弱電解質的電離(含解析)

第一節(jié)弱電解質的電離1.了解強電解質和弱電解質的概念。2.了解電解質在水溶液中的電離，以及電解質溶液的導電性。3.了解弱電解質在水溶液中的電離平衡。(中頻)弱電解質的電離平衡1．電離平衡的建立在一定條件(如溫度、濃度)下，當弱電解質分子離解成離子的速率和離子結合成弱電解質分子的速率相等時，電離過程就達到了平衡。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吸熱過程，主要受溫度、濃度的影響。以弱電解質CH3COOH的電離為例：CH3COOHCH3COO－＋H＋eq\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(平衡右移\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(\x(升高溫度),\x(加水稀釋),\x(增大c（CH3COOH）))),平衡左移\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(\x(降低溫度),\x(增大c（H＋）或c（CH3COO－）)))))電離平衡常數1．表達式(1)對于一元弱酸HA：HAH＋＋A－，平衡常數K＝eq\f(c（H＋）·c（A－）,c（HA）)；(2)對于一元弱堿BOH：BOHB＋＋OH－，平衡常數K＝eq\f(c（B＋）·c（OH－）,c（BOH）)。2．意義相同條件下，K值越大，表示該弱電解質越易電離，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，各級電離常數的大小關系是K1?K2……，所以其酸性主要決定于第一步電離。1．易誤診斷(正確的打“√”，錯誤的打“×”)。(1)溶液導電能力弱的電解質一定是弱電解質()(2)弱電解質濃度越大，電離程度越大()(3)溫度升高，弱電解質的電離平衡右移()(4)0.1mol/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(K)越小，表示弱電解質電離能力越弱()(7)不同濃度的同一弱電解質，其電離平衡常數(K)不同()(8)電離平衡右移，電離平衡常數一定增大()【答案】(1)×(2)×(3)√(4)×(5)√(6)√(7)×(8)×2．NH3·H2O在水溶液中的電離方程式為：__________________________，其電離常數表達式為：_____________________________________________。對該電離平衡改變條件如下：①升高溫度②加水稀釋③加少量NaOH(s)④通少量HCl(g)⑤加入NH4Cl(s)，其中：(1)使電離平衡右移的有________；(2)使c(OH－)增大的有________；(3)使電離常數改變的有________?！敬鸢浮縉H3·H2ONHeq\o\al(＋,4)＋OH－K＝eq\f(c（NHeq\o\al(＋,4)）·c（OH－）,c（NH3·H2O）)(1)①②④(2)①③(3)①兩種類別：①強電解質：強酸、強堿、絕大多數鹽；②弱電解質：弱酸、弱堿、水。兩個特征：v(離解)＝v(結合)≠0；分子、離子濃度保持不變。三個影響因素：溫度、濃度、相同離子。一個表達式：K＝eq\f(c（A＋）·c（B－）,c（AB）)。影響電離平衡的因素1.內因弱電解質本身的性質，決定了弱電解質電離平衡強弱。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，當外界條件改變時，弱電解質的電離平衡也會發(fā)生移動，平衡移動也遵循勒夏特列原理。以CH3COOHCH3COO－＋H＋ΔH>0為例：改變條件平衡移動方向c(CH3COOH)c(H＋)c(CH3COO－)電離程度加水稀釋→減小減小減小增大加少量冰醋酸→增大增大增大減小通入HCl氣體←增大增大減小減小加NaOH固體→減小減小增大增大加CH3COONa固體←增大減小增大減小加入鎂粉→減小減小增大增大升高溫度→減小增大增大增大①電離常數只與溫度有關，升溫電離常數增大，與酸堿性無關。②溶液的導電性與溶液中離子濃度大小和帶的電荷數有關。(2013·福建高考)室溫下，對于0.10mol·L－1的氨水，下列判斷正確的是()A．與AlCl3溶液發(fā)生反應的離子方程式為Al3＋＋3OH－=Al(OH)3↓B．加水稀釋后，溶液中c(NHeq\o\al(＋,4))·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【解析】A．氨水與氯化鋁反應的離子方程式應為Al3＋＋3NH3·H2O=Al(OH)3↓＋3NHeq\o\al(＋,4)。B.氨水中存在電離平衡NH3·H2ONHeq\o\al(＋,4)＋OH－，加水稀釋，促進氨水的電離，氨水的電離平衡正向移動，但銨根離子濃度和氫氧根離子濃度都減小，故二者的乘積減小。C.用硝酸完全中和氨水，生成硝酸銨，溶液應呈酸性。D.氨水的電離是不完全的，0.10mol·L－1的氨水其pH應小于13?！敬鸢浮緾從“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，若通過平衡移動的方向不能作出判斷時，應采用化學平衡常數定量分析。考向1外界條件對電離平衡影響綜合分析1．在0.1mol·L－1NH3·H2O溶液中存在如下平衡：NH3＋H2ONH3·H2ONHeq\o\al(＋,4)＋OH－。下列敘述中正確的是()A．加入少量濃鹽酸，鹽酸與NH3反應生成NH4Cl，使NH3濃度減小，NHeq\o\al(＋,4)濃度增大，平衡逆向移動B．加入少量NaOH固體，OH－與NHeq\o\al(＋,4)結合生成NH3·H2O，使NHeq\o\al(＋,4)濃度減小，平衡正向移動C．加入少量0.1mol·L－1NH4Cl溶液，電離平衡常數不變，溶液中c(OH－)減小D．加入少量MgSO4固體，溶液pH增大【解析】A選項，加入少量濃鹽酸，首先發(fā)生H＋＋OH－=H2O，使OH－濃度降低，平衡正向移動；B選項，加入少量NaOH固體，使OH－濃度升高，平衡逆向移動；C選項，使NHeq\o\al(＋,4)濃度升高，平衡逆向移動，溶液中c(OH－)減??；D選項，Mg2＋＋2OH－=Mg(OH)2↓，溶液中c(OH－)減小，溶液pH減小?！敬鸢浮緾考向2弱電解質溶液稀釋問題分析2．(2014·烏魯木齊診斷性測試)用水稀釋0.1mol·L－1CH3COOH時，溶液中隨著水量的增加而減小的是()A.eq\f(c（CH3COOH）,c（OH－）)B.eq\f(c（OH－）,c（H＋）)C．c(H＋)和c(OH－)的乘積D．OH－的物質的量【解析】醋酸的電離方程式為CH3COOHCH3COO－＋H＋，加水稀釋，平衡正向移動，n(CH3COOH)減小，c(H＋)減小，c(OH－)增大，A項正確，B、D項錯誤，溫度不變，Kw不變，C項錯誤。【答案】A一元強酸(堿)和一元弱酸(堿)的比較強酸與弱酸(或強堿與弱堿)由于電離程度的不同，在很多方面表現出不同的性質，以鹽酸和醋酸為例。等物質的量濃度的鹽酸(a)與醋酸(b)等pH的鹽酸(a)與醋酸(b)pH或物質的量濃度pH：a<b物質的量濃度：a<b溶液導電性a>ba＝b水的電離程度a<ba＝bc(Cl－)與c(CH3COO－)大小c(Cl－)>c(CH3COO－)c(Cl－)＝c(CH3COO－)等體積溶液中和NaOH的量a＝ba<b分別加該酸的鈉鹽固體后pHa：不變b：變大a：不變b：變大開始與金屬反應的速率a>b相同等體積溶液與過量活潑金屬產生H2的量相同a<b判斷弱電解質的三個思維角度角度一：弱電解質的定義，即弱電解質不能完全電離，如測0.1mol·L－1的CH3COOH溶液的pH>1。角度二：弱電解質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：弱電解質形成的鹽類能水解，如判斷CH3COOH為弱酸可用下面兩個現象：(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象：pH>7。(2013·浙江高考)25℃時，用濃度為0.1000mol·L－1的NaOH溶液滴定20.00mL濃度均為0.1000mol·L－1的三種酸HX、HY、HZ，滴定曲線如圖所示。下列說法正確的是()A．在相同溫度下，同濃度的三種酸溶液的導電能力順序：HZ<HY<HXB．根據滴定曲線，可得Ka(HY)≈10－5C．將上述HX、HY溶液等體積混合后，用NaOH溶液滴定至HX恰好完全反應時：c(X－)>c(Y－)>c(OH－)>c(H＋)D．HY與HZ混合，達到平衡時：c(H＋)＝eq\f(Ka（HY）·c（HY）,c（Y－）)＋c(Z－)＋c(OH－)【解析】由圖象可知，當V(NaOH)＝0(即未滴加NaOH)時，等濃度的三種酸溶液的pH大小順序為HX>HY>HZ，則酸性強弱順序為HX<HY<HZ，相同條件下三種酸溶液的導電能力順序為HX<HY<HZ，A項錯。當V(NaOH)＝10mL時，HY溶液中c(H＋)＝10－5mol·L－1，c(OH－)＝10－9mol·L－1，c(Na＋)＝eq\f(1,3)×0.1000mol·L－1，據電荷守恒有c(H＋)＋c(Na＋)＝c(OH－)＋c(Y－)，即10－5mol·L－1＋eq\f(1,3)×0.1000mol·L－1＝10－9mol·L－1＋c(Y－)，則有c(Y－)≈eq\f(1,3)×0.1000mol·L－1，c(HY)＝(eq\f(2,3)×0.1000mol·L－1－eq\f(1,3)×0.1000mol·L－1)＝eq\f(1,3)×0.1000mol·L－1，那么Ka(HY)＝[c(Y－)·c(H＋)]/c(HY)＝(eq\f(1,3)×0.1000mol·L－1×10－5mol·L－1)/(eq\f(1,3)×0.1000mol·L－1)＝10－5，B項正確。HX的酸性比HY的弱，滴定至HX恰好完全反應時，HY也完全反應，此時溶液中的溶質為NaX和NaY，X－的水解程度比Y－的水解程度大，則有c(Y－)>c(X－)，C項錯。HY和HZ混合，達到平衡時，據電荷守恒有c(H＋)＝c(Y－)＋c(Z－)＋c(OH－)；對于弱酸HY來說，Ka(HY)＝[c(H＋)·c(Y－)]/c(HY)，則有c(Y－)＝[Ka(HY)·c(HY)]/c(H＋)，故c(H＋)＝[Ka(HY)·c(HY)]/c(H＋)＋c(Z－)＋c(OH－)，D項錯。【答案】B考向1一元弱酸(堿)和一元強堿(酸)對比分析3．(2014·山西大同市高三聯考)現有常溫下的四份溶液：①0.01mol/LHCl；②0.01mol/LCH3COOH；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＋)＝1×10－12mol/LB．將①、③混合，若有pH＝7，則消耗溶液的體積：③>①C．將②、④等體積混合(體積變化忽略不計)，則c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝0.01mol/LD．將四份溶液均稀釋10倍后溶液pH：③>④，②>①【解析】由于CH3COOH為弱電解質，故0.01mol/LCH3COOH溶液中的c(H＋)≠1×10－2mol/L，故由水電離出的c(H＋)≠1×10－12mol/L，A項錯誤；因pH＝12的氨水中氨水的濃度遠大于0.01mol/L，0.01mol/LHCl與pH＝12的氨水混合，當pH＝7時，消耗溶液的體積：③<①，B項錯誤；將②、④等體積混合，溶液的總體積增大，c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)<0.01mol/L，C項錯誤?！敬鸢浮緿考向2一元強堿與一元弱(強)酸中和反應的分析4．(2012·海南高考)25℃amol·L－1一元酸HA與bmol·L－1NaOH等體積混合后，pH為7，則下列關系一定正確的是()A．a＝b B．a>bC．c(A－)＝c(Na＋) D．c(A－)<c(Na＋)【解析】題中隱含了一元酸可能是強酸，也可能是弱酸。若HA為強酸，a＝b；若HA為弱酸，a>b，故A、B項錯誤。根據電荷守恒：c(H＋)＋c(Na＋)＝c(A－)＋c(OH－)，pH為7，則c(H＋)＝c(OH－)，故有c(Na＋)＝c(A－)，C正確，D錯誤?！敬鸢浮緾考向3判斷弱電解質的方法5．下列事實中一定不能證明CH3COOH是弱電解質的是()①常溫下某CH3COONa溶液的pH＝8②用CH3COOH溶液做導電實驗，燈泡很暗③等pH、等體積的鹽酸、CH3COOH溶液和足量鋅反應，CH3COOH放出的氫氣較多④0.1mol·L－1CH3COOH溶液的pH＝2.1⑤CH3COONa和H3PO4反應，生成CH3COOH⑥0.1mol·L－1的CH3COOH溶液稀釋100倍，pH<3A．② B．②⑤C．①③⑤ D．③④⑤⑥【解析】①中證明CH3COO－能水解，溶液呈堿性，證明CH3COOH為弱酸；②中未指明濃度，也沒有參照物，不能說明問題；③說明電離前n(CH3COOH)>n(鹽酸)，故CH3COOH的電離程度比鹽酸小，屬弱電解質；④中說明c(H＋)<c(CH3COOH)，說明CH3COOH部分電離，存在電離平衡，CH3COOH是弱電解質；已知⑤中的H3PO4為中強酸，而中強酸能制備的必定是比H3PO4還要弱的酸，說明CH3COOH為弱電解質；⑥中CH3COOH溶液被稀釋，c(H＋)的變化與溶液濃度的變化不一致，證明存在電離平衡的移動，即證明CH3COOH為弱電解質?！敬鸢浮緼電離常數的應用1.電離常數的意義根據電離常數數值的大小，可以估算弱電解質電離的程度，K值越大，電離程度越大，弱酸酸性越強。如相同條件下常見弱酸的酸性強弱：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO。2．電離常數的影響因素(1)電離常數隨溫度的變化而變化，但由于電離過程熱效應較小，溫度改變對電離常數影響不大，其數量級一般不變，所以室溫范圍內可忽略溫度對電離常數的影響。(2)電離常數與弱酸、弱堿的濃度無關，同一溫度下，不論弱酸、弱堿的濃度如何變化，電離常數是不會改變的。3．有關電離平衡常數的計算以弱酸HX為例：(1)已知c(HX)和c(H＋)，求電離平衡常數HXH＋＋X－起始：c(HX)00平衡：c(HX)－c(H＋)c(H＋)c(H＋)則：K＝eq\f(c（H＋）·c（X－）,c（HX）)＝eq\f(c2（H＋）,c（HX）－c（H＋）)由于弱酸只有極少一部分電離，c(H＋)的數值很小，可做近似處理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，則K＝eq\f(c2（H＋）,c（HX）)，代入數值求解即可。(2)已知c(HX)和電離平衡常數，求c(H＋)HXH＋＋X－起始：c(HX)00平衡：c(HX)－c(H＋)c(H＋)c(H＋)則：K＝eq\f(c（H＋）·c（X－）,c（HX）)＝eq\f(c2（H＋）,c（HX）－c（H＋）)由于c(H＋)的數值很小，可做近似處理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，則：c(H＋)＝eq\r(K·c（HX）)，代入數值求解即可。對于弱酸，在一定溫度下達到電離平衡時，各微粒的濃度存在著一種定量關系：如25℃時，HAH＋＋A－，則K＝eq\f(c（H＋）·c（A－）,c（HA）)，式中K為電離平衡常數，只與溫度有關，下表是幾種弱酸的電離平衡常數(25℃)。酸電離方程式電離平衡常數KCH3COOHCH3COOHH＋＋CH3COO－1.75×10－5H2CO3H2CO3H＋＋HCOeq\o\al(－,3)HCOeq\o\al(－,3)H＋＋COeq\o\al(2－,3)K1＝4.4×10－7K2＝4.7×10－11H2SH2SH＋＋HS－HS－H＋＋S2－K1＝1.3×10－7K2＝7.1×10－15H3PO4H3PO4H＋＋H2POeq\o\al(－,4)H2POeq\o\al(－,4)H＋＋HPOeq\o\al(2－,4)HPOeq\o\al(2－,4)H＋＋POeq\o\al(3－,4)K1＝7.1×10－3K2＝6.3×10－8K3＝4.2×10－13回答下列問題：(1)K只與溫度有關，當溫度升高時，K值________(填“變大”、“變小”或“不變”)。(2)在溫度相同時，各弱酸的K值不同，那么K值的大小與酸性相對強弱的關系是_______________________。(3)若把CH3COOH、H2CO3、HCOeq\o\al(－,3)、H2S、HS－、H3PO4、H2POeq\o\al(－,4)、HPOeq\o\al(2－,4)都看成酸，其中酸性最強的是________，酸性最弱的是________。(4)多元弱酸是分步電離的，每一步都有相應的電離平衡常數，對于同一種多元弱酸的K1、K2、K3，總有K1?K2?K3，產生此現象的原因是__________________。(5)電離常數是用實驗的方法測定出來的。現已經測得25℃時cmol/L的醋酸中c(H＋)＝amol·L－1，試用a、c表示該溫度下醋酸的電離常數，K(CH3COOH)＝________?！窘馕觥?1)溫度升高，K值增大。(2)K值大小可說明弱電解質的相對強弱。(3)K值越大，酸性越強；K值越小，酸性越弱。(4)第一步電離出的H＋對第二步酸的電離起抑制作用，依次類推，故依次減小。(5)CH3COOHH＋＋CH3COO－起始(mol·L－1)：c00平衡(mol·L－1)：c－aaa則K(CH3COOH)＝eq\f(c（CH3COO－）·c（H＋）,c（CH3COOH）)＝eq\f(a2,c－a)?！敬鸢浮?1)變大(2)K值越大，酸性越強(3)H3PO4HS－(4)第一步電離出的H＋對第二步電離起抑制作用，故K值減小(5)eq\f(a2,c－a),考向電離平衡常數有關的計算6．(2012·山東高考節(jié)選)NO2可用氨水吸收生成NH4NO3，25℃時，將amolNH4NO3溶于水，溶液顯酸性，原因是_________________(用離子方程式表示)。向該溶液滴加bL氨水后溶液呈中性，則滴加氨水的過程中水的電離平衡將________(填“正向”、“不”或“逆向”)移動，所滴加氨水的濃度為________mol·L－1。(NH3·H2O的電離平衡常數取Kb＝2×10－5mol·L－1)【解析】NHeq\o\al(＋,4)水解使NH4NO3溶液顯酸性：NHeq\o\al(＋,4)＋H2ONH3·H2O＋H＋；滴加氨水時水的電離平衡將逆向移動；溶液呈中性，由電荷守恒可知c(NHeq\o\al(＋,4))＋c(H＋)＝c(NOeq\o\al(－,3))＋c(OH－)，則n(NHeq\o\al(＋,4))＋n(H＋)＝n(NOeq\o\al(－,3))＋n(OH－)，因為平衡后溶液呈中性，n(H＋)＝n(OH－)，則n(NHeq\o\al(＋,4))＝n(NOeq\o\al(－,3))＝amol，設加入的氨水的濃度為cmol·L－