第9讲 电离平衡-【暑假弯道超车】2025年新高二化学暑假提升精品讲义（人教版2019选择性必修1）

第9讲 电离平衡 学习目标 提前掌握本节核心知识，为开学学习打好基础。 思维导图 用图表整理章节逻辑，帮助建立系统化认知。 新知预习 通过预习内容初步理解新知识，培养独立思考能力。 考点精析 结合例题解析高频考点，掌握解题思路，减少开学后学习压力。 分层作业 基础达标：确保核心知识掌握，建立信心。 过关检测：提升应用能力，衔接开学后学习。 1.理解强弱电解质的含义及判断，掌握弱电解质电离方程的书写。 2.了解化学平衡常数的含义，能正确书写给定反应的平衡常数表达式。 3.能利用化学平衡常数进行有关的化学计算。 4.了解平衡移动的条件，掌握提高平衡转化率的方法，能够进行有关平衡转化率的计算。 食醋除水垢,盐酸洁厕灵。食醋、洁厕灵是家庭常用物质，这两种物质中的溶质在水溶液中的电离有什么差别? 知识点1：强电解质和弱电解质 1.电解质和非电解质 电解质 非电解质 定义 在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物 在水溶液中和熔融状态下都不能够导电的化合物 物质类别 ①酸、碱、盐；②绝大多数金属的氧化物；③金属氢化物；④少数有机物；⑤水 ①大部分非金属氧化物；②多数有机物；③部分非金属氢化物等 共同点 均为 关于电解质的注意点 (1)电解质因其自身电离而导电的条件是在水溶液中或熔融状态下，二者满足 即可，如HCl、H2SO4等共价化合物只能在水溶液中电离而导电，Na2O、CaO等活泼金属的氧化物只能在熔融状态下电离而导电，NaCl、K2SO4等可溶性离子化合物在水溶液中和熔融状态下均能电离而导电，它们都是电解质。 (2)能导电的物质 是电解质，如：铜、稀盐酸；电解质也 能导电，如：固态氢氧化钠。 (3)电解质 易溶于水，如：硫酸钡；易溶于水的化合物也 是电解质，如：酒精。 2.强电解质和弱电解质 (1)强酸与弱酸的性质差异实验探究 ①实验操作：取相同体积、0.1 mol·L-1的盐酸和醋酸，比较它们pH的大小，试验其导电能力，并分别与等量镁条反应。观察现象。 ②实验现象(或数据) 酸 0.1 mol·L-1的盐酸 0.1 mol·L-1醋酸 pH 1 约为3 导电能力 较 较 与镁条反应 剧烈反应，产生大量气泡 反应平缓，产生少量气泡 (1)溶液pH是利用溶液中氢离子浓度计算的，即pH=-lg c(H+)。 ③实验结论 a.等物质的量浓度的盐酸和醋酸的pH、导电能力及与活泼金属反应的剧烈程度不同，表明两种酸溶液中H+的浓度不同，即HCl和CH3COOH在水溶液中的 不同。 b.由盐酸与醋酸溶液的pH可知，0.1 mol·L-1盐酸中c(H+)=0.1 mol·L-1,说明HCl在水溶液中 电离；0.1 mol·L-1醋酸溶液中c(H+)<0.1 mol·L-1,说明CH₃COOH在水溶液中 电离。 依据电解质在水溶液中是否 ，将电解质分为强电解质与弱电解质。 HCl与CH3COOH在水中电离示意图： 在稀盐酸中只存在H3O+(H+)、Cl-、H₂O;在醋酸溶液中不仅存在H3O+(H+)、CH3COO-、H2O,还存在 。 (2)强、弱电解质的概念与比较 强电解质 弱电解质 概念 能够全部电离的电解质 只有部分电离的电解质 化合物类型 化合物和部分 化合物 部分 化合物 电离程度 不可逆过程，全部电离 可逆过程，部分电离 粒子种类(不计水分子及其电离) 电解质电离出的阴、阳离子，不存在电解质分子 既有电解质电离出的阴、阳离子，又有电解质分子 实例 a.强酸：如H2SO4、HCl等； b.强碱：如KOH、Ba(OH)2等； c.绝大多数盐：如KNO3、BaSO4等； d.绝大多数 ：CuO、CaO、MgO、Na2O; e. ：NaH、CaH2 a.弱酸：如CH3COOH等； b.弱碱：如NH3·H2O等； c.极少数盐：如(CH3COO)₂Pb、HgCl2等； d.水 共同点 在水溶液中或熔融状态下能够产生自由移动的离子 ①电解质的强弱是由物质的内部结构决定的，与外界因素无关，判断电解质的强弱关键是看其在水溶液中是否完全电离，完全电离则是强电解质，部分电离则是弱电解质。 ②电解质的强弱与化合物所含化学键的种类没有必然联系。一般来说，离子化合物都是强电解质，弱电解质都是共价化合物，反之不一定。如 是强电解质，也是共价化合物。 ③电解质的强弱与其溶解性 。如BaSO4、CaCO3等虽难溶于水，但溶于水的部分却能完全电离，是强电解质。醋酸易溶于水，但不能完全电离，是弱电解质。 ④电解质的强弱与溶液的导电能力 。溶液的导电能力与溶液中自由移动的离子的 、离子所带 有关。强电解质溶液的导电能力 强，如饱和BaSO4溶液中离子浓度很小，溶液导电能力很弱；弱电解质溶液的导电能力 弱，如较浓的CH3COOH溶液中离子浓度较大，溶液导电能力较强。 3.电解质的电离方程式书写 类别 在水溶液中的电离特点 举例 强电解质 强酸、强碱、正盐 完全电离，用“===”表示 H2SO4===2H++SO42- NaOH===Na++OH- Na2CO3===2Na++CO32-; 酸式盐 强酸的酸式盐完全电离，一步完成 NaHSO4===Na++CO32- 弱酸的酸式盐强中有弱，分步完成 NaHCO3===Na++HCO3- HCO3-H++CO32- 弱电解质 一元弱酸、弱碱等 部分电离，用“ ⇌”表示 CH3COOHCHCOO-+H+ NH3·H2ONH4++OH- 多元弱酸 分步电离，以第一步电离为主 H2SH++HS- HS-H++S2- 多元弱碱 分步电离，但由于过程过于复杂，故中学阶段一般用一步电离表示 Cu(OH)2Cu2++2OH- ①电解质在熔融状态下的电离，一般断裂 键，不断裂 键。如 NaHSO4(熔融)===Na++HSO4- NaHCO3(熔融)===Na++HCO3- ②Al(OH)3是中学涉及的一种重要的两性氢氧化物，存在酸式电离和碱式电离。 酸式电离：Al(OH)3+H2O ; 碱式电离：Al(OH)3 。 ③分子中含n个氢原子的酸未必是n元酸，即未必能电离出n个H+,如H3PO2(次磷酸，结构为 ),分子中虽含3个氢原子，但只有-OH能电离出H+,属于 。 知识点2：弱电解质的电离平衡 1.弱电解质电离平衡的建立 (1)电离平衡的概念 在一定条件下(如一定温度和浓度),弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡状态，这种平衡状态叫作 。 (2)电离平衡的建立过程(用v-t图像描述) 2.电离平衡的特征 电离平衡的特点 ①电离平衡可以类比化学平衡来理解与分析。 ②弱电解质的电离过程一般ΔS 0,ΔH 0( 等除外)。 ③电解质在水中的电离，一般分为两个过程：一是电解质解离成离子的过程，二是离子与水分子的水合过程。解离过程(断键)一定是 的，而水合过程(成键)一定是 的。绝大多数电解质电离时，水合过程放出的热量 解离过程吸收的热量，故表现为吸热；极少数弱电解质如HF电离时，由于水合过程放出的热量 解离过程吸收的热量，故表现为放热。 3.电离平衡的移动 (1)影响弱电解质电离平衡的因素 因素 对弱电解质电离平衡的影响 内因 电解质本身的性质决定了其电离程度。电解质越弱，其电离程度越 外因 温度 电离一般是吸热过程，升高温度，电离平衡向电离方向移动，电离程度增大 浓度 增大弱电解质的浓度，电离平衡向 方向移动，溶液中离子的浓度 ，但电离程度 ；稀释溶液，离子浓度 ，电离平衡向 方向移动，电离程度 外加电解质 含有弱电解质电离出的离子 即加入相同离子，增大了弱电解质电离出的某种离子的浓度，电离平衡 移动，电离程度 (同离子效应) 与弱电解质电离出的离子能发生反应 能与弱电解质电离出的某种离子发生反应，即减小弱电解质电离出的某种离子的浓度，电离平衡 移动，电离程度 ①电离平衡向电离方向移动时，电解质分子的浓度 减小，电离程度也 增大，如向稀醋酸溶液中加入冰醋酸，电离平衡向电离方向移动，但c(CH3COOH)增大，电离程度减小。 ②在一定温度下，对于同一弱电解质来说，溶液越稀，离子相互碰撞结合成分子的概率越 ，弱电解质的电离程度越 ，因此稀释溶液会使弱电解质的电离平衡向 方向移动，电离程度 。 冰醋酸的稀释过程分析 向冰醋酸中逐滴加入蒸馏水的过程中溶液导电能力与加水体积的关系如图所示： 在此过程中，影响溶液导电能力即影响溶液中离子总浓度的因素，一是CH3COOH的电离程度，二是溶液体积。图中b点以前，CH3COOH电离程度的 是主要影响因素，溶液中离子总浓度增大，导电能力增强；b点以后，溶液体积的 是主要影响因素，溶液中离子总浓度减小，导电能力减弱 (2)弱电解质电离平衡的移动 电离平衡属于动态平衡，当外界条件改变时，弱电解质的电离平衡可能会发生移动，平衡移动遵循勒夏特列原理。下面以CH3COOHCH3COO-+H+ ΔH>0为例来分析。 改变条件 平衡移动方向 电离程度 n（H+） c（H+） c（CH3COO-） 导电能力 加水稀释 加入少量冰醋酸 通入HCl（g） 通入NaOH（s） 加入镁粉 升高温度 知识点3：电离平衡常数 1.电离(平衡)常数的概念 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，这个常数叫作电离平衡常数，简称电离常数，用K表示。弱酸、弱碱的电离常数通常分别用 、 来表示。 2.电离常数的表示方法 (1)一元弱酸(HA)和一元弱碱(BOH) 1.对于HAH++A-，电离常数Ka= 。 2.对于BOHB++OH-,电离常数Kb= 。 (2)多元弱酸和多元弱碱 多元弱酸的电离是分步进行的，每步均有电离常数，通常用Ka1、Ka2、Ka3等表示。如H2SO3是二元弱酸，发生分步电离：H2SO3H++HSO3-、HSO3-H++SO32-，则第一步和第二步电离常数分别为 Ka1= 、Ka2= 多元弱碱的情况与多元弱酸类似。 ①在运用电离常数表达式进行计算时，表达式中各粒子浓度必须是 时的浓度。 ②多元弱酸各步电离常数大小关系为Ka1 Ka2 Ka3,因此多元弱酸的酸性主要由 电离决定。 ③多元弱酸的电离常数表达式不能合并书写，如将H2SO3的电离常数表达式写成是不正确的。 3.电离常数的影响因素 4.电离常数的应用 (1)衡量弱电解质电离的难易程度。在相同条件下，K值越 ，表示该弱电解质越易 ，其酸性或碱性相对越 。 (2)判断弱酸酸性的相对强弱，进而判断某些有酸参加的复分解反应能否发生。一般符合“强酸制弱酸”规律。 (3)判断微粒浓度比值的变化。如加水稀释时，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 ，在做题时经常可以利用电离常数不变这一特点来判断溶液中某些微粒浓度比值的变化情况。 如将0.1 mol·L-1CH3COOH溶液加水稀释时，溶液中 稀释过程中,c(H+)减小，Ka不变，则的值变大。 (4)判断电离平衡的移动方向。向稀醋酸中加入冰醋酸，此时c(CH3COOH)增大，溶液中有关微粒的浓度商Q=，电离平衡正向移动；反之，向溶液中通入HCl气体，因c(H+)增大，使Q＞Ka,电离平衡逆向移动。 电离度 电离度指弱电解质在溶液里达到电离平衡时，已电离的电解质分子数占原来总分子数(包括已电离的和未电离的)的百分数，即弱酸、弱碱在溶液中电离的程度，相当于化学反应中的 ，通常用α表示。 (1)影响因素：内因是弱电解质本身的性质，外因主要是弱电解质溶液的 与 。 a.浓度c对α的影响：当溶液浓度减小时，弱电解质分子电离平衡 移动，电离度 ；反之，当溶液浓度 时，电离度 。 b.温度T对α的影响：一般情况下，温度对电离度影响 ，但水的解离过程显著吸热，所以温度升高可以增大 的电离度。 用电离度比较几种弱电解质的相对强弱时，需注意所给条件(即浓度和温度)。在温度和浓度相同时，电离度的大小可以表示弱电解质的相对强弱。 (2)电离常数K与α的关系：近似的表示为K= (其中c为弱电解质溶液的浓度)。 重点1：一元强酸与一元弱酸的比较 酸溶液 浓度均为0.01mol· L-1的强酸HA溶液与弱酸HB溶液 c(H+)均为0.01mol· L-1的强酸HA溶液与弱酸HB溶液 pH或物质的量浓度 pHHA pHHB C(HB) c(HA)=0.01mol· L-1 与金属反应的初始速率 HA HB HA HB C(A-)与c(B-)大小 C(A-) c(B-) C(A-) c(B-) 溶液的导电性 HA HB HA HB 体积相同时与过量的碱反应消耗碱的量 HA HB HA HB 体积相同时与过量活泼金属反应产生H2的量 HA HB HA HB 分别加入固体NaA、NaB后溶液pH的变化(体积变化忽略不计) HA: HB: HA: HB: 加水稀释至原体积的10倍后 HA溶液的pH变化程度 HB溶液 升温或降温 HA溶液的pH变化程度 HB溶液 重点2：加水稀释弱电解质溶液时粒子浓度的变化 1.单一粒子浓度判断 加水稀释弱电解质溶液时，溶液中弱电解质电离出的离子浓度均减少，原有的电离平衡被破坏，根据勒夏特列原理，电离平衡向正反应方向移动，电离生成的离子量有所增加，但增加量无法弥补稀释导致溶液体积的增加量。则： (1)稀释弱酸溶液时，溶液中c(OH-) ，其他粒子浓度均 。 (2)稀释弱碱溶液时，溶液中c(H+) ，其他粒子浓度均 。 2.多种粒子浓度关系判断 溶液中多种粒子浓度关系一般表现为乘积或比值形式，变化情况相同的两项，其乘积变化情况也相同；变化情况不同的两项，其比值变化情况与分子变化情况相同。 除上述以外的情况，一般需要比较其变化程度，如果不便直接分析其变化程度，则可借助常数转化法、电荷守恒法等来分析。 (1)定性判断法 如能确定两种粒子浓度的变化程度不同，则可判断粒子浓度比值变化。如判断向氨水中加水稀释时(忽略稀释过程中的温度变化),溶液中的变化趋势：c(NH3·H2O)、c(OH-)均减小，但稀释导致电离平衡右移，n(NH3·H2O)减小而n(OH-)增加，由于二者c(OH-)处于同一溶液体系，V相同，故,呈增大趋势。 (2)常数转化法 当粒子浓度的关系式表现为乘积形式或比例关系，且各项幂之和不为0(即带入后不能消去V),一般需借助电离平衡常数等对关系式进行变形，再加以讨论。 如向0.1 mol·L-1醋酸溶液加水稀释时，要判断溶液中的变化，c(CH3COO-)、c(CH3COOH)均减小，此时可根据将转化为,温度一定时，Ka、c(OH-)·c(H+)(在本章第二节会学习到)均为定值，则不变。 (3)电荷守恒法 在弱电解质溶液中存在电荷守恒关系，即阳离子所带电荷总数等于阴离子所带电荷总数。 ①在弱酸HA溶液中，有c(H+)= c(A-)+c(OH-); ②在弱碱BOH溶液中，有c(H+)+c(B-)=c(OH-)。 在某些情况下，可根据溶液中的电荷守恒关系对粒子浓度的关系式进行变形。如向HClO溶液中加水稀释，要判断的变化，可根据电荷守恒c(H+)=c(ClO-)+c(OH-),将转化为,稀释过程中c(H+)减小，c(OH-)增大，故比值减小。 考点一 强弱电解质的证明与判断 【典例1】下列事实中，能说明是弱碱的有 ①常温下，溶液中 ②溶液可以使酚酞试液变红 ③的溶液与等体积的盐酸恰好完全反应 ④常温下，溶液的导电能力比溶液弱 ⑤常温下，向溶液中加入少量固体，溶液减小 A．①④⑤ B．①③④ C．②③⑤ D．③④⑤ 【变式1-1】将同浓度、同体积的盐酸与醋酸分别与足量的镁条反应，测得密闭容器中压强随时间的变化曲线如图所示。下列说法正确的是 A．反应开始前：盐酸=醋酸 B．反应过程中醋酸中下降更快 C．曲线②表示盐酸与镁条反应 D．反应结束时两容器内相等 【变式1-2】常温下，下列事实能说明HClO是弱电解质的是 A．1 mol•L-1的HClO溶液中C(H+)=0.01mol/L B．NaClO、HClO都易溶于水 C．NaClO的电离方程式：NaClO=Na++ClO- D．HClO与Na2SO3溶液反应，可以得到Na2SO4 考点二 电离方程式的书写与判断 【典例2】下列各电离方程式中，书写正确的是 A． B． C． D． 【变式2-1】下列物质在水中的电离方程式正确的是 A． B． C． D． 【变式2-2】下列电离方程式书写不正确的是 A． B． C． D． 考点三 电离平衡及其移动 【典例3】下列对氨水溶液中存在的电离平衡叙述正确的是 A．加入水后，电离平衡正向移动 B．加入水后，溶液中c(NH)增大 C．加水后，溶液中n(NH)减少 D．加入水后，NH3·H2O电离平衡K增大 【变式3-1】在一定温度下，对冰醋酸加水稀释的过程中，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。下列说法正确的是    A．a、b、c三点对应的溶液中，由小到大的顺序为c<b<a B．a、b、c三点对应的溶液中，的电离程度最大的是b点 C．向b点对应的溶液中加入碳酸钠固体，可增强溶液的导电性 D．在稀释过程中，随着醋酸浓度的减小，保持增大趋势 【变式3-2】在的溶液中欲使的电离度增大且降低，可采用的方法是 ①加少量的溶液②加少量的盐酸③加100水④加热 A．①② B．①③ C．③④ D．①④ 考点四 电离常数的理解及应用 【典例4】羟胺(NH2OH)在水溶液中的电离方程式为NH2OH+ H2ONH3OH++OH-。常温下，向该溶液中加入NaOH固体，下列说法不正确的是 A．平衡常数K不变 B．c(OH-)增大 C．平衡向左移动 D．减小 【变式4-1】已知25 ℃下，醋酸溶液中各粒子存在下述关系：K==1.75×10-5，下列有关说法可能成立的是 A．25 ℃下，向该溶液中加入一定量的盐酸时，K=8×10-5 B．25 ℃下，向该溶液中加入一定量的盐酸时，K=8×10-4 C．标准状况下，醋酸溶液中K=1.75×10-5 D．升高到一定温度，K=7.2×10-5 【变式4-2】已知常温下，几种物质的电离平衡常数，下列反应的离子方程式合理的是 弱酸 甲酸(HCOOH) HClO A．次氯酸钠溶液中通入少量二氧化碳： B．次氯酸钠溶液中通入少量二氧化硫： C．碳酸钠溶液中通入少量： D．纯碱溶液中滴加少量甲酸： 1．下列电离方程式的书写正确的是 A．熔融状态下的NaHSO4电离：NaHSO4=Na＋＋H＋＋SO B．H2CO3的电离：H2CO32H＋＋CO C．HF的水溶液：HF=H＋＋F- D．水溶液中的NaHSO3电离：NaHSO3=Na＋＋HSO 2．常温下，下列事实能说明HClO是弱电解质的是 A．HClO在光照条件下易分解成HCl和O2 B．0.01mol/L HClO溶液的c(ClO-)＜0.01mol/L C．NaClO的电离方程式：NaClO=Na＋＋ClO- D．HClO与Na2SO3溶液反应，可以得到Na2SO4 3．在溶液中存在电离平衡：，关于该电离平衡的叙述正确的是 A．加入少量纯，平衡正向移动，醋酸的电离程度增大 B．加入少量溶液，平衡正向移动，电离平衡常数增大 C．加入少量盐酸，平衡逆向移动，溶液中减小 D．加热时，平衡正向移动，溶液减小，电离平衡常数增大 4．在氨水中存在下列电离平衡：NH3·H2O+OH-，下列情况能引起电离平衡右移的有 ①加NH4Cl固体②加NaOH溶液③通HCl④加CH3COOH溶液⑤加水⑥加压 A．①③⑤ B．①④⑥ C．③④⑤ D．①②④ 5．下列说法正确的是 A．电离平衡常数受溶液浓度的影响 B．电离平衡常数可以表示弱电解质的相对强弱 C．大的酸溶液中一定比小的酸溶液中的大 D．的电离常数表达式为 6．如图纵轴表示导电能力，横轴表示所加物质的用量，下列说法正确的是 A．曲线A表示NaCl固体中滴加蒸馏水 B．曲线B表示CH3COOH溶液中滴加等浓度的NaOH溶液 C．曲线C表示Ba(OH)2溶液中通入CO2 D．曲线D表示氨水中滴加等浓度的醋酸 7．下列事实中，能说明是弱碱的有 ①溶液可以使酚酞溶液变红 ②常温下，溶液中 ③溶液的导电能力比溶液弱 ④等体积的溶液与盐酸恰好完全反应 A．①②③ B．②③ C．②④ D．③④ 8．根据下表提供的数据，判断下列离子方程式或化学方程式正确的是 化学式 电离常数 HClO K=3×10-8 H2CO3 Ka1=4×10-7　Ka2=6×10-11 A．向Na2CO3溶液中滴加少量氯水：CO＋2Cl2＋H2O=2Cl-＋2HClO＋CO2↑ B．向NaHCO3溶液中滴加少量氯水：2HCO＋Cl2=Cl-＋ClO-＋2CO2↑＋H2O C．向NaClO溶液中通入少量CO2：CO2＋NaClO＋H2O=NaHCO3＋HClO D．向NaClO溶液中通入过量CO2：CO2＋2NaClO＋H2O=Na2CO3＋2HClO 9．已知室温时，0.1 mol·L-1 某一元酸HA在水中有0. 2%发生电离，下列叙述错误的是 A．升高温度，溶液的酸性增强 B．该溶液的c(H+)是2 ×10-4 mol·L-1 C．此一元酸的电离平衡常数约为1×10-7 D．向一元酸HA的溶液中，加水稀释，HA的电离平衡向正反应方向移动，但c(H+)减小 10．研究弱电解质的电离，有重要的实际意义。醋酸是一种常见的有机酸。 (1)醋酸的电离方程式为 。 (2)保持温度不变，向醋酸溶液中通入一定量的氨气，下列量将变小的是___________。 A． B． C． D．的电离平衡常数 (3)向的溶液中加水稀释，的比值将 (选填“变大”“不变”或“变小”)。 (4)下列事实一定能说明是弱电解质的是___________(填字母)。 A．相同温度下，浓度均为的盐酸和醋酸的导电性对比：盐酸>醋酸 B．溶液能使紫色石荵溶液变红 C．25℃时，的溶液的pH约为2 D．的溶液恰好与溶液完全反应 1．下列说法正确的是 A．均属于弱电解质 B．的电离方程式： C．在水中的电离方程式： D．弱电解质溶液的导电性可能比强电解质溶液的强 2．下列说法正确的是 A．强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液的强 B．体积相同、pH相同的盐酸和醋酸分别与NaOH溶液中和时，醋酸所消耗NaOH的物质的量多于盐酸 C．将NaOH溶液和氨水分别稀释到原体积的2倍，两者的c(OH-)均变为原来的 D．物质的量浓度相同的磷酸钠溶液和磷酸中PO的浓度相同 3．将浓度为0.1 mol·L﹣1的HF溶液加水稀释，下列各量保持减小的是（    ） ①c(H＋)  ②c(F－)  ③K(HF)  ④    ⑤ A．①②④ B．①②③ C．①②⑤ D．②④⑤ 4．已知25℃时，几种弱酸的电离平衡常数如下： HCOOH：K离=1.77×10-4，HCN：K离=4.9×10-10，H2CO3：Ka1=4.4×10-7，K a2=4.7×10-11，则以下方程式不正确的是（   ） A．HCOOH+NaCN=HCOONa+HCN B．Na2CO3+HCN=NaHCO3+NaCN C．2NaCN+H2O+CO2=2HCN+Na2CO3 D． 5．关于时，体积相同的盐酸与醋酸两种溶液，下列说法正确的是 A．若相等，则 B．若相等，盐酸的浓度更大 C．若浓度相同，中和所需的物质的量相同 D．若浓度相同，分别与镁条反应的速率相等 6．在体积都为1L，c(H＋)都为0.01 mol·L-1的盐酸和醋酸溶液中，投入0.65 g锌粒，则下列图示符合客观事实的是 A． B． C． D． 7．已知25 ℃时，K==1.8×10-5，其中K是该温度下CH3COOH的电离平衡常数。下列说法正确的是 A．向该溶液中加入一定量的硫酸，K增大 B．在绝热的容器里，向少量CH3COOH溶液中加入NaOH固体，K增大 C．向CH3COOH溶液中加入少量水，K增大 D．向CH3COOH溶液中加入少量氢氧化钠溶液，K增大 8．已知下面三个数据：6.8×10-4mol/L，4.6×10-4mol/L，6.2×10-10mol/L，分别是下列有关的三种酸在25℃时的电离常数，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．K(HF)= 6.8×10-4mol/L B．K(HNO2)= 6.2×10-10mol/L C．根据两个反应即可得出结论 D．K(HCN)＜K(HNO2)＜K(HF) 9．已知25 ℃时，测得浓度为0.1 mol·L－1的碱BOH的溶液中，c(OH－)=1×10－3 mol·L－1。 (1)写出BOH的电离方程式 。 (2)BOH的电离平衡常数K= 。 (3)某温度t ℃时，BOH的电离平衡常数为1×10－7，结合(2)的计算可知t ℃ (填“>”“<”或“=”)25 ℃。若该碱的起始浓度也为0.1 mol·L－1，则溶液中c(B＋)= mol·L－1。 10．2019年11月8日，据欧盟官方公报消息，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下表： 弱酸 HCOOH HCN 电离常数 (1)依据表格中三种酸的电离常数，判断三种酸酸性由强到弱的顺序为 。 (2)向NaCN溶液中通入气体能否制得HCN？ 。若能，写出反应的化学方程式 。 (3)同浓度的、结合的能力由强到弱的顺序是 。 (4)①升高溶液的温度，HCN的电离程度如何变化？ ； ②加水稀释，如何变化？ 。 学科网（北京）股份有限公司 $$ 第9讲 电离平衡 学习目标 提前掌握本节核心知识，为开学学习打好基础。 思维导图 用图表整理章节逻辑，帮助建立系统化认知。 新知预习 通过预习内容初步理解新知识，培养独立思考能力。 考点精析 结合例题解析高频考点，掌握解题思路，减少开学后学习压力。 分层作业 基础达标：确保核心知识掌握，建立信心。 过关检测：提升应用能力，衔接开学后学习。 1.理解强弱电解质的含义及判断，掌握弱电解质电离方程的书写。 2.了解化学平衡常数的含义，能正确书写给定反应的平衡常数表达式。 3.能利用化学平衡常数进行有关的化学计算。 4.了解平衡移动的条件，掌握提高平衡转化率的方法，能够进行有关平衡转化率的计算。 食醋除水垢,盐酸洁厕灵。食醋、洁厕灵是家庭常用物质，这两种物质中的溶质在水溶液中的电离有什么差别? 知识点1：强电解质和弱电解质 1.电解质和非电解质 电解质 非电解质 定义 在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物 在水溶液中和熔融状态下都不能够导电的化合物 物质类别 ①酸、碱、盐；②绝大多数金属的氧化物；③金属氢化物；④少数有机物；⑤水 ①大部分非金属氧化物；②多数有机物；③部分非金属氢化物等 共同点 均为化合物 关于电解质的注意点 (1)电解质因其自身电离而导电的条件是在水溶液中或熔融状态下，二者满足其一即可，如HCl、H2SO4等共价化合物只能在水溶液中电离而导电，Na2O、CaO等活泼金属的氧化物只能在熔融状态下电离而导电，NaCl、K2SO4等可溶性离子化合物在水溶液中和熔融状态下均能电离而导电，它们都是电解质。 (2)能导电的物质不一定是电解质，如：铜、稀盐酸；电解质也不一定能导电，如：固态氢氧化钠。 (3)电解质不一定易溶于水，如：硫酸钡；易溶于水的化合物也不一定是电解质，如：酒精。 2.强电解质和弱电解质 (1)强酸与弱酸的性质差异实验探究 ①实验操作：取相同体积、0.1 mol·L-1的盐酸和醋酸，比较它们pH的大小，试验其导电能力，并分别与等量镁条反应。观察现象。 ②实验现象(或数据) 酸 0.1 mol·L-1的盐酸 0.1 mol·L-1醋酸 pH 1 约为3 导电能力 较强 较弱 与镁条反应 剧烈反应，产生大量气泡 反应平缓，产生少量气泡 (1)溶液pH是利用溶液中氢离子浓度计算的，即pH=-lg c(H+)。 ③实验结论 a.等物质的量浓度的盐酸和醋酸的pH、导电能力及与活泼金属反应的剧烈程度不同，表明两种酸溶液中H+的浓度不同，即HCl和CH3COOH在水溶液中的电离程度不同。 b.由盐酸与醋酸溶液的pH可知，0.1 mol·L-1盐酸中c(H+)=0.1 mol·L-1,说明HCl在水溶液中完全电离；0.1 mol·L-1醋酸溶液中c(H+)<0.1 mol·L-1,说明CH₃COOH在水溶液中部分电离。 依据电解质在水溶液中是否完全电离，将电解质分为强电解质与弱电解质。 HCl与CH3COOH在水中电离示意图： 在稀盐酸中只存在H3O+(H+)、Cl-、H₂O;在醋酸溶液中不仅存在H3O+(H+)、CH3COO-、H2O,还存在CH3COOH。 (2)强、弱电解质的概念与比较 强电解质 弱电解质 概念 能够全部电离的电解质 只有部分电离的电解质 化合物类型 离子化合物和部分共价化合物 部分共价化合物 电离程度 不可逆过程，全部电离 可逆过程，部分电离 粒子种类(不计水分子及其电离) 电解质电离出的阴、阳离子，不存在电解质分子 既有电解质电离出的阴、阳离子，又有电解质分子 实例 a.强酸：如H2SO4、HCl等； b.强碱：如KOH、Ba(OH)2等； c.绝大多数盐：如KNO3、BaSO4等； d.绝大多数金属氧化物：CuO、CaO、MgO、Na2O; e.金属氢化物：NaH、CaH2 a.弱酸：如CH3COOH等； b.弱碱：如NH3·H2O等； c.极少数盐：如(CH3COO)₂Pb、HgCl2等； d.水 共同点 在水溶液中或熔融状态下能够产生自由移动的离子 ①电解质的强弱是由物质的内部结构决定的，与外界因素无关，判断电解质的强弱关键是看其在水溶液中是否完全电离，完全电离则是强电解质，部分电离则是弱电解质。 ②电解质的强弱与化合物所含化学键的种类没有必然联系。一般来说，离子化合物都是强电解质，弱电解质都是共价化合物，反之不一定。如AlCl3是强电解质，也是共价化合物。 ③电解质的强弱与其溶解性无关。如BaSO4、CaCO3等虽难溶于水，但溶于水的部分却能完全电离，是强电解质。醋酸易溶于水，但不能完全电离，是弱电解质。 ④电解质的强弱与溶液的导电能力无必然联系。溶液的导电能力与溶液中自由移动的离子的浓度、离子所带电荷数有关。强电解质溶液的导电能力不一定强，如饱和BaSO4溶液中离子浓度很小，溶液导电能力很弱；弱电解质溶液的导电能力不一定弱，如较浓的CH3COOH溶液中离子浓度较大，溶液导电能力较强。 3.电解质的电离方程式书写 类别 在水溶液中的电离特点 举例 强电解质 强酸、强碱、正盐 完全电离，用“===”表示 H2SO4===2H++SO42- NaOH===Na++OH- Na2CO3===2Na++CO32-; 酸式盐 强酸的酸式盐完全电离，一步完成 NaHSO4===Na++CO32- 弱酸的酸式盐强中有弱，分步完成 NaHCO3===Na++HCO3- HCO3-H++CO32- 弱电解质 一元弱酸、弱碱等 部分电离，用“ ⇌”表示 CH3COOHCHCOO-+H+ NH3·H2ONH4++OH- 多元弱酸 分步电离，以第一步电离为主 H2SH++HS- HS-H++S2- 多元弱碱 分步电离，但由于过程过于复杂，故中学阶段一般用一步电离表示 Cu(OH)2Cu2++2OH- ①电解质在熔融状态下的电离，一般断裂离子键，不断裂共价键。如 NaHSO4(熔融)===Na++HSO4- NaHCO3(熔融)===Na++HCO3- ②Al(OH)3是中学涉及的一种重要的两性氢氧化物，存在酸式电离和碱式电离。 酸式电离：Al(OH)3+H2OH++[Al(OH)4]-; 碱式电离：Al(OH)3Al3++3OH-。 ③分子中含n个氢原子的酸未必是n元酸，即未必能电离出n个H+,如H3PO2(次磷酸，结构为 ),分子中虽含3个氢原子，但只有-OH能电离出H+,属于一元酸。 知识点2：弱电解质的电离平衡 1.弱电解质电离平衡的建立 (1)电离平衡的概念 在一定条件下(如一定温度和浓度),弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡状态，这种平衡状态叫作电离平衡。 (2)电离平衡的建立过程(用v-t图像描述) 2.电离平衡的特征 电离平衡的特点 ①电离平衡可以类比化学平衡来理解与分析。 ②弱电解质的电离过程一般ΔS＞0,ΔH＞0(HF等除外)。 ③电解质在水中的电离，一般分为两个过程：一是电解质解离成离子的过程，二是离子与水分子的水合过程。解离过程(断键)一定是吸热的，而水合过程(成键)一定是放热的。绝大多数电解质电离时，水合过程放出的热量小于解离过程吸收的热量，故表现为吸热；极少数弱电解质如HF电离时，由于水合过程放出的热量大于解离过程吸收的热量，故表现为放热。 3.电离平衡的移动 (1)影响弱电解质电离平衡的因素 因素 对弱电解质电离平衡的影响 内因 电解质本身的性质决定了其电离程度。电解质越弱，其电离程度越小 外因 温度 电离一般是吸热过程，升高温度，电离平衡向电离方向移动，电离程度增大 浓度 增大弱电解质的浓度，电离平衡向电离方向移动，溶液中离子的浓度增大，但电离程度减小；稀释溶液，离子浓度减小，电离平衡向电离方向移动，电离程度增大 外加电解质 含有弱电解质电离出的离子 即加入相同离子，增大了弱电解质电离出的某种离子的浓度，电离平衡逆向移动，电离程度减小(同离子效应) 与弱电解质电离出的离子能发生反应 能与弱电解质电离出的某种离子发生反应，即减小弱电解质电离出的某种离子的浓度，电离平衡正向移动，电离程度增大 ①电离平衡向电离方向移动时，电解质分子的浓度不一定减小，电离程度也不一定增大，如向稀醋酸溶液中加入冰醋酸，电离平衡向电离方向移动，但c(CH3COOH)增大，电离程度减小。 ②在一定温度下，对于同一弱电解质来说，溶液越稀，离子相互碰撞结合成分子的概率越小，弱电解质的电离程度越大，因此稀释溶液会使弱电解质的电离平衡向电离方向移动，电离程度增大。 冰醋酸的稀释过程分析 向冰醋酸中逐滴加入蒸馏水的过程中溶液导电能力与加水体积的关系如图所示： 在此过程中，影响溶液导电能力即影响溶液中离子总浓度的因素，一是CH3COOH的电离程度，二是溶液体积。图中b点以前，CH3COOH电离程度的增大是主要影响因素，溶液中离子总浓度增大，导电能力增强；b点以后，溶液体积的增大是主要影响因素，溶液中离子总浓度减小，导电能力减弱 (2)弱电解质电离平衡的移动 电离平衡属于动态平衡，当外界条件改变时，弱电解质的电离平衡可能会发生移动，平衡移动遵循勒夏特列原理。下面以CH3COOHCH3COO-+H+ ΔH>0为例来分析。 改变条件 平衡移动方向 电离程度 n（H+） c（H+） c（CH3COO-） 导电能力 加水稀释 正向移动 增大 增大 减小 减小 减弱 加入少量冰醋酸 正向移动 减小 增大 增大 增大 增强 通入HCl（g） 逆向移动 减小 增大 增大 减小 增强 通入NaOH（s） 正向移动 增大 减小 减小 增大 增强 加入镁粉 正向移动 增大 减小 减小 增大 增强 升高温度 正向移动 增大 增大 增大 增大 增强 知识点3：电离平衡常数 1.电离(平衡)常数的概念 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，这个常数叫作电离平衡常数，简称电离常数，用K表示。弱酸、弱碱的电离常数通常分别用Ka、Kb来表示。 2.电离常数的表示方法 (1)一元弱酸(HA)和一元弱碱(BOH) 1.对于HAH++A-，电离常数Ka= 2.对于BOHB++OH-,电离常数Kb= (2)多元弱酸和多元弱碱 多元弱酸的电离是分步进行的，每步均有电离常数，通常用Ka1、Ka2、Ka3等表示。如H2SO3是二元弱酸，发生分步电离：H2SO3H++HSO3-、HSO3-H++SO32-，则第一步和第二步电离常数分别为 Ka1=、Ka2= 多元弱碱的情况与多元弱酸类似。 ①在运用电离常数表达式进行计算时，表达式中各粒子浓度必须是平衡时的浓度。 ②多元弱酸各步电离常数大小关系为Ka1≫Ka2≫Ka3,因此多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。 ③多元弱酸的电离常数表达式不能合并书写，如将H2SO3的电离常数表达式写成是不正确的。 3.电离常数的影响因素 4.电离常数的应用 (1)衡量弱电解质电离的难易程度。在相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越易电离，其酸性或碱性相对越强。 (2)判断弱酸酸性的相对强弱，进而判断某些有酸参加的复分解反应能否发生。一般符合“强酸制弱酸”规律。 (3)判断微粒浓度比值的变化。如加水稀释时，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，在做题时经常可以利用电离常数不变这一特点来判断溶液中某些微粒浓度比值的变化情况。 如将0.1 mol·L-1CH3COOH溶液加水稀释时，溶液中 稀释过程中,c(H+)减小，Ka不变，则的值变大。 (4)判断电离平衡的移动方向。向稀醋酸中加入冰醋酸，此时c(CH3COOH)增大，溶液中有关微粒的浓度商Q=，电离平衡正向移动；反之，向溶液中通入HCl气体，因c(H+)增大，使Q＞Ka,电离平衡逆向移动。 电离度 电离度指弱电解质在溶液里达到电离平衡时，已电离的电解质分子数占原来总分子数(包括已电离的和未电离的)的百分数，即弱酸、弱碱在溶液中电离的程度，相当于化学反应中的平衡转化率，通常用α表示。 (1)影响因素：内因是弱电解质本身的性质，外因主要是弱电解质溶液的浓度与温度。 a.浓度c对α的影响：当溶液浓度减小时，弱电解质分子电离平衡正向移动，电离度增大；反之，当溶液浓度增大时，电离度减少。 b.温度T对α的影响：一般情况下，温度对电离度影响不大，但水的解离过程显著吸热，所以温度升高可以增大水的电离度。 用电离度比较几种弱电解质的相对强弱时，需注意所给条件(即浓度和温度)。在温度和浓度相同时，电离度的大小可以表示弱电解质的相对强弱。 (2)电离常数K与α的关系：近似的表示为K=cα²(其中c为弱电解质溶液的浓度)。 重点1：一元强酸与一元弱酸的比较 酸溶液 浓度均为0.01mol· L-1的强酸HA溶液与弱酸HB溶液 c(H+)均为0.01mol· L-1的强酸HA溶液与弱酸HB溶液 pH或物质的量浓度 pHHA<pHHB C(HB)>c(HA)=0.01mol· L-1 与金属反应的初始速率 HA>HB HA=HB C(A-)与c(B-)大小 C(A-)>c(B-) C(A-)=c(B-) 溶液的导电性 HA>HB HA=HB 体积相同时与过量的碱反应消耗碱的量 HA=HB HA<HB 体积相同时与过量活泼金属反应产生H2的量 HA=HB HA<HB 分别加入固体NaA、NaB后溶液pH的变化(体积变化忽略不计) HA:不变 HB:变大 HA:不变 HB:变大 加水稀释至原体积的10倍后 HA溶液的pH变化程度大于HB溶液 升温或降温 HA溶液的pH变化程度小于HB溶液 重点2：加水稀释弱电解质溶液时粒子浓度的变化 1.单一粒子浓度判断 加水稀释弱电解质溶液时，溶液中弱电解质电离出的离子浓度均减少，原有的电离平衡被破坏，根据勒夏特列原理，电离平衡向正反应方向移动，电离生成的离子量有所增加，但增加量无法弥补稀释导致溶液体积的增加量。则： (1)稀释弱酸溶液时，溶液中c(OH-)增大，其他粒子浓度均减小。 (2)稀释弱碱溶液时，溶液中c(H+)增大，其他粒子浓度均减小。 2.多种粒子浓度关系判断 溶液中多种粒子浓度关系一般表现为乘积或比值形式，变化情况相同的两项，其乘积变化情况也相同；变化情况不同的两项，其比值变化情况与分子变化情况相同。 除上述以外的情况，一般需要比较其变化程度，如果不便直接分析其变化程度，则可借助常数转化法、电荷守恒法等来分析。 (1)定性判断法 如能确定两种粒子浓度的变化程度不同，则可判断粒子浓度比值变化。如判断向氨水中加水稀释时(忽略稀释过程中的温度变化),溶液中的变化趋势：c(NH3·H2O)、c(OH-)均减小，但稀释导致电离平衡右移，n(NH3·H2O)减小而n(OH-)增加，由于二者c(OH-)处于同一溶液体系，V相同，故,呈增大趋势。 (2)常数转化法 当粒子浓度的关系式表现为乘积形式或比例关系，且各项幂之和不为0(即带入后不能消去V),一般需借助电离平衡常数等对关系式进行变形，再加以讨论。 如向0.1 mol·L-1醋酸溶液加水稀释时，要判断溶液中的变化，c(CH3COO-)、c(CH3COOH)均减小，此时可根据将转化为,温度一定时，Ka、c(OH-)·c(H+)(在本章第二节会学习到)均为定值，则不变。 (3)电荷守恒法 在弱电解质溶液中存在电荷守恒关系，即阳离子所带电荷总数等于阴离子所带电荷总数。 ①在弱酸HA溶液中，有c(H+)= c(A-)+c(OH-); ②在弱碱BOH溶液中，有c(H+)+c(B-)=c(OH-)。 在某些情况下，可根据溶液中的电荷守恒关系对粒子浓度的关系式进行变形。如向HClO溶液中加水稀释，要判断的变化，可根据电荷守恒c(H+)=c(ClO-)+c(OH-),将转化为,稀释过程中c(H+)减小，c(OH-)增大，故比值减小。 考点一 强弱电解质的证明与判断 【典例1】下列事实中，能说明是弱碱的有 ①常温下，溶液中 ②溶液可以使酚酞试液变红 ③的溶液与等体积的盐酸恰好完全反应 ④常温下，溶液的导电能力比溶液弱 ⑤常温下，向溶液中加入少量固体，溶液减小 A．①④⑤ B．①③④ C．②③⑤ D．③④⑤ 【答案】A 【详解】①常温下，溶液中，说明MOH不能完全电离，即说明MOH为弱碱，故①正确； ②溶液可以使酚酞试液变红，只能说明溶液显碱性，不能说明MOH是否完全电离，不能说明MOH为弱碱，故②错误； ③溶液与等体积的盐酸恰好完全反应，不能说明MOH是否完全电离，不能说明MOH为弱碱，故③错误； ④常温下，溶液的导电能力比溶液弱，说明中自由移动的离子浓度小于溶液中的，即说明MOH不能完全电离，即说明MOH为弱碱，故④正确； ⑤常温下，向溶液中加入少量MCl固体，溶液pH减小即溶液中OH-浓度增大，说明溶液中存在电离平衡：，M+浓度增大使得平衡逆向移动，故说明MOH为弱碱，故⑤正确；综上分析可知，①④⑤正确； 故答案为：A。 【变式1-1】将同浓度、同体积的盐酸与醋酸分别与足量的镁条反应，测得密闭容器中压强随时间的变化曲线如图所示。下列说法正确的是 A．反应开始前：盐酸=醋酸 B．反应过程中醋酸中下降更快 C．曲线②表示盐酸与镁条反应 D．反应结束时两容器内相等 【答案】D 【详解】A．为强酸，完全电离，醋酸为弱酸，部分电离，同浓度、同体积的盐酸与醋酸，反应开始前：盐酸>醋酸，故A错误； B．反应过程中盐酸中比醋酸中大，盐酸反应速率快，下降更快，故B错误； C．反应过程中盐酸中比醋酸中大，盐酸反应速率快，根据图像，曲线②表示醋酸与镁条反应，故C错误； D．根据图像可知，反应结束时两容器内与酸的强弱无关，产生的相等，，故D正确； 故选D。 【变式1-2】常温下，下列事实能说明HClO是弱电解质的是 A．1 mol•L-1的HClO溶液中C(H+)=0.01mol/L B．NaClO、HClO都易溶于水 C．NaClO的电离方程式：NaClO=Na++ClO- D．HClO与Na2SO3溶液反应，可以得到Na2SO4 【答案】A 【详解】A．1 mol•L-1的HClO溶液中C(H+)=0.01mol/L，说明HClO部分电离，HClO是弱电解质，A正确； B．不能根据电解质的溶解性强弱判断电解质强弱，B错误； C．NaClO的电离方程式是NaClO=Na++ClO-，证明NaClO是强电解质，不能证明HClO是弱电解质，C错误； D．HClO与Na2SO3溶液反应，可以得到Na2SO4，证明HClO有氧化性，不能证明HClO是弱电解质，D错误； 故选A。 考点二 电离方程式的书写与判断 【典例2】下列各电离方程式中，书写正确的是 A． B． C． D． 【答案】C 【详解】A．氢硫酸是弱酸，分步电离，、，故A错误； B．硫酸氢钾是强电解池，全部电离，，故B错误； C．一水合氨是弱电解质，部分电离，，故C正确； D．碳酸是弱酸，分步电离，、，故D错误。 综上所述，答案为C。 【变式2-1】下列物质在水中的电离方程式正确的是 A． B． C． D． 【答案】B 【详解】A．是弱碱，属于弱电解质，只有部分电离，应用可逆号“”，A错误； B．是强电解质，完全电离，B正确； C．是二元弱酸，属于弱电解质，只有部分电离，应用可逆号“”，且分步电离，C错误； D．不能拆分，D错误； 故选B。 【变式2-2】下列电离方程式书写不正确的是 A． B． C． D． 【答案】A 【详解】A．醋酸钠是强电解质，在溶液中完全电离出钠离子和醋酸根离子，电离方程式为，故A错误； B．氢氧化钠是强电解质，在溶液中完全电离出钠离子和氢氧根离子，电离方程式为，故B正确； C．磷酸是中强酸，在溶液中分步电离，以一级为主，电离方程式为，故C正确； D．氢氰酸是一元弱酸，在溶液中部分电离出氰酸根离子和氢离子，电离方程式为，故D正确； 故选A。 考点三 电离平衡及其移动 【典例3】下列对氨水溶液中存在的电离平衡叙述正确的是 A．加入水后，电离平衡正向移动 B．加入水后，溶液中c(NH)增大 C．加水后，溶液中n(NH)减少 D．加入水后，NH3·H2O电离平衡K增大 【答案】A 【分析】可根据勒夏特列原理分析电离平衡，判断溶液中各微粒的浓度变化； 【详解】A．在氨水中加入水，溶液被稀释，氨水电离平衡正向移动，越稀越电离，故A正确； B．在氨水中加入水，氨水电离平衡正向移动，但是溶液被稀释，降低，故B错误； C．在氨水中加入水，氨水电离平衡正向移动，物质的量增加，故C错误； D．电离常数与温度有关，加水不影响电离常数，故D错误； 故选A。 【变式3-1】在一定温度下，对冰醋酸加水稀释的过程中，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。下列说法正确的是    A．a、b、c三点对应的溶液中，由小到大的顺序为c<b<a B．a、b、c三点对应的溶液中，的电离程度最大的是b点 C．向b点对应的溶液中加入碳酸钠固体，可增强溶液的导电性 D．在稀释过程中，随着醋酸浓度的减小，保持增大趋势 【答案】C 【详解】A．导电能力越强，c(H＋)、c(CH3COO-)越大，故a、b、c三点对应的溶液中，c(H＋)由小到大的顺序为c＜a＜b，A错误； B．加水稀释，促进CH3COOH的电离，故c点对应的溶液中CH3COOH的电离程度最大，B错误； C． 向b点对应的溶液中加入碳酸钠固体，CO与H＋反应使平衡右移，c(CH3COO-)增大，可增强溶液的导电性，C正确； D． 在稀释过程中，电离平衡右移，c(CH3COOH)始终保持减小趋势， 不可能保持增大趋势，由图可知，b点之后不断减小，D错误； 答案选C。 【变式3-2】在的溶液中欲使的电离度增大且降低，可采用的方法是 ①加少量的溶液②加少量的盐酸③加100水④加热 A．①② B．①③ C．③④ D．①④ 【答案】B 【详解】①NaOH与CH3COOH发生中和反应，使醋酸的电离程度增大了，且使得溶液中的氢离子浓度降低了，①可行；加入盐酸会抑制醋酸的电离，导致醋酸的电离程度减小，但氢离子浓度增大了，②不可行；③加100水，醋酸浓度变小，氢离子浓度变小，促进醋酸的电离，③可行；④加热会促进电离，使醋酸的电离程度增大，从而使氢离子浓度增大，④不可行。 故选B。 考点四 电离常数的理解及应用 【典例4】羟胺(NH2OH)在水溶液中的电离方程式为NH2OH+ H2ONH3OH++OH-。常温下，向该溶液中加入NaOH固体，下列说法不正确的是 A．平衡常数K不变 B．c(OH-)增大 C．平衡向左移动 D．减小 【答案】D 【详解】A．平衡常数只与温度有关，温度不变平衡常数不变，A正确； B．NaOH可以在水溶液中电离出大量氢氧根离子，向该溶液中加入NaOH固体，使溶液中n(OH-)增大，c(OH-)增大，B正确； C．根据平衡移动原理可知，溶液中c(OH-)增大，所以平衡向左移动，C正确； D．电离平衡常数K= ，所以，加入NaOH后平衡逆向移动，c(NH3OH+)减小，则增大，D错误； 答案选D。 【变式4-1】已知25 ℃下，醋酸溶液中各粒子存在下述关系：K==1.75×10-5，下列有关说法可能成立的是 A．25 ℃下，向该溶液中加入一定量的盐酸时，K=8×10-5 B．25 ℃下，向该溶液中加入一定量的盐酸时，K=8×10-4 C．标准状况下，醋酸溶液中K=1.75×10-5 D．升高到一定温度，K=7.2×10-5 【答案】D 【详解】K为醋酸的电离常数，只与温度有关，与离子浓度无关，温度不变，平衡常数不变，A、B均错误； C．由于醋酸电离过程吸热，则升高温度，K增大，降低温度，K减小，所以标准状况下(0 ℃)，K应小于1.75×10-5，C错误； D．升高温度，平衡常数增大，故K应大于1.75×10-5，D正确； 故答案为：D。 【变式4-2】已知常温下，几种物质的电离平衡常数，下列反应的离子方程式合理的是 弱酸 甲酸(HCOOH) HClO A．次氯酸钠溶液中通入少量二氧化碳： B．次氯酸钠溶液中通入少量二氧化硫： C．碳酸钠溶液中通入少量： D．纯碱溶液中滴加少量甲酸： 【答案】C 【分析】电离常数大，弱酸酸性强，由表中数据可知，酸性：>HCOOH>>>HClO>； 【详解】A．次氯酸钠溶液中通入少量二氧化碳，，故A不合理； B．次氯酸钠溶液中通入少量二氧化硫，发生氧化还原反应，，故B不合理； C．碳酸钠溶液中通入少量，，故C合理； D．纯碱溶液中滴加少量甲酸，生成碳酸氢根，，故D不合理； 故选C。 1．下列电离方程式的书写正确的是 A．熔融状态下的NaHSO4电离：NaHSO4=Na＋＋H＋＋SO B．H2CO3的电离：H2CO32H＋＋CO C．HF的水溶液：HF=H＋＋F- D．水溶液中的NaHSO3电离：NaHSO3=Na＋＋HSO 【答案】D 【详解】A．硫酸氢钠为强电解质，硫酸氢钠在熔融状态下电离得到钠离子和硫酸氢根离子，电离方程式：NaHSO4=Na++HSO，故A错误； B．碳酸为二元弱酸，分步电离，以第一步为主，H2CO3的电离方程式为：H2CO3⇌H++HCO ，故B错误； C．HF为弱电解质，部分电离用可逆号，电离的方程式：HF⇌H++F-，故C错误； D．亚硫酸氢钠为强电解质，完全电离出亚硫酸氢根离子和钠离子，电离方程式：NaHSO3=Na++HSO ，故D正确； 故选D。 2．常温下，下列事实能说明HClO是弱电解质的是 A．HClO在光照条件下易分解成HCl和O2 B．0.01mol/L HClO溶液的c(ClO-)＜0.01mol/L C．NaClO的电离方程式：NaClO=Na＋＋ClO- D．HClO与Na2SO3溶液反应，可以得到Na2SO4 【答案】B 【详解】A．HClO在光照条件下易分解成HCl和O2，表明HClO具有不稳定性，A不符合题意； B．0.01mol/L HClO溶液的c(ClO-)＜0.01mol/L，表明HClO只发生部分电离，则其为弱电解质，B符合题意； C．NaClO的电离方程式：NaClO=Na＋＋ClO-，表明NaClO是强电解质，不能说明HClO是强电解质还是弱电解质，C不符合题意； D．HClO与Na2SO3溶液反应，可以得到Na2SO4，表明HClO具有强氧化性，D不符合题意； 故选B。 3．在溶液中存在电离平衡：，关于该电离平衡的叙述正确的是 A．加入少量纯，平衡正向移动，醋酸的电离程度增大 B．加入少量溶液，平衡正向移动，电离平衡常数增大 C．加入少量盐酸，平衡逆向移动，溶液中减小 D．加热时，平衡正向移动，溶液减小，电离平衡常数增大 【答案】D 【详解】A．加入少量纯，相当于增大反应物浓度，平衡正向移动，醋酸电离程度减小，故A错误； B．加入少量NaOH,消耗氢离子，使得平衡正向移动，因平衡常数只与温度有关，所以不变，故B错误； C．加入少量盐酸相当于增大生成物浓度，平衡逆向移动，因为引入氢离子，所以增大，故C错误； D．弱电离为吸热过程，升温使电离平衡右移，增大，pH减小，平衡常数增大，故D正确； 故选D。 4．在氨水中存在下列电离平衡：NH3·H2O+OH-，下列情况能引起电离平衡右移的有 ①加NH4Cl固体②加NaOH溶液③通HCl④加CH3COOH溶液⑤加水⑥加压 A．①③⑤ B．①④⑥ C．③④⑤ D．①②④ 【答案】C 【分析】氨水中存在下列平衡：NH3·H2ONH4＋+OH－，加水促进电离，且如果加入能和铵根离子或氢氧根离子反应的物质，平衡就向电离方向移动，如果加入的物质中含有铵根离子或氢氧根离子，平衡向逆反应方向移动； 【详解】①加NH4Cl固体，溶液中铵根离子浓度增大，平衡向逆反应方向移动，故①不符合题意； ②加NaOH溶液溶液中氢氧根离子浓度增大，平衡向逆反应方向移动，故②不符合题意； ③通HCl氢离子和氢氧根离子反应，导致平衡向右移动，故③符合题意； ④加CH3COOH溶液 ，氢离子和氢氧根离子反应，导致平衡向右移动，故④符合题意； ⑤加水溶液浓度减小，促进电离，故⑤符合题意；　 ⑥加压不影响平衡的移动，故⑥不符合题意； 故选C。 5．下列说法正确的是 A．电离平衡常数受溶液浓度的影响 B．电离平衡常数可以表示弱电解质的相对强弱 C．大的酸溶液中一定比小的酸溶液中的大 D．的电离常数表达式为 【答案】B 【详解】A．对于同一弱电解质的稀溶液来说，电离平衡常数是温度的函数，只与温度有关，与溶液浓度无关，故A错误； B．电离平衡常数可以表示弱电解质的相对强弱，电解质越弱电离平衡常数越小，故B正确； C．酸溶液中既跟酸的电离常数有关，也跟酸溶液的浓度有关，大的酸溶液中不一定比小的酸溶液中的大，故C错误； D．碳酸是分步电离的，第一步电离常数的表达式为，第二步电离常数的表达式为，故D错误； 选B。 6．如图纵轴表示导电能力，横轴表示所加物质的用量，下列说法正确的是 A．曲线A表示NaCl固体中滴加蒸馏水 B．曲线B表示CH3COOH溶液中滴加等浓度的NaOH溶液 C．曲线C表示Ba(OH)2溶液中通入CO2 D．曲线D表示氨水中滴加等浓度的醋酸 【答案】C 【详解】A．NaCl固体中滴加蒸馏水，开始时导电能力为0，因此不是曲线A，故A错误 B．CH3COOH溶液中滴加等浓度的NaOH溶液，导电能力增强，故不是曲线B，故B错误； C．Ba(OH)2溶液中通入CO2，先生成碳酸钡沉淀，继续通二氧化碳，生成碳酸氢钡溶液，导电能力先减小，再增大，故曲线C可表示，故C正确； D．氨水中滴加等浓度的醋酸，生成醋酸铵强电解质，溶液导电能力增强，当反应完，导电能力增大到最大，再加入醋酸，导电能力减弱，故不是曲线D，故D错误。 综上所述，答案为C。 7．下列事实中，能说明是弱碱的有 ①溶液可以使酚酞溶液变红 ②常温下，溶液中 ③溶液的导电能力比溶液弱 ④等体积的溶液与盐酸恰好完全反应 A．①②③ B．②③ C．②④ D．③④ 【答案】B 【详解】①溶液可以使酚酞溶液变红，说明能电离出氢氧根离子，但不能说明的电离程度，不能说明是弱电解质，故错误； ②常温下，溶液中，说明没有完全电离，则为弱碱，故正确； ③离子所带电荷数相同时，溶液的导电能力与离子浓度成正比，溶液的导电能力比溶液弱，说明溶液中离子浓度较小，部分电离，则为弱碱，故正确； ④等体积的溶液与盐酸混合，无论是强碱还是弱碱，都恰好完全反应，故错误。 本题选B。 8．根据下表提供的数据，判断下列离子方程式或化学方程式正确的是 化学式 电离常数 HClO K=3×10-8 H2CO3 Ka1=4×10-7　Ka2=6×10-11 A．向Na2CO3溶液中滴加少量氯水：CO＋2Cl2＋H2O=2Cl-＋2HClO＋CO2↑ B．向NaHCO3溶液中滴加少量氯水：2HCO＋Cl2=Cl-＋ClO-＋2CO2↑＋H2O C．向NaClO溶液中通入少量CO2：CO2＋NaClO＋H2O=NaHCO3＋HClO D．向NaClO溶液中通入过量CO2：CO2＋2NaClO＋H2O=Na2CO3＋2HClO 【答案】C 【详解】A．HClO的电离常数小于H2CO3的第一步电离，向Na2CO3溶液中滴加少量氯水，不能生成二氧化碳，应该生成碳酸氢根，A项错误； B．向NaHCO3溶液中滴加少量氯水，氯水中的氯化氢和碳酸氢钠反应生成氯化钠、二氧化碳和水，次氯酸不能和碳酸氢钠反应，产物应为次氯酸，B项错误； C．碳酸的酸性比次氯酸和碳酸氢根离子的酸性都强，C项正确； D．向NaClO溶液中通入过量CO2，反应生成碳酸氢钠和次氯酸，D项错误； 答案选C。 9．已知室温时，0.1 mol·L-1 某一元酸HA在水中有0. 2%发生电离，下列叙述错误的是 A．升高温度，溶液的酸性增强 B．该溶液的c(H+)是2 ×10-4 mol·L-1 C．此一元酸的电离平衡常数约为1×10-7 D．向一元酸HA的溶液中，加水稀释，HA的电离平衡向正反应方向移动，但c(H+)减小 【答案】C 【详解】A．升高温度促进HA电离，溶液中氢离子浓度增大，酸性增强，故A正确； B．0.1mol/L某一元酸HA在水中有0.2%发生电离，则HA是弱酸，溶液中c（H+）=0.1mol/L×0.2%=2 ×10-4mol/L，故B正确； C．室温时，电离平衡常数，故C错误； D．越稀越电离，加水稀释，HA的电离平衡向正反应方向移动，n(H+)增大，由于溶液体积增大程度影响更大，c(H+)减小，故D正确； 故选：C。 10．研究弱电解质的电离，有重要的实际意义。醋酸是一种常见的有机酸。 (1)醋酸的电离方程式为 。 (2)保持温度不变，向醋酸溶液中通入一定量的氨气，下列量将变小的是___________。 A． B． C． D．的电离平衡常数 (3)向的溶液中加水稀释，的比值将 (选填“变大”“不变”或“变小”)。 (4)下列事实一定能说明是弱电解质的是___________(填字母)。 A．相同温度下，浓度均为的盐酸和醋酸的导电性对比：盐酸>醋酸 B．溶液能使紫色石荵溶液变红 C．25℃时，的溶液的pH约为2 D．的溶液恰好与溶液完全反应 【答案】(1) (2)B (3)变大 (4)AC 【详解】（1）醋酸为弱酸，部分发生电离，电离方程式为。 （2）A．通入氨气，促进的电离，则增大，A错误； B．通入氨气，增大，减小，B正确； C．通入氨气，增大，C错误； D．由于温度不变，的电离平衡常数不变，D错误； 故选B； （3）向溶液中加水稀释，促进电离，分子个数减少，氢离子、醋酸根离子个数增多，因此减小的程度比减小的程度大，因此的比值将变大。 （4）A．在相同条件下，醋酸溶液的导电性比盐酸的弱，说明醋酸的电离程度小于氯化氢，氯化氢为强电解质，则醋酸为弱电解质，A正确； B．使紫色石蕊溶液变红，只能说明溶液显酸性，不能证明酸的强弱，B错误； C．时，如果的盐酸，溶液的，由的的pH约为2，可以证明醋酸为弱酸，C正确； D．酸提供溶质的量与碱提供溶质的量相等，二者恰好完全反应，不能证明醋酸为弱酸，D错； 故选AC。 1．下列说法正确的是 A．均属于弱电解质 B．的电离方程式： C．在水中的电离方程式： D．弱电解质溶液的导电性可能比强电解质溶液的强 【答案】D 【详解】A．电解质是溶于水或在熔融状态下能够导电的化合物；弱电解质是指在水溶液里部分电离的电解质，包括弱酸、弱碱、水与少数盐；二氧化碳不是电解质，碳酸钙为强电解质，A错误； B．溶液中完全电离出钠离子和亚硫酸根离子，电离方程式：，B错误； C．为弱酸，在水中分步电离，电离方程式：，C错误； D．溶液的导电能力与离子浓度和离子所带的电荷有关，难溶于水的强电解质溶液导电性很弱，如BaSO4；可溶于水的弱电解质导电性也可能较强，如醋酸溶液，D正确； 故选D。 2．下列说法正确的是 A．强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液的强 B．体积相同、pH相同的盐酸和醋酸分别与NaOH溶液中和时，醋酸所消耗NaOH的物质的量多于盐酸 C．将NaOH溶液和氨水分别稀释到原体积的2倍，两者的c(OH-)均变为原来的 D．物质的量浓度相同的磷酸钠溶液和磷酸中PO的浓度相同 【答案】B 【详解】A．电解质溶液导电性与离子浓度以及离子所带电荷有关，与电解质强弱无关，故A错误； B．氯化氢是强电解质，醋酸是弱电解质，在水溶液里存在电离平衡，所以pH相等的盐酸和醋酸，盐酸的浓度小于醋酸，等体积等pH的两种酸，醋酸的物质的量大于盐酸，醋酸和盐酸都是一元酸，酸的物质的量越大中和时需要的氢氧化钠越多，所以醋酸消耗的氢氧化钠多，故B正确； C．氨水溶液稀释，促进弱电解质一水合氨电离，将氨水稀释一倍，溶液中c(OH-)大于原来的，故C错误； D．磷酸是中强酸，在溶液中存在电离平衡，磷酸钠在溶液中存在水解平衡，这两个平衡程度都很小，磷酸是三元酸，在溶液中分步电离，磷酸根离子浓度非常小，磷酸钠在溶液中分步水解，水解的磷酸根离子的量非常小，所以磷酸钠中磷酸根离子远多于等浓度的磷酸溶液，故D错误。 答案选B。 3．将浓度为0.1 mol·L﹣1的HF溶液加水稀释，下列各量保持减小的是（    ） ①c(H＋)  ②c(F－)  ③K(HF)  ④    ⑤ A．①②④ B．①②③ C．①②⑤ D．②④⑤ 【答案】A 【详解】HF溶液中存在电离平衡：HF(aq)H+(aq)+F-(aq)，加水稀释过程中，促进HF电离，根据勒夏特列原理可知，溶液中c(HF)、c(H＋)、c(F－)都会减小，稀释过程中温度不变，相关常数不变，即KW、K(HF)都不会改变；稀释过程中，水的电离程度逐渐增大，因此n(H＋)增加的量大于n(F-)，因此稀释过程中逐渐减小；==，因此该比值逐渐增大，综上所述，稀释过程中始终保持减小的是①②④，故答案为A。 4．已知25℃时，几种弱酸的电离平衡常数如下： HCOOH：K离=1.77×10-4，HCN：K离=4.9×10-10，H2CO3：Ka1=4.4×10-7，K a2=4.7×10-11，则以下方程式不正确的是（   ） A．HCOOH+NaCN=HCOONa+HCN B．Na2CO3+HCN=NaHCO3+NaCN C．2NaCN+H2O+CO2=2HCN+Na2CO3 D． 【答案】C 【详解】A．根据题干信息，K离(HCOOH)＞K离(HCN)，因此反应HCOOH+NaCN=HCOONa+HCN可以发生，A正确； B．K离(HCN)＞Ka2(H2CO3)，因此反应Na2CO3+HCN=NaHCO3+NaCN可以发生，B正确； C．Ka1(H2CO3)＞K离(HCN) ＞Ka2(H2CO3)，因此NaCN+H2O+CO2=HCN+NaHCO3，C错误； D．K离(HCOOH)＞Ka1(H2CO3)，反应，D正确； 答案选C。 5．关于时，体积相同的盐酸与醋酸两种溶液，下列说法正确的是 A．若相等，则 B．若相等，盐酸的浓度更大 C．若浓度相同，中和所需的物质的量相同 D．若浓度相同，分别与镁条反应的速率相等 【答案】C 【详解】A．若pH值相等，则两种溶液中c(H+)相等，温度相同，则两种溶液中c(OH-)相等，两种溶液中分别存在c(H+)=c(Cl-)+c(OH-)、c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)，所以c(CH3COO-)=c(Cl-)，故A错误； B．HCl为强酸，完全电离，为弱酸，部分电离，若相等，醋酸的浓度更大，故B错误； C．时，体积相同的盐酸与醋酸两种溶液，若浓度相同，则两种酸物质的量相同，中和所需的物质的量相同，故C正确； D．若浓度相同，HCl为强酸， 为弱酸，盐酸中更大，与镁条反应速率更快，故D错误； 故选C。 6．在体积都为1L，c(H＋)都为0.01 mol·L-1的盐酸和醋酸溶液中，投入0.65 g锌粒，则下列图示符合客观事实的是 A． B． C． D． 【答案】C 【详解】醋酸是弱酸，盐酸是强酸，常温下，盐酸的浓度为0.01mol/L，而醋酸的浓度要明显大于0.01mol/L；因此二者体积均为1L时，对于盐酸而言0.65g锌显然是过量的，因此二者在与锌反应时，最终醋酸生成的氢气会更多；盐酸与醋酸初始c(H＋)相等，由于醋酸弱电离的原因，导致其相比于盐酸，氢离子浓度下降的更慢即c(H＋)变化的更为缓慢；又因为氢离子浓度越大时，酸与金属反应生成氢气的速率越快，因此反应开始后，醋酸生成氢气的速率要比盐酸更快； A．通过分析可知，由于醋酸是弱酸，溶液中存在醋酸的电离平衡，这就导致其与锌发生反应时，相比于盐酸，氢离子浓度下降的较慢，那么pH变化的也就更为平缓，故A图不符； B．通过分析可知，由于反应开始后盐酸中氢离子浓度下降较快，导致其氢离子浓度相比于醋酸更低，因此在与锌反应时反应速率更低，故B图不符； C．通过分析可知，盐酸浓度仅为0.01mol/L，醋酸浓度明显大于0.01mol/L，体积均为1L时，二者均与0.65g锌反应，醋酸会以更快的反应速率生成更多的氢气，故C图符合； D．通过分析可知，由于醋酸溶液中存在醋酸的电离平衡，使得其氢离子浓度下降的更为缓慢，故D图不符； 答案选C； 7．已知25 ℃时，K==1.8×10-5，其中K是该温度下CH3COOH的电离平衡常数。下列说法正确的是 A．向该溶液中加入一定量的硫酸，K增大 B．在绝热的容器里，向少量CH3COOH溶液中加入NaOH固体，K增大 C．向CH3COOH溶液中加入少量水，K增大 D．向CH3COOH溶液中加入少量氢氧化钠溶液，K增大 【答案】B 【详解】A．电离平衡常数在一定温度下是定值，因此加入一定量的硫酸，K不变，A错误； B．在绝热的容器里，NaOH固体溶解放热，酸碱中和放热，导致溶液温度升高，CH3COOH的电离平衡正向移动，K增大，B正确； C．向CH3COOH溶液中加水对K无影响，C错误； D．向CH3COOH溶液中加入少量氢氧化钠溶液，溶液温度很快恢复，K不变，D错误。 因此，本题选B。 8．已知下面三个数据：6.8×10-4mol/L，4.6×10-4mol/L，6.2×10-10mol/L，分别是下列有关的三种酸在25℃时的电离常数，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．K(HF)= 6.8×10-4mol/L B．K(HNO2)= 6.2×10-10mol/L C．根据两个反应即可得出结论 D．K(HCN)＜K(HNO2)＜K(HF) 【答案】B 【分析】根据强酸制弱酸原理：酸性强的酸能通过复分解反应制取酸性弱的酸；对于反应，则酸性：；对于反应，则酸性：；对于反应，则酸性：，综上所述，酸性：； 根据电离常数的意义，对于弱酸而言，电离常数越大，酸性越强，综上所述，以上几种酸的酸性强弱为，所以，由此可知，，，； 【详解】A．根据电离常数的意义，对于弱酸而言，电离常数越大，酸性越强，综上所述，以上几种酸的酸性强弱为，所以，由此可知，，故A正确； B．综上所述，酸性：，，故B错误； C．综上所述，根据反应，则酸性：；对于反应，则酸性：，所以酸性：，根据两个反应即可得出相应结论，故C正确； D．根据电离常数的意义，对于弱酸而言，电离常数越大，酸性越强，综上所述，以上几种酸的酸性强弱为，所以，故D正确； 故选B。 9．已知25 ℃时，测得浓度为0.1 mol·L－1的碱BOH的溶液中，c(OH－)=1×10－3 mol·L－1。 (1)写出BOH的电离方程式 。 (2)BOH的电离平衡常数K= 。 (3)某温度t ℃时，BOH的电离平衡常数为1×10－7，结合(2)的计算可知t ℃ (填“>”“<”或“=”)25 ℃。若该碱的起始浓度也为0.1 mol·L－1，则溶液中c(B＋)= mol·L－1。 【答案】(1)BOHB＋＋OH－ (2)1×10－5 (3) < 1×10－4 【详解】（1）浓度为0.1 mol·L－1的碱BOH的溶液中，c(OH－)=1×10－3 mol·L－1，可知BOH是弱碱，BOH的电离方程式为BOHB＋＋OH－； （2）浓度为0.1 mol·L－1的碱BOH的溶液中，电离平衡时c(B+) ≈c(OH－)=1×10－3 mol·L－1，c(BOH)平衡=0.1 mol·L－1－1×10－3 mol·L－1≈0.1 mol·L－1，则电离常数K===1×10－5。 （3）电离过程是吸热的，温度越高电离常数越大，t ℃时BOH的电离平衡常数为1×10－7<1×10－5，则t ℃<25 ℃。电离常数K=≈≈=1×10－7，则c(B＋)=1×10－4 mol·L－1。 10．2019年11月8日，据欧盟官方公报消息，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下表： 弱酸 HCOOH HCN 电离常数 (1)依据表格中三种酸的电离常数，判断三种酸酸性由强到弱的顺序为 。 (2)向NaCN溶液中通入气体能否制得HCN？ 。若能，写出反应的化学方程式 。 (3)同浓度的、结合的能力由强到弱的顺序是 。 (4)①升高溶液的温度，HCN的电离程度如何变化？ ； ②加水稀释，如何变化？ 。 【答案】(1) (2) 能 (3) (4) 增大 增大 【解析】【小题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； 故答案为：； 【小题2】由于，向NaCN溶液中通入气体可制得HCN，但只能生成，不能生成； 故答案为：能；； 【小题3】电离常数越大，逆反应的常数越小，即结合的能力越小； 故答案为：； 【小题4】①升高温度促进电离，HCN的电离程度增大； 故答案为：增大； ②加水稀释，减小，由于电离常数不变，则增大； 故答案为：增大。 学科网（北京）股份有限公司 $$