高三化学一轮复习 【弱电解质的电离平衡】
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高三化学一轮复习 弱电解质的电离平衡
考点一 弱电解质的电离平衡
1．弱电解质
(1)概念
(2)与化合物类型的关系
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。
2．弱电解质的电离平衡
(1)电离平衡的建立
在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。
(2)电离平衡的特征
(3)外界条件对电离平衡的影响
内因：由弱电解质本身的结构或性质决定，电解质越弱，其电离程度越小。 3．以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOHCH3COO－＋H＋ ΔH＞0的影响。
实例(稀溶液) CH3COOHH＋＋CH3COO－ ΔH>0
改变条件 平衡移动方向 n(H＋) c(H＋) 导电能力 Ka
加水稀释 → 增大 减小 减弱 不变
加入少量
冰醋酸 → 增大
增大
增强 不变
通入HCl(g) ← 增大 增大 增强 不变
加NaOH(s) → 减小 减小 增强 不变
加入镁粉 → 减小 减小 增强 不变
升高温度 → 增大 增大 增强 增大
加
CH3COONa(s) ← 减小 减小 增强 不变
深度思考
1．正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”
(1)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( )
(2)氨气溶于水，当NH3·H2O电离出的c(OH－)＝c(NH＋4)时，表明NH3·H2O电离处于平衡状态( )
(3)室温下，由0.1 mol·L－1一元碱BOH的pH＝10，可知溶液中存在BOH===B＋＋OH－( )
(4)电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小，离子浓度一定增大( )
(5)稀释弱电解质溶液时，所有粒子浓度都一定会减小( )
答案 (1)√ (2)× (3)× (4)× (5)×
2．分别画出冰醋酸和0.1 mol·L－1的醋酸加水稀释时导电能力的变化图。
答案
题组一 改变条件，平衡移动，判结果变化
1．将浓度为0.1 mol·L－1 HF溶液加水不断稀释，下列各量始终保持增大的是( )
A．c(H＋) B．Ka(HF)
C.cF－cH＋ D.cH＋cHF
答案 D
2．H2S水溶液中存在电离平衡H2SH＋＋HS－和HS－H＋＋S2－。若向H2S溶液中 ( )
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pH值增大
C．滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液pH值减小
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
答案 C
题组二 平衡移动，结果变化，判采取措施
3．稀氨水中存在着下列平衡：NH3·H2ONH＋4＋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 4．已知0.1 mol·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)的值增大，可以采取的措施是( )
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
答案 C
题组三 导电性变化曲线分析
5．在两份相同的Ba(OH)2溶液中，分别滴入物质的量浓度相等的H2SO4、NaHSO4溶液，其导电能力随滴入溶液体积变化的曲线如图所示。
下列分析不正确的是( )
A．①代表滴加H2SO4溶液的变化曲线 B．b点，溶液中大量存在的离子是Na＋、OH－
C．c点，两溶液中含有相同量的OH－ D．a、d两点对应的溶液均显中性 答案 C
6．电导率是衡量电解质溶液导电能力大小的物理量，根据溶液电导率变化可以确定滴定反应的终点。下图是KOH溶液分别滴定HCl溶液和CH3COOH溶液的滴定曲线示意图。下列示意图中，能正确表示用NH3·H2O溶液滴定HCl和CH3COOH混合溶液的滴定曲线的是( )
答案 D
考点二 电离平衡常数
1．表达式
(1)一元弱酸HA的电离常数：根据HAH＋＋A－，可表示为Ka＝cA－·cH＋cHA。
(2)一元弱碱BOH的电离常数：根据BOHB＋＋OH－，可表示为Kb＝cB＋·cOH－cBOH。
2．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。
3．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。
4．影响因素
5．有关电离平衡常数的计算(以弱酸HX为例)
(1)已知c(HX)和c(H＋)，求电离平衡常数。
HX H＋ ＋ X－
起始： c(HX) 0 0
平衡： c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(X－) 则：K＝cH＋·cX－cHX－cH＋＝c2H＋cHX－cH＋
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＝c2H＋cHX，代入数值求解即可。
(2)已知c(HX)和电离平衡常数，求c(H＋)。
HX H＋ ＋ X－
起始： c(HX) 0 0
平衡： c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(X－)
则：K＝cH＋·cX－cHX－cH＋＝c2H＋cHX－cH＋
由于c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，则c(H＋)＝K·cHX，代入数值求解即可。
深度思考
1．正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”
(1)弱电解质的电离平衡右移，电离平衡常数一定增大( )
(2)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( )
(3)对于0.1 mol·L－1的氨水，加水稀释后，溶液中c(NH＋4)·c(OH－)变小( )
(4)向CH3COOH溶液中滴加相同浓度的氨水，cNH＋4cNH3·H2O先增大再减小( )
(5)室温下，向10 mL pH＝3的醋酸溶液中加水稀释后，溶液中cCH3COO－cCH3COOH·cOH－不变( )
答案 (1)× (2)× (3)√ (4)× (5)√
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
(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 3．部分弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸
HCOOH
H2S
H2CO3 HClO
电离平衡
常数(25 ℃) K＝1.77×10－4 K1＝1.3×10－7
K2＝7.1×10－15 K1＝4.4×10－7
K2＝4.7×10－11 3.0×10－8
按要求书写离子方程式：
(1)将少量Na2CO3溶液滴加到HCOOH溶液中2HCOOH＋CO2－3===2HCOO－＋H2O＋CO2↑。
(2)将少量CO2气体通入NaClO溶液中ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCO－3。
(3)将少量CO2气体通入到Na2S溶液中CO2＋H2O＋S2－===HS－＋HCO－3。
题组一 有关电离常数的定性分析
1．25 ℃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＝4.4×10－7
K2＝4.7×10－11 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－3、CO2－3、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序为 。
(3)体积为10 mL pH＝2的醋酸溶液与一元酸HX分别加水稀释至1 000
mL，稀释过程中pH变化如图所示，则HX的电离平衡常数
(填“大于”、“等于”或“小于”)醋酸的电离平衡常数；理由是
。 答案 (1)CH3COOH>H2CO3>HClO
(2)CO2－3>ClO－>HCO－3>CH3COO－
(3)大于 稀释相同倍数，HX的pH变化比CH3COOH的pH变化大，酸性强，电离平衡常数大
题组二 有关电离常数的定量计算
2．0.1 mol·L－1醋酸溶液中，存在电离平衡CH3COOHH＋＋CH3COO－。经测定溶液中c(CH3COO－)为1.4×10－3mol·L－1，此温度下醋酸的电离常数Ka＝ 。
答案 1.96×10－5
3．碳氢化合物完全燃烧生成CO2和H2O。常温常压下，空气中的CO2溶于水，达到平衡时，溶液的pH＝5.60，c(H2CO3)＝1.5×10－5 mol·L－1。若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离，则H2CO3HCO－3＋H＋的平衡常数K1＝ 。(已知：10－5.60＝2.5×10－6)
答案 4.2×10－7
考点三 强酸(碱)与弱酸(碱)的比较
一元强酸与一元弱酸的比较
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＜b 物质的量浓度：a＜b
溶液的导电性 a>b a＝b
水的电离程度 a＜b a＝b
加水稀释等倍数pH的变化量 a＞b a＞b
等体积溶液中和NaOH反应的量 a＝b a＜b
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＜b
水的电离程度 HA＜HB HA＝HB
深度思考
