2024-2025學年高二化學選擇性必修1（配蘇教版）教學課件 專題3 第1單元 第1課時 強電解質(zhì)和弱電解質(zhì) 弱電解質(zhì)的電離平衡

專題3第一單元第1課時強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)弱電解質(zhì)的電離平衡基礎落實·必備知識全過關重難探究·能力素養(yǎng)全提升目錄索引

素養(yǎng)目標1.掌握弱電解質(zhì)的電離原理及規(guī)律,并能正確書寫電離方程式,能通過強弱電解質(zhì)概念的建立,培養(yǎng)宏觀辨識與微觀探析、變化觀念與平衡思想的核心素養(yǎng)。2.理解影響弱電解質(zhì)電離平衡的因素及對電離平衡移動的影響,逐步揭示物質(zhì)變化的特征和規(guī)律。3.了解弱電解質(zhì)電離平衡常數(shù)的定義及電離平衡常數(shù)與電離度的關系,根據(jù)溶液中離子濃度的大小變化,推斷反應的原理和變化的強弱,運用平衡模型解釋化學現(xiàn)象,揭示現(xiàn)象的本質(zhì)和規(guī)律,培養(yǎng)證據(jù)推理與模型認知的核心素養(yǎng)。4.了解常見弱酸和弱堿的電離平衡常數(shù)大小,能比較弱酸和弱堿的電離能力強弱,提高分析、對比和歸納知識的能力,增強探究與創(chuàng)新的核心素養(yǎng)?；A落實·必備知識全過關一、電解質(zhì)和非電解質(zhì)、強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)1.電解質(zhì)和非電解質(zhì)

均是化合物(1)根據(jù)化合物

或

是否能夠產(chǎn)生自由移動的離子,可把化合物分為電解質(zhì)和非電解質(zhì)。

電解質(zhì):

的化合物。

非電解質(zhì):

的化合物。

(2)常見的電解質(zhì)有

等。

在水溶液熔融狀態(tài)下在水溶液或熔融狀態(tài)下能夠產(chǎn)生自由移動的離子在水溶液和熔融狀態(tài)下都不能產(chǎn)生自由移動的離子酸、堿、鹽、離子型氧化物和水2.強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)

電解質(zhì)的強弱與溶解性和導電性無關(1)根據(jù)電解質(zhì)在水溶液中

,可把電解質(zhì)分為強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)。

強電解質(zhì):在水溶液中

的電解質(zhì)稱為強電解質(zhì)。

弱電解質(zhì):在水溶液中

的電解質(zhì)稱為弱電解質(zhì)。

(2)常見的強電解質(zhì)有

、

和絕大多數(shù)

;常見的弱電解質(zhì)有弱酸、弱堿、水、極少數(shù)的鹽[如(CH3COO)2Pb等]。

是否完全電離能夠完全電離僅能部分電離強酸強堿鹽3.電解質(zhì)電離方程式的書寫(1)強電解質(zhì):完全電離,在寫電離方程式時,用“══”表示,如NaCl:

。

NaCl══Na++Cl-(2)弱電解質(zhì):部分電離,在寫電離方程式時,用“”表示。①一元弱酸、弱堿一步電離:如CH3COOH:

。

NH3·H2O:

。

②多元弱酸分步電離,必須分步寫出,不可合并(其中以第一步電離為主)。如H2CO3:

,

。

③多元弱堿分步電離(較復雜),在中學階段要求一步寫出。如Fe(OH)3:

。

CH3COOHCH3COO-+H+教材閱讀想一想閱讀教材“強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)”中的第2個“實驗探究”思考:比較氫氧化鈉和一水合氨的電離程度的實驗方案如何設計?提示

取相同濃度的NaOH溶液和氨水進行導電性實驗,觀察規(guī)格相同燈泡的亮度。易錯辨析判一判(1)CaCO3難溶于水,因此CaCO3屬于弱電解質(zhì)。(

)(2)強電解質(zhì)溶液的導電能力一定比弱電解質(zhì)溶液的導電能力強。(

)(3)離子化合物一定是強電解質(zhì),共價化合物一定是弱電解質(zhì)。(

)×提示

電解質(zhì)的強弱與溶解性無關。

×提示

溶液的導電性與離子濃度及離子所帶的電荷數(shù)有關。

×提示

HCl是共價化合物,但HCl是強電解質(zhì)。

二、弱電解質(zhì)的電離平衡1.電離平衡狀態(tài)的建立醋酸電離過程中體系內(nèi)各粒子濃度的變化,填寫下表。項目c(H+)c(CH3COO-)c(CH3COOH)CH3COOH初溶于水時

達到平衡前

達到平衡時

00最大增大增大減小不變不變不變電離平衡建立過程(用v

-t圖像描述)2.弱電解質(zhì)的電離平衡在一定溫度下,當

與

相等時,弱電解質(zhì)的電離達到了電離平衡。

弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率3.特征

弱電解質(zhì)電離出的離子與未電離的弱電解質(zhì)分子共存

弱相等動態(tài)保持恒定移動4.影響電離平衡的因素(1)內(nèi)因:由電解質(zhì)本身的性質(zhì)決定。電解質(zhì)越弱,其電離程度越小。(2)外因:弱電解質(zhì)電離是吸熱過程①溫度:升溫時,電離平衡向電離方向移動。②濃度:降低濃度(加水),電離平衡向

的方向移動。

③加入含有弱電解質(zhì)離子的強電解質(zhì),電離平衡向

的方向移動。

電離離子結(jié)合成分子教材閱讀想一想閱讀教材圖3-5思考:增大弱電解質(zhì)的濃度,電離平衡如何移動?其電離程度如何改變?提示

電離平衡正向移動;電離程度減小。

易錯辨析判一判(1)電離平衡時,由于分子和離子的濃度不斷發(fā)生變化,所以說電離平衡是動態(tài)平衡。(

)(2)強電解質(zhì)的稀溶液中不存在溶質(zhì)分子,弱電解質(zhì)的稀溶液中存在溶質(zhì)分子。(

)(3)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。(

)×提示

電離平衡時,分子和離子的濃度不變。

√×提示

電離平衡時,分子的濃度和離子的濃度均不變,但不一定相等。

三、電離平衡常數(shù)1.定義在一定溫度下,當弱電解質(zhì)在溶液中達到電離平衡時,溶液中電離出的各離子濃度的系數(shù)冪的乘積與未電離的弱電解質(zhì)分子濃度的比值是一個常數(shù),稱為弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù),簡稱電離常數(shù)。2.表達式對于電離平衡HAH++A-,其電離常數(shù)Ka=

。

3.注意問題(1)電離平衡常數(shù)只與

有關,升高溫度,電離平衡常數(shù)

。

(2)在相同條件下,弱酸的電離平衡常數(shù)越大,酸性

。

溫度變大越強教材閱讀想一想閱讀教材“拓展視野·多元弱酸的分步電離”思考:同一多元弱酸的各步電離常數(shù)為什么越來越小?提示

由于上一步電離產(chǎn)生的H+會對下一步的電離產(chǎn)生抑制,所以電離程度越來越小,電離常數(shù)越來越小。易錯辨析判一判(1)改變條件使某一電離平衡正向移動,電離平衡常數(shù)、電離度均一定增大。(

)(2)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。(

)(3)對于0.1

mol·L-1的氨水,加水稀釋后,溶液中c()、c(OH-)變小。(

)×提示

對于給定的物質(zhì)的電離平衡常數(shù)僅與溫度有關。

×提示

溶液中c(H+)與電離常數(shù)大小沒有必然的聯(lián)系。

√重難探究·能力素養(yǎng)全提升探究一強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的比較情境探究按如下方案進行實驗,請仔細觀察并記錄實驗現(xiàn)象。

實驗操作實驗現(xiàn)象用pH試紙分別測0.10

mol·L-1鹽酸、醋酸溶液的pH鹽酸:pH=1醋酸溶液:pH>1

氣球均脹大,盛有鹽酸的裝置中氣球鼓起得更快(1)相同濃度的醋酸溶液和鹽酸與金屬鎂反應時產(chǎn)生氫氣的速率不同,主要原因是什么?(2)導電能力強的電解質(zhì)溶液中的溶質(zhì)一定是強電解質(zhì)嗎?提示

同濃度的鹽酸和醋酸溶液中,c(H+):鹽酸>醋酸溶液,則鹽酸與鎂的反應速率大于醋酸溶液與鎂的反應速率。提示

不一定。電解質(zhì)溶液的導電能力與電解質(zhì)的強弱沒有必然聯(lián)系,溶液的導電能力主要取決于溶液中離子的濃度及離子所帶的電荷數(shù)。如果強電解質(zhì)溶液的濃度很小,而弱電解質(zhì)溶液的濃度很大,則弱電解質(zhì)溶液中自由移動離子的濃度相對于強電解質(zhì)溶液中的可能更大,其導電能力就可能比強電解質(zhì)溶液的導電能力強。(3)BaSO4、CaCO3、AgCl等物質(zhì)均難溶于水,它們的“水溶液”幾乎不能導電,它們是強電解質(zhì)嗎?提示

強、弱電解質(zhì)的判斷標準不是在水中的溶解性或?qū)щ娔芰Φ膹娙?而是看其在水溶液中是否能夠完全電離。BaSO4、CaCO3、AgCl這些物質(zhì)溶解度雖然很小,但溶解的那部分卻完全電離,所以是強電解質(zhì)。方法突破1.理解電解質(zhì)和非電解質(zhì)的“三個不一定”(1)不是電解質(zhì)的物質(zhì)不一定是非電解質(zhì)。單質(zhì)和混合物既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)。(2)電解質(zhì)不一定導電。電解質(zhì)只有在水溶液中或熔融狀態(tài)下才能導電,其他條件下不導電。(3)導電的物質(zhì)不一定是電解質(zhì)。Fe、Cu等金屬都能導電,但它們是單質(zhì),不屬于電解質(zhì)也不屬于非電解質(zhì);稀鹽酸能導電,但不能說稀鹽酸是電解質(zhì),因為稀鹽酸是混合物;CO2、SO2、NH3的水溶液能導電,但CO2、SO2、NH3不是電解質(zhì),H2CO3、H2SO3、NH3·H2O是電解質(zhì)。2.強、弱電解質(zhì)的比較

類型強電解質(zhì)弱電解質(zhì)定義在水溶液中能夠完全電離的電解質(zhì)在水溶液中僅能部分電離的電解質(zhì)化合物類型離子化合物及某些共價化合物某些共價化合物電離程度全部電離部分電離電離過程不可逆過程,不存在電離平衡

電離方程式用“══”可逆過程,存在電離平衡

電離方程式用“”溶液中存在的微粒(水分子不計)只有電離出的陰、陽離子,不存在電解質(zhì)分子既有電離出的陰、陽離子,又有電解質(zhì)分子類型強電解質(zhì)弱電解質(zhì)溶液中存在的微粒(水分子不計)只有電離出的陰、陽離子,不存在電解質(zhì)分子既有電離出的陰、陽離子,又有電解質(zhì)分子實例強酸:H2SO4、HCl、HNO3、HClO4、HBr、HI等。強堿:Ba(OH)2、Ca(OH)2、NaOH、KOH等;絕大多數(shù)的鹽(包括難溶性鹽);部分堿性氧化物:Na2O、CaO等弱酸:H2CO3、H2SO3、CH3COOH、H2S、H2SiO3、HF、HClO等。弱堿:NH3·H2O、Mg(OH)2、Cu(OH)2、Fe(OH)3等,水及極少數(shù)鹽應用體驗視角1強弱電解質(zhì)的判斷1.下列各組關于強電解質(zhì)、弱電解質(zhì)、非電解質(zhì)的歸類,完全正確的是(

)組別ABCD強電解質(zhì)CaCO3NaCl食鹽水HNO3弱電解質(zhì)H3PO4NH3CH3COOHFe(OH)3非電解質(zhì)CO2BaSO4蔗糖H2OA解析

CaCO3是強電解質(zhì),H3PO4是弱電解質(zhì),CO2是非電解質(zhì),A正確;NH3是非電解質(zhì),BaSO4是強電解質(zhì),B錯誤;食鹽水是混合物,既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì),C錯誤;H2O是弱電解質(zhì),D錯誤。視角2電解質(zhì)溶液的導電性2.下列有關電解質(zhì)的說法正確的是(

)A.強電解質(zhì)溶液的導電能力一定比弱電解質(zhì)溶液的導電能力強B.強電解質(zhì)溶液中存在的分子只有溶劑分子C.強電解質(zhì)都是離子化合物,而弱電解質(zhì)都是共價化合物D.Na2O與水反應生成NaOH,因此Na2O是非電解質(zhì)B解析

溶液導電能力取決于溶液中離子濃度的大小及離子所帶的電荷數(shù),強電解質(zhì)溶液的導電性不一定比弱電解質(zhì)溶液的導電性強,A項錯誤。強電解質(zhì)的特征是在水溶液中完全電離,所以不存在溶質(zhì)分子,只有溶劑分子,B項正確。離子化合物都是強電解質(zhì),但強電解質(zhì)不一定是離子化合物,如HCl是共價化合物;弱電解質(zhì)都是共價化合物,但共價化合物不一定是弱電解質(zhì),如HCl是強電解質(zhì),C項錯誤。氧化鈉在熔融狀態(tài)下能導電,所以氧化鈉是電解質(zhì),D項錯誤。歸納總結(jié)

強電解質(zhì)既有離子化合物,又有共價化合物,弱電解質(zhì)都是共價化合物。離子化合物一定是強電解質(zhì),共價化合物可能是強電解質(zhì),也可能是弱電解質(zhì)。3.電導率是衡量電解質(zhì)溶液導電能力大小的物理量,根據(jù)溶液電導率的變化可以確定反應的終點。如圖是用KOH溶液分別與鹽酸和醋酸溶液反應時溶液的電導率與KOH溶液體積的關系示意圖。下列示意圖中,表示向鹽酸和醋酸的混合溶液中滴加氨水時,溶液的電導率與加入氨水的體積的關系曲線正確的是(

)D解析

HCl是強電解質(zhì),CH3COOH是弱電解質(zhì),氨水先與HCl反應生成強電解質(zhì)氯化銨,由于溶液體積不斷增大,離子濃度減小,所以電導率下降;當HCl完全反應后,加入氨水繼續(xù)與弱電解質(zhì)醋酸反應生成強電解質(zhì)醋酸銨,所以電導率又慢慢增大;醋酸完全反應后,繼續(xù)滴加氨水,因為溶液被稀釋,電導率又有下降趨勢,D正確。視角3電離方程式的書寫4.HgCl2的水溶液幾乎不導電,即使在很稀的溶液中,它的電離度也不超過0.5%;HgCl2在熔融狀態(tài)下不導電。下列說法正確的是(

)A.HgCl2在水中的電離方程式可能是HgCl2HgCl++Cl-B.HgCl2的水溶液幾乎不導電,說明其難溶于水C.HgCl2中含有金屬Hg,一定不是共價化合物D.HgCl2是強電解質(zhì)A解析

HgCl2熔融狀態(tài)下不導電,說明HgCl2一定是共價化合物;HgCl2的水溶液幾乎不導電,即使在很稀的溶液中,它的電離度也不超過0.5%,說明HgCl2在溶液中難電離,是弱電解質(zhì)。探究二弱電解質(zhì)的電離平衡情境探究(1)弱電解質(zhì)達到電離平衡后,還會繼續(xù)電離嗎?提示

一定條件下,弱電解質(zhì)達到電離平衡后,還會繼續(xù)電離,只是電離成離子的速率與離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率相等。(2)電離平衡右移,電解質(zhì)分子的濃度一定減小嗎?離子濃度一定增大嗎?提示

都不一定。如向CH3COOHCH3COO-+H+平衡體系中加入冰醋酸,c(CH3COOH)增大,平衡右移,根據(jù)勒夏特列原理,只能“減弱”而不能“消除”,再次平衡時,c(CH3COOH)比原平衡時大;加水稀釋或加少量NaOH固體,都會引起平衡右移,再次平衡時c(H+)比原平衡時要小。(3)冰醋酸加水稀釋過程中c(H+)是如何變化的?提示

在向冰醋酸中加水之前,醋酸分子尚未電離,c(H+)=0。在加水稀釋之后,醋酸的電離開始隨著水的逐漸加入,電離平衡逐漸向生成CH3COO-和H+的方向移動。在此過程中V(溶液)和n(H+)都逐漸增大,c(H+)從0開始增大。隨著水的加入,一段時間后,雖然促進了CH3COOH的電離,但由于V(溶液)增加快,c(H+)呈減小趨勢。方法突破弱電解質(zhì)的電離平衡移動弱電解質(zhì)的電離過程是可逆過程,可直接用化學平衡移動原理分析電離平衡。以0.1mol·L-1CH3COOH溶液為例:CH3COOHCH3COO-+H+。實例(稀溶液)CH3COOHCH3COO-+H+

ΔH>0改變條件加水稀釋加入少量冰醋酸加入HCl(g)加入NaOH(s)加入鎂粉升溫加入CH3COONa(s)平衡移動方向向右向右向左向右向右向右向左n(H+)增大增大增大減小減小增大減小c(H+)減小增大增大減小減小增大減小c(CH3COO-)減小增大減小增大增大增大增大c(CH3COOH)減小增大增大減小減小減小增大導電能力減弱增強增強增強增強增強增強應用體驗視角1判斷弱電解質(zhì)的方法1.下列事實能證明醋酸是弱電解質(zhì)的是(

)A.醋酸鈉的水溶液中存在OH-B.常溫時,等濃度醋酸溶液的導電性比鹽酸弱C.0.1mol·L-1醋酸溶液可使石蕊溶液變紅D.醋酸溶液與碳酸鈉溶液反應可產(chǎn)生CO2B解析

A項,任何水溶液中均存在OH-;C項、D項,只能說明醋酸溶液顯酸性。2.(2024山東名?？荚嚶?lián)盟聯(lián)考)下列事實能說明亞硝酸是弱電解質(zhì)的是(

)A.常溫下,向0.1mol·L-1HNO2溶液中滴加石蕊,溶液變成紅色B.用濃度均為0.1mol·L-1HNO2溶液和鹽酸做導電實驗,HNO2溶液中燈泡較暗C.等體積的0.1mol·L-1HNO2溶液與0.1mol·L-1NaOH溶液恰好完全反應D.向碳酸鈉溶液中滴加過量HNO2溶液,有氣體產(chǎn)生B解析

常溫下,向0.1

mol·L-1HNO2溶液中滴加石蕊,溶液變成紅色,說明其溶液呈酸性,不能判斷HNO2是否為弱電解質(zhì),A錯誤;用濃度均為0.1

mol·L-1HNO2溶液和鹽酸做導電實驗,HNO2溶液中燈泡較暗,說明HNO2溶液中離子濃度小于鹽酸,推測HNO2部分電離,應為弱電解質(zhì),B正確;等體積的0.1

mol·L-1HNO2溶液與0.1

mol·L-1NaOH溶液恰好完全反應,只能證明HNO2是一元酸,C錯誤;向碳酸鈉溶液中滴加過量HNO2溶液,有氣體產(chǎn)生,說明HNO2的酸性強于H2CO3,不能判斷HNO2是否為弱電解質(zhì),D錯誤。視角2弱電解質(zhì)的電離平衡移動3.H2S水溶液中存在電離平衡H2S H++HS-、HS-H++S2-。下列關于H2S溶液的說法正確的是(

)A.滴加新制氯水,平衡向左移動,溶液pH減小B.加水稀釋,平衡向右移動,溶液中氫離子濃度增大C.通入過量SO2氣體,平衡向左移動,溶液pH增大D.加入少量硫酸銅固體(忽略體積變化),溶液中所有離子的濃度都減小A解析

滴加新制氯水,發(fā)生反應Cl2+H2S══2HCl+S↓,溶液酸性增強,pH減小,平衡向左移動,A項正確;加水稀釋時促進H2S和HS-的電離,但氫離子濃度減小,B項錯誤;通入二氧化硫發(fā)生反應2H2S+SO2══3S↓+2H2O,當SO2過量時溶液呈酸性,且亞硫酸的酸性比H2S強,故溶液pH減小,C項錯誤;加入CuSO4固體,發(fā)生反應CuSO4+H2S══H2SO4+CuS↓,溶液中c(H+)增大,D項錯誤。4.常溫下,下列關于1L0.1mol·L-1氨水的說法正確的是(

)A.加入少量稀鹽酸,促進NH3·H2O電離,溶液中c(OH-)增大B.加入少量蒸餾水,溶液中n()增大,但c(OH-)減小C.加入少量NaOH固體,抑制NH3·H2O電離,溶液中c(OH-)減小D.加入少量NH4Cl固體,抑制NH3·H2O電離,Kb減小B解析

加入少量稀鹽酸,H+與OH-反應,促進NH3·H2O的電離,但溶液中c(OH-)減小,A錯誤;加入少量蒸餾水,促進NH3·H2O的電離,n()增大,c(OH-)減小,B正確;加入少量NaOH固體,溶液中c(OH-)增大,抑制NH3·H2O的電離,C錯誤;加入少量NH4Cl固體,n()增大,抑制NH3·H2O的電離,但電離常數(shù)只與溫度有關,溫度不變,電離常數(shù)不變,D錯誤。5.在0.1mol·L-1CH3COOH溶液中存在如下電離平衡:CH3COOHCH3COO-+H+。對于該平衡,下列敘述正確的是(

)A.溫度升高,平衡逆向移動B.加入少量NaOH固體,平衡正向移動C.加入少量0.1mol·L-1HCl溶液,溶液中c(H+)減小D.加入少量醋酸鈉固體,CH3COOH溶液的電離度增大B解析

電離吸熱,溫度升高,平衡正向移動,A項錯誤;加入少量NaOH固體,氫氧根離子中和氫離子,平衡正向移動,B項正確;加入少量0.1

mol·L-1

HCl溶液,溶液中c(H+)增大,C項錯誤;加入少量醋酸鈉固體,醋酸根離子濃度增大,抑制醋酸的電離,CH3COOH的電離度減小,D項錯誤。探究三電離平衡常數(shù)情境探究在一定溫度下,冰醋酸加水稀釋過程中,溶液的導電能力隨加水量的變化如圖所示:(1)加水稀釋過程中電離平衡怎樣移動?電離常數(shù)怎樣變化?(2)a、b、c三點電離度的大小順序是怎樣的?離子濃度的大小關系怎樣?提示

加水稀釋時電離平衡正向移動,電離常數(shù)不變。

提示

電離度:c>b>a,離子濃度的大小關系:b>a>c。

(3)如果向醋酸、硼酸溶液中滴加鹽酸,電離平衡怎樣移動?電離常數(shù)、電離度如何變化?(4)電離平衡常數(shù)在解題中有哪些應用?提示

滴加鹽酸時,醋酸、硼酸的電離平衡逆向移動,電離常數(shù)都不變,電離度都減小。提示

①計算離子濃度:已知某弱電解質(zhì)的濃度和電離常數(shù),可計算某種離子的濃度。②比較酸或堿的強弱:同種類型的酸或堿,可根據(jù)電離常數(shù)比較其酸性或堿性的強弱。以弱酸為例,同是一元弱酸,相同溫度下,電離常數(shù)越大,其酸性越強。方法突破1.電離平衡常數(shù)(1)表示方法。多元弱酸各步電離平衡常數(shù)的大小關系為Ka1?Ka2?Ka3,因此多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定。多元弱堿的電離與多元弱酸的電離情況相類似,但多元弱堿的電離可寫成一步。(2)電離平衡常數(shù)的意義。①表示多元弱酸溶液中離子濃度的關系。例如,H3PO4分三步電離,第一步最強(Ka1=7.52×10-3),第二步弱(Ka2=6.23×10-8),第三步最弱(Ka3=2.2×10-13),則H3PO4溶液中H2S分兩步電離,第一步強(Ka1=9.1×10-8),第二步弱(Ka2=1.1×10-12),則H2S溶液中c(H+)>c(HS-)>c(S2-)>c(OH-)。②根據(jù)電離平衡常數(shù)的大小,可以估算弱電解質(zhì)的電離程度。例如,在相同條件下,K值越大,弱酸的電離程度越大,酸性越強。在相同條件下,常見弱酸的酸性強弱關系為H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO。2.電離度(1)弱電解質(zhì)的電離度用α表示。(2)影響電離度的因素。①溫度:升高溫度,電離平衡正向移動,電離度增大。②濃度:加水稀釋,電離平衡正向移動,電離度增大。即濃度越大,電離度越小,濃度越小,電離度越大。(3)意義。①電離度實質(zhì)上是一種平衡轉(zhuǎn)化率,表示弱電解質(zhì)在溶液中的電離程度。②溫度相同,濃度也相同時,不同弱電解質(zhì)的電離度是不同的。應用體驗視角1利用電離常數(shù)比較酸性強弱1.HClO4、H2SO4、HCl和HNO3都是強酸,其酸性在水溶液中差別不大。表中是某溫度下這四種酸在醋酸中的電離常數(shù)。從表格中數(shù)據(jù)判斷以下說法不正確的是(

)酸HClO4H2SO4HClHNO3Ka或Ka11.6×10-56.3×10-91.6×10-94.2×10-10A.在醋酸中這四種酸都沒有完全電離B.在醋酸中高氯酸是這四種酸中最強的酸C.在醋酸中硫酸的電離方程式為H2SO4══2H++D.水對于這四種酸的強弱沒有區(qū)分能力,但醋酸可以區(qū)分這四種酸的強弱C解析

由題表中的電離常數(shù)可知,在醋酸中這四種酸都沒有完全電離,A正確;從表格中看出在醋酸中高氯酸的電離常數(shù)最大,因此在醋酸中高氯酸是這四種酸中最強的酸,B正確;從數(shù)據(jù)看出在醋酸中硫酸是不完全電離的,其第一步電離方程式為H2SO4H++,C錯誤;這四種酸都是強酸,其酸性在水溶液中差別不大,說明水對于這四種酸的強弱沒有區(qū)分能力,在醋酸中四者的電離常數(shù)說明醋酸可以區(qū)分這四種酸的強弱,D正確。視角2利用電離常數(shù)判斷微粒濃度或濃度比值的變化2.室溫下,將濃度為0.1mol·L-1的CH3COOH溶液不斷加水稀釋(忽略溶液溫度的變化),下列各量始終保持增大的是(

)B3.下列關于電解質(zhì)溶液的說法正確的是(

)A.0.1L0.5mol·L-1CH3COOH溶液中含有的H+數(shù)為0.05NA(設NA為阿伏加德羅常數(shù)的值)B.室溫下,稀釋0.1mol·L-1CH3COOH溶液,溶液的導電能力增強C.向0.1mol·L-1CH3COOH溶液中加入少量水,溶液中所有離子濃度均減小D.CH3COOH溶液加水稀釋后,溶液中

的值減小D解析

醋酸為弱酸,在溶液中不完全電離,則0.1

L

0.5

mol·L-1

CH3COOH溶液中含有的H+數(shù)小于0.05NA,A項錯誤;0.1

mol·L-1

CH3COOH溶液為醋酸的稀溶液,加水稀釋時溶液中主要離子的濃度減小,導電能力減弱,B項錯誤;向0.1

mol·L-1

CH3COOH溶液中加入少量水時溶液的酸性減弱,氫離子濃度視角3利用電離常數(shù)判斷反應是否發(fā)生4.運用電離常數(shù)判斷可以發(fā)生的反應是(

)酸電離常數(shù)(25

℃)碳酸Ka1=4.3×10-7Ka2=5.6×10-11次溴酸Ka=2.4×10-9①HBrO+Na2CO3══NaBrO+NaHCO3②2HBrO+Na2CO3══2NaBrO+H2O+CO2↑③HBrO+NaHCO3══NaBrO+H2O+CO2↑④NaBrO+CO2+H2O══NaHCO3+HBrOA.①③

B.②④

C.①④

D.②③C解析

根據(jù)復分解反應中較強酸制備較弱酸的原理,次溴酸Ka=2.4×10-9>碳酸Ka2=5.6×10-11,則反應①能發(fā)生;