第3章 第1节 新知探究课11 电离平衡-【名师导航】2023-2024学年高中化学选择性必修1同步讲义(人教版2019)

第一节　电离平衡 新知探究课11　电离平衡 1．了解强、弱电解质的概念及在水中的电离，培养“宏观辨识与微观探析”的化学核心素养。 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，培养“变化观念与平衡思想”的化学核心素养。 一、强电解质和弱电解质 1．电解质和非电解质 2．强电解质和弱电解质 3．弱电解质的电离方程式 (1)弱电解质的电离方程式的书写用“⥫⥬”表示。如NH3·H2O的电离方程式是＋OH－，CH3COOH 的电离方程式为＋H＋。 (2)多元弱酸是分步电离的，电离程度逐步减弱，可分步书写电离方程式。如H2CO3的电离方程式是、。 (3)多元弱碱的电离也是分步进行的，但是一般按一步电离的形式书写。如Fe(OH)3的电离方程式是Fe(OH)3⥫⥬Fe3+＋3OH－。 二、弱电解质的电离平衡 1．弱电解质的电离平衡 在一定条件下(如温度和浓度)，弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到电离平衡状态。如图所示： 2．影响电离平衡的条件 (1)温度：由于电离过程吸热，升高温度，电离平衡向电离的方向移动；降低温度，电离平衡向左移动。 (2)浓度：电解质溶液的浓度越小，它的电离程度就越大。 (3)其他因素：加入含有弱电解质离子的强电解质时，电离平衡向左移动；加入能与弱电解质离子反应的物质时，电离平衡向右移动。 判一判　判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。 (1)氯化钾溶液在电流作用下电离成钾离子和氯离子。 (　×　) (2)二氧化硫溶于水能部分转化成离子，故二氧化硫属于弱电解质。 (　×　) (3)碳酸钡难溶于水，所以碳酸钡属于弱电解质。 (　×　) (4)纯净的强电解质在液态时，有的导电有的不导电。 (　√　) (5)H2S溶液中加入氨水，H2S的电离平衡右移。 (　√　) (6)H2SO3的电离方程式为。 (　×　) (7)NaHCO3的电离方程式为。 (　×　) 三、电离平衡常数 1．含义：在一定条件下，当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。 2．表示方法：对于AB⥫⥬A＋＋B－。 Ka或Kb＝(酸用Ka，碱用Kb)。 3．K的意义：它能表示弱电解质的电离能力。如K(CH3COOH)＞K(HCN)，CH3COOH比HCN易电离，CH3COOH酸性比HCN强。 4．多元弱酸的电离常数 多元弱酸分步电离，每一步都有电离常数，用Ka1、Ka2等表示H2CO3的Ka1＝，Ka2＝，其中Ka1≫Ka2，以第一步电离为主。 微点拨：①第二步电离常数小于第一步的理由是第一步电离生成的H＋抑制第二步电离。②多元弱碱的电离常数(Kb1、Kb2)与多元弱酸类似。 练一练　某温度下，0.20 mol·L-1的氨水中，已电离的NH3·H2O的浓度为1.7×10-3mol·L-1，则该温度下NH3·H2O的Kb＝________。 [解析]　Kb＝≈1.4×10-5。 [答案]　1.4×10-5 强、弱电解质的判断 向两个锥形瓶中各加入0.05 g镁条，塞紧橡胶塞，然后用注射器分别注入2 mL 2 mol/L盐酸、2 mL 2 mol/L醋酸，测得锥形瓶内气体的压强随时间的变化如图所示。 [问题1]　两反应过程的反应速率谁的快？为什么？ [提示]　2 mol/L盐酸反应快，盐酸为强电解质完全电离，而醋酸为弱电解质部分电离，盐酸中的c(H＋)较大。 [问题2]　反应结束，两瓶中的压强基本相等？为什么？ [提示]　压强基本相等，两溶液最终电离出的H＋物质的量相等。 [问题3]　两溶液升高相同的温度，哪种溶液反应速率增大的快？为什么？ [提示]　醋酸溶液，升温时促进醋酸电离，c(H＋)增大的程度较大。 1．CO2、SO2、NH3等物质溶于水能导电，是因为溶于水后生成H2CO3、H2SO3、NH3·H2O等电解质导电，不是其本身电离出离子，故为非电解质。单质、溶液既不是电解质，也不是非电解质。 2．电解质的强、弱与其溶解性无关。难溶的盐如AgCl、CaCO3等，溶于水的部分能完全电离，是强电解质。易溶的如CH3COOH、NH3·H2O等在溶液中电离程度较小，是弱电解质。 3．改变温度，对弱电解质的电离影响较大。 1．下列物质全部是弱电解质的是(　　) A．CH3COOH、C2H5OH、NH3·H2O B．HCl、KOH、NaHCO3 C．BaCl2、H2S、CH3COOH D．CH3COOH、H2O、NH3·H2O [答案]　D 2．在下列描述中，可以证明CH3COOH是弱电解质的是(　　) A．1 mol/L的醋酸中，c(H＋)＜1 mol/L B．CH3COOH与水以任意比互溶 C．10 mL 1 mol/L的醋酸恰好与10 mL 1 mol/L 的NaOH溶液完全反应 D．在相同条件下，醋酸的导电能力比盐酸弱 AD　[A项，c(H＋)＜1 mol/L，说明CH3COOH部分电离，正确；B项，电解质强弱与溶解性无关，错误；C项，与强碱反应不能说明CH3COOH的电离情况，错误；D项，相同条件下的导电性差异可以说明电离程度，正确。] 3．写出下列物质的电离方程式。 (1)NaHSO3：_________________________________________________________。 (2)NaHSO4：_________________________________________________________。 (3)NaHSO4(熔融)：____________________________________________________。 (4)H2C2O4：__________________________________________________________。 [答案]　 (4)H2C2O4 影响弱电解质电离平衡的因素 醋酸在溶液中存在电离平衡：CH3COOH⥫⥬CH3COO－＋H＋，利用勒夏特列原理思考下列问题： (1)加水稀释时，平衡____________移动，c(CH3COOH)________，c(H＋)________，CH3COOH的电离程度________。 (2)加入浓醋酸溶液，平衡____________移动，c(CH3COOH)________，c(H＋)________，CH3COOH的电离程度________。 (3)加入CH3COONa晶体，c(CH3COOH)______，CH3COOH的电离程度________。 (4)通入HCl气体，平衡________移动，CH3COOH的Ka________。 (5)加热，CH3COOH的Ka________。 [提示]　(1)向右　减小　减小　增大　(2)向右　增大　增大　减小　(3)增大　减小　(4)向左　不变　(5)增大 影响电离平衡的因素 影响因素 原因分析 电离平衡 移动方向 电离程度变化 温度 电离是吸热的 升高温度，正向移动 变大 改变弱电解质浓度 加水稀释 正向移动 变大 增大弱电解质的浓度 正向移动 变小 同离子效应 增大了生成的离子的浓度 逆向移动 变小 化学反应 减小了生成的离子的浓度 正向移动 变大 [注意]　电离常数只与温度有关，一般升温电离常数增大。 1．室温时，在0.1 mol·L-1的NH3·H2O溶液中，要促进NH3·H2O电离，且c(OH－)增大，应采取的措施是(　　) A．升温至30 ℃ B．降温 C．加入NaOH溶液 D．加入稀盐酸 A　[根据电离＋OH－过程吸热分析。升温促进NH3·H2O的电离，且c(OH－)增大，A正确；降温抑制NH3·H2O的电离，且c(OH－)减小，B错误；加入NaOH溶液，c(OH－)增大，但抑制NH3·H2O的电离，C错误；加入稀盐酸，由于H＋＋OH－===H2O，促进NH3·H2O的电离，但c(OH－)减小，D错误。] 2．已知0.1 mol/L的醋酸溶液中存在电离平衡：＋H＋，要使溶液中值增大，可以采取的措施是(　　) A．加少量烧碱溶液 B．降低温度 C．加少量冰醋酸 D．加水 D　[加入少量烧碱溶液，与H＋反应生成H2O，c(H＋)减小，虽然平衡右移，但醋酸浓度降低的程度小于溶液中氢离子浓度降低的程度，则值减小， A错误；醋酸的电离是吸热反应，降低温度，抑制醋酸电离，平衡向左移动，则值减小， B错误；加入少量冰醋酸，醋酸浓度增大，弱电解质的浓度越大，电离程度越小，则值减小， C错误；加水稀释促进醋酸电离，则氢离子的物质的量增大，醋酸分子的物质的量减小，溶液体积相同，所以值增大， D正确。] 电离平衡的有关计算与应用 　已知：25 ℃时，下列四种弱酸的电离常数： CH3COOH HNO2 HCN H2CO3 电离 常数 1.75×10-5 5.6×10-4 6.2×10-10 Ka1＝4.5×10-7 Ka2＝4.7×10-11 [问题1]　0.01 mol/L的CH3COOH和 0.01 mol/L的HNO2中c(H＋)分别为多少？用计算式表示。 [提示]　c1(H＋)＝＝ ＝×10-4 c2(H＋)＝＝＝×10-3。 [问题2]　和CN－结合质子的能力谁强？为什么？ [提示]　。的电离常数比HCN的小。 [问题3]　判断反应NaNO2＋CH3COOH===CH3COONa＋HNO2是否正确？向NaCN溶液中通入少量CO2，反应能否进行？若能进行，写出反应的化学方程式。 [提示]　NaNO2与CH3COOH不反应，原因是HNO2的酸性强于CH3COOH，故反应方程式错误。因酸性：，故向NaCN溶液中通入CO2，不论CO2是否过量，产物均为HCN和NaHCO3，反应的化学方程式为NaCN＋H2O＋CO2===HCN＋NaHCO3。 1．电离常数的有关计算 HX　 ⥫⥬　H＋　 ＋　 X－　　 c(始) c0 0 0 c(平) c0－c(H＋) c(H＋) c(X－) Ka＝ (1)已知c0(HX)和c(H＋)，求电离平衡常数 由于弱酸只有极少一部分电离，c(H＋)很小，可做近似处理：c0(HX)－c(H＋)≈c0(HX)，则Ka≈，代入数值求解即可。 (2)已知HX的电离平衡常数，求c(H＋) 由于Ka很小，c(H＋)很小，可做近似处理：c0(HX)－c(H＋)≈c0(HX)，则c(H＋)≈，代入数值求解即可。 2．电离平衡常数的应用 (1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱：相同温度下同类型弱酸(或弱碱)的酸性(或碱性)随电离常数的增大而增强。 (2)判断反应能否进行：如用弱酸可以制备酸性更弱的酸。如K(HA)＞K(HB)则HA＋B－===HB＋A－可以进行。 1．已知：25 ℃时，HCOOH的电离平衡常数K＝1.8×10-4，H2CO3的电离平衡常数Ka1＝4.5×10-7，Ka2＝4.7×10-11。下列说法不正确的是(　　) A．向Na2CO3溶液中加入甲酸有气泡产生 B．25 ℃时，向甲酸中加入NaOH溶液，HCOOH的电离程度和K均增大 C．向0.1 mol·L-1甲酸中加入蒸馏水，c(H＋)减小 D．向碳酸中加入NaHCO3固体，c(H＋)减小 B　[酸的电离平衡常数越大，酸的酸性越强，向溶液中加入甲酸有气泡产生， A正确； 25 ℃时，向甲酸中加入NaOH溶液，NaOH中和H＋而促进HCOOH电离，则HCOOH电离程度增大，电离平衡常数只与温度有关，温度不变则电离平衡常数K不变， B错误；向0.1 mol·L-1甲酸中加入蒸馏水，促进HCOOH电离，但是HCOOH电离增大程度小于溶液体积增大程度，所以溶液中c(H＋)减小， C正确；向碳酸中加入NaHCO3固体)增大而抑制碳酸电离，导致溶液c(H＋)减小， D正确。] 2．常温、常压下，空气中的CO2溶于水，达到平衡时，溶液中pH＝5.60，c(H2CO3)＝1.5×10-5mol·L-1，若忽略水的电离及H2CO3的二级电离，则的电离常数(Ka1)是________。(已知：10-5.60＝2.5×10-6) 解析：由得，Ka1＝＝≈4.2×10-7。 [答案]　4.2×10-7 　正常人血液的pH相当恒定，保持在7.35～7.45之间。如果超出这一范围，机体的酸碱平衡将被打破，严重时可危及人的生命。正常情况下，人体内的代谢过程不断产生酸或碱，但是事实上这些酸或碱进入血液并没有引起血液的pH发生明显的变化。 研究表明，人体血液中存在的H2CO3-NaHCO3等体系，通过化学平衡的移动，起到维持血液pH的作用。当人体代谢产生的酸进入人体时，血液中的和H＋反应生成分解产生CO2，CO2从肺部呼出，上述平衡正向移动，及时地把进入的H＋从血液中除去，pH基本不变；当人体代谢产生的碱进入人体时，上述平衡逆向移动，从而抑制pH的升高，而血液中增多的可以通过肾脏的调节降低其浓度。 1．在溶于水或熔融状态下能发生自身电离的化合物为电解质。 2．在水溶液里能全部电离的为强电解质，否则为弱电解质。 3．多元弱酸分步电离分步书写不可合并，多元弱碱分步电离，中学要求一步完成。 4．电离常数只与温度有关。 1．下列各组关于强电解质、弱电解质和非电解质的分类，完全正确的是(　　) 选项 A B C D 强电解质 Fe NaCl CaCO3 HNO3 弱电解质 CH3COOH NH3 H2CO3 Fe(OH)3 非电解质 蔗糖 BaSO4 乙醇 H2O [答案]　C 2．一定温度下，已知0.1 mol·L-1的氨水中存在电离平衡：＋OH－，对于该平衡，下列叙述正确的是 (　　) A．加入水时，平衡向逆反应方向移动 B．对氨水加强热，平衡向正反应方向移动 C．0.1 mol/L的氨水中c(OH－)＜0.1 mol/L D．加入少量NH4Cl固体，平衡向正反应方向移动 C　[A项，加水，平衡向正向移动，错误；B项，加强热NH3·H2ONH3↑＋H2O，平衡向逆向移动，错误；D项，加入，平衡向逆向移动，错误。] 3．下列各项中电解质的电离方程式书写正确的是(　　) A．氨水：＋OH－ B．NaHCO3的水溶液： C．HF的水溶液：HF===H＋＋F－ D．H2S的水溶液：H2S⥫⥬2H＋＋S2- [答案]　B 4．(生活素材)已知人体体液中存在如下平衡：，以维持体液pH的相对稳定。下列说法不合理的是(　　) A．当强酸性物质进入体液后，上述平衡向左移动，以维持体液pH的相对稳定 B．当强碱性物质进入体液后，上述平衡向右移动，以维持体液pH的相对稳定 C．若静脉滴注大量生理盐水，则体液的pH减小 D．进行呼吸活动时，如果CO2进入血液，会使体液的pH减小 C　[若静脉滴注大量生理盐水，则体液被稀释，平衡虽然正向移动，但c(H＋)减小，体液的pH增大。] 5．(情境素材)欧盟委员会发布条例，修订芥酸和氢氰酸在部分食品中的最大含量。氢氰酸及部分弱酸的电离常数如表： 弱酸 HCOOH HCN H2CO3 电离常数(25 ℃) Ka＝1.8×10-4 Ka＝6.2×10-10 Ka1＝4.5×10-7 Ka2＝4.7×10-11 (1)依据表格中三种酸的电离常数，判断三种酸酸性强弱的顺序为________________。 (2)向NaCN溶液中通入CO2气体能否制得HCN？若能，写出反应的化学方程式：_________________________________________________________________ ____________________________________________________________________。 (3)同浓度的HCOO－、、、CN－结合H＋的能力由强到弱的顺序是____________________________________________________________________ ____________________________________________________________________。 (4)①升高0.1 mol·L-1HCN溶液的温度，HCN的电离程度________(填“增大”“减小”或“不变”，下同)。 ②加水稀释，________。 [解析]　(1)电离常数越大酸性越强，依据表格中三种酸的电离常数，判断三种酸酸性强弱的顺序为HCOOH＞H2CO3＞HCN。(2)由于Ka1(H2CO3)＞Ka(HCN)＞Ka2(H2CO3)，向NaCN溶液中通入CO2气体可制得HCN，但只能生成NaHCO3，不能生成Na2CO3。(3)电离常数越大，逆反应的化学平衡常数越小，即结合H＋的能力越小。(4)①升高温度促进电离，HCN的电离程度增大。②加水稀释，c(CN－)减小，由于电离常数不变，则增大。 [答案]　(1)HCOOH＞H2CO3＞HCN　(2)能，NaCN＋H2O＋CO2===HCN＋NaHCO3　＞HCOO－　(4)①增大　②增大 新知探究课固基练(十一)　电离平衡 1．下列各组物质中，既能导电又属于强电解质的是(　　) A．熔融MgCl2、熔融NaOH B．液氨、石灰水 C．石墨、食醋 D．稀硫酸、蔗糖 [答案]　A 2．下列电离方程式的书写正确的是(　　) A．熔融状态下的NaHSO4电离： B．HClO4的电离： C．Fe(OH)3的电离：Fe(OH)3⥫⥬Fe3+＋3OH－ D．水溶液中的NaHSO4电离： C　[A项，熔融状态不电离，错误；B项，HClO4为强酸，用“===”连接，错误；D项在水中全部电离，错误。] 3．盐酸和醋酸溶液是我们生活中常见的两种酸溶液，醋酸的腐蚀性比盐酸小，安全性比盐酸强，但卫生洁具等用品的清洁常用盐酸(如洁厕灵的主要成分是盐酸)，而不能用醋酸代替。下列事实不支持“醋酸不能代替盐酸”的是(　　) A．相同浓度的盐酸与醋酸溶液的c(H＋)前者大 B．相同浓度的盐酸与醋酸溶液导电能力前者强 C．相同浓度的盐酸与醋酸溶液分别和完全相同的镁条发生反应，前者反应剧烈 D．醋酸常用作食品添加剂，价格比较高 D　[盐酸用于卫生洁具的清洁是因为盐酸是强酸，醋酸是弱酸，相同浓度的盐酸与醋酸溶液相比，盐酸中H＋浓度大，题中A、B、C三个选项中的事实都可以支持“醋酸不能代替盐酸”。] 4．化合物HIn在水溶液中存在以下电离平衡： HIn(aq)⥫⥬H＋(aq)＋In－(aq) (红色)　　　　　　　(黄色) 故可用作酸碱指示剂。现有浓度为0.02 mol·L-1的下列各溶液：①盐酸　②石灰水　③NaCl溶液　④NaHSO4溶液　⑤NaHCO3溶液　⑥氨水，其中能使指示剂显红色的是(　　) A．①④⑤ B．②⑤⑥ C．①④ D．②③⑥ C　[若使指示剂显红色，须增大c(H＋)；①～⑥中只有①、④能增大溶液中的 c(H＋)。] 5．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，下列叙述正确的是(　　) A．降温可以促进醋酸电离，会使氢离子浓度增大 B．加入少量0.1 mol·L-1HCl溶液，溶液中c(H＋)不变 C．加入少量NaOH固体，平衡向右移动 D．加入少量CH3COONa固体，平衡向右移动 C　[醋酸的电离属于吸热过程，降温会抑制醋酸的电离，则氢离子浓度减小， A错误； HCl是强电解质，在水溶液里完全电离，则向醋酸中加入等浓度的盐酸，溶液中氢离子浓度增大， B错误；加入少量NaOH固体，溶解放热并且消耗氢离子，则电离平衡向右移动， C正确；加入少量CH3COONa固体，醋酸根离子的浓度增大，平衡向左移动，D错误。] 6．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＝4.9×10-10，H2CO3：Ka1＝4.4×10-7，Ka2＝4.7×10-11，则以下说法不正确的是(　　) A．HCOOH＋NaCN===HCOONa＋HCN B．Na2CO3＋HCN===NaHCO3＋NaCN C．酸的强弱顺序：HCN＞HCOOH D．向碳酸钠溶液中加入甲酸溶液有气泡产生 C　[酸的电离平衡常数越大，酸的酸性越强，由电离平衡常数知，酸性：。] 7．在一定温度下，冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力I随加入水的体积V变化的曲线如图所示。请回答： (1)“O”点导电能力为0的理由是_______________________________________ ____________________________________________________________________。 (2)a、b、c三点处，溶液的c(H＋)由小到大的顺序为______________________。 (3)a、b、c三点处，电离程度最大的是_____________________________________。 (4)若将c点溶液中c(CH3COO－)增大，c(H＋)减小，可采取的措施是 ①______________________________________________________________； ②______________________________________________________________； ③__________________________________________________________________。 [解析]　溶液的导电能力主要由离子浓度来决定，题目中的图像说明冰醋酸加水稀释过程中，离子浓度随着水的加入先逐渐增大到最大值又逐渐减小，故c(H＋)是b点最大，c点最小，这是因为c(H＋)＝，加水稀释，醋酸的电离平衡向右移动，n(H＋)增大使c(H＋)有增大的趋势，而V(aq)增大使c(H＋)有减小的趋势，c(H＋)是增大还是减小，取决于这两种趋势中哪一种占主导地位。在“O”点时，未加水，只有醋酸，因醋酸未发生电离，没有自由移动的离子存在，故不能导电；要使的浓度增大，H＋浓度减小，可通过加入OH－、活泼金属等使平衡向右移动。 [答案]　(1)在“O”点处醋酸未电离，无自由移动的离子存在　(2)c<a<b　(3)c　(4)①加少量NaOH固体　②加少量Na2CO3固体　③加入Zn、Mg等金属(答案合理即可) 8．已知25 ℃时，测得浓度为0.1 mol·L-1的BOH溶液中，c(OH－)＝1×10-3mol·L-1。 (1)写出BOH的电离方程式：__________________________________________ ____________________________________________________________________。 (2)BOH的电离平衡常数Kb＝________。 [解析]　(2)Kb＝＝≈1×10-5。 [答案]　(1)BOH⥫⥬B＋＋OH－　(2)1×10-5 9．高氯酸、硫酸、硝酸和盐酸都是强酸，其酸性在水溶液中差别不大。下表是某温度下这四种酸在冰醋酸中的电离常数，由表格数据判断以下说法中不正确的是(　　) 酸 HClO4 H2SO4 HCl HNO3 Ka 1.6×10-5 6.3×10-9 1.6×10-9 4.2×10-10 A．相同条件下在冰醋酸中，硝酸是这四种酸中最弱的酸 B．在冰醋酸中，这四种酸都没有完全电离 C．在冰醋酸中，硫酸的电离方程式为、 D．电解质的强弱与所处的溶剂无关 D　[相同条件下在冰醋酸中，硝酸的电离常数最小，故硝酸是这四种酸中最弱的酸，A正确；在冰醋酸中，这四种酸的电离常数均较小，故其都没有完全电离，B正确；在冰醋酸中，硫酸存在电离平衡，其电离方程式为、，C正确；这四种酸在水溶液中均为强酸，但在冰醋酸中却是弱酸，故电解质的强弱与所处的溶剂有关，D错误。] 10．把1 L 0.1 mol·L-1醋酸溶液用蒸馏水稀释到10 L，下列叙述正确的是(　　) A．c(CH3COOH)变为原来的 B．c(H＋)比原来的略大 C．的比值增大 D．溶液的导电性增强 BC　[由于加水稀释，CH3COOH的电离程度增大，故c(CH3COOH)应小于原来的，c(H＋)应大于原来的＝，而n(CH3COO－)增大，n(CH3COOH)减小，故的比值增大。加水稀释后离子浓度减小，故导电性应减弱。故B、C项正确。] 11．(1)硒酸(H2SeO4)在水溶液中的电离如下： ，Ka2＝1.0×10-2(25 ℃)。 ①向H2SeO4溶液中滴加少量氨水，该反应的离子方程式为____________________________________________________________________ ____________________________________________________________________ ____________________________________________________________________。 ②已知H2CO3的电离平衡常数Ka1＝4.5×10-7，Ka2＝4.7×10-11，则KHCO3和KHSeO4两溶液混合反应的离子方程式为________________________________ ____________________________________________________________________ ____________________________________________________________________。 (2)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＝：＝＝4.7×10-11，则以下反应不能自发进行的是________(填字母)。 a．HCOOH＋NaCN===HCOONa＋HCN b．NaHCO3＋NaCN===Na2CO3＋HCN c．NaCN＋H2O＋CO2===HCN＋NaHCO3 ===2HCOO－＋H2O＋CO2↑ [解析]　(1)①由于H2SeO4第一步完全电离，加入少量NH3·H2O的离子方程式为＋H2O。②由于，故反应为。(2)由于Ka(HCOOH)>Ka1(H2CO3)>Ka(HCN)> Ka2(H2CO3)，所以反应b、e不能进行。 [答案]　＋H2O ②＋H2O＋CO2↑　(2)be 16/16 学科网（北京）股份有限公司 $$