專題九弱電解質(zhì)的電離平衡

專題九 弱電解質(zhì)的電離平衡考綱展示 命題探究考點(diǎn) 電離平衡強(qiáng)、弱電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)定義在水溶液中或熔融狀態(tài)下完全電在水溶液中或熔融狀態(tài)下部離成離子的電解質(zhì)分電離的電解質(zhì)化合物類型離子化合物及具有強(qiáng)極性鍵的共某些具有弱極性鍵的共價(jià)化價(jià)化合物合物電離程度完全電離部分電離電離過(guò)程不可逆過(guò)程，無(wú)電離平衡可逆過(guò)程，存在電離平衡溶液中存在的微粒只存在電離出的陰、陽(yáng)離子，不存既存在電離出的陰、陽(yáng)離子，(水分子不計(jì))在電解質(zhì)分子又存在電解質(zhì)分子絕大多數(shù)的鹽(包括難溶性鹽)強(qiáng)酸：HSO、HCl、HClO等弱酸：HCO、24423實(shí)例強(qiáng)堿：Ba(OH)、弱堿：NH·HO、Cu(OH)、2322Ca(OH)2等Fe(OH)3等CH3COOH等NH3·H2O＋－＋－NH4＋OHKNO===K＋NO＋－電離方程式33H2SH＋HS＋2－H2SO4===2H＋SO4－＋2－HSH＋S2電離平衡(1)定義在一定條件(如溫度、濃度)下，當(dāng)弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子重新結(jié)合成分子的速率相等時(shí)，電離過(guò)程就達(dá)到了平衡狀態(tài)，這叫作電離平衡。特征1影響因素及結(jié)果①內(nèi)因：弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)。②外因：濃度、溫度、外加試劑等。以CHCOOH－＋為例。33電離平衡常數(shù)定義在一定溫度下，弱電解質(zhì)達(dá)到電離平衡時(shí)， 溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的分子濃度的比是一個(gè)常數(shù)，該常數(shù)叫作電離平衡常數(shù)，簡(jiǎn)稱電離常數(shù)，用 K表示(弱酸的電離平衡常數(shù)用 Ka表示，弱堿的電離平衡常數(shù)用 Kb表示)。2特征①電離平衡常數(shù)決定因素：弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)影響因素：溫度 隨溫度升高而增大，原因是電離過(guò)程是吸熱的與溶液的濃度、酸堿性無(wú)關(guān)②多元弱酸是分步電離的，各級(jí)電離平衡常數(shù)的大小關(guān)系式是 K1?K2?K3??，所以多元弱酸的酸性決定于其第一步電離。學(xué)霸巧學(xué)卡 電解質(zhì)強(qiáng)弱判斷的注意事項(xiàng)電解質(zhì)的強(qiáng)弱與化學(xué)鍵沒(méi)有必然聯(lián)系，主要區(qū)別是其在水溶液中或熔融狀態(tài)能否完全電離。一般情況下，含有離子鍵的離子化合物是強(qiáng)電解質(zhì)；含有強(qiáng)極性鍵的共價(jià)化合物可能是非電解質(zhì)(如SO2、CH3CH2OH等)、弱電解質(zhì)(如HF、HClO、HCN、H2CO3等弱酸，H2SO3、H3PO4兩種中強(qiáng)酸，NH3·H2O等弱堿和H2O等)、強(qiáng)電解質(zhì)(如HCl、NaOH、KNO3等)。電解質(zhì)的強(qiáng)弱與溶液導(dǎo)電能力沒(méi)有必然聯(lián)系。溶液的導(dǎo)電性強(qiáng)弱取決于溶液中自由移動(dòng)的離子濃度和離子所帶的電荷數(shù)。離子濃度越大、離子所帶的電荷數(shù)越多，溶液的導(dǎo)電性越強(qiáng)。在相同條件下(如溫度、電解質(zhì)的濃度等)，強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力比弱電解質(zhì)強(qiáng)。電解質(zhì)的強(qiáng)弱與電解質(zhì)的溶解度無(wú)關(guān)。強(qiáng)電解質(zhì)的溶解性不一定強(qiáng)，弱電解質(zhì)的溶解性不一定弱。如BaSO4是強(qiáng)電解質(zhì)，但難溶于水，CH3COOH是弱電解質(zhì)，但易溶于水。思維辨析電離平衡常數(shù)(K)越小，表示弱電解質(zhì)電離能力越弱。()(2)BaSO4難溶于水，但它是強(qiáng)電解質(zhì)，氨水是弱電解質(zhì)。()(3)強(qiáng)電解質(zhì)是離子化合物，弱電解質(zhì)是共價(jià)化合物。()－＋時(shí)，表明氨水電離處于平衡狀態(tài)。()cc4(5)由－1＋－。()0.1mol·L一元堿BOH的pH＝10，可知溶液存在BOH===B＋OH(6)飽和氨水的導(dǎo)電能力比飽和Ca(OH)2溶液的導(dǎo)電能力強(qiáng)，故Ca(OH)2是弱電解質(zhì)。()答案(1)√(2)×(3)×(4)×(5)×(6)×2．下列事實(shí)不能證明氨水是弱堿的是()A．pH＝11的氨水加水稀釋到原溶液體積100倍時(shí)，pH大于9B．氯化銨溶液呈酸性C．常溫下，0.01mol·L－1氨水的pH＝10.6D．體積相同的0.1mol·L－1氨水和0.1mol·L－1NaOH溶液中和鹽酸的量相同答案D解析A項(xiàng)，若氨水為強(qiáng)堿，必完全電離，加水稀釋時(shí)，pH＝11的氨水加水稀釋到原溶液體積100倍時(shí)，pH應(yīng)等于9；B項(xiàng)，氯化銨溶液呈酸性，說(shuō)明＋發(fā)生水解反應(yīng)生成了弱4電解質(zhì)NH3·H2O，“有弱才水解”；C項(xiàng)，常溫下，0.01mol·L－1氨水的pH＝10.6，說(shuō)明氨水不能完全電離，若完全電離， pH應(yīng)等于 12；D項(xiàng)，無(wú)論氨水堿性強(qiáng)弱，等體積、等濃3－度的氨水和 NaOH溶液最終電離出 n(OH)的量相同，它們的中和能力相同。[考法綜述] 弱電解質(zhì)的電離平衡是電解質(zhì)溶液理論的基礎(chǔ)，常以選擇題的方式考查電解質(zhì)強(qiáng)弱的判斷、外界因素對(duì)電離平衡的影響以及電離平衡常數(shù)的應(yīng)用，題目難度中等。命題法1 強(qiáng)、弱電解質(zhì)的比較典例1pH＝2的兩種一元酸x和y，體積均為100mL，稀釋過(guò)程中pH與溶液體積的關(guān)系如圖所示。分別滴加NaOH溶液(c＝0.1mol·L－1)至pH＝7，消耗NaOH溶液的體積為Vx、Vy，則( )A．x為弱酸，V<VB．x為強(qiáng)酸，V>VxyxyC．y為弱酸，x<yD．y為強(qiáng)酸，x>yVVVV[解析]由圖象可知x稀釋10倍，pH變化1個(gè)單位(從pH＝2變?yōu)閜H＝3)，故x為強(qiáng)酸；而y稀釋10倍，pH變化小于1個(gè)單位，故y為弱酸，故A、D錯(cuò)誤；pH都為2的x和y，前者物質(zhì)的量濃度為0.01mol·L－1，而后者大于0.01mol·L－1，故滴加NaOH溶液中和至溶液為中性時(shí)，后者消耗堿的體積大，故C正確，B錯(cuò)誤。[答案]C【解題法】強(qiáng)酸與弱酸的性質(zhì)比較濃度均為0.01mol·L－1的強(qiáng)酸HApH均為2的強(qiáng)酸HA與弱酸HB與弱酸HBpH或物質(zhì)的量濃度2＝pHHA<pHHB0.01mol·L－1＝c(HA)<c(HB)開(kāi)始與金屬反應(yīng)的速率HA>HBHA＝HB體積相同時(shí)與過(guò)量的堿反應(yīng)時(shí)消HA＝HBHA<HB耗堿的量體積相同時(shí)與過(guò)量活潑金屬反應(yīng)HA＝HBHA<HB產(chǎn)生H2的量c(A－)與c(B－)大小c(A－)>c(B－)c(A－)＝c(B－)4分別加入固體NaA、HA：不變HA：不變NaB后pH變化HB：變大HB：變大加水稀釋10倍后3＝pH<pH3＝pH>pH>2HAHBHAHB溶液的導(dǎo)電性HA>HBHA＝HB水的電離程度HA<HBHA＝HB命題法2外界條件對(duì)電離平衡的影響典例222＋－－＋2－2HS水溶液中存在電離平衡HSH＋HS和HSH＋S。若向HS溶液中( )A．加水，平衡向右移動(dòng)，溶液中氫離子濃度增大B．通入過(guò)量 SO2氣體，平衡向左移動(dòng)，溶液 pH增大C．滴加新制氯水，平衡向左移動(dòng)，溶液 pH減小D．加入少量硫酸銅固體 (忽略體積變化 )，溶液中所有離子濃度都減小[解析] 加水稀釋，平衡向右移動(dòng)，但 c(H＋)減小，A項(xiàng)錯(cuò)誤；SO2過(guò)量會(huì)產(chǎn)生較多的H2SO3，而H2SO3的酸性比H2S強(qiáng)，溶液pH減小，B項(xiàng)錯(cuò)誤；滴加新制氯水，Cl2＋H2S===S↓＋2HCl，使H2S的電離平衡向左移動(dòng)，HCl的生成，使溶液pH減小，C項(xiàng)正確；加入少量CuSO4固體，CuSO4＋H2S===CuS↓＋H2SO4，使H2S的電離平衡向左移動(dòng)，H2SO4的生成，使溶液中c(H)增大，D項(xiàng)錯(cuò)誤。[答案] C【解題法】 影響弱電解質(zhì)電離平衡的因素內(nèi)因：弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)，是決定因素。5命題法3 電離平衡常數(shù)的應(yīng)用典例3 (雙選)部分弱酸的電離平衡常數(shù)如下表：弱酸HCOOHHCNH2CO3電離平衡i1＝4.3×10－7Ki＝1.77×10－4Ki＝4.9×10－10K常數(shù)(25℃)Ki2＝5.6×10－11下列選項(xiàng)錯(cuò)誤的是()－2－A．2CN＋H2O＋CO2===2HCN＋CO32－－322C．中和等體積、等 pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者D．等體積、等濃度的 HCOONa和NaCN溶液中所含離子總數(shù)前者小于后者[解析]因K(HCO)>K(HCN)>K2－－－，i123ii22333－的溶液中通入CO2發(fā)生的反應(yīng)為－－因此向含CNCN＋H2O＋CO2===HCN＋HCO3，A項(xiàng)錯(cuò)誤；利用甲酸與碳酸的電離平衡常數(shù)可知酸性：HCOOH>HCO，則HCOOH可與碳酸鹽反應(yīng)生成甲酸鹽、23CO和HO，B項(xiàng)正確；酸性：HCOOH>HCN，故等pH的HCOOH和HCN相比，HCN的物質(zhì)的量濃22度大，所以中和等體積、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者，C項(xiàng)正確；在等體積、等濃度的HCOONa和NaCN溶液中，均存在：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(R－)＋c(OH－)(R－＝－－－＋)較小，而兩溶液中＋)相等，HCOO或CN)，因CN水解程度大，則在NaCN溶液中c(Hc(Na故兩溶液中所含離子數(shù)目前者大于后者，D項(xiàng)錯(cuò)誤。[答案]AD6【解題法】 電離平衡常數(shù)的主要應(yīng)用根據(jù)酸堿的電離常數(shù)大小可進(jìn)行以下判斷：判斷弱酸(或弱堿)的相對(duì)強(qiáng)弱，電離常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強(qiáng)。如相同條件下常見(jiàn)弱酸的酸性強(qiáng)弱：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO。判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強(qiáng)弱，電離常數(shù)越大，對(duì)應(yīng)的鹽水解程度越小，堿性(或酸性)越弱。判斷復(fù)分解反應(yīng)能否發(fā)生，一般符合“強(qiáng)酸制弱酸”規(guī)律。判斷微粒濃度比值的變化。弱電解質(zhì)加水稀釋時(shí)， 能促進(jìn)弱電解質(zhì)的電離， 溶液中離子和分子的濃度會(huì)發(fā)生相應(yīng)的變化，但電離常數(shù)不變，考題中經(jīng)常利用電離常數(shù)來(lái)判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。3c－c－·c＋如：0.1mol/LCHCOOH溶液中加水稀釋，33cCH3COOH＝cCH3COOH·cH＋＝－aCHCOOK＋，加水稀釋時(shí)，c(H＋)減小，K值不變，則c3增大。CHCOOH31．濃度均為0.10mol·L－1、體積均為V0的MOH和ROH溶液，分別加水稀釋至體積V，pH隨lgV的變化如圖所示。下列敘述錯(cuò)誤的是()V0A．MOH的堿性強(qiáng)于 ROH的堿性7B．ROH的電離程度：b點(diǎn)大于a點(diǎn)C．若兩溶液無(wú)限稀釋，則它們的c(OH－)相等VcM＋增大D．當(dāng)lg＝2時(shí)，若兩溶液同時(shí)升高溫度，則＋VcR0答案D解析由圖可知MOH溶液稀釋104倍時(shí)pH改變了4個(gè)單位，而ROH溶液稀釋104倍時(shí)pH改變小于＋－加水稀釋，4個(gè)單位，所以MOH是強(qiáng)堿，ROH是弱堿，A項(xiàng)正確；ROHR＋OH平衡正向移動(dòng)，ROH的電離程度增大， ROH的電離程度：b點(diǎn)大于a點(diǎn)，B項(xiàng)正確；若兩溶液無(wú)限稀釋，則兩溶液接近中性，二者氫氧根離子濃度相等，C項(xiàng)正確；當(dāng)稀釋100倍時(shí)，同時(shí)加熱，MOH是強(qiáng)堿，在水溶液中完全電離，＋＋－，平衡正向c(M)不變，加熱ROHR＋OHc＋＋M移動(dòng)，c(R)增大，cR＋減小，D項(xiàng)錯(cuò)誤。2．下列敘述正確的是 ( )A．稀醋酸中加入少量醋酸鈉能增大醋酸的電離程度B．25℃時(shí)，等體積等濃度的硝酸與氨水混合后，溶液pH＝7C．25℃時(shí)，0.1mol·L－1的硫化氫溶液比等濃度的硫化鈉溶液的導(dǎo)電能力弱D．0.1molAgCl和0.1molAgI混合后加入1L水中，所得溶液中c(Cl－)＝c(I－)答案C解析CHCOOH在水溶液中存在如下平衡：CHCOOH－＋，加入CHCOONa，3333－CHCOOH電離程度減小，A項(xiàng)錯(cuò)誤；二者完全反應(yīng)后生增大了CHCOO濃度，平衡逆向移動(dòng)，33＋水解導(dǎo)致溶液呈酸性，故反應(yīng)后的溶液pH<7，B項(xiàng)錯(cuò)誤；HS溶液中，HS不成NHNO，NH43422能完全電離，溶液中離子濃度小， 導(dǎo)電能力弱，Na2S在溶液中完全電離， 溶液中離子濃度大，導(dǎo)電能力強(qiáng)于同濃度的H2S溶液，C項(xiàng)正確；AgCl和AgI的Ksp不等，該溶液中c(Cl－)和c(I－)不可能相等，D項(xiàng)錯(cuò)誤。3．已知某溫度下CH3COOH和NH3·H2O的電離常數(shù)相等，現(xiàn)向10mL濃度為0.1mol·L－1的CH3COOH溶液中滴加相同濃度的氨水，在滴加過(guò)程中()A．水的電離程度始終增大＋B.c4先增大再減小NH3·H2O－C．c(CH3COOH)與c(CH3COO)之和始終保持不變D．當(dāng)加入氨水的體積為＋－10mL時(shí)，c(NH4)＝c(CH3COO)答案D解析酸、堿會(huì)抑制水的電離，能水解的鹽則會(huì)促進(jìn)水的電離，故在滴加過(guò)程中，水的電離程度先增大，當(dāng)恰好完全反應(yīng)后再滴加氨水，水的電離程度將會(huì)減小，A錯(cuò)誤；＋＋－NHNH·OHbc＝cc＝c(OH－)逐漸－cK－，在滴加氨水的過(guò)程中，3232c＋增大，Kb不變，則4將減小，B錯(cuò)誤；溶液體積逐漸增大，溶液中n(CH3COOH)與NH·HOc32－C錯(cuò)誤；當(dāng)加入10mL氨水時(shí)，二者恰好反應(yīng)n(CH3COO)之和保持不變，濃度在逐漸減小，8＋＋－－＋生成CH3COONH4，溶液呈中性，由電荷守恒c(NH4)＋c(H)＝c(CH3COO)＋c(OH)，可知c(NH4)－＝c(CH3COO)，D正確。4．常溫下，0.2mol·L－1的一元酸HA與等濃度的NaOH溶液等體積混合后，所得溶液中部分微粒組分及濃度如圖所示，下列說(shuō)法正確的是()A．HA為強(qiáng)酸B．該混合液 pH＝7－＋C．圖中X表示HA，Y表示OH，Z表示HD．該混合溶液中：c(A－)＋c(Y)＝c(Na＋)答案D解析混合后的溶液為0.1mol/LNaA溶液，由題圖知，c(A－)<0.1mol·L－1，所以A－發(fā)生了水解，所以HA是弱酸，A錯(cuò)誤；A－水解，溶液呈堿性，B錯(cuò)誤；根據(jù)電解質(zhì)溶液中的三個(gè)守恒知：在NaA中，c(Na＋)>c(A－)>c(OH－)>c(HA)>c(H＋)，C錯(cuò)誤；由上述分析知，Y是HA分子，根據(jù)物料守恒得c(A－)＋c(HA)＝c(Na＋)，D正確。－13()5．下列關(guān)于0.10mol·LNaHCO溶液的說(shuō)法正確的是A．溶質(zhì)的電離方程式為＋＋2－33B．25℃時(shí)，加水稀釋后，n(H＋)與(OH－)的乘積變大n＋＋－－2－ccccc33D．溫度升高，－增大c(HCO3)答案B解析A項(xiàng)中－＋－，A項(xiàng)錯(cuò)誤；BHCO3不能拆開(kāi)，正確的電離方程式為NaHCO3===Na＋HCO3項(xiàng)，n(H＋)×n(OH－)＝[c(H＋)×V]×[c(OH－)×V]＝[c(H＋)×c(OH－)]×(V×V)＝Kw·V2，由于水的離子積不變而溶液體積增大，故n(H＋)×n(OH－)的值增大，B項(xiàng)正確；由電荷守恒可＋＋－－2－－水解程度增知：c(Na)＋c(H)＝c(OH)＋c(HCO3)＋2c(CO3)，C項(xiàng)錯(cuò)誤；溫度升高，HCO3－－－大，反應(yīng)HCO3＋H2OH2CO3＋OH平衡右移，HCO3濃度減小，D項(xiàng)錯(cuò)誤。6．室溫下，0.1mol·L－1的某二元酸H2A溶液中，可能存在的含A粒子(H－22A、HA、A－)的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)隨pH變化的關(guān)系如圖所示，下列說(shuō)法正確的是()9A．HA的電離方程式：＋－222－)∶c(A2－)＝1∶100B．pH＝5時(shí)，在NaHA和NaA的混合溶液中：c(HA＋C．等物質(zhì)的量濃度的 NaHA和Na2A溶液等體積混合，離子濃度大小關(guān)系為： c(Na)>c(HA)>c(A2－)D．Na2A溶液必存在 c(OH－)＝c(H＋)＋c(HA－)＋2c(H2A)，各粒子濃度均大于 0答案B解析由圖知，在pH＝0～6范圍內(nèi)，不存在H2A分子，說(shuō)明H2A的第一步電離是完全的，H2A的電離方程式為＋－－＋2－，A項(xiàng)錯(cuò)誤；由pH＝