第18讲 弱电解质的电离高考化学一轮复习名师精讲练.docx

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第18讲弱电解质的电离高考化学一轮复习名师精讲练

第18讲弱电解质的电离

【知识梳理】

一、强电解质与弱电解质

1.电解质与非电解质、强电解质与弱电解质的比较

比较项目

电解质

非电解质

强电解质

弱电解质

电离特点

完全电离、不可逆、不存在电离平衡

部分电离、可逆、存在电离平衡

熔融状态和水溶液中均不能电离

溶液中所含粒子种类

水合离子，无溶质分子

水合离子和溶质分子共存

溶质分子

物质类别

强酸、强碱、多数盐、部分碱性氧化物

弱酸、弱碱、水、个别盐

多数有机物、非金属氧化物

结构特点

以离子键结合的离子化合物，或以极性键结合的共价化合物

以极性键结合的共价化合物

以极性键结合的共价化合物

2.区别强强酸和弱酸的方法

判断一种酸是强酸还是弱酸时，实质是看它在水溶液中的电离程度，若完全电离即为强酸，部分电离则为弱酸。

（1）根据定义区别：

①强酸在水溶液中全部电离，不存在溶质分子；弱酸在水溶液中部分电离，因存在电离平衡，所以既含溶质离子，又含溶质分子。

②同温度、同浓度的强酸溶液的导电性强于弱酸溶液的。

③pH相同的强酸和弱酸，弱酸的物质的量浓度大于强酸的。

④弱酸和其对应的盐可配成缓冲溶液，抵抗少量强酸、强碱，使该溶液的pH基本保持不变；而强酸及其盐不具有这样的性质。

（2）根据稀释过程c（H＋）变化区别：

①pH体积相同的强酸和弱酸，当加水稀释相同倍数时，pH值变化大的为强酸，pH值变化小的为弱酸。

②稀释浓的弱酸溶液，一般是C（H＋）先增大后减小；稀释浓的强酸溶液，C（H＋）一直减小。

（3）根据中和反应区别:

①中和同体积、同pH的强酸和弱酸，弱酸的耗碱量多于强酸的。

②pH体积相同的强酸和弱酸与等物质的量的强碱发生中和反应后，若溶液呈中性，该酸为强酸；若溶液呈酸性，则该酸为弱酸（除极弱酸外，如HCN）。

（4）根据与其它物质发生化学反应的速率、生成气体的量等区别:

①pH相同、体积也相同的强酸和弱酸跟足量活泼金属反应时，起始速率相同；在反应过程中，弱酸反应较快，产生的氢气量多；而强酸反应较慢，产生的氢气量少。

②同浓度、同体积的强酸和弱酸，分别与足量较活泼的金属反应，强酸产生氢气的速率较大；弱酸产生氢气的速率较小．当二者为同元酸时，产生氢气的物质的量相等。

例题1、下列说法正确的是。

①将浓度为0.1mol·L-1HF溶液加水不断稀释，c（H+）/c（HF）始终保持增大

②根据溶液的pH与溶液酸碱性的关系，推出pH＝6.8的溶液一定显酸性

③根据较强酸可以制取较弱酸的规律，推出CO2通入NaClO溶液中能生成HClO

④碳酸钙难溶于水，放入水中水溶液不导电，且碳酸钙960℃时分解不存在熔融状态导电的性质，故CaCO3是非电解质

⑤Cl2的水溶液能导电，但属于非电解质

⑥相同温度时，100mL0.01mol·L－1的醋酸溶液与10mL0.1mol·L－1的醋酸溶液相比较，中和时所需NaOH的量前者大于后者

⑦所有的离子化合物都是强电解质，所有的共价化合物都是弱电解质

⑧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

⑨CuSO4溶液导电时要伴随化学变化

⑩将硫酸钡放入水中不能导电，所以硫酸钡是非电解质

⑪氨溶于水得到的溶液氨水能导电，所以氨水是电解质

⑫固态的离子化合物不导电，熔融态的离子化合物也不导电

【指点迷津】电解质的强弱由物质内部结构决定，电解质的强弱在一般情况下影响着溶液导电性的强弱。

导电性强弱是由溶液离子浓度大小决定的。

如果某强电解质溶液浓度很小，那么它的导电性可以很弱，而某弱电解质虽然电离程度很小，但如果浓度较大时，该溶液的导电能力也可以较强。

因此，强电解质溶液的导电能力不一定强，弱电解质的导电能力也不一定弱。

二、弱电解质的电离平衡

1．弱电解质的基本特征

（1）电离方面：

不能完全电离，存在电离平衡。

如0.1mol·L－1CH3COOH溶液pH约为3；0.1mol·L－1CH3COOH溶液的导电能力比相同条件下的盐酸弱；pH＝1的CH3COOH溶液与pH＝13的NaOH溶液等体积混合溶液呈酸性等。

（2）稀释方面：

常温下释酸溶液时，c（H＋）减小，而c（OH－）增大；在稀释碱溶液时，c（OH－）减小，而c（H＋）增大；无限稀释时其pH均无限接近7。

如图所示，a、b为pH相等的NaOH溶液和氨水，c、d为pH相等的盐酸和醋酸。

加水稀释相同倍数后的pH大小：

氨水>NaOH溶液，盐酸>醋酸；稀释后的pH仍然相等，则加水量的大小：

氨水>NaOH溶液，醋酸>盐酸。

（3）水解方面：

如CH3COONa水溶液的pH>7,0.1mol·L－1CH3COONa溶液pH比0.1mol·L－1NaCl溶液大。

2．影响电离平衡的因素

与其它平衡相同，弱电解质在中达到电离平衡时电离程度的大小主要由电解质本身的性质决定，同时受到外界条件的影响。

电离过程的热效应较小，在温度变化不大的情况下，一般不考虑温度对电离平衡的影响。

若温度升高较多时，电离程度增强，离子浓度增大。

在一定温度下，稀释溶液，弱电解质电离程度增强，离子数目增多，但由于溶液体积增大而离子浓度降低。

当加入含有弱电解质组成的相同的离子时，弱电解质的电离平衡向左移动。

对CH3COOHH＋＋CH3COO－的电离平衡，小结如下：

条件变化

平衡移动

电离度

K

离子数目

离子浓度

加热

正向移动

增大

增大

增多

增大

稀释

正向移动

增大

不变

增多

减小

加冰醋酸

正向移动

减小

不变

增多

增大

加盐酸

逆向移动

减小

不变

H＋增多CH3COO－减少

加醋酸钠

逆向移动

减小

不变

H＋减少CH3COO－增多

3.电离平衡常数

（1）概念：

在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，溶液中电离所产生的各种离子浓度的乘积跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，用K表示（酸用Ka表示，碱用Kb表示）。

（2）表示方法：

ABA++B-K= 

（3）K的意义：

K值越大，表示该电解质较易电离，所对应的弱酸弱碱较强。

从Ka或Kb的大小，可以判断弱酸和弱碱的相对强弱，例如弱酸的相对强弱：

H2SO3（Ka1=1.5×10-2）>H3PO4（Ka1=7.5×10-3）>HF（Ka=7.2×10-4）>HNO2（Ka1=4.6×10-4）>HCOOH（Ka=1.8×10-4）>CH3COOH（Ka=1.8×10-5）>H2CO3（Ka1=4.3×10-7）>H2S（Ka1=9.1×10-8）.

（4）影响K值大小的因素：

K值不随浓度而变化，但随温度而变化。

（5）多元弱酸的电离。

多元弱酸是分步电离的，且越向后的电离越困难，其电离出来的离子浓度也越小，酸性主要由第一步电离决定。

如H3PO4的电离：

第一步电离：

H3PO4H++H2POK1

第二步电离：

H2POH++HPO（较难）K2

第三步电离：

HPOH++PO（困难）K3

显然：

K1>K2>K3。

在磷酸溶液中，由H3PO4电离出来的离子有H+、H2PO、HPO、PO等离子，其离子浓度的大小关系为：

c（H+）>c（H2PO）>c（HPO）>c（PO）。

4.电离常数的应用：

（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。

（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，但电离常数不变。

例题2、下列有关说法正确的是。

①0.1L0.5mol·L－1CH3COOH溶液中含有的H＋数为0.05NA

②室温下，稀释0.1mol·L－1CH3COOH溶液，溶液的导电能力增强

③向0.1mol·L－1CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中减小

④CH3COOH溶液加水稀释后，溶液中的值减小

⑤某温度下，pH＝11的氨水和NaOH溶液分别加水稀释100倍，溶液的pH随溶液体积变化的曲线如图所示，a值一定大于9

⑥H＋浓度相同等体积的两份溶液A（盐酸）和B（CH3COOH）分别与锌粉反应，若最后仅有一份溶液中存在锌，放出氢气的质量相同，则反应所需要的时间B＞A　②开始反应时的速率A＞B

⑦25℃时，部分物质的电离平衡常数如表所示，则向Na2CO3溶液中滴加少量氯水的离子方程式为：

CO＋2Cl2＋H2O===2Cl－＋2HClO＋CO2↑

化学式

CH3COOH

H2CO3

HClO

电离平衡常数

1.7×10－5

K1＝4.3×10－7

K2＝5.6×10－11

3.0×10－8

⑧一定温度下，冰醋酸在加水稀释过程中溶液导电能力的变化曲线如图所示，加水可使c点溶液中c（CH3COO－）增大

⑨室温下，由0.1mol·L－1一元碱BOH的pH＝10，可知溶液中存在BOH===B＋＋OH－

⑩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

⑪稀释弱电解质溶液时，所有粒子浓度都一定会减小

⑫25℃下，醋酸溶液中各粒子存在下述关系：

K＝＝1.75×10－5，向该溶液中加入一定量的盐酸时，K＝8×10－5

【指点迷津】设计强弱电解质的比较实验时要注意等物质的量浓度和等pH的两种酸（或碱）的性质差异，常用的实验方法有：

（1）从水解的角度分析，取其钠盐（NaA）溶于水，测其pH，若pH＞7，则说明HA是弱酸，若pH＝7，则说明HA是强酸。

（2）从是否完全电离的角度分析，配制一定物质的量浓度HA溶液（如0.1mol·L－1），测其pH，若pH＞1，则说明HA是弱酸，若pH＝1，则说明HA是强酸。

【课时练习】

1．下列各项中电解质的电离方程式中正确的是（）

A．NaHCO3的水溶液：

NaHCO3=Na＋＋H＋＋

B．熔融状态的NaHSO4：

NaHSO4=Na＋＋

C．HF的水溶液：

HF=H＋＋F－

D．H2S的水溶液：

H2S2H＋＋S2－

2．关于常温下pH=2的醋酸溶液，下列叙述正确的是

A．c（H+）=c（CH3COO-）

B．c（CH3COOH）+c（CH3COO-）=0.01mol·L-1

C．加水稀释后,溶液中导电微粒的数目减少

D．相同pH的盐酸与醋酸分别中和等量的氢氧化钠溶液，消耗的盐酸体积比醋酸多

3．下列说法正确的是

A．在相同温度下，物质的量浓度相等的氨水、NaOH溶液，c（OH‾）相等

B．中和pH和体积均相等的盐酸、CH3COOH溶液，所需NaOH的物质的量相同

C．浓度和体积都相等的盐酸和醋酸溶液分别与足量的Zn完全反应，盐酸产生的H2多

D．室温下pH＝1的CH3COOH溶液和pH＝13的NaOH溶液中，c（CH3COO‾）＝c（Na+）

4．常温下，对于0.1mol·L-1的醋酸溶液，下列说法正确的是

A．加水稀释后，溶液中c（H＋）和c（OH－）都减小

B．加入少量冰醋酸后，溶液中c（H＋）增大

C．加入少量Na2CO3固体，醋酸电离平衡向左移动

D．适当升高温度，醋酸的电离平衡常数减小

5．根据反应中质子（H+）的转移，可以重新定义酸和碱：

酸=质子+（共轭）碱。

因此酸碱之间存在彼此的共轭关系：

HA+B⇌A-+BH+。

关于反应：

HC2O4－+H3O+H2C2O4+H2O、HC2O4－+OH-C2O42－+H2O，下列判断正确的是

A．HC2O4－的共轭碱为H2C2O4

B．HC2O4－的共轭酸为C2O42－

C．HC2O4－既有酸