版高考化学总复习专题八弱电解质的电离平衡教学案.docx

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版高考化学总复习专题八弱电解质的电离平衡教学案

课时1　弱电解质的电离平衡

[2018备考·最新考纲]

1．了解电解质的概念；了解强电解质和弱电解质的概念。

2.理解弱电解质在水溶液中的电离平衡，并能利用电离平衡常数进行相关计算。

考点一　弱电解质的电离

（考点层次A→自学、识记、辨析）

1．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强极性键的共价化合物（HF等除外）。

弱电解质主要是某些弱极性键的共价化合物。

2．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的电离方程式：

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强酸的酸式盐在溶液中完全

电离，如：

NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO

。

②弱酸的酸式盐中酸式酸根在溶液中不能完全电离，如：

NaHCO3===Na＋＋HCO

，HCO

H＋＋CO

。

提醒：

①电解质、非电解质均是化合物，盐酸、铜虽能导电，但它们既不是电解质也不是非电解质。

②CO2、SO2、SO3、NH3等溶于水也导电，是它们与水反应生成新物质后而导电的，而它们液态时不导电，故属于非电解质。

③BaSO4等虽难溶于水，但溶于水的部分却能完全电离，属于强电解质。

3．弱电解质的电离平衡

（1）电离平衡的建立

在一定条件（如温度、浓度等）下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程就达到平衡。

平衡建立过程如图所示：

（2）电离平衡的特征

（3）外界条件对电离平衡的影响

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。

提醒：

①稀醋酸加水稀释时，溶液中的各离子浓度并不是都减小，如c（OH－）是增大的。

②电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，如稀醋酸中加入冰醋酸。

③电离平衡右移，电离程度也不一定增大。

教材

高考

1．（RJ选修4·P443改编）判断下列说法是否正确

（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）共价化合物一定是弱电解质（×）

（4）强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液强（×）

（5）中和等体积、等物质的量浓度的盐酸和醋酸溶液，盐酸所需氢氧化钠多于醋酸（×）

2．（RJ选修4·P432改编）某酸碱指示剂是一种有机酸，其在水溶液中的电离平衡与其呈现颜色相关：

HIn（红色）H＋＋In－（黄色），若向含此指示剂的5mL0.1mol·L－1的盐酸中加入10mL0.1mol·L－1的NaOH溶液，则溶液的颜色变化为（　　）

A．红色变为无色　　　　　B．黄色变为无色

C．红色变为黄色　D．黄色变为红色

答案　C

3．（溯源题）（2016·上海化学，6）能证明乙酸是弱酸的实验事实是②。

①CH3COOH溶液与Zn反应放出H2

②0.1mol/LCH3COONa溶液的pH大于7

③CH3COOH溶液与Na2CO3反应生成CO2

④0.1mol/LCH3COOH溶液可使紫色石蕊变红

探源：

本考题源于教材RJ选修4P41“思考与交流”及其拓展，对弱电解质电离的影响因素（加水稀释）进行了考查。

[诊断性题组]

1．基础知识判断，正确的打“√”，错误的打“×”。

（1）HClO是弱酸，所以NaClO是弱电解质（×）

（2）弱电解质溶液中存在溶质分子，而强电解质溶液中不存在溶质分子（√）

（3）AgCl的水溶液不导电，而CH3COOH的水溶液能导电，故AgCl是弱电解质，CH3COOH是

强电解质（×）

（4）由0.1mol·L－1氨水的pH为11，可知溶液中存在NH3·H2ONH

＋OH－（√）

（5）为确定某酸H2A是强酸还是弱酸，可测NaHA溶液的pH。

若pH>7，则H2A是弱酸；若pH<7，则H2A是强酸（×）

（6）弱电解质在溶液里达到电离平衡时，分子的浓度和离子的浓度一定相等（×）

（7）对CH3COOH进行稀释时，会造成溶液中所有离子浓度减小（×）

2．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．①②③⑤　　B．③⑥　　C．③　D．③⑤

解析　若在氨水中加入NH4Cl固体，c（NH

）增大，平衡向逆反应方向移动，c（OH－）减小，①不合题意；硫酸中的H＋与OH－反应，使c（OH－）减小，平衡向正反应方向移动，②不合题意；当在氨水中加入NaOH固体后，c（OH－）增大，平衡向逆反应方向移动，③符合题意；若在氨水中加入水，稀释溶液，平衡向正反应方向移动，但c（OH－）减小；④不合题意；电离属吸热过程，加热平衡向正反应方向移动，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。

答案　C

3.25℃时，把0.2mol·L－1的醋酸加水稀释，则图中的纵轴y表示的是（　　）

A．溶液中OH－的物质的量浓度

B．溶液的导电能力

C．溶液中的

D．CH3COOH的电离程度

解析　25℃时，0.2mol·L－1的醋酸稀释过程中，随着水的加入溶液中OH－的浓度增大（但不会超过10－7mol·L－1），CH3COOH的电离程度增大，CH3COO－数目增多，CH3COOH数目减少，但溶液中CH3COO－的浓度减小，溶液的导电能力减弱。

答案　B

【练后归纳】

从“定性”和“定量”两个角度理解电离平衡：

（1）从定性角度分析电离平衡：

应该深刻地理解勒夏特列原理——平衡向“减弱”这种改变的方向移动，移动结果不能“抵消”或“超越”这种改变。

（2）从定量角度分析电离平衡：

当改变影响电离平衡的条件后分析两种微粒浓度之比的变化时，若通过平衡移动的方向不能作出判断时，应采用化学平衡常数定量分析。

拓展

以0.1mol·L－1CH3COOH溶液为例：

实例（稀溶液）

CH3COOHH＋＋CH3COO－

ΔH>0　

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CH3COONa（s）

向左

减小

减小

增强

不变

加入少量

冰醋酸

向右

增大

增大

增强

不变

通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

考点二　电离平衡常数

（考点层次B→共研、理解、整合）

1．表达式

对一元弱酸HA：

HAH＋＋A－

Ka＝

。

对一元弱碱BOH：

BOHB＋＋OH－

Kb＝

。

2.特点及影响因素

（1）多元弱酸是分步电离的，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。

（2）影响因素

3．意义

电离常数反映了弱电解质的电离程度的大小，K值越大，电离程度越大，酸（或碱）性越强。

如相同条件下常见弱酸的酸性强弱：

H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO。

提醒：

①电离平衡常数与化学平衡常数一样，只与温度有关，与其他条件无关。

②电离平衡常数除了可以比较弱电解质的电离能力外，还能定量判断电离平衡的移动方向。

③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。

教材

高考

1．（SJ选修4·P706改编）已知25℃下，醋酸溶液中存在下述关系：

＝1.69×10－5

其中的数值是该温度下醋酸的电离平衡常数。

试回答下述问题：

（1）向上述溶液中加入一定量的NaOH溶液，上述数值将不变（填“增大”“减小”或“不变”）。

（2）若醋酸的起始浓度为0.0010mol/L，平衡时氢离子浓度c（H＋）是1.3×10－4_mol/L（提示：

醋酸的电离常数很小，平衡时的c（CH3COOH）可近似视为仍等于0.0010mol/L）。

2．[2016·课标全国Ⅱ，26（4）]联氨为二元弱碱，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8.7×10－7（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N2H6（HSO4）2。

探源：

本考题源于教材SJ选修4P66“例题”，对电离度概念理解及与浓度和电离常数的关系和计算进行了考查。

[拓展性题组]

题组一　电离平衡常数的理解和应用

1．基础知识判断（正确的打“√”，错误的打“×”）。

（1）电离平衡右移，电离常数一定增大（×）

（2）H2CO3的电离常数表达式：

Ka＝

（×）

（3）电离常数可以表示弱电解质的相对强弱（√）

（4）电离常数随着弱电解质的浓度增大而增大（×）

（5）电离常数只与温度有关，与浓度无关（√）

（6）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（×）

2．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　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，在任何温度下，都存在c（A＋）＝c（B－），B错；由25℃和35℃时的平衡常数可知，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。

答案　D

3．（2017·江西吉安检测）硫酸、硝酸、高氯酸在水溶液中都是强酸，下表是某温度下这三种酸在冰醋酸中的电离常数。

下列说法正确的是（　　）

酸

H2SO4

HNO3

HClO4

K1

6.3×10－9

4.2×10－10

1.6×10－5

A.在冰醋酸中H2SO4的电离方程式为：

H2SO42H＋＋SO

B．在冰醋酸中，HNO3的酸性最强

C．在冰醋酸中，0.01mol/L的HClO4，其离子总浓度约为4×10－4mol/L

D．高氯酸水溶液与氨水反应的离子方程式为H＋＋NH3·H2O===H2O＋NH

解析　在冰醋酸中，H2SO4分步电离，其第一步电离方程式为H2SO4H＋＋HSO

，A项错误；根据在冰醋酸中的电离常数，三种酸的酸性强弱顺序为HClO4>H2SO4>HNO3，B项错误；设在冰醋酸中0.01mol/L的HClO4的H＋物质的量浓度为x，

　　　　　　　HClO4H＋＋ClO

c（起始）/mol/L0.01　　0　　0

c（变化）/mol/L　　x　　　x　　　x

c（平衡）/mol/L0.01－x　　x　　　x

则电离常数K＝

≈

＝1.6×10－5，x＝4×10－4mol/L，离子总浓度约为8×10－4mol/L，C项错误；在水溶液中，HClO4是一元强酸，NH3·H2O是一元弱碱，D项正确。

答案　D

【练后归纳】

电离常数的4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，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，考题中经常利用电离常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。

如：

0.1mol·L－1CH3COOH溶液中加水稀释，

＝

＝

，加水稀释时，c（H＋）减小，K值不变，则

增大。

拓展

化学式

电离平衡常数（25℃）

HCN

K＝4.9×10－10

CH3COOH

K＝1.8×10－5

H2CO3

K1＝4.3×10－7，K2＝5.6×10－11

（1）写出NaCN中通入少量CO2的离子方程式CN－＋CO2＋H2O===HCN＋HCO

；

（2）写出Na2CO3溶液中加入足量CH3COOH的离子方程式CO

＋2CH3COOH===CO2↑＋2CH3COO－＋H2O。

题组二　电离平衡常数及电离度的定量计算

4．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1×10－7

D．由HA电离出的c（H＋）约为水电离出的c（H＋）的106倍

解析　根据HA在水中的电离度可算出c（H＋）＝0.1mol·L－1×0.1%＝10－4mol·L－1，所以pH＝4；因HA在水中有电离平衡，升高温度促进平衡向电离的方向移动，所以c（H＋）增大，pH会减小；C选项可由平衡常数表达式算出K＝

＝1×10－7，所以C正确；c（H＋）＝10－4mol·L－1，所以c（H＋，水电离）＝10－10mol·L－1，前者是后者的106倍。

答案　B

5．（2017·贵州适应性考试）弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数（包括已电离的和未电离的）的百分率，称为电离度。

某温度下，0.1mol·L－1的某一元弱酸溶液的电离度为a%，则该溶液的pH为（　　）

A．1　　B．1－a　　C．2－lga　D．3－lga

解析　该一元弱酸的电离度为a%，则该酸电离出的c（H＋）＝0.1mol·L－1×a%＝a×10－3mol·L－1，故pH＝－lg（a×10－3）＝3－lga，D项正确。

答案　D

6．常温下，将amol·L－1的醋酸与bmol·L－1Ba（OH）2溶液等体积混合，充分反应后，溶液中存在2c（Ba2＋）＝c（CH3COO－），则该混合溶液中醋酸的电离常数Ka＝________（用含a和b的代数式表示）。

解析　根据2c（Ba2＋）＋c（H＋）＝c（OH－）＋c（CH3COO－）

由于c（CH3COO－）＝2c（Ba2＋）＝bmol·L－1

所以c（H＋）＝c（OH－）

溶液呈中性

CH3COOHCH3COO－＋H＋

－b　　　　　　b　　　　10－7

Ka＝

＝

。

答案　

【思维模板】

有关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－

起始/（mol·L－1）：

c（HX）始　　　　0　　　　0

平衡/（mol·L－1）：

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，可做近似处理：

c（HX）始－c（H＋）≈c（HX）始，则Ka＝

，代入数值求解即可。

2．已知c（HX）始和电离常数，求c（H＋）

同理可得Ka＝

≈

，

则：

c（H＋）＝

，代入数值求解即可。

微专题十　强酸（碱）与弱酸（碱）的比较

　弱酸（碱）

的判断

1．下列事实一定能说明HNO2为弱电解质的是（　　）

①常温下，NaNO2溶液的pH>7

②用HNO2溶液做导电实验灯泡很

暗

③HNO2

不能与NaCl反应

④常温下0.1mol·L－1的HNO2溶液pH＝2

⑤1LpH＝1的HNO2溶液加水稀释至100L后溶液的pH＝2.2

⑥1LpH＝1的HNO2和1LpH＝1的盐酸与足量的NaOH溶液完全反应，最终HNO2消耗的NaOH溶液多

⑦HNO2溶液中加入一定量NaNO2晶体，溶液中c（OH－）增大

⑧HNO2溶液中加水稀释，溶液中c（OH－）增大

A．①②③⑦B．①③④⑤

C．①④⑤⑥⑦D．②④⑥⑧

解析　②如果盐酸（强酸）的浓度很小灯泡也很暗；④如果是强酸，pH＝1；⑤如果是强酸，加水稀释至100L后溶液的pH＝3，实际pH＝2.2，这说明HNO2溶液中存在HNO2H＋＋NO

，加水平衡右移，使pH<3；⑥依据HNO2＋NaOH===NaNO2＋H2O、HCl＋NaOH===NaCl＋H2O可知，c（HNO2）大于c（HCl），而溶液中c（H＋）相同，所以HNO2没有全部电离；⑦加入NaNO2，溶液中c（OH－）增大，说明化学平衡

移动；⑧不论是强酸还是弱酸，加水稀释，溶液中c（H＋）均减小，而c（OH－）增大。

答案　C

2．为了证明一水合氨（NH3·H2O）是弱电解质，甲、乙、丙三人分别选用下列试剂进行实验：

0.010mol·L－1氨水、0.1mol·L－1NH4Cl溶液、NH4Cl晶体、酚酞溶液、pH试纸、蒸馏水。

已知pH均为常温下测定。

（1）甲用pH试纸测出0.010mol·L－1氨水的pH为10，就认定一水合氨是弱电解质，你认为这一方法是否正确？

________（填“正确”或“不正确”），并说明理由________________________________________________________________

________________________________________________________________

________________________________________________________________

______________________________________________________________。

（2）乙取出10mL0.010mol·L－1氨水，用pH试纸测其pH为a，然后用蒸馏水稀释至1000mL，再用pH试纸测其pH＝b，若要确认NH3·H2O是弱电解质，则a、b应满足什么关系？

__________________________________________（用“等式”或“不等式”表示）。

（3）丙取出10mL0.010mol·L－1氨水，滴入2滴酚酞试液，显粉红色，再加入少量NH4Cl晶体，颜色变________（填“深”或“浅”）。

你认为这一方法能否证明

NH3·H2O是弱电解质？

________（填“能”或“否”），并说明原因：

_______

________________________________________________________________

________________________________________________________________

______________________________________________________________。

（4）请你根据所提供的试剂，再提出一个既合理又简便

的方案证明NH3·H2O是弱电解质：

______________________________________________________

______________________________________________________________

______________________________________________________________。

解析　

（1）若NH3·H2O是强电解质，则0.010mol·L－1氨水中c（OH－）应为0.010mol·L－1，pH＝12。

用pH试纸测出0.010mol·L－1氨水的pH为10，说明NH3·H2O没有完全电离，为弱电解质。

（2）若NH3·H2O是强电解质，则10mLpH＝a的氨水用蒸馏水稀释至1000mL，其pH＝a－2，而此时pH＝b，因为NH3·H2O是弱电解质，不能完全电离，a、b应满足：

a－2

（3）向0.010mol·L－1氨水中加入少量NH4Cl晶体，有两种可能：

一是氯化铵在水溶液中电离出的NH

水解使溶液显酸性，加入氨水中使其pH减小；二是NH

使NH3·H2O的电离平衡NH3·H2ONH

＋OH－逆向移动，从而使溶液的pH减小，这两种可能均会使溶液颜色变浅，可证明NH3·H2O是弱电解质。

（4）NH4Cl为强酸弱碱盐，只需检验NH4Cl溶液的酸碱性，即可证明NH3·H2O是弱电解质还是强电解质。

答案　

（1）正确　若是强电解质，则0.010mol·L－1氨水中c（OH－）应为0.01mol·L－1，pH＝12；用pH试纸测出0.010mol·L－1氨水的pH为10，说明NH3·H2O没有完全

电离，应为弱电解质

（2）a－2＜b＜a

（3）浅　能　0.010mol·L－1氨水（滴有酚酞试液）中加入氯化铵晶体后颜色变浅，有两种可能：

一是氯化铵在水溶液中电离出的NH

水解使溶液显酸性，加入氨水中使其pH减小；二是NH

使NH3·H2O的电离平衡NH3·H2ONH

＋OH－逆向移动，从而使溶液的pH降低。

这两种可能均证

明NH3·H2O是弱电解质

（4）取一张pH试纸，用玻璃棒蘸取0.1mol·L－1NH4Cl溶液，滴在pH试纸上，显色后跟标准比色卡比较测出pH，pH＜7（方案合理即可）

【思维建模】

判断弱电解质的三个思维角度

角度一：

弱电解质的定义，即弱电解质不能完全电离，如测0.1mol·L－1的CH3COOH溶液的pH>1。

角度二：

弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动，如pH＝1的CH3COOH溶液加水稀释10倍，1

角度三：

弱电解质形成的盐类能水解，如判断CH3COOH为弱酸可根据下面两个现象：

（1）配制某浓度的醋酸钠溶液，向其中加入几滴酚酞试液。

现象：

溶液变为浅红色。

（2）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。

现象：

pH>7。

　弱酸（碱）或弱碱（酸）的比较及应用

3．（2016·厦门模拟）25℃时，相同pH的两种一元弱酸HA与HB溶液分别加水稀释，溶液pH随溶液体积变化的曲线如图所示。

下列说法正确的是（　　）

A．同浓度的NaA与NaB溶液中，c（A－）小于c（B－）

B．a点溶液的导电性大于b点溶液

C．a点的c（HA）大于b点的c（HB）

D．HA的酸性强于HB

解析　由于稀释过程中HA的pH变化较大，故HA的酸性强于HB，D项正确；酸的酸性越强，对应的盐的水解程度越小，故NaB的水解程度大，同浓度的NaA与NaB溶液中c（B－）小于c（A－），A项错误；b点溶液的pH小于a点溶液的pH，说明b点溶液中c（H＋）较大、c（B－）较大，故溶液导电性较强，B项错误；HA酸性强于HB，则相