第一单元 弱电解质的电离平衡 第1课时（同步讲义）化学苏教版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1课时 强电解质和弱电解质 弱电解质的电离平衡 教学目标 1．能从强电解质和弱电解质的角度对化合物进行分类。 2．认识电解质在水溶液中存在电离平衡以及影响电离平衡移动的的影响因素。 3．学会运用电离平衡常数来描述弱酸、弱碱的电离程度。 重点和难点 重点：强弱电解质的判断；影响电离平衡的因素；电离平衡常数的意义及应用。 难点：影响电离平衡的因素；电离平衡常数的应用。 ◆知识点一 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__________或______________能导电的_________ 在水溶液中和熔融状态下______________的_________ 类别 酸、碱、盐、活泼金属氧化物和水等 多数有机化合物、非金属氧化物(水除外)和氨等 本质区别 在水溶液中或熔融状态下_______产生自由移动的离子 在水溶液中或熔融状态下_______产生自由移动的离子 相同点 均为_______ 2．强电解质和弱电解质 (1)实验探究强电解质和弱电解质 【实验探究1】盐酸和醋酸的电离实验。 实验内容 盐酸 醋酸 测量1mol·L-1溶液的pH pH=0 pH≈3 等体积、等浓度的溶液与镁条反应的现象 反应速率_______ 反应速率_______ 实验结论：两种酸的浓度相等时，盐酸的电离程度_______醋酸。 【实验探究2】氢氧化钠溶液和氨水的电离实验。 实验假设 NaOH的电离程度大于NH3·H2O的电离程度 实验方案 配制相同物质的量浓度的NaOH溶液和氨水，测量溶液的pH 实验现象 实验结论 (2)概念 根据电解质在水溶液中的___________，可把电解质分为强电解质和弱电解质。 ①强电解质是在水溶液中___________的电解质。常见的强电解质有_______、_______和_____________。 ②弱电解质是在水溶液中___________的电解质。常见的弱电解质有_______、_______。 (3)强电解质和弱电解质的比较 强电解质 弱电解质 相同点 都是电解质，在水溶液中都能_______、都能导电，电解质的强弱与_______无关 不同点 电离程度 _______电离 _______电离 电离过程 _______过程 _______过程 表示方法 电离方程式用“===” 电离方程式用“” 电解质在溶液中的存在形式 3．电离方程式的书写 (1)强电解质的电离方程式 强电解质的在水中完全电离，其电离方程式用“===”表示。如： H2SO4：____________________________； Na2CO3：____________________________； Ba(OH)2：____________________________。 (2)弱电解质的电离方程式 ①弱电解质的电离过程是可逆的，其电离方程式用“”表示。如： CH3COOH：____________________________； NH3·H2O：____________________________。 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：____________________________、____________________________。 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：____________________________。 【特别提醒】 常见的强电解质和弱电解质、非电解质 (1)常见的强电解质 强酸：HCl、HBr、HI、H2SO4、HNO3、HClO4等。 强碱：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2等。 大部分盐，包括难溶性盐，如BaSO4、CaCO3等。 (2)常见的弱电解质 弱酸：HF、HClO、H2SO3、H2S、H3PO4、H2CO3、CH3COOH（或其他有机酸）、HNO2、HCN、H2SiO3等。 弱碱：NH3·H2O、Mg(OH)2、Al(OH)3、Fe(OH)3、Fe(OH)2、Cu(OH)2等。 (3)常见的非电解质 ①包括CO、NO、SiO2及CH4和其他烃类、乙醇和其他醇类、酯类、葡萄糖、蔗糖等。 ②本身在水溶液中不能电离，但与水反应生成电解质的，如CO2、SO2、SO3、NO2、P2O5、NH3等。 即学即练 1．请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)盐酸能导电，所以盐酸是电解质( ) (2)干冰、葡萄糖和金刚石都不导电，它们都是非电解质( ) (3)NH3溶于水能导电，所以NH3是电解质( ) (4)强电解质在溶液中不存在溶质分子，而弱电解质在溶液中存在溶质分子( ) (5)BaSO4难溶于水，其水溶液导电性很差，所以BaSO4是弱电解质( ) (6)强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液的导电能力强( ) (7)强电解质都是离子化合物，弱电解质都是共价化合物( ) (8)盐酸是强酸，醋酸是弱酸，所以盐酸的导电能力一定比醋酸溶液的强( ) (9)随着温度的升高，弱电解质溶液和金属的导电能力均增强( ) (10)向醋酸溶液中滴加等浓度NaOH溶液，混合溶液的导电能力不变( ) 2．现有①硫酸铜晶体、②碳酸钙固体、③纯磷酸、④硫化氢、⑤三氧化硫、⑥金属镁、⑦石墨、⑧固态苛性钾、⑨氨水、⑩熟石灰固体 (1)其中属于强电解质的是___________(填序号，下同)。 (2)属于弱电解质的是___________________。 (3)属于非电解质的是_____________________。 (4)既不是电解质，又不是非电解质的是_______________。 (5)能导电的是____________________。 3．写出下列电解质在水中的电离方程式： (1)H2CO3 ________________________________ (2)H2S ________________________________ (3) NaHCO3 _______________________________ (4)NaHSO4 ______________________________ (5)HClO __________________________________ ◆知识点二 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速率_______，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)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_______。 (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_________。 【特别提醒】 (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。 (2)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。 (3)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。 (4)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。 ◆知识点三 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_______弱电解质的电离，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_______。 【特别提醒】 (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。 (4)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。 (5)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。 即学即练 1．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CH3COOHCH3COO-+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 2．在一定温度下，冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力如图所示，请回答： (1)“O”点导电能力为0的理由是____________________________________________。 (2)a、b、c三点溶液中醋酸的电离程度由小到大的顺序为____________。 (3)a、b、c三点溶液中CH3COO－物质的量最大的是________点。 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。 ◆知识点四 电离平衡常数和电离度 1．电离平衡常数 (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： H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋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______________。 (3)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_______。 (4)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_______。 2．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_______。 3．有关电离平衡常数的计算 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_______；反之，初始浓度越小，电离度_______。 即学即练 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．已知：25 ℃时，下列四种弱酸的电离常数： CH3COOH HNO2 HCN H2CO3 电离 常数 1.8×10－5 5.6× 10－4 4.93× 10－10 Ka1＝4.3×10－7 Ka2＝5.6×10－11 (1)相同浓度的CH3COOH、HNO2、HCN、H2CO3溶液的酸性强弱顺序为_________________________。 (2)向HNO2溶液中加入一定量的盐酸时，HNO2的电离平衡_______移动，此时HNO2的电离常数________（填“增大”、“减小”或“不变”）。 (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_____________________。 3．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______。 4．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＝________。 一、强电解质和弱电解质的判断 (1)区分电解质强弱的惟一依据是电解质在水溶液中能否完全电离，即电离程度。 (2)电解质的强弱与物质的溶解性无关。即使溶解度再小，只要溶于水的部分完全电离就是强电解质，所以不能根据溶液导电性强弱直接判断。难溶盐如BaSO4、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)在强、弱电解质的判断中还要特别注意这两个概念研究的范畴——化合物，溶液、单质即使导电也不是电解质。 (4)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、混合物既不是电解质，也不是非电解质。 实践应用 1．下列关于强、弱电解质的叙述中正确的是(　　) A．强电解质都是离子化合物，弱电解质都是共价化合物 B．强电解质都是可溶性化合物，弱电解质都是难溶性化合物 C．强电解质的水溶液中无溶质分子，弱电解质的水溶液中有溶质分子 D．强电解质的导电能力强，弱电解质的导电能力弱 2．下列各组关于强电解质、弱电解质、非电解质的归类，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 H3PO4 Fe(OH)3 非电解质 蔗糖 BaSO4 酒精 H2O 3．下列叙述中能说明某物质是弱电解质的是(　　) A．熔化时不导电 B．不是离子化合物，而是共价化合物 C．水溶液的导电能力很差 D．溶液中溶质分子和电离出的离子共存 二、电离方程式的书写和判断 水溶液中电离方程式的书写方法 类型 电离特点 电离方程式 强电 解质 强酸、强碱、大多数(正)盐 完全电离，用“===” H2SO4===2H＋＋SO Ba(OH)2===Ba2＋＋2OH－ CuSO4===Cu2＋＋SO 强酸的酸式盐 完全电离(“全拆”) NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO 弱酸的酸式盐 酸根离子部分电离(“半拆”) NaHCO3===Na＋＋HCO HCOH＋＋CO 弱电 解质 一元弱酸、一元弱碱、水 部分电离 CH3COOHCH3COO－＋H＋ NH3·H2ONH＋OH－ 多元弱酸 分步电离，以第一步为主，分步书写 H2SO3H＋＋HSO HSOH＋＋SO 多元弱碱 分步电离(较复杂)，一步写出即可 Cu(OH)2Cu2＋＋2OH－ 实践应用 1．下列电离方程式正确的是 (　　) A．NaHCO3的水溶液：NaHCO3===Na＋＋H＋＋CO B．熔融状态的NaHSO4：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO C．NaHSO4的水溶液：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO D．H2S的水溶液：H2S2H＋＋S2－ 2．下列电离方程式中，正确的是(　　) A．H2S2H＋＋S2－ B．NaHCO3===Na＋＋H＋＋CO C．NaCl===Na＋＋Cl－ D．CH3COOH===CH3COO－＋H＋ 三、溶液导电性的判断 (1)相同浓度的强电解质和弱电解质溶液，可溶性强电解质完全电离，离子浓度大，导电性强；可溶性弱电解质离程度小，离子浓度小，导电性弱； (2)难溶性电解质溶解度小，电离出的离子少，离子浓度小，导电性弱； (3)强电解质不一定比弱电解质的导电性强，如强电解质的稀溶液的导电性可能比弱电解质的浓溶液的导电性弱；难溶性强电解质的导电性较弱。 (4)溶液稀释时，溶液体积变大，离子浓度减小，导电性减弱。 实践应用 1．下列溶液中导电性最强的是(　　) A．1 L 0.1 mol·L－1醋酸 B．0.1 L 0.1 mol·L－1 H2SO4溶液 C．0.5 L 0.1 mol·L－1盐酸 D．2 L 0.1 mol·L－1 H2SO3溶液 2．向某氨水中加入醋酸溶液，其导电能力(I)与加入醋酸溶液的体积(V)关系正确的是(　　) 四、弱电解质的电离平衡的特征及判断 (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)弱电解质在水溶液中的电离都是可逆过程，大多数弱电解质的电离程度都很小。 (3)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。 (4)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。 实践应用 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 2．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 3．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 五、影响弱电解质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。 实践应用 1．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 2．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 3．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 六、电离平衡常数 (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。 实践应用 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＝ 2．CH3COOH的电离方程式为CH3COOHH＋＋CH3COO－，25 ℃时，0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液的Ka＝1.8×10－5。下列说法正确的是(　　) A．向该溶液中滴加几滴浓盐酸，平衡逆向移动，c(H＋)减小 B．向该溶液中加少量CH3COONa固体，平衡正向移动 C．该温度下0.01 mol·L－1 CH3COOH溶液的Ka＜1.8×10－5 D．升高温度，c(H＋)增大，Ka变大 3．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． 七、有关电离平衡常数的计算 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CH3COOHCH3COO-+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 实践应用 1．0.10 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 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＝_____________。 3．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＋)。 考点一 电离平衡常数的应用 【例1】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) 解题要点 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。 【变式1-1】相同温度下，三种酸的电离平衡常数如表所示，下列判断正确的是(　　) 酸 HX HY HZ 电离平衡常数Ka 9×10－7 9×10－6 1×10－2 A．三种酸的强弱关系：HX>HY>HZ B．反应HZ＋Y－===HY＋Z－不能发生 C．由电离平衡常数可以判断：HZ属于强酸，HX和HY属于弱酸 D．相同温度下，1 mol·L－1 HX溶液的电离平衡常数等于0.1 mol·L－1 HX溶液的电离平衡常数 【变式1-2】25 ℃时，几种弱酸的电离平衡常数如下： CH3COOH：Ka＝1.8×10－5 H2CO3：Ka1＝4.3×10－7，Ka2＝5.6×10－11 HClO：Ka＝2.95×10－8 (1)CH3COOH、H2CO3、HCO、HClO的酸性由强到弱的顺序：_________________。 (2)CH3COO－、HCO、CO、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序：_____________。 (3)写出向NaClO和CH3COONa的混合溶液中通入少量CO2的化学方程式：_________________________。 考点二 强酸和弱酸的比较 【例2】相同体积、相同c(H＋)的某一元强酸溶液①和某一元弱酸溶液②分别与足量的锌粉发生反应，下列关于产生氢气的体积(V)随时间(t)变化的示意图正确的是(　　) 解题要点 强酸与弱酸的比较 (1)相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 　　比较 项目 酸 c(H＋) 酸性 中和碱 的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 大 强 相同 相同 大 一元弱酸 小 弱 小 (2)相同体积、相同c(H＋)的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 　　比较 项目 酸 c(H＋) 酸性 中和碱 的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 相同 相同 小 少 相同 一元弱酸 大 多 【变式2-1】在a、b两支试管中分别装入形态相同、质量相等的锌粒(锌足量)，然后向两支试管中分别加入相同物质的量浓度、相同体积的稀盐酸和稀醋酸。填写下列空白： (1)a、b两支试管中生成气体的速率v(a)______ (填“大于”“小于”或“等于”，下同) v(b)，反应完毕后生成气体的总体积V(a)______V(b)，原因是____________________________________。 (2)若a、b两支试管中分别加入c(H＋)相同、体积相同的稀盐酸和稀醋酸，则a、b两支试管中开始生成气体的速率v(a)______(填“大于”“小于”或“等于”，下同)v(b)，反应完毕后生成气体的总体积V(a)______V(b)，原因是______________________________________________________。 【变式2-2】在体积都为1 L，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(　　) 基础达标 1．按照混合物、纯净物、强电解质、弱电解质、非电解质的顺序排列正确的一组是(　　) A．盐酸、氯气、BaSO4、CO2、SO2 B．硫酸、氨水、醋酸、乙醇、NO2 C．漂白粉、胆矾、NH4Cl、CH3COOH、CO2 D．干冰、氯水、HCl、HClO、CO 2．下列溶液导电能力最强的是( ) A．的硫酸钠溶液 B．的氯化钠溶液 C．的醋酸溶液 D．的盐酸溶液 3．下列事实可证明NH3·H2O是弱碱的是(　　) A．氨水能跟氯化亚铁溶液反应生成氢氧化亚铁 B．铵盐受热易分解 C．0.1 mol·L－1氨水可以使酚酞试液变红 D．室温下，0.1 mol·L－1氨水溶液的c(OH－)约为10－3 mol·L－1 4．在溶液中存在如下电离平衡：，则下列叙述正确的是( ) A．加水稀释，的电离程度减小 B．加入少量NaOH固体，溶液导电性增强 C．滴加少量盐酸，溶液中减少 D．加入少量固体，平衡向正反应方向移动 5．（24-25高二上·安徽阜阳·期中）已知：与氢氟酸反应可生成。下列有关说法错误的是( ) A．电离方程式： B．酸性： C．电离常数： D．的电离常数： 6．常温下三种弱酸的电离常数如表所示： 弱酸 HF HCN 电离常数 下列说法错误的是( ) A．HCN的电离常数表达式为 B．酸性强弱： C．与结合的能力： D．等pH的三种弱酸溶液的物质的量浓度： 7．某温度下，在体积均为0.5L、c(H+)为0.1mol·L-1【即pH=1】的盐酸、醋酸溶液中分别加水稀释，溶液中的c(H+)随溶液体积的变化如图1所示。下列说法正确的是( ) A．曲线I表示稀释时醋酸中c(H+)的变化 B．a点酸的总浓度小于b点酸的总浓度 C．b点溶液的导电性比c点溶液的导电性弱 D．分别投入1.4g铁粉，溶液中的pH变化可用图2表示 8．（24-25高二上·重庆·阶段练习）时，部分物质的电离平衡常数如表所示： 化学式 电离平衡常数 下列说法错误的是( ) A．第二步电离的电离平衡常数表达式 B．三种酸的酸性强弱关系为： C．将醋酸滴入溶液中，可发生反应： D．少量通入溶液中，主要发生的反应： 9．c(H+)相等的盐酸(甲)和醋酸(乙)，分别与锌反应，若最后锌已全部溶解且放出气体一样多，则下列说法正确的是( ) A．反应开始时的速率：甲>乙 B．反应结束时的c(H+)：甲=乙 C．反应开始时的酸的物质的量浓度：甲=乙 D．反应所需时间：甲>乙 10．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 11．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 12．常温下，下列反应可以发生：①NaCN + HNO2 HCN + NaNO2， ② NaCN + HF HCN + NaF  ③NaNO2+HF HNO2 +NaF ，其中有关的三种酸的电离常数分别是6.310-4 、5.610-4、6.210-10.由此判断下列叙述中不正确的是( ) A．常温下，0.1mol的HCN溶液中c(H+)10-6 mol/L B．常温下，K(HNO2)6.310-4 C．根据两个反应可得出一元弱酸的强弱顺序为HF> HNO2> HCN D．常温下，K(HCN)<K(HNO2)<K(HF) 13．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↑ 14．(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________。 综合应用 15．醋酸铅别名为“铅糖”，它有毒但能入药，又知(CH3COO)2Pb可溶于水，硝酸铅与醋酸钠溶液反应的离子方程式为Pb2＋＋2CH3COO－===(CH3COO)2Pb。 下列有关说法中不正确的是(　　) A．0.1 mol·L－1的“铅糖”溶液中c(Pb2＋)＜0.1 mol·L－1 B．“铅糖”是强电解质 C．“铅糖”是共价化合物 D．“铅糖”的溶液可能不导电 16．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 17．使用如图装置(搅拌装置略)探究溶液离子浓度变化，灯光变化不可能出现“亮→暗(或灭)→亮”现象的是(　　) A B C D 试剂a CuSO4 NH4HCO3 H2SO4 CH3COOH 试剂b Ba(OH)2 Ca(OH)2 Ba(OH)2 NH3·H2O 18．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＋)。 拓展培优 19．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 20．双氧水(H2O2)和水都是极弱电解质，但H2O2比H2O更显酸性。 (1)若把H2O2看成是二元弱酸，请写出在水中的电离方程式：__________________。 (2)鉴于H2O2显弱酸性，它能同强碱作用形成正盐，在一定条件下也可形成酸式盐。请写出H2O2与Ba(OH)2作用形成盐的化学方程式：___________________________________________________。 (3)水电离生成H3O＋和OH－叫作水的自偶电离。同水一样，H2O2也有极微弱的自偶电离，其自偶电离的方程式为_______________________________________。 1 / 2 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1课时 强电解质和弱电解质 弱电解质的电离平衡 教学目标 1．能从强电解质和弱电解质的角度对化合物进行分类。 2．认识电解质在水溶液中存在电离平衡以及影响电离平衡移动的的影响因素。 3．学会运用电离平衡常数来描述弱酸、弱碱的电离程度。 重点和难点 重点：强弱电解质的判断；影响电离平衡的因素；电离平衡常数的意义及应用。 难点：影响电离平衡的因素；电离平衡常数的应用。 ◆知识点一 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导电的化合物 在水溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物 类别 酸、碱、盐、活泼金属氧化物和水等 多数有机化合物、非金属氧化物(水除外)和氨等 本质区别 在水溶液中或熔融状态下能产生自由移动的离子 在水溶液中或熔融状态下不能产生自由移动的离子 相同点 均为化合物 2．强电解质和弱电解质 (1)实验探究强电解质和弱电解质 【实验探究1】盐酸和醋酸的电离实验。 实验内容 盐酸 醋酸 测量1mol·L-1溶液的pH pH=0 pH≈3 等体积、等浓度的溶液与镁条反应的现象 反应速率快 反应速率慢 实验结论：两种酸的浓度相等时，盐酸的电离程度大于醋酸。 【实验探究2】氢氧化钠溶液和氨水的电离实验。 实验假设 NaOH的电离程度大于NH3·H2O的电离程度 实验方案 配制相同物质的量浓度的NaOH溶液和氨水，测量溶液的pH 实验现象 NaOH溶液的pH大于氨水的pH 实验结论 两种溶液的浓度相等时，NaOH的电离程度大于NH3·H2O的电离程度 (2)概念 根据电解质在水溶液中的电离程度，可把电解质分为强电解质和弱电解质。 ①强电解质是在水溶液中完全电离的电解质。常见的强电解质有强酸、强碱和大部分盐。 ②弱电解质是在水溶液中部分电离的电解质。常见的弱电解质有弱酸、弱碱。 (3)强电解质和弱电解质的比较 强电解质 弱电解质 相同点 都是电解质，在水溶液中都能电离、都能导电，电解质的强弱与溶解度无关 不同点 电离程度 完全电离 部分电离 电离过程 不可逆过程 可逆过程 表示方法 电离方程式用“===” 电离方程式用“” 电解质在溶液中的存在形式 水合离子 分子、水合离子 3．电离方程式的书写 (1)强电解质的电离方程式 强电解质的在水中完全电离，其电离方程式用“===”表示。如： H2SO4：H2SO4===2H++SO42-； Na2CO3：Na2CO3===2Na++CO32-； Ba(OH)2：Ba(OH)2===Ba2++2OH-。 (2)弱电解质的电离方程式 ①弱电解质的电离过程是可逆的，其电离方程式用“”表示。如： CH3COOH：CH3COOHCH3COO-+H+； NH3·H2O：NH3·H2ONH4++OH-。 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：H2CO3H++HCO3-、HCO3-H++CO32-。 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-。 【特别提醒】 常见的强电解质和弱电解质、非电解质 (1)常见的强电解质 强酸：HCl、HBr、HI、H2SO4、HNO3、HClO4等。 强碱：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2等。 大部分盐，包括难溶性盐，如BaSO4、CaCO3等。 (2)常见的弱电解质 弱酸：HF、HClO、H2SO3、H2S、H3PO4、H2CO3、CH3COOH（或其他有机酸）、HNO2、HCN、H2SiO3等。 弱碱：NH3·H2O、Mg(OH)2、Al(OH)3、Fe(OH)3、Fe(OH)2、Cu(OH)2等。 (3)常见的非电解质 ①包括CO、NO、SiO2及CH4和其他烃类、乙醇和其他醇类、酯类、葡萄糖、蔗糖等。 ②本身在水溶液中不能电离，但与水反应生成电解质的，如CO2、SO2、SO3、NO2、P2O5、NH3等。 即学即练 1．请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)盐酸能导电，所以盐酸是电解质(×) (2)干冰、葡萄糖和金刚石都不导电，它们都是非电解质(×) (3)NH3溶于水能导电，所以NH3是电解质(×) (4)强电解质在溶液中不存在溶质分子，而弱电解质在溶液中存在溶质分子(√) (5)BaSO4难溶于水，其水溶液导电性很差，所以BaSO4是弱电解质(×) (6)强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液的导电能力强(×) (7)强电解质都是离子化合物，弱电解质都是共价化合物(×) (8)盐酸是强酸，醋酸是弱酸，所以盐酸的导电能力一定比醋酸溶液的强(×) (9)随着温度的升高，弱电解质溶液和金属的导电能力均增强(×) (10)向醋酸溶液中滴加等浓度NaOH溶液，混合溶液的导电能力不变(×) 2．现有①硫酸铜晶体、②碳酸钙固体、③纯磷酸、④硫化氢、⑤三氧化硫、⑥金属镁、⑦石墨、⑧固态苛性钾、⑨氨水、⑩熟石灰固体 (1)其中属于强电解质的是___________(填序号，下同)。 (2)属于弱电解质的是___________________。 (3)属于非电解质的是_____________________。 (4)既不是电解质，又不是非电解质的是_______________。 (5)能导电的是____________________。 答案 (1)①②⑧⑩　(2)③④　(3)⑤　(4)⑥⑦⑨　(5)⑥⑦⑨ 解析 (1)强电解质是溶于水全部电离的电解质，①②⑧⑩是强电解质； (2)③④是溶于水部分电离的电解质，属于弱电解质； (3)⑤属于化合物，它的水溶液虽然导电，但并不是它自身电离使溶液导电，所以是非电解质； (4)⑥⑦都是单质，⑨是混合物，既不是电解质也不是非电解质； (5)⑥⑦中均有能够自由移动的电子，⑨中有能够自由移动的离子，能导电，其他物质都没有自由移动的电子或离子，所以不导电。 3．写出下列电解质在水中的电离方程式： (1)H2CO3 ________________________________ (2)H2S ________________________________ (3) NaHCO3 _______________________________ (4)NaHSO4 ______________________________ (5)HClO __________________________________ 答案 (1)H2CO3H＋＋HCO　HCOH＋＋CO (2)H2SH＋＋HS－　HS－H＋＋S2－ (3)NaHCO3===Na＋＋HCO　HCOH＋＋CO (4)NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO (5)HClOH＋＋ClO－ ◆知识点二 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。 【特别提醒】 (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。 (2)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。 (3)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。 (4)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。 ◆知识点三 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。 【特别提醒】 (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。 (4)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。 (5)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。 即学即练 1．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CH3COOHCH3COO-+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 2．在一定温度下，冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力如图所示，请回答： (1)“O”点导电能力为0的理由是____________________________________________。 (2)a、b、c三点溶液中醋酸的电离程度由小到大的顺序为____________。 (3)a、b、c三点溶液中CH3COO－物质的量最大的是________点。 答案　(1)冰醋酸中没有自由移动的离子　(2)a<b<c　(3)c 解析　(1)冰醋酸为纯醋酸，全部以醋酸分子的形式存在，没有自由移动的离子，所以O点导电能力为0。(2)O→b为电离平衡的建立过程，b点时达到平衡状态，继续加水稀释，平衡向右移动，电离程度增大，所以三点的电离程度顺序为a＜b＜c，n(CH3COO－)最大的点为c点。 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。 ◆知识点四 电离平衡常数和电离度 1．电离平衡常数 (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： H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋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。 (3)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。 (4)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。 2．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。 3．有关电离平衡常数的计算 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。 即学即练 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．已知：25 ℃时，下列四种弱酸的电离常数： CH3COOH HNO2 HCN H2CO3 电离 常数 1.8×10－5 5.6× 10－4 4.93× 10－10 Ka1＝4.3×10－7 Ka2＝5.6×10－11 (1)相同浓度的CH3COOH、HNO2、HCN、H2CO3溶液的酸性强弱顺序为_________________________。 (2)向HNO2溶液中加入一定量的盐酸时，HNO2的电离平衡_______移动，此时HNO2的电离常数________（填“增大”、“减小”或“不变”）。 (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_____________________。 答案 (1)HNO2＞CH3COOH＞H2CO3＞HCN (2)逆向 不变 (3)不正确 能 NaCN＋H2O＋CO2===HCN＋NaHCO3 解析 (1)电离常数越大，酸性越强，故酸性：HNO2＞CH3COOH＞H2CO3＞HCN。 (2)HNO2溶液中存在电离平衡：HNO2H＋＋NO，加入盐酸，上述平衡逆向移动；此时HNO2的电离常数不变，原因是溶液的温度不变。 (3)不正确。原因是HNO2的酸性强于CH3COOH，故反应不能发生。因酸性：H2CO3＞HCN＞HCO，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。 3．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。 4．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 一、强电解质和弱电解质的判断 (1)区分电解质强弱的惟一依据是电解质在水溶液中能否完全电离，即电离程度。 (2)电解质的强弱与物质的溶解性无关。即使溶解度再小，只要溶于水的部分完全电离就是强电解质，所以不能根据溶液导电性强弱直接判断。难溶盐如BaSO4、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)在强、弱电解质的判断中还要特别注意这两个概念研究的范畴——化合物，溶液、单质即使导电也不是电解质。 (4)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、混合物既不是电解质，也不是非电解质。 实践应用 1．下列关于强、弱电解质的叙述中正确的是(　　) A．强电解质都是离子化合物，弱电解质都是共价化合物 B．强电解质都是可溶性化合物，弱电解质都是难溶性化合物 C．强电解质的水溶液中无溶质分子，弱电解质的水溶液中有溶质分子 D．强电解质的导电能力强，弱电解质的导电能力弱 答案 C 解析 选项A中，如HCl、HNO3是强电解质，选项B中，如BaSO4、CaCO3为强电解质。选项D中，若强电解质溶液的浓度很小时，其导电能力也会很弱。因强电解质在水中完全电离为离子，不存在溶质分子，而弱电解质在溶液中只能部分电离，溶液中还存在溶质分子，C正确。 2．下列各组关于强电解质、弱电解质、非电解质的归类，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 H3PO4 Fe(OH)3 非电解质 蔗糖 BaSO4 酒精 H2O 答案 C 解析 A项，Fe既不是电解质，也不是非电解质；B项，NH3是非电解质，BaSO4是强电解质；D项，H2O是弱电解质，不是非电解质。 3．下列叙述中能说明某物质是弱电解质的是(　　) A．熔化时不导电 B．不是离子化合物，而是共价化合物 C．水溶液的导电能力很差 D．溶液中溶质分子和电离出的离子共存 答案 D 解析 A选项，熔融状态下是否导电是区分离子化合物与共价化合物的条件，而不是区分强电解质与弱电解质的条件。B选项，有许多共价化合物是强电解质，如HCl、硫酸等。C选项，水溶液的导电性不仅仅与电解质的强弱有关，还与溶液的浓度有关。D选项，弱电解质的电离是可逆的，弱电解质的溶液中既有溶质分子也有溶质电离产生的离子，而强电解质溶液中电解质则全部以离子的形式存在。 二、电离方程式的书写和判断 水溶液中电离方程式的书写方法 类型 电离特点 电离方程式 强电 解质 强酸、强碱、大多数(正)盐 完全电离，用“===” H2SO4===2H＋＋SO Ba(OH)2===Ba2＋＋2OH－ CuSO4===Cu2＋＋SO 强酸的酸式盐 完全电离(“全拆”) NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO 弱酸的酸式盐 酸根离子部分电离(“半拆”) NaHCO3===Na＋＋HCO HCOH＋＋CO 弱电 解质 一元弱酸、一元弱碱、水 部分电离 CH3COOHCH3COO－＋H＋ NH3·H2ONH＋OH－ 多元弱酸 分步电离，以第一步为主，分步书写 H2SO3H＋＋HSO HSOH＋＋SO 多元弱碱 分步电离(较复杂)，一步写出即可 Cu(OH)2Cu2＋＋2OH－ 实践应用 1．下列电离方程式正确的是 (　　) A．NaHCO3的水溶液：NaHCO3===Na＋＋H＋＋CO B．熔融状态的NaHSO4：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO C．NaHSO4的水溶液：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO D．H2S的水溶液：H2S2H＋＋S2－ 答案　C 解析　H2CO3是弱酸，NaHCO3在水溶液中的电离方程式为NaHCO3===Na＋＋HCO；熔融状态下NaHSO4的电离方程式应为NaHSO4===Na＋＋HSO；HSO在水中完全电离产生H＋和SO；H2S是二元弱酸，应分步电离。 2．下列电离方程式中，正确的是(　　) A．H2S2H＋＋S2－ B．NaHCO3===Na＋＋H＋＋CO C．NaCl===Na＋＋Cl－ D．CH3COOH===CH3COO－＋H＋ 答案 C 解析 H2S是二元弱酸，分步电离，电离方程式应分步写出，所以A项错误；NaHCO3为弱酸酸式盐，其中HCO不能拆分为离子形式，只能写成NaHCO3===Na＋＋HCO，B项错误；CH3COOH为弱酸，部分电离，其电离方程式中“===”应改为“”，D项错误。 三、溶液导电性的判断 (1)相同浓度的强电解质和弱电解质溶液，可溶性强电解质完全电离，离子浓度大，导电性强；可溶性弱电解质离程度小，离子浓度小，导电性弱； (2)难溶性电解质溶解度小，电离出的离子少，离子浓度小，导电性弱； (3)强电解质不一定比弱电解质的导电性强，如强电解质的稀溶液的导电性可能比弱电解质的浓溶液的导电性弱；难溶性强电解质的导电性较弱。 (4)溶液稀释时，溶液体积变大，离子浓度减小，导电性减弱。 实践应用 1．下列溶液中导电性最强的是(　　) A．1 L 0.1 mol·L－1醋酸 B．0.1 L 0.1 mol·L－1 H2SO4溶液 C．0.5 L 0.1 mol·L－1盐酸 D．2 L 0.1 mol·L－1 H2SO3溶液 答案：B 解析：溶液中离子浓度越大，溶液的导电能力越强。当离子浓度相同时，还要比较离子所带的电荷数是否相同。离子浓度越大，离子所带的电荷数越多，溶液的导电性越强。 2．向某氨水中加入醋酸溶液，其导电能力(I)与加入醋酸溶液的体积(V)关系正确的是(　　) 答案 C 解析 氨水是弱电解质的水溶液，导电能力较弱，随着醋酸的加入，发生反应：CH3COOH＋NH3·H2O===CH3COONH4＋H2O，生成了强电解质CH3COONH4，导电能力增强，恰好反应完全时，溶液导电能力最强，故A项不正确；继续加入醋酸，随着溶液体积的增大，离子浓度减小，溶液导电能力减弱，但溶液中存在离子，导电能力不可能为0，所以B、D两项不正确。故选C。 四、弱电解质的电离平衡的特征及判断 (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)弱电解质在水溶液中的电离都是可逆过程，大多数弱电解质的电离程度都很小。 (3)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。 (4)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。 实践应用 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。 2．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 3．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。 五、影响弱电解质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。 实践应用 1．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。 2．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。 3．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。 六、电离平衡常数 (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。 实践应用 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。 2．CH3COOH的电离方程式为CH3COOHH＋＋CH3COO－，25 ℃时，0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液的Ka＝1.8×10－5。下列说法正确的是(　　) A．向该溶液中滴加几滴浓盐酸，平衡逆向移动，c(H＋)减小 B．向该溶液中加少量CH3COONa固体，平衡正向移动 C．该温度下0.01 mol·L－1 CH3COOH溶液的Ka＜1.8×10－5 D．升高温度，c(H＋)增大，Ka变大 答案　D 解析　B项，向该溶液中加少量CH3COONa固体，增加了CH3COO－的浓度，平衡逆向移动，错误；C项，因为电离平衡常数只和温度有关，所以该温度下0.01 mol·L－1 CH3COOH溶液的Ka＝1.8×10－5，错误；D项，由于电离过程吸热，所以升高温度，电离平衡正向移动，c(H＋)增大，Ka变大，正确。 3．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。 七、有关电离平衡常数的计算 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CH3COOHCH3COO-+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 实践应用 1．0.10 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：HAH＋＋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。 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＝＝＝。 3．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。 考点一 电离平衡常数的应用 【例1】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。 解题要点 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。 【变式1-1】相同温度下，三种酸的电离平衡常数如表所示，下列判断正确的是(　　) 酸 HX HY HZ 电离平衡常数Ka 9×10－7 9×10－6 1×10－2 A．三种酸的强弱关系：HX>HY>HZ B．反应HZ＋Y－===HY＋Z－不能发生 C．由电离平衡常数可以判断：HZ属于强酸，HX和HY属于弱酸 D．相同温度下，1 mol·L－1 HX溶液的电离平衡常数等于0.1 mol·L－1 HX溶液的电离平衡常数 答案　D 解析　A项，酸的电离平衡常数越大，酸的电离程度越大，其酸性越强，根据表中数据可知，酸的电离平衡常数：HZ>HY>HX，则酸性强弱：HZ>HY>HX，错误；B项，根据强酸制弱酸可知HZ＋Y－===HY＋Z－能够发生，错误；C项，完全电离的为强酸、部分电离的为弱酸，这三种酸都部分电离，均为弱酸，错误；D项，电离平衡常数只与温度有关，温度不变，电离平衡常数不变，正确。 【变式1-2】25 ℃时，几种弱酸的电离平衡常数如下： CH3COOH：Ka＝1.8×10－5 H2CO3：Ka1＝4.3×10－7，Ka2＝5.6×10－11 HClO：Ka＝2.95×10－8 (1)CH3COOH、H2CO3、HCO、HClO的酸性由强到弱的顺序：_________________。 (2)CH3COO－、HCO、CO、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序：_____________。 (3)写出向NaClO和CH3COONa的混合溶液中通入少量CO2的化学方程式：_________________________。 答案　(1)CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞HCO (2)CO＞ClO－＞HCO＞CH3COO－ (3)NaClO＋CO2＋H2O===HClO＋NaHCO3 解析　(1)据电离平衡常数分析，酸性由强到弱的顺序为CH3COOH>H2CO3>HClO>HCO。 (2)越弱的酸对应的酸根离子结合H＋的能力越强。 (3)据题给电离平衡常数可知，酸性：H2CO3>HClO>HCO，据强酸制弱酸原理，向NaClO溶液中通入少量CO2反应的化学方程式为NaClO＋CO2＋H2O===HClO＋NaHCO3。 考点二 强酸和弱酸的比较 【例2】相同体积、相同c(H＋)的某一元强酸溶液①和某一元弱酸溶液②分别与足量的锌粉发生反应，下列关于产生氢气的体积(V)随时间(t)变化的示意图正确的是(　　) 答案　C 解析　相同体积、相同c(H＋)的一元强酸和一元弱酸，刚开始与锌粉反应的速率是相同的，随着反应进行，弱酸能继续电离出H＋，故其反应速率比强酸的大，排除B、D项；弱酸的物质的量浓度大于强酸的，所以弱酸与足量的锌粉反应生成氢气的量较多，排除A项。 解题要点 强酸与弱酸的比较 (1)相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 　　比较 项目 酸 c(H＋) 酸性 中和碱 的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 大 强 相同 相同 大 一元弱酸 小 弱 小 (2)相同体积、相同c(H＋)的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 　　比较 项目 酸 c(H＋) 酸性 中和碱 的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 相同 相同 小 少 相同 一元弱酸 大 多 【变式2-1】在a、b两支试管中分别装入形态相同、质量相等的锌粒(锌足量)，然后向两支试管中分别加入相同物质的量浓度、相同体积的稀盐酸和稀醋酸。填写下列空白： (1)a、b两支试管中生成气体的速率v(a)______ (填“大于”“小于”或“等于”，下同) v(b)，反应完毕后生成气体的总体积V(a)______V(b)，原因是____________________________________。 (2)若a、b两支试管中分别加入c(H＋)相同、体积相同的稀盐酸和稀醋酸，则a、b两支试管中开始生成气体的速率v(a)______(填“大于”“小于”或“等于”，下同)v(b)，反应完毕后生成气体的总体积V(a)______V(b)，原因是______________________________________________________。 答案　(1)大于　等于　反应开始时，盐酸中所含H＋的浓度较大，但二者最终能电离出的H＋的总物质的量相等　(2)等于　小于　开始时c(H＋)相同，所以速率相等，醋酸是弱电解质，最终电离出的H＋的总物质的量大 解析　(1)物质的量浓度相同时，盐酸是强酸，醋酸是弱酸，盐酸电离出的c(H＋)远大于醋酸电离出的c(H＋)，醋酸产生H2的速率比盐酸小。反应完毕后，因为n(HCl)＝n(CH3COOH)，故最终产生H2的量相等。(2)c(H＋)相同时，反应开始时产生H2的速率相等。反应完毕后，因c(H＋)相同，醋酸浓度大，则n(HCl)<n(CH3COOH)，故最终醋酸产生的H2多。 【变式2-2】在体积都为1 L，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(　　) 答案　C 解析　B项，产生H2的速率大的应为CH3COOH，错误；D项，相同时间内c(H＋)变化较大的为HCl，错误。 基础达标 1．按照混合物、纯净物、强电解质、弱电解质、非电解质的顺序排列正确的一组是(　　) A．盐酸、氯气、BaSO4、CO2、SO2 B．硫酸、氨水、醋酸、乙醇、NO2 C．漂白粉、胆矾、NH4Cl、CH3COOH、CO2 D．干冰、氯水、HCl、HClO、CO 答案 C 解析 本题考查对常见概念的辨析能力，各选项对应的前两种物质中，盐酸、氨水、漂白粉、氯水均是混合物，其余为纯净物。后三种物质中，BaSO4、NH4Cl、HCl是强电解质，醋酸、HClO是弱电解质，其余均为非电解质。 2．下列溶液导电能力最强的是( ) A．的硫酸钠溶液 B．的氯化钠溶液 C．的醋酸溶液 D．的盐酸溶液 答案 A 解析 A．的硫酸钠溶液中硫酸根浓度为、钠离子浓度为；B．的氯化钠溶液中氯离子浓度为、钠离子浓度为；C．由于醋酸是弱酸，不完全电离，所以的醋酸溶液中醋酸根和钠离子浓度均小于；D．的盐酸溶液中氯离子浓度为、氢离子浓度为；又溶液中离子浓度越大、离子所带电荷数越多溶液导电能力越强，综上的硫酸钠溶液导电能力最强，故选A。 3．下列事实可证明NH3·H2O是弱碱的是(　　) A．氨水能跟氯化亚铁溶液反应生成氢氧化亚铁 B．铵盐受热易分解 C．0.1 mol·L－1氨水可以使酚酞试液变红 D．室温下，0.1 mol·L－1氨水溶液的c(OH－)约为10－3 mol·L－1 答案 D 解析 A、C项只能说明氨水呈碱性，B项是铵盐的不稳定性。若NH3·H2O为强碱，则0.1 mol·L－1氨水溶液的c(OH－)为0.1 mol·L－1，而实际上c(OH－)约为10－3 mol·L－1，所以它为弱碱，D选项正确。 4．在溶液中存在如下电离平衡：，则下列叙述正确的是( ) A．加水稀释，的电离程度减小 B．加入少量NaOH固体，溶液导电性增强 C．滴加少量盐酸，溶液中减少 D．加入少量固体，平衡向正反应方向移动 答案 B 解析 A．加水稀释，促进弱电解质的电离，的电离程度增大，A错误；B．滴入NaOH固体，生成CH3COONa，发生完全电离，增大了溶液中的离子浓度，从而使溶液的导电性增强，B正确；C．滴加少量盐酸，虽抑制了醋酸的电离，但根据勒夏特列原理，溶液中增大，C错误；D．加入少量固体，c(CH3COO-)增大，平衡向逆反应方向移动，D错误；故选B。 5．（24-25高二上·安徽阜阳·期中）已知：与氢氟酸反应可生成。下列有关说法错误的是( ) A．电离方程式： B．酸性： C．电离常数： D．的电离常数： 答案 A 解析 A．碳酸是弱电解质，分步电离，电离方程式为：，A项错误；B．根据强酸制弱酸的原理，说明氢氟酸的酸性强于碳酸，B项正确；C．电离平衡常数越大，酸性越强，C项正确；D．多元弱酸的第一步电离远大于第二步电离，D项正确；答案选A。 6．常温下三种弱酸的电离常数如表所示： 弱酸 HF HCN 电离常数 下列说法错误的是( ) A．HCN的电离常数表达式为 B．酸性强弱： C．与结合的能力： D．等pH的三种弱酸溶液的物质的量浓度： 答案 C 解析 A．平衡常数等于生成物浓度系数次方之积与反应物浓度系数次方之积的比；HCN的电离常数表达式为，A正确； B．由K值可知，酸性强弱：，B正确；C．酸性越弱，对应酸根离子结合氢离子能力越大，故与结合的能力：，C错误；D．酸性越弱，电离出氢离子能力越弱，故等pH的三种弱酸溶液的物质的量浓度：，D正确；故选C。 7．某温度下，在体积均为0.5L、c(H+)为0.1mol·L-1【即pH=1】的盐酸、醋酸溶液中分别加水稀释，溶液中的c(H+)随溶液体积的变化如图1所示。下列说法正确的是( ) A．曲线I表示稀释时醋酸中c(H+)的变化 B．a点酸的总浓度小于b点酸的总浓度 C．b点溶液的导电性比c点溶液的导电性弱 D．分别投入1.4g铁粉，溶液中的pH变化可用图2表示 答案 D 解析 A．盐酸和醋酸稀释相同倍数时，因为醋酸稀释会继续电离，c(H+)更大，故曲线Ⅰ表示稀释时盐酸中c(H+)的变化、曲线Ⅱ表示稀释时醋酸中c(H+)的变化，A项错误；B．由图可知，起点c(H+)相同，醋酸起始浓度>盐酸起始浓度，稀释相同倍数时酸的浓度仍然是a点酸的总浓度大于b点酸的总浓度，B项错误；C．阴阳离子所带电荷相同时，溶液导电性与离子浓度成正比，两溶液中c(H+)：b＞c，则溶液导电性：b＞c，C项错误；D．，盐酸是强酸，0.5L、pH=1的盐酸中HCl的物质的量为0.1 mol·L-1×0.5L=0.05mol，根据反应方程式：Fe+2H+＝Fe2++H2↑可知，铁与盐酸恰好反应；醋酸是弱酸，0.5L、pH=1的醋酸溶液中，n(CH3COOH)大于0.05mol，与0.025mol铁反应后醋酸有剩余。反应过程中，盐酸恰好反应，醋酸能电离出氢离子，使醋酸溶液中H+浓度大于盐酸，则醋酸的反应速率大于盐酸，完全反应时，醋酸用的时间小于盐酸，盐酸恰好完全反应，醋酸有剩余，则反应后溶液中pH：盐酸>醋酸，D项正确；答案选D。 8．（24-25高二上·重庆·阶段练习）时，部分物质的电离平衡常数如表所示： 化学式 电离平衡常数 下列说法错误的是( ) A．第二步电离的电离平衡常数表达式 B．三种酸的酸性强弱关系为： C．将醋酸滴入溶液中，可发生反应： D．少量通入溶液中，主要发生的反应： 答案 D 解析 A．第二步电离的方程式为：；电离平衡常数表达式，A正确；B．酸的电离平衡常数越大，该酸电离程度越大，其酸性越强，根据表中数据知，酸的电离程度大小顺序是CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞，所以酸性强弱顺序是CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞，B正确；C．因为酸性强弱顺序是CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞，将醋酸滴入溶液中，可发生强酸制弱酸的反应，离子方程式为：，C正确；D．因为酸性强弱顺序是CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞，少量通入溶液中，产物应该为碳酸氢根，离子方程式为：，D错误；答案选D。 9．c(H+)相等的盐酸(甲)和醋酸(乙)，分别与锌反应，若最后锌已全部溶解且放出气体一样多，则下列说法正确的是( ) A．反应开始时的速率：甲>乙 B．反应结束时的c(H+)：甲=乙 C．反应开始时的酸的物质的量浓度：甲=乙 D．反应所需时间：甲>乙 答案 D 解析 A．开始c(H+)相等，则甲和乙开始时的反应速率相等，故A错误；B．若最后锌全部溶解且放出气体一样多，可能是盐酸恰好反应而醋酸过量，也可能是盐酸和醋酸都过量，如果盐酸恰好反应而醋酸过量，则反应后溶液的c(H+)大小为乙>甲，故B错误；C．c(H+)相等的盐酸(甲)和醋酸(乙)，醋酸是弱电解质，氯化氢是强电解质，所以c(HCl)<c(CH3COOH)，故C错误；D．醋酸不断电离出H+而盐酸中的H+一直在减少，所以反应所需时间长短为甲>乙，故D正确；故选：D。 10．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。 11．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。 12．常温下，下列反应可以发生：①NaCN + HNO2 HCN + NaNO2， ② NaCN + HF HCN + NaF  ③NaNO2+HF HNO2 +NaF ，其中有关的三种酸的电离常数分别是6.310-4 、5.610-4、6.210-10.由此判断下列叙述中不正确的是( ) A．常温下，0.1mol的HCN溶液中c(H+)10-6 mol/L B．常温下，K(HNO2)6.310-4 C．根据两个反应可得出一元弱酸的强弱顺序为HF> HNO2> HCN D．常温下，K(HCN)<K(HNO2)<K(HF) 答案 B 【分析】相同温度下，酸的电离常数越大，该酸的酸性越强，较强酸能和较弱酸的盐反应生成弱酸，根据NaCN+HNO2=HCN+NaNO2、NaCN+HF=HCN+NaF、NaNO2+HF=HNO2+NaF知，酸的强弱顺序是HCN＜HNO2＜HF，则酸的电离平衡常数大小顺序为K(HCN)＜K(HNO2)＜K(HF)，K(HF)=6.3×10-4，K(HNO2)= 5.6×10-4，K(HCN)= 6.210-10.。 解析 A．通过以上分析知，，溶液中，.，c(H+)10-6 mol/L，A项正确；B．根据以上分析知，K(HNO2)= 5.6×10-4，B项错误；C．根据NaCN+HNO2=HCN+NaNO2、NaNO2+HF=HNO2+NaF，即可得出结论酸性：HF＞HNO2＞HCN，C项正确；D．通过以上分析知，酸的电离平衡常数大小顺序为K(HCN)＜K(HNO2)＜K(HF)，D项正确；答案选B。 13．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。 14．(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。 综合应用 15．醋酸铅别名为“铅糖”，它有毒但能入药，又知(CH3COO)2Pb可溶于水，硝酸铅与醋酸钠溶液反应的离子方程式为Pb2＋＋2CH3COO－===(CH3COO)2Pb。 下列有关说法中不正确的是(　　) A．0.1 mol·L－1的“铅糖”溶液中c(Pb2＋)＜0.1 mol·L－1 B．“铅糖”是强电解质 C．“铅糖”是共价化合物 D．“铅糖”的溶液可能不导电 答案 B 解析A对、B错：根据题意，醋酸铅属于弱电解质，0.1 mol·L－1的“铅糖”溶液中c(Pb2＋)＜0.1 mol·L－1; C对：醋酸铅是共价化合物； D对：醋酸铅属于弱电解质，“铅糖”的溶液可能不导电。 16．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。 17．使用如图装置(搅拌装置略)探究溶液离子浓度变化，灯光变化不可能出现“亮→暗(或灭)→亮”现象的是(　　) A B C D 试剂a CuSO4 NH4HCO3 H2SO4 CH3COOH 试剂b Ba(OH)2 Ca(OH)2 Ba(OH)2 NH3·H2O 答案　D 解析　灯光“亮→暗(或灭)→亮”的过程，意味着随着反应的进行，水溶液中的离子浓度先下降(至很低)再上升。CuSO4与Ba(OH)2反应：Cu2＋＋SO＋Ba2＋＋2OH－===BaSO4↓＋Cu(OH)2↓，随着反应进行，离子浓度逐渐降低，至恰好完全反应时，溶液中几乎没有离子，随着CuSO4溶液的过量，离子浓度又增大，故A正确；NH4HCO3与Ca(OH)2反应：NH＋HCO＋Ca2＋＋2OH－===NH3·H2O＋H2O＋CaCO3↓，随着反应进行，离子浓度逐渐降低，至恰好完全反应时，仅剩NH3·H2O的少量电离(还有一部分NH3·H2O分解并挥发)，随着NH4HCO3溶液的过量，离子浓度又增大，故B正确；H2SO4与Ba(OH)2反应：2H＋＋SO＋Ba2＋＋2OH－===BaSO4↓＋2H2O，随着反应进行，离子浓度逐渐降低，至恰好完全反应时，溶液中几乎没有离子，随着H2SO4溶液的过量，离子浓度又增大，故C正确；CH3COOH与NH3·H2O反应：CH3COOH＋NH3·H2O===CH3COO－＋NH＋H2O，由于CH3COONH4电离程度大于CH3COOH，随着反应的进行，离子浓度增大，故D错误。 18．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。 拓展培优 19．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。 20．双氧水(H2O2)和水都是极弱电解质，但H2O2比H2O更显酸性。 (1)若把H2O2看成是二元弱酸，请写出在水中的电离方程式：__________________。 (2)鉴于H2O2显弱酸性，它能同强碱作用形成正盐，在一定条件下也可形成酸式盐。请写出H2O2与Ba(OH)2作用形成盐的化学方程式：___________________________________________________。 (3)水电离生成H3O＋和OH－叫作水的自偶电离。同水一样，H2O2也有极微弱的自偶电离，其自偶电离的方程式为_______________________________________。 答案 (1)H2O2H＋＋HO、HOH＋＋O (2)H2O2＋Ba(OH)2===BaO2＋2H2O或2H2O2＋Ba(OH)2===Ba(HO2)2＋2H2O (3)H2O2＋H2O2H3O＋HO 解析 H2O2看成是二元弱酸，电离方程式分步写，即H2O2H＋＋HO，HOH＋＋O。H2O2＋Ba(OH)2===BaO2＋2H2O或2H2O2＋Ba(OH)2===Ba(HO2)2＋2H2O。根据H2O＋H2OH3O＋＋OH－的自偶电离知H2O2自偶电离的方程式为H2O2＋H2O2H3O＋HO。 1 / 2 学科网（北京）股份有限公司 $