2．0.1mol·L－1氨水10mL，加蒸馏水稀释到1L后，下列变化中正确的是（ ）
①电离程度增大
②c（NH3·H2O）增大
③NH
数目增多
④c（OH－）增大
⑤导电性增强
⑥
增大
A．①②③ B．①③⑤
C．①③⑥D．②④⑥
解析：
选C。
氨水加水稀释，电离程度增大，则c（NH3·H2O）减小，NH
数目增多，①③对，②错；溶液中n（OH－）增大，但c（OH－）减小，④错；溶液稀释时c（NH
）、c（OH－）均减小，溶液导电性减弱，⑤错；根据K＝
，则
＝
，由于温度不变，K不变，而c（OH－）减小，则
增大，⑥对。
电离平衡定向移动分析
3．已知0.1mol·L－1的醋酸溶液中存在电离平衡：
CH3COOH
CH3COO－＋H＋，要使溶液中c（H＋）/c（CH3COOH）的值增大，可以采取的措施是（ ）
①加少量烧碱溶液
②升高温度
③加少量冰醋酸
④加水
A．①②B．①③
C．②④D．③④
解析：
选C。
对于②和④可以这样分析，在同一溶液中c（H＋）/c（CH3COOH）＝n（H＋）/n（CH3COOH），升高温度和加水稀释平衡均向右移动，n（H＋）增大，n（CH3COOH）减小，因此整个比值增大。
对于①和③可借助于平衡常数分析更清楚，c（H＋）/c（CH3COOH）＝K/c（CH3COO－），温度不变，K值不变，在溶液中加入少量烧碱或少量冰醋酸，平衡均向右移动，溶液中c（CH3COO－）增大，因此整个比值减小。
4．（2017·北京海淀区模拟）稀氨水中存在着下列平衡：
NH3·H2O
NH
＋OH－，若要使平衡向逆方向移动，同时使c（OH－）增大，应加入适量的物质或采取的措施是（ ）
①NH4Cl固体
②硫酸
③NaOH固体
④水
⑤加热
⑥加入少量MgSO4固体
A．①②③⑤B．③⑥
C．③D．③⑤
解析：
选C。
若在氨水中加入NH4Cl固体，c（NH
）增大，平衡向逆方向移动，c（OH－）减小，①不符合题意；硫酸中的H＋与OH－反应，使c（OH－）减小，平衡向正方向移动，②不符合题意；当在氨水中加入NaOH固体后，c（OH－）增大，平衡向逆方向移动，③符合题意；若在氨水中加入水，稀释溶液，平衡向正方向移动，c（OH－）减小，④不符合题意；电离属吸热过程，加热平衡向正方向移动，c（OH－）增大，⑤不符合题意；加入MgSO4固体发生反应：
Mg2＋＋2OH－===Mg（OH）2↓，溶液中c（OH－）减小，平衡向正方向移动，⑥不符合题意。
外界条件对电离平衡影响的四个不一定
（1）稀醋酸加水稀释时，溶液中不一定所有的离子浓度都减小。
因为温度不变，Kw＝c（H＋）·c（OH－）是定值，稀醋酸加水稀释时，溶液中的c（H＋）减小，故c（OH－）增大。
（2）电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，离子的浓度不一定增大，电离程度也不一定增大。
如对于CH3COOH
CH3COO－＋H＋，平衡后，加入冰醋酸，c（CH3COOH）增大，平衡右移，根据勒夏特列原理，只能“减弱”而不能消除，再次平衡时，c（CH3COOH）比原平衡时大；加水稀释或加少量NaOH固体，都会引起平衡右移，但c（CH3COOH）、c（H＋）都比原平衡时要小；加水稀释或增大弱电解质的浓度，都使电离平衡向电离方向移动，但加水稀释时弱电解质的电离程度增大，而增大弱电解质的浓度时弱电解质的电离程度减小。
电离平衡常数[学生用书P167]
[知识梳理]
1．表达式
（1）对于一元弱酸HA：
HA
H＋＋A－，电离平衡常数K＝
。
（2）对于一元弱碱BOH：
BOH
B＋＋OH－，电离平衡常数K＝
。
2．特点
（1）电离平衡常数只与温度有关，因电离是吸热过程，所以升温，K值增大。
（2）多元弱酸的各级电离平衡常数的大小关系是K1≫K2≫K3≫…，故其酸性取决于第一步。
3．意义
K值越大，说明弱电解质越易电离，其酸（碱）性越强。
4．影响因素
[自我检测]
1．
（1）填写下表。
弱电解质
电离方程式
电离常数（25℃）
NH3·H2O
K＝1.7×10－5
CH3COOH
K＝1.7×10－5
HClO
K＝4.7×10－8
（2）CH3COOH酸性________HClO酸性（填“大于”“小于”或“等于”），判断的依据：
_______________________________________________________________________。
答案：
（1）NH3·H2O
NH
＋OH－ CH3COOH
CH3COO－＋H＋ HClO
H＋＋ClO－
（2）大于 相同条件下，醋酸的电离常数大于次氯酸的电离常数
2．（教材改编题）下列关于电离平衡常数（K）的说法中正确的是（ ）
A．电离平衡常数（K）越小，表示弱电解质电离能力越弱
B．电离平衡常数（K）与温度无关
C．相同温度下，不同浓度的同一弱电解质，其电离平衡常数（K）不同
D．多元弱酸各步电离平衡常数相互关系为K1＜K2＜K3
解析：
选A。
电离平衡常数随温度的变化而变化，多元弱酸分步电离，电离平衡常数逐渐减小，K越小说明弱电解质的电离能力越弱。
（1）电离平衡常数与化学平衡常数一样，只与温度有关，与其他条件无关。
（2）依据电离平衡常数除了可以比较弱电解质的电离能力外，还能判断电离平衡的移动方向。
（3）在运用电离平衡常数表达式进行计算时，浓度必须是平衡时的浓度。
25℃时，部分物质的电离平衡常数如表所示：
化学式
CH3COOH
H2CO3
HClO
电离平衡常数
1.7×10－5
K1＝4.3×10－7
K2＝5.6×10－11
4.7×10－8
请回答下列问题：
（1）CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为
________________________________________________________________________。
（2）同浓度的CH3COO－、HCO
、CO
、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序为________________________________________________________________________。
（3）将少量CO2气体通入NaClO溶液中，写出反应的离子方程式：
________________________________________________________________________。
（4）体积为10mLpH＝2的醋酸溶液与一元酸HX分别加水稀释至1000mL，稀释过程中pH变化如图所示，则HX的电离平衡常数________（填“大于”“等于”或“小于”）醋酸的电离平衡常数，理由是
________________________________________________________________________。
[解析]
（1）～
（2）电离平衡常数越大，酸性越强，电离平衡常数越小，其对应酸根离子结合H＋能力越强。
（3）根据电离平衡常数可以判断：
酸性H2CO3＞HClO＞HCO
，H2CO3可以和ClO－反应生成HCO
和HClO，所以少量CO2与NaClO溶液反应生成HCO
和HClO。
（4）根据图像分析知，起始时两种溶液中c（H＋）相同，故c（较弱酸）＞c（较强酸），稀释过程中较弱酸的电离程度增大的多，故在整个稀释过程中较弱酸的c（H＋）一直大于较强酸的c（H＋），稀释相同倍数，HX的pH变化比CH3COOH的大，故HX酸性强，电离平衡常数大。
[答案]
（1）CH3COOH>H2CO3>HClO
（2）CO
>ClO－>HCO
>CH3COO－
（3）ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCO
（4）大于 稀释相同倍数，HX的pH变化比CH3COOH的pH变化大，酸性强，电离平衡常数大
（1）根据电离平衡常数知，上述电解质均为弱电解质，常温下0.1mol·L－1的CH3COOH溶液在加水稀释过程中，下列表达式的数据一定变小的是__________（填序号）。
A．c（H＋） B．c（H＋）/c（CH3COOH）
C．c（H＋）·c（OH－）D．c（OH－）/c（H＋）
E.
若该溶液升高温度，上述表达式的数据增大的是________。
（2）上题中H2CO3的电离平衡常数K1、K2差别很大的原因（从电离平衡的角度解释）：
________________________________________________________________________。
答案：
（1）A ABCE
（2）第一步电离产生的H＋对第二步的电离起抑制作用
利用电离平衡常数解题的思维模型
有关电离平衡常数的定性分析
1．运用电离平衡常数判断下列可以发生的反应是（ ）
酸
电离平衡常数（25℃）
碳酸
K1＝4.3×10－7
K2＝5.6×10－11
次溴酸
K＝2.4×10－9
①HBrO＋Na2CO3===NaBrO＋NaHCO3
②2HBrO＋Na2CO3===2NaBrO＋H2O＋CO2↑
③HBrO＋NaHCO3===NaBrO＋H2O＋CO2↑
④NaBrO＋CO2＋H2O===NaHCO3＋HBrO
A．①③B．②④
C．①④D．②③
解析：
选C。
根据复分解反应中较强酸制备较弱酸的原理，①中K（次溴酸）＝2.4×10－9＞K2（碳酸）＝5.6×10－11，能发生；④中K（次溴酸）＝2.4×10－9＜K1（碳酸）＝4.3×10－7，能发生；②和③都不能发生。
2．（2017·杭州七校联考）已知25℃，醋酸、次氯酸、碳酸、亚硫酸的电离平衡常数如下表，下列叙述正确的是（ ）
酸
醋酸
次氯酸
碳酸
亚硫酸
电离平衡常数
K＝1.75×10－5
K＝2.98×10－8
K1＝4.30×10－7
K2＝
5.61×10－11
K1＝1.54×10－2
K2＝1.02×10－7
A.25℃，等物质的量浓度的CH3COONa、NaClO、Na2CO3和Na2SO3四种溶液中，碱性最强的是Na2CO3
B．将0.1mol·L－1的醋酸不断加水稀释，所有离子浓度均减小
C．少量SO2通入Ca（ClO）2溶液中反应的离子方程式为SO2＋H2O＋Ca2＋＋2ClO－===CaSO3↓＋2HClO
D．少量SO2通入CH3COONa溶液中反应的离子方程式为SO2＋H2O＋2CH3COO－===SO
＋2CH3COOH
解析：
选A。
根据表中数据可知，酸性：
亚硫酸＞醋酸＞碳酸＞亚硫酸氢根离子＞次氯酸＞碳酸氢根离子。
A项，相同物质的量浓度的含有弱酸根离子的钠盐溶液，对应酸的酸性越弱，则酸根离子水解程度越大，溶液中氢氧根离子浓度越大，pH越大，水解程度：
CH3COO－＜SO
＜ClO－＜CO
，所以碱性最强的是Na2CO3，正确；B项，醋酸溶液中加一定量水，醋酸的电离程度增大，但是溶液中氢离子浓度减小，由于Kw不变，所以氢氧根离子浓度增大，错误；C项，少量SO2通入Ca（ClO）2溶液中，反应生成的次氯酸能够氧化亚硫酸根离子，正确的离子方程式为2Ca2＋＋2SO2＋2H2O＋2ClO－===2CaSO4↓＋4H＋＋2Cl－，错误；D项，少量SO2通入CH3COONa溶液中，反应生成醋酸和亚硫酸氢根离子，反应的离子方程式为SO2＋H2O＋CH3COO－===HSO
＋CH3COOH，错误。
有关电离平衡常数的定量计算
3．
（1）在25℃下，将amol·L－1的氨水与0.01mol·L－1的盐酸等体积混合，反应平衡时溶液中c（NH
）＝c（Cl－），则溶液显______性（填“酸”“碱”或“中”）；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数K＝______________________________________。
（2）已知常温常压下，空气中的CO2溶于水，达到平衡时，溶液的pH＝5.60，c（H2CO3）＝1.5×10－5mol·L－1。
若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离，则H2CO3
HCO
＋H＋的平衡常数K1＝________。
（已知10－5.60＝2.5×10－6）
解析：
（1）所发生反应的化学方程式为NH3·H2O＋HCl===NH4Cl＋H2O，由电荷守恒可知：
c（NH
）＋c（H＋）＝c（Cl－）＋c（OH－），因为c（NH
）＝c（Cl－），所以c（OH－）＝c（H＋），故溶液显中性。
K＝
，c（NH
）＝c（Cl－）＝0.005mol·L－1，c（OH－）＝c（H＋）＝10－7mol·L－1。
c（NH3·H2O）＝
mol·L－1－c（NH
）＝（
－0.005）mol·L－1。
所以K＝
＝
。
（2）K1＝
＝
＝4.2×10－7。
答案：
（1）中
（2）4.2×10－7
4．
（1）已知25℃时弱电解质电离平衡常数：
K（CH3COOH）＝1.8×10－5，K（HSCN）＝0.13。
将20mL0.10mol·L－1CH3COOH溶液和20mL0.10mol·L－1的HSCN溶液分别与0.10mol·L－1的NaHCO3溶液反应，实验测得产生CO2气体体积（V）与时间t的关系如图。
反应开始时，两种溶液产生CO2的速率明显不同的原因是
________________________________________________________________________；
反应结束后所得溶液中c（SCN－）________c（CH3COO－）（填“>”“＝”或“<”）。
（2）25℃时，在2.0×10－3mol·L－1的氢氟酸水溶液中，调节溶液pH（忽略调节时体积变化），测得平衡体系中c（F－）、c（HF）与溶液pH的关系如下图。
则25℃时，HF电离平衡常数为K（HF）＝
______________________________________________________________（列式求值）。
解析：
（1）电离平衡常数大，则电离出的离子浓度大，故反应开始时，两种溶液产生CO2的速率明显不同的原因是K（HSCN）>K（CH3COOH），溶液中c（H＋）：
HSCN>CH3COOH，c（H＋）大则反应速率快。
由图像可推知反应完全后生成的c（NaSCN）＝c（CH3COONa），又K（HSCN）＞K（CH3COOH），故c（SCN－）>c（CH3COO－）。
（2）电离平衡常数等于电离出的离子浓度的幂之积除以电解质的浓度，故K（HF）＝
＝
＝4×10－4。
答案：
（1）因为K（HSCN）>K（CH3COOH），溶液中c（H＋）：
HSCN>CH3COOH，c（H＋）大则反应速率快 >
（2）
＝
＝4×10－4
电离平衡常数的“四”应用
1．判断弱酸（或弱碱）的相对强弱
电离平衡常数越大，酸性（或碱性）越强，从而进一步判断反应能否发生，即“以强制弱”能够发生。
2．判断盐溶液的酸性（或碱性）强弱
电离平衡常数越大，对应的盐水解程度越小，碱性（或酸性）越弱。
3．判断微粒浓度比值的变化
弱电解质加水稀释时，能促进弱电解质的电离，溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化，但电离平衡常数不变，考题中经常利用电离平衡常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。
例如：
0.1mol·L－1CH3COOH溶液中加水稀释，
＝
＝
，加水稀释时，
c（H＋）减小，K值不变，则
增大。
4．计算浓度、电离程度等相关量（以弱酸HX为例）
HX
H＋ ＋X－
起始（mol·L－1）：
c0（HX） 0 0
平衡（mol·L－1）：
c0（HX）－c（H＋）c（H＋）c（H＋）
则：
K＝
＝
。
（1）已知c0（HX）和c（H＋），求电离平衡常数
由于弱酸只有极少一部分电离，c（H＋）的数值很小，可做近似处理：
c0（HX）－c（H＋）≈c0（HX），则K＝
，代入数值求解即可。
（2）已知c0（HX）和电离平衡常数，求c（H＋）
由于K值很小，c（H＋）的数值很小，可做近似处理：
c0（HX）－c（H＋）≈c0（HX），则：
c（H＋）＝
，代入数值求解即可
升级会员 