3.1.2 弱电解质的电离平衡-【帮课堂】2024-2025学年高二化学同步学与练（苏教版2019选择性必修1）

专题3 水溶液中的离子反应 第一单元 弱电解质的电离平衡 第2课时 弱电解质的电离平衡 1．认识电解质在水溶液中存在电离平衡。 2．掌握电离平衡的影响因素。 3．能通过实验证明水溶液中存在电离平衡。 4．知道电离平衡常数的意义。 重点：电离平衡的影响因素；电离平衡常数。 难点：影响电离平衡的因素；电离平衡常数。 一、弱电解质的电离平衡 1．电离平衡 (1)电离平衡的建立 (2)电离平衡的概念 在一定温度下，当弱电解质在水溶液中的电离程度达到最大限度时，弱电解质分子电离成离子与离子结合成弱电解质分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都不再发生变化的状态。 2．电离平衡的特征 (1)弱电解质的电离平衡是一种动态平衡，达到平衡时，分子电离成离子和离子结合成分子的过程并没有停止。 (2)弱电解质分子电离成离子速率和离子结合成弱电解质分子速率相等。 (3)溶液中各分子和离子的浓度都保持不变。 (4)外界条件发生变化，电离平衡发生移动。 【名师点拨】 1．电离平衡的可逆性 弱电解质在水溶液中的电离都是可逆过程。 (1)弱电解质处于电离平衡状态时，电解质分子电离成离子和离子结合成电解质分子的过程没有停止，且v电离=v结合≠0。 (2)溶液中电解质分子和电解质离子同时存在，且溶液中电解质分子和电解质离子的浓度保持不变。 2．电解质溶液中的守恒问题 (1)物料守恒：电解质溶液中，电解质的浓度符合原子守恒（又称物料守恒），如：0.1mol·L-1的醋酸溶液中，c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=0.1mol·L-1。 (2)电荷守恒：电解质溶液符合电荷守恒，即正电荷总数=负电荷总数。 【易错提醒】 (1)电离吸热，升高温度，电离平衡一定正向移动，电离程度增大。 (2)弱电解质的电离程度、溶液的导电能力与电离平衡的移动没有必然的关系。 (3)弱电解质溶液加水稀释时，要注意离子浓度与离子物质的量的变化。 如0.1 mol·L－1 CH3COOH加水稀释，c(CH3COOH)、c(H＋)、c(CH3COO－)均减小，但稀释促进电离，所以n(CH3COOH)减小，n(H＋)、n(CH3COO－)增大。 二、影响电离平衡的因素 1．内因： 弱电解质本身的性质是决定因素。 2．外部因素： (1)温度：弱电解质的电离一般是吸热过程，升高温度，电离平衡右移，电离程度增大。 (2)浓度： 增大弱电解质的浓度，电离平衡右移，但电离程度减小； 加水稀释，电离平衡右移，电离程度增大。 (3)同离子效应：增大弱电解质电离出的某离子的浓度，可抑制弱电解质的电离，电离平衡左移，电离程度减小。 (4)化学反应：若外加物质能与弱电解质电离出的离子发生反应，电离平衡右移，电离程度增大。 【易错提醒】 (1)电离平衡也属于化学平衡，可用勒夏特列原理分析弱电解质的电离平衡。 (2)注意加水稀释和加入冰醋酸都会使平衡正向移动，但是电离度却是相反的。 三、电离平衡常数和电离度 1．电离平衡常数的表示方法 (1)电离平衡常数表达式： 弱酸的电离平衡常数用Ka表示，弱碱的电离平衡常数用Kb表示。如： CH3COOH电离常数的表达式：Ka=； NH3·H2O电离常数的表达式：Kb=。 (2)多元弱酸的分步电离 H2CO3、H3PO4等多元弱酸在水溶液中分步电离，每步电离都有相应的电离平衡常数，如： H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO，所以Ka1＝，Ka2＝。 一般情况下多步电离时电离平衡常数相差较大。各级电离平衡常数的大小关系是Ka1≫Ka2≫Ka3，所以其酸性主要决定于第一步电离。 2．电离平衡常数的意义 电离平衡常数越大，表示该弱电解质电离程度越大，弱酸的酸性越强，弱碱的碱性越强。 3．电离平衡常数的影响因素 电离平衡常数只与电解质本身的性质和温度有关，与浓度无关。 由于电离是吸热的，所以电离平衡常数随着温度的升高而增大。 4．电离度 (1)弱电解质的电离度α可表示为：α＝×100% (2)电离度与电离平衡常数的关系 在一定温度下，弱电解质的电离平衡常数与弱电解质溶液的初始浓度无关，而电离度与初始浓度有关。 一般而言，弱电解质溶液的浓度越大，电离度越小；弱电解质溶液的浓度越小，电离度越大。 【名师点拨】 1．电离平衡常数的意义 (1)根据电离常数大小，可以判断弱电解质的相对强弱，K值越大，离子浓度越大，即表示该电解质越强。所以从Ka或Kb的大小，可以判断弱酸和弱碱的相对强弱。 (2)电离常数K只受温度的影响。温度一定，电离常数一定；温度升高，电离常数增大。 2．电离平衡常数的应用 (1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越强。 (2)判断电离平衡的移动方向。如在一定浓度的CH3COOH溶液中K＝；稀释一倍后，假设平衡不移动，则Q＝＝K，Q<K，平衡向电离方向移动。 (3)判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。 如0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，＝＝，加水稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则增大。 1．请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)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(×) (2)25 ℃时，0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，各离子浓度均减小(×) (3)电离平衡向右移动，弱电解质的电离程度一定增大(×) (4)H2CO3的电离常数表达式：Ka＝(×) 错因：多元弱酸的电离常数分步书写。 (5)弱电解质的电离平衡右移，电离常数一定增大(×) 错因：电离常数只与温度有关，与平衡移动的方向无关。 (6)电离常数大的酸溶液中的c(H＋)一定比电离常数小的酸溶液中的c(H＋)大(×) 错因：酸中c(H＋)既跟酸的电离常数有关，还跟酸的浓度有关。 (7)某一弱电解质，电离度越大，电离常数就越大(×) 错因：相同温度下，同一弱电解质的电离常数相同，而溶液的浓度越小电离度越大。 (8)相同温度下，向1 mol·L－1的醋酸溶液中加入少量冰醋酸，其电离度变小(√) 2．以0.1 mol·L-1 的CH3COOH溶液为例，分析影响电离平衡的因素及平衡移动结果。 电离方程式为CH3COOHCH3COO-+H+。 影响因素 平衡移动方向 n(H+) c(H+) c(CH3COO-) pH 导电能力 升温(不考虑挥发) 正向 增大 增大 增大 减小 增强 加冰醋酸 正向 增大 增大 增大 减小 增强 加水稀释 正向 增大 减小 减小 增大 减弱 加CH3COONa固体 逆向 减小 减小 增大 增大 增强 通HCl气体 逆向 增大 增大 减小 减小 增强 加NaOH固体 正向 减小 减小 增大 增大 增强 加金属Zn 正向 减小 减小 增大 增大 增强 3．已知在氨水中存在下列平衡：NH3＋H2ONH3·H2ONH＋OH－。 (1)向氨水中加入MgCl2固体时，平衡向__________(填“左”或“右”)移动，OH－的浓度__________(填“增大”或“减小”，下同)，NH的浓度__________。 (2)向氨水中加入浓盐酸，平衡向__________(填“左”或“右”)移动，此时溶液中浓度减小的微粒有__________________。 (3)向氨水中加入少量的NaOH固体，平衡向__________(填“左”或“右”)移动。 答案　(1)右　减小　增大　(2)右　OH－、NH3、NH3·H2O　(3)左 解析　(1)向氨水中加入MgCl2固体时，MgCl2固体溶于水电离出Mg2＋和Cl－，Mg2＋和OH－反应生成氢氧化镁沉淀导致OH－浓度减小，平衡向右移动，NH浓度增大。(2)向氨水中加入浓盐酸时，H＋和OH－反应，导致OH－浓度减小，NH3·H2O的电离平衡向右移动，导致NH3、NH3·H2O的浓度均减小。(3)向氨水中加入少量NaOH固体，导致溶液中OH－浓度增大，平衡向左移动。 4．有下列物质的溶液：①CH3COOH　②HCl　③H2SO4　④NaHSO4 (1)若四种溶液的物质的量浓度相同，其c(H＋)的大小比较为________________(用序号表示，下同)。 (2)若四种溶液的c(H＋)相同，其物质的量浓度的大小比较为___________________。 (3)将6 g CH3COOH溶于水制成1 L溶液，此溶液的物质的量浓度为____________，经测定溶液中c(CH3COO－)为1.4×10－3 mol·L－1，此温度下醋酸的电离常数Ka＝__________，加入少量Na2CO3后c(H＋)__________，Ka______。 答案：(1)③>②＝④>①　(2)①>④＝②>③ (3)0.1 mol·L－1　1.96×10－5　变小　不变 解析：醋酸是一元弱酸、盐酸是一元强酸、硫酸是二元强酸、硫酸氢钠相当于一元强酸，(1)若①CH3COOH ②HCl③H2SO4 ④NaHSO4溶液的物质的量浓度相同，c(H＋)的大小顺序为③＞②＝④＞①； (2)若①CH3COOH ②HCl ③H2SO4 ④NaHSO4溶液的c(H＋)相同，则其物质的量浓度大小顺序为①＞④＝②＞③； (3)开始时c(CH3COOH)＝0.1 mol·L－1，由于CH3COOH电离的很少，平衡后可认为c(CH3COOH)仍为0.1 mol·L－1。 由CH3COOHCH3COO－＋H＋，Ka＝＝＝1.96×10－5。加入碳酸钠，碳酸钠消耗H＋，c(H＋)减小，但是平衡常数只与温度有关，所以平衡常数不变。 ►问题一 弱电解质的电离平衡 【典例1】下列说法正确的是(　　) A．根据溶液中有CH3COOH、CH3COO－和H＋即可证明CH3COOH达到电离平衡状态 B．根据溶液中CH3COO－和H＋的物质的量浓度相等即可证明CH3COOH达到电离平衡状态 C．当NH3·H2O达到电离平衡时，溶液中NH3·H2O、NH和OH－的浓度相等 D．H2CO3是分步电离的，电离程度依次减弱 答案 D 解析 溶液中除电解质电离出的离子外，还存在电解质分子，能证明该电解质是弱电解质，但不能说明达到平衡状态，A错误；根据CH3COOHCH3COO－＋H＋知即使CH3COOH未达平衡状态，CH3COO－和H＋的浓度也相等，B错误；NH3·H2O达到电离平衡时，溶液中各粒子的浓度不变，而不是相等，NH3·H2O的电离程度是很小的，绝大多数以NH3·H2O的形式存在，C错误；H2CO3是二元弱酸，分步电离且电离程度依次减小，D正确。故选D。 【变式1-1】下列有关弱电解质的电离平衡的叙述正确的是(　　) A．达到电离平衡时，弱电解质分子浓度和离子浓度相等 B．达到电离平衡时，由于分子和离子的浓度不断发生变化，所以说电离平衡是动态平衡 C．电离平衡是相对的、暂时的，外界条件改变时，平衡就可能发生移动 D．达到电离平衡后，溶液中不存在分子，只存在离子 答案 C 【变式1-2】下列说法正确的是(　　) A．根据溶液中有CH3COOH、CH3COO－和H＋即可证明CH3COOH达到电离平衡状态 B．根据溶液中c(CH3COO－)和c(H＋)相等即可证明CH3COOH达到电离平衡状态 C．当NH3·H2O达到电离平衡时，溶液中NH3·H2O、NH和OH－的浓度相等 D．0.1mol·L-1的H2S溶液中，c(H2S)+c(HS-)+c(S2-)=0.1mol·L-1 答案 D 解析 A选项，达到电离平衡的标志是溶液中电解质分子和离子的浓度不再改变，错误；B选项， c(CH3COO－)和c(H＋)相等不能作为判断是否达到电离平衡状态的依据，若两者的浓度不再改变，则证明达到电离平衡状态，错误；C选项，溶液中分子和离子的浓度不再改变，是达到电离平衡的标志，错误；D选项，溶液中含硫微粒的浓度之和一定等于0.1mol·L-1，正确。故选D。 ►问题二 影响电离平衡的因素 【典例2】在0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中存在如下电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，对于该平衡，下列叙述中，正确的是(　　) A．加入水时，平衡向左移动 B．加入少量NaOH固体，平衡向右移动 C．加入少量0.1 mol·L－1HCl溶液，溶液中c(H＋)减小 D．加入少量CH3COONa固体，平衡向正反应方向移动 答案 B 解析 加水稀释，平衡向右移动，A错；加入NaOH固体，中和H＋，平衡向右移动，B对；因为0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中c(H＋)＜0.1 mol·L－1，而0.1 mol·L－1HCl溶液中c(H＋)＝0.1 mol·L－1，故使溶液中c(H＋)增大，C错；加入少量CH3COONa固体，使c(CH3COO－)增大，平衡向左移动，D错。 【解题必备】影响电离平衡的外界因素 (1)温度：由于电离过程吸热，升温，电离平衡正向移动；降温，电离平衡逆向移动。 (2)浓度：电解质溶液的浓度越小，它的电离程度就越大。 (3)勒夏特列原理适用于电离平衡： ①同离子效应：加入含有弱电解质离子的强电解质，电离平衡逆向移动。例如向CH3COOH溶液中加入CH3COONa，电离平衡逆向移动。 ②酸或碱效应：加入浓度较大的酸或碱，电离平衡发生移动。例如向CH3COOH溶液中加入盐酸，电离平衡逆向移动；加入NaOH，电离平衡正向移动。 ③化学反应：当加入的物质能与弱电解质电离产生的某种离子反应时，会使电离平衡向电离的方向移动。例如向CH3COOH溶液中加入NaOH溶液、金属Zn或Na2CO3溶液，醋酸电离出的H+与OH-、Zn或CO32-反应，c(H+)减小，电离平衡正向移动。 【变式2-1】化合物HIn在水溶液中因存在以下电离平衡而可用作酸碱指示剂： HIn(溶液) H＋(溶液)＋In－(溶液) 红色　　　　　　　　　黄色 有浓度为0.02 mol·L－1的下列溶液：①盐酸；②石灰水；③NaCl溶液；④NaHSO4溶液；⑤NaHCO3溶液；⑥氨水。其中能使指示剂呈红色的是(　　) A．①④⑤　　　　 B．②⑤⑥ C．①④ D．②③⑥ 答案 C 解析 本题使指示剂呈红色说明平衡向左移，条件的改变必须使c(HIn)增大。应加入酸或显酸性的物质，故选C。 【变式2-2】某温度下，等体积、c(H＋)相同的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，溶液中的c(H＋)随溶液体积变化的曲线如图所示。据图判断下列说法正确的是(　　) A．曲线Ⅱ表示的是盐酸的变化曲线 B．b点溶液的导电性比c点溶液的导电性强 C．取等体积的a点、b点对应的溶液，消耗的NaOH的量相同 D．b点酸的总浓度大于a点酸的总浓度 答案 B 解析 醋酸属于弱电解质，在稀释时会电离出H＋，故稀释相同倍数时醋酸溶液中c(H＋)的变化要比盐酸中c(H＋)的变化小一些，即曲线Ⅰ表示盐酸的变化曲线，曲线Ⅱ表示醋酸的变化曲线，A项错误；溶液的导电性与溶液中离子的浓度有关，离子浓度b>c，故导电性b>c，B项正确；a点、b点表示溶液稀释相同倍数，物质的量没有发生变化，都等于稀释前的物质的量，稀释前两溶液中c(H＋)相同，但CH3COOH为弱酸，则c(CH3COOH)>c(HCl)，故稀释前n(CH3COOH)>n(HCl)，即CH3COOH消耗NaOH多，C项错误；a点酸的总浓度大于b点酸的总浓度，D项错误。 ►问题三 电离平衡常数 【典例3】已知下面三个数据：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分别是下列有关的三种酸的某温度下的电离常数，若已知下列反应可以发生： NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2 NaCN＋HF===HCN＋NaF NaNO2＋HF===HNO2＋NaF 由此可判断下列叙述不正确的是(　　) A．Ka(HF)＝7.2×10－4 B．Ka(HNO2)＝4.9×10－10 C．相同条件下，HF的电离度最大 D．Ka(HCN)<Ka(HNO2)<Ka(HF) 答案 B 解析 相同温度下，弱电解质的电离常数是比较弱电解质相对强弱的条件之一；根据第一、第三个反应可知三种一元弱酸的强弱顺序为HF>HNO2>HCN。由此可判断Ka(HF)>Ka(HNO2)>Ka(HCN)，其对应数据依次为Ka(HF)＝7.2×10－4，Ka(HNO2)＝4.6×10－4，Ka(HCN)＝4.9×10－10，又因为三者均为一元弱酸，故Ka越大，酸性越强，电离度越大。 【解题必备】有关电离常数的注意事项 (1)不同弱电解质电离常数的大小由物质本身的性质决定，同一温度下，不同弱电解质的电离常数不同，K值越大，电离程度越大。 (2)同一弱电解质在同一温度下改变浓度时，其电离常数不变。 (3)电离常数K只随温度的变化而变化，升高温度，K值增大。 (4)多元弱酸各级电离常数：Ka1≫Ka2≫Ka3，其酸性主要由第一步电离决定，Ka值越大，相应酸的酸性越强。 【变式3-1】下列说法正确的是(　　) A．电离平衡常数受溶液浓度的影响 B．电离平衡常数不可以表示弱电解质的相对强弱 C．电离常数大的酸溶液中c(H＋)一定比电离常数小的酸中大 D．H2CO3的电离常数表达式：K＝ 答案 D 解析 K与温度有关，A错；电离平衡常数可以表示弱电解质的相对强弱，B错。酸中c(H＋)既跟酸的电离常数有关，还跟酸的浓度有关，C错。 【变式3-2】稀释0.1 mol·L－1的醋酸溶液时，始终保持增大趋势的是(　　) A．c(H＋)　　　　　　 B． C． D． 答案 B 解析 稀释时平衡向电离的方向移动，n(H＋)增大，n(CH3COOH)减小，＝，所以B正确。 ►问题四 有关电离平衡常数和电离度的计算 【典例4】0.10 mol·L－1 HA溶液中有1%的HA电离，则HA的电离平衡常数Ka为(　　) A．1.0×10－5 B．1.0×10－7 C．1.0×10－8 D．1.0×10－9 答案 A 解析 电离出的HA的物质的量浓度为：c(HA)＝0.10 mol·L－1×1%＝1.0×10－3 mol·L－1，根据：HAH＋＋A－，则平衡时：c(H＋)＝c(A－)＝1.0×10－3 mol·L－1，c(HA)平＝0.10 mol·L－1－1.0×10－3 mol·L－1≈1.0×10－1 mol·L－1，将有关数据代入平衡常数表达式得：Ka＝＝1.0×10－5。 【解题必备】电离平衡常数与电离度的有关计算 电离平衡常数中，电解质分子和电解质离子的浓度都是平衡浓度。 对电离平衡常数和电离度的计算时，一般采用三段式： 以CH3COOHCH3COO-+H+为例，设CH3COOH的初始浓度为c mol·L-1，电离平衡常数为Ka，电离度为α。 CH3COOH CH3COO- + H+ 初始浓度(mol/L) c 0 0 转化浓度(mol/L) cα cα cα 平衡浓度(mol/L) c- cα cα cα 其中：当酸或碱较弱时，c- cα≈c 则：Ka= = = cα2 α= 上式说明，弱电解质的电离度α与初始浓度有关，初始浓度越大，电离度越小；反之，初始浓度越小，电离度越大。 【变式4-1】已知室温时，0.1 mol·L－1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，回答下列各问题： (1)该溶液的c(H+)=_______________； (2)HA的电离平衡常数K＝________。 答案 (1)1×10-4 mol·L－1 (2)1×10-7 【变式4-2】5 ℃时，a mol·L－1CH3COOH溶液中c(H＋)＝10－b mol·L－1，用含a和b的代数式表示CH3COOH的电离常数K＝_____________。 答案 解析 K＝＝＝。 1．HF是弱酸，其在水溶液中的电离方程式为HFH＋＋F－，则其达到电离平衡的标志是(　　) A．c(H＋)＝c(F－) B．c(HF)＝c(H＋) C．水溶液显酸性 D．单位时间内，发生电离的HF分子数与生成的HF分子数相等 答案 D 解析 弱电解质电离达到平衡时各微粒的浓度不再改变，不一定相等，A、B错误；酸电离就显酸性，C错误；D项指v正＝v逆是达到电离平衡的标志。 2．已知：在25 ℃时，次氯酸、碳酸和亚硫酸的电离常数如下表： 弱电解质 电离常数(Ka) HClO Ka=4.0×10-8 H2CO3 Ka1=4.3×10-7 Ka2=5.6×10-11 H2SO3 Ka1=1.54×10-2 Ka2=1.02×10-7 下列微粒在溶液中不能大量共存的是(　　) A．SO、HCO　　　　　 B．ClO－、HCO C．HSO、CO D．HClO、HCO 答案 C 解析 根据表中电离常数可知，酸性：H2SO3>H2CO3>HSO>HClO>HCO；根据“较强酸制取较弱酸”的反应规律，判断溶液中微粒能否大量共存。由于酸性：HSO>HCO，则SO、HCO不能反应，可以大量共存，A不符合题意；酸性：HClO>HCO，则ClO－、HCO不能反应，可以大量共存，B不符合题意；由于酸性：HSO>HCO，则HSO、CO反应生成SO和HCO，不能大量共存，C符合题意；由于酸性：H2CO3>HClO，HClO、HCO不能反应，可以大量共存，D不符合题意。 3．已知某温度下，Ka(HCN)＝6.2×10－10、Ka(HF)＝6.8×10－4、Ka(CH3COOH)＝1.8×10－5、Ka(HNO2)＝4.6×10－4。物质的量浓度都为0.1 mol·L－1的下列溶液中，c(H＋)最大的是(　　) A．HCN溶液　　　　　　　 B．HF溶液 C．CH3COOH溶液 D．HNO2溶液 答案 B 解析 弱酸的电离平衡常数越大，电离产生的c(H＋)越大。 4．醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHH＋＋CH3COO－，下列叙述不正确的是(　　) A．升高温度，平衡正向移动，醋酸的电离常数Ka增大 B．0.10 mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀释，溶液中c(OH－)增大 C．CH3COOH溶液中加入一定量的冰醋酸，平衡正向移动，CH3COOH的电离度减小 D．25 ℃时，欲使醋酸溶液的pH、电离常数Ka和电离度都减小，可加入少量冰醋酸 答案 D 解析 弱电解质的电离平衡常数只受温度影响，升高温度电离平衡常数增大，A项正确；将溶液稀释，c(H＋)减小，c(OH－)增大，B项正确；加入CH3COOH会使平衡正向移动，但是醋酸的电离度是减小的，C项正确；加入冰醋酸，溶液的pH、电离度均减小，但电离常数不变，D项错误。 5．根据下表数据(均在同温、同压下测定) 酸 HX HY HZ 物质的量浓度/mol·L-1 0.1 0.2 0.3 电离平衡常数 7.2×10-4 1.8×10-4 1.8×10-5 可得出弱电解质酸性强弱顺序正确的是(　　) A．HX>HY>HZ　　　B．HZ>HY>HX C．HY>HZ>HX D．HZ>HX>HY 答案 A 解析 弱电解质的电离常数越大，表明弱电解质的电离程度越大，其酸性越强，即酸性：HX＞HY＞HZ。 6．已知某温度下H2CO3的电离常数：K1＝4.4×10－7，K2＝4.7×10－11，HClO的电离常数：2.95×10－8。反应：Cl2＋H2OHCl＋HClO达到平衡后，要使HClO浓度增大可加入(　　) A．NaOH固体 B．浓盐酸 C．CaCO3固体 D．水 答案 C 解析 要使HClO浓度增大，必须使平衡右移，且加入的物质不与HClO反应，加入NaOH固体时，平衡虽然右移，但HClO也参与反应，导致c(HClO)减小；加入浓盐酸时，平衡左移，c(HClO)减小；加水稀释时，c(HClO)也减小；加入CaCO3固体时，CaCO3只与盐酸反应，使平衡右移，c(HClO)增大，所以选C。 7．已知人体体液中存在如下平衡：CO2＋H2OH2CO3H＋＋HCO，以此维持体液pH的相对稳定。下列说法错误的是(　　) A．静脉滴注大量生理盐水时，平衡向左移动 B．如果CO2进入血液，平衡向右移动 C．当强酸性物质进入体液后，平衡向左移动 D．当强碱性物质进入体液后，平衡向右移动 答案　A 解析　生理盐水为NaCl溶液，滴注大量生理盐水，血液被稀释，平衡向右移动，A项错误；如果CO2进入血液，CO2浓度增大，平衡向右移动，B项正确；当强酸性物质进入体液后，氢离子浓度增大使平衡向左移动，C项正确；当强碱性物质进入体液后，消耗氢离子，导致氢离子浓度减小，平衡向右移动，D项正确。 8．在0.1 mol·L－1的HCN溶液中存在如下电离平衡：HCNH＋＋CN－，下列叙述正确的是(　　) A．加入少量NaOH固体，平衡正向移动 B．加水，平衡逆向移动 C．滴加少量0.1 mol·L－1的HCl溶液，溶液中c(H＋)减小 D．加入少量NaCN固体，平衡正向移动 答案　A 解析　加入少量NaOH固体，OH－与HCN电离产生的H＋反应，平衡正向移动，A项正确；加水，平衡正向移动，B项错误；滴加少量0.1 mol·L－1的HCl溶液，c(H＋)增大，C项错误；加入少量NaCN固体，c(CN－)增大，平衡逆向移动，D项错误。 9．已知0.1 mol·L－1的醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，要使溶液中增大，可以采取的措施是(　　) A．加少量烧碱溶液 B．加少量醋酸钠 C．加少量冰醋酸 D．加水 答案　D 解析　A错，加烧碱溶液消耗H＋，平衡向右移动，c(H＋)、c(CH3COOH)均减小，但c(H＋)减小程度大，故减小；B错，加入少量醋酸钠，平衡向左移动，c(H＋)减小，c(CH3COOH)增大，二者平衡浓度比值减小；C错，加少量冰醋酸，平衡向右移动，c(H＋)增大，但c(H＋)增大程度不如c(CH3COOH)增大的多，故二者平衡浓度比值减小；D对，加水，平衡向右移动，n(H＋)增大，n(CH3COOH)减小，二者平衡浓度比值增大。 10．(1)H2S溶于水的电离方程式为____________________________________； (2)向H2S溶液中加入CuSO4溶液时，电离平衡向________移动，c(H＋)________，c(S2－)________； (3)向H2S溶液中加入NaOH固体时，电离平衡向________移动，c(H＋)________，c(S2－)________； (4)若将H2S溶液加热至沸腾，c(H2S)________； (5)若要增大H2S溶液中c(S2－)，最好加入________。 答案 (1)H2SH＋＋HS－，HS－H＋＋S2－ (2)右　增大　减小　(3)右　减小　增大　(4)减小 (5)NaOH固体(或其他合理答案) 解析 (1)H2S是二元弱酸，在水溶液中是分两步电离的，其电离方程式应为H2SH＋＋HS－，HS－H＋＋S2－；(2)当加入CuSO4溶液时，因发生反应Cu2＋＋S2－===CuS↓，使平衡右移，导致c(H＋)增大，但c(S2－)减小；(3)当加入NaOH固体时，因发生反应H＋＋OH－===H2O，使平衡右移，导致c(H＋)减小，但c(S2－)增大；(4)当加热H2S溶液至沸腾时，H2S挥发，使c(H2S)减小；(5)增大c(S2－)最好是加入只与H＋反应的物质，可见加入强碱如NaOH固体最适宜。 1．已知25 ℃时，几种弱酸的电离平衡常数如下： HCOOH：Ka＝1.77×10－4，HCN：Ka＝6.2×10－10，H2CO3：Ka1＝4.3×10－7，Ka2＝5.6×10－11，则以下反应不能自发进行的是(　　) A．HCOOH＋NaCN===HCOONa＋HCN B．NaHCO3＋NaCN===Na2CO3＋HCN C．NaCN＋H2O＋CO2===HCN＋NaHCO3 D．2HCOOH＋CO===2HCOO－＋H2O＋CO2↑ 答案 B 解析 由于Ka(HCOOH)>Ka1(H2CO3)>Ka(HCN)>Ka2(HCO)，所以只有反应B不能进行。 2．已知25 ℃，醋酸溶液中各微粒存在下述关系：K＝＝1.8×10－5，下列有关说法可能成立的是(　　) A．25 ℃条件下，向该溶液中加入一定量的盐酸时，K＝8×10－5 B．25 ℃条件下，向该溶液中加入一定量的盐酸时，K＝2×10－4 C．标准状况下，醋酸溶液中K＝1.8×10－5 D．升高到一定温度，K＝7.2×10－5 答案 D 解析 题中K为醋酸电离常数的表达式，由于电离常数不随浓度变化而变化，只随温度变化而变化，所以排除A、B项；醋酸的电离是吸热的，所以升高温度，K增大，降低温度，K减小。标准状况下(0 ℃)，温度低于25 ℃，则K小于1.8×10－5，所以C项错误。 3．25 ℃时，把0.2 mol·L－1的醋酸加水稀释，那么图中的纵坐标y表示的是(　　) A．溶液中OH－的物质的量浓度 B．溶液的导电能力 C．溶液中的 D．醋酸的电离程度 答案 B 解析 A.加水稀释促进醋酸电离，但酸的电离程度小于溶液体积增大程度，所以溶液中氢离子浓度逐渐减少，OH－的物质的量浓度逐渐增大，故A错误；B.醋酸是弱电解质，加水稀释促进醋酸电离，但酸的电离程度小于溶液体积增大程度，所以溶液中氢离子、醋酸根离子浓度逐渐减少，溶液的导电能力逐渐减小，故B正确；C.因温度不变，则Ka不变，且Ka＝× c(H＋)，因c(H＋)浓度减小，则 增大，故C错误；D.加水稀释，促进电离，醋酸的电离程度增大，故D错误。 4．在一定温度下，醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋ (1)某温度时，0.1 mol·L－1的醋酸溶液中的c(H＋) 与0.01 mol·L－1的醋酸溶液中的c(H＋)的比值________(填“大于”“小于”或“等于”)10。 (2)已知：25 ℃时，该电离平衡的平衡常数为1.8×10－5。 ①求该温度时，a mol·L－1的醋酸溶液中c1(H＋)＝________mol·L－1 (用含a的代数式表示)。 [提示：此时电离度比较小，进行简化计算，平衡时c(CH3COOH)可用初始浓度代替，水电离出的c(H＋) 、c(OH－)忽略不计，下同] ②若该温度时向该溶液中加入一定量的CH3COONH4(假设溶液体积不变)，使溶液中c(CH3COO－)为b mol·L－1，则此时c2(H＋)＝________mol·L－1(用含a、b的代数式表示)。 ③c1(H＋)________(填“大于”“小于”或“等于”)c2(H＋)。 答案 (1)小于　(2)① ②　③大于 解析 (1)对于相同的弱电解质溶液，浓度越大，电离程度越小，0.1 mol·L－1的醋酸溶液中电离程度比0.01 mol·L－1的醋酸溶液电离程度小，则二者c(H＋)之比小于10。 (2)醋酸的电离平衡常数K＝＝1.8×10－5，则c(H＋)＝1.8×10－5×a mol·L－1，c1(H＋)＝ mol·L－1。根据平衡常数表达式，将c(CH3COO－)代入，可求得c2(H＋)＝ mol·L－1。在醋酸溶液中加入醋酸铵会抑制醋酸的电离，使氢离子浓度减小。 5．用实验确定某酸HA是弱电解质。两同学的方案： 甲：①称取一定质量的HA配制100 mL 0.1 mol·L－1的溶液； ②用pH试纸测出该溶液的pH，即可证明HA是弱电解质[已知pH＝－lg c(H＋)]。 乙：①用已知物质的量浓度的HA溶液、盐酸，分别配制pH＝1的两种酸溶液各100 mL； ②分别取这两种溶液各10 mL，加水稀释至100 mL； ③各取相同体积的两种稀释液装入两个试管，同时加入纯度相同的锌粒，观察现象，即可证明HA是弱电解质。 (1)在两个方案的第①步中，都要用到的定量仪器是________________________。 (2)甲方案中，说明HA是弱电解质的理由是测得溶液的pH______(填“>”“<”或“＝”)1。 乙方案中，说明HA是弱电解质的现象是______________(填字母)。 A．装盐酸的试管中放出H2的速率快 B．装HA溶液的试管中放出H2的速率快 C．两个试管中产生气体的速率一样快 (3)请你评价乙方案中难以实现之处和不妥之处分别是_____________________、_____________________。 答案　(1)100 mL容量瓶　(2)>　B　(3)配制pH＝1的HA溶液难以实现　加入的锌粒难以做到表面积相同 解析　若HA为弱酸，则100 mL 0.1 mol·L－1的HA溶液中，c(H＋)＜0.1 mol·L－1，pH＞1。100 mL pH＝1的HA溶液和盐酸比较，若HA为强酸，c(HA)＝0.1 mol·L－1，若HA为弱酸，则c(HA)＞0.1 mol·L－1。分别取10 mL pH＝1的盐酸和HA溶液，同时加水稀释到100 mL，稀释后，盐酸中c(H＋)＝0.01 mol·L－1，若HA为弱酸，则溶液中c(H＋)＞0.01 mol·L－1，因此在稀释后100 mL盐酸和100 mL HA溶液中分别加入纯度相同的锌粒时，HA溶液产生氢气的速率快。 原创精品资源学科网独家享有版权，侵权必究！6 学科网（北京）股份有限公司 $$ 专题3 水溶液中的离子反应 第一单元 弱电解质的电离平衡 第2课时 弱电解质的电离平衡 1．认识电解质在水溶液中存在电离平衡。 2．掌握电离平衡的影响因素。 3．能通过实验证明水溶液中存在电离平衡。 4．知道电离平衡常数的意义。 重点：电离平衡的影响因素；电离平衡常数。 难点：影响电离平衡的因素；电离平衡常数。 一、弱电解质的电离平衡 1．电离平衡 (1)电离平衡的建立 (2)电离平衡的概念 在一定温度下，当弱电解质在水溶液中的电离程度达到________________时，弱电解质分子电离成离子与离子结合成弱电解质分子的________相等，溶液中各分子和离子的浓度_____________________的状态。 2．电离平衡的特征 (1)弱电解质的电离平衡是一种________平衡，达到平衡时，分子电离成离子和离子结合成分子的过程并________________。 (2) ________________________________速率和________________________________速率相等。 (3)溶液中各分子和离子的浓度都________________。 (4)外界条件发生变化，电离平衡________________。 【名师点拨】 1．电离平衡的可逆性 弱电解质在水溶液中的电离都是可逆过程。 (1)弱电解质处于电离平衡状态时，电解质分子电离成离子和离子结合成电解质分子的过程没有停止，且v电离=v结合≠0。 (2)溶液中电解质分子和电解质离子同时存在，且溶液中电解质分子和电解质离子的浓度保持不变。 2．电解质溶液中的守恒问题 (1)物料守恒：电解质溶液中，电解质的浓度符合原子守恒（又称物料守恒），如：0.1mol·L-1的醋酸溶液中，c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=0.1mol·L-1。 (2)电荷守恒：电解质溶液符合电荷守恒，即正电荷总数=负电荷总数。 【易错提醒】 (1)电离吸热，升高温度，电离平衡一定正向移动，电离程度增大。 (2)弱电解质的电离程度、溶液的导电能力与电离平衡的移动没有必然的关系。 (3)弱电解质溶液加水稀释时，要注意离子浓度与离子物质的量的变化。 如0.1 mol·L－1 CH3COOH加水稀释，c(CH3COOH)、c(H＋)、c(CH3COO－)均减小，但稀释促进电离，所以n(CH3COOH)减小，n(H＋)、n(CH3COO－)增大。 二、影响电离平衡的因素 1．内因： 弱电解质________________是决定因素。 2．外部因素： (1)温度：弱电解质的电离一般是________过程，升高温度，电离平衡________，电离程度________。 (2)浓度： 增大弱电解质的浓度，电离平衡________，但电离程度________； 加水稀释，电离平衡________，电离程度________。 (3)同离子效应：增大弱电解质电离出的某离子的浓度，可________电解质的电离，电离平衡________，电离程度________。 (4)化学反应：若外加物质能与弱电解质电离出的离子发生反应，电离平衡________，电离程度________。 【易错提醒】 (1)电离平衡也属于化学平衡，可用勒夏特列原理分析弱电解质的电离平衡。 (2)注意加水稀释和加入冰醋酸都会使平衡正向移动，但是电离度却是相反的。 三、电离平衡常数和电离度 1．电离平衡常数的表示方法 (1)电离平衡常数表达式： 弱酸的电离平衡常数用________表示，弱碱的电离平衡常数用________表示。如： CH3COOH电离常数的表达式：Ka=________________________； NH3·H2O电离常数的表达式：Kb=________________________。 (2)多元弱酸的分步电离 H2CO3、H3PO4等多元弱酸在水溶液中分步电离，每步电离都有相应的电离平衡常数，如： H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO，所以Ka1＝________________，Ka2＝________________。 一般情况下多步电离时电离平衡常数相差较大。各级电离平衡常数的大小关系是Ka1_____Ka2_____Ka3，所以其酸性主要决定于________________。 2．电离平衡常数的意义 电离平衡常数越大，表示该弱电解质电离程度________，弱酸的酸性________，弱碱的碱性________。 3．电离平衡常数的影响因素 电离平衡常数只与电解质________________和________有关，与浓度________。 由于电离是________的，所以电离平衡常数随着温度的升高而________。 4．电离度 (1)弱电解质的电离度α可表示为：α＝________________________×100% (2)电离度与电离平衡常数的关系 在一定温度下，弱电解质的电离平衡常数与弱电解质溶液的初始浓度________，而电离度与初始浓度________。 一般而言，弱电解质溶液的浓度越大，电离度_______；弱电解质溶液的浓度越小，电离度_______。 【名师点拨】 1．电离平衡常数的意义 (1)根据电离常数大小，可以判断弱电解质的相对强弱，K值越大，离子浓度越大，即表示该电解质越强。所以从Ka或Kb的大小，可以判断弱酸和弱碱的相对强弱。 (2)电离常数K只受温度的影响。温度一定，电离常数一定；温度升高，电离常数增大。 2．电离平衡常数的应用 (1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越强。 (2)判断电离平衡的移动方向。如在一定浓度的CH3COOH溶液中K＝；稀释一倍后，假设平衡不移动，则Q＝＝K，Q<K，平衡向电离方向移动。 (3)判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。 如0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，＝＝，加水稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则增大。 1．请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)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( ) (2)25 ℃时，0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，各离子浓度均减小( ) (3)电离平衡向右移动，弱电解质的电离程度一定增大( ) (4)H2CO3的电离常数表达式：Ka＝( ) (5)弱电解质的电离平衡右移，电离常数一定增大( ) (6)电离常数大的酸溶液中的c(H＋)一定比电离常数小的酸溶液中的c(H＋)大( ) (7)某一弱电解质，电离度越大，电离常数就越大( ) (8)相同温度下，向1 mol·L－1的醋酸溶液中加入少量冰醋酸，其电离度变小( ) 2．以0.1 mol·L-1 的CH3COOH溶液为例，分析影响电离平衡的因素及平衡移动结果。 电离方程式为CH3COOHCH3COO-+H+。 影响因素 平衡移动方向 n(H+) c(H+) c(CH3COO-) pH 导电能力 升温(不考虑挥发) 加冰醋酸 加水稀释 加CH3COONa固体 通HCl气体 加NaOH固体 加金属Zn 3．已知在氨水中存在下列平衡：NH3＋H2ONH3·H2ONH＋OH－。 (1)向氨水中加入MgCl2固体时，平衡向__________(填“左”或“右”)移动，OH－的浓度__________(填“增大”或“减小”，下同)，NH的浓度__________。 (2)向氨水中加入浓盐酸，平衡向__________(填“左”或“右”)移动，此时溶液中浓度减小的微粒有__________________。 (3)向氨水中加入少量的NaOH固体，平衡向__________(填“左”或“右”)移动。 4．有下列物质的溶液：①CH3COOH　②HCl　③H2SO4　④NaHSO4 (1)若四种溶液的物质的量浓度相同，其c(H＋)的大小比较为________________(用序号表示，下同)。 (2)若四种溶液的c(H＋)相同，其物质的量浓度的大小比较为___________________。 (3)将6 g CH3COOH溶于水制成1 L溶液，此溶液的物质的量浓度为____________，经测定溶液中c(CH3COO－)为1.4×10－3 mol·L－1，此温度下醋酸的电离常数Ka＝__________，加入少量Na2CO3后c(H＋)__________，Ka______。 ►问题一 弱电解质的电离平衡 【典例1】下列说法正确的是(　　) A．根据溶液中有CH3COOH、CH3COO－和H＋即可证明CH3COOH达到电离平衡状态 B．根据溶液中CH3COO－和H＋的物质的量浓度相等即可证明CH3COOH达到电离平衡状态 C．当NH3·H2O达到电离平衡时，溶液中NH3·H2O、NH和OH－的浓度相等 D．H2CO3是分步电离的，电离程度依次减弱 【变式1-1】下列有关弱电解质的电离平衡的叙述正确的是(　　) A．达到电离平衡时，弱电解质分子浓度和离子浓度相等 B．达到电离平衡时，由于分子和离子的浓度不断发生变化，所以说电离平衡是动态平衡 C．电离平衡是相对的、暂时的，外界条件改变时，平衡就可能发生移动 D．达到电离平衡后，溶液中不存在分子，只存在离子 【变式1-2】下列说法正确的是(　　) A．根据溶液中有CH3COOH、CH3COO－和H＋即可证明CH3COOH达到电离平衡状态 B．根据溶液中c(CH3COO－)和c(H＋)相等即可证明CH3COOH达到电离平衡状态 C．当NH3·H2O达到电离平衡时，溶液中NH3·H2O、NH和OH－的浓度相等 D．0.1mol·L-1的H2S溶液中，c(H2S)+c(HS-)+c(S2-)=0.1mol·L-1 ►问题二 影响电离平衡的因素 【典例2】在0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中存在如下电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，对于该平衡，下列叙述中，正确的是(　　) A．加入水时，平衡向左移动 B．加入少量NaOH固体，平衡向右移动 C．加入少量0.1 mol·L－1HCl溶液，溶液中c(H＋)减小 D．加入少量CH3COONa固体，平衡向正反应方向移动 【解题必备】影响电离平衡的外界因素 (1)温度：由于电离过程吸热，升温，电离平衡正向移动；降温，电离平衡逆向移动。 (2)浓度：电解质溶液的浓度越小，它的电离程度就越大。 (3)勒夏特列原理适用于电离平衡： ①同离子效应：加入含有弱电解质离子的强电解质，电离平衡逆向移动。例如向CH3COOH溶液中加入CH3COONa，电离平衡逆向移动。 ②酸或碱效应：加入浓度较大的酸或碱，电离平衡发生移动。例如向CH3COOH溶液中加入盐酸，电离平衡逆向移动；加入NaOH，电离平衡正向移动。 ③化学反应：当加入的物质能与弱电解质电离产生的某种离子反应时，会使电离平衡向电离的方向移动。例如向CH3COOH溶液中加入NaOH溶液、金属Zn或Na2CO3溶液，醋酸电离出的H+与OH-、Zn或CO32-反应，c(H+)减小，电离平衡正向移动。 【变式2-1】化合物HIn在水溶液中因存在以下电离平衡而可用作酸碱指示剂： HIn(溶液) H＋(溶液)＋In－(溶液) 红色　　　　　　　　　黄色 有浓度为0.02 mol·L－1的下列溶液：①盐酸；②石灰水；③NaCl溶液；④NaHSO4溶液；⑤NaHCO3溶液；⑥氨水。其中能使指示剂呈红色的是(　　) A．①④⑤　　　　 B．②⑤⑥ C．①④ D．②③⑥ 【变式2-2】某温度下，等体积、c(H＋)相同的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，溶液中的c(H＋)随溶液体积变化的曲线如图所示。据图判断下列说法正确的是(　　) A．曲线Ⅱ表示的是盐酸的变化曲线 B．b点溶液的导电性比c点溶液的导电性强 C．取等体积的a点、b点对应的溶液，消耗的NaOH的量相同 D．b点酸的总浓度大于a点酸的总浓度 ►问题三 电离平衡常数 【典例3】已知下面三个数据：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分别是下列有关的三种酸的某温度下的电离常数，若已知下列反应可以发生： NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2 NaCN＋HF===HCN＋NaF NaNO2＋HF===HNO2＋NaF 由此可判断下列叙述不正确的是(　　) A．Ka(HF)＝7.2×10－4 B．Ka(HNO2)＝4.9×10－10 C．相同条件下，HF的电离度最大 D．Ka(HCN)<Ka(HNO2)<Ka(HF) 【解题必备】有关电离常数的注意事项 (1)不同弱电解质电离常数的大小由物质本身的性质决定，同一温度下，不同弱电解质的电离常数不同，K值越大，电离程度越大。 (2)同一弱电解质在同一温度下改变浓度时，其电离常数不变。 (3)电离常数K只随温度的变化而变化，升高温度，K值增大。 (4)多元弱酸各级电离常数：Ka1≫Ka2≫Ka3，其酸性主要由第一步电离决定，Ka值越大，相应酸的酸性越强。 【变式3-1】下列说法正确的是(　　) A．电离平衡常数受溶液浓度的影响 B．电离平衡常数不可以表示弱电解质的相对强弱 C．电离常数大的酸溶液中c(H＋)一定比电离常数小的酸中大 D．H2CO3的电离常数表达式：K＝ 【变式3-2】稀释0.1 mol·L－1的醋酸溶液时，始终保持增大趋势的是(　　) A．c(H＋)　　　　　　 B． C． D． ►问题四 有关电离平衡常数和电离度的计算 【典例4】0.10 mol·L－1 HA溶液中有1%的HA电离，则HA的电离平衡常数Ka为(　　) A．1.0×10－5 B．1.0×10－7 C．1.0×10－8 D．1.0×10－9 【解题必备】电离平衡常数与电离度的有关计算 电离平衡常数中，电解质分子和电解质离子的浓度都是平衡浓度。 对电离平衡常数和电离度的计算时，一般采用三段式： 以CH3COOHCH3COO-+H+为例，设CH3COOH的初始浓度为c mol·L-1，电离平衡常数为Ka，电离度为α。 CH3COOH CH3COO- + H+ 初始浓度(mol/L) c 0 0 转化浓度(mol/L) cα cα cα 平衡浓度(mol/L) c- cα cα cα 其中：当酸或碱较弱时，c- cα≈c 则：Ka= = = cα2 α= 上式说明，弱电解质的电离度α与初始浓度有关，初始浓度越大，电离度越小；反之，初始浓度越小，电离度越大。 【变式4-1】已知室温时，0.1 mol·L－1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，回答下列各问题： (1)该溶液的c(H+)=_______________； (2)HA的电离平衡常数K＝________。 【变式4-2】5 ℃时，a mol·L－1CH3COOH溶液中c(H＋)＝10－b mol·L－1，用含a和b的代数式表示CH3COOH的电离常数K＝_____________。 1．HF是弱酸，其在水溶液中的电离方程式为HFH＋＋F－，则其达到电离平衡的标志是(　　) A．c(H＋)＝c(F－) B．c(HF)＝c(H＋) C．水溶液显酸性 D．单位时间内，发生电离的HF分子数与生成的HF分子数相等 2．已知：在25 ℃时，次氯酸、碳酸和亚硫酸的电离常数如下表： 弱电解质 电离常数(Ka) HClO Ka=4.0×10-8 H2CO3 Ka1=4.3×10-7 Ka2=5.6×10-11 H2SO3 Ka1=1.54×10-2 Ka2=1.02×10-7 下列微粒在溶液中不能大量共存的是(　　) A．SO、HCO　　　　　 B．ClO－、HCO C．HSO、CO D．HClO、HCO 3．已知某温度下，Ka(HCN)＝6.2×10－10、Ka(HF)＝6.8×10－4、Ka(CH3COOH)＝1.8×10－5、Ka(HNO2)＝4.6×10－4。物质的量浓度都为0.1 mol·L－1的下列溶液中，c(H＋)最大的是(　　) A．HCN溶液　　　　　　　 B．HF溶液 C．CH3COOH溶液 D．HNO2溶液 4．醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHH＋＋CH3COO－，下列叙述不正确的是(　　) A．升高温度，平衡正向移动，醋酸的电离常数Ka增大 B．0.10 mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀释，溶液中c(OH－)增大 C．CH3COOH溶液中加入一定量的冰醋酸，平衡正向移动，CH3COOH的电离度减小 D．25 ℃时，欲使醋酸溶液的pH、电离常数Ka和电离度都减小，可加入少量冰醋酸 5．根据下表数据(均在同温、同压下测定) 酸 HX HY HZ 物质的量浓度/mol·L-1 0.1 0.2 0.3 电离平衡常数 7.2×10-4 1.8×10-4 1.8×10-5 可得出弱电解质酸性强弱顺序正确的是(　　) A．HX>HY>HZ　　　B．HZ>HY>HX C．HY>HZ>HX D．HZ>HX>HY 6．已知某温度下H2CO3的电离常数：K1＝4.4×10－7，K2＝4.7×10－11，HClO的电离常数：2.95×10－8。反应：Cl2＋H2OHCl＋HClO达到平衡后，要使HClO浓度增大可加入(　　) A．NaOH固体 B．浓盐酸 C．CaCO3固体 D．水 7．已知人体体液中存在如下平衡：CO2＋H2OH2CO3H＋＋HCO，以此维持体液pH的相对稳定。下列说法错误的是(　　) A．静脉滴注大量生理盐水时，平衡向左移动 B．如果CO2进入血液，平衡向右移动 C．当强酸性物质进入体液后，平衡向左移动 D．当强碱性物质进入体液后，平衡向右移动 8．在0.1 mol·L－1的HCN溶液中存在如下电离平衡：HCNH＋＋CN－，下列叙述正确的是(　　) A．加入少量NaOH固体，平衡正向移动 B．加水，平衡逆向移动 C．滴加少量0.1 mol·L－1的HCl溶液，溶液中c(H＋)减小 D．加入少量NaCN固体，平衡正向移动 9．已知0.1 mol·L－1的醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，要使溶液中增大，可以采取的措施是(　　) A．加少量烧碱溶液 B．加少量醋酸钠 C．加少量冰醋酸 D．加水 10．(1)H2S溶于水的电离方程式为____________________________________； (2)向H2S溶液中加入CuSO4溶液时，电离平衡向________移动，c(H＋)________，c(S2－)________； (3)向H2S溶液中加入NaOH固体时，电离平衡向________移动，c(H＋)________，c(S2－)________； (4)若将H2S溶液加热至沸腾，c(H2S)________； (5)若要增大H2S溶液中c(S2－)，最好加入________。 1．已知25 ℃时，几种弱酸的电离平衡常数如下： HCOOH：Ka＝1.77×10－4，HCN：Ka＝6.2×10－10，H2CO3：Ka1＝4.3×10－7，Ka2＝5.6×10－11，则以下反应不能自发进行的是(　　) A．HCOOH＋NaCN===HCOONa＋HCN B．NaHCO3＋NaCN===Na2CO3＋HCN C．NaCN＋H2O＋CO2===HCN＋NaHCO3 D．2HCOOH＋CO===2HCOO－＋H2O＋CO2↑ 2．已知25 ℃，醋酸溶液中各微粒存在下述关系：K＝＝1.8×10－5，下列有关说法可能成立的是(　　) A．25 ℃条件下，向该溶液中加入一定量的盐酸时，K＝8×10－5 B．25 ℃条件下，向该溶液中加入一定量的盐酸时，K＝2×10－4 C．标准状况下，醋酸溶液中K＝1.8×10－5 D．升高到一定温度，K＝7.2×10－5 3．25 ℃时，把0.2 mol·L－1的醋酸加水稀释，那么图中的纵坐标y表示的是(　　) A．溶液中OH－的物质的量浓度 B．溶液的导电能力 C．溶液中的 D．醋酸的电离程度 4．在一定温度下，醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋ (1)某温度时，0.1 mol·L－1的醋酸溶液中的c(H＋) 与0.01 mol·L－1的醋酸溶液中的c(H＋)的比值________(填“大于”“小于”或“等于”)10。 (2)已知：25 ℃时，该电离平衡的平衡常数为1.8×10－5。 ①求该温度时，a mol·L－1的醋酸溶液中c1(H＋)＝________mol·L－1 (用含a的代数式表示)。 [提示：此时电离度比较小，进行简化计算，平衡时c(CH3COOH)可用初始浓度代替，水电离出的c(H＋) 、c(OH－)忽略不计，下同] ②若该温度时向该溶液中加入一定量的CH3COONH4(假设溶液体积不变)，使溶液中c(CH3COO－)为b mol·L－1，则此时c2(H＋)＝________mol·L－1(用含a、b的代数式表示)。 ③c1(H＋)________(填“大于”“小于”或“等于”)c2(H＋)。 5．用实验确定某酸HA是弱电解质。两同学的方案： 甲：①称取一定质量的HA配制100 mL 0.1 mol·L－1的溶液； ②用pH试纸测出该溶液的pH，即可证明HA是弱电解质[已知pH＝－lg c(H＋)]。 乙：①用已知物质的量浓度的HA溶液、盐酸，分别配制pH＝1的两种酸溶液各100 mL； ②分别取这两种溶液各10 mL，加水稀释至100 mL； ③各取相同体积的两种稀释液装入两个试管，同时加入纯度相同的锌粒，观察现象，即可证明HA是弱电解质。 (1)在两个方案的第①步中，都要用到的定量仪器是________________________。 (2)甲方案中，说明HA是弱电解质的理由是测得溶液的pH______(填“>”“<”或“＝”)1。 乙方案中，说明HA是弱电解质的现象是______________(填字母)。 A．装盐酸的试管中放出H2的速率快 B．装HA溶液的试管中放出H2的速率快 C．两个试管中产生气体的速率一样快 (3)请你评价乙方案中难以实现之处和不妥之处分别是_____________________、_____________________。 原创精品资源学科网独家享有版权，侵权必究！6 学科网（北京）股份有限公司 $$