專題3　溶液中的離子反應(yīng)

　　 第一單元 弱的電離平衡
　　　　　　　　　　　　　　　　
　 第1時　強和弱電解質(zhì)

[目標(biāo)要求]　1.了解電解質(zhì)與非電解質(zhì)，強電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的概念。2.認(rèn)識強弱電解質(zhì)與物質(zhì)類別、物質(zhì)結(jié)構(gòu)的關(guān)系。3.了解常見的強、弱電解質(zhì)。4.了解電解質(zhì)在水溶液中的電離及溶液的導(dǎo)電性。

　　　　　　　　　　　　　　　　　　
一、強弱電解質(zhì)
1．電解質(zhì)和非電解質(zhì)
(1)根據(jù)化合物在水溶液中或熔融狀態(tài)下是否產(chǎn)生自由移動的離子，可把化合物分為電解質(zhì)和非電解質(zhì)。
電解質(zhì)：在水溶液中或熔融狀態(tài)下能產(chǎn)生自由移動的離子的化合物。
非電解質(zhì)：在水溶液中或熔融狀態(tài)下不能產(chǎn)生自由移動的離子的化合物。
電解質(zhì)和非電解質(zhì)的范疇都是化合物，所以單質(zhì)既不是電解質(zhì)，也不是非電解質(zhì)。
(2)Na、Cl2、NH3、SO2、NO2溶于水后，其溶液都能導(dǎo)電。它們不是(填“是”或“不是”)電解質(zhì)，在其水溶液中的電解質(zhì)分別是(水除外)NaOH、HCl和HClO、NH3•H2O、H2SO3、HNO3。
(3)常見的電解質(zhì)有酸、堿、鹽、離子型氧化物。
2．強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)
實驗探究(Ⅰ)：同濃度醋酸和鹽酸的電離程度
實驗步驟：在兩只錐形瓶中分別加入等體積的濃度均為1 mol•L－1的鹽酸和醋酸，在兩個氣球中分別加入經(jīng)砂紙打磨過的長度相同的鎂條，然后將氣球套在錐形瓶口，同時將氣球中的鎂條送入錐形瓶中，觀察實驗現(xiàn)象。
實驗現(xiàn)象：如下表所示。
1 mol•L－1HCl1 mol•L－1
CH3COOH對實驗現(xiàn)象的解釋
與鎂條反應(yīng)的速率快慢HCl與鎂的反應(yīng)速率快，說明同
濃度時，HCl中c(H＋)大
溶液的pH02.4鹽酸的pH小，說明鹽酸中的
c(H＋)大于醋酸中的c(H＋)
實驗結(jié)論：同濃度鹽酸的電離程度大于醋酸。
實驗探究(Ⅱ)：同濃度的NaOH溶液與氨水的電離程度
實驗步驟：取pH為12的氫氧化鈉和氨水各1 mL于錐形瓶中，分別用酚酞作為指示劑，用HCl作為標(biāo)準(zhǔn)溶液進行滴定。
實驗現(xiàn)象：兩溶液消耗HCl標(biāo)準(zhǔn)溶液的體積：氨水溶液>氫氧化鈉溶液。
實驗結(jié)論：NaOH和NH3•H2O的電離程度不同，pH相同的NaOH的濃度小于NH3•H2O的濃度，說明NaOH完全電離，而NH3•H2O只是部分電離。
歸納總結(jié)：(1)根據(jù)電解質(zhì)在水溶液里是否全部電離，可把電解質(zhì)分為強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)。
強電解質(zhì)：在水溶液中能夠完全電離的電解質(zhì)稱為強電解質(zhì)。
弱電解質(zhì)：在水溶液中只能部分電離的電解質(zhì)稱為弱電解質(zhì)。
(2)常見的強電解質(zhì)有強酸、強堿和鹽；常見的弱電解質(zhì)有弱酸、弱堿、極少數(shù)的鹽[如(CH3COO)2Pb等]。
二、弱電解質(zhì)的電離過程是可逆的
1．電離平衡的建立
在一定條(如溫度、濃度)下，當(dāng)弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀態(tài)。
2．弱電解質(zhì)電離方程式的書寫
(1)弱電解質(zhì)電離是可逆的，用“ ”表示。
如：CH3COOH H＋＋CH3COO－，
NH3•H2O NH＋4＋OH－。
(2)多元弱酸分步電離，以第一步電離為主。如H2S電離方程式為H2S H＋＋HS－、
HS－ H＋＋S2－。
(3)多元弱堿的電離過程復(fù)雜，中學(xué)階段要求一步寫出其電離方程式，如：Cu(OH)2 Cu2＋＋2OH－

知識點一　電解質(zhì)、非電解質(zhì)
　　　　　　　　　　　　　　　　　　
1．下列物質(zhì)的水溶液能導(dǎo)電，但屬于非電解質(zhì)的是(　　)
A．CH3COOH B．Cl2 C．NH4HCO3 D．SO2
答案　D
解析　選項中的4種物質(zhì)的水溶液都能導(dǎo)電，但原因有所不同。CH3COOH和NH4HCO3均為電解質(zhì)，水溶液能導(dǎo)電；Cl2和SO2的水溶液能導(dǎo)電，是因為它們與水發(fā)生反應(yīng)Cl2＋H2O HCl＋HClO，SO2＋H2O??H2SO3，因生成物均為電解質(zhì)，故溶液也導(dǎo)電。電解質(zhì)和非電解質(zhì)都是化合物，Cl2是單質(zhì)，因此只有SO2為非電解質(zhì)。
2．電解質(zhì)是(　　)
A．在溶于水或熔融狀態(tài)下全部電離的化合物
B．在溶于水或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物
C．可溶性鹽類
D．導(dǎo)電性很強的物質(zhì)
答案　B
知識點二　強電解質(zhì)、弱電解質(zhì)
3．下列關(guān)于電解質(zhì)電離的敘述中，正確的是(　　)
A．碳酸鈣在水中溶解度很小，所以碳酸鈣是弱電解質(zhì)
B．碳酸鈣在水中的溶解度很小，但被溶解的碳酸鈣全部電離，所以碳酸鈣是強電解質(zhì)
C．氯氣和氨氣的水溶液導(dǎo)電性都很好，所以它們是強電解質(zhì)
D．水難電離，純水幾乎不導(dǎo)電，所以水是非電解質(zhì)
答案　B
4．關(guān)于強、弱電解質(zhì)的敘述正確的是(　　)
A．強電解質(zhì)都是離子化合物，弱電解質(zhì)都是共價化合物
B．強電解質(zhì)都是可溶性化合物，弱電解質(zhì)都是難溶性化合物
C．強電解質(zhì)的水溶液中無溶質(zhì)分子，弱電解質(zhì)的水溶液中有溶質(zhì)分子
D．強電解質(zhì)的水溶液導(dǎo)電能力強，弱電解質(zhì)的水溶液導(dǎo)電能力弱
答案　C
知識點三　離子方程式的書寫
5．下列電離方程式書寫正確的是(　　)
A．Al2(SO4)3 2Al3＋＋3SO2－4
B．HF H＋＋F－
C．H2S 2H＋＋S2－
D．Ca(OH)2 Ca2＋＋2OH－
答案　B
解析　Al2(SO4)3和Ca(OH)2是強電解質(zhì)，電離方程式書寫時應(yīng)用“===”連接，只有弱電解質(zhì)電離方程式的書寫用“ ”；而H2S是弱電解質(zhì)，屬于二元弱酸，應(yīng)分步電離；則只有B正確。
6．在水溶液中，下列電離方程式正確的是(　　)
A．CH3COOH CH3COO－＋H＋
B．NaHSO4===Na＋＋HSO－4
C．NaHCO3===Na＋＋H＋＋CO2－3
D．H3PO4===3H＋＋PO3－4
答案　A

　　　　　　　　　　　　　　　　　　　
練基礎(chǔ)落實

1．常壓下，僅能在水溶液中導(dǎo)電的電解質(zhì)是(　　)
A．OH B．CH3OH C．CO2 D．HCO3
答案　D
2．在水溶液中下列電離方程式書寫正確的是(　　)
A．Ca(OH)2 Ca2＋＋2OH－
B．NaHCO3===Na＋＋H＋＋CO2－3
C．H2CO3??2H＋＋CO2－3
D．Na2SO4===2Na＋＋SO2－4
答案　D
解析　Ca(OH)2為強電解質(zhì)；NaHCO3電離產(chǎn)生Na＋與HCO－3；H2CO3為多元弱酸，分步電離，不可一步完成。
3．下列說法正確的是(　　)
A．NaCl溶液在電流作用下電離成鈉離子和氯離子
B．溶于水后能電離出氫離子的化合物都是酸
C．硫酸鋇難溶于水，但硫酸鋇屬于強電解質(zhì)
D．二氧化碳溶于水能部分電離，故二氧化碳屬于弱電解質(zhì)
答案　C
4．關(guān)于強弱電解質(zhì)及非電解質(zhì)的組合完全正確的是(　　)
ABCD
強電解質(zhì)NaClH2SO4CaCO3HNO3
弱電解質(zhì)HFBaSO4HClOHI
非電解質(zhì)Cl2蔗糖C2H5OHSO2
答案　C
5．在電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性裝置(如圖所示)中，若向某一電解質(zhì)溶液中逐滴加入另一溶液，則燈泡由亮變暗，至熄滅后又逐漸變亮的是(　　)

A．鹽酸中逐滴加入食鹽溶液
B．硫酸中逐滴加入氫氧化鈉溶液
C．硫酸中逐滴加入氫氧化鋇溶液
D．醋酸中逐滴加入氨水(氨水為弱電解質(zhì)，CH3COONH4為強電解質(zhì))
答案　C
練方法技巧
6．下列敘述中正確的是(　　)
A．固體氯化鈉不導(dǎo)電，所以氯化鈉是非電解質(zhì)
B．銅絲能導(dǎo)電，所以銅是電解質(zhì)
C．氯化氫水溶液能導(dǎo)電，所以氯化氫是電解質(zhì)
D．三氧化硫溶于水能導(dǎo)電，所以三氧化硫是電解質(zhì)
答案　C
解析　本題考查了電解質(zhì)和非電解質(zhì)的判斷，解答時要從“研究對象”、“導(dǎo)電的條”、“導(dǎo)電的實質(zhì)”三個角度分析，而不能錯誤的認(rèn)為“導(dǎo)電的就是電解質(zhì)，不導(dǎo)電的就是非電解質(zhì)”。A項NaCl不導(dǎo)電，是因為雖然NaCl晶體中有Na＋、Cl－，但不能自由移動，將它溶于水或熔融時則可導(dǎo)電，所以NaCl是電解質(zhì)；B項銅是單質(zhì)不是化合物；D項SO3溶于水導(dǎo)電，是生成的H2SO4溶液導(dǎo)電，H2SO4是電解質(zhì)，而SO3不是電解質(zhì)，只有C項正確。
7．下列說法正確的是(　　)
A．電解質(zhì)的電離是在通電的條下進行的
B．在水溶液中和熔融狀態(tài)下能夠?qū)щ姷幕�合物是電解質(zhì)
C．電解質(zhì)電離的條是溶于水或受熱熔化
D．強電解質(zhì)能夠電離，弱電解質(zhì)不能電離
答案　C
解析　電解質(zhì)是在溶于水或熔融狀態(tài)下發(fā)生電離的，電離并不需要通電，所以A錯，C項對；在水溶液中或熔融狀態(tài)下能夠?qū)щ姷幕�合物就是電解質(zhì)，兩個條滿足一個即可，并不需要兩個條同時滿足，所以B項錯誤；強、弱電解質(zhì)在溶于水或熔融狀態(tài)下均可以電離，所以D項敘述錯誤。
8．把0.05 mol NaOH固體，分別加入下列100 mL溶液中，溶液的導(dǎo)電能力變化不大的是(　　)
①自水�、�0.5 mol•L－1鹽酸　③0.5 mol•L－1醋酸�、�0.5 mol•L－1NH4Cl溶液
A．①② B．②④ C．③④ D．②③
答案　B
解析　離子濃度變化不大，導(dǎo)電能力變化就不大。在H2O中、CH3COOH中加入NaOH固體，離子濃度都增大，向HCl中加入NaOH固體，自由移動離子數(shù)基本不變，則離子濃度變化不大，向NH4Cl中加入NaOH固體，離子濃度基本不變。

練綜合拓展

9．下列物質(zhì)中，屬于強電解質(zhì)的是________(均填序號)；屬于弱電解質(zhì)的是________。
①水　②氨水�、埯}酸　④醋酸�、萘蛩徜^　⑥氯化銀�、呗然�鈉�、鄽錃狻、岽姿徜@
答案�、茛蔻撷帷、佗�
解析　強、弱電解質(zhì)都是指的化合物，它們的區(qū)別在于其在水溶液中能否完全電離�，F(xiàn)針對有關(guān)物質(zhì)分析如下：氫氣為單質(zhì)，不是化合物，既不是電解質(zhì)又不是非電解質(zhì)；氨水(NH3的水溶液)、鹽酸(HCl的水溶液)為混合物，是電解質(zhì)溶液，其中NH3•H2O和氯化氫是電解質(zhì)；硫酸鋇(BaSO4)、氯化銀(AgCl)由于溶解度小，離子濃度小，所以導(dǎo)電性弱，但溶解的部分完全電離，所以不僅是電解質(zhì)，而且是強電解質(zhì)；CH3COOH、NH3•H2O雖都是弱電解質(zhì)，但兩者反應(yīng)的產(chǎn)物醋酸銨(CH3COONH4)由于在水溶液中完全電離，卻是強電解質(zhì)。CH3COOH＋NH3•H2O===CH3COONH4＋H2O(中和反應(yīng))；CH3COONH4===CH3COO－＋NH＋4。
10．雙氧水(H2O2)和水都是極弱電解質(zhì)，但H2O2比H2O更顯酸性。
(1)若把H2O2看成是二元弱酸，請寫出在水中的電離方程式：
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)鑒于H2O2顯弱酸性，它能同強堿作用形成正鹽，在一定條下也可形成酸式鹽。請寫出H2O2與Ba(OH)2作用形成鹽的化學(xué)方程式：
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(3)水電離生成H3O＋和OH－叫作水的自偶電離。同水一樣，H2O2也有極微弱的自偶電離，其自偶電離的方程式為
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
答案　(1)H2O2 H＋＋HO－2、HO－2 H＋＋O2－2
(2)H2O2＋Ba(OH)2===BaO2＋2H2O或2H2O2＋Ba(OH)2===Ba(HO2)2＋2H2O
(3)H2O2＋H2O2 H3O＋2＋HO－2
解析　H2O2看成是二元弱酸，電離方程式分步寫，即H2O2 H＋＋HO－2，HO－2 H＋＋O2－2。H2O2＋Ba(OH)2===BaO2＋2H2O或2H2O2＋Ba(OH)2===Ba(OH2)2＋2H2O。根據(jù)H2O＋H2O H3O＋＋OH－的自偶電離知H2O2自偶電離的方程式為H2O2＋H2O2 H3O＋2＋HO－2。
11．現(xiàn)有濃度均為0.1 mol•L－1的鹽酸、硫酸、醋酸三種溶液，回答下列問題：
(1)若三種溶液中c(H＋)分別為a1 mol•L－1、a2 mol•L－1、a3 mol•L－1，則它們的大小關(guān)系為________。
(2)等體積的以上三種酸分別與過量的NaOH溶液反應(yīng)，若生成的鹽的物質(zhì)的量依次為b1 mol、b2 mol、b3 mol，則它們的大小關(guān)系為________。
(3)分別用以上三種酸中和一定量的NaOH溶液生成正鹽，若需要酸的體積分別為V1、V2、V3，其大小關(guān)系為________。
(4)分別與Zn反應(yīng)，開始時生成H2的速率為v1、v2、v3，其大小關(guān)系為________。
答案　(1)12a2＝a1＞a3(答a2＞a1＞a3也可)
(2)b1＝b2＝b3
(3)V1＝V3＝2V2　(4)v2＞v1＞v3
解析　(1)鹽酸中
c(H＋)＝c(HCl)＝0.1 mol•L－1
硫酸中c(H＋)＝2c(H2SO4)＝2×0.1 mol•L－1＝0.2 mol•L－1
醋酸中由于存在電離平衡 CH3COOH CH3COO－＋H＋，CH3COOH部分電離，所以c(H＋)＜0.1 mol•L－1
(2)由于三種酸中溶質(zhì)的物質(zhì)的量相同，所以與足量NaOH溶液反應(yīng)生成鹽的物質(zhì)的量也相同。
(3)設(shè)所用NaOH溶液中n(NaOH)為1 mol。
HCl＋NaOH===NaCl＋H2O
所以消耗鹽酸的體積V1＝1 mol0.1 mol•L－1＝10 L
H2SO4＋2NaOH===Na2SO4＋2H2O
消耗硫酸的體積V2＝12 mol0.1 mol•L－1＝5 L
CH3COOH＋NaOH===CH3COONa＋H2O
消耗醋酸的體積V3＝1 mol0.1 mol•L－1＝10 L
(4)由于開始時鹽酸、硫酸、醋酸中c(H＋)為0.1 mol•L－1、0.2 mol•L－1、小于0.1 mol•L－1，所以有v2＞v1＞v3。

　　　　　　　　　第2時　弱電解質(zhì)的電離平衡

[目標(biāo)要求]　1.理解弱電解質(zhì)的電離平衡。2.掌握電離常數(shù)及電離度的概念。

一、外界條對電離平衡的影響
電離平衡是一個吸熱過程，其主要受溫度、濃度的影響。
1．濃度
增大弱電解質(zhì)的濃度，電離平衡正向移動，溶質(zhì)分子的電離程度減小。
2．溫度
升高溫度，電離平衡正向移動，電離程度增大；降低溫度，電離平衡逆向移動，電離程度減小。
二、電離常數(shù)
1．表示方法
對于AB A＋＋B－，＝cA＋•cB－cAB。
2．的意義
用于比較弱電解質(zhì)的相對強弱，值越大，電解質(zhì)越強。多元弱酸只考慮第一步電離。
3．影響因素
電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，升高溫度，值增大。
4．電離度
(1)弱電解質(zhì)的電離度用α表示
則α＝已電離的弱電解質(zhì)濃度弱電解質(zhì)的初始濃度×100%，
或α＝已電離的弱電解質(zhì)的分子數(shù)弱電解質(zhì)的初始分子數(shù)×100%，
或α＝已電離的弱電解質(zhì)的物質(zhì)的量弱電解質(zhì)的初始物質(zhì)的量×100%。
(2)影響電離度的因素
①溫度
升高溫度，電離平衡向正反應(yīng)方向移動，電離度增大。
②濃度
加水稀釋，電離平衡向正反應(yīng)方向移動，電離度增大。即濃度越大，電離度越小，濃度越小，電離度越大。

知識點一　弱電解質(zhì)的電離平衡
1．下列說法正確的是(　　)
A．根據(jù)溶液中有CH3COOH、CH3COO－和H＋即可證明CH3COOH達到電離平衡狀態(tài)
B．根據(jù)溶液中CH3COO－和H＋的物質(zhì)的量濃度相等可證明CH3COOH達到電離平衡狀態(tài)
C．當(dāng)NH3•H2O達到電離平衡時，溶液中NH3•H2O、NH＋4和OH－的濃度相等
D．H2CO3是分步電離的，電離程度依次減弱
答案　D
解析　該題考查了電離平衡的判斷及其特點。溶液中除電解質(zhì)電離出的離子外，還存在電解質(zhì)分子，能證明該電解質(zhì)是弱電解質(zhì)，但不能說明達到平衡狀態(tài)，A錯誤；根據(jù)CH3COOH CH3COO－＋H＋知即使CH3COOH電離未達到平衡狀態(tài)，CH3COO－和H＋的濃度也相等，B錯誤；NH3•H2O達到電離平衡時，溶液中各粒子的濃度不變，而不是相等，何況NH3•H2O電離程度是很小的，絕大多數(shù)以NH3•H2O的形式存在，C錯誤；H2CO3是二元弱酸，分步電離且電離程度依次減小，D正確。
2．下列對氨水溶液中存在的電離平衡NH3•H2O NH＋4＋OH－敘述正確的是(　　)
A．加水后，溶液中n(OH－)增大
B．加入少量濃鹽酸，溶液中c(OH－)增大
C．加入少量濃NaOH溶液，電離平衡正向移動
D．加入少量NH4Cl固體，溶液中c(NH＋4)減少
答案　A
解析　A項，加水使NH3•H2O電離平衡右移，n(OH－)增大；B項，加入少量濃鹽酸使c(OH－)減��；C項，加入濃NaOH溶液，電離平衡向左移動；D項，加NH4Cl固體，c(NH＋4)增大。
知識點二　電離度
3．在100 mL 0.1 mol•L－1的醋酸溶液中，欲使醋酸的電離程度增大，H＋濃度減小，可采用的方法是(　　)
A．加熱
B．加入100 mL 0.1 mol•L－1的醋酸溶液
C．加入少量的0.5 mol•L－1的硫酸
D．加入少量的1 mol•L－1的NaOH溶液
答案　D
解析　A項，加熱促進電離，H＋濃度增大；B項，H＋濃度不變；C項，加H2SO4抑制電離，但H＋濃度增大；D項，加入NaOH，OH－與H＋反應(yīng)，平衡向右移動，H＋濃度減小。
4．20 ℃時在0.5 L、0.2 mol•L－1的HA溶液中，有0.01 mol•L－1的HA電離成離子，求該溫度下的電離度。
答案　α＝0.01 mol•L－10.2 mol•L－1×100%＝5%
解析　根據(jù)α＝已電離的弱電解質(zhì)濃度弱電解質(zhì)的初始濃度×100%進行計算。
知識點三　電離常數(shù)
5．在25 ℃時，0.1 mol•L－1的HNO2、HCOOH、HCN、H2CO3的溶液中，它們的電離平衡常數(shù)分別為4.6×10－4mol•L－1、1.8×10－4mol•L－1、4.9×10－10mol•L－1、1＝4.3×10－7mol•L－1和2＝5.6×10－11mol•L－1，其中氫離子濃度最小的是(　　)　　　　　　　　　　　　　　　　
A．HNO2 B．HCOOH C．HCN D．H2CO3
答案　C
解析　相同溫度時，電離平衡常數(shù)越小，其電離程度越小，濃度相同時，電離產(chǎn)生的離子濃度越小。
6．已知下面三個數(shù)據(jù)：7.2×10－4 mol•L－1、4.6×10－4 mol•L－1、4.9×10－10 mol•L－1分別是三種酸的電離平衡常數(shù)，若已知這些酸可發(fā)生如下反應(yīng)：
①NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2，
②NaCN＋HF===HCN＋NaF，
③NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。
由此可判斷下列敘述中，不正確的是(　　)
A．HF的電離平衡常數(shù)為7.2×10－4 mol•L－1
B．HNO2的電離平衡常數(shù)為4.9×10－10 mol•L－1
C．根據(jù)①③兩個反應(yīng)即可知三種酸的相對強弱
D．HNO2的電離平衡常數(shù)比HCN大，比HF小
答案　B
解析　相同溫度下的弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)是比較弱電解質(zhì)相對強弱的依據(jù)之一。
該題中涉及三個反應(yīng)。由這三個化學(xué)反應(yīng)方程式可以得出：HF、HNO2、HCN的酸性依次減弱。酸性越強，電離常數(shù)越大，據(jù)此可以將三個值與酸對應(yīng)起。以上三個反應(yīng)中，第①個反應(yīng)說明HNO2>HCN，第③個反應(yīng)說明HF>HNO2，只根據(jù)這兩個反應(yīng)即可作出比較。

　　　　　　　　　　　　　　　　　　
練基礎(chǔ)落實

1．在相同溫度時，100 mL 0.01 mol•L－1的醋酸溶液與10 mL 0.1 mol•L－1的醋酸溶液相比較，下列數(shù)據(jù)中，前者大于后者的是(　　)
①H＋的物質(zhì)的量�、陔婋x程度�、壑泻蜁r所需氫氧化鈉溶液的量�、艽姿岬奈镔|(zhì)的量
A．①② B．②③ C．①④ D．②④
答案　A
解析　依題意，若醋酸沒有電離平衡，則二者的醋酸分子的物質(zhì)的量相等，同種電解質(zhì)的稀溶液相當(dāng)于對濃溶液進行稀釋，CH3COOH CH3COO－＋H＋，稀釋后電離平衡向正向移動，即稀醋酸的電離度大些，所以前者溶液中H＋和電離度大于后者；中和反應(yīng)只與可電離的H＋量有關(guān)，二者可電離的H＋相等。
2．下列說法正確的是(　　)
A．電離平衡常數(shù)受溶液濃度的影響
B．電離平衡常數(shù)可以表示弱電解質(zhì)的相對強弱
C．電離常數(shù)大的酸溶液中c(H＋)一定比電離常數(shù)小的酸溶液中大
D．H2CO3的電離常數(shù)表達式：＝cH＋•cCO2－3cH2CO3
答案　B
解析　電離平衡常數(shù)是溫度的函數(shù)，與溶液濃度無關(guān)，所以A項錯誤；電離平衡常數(shù)可以表示弱電解質(zhì)的相對強弱，故B項正確；酸中c(H＋)既跟酸的電離常數(shù)有關(guān)，還跟酸的濃度有關(guān)，所以C項敘述錯誤；D項中碳酸是分步電離的，第一步電離常數(shù)表達式為 1＝cH＋•cHCO－3cH2CO3，第二步電離常數(shù)為 2＝cH＋•cCO2－3cHCO－3，故D項錯誤。

3．25 ℃時，將一定量的冰醋酸(即無水乙酸)加水稀釋，稀釋過程中溶液的導(dǎo)電性變化如圖所示。則下列說法錯誤的是(　　)

A．醋酸的電離度：a＜b＜c
B．溶液中c(H＋)：b＞a＞c
C．a(chǎn)、b、c三點的溶液都有c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)
D．從b點到c點，溶液中cCH3COO－cCH3COOH的比值減小
答案　D
4．一定量的鹽酸跟過量的鐵粉反應(yīng)時，為了減緩反應(yīng)速率，且不影響生成氫氣的總量，可向鹽酸中加入適量的(　　)
①NaOH(固體)�、贖2O　③HCl�、蹸H3COONa(固體)
A．①② B．②③ C．③④ D．②④
答案　D
解析　由題意可知，要使反應(yīng)速率減小，而不改變H2的量，則要求c(H＋)減小，而n(H＋)不變，可采取的措施是：加水或加CH3COONa固體。
5．從植物花中可提取一種簡寫為HIn的有機物，在水溶液中因存在以下電離平衡，故可用作酸堿指示劑。HIn(aq，紅色) H＋＋In－(aq，黃色)，在濃度為0.02 mol•L－1的下列各溶液(1)HCl、(2)Na2O2、(3)NaCl(aq)、(4)NaHSO4(aq)、(5)NaHCO3(aq)、(6)氨水中加入該指示劑，其中能使指示劑顯黃色的是(　　)
A．(1)(4)(5) B．(2)(6) C．(1)(4) D．(5)(6)
答案　D
解析　平衡右移，方能使指示劑顯黃色，即應(yīng)加入堿性物質(zhì)，但Na2O2有強氧化性，使有機色素褪色。

練方法技巧

6．已知0.1 mol•L－1的醋酸溶液中存在電離平衡：CH3COOH CH3COO－＋H＋，要使溶液中c(H＋)/c(CH3COOH)值增大，可以采取的措施是(　　)
①加少量燒堿溶液　②升高溫度�、奂由倭勘�醋酸　④加水
A．①② B．②④ C．③④ D．①③
答案　B
思路點撥　解答本題需注意以下兩點：
(1)熟悉影響CH3COOH電離平衡移動的因素。
(2)利用c(H＋)/c(CH3COOH)＝n(H＋)/n(CH3COOH)分析更易理解。
解析　加燒堿溶液消耗H＋，平衡向右移動，n(H＋)、n(CH3COOH)均減小，但n(H＋)減小程度大，故cH＋cCH3COOH＝nH＋nCH3COOH減小，①錯誤；升高溫度，平衡向右移動，n(H＋)增大，n(CH3COOH)減小，比值增大，②正確；加少量冰醋酸，平衡向右移動，n(H＋)增大，但n(H＋)增大程度不如n(CH3COOH)增大的多，故比值減小，③錯誤；加水，平衡向右移動，c(H＋)增大，c(CH3COOH)減小，比值增大，④正確。
7．25 ℃時，50 mL 0.10 mol•L－1醋酸中存在下述平衡：CH3COOH CH3COO－＋H＋，若分別作如下改變，對上述平衡有何影響？
(1)加入少量冰醋酸，平衡將________，溶液中c(H＋)將________(填“增大”、“減小”或“不變”)；
(2)加入一定量蒸餾水，平衡將__________，溶液中c(H＋)將________(填“增大”、“減小”或“不變”)；
(3)加入少量0.10 mol•L－1鹽酸，平衡將__________，溶液中c(H＋)將________(填“增大”、“減小”或“不變”)；
(4)加入20 mL 0.10 mol•L－1 NaCl溶液，平衡將________，溶液中c(H＋)將________(填“增大”、“減小”或“不變”)。
答案　(1)向電離方向移動　增大
(2)向電離方向移動　減小
(3)向離子結(jié)合成分子的方向移動　增大
(4)向電離方向移動　減小
解析　對于弱電解質(zhì)的水溶液(以CH3COOH CH3COO－＋H＋為例)，加水稀釋，溶液的體積增大，相當(dāng)于化學(xué)平衡的減壓擴體，平衡向粒子數(shù)增大的一方(即向電離的方向)移動(化學(xué)平衡中氣體分子數(shù)增大的方向)。若加入冰醋酸，CH3COOH分子的濃度增大，平衡也向電離方向移動。

練綜合拓展

8．H2S溶于水的電離方程式為___________________________________________。
(1)向H2S溶液中加入CuSO4溶液時，電離平衡向______移動，c(H＋)______，c(S2－)______；
(2)向H2S溶液中加入NaOH固體時，電離平衡向______移動，c(H＋)______，c(S2－)______：
(3)若將H2S溶液加熱至沸騰，c(H2S)________；
(4)若要增大H2S溶液中c(S2－)，最好加入____________________________________。
答案　H2S??H＋＋HS－，HS－??H＋＋S2－
(1)右　增大　減小
(2)右　減小　增大
(3)減小
(4)NaOH固體
解析　H2S是二元弱酸，在水溶液中是分兩步電離的，其電離方程式應(yīng)為 H2S??H＋＋HS－，HS－ H＋＋S2－。
對(1)，當(dāng)加入CuSO4時，因發(fā)生反應(yīng)Cu2＋＋S2－===CuS↓，使平衡右移，導(dǎo)致c(H＋)增大，但c(S2－)減小；對(2)，當(dāng)加入NaOH時，因發(fā)生反應(yīng)H＋＋OH－===H2O，使平衡右移，導(dǎo)致c(H＋)減小，但c(S2－)增大；對(3)，當(dāng)加熱H2S溶液至沸騰時，因H2S揮發(fā)，使c(H2S)減小；對(4)，增大c(S2－)最好是加入只與H＋反應(yīng)的物質(zhì)，可見加入強堿如NaOH固體最適宜。
9．(1)體積相同，c(H＋)相同的鹽酸和醋酸溶液分別與足量的顆粒大小相同的鋅粒反應(yīng)，開始時產(chǎn)生氫氣的速率______________，充分反應(yīng)后產(chǎn)生氫氣的量________(填“相同”、“醋酸的多”或“鹽酸的多”)，原因是________________________________________。
(2)在一定量的鹽酸中加入足量的鋅粒，要使產(chǎn)生氫氣的量保持不變，但反應(yīng)速率加快，可加入____________晶體，理由是________________；要使產(chǎn)生氫氣的量不變，但反應(yīng)速率減慢，可加入________晶體，理由是____________。
可供選擇的晶體有：
A．純堿　B．燒堿　C．膽礬　D．醋酸鈉　E．HSO4
答案　(1)相等　醋酸的多　c(H＋)相同，反應(yīng)開始時的速率相同，c(H＋)相同時，醋酸物質(zhì)的量濃度大，含溶質(zhì)的物質(zhì)的量多，所以反應(yīng)放出的氫氣多
(2)C　Zn置換出Cu附在Zn表面構(gòu)成原電池，使反應(yīng)速率加快，但由于溶液中H＋的量不變，因此產(chǎn)生氫氣的量不變　D　CH3COO－與H＋結(jié)合成弱電解質(zhì)CH3COOH，致使溶液中c(H＋)降低，使反應(yīng)速率變慢，而溶液中可提供的H＋的數(shù)量不變，所以放出的氫氣的量不變
10．試用簡單的實驗證明在醋酸溶液中存在著CH3COOH CH3COO－＋H＋的電離平衡(要求寫出簡要操作、實驗現(xiàn)象及實驗?zāi)苷f明的問題)。
答案　方法一：在醋酸溶液中滴入紫色石蕊試液，溶液呈紅色，加入醋酸銨固體，振蕩溶液，溶液顏色明顯變淺。c(H＋)變小，是由于加入的CH3COO－使平衡向左移動，由此說明醋酸溶液中存在著醋酸的電離平衡。
方法二：取一定體積的溶液，用pH試紙測其溶液的pH，然后再用蒸餾水將溶液稀釋100倍，再測定溶液的pH，若稀釋前后溶液的pH改變小于2，說明存在上述電離平衡。
解析　在弱電解質(zhì)的水溶液中存在著電離平衡，改變外界條可使電離平衡發(fā)生移動，使溶液中各微粒的濃度發(fā)生改變，使溶液的酸堿性發(fā)生改變。因題目并未限定試劑和方法，故思考的空間比較大，可設(shè)計不同的實驗方法，如加水稀釋，使平衡移動，測pH分析判斷；又如加入中性CH3COONH4，看溶液中c(H＋)變化對指示劑顏色的改變。

　　　　　　　　 　　第3時　常見的弱電解質(zhì)

[目標(biāo)要求]　1.理解水的離子積常數(shù)�！�2.掌握酸堿對水的電離平衡的影響。

一、水的電離平衡
水是一種極弱的電解質(zhì)，它能發(fā)生微弱的電離。
H2O＋H2O H3O＋＋OH－　ΔH>0
或2H2O H3O＋＋OH－　ΔH>0，
通常簡寫為H2O H＋＋OH－　ΔH>0。
二、水的離子積
對于純水說，在25℃時，1 L純水中只有1×10－7 mol H2O電離，根據(jù)水的電離方程式，我們可以知道，在純水中c(H＋)＝1×10－7 mol•L－1，c(OH－)＝1×10－7 mol•L－1，所以，在25℃時，c(H＋)•c(OH－)＝1×10－14mol2•L－2，通常把c(H＋)與c(OH－)的乘積用W表示，叫做水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積。根據(jù)實驗驗證，在溫度一定時，W是一個常數(shù)。升溫，W增大(填“增大”、“減小”或“不變”)，如100℃：c(H＋)＝1×10－6 mol•L－1，W＝1×10－12mol2•L－2，pH＝6，此時溶液呈中性(填“中性”、“酸性”或“堿性”)。降溫，W將減小(填“增大”、“減小”或“不變”)。
三、影響水的電離平衡的因素
1．酸、堿
在純水中加入酸或堿，均使水的電離平衡左移，此時若溫度不變，W不變，c(H＋)發(fā)生改變，pH也隨之改變；若向水中加入酸，則c(H＋)增大，c(OH－)變小，pH變小。
2．溫度
由于水電離過程吸熱，若升高溫度將促進水的電離，故平衡右移，c(H＋)、c(OH－)同時增大，pH變小。但由于c(H＋)與c(OH－)始終保持相等，故溶液仍顯中性。
3．易水解的鹽
在純水中加入能水解的鹽，不管水解后溶液顯什么性，均促進水的電離，但只要溫度不變，W就不變。
4．其他因素
如向水中加入活潑金屬，由于與水電離出的H＋直接作用，因而促進水的電離平衡向電離的方向移動。

知識點一　水的電離
　　　　　　　　　　　　　　　　　　
1．在某溫度時，測得純水中的c(H＋)＝2.0×10－7 mol•L－1，則c(OH－)為(　　)
A．2.0×10－7 mol•L－1
B．0.1×10－7 mol•L－1
C．1.0×10－14/2.0×10－7 mol•L－1
D．無法確定
答案　A
解析　根據(jù)水的電離方程式H2O H＋＋OH－可知，無論在何種條下的純水中，水電離出的c(H＋)＝c(OH－)。而該溫度下的純水中c(H＋)＝2.0×10－7 mol•L－1>1.0×10－7 mol•L－1，則所處溫度高于25℃，但水電離的c(H＋)＝c(OH－)＝2.0×10－7 mol•L－1，故答案為A。
2．能影響水的電離平衡，并使溶液中的c(H＋)>c(OH－)的措施是(　　)
A．向純水中投入一小塊金屬鈉
B．將水加熱煮沸
C．向水中通入SO2
D．向水中加入NaCl
答案　C
解析　A項，水與Na反應(yīng)，使溶液中的c(H＋)<c(OH－)；B項，水加熱煮沸，促進水的電離，但溶液中的c(H＋)＝c(OH－)；C項，向水中通入SO2，SO2與水反應(yīng)生成H2SO3，H2SO3電離出H＋而抑制水的電離，使溶液中c(H＋)>c(OH－)；D項對水的電離平衡沒影響。
3．下列粒子能影響水的電離平衡，且能使水的電離平衡向右移動的是(　　)
A．CH3COOH B．[••O••••••H]－
C．NH＋4 D.
答案　C
解析　A項，CH3COOH電離出H＋，使水的電離平衡左移；B項，OH－能使水的電離平衡左移；C項，NH＋4會水解，使水的電離平衡右移；D項，Cl－不影響水的電離平衡。
知識點二　水的離子積常數(shù)
4．將純水加熱至較高溫度，下列敘述正確的是(　　)
A．水的離子積變大，pH變小，呈酸性
B．水的離子積不變，pH不變，呈中性
C．水的離子積變小，pH變大，呈堿性
D．水的離子積變大，pH變小，呈中性
答案　D
解析　水的電離過程為吸熱過程，升高溫度使電離平衡向正反應(yīng)方向移動，c(H＋)和c(OH－)均增大，W增大，pH減小，純水中c(H＋)＝c(OH－)，呈中性。
5．下列關(guān)于水的離子積常數(shù)的敘述中，正確的是(　　)
A．因為水的離子積常數(shù)的表達式是W＝c(H＋)c(OH－)，所以W隨溶液中c(H＋)和c(OH－)的變化而變化
B．水的離子積常數(shù)W與水的電離平衡常數(shù)是同一物理量
C．水的離子積常數(shù)僅僅是溫度的函數(shù)，隨溫度的變化而變化
D．水的離子積常數(shù)W與水的電離平衡常數(shù)是兩個沒有任何關(guān)系的物理量
答案　C
解析　水的離子積常數(shù)W＝•c(H2O)，一定溫度下和c(H2O)都是不變的常數(shù)，所以W僅僅是溫度的函數(shù)，水的離子積常數(shù)的表達式是W＝c(H＋)•c(OH－)，但是只要溫度一定，W就是不變的常數(shù)，溶液中c(H＋)變大，c(OH－)則變小，反之亦然。
6．某溫度下，純水的c(H＋)＝2.0×10－7 mol•L－1，則此時c(OH－)為____________，W＝________，溫度不變，向水中滴入稀鹽酸，使c(H＋)＝5.0×10－5 mol•L－1，則c(OH－)為__________。
答案　2.0×10－7 mol•L－1　4.0×10－14mol2•L－2
8．0×10－10 mol•L－1
解析　純水中水電離的c(H＋)＝c(OH－)，所以c(OH－)＝2.0×10－7 mol•L－1，W＝c(H＋)•c(OH－)＝(2.0×10－7)2 mol2•L－2＝4.0×10－14mol2•L－2; 若向水中加入鹽酸，則c(OH－)＝W5.0×10－5mol•L－1＝4×10－145.0×10－5mol•L－1＝8.0×10－10 mol•L－1。

　　　　　　　　　　　　　　　　　　　

練基礎(chǔ)落實

1．關(guān)于水的離子積常數(shù)，下列說法不正確的是(　　)
A．100℃水中，c(H＋)•c(OH－)＝1×10－14 mol2•L－2
B．純水中，25℃時，c(H＋)•c(OH－)＝1×10－14 mol2•L－2
C．25℃時，任何以水為溶劑的稀溶液中c(H＋)•c(OH－)＝1×10－14 mol2•L－2
D．W值隨溫度升高而增大
答案　A
解析　W只與溫度有關(guān)，升高溫度，W增大，25℃時，純水和任何物質(zhì)的水溶液中W＝c(H＋)•c(OH－)＝1×10－14 mol2•L－2。
2．在氫硫酸中，c(H＋)和c(S2－)的比值是(　　)
A．4 B．2
C．大于2 D．在1～2之間
答案　C
解析　弱電解質(zhì)的電離為部分電離，電離程度一般很小，氫硫酸是二元弱酸；分兩步電離：H2S H＋＋HS－，HS－ H＋＋S2－；二級電離更弱，以第一級電離為主。雖然由HS－電離產(chǎn)生的H＋與S2－濃度相同，但一級電離產(chǎn)生H＋卻沒有產(chǎn)生S2－，故c(H＋)/c(S2－)>2。
3．常溫下，某溶液中由水電離的c(H＋)＝1×10－13 mol•L－1，該溶液可能是(　　)
①二氧化硫水溶液�、诼然�銨水溶液　③硝酸鈉水溶液　④氫氧化鈉水溶液
A．①④ B．①② C．②③ D．③④
答案　A
解析　由水電離的c(H＋)＝1×10－13 mol•L－1<1×10－7 mol•L－1，即該溶液中的溶質(zhì)抑制了水的電離，因此要么加堿抑制，要么加酸抑制，故①④正確。
4．在相同溫度下，0.01 mol•L－1 NaOH溶液和0.01 mol•L－1的鹽酸相比，下列說法正確的是(　　)
A．由水電離出的c(H＋)相等
B．由水電離出的c(H＋)都是1.0×10－12 mol•L－1
C．由水電離出的c(OH－)都是0.01 mol•L－1
D．兩者都促進了水的電離
答案　A
解析　若該溫度下水的離子積常數(shù)為W(這里沒有說是25℃)，則在0.01 mol•L－1的NaOH溶液中，由水電離的c(H＋)＝WcOH－＝W0.01 mol•L－1。
在0.01 mol•L－1的HCl溶液中，由水電離出的c(H＋)＝c(OH－)水電離＝W0.01 mol•L－1。
5．關(guān)于水的離子積常數(shù)W與水的電離平衡常數(shù)c的敘述中，正確的是(　　)
A．W和c都隨溫度的升高而減小
B．W和c數(shù)值不同，但單位相同
C．W和c數(shù)值相同，但單位不同
D．W和c數(shù)值和單位都不同
答案　D
解析　由于水的電離是吸熱的，所以升高溫度，向電離程度增大的方向移動，H＋和OH－濃度增大，故電離平衡常數(shù)c＝cH＋•cOH－cH2O增大。而W＝c(H＋)•c(OH－)也增大；W的單位為mol2•L－2，c的單位為mol•L－1，所以二者的單位不同；而W＝c•c(H2O)，所以二者的數(shù)值也不同。
6．室溫時，某溶液中由水電離生成的H＋和OH－物質(zhì)的量濃度的乘積為1×10－24，則在該溶液中一定不能大量共存的離子組是(　　)
A．Al3＋、Na＋、NO－3、Cl－
B．＋、Na＋、Cl－、CO2－3
C．NH＋4、Na＋、Cl－、SO2－4
D．NH＋4、＋、SiO2－3、NO－2
答案　D

練方法技巧

7．25 ℃時，水的電離達到平衡：H2O H＋＋OH－　ΔH＞0，下列敘述正確的是(　　)
A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移動，c(OH－)降低
B．向水中加入少量固體硫酸氫鈉，c(H＋)增大，W不變
C．向水中加入少量CH3COOH，平衡逆向移動，c(H＋)降低
D．將水加熱，W增大，pH不變
答案　B
解析　本題考查外界條對水的電離平衡的影響。解答時要先分析清楚水的電離平衡的移動方向，然后再討論c(H＋)、c(OH－)或W的變化。向水中加入稀氨水，c(OH－)增大，平衡逆向移動，c(H＋)減小，A項不正確；向水中加入少量固體NaHSO4：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO2－4，c(H＋)增大，但W不變，B項正確；向水中加入少量CH3COOH后，使水的電離平衡逆向移動，c(OH－)減小，c(H＋)增大，C項不正確；將水加熱，水的電離平衡正向移動，c(H＋)、c(OH－)均增大，W增大，pH減小，但仍呈中性，D項不正確。
8．常溫下，下列四種溶液：①pH＝0的鹽酸，②0.1 mol•L－1的鹽酸，③0.01 mol•L－1的NaOH溶液，④pH＝11的NaOH溶液中，由水電離生成的H＋的物質(zhì)的量濃度之比為(　　)
A．1∶10∶100∶1 000 B．0∶1∶12∶11
C．14∶13∶12∶11 D．14∶13∶2∶1
答案　A
解析　在鹽酸中，由水電離產(chǎn)生的c(H＋)等于溶液中的c(OH－)：①c(H＋)水＝c(OH－)＝1×10－14 mol•L－1　②c(H＋)水＝c(OH－)＝1×10－13 mol•L－1；在NaOH溶液中，由水電離產(chǎn)生的c(H＋)等于溶液中的c(H＋)：③c(H＋)＝1×10－12 mol•L－1�、躢(H＋)＝1×10－11 mol•L－1。因此，四種溶液中由水電離出的H＋的濃度的比為
10－14∶10－13∶10－12 ∶10－11 ＝1∶10∶100∶1 000。
練綜合拓展

9．已知室溫時，0.1 mol•L－1某一元酸HA在水中有0.1%發(fā)生電離，回答下列各問題：
(1)該溶液的pH＝________；
(2)HA的電離平衡常數(shù)＝________；
(3)升高溫度時，________(填“增大”，“減小”或“不變”)，pH________(填“增大”，“減小”或“不變”)；
(4)由HA電離出的c(H＋)約為水電離出的c(H＋)的________倍。
答案　(1)4　(2)1×10－7　(3)增大　減小　(4)106
解析　(1)HA電離出的c(H＋)＝0.1×0.1% mol•L－1＝1×10－4 mol•L－1，pH＝－lg1×10－4＝4；(2)電離平衡常數(shù)＝cH＋•cA－cHA＝1×10－4×1×10－40.1mol•L－1＝1×10－7mol•L－1；(3)因HA H＋＋A－，電離過程是吸熱的，所以升高溫度c(H＋)、c(A－)均增大，則增大，而pH減��；(4)c(H＋)HA＝1×10－4 mol•L－1。c(H＋)水＝c(OH－)＝1×10－141×10－4mol•L－1＝1×10－10 mol•L－1，所以c(H＋)HA∶c(H＋)水＝(1×10－4)∶(1×10－10)＝106。
10．某二元弱酸(簡寫為H2A)溶液，按下式發(fā)生一級和二級電離：
H2A H＋＋HA－，HA－ H＋＋A2－。
已知相同濃度時的電離程度a(H2A)＞a(HA－)，設(shè)有下列四種溶液：
A．0.01 mol•L－1的H2A溶液
B．0.01 mol•L－1的NaHA溶液
C．將0.02 mol•L－1的HCl與0.04 mol•L－1的NaHA溶液等體積混合所得的混合溶液
D．將0.02 mol•L－1的NaOH與0.02 mol•L－1的NaHA溶液等體積混合所得的混合溶液
據(jù)此，填寫下列空白(填代號)：
(1)c(H＋)最大的是________，最小的是________。
(2)c(H2A)最大的是________，最小的是________。
(3)c(A2－)最大的是________，最小的是________。
答案　(1)A　D　(2)C　D　(3)D　A
解析　反應(yīng)后的C溶液為0.01 mol•L－1 H2A、0.01 mol•L－1 NaHA和0.01 mol•L－1 NaCl的混合溶液。因有HA－的存在抑制了H2A的第一步電離，所以其c(H＋)小于A溶液中的c(H＋)，c(H2A)大于A溶液中的c(H2A)。反應(yīng)后的D溶液為0.01 mol•L－1的Na2A溶液，所以其c(A2－)最大，但因其水解呈堿性，且A2－的水解程度大于HA－的，所以其c(H＋)最小。
11．實驗表明，液態(tài)時，純硫酸的電離能力強于純硝酸，純硫酸的導(dǎo)電性也顯著強于純水。又知液態(tài)純酸都像水那樣進行自身電離(H2O＋H2O??H3O＋＋OH－)而建立平衡，且在一定溫度下都有各自的離子積常數(shù)。據(jù)此回答：
(1)純硫酸在液態(tài)時自身電離的方程式是
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(2)25 ℃時，液態(tài)純硫酸的離子積常數(shù)(H2SO4)_______1×10－14mol2•L－2(填“＞”、“＜”或“＝”)。
(3)在純硫酸與純硝酸的液態(tài)混合酸中，存在的陰離子主要是____________，這是因為混合酸中不僅存在硫酸和硝酸各自電離的兩個電離平衡，而且還因硫酸的酸度大于硝酸，又在無水條下，混合酸中必然發(fā)生________________________________________________
______________________________(寫離子方程式)反應(yīng)。
答案　(1)2H2SO4 H3SO＋4＋HSO－4
(2)＞　(3)HSO－4　H＋＋NO－3===HNO3
解析　根據(jù)實驗表明，液態(tài)時，純硫酸的電離能力強于純硝酸，純硫酸的導(dǎo)電性也顯著強于純水。已知液態(tài)純酸都能像水那樣進行自身電離(H2O＋H2O H3O＋＋OH－)而建立平衡，且在一定溫度下都有各自的離子積常數(shù)，這些信息告訴我們純硫酸存在著電離平衡，且電離程度強于純硝酸和純水，仿照純水的電離方式，可以推知純硫酸的電離方程式為 2H2SO4??H3SO＋4＋HSO－4。在25℃時，液態(tài)純H2SO4的離子積常數(shù)(H2SO4)比1×10－14mol2•L－2大。由于在純硫酸和純硝酸的液態(tài)混合酸中2H2SO4 H3SO＋4＋HSO－4為主要的電離方式，而純硝酸電離受到純硫酸電離出的H＋的抑制，因此，在純硫酸和純硝酸的液態(tài)混合酸中，存在的陰離子主要是HSO－4。同時，無水條下，混合酸中必然發(fā)生H＋＋NO－3===HNO3的反應(yīng)。

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