2019届一轮复习鲁科版第8章物质在水溶液中的行为第2节弱电解质的电离学案2 8页

第2节　弱电解质的电离 考纲定位 全国卷5年考情 ‎1.理解弱电解质在水中的电离平衡。‎ ‎2.能利用电离平衡常数进行相关计算。‎ ‎2017年：Ⅰ卷T13；Ⅱ卷T12‎ ‎2016年：Ⅰ卷T12(D)；Ⅱ卷T26(4)；Ⅲ卷T13(A)‎ ‎2015年：Ⅰ卷T8(B)、T13‎ ‎2014年：Ⅰ卷T27(1)；Ⅱ卷T11(A)‎ 考点1| 弱电解质的电离平衡 ‎(对应学生用书第156页)‎ ‎[考纲知识整合]‎ ‎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。‎ ‎(3)实例填空 实例(稀溶液)‎ CH3COOHH＋＋CH3COO－　ΔH>0‎ 改变条件 平衡移动方向 ‎[H＋]‎ ‎[OH－]‎ 导电能力 电离程度 ‎①加水稀释 向右 ‎②加CH3COONa(s)‎ 向左 ‎③加入少量冰醋酸 向右 ‎④通HCl(g)‎ 向左 ‎⑤加NaOH(s)‎ 向右 ‎⑥加入镁粉 向右 ‎⑦升高温度 向右 ‎－‎ ‎【提示】　①减小　增大　减弱　增大 ‎②减小　增大　增强　减小 ‎③增大　减小　增强　减小 ‎④增大　减小　增强　减小 ‎⑤减小　增大　增强　增大 ‎⑥减小　增大　增强　增大 ‎⑦增大　增强　增大 ‎[应用体验]‎ ‎　正误判断(正确的打“√”，错误的打“×”)。‎ ‎(1)NaCl投入水中，当[Na＋]不变时，说明NaCl在水中达到电离平衡状态。(　　)‎ ‎(2)某弱电解质改变条件电离平衡右移时电离程度一定增大。(　　)‎ ‎(3)稀释某一弱电解质溶液时，所有离子的浓度都会减小。(　　)‎ ‎(4)向氨水中通入HCl气体，平衡NH3·H2ONH＋OH－向右移动。(　　)‎ ‎(5)降低温度和加水稀释都会使电离平衡发生移动，且移动方向相同。(　　)‎ ‎【提示】　(1)×　(2)×　(3)×　(4)√　(5)×‎ ‎[高考命题点突破]‎ 命题点1　弱电解质的电离平衡及其影响因素 ‎1．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[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．④⑥‎ C．③ D．③⑤‎ C　[若在氨水中加入NH4Cl固体，[NH]增大，平衡向逆反应方向移动，[OH－]减小，①不合题意；硫酸中的H＋与OH－反应，使[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，[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，[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，[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[OH－]减小，⑥不合题意。]‎ ‎2．H2S水溶液中存在电离平衡H2SH＋＋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 C　[加水促进电离，但氢离子浓度减小 ，A错误；B项发生反应2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O，当SO2过量时溶液显酸性，而且酸性比H2S强，pH值减小，错误；滴加新制氯水，发生反应Cl2＋H2S===2HCl＋S↓，平衡向左移动，溶液pH值减小，C项正确；加入少量硫酸铜固体，发生反应H2S＋Cu2＋===CuS↓＋2H＋，H＋浓度增大，D项错误。]‎ ‎3．一定温度下，将一定质量的冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力变化如图所示，下列说法正确的是(　　)‎ A．a、b、c三点溶液的pH：ca>c，故pH：c>a>b；B项，加水体积越大，越利于CH3COOH电离，故电离程度：c>b>a；C项，用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，相当于稀释a点溶液，[H＋]增大，pH偏小；D项，a、b、c三点n(CH3COOH)相同，用NaOH中和时消耗n(NaOH)相同，故消耗V(NaOH)：a＝b＝c。]‎ 命题点2　加水稀释，某些量的变化 ‎4．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[H＋][OH－]保持不变 C．溶液中保持不变 D．[HC2O]与2[C2O]之和不断减小 D　[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[OH－]增大，故水电离的[H＋][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，[H‎2C2O4]减小快，[HC2O]减小慢，不断增大，错误；D项，由电荷守恒可推知[HC2O]＋2[C2O]＝[H＋]－[OH－]，稀释过程中，溶液体积增大，溶液中[H＋]减小，[OH－]增大，则[H＋]－[OH－]不断减小，故[HC2O]＋2[C2O]不断减小，正确。]‎ ‎5．将浓度为0.1 mol·L－1 HF溶液加水稀释，下列各量如何变化？(填“变大”“变小”或“不变”)‎ ‎(1)[H＋]________、[OH－]________‎ ‎(2)________、________‎ ‎(3)________、________‎ ‎【答案】　(1)变小　变大　(2)变大　变大　(3)不变　不变 ‎[方法技巧]　加水稀释，某些量变化的分析方法 (1)弱电解质及其电离出的离子浓度一般减小，但水电离出的[H＋]或[OH－]可能增大。,(2)判断某粒子浓度比值时，可采用粒子物质的量之比判断，或换算出与常数表达式有关的浓度关系，进而判断。如HF电离＝或＝＝。‎ 考点2| 电离常数及其应用 ‎(对应学生用书第157页)‎ ‎[考纲知识整合]‎ ‎1．电离常数 ‎(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＝。‎ ‎(3)H2CO3的第一步电离常数Ka1＝，第二步电离常数Ka2＝。‎ ‎2．电离常数意义 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．电离常数特点 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≫K3……，其理由是前一步电离出的H＋抑制下一步的电离，故其酸性主要决定于第一步电离。‎ ‎4．电离度 ‎(1)概念 在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质总数的百分比。‎ ‎(2)表示方法 α＝×100%‎ 也可表示为α＝×100%‎ ‎(3)影响因素 温度的影响 升高温度，电离平衡向右移动，电离度增大；‎ 降低温度，电离平衡向左移动，电离度减小 浓度的影响 当弱电解质溶液浓度增大时，电离度减小；‎ 当弱电解质溶液浓度减小时，电离度增大 ‎[应用体验]‎ ‎　正误判断(正确的打“√”，错误的打“×”)。‎ ‎(1)弱酸加水稀释，平衡右移，电离常数增大。(　　)‎ ‎(2)电离常数大的酸溶液中的[H＋]一定比电离常数小的酸溶液中的[H＋]大。(　　)‎ ‎(3)升温，弱电解质的电离度和电离常数均增大。(　　)‎ ‎(4)弱酸的浓度越大，酸性越强，电离度和电离常数均越大。(　　)‎ ‎(5)弱酸加水稀释，电离度增大。(　　)‎ ‎【提示】　(1)×　(2)×　(3)√　(4)×　(5)√‎ ‎[高考命题点突破]‎ 命题点1　电离常数及其应用 ‎1．液态化合物AB会发生微弱的自身电离，电离方程式为ABA＋＋B－，在不同温度下其平衡常数为K(‎25 ℃‎)＝1.0×10－14，mol·L－1K(‎35 ℃‎)＝2.1×10－14 mol·L－1。则下列叙述正确的是(　　) ‎ ‎【导学号：95160261】‎ A．[A＋]随温度的升高而降低 B．‎35 ℃‎时，[A＋]>[B－]‎ C．AB的电离程度：α(‎25 ℃‎)>α(‎35 ℃‎)‎ D．AB的电离是吸热过程 D　[由于K(‎25 ℃‎)H2CO3>H2S>HCO>HS－。根据“强酸制弱酸”原理，可以写出有关离子方程式。‎ ‎【答案】　(1)CH3COOH>H2CO3>H2S>HCO>HS－‎ ‎(2)2CH3COOH＋CO===2CH3COO－＋CO2↑＋H2O ‎(3)CO2＋2S2－＋H2O===CO＋2HS－‎ ‎(4)H2S＋CO===HS－＋HCO ‎[题后归纳]　电离常数的3大应用 (1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离常数越大，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。‎ 命题点2　电离常数、电离度的有关计算 ‎3．已知，‎25 ℃‎时0.1 mol·L－1的HA的电离度为0.1%，下列叙述错误的是(　　) ‎ A．该溶液的pH＝4‎ B．升高温度，溶液的pH增大 C．此酸的电离常数约为1×10－7 mol·L－1‎ D．加水稀释，HA的电离度增大 B　[[H＋]＝0.1%×0.1 mol·L－1＝10－4 mol·L－1，pH＝4；因HA在水中有电离平衡，升高温度促进平衡向电离的方向移动，[H＋]将增大，pH会减小；C选项可由电离常数表达式算出Ka＝＝1×10－7；加水稀释，平衡右移，电离度增大。]‎ ‎4．(1)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，[H2CO3]＝1.5×10－5 mol/L。若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离，则H2CO3HCO＋H＋的电离常数K1＝________(已知：10－5.60＝2.5×10－6)。‎ ‎(2)‎25 ℃‎时，将a mol/L氨水与0.01 mol/L的盐酸等体积混合，溶液呈中性，则NH3·H2O的电离常数为________(用含a的代数式表示)。‎ ‎(3)‎25 ℃‎时，将a mol/L的CH3COONa溶液与0.01 mol/L的盐酸等体积混合，溶液呈中性，则CH3COOH的电离常数为________(用含a的代数式表示)。‎ ‎【解析】　(1)由H2CO3H＋＋HCO得 K1＝＝ mol/L≈4.2×10－7 mol/L。‎ ‎(2)溶液呈中性，[H＋]＝[OH－]＝10－7 mol/L，‎ ‎[Cl－]＝[NH]＝ mol/L＝0.005 mol/L，‎ ‎[NH3·H2O]＝(－0.005) mol/L 故Kb＝ mol/L＝ mol/L。‎ ‎(3)根据电荷守恒知 ‎[Na＋]＋[H＋]＝[OH－]＋[Cl－]＋[CH3COO－]‎ 因溶液呈中性，[H＋]＝[OH－]＝10－7 mol/L，‎ ‎[CH3COO－]＝(－) mol/L ‎[CH3COOH]＝＝ mol/L Ka＝ mol/L＝(a－0.01)×10－5 mol/L。‎ ‎【答案】　(1)4.2×10－7 mol/L　(2) mol/L　‎ ‎(3)(a－0.01)×10－5 mol/L ‎5．(1)‎25 ℃‎时，0.1 mol·L－1的HCOONa溶液的pH＝10，则HCOOH的电离常数Ka＝________ mol·L－1。‎ ‎(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]。‎ ‎【解析】　(1)Ka＝≈ mol/L＝10－7 mol/L。‎ ‎(2)根据溶液呈中性可知[OH－]＝[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。‎ ‎【答案】　(1)10－7　(2) ‎6．‎25 ℃‎，0.01 mol/L的HA酸液的电离常数为1×10－8 mol·L－1，则溶液的[H＋]约为________，电离度为________。‎ ‎【解析】　≈＝1×10－8，[H＋]＝1×10－5 mol/L，α＝×100%＝0.1%。‎ ‎【答案】　1×10－5 mol/L　0.1%‎ ‎[方法技巧]‎ 有关电离常数计算的两种类型(以弱酸HX为例)‎ ‎(1)已知[HX]始和[H＋]，求电离常数 ‎　　　　　　　HX　　　　H＋　＋　X－‎ 平衡/(mol·L－1)：[HX]始－[H＋]　[H＋]　[H＋]‎ 则：Ka＝＝≈。‎ ‎(当弱酸只有极少一部分电离，[H＋]的数值很小即[HX]始≥100[H＋]时，可做近似处理：[HX]始－[H＋]≈[HX]始)。‎ ‎(2)已知[HX]始和电离常数，求[H＋]‎ 同理可得Ka＝≈，‎ 则：[H＋]＝，代入数值求解即可。‎