（人教通用版）2015屆高考化學(xué)一輪總復(fù)習(xí)講義 第一節(jié) 弱電解質(zhì)的電離平衡和水的電離

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1、 第一節(jié)弱電解質(zhì)的電離平衡和水的電離 明考綱要求 理主干脈絡(luò) 1.了解弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡。 2.了解水的電離、離子積常數(shù)。 一、強(qiáng)、弱電解質(zhì) 1．本質(zhì)區(qū)別 在水溶液中能否完全電離。 2．與物質(zhì)類別的關(guān)系 (1)強(qiáng)電解質(zhì)主要包括強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、大多數(shù)鹽。 (2)弱電解質(zhì)主要包括弱酸、弱堿、水。 3．電離方程式的書寫——“強(qiáng)等號(hào)，弱可逆，多元弱酸分步離” (1)強(qiáng)電解質(zhì)：如H2SO4：H2SO4===2H＋＋SO。 (2)弱電解質(zhì)： ①一元弱酸，如CH3COOH：CH3COOHH＋＋CH3COO－。 ②多元弱酸，分步電離，分步書

2、寫且第一步電離程度遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于第二步的電離程度，如H2CO3：H2CO3H＋＋HCO、HCOH＋＋CO。 ③多元弱堿，分步電離，一步書寫。如Fe(OH)3：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。 (3)酸式鹽： ①?gòu)?qiáng)酸的酸式鹽。如NaHSO4溶液：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。 ②弱酸的酸式鹽。如NaHCO3溶液：NaHCO3===Na＋＋HCO、HCOH＋＋CO。 二、弱電解質(zhì)的電離平衡 1．電離平衡的建立 在一定條件(如溫度、濃度等)下，當(dāng)弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率相等時(shí)，電離過(guò)程就達(dá)到平衡。平衡建立過(guò)程如圖所示： 1 / 1

3、6 2．電離平衡的特征 3．影響電離平衡的外界條件 外界條件 電離平衡移動(dòng)方向 電離程度變化 溫度 升高溫度 向右移動(dòng) 增大 濃度 稀釋溶液 向右移動(dòng) 增大 相同離子 加入與弱電解質(zhì)相同離子的強(qiáng)電解質(zhì) 向左移動(dòng) 減小 加入能與電解質(zhì)離子反應(yīng)的物質(zhì) 向右移動(dòng) 增大 4.電離常數(shù) (1)表達(dá)式： ①對(duì)于一元弱酸HA： HAH＋＋A－，電離常數(shù)K＝。 ②對(duì)于一元弱堿BOH： BOHB＋＋OH－，電離常數(shù)K＝。 (2)特點(diǎn)： ①電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，升溫，K值增大。 ②多元弱酸的各級(jí)電離常數(shù)的大小關(guān)系是K1?K2?K

4、3，故其酸性取決于第一步。 (3)意義： ―→―→ 三、水的電離 1．電離方程式 H2O＋H2OH3O＋＋OH－，簡(jiǎn)寫為H2OH＋＋OH－。 2．室溫下純水中 c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7_mol/L，pH＝7，呈中性。 3．水的離子積 在稀溶液中水的離子積KW＝c(H＋)·c(OH－)，室溫下KW＝1.0×10－14，KW只與溫度有關(guān)，升高溫度，KW增大。 4．水的電離平衡的影響因素 (1)溫度：升高溫度，促進(jìn)水的電離，KW增大；降低溫度，抑制水的電離，KW減小。 (2)酸、堿：抑制水的電離。 (3)可水解

5、的鹽：促進(jìn)水的電離。 1.判斷正誤(正確的打“√”，錯(cuò)誤的打“×”)。 (1)(2012·重慶高考)稀CH3COOH加水稀釋，醋酸電離程度增大，溶液的pH減小。(　　) (2)(2012·浙江高考)常溫下將pH＝3的CH3COOH溶液稀釋到原體積的10倍后，溶液的pH＝4。(　　) (3)(2012·浙江高考)為確定某酸H2A是強(qiáng)酸還是弱酸，可測(cè)NaHA溶液的pH，若pH>7，則H2A是弱酸；若pH<7，則H2A為強(qiáng)酸。(　　) (4)(2012·江蘇高考)水的離子積常數(shù)KW隨著溫度的升高而增大，說(shuō)明水的電離是放熱

6、反應(yīng)。(　　) (5)(2012·山東高考)HClO是弱酸，所以NaClO是弱電解質(zhì)。(　　) (6)電離平衡右移，電離常數(shù)一定增大。(　　) (7)(2011·天津高考)100℃時(shí)，將pH＝2的鹽酸與pH＝12的NaOH溶液等體積混合，溶液顯中性。(　　) (8)(2010·福建高考)常溫下，由0.1 mol·L－1一元堿BOH溶液的pH＝10，可推知BOH溶液電離方程式為BOH===B＋＋OH－。(　　) (9)(2012·福建高考)中和等體積等物質(zhì)的量濃度的鹽酸和醋酸所消耗的n(NaOH)相等。(　　) 提示：(1)×

7、;。加水稀釋后電離程度增大，但c(H＋)減小，pH升高。 (2)×。CH3COOH為弱電解質(zhì)，不能完全電離，稀釋后繼續(xù)電離，故稀釋10倍后3<pH<4。 (3)×。NaHSO4溶液呈酸性H2SO4是強(qiáng)酸，NaHSO3溶液呈酸性H2SO3是弱酸，H2CO3是弱酸但NaHCO 3溶液呈堿性。 (4)×。水的電離是吸熱過(guò)程。 (5)×。HClO是弱電解質(zhì)，而NaClO屬于鹽類，是強(qiáng)電解質(zhì)。 (6)×。如果溫度不變，電離常數(shù)不發(fā)生變化。 (7)×。100℃時(shí)pH＝2的鹽酸濃度為0.01 mol/L，pH＝12

8、的NaOH濃度為1 mol/L。 (8)×　常溫下0.1 mol/L的強(qiáng)堿溶液pH＝13，故題中BOH為弱堿，電離方程式為BOHB＋＋OH－。 (9)√。鹽酸、醋酸的物質(zhì)的量相同，所以消耗的NaOH的物質(zhì)的量相同。 2．現(xiàn)有下列物質(zhì)：①硝酸?、诒姿帷、郯彼、蹻e(OH)3?、軳aHCO3(s)?、轆l?、呗人、郈aCO3 (1)上述物質(zhì)中屬于強(qiáng)電解質(zhì)的有________，屬于弱電解質(zhì)的有________。 (2)上述物質(zhì)中能導(dǎo)電的有__________。 答案：①⑤⑧?、冖堋?2)①③⑥⑦ 3．CH3COOH稀釋時(shí)是否所有粒子濃度都會(huì)減?。? 提示：不是，c(

9、H＋)、c(CH3COO－)減小，但c(OH－)增大，因?yàn)樗碾x子積常數(shù)不變，c(H＋)減小，c(OH－)必然增大。 4．水的離子積常數(shù)表達(dá)式KW＝c(H＋)·c(OH－)中，H＋和OH－一定由水電離出來(lái)的嗎？pH＝2的鹽酸中由水電離出的c(H＋)與c(OH－)之間的關(guān)系是什么？ 提示：不一定由水電離出來(lái)，只要有水溶液必定有H＋、OH－，當(dāng)溶液濃度不大時(shí)，總有KW＝c(H＋)·c(OH－)；在pH＝2的鹽酸中c(OH－)＝1.0×10－12 mol/L，由水電離出的c(H＋)也等于1.0×10－12 mol/L。 5．在水中加入H2SO4，對(duì)水的電

10、離平衡的影響甲、乙兩位同學(xué)給出不同說(shuō)法：甲：c(H＋)增大，水的電離平衡左移；乙：c(H＋)增大，H＋與OH－中和，水的電離平衡右移。你認(rèn)為哪種說(shuō)法正確？ 提示：甲的說(shuō)法正確。水是極弱的電解質(zhì)，外加電解質(zhì)電離出的H＋或OH－對(duì)水的電離直接產(chǎn)生影響。 強(qiáng)弱電解質(zhì)的判斷方法 一、強(qiáng)酸和弱酸的比較 1．pH＝2的兩種一元酸x和y，體積均為100 mL，稀釋過(guò)程中pH與溶液體積的關(guān)系如圖所示。分別滴加NaOH溶液(c＝0.1 mol/L)至pH＝7，消耗NaOH溶液的體積為Vx、Vy，則(　　) A．x為弱酸，Vx<Vy　　 　B．x為強(qiáng)酸，Vx

11、>Vy C．y為弱酸，Vx<Vy D．y為強(qiáng)酸，Vx>Vy 解析：選C　由圖像可知x稀釋10倍，pH變化1個(gè)單位(從pH＝2變?yōu)閜H＝3)，故x為強(qiáng)酸；而y稀釋10倍，pH變化小于1個(gè)單位，故y為弱酸，A、D錯(cuò)誤；pH都為2的x和y，前者物質(zhì)的量濃度為0.01 mol/L，而后者大于0.01 mol/L，故滴加NaOH溶液中和至溶液為中性時(shí)，后者消耗堿溶液的體積大，C正確，D錯(cuò)誤。 2．相同體積、相同pH的某一元強(qiáng)酸溶液①和某一元中強(qiáng)酸溶液②分別與足量的鋅粉發(fā)生反應(yīng)，下列關(guān)于氫氣體積(V)隨時(shí)間(t)變化的示意圖正確的是(　　) 解析：選C　本題考查弱電解質(zhì)的

12、電離平衡，意在考查考生分析圖像的能力。pH相同的一元中強(qiáng)酸的物質(zhì)的量濃度大于一元強(qiáng)酸的物質(zhì)的量濃度，所以加入足量鋅粉最終產(chǎn)生氫氣的量，一元中強(qiáng)酸多，反應(yīng)過(guò)程中，未電離的中強(qiáng)酸分子繼續(xù)電離，使得溶液中H＋濃度比強(qiáng)酸大，反應(yīng)速率是中強(qiáng)酸大于強(qiáng)酸。 二、強(qiáng)弱電解質(zhì)的判斷 3．醋酸是電解質(zhì)，下列事實(shí)能說(shuō)明醋酸是弱電解質(zhì)的組合是(　　) ①醋酸與水能以任意比互溶　②醋酸溶液能導(dǎo)電 ③醋酸溶液中存在醋酸分子?、?.1 mol/L醋酸溶液的pH比0.1 mol/L鹽酸的pH大?、荽姿崮芎吞妓徕}反應(yīng)放出CO2?、?.1 mol/L 醋酸鈉溶液pH＝8.9?、叽笮∠嗤匿\粒與相同物質(zhì)的量濃度的鹽酸和醋酸

13、溶液反應(yīng)，開始醋酸產(chǎn)生H 2速率慢 A．②⑥⑦　　　　　　 　B．③④⑤⑥ C．③④⑥⑦ D．①② 解析：選C　醋酸溶液中存在CH3COOH分子，說(shuō)明醋酸部分電離，存在電離平衡，是弱電解質(zhì)，③正確。0.1 mol/L醋酸溶液的pH比0.1 mol/L鹽酸大，說(shuō)明醋酸溶液中c(H＋)小于鹽酸，是弱電解質(zhì)，④正確。0.1 mol/L CH3COONa溶液pH＝8.9，說(shuō)明CH3COO－發(fā)生了水解，CH3COOH是弱電解質(zhì)，⑥正確。相同物質(zhì)的量濃度的鹽酸和醋酸溶液與Zn反應(yīng)，醋酸反應(yīng)慢，說(shuō)明其中c(H＋)小，是弱電解質(zhì)，⑦正確。 4．(2013·聊城模擬)25 ℃時(shí)，

14、0.1 mol/L的HA溶液中＝1010,0.01 mol/L的BOH溶液pH＝12。請(qǐng)回答下列問(wèn)題： (1)HA是________(填“強(qiáng)電解質(zhì)”或“弱電解質(zhì)”，下同)，BOH是___________。 (2)HA的電離方程式是___________________________________________________。 解析：0.1 mol/L的HA溶液中＝＝＝1010， 則c(H＋)＝0.01 mol/L，則HA為弱酸。 0．01 mol/L BOH溶液中，pH＝12，c(OH－)＝0.01 mol/L 故BOH為強(qiáng)堿。 答案：(1)弱電解質(zhì)　強(qiáng)電解質(zhì) (2)H

15、AH＋＋A－ 1．同濃度、同pH強(qiáng)酸與弱酸的比較 濃度均為0.01 mol·L－1的強(qiáng)酸HA與弱酸HB pH均為2的強(qiáng)酸HA與弱酸HB pH或物質(zhì)的量濃度 2＝pHHA<pHHB 濃度：0.01 mol·L－1＝c(HA)<c(HB) 開始與金屬反應(yīng)的速率 HA>HB HA＝HB 體積相同時(shí)與過(guò)量的堿反應(yīng)時(shí)消耗堿的量 HA＝HB HA<HB 體積相同時(shí)與過(guò)量活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2的量 HA＝HB HA<HB c(B－)大小 c(A－)>c(B－) c(A－)＝c(B－) 分別加入固體NaA、

16、NaB后pH變化 HA：不變 HA：不變 HB：變大 HB：變大 加水稀釋10倍后 3＝pHHA<pHHB 3＝pHHA>pHHB>2 溶液的導(dǎo)電性 HA>HB HA＝HB 水的電離程度 HA<HB HA＝HB 2.判斷強(qiáng)、弱電解質(zhì)的三個(gè)角度 (1)從是否完全電離的角度判斷 在溶液中強(qiáng)電解質(zhì)完全電離，弱電解質(zhì)部分電離。據(jù)此可以判斷HA是強(qiáng)酸還是弱酸的方法有： 方法 結(jié)論 測(cè)定一定濃度的HA溶液的pH 若測(cè)得0.1 mol/L的HA溶液的pH＝1，則HA為強(qiáng)酸；若pH＞1，則HA為弱酸 跟同濃度的鹽酸

17、比較導(dǎo)電性 導(dǎo)電性和鹽酸相同時(shí)為強(qiáng)酸，比鹽酸弱時(shí)為弱酸 跟同濃度的鹽酸比較和鋅反應(yīng)的快慢 反應(yīng)快慢相同時(shí)為強(qiáng)酸，比鹽酸慢時(shí)為弱酸 (2)從是否存在電離平衡的角度判斷 在水溶液中，強(qiáng)電解質(zhì)不存在電離平衡，弱電解質(zhì)存在電離平衡，在一定條件下電離平衡會(huì)發(fā)生移動(dòng)。據(jù)此可以判斷HA是強(qiáng)酸還是弱酸的方法有： ①?gòu)囊欢╬H的HA溶液稀釋前后pH的變化判斷。如將pH＝3的HA溶液稀釋100倍后，再測(cè)其pH，若pH＝5，則為強(qiáng)酸，若pH＜5，則為弱酸。 ②從升高溫度后pH的變化判斷。若升高溫度，溶液的pH明顯減小，則是弱酸。因?yàn)槿跛岽嬖陔婋x平衡，升高溫度時(shí)，電離程度增大，c(H＋)增大。而強(qiáng)酸

18、不存在電離平衡，升高溫度時(shí)，只有水的電離程度增大，pH變化幅度小。 ③從等體積等pH的HA溶液與鹽酸溶液分別與過(guò)量的鋅反應(yīng)生成H2的量判斷：用排水法收集H2，若兩種溶液生成H2的量相等，則HA為強(qiáng)酸；若HA溶液與鋅反應(yīng)生成H2的量多，則HA為弱酸。 (3)從酸根離子是否能發(fā)生水解的角度判斷 強(qiáng)酸根離子不水解，弱酸根離子易發(fā)生水解。據(jù)此可以判斷HA是強(qiáng)酸還是弱酸。如可直接測(cè)定NaA溶液的pH：若pH＝7，則HA是強(qiáng)酸；若pH＞7則HA是弱酸。 外界條件對(duì)弱電解質(zhì)(含水)電離平衡的影響 一、外界條件對(duì)電離平衡移動(dòng)措施或結(jié)果的判斷 5．(2013·

19、;新課標(biāo)卷)短周期元素W、X、Y、Z的原子序數(shù)依次增大，其簡(jiǎn)單離子都能破壞水的電離平衡的是(　　) A．W2－、X＋　　　　　　 　B．X＋、Y3＋ C．Y3＋、 Z2－ D．X＋、Z2－ 解析：選C　根據(jù)“短周期元素”、“原子序數(shù)依次增大”和選項(xiàng)中離子所帶的電荷數(shù)，可以判斷出四種元素對(duì)應(yīng)的離子分別是O2－、Na＋、Al3＋和S2－，其中Na＋對(duì)水的電離平衡無(wú)影響，故排除A、B、D，選C。 6．25℃時(shí)，相同物質(zhì)的量濃度的下列溶液：①NaCl?、贜aOH ③H2SO4　④(NH4)2SO4，其中水的電離程度按由大到小順序排列的一組是(　　) A．④>③>②>①

20、 B．②>③>①>④ C．④>①>②>③ D．③>②>①>④ 解析：選C　①無(wú)影響；②③抑制水的電離，且③H＋濃度大抑制作用更強(qiáng)；④促進(jìn)水的電離。 7．已知0.1 mol/L的醋酸溶液中存在電離平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，要使溶液中c(H＋)/c(CH3COOH)值增大，可以采取的措施是(　　) (1)加少量燒堿　　　　　　　　 (2)升高溫度 (3)加少量冰醋酸 (4)加水 A．(1)(2) B．(2)(4) C．(2)(3)(4) D．(1)(4) 解析：選B　由Ka＝＝·

21、c(CH3COO－)，溫度不變時(shí)，若使增大，必使c(CH3COO－)減小，其中(1)(3)使c(CH3COO－)增大，(4)使c(CH3COO－)減??；升溫時(shí)，CH3COOHCH3COO－＋H＋，平衡正移，c(H＋)增大，c(CH3COOH)減小，一定增大。 8．(2013·廣州模擬)已知25℃時(shí)，0.1 mol·L－1某一元酸HA在水中有0.1%發(fā)生電離，下列敘述錯(cuò)誤的是(　　) A．該溶液的pH＝4 B．升高溫度，溶液的pH增大 C．將一定體積的此酸加水稀釋，c(H＋)減小 D．HA電離出的c(H＋)約為水電離出的c(H＋)的106倍 解析：選B

22、　溶液中存在HAH＋＋A－，c(H＋)＝0.1 mol·L－1×0.1%＝1.0×10－4 mol·L－1，則該溶液的pH＝4，A項(xiàng)正確；弱酸HA電離時(shí)吸熱，升高溫度，HA的電離程度增大，溶液的pH減小，B項(xiàng)錯(cuò)誤；該酸為弱酸，在稀釋的過(guò)程中n(H＋)增大，但c(H＋)減小，C項(xiàng)正確；D項(xiàng)，水電離出的H＋與OH－濃度相等，溶液中c(OH－)＝KW/c(H＋)＝1.0×10－10 mol·L－1，HA電離出的H＋濃度與水電離出的H＋濃度之比為10－4/10－10＝106，D項(xiàng)正確。 二、利用平衡常數(shù)(或離子積常數(shù))進(jìn)行推理判斷 9

23、．25℃時(shí)，水中存在電離平衡：H2OH＋＋OH－　ΔH>0。下列敘述正確的是(　　) A．將水加熱，KW增大，pH不變 B．向水中加入少量NaHSO4固體，c(H＋)增大，KW不變 C．向水中加入少量NaOH固體，平衡逆向移動(dòng)，c(OH－)降低 D．向水中加入少量NH4Cl固體，平衡正向移動(dòng)，c(OH－)增大 解析：選B　A項(xiàng)促進(jìn)水的電離，KW增大，pH減小但水仍呈中性；C項(xiàng)加入NaOH固體，c(OH－)增大，D項(xiàng)加入NH4Cl促進(jìn)水的電離，c(OH－)減小。 10．(2013·長(zhǎng)沙模擬)室溫下向10 mL pH＝3的醋酸溶液中加水稀釋后，下列說(shuō)法正確的是(　　

24、) A．溶液中導(dǎo)電粒子的數(shù)目減少 B．溶液中不變 C．醋酸的電離程度增大，c(H＋)亦增大 D．再加入10 mL pH＝11的NaOH溶液，混合液pH＝7 解析：選B　在醋酸溶液中存在電離平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，加水稀釋，平衡右移，n(CH3COO－)、n(H＋)增大，但c(CH3COO－)、c(H＋)均減小，A、C錯(cuò)誤；醋酸的電離常數(shù)K＝，水的離子積KW＝c(OH－)·c(H＋)，溫度不變，上述兩常數(shù)均不變，由K÷KW可知B正確；醋酸為弱酸，pH＝3的醋酸的濃度遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于pH＝11的NaOH溶液的濃度，二者等體積混合，溶液呈酸性。 外界

25、條件對(duì)弱電解質(zhì)電離平衡影響的分析 電離平衡屬于化學(xué)平衡，受外界條件如溫度和濃度等因素的影響，其移動(dòng)的規(guī)律遵循勒夏特列原理。 (1)以NH3·H2O的電離為例。 改變條件 平衡移動(dòng)方向 c(OH－) c(NH) 電離程度 微熱(設(shè)溶質(zhì)不揮發(fā)) 向右 增大 增大 增大 通少量HCl氣體 向右 減小 增大 增大 加少量NaOH固體 向左 增大 減小 減小 加少量NH4Cl固體 向左 減小 增大 減小 加水稀釋 向右 減小 減小 增大 (2)以CH3COOH(可表示為HAc)CH3COO－＋H＋

26、　ΔH＞0為例。 改變條件 平衡移動(dòng)方向 n(H＋) c(H＋) c(Ac－) c(HAc) 電離程度(α) 導(dǎo)電能力 Ka 加水稀釋 向右 增大 減小 減小 減小 增大 減弱 不變 加少量 冰醋酸 向右 增大 增大 增大 增大 減小 增強(qiáng) 不變 通HCl(g) 向左 增大 增大 減小 增大 減小 增強(qiáng) 不變 加NaOH(s) 向右 減小 減小 增大 減小 增大 增強(qiáng) 不變 加CH3COONa(s) 向左 減小 減小 增大 增大 減小 增強(qiáng) 不變 加鎂粉 向右 減小 減小 增

27、大 減小 增大 增強(qiáng) 不變 升高溫度 向右 增大 增大 增大 減小 增大 增強(qiáng) 增大 (3)以H2OH＋＋OH－　ΔH>0為例(“→”表示平衡右移，“←”表示平衡左移，“↑”表示增大，“↓”表示降低，“—”表示不變)。 條件變化 升高溫度 加酸 加堿 加強(qiáng)酸弱堿鹽 加強(qiáng)堿弱酸鹽 移動(dòng)方向 → ← ← → → c(H＋) ↑ ↑ ↓ ↑ ↓ c(OH－) ↑ ↓ ↑ ↓ ↑ KW ↑ — — — — 水電離產(chǎn)生的c(H＋)或c(OH－)的計(jì)算 11

28、．(2011·四川高考)25°C時(shí)，在等體積的①pH＝0的 H2SO4溶液、②0.05 mol/L的Ba(OH)2溶液、③pH＝10的Na2S溶液、④pH＝5的NH4NO3溶液中，發(fā)生電離的水的物質(zhì)的量之比是(　　) A．1∶10∶1010∶109 B．1∶5∶5×109∶5×108 C．1∶20∶1010∶109 D．1∶10∶104∶109 解析：選A?、賞H＝0的 H2SO4溶液中c(H＋)＝1 mol/L，c(OH－)＝10－14 mol/L，H2SO4溶液抑制H2O的電離，則由H2O電離出的c(H＋)＝10－14 mol/L；②0.0

29、5mol/L的Ba(OH)2溶液中c(OH－)＝0.1 mol/L，c(H＋)＝10－13 mol/L，Ba(OH)2溶液抑制H2O的電離，則由H2O電離出的c(H＋)＝10－13 mol/L；③pH＝10的Na2S溶液促進(jìn)H2O的電離，由H2O電離出的c(H＋)＝10－4 mol/L；④pH＝5的NH4NO3溶液促進(jìn)H2O的電離，由H2O電離出的c(H＋)＝10－5mol/L。4種溶液中電離的H2O的物質(zhì)的量等于H2O電離產(chǎn)生的H＋的物質(zhì)的量，其比為10－14∶10－13∶10－4∶10－5＝1∶10∶1010∶109。 12．常溫下，求算下列溶液中H2O電離的c(H＋)和c(OH－)。

30、 (1)pH＝2的H2SO4溶液 c(H＋)＝________，c(OH－)＝________。 (2)pH＝10的NaOH溶液 c(H＋)＝________，c(OH－)＝________。 (3)pH＝2的NH4Cl溶液 c(H＋)＝________。 (4)pH＝10的Na2CO3溶液 c(OH－)＝________。 答案：(1)1.0×10－12 mol/L　1.0×10－12 mol/L (2)1.0×10－10 mol/L　1.0×10－10 mol/L (3)1.0×10－2 mol/L (4)1.

31、0×10－4 mol/L 13．常溫下，有下列水溶液：①pH＝0的鹽酸?、?.5 mol·L－1的鹽酸?、?.1 mol·L－1的NH4Cl溶液　④0.1 mol·L－1的NaOH溶液?、?.5 mol·L－1的NH4Cl溶液，以上溶液中，水電離的c(H＋)由大到小的順序是____________。 解析：屬于酸溶液的有①、②，其中①c(H＋)較大；屬于鹽溶液的有③、⑤，其中⑤酸性較強(qiáng)；屬于堿溶液的有④，因鹽的水解促進(jìn)水的電離，酸、堿的電離抑制水的電離，故水電離出的c(H＋)由大到小的順序?yàn)棰?gt;③>④>②>①。 答

32、案：⑤>③>④>②>① 計(jì)算水電離產(chǎn)生的c(H＋)或c(OH－)，要注意溶質(zhì)對(duì)水電離的促進(jìn)或抑制，并明確c(H＋)或c(OH－)的來(lái)源。 1．中性溶液 c(OH－)＝c(H＋)＝10－7 mol/L。 2．溶質(zhì)為酸的溶液 (1)來(lái)源：OH－全部來(lái)自水的電離，水電離產(chǎn)生的c(H＋)＝c(OH－)。 (2)實(shí)例：如計(jì)算pH＝2的鹽酸溶液中水電離出的c(H＋)，方法是先求出溶液的c(OH－)＝KW/10－2＝10－12(mol/L)，即水電離出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12 mol/L。 3．溶質(zhì)為堿的溶液 (1)來(lái)源：H＋全部來(lái)自水的電離，水電離

33、產(chǎn)生的c(OH－)＝c(H＋)。 (2)實(shí)例：如計(jì)算pH＝12的NaOH溶液中水電離出的c(OH－)，方法是先求出溶液的c(H＋)＝10－12 (mol/L)，即水電離出的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12 mol/L。 4．水解呈酸性或堿性的鹽溶液 (1)pH＝5的NH4Cl溶液中H＋全部來(lái)自水的電離，則水電離的c(H＋)＝10－5 mol/L，c(OH－)＝10－9 mol/L，是因?yàn)椴糠諳H－與部分NH結(jié)合； (2)pH＝12的Na2CO3溶液中OH－全部來(lái)自水的電離，由水電離出的c(OH－)＝10－2 mol/L。 以“弱酸的電離平衡常數(shù)”為載體串聯(lián)弱電

34、解質(zhì)的相關(guān)知識(shí) 高考載體(2013·上海卷T18改編) 部分弱酸的電離平衡常數(shù)如下表： 弱酸 HCOOH HCN H2CO3 電離平 衡常數(shù) (25℃) K＝1.77×10－4 K＝4.9×10－10 K1＝4.3×10－7 K2＝5.6×10－11 [知識(shí)串聯(lián)設(shè)計(jì)] (1)依據(jù)表格中三種酸的電離常數(shù)，判斷三種酸酸性強(qiáng)弱的順序?yàn)開______________。 (2)向NaCN溶液中通入CO2氣體能否制得HCN？若能寫出反應(yīng)的化學(xué)方程式？ (3)同濃度

35、的HCOO－、HCO、CO、CN－結(jié)合H＋的能力由強(qiáng)到弱的順序是 _______________________________________________________________________。 (4)0.1 mol/L HCOOH溶液升高溫度，HCOOH的電離程度如何變化？ 加水稀釋，如何變化？ (5)pH＝4的HCOOH和NH4Cl溶液中，水的電離程度相同嗎？ (6)試用兩種最常用的方法判斷常溫下HCOOH是一種弱酸？ 答案：(1)HCOOH＞H2CO3＞HCN (2)能；NaCN＋H2O＋CO2===HCN＋NaHCO3 (3)CO＞CN－＞HCO＞HCOO－ (4)升高溫度，能促進(jìn)HCOOH的電離。加水稀釋，增大[＝ ＝，加水稀釋，Ka不變，c(HCOO－)減小，故增大] (5)不相同 (6)方法Ⅰ、配制0.01 mol/L的HCOOH溶液，測(cè)其pH，若pH>2，則證明HCOOH為弱酸； 方法Ⅱ、配制少量HCOONa溶液，則其pH，若pH>7，則證明HCOOH為弱酸。 希望對(duì)大家有所幫助，多謝您的瀏覽！