17年高考化学(热点题型全突破)专题7模块5压轴题高分策略之电离平衡常数的应用和计算(含解析)
【高中化学】2017年短平快高考考点突破一本通之11 水溶液中离子平衡 考点三 水的电离 Word版含解析
O H O H 【重难点指数】★★★【重难点考向一】水的电离平衡及其影响因素【典型例题1】25 ℃时，水的电离达到平衡：H 2O H＋＋OH－，下列叙述正确的是() A．将纯水加热到95 ℃时，K w变大，pH不变，水仍呈中性B．向纯水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH－)增大，K w变小C．向纯水中加入少量碳酸钠固体，c(H＋)减小，K w不变，影响水的电离平衡D．向纯水中加入醋酸钠或盐酸，均可抑制水的电离，K w不变【答案】C【名师点睛】（1）K w不仅适用于纯水，还适用于酸性、碱性或盐等溶液。
不管哪种溶液均有c(H＋)水＝c(OH －)水。
（2）水的离子积常数表示在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H＋和OH－共存(没有不共存的离子)，且c(H＋)·c(OH－)＝K w。
【重难点考向二】水的离子积常数及其应用【典型例题2】【2015广东理综化学】一定温度下，水溶液中H+和OH-的浓度变化曲线如图2，下列说法正确的是（）A．升高温度，可能引起有c向b的变化B．该温度下，水的离子积常数为1.0×10-13C．该温度下，加入FeCl3可能引起由b向a的变化D．该温度下，稀释溶液可能引起由c向d的变化【答案】C【解析】温度升高，水的离子积增大，c(H+)、c(OH-）都增大，表示的点就不在曲线上，A错；水的离子积常数K=c(H+)·c(OH-)，从图可知离子积是1.0×10-11，不是1.0×10-13，B错；加入FeCl3，水解使得溶液酸性增强，c(H+)增大，那么c(OH-)减小，故可能引起由b向a的变化，C对；温度不变水的离子积不变，稀释溶液后所表示的点还在曲线上，不可能引起由c向d的变化，D 错。
【考点定位】本题主要考查水的离子积的影响因素和离子积的计算，将水的离子积以图像的形式表达出来，还能考查学生对化学图像的分析能力。
【名师点睛】水电离产生c(H＋)和c(OH－)计算的5种类型任何水溶液中水电离产生的c(H＋)和c(OH－)总是相等的，有关计算有以下5种类型(以常温时的溶液为例)。
2017年高考化学真题分类汇编(13个专题)及5套高考试卷水溶液中的离子平衡
D．密闭容器中 1 mol PCl 3 与 1 mol Cl 2 反应制备 PCl5(g)，增加 2N A 个 P﹣ Cl 键
【答案】 A
【解析】
A
．
11
B
中含有中子数
11
=11﹣ 5=6， 0.1 mol 的 B 中含有
0.6mol 中子，含有
0.6N A
个中子，故 A 正确；
B ．没有告诉 pH=1 的 H3PO4 溶液的体积，无法计算溶液中含有
故 A 正确；
B．pH=4.2
时，
c（
H
+）=10
—4.2
mol/L
，c（ HA —）=c（ A 2— ），K 2（ H2A ）
=c(A 2— )
· c(H +)
/c(HA
—
)
==10 —4.2，则
lg[K
2（ H 2A ）]= ﹣ 4.2，故
B
正确；
C．由图象可
知， PH=2.7 时， c（ H2A ）=c （A 2—），由纵坐标数据可知
c（ HCOO —）+c（ OH
—） =c（ Na+） +c（ H+），混合溶液中溶质为等物质的量浓度的
HCOOH 和 HCOONa ；
D ．二者混合后溶液中的溶质为等物质的量浓度的
CH3COONa 、CH 3COOH 和 NaCl ，混
合溶液的 pH＜ 7，说明醋酸电离程度大于醋酸钠水解程度。故
D 正确；
专题 8 水溶液中的离子平衡 (选修 4)
Ⅰ—弱电解质的电离
1 ．（ 2017?江苏 -14）常温下， K a(HCOOH) =1.77 ×10 — 4， K a(CH 3COOH) =1.75 ×10 — 5 ，
高考化学总复习专题17弱电解质的电离平衡考题帮练习含解析
4. 化学平衡常数 ( K) 、水的离子积 ( Kw) 、电离常数 ( Ka) 、溶度积常数 ( Ksp) 是判断物质性质或变
化的重要常数。下列关于这些常数的说法中 , 正确的是
()
A. 将 a mol·Ｌ-1 一元酸 HA与 b mol·Ｌ-1 一元碱 BOH等体积混合 , 若混合后溶液呈中性 , 则混
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 - )
4.[2015 海南 ,11,4 分 ] 下列曲线中 , 可以描述乙酸 ( 甲 , Ka=1.8 ×10 -5) 和一氯乙酸
( 乙 , Ka=1.4 ×10 -3 ) 在水中的电离度与浓度关系的是
HCl
HNO3
Ka ( 或 Ka1)
-5
-9
-9
-10
1.6 ×10 6. ×10 1.6 ×10 4.2 ×10
则在冰醋酸中硫酸的电离方程式为
H2SO4
2H ++S
24
5. 下列叙述正确的是 A. 室温下 pH=8 的 CH3COONa溶液中由水电离出的 c(OH-)=10 -8 mol·Ｌ-1
()
)
A.HA 溶液的物质的量浓度为 0.067 mol ·Ｌ-1
-9
B.25 ℃时 ,HA 的电离平衡常数约为 1.5 ×10
. →ｂ的过程中 , 混合溶液中可能存在
c(A
-
)=
c
(Na
+
)
D.b
点时
:
c(Na
+
)>
c(A -)>
c(OH- )>
c(H
2017年高考化学(热点题型全突破)专题7模块2热点题型一强弱电解质的判断与强酸弱酸的比较
专题7 模块2 热点题型一强、弱电解质的判断与强酸、弱酸的比较一．强、弱电解质的判断方法(1)在相同浓度、相同温度下，与强电解质做导电性对比实验。
(2)浓度与pH的关系。
如0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液，其pH>1，则可证明CH3COOH是弱电解质。
(3)测定对应盐的酸碱性。
如CH3COONa溶液呈碱性，则证明CH3COOH是弱酸。
(4)稀释前后的pH与稀释倍数的关系。
例如，将pH＝2的酸溶液稀释至原体积的1 000倍，若pH小于5，则证明该酸为弱酸；若pH为5，则证明该酸为强酸。
(5)利用实验证明存在电离平衡。
如醋酸溶液中滴入紫色石蕊溶液变红，再加CH3COONa固体，颜色变浅，证明CH3COOH是弱电解质。
(6)在相同浓度、相同温度下，比较与金属反应的速率的快慢。
如将锌粒投入到等浓度的盐酸和醋酸溶液中，起始速率前者比后者快。
二．证明弱电解质的实验方法证明电解质为弱电解质的实验设计(以CH3COOH为例)可从以下方面进行思考：(1)从弱电解质的电离特点分析①称取一定量的无水醋酸配制0.1 mol·L－1的醋酸溶液，测定该溶液的pH>1。
②配制浓度相同的盐酸和醋酸，取相同体积的盐酸和醋酸分别加入烧杯中，接通电源，观察灯泡亮度，接盐酸的灯泡更亮。
③配制相同浓度的盐酸和醋酸，分别测定两溶液的pH，醋酸溶液的pH大。
(2)从影响弱电解质电离平衡的外界因素分析①用已知浓度的盐酸和醋酸溶液分别配制pH＝1的两种溶液，取相同体积溶液并加入足量的锌，用排水法收集生成的氢气，醋酸产生氢气的量多。
②把一定浓度的醋酸溶液分成两等份，其中一份加入醋酸钠固体，然后分别加入形状相同质量相同的锌，未加醋酸钠固体的生成氢气的速率更快。
(3)从盐类水解的角度分析①配制某浓度的醋酸钠溶液，向其中加入几滴酚酞试液，然后加热，溶液红色变深。
②配制某浓度的醋酸钠溶液，向其中加入几滴酚酞试液，溶液变淡红色。
高考化学复习《水溶液中的离子平衡四大常数及其应用》
核心知识梳理
电离常数(Ka、Kb)
在一定条件下达到电 离平衡时，弱电解质 电离形成的各种离子 概 的浓度的乘积与溶液 念 中未电离的分子的浓 度之比是一个常数， 这个常数称为电离常 数
水的离子 积常数(KW)
盐类的水解常数(Kh)
一定温度 在一定温度下，当盐
下，水或 类水解反应达到化学
稀的水溶 平衡时，生成物浓度
水溶 液 中的
四大常数及应 用
方向比努力更重要
研究考纲·辨明考向
考纲要求
考纲解读
考向预测
1.了解水溶液中的四大常 1.水溶液中的四大常数是近几年高考的重点和热点，
数 ，以及影响因素。 题型有选择题和非选择题。
2.理解水溶液中的四大常 2. 主要考查：
数的含义，能进行相关的 一、水溶液中的四大平衡的建立和移动与影响因素
液中[OH－] 幂之积与反应物浓度
与[H＋]的 幂之积的比值是一个
乘积
常数，这个常数就是
该反应的水解平衡常
数
难溶电解质的 溶度积常数(Ksp)
在一定温度下， 在难溶电解质 的饱和溶液中， 各离子浓度幂 之积为一个常 数
电离常数(Ka、Kb)
水的离子 积常数(KW)
盐类的水解常数(Kh)
难溶电解质的 溶度积常数(Ksp)
盐类的水解常数 难溶电解质的
(Kh)
溶度积常数(Ksp)
影响 只与温度有关， 只与温度有 只与温度有关， 只与难溶电解
因素 升高温度，K增 关，升高温 升高温度，Kh增 质的性质和温
大
度，KW增大
大
度有关
2．四大平衡常数之间的几种解质电离常数计算与图像分析
1.依据电离平衡常数计算c(H＋)的答题模板(以弱酸HX为例)
高三三轮复习化学科目第七章第一节弱电解质的电离平衡课件(2017课件)
【例1】
在0.1 mol· L－1 CH3COOH溶液中存在如下电离平 CH3COO－＋H＋。对于该平衡，下列叙述
衡：CH3COOH
正确的是(
)
A．加入水时，平衡向逆反应方向移动 B．加入少量NaOH固体，平衡向正反应方向移动 C．加入少量0.1 mol· L－1HCl溶液，溶液中c(H＋)减小 D．加入少量CH3COONa固体，平衡向正反应方向移动
(2)浓度。 加水稀释CH3COOH溶液，电离平衡向右移动，电离程度 增大。n(CH3COO－)、n(H＋)增大，但c(CH3COO－)、c(H＋)减 小。 (3)同离子效应。
在弱电解质溶液中加入同弱电解质具有相同离子的强电解 质，电离平衡向左移动。例如0.1 mol/L的醋酸溶液中存在如下 平衡CH3COOH CH3COO－＋H＋。加入少量 CH3COONa固体或HCl，由于增大了c(CH3COO－)或c(H＋)，使 CH3COOH的电离平衡向左移动。前者使c(H＋)减小，后者使 c(H＋)增大。
对于BOH
(3)特点。
①电离平衡常数只与温度有关，升温，K值________。 ②多元弱酸的各级电离平衡常数的大小关系是 ______________， 增大 故其酸性取决于第一步。 Ka1≫Ka2≫Ka3
(4)意义。
K越大 ―→ 越 易 电离 ―→ 酸碱性越 强
4．外界条件对电离平衡的影响。
解析：HSCN溶液比CH3COOH溶液反应速率快，说明 HSCN的酸性强于CH3COOH的酸性，A项错误；反应结束后， 均恰好生成它们的钠盐，根据“越弱越水解，水解程度越大，水 的电离程度越大”，B项错误，C项正确；D项忽视了为等体积 混合，体积加倍，浓度减小。
答案：C
实验·操作—提高素养
2017年高考化学试题分类解析 考点7 化学反应速率和化学平衡
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考点7 化学反应速率和化学平衡一、选择题1.(2017·天津高考·6)常压下羰基化法精炼镍的原理为:Ni(s)+4CO(g)Ni(CO)4(g)。
230℃时,该反应的平衡常数K=2×10-5。
已知:Ni(CO)4的沸点为42.2℃,固体杂质不参与反应。
第一阶段:将粗镍与CO 反应转化成气态Ni(CO)4;第二阶段:将第一阶段反应后的气体分离出来,加热至230℃制得高纯镍。
下列判断正确的是( )A.增加c(CO),平衡向正向移动,反应的平衡常数增大B.第一阶段,在30℃和50℃两者之间选择反应温度,选50℃C.第二阶段,Ni(CO)4分解率较低D.该反应达到平衡时,v 生成[Ni(CO)4]=4v 生成(CO)【命题意图】本题主要考查化学反应速率和化学平衡的相关知识,意在考查学生对平衡常数的影响因素、外界条件对化学平衡的影响、平衡标志的判断等知识的掌握及应用能力。
【解析】选B 。
平衡常数只与温度有关,与浓度无关,A 错误;50℃时,Ni(CO)4以气态存在,有利于分离,从而促使平衡正向移动,B 正确;230℃时,Ni(CO)4分解的平衡常数为K1=5×104,可知分解率较高,C 错误;平衡时,4v 生成[Ni(CO)4]= v 生成(CO),D 错误。
2.(2017·江苏高考·10)H 2O 2分解速率受多种因素影响。
实验测得70℃时不同条件下H 2O 2浓度随时间的变化如图所示。
下列说法正确的是( )A.图甲表明,其他条件相同时,H2O2浓度越小,其分解速率越快B.图乙表明,其他条件相同时,溶液pH越小,H2O2分解速率越快C.图丙表明,少量Mn2+存在时,溶液碱性越强,H2O2分解速率越快D.图丙和图丁表明,碱性溶液中,Mn2+对H2O2分解速率的影响大【命题意图】本题考查反应条件对反应速率的影响,意在考查学生的读图分析能力。
【高考化学】2018-2019学年化学高考最新大一轮复习课件：高考热点题型8五大平衡常数的比较与应用
pH=7 可知
c(H+)=c(OH-)=1× 10-7 mol· L-1,依据电荷守恒 ������ c(K+)+c(H+)=c(OH-)+c(Cl-)+c(CN-)可知 c(K+)=c(Cl-)+c(CN-),c(K+)=
2 ������ mol· L-1、c(Cl-)=0.005 mol· L-1,所以 c(CN-)=( -0.005) mol· L-1;依据物 2 ������ ������ ������ 料守恒 c(HCN)= mol· L-1-c(CN-)=[ -( -0.005)] mol· L-1=0.005 2 2 2 ������(CN- )· ������(H+ ) -1 mol· L ;代入 Ka= 即可。 ������(HCN)
-
-
H2SO3+OH-、H2O
-
式相加即得第三式,所以 Ka× Kh=KW,所以 表达式进行推算
������W · ������(HSO3 )
-
������W Ka= ;或用三个平衡常数 ������h
-
OH-+H+,前面的两
������(H+ )· ������(HSO3 ) K a= ������(H2 ������O3 )
可知 Ka=
-7考情分析 解题策略 跟踪训练
答案: (1)1 024 (2)-867 kJ· mol (3)10-2 mol· L-1
-1 1 (K1· K2)2
方法归纳 有关平衡常数的计算一般先依据信息写出相应的化学 方程式或电离方程式,然后进行分析。不同反应(或电离)方程式中 的平衡常数的换算,一般可以采取两种方法: (1)结合盖斯定律,用方程式进行加或减,然后将平衡常数用乘或 除进行计算,如典例1中的(2); (2)依据平衡常数的表达式变形后进行计算,如典例1中的(3)。
2017年高考题型揭秘 题型05 电解质溶液 专题03 命题点深入剖析(1) 含解析
一、弱电解质的电离1、弱电解质的电离平衡及其影响因素弱电解质的电离平衡指在一定条件下（温度、浓度），弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时的状态。
（1）内因弱电解质本身，如常温下K(HF)>K(CH3COOH)。
（2）外因以CH 3COOHCH 3COO -+H +为例①温度：弱电解质的电离过程一般是吸热的，升高温度，电离平衡向右移动，CH 3COOH 电离程度增大，c(H +)、c(CH 3COO -)增大。
②浓度：加水稀释CH 3COOH 溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大。
n(CH 3COO -)、n(H +)增大，但c(CH 3COO -)、c(H +)减小。
③同离子效应：在弱电解质溶液中加入同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。
例如 0.1 mol/L 的醋酸溶液中存在如下平衡CH 3COOHCH 3COO -+H +。
加入少量CH 3COONa 固体或HCl ，由于增大了c(CH 3COO -)或c(H +)，使CH3COOH 的电离平衡向逆反应方向移动。
前者使c(H +)减小，后者使c(H +)增大。
④化学反应：在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质时，可使电离平衡向电离的方向移动。
例如，在CH 3COOH 溶液中加入NaOH 或Na 2CO 3溶液，由于OH -+H +=H 2O 、CO 2-3+2H += H 2O+CO 2↑，使c(H +)减小，平衡向着电离的方向移动。
〖注意〗稀释弱电解质溶液时，平衡移动的方向易误判为逆向移动，把溶液中离子浓度的减小误认为是电离平衡逆向移动造成的，实际上稀释才是造成溶液中离子浓度减小的主要因素。
2、强酸与弱酸(或强碱与弱碱)的比较【典例1】相同温度下，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是（）A．三种酸的强弱关系：HX>HY>HZB．反应HZ＋Y－===HY＋Z－能够发生C．相同温度下，0. 1 mol/L的NaX、NaY、NaZ溶液，NaZ溶液pH最大D．相同温度下，1 mol/L HX溶液的电离常数大于0.1 mol/L HX溶液的电离常数【答案】B【解析】考点：弱电解质的电离平衡常数的应用【典例2】下列事实中不能证明CH3COOH是弱电解质的是（）①常温下某CH3COONa溶液的pH=8 ②用CH3COOH溶液做导电实验，灯泡很暗③等pH等体积的盐酸、CH3COOH溶液和足量锌反应，CH3COOH放出的氢气较多④0.1mol/L的CH3COOH 溶液的pH=2.1 ⑤pH=1的CH3COOH溶液稀释100倍，pH＜3A．② B．②⑤ C．①③⑤ D．③④⑤【答案】A【解析】考点：本题主要是考查弱电解质的判断二、水的电离1、影响水的电离平衡的因素（1）温度：若升高温度，促进水的电离，因为水的电离吸热，故水的电离平衡向右移动，c(H＋)与c(OH －)同时增大，Kc(H＋)与c(OH－)始终保持相等，故仍显中性。
2017年全国高考I卷化学第13题(离子平衡)解析与指导
C.选项知：NaHX溶液中，电离程度大于 水解程度，溶液呈酸性。 推知：在NaHX溶液中，需续加NaOH。 中性，c(H+)=c(OH—)=1×10-7 mol· L-1， 而Ka2=c(H+)· c(X2—)/c(HX—)= 10-5.4， c(X2—)/c(HX—)= 10-5.4/10-7= 101.6， 即c(X2—)＞c(HX—)，故D错误。
[2017•国II.T12]改变0.1mol•L—1二元弱酸H2A溶液的pH，溶 液中的H2A、HA—、A2—的物质的量分数δ(X)随pH的变化如 图所示[已知δ(X)=c(X)/(c(H2A)+c(HA—)+c(A2—))]。下列叙述 错误的是 A．pH=1.2时，c(H2A)=c(HA—) B．lg[K2(H2A)]=﹣4.2 C．pH=2.7时，c(HA—)＞c(H2A) =c(A2—) D．pH=4.2时，c(HA﹣) =c(A2—) =c(H+)
70％
5
[2017•国Ⅲ.T13]在湿法炼锌的电解循环溶液中，较高浓度 的Cl﹣会腐蚀阳极板而增大电解能耗。可向溶液中同时加入 Cu和CuSO4，生成CuCl沉淀从而除去Cl﹣。根据溶液中平 衡时相关离子浓度的关系图，下列说法错误的是
A ． Ksp(CuCl) 的 数 量 级 为
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1 专题7 模块5 压轴题高分策略之电离平衡常数的应用和计算 问题概述： 电离平衡常数的计算，属于化学平衡的计算内容，对于考生来说，只要掌握一定方法要领，应是必争的一块领地，但学生对于此类题目往往感觉无从着手，颇有难度。解此类题目的关键点是紧扣电离平衡常数的表达式，简单的讲就是在审题之前可以先列出表达式，然后根据题给信息注意找出表达式中的各微粒数据。
一、 弱酸、弱碱的电离平衡常数 1、一元弱酸：CH3COOHH＋＋CH3COO－
2、多元弱酸是分步电离的，一级电离程度较大，产生H+，对二级、三级电离产生抑制作用。如： H3PO4H＋＋H2PO－4 K1＝7.1×10－3 H2PO－4H＋＋HPO2－4 K2＝6.3×10－8
HPO2－4H＋＋PO3－4 K3＝4.20×10－13 3、 一元弱碱：NH3·H2ONH4++OH—
二、电离平衡常数的意义 根据电离平衡常数数值的大小，可以估算弱电解质电离的程度，K值越大，电离程度越大，弱酸酸性越强。如相同条件下常见弱酸的酸性强弱顺序： H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO。 三、影响电离平衡常数的外界因素 电离平衡常数随温度的变化而变化，与弱酸、弱碱的浓度无关，同一温度下，不论弱酸、弱碱的浓度如何变化，电离平衡常数是不会改变的。 四、有关电离平衡常数的应用 (1)判断弱酸或弱碱的相对强弱。K越小，酸(碱)性越弱。 2
(2)判断盐(或离子)水解程度的相对大小，K越小，其对应盐(或离子)水解程度越大，c(H＋)或c(OH－)越大，而对应离子的浓度越小。 (3)判断酸与盐能否反应。一般地，酸与盐反应的条件是生成的酸更弱。 五、有关电离平衡常数的计算 已知c(HX)和c(H＋)或电离平衡常数，求电离平衡常数或c(H＋)： HX H＋ ＋ X－ 起始： c(HX) 0 0 平衡： c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(H＋)
则：K＝ 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：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)。
则K＝，即c(H＋)＝K·c。
典例一、 【考点定位】考查外界条件对平衡状态的影响、电离常数应用等。 【2016天津卷】室温下，用相同浓度的NaOH溶液，分别滴定浓度均为0.1mol·L－1的三种酸(HA、HB和HD)溶液，滴定的曲线如图所示，下列判断错误的是( )
A．三种酸的电离常数关系：KHA＞KHB＞KHD B．滴定至P点时，溶液中：c(B－)＞c(Na＋)＞c(HB)＞c(H＋)＞c(OH－) 3
C．pH=7时，三种溶液中：c(A－)=c(B－)=c(D－) D．当中和百分数达100%时，将三种溶液混合后：c(HA)＋c(HB)＋c(HD)=c(OH－)－c(H＋) 【答案】C
【名师点评】 本题考查了酸碱混合时的定性判断、弱电解质的电离平衡、离子浓度大小比较等。在判断溶液中微粒浓度大小的比较时，要重点从三个守恒关系出发，分析思考。（1）两个理论依据：①弱电解质电离理论：电离微粒的浓度大于电离生成微粒的浓度。例如，H2CO3溶液中：c(H2CO3)＞c(HCO3－)≫c(CO32－)(多元弱酸第一步电离程度远远大于第二步电离)。②水解理论：水解离子的浓度大于水解生成微粒的浓度。例如，Na2CO3溶液中：c(CO32－)＞c(HCO3－)≫c(H2CO3)(多元弱酸根离子的水解以第一步为主)。（2）三个守恒关系：①电荷守恒：电荷守恒是指溶液必须保持电中性，即溶液中所有阳离子的电荷总浓度等于所有阴离子的电荷总浓度。例如，NaHCO3溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)=c(HCO3－)＋2c(CO32－)＋c(OH－)。②物料守恒：物料守恒也就是原子守恒，变化前后某种元素的原子个数守恒。例如，0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液中：c(Na＋)＝c(HCO3－)＋c(CO32－)＋c(H2CO3)＝0.1 mol·L－1。③质子守恒：由水电离出的c(H＋)等于由水电离出的c(OH－)，在碱性盐溶液中OH－守恒，在酸性盐溶液中H＋守恒。例如，纯碱溶液中c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO3－)＋2c(H2CO3)。质子守恒的关系式也可以由电荷守恒式与物料守恒式推导得到。解答本题时，能够从图像的起始点得出三种酸的相对强弱是解题的关键。
典例二 【考点定位】电离平衡常数在比较离子浓度大小的应用的知识。 【2015年上海卷（节选）】室温下，0.1 mol/L NaClO溶液的pH 0.1 mol/L Na2SO3溶液的pH。（选填“大于”、“小于”或“等于”）。 浓度均为0.1 mol/L 的Na2SO3和Na2CO3的混合溶液中，SO32–、CO32–、HSO3–、HCO3– 浓度从大到小的顺序为 4
。 已知： H2SO3 Ki1=1.54×10-2 Ki2=1.02×10-7 HClO Ki1=2.95×10-8 H2CO3 Ki1=4.3×10-7 Ki2=5.6×10-11 【答案】 31.大于； c(SO32–)> c(CO32–)> c(HCO3–)> c(HSO3–)。
知识升华三、 【考点定位】考查外界条件对平衡状态的影响、电离常数应用等。 【2016上海卷】随着科学技术的发展和环保要求的不断提高，CO2的捕集利用技术成为研究的重点。 完成下列填空： （1）目前国际空间站处理CO2的一个重要方法是将CO2还原，所涉及的反应方程式为：
CO2（g）+4H2（g）CH4（g）+2H2O（g） 已知H2的体积分数随温度升高而增加。 若温度从300℃升至400℃，重新达到平衡，判断下列表格中各物理量的变化。（选填“增大”、“减小”或 5
“不变”） v正 v逆 平衡常数K 转化率α
（2）相同温度时，上述反应在不同起始浓度下分别达到平衡，各物质的平衡浓度如下表： [CO2]/mol·L-1 [H2]/mol·L-1 [CH4]/mol·L-1 [H2O]/mol·L-1
平衡Ⅰ a b c d 平衡Ⅱ m n x y a、b、c、d与m、n、x、y之间的关系式为_________。 （3）碳酸：H2CO3，Ki1=4.3×10-7，Ki2=5.6×10-11 草酸：H2C2O4，Ki1=5.9×10-2，Ki2=6.4×10-5 0.1 mol/L Na2CO3溶液的pH____________0.1 mol/L Na2C2O4溶液的pH。（选填“大于”、“小于”或“等于”） 等浓度的草酸溶液和碳酸溶液中，氢离子浓度较大的是___________。 若将等浓度的草酸溶液和碳酸溶液等体积混合，溶液中各种离子浓度大小的顺序正确的是_____。（选填编号） a．[H+]＞[HC2O4-]＞[HCO3-]＞[CO32-] B．[HCO3-]＞[HC2O4-]＞[C2O42-]＞[CO32-] c．[H+]＞[HC2O4-]＞[C2O42-]＞[CO32-] D．[H2CO3] ＞[HCO3-]＞[HC2O4-]＞[CO32-] （4）人体血液中的碳酸和碳酸氢盐存在平衡：H++ HCO3- H2CO3，当有少量酸性或碱性物质进入血液中时，血液的pH变化不大，用平衡移动原理解释上述现象。 _________________________________________________________________________________ ___ 【答案】（1） v正 v逆 平衡常数K 转化率α 增大 增大 减小 减小
（2）2244cdxyabmn 6
（3）大于；草酸；ac （4）当少量酸性物质进入血液中，平衡向右移动，使H+浓度变化较小，血液的pH基本不变；当少量碱性物质进入血液中，平衡向左移动，使H+浓度变化较小，血液的pH基本不变。（合理即给分）
【名师点评】 高中化学中，我们除了学习了化学反应平衡以外，还学习了水溶液中的电离平衡、水解平衡和沉淀溶解平衡。溶液中的这三大平衡，和普通的化学反应平衡一样，都适用勒夏特列原理，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。勒夏特列原理（又称平衡移动原理）的内容是：改变影响平衡的一个因素，平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。关键词“减弱”有两层含义，（1）平衡移动方向：与改变条件相反的方向；（2）平衡移动程度：不能抵消这种改变。它定性揭示了化学平衡与外界条件的关系，在帮助中学生判断平衡移动方向，分析平衡移动后浓度、体积百分含量、转化率变化等方面非常方便实用。而且勒夏特列原理有广泛适用性，可用于研究所有的化学动态平衡，如沉淀溶解平衡、电离平衡、盐类水解平衡等，所以它是一个很重要的基本规律。另外注意平衡常数只是温度的函数，温度不变，K值不变。
① 电离常数表达式中各组分的浓度均为平衡浓度． 7
② 多元弱酸溶液中的c(H＋)是各步电离产生的c(H＋)的总和，在每步的电离常数表达式中的c(H＋)是指溶液中H＋的总浓度而不是该步电离产生的c(H＋)． ③ 电离常数的特征．同一弱电解质的稀溶液的电离常数的大小与溶液的浓度无关，只随温度的变化而变化．温度不变，K值不变；温度不同，K值也不同．但由于电离常数随温度的变化不大，在室温时，可不考虑温度对电离常数的影响． ④ 电离常数的意义 a 表明弱电解质电离的难易程度．K值越大，离子浓度越大，该电解质越易电离；反之，电解质越难电离。 b 比较弱酸或弱碱相对强弱．例如在25℃时，HNO2的K＝4.6×10－4，CH3COOH的K＝1.8×10－5，因此HNO2
的酸性比CH3COOH的酸性强。