2022-2023版高中化學(xué) 專題3 溶液中的離子反應(yīng) 第一單元 弱電解質(zhì)的電離平衡 第2課時(shí)學(xué)案 蘇教版選修4

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1、2022-2023版高中化學(xué) 專題3 溶液中的離子反應(yīng) 第一單元 弱電解質(zhì)的電離平衡 第2課時(shí)學(xué)案 蘇教版選修4 [學(xué)習(xí)目標(biāo)定位]　1.知道電離平衡常數(shù)的意義，會(huì)書(shū)寫(xiě)電離平衡常數(shù)的表達(dá)式。2.熟悉水的電離平衡及其影響因素，知道水的離子積常數(shù)的表達(dá)式及其應(yīng)用。 一、電離平衡常數(shù) 1．概念 一定溫度下，弱電解質(zhì)達(dá)到電離平衡時(shí)，弱電解質(zhì)電離生成的各種離子濃度冪之積與溶液中未電離的分子濃度的比值(為一常數(shù))，簡(jiǎn)稱電離常數(shù)，用K表示。 2．表達(dá)式 電離平衡與化學(xué)平衡類似，一元弱酸的電離常數(shù)用Ka表示，一元弱堿的電離常數(shù)用Kb表示。 (1)CH3COOH的電離常數(shù)表達(dá)式是Ka＝。 (2

2、)NH3·H2O的電離常數(shù)表達(dá)式是Kb＝。 (3)H2S在水溶液中分兩步電離，即：H2SH＋＋HS－、HS－H＋＋S2－，其電離常數(shù)表達(dá)式分別為　Ka1＝、Ka2＝。 (1)電離常數(shù)的大小由物質(zhì)本身的性質(zhì)決定，同一溫度下，不同弱電解質(zhì)的電離常數(shù)不同，K值越大，電離程度越大。 (2)同一弱電解質(zhì)在同一溫度下改變濃度時(shí)，其電離常數(shù)不變。 (3)電離常數(shù)K只隨溫度的變化而變化，升高溫度，K值增大。 (4)多元弱酸電離常數(shù)：K1?K2?K3，其酸性主要由第一步電離決定，K值越大，相應(yīng)酸的酸性越強(qiáng)。 例1　(2017·連云港東海二中期中)下列關(guān)于電離平衡常數(shù)(K)的說(shuō)法正確的是(

3、　　) A．不同濃度的同一弱電解質(zhì)，其電離平衡常數(shù)(K)不同 B．電離平衡常數(shù)(K)越小，表示弱電解質(zhì)電離能力越弱 C．多元弱酸各步電離平衡常數(shù)相互關(guān)系為K1＜K2＜K3 D．CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa溶液，電離平衡常數(shù)減小 答案　B 解析　弱電解質(zhì)電離平衡常數(shù)隨溫度變化，不同濃度的同一弱電解質(zhì)，其電離平衡常數(shù)(K)相同，A錯(cuò)誤；電離平衡常數(shù)是衡量弱電解質(zhì)電離程度的物理量，電離平衡常數(shù)(K)越小，表示弱電解質(zhì)電離能力越弱，B正確；多元弱酸分步電離，以第一步為主，K1?K2?K3，C錯(cuò)誤；電離平衡常數(shù)只隨溫度變化，不隨濃度變化，CH3COOH溶液中加入少量CH3CO

4、ONa溶液，電離平衡常數(shù)不變，D錯(cuò)誤。 考點(diǎn)　電離平衡常數(shù)與電離度 題點(diǎn)　電離平衡常數(shù)表達(dá)式及其意義 例2　已知25 ℃時(shí)，Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5。 (1)向0.1 mol·L－1醋酸溶液中加入一定量1 mol·L－1鹽酸時(shí)，上式中的數(shù)值是否發(fā)生變化？為什么？ (2)若醋酸的起始濃度為0.010 mol·L－1，平衡時(shí)c(H＋)是多少？ 答案　(1)不變。電離常數(shù)不隨濃度變化而變化，在一定溫度下是一個(gè)常數(shù)?！?2)4.18×10－4 mol·L－1 解析　(1)溫度一定時(shí)，電離常數(shù)不隨濃度的變化而變化。加入一定量鹽酸，平衡向左移動(dòng)，c(H＋)增大、c(CH3C

5、OO－)減小、c(CH3COOH)增大，比值不變，仍為1.75×10－5。 (2)　　　　　 CH3COOH CH3COO－＋H＋ 起始濃度(mol·L－1) 0.010 0 0 平衡濃度(mol·L－1) 0.010－c(H＋) c(H＋) c(H＋) 故有＝1.75×10－5。 由于c(H＋)很小，0.010－c(H＋)≈0.010， 那么，c(H＋)≈4.18×10－4 mol·L－1。 考點(diǎn)　電離平衡常數(shù)與電離度 題點(diǎn)　電離平衡常數(shù)的相關(guān)計(jì)算 方法點(diǎn)撥　有關(guān)電離平衡常數(shù)計(jì)算的常用方法 依照化學(xué)平衡計(jì)算中“三段式”法，通

6、過(guò)起始濃度、消耗濃度、平衡濃度，結(jié)合Ka(Kb)、α等條件便可以輕松地進(jìn)行電離平衡的有關(guān)計(jì)算。由＝α、＝Ka可推出c(H＋)的常用計(jì)算公式：c(H＋)＝cα，c(H＋)＝，α與Ka的關(guān)系為α＝。同樣，對(duì)于一元弱堿來(lái)說(shuō)，c(OH－)＝cα＝。 二、電離度 1．定義 弱電解質(zhì)在水中的電離達(dá)到平衡狀態(tài)時(shí)，已電離的溶質(zhì)的分子數(shù)占原有溶質(zhì)分子總數(shù)(包括已電離和未電離的)的百分率，稱為電離度，通常用α表示。 2．?dāng)?shù)學(xué)表達(dá)式 α＝×100% 或α＝×100% 或α＝×100% 3．意義 (1)電離度實(shí)質(zhì)上是一種平衡轉(zhuǎn)化率。表示弱電解質(zhì)在水中的電離程度。 (2)同一弱電解質(zhì)的濃度不同，

7、電離度也不同，溶液越稀，電離度越大。 4．影響因素：以0.1 mol·L－1 CH3COOH為例 　外因 變化　　 加水 升溫 加NaOH 加H2SO4 電離度(α) 增大 增大 增大 減小 H＋數(shù)目 增多 增多 減少 增多 c(H＋) 減小 增大 減小 增大 導(dǎo)電能力 減弱 增強(qiáng) 增強(qiáng) 增強(qiáng) 影響弱電解質(zhì)溶液的電離度的因素 (1)溫度：升高溫度，電離平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)，電離度增大。 (2)濃度：加水稀釋，電離平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)，電離度增大。即濃度越大，電離度越??；濃度越小，電離度越大。 例3　已知醋酸達(dá)到電離平衡后，改變某

8、條件使平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)，下列說(shuō)法正確的是(　　) A．醋酸的電離度一定變大 B．發(fā)生電離的分子總數(shù)增多 C．溶液的pH一定減小 D．溶液的導(dǎo)電能力一定變強(qiáng) 答案　B 例4　在一定溫度下，已知a mol·L－1的一元弱酸HA溶液中，電離度為α，電離平衡常數(shù)為K，試推導(dǎo)a、α、K三者之間關(guān)系 。 答案　K＝ 解析　HAH＋＋A－ a－aα aα aα K＝＝。 三、水的電離 1．水的電離 (1)電離方程式是H2OH＋＋OH－或H2O＋H2OH3O＋＋OH－。 (2)電離常數(shù)表達(dá)式K電離＝。 (3)請(qǐng)根據(jù)水的電離常數(shù)

9、表達(dá)式，推導(dǎo)寫(xiě)出離子積常數(shù)的表達(dá)式Kw＝c(H＋)·c(OH－)。 (4)常溫下，水的離子積常數(shù)Kw＝1.0×10－14， ①純水中c(H＋)＝1.0×10－7 mol·L－1； ②某酸溶液中c(H＋)＝1.0×10－4 mol·L－1，則該溶液中 c(OH－)＝1.0×10－10 mol·L－1。 2．水的電離的影響因素 分析下列條件的改變對(duì)水的電離平衡H2OH＋＋OH－的影響，并填寫(xiě)下表： 改變條件 平衡移 動(dòng)方向 溶液中 c(H＋) 溶液中 c(OH－) pH 溶液的 酸堿性 Kw 升高溫度 右移 增大 增大 減小 中性 增大 加入酸

10、 左移 增大 減小 減小 酸性 不變 加入堿 左移 減小 增大 增大 堿性 不變 加入活潑 金屬(如Na) 右移 減小 增大 增大 堿性 不變 (1)常溫時(shí)，Kw＝1.0×10－14，不僅適用于純水，還適用于酸、堿的稀溶液。 (2)不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水電離出的c(H＋)與c(OH－)總是相等的。(3)Kw只與溫度有關(guān)，溫度升高，Kw增大。 例5　25 ℃時(shí)，水的電離達(dá)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(dòng)，c(OH－)降低 B．向水中加

11、入少量固體硫酸氫鈉，c(H＋)增大，Kw不變 C．向水中加入少量CH3COOH，平衡逆向移動(dòng)，c(H＋)降低 D．將水加熱，Kw增大，c(H＋)不變 答案　B 解析　A項(xiàng)，加入稀氨水，NH3·H2O存在電離平衡：NH3·H2ONH＋OH－，c(OH－)增大，使水的電離平衡逆向移動(dòng)，錯(cuò)誤；B項(xiàng)，加入NaHSO4，NaHSO4在水溶液中電離：NaHSO4=== Na＋＋H＋＋SO，c(H＋)增大，使水的電離平衡逆向移動(dòng)，由于溫度不變，Kw不變，正確；C項(xiàng)，CH3COOHCH3COO－＋H＋，使c(H＋)增大，使水的電離平衡逆向移動(dòng)，錯(cuò)誤；D項(xiàng)，升溫，Kw增大，c(H＋)增大，錯(cuò)誤

12、。 考點(diǎn)　水的電離 題點(diǎn)　條件改變對(duì)水的電離平衡的影響 規(guī)律方法　(1)向水中加入電離產(chǎn)生H＋或OH－的物質(zhì)，抑制水的電離。 (2)向水中加入消耗H＋或OH－的物質(zhì)，促進(jìn)水的電離。 例6　某溫度下，純水的c(H＋)＝2×10－7 mol·L－1，則此時(shí)c(OH－)為 mol·L－1；若溫度不變，滴入稀鹽酸使c(H＋)＝5×10－4 mol·L－1，則溶液中c(OH－)為 mol·L－1，由水電離產(chǎn)生的c(H＋)為 mol·L－1，此時(shí)溫度 (填“高于”“低于”或“等于”)25 ℃。 答案　2×10－7　8×10－11　8

13、×10－11　高于 解析　純水電離出的c(H＋)＝c(OH－)＝2×10－7 mol·L－1，故Kw＝4×10－14>1×10－14，故此時(shí)溫度高于25 ℃。溫度不變，滴入稀鹽酸使c(H＋)＝5×10－4 mol·L－1，則溶液中c(OH－)＝＝ mol·L－1＝8×10－11 mol·L－1＝c(OH－)水。 考點(diǎn)　水的電離 題點(diǎn)　水的離子積及其表達(dá)式 1．下列說(shuō)法正確的是(　　) A．水的電離方程式：H2O===H＋＋OH－ B．升高溫度，水的電離程度增大 C．在NaOH溶液中沒(méi)有H＋ D．在HCl溶液中沒(méi)有OH－ 答案　B 解析　水是極弱電解質(zhì)，只有少部分

14、電離，應(yīng)用“”表示，故A錯(cuò)；水的電離是吸熱的，所以升高溫度，電離程度增大，B正確；在NaOH溶液中c(OH－)>c(H＋)，在HCl溶液中c(OH－)< c(H＋)，在酸、堿溶液中都存在H＋和OH－，所以C、D項(xiàng)錯(cuò)誤。 2．已知25 ℃下，醋酸溶液中存在下述關(guān)系：K＝＝1.8×10－5，其中K的數(shù)值是該溫度下醋酸的電離平衡常數(shù)。有關(guān)K的下列說(shuō)法正確的是(　　) A．當(dāng)向該溶液中加入一定量的硫酸時(shí)，K值增大 B．升高溫度，K值增大 C．向醋酸溶液中加水，K值增大 D．向醋酸溶液中加氫氧化鈉，K值增大 答案　B 3．水的電離過(guò)程為H2OH＋＋OH－，在25 ℃時(shí)，水的離子積

15、Kw(25 ℃)＝1×10－14，在35 ℃時(shí)，水的離子積Kw(35 ℃)＝2.1×10－14，則下列敘述正確的是(　　) A．隨著溫度的升高，Kw變大，pH變小，呈酸性 B．35 ℃時(shí)，c(H＋)

16、向移動(dòng)，故水的電離為吸熱過(guò)程。 4．在20 ℃時(shí)0.5 L 0.2 mol·L－1的HA溶液中，有0.005 mol 的HA電離成離子，求該溫度下的電離度。 答案　α＝×100%＝5% 解析　根據(jù)α＝×100%進(jìn)行計(jì)算。 5．現(xiàn)有下列物質(zhì)：①100 ℃純水；②25 ℃ 0.1 mol·L－1 HCl溶液；③25 ℃ 0.1 mol·L－1 KOH溶液；④25 ℃ 0.1 mol·L－1 Ba(OH)2溶液。 (1)這些物質(zhì)與25 ℃純水相比，水的電離被促進(jìn)的是 (填序號(hào)，下同)，水的電離被抑制的是 ，水電離的c(OH－)等于溶液中c(OH－)的是

17、 ，水電離的 c(H＋)等于溶液中c(H＋)的是 。 (2)從②和③溶液中水的電離程度相等，進(jìn)而可推出的結(jié)論是：同一溫度下， 時(shí)，水的電離度相等。 答案　(1)①?、冖邰堋、佗凇、佗邰? (2)酸溶液中的c(H＋)等于堿溶液中的c(OH－) 解析　水的電離過(guò)程吸熱，升溫，促進(jìn)水的電離，酸或堿抑制水的電離；強(qiáng)酸溶液中，由于酸電離出的c(H＋)遠(yuǎn)大于水電離出的c(H＋)，酸電離的c(H＋)可看成溶液中的c(H＋)；強(qiáng)堿溶液中，由于堿電離的c(OH－)遠(yuǎn)大于水電離的c(OH－)，堿電離的c(OH－)可看成溶液中的c(OH

18、－)。 考點(diǎn)　水的電離 題點(diǎn)　水的電離平衡的綜合 [對(duì)點(diǎn)訓(xùn)練] 題組一　電離平衡常數(shù) 1．醋酸溶液中存在電離平衡：CH3COOHH＋＋CH3COO－，下列敘述不正確的是(　　) A．升高溫度，平衡正向移動(dòng)，醋酸的電離常數(shù)Ka增大 B．0.10 mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀釋，溶液中c(OH－)增大 C．CH3COOH溶液中加少量的CH3COONa固體，平衡逆向移動(dòng) D．25 ℃時(shí)，欲使醋酸溶液的pH、電離常數(shù)Ka和電離程度都減小，可加入少量冰醋酸 答案　D 解析　弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)只受溫度影響，升高溫度電離平衡常數(shù)增大，A項(xiàng)正確；將溶液稀釋，c(H＋)

19、減小，c(OH－)增大，B項(xiàng)正確；加入CH3COONa會(huì)抑制CH3COOH電離，C項(xiàng)正確；加入冰醋酸，溶液的pH、電離程度均減小，但電離常數(shù)不變，D項(xiàng)錯(cuò)誤。 2．0.10 mol·L－1HA溶液中有1%的HA電離，則HA的電離平衡常數(shù)Ka為(　　) 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　電離HA的物質(zhì)的量濃度為c(HA)＝0.10 mol·L－1×1%＝1.0×10－3mol·L－1，根據(jù)HAH＋＋A－，則平衡時(shí)c(H＋)＝c(A－)＝1.0×10－3mol·L－1，c(HA)平＝0.10 mol·L－1－

20、1.0×10－3mol·L－1≈0.10 mol·L－1，將有關(guān)數(shù)據(jù)代入平衡常數(shù)表達(dá)式得：Ka＝＝1.0×10－5。 3．已知下面三個(gè)數(shù)據(jù)：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分別是三種酸的電離平衡常數(shù)，若已知這些酸可發(fā)生如下反應(yīng)： ①NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2， ②NaCN＋HF===HCN＋NaF， ③NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。 由此可判斷下列敘述中不正確的是(　　) A．HF的電離平衡常數(shù)為7.2×10－4 B．HNO2的電離平衡常數(shù)為4.9×10－10 C．根據(jù)①③兩個(gè)反應(yīng)即可知三種酸的相對(duì)強(qiáng)弱 D．HNO2的電離平衡常

21、數(shù)比HCN大，比HF小 答案　B 解析　由這三個(gè)反應(yīng)化學(xué)方程式可以得出：HF、HNO2、HCN的酸性依次減弱。酸性越強(qiáng)，電離常數(shù)越大，據(jù)此可以將三個(gè)K值與酸對(duì)應(yīng)起來(lái)。以上三個(gè)反應(yīng)中，第①個(gè)反應(yīng)說(shuō)明酸性HNO2>HCN，第③個(gè)反應(yīng)說(shuō)明酸性HF>HNO2，只根據(jù)這兩個(gè)反應(yīng)即可作出比較。 4．根據(jù)下表數(shù)據(jù)(均在同溫、同壓下測(cè)定) 酸 HX HY HZ 物質(zhì)的量濃度/mol·L－1 0.1 0.2 0.3 電離平衡常數(shù) 7.2×10－4 1.8×10－4 1.8×10－5 可得出弱電解質(zhì)強(qiáng)弱順序正確的是(　　) A．HX>HY>HZ B．HZ>HY>HX C

22、．HY>HZ>HX D．HZ>HX>HY 答案　A 解析　弱電解質(zhì)的電離常數(shù)越大，表明弱電解質(zhì)的電離程度越大，其酸性越強(qiáng)，即酸性：HX＞HY＞HZ。 考點(diǎn)　電離平衡常數(shù)與電離度 題點(diǎn)　電離平衡常數(shù)表達(dá)式及其意義 5．下列有關(guān)電解質(zhì)溶液的說(shuō)法正確的是(　　) A．用CH3COOH溶液做導(dǎo)電實(shí)驗(yàn)，燈泡很暗，證明CH3COOH是弱電解質(zhì) B．pH相同的醋酸和鹽酸，取等體積的兩種酸溶液分別稀釋至原溶液體積的m倍和n倍，稀釋后兩溶液的pH仍然相同，則m

23、CH3COOH的Ka＝1.7×10－5，NH3·H2O的Kb＝1.7×10－5，CH3COOH溶液中的c(H＋)與NH3·H2O溶液中的c(OH－)相等 答案　C 解析　用CH3COOH溶液做導(dǎo)電實(shí)驗(yàn)，燈泡很暗，說(shuō)明醋酸溶液的導(dǎo)電性很弱，但不能證明CH3COOH是弱電解質(zhì)，A錯(cuò)誤；醋酸是弱酸，稀釋促進(jìn)電離，pH相同的醋酸和鹽酸，取等體積的兩種酸溶液分別稀釋至原溶液體積的m倍和n倍，稀釋后溶液中的pH仍然相同，則m>n，B錯(cuò)誤；常溫下，NH3·H2O溶液中存在電離平衡：NH3·H2ONH＋OH－，加入少量NH4Cl晶體，c(NH)增大，平衡逆向移動(dòng)，c(OH－)減小，故溶液pH減小，＝＝

24、，溫度不變，Kb不變，故該值增大，C正確；雖然CH3COOH和NH3·H2O的電離常數(shù)相等，由于沒(méi)有給出兩溶液的濃度，無(wú)法確定兩溶液中c(H＋)和c(OH－)的相對(duì)大小，D錯(cuò)誤。 題組二　水的電離平衡及影響因素 6．(2017·鹽城期末)25 ℃時(shí)，將0.1 mol·L－1氨水加水稀釋，下列數(shù)值變大的是(　　) A．c(OH－) B．pH C. D．c(H＋)·c(OH－) 答案　C 解析　加水稀釋促進(jìn)一水合氨電離，但一水合氨電離增大程度小于溶液體積增大程度，導(dǎo)致溶液中c(OH－)減小，溶液的pH減小，A、B項(xiàng)錯(cuò)誤；溶液中n(NH3·H2O)減小、n(NH)增大，體積相同，

25、所以增大，C項(xiàng)正確；溫度不變，水的離子積常數(shù)不變，所以c(H＋)·c(OH－)不變，D項(xiàng)錯(cuò)誤。 考點(diǎn)　水的電離 題點(diǎn)　水的離子積及其表達(dá)式 7．(2017·揚(yáng)大附中高二期末)一定溫度下水溶液中H＋和OH－的濃度變化曲線如圖，下列說(shuō)法正確的是(　　) A．升高溫度，可能引起c向b的變化 B．該溫度下，水的離子積常數(shù)為1.0×10－13 C．該溫度下，加入FeCl3可能引起由b向a的變化 D．該溫度下，稀釋溶液可能引起由c向d的變化 答案　C 解析　由圖可知abc三點(diǎn)對(duì)應(yīng)的平衡常數(shù)不變，故abc為等溫線，故升高溫度，不能由c到b，A項(xiàng)錯(cuò)誤；b點(diǎn)c(H＋)＝c(OH－)＝1.0

26、×10－7 mol·L－1，故Kw＝1.0×10－7×1.0×10－7＝1.0× 10－14，B項(xiàng)錯(cuò)誤；加入FeCl3，氯化鐵為強(qiáng)酸弱堿鹽，鐵離子結(jié)合水電離出的氫氧根，促進(jìn)水的電離平衡右移，即氫離子濃度增大，氫氧根離子濃度減小(由b到a)，符合圖像變化趨勢(shì)，C項(xiàng)正確；由c點(diǎn)到d點(diǎn)，水的離子積常數(shù)減小，溫度不變，K不變，故不能利用稀釋使其形成此變化，D項(xiàng)錯(cuò)誤。 考點(diǎn)　水的電離 題點(diǎn)　水的離子積及其表達(dá)式 8．與純水的電離相似，液氨中也存在微弱的電離：2NH3NH＋NH。據(jù)此判斷，以下敘述錯(cuò)誤的是(　　) A．液氨中含有NH3、NH、NH等粒子 B．一定溫度下，液氨中c(NH)·c

27、(NH)是定值 C．液氨中電離達(dá)到平衡時(shí)c(NH3)＝c(NH)＝c(NH) D．只要不加入其他物質(zhì)，液氨中c(NH)＝c(NH) 答案　C 解析　液氨中存在電離平衡，所以液氨中含有NH3、NH、NH等粒子，A項(xiàng)正確；液氨中c(NH)與c(NH)的乘積只與溫度有關(guān)，與溶液的濃度無(wú)關(guān)，所以只要溫度一定，液氨中c(NH)與c(NH)的乘積為定值，B項(xiàng)正確；液氨的電離是微弱的，所以液氨中電離達(dá)到平衡時(shí)，c(NH)＝c(NH)＜c(NH3)，C項(xiàng)錯(cuò)誤；只要不加入其他物質(zhì)，液氨電離出的NH和NH的物質(zhì)的量就相等，因?yàn)槿芤旱捏w積一定，所以c(NH)＝c(NH)，D項(xiàng)正確。 考點(diǎn)　水的電離 題點(diǎn)

28、　條件改變對(duì)水的電離平衡的影響 9．下列曲線中，可以描述0.1 mol·L－1乙酸(甲，Ka＝1.8×10－5)和0.1 mol·L－1氯乙酸(乙，Ka＝1.4×10－3)的水溶液中，水電離出的c(H＋)與加入水體積V的關(guān)系正確的(　　) 答案　C 解析　乙酸的Ka小于氯乙酸的Ka，所以0.1 mol·L－1乙酸溶液中的c(H＋)小于0.1 mol·L－1氯乙酸溶液中的c(H＋)，故由水電離出的c(H＋)H2O乙酸溶液中的大，加水稀釋，兩種酸溶液中的c(H＋)減小，水的電離程度增大，c(H＋)H2O增大，故選C。 題組三　溶液中水電離的c(H＋)或c(OH－)的計(jì)算及應(yīng)用 1

29、0．(2017·揚(yáng)州高郵第一中學(xué)高二期末)25 ℃時(shí)，0.01 mol·L－1的HCl溶液中水電離出的 H＋的濃度是(　　) A．1×10－10 mol·L－1 B．1×10－2 mol·L－1 C．1×10－7 mol·L－1 D．1×10－12 mol·L－1 答案　D 解析　25 ℃時(shí)，0.01 mol·L－1 的HCl溶液中，c(H＋)＝0.01 mol·L－1，酸性溶液中水電離出的c(H＋)等于溶液中c(OH－)，即水電離出的c(H＋)＝c(OH－)＝＝ mol·L－1＝10－12 mol·L－1。 考點(diǎn)　水的電離 題點(diǎn)　水的離子積及其表達(dá)式 11．常溫下，c(

30、OH－)最小的是(　　) A．pH＝0的溶液 B．0.05 mol·L－1 H2SO4 C．0.5 mol·L－1 HCl D．0.05 mol·L－1的Ba(OH)2 答案　A 解析　A項(xiàng)，c(OH－)＝ mol·L－1＝1×10－14 mol·L－1；B項(xiàng)，c(H＋)＝0.1 mol·L－1，則c(OH－)＝ mol·L－1＝1×10－13 mol·L－1；C項(xiàng)，c(OH－)＝ mol·L－1＝2×10－14 mol·L－1；D項(xiàng)，c(OH－)＝0.1 mol·L－1。 考點(diǎn)　水的電離 題點(diǎn)　水的離子積及其表達(dá)式 12．下列四種溶液中，室溫下由水電離生成的H＋濃度之比(①

31、∶②∶③∶④)是(　　) ①pH＝0的鹽酸?、?.1 mol·L－1的鹽酸 ③0.01 mol·L－1的NaOH溶液?、躳H＝11的NaOH溶液 A．1∶10∶100∶1 000 B．0∶1∶12∶11 C．14∶13∶12∶11 D．14∶13∶2∶3 答案　A 解析?、僦衏(H＋)＝1 mol·L－1，由水電離出的c(H＋)與溶液中c(OH－)相等，等于1.0×10－14 mol·L－1； ②中c(H＋)＝0.1 mol·L－1，由水電離出的c(H＋)＝1.0×10－13 mol·L－1； ③中c(OH－)＝1.0×10－2 mol·L－1，由水電離出的c(H＋)與

32、溶液中c(H＋)相等，等于1.0×10－12 mol·L－1； ④中c(OH－)＝1.0×10－3 mol·L－1，同③所述由水電離出的c(H＋)＝1.0×10－11 mol·L－1。 即(1.0×10－14)∶(1.0×10－13)∶(1.0×10－12)∶(1.0×10－11)＝1∶10∶100∶1 000。 考點(diǎn)　水的電離 題點(diǎn)　水的離子積及其表達(dá)式 [綜合強(qiáng)化] 13．某同學(xué)為探究Kw的影響因素，做了如下探究。 (1)查閱資料，不同溫度下水的離子積常數(shù)如下表 t/℃ 0 10 20 25 40 50 90 100 Kw/10－14 0.134 0.

33、292 0.681 1.01 2.92 5.47 38.0 55.0 由此推出：隨著溫度的升高，Kw的值 ；水的電離程度 ；水的電離平衡向 移動(dòng)，水的電離過(guò)程是 過(guò)程。 (2)取三只燒杯A、B、C，分別加入適量水，再向B、C燒杯中分別加入適量鹽酸和NaOH，分析并填寫(xiě)下表： 純水 加少量鹽酸 加少量NaOH c(H＋) 1.0×10－7 mol·L－1 增大 c(OH－) 1.0×10－7 mol·L－1 增大 c(H＋)和c(OH－) 大小比較 c(H＋)＝c(OH－) c(H

34、＋) c(OH－) c(H＋) c(OH－) 水的電離平 衡移動(dòng)方向 Kw值 1.0×10－14 綜上所述，可得出如下結(jié)論： ①溫度、 、 均能影響水的電離平衡。 ②Kw只受 的影響，而與其他因素?zé)o關(guān)。 答案　(1)增大　增大　右　吸熱　(2)(從左到右，從上到下)減小　減小　＞?。肌∠蜃蟆∠蜃蟆?.0×10－14　1.0×10－14　①酸　堿?、跍囟? 考點(diǎn)　水的電離 題點(diǎn)　水的電離平衡的綜合 14．在水的電離平衡中，c(H＋)和c(OH－)的關(guān)系如圖所示： (1)A點(diǎn)水的離

35、子積為1.0×10－14，B點(diǎn)水的離子積為 。造成水的離子積變化的原因是 。 (2)下列說(shuō)法正確的是 (填字母)。 a．圖中A、B、D三點(diǎn)處Kw的大小關(guān)系：B>A>D b．AB線上任意點(diǎn)的溶液均顯中性 c．B點(diǎn)溶液的pH＝6，顯酸性 d．圖中溫度T1>T2 (3)T2時(shí)，若向水中滴加鹽酸，能否使體系處于B點(diǎn)位置？為什么？

36、 。 (4)T2時(shí)，若鹽酸中c(H＋)＝5×10－4 mol·L－1，則由水電離產(chǎn)生的c(H＋)＝ 。 答案　(1)1.0×10－12　水的電離是吸熱過(guò)程，溫度升高，水的電離程度增大，即離子積增大　(2)b (3)否，加入鹽酸，c(H＋)＞c(OH－)，所以體系不可能處于B點(diǎn)位置 (4)2×10－9 mol·L－1 考點(diǎn)　水的電離 題點(diǎn)　水的電離平衡的綜合 15．(1)25 ℃時(shí)，a mol·L－1 CH3COOH溶液中c(H＋)＝10－b mol·L－1，用含a和b的代數(shù)式表示CH3COOH的電離平衡常數(shù)K

37、a＝ 。 (2)已知25 ℃時(shí)，Ka(CH3COOH)＝1.8×10－5，Ka(HSCN)＝0.13。現(xiàn)在該溫度下將20 mL 0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液和20 mL 0.1 mol·L－1 HSCN溶液分別與20 mL 0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液混合，實(shí)驗(yàn)測(cè)得產(chǎn)生的氣體體積(V)隨時(shí)間(t)變化的示意圖如圖所示，反應(yīng)初始階段，兩種溶液產(chǎn)生CO2氣體的速率存在明顯差異的原因是

38、 。 (3)下表是幾種弱酸常溫下的電離平衡常數(shù)： CH3COOH H2CO3 H2S H3PO4 1.8×10－5 K1＝4.3×10－7 K2＝5.6×10－11 K1＝9.1×10－8 K2＝1.1×10－12 K1＝7.5×10－3 K2＝6.2×10－8 K3＝2.2×10－13 ①CH3COOH、H2CO3、H2S、H3PO4四種酸的酸性由強(qiáng)到弱的順序?yàn)? 。 ②多元弱酸的二級(jí)電離程度遠(yuǎn)小于一級(jí)電離的主要原因是

39、 (從電離平衡角度考慮)。 ③同濃度的CH3COO－、HCO、CO、S2－結(jié)合H＋的能力由強(qiáng)到弱的順序?yàn)? 。 答案　(1) (2)因Ka(CH3COOH)＜Ka(HSCN)，所以相同溫度、相同物質(zhì)的量濃度和體積的兩溶液中，HSCN溶液的c(H＋)大于CH3COOH溶液的c(H＋)，故HSCN與NaHCO3

40、反應(yīng)速率大 (3)①H3PO4＞CH3COOH＞H2CO3＞H2S ②一級(jí)電離產(chǎn)生的氫離子對(duì)二級(jí)電離起抑制作用 ③S2－＞CO＞HCO＞CH3COO－ 解析　(1)Ka＝ ＝＝＝。 (2)由于Ka(CH3COOH)＜Ka(HSCN)，故相同溫度、相同物質(zhì)的量濃度時(shí)，HSCN溶液中的c(H＋)大于CH3COOH溶液中的c(H＋)，故HSCN與NaHCO3反應(yīng)速率大。 (3)①根據(jù)一級(jí)電離平衡常數(shù)可知四種酸的酸性由強(qiáng)到弱的順序?yàn)镠3PO4＞CH3COOH＞H2CO3＞H2S。③酸越弱，其對(duì)應(yīng)酸根離子結(jié)合H＋的能力越強(qiáng)，故結(jié)合H＋的能力由強(qiáng)到弱的順序?yàn)镾2－>CO>HCO>CH3COO－。 考點(diǎn)　電離平衡常數(shù)與電離度 題點(diǎn)　電離平衡常數(shù)表達(dá)式及其意義