1、第8章物質(zhì)在水溶液中的行為第1節(jié)弱電解質(zhì)的電離考綱考情三年14考高考指數(shù)：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.了解電解質(zhì)在水溶液中的電離，以及電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性。3.了解弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡。【知識(shí)梳理】一、強(qiáng)、弱電解質(zhì)1.強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)：2.電離方程式的書寫：(1)弱電解質(zhì)。多元弱酸分步電離，且第一步電離程度遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于第二步，如H2CO3電離方程式：_，_。多元弱堿電離方程式一步寫成，如Fe(OH)3電離方程式：_。(2)酸式鹽。強(qiáng)酸的酸式鹽完全電離，如_。弱酸的酸式鹽中酸式酸根不能完全電離，如_，_。【微點(diǎn)撥】(1)電解質(zhì)、非電解質(zhì)均是化合物，鹽酸、銅雖能導(dǎo)電

2、，但它們既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)。(2)CO2、SO2、SO3、NH3等溶于水也導(dǎo)電，是它們與水反應(yīng)生成新物質(zhì)后而導(dǎo)電的，而它們液態(tài)時(shí)不導(dǎo)電，故屬于非電解質(zhì)。(3)BaSO4等雖難溶于水，但溶于水的部分卻能完全電離，屬于強(qiáng)電解質(zhì)。二、弱電解質(zhì)的電離平衡1.電離平衡的建立：(1)開始時(shí)，v電離_，而v結(jié)合為_。 (2)平衡的建立過程中，v電離_v結(jié)合。(3)當(dāng)v電離_v結(jié)合時(shí)，電離過程達(dá)到平衡狀態(tài)。2.電離平衡的特征：3.影響電離平衡的外界條件：(1)溫度：溫度升高，電離平衡_移動(dòng)，電離程度_。(2)濃度：稀釋溶液，電離平衡_移動(dòng)，電離程度_。(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

3、解質(zhì)，電離平衡_移動(dòng)，電離程度_。(4)加入能反應(yīng)的物質(zhì)：電離平衡_移動(dòng)，電離程度_。【微點(diǎn)撥】(1)稀醋酸加水稀釋時(shí)，溶液中的各離子濃度并不是都減小，如OH-是增大的。(2)電離平衡右移，電解質(zhì)分子的濃度不一定減小，如稀醋酸中加入冰醋酸。(3)電離平衡右移，電離程度也不一定增大。三、電離平衡常數(shù)1.表達(dá)式：(1)對(duì)于一元弱酸HA：HA H+A-，平衡常數(shù)K=_；(2)對(duì)于一元弱堿BOH：BOH B+OH-，平衡常數(shù)K=_。2.意義：相同條件下，K值越大，表示該弱電解質(zhì)_電離，所對(duì)應(yīng)的酸性或堿性相對(duì)_。3.特點(diǎn)：(1)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K1K2，所以其酸性主要決定于

4、第_步電離。【小題快練】1.【思考辨析】(1)(2014·山東高考)已知某溫度下CH3COOH和NH3·H2O的電離平衡常數(shù)相等，現(xiàn)向10 mL濃度為0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液中滴加相同濃度的氨水，在滴加過程中 先增大再減小。( )(2)(2013·江蘇高考)CH3COOH溶液加水稀釋后，溶液中的值減小。( )(3)(2013·福建高考)室溫下，對(duì)于0.10 mol·L-1的氨水，加水稀釋后，溶液中NH4+·OH變大。( )2.【教材研習(xí)】(1)(LK選修4·P89)已知醋酸達(dá)到電離平衡后，改變某條

5、件電離平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)，則下列說法正確的是()A.醋酸的電離程度一定變大 B.溶液的導(dǎo)電能力一定變強(qiáng)C.溶液的pH一定減小 D.發(fā)生電離的分子總數(shù)增多(2)(LK選修4·P108)下列事實(shí)不能證明HNO2是弱電解質(zhì)的是()滴入酚酞，NaNO2溶液顯紅色 用HNO2溶液做導(dǎo)電實(shí)驗(yàn)，燈泡很暗等pH、等體積的鹽酸和HNO2溶液中和堿時(shí)，HNO2中和堿的能力強(qiáng)0.1 mol·L-1HNO2溶液的pH=2 HNO2與CaCO3反應(yīng)放出CO2氣體H+=0.1 mol·L-1的HNO2溶液稀釋至1 000倍，pH<4A.B.C.D.(3)(RJ選修4·P52

6、)體積相同、pH相同的NaOH溶液和氨水，與鹽酸中和時(shí)兩者消耗HCl的物質(zhì)的量()A.相同 B.中和NaOH的多C.中和氨水的多 D.無法比較【速記卡片】1.電解質(zhì)的兩種類別：(1)強(qiáng)電解質(zhì)：強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、絕大多數(shù)鹽。(2)弱電解質(zhì)：弱酸、弱堿、水。2.理解電離平衡狀態(tài)的兩個(gè)特征：(1)v(電離)=v(結(jié)合)0。(2)電解質(zhì)分子、離子的濃度保持不變。3.理解影響電離平衡的3個(gè)因素：溫度、濃度、相關(guān)離子。4.牢記影響Ka大小的唯一的外部因素：溫度。考點(diǎn)一影響電離平衡的因素【自主訓(xùn)練】(2015·渭南模擬)下列說法正確的是()A.已知0.1 mol·L-1的醋酸溶液中存在電離平衡

7、：CH3COOH CH3COO-+H+，加少量燒堿溶液可使溶液中H+/CH3COOH值增大B.25時(shí)，向水中加入少量固體CH3COONa，水的電離平衡：H2O H+OH-逆向移動(dòng)，H+降低C.取H+=0.01 mol·L-1的鹽酸和醋酸各100 mL，分別稀釋2倍后，再分別加入0.03 g鋅粉，在相同條件下充分反應(yīng)，醋酸與鋅反應(yīng)的速率大D.向硝酸鈉溶液中滴加稀鹽酸得到的pH=5的混合溶液中：Na+<NO3-【歸納總結(jié)】1.影響電離平衡的因素：(1)內(nèi)因：弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)，決定了弱電解質(zhì)電離程度的大小。如相同條件下CH3COOH電離程度大于H2CO3。(2)外因：電離平衡屬于動(dòng)

8、態(tài)平衡，當(dāng)外界條件改變時(shí)，弱電解質(zhì)的電離平衡也會(huì)發(fā)生移動(dòng)，平衡移動(dòng)也遵循勒·夏特列原理。以0.1 mol·L-1CH3COOH溶液為例：CH3COOH CH3COO-+H+。實(shí)例(稀溶液)CH3COOH H+CH3COO-H>0改變條件平衡移動(dòng)方向n(H+)H+導(dǎo)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(qiáng)不變加HCl(g)向左增大增大增強(qiáng)不變加NaOH(s)向右減小減小增強(qiáng)不變加入鎂粉向右減小減小增強(qiáng)不變升高溫度向右增大增大增強(qiáng)增大加HCl(g)向左增大增大增強(qiáng)不變加NaOH(s)向右減小減小增強(qiáng)不變加入鎂粉向右減小減小增強(qiáng)不變升高溫度向右增

9、大增大增強(qiáng)增大【針對(duì)訓(xùn)練】已知0.1 mol·L-1的醋酸溶液中存在電離平衡：CH3COOH CH3COO-+H+。要使溶液中值增大，可以采取的措施是()A.加入少量燒堿溶液 B.降低溫度 C.加入少量冰醋酸 D.加水【加固訓(xùn)練】1.將100 mL 1 mol·L-1的NaHCO3溶液等分為兩份，其中一份加入少許冰醋酸，另外一份加入少許Ba(OH)2固體，忽略體積變化。兩份溶液中 變化分別是()A.減小、減小 B.減小、增大 C.增大、增大 D.增大、減小2.稀氨水中存在著下列平衡：NH3·H2O NH4+OH-，若要使平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)，同時(shí)使OH-增大，應(yīng)加

10、入的物質(zhì)或采取的措施是()NH4Cl固體硫酸NaOH固體水加熱A. B. C. D.考點(diǎn)二一元強(qiáng)酸(堿)和一元弱酸(堿)的比較1.等濃度、等pH的鹽酸和醋酸性質(zhì)比較：濃度均為0.01 mol·L-1的強(qiáng)酸HCl與弱酸CH3COOHpH均為2的強(qiáng)酸HCl與弱酸CH3COOHpH或物質(zhì)的量濃度HCl=0.01 mol·L-1<CH3COOH開始時(shí)與金屬反應(yīng)的速率HCl>CH3COOHHCl=CH3COOH體積相同時(shí)與過量的堿反應(yīng)時(shí)消耗堿的量HCl=CH3COOHHCl<CH3COOH體積相同時(shí)與過量活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2的量HCl=CH3COOHHCl<C

11、H3COOHCl-與CH3COO-大小Cl->CH3COO-Cl-=CH3COO-分別加入固體NaCl、CH3COONa后pH變化HCl：不變CH3COOH：變大HCl：不變CH3COOH：變大加水稀釋10倍后溶液的導(dǎo)電性HCl>CH3COOHHCl=CH3COOH2.強(qiáng)酸與弱酸、強(qiáng)堿與弱堿稀釋時(shí)的pH變化圖象：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(duì)于該圖象，要深刻理解以下4點(diǎn)：(1)對(duì)于pH=y的強(qiáng)酸溶液稀釋時(shí)，體積每增大10n倍，pH就增大n個(gè)單位，即pH=y+n；對(duì)于pH=y的弱酸溶液來說，體積每增大10n倍，pH增大不足n個(gè)單位，即pH

12、<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(duì)于pH=x的強(qiáng)堿溶液稀釋時(shí)，體積每增大10n倍，pH就減小n個(gè)單位，即pH=x-n；對(duì)于pH=x的弱堿溶液來說，體積每增大10n倍，pH減小不足n個(gè)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(shù)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。【典題】25時(shí)，弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)：Ka(CH3COOH)1.8×10-5，Ka(HSCN)0.13，

13、難溶電解質(zhì)的溶度積常數(shù)：Ksp(CaF2)=1.5×10-10。25時(shí)，2.0×10-3mol·L-1氫氟酸水溶液中，調(diào)節(jié)溶液pH(忽略體積變化)，得到HF、F-與溶液pH的變化關(guān)系，如圖所示：請(qǐng)根據(jù)以上信息回答下列問題：(1)25時(shí)，將20 mL 0.10 mol·L-1CH3COOH溶液和20 mL 0.10 mol·L-1HSCN溶液分別與20 mL 0.10 mol·L-1NaHCO3溶液混合，實(shí)驗(yàn)測(cè)得產(chǎn)生的氣體體積(V)隨時(shí)間(t)變化的示意圖如圖所示：反應(yīng)初始階段，兩種溶液產(chǎn)生CO2氣體的速率存在明顯差異的原因是_，反應(yīng)結(jié)

14、束后所得兩溶液中，CH3COO-_SCN-(填“>”“<”或“”)。(2)25 時(shí)，HF電離平衡常數(shù)的數(shù)值Ka_，列式并說明得出該平衡常數(shù)的理由_。【針對(duì)訓(xùn)練】(2015·大同模擬)現(xiàn)有常溫下的四份溶液：0.01 mol·L-1HCl；0.01 mol·L-1CH3COOH；pH=12的氨水；pH=12的NaOH溶液。下列說法正確的是()A.中由水電離出的H+=1×10-12mol·L-1B.將、混合，若有pH=7，則消耗溶液的體積：>C.將、等體積混合(體積變化忽略不計(jì))，則CH3COO-+CH3COOH=0.01 mol&

15、#183;L-1D.將四份溶液均稀釋10倍后溶液pH：>，>【加固訓(xùn)練】1.下列事實(shí)中一定不能證明CH3COOH是弱電解質(zhì)的是()常溫下某CH3COONa溶液的pH=8用CH3COOH溶液做導(dǎo)電實(shí)驗(yàn)，燈泡很暗等pH、等體積的鹽酸、CH3COOH溶液和足量鋅反應(yīng)，CH3COOH放出的氫氣較多0.1 mol·L-1CH3COOH溶液的pH=2.1CH3COONa和H3PO4反應(yīng)，生成CH3COOH0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液稀釋100倍，pH<3A. B. C. D.2.(2015·東營模擬)常溫下，pH=12的氫氧化鈉和pH=4的醋酸

16、等體積混合后恰好中和，忽略混合后溶液體積的變化，下列說法中正確的是()A.混合前的醋酸約1%發(fā)生電離 B.混合后的溶液中Na+=CH3COO-C.氫氧化鈉和醋酸的濃度不相等 D.混合后的溶液呈中性考點(diǎn)三電離平衡常數(shù)及其應(yīng)用1.電離平衡常數(shù)的意義。根據(jù)電離平衡常數(shù)數(shù)值的大小，可以估算弱電解質(zhì)電離的程度，K值越大，電離程度越大，弱酸酸性越強(qiáng)。如相同條件下常見弱酸的酸性強(qiáng)弱順序：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO。2.影響電離平衡常數(shù)的外界因素。電離平衡常數(shù)隨溫度的變化而變化，與弱酸、弱堿的濃度無關(guān)，同一溫度下，不論弱酸、弱

17、堿的濃度如何變化，電離平衡常數(shù)是不會(huì)改變的。3.有關(guān)電離平衡常數(shù)的計(jì)算：已知HX和H+或電離平衡常數(shù)，求電離平衡常數(shù)或H+：HXH+X-起始： HX 0 0平衡： HX-H+ H+ H+ 則：K=由于弱酸只有極少一部分電離，H+的數(shù)值很小，可做近似處理：HX-H+HX。則K= 即H+=【典題】(2015·福州模擬)25時(shí)，部分物質(zhì)的電離平衡常數(shù)如表所示：化學(xué)式CH3COOHH2CO3HClONH3·H2O電離常數(shù)1.7×10-5K1=4.4×10-7 K2=4.7×10-113.0×10-81.7×10-5請(qǐng)回答下列問題：(

18、1)CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由強(qiáng)到弱的順序?yàn)開 。(2)同濃度的CH3COO-、HCO3-、CO32-、ClO-結(jié)合H+的能力由強(qiáng)到弱的順序?yàn)?。(3)物質(zhì)的量濃度均為0.1 mol·L-1的下列四種物質(zhì)的溶液：a.Na2CO3，b.NaClO，c.CH3COONa，d.NaHCO3，pH由大到小的順序是_(填編號(hào))。(4)常溫下0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液在加水稀釋過程中，下列表達(dá)式的數(shù)據(jù)一定變小的是(填字母序號(hào)，下同)。A.H+ B.H+/CH3COOH C.H+·OH- D.OH-/H+ E. 若該溶液升高溫度，上述5種表達(dá)式

19、的數(shù)據(jù)增大的是 。(5)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，稀釋過程中pH變化如圖所示，則HX的電離平衡常數(shù)(填“大于”“等于”或“小于”)醋酸的電離平衡常數(shù)；理由是 ，稀釋后，HX溶液中由水電離出來的H+(填“大于”“等于”或“小于”)醋酸溶液中由水電離出來的H+，理由是_ 。【加固訓(xùn)練】某堿BOH在水中的電離過程為BOH B+OH-，在不同溫度下其電離常數(shù)為Kb(20)=2.3×10-15，Kb(30)=3.3×10-14，則下列敘述正確的是()A.OH-隨溫度的升高而降低 B.在30時(shí)，OH-=B+C.BOH的電離程度(20

20、)>(30) D.電離常數(shù)只與溫度有關(guān)弱酸的酸性比較1.(雙選)(2014·上海高考)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。關(guān)于甲、乙兩燒杯中溶液的描述正確的是()A.溶液的體積：10V甲V乙 B.水電離出的OH-濃度：10OH-甲OH-乙C.若分別用等濃度的NaOH溶液完全中和，所得溶液的pH：甲乙D.若分別與5 mL pH=11的NaOH溶液反應(yīng)，所得溶液的pH：甲乙2.(2012·浙江高考)下列說法中正確的是()A.常溫下，將pH=3的醋酸溶液稀釋到原體積的10倍后，溶液的pH=4B.為確定某酸H2A是強(qiáng)酸還是

21、弱酸，可測(cè)NaHA溶液的pH。若pH>7，則H2A是弱酸；若pH<7，則H2A是強(qiáng)酸C.用0.200 0 mol·L-1NaOH標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定HCl與CH3COOH的混合液(混合液中兩種酸的濃度均約為0.1 mol·L-1)，至中性時(shí)，溶液中的酸未被完全中和D.相同溫度下，將足量氯化銀固體分別放入相同體積的蒸餾水、0.1 mol·L-1鹽酸、0.1 mol·L-1氯化鎂溶液、0.1 mol·L-1硝酸銀溶液中，Ag+濃度：>=>教材是這樣講述的【探究歸納】判斷弱電解質(zhì)(弱酸)的三個(gè)思維角度角度一：弱電解質(zhì)的定義，即弱電解質(zhì)不能完全電離，如測(cè)0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液的pH>1。角度二：弱電