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常见的弱电解质教案
3-1课时2常见的弱电解质
知能定位
1.识记常见的弱电解质。
2.了解水的离子积常数。
3.了解电离平衡常数与弱酸、弱碱的酸碱性强弱的关系。
4.了解多元弱酸的分步电离。
情景切入
水是一种弱电解质,在水中H+和OH-到底是怎样的关系呢?
自主研习
一、水的电离
1.水的电离
水是一种极弱的电解质,电离方程式为:
H2O+H2O
H3O++OH-,简写为
H2O
H++OH-,水的电离常数K电离=
。
2.水的离子积常数
(1)表达式
KW=
(2)影响因素
水的离子积KW,只受温度的影响,温度升高,KW增大。
(3)适用范围
KW不仅适用于纯水,还可适用于稀的电解质水溶液。
二、常见弱电解质
1.常见弱酸有:
氢氟酸、醋酸、次氯酸、磷酸、氢硫酸、亚硫酸等。
2.常见弱碱有:
氨水、Cu(OH)2、Fe(OH)3等。
3.水
课堂师生互动.
知识点1水的电离平衡的影响因素
水的电离平衡:
H2O
H++OH-△H>0
影响因素
移动方向
c(H+)
c(OH-)
KW
升温
向右移动
增大
增大
增大
加酸
向左移动
减小
增大
不变
加碱
向左移动
减小
增大
不变
加活泼金属(如Na)
向右移动
减小
增大
不变
弱碱阳离子(如Cu2+)
向右移动
增大
减小
不变
弱酸阴离子(如CH3COO-)
向右移动
减小
增大
不变
特别提醒
(1)促进水的电离平衡的因素有升温、加活泼金属、加入含弱酸(或碱)离子的盐;抑制水的电离平衡因素有降温、加入酸(或强酸的酸式盐)、加入碱。
(2)水的离子积常数KW仅仅是温度的函数,温度升高,KW增大,温度不变,KW不变,此时若c(H+)增大,则c(OH)必减小,反之亦然。
(3)由水电离出的c(H+)==c(OH-)或n(H+)==n(OH-)
考例1水的电离过程为H2O
H++OH-,在不同的温度下其离子积常数KW(25℃)=1.0×10-14mol2·L-2,KW(35℃)=2.1×10-14mol2·L-2。
则下列叙述正确的是( )
A.c(H+)随着温度的升高而降低
B.35℃时,c(H+)>c(OH-)
C.水的电离程度25℃>35℃
D.水的电离是吸热的
解析:
水的电离:
H2O
H++OH-,电离出来的c(H+)等于c(OH-),同时,它是一个吸热反应,温度越高,电离度越大。
答案:
D
变式探究1在纯水中存在:
H2O
H++OH这一平衡,加入下列哪种物质或进行哪项操作,不会使平衡发生移动( )
A.加入NaOHB.加入CH3COOH
C.加入NaClD.升温
答案:
C
解析:
加入酸(或碱):
溶液中的c(H+)[或c(OH-)]增大,水的电离平衡向左移动。
升温:
水的电离平衡向右移动。
加入NaCl:
溶液中的c(H+)[或c(OH-)]不变,所以不会破坏水的电离平衡。
知识点2电离常数(K)与弱电解质相对强弱的关系
1.电离常数表示弱电解质电离程度的大小,K值越大,弱电解质的电离程度越大。
2.电离常数能够反映弱酸、弱碱酸碱性的相对强弱。
(1)一元弱酸:
Ka值越大,弱酸的酸性越强。
如HF的Ka=3.5×10-4
CH3COOH的Ka=1.8×10-5
则酸性:
HF>CH3COOH
(2)一元弱碱:
Kb越大,则弱碱的碱性越强
(3)多元弱酸的电离
多元弱酸分步电离,其中以第一步电离为主
H2CO3
H++HCO-3
HCO-3
H++CO2-3
特别提醒
(1)比较不同多元弱酸的酸性强弱时,只比较其一级电离常数即可,Ka越大,则酸性越强。
(2)同一温度下,弱电解质的电离常数越大,溶液中的离子浓度不一定越大,溶液的导电性不一定越强。
还与弱电解质的浓度有关。
考例2知下面三个数据:
①7.2×10-4②2.6×10-4③4.9×10-10分别是三种酸的电离平衡常数,若已知这三种酸可发生如下反应:
NaCN+HNO2==HCN+NaNO2
NaCN+HF==HCN+NaF
NaNO2+HF==HNO2+NaF
由此可判断下列叙述中正确的是( )
A.HF的电离常数是①
B.HNO2的电离常数是①
C.HCN的电离常数是②
D.HNO2的电离常数是③
解析:
三种酸都是一元酸,酸性越强,则电离常数越大。
由三个反应方程式可推断酸性HF>HNO2>HCN,所以HF电离常数最大,HCN电离常数最小,故选A。
答案:
A
变式探究2
下列电离方程式书写不正确的是( )
A.H2CO3
2H++CO2-3
B.NaOH==Na++OH-
C.Na2SO4==2Na++SO2-4
D.Fe(OH)2
Fe2++2OH-
答案:
A
解析:
A正确答案应为H2CO3
H++HCO-3,HCO-3
H++CO2-3。
变式探究3
硫化氢在水溶液中的电离方程式正确的是( )
A,H2S==2H++S2-
B,H2S+H2O
H3O++HS-
C,H2S+2H2O
2H3O++S2-
D,H2S==H++HS-
答案:
B
解析:
注意弱电解质是分步电离。
课后强化作业
基础夯实
1.90℃时,水的离子积为3.8×10-13mol2·L-2,该温度下的水( )
A.为酸性B.为碱性
C.为中性D.无法判断
答案:
C
解析:
水在任何温度下电离出H+和OH-的比都为1:
1,不可能为酸性或碱性,始终满足c(H+)=c(OH),为中性。
2.下列物质的水溶液能导电,但属于非电解质的是( )
A.CH3COOHB.Cl2
C.NH4NO3D.SO2
答案:
D
解析:
选项中CH3COOH属于弱电解质,Cl2既不是电解质也不是非电解质,NH4NO3属于强电解质,SO2的水溶液是亚硫酸,可以导电,但SO2是非电解质,H2SO3是弱电解质。
3.同物质的量浓度、同体积的HCl和醋酸溶液,分别与过量相同情况的Na2CO3固体反应时,下列叙述正确的是( )
A.反应速率HCl>CH3COOH
B.气泡逸出速率CH3COOH>HCl
C.在相同条件下两酸产生的CO2的体积不相同
D.如果两酸的c(H+)相同时,两酸的物质的量浓度HCl>CH3COOH
答案:
A
解析:
同物质的量浓度、同体积的HCl和醋酸溶液中,c(H+)是HCl>CH3COOH,所以与Na2CO3固体的反应速率HCl>CH3COOH,A项对,B项错;两种酸的物质的量相等,提供的H+一样多,产生的CO2的体积也相同,C项错误;如果两酸的c(H+)相同时,两酸的物质的量浓度应为CH3COOH>HCl,D项错误。
4.25℃时,水的电离达到平衡:
H2O
H++OH-ΔH>0。
下列叙述正确的是( )
A.向水中加入稀氨水,平衡逆向移动,c(OH-)降低
B.向水中加入少量固体硫酸氢钠,c(H+)增大,KW不变
C.向水中加入少量固体钠,平衡逆向移动,c(H+)降低
D.将水加热,KW增大,c(H+)不变
答案:
B
解析:
向水中加入稀氨水,c(OH-)增大,水电离平衡逆向移动,A错误;向水中加入少量固体硫酸氢钠,硫酸氢钠是强酸酸式盐,在水溶液中完全电离NaHSO4==Na++H++SO2-4,c(H+)增大,由于KW只与温度有关,所以KW不变,B项正确;向水中加入少量固体钠,由于金属钠非常活泼,可与水电离出的H+直接发生置换反应,产生H2,故促进了水的电离,使平衡正向移动,C项错误;将水加热,KW增大,c(H+)、c(OH-)同等倍数增大,D项错误。
5.向纯水中加入少量的硫酸氢钠固体(温度不变),则溶液的( )
A.pH升高
B.酸性增强
C.水中c(H+)与c(OH-)的乘积增大
D.c(OH-)增大
答案:
B
解析:
加入NaHSO4固体,NaHSO4==Na++H++SO2-4,使c(H+)增大。
6.在100℃时,100mL蒸馏水中c(OH-)=1×10-6mol·L-1,当改变下列条件之一时,c(OH-)仍然等于1×10-6mol·L-1的是( )
①温度降低到25℃
②加入10-6molNaOH固体,保持100℃
③加入10-6molNaCl,保持100℃
④蒸发掉50mL水,保持100℃
A.①②B.③④
C.①③D.②④
答案:
B
解析:
100℃时c(OH-)·c(H+)=1×10-12mol2·L-2,而25℃时c(OH-)·c(H+)=1×10-14mol2·L-2,c(OH-)=1×10-7mol·L-1;100mL水中加入10-6molNaOH,
c(OH-)=10-5mol·L-1;蒸馏水中加入NaCl,保持100℃,仍符合c(OH-)=1×10-6mol·L-1;蒸发50mL水,保持100℃,c(OH-)·c(H+)不变,c(OH-)=1×10-6mol·L-1。
7.下列说法正确的是( )
A.HCl溶液中无OH-
B.NaOH溶液中无H+
C.NaCl溶液中既无OH-也无H+
D.常温下,任何物质的水溶液中都有H+和OH-,且KW=1×10-14mol2·L-2
答案:
D
解析:
水的电离平衡H2O
H++OH-为动态平衡,由勒夏特列原理知,HCl、NaOH、NaCl等任何物质的水溶液里都存在一定量的H+和OH-。
故A、B、C都不正确。
水的离子积常数值的大小只与温度有关而与粒子的浓度无关。
在常温下,纯水中KW=1×10-14mol2·L-2,其他水溶液中同样是KW=1×10-14mol2·L-2,故D正确。
8.在100℃时,水的离子积为1×10-12mol2·L-2。
若该温度下某溶液中的H+浓度为1×10-7mol·L-1,则该溶液( )
A.呈碱性B.呈酸性
C.呈中性D.c(OH-)=100c(H+)
答案:
AD
解析:
100℃时,纯水中c(H+)=c(OH-)=10-6mol·L-1,c(H+)=1×10-7mol·L-1,c(OH-)=
mol·L-1=10-5mol·L-1,c(OH-)=100c(H+),故选AD。
9.(2010·汕头高二检测)已知0.1mol·L-1的醋酸溶液中存在电离平衡:
CH3COOH
CH3COO-+H+,要使溶液中c(H+)/c(CH3COOH)值增大,可以采取的措施是( )
A.加少量烧碱溶液
B.升高温度
C.加少量冰醋酸
D.加水
答案:
BD
解析:
加烧碱溶液消耗H+,平衡向右移动,n(H+)、n(CH3COOH)均减小,但n(H+)减小程度大,故
=
减小,A错误;升高温度,平衡向右移动,n(H+)增大,n(CH3COOH)减小,比值增大,B正确;加少量冰醋酸,平衡向右移动,n(H+)增大,但n(H+)增大程度不如n(CH3COOH)增大的多,故比值减小,C错误;加水,平衡向右移动,n(H+)增大,n(CH3COOH)减小,比值增大,D正确。
10.下表是几种常见弱酸的电离平衡常数(25℃)。
酸
电离方程式
电离平衡常数K
CH3COOH
CH3COOH
CH3COO-+H+
1.75×10-5
H2CO3
H2CO3
H++HCO-3HCO-3
H++CO2-3
K1=4.4×10-7
K2=4.7×10-11
H2S
H2S
H++HS-
HS-
H++S2-
K1=9.1×10-8
K2=1.1×10-12
H3PO4
H3PO4
H++H2PO-4
H2PO-4
H++HPO2-4
HPO2-4
H++PO3-4
K1=7.1×10-3
K2=6.3×10-8
K3=4.2×10-13
回答下列各题:
(1)当温度升高时,K值(填“增大”、“减小”或“不变”)。
(2)在温度相同时,各弱酸的K值不同,那么K值的大小与酸性的相对强弱有何关系?
。
(3)若把CH3COOH、H2CO3、HCO-3、H2S、HS-、H3PO4、H2PO-4、HPO2-4都看作是酸,其中酸性最强的是,最弱的是。
(4)多元弱酸是分步电离的,每一步都有相应的电离平衡常数。
对于同一种多元弱酸的K1、K2、K3之间存在着数量上的规律,此规律是,产生此规律的原因是。
(5)用食醋浸泡有水垢的水壶,可以清除其中的水垢,通过该事实(填“能”或“不能”)比较醋酸与碳酸的酸性强弱,请设计一个简单的实验验证醋酸与碳酸的酸性强弱。
方案:
答案:
(1)增大
(2)K值越大,电离出的氢离子浓度越大,所以酸性越强
(3)H3PO4HPO42-
(4)K1>K2>K3上一级电离产生的H+对下一级电离有抑制作用
(5)能向盛有少量NaHCO3溶液的试管中加入适量CH3COOH溶液,产生无色气泡,证明醋酸酸性大于碳酸。
解析:
(1)弱电解质的电离是吸热反应,升高温度能促进电离,故升高温度,K值增大。
(2)K值越大,说明电离出的离子浓度越大,该酸易电离,酸性越强。
(3)因为K值越大,酸性越强,在这几种酸中,H3PO4的K值最大,HPO42-的K值最小,故酸性最强的是H3PO4,酸性最弱的是HPO42-。
(4)由表中的数据可以看出,常数之间是105倍的关系,即K1:
K2:
K3≈1:
10-5:
10-10,酸的每级电离都能产生H+,故上一级电离产生的H+对下一级电离有抑制作用,使得上一级的电离常数远大于下一级的电离常数。
(5)利用醋酸的酸性大于碳酸,可用CH3COOH与CaCO3(水垢的主要成分)或NaHCO3反应产生CO2来证明。
能力提升
1.已知某温度下,Ka(HCN)=6.2×10-10、Ka(HF)=3.5×10-4、Ka(CH3COOH)=1.8×10-5、Ka(HNO2)=6.4×10-6。
物质的量浓度都为0.1mol·L-1的下列溶液中,c(H+)浓度由大到小的顺序是( )
A.HCN>HNO2>CH3COOH>HF
B.HF>CH3COOH>HNO2>HCN
C.CH3COOH>HF>HCN>HNO2
D.HCN>CH3COOH>HF>HNO2
答案:
B
解析:
四种酸都是一元酸,酸性越强,则电离常数越大,c(H+)越大。
2.(2011·绍兴高二检测)下列各组物质中,都是弱电解质的是( )
A.Cl2、CH3CH2OH、BaSO4
B.Mg(OH)2、H2O、HF
C.CH3COOH、HI、NH3·H2O
D.NH4Cl、H2S、CO2
答案:
B
解析:
A中Cl2既不是电解质也不是非电解质,CH3CH2OH是非电解质,BaSO4是强电解质,C中HI为强电解质,D中H2S为弱电解质,而NH4Cl为强电解质,CO2为非电解质。
3.下列说法正确的是( )
A.根据溶液中有CH3COOH、CH3COO-和H+即可证明CH3COOH达到电离平衡状态
B.根据溶液中CH3COO-和H+的物质的量浓度相等可证明CH3COOH达到电离平衡状态
C.当NH3·H2O达到电离平衡时,溶液中NH3·H2O、NH+4和OH-的浓度相等
D.H2CO3是分步电离的,电离程度依次减弱
答案:
D
解析:
A在任何状态下都同时存在三种粒子,B未达电离平衡状态时,也有n(CH3COO-)==n(H+),C中三种粒子浓度不一定相等,只有c(NH+4)==c(OH-)可成立。
4.下列电离方程式错误的是( )
A.NaHSO4溶于水:
NaHSO4==Na++H++SO2-4
B.CH3COOH溶于水:
CH3COOH
CH3COO-+H+
C.H3PO4溶于水:
H3PO4
3H++PO3-4
D.NaHCO3溶于水:
NaHCO3==Na++HCO-3
答案:
C
解析:
C为多元弱酸的电离方程式书写,应分步写:
H3PO4
H++H2PO-4
H2PO4
H++HPO2-4
HPO2-4
H++PO3-4。
5.已知室温下0.01mol/LCH3COOH溶液中c(H+)=4.32×10-4mol/L,则该CH3COOH溶液中水的离子积常数( )
A.<1×10-14B.>1×10-14
C.=1×10-14D.无法确定
答案:
C
解析:
只要在室温下,酸、碱、盐等水溶液中均有c(H+)·c(OH-)=KW=1×10-14。
6.某温度下纯水中c(H+)=2×10-7mol/L,则此时c(OH-)=;该温度下向纯水中滴加盐酸使c(H+)=5×10-6mol/L,则此时c(OH-)=。
答案:
2×10-7mol/L8×10-9mol/L
解析:
纯水中c(H+)=c(OH-),则c(OH-)=2×10-7mol/L;由于c(H+)=c(OH-)=2×10-7mol/L,则KW=4×10-14,那么滴加盐酸后,c(OH)=
mol/L=8×10-9mol/L。
7.水的电离平衡曲线如图所示。
若以A点表示25℃时水电离平衡时的离子浓度,当温度升高到100℃时,水的电离平衡状态到B点。
则此时水的离子积从增加到,c(H+),此时水呈性。
答案:
1×10-14mol2·L-2,1×10-12mol2·L-2,1×10-6mol·L-1,中。
8.甲、乙两瓶氨水分别为1mol·L-1和0.1mol·L-1,则甲、乙两瓶中c(OH-)之比10(填“>”“=”或“<”)。
理由:
。
答案:
<
物质的量浓度甲是乙的10倍,浓度小的电离度大,所以甲、乙中c(OH-)之比小于10
解析:
设浓度用c表示,电离度用α表示,c甲=10c乙,α甲<α乙,c(OH-)=c·α,所以
=
=10
<10。
9.25℃时,在0.5L0.2mol·L-1的HA溶液中,有0.01mol的HA电离成离子。
求该温度下HA的电离平衡常数。
答案:
K=2.22×10-3mol·L-1
解析:
该溶液中A-和H+的平衡浓度为0.01mol/0.5L=0.02mol·L-1。
据电离方程式HA
A-+H+推知HA分子的平衡浓度为:
0.2mol·L-1-0.02mol·L-1=0.18mol·L-1。
HA的电离平衡常数K=
=(0.02mol·L-1×0.02mol·L-1)/0.18mol·L-1=2.22×10-3mol·L-1。
10.在一定温度下,冰醋酸加水稀释过程中,溶液的导电能力如图所示,请回答:
(1)“O”点导电能力为0的理由。
(2)a、b、c三点溶液的pH由小到大的顺序为。
(3)a、b、c三点中电离度最大的是。
(4)若使c点溶液的c(CH3COO-)增大,溶液的pH也增大,可采取的措施为①;②;③。
答案:
(1)由于醋酸为共价化合物,在固、液态时不存在离子,也就谈不上存在自由移动的离子,所以不导电
(2)b 解析: 教学中一般只讨论稀溶液在稀释过程中导电能力减弱的过程。 本题包括从纯醋酸不导电开始,加水稀释过程中导电能力逐渐增强到逐渐减弱的全过程,有助于对知识的全面了解。 “O”点冰醋酸不导电,从表面上看是由于其状态原因造成,但液态纯醋酸也不导电,其原因是本身结构为共价化合物,不存在离子,也不存在自由移动的离子,因此不导电。 冰醋酸加水稀释的过程中,醋酸电离生成氢离子和醋酸根离子,随着氢离子和醋酸根离子浓度的变化,其导电能力也发生变化。 从导电能力上看,b点强于a点、a点强于c点,说明溶液中自由移动的离子浓度b>a>c,其中氢离子浓度也是b>a>c。 由于pH是氢离子浓度的负对数值,恰好与氢离子浓度大小顺序相反,因此结论为b 为了使醋酸根离子浓度增大,而溶液的pH也增大,只能是减小氢离子浓度,使电离平衡向右移动。 可采取的措施为添加较活泼的金属、金属氧化物、碱和比醋酸弱的酸组成的盐。
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