高中化學(xué)選修4學(xué)案專題三第一單元第2課時(shí)弱電解質(zhì)的電離平衡

第2課時(shí)弱電解質(zhì)的電離平衡一、弱電解質(zhì)的電離平衡1．電離平衡(1)定義：在一定條件(如溫度、濃度)下，弱電解質(zhì)在溶液中電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等，電離過程就達(dá)到了平衡狀態(tài)。(2)電離平衡的建立過程2．弱電解質(zhì)的電離過程及各微粒濃度的變化(1)一元弱酸HA(2)一元弱堿BOH3.電離平衡狀態(tài)的特征(1)逆——弱電解質(zhì)的電離過程是可逆的。(2)等——平衡時(shí)，弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率與離子重新結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率相等。(3)動(dòng)——平衡時(shí)，電離過程與離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的過程仍在進(jìn)行，是動(dòng)態(tài)平衡。(4)定——平衡時(shí)，各微粒(分子、離子)的濃度保持恒定。(5)變——外界條件改變時(shí)，平衡會(huì)發(fā)生移動(dòng)。二、電離常數(shù)1．定義在一定條件下達(dá)到電離平衡時(shí)，弱電解質(zhì)電離形成的各種離子的濃度冪之積與溶液中未電離的分子的濃度冪之積之比是一個(gè)常數(shù)，用符號(hào)K表示。2．表示方法CH3COOH電離常數(shù)的表達(dá)式：K＝eq\f(cCH3COO－·cH＋,cCH3COOH)。3．意義表示弱電解質(zhì)的電離能力。一定溫度下，K值越大，弱電解質(zhì)的電離程度越大。4．影響因素①電離常數(shù)只受溫度的影響，對(duì)同一弱電解質(zhì)，溫度越高，電離常數(shù)越大。同一溫度下改變濃度時(shí)，弱電解質(zhì)電離常數(shù)不變。②多元弱酸的電離常數(shù)：K1?K2?K3，其酸性主要由第一步電離決定。探究點(diǎn)一影響電離平衡的因素1．內(nèi)因電解質(zhì)本身的性質(zhì)，決定了弱電解質(zhì)在水中達(dá)到電離平衡時(shí)電離程度的大小。2．外因電離平衡從本質(zhì)上講是一種化學(xué)平衡，故影響化學(xué)平衡的因素也是影響電離平衡的因素。(1)濃度：對(duì)于同一弱電解質(zhì)，稀釋溶液會(huì)促進(jìn)弱電解質(zhì)的電離。(2)溫度：升高溫度會(huì)促使弱電解質(zhì)的電離平衡向電離方向移動(dòng)；降低溫度會(huì)促使弱電解質(zhì)的電離平衡向生成弱電解質(zhì)分子的方向移動(dòng)。根據(jù)化學(xué)平衡移動(dòng)原理，在其他條件不變的情況下，升高溫度，平衡向吸熱反應(yīng)方向移動(dòng)；降低溫度，平衡向放熱反應(yīng)方向移動(dòng)，故溫度對(duì)電離平衡的影響，體現(xiàn)了電離平衡的特點(diǎn)——弱電解質(zhì)的電離是吸熱過程。(3)同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液中加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，相當(dāng)于增大了弱電解質(zhì)電離出的離子濃度，故電離平衡向生成弱電解質(zhì)分子的方向移動(dòng)。(4)離子反應(yīng)效應(yīng)：若向弱電解質(zhì)溶液中加入能與弱電解質(zhì)電離出的離子發(fā)生反應(yīng)的另一種物質(zhì)，相當(dāng)于減小了弱電解質(zhì)電離出的離子濃度，故電離平衡向電離方向移動(dòng)。3．以0.1mol·L－1的CH3COOH的電離為例，分析改變外界條件對(duì)電離平衡的影響。4.加水稀釋，電離平衡向電離方向移動(dòng)，由于溶液體積增大是主要的，故溶液中離子濃度減小，導(dǎo)電能力減弱。但對(duì)于濃溶液加水稀釋或純電解質(zhì)加水稀釋時(shí)，溶液的導(dǎo)電能力變化情況就不同了。例如：冰醋酸的稀釋。冰醋酸稀釋過程中c(H＋)的變化：在向醋酸中加水之前，醋酸分子尚未電離，c(H＋)＝0。在加水稀釋之后，醋酸的電離開始，隨著水的逐漸加入，電離平衡逐漸向生成CH3COO－和H＋的方向移動(dòng)，c(H＋)逐漸增大，溶液導(dǎo)電能力增強(qiáng)，A點(diǎn)c(H＋)最大，溶液導(dǎo)電性最強(qiáng)。A點(diǎn)再加水稀釋，雖然電離程度進(jìn)一步增大，但因加入水的量增大，c(H＋)反而逐漸減小。所以B點(diǎn)c(H＋)小于A點(diǎn)，導(dǎo)電性也小于A點(diǎn)。整個(gè)稀釋過程中c(H＋)由小(0)→大→小(接近于0)。向一定濃度的氨水中加入少量酚酞試液，溶液呈紅色，若加熱，有何變化？提示：溶液的紅色加深，原因是加熱時(shí)促進(jìn)了一水合氨的電離，溶液中氫氧根離子濃度增大，堿性增強(qiáng)?！纠?】稀氨水中存在平衡：NH3·H2ONHeq\o\al(＋,4)＋OH－，若要使平衡逆向移動(dòng)，同時(shí)使c(OH－)增大，應(yīng)加入的物質(zhì)或采取的措施是()①NH4Cl固體②硫酸③NaOH固體④水⑤加熱⑥MgSO4固體A．①②③⑤ B．③⑥C．③ D．③⑤【解析】在氨水中加入NH4Cl固體，c(NHeq\o\al(＋,4))增大，平衡逆向移動(dòng)，c(OH－)減小，①錯(cuò)誤；加入硫酸，H＋與OH－反應(yīng)，則c(OH－)減小，平衡正向移動(dòng)，②錯(cuò)誤；加入NaOH固體后，c(OH－)增大，平衡逆向移動(dòng)，③正確；加水稀釋氨水，平衡正向移動(dòng)，c(OH－)減小，④錯(cuò)誤；NH3·H2O的電離過程是吸熱過程，加熱時(shí)平衡正向移動(dòng)，c(OH－)增大，⑤錯(cuò)誤；加入MgSO4固體，發(fā)生反應(yīng)Mg2＋＋2OH－=Mg(OH)2↓，c(OH－)減小，平衡正向移動(dòng)，⑥錯(cuò)誤?！敬鸢浮緾在0.1mol·L－1CH3COOH溶液中存在如下電離平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，對(duì)于該平衡，下列敘述正確的是(B)A．加入水時(shí)，平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)B．加入少量NaOH固體，平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)C．加入少量0.1mol·L－1HCl溶液，溶液中c(H＋)減小D．加入少量CH3COONa固體，平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)解析：A項(xiàng)加水稀釋時(shí)，CH3COOH電離程度增大，平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)。C項(xiàng)因?yàn)镠Cl是強(qiáng)電解質(zhì)，完全電離，加入后雖然抑制了CH3COOH電離，平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)，但c(H＋)增大。D項(xiàng)CH3COONa為強(qiáng)電解質(zhì)，完全電離使溶液中c(CH3COO－)增大，抑制CH3COOH電離，平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)。而B項(xiàng)加NaOH固體，中和了CH3COOH電離產(chǎn)生的H＋，平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)。探究點(diǎn)二電離常數(shù)1．概念在一定條件下，弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡時(shí)溶液中各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的分子濃度的比是一個(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡(jiǎn)稱電離常數(shù)，用K表示(酸用Ka表示，堿用Kb表示)。2．表達(dá)式當(dāng)ABA＋＋B－達(dá)到電離平衡時(shí)，電離常數(shù)K＝eq\f(cA＋·cB－,cAB)。(1)一元弱酸、一元弱堿的電離常數(shù)例如：CH3COOHCH3COO－＋H＋Ka＝eq\f(cCH3COO－·cH＋,cCH3COOH)NH3·H2ONHeq\o\al(＋,4)＋OH－Kb＝eq\f(cNH\o\al(＋,4)·cOH－,cNH3·H2O)(2)多元弱酸的電離常數(shù)多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的，每步各有其電離常數(shù)，依次用K1、K2、K3等來分別表示。例如二元弱酸H2S的電離分二步：H2SH＋＋HS－K1＝eq\f(cH＋·cHS－,cH2S)＝1.32×10－7HS－H＋＋S2－K2＝eq\f(cH＋·cS2－,cHS－)＝7.10×10－15又如三元弱酸H3PO4的電離分三步：H3PO4H＋＋H2POeq\o\al(－,4)K1＝eq\f(cH2PO\o\al(－,4)·cH＋,cH3PO4)H2POeq\o\al(－,4)H＋＋HPOeq\o\al(2－,4)K2＝eq\f(cHPO\o\al(2－,4)·cH＋,cH2PO\o\al(－,4))HPOeq\o\al(2－,4)H＋＋POeq\o\al(3－,4)K3＝eq\f(cPO\o\al(3－,4)·cH＋,cHPO\o\al(2－,4))多元弱酸各步電離常數(shù)大小的比較為K1?K2?K3，因此多元弱酸的酸性主要由第一步電離所決定。第一步電離產(chǎn)生的H＋對(duì)第二步電離起抑制作用。3．意義(1)根據(jù)電離常數(shù)數(shù)值的大小可以估算弱電解質(zhì)電離的趨勢(shì)。K值越大，電離程度越大。如相同條件下常見物質(zhì)的酸性強(qiáng)弱：H2SO3(中強(qiáng)酸)>H3PO4(中強(qiáng)酸)>HF>HCOOH>>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO>HCN>。(2)多元弱酸溶液中的離子濃度比較依據(jù)。如H2S分兩步電離，第一步強(qiáng)(K1＝1.3×10－7)，第二步弱(K2＝7.1×10－15)，則有c(H＋)>c(HS－)>c(S2－)>c(OH－)。又如H3PO4分三步電離，第一步最強(qiáng)(K1＝7.1×10－3)，第二步較弱(K2＝6.3×10－8)，第三步最弱(K3＝4.2×10－13)，則有c(H＋)>c(H2POeq\o\al(－,4))>c(HPOeq\o\al(2－,4))>c(POeq\o\al(3－,4))>c(OH－)。4．影響因素(1)電離常數(shù)由物質(zhì)本身的性質(zhì)決定。(2)電離常數(shù)隨溫度變化而變化，但由于電離過程熱效應(yīng)較小，溫度改變對(duì)電離常數(shù)影響不大，其數(shù)量級(jí)一般不變，所以室溫范圍內(nèi)可忽略溫度對(duì)電離常數(shù)的影響。(3)電離常數(shù)與弱酸、弱堿的濃度無關(guān)。同一溫度下，不論弱酸、弱堿的濃度如何變化，電離常數(shù)是不會(huì)改變的。能否說弱電解質(zhì)的電離常數(shù)越大，溶液的導(dǎo)電能力越強(qiáng)？提示：不能。弱電解質(zhì)的電離常數(shù)越大，只能說明其分子在水溶液中發(fā)生電離的程度越大，但其水溶液中離子的濃度不一定大，溶液的導(dǎo)電能力也不一定強(qiáng)?！纠?】已知下面三個(gè)數(shù)據(jù)：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分別是下列有關(guān)的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＋NaNO2②NaCN＋HF=HCN＋NaF③NaNO2＋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(duì)強(qiáng)弱D．HNO2的電離平衡常數(shù)比HCN大，比HF小【解析】根據(jù)規(guī)律“較強(qiáng)酸＋較弱酸鹽→較弱酸＋較強(qiáng)酸鹽”和已知化學(xué)方程式知酸性：HF>HNO2>HCN。根據(jù)一定溫度下酸的酸性越弱，電離常數(shù)越小的規(guī)律知，K(HF)>K(HNO2)>K(HCN)?！敬鸢浮緽25℃化學(xué)式CH3COOHH2C2OH2S電離平衡常數(shù)1.8×10－5Ka1＝5.4×10－2Ka2＝5.4×10－5Ka1＝1.3×10－7Ka2＝7.1×10－15請(qǐng)回答下列問題：(1)H2S的一級(jí)電離平衡常數(shù)表達(dá)式為Ka1＝eq\f(cH＋·cHS－,cH2S)。(2)CH3COOH、H2C2O4、H2S的酸性由強(qiáng)到弱的順序?yàn)镠2C2O4>CH3COOH>H2(3)H2C2O4與少量的KOH溶液反應(yīng)的化學(xué)方程式為H2C2O4＋KOH=KHC2O4＋H2(4)NaHS溶液與NaHC2O4溶液反應(yīng)的離子方程式為HS－＋HC2Oeq\o\al(－,4)=H2S↑＋C2Oeq\o\al(2－,4)。解析：(1)H2S為弱電解質(zhì)，不能完全電離，其一級(jí)電離方程式為H2SHS－＋H＋，一級(jí)電離平衡常數(shù)表達(dá)式為Ka1＝eq\f(cH＋·cHS－,cH2S)。(2)多元弱酸的酸性主要由第一步電離的程度決定，故多元弱酸的一級(jí)電離平衡常數(shù)越大，酸性越強(qiáng)，則CH3COOH、H2C2O4、H2S的酸性由強(qiáng)到弱的順序?yàn)镠2C2O4>CH3COOH>H2S。(3)H2C2O4與少量的KOH溶液反應(yīng)生成KHC2O4，化學(xué)方程式為H2C2O4＋KOH=KHC2O4＋H2O。(4)HC2Oeq\o\al(－,4)的酸性強(qiáng)于H2S，則NaHS溶液與NaHC2O4溶液反應(yīng)的離子方程式為HS－＋HC2Oeq\o\al(－,4)=H2S↑＋C2Oeq\o\al(2－,4)。探究點(diǎn)三一元強(qiáng)酸與一元弱酸的比較1．同體積、同物質(zhì)的量濃度的一元強(qiáng)酸與一元弱酸的比較2.同體積、同c(H＋)的一元強(qiáng)酸與一元弱酸的比較1．在濃度均為0.01mol·L－1的強(qiáng)酸HA溶液與弱酸HB溶液中，c(A－)與c(B－)的關(guān)系如何？在c(H＋)均為0.01mol·L－1的強(qiáng)酸HA溶液與弱酸HB溶液中，c(A－)與c(B－)的關(guān)系又如何？提示：強(qiáng)酸HA完全電離，而弱酸HB部分電離，則濃度均為0.01mol·L－1的兩溶液中c(A－)>c(B－)；而在c(H＋)均為0.01mol·L－1的兩溶液中c(A－)＝c(B－)。2．將濃度均為0.01mol·L－1的強(qiáng)酸HA溶液和弱酸HB溶液濃度分別加水稀釋10倍后c(H＋)如何變化？將c(H＋)均為0.01mol·L－1的HA強(qiáng)酸溶液與HB弱酸溶液作同樣處理，c(H＋)又如何變化？提示：濃度均為0.01mol·L－1的強(qiáng)酸HA溶液和弱酸HB溶液，加水稀釋10倍，濃度變?yōu)?.001mol·L－1，由于強(qiáng)酸HA完全電離，而弱酸HB部分電離，故稀釋后：c(H＋)HA＝0.001mol·L－1，c(H＋)HB<0.001mol·L－1；c(H＋)＝0.01mol·L－1的強(qiáng)酸HA溶液加水稀釋10倍，c(H＋)HA變?yōu)?.001mol·L－1，而弱酸HB溶液中存在HBH＋＋B－的電離平衡，加水稀釋，平衡正移，H＋的物質(zhì)的量會(huì)增大，則c(H＋)HB>0.001mol·L－1?！纠?】相同溫度下，根據(jù)三種酸的電離平衡常數(shù)，下列判斷正確的是()酸HXHYHZ電離平衡常數(shù)K9×10－79×10－61×10－2A．三種酸的酸性強(qiáng)弱關(guān)系：HX>HY>HZB．反應(yīng)HZ＋Y－=HY＋Z－能夠發(fā)生C．由電離平衡常數(shù)可以判斷，HZ屬于強(qiáng)酸，HX和HY屬于弱酸D．相同溫度下，1mol·L－1HX溶液的電離平衡常數(shù)大于0.1mol·L－1HX溶液的電離平衡常數(shù)【解析】電離平衡常數(shù)越大，酸性越強(qiáng)，三種酸的酸性強(qiáng)弱關(guān)系：HX<HY<HZ，故A錯(cuò)誤；根據(jù)強(qiáng)酸制弱酸原理，反應(yīng)HZ＋Y－=HY＋Z－能夠發(fā)生，故B正確；由電離平衡常數(shù)可以判斷，HZ、HX、HY都屬于弱酸，故C錯(cuò)誤；電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，與酸的濃度無關(guān)，故D錯(cuò)誤?！敬鸢浮緽25℃A．曲線Ⅰ代表鹽酸的稀釋過程B．a(chǎn)點(diǎn)溶液的導(dǎo)電性比b點(diǎn)溶液的導(dǎo)電性強(qiáng)C．b點(diǎn)溶液中和氫氧化鈉的能力強(qiáng)于a點(diǎn)溶液D．將a、b兩點(diǎn)所示溶液加熱至30℃，eq\f(cCl－,cCH3COO－)的值變小解析：A項(xiàng)，由圖像可知稀釋相同倍數(shù)，pH的改變值：曲線Ⅰ>曲線Ⅱ，則曲線Ⅰ代表鹽酸的稀釋過程，曲線Ⅱ代表醋酸的稀釋過程，正確；B項(xiàng)，由圖像可知，a點(diǎn)溶液的pH大于b點(diǎn)溶液的pH，則a點(diǎn)溶液中離子物質(zhì)的量濃度小于b點(diǎn)溶液，a點(diǎn)溶液的導(dǎo)電性比b點(diǎn)溶液的導(dǎo)電性弱，錯(cuò)誤；C項(xiàng)，起始時(shí)鹽酸和醋酸的pH都等于3，由于鹽酸為強(qiáng)酸，醋酸為弱酸，起始時(shí)鹽酸物質(zhì)的量濃度小于醋酸物質(zhì)的量濃度，并且起始時(shí)兩溶液的體積相同，故醋酸溶液中CH3COOH的物質(zhì)的量大于鹽酸中HCl的物質(zhì)的量，稀釋過程中酸的物質(zhì)的量不變，所以b點(diǎn)溶液中和NaOH的能力強(qiáng)于a點(diǎn)溶液，正確；D項(xiàng)，將a點(diǎn)溶液加熱，c(Cl－)不變，將b點(diǎn)溶液加熱，促進(jìn)醋酸的電離，c(CH3COO－)增大，則eq\f(cCl－,cCH3COO－)的值變小，正確。1．將1mol冰醋酸加入到一定量的蒸餾水中最終得到1L溶液。下列各項(xiàng)中，表示其已達(dá)到電離平衡狀態(tài)的是(D)A．醋酸分子的濃度始終為1mol/LB．H＋的濃度達(dá)到0.5mol/LC．醋酸分子的濃度、醋酸根離子的濃度、H＋的濃度均為0.5mol/LD．醋酸分子電離成離子的速率和離子重新結(jié)合成醋酸分子的速率相等解析：達(dá)到電離平衡時(shí)，各微粒的濃度不再發(fā)生變化，但它們不一定相等，也不一定等于電離方程式中各微粒的化學(xué)計(jì)量數(shù)之比，故電離平衡狀態(tài)與化學(xué)平衡狀態(tài)的界定類似，其達(dá)到平衡狀態(tài)的判斷依據(jù)之一是可逆過程的正、逆反應(yīng)速率相等，其二是各種微粒的濃度都保持自己的定值，不發(fā)生變化。故正確答案為D。2．將0.1mol·L－1HF溶液不斷加水稀釋，下列各量始終保持增大的是(C)A．c(H＋) B．Ka(HF)C．eq\f(cH＋,cHF) D．eq\f(cF－,cH＋)解析：因HF為弱酸，則濃度為0.1mol·L－1的HF溶液不斷加水稀釋會(huì)促進(jìn)HF的電離，HF的電離平衡正向移動(dòng)，n(H＋)增大，但溶液體積也增大，且增大的程度大于n(H＋)增大的程度，所以c(H＋)不斷減小，A項(xiàng)錯(cuò)誤；因電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，則Ka(HF)在稀釋過程中不變，B項(xiàng)錯(cuò)誤；因Ka(HF)＝eq\f(cF－·cH＋,cHF)，HF溶液不斷加水稀釋過程中，c(F－)不斷減小，Ka(HF)不變，則eq\f(cH＋,cHF)增大，C項(xiàng)正確；剛開始稀釋時(shí)，電離產(chǎn)生等量的H＋和F－，則兩種離子的濃度比值可視為不變，但隨著稀釋的不斷進(jìn)行，由于水電離產(chǎn)生H＋，則c(H＋)不會(huì)低于10－7mol·L－1，c(F－)不斷減小，二者的比值變小，D項(xiàng)錯(cuò)誤。3．在100mL0.1mol/L的醋酸溶液中，欲使醋酸的電離程度增大，H＋濃度減小，可采用的方法是(D)A．加熱B．加入0.1mol/L的醋酸溶液100mLC．加入少量的0.5mol/L的硫酸D．加入少量的1mol/L的NaOH溶液解析：當(dāng)外界條件發(fā)生改變時(shí)，電離平衡會(huì)被破壞，平衡的移動(dòng)會(huì)導(dǎo)致弱電解質(zhì)的電離程度改變，平衡體系中各微粒的濃度發(fā)生變化。分析電離平衡的移動(dòng)，完全可以運(yùn)用勒夏特列原理，因?yàn)殡婋x平衡也是化學(xué)平衡的一種。4．在溫度不變的條件下，加水稀釋0.1mol·L－1氨水，隨著水的量的增加，下列關(guān)系式的數(shù)值變小的是(A)A．eq\f(cNH3·H2O,cOH－) B．eq\f(cNH\o\al(＋,4)·cOH－,cNH3·H2O)C．n(OH－) D．eq\f(cH＋,cOH－)解析：NH3·H2O的電離平衡常數(shù)K＝eq\f(cNH\o\al(＋,4)·cOH－,cNH3·H2O)，則eq\f(cNH3·H2O,cOH－)＝eq\f(cNH\o\al(＋,4),K)。在溫度不變的條件下，K不變，稀釋過程中c(NHeq\o\al(＋,4))逐漸減小，因此eq\f(cNH3·H2O,cOH－)隨著稀釋而減小，A正確；溫度不變時(shí)，K不變，B錯(cuò)誤；稀釋促進(jìn)NH3·H2O的電離，n(OH－)增大，C錯(cuò)誤；稀釋時(shí)，溶液的堿性減弱，酸性相對(duì)增強(qiáng)，eq\f(cH＋,cOH－)增大，D錯(cuò)誤。5．H2S水溶液中存在電離平衡H2SH＋＋HS－和HS－H＋＋S2－。若向H2S溶液中(C)A．加水，平衡向右移動(dòng)，溶液中氫離子濃度增大B．通入過量SO2氣體，平衡向左移動(dòng)，溶液pH增大C．滴加新制氯水，平衡向左移動(dòng)，溶液pH減小D．加入少量硫酸銅固體(忽略溶液體積變化)，溶液中所有離子濃度都減小解析：加水稀釋酸性溶液，c(H＋)一定減小，A項(xiàng)錯(cuò)誤；通入過量SO2，最后溶液變?yōu)轱柡虷2SO3溶液，酸性增強(qiáng)，溶液pH減小，B項(xiàng)錯(cuò)誤；由H2S＋Cl2=2HCl＋S↓可知，加入新制氯水后生成強(qiáng)酸HCl，溶液的酸性增強(qiáng)，溶液pH減小，C項(xiàng)正確；加入CuSO4生成CuS沉淀，使平衡右移，c(H＋)增大，D項(xiàng)錯(cuò)誤。6．下表是幾種常見弱酸的電離平衡常數(shù)(25℃酸電離方程式電離平衡常數(shù)KCH3COOHCH3COOHCH3COO－＋H＋1.75×10－5H2CO3H2CO3H＋＋HCOeq\o\al(－,3)HCOeq\o\al(－,3)H＋＋COeq\o\al(2－,3)K1＝4.4×10－7K2＝4.7×10－11H2SH2SH＋＋HS－HS－H＋＋S2－K1＝9.1×10－8K2＝1.1×10－12H3PO4H3PO4H＋＋H2POeq\o\al(－,4)H2POeq\o\al(－,4)H＋＋HPOeq