專題三水溶液中的離子反應(yīng)學(xué)案第一單元弱電解質(zhì)的電離平衡 1第一課時強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì) 1第二課時弱電解質(zhì)的電離平衡 10第三課時水的電離平衡 22專題突破弱電解質(zhì)的電離平衡及應(yīng)用 29第二單元溶液的酸堿性 37第一課時溶液的酸堿性 37第二課時酸堿中和滴定 51專題重點(diǎn)突破(六)酸堿中和滴定的理解與應(yīng)用 62第三單元鹽類的水解 68第一課時鹽類水解及其平衡常數(shù) 68第二課時影響鹽類水解的因素 81第三課時鹽類水解的應(yīng)用 89專題突破電解質(zhì)溶液中粒子濃度關(guān)系 97第四單元沉淀溶解平衡 109第一課時沉淀溶解平衡原理 109第二課時沉淀溶解平衡原理的應(yīng)用 121專題突破沉淀溶解平衡?？伎键c(diǎn) 131第一單元弱電解質(zhì)的電離平衡第一課時強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)明課程標(biāo)準(zhǔn)扣核心素養(yǎng)1.知道強(qiáng)、弱電解質(zhì)的區(qū)別。2.認(rèn)識弱電解質(zhì)在水溶液中存在電離平衡。3.能夠書寫常見弱電解質(zhì)的電離方程式。變化觀念與平衡思想：知道弱電解質(zhì)在水溶液中存在電離平衡，能正確書寫弱電解質(zhì)的電離方程式。突破點(diǎn)1強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)1．問題探究鹽酸和醋酸是兩種常見的酸，根據(jù)你已有的知識和經(jīng)驗，推測它們在水溶液中的電離程度有無差異？說出理由，然后設(shè)計實驗方案驗證你的推測。提示：有差異，在水溶液中HCl完全電離，CH3COOH部分電離，據(jù)此可設(shè)計實驗方案如下：①測定相同條件鹽酸、醋酸溶液的pH；②測定相同條件下二者的導(dǎo)電能力。2．實驗探究(1)分別測量物質(zhì)的量濃度均為1mol·L－1的鹽酸和醋酸溶液的pH。(2)如下圖所示，在兩只錐形瓶中分別加入等體積、物質(zhì)的量濃度均為1mol·L－1的鹽酸和醋酸溶液，在兩只氣球中分別加入經(jīng)砂紙打磨過的大小相同的足量鎂條，將氣球套在錐形瓶瓶口，再將氣球中的鎂條送入錐形瓶中，觀察、比較氣球鼓起的快慢等現(xiàn)象。[問題探討]1．濃度均為1mol·L－1的鹽酸和醋酸溶液的pH相同嗎？為什么？提示：不同，醋酸溶液的pH大。二者電離程度不同，CH3COOH部分電離，醋酸溶液的c(H＋)小，pH大。2．相同條件下鹽酸、醋酸溶液分別與大小相同的過量的鎂條反應(yīng)的過程中，你觀察到了什么現(xiàn)象？如何解釋？提示：氣球均變大，盛醋酸的裝置中氣球變大速率小。鎂條與鹽酸、醋酸溶液反應(yīng)的實質(zhì)是Mg＋2H＋=Mg2＋＋H2↑，醋酸溶液中的c(H＋)小，反應(yīng)速率小，氣球慢慢變大。3．通過實驗，你得出的實驗結(jié)論是什么？判斷HCl、CH3COOH中哪種物質(zhì)屬于弱電解質(zhì)？提示：HCl、CH3COOH的電離程度不同，其中CH3COOH屬于弱電解質(zhì)，HCl屬于強(qiáng)電解質(zhì)。4．相同濃度的鹽酸和醋酸溶液，哪一種溶液的導(dǎo)電能力強(qiáng)？為什么？提示：HCl為強(qiáng)電解質(zhì)，溶于水完全電離，溶液中自由移動的離子濃度大，導(dǎo)電能力強(qiáng)。歸納總結(jié)1．強(qiáng)、弱電解質(zhì)的概念(1)強(qiáng)電解質(zhì)：在水溶液中能夠全部電離的電解質(zhì)稱為強(qiáng)電解質(zhì)。(2)弱電解質(zhì)：在水溶液中僅有部分電離的電解質(zhì)稱為弱電解質(zhì)。2．電解質(zhì)的分類3．強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的比較強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)電離過程不可逆過程，全部電離可逆過程，部分電離溶液中存在的粒子(水分子不計)只有電離出的陰、陽離子，不存在電解質(zhì)分子既有電離出的陰、陽離子，又有電解質(zhì)分子化合物類型離子化合物、共價化合物共價化合物電離方程式以HCl為例：HCl=H＋＋Cl－以CH3COOH為例：CH3COOHH＋＋CH3COO－共同特點(diǎn)在水溶液中能產(chǎn)生自由移動的陰、陽離子[名師點(diǎn)撥](1)電解質(zhì)的強(qiáng)弱與溶解性無關(guān)某些鹽如BaSO4、CaCO3等，雖難溶于水卻是強(qiáng)電解質(zhì)；而如CH3COOH、NH3·H2O，盡管易溶于水，卻部分電離，是弱電解質(zhì)。(2)電解質(zhì)的強(qiáng)弱與溶液的導(dǎo)電能力沒有必然聯(lián)系溶液導(dǎo)電能力的強(qiáng)弱由溶液中自由離子的濃度和離子所帶電荷的多少決定，很稀的強(qiáng)電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力很弱，濃度較大的弱電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力可能較強(qiáng)，弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力不一定弱。(3)電解質(zhì)的強(qiáng)弱與化學(xué)鍵沒有必然聯(lián)系一般強(qiáng)電解質(zhì)含有離子鍵或強(qiáng)極性共價鍵，但含有強(qiáng)極性共價鍵的化合物不一定是強(qiáng)電解質(zhì)，如HF就是弱電解質(zhì)。應(yīng)用練習(xí)1．用我們?nèi)粘Ｉ钪械氖秤冒状?醋酸濃度約為1mol·L－1)進(jìn)行下列實驗，能證明醋酸為弱電解質(zhì)的是()A．白醋中滴入紫色石蕊試液呈紅色B．白醋中存在分子C．蛋殼浸泡在白醋中有氣體放出D．經(jīng)檢驗白醋中c(H＋)約為0.01mol·L－1解析：選D白醋中滴入紫色石蕊試液呈紅色，說明白醋呈酸性，不能說明醋酸部分電離，A錯誤；沒有明確指出白醋中存在的分子是醋酸分子還是水分子，所以不能說明醋酸部分電離，B錯誤；蛋殼浸泡在白醋中有氣體生成，說明醋酸的酸性強(qiáng)于碳酸，但不能說明醋酸部分電離，C錯誤；白醋中c(H＋)約為0.01mol·L－1，遠(yuǎn)小于1mol·L－1，說明醋酸部分電離，醋酸為弱電解質(zhì)，D正確。2．下列說法中，正確的是()A．強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力一定比弱電解質(zhì)溶液強(qiáng)B．強(qiáng)電解質(zhì)的水溶液中不存在分子C．SO2和乙醇均屬共價化合物，在水中都不能電離，均屬非電解質(zhì)D．不同的弱電解質(zhì)只要物質(zhì)的量濃度相同，電離程度也相同解析：選C溶液的導(dǎo)電能力與溶液中離子的濃度及離子所帶的電荷數(shù)有關(guān)，與電解質(zhì)的強(qiáng)弱無關(guān)，強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力不一定比弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力強(qiáng)，故A錯誤；強(qiáng)電解質(zhì)溶于水的部分完全電離，但水是弱電解質(zhì)，微弱電離，大部分仍以水分子的形式存在，故B錯誤；SO2自身不能電離，是非電解質(zhì)，乙醇在水中不能電離，是非電解質(zhì)，故C正確；不同的弱電解質(zhì)濃度相同時，電離程度不一定相同，故D錯誤。3．現(xiàn)有：①硫酸銅溶液②CO2③石墨④KOH⑤CH3COOH⑥NH3⑦NH3·H2O⑧NaHCO3其中屬于強(qiáng)電解質(zhì)的是________(填序號，下同)，屬于弱電解質(zhì)的是________，屬于非電解質(zhì)的是________，既不是電解質(zhì)，也不是非電解質(zhì)的是________。解析：強(qiáng)電解質(zhì)一般包括強(qiáng)酸、強(qiáng)堿和大部分鹽類等，KOH、NaHCO3屬于強(qiáng)電解質(zhì)；弱電解質(zhì)一般包括弱酸、弱堿和水等，CH3COOH、NH3·H2O屬于弱電解質(zhì)；單質(zhì)和混合物既不是電解質(zhì)，也不是非電解質(zhì)，硫酸銅溶液、石墨既不是電解質(zhì)，也不是非電解質(zhì)；CO2、NH3是非電解質(zhì)。答案：④⑧⑤⑦②⑥①③突破點(diǎn)2弱電解質(zhì)的電離平衡特性弱電解質(zhì)醋酸在水中部分電離，電離的示意圖如下。[問題探討]1．醋酸溶于水，部分電離產(chǎn)生離子，在一定溫度下，建立電離平衡，請寫出醋酸的電離方程式，并利用化學(xué)平衡的有關(guān)知識，分析其建立電離平衡的過程，并用v-t圖像表示。提示：CH3COOHH＋＋CH3COO－；醋酸電離平衡的建立過程2．利用化學(xué)平衡的有關(guān)知識，推測電離平衡有哪些特征？提示：逆、等、動、定、變。3．向醋酸溶液中滴幾滴紫色石蕊試液，溶液變紅且不隨時間的延長而變化，是否意味著CH3COOH不再電離？加熱后溶液的紅色加深，為什么？提示：溶液紅色不變，說明建立了電離平衡，此時反應(yīng)并未停止，只是CH3COOH電離出CH3COO－、H＋的速率與CH3COO－、H＋結(jié)合成CH3COOH分子的速率相等；加熱后溶液紅色加深，說明溫度升高，電離平衡正向移動，溶液中c(H＋)增大，溶液酸性增強(qiáng)。歸納總結(jié)1．弱電解質(zhì)的電離平衡在一定溫度下，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，溶液中弱電解質(zhì)分子和離子的濃度不再發(fā)生變化時，弱電解質(zhì)的電離過程達(dá)到了電離平衡狀態(tài)。2．弱電解質(zhì)電離平衡的建立3．電離平衡的特征(1)逆：弱電解質(zhì)的電離過程是可逆的，存在電離平衡。(2)等：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。(3)動：弱電解質(zhì)分子電離成離子和離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率相等，不等于零，是動態(tài)平衡。(4)定：弱電解質(zhì)在溶液中達(dá)到電離平衡時，溶液中離子的濃度、分子的濃度都不再改變。(5)變：外界條件改變時，平衡被破壞，電離平衡可能發(fā)生移動。4．電離方程式的書寫類型電離方程式的特點(diǎn)典型例子強(qiáng)電解質(zhì)完全電離，電離方程式寫“=”H2SO4=2H＋＋SOeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(4))NaOH=Na＋＋OH－NaHSO4=Na＋＋H＋＋SOeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(4))弱電解質(zhì)一元弱酸或弱堿不完全電離，電離方程式寫“”CH3COOHCH3COO－＋H＋NH3·H2ONHeq\o\al(\s\up1(＋),\s\do1(4))＋OH－多元弱酸分步電離，以第一步為主，電離方程式寫“”H2CO3H＋＋HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))(主)HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))H＋＋COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))(次)多元弱堿分步電離，一步書寫，且電離方程式寫“”Cu(OH)2Cu2＋＋2OH－[名師點(diǎn)撥](1)弱電解質(zhì)的電離過程一般是吸熱的。(2)在弱電解質(zhì)溶液中，分子、離子在溶液中共存，完全不同于強(qiáng)電解質(zhì)。(3)弱電解質(zhì)在溶液中的電離都是微弱的，一般來說，電離的分子極少，絕大多數(shù)弱電解質(zhì)以分子形式存在，如0.1mol·L－1的CH3COOH溶液中，c(H＋)大約為1×10－3mol·L－1。(4)弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡后，加水稀釋，電離程度增大，但電解質(zhì)分子、電解質(zhì)電離出的離子(包括H＋或OH－)濃度均減小。判斷離子濃度比值變化時，只考慮物質(zhì)的量的比值即可。(5)酸式鹽：強(qiáng)酸的酸式鹽完全電離，一步完成。如：NaHSO4=Na＋＋H＋＋SOeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(4))(水溶液中)，NaHSO4=Na＋＋HSOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(4))(熔融狀態(tài))。弱酸的酸式鹽強(qiáng)中有弱，分步完成。如：NaHCO3=Na＋＋HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))，HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))H＋＋COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))。應(yīng)用練習(xí)1．下列電離方程式書寫正確的是()A．H2S2H＋＋S2－B．H2S＋H2OH3O＋＋HS－C．NH3＋H2O=NHeq\o\al(\s\up1(＋),\s\do1(4))＋OH－D．HClO=H＋＋ClO－解析：選BH2S為多元弱酸，應(yīng)分步電離，故A錯誤；H2S＋H2OH3O＋＋HS－相當(dāng)于H2SH＋＋HS－，故B正確；C項，正確的電離方程式應(yīng)為NH3·H2ONHeq\o\al(\s\up1(＋),\s\do1(4))＋OH－，錯誤；弱電解質(zhì)的電離用“”，故D錯誤。2．下列說法正確的是()A．電解質(zhì)在溶液中存在電離平衡狀態(tài)B．電離平衡狀態(tài)時v結(jié)合＝v電離＝0C．弱電解質(zhì)溶液中，既存在離子也存在分子D．電解質(zhì)的電離是可逆過程解析：選CA．弱電解質(zhì)在溶液中存在電離平衡狀態(tài)，而強(qiáng)電解質(zhì)在溶液中不存在電離平衡，錯誤；B.電離平衡狀態(tài)時v結(jié)合＝v電離≠0，錯誤；C.弱電解質(zhì)溶液中存在電離平衡，既存在離子，也存在未電離的電解質(zhì)分子，正確；D.弱電解質(zhì)的電離是可逆過程，而強(qiáng)電解質(zhì)在溶液中完全電離，不存在可逆過程，錯誤。課堂鞏固1．下列物質(zhì)屬于弱電解質(zhì)的是()A．NaCl B．NaOHC．NH3·H2O D．H2SO4解析：選CNaCl、NaOH、H2SO4是強(qiáng)電解質(zhì)，NH3·H2O在水中部分電離，是弱電解質(zhì)。2．下列事實可證明NH3·H2O為弱堿的是()A．氨水能與氯化鋁溶液反應(yīng)生成氫氧化鋁B．經(jīng)實驗測得在氨水中存在NH3·H2O分子C．碳酸銨受熱易分解D.等濃度、等體積的氨水和氫氧化鈉溶液分別與醋酸中和，二者消耗的醋酸的物質(zhì)的量相同解析：選B氨水、氫氧化鈉都能與氯化鋁溶液反應(yīng)生或氫氧化鋁，只能證明NH3·H2O屬于堿，但不能證明其為弱堿，A不符合題意；強(qiáng)電解質(zhì)在水溶液中完全電離，水溶液中不存在強(qiáng)電解質(zhì)分子，氨水中存在NH3·H2O分子，則表明NH3·H2O不能完全電離，故其為弱堿，B符合題意；碳酸銨受熱易分解，說明碳酸銨具有不穩(wěn)定性，不能證明一水合氨為弱堿，C不符合題意；不管是強(qiáng)堿還是弱堿，與醋酸反應(yīng)時，都發(fā)生完全電離，所以二者消耗的醋酸的物質(zhì)的量相同，不能證明NH3·H2O為弱堿，D不符合題意。3．在水溶液中，下列物質(zhì)的電離方程式書寫正確的是()A．NaHCO3=Na＋＋H＋＋COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))B．HF＋H2O=H3O＋＋F－C．H2SO32H＋＋SOeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))D．NH3·H2ONHeq\o\al(\s\up1(＋),\s\do1(4))＋OH－解析：選DHF、NH3·H2O屬于弱電解質(zhì)，不完全電離，故D項正確，B項錯誤；H2SO3為二元中強(qiáng)酸，屬于弱電解質(zhì)，應(yīng)分步電離，故C項錯誤；NaHCO3的電離方程式為NaHCO3=Na＋＋HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))，故A項錯誤。4．在醋酸溶液中，CH3COOH電離達(dá)到平衡的標(biāo)志是()A．溶液顯電中性B．溶液中檢測出CH3COOH分子、CH3COO－共同存在C．c(H＋)恒定不變D．c(H＋)＝c(CH3COO－)解析：選C不管CH3COOH電離是否達(dá)到平衡，CH3COOH溶液均顯電中性，故A不是CH3COOH電離達(dá)到平衡的標(biāo)志；不管CH3COOH電離是否達(dá)到平衡，溶液中CH3COOH分子、CH3COO－總是共同存在，故B不是CH3COOH電離達(dá)到平衡的標(biāo)志；c(H＋)恒定不變，表明CH3COOH電離達(dá)到平衡，故C是CH3COOH電離達(dá)到平衡的標(biāo)志；c(H＋)與c(CH3COO－)的比值與CH3COOH的電離平衡之間沒有一定關(guān)系，故D不是CH3COOH電離達(dá)到平衡的標(biāo)志。5．下列敘述中，能證明某物質(zhì)是弱電解質(zhì)的是()A．水溶液的導(dǎo)電能力很弱B．熔化狀態(tài)時不導(dǎo)電C．在水溶液中，存在分子D．稀溶液中已電離的離子和未電離的分子共存解析：選DA．水溶液導(dǎo)電能力與溶液中的離子濃度有關(guān)，強(qiáng)電解質(zhì)的稀溶液的導(dǎo)電能力也弱，錯誤；B.熔化狀態(tài)不導(dǎo)電的不一定是弱電解質(zhì)，如HCl是強(qiáng)電解質(zhì)，但熔融狀態(tài)不導(dǎo)電，錯誤；C.在水溶液中存在分子的物質(zhì)不一定是電解質(zhì)，如蔗糖，錯誤；D.稀溶液中存在離子與未電離的分子，說明該物質(zhì)能發(fā)生電離，但部分電離，所以是弱電解質(zhì)，正確。第二課時弱電解質(zhì)的電離平衡明課程標(biāo)準(zhǔn)扣核心素養(yǎng)1.了解弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)概念和電離平衡常數(shù)與電離程度的關(guān)系。2.理解影響弱電解質(zhì)電離平衡的因素對電離平衡移動的影響。3.了解常見弱酸和弱堿的電離常數(shù)大小，能比較它們的電離能力強(qiáng)弱。變化觀念與平衡思想：能運(yùn)用動態(tài)平衡的觀點(diǎn)分析電離平衡的移動，能利用電離常數(shù)比較弱電解質(zhì)的強(qiáng)弱、判斷電離平衡移動的方向。證據(jù)推理與模型認(rèn)知：能收集相關(guān)證據(jù)，利用證據(jù)建立強(qiáng)弱電解質(zhì)的判斷和“強(qiáng)酸制弱酸”的思維模型。突破點(diǎn)1弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)和電離度醋酸電離達(dá)到平衡時，實驗測定的溶液中各種微粒的濃度如表1所示。表1醋酸電離達(dá)到平衡時各種微粒的濃度(25℃)初始濃度/(mol·L－1)1.000.100平衡濃度/(mol·L－1)CH3COOH0.9960.0987H＋4.21×10－31.34×10－3CH3COO－4.21×10－31.34×10－3eq\f(c（H＋）·c（CH3COO－）,c（CH3COOH）)1.78×10－51.82×10－5eq\f(已電離的醋酸濃度,醋酸的起始濃度)×100%0.421%1.34%表2幾種弱酸的電離平衡常數(shù)(25℃)CH3COOHH2CO3H3BO31.8×10－5Ka1＝4.3×10－7Ka2＝5.6×10－115.81×10－10[問題探討]1．分析表1中的數(shù)據(jù)，你能得出關(guān)于初始濃度、平衡濃度及eq\f(c（H＋）·c（CH3COO－）,c（CH3COOH）)的哪些結(jié)論？提示：溫度一定，初始濃度不同，平衡濃度不同，但eq\f(c（CH3COO－）·c（H＋）,c（CH3COOH）)的值不變，其稱為醋酸的電離常數(shù)。2．表1中eq\f(已電離的醋酸濃度,醋酸的起始濃度)×100%，稱為電離度，分析相關(guān)數(shù)據(jù)，又可以得出什么結(jié)論？提示：溫度一定，初始濃度不同，電離度不同，電離度越大，CH3COOH的電離程度越大。3．在一定溫度下，電離平衡常數(shù)越大，弱酸的電離程度越大，弱酸的酸性越強(qiáng)。分析表2中的數(shù)據(jù)，CH3COOH、H2CO3、HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))、H3BO3四種酸的酸性由強(qiáng)到弱的順序是什么？提示：CH3COOH>H2CO3>H3BO3>HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))。4．利用第3問中酸性強(qiáng)弱順序推測Na2CO3＋H3BO3能否發(fā)生反應(yīng)？若反應(yīng)，寫出有關(guān)化學(xué)方程式。提示：能發(fā)生反應(yīng)，化學(xué)方程式為Na2CO3＋H3BO3＋H2O=NaHCO3＋Na[B(OH)4]。歸納總結(jié)1．電離常數(shù)的概念在一定條件下，當(dāng)弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡時，溶液中弱電解質(zhì)電離所生成的各種離子濃度的乘積，與溶液中未電離的弱電解質(zhì)分子的濃度之比是一個常數(shù)，這個常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡稱電離常數(shù)，用K表示(弱酸通常用Ka表示，弱堿通常用Kb表示)。2．表達(dá)式(1)一元弱酸、一元弱堿的電離常數(shù)例如：CH3COOHCH3COO－＋H＋，Ka＝eq\f(c（CH3COO－）·c（H＋）,c（CH3COOH）)，NH3·H2ONHeq\o\al(\s\up1(＋),\s\do1(4))＋OH－，Kb＝eq\f(c（NHeq\o\al(\s\up1(＋),\s\do1(4))）·c（OH－）,c（NH3·H2O）)。(2)多元弱酸、多元弱堿的電離常數(shù)①多元弱酸或多元弱堿的每一步電離都有電離常數(shù)，這些電離常數(shù)各不相同，通常用Ka1、Ka2或Kb1、Kb2等加以區(qū)別。例如25℃時，H2CO3的電離分兩步：H2CO3H＋＋HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))，Ka1＝eq\f(c（H＋）·c（HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))）,c（H2CO3）)＝4.3×10－7，HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))H＋＋COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))，Ka2＝eq\f(c（H＋）·c（COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))）,c（HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))）)＝5.6×10－11。②一般多元弱酸或多元弱堿各步電離常數(shù)的大小為Ka1?Ka2，Kb1?Kb2，因此，多元弱酸(或弱堿)的酸性(或堿性)主要由第一步電離決定(八字訣：分步進(jìn)行，一步定性)。3．電離常數(shù)的影響因素影響因素eq\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(內(nèi)因（決定因素）——弱電解質(zhì)本身的性質(zhì),外因——溫度（隨溫度升高而增大）))電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，而不受粒子濃度的影響。由于電解質(zhì)的電離過程吸熱，故電離常數(shù)隨著溫度的升高而增大。4．電離常數(shù)的意義：衡量弱電解質(zhì)的電離程度(1)一定溫度下，電離常數(shù)越大，弱電解質(zhì)的電離程度越大。(2)相同溫度下，等濃度的弱酸或弱堿的電離常數(shù)(對于多元弱酸或多元弱堿來說，只看其第一步電離的電離常數(shù))越大，其酸性或堿性越強(qiáng)。5．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，已電離的弱電解質(zhì)濃度占弱電解質(zhì)的起始濃度(包括已電離的和未電離的)的百分率稱為電離度，通常用α表示。(2)表達(dá)式α＝eq\f(已電離的弱電解質(zhì)濃度,弱電解質(zhì)的起始濃度)×100%(3)意義電離度實質(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。①相同溫度時，弱電解質(zhì)溶液的濃度越小，電離度越大。②一定濃度的弱電解質(zhì)溶液，溫度越高，電離度越大。[名師點(diǎn)撥](1)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)是定值。(2)弱電解質(zhì)的電離常數(shù)只受溫度變化的影響。升高溫度，電離常數(shù)增大。(3)利用電離常數(shù)可判斷某些復(fù)分解反應(yīng)能否發(fā)生，一般符合“強(qiáng)酸制弱酸”的規(guī)律，如：已知Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5，Ka(HClO)＝4.0×10－8，則NaClO能與CH3COOH發(fā)生反應(yīng)。應(yīng)用練習(xí)1．下列說法正確的是()A．電離平衡常數(shù)受溶液濃度的影響B(tài)．電離平衡常數(shù)可以表示弱電解質(zhì)的相對強(qiáng)弱C．Ka大的酸溶液中c(H＋)一定比Ka小的酸溶液中的c(H＋)大D．H2CO3的電離常數(shù)表達(dá)式為Ka＝eq\f(c（H＋）·c（COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))）,c（H2CO3）)解析：選B對于同一弱電解質(zhì)的稀溶液來說，電離平衡常數(shù)是溫度的函數(shù)，與溶液濃度無關(guān)，A項錯誤；電離平衡常數(shù)可以表示弱電解質(zhì)的相對強(qiáng)弱，B項正確；酸溶液中c(H＋)既跟酸的電離常數(shù)有關(guān)，也跟酸溶液的濃度有關(guān)，C項錯誤；碳酸是分步電離的，第一步電離常數(shù)的表達(dá)式為Ka1＝eq\f(c（H＋）·c（HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))）,c（H2CO3）)，第二步電離常數(shù)的表達(dá)式為Ka2＝eq\f(c（H＋）·c（COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))）,c（HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))）)，D項錯誤。2．已知7.1×10－4、6.8×10－4、6.2×10－10分別是三種酸的電離平衡常數(shù)。若這三種酸可發(fā)生如下反應(yīng)：①NaCN＋HNO2=HCN＋NaNO2②NaCN＋HF=HCN＋NaF③NaNO2＋HF=HNO2＋NaF則下列敘述不正確的是()A．HF的電離平衡常數(shù)為7.1×10－4B．HNO2的電離平衡常數(shù)為6.2×10－10C．根據(jù)①③兩個反應(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的大，比HF的小解析：選B根據(jù)強(qiáng)酸制弱酸的規(guī)律可知，題給三個反應(yīng)中，第①個反應(yīng)說明酸性：HNO2>HCN，第③個反應(yīng)說明酸性：HF>HNO2，故HF、HNO2、HCN的酸性依次減弱，酸性越強(qiáng)，電離平衡常數(shù)越大。突破點(diǎn)2電離平衡的影響因素影響弱電解質(zhì)電離平衡的因素影響因素對電離平衡的影響內(nèi)因弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)(決定性因素)外因溫度電離是吸熱過程，溫度升高，電離平衡右移，電離程度增大濃度增大弱電解質(zhì)的濃度，電離平衡右移，但電離程度減小加水稀釋時，電離平衡右移，電離程度增大同離子效應(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)，電離平衡左移，電離程度減小化學(xué)反應(yīng)若外加物質(zhì)能與弱電解質(zhì)電離出的離子發(fā)生反應(yīng)，則電離平衡右移，電離程度增大應(yīng)用練習(xí)1．在醋酸溶液中存在電離平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，要使電離平衡右移且c(H＋)增大，應(yīng)采取的措施是()A．加入NaOH(s) B．加入鹽酸C．加蒸餾水 D．升高溫度解析：選D加入NaOH(s)、蒸餾水、升高溫度均能使平衡右移，但加入NaOH(s)、蒸餾水時c(H＋)減小，升高溫度時c(H＋)增大；加入鹽酸，電離平衡左移，c(H＋)增大。2．25℃時不斷將水滴入0.1mol·L－1的氨水中，下列圖像變化合理的是()解析：選C25℃時，無論如何稀釋，氨水的pH不可能小于7，A錯誤；NH3·H2O的電離程度在稀釋過程中始終增大，B錯誤；稀釋過程中雖然NH3·H2O的電離程度逐漸增大，但溶液體積的增大占主導(dǎo)地位，則NHeq\o\al(\s\up1(＋),\s\do1(4))和OH－的濃度逐漸減小，故溶液的導(dǎo)電能力逐漸減弱，C正確；溫度不變，Kb不變，D錯誤。能力培養(yǎng)25℃時，部分物質(zhì)的電離平衡常數(shù)如表所示：化學(xué)式CH3COOHH2CO3HClO電離平衡常數(shù)1.8×10－5Ka1＝4.3×10－7Ka2＝5.6×10－112.95×10－8請回答下列問題：(1)CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由強(qiáng)到弱的順序為___________________________。提示：弱酸的電離平衡常數(shù)越大，酸性相對越強(qiáng)，由于K(CH3COOH)>Ka1(H2CO3)>K(HClO)，則酸性由強(qiáng)到弱的順序：CH3COOH>H2CO3>HClO。(2)同濃度的CH3COO－、HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))、COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))、ClO－結(jié)合H＋的能力由強(qiáng)到弱的順序為________________________________________________________。提示：弱酸的電離平衡常數(shù)越小，說明其越不容易電離出H＋，則電離出的陰離子結(jié)合H＋的能力越強(qiáng)，由于Ka2(H2CO3)<K(HClO)<Ka1(H2CO3)<K(CH3COOH)，則結(jié)合H＋的能力由強(qiáng)到弱的順序：COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))>ClO－>HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))>CH3COO－。(3)將少量CO2氣體通入NaClO溶液中，寫出反應(yīng)的離子方程式：___________________________________________________________。提示：根據(jù)電離平衡常數(shù)可以判斷酸性：H2CO3>HClO>HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))，H2CO3可以和ClO－反應(yīng)生成HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))和HClO，HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))不能繼續(xù)和ClO－反應(yīng)，所以少量CO2與NaClO溶液反應(yīng)生成HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))和HClO。[反思?xì)w納]電離平衡常數(shù)的應(yīng)用(1)衡量弱電解質(zhì)電離的難易程度。在相同條件下，K值越大，表示該弱電解質(zhì)越易電離，所對應(yīng)的酸性或堿性相對越強(qiáng)。(2)判斷弱酸酸性的相對強(qiáng)弱，進(jìn)而判斷某些有酸參加的復(fù)分解反應(yīng)能否發(fā)生。一般符合“強(qiáng)酸制弱酸”規(guī)律。(3)比較溶液稀釋時粒子濃度比值的變化。弱酸如CH3COOH溶液中，eq\f(c（CH3COO－）,c（CH3COOH）)＝eq\f(c（CH3COO－）·c（H＋）,c（CH3COOH）·c（H＋）)＝eq\f(Ka,c（H＋）)，稀釋過程中，c(H＋)減小，Ka值不變，則eq\f(c（CH3COO－）,c（CH3COOH）)的值變大。(4)判斷電離平衡的移動方向。向稀醋酸中加入冰醋酸，此時c(CH3COOH)增大，溶液中有關(guān)微粒的濃度商Qc＝eq\f(c（CH3COO－）·c（H＋）,c（CH3COOH）)<Ka，電離平衡正向移動；反之，向溶液中通入HCl氣體，則因c(H＋)增大，使Qc>Ka，電離平衡逆向移動。遷移應(yīng)用1．將濃度為0.1mol·L－1HF溶液加水不斷稀釋，下列各量始終保持增大的是()A．c(H＋)B．Ka(HF)C．eq\f(c（F－）,c（H＋）) D．eq\f(c（H＋）,c（HF）)解析：選D解本題時注意HF溶液加水稀釋時體積增大占主導(dǎo)地位。加水稀釋HF溶液時，因HF是弱酸，電離程度增大，n(H＋)增大，但c(H＋)不斷減小，A項不符合題意；Ka(HF)只隨溫度的變化而改變，故B項不符合題意；加水稀釋促進(jìn)了HF的電離，故HF電離產(chǎn)生的n(H＋)與n(F－)均變大，溶液的體積相同，則兩種離子濃度的比值不變，但隨著稀釋的進(jìn)行，c(H＋)不會低于10－7mol·L－1，c(F－)不斷減小，則eq\f(c（F－）,c（H＋）)變小，C項不符合題意；因Ka(HF)＝eq\f(c（F－）·c（H＋）,c（HF）)，當(dāng)HF溶液加水不斷稀釋時，c(F－)不斷減小，Ka(HF)不變，則eq\f(c（H＋）,c（HF）)增大，D項符合題意。2．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＋1.8×10－5H2CO3H2CO3H＋＋HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))H＋＋COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))Ka1＝4.3×10－7Ka2＝5.6×10－11H2SH2SH＋＋HS－HS－H＋＋S2－Ka1＝9.1×10－8Ka2＝1.1×10－12H3PO4H3PO4H＋＋H2POeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(4))H2POeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(4))H＋＋HPOeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(4))HPOeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(4))H＋＋POeq\o\al(\s\up1(3－),\s\do1(4))Ka1＝7.5×10－3Ka2＝6.2×10－8Ka3＝2.2×10－13回答下列問題：(1)當(dāng)溫度升高時，K值________(填“增大”“減小”或“不變”)。(2)在溫度相同時，各弱酸的K值不同，那么K值的大小與酸性的相對強(qiáng)弱有何關(guān)系？_____________________________________________________。(3)若把CH3COOH、H2CO3、HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))、H2S、HS－、H3PO4、H2POeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(4))、HPOeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(4))都看作是酸，其中酸性最強(qiáng)的是________，最弱的是________。(4)多元弱酸是分步電離的，每一步都有相應(yīng)的電離平衡常數(shù)，對于同一種多元弱酸的Ka1、Ka2、Ka3之間存在著一定的規(guī)律，此規(guī)律是________，產(chǎn)生此規(guī)律的原因是___________________________________________________。解析：(1)弱電解質(zhì)的電離過程為吸熱過程，所以升高溫度，電離平衡向右移動，c(H＋)、c(A－)增大，c(HA)減小，所以K值增大。(2)K值越大，電離出的氫離子濃度越大，酸性越強(qiáng)。(3)比較這幾種粒子的電離常數(shù)可知，H3PO4的酸性最強(qiáng)，HS－的酸性最弱。(4)由于上一級電離產(chǎn)生的H＋對下一級電離有抑制作用，使得上一級的電離常數(shù)遠(yuǎn)大于下一級的電離常數(shù)。答案：(1)增大(2)K值越大，電離出的氫離子濃度越大，所以酸性越強(qiáng)(3)H3PO4HS－(4)Ka1?Ka2?Ka3上一級電離產(chǎn)生的H＋對下一級電離起抑制作用課堂鞏固1．對于碳酸溶液中的電離平衡，下列電離常數(shù)的表達(dá)式正確的是()A．K＝eq\f(c（COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))）·c（H＋）,c（H2CO3）)B．K＝eq\f(c（COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))）·c2（H＋）,c（H2CO3）)C．Ka1＝eq\f(c（HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))）·c（H＋）,c（H2CO3）)D．Ka2＝eq\f(c（COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))）·c2（H＋）,c（HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))）)解析：選C碳酸是分步電離的，H2CO3HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))＋H＋、HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))＋H＋，其中以第一步電離為主，故碳酸的第一步電離的平衡常數(shù)Ka1＝eq\f(c（H＋）·c（HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))）,c（H2CO3）)，第二步電離的平衡常數(shù)Ka2＝eq\f(c（H＋）·c（COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))）,c（HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))）)，C項正確。2．某濃度的氨水中存在下列平衡：NH3·H2ONHeq\o\al(\s\up1(＋),\s\do1(4))＋OH－，如想增大NHeq\o\al(\s\up1(＋),\s\do1(4))的濃度，而不增大OH－的濃度，應(yīng)采取的措施是()①適當(dāng)升高溫度②加入NH4Cl固體③通入NH3④加入少量鹽酸A．①② B．②③C．②④ D．①④解析：選C升溫平衡向右移動，c(NHeq\o\al(\s\up1(＋),\s\do1(4)))、c(OH－)都增大；加入NH4Cl固體，相當(dāng)于增大c(NHeq\o\al(\s\up1(＋),\s\do1(4)))，平衡向左移動，c(OH－)減??；通入NH3平衡向右移動，c(NHeq\o\al(\s\up1(＋),\s\do1(4)))、c(OH－)都增大；加入少量鹽酸，H＋與OH－反應(yīng)使c(OH－)減小，平衡向右移動，使c(NHeq\o\al(\s\up1(＋),\s\do1(4)))增大。3．用水稀釋0.1mol·L－1的CH3COOH溶液，下列說法正確的是()A．CH3COOH的電離程度增大，溶液中c(H＋)增大B．CH3COOH的Ka不變C．溶液中n(H＋)減小D．eq\f(c（CH3COOH）,c（CH3COO－）)增大解析：選B加水稀釋時，醋酸的電離程度增大，n(H＋)增大，但溶液被稀釋導(dǎo)致溶液體積增加的倍數(shù)遠(yuǎn)遠(yuǎn)超過n(H＋)增加的倍數(shù)，故溶液中c(H＋)變小，A、C項錯誤；Ka只與溫度有關(guān)，溫度不變，Ka不變，B項正確；由于Ka＝eq\f(c（CH3COO－）·c（H＋）,c（CH3COOH）)，加水稀釋時，c(H＋)變小，Ka不變，eq\f(c（CH3COO－）,c（CH3COOH）)＝eq\f(Ka,c（H＋）)增大，則eq\f(c（CH3COOH）,c（CH3COO－）)減小，D項錯誤。4．一定溫度下，已知0.1mol·L－1的氨水中存在電離平衡：NH3·H2ONHeq\o\al(\s\up1(＋),\s\do1(4))＋OH－，對于該平衡，下列敘述正確的是()A．加入水時，平衡向逆反應(yīng)方向移動B．對氨水加強(qiáng)熱，平衡向正反應(yīng)方向移動C．0.1mol·L－1氨水的pH小于1mol·L－1氨水的pHD．加入少量NH4Cl固體，平衡向正反應(yīng)方向移動解析：選C弱電解質(zhì)“越稀越電離”，所以加水后，電離平衡正向移動，A錯誤；對氨水加強(qiáng)熱，會促進(jìn)一水合氨的分解：NH3·H2Oeq\o(=,\s\up7(△))NH3↑＋H2O，致使電離平衡逆向移動，B錯誤；雖然0.1mol·L－1氨水中NH3·H2O的電離程度大于1mol·L－1氨水，但由于后者起始濃度大，故后者c(OH－)大，pH相對更大，堿性更強(qiáng)，C正確；根據(jù)同離子效應(yīng)，NHeq\o\al(\s\up1(＋),\s\do1(4))濃度增大，平衡逆向移動，D錯誤。5．已知?dú)淝杷峒安糠秩跛岬碾婋x常數(shù)如下表所示：弱酸HCOOHHCNH2CO3電離常數(shù)/(25℃)Ka＝1.8×10－4Ka＝4.93×10－10Ka1＝4.3×10－7Ka2＝5.6×10－11(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)弱的順序為__________________________。(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；若不能，此問可不答。__________________________。(3)同濃度的HCOO－、HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))、COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))、CN－結(jié)合H＋的能力由強(qiáng)到弱的順序是______________________________________________________。(4)①升高0.1mol·L－1HCN溶液的溫度，HCN的電離程度如何變化？___________________________________________________________________。②加水稀釋，eq\f(c（H＋）,c（HCN）)如何變化？________________________________。解析：(1)電離常數(shù)越大酸性越強(qiáng)，依據(jù)表格中三種酸的電離常數(shù)，判斷三種酸酸性強(qiáng)弱的順序為HCOOH>H2CO3>HCN。(2)由于Ka1(H2CO3)>Ka(HCN)>Ka2(H2CO3)，向NaCN溶液中通入CO2氣體可制得HCN，但只能生成NaHCO3，不能生成Na2CO3。(3)弱酸的電離常數(shù)越大，酸性就越強(qiáng)，其對應(yīng)的酸根離子結(jié)合H＋的能力就越小。(4)①升高溫度促進(jìn)電離，HCN的電離程度增大。②加水稀釋，c(CN－)減小，由于電離常數(shù)不變，則eq\f(c（H＋）,c（HCN）)增大。答案：(1)HCOOH>H2CO3>HCN(2)能NaCN＋H2O＋CO2=HCN＋NaHCO3(3)COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))>CN－>HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))>HCOO－(4)①升高溫度，HCN的電離程度增大②加水稀釋，eq\f(c（H＋）,c（HCN）)增大第三課時水的電離平衡明課程標(biāo)準(zhǔn)扣核心素養(yǎng)1.認(rèn)識水的電離。2.了解水的離子積常數(shù)，并能應(yīng)用水的離子積常數(shù)進(jìn)行相關(guān)計算。變化觀念與平衡思想：認(rèn)識水的電離存在電離平衡，理解水的電離平衡的影響因素，會分析水的電離平衡的移動。了解水的離子積常數(shù)，并能用其進(jìn)行相關(guān)計算。突破點(diǎn)1水的離子積常數(shù)實驗表明，水是一種極弱的電解質(zhì)。水分子之間相互作用，按下圖方式發(fā)生電離：[問題探討]1．水的電離方程式可簡寫為什么？并寫出水的電離平衡常數(shù)表達(dá)式。提示：H2OH＋＋OH－；K＝eq\f(c（H＋）·c（OH－）,c（H2O）)。2．水的離子積常數(shù)是如何推導(dǎo)的？提示：在一定溫度下，純水和稀溶液中c(H2O)可視為一定值，則有Kw＝K·c(H2O)＝c(H＋)·c(OH－)。3．已知在25℃，水的離子積常數(shù)Kw＝1.0×10－14，0.1mol·L－1鹽酸中水電離出的c(H＋)是多少？將鹽酸換為NaOH溶液，又該如何計算？提示：稀的強(qiáng)酸中，H＋主要來源于強(qiáng)酸的電離，而OH－則全部來自于水的電離；稀的強(qiáng)堿中，OH－主要來源于強(qiáng)堿的電離，而H＋則全部來自于水的電離。0.1mol·L－1鹽酸中，水電離出的c(H＋)＝1×10－13mol·L－1。換為NaOH溶液，則水電離出的c(H＋)＝1×10－13mol·L－1。4．溫度越高，水的離子積常數(shù)越大，為什么？提示：水的電離是吸熱過程，升高溫度，有利于平衡正向移動，故Kw增大。歸納總結(jié)1．水的離子積常數(shù)(1)含義：在一定溫度下，純水和稀溶液中的c(H2O)可視為一定值，因此有：Kw＝K·c(H2O)＝c(H＋)·c(OH－)，Kw稱為水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積。(2)表達(dá)式與數(shù)值：表達(dá)式Kw＝c(H＋)·c(OH－)，室溫時，Kw＝1.0×10－14。(3)影響因素：Kw只受溫度影響，由于水的電離是吸熱過程，故溫度升高，Kw增大。2．水電離出的c(H＋)和c(OH－)的計算(25℃時)(1)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7mol·L－1。(2)溶質(zhì)為酸的溶液：H＋來源于酸的電離和水的電離，而OH－只來源于水的電離。如計算0.01mol·L－1鹽酸中由水電離出的c(H＋)，方法是先求出溶液中的c(OH－)＝10－12mol·L－1，則由水電離出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12mol·L－1。即：c(OH－)H2O＝c(H＋)H2O＝c(OH－)＝eq\f(Kw,c（H＋）)。(3)溶質(zhì)為堿的溶液：OH－來源于堿的電離和水的電離，而H＋只來源于水的電離。如計算0.01mol·L－1NaOH溶液中由水電離出的c(OH－)，方法是先求出溶液中c(H＋)＝10－12mol·L－1，則由水電離出的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12mol·L－1。即：c(H＋)H2O＝c(OH－)H2O＝c(H＋)＝eq\f(Kw,c（OH－）)。[名師點(diǎn)撥](1)Kw揭示了任何溶液中均存在水的電離平衡，H＋與OH－共存，只是相對含量不同。(2)Kw＝c(H＋)·c(OH－)不僅適用于純水(或其他中性溶液)，也適用于一切酸、堿、鹽的稀溶液。Kw不隨溶液中c(H＋)和c(OH－)的改變而改變。(3)在Kw＝c(H＋)·c(OH－)表達(dá)式中，c(H＋)、c(OH－)均分別表示整個溶液中H＋、OH－的物質(zhì)的量濃度。在不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H＋)、c(OH－)總是相等的。應(yīng)用練習(xí)1．下列說法正確的是()A．水的電離方程式為H2O=H＋＋OH－B．升高溫度，水的電離程度增大C．NaOH溶液中不存在H＋D．HCl溶液中不存在OH－解析：選B水是弱電解質(zhì)，只有少部分電離，應(yīng)用“”表示，故A項錯誤；水的電離是吸熱過程，所以升高溫度，水的電離程度增大，故B項正確；在NaOH溶液中，c(OH－)>c(H＋)，在HCl溶液中，c(OH－)<c(H＋)，在酸、堿溶液中都存在H＋和OH－，故C、D項錯誤。2．回答下列問題：(1)某溫度(t℃)時，水的Kw＝1×10－12，則該溫度________25℃(填“>”“<”或“＝”)，其理由是_________________________________________________。(2)該溫度下，c(H＋)＝1×10－7mol·L－1的溶液呈________(填“酸性”“堿性”或“中性”)；若該溶液中只存在NaOH溶質(zhì)，則由H2O電離出來的c(OH－)＝______mol·L－1。解析：(1)升高溫度，Kw增大，現(xiàn)Kw＝1×10－12>1×10－14，因此該溫度大于25℃。(2)該溫度下該溶液中c(OH－)＝eq\f(1×10－12,1×10－7)mol·L－1＝1×10－5mol·L－1，因為c(OH－)>c(H＋)，所以溶液呈堿性；NaOH溶液中由水電離出來的c(OH－)等于溶液中的c(H＋)，即為1×10－7mol·L－1。答案：(1)>升溫促進(jìn)水電離，Kw增大(2)堿性1×10－7突破點(diǎn)2水的電離平衡的影響因素在水的電離平衡中，c(H＋)和c(OH－)的關(guān)系如圖所示：H2OH＋＋OH－[問題探討]1．水由25℃升到100℃，水中c(H＋)、c(OH－)均增大，為什么？提示：水的電離是吸熱過程，溫度升高，平衡正向移動。2．25℃時，若向溶液中滴加鹽酸，水的電離平衡如何移動，在圖像上怎樣體現(xiàn)？提示：外加酸(或堿)會抑制水的電離，平衡逆向移動，圖像過A點(diǎn)沿曲線向下(或向上)移動。歸納總結(jié)1．外界條件對水的電離平衡的影響影響因素水的電離平衡移動H2OH＋＋OH－影響結(jié)果方向原因Kwc(H＋)變化c(OH－)變化c(H＋)與c(OH－)的關(guān)系溫度升溫右移水的電離過程吸熱增大增大增大c(H＋)＝c(OH－)降溫左移減小減小減小c(H＋)＝c(OH－)外加酸、堿加酸左移增大c(H＋)不變增大減小c(H＋)>c(OH－)加堿左移增大c(OH－)不變減小增大c(H＋)<c(OH－)外加活潑金屬右移金屬消耗水電離出的H＋不變減小增大c(H＋)<c(OH－)2.水的電離平衡規(guī)律(1)不同的溶液中，c(H＋)與c(OH－)不一定相等，但由水電離產(chǎn)生的c水(H＋)與c水(OH－)一定相等，判斷溶液中水的電離程度時，看H＋或OH－哪一個完全來源于水的電離：酸溶液中的c(OH－)或堿溶液中的c(H＋)完全來源于水的電離。(2)若水電離產(chǎn)生c水(H＋)＝10－amol·L－1(常溫下，a>7)，說明水的電離受到了抑制，溶液可顯酸性，也可顯堿性。應(yīng)用練習(xí)1．水是最寶貴的資源之一。下列表述正確的是()A．4℃時，純水中c(H＋)＝10－7mol·L－1B．升高溫度，純水中的c(H＋)增大，c(OH－)減小C．水的電離程度很小，純水中主要存在形態(tài)是水分子D．向水中加入酸或堿，可抑制水的電離，使水的離子積減小解析：選C水的電離是吸熱過程，常溫下純水中c(H＋)＝10－7mol·L－1，A錯誤；升高溫度促進(jìn)水的電離，氫離子和氫氧根離子濃度均增大，B錯誤；水在常溫下電離出氫離子和氫氧根離子的濃度為10－7mol·L－1，純水中主要以水分子形式存在，C正確；向水中加入酸或堿，可抑制水的電離，但水的離子積只隨溫度的變化而變化，D錯誤。2．下列措施能影響水的電離平衡，并使溶液中的c(H＋)>c(OH－)的是()A．向純水中投入少量Na2O2B．將水加熱煮沸C．向水中通入CO2D．向水中加入NaCl解析：選C生成NaOH，溶液中c(OH－)>c(H＋)；加熱可促進(jìn)水的電離，但c(H＋)＝c(OH－)；CO2可與水反應(yīng)生成H2CO3，H2CO3可抑制水的電離，但H2CO3電離產(chǎn)生氫離子使溶液中c(H＋)>c(OH－)；NaCl對水的電離無影響。能力培養(yǎng)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，可能引起由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，加入稀鹽酸可能引起由b向a的變化D．該溫度下，稀釋溶液可能引起由c向d的變化提示：升高溫度促進(jìn)水的電離，c(H＋)和c(OH－)都增大，A錯誤；該溫度下Kw＝c(OH－)·c(H＋)＝1×10－14，B錯誤；加入HCl，溶液中c(H＋)增大，c(OH－)減小，C正確；稀釋時，若c(OH－)減小，則c(H＋)應(yīng)變大，不可能由c向d變化，D錯誤。遷移應(yīng)用1．如圖表示水中c(H＋)和c(OH－)的關(guān)系，下列判斷錯誤的是()A．兩條曲線上任意點(diǎn)均有c(H＋)·c(OH－)＝KwB．M區(qū)域內(nèi)任意點(diǎn)均有c(H＋)<c(OH－)C．圖中T1<T2D．XZ線上任意點(diǎn)均有pH＝7解析：選D由圖像知，兩曲線上的任意點(diǎn)均是平衡點(diǎn)，且溫度一定，所以其水的離子積是一個常數(shù)，A正確；由圖像可知，XZ線上任意點(diǎn)均有c(H＋)＝c(OH－)，而M區(qū)域在XZ線上面，故M區(qū)域內(nèi)任意點(diǎn)均有c(H＋)<c(OH－)，B正確；水的電離是吸熱過程，升溫促進(jìn)水的電離，c(H＋)、c(OH－)及Kw都增大，所以T1<T2，C正確；X曲線在25℃時，c(H＋)＝10－7mol·L－1，pH＝7，而Z曲線溫度高于25℃，其pH<7，D錯誤。2．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，若向溶液中滴加鹽酸，能否使體系處于B點(diǎn)位置？為什么？___________________________________________________。(4)T2時，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課堂鞏固1．下列說法正確的是()A．c(H＋)＝eq\r(Kw)的溶液一定呈中性B．將水加熱，Kw增大，pH不變，仍呈中性C．向水中加入少量碳酸氫鈉固體，溶液中c(H＋)增大，Kw不變D．向0.1mol·L－1醋酸溶液中加水，溶液中水電離產(chǎn)生的c(H＋)將減小解析：選AKw＝c(H＋)·c(OH－)，若c(H＋)＝eq\r(Kw)，說明c(H＋)＝c(OH－)，所以溶液一定呈中性，A正確；水的電離為吸熱過程，加熱促進(jìn)水的電離，Kw增大，c(H＋)增大，則pH減小，但仍呈中性，B錯誤；碳酸氫鈉溶于水使溶液顯堿性，溶液中c(OH－)增大，c(H＋)減小，Kw不變，C錯誤；向0.1mol·L－1醋酸溶液中加水，c(H＋)減小，Kw＝c(H＋)·c水(OH－)，c水(OH－)增大，c水(OH－)＝c水(H＋)，則溶液中水電離產(chǎn)生的c(H＋)增大，D錯誤。2．一定溫度下，向蒸餾水中滴入少量鹽酸后，下列說法錯誤的是()A．c(H＋)·c(OH－)不變 B．pH減小C．c(OH－)減小 D．水電離出的c(H＋)增大解析：選D無論溶液呈酸性、中性還是堿性，只要溫度不變，溶液中c(H＋)與c(OH－)的乘積就不變，A項正確；加入少量鹽酸，溶液呈酸性，c(H＋)增大，pH減小，B項正確；加酸抑制水的電離，使水電離出的c(OH－)和c(H＋)都減小，C項正確，D項錯誤。3．某溫度下，純水中c(H＋)＝2.0×10－7mol·L－1，則此時c(OH－)＝______________，保持溫度不變，向水中逐滴滴入鹽酸，使c(H＋)＝5.0mol·L－1，則此時溶液中c(OH－)＝______________。解析：純水中c(H＋)＝c(OH－)，據(jù)此先求出c(OH－)＝2.0×10－7mol·L－1，再確定此溫度下Kw＝4.0×10－14。根據(jù)“溫度不變，Kw不變”，則滴入鹽酸后，溶液中c(OH－)＝eq\f(4.0×10－14,5.0)mol·L－1＝8.0×10－15mol·L－1。答案：2.0×10－7mol·L－18.0×10－15mol·L－1專題突破弱電解質(zhì)的電離平衡及應(yīng)用突破一弱電解質(zhì)的電離平衡移動及其應(yīng)用分析弱電解質(zhì)電離平衡移動的方法弱電解質(zhì)的電離平衡遵循勒夏特列原理，因而要依據(jù)化學(xué)平衡的特點(diǎn)及其移動原理來理解弱電解質(zhì)電離平衡以及外界條件對它的影響。如電離是吸熱過程，溫度升高，電離程度增大；外加試劑(可能發(fā)生化學(xué)反應(yīng))相當(dāng)于改變了反應(yīng)物或生成物的濃度。應(yīng)用練習(xí)1．在100mL0.1mol·L－1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()A．加熱B．加入100mL0.1mol·L－1的醋酸溶液C．加入少量0.5mol·L－1的硫酸D．加入少量1mol·L－1的NaOH溶液解析：選DA項，加熱促進(jìn)電離，H＋濃度增大；B項，醋酸的電離程度、H＋濃度均不變；C項，加H2SO4抑制醋酸的電離，且H＋濃度增大；D項，加NaOH，OH－與H＋反應(yīng)，平衡向右移動，電離程度增大，H＋濃度減小。2．用蒸餾水逐漸稀釋0.1mol·L－1的氨水，若維持溫度不變，則在稀釋過程中逐漸增大的是()A．NHeq\o\al(\s\up1(＋),\s\do1(4))的物質(zhì)的量濃度B．NH3·H2O的物質(zhì)的量濃度C．OH－的物質(zhì)的量濃度D．NHeq\o\al(\s\up1(＋),\s\do1(4))和OH－的物質(zhì)的量解析：選D稀釋氨水時，NH3·H2O的電離平衡正向移動，所以NHeq\o\al(\s\up1(＋),\s\do1(4))和OH－的物質(zhì)的量均增大，但是溶液的體積變化更大，NHeq\o\al(\s\up1(＋),\s\do1(4))、NH3·H2O、OH－的物質(zhì)的量濃度均減小。3．CH3COOH的電離方程式為CH3COOHH＋＋CH3COO－，25℃時，0.1mol·L－1CH3COOH溶液的Ka＝1.7×10－5。下列說法正確的是()A．向該溶液中滴加幾滴濃鹽酸，平衡逆向移動，c(H＋)減小B．向該溶液中加少量CH3COONa固體，平衡正向移動C．該溫度下0.01mol·L－1CH3COOH溶液的Ka＜1.7×10－5D．升高溫度，c(H＋)增大，Ka變大解析：選D向該溶液中滴加幾滴濃鹽酸，雖然平衡逆向移動，但是根據(jù)平衡移動原理可知，平衡的移動不能阻止c(H＋)增大，故A錯誤；向該溶液中加少量CH3COONa固體，增加了CH3COO－的濃度，平衡逆向移動，故B錯誤；因為電離平衡常數(shù)只和溫度有關(guān)，所以該溫度下0.01mol·L－1CH3COOH溶液的Ka＝1.7×10－5，故C錯誤；由于電離過程吸熱，所以升高溫度，電離平衡正向移動，c(H＋)增大，Ka變大，故D正確。4．某溫度下，HNO2和CH3COOH的電離常數(shù)分別為5.0×10－4和1.7×10－5。將pH和體積均相同的兩種酸溶液分別稀釋，其pH隨加水體積的變化如圖所示。下列敘述正確的是()A.曲線Ⅰ代表HNO2溶液B．溶液中水的電離程度：b點(diǎn)>c點(diǎn)C．從c點(diǎn)到d點(diǎn)，溶液中eq\f(c（HA）·c（OH－）,c（A－）)保持不變(其中HA、A－分別代表相應(yīng)的酸和酸根離子)D．相同體積a點(diǎn)的兩溶液分別與NaOH恰好中和后，溶液中n(Na＋)相同解析：選C由Ka(HNO2)>Ka(CH3COOH)可知，酸性HNO2>CH3COOH。A錯誤，pH相同的兩種酸稀釋相同倍數(shù)時，酸性強(qiáng)的酸pH變化大，所以曲線Ⅱ為HNO2；B錯誤，b、c兩點(diǎn)處，b點(diǎn)酸性強(qiáng)，對水的電離抑制程度大，所以水的電離程度：c點(diǎn)>b點(diǎn)；C正確，從c點(diǎn)到d點(diǎn)，eq\f(c（HA）·c（OH－）,c（A－）)＝eq\f(c（HA）·c（OH－）·c（H＋）,c（A－）·c（H＋）)＝eq\f(Kw,Ka)，Kw和Ka是兩個常數(shù)，只要溫度不變，比值也不變；D錯誤，相同體積a點(diǎn)的兩溶液中，由于c(CH3COOH)>c(HNO2)，故n(CH3COOH)>n(HNO2)，因此與NaOH恰好中和后，溶液中n(Na＋)不同。突破二弱電解質(zhì)的識別與判斷判斷弱電解質(zhì)的二個思維角度角度一：弱電解質(zhì)的定義，即弱電解質(zhì)不能完全電離。(1)測定一定濃度的HA溶液的pH。(2)與同濃度鹽酸比較導(dǎo)電能力。(3)與同濃度的鹽酸比較和鋅反應(yīng)的快慢。角度二：弱電解質(zhì)溶液中存在電離平衡，條件改變，平衡移動。(1)從一定pH的HA溶液稀釋前后pH的變化判斷。(2)從升高溫度后pH的變化判斷。(3)從等體積、等pH的HA溶液、鹽酸分別與過量的鋅反應(yīng)生成H2的量判斷。應(yīng)用練習(xí)1．下列實驗事實不能證明醋酸是弱酸的是()A．常溫下，相同濃度的醋酸溶液和鹽酸，導(dǎo)電能力前者弱B．常溫下，測得0.1mol·L－1醋酸溶液的pH＝4C．常溫下，將pH＝1的醋酸溶液稀釋1000倍，測得pH＜4D．常溫下，將物質(zhì)的量濃度相同的醋酸溶液與氫氧化鈉溶液等體積混合后恰好中和解析：選D同溫、同濃度的醋酸溶液和鹽酸，醋酸溶液的導(dǎo)電能力弱是由于醋酸不完全電離造成的，說明CH3COOH為弱酸。若為強(qiáng)酸，常溫下0.1mol·L－1的一元酸溶液的pH＝1，醋酸溶液的pH＝4，說明醋酸未完全電離，醋酸是弱酸。醋酸在稀釋過程中可以繼續(xù)電離，則pH＝1的醋酸溶液稀釋到體積為原來的1000倍時，pH＜4。2．甲、乙兩位同學(xué)設(shè)計用實驗確定某酸HA是弱電解質(zhì)，存在電離平衡，且改變條件平衡發(fā)生移動。實驗方案如下：甲：取純度相同，質(zhì)量、大小相等的鋅粒于兩支試管中，同時加入0.1mol·L－1的HA溶液、稀鹽酸各10mL，按圖示裝好，觀察現(xiàn)象。乙：①用pH計測定濃度均為0.1mol·L－1的HA溶液和稀鹽酸的pH；②再取0.1mol·L－1的HA溶液和稀鹽酸各2滴eq\b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\co1(1滴約為\f(1,20)mL))分別稀釋至100mL，再用pH計測其pH。(1)乙的方案中說明HA是弱電解質(zhì)的理由是：測得0.1mol·L－1的HA溶液的pH________1(填“＞”“＜”或“＝”)；甲方案中，說明HA是弱電解質(zhì)的實驗現(xiàn)象是________(填字母)。A．加入兩種稀酸后，兩個試管上方的氣球同時鼓起，且一樣大B．加入HA溶液后，試管上方的氣球鼓起慢C．加入稀鹽酸后，試管上方的氣球鼓起慢(2)乙同學(xué)設(shè)計的實驗第________步，能證明改變條件能使弱電解質(zhì)平衡發(fā)生移動。甲同學(xué)為了進(jìn)一步證明弱電解質(zhì)電離平衡移動的情況，設(shè)計如下實驗：①使HA的電離程度和c(H＋)都減小，c(A－)增大，可在0.1mol·L－1的HA溶液中，選擇加入____________試劑(填“A”“B”“C”或“D”，下同)；②使HA的電離程度減小，c(H＋)和c(A－)都增大，可在0.1mol·L－1的HA溶液中，選擇加入________試劑。A．NaA固體(可完全溶于水)B．1mol·L－1NaOH溶液C．1mol·L－1H2SO4溶液D．2mol·L－1HA溶液(3)體積相等、H＋濃度相同的兩份溶液A(鹽酸)和B(CH3COOH溶液)分別與鋅粉反應(yīng)，若最后僅有一份溶液中存在鋅，放出氫氣的質(zhì)量相同，則下列說法正確的是________(填序號)。①反應(yīng)所需要的時間B＞A②開始反應(yīng)時的速率A＞B③參加反應(yīng)的鋅的物質(zhì)的量A＝B④反應(yīng)過程的平均速率B＞A⑤A中有鋅剩余⑥B中有鋅剩余解析：(1)弱酸不能完全電離，故0.1mol·L－1的HA溶液中c(H＋)必小于0.1mol·L－1，其pH＞1。因HA為弱酸，溶液中的c(H＋)低于相同濃度的一元強(qiáng)酸的c(H＋)，故產(chǎn)生氫氣的速率稍慢，但最終由于電離出的氫離子的量相同，故生成氫氣的體積一樣大，即氣球的體積一樣大。(2)乙方案中②，取0.1mol·L－1的HA溶液和稀鹽酸各2滴稀釋相同的倍數(shù)，弱酸HA的pH變化小，強(qiáng)酸的pH變化大，這是因為稀釋能促進(jìn)弱電解質(zhì)電離。HAH＋＋A－，加入固體NaA，c(A－)增大，電離平衡左移，電離程度及c(H＋)減小；加入NaOH溶液，H＋與OH－反應(yīng)，電離程度增大，但c(H＋)減小，c(A－)增大；加入H2SO4，電離平衡逆向進(jìn)行，電離程度減小，但c(H＋)增大，c(A－)減?。患尤?mol·L－1HA，電離程度減小，但平衡正向進(jìn)行，c(H＋)、c(A－)均增大。故①②分別選A、D。(3)H＋濃度相同時，CH3COOH溶液的濃度大，在反應(yīng)過程中CH3COOH不斷電離補(bǔ)充H＋，故CH3COOH與鋅粉的反應(yīng)速率大，所用時間少。因放出H2相等，所以耗鋅量相等。若鋅足量，應(yīng)是CH3COOH放H2多，所以鹽酸中有鋅剩余。答案：(1)＞B(2)②AD(3)③④⑤突破三一元強(qiáng)酸與一元弱酸的比較1．一元強(qiáng)酸(HCl)與一元弱酸(CH3COOH)的比較(1)相同物質(zhì)的量濃度、相同體積的鹽酸與醋酸溶液的比較比較項目酸c(H＋)pH中和堿的能力與活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2的量開始與金屬反應(yīng)的速率鹽酸大小相同相同大醋酸溶液小大小(2)相同pH、相同體積的鹽酸與醋酸溶液的比較比較項目酸c(H＋)c(酸)中和堿的能力與足量活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2的量開始與金屬反應(yīng)的速率鹽酸相同小小少相同醋酸溶液大大多2．一元強(qiáng)酸(HCl)與一元弱酸(CH3COOH)稀釋圖像的比較(1)相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸溶液加水稀釋相同的倍數(shù)，醋酸的pH大加水稀釋到相同的pH，鹽酸加入的水多(2)相同體積、相同pH的鹽酸、醋酸溶液加水稀釋相同的倍數(shù)，鹽酸的pH大加水稀釋到相同的pH，醋酸加入的水多應(yīng)用練習(xí)1．某溫度下，體積和c(H＋)均相同的鹽酸和醋酸溶液分別加水稀釋，溶液中的c(H＋)隨溶液體積變化的曲線如圖所示。據(jù)圖判斷下列說法正確的是()A．曲線Ⅱ表示鹽酸c(H＋)的變化曲線B．b點(diǎn)溶液的導(dǎo)電能力比c點(diǎn)溶液的導(dǎo)電能力強(qiáng)C．取等體積的a點(diǎn)、b點(diǎn)對應(yīng)的溶液，消耗的NaOH的量相同D．b點(diǎn)酸的總濃度大于a點(diǎn)酸的總濃度解析：選B醋酸屬于弱電解質(zhì)，在稀釋時會繼續(xù)電離出H＋，故稀釋相同倍數(shù)時醋酸溶液中c(H＋)的變化要比鹽酸中c(H＋)的變化小一些，即曲線Ⅰ表示鹽酸c(H＋)的變化曲線，曲線Ⅱ表示醋酸c(H＋)的變化曲線，A項錯誤；溶液的導(dǎo)電能力與溶液中的離子濃度有關(guān)，離子濃度：b＞c，故導(dǎo)電能力：b＞c，B項正確；a點(diǎn)、b點(diǎn)表示溶液稀釋相同倍數(shù)，溶質(zhì)的量沒有發(fā)生變化，都等于稀釋前的物質(zhì)的量，稀釋前兩溶液中c(H＋)相同，但CH3COOH為弱酸，則c(CH3COOH)＞c(HCl)，故稀釋前n(CH3COOH)＞n(HCl)，即CH3COOH消耗的NaOH多，C項錯誤；a點(diǎn)酸的總濃度大于b點(diǎn)酸的總濃度，D項錯誤。2．在一定溫度下，有a.鹽酸b．硫酸c．醋酸三種酸：(1)當(dāng)三種酸物質(zhì)的量濃度相同時，c(H＋)由大到小的順序是__________(用字母表示，下同)。(2)同體積、同物質(zhì)的量濃度的三種酸，中和NaOH的能力由大到小的順序是________。(3)若三者c(H＋)相同時，物質(zhì)的量濃度由大到小的順序是________。(4)當(dāng)三者c(H＋)相同且體積也相同時，分別放入足量的鋅，相同狀況下產(chǎn)生氣體的體積由大到小的順序是________。(5)當(dāng)三者c(H＋)相同且體積相同時，同時加入形狀、密度、質(zhì)量完全相同的鋅，若產(chǎn)生相同體積的H2(相同狀況)，則開始時反應(yīng)速率的大小關(guān)系為____________，反應(yīng)所需時間的長短關(guān)系是________。(6)將c(H＋)相同的三種酸均加水稀釋至原來的100倍后，c(H＋)由大到小的順序是________________。(7)將c(H＋)相同且體積也相同的三種酸，分別與等濃度的NaOH稀溶液反應(yīng)至pH＝7，則消耗NaOH溶液的體積大小關(guān)系為________。解析：解答本題要注意以下三點(diǎn)：①HCl、H2SO4都是強(qiáng)酸，但H2SO4是二元酸；②CH3COOH是弱酸，在水溶液中不能完全電離；③醋酸溶液中存在CH3COOHCH3COO－＋H＋的電離平衡。答案：(1)b＞a＞c(2)b＞a＝c(3)c＞a＞b(4)c＞a＝b(5)a＝b＝ca＝b＞c(6)c＞a＝b(7)c＞a＝b第二單元溶液的酸堿性第一課時溶液的酸堿性明課程標(biāo)準(zhǔn)扣核心素養(yǎng)1.認(rèn)識溶液的酸堿性及pH，掌握檢測溶液pH的方法。2.能進(jìn)行溶液pH的簡單計算，能正確測定溶液pH，能調(diào)控溶液的酸堿性。3.能選擇實例說明溶液pH的調(diào)控在工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和科學(xué)研究中的重要作用。變化觀念與平衡思想：能運(yùn)用動態(tài)平衡的觀點(diǎn)分析水的電離與溶液pH之間的關(guān)系。證據(jù)推理與模型認(rèn)知：能收集相關(guān)證據(jù)，能依據(jù)證據(jù)從不同視角分析溶液pH的計算，推出合理的結(jié)論，并建立起溶液pH計算的模型。突破點(diǎn)1溶液的酸堿性與測定在25℃時，水的離子積常數(shù)Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－14，請分別計算濃度均為0.01mol·L－1的鹽酸、NaCl溶液、NaOH溶液中氫離子和氫氧根離子的濃度。提示：c(H＋)c(OH－)鹽酸0.01mol·L－11×10－12mol·L－1NaCl溶液1×10－7mol·L－11×10－7mol·L－1NaOH溶液1×10－12mol·L－10.01mol·L－1[問題探討]1．根據(jù)計算結(jié)果，溶液的酸堿性與氫離子、氫氧根離子的關(guān)系是什么？提示：酸性溶液：c(H＋)＞c(OH－)，c(H＋)越大，酸性越強(qiáng)；中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)；堿性溶液：c(H＋)＜c(OH－)，c(OH－)越大，堿性越強(qiáng)。2．當(dāng)c(H＋)≤1mol·L－