考点一弱电解质的电离
(一)强、弱电解质
1．概念
[注意]①六大强酸：HCl、H
SO4、HNO3、HBr、HI、HClO4。②四大强碱：NaOH、
2
KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2。③大多数盐包括难溶性盐，如BaSO4。
2．电离方程式书写
(1)弱电解质
①多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步(通常只写第一步电离)，如H2CO3的电离方程式：
H2CO3H＋＋HCO－3、HCO－3H＋＋CO2－3。
②多元弱碱电离方程式一步写成，如Fe(OH)3电离方程式为Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。
(2)酸式盐
①强酸的酸式盐在溶液中完全电离，如NaHSO4的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO2－4。
②弱酸的酸式盐中酸根离子在溶液中不能完全电离，如
NaHCO3===Na＋＋HCO－3、HCO－3H＋＋CO2－3。
(二)弱电解质的电离平衡
1．电离平衡的建立
2．电离平衡的特征
(三)影响弱电解质电离平衡的因素
1．影响电离平衡的内因
弱电解质本身的性质是决定电离平衡的主要因素。
2．外界条件对电离平衡的影响
以弱电解质HB的电离为例：HB H＋＋B－。
(1)温度：弱电解质电离吸热，温度升高，电离平衡向正反应方向移动，HB的电离程度增大，c(H＋)、c(B－)均增大。
(2)浓度：稀释溶液，电离平衡向正反应方向移动，电离程度增大，n(H＋)、n(B－)增大，但c(H＋)、c(B－)均减小。
(3)相同离子：在弱电解质的溶液中，加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向逆反应方向移动，电离程度减小。
(4)加入能与电离出的离子反应的物质：电离平衡向正反应方向移动，电离程度增大。
(四)溶液的导电能力
电解质溶液导电能力取决于溶液中自由移动离子浓度和离子所带电荷数。自由移动离子浓度越大，离子所带电荷数越多，则导电能力越强。将冰醋酸、稀醋酸加水稀释，其导电能力随加水的量的变化曲线如图所示。
[说明]①OA段导电能力随加水量的增多导电能力增强，原因是冰醋酸发生了电离，溶液中离子浓度增大。
②AB段导电能力减弱的原因，随水的加入，溶液的体积增大，离子浓度变小，导电能力减弱。
COOH CH
根据勒夏特列原理，只能
1．某浓度的氨水中存在平衡：NH3·H2O NH＋4＋OH－，如想增大NH＋4的浓度，而不增大OH－的浓度，应采取的措施是()
①适当升高温度②加入NH4Cl固体
③通入NH3④加入少量盐酸
A．①②B．②③
C．②④D．①④
解析：选C升温平衡向右移动，c(NH＋4)、c(OH－)都增大；加入NH4Cl固体，相当于增大c(NH＋4)，平衡向左移动，c(OH－)减小，但c(NH＋4)仍较原来增大，因平衡移动只能减小其增大的程度，而不能完全抵消它增大的部分；通入NH3平衡向右移动，c(NH＋4)、c(OH －)都增大；加入少量盐酸，H＋与OH－反应使c(OH－)下降，平衡向右移动，使c(NH＋4)增大。
2．(2018·山西五校第一次联考)下列关于醋酸性质的描述，不能证明它是弱电解质的是()
A．1 mol·L－1的醋酸溶液中H＋浓度约为10－3 mol·L－1
B．醋酸溶液中存在CH3COOH分子
C．10 mL pH＝1的醋酸溶液与足量锌粉反应生成H2 112 mL(标准状况)
D．10 mL 0.1 mol·L－1的醋酸溶液与10 mL 0.1 mol·L－1的NaOH溶液恰好完全中和解析：选D A项，1 mol·L－1的醋酸溶液中c(H＋)约为10－3 mol·L－1，说明CH3COOH
部分发生电离，则CH3COOH是弱电解质；B项，醋酸溶液中存在CH3COOH分子，说明CH3COOH未完全发生电离，则CH3COOH是弱电解质；C项，Zn与醋酸溶液发生的反应为Zn＋2CH3COOH===(CH3COO)2Zn＋H2↑，标准状况下112 mL H2的物质的量为0.005 mol，则参与反应的n(CH3COOH)＝0.01 mol；10 mL pH＝1的醋酸溶液中，CH3COOH电离产生的n(H＋)＝0.01 L×0.1 mol·L－1＝0.001 mol，则有n(H＋) 3．(2018·菏泽调研)H2S水溶液中存在电离平衡H2S H＋＋HS－和HS－H＋＋S2－。若向H2S溶液中() A．加水，平衡向右移动，溶液中氢离子浓度增大 B．通入过量SO2气体，平衡向左移动，溶液pH增大 C．滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液pH减小 D．加入少量硫酸铜固体(忽略体积变化)，溶液中所有离子浓度都减小 解析：选C向H2S溶液中加水，平衡向右移动，溶液中n(H＋)增大，由于溶液体积增大的程度大于n(H＋)增大的程度，因此溶液中c(H＋)减小，A错误。通入SO2气体，发生的反应为2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O，平衡向左移动；当SO2过量时，SO2与水反应生成H2SO3，H2SO3的酸性比H2S强，因此溶液的pH减小，B错误。滴加新制氯水，发生的反应为H2S＋Cl2===2HCl＋S↓，溶液中c(H2S)减小，平衡向左移动；由于反应生成的HCl 为强酸，完全发生电离，溶液的pH减小，C正确。加入少量CuSO4，发生的反应为CuSO4＋H2S===CuS↓＋H2SO4，溶液中c(S2－)减小，平衡向右移动，溶液中c(H＋)增大，D错误。 [真题验收] 下列关于电解质溶液的说法正确的是() A．(2016·四川高考)0.1 L 0.5 mol·L－1 CH3COOH溶液中含有的H＋数为0.05N A B．(2016·江苏高考)室温下，稀释0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液，溶液的导电能力增强 C．(2016·全国卷Ⅲ)向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中c(H＋) c(CH3COOH)减小 D ．(2013·江苏高考)CH 3COOH 溶液加水稀释后，溶液中 c (CH 3COOH ) c (CH 3COO －) 的值减小 解析：选D A 项，CH 3COOH 为弱电解质，在水溶液中部分电离，0.1 L 0.5 mol·L －1 CH 3COOH 溶液中含有的H ＋数小于0.05N A ，错误；B 项，CH 3COOH 溶液中存在平衡，CH 3COOH CH 3COO －＋H ＋，加水稀释，平衡右移，产生的离子数增加，但溶液的体 积增大，c (CH 3COO －)、c (H ＋)减小，导电能力减弱，错误；C 项，加水稀释时，平衡CH 3COOH CH 3COO －＋H ＋右移，n (H ＋)增大，n (CH 3COOH)减小， c (H ＋) c (CH 3COOH ) ＝ n (H ＋)/V n (CH 3COOH )/V ＝n (H ＋) n (CH 3COOH ) ，故比值变大，错误；D 项，稀释时，n (CH 3COO －)增大， n (CH 3COOH)减小，故c (CH 3COOH ) c (CH 3COO －) 的值减小，正确。 考点二 电离度与电离常数 (一)电离度 1．概念：一定条件下，当弱电解质在溶液中达到电离平衡时，溶液中已经电离的电解质分子数占原来弱电解质总分子数的百分数。 注意：指已电离的电解质与未电离的电解质的分子数之和。 2．表达式：α＝ 已电离的弱电解质的浓度 弱电解质的初始浓度 ×100%。 3．意义：衡量弱电解质的电离程度，在相同条件下(浓度、温度相同)，不同弱电解质的电离度越大，弱电解质的电离程度越大。 4．影响因素 温度的 影响 升高温度，电离平衡向右移动，电离度增大； 降低温度，电离平衡向左移动，电离度减小 浓度的 影响 当弱电解质溶液浓度增大时，电离度减小； 当弱电解质溶液浓度减小时，电离度增大 (二)电离常数 1．概念：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度的比值是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数。 用K(弱酸的用K a，弱碱的用K b)表示。 2．表达式 (1)对于一元弱酸HA：HA H＋＋A－ 电离常数K a＝c(H＋)·c(A－) c(HA) 。 (2)对于一元弱碱BOH：BOH B＋＋OH－ 电离常数K b＝c(B＋)·c(OH－) c(BOH) 。 (3)对于多元弱酸，以H2CO3为例： H2CO 3H＋＋HCO－3K a1＝c(H＋)·c(HCO－3) c(H2CO3) HCO－3H＋＋CO2－3K a2＝c(H＋)·c(CO2－3) c(HCO－3) 3．意义 相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的酸性或碱性相对越强。 4．特点 电离常数只与温度有关，与电解质的浓度、酸碱性无关，由于电离过程是吸热的，故温度升高，K增大。多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是K1?K2……，所以其酸性主要决定于第一步电离。 (三)电离常数的4个应用 COOH CH cα [题点全练] 题点(一)电离常数的理解与应用 1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。 (1)当弱电解质的浓度增大时，电离度增大(×) (2)在1 mol·L－1的CH3COOH溶液中，升高温度，电离度增大(√) (3)电离平衡右移，电离常数一定增大(×) (4)H2CO3的电离常数表达式：K a＝c2(H＋)·c(CO2－3) c(H2CO3) (×) (5)电离常数可以表示弱电解质的相对强弱(√) (6)电离常数随着弱电解质浓度的增大而增大(×) (7)电离常数大的酸溶液中的c(H＋)一定比电离常数小的酸溶液中的c(H＋)大(×) 2．相同温度下，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是() A B ．反应HZ ＋Y － ===HY ＋Z － 能够发生 C ．相同温度下，0.1 mol·L －1 的NaX 、NaY 、NaZ 溶液，NaZ 溶液pH 最大 D ．相同温度下，1 mol·L －1 HX 溶液的电离常数大于0.1 mol·L － 1 HX 解析：选B 由表中电离常数大小关系：1×10－2＞9×10－6＞9×10－7，所以酸的强弱关系为HZ ＞HY ＞HX ，可知A 、C 不正确，B 正确；电离常数只与温度有关，与浓度无关，D 不正确。 3．(2018·吉安检测)硫酸、硝酸、高氯酸在水溶液中都是强酸，下表是某温度下这三种酸在冰醋酸中的电离常数。下列说法正确的是( ) A ．在冰醋酸中24244 B ．在冰醋酸中，HNO 3的酸性最强 C ．在冰醋酸中，0.01 mol·L －1 的HClO 4，其离子总浓度约为4×10－ 4 mol·L － 1 D ．高氯酸水溶液与氨水反应的离子方程式为H ＋ ＋NH 3·H 2O===H 2O ＋NH ＋ 4 解析：选D 在冰醋酸中，H 2SO 4分步电离，其第一步电离方程式为H 2SO 4 H ＋＋ HSO －4，A 项错误；根据在冰醋酸中的电离常数，三种酸的酸性强弱顺序为HClO 4>H 2SO 4>HNO 3，B 项错误；设在冰醋酸中0.01 mol·L －1的HClO 4中H ＋物质的量浓度为x ， HClO 4 H ＋＋ClO －4 c (起始)/mol·L －1 0.01 0 0 c (变化)/mol·L －1 x x x c (平衡)/mol·L －1 0.01－x x x 则电离常数K ＝x 20.01－x ≈x 20.01＝1.6×10－5，x ＝4×10－4 mol·L －1，离子总浓度约为8×10 －4 mol·L －1，C 项错误；在水溶液中，HClO 4是一元强酸，NH 3·H 2O 是一元弱碱，D 项正 确。 题点(二) 电离常数及电离度的定量计算 4．已知室温时，0.1 mol·L － 1的某一元酸HA 的电离度α＝0.1%。下列叙述错误的是( ) A ．该溶液的pH ＝4 B ．升高温度，溶液的pH 增大 C ．此酸的电离常数约为1×10－ 7 D ．由HA 电离出的c (H ＋ )约为水电离出的c (H ＋ )的106倍 解析：选B 根据HA 在水中的电离度可算出c (H ＋)＝0.1 mol·L －1×0.1%＝10－4 mol·L －1，所以 pH ＝4；因HA 在水中有电离平衡，升高温度促进平衡向电离的方向移动，所以 c (H ＋)增大，pH 会减小；C 选项可由电离常数表达式算出K ＝c (H ＋)·c (A －)c (HA )＝1×10－7，所以 C 正确；c (H ＋)＝10－4 mol·L －1，所以c (H ＋，水电离)＝10－10 mol·L －1，前者是后者的106倍。 5．pH 是溶液中c (H ＋ )的负对数，若定义pC 是溶液中微粒物质 的量浓度的负对数，则常温下，某浓度的草酸(H 2C 2O 4)水溶液中pC(H 2C 2O 4)，pC(HC 2O － 4)、pC(C 2O 2－ 4)随着溶液pH 的变化曲线如图 所示。下列说法不正确的是( ) A ．曲线Ⅰ代表HC 2O － 4的浓度随着pH 增大先变小后变大 B ．草酸的电离常数K a1＝1×10 －1.3 ；K a2＝1×10 －4.3 C ．pH ＝4时，c (HC 2O － 4)>c (C 2O 2－ 4)>c (H 2C 2O 4) D.c (C 2O 2－ 4)·c (H 2C 2O 4)c 2 (HC 2O －4) ＝10－ 3 解析：选A 曲线Ⅰ代表HC 2O －4的浓度随着pH 增大先变大后变小，pC(HC 2O －4)越大， HC 2O －4的浓度越小，A 错误；当pH ＝1.3时，c (HC 2O －4)＝c (H 2C 2O 4)，草酸的电离常数K a1＝c (HC 2O －4)c (H ＋)/c (H 2C 2O 4)＝c (H ＋)＝1×10－1.3，当pH ＝4.3时，c (HC 2O －4)＝c (C 2O 2－4)，同理K a2＝c (C 2O 2－4)c (H ＋)/c (HC 2O －4 )＝c (H ＋)＝1×10－4.3，B 正确；pH ＝4时，作垂线交三条曲线，得三个点，pC(HC 2O － 4 ) 2－4 ) c (HC 2O －4)>c (C 2O 2－4)>c (H 2C 2O 4 )，C 正确；c (C 2O 2－4)·c (H 2C 2O 4 )c 2(HC 2O －4 ) ＝c (C 2O 2－4)·c (H 2C 2O 4)·c (H ＋)c 2(HC 2O －4)c (H ＋) ＝K a2 K a1＝1×10－4.31×10－1.3＝10－3，D 正确。 [真题验收] 1．(2015·海南高考)下列曲线中，可以描述乙酸(甲，K a＝1.8×10－5)和一氯乙酸(乙，K a ＝1.4×10－3)在水中的电离度与浓度关系的是() 解析：选B A．这两种物质都是弱电解质，在温度不变、浓度相等时，电离程度CH3COOH 2．(1)(2017·天津高考)已知25 ℃，NH3·H2O的K b＝1.8×10－5，H2SO3的K a1＝1.3×10－2，K ＝6.2×10－8。若氨水的浓度为2.0 mol·L－1，溶液中的c(OH－)＝__________mol·L－1。 a2 将SO2通入该氨水中，当c(OH－)降至1.0×10－7mol·L－1时，溶液中的c(SO2－3)/c(HSO－3)＝________。 (2)(2017·江苏高考)H3AsO3和H3AsO4水溶液中含砷的各物种的分布分数(平衡时某物种的浓度占各物种浓度之和的分数)与pH的关系分别如图所示。 H3AsO4第一步电离方程式H3AsO4H2AsO－4＋H＋的电离常数为K a1，则p K a1＝________(p K a1＝－lg K a1)。 (3)(2016·全国卷Ⅱ)联氨(又称肼，N2H4，无色液体)是一种应用广泛的化工原料，可用作火箭燃料，联氨为二元弱碱，在水中的电离方程式与氨相似，联氨第一步电离反应的平衡常数值为__________(已知：N2H4＋H＋N2H＋5的K＝8.7×107；K W＝1.0×10－14)。联氨与硫酸形成的酸式盐的化学式为_____________________________________________。 (4)(2015·福建高考)25 ℃，两种酸的电离常数如下表。 ①HSO － 3的电离常数表达式K ＝____________________________________________。 ②H 2SO 3溶液和NaHCO 3溶液反应的主要离子方程式为 ________________________________________________________________________。 解析：(1)设氨水中 c (OH －)＝x mol·L －1，根据 NH 3·H 2O 的K b ＝c (NH ＋4)·c (OH －)c (NH 3·H 2O ) ，则 x ·x 2＝1.8×10－5，解得x ＝6.0×10－3。根据H 2SO 3的K a2＝c (SO 2－3)·c (H ＋)c (HSO －3)，则c (SO 2－3)c (HSO －3 )＝K a2c (H ＋)， 当c (OH －)降至1.0×10－7 mol·L －1时，c (H ＋)为1.0×10－7 mol·L －1，则 c (SO 2－ 3) c (HSO －3 )＝6.2×10－8 1.0×10－7＝0.62。 (2)K a1＝c (H 2AsO －4)· c (H ＋)c (H 3AsO 4) ，K 仅与温度有关，为方便计算，在图中取pH ＝2.2时计算， 此时c (H 2AsO －4)＝c (H 3AsO 4)，则K a1＝c (H ＋)＝10－2.2，p K a1 ＝2.2。 (3)将H 2O H ＋＋OH － K W ＝1.0×10－14、N 2H 4＋H ＋N 2H ＋5 K ＝8.7×107 相加， 可得：N 2H 4＋H 2O N 2H ＋5＋OH － K a1＝K W ·K ＝1.0×10 －14×8.7×107＝8.7×10－7。类比NH 3与H 2SO 4形成酸式盐的化学式NH 4HSO 4可知，N 2H 4与H 2SO 4形成的酸式盐的化学式应为N 2H 6(HSO 4)2。 (4)由H 2SO 3和H 2CO 3的电离常数可知酸性：H 2SO 3>H 2CO 3>HSO －3>HCO －3，故反应可放出CO 2气体，H 2SO 3溶液与NaHCO 3溶液反应的离子方程式为H 2SO 3＋HCO －3===HSO －3 ＋H 2O ＋CO 2↑。 答案：(1)6.0×10－ 3 0.62 (2)2.2 (3)8.7×10－ 7 N 2H 6(HSO 4)2 (4)①c (H ＋ )·c (SO 2－ 3) c (HSO 3) ②H 2SO 3＋HCO －3===HSO － 3＋CO 2↑＋H 2O 考点三 强酸(碱)与弱酸(碱)的比较 [思维流程] 1. [说明]实验①、②是最常用、最简捷的方法。 2．设计实验证明BOH(如NH3·H2O)是一元弱碱的方法 (1)室温下，测0.1 mol·L－1BOH的pH，若pH＝13，则BOH为强碱，若pH<13，则BOH为弱碱。 (2)配制BCl的溶液，测其pH，若pH＝7，则BOH为强碱，若pH<7，则BOH为弱碱。 (3)配制pH＝12的BOH的溶液，加水稀释100倍，若稀释后溶液的pH＝10，则BOH 为强碱，若稀释后溶液的pH>10，则BOH为弱碱。 [对点训练] 1．下列事实一定能说明HNO2为弱电解质的是() ①常温下，NaNO2溶液的pH>7 ②用HNO2溶液做导电实验灯泡很暗 ③HNO2不能与NaCl反应 ④常温下0.1 mol·L－1的HNO2溶液pH＝2 ⑤1 L pH＝1的HNO2溶液加水稀释至100 L后溶液的pH＝2.2 ⑥1 L pH＝1的HNO2和1 L pH＝1的盐酸与足量的NaOH溶液完全反应，最终HNO2消耗的NaOH溶液多 ⑦HNO2溶液中加入一定量NaNO2晶体，溶液中c(OH－)增大 ⑧HNO2溶液中加水稀释，溶液中c(OH－)增大 A．①②③⑦B．①③④⑤ C．①④⑤⑥⑦D．②④⑥⑧ 解析：选C②如果盐酸(强酸)的浓度很小灯泡也很暗；④如果是强酸，pH＝1；⑤如果是强酸，加水稀释至100 L后溶液的pH＝3，实际pH＝2.2，这说明HNO2溶液中存在HNO2H＋＋NO－2，是弱酸；⑥依据HNO2＋NaOH===NaNO2＋H2O、HCl＋NaOH===NaCl＋H2O可知，c(HNO2)大于c(HCl)，而溶液中c(H＋)相同，所以HNO2没有全部电离；⑦加入NaNO2，溶液中c(OH－)增大，说明电离平衡移动；⑧不论是强酸还是弱酸，加水稀释，溶液中c(H＋)均减小，而c(OH－)增大。 2．为了证明一水合氨(NH3·H2O)是弱电解质，甲、乙、丙三人分别选用下列试剂进行实验：0.010 mol·L－1氨水、0.1 mol·L－1NH4Cl溶液、NH4Cl晶体、酚酞溶液、pH试纸、蒸馏水。 (1)甲用pH试纸测出0.010 mol·L－1氨水的pH为10，则认定一水合氨是弱电解质，你认为这一方法____________(填“正确”或“不正确”)，并说明理由________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 (2)乙取出10 mL 0.010 mol·L－1氨水，用pH试纸测其pH＝a，然后用蒸馏水稀释至1 000 mL，再用pH试纸测其pH＝b，若要确认NH3·H2O是弱电解质，则a、b应满足什么关系？________________________________。 (3)丙取出10 mL 0.010 mol·L－1氨水，滴入2滴酚酞溶液，显粉红色，再加入少量NH4Cl 晶体，溶液颜色变________(填“深”或“浅”)。你认为这一方法能否证明NH3·H2O是弱电解质？________(填“能”或“否”)，并说明原因________________________________ ________________________________________________________________________。 (4)请你根据所提供的试剂，再提出一个合理又简便的方案证明NH3·H2O是弱电解质：________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 解析：(1)若NH3·H2O是强电解质，则0.010 mol·L－1氨水中c(OH－)应为0.010 mol·L－1，pH＝12。用pH试纸测出0.010 mol·L－1氨水的pH为10，说明NH3·H2O没有完全电离，应为弱电解质。 (2)若NH3·H2O是强电解质，用蒸馏水稀释至1 000 mL，其pH＝a－2。因为NH3·H2O 是弱电解质，不能完全电离，a、b应满足a－2 (3)向0.010 mol·L－1氨水中加入少量NH4Cl晶体，有两种可能：一是氯化铵在水溶液中电离出的NH＋4水解使溶液显酸性，加入氨水中使其pH降低；二是NH＋4使NH3·H2O 的电离平衡NH 3·H2O NH＋4＋OH－逆向移动，从而使溶液的pH降低。这两种可能均可证明NH3·H2O是弱电解质。 (4)NH4Cl为强酸弱碱盐，只需检验NH4Cl溶液的酸碱性，即可证明NH3·H2O是弱电解质还是强电解质。 答案：(1)正确若是强电解质，则0.010 mol·L－1氨水中c(OH－)应为0.010 mol·L－1，pH＝12 (2)a－2 (3)浅能向0.010 mol·L－1氨水(滴有酚酞溶液)中加入氯化铵晶体后颜色变浅，有两种可能：一是氯化铵在水溶液中电离出的NH＋4水解使溶液显酸性，加入氨水中使其pH降低；二是NH＋4使NH3·H2O的电离平衡NH3·H2O NH＋4＋OH－逆向移动，从而使溶液的pH降低。这两种可能均可证明NH3·H2O是弱电解质 (4)取一张pH试纸，再用玻璃棒蘸取0.1 mol·L－1NH4Cl溶液，滴在pH试纸上，显色后跟标准比色卡比较测出pH，pH<7(方案合理即可) 1. 2．强酸与弱酸、强碱与弱碱稀释时的pH变化图像 图中，a、b为pH相等的NaOH溶液和氨水，c、d为pH相等Array的盐酸和醋酸。 对于该图像，要深刻理解以下4点： (1)对于pH＝y的强酸溶液稀释时，体积每增大10n倍，pH就增 大n个单位，即pH＝y＋n；对于pH＝y的弱酸溶液来说，体积每增大10n倍，pH增大不 足n个单位，即pH (2)对于pH＝x的强碱溶液稀释时，体积每增大10n倍，pH就减小n个单位，即pH＝x－n；对于pH＝x的弱碱溶液来说，体积每增大10n倍，pH减小不足n个单位，即pH>x －n；无论怎样稀释，碱溶液的pH不能等于或小于7，只能趋近于7。 (3)加水稀释相同倍数后的pH大小：氨水>NaOH溶液，盐酸>醋酸。 (4)稀释后的pH仍然相等，则加水量的多少：氨水>NaOH溶液，醋酸>盐酸。 [对点训练] 3．在相同温度下，100 mL 0.01 mol·L－1的醋酸溶液与10 mL 0.1 mol·L－1的醋酸溶液相 比较，下列数值前者大于后者的是() A．中和时所需NaOH的量 B．电离的程度 C．H＋的物质的量浓度 D．CH3COOH的物质的量 解析：选B100 mL 0.01 mol·L－1的醋酸溶液与10 mL 0.1 mol·L－1的醋酸溶液中含有的醋酸的物质的量相同，中和时所需NaOH的量相同，A项不符合题意；根据浓度对电离平衡的影响规律：越稀越电离，0.01 mol·L－1的醋酸溶液中醋酸电离的程度大于0.1 mol·L－1的醋酸溶液中醋酸的电离程度，B项符合题意；H＋的物质的量浓度：前者小于后者，C项不符合题意；两份溶液中CH3COOH的物质的量前者小于后者，D项不符合题意。 4．常温下pH＝2的两种酸溶液A和B，分别加水稀释1 000倍，其 pH与所加水的体积变化如图所示。下列结论正确的是() A．B酸比A酸的电离度大 B．A为弱酸，B为强酸 C．B酸的物质的量浓度比A的小 D．A酸比B酸易电离 解析：选D根据图示可知溶液稀释1 000倍后，A酸溶液pH变化大，说明A酸酸性大于B酸酸性。则B酸为弱酸，其电离度应比A酸小，A酸易电离。同为pH＝2，B酸溶液物质的量浓度一定比A酸溶液浓度大。 5．(2018·成都外国语学校期中)现有浓度均为0.1 mol·L－1的盐酸、硫酸、醋酸三种溶液。下列判断中正确的是() A．若三种溶液中c(H＋)分别为a1 mol·L－1、a2 mol·L－1、a3 mol·L－1，则它们的大小关系为a2＝a1＝a3 B．等体积的以上三种酸溶液分别与过量的NaOH溶液反应，若生成的盐的物质的量依次为b1 mol、b2 mol、b3 mol，则它们的大小关系为b1＝b2 C．分别用以上三种酸溶液中和一定量的NaOH溶液生成正盐，若需要酸溶液的体积分别为V1、V2、V3，其大小关系为V1＝V2＝V3 D．分别与Zn反应，开始时生成H2的速率分别为v1、v2、v3，其大小关系为v2>v1>v3解析：选D HCl、H2SO4是强电解质，完全电离，CH3COOH是弱电解质，部分电离，由三种酸溶液中的浓度知，它们的大小关系为a2＝2a1，a1大于a3，A项错误；等浓度等体积的盐酸、硫酸、醋酸三种溶液分别与过量NaOH溶液反应生成盐的物质的量的大小关系为b1＝b2＝b3，B项错误；分别用三种酸溶液中和一定量的NaOH溶液生成正盐，若需要酸溶液的体积分别为V1、V2、V3，则其大小关系为V1＝V3＝2V2，C项错误；硫酸中c(H＋)为0.2 mol·L－1，盐酸中c(H＋)为0.1 mol·L－1，醋酸中c(H＋)小于0.1 mol·L－1，分别与Zn 反应，开始时生成H2的速率的大小关系为v2>v1>v3，D项正确。 [真题验收] 1．(2016·上海高考)能证明乙酸是弱酸的实验事实是() A．CH3COOH溶液与Zn反应放出H2 B．0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液的pH大于7 C．CH3COOH溶液与Na2CO3反应生成CO2 D．0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液可使紫色石蕊变红 解析：选B A 项，只能证明乙酸具有酸性，不能证明其酸性强弱，错误；B 项，该盐水溶液显碱性，可以证明乙酸是弱酸，正确；C 项，可以证明乙酸的酸性比碳酸强，但不能证明其为弱酸，错误；D 项，可以证明乙酸具有酸性，但不能证明其酸性强弱，错误。 2．(2015·全国卷Ⅰ)浓度均为0.10 mol·L － 1、体积均为V 0的MOH 和ROH 溶液，分别加水稀释至体积V ，pH 随lg V V 0的变化如图所示。 下列叙述错误的是( ) A ．MOH 的碱性强于ROH 的碱性 B ．ROH 的电离程度：b 点大于a 点 C ．若两溶液无限稀释，则它们的c (OH － )相等 D ．当lg V V 0＝2时，若两溶液同时升高温度，则c (M ＋ )c (R ＋) 增大 解析：选D 由图像知，浓度为0.10 mol·L －1的MOH 溶液，在稀释前pH 为13，说明MOH 完全电离，MOH 为强碱，而ROH 的pH<13，说明ROH 没有完全电离，ROH 为弱碱。A 项，MOH 的碱性强于ROH 的碱性，正确；B 项，曲线的横坐标lg V V 0越大，表示 加水稀释体积越大，由曲线可以看出b 点的稀释程度大于a 点，溶液浓度越小，弱电解质电离程度越大，故ROH 的电离程度：b 点大于a 点，正确；C 项，若两溶液无限稀释，则溶液的pH 接近于7，故两溶液的c (OH －)相等，正确；D 项，由于MOH 发生完全电离，升高温度，c (M ＋)不变；ROH 存在电离平衡：ROH R ＋＋OH －，升高温度，促进电离平 衡正向移动，c (R ＋)增大， c (M ＋) c (R ＋) 减小，错误。 [综合演练提能] [课堂巩固练] 1．下列关于强、弱电解质的叙述正确的是( ) A ．强电解质全部是离子化合物 B ．强电解质在水中的溶解度一定大于弱电解质在水中的溶解度 C ．强电解质在溶液中完全电离 D ．强电解质溶液的导电能力一定强于弱电解质溶液的导电能力 解析：选C 强、弱电解质的根本区别在于能否完全电离，强电解质不一定为离子化合物，如H 2SO 4、HCl 为共价化合物，A 项错误；溶解度与强、弱电解质没有必然关系，如 BaSO 4为强电解质，但BaSO 4的溶解度很小，B 项错误；强电解质在水溶液中或熔融状态下能够完全电离，弱电解质只能部分电离，C 项正确；导电能力与溶液中的离子浓度和离子所带电荷有关，与强、弱电解质没有必然关系，D 项错误。 2．(2018·天津五区县联考)根据下列实验现象或结果不能证明一元酸HR 为弱酸的是( ) A ．HR 溶液中滴加紫色石蕊溶液，溶液变红色 B ．室温时，NaR 溶液的pH 大于7 C ．HR 溶液加入少量NaR 固体，溶解后溶液的pH 变大 D ．室温时，0.01 mol·L －1 的HR 溶液pH ＝4 解析：选A HR 溶液中滴加紫色石蕊溶液，溶液变红色，说明HR 是酸，但不能证明一元酸HR 为弱酸，A 符合题意；室温时，NaR 溶液的pH 大于7，说明NaR 为强碱弱酸盐，一元酸HR 为弱酸，B 不符合题意；HR 溶液加入少量NaR 固体，溶解后溶液的pH 变大，说明溶液中c (H ＋)减小，HR 的电离平衡逆向移动，从而证明一元酸HR 为弱酸，C 不符合题意；室温时，0.01 mol·L －1的HR 溶液pH ＝4，说明HR 部分电离，则HR 为一元弱酸，D 不符合题意。 3．(2018·郑州第一次质检)将浓度为0.1 mol·L － 1HF 溶液加水稀释，下列各量保持增大 的是( ) ①c (H ＋ ) ②c (F － ) ③c (OH － ) ④K a (HF) ⑤c (F － )c (H ＋) ⑥ c (H ＋ )c (HF ) A ．①⑤ B ．②③ C ．③⑥ D ．④⑥ 解析：选C HF 溶液存在电离平衡：HF F －＋H ＋，加水稀释时，平衡正向移动， 由于溶液体积的增大程度大于n (F －)、n (H ＋)的增大程度，则溶液中c (F －)、c (H ＋)均减小，①、②错误；由于K W ＝c (H ＋)·c (OH －)，c (H ＋)减小，且K W 不变，则c (OH －)增大，③正确；由于溶液的温度不变，则K a (HF)不变，④错误；HF 溶液中存在电荷守恒：c (H ＋)＝c (F －)＋c (OH －)，则c (F －) c (H ＋)＝c (H ＋)－c (OH －)c (H ＋)＝1－c (OH －) c (H ＋)，加水稀释，c (H ＋)减小，c (OH －)增大，故c (F －) c (H ＋) 减小，⑤错误；HF 的电离常数K a (HF)＝c (H ＋)·c (F －)c (HF )，则有c (H ＋)c (HF )＝K a (HF ) c (F －)，K a (HF) 不变，c (F －)减小，故c (H ＋) c (HF ) 的值增大，⑥正确。 4．已知某温度下CH 3COOH 和NH 3·H 2O 的电离常数相等，现向10 mL 浓度为0.1 mol·L －1 的CH 3COOH 溶液中滴加相同浓度的氨水，在滴加过程中( ) A ．水的电离程度始终增大 B ．c (NH ＋ 4)/c (NH 3·H 2O)先增大再减小 C ．c (CH 3COOH)与c (CH 3COO － )之和始终保持不变 D ．当加入氨水的体积为10 mL 时，c (NH ＋ 4)＝c (CH 3COO － ) 解析：选D 开始滴加氨水时，水的电离程度增大，二者恰好完全反应时，水的电离程度最大，再继续滴加氨水时，水的电离程度减小，A 项错误；向醋酸中滴加氨水，溶液的酸性减弱，碱性增强，c (OH －)增大，由 NH 3·H 2O NH ＋4＋OH －可知 K ＝c (NH ＋4)· c (OH －)c (NH 3·H 2O ) ， 则c (NH ＋4)c (NH 3·H 2O )＝K c (OH －)，故c (NH ＋4)c (NH 3·H 2O )减小，B 项错误；根据原子守恒知n (CH 3COO －)与n (CH 3COOH)之和不变，但滴加氨水过程中，溶液体积不断增大，故c (CH 3COO －)与c (CH 3COOH)之和减小，C 项错误；由CH 3COOH 和NH 3·H 2O 的电离常数相等可知当二者 恰好完全反应时，溶液呈中性，结合电荷守恒知c (CH 3COO －)＋c (OH －)＝c (NH ＋4)＋c (H ＋)，则c (CH 3COO －)＝c (NH ＋4 )，D 项正确。 5．常温下，浓度均为0.10 mol·L － 1、体积均为V 0的HA 和HB 溶液，分别加水稀释至体积V ，pH 随lg V V 0 的变化如图所示，下列叙述正确的是( ) A ．该温度下H B 的电离常数约等于1.11×10－ 5 B ．当lg V V 0＝3时，若两溶液同时升高温度，则c (B － )c (A )减小 C ．相同条件下NaA 溶液的pH 大于NaB 溶液的pH D ．溶液中水的电离程度：a ＝c >b 解析：选A 0.1 mol·L －1的HA 溶液的pH ＝1，说明HA 完全电离，所以HA 为强酸，0.1 mol·L －1的HB 溶液的pH>2，说明HB 在溶液中部分电离，所以HB 是弱酸；a 点时，存在平衡：HB H ＋＋B －，稀释100倍后，HB 溶液的pH ＝4，溶液中c (B －)≈c (H ＋)＝10－4 mol·L －1，则 K a ＝c (H ＋)c (B －) c (HB ) ＝10－4×10－4/(0.001－10－4)＝1.11×10－5，A 正确；升 高温度促进弱酸的电离，所以HB 中B －浓度增大，强酸的酸根离子浓度不变，所以A －的浓度不变，因此c (B －)/c (A －)增大，B 错误；HA 为强酸，NaA 是强酸强碱盐不水解，溶液显中性，NaB 为强碱弱酸盐，水解显碱性，所以相同条件下NaA 溶液的pH 小于NaB 溶液的pH ，C 错误；酸抑制水的电离，酸电离出的氢离子浓度越大，对水的抑制程度越大，氢离子浓度：a ＝c >b ，所以溶液中水的电离程度：a ＝c 6．(2018·新余模拟)25 ℃时，电离常数： 请回答下列问题： (1)物质的量浓度为0.1 mol·L －1 的下列四种物质： a ．Na 2CO 3 b ．NaCN c ．CH 3COONa d ．NaHCO 3 pH 由大到小的顺序是____________(填编号)。 (2)25 ℃时，在0.5 mol·L －1 的醋酸溶液中由醋酸电离出的c (H ＋)约是由水电离出的c (H ＋ ) 的________倍。 (3)写出向氰化钠溶液中通入少量二氧化碳的离子方程式： ________________________________________________________________________。 (4)25 ℃时，CH 3COOH 与CH 3COONa 的混合溶液，若测得混合液pH ＝6，则溶液中c (CH 3COO － )－c (Na ＋ )＝__________________(填准确数值)。 (5)25 ℃时，将a mol·L －1 的醋酸与b mol·L －1 氢氧化钠溶液等体积混合，反应后溶液恰 好显中性，用a 、b 表示醋酸的电离常数为__________________。 解析：(1)酸越弱，对应酸根离子的水解程度越大，浓度相同时，溶液的pH 越大，所以pH 由大到小的顺序是a ＞b ＞d ＞c 。 (2)K a (CH 3COOH)＝ c (H ＋)·c (CH 3COO －)c (CH 3COOH ) ＝ c 2(H ＋)c (CH 3COOH ) ＝ 1.8×10 － 5 ， c (CH 3 COOH)≈0.5 mol·L －1，c (H ＋)≈3×10－3mol·L －1，由水电离出的c (H ＋)约为 10－14 3×10－3 mol·L －1 ，由醋酸电离出的c (H ＋)约是由水电离出的c (H ＋)的3×10－3 10－14 3×10－3 ＝9×108 倍。 化学平衡图像专题 基础知识： 对于反应mA(g) + nB(g) pC(g)+qD(g) △H<0 m+n>p+q 条件改变变化结果 K变化平衡移动反应A的浓度C(A)A转化率C的含量条件改变ν逆ν正变 化 1C(A)增大 2C(A)减小 3C(C)增大 4C(C)减小 5温度升高 6温度降低 7压强增大 8压强减小 9加催化剂 课时探究 探究一、图像绘制，读图解题 例题1：氨气有广泛用途，工业上利用反应3H2(g)+ N2(g)2NH3(g) 来合成 氨气；某小组为了探究外界条件对反应的影响，在a b两种条件下分别加入相同浓度 时间t/min02468 条件a c(H2)/10-2mol·L-1 2.00 1.50 1.100.800.80 条件b c(H2)/10-2mol·L-1 2.00 1.30 1.00 1.00 1.00 12 1 T2 下同），△H 0，根据表格数据请在下面画出c(H2)-t图： (2)a条件下，0~4min的反应速率为；平衡时，H2的转化率为 ; 平衡常数为； (3)在a条件下，8min末将容器体积压缩至原来的1/2，11min后达到新的平衡，画出 8min~12min时刻c(H2)的变化曲线。 探究二、图像解题方法 1、反应mA(g) + nB(g) pC(g)+qD(g) △H <0 m+n>p+q 反应速率和时间图如图所示 ，t 1时刻只改变一个影响因素 ①图1所示 ，t 1 时刻改变的因素是 ，平衡向 方向移动， ②图2所示， t 1 时刻改变的因素是 ，平衡向 方向移动， ③图3所示， t 1 时刻改变的因素是 ，平衡向 方向移动， ④图4所示 ，t 1 时刻改变的因素是 ，平衡向 方向移动， ⑤图5所示， t 1 时刻改变的因素是 ，平衡向 方向移动， 2、①对于反应mA(g)+nB(g) pC(g)，右图所示， 请判断温度大小：T 1 T 2，△H 0 ②对于反应mA(g)+nB(g) pC(g)，右图所示， 请判断温度大小：T 1 T 2，△H 0 P 1 P 2， m+n p 探究三、陌生图像的解题技能 1、解决的问题是什么？从图像可以得到什么信息？该信息与所学知识的关联?能用关联解决问题？ △H 0 mA(g)+nB(g) pC(g) ①y 是A 的浓度，△H 0，m+n p ②y 是C 的含量, △H 0，m+n p 最后冲刺15天 10.水溶液中的离子平衡 一、选择题(本题包括16个小题，每小题3分，共48分) 1．下列说法正确的是 ( ) A．向0.1 mol/L Na2CO3溶液中滴加酚酞，溶液变红色 B．Al3＋、NO－3、Cl－、CO2－3、Na＋可大量共存于pH＝2的溶液中 C．乙醇和乙酸都能溶于水，都是电解质 D．分别与等物质的量的HCl和H2SO4反应时，消耗NaOH的物质的量相同 解析：pH＝2的溶液显酸性，CO2－3与H＋不共存，B不正确；乙醇是非电解质，C不正确；与等物质的量的HCl和H2SO4反应，消耗NaOH的物质的量比为1∶2，D不正确． 答案：A 2．(2012·福建质检)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 B．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(SO2－4)相等 D．分别加入足量锌片，两种溶液生成H2的体积相同 解析：酸溶液中氢氧根离子全部来自于水的电离，氢离子浓度相同的情况下，氢氧根离子浓度也相同，则由水电离出的氢离子浓度也相同． 答案：A 3．下列各选项中所述的两个量，前者一定大于后者的是 ( ) A．1 L 0.3 mol/L CH3COOH溶液和3 L 0.1 mol/L CH3COOH溶液中的H＋数 B．pH＝1的CH3COOH溶液和盐酸的物质的量浓度 C．pH＝12的氨水和NaOH溶液的导电能力 D．pH相同的等体积的盐酸和醋酸溶液分别与足量锌粒反应产生的气体体积 解析：A项两溶液中CH3COOH的物质的量相同，后者CH3COOH溶液的浓度小电离程度大，后者中H＋数多，A不正确．B项CH3COOH是弱酸，不完全电离，CH3COOH溶液的浓度大，B符合．C项两溶液中c(H ＋)、c(OH－)均相等，则c(NH＋ c(Na＋)，导电能力相同，C不正确．D项中醋酸的浓度大，n(CH3COOH) 4)＝ 大，与足量锌反应产生的H2多，D不正确． 答案：B 4．用标准盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液时，若测定结果偏高，则产生误差的原因可能是 A．滴定时，装NaOH溶液的锥形瓶未用NaOH溶液润洗 B．酸式滴定管用蒸馏水洗后，用标准盐酸润洗 影响化学平衡移动的因素练习 浓度、压强对化学平衡移动的影响 [基础过关] 一、化学反应速率改变与平衡移动的关系 1．对处于化学平衡的体系，由化学平衡与化学反应速率的关系可知 ( ) A．化学反应速率变化时，化学平衡一定发生移动B．化学平衡发生移动时，化学反应速率一定变化 C．正反应进行的程度大，正反应速率一定大D．改变压强，化学反应速率一定改变，平衡一定移动 2．某温度下反应N2O4(g)?2NO2(g)(正反应吸热)在密闭容器中达到平衡，下列说法不正确的是（）A．加压时(体积变小)，将使正反应速率增大B．保持体积不变，加入少许NO2，将使正反应速率减小 C．保持体积不变，加入少许N2O4，再达到平衡时，颜色变深D．保持体积不变，通入He，再达平衡时颜色不变二、浓度对化学平衡移动的影响 3．在一密闭容器中发生反应：2A(g)＋2B(g)?C(s)＋3D(g) ΔH<0，达到平衡时采取下列措施，可以使正反应速率v正增大、D的物质的量浓度c(D)增大的是（）A．移走少量C B．扩大容积，减小压强 C．缩小容积，增大压强 D．体积不变，充入“惰”气4．在容积为2 L的密闭容器中，有反应m A(g)＋n B(g)?p C(g)＋q D(g)，经过5 min达到平衡，此时各物质的变化为A物质的量浓度减少a mol·L－1，B的平均反应速率v(B)＝a/15 mol·L－1·min－1，C物质的量浓度增加2a/3 mol·L－1，这时若增大系统压强，发现A与C的百分含量不变，则m∶n∶p∶q为（） A．3∶1∶2∶2 B．1∶3∶2∶2 C．1∶3∶2∶1 D．1∶1∶1∶1 三、压强对化学平衡移动的影响 5．某温度下，将2 mol A和3 mol B充入一密闭容器中，发生反应：a A(g)＋B(g)?C(g)＋D(g)，5 min 后达到平衡。若温度不变时将容器的体积扩大为原来的10倍，A的转化率不发生变化，则（）A．a＝2 B．a＝1 C．a＝3 D．无法确定a的值 6．恒温下，反应a X(g)?b Y(g)＋c Z(g)达到平衡后，把容器体积压缩到原来的一半且达到新平衡时，X 的物质的量浓度由0.1 mol·L－1增大到0.19 mol·L－1，下列判断正确的是（）A．a>b＋c B．a 第三节 化学平衡练习题 一、选择题 1．在一个密闭容器中进行反应：2SO 2(g)＋O 2(g) 2SO 3(g) 已知反应过程中某一时刻，SO 2、O 2、SO 3分别是0.2mol/L 、0.1mol/L 、0.2mol/L ，当反应达到平衡时，可能存在的数据是（ ） A ．SO 2为0.4mol/L ，O 2为0.2mol/L B ．SO 2为0.25mol/L C ．SO 2、SO 3(g)均为0.15mol/L D ．SO 3(g)为0.4mol/L 2．在一定温度下，可逆反应A(g)+3B(g) 2C(g)达到平衡的标志是（ ） A. C 生成的速率与C 分解的速率相等 B. A 、B 、C 的浓度不再变化 C. 单位时间生成n molA ，同时生成3n molB D. A 、B 、C 的分子数之比为1:3:2 3．可逆反应H 2(g)+I 2(g) 2HI(g)达到平衡时的标志是（ ） A. 混合气体密度恒定不变 B. 混合气体的颜色不再改变 C. H 2、I 2、HI 的浓度相等 D. I 2在混合气体中体积分数不变 4．在一定温度下的定容密闭容器中，取一定量的A 、B 于反应容器中，当下列物理量不再改变时，表明反应：A(s)＋2B(g)C(g)＋D(g)已达平衡的是（ ） A ．混合气体的压强 B ．混合气体的密度 C ．C 、 D 的物质的量的比值 D ．气体的总物质的量 5．在一真空密闭容器中，通入一定量气体A ．在一定条件下，发生如下反应： 2A(g) B(g) + x C(g)，反应达平衡时，测得容器内压强增大为P ％，若此时A 的转化率为a ％，下列关系正确的是（ ） A ．若x=1，则P ＞a B ．若x=2，则P ＜a C ．若x=3，则P=a D ．若x=4，则P≥a 6．密闭容器中，用等物质的量A 和B 发生如下反应：A(g)+2B(g) 2C(g)，反应达到平衡时，若混合气体中A 和B 的物质的量之和与C 的物质的量相等，则这时A 的转化率为（ ） A ．40％ B ．50% C ．60％ D ．70％ 7．在1L 的密闭容器中通入2molNH 3，在一定温度下发生下列反应：2NH 3N 2+3H 2，达到平衡时，容器内N 2的百分含量为a%。若维持容器的体积和温度都不变，分别通入下列初始物质，达到平衡时，容器内N 2的百分含量也为a ％的是（ ） A ．3molH 2+1molN 2 B ．2molNH 3＋1molN 2 C ．2molN 2+3molH 2 D ．0.1molNH 3＋0.95molN 2+2.85molH 2 8．在密闭容器中发生反应2SO 2+O 2 2SO 3(g)，起始时SO 2和O 2分别为20mol 和 10mol ，达到平衡时，SO 2的转化率为80%。若从SO 3开始进行反应，在相同的条件下，欲使平衡时各成分的体积分数与前者相同，则起始时SO 3的物质的量及SO 3的转化率分别为（ ） A 10mol 10% B 20mol 20% C 20mol 40% D 30mol 80% 9．X 、Y 、Z 为三种气体，把a mol X 和b mol Y 充入一密闭容器中，发生反应X+2Y 2Z 。达到平衡时，若它们的物质的量满足：n （X ）+n （Y ）=n （Z ），则Y 的转化率为（ ） A ． %1005?+b a B ．%1005)(2?+b b a C ．%1005)(2?+b a D ．%1005)(?+a b a 高中化学：电离平衡练习(含答案) 一、单选题 1．下列说法正确的是 A．可以用FeCl3溶液和NaOH溶液反应制备Fe(OH)3胶体 B．FeCl3、FeCl2和Fe(OH)3都可以通过化合反应得到 C．40gNaOH固体溶解于500mL水中,所得溶液的物质的量浓度为2mol/L D．根据电解质的水溶液导电能力的强弱将电解质分为强电解质和弱电解质 2．现有常温下pH=2的醋酸溶液,下列有关叙述正确的是（） COO-) A．c(H+)＝c(CH 3 B．醋酸的物质的量浓度为0.01mol·L-1 C．与pH＝12的NaOH溶液等体积混合后,溶液呈碱性 D．加入醋酸钠固体可抑制醋酸的电离,但电离常数Ka不变 3．在室温下,0.1mol/L100mL的醋酸溶液中,欲使其溶液的pH减小,但又要使醋酸电离程度减少,应采取 A．加入少量CH3COONa固体B．通入少量HCl气体 C．升高温度D．加入水 4．下列说法正确的是 A．酸碱盐都是电解质,其电离的过程属于物理变化 B．电解质是可以导电的化合物 C．在水溶液中能电离出H+的化合物都是酸 D ．强电解质易溶于水导电性强,而弱电解质难溶于水导电性弱 5．已知常温时CH 3COOH 的电离平衡常数为K 。该温度下向20 mL 0.1 mol·L －1 CH 3COOH 溶液中逐滴加入0.1 mol·L －1 NaOH 溶液,其pH 变化曲线如图所示(忽略温度变化)。下列说法中错误的是( ) A ．a 点表示的溶液中c(H +)等于10－3 mol·L －1 B ．b 点表示的溶液中c(CH 3COO －)>c(Na ＋) C ．c 点表示CH 3COOH 和NaOH 恰好反应完全 D ．b 、d 点表示的溶液中33c CH COO c H c CH COOH -+?（）（）（） 均等于K 6．下列说法正确的是() A ．2H S 溶于水的电离方程式为22H S 2H S +-+,向2H S 溶液中加入少量2CuCl 固体,电离平衡 正向移动 B ．4KHSO 在熔融状态下的电离方程式为244KHSO K H SO ++- =++,向醋酸中加入少量4 KHSO 固体,电离平衡逆向移动 C ．向稀氨水中滴加少量432mol /LNH NO ,溶液,4NH +与OH -结合生成 32NH H O ?,使平衡正向移动,电离常数增大 D ．常温下,冰醋酸加水稀释的过程中,溶液的导电能力先增大后减小 7．下列属于弱电解质的是 A ．BaSO 4 B ．CH 3COOH C ．C 2H 5OH D ． Cu 高中化学平衡知识点 1、影像化学反应速率的因素 （1）内因（决定因素） 化学反应是由参加反应的物质的性质决定的。 （2）外因（影响因素） ①浓度：当其他条件不变时，增大反应物的浓度，反应速率加快。 注意：增加固体物质或纯液体的量，因其浓度是个定值，故不影响反应速率（不考虑表面积的影响） ②压强：对于有气体参加的反应，当其他条件不变时，增大压强，气体的体积减小，浓度增大，反应速率加快。 注意：由于压强对固体、液体的体积几乎无影响，因此，对无气体参加的反应，压强对反应速率的影响可以忽略不计。 ③温度：当其他条件不变时，升高温度，反应速率加快。 一般来说，温度每升高10℃，反应速率增大到原来的2~4倍。 ④催化剂：催化剂有正负之分。使用正催化剂，反应速率显著增大；使用负催化剂，反应速率显著减慢、不特别指明时，指的是正催化剂。 2、外界条件同时对V正、V逆的影响 （1）增大反应物浓度时，V正急剧增加，V逆逐渐增大；减小反应物的浓度，V正急剧减小，V逆逐渐减小 （2）加压对有气体参加或生成的可逆反应，V正、V逆均增大，气体分子数大的一侧增大的倍数大于气体分子数小的一侧增大的倍数；降压V正、V逆均减小，气体分子数大的一侧减小的倍数大于气体分子数小的一侧减小的倍数。 （3）升温，V正、V逆一般均加快，吸热反应增大的倍数大于放热反应增加的倍数；降温时，V正、V逆一般均减小，吸热反应减小的倍数大于放热反应减小的倍数。 3、可逆反应达到平衡状态的标志 （1）V正=V逆，如对反应mA（g）+nB（g)======pC（g） ①生成A的速率与消耗A的速率相等。 ②生成A的速率与消耗B的速率之比为m：n （2）各组成成分的量量保持不变 这些量包括：各组成成分的物质的量、体积、浓度、体积分数、物质的量分数、反应的转换率等。 （3）混合体系的某些总量保持不变 对于反应前后气体的体积发生变化的可逆反应，混合气体的总压强、总体积、总物质的量及体系平均相对分子质量、密度等不变。 教学目标：1．了解可逆反应，掌握化学平衡状态的建立。 2．化学平衡常数的概念、，运用化学平衡常数进行计算，转化率的计算 教学重点：化学平衡状态的建立，运用化学平衡常数对化学反应进行的程度判断。 教学难点：化学平衡状态的建立 课时安排：1课时 教学过程： 一、化学平衡状态 1、可逆反应 定义：在相同条件下同时向正、反两个方向进行的反应称可逆反应。 例：下列说法是否正确： （1）氢气在氧气中燃烧生成水，水在电解时生成氢气和氧气，H2+O2=H2O是可逆反应。 （2）硫酸铜晶体加热变成白色粉末，冷却又变成蓝色，所以无水硫酸铜结合结晶水的反应是可逆反应。 （3）氯化铵加热变成氨气和氯化氢气体，两种气体又自发变成氯化铵，氯化铵的分解是可逆反应。 可逆反应的特点： （1）不能进行到底，有一定限度 （2）正反两个方向的反应在同时进行 （3）一定条件下，正逆反应达平衡 可逆反应在反应过程中的速率变化： 反应开始V正> V逆 反应过程中V正减小, V逆增大 到一定时间V正＝V逆≠0 2．化学平衡 定义：在一定条件下可逆反应进行到一定程度时，正反应速率和逆反应速率相等，反应物和生成物的浓度不再发生变化，这种状态称为化学平衡状态，简称化学平衡。 要点：对象——可逆反应 条件——一定条件下，V正=V逆 特征——各成份的浓度不再变化 特点： 动—化学平衡是一种动态平衡V正＝V逆≠0； 定—反应混合物中各组成的浓度保持不变； 变—当外界条件（C、P、T）改变时，V正≠V逆，平衡发生改变 二、化学平衡状态的标志: （1）等速标志，υ正= υ逆（本质特征） ①同一种物质：该物质的生成速率等于它的消耗速率。 ②不同的物质：速率之比等于方程式中各物质的计量数之比，但必须是不同方向 的速率。 （2）恒浓标志，反应混合物中各组成成分的浓度保持不变（外部表现）： ①各组成成分的质量、物质的量、分子数、体积（气体）、物质的量浓度均保持不 变。 ②各组成成分的质量分数、物质的量分数、气体的体积分数均保持不变。 新人教版《化学反应原理》全册知识点归纳 第一章化学反应与能量 一、焓变反应热 1．反应热（Q）：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量 2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应 （1）.符号：△H（2）.单位：kJ/mol（3）△H=H（生成物)-H(反应物） 3.微观角度解释产生原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放热 放出热量的化学反应。(放热>吸热)△H为“-”或△H<0 吸收热量的化学反应。（吸热>放热）△H为“+”或△H>0 注：（高中阶段Q与△H二者通用） （4）影响晗变的主要因素：①发生变化的物质的物质的量，在其他条件一定时与变化物质的物质的量程正比。②物质的温度和压强 ☆常见的放热反应： ①所有的燃烧反应②酸碱中和反应 ③大多数的化合反应④金属与酸或水的反应 ⑤生石灰和水反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等 ☆常见的吸热反应： ①晶体Ba(OH)2?8H2O与NH4Cl②大多数的分解反应 ③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④铵盐溶解等 二、热化学方程式 书写化学方程式注意要点: ①热化学方程式必须标出能量变化。 ②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示） ③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。 ④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数 ⑤各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变 三、燃烧热 1．概念：25℃，101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。燃烧热的单位用kJ/mol表示。 ※注意以下几点： ①研究条件：101kPa ②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。 ③燃烧物的物质的量：1mol ④研究内容：放出的热量。（ΔH<0，单位kJ/mol） 水溶液中的化学平衡 高中化学中，水溶液中的化学平衡包括了：电离平衡，水解平衡，沉淀溶解平衡等。看是三大平衡，其实只有一大平衡，既化学反应平衡。所有关于平衡的原理、规律、计算都是相通的，在学习过程中，不可将他们割裂开来。 化学平衡勒夏特列原理（又称平衡移动原理）是一个定性预测化学平衡点的原理，内容为：在一个已经达到平衡的反应中，如果改变影响平衡的条件之一（如温度、压强，以及参加反应的化学物质的浓度），平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动，但不能完全消除这种改变。 比如一个可逆反应中，当增加反应物的浓度时，平衡要向正反应方向移动，平衡的移动使得增加的反应物浓度又会逐步减少；但这种减弱不可能消除增加反应物浓度对这种反应物本身的影响，与旧的平衡体系中这种反应物的浓度相比而言，还是增加了，转化率还是降低了。 1、不管是电离、水解还是沉淀溶解，一般情况下，正反应的程度都不高，即产物的浓度是较低的，或者说产物离子不能大量共存。双水解除外。 2、弄清楚三类反应的区别和联系。 影响电离平衡的因素 1.温度：电离过程是吸热过程,温度升高,平衡向电离方向移动 2.浓度：弱电解质浓度越大,电离程度越小 3.同离子效应：在弱电解质溶液中加入含有与该弱电解质具有相同离子的强电解质,从而使弱电解质的电离平衡朝着生成弱电解质分子的方向移动，弱电解质的解离度降低的效应称为同离子效应 4.化学反应：某一物质将电离的离子反应掉,电离平衡向正方向移动 1、电离平衡 定义：在一定条件下，弱电解质的离子化速率（即电离速率)等于其分子化速率（即结合速率） （如：水部分电离出氢离子和氢氧根离子，同时，氢离子和氢氧根离子结合成水分子的可逆过程） 范围：弱电解质（共价化合物）在水溶液中 外界影响因素：1）温度：加热促进电离，既平衡向正反向移动（电离是吸热的） 2）浓度：越稀越电离，加水是促进电离的，因为平衡向电离方向移动（向离子数目增多的方向移动） 3）外加酸碱：抑制电离，由于氢离子或氢氧根离子增多，使平衡向逆方向移动 2、水解平衡 定义：在水溶液中，盐溶液中电离出的弱酸根离子或弱碱根离子能和水电离出的氢离子或氢氧根离子结合成弱电解质的过程。 范围：含有弱酸根或弱碱根的盐溶液 外界影响因素：1）温度：加热促进水解，既平衡向正反向移动（水解是吸热的，是中和反应的逆反应） 2）浓度：越稀越水解，加水是促进水解的，因为平衡向水解方向移动 3）外加酸碱盐：同离子子效应。 第三节化学平衡练习题一、选择题 1．在一个密闭容器中进行反应：2SO 2(g)＋O2(g) 2SO3(g) 已知反应过程中某一时刻，SO2、O2、SO3分别是L、L、L，当反应达到平衡时，可能存在的数据是（） A．SO2为L，O2为L B．SO2为L C．SO2、SO3(g)均为L D．SO3(g)为L 2．在一定温度下，可逆反应A(g)+3B(g) 2C(g)达到平衡的标志是（） A. C生成的速率与C分解的速率相等 B. A、B、C的浓度不再变化 C. 单位时间生成n molA，同时生成3n molB D. A、B、C的分子数之比为1:3:2 3．可逆反应H 2(g)+I2(g) 2HI(g)达到平衡时的标志是（） A. 混合气体密度恒定不变 B. 混合气体的颜色不再改变 C. H2、I2、HI的浓度相等 D. I2在混合气体中体积分数不变 4．在一定温度下的定容密闭容器中，取一定量的A、B于反应容器中，当下列物理量不再改变时，表明反应：A(s)＋2B(g)C(g)＋D(g)已达平衡的是（）A．混合气体的压强B．混合气体的密度 C．C、D的物质的量的比值D．气体的总物质的量 5．在一真空密闭容器中，通入一定量气体A．在一定条件下，发生如下反应： 2A(g) B(g) + x C(g)，反应达平衡时，测得容器内压强增大为P ％，若此时A 的转 化率为a ％，下列关系正确的是（ ） A ．若x=1，则P ＞a B ．若x=2，则P ＜a C ．若x=3，则P=a D ．若x=4，则P≥a 6．密闭容器中，用等物质的量A 和B 发生如下反应：A(g)+2B(g) 2C(g)，反应 达到平衡时，若混合气体中A 和B 的物质的量之和与C 的物质的量相等，则这时A 的转化率为（ ） A ．40％ B ．50% C ．60％ D ．70％ 7．在1L 的密闭容器中通入2molNH 3，在一定温度下发生下列反应：2NH 3 N 2+3H 2， 达到平衡时，容器内N 2的百分含量为a%。若维持容器的体积和温度都不变，分别通入下列初始物质，达到平衡时，容器内N 2的百分含量也为a ％的是（ ） A ．3molH 2+1molN 2 B ．2molNH 3＋1molN 2 C ．2molN 2+3molH 2 D ．＋+ 8．在密闭容器中发生反应2SO 2+O 2 2SO 3(g)，起始时SO 2和O 2分别为20mol 和 10mol ，达到平衡时，SO 2的转化率为80%。若从SO 3开始进行反应，在相同的条件下，欲使平衡时各成分的体积分数与前者相同，则起始时SO 3的物质的量及SO 3的转化率分别为（ ） A 10mol 10% B 20mol 20% C 20mol 40% D 30mol 80% 9．X 、Y 、Z 为三种气体，把a mol X 和b mol Y 充入一密闭容器中，发生反应X+2Y 2Z 。达到平衡时，若它们的物质的量满足：n （X ）+n （Y ）=n （Z ），则Y 的转 化率为（ ） A ． %1005 ?+b a B ．%1005) (2?+b b a C ．%1005)(2?+b a D ．%1005) (?+a b a 考点一弱电解质的电离 (一)强、弱电解质 1．概念 [注意]①六大强酸：HCl、H SO4、HNO3、HBr、HI、HClO4。②四大强碱：NaOH、 2 KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2。③大多数盐包括难溶性盐，如BaSO4。 2．电离方程式书写 (1)弱电解质 ①多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步(通常只写第一步电离)，如H2CO3的电离方程式： H2CO3H＋＋HCO－3、HCO－3H＋＋CO2－3。 ②多元弱碱电离方程式一步写成，如Fe(OH)3电离方程式为Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。 (2)酸式盐 ①强酸的酸式盐在溶液中完全电离，如NaHSO4的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO2－4。 ②弱酸的酸式盐中酸根离子在溶液中不能完全电离，如 NaHCO3===Na＋＋HCO－3、HCO－3H＋＋CO2－3。 (二)弱电解质的电离平衡 1．电离平衡的建立 2．电离平衡的特征 (三)影响弱电解质电离平衡的因素 1．影响电离平衡的内因 弱电解质本身的性质是决定电离平衡的主要因素。 2．外界条件对电离平衡的影响 以弱电解质HB的电离为例：HB H＋＋B－。 (1)温度：弱电解质电离吸热，温度升高，电离平衡向正反应方向移动，HB的电离程度增大，c(H＋)、c(B－)均增大。 (2)浓度：稀释溶液，电离平衡向正反应方向移动，电离程度增大，n(H＋)、n(B－)增大，但c(H＋)、c(B－)均减小。 (3)相同离子：在弱电解质的溶液中，加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向逆反应方向移动，电离程度减小。 (4)加入能与电离出的离子反应的物质：电离平衡向正反应方向移动，电离程度增大。 (四)溶液的导电能力 电解质溶液导电能力取决于溶液中自由移动离子浓度和离子所带电荷数。自由移动离子浓度越大，离子所带电荷数越多，则导电能力越强。将冰醋酸、稀醋酸加水稀释，其导电能力随加水的量的变化曲线如图所示。 [说明]①OA段导电能力随加水量的增多导电能力增强，原因是冰醋酸发生了电离，溶液中离子浓度增大。 ②AB段导电能力减弱的原因，随水的加入，溶液的体积增大，离子浓度变小，导电能力减弱。 高中化学选修4--化学平衡习题及答案解析 第三节化学平衡练习题 一、选择题 1．在一个密闭容器中进行反应：2SO2(g)＋O2(g) 2SO3(g) 已知反应过程中某一时刻，SO2、O2、SO3分别是0.2mol/L、0.1mol/L、0.2mol/L，当反应达到平衡时，可能存在的数据是（） A．SO2为0.4mol/L，O2为0.2mol/L B．SO2为0.25mol/L C．SO2、SO3(g)均为0.15mol/L D．SO3(g)为0.4mol/L 2．在一定温度下，可逆反应A(g)+3B(g) 2C(g)达到平衡的标志是（） A. C生成的速率与C分解的速率相等 B. A、B、C的浓度不再变化 C. 单位时间生成n molA，同时生成3n molB D. A、B、C的分子数之比为1:3:2 3．可逆反应H2(g)+I2(g) 2HI(g)达到平衡时的标志是（） A. 混合气体密度恒定不变 B. 混合气体的颜色不再改变 C. H2、I2、HI的浓度相等 D. I2在混合气体中体积分数不变 4．在一定温度下的定容密闭容器中，取一定量的A、B于反应容器中，当下列物理量不再改变时，表明反应：A(s)＋2B(g)C(g)＋D(g)已达平衡的是（） A．混合气体的压强B．混合气体的密度 C．C、D的物质的量的比值D．气体的总物质的量 5．在一真空密闭容器中，通入一定量气体A．在一定条件下，发生如下反应： 2A(g) B(g) + x C(g)，反应达平衡时，测得容器内压强增大为P％，若此时A的转化率为a％，下列关系正确的是（） A．若x=1，则P＞a B．若x=2，则P＜a C．若x=3，则P=a D．若x=4，则P≥a 6．密闭容器中，用等物质的量A和B发生如下反应：A(g)+2B(g) 2C(g)，反应达到平衡时，若混合气体中A和B的物质的量之和与C 的物质的量相等，则这时A的转化率为（） 高中化学电离平衡九大知识点 一、弱电解质的电离 1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。 非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。 强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。 弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。 2、电解质与非电解质本质区别： 电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物 注意：①电解质、非电解质都是化合物②SO2、NH3、CO2等属于非电解质 ③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4 为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。 3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。 4、影响电离平衡的因素： A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。 B、浓度：浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。 C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。 D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。 5、电离方程式的书写：用可逆符号弱酸的电离要分布写（第一步为主） 6、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。） 表示方法：ABA++B- Ki=[ A+][B-]/[AB] 7、影响因素： a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。 b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。 C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO 二、水的电离和溶液的酸碱性 1、水电离平衡： 水的离子积：KW= c[H+]·c[OH-] 25℃时,[H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW= [H+]·[OH-] = 1*10-14 注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定 KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐） 2、水电离特点：（1）可逆（2）吸热（3）极弱 3、影响水电离平衡的外界因素： ①酸、碱：抑制水的电离 KW〈1*10-14 ②温度：促进水的电离（水的电离是吸热的） ③易水解的盐：促进水的电离 KW 〉1*10-14 4、溶液的酸碱性和pH： （1）pH=-lgc[H+] （2）pH的测定方法： 高中化学学习材料 等效平衡练习 班级姓名 1、在密闭容器中进行如下反应：X 2(g)+Y2(g) 2Z(g)，已知X 2、Y2、Z的起始浓度分别为0.1mol/L、 0.3mol/L、0.2mol/L，在一定条件下当反应达到平衡时，各物质的浓度有可能是（） A.Z为0.3mol/L B.Y2为0.35mol/L C.X2为0.2mol/L D.Z为0.4mol/L 2、在一个固定体积的密闭容器中，加入2mol A和1mol B，发生反应：2A(g)＋B(g) 3C(g)＋D(g) 达平衡时，c(C)＝w mol/L。若维持容器内体积和温度不变，按下列四种配比作起始物质，达平衡后，C浓度仍为w mol/L的是（） A. 1mol A＋0.5mol B＋1.5mol C＋0.5 D B. 2mol A＋1mol B＋3mol C＋1mol D C. 3mol C＋1mol D＋1mol B D. 3mol C＋1mol D 3、在一固定体积的密闭容器中加入2 mol A和1 mol B发生反应2A(g)+B(g) 4C(g)+D(s)，达到平衡时C的浓度为w mol·L-1，若维持容器的体积和温度不变，按下列五种配比方案作为反应物，达平衡后，使C的浓度仍为w mol·L-1的配比是（） A．4 mol A+2 mol B B．4 mol C+1 mol D+2mol A+1 mol B C．4mol C+1 mol D+1 mol B D．4 mol C+1.5 mol D E. 4 mol C+0.8mol D 4、在一定温度下保持压强相等的密闭容器中，充入1molA、2molB发生 A(g)+B(g) 2C(g)+D(g)，达到平衡时A的含量为w，下列物质组合充入该容器中，A的含量仍为w 的是（） A. 2molC+1molD B. 1molB+2molC+1molD C. 1molA+1molB D. 1molA+4molB+4molC+2molD 5、将2.0 mol SO2气体和2.0 mol SO3气体混合于固定体积的密闭容器中，在一定条件下发生反应：2SO2(g)＋O2(g) 2SO3(g)，达到平衡时SO3为n mol。在相同温度下，分别按下列配比在相同密闭容器中放入起始物质，平衡时SO3等于n mol的是( ) A. 1.6 mol SO2＋0.3 mol O2＋0.4 mol SO3 B. 4.0 mol SO2＋1.0 mol O2 C. 2.0 mol SO2＋1.0 mol O2＋2.0 mol SO3 D. 3.0 mol SO2＋0.5 mol O2＋1.0 mol SO3 6、在一定容密闭容器中，加入m mol A，n mol B发生下列反应： mA(气) +nB(气) pC(气)，平衡时C的浓度为w mol·L-1，若维持容器体积和温度不变，起始加入a molA,b molB，c molC，要使平衡后C的浓度仍为w mol·L-1，则： a、b、c必须满足的关系是( ) 高中化学溶液离子水解与电离中三大守恒详解 电解质溶液中有关离子浓度的判断是近年高考的重要题型之一。解此类型题的关键是掌握“两平衡、两原理”，即弱电解质的电离平衡、盐的水解平衡和电解质溶液中的电荷守恒、物料守恒原理。首先，我们先来研究一下解决这类问题的理论基础。 一、电离平衡理论和水解平衡理论 1.电离理论： ⑴弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的，同时注意考虑水的电离的存在；⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主； 2.水解理论： 从盐类的水解的特征分析：水解程度是微弱的（一般不超过2‰）。例如：NaHCO 3 溶液中，c(HCO 3―)＞＞c(H 2 CO 3 )或c(OH― ) 理清溶液中的平衡关系并分清主次： ⑴弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗；如NaHCO 3 溶液中有：c(Na+)＞ c(HCO 3 -)。⑵弱酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微量的（双水解除外），因此水解生成的弱电解质及产生H+的（或OH-）也是微量，但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c(H+)（或碱性溶液中的c(OH-)）总是大于水解产生的弱电解质的浓度；⑶一般来说“谁弱谁水解，谁强显谁性”，如水解呈酸性的溶液中c(H+)＞c(OH-)，水解呈碱性的溶液中c(OH-)＞c(H+)；⑷多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的，主要以第一步水解为主。 二、电解质溶液中的守恒关系 1、电荷守恒：电解质溶液中的阴离子的负电荷总数等于阳离子的正电荷总数， 电荷守恒的重要应用是依据电荷守恒列出等式，比较或计算离子的物质的量或物质的量浓度。如（1）在只含有A＋、M－、H＋、OH―四种离子的溶液中c(A+)+c(H ＋)==c(M-)+c(OH―),若c(H＋)＞c(OH―)，则必然有c(A+)＜c(M-)。盐溶液中阴、阳离子所带的电荷总数相等。 例如，在NaHCO 3 溶液中，有如下关系： C(Na＋)+c(H＋)==c(HCO 3―)+c(OH―)+2c(CO 3 2―) 如NH 4 Cl溶液中：c（NH4+）＋c（H+）＝c（Cl－）＋c（OH－） 如Na 2CO 3 溶液中：c（Na+）＋c（H+）＝2c（CO32-）＋c（HCO3-）＋c（OH－） 书写电荷守恒式必须①准确的判断溶液中离子的种类；②弄清离子浓度和电荷浓度的关系。 2、物料守恒：就电解质溶液而言，物料守恒是指电解质发生变化（反应或电离）前某元素的原子（或离子）的物质的量等于电解质变化后溶液中所有含该元素的原子（或离子）的物质的量之和。实质上，物料守恒属于原子个数守恒和质量 一、几大影响因素对应的基本v-t图像 1．浓度 当其他条件不变时，增大反应物浓度或减小生成物浓度，平衡向正反应方向移动；增大生成物浓度或减小反应物浓度，平衡向逆反应方向移动。 改变浓度对反应速率及平衡的影响曲线： 2．温度。 在其他条件不变的情况下，升高温度，化学平衡向着吸热的方向进行；降低温度，化学平衡向着放热的方向进行。 化学平衡图像专题知识梳理 由曲线可知：当升高温度时，υ正和υ逆均增大，但吸热方向的速率增大的倍数要大于放热方向的速率增大的倍数，即υ吸>υ放，故化学平衡向着吸热的方向移动；当降低温度时，υ正和υ逆 <υ放，故化学平降低，但吸热方向的速率降低的倍数要大于放热方向的速率降低的倍数，即υ 吸 衡向着放热的方向移动。 3．压强 对于有气体参加且方程式左右两边气体物质的量不等的反应来说，在其他条件不变的情况下，增大压强，平衡向着气体物质的量减小的方向移动；减小压强，平衡向着气体物质的量增大的方向移动。 改变压强对反应速率及平衡的影响曲线[举例反应：mA(g)+n(B)p(C)，m+n>p] 由曲线可知，当增大压强后，υ正和υ逆均增大，但气体物质的量减小的方向的速率增大的 倍数大于气体物质的量增大的方向的速率增大的倍数(对于上述举例反应来说，即'υ正增大的倍 数大于'υ逆增大的倍数)，故化学平衡向着气体物质的量减小的方向移动；当减小压强后，υ正和υ 均减小，但气体物质的量减小的方向的速率减小的倍数大于气体物质的量增大的方向的速率逆 减小的倍数(对于上述举例反应来说，即'υ正减小的倍数大于'υ逆减小的倍数)，故化学平衡向着气体物质的量增大的方向移动。 【注意】对于左右两边气体物质的量不等的气体反应来说： *若容器恒温恒容，则向容器中充入与反应无关的气体(如稀有气体等)，虽然容器中的总压强增大了，但实际上反应物的浓度没有改变(或者说：与反应有关的气体总压强没有改变)，故无论是反应速率还是化学平衡均不改变。 *若容器恒温恒压，则向容器中充入与反应无关的气体(如稀有气体等)，为了保持压强一定，容器的体积一定增大，从而降低了反应物的浓度(或者说：相当于减小了与反应有关的气体压强)，故靴和她均减小，且化学平衡是向着气体物质的量增大的方向移动。 选修四化学速率章末测试题（内含答案） 一．选择题（共20小题） 1．将固体NH4I置于密闭容器中，在一定温度下发生下列反应：①NH4I（s）?NH3（g）+HI（g）；②2HI（g）?H2（g）+I2（g）．达到平衡时，c（H2）=0.5mol/L，c（HI）=4mol/L，则此温度下反应①的平衡常数为（） A．9 B．16 C．20 D．25 2．在体积为V的密闭容器中发生可逆反应3A（？）+B（？）═2C （g），下列说法正确的是（） A．若A 为气态，则气体的平均密度不再变化时反应达到平衡状态 B．升高温度，C的体积分数增大，则该正反应放热 C．达到平衡后，向容器中加入B，正反应速率一定加快 D．达到平衡后，若将容器的容积压缩为原来的一半，C的浓度变为原来的1.8倍，则A一定为非气态 3．在体积均为1.0L的两个恒容密闭容器中加入足量的相同质量的固体B，再分别加入0.1mol A和0.2molA，在不同温度下反应A（g）+B（s）?2C（g）达到平衡，平衡时A的物质的量浓度c（A）随温度的变化如图所示（图中Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ点均处于曲线上）．下列说法正确的是（） A．反应A（g）+B（s）?2C（g）△S＞0、△H＜0 B．A的转化率：a（状态Ⅱ）＞a（状态Ⅲ） C．体系中c（C）：c（C，状态Ⅱ）＞（C，状态Ⅲ） D．化学平衡常数：K （状态Ⅰ）=K （状态Ⅲ）＞K（状态Ⅱ） 4．在醋酸溶液中，CH3COOH电离达到平衡的标志是（） A．溶液显电中性 B．溶液中检测不出CH3COOH分子存在 C．氢离子浓度恒定不变 D．c（H+）=c（CH3COO﹣） 5．对于可逆反应：2A（g）+B（g）?2C（g）△H＜0，下列各图正确的是（）A．B．C． D． 6．工业上用丁烷催化脱氢制备丁烯：C4H10（g）═C4H8（g）+H2（g）（正反应吸热） 将丁烷和氢气以一定的配比通过填充有催化剂的反应器（氢气的作用是活化催化剂），反应的平衡转化率、产率与温度、投料比有关。下列判断不正确的是（）高中化学平衡图像专题Word版
高考化学水溶液中的离子平衡
化学选修4影响化学平衡移动的因素习题
q C．x点的混合物中v正
高中化学选修4化学平衡习题及答案解析
高中化学：电离平衡练习(含答案)
高中化学平衡知识点
高中化学选修四：化学平衡状态教案
(完整版)化学选修4(新人教版)
(完整版)高中化学三大平衡
高中化学选修化学平衡习题及答案解析
高中化学选修四水溶液中的离子平衡
高中化学选修4--化学平衡习题及答案解析
高中化学电离平衡九大知识点
人教版高中化学选修四等效平衡练习.doc
高中化学三大守恒知识点例题习题
高中化学09化学平衡图像专题
选修四化学平衡练习题含答案.doc
相关主题
文本预览