2018届二轮复习弱电解质的电离平衡学案（全国通用） 6页

弱电解质的电离平衡 复习目标：‎ ‎1．理解弱电解质在水溶液中的电离平衡。‎ ‎2．能用电离平衡常数进行相关计算。‎ 考点一　弱电解质的电离平衡 自主梳理 ‎1．弱电解质的电离平衡 ‎(1)电离平衡的概念 一定条件(如温度、浓度)下，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，电离过程达到平衡状态。‎ ‎(2)电离平衡的建立与特征 ‎①开始时，v(电离)最大，而v(结合)为0。‎ ‎②平衡的建立过程中，v(电离)>v(结合)。‎ ‎③当v(电离)＝v(结合)时，电离过程达到平衡状态。‎ ‎2．影响电离平衡的因素 ‎(1)内因：弱电解质本身的性质——决定因素 ‎(2)外因 ‎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。‎ ‎【深度思考】以0.1 mol·L－1CH3COOH溶液为例：探究外界条件对电离平衡的影响，请完成表格：‎ 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 例1、对氨水中存在的电离平衡NH3·H2ONH＋OH－，下列叙述正确的是(　　) ‎ A．加水后，溶液中n(OH－)增大 B．加入少量浓盐酸，溶液中c(OH－)增大 C．加入少量浓NaOH溶液，电离平衡向正反应方向移动 D．加入少量NH4Cl固体，溶液中c(NH)减小 ‎【答案】A ‎【解析】向氨水中加水，促进NH3·H2O的电离，n(OH－)增大。加入少量浓盐酸中和OH－，c(OH－)减小。加入少量浓NaOH溶液，c(OH－)增大， 电离平衡向逆反应方向移动。加入少量NH4Cl固体，虽然平衡向逆反应方向移动，但c(NH)仍然是增大的。‎ ‎【发散类比1】常温下，加水稀释二元弱酸H‎2C2O4溶液，下列说法正确的是(　　)‎ A．溶液中n(H＋)·n(OH－)保持不变 B．溶液中水电离的c(H＋)·c(OH－)保持不变 C．溶液中保持不变 D．c(HC2O)与‎2c(C2O)之和不断减小 ‎【答案】D ‎【解析】A项，稀释过程中，溶液体积增大，水的离子积不变，故溶液中n(H＋)·n(OH－)增大，错误；B项，稀释过程中，溶液中c(OH－)增大，故水电离的c(H＋)·c(OH－)增大，错误；C项，H‎2C2O4分两步电离，且以第一步电离为主，稀释时平衡向右移动，c(H‎2C2O4)减小快，c(HC2O)减小慢，不断增大，错误；D项，由电荷守恒可推知c(HC2O)＋‎2c(C2O)＝c(H＋)－c(OH－)，稀释过程中，溶液体积增大，溶液中c(H＋)减小，c(OH－)增大，则c(H＋)－c(OH－)不断减小，故c(HC2O)＋‎2c(C2O)不断减小，正确。‎ ‎【方法技巧】(1)稀醋酸加水稀释时，溶液中不一定所有的离子浓度都减小。因为温度不变，Kw＝c(H＋)·c(OH－)是定值，稀醋酸加水稀释时，溶液中的c(H＋)减小，故c(OH－)增大。‎ ‎(2)电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，离子的浓度不一定增大，电离程度也不一定增大。‎ ‎(3)对于浓的弱电解质溶液加H2O稀释的过程，弱电解质的电离程度逐渐增大，但离子浓度可能先增大后减小。‎ 例2、体积相同的盐酸和醋酸两种溶液，n(Cl－)＝n(CH3COO－)＝0.01 mol，下列叙述错误的是(　　)‎ A．与NaOH完全中和时，醋酸所消耗的NaOH多 B．分别与足量CaCO3反应时，放出的CO2一样多 C．两种溶液的pH相等 D．分别用水稀释相同倍数时，n(Cl－)n(HCl)，故与NaOH完全中和，醋酸消耗的NaOH多，分别与足量CaCO3反应时，醋酸放出的CO2多，A项正确、B项错误；分别用水稀释相同倍数时，醋酸的电离程度增大，n(CH3COO－)增大，而n(Cl－)不变，D项正确。‎ ‎【发散类比2】现有体积相等且等pH或等物质的量浓度的盐酸和醋酸溶液，分别加入足量镁粉，产生H2的体积(同温同压下测定)随时间的变化示意图如下：‎ 其中正确的是(　　)。‎ A．①③　 B．②④ C．①②③④　 D．都不对 ‎【答案】D ‎【方法技巧】一元强酸与一元弱酸的比较 相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较(见下表)‎ 比较项目 酸 c(H＋)‎ pH 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的量 与金属反应的起始速率 一元强酸 大 小 相同 相同 大 一元弱酸 小 大 小 考点二 电离平衡常数及其应用 自主梳理 ‎1．表达式 ‎(1)一元弱酸HA的电离常数：根据HAH＋＋A－，可表示为Ka＝。‎ ‎(2)一元弱碱BOH的电离常数：根据BOHB＋＋OH－，可表示为Kb＝。‎ ‎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。‎ ‎【深度思考】‎ ‎1．为什么多元弱酸的Ka1≫Ka2≫Ka3?‎ ‎【答案】(1)一级电离电离出的H＋抑制了二级电离，依次类推。(2)一级电离完成后，酸式酸根离子是一个阴离子，从阴离子中电离出H＋是比较困难的，且酸式酸根离子带的负电荷越多，电离出H＋越困难。‎ ‎2．判断正误 ‎(1)电离常数受溶液浓度的影响(　　)‎ ‎(2)电离常数可以表示弱电解质的相对强弱(　　)‎ ‎(3)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(　　)‎ ‎(4)H2CO3的电离常数表达式：Ka＝(　　)‎ ‎【答案】(1)×　(2)√　(3)×　(4)×‎ 例3、下列曲线中，可以描述乙酸(甲，Ka＝1.8×10－5)和一氯乙酸(乙，Ka＝1.4×10－3)在水中的电离程度与浓度关系的是(　　)‎ A　　　　　　B　　　　　C　　　　　　D ‎【答案】B ‎【解析】这两种物质都是弱电解质，在温度不变、浓度相等时，电离程度CH3COOHH2CO3>HCN>HCO，等浓度的相应盐溶液的碱性：CO>CN－>HCO>HCOO－。根据强酸制弱酸的规律可知，CN－与H2CO3反应，不能得到CO，只能得到HCO，A错误，B正确；C选项，pH相同，但由于HCN的电离平衡常数小于HCOOH，说明起始浓度c(HCN)>c(HCOOH)，因而等体积、等pH的HCOOH和HCN与氢氧化钠反应，HCN 消耗的氢氧化钠多，正确；D选项，两溶液中分别存在电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCOO－)＋c(OH－)、c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CN－)＋c(OH－)，HCOONa 溶液中所含离子总数为c(Na＋)＋c(H＋)＋c(HCOO－)＋c(OH－)＝2[c(Na＋)＋c(H＋)]，HCN溶液中所含离子总数为c(Na＋)＋c(H＋)＋c(CN－)＋c(OH－)＝2[c(Na＋＋c(H＋)]，由于HCOOH的酸性强于HCN的，相同浓度的盐溶液，NaCN的碱性强，c(H＋)小，由于两溶液中c(Na＋)相同，所以体积、浓度相等时，NaCN溶液中所含离子总数比HCOONa溶液中的少，正确。‎ ‎【发散类比4】(1)‎25 ℃‎时，0.1 mol·L－1的HCOONa溶液的pH＝10，则HCOOH的电离常数Ka＝________。‎ ‎(2)‎25 ℃‎时，向含a mol NH4NO3的溶液中滴加b L氨水呈中性，则所滴加氨水的浓度为________mol·L－1。(已知Kb(NH3·H2O)＝2×10－5 mol·L－1)‎ ‎【答案】 (1)10－7　(2) ‎【解析】(1)Ka＝≈＝10－7，‎ ‎(2)根据溶液呈中性可知c(OH－)＝c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1，‎ n(NH)＝n(NO)＝a mol 设加入氨水的浓度为c mol/L，混合溶液的体积为V L 由Kb＝ ‎＝＝2×10－5 mol·L－1，得c＝ mol·L－1。‎ ‎【归纳总结】有关电离平衡常数计算的答题模板(以弱酸HX为例)‎ ‎　　　　　　　　HXH＋　＋　X－‎ 起始/(mol·L－1): c(HX) 0 0‎ 平衡/(mol·L－1): c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(H＋)‎ 则：K＝ 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＝或c(H＋)＝。‎