（新課標）高考化學總復習第8章第一節(jié)弱電解質(zhì)的電離平衡講義.docx

第一節(jié)弱電解質(zhì)的電離平衡高考備考指南考綱定位1.了解強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念。2.理解電解質(zhì)在水中的電離以及影響因素。3.理解弱電解質(zhì)在水中的電離平衡，能利用電離平衡常數(shù)進行相關計算。核心素養(yǎng)1.變化觀念弱電解質(zhì)的電離，電解質(zhì)溶液的導電性。2.平衡思想弱電解質(zhì)的電離平衡。3.模型認知構建“三段法”解題模型，計算電離平衡常數(shù)。4.實驗探究溶液導電性實驗探究，弱電解質(zhì)(一元弱酸和一元弱堿)實驗探究。弱電解質(zhì)的電離及其影響因素(對應復習講義第89頁)1強、弱電解質(zhì)(1)概念：電解質(zhì)(2)電離方程式的書寫強電解質(zhì)用“=”號，弱電解質(zhì)用“”號。多元弱酸分步電離，且第一步電離程度遠遠大于第二步，如H2CO3電離方程式：H2CO3HHCO，HCOHCO。多元弱堿電離方程式一步寫成，如Fe(OH)3電離方程式：Fe(OH)3Fe33OH。酸式鹽。a強酸的酸式鹽完全電離，如NaHSO4=NaHSO。b弱酸的酸式鹽中酸式酸根不能完全電離，如NaHCO3=NaHCO，HCOHCO。提醒在熔融狀態(tài)時NaHSO4=NaHSO。2電離平衡(1)建立過程開始時，v電離最大，而v結合為0。平衡的建立過程中，v電離v結合。當v電離v結合時，電離過程達到平衡狀態(tài)。(2)電離平衡的特征(3)影響電離平衡的因素因素對電離平衡的影響內(nèi)因電解質(zhì)本身的性質(zhì)決定電解質(zhì)電離程度的大小外因溫度由于電離過程吸熱，溫度改變，平衡移動，升溫，促進電離濃度電解質(zhì)溶液濃度越小，電離程度越大外加電解質(zhì)同離子效應加入含弱電解質(zhì)離子的強電解質(zhì)，電離平衡逆向移動，抑制電離含有可與弱電解質(zhì)反應的離子電解質(zhì)電離程度增大，促進電離提醒(1)稀醋酸加水稀釋，溶液中不一定所有離子濃度都減小。(2)電離平衡右移，電解質(zhì)分子的濃度不一定減小，離子的濃度不一定增大，電離程度也不一定增大。(1)弱電解質(zhì)溶液中存在溶質(zhì)分子，而強電解質(zhì)溶液中不存在溶質(zhì)分子。()(2)AgCl的水溶液不導電，而CH3COOH的水溶液能導電，故AgCl是弱電解質(zhì)，CH3COOH是強電解質(zhì)。()(3)由常溫下0.1 molL1氨水的pH為11，可知溶液中存在NH3H2ONHOH。()(4)弱電解質(zhì)在溶液里達到電離平衡時，分子的濃度和離子的濃度一定相等。()(5)溫度不變，向CH3COOH溶液中加入CH3COONa，CH3COOH的電離平衡左移。()(6)稀釋某一弱電解質(zhì)溶液時，所有離子的濃度都會減小。()(7)降低溫度和加水稀釋都會使電離平衡發(fā)生移動，且移動方向相同。()提示(1)(2)(3)(4)(5)(6)(7)角度1弱電解質(zhì)的判斷1下列事實不能證明HNO2是弱電解質(zhì)的是()滴入酚酞，NaNO2溶液顯紅色用HNO2溶液做導電實驗，燈泡很暗等pH、等體積的鹽酸和HNO2溶液中和堿時，HNO2中和堿的能力強0.1 molL1HNO2溶液的pH2HNO2與CaCO3反應放出CO2氣體ABCDB說明NaNO2溶液呈堿性，HNO2是弱酸，屬于弱電解質(zhì)；燈泡很暗，只能說明溶液中離子濃度??；說明HNO2部分電離，是弱電解質(zhì)；說明HNO2部分電離；只能說明酸性HNO2強于H2CO3。2pH2的兩種一元酸x和y，體積均為100 mL，稀釋過程中pH與溶液體積的關系如圖所示。分別滴加NaOH溶液(濃度為0.1 molL1)至pH7，消耗NaOH溶液的體積為Vx、Vy，則()Ax為弱酸，VxVyBx為強酸，VxVyCy為弱酸，VxVyDy為強酸，VxVyC由圖知：將一元酸x和y分別稀釋10倍，pH的變化量pHx1，pHy1，所以x為強酸，y為弱酸。pH2時弱酸y的濃度大，滴加NaOH至pH7時需NaOH溶液的體積要比x大。角度2電離平衡及影響因素3醋酸溶液中存在電離平衡CH3COOHHCH3COO，下列敘述不正確的是()A升高溫度，平衡正向移動，醋酸的電離常數(shù)Ka值增大B0.10 molL1的CH3COOH溶液中加水稀釋，溶液中c(OH)增大CCH3COOH溶液中加少量的CH3COONa固體，平衡逆向移動D25 時，欲使醋酸溶液pH、電離常數(shù)Ka和電離程度都減小，可加入少量冰醋酸D電離是吸熱過程，升高溫度，平衡正向移動，Ka增大，A正確；Kwc(H)c(OH)不變，CH3COOH加水稀釋c(H)變小，c(OH)變大，B正確；增大c(CH3COO)，CH3COOH的電離平衡逆向移動，C正確；加入冰醋酸，溫度不變，Ka不變，D錯誤。4稀氨水中存在著下列平衡：NH3H2ONHOH，若要使平衡向逆反應方向移動，同時使c(OH)增大，應加入的適量物質(zhì)或操作是()NH4Cl固體硫酸NaOH固體水加熱少量MgSO4固體ABCDC加入NH4Cl固體，溶液中c(NH)增大，NH3H2O的電離平衡逆向移動，溶液中c(OH)減小，不符合題意；加入硫酸，c(H)增大，H與OH反應生成H2O，電離平衡正向移動，溶液中c(OH)減小，不符合題意；加入NaOH固體，溶液中c(OH)增大，平衡逆向移動，符合題意；加入適量水，電離平衡正向移動，溶液中c(OH)減小，不符合題意；加熱，電離平衡正向移動，溶液中c(OH)增大，不符合題意；加入少量MgSO4固體，Mg2與OH反應生成Mg(OH)2沉淀，電離平衡正向移動，溶液中c(OH)減小，不符合題意。電離平衡常數(shù)及其應用(對應復習講義第90頁)1表達式(1)對于一元弱酸HA：HAHA，平衡常數(shù)K。(2)對于一元弱堿BOH：BOHBOH，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，所對應的酸性或堿性相對越強。3特點(1)多元弱酸是分步電離的，各級電離常數(shù)的大小關系是K1K2，所以其酸性主要取決于第一步電離。(2)提醒依據(jù)電離平衡常數(shù)除了可以比較弱電解質(zhì)的電離能力外，還能判斷電離平衡的移動方向。(1)在一定溫度下，不同濃度的同一弱電解質(zhì)，其電離平衡常數(shù)一定相同。()(2)要增大電離平衡常數(shù)，只能采用升溫的方法。()(3)常溫下向0.1 molL1CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa晶體，醋酸的電離平衡常數(shù)減小。()(4)H2CO3的電離常數(shù)表達式：Ka。()(5)電離常數(shù)可以表示弱電解質(zhì)電離能力的相對強弱。()(6)電離常數(shù)大的酸溶液中的c(H)一定比電離常數(shù)小的酸溶液中的c(H)大。()提示(1)(2)(3)(4)(5)(6)角度1電離平衡常數(shù)的應用【例1】25 時，部分物質(zhì)的電離平衡常數(shù)如表所示：化學式CH3COOHH2CO3HClO電離平衡常數(shù)1.8105Ka14.3107Ka25.610113.0108請回答下列問題：(1)H2CO3的Ka1、Ka2差別很大，試從電離平衡角度解釋其原因_。(2)寫出CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由強到弱的順序_。(3)寫出同濃度的CH3COO、HCO、CO、ClO結合H的能力由強到弱的順序_。(4)在Na2CO3溶液中加CH3COOH能產(chǎn)生CO2氣體，試從電離平衡常數(shù)的角度解釋其原因_。(5)下列能使醋酸溶液中CH3COOH的電離程度增大，而電離平衡常數(shù)不變的操作是_(填字母)。A升高溫度B加水稀釋C加少量的CH3COONa固體D加少量冰醋酸思路點撥H2CO3分步電離H2CO3HHCO，HCOHCO，兩步均產(chǎn)生H，是以第一步電離為主；酸性強弱與K相關；酸性越弱結合質(zhì)子能力越強；平衡向電離的方向移動，但K不變。解析(1)H2CO3HHCO產(chǎn)生的H抑制了第二步電離HCOHCO。(2)K越大，對應酸的酸性越強，根據(jù)表中數(shù)值可知酸性CH3COOHH2CO3HClO。(3)根據(jù)表中K數(shù)值可知，酸性CH3COOHH2CO3HClOHCO，則結合H的能力COClOHCOCH3COO。(4)根據(jù)K數(shù)值可知，酸性CH3COOHH2CO3，較強的酸能制取較弱的酸。(5)升高溫度，CH3COOH的電離程度變大，但K增大；加水稀釋，CH3COOHCH3COOH右移，K不變；加CH3COONa晶體，醋酸電離平衡左移，其電離程度減小，K不變；加入少量冰醋酸，雖然CH3COOHCH3COOH右移，但其電離程度減小。答案(1)第一步電離產(chǎn)生的H對第二步電離起到抑制作用(2)CH3COOHH2CO3HClO(3)COClOHCOCH3COO(4)醋酸的電離平衡常數(shù)比H2CO3的大，醋酸酸性較強，較強的酸可制備較弱的酸(5)B母題變式相同溫度下，等濃度的CH3COOH和HClO溶液，導電能力更強的是_。答案CH3COOH溶液電離平衡常數(shù)三大應用(1)判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱電離平衡常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強，從而進一步判斷復分解反應能否發(fā)生，即“以強制弱”能夠發(fā)生。(2)判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強弱電離平衡常數(shù)越大，對應的鹽水解程度越小，酸性(或堿性)越弱。(3)判斷微粒濃度比值的變化弱電解質(zhì)加水稀釋時，能促進弱電解質(zhì)的電離，溶液中離子和分子的濃度會發(fā)生相應的變化，但電離平衡常數(shù)不變，考題中經(jīng)常利用電離平衡常數(shù)來判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。例如：0.1 molL1 CH3COOH溶液中加水稀釋，加水稀釋時，c(H)減小，K值不變，則增大。對點訓練1已知下面三個數(shù)據(jù)：7.2104、4.6104、4.91010分別是下列有關的三種酸的電離常數(shù)，若已知下列反應可以發(fā)生：NaCNHNO2=HCNNaNO2；NaCNHF=HCNNaF；NaNO2HF=HNO2NaF，由此可判斷下列敘述不正確的是()AK(HF)7.2104BK(HNO2)4.91010C根據(jù)其中兩個反應即可得出結論DK(HCN)K(HNO2)K(HF)B相同溫度下，弱電解質(zhì)的電離常數(shù)是比較弱電解質(zhì)相對強弱的條件之一；根據(jù)第一、第三兩個反應可知三種一元弱酸的強弱順序為HFHNO2HCN。由此可判斷K(HF)K(HNO2)K(HCN)，故其電離常數(shù)依次為K(HF)7.2104，K(HNO2)4.6104，K(HCN)4.91010。2根據(jù)下表提供的數(shù)據(jù)，判斷下列離子方程式或化學方程式正確的是()化學式電離常數(shù)HClOK3108H2CO3K14107K261011A.向Na2CO3溶液中滴加少量氯水：CO2Cl2H2O=2Cl2HClOCO2B向NaHCO3溶液中滴加少量氯水：2HCOCl2=ClClO2CO2H2OC向NaClO溶液中通少量CO2：CO2NaClOH2O=NaHCO3HClOD向NaClO溶液中通過量CO2：CO22NaClOH2O=Na2CO32HClOC根據(jù)電離常數(shù)數(shù)值可知，酸性H2CO3HClOHCO。向Na2CO3溶液中加少量氯水，不能生成CO2，而是生成HCO。角度2電離平衡常數(shù)的計算【例2】(2019衡水模擬)25 時，用0.1 molL1 CH3COOH溶液滴定20 mL 0.1 molL1NaOH溶液，當?shù)渭覸 mL CH3COOH溶液時，混合溶液中c(CH3COO)c(Na)，此時溶液顯_性(填“酸”“堿”或“中”)；此溫度下CH3COOH的電離常數(shù)K_。思路點撥溶液中離子濃度等式首先考慮電荷守恒。溶液酸堿性的實質(zhì)是看c(H)和c(OH)相對大小。計算Ka時緊扣定義和表達式。解析根據(jù)電荷守恒有c(H)c(Na)c(OH)c(CH3COO)，當c(CH3COO)c(Na)時，則c(H)c(OH)1107molL1，此時溶液呈中性，則有c(CH3COO)c(Na)molL1；據(jù)物料守恒可得：c(CH3COO)c(CH3COOH)molL1，則有c(CH3COOH)molL1molL1molL1，故CH3COOH的電離平衡常數(shù)Ka。答案中有關電離平衡常數(shù)的計算依據(jù)(以弱酸HX為例)HXHX起始(molL1): c0(HX) 0 0平衡(molL1): c0(HX)c(H) c(H) c(H)則：K。(1)已知c0(HX)和c(H)，求電離平衡常數(shù)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：c0(HX)c(H)c0(HX)，則K，代入數(shù)值求解即可。(2)已知c0(HX)的電離平衡常數(shù)，求c(H)由于K值很小，c(H)的數(shù)值很小，可做近似處理：c0(HX)c(H)c0(HX)，則：c(H)，代入數(shù)值求解即可。對點訓練(1)0.1 molL1醋酸溶液中，存在電離平衡CH3COOHHCH3COO。經(jīng)測定溶液中c(CH3COO)為1.4103molL1，此溫度下醋酸的電離常數(shù)Ka_。(2)碳氫化合物完全燃燒生成CO2和H2O。常溫常壓下，空氣中的CO2溶于水，達到平衡時，溶液的pH5.60，c(H2CO3)1.5105 molL1。若忽略水的電離及H2CO3的第二級電離，則H2CO3HCOH的平衡常數(shù)K1_。(已知：105.602.5106)解析(1)CH3COOHCH3COOH 0.1 0 00.11.41031.41031.4103K1.96105。(2)H2CO3HHCOK14.2107。答案(1)1.96105(2)4.2107利用電離平衡常數(shù)解題的思維模型x()一元強酸(堿)和一元弱酸(堿)的比較(對應復習講義第92頁)1判斷弱電解質(zhì)的三個思維角度角度一：弱電解質(zhì)的定義，即弱電解質(zhì)不能完全電離，如測0.1 molL1的CH3COOH溶液的pH1。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pH1的CH3COOH溶液加水稀釋10倍，1pH2。角度三：弱電解質(zhì)形成的鹽類能水解，如判斷CH3COOH為弱酸可根據(jù)下面兩個現(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?，F(xiàn)象：pH7。2強酸與弱酸的比較以一元強酸(HCl)與一元弱酸(CH3COOH)的比較為例(1)相同物質(zhì)的量濃度、相同體積的鹽酸與醋酸溶液的比較酸c(H)pH中和堿的能力與活潑金屬反應產(chǎn)生H2的量開始與金屬反應的速率鹽酸大小醋酸溶液小大相同相同大小(2)相同pH、相同體積的鹽酸與醋酸溶液的比較酸c(H)c(酸)中和堿的能力與足量活潑金屬反應產(chǎn)生H2的量開始與金屬反應的速率鹽酸醋酸溶液相同小小少大大多相同3.相同體積、相同pH的鹽酸、醋酸稀釋圖像加水稀釋相同的倍數(shù)，鹽酸的pH大加水稀釋到相同的pH，醋酸加入的水多角度1一元弱酸(堿)和一元強酸(堿)性質(zhì)比較1(2019德州模擬)分別在pH1的酸和pH14的NaOH溶液中加入足量的鋁，放出H2的量前者多，其原因可能是()兩溶液的體積相同，酸是多元強酸兩溶液的體積相同，酸是一元弱酸酸溶液的體積大于NaOH溶液的體積酸是強酸，濃度比NaOH溶液的大ABC DC產(chǎn)生H2的量相等時，需n(H)n(OH)，題中酸產(chǎn)生H2多，則一定是n(H)n(OH)，而pH1的酸中c(H)與pH14的NaOH溶液中c(OH)相比要小，所以有兩種情況可產(chǎn)生題設結果：一是等體積時，酸是弱酸，二是酸溶液的體積大。2(2019衡水模擬)下列敘述中，正確的是()A中和10 mL 0.1 molL1醋酸與中和100 mL 0.01 molL1醋酸所需同種堿溶液的量不同B常溫下，pH3的甲酸溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H)與pH11的氨水中由水電離產(chǎn)生的c(OH)相等C向NH4Cl溶液中逐漸加入適量NaOH固體，溶液的導電性明顯增強D向飽和石灰水中加入少量CaO，恢復至室溫后溶液中c(OH)增大，導電能力增強B10 mL 0.1 molL1醋酸與100 mL 0.01 molL1醋酸含有的CH3COOH物質(zhì)的量相等，所以中和時所需同種堿溶液的量相等，A錯誤；甲酸、氨水抑制水的電離，則常溫下，pH3的甲酸溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H)與pH11的氨水中由水電離產(chǎn)生的c(OH)相等，B正確；向NH4Cl溶液中逐漸加入適量NaOH固體生成氯化鈉和一水合氨，溶液的導電性無明顯變化，C錯誤；向飽和石灰水中加入少量CaO，恢復至室溫后溶液仍然是飽和溶液，c(OH)不變，導電能力不變，D錯誤。角度2一元強酸(堿)和一元弱酸(堿)的相關圖像3(2019玉溪模擬)在25 時，pH1的兩種酸溶液A、B各1 mL，分別加水稀釋到1 000 mL，其pH與溶液體積V的關系如圖所示。則下列說法不正確的是()A稀釋后，A酸溶液的酸性比B酸溶液弱B稀釋前，兩種酸溶液的物質(zhì)的量濃度一定相等C若a4，則A是強酸，B是弱酸D若1a4，則A、B都是弱酸B兩種酸稀釋相同倍數(shù)，A溶液pH變化大，則稀釋后A酸溶液的酸性比B酸溶液弱，A正確；稀釋前兩溶液pH相等，只能說明c(H)相同，但兩種酸溶液的濃度不一定相等，B錯誤；若a4，稀釋103倍，溶液pH由1變?yōu)?，則A是強酸，C正確；若1a4，則稀釋103倍，pH變化小于3個單位，說明A