2019年高考化學一輪復習 專題8.1 弱電解質的電離平衡（講）.doc
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專題8.1 弱電解質的電離平衡 1、鞏固對電解質、強弱電解質概念的理解。 2、了解弱電解質電離平衡的建立及移動的影響因素。 3、能對溶液的導電能力判斷及對強弱酸堿進行比較。 4、了解電離平衡常數(shù)的含義及應用。 一、強電解質與弱電解質 （一）電解質和非電解質 電解質：在水溶液里或熔融狀態(tài)下能導電的化合物。 非電解質：在水溶液里和熔融狀態(tài)下不能導電的化合物。 【注意】1、電解質和非電解質的范疇都是化合物，所以單質既不是電解質也不是非電解質。 2、化合物為電解質，其本質是自身能電離出離子，有些物質溶于水時所得溶液也能導電，但這些物質自身不電離，而是生成了一些電解質，則這些物質不屬于電解質。如：SO2、SO3、CO2、NO2等。 3、常見電解質的范圍：酸、堿、鹽、離子型氧化物。 4、溶劑化作用：電解質溶于水后形成的離子或分子并不是單獨存在的，而是與水分子相互吸引、相互結合，以“水合離子”或“水合分子”的形態(tài)存在，這種溶質分子或離子與溶劑相互吸引的作用叫做溶劑作用。 （二）強電解質和弱電解質 強電解質：在溶液中能夠全部電離的電解質。則強電解質溶液中不存在電離平衡。 弱電解質：在溶液中只是部分電離的電解質。則弱電解質溶液中存在電離平衡。 【注意】 1、強、弱電解質的范圍： 強電解質：強酸、強堿、絕大多數(shù)鹽 弱電解質：弱酸、弱堿、水 2、強、弱電解質與溶解性的關系： 電解質的強弱取決于電解質在水溶液中是否完全電離，與溶解度的大小無關。一些難溶的電解質，但溶解的部分能全部電離，則仍屬強電解質。如：BaSO4、BaCO3等。 3、強、弱電解質與溶液導電性的關系： 溶液的導電性強弱與溶液中的離子濃度大小有關。強電解質溶液的導電性不一定強，如很稀的強電解質溶液，其離子濃度很小，導電性很弱。而弱電解質溶液的導電性不一定弱，如較濃的弱電解質溶液，其電離出的離子濃度可以較大，導電性可以較強。 4、強、弱電解質與物質結構的關系： 強電解質一般為離子化合物和一些含強極性鍵的共價化合物，弱電解質一般為含弱極性鍵的化合物。 5、強、弱電解質在熔融態(tài)的導電性： 離子型的強電解質由離子構成，在熔融態(tài)時產生自由移動的離子，可以導電。而共價型的強電解質以及弱電解質由分子構成，熔融態(tài)時仍以分子形式存在，所以不導電。 【規(guī)律總結】對比強、弱電解質 強電解質 弱電解質 定義 在水溶液中或熔融狀態(tài)下完全電離成離子的電解質 在水溶液中或熔融狀態(tài)下部分電離的電解質 化合物類型 離子化合物及具有強極性鍵的共價化合物 某些具有弱極性鍵的共價化合物 電離程度 完全電離 部分電離 電離過程 不可逆過程，無電離平衡 可逆過程，存在電離平衡 溶液中存在的微粒 (水分子不計) 只存在電離出的陰、陽離子，不存在電解質分子 既存在電離出的陰、陽離子，又存在電解質分子 實例 絕大多數(shù)的鹽(包括難溶性鹽) 強酸：H2SO4、HCl、HClO4等 強堿：Ba(OH)2、 Ca(OH)2等 CH3COOH等 弱酸：H2CO3、 弱堿：NH3H2O、Cu(OH)2、 Fe(OH)3等 電離方程式 KNO3===K＋＋NO H2SO4===2H＋＋SO NH3H2ONH＋OH－ H2SH＋＋HS－ HS－H＋＋S2－ 【典型例題1】【廣東北師大東莞石竹附屬學校2019屆高三9月月考】下列說法不正確的是 （ ） ①將BaSO4放入水中其溶液不能導電，所以BaSO4是非電解質 ②氨溶于水得到的氨水能導電，所以氨水是電解質 ③固態(tài)共價化合物不導電，熔融態(tài)的共價化合物可以導電 ④固態(tài)離子化合物不導電，熔融態(tài)的離子化合物也不導電 ⑤強電解質溶液的導電能力一定比弱電解質溶液的導電能力強 A． 僅①④ B． 僅①④⑤ C． 僅①②③④ D． ①②③④⑤ 【答案】D 【點評】電解質是指在水溶液或熔融狀態(tài)下能導電的化合物，注意導電有條件，水溶液或熔融狀態(tài)二者其一即可。電解質必須是化合物，單質或混合物不是電解質。溶液導電是本身電離造成的，如二氧化碳或二氧化硫或氨氣，其水溶液導電，是因為發(fā)生了化學反應生成其他化合物，但二氧化硫或二氧化碳或氨氣是非電解質。 【遷移訓練1】【江蘇東臺創(chuàng)新學校2019屆高三9月月考】下列說法正確的是 （ ） A． 水是弱電解質 B． NaHCO3的電離方程式為NaHCO3===Na＋+H＋+CO32- C． KClO3和SO3溶于水后能導電，故KClO3和SO3為電解質 D． BaSO4的水溶液不易導電，故BaSO4是弱電解質 【答案】A 二、弱電解質的電離平衡 1、電離平衡的定義 弱電解質的電離平衡指在一定條件（溫度、濃度）下，弱電解質電離成離子的速率和離子結合成分子的速率相等時的狀態(tài)。 2、電離平衡的建立與特征 ①開始時，v(電離)最大，而v(結合)為0。 ②平衡的建立過程中，v(電離)＞v(結合)。 ③當v(電離)＝v(結合)時，電離過程達到平衡狀態(tài)。 【注意事項】理解弱電解質的電離平衡時需注意以下方面： （1）電離方程式中用“ ”，如：CH3COOHCH3COO-+H+。 （2）從導電實驗可知，弱電解質少部分電離，大部分以分子形式存在，決定了它在離子方程式書寫中保留分子形式。如醋酸和燒堿溶液中和反應的離子方程式應寫成：CH3COOH+OH—= CH3COO—+H2O。 （3）導電性強弱與電解質強弱的關系：電解質的強弱由物質內部結構決定，電解質的強弱在一般情況下影響著溶液導電性的強弱。導電性強弱是由溶液離子濃度大小決定的。如果某強電解質溶液濃度很小，那么它的導電性可以很弱，而某弱電解質雖然電離程度很小，但如果濃度較大時，該溶液的導電能力也可以較強。因此，強電解質溶液的導電能力不一定強，弱電解質的導電能力也不一定弱。 2、電離平衡常數(shù) （1）概念：在一定條件下，弱電解質的電離達到平衡時，溶液中電離所產生的各種離子濃度的乘積跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數(shù)，這個常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡稱電離常數(shù)，用K表示（酸用Ka表示，堿用 Kb表示）。 （2）表示方法：ABA++B- K= ①一元弱酸HA的電離常數(shù)：根據HAH＋＋A－，可表示為Ka＝。 ②一元弱堿BOH的電離常數(shù)：根據BOHB＋＋OH－，可表示為Kb＝。 （3）K的意義：K值越大，表示該電解質較易電離，所對應的弱酸弱堿較強。從Ka或Kb的大小，可以判斷弱酸和弱堿的相對強弱，例如弱酸的相對強弱： H2SO3（Ka1=1.510-2）> H3PO4（Ka1=7.510-3）>HF（Ka=7.210-4）> HNO2（Ka1=4.610-4）> HCOOH（Ka=1.810-4）> CH3COOH（Ka=1.810-5）> H2CO3（Ka1=4.310-7）> H2S（Ka1=9.110-8） （4）影響K值大小的因素 （5）多元弱酸的電離。多元弱酸是分步電離的，且越向后的電離越困難，其電離出來的離子濃度也越小，酸性主要由第一步電離決定。如 H3PO4的電離： 第一步電離：H3PO4H++H2PO K1 第二步電離：H2POH++HPO (較難) K2 第三步電離：HPOH++PO （困難） K3 顯然： K1>K2>K3。在磷酸溶液中，由H3PO4電離出來的離子有H+、H2PO、HPO、PO等離子其離子濃度的大小關系為：c(H+)>c(H2PO)>c(HPO)>c(PO) 。 3、電離度 弱電解質在水中的電離達到平衡狀態(tài)時，已電離的溶質的分子數(shù)占原有溶質分子總數(shù)的百分率，稱為電離度。常用α表示： α=100% 【典型例題2】【云南峨山彝族自治縣一中2018屆高三第四次模擬】在相同溫度時，100 mL 0.01 mol/L的醋酸溶液與10mL 0.l mol/L的醋酸溶液相比較，下列數(shù)值前者大于后者的是 （ ） A． 中和時所需NaOH的量 B． 與Mg反應的起始速率 C． OH-的物質的量濃度 D． 溶液中 【答案】C 【解析】A．中和時所需NaOH的量與醋酸的物質的量成正比，n(CH3COOH)=0.01mol/L0.1L=0.1mol/L0.01L=0.001mol，兩種酸的物質的量相等，則消耗的NaOH相等，故A錯誤；B．反應速率與氫離子濃度成正比，前者醋酸溶液中c(H+)前者小于后者，所以開始與鎂反應速率：前者小于后者，故B錯誤；C．醋酸溶液中c(OH-)與溶液中c(H+)成反比，溶液中c(H+)前者小于后者，所以c(OH-)前者大于后者，故C正確；D．溶液中=Ka，電離平衡常數(shù)只與溫度有關，溫度不變，電離平衡常數(shù)不變，故D錯誤；故選C。 【點評】明確弱電解質電離程度與濃度關系、電離平衡常數(shù)影響因素等知識點是解本題關鍵。注意A中消耗的NaOH的量與最終酸電離出的n(H+)成正比，與酸的濃度、電解質強弱都無關。 【遷移訓練2】【廣西賀州平桂高級中學2019屆高三摸底】下列關于電離常數(shù)（K）的說法正確的是 （ ） A． 電離平衡常數(shù)只與溫度有關，升高溫度，K值減小 B． 電離常數(shù)K與溫度無關 C． 電離常數(shù)（K）越小，表示弱電解質的電力能力越弱 D． 多元弱酸各步電離常數(shù)相互關系為K1＜K2＜K3 【答案】C 三、影響電離平衡的因素 1、內因 弱電解質本身的性質，如常溫下K(HF)>K(CH3COOH)。 2、外因 以CH3COOHCH3COO-+H+為例 （1）溫度 弱電解質的電離過程一般是吸熱的，溫度越高，電離程度越大。 如升高溫度，電離平衡向右移動，CH3COOH電離程度增大，c(H+)、c(CH3COO-)增大。 （2）濃度 在一定溫度下，同一弱電解質溶液，濃度越小，越易電離。 如加水稀釋CH3COOH溶液，電離平衡向右移動，電離程度增大。n(CH3COO-)、n(H+)增大，但c(CH3COO-)、c(H+)減小。 （3）同離子效應 在弱電解質溶液中加入同弱電解質具有相同離子的強電解質，電離平衡向逆反應方向移動。 例如 0.1 mol/L的醋酸溶液中存在如下平衡CH3COOHCH3COO-+H+。加入少量CH3COONa固體或HCl，由于增大了c(CH3COO-)或c(H+)，使CH3COOH的電離平衡向逆反應方向移動。前者使c(H+)減小，后者使c(H+)增大。 （4）化學反應 在弱電解質溶液中加入能與弱電解質電離產生的某種離子反應的物質時，可使電離平衡向電離的方向移動。例如，在CH3COOH溶液中加入NaOH或Na2CO3溶液，由于OH-+H+=H2O、CO+2H+= H2O+CO2↑，使c(H+)減小，平衡向著電離的方向移動。 〖點撥〗 稀釋弱電解質溶液時，平衡移動的方向易誤判為逆向移動，把溶液中離子濃度的減小誤認為是電離平衡逆向移動造成的，實際上稀釋才是造成溶液中離子濃度減小的主要因素。 【總結】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0.1 molL－1CH3COOH溶液為例： 實例(稀溶液) CH3COOHH＋＋CH3COO－ΔH>0 改變條件 平衡移動方向 n(H＋) c(H＋) 導電能力 Ka 加水稀釋 向右 增大 減小 減弱 不變 加入少量冰醋酸 向右 增大 增大 增強 不變 通入HCl(g) 向左 增大 增大 增強 不變 加NaOH(s) 向右 減小 減小 增強 不變 加入鎂粉 向右 減小 減小 增強 不變 升高溫度 向右 增大 增大 增強 增大 加CH3COONa(s) 向左 減小 減小 增強 不變 【典型例題3】【北京通州區(qū)2018屆高三二模】室溫下，向10 mL pH＝3的CH3COOH溶液中加入下列物質，對所得溶液的分析正確的是 （ ） 加入的物質 對所得溶液的分析 A 90 mLH2O 由水電離出的c(H+)＝10-10 molL－1 B 0.1 mol CH3COONa固體 c(OH-)比原CH3COOH溶液中的大 C 10 mL pH＝1的H2SO4溶液 CH3COOH的電離程度不變 D 10 mL pH＝11的NaOH溶液 c(Na+)＝c(CH3COO－)＞c(OH-)＝c(H+) A． A B． B C． C D． D 【答案】B 【點評】本題考查弱電解質的電離平衡及影響平衡移動的因素。由于弱電解質是部分電離的，故溶液中離子濃度小于分子濃度，當外界條件改變時，弱電解質的電離平衡會發(fā)生移動，可依據化學平衡移動原理進行分析；加水稀釋或增大弱電解質的濃度，都使電離平衡向電離的方向移動，但加水稀釋時弱電解質的電離程度增大，而增大濃度時弱電解質的電離程度減小。 【遷移訓練3】【廣東汕頭2018屆高三3月模擬】氫硫酸中存在電離平衡：H2SH++HS-和HS-H++S2-。已知酸式鹽NaHS溶液呈堿性，若向10ml濃度為0.1mol/L的氫硫酸中加入以下物質，下列判斷正確的是 （ ） A． 加水，會使平衡向右移動，溶液中氫離子濃度增大 B． 加入20ml濃度為0.1mol/L NaOH溶液，則c(Na+)=c(HS-)+c(H2S)+2c(S2-) C． 通入過量SO2氣體，平衡向左移動，溶液pH值始終增大 D． 加入10ml濃度為0.1mol/L NaOH溶液，則c(Na+)>c(HS-)>c(OH－)>c(H+)>c(S2-) 【答案】D 考點一：電離平衡常數(shù)及應用 根據酸堿的電離常數(shù)大小可進行以下判斷： 1、判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱，電離常數(shù)越大，酸性(或堿性)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、判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強弱，電離常數(shù)越大，對應的鹽水解程度越小，堿性(或酸性)越弱。 3、判斷復分解反應能否發(fā)生，一般符合“強酸制弱酸”規(guī)律。 4、判斷微粒濃度比值的變化。 弱電解質加水稀釋時，能促進弱電解質的電離，溶液中離子和分子的濃度會發(fā)生相應的變化，但電離常數(shù)不變，考題中經常利用電離常數(shù)來判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。 如：0.1 mol/L CH3COOH溶液中加水稀釋，＝＝， 加水稀釋時，c(H＋)減小，K值不變，則增大。 【典型例題4】【遼寧師大附中2018屆高三上期中】化學平衡常數(shù)K、弱電解質的電離平衡常數(shù)Ka或Kb及溶度積常數(shù)Ksp是高中化學中常見的幾種常數(shù)。它們都能反映相應的可逆變化進行的程度，下列關于以上常數(shù)的說法正確的是 （ ） A． 若改變條件使可逆反應平衡右移，則達到新的平衡時的平衡常數(shù)K一定增大 B． 一定溫度下，在a molL－1的飽和石灰水中加入適量的b molL－1 CaCl2溶液(b>a)，則一定有Ca(OH)2析出 C． 相同溫度時，CH3COOH的電離平衡常數(shù)Ka與NH3H2O的電離平衡常數(shù)Kb相等，所以CH3COONH4的水溶液顯中性 D． 升高溫度，以上常數(shù)均增大 【答案】C 【點評】本題考查電解質溶液中有關離子平衡常數(shù)的理解，解答時需抓住各常數(shù)的意義以及影響因素分析。本題的易錯點為B，容易忽視混合后溶液體積變化引起c(OH-)的變化而錯選。 【遷移訓練4】【重慶綦江中學2018屆高三適應性考試】常溫下，將pH=a的NaOH溶液與pH=b的醋酸溶液等體積混合后，兩者恰好完全反應，則該溫度下醋酸的電離平衡常數(shù)約為 （ ） A． 1014-a-2b B． 10 a+b-14 C． 10a-2b D． 10a-2b+14 【答案】A 【解析】pH=b的醋酸溶液中c(H+)=c(CH3COOO-)=10-bmol/L，pH=a的NaOH溶液中c(OH-)=c(NaOH)=10a-14mol/L,將兩者等體積混合，恰好完全反應，則說明醋酸的物質的量濃度等于NaOH的物質的量濃度，c(CH3COOH)約為10a-14mol/L,故該溫度下醋酸的電離平衡常數(shù)為1014-a-2b 。答案選A。 考點二：弱電解質的判斷及應用 1、強酸與弱酸的性質比較 濃度均為0.01 molL－1的強酸HA與弱酸HB pH均為2的強酸HA與弱酸HB pH或物質的量濃度 2＝pHHA
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