2018-2019版化學(xué)新學(xué)案同步選修四江蘇專版講義：專題3 第一單元 弱電解質(zhì)的電離平衡 第2課時(shí)

學(xué)必求其心得，業(yè)必貴于專精學(xué)必求其心得，業(yè)必貴于專精學(xué)必求其心得，業(yè)必貴于專精第2課時(shí)電離平衡常數(shù)、水的離子積［學(xué)習(xí)目標(biāo)定位]1。知道電離平衡常數(shù)的意義，會書寫電離平衡常數(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＝eq\f(cCH3COO－·cH＋，cCH3COOH).(2)NH3·H2O的電離常數(shù)表達(dá)式是Kb＝eq\f（cNH\o\al(＋，4)·cOH－,cNH3·H2O)。(3)H2S在水溶液中分兩步電離，即:H2SH＋＋HS－、HS－H＋＋S2－，其電離常數(shù)表達(dá)式分別為Ka1＝eq\f（cH＋·cHS－，cH2S）、Ka2＝eq\f（cH＋·cS2－,cHS－)。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)的說法正確的是(）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＜K3D．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CH3COONa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。1mol·L－1醋酸溶液中加入一定量1mol·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。010mol·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。18×10－4mol·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，c(H＋）增大、c（CH3COO－）減小、c(CH3COOH)增大,比值不變，仍為1.75×10－5。(2)CH3COOHCH3COO－＋H＋起始濃度mol·L－10。01000平衡濃度mol·L－10.010－c(H＋）c（H＋)c(H＋）故有eq\f（c2H＋,0。010－cH＋）＝1.75×10－5。由于c(H＋）很小，0.010－c（H＋）≈0。010，那么,c(H＋)≈4.18×10－4mol·L－1?？键c(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，通過起始濃度、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eq\f(cH＋，c）＝α、eq\f（c2H＋，c－cH＋）＝Ka可推出c(H＋）的常用計(jì)算公式：c（H＋)＝cα，c（H＋）＝eq\r（Ka·c)，α與Ka的關(guān)系為α＝eq\r(\f(Ka,c）)。同樣，對于一元弱堿來說，c(OH－)＝cα＝eq\r(Kb·c）。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＝eq\f(已電離的弱電解質(zhì)的分子數(shù),弱電解質(zhì)的初始分子數(shù)）×100％或α＝eq\f（已電離的弱電解質(zhì)的濃度，弱電解質(zhì)的初始濃度）×100%或α＝eq\f（已電離的弱電解質(zhì)的物質(zhì)的量，弱電解質(zhì)的初始物質(zhì)的量)×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,電離度也不同，溶液越稀，電離度越大。4．影響因素：以0。1mol·L－1CH3COOH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，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，電離度增大。即濃度越大，電離度越小;濃度越小，電離度越大.例3已知醋酸達(dá)到電離平衡后,改變某條件使平衡向正反應(yīng)方向移動,下列說法正確的是()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amol·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＝eq\f(aα2，1－α)解析HAH＋＋A－a－aαaαaαK＝eq\f（aα·aα，a－aα)＝eq\f（aα2,1－α)。三、水的電離1．水的電離(1）電離方程式是H2OH＋＋OH－或H2O＋H2OH3O＋＋OH－。（2）電離常數(shù)表達(dá)式K電離＝eq\f（cH＋·cOH－，cH2O）。（3）請根據(jù)水的電離常數(shù)表達(dá)式，推導(dǎo)寫出離子積常數(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＋）＝1.0×10－7mol·L－1;②某酸溶液中c(H＋)＝1.0×10－4mol·L－1，則該溶液中c(OH－)＝1.0×10－10mol·L－1。2．水的電離的影響因素分析下列條件的改變對水的電離平衡H2OH＋＋OH－的影響，并填寫下表：改變條件平衡移動方向溶液中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525℃時(shí)，水的電離達(dá)到平衡：H2OH＋＋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CH3COOH，平衡逆向移動,c(H＋）降低D．將水加熱，Kw增大,c(H＋)不變答案B解析＋H＋＋SOeq\o\al（2－，4），c(H＋）增大，使水的電離平衡逆向移動，由于溫度不變，Kw不變，正確；C項(xiàng)，CH3COOHCH3COO－＋H＋，使c（H＋）增大，使水的電離平衡逆向移動，錯(cuò)誤；D項(xiàng),升溫，Kw增大，c（H＋)增大，錯(cuò)誤?？键c(diǎn)水的電離題點(diǎn)條件改變對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＋)＝2×10－7mol·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＋)＝5×10－4mol·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2×10－78×10－118×10－11高于解析純水電離出的c(H＋)＝c（OH－）＝2×10－7mol·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＋)＝5×10－4mol·L－1，則溶液中c（OH－）＝eq\f（Kw，cH＋)＝eq\f(4×10－14，5×10－4）mol·L－1＝8×10－11mol·L－1＝c（OH－)水?？键c(diǎn)水的電離題點(diǎn)水的離子積及其表達(dá)式1．下列說法正確的是（）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溶液中沒有H＋D．在HCl溶液中沒有OH－答案B解析<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＝eq\f（cH＋·cCH3COO－，cCH3COOH）＝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B3．水的電離過程為H2OH＋＋OH－，在25℃時(shí),水的離子積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＋）〈c(OH－）C．35℃時(shí)的水比25℃時(shí)的水電離程度小D．水的電離是吸熱的答案D解析由題中條件可以看出，溫度升高時(shí),Kw增大;25℃時(shí),c（H＋）＝c（OH－)＝1×10－7mol·L－1；35℃時(shí)，c（H＋）＝c(OH－）≈1。45×10－7mol·L－1；溫度升高,c(H＋)和c(OH－）都增大，且始終相等，呈中性，水的電離程度也增大,因溫度升高平衡向正反應(yīng)方向移動，故水的電離為吸熱過程。4．在20℃時(shí)0.5L0.2mol·L－1的HA溶液中，有0。005mol的HA電離成離子，求該溫度下的電離度。答案α＝eq\f(\f(0。005mol,0.5L）,0。2mol·L－1)×100%＝5％解析根據(jù)α＝eq\f(已電離的弱電解質(zhì)濃度,弱電解質(zhì)的初始濃度）×100%進(jìn)行計(jì)算。5．現(xiàn)有下列物質(zhì)：①100℃純水；②25℃0。1mol·L－1HCl溶液；③25℃0.1mol·L－1KOH溶液;④25℃0.1mol·L－1Ba（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，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，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)①②③④①②①③④（2）酸溶液中的c(H＋）等于堿溶液中的c（OH－)解析水的電離過程吸熱，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－)?？键c(diǎn)水的電離題點(diǎn)水的電離平衡的綜合[對點(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：CH3COOHH＋＋CH3COO－，下列敘述不正確的是（）A．升高溫度,平衡正向移動，醋酸的電離常數(shù)Ka增大B．0。10mol·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＋）減小,c(OH－)增大，B項(xiàng)正確；加入CH3COONa會抑制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。2．0.10mol·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。0×10－7C．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。10mol·L－1×1%＝1。0×10－3mol·L－1，根據(jù)HAH＋＋A－，則平衡時(shí)c（H＋)＝c（A－)＝1。0×10－3mol·L－1，c(HA）平＝0.10mol·L－1－1.0×10－3mol·L－1≈0.10mol·L－1，將有關(guān)數(shù)據(jù)代入平衡常數(shù)表達(dá)式得：Ka＝eq\f(cH＋·cA－,cHA）＝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。2×10－4B．HNO2的電離平衡常數(shù)為4。9×10－10C．根據(jù)①③兩個(gè)反應(yīng)即可知三種酸的相對強(qiáng)弱D．HNO2的電離平衡常數(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值與酸對應(yīng)起來。以上三個(gè)反應(yīng)中，第①個(gè)反應(yīng)說明酸性HNO2〉HCN,第③個(gè)反應(yīng)說明酸性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、同壓下測定)酸HXHYHZ物質(zhì)的量濃度/mol·L－10。10.20。3電離平衡常數(shù)7。2×10－41。8×10－41。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〉HXC．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<nC．常溫下,在0.10mol·L－1的NH3·H2O溶液中加入少量NH4Cl晶體,能使溶液的pH減小且eq\f(cNH\o\al（＋，4），cNH3·H2O）的值增大D．常溫下，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解析的相對大小,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0.1mol·L－1氨水加水稀釋,下列數(shù)值變大的是()A．c(OH－) B．pHC。eq\f(cNH\o\al(＋，4），cNH3·H2O） 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(NHeq\o\al(＋,4))增大，不變，D項(xiàng)錯(cuò)誤?？键c(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1.0×10－13C．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。0×10－7mol·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，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?？键c(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:2NH3NHeq\o\al（＋,4)＋NHeq\o\al（－,2).據(jù)此判斷，以下敘述錯(cuò)誤的是（）A．液氨中含有NH3、NHeq\o\al(＋，4)、NHeq\o\al(－,2）等粒子B．一定溫度下，液氨中c（NHeq\o\al（＋,4)）·c(NHeq\o\al(－，2)）是定值C．液氨中電離達(dá)到平衡時(shí)c（NH3)＝c(NHeq\o\al（＋，4)）＝c（NHeq\o\al(－,2））D．只要不加入其他物質(zhì)，液氨中c（NHeq\o\al（＋,4))＝c(NHeq\o\al（－,2）)答案C解析液氨中存在電離平衡，所以液氨中含有NH3、NHeq\o\al（＋,4）、NHeq\o\al（－，2)等粒子，A項(xiàng)正確;液氨中c(NHeq\o\al（＋,4））與c（NHeq\o\al（－,2））的乘積只與溫度有關(guān)，與溶液的濃度無關(guān)，所以只要溫度一定,液氨中c(NHeq\o\al(＋，4))與c（NHeq\o\al（－,2））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（NHeq\o\al（＋，4))＝c（NHeq\o\al（－，2))＜c（NH3)，C項(xiàng)錯(cuò)誤;只要不加入其他物質(zhì)，液氨電離出的NHeq\o\al(＋,4）和NHeq\o\al(－，2)的物質(zhì)的量就相等，因?yàn)槿芤旱捏w積一定，所以c（NHeq\o\al（＋，4))＝c（NHeq\o\al（－，2)），D項(xiàng)正確?？键c(diǎn)水的電離題點(diǎn)條件改變對水的電離平衡的影響9．下列曲線中,可以描述0。1mol·L－1乙酸(甲，Ka＝1。8×10－5）和0.1mol·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0.1mol·L－1乙酸溶液中的c(H＋）小于0。1mol·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10．(2017·揚(yáng)州高郵第一中學(xué)高二期末)25℃時(shí)，0。01mol·L－1的HCl溶液中水電離出的H＋的濃度是（)A．1×10－10mol·L－1 B．1×10－2mol·L－1C．1×10－7mol·L－1 D．1×10－12mol·L－1答案D解析考點(diǎn)水的電離題點(diǎn)水的離子積及其表達(dá)式11．常溫下,c(OH－）最小的是(）A．pH＝0的溶液B．0.05mol·L－1H2SO4C．0.5mol·L－1HClD．0.05mol·L－1的Ba(OH）2答案A解析A項(xiàng)，c（OH－)＝eq\f（1。0×10－14，1)mol·L－1＝1×10－14mol·L－1；B項(xiàng)，c（H＋）＝0.1mol·L－1，則c(OH－)＝eq\f（1。0×10－14，0.1）mol·L－1＝1×10－13mol·L－1；C項(xiàng)，c（OH－）＝eq\f(1.0×10－14，0。5）mol·L－1＝2×10－14mol·L－1；D項(xiàng)，c(OH－)＝0.1mol·L－1?？键c(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∶②∶③∶④)是（)①pH＝0的鹽酸②0.1mol·L－1的鹽酸③0。01mol·L－1的NaOH溶液④pH＝11的NaOH溶液A．1∶10∶100∶1000 B．0∶1∶12∶11C．14∶13∶12∶11 D．14∶13∶2∶3答案A解析①中c(H＋）＝1mol·L－1，由水電離出的c(H＋)與溶液中c（OH－)相等，等于1.0×10－14mol·L－1；②中c（H＋)＝0.1mol·L－1，由水電離出的c(H＋）＝1。0×10－13mol·L－1;③中c（OH－)＝1.0×10－2mol·L－1，由水電離出的c（H＋)與溶液中c（H＋)相等，等于1。0×10－12mol·L－1;④中c（OH－）＝1。0×10－3mol·L－1，同③所述由水電離出的c(H＋)＝1.0×10－11mol·L－1.即(1。0×10－14）∶（1.0×10－13）∶(1。0×10－12)∶(1。0×10－11）＝1∶10∶100∶1000?？键c(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/℃0102025405090100Kw/10－140。1340.2920。6811.012。925。4738。055.0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,水的電離過程是過程。(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，分析并填寫下表：純水加少量鹽酸加少量NaOHc（H＋）1.0×10－7mol·L－1增大c(OH－)1。0×10－7mol·L－1增大c(H＋)和c（OH－)大小比較c（H＋）＝c（OH－）c(H＋）c（OH－）c（H＋）c(OH－）水的電離平衡移動方向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?。荆枷蜃笙蜃?。0×10－141.0×10－14①酸堿②溫度考點(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>Db．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？。(4）T2時(shí)，若鹽酸中c（H＋）＝5×10－4mol·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)2×10－9mol·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)，amol·L－1CH3COOH溶液中c(H＋)＝10－bmol·L－1，用含a和b的代數(shù)式表示CH3COOH的電離平衡常數(shù)Ka＝.(2）已知25℃時(shí)，Ka(CH3COOH）＝1。8×10－5，Ka（HSCN）＝0.13.現(xiàn)在該溫度下將20mL0.1mol·L－1CH3COOH溶液和20mL0.1mol·L－1HSCN溶液分別與20mL0。1mol·L－1NaHCO3溶液混合，實(shí)驗(yàn)測得產(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