3.1 课时2 弱电解质的电离平衡常数 水的电离平衡（含答案） 2024-2025学年高二化学苏教版（2019）选择性必修第一册
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| 名称 | 3.1 课时2 弱电解质的电离平衡常数 水的电离平衡（含答案） 2024-2025学年高二化学苏教版（2019）选择性必修第一册 |  | |
| 格式 | docx | ||
| 文件大小 | 302.4KB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 苏教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2025-05-18 10:16:20 | ||
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文档简介
课时2 弱电解质的电离平衡常数 水的电离平衡
1. 了解弱电解质电离平衡常数的含义。
2. 认识水的电离，了解水的离子积常数，知道离子积常数与温度的关系。
3. 理解电离平衡常数、电离度的概念。
1. 实验测得不同浓度的醋酸溶液中部分微粒浓度，分析填写下表。
初始浓度/(mol/L) 1.00 0.100
平衡浓度/ (mol/L) CH3COOH
H＋ 4.21×10-3 1.34×10-3
CH3COO－
×100%
通过计算，讨论相同温度下，两种浓度的醋酸溶液中是否相等？×100%是否相等？
2. 写出醋酸的电离平衡常数表达式：K＝________________。
弱酸的电离平衡常数通常用________表示，一元弱酸HA的Ka＝________________；弱碱的电离平衡常数通常用________表示，一元弱碱BOH的Kb＝________________。
3. 电离平衡常数取决于________________________________，电离平衡常数只受________影响，电解质电离一般是吸热的过程，温度越高，K值________，与浓度大小________。
4. 阅读下面表格。
名称 化学式 电离方程式 电离平衡常数
氢氟酸 HF HF H＋＋F－ 3.53×10-4
亚硝酸 HNO2 HNO2 H＋＋NO 5.6×10-4
醋酸 CH3COOH CH3COOH H＋＋CH3COO－ 1.8×10-5
次氯酸 HClO HClO H＋＋ClO－ 2.95×10-8
氢氰酸 HCN HCN H＋＋CN－ 4.93×10-10
一水合氨 NH3·H2O NH3·H2O NH＋OH－ 1.8×10-5
分析几种弱酸和弱碱的电离平衡常数，讨论弱酸、弱碱的电离平衡常数与溶液酸碱性的关系。
5. 阅读教材，了解多元弱酸的分步电离。
H2CO3分两步电离，每一步都有相应的电离平衡常数，多元弱酸电离以一级电离为主。
H2CO3 H＋＋HCO Ka1＝＝4.3×10-7
HCO H＋＋CO Ka2＝＝5.6×10-11
1. 与化学平衡的转化率类似，电离达到平衡时，可用弱电解质已电离部分的浓度与其起始浓度的比值来表示电离的程度，简称电离度，用符号α表示。一般而言，弱电解质溶液的浓度越大，电离度越小；反之，电离度越大。写出电离度(α)的表达式。
2. 浓度与电离度有什么关系？温度与电离度有关系？
3. 升高温度，电离平衡常数、电离度怎样变化？
例题：乙酰水杨酸(俗称阿司匹林)是一种一元弱酸(用HA表示)。在一定温度下，0.10 mol/L乙酰水杨酸水溶液中，乙酰水杨酸的电离度为5.7%，求该酸的电离平衡常数。
练习：25 ℃时，1 mol/L氨水中，NH3·H2O的电离度是0.42%，求NH3·H2O在该温度下的电离平衡常数。
下图是醋酸加水过程中电导率的变化，分析原因。
下图是水电离过程示意图。
1. 结合电解质、弱电解质概念，分析水是否为电解质。若是，写出电离方程式。
2. 写出水电离平衡常数的表达式。
3. 定义Kw＝c(H＋)·c(OH－)，Kw称为水的离子积常数[在表达式中，c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中H＋、OH－总的物质的量浓度而不是单指由水电离出的c(H＋)、c(OH－)]，简称水的离子积。水的离子积不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。室温下(25 ℃)的纯水中，c(H＋)＝c(OH－)＝1×10-7 mol/L，所以Kw＝________。
1. 与其他弱电解质的电离平衡相似，水的电离平衡也符合平衡移动原理。条件改变时电离平衡会发生相应的变化，分析并完成下表。
改变条件 平衡移动 的方向 水的电离 程度 c(H＋) c(OH－) c(H＋)与c(OH－) 大小关系 Kw
HCl(g)
NaOH(s)
向纯水中加入酸或碱时，水的电离程度如何变化？为什么？
2. 水的电离是________过程，升高温度，促进了水的电离，水的电离程度________，c(H＋)和c(OH－)________________，Kw增大，纯水一定呈____性，但pH________为7。
阅读下面的材料。
已知：25 ℃时，水的离子积常数Kw＝1.0×10-14；50 ℃时，Kw＝5.5×10-14；75 ℃时，Kw＝2.0×10-13；而100 ℃时，Kw＝5.6×10-13。
总结：Kw与温度的关系，讨论Kw随温度升高发生变化的原因。
水分子电离出的H＋和OH－的数目在任何情况下总是相等的。25 ℃时，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝10-7 mol/L，溶液呈中性，Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10-14，pH＝－lgc(H＋)＝7。溶液中c(H＋)＝10-7 mol/L或溶液pH＝7，溶液是否一定为中性？
1. 水是最宝贵的资源之一。下列表述正确的是( )
A. 4 ℃时，纯水中c(H＋)＝10-7 mol/L
B. 升高温度，纯水中的c(H＋)增大，c(OH－)减小
C. 水的电离程度很小，纯水中主要存在形态是水分子
D. 向水中加入酸或碱，可抑制水的电离，使水的离子积减小
2. 将浓度为0.1 mol/L HF溶液加水不断稀释，下列各量始终保持增大的是( )
A. c(H＋) B. Ka(HF)
C. D.
3. 饱和氯化钠溶液中存在如图所示过程，下列说法正确的是( )
A. a离子为Na＋，b离子为Cl－
B. 此过程中溶解速率大于结晶速率
C. 再加入NaCl固体，溶质微粒浓度不变
D. 此过程可以说明NaCl的电离：NaCl Na＋＋Cl－
4. 醋酸溶液中存在电离平衡CH3COOH CH3COO－＋H＋，下列叙述不正确的是( )
A. 升高温度，平衡正向移动，醋酸的电离常数Ka增大
B. CH3COOH溶液加少量的CH3COONa固体，平衡逆向移动
C. 室温下，欲使0.1 mol/L醋酸溶液的电离度α增大，可加入少量冰醋酸
D. 0.10 mol/L CH3COOH 溶液加水稀释，溶液中减小
5. 25 ℃时，水的电离达到平衡：H2O H＋＋OH－，下列叙述正确的是( )
A. 将纯水加热到95 ℃时，Kw变大，pH不变，水仍呈中性
B. 向纯水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH－)增大，Kw变小
C. 向纯水中加入少量碳酸钠固体，影响水的电离平衡，c(H＋)减小，Kw不变
D. 向纯水中加入醋酸钠固体或盐酸，均可抑制水的电离，Kw不变
6. 将0.1 mol/L NH3·H2O溶液加水稀释，下列说法正确的是( )
A. 的值减小 B. OH－的物质的量减小
C. 的值减小 D. NH的浓度减小
7. 已知NaHSO4在水中的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。某温度下，向c(H＋)＝1×10-6mol/L的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液中c(H＋)＝1×10-2 mol/L。下列对该溶液的叙述不正确的是( )
A. 该温度高于25 ℃
B. 由水电离出来的H＋的浓度为1×10-10 mol/L
C. 加入NaHSO4晶体抑制水的电离
D. 取该溶液加水稀释至100倍，溶液中的n(OH－)减小
8. 与纯水的电离相似，液氨中也存在微弱的电离：2NH3 NH＋NH。据此判断，以下叙述错误的是( )
A. 液氨中含有NH3、NH、NH等粒子
B. 一定温度下，液氨中c(NH)·c(NH)是定值
C. 液氨中电离达到平衡时，c(NH3)＝c(NH)＝c(NH)
D. 只要不加入其他物质，液氨中c(NH)＝c(NH)
9. [人教版教材习题]判断下列说法是否正确，并说明理由。
(1) 强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液的强。
(2) 中和等体积、等物质的量浓度的盐酸和醋酸，中和盐酸所需氢氧化钠的物质的量多于醋酸。
(3) 将NaOH溶液和氨水中溶质的浓度各稀释到原浓度的，两者的c(OH－)均减小到原来的。
(4) 如果盐酸中溶质的浓度是醋酸溶质浓度的2倍，则盐酸中的c(H＋)也是醋酸中c(H＋)的2倍。
(5) 物质的量浓度相同的磷酸钠溶液和磷酸中PO的浓度相同。
10. [人教版教材习题](1) 已知某温度下有如下三个反应：
NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2
NaCN＋HF===HCN＋NaF
NaNO2＋HF===HNO2＋NaF
则该温度下，HF、HCN和HNO2三种弱酸的电离常数由大到小的顺序是___________________。
(2) 已知：25 ℃时，CH3COOH的Ka＝1.75×10-5。
①向醋酸中加入一定量的盐酸，CH3COOH的电离常数是否发生变化？为什么？
②初始时醋酸中CH3COOH的浓度为0.010 mol/L，则达到电离平衡时溶液中 c(H＋)是多少(已知：＝4.2)
课时2 弱电解质的电离平衡常数 水的电离平衡
【活动方案】
活动一：
1. 约1.00 约0.100 4.21×10-3 1.34×10-3
1.77×10-5 1.80×10-5 0.421% 1.34%
一定温度下，不同浓度的醋酸溶液中的相等，是一个定值；×100%不等，浓度越小的溶液中，×100%越大。
2. Ka
Kb
3. 电解质本身的性质 温度 越大 无关
4. 弱酸、弱碱的电离平衡常数(Ka、Kb)能够反映弱酸、弱碱酸碱性的相对强弱。在一定温度下，当弱酸的浓度相同时，电离平衡常数越大，弱酸的电离程度就越大，溶液中H＋的浓度也越大。类似地，当弱碱的浓度相同时，电离平衡常数越大，弱碱的电离程度就越大，溶液中OH－的浓度也越大。因此，我们常用电离平衡常数来表示弱酸、弱碱酸碱性的相对强弱。电离平衡常数越大，弱酸的酸性越强，弱碱的碱性越强。
活动二：
1. α＝×100%
2. 温度一定时，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；弱电解质溶液浓度一定时，温度越高，电离度越大；温度越低，电离度越小。
3. 弱电解质的电离过程吸热，升高温度，电离平衡正向移动，电离平衡常数、电离度均增大。
活动三：
3.45×10-4 1.76×10-5
活动四：
在稀释过程中电导率先增大后减小，先变大是因为醋酸电离程度增大，离子浓度增大，电导率变大，后来电导率减小，是因为溶液体积增大起主要作用，使离子浓度减小。
活动五：
1. 水是电解质，是极弱的电解质，电离方程式为H2O＋H2O H3O＋＋OH－，可简写为H2O H＋＋OH－。
2. K＝
3. 1.0×10-14
活动六：
1.
左移 减小 增大 减小 c(H＋)＞c(OH－) 不变
左移 减小 减小 增大 c(H＋)＜c(OH－) 不变
水的电离程度减小。酸电离出的H＋或碱电离出的OH－都抑制了水的电离。
2. 吸热 增大 同时增大但保持相等 中 不一定
Kw与温度有关，升高温度，Kw增大，降低温度，Kw减小。水电离是吸热的过程，根据平衡移动原理，温度升高促进水电离，溶液中H＋和OH－浓度均增大，所以Kw增大；同理，降低温度，Kw减小。
活动七：
随着温度升高，水的Kw增大，中性溶液中 c(H＋)>10-7 mol/L，溶液pH<7，常温下，中性溶液中 c(H＋)＝10-7 mol/L，溶液pH＝7。故溶液中 c(H＋)＝10-7 mol/L或溶液pH＝7时，溶液不一定为中性。
【课堂反馈】
1. C 水的电离是吸热过程，常温下纯水中c(H＋)＝10-7 mol/L，A错误；升高温度促进水的电离，c(H＋)和c(OH－)均增大，B错误；水在常温下电离出c(H＋)和c(OH－)为10-7 mol/L，纯水中主要存在形态是水分子，C正确；向水中加入酸或碱，可抑制水的电离，但水的离子积只随温度的变化而变化，D错误。
2. D HF为弱酸，存在电离平衡HF H＋＋F－。根据勒夏特列原理：当改变影响平衡的一个条件，平衡会向着能够减弱这种改变的方向移动，但平衡的移动不能完全消除这种改变，故加水稀释，平衡正向移动，但c(H＋)减小，A错误；电离平衡常数只受温度的影响，温度不变，电离平衡常数Ka(HF)不变，B错误；当溶液无限稀释时，c(F－)不断减小，但c(H＋)接近10-7 mol/L，所以减小，C错误；加水稀释，HF电离程度不断增加，不断增大，则不断增大，D正确。
3. C NaCl在溶液中电离出Na＋和Cl－，Na＋含有2个电子层、Cl－含有3个电子层，则离子半径Cl－＞Na＋，根据图示H2O中H、O原子朝向也可推知，a为Cl－、b为Na＋，A错误；饱和溶液中始终存在溶解与结晶过程，溶解速率等于结晶速率，B错误；饱和氯化钠溶液中加入NaCl固体不能继续溶解，则溶质质量不变，溶质微粒浓度不变，C正确；NaCl是强电解质，在水中完全电离，电离方程式为NaCl===Na＋＋Cl－，D错误。
4. C 弱酸的电离吸热，升高温度有利于电离正向进行，则电离平衡常数Ka增大，A正确；醋酸的电离是可逆过程，CH3COOH H＋＋CH3COO－，加入少量CH3COONa固体可增大c(CH3COO－)，电离平衡逆向移动，B正确；稀释能促进醋酸的电离，浓缩则抑制其电离，醋酸溶液中加入少量冰醋酸抑制了醋酸的电离，使电离程度(即电离度)减小，欲使0.1 mol/L醋酸溶液的电离度增大，可加水稀释， C错误；CH3COOH溶液中存在CH3COOH H＋＋CH3COO－，加水稀释时，溶液中n(CH3COOH)减小，n(CH3COO－)增大，则＝减小， D正确。
5. C 水的电离吸热，将纯水加热，电离平衡正向移动，c(H＋)、c(OH－)均增大，但c(OH－)与c(H＋)仍然相等，故Kw变大，pH变小，水仍呈中性，A错误；向纯水中加入稀氨水，溶液中c(OH－)增大，水的电离平衡逆向移动，温度不变，Kw不变，B错误；向纯水中加入少量Na2CO3固体，溶液中c(H＋)减小，水的电离平衡正向移动，Kw不变，C正确；向纯水中加入醋酸钠时，促进水的电离，D错误。
6. D 加水稀释时，电离平衡NH3·H2O NH＋OH－向右移动，n(NH)、n(OH－)增大，n(NH3·H2O)减小，＝的值增大，A、B错误；温度不变，电离平衡常数K＝的值不变，C错误；加水稀释时，c(NH3·H2O)、c(NH)、c(OH－)都减小，D正确。
7. D 某温度下，蒸馏水中c(H＋)＝1×10-6 mol/L，则该蒸馏水中c(OH－)＝1×10-6mol/L，该温度下水的离子积Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝10-12>10-14，则该温度高于25 ℃，A正确；该温度下水的离子积Kw＝10-12，c(H＋)＝1×10-2 mol/L的溶液中c(OH－)＝ mol/L＝1×10-10 mol/L，由于酸性溶液中的OH－全部来自水的电离，故水电离出来的H＋的浓度为 1×10-10 mol/L，B正确；向蒸馏水中加入NaHSO4，NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO，电离产生的H＋抑制水的电离，C正确；取该溶液加水稀释至100倍，溶液的酸性减弱，促进了水的电离，溶液中n(OH－)增大，D错误。
8. C 液氨中存在电离平衡，所以液氨中含有NH3、NH、NH等粒子，A正确；液氨中c(NH)与c(NH)的乘积只与温度有关，与溶液的浓度无关，所以只要温度一定，液氨中c(NH)与c(NH)的乘积为定值，B正确；液氨的电离是微弱的，所以液氨中电离达到平衡时，c(NH)＝c(NH)9. (1) 错误，溶液的导电能力与溶液中离子浓度、离子所带电荷数有关。
(2) 错误，等体积、等物质的量浓度的盐酸和醋酸溶液中，HCl和CH3COOH的物质的量相等，且均为一元酸，故中和时所消耗的氢氧化钠的物质的量相等。
(3) 错误，NH3·H2O是一元弱碱，加水稀释时，电离平衡右移，故稀释一倍后氨水中c(OH－)浓度大于原来的。
(4) 错误，盐酸是强酸，完全电离，而醋酸是弱酸，部分电离，故当盐酸的浓度是醋酸浓度的2倍时，盐酸中的c(H＋)浓度大于醋酸的2倍。
(5) 错误，Na3PO4完全电离出PO，而 H3PO4是弱电解质，电离程度很小，故物质的量浓度相同的磷酸钠溶液和磷酸溶液中所含的PO浓度不同，且前者大。
10. (1) Ka(HF)>Ka(HNO2)>Ka(HCN)
(2) ①不发生变化；电离平衡常数只受温度的影响，温度不变，则Ka不变。 ②4.2×10-4 mol/L
1. 了解弱电解质电离平衡常数的含义。
2. 认识水的电离，了解水的离子积常数，知道离子积常数与温度的关系。
3. 理解电离平衡常数、电离度的概念。
1. 实验测得不同浓度的醋酸溶液中部分微粒浓度，分析填写下表。
初始浓度/(mol/L) 1.00 0.100
平衡浓度/ (mol/L) CH3COOH
H＋ 4.21×10-3 1.34×10-3
CH3COO－
×100%
通过计算，讨论相同温度下，两种浓度的醋酸溶液中是否相等？×100%是否相等？
2. 写出醋酸的电离平衡常数表达式：K＝________________。
弱酸的电离平衡常数通常用________表示，一元弱酸HA的Ka＝________________；弱碱的电离平衡常数通常用________表示，一元弱碱BOH的Kb＝________________。
3. 电离平衡常数取决于________________________________，电离平衡常数只受________影响，电解质电离一般是吸热的过程，温度越高，K值________，与浓度大小________。
4. 阅读下面表格。
名称 化学式 电离方程式 电离平衡常数
氢氟酸 HF HF H＋＋F－ 3.53×10-4
亚硝酸 HNO2 HNO2 H＋＋NO 5.6×10-4
醋酸 CH3COOH CH3COOH H＋＋CH3COO－ 1.8×10-5
次氯酸 HClO HClO H＋＋ClO－ 2.95×10-8
氢氰酸 HCN HCN H＋＋CN－ 4.93×10-10
一水合氨 NH3·H2O NH3·H2O NH＋OH－ 1.8×10-5
分析几种弱酸和弱碱的电离平衡常数，讨论弱酸、弱碱的电离平衡常数与溶液酸碱性的关系。
5. 阅读教材，了解多元弱酸的分步电离。
H2CO3分两步电离，每一步都有相应的电离平衡常数，多元弱酸电离以一级电离为主。
H2CO3 H＋＋HCO Ka1＝＝4.3×10-7
HCO H＋＋CO Ka2＝＝5.6×10-11
1. 与化学平衡的转化率类似，电离达到平衡时，可用弱电解质已电离部分的浓度与其起始浓度的比值来表示电离的程度，简称电离度，用符号α表示。一般而言，弱电解质溶液的浓度越大，电离度越小；反之，电离度越大。写出电离度(α)的表达式。
2. 浓度与电离度有什么关系？温度与电离度有关系？
3. 升高温度，电离平衡常数、电离度怎样变化？
例题：乙酰水杨酸(俗称阿司匹林)是一种一元弱酸(用HA表示)。在一定温度下，0.10 mol/L乙酰水杨酸水溶液中，乙酰水杨酸的电离度为5.7%，求该酸的电离平衡常数。
练习：25 ℃时，1 mol/L氨水中，NH3·H2O的电离度是0.42%，求NH3·H2O在该温度下的电离平衡常数。
下图是醋酸加水过程中电导率的变化，分析原因。
下图是水电离过程示意图。
1. 结合电解质、弱电解质概念，分析水是否为电解质。若是，写出电离方程式。
2. 写出水电离平衡常数的表达式。
3. 定义Kw＝c(H＋)·c(OH－)，Kw称为水的离子积常数[在表达式中，c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中H＋、OH－总的物质的量浓度而不是单指由水电离出的c(H＋)、c(OH－)]，简称水的离子积。水的离子积不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。室温下(25 ℃)的纯水中，c(H＋)＝c(OH－)＝1×10-7 mol/L，所以Kw＝________。
1. 与其他弱电解质的电离平衡相似，水的电离平衡也符合平衡移动原理。条件改变时电离平衡会发生相应的变化，分析并完成下表。
改变条件 平衡移动 的方向 水的电离 程度 c(H＋) c(OH－) c(H＋)与c(OH－) 大小关系 Kw
HCl(g)
NaOH(s)
向纯水中加入酸或碱时，水的电离程度如何变化？为什么？
2. 水的电离是________过程，升高温度，促进了水的电离，水的电离程度________，c(H＋)和c(OH－)________________，Kw增大，纯水一定呈____性，但pH________为7。
阅读下面的材料。
已知：25 ℃时，水的离子积常数Kw＝1.0×10-14；50 ℃时，Kw＝5.5×10-14；75 ℃时，Kw＝2.0×10-13；而100 ℃时，Kw＝5.6×10-13。
总结：Kw与温度的关系，讨论Kw随温度升高发生变化的原因。
水分子电离出的H＋和OH－的数目在任何情况下总是相等的。25 ℃时，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝10-7 mol/L，溶液呈中性，Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10-14，pH＝－lgc(H＋)＝7。溶液中c(H＋)＝10-7 mol/L或溶液pH＝7，溶液是否一定为中性？
1. 水是最宝贵的资源之一。下列表述正确的是( )
A. 4 ℃时，纯水中c(H＋)＝10-7 mol/L
B. 升高温度，纯水中的c(H＋)增大，c(OH－)减小
C. 水的电离程度很小，纯水中主要存在形态是水分子
D. 向水中加入酸或碱，可抑制水的电离，使水的离子积减小
2. 将浓度为0.1 mol/L HF溶液加水不断稀释，下列各量始终保持增大的是( )
A. c(H＋) B. Ka(HF)
C. D.
3. 饱和氯化钠溶液中存在如图所示过程，下列说法正确的是( )
A. a离子为Na＋，b离子为Cl－
B. 此过程中溶解速率大于结晶速率
C. 再加入NaCl固体，溶质微粒浓度不变
D. 此过程可以说明NaCl的电离：NaCl Na＋＋Cl－
4. 醋酸溶液中存在电离平衡CH3COOH CH3COO－＋H＋，下列叙述不正确的是( )
A. 升高温度，平衡正向移动，醋酸的电离常数Ka增大
B. CH3COOH溶液加少量的CH3COONa固体，平衡逆向移动
C. 室温下，欲使0.1 mol/L醋酸溶液的电离度α增大，可加入少量冰醋酸
D. 0.10 mol/L CH3COOH 溶液加水稀释，溶液中减小
5. 25 ℃时，水的电离达到平衡：H2O H＋＋OH－，下列叙述正确的是( )
A. 将纯水加热到95 ℃时，Kw变大，pH不变，水仍呈中性
B. 向纯水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH－)增大，Kw变小
C. 向纯水中加入少量碳酸钠固体，影响水的电离平衡，c(H＋)减小，Kw不变
D. 向纯水中加入醋酸钠固体或盐酸，均可抑制水的电离，Kw不变
6. 将0.1 mol/L NH3·H2O溶液加水稀释，下列说法正确的是( )
A. 的值减小 B. OH－的物质的量减小
C. 的值减小 D. NH的浓度减小
7. 已知NaHSO4在水中的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。某温度下，向c(H＋)＝1×10-6mol/L的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液中c(H＋)＝1×10-2 mol/L。下列对该溶液的叙述不正确的是( )
A. 该温度高于25 ℃
B. 由水电离出来的H＋的浓度为1×10-10 mol/L
C. 加入NaHSO4晶体抑制水的电离
D. 取该溶液加水稀释至100倍，溶液中的n(OH－)减小
8. 与纯水的电离相似，液氨中也存在微弱的电离：2NH3 NH＋NH。据此判断，以下叙述错误的是( )
A. 液氨中含有NH3、NH、NH等粒子
B. 一定温度下，液氨中c(NH)·c(NH)是定值
C. 液氨中电离达到平衡时，c(NH3)＝c(NH)＝c(NH)
D. 只要不加入其他物质，液氨中c(NH)＝c(NH)
9. [人教版教材习题]判断下列说法是否正确，并说明理由。
(1) 强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液的强。
(2) 中和等体积、等物质的量浓度的盐酸和醋酸，中和盐酸所需氢氧化钠的物质的量多于醋酸。
(3) 将NaOH溶液和氨水中溶质的浓度各稀释到原浓度的，两者的c(OH－)均减小到原来的。
(4) 如果盐酸中溶质的浓度是醋酸溶质浓度的2倍，则盐酸中的c(H＋)也是醋酸中c(H＋)的2倍。
(5) 物质的量浓度相同的磷酸钠溶液和磷酸中PO的浓度相同。
10. [人教版教材习题](1) 已知某温度下有如下三个反应：
NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2
NaCN＋HF===HCN＋NaF
NaNO2＋HF===HNO2＋NaF
则该温度下，HF、HCN和HNO2三种弱酸的电离常数由大到小的顺序是___________________。
(2) 已知：25 ℃时，CH3COOH的Ka＝1.75×10-5。
①向醋酸中加入一定量的盐酸，CH3COOH的电离常数是否发生变化？为什么？
②初始时醋酸中CH3COOH的浓度为0.010 mol/L，则达到电离平衡时溶液中 c(H＋)是多少(已知：＝4.2)
课时2 弱电解质的电离平衡常数 水的电离平衡
【活动方案】
活动一：
1. 约1.00 约0.100 4.21×10-3 1.34×10-3
1.77×10-5 1.80×10-5 0.421% 1.34%
一定温度下，不同浓度的醋酸溶液中的相等，是一个定值；×100%不等，浓度越小的溶液中，×100%越大。
2. Ka
Kb
3. 电解质本身的性质 温度 越大 无关
4. 弱酸、弱碱的电离平衡常数(Ka、Kb)能够反映弱酸、弱碱酸碱性的相对强弱。在一定温度下，当弱酸的浓度相同时，电离平衡常数越大，弱酸的电离程度就越大，溶液中H＋的浓度也越大。类似地，当弱碱的浓度相同时，电离平衡常数越大，弱碱的电离程度就越大，溶液中OH－的浓度也越大。因此，我们常用电离平衡常数来表示弱酸、弱碱酸碱性的相对强弱。电离平衡常数越大，弱酸的酸性越强，弱碱的碱性越强。
活动二：
1. α＝×100%
2. 温度一定时，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；弱电解质溶液浓度一定时，温度越高，电离度越大；温度越低，电离度越小。
3. 弱电解质的电离过程吸热，升高温度，电离平衡正向移动，电离平衡常数、电离度均增大。
活动三：
3.45×10-4 1.76×10-5
活动四：
在稀释过程中电导率先增大后减小，先变大是因为醋酸电离程度增大，离子浓度增大，电导率变大，后来电导率减小，是因为溶液体积增大起主要作用，使离子浓度减小。
活动五：
1. 水是电解质，是极弱的电解质，电离方程式为H2O＋H2O H3O＋＋OH－，可简写为H2O H＋＋OH－。
2. K＝
3. 1.0×10-14
活动六：
1.
左移 减小 增大 减小 c(H＋)＞c(OH－) 不变
左移 减小 减小 增大 c(H＋)＜c(OH－) 不变
水的电离程度减小。酸电离出的H＋或碱电离出的OH－都抑制了水的电离。
2. 吸热 增大 同时增大但保持相等 中 不一定
Kw与温度有关，升高温度，Kw增大，降低温度，Kw减小。水电离是吸热的过程，根据平衡移动原理，温度升高促进水电离，溶液中H＋和OH－浓度均增大，所以Kw增大；同理，降低温度，Kw减小。
活动七：
随着温度升高，水的Kw增大，中性溶液中 c(H＋)>10-7 mol/L，溶液pH<7，常温下，中性溶液中 c(H＋)＝10-7 mol/L，溶液pH＝7。故溶液中 c(H＋)＝10-7 mol/L或溶液pH＝7时，溶液不一定为中性。
【课堂反馈】
1. C 水的电离是吸热过程，常温下纯水中c(H＋)＝10-7 mol/L，A错误；升高温度促进水的电离，c(H＋)和c(OH－)均增大，B错误；水在常温下电离出c(H＋)和c(OH－)为10-7 mol/L，纯水中主要存在形态是水分子，C正确；向水中加入酸或碱，可抑制水的电离，但水的离子积只随温度的变化而变化，D错误。
2. D HF为弱酸，存在电离平衡HF H＋＋F－。根据勒夏特列原理：当改变影响平衡的一个条件，平衡会向着能够减弱这种改变的方向移动，但平衡的移动不能完全消除这种改变，故加水稀释，平衡正向移动，但c(H＋)减小，A错误；电离平衡常数只受温度的影响，温度不变，电离平衡常数Ka(HF)不变，B错误；当溶液无限稀释时，c(F－)不断减小，但c(H＋)接近10-7 mol/L，所以减小，C错误；加水稀释，HF电离程度不断增加，不断增大，则不断增大，D正确。
3. C NaCl在溶液中电离出Na＋和Cl－，Na＋含有2个电子层、Cl－含有3个电子层，则离子半径Cl－＞Na＋，根据图示H2O中H、O原子朝向也可推知，a为Cl－、b为Na＋，A错误；饱和溶液中始终存在溶解与结晶过程，溶解速率等于结晶速率，B错误；饱和氯化钠溶液中加入NaCl固体不能继续溶解，则溶质质量不变，溶质微粒浓度不变，C正确；NaCl是强电解质，在水中完全电离，电离方程式为NaCl===Na＋＋Cl－，D错误。
4. C 弱酸的电离吸热，升高温度有利于电离正向进行，则电离平衡常数Ka增大，A正确；醋酸的电离是可逆过程，CH3COOH H＋＋CH3COO－，加入少量CH3COONa固体可增大c(CH3COO－)，电离平衡逆向移动，B正确；稀释能促进醋酸的电离，浓缩则抑制其电离，醋酸溶液中加入少量冰醋酸抑制了醋酸的电离，使电离程度(即电离度)减小，欲使0.1 mol/L醋酸溶液的电离度增大，可加水稀释， C错误；CH3COOH溶液中存在CH3COOH H＋＋CH3COO－，加水稀释时，溶液中n(CH3COOH)减小，n(CH3COO－)增大，则＝减小， D正确。
5. C 水的电离吸热，将纯水加热，电离平衡正向移动，c(H＋)、c(OH－)均增大，但c(OH－)与c(H＋)仍然相等，故Kw变大，pH变小，水仍呈中性，A错误；向纯水中加入稀氨水，溶液中c(OH－)增大，水的电离平衡逆向移动，温度不变，Kw不变，B错误；向纯水中加入少量Na2CO3固体，溶液中c(H＋)减小，水的电离平衡正向移动，Kw不变，C正确；向纯水中加入醋酸钠时，促进水的电离，D错误。
6. D 加水稀释时，电离平衡NH3·H2O NH＋OH－向右移动，n(NH)、n(OH－)增大，n(NH3·H2O)减小，＝的值增大，A、B错误；温度不变，电离平衡常数K＝的值不变，C错误；加水稀释时，c(NH3·H2O)、c(NH)、c(OH－)都减小，D正确。
7. D 某温度下，蒸馏水中c(H＋)＝1×10-6 mol/L，则该蒸馏水中c(OH－)＝1×10-6mol/L，该温度下水的离子积Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝10-12>10-14，则该温度高于25 ℃，A正确；该温度下水的离子积Kw＝10-12，c(H＋)＝1×10-2 mol/L的溶液中c(OH－)＝ mol/L＝1×10-10 mol/L，由于酸性溶液中的OH－全部来自水的电离，故水电离出来的H＋的浓度为 1×10-10 mol/L，B正确；向蒸馏水中加入NaHSO4，NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO，电离产生的H＋抑制水的电离，C正确；取该溶液加水稀释至100倍，溶液的酸性减弱，促进了水的电离，溶液中n(OH－)增大，D错误。
8. C 液氨中存在电离平衡，所以液氨中含有NH3、NH、NH等粒子，A正确；液氨中c(NH)与c(NH)的乘积只与温度有关，与溶液的浓度无关，所以只要温度一定，液氨中c(NH)与c(NH)的乘积为定值，B正确；液氨的电离是微弱的，所以液氨中电离达到平衡时，c(NH)＝c(NH)
(2) 错误，等体积、等物质的量浓度的盐酸和醋酸溶液中，HCl和CH3COOH的物质的量相等，且均为一元酸，故中和时所消耗的氢氧化钠的物质的量相等。
(3) 错误，NH3·H2O是一元弱碱，加水稀释时，电离平衡右移，故稀释一倍后氨水中c(OH－)浓度大于原来的。
(4) 错误，盐酸是强酸，完全电离，而醋酸是弱酸，部分电离，故当盐酸的浓度是醋酸浓度的2倍时，盐酸中的c(H＋)浓度大于醋酸的2倍。
(5) 错误，Na3PO4完全电离出PO，而 H3PO4是弱电解质，电离程度很小，故物质的量浓度相同的磷酸钠溶液和磷酸溶液中所含的PO浓度不同，且前者大。
10. (1) Ka(HF)>Ka(HNO2)>Ka(HCN)
(2) ①不发生变化；电离平衡常数只受温度的影响，温度不变，则Ka不变。 ②4.2×10-4 mol/L