2020版高考新创新一轮复习化学通用版学案：第八章第一节弱电解质的电离平衡

第八章 水溶液中的离子平衡


第一节
弱电解质的电离平衡

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。




考点(一)　弱电解质的电离 【点多面广精细研】



1．强、弱电解质

2．电离方程式的书写
(1)弱电解质
①多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步，如H2CO3的电离方程式：
H2CO3 H＋＋HCO、HCO H＋＋CO。
②多元弱碱电离方程式一步写成，如Fe(OH)3的电离方程式：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。
(2)酸式盐
在水溶液中，强酸的酸式盐完全电离，弱酸的酸式盐中酸式酸根离子不完全电离。如
NaHSO4：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO；
NaHCO3：NaHCO3===Na＋＋HCO；
在熔融状态时NaHSO4===Na＋＋HSO。
3．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
以弱电解质HB的电离为例：HBH＋＋B－。
①温度：弱电解质电离吸热，升高温度，电离平衡向右移动，HB的电离程度增大，c(H＋)、c(B－)均增大。
②浓度：稀释溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大，n(H＋)、n(B－)增大，但c(H＋)、c(B－)均减小。
③相同离子：在弱电解质的溶液中，加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，如NaB、HCl，电离平衡向左移动，电离程度减小。
④加入能与电离出的离子反应的物质，如加入NaOH，电离平衡向右移动，电离程度增大。

[小题练微点]
1．判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)HCl为强电解质，故盐酸中不存在电离平衡(　　)
(2)在氨水中，当c(NH)＝c(OH－)时，表示氨水已达到电离平衡(　　)
(3)电离平衡右移，弱电解质的电离程度一定增大(　　)
(4)向0.1 mol·L－1 HF溶液中加水稀释或加入少量NaF晶体时都会引起溶液中c(H＋)减小
(5)稀醋酸加水稀释时，溶液中所有离子的浓度均减小(　　)
答案：(1)×　(2)×　(3)×　(4)√　(5)×
2．分别画出冰醋酸和0.1 mol·L－1的醋酸加水稀释时导电能力的变化图。
提示：
　

[学霸微提醒]
(1)常见的强电解质
①六大强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI、HClO4。
②四大强碱：NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2。
③大多数盐包括难溶性盐，如BaSO4。
(2)电离平衡“三提醒”
①稀醋酸加水稀释时，溶液中的各离子浓度并不是都减小，如c(OH－)是增大的。
②电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，如稀醋酸中加入冰醋酸。
③电离平衡右移，电离程度也不一定增大，如稀醋酸中加入冰醋酸。
(3)影响电解质溶液导电能力的因素
①离子浓度；②电荷浓度。



外界条件对电离平衡移动的影响
1.下列关于电解质溶液的说法正确的是(　　)
A．(2016·四川高考)0.1 L 0.5 mol·L－1 CH3COOH溶液中含有的H＋数为0.05NA
B．(2016·江苏高考)室温下，稀释0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液，溶液的导电能力增强
C．(2016·全国卷Ⅲ)向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中减小
D．(2018·北京高考)常温时，0.1 mol·L－1氨水的pH＝11.1：NH3·H2ONH＋OH－
解析：选D　A项，CH3COOH为弱电解质，在水溶液中部分电离，0.1 L 0.5 mol·L－1 CH3COOH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，c(H＋)增大，c(CH3COOH)减小，＝＝，因Ka不变，c(CH3COO－)减小，故比值变大，错误；D项，常温时，0.1 mol·L－1氨水的pH＝11.1，说明NH3·H2O是弱电解质，电离方程式应用可逆号表示，正确。
2．(2019·吉安联考)某温度下，在饱和氨水中存在平衡：NH3＋H2ONH3·H2ONH＋OH－。
(1)若增大压强，则溶液的pH________(填“增大”“减小”或“不变”)。
(2)若通入NH3，则平衡________(填“向左”“向右”或“不”)移动。
(3)若加水，则平衡________(填“向左”“向右”或“不”)移动，溶液的pH________(填“增大”“减小”或“不变”)。
(4)若加入氢氧化钠固体，则溶液中的c(NH)________(填“增大”“减小”或“不变”)，溶液的pH________(填“增大”“减小”或“不变”)。
解析：(1)若增大压强，气体的溶解度增大，氨水中电离平衡：NH3·H2ONH＋OH－向右移动，则pH增大。(2)向饱和氨水中通入NH3，NH3不再溶解，所以电离平衡不移动。(3)加水，氨水中电离平衡：NH3·H2ONH＋OH－向右移动，但是溶液的体积增大的程度比OH－的物质的量增大的程度大，所以OH－浓度减小，则pH减小。(4)加氢氧化钠，则氨水中电离平衡：NH3·H2ONH＋OH－向左移动，溶液中的c(NH)减小，c(OH－)增大，pH增大。
答案：(1)增大　(2)不　(3)向右　减小　(4)减小　增大
[归纳拓展]
1．从“定性”和“定量”两个角度理解电离平衡
(1)从定性角度分析电离平衡
应该理解勒夏特列原理——平衡向“减弱”这种改变的方向移动，移动结果不能“抵消”或“超越”这种改变。
(2)从定量角度分析电离平衡
当改变影响电离平衡的条件后分析两种微粒浓度之比的变化时，若通过平衡移动的方向不能作出判断，应采用电离常数定量分析。
2．以CH3COOHH＋＋CH3COO－　ΔH＞0为例，判断外界条件对电离平衡的影响
改变条件
平衡移动方向
n(H＋)
c(H＋)
导电能力
Ka
电离程度
加水稀释
→
增大
减小
减弱
不变
增大
加入少量
冰醋酸
→
增大
增大
增强
不变
减小
通入HCl(g)

增大
增大
增强
不变
减小
加入NaOH(s)

减小
减小
增强
不变
增大
加入镁粉

减小
减小
增强
不变
增大
升高温度

增大
增大
增强
增大
增大


强酸(碱)与弱酸(碱)的比较

3．(2015·全国卷Ⅰ)浓度均为0.10 mol·L－1、体积均为V0的MOH和ROH溶液，分别加水稀释至体积V，pH随lg的变化如图所示。下列叙述错误的是(　　)
A．MOH的碱性强于ROH的碱性
B．ROH的电离程度：b点大于a点
C．若两溶液无限稀释，则它们的c(OH－)相等
D．当lg＝2时，若两溶液同时升高温度，则增大
解析：选D　A项，由图像知，浓度为0.10 mol·L－1的MOH溶液，在稀释前pH为13，说明MOH完全电离，MOH为强碱，而ROH的pHHClO
(2)判断酸与盐反应是否能发生(强酸制弱酸)
K1(H2CO3)>K(HClO)；Ca(ClO)2＋CO2＋H2O===CaCO3↓＋2HClO
(3)判断溶液中粒子浓度比值的变化
在NH4Cl溶液中加水稀释，如何变化？分子分母同时乘以c(OH－)，可得，该比值只与温度有关，温度不变，比值不变
(4)判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱
K(HF)>K(CH3COOH)[盐所对应的酸(或碱)越弱，盐水解的程度越大，盐的碱(或酸)性越强]；同浓度盐溶液的碱性：NaFK2＝4.7×10－11 ，故NaHCO3水解程度大于电离程度


电离常数的相关计算
4.(1)(2017·天津高考)已知25 ℃，NH3·H2O的Kb＝1.8×10－5，H2SO3的Ka1＝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)＝________。
(2)(2017·江苏高考)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＝－lg Ka1)。
(3)(2016·全国卷Ⅱ)联氨(又称肼，N2H4，无色液体)是一种应用广泛的化工原料，可用作火箭燃料，联氨为二元弱碱，在水中的电离方程式与氨相似，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)。联氨与硫酸形成的酸式盐的化学式为________________。
解析：(1)设氨水中c(OH－)＝x mol·L－1，根据NH3·H2O的Kb＝，则＝1.8×10－5，解得x＝6.0×10－3。根据H2SO3的Ka2＝，则＝，当c(OH－)降至 1.0×10－7mol·L－1时，c(H＋)为1.0×10－7 mol·L－1，则＝＝0.62。(2)Ka1＝，K仅与温度有关，为方便计算，在图中取pH＝2.2时计算，此时c(H2AsO)＝c(H3AsO4)，则Ka1＝c(H＋)＝10－2.2，pKa1＝2.2。(3)将H2OH＋＋OH－　Kw＝1.0×10－14、N2H4＋H＋N2H　K＝8.7×107相加，可得：N2H4＋H2ON2H＋OH－　Ka1＝Kw·K＝1.0×10－14×8.7×107＝8.7×10－7。类比NH3与H2SO4形成酸式盐的化学式NH4HSO4可知，N2H4与H2SO4形成的酸式盐的化学式应为N2H6(HSO4)2。
答案：(1)6.0×10－3　0.62　(2)2.2
(3)8.7×10－7　N2H6(HSO4)2

电离度、电离常数与c(H＋)、c(OH－)的关系
设一定温度下，浓度为c mol·L－1醋酸的电离度为α。
　　　　　　　　CH3COOHCH3COO－＋H＋
起始/(mol·L－1)　　　 c　　　　　 　0　 　　0
变化/(mol·L－1)　　　 cα　　　　　　cα　　　cα
平衡/(mol·L－1)　 c－cα≈c　　　 cα　　　cα
Ka＝＝cα2→α＝ ，c(H＋)＝cα＝。
同理：对于一元弱碱(如NH3·H2O)，Kb＝cα2，c(OH－)＝cα＝。　



1．如表所示是在相同温度下三种酸的一些数据，下列判断正确的是(　　)
酸
HX
HY
HZ


浓度/(mol·L－1)
0.12
0.2
0.9
1
1
电离度
0.25
0.2
0.1
0.3
0.5
电离常数
Ka1
Ka2
Ka3
Ka4
Ka5
A．在相同温度下，从HX的数据可以说明：弱电解质溶液，浓度降低，电离度增大，且Ka1>Ka2>Ka3＝0.01
B．室温时，若在NaZ溶液中加水，则变小，若加少量盐酸，则变大
C．含等物质的量的NaX、NaY和NaZ的混合溶液：c(Z－)Ka3

点拨：NaZ溶液中Z－水解的离子方程式为Z－＋H2OHZ＋OH－，水解平衡常数Kh＝只随温度变化，是Kh的倒数，也不会因为加水或盐酸而改变。

解析：选D　电离常数只与温度有关，温度相同，Ka1＝Ka2＝Ka3，A项错误；依据Z－＋H2OHZ＋OH－可知，是Z－水解平衡常数的倒数，其只随温度的变化而变化，B项错误；依据“越弱越水解”可知，NaX的水解程度最大，c(X－)最小，C项错误；相同温度下电离度随溶液浓度的增大而减小，结合表中数据判断，当HX的浓度为1 mol·L－1时，HX的电离度小于0.1，故三种酸的酸性强弱顺序为HZ>HY>HX，故Ka5>Ka4>Ka3，D项正确。
2．(2019·上海普陀区一模)运用表中电离常数判断，可以发生的反应是(　　)
酸
电离常数(25 ℃)
碳酸
Ka1＝4.3×10－7　Ka2＝5.6×10－11
次溴酸
Ka＝2.4×10－9
A．HBrO＋Na2CO3===NaBrO＋NaHCO3
B．2HBrO＋Na2CO3===2NaBrO＋H2O＋CO2↑
C．HBrO＋NaHCO3===NaBrO＋H2O＋CO2↑
D．NaBrO＋NaHCO3===Na2CO3＋HBrO
解析：选A　相同温度下，酸的电离常数越大，酸性越强，一般来说，强酸能和弱酸的盐反应生成弱酸，根据题表中数据知，酸性强弱顺序是H2CO3>HBrO>HCO，所以只有A能发生。
3.(2019·梅州模拟)T ℃时，向浓度均为1 mol·L－1的两种弱酸HA、HB中不断加水稀释，并用pH传感器测定溶液pH。所得溶液pH的两倍(2pH)与溶液浓度的对数(lg c)的关系如图所示。下列叙述错误的是(　　)
已知：①HA的电离常数：Ka＝≈；②pKa＝－lg Ka。
A．酸性：HA>HB
B．a点对应的溶液中：c(HA)＝0.1 mol·L－1，c(H＋)＝0.01 mol·L－1
C．T ℃时，弱酸HB的pKa≈5
D．弱酸的Ka随溶液浓度的降低而增大


审题：特别注意纵坐标为pH的2倍，a点纵坐标为4，即溶液的pH为2。　　　　
解析：选D　从图中得到，浓度相等的时候，HB溶液的pH更高，说明HB的酸性更弱，A项正确；a点溶液的纵坐标为4，即溶液的pH为2(注意纵坐标为pH的2倍)，所以c(H＋)＝0.01 mol·L－1，a点溶液的横坐标为－1，即lg c(HA)＝－1，所以c(HA)＝0.1 mol·L－1，B项正确；从图中得到，1 mol·L－1的HB溶液的pH＝2.5，即c(H＋)＝10－2.5 mol·L－1，所以Ka≈＝＝10－5，pKa≈5，C项正确；Ka是电离常数，其数值只与温度相关，温度不变，Ka值不变，D项错误。