2021届一轮复习鲁科版弱电解质的电离学案
第2讲 弱电解质的电离
学习指导意见
核心素养
1.了解电解质、强电解质、弱电解质等概念，从电离的角度认识溶液的组成与性质。
2.理解弱电解质在水溶液中的电离平衡及电离平衡常数(Ka、Kb)，并能进行相关计算。
1.变化观念与平衡思想：能多角度、动态地分析弱电解质的电离平衡，并运用平衡移动原理解决实际问题。
2.科学探究与创新意识：能提出有关弱电解质的判断问题；设计探究方案，进行实验探究。
3.证据推理与模型认知：认识电离平衡的本质特征、建立模型。能运用模型解释电离平衡的移动。
考点一 弱电解质的电离平衡
[学在课内]
1.弱电解质
(1)概念
(2)与化合物类型的关系
强电解质主要是大部分离子化合物及某些共价化合物，弱电解质主要是某些共价化合物。
2.电离平衡的建立
(1)定义：弱电解质的电离平衡是指在一定条件下，弱电解质的分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等，溶液中的分子和离子的浓度都保持不变时的状态。
(2)平衡建立过程的vt图像如图所示。
3.电离平衡的特征
4.影响电离平衡的因素
(1)内因：电解质本身的性质决定电解质电离程度的大小。
(2)外因：以CH3COOHCH3COO－＋H＋ ΔH>0为例：
改变
条件
移动
方向
n(H＋)
[H＋]
[CH3COO－]
电离
程度
Ka
升温
向右
增大
增大
增大
增大
增大
浓度
加水
稀释
向右
增大
减小
减小
增大
不变
加冰
醋酸
向右
增大
增大
增大
减小
不变
同离子
效应
加固体
醋酸钠
向左
减小
减小
增大
减小
不变
通入
HCl
气体
向左
增大
增大
减小
减小
不变
加入含
有与弱
电解质
反应的
物质
加固体
氢氧
化钠
向右
减小
减小
增大
增大
不变
加入
镁粉
向右
减小
减小
增大
增大
不变
5.一元强酸(碱)与一元弱酸(碱)的比较
(1)两方面突破一元强酸与一元弱酸比较
①相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较
比较项目
酸
[H＋]
pH
中和碱
的能力
与足量Zn反应
产生H2的量
开始与金属
反应的速率
一元强酸
大
小
相同
相同
大
一元弱酸
小
大
小
②相同pH、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较
比较项目
酸
[H＋]
c(酸)
中和碱
的能力
与足量Zn反应
产生H2的量
开始与金属
反应的速率
一元强酸
相同
小
小
少
相同
一元弱酸
大
大
多
说明：一元强碱与一元弱碱的比较规律与以上类似。
(2)图像法理解一强一弱的稀释规律
①相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸
加水稀释相同的倍数，醋酸的pH大
加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多
②相同体积、相同pH的盐酸、醋酸
加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大
加水稀释相同的pH，醋酸加入的水多
[名师点拨]
强、弱酸比较的几个重要数据
点—[H＋] 结果—n(H＋)总量
稀释相同的倍数，ΔpH的值及相对大小
[考在课外]
教材延伸
判断正误
(1)强电解质都是离子化合物，而弱电解质都是共价化合物(×)
(2)H2SO4在其稀溶液和浓溶液中均能完全电离(×)
(3)强电解质稀溶液中不存在溶质分子，弱电解质稀溶液中存在溶质分子(√)
(4)氨气溶于水，当NH3·H2O电离出的[OH－]＝[NH]时，表明NH3·H2O电离处于平衡状态(×)
(5)除了水的电离平衡外，盐酸中不存在其他电离平衡(√)
(6)1 L 0.1 mol·L－1的乙酸溶液中含H＋的数量为0.1NA(×)
(7)如果0.01 mol·L－1的HA溶液pH>2，说明HA是弱酸(√)
(8)室温下，由0.1 mol·L－1一元碱BOH的pH＝10，可知溶液中存在BOH===B＋＋OH－(×)
(9)电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小，离子浓度一定增大(×)
(10)电离平衡右移，弱电解质的电离程度一定增大(×)
(11)向0.1 mol·L－1 HF溶液加水稀释或加入少量NaF晶体时都会引起溶液中[H＋]减小(√)
(12)稀醋酸加水稀释，醋酸电离程度增大，溶液中的各离子浓度都减小(×)
(13)CH3COOH溶液加水稀释后，溶液中的值减小(√)
(14)常温下，将pH＝3的醋酸溶液稀释到原体积的10倍后，溶液的pH＝4(×)
(15)为确定某酸H2A是强酸还是弱酸，可测NaHA溶液的pH。若pH>7，则H2A是弱酸，若pH<7，则H2A是强酸(×)
(16)常温下，pH＝2的盐酸与等体积的pH＝12的氨水混合后所得溶液显酸性(×)
(17)中和等体积、等物质的量的浓度的盐酸和醋酸所消耗的n(NaOH)相等(√)
(18)25 ℃时，用醋酸溶液滴定等浓度NaOH溶液至pH＝7，V醋酸
a>c ②b>a＝c ③c>a>b
思维探究
(1)向0.1 mol·L－1的醋酸溶液中加入冰醋酸，醋酸的电离程度如何变化？
答案 减小
(2)向0.1 mol·L－1的醋酸溶液中加入盐酸，平衡一定左移吗？
答案 不一定，KCH3COOH＝，加入盐酸不变，
①[H＋]盐酸>[H＋]醋酸，Qc>K，平衡左移
②[H＋]盐酸＝[H＋]醋酸，Qc＝K，平衡不移动，
③[H＋]盐酸<[H＋]醋酸，Qca－2。(3)在NH3·H2ONH＋OH－的平衡体系中加入NH4Cl，增大了[NH]，使以上平衡逆向移动，[OH－]降低，碱性减弱。(4)证明某物质为弱电解质的常用方法有：①证明未完全电离，②证明电离平衡的存在，③证明对应的盐可以水解，故还可以通过测NH4Cl溶液的pH证明NH可以水解，而确定NH3·H2O为弱电解质。
答案 (1)正确 若是强电解质，则0.010 mol·L－1氨水中[OH－]应为0.01 mol·L－1，pH＝12
(2)a－2＜b＜a
(3)浅 能 0.010 mol·L－1氨水(滴有酚酞试液)中加入氯化铵晶体后颜色变浅，是NH使NH3·H2O的电离平衡NH3·H2ONH＋OH－逆向移动，从而使溶液的pH降低。证明NH3·H2O是弱电解质
(4)取一张pH试纸，用玻璃棒蘸取0.1 mol·L－1 NH4Cl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)
[名师点拨]
判断弱电解质的三个思维角度
角度一：弱电解质的定义，即弱电解质不能完全电离，如测0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液的pH>1。
角度二：弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动，如pH＝1的CH3COOH加水稀释10倍后，17。
[能力点提升]
5.现有室温下四种溶液，有关叙述不正确的是( )
序号
①
②
③
④
pH
11
11
3
3
溶液
氨水
氢氧化钠溶液
醋酸
盐酸
A.③④中分别加入适量的醋酸钠晶体后，两溶液的pH均增大
B.②③两溶液等体积混合，所得溶液中[H＋]＞[OH－]
C.分别加水稀释10倍，四种溶液的pH ①＞②＞④＞③
D.V1 L ④与V2 L ①混合，若混合后溶液pH＝7，则V1＜V2
解析 从平衡移动角度分析，CH3COONa电离出的CH3COO－：a.与盐酸中的H＋结合生成CH3COOH；b.使醋酸中平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋左移，两溶液中H＋浓度均减小，所以pH均增大，A正确；假设均是强酸强碱，且物质的量浓度相同，等体积混合后溶液呈中性，但③醋酸是弱酸，其浓度远远大于②，即混合后醋酸过量，溶液显酸性，[H＋]>[OH－]，B正确；分别加水稀释10倍，假设平衡不移动，那么①②溶液的pH均为10，但稀释氨水使平衡NH3·H2O
NH＋OH－右移，使①pH>10，同理醋酸稀释后pH<4，所以C正确；假设均是强酸强碱，混合后溶液呈中性，V1＝V2，但①氨水是弱碱，其浓度远远大于④盐酸，所以需要的①氨水少，即V1>V2，D错误。
答案 D
6.在25 ℃时，pH＝1的两种酸溶液A、B各1 mL，分别加水稀释到1 000 mL，其pH与溶液体积的关系如图，则下列说法不正确的是( )
A.稀释后，A酸溶液的酸性比B酸溶液弱
B.稀释前，两种酸溶液的物质的量浓度一定相等
C.若a＝4，则A是强酸，B是弱酸
D.若1[H＋]，则A、B两种酸溶液的物质的量浓度不相等，B不正确；由图可知，若a＝4，A完全电离，A是强酸，B的pH变化小，B为弱酸，C正确；pH＝1的酸，加水稀释1 000倍，若a＝4，则A为强酸，B为弱酸，若a<4，则A、B都是弱酸，D正确。
答案 B
7.在25℃下，稀释HA、HB两种酸溶液，溶液pH变化的曲线如图所示，其中V1表示稀释前酸的体积，V2表示稀释后溶液的体积，下列说法不正确的是( )
A.a、b两点水的电离程度a小于b
B.HA、HB两种酸溶液pH相同时，[HA]<[HB]
C.曲线上a、b两点一定相等
D.25 ℃时，NaA溶液中[A－]一定大于NaB溶液中[B－]
解析 稀释前，HA、HB溶液的pH均为2，加水稀释至lg ＝2，稀释100倍，HA溶液pH＝4，说明HA为强酸，溶液HB的pH<4，说明HB为弱酸。a、b两点HB的浓度a大于b，对水的电离的抑制程度a大于b，因此水的电离程度a小于b，A正确；HA为强酸，HB为弱酸存在电离平衡，pH相同时，[HA]<[HB]，B正确；曲线上a、b两点＝×＝，温度不变比值一定不变，C正确；HA为强酸，HB为弱酸，25 ℃时，NaA是强酸强碱盐，不水解，NaB溶液中B－水解，溶液显碱性，但没有告知NaA溶液和NaB溶液的浓度的大小，因此无法判断NaA溶液中[A－]和NaB溶液中[B－]的大小，D错误。
答案 D
[名师点拨]
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相等的盐酸和醋酸。对于该图像，要深刻理解以下4点：
(1)对，稀释1 000倍，ΔpH＝3
(2)对，稀释1 000倍，ΔpH<3
(3)无论怎么稀释，溶液仍保持原来性质，pH无限趋近于7
(4)pH相等的溶液
加水稀释相同倍数后的pH大小：氨水>NaOH溶液，盐酸>醋酸。
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。
8.下列事实中，不能比较氢硫酸与亚硫酸的酸性强弱的是( )
A.氢硫酸不能与碳酸氢钠溶液反应，而亚硫酸可以
B.氢硫酸的导电能力低于相同浓度的亚硫酸
C.0.10 mol·L－1的氢硫酸和亚硫酸的pH分别为4.5和2.1
D.氢硫酸的还原性强于亚硫酸
解析 H2SO3能和NaHCO3反应放出CO2，说明酸性：H2SO3>H2CO3，而H2S不能和NaHCO3反应，说明酸性：H2SH2S>HCO>HS－，所以只有B项可以发生。
答案 B
3.HClO4、H2SO4、HCl和HNO3都是强酸，其酸性在水溶液中差别不大。以下是某温度下这四种酸在冰醋酸中的电离常数。下列说法不正确的是( )
酸
HClO4
H2SO4
HCl
HNO3
Ka
1.6×10－5
Ka1：6.3×10－9
1.6×10－9
4.2×10－10
A.温度会影响这四种酸在冰醋酸中的电离常数
B.在冰醋酸中HClO4是这四种酸中最强的酸
C.在冰醋酸中H2SO4的电离方程式为H2SO42H＋＋SO
D.这四种酸在冰醋酸中都没有完全电离，但仍属于强电解质
解析 平衡常数均与温度有关系，A正确；根据表中数据可知在冰醋酸中HClO4的电离常数最大，因此是这四种酸中最强的酸，B正确；在冰醋酸中硫酸是二元弱酸，电离分步进行，即在冰醋酸中H2SO4的电离方程式为H2SO4H＋＋HSO、HSOH＋＋SO，C错误；这四种酸在冰醋酸中都没有完全电离，但在水溶液中完全电离，因此仍属于强电解质，D正确。
答案 C
4.分析下表，下列选项错误的是( )
弱酸
CH3COOH
HCN
H2CO3
电离常数
(25 ℃)
1.8×10－5
4.9×10－10
Ka1＝4.3×10－7
Ka2＝5.6×10－11
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的电离平衡向电离方向移动
C.相同物质的量浓度的Na2CO3和NaCN溶液，后者pH较大
D.pH＝a的上述3种酸溶液，加水后溶液的pH仍相同，则醋酸中加入水的体积最小
解析 根据电离常数可知HCO和CH3COO－、HCO和CN－均不发生反应，A正确；向食醋中加入水，CH3COOH的电离平衡正向移动，B正确；由于电离常数HCN>HCO，根据“越弱越易水解”可知C错误；pH相同的CH3COOH、HCN、H2CO3 3种酸溶液，加入相同体积的水，CH3COOH溶液pH变化最大，则pH变化相同的情况下，CH3COOH溶液中加入水的体积最小，D正确。
答案 C
[能力点提升]
5.已知室温时，0.1 mol·L－1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，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.此酸的电离平衡常数约为1×10－7
D.由HA电离出的[H＋]约为水电离出的[H＋]的106倍
解析 根据HA在水中的电离度可算出[H＋]＝0.1 mol·L－1×0.1%＝10－4mol·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[H＋]增大，pH会减小；C选项可由平衡常数表达式算出K＝＝1×10－7 ，所以C正确；[H＋]＝10－4mol·L－1，所以[H＋]水＝10－10mol·L－1，前者是后者的106倍。
答案 B
6.25 ℃时，向盛有50 mL
pH＝2的HA溶液的绝热容器中加入pH＝13的NaOH溶液，加入NaOH溶液的体积(V)与所得混合溶液的温度(T)的关系如图所示。下列叙述正确的是( )
A.HA溶液的物质的量浓度为0.01 mol·L－1
B.b→c的过程中，温度降低的主要原因是溶液中发生了吸热反应
C.a→b的过程中，混合溶液中可能存在：[A－]＝[Na＋]
D.25 ℃时，HA的电离平衡常数K约为1.43×10－2
解析 A项，恰好中和时混合溶液温度最高，即b点，此时消耗氢氧化钠0.004 mol，得出HA的浓度为0.08 mol·L－1，错误；B项，b→c的过程中，温度降低的主要原因是NaOH溶液的加入，错误；C项，NaA呈碱性，HA呈酸性，a→b的过程中，混合溶液可能呈中性，存在：[A－]＝[Na＋]，正确；D项，电离平衡常数K＝＝≈1.43×10－3，错误。
答案 C
7.描述弱电解质电离情况可以用电离度和电离平衡常数表示，下表是常温下几种弱酸的电离平衡常数(Ka)和弱碱的电离平衡常数(Kb)。
酸或碱
电离平衡常数[Ka或Kb/ (mol·L－1)]
CH3COOH
1.8×10－5
HNO2
4.6×10－4
HCN
5×10－10
HClO
3×10－8
NH3·H2O
1.8×10－5
请回答下列问题：
(1)表中所给的四种酸中，酸性最弱的是________(用化学式表示)。下列能使醋酸溶液中CH3COOH的电离程度增大，而电离平衡常数不变的操作是________(填序号)。
A.升高温度
B.加水稀释
C.加少量的CH3COONa固体
D.加少量冰醋酸
(2)CH3COONH4的水溶液呈________(选填“酸性”、“中性”或“碱性”)，理由是_____________________________________________________________。
(3)pC类似pH，是指极稀溶液中的溶质浓度的常用负对数值。
若某溶液中溶质的浓度为1×10－3 mol·L－1，则该溶液中溶质的pC＝－lg(1×10－3)＝3。如图为25 ℃时H2CO3溶液的pCpH图。请回答下列问题(若离子浓度小于10－5 mol·L－1，可认为该离子不存在)：
①在同一溶液中，H2CO3、HCO、CO________(填“能”或“不能”)大量共存。
②求H2CO3一级电离平衡常数的数值Ka1＝________。
③人体血液里主要通过碳酸氢盐缓冲体系[H2CO3]/[HCO]可以抵消少量酸或碱，维持pH＝7.4。当过量的酸进入血液中时，血液缓冲体系中的最终将________。
A.变大 B.变小
C.基本不变 D.无法判断
解析 (1)电离平衡常数最小的酸的酸性最弱，即HCN酸性最弱，醋酸的电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，A.升高温度，电离程度增大，电离平衡常数增大，故A错误；B.加水稀释，电离程度增大，电离平衡常数不变，故B正确；C.加少量的CH3COONa固体，电离出的醋酸根对醋酸的电离平衡起抑制作用，电离程度减小，电离平衡常数不变，故C错误；D.加少量冰醋酸，则醋酸浓度增大，根据越稀越电离的事实，则电离程度减小，平衡常数不变，故D错误。
(2)醋酸铵溶液中，醋酸根离子水解显碱性，铵根离子水解显酸性，CH3COOH与NH3·H2O的电离平衡常数相等，CH3COO－和NH在相等浓度时的水解程度相同，酸性和碱性程度相当，溶液显中性。
(3)①碳酸存在的溶液中酸性较强、碳酸根离子存在的溶液中碱性较强，所以碳酸根离子和碳酸不能大量共存。②由图象可知当pH＝6时，pC(H2CO3)＝pC(HCO)，即[HCO]＝[H2CO3]，结合Ka1(H2CO3)＝＝1×10－6。③氢离子浓度增大，平衡向左移动放出CO2，碳酸浓度基本不变，则最终将变大。
答案 (1)HCN B (2)中性 CH3COOH与NH3·H2O的电离平衡常数相等，CH3COO－和NH在相等浓度时的水解程度相同，酸性和碱性程度相当，溶液显中性
(3)①不能 ②1×10－6 ③A
[名师点拨]
有关电离平衡常数的计算(以弱酸HX为例)
(1)已知[HX]和[H＋]，求电离平衡常数。
则：K＝＝
由于弱酸只有极少一部分电离，[H＋]的数值很小，可做近似处理：[HX]－[H＋]≈[HX]。
则K＝，代入数值求解即可。
(2)已知[HX]的电离平衡常数，求[H＋]。由(1)知[H＋]＝，代入数值求解即可
(3)根据电离常数计算的解题思路
8.已知25 ℃，NH3·H2O的Kb＝1.8×10－5，H2SO3的Kal＝1.3×10－2，Ka2＝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。将SO2通入该氨水中，当c(OH－)降至1.0×10－7 mol·L－1时，溶液中的c(SO)/c(HSO)＝________。
解析 由NH3·H2O的电离方程式及其电离平衡常数Kb＝1.8×10－5可知，Kb＝[c(NH)·c(OH－)]/c(NH3·H2O)＝1.8×10－5，当氨水的浓度为2.0 mol·L－1时，溶液中的c(NH)＝c(OH－)＝6.0×10－3 mol·L－1。由H2SO3的第二步电离方程式HSOSO＋ H＋及其电离平衡常数Ka2＝6.2×10－8可知，Ka2＝[c(SO)·c(H＋)]/c(HSO)＝6.2×10－8，将SO2通入该氨水中，当c(OH－)降至1.0×10－7 mol·L－1时，溶液的c(H＋)＝1.0×10－7 mol·L－1，则c(SO)/c(HSO)＝＝0.62。
答案 6.0×10－3 0.62
9. CO2可以被NaOH溶液捕获。若所得溶液pH＝13，CO2主要转化为________(写离子符号)；若所得溶液c(HCO)∶c(CO)＝2∶1，溶液pH＝________。(室温下，H2CO3的K1＝4×10－7；K2＝5×10－11)
解析 若所得溶液的pH＝13，溶液呈强碱性，则CO2主要转化为CO。若所得溶液c(HCO)∶c(CO)＝2∶1，根据K2＝，则c(H＋)＝K2×＝5×10－11×2 mol·L－1＝10－10 mol·L－1，pH＝－lg 10－10＝10。
答案 CO 10
电离平衡常数的计算 发展学生的“模型认知”素养
素养说明：弱电解质电离平衡常数的计算是近几年高考的必考点。通常通过三段式，结合物料守恒与电荷守恒及与Kw、Kh的关系构建数学模型突破问题的关键点，发展学生的模型认知素养。
[题组训练]
题型一 三段式计算平衡常数
1.0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液pH＝3，则Ka(CH3COOH)＝________。
解析 K＝＝＝1×10－5
答案 1×10－5
2.(1)CrO和Cr2O在溶液中可相互转化。室温下，初始浓度为1.0 mol·L－1的Na2CrO4溶液中c(Cr2O)随c(H＋)的变化如图所示。
由图可知，溶液酸性增大，CrO的平衡转化率______(填“增大”、“减小”或“不变”)。根据A点数据，计算出该转化反应的平衡常数为________。
解析 由图可知溶液酸性增强，平衡2CrO＋2H＋Cr2O＋H2O正向移动，CrO的平衡转化率增大。由图可知溶液酸性由图中A点数据，可知：c(Cr2O)＝0.25 mol·L－1、c(H＋)＝1.0×10－7 mol·L－1，则进一步可知c(CrO)＝1.0 mol·L－1－2×0.25 mol·L－1＝0.5 mol·L－1，根据平衡常数的定义可计算出该转化反应的平衡常数为1.0×1014
答案 增大 1×1014
(2)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的关系如图所示。
H3AsO4第一步电离方程式H3AsO4H2AsO＋H＋的电离常数为Ka1，则pKa1________(pKa1＝－lgKa1)。
解析 Ka1＝，由图选c(H3AsO4)＝c(H2AsO
)点，此时pH＝2.2，pKa1＝－lgc(H＋)＝2.2。
答案 2.2
(3)常温下，将NaOH溶液滴加到亚磷酸(H3PO3)溶液中，混合溶液的pH与离子浓度变化的关系如图所示，则表示lg的是曲线________(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)亚磷酸(H3PO3)的Ka1＝________ mol·L－1
解析 Ka1(H3PO3)＝，当[H2PO]＝[H3PO3]时，即lg＝0时，Ka1(H3PO3)＝[H＋]；同理，Ka2(H3PO3)＝，当[HPO]＝[H2PO]时，即lg＝0时，Ka2(H3PO3)＝[H＋]。由于Ka1≫Ka2，由图中横坐标为0时，曲线Ⅰ对应的pH大，曲线Ⅱ对应的pH小，知曲线Ⅰ表示lg，曲线Ⅱ表示lg。根据曲线Ⅱ，lg＝＝1时，pH＝2.4，即＝10，[H＋]＝10－2.4 mol·L－1，故亚磷酸(H3PO3)的Ka1＝＝10－2.4×10 mol·L－1＝10－1.4 mol·L－1。
答案 Ⅰ 10－1.4
题型二 守恒法计算平衡常数
3.在25 ℃下，将a mol·L－1的氨水与0.01 mol·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________(填“酸”、“碱”或“中”)性；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb＝________。
解析 氨水与盐酸等体积混合后的溶液中的电荷守恒关系式为c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，因c(NH)＝c(Cl－)，故有c(H＋)＝c(OH－)，溶液显中性。Kb＝＝＝。
答案 中
4.25 ℃时，向含a mol NH4NO3的溶液中滴加b L氨水呈中性，则所滴加氨水的浓度为________ mol·L－1。
[已知Kb(NH3·H2O)＝2×10－5]
解析 根据溶液呈中性可知[OH－]＝[H＋]＝1×10－7 mol·L－1，n(NH)＝n(NO)＝a mol
设加入氨水的浓度为c mol·L－1，混合溶液的体积为V L
由Kb＝＝＝2×10－5，得c＝。
答案
题型三 关系式法计算平衡常数
5.联氨为二元弱碱，在水中的电离方式与氨相似。联氨第一步电离反应的平衡常数值为________(已知：N2H4＋H＋N2H的K＝8.7×107；Kw＝1.0×10－14)。
解析 联氨为二元弱碱，在水中的电离方程式与氨相似，则联氨第一步电离的方程式为N2H4＋H2ON2H＋OH－，再根据已知：N2H4＋H＋N2H的K＝8.7×107及Kw＝1.0×10－14，故联氨第一步电离平衡常数为K＝＝＝×c(OH－)·c(H＋) ＝8.7×107×1.0×10－14＝8.7×10－7。
答案 8.7×10－7
6.(1)25 ℃时，0.1 mol·L－1的HCOONa溶液的pH＝10，则HCOOH的电离常数Ka＝________。
解析 Ka＝≈＝10－7。
答案 10－7
(2)25 ℃时，H2SO3H＋＋HSO的电离平衡常数为Ka，已知该温度下NaHSO3的水解平衡常数Kh＝1×10－12。则Ka＝________。
解析 Ka＝
Kh＝
Ka×Kh＝×＝[H＋]·[OH－]＝Kw
Ka＝＝＝1×10－2。
答案 1×10－2
