第八章第一讲弱电解质的电离平衡.docx
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第八章第一讲弱电解质的电离平衡
第一讲 弱电解质的电离平衡
[2017高考导航]
考纲要求
真题统计
命题趋势
1.了解电解质的概念。
了解强电解质和弱电解质的概念。
2.了解电解质在水溶液中的电离,以及电解质溶液的导电性。
3.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。
2015,卷Ⅰ8T(B)、13T、26T(3);
2015,卷Ⅱ10T(B);
2014,卷Ⅰ13T(D)、27T
(1);
2014,卷Ⅱ11T
预计2017年高考对本部分内容的考查仍将以外界条件对弱电解质电离平衡的影响为主,同时可能会考查电离平衡常数、水的离子积等。
复习备考时,注意与溶液的酸碱性、盐类水解等知识结合理解。
考点一 弱电解质的电离平衡[学生用书P176]
一、弱电解质的电离平衡
1.强、弱电解质
(1)概念
(2)与物质类别的关系
①强电解质主要包括强酸、强碱和大多数盐。
②弱电解质主要包括弱酸、弱碱、少数盐和水。
2.电离平衡的建立
在一定条件(如温度、浓度等)下,当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时,电离过程就达到平衡。
平衡建立过程如图所示:
3.电离平衡的特征
二、影响电离平衡的外界条件
1.温度:
温度升高,电离平衡向右移动,电离程度增大。
2.浓度:
稀释溶液,电离平衡向右移动,电离程度增大。
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:
电离平衡向右移动,电离程度增大。
1.判断正误(正确的打“√”,错误的打“×”)
(1)BaSO4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)强电解质溶液中不存在溶质分子,弱电解质溶液中存在溶质分子。
( )
(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一元碱BOH的pH=10,可知溶液中存在BOH===B++OH-。
( )
答案:
(1)×
(2)× (3)√ (4)× (5)×
2.现有下列物质:
①硝酸 ②冰醋酸 ③氨水 ④Fe(OH)3
⑤NaHCO3(s) ⑥Al ⑦氯水 ⑧CaCO3
上述物质中属于强电解质的有________,属于弱电解质的有________。
答案:
①⑤⑧ ②④
3.以0.1mol/L的醋酸溶液为例填写下表中各项变化。
平衡移
动方向
平衡常
数Ka
n(H+)
c(H+)
导电性
加水稀释
加冰醋酸
续 表
平衡移
动方向
平衡常
数Ka
n(H+)
c(H+)
导电性
升温
加CH3COONa(s)
加NaOH(s)
通入HCl(g)
答案:
平衡移
动方向
平衡常
数Ka
n(H+)
c(H+)
导电性
加水稀释
正向
不变
增大
减小
减弱
加冰醋酸
正向
不变
增大
增大
增强
升温
正向
增大
增大
增大
增强
加CH3COONa(s)
逆向
不变
减小
减小
增强
加NaOH(s)
正向
不变
减小
减小
增强
通入HCl(g)
逆向
不变
增大
增大
增强
名师点拨
(1)电离平衡右移,电解质分子的浓度不一定减小,离子的浓度也不一定增大。
例如:
对于CH3COOH
CH3COO-+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,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)稀释弱电解质溶液时,并非所有粒子浓度都减小。
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),但c(OH-)会增大。
(2015·高考全国卷Ⅰ,13,6分)浓度均为0.10mol·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] 由图像分析浓度为0.10mol·L-1的MOH溶液,在稀释前pH为13,说明MOH完全电离,则MOH为强碱,而ROH的pH<13,说明ROH没有完全电离,ROH为弱碱。
A.MOH的碱性强于ROH的碱性,A正确。
B.曲线的横坐标lg
越大,表示加水稀释体积越大,由曲线可以看出b点的稀释程度大于a点,弱碱ROH存在电离平衡:
ROH
R++OH-,溶液越稀,弱电解质电离程度越大,故ROH的电离程度:
b点大于a点,B正确。
C.若两溶液无限稀释,则溶液的pH接近于7,故两溶液的c(OH-)相等,C正确。
D.当lg
=2时,溶液V=100V0,溶液稀释100倍,由于MOH发生完全电离,升高温度,c(M+)不变;ROH存在电离平衡:
ROH
R++OH-,升高温度促进电离平衡向电离方向移动,c(R+)增大,故
减小,D错误。
[答案] D
试从上题图像的变化分析,等物质的量浓度的MOH和ROH溶液稀释相同倍数时,哪个pH变化大?
若是等pH的两种同元数电解质溶液稀释相同倍数时,强、弱电解质哪个pH变化大?
答案:
MOH溶液pH变化大。
两种同元数电解质溶液稀释相同倍数时,无论等物质的量浓度稀释还是等pH稀释,都是强电解质溶液pH变化较大,弱电解质溶液pH变化较小。
上述规律也可以反过来用于确定电解质的相对强弱。
对弱电解质电离平衡的理解
(1)用化学平衡理论分析弱电解质的电离平衡问题时,应该深刻地理解勒夏特列原理:
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,只是一定程度上减弱这种改变。
例如:
加水稀释CH3COOH溶液时,尽管H+的物质的量增多,但由于溶液体积增大的程度更大,故c(H+)仍会减小。
(2)对弱电解质加水稀释后电离平衡的移动方向,可利用浓度商进行判断:
K=
,稀释一倍后,Qc=
=
K,即Qc 题组一 弱电解质的电离平衡 1.(2016·连云港一中检测)向0.1mol/L的CH3COOH溶液中加水或加入少量CH3COONa晶体时,下列有关叙述不正确的是( ) A.都能使溶液的pH增大 B.都能使溶液中c(H+)·c(CH3COO-)增大 C.都能使溶液中 增大 D.溶液中c(H+)·c(OH-)不变 解析: 选B。 CH3COOH在水溶液中存在电离平衡: CH3COOH CH3COO-+H+,加水促进电离,但是c(H+)减小,pH增大;加CH3COONa晶体时,平衡左移,c(H+)减小,pH增大,A选项正确。 加水时,除c(OH-)增大外,其他离子浓度都减小,c(H+)·c(CH3COO-)减小;加醋酸钠时电离常数K不变,但c(CH3COOH)增大,故c(H+)·c(CH3COO-)增大,B选项错误。 加水时,各组分浓度成比例减小,但由于加水促进电离,则n(CH3COO-)增大,n(CH3COOH)减小, = 增大;加CH3COONa晶体时,虽然平衡左移,但是c(CH3COO-)增大的幅度比c(CH3COOH)大,则 增大,C选项正确。 Kw=c(H+)·c(OH-),Kw只与温度有关,D选项正确。 2.0.1mol·L-1氨水10mL,加蒸馏水稀释到1L后,下列变化中正确的是( ) ①电离程度增大 ②c(NH3·H2O)增大 ③NH 数目增多 ④c(OH-)增大 ⑤导电性增强 ⑥ 增大 A.①②③ B.①③⑤ C.①③⑥D.②④⑥ 解析: 选C。 氨水加水稀释,电离程度增大,则c(NH3·H2O)减小,NH 数目增多,①③对,②错;溶液中n(OH-)增大,但c(OH-)减小,④错;溶液稀释时c(NH )、c(OH-)均减小,溶液导电性减弱,⑤错;根据K= ,则 = ,由于温度不变,K不变,而c(OH-)减小,则 增大,⑥对。 题组二 电离平衡定向移动分析 3.(2016·天津模拟)在CH3COOH溶液中存在如下平衡: CH3COOH H++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 解析: 选B。 必须加入与平衡有关的微粒才能影响平衡移动,A项不影响平衡;若加Na2CO3或NaOH,将与H+反应使平衡正向移动;加入CH3COONa,c(CH3COO-)增大,平衡逆向移动。 4.(2016·北京海淀区模拟)稀氨水中存在着下列平衡: NH3·H2O NH +OH-,若要使平衡向逆方向移动,同时使c(OH-)增大,应加入适量的物质或采取的措施是( ) ①NH4Cl固体 ②硫酸 ③NaOH固体 ④水 ⑤加热 ⑥加入少量MgSO4固体 A.①②③⑤B.③⑥ C.③D.③⑤ 解析: 选C。 若在氨水中加入NH4Cl固体,c(NH )增大,平衡向逆方向移动,c(OH-)减小,①不符合题意;硫酸中的H+与OH-反应,使c(OH-)减小,平衡向正方向移动,②不符合题意;当在氨水中加入NaOH固体后,c(OH-)增大,平衡向逆方向移动,③符合题意;若在氨水中加入水,稀释溶液,平衡向正方向移动,c(OH-)减小,④不符合题意;电离属吸热过程,加热平衡向正方向移动,c(OH-)增大,⑤不符合题意;加入MgSO4固体发生反应: Mg2++2OH-===Mg(OH)2↓,溶液中c(OH-)减小,平衡向正方向移动,⑥不符合题意。 (1)向冰醋酸中加水形成溶液一直到溶液被稀释的过程中,各种变化如下: 醋酸的电离程度一直增大,电离产生的H+、CH3COO-数目一直增大,但c(CH3COO-)、c(H+)先增大后减小,c(OH-)先减小后增大,c(CH3COOH)一直减小。 (2)稀释氨水时,虽然电离程度增大,n(OH-)增大,但由于溶液体积增大的倍数更多,导致c(OH-)减小,导电能力下降。 考点二 电离平衡常数[学生用书P178] 1.表达式 (1)对于一元弱酸HA: HA H++A-,电离平衡常数K= 。 (2)对于一元弱碱BOH: BOH B++OH-,电离平衡常数K= 。 2.特点 (1)电离平衡常数只与温度有关,因电离是吸热过程,所以升温,K值增大。 (2)多元弱酸的各级电离平衡常数的大小关系是K1≫K2≫K3≫…,故其酸性取决于第一步。 3.意义 K值越大,说明弱电解质越易电离,其酸(碱)性越强。 1. (1)填写下表 弱电解质 电离方程式 电离常数 NH3·H2O K=1.7×10-5 CH3COOH K=1.7×10-5 HClO K=4.7×10-8 (2)CH3COOH酸性________HClO酸性(填“大于”“小于”或“等于”),判断的依据: ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 答案: (1)NH3·H2O NH +OH- CH3COOH CH3COO-+H+ HClO H++ClO- (2)大于 相同条件下,醋酸的电离常数大于次氯酸的电离常数 2.(教材改编)下列关于电离平衡常数(K)的说法中正确的是( ) A.电离平衡常数(K)越小,表示弱电解质电离能力越弱 B.电离平衡常数(K)与温度无关 C.相同温度下,不同浓度的同一弱电解质,其电离平衡常数(K)不同 D.多元弱酸各步电离平衡常数相互关系为K1<K2<K3 解析: 选A。 电离平衡常数随温度的变化而变化,多元弱酸分步电离,电离平衡常数逐渐减小,K越小说明弱电解质的电离能力越弱。 名师点拨 (1)电离平衡常数与化学平衡常数一样,只与温度有关,与其他条件无关。 (2)依据电离平衡常数除了可以比较弱电解质的电离能力外,还能判断电离平衡的移动方向。 (3)在运用电离平衡常数表达式进行计算时,浓度必须是平衡时的浓度。 (2016·杭州七校联考)已知25℃,醋酸、次氯酸、碳酸、亚硫酸的电离平衡常数如下表,下列叙述正确的是( ) 酸 醋酸 次氯酸 碳酸 亚硫酸 电离平衡常数 K=1.75×10-5 K=2.98×10-8 K1=4.30×10-7K2=5.61×10-11 K1=1.54×10-2K2=1.02×10-7 A.25℃,等物质的量浓度的CH3COONa、NaClO、Na2CO3和Na2SO3四种溶液中,碱性最强的是Na2CO3 B.将0.1mol·L-1的醋酸不断加水稀释,所有离子浓度均减小 C.少量SO2通入Ca(ClO)2溶液中反应的离子方程式为SO2+H2O+Ca2++2ClO-===CaSO3↓+2HClO D.少量CO2通入NaClO溶液中反应的离子方程式为CO2+H2O+2ClO-===CO +2HClO [解析] 根据表中数据可知,酸性: 亚硫酸>醋酸>碳酸>亚硫酸氢根离子>次氯酸>碳酸氢根离子。 A项,相同物质的量浓度的含有弱酸根离子的钠盐溶液,对应酸的酸性越弱,则酸根离子水解程度越大,溶液中氢氧根离子浓度越大,pH越大,水解程度: CH3COO-<SO <ClO-<CO ,所以碱性最强的是Na2CO3,正确;B项,醋酸溶液中加一定量水,醋酸的电离程度增大,但是溶液中氢离子浓度减小,由于Kw不变,所以氢氧根离子浓度增大,错误;C项,少量SO2通入Ca(ClO)2溶液中,反应生成的次氯酸能够氧化亚硫酸根离子,正确的离子方程式为Ca2++2SO2+2H2O+2ClO-===CaSO4↓+SO +4H++2Cl-,错误;D项,少量CO2通入NaClO溶液中,反应生成次氯酸和碳酸氢根离子,反应的离子方程式为CO2+H2O+ClO-===HCO +HClO,错误。 [答案] A 例2中H2CO3的电离平衡常数K1、K2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 利用电离平衡常数解题的思维模型 题组一 电离平衡常数的应用 1.运用电离平衡常数判断下列可以发生的反应是( ) 酸 电离平衡常数(25℃) 碳酸 K1=4.3×10-7K2=5.6×10-11 次溴酸 K=2.4×10-9 ①HBrO+Na2CO3===NaBrO+NaHCO3 ②2HBrO+Na2CO3===2NaBrO+H2O+CO2↑ ③HBrO+NaHCO3===NaBrO+H2O+CO2↑ ④NaBrO+CO2+H2O===NaHCO3+HBrO A.①③ B.②④ C.①④D.②③ 解析: 选C。 根据复分解反应中较强酸制备较弱酸的原理,①中K(次溴酸)=2.4×10-9>K2(碳酸)=5.6×10-11,能发生;④中K(次溴酸)=2.4×10-9<K1(碳酸)=4.3×10-7,能发生;②和③都不能发生。 2.25℃时,部分物质的电离平衡常数如表所示: 化学式 CH3COOH H2CO3 HClO 电离平 衡常数 1.7×10-5 K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11 3.0×10-8 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,上述表达式的数据增大的是________。 答案: (1)CH3COOH>H2CO3>HClO (2)CO >ClO->HCO >CH3COO- (3)a>b>d>c (4)A ABCE 题组二 电离平衡常数的简单计算 3.25℃时,2.0×10-3mol·L-1氢氟酸水溶液中,调节溶液pH(忽略体积变化),得到c(HF)、c(F-)与溶液pH的变化关系,如下图所示: 25℃时,HF电离平衡常数的数值K=________。 解析: K= ,当c(F-)=c(HF)时,K=c(H+),查图中的交点处即为c(F-)=c(HF),故所对应的pH即为K的负对数,由图中数据可得K=10-3.45或(3.5×10-4)。 答案: 10-3.45(或3.5×10-4) 4.在25℃下,将amol·L-1的氨水与0.01mol·L-1的盐酸等体积混合,反应平衡时溶液中c(NH )=c(Cl-),则溶液显______性(填“酸”“碱”或“中”);用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数K=________________________________________________________________________。 解析: 所发生反应的化学方程式为NH3·H2O+HCl===NH4Cl+H2O,由电荷守恒可知: c(NH )+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-),因为c(NH )=c(Cl-),所以c(OH-)=c(H+),故溶液显中性。 K= ,c(NH )=c(Cl-)=0.005mol·L-1,c(OH-)=c(H+)=10-7mol·L-1。 c(NH3·H2O)= mol·L-1-c(NH )=( -0.005)mol·L-1。 所以K= = 。 答案: 中 (1)改变温度,电离平衡常数和化学平衡常数的变化不一定一致。 升高温度,电离平衡常数一定增大,因为弱电解质的电离都是吸热的;而升高温度,对于吸热的可逆反应来说,化学平衡常数增大,而对于放热的可逆反应来说,则减小。 (2)多元弱酸利用电离平衡常数比较酸性强弱时,只比较第一步电离的平衡常数即可。 (3)电离平衡常数的应用 ①判断弱酸(或弱碱)的相对强弱。 电离平衡常数越大,酸性(或碱性)越强。 ②判断盐溶液的碱性(或酸性)强弱。 酸(或碱)的电离平衡常数越大,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,但电离平衡常数不变,考题中经常利用电离平衡常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。 例如,0.1mol/LCH3COOH溶液加水稀释: = = ,酸溶液加水稀释,c(H+)减小,K值不变,则 增大。 考点三 强、弱电解质的比较与判断[学生用书P179] 一、强、弱电解质的比较 以一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)的比较为例。 等物质的量浓度 的盐酸(a)与醋 酸溶液(b) 等pH的盐酸(a) 与醋酸溶液(b) pH或物质的量浓度 pH: a 物质的量浓 度: a 溶液的导电性 a>b a=b 水的电离程度 a a=b 加水稀释等倍数pH的变化量 a>b a>b 续 表 等物质的量浓度 的盐酸(a)与醋 酸溶液(b) 等pH的盐酸(a) 与醋酸溶液(b) 等体积溶液中和NaOH的量 a=b a 分别加该酸的钠盐固体后pH a: 不变 b: 变大 a: 不变 b: 变大 开始与金属反应的速率 a>b 相同 等体积溶液与过量活泼金属产生H2的量 相同 a 二、强、弱电解质的判断方法(以HA为例) 1.从是否完全电离的角度判断 方法1 测定一定浓度的HA溶液的pH 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 方法2 跟同浓度的盐酸比较导电性 若导电性和盐酸相同,则为强酸;若比盐酸弱,则为弱酸 方法3 跟同浓度的盐酸比较和锌反应的快慢 若反应速率相同,则为强酸;若比盐酸慢,则为弱酸 2.从是否存在电离平衡的角度判断 (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 可直接测定NaA溶液的pH: 若pH=7,则HA是强酸;若pH>7,则HA是弱酸。 1.(2016·沈阳高三模拟)将c(H+)相同的盐酸和醋酸分别用蒸馏水稀释至原来体积的m倍和n倍,稀释后两溶液的c(H+)仍相同,则m和n的关系是( ) A.m>n B.m C.m=nD.不能确定 解析: 选B。 因为醋酸是弱酸,加水促进电离,溶液中n(H+)增大,而盐酸是强酸,在水中完全电离,加水后,溶液中n(H+)不变,所以要使稀释后两溶液c(H+)相同,就必须使m 2.(2016·东北师大附中模拟)已知HCl为强酸,下列对比实验不能用于证明CH3COOH为弱酸的是( ) A.对比等浓度的两种酸溶液的pH B.对比等浓度的两种酸溶液与相同大小镁条反应的初始速率 C.对比等浓度、等体积的两种酸溶液与等量NaOH溶液反应后放出的热量 D.对比等浓度、等体积的两种酸溶液与足量Zn反应生成H2的体积 解析: 选D。 对比等浓度的两种酸的pH,若醋酸pH比盐酸pH大,说明醋酸没有完全电离,可说明为弱酸,故A项不选;氢离子浓度越大,初始反应速率越大,可对比等浓度的两种酸溶液与相同大小镁条反应的初始速率判断酸性的强弱,故
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- 第八 第一 电解质 电离 平衡
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