1、第八章水溶液中的離子平衡第一節弱電解質的電離平衡考綱定位考情播報1 .理解弱電解質在水溶液中的電離平衡。2 .能用電離平衡常數進行相關計算。2016全國甲卷T26（4）/全國乙卷T12（D）/全國丙卷T13（A）2015 全國卷 I T8（B）、T132014 全國卷 I T27（1）/全國卷 H T11（A、）2012全國卷T11考點1|弱電解質的電離平衡及其影響因素基礎知識整合1.弱電解質的電離平衡（1）電離平衡的概念一定條件（如溫度、濃度）下，弱電解質分子電離成離子的速率和離子結合成 弱電解質分子的速率相等時,電離過程達到平衡狀態。（2）電離平衡的建立與特征一呼電離后帆站介）呼口等定：各

2、組分法戕保行恒定不變變：條件流空.早所發卡移動開始時，v（電離）最大,而v（結合）為0。平衡的建立過程中，v（電離）v（結合）。當v（電離）三v（結合）時，電離過程達到平衡狀態。2.影響電離平衡的因素內因：弱電解質本身的性質 一一決定因素（2）外因溫度：溫度升高，電離平衡正向移動、電離程度增大濃度：稀釋溶液，電離平衡正向移動,電離程度增大同離子效應：加入與弱電解質具有相同離子的強電解質，電離平衡逆向移動，電離程度減小。加入能反應的物質：電離平衡正向移動,電離程度增人應用體驗1. (1)0.1 mol/L的HA的pH = 1,則HA的電離方程式為 (2)0.1 mol/L 的B(OH)2的pH

3、=10,則B(OH)2的電離方程式為提示(1)HA=H+A (2)B(OH)2 B+ + 2OH-2.以 0.1 mol L-1 CH3COOH 溶液為例實闌(稀溶液)CH3COOHPT iH>0改變條件平衡移：導也 也離動萬向：能力,程度如數稀釋向古?加 向左CH3COON&<5):加入少量向右冰霜酸:遇HCKg)向A加 NaOHCs)向右加入錢將向右;升高溫度向右提示減小增大減弱增大減小增大增強減小增大減小增強減小增大減小增強減小減小增大增強增大減小增大增強增大增大增強增大考點多維探究角度 弱電解質的電離平衡及其影響因素1,對氨水中存在的電離平衡 NH3 H2ONH4

4、+ OH ,下列敘述正確的是()A.加水后，溶液中n(OH-)增大B.加入少量濃鹽酸，溶液中c(OH)增大C.加入少量濃NaOH溶液，電離平衡向正反應方向移動D.加入少量NH4C1固體，溶液中c(NH4)減小A 向氨水中加水，促進NH3 H20的電離，n(OH-)增大。加入少量濃鹽酸 中和OH-, c(OH-)減小。加入少量濃NaOH溶液，c(OH-)增大，電離平衡向 逆反應方向移動。加入少量NH4C1固體，雖然平衡向逆反應方向移動，但c(NH4) 仍然是增大的。2,已知0.1 mol L1的醋酸溶液中存在電離平衡：CH3COOHCH3COOcH+ H+,要使溶液中的值增大,可以米取的措施是(

5、)C CH3COOH加少量燒堿溶液升高溫度加少量冰醋酸加水A.B.C .D.C 升溫和加H2O都可促進CH3COOH的電離，n(H+)增大，n(CH3COOH) c H +減少'CCH3COOH增大° 3.常溫下，加水稀釋二元弱酸 H2c2O4溶液，下列說法正確的是()A.溶液中n(H ) n(OH-)保持不變B.溶液中水電離的c(H+) c(OH-)保持不變C.溶液中空CO?保持不變C H2c2O4D. c(HC2O4)與2c(C2O4)之和不斷減小D A項，稀釋過程中，溶液體積增大，水的離子積不變，故溶液中n(H十)n(OH-)增大，錯誤；B項，稀釋過程中，溶液中 c(O

6、H-)增大，故水電離的 c(H+) c(OH-)增大，錯誤；C項，H2c2。4分兩步電離，且以第一步電離為主，c HC2O4稀釋時平衡向右移動，C(H2c2O4)減小快，C(HC2O4)減小慢，cH2c2O4不斷增大, 錯誤；D項，由電荷守恒可推知 c(HC2O4) + 2c(C2O2-) = c(H + )c(OH-),稀釋 過程中，溶液體積增大，溶液中 c(H+)減小，c(OH-)增大，則c(H+)-c(OH-) 不斷減小，故c(HC2O4) + 2c(C2O2一)不斷減小，正確。4.一定溫度下，將一定質量的冰醋酸加水稀釋過程中，溶液的導電能力變化 如圖所示，下列說法正確的是()A. a、

7、b、c三點溶液的 pH： c<a<bB. a、b、c三點CH3COOH的電離程度：c<a<bC.用濕潤的pH試紙測量a處溶液的pH,測量結果偏小D. a、b、c三點溶液用1 mol L 1 NaOH溶液中和，消耗NaOH溶液體積： c<a<bC A項，由導電能力知 c(H+)： b>a>c,故pH： c>a>b; B項，加水體積越大，越利于CH3COOH電離，故電離程度：c>b>a； C項，用濕潤的pH試紙 測量a處溶液的pH,相當于稀釋a點溶液，c(H+)增大，pH偏小；D項，a、b、 c三點n(CH3COOH)相同，用

8、NaOH中和時消耗n(NaOH)相同，故消耗V(NaOH):a b Co 5.將濃度為0.1 mol L- 1 HF溶液加水不斷稀釋，下列各量始終保持增大的 是()一 cHFA. c(H )B.-+c F c HC.cFD.cH +cHFD A項，c(H+)減小；B項，此比值為Ka(HF)的倒數，為定值；C項，加一 一一一cFH2O后，平衡右移，n(F-)、n(H+)都增大，但由于水電離出的H +也增大，故cH +c H +減小；D項，力口 H2O, n(H + )增大，n(HF)減小，故一增大。 c HFI題后反思|(1)稀醋酸加水稀釋時，溶液中不一定所有的離子濃度都減小。因為溫度不變，Kw

9、=c(H+) c(OH-)是定值，稀醋酸加水稀釋時，溶液中的c(H + )減小，故c(OH-)增大。(2)電離平衡右移，電解質分子的濃度不一定減小，離子的濃度不一定增大，電離程度也不一定增大。(3)對于濃的弱電解質溶液加H2O稀釋的過程，弱電解質的電離程度逐漸增大，但離子濃度可能先增大后減小。考點2|電離平衡常數及其應用基礎知識整合1.表達式(1)一元弱酸 HA的電離常數：根據 HA H +A ,可表示為 Ka =.+ _ c H c A.0c HA(2)一元弱堿BOH的電離常數：根據 BOH B +OH ,可表示為Kb=cOH c B +c BOH °2 .意義：相同條件下，K值越

10、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：電離常數只與溫度有關、與電解質的濃度、酸堿性無關，由于電 離過程是吸熱的，故溫度升高，K埴大。多元弱酸是分步電離的，各級電離常數 的大小關系是Ki? K2，所以其酸性主要決定于第一步電離。應用體驗卜表是幾種常見弱酸的電離常數(25 C)弱酸電離方程式電離常數KCH3COOHCH3COOHCH3COO- + H +1.26X10- 5H2CO3H2CO3H+ + HCO3HCO3H + + CO3-K1 = 4.31X10-7K2=5.61X10-11H2sH2sH + + HS-HS-H+ + S2-K1 = 9.1X10-

11、 8K2=1.1X 10-15(1)25 C 時，CH3COOH、H2CO3、HCO3、H2S、HS-的電離程度(即酸性)由強到弱的順序為(2)H2CO3或H2s的Ki? K2的原因是(3)25 C 時，0.1 mol/L 的 CH3COOH(Ka= 1 X 10-5)的溶液中 c(H+)約為。提示(1)CH3COOH>H2CO3>H2S>HCO3>HS-(2)第一步電離產生的H +抑制了第二步電離(3)1X10-3 mol/L考點多維探究角度1電離常數的含義及應用1. (2015海南高考)下列曲線中，可以描述乙酸(甲，Ka=1.8X 105)和一氯乙酸（乙，Ka= 1

12、.4X IO-3）在水中的電離程度與濃度關系的是（）B 這兩種物質都是弱電解質，在溫度不變、濃度相等時，電離程度CH3COOH<CH2ClCOOH ,排除A、C;當濃度增大時，物質的電離程度減小,排除D選項，正確選項是Bo 2. （1）常溫下0.1 mol L11的CH3COOH溶液在加水稀釋過程中，填寫下列表達式中的數據變化情況（填“變大” “變小”或“不變”）_cCH3COOHcCH3COO cH +J c CH3COOHCCH3COO3)CCH3COOHc CH3COO至cCH3COOH cOH（2）體積為10 mL pH = 2的醋酸溶液與一元酸HX分別加水稀釋至1 000 mL

13、, 稀釋過程中pH變化如圖所示，則HX的電離平衡常數 （M “大于” ”等 于”或“小于”）醋酸的電離平衡常數；理由是 。cCH3COOH c CH3COO- cCH3CO。一Ka解析(1)將式變為":c H+ c CH3COO-此式為Ka；cCH3COO- cH +將式變為=Ka/c(H+);cCH3COOH cH +將式變為Ka=K?c CH3COO- cH +cCH3COOH cOH- c H +(2)稀釋100倍，HX、CH3COOH溶液的pH變化均小于2,二者均為弱酸，酸性 HX>CH3COOH。答案(1)變小不變變大不變大于 稀釋相同倍數，HX的pH變化比CH3CO

14、OH的pH變化大，酸性 強，電離平衡常數大角度2電離常數的有關計算3.已知室溫時，0.1 mol L1某一元酸HA在水中有0.1%發生電離，下列敘 述錯誤的是 ()A.該溶液的pH = 4B.升高溫度，溶液的pH增大C.此酸的電離常數約為1X107D.由HA電離出的c(H+)約為水電離出的c(H+)的106倍B c(H+) = 0.1%X0.1 mol Li1 = 104 mol L_1, pH = 4;因 HA 在水中有電離平衡，升高溫度促進平衡向電離的方向移動，c(H+)將增大，pH會減小；C選c H+ c A),.項可由電離常數表達式算出 Ka=-cA=1X10-7； c(H+)=10-

15、4 mol L-1,所以水電離出的c(H+)=10-10 mol L-1,前者是后者的106倍。4 .碳氫化合物完全燃燒生成 CO2和H2O。常溫常壓下，空氣中的CO2溶于 水，達到平衡時，溶液的pH = 5.60, c(H2CO3)=1.5X 105 mol L 10若忽略水的 電離及 H2CO3的第二級電離，則H2CO3HCO3 + H*的電離常數 Ki =。知：10 5.60= 2.5X 10 6)。解析由H2CO3H + +HCO3得cH+ c HCO3c H2CO310560X 10-5.60：=1.5X10-54.2X 10-7答案4.2X 10 75 .在25 C下，將a mol

16、匕一1的氨水與0.01 mol L 1的鹽酸等體積混合，反 應平衡時溶液中c(NH 4) = c(Cl ),則溶液顯 性(填“酸” “堿”或“中”)；用含a的代數式表示NH3 H20的電離常數Kb =。解析氨水與HCl等體積混合后的溶液中的電荷守恒關系式為c(NH4) + c(H+) = c(Cl-)+c(OH-),因 c(NH4) = c(C),故有 c(H + )= c(OH"),溶液顯中性。NH3 H20NH 4+ OH-a 0.011(2 -2-)mol Lmol L 110 7 mol L 1021x10-710-9Kb =c i- =oa_0°la-0.012

17、210 9答案中E6. (1)25 C時，0.1 mol L11 的 HCOONa 溶液的 pH=10,則 HCOOH 的電離常數Ka=(2)25 C時，向含a mol NH4NO3的溶液中滴加b L氨水呈中性，則所滴加氨水的濃度為mol L 1。(已知 Kb(NH 3 H2O)=2X 10 5 mol L 1)c H+ cHCOO-10-10X0.1解析 (1)Ka= c HCOOH =104= 10-7,(2)根據溶液呈中性可知 c(OH-) = c(H+)=1X 10-7 mol L-1, n(NH才)=n(NO3) = a mol設加入氨水的濃度為c mol/L ,混合溶液的體積為V

18、Lc NH才 c OH-由 Kb77T1 Li Cc NH3 H2OV mol L_1x 10-7 mol L-1一bc I.-V mol L得 c= 200b mol L -1。= 2X10-5 mol L-1,答案(1)10 7 (2)嬴I題后歸納II有關電離平衡常數計算的答題模板（以弱酸HX為例）HXH+ +起始/(mol L-1)： c(HX)平衡/(mol L-J): c(HX) c(H+) c(H+)c(H+)c2 H +貝 U: K;cHX -cH+由于弱酸只有極少一部分電離，c（H+）的數值很小，可做近似處理：c（HX）c(H+) = c(HX)。c2 H+$則 K=Fr-或

19、c(H+) = qKcHX。C HX專項突破12 一元強酸（堿）和一元弱酸（堿）的比較命題點1 一元強酸（堿）和一元弱酸（堿）的一般性質比較（1）相同物質的量濃度、相同體積的一元強酸（如鹽酸）與一元弱酸（如醋酸）的比較%、，比較' 式m dH-X PH度/ j與顯意2日奇端身金 于F部J 反應產生其反變為 的H二的曼會（2）相同pH、相同體積的一元強酸與一元弱酸的比較中和成的能力m同曼Zn二姮月金 員應產生鬟冗士的Fh能量 速率說明：一元強堿與一元弱堿的比較規律與以上類似對點訓練1相同溫度下，關于物質的量濃度、體積均相等的 NaOH溶 液，氨水，說法正確的是（）A. c（OH ）:蹲B

20、. pH:C.導電性： <D,中和酸的能力：，A pH:，導電性： >，中和酸的能力：:。對點訓練2 25 C下，在pH = 2的CH3COOH溶液、pH=2的HCl 溶液、pH = 12的氨水、pH = 12的NaOH溶液中，下列說法正確的是 （W字母）。A.等體積的、分別與足量鋁粉反應，生成 H2的量：>B,將等體積加水稀釋至pH = 4,加水較多的是C.若將、溶液混合后，pH = 7,則消耗溶液的體積：，D,將四種溶液分別稀釋100倍后，溶液的pH:>>>E.將等體積的、加H2O稀釋100倍，pH較大的為F.將等體積的加等濃度鹽酸中和，所需鹽酸的體積相

21、同答案CDE對點訓練3相同體積、相同pH的某一元強酸溶液和某一元弱酸溶液 分別與足量的鋅粉發生反應，下列關于氫氣體積（V）隨時間（t）變化的示意圖正確的是（）剛開始與鋅反應的速率是相同的， 隨著反應的進行，弱酸繼續電離，故反應速率較強酸快，排除B、D;又因弱酸的物質的量濃度大于強酸，所以與足量的鋅反應生成氫氣的量較多，排除 A項。一元弱酸和一元強酸與金屬的反應I題后歸納命題點2 一元強酸（堿）或弱酸（堿）稀釋圖像分析圖中，a、b為pH相等的NaOH溶液和氨水，c、d為pH相等的鹽酸和醋酸。對于該圖像，要深刻理解以下 4點：(1)對于pH = y的強酸溶液稀釋時，體積每增大10n倍，pH就增大n

22、個單位， 即pH = y+ n；對于pH = y的弱酸溶液來說，體積每增大10n倍，pH增大不足n 個單位，即pH<y+ n；無論怎樣稀釋，酸溶液的pH不能等于或大于7,只能趨 近于7。(2)對于pH = x的強堿溶液稀釋時，體積每增大10n倍，pH就減小n個單位， 即pH = x n；對于pH = x的弱堿溶液來說，體積每增大 10n倍，pH減小不足n 個單位，即pH>x n；無論怎樣稀釋，堿溶液的pH不能等于或小于7,只能趨 近于7。(3)加水稀釋相同倍數后的pH大小：氨水NaOH溶液，鹽酸醋酸。(4)稀釋后的pH仍然相等，則加水量的多少：氨水NaOH溶液，醋酸鹽酸。對點訓練4

23、 向濃度均為0. 1 mol/L、體積均為V0的HX、HY溶液中， 分別加水稀釋至體積為 V, pH隨幻點的變化關系如圖所示。下列敘述正確的是 ()A. HX、HY都是弱酸，且HX的酸性比HY的弱B.常溫下，由水電離出的 c(H ) c(OH ): a<bC.相同溫度下，電離常數 K(HX) ： a>bV 一cXDg二=3時，若同時微熱兩種減體(不考慮HY、HY和H2O的揮發)，則不V0c Y減小VB 稀釋100倍(lg%=2), HY的pH變化2, HY為強酸，HX為弱酸。對點訓練5 (2017鄭州質檢)常溫下，將一定濃度的鹽酸和醋酸加水稀釋， 溶液的導電能力隨溶液體積變化的曲線

24、如圖所示。下列說法中正確的是()濡液導電能力A.曲線I代表鹽酸加水稀釋B. a、b、c三點溶液的pH由大到小順序為a>b>cC. c點的Ka值比a點的Ka值大D. a點水電離的c(H+)大于c點水電離的c(H )D 溶液的導電能力與c(H + )的大小一致。A項，I線代表的是醋酸加水稀釋；B項，pH的大小為b>a>c； C項，c、a兩點的Ka相同。命題點3弱電解質的判斷方法方法一：根據弱酸的定義判斷，弱酸在水溶液中不能完全電離，如測 0.1mol L-1 的 CH3COOH 溶液的 pH>1。方法二：根據弱酸在水溶液中存在電離平衡判斷， 條件改變，平衡發生移動，如

25、pH = 1的CH3COOH加水稀釋100倍后，1<pH<3。方法三：根據弱酸的正鹽能發生水解判斷，如判斷CH3COOH為弱酸可用以 下現象判斷：(1)向一定濃度的醋酸鈉溶液中，加入幾滴酚比溶液，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>7。方法四：根據等體積、等pH的酸中和堿的量判斷。如消耗的堿越多，酸越對點訓練6下列事實不能證明HNO2是弱電解質的是()滴入酚比，NaNO2溶液顯紅色用HNO2溶液做導電實驗，燈泡很暗等pH、等體積的鹽酸和HNO2溶液中和堿時，HNO2中和堿的能力強25 C 時 0.1 mol L- 1 HNO2溶液

26、的 pH = 2HNO2與CaCO3反應放出CO2氣體25 C時0.1 mol L1的HNO2溶液稀釋至1 000倍，pH>4A.B.C .D.B 中NaNO2溶液使酚猷顯紅色，說明NO2水解生成弱電解質(酸)HNO2；不能根據溶液導電性強弱判斷強、弱電解質；中說明等 pH、等體積的鹽酸 和HNO2, c(HNO2)>c(HCl);中說明HNO2溶液發生不完全電離；中只能說 明酸性：HNO2>H2cO3；中說明存在HNO2 H + +NO2。對點訓練7 (2014 上海高考改編)室溫下，甲、乙兩燒杯均盛有 5 mL pH =3的某一元酸溶液，向乙燒杯中加水稀釋至 pH = 4

27、,關于甲、乙兩燒杯中溶液 的描述正確的是()A.溶液的體積：10V甲0V乙B.水電離出的OH濃度：10c(OH )甲Wc(OH )乙C.若分別用等濃度的NaOH溶液完全中和，所得溶液的pH:甲0乙D.若分別與5 mL pH=11的NaOH溶液反應，所得溶液的pH:甲方乙A A項如果酸是強酸，則需要稀釋10倍，才能使pH從3升高到4;如果是弱酸，弱酸存在電離平衡，稀釋促進電離，則需要稀釋10倍以上，才能使pH從3升高到4,即溶液的體積：10V甲0V乙，A項正確；B項酸抑制水的電離，甲燒杯中氫離子的濃度是乙燒杯中氫離子濃度的 10倍，因此水電離出的OH-濃 度：10c(OH-)甲= c(OH-)乙

28、，B項不正確；C項若分別用等濃度的NaOH溶液完 全中和，則乙燒杯中所得鹽溶液的濃度小。如果鹽不水解，則所得溶液的 pH相 等。如果生成的鹽水解，則甲燒杯中溶液的堿性強于乙燒杯中溶液的堿性， 即所得溶液的pH:甲方乙，C項不正確；D項若分別與5 mL pH = 11的NaOH溶液 反應，如果是強酸，則均是恰好反應，溶液顯中性。如果是弱酸，則酸過量，但 甲燒杯中酸的濃度大，pH小，因此，所得溶液的pH:甲0乙，D項不正確。對點訓練8為了證明一水合氨是弱電解質，甲、乙、丙、丁四位同學利 用下面的試劑進行實驗：0.10 mol L 1氨水、NH4C1晶體、醋酸俊晶體、酚吹試 劑、pH試紙、蒸儲水。(

29、1)甲用pH試紙測出0.10 molL1氨水的pH為10,據此他認定一水合氨是 弱電解質，你認為這一結論 (填“正確” "不正確''或"無法確定”)，并說明理由(2)乙取出10 mL 0.10 mol L 氨水，用pH試紙測出其pH為a,然后用蒸儲 水稀釋至1 000 mL,再用pH試紙測出其pH為b,他認為只要a、b滿足如下關 系(用等式或不等式表示)就可以確認一水合氨是弱電解質。(3)內取出10 mL 0.10 mol L 氨水，滴入2滴酚比試劑，顯粉紅色，再加入 CH3COONH4晶體少量，顏色變淺；你認為這一方法能否證明一水合氨是弱電解 質？ (M

30、“能”或“否” )0(4)丁同學的方案最可能是(答出實驗操作方法、現象與結論)解析(1)0.10 mol L11的一元強堿溶液的pH = 13,而弱堿溶液的pH因其 不能完全電離而小于13,故甲的判斷是正確的。(2)0.10 mol L的強堿溶液稀釋 到原來體積的100倍，其pH會減小2,弱堿溶液則因稀釋會促進原來沒有電離 的堿又電離出一部分OH-而導致pH減小值小于2。(3)因少量晶體的加入對溶液 體積的影響可以忽略不計，故溶液顏色變淺只能是由于平衡移動使溶液中OH -濃度減小導致的，故以此現象可以判斷一水合氨是弱電解質。(4)由于所給試劑中還有NH4Cl晶體沒有用到，故丁同學的方案最可能是

31、測量NH4Cl溶液的pH。答案(1)正確 常溫下pH = 10的溶液中c(OH ) = 10 4 mol L 1,則0.10 mol L 1氨水中的一水合氨沒有完全電離 (2)a-b<2 (3)能(4)測量NH4Cl溶 液的pH,其pH<7,證明一水合氨是弱電解質課堂小結 反饋達標1 + 1全新理念 探究高考 明確考向1. 一組判斷，展示高考易誤點(1)(2016全國內卷)向0.1 mol L 1CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中cH+、cCH3COOH 減小。()(2)(2015全國乙卷)2 L 0.5 mol1亞硫酸溶液中含有的 H+離子數為2Na。(3)醋酸溶液中加冰醋酸，醋酸的電離平衡右移，增大了醋酸電離程度。() (4)25 C時，0.1 mol L11的硫化氫溶液比等濃度的硫化鈉溶液的導電能力弱。()(5)為確定某酸H2A是強酸還是弱酸，可測NaHA溶液的pH。若p