2019届一轮复习人教版弱电解质的电离平衡学案(3)

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第八章　水溶液中的离子平衡 第26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．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 ‎1．正误判断，正确的画“√”，错误的画“×”。‎ ‎(1)稀释氨水时，电离平衡正向移动，c(NH3·H2O)减小，c(NH)增大。(　　)‎ ‎(2)氨气溶于水，当c(OH－)＝c(NH)时，表明NH3·H2O电离处于 平衡状态。(　　)‎ ‎(3)由0.1 mol·L－1一元碱BOH的pH＝10，可知溶液存在 BOH===B＋＋OH－。(　　)‎ ‎(4)0.1 mol·L－1的CH3COOH与0.01 mol·L－1的CH3COOH中，c(H＋)之比为10∶1。(　　)‎ ‎(5)向氨水中加入少量NaOH固体，电离平衡逆向移动，c(OH－)减小，溶液的pH减小。(　　)‎ ‎(6)向氨水中加入少量NH4Cl固体，会使溶液的pH减小。(　　)‎ 答案　 (1)×　(2)×　(3)×　(4)×　(5)×　(6)√‎ ‎2．下列说法正确的是(　　)‎ A．电离常数受溶液浓度的影响 B．电离常数可以表示弱电解质的相对强弱 C．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 D．H2CO3的电离常数表达式：Ka＝ 答案　 B 解析　电离常数是温度的函数，与溶液浓度无关，A错误；电离常数可以表示弱电解质的相对强弱，B正确；酸中c(H＋)既与酸的电离常数有关，又与酸的浓度有关，C错误；H2CO3是分步电离的，第一步电离常数表达式为Ka1＝，第二步电离常数表达式为Ka2＝，D错误。‎ 考点1　强、弱电解质的概念　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　‎ 典例1　下列事实一定能证明HNO2是弱电解质的是(　　)‎ ‎①常温下NaNO2溶液pH大于7　②用HNO2溶液做导电实验，灯泡很暗　③HNO2与NaCl不能发生反应 ‎④常温下0.1 mol·L－1HNO2溶液的pH＝2.1　⑤NaNO2和H3PO4反应，生成HNO2　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 A．①④⑥ B．①②③④‎ C．①④⑤⑥ D．①②③④⑤⑥‎ 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 名师精讲 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。‎ ‎1．为证明某可溶性一元酸(HX)是弱酸，某同学设计了如下实验方案。其中不合理的是(　　)‎ A．室温下，测0.1 mol·L－1 HX溶液的pH，若pH>1，证明HX是弱酸 B．室温下，将等浓度等体积的盐酸和NaX溶液混合，若混合溶液pH<7，证明HX是弱酸 C．相同浓度的HX溶液与盐酸分别与同样颗粒大小的锌反应时，HX产生H2的起始速率小，证明HX为弱酸 D．在相同条件下，对0.1 mol·L－1的盐酸和0.1 mol·L－1的HX溶液进行导电性实验，若HX溶液灯泡较暗，证明HX为弱酸 答案　 B 解析　若HX是强酸，c(H＋) ＝0.1 mol·L－1，pH＝1，若是弱 酸，因为部分电离，c(H＋)<0.1 mol·L－1，pH>1，A项正确；等物质的量的HCl与NaX混合后，无论HX是强酸还是弱酸，上述混合液都是呈酸性，B项错误；浓度相同的HX与盐酸，若HX是弱酸，c(H＋)小于盐酸中的c(H＋)，开始生成H2的起始速率小，C项正确；相同浓度的HX和盐酸，若HX是弱酸，由于电离出的离子浓度比盐酸小，则导电能力弱，灯泡较暗，D项正确。‎ ‎2．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，醋酸溶液浓度最大，因醋酸为弱酸，电离程度小，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2　弱电解质的电离平衡及影响因素　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　‎ 典例2　(2017·江苏无锡模拟)已知0.1 mol·L－1醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOH??CH3COO－＋H＋。要使CH3COOH的电离程度增大，可以采取的措施是(　　)‎ ‎①加少量CH3COONa固体　②升高温度　③加少量冰醋酸　④加水 A．①② B．①③ C．③④ D．②④‎ 解析　①加少量CH3COONa固体，醋酸根离子浓度增大，电离平衡逆向移动，则醋酸的电离程度减小，错误；②弱电解质的电离过程为吸热反应，升高温度，电离平衡正向移动，则醋酸的电离程度增大，正确；③加少量冰醋酸，醋酸的浓度增大，则醋酸的电离程度减小，错误；④加水，电离平衡正向移动，则醋酸的电离程度增大，正确。‎ 答案　 D 名师精讲 ‎1．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 ‎3．下列关于电解质溶液的说法正确的是(　　)‎ A．‎0.1 L 0.5 mol·L－1 CH3COOH溶液中含有的H＋数为0.05NA B．室温下，稀释0.1 mol·L－1CH3COOH溶液，溶液的导电能力增强 C．向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中 减小 D．CH3COOH溶液加水稀释后，溶液中的值减小 答案　 D 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；D项，稀释时，n(CH3COO－‎ ‎)增大，n(CH3COOH)减小，故的值减小，正确。‎ ‎4．一定温度下，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3　电离平衡常数　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　‎ 典例3　‎25 ℃‎时，部分物质的电离平衡常数如表所示：‎ ‎ (1)上述五种酸的酸性由强到弱的顺序是__________________。‎ ‎(2)该温度下，0.10 mol·L－1 HNO2溶液中的c(H＋)＝________ ‎ mol·L－1。‎ ‎(3)‎25 ℃‎时，向NaClO溶液中通入少量的CO2，发生反应的离子方程式为____________________________。　‎ ‎(4)下列能使醋酸溶液中CH3COOH的电离程度增大，而电离平衡常数不变的操作是________(填序号)。‎ A．升高温度 B．加水稀释 C．加少量CH3COONa固体 D．加入少量冰醋酸 E．加入少量NaOH固体(温度不变)‎ ‎(5)10 mL pH＝2的醋酸溶液与一元酸HX分别加水稀释至1000 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____________________。‎ 解析　(1)电离平衡常数的大小反应了酸的强弱，数值越大，酸性越强。‎ ‎(2)由HNO2??H＋＋NO，K＝≈＝＝4.9×10－4，c(H＋)＝＝7×10－3 mol·L－1。‎ ‎(3)碳酸酸性强于次氯酸，向NaClO溶液中通入少量的二氧化碳，可以制取次氯酸，但是次氯酸的电离平衡常数大于碳酸二级电离的电离平衡常数，故酸性HClO>HCO，离子方程式为CO2＋ClO－＋H2O===HClO＋HCO。‎ ‎(4)电离平衡常数只与温度有关，温度不变，电离平衡常数就不变。醋酸的电离是吸热的，升高温度，电离平衡常数增大，A项不符合题意；加水稀释，电离程度增大，电离常数不变，B项符合题意；加少量CH3COONa固体，其电离出的CH3COO－抑制CH3COOH的电离，C项不符合题意；加入少量冰醋酸，醋酸浓度增大，电离程度减小，D项不符合题意；加入NaOH固体，c(H＋)减小，醋酸电离平衡正向移动，电离程度增大，E项符合题意。‎ 答案　 (1)HNO2>CH3COOH>H2CO3>HClO>HCN ‎(2)7×10－3‎ ‎(3)CO2＋H2O＋ClO－===HClO＋HCO ‎(4)BE ‎(5)大于　稀释相同倍数，HX的pH变化比CH3COOH的pH变化大，电离平衡常数大 名师精讲 ‎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溶液中加水稀释，＝‎ ＝，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(HX)始和c(H＋)，求电离常数 ‎　　　　　 HX ??　H＋　＋　X－‎ ：c(HX)始 0 0‎ ：c(HX)始－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(HX)始－c(H＋)≈c(HX)始，则Ka＝。‎ ‎(2)已知c(HX)始和电离常数，求c(H＋)‎ 根据上面的推导有Ka＝＝ 则：c(H＋)＝。‎ ‎　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　‎ ‎5．将0.1 mol·L－1的NH3·H2O溶液加水稀释，下列说法正确的是(　　)‎ A.的值减小 B．OH－的物质的量减小 C.的值减小 D．NH的浓度减小 答案　 D 解析　在溶液中，NH3·H2O存在电离平衡：NH3·H2O??NH＋OH－，Kb＝，当加水稀释时，c(OH－)减小，c(NH)减小，n(OH－)增大，电离平衡正向移动，此时＝的值增大，A、B错误，D正确；＝Kb是NH3·H2O的电离平衡常数，温度不变，比值不变，C错误。‎ ‎6．已知‎25 ℃‎时弱电解质电离平衡常数：‎ Ka(CH3COOH)＝1.8×10－5，Ka(HSCN)＝0.13。‎ ‎(1)将20 mL 0.10 mol·L－1 CH3COOH溶液和20 mL、0.10 mol·L－1的HSCN溶液分别与0.10 mol·L－1的NaHCO3溶液反应，实验测得产生CO2气体体积V与时间t的关系如图。‎ 反应开始时，两种溶液产生CO2的速率明显不同的原因是________________________________________________________；‎ 反应结束后所得溶液中c(SCN－)______c(CH3COO－)(填“>”“＝”或“<”)。‎ ‎(2)2.0×10－3 mol·L－1的氢氟酸中，调节溶液pH(忽略调节时体积变化)，测得平衡体系中c(F－)、c(HF)与溶液pH的关系如下图。‎ 则‎25 ℃‎时，HF电离平衡常数为：Ka(HF)＝________。‎ 答案　 (1)因为Ka(HSCN)>Ka(CH3COOH)，溶液中c(H＋)：‎ HSCN>CH3COOH，c(H＋)大反应速率快　>‎ ‎(2)4×10－4‎ 解析　(1)反应结束后，溶质为CH3COONa和NaSCN，因CH3COOH酸性弱于HSCN，故CH3COONa水解程度大，c(CH3COO－)V(Y)‎ D．稀释后，X溶液的碱性比Y溶液的碱性强 答案　 A 解析　若X为强碱，则10 mL pH＝12的X溶液稀释至1000 mL，pH应该为10，故若10b D．lg＝3，若同时微热两种溶液(不考虑HX、HY和H2O的挥发)，则减小 答案　 B 解析　A项，由图像可知当lg＝0，即V＝V0时，0.1 mol/L的HX溶液和HY溶液的pH分别为2到3之间和1，所以HX是弱酸、HY是强酸，错误；B项，酸抑制水的电离，所以酸性越弱、水的电离程度越大，即pH越大，水电离出的c(H＋)·c(OH－)越大，由已知图像可知，由水电离出的c(H＋)·c(OH－)：aH2CO3>HCN>HCO，故CO2＋H2O＋CN－===HCO＋HCN，错误；B项，K(HCN)＝＝5.0×10－10，而pH＝9，有c(H＋)＝10－9 mol/L，故＝0.5<1，即c(CN－)H2CO3 >HClO ‎(2)CO>ClO－>HCO>CH3COO－‎ ‎(3)A　ABCE 解析　(1)物质的电离平衡常数越大其酸性越强，CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为CH3COOH>H2CO3>HClO。‎ ‎(2)电离平衡常数越小，同浓度的CH3COO－、HCO、CO、ClO－结合H＋的能力越强，即结合H＋由强到弱的顺序为CO>ClO－>HCO>CH3COO－。‎ ‎(3)醋酸溶液浓度越小，c(H＋)越小；电离平衡常数＝c(H＋)·c(CH3COO－)/c(CH3COOH)，稀释过程中c(CH3COO－)减小，c(H＋)/c(CH3COOH)增大；c(H＋)·c(OH－)不变；醋酸稀释时，c(H＋)减小，‎ c(OH－)增大，c(OH－)/c(H＋)增大；不变。升高温度，醋酸电离平衡右移c(H＋)增大；升高温度，醋酸电离平衡右移c(H＋)/c(CH3COOH)增大；升高温度c(H＋)·c(OH－)增大；升高温度，c(H＋)增大，c(OH－)减小，c(OH－)/c(H＋)减小；升高温度，K＝增大。‎