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2021高考化学一轮复习 第八章 水溶液中的离子反应与平衡 第24讲 弱电解质的电离平衡学案

2021高考化学一轮复习 第八章 水溶液中的离子反应与平衡 第24讲 弱电解质的电离平衡学案

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第八章　水溶液中的离子反应与平衡

[考试要求]　1.了解电解质的概念。了解强电解质和弱电解质的概念。2.理解电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液的导电性。3.理解弱电解质在水中的电离平衡，能利用电离平衡常数进行相关计算。4.了解水的电离、离子积常数。5.了解溶液pH的含义及其测定方法，能进行pH的简单计算。6了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素、盐类水解的应用。7.了解难溶电解质的沉淀溶解平衡。理解溶度积(Ksp)的含义，能进行相关的计算。

第24讲　弱电解质的电离平衡

1．强、弱电解质
(1)定义与物质类别

(2)与化合物类别的关系
强电解质主要是大部分离子化合物及某些共价化合物，弱电解质主要是某些共价化合物。
(3)电离方程式的书写——“强等号，弱可逆，多元弱酸分步离”
①强电解质：如H2SO4：H2SO4===2H＋＋SO。
②弱电解质：
a．一元弱酸，如CH3COOH：
CH3COOHCH3COO－＋H＋。
b．多元弱酸，分步分离，电离方程式只写第一步，如
H2CO3：H2CO3H＋＋HCO。
c．多元弱碱，分步电离，一步书写。如Fe(OH)3：
Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。
③酸式盐：
a．强酸的酸式盐
如NaHSO4在水溶液中：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO；熔融时：NaHSO4===Na＋＋HSO。
b．弱酸的酸式盐：如NaHCO3：
NaHCO3===Na＋＋HCO。
2．弱电解质的电离平衡
(1)电离平衡的建立

(2)电离平衡的特征

(3)外界条件对电离平衡的影响
①温度：温度升高，电离平衡正向移动，电离程度增大。
②浓度：稀释溶液，电离平衡正向移动，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，电离平衡逆向移动，电离程度减小。
④加入能反应的物质：电离平衡正向移动，电离程度增大。

3．电离平衡常数
(1)表达式
①一元弱酸HA的电离常数：根据HAH＋＋A－，可表示为Ka＝。
②一元弱碱BOH的电离常数：根据BOHB＋＋OH－，可表示为Kb＝。
(2)特点
电离常数只与温度有关，与电解质的浓度、酸碱性无关，由于电离过程是吸热的，故温度升高，K增大。多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是K1≫K2……，所以其酸性主要决定于第一步电离。
(3)意义
相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的酸性或碱性相对越强。
(4)影响因素

4．电离度
(1)概念：一定条件下，当弱电解质在溶液中达到电离平衡时，溶液中已经电离的分子数占原来总分子数的百分数。
(2)表达式：α＝×100%
＝×100%＝×100%。
(3)意义：衡量弱电解质的电离程度，在相同条件下(浓度、温度相同)，不同弱电解质的电离度越大，弱电解质的电离程度越大。

1．判断正误，正确的画“√”，错误的画“×”，并指明错因。
(1)稀释氨水时，电离平衡正向移动，c(NH3·H2O)减小，c(NH)增大。(×)
错因：稀释氨水时溶液体积增大，c(NH3·H2O)、c(NH)均减小。
(2)常温下，由0.1 mol·L－1一元碱BOH的pH＝10，可知溶液存在BOH===B＋＋OH－。(×)
错因：0.1 mol·L－1的BOH的pH＝10，说明其c(OH－)＝10－4 mol·L－1，仅极少部分电离，其电离方程式用“”。
(3)0.1 mol·L－1的CH3COOH与0.01 mol·L－1的CH3COOH中，c(H＋)之比为10∶1。(×)
错因：加水稀释，电离程度增大，所以0.1_mol·L－1的CH3COOH与0.01_mol·L－1的CH3COOH中c(H＋)之比小于10∶1。
(4)H2CO3的电离常数表达式：Ka＝。(×)
错因：H2CO3为二元弱酸，分步电离，其中Ka1＝
，Ka2＝。
(5)弱电解质的电离平衡右移，电离平衡常数一定增大。(×)
错因：K仅与温度有关。
(6)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。(×)
错因：酸溶液中的c(H＋)除与K值大小有关外，还与酸的浓度有关。
2．教材改编题
(据人教选修四P44T4)已知25 ℃下，醋酸的电离平衡常数K＝＝1.69×10－5
试回答下述问题：
(1)向上述溶液中加入一定量的NaOH溶液，上述数值将________(填“增大”“减小”或“不变”)。
(2)若醋酸的起始浓度为0.0010 mol/L，平衡时c(H＋)是____________[提示：醋酸的电离常数很小，平衡时的c(CH3COOH)可近似视为仍等于0.0010 mol/L]。
答案　(1)不变　(2)1.3×10－4 mol/L
解析　(1)K仅与温度有关，温度不变，K不变。
(2)把已知数值代入平衡常数：＝1.69×10－5，由于平衡时c(CH3COOH)≈0.0010 mol/L，c(H＋)＝c(CH3COO－)，因此c(H＋)＝
＝1.3×10－4 mol/L。
3．稀氨水中存在着下列平衡：NH3·H2ONH＋OH－，若要使平衡向逆反应方向移动，同时使c(OH－)增大，应加入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．①②③⑤ B．③⑥
C．③ D．③⑤
答案　C
解析　若在氨水中加入NH4Cl固体，c(NH)增大，平衡向逆反应方向移动，c(OH－)减小，①不合题意；硫酸中的H＋与OH－反应，使c(OH－)减小，平衡向正反应方向移动，②不合题意；当在氨水中加入NaOH固体后，c(OH－)增大，平衡向逆反应方向移动，③符合题意；若在氨水中加入水，稀释溶液，平衡向正反应方向移动，但c(OH－)减小；④不合题意；电离属吸热过程，加热平衡向正反应方向移动，c(OH－)增大，⑤不合题意；加入少量MgSO4固体发生反应Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓，溶液中c(OH－)减小，平衡向正反应方向移动，⑥不合题意。

考点　弱电解质的电离平衡及影响因素

[解析]　A项，CH3COOH为弱电解质，在水溶液中部分电离，0.1 L 0.5 mol·L－1CH3COOH溶液中含有的H＋数小于0.05NA，错误；B项，CH3COOH溶液中存在电离平衡，CH3COOHCH3COO－＋H＋，加水稀释，平衡右移，产生的离子数增加，但溶液的体积增大，c(CH3COO－)、c(H＋)减小，导电能力减弱，错误；C项，加水稀释时，平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋右移，n(H＋)增大，n(CH3COOH)减小，＝＝，故比值变大，错误。
[答案]　D

影响弱电解质电离平衡的因素
1．内因：弱电解质本身的性质，是决定因素。
2．外界条件对弱电解质电离平衡的影响
以0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液为例：
CH3COOHCH3COO－＋H＋ ΔH＞0

1．饱和氨水中存在化学平衡和电离平衡：NH3＋H2ONH3·H2ONH＋OH－。下列有关说法正确的是(　　)
A．常温下饱和氨水的pH<7
B．向氨水中滴加过量硫酸，上述平衡均正向移动，pH增大
C．电离是吸热过程，升高温度，上述平衡均正向移动
D．向氨水中加入少量NaOH固体，上述平衡均逆向移动，有NH3放出
答案　D
解析　升温会使NH3逸出，NH3＋H2ONH3·H2O平衡向逆反应方向移动，C错误。
2．一定温度下，冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力如图所示。下列说法不正确的是(　　)

A．在O点时，醋酸不导电
B．a、b、c三点，a点时醋酸溶液中H＋浓度最小
C．b点时，醋酸电离程度最大
D．可通过微热的方法使c点溶液中c(CH3COO－)增大
答案　C
解析　A项，在O点时没有水，醋酸没有电离，不导电，正确；B项，导电能力为b>c>a，a、b、c三点，a点时醋酸溶液中H＋浓度最小，正确；C项，加水促进醋酸电离，b点时醋酸电离程度不是最大，错误D项，加热向电离方向移动，正确。

考点　强、弱电解质的比较

[解析]　①常温下NaNO2溶液pH大于7，说明亚硝酸钠是强碱弱酸盐，则HNO2是弱电解质，故①正确；②溶液的导电性与离子浓度及离子所带电荷数有关，用HNO2溶液做导电实验，灯泡很暗，不能证明HNO2为弱电解质，故②错误；③HNO2与NaCl不能发生反应，只能说明不符合复分解反应发生的条件，但不能说明HNO2是弱电解质，故③错误；④常温下0.1 mol·L－1HNO2溶液的pH＝2.1，说明HNO2不完全电离，即说明HNO2为弱电解质，故④正确；⑤较强酸可以制取较弱酸，NaNO2和H3PO4反应，生成HNO2，说明HNO2的酸性弱于H3PO4，则HNO2为弱电解质，故⑤正确；⑥常温下将pH＝1的HNO2溶液稀释至原体积的100倍，溶液pH约为2.8，说明HNO2是弱电解质，故⑥正确。
[答案]　C　

1．判断强、弱电解质的方法
(1)电解质是否完全电离
在溶液中强电解质完全电离，弱电解质部分电离。据此可以判断HA是强酸还是弱酸，如：若测得0.1 mol/L的HA溶液的pH＝1，则HA为强酸；若pH>1，则HA为弱酸。
(2)是否存在电离平衡
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。
①一定pH的HA溶液稀释前后pH的变化：
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升高温度后pH的变化：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。
2．常温下，一元强酸(碱)和一元弱酸(碱)稀释时的pH变化图像

3．一元强酸与一元弱酸的比较

相同体积，相同浓度的
强酸HA与弱酸HB
相同体积，相同pH的
强酸HA与弱酸HB
pH或物质的量浓度
pHHAHB
HA＝HB

续表

3．(2019·北京朝阳高三期末)常温时，能证明乙酸是弱酸的实验事实是(　　)
A．CH3COOH溶液与Fe反应放出H2
B．0.1 mol/L CH3COOH溶液的pH大于1
C．CH3COOH溶液与NaHCO3反应生成CO2
D．0.1 mol/L CH3COOH溶液可使紫色石蕊变红
答案　B
4．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________(用字母表示，下同)。
(2)等体积、等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________。
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)同体积、同物质的量浓度的三种酸，因随着NaOH溶液的加入，CH3COOH电离平衡右移，提供的H＋和盐酸相同，中和NaOH的能力盐酸和醋酸相同，而H2SO4提供的H＋是它们的2倍，故b>a＝c。
(3)c(H＋)相同时，因醋酸为弱酸，电离程度小，醋酸溶液浓度最大，H2SO4浓度为盐酸的一半，故c>a>b(或c>a＝2b)。
(4)当三者c(H＋)相同且体积也相同时，因HCl、H2SO4为强电解质，在溶液中完全电离，所以H＋总的物质的量相同，故产生H2的体积相同。CH3COOH为弱电解质，最终能提供的H＋最多，生成的H2最多，故c>a＝b。
考点　电离平衡常数及其应用

[解析]　混合溶液的pH＝7，说明醋酸过量，c(CH3COOH)≈ mol·L－1，根据电荷守恒式：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)及c(H＋)＝c(OH－)可得，c(Na＋)＝cCH3COO－)＝ mol·L－1，则Ka＝＝，A正确。
[答案]　A

1．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)判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱，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，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。如：0.1 mol/L CH3COOH溶液加水稀释，＝＝，酸溶液加水稀释，c(H＋)减小，K值不变，则增大。
2．电离常数计算的两种类型(以弱酸HX为例)
(1)已知c始(HX)和c(H＋)，求电离常数(水的电离忽略不计)
　　　　　 HX　　　　　　H＋　＋　X－
： c始(HX) 0 0
： c始(HX)－c(H＋)　 c(H＋) 　c(H＋)
则：Ka＝＝。
由于弱酸只有极少一部分电离，c(H＋)的数值很小，可作近似处理：c始(HX)－c(H＋)≈c始(HX)，则Ka＝。
(2)已知c始(HX)和电离常数，求c(H＋)
根据上面的推导有Ka＝≈
则：c(H＋)＝。

5．(2019·大连质检)已知下面三个数据：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分别是下列有关的三种酸的电离常数(25 ℃)，若已知下列反应可以发生：NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2　 NaCN＋HF===HCN＋NaF　 NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。由此可判断下列叙述中不正确的是(　　)
A．K(HF)＝7.2×10－4
B．K(HNO2)＝4.9×10－10
C．根据两个反应即可得出一元弱酸的强弱顺序为HF>HNO2>HCN
D. K(HCN)