《2020年高考化學(xué)一輪總復(fù)習(xí) 第八章 第24講 弱電解質(zhì)的電離平衡學(xué)案（含解析）.doc》由會員分享，可在線閱讀，更多相關(guān)《2020年高考化學(xué)一輪總復(fù)習(xí) 第八章 第24講 弱電解質(zhì)的電離平衡學(xué)案（含解析）.doc（12頁珍藏版）》請在裝配圖網(wǎng)上搜索。

第八章　水溶液中的離子平衡 　[考綱解讀]　1.了解電解質(zhì)的概念。了解強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念。2.理解電解質(zhì)在水溶液中的電離，以及電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性。3.理解弱電解質(zhì)在水中的電離平衡，能利用電離平衡常數(shù)進行相關(guān)計算。4.了解水的電離、離子積常數(shù)。5.了解溶液pH的含義及其測定方法，能進行pH的簡單計算。6.了解鹽類水解的原理、影響鹽類水解程度的主要因素、鹽類水解的應(yīng)用。7.了解難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡。理解溶度積(Ksp)的含義，能進行相關(guān)的計算。 第24講　弱電解質(zhì)的電離平衡 1.強、弱電解質(zhì) (1)定義與物質(zhì)類別 (2)與化合物類別的關(guān)系 強電解質(zhì)主要是大部分離子化合物及某些共價化合物，弱電解質(zhì)主要是某些共價化合物。 (3)電離方程式的書寫——“強等號，弱可逆，多元弱酸分步離” ①強電解質(zhì)：如H2SO4：H2SO4===2H＋＋SO。 ②弱電解質(zhì)： a．一元弱酸，如CH3COOH： CH3COOHCH3COO－＋H＋。 b．多元弱酸，分步分離，電離方程式只寫第一步，如H2CO3： H2CO3H＋＋HCO。 c．多元弱堿，分步電離，一步書寫。如Fe(OH)3： Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。 ③酸式鹽： a．強酸的酸式鹽 如NaHSO4在水溶液中：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO；熔融時： NaHSO4===Na＋＋HSO。 b．弱酸的酸式鹽：如NaHCO3： NaHCO3===Na＋＋HCO。 2．弱電解質(zhì)的電離平衡 (1)電離平衡的建立 (2)電離平衡的特征 (3)外界條件對電離平衡的影響 ①溫度：溫度升高，電離平衡正向移動，電離程度增大。 ②濃度：稀釋溶液，電離平衡正向移動，電離程度增大。 ③同離子效應(yīng)：加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強電解質(zhì)，電離平衡逆向移動，電離程度減小。 ④加入能反應(yīng)的物質(zhì)：電離平衡正向移動，電離程度增大。 3．電離平衡常數(shù) (1)表達式 ①一元弱酸HA的電離常數(shù)：根據(jù)HAH＋＋A－，可表示為 Ka＝。 ②一元弱堿BOH的電離常數(shù)：根據(jù)BOHB＋＋OH－，可表示為 Kb＝。 (2)特點 電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，與電解質(zhì)的濃度、酸堿性無關(guān)，由于電離過程是吸熱的，故溫度升高，K增大。多元弱酸是分步電離的，各級電離常數(shù)的大小關(guān)系是K1?K2……，所以其酸性主要決定于第一步電離。 (3)意義 相同條件下，K值越大，表示該弱電解質(zhì)越易電離，所對應(yīng)的酸性或堿性相對越強。 (4)影響因素 4．電離度 (1)概念：一定條件下，當(dāng)弱電解質(zhì)在溶液中達到電離平衡時，溶液中已經(jīng)電離的電解質(zhì)分子數(shù)占原來弱電解質(zhì)總分子數(shù)的百分數(shù)。 (2)表達式：α＝100%。 (3)意義：衡量弱電解質(zhì)的電離程度，在相同條件下(濃度、溫度相同)，不同弱電解質(zhì)的電離度越大，弱電解質(zhì)的電離程度越大。 1．判斷正誤，正確的畫“√”，錯誤的畫“”，并指明錯因。 (1)稀釋氨水時，電離平衡正向移動，c(NH3H2O)減小，c(NH)增大。() 錯因：稀釋氨水時，c(NH3H2O)、c(NH)均減小。 (2)由0.1 molL－1一元堿BOH的pH＝10，可知溶液存在BOH===B＋＋OH－。() 錯因：0.1 molL－1的BOH pH＝10，說明其c(OH－)＝10－4 molL－1，僅極少部分電離，其電離方程式用“”。 (3)0.1 molL－1的CH3COOH與0.01 molL－1的CH3COOH中，c(H＋)之比為10∶1。() 錯因：加水稀釋，電離程度增大，所以0.1_molL－1的CH3COOH與0.01_molL－1的CH3COOH中c(H＋)之比小于10∶1。 (4)H2CO3的電離常數(shù)表達式：Ka＝。() 錯因：H2CO3為二元弱酸，分步電離，其中Ka1＝，Ka2＝。 (5)弱電解質(zhì)的電離平衡右移，電離平衡常數(shù)一定增大。() 錯因：K僅與溫度有關(guān)。 (6)電離常數(shù)大的酸溶液中的c(H＋)一定比電離常數(shù)小的酸溶液中的c(H＋)大。() 錯因：酸溶液中的c(H＋)除與K值大小有關(guān)外，還與酸的濃度有關(guān)。 2．教材改編題 (據(jù)人教選修四P44 T4)已知25 ℃下，醋酸溶液中存在下述關(guān)系： ＝1.6910－5 其中的數(shù)值是該溫度下醋酸的電離平衡常數(shù)。 試回答下述問題： (1)向上述溶液中加入一定量的NaOH溶液，上述數(shù)值將________(填“增大”“減小”或“不變”)。 (2)若醋酸的起始濃度為0.0010 mol/L，平衡時氫離子濃度c(H＋)是____________[提示：醋酸的電離常數(shù)很小，平衡時的c(CH3COOH)可近似視為仍等于0.0010 mol/L]。 答案　(1)不變　(2)1.310－4 mol/L 考點　弱電解質(zhì)的電離平衡及影響因素 [典例1]　(2018重慶調(diào)研)稀氨水中存在著下列平衡：NH3H2ONH＋OH－，若要使平衡向左移動，同時使c(OH－)增大，應(yīng)加入的物質(zhì)或采取的措施是(　　) ①NH4Cl固體?、诹蛩帷、跱aOH固體　④水?、菁訜帷、藜尤肷倭縈gSO4固體 A．①②③⑤ B．③⑥ C．③ D．③⑤ 解析　若在氨水中加入NH4Cl固體，c(NH)增大，平衡向逆反應(yīng)方向移動，c(OH－)減小，①不合題意；硫酸中的H＋與OH－反應(yīng)，使c(OH－)減小，平衡向正反應(yīng)方向移動，②不合題意；當(dāng)在氨水中加入NaOH固體后，c(OH－)增大，平衡向逆反應(yīng)方向移動，③符合題意；若在氨水中加入水，稀釋溶液，平衡向正反應(yīng)方向移動，但c(OH－)減??；④不合題意；電離屬吸熱過程，加熱平衡向正反應(yīng)方向移動，c(OH－)增大，⑤不合題意；加入少量MgSO4固體發(fā)生反應(yīng)Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓，溶液中c(OH－)減小，⑥不合題意。 答案　C 名師精講 影響弱電解質(zhì)電離平衡的因素 (1)內(nèi)因：弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)，是決定因素。 (2)外界條件對弱電解質(zhì)電離平衡的影響 以0.1 molL－1的CH3COOH溶液為例： CH3COOHCH3COO－＋H＋ ΔH＞0 1．下列關(guān)于電解質(zhì)溶液的說法正確的是(　　) A．0.1 L 0.5 molL－1 CH3COOH溶液中含有的H＋數(shù)為0.05NA B．室溫下，稀釋0.1 molL－1CH3COOH溶液，溶液的導(dǎo)電能力增強 C．向0.1 molL－1 CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中減小 D．CH3COOH溶液加水稀釋后，溶液中的值減小 答案　D 解析　A項，CH3COOH為弱電解質(zhì)，在水溶液中部分電離，0.1 L 0.5 molL－1CH3COOH溶液中含有的H＋數(shù)小于0.05NA，錯誤；B項，CH3COOH溶液中存在平衡，CH3COOHCH3COO－＋H＋，加水稀釋，平衡右移，產(chǎn)生的離子數(shù)增加，但溶液的體積增大，c(CH3COO－)、c(H＋)減小，導(dǎo)電能力減弱，錯誤；C項，加水稀釋時，平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋右移，n(H＋)增大，n(CH3COOH)減小，＝＝，故比值變大，錯誤；D項，稀釋時，n(CH3COO－)增大，n(CH3COOH)減小，故的值減小，正確。 2．一定溫度下，冰醋酸加水稀釋過程中，溶液的導(dǎo)電能力如圖所示。下列說法不正確的是(　　) A．在O點時，醋酸不導(dǎo)電 B．a(chǎn)、b、c三點，a點時醋酸溶液中H＋濃度最小 C．b點時，醋酸電離程度最大 D．可通過微熱的方法使c點溶液中c(CH3COO－)增大 答案　C 解析　A項，在O點時沒有水，醋酸沒有電離，不導(dǎo)電，正確；B項，導(dǎo)電能力為b>c>a，a、b、c三點，a點時醋酸溶液中H＋濃度最小，正確；C項，加水促進醋酸電離，b點時醋酸電離程度不是最大，錯誤；D項，加熱向電離方向移動，正確。 考點　強、弱電解質(zhì)的比較 [典例2]　(2018長沙市長郡中學(xué)月考)pH＝2的兩種一元酸x和y，體積均為100 mL，稀釋過程中pH與溶液體積的關(guān)系如下圖所示。分別滴加NaOH溶液(c＝0.1 molL－1)至pH＝7，消耗NaOH溶液的體積為Vx、Vy，則(　　) A．x為弱酸，VxVy C．y為弱酸，VxVy 解析　由圖知：將一元酸x和y分別稀釋10倍，pH的變化量ΔpHx＝1，ΔpHy<1，所以x為強酸，y為弱酸。pH＝2時弱酸y的濃度大，滴加NaOH溶液至pH＝7時消耗NaOH溶液的體積y比x大。 答案　C 名師精講 1．判斷強、弱電解質(zhì)的方法 (1)電解質(zhì)是否完全電離 在溶液中強電解質(zhì)完全電離，弱電解質(zhì)部分電離。據(jù)此可以判斷HA是強酸還是弱酸，如：若測得0.1 mol/L的HA溶液的pH＝1，則HA為強酸；若pH>1，則HA為弱酸。 (2)是否存在電離平衡 強電解質(zhì)不存在電離平衡，弱電解質(zhì)存在電離平衡，在一定條件下電離平衡會發(fā)生移動。 ①一定pH的HA溶液稀釋前后pH的變化： 將pH＝3的HA溶液稀釋100倍后，再測其pH，若pH＝5，則為強酸，若pH＜5，則為弱酸。 ②升高溫度后pH的變化：若升高溫度，溶液的pH明顯減小，則是弱酸。因為弱酸存在電離平衡，升高溫度時，電離程度增大，c(H＋)增大。而強酸不存在電離平衡，升高溫度時，只有水的電離程度增大，pH變化幅度小。 2．常溫下，一元強酸(堿)和一元弱酸(堿)稀釋時的pH變化圖像 3.一元強酸與一元弱酸的比較 3．下列事實一定能證明HNO2是弱電解質(zhì)的是(　　) ①常溫下NaNO2溶液pH大于7?、谟肏NO2溶液做導(dǎo)電實驗，燈泡很暗?、跦NO2與NaCl不能發(fā)生反應(yīng) ④常溫下0.1 molL－1HNO2溶液的pH＝2.1?、軳aNO2和H3PO4反應(yīng)，生成HNO2?、蕹叵聦H＝1的HNO2溶液稀釋至原體積的100倍，溶液pH約為2.8 A．①④⑥ B．①②③④ C．①④⑤⑥ D．①②③④⑤⑥ 答案　C 解析?、俪叵翹aNO2溶液pH大于7，說明亞硝酸鈉是強堿弱酸鹽，則HNO2是弱電解質(zhì)，故①正確；②溶液的導(dǎo)電性與離子濃度及離子所帶電荷數(shù)有關(guān)，用HNO2溶液做導(dǎo)電實驗，燈泡很暗，不能證明HNO2為弱電解質(zhì)，故②錯誤；③HNO2與NaCl不能發(fā)生反應(yīng)，只能說明不符合復(fù)分解反應(yīng)發(fā)生的條件，但不能說明HNO2是弱電解質(zhì)，故③錯誤；④常溫下0.1 molL－1HNO2溶液的pH＝2.1，說明HNO2不完全電離，即說明HNO2為弱電解質(zhì)，故④正確；⑤較強酸可以制取較弱酸，NaNO2和H3PO4反應(yīng)，生成HNO2，說明HNO2的酸性弱于H3PO4，則HNO2為弱電解質(zhì)，故⑤正確；⑥常溫下將pH＝1的HNO2溶液稀釋至原體積的100倍，溶液pH約為2.8，說明HNO2是弱電解質(zhì)，故⑥正確。 4．在一定溫度下，有a.鹽酸、b.硫酸、c.醋酸三種酸： (1)當(dāng)三種酸物質(zhì)的量濃度相同時，c(H＋)由大到小的順序是________(用字母表示，下同)。 (2)等體積、等物質(zhì)的量濃度的三種酸，中和NaOH的能力由大到小的順序是________。 (3)若三者c(H＋)相同時，物質(zhì)的量濃度由大到小的順序是________。 (4)當(dāng)三者c(H＋)相同且體積也相同時，分別放入足量的鋅，相同狀況下產(chǎn)生氣體的體積由大到小的順序是________。 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＋＋SO；CH3COOHH＋＋CH3COO－。 (2)同體積、同物質(zhì)的量濃度的三種酸，因隨著NaOH溶液的加入，CH3COOH電離平衡右移，提供的H＋和鹽酸相同，中和NaOH的能力鹽酸和醋酸相同，而H2SO4提供的H＋是它們的2倍，故b>a＝c。 (3)c(H＋)相同時，醋酸溶液濃度最大，因醋酸為弱酸，電離程度小，H2SO4濃度為鹽酸的一半，故c>a>b(或c>a＝2b)。 (4)當(dāng)三者c(H＋)相同且體積也相同時，因HCl、H2SO4為強電解質(zhì)，在溶液中完全電離，所以H＋總的物質(zhì)的量相同，故產(chǎn)生H2的體積相同。CH3COOH為弱電解質(zhì)，最終能提供的H＋最多，生成的H2最多，故c>a＝b。 考點　電離平衡常數(shù)及其應(yīng)用 [典例3]　已知25 ℃時弱電解質(zhì)電離平衡常數(shù)： Ka(CH3COOH)＝1.810－5，Ka(HSCN)＝0.13。 (1)將20 mL 0.10 molL－1 CH3COOH溶液和20 mL 0.10 molL－1的HSCN溶液分別與0.10 molL－1的NaHCO3溶液反應(yīng)，實驗測得產(chǎn)生CO2氣體體積V與時間t的關(guān)系如圖。 反應(yīng)開始時，兩種溶液產(chǎn)生CO2的速率明顯不同的原因是_________________________________________________________； 反應(yīng)結(jié)束后所得溶液中c(SCN－)______c(CH3COO－)(填“>”“＝”或“<”)。 (2)2.010－3 molL－1的氫氟酸中，調(diào)節(jié)溶液pH(忽略調(diào)節(jié)時體積變化)，測得平衡體系中c(F－)、c(HF)與溶液pH的關(guān)系如下圖。 則25 ℃時，HF電離平衡常數(shù)為：Ka(HF)＝________。 解析　(1)反應(yīng)結(jié)束后，溶質(zhì)為CH3COONa和NaSCN，因CH3COOH酸性弱于HSCN，故CH3COONa水解程度大，c(CH3COO－)Ka(CH3COOH)，溶液中c(H＋)：HSCN>CH3COOH，c(H＋)大反應(yīng)速率快　> (2)410－4 名師精講 1．電離平衡常數(shù)的應(yīng)用 (1)判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱，電離平衡常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強。 (2)判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強弱，電離平衡常數(shù)越大，對應(yīng)的鹽水解程度越小，堿性(或酸性)越弱。 (3)判斷復(fù)分解反應(yīng)能否發(fā)生，一般符合“強酸制弱酸”規(guī)律。 (4)判斷微粒濃度比值的變化 弱電解質(zhì)加水稀釋時，能促進弱電解質(zhì)的電離，溶液中離子和分子的濃度會發(fā)生相應(yīng)的變化，但電離平衡常數(shù)不變，題中經(jīng)常利用電離平衡常數(shù)來判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。如：0.1 mol/L CH3COOH溶液加水稀釋，＝ ＝，酸溶液加水稀釋，c(H＋)減小，K值不變，則增大。 2．電離常數(shù)計算的兩種類型(以弱酸HX為例) (1)已知c(HX)始和c(H＋)，求電離常數(shù)(水的電離忽略不計) 　　　　　HX　　　　　H＋?。－ ：c(HX)始 0 0 ：c(HX)始－c(H＋)　c(H＋)　c(H＋) 則：Ka＝＝。 由于弱酸只有極少一部分電離，c(H＋)的數(shù)值很小，可作近似處理：c(HX)始－c(H＋)≈c(HX)始，則Ka＝。 (2)已知c(HX)始和電離常數(shù)，求c(H＋) 根據(jù)上面的推導(dǎo)有Ka＝≈ 則：c(H＋)＝。 5．(2018長沙質(zhì)檢)已知下面三個數(shù)據(jù)：7.210－4、4.610－4、4.910－10分別是下列有關(guān)的三種酸的電離常數(shù)(25 ℃)，若已知下列反應(yīng)可以發(fā)生：NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2　NaCN＋HF===HCN＋NaF　NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。由此可判斷下列敘述中不正確的是(　　) A．K(HF)＝7.210－4 B．K(HNO2)＝4.910－10 C．根據(jù)兩個反應(yīng)即可得出一元弱酸的強弱順序為HF>HNO2>HCN D．K(HCN)

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