2017-2018學(xué)年高中化學(xué) 專題3 溶液中的離子反應(yīng) 第一單元 第二課時 弱電解質(zhì)的電離平衡 常見的弱電解質(zhì)學(xué)案 蘇教版選修4.doc

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第二課時 弱電解質(zhì)的電離平衡 常見的弱電解質(zhì) ————————————————————————————————————— [課標要求] 1．能夠從化學(xué)平衡的角度理解：弱電解質(zhì)的電離平衡及電離平衡常數(shù)的概念。 2．知道電離平衡常數(shù)、電離度的意義，并進行簡單計算。 3．知道水是一種極弱的電解質(zhì)，了解影響水電離平衡的因素。 4．知道水的離子積常數(shù)，并能夠運用水的離子積常數(shù)進行有關(guān)計算。 1.兩個計算式 (1)電離常數(shù)：如醋酸電離常數(shù)為Ka＝。 (2)電離度：α＝100%。 2．弱電解質(zhì)的電離平衡也是一種動態(tài)平衡，影響電離平衡的因素有溫度、濃度、酸、堿及相關(guān)離子等。其中升高溫度、加水稀釋均能使電離平衡右移。 3．電離常數(shù)只受溫度影響，與濃度大小無關(guān)。相同條件下，弱酸(或弱堿)的電離常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強。 4．水是一種極弱的電解質(zhì)，水的離子積常數(shù)：KW＝c(OH－)c(H＋)，溫度一定，KW一定，25 ℃時，KW＝1.010－14。 弱電解質(zhì)的電離平衡 1．電離平衡 (1)概念：在一定溫度下，當(dāng)弱電解質(zhì)在水溶液中電離達到最大程度時，電離過程并沒有停止。此時弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率與離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率相等，溶液中各分子和離子的濃度都不再發(fā)生變化，就達到了電離平衡。 (2)圖示 2．電離平衡的特點 3．電離平衡的表示方法 弱電解質(zhì)的電離過程是可逆的，其電離方程式用“”表示。如：氨水中NH3H2O的電離平衡表示為NH3H2ONH＋OH－。 弱電解質(zhì)醋酸在水中部分電離(電離的示意圖如下) [問題思考] 1．醋酸在水中部分電離，如何書寫電離方程式？H2CO3也屬于弱電解質(zhì)，如何書寫電離方程式？弱堿Fe(OH)3呢？ 提示：CH3COOHCH3COO－＋H＋； H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO； Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。 2．若對燒杯中的醋酸溶液加熱，醋酸的電離程度將如何變化？加水呢？加入少許CH3COONa晶體呢？ 提示：加熱能促進醋酸的電離；加水能促進醋酸的電離；加入少許CH3COONa晶體能抑制CH3COOH的電離。 1．多元弱酸的分步電離與相應(yīng)電離常數(shù) (1)碳酸分兩步電離，H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO。 每一步都有相應(yīng)的電離常數(shù)表達式，對于碳酸 Ka1＝，Ka2＝。 (2)對于磷酸：H3PO4H＋＋H2PO，H2POH＋＋HPO，HPOH＋＋PO。 則Ka1＝， Ka2＝， Ka3＝。 (3)數(shù)值關(guān)系：Ka1?Ka2?Ka3…，原因是上一步電離出的H＋，對下一步有抑制作用。 2．影響電離平衡的因素 (1)內(nèi)因：電解質(zhì)本身的性質(zhì)決定了其電離程度的大小。 (2)外因 ①溫度：升高溫度使電離平衡向電離的方向移動。 ②濃度：濃度降低，電離平衡向電離的方向移動，因為離子相互碰撞結(jié)合為分子的幾率減小。 ③相同離子：在弱電解質(zhì)溶液中加入與弱電解質(zhì)有相同離子的強電解質(zhì)時，電離平衡逆向移動。 ④反應(yīng)離子：加入能與電解質(zhì)電離出的離子反應(yīng)的離子時，電離平衡向電離方向移動。 1．在醋酸溶液中，CH3COOH的電離達到平衡狀態(tài)的標志是(　　) A．溶液顯電中性 B．溶液中無醋酸分子 C．氫離子濃度恒定不變 D．溶液中CH3COOH和CH3COO－共存 解析：選C　CH3COOH溶液中陰、陽離子所帶負、正電荷總數(shù)相同，使溶液呈電中性，與其是否達到電離平衡狀態(tài)無關(guān)，A項錯誤；CH3COOH是弱電解質(zhì)，不完全電離，因此溶液中一定有CH3COOH和CH3COO－，但不一定表示達到電離平衡，B、D項錯誤；c(H＋)恒定不變，說明CH3COOH達到電離平衡，C項正確。 2．根據(jù)電離平衡NH3H2ONH＋OH－　ΔH>0，填寫下表中各項的變化情況： 改變的條件 平衡移動方向 n(OH－) c(OH－) 加NaOH固體 通入氨氣 加水 加入鹽酸 降低溫度 加NH4Cl固體 加入稀氨水 解析：影響電離平衡的條件有溫度和濃度。根據(jù)平衡移動原理，可以判斷平衡移動的方向，n(OH－)的變化與平衡移動方向直接有關(guān)，c(OH－)還與溶液的體積有關(guān)。加水稀釋，平衡向微粒數(shù)增多的方向移動，n(OH－)增多，但由于溶液體積增大的趨勢比n(OH－)增加得更快，故c(OH－)是減小的。同理，加入更稀的氨水時，氨水的總濃度比原來小了，這還相當(dāng)于稀釋過程，盡管總的n(OH－)增多，但c(OH－)仍是減小。 答案： 改變的條件 平衡移動方向 n(OH－) c(OH－) 加NaOH固體 左 增大 增大 通入氨氣 右 增大 增大 加水 右 增大 減小 加入鹽酸 右 減小 減小 降低溫度 左 減小 減小 加NH4Cl固體 左 減小 減小 加入稀氨水 右 增大 減小 3.在一定溫度下，冰醋酸加水稀釋過程中溶液的導(dǎo)電能力如圖所示，請回答： (1)“O”點導(dǎo)電能力為0的理由是__________________。 (2)a、b、c三點溶液中，c(H＋)由小到大的順序是________________________________________________________________________。 (3)a、b、c三點溶液中醋酸的電離程度最大的是________________________________________________________________________。 (4)若使c點溶液中c(CH3COO－)增大，溶液中c(H＋)減小，可采取的措施主要有________________________________________________________________________、 ______________、________________、______________。 解析：(1)冰醋酸為共價化合物，只有加入水才會電離，導(dǎo)電能力為0說明不存在自由移動的離子。(2)導(dǎo)電能力越強，說明c(H＋)越大，則c(H＋)由小到大的順序為cc(OH－)(　　) (3)某溫度下，純水中c(H＋)＝2.010－7molL－1，則此時c(OH－)＝＝510－8 molL－1(　　) (4)向水中加入NaHSO4固體，水的電離程度減小，KW減小(　　) 答案：(1)　(2)　(3)　(4) 2．25 ℃時，水的電離達到平衡：H2OH＋＋OH－　ΔH>0，下列敘述正確的是(　　) A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移動，c(OH－)降低 B．向水中加入少量固體硫酸氫鈉，c(H＋)增大，KW不變 C．向水中加入少量固體CH3COOH，平衡逆向移動，c(H＋)增大 D．將水加熱，KW增大，c(H＋)不變 解析：選BC　A項，NH3H2ONH＋OH－，使c(OH－)增大，平衡逆向移動；B項，NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO，使c(H＋)增大，但溫度不變，KW不變；C項，CH3COOHCH3COO－＋H＋，使c(H＋)增大，平衡逆向移動；D項，升高溫度，KW增大，c(H＋)增大。 3．25 ℃時，0.01 molL－1 的H2SO4溶液中，由水電離出的c(H＋)是(　　) A．0.01 molL－1　　　　　 B．0.02 molL－1 C．110－12 molL－1 D．510－13 molL－1 解析：選D　H2SO4電離出的c(H＋)＝0.02 molL－1，故溶液中c(H＋)水＝c(OH－)水＝＝510－13 molL－1。 4．常溫下，下列三種溶液中，由水電離出的氫離子濃度之比為(　　) ①1 molL－1 的鹽酸?、?.1 molL－1的鹽酸　 ③0.01 molL－1的NaOH A．1∶10∶100 B．0∶1∶12 C．14∶13∶12 D．14∶13∶2 解析：選A　①1 molL－1鹽酸中c(H＋)＝1 molL－1， 由水電離出的c(H＋)水＝10－14 molL－1， ②0.1 molL－1鹽酸中，c(H＋)＝0.1 molL－1， 由水電離出的c(H＋)水＝10－13 molL－1， ③0.01 molL－1 NaOH溶液中，c(OH－)＝0.01 molL－1， 由水電離出的c(H＋)水＝10－12 molL－1， 則三者由水電離出的氫離子濃度之比為 10－14∶10－13∶10－12＝1∶10∶100。 [方法技巧] 溶液中水電離出來的c(H＋)或c(OH－)的計算 　　(1)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝110－7 molL－1。 (2)溶質(zhì)為酸的溶液：H＋來源于酸和水的電離，而OH－只來源于水，c(H＋)水＝c(OH－)。如0.1 molL－1的HCl溶液中c(H＋)水＝c(OH－)＝110－13 molL－1。 (3)溶質(zhì)為堿的溶液：OH－來源于堿和水的電離，而H＋只來源于水。c(OH－)水＝c(H＋)。如0.1 molL－1的NaOH溶液中c(H＋)＝c(OH－)水＝110－13 molL－1。 [三級訓(xùn)練節(jié)節(jié)過關(guān)]　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 1．在0.1 molL－1 CH3COOH溶液中存在如下電離平衡：CH3COOHCH3COO－＋ H＋，對于該平衡，下列敘述中，正確的是(　　) A．加入水時，平衡向右移動 B．加入少量NaOH固體，平衡向右移動 C．加入少量0.1 molL－1 HCl溶液，溶液中c(H＋)減小 D．加入少量CH3COONa固體，平衡向右移動 解析：選AB　加水稀釋，平衡向右移動，A正確；加入NaOH固體，OH－中和H＋，平衡向右移動，B正確；因為0.1 molL－1 CH3COOH溶液中c(H＋)＜0.1 molL－1，而0.1 mol L－1 HCl溶液中c(H＋)＝0.1 molL－1，故使溶液中c(H＋)增大，C錯誤；加入少量CH3COONa固體，使c(CH3COO－)增大，平衡向左移動，D錯誤。 2．在含有酚酞的0.1 molL－1氨水中加入少量的NH4Cl晶體，則溶液的顏色(　　) A．變藍色　　　　　　　 B．變深 C．變淺 D．不變 解析：選C　在氨水中存在電離平衡：NH3H2ONH＋OH－，當(dāng)加入NH4Cl晶體時，c(NH)增大，使上述平衡向逆反應(yīng)方向移動，c(OH－)減小，溶液顏色變淺。 3．已知某溫度下，Ka(HCN)＝6.210－10、Ka(HF)＝6.810－4、Ka(CH3COOH)＝1.8 10－5、Ka(HNO2)＝4.610－4。物質(zhì)的量濃度都為0.1 molL－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 解析：選B　弱酸的電離平衡常數(shù)越大，電離產(chǎn)生的c(H＋)越大。 4．將6 g CH3COOH溶于水制成1 L溶液，此溶液的物質(zhì)的量濃度為________________。經(jīng)測定溶液中含CH3COO－為1.410－3 molL－1，此溫度下醋酸的電離常數(shù)Ka＝__________。溫度升高，Ka將________(填“變大”“不變”或“變小”)。 解析：c(CH3COOH)＝＝0.1 molL－1。 　　　　　　　CH3COOHCH3COO－＋ H＋ 起始/(molL－1)　　0.1　　　　　　0　　　　 0 平衡/(molL－1) 0.1－1.410－3 1.410－31.410－3 所以Ka＝ ＝≈1.9610－5。 答案：0.1 molL－1　1.9610－5　變大 5．某溫度下純水的c(H＋)＝210－7 molL－1，則此時c(OH－)為________；若溫度不變，滴入稀鹽酸使c(H＋)＝510－4 molL－1，則溶液中c(OH－)為________，由水電離產(chǎn)生的 c(H＋)為________，此時溫度________(填“高于”“低于”或“等于”)25 ℃。 解析：純水電離出的c(H＋)＝c(OH－)＝210－7 molL－1，KW＝410－14>110－14，此時溫度高于25 ℃。溫度不變，滴入稀鹽酸使c(H＋)＝510－4 molL－1，則溶液中c(OH－)為＝410－14/(510－4)＝810－11(molL－1)＝c(OH－)水電離。 答案：210－7 molL－1　810－11 molL－1 810－11 molL－1　高于 一、單項選擇題 1．將1 mol冰醋酸加入到一定量的蒸餾水中最終得到1 L溶液。下列各項中，表明已達到電離平衡狀態(tài)的是(　　) A．醋酸的濃度達到1 molL－1 B．H＋的濃度達到0.5 molL－1 C．醋酸分子的濃度、醋酸根離子的濃度、H＋的濃度均為0.5 molL－1 D．醋酸分子電離成離子的速率和離子重新結(jié)合成醋酸分子的速率相等 解析：選D　在未電離時，c(CH3COOH)＝1 molL－1，當(dāng)醋酸、H＋、CH3COO－的濃度不再變化時(但此時三者的濃度不一定是0.5 molL－1)，醋酸的電離達到平衡狀態(tài)，A、B、C均錯誤；依據(jù)平衡狀態(tài)的特點電離速率與離子結(jié)合成分子的速率相等，可知D項正確。 2．關(guān)于水的電離，下列敘述中，正確的是(　　) A．升高溫度，KW增大，c(H＋)不變 B．向水中加入少量硫酸，c(H＋)增大，KW不變 C．向水中加入氨水，平衡向逆反應(yīng)方向移動，c(OH－)降低 D．向水中加入少量固體NaCl，平衡向逆反應(yīng)方向移動，c(H＋)降低 解析：選B　A項，升高溫度，水的電離平衡右移，KW增大，c(H＋)、c(OH－)均增大，錯誤；B項正確；C項，加入氨水，水的電離平衡左移，結(jié)果c(OH－)仍然增大，錯誤；D項，Na＋和Cl－不影響水的電離平衡，錯誤。 3．相同溫度下，已知三種酸HA、HB、HC的電離常數(shù)分別為a、b、c，且a＞b＞c，則對相同濃度的酸溶液敘述正確的是(　　) A．HC的電離度最大 B．HA溶液酸性最強 C．HC溶液酸性最強 D．三種溶液中酸的電離程度：HA＜HB＜HC 解析：選B　相同條件下的酸溶液中，其電離常數(shù)越大，酸的電離程度越大，溶液中 c(H＋)越大。 4．化合物HIn在水溶液中存在以下電離平衡，可用作酸堿指示劑 HIn(aq)H＋(aq)＋In－(aq) 　　　　 紅色　　　　　　　　黃色 濃度為0.02 molL－1的下列溶液：①鹽酸、②石灰水、③NaCl溶液、④NaHSO4溶液、⑤NaHCO3溶液、⑥氨水，其中可使指示劑顯紅色的是(　　) A．①④⑤ B．②⑤⑥ C．①④ D．②③⑥ 解析：選C　顯紅色平衡左移，①鹽酸、④硫酸氫鈉顯酸性，溶液c(H＋)增大，平衡左移，符合題目要求；②、⑤、⑥能消耗H＋，使c(H＋)減小，平衡右移；NaCl電離出的離子對平衡無影響。 5．已知室溫下0.01 molL－1 CH3COOH溶液中c(H＋)＝4.3210－4 molL－1，則該CH3COOH溶液中水的離子積常數(shù)(　　) A．＜110－14 B．＞110－14 C．＝110－14 D．無法確定 解析：選C　KW只與溫度有關(guān)，常溫下KW＝110－14。 二、不定項選擇題 6．下列關(guān)于電離常數(shù)的說法正確的是(　　) A．電離常數(shù)隨著弱電解質(zhì)的濃度增大而增大 B．CH3COOH的電離常數(shù)表達式為 　 Ka＝ C．CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa溶液，電離常數(shù)減小 D．同一弱電解質(zhì)，電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，與濃度無關(guān) 解析：選D　K只與溫度有關(guān)，與濃度無關(guān)。 7．下列說法正確的是(　　) A．電離常數(shù)受溶液濃度的影響 B．電離常數(shù)可以表示弱電解質(zhì)的相對強弱 C．電離常數(shù)大的酸中的c(H＋)一定比電離常數(shù)小的酸中的c(H＋)大 D．H2CO3的電離常數(shù)表達式：K＝ 解析：選B　A項，電離常數(shù)只受溫度的影響，與溶液濃度無關(guān)，錯誤；B項，電離常數(shù)可以表示弱電解質(zhì)的相對強弱，正確；C項，酸中c(H＋)既跟酸的電離常數(shù)有關(guān)，還跟酸的濃度有關(guān)，錯誤；D項，碳酸是分步電離的，以第一步電離為主，第一步電離常數(shù)表達式為K1＝，錯誤。 8．室溫下向10 mL 0.1 molL－1的醋酸溶液中加水稀釋后，下列說法正確的是(　　) A．溶液中導(dǎo)電粒子的數(shù)目減小 B．溶液中不變 C．醋酸的電離程度增大 D．醋酸的電離常數(shù)K隨醋酸濃度減小而減小 解析：選BC　醋酸加水稀釋，促進醋酸的電離，溶液中導(dǎo)電離子的數(shù)目增加，A錯誤；醋酸加水稀釋，電離程度增大，C正確；電離常數(shù)K只與溫度有關(guān)，與醋酸的濃度無關(guān)，D錯誤；由于溫度不變，電離平衡常數(shù)K＝不變。 三、非選擇題 9．一定條件下，在水的電離平衡中，c(H＋)和c(OH－)的關(guān)系如圖所示： (1)A點水的離子積為110－14，B點水的離子積為________。造成水的離子積變化的原因是________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 (2)100 ℃時，若向溶液中滴加鹽酸，能否使體系處于B點位置？__________。為什么？________________________________________________________________________。 (3)100 ℃時，若鹽酸中c(H＋)＝510－4 molL－1，則由水電離產(chǎn)生的c(H＋)＝________。 解析：(1)KW＝c(H＋)c(OH－)＝10－610－6＝10－12。由于水的電離是吸熱過程，升溫，KW增大。 (2)若加鹽酸，使c(H＋)>c(OH－)，但KW不變。 (3)鹽酸中c(H＋)主要考慮HCl的電離，溶液中c(OH－)＝＝＝210－9 (molL－1)， c(H＋)水＝c(OH－)＝210－9 molL－1。 答案：(1)110－12　水的電離是吸熱過程，溫度升高，水的電離程度增大，即離子積增大 (2)否　在鹽酸中c(H＋)≠c(OH－)，所以不在B點 (3)210－9 molL－1 10．已知在25 ℃時，醋酸、碳酸和亞硫酸的電離常數(shù)如下表： 醋酸 碳酸 亞硫酸 Ka＝1.7510－5 Ka1＝4.3010－7 Ka2＝5.6110－11 Ka1＝1.5410－2 Ka2＝1.0210－7 (1)寫出碳酸的第一步電離常數(shù)表達式：Ka1＝____________________________。 (2)在相同條件下，試比較H2CO3、HCO和HSO的酸性強弱：__________>__________>__________。 解析：(1)碳酸屬于弱酸，應(yīng)分步電離H2CO3HCO＋H＋，HCOH＋＋CO，第一步電離常數(shù)表達式為：Ka1＝c(HCO)c(H＋)/c(H2CO3)；(2)根據(jù)電離常數(shù)表示的意義，弱酸的電離常數(shù)越大，越容易電離，酸性越強，因此酸性H2CO3>HSO>HCO。 答案：(1)c(H＋)c(HCO)/c(H2CO3) (2)H2CO3　HSO　HCO 一、單項選擇題 1．下列說法正確的是(　　) A．溶液中有CH3COOH、CH3COO－和H＋即可證明CH3COOH達到電離平衡狀態(tài) B．溶液中CH3COO－和H＋的物質(zhì)的量濃度相等可證明CH3COOH達到電離平衡狀態(tài) C．當(dāng)NH3H2O達到電離平衡時，溶液中NH3H2O、NH和OH－的濃度相等 D．H2CO3是分步電離的，電離程度依次減弱 解析：選D　溶液中除電解質(zhì)電離出的離子外，還存在電解質(zhì)分子，能證明該電解質(zhì)是弱電解質(zhì)，但不能說明達到平衡狀態(tài)，A項錯誤；CH3COO－和H＋的濃度不變時，CH3COOH達到平衡狀態(tài)，B項錯誤；NH3H2O達到電離平衡時，溶液中各粒子的濃度不變，而不是相等，C項錯誤；H2CO3是二元弱酸，分步電離且電離程度依次減小，D項正確。 2．某濃度的氨水中存在下列平衡：NH3H2ONH＋OH－，如想增大NH的濃度，而不增大OH－的濃度，應(yīng)采取的措施是(　　) ①適當(dāng)升高溫度　　　　?、诩尤隢H4Cl固體 ③通入NH3 ④加入少量鹽酸 A．①② B．②③ C．②④ D．①④ 解析：選C　升溫平衡向右移動，c(NH)、c(OH－)都增大；加入NH4Cl固體，相當(dāng)于增大c(NH)，平衡向左移動，c(OH－)減?。煌ㄈ隢H3平衡向右移動，c(NH)、c(OH－)都增大；加入少量鹽酸，H＋與OH－反應(yīng)使c(OH－)下降，平衡向右移動，使c(NH)增大。 3．常溫下，在0.01 molL－1硫酸溶液中，水電離出的氫離子濃度是(　　) A．510－13 molL－1 B．0.02 molL－1 C．110－7 molL－1 D．110－12 molL－1 解析：選A　溶液中共有兩部分H＋：水電離出來的H＋和硫酸電離出來的H＋。其中硫酸電離出來的H＋為c(H＋)＝0.012＝0.02 molL－1。水電離出來的H＋要小于10－7 molL－1，硫酸電離出來的H＋是主要的，因此認為溶液中的H＋的總濃度就是0.02 molL－1。根據(jù) c(OH－)＝KW/c(H＋)，溶液中的c(OH－)＝10－14/0.02＝510－13 molL－1。因為水電離出來的 H＋和OH－的個數(shù)相等(不受任何條件限制)，則水電離出來的H＋濃度就是510－13 molL－1。 4．將濃度為 0.1 molL－1 HF溶液加水不斷稀釋，下列各量始終保持增大的是(　　) A．c(H＋)　　　　　 B．K電離(HF) C．c(HF) D．c(H＋)/c(HF) 解析：選D　A項，加水稀釋，促進電離，但c(H＋)減小，錯誤；B項，電離常數(shù)只受溫度的影響，溫度不變，電離常數(shù)不變，錯誤；C項，在加水稀釋過程中c(HF)不斷減小，錯誤；D項，HFH＋＋F－，同一溶液，體積相同，因此有c(H＋)/c(HF)＝n(H＋)/n(HF)，加水稀釋促進電離，n(H＋)增大，n(HF)減小，此比值變大，正確。 5．25 ℃時，在等體積的①0.5 molL－1的H2SO4溶液中，②0.05 molL－1 Ba(OH)2溶液中，③1 molL－1 NaCl溶液中，④純水中，發(fā)生電離的水的物質(zhì)的量之比是(　　) A．1∶10∶107∶107 B．107∶107∶1∶1 C．107∶106∶2∶2 D．107∶106∶2107∶2 解析：選A　25 ℃時，0.5 molL－1 H2SO4溶液中c(H＋)＝1 molL－1，由水電離出的 c(H＋)水＝10－14 molL－1，0.05 molL－1 Ba(OH)2溶液中，c(OH－)＝0.1 molL－1，由水電離出的c(H＋)水＝10－13 molL－1，NaCl溶液和純水中由水電離出的c(H＋)水均為10－7 molL－1。則等體積的上述四種溶液中由水電離出的n(H＋)(即電離水的物質(zhì)的量)之比為10－14∶10－13∶ 10－7∶10－7＝1∶10∶107∶107。 二、不定項選擇題 6．在相同溫度下，0.01 molL－1 NaOH溶液和0.01 molL－1的鹽酸相比，下列說法正確的是(　　) A．由水電離出的c(H＋)相等 B．由水電離出的c(H＋)都是1.010－12 molL－1 C．由水電離出的c(OH－)都是0.01 molL－1 D．兩者都促進了水的電離 解析：選A　若該溫度下水的離子積常數(shù)為KW(不一定是25 ℃)，則在0.01 molL－1的NaOH溶液中，由水電離的c(H＋)＝＝ molL－1，在0.01 molL－1的HCl溶液中，由水電離出的c(H＋)＝c(OH－)水電離＝ molL－1。 7．在0.1 molL－1 NH3H2O溶液中存在如下平衡：NH3＋H2ONH3H2ONH＋ OH－。下列敘述正確的是(　　) A．加入少量濃鹽酸，鹽酸與NH3反應(yīng)生成NH4Cl，使NH3濃度減小，NH濃度增大，平衡正向移動 B．加入少量NaOH固體，OH－與NH結(jié)合生成NH3H2O，使NH濃度減小，平衡正向移動 C．加入少量0.1 molL－1 NH4Cl溶液，電離平衡常數(shù)不變，溶液中c(OH－)減小 D．加入少量MgSO4固體，溶液中c(OH－)增大 解析：選AC　A項，加入少量濃鹽酸，首先發(fā)生H＋＋OH－===H2O，使OH－濃度降低，平衡正向移動；B項，加入少量NaOH固體，使OH－濃度升高，平衡逆向移動；C項，使NH濃度升高，平衡逆向移動，溶液中c(OH－)減小，溫度不變，電離平衡常數(shù)不變；D項，發(fā)生Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓，溶液中c(OH－)減小。 8．已知25 ℃下，醋酸溶液中各粒子存在下述關(guān)系：K＝＝1.75 10－5，下列有關(guān)說法可能成立的是(　　) A．25 ℃下，向該溶液中加入一定量的鹽酸時，K＝810－5 B．25 ℃下，向該溶液中加入一定量的鹽酸時，K＝810－4 C．標準狀況下，醋酸溶液中K＝1.7510－5 D．升高到一定溫度，K＝7.210－5 解析：選D　K為醋酸的電離常數(shù)，只與溫度有關(guān)，與離子濃度和酸堿性無關(guān)，故A、B兩項均錯誤；由于醋酸電離過程吸熱，則升高溫度，K增大，降低溫度，K減小，所以標準狀況下(0 ℃)，K應(yīng)小于1.7510－5，C項錯誤；升高溫度，K應(yīng)大于1.7510－5，D項正確。 三、非選擇題 9．在一定溫度下，醋酸溶液中存在電離平衡：CH3COOH  CH3COO－ ＋ H＋ (1)某溫度時，0.1 molL－1的醋酸溶液中的c(H＋) 與0.01 molL－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 ℃時，該電離平衡的平衡常數(shù)為1.7510－5。 ①求該溫度時，a molL－1的醋酸溶液中c1(H＋)＝________________molL－1 (用含a的代數(shù)式表示)。[提示：此時電離度比較小，進行簡化計算，平衡時c(CH3COOH)可用初始濃度代替，水電離出的c(H＋) 、c(OH－)忽略不計，下同] ②若該溫度時向該溶液中加入一定量的CH3COONH4(假設(shè)溶液體積不變)，使溶液中c(CH3COO－)為b molL－1，則此時c2(H＋)＝____________________molL－1(用含a、b的代數(shù)式表示)。 ③c1(H＋)________(填“大于”“小于”或“等于”)c2(H＋)。 解析：(1)對于相同的弱電解質(zhì)溶液，濃度越大，電離程度越小，0.1 molL－1的醋酸溶液中電離程度比0.01 molL－1的醋酸溶液電離程度小，則二者c(H＋)之比小于10。 (2)醋酸的電離平衡常數(shù)K＝＝1.7510－5，則c(H＋)＝1.7510－5a molL－1，c1(H＋)＝ molL－1。根據(jù)平衡常數(shù)表達式，將c(CH3COO－)代入，可求得c2(H＋)＝(1.75a10－5)/b molL－1。在醋酸溶液中加入醋酸銨會抑制醋酸的電離，使氫離子濃度減小。 答案：(1)小于 　(2)①?、?1.75a10－5)/b?、鄞笥? 10．對于弱酸，在一定溫度下達到電離平衡時，各粒子的濃度之間存在一種定量的關(guān)系。若25 ℃時有HAH＋＋A－，則K＝。 下表是幾種常見弱酸的電離平衡常數(shù)(25 ℃)： CH3COOH CH3COOHCH3COO－＋H＋ 1.7610－5 H2CO3 H2CO3H＋＋HCO HCOH＋＋CO K1＝4.3110－7 K2＝5.6110－11 H2S H2SH＋＋HS－ HS－H＋＋S2－ K1＝9.110－8 K2＝1.110－12 H3PO4 H3PO4H＋＋H2PO H2POH＋＋HPO HPOH＋＋PO K1＝7.5210－3 K2＝6.2310－8 K3＝2.2010－13 請回答下列問題： (1)K只與溫度有關(guān)，當(dāng)溫度升高時，K值________(填“增大”“減小”或“不變”)。 (2)在溫度相同時，各弱酸的K值不同，那么K值的大小與酸性的相對強弱有何關(guān)系？________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 (3)若把CH3COOH、H2CO3、HCO、H2S、HS－、H3PO4、H2PO、HPO都看作是酸，其中酸性最強的是________，最弱的是________。 (4)多元弱酸是分步電離的，每一步都有相應(yīng)的電離平衡常數(shù)，對于同一種多元弱酸的K1、K2、K3之間存在著數(shù)量上的規(guī)律，此規(guī)律是______________，產(chǎn)生此規(guī)律的原因是________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 解析：(1)電離是吸熱過程，升高溫度，促進電離，所以K值增大。 (2)根據(jù)表中數(shù)據(jù)和題意可知，酸性越強，對應(yīng)K值越大。 (3)利用表中K值進行比較，可得出H3PO4酸性最強，HPO酸性最弱。 (4)利用H3PO4三步電離的K值進行判斷可知K1∶K2∶K3≈1∶10－5∶10－10，即K1?K2?K3主要原因是因為上一級電離產(chǎn)生的H＋對下一級電離有抑制作用。 答案：(1)增大　(2)K值越大，電離出的氫離子濃度越大，所以酸性越強　(3)H3PO4　HPO (4)K1?K2?K3　上一級電離產(chǎn)生的H＋對下一級電離有抑制作用