2024高考化学一轮复习第八章水溶液中的离子反应与平衡第24讲弱电解质的电离平衡学案

PAGE11-第八章水溶液中的离子反应与平衡[考试要求]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的简洁计算。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eq\o(□,\s\up2(05))离子化合物及某些eq\o(□,\s\up2(06))共价化合物，弱电解质主要是某些eq\o(□,\s\up2(07))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：eq\o(□,\s\up2(08))H2SO4=2H＋＋SOeq\o\al(2－,4)。②弱电解质：a．一元弱酸，如CH3COOH：eq\o(□,\s\up2(09))CH3COOHCH3COO－＋H＋。b．多元弱酸，分步分别，电离方程式只写第一步，如H2CO3：eq\o(□,\s\up2(10))H2CO3H＋＋HCOeq\o\al(－,3)。c．多元弱碱，分步电离，一步书写。如Fe(OH)3：eq\o(□,\s\up2(11))Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。③酸式盐：a．强酸的酸式盐如NaHSO4在水溶液中：eq\o(□,\s\up2(12))NaHSO4=Na＋＋H＋＋SOeq\o\al(2－,4)；熔融时：NaHSO4=eq\o(□,\s\up2(13))Na＋＋HSOeq\o\al(－,4)。b．弱酸的酸式盐：如NaHCO3：eq\o(□,\s\up2(14))NaHCO3=Na＋＋HCOeq\o\al(－,3)。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：温度上升，电离平衡eq\o(□,\s\up2(06))正向移动，电离程度eq\o(□,\s\up2(07))增大。②浓度：稀释溶液，电离平衡eq\o(□,\s\up2(08))正向移动，电离程度eq\o(□,\s\up2(09))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eq\o(□,\s\up2(10))逆向移动，电离程度eq\o(□,\s\up2(11))减小。④加入能反应的物质：电离平衡eq\o(□,\s\up2(12))正向移动，电离程度eq\o(□,\s\up2(13))增大。3．电离平衡常数(1)表达式①一元弱酸HA的电离常数：依据HAH＋＋A－，可表示为Ka＝eq\o(□,\s\up2(01))eq\f(cH＋·cA－,cHA)。②一元弱碱BOH的电离常数：依据BOHB＋＋OH－，可表示为Kb＝eq\o(□,\s\up2(02))eq\f(cB＋·cOH－,cBOH)。(2)特点电离常数只与eq\o(□,\s\up2(03))温度有关，与电解质的浓度、酸碱性无关，由于电离过程是eq\o(□,\s\up2(04))吸热的，故温度上升，Keq\o(□,\s\up2(05))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……，所以其酸性主要确定于第eq\o(□,\s\up2(06))一步电离。(3)意义相同条件下，K值越大，表示该弱电解质eq\o(□,\s\up2(07))越易电离，所对应的酸性或碱性相对eq\o(□,\s\up2(08))越强。(4)影响因素4．电离度(1)概念：肯定条件下，当弱电解质在溶液中达到eq\o(□,\s\up2(01))电离平衡时，溶液中eq\o(□,\s\up2(02))已经电离的分子数占eq\o(□,\s\up2(03))原来总分子数的百分数。(2)表达式：α＝eq\f(\o(□,\s\up2(04))已电离的分子数,\o(□,\s\up2(05))总分子数)×100%＝eq\f(已电离的浓度,初始浓度)×100%＝eq\f(已电离的物质的量,总的物质的量)×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．推断正误，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(NHeq\o\al(＋,4))增大。(×)错因：稀释氨水时溶液体积增大，c(NH3·H2O)、c(NHeq\o\al(＋,4))均减小。(2)常温下，由0.1mol·L－1一元碱BOH的pH＝10，可知溶液存在BOH=B＋＋OH－。(×)错因：0.1mol·L－1的BOH的pH＝10，说明其c(OH－)＝10－4mol·L－1，仅极少部分电离，其电离方程式用“”。(3)0.1mol·L－1的CH3COOH与0.01mol·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＝eq\f(c2H＋·cCO\o\al(2－,3),cH2CO3)。(×)错因：H2CO3为二元弱酸，分步电离，其中Ka1＝eq\f(cH＋·cHCO\o\al(－,3),cH2CO3)，Ka2＝eq\f(cH＋·cCO\o\al(2－,3),cHCO\o\al(－,3))。(5)弱电解质的电离平衡右移，电离平衡常数肯定增大。(×)错因：K仅与温度有关。(6)电离常数大的酸溶液中的c(H＋)肯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P44T4)已知25℃下，醋酸的电离平衡常数K＝eq\f(cH＋·cCH3COO－,cCH3COOH)＝1.69×10－5试回答下述问题：(1)向上述溶液中加入肯定量的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0.0010mol/L，平衡时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0.0010mol/L]。答案(1)不变(2)1.3×10－4mol/L解析(1)K仅与温度有关，温度不变，K不变。(2)把已知数值代入平衡常数：eq\f(cH＋·cCH3COO－,cCH3COOH)＝1.69×10－5，由于平衡时c(CH3COOH)≈0.0010mol/L，c(H＋)＝c(CH3COO－)，因此c(H＋)＝eq\r(1.69×10－5×0.0010)＝1.3×10－4mol/L。3．稀氨水中存在着下列平衡：NH3·H2ONHeq\o\al(＋,4)＋OH－，若要使平衡向逆反应方向移动，同时使c(OH－)增大，应加入的物质或实行的措施是()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答案C解析若在氨水中加入NH4Cl固体，c(NHeq\o\al(＋,4))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，平衡向正反应方向移动，⑥不合题意。考点eq\a\vs4\al(一)弱电解质的电离平衡及影响因素[解析]A项，CH3COOH为弱电解质，在水溶液中部分电离，0.1L0.5mol·L－1CH3COOH溶液中含有的H＋数小于0.05NA，错误；B项，CH3COOH溶液中存在电离平衡，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，导电实力减弱，错误；C项，加水稀释时，平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋右移，n(H＋)增大，n(CH3COOH)减小，eq\f(cH＋,cCH3COOH)＝eq\f(\f(nH＋,V),\f(nCH3COOH,V))＝eq\f(nH＋,nCH3COOH)，故比值变大，错误。[答案]D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，是确定因素。2．外界条件对弱电解质电离平衡的影响以0.1mol·L－1的CH3COOH溶液为例：CH3COOHCH3COO－＋H＋ΔH＞01．饱和氨水中存在化学平衡和电离平衡：NH3＋H2ONH3·H2ONHeq\o\al(＋,4)＋OH－。下列有关说法正确的是()A．常温下饱和氨水的pH<7B．向氨水中滴加过量硫酸，上述平衡均正向移动，pH增大C．电离是吸热过程，上升温度，上述平衡均正向移动D．向氨水中加入少量NaOH固体，上述平衡均逆向移动，有NH3放出答案D解析升温会使NH3逸出，NH3＋H2ONH3·H2O平衡向逆反应方向移动，C错误。2．肯定温度下，冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电实力如图所示。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，导电实力为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eq\a\vs4\al(二)强、弱电解质的比较[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溶液做导电试验，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0.1mol·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。[答案]C1．推断强、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。据此可以推断HA是强酸还是弱酸，如：若测得0.1mol/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，在肯定条件下电离平衡会发生移动。①肯定pH的HA溶液稀释前后pH的改变：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上升温度后pH的改变：若上升温度，溶液的pH明显减小，则是弱酸。因为弱酸存在电离平衡，上升温度时，电离程度增大，c(H＋)增大。而强酸不存在电离平衡，上升温度时，只有水的电离程度增大，pH改变幅度小。2．常温下，一元强酸(碱)和一元弱酸(碱)稀释时的pH改变图像3．一元强酸与一元弱酸的比较相同体积，相同浓度的强酸HA与弱酸HB相同体积，相同pH的强酸HA与弱酸HBpH或物质的量浓度pHHA<pHHBc(HA)<c(HB)与金属反应的起始速率HA>HBHA＝HB续表3．(2024·北京朝阳高三期末)常温时，能证明乙酸是弱酸的试验事实是()A．CH3COOH溶液与Fe反应放出H2B．0.1mol/LCH3COOH溶液的pH大于1C．CH3COOH溶液与NaHCO3反应生成CO2D．0.1mol/LCH3COOH溶液可使紫色石蕊变红答案B4．在肯定温度下，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＋)由大到小的依次是________(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的实力由大到小的依次是________。(3)若三者c(H＋)相同时，物质的量浓度由大到小的依次是________。(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依次是________。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＋＋SOeq\o\al(2－,4)；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，供应的H＋和盐酸相同，中和NaOH的实力盐酸和醋酸相同，而H2SO4供应的H＋是它们的2倍，故b>a＝c。(3)c(H＋)相同时，因醋酸为弱酸，电离程度小，醋酸溶液浓度最大，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，最终能供应的H＋最多，生成的H2最多，故c>a＝b。考点eq\a\vs4\al(三)电离平衡常数及其应用[解析]混合溶液的pH＝7，说明醋酸过量，c(CH3COOH)≈eq\f(0.1V－20,20＋V)mol·L－1，依据电荷守恒式：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)及c(H＋)＝c(OH－)可得，c(Na＋)＝c(CH3COO－)＝eq\f(0.1×20,20＋V)mol·L－1，则Ka＝eq\f(cH＋·cCH3COO－,cCH3COOH)＝eq\f(2×10－7,0.1V－2)，A正确。[答案]A1．电离平衡常数的应用(1)推断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越强。(2)推断盐溶液的酸性(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)推断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。(4)推断微粒浓度比值的改变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改变，但电离平衡常数不变，题中常常利用电离平衡常数来推断溶液中微粒浓度比值的改变状况。如：0.1mol/LCH3COOH溶液加水稀释，eq\f(cCH3COO－,cCH3COOH)＝eq\f(cCH3COO－·cH＋,cCH3COOH·cH＋)＝eq\f(K,cH＋)，酸溶液加水稀释，c(H＋)减小，K值不变，则eq\f(cCH3COO－,cCH3COOH)增大。2．电离常数计算的两种类型(以弱酸HX为例)(1)已知c始(HX)和c(H＋)，求电离常数(水的电离忽视不计)HXH＋＋X－eq\a\vs4\al(起始/,mol·L－1)：c始(HX)00eq\a\vs4\al(平衡/,mol·L－1)：c始(HX)－c(H＋)c(H＋)c(H＋)则：Ka＝eq\f(cH＋·cX－,cHX)＝eq\f(c2H＋,c始HX－cH＋)。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始(HX)－c(H＋)≈c始(HX)，则Ka＝eq\f(c2H＋,c始HX)。(2)已知c始(HX)和电离常数，求c(H＋)依据上面的推导有Ka＝eq\f(c2H＋,c始HX－cH＋)≈eq\f(c2H＋,c始HX)则：c(H＋)＝eq\r(Ka·c始HX)。5．(2024·大连质检)