高二化學教案：《弱電解質(zhì)的電離平衡教學案》教學設計

　　本文題目：高二一單元化學教案：弱電解質(zhì)的電離平衡教學案

　　第一單元 弱電解質(zhì)的電離平衡

　　第1課時　強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)

　　[目標要求]　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.認識強弱電解質(zhì)與物質(zhì)類別、物質(zhì)結構的關系。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-1HCl 1 mol?L-1

　　CH3COOH 對實驗現(xiàn)象的解釋

　　與鎂條反應的速率 快 慢 HCl與鎂的反應速率快，說明同

　　濃度時，HCl中c(H+)大

　　溶液的pH 0 2.4 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作為標準溶液進行滴定。

　　實驗現(xiàn)象：兩溶液消耗HCl標準溶液的體積：氨水溶液>氫氧化鈉溶液。

　　實驗結論：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：(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

　　在一定條件(如溫度、濃度)下，當弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結合成弱電解質(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雜，中學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)的水溶液都能導電，但原因有所不同。CH3COOH和NH4HCO3均為電解質(zhì)，水溶液能導電;Cl2和SO2的水溶液能導電，是因為它們與水發(fā)生反應Cl2+H2O HCl+HClO，SO2+H2O??H2SO3，因生成物均為電解質(zhì)，故溶液也導電。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)下能導電的化合物

　　C.可溶性鹽類

　　D.導電性很強的物質(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，純水幾乎不導電，所以水是非電解質(zhì)

　　答案　B

　　4.關于強、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)的水溶液導電能力強，弱電解質(zhì)的水溶液導電能力弱

　　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

　　練基礎落實

　　1.常壓下，僅能在水溶液中導電的電解質(zhì)是(　　)

　　A.KOH B.CH3OH C.CO2 D.KHCO3

　　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.關于強弱電解質(zhì)及非電解質(zhì)的組合完全正確的是(　　)

　　A B C D

　　強電解質(zhì) NaCl H2SO4 CaCO3 HNO3

　　弱電解質(zhì) HF BaSO4 HClO HI

　　非電解質(zhì) Cl2 蔗糖 C2H5OH SO2

　　答案　C

　　5.在電解質(zhì)溶液的導電性裝置(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.固體氯化鈉不導電，所以氯化鈉是非電解質(zhì)

　　B.銅絲能導電，所以銅是電解質(zhì)

　　C.氯化氫水溶液能導電，所以氯化氫是電解質(zhì)

　　D.三氧化硫溶于水能導電，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”、“導電的條件”、“導電的實質(zhì)”三個角度分析，而不能錯誤的認為“導電的就是電解質(zhì)，不導電的就是非電解質(zhì)”。A項NaCl不導電，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溶于水導電，是生成的H2SO4溶液導電，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件下進行的

　　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)電離的條件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)，兩個條件滿足一個即可，并不需要兩個條件同時滿足，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，溶液的導電能力變化不大的是(　　)

　�、僮詠硭�　②0.5 mol?L-1鹽酸�、�0.5 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________。

　�、偎�　②氨水�、埯}酸�、艽姿帷、萘蛩徜^�、蘼然�銀　⑦氯化鈉�、鄽錃狻、岽姿徜@

　　答案　⑤⑥⑦⑨�、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);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，在一定條件下也可形成酸式鹽。請寫出H2O2與Ba(OH)2作用形成鹽的化學方程式：

　　________________________________________________________________________

　　________________________________________________________________________。

　　(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，則它們的大小關系為________。

　　(2)等體積的以上三種酸分別與過量的NaOH溶液反應，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，其大小關系為________。

　　(4)分別與Zn反應，開始時生成H2的速率為v1、v2、v3，其大小關系為________。

　　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溶液反應生成鹽的物質(zhì)的量也相同。

　　(3)設所用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課時　弱電解質(zhì)的電離平衡

　　[目標要求]　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、外界條件對電離平衡的影響

　　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-，K=c?A+??c?B-?c?AB?。

　　2.K的意義

　　用于比較弱電解質(zhì)的相對強弱，K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，升高溫度，K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

　�、贉囟�

　　升高溫度，電離平衡向正反應方向移動，電離度增大。

　�、跐舛�

　　加水稀釋，電離平衡向正反應方向移動，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-)減小;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，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、K1=4.3×10-7mol?L-1和K2=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：

　　①NaCN+HNO2===HCN+NaNO2，

　　②NaCN+HF===HCN+NaF，

　�、跱aNO2+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。由這三個化學反應方程式可以得出：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K值與酸對應起來。以上三個反應中，第①個反應說明HNO2>HCN，第③個反應說明HF>HNO2，只根據(jù)這兩個反應即可作出比較。

　　練基礎落實

　　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;中和反應只與可電離的H+量有關，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：K=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，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，還跟酸的濃度有關，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 K1=c?H+??c?HCO-3?c?H2CO3?，第二步電離常數(shù)為 K2=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.溶液中c(H+)：b>a>c

　　C.a、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時，為了減緩反應速率，且不影響生成氫氣的總量，可向鹽酸中加入適量的(　　)

　�、貼aOH(固體)�、贖2O�、跦Cl�、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�、谏�高溫度�、奂由倭勘�醋酸�、芗铀�

　　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，相當于化學平衡的減壓擴體，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，其電離方程式應為 H2S??H++HS-，HS- H++S2-。

　　對(1)，當加入CuSO4時，因發(fā)生反應Cu2++S2-===CuS↓，使平衡右移，導致c(H+)增大，但c(S2-)減小;對(2)，當加入NaOH時，因發(fā)生反應H++OH-===H2O，使平衡右移，導致c(H+)減小，但c(S2-)增大;對(3)，當加熱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，開始時產(chǎn)生氫氣的速率______________，充分反應后產(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.KHSO4

　　答案　(1)相等　醋酸的多　c(H+)相同，反應開始時的速率相同，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，所以反應放出的氫氣多

　　(2)C　Zn置換出Cu附在Zn表面構成原電池，使反應速率加快，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+結合成弱電解質(zhì)CH3COOH，致使溶液中c(H+)降低，使反應速率變慢，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)象及實驗能說明的問題)。

　　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，改變外界條件可使電離平衡發(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課時　常見的弱電解質(zhì)

　　[目標要求]　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

　　對于純水來說，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KW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，KW是一個常數(shù)。升溫，KW增大(填“增大”、“減小”或“不變”)，如100℃：c(H+)=1×10-6 mol?L-1，KW=1×10-12mol2?L-2，pH=6，此時溶液呈中性(填“中性”、“酸性”或“堿性”)。降溫，KW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，KW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，KW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，無論在何種條件下的純水中，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，使溶液中的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方向移動，c(H+)和c(OH-)均增大，KW增大，pH減小，純水中c(H+)=c(OH-)，呈中性。

　　5.下列關于水的離子積常數(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KW=c(H+)c(OH-)，所以KW隨溶液中c(H+)和c(OH-)的變化而變化

　　B.水的離子積常數(shù)KW與水的電離平衡常數(shù)K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)KW與水的電離平衡常數(shù)K是兩個沒有任何關系的物理量

　　答案　C

　　解析　水的離子積常數(shù)KW=K?c(H2O)，一定溫度下K和c(H2O)都是不變的常數(shù)，所以KW僅僅是溫度的函數(shù)，水的離子積常數(shù)的表達式是KW=c(H+)?c(OH-)，但是只要溫度一定，KW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____________，KW=________，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，KW=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-)=KW5.0×10-5mol?L-1=4×10-145.0×10-5mol?L-1=8.0×10-10 mol?L-1。

　　練基礎落實

　　1.關于水的離子積常數(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.KW值隨溫度升高而增大

　　答案　A

　　解析　KW只與溫度有關，升高溫度，KW增大，25℃時，純水和任何物質(zhì)的水溶液中KW=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(　　)

　�、俣�氧化硫水溶液�、诼然�銨水溶液�、巯跛徕c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KW(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+)=KWc?OH-?=KW0.01 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=KW0.01 mol?L-1。

　　5.關于水的離子積常數(shù)KW與水的電離平衡常數(shù)Kc的敘述中，正確的是(　　)

　　A.KW和Kc都隨溫度的升高而減小

　　B.KW和Kc數(shù)值不同，但單位相同

　　C.KW和Kc數(shù)值相同，但單位不同

　　D.KW和Kc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)Kc=c?H+??c?OH-?c?H2O?增大。而KW=c(H+)?c(OH-)也增大;KW的單位為mol2?L-2，Kc的單位為mol?L-1，所以二者的單位不同;而KW=Kc?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.K+、Na+、Cl-、CO2-3

　　C.NH+4、Na+、Cl-、SO2-4

　　D.NH+4、K+、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，KW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，KW增大，pH不變

　　答案　B

　　解析　本題考查外界條件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KW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KW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，KW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)K=________;

　　(3)升高溫度時，K________(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)K=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K增大，而pH減小;(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

　　________________________________________________________________________

　　________________________________________________________________________。

　　(2)25 ℃時，液態(tài)純硫酸的離子積常數(shù)K(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，又在無水條件下，混合酸中必然發(fā)生________________________________________________

　　______________________________(寫離子方程式)反應。

　　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)K(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，無水條件下，混合酸中必然發(fā)生H++NO-3===HNO3的反應。