弱电解质的电离平衡Word下载.docx
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c(CH3COO-)增大,CH3COOH的电离平衡向左(填“左”或“右”)移动,电离程度减小,c(H+)减小,pH值增大。
(4)电离过程是可逆过程,可直接用化学平衡移动原理去分析电离平衡。
以0.1
mol·
L-1CH3COOH溶液为例:
CH3COOHCH3COO-+H+(正向吸热)。
实例(稀溶液)
CH3COOHH++CH3COO- ΔH>
改变条件
平衡移动方向
n(H+)
c(H+)
导电能力
Ka
加水稀释
→
增大
减小
减弱
不变
加入少量冰醋酸
增强
加HCl(g)
←
加NaOH(s)
加入镁粉
升高温度
深度思考
1.电离平衡右移,电解质分子的浓度一定减小吗?
离子的浓度一定增大吗?
答案 都不一定。
如对于CH3COOHCH3COO-+H+平衡后,加入冰醋酸,c(CH3COOH)增大,平衡右移,根据勒夏特列原理,只能“减弱”而不能“消除”,再次平衡时,c(CH3COOH)比原平衡时大;
加水稀释或加少量NaOH固体,都会引起平衡右移,但c(CH3COOH)、c(H+)都比原平衡时要小。
2.稀释一弱电解质溶液时,所有粒子浓度都会减小吗?
答案 对于弱酸或弱碱溶液,只要对其稀释,电离平衡均会发生右移,例如HA溶
液稀释时,c(HA)、c(H+)、c(A-)均减小(参与平衡建立的微粒);
平衡右移的目的是
为了减弱c(H+)、c(A-)的减小,但c(OH-)会增大。
3.下列溶液中所含微粒种类由大到小的顺序是________。
A.氨水B.氯水
C.硫酸氢钠溶液D.盐酸
解析 氨水:
NH3、H2O、NH3·
H2O、NH、OH-、H+共6种;
氯水:
H2O、Cl2、HClO、H+、Cl-、ClO-、OH-共7种;
NaHSO4溶液:
H2O、Na+、H+、SO、
OH-共5种;
盐酸:
H+、Cl-、OH-、H2O共4种。
4.下列说法不正确的是________。
①BaSO4难溶于水,其属于弱电解质 ②强电解质的导电能力一定比弱电解质的导电能力强 ③弱电解质一定是共价化合物 ④氨气溶于水,当c(OH-)=c(NH)时,表明氨水电离处于平衡状态 ⑤由0.1mol·
L-1一元碱BOH的pH=10,可知溶液存在BOH===B++OH-
题组一 条件改变时电离平衡移动结果的判断
1.(2011·
新课标全国卷,10)将浓度为0.1mol·
L-1HF溶液加水不断稀释,下列各量始终保持增大的是( )
A.c(H+)B.Ka(HF)
C.D.
2.(2012·
上海,17)将100mL1mol·
L-1的NaHCO3溶液等分为两份,其中一份加入少许冰醋酸,另外一份加入少许Ba(OH)2固体,忽略溶液体积变化。
两份溶液中c(CO)的变化分别是( )
A.减小、减小B.减小、增大
C.增大、增大D.增大、减小
题组二 选取措施使电离平衡定向移动
3.在CH3COOH溶液中存在如下平衡:
CH3COOHH++CH3COO-。
加入少量下列固体物质,能使平衡逆向移动的是( )
A.NaClB.CH3COONa
C.Na2CO3D.NaOH
4.稀氨水中存在着下列平衡:
NH3·
H2ONH+OH-,若要使平衡向逆反应方向移动,同时使c(OH-)增大,应加入适量的物质是( )
①NH4Cl固体 ②硫酸 ③NaOH固体 ④水 ⑤加热 ⑥加入少量MgSO4固体
A.①②③⑤B.③⑥
C.③D.③⑤
考点二 电离平衡常数和电离度
1.
(1)填写下表
弱电解质
电离方程式
电离常数
H2O
H2ONH+OH-
Kb=1.7×
10-5
CH3COOH
CH3COOHCH3COO-+H+
Ka=1.7×
HClO
HClOH++ClO-
Ka=4.7×
10-8
(2)CH3COOH酸性大于HClO酸性(填“大于”、“小于”或“等于”),判断的依据:
相同条件下,电离常数越大,电离程度越大,c(H+)越大,酸性越强。
(3)电离平衡常数的意义:
弱酸碱的电离平衡常数能够反映酸碱性的相对强弱。
电离平衡常数越大,电离程度越大。
多元弱酸的电离以第一步电离为主,各级电离平衡常数的大小差距较大。
(4)外因对电离平衡常数的影响:
电离平衡常数与其他化学平衡常数一样只与温度有关,与电解质的浓度无关,升高温度,K值增大,原因是电离是吸热过程。
2.碳酸是二元弱酸
(1)电离方程式是H2CO3H++HCO,HCOH++CO。
(2)电离平衡常数表达式:
Ka1=,Ka2=。
(3)比较大小:
Ka1>
Ka2。
3.电离度
(1)定义:
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电解质总分子数(包括已电离和未电离的)的百分数。
(2)表达式:
α=×
100%
(3)规律:
温度越高,电离度越大;
浓度越小,电离度越大(即越稀越电离或稀释促进电离)。
1.H2CO3的电离平衡常数Ka1=4.3×
10-7,Ka2=5.6×
10-11,它的Ka1、Ka2差别很大的原因(从电离平衡的角度解释):
________________________________________。
答案 第一步电离产生的H+对第二步的电离起抑制作用
2.在Na2CO3中加醋酸产生CO2气体,试从电离平衡常数的角度解释原因:
___________。
题组一 影响电离平衡常数的因素及其应用
1.25℃时,部分物质的电离平衡常数如表所示:
化学式
H2CO3
电离平衡常数
1.7×
K1=4.3×
10-7
K2=5.6×
10-11
3.0×
请回答下列问题:
(1)CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为
_____________________________________________________________________。
(2)同浓度的CH3COO-、HCO、CO、ClO-结合H+的能力由强到弱的顺序为______________________________________________________________________。
(3)物质的量浓度均为0.1mol·
L-1的下列四种物质的溶液:
a.Na2CO3,b.NaClO,c.CH3COONa,d.NaHCO3,pH由大到小的顺序是____________(填编号)。
(4)常温下0.1mol·
L-1的CH3COOH溶液在加水稀释过程中,下列表达式的数据一定变小的是________(填序号)。
A.c(H+)B.c(H+)/c(CH3COOH)C.c(H+)·
c(OH-)D.c(OH-)/c(H+)
E.
若该溶液升高温度,上述5种表达式的数据增大的是_________________________。
(5)体积为10mLpH=2的醋酸溶液与一元酸HX分别加
水稀释至1000mL,稀释过程中pH变化如图所示,则
HX的电离平衡常数______(填“大于”、“等于”或
“小于”)醋酸的电离平衡常数;
理由是_____________
_____________________________________________,
稀释后,HX溶液中由水电离出来的c(H+)________(填“大于”、“等于”或“小于”)醋酸溶液中由水电离出来的c(H+),理由是____________________________。
题组二 有关电离平衡常数的定量计算
2.已知室温时,0.1mol·
L-1某一元酸HA在水中有1.0%电离,此酸的电离平衡常数为____________。
3.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。
若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离,则H2CO3HCO+H+的平衡常数K1=________。
(已知:
10-5.60=2.5×
10-6)
考点三 强酸与弱酸的比较
浓度均为0.01mol·
L-1的强酸HA与弱酸HB
pH均为2的强酸
HA与弱酸HB
pH或物质的量浓度
2=pHHA<
pHHB
浓度:
0.01mol·
L-1=c(HA)<
c(HB)
开始与金属反应的速率
HA>
HB
HA=HB
体积相同时与过量的碱反应时消耗碱的量
HA<
体积相同时与过量活泼金属反应产生H2的量
c(A-)与c(B-)大小
c(A-)>
c(B-)
c(A-)=c(B-)
分别加入固体NaA、NaB后pH变化
HA:
HB:
变大
加水稀释10倍后
3=pHHA<
3=pHHA>
pHHB>
2
溶液的导电性
水的电离程度
题组一 强酸与弱酸的比较
1.今有室温下四种溶液,有关叙述不正确的是( )
序号
①
②
③
④
pH
11
3
溶液
氨水
氢氧化钠溶液
醋酸
盐酸
A.③④中分别加入适量的醋酸钠晶体后,两溶液的pH均增大
B.②③两溶液等体积混合,所得溶液中c(H+)>c(OH-)
C.分别加水稀释10倍,四种溶液的pH①>②>④>③
D.V1L④与V2L①溶液混合后,若混合后溶液pH=7,则V1<V2
2.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________________。
(2)同体积、同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____________。
(5)当三者c(H+)相同且体积相同时,同时加
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