高考二輪?　弱電解質(zhì)的電離考點(diǎn)整理（MS23）

考綱

1.了解強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念。

2.了解電解質(zhì)在水溶液中的電離，以及電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性。

3.了解弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡。(中頻)

一、弱電解質(zhì)的電離平衡

1．電離平衡的建立

在一定條件(如溫度、濃度)下，當(dāng)弱電解質(zhì)分子離解成離子的速率和離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率相等時(shí)，電離過程就達(dá)到了平衡。

2．電離平衡的特征

3．外界條件對電離平衡的影響

電離是一個(gè)吸熱過程，主要受溫度、濃度的影響。

以弱電解質(zhì)CH3COOH的電離為例：

CH3COOH??CH3COO－＋H＋

二、電離平衡常數(shù)

1．表達(dá)式

(1)對于一元弱酸HA：

HA??H＋＋A－，平衡常數(shù)K＝

??

(2)對于一元弱堿BOH：

BOH??B＋＋OH－，平衡常數(shù)K＝

2．意義

相同條件下，K值越大，表示該弱電解質(zhì)越易電離，所對應(yīng)的酸性或堿性相對越強(qiáng)。

3．特點(diǎn)

(1)多元弱酸是分步電離的，各級電離常數(shù)的大小關(guān)系是K1?K2……，所以其酸性主要決定于第一步電離。

三、基礎(chǔ)辨析、填空

1．你知道他們對錯(cuò)的原因嗎？ (打“√”“×”)

(1)溶液導(dǎo)電能力弱的電解質(zhì)一定是弱電解質(zhì)(　　)

(2)弱電解質(zhì)濃度越大，電離程度越大(　　)

(3)溫度升高，弱電解質(zhì)的電離平衡右移(　　)

(4)0.1 mol/L某一元酸HA溶液的pH＝3，HA溶液中存在：HA===H＋＋A－(　　)

(5)溫度不變，向CH3COOH溶液中加入CH3COONa，平衡左移(　　)

(6)電離平衡常數(shù)(K)越小，表示弱電解質(zhì)電離能力越弱(　　)

(7)不同濃度的同一弱電解質(zhì)，其電離平衡常數(shù)(K)不同(　　)

(8)電離平衡右移，電離平衡常數(shù)一定增大(　　)

(1)×　(2)×　(3)√　(4)×　(5)√　(6)√　(7)×　(8)×

2．NH3·H2O在水溶液中的電離方程式為：___________，

其電離常數(shù)表達(dá)式為：___________。

對該電離平衡改變條件如下：①升高溫度?、诩铀♂?③加少量NaOH(s)?、芡ㄉ倭縃Cl(g)?、菁尤隢H4Cl(s)，其中：

(1)使電離平衡右移的有________；

(2)使c(OH－)增大的有________；

(3)使電離常數(shù)改變的有________。

答案　NH3·H2O?NH4+＋OH－

? ? K＝

? ? ? ??

(1)①②④　(2)①③　(3)①

四、熟記：

1、兩種類別：①強(qiáng)電解質(zhì)：強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、絕大多數(shù)鹽；②弱電解質(zhì)：弱酸、弱堿、水。

2、兩個(gè)特征：v(離解)＝v(結(jié)合)≠0；分子、離子濃度保持不變。

3、三個(gè)影響因素：溫度、濃度、相同離子。

4、一個(gè)表達(dá)式：K＝

5、影響電離平衡的因素

（1）內(nèi)因

弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)，決定了弱電解質(zhì)電離平衡強(qiáng)弱。如相同條件下CH3COOH電離程度大于H2CO3。

（2）外因

電離平衡屬于動態(tài)平衡，當(dāng)外界條件改變時(shí)，弱電解質(zhì)的電離平衡也會發(fā)生移動，平衡移動也遵循勒夏特列原理。

以CH3COOH?CH3COO－＋H＋　ΔH>0為例：

6、特別提醒

（1）電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，升溫電離常數(shù)增大，與酸堿性無關(guān)。

（2）溶液的導(dǎo)電性與溶液中離子濃度大小和帶的電荷數(shù)有關(guān)。

典例：室溫下，對于0.10 mol·L－1的氨水，下列判斷正確的是(　　)

A．與AlCl3溶液發(fā)生反應(yīng)的離子方程式為Al3＋＋3OH－===Al(OH)3↓

B．加水稀釋后，溶液中c(NH4+)·c(OH－)變大

C．用HNO3溶液完全中和后，溶液不顯中性

D．其溶液的pH＝13

7、從“定性”和“定量”兩角度理解電離平衡

（1）從定性角度分析電離平衡：應(yīng)該深刻地理解勒夏特列原理——平衡向“減弱”這種改變的方向移動，移動結(jié)果不能“抵消”或“超越”這種改變。

（2）從定量角度分析電離平衡：當(dāng)改變影響電離平衡的條件后分析兩種微粒濃度之比的變化時(shí)，若通過平衡移動的方向不能作出判斷時(shí)，應(yīng)采用化學(xué)平衡常數(shù)定量分析。

?

典例：在0.1 mol·L－1NH3·H2O溶液中存在如下平衡：NH3＋H2O?NH3·H2O?NH4+＋OH－。下列敘述中正確的是(　　)

A．加入少量濃鹽酸，鹽酸與NH3反應(yīng)生成NH4Cl，使NH3濃度減小，NH4+濃度增大，平衡逆向移動

B．加入少量NaOH固體，OH－與NH4+結(jié)合生成NH3·H2O，使NH4+濃度減小，平衡正向移動

C．加入少量0.1 mol·L－1?NH4Cl溶液，電離平衡常數(shù)不變，溶液中c(OH－)減小

D．加入少量MgSO4固體，溶液pH增大

典例：用水稀釋0.1 mol·L－1?CH3COOH時(shí)，溶液中隨著水量的增加而減小的是(　　)

A.c(CH3COOH)/c(OH－)　 ??B.c(OH－)/c(H＋)

C．c(H＋)和c(OH－)的乘積 ? ? ? D．OH－的物質(zhì)的量

8、一元強(qiáng)酸(堿)和一元弱酸(堿)的比較

強(qiáng)酸與弱酸(或強(qiáng)堿與弱堿)由于電離程度的不同，在很多方面表現(xiàn)出不同的性質(zhì)，以鹽酸和醋酸為例。

9、判斷弱電解質(zhì)的三個(gè)思維角度

角度一：弱電解質(zhì)的定義，即弱電解質(zhì)不能完全電離，如測0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液的pH>1。

角度二：弱電解質(zhì)溶液中存在電離平衡，條件改變，平衡移動，如pH＝1的CH3COOH加水稀釋10倍1<pH<2。

角度三：弱電解質(zhì)形成的鹽類能水解，如判斷CH3COOH為弱酸可用下面兩個(gè)現(xiàn)象：

(1)配制某濃度的醋酸鈉溶液，向其中加入幾滴酚酞試液?，F(xiàn)象：溶液變?yōu)闇\紅色。

(2)用玻璃棒蘸取一定濃度的醋酸鈉溶液滴在pH試紙上，測其pH。現(xiàn)象：pH>7。

典例：現(xiàn)有常溫下的四份溶液：①0.01mol/L HCl；②0.01 mol/L CH3COOH；③pH＝12 的氨水；④pH＝12的NaOH溶液，下列說法正確的是(　　)

A．②中由水電離出的c(H＋)＝1×10－12?mol/L

B．將①、③混合，若有pH＝7，則消耗溶液的體積：③>①

C．將②、④等體積混合(體積變化忽略不計(jì))，則c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝0.01 mol/L

D．將四份溶液均稀釋10倍后溶液pH：③>④，②>①

典例：下列事實(shí)中一定不能證明CH3COOH是弱電解質(zhì)的是(　　)

①常溫下某CH3COONa溶液的pH＝8

②用CH3COOH溶液做導(dǎo)電實(shí)驗(yàn)，燈泡很暗

③等pH、等體積的鹽酸、CH3COOH溶液和足量鋅反應(yīng)，CH3COOH放出的氫氣較多

④0.1 mol·L－1?CH3COOH溶液的pH＝2.1

⑤CH3COONa和H3PO4反應(yīng)，生成CH3COOH

⑥0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液稀釋100倍，pH<3

A．②?? B．②⑤??C．①③⑤??? D．③④⑤⑥

10、電離常數(shù)的意義

根據(jù)電離常數(shù)數(shù)值的大小，可以估算弱電解質(zhì)電離的程度，K值越大，電離程度越大，弱酸酸性越強(qiáng)。如相同條件下常見弱酸的酸性強(qiáng)弱：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO。

11、電離常數(shù)的影響因素

(1)電離常數(shù)隨溫度的變化而變化，但由于電離過程熱效應(yīng)較小，溫度改變對電離常數(shù)影響不大，其數(shù)量級一般不變，所以室溫范圍內(nèi)可忽略溫度對電離常數(shù)的影響。

(2)電離常數(shù)與弱酸、弱堿的濃度無關(guān)，同一溫度下，不論弱酸、弱堿的濃度如何變化，電離常數(shù)是不會改變的。

12、有關(guān)電離平衡常數(shù)的計(jì)算

以弱酸HX為例：

(1)已知c(HX)和c(H＋)，求電離平衡常數(shù)

HX　??????? ?　? ?H＋　＋　?X－

起始：c(HX)　　　　　 　0 ? ? ? ? ? ? ??0

平衡：c(HX)－c(H＋)　????c(H＋)　　c(H＋)

則：K＝

＝

由于弱酸只有極少一部分電離，c(H＋)的數(shù)值很小，可做近似處理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，則K＝

(2)已知c(HX)和電離平衡常數(shù)，求c(H＋)

HX ? ? ??? ?? ? ??H＋?＋　??X－

起始：c(HX)　　　　??0? ? ? ? ??　0

平衡：c(HX)－c(H＋)c(H＋) ? ??c(H＋)

則：K＝

＝

由于c(H＋)的數(shù)值很小，可做近似處理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，則：c(H＋)＝

典例：已知25 ℃時(shí)弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)：

Ka(CH3COOH)＝1.8×10－5，Ka(HSCN)＝0.13。

(1)將20 mL 0.10 mol/L CH3COOH溶液和20 mL 0.10mol/L的HSCN溶液分別與0.10 mol/L的NaHCO3溶液反應(yīng)，實(shí)驗(yàn)測得產(chǎn)生CO2氣體體積(V)與時(shí)間(t)的關(guān)系如圖所示。

反應(yīng)開始時(shí)，兩種溶液產(chǎn)生CO2的速率明顯不同的原因是_________________；

反應(yīng)結(jié)束后所得溶液中c(SCN－)__________c(CH3COO－)(填“>”、“＝”或“<”)。

(2)2.0×10－3?mol/L的氫氟酸水溶液中，調(diào)節(jié)溶液pH(忽略調(diào)節(jié)時(shí)體積變化)，測得平衡體系中c(F－)、c(HF)與溶液pH的關(guān)系如圖所示。則25 ℃時(shí)，HF電離平衡常數(shù)為Ka(HF)＝________(列式求值)。

?審題指導(dǎo)：

信息①：CH3COOH、HSCN電離常數(shù)?酸性：HSCN>CH3COOH>H2CO3，水解能力：SCN－<CH3COO－<HCO3-<CO32-

? ?信息②：Ka(HF)＝c(F－)?c(H＋)/c(HF)??pH＝4時(shí)：c(F－)、c(H＋)、c(HF)

(1)Ka(HSCN)>Ka(CH3COOH)，溶液中c(H＋)：HSCN>CH3COOH，c(H＋)大反應(yīng)速率快　>

(2)c(F－)?c(H＋)/c(HF)＝1×10－4×1.6×10－3/4×10－4＝4×10－4