新高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí)精品學(xué)案第9章第51講　弱電解質(zhì)的電離平衡（含解析）-學(xué)案下載-教習(xí)網(wǎng)

[復(fù)習(xí)目標(biāo)] 1.理解弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡。2.理解電離常數(shù)的含義，掌握電離常數(shù)的應(yīng)用并能進(jìn)行相關(guān)計(jì)算。
考點(diǎn)一弱電解質(zhì)的電離平衡及影響因素
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(shí)，電離過(guò)程達(dá)到了平衡。
平衡建立過(guò)程如圖所示：
2．電離平衡的特征
3．外因?qū)﹄婋x平衡的影響
(1)以0.1 ml·L－1 CH3COOH溶液為例，填寫(xiě)外界條件對(duì)CH3COOH(aq)CH3COO－(aq)＋H＋
(aq) ΔH＞0的影響。
(2)分別畫(huà)出冰醋酸加水稀釋過(guò)程中溶液的電導(dǎo)率和pH隨加水體積變化的曲線。
答案
1．弱電解質(zhì)溶液中至少存在兩種共價(jià)化合物分子( )
2．氨氣溶于水，當(dāng)NH3·H2O電離出的c(OH－)＝c(NHeq \\al(＋,4))時(shí)，表明NH3·H2O電離處于平衡狀態(tài)( )
3．一元弱堿BOH的電離方程式為BOH===B＋＋OH－( )
答案 1.√ 2.× 3.×
1．能證明蟻酸(HCOOH)是弱酸的實(shí)驗(yàn)事實(shí)是( )
A．HCOOH溶液與Zn反應(yīng)放出H2
B．0.1 ml·L－1 HCOOH溶液可使紫色石蕊溶液變紅
C．HCOOH溶液與Na2CO3反應(yīng)生成CO2
D．常溫時(shí)0.1 ml·L－1 HCOOH溶液的pH＝2.3
答案 D
解析 A、B項(xiàng)，只能證明蟻酸具有酸性，不能證明其酸性強(qiáng)弱，錯(cuò)誤；C項(xiàng)，只能證明蟻酸的酸性比碳酸強(qiáng)，錯(cuò)誤；D項(xiàng)，溶液的pH＝2.3，說(shuō)明HCOOH未完全電離，正確。
2．H2S水溶液中存在電離平衡：H2SH＋＋HS－和HS－H＋＋S2－。若向H2S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
答案 C
解析加水促進(jìn)電離，但氫離子濃度減小，A項(xiàng)錯(cuò)誤；通入過(guò)量SO2氣體發(fā)生反應(yīng)：2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O，當(dāng)SO2過(guò)量時(shí)溶液顯酸性，而且酸性比H2S強(qiáng)，pH減小，B項(xiàng)錯(cuò)誤；滴加新制氯水，發(fā)生反應(yīng)：Cl2＋H2S===2HCl＋S↓，平衡向左移動(dòng)，溶液pH減小，C項(xiàng)正確；加入少量硫酸銅固體，發(fā)生反應(yīng)：H2S＋Cu2＋===CuS↓＋2H＋，H＋濃度增大，D項(xiàng)錯(cuò)誤。
3．常溫下，①100 mL 0.01 ml·L－1的CH3COOH溶液，②10 mL 0.1 ml·L－1的CH3COOH溶液。用“＞”“＝”或“＜”填寫(xiě)下列問(wèn)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(kāi)始時(shí)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)＝
考點(diǎn)二電離平衡常數(shù)及應(yīng)用
1．概念
在一定條件下，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(冪次方)的乘積與溶液中未電離的分子濃度的比值是一個(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡(jiǎn)稱電離常數(shù)，用K(弱酸用Ka，弱堿用Kb)表示。
2．表達(dá)式
3.特點(diǎn)
(1)電離平衡常數(shù)與溫度有關(guān)，與濃度無(wú)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(duì)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(shí)，計(jì)算多元弱酸中的c(H＋)或比較多元弱酸酸性的相對(duì)強(qiáng)弱時(shí)，通常只考慮第一步電離。
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(shí)，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。
1．同一弱電解質(zhì)，濃度不同其電離常數(shù)一定不同( )
2．弱電解質(zhì)的電離平衡右移，電離常數(shù)一定增大( )
3．某一弱電解質(zhì)，電離度越大，電離常數(shù)就越大( )
4．常溫下，依據(jù)Ka1(H2CO3)>Ka2(H3PO3)，可知碳酸的酸性比磷酸強(qiáng)( )
答案 1.× 2.× 3.× 4.×
一、利用電離常數(shù)判斷弱電解質(zhì)(酸堿性)的相對(duì)強(qiáng)弱
1．部分弱酸的電離平衡常數(shù)如下表：
按要求回答下列問(wèn)題：
(1)HCOOH、H2S、H2CO3、HClO的酸性由強(qiáng)到弱的順序?yàn)開(kāi)_______________________。
(2)相同濃度的HCOO－、HS－、S2－、HCOeq \\al(－,3)、COeq \\al(2－,3)、ClO－結(jié)合H＋的能力由強(qiáng)到弱的順序?yàn)開(kāi)_______________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(3)運(yùn)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(hào))。
①次氯酸與NaHCO3溶液的反應(yīng)：HClO＋HCOeq \\al(－,3)===ClO－＋H2O＋CO2↑
②少量CO2通入NaClO溶液中：CO2＋H2O＋2ClO－===COeq \\al(2－,3)＋2HClO
③少量CO2通入NaClO溶液中：CO2＋H2O＋ClO－===HCOeq \\al(－,3)＋HClO
④硫化氫通入NaClO溶液中：H2S＋ClO－===HS－＋HClO
⑤碳酸鈉滴入足量甲酸溶液中：2HCOOH＋COeq \\al(2－,3)===2HCOO－＋CO2↑＋H2O
答案 (1)HCOOH＞H2CO3＞H2S＞HClO
(2)S2－＞COeq \\al(2－,3)＞ClO－＞HS－＞HCOeq \\al(－,3)＞HCOO－
(3)①②④
二、判斷微粒濃度比值的大小
2．常溫下，將0.1 ml·L－1的CH3COOH溶液加水稀釋，請(qǐng)?zhí)顚?xiě)下列表達(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(c?CH3COO－?·c?H＋?,c?CH3COOH?)________；
(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(shí)醋酸的電離平衡正向移動(dòng)，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(shí)醋酸的電離平衡正向移動(dòng)，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。
判斷溶液中微粒濃度比值的三種方法
(1)將濃度之比轉(zhuǎn)化為物質(zhì)的量之比進(jìn)行比較，這樣分析起來(lái)可以忽略溶液體積的變化，只需分析微粒數(shù)目的變化即可。
(2)“假設(shè)法”，如上述問(wèn)題(3)，假設(shè)無(wú)限稀釋，c(CH3COO－)趨近于0，c(H＋)趨于10－7ml·L－1，故比值變小。
(3)“湊常數(shù)”，解題時(shí)將某些粒子的濃度比值乘以或除以某種粒子的濃度，轉(zhuǎn)化為一個(gè)常數(shù)與某種粒子濃度的乘積或相除的關(guān)系。
1．(2020·北京，11)室溫下，對(duì)于1 L 0.1 ml·L－1醋酸溶液。下列判斷正確的是( )
A．該溶液中CH3COO－的粒子數(shù)為6.02×1022
B．加入少量CH3COONa固體后，溶液的pH降低
C．滴加NaOH溶液過(guò)程中，n(CH3COO－)與n(CH3COOH)之和始終為0.1 ml
D．與Na2CO3溶液反應(yīng)的離子方程式為COeq \\al(2－,3)＋2H＋===H2O＋CO2↑
答案 C
解析醋酸屬于弱電解質(zhì)，則0.1 ml醋酸中CH3COO－的粒子數(shù)小于6.02×1022，A錯(cuò)誤；加入少量CH3COONa固體，抑制醋酸的電離，溶液的pH升高，故B錯(cuò)誤；根據(jù)元素質(zhì)量守恒，n(CH3COO－)＋n(CH3COOH)＝0.1 ml，故C正確；醋酸的酸性強(qiáng)于碳酸，則根據(jù)強(qiáng)酸制取弱酸，醋酸與Na2CO3溶液反應(yīng)生成醋酸鈉、二氧化碳和水，醋酸是弱電解質(zhì)，離子反應(yīng)中不能拆寫(xiě)，故D錯(cuò)誤。
2．(2022·全國(guó)乙卷，13)常溫下，一元酸HA的Ka(HA)＝1.0×10－3。在某體系中，H＋與A－不能穿過(guò)隔膜，未電離的HA可自由穿過(guò)該膜(如圖所示)。
設(shè)溶液中c總(HA)＝c(HA)＋c(A－)，當(dāng)達(dá)到平衡時(shí)，下列敘述正確的是( )
A．溶液Ⅰ中c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)
B．溶液Ⅱ中的HA的電離度[eq \f(c?A－?,c總?HA?)]為eq \f(1,101)
C．溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)不相等
D．溶液Ⅰ和Ⅱ中的c總(HA)之比為10－4
答案 B
解析常溫下，溶液Ⅰ的pH＝7.0，則溶液Ⅰ中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 ml·L－1，c(H＋)＜c(OH－)＋c(A－)，A錯(cuò)誤；常溫下，溶液Ⅱ的pH＝1.0，溶液中c(H＋)＝0.1 ml·L－1，Ka(HA)＝eq \f(c?H＋?·c?A－?,c?HA?)＝1.0×10－3，c總(HA)＝c(HA)＋c(A－)，則eq \f(0.1c?A－?,c總?HA?－c?A－?)＝1.0×10－3，解得eq \f(c?A－?,c總?HA?)＝eq \f(1,101)，B正確；根據(jù)題意，未電離的HA可自由穿過(guò)隔膜，故溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)相等，C錯(cuò)誤；常溫下，溶液Ⅰ的pH＝7.0，溶液Ⅰ中c(H＋)＝1×10－7 ml·L－1，Ka(HA)＝eq \f(c?H＋?·c?A－?,c?HA?)＝1.0×10－3，c總(HA)＝c(HA)＋c(A－)，eq \f(10－7[c總?HA?－c?HA?],c?HA?)＝1.0×10－3，溶液Ⅰ中c總(HA)＝(104＋1)c(HA)；溶液Ⅱ中，由B項(xiàng)解析可知c總(HA)＝1.01 c(HA)，未電離的HA可自由穿過(guò)隔膜，故溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)相等，溶液Ⅰ和Ⅱ中c總(HA)之比為[(104＋1)c(HA)]∶[1.01c(HA)]＝(104＋1)∶1.01≈104，D錯(cuò)誤。
3．[2020·天津，16(5)節(jié)選]已知25 ℃碳酸電離常數(shù)為Ka1、Ka2，當(dāng)溶液pH＝12時(shí)，c(H2CO3)∶c(HCOeq \\al(－,3))∶c(COeq \\al(2－,3))＝1∶____________∶______________。
答案 1012·Ka1 1024·Ka1·Ka2
解析 H2CO3是二元弱酸，分步發(fā)生電離：H2CO3HCOeq \\al(－,3)＋H＋、HCOeq \\al(－,3)COeq \\al(2－,3)＋H＋，則有Ka1＝eq \f(c?HCO\\al(－,3)?·c?H＋?,c?H2CO3?)、Ka2＝eq \f(c?CO\\al(2－,3)?·c?H＋?,c?HCO\\al(－,3)?)，從而可得Ka1·Ka2＝eq \f(c?CO\\al(2－,3)?·c2?H＋?,c?H2CO3?)。當(dāng)溶液pH＝12時(shí)，c(H＋)＝10－12 ml·L－1，代入Ka1、Ka1·Ka2可得c(H2CO3)∶c(HCOeq \\al(－,3))＝1∶(1012·Ka1)，c(H2CO3)∶c(COeq \\al(2－,3))＝1∶(1024·Ka1·Ka2)，綜合可得c(H2CO3)∶c(HCOeq \\al(－,3))∶c(COeq \\al(2－,3))＝1∶(1012·Ka1)∶(1024·Ka1·Ka2)。
課時(shí)精練
1．下列說(shuō)法正確的有( )
①不溶于水的鹽都是弱電解質(zhì) ②可溶于水的鹽都是強(qiáng)電解質(zhì) ③0.5 ml·L－1一元酸溶液中H＋濃度一定為0.5 ml·L－1 ④強(qiáng)酸溶液中的c(H＋)不一定大于弱酸溶液中的c(H＋) ⑤電解質(zhì)溶液導(dǎo)電的原因是溶液中有自由移動(dòng)的陰、陽(yáng)離子 ⑥熔融的電解質(zhì)都能導(dǎo)電
A．1個(gè) B．2個(gè) C．3個(gè) D．4個(gè)
答案 B
解析 ①溶解性與電解質(zhì)強(qiáng)弱無(wú)關(guān)，錯(cuò)誤；②醋酸鉛是弱電解質(zhì)，可溶于水，可溶于水的鹽不一定都是強(qiáng)電解質(zhì)，錯(cuò)誤；③0.5 ml·L－1一元弱酸溶液中H＋濃度小于0.5 ml·L－1，錯(cuò)誤；⑥HCl是電解質(zhì)，熔融HCl不導(dǎo)電，熔融的電解質(zhì)不一定能導(dǎo)電，錯(cuò)誤。
2．室溫下，下列事實(shí)不能說(shuō)明NH3·H2O為弱電解質(zhì)的是( )
A．0.1 ml·L－1的氨水中c(OH－)

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