电离平衡常数和酸性强弱的关系

A．K值越大，反应物的转化率越大、生成物的量越大，正反应进行的程度越大，一般地说，K＞10⁵时，该反应进行得就基本完全了，故A正确；
B．根据K_sp与离子积Q_c的相对大小确定难溶物是否产生或溶解，如果K_sp＞Q_c，则难溶物没有沉淀生成，如果K_sp=Q_c，则溶液恰好饱和，如果K_sp＜Q_c，则有沉淀生成，故B正确；
C．平衡常数只有温度有关，与浓度无关，如果化学反应正反应是放热反应，升高温度化学平衡常数减小，故C错误；
D．K_w=c（H⁺）．c（OH^-）=
c(H+)．c(A−)
c(HA).
c(OH−)．c(HA)
c(A−)=K_a•K_h，故D正确；
故选C．

点评：
本题考点： 化学平衡常数的含义．

考点点评： 本题考查了平衡常数的有关知识，知道平衡常数的含义、表达式，平衡常数只与温度有关，弱电解质的电离平衡常数与溶液酸碱性无关、溶液浓度无关，为易错点．

A、由电离常数Ka的关系可知，1.8×10^-5＞4.9×10^-10＞5.6×10^-11，则酸性CH₃COOH＞HCN＞HCO₃^-，显然等浓度时Na₂CO₃的水解程度最大，其溶液的pH最大，则等物质的量浓度的各溶液pH关系为pH（Na₂CO₃）＞pH（NaCN）＞pH（CH₃COONa），故A错误．
B、等体积混合，若a=b恰好完全反应，因CN^-的水解溶液中存在c（Na⁺）＞c（CN^-），a＜b时溶液中存在c（Na⁺）＞c（CN^-），即所得溶液中c（Na⁺）＞c（CN^-）时a≤b，故B错误；
C、冰醋酸中逐滴加水，电离产生的离子浓度增大，导电性增大，但随水的量增大，浓度变小，导电性减小，而在加水的过程中电离程度、pH一直在增大，故C错误；
D、因溶液不显电性，则所有阳离子带的电荷总数等于阴离子带的负电荷总数，即c（Na⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（HCO₃^-）+2c（CO₃^2-），故D正确；
故选D．

点评：
本题考点： 弱电解质在水溶液中的电离平衡；盐类水解的应用；酸碱混合时的定性判断及有关ph的计算．

考点点评： 本题考查盐类水解、弱电解质的电离及溶液中离子浓度的关系，明确溶液中的溶质及酸性强弱的比较、电荷守恒是解答本题的关键，A是学生解答的易错点．

（1）①HCOOH为弱酸，则HCOONa溶液水解呈碱性，水解的离子方程式为HCOO^-+H₂O⇌HCOOH+OH^-，故答案为：碱；HCOO^-+H₂O⇌HCOOH+OH^-；
②醋酸是弱电解质，氯化氢是强电解质，因为醋酸中存在电离平衡，盐酸中不存在电离平衡，加水稀释促进醋酸电离，所以加等体积的水稀释等pH的醋酸和盐酸，稀释后的醋酸溶液中C（H⁺）大于盐酸溶液中C（H⁺），pH值变化小；
故答案为：盐酸；盐酸是强酸酸稀释时pH值变化大，醋酸是弱酸稀释时电离平衡正向移动，pH值变化小；
③因酸性H₂CO₃＞HCN＞HCO₃^-，则将少量CO₂通入NaCN溶液中，发生：CO₂+H₂O+CN^-=HCO₃^-+HCN，故答案为：CO₂+H₂O+CN^-=HCO₃^-+HCN；
（2）①M点时，Kw=10^-16，N点水的离子积常数Kw=10^-12，水的电离为吸热过程，升高温度促进电离，离子积常数增大，故答案为：＜；
②由图象可知，T₂时，水的离子积常数Kw=10^-12，pH=9的NaOH溶液中，c（H⁺）=10^-9mol/L，则由水电离产生的c（H⁺）=10^-9mol/L．
故答案为：10^-12；10^-9．

点评：
本题考点： 酸碱混合时的定性判断及有关ph的计算；弱电解质在水溶液中的电离平衡．

考点点评： 本题考查弱电解质的强弱与水解的关系，并利用电离与水解来分析溶液中的离子的浓度的关系，学生应明确电离平衡常数的应用来解答．

A、根据表中数据知道各个酸酸性强弱顺序是：醋酸＞苯酚＞碳酸氢根，所以水解程度：CH₃COO^-＜C₆H₅O^-＜CO₃^2-，碱性顺序是：CH₃COONa＜C₆H₅OH＜Na₂CO₃，故A错误；
B、NaHCO₃溶液中存在质子守恒：c（OH^-）=2c（H₂CO₃）+c（H⁺）+c（HCO₃^2-），故B错误；
C、amol/L醋酸溶液与bmol/LNaOH溶液等体积混合，所得溶液中c（Na⁺）＞c（CH₃COO^-），则溶液显示碱性，则a可能小于或等于或大于b，故C错误；
D、向苯酚钠溶液中通入少量CO₂后的溶液，由苯酚酸根离子与钠离子的关系可知，存在关系：c（C₆H₅O^-）+c（C₆H₅OH）=c（Na⁺），故D正确．
故选D．

点评：
本题考点： 弱电解质在水溶液中的电离平衡．

考点点评： 本题考查学生溶液中的离子浓度之间的关系以及守恒思想等方面的知识，综合性强，难度不大．

（1）同一温度下，酸的电离常数越大其酸性越强，根据这几种酸的电离平衡常数知，它们的酸性强弱顺序是：①④③②，故答案为：①④③②；
（2）苯酚的电离平衡常数大于磷酸的第三步电离平衡常数，而小于第二步电离平衡常数，则苯酚和磷酸钠反应生成苯酚钠和磷酸一氢钠，离子方程式为：C₆H₅OH+PO₄^3-=C₆H₅O^-+HPO₄^2-，故答案为：C₆H₅OH+PO₄^3-=C₆H₅O^-+HPO₄^2-；
（3）25℃时，醋酸和一水合氨的电离平衡常数相等，则等浓度等体积的醋酸和一水合氨混合，溶液呈中性，则c（H⁺）=c（OH^-），溶液中存在电荷守恒，根据电荷守恒得（H⁺）+（NH₄⁺）=c（OH^-）+c（CH₃COO^-），所以得（NH₄⁺）=c（CH₃COO^-），故答案为：=；
（4）相同温度下，一水合氨的电离程度大于苯酚，则苯酚铵溶液呈碱性，
A．如果溶液呈碱性，溶液中的溶质为苯酚铵或苯酚铵和一水合氨，苯酚和氨水的浓度相等，要使溶液呈碱性，苯酚的体积小于或等于或大于氨水体积都可能使混合溶液呈碱性，故A错误；
B．若混合液pH＜7，溶液中的溶质为苯酚和苯酚铵，pH＜7，则c（H⁺）＞c（OH^-），溶液中电荷守恒，根据电荷守恒得c（H⁺）+c（NH₄⁺）=c（C₆H₅O^-）+c（OH^-），所以c（C₆H₅O^-）＞c（NH₄⁺），故B错误；
C．含有弱根离子的盐促进水电离，酸抑制水电离，所以苯酚铵促进水电离，苯酚抑制水电离，故C错误；
D．任何电解质溶液中都遵循物料守恒，根据物料守恒得V=5时，2c（NH₃•H₂O）+2c（NH₄⁺）=c（C₆H₅O^-）+c（C₆H₅OH），故D正确；
故选D；
（5）K_h=
c(HCO3−)．c(OH−)
c(CO32−)，故答案为：K_h=
c(HCO3−)．c(OH−)
c(CO32−)；
（6）Ⅰ．①升高温度促进难溶物溶解，根据图象知T₂的溶度积常数大于T₁，所以T₁＜T₂；Ksp（BaSO₄）=c（Ba²⁺）．c（SO₄^2-）=1.0×10^-4×5.0×10^-5=5×10^-9，；
故答案为：T₁＜T₂；5.0×10^-9；
②A．硫酸钠抑制硫酸钡电离，硫酸根离子浓度增大，导致溶液中钡离子浓度减小，所以可以使溶液由a点变为b点，故A正确；
B．在T₁曲线上方区域（不含曲线）为过饱和溶液，所以有晶体析出，故B正确；
C．蒸发溶剂，增大溶液中溶质的浓度，温度不变，溶度积常数不变，所以蒸发溶剂可能使溶液由d点变为曲线上a、b之间的某一点（不含a、b），故C正确；
D．升温增大溶质的溶解，溶液中钡离子、硫酸根离子浓度都增大，故D错误；
故选ABC；
Ⅱ．设每次用1.00L 2.0 mol•L^-1饱和Na₂CO₃溶液能处理xmol BaSO₄，
BaSO₄ +CO₃^2-=BaCO₃ +SO₄²
（2.0-x）mol•L^-1 x mol•L^-1
根据K=
c(SO42−)
c(CO32−)=[x/2.0−x]=0.042
解得：x=0.081，处理次数=[0.2mol/0.081mol]=2.5，所以至少处理3次；
故答案为：3次．

点评：
本题考点： 难溶电解质的溶解平衡及沉淀转化的本质；弱电解质在水溶液中的电离平衡．

考点点评： 本题考查了难溶电解质的溶解平衡及弱电解质的电离，正确理解溶度积曲线是解本题关键，结合溶度积常数来分析解答，难度中等．

酸的电离平衡常数HCOOH＞H₂CO₃＞HCN＞HCO₃^-，则酸根离子水解程度CO₃^2-＞CN^-＞HCO₃^-＞HCOO^-，
A．酸的电离平衡常数越大，酸的酸性越强，强酸能够制取弱酸，所以二者反应生成HCN和HCO₃^-，离子方程式为CN^-+H₂O+CO₂═HCN+HCO₃^-，故A错误；
B．酸性强弱顺序是HCOOH＞H₂CO₃＞HCN＞HCO₃^-，强酸能和弱酸盐反应生成弱酸，所以反应方程式为2HCOOH+CO₃^2-=2HCOO^-+H₂O+CO₂↑，故B正确；
C．等pH、等体积的HCOOH和HCN，n（HCN）＞n（HCOOH），中和酸需要碱的物质的量与酸的物质的量、酸的元数成正比，所以中和等体积、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者，故C正确；
D．根据电荷守恒，c（HCOO^-）+c（OH^-）=c（Na⁺）+c（H⁺），c（CN^-）+c（OH^-）=c（Na⁺）+c（H⁺），即离子总数是n（Na⁺ ）+n（H⁺）的2倍，而NaCN的水解程度大，即NaCN溶液中的c（OH^-）大，c（H⁺）小，c（Na⁺）相同，所以甲酸钠中离子浓度大，故D正确．
故选A．

点评：
本题考点： 弱电解质在水溶液中的电离平衡．

考点点评： 本题考查了弱电解质的电离，明确弱电解质电离平衡常数与酸性强弱、酸根离子的水解程度的关系是解本题关系，再结合强酸制取弱酸、酸碱中和反应来分析解答，易错选项是D，注意从电荷守恒的角度解答该题．