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2020年高考化学一轮总复习文档：第八章第24讲弱电解质的电离平衡 学案
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第八章 水溶液中的离子平衡 [考纲解读] 1.了解电解质的概念。了解强电解质和弱电解质的概念。2.理解电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液的导电性。3.理解弱电解质在水中的电离平衡，能利用电离平衡常数进行相关计算。4.了解水的电离、离子积常数。5.了解溶液pH的含义及其测定方法，能进行pH的简单计算。6.了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素、盐类水解的应用。7.了解难溶电解质的沉淀溶解平衡。理解溶度积(Ksp)的含义，能进行相关的计算。第24讲 弱电解质的电离平衡1.强、弱电解质(1)定义与物质类别(2)与化合物类别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。(3)电离方程式的书写——“强等号，弱可逆，多元弱酸分步离”①强电解质：如H2SO4：H2SO4===2H＋＋SO。②弱电解质：a．一元弱酸，如CH3COOH：CH3COOHCH3COO－＋H＋。b．多元弱酸，分步分离，电离方程式只写第一步，如H2CO3：H2CO3H＋＋HCO。c．多元弱碱，分步电离，一步书写。如Fe(OH)3：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。③酸式盐：a．强酸的酸式盐如NaHSO4在水溶液中：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO；熔融时：NaHSO4===Na＋＋HSO。b．弱酸的酸式盐：如NaHCO3：NaHCO3===Na＋＋HCO。2．弱电解质的电离平衡(1)电离平衡的建立(2)电离平衡的特征 (3)外界条件对电离平衡的影响①温度：温度升高，电离平衡正向移动，电离程度增大。②浓度：稀释溶液，电离平衡正向移动，电离程度增大。③同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡逆向移动，电离程度减小。④加入能反应的物质：电离平衡正向移动，电离程度增大。3．电离平衡常数(1)表达式①一元弱酸HA的电离常数：根据HAH＋＋A－，可表示为Ka＝。
②一元弱碱BOH的电离常数：根据BOHB＋＋OH－，可表示为Kb＝。(2)特点电离常数只与温度有关，与电解质的浓度、酸碱性无关，由于电离过程是吸热的，故温度升高，K增大。多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是K1≫K2……，所以其酸性主要决定于第一步电离。(3)意义相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的酸性或碱性相对越强。(4)影响因素4．电离度(1)概念：一定条件下，当弱电解质在溶液中达到电离平衡时，溶液中已经电离的电解质分子数占原来弱电解质总分子数的百分数。(2)表达式：α＝×100%。(3)意义：衡量弱电解质的电离程度，在相同条件下(浓度、温度相同)，不同弱电解质的电离度越大，弱电解质的电离程度越大。1．判断正误，正确的画“√”，错误的画“×”，并指明错因。(1)稀释氨水时，电离平衡正向移动，c(NH3·H2O)减小，c(NH)增大。(×)错因：稀释氨水时，c(NH3·H2O)、c(NH)均减小。(2)由0.1 mol·L－1一元碱BOH的pH＝10，可知溶液存在BOH===B＋＋OH－。(×)错因：0.1 mol·L－1的BOH pH＝10，说明其c(OH－)＝10－4 mol·L－1，仅极少部分电离，其电离方程式用“”。(3)0.1 mol·L－1的CH3COOH与0.01 mol·L－1的CH3COOH中，c(H＋)之比为10∶1。(×)错因：加水稀释，电离程度增大，所以0.1_mol·L－1的CH3COOH与0.01_mol·L－1的CH3COOH中c(H＋)之比小于10∶1。(4)H2CO3的电离常数表达式：Ka＝。(×)错因：H2CO3为二元弱酸，分步电离，其中Ka1＝，Ka2＝。(5)弱电解质的电离平衡右移，电离平衡常数一定增大。(×)错因：K仅与温度有关。(6)电离常数大的酸溶液中的c(H＋)一定比电离常数小的酸溶液中的c(H＋)大。(×)错因：酸溶液中的c(H＋)除与K值大小有关外，还与酸的浓度有关。2．教材改编题(据人教选修四P44 T4)已知25 ℃下，醋酸溶液中存在下述关系：＝1.69×10－5其中的数值是该温度下醋酸的电离平衡常数。试回答下述问题：(1)向上述溶液中加入一定量的NaOH溶液，上述数值将________(填“增大”“减小”或“不变”)。(2)若醋酸的起始浓度为0.0010 mol/L，平衡时氢离子浓度c(H＋)是____________[提示：醋酸的电离常数很小，平衡时的c(CH3COOH)可近似视为仍等于0.0010 mol/L]。答案 (1)不变 (2)1.3×10－4 mol/L 考点 弱电解质的电离平衡及影响因素[典例1] (2018·重庆调研)稀氨水中存在着下列平衡：NH3·H2ONH＋OH－，若要使平衡向左移动，同时使c(OH－)增大，应加入的物质或采取的措施是( )①NH4Cl固体 ②硫酸 ③NaOH固体 ④水 ⑤加热 ⑥加入少量MgSO4固体A．①②③⑤ B．③⑥C．③ D．③⑤解析 若在氨水中加入NH4Cl固体，c(NH)增大，平衡向逆反应方向移动，c(OH－)减小，①不合题意；硫酸中的H＋与OH－反应，使c(OH－)减小，平衡向正反应方向移动，②不合题意；当在氨水中加入NaOH固体后，c(OH－)增大，平衡向逆反应方向移动，③符合题意；若在氨水中加入水，稀释溶液，平衡向正反应方向移动，但c(OH－)减小；④不合题意；电离属吸热过程，加热平衡向正反应方向移动，c(OH－)增大，⑤不合题意；加入少量MgSO4固体发生反应Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓，溶液中c(OH－)减小，⑥不合题意。答案 C
名师精讲影响弱电解质电离平衡的因素(1)内因：弱电解质本身的性质，是决定因素。(2)外界条件对弱电解质电离平衡的影响以0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液为例：CH3COOHCH3COO－＋H＋ ΔH＞01．下列关于电解质溶液的说法正确的是( )A．0.1 L 0.5 mol·L－1 CH3COOH溶液中含有的H＋数为0.05NAB．室温下，稀释0.1 mol·L－1CH3COOH溶液，溶液的导电能力增强C．向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中减小D．CH3COOH溶液加水稀释后，溶液中的值减小答案 D解析 A项，CH3COOH为弱电解质，在水溶液中部分电离，0.1 L 0.5 mol·L－1CH3COOH溶液中含有的H＋数小于0.05NA，错误；B项，CH3COOH溶液中存在平衡，CH3COOHCH3COO－＋H＋，加水稀释，平衡右移，产生的离子数增加，但溶液的体积增大，c(CH3COO－)、c(H＋)减小，导电能力减弱，错误；C项，加水稀释时，平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋右移，n(H＋)增大，n(CH3COOH)减小，＝＝，故比值变大，错误；D项，稀释时，n(CH3COO－)增大，n(CH3COOH)减小，故的值减小，正确。2．一定温度下，冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力如图所示。下列说法不正确的是( )A．在O点时，醋酸不导电B．a、b、c三点，a点时醋酸溶液中H＋浓度最小C．b点时，醋酸电离程度最大D．可通过微热的方法使c点溶液中c(CH3COO－)增大答案 C解析 A项，在O点时没有水，醋酸没有电离，不导电，正确；B项，导电能力为b>c>a，a、b、c三点，a点时醋酸溶液中H＋浓度最小，正确；C项，加水促进醋酸电离，b点时醋酸电离程度不是最大，错误；D项，加热向电离方向移动，正确。考点 强、弱电解质的比较[典例2] (2018·长沙市长郡中学月考)pH＝2的两种一元酸x和y，体积均为100 mL，稀释过程中pH与溶液体积的关系如下图所示。分别滴加NaOH溶液(c＝0.1 mol·L－1)至pH＝7，消耗NaOH溶液的体积为Vx、Vy，则( )A．x为弱酸，Vx<Vy B．x为强酸，Vx>VyC．y为弱酸，Vx<Vy D．y为强酸，Vx>Vy解析 由图知：将一元酸x和y分别稀释10倍，pH的变化量ΔpHx＝1，ΔpHy<1，所以x为强酸，y为弱酸。pH＝2时弱酸y的浓度大，滴加NaOH溶液至pH＝7时消耗NaOH溶液的体积y比x大。答案 C名师精讲1．判断强、弱电解质的方法(1)电解质是否完全电离在溶液中强电解质完全电离，弱电解质部分电离。据此可以判断HA是强酸还是弱酸，如：若测得0.1 mol/L的HA溶液的pH＝1，则HA为强酸；若pH>1，则HA为弱酸。(2)是否存在电离平衡强电解质不存在电离平衡，弱电解质存在电离平衡，在一定条件下电离平衡会发生移动。①一定pH的HA溶液稀释前后pH的变化：将pH＝3的HA溶液稀释100倍后，再测其pH，若pH＝5，则为强酸，若pH＜5，则为弱酸。②升高温度后pH的变化：若升高温度，溶液的pH明显减小，则是弱酸。因为弱酸存在电离平衡，升高温度时，电离程度增大，c(H＋)增大。而强酸不存在电离平衡，升高温度时，只有水的电离程度增大，pH变化幅度小。 2．常温下，一元强酸(碱)和一元弱酸(碱)稀释时的pH变化图像3.一元强酸与一元弱酸的比较3．下列事实一定能证明HNO2是弱电解质的是( )①常温下NaNO2溶液pH大于7 ②用HNO2溶液做导电实验，灯泡很暗 ③HNO2与NaCl不能发生反应④常温下0.1 mol·L－1HNO2溶液的pH＝2.1 ⑤NaNO2和H3PO4反应，生成HNO2 ⑥常温下将pH＝1的HNO2溶液稀释至原体积的100倍，溶液pH约为2.8A．①④⑥ B．①②③④C．①④⑤⑥ D．①②③④⑤⑥答案 C解析 ①常温下NaNO2溶液pH大于7，说明亚硝酸钠是强碱弱酸盐，则HNO2是弱电解质，故①正确；②溶液的导电性与离子浓度及离子所带电荷数有关，用HNO2溶液做导电实验，灯泡很暗，不能证明HNO2为弱电解质，故②错误；③HNO2与NaCl不能发生反应，只能说明不符合复分解反应发生的条件，但不能说明HNO2是弱电解质，故③错误；④常温下0.1 mol·L－1HNO2溶液的pH＝2.1，说明HNO2不完全电离，即说明HNO2为弱电解质，故④正确；⑤较强酸可以制取较弱酸，NaNO2和H3PO4反应，生成HNO2，说明HNO2的酸性弱于H3PO4，则HNO2为弱电解质，故⑤正确；⑥常温下将pH＝1的HNO2溶液稀释至原体积的100倍，溶液pH约为2.8，说明HNO2是弱电解质，故⑥正确。4．在一定温度下，有a.盐酸、b.硫酸、c.醋酸三种酸：(1)当三种酸物质的量浓度相同时，c(H＋)由大到小的顺序是________(用字母表示，下同)。(2)等体积、等物质的量浓度的三种酸，中和NaOH的能力由大到小的顺序是________。(3)若三者c(H＋)相同时，物质的量浓度由大到小的顺序是________。(4)当三者c(H＋)相同且体积也相同时，分别放入足量的锌，相同状况下产生气体的体积由大到小的顺序是________。答案 (1)b＞a＞c (2)b＞a＝c(3)c＞a＞b(或c＞a＝2b) (4)c>a＝b解析 HCl===H＋＋Cl－；H2SO4===2H＋＋SO；CH3COOHH＋＋CH3COO－。(2)同体积、同物质的量浓度的三种酸，因随着NaOH溶液的加入，CH3COOH电离平衡右移，提供的H＋和盐酸相同，中和NaOH的能力盐酸和醋酸相同，而H2SO4提供的H＋是它们的2倍，故b>a＝c。(3)c(H＋)相同时，醋酸溶液浓度最大，因醋酸为弱酸，电离程度小，H2SO4浓度为盐酸的一半，故c>a>b(或c>a＝2b)。(4)当三者c(H＋)相同且体积也相同时，因HCl、H2SO4为强电解质，在溶液中完全电离，所以H＋总的物质的量相同，故产生H2的体积相同。CH3COOH为弱电解质，最终能提供的H＋最多，生成的H2最多，故c>a＝b。考点 电离平衡常数及其应用[典例3] 已知25 ℃时弱电解质电离平衡常数：Ka(CH3COOH)＝1.8×10－5，Ka(HSCN)＝0.13。(1)将20 mL 0.10 mol·L－1 CH3COOH溶液和20 mL 0.10 mol·L－1的HSCN溶液分别与0.10 mol·L－1的NaHCO3溶液反应，实验测得产生CO2气体体积V与时间t的关系如图。反应开始时，两种溶液产生CO2的速率明显不同的原因是_________________________________________________________；反应结束后所得溶液中c(SCN－)______c(CH3COO－)(填“>”“＝”或“<”)。(2)2.0×10－3 mol·L－1的氢氟酸中，调节溶液pH(忽略调节时体积变化)，测得平衡体系中c(F－)、c(HF)与溶液pH的关系如下图。则25 ℃时，HF电离平衡常数为：Ka(HF)＝________。解析 (1)反应结束后，溶质为CH3COONa和NaSCN，因CH3COOH酸性弱于HSCN，故CH3COONa水解程度大，c(CH3COO－)<c(SCN－)。(2)由电离平衡表达式可得Ka(HF)＝＝＝4×10－4。答案 (1)Ka(HSCN)>Ka(CH3COOH)，溶液中c(H＋)：HSCN>CH3COOH，c(H＋)大反应速率快 >(2)4×10－4名师精讲1．电离平衡常数的应用(1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越强。(2)判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱，电离平衡常数越大，对应的盐水解程度越小，碱性(或酸性)越弱。(3)判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。(4)判断微粒浓度比值的变化弱电解质加水稀释时，能促进弱电解质的电离，溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化，但电离平衡常数不变，题中经常利用电离平衡常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。如：0.1 mol/L CH3COOH溶液加水稀释，＝＝，酸溶液加水稀释，c(H＋)减小，K值不变，则增大。2．电离常数计算的两种类型(以弱酸HX为例)(1)已知c(HX)始和c(H＋)，求电离常数(水的电离忽略不计) HX H＋ ＋ X－：c(HX)始 0 0：c(HX)始－c(H＋) c(H＋) c(H＋)则：Ka＝＝。 由于弱酸只有极少一部分电离，c(H＋)的数值很小，可作近似处理：c(HX)始－c(H＋)≈c(HX)始，则Ka＝。(2)已知c(HX)始和电离常数，求c(H＋)根据上面的推导有Ka＝≈则：c(H＋)＝。5．(2018·长沙质检)已知下面三个数据：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分别是下列有关的三种酸的电离常数(25 ℃)，若已知下列反应可以发生：NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2 NaCN＋HF===HCN＋NaF NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。由此可判断下列叙述中不正确的是( )A．K(HF)＝7.2×10－4B．K(HNO2)＝4.9×10－10C．根据两个反应即可得出一元弱酸的强弱顺序为HF>HNO2>HCND．K(HCN)<K(HNO2)<K(HF)答案 B解析 相同温度下，酸的电离常数越大，该酸的酸性越强，结合强酸制取弱酸分析可知，亚硝酸的酸性大于氢氰酸而小于氢氟酸，所以亚硝酸的电离平衡常数为4.6×10－4，故B错误。6．碳氢化合物完全燃烧生成CO2和H2O。常温常压下，空气中的CO2溶于水，达到平衡时，溶液的pH＝5.60，c(H2CO3)＝1.5×10－5 mol·L－1。若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离，则H2CO3HCO＋H＋的电离常数K1＝________(已知：10－5.60＝2.5×10－6)。答案 4.2×10－7解析 由H2CO3H＋＋HCO得K1＝＝≈4.2×10－7。7．常温下，将0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀释，请填写下列表达式中的数据变化情况(填“变大”“变小”或“不变”)。(1)________；(2)________；(3)________；(4)________。答案 (1)变小 (2)不变 (3)变大 (4)不变解析 (1)将①式变为＝。(2)此式为Ka。(3)将③式变为＝Ka/c(H＋)。(4)将④式变为＝。
