液稀釋至0.001 molL-1,則溶液的pH=9,答案,解析,-36-,必備知識自主預診,關鍵能力考向突破,電離平衡常數 導學誘思 已知,25 時0.01 molL-1的HClO2(亞氯酸)溶液中,c(H+)為6.310-3 molL-1,則HClO2的電離平衡常數表達式為 ; 25 時HClO2的電離平衡常數為 ;此時0.01 molL-1的HClO2溶液的pH= 。,1.0710-2 molL-1,3-lg6.3,-37-,必備知識自主預診,關鍵能力考向突破,各種離子的濃度的乘積,未電離,-38-,必備知識自主預診,關鍵能力考向突破,2.電離平衡常數的特點 (1)弱電解質的電離平衡常數只與 有關,與濃度無關。由于電離過程為 過程,所以升高溫度,K值 。 (2)相同條件下,K值越大,表示該弱電解質越 電離,所對應的溶液的酸堿性 。 (3)多元弱酸是分步電離的,每一步電離都有各自的電離平衡常數。各級電離常數逐級 且一般相差很大。Ka1Ka2,故以第一步電離為主,H+主要由第一步電離產生。 3.電離平衡常數的意義 弱酸、弱堿的電離常數能夠反映弱酸、弱堿酸堿性的相對強弱。在一定溫度下,當弱酸的濃度相同時,電離平衡常數越大,弱酸的電離程度就 ,弱酸的酸性 ,溶液中的氫離子濃度也 。,溫度,吸熱,增大,容易,越強,減小,越大,越強,越大,-39-,必備知識自主預診,關鍵能力考向突破,4.電離度() 一般情況下,弱電解質濃度越大,電離度越 ,弱電解質濃度越小,電離度越 。,小,大,-40-,必備知識自主預診,關鍵能力考向突破,易錯辨析判斷正誤,正確的畫“”,錯誤的畫“”。 (1)不同濃度的同一弱電解質,其電離平衡常數(K)不同( ) (2)電離平衡常數(K)越小,表示弱電解質電離能力越弱( ) (3)多元弱酸各步電離平衡常數相互關系為K1K2K3( ) (4)對于CH3COOH CH3COO-+H+,當再加入少量冰醋酸時,電離平衡常數(K)值增大( ) (5)對于HF H+F-,當向HF溶液中加入少量NaOH時,電離平衡常數(K)值不變,電離度()增大( ),-41-,必備知識自主預診,關鍵能力考向突破,考查角度一 電離平衡常數的應用 例1已知某溫度下CH3COOH和NH3H2O的電離常數相等,現向10 mL濃度為0.1 molL-1的CH3COOH溶液中滴加相同濃度的氨水,在滴加過程中( ) A.水的電離程度始終增大 C.c(CH3COOH)與c(CH3COO-)之和始終保持不變 D.當加入氨水的體積為10 mL時,c( )=c(CH3COO-),答案,解析,-42-,必備知識自主預診,關鍵能力考向突破,方法指導 本題考查了酸堿混合時溶液定性判斷及溶液酸堿性與溶液pH的關系,解題時要注意根據電荷守恒、物料守恒、鹽的水解來比較溶液中離子濃度的大小。,-43-,必備知識自主預診,關鍵能力考向突破,考查角度二 電離平衡常數計算 例2碳氫化合物完全燃燒生成CO2和H2O。常溫常壓下,空氣中的CO2溶于水,達到平衡時,溶液的pH=5.60,c(H2CO3)=1.510-5 molL-1。若忽略水的電離及H2CO3的第二級電離,則H2CO3 +H+的平衡常數K1= 。(已知:10-5.60=2.510-6),答案,解析,-44-,必備知識自主預診,關鍵能力考向突破,-45-,必備知識自主預診,關鍵能力考向突破,-46-,必備知識自主預診,關鍵能力考向突破,(2)電離平衡常數的應用: 弱電解質溶液加水稀釋時,能促進弱電解質的電離,溶液中離子和分子的濃度會發生相應的變化,但電離平衡常數不變,考題中經常利用電離平衡常數來判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。 如:0.1 molL-1 CH3COOH溶液中加水稀釋,-47-,必備知識自主預診,關鍵能力考向突破,跟蹤訓練 1.已知弱酸的電離平衡常數如下表:,-48-,必備知識自主預診,關鍵能力考向突破,答案,解析,-49-,必備知識自主預診,關鍵能力考向突破,2.常溫下,將NaOH溶液滴加到己二酸(H2X)溶液中,混合溶液的pH與離子濃度變化的關系如圖所示。下列敘述錯誤的是( ),A.Ka2(H2X)的數量級為10-6 B.曲線N表示pH與 的變化關系 C.NaHX溶液中c(H+)c(OH-) D.當混合溶液呈中性時,c(Na+)c(HX-)c(X2-)c(OH-)=c(H+),答案,解析,-50-,必備知識自主預診,關鍵能力考向突破,3.部分弱酸的電離常數如下表所示:,下列有關說法不正確的是( ) A.等體積、等濃度的HCOONa和NaCN兩溶液中所含陰離子數目相等 B.HCOO-、CN-、HS-在溶液中可以大量共存 C.NaHS溶液中加入適量KOH后:c(Na+)=c(H2S)+c(HS-)+c(S2-) D.恰好中和等體積、等pH的HCOOH溶液和HCN溶液消耗NaOH的量前者小于后者,答案,解析,-51-,必備知識自主預診,關鍵能力考向突破,4.電離度是描述弱電解質電離程度的物理量,電離度= 100%。現取20 mL pH=3的CH3COOH溶液,加入0.2 molL-1的氨水,測得溶液導電性變化如圖,則加入氨水前CH3COOH的電離度為 ( ) A.0.5% B.1.5% C.0.1% D.1%,答案,解析,-52-,堿強弱方法的實驗探究 強、弱電解質的比較是歷年高考的熱點,主要考查強、弱電解質的判斷及電離平衡理論,把理論知識與實驗探究結合起來考查是今后高考命題的趨勢。 探究酸是強酸還是弱酸,堿是強堿還是弱堿,實質是看它在水溶液中的電離程度,完全電離即為強酸(或強堿),部分電離即為弱酸(或弱堿),設計實驗時要注意等物質的量濃度和等pH的兩種酸(或堿)溶液的性質差異,常用的實驗方法有: (1)從溶液的導電性角度探究。相同條件下,比較兩種酸(或堿)溶液的導電性。 (2)從相應鹽的水解角度探究。取其鈉鹽(NaA)溶于水,測其pH,若pH7,則說明HA是弱酸,若pH=7,則說明HA是強酸。,-53-,(3)從是否完全電離的角度探究。配制一定物質的量濃度HA溶液(如0.1 molL-1),測其pH,若pH1,則說明HA是弱酸,若pH=1,則說明HA是強酸。 (4)從電離平衡移動的角度探究。將一定pH的酸(或堿)溶液稀釋到原體積的100倍,測定pH的變化。向HA溶液中加入NaA晶體,溶液中的pH變化的是弱酸。,-54-,例某探究學習小組的甲、乙、丙三位同學分別設計了如下實驗方案探究某酸HA是否為弱電解質。 甲:稱取一定質量的HA配制0.1 molL-1的溶液100 mL; 25 時,用pH試紙測出該溶液的pH為pH1,由此判斷HA是弱電解質。 乙:用已知物質的量濃度的HA溶液、鹽酸,分別配制pH=1的兩種酸溶液各100 mL; 各取相同體積的上述pH=1的溶液分別裝入兩支試管,同時加入純度相同的過量鋅粒,觀察現象,即可得出結論。 丙:用已知物質的量濃度的HA溶液、鹽酸,分別配制pH=1的兩種酸溶液各100 mL; 分別取這兩種溶液各10 mL,加水稀釋至100 mL; 25 時,用pH試紙分別測出稀釋后的HA溶液、鹽酸的pH分別為pH2、pH3,即可得出結論。,-55-,(1)在甲方案的第步中,必須用到的標有刻度的儀器是 。 (2)甲方案中,判斷HA是弱電解質的依據是 。 乙方案中,能說明HA是弱電解質的選項是 (填字母選項)。 A.開始時刻,裝鹽酸的試管放出H2的速率快 B.開始時刻,兩支試管中產生氣體速率一樣快 C.反應過程中,裝HA溶液的試管中放出H2的速率快 D.反應結束后,裝HCl溶液的試管中放出H2的質量少 E.裝HA溶液的試管中較裝鹽酸的試管中的反應先停止 (3)丙方案中,能說明HA是弱電解質的依據是pH2 (填“”“”或“=”)pH3。 (4)請你評價:甲、乙、丙三個方案中難以實現或不妥的是 (填“甲、乙、丙”),其難以實現或不妥之處是 。 (5)請你再提出一個合理而比較容易進行的方案(藥品可任取),作簡明扼要表述。 。,-56-,答案: (1)100 mL容量瓶、燒杯、托盤天平 (2)pH11 CDE (3)7,證明HA為弱酸 解析: (1)配制一定物質的量濃度的溶液必須用到的標有刻度的儀器有:用于配制溶液的100 mL容量瓶、用于稀釋溶液的燒杯、用于稱量的托盤天平。 (2)如果HA是強電解質,則0.1 molL-1HA溶液的pH=1,如果HA是弱電解質,則pH11; 乙方案: A項,開始時刻,兩種酸中氫離子濃度相等,則反應生成氫氣的速率相等,且不能說明HA是弱電解質,故錯誤; B項,開始時刻,兩支試管中產生氣體速率一樣快,不能說明HA的電離程度,故錯誤;,-57-,C項,反應過程中,裝HA溶液的試管中放出H2的速率快,說明隨著反應的進行,HA中的氫離子濃度大于HCl,則HA中存在電離平衡,所以HA是弱電解質,故正確; D項,反應結束后,裝HCl溶液的試管中放出H2的質量少,說明HA中酸的物質的量大于HCl,所以HA中存在電離平衡,則HA是弱電解質,故正確; E項,裝HA溶液的試管中較裝鹽酸的試管中的反應先停止,說明HA的反應速率快,則HA在反應過程中繼續電離,所以HA在溶液中存在電離平衡,則HA是弱電解質,故正確。,-58-,(3)相同pH的HA和HCl,稀釋相同的倍數,如果稀釋后鹽酸的pH大于HA的,則HA是弱電解質,即pH27。配制NaA溶液,如果溶液的pH7,則該HA為弱酸。,-59-,對點訓練 1.常溫下,向100 mL 0.01 molL-1 HA溶液中逐滴加入0.02 molL-1 MOH溶液,圖中所示曲線表示混合溶液的pH變化情況(溶液體積變化忽略不計),下列說法中,不正確的是( ) A.HA為一元強酸 B.MOH為一元弱堿 C.N點水的電離程度小于K點水的電離程度 D.K點時有c(MOH)+c(OH-)-c(H+)=0.005 molL-1,答案,解析,-60-,2.(1)在僅有0.1 molL-1的HA溶液和0.1 molL-1的NaA溶液兩種試劑的條件下,甲、乙兩位同學利用pH試紙和實驗室中的一些常用儀器,分別做了兩個最簡單的實驗,證明了某酸(HA)屬于弱電解質。 甲同學測定了0.1 molL-1的HA溶液的pH。 試簡述測定溶液pH的實驗操作過程: 。 乙同學測定了0.1 molL-1的NaA溶液的pH。若 ,則證明某酸(HA)屬于弱電解質。,-61-,(2)用0.10 molL-1的NaOH溶液滴定未知濃度的鹽酸(用酚酞作指示劑)。 滴定達到終點的實驗現象是 。 在其他操作無誤時,以下操作對所測待測液的濃度有何影響?(填“偏大”“偏小”或“無影響”) A.向錐形瓶中加入待測鹽酸前,用待測鹽酸潤洗錐形瓶23次: 。 B.達到滴定終點后,俯視觀察滴定管讀數: 。,答案,解析,-62-,3.為了證明一水合氨(NH3H2O)是弱電解質,甲、乙、丙三人分別選用下列試劑在常溫下進行實驗:0.010 molL-1氨水、0.1 molL-1 NH4Cl溶液、NH4Cl晶體、酚酞溶液、pH試紙、蒸餾水。 (1)甲用pH試紙測出0.010 molL-1氨水的pH為10,則認定一水合氨是弱電解質,你認為這一方法是否正確? (填“正確”或“不正確”),并說明理由: 。 (2)乙取出10 mL 0.010 molL-1氨水,用pH試紙測其pH=a,然后用蒸餾水稀釋至1 000 m