江苏高考化学复习水溶液中的离子平衡1第一单元弱电解质的电离平衡教案.docx

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江苏高考化学复习水溶液中的离子平衡1第一单元弱电解质的电离平衡教案

第一单元　弱电解质的电离平衡

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。

　弱电解质的电离平衡

[知识梳理]

一、强、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。

3．电离方程式的书写

（1）弱电解质

①多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步，如H2CO3电离方程式：

H2CO3H＋＋HCO

，HCO

H＋＋CO

。

②多元弱碱电离方程式一步写成，如Fe（OH）3电离方程式：

Fe（OH）3Fe3＋＋3OH－。

（2）酸式盐

①强酸的酸式盐完全电离，如NaHSO4电离方程式：

NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO

。

②弱酸的酸式盐中酸式酸根不能完全电离，如NaHCO3电离方程式：

NaHCO3===Na＋＋HCO

，HCO

H＋＋CO

。

二、弱电解质的电离平衡

1．电离平衡的建立

在一定条件下（如温度、压强等），当弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合成弱电解质分子的速率相等，且溶液中各分子和离子的浓度都不再发生变化时，电离过程达到了平衡。

2．电离平衡的特征

3．电离平衡的影响因素

（1）内因：

弱电解质本身的性质。

（2）外因

①温度：

温度升高，电离平衡向右移动，电离程度增大。

②浓度：

稀释溶液，电离平衡向右移动，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，电离平衡向左移动，电离程度减小。

④加入能反应的物质：

电离平衡向右移动，电离程度增大。

[自我检测]

1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。

（1）强电解质溶液中不存在溶质分子，弱电解质溶液中存在溶质分子。

（　　）

（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）强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液强。

（　　）

（4）由0.1mol·L－1一元碱BOH的pH＝10，可知溶液中存在BOH===B＋＋OH－。

（　　）

解析：

（2）NH3＋H2ONH3·H2ONH

＋OH－，NH3·H2O电离出的c（OH－）与c（NH

）永远相等，不能表明NH3·H2O电离处于平衡状态；（3）溶液导电能力与电解质强弱无关；（4）由于0.1mol·L－1一元碱BOH中OH－的浓度小于0.1mol·L－1，所以BOH应属于弱碱，其电离方程式应为BOHB＋＋OH－。

答案：

（1）√　

（2）×　（3）×　（4）×

2．判断下列电离方程式的书写是否正确，如有错误请在横线上改正。

（1）H2CO3的电离：

H2CO32H＋＋CO

（　　）

________________________________________________________________________

（2）Fe（OH）3的电离：

Fe（OH）3Fe3＋＋3OH－（　　）

________________________________________________________________________

（3）水溶液中NaHSO4的电离：

NaHSO4===Na＋＋HSO

（　　）

________________________________________________________________________

（4）熔融状态下NaHSO4的电离：

NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO

（　　）

________________________________________________________________________

答案：

（1）×　H2CO3H＋＋HCO

、HCO

H＋＋CO

（2）√

（3）×　NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO

（4）×　NaHSO4===Na＋＋HSO

（1）电解质、非电解质都属于化合物，单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。

常见的电解质有部分氧化物、酸、碱、盐、水等。

（2）电解质的强弱是由物质的内部结构决定的，与外界因素无关，关键是看在水溶液中是否完全电离。

①与溶解性无关。

例如：

BaSO4等虽难溶于水，但溶于水的部分却能完全电离，是强电解质。

醋酸能与水互溶但不能完全电离，是弱电解质。

②与溶液的导电性无必然联系。

溶液的导电性与溶液中的离子浓度和离子所带电荷数有关，强电解质溶液的导电能力不一定强。

　（2015·高考全国卷Ⅰ，13，6分）浓度均为0.10mol·L－1、体积均为V0的MOH和ROH溶液，分别加水稀释至体积V，pH随lg

的变化如图所示。

下列叙述错误的是（　　）

A．MOH的碱性强于ROH的碱性

B．ROH的电离程度：

b点大于a点

C．若两溶液无限稀释，则它们的c（OH－）相等

D．当lg

＝2时，若两溶液同时升高温度，则

增大

[解析]　由图像分析浓度为0.10mol·L－1的MOH溶液，在稀释前pH为13，说明MOH完全电离，则MOH为强碱，而ROH的pH<13，说明ROH没有完全电离，ROH为弱碱。

A．MOH的碱性强于ROH的碱性，A正确。

B．曲线的横坐标lg

越大，表示加水稀释体积越大，由曲线可以看出b点的稀释程度大于a点，弱碱ROH存在电离平衡：

ROHR＋＋OH－，溶液越稀，弱电解质电离程度越大，故ROH的电离程度：

b点大于a点，B正确。

C．若两溶液无限稀释，则溶液的pH接近于7，故两溶液的c（OH－）相等，C正确。

D．当lg

＝2时，溶液V＝100V0，溶液稀释100倍，由于MOH发生完全电离，升高温度，c（M＋）不变；ROH存在电离平衡：

ROHR＋＋OH－，升高温度促进电离平衡向电离方向移动，c（R＋）增大，故

减小，D错误。

[答案]　D

试从上题图像的变化分析，等物质的量浓度的MOH和ROH溶液稀释相同倍数时，哪个pH变化大？

若是等pH的两种同元数电解质溶液稀释相同倍数时，强、弱电解质哪个pH变化大？

答案：

MOH溶液pH变化大。

两种同元数电解质溶液稀释相同倍数时，无论等物质的量浓度稀释还是等pH稀释，都是强电解质溶液pH变化较大，弱电解质溶液pH变化较小。

（上述规律也可以反过来用于确定电解质的相对强弱）

　判断弱电解质的方法

1．下列事实不能证明氨水是弱碱的是（　　）

A．pH＝11的氨水加入水稀释到原溶液体积的100倍时，pH>9

B．氯化铵溶液呈酸性

C．常温下0.01mol/L氨水的pH＝10.6

D．体积相同的0.1mol/L氨水和0.1mol/LNaOH溶液中和盐酸的量相同

解析：

选D。

A项，若氨水为强碱，必完全电离，则pH＝11的氨水加入水稀释到原溶液体积的100倍时，pH应等于9；B项，氯化铵溶液呈酸性，说明NH

发生水解反应生成了弱电解质NH3·H2O，“有弱才水解”；C项，常温下0.01mol/L氨水的pH＝10.6，说明氨水不能完全电离，若完全电离，pH应等于12；D项，无论氨水碱性强弱，等体积、等浓度的氨水和NaOH溶液中和盐酸时最终电离出的n（OH－）相同，它们的中和能力相同。

2．（2018·莆田一模）醋酸是电解质，下列事实能说明醋酸是弱电解质的组合是（　　）

①醋酸与水能以任意比互溶

②醋酸溶液能导电

③醋酸溶液中存在醋酸分子

④0.1mol/L醋酸溶液的pH比0.1mol/L盐酸的pH大

⑤醋酸能和碳酸钙反应放出CO2

⑥0.1mol/L醋酸钠溶液的pH＝8.9

⑦大小相同的锌粒与相同物质的量浓度的盐酸和醋酸溶液反应，开始时醋酸产生H2速率慢

A．②⑥⑦　　　　　　　　B．③④⑤⑥

C．③④⑥⑦D．①②

解析：

选C。

醋酸溶液中存在CH3COOH分子，说明醋酸部分电离，存在电离平衡，是弱电解质，③正确。

0.1mol/L醋酸溶液的pH比0.1mol/L盐酸的pH大，说明醋酸溶液中c（H＋）小于盐酸，是弱电解质，④正确。

0.1mol/LCH3COONa溶液的pH＝8.9，说明CH3COO－发生了水解，CH3COOH是弱电解质，⑥正确。

相同物质的量浓度的盐酸和醋酸溶液与Zn反应，醋酸反应慢，说明其中c（H＋）小，是弱电解质，⑦正确。

强电解质和弱电解质的证明实验

[以证明某酸（HA）为弱酸为例]

实验方法

结论

（1）测0.01mol·L－1HA溶液的pH

pH＝2，HA为强酸；pH>2，HA为弱酸

（2）测NaA溶液的pH

pH＝7，HA为强酸；pH>7，HA为弱酸

（3）相同条件下，测相同浓度的HA和HCl溶液的导电性

导电性相同，HA为强酸；导电性弱于盐酸，HA为弱酸

（4）往同浓度的HA和HCl溶液中投入大小相同的Zn粒或CaCO3固体

开始反应速率相同，HA为强酸；开始反应速率比盐酸慢，HA为弱酸

（5）测相同pH的HA与HCl稀释相同倍数前后的pH变化

pH变化倍数相同，HA为强酸；pH变化倍数小于盐酸，HA为弱酸

　影响弱电解质电离平衡的因素

3．稀氨水中存在着下列平衡：

NH3·H2ONH

＋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

⑥MgSO4固体

A．①②③⑤B．③⑥

C．③D．③⑤

解析：

选C。

①使平衡逆向移动，c（OH－）减小；②④⑥使平衡正向移动，c（OH－）减小；⑤使平衡正向移动，c（OH－）增大；只有③使平衡逆向移动且c（OH－）增大。

4．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

解析：

选C。

加水，电离平衡虽向右移动，但因溶液体积变大，c（H＋）减小，A项错误；通入少量SO2，因发生SO2＋2H2S===3S↓＋2H2O，平衡向左移动，溶液pH增大，但通入过量SO2，最终溶液为饱和亚硫酸溶液，溶液pH减小，B项错误；加入新制氯水，发生反应：

H2S＋Cl2===S↓＋2HCl，平衡向左移动，溶液酸性增强，pH减小，C项正确；加入CuSO4后，发生反应：

H2S＋Cu2＋===CuS↓＋2H＋，溶液中c（H＋）变大，D项错误。

外界条件对电离平衡影响的“四个不一定”

（1）稀醋酸加水稀释时，溶液中不一定所有的离子浓度都减小。

因为温度不变，Kw＝c（H＋）·c（OH－）是定值，稀醋酸加水稀释时，溶液中的c（H＋）减小，故c（OH－）增大。

（2）电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，离子的浓度不一定增大，电离程度也不一定增大。

如对于CH3COOHCH3COO－＋H＋，平衡后，加入冰醋酸，c（CH3COOH）增大，平衡右移，根据勒夏特列原理，只能“减弱”而不能消除，再次平衡时，c（CH3COOH）比原平衡时大；加水稀释或加少量NaOH固体，都会引起平衡右移，但c（CH3COOH）、c（H＋）都比原平衡时要小；加水稀释或增大弱电解质的浓度，都使电离平衡向电离方向移动，但加水稀释时弱电解质的电离程度增大，而增大弱电解质的浓度时弱电解质的电离程度减小。

　电离平衡常数

[知识梳理]

一、电离平衡常数（又称电离常数）

1．常见弱碱和弱酸的电离平衡常数（25℃）

弱电解质

电离方程式

电离平衡常数

NH3·H2O

NH3·H2O

NH

＋OH－

Kb＝1.8×10－5

CH3COOH

CH3COOH

CH3COO－＋H＋

Ka＝1.8×10－5

HClO

HClOH＋

＋ClO－

Ka＝3.0×10－8

2.CH3COOH的酸性大于HClO的酸性（填“大于”“小于”或“等于”），判断的依据：

相同条件下，电离平衡常数越大，则电离程度越大，c（H＋）越大，酸性越强。

3．电离平衡常数的意义：

弱酸、弱碱的电离平衡常数能够反映酸碱性的相对强弱。

相同条件下，电离平衡常数越大，则电离程度越大。

多元弱酸的电离以第一步电离为主，各级电离平衡常数的大小差距较大。

4．外因对电离平衡常数的影响：

电离平衡常数与其他化学平衡常数一样只与温度有关，与电解质的浓度无关，升高温度，K值增大，原因是电离是吸热过程。

5．碳酸（二元弱酸）

（1）电离方程式是H2CO3H＋＋HCO

，HCO

H＋＋CO

。

（2）电离平衡常数表达式：

Ka1＝

，Ka2＝

。

（3）比较大小：

Ka1>Ka2。

二、有关电离平衡常数的计算（以弱酸HX为例）

1．已知c（HX）和c（H＋），求电离平衡常数。

HX　　　　　H＋　＋　X－

起始c（HX）00

平衡c（HX）－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，可做近似处理：

c（HX）－c（H＋）≈c（HX），则Ka＝

，代入数值求解即可。

2．已知c（HX）和电离平衡常数，求c（H＋）。

HX　　　　　H＋　＋　X－

起始c（HX）00

平衡c（HX）－c（H＋）c（H＋）c（H＋）

则Ka＝

。

由于Ka值很小，c（H＋）的数值很小，可做近似处理：

c（HX）－c（H＋）≈c（HX），则c（H＋）＝

，代入数值求解即可。

三、电离度

1．弱电解质的电离度α＝

×100%。

2．一般而言，相同温度下，弱电解质溶液的浓度越大，电离度越小；弱电解质溶液的浓度越小，电离度越大。

[自我检测]

1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。

（1）电离常数受溶液浓度的影响。

（　　）

（2）电离常数可以表示弱电解质的相对强弱。

（　　）

（3）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。

（　　）

（4）H2CO3的电离常数表达式：

Ka＝

。

（　　）

答案：

（1）×　

（2）√　（3）×　（4）×

2．[2016·高考全国卷Ⅱ，26（4）]联氨（N2H4）为二元弱碱，在水中的电离方式与氨相似。

联氨第一步电离反应的平衡常数值为____________（已知：

N2H4＋H＋N2H

的K＝8.7×107；Kw＝1.0×10－14）。

联氨与硫酸形成的酸式盐的化学式为______________________。

解析：

N2H4的第一步电离的方程式为N2H4＋H2ON2H

＋OH－，则电离平衡常数Kb＝

＝

＝

＝K·Kw＝8.7×107×1.0×10－14＝8.7×10－7。

联氨是二元弱碱，其与硫酸形成的酸式盐为N2H6（HSO4）2。

答案：

8.7×10－7　N2H6（HSO4）2

（1）电离平衡常数除了可以用于比较弱电解质的电离能力外，还能判断电离平衡的移动方向。

（2）在运用电离平衡常数表达式进行计算时，浓度必须是平衡时的浓度。

　25℃时，部分物质的电离平衡常数如表所示：

化学式

CH3COOH

H2CO3

HClO

电离平

衡常数

1.8×10－5

Ka1＝4.3×10－7

Ka2＝5.6×10－11

3.0×10－8

请回答下列问题：

（1）CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为____________________________。

（2）同浓度的CH3COO－、HCO

、CO

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

（3）将少量CO2气体通入NaClO溶液中，写出反应的离子方程式：

_______________________。

（4）体积为10mLpH＝2的醋酸溶液与一元酸HX分别加水稀释至1000mL，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）～

（2）电离平衡常数越大，酸性越强；电离平衡常数越小，其对应酸根离子结合H＋能力越强。

（3）根据电离平衡常数可以判断：

酸性H2CO3＞HClO＞HCO

，H2CO3可以和ClO－反应生成HCO

和HClO，所以少量CO2与NaClO溶液反应生成HCO

和HClO。

（4）根据图像分析知，起始时两种溶液中c（H＋）相同，故c（较弱酸）＞c（较强酸），稀释过程中较弱酸的电离程度增大的多，故在整个稀释过程中较弱酸的c（H＋）一直大于较强酸的c（H＋），稀释相同倍数，HX的pH变化比CH3COOH的大，故HX酸性强，电离平衡常数大。

[答案]　

（1）CH3COOH>H2CO3>HClO

（2）CO

>ClO－>HCO

>CH3COO－

（3）ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCO

（4）大于　稀释相同倍数，HX的pH变化比CH3COOH的pH变化大，酸性强，电离平衡常数大

（1）根据电离平衡常数知，上述电解质均为弱电解质，常温下0.1mol·L－1的CH3COOH溶液在加水稀释过程中，下列表达式的数据一定变小的是________（填序号）。

A．c（H＋）　　　　　　　　B．c（H＋）/c（CH3COOH）

C．c（H＋）·c（OH－）D．c（OH－）/c（H＋）

E.

若该溶液升高温度，上述表达式的数据增大的是________。

（2）上述例题中H2CO3的电离平衡常数Ka1、Ka2差别很大的原因（从电离平衡的角度解释）：

____________________________________________________。

答案：

（1）A　ABCE

（2）第一步电离产生的H＋对第二步的电离起抑制作用

利用电离平衡常数解题的思维模型

　电离平衡常数及其应用

1．（2018·沧州高三月考）液态化合物AB会发生微弱的自身电离，电离方程式为ABA＋＋B－，在不同温度下其平衡常数为K（25℃）＝1.0×10－14，K（35℃）＝2.1×10－14。

则下列叙述正确的是（　　）

A．c（A＋）随温度的升高而降低

B．35℃时，c（A＋）＞c（B－）

C．AB的电离程度：

α（25℃）＞α（35℃）

D．AB的电离是吸热过程

解析：

选D。

由于K（25℃）＜K（35℃），故c（A＋）随温度的升高而增大，A错；由电离方程式可知，任何温度下，都存在c（A＋）＝c（B－），B错；由25℃和35℃时的电离平衡常数可知，温度越高，电离程度越大，C错；由于K（25℃）＜K（35℃），因此AB的电离是吸热过程，D正确。

2．运用电离平衡常数判断下列可以发生的反应是（　　）

酸

电离平衡常数（25℃）

碳酸

Ka1＝4.3×10－7

Ka2＝5.6×10－11

次溴酸

Ka＝2.4×10－9

①HBrO＋Na2CO3===NaBrO＋NaHCO3

②2HBrO＋Na2CO3===2NaBrO＋H2O＋CO2↑

③HBrO＋NaHCO3===NaBrO＋H2O＋CO2↑

④NaBrO＋CO2＋H2O===NaHCO3＋HBrO

A．①③B．②④

C．①④D．②③

解析：

选C。

根据复分解反应中较强酸制备较弱酸的原理，①中Ka（次溴酸）＝2.4×10－9＞Ka2（碳酸）＝5.6×10－11，能发生；④中Ka（次溴酸）＝2.4×10－9＜Ka1（碳酸）＝4.3×10－7，能发生；②和③都不能发生。

3．

（1）25℃时，若向amol·L－1的HA溶液中，滴加等体积的bmol·L－1的NaOH溶液，使溶液呈中性，用含a和b的代数式表示HA的电离平衡常数Ka＝________。

（2）在25℃下，将amol·L－1的氨水与0.01mol·L－1的盐酸等体积混合，反应完后溶液中c（NH

）＝c（Cl－），则溶液显______性（填“酸”“碱”或“中”）；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离平衡常数Kb＝________________________________。

解析：

（1）溶液呈中性，c（H＋）＝10－7mol·L－1，溶液等体积混合，根据电荷守恒可知c（A－）＝0.5bmol·L－1，则c（HA）＝0.5（a－b）mol·L－1，则Ka＝

＝

。

（2）所发生反应的化学方程式为NH3·H2O＋HCl===NH4Cl＋H2O，由电荷守恒可知：

c（NH

）＋c（H＋）＝c（Cl－）＋c（OH－），因为c（NH

）＝c（Cl－），所以c（OH－）＝c（H＋），故溶液显中性。

Kb＝

，c（NH

）＝c（Cl－）＝0.005mol·L－1，c（OH－）＝c（H＋）＝10－7mol·L－1。

c（NH3·H2O）＝

mol·L－1－c（NH

）＝（

－0.005）mol·L－1。

所以Kb＝

＝

。

答案：

（1）

（2）中　

　强酸与弱酸的比较与判断

4．（2015·高考海南卷）下列曲线中，可以描述乙酸（甲，Ka＝1.8×10－5）和一氯乙酸（乙，Ka＝1.4×10－3）在水中的电离度与浓度关系的是（　　）

解析：

选B。

电离常数一氯乙酸大于乙酸，故一氯乙酸的酸性比乙酸的酸性强，即同温、同浓度时，一氯乙酸的电离度大于乙酸；随着浓度增大，电离度均减小，B项符合题意。

5．相同体积、相同pH的某一元强酸溶液①和某一元中强酸溶液②分别与足量的锌粉发生反应，下列关于氢气体积（V）随时间（t）变化的示意图正确的是（　　）

解析：

选C。

由于起始时pH相同，随反应的进行，因中强酸存在电离平衡，可继续电离出H＋，故中强酸产生H2的体积多，且在相同时间内，中强酸的反应速率快。

一元强酸与一元弱酸的比较的常用方法

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

0.01mol·L－1＝c（HA）

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＝HB

HA

体积相同时与过量活泼金属反应产生H2的量

HA＝HB

HA

c（A－）与c（B－）的大小

c（A－）>c（B－）

c（A－）＝c（B－）

分别加入固体NaA、NaB后pH变化

HA：

不变

HB：

变大

HA：

不变

HB：

变大

加水稀释10倍后

3＝pHHA

3＝pHHA>

pHHB>2

溶液的导电性

HA>HB

HA＝HB

水的电离程度

HA

HA＝HB

[课后达标检测]

一、选择题

1．（2018·南昌模拟）下列关于强、弱电解质的叙述中，错误的是（　　）

A．强电解质在溶液中完全电离，不存在电离平衡

B．溶液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，当温度或浓度不同时，其导电能力也不同

D．纯的强电解质在液态时，有的导电，有的不导电

解析：

选B。

强电解质在水中完全电离，不存在电离平