弱电解质的电离平衡和溶液的pH第一课时Word下载.docx

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B．碳酸钙在水中的溶解度很小，但被溶解的碳酸钙全部电离，所以碳酸钙是强电解质

C．氯气和氨气的水溶液导电性都很好，所以它们是强电解质

D．水难电离，纯水几乎不导电，所以水是弱电解质

[解析]氯气和氨气的水溶液导电是因为生成了HCl、NH3·

H2O等电解质，而氯气为单质，氨气为非电解质，故C错；

【答案】C

[规律总结]一定要注意：

电解质和非电解质的对象是化合物。

高考中也常考查电解质和非电解质的理解，他们不是一个全集。

考点2常见强弱电解质电离方程式的书写

（1）强酸、强碱、正盐（个别情况除外如醋酸铅）在水溶液中完全电离，不写可逆符号：

示例：

H2SO4=2H++SO42-Ba（OH）2=Ba2++2OH-

（2）弱酸电离方程式的书写：

，每步可逆

CH3COOH

CH3COO-+H+

H3PO4

H++H2PO4-H2PO4-

H++HPO42-HPO42-

H++PO43-

（3）弱碱电离方程式的书写（多元弱碱一步写完）：

H2O

NH4++OH-Fe（OH）3

Fe3++3OH-

（4）两性氢氧化物电离方程式的书写：

双向电离，双向可逆

H++AlO2-+H2O

Al（OH）3

Al3++3OH-

（5）可溶性酸式盐电离方程式的书写：

金属阳离子全部电离且不可逆，酸式酸根除HSO4-外全部分步电离，每步可逆

NaHSO4=Na++H++SO4-完全电离；

HSO3-

H++SO3-分步电离

弱电解质的电离书写经常出现在判断离子方程式书写正误的一个要点，要会识别弱电解质。

[例2]下列电离方程式书写正确的是

A.NaHCO3=Na++H++CO32-B.H2S

2H++S2-

C.Na2HPO4=2Na++HPO42-HPO42-

D.2H2O

H3O++OH-

[解析]根据电离方程式的书写规律，NaHCO3的电离分为两步，其中第二步是可逆的，而多元弱酸也是分步电离，且每一步都是可逆的，所以A、B都错了。

【答案】C、D

[例3]下列说法不正确的是（　　）

①将BaSO4放入水中不能导电，所以BaSO4是非电解质　

②氨溶于水得到的氨水能导电，所以氨水是电解质　

③固态共价化合物不导电，熔融态的共价化合物可以导电　

④固态的离子化合物不导电，熔融态的离子化合物也不导电　

⑤强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液的导电能力强

　A．①④B．①④⑤

C．①②③④D．①②③④⑤

解析　BaSO4属于难溶物质，但溶解的部分是完全电离的。

NH3不是电解质，氨水是混合物，也不是电解质。

熔融态的共价化合物分子中没有离子，不可以导电。

熔融态的离子化合物存在自由移动的离子，能导电。

强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质溶液的导电能力强。

答案D

[规律总结]电离方程式的书写时，有人要么全部拆开，要么一步到位，要分清楚。

一般强电解质一步电离、完全电离；

弱电解质分步电离、可逆电离。

考点3弱电解质的电离平衡

1、概念：

弱电解质的电离平衡是指在一定条件下（湿度、浓度），弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等的状态。

2、特点

①动——动态平衡：

V（闻子化）=V（分子化）≠0。

在电离方程式中用“”表示。

②定——平衡时各组成成分一定，即平衡时溶液中离子浓度和分子浓度保持不变

③变——条件改变，平衡被打破。

3、影响电离平衡的因素

与化学平衡一样，外界条件的改变也会引起移动.

以0.1mol/1CH3COOH溶液为例：

项目

变化

加水

升温

加入固体

NaOH

加入无水

CH3COONa

通入气体

HCl

加入等浓度的CH3COOH

平衡移动

右移

左移

不移动

H+的物质的量（mol）

增大

减小

[H+]浓度（mol）

不变

PH值

导电能力

减弱

增强

电解质溶液导电能力的强弱与电解质强弱影响溶液导电能力的因素：

①自由移动离子浓度的大小。

（主要决定因素）浓度一定，离子浓度越在，导电能力越强。

②浓度：

浓度越高，导电能力越强。

（与金属导电相反）

③离子电荷数：

电荷数越高，导电能力越强。

由此可知：

强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质强。

如较浓醋酸的导电能力可比极稀HCl溶液强。

CaCO3虽为强电解质，但溶于水所得溶液极稀，导电能力极差。

[例4]已知0.1mol·

L－1的醋酸溶液中存在电离平衡：

CH3COOHCH3COO－＋H＋，要使溶液中

值增大，可以采取的措施是（　　）

①加少量烧碱溶液　②降低温度　③加少量冰醋酸　④加水　⑤通入HCl气体　⑥加入NaAc固体

A．①②④⑥B．①②③④

C．④⑤D．④⑤⑥②

解析　①NaOH与H＋反应，使c（H＋）减小，平衡右移，使c（CH3COOH）减小，但c（H＋）减小的程度大于c（CH3COOH）减小的程度，所以

值减小；

②项降低温度使平衡左移，c（H＋）减小，c（CH3COOH）增大，所以

③项c（CH3COOH）增大使平衡右移，c（H＋）增大，但c（CH3COOH）增大的程度大于c（H＋）增大的程度，所以

④项加水稀释，假设电离平衡不移动，c（H＋）、c（CH3COOH）均减小相同倍数，但平衡右移使c（CH3COOH）减小的程度大，所以符合题意；

⑤项通入HCl气体，c（H＋）增大，平衡左移，c（CH3COOH）增大，但c（H＋）增大的程度远大于c（CH3COOH），所以

值增大；

⑥项c（CH3COO－）增大，平衡左移，c（H＋）减小，c（CH3COOH）增大，所以

值减小。

答案　C

【课堂练习】

1.今有室温下四种溶液，有关叙述不正确的是（　　）

①

②

③

④

pH

11

3

溶液

氨水

氢氧化钠溶液

醋酸

盐酸

A．③④中分别加入适量的醋酸钠晶体后，两溶液的pH均增大

B．②③两溶液等体积混合，所得溶液中c（H＋）＞c（OH－）

C．分别加水稀释10倍，四种溶液的pH①＞②＞④＞③

D．V1L④与V2L①溶液混合后，若混合后溶液pH＝7，则V1＜V2

解析　醋酸钠溶液显碱性，所以A正确，也可以从平衡移动角度分析，CH3COONa电离出的CH3COO－：

a.与盐酸中的H＋结合生成CH3COOH；

b.使醋酸中平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋左移，两溶液中H＋浓度均减小，所以pH均增大。

B项，假设均是强酸强碱，且物质的量浓度相同，等体积混合后溶液呈中性，但③醋酸是弱酸，其浓度远远大于②，即混合后醋酸过量，溶液显酸性c（H＋）>

c（OH－），B正确。

分别加水稀释10倍，假设平衡不移动，那么①②溶液的pH均为10，但稀释氨水使平衡NH3·

H2O

NH

＋OH－右移，使①pH>

10，同理醋酸稀释后pH<

4，所以假设均是强酸强碱，混合后溶液呈中性，V1＝V2，但①氨水是弱碱，其浓度远远大于④盐酸，所以需要的①氨水少，即V1>

V2，D错误。

C正确。

2.冰醋酸加水稀释时，溶液中的氢离子浓度随加入的水量变化的下列各曲线图中，正确的是（　　）

答案C

反思归纳　

1由于弱电解质是部分电离的，故溶液中离子浓度小于分子浓度。

2在弱电解质的电离平衡中，当外界条件改变时，弱电解质的电离平衡会发生移动，可依据化学平衡移动原理进行分析。

即“加谁谁大”、“减谁谁小”。

加入参与平衡建立的某种微粒，其浓度一定增大；

减少参与平衡建立的某种微粒，其浓度一定减小。

3加水稀释或增大弱电解质的浓度，都使电离平衡向电离的方向移动，但加水稀释时弱电解质的电离程度增大，而增大浓度时弱电解质的电离程度减小。

4我们在做有关强酸、弱酸、强碱、弱碱的试题时，不妨用假设法给自己搭建一个平台，用这个平台进行分析。

如题9中的C选项，分别加水稀释10倍，假设平衡不移动，那么①②溶液的pH均为10，然后再根据平衡移动进行分析；

再如D选项，假设均是强酸强碱，则V1＝V2，然后再根据弱碱的电离平衡及浓度进行分析。

考点4水的电离平衡

实验证明，纯水微弱的导电性，是极弱的电解质：

25℃1LH2O的物质的量n（H2O）=

=55.6（mol）共有10—7mol发生电离

H2OH++OH—

起始（mol）55.600

电离（mol）10—710—710—7

平衡（mol）55.6－10—710—710—7

25℃[H+]·

[OH—]=10—7=10—14=Kw的离子积常数。

1、影响Kw的因素

Kw与溶液中[H+]、[OH—]无关，与温度有关。

水的电离为吸热过程，所以当温度升高时，水的电离程度增大，Kw也增大。

例如100℃，1LH2O有10—6mol电离，此时水的离子积常数为Kw=10—6·

10—6=10—12.

2、影响水的电离平衡因素

（1）温度，升温度促进水的电离，降温则相反

（2）向纯水中引入H+或OH—，会抑制水的电离

（3）向纯水中引入弱酸酸根阴离子或弱碱阳离子，将促进水的电离，此乃为盐类水解的实质。

3、酸、碱、盐溶液中水电离的定量计算。

（列表比较如下：

）

[H+]水与[OH—]水关系

x的计算式

室温x值

对水电离影响

纯水

[H+]水=[OH—]水

x=

x=1×

10—7mol/L

酸溶液

x＜1×

碱溶液

抑制

正

盐

溶

液

强酸弱碱盐

强碱弱酸盐

强碱强酸盐

x=[H+]

x＞1×

促进

x=[OH—]

无

注：

[H+]水、[OH—]水指水电离出的H+、OH—浓度；

[H+]水、[OH—]指指溶液中的H+、OH—浓度

由上表可得重要规律：

（1）在任意度温、任意物质的水溶液中（含纯水）的水本身电离出的[H+]水≡[OH—]水

（2）酸和碱对水的电离均起抑制作用

①只要碱的pH值相等（不论强弱、不论几元）对水的抑制程度相等，酸也同理。

②若酸溶液的pH值与碱溶液的pOH值相等，则两种溶液中水的电离度相等。

如pH=3的盐酸溶液与pH=11的氨水溶液在室温下，由水电离出的

[H+]水=[OH—]水=

=10—11mol/L

（3）在凡能水解的盐溶液中，水的电离均受到促进，且当强酸弱的碱盐的pH和强碱弱酸盐的pOH值相等时（同一湿度），则促进程度相等。

（4）较浓溶液中水电离出[H+]的大小：

①酸溶液中[OH—]等于水电离的[H+]

②碱溶液中[H+]等于水电离的[H+]

③强酸弱碱盐溶液中的[H+]等于水电离出[H+]

④强碱弱酸盐溶液中的[OH—]等于水电离出的[H+]

如pH=4的NH4Cl溶液与pH=10的NaAc溶液中，（室温）由水电离出的

[H+]水=[OH—]水=

=10—4mol/L

[例5]常温下某溶液中，由水电离出的[H+]为1×

10—12mol/L，该溶液中一定能大量共存的离子组是（）

A．K+、Na+、SO42—、NO3—B．Na+、K+、S2—、CO32—

C．Fe2+、Mg2+、Cl—、SO42—D．NH4+、Cl—、K+、SO32—

解析常温、由水电离出的[H+]=×

10—11mol/L＜1×

10—7mol/L说明水的电离受到抑制。

此溶液可能是pH=1酸溶液，也可能为pH=13的碱溶液，选项B、D中的S2—、CO32—、SO32—不能存在于强酸性溶液中，C中的Fe2+、Mg2+、D中的NH42+、D中的NH4+与OH—均不能大量存共存，故本题答案A。

考点5电离平衡常数

2、对一元弱酸HA，酸常数Ka：

Ka＝

。

对一元弱碱BOH，碱常数Kb：

Kb＝

3、特点：

电离常数受温度影响，与溶液浓度无关，温度一定，电离常数一定。

根据同一温度下电离常数的大小可判断弱电解质电离能力的相对强弱。

①K值越大，该弱电解质较易电离，其对应的弱酸弱碱较强,K值越小，该弱电解质越难电离，其对应的弱酸弱碱越弱.

②多元弱酸是分步电离的，一级电离程度较大，各级电离常数的大小关系是Ka1≫Ka2≫Ka3，所以其酸性主要决定于第一步电离。

③意义:

―→

思考：

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＋是比较耗能的，且酸式酸根离子带的负电荷越多，电离出H＋越困难。

[例6]下列关于电离平衡常数（K）的说法中正确的是（　　）

A．电离平衡常数（K）越小，表示弱电解质电离能力越弱

B．电离平衡常数（K）与温度无关

C．不同浓度的同一弱电解质，其电离平衡常数（K）不同

D．多元弱酸各步电离平衡常数相互关系为K1<

K2<

K3

解析　电离平衡常数表示电离程度的大小，K值越大，电离程度越大。

电离平衡常数是一个温度常数，且多元弱酸的电离平衡常数关系为K1≫K2≫K3。

答案A

【总结】

规律方法·

解题指导

规律方法多角度巧判强、弱电解质

1．依据物质的类别进行判断

在没有特殊说明的情况下，我们就认为盐是强电解质，强酸（HCl、H2SO4、HNO3）、强碱[NaOH、KOH、Ba（OH）2、Ca（OH）2]、活泼金属氧化物（Na2O、Na2O2、K2O、MgO）为强电解质；

而常见的弱酸、弱碱为弱电解质，如H2CO3、H2SO3、HClO、H2SiO3、NH3·

H2O等。

2．依据强、弱电解质的定义或弱电解质电离平衡的移动进行判断（见下表）

浓度均为0.01mol·

L－1的强酸HA与弱酸HB

pH均为2的强酸HA与弱酸HB

pH或物质的量浓度

2＝pHHA<

pHHB

浓度：

0.01mol·

L－1＝c（HA）<

c（HB）

开始与金属反应的速率

HA>

HB

HA＝HB

体积相同时与过量的碱反应时消耗碱的量

HA<

体积相同时与过量活泼金属反应产生H2的量

c（A－）与c（B－）大小

c（A－）>

c（B－）

c（A－）＝c（B－）

分别加入固体NaA、NaB后pH变化

HA：

HB：

变大

加水稀释10倍后

3＝pHHA<

3＝pHHA>

pHHB>

2

溶液的导电性

水的电离程度

3、根据盐类水解进行判断

常见方案如下：

（1）配制某浓度的醋酸溶液，向其中滴入几滴甲基橙试液，然后再加入少量醋酸钠晶体，振荡。

现象：

溶液由红色逐渐变为橙色。

（2）配制某浓度的醋酸钠溶液，向其中加入几滴酚酞试液。

溶液变为浅红色。

（3）用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在pH试纸上，测其pH。

pH>

7。

【例1】下列关于强弱电解质的叙述错误的是（　　）

A．弱电解质在溶液中部分电离，存在电离平衡

B．在溶液中导电能力强的电解质是强电解质，导电能力弱的电解质是弱电解质

C．同一弱电解质的溶液，当温度、浓度不同时，其导电能力也不相同

D．纯净的强电解质在液态时，有的导电，有的不导电

规律方法外界条件对电离平衡的影响

电离平衡属于化学平衡，当外界条件改变时，弱电解质的电离平衡也会发生移动，平衡移动也遵循勒夏特列原理。

以CH3COOH

CH3COO－＋H＋　ΔH>

0为例

改变

条件

平衡移动方向

c（CH3COOH）

n（H＋）

c（H＋）

c（CH3COO－）

电离

程度

电离平衡常数

稀释

→

加少量

冰醋酸

通入HCl气体

加入NaOH固体

减

小

加CH3COONa固体

加入

镁粉

升高

温度

增

大

【例3】　稀氨水中存在着下列平衡：

＋OH－，若要使平衡向逆反应方向移动，同时使c（OH－）增大，应加入适量的物质是（　　）

①NH4Cl固体　②硫酸　③NaOH固体　④水　⑤加热　⑥加入少量MgSO4固体

　A．①②③⑤B．③⑥

C．③D．③⑤

【例4】　25℃时，弱酸的电离平衡常数如表所示，下列说法正确的是（　　）

弱酸

CH3COOH

HCN

H2CO3

Ka

1.8×

10－5

4.9×

10－10

K1：

4.3×

10－7

K2：

5.6×

10－11

A.等物质的量浓度溶液pH关系：

pH（NaCN）>

pH（Na2CO3）>

pH（CH3COONa）

B．amol·

L－1HCN与bmol·

L－1NaOH溶液等体积混合后所得溶液中c（Na＋）>

c（CN－），则a一定小于b

C．往冰醋酸中逐滴加水，溶液导电能力先增大，后减小

D．NaHCO3和Na2CO3的混合液中：

c（Na＋）＋c（H＋）＝c（OH－）＋c（HCO

）＋c（CO

【课后习题】

1．（2011·

大纲全国卷，6）等浓度的下列稀溶液：

①乙酸、②苯酚、③碳酸、④乙醇，它们的pH由小到大排列正确的是（　　）

A．④②③①B．③①②④

C．①②③④D．①③②④

2．（2009·

海南，6）已知室温时，0.1mol·

L－1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，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．此酸的电离平衡常数约为1×

D．由HA电离出的c（H＋）约为水电离出的c（H＋）的106倍

3．（2011·

新课标全国卷，10）将浓度为0.1mol·

L－1HF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．

D．

4.（2011·

山东理综，14）室温下向10mLpH＝3的醋酸溶液中加水稀释后，下列说法正确的是（　　）

A．溶液中导电粒子的数目减少

B．溶液中

C．醋酸的电离程度增大，c（H＋）亦增大

D．再加入10mLpH＝11的NaOH溶液，混合液pH＝7