人教版高中化学选修4教学讲义，复习补习资料（含典例分析，巩固练习）：10【提高】电离平衡的移动

电离平衡的移动

【学习目标】
1、了解电离平衡状态及特征；
2、掌握影响电离平衡的因素。

【典型例题】
类型一：弱电解质的电离平衡
例题1 在0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中存在如下电离平衡：CH3COOHCH3COO－+H+
对于该平衡，下列叙述正确的是（ ）。
A．加入水时，平衡向逆反应方向移动
B．加入少量NaOH固体，平衡向正反应方向移动
c．加入少量0.1 mol·L－1 HCl溶液，溶液中c (H+)减小
D．加入少量CH3COONa固体，平衡向正反应方向移动
【思路点拨】本题考查影响弱电解质电离平衡的因素。溶液浓度越小，电离程度越大；温度越高，电离程度越大，除此之外还需要考虑其他离子的间接影响。
【答案】B
【解析】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。A项加入水时，c (CH3COOH)+c (CH3COO－)+c (H+)减小，平衡向其增大的方向（也就是正方向）移动；B项加入NaOH与H+反应，c (H+)变小，平衡向正反应方向移动；C项加入HCl时c (H+)变大，平衡向其减小的方向（也就是逆方向）移动，但最终c (H+)比未加HCl前还是要大；D项加入CH3COONa，c (CH3COO－)增大，平衡向逆反应方向移动。
【总结升华】（1）电离平衡状态特征的核心是“等”，“等”决定了“定”。“动”是“变”的基础，没有“动”也就没有“变”，“变”又是“动”的表现。（2）化学平衡原理（勒夏特列原理）也适用于电离平衡。
举一反三：
【变式1】（2019 四中同步）25 ℃时，0.1 mol/L稀醋酸加水稀释，右图中的纵坐标y可以是(　　)

A．溶液的pH B．醋酸的电离平衡常数
C．溶液的导电能力 D．醋酸的电离程度
【答案】C
【解析】稀释0.1 mol·L－1稀醋酸时，加入的水越多，c(H＋)越小，故溶液的pH增大，导电性减弱，溶液越稀，弱电解质的电离程度越大，而电离平衡常数是一个温度常数，只要温度不变，电离平衡常数就不变，综上所述，只有C正确。

【变式2】在稀醋酸溶液中存在如下电离平衡：CH3COOHCH3COO－+H+，当改变条件时，表中各项有何变化？请填入表格中。
条件改变
平衡移动方向
电离程度
n(H+)
c(H+)
c(CH3COO-)
加热
加少量水
加少量冰醋酸
加少量氯化氢
加少量醋酸钠
加少量氢氧化钠
【答案】
条件改变
平衡移动方向
电离程度
n(H+)
c(H+)
c(CH3COO-)
加热
→
↑
↑
↑
↑
加少量水
→
↑
↑
↓
↓
加少量冰醋酸
→
↓
↑
↑
↑
加少量氯化氢
←
↓
↑
↑
↓
加少量醋酸钠
←
↓
↓
↓
↑
加少量氢氧化钠
→
↑
↓
↓
↑
类型二：电离平衡常数和电离度
例题2 在25℃时，相同浓度的HF、CH3COOH和HCN（氢氰酸）溶液，它们的电离平衡常数分别是3.5×10－4、1.8×10－5、4.9×10－10，其中，氢离子的浓度最大的是______，未电离的溶质分子浓度最大的是______。
【思路点拨】本题考查弱电解质的电离平衡常数。平衡常数越大，表明弱电解质的电离程度越大，相应未电离的溶质分子数越少。
【答案】HF HCN
【解析】一定温度下，弱酸溶液中氢离子浓度与电离常数（K）和溶液的物质的量浓度的关系可以从以下过程推出，设弱酸为HA，其物质的量浓度为c，c (H+)记作x。
HA H+ + A－
起始 c 0 0
平衡 c－x x x
则
对于难电离的弱酸（K很小）溶液，，故，则上式可变为，即。
一定温度下，当溶液的浓度一定时，c (H+)随电离常数的增大而增大。题中K (HF)＞K (CH3COOH)＞K (HCN)，故氢离子浓度HF溶液最大，余下的未电离的HF分子最少，而HCN溶液中未电离的HCN分子最多。
【总结升华】弱电解质的电离平衡仍然是化学平衡中的一种，仍然可以用勒夏特列原理理解。电离平衡常数的表达及意义也是相同的。
举一反三：
【变式1】（2019 山东青岛）已知下面三个数据：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分别是三种酸的电离平衡常数，若已知这些酸可发生如下反应：①NaCN+HNO2=HCN+NaNO2，②NaCN+HF=HCN+NaF，③NaNO2+HF=
HNO2+NaF。由此可判断下列叙述中，不正确的是（ ）。
A．HF的电离平衡常数为7.2×10－4
B．HNO2的电离平衡常数为4.9×10－10
C．根据①、③两个反应即可知三种酸的相对强弱
D．HNO2的电离平衡常数比HCN大，比HF小
【答案】B
【解析】相同温度下，弱电解质的电离平衡常数是比较弱电解质相对强弱的依据之一。由题中三个化学反应方程式(强酸制弱酸)可以得出：HF、HNO2、HCN的酸性依次减弱。酸性越强，电离常数越大，据此将三个K值与酸对应起来，故A项正确，B项错误。反应①说明酸性HNO2＞HCN，反应③说明酸性HF＞HNO2，故C、D项正确。
类型三：一元强酸（碱）和一元弱酸（碱）的比较
例题3 对室温下pH相同、体积相同的醋酸和盐酸两种溶液分别采取下列措施，有关叙述正确的是（ ）。
A．加适量的醋酸钠晶体后，两溶液的pH均增大
B．使温度都升高20℃，两溶液的pH均不变
C．加水稀释2倍后，两溶液的pH均减小
D．加足量的锌充分反应后，两溶液中产生的氢气一样多
【思路点拨】溶质浓度相同的一元强酸、一元弱酸，由于弱酸是部分电离，所以其溶液中电离出的氢离子浓度小，相应pH大。但溶质所能全部电离出的氢离子总数是相同的。
【答案】A
【解析】醋酸是弱酸，存在电离平衡；盐酸是强酸，不存在电离平衡。pH相同即c (H+)相同，体积又相同，则两者已电离出n (H+)相同，但盐酸中的H+已全部电离，而醋酸中还有许多醋酸分子未电离，A选项加入CH3COONa晶体，前者抑制CH3COOH电离，使c (H+)减小，后者直接发生反应：CH3COO－+H+＝CH3COOH，c (H+)也减小，两者pH均增大。A选项正确；B选项，升高温度，二者pH均改变；C选项，加水稀释，溶液的pH均增大；D选项，足量锌与二者充分反应，由于CH3COOH的物质的量远大于HCl，故CH3COOH产生的H2多。
【总结升华】弱酸中c (H+)下降后，可进一步电离。c (H+)相同、体积相同时，弱酸中所含溶质的物质的量要比强酸大得多。
举一反三：
【变式1】相同体积、相同pH的某一元强酸溶液①和某一元弱酸溶液②分别与足量的锌粉发生反应，下列关于氢气体积（V）随时间（t）变化的示意图正确的是（ ）
【答案】C
【解析】pH相同的一元弱酸的物质的量浓度大于一元强酸的物质的量浓度，所以加入足量锌粉最终产生氢气的量一元弱酸较多。反应过程中，未电离的弱酸分子会继续电离，使得溶液中H+ 浓度比强酸大，反应过程中的反应速率弱酸大于强酸。
【总结升华】要加深一元弱酸中的电离平衡的理解，注意本题给的条件是相同的pH，如果给的是一元强酸溶液和一元弱酸的浓度相同，产生氢气体积就相同了。
【变式2】（2019 北师大附中）有关常温下pH均为3的醋酸和硫酸的说法正确的是A．两种溶液中，由水电离出的氢离子浓度均为1×10-11 mol·L-1B．分别加水稀释100倍后，两种溶液的pH仍相同C．醋酸中的c(CH3COO-)和硫酸中的c(SO42-)相等D．分别加入足量锌片，两种溶液生成H2的体积相同【答案】A
【巩固练习】
一、选择题
1．（2019 四中同步）下列事实能说明醋酸是弱电解质的是（ ）。
①醋酸与水能以任意比互溶
②醋酸溶液能导电
③醋酸稀溶液中存在醋酸分子
④常温下，0.l mol／L醋酸的pH比0.1 mol／L盐酸的pH大
⑤稀醋酸能与强碱发生中和反应
⑥0.1 mol／L醋酸钠溶液的pH=8.9
⑦大小相同的铁片与同物质的量浓度的盐酸和醋酸反应，醋酸产生H2速率慢
A．②⑥⑦ B．③④⑥⑦ C．③④⑤⑥ D．①②
2．在18℃时，H2SO3的Kl＝1.5×10-2、K2＝1.0×10-7，H2S的Kl＝9.1×10-8、K2＝1.1×10-12，则下列说法中正确的是( 　　)
　　A、亚硫酸的酸性弱于氢硫酸　　　　　　 B、多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定
　　C、氢硫酸的酸性弱于亚硫酸　　　　　　 D、多元弱酸的酸性主要由第二步电离决定
3．下列解释实验事实的方程式不正确的是(　　 )
　　A．0.1 mol/L CH3COOH溶液的pH＞1：CH3COOHCH3COO－+H+
　　B．“NO2球”浸泡在冷水中，颜色变浅2NO2(g)N2O4(g) ΔH＜0
　　　　　　　　　　　　　　　　　　　(红棕色) (无色)
　　C．铁溶于稀硝酸，溶液变黄：3Fe+8H++2NO3－=3Fe2++2NO↑+4H2O
D．向Na2CO3溶液中滴入酚酞溶液，溶液变红：CO32－+H2OHCO3－+OH－
4．HClO是比H2CO3还弱的酸，为了提高氯水中HClO的浓度，可加入( )。
A．HCl B．CaCO3(s) C．H2O D．NaOH(s)
5．将浓度为0.1mol·L-1?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、　　　　　　　
C、　　　　　　　D、
6．一定量的盐酸跟过量的铁粉反应时，为减缓反应速率不影响生成氢气的总量，可向盐酸中加入适量的( )。
A．NaOH(固) B．H2O
C．NH4Cl(固) D．CH3COONa(固)
7．在100 mL 0.1mol·L－1的CH3COOH溶液中欲使CH3COOH的电离度增大且c (H+)降低，可采用的方法是( )。
①加少量l mol·L－1的NaOH溶液 ②加少量1 mol·L－1的盐酸 ③加100 mL水 ④加热
A．①② B．①③ C．③④ D．①④
8．在25℃时，0.1 mol·L－1的HNO2、HCOOH、HCN、H2CO3的溶液，它们的电离平衡常数分别为4.6×10－4、1.8×10－4、4.9×10－10、K1=4.3×10－7和K2=5.6×10－11，其中氢离子浓度最小的是( )。
A．HNO2 B．HCOOH C．HCN D．H2CO3
9．pH相同的氨水、NaOH和Ba(OH)2溶液，分别用蒸馏水稀释到原来的X、Y、Z倍，稀释后三种溶液的pH仍然相同，则X、Y、Z的关系是(　　)
A．X＝Y＝Z B．X>Y＝Z
C．X10．下列关于电解质溶液的正确判断是( )　　
　　A．在pH=12的溶液中，K+、Cl-、HCO3-、Na+可以常量共存
　　B．在pH=0的溶液中，Na+、NO3-、SO32-、K+可以常量共存
　　C．由0.1 mol·L-1一元碱BOH溶液的pH=10，可推知BOH溶液存在BOH==B++OH-
　　D．由0.1 mol·L-1一元酸HA溶液的pH=3，可推知NaA溶液存在A-+H2OHA+OH-
二、非选择题
1．在0.2 mol/L氨水中存在下列平衡：NH3+H2ONH3·H2ONH4++OH－，当改变条件时，表中各项有何变化？请填入表格中。
改变条件
平衡移动方向
c (OH－)
c (NH4+)
通NH3至饱和
加少量HCl
加少量NaOH
加适量水
加少量NH4Cl
加少量AlCl3
2．(2019 广州培正中学)某研究性学习小组为了探究醋酸的电离情况，进行了如下实验。
探究浓度对醋酸电离程度的影响，用pH计测定25 ℃时不同浓度的醋酸的pH，其结果如下：
醋酸浓度/(mol/L)
0.0010
0.0100
0.0200
0.1000
0.2000
pH
3.88
3.38
3.23
2.88
2.73
回答下列问题：
(1)写出醋酸的电离方程式：____________________________________。
(2)醋酸溶液中存在的微粒有___________________________________________。
(3)根据表中数据，可以得出醋酸是弱电解质的结论，你认为得出此结论的依据是_____________
________________________________________________________________________。
(4)从表中的数据，还可以得出另一结论：随着醋酸浓度的减小，醋酸的电离程度(填“增大”、“减小”或“不变”)__________。
3．Al(OH)3的电离方程式可表示为：H2O+AlO2－+H+Al(OH)3Al3++3OH－。
试根据平衡移动原理，解释下列有关问题。
(1)向Al(OH)3沉淀中加入盐酸，沉淀溶解，其原因是________，有关离子方程式为________。
(2)向Al(OH)3沉淀中加入苛性钠溶液，沉淀溶解，其原因是________，有关离子方程式为________。
4．将6 g CH3COOH溶于水制成1 L溶液，此溶液的物质的量浓度为________，经测定溶液中含CH3COO－为1.4×10－3 mol·L－1，此温度下醋酸的电离常数：Ka=________，升高温度，Ka将________(填“变大”“不变”或“变小”)。
5．25℃时，在0.5 L 0.2 mol·L－1的HA溶液中，有0.01 mol的HA电离成离子。求该温度下HA的电离平衡常数和电离度。
【答案与解析】
1．B
【解析】强、弱电解质都可能会与水以任意比互溶，溶于水后也都能导电，故①②不能说明醋酸是弱电解质；⑤中稀醋酸能与强碱发生中和反应，并不能说明醋酸是弱酸。其他均能说明醋酸没有完全电离或存在电离平衡，即可说明醋酸是弱电解质。
2．BC　?
【解析】通过题中所给数据可以得出多元弱酸的电离主要取决于第一步电离，只比较K1就能判断亚硫酸与氢硫酸的酸性强弱关系。
3．D　?
【解析】Fe2+是浅绿色的，正确的离子反应方程式应为：Fe+4H++NO3-＝Fe3++NO↑+2H2O，当Fe过量时，发生如C项的离子反应。
4．B
【解析】根据Cl2+H2OHCl+HClO，加入CaCO3与HCl反应使平衡正向移动(注意：因酸性HClO＜H2CO3，故CaCO3不与HClO反应)。
5．D
【解析】本题将弱电解质的稀释、弱电解质的电离、电离平衡的移动等知识融于一题，体现了综合的特点。解题的关键是要清楚电解质溶液的浓度与电离平衡移动的关系。HF属于弱电解质，加水促进HF的电离平衡向右移动，即电离程度增大，但电离平衡常数只与温度有关，所以选项B不变；但同时溶液的体积也增大，所以溶液的酸性会降低，即c(H+)、c(F-)和c(HF)的浓度均降低，考虑到溶液中水还会电离出氢离子，所以稀释到一定程度(即无限稀释时)，c(H+)就不再发生变化，但c(F-)和c(HF)却一直会降低，所以选项D符合题意。
6．BD
【解析】解答本题时注意减缓反应速率的同时不影响生成氢气的总量。A选项中的NaOH与盐酸反应，会永久性降低H+总量，不符合；C选项会使得溶液中H+增大，加快反应速率，不符合；B选项中加水可使得H+浓度降低但数量不变，符合题意；D选项中的醋酸钠可与盐酸反应生成醋酸，但随着反应的进行，醋酸仍可释放出H+，所以不会影响生成氢气的总量。本题选BD。
7．B
【解析】NaOH与CH3COOH中和，使醋酸的电离程度增大了，但溶液中的氢离子浓度降低了，①可行；加入盐酸会抑制醋酸的电离，导致醋酸的电离程度减小，且氢离子浓度增大了，②不可行；③可行；加热会促进电离，使醋酸的电离程度增大，从而使氢离子浓度增大，④不可行。
8．C
【解析】电离平衡常数大小可以判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，K(多元弱酸则比较K1)越小，其电离程度越小，c (H+)越小，题中4.9×10―10最小，则HCN酸性最弱，c (H+)最小。
9．B
【解析】氨水中存在电离平衡NH3·H2O??NH＋OH－，加水平衡向右移动。故pH相同的氨水、NaOH和Ba(OH)2溶液，稀释到pH相同，氨水加水最多，NaOH和Ba(OH)2是强电解质，稀释前pH相同，若使稀释后pH仍相同，应加入相同体积的水，故X>Y＝Z。
10．D
【解析】本题将离子共存、弱电解质的电离、盐的水解等知识融于一题，体现了综合的特点。解题的关键是要清楚电解质溶液的浓度与pH的关系。A项，HCO3-在碱性溶液中不能常量存在；B项，SO32-在酸性溶液中不能常量存在，且在酸性溶液中NO3-能将SO32-氧化为SO42-；C项，该碱属于弱碱，其电离过程应该是可逆的。
二、非选择题
1．
改变条件
平衡移动方向
c (OH－)
c (NH4+)
通NH3至饱和
向右移动
增大
增大
加少量HCl
向右移动
减小
增大
加少量NaOH
向左移动
增大
减小
加适量水
向右移动
减小
减小
加少量NH4Cl
向左移动
减小
增大
加少量AlCl3
向右移动
减小
增大
2．(1) CH3COOHCH3COO－ ＋ H＋
(2)H2O、CH3COOH、CH3COO－ 、H＋ 、OH－
(3)当醋酸浓度为0.001mol/L 时，溶液中的氢离子浓度小于0.001mol/L(3分)(其他合理即可)
(4)增大
【解析】(1)醋酸的电离方程式CH3COOHCH3COO－＋H＋
(2)醋酸为弱电解质，故醋酸溶液中存在的微粒有H2O、CH3COOH、CH3COO－ 、H＋ 、OH－
(3)根据表中数据，当醋酸浓度为0.001 mol/L 时，醋酸是强电解质的话，pH＝3，但pH＝3.88，可以得出醋酸是弱电解质。
(4)从表中的数据，还可以得出另一结论：随着醋酸浓度的减小，醋酸的电离程度增大。
3．(1)盐酸中的H+与OH―结合生成水，使平衡中c (OH―)减小，平衡向右移动，Al(OH)3沉淀不断溶解Al(OH)3+ 3H+==Al3++3H2O (2)苛性钠溶液中OH―结合H+生成水，使上述平衡中c (H+)减小，平衡向左移动，Al(OH)3沉淀不断溶解 Al(OH)3+OH―==AlO2―+2H2O
4．0.1 mol·L―1 1.96×10―5 mol·L―1 变大
【解析】。
因为 CH3COOH CH3COO― + H+
起始/(mol·L―1) 0.1 0 0
平衡/(mol·L―1) 0.1―1.4×10―3 1.4×10―3 1.4×10―3
所以。
5．K=2.22×10―3，。
【解析】由题意列出下式：
HA H+ + A―
c初始(mol·L―1) 0.2 0 0
Δc(mol·L―1) 0.02 0.02 0.02
c平衡(mol·L―1) 0.18 0.02 0.02
故HA的电离平衡常数为
，
电离度。