第31讲 弱电解质的电离平衡Word格式文档下载.docx

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加入CH3COONa（s）

加入镁粉

升高温度

1．判断正误，正确的划“√”，错误的划“×

”。

（1）BaSO4难溶于水，但它是强电解质，氨水是弱电解质。

（　×

　）

（2）氢硫酸溶液中H2S的电离方程式：

H2SH＋＋HS－、HS－H＋＋S2－。

（　√　）

（3）0.1mol·

L－1的CH3COOH溶液与0.01mol·

L－1的CH3COOH溶液中，c（H＋）之比为10：

1。

（4）由0.1mol·

L－1一元碱BOH的pH＝10，可知溶液存在BOH===B＋＋OH－。

2．已知0.1mol·

L－1的醋酸溶液中存在电离平衡：

CH3COOHCH3COO－＋H＋。

要使溶液中c（H＋）/c（CH3COOH）值增大，可以采取的措施是（　C　）

①加少量烧碱溶液　②升高温度　③加少量冰醋酸　④加水

A．①②　　B．①③

C．②④　　D．③④

一　外界条件对电离平衡的影响

1．稀醋酸加水稀释时，溶液中不是所有的离子浓度都减小。

因为温度不变，Kw＝c（H＋）·

c（OH－）是定值，稀醋酸加水稀释时，溶液中的c（H＋）减小，故c（OH－）增大。

2．电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，离子的浓度不一定增大，电离程度也不一定增大。

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；

加水稀释或增大弱电解质的浓度，都使电离平衡向电离方向移动，但加水稀释时弱电解质的电离度增大，而增大弱电解质的浓度时弱电解质的电离程度减小。

[例1]（2018·

浙江台州）室温下向10mLpH＝3的醋酸溶液中加入水稀释后，下列说法正确的是（　B　）

A．溶液中导电粒子的数目减少

B．溶液中

C．醋酸的电离程度增大，c（H＋）亦增大

D．再加入10mLpH＝11的NaOH溶液，混合液的pH＝7

解析醋酸属于弱酸，加水稀释有利于醋酸的电离，所以醋酸的电离程度增大，同时溶液中导电粒子的数目会增大，由于溶液体积变化更大，所以溶液的酸性会降低，即c（H＋）、c（CH3COO－）、c（CH3COOH）均会降低，A、C项错误；

＝

，其中Ka表示醋酸的电离平衡常数，由于水的离子积常数和醋酸的电离平衡常数均只与温度有关，B项正确；

pH＝3的醋酸说明醋酸的浓度大于0.001mol·

L－1，pH＝11的NaOH溶液说明氢氧化钠溶液的浓度等于0.001mol·

L－1，因此加入等体积的pH＝11的NaOH溶液时，醋酸会过量，因此溶液显酸性，D项错误。

二　一元强酸与一元弱酸的比较

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

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消耗碱的量

HA<

体积相同时与过量金属锌反应产生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的变化

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

[例2]现有①盐酸、②醋酸、③硫酸三种稀溶液，用序号回答下列问题：

（1）若三种酸的物质的量浓度相等。

a．三种溶液中的c（H＋）大小关系为__③>

①>

②__。

b．取等体积上述三种溶液，分别用同浓度的NaOH溶液完全中和，所需NaOH溶液的体积大小关系为__③>

①＝②__。

c．若取等质量Zn分别跟这三种溶液反应，使Zn恰好完全反应时，消耗三种酸的体积大小关系为__①＝②>

③__。

（2）若三种酸溶液中的c（H＋）相等。

a．三种酸的物质的量浓度大小关系为__②>

b．取等体积上述三种溶液，分别用同浓度的NaOH溶液完全中和，所需NaOH溶液的体积大小关系为__②>

①＝③__。

c．若取等质量Zn分别跟这三种溶液反应，使Zn恰好完全反应时，消耗三种酸的体积大小关系为__①＝③>

[例1]浓度均为0.10mol/L、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

[答题送检]来自阅卷名师报告

错误

致错原因

扣分

A

不能充分挖掘图像中的隐含信息，例如当lg

＝0时，MOH、ROH的起始pH与其浓度间的关系，或者lg

的值每增加1，二者pH的变化情况

－6

[解析]利用MOH与ROH的起始pH，再结合二者浓度可知MOH为强碱，ROH为弱碱，A项正确；

加水促进弱电解质的电离，b点溶液是将a点溶液加水稀释10倍，故ROH的电离程度：

b点大于a点，B项正确；

当两溶液无限稀释时，两溶液的pH都接近中性，则二者c（OH－）相等，C项正确；

当lg

＝2时，结合二者碱性强弱可知，同时升高溶液温度，c（M＋）不变，c（R＋）增大，因此溶液中

减小，D项错误。

[答案]D

1．H2S水溶液中存在电离平衡：

H2SH＋＋HS－和HS－H＋＋S2－。

若向H2S溶液中（　C　）

A．加水，平衡向右移动，溶液中氢离子浓度增大

B．通入过量SO2气体，平衡向左移动，溶液的pH增大

C．滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液的pH减小

D．加入少量硫酸铜固体（忽略体积变化），溶液中所有离子浓度都减小

解析A项，加水，电离平衡虽向右移动，但因溶液体积变大，c（H＋）减小，错误；

B项，通入少量SO2时，因发生反应：

SO2＋2H2S===3S↓＋2H2O，平衡向左移动，溶液的pH增大，通入过量SO2时，最终溶液为饱和亚硫酸溶液，溶液的pH减小，错误；

C项，加入新制氯水，发生反应：

H2S＋Cl2===S↓＋2HCl，生成了强酸，酸性增强，pH减小，正确；

D项，加入CuSO4固体后，发生反应：

H2S＋Cu2＋===CuS↓＋2H＋，溶液中c（H＋）变大，错误。

（1）稀醋酸中加入少量醋酸钠能增大醋酸的电离程度。

（2）25℃时，0.1mol·

L－1的硫化氢溶液比等浓度的硫化钠溶液的导电能力弱。

（3）pH＝1的NaHSO4溶液：

c（H＋）＝c（SO

）＋c（OH－）。

（4）测0.1mol·

L－1氨水的pH为11：

NH3·

H2ONH

＋OH－。

2．（2016·

江苏卷）下列说法正确的是（　A　）

A．氢氧燃料电池工作时，H2在负极上失去电子

B．0.1mol·

L－1Na2CO3溶液加热后，溶液的pH减小

C．常温常压下，22.4LCl2中含有的分子数为6.02×

1023个

D．室温下，稀释0.1mol·

L－1CH3COOH溶液，溶液的导电能力增强

解析A项，氢氧燃料电池放电时，H2在负极上失去电子，正确；

B项，加热会促进CO

水解，溶液的碱性增强，pH增大，错误；

C项，常温常压下，22.4LCl2不是1mol，错误；

D项，稀释CH3COOH溶液时，CH3COO－和H＋的浓度减小，溶液的导电能力减弱，错误。

3（2017·

全国卷Ⅰ节选）下列事实中，不能比较氢硫酸与亚硫酸的酸性强弱的是（　D　）

A．氢硫酸不能与碳酸氢钠溶液反应，而亚硫酸可以

B．氢硫酸的导电能力低于相同浓度的亚硫酸

C．0.10mol·

L－1的氢硫酸和亚硫酸的pH分别为4.5和2.1

D．氢硫酸的还原性强于亚硫酸

解析根据较强酸制备较弱酸原理，氢硫酸不与碳酸氢钠反应，亚硫酸与碳酸氢钠反应，说明亚硫酸、碳酸、氢硫酸的酸性依次减弱，A项正确；

相同浓度，溶液的导电能力与离子总浓度有关，相同浓度下，氢硫酸溶液导电能力弱，说明氢硫酸的电离能力较弱，即电离出的氢离子数较少，B项正确；

相同浓度下，亚硫酸的pH较小，故它的酸性较强，C项正确；

酸性强弱与还原性无关，酸性强调酸电离出氢离子的难易，而还原性强调还原剂失电子的难易，D项错误。

考点二　电离平衡常数Ka（或Kb）及其应用（见学用讲义P155）

1．表达式

（1）对于一元弱酸HA

HAH＋＋A－，平衡常数Ka＝　

　。

（2）对于一元弱碱BOH

BOHB＋＋OH－，平衡常数Kb＝　

2．特点

（1）电离平衡常数

（2）多元弱酸是分步电离的，各级电离平衡常数的大小关系式是__K1≫K2≫K3……__，所以多元弱酸的酸性决定于其__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__容易__电离，所对应的酸性或碱性相对越__强__。

如相同条件下常见弱酸的酸性强弱：

H2SO3>

H3PO4>

HF>

CH3COOH>

H2CO3>

H2S>

HClO。

（1）不同浓度的同一弱电解质，其电离平衡常数（K）不同。

（2）温度不变，向NH3·

H2O溶液中加入NH4Cl，平衡左移，电离平衡常数减小。

（　×

（3）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。

（4）H2CO3的电离常数表达式：

Ka＝

。

（5）电离平衡右移，电离常数一定增大。

（6）（2016·

全国卷乙改编）298K时，20mL0.10mol·

L－1氨水的电离度为1.32%，则该氨水的pH＜12。

2．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：

__第一步电离产生的H＋对第二步的电离起抑制作用__（从电离平衡的角度解释）。

一　电离平衡常数的常见应用

1．判断弱酸（或弱碱）的相对强弱：

电离常数越大，酸性（或碱性）越强。

2．判断盐溶液的酸性（或碱性）强弱：

电离常数越小，对应的盐水解程度越大，碱性（或酸性）越强。

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，但电离常数不变，考题中经常利用电离常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。

[例1]已知25℃时有关弱酸的电离平衡常数如下表：

弱酸

CH3COOH

HCN

H2CO3

1.8×

10－5

4.9×

10－10

K1＝4.3×

10－7

K2＝5.6×

10－11

根据上述电离平衡常数分析，下列说法错误的是（　B　）

A．25℃时，等物质的量浓度的各溶液pH关系为

pH（HCN）>

pH（H2CO3）>

pH（CH3COOH）

B．2NaCN＋H2O＋CO2===2HCN＋Na2CO3

C．amol/LHCN溶液与bmol/LNaOH溶液等体积混合后，所得溶液中c（Na＋）＝c（CN－），则a一定大于b

D．2CH3COOH＋Na2CO3===2CH3COONa＋H2O＋CO2↑

解析根据电离平衡常数可知酸的强弱顺序是CH3COOH>

HCN>

HCO

，物质的量浓度相等时，酸性越弱，溶液的pH越大，所以等物质的量浓度的各溶液pH关系为pH（HCN）>

pH（CH3COOH），A项正确；

HCN的酸性强于HCO

，所以反应为NaCN＋H2O＋CO2===HCN＋NaHCO3，B项错误；

amol/LHCN溶液与bmol/LNaOH溶液等体积混合，所得溶液中c（Na＋）＝c（CN－），根据电荷守恒得c（OH－）＝c（H＋），溶液呈中性，则溶液中的溶质是氰化钠和HCN的混合物，所以a一定大于b，C项正确；

CH3COOH的酸性强于H2CO3，所以可以发生反应：

2CH3COOH＋Na2CO3===2CH3COONa＋H2O＋CO2↑，D项正确。

二　电离常数的计算（以弱酸HX为例）

（1）已知c（HX）和c（H＋），求电离常数

HX　　　　　　H＋　＋　X－

起始c　　　c（HX）　　　　0　　　0

平衡c　　　c（HX）－c（H＋）　　　c（H＋）　　c（H＋）

则：

K＝

由于弱酸只有极少一部分电离，c（H＋）的数值很小，可做近似处理：

c（HX）－c（H＋）≈c（HX），则K＝

，代入数值求解即可。

（2）已知c（HX）和电离平衡常数，求c（H＋）。

因弱酸c（H＋）很小，c（HX）－c（H＋）≈c（HX）。

则c（H＋）＝

[例2]

（1）电离常数是用实验的方法测定出来的。

现已经测得25℃时cmol·

L－1的醋酸溶液中c（H＋）＝amol·

L－1，试用a、c表示该温度下醋酸的电离常数K（CH3COOH）＝　

（2）常温下，0.1mol·

L－1的HCOONa溶液的pH＝8.5，则HCOOH的电离常数Ka＝__10－4mol·

L－1__。

（3）25℃时，将amolNH4NO3溶于水，溶液显酸性，向该溶液滴加bL氨水后溶液呈中性，所滴加氨水的浓度为　

　mol·

L－1（NH3·

H2O的电离平衡常数取Kb＝2×

10－5mol·

L－1）。

解析

（2）电荷守恒：

c（Na＋）＋c（H＋）＝c（HCOO－）＋c（OH－），因此c（HCOO－）＝c（Na＋）＋c（H＋）－c（OH－）＝（0.1＋10－8.5－10－5.5）mol·

L－1≈0.1mol·

L－1；

物料守恒：

c（HCOO－）＋c（HCOOH）＝c（Na＋），所以c（HCOOH）＝c（Na＋）－c（HCOO－）＝c（Na＋）－[c（Na＋）＋c（H＋）－c（OH－）]＝c（OH－）－c（H＋）＝（10－5.5－10－8.5）mol·

L－1≈10－5.5mol·

L－1，所以Ka＝

mol·

L－1＝10－4mol·

L－1。

（3）设原NH4NO3溶液为VL，滴入的氨水浓度为c，则加氨水后溶液体积约为（V＋b）L；

c（NH

）＝

c（NH3·

H2O）＝

得Kb＝

＝2×

L－1，得c＝

三　判断强、弱电解质的三个角度

1．从是否完全电离的角度判断

在溶液中强电解质完全电离，弱电解质部分电离。

据此有以下判断HA是强酸还是弱酸的方法：

方法

结论

测定一定浓度的HA溶液的pH

若测得0.1mol·

L－1的HA溶液的pH＝1，则HA为强酸；

若pH>

1，则HA为弱酸

与同浓度的盐酸比较导电性

导电性和盐酸相同时为强酸，比盐酸弱时为弱酸

与同浓度的盐酸比较和锌反应的快慢

反应速率相同时为强酸，比盐酸反应慢时为弱酸

2．从是否存在电离平衡的角度判断

在水溶液中，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）从一定pH的HA溶液稀释前后pH的变化判断。

如将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）从升高温度后pH的变化判断。

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。

3．从酸根离子是否能发生水解的角度判断

强酸根离子不水解，弱酸根离子易发生水解。

据此可以判断HA是强酸还是弱酸。

[例3]为了证明一水合氨（NH3·

H2O）是弱电解质，甲、乙、丙三人分别选用下列试剂进行实验：

0.010mol·

L－1氨水、0.1mol·

L－1NH4Cl溶液、NH4Cl晶体、酚酞试液、pH试纸、蒸馏水。

（1）甲用pH试纸测出0.010mol·

L－1氨水的pH为10，则认定一水合氨是弱电解质，你认为这一方法是否正确？

__正确__（填“正确”或“不正确”），并说明理由：

__若是强电解质，则0.010mol·

L－1氨水中c（OH－）应为0.010mol·

L－1，pH＝12__。

（2）乙取出10mL0.010mol·

L－1氨水，用pH试纸测其pH＝a，然后用蒸馏水稀释至1000mL，再用pH试纸测其pH＝b，若要确认NH3·

H2O是弱电解质，则a、b值应满足什么关系？

__a－2<

b<

a__（用“等式”或“不等式”表示）。

（3）丙取出10mL0.010mol·

L－1氨水，滴入2滴酚酞试液，显粉红色，再加入少量NH4Cl晶体，颜色变__浅__（填“深”或“浅”）。

你认为这一方法能否证明NH3·

H2O是弱电解质？

__能__（填“能”或“否”），并说明原因：

__0.010mol·

L－1氨水（滴有酚酞试液）中加入氯化铵晶体后颜色变浅，有两种可能：

一是氯化铵在水溶液中电离出的NH

水解使溶液显酸性，加入氨水中使其pH降低；

二是使NH3·

H2O的电离平衡NH3·

H2ONH

＋OH－逆向移动，从而使溶液的pH降低，这两种可能均能证明NH3·

H2O是弱电解质__。

解析

（1）若NH3·

H2O是强电解质，则0.010mol·

L－1，pH＝12。

用pH试纸测出0.010mol·

L－1氨水的pH为10，说明NH3·

H2O没有完全电离，应为弱电解质。

（2）若NH3·

H2O是强电解质，用蒸馏水稀释至1000mL，其pH＝a－2，因为NH3·

H2O是弱电解质，不能完全电离，a、b应满足a－2<

a。

[例1]（2016·

浙江卷）苯甲酸钠（

，缩写为NaA）可用作饮料的防腐剂。

研究表明苯甲酸（HA）的抑菌能力显著高于A－；

已知25℃时，HA的Ka＝6.25×

10－5，H2CO3的Ka1＝4.17×

10－7，Ka2＝4.90×

10－11。

在生产碳酸饮料的过程中，除了添加NaA外，还需加压充入CO2气体。

下列说法正确的是（温度为25℃，不考虑饮料中其他成分）（　　）

A．相比于未充CO2的饮料，碳酸饮料的抑菌能力较低

B．提高CO2充气压力，饮料中c（A－）不变

C．当pH为5.0时，饮料中

＝0.16

D．碳酸饮料中各种粒子的浓度关系为：

c（H＋）＝c（HCO

）＋c（CO

）＋c（OH－）－c（HA）

未审清题意，没抓住关键信息，导致不能准确判断未充CO2的饮料，c（HA）变大还是变小

[解析]根据题中所给的电离平衡常数可知，酸性：

A项，碳酸饮料因充有CO2而使HA的电离受到抑制，故相比于未充CO2的饮料，碳酸饮料中HA的浓度较大，抑菌能力较强，错误；

B项，提高CO2充气压力，CO2的溶解度增大，HA的电离平衡左移，c（A－）减小，错误；

C项，因为HAH＋＋A－，Ka＝c（H＋）·

c（A－）/c（HA），故c（HA）/c（A－）＝c（H＋）/Ka＝10－5/（6.25×

10－5）＝0.16，正确；

D项，依据溶液中电荷守恒可知：

c（Na＋）＋c（H＋）＝c（HCO

）＋2c（CO

）＋c（OH－）＋c（A－），结合物料守恒：

c（Na＋）＝c（A－）＋c（HA），所以，c（H＋）＝c（HCO

）＋c（OH－）－c（HA），错误。

[答案]C

1．（双选）部分弱酸的电离平衡常数如下表：

HCOOH

电离平衡常数（25℃）

Ki＝1.77×

10－4

Ki＝4.9×

Ki1＝4.3×

Ki2＝5.6×

下列选项错误的是（　AD　）

A．2CN－＋H2O＋CO2―→2HCN＋CO

B．2HCOOH＋CO

―→2HCOO－＋H2O＋CO2↑

C．中和等体积、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者

D．等体积、等浓度的HCOONa和NaCN溶液中所含离子总数前者小于后者

解析A项，Ki1（H2CO3）>

Ki（HCN）>

Ki2（H2CO3），故CN－＋H2O＋CO2―→HCN＋HCO

，错误；

D项，在等体积、等浓度的HCOONa和NaCN溶液中，均存在：

c（Na＋）＋c（H＋）＝c（R－）＋c（OH－），因CN－水解程度大，则在NaCN溶液中c（H＋）较小，而两溶液中c（Na＋）相等，故两溶液中所含离子数目前者大于后者，错误。

1．（2017·

天津卷节选）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2.0mol·

L－1,溶液中的c（OH－）＝__6.0×

10－3__mol·

将SO2通入该氨水中，当c（OH－）降至1.0×

10－7mol·

L－1时，溶液中的c（SO

）/c（HSO

）＝__0.62__。

解析由Kb＝1.8×

10－5＝

，得c（OH－）＝6.0×

10－3mol·

Ka2＝6.2×

10－8＝

，25℃时，c（OH－）＝1.