《2017-2018學年高中化學 專題3 溶液中的離子反應 第一單元 第二課時 弱電解質的電離平衡 常見的弱電解質學案 蘇教版選修4.doc》由會員分享，可在線閱讀，更多相關《2017-2018學年高中化學 專題3 溶液中的離子反應 第一單元 第二課時 弱電解質的電離平衡 常見的弱電解質學案 蘇教版選修4.doc（17頁珍藏版）》請在裝配圖網上搜索。

第二課時 弱電解質的電離平衡 常見的弱電解質 ————————————————————————————————————— [課標要求] 1．能夠從化學平衡的角度理解：弱電解質的電離平衡及電離平衡常數的概念。 2．知道電離平衡常數、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，了解影響水電離平衡的因素。 4．知道水的離子積常數，并能夠運用水的離子積常數進行有關計算。 1.兩個計算式 (1)電離常數：如醋酸電離常數為Ka＝。 (2)電離度：α＝100%。 2．弱電解質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．電離常數只受溫度影響，與濃度大小無關。相同條件下，弱酸(或弱堿)的電離常數越大，酸性(或堿性)越強。 4．水是一種極弱的電解質，水的離子積常數：KW＝c(OH－)c(H＋)，溫度一定，KW一定，25 ℃時，KW＝1.010－14。 弱電解質的電離平衡 1．電離平衡 (1)概念：在一定溫度下，當弱電解質在水溶液中電離達到最大程度時，電離過程并沒有停止。此時弱電解質分子電離成離子的速率與離子結合成弱電解質分子的速率相等，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，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電離常數 (1)碳酸分兩步電離，H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO。 每一步都有相應的電離常數表達式，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)數值關系：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)內因：電解質本身的性質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合為分子的幾率減小。 ③相同離子：在弱電解質溶液中加入與弱電解質有相同離子的強電解質時，電離平衡逆向移動。 ④反應離子：加入能與電解質電離出的離子反應的離子時，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、正電荷總數相同，使溶液呈電中性，與其是否達到電離平衡狀態(tài)無關，A項錯誤；CH3COOH是弱電解質，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，c(OH－)還與溶液的體積有關。加水稀釋，平衡向微粒數增多的方向移動，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電能力如圖所示，請回答： (1)“O”點導電能力為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，導電能力為0說明不存在自由移動的離子。(2)導電能力越強，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?、? 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。 [三級訓練節(jié)節(jié)過關]　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 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－，當加入NH4Cl晶體時，c(NH)增大，使上述平衡向逆反應方向移動，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越大，電離產生的c(H＋)越大。 4．將6 g CH3COOH溶于水制成1 L溶液，此溶液的物質的量濃度為________________。經測定溶液中含CH3COO－為1.410－3 molL－1，此溫度下醋酸的電離常數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；依據平衡狀態(tài)的特點電離速率與離子結合成分子的速率相等，可知D項正確。 2．關于水的電離，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(　　) 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，常溫下KW＝110－14。 二、不定項選擇題 6．下列關于電離常數的說法正確的是(　　) A．電離常數隨著弱電解質的濃度增大而增大 B．CH3COOH的電離常數表達式為 　 Ka＝ C．CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa溶液，電離常數減小 D．同一弱電解質，電離常數只與溫度有關，與濃度無關 解析：選D　K只與溫度有關，與濃度無關。 7．下列說法正確的是(　　) A．電離常數受溶液濃度的影響 B．電離常數可以表示弱電解質的相對強弱 C．電離常數大的酸中的c(H＋)一定比電離常數小的酸中的c(H＋)大 D．H2CO3的電離常數表達式：K＝ 解析：選B　A項，電離常數只受溫度的影響，與溶液濃度無關，錯誤；B項，電離常數可以表示弱電解質的相對強弱，正確；C項，酸中c(H＋)既跟酸的電離常數有關，還跟酸的濃度有關，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．溶液中導電粒子的數目減小 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，溶液中導電離子的數目增加，A錯誤；醋酸加水稀釋，電離程度增大，C正確；電離常數K只與溫度有關，與醋酸的濃度無關，D錯誤；由于溫度不變，電離平衡常數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，應分步電離H2CO3HCO＋H＋，HCOH＋＋CO，第一步電離常數表達式為：Ka1＝c(HCO)c(H＋)/c(H2CO3)；(2)根據電離常數表示的意義，弱酸的電離常數越大，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＋的物質的量濃度相等可證明CH3COOH達到電離平衡狀態(tài) C．當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　溶液中除電解質電離出的離子外，還存在電解質分子，能證明該電解質是弱電解質，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，應采取的措施是(　　) ①適當升高溫度　　　　　②加入NH4Cl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 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，電離常數只受溫度的影響，溫度不變，電離常數不變，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系：K＝＝1.75 10－5，下列有關說法可能成立的是(　　) 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，只與溫度有關，與離子濃度和酸堿性無關，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應小于1.7510－5，C項錯誤；升高溫度，K應大于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K＝＝1.7510－5，則c(H＋)＝1.7510－5a molL－1，c1(H＋)＝ molL－1。根據平衡常數表達式，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　③大于 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(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，當溫度升高時，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，每一步都有相應的電離平衡常數，對于同一種多元弱酸的K1、K2、K3之間存在著數量上的規(guī)律，此規(guī)律是______________，產生此規(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)根據表中數據和題意可知，酸性越強，對應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　上一級電離產生的H＋對下一級電離有抑制作用