知識清單21 電離平衡（教師版） 2025年高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí)知識清單

知識清單21電離平衡知識點01弱電解質(zhì)的電離平衡及影響因素知識點02電離平衡常數(shù)及應(yīng)用

知識點01弱電解質(zhì)的電離平衡及影響因素1．電離平衡(1)電離平衡的建立在一定條件下(如溫度、壓強(qiáng)等)，當(dāng)弱電解質(zhì)電離產(chǎn)生離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等時，電離過程達(dá)到了平衡。平衡建立過程如圖所示：(2)電離平衡的特征①弱：研究對象是弱電解質(zhì)。②等：弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子重新結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率相等。=3\*GB3③動：電離平衡是一種動態(tài)平衡，即1molCH3COOH電離同時則有1molCH3COOH分子形成。④定：條件不變，溶液中各分子、離子的濃度不變，溶液里既有離子又有分子。⑤變：條件改變時，電離平衡發(fā)生移動，各粒子的濃度要發(fā)生改變。2．影響電離平衡的因素(1)影響電離平衡的內(nèi)因：影響電離平衡的內(nèi)因是弱電解質(zhì)本身的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)，其他條件相同時，電解質(zhì)越弱越難電離。(2)影響電離平衡的外因：①濃度：向弱電解質(zhì)溶液中加水稀釋，電離平衡向電離的方向移動，電離程度增大；②溫度：電解質(zhì)的電離一般是吸熱過程，升高溫度，電離平衡向電離的方向移動，電離程度增大；③同離子效應(yīng)：加入與電解質(zhì)電離出相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，電離平衡向形成分子的方向移動，電離程度減??；④酸堿效應(yīng)：加入強(qiáng)酸（或強(qiáng)堿），弱酸（或弱堿）的電離平衡向形成分子的方向移動，電離程度減小；弱堿（或弱酸）的電離平衡向電離的方向移動，電離程度增大；⑤加入能與離子反應(yīng)的物質(zhì)，電離平衡向電離的方向移動，電離程度增大。(aq)ΔH＞0的影響。改變條件平衡移動方向n(H＋)c(H＋)導(dǎo)電能力加水稀釋向右增大減小減弱加入少量冰醋酸向右增大增大增強(qiáng)通入HCl(g)向左增大增大增強(qiáng)加NaOH(s)向右減小減小增強(qiáng)加CH3COONa(s)向左減小減小增強(qiáng)升高溫度向右增大增大增強(qiáng)【易錯提醒】(1)一般情況下，加水稀釋時，弱電解質(zhì)電離產(chǎn)生離子的濃度減小，并非溶液中所有離子的濃度都減小。如CH3COOH溶液加水稀釋時，c(CH3COO－)、c(H＋)減小，但溶液中c(OH－)反而增大。(2)電離平衡向右移動，電離程度不一定增大，如向CH3COOH溶液中加入冰醋酸，CH3COOH電離程度減小。3．電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力取決于溶液中自由移動離子的濃度和離子所帶電荷數(shù)，自由移動離子的濃度越大、離子所帶電荷數(shù)越多，導(dǎo)電能力越強(qiáng)?！咎貏e提示】1．判斷弱電解質(zhì)的三個角度角度1：弱電解質(zhì)的定義，即弱電解質(zhì)不能完全電離。如0.1mol·L－1的CH3COOH溶液的pH>1。角度2：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溶液加水稀釋10倍后，1<pH<2。角度3：弱電解質(zhì)形成的鹽類能水解。如判斷CH3COOH為弱酸可利用下面兩個實驗：(1)配制某濃度的醋酸鈉溶液，向其中加入幾滴酚酞溶液，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，pH>7。2．以冰醋酸稀釋為例分析稀釋過程中pH的變化(1)冰醋酸稀釋過程中，pH先減小后增大，其中O→b為冰醋酸溶解并建立平衡過程，b→c為醋酸溶液稀釋后平衡移動過程。(2)強(qiáng)酸溶液稀釋10倍，pH增大1；弱酸溶液稀釋10倍，pH增大小于1，例如pH＝4的醋酸溶液稀釋10倍，4<pH<5。(3)pH相等的弱酸溶液稀釋相同倍數(shù)，弱酸酸性越弱，pH變化越小。例如體積均為10mL、pH＝2的HA、HB溶液，分別加水稀釋至1000mL，則HB的電離常數(shù)大于HA的電離常數(shù)。(1)氨氣溶于水，當(dāng)NH3·H2O電離出的c(OH－)＝c(NHeq\o\al(＋,4))時，表明NH3·H2O電離處于平衡狀態(tài)。(×)錯因不管平衡與否，NH3·H2O電離出的c(OH－)與c(NHeq\o\al(＋,4))始終相等。(2)電離平衡右移，電解質(zhì)分子的濃度一定減小，離子濃度一定增大。(×)錯因增大電解質(zhì)分子的濃度和加水稀釋都會使電離平衡向右移動，前者電解質(zhì)分子的濃度增大，但后者離子濃度減小。(3)向氨水中滴加酚酞變紅色，說明NH3·H2O是弱電解質(zhì)。(×)錯因氨水使酚酞變紅，說明溶液中含有OH－，不能說明NH3·H2O部分電離。(4)強(qiáng)電解質(zhì)稀溶液中不存在溶質(zhì)分子，弱電解質(zhì)稀溶液中存在溶質(zhì)分子。(√)(5)25℃時，向0.1mol·L－1氨水中加水稀釋，溶液中各離子的濃度均減小。(×)(6)在醋酸溶液中，當(dāng)c(CH3COO－)＝c(H＋)時，表示醋酸已達(dá)到電離平衡。(×)錯因弱電解質(zhì)達(dá)到電離平衡時，粒子濃度不再改變，并非相等。(7)碳酸的電離方程式為H2CO32H＋＋COeq\o\al(2－,3)。(×)錯因碳酸是二元弱酸，應(yīng)分步電離。(8)弱酸的電離程度越大，溶液的導(dǎo)電能力越強(qiáng)。(×)錯因?qū)щ娔芰χ饕Q于溶液中離子總濃度，弱酸濃度一定的情況下，電離程度越大導(dǎo)電能力越強(qiáng)。(9)氨水的濃度越小，一水合氨的電離程度越大。(√)提示稀釋促進(jìn)電離。(10)Ca(OH)2微溶于水，因此它是弱電解質(zhì)。(×)錯因強(qiáng)弱電解質(zhì)只取決于是否完全電離，與溶解度無關(guān)。(11)氨水中只存在NH3·H2O的電離平衡，不存在其他電離平衡。(×)(12)由常溫下0.1mol·L－1一元堿BOH溶液的pH＝10，可知溶液中存在BOHB＋＋OH－。(√)(13)向0.1mol·L－1CH3COOH溶液中加水稀釋或加入少量CH3COONa晶體時都會引起溶液中c(H＋)減小。(√)影響弱電解質(zhì)的電離平衡的外部因素1．一定溫度下，冰醋酸加水稀釋過程中，溶液的導(dǎo)電能力如圖所示?；卮鹣铝袉栴}：①a、b、c三點中，醋酸溶液中H＋濃度最小的點是a。②醋酸電離程度最大的點是c。③通過微熱的方法可使c點溶液中c(CH3COO－)增大(填“增大”或“減小”)。提示①溶液的導(dǎo)電能力正比于溶液中的氫離子的濃度，導(dǎo)電能力越小則氫離子濃度越小，故為a點。②“越稀越電離”，加入的水越多，醋酸電離程度越大，故選c點。③“越熱越電離”，升溫促進(jìn)醋酸電離平衡正向移動，故微熱可使c點溶液中c(CH3COO－)增大。2．常溫下，①100mL0.01mol·L－1的CH3COOH溶液，②10mL0.1mol·L－1的CH3COOH溶液。用“＞”“＝”或“＜”填寫下列問題。(1)c(CH3COO－)：①________②。(2)電離程度：①________②。(3)在上述兩種溶液中加入足量鋅片。開始時的反應(yīng)速率：①________②，反應(yīng)結(jié)束生成相同狀況下H2的體積：①________②。(4)與同濃度的NaOH溶液完全反應(yīng)消耗NaOH溶液的體積：①________②。答案(1)＜(2)＞(3)＜＝(4)＝知識點02電離平衡常數(shù)及應(yīng)用1．電離平衡常數(shù)在一定條件下，弱電解質(zhì)達(dá)到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度(冪次方)的乘積與溶液中未電離的分子濃度的比值是一個常數(shù)，這個常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡稱電離常數(shù)，用K(弱酸用Ka，弱堿用Kb)表示。2．電離平衡常數(shù)的表示方法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。如：ABA＋＋B－K＝eq\f(cA＋·cB－,cAB)。(1)一元弱酸、一元弱堿的電離平衡常數(shù)例如：CH3COOHCH3COO－＋H＋Ka＝eq\f(cCH3COO－·cH＋,cCH3COOH)；NH3·H2ONHeq\o\al(＋,4)＋OH－Kb＝eq\f(cNH\o\al(＋,4)·cOH－,cNH3·H2O)。(2)多元弱酸、多元弱堿的電離平衡常數(shù)多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的，每步各有電離平衡常數(shù)，通常用Ka1、Ka2等來分別表示。例如，H2CO3H＋＋HCOeq\o\al(－,3)Ka1＝eq\f(cHCO\o\al(－,3)·cH＋,cH2CO3)；HCOeq\o\al(－,3)H＋＋COeq\o\al(2－,3)Ka2＝eq\f(cH＋·cCO\o\al(2－,3),cHCO\o\al(－,3))。多元弱酸各步電離常數(shù)的大小比較：Ka1?Ka2，因此，多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定。由于多元弱堿為難溶堿，所以一般不用電離平衡常數(shù)，而用以后要學(xué)到的難溶物的溶度積常數(shù)。3．特點(1)電離平衡常數(shù)與溫度有關(guān)，與濃度無關(guān)，升高溫度，K增大。(2)電離平衡常數(shù)反映弱電解質(zhì)的相對強(qiáng)弱，K越大，表示弱電解質(zhì)越易電離，酸性或堿性越強(qiáng)。(3)多元弱酸的各步電離常數(shù)的大小關(guān)系是Ka1>Ka2>Ka3……，當(dāng)Ka1?Ka2時，計算多元弱酸中的c(H＋)或比較多元弱酸酸性的相對強(qiáng)弱時，通常只考慮第一步電離?！練w納小結(jié)】電離平衡常數(shù)的應(yīng)用(1)根據(jù)電離平衡常數(shù)可以判斷弱酸(或弱堿)的相對強(qiáng)弱，相同條件下，電離平衡常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強(qiáng)。(2)根據(jù)電離常數(shù)可以判斷鹽與酸(或堿)反應(yīng)是否發(fā)生，相同條件下相對強(qiáng)的酸(或堿)制相對弱的酸(或堿)。(3)根據(jù)濃度商Q與電離平衡常數(shù)K的相對大小判斷電離平衡的移動方向。(4)根據(jù)電離平衡常數(shù)判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。如0.1mol·L－1CH3COOH溶液加水稀釋，eq\f(cCH3COO－,cCH3COOH)＝eq\f(cCH3COO－·cH＋,cCH3COOH·cH＋)＝eq\f(Ka,cH＋)，加水稀釋時，c(H＋)減小，Ka值不變，則eq\f(cCH3COO－,cCH3COOH)增大。4．電離度(1)概念在一定條件下的弱電解質(zhì)達(dá)到電離平衡時，已經(jīng)電離的電解質(zhì)分子數(shù)占原電解質(zhì)分子總數(shù)的百分比。(2)表示方法α＝eq\f(已電離的弱電解質(zhì)分子數(shù),溶液中原有弱電解質(zhì)的分子總數(shù))×100%，也可表示為α＝eq\f(弱電解質(zhì)的某離子濃度,弱電解質(zhì)的初始濃度)×100%。(3)影響因素①相同溫度下，同一弱電解質(zhì)，濃度越大，其電離度(α)越小。②相同濃度下，同一弱電解質(zhì)，溫度越高，其電離度(α)越大?！咎貏e提示】電離度(α)與電離平衡常數(shù)(Ka、Kb)之間的關(guān)系①一元弱酸(以CH3COOH為例)設(shè)常溫下，濃度為cmol·L－1的醋酸的電離度為αCH3COOHCH3COO－＋H＋起始(mol·L－1)c00轉(zhuǎn)化(mol·L－1)c·αc·αc·α平衡(mol·L－1)c－cα≈cc·αc·αKa＝eq\f(cα·cα,c)＝cα2、α＝eq\r(\f(Ka,c))，c(H＋)＝cα＝eq\r(Ka·c)。②一元弱堿(如NH3·H2O，電離常數(shù)為Kb)同理可得：Kb＝cα2，c(OH－)＝cα＝eq\r(Kb·c)。(1)弱電解質(zhì)電離平衡右移，電離平衡常數(shù)一定增大。(×)錯因電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)。(2)H2CO3的電離平衡數(shù)表達(dá)式：Ka＝eq\f(c2(H＋)·c(CO\o\al(2－,3)),c(H2CO3))。(×)錯因二元弱酸分步電離，有兩步電離平衡常數(shù)Ka1＝eq\f(cHCO\o\al(－,3)·cH＋,cH2CO3)、Ka2＝eq\f(cH＋·cCO\o\al(2－,3),cHCO\o\al(－,3))。(3)相同溫度下，若Ka(HX)>Ka(HY)，則酸性：HX>HY。(√)(4)相同溫度下，電離常數(shù)越大，溶液中c(H＋)一定越大。(×)(5)25℃時，向0.1mol·L－1的醋酸溶液中加入少量冰醋酸，其電離度變小。(√)(6)弱電解質(zhì)的電離程度越大，電離常數(shù)越大。(×)錯因電離常數(shù)受溫度影響，電離程度受溫度、濃度等影響，例如加水稀釋后，電離程度增加，但電離常數(shù)不變。(7)電離常數(shù)越大，表示該電解質(zhì)電離能力越強(qiáng)。(√)錯因電離常數(shù)表示弱電解質(zhì)電離程度的大小。(8)電離常數(shù)大的酸溶液中的c(H＋)一定大于電離常數(shù)小的溶液。(×)錯因弱酸溶液中c(H＋)的大小與酸的濃度和電離常數(shù)有關(guān)。(9)對于1mol·L－1的CH3COOH溶液，升高溫度，電離程度增大。(√)(10)溫度不變，向NH3·H2O溶液中加入NH4Cl，平衡左移，電離平衡常數(shù)減小。(×)(11)要增大某種弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)，只能采取升高溫度的方法。(√)(12)對于CH3COOHCH3COO－＋H＋，在一定溫度下，加入鹽酸平衡左移，電離平衡常數(shù)減小。(×)(13)對于0.1mol·L－1的氨水，加水稀釋后，溶液中c(NHeq\o\al(＋,4))·c(OH－)變小。(√)(14)常溫下，向10mLpH＝3的醋酸溶液中加水稀釋后，溶液中eq\f(c(CH3COO－),c(CH3COOH)·c(OH－))不變。(√)一、電離平衡常數(shù)及應(yīng)用部分弱酸的電離平衡常數(shù)如下表：弱酸HCOOHH2SH2CO3HClO電離平衡常數(shù)(25℃)Ka＝1.77×10－4Ka1＝1.1×10－7Ka2＝1.3×10－13Ka1＝4.5×10－7Ka2＝4.7×10－11Ka＝4.0×10－8按要求回答下列問題：(1)HCOOH、H2S、H2CO3、HClO的酸性由強(qiáng)到弱的順序為________________________。(2)相同濃度的HCOO－、HS－、S2－、HCOeq\o\al(－,3)、COeq\o\al(2－,3)、ClO－結(jié)合H＋的能力由強(qiáng)到弱的順序為____________________________________________________________________。(3)運用上述電離常數(shù)及物質(zhì)的特性判斷下列化學(xué)方程式不正確的是________(填序號)。①次氯酸與NaHCO3溶液的反應(yīng)：HClO＋HCOeq\o\al(－,3)=ClO－＋H2O＋CO2↑②少量CO2通入NaClO溶液中：CO2＋H2O＋2ClO－=COeq\o\al(2－,3)＋2HClO③少量CO2通入NaClO溶液中：CO2＋H2O＋ClO－=HCOeq\o\al(－,3)＋HClO④硫化氫通入NaClO溶液中：H2S＋ClO－=HS－＋HClO⑤碳酸鈉滴入足量甲酸溶液中：2HCOOH＋COeq\o\al(2－,3)=2HCOO－＋CO2↑＋H2O答案(1)HCOOH＞H2CO3＞H2S＞HClO(2)S2－＞COeq\o\al(2－,3)＞ClO－＞HS－＞HCOeq\o\al(－,3)＞HCOO－(3)①②④二、判斷微粒濃度比值的大小常溫下，將0.1mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀釋，請?zhí)顚懴铝斜磉_(dá)式中的數(shù)據(jù)變化情況(填“變大”“變小”或“不變”)。(1)eq\f(c(CH3COOH),c(H＋))________；(2)eq\f(c(CH3COO－),c(CH3COOH))________；(3)eq\f(c(CH3COO－),c(H＋))________；(4)eq\f(cCH3COO－·cH＋,cCH3COOH)________；(5)eq\f(c(CH3COO－),c(CH3COOH)·c(OH－))________。答案(1)變小(2)變大(3)變小(4)不變(5)不變解析(1)將該式變?yōu)閑q\f(c(CH3COOH)·c(CH3COO－),c(H＋)·c(CH3COO－))＝eq\f(c(CH3COO－),Ka)或稀釋時醋酸的電離平衡正向移動，n(CH3COOH)減小，n(H＋)增大因而其比值變小。(2)將該式變?yōu)閑q\f(c(CH3COO－)·c(H＋),c(CH3COOH)·c(H＋))＝eq\f(Ka,c(H＋))或稀釋時醋酸的電離平衡正向移動，n(CH3COOH)減小，n(CH3COO－)增大因而其比值變大。(5)將該式變?yōu)閑q\f(c(CH3COO－)·c(H＋),c(CH3COOH)·c(OH－)·c(H＋))＝eq\f(Ka,Kw)，故比值不變。三、電離平衡常數(shù)的計算1．常溫下，向amol·L－1CH3COONa溶液中加入等體積的bmol·L－1鹽酸使溶液呈中性，不考慮鹽酸和醋酸的揮發(fā)，則CH3COOH的電離常數(shù)Ka＝eq\f(a－b,b)×10－7(用含a和b的代數(shù)式表示)。解析向CH3COONa溶液中加入鹽酸，發(fā)生反應(yīng)：CH3COONa＋HCl=CH3COOH＋NaCl，由于是等體積混合，則反應(yīng)后溶液中溶質(zhì)c(CH3COOH)＝eq\f(b,2)mol·L－1；據(jù)電荷守恒可得：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)＋c(Cl－