高考二輪 　弱電解質的電離考點整理（MS23）

考綱

1.了解強電解質和弱電解質的概念。

2.了解電解質在水溶液中的電離，以及電解質溶液的導電性。

3.了解弱電解質在水溶液中的電離平衡。(中頻)

一、弱電解質的電離平衡

1．電離平衡的建立

在一定條件(如溫度、濃度)下，當弱電解質分子離解成離子的速率和離子結合成弱電解質分子的速率相等時，電離過程就達到了平衡。

2．電離平衡的特征

3．外界條件對電離平衡的影響

電離是一個吸熱過程，主要受溫度、濃度的影響。

以弱電解質CH3COOH的電離為例：

CH3COOH ⇌CH3COO－＋H＋

二、電離平衡常數

1．表達式

(1)對于一元弱酸HA：

HA ⇌H＋＋A－，平衡常數K＝

(2)對于一元弱堿BOH：

BOH ⇌B＋＋OH－，平衡常數K＝

2．意義

相同條件下，K值越大，表示該弱電解質越易電離，所對應的酸性或堿性相對越強。

3．特點

(1)多元弱酸是分步電離的，各級電離常數的大小關系是K1≫K2……，所以其酸性主要決定于第一步電離。

三、基礎辨析、填空

1．你知道他們對錯的原因嗎？ (打“√”“×”)

(1)溶液導電能力弱的電解質一定是弱電解質(　　)

(2)弱電解質濃度越大，電離程度越大(　　)

(3)溫度升高，弱電解質的電離平衡右移(　　)

(4)0.1 mol/L某一元酸HA溶液的pH＝3，HA溶液中存在：HA===H＋＋A－(　　)

(5)溫度不變，向CH3COOH溶液中加入CH3COONa，平衡左移(　　)

(6)電離平衡常數(K)越小，表示弱電解質電離能力越弱(　　)

(7)不同濃度的同一弱電解質，其電離平衡常數(K)不同(　　)

(8)電離平衡右移，電離平衡常數一定增大(　　)

(1)×　(2)×　(3)√　(4)×　(5)√　(6)√　(7)×　(8)×

2．NH3·H2O在水溶液中的電離方程式為：___________，

其電離常數表達式為：___________。

對該電離平衡改變條件如下：①升高溫度　②加水稀釋 ③加少量NaOH(s)　④通少量HCl(g)　⑤加入NH4Cl(s)，其中：

(1)使電離平衡右移的有________；

(2)使c(OH－)增大的有________；

(3)使電離常數改變的有________。

答案　NH3·H2O⇌NH4 ＋OH－

K＝

(1)①②④　(2)①③　(3)①

四、熟記：

1、兩種類别：①強電解質：強酸、強堿、絕大多數鹽；②弱電解質：弱酸、弱堿、水。

2、兩個特征：v(離解)＝v(結合)≠0；分子、離子濃度保持不變。

3、三個影響因素：溫度、濃度、相同離子。

4、一個表達式：K＝

5、影響電離平衡的因素

（1）内因

弱電解質本身的性質，決定了弱電解質電離平衡強弱。如相同條件下CH3COOH電離程度大于H2CO3。

（2）外因

電離平衡屬于動态平衡，當外界條件改變時，弱電解質的電離平衡也會發生移動，平衡移動也遵循勒夏特列原理。

以CH3COOH⇌CH3COO－＋H＋　ΔH>0為例：

6、特别提醒

（1）電離常數隻與溫度有關，升溫電離常數增大，與酸堿性無關。

（2）溶液的導電性與溶液中離子濃度大小和帶的電荷數有關。

典例：室溫下，對于0.10 mol·L－1的氨水，下列判斷正确的是(　　)

A．與AlCl3溶液發生反應的離子方程式為Al3＋＋3OH－===Al(OH)3↓

B．加水稀釋後，溶液中c(NH4 )·c(OH－)變大

C．用HNO3溶液完全中和後，溶液不顯中性

D．其溶液的pH＝13

7、從“定性”和“定量”兩角度理解電離平衡

（1）從定性角度分析電離平衡：應該深刻地理解勒夏特列原理——平衡向“減弱”這種改變的方向移動，移動結果不能“抵消”或“超越”這種改變。

（2）從定量角度分析電離平衡：當改變影響電離平衡的條件後分析兩種微粒濃度之比的變化時，若通過平衡移動的方向不能作出判斷時，應采用化學平衡常數定量分析。

典例：在0.1 mol·L－1NH3·H2O溶液中存在如下平衡：NH3＋H2O⇌NH3·H2O⇌NH4 ＋OH－。下列叙述中正确的是(　　)

A．加入少量濃鹽酸，鹽酸與NH3反應生成NH4Cl，使NH3濃度減小，NH4 濃度增大，平衡逆向移動

B．加入少量NaOH固體，OH－與NH4 結合生成NH3·H2O，使NH4 濃度減小，平衡正向移動

C．加入少量0.1 mol·L－1 NH4Cl溶液，電離平衡常數不變，溶液中c(OH－)減小

D．加入少量MgSO4固體，溶液pH增大

典例：用水稀釋0.1 mol·L－1 CH3COOH時，溶液中随着水量的增加而減小的是(　　)

A.c(CH3COOH)/c(OH－)　 B.c(OH－)/c(H＋)

C．c(H＋)和c(OH－)的乘積 D．OH－的物質的量

8、一元強酸(堿)和一元弱酸(堿)的比較

強酸與弱酸(或強堿與弱堿)由于電離程度的不同，在很多方面表現出不同的性質，以鹽酸和醋酸為例。

9、判斷弱電解質的三個思維角度

角度一：弱電解質的定義，即弱電解質不能完全電離，如測0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液的pH>1。

角度二：弱電解質溶液中存在電離平衡，條件改變，平衡移動，如pH＝1的CH3COOH加水稀釋10倍1<pH<2。

角度三：弱電解質形成的鹽類能水解，如判斷CH3COOH為弱酸可用下面兩個現象：

(1)配制某濃度的醋酸鈉溶液，向其中加入幾滴酚酞試液。現象：溶液變為淺紅色。

(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。現象：pH>7。

典例：現有常溫下的四份溶液：①0.01mol/L HCl；②0.01 mol/L CH3COOH；③pH＝12 的氨水；④pH＝12的NaOH溶液，下列說法正确的是(　　)

A．②中由水電離出的c(H＋)＝1×10－12 mol/L

B．将①、③混合，若有pH＝7，則消耗溶液的體積：③>①

C．将②、④等體積混合(體積變化忽略不計)，則c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝0.01 mol/L

D．将四份溶液均稀釋10倍後溶液pH：③>④，②>①

典例：下列事實中一定不能證明CH3COOH是弱電解質的是(　　)

①常溫下某CH3COONa溶液的pH＝8

②用CH3COOH溶液做導電實驗，燈泡很暗

③等pH、等體積的鹽酸、CH3COOH溶液和足量鋅反應，CH3COOH放出的氫氣較多

④0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液的pH＝2.1

⑤CH3COONa和H3PO4反應，生成CH3COOH

⑥0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液稀釋100倍，pH<3

A．② B．②⑤ C．①③⑤ D．③④⑤⑥

10、電離常數的意義

根據電離常數數值的大小，可以估算弱電解質電離的程度，K值越大，電離程度越大，弱酸酸性越強。如相同條件下常見弱酸的酸性強弱：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO。

11、電離常數的影響因素

(1)電離常數随溫度的變化而變化，但由于電離過程熱效應較小，溫度改變對電離常數影響不大，其數量級一般不變，所以室溫範圍内可忽略溫度對電離常數的影響。

(2)電離常數與弱酸、弱堿的濃度無關，同一溫度下，不論弱酸、弱堿的濃度如何變化，電離常數是不會改變的。

12、有關電離平衡常數的計算

以弱酸HX為例：

(1)已知c(HX)和c(H＋)，求電離平衡常數

HX　 ⇌　 H＋　＋　 X－

起始：c(HX)　　　　　 　0 0

平衡：c(HX)－c(H＋)　 c(H＋)　　c(H＋)

則：K＝

＝

由于弱酸隻有極少一部分電離，c(H＋)的數值很小，可做近似處理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，則K＝

(2)已知c(HX)和電離平衡常數，求c(H＋)

HX ⇌ H＋ ＋　 X－

起始：c(HX)　　　　 0 　0

平衡：c(HX)－c(H＋)c(H＋) c(H＋)

則：K＝

＝

由于c(H＋)的數值很小，可做近似處理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，則：c(H＋)＝

典例：已知25 ℃時弱電解質的電離平衡常數：

Ka(CH3COOH)＝1.8×10－5，Ka(HSCN)＝0.13。

(1)将20 mL 0.10 mol/L CH3COOH溶液和20 mL 0.10mol/L的HSCN溶液分别與0.10 mol/L的NaHCO3溶液反應，實驗測得産生CO2氣體體積(V)與時間(t)的關系如圖所示。

反應開始時，兩種溶液産生CO2的速率明顯不同的原因是_________________；

反應結束後所得溶液中c(SCN－)__________c(CH3COO－)(填“>”、“＝”或“<”)。

(2)2.0×10－3 mol/L的氫氟酸水溶液中，調節溶液pH(忽略調節時體積變化)，測得平衡體系中c(F－)、c(HF)與溶液pH的關系如圖所示。則25 ℃時，HF電離平衡常數為Ka(HF)＝________(列式求值)。

審題指導：

信息①：CH3COOH、HSCN電離常數⇒酸性：HSCN>CH3COOH>H2CO3，水解能力：SCN－<CH3COO－<HCO3-<CO32-

信息②：Ka(HF)＝c(F－)∙c(H＋)/c(HF) ⇒pH＝4時：c(F－)、c(H＋)、c(HF)

(1)Ka(HSCN)>Ka(CH3COOH)，溶液中c(H＋)：HSCN>CH3COOH，c(H＋)大反應速率快　>

(2)c(F－)∙c(H＋)/c(HF)＝1×10－4×1.6×10－3/4×10－4＝4×10－4

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