高考化学总复习第八章《水溶液中的离子平衡》第25讲弱电解质的电离平衡.docx

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高考化学总复习第八章《水溶液中的离子平衡》第25讲弱电解质的电离平衡

2021年高考化学总复习第八章《水溶液中的离子平衡》

第25讲　弱电解质的电离平衡

考纲要求

　1.了解电解质的概念，了解强电解质和弱电解质的概念。

2.理解电解质在水中的电离以及电解质溶液的导电性。

3.理解弱电解质在水中的电离平衡，能利用电离平衡常数进行相关计算。

1．弱电解质

（1）概念

（2）与化合物类型的关系

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。

2．弱电解质的电离概念

（1）电离平衡的建立

在一定条件下（如温度、压强等），当弱电解质电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。

（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。

3．外因对电离平衡的影响

（1）浓度：

在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越小，越易电离。

（2）温度：

温度越高，电离程度越大。

（3）同离子效应：

加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，可使电离平衡向结合成弱电解质分子的方向移动。

（4）化学反应：

加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使电离平衡向电离方向移动。

理解应用

以0.1mol·L－1CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOHCH3COO－＋H＋　ΔH＞0的影响。

改变条件

平衡移动方向

n（H＋）

c（H＋）

导电能力

Ka

加水稀释

向右

增大

减小

减弱

不变

加入少量

冰醋酸

向右

增大

增大

增强

不变

通入HCl（g）

向左

增大

增大

增强

不变

加NaOH（s）

向右

减小

减小

增强

不变

加

CH3COONa（s）

向左

减小

减小

增强

不变

加入镁粉

向右

减小

减小

增强

不变

升高温度

向右

增大

增大

增强

增大

4.溶液中离子浓度变化的宏观判断方法

（1）有颜色的离子：

通过溶液颜色的变化来判断，可用比色计测量离子浓度。

（2）H＋或OH－浓度：

可用酸碱指示剂或pH计测量H＋或OH－浓度的变化。

（3）溶液的导电性：

常用溶液的电导率，定量描述溶液的导电性。

电解质溶液的电导率与离子浓度和离子所带电荷数成正比。

理解应用

分别画出冰醋酸加水稀释过程中溶液的电导率和pH随加水体积变化的曲线。

答案　

（1）强电解质稀溶液中不存在溶质分子，弱电解质稀溶液中存在溶质分子（√）

（2）氨气溶于水，当NH3·H2O电离出的c（OH－）＝c（NH

）时，表明NH3·H2O电离处于平衡状态

（×）

（3）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－（×）

（4）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（×）

（5）25℃时，0.1mol·L－1CH3COOH加水稀释，各离子浓度均减小（×）

（6）电离平衡向右移动，弱电解质的电离度一定增大（×）

（7）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（×）

（1）电离平衡向右移动，电离程度不一定增大。

（2）电离平衡向右移动，电解质的分子浓度不一定减小，电解质的离子浓度也可能减小。

（3）溶液的导电能力（电导率）与电解质的强弱无关，它决定于溶液中自由移动的离子浓度大小。

题组一　外因对电离平衡的影响

1．（2019·武汉调研）稀氨水中存在着下列平衡：

NH3·H2ONH

＋OH－，若要使平衡向左移动，同时使c（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．①②③⑤B．③⑥C．③D．③⑤

答案　C

解析　若在氨水中加入NH4Cl固体，c（NH

）增大，平衡向左移动，c（OH－）减小，①不合题意；硫酸中的H＋与OH－反应，使c（OH－）减小，平衡向右移动，②不合题意；当在氨水中加入NaOH固体后，c（OH－）增大，平衡向左移动，③符合题意；若在氨水中加入水，稀释溶液，平衡向右移动，且c（OH－）减小，④不合题意；电离属吸热过程，加热平衡向右移动，c（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c（OH－）减小，⑥不合题意。

2．已知人体体液中存在如下平衡：

CO2＋H2OH2CO3H＋＋HCO

，以维持体液pH的相对稳定。

下列说法不合理的是（　　）

A．当强酸性物质进入体液后，上述平衡向左移动，以维持体液pH的相对稳定

B．当强碱性物质进入体液后，上述平衡向右移动，以维持体液pH的相对稳定

C．若静脉滴注大量生理盐水，则体液的pH减小

D．进行呼吸活动时，如果CO2进入血液，会使体液的pH减小

答案　C

解析　若静脉滴注大量生理盐水，则血液被稀释，平衡虽然正向移动，但根据勒夏特列原理，c（H＋）减小，体液的pH增大。

3．H2S水溶液中存在电离平衡H2SH＋＋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增大

C．滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液pH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

答案　C

解析　加水促进电离，但氢离子浓度减小，A项错误；通入过量SO2气体发生反应2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O，当SO2过量时溶液显酸性，而且酸性比H2S强，pH减小，B项错误；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。

题组二　弱电解质电离与溶液导电图像分析

4．一定温度下，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：

c＜a＜b

B．a、b、c三点CH3COOH的电离程度：

c＜a＜b

C．用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，测量结果偏小

D．a、b、c三点溶液用1mol·L－1NaOH溶液中和，消耗NaOH溶液体积：

c＜a＜b

答案　C

解析　A项，由导电能力知c（H＋）：

b＞a＞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，c（H＋）增大，pH偏小；D项，a、b、c三点n（CH3COOH）相同，用NaOH溶液中和时消耗n（NaOH）相同，故消耗V（NaOH）：

a＝b＝c。

5．（2020·山东滕州一中模拟）电导率是衡量电解质溶液导电能力大小的物理量，根据溶液电导率变化可以确定滴定反应的终点。

下图是KOH溶液分别滴定HCl溶液和CH3COOH溶液的滴定曲线示意图。

下列示意图中，能正确表示用NH3·H2O溶液滴定HCl和CH3COOH混合溶液的滴定曲线的是（　　）

答案　D

解析　HCl为强电解质，CH3COOH为弱电解质，滴加NH3·H2O，先与HCl反应，生成同样为强电解质的NH4Cl，但溶液体积不断增大，溶液稀释，所以电导率下降。

当HCl被中和完后，继续与CH3COOH弱电解质反应，生成CH3COONH4，为强电解质，所以电导率增大。

HCl与CH3COOH均反应完后，继续滴加弱电解质NH3·H2O，电导率变化不大，因为溶液被稀释，有下降趋势。

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．特点

（1）电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K值增大。

（2）电离平衡常数反映弱电解质电离程度的相对强弱，K越大，表示弱电解质越易电离，酸性或碱性越强。

（3）多元弱酸的各级电离常数的大小关系是K1≫K2≫K3……，故其酸性取决于第一步电离。

问题思考

（1）同一温度下，H2CO3的电离平衡常数Ka1＝4.4×10－7，Ka2＝4.7×10－11，有人认为Ka1、Ka2差别很大的主要原因是第一步电离产生的H＋对第二步的电离起抑制作用造成的。

你认为这种观点对吗？

试从影响平衡常数因素的角度阐明你的观点。

答案　这种观点不正确，电离常数与温度有关，与溶液中的H＋浓度无关。

其差别大的主要原因是从HCO

负电荷上解离一个正电荷（H＋）比从中性分子（H2CO3）中解离一个正电荷（H＋）克服微粒之间的作用要大，即内因影响电离常数。

（2）从定性、定量的角度解释弱电解质溶液加水稀释，平衡移动方向。

①应用平衡移动原理解释0.2mol·L－1的醋酸加水稀释平衡移动方向。

答案　稀释弱电解质溶液时，溶液总浓度减小，根据平衡移动原理，平衡向减弱这种改变的方向移动，即正向移动。

②应用Q与K的关系定量分析，0.2mol·L－1的醋酸加水稀释平衡移动方向，c（H＋）减小的原因。

答案　稀释时，假设溶液的体积扩大一倍，则

Q＝

＝

K，

此时Q＜K，故电离平衡正向移动。

移动的结果使c（CH3COOH）减小，由于平衡常数不变，故c（H＋）和c（CH3COO－）都必然减小。

3．电离平衡常数的三大应用

（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，酸性（或碱性）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。

理解应用

部分弱酸的电离平衡常数如下表：

弱酸

HCOOH

H2S

H2CO3

HClO

电离平衡

常数（25℃）

K＝1.77×10－4

K1＝1.3×10－7

K2＝7.1×10－15

K1＝4.4×10－7

K2＝4.7×10－11

K＝3.0×10－8

按要求回答下列问题：

（1）HCOOH、H2S、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为_____________________________

___________________________________________。

（2）同浓度的HCOO－、HS－、S2－、HCO

、CO

、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序为________________________________________________________________________。

（3）运用上述电离常数及物质的特性判断下列化学反应方程式不正确的是________（填序号）。

①次氯酸与NaHCO3溶液的反应：

HClO＋HCO

===ClO－＋H2O＋CO2↑

②少量CO2通入NaClO溶液中：

CO2＋H2O＋2ClO－===CO

＋2HClO

③少量CO2通入NaClO溶液中：

CO2＋H2O＋ClO－===HCO

＋HClO

④硫化氢通入NaClO溶液中：

H2S＋ClO－===HS－＋HClO

⑤碳酸钠滴入足量甲酸溶液中：

2HCOOH＋CO

===2HCOO－＋CO2↑＋H2O

答案　

（1）HCOOH＞H2CO3＞H2S＞HClO

（2）S2－＞CO

＞ClO－＞HS－＞HCO

＞HCOO－

（3）①②④

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分子总数的百分比。

（2