学案91 弱电解质的电离平衡.docx
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学案91弱电解质的电离平衡
第1节 弱电解质的电离平衡
明考纲
1.了解强、弱电解质的概念。
2.了解电解质在水溶液中的电离,以及电解质溶液的导电性。
3.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。
析考情
高考对本节内容的考查,考点主要有三个,一是强、弱电解质的判断与比较;二是外界条件对电离平衡的影响,往往结合图象进行考查,同时考查溶液的pH变化及溶液的导电性;三是电离平衡常数,它是高考新增热点,主要命题角度为电离平衡常数的计算及应用。
本节内容是电解质溶液理论的基础。
考点
弱电解质的电离平衡
1.强电解质和弱电解质
(1)本质区别
强、弱电解质的本质区别是在水溶液中是否完全电离。
(2)与物质类别的关系
(3)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。
(4)电离方程式的书写——“强等号,弱可逆,多元弱酸分步离”
①强电解质:
如H2SO4:
H2SO4===2H++SO
。
②弱电解质
a.一元弱酸,如CH3COOH:
CH3COOHCH3COO-+H+。
b.多元弱酸,分步电离,分步书写且第一步电离程度远远大于第二步的电离程度,如H2CO3:
H2CO3H++HCO
、HCO
H++CO
。
c.多元弱碱,分步电离,一步书写。
如Fe(OH)3:
Fe(OH)3Fe3++3OH-。
③酸式盐
a.强酸的酸式盐
b.弱酸的酸式盐:
“强中有弱”,如NaHCO3:
NaHCO3===Na++HCO
、HCO
H++CO
。
2.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)影响弱电解质电离平衡的因素
内因:
弱电解质本身的性质,是决定因素。
1.判断正误,正确的画“√”,错误的画“×”。
(1)BaSO4难溶于水,但它是强电解质,氨水是弱电解质。
( )
(2)氢硫酸溶液中H2S的电离方程式:
H2SH++HS-、HS-H++S2-。
( )
(3)氨气溶于水,当c(OH-)=c(NH
)时,表明氨水电离处于平衡状态。
( )
(4)由0.1mol·L-1一元碱BOH的pH=10,可知溶液存在BOH===B++OH-。
( )
提示
(1)×
(2)√ (3)× (4)×
2.弱电解质的电离平衡移动规律遵循平衡移动原理。
以CH3COOHCH3COO-+H+ ΔH>0为例:
提示 向右 增大 减小 减小 减小 增大 不变
向右 增大 增大 增大 增大 减小 不变
向左 增大 增大 减小 增大 减小 不变
向右 减小 减小 增大 减小 增大 不变
向左 减小 减小 增大 增大 减小 不变
向右 增大 增大 增大 减小 增大 增大
向右 减小 减小 增大 减小 增大 不变
题组一弱电解质的电离平衡特点
1.[2013·海南高考](双选)0.1mol·L-1HF溶液的pH=2,则该溶液中有关浓度关系式不正确的是( )
A.c(H+)>c(F-)B.c(H+)>c(HF)
C.c(OH-)>c(HF)D.c(HF)>c(F-)
答案 BC
解析 由0.1mol·L-1HF溶液的pH=2,可知HF为弱酸,且该浓度的HF溶液电离出来的c(H+)=0.01mol·L-1,同时溶液中的H2O发生电离生成H+和OH-,故c(HF)>c(H+)>c(F-),故A、D正确,B错误;水的电离微弱,故c(HF)>c(OH-),故C项错误。
2.一元弱酸HA溶液中存在下列电离平衡:
HAH++A-。
将1.0molHA加入水中配成1.0L溶液,如图表示溶液中HA、H+、A-的物质的量浓度随时间而变化的曲线正确的是( )
答案 C
解析 电离过程中,c(HA)不断减小,c(A-)、c(H+)不断增大,且平衡时,c(HA)+c(A-)=1.0mol·L-1,故C正确。
题组二外界条件对电离平衡的影响
3.常温下向10mL0.1mol·L-1氨水中缓缓加蒸馏水稀释到1L后,下列变化中正确的是( )
①电离程度增大 ②c(H+)增大 ③导电性增强
④
不变 ⑤OH-数目增大,H+数目减小 ⑥pH增大 ⑦c(H+)与c(OH-)的乘积减小
A.①②④ B.①⑤⑥
C.除②外都正确D.①④⑤⑥⑦
答案 A
解析 本题考查影响弱电解质电离平衡的因素。
加水后促进氨水的电离,①正确;加水促进氨水的电离,OH-数目增大,但体积增大得更多,故c(OH-)减少,由于水的离子积常数不变,故c(H+)增大,②正确;溶液导电性与离子浓度有关,c(OH-)、c(NH
)的减小大于c(H+)增大,导电性减弱,③错误;④为弱碱一水合氨的电离平衡常数表达式,数值只与温度有关,④正确;c(H+)增大,溶液体积增大,H+数目增大,⑤错误;c(OH-)减小,c(H+)增大,pH减小,⑥错误;c(H+)与c(OH-)的乘积就是水的离子积,只与温度有关,温度不变,两者的乘积也不变,⑦错误。
故选A。
4.[2013·上海高考]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 加水稀释,平衡向右移动,但c(H+)减小,A项错误;SO2过量会产生较多的H2SO3,而H2SO3的酸性比H2S强,溶液pH减小,B项错误;滴加新制氯水,Cl2+H2S===S↓+2HCl,使H2S的电离平衡向左移动,HCl的生成,使溶液pH减小,C项正确;加入少量CuSO4固体,CuSO4+H2S===CuS↓+H2SO4,使H2S的电离平衡向左移动,H2SO4的生成,使溶液中c(H+)增大,D项错误。
考点
电离平衡常数
1.表达式
(1)对于一元弱酸HA
HAH++A-,平衡常数Ka=
。
(2)对于一元弱碱BOH
BOHB++OH-,平衡常数Kb=
。
2.特点
(1)电离平衡常数
(2)多元弱酸是分步电离的,各级电离平衡常数的大小关系式是K1≫K2≫K3……,所以多元弱酸的酸性决定于其第一步电离。
3.意义
相同条件下,K值越大,表示该弱电解质越易电离,所对应的酸性或碱性相对越强。
如相同条件下常见弱酸的酸性强弱:
H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO。
4.实例
(1)填写下表
(2)CH3COOH酸性大于HClO酸性(填“大于”“小于”或“等于”),判断的依据:
相同条件下,电离常数越大,电离程度越大,c(H+)越大,酸性越强。
(3)磷酸是三元中强酸
①磷酸的电离方程式是H3PO4H++H2PO
、H2PO
H++HPO
、HPO
H++PO
。
②电离平衡常数表达式是:
Ka1=
,Ka2=
,Ka3=
。
③比较大小:
Ka1>Ka2>Ka3。
判断正误,正确的画“√”,错误的画“×”。
(1)电离平衡常数(K)越小,表示弱电解质电离能力越弱。
( )
(2)不同浓度的同一弱电解质,其电离平衡常数(K)不同。
( )
(3)电离平衡右移,电离平衡常数一定增大。
( )
(4)温度不变,向NH3·H2O溶液中加入NH4Cl,平衡左移,电离平衡常数减小。
( )
(5)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。
( )
(6)H2CO3的电离常数表达式:
Ka=
。
( )
提示
(1)√
(2)× (3)× (4)× (5)× (6)×
题组一电离平衡常数及其应用
1.相同温度下,根据三种酸的电离常数,下列判断正确的是( )
酸
HX
HY
HZ
电离常数K
9×10-7
9×10-6
1×10-2
A.三种酸的强弱关系:
HX>HY>HZ
B.反应HZ+Y-===HY+Z-能够发生
C.相同温度下,0.1mol/L的NaX、NaY、NaZ溶液,NaZ溶液pH最大
D.相同温度下,1mol/LHX溶液的电离常数大于0.1mol/LHX溶液
答案 B
解析 表中电离常数大小关系:
1×10-2>9×10-6>9×10-7,所以酸性排序为HZ>HY>HX,可知A、C不正确;电离常数只与温度有关,与浓度无关,D不正确。
2.[2015·云南名校统考]描述弱电解质电离情况可以用电离度和电离平衡常数,下表是常温下几种弱酸的电离平衡常数(Ka)和弱碱的电离平衡常数(Kb)。
酸或碱
电离平衡常数(Ka或Kb)
CH3COOH
1.8×10-5
HNO2
4.6×10-4
HCN
5×10-10
HClO
3×10-8
NH3·H2O
1.8×10-5
(1)上述四种酸中,酸性最弱的是________(用化学式表示)。
下列能使醋酸溶液中CH3COOH的电离程度增大,而电离平衡常数不变的操作是________(填序号)。
A.升高温度
B.加水稀释
C.加少量的CH3COONa固体
D.加少量冰醋酸
(2)CH3COONH4的水溶液呈________(选填“酸性”“中性”或“碱性”),理由是:
______________________________,溶液中各离子浓度大小的关系是______________________________。
答案
(1)HCN B
(2)中性 根据CH3COOH与NH3·H2O的电离平衡常数相等,可知CH3COO-和NH
在相等浓度时的水解程度相同 c(NH
)=c(CH3COO-)>c(H+)=c(OH-)
解析
(1)弱酸的电离平衡常数越小,其酸性越弱,故酸性最弱的是HCN。
弱酸的电离为吸热过程,升高温度,电离平衡常数增大,电离平衡常数只与温度有关,只要温度不变,电离平衡常数就不变;加水稀释可使CH3COOH的电离程度增大;加入少量CH3COONa固体,其电离出的CH3COO-抑制CH3COOH的电离;加入冰醋酸时,醋酸浓度增大,其电离程度减小。
(2)CH3COONH4溶液中NH
与CH3COO-虽相互促进水解,但其水解程度仍然很小,根据CH3COOH与NH3·H2O的电离平衡常数相等可知,NH
与CH3COO-在相等浓度时的水解程度相同,故CH3COONH4溶液呈中性,c(H+)=c(OH-),而根据电荷守恒可知c(NH
)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-),故c(NH
)=c(CH3COO-),因此c(NH
)=c(CH3COO-)>c(H+)=c(OH-)。
题组二影响电离平衡常数的因素
3.对于弱酸,在一定温度下达到电离平衡时,各微粒的浓度存在着一种定量关系:
如25℃时,HAH++A-,则K=
,式中K为电离平衡常数,只与温度有关,下表是几种弱酸的电离平衡常数(25℃)。
酸
电离方程式
电离平衡常数K
CH3COOH
CH3COOH
H++CH3COO-
1.75×10-5
H2CO3
H2CO3H++HCO
HCO
H++CO
K1=4.4×10-7
K2=4.7×10-11
续表
酸
电离方程式
电离平衡常数K
H2S
H2SH++HS-
HS-H++S2-
K1=1.3×10-7
K2=7.1×10-15
H3PO4
H3PO4H++H2PO
H2PO
H++HPO
HPO
H++PO
K1=7.1×10-3
K2=6.3×10-8
K3=4.2×10-13
回答下列问题:
(1)K只与温度有关,当温度升高时,K值________(填“变大”“变小”或“不变”)。
(2)在温度相同时,各弱酸的K值不同,那么K值的大小与酸性相对强弱的关系是________________。
(3)若把CH3COOH、H2CO3、HCO
、H2S、HS-、H3PO4、H2PO
、HPO
都看成酸,其中酸性最强的是________,酸性最弱的是________。
(4)多元弱酸是分步电离的,每一步都有相应的电离平衡常数,对于同一种多元弱酸的K1、K2、K3,总有K1≫K2≫K3,产生此现象的原因是___________________________________________________。
(5)电离常数是用实验的方法测定出来的。
现已经测得25℃时cmol·L-1的醋酸中c(H+)=amol·L-1,试用a、c表示该温度下醋酸的电离常数,K(CH3COOH)=________。
答案
(1)变大
(2)K值越大,酸性越强 (3)H3PO4 HS- (4)第一步电离出的H+对第二步电离起抑制作用,故K值减小 (5)
解析
(1)温度升高,K值增大。
(2)K值大小可说明弱电解质的相对强弱。
(3)K值越大,酸性越强;K值越小,酸性越弱。
(4)第一步电离出的H+对第二步的电离起抑制作用,依次类推,故依次减小。
(5)CH3COOHH++CH3COO-
起始(mol·L-1):
c00
平衡(mol·L-1):
c-aaa
则K(CH3COOH)=
=
。
★总结提升
题组三电离平衡常数的简单计算
4.
(1)在25℃下,将amol·L-1的氨水与0.01mol·L-1的盐酸等体积混合,反应平衡时溶液中c(NH
)=c(Cl-),则溶液显________(填“酸”“碱”或“中”)性;用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb=________。
(2)①已知常温常压下,空气中的CO2溶于水,达到平衡时,溶液的pH=5.60,c(H2CO3)=1.5×10-5mol·L-1。
若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离,则H2CO3HCO
+H+的平衡常数K1=________。
(已知10-5.60=2.5×10-6)
②已知H2CO3的第二级电离常数K2=5.6×10-11,HClO的电离常数K=3.0×10-8,写出下列条件下所发生反应的离子方程式:
a.少量Cl2通入到过量的Na2CO3溶液中:
________________
__________________________________________________________。
b.Cl2与Na2CO3按物质的量之比1∶1恰好反应:
__________
__________________________________________________________。
c.少量CO2通入到过量的NaClO溶液中:
________________
__________________________________________________________。
答案
(1)中
mol·L-1
(2)①4.2×10-7
②a.Cl2+2CO
+H2O===2HCO
+Cl-+ClO-
b.Cl2+CO
+H2O===HCO
+Cl-+HClO
c.ClO-+CO2+H2O===HCO
+HClO
解析
(1)氨水与盐酸等体积混合后的溶液中的电荷守恒关系式为c(NH
)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-),因c(NH
)=c(Cl-),故有c(H+)=c(OH-),溶液显中性。
Kb=c(NH
)·c(OH-)/c(NH3·H2O)=(0.005mol·L-1×10-7mol·L-1)/(a/2mol·L-1-0.005mol·L-1)=10-9/(a-0.01)mol·L-1。
(2)①K1=
=
=4.2×10-7。
②按题给的量的关系书写即可,但应注意因K2(H2CO3) 5.已知25℃时弱电解质电离平衡常数: Ka(CH3COOH)=1.8×10-5,Ka(HSCN)=0.13 (1)将20mL、0.10mol·L-1CH3COOH溶液和20mL、0.10mol·L-1的HSCN溶液分别与0.10mol·L-1的NaHCO3溶液反应,实验测得产生CO2气体体积(V)与时间t的关系如图。 反应开始时,两种溶液产生CO2的速率明显不同的原因是 __________________________________________________________; 反应结束后所得溶液中c(SCN-)________c(CH3COO-)(填“>”“=”或“<”)。 (2)2.0×10-3mol·L-1的氢氟酸水溶液中,调节溶液pH(忽略调节时体积变化),测得平衡体系中c(F-)、c(HF)与溶液pH的关系如下图。 则25℃时,HF电离平衡常数为: Ka(HF)=________(列式求值)。 答案 (1)因为Ka(HSCN)>Ka(CH3COOH),溶液中c(H+): HSCN>CH3COOH,c(H+)大反应速率快 > (2)Ka(HF)= = =4×10-4 解析 (1)电离平衡常数大的电离出的离子浓度大,故反应开始时,两种溶液产生CO2的速率明显不同的原因是因为Ka(HSCN)>Ka(CH3COOH),溶液中c(H+): HSCN>CH3COOH,c(H+)大反应速率快。 因为电离平衡常数不变,随着反应的进行,电离平衡正向移动,故c(SCN-)>c(CH3COO-)。 (2)电离平衡常数等于电离出的离子浓度的幂之积除以电解质的浓度,故 Ka(HF)= = =4×10-4。 ★总结提升 电离常数的计算 以弱酸HX为例: (1)已知c(HX)和c(H+),求电离常数 HX H+ + X- 起始(mol·L-1): c(HX) 0 0 平衡(mol·L-1): c(HX)-c(H+) c(H+) c(H+) 则: K= = 。 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K= ,代入数值求解即可。 (2)已知c(HX)和电离常数,求c(H+) HX H+ + X- 起始: c(HX) 0 0 平衡: c(HX)-c(H+) c(H+) c(H+) 则: K= = 由于K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。 考点 强酸与弱酸(或强碱与弱碱)的比较 1.一元强酸与一元弱酸的比较 2.强酸、弱酸的判断方法 判断一种酸是强酸还是弱酸时,其实质就是看它在水溶液中的电离程度,完全电离即为强酸,不完全电离即为弱酸。 还可以证明溶液中是否存在该电解质的电离平衡,存在电离平衡的为弱电解质,反之为强电解质。 最常用实验验证方法有: (1)测0.01mol·L-1HA溶液的pH,若pH=2,HA是强酸;若pH>2,HA是弱酸。 (2)测NaA溶液的pH,若pH=7,HA为强酸;若pH>7,则HA为弱酸。 3.稀释时溶液pH变化特点比较 如图: a、b分别为pH相等的NaOH溶液和氨水稀释曲线。 c、d分别为pH相等的盐酸和醋酸溶液稀释曲线。 请体会图中的两层含义: (1)加水稀释相同倍数后的pH大小: 氨水>NaOH溶液,盐酸>醋酸溶液。 若稀释10n倍,盐酸、NaOH溶液pH变化n个单位,但pH<7或pH>7,不能pH=7,而氨水与醋酸溶液pH变化不到n个单位。 (2)稀释后的pH仍然相等,则加水量的大小: 氨水>NaOH溶液,醋酸溶液>盐酸。 易错警示 (1)酸碱的强弱和溶液酸碱性的强弱不是等同关系,前者看电离程度,后者看溶液中c(H+)和c(OH-)的相对大小。 强酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性强。 (2)弱酸、弱碱是弱电解质,但它们对应的盐一般为强电解质,如醋酸铵: CH3COONH4===NH +CH3COO-。 题组一强酸与弱酸的比较 1.[2015·苏州质检]现有体积相等且等pH或等物质的量浓度的盐酸和醋酸溶液,分别加入足量镁粉,产生H2的体积(同温同压下测定)随时间的变化示意图如下: 其中正确的是( ) A.①③B.②④ C.①②③④D.都不对 答案 D 解析 随着反应的进行,氢气的体积应逐渐增大,不可能逐渐减小,故①③错误;②等pH时,醋酸的浓度较大,加入足量镁,不仅产生的氢气的体积更大,反应更快,而且反应时间更长,不可能比盐酸更早结束,故②错;④等物质的量浓度时,醋酸溶液中氢离子浓度较小,反应速率较小,不可能比盐酸反应的快,故④错。 2.在一定温度下,有a.盐酸、b.硫酸、c.醋酸三种酸: (1)当三种酸物质的量浓度相同时,c(H+)由大到小的顺序是__________________(用字母表示,下同)。 (2)同体积、同物质的量浓度的三种酸,中和NaOH的能力由大到小的顺序是______________。 (3)若三者c(H+)相同时,物质的量浓度由大到小的顺序是______________。 (4)当三者c(H+)相同且体积也相同时,分别放入足量的锌,相同状况下产生气体的体积由大到小的顺序是_________________________________________________________________________________。 (5)当三者c(H+)相同且体积相同时,同时加入形状、密度、质量完全相同的锌,若产生相同体积的H2(相同状况),则开始时反应速率的大小关系为_________,反应所需时间的长短关系是____________。 (6)将c(H+)相同的三种酸均加水稀释至原来的100倍后,c(H+)由大到小的顺序是__________________。 (7)将c(H+)相同的三种酸,分别与等浓度的NaOH稀溶液反应至pH=7,则消耗NaOH溶液的体积大小关系为____________。 答案 (1)b>a>c (2)b>a=c (3)c>a>b (4)c>a=b (5)a=b=c a=b>c (6)c>a=b (7)c>a=b 解析 (1)三种酸物质的量浓度相同,由于HCl、H2SO4为强酸,并且H2SO4为二元强酸,完全电离,而醋酸为弱酸,发生部分电离,故c(H+)由大到小的顺序为硫酸>盐酸>醋酸。 (2)由于三种酸同体积、同物质的量浓度,故中和NaOH由大到小的顺序为硫酸>盐酸=醋酸。 (3)由于盐酸为一元强酸,硫酸为二元强酸,醋酸为一元弱酸,故c(H+)相同时,c(CH3COOH)>c(HCl)>c(H2SO4)。 (4)由(3)知浓度大小,并且体积相同,加入足量Zn产生H2的体积由大到小的顺序为V(CH3COOH)>V(HCl)=V(H2SO4)。 (5)由于开始时c(H+)相同,与相同的Zn反应,开始时的反应速率为v(HCl)=v(CH3COOH)=v(H2SO4)。 若产生相同体积的H2,由于CH3COOH为弱酸,随着反应进行,CH3COOH继续电离,使其反应速率大,时间短,故顺序为t(HCl)=t(H2SO4)>t(CH3COOH)。 (6)加水稀释时会促进C
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