【三維設(shè)計】教師用書高考化學 第八章 水溶液中的離子平衡復習 新人教版

《【三維設(shè)計】教師用書高考化學 第八章 水溶液中的離子平衡復習 新人教版》由會員分享，可在線閱讀，更多相關(guān)《【三維設(shè)計】教師用書高考化學 第八章 水溶液中的離子平衡復習 新人教版（109頁珍藏版）》請在裝配圖網(wǎng)上搜索。

1、 水溶液中的離子平衡 第一節(jié)弱電解質(zhì)的電離 1．了解電解質(zhì)的概念。了解強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念。 2．了解電解質(zhì)在水溶液中的電離，以及電解質(zhì)溶液的導電性。 3．了解弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡。 考點一 [記牢主干知識] 1．強、弱電解質(zhì) (1)概念 (2)電離方程式的書寫 ①弱電解質(zhì) a．多元弱酸分步電離，且第一步電離程度遠遠大于第二步，如H2CO3電離方程式：H2CO3H＋＋，HCOH＋＋。 b．多元弱堿電離方程式一步寫成，如Fe(OH)3電離方程式：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。 ②酸式鹽 a．強酸的酸式鹽完全電離

2、，如NaHSO4電離方程式：NaHSO4===Na＋＋H＋＋。 b．弱酸的酸式鹽中酸式酸根不能完全電離，如NaHCO3電離方程式：NaHCO3===Na＋＋HCO，HCOH＋＋。 2．弱電解質(zhì)的電離平衡 (1)電離平衡的建立 在一定條件下(如一定溫度下)，當弱電解質(zhì)電離的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等時，電離過程達到了平衡。 (2)電離平衡的特征 (3)影響電離平衡的外界條件 ①溫度：升高溫度，電離平衡向右移動，電離程度增大。 ②濃度：稀釋溶液，電離平衡向右移動，電離程度增大。 ③相同離子：加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強電解質(zhì)，電離平衡向左移動，電離程度減小。

3、 ④加入能與離子反應(yīng)的物質(zhì)：電離平衡向右移動，電離程度增大。 [練通基礎(chǔ)小題] 一、基礎(chǔ)知識全面練 1．判斷正誤(正確的打“√”，錯誤的打“”)。 (1)HClO是弱酸，所以NaClO是弱電解質(zhì)() (2)弱電解質(zhì)溶液中存在溶質(zhì)分子，而強電解質(zhì)溶液中不存在溶質(zhì)分子(√) (3)AgCl的水溶液不導電，而CH3COOH的水溶液能導電，故AgCl是弱電解質(zhì)，CH3COOH是強電解質(zhì)() (4)由0.1 molL－1氨水的pH為11，可知溶液中存在NH3H2ONH＋OH－(√) (5)為確定某酸H2A是強酸還是弱酸，可測NaHA溶液的pH。若pH>7，則H2A是弱酸；若pH<7，

4、則H2A是強酸() (6)弱電解質(zhì)在溶液里達到電離平衡時，分子的濃度和離子的濃度一定相等() 2．稀釋某一弱電解質(zhì)溶液時，所有離子濃度都會減小嗎？ 提示：不是所有離子濃度都會減小。對于弱酸或弱堿溶液，只要對其稀釋，電離平衡均會發(fā)生右移，例如稀釋弱酸HA溶液時，c(H＋)、c(A－)減小，但c(OH－)會增大。 3．分別畫出冰醋酸和0.1 molL－1醋酸溶液加水稀釋時溶液導電能力的變化圖。 提示： 二、?？碱}點分組練 題點(一)　電離平衡的特點 1．下列說法正確的是(　　) A．(2015全國卷Ⅰ)2 L 0.5 molL－1的亞硫酸溶液中含有的H＋離子數(shù)為2NA B．

5、(2013江蘇高考)CH3COOH溶液加水稀釋后，溶液中的值減小 C．(2012重慶高考)稀醋酸加水稀釋，醋酸電離程度增大，溶液的pH減小 D．(2012浙江高考)常溫下，將pH＝3的醋酸溶液稀釋到原體積的10倍后，溶液的pH＝4 解析：選B　H2SO3為弱酸，不能完全電離，A錯；加水稀釋時，電離平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋向正向移動，溶液中n(CH3COOH)減小，而n(CH3COO－)增大，故的值減小，醋酸的電離程度增大，但c(H＋)減小，pH增大，B正確，C錯誤；因稀釋過程中CH3COOH又電離出部分H＋，故稀釋到原體積的10倍后，溶液的pH大于3，小于4，D錯。

6、2．在醋酸溶液中，CH3COOH的電離達到平衡的標志是(　　) A．溶液顯電中性 B．溶液中無CH3COOH分子 C．氫離子濃度恒定不變 D．c(H＋)＝c(CH3COO－) 解析：選C　溶液中存在的電離平衡有：CH3COOHCH3COO－＋H＋，H2OH＋＋OH－，陰離子所帶負電荷總數(shù)與陽離子所帶正電荷總數(shù)永遠相等，與是否達到電離平衡無關(guān)，A錯；CH3COOH是弱電解質(zhì)，溶液中一定存在CH3COOH分子，B錯；依據(jù)電離方程式，不管是否達到平衡，都有c(H＋)＞c(CH3COO－)，所以D錯；氫離子濃度恒定不變時，電離達到平衡，所以C對。 題點(二)　影響電離平衡的因素

7、3．H2S水溶液中存在電離平衡H2SH＋＋HS－和HS－H＋＋S2－。若向H2S溶液中(　　) A．加水，平衡向右移動，溶液中氫離子濃度增大 B．通入過量SO2氣體，平衡向左移動，溶液pH增大 C．滴加新制氯水，平衡向左移動，溶液pH減小 D．加入少量硫酸銅固體(忽略體積變化)，溶液中所有離子濃度都減小 解析：選C　向H2S溶液中加水，平衡向右移動，但溶液體積增大，溶液中H＋濃度減小，A錯誤。通入SO2，可發(fā)生反應(yīng)：2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O，SO2過量時，SO2與水反應(yīng)生成的H2SO3酸性比氫硫酸酸性強，因此溶液pH減小，B錯誤。滴加新制氯水，發(fā)生反應(yīng)：H2S＋

8、Cl2===2HCl＋S↓，H2S濃度減小，平衡向左移動，反應(yīng)生成的鹽酸為強酸，溶液酸性增強，pH減小，C正確。加入少量CuSO4，發(fā)生反應(yīng)：CuSO4＋H2S===CuS↓＋H2SO4，溶液中S2－濃度減小，H＋濃度增大，D錯誤。 4．將濃度為 0.1 molL－1 HF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． D． 解析：選D　在0.1 molL－1 HF 溶液中存在如下電離平衡：HFH＋＋F－，加水稀釋，平衡向右移動，但c(H＋)減?。贿x項B, 電離平衡常數(shù)與濃度無關(guān)，其數(shù)值在稀釋過程中不變；選項C，加水后

9、，平衡右移，n(F－)、n(H＋)都增大，但由于水電離產(chǎn)生的n(H＋)也增大，故C項比值減?。贿x項D，變形后得，稀釋過程中c(F－)逐漸減小，故其比值始終保持增大。 [探規(guī)尋律] 平衡移動引起結(jié)果變化的判斷方法 電離平衡屬于動態(tài)平衡，當外界條件改變時，弱電解質(zhì)的電離平衡會發(fā)生移動，平衡移動遵循勒夏特列原理。 實例(稀溶液) CH3COOHH＋＋CH3COO－　ΔH>0 改變條件 平衡移動方向 n(H＋) c(H＋) 導電能力 Ka 加水稀釋 → 增大 減小 減弱 不變 加入少量冰醋酸 → 增大 增大 增強 不變 通入HCl(g) ← 增大

10、 增大 增強 不變 加入NaOH(s) → 減小 減小 增強 不變 加入鎂粉 → 減小 減小 增強 不變 升高溫度 → 增大 增大 增強 增大 考點二 [基礎(chǔ)自主落實] 1．表達式 (1)一元弱酸HA的電離常數(shù)：根據(jù)HAH＋＋A－，可表示為Ka＝。 (2)一元弱堿BOH的電離常數(shù)：根據(jù)BOHB＋＋OH－，可表示為Kb＝。 2．意義：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。 3．特點：電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，與電解質(zhì)的濃度、酸堿性無關(guān)，由于電離過程是吸熱的，故溫度升高，K增大。多元弱酸是分步電離的，各

11、級電離常數(shù)的大小關(guān)系是K1?K2……，所以其酸性主要決定于第一步電離。 4．影響因素 小題熱身 1．判斷正誤(正確的打“√”，錯誤的打“”)。 (1)電離平衡右移，電離常數(shù)一定增大() (2)H2CO3的電離常數(shù)表達式：Ka＝() (3)電離常數(shù)可以表示弱電解質(zhì)的相對強弱(√) (4)電離常數(shù)隨著弱電解質(zhì)的濃度增大而增大() (5)電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，與濃度無關(guān)(√) (6)電離常數(shù)大的酸溶液中的c(H＋)一定比電離常數(shù)小的酸溶液中的c(H＋)大() 2．下表是幾種常見弱酸的電離常數(shù)(25 ℃) 弱酸 電離方程式 電離常數(shù)K CH3COOH CH3COOH

12、CH3COO－＋H＋ 1.2610－5 H2CO3 H2CO3H＋＋HCO HCOH＋＋CO K1＝4.3110－7 K2＝5.6110－11 H2S H2SH＋＋HS－ HS－H＋＋S2－ K1＝9.110－8 K2＝1.110－15 H3PO4 H3PO4H＋＋H2PO H2POH＋＋HPO HPOH＋＋PO K1＝7.5210－3 K2＝6.2310－8 K3＝4.210－13 回答下列問題： (1)K只與溫度有關(guān)，當溫度升高時，K值________(填“增大”“減小”或“不變”)。 (2)在溫度相同

13、時，各弱酸的K值不同，那么K值的大小與酸性的相對強弱有何關(guān)系？__________________________________________________________________________。 (3)若把CH3COOH、H2CO3、HCO、H2S、HS－、H3PO4、H2PO、HPO都看作是酸，其中酸性最強的是________，最弱的是________。 (4)多元弱酸是分步電離的，每一步都有相應(yīng)的電離常數(shù)，對于同一種多元弱酸的K1、K2、K3之間存在著數(shù)量上的規(guī)律是K1∶K2∶K3≈1∶105∶1010，產(chǎn)生此規(guī)律的原因是_______________________

14、_________________________________________________。 答案：(1)增大 (2)相同溫度下K值越大，對應(yīng)酸的酸性越強 (3)H3PO4　HS－ (4)上一級電離出的H＋對下一級電離有抑制作用 [考向合作探究] 電離常數(shù)的影響因素及其應(yīng)用 1．下列關(guān)于電離常數(shù)的說法正確的是(　　) A．電離常數(shù)隨著弱電解質(zhì)濃度的增大而增大 B．CH3COOH的電離常數(shù)表達式為Ka＝ C．電離常數(shù)只受溫度影響，與濃度無關(guān) D．向CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固體，電離常數(shù)減小 解析：選C　A．電離常數(shù)與弱電解質(zhì)濃度無關(guān)，只與電

15、解質(zhì)本身的強弱和所處溫度有關(guān)，錯誤。B.電離常數(shù)是弱電解質(zhì)達到電離平衡時，電離產(chǎn)生的離子濃度的乘積與未電離的電解質(zhì)分子的濃度之比。因此CH3COOH的電離常數(shù)表達式為Ka＝，錯誤。C.電離需要吸收能量，所以電離常數(shù)只受溫度影響，與濃度無關(guān)，正確。D.向CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固體，電離平衡逆向移動，c(H＋)減小，c(CH3COO－)增大，但是電離常數(shù)不變，錯誤。 2．相同溫度下，根據(jù)三種酸的電離常數(shù)，下列判斷正確的是(　　) 酸 HX HY HZ 電離常數(shù)K 910－7 910－6 110－2 A．三種酸的強弱關(guān)系：HX＞HY＞HZ B．反應(yīng)HZ＋Y

16、－===HY＋Z－能夠發(fā)生 C．相同溫度下，0.1 molL－1的NaX、NaY、NaZ溶液，NaZ溶液pH最大 D．相同溫度下，1 molL－1 HX溶液的電離常數(shù)大于0.1 molL－1 HX　 解析：選B　表中電離常數(shù)大小關(guān)系：110－2＞910－6＞910－7，所以酸性排序為HZ＞HY＞HX，可知A、C不正確。電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，與濃度無關(guān)，D不正確。 3．(2016佳木斯模擬)下列關(guān)于一定溫度、一定濃度的氨水的說法正確的是(　　) A．NH3H2O的電離達到平衡的標志是溶液呈電中性 B．是個常數(shù) C．氨水促進了水的電離 D．c(NH)＋c(H＋)＝c(NH3H2O)

17、＋c(OH－) 解析：選B　溶液在任何情況下均呈電中性，A項錯誤；設(shè)NH3H2O的電離常數(shù)為Kb，則 Kb＝，而KW＝c(H＋)c(OH－)，兩式相比得＝，因為Kb、KW為常數(shù)，故為常數(shù)，B項正確；NH3H2O電離出OH－，抑制了水的電離，C項錯誤；根據(jù)溶液中的電荷守恒可知c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－)，D項錯誤。 電離常數(shù)的4大應(yīng)用 (1)判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱，電離常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強。 (2)判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強弱，電離常數(shù)越大，對應(yīng)的鹽水解程度越小，堿性(或酸性)越弱。 (3)判斷復分解反應(yīng)能否發(fā)生，一般符合 “強酸制弱酸”規(guī)律。

18、(4)判斷微粒濃度比值的變化。 弱電解質(zhì)加水稀釋時，能促進弱電解質(zhì)的電離，溶液中離子和分子的濃度會發(fā)生相應(yīng)的變化，但電離常數(shù)不變，考題中經(jīng)常利用電離常數(shù)來判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。 如：0.1 molL－1 CH3COOH溶液中加水稀釋，＝＝，加水稀釋時，c(H＋)減小，K值不變，則增大。 　　 有關(guān)電離常數(shù)的定量計算 4．已知室溫時，0.1 molL－1某一元酸HA在水中有0.1%發(fā)生電離，下列敘述錯誤的是(　　) A．該溶液的pH＝4 B．升高溫度，溶液的pH增大 C．此酸的電離常數(shù)約為110－7 D．由HA電離出的c(H＋)約為水電離出的c(H＋)的106

19、倍 解析：選B　c(H＋)＝0.1%0.1 molL－1＝10－4 molL－1， pH＝4；因HA在水中有電離平衡，升高溫度促進平衡向電離的方向移動，c(H＋)將增大，pH會減??；C選項可由電離常數(shù)表達式算出Ka＝＝110－7；c(H＋)＝10－4 molL－1，所以水電離出的c(H＋)＝10－10 molL－1，前者是后者的106倍。 5．碳氫化合物完全燃燒生成CO2和H2O。常溫常壓下，空氣中的CO2溶于水，達到平衡時，溶液的pH＝5.60，c(H2CO3)＝1.510－5molL－1。若忽略水的電離及H2CO3的第二級電離，則H2CO3HCO＋H＋的電離常數(shù)K1＝______

20、__(已知：10－5.60＝2.510－6)。 解析：H2CO3H＋＋HCO K1＝＝＝4.210－7。 答案：4.210－7 有關(guān)電離常數(shù)計算的兩種類型(以弱酸HX為例) 1．已知c(HX)始和c(H＋)，求電離常數(shù) 　　　　　　　　　HX　　　 H＋ ＋　 X－ 起始/(molL－1)：c(HX)始　　　　　0　　　 0 平衡/(molL－1)：c(HX)始－c(H＋) c(H＋)　 c(H＋) 則：Ka＝＝。 由于弱酸只有極少一部分電離，c(H＋)的數(shù)值很小，可做近似處理：c(HX)始－c(H＋)≈c(HX)始，則Ka＝，代入數(shù)值求解即可。

21、 2．已知c(HX)始和電離常數(shù)，求c(H＋) 同理可得Ka＝≈， 則：c(H＋)＝，代入數(shù)值求解即可。 　　　 考點三 (難點拉分型——講細練全) 1．相同物質(zhì)的量濃度、相同體積的一元強酸與一元弱酸的比較 比較項目 酸　　　　 c(H＋) pH 中和堿的能力 與足量Zn反應(yīng)產(chǎn)生H2的量 開始與金屬反應(yīng)的速率 一元強酸 大 小 相同 相同 大 一元弱酸 小 大 小 2．相同pH、相同體積的一元強酸與一元弱酸的比較 比較項目 酸　　　　 c(H＋) c(酸) 中和堿的能力 與足量Zn反應(yīng)產(chǎn)生H2的量 開始與金屬反應(yīng)的速率 一元

22、強酸 相同 小 小 少 相同 一元弱酸 大 大 多 [說明]　一元強堿與一元弱堿的比較規(guī)律與以上類似。 3．一元強酸(堿)和一元弱酸(堿)稀釋時的pH變化圖像 圖中，a、b為pH相等的NaOH溶液和氨水，c、d為pH相等的鹽酸和醋酸。對于該圖像，要深刻理解以下4點： (1)對于pH＝y(tǒng)的強酸溶液稀釋時，體積每增大10n倍，pH就增大n個單位，即pH＝y(tǒng)＋n；對于pH＝y(tǒng)的弱酸溶液來說，體積每增大10n倍，pH增大不足n個單位，即pH

23、n個單位，即pH＝x－n；對于pH＝x的弱堿溶液來說，體積每增大10n倍，pH減小不足n個單位，即pH>x－n；無論怎樣稀釋，堿溶液的pH不能等于或小于7，只能趨近于7。 (3)加水稀釋相同倍數(shù)后的pH大?。喊彼?NaOH溶液，鹽酸>醋酸。 (4)稀釋后的pH仍然相等，則加水量的多少：氨水>NaOH溶液，醋酸>鹽酸。 弱酸(堿)的判斷 1．(2016德陽模擬)下列事實中一定不能證明CH3COOH是弱電解質(zhì)的是(　　) ①常溫下某CH3COONa溶液的pH＝8 ②用CH3COOH溶液做導電實驗，燈泡很暗 ③等pH等體積的鹽酸、CH3COOH溶液和足量鋅反應(yīng)，CH3COOH放出的

24、氫氣較多 ④pH＝1的CH3COOH溶液和pH＝13的KOH溶液等體積混合，溶液呈酸性 ⑤CH3COONa和稀H3PO4反應(yīng)，生成CH3COOH ⑥pH＝1的CH3COOH溶液稀釋至100倍，pH<3 ⑦10 mL 0.1 molL－1CH3COOH恰好與10 mL 0.1molL－1 NaOH溶液完全反應(yīng) A．②⑦　　　　　　　　　 B．②⑤ C．①③⑤ D．②④⑤⑥ 解析：選A?、僬f明溶液水解呈堿性，應(yīng)為強堿弱酸鹽，可證明CH3COOH是弱電解質(zhì)，正確；②只能說明溶液離子濃度較小，錯誤；③說明醋酸還可電離出氫離子，可證明CH3COOH是弱電解質(zhì)，正確；④說明醋酸有剩余，即

25、醋酸沒有完全電離，可以證明CH3COOH是弱電解質(zhì)，正確；⑤說明醋酸的酸性比磷酸弱，而磷酸為中強酸，則醋酸為弱酸，正確；⑥說明存在電離平衡，證明CH3COOH是弱電解質(zhì)，正確；⑦只能說明一元酸堿恰好反應(yīng)，不能說明醋酸是弱酸，錯誤。 2．為了證明一水合氨(NH3H2O)是弱電解質(zhì)，甲、乙、丙三人分別選用下列試劑進行實驗：0.010 molL－1氨水、0.1 molL－1NH4Cl溶液、NH4Cl晶體、酚酞溶液、pH試紙、蒸餾水。 (1)甲用pH試紙測出0.010 molL－1氨水的pH為10，則認定一水合氨是弱電解質(zhì)，你認為這一方法________(填“正確”或“不正確”)，并說明理由___

26、____________________ __________________________________________________________________________。 (2)乙取出10 mL 0.010 molL－1氨水，用pH試紙測其pH＝a，然后用蒸餾水稀釋至1 000 mL，再用pH試紙測其pH＝b，若要確認NH3H2O是弱電解質(zhì)，則a、b應(yīng)滿足什么關(guān)系？________________________________。 (3)丙取出10 mL 0.010 molL－1氨水，滴入2滴酚酞溶液，顯粉紅色，再加入少量NH4Cl晶體，溶液顏色變_______

27、_(填“深”或“淺”)。你認為這一方法能否證明NH3H2O是弱電解質(zhì)？________(填“能”或“否”)，并說明原因__________________________________ _________________________________________________________________________。 (4)請你根據(jù)所提供的試劑，再提出一個合理又簡便的方案證明NH3H2O是弱電解質(zhì)： _______________________________________________________________________。 解析：(1)若NH3H2O

28、是強電解質(zhì)，則0.010 molL－1氨水中c(OH－)應(yīng)為0.010 molL－1，pH＝12。用pH試紙測出0.010 molL－1氨水的pH為10，說明NH3H2O沒有完全電離，應(yīng)為弱電解質(zhì)。 (2)若NH3H2O是強電解質(zhì)，用蒸餾水稀釋至1 000 mL，其pH＝a－2。因為NH3H2O是弱電解質(zhì)，不能完全電離，a、b應(yīng)滿足a－2

29、兩種可能均會使溶液顏色變淺，可證明NH3H2O是弱電解質(zhì)。 (4)NH4Cl為強酸弱堿鹽，只需檢驗NH4Cl溶液的酸堿性，即可證明NH3H2O是弱電解質(zhì)，還是強電解質(zhì)。 答案：(1)正確　若是強電解質(zhì)，則0.010 molL－1氨水中c(OH－)應(yīng)為0.010 molL－1，pH＝12 (2)a－2

30、明NH3H2O是弱電解質(zhì) (4)取一張pH試紙，再用玻璃棒蘸取0.1 molL－1NH4Cl溶液，滴在pH試紙上，顯色后跟標準比色卡比較測出pH，pH<7(方案合理即可) 判斷弱酸的三種方法 方法一：根據(jù)弱酸的定義判斷，弱酸在水溶液中不能完全電離，如測0.1 molL－1的CH3COOH溶液的pH>1。 方法二：根據(jù)弱酸在水溶液中存在電離平衡判斷，條件改變，平衡發(fā)生移動，如pH＝1的CH3COOH加水稀釋10倍后，1

31、淺紅色。 (2)用玻璃棒蘸取一定濃度的醋酸鈉溶液滴在pH試紙上，測其pH>7。 　　　 強弱電解質(zhì)的比較及圖像分析 3．25 ℃時，有下列四種溶液： ① ② ③ ④ 0.1 molL－1氨水 pH＝11氨水 0.1 molL－1鹽酸 pH＝3鹽酸 下列說法中正確的是(　　) A．①稀釋到原來的100倍后，pH與②相同 B．等體積①③混合、等體積②④混合所得的溶液都呈酸性 C．①②中分別加入少量CH3COONa固體，的值都變小 D．③④稀釋到原來的100倍后，稀釋后④溶液中的pH大 解析：選D　A選項，稀釋后c(NH3H2O)＝0.001 molL－1，

32、一水合氨是弱電解質(zhì)，c(OH－)<0.001 molL－1，pH<11，錯誤；等體積②④混合，因為氨水的濃度遠大于鹽酸的濃度，所以溶液顯堿性，B選項錯誤；C選項，CH3COONa水解顯堿性，加入CH3COONa固體，使NH3H2ONH＋OH－平衡左移，的值都增大，錯誤；稀釋后③④溶液中pH分別為3、5，D選項正確。 4．(2016廈門模擬)25 ℃時，相同pH的兩種一元弱酸HA與HB溶液分別加水稀釋，溶液pH隨溶液體積變化的曲線如圖所示。下列說法正確的是(　　) A．同濃度的NaA與NaB溶液中，c(A－)小于c(B－) B．a(chǎn)點溶液的導電性大于b點溶液 C．a(chǎn)點的c(HA)大于b

33、點的c(HB) D．HA的酸性強于HB 解析：選D　由于稀釋過程中HA的pH變化較大，故HA的酸性強于HB，D項正確；酸的酸性越強，對應(yīng)的鹽的水解程度越小，故NaB的水解程度大，同濃度的NaA與NaB溶液中c(B－)小于c(A－)，A項錯誤；b點溶液的pH小于a點溶液的pH，說明b點溶液中c(H＋)較大、c(B－)較大，故溶液導電性較強，B項錯誤；HA酸性強于HB，則相同pH的溶液，c(HA)

34、的是(　　) 解析：選C　因鹽酸為強酸、醋酸為弱酸，故pH都等于2的鹽酸和醋酸溶液中c(HCl)＝0.01 molL－1而c(CH3COOH)>0.01 molL－1,1 L溶液中n(HCl)＝0.01 mol，n(CH3COOH)>0.01 mol。A項，相同時間內(nèi)pH變化較大的應(yīng)為HCl，錯誤；B項，產(chǎn)生H2的速率大的應(yīng)為CH3COOH，錯誤；D項，相同時間內(nèi)c(H＋)變化較大的為HCl，錯誤。 以“弱酸的電離平衡常數(shù)”為載體串聯(lián)弱電解質(zhì)的相關(guān)知識 高考載體(2013上海高考T18) 　　部分弱酸的電離常數(shù)如下表： 弱酸 HCOOH HCN H2CO3 電離常

35、數(shù)(25 ℃) K＝1.7710－4 K＝4.910－10 K1＝4.310－7 K2＝5.610－11 [知識串聯(lián)設(shè)計] (1)依據(jù)表格中三種酸的電離常數(shù)，判斷三種酸酸性強弱的順序為_________________。 (2)向NaCN溶液中通入CO2氣體能否制得HCN？________。若能寫出反應(yīng)的化學方程式？__________________________________________________________________________。 (3)同濃度的HCOO－、HCO、CO、CN－結(jié)合H＋的能力由強到弱的順序是_______。 (

36、4)①升高0.1 molL－1 HCOOH溶液的溫度，HCOOH的電離程度如何變化？________。 ②加水稀釋，如何變化？__________________________________________ _________________________________________________________________________。 (5)pH＝4的HCOOH和NH4Cl溶液中，水的電離程度相同嗎？_________________。 (6)試用兩種最常用的方法判斷常溫下HCOOH是一種弱酸？____________________ ______

37、___________________________________________________________________。 答案：(1)HCOOH＞H2CO3＞HCN (2)能　NaCN＋H2O＋CO2===HCN＋NaHCO3 (3)CO＞CN－＞HCO＞HCOO－ (4)①升高溫度，能促進HCOOH的電離 ②加水稀釋，增大 (5)不相同 (6)方法Ⅰ：配制0.01 molL－1的HCOOH溶液，測其pH，若pH＞2，則證明HCOOH為弱酸； 方法Ⅱ：配制少量HCOONa溶液，測其pH，若pH＞7，則證明HCOOH為弱酸。 1．(2016蘭州一中階段測

38、試)下列說法不正確的是(　　) A．強電解質(zhì)在溶液中完全電離，不存在電離平衡 B．導電能力強的溶液其溶質(zhì)是強電解質(zhì) C．溶質(zhì)為同一弱電解質(zhì)的溶液，當溫度不同時，其導電能力也不相同 D．強電解質(zhì)在液態(tài)時，有的導電，有的不導電 解析：選B　溶液的導電能力與溶液中自由移動離子的濃度和離子所帶電荷有直接關(guān)系，弱電解質(zhì)的濃溶液也可能具有較強的導電性，B項錯誤；溶質(zhì)為同一弱電解質(zhì)的溶液，當溫度不同時，其電離程度不同，溶液中自由移動的離子濃度也不同，故其導電能力也不相同，C項正確；強電解質(zhì)在液態(tài)時，有的導電，如氯化鈉等離子化合物，有的不導電，如氯化氫等，D項正確。 2．(2016房山區(qū)模擬)將0

39、.1 molL－1的NH3H2O溶液加水稀釋，下列說法正確的是(　　) A．的值減小 B．OH－的物質(zhì)的量減小 C．的值減小 D．NH的濃度減小 解析：選D　在NH3H2O溶液中，存在電離平衡；NH3H2ONH＋OH－，當加水稀釋時，電離平衡正向移動，使電離出的n(NH)增大，溶液中的n(NH3H2O)減小，則＝的值增大，A錯誤；加水稀釋，電離平衡正向移動，所以O(shè)H－的物質(zhì)的量增大，B錯誤；加水稀釋，c(NH)、c(OH－)、c(NH3H2O)都減小，但是Kb＝的值不變，C錯誤；加水稀釋，使c(NH)減小，D正確。 3．(2015重慶高考)下列敘述正確的是(　　) A

40、．稀醋酸中加入少量醋酸鈉能增大醋酸的電離程度 B．25 ℃時，等體積等濃度的硝酸與氨水混合后，溶液pH＝7 C．25 ℃時，0.1 molL－1的硫化氫溶液比等濃度的硫化鈉溶液的導電能力弱 D．0.1 mol AgCl和0.1 mol AgI混合后加入1 L水中，所得溶液中c(Cl－)＝c(I－) 解析：選C　醋酸是弱電解質(zhì)，存在電離平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋，加入醋酸鈉，使溶液中的c(CH3COO－)增大，電離平衡逆向移動，抑制醋酸的電離，故A不正確。25 ℃時，等體積等濃度的硝酸與氨水完全反應(yīng)生成NH4NO3，NH發(fā)生水解，溶液呈酸性，pH<7，故B不正確。H2S是

41、弱電解質(zhì)，部分電離，而Na2S是強電解質(zhì)，完全電離，在等濃度的兩種溶液中，Na2S溶液中離子濃度較大，溶液的導電能力強，故C正確。0.1 mol AgCl和0.1 mol AgI混合后加入1 L水中，達到沉淀溶解平衡，因為AgCl的溶解度大于AgI，溶液中c(Cl－)>c(I－)，故D不正確。 4．H2CO3和H2S在25 ℃時的電離常數(shù)如下： 電離常數(shù) Ki1 Ki2 H2CO3 4.210－7 5.610－11 H2S 5.710－8 1.210－15 則下列反應(yīng)可能發(fā)生的是(　　) A．NaHCO3＋NaHS===Na2CO3＋H2S B．H2S＋Na2CO3=

42、==NaHS＋NaHCO3 C．Na2S＋H2O＋CO2===H2S＋Na2CO3 D．H2S＋NaHCO3===NaHS＋H2CO3 解析：選B　電離常數(shù)越大，酸性越強，所以酸性由強到弱的順序是：H2CO3＞H2S＞HCO＞HS－，只有B項可以發(fā)生。 5．(2016揭陽模擬)對常溫下0.1 molL－1的醋酸溶液，以下說法正確的是(　　) A．由水電離出來的c(H＋)＝1.010－13molL－1 B．c(CH3COOH)>c(H＋)>c(CH3COO－)>c(OH－) C．與同濃度的鹽酸分別加水稀釋10倍：pH(醋酸)

43、溶液中：c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＝0.1 molL－1 解析：選B　A．醋酸是弱酸，電離產(chǎn)生的H＋濃度遠小于酸的濃度，所以常溫下0.1 molL－1的醋酸溶液，由水電離出來的c(H＋)大于1.010－13molL－1，錯誤；B.在此時溶液中存在電離平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，使溶液顯酸性，c(H＋)>c(OH－)，在溶液中還存在水的電離平衡：H2OH＋＋OH－。所以c(H＋)>c(CH3COO－)。由于醋酸電離程度很弱，主要以分子的形式存在。所以溶液中微粒關(guān)系是c(CH3COOH)>c(H＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)，正確；C.與同濃度的鹽

44、酸分別加水稀釋10倍：由于醋酸電離程度遠小于鹽酸的電離程度，因此稀釋10倍后，溶液中c(H＋)：醋酸<鹽酸，所以pH(醋酸)>pH(鹽酸)，錯誤；D.與等濃度等體積NaOH溶液反應(yīng)，由于溶液的體積增大，所以反應(yīng)后的溶液中：c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)<0.1 molL－1，錯誤。 6．(2016海淀區(qū)期末)常溫下，下列有關(guān)兩種溶液的說法不正確的是(　　) 序號 ① ② pH 12 12 溶液 氨水 氫氧化鈉溶液 A．①②兩溶液中c(OH－)相等 B．①溶液的物質(zhì)的量濃度為0.01 molL－1 C．①②兩溶液分別加水稀釋10倍，稀釋后溶液的pH：①>②　

45、 D．等體積的①、②兩溶液分別與0.01 molL－1的鹽酸完全中和，消耗鹽酸的體積：①>② 解析：選B　常溫下，pH相同的氨水和氫氧化鈉溶液中，c(OH－)相等，A項正確，由于NH3H2O是弱堿，故氨水的物質(zhì)的量濃度大于0.01 molL－1，B項錯誤；分別加水稀釋10倍時，氫氧化鈉溶液的pH變?yōu)?1，而氨水的pH大于11且小于12，C項正確；等體積時氨水中溶質(zhì)的物質(zhì)的量大，分別與0.01 molL－1的鹽酸完全中和，消耗鹽酸的體積①>②，D項正確。 7．(2016鄭州模擬)分析下表，下列選項中錯誤的是(　　) 弱酸 CH3COOH HCN H2CO3 電離常數(shù)(25 ℃)

46、 1.810－5 4.910－10 Ka1＝4.310－7 Ka2＝5.610－11 A．CH3COO－、HCO、CN－在溶液中可以大量共存 B．向食醋中加入水可使CH3COOH的電離平衡向電離方向移動 C．相同物質(zhì)的量濃度的Na2CO3和NaCN溶液，后者pH較大 D．pH＝a的上述3種酸溶液，加水后溶液的pH仍相同，則醋酸中加入水的體積最小 解析：選C　根據(jù)電離常數(shù)可知HCO和CH3COO－、HCO和CN－均不發(fā)生反應(yīng)，A正確；向食醋中加入水，CH3COOH的電離平衡正向移動，B正確；由于電離常數(shù)HCN>HCO，根據(jù)“越弱越易水解”可知C錯；pH相同的CH3COOH、

47、HCN、H2CO3 3種酸溶液，加入相同體積的水，CH3COOH溶液pH變化最大，則pH變化相同的情況下，CH3COOH溶液中加入水的體積最小，D正確。 8．(2016日照模擬)常溫下，向10 mL b molL－1的CH3COOH溶液中滴加等體積的0.01 molL－1的NaOH溶液，充分反應(yīng)后溶液中c(CH3COO－)＝c(Na＋)，下列說法不正確的是(　　) A．b>0.01 B．混合后溶液呈中性 C．CH3COOH的電離常數(shù)Ka＝ D．向CH3COOH溶液中滴加NaOH溶液的過程中，水的電離程度逐漸減小 解析：選D　反應(yīng)后溶液中c(CH3COO－)＝c(Na＋)，根據(jù)電荷守

48、恒：c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性，說明醋酸過量，b>0.01，A、B正確；pH＝7，c(H＋)＝10－7molL－1，Ka＝＝＝，C正確；在整個滴加過程中水的電離程度先變大后逐漸減小，因為酸、堿抑制水的電離，D錯誤。 9．室溫下，甲、乙兩燒杯均盛有5 mL pH＝3的某一元酸溶液，向乙燒杯中加水稀釋至pH＝4。關(guān)于甲、乙兩燒杯中溶液的描述正確的是(　　) ①溶液的體積：10V甲≤V乙 ②水電離出的OH－濃度：10c(OH－)甲≤c(OH－)乙 ③若分別用等濃度的NaOH溶液完全中和，所得溶液的pH：甲≤乙 ④若分別與5 mL pH＝11的NaOH溶液反應(yīng)，所得溶液的pH：甲≤

49、乙 A．①②　　　　　　　　　 B．②③ C．③④ D．①④ 解析：選D　若該一元酸是強酸，則10V甲＝V乙，若該一元酸是弱酸，稀釋時會繼續(xù)電離，加水稀釋至pH＝4時需要多加水，即10V甲＜V乙，①正確；室溫下，甲溶液中水電離出的OH－濃度為10－11molL－1，乙溶液中水電離出的OH－濃度為10－10 molL－1，即10c(OH－)甲＝c(OH－)乙，②錯誤；兩溶液中酸的物質(zhì)的量相等，分別用等濃度的NaOH溶液完全中和，若是強酸，所得溶液顯中性，pH：甲＝乙，若是弱酸，則生成強堿弱酸鹽，乙中溶液濃度較小，c(OH－)小，pH小，③錯誤；若分別與5 mL pH＝11的NaOH溶液

50、反應(yīng)，若是強酸，所得溶液顯中性，pH：甲＝乙，若是弱酸則酸過量，溶液顯酸性，乙中濃度小酸性較弱，pH較大，④正確。 10．(2015全國卷Ⅰ)濃度均為0.10 molL－1、體積均為V0的MOH和ROH溶液，分別加水稀釋至體積V，pH隨lg的變化如圖所示。下列敘述錯誤的是(　　) A．MOH的堿性強于ROH的堿性 B．ROH的電離程度：b點大于a點 C．若兩溶液無限稀釋，則它們的c(OH－)相等 D．當lg＝2時，若兩溶液同時升高溫度，則增大 解析：選D　由圖像分析濃度為0.10 molL－1的MOH溶液，在稀釋前pH為13，說明MOH完全電離，則MOH為強堿，而ROH的pH<13

51、，說明ROH沒有完全電離，ROH為弱堿。A.MOH的堿性強于ROH的堿性，A正確。B.曲線的橫坐標lg越大，表示加水稀釋體積越大，由曲線可以看出b點的稀釋程度大于a點，弱堿ROH存在電離平衡：ROHR＋＋OH－，溶液越稀，弱電解質(zhì)電離程度越大，故ROH的電離程度：b點大于a點，B正確。C.若兩溶液無限稀釋，則溶液的pH接近于7，故兩溶液的c(OH－)相等，C正確。D.當lg＝2時，溶液V＝100V0，溶液稀釋100倍，由于MOH發(fā)生完全電離，升高溫度，c(M＋)不變；ROH存在電離平衡：ROHR＋＋OH－，升高溫度促進電離平衡向電離方向移動，c(R＋)增大，故減小，D錯誤。 11．常

52、壓下，取不同濃度、不同溫度的氨水測定，得到下表實驗數(shù)據(jù)。 溫度/℃ c(NH3H2O) /(molL－1) 電離常數(shù) 電離度/% c(OH－) /(molL－1) 0 16.56 1.3710－5 9.098 1.50710－2 10 15.16 1.5710－5 10.18 1.54310－2 20 13.63 1.7110－5 11.2 1.52710－2 提示：電離度＝100% (1)溫度升高，NH3H2O的電離平衡向________(填“左”或“右”)移動，能支持該結(jié)論的表中數(shù)據(jù)是________(填字母)。 a．電離常數(shù) b．電離度

53、 c．c(OH－) d．c(NH3H2O) (2)表中c(OH－)基本不變的原因是___________________________________________。 (3)常溫下，在氨水中加入一定量的氯化銨晶體，下列說法錯誤的是________(填字母，下同)。 A．溶液的pH增大 B．氨水的電離度減小 C．c(OH－)減小 D．c(NH)減小 (4)將氨水與鹽酸等濃度等體積混合，下列做法能使c(NH)與c(Cl－)比值變大的是________。 A．加入固體氯化銨 B．通入少量氯化氫 C．降低溶液溫度 D．加入少量固體氫氧化鈉 解析：(1)根據(jù)表中電

54、離常數(shù)隨溫度的變化可以判斷，NH3H2O的電離吸收熱量，所以升溫，NH3H2O的電離平衡向右移動。(3)NH3H2ONH＋OH－，加入NH4Cl固體，平衡左移，pH減小，電離度減小，c(OH－)減小，c(NH)增大，A、D錯誤。(4)氨水與鹽酸等濃度等體積混合，恰好生成NH4Cl溶液，NH＋H2ONH3H2O＋H＋，加入固體NH4Cl，NH水解程度減小，增大，A正確；降溫，NH水解程度減小，增大，C項正確；B項，通入HCl，c(Cl－)增大的較c(NH)多，故減?。籇項，加入NaOH固體，c(NH)減小，減小。 答案：(1)右　a　(2)氨水濃度降低，使c(OH－)減小，而溫度升高，

55、使c(OH－)增大，雙重作用使c(OH－)基本不變　(3)AD　(4)AC 12．(2016武漢模擬)水是極弱的電解質(zhì)，改變溫度或加入某些電解質(zhì)會影響水的電離。請回答下列問題： (1)純水在100 ℃時，pH＝6，該溫度下0.1 molL－1的NaOH溶液的pH＝________。 (2)25 ℃時，向水中加入少量碳酸鈉固體，得到pH為11的溶液，其水解的離子方程式為____________________________，由水電離出的c(OH－)＝________molL－1。 (3)體積均為100 mL、pH均為2的鹽酸與一元酸HX，加水稀釋過程中pH與溶液體積的關(guān)系如圖所示，則H

56、X是______(填“強酸”或“弱酸”)，理由是___________________________________ _____________________________________________________。 (4)電離常數(shù)是衡量弱電解質(zhì)電離程度強弱的物理量。已知： 化學式 電離常數(shù)(25 ℃) HCN K＝4.910－10 CH3COOH K＝1.810－5 H2CO3 K1＝4.310－7，K2＝5.610－11 ①25 ℃時，等濃度的NaCN溶液、Na2CO3溶液和CH3COONa溶液，溶液的pH由大到小的順序為_______________

57、___________(填化學式)。 ②25 ℃時，在0.5 molL－1的醋酸溶液中由醋酸電離出的c(H＋)約是由水電離出的c(H＋)的________倍。 解析：(1)根據(jù)題意可知，c(OH－)＝0.1 molL－1，該溫度下，KW＝c(H＋)c(OH－)＝10－12，則c(H＋)＝10－11molL－1，pH＝11。 (2)碳酸根離子水解的離子方程式為CO＋H2OHCO＋OH－，pH＝11說明c(H＋)＝10－11molL－1，c(OH－)＝molL－1＝10－3molL－1，溶液中的OH－全部是由水電離產(chǎn)生的。 (4)①酸的酸性越弱，其對應(yīng)的鹽的水解程度越大，堿性越強，pH

58、越大，由表知酸性：CH3COOH>HCN>HCO，則pH：Na2CO3>NaCN>CH3COONa。②醋酸的電離常數(shù)為：Ka(CH3COOH)＝＝＝1.810－5，c(CH3COOH)≈0.5 molL－1，則c(H＋)≈310－3molL－1，由水電離出的氫離子濃度約為molL－1，故由醋酸電離出的c(H＋)約是由水電離出的c(H＋)的＝9108倍。 答案：(1)11　(2)CO＋H2OHCO＋OH－　10－3 (3)弱酸　稀釋相同倍數(shù)，一元酸HX的pH變化量比HCl的小，說明HX存在電離平衡，故HX為弱酸 (4)①Na2CO3>NaCN>CH3COONa?、?108 13．(2

59、016濰坊模擬)某小組以醋酸為例探究弱酸的性質(zhì)。 (1)實驗一：探究酸的強弱對酸與鎂條反應(yīng)速率的影響。 ①設(shè)計實驗方案如下表，表中c＝________molL－1。 編號 酸的種類 酸的濃度/(molL－1) 酸的體積/mL 鎂條質(zhì)量/g 1 醋酸 1.0 10 2.0 2 鹽酸 c 10 2.0 ②實驗步驟： a)檢查裝置(如圖)的氣密性后，添加藥品； b)反應(yīng)開始后，________； c)將所記錄的數(shù)據(jù)轉(zhuǎn)化為曲線圖(下圖)。 ③寫出0～5 min醋酸、鹽酸與鎂條反應(yīng)的反應(yīng)速率變化規(guī)律：__________________ ________

60、________________________________________________________________。 (2)實驗二：現(xiàn)有一瓶醋酸溶液，常溫下測定其中醋酸的電離程度(已電離的電解質(zhì)分子數(shù)占原來總分子數(shù)的百分比)。設(shè)計實驗方案，將待測物理量和對應(yīng)的測定方法填寫在下表中。 待測物理量 測定方法 ①________ 量取25.00 mL醋酸溶液于錐形瓶中，滴加指示劑，將0.100 0 molL－1 NaOH標準溶液裝入________，滴定至終點，記錄數(shù)據(jù)。重復滴定2次。 ②________ 解析：(1)①要探究酸的強弱對酸與鎂條反應(yīng)速率的影響，則兩

61、種酸的濃度應(yīng)該是相等的，即表中c＝1.0 molL－1。 ②b)根據(jù)圖像中數(shù)據(jù)可知，縱坐標需要氫氣的體積，因此反應(yīng)開始后，每隔1 min記錄一次生成H2的體積； ③根據(jù)圖像可知0～5 min醋酸反應(yīng)的曲線幾乎是直線，這說明醋酸與鎂條反應(yīng)的速率隨時間變化不明顯；而鹽酸與鎂條反應(yīng)開始階段曲線斜率較大，這說明反應(yīng)速率很快，但一段時間后反應(yīng)速率明顯減小。 (2)要測定醋酸的電離程度(已電離的電解質(zhì)分子數(shù)占原來總分子數(shù)的百分比)，則需要測定醋酸的濃度和溶液的pH值。 答案：(1)①1.0　②每隔1 min記錄一次生成H2的體積；③醋酸與鎂條反應(yīng)的反應(yīng)速率隨時間變化不明顯；鹽酸與鎂條反應(yīng)開始階段反

62、應(yīng)速率很快，一段時間后反應(yīng)速率明顯減小 (2) 待測物理量 測定方法 ①醋酸溶液的物質(zhì)的量濃度 堿式滴定管 ②H＋的物質(zhì)的量濃度 取適量醋酸溶液于燒杯中，用pH計測定溶液pH 1．了解水的電離、離子積常數(shù)。 2．了解溶液pH的定義。能進行pH的簡單計算。 3．了解測定溶液pH的方法。 第二節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性 考點一 [基礎(chǔ)自主落實] 1．水的電離 水是極弱的電解質(zhì)，水的電離方程式為H2O＋H2OH3O＋＋OH－或簡寫為：H2OH＋＋OH－。25 ℃時，純水中c(H＋)＝c(OH－)＝110－7_molL－1；任何水溶液中，由水電離出的

63、c(H＋)與c(OH－)都相等。 2．水的離子積常數(shù) KW＝c(H＋)c(OH－)。 (1)室溫下：KW＝110－14。 (2)影響因素：只與溫度有關(guān)，升高溫度，KW增大。 (3)適用范圍：KW不僅適用于純水，也適用于稀的電解質(zhì)水溶液。 (4)KW揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要溫度不變，KW不變。 3．影響水電離平衡的因素 (1)溫度升高，促進水的電離，KW增大；溫度降低，抑制水的電離，KW減小。 (2)加入酸或堿抑制水的電離。 (3)加入可水解的鹽，促進水的電離。 (4)加入能與水反應(yīng)的活潑金屬，促進水的電離。 4．外界條件對水的電離平衡的影響 改變條

64、件 電離平衡移動方向 KW 升高溫度 右移 增大 加入酸或堿 左移 不變 加能水解的鹽或活潑金屬 右移 不變 小題熱身 1．判斷正誤(正確的打“√”，錯誤的打“”)。 (1)純水中c(H＋)隨著溫度的升高而降低() (2)25 ℃時，0.10 molL－1 NaHCO3溶液加水稀釋后，n(H＋)與n(OH－)的乘積變大() (3)已知某溫度下CH3COOH和NH3H2O的電離常數(shù)相等，現(xiàn)向10 mL濃度為0.1 molL－1的CH3COOH溶液中滴加相同濃度的氨水，在滴加過程中水的電離程度始終增大() (4)在蒸餾水中滴加濃H2SO4，KW不變() (5)

65、向水中加入少量硫酸氫鈉固體，促進了水的電離，c(H＋)增大，KW不變() (6)向水中加入AlCl3溶液對水的電離不產(chǎn)生影響() (7)100 ℃的純水中c(H＋)＝110－6molL－1，此時水呈酸性() 2．KW＝c(H＋)c(OH－)中，H＋和OH－一定由水電離出來的嗎？ 提示：不一定，如酸溶液中H＋由酸和水電離產(chǎn)生，堿溶液中OH－由堿和水電離產(chǎn)生，只要是水溶液必定有H＋和OH－，當溶液濃度不大時，總有KW＝c(H＋)c(OH－)。 3．甲同學認為，在水中加入H2SO4，水的電離平衡向左移動，解釋是加入H2SO4后c(H＋)增大，平衡左移。乙同學認為，加入H2SO4后，水的電離平衡向右移動，解釋為加入H2SO4后，c(H＋)濃度增大，H＋與OH－中和，平衡右移。你認為哪種說法正確？并說明原因。水的電離平衡移動后，溶液中c(H＋)c(OH－)是增大還是減小？ 提示：甲正確，溫度不變，KW是常數(shù)，加入H2SO4，c(H＋)增大，c(H＋)c(OH－)>KW，平衡左移。 c(H＋)c(OH－)不變，因為KW僅與溫度有關(guān)，溫度不變，則KW不變，與外加酸、堿、鹽無關(guān)。 [考向合作探究] 外界條件對水的電離平衡的影響 1．(2016曲靖模擬)25 ℃時，水的電離達到平衡：H2OH＋＋OH－　ΔH>0，下列敘述正確的是(　　)