2022年高考化學(xué)一輪總復(fù)習(xí) 第八章 第24講 弱電解質(zhì)的電離平衡學(xué)案（含解析）

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1、2022年高考化學(xué)一輪總復(fù)習(xí) 第八章 第24講 弱電解質(zhì)的電離平衡學(xué)案（含解析） 　[考綱解讀]　1.了解電解質(zhì)的概念。了解強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念。2.理解電解質(zhì)在水溶液中的電離，以及電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性。3.理解弱電解質(zhì)在水中的電離平衡，能利用電離平衡常數(shù)進(jìn)行相關(guān)計(jì)算。4.了解水的電離、離子積常數(shù)。5.了解溶液pH的含義及其測(cè)定方法，能進(jìn)行pH的簡(jiǎn)單計(jì)算。6.了解鹽類水解的原理、影響鹽類水解程度的主要因素、鹽類水解的應(yīng)用。7.了解難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡。理解溶度積(Ksp)的含義，能進(jìn)行相關(guān)的計(jì)算。 第24講　弱電解質(zhì)的電離平衡 1.強(qiáng)、弱電解質(zhì) (1)定義與物質(zhì)類別 (

2、2)與化合物類別的關(guān)系 強(qiáng)電解質(zhì)主要是大部分離子化合物及某些共價(jià)化合物，弱電解質(zhì)主要是某些共價(jià)化合物。 (3)電離方程式的書寫——“強(qiáng)等號(hào)，弱可逆，多元弱酸分步離” ①?gòu)?qiáng)電解質(zhì)：如H2SO4：H2SO4===2H＋＋SO。 ②弱電解質(zhì)： a．一元弱酸，如CH3COOH： CH3COOHCH3COO－＋H＋。 b．多元弱酸，分步分離，電離方程式只寫第一步，如H2CO3： H2CO3H＋＋HCO。 c．多元弱堿，分步電離，一步書寫。如Fe(OH)3： Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。 ③酸式鹽： a．強(qiáng)酸的酸式鹽 如NaHSO4在水溶液中：NaHSO4===

3、Na＋＋H＋＋SO；熔融時(shí)： NaHSO4===Na＋＋HSO。 b．弱酸的酸式鹽：如NaHCO3： NaHCO3===Na＋＋HCO。 2．弱電解質(zhì)的電離平衡 (1)電離平衡的建立 (2)電離平衡的特征 (3)外界條件對(duì)電離平衡的影響 ①溫度：溫度升高，電離平衡正向移動(dòng)，電離程度增大。 ②濃度：稀釋溶液，電離平衡正向移動(dòng)，電離程度增大。 ③同離子效應(yīng)：加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，電離平衡逆向移動(dòng)，電離程度減小。 ④加入能反應(yīng)的物質(zhì)：電離平衡正向移動(dòng)，電離程度增大。 3．電離平衡常數(shù) (1)表達(dá)式 ①一元弱酸HA的電離常數(shù)：根據(jù)HAH＋＋A－

4、，可表示為 Ka＝。 ②一元弱堿BOH的電離常數(shù)：根據(jù)BOHB＋＋OH－，可表示為 Kb＝。 (2)特點(diǎn) 電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，與電解質(zhì)的濃度、酸堿性無(wú)關(guān)，由于電離過(guò)程是吸熱的，故溫度升高，K增大。多元弱酸是分步電離的，各級(jí)電離常數(shù)的大小關(guān)系是K1?K2……，所以其酸性主要決定于第一步電離。 (3)意義 相同條件下，K值越大，表示該弱電解質(zhì)越易電離，所對(duì)應(yīng)的酸性或堿性相對(duì)越強(qiáng)。 (4)影響因素 4．電離度 (1)概念：一定條件下，當(dāng)弱電解質(zhì)在溶液中達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液中已經(jīng)電離的電解質(zhì)分子數(shù)占原來(lái)弱電解質(zhì)總分子數(shù)的百分?jǐn)?shù)。 (2)表達(dá)式：α＝×100%。 (3)

5、意義：衡量弱電解質(zhì)的電離程度，在相同條件下(濃度、溫度相同)，不同弱電解質(zhì)的電離度越大，弱電解質(zhì)的電離程度越大。 1．判斷正誤，正確的畫“√”，錯(cuò)誤的畫“×”，并指明錯(cuò)因。 (1)稀釋氨水時(shí)，電離平衡正向移動(dòng)，c(NH3·H2O)減小，c(NH)增大。(×) 錯(cuò)因：稀釋氨水時(shí)，c(NH3·H2O)、c(NH)均減小。 (2)由0.1 mol·L－1一元堿BOH的pH＝10，可知溶液存在BOH===B＋＋OH－。(×) 錯(cuò)因：0.1 mol·L－1的BOH pH＝10，說(shuō)明其c(OH－)＝10－4 mol·L－1，僅極少部分電離，其電離方程式用“”。 (3)0.1 mol·L

6、－1的CH3COOH與0.01 mol·L－1的CH3COOH中，c(H＋)之比為10∶1。(×) 錯(cuò)因：加水稀釋，電離程度增大，所以0.1_mol·L－1的CH3COOH與0.01_mol·L－1的CH3COOH中c(H＋)之比小于10∶1。 (4)H2CO3的電離常數(shù)表達(dá)式：Ka＝。(×) 錯(cuò)因：H2CO3為二元弱酸，分步電離，其中Ka1＝，Ka2＝。 (5)弱電解質(zhì)的電離平衡右移，電離平衡常數(shù)一定增大。(×) 錯(cuò)因：K僅與溫度有關(guān)。 (6)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。(×) 錯(cuò)因：酸溶液中的c(H＋)除與K值大小有關(guān)外，還與酸的

7、濃度有關(guān)。 2．教材改編題 (據(jù)人教選修四P44 T4)已知25 ℃下，醋酸溶液中存在下述關(guān)系： ＝1.69×10－5 其中的數(shù)值是該溫度下醋酸的電離平衡常數(shù)。 試回答下述問(wèn)題： (1)向上述溶液中加入一定量的NaOH溶液，上述數(shù)值將________(填“增大”“減小”或“不變”)。 (2)若醋酸的起始濃度為0.0010 mol/L，平衡時(shí)氫離子濃度c(H＋)是____________[提示：醋酸的電離常數(shù)很小，平衡時(shí)的c(CH3COOH)可近似視為仍等于0.0010 mol/L]。 答案　(1)不變　(2)1.3×10－4 mol/L 考點(diǎn)　弱電解質(zhì)的電

8、離平衡及影響因素 [典例1]　(2018·重慶調(diào)研)稀氨水中存在著下列平衡：NH3·H2ONH＋OH－，若要使平衡向左移動(dòng)，同時(shí)使c(OH－)增大，應(yīng)加入的物質(zhì)或采取的措施是(　　) ①NH4Cl固體?、诹蛩帷、跱aOH固體?、芩、菁訜帷、藜尤肷倭縈gSO4固體 A．①②③⑤ B．③⑥ C．③ D．③⑤ 解析　若在氨水中加入NH4Cl固體，c(NH)增大，平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)，c(OH－)減小，①不合題意；硫酸中的H＋與OH－反應(yīng)，使c(OH－)減小，平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)，②不合題意；當(dāng)在氨水中加入NaOH固體后，c(OH－)增大，平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)，③符合題意；若在

9、氨水中加入水，稀釋溶液，平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)，但c(OH－)減小；④不合題意；電離屬吸熱過(guò)程，加熱平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)，c(OH－)增大，⑤不合題意；加入少量MgSO4固體發(fā)生反應(yīng)Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓，溶液中c(OH－)減小，⑥不合題意。 答案　C 名師精講 影響弱電解質(zhì)電離平衡的因素 (1)內(nèi)因：弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)，是決定因素。 (2)外界條件對(duì)弱電解質(zhì)電離平衡的影響 以0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液為例： CH3COOHCH3COO－＋H＋ ΔH＞0 1．下列關(guān)于電解質(zhì)溶液的說(shuō)法正確的是(　　) A．0.1 L 0.5 mol·

10、L－1 CH3COOH溶液中含有的H＋數(shù)為0.05NA B．室溫下，稀釋0.1 mol·L－1CH3COOH溶液，溶液的導(dǎo)電能力增強(qiáng) C．向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中減小 D．CH3COOH溶液加水稀釋后，溶液中的值減小 答案　D 解析　A項(xiàng)，CH3COOH為弱電解質(zhì)，在水溶液中部分電離，0.1 L 0.5 mol·L－1CH3COOH溶液中含有的H＋數(shù)小于0.05NA，錯(cuò)誤；B項(xiàng)，CH3COOH溶液中存在平衡，CH3COOHCH3COO－＋H＋，加水稀釋，平衡右移，產(chǎn)生的離子數(shù)增加，但溶液的體積增大，c(CH3COO－)、c(H＋)減小，導(dǎo)電

11、能力減弱，錯(cuò)誤；C項(xiàng)，加水稀釋時(shí)，平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋右移，n(H＋)增大，n(CH3COOH)減小，＝＝，故比值變大，錯(cuò)誤；D項(xiàng)，稀釋時(shí)，n(CH3COO－)增大，n(CH3COOH)減小，故的值減小，正確。 2．一定溫度下，冰醋酸加水稀釋過(guò)程中，溶液的導(dǎo)電能力如圖所示。下列說(shuō)法不正確的是(　　) A．在O點(diǎn)時(shí)，醋酸不導(dǎo)電 B．a(chǎn)、b、c三點(diǎn)，a點(diǎn)時(shí)醋酸溶液中H＋濃度最小 C．b點(diǎn)時(shí)，醋酸電離程度最大 D．可通過(guò)微熱的方法使c點(diǎn)溶液中c(CH3COO－)增大 答案　C 解析　A項(xiàng)，在O點(diǎn)時(shí)沒(méi)有水，醋酸沒(méi)有電離，不導(dǎo)電，正確；B項(xiàng)，導(dǎo)電能力為b>c>a，

12、a、b、c三點(diǎn)，a點(diǎn)時(shí)醋酸溶液中H＋濃度最小，正確；C項(xiàng)，加水促進(jìn)醋酸電離，b點(diǎn)時(shí)醋酸電離程度不是最大，錯(cuò)誤；D項(xiàng)，加熱向電離方向移動(dòng)，正確。 考點(diǎn)　強(qiáng)、弱電解質(zhì)的比較 [典例2]　(2018·長(zhǎng)沙市長(zhǎng)郡中學(xué)月考)pH＝2的兩種一元酸x和y，體積均為100 mL，稀釋過(guò)程中pH與溶液體積的關(guān)系如下圖所示。分別滴加NaOH溶液(c＝0.1 mol·L－1)至pH＝7，消耗NaOH溶液的體積為Vx、Vy，則(　　) A．x為弱酸，VxVy C．y為弱酸，VxVy 解析　由圖知：將一元酸x和y分別稀釋10倍，pH的變化量Δ

13、pHx＝1，ΔpHy<1，所以x為強(qiáng)酸，y為弱酸。pH＝2時(shí)弱酸y的濃度大，滴加NaOH溶液至pH＝7時(shí)消耗NaOH溶液的體積y比x大。 答案　C 名師精講 1．判斷強(qiáng)、弱電解質(zhì)的方法 (1)電解質(zhì)是否完全電離 在溶液中強(qiáng)電解質(zhì)完全電離，弱電解質(zhì)部分電離。據(jù)此可以判斷HA是強(qiáng)酸還是弱酸，如：若測(cè)得0.1 mol/L的HA溶液的pH＝1，則HA為強(qiáng)酸；若pH>1，則HA為弱酸。 (2)是否存在電離平衡 強(qiáng)電解質(zhì)不存在電離平衡，弱電解質(zhì)存在電離平衡，在一定條件下電離平衡會(huì)發(fā)生移動(dòng)。 ①一定pH的HA溶液稀釋前后pH的變化： 將pH＝3的HA溶液稀釋100倍后，再測(cè)其pH，若pH＝

14、5，則為強(qiáng)酸，若pH＜5，則為弱酸。 ②升高溫度后pH的變化：若升高溫度，溶液的pH明顯減小，則是弱酸。因?yàn)槿跛岽嬖陔婋x平衡，升高溫度時(shí)，電離程度增大，c(H＋)增大。而強(qiáng)酸不存在電離平衡，升高溫度時(shí)，只有水的電離程度增大，pH變化幅度小。 2．常溫下，一元強(qiáng)酸(堿)和一元弱酸(堿)稀釋時(shí)的pH變化圖像 3.一元強(qiáng)酸與一元弱酸的比較 3．下列事實(shí)一定能證明HNO2是弱電解質(zhì)的是(　　) ①常溫下NaNO2溶液pH大于7?、谟肏NO2溶液做導(dǎo)電實(shí)驗(yàn)，燈泡很暗?、跦NO2與NaCl不能發(fā)生反應(yīng) ④常溫下0.1 mol·L－1HNO2溶液的pH＝2.1　⑤NaNO

15、2和H3PO4反應(yīng)，生成HNO2　⑥常溫下將pH＝1的HNO2溶液稀釋至原體積的100倍，溶液pH約為2.8 A．①④⑥ B．①②③④ C．①④⑤⑥ D．①②③④⑤⑥ 答案　C 解析　①常溫下NaNO2溶液pH大于7，說(shuō)明亞硝酸鈉是強(qiáng)堿弱酸鹽，則HNO2是弱電解質(zhì)，故①正確；②溶液的導(dǎo)電性與離子濃度及離子所帶電荷數(shù)有關(guān)，用HNO2溶液做導(dǎo)電實(shí)驗(yàn)，燈泡很暗，不能證明HNO2為弱電解質(zhì)，故②錯(cuò)誤；③HNO2與NaCl不能發(fā)生反應(yīng)，只能說(shuō)明不符合復(fù)分解反應(yīng)發(fā)生的條件，但不能說(shuō)明HNO2是弱電解質(zhì)，故③錯(cuò)誤；④常溫下0.1 mol·L－1HNO2溶液的pH＝2.1，說(shuō)明HNO2不完全電

16、離，即說(shuō)明HNO2為弱電解質(zhì)，故④正確；⑤較強(qiáng)酸可以制取較弱酸，NaNO2和H3PO4反應(yīng)，生成HNO2，說(shuō)明HNO2的酸性弱于H3PO4，則HNO2為弱電解質(zhì)，故⑤正確；⑥常溫下將pH＝1的HNO2溶液稀釋至原體積的100倍，溶液pH約為2.8，說(shuō)明HNO2是弱電解質(zhì)，故⑥正確。 4．在一定溫度下，有a.鹽酸、b.硫酸、c.醋酸三種酸： (1)當(dāng)三種酸物質(zhì)的量濃度相同時(shí)，c(H＋)由大到小的順序是________(用字母表示，下同)。 (2)等體積、等物質(zhì)的量濃度的三種酸，中和NaOH的能力由大到小的順序是________。 (3)若三者c(H＋)相同時(shí)，物質(zhì)的量濃度由大到小的順序是

17、________。 (4)當(dāng)三者c(H＋)相同且體積也相同時(shí)，分別放入足量的鋅，相同狀況下產(chǎn)生氣體的體積由大到小的順序是________。 答案　(1)b＞a＞c　(2)b＞a＝c (3)c＞a＞b(或c＞a＝2b)　(4)c>a＝b 解析　HCl===H＋＋Cl－；H2SO4===2H＋＋SO；CH3COOHH＋＋CH3COO－。 (2)同體積、同物質(zhì)的量濃度的三種酸，因隨著NaOH溶液的加入，CH3COOH電離平衡右移，提供的H＋和鹽酸相同，中和NaOH的能力鹽酸和醋酸相同，而H2SO4提供的H＋是它們的2倍，故b>a＝c。 (3)c(H＋)相同時(shí)，醋酸溶液濃度最大，因醋酸

18、為弱酸，電離程度小，H2SO4濃度為鹽酸的一半，故c>a>b(或c>a＝2b)。 (4)當(dāng)三者c(H＋)相同且體積也相同時(shí)，因HCl、H2SO4為強(qiáng)電解質(zhì)，在溶液中完全電離，所以H＋總的物質(zhì)的量相同，故產(chǎn)生H2的體積相同。CH3COOH為弱電解質(zhì)，最終能提供的H＋最多，生成的H2最多，故c>a＝b。 考點(diǎn)　電離平衡常數(shù)及其應(yīng)用 [典例3]　已知25 ℃時(shí)弱電解質(zhì)電離平衡常數(shù)： Ka(CH3COOH)＝1.8×10－5，Ka(HSCN)＝0.13。 (1)將20 mL 0.10 mol·L－1 CH3COOH溶液和20 mL 0.10 mol·L－1的HSCN溶液分別與0.10 mol

19、·L－1的NaHCO3溶液反應(yīng)，實(shí)驗(yàn)測(cè)得產(chǎn)生CO2氣體體積V與時(shí)間t的關(guān)系如圖。 反應(yīng)開始時(shí)，兩種溶液產(chǎn)生CO2的速率明顯不同的原因是_________________________________________________________； 反應(yīng)結(jié)束后所得溶液中c(SCN－)______c(CH3COO－)(填“>”“＝”或“<”)。 (2)2.0×10－3 mol·L－1的氫氟酸中，調(diào)節(jié)溶液pH(忽略調(diào)節(jié)時(shí)體積變化)，測(cè)得平衡體系中c(F－)、c(HF)與溶液pH的關(guān)系如下圖。 則25 ℃時(shí)，HF電離平衡常數(shù)為：Ka(HF)＝________。 解析　(1)反應(yīng)結(jié)

20、束后，溶質(zhì)為CH3COONa和NaSCN，因CH3COOH酸性弱于HSCN，故CH3COONa水解程度大，c(CH3COO－)Ka(CH3COOH)，溶液中c(H＋)：HSCN>CH3COOH，c(H＋)大反應(yīng)速率快　> (2)4×10－4 名師精講 1．電離平衡常數(shù)的應(yīng)用 (1)判斷弱酸(或弱堿)的相對(duì)強(qiáng)弱，電離平衡常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強(qiáng)。 (2)判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強(qiáng)弱，電離平衡常數(shù)越大，對(duì)應(yīng)的鹽水解程度越小，堿性(或酸性)越弱。 (3)判斷復(fù)分解反應(yīng)能

21、否發(fā)生，一般符合“強(qiáng)酸制弱酸”規(guī)律。 (4)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，但電離平衡常數(shù)不變，題中經(jīng)常利用電離平衡常數(shù)來(lái)判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。如：0.1 mol/L CH3COOH溶液加水稀釋，＝ ＝，酸溶液加水稀釋，c(H＋)減小，K值不變，則增大。 2．電離常數(shù)計(jì)算的兩種類型(以弱酸HX為例) (1)已知c(HX)始和c(H＋)，求電離常數(shù)(水的電離忽略不計(jì)) 　　　　　HX　　　　　H＋?。－ ：c(HX)始 0 0 ：c(HX)始－c(H＋)　

22、c(H＋)　c(H＋) 則：Ka＝＝。 由于弱酸只有極少一部分電離，c(H＋)的數(shù)值很小，可作近似處理：c(HX)始－c(H＋)≈c(HX)始，則Ka＝。 (2)已知c(HX)始和電離常數(shù)，求c(H＋) 根據(jù)上面的推導(dǎo)有Ka＝≈ 則：c(H＋)＝。 5．(2018·長(zhǎng)沙質(zhì)檢)已知下面三個(gè)數(shù)據(jù)：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分別是下列有關(guān)的三種酸的電離常數(shù)(25 ℃)，若已知下列反應(yīng)可以發(fā)生：NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2　NaCN＋HF===HCN＋NaF　NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。由此可判斷下列敘述中不正確的是(　　)

23、A．K(HF)＝7.2×10－4 B．K(HNO2)＝4.9×10－10 C．根據(jù)兩個(gè)反應(yīng)即可得出一元弱酸的強(qiáng)弱順序?yàn)镠F>HNO2>HCN D．K(HCN)

24、CO＋H＋的電離常數(shù)K1＝________(已知：10－5.60＝2.5×10－6)。 答案　4.2×10－7 解析　由H2CO3H＋＋HCO得 K1＝＝≈4.2×10－7。 7．常溫下，將0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀釋，請(qǐng)?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)________； (2)________； (3)________； (4)________。 答案　(1)變小　(2)不變　(3)變大　(4)不變 解析　(1)將①式變?yōu)椋健? (2)此式為Ka。 (3)將③式變?yōu)椋終a/c(H＋)。 (4)將④式變?yōu)椋健?