第1節弱電解質的電離第八單元2022第1節弱電解質的電離第八單元2022備考要點素養要求1.能用化學用語正確表示水溶液中弱電解質的電離平衡。能通過實驗證明水溶液中存在弱電解質的電離平衡。2.能從電離平衡的角度分析溶液的性質,如導電性等。3.能綜合運用電離平衡原理,分析和解決生產、生活中有關電解質溶液的實際問題。1.宏觀辨識與微觀探析:能從宏觀的物質類別判斷電解質的強弱,并解決實際問題。2.變化觀念與平衡思想:認識弱電解質的電離有一定限度,是可以調控的。能多角度、動態地分析弱電解質的電離平衡,并運用平衡移動原理解決實際問題。3.證據推理與模型認知:知道可以通過分析、推理等方法認識電離平衡的本質特征、建立模型。能運用模型解釋電離平衡的移動,揭示現象的本質和規律。備考要點素養要求1.能用化學用語正確表示水溶液中弱電解質的電考點一弱電解質的電離平衡必備知識自主預診知識梳理1.弱電解質(1)定義。(2)與化合物類型的關系。強電解質主要是大部分離子化合物及某些共價化合物,弱電解質主要是某些共價化合物。考點一弱電解質的電離平衡必備知識自主預診知識梳理(2)與2.弱電解質電離平衡的建立弱電解質的電離平衡是指在一定溫度下,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,溶液中各分子和離子的濃度都保持不變的狀態。平衡建立過程的v-t圖像如圖所示。2.弱電解質電離平衡的建立3.弱電解質電離平衡的特征

3.弱電解質電離平衡的特征實例:以0.1mol·L-1CH3COOH溶液為例,填寫外界條件對CH3COOH電離平衡(CH3COOHCH3COO-+H+

ΔH>0)的影響。4.弱電解質的電離平衡移動(1)溫度:溫度升高,電離平衡向右移動,電離程度增大。(2)濃度:稀釋溶液,電離平衡向右移動,電離程度增大。(3)同離子效應:加入與弱電解質具有相同離子的強電解質,電離平衡向左移動,電離程度減小。(4)加入能反應的物質:電離平衡向右移動,電離程度增大。實例:以0.1mol·L-1CH3COOH溶液為例,填改變條件平衡移動方向c(CH3COOH)n(H+)c(H+)c(CH3COO-)電離程度導電能力電離平衡常數加水稀釋右移減小增大減小減小增大減弱不變加少量冰醋酸右移增大增大增大增大減小增強不變通入HCl氣體左移增大增大增大減小減小增強不變加NaOH固體右移減小減小減小增大增大增強不變改變條件平衡移c(CH3COOH)n(H+)c(H+)c(C改變條件平衡移動方向c(CH3COOH)n(H+)c(H+)c(CH3COO-)電離程度導電能力電離平衡常數加CH3COONa固體左移增大減小減小增大減小增強不變加入鎂粉右移減小減小減小增大增大增強不變升高溫度右移減小增大增大增大增大增強增大改變條件平衡移c(CH3COOH)n(H+)c(H+)c(C微點撥

(1)稀醋酸加水稀釋時,溶液中的各離子濃度并不是都減小,如c(OH-)是增大的。(2)電離平衡右移,電解質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,離子的濃度不一定增大,電離程度也不一定增大。微點撥(1)稀醋酸加水稀釋時,溶液中的各離子濃度并不是都減自我診斷1.判斷正誤,正確的打“√”,錯誤的打“×”。(1)強電解質稀溶液中不存在溶質分子,弱電解質稀溶液中存在溶質分子。(

)(2)氨氣溶于水,當NH3·H2O電離出的c(OH-)=c(N)時,表明NH3·H2O電離處于平衡狀態。(

)(3)室溫下,由0.1mol·L-1一元堿BOH溶液的pH=10,可知該溶液中存在BOH==B++OH-。(

)(4)25℃時,0.1mol·L-1CH3COOH加水稀釋,溶液中各離子濃度均減小。(

)自我診斷答案

(1)√

(2)×

(3)×

(4)×答案(1)√(2)×(3)×(4)×答案

增大不變減小

答案增大不變減小關鍵能力考向突破考向1

弱電解質的電離平衡【典例1】

(2019全國3,11)設NA為阿伏加德羅常數值。關于常溫下pH=2的H3PO4溶液,下列說法正確的是(

)A.每升溶液中的H+數目為0.02NAC.加水稀釋使電離度增大,溶液pH減小D.加入NaH2PO4固體,溶液酸性增強關鍵能力考向突破考向1弱電解質的電離平衡C.加水稀釋使答案B

答案B對點演練1(2020北京化學,11)室溫下,對于1L0.1mol·L-1醋酸溶液。下列判斷正確的是(

)A.該溶液中CH3COO-的粒子數為6.02×1022B.加入少量CH3COONa固體后,溶液的pH降低C.滴加NaOH溶液過程中,n(CH3COO-)與n(CH3COOH)之和始終為0.1molD.與Na2CO3溶液反應的離子方程式為C+2H+==H2O+CO2↑對點演練1(2020北京化學,11)室溫下,對于1L0.答案C

解析

1

L

0.1

mol·L-1醋酸溶液中醋酸的物質的量為0.1

mol,醋酸是弱酸,在溶液中部分電離,CH3COO-的粒子數小于6.02×1022,A錯誤;加入少量CH3COONa固體后,溶液中CH3COO-的濃度增大,醋酸的電離平衡向左移動,溶液中的氫離子濃度減小,酸性減弱,則溶液的pH升高,B錯誤;1

L

0.1

mol·L-1醋酸溶液中醋酸的物質的量為0.1

mol,根據物料守恒,n(CH3COO-)+n(CH3COOH)=0.1

mol

,C正確;醋酸是弱酸,離子方程式中不能拆寫成離子的形式,D錯誤。答案C考向2

電離平衡與溶液導電性的關系【典例2】

一定溫度下,將一定質量的冰醋酸加水稀釋,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、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1mol·L-1NaOH溶液中和,恰好完全中和時消耗NaOH溶液體積:c<a<b考向2電離平衡與溶液導電性的關系答案C

解析

由導電能力知c(H+):b>a>c,故pH:c>a>b,A項錯誤;加水體積越大,越利于CH3COOH電離,故電離程度:c>b>a,B項錯誤;用濕潤的pH試紙測量a處溶液的pH,相當于稍微稀釋a點溶液,由圖可知,溶液導電能力會增強,c(H+)增大,pH偏小,C項正確;a、b、c三點溶質的物質的量相同,用1

mol·L-1

NaOH溶液中和,恰好完全中和時消耗的n(NaOH)相同,故消耗的V(NaOH溶液):a=b=c,D項錯誤。答案C對點演練2(2020山東青島期末)將濃度均為0.5mol·L-1的氨水和KOH溶液分別滴入到兩份均為20mLc1mol·L-1的AlCl3溶液中,測得溶液的導電率與加入堿液的體積關系如圖所示。下列說法正確的是(

)對點演練2(2020山東青島期末)將濃度均為0.5mol·高考化學一輪復習第八單元水溶液中的離子平衡第1節弱電解質的電離課件新人教版答案C

解析

溶液的導電率與離子濃度成正比,向AlCl3溶液中分別加入氨水和KOH溶液,首先分別生成Al(OH)3和NH4Cl、Al(OH)3和KCl;當AlCl3完全反應時,繼續滴加堿,Al(OH)3和KOH反應生成可溶性的KAlO2,一水合氨和Al(OH)3不反應,且一水合氨是弱電解質,則一水合氨溶液導電率較小。所以導電率呈減小趨勢的是氨水滴定曲線、先減小后增大的是KOH溶液滴定曲線,則I為KOH溶液滴定曲線。答案C高考化學一輪復習第八單元水溶液中的離子平衡第1節弱電解質的電離課件新人教版深度指津

1.從“定性”和“定量”兩個角度理解電離平衡(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,移動的結果不能“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后,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,可采用化學平衡常數進行定量分析。深度指津1.從“定性”和“定量”兩個角度理解電離平衡2.溶液的導電能力電解質溶液導電能力取決于溶液中自由移動離子的濃度和離子所帶的電荷數。自由移動離子濃度越大,離子所帶電荷數越多,則溶液導電能力越強。將冰醋酸、稀醋酸加水稀釋,其導電能力隨加水的量的變化曲線如圖所示。2.溶液的導電能力提醒:①OA段導電能力隨加水量的增多而增強,原因是冰醋酸發生了電離,溶液中離子濃度增大。②AB段導電能力隨加水量增多而減弱的原因是隨著水的加入,溶液的體積增大,離子濃度減小,導電能力減弱。提醒:①OA段導電能力隨加水量的增多而增強,原因是冰醋酸發生考點二電離度與電離常數必備知識自主預診知識梳理1.電離常數(1)定義。在一定條件下,弱電解質的電離達到平衡時,溶液里各組分的濃度之間存在一定的關系。對一元弱酸或一元弱堿來說,溶液中弱電解質電離所生成的各種離子濃度的乘積,與溶液中未電離分子的濃度之比是一個常數,這個常數叫做電離平衡常數,簡稱電離常數。用K(弱酸用Ka,弱堿用Kb)表示?？键c二電離度與電離常數必備知識自主預診知識梳理(2)表達式。

(2)表達式。(3)意義。相同條件下,K值越大,表示該弱電解質越易電離,所對應粒子的酸性或堿性相對越強。(4)特點。電離常數只與溫度有關,與電解質的濃度及酸堿性無關,由于電離過程是吸熱的,故溫度升高時K值增大。多元弱酸或多元弱堿在水中是分步電離的,每一步電離都有電離常數。(3)意義。微點撥

(1)表達式中離子濃度是指達到平衡時的濃度,溶液中存在的離子濃度,不一定都是弱電解質自身電離的,可以對比水的離子積去掌握。(2)可通過實例掌握根據電離常數不變,來判斷溶液中微粒濃度比值的變化微點撥(1)表達式中離子濃度是指達到平衡時的濃度,溶液中存2.電離度(1)定義。在一定條件下的弱電解質達到電離平衡時,已經電離的電解質分子數占原電解質分子總數的百分比。(2)表示方法。(3)影響因素。①相同溫度下,同一弱電解質,濃度越大,其電離度(α)越小。②相同濃度下,同一弱電解質,溫度越高,其電離度(α)越大。2.電離度(3)影響因素。1.判斷正誤,正確的打“√”,錯誤的打“×”。(1)當弱電解質的濃度增大時,電離程度增大。(

)(2)對于1mol·L-1的CH3COOH溶液,升高溫度,電離程度增大。(

)(3)電離平衡向電離方向移動,電離常數一定增大。(

)(5)電離常數可以表示弱電解質的相對強弱。(

)(6)電離常數隨著弱電解質濃度的增大而增大。(

)自我診斷

1.判斷正誤,正確的打“√”,錯誤的打“×”。(5)電離常數答案

(1)×

(2)√

(3)×

(4)×

(5)√

(6)×答案(1)×(2)√(3)×(4)×(5)√(62.已知25℃時,NH3·H2O的Kb=1.8×10-5,H2SO3的Ka1=1.3×10-2,Ka2=6.2×10-8。若氨水的濃度為2.0mol·L-1,溶液中的c(OH-)=

mol·L-1。將SO2通入該氨水中,當c(OH-)降至1.0×10-7mol·L-1時,溶液中的

=

。

答案

6.0×10-3

0.622.已知25℃時,NH3·H2O的Kb=1.8×10-5,關鍵能力考向突破考向1

電離平衡常數的應用【典例1】

(2020海南高考調研測試)25℃時,三種酸的電離平衡常數如下表所示?；瘜W式CH3COOHHClOH3PO3名稱醋酸次氯酸亞磷酸電離平衡常數1.8×10-53.0×10-8Ka1=8.3×10-3Ka2=5.6×10-6關鍵能力考向突破考向1電離平衡常數的應用化學式CH3C回答下列問題:(1)pH相等的CH3COOH溶液、HClO溶液、H3PO3溶液中,物質的量濃度最小的是

(填化學式)。

(2)已知Na2HPO3為正鹽,依據表格數據,H3PO3的第二級電離平衡常數表達式Ka2=

;25℃時,5.6mol·L-1Na2HPO3溶液的pH=

。

回答下列問題:(3)向體積均為10mL、c(H+)均為10-2mol·L-1的CH3COOH溶液和一元酸HX溶液中,分別加水稀釋至1000mL,稀釋過程中c(H+)的變化如圖所示,則HX的電離平衡常數

(填“大于”“小于”或“等于”)CH3COOH的電離平衡常數,理由是

。

(3)向體積均為10mL、c(H+)均為10-2mol·(4)常溫下,將0.05mol·L-1的氨水逐滴加入10mL0.1mol·L-1CH3COOH溶液中至溶液顯中性,此時溶液中各離子濃度大小關系為

。

(4)常溫下,將0.05mol·L-1的氨水逐滴加入10高考化學一輪復習第八單元水溶液中的離子平衡第1節弱電解質的電離課件新人教版解析

(1)弱酸的電離平衡常數越小,酸性越弱,則形成相同pH的溶液時,酸性越弱的酸濃度越大,根據表格數據可知,Ka1(H3PO3)>Ka(CHCOOH)>Ka(HClO),所以pH相等的三種溶液中,H3PO3的濃度最小。解析(1)弱酸的電離平衡常數越小,酸性越弱,則形成相同pH(3)弱酸酸性越弱,其溶液稀釋時pH即c(H+)變化越慢,據圖c(H+)相同的醋酸溶液和HX溶液稀釋相同的倍數,HX溶液的c(H+)變化更大,所以HX的電離平衡常數大于醋酸的電離平衡常數。(3)弱酸酸性越弱,其溶液稀釋時pH即c(H+)變化越慢,據易錯警示

(1)電離常數與化學平衡常數一樣,只與溫度有關,與其他條件無關。(2)利用電離常數除了可以比較弱電解質的電離能力之外,還能定量判斷電離平衡的移動方向。(3)在運用電離常數表達式進行計算時,濃度必須是平衡時的濃度。易錯警示(1)電離常數與化學平衡常數一樣,只與溫度有關,與對點演練1(2020江蘇蘇錫常鎮四市調研)室溫下,Ka(CH3COOH)=1.8×10-5,Kb(NH3·H2O)=1.8×10-5。CH3COOH和CH3COONH4形成的緩沖溶液常用于高嶺土的成分分析。若溶液混合引起的體積變化忽略不計,室溫時,下列指定溶液中微粒濃度關系不正確的是(

)A.0.1mol·L-1CH3COOH溶液中c(CH3COOH)>c(H+)>c(CH3COO-)>c(OH-)B.0.1mol·L-1CH3COONH4溶液中c(N)=c(CH3COO-)>c(H+)=c(OH-)C.0.1mol·L-1CH3COOH溶液和0.1mol·L-1CH3COONH4溶液等體積混合:c(N)+c(NH3·H2O)+c(OH-)=c(CH3COOH)+c(H+)D.0.3mol·L-1CH3COOH溶液和0.1mol·L-1CH3COONH4溶液等體積混合:c(CH3COOH)+c(H+)-c(NH3·H2O)-c(OH-)=0.15mol·L-1對點演練1(2020江蘇蘇錫常鎮四市調研)室溫下,Ka(CH答案C

解析

0.1

mol·L-1

CH3COOH溶液中存在醋酸的電離和水的電離,醋酸電離產生的醋酸根與氫離子相等,水也能電離出氫離子,則氫離子的總濃度大于醋酸根,即c(CH3COOH)>c(H+)>c(CH3COO-)>c(OH-),A正確;因為醋酸的電離平衡常數與一水合氨的電離平衡常數相等,則醋酸銨中醋酸根與銨根的水解程度相同,溶液呈中性,溶液中有答案C解析0.1mol·L-1CH3COOH溶液高考化學一輪復習第八單元水溶液中的離子平衡第1節弱電解質的電離課件新人教版考向2

電離平衡常數的相關計算【典例2】

(2020江蘇常州模擬)H2S為二元弱酸,20℃的pKa1=6.89,pKa2=14.15(電離常數K的負對數-lgK=pK)。在20℃時,向0.1mol·L-1的Na2S溶液中緩慢通入HCl(忽略溶液體積變化和H2S的揮發),在該過程中,下列微粒物質的量濃度關系一定正確的是(

)A.溶液中c(HS-)=c(S2-)時,c(S2-)+2c(H2S)<c(Cl-)B.溶液呈中性時,c(HS-)+2c(H2S)=c(Cl-)C.溶液pH=6.89時,c(Cl-)>c(HS-)>c(H2S)>c(H+)>c(OH-)D.溶液中c(Cl-)=0.2mol·L-1時,c(OH-)+c(HS-)+c(S2-)=c(H+)考向2電離平衡常數的相關計算答案B

解析

根據c(HS-)=c(S2-)可知,溶液呈堿性,所以c(OH-)>c(H+),由質子守恒c(Cl-)+c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+2c(H2S),可得c(Cl-)<c(HS-)+2c(H2S),由于c(HS-)=c(S2-),所以c(Cl-)<c(S2-)+2c(H2S),A錯誤;結合質子守恒c(Cl-)+c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+2c(H2S)和pH=7的溶液中c(OH-)=c(H+),可得c(Cl-)=c(HS-)+2c(H2S),B正確;溶液pH=6.89時,c(H+)=10-6.89

mol·L-1,溶液顯酸性,Ka1==10-6.89,所以c(HS-)=c(H2S),弱電解質的電離比較弱,溶液中離子濃度大小關系是c(Cl-)>c(HS-)=c(H2S)>c(H+)>c(OH-),C錯誤;c(Cl-)=0.2

mol·L-1,說明Na2S恰好和通入的HCl完全反應生成NaCl和H2S。溶液中,c(Na+)=c(Cl-),根據電荷守恒c(Cl-)+2c(S2-)+c(HS-)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+),可得c(OH-)+c(H2S)+2c(S2-)=c(H+),D錯誤。答案B解析根據c(HS-)=c(S2-)可知,溶液呈對點演練2(2020山東淄博一模)高鐵酸鉀(K2FeO4)是一種優良的水處理劑。25℃,其水溶液中加酸或堿改變溶液的pH時,含鐵粒子的物質的量分數δ(X)隨pH的變化如圖所示[已知δ(X)=]。下列說法正確的是(

)對點演練2(2020山東淄博一模)高鐵酸鉀(K2FeO4)是A.K2FeO4、H2FeO4都屬于強電解質B.由B點數據可知,H2FeO4的第一步電離常數Ka1=4.0×10-4D.A、C兩點對應溶液中水的電離程度相等

A.K2FeO4、H2FeO4都屬于強電解質D.A、C兩點對答案B

答案B深度指津

1.電離常數的4個應用

判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱電離常數越大,弱酸(或弱堿)的酸性(或堿性)越強。如常溫下,CH3COOH的Ka=1.8×10-5,H2CO3的Ka1=4.3×10-7、Ka2=5.6×10-11。則酸性:CH3COOH>H2CO3>HC

判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強弱弱酸(或弱堿)的電離常數越大,對應的鹽的水解程度越小,溶液堿性(或酸性)越弱。如利用上述電離常數的數值可知,等濃度的CH3COONa、NaHCO3、Na2CO3溶液的pH由大到小的順序為Na2CO3>NaHCO3>CH3COONa深度指津1.電離常數的4個應用判斷弱酸(或弱堿)的相對強判斷復分解反應能否發生一般符合“強酸制弱酸”規律。如利用上述電離常數的數值可知,向Na2CO3溶液中加入足量CH3COOH反應的離子方程式為C

+2CH3COOH2CH3COO-+H2O+CO2↑判斷微粒濃度比值的變化弱電解質加水稀釋時,能促進弱電解質的電離,溶液中離子和分子的濃度會發生相應的變化,但電離常數不變,題目中經常利用電離常數來判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。如把0.1

mol·L-1

CH3COOH溶液加水稀釋,判斷復分解反應能否發生一般符合“強酸制弱酸”規律。如利用上述2.有關電離平衡常數的計算模板(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(X-)2.有關電離平衡常數的計算模板(以弱酸HX為例)(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(X-)(2)已知c(HX)和電離平衡常數,求c(H+):網絡構建網絡構建核心速記1.兩種類別:①強電解質有強酸、強堿、絕大多數鹽;②弱電解質有弱酸、弱堿、水。2.電離平衡的兩個特征:v(電離)=v(結合)≠0;分子、離子濃度保持不變。3.電離平衡的三個影響因素:溫度、濃度、相同離子。5.電離平衡常數只受溫度影響。

核心速記1.兩種類別:①強電解質有強酸、強堿、絕大多數鹽;②第1節弱電解質的電離第八單元2022第1節弱電解質的電離第八單元2022備考要點素養要求1.能用化學用語正確表示水溶液中弱電解質的電離平衡。能通過實驗證明水溶液中存在弱電解質的電離平衡。2.能從電離平衡的角度分析溶液的性質,如導電性等。3.能綜合運用電離平衡原理,分析和解決生產、生活中有關電解質溶液的實際問題。1.宏觀辨識與微觀探析:能從宏觀的物質類別判斷電解質的強弱,并解決實際問題。2.變化觀念與平衡思想:認識弱電解質的電離有一定限度,是可以調控的。能多角度、動態地分析弱電解質的電離平衡,并運用平衡移動原理解決實際問題。3.證據推理與模型認知:知道可以通過分析、推理等方法認識電離平衡的本質特征、建立模型。能運用模型解釋電離平衡的移動,揭示現象的本質和規律。備考要點素養要求1.能用化學用語正確表示水溶液中弱電解質的電考點一弱電解質的電離平衡必備知識自主預診知識梳理1.弱電解質(1)定義。(2)與化合物類型的關系。強電解質主要是大部分離子化合物及某些共價化合物,弱電解質主要是某些共價化合物?？键c一弱電解質的電離平衡必備知識自主預診知識梳理(2)與2.弱電解質電離平衡的建立弱電解質的電離平衡是指在一定溫度下,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,溶液中各分子和離子的濃度都保持不變的狀態。平衡建立過程的v-t圖像如圖所示。2.弱電解質電離平衡的建立3.弱電解質電離平衡的特征

3.弱電解質電離平衡的特征實例:以0.1mol·L-1CH3COOH溶液為例,填寫外界條件對CH3COOH電離平衡(CH3COOHCH3COO-+H+

ΔH>0)的影響。4.弱電解質的電離平衡移動(1)溫度:溫度升高,電離平衡向右移動,電離程度增大。(2)濃度:稀釋溶液,電離平衡向右移動,電離程度增大。(3)同離子效應:加入與弱電解質具有相同離子的強電解質,電離平衡向左移動,電離程度減小。(4)加入能反應的物質:電離平衡向右移動,電離程度增大。實例:以0.1mol·L-1CH3COOH溶液為例,填改變條件平衡移動方向c(CH3COOH)n(H+)c(H+)c(CH3COO-)電離程度導電能力電離平衡常數加水稀釋右移減小增大減小減小增大減弱不變加少量冰醋酸右移增大增大增大增大減小增強不變通入HCl氣體左移增大增大增大減小減小增強不變加NaOH固體右移減小減小減小增大增大增強不變改變條件平衡移c(CH3COOH)n(H+)c(H+)c(C改變條件平衡移動方向c(CH3COOH)n(H+)c(H+)c(CH3COO-)電離程度導電能力電離平衡常數加CH3COONa固體左移增大減小減小增大減小增強不變加入鎂粉右移減小減小減小增大增大增強不變升高溫度右移減小增大增大增大增大增強增大改變條件平衡移c(CH3COOH)n(H+)c(H+)c(C微點撥

(1)稀醋酸加水稀釋時,溶液中的各離子濃度并不是都減小,如c(OH-)是增大的。(2)電離平衡右移,電解質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,離子的濃度不一定增大,電離程度也不一定增大。微點撥(1)稀醋酸加水稀釋時,溶液中的各離子濃度并不是都減自我診斷1.判斷正誤,正確的打“√”,錯誤的打“×”。(1)強電解質稀溶液中不存在溶質分子,弱電解質稀溶液中存在溶質分子。(

)(2)氨氣溶于水,當NH3·H2O電離出的c(OH-)=c(N)時,表明NH3·H2O電離處于平衡狀態。(

)(3)室溫下,由0.1mol·L-1一元堿BOH溶液的pH=10,可知該溶液中存在BOH==B++OH-。(

)(4)25℃時,0.1mol·L-1CH3COOH加水稀釋,溶液中各離子濃度均減小。(

)自我診斷答案

(1)√

(2)×

(3)×

(4)×答案(1)√(2)×(3)×(4)×答案

增大不變減小

答案增大不變減小關鍵能力考向突破考向1

弱電解質的電離平衡【典例1】

(2019全國3,11)設NA為阿伏加德羅常數值。關于常溫下pH=2的H3PO4溶液,下列說法正確的是(

)A.每升溶液中的H+數目為0.02NAC.加水稀釋使電離度增大,溶液pH減小D.加入NaH2PO4固體,溶液酸性增強關鍵能力考向突破考向1弱電解質的電離平衡C.加水稀釋使答案B

答案B對點演練1(2020北京化學,11)室溫下,對于1L0.1mol·L-1醋酸溶液。下列判斷正確的是(

)A.該溶液中CH3COO-的粒子數為6.02×1022B.加入少量CH3COONa固體后,溶液的pH降低C.滴加NaOH溶液過程中,n(CH3COO-)與n(CH3COOH)之和始終為0.1molD.與Na2CO3溶液反應的離子方程式為C+2H+==H2O+CO2↑對點演練1(2020北京化學,11)室溫下,對于1L0.答案C

解析

1

L

0.1

mol·L-1醋酸溶液中醋酸的物質的量為0.1

mol,醋酸是弱酸,在溶液中部分電離,CH3COO-的粒子數小于6.02×1022,A錯誤;加入少量CH3COONa固體后,溶液中CH3COO-的濃度增大,醋酸的電離平衡向左移動,溶液中的氫離子濃度減小,酸性減弱,則溶液的pH升高,B錯誤;1

L

0.1

mol·L-1醋酸溶液中醋酸的物質的量為0.1

mol,根據物料守恒,n(CH3COO-)+n(CH3COOH)=0.1

mol

,C正確;醋酸是弱酸,離子方程式中不能拆寫成離子的形式,D錯誤。答案C考向2

電離平衡與溶液導電性的關系【典例2】

一定溫度下,將一定質量的冰醋酸加水稀釋,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、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1mol·L-1NaOH溶液中和,恰好完全中和時消耗NaOH溶液體積:c<a<b考向2電離平衡與溶液導電性的關系答案C

解析

由導電能力知c(H+):b>a>c,故pH:c>a>b,A項錯誤;加水體積越大,越利于CH3COOH電離,故電離程度:c>b>a,B項錯誤;用濕潤的pH試紙測量a處溶液的pH,相當于稍微稀釋a點溶液,由圖可知,溶液導電能力會增強,c(H+)增大,pH偏小,C項正確;a、b、c三點溶質的物質的量相同,用1

mol·L-1

NaOH溶液中和,恰好完全中和時消耗的n(NaOH)相同,故消耗的V(NaOH溶液):a=b=c,D項錯誤。答案C對點演練2(2020山東青島期末)將濃度均為0.5mol·L-1的氨水和KOH溶液分別滴入到兩份均為20mLc1mol·L-1的AlCl3溶液中,測得溶液的導電率與加入堿液的體積關系如圖所示。下列說法正確的是(

)對點演練2(2020山東青島期末)將濃度均為0.5mol·高考化學一輪復習第八單元水溶液中的離子平衡第1節弱電解質的電離課件新人教版答案C

解析

溶液的導電率與離子濃度成正比,向AlCl3溶液中分別加入氨水和KOH溶液,首先分別生成Al(OH)3和NH4Cl、Al(OH)3和KCl;當AlCl3完全反應時,繼續滴加堿,Al(OH)3和KOH反應生成可溶性的KAlO2,一水合氨和Al(OH)3不反應,且一水合氨是弱電解質,則一水合氨溶液導電率較小。所以導電率呈減小趨勢的是氨水滴定曲線、先減小后增大的是KOH溶液滴定曲線,則I為KOH溶液滴定曲線。答案C高考化學一輪復習第八單元水溶液中的離子平衡第1節弱電解質的電離課件新人教版深度指津

1.從“定性”和“定量”兩個角度理解電離平衡(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,移動的結果不能“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后,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,可采用化學平衡常數進行定量分析。深度指津1.從“定性”和“定量”兩個角度理解電離平衡2.溶液的導電能力電解質溶液導電能力取決于溶液中自由移動離子的濃度和離子所帶的電荷數。自由移動離子濃度越大,離子所帶電荷數越多,則溶液導電能力越強。將冰醋酸、稀醋酸加水稀釋,其導電能力隨加水的量的變化曲線如圖所示。2.溶液的導電能力提醒:①OA段導電能力隨加水量的增多而增強,原因是冰醋酸發生了電離,溶液中離子濃度增大。②AB段導電能力隨加水量增多而減弱的原因是隨著水的加入,溶液的體積增大,離子濃度減小,導電能力減弱。提醒:①OA段導電能力隨加水量的增多而增強,原因是冰醋酸發生考點二電離度與電離常數必備知識自主預診知識梳理1.電離常數(1)定義。在一定條件下,弱電解質的電離達到平衡時,溶液里各組分的濃度之間存在一定的關系。對一元弱酸或一元弱堿來說,溶液中弱電解質電離所生成的各種離子濃度的乘積,與溶液中未電離分子的濃度之比是一個常數,這個常數叫做電離平衡常數,簡稱電離常數。用K(弱酸用Ka,弱堿用Kb)表示。考點二電離度與電離常數必備知識自主預診知識梳理(2)表達式。

(2)表達式。(3)意義。相同條件下,K值越大,表示該弱電解質越易電離,所對應粒子的酸性或堿性相對越強。(4)特點。電離常數只與溫度有關,與電解質的濃度及酸堿性無關,由于電離過程是吸熱的,故溫度升高時K值增大。多元弱酸或多元弱堿在水中是分步電離的,每一步電離都有電離常數。(3)意義。微點撥

(1)表達式中離子濃度是指達到平衡時的濃度,溶液中存在的離子濃度,不一定都是弱電解質自身電離的,可以對比水的離子積去掌握。(2)可通過實例掌握根據電離常數不變,來判斷溶液中微粒濃度比值的變化微點撥(1)表達式中離子濃度是指達到平衡時的濃度,溶液中存2.電離度(1)定義。在一定條件下的弱電解質達到電離平衡時,已經電離的電解質分子數占原電解質分子總數的百分比。(2)表示方法。(3)影響因素。①相同溫度下,同一弱電解質,濃度越大,其電離度(α)越小。②相同濃度下,同一弱電解質,溫度越高,其電離度(α)越大。2.電離度(3)影響因素。1.判斷正誤,正確的打“√”,錯誤的打“×”。(1)當弱電解質的濃度增大時,電離程度增大。(

)(2)對于1mol·L-1的CH3COOH溶液,升高溫度,電離程度增大。(

)(3)電離平衡向電離方向移動,電離常數一定增大。(

)(5)電離常數可以表示弱電解質的相對強弱。(

)(6)電離常數隨著弱電解質濃度的增大而增大。(

)自我診斷

1.判斷正誤,正確的打“√”,錯誤的打“×”。(5)電離常數答案

(1)×

(2)√

(3)×

(4)×

(5)√

(6)×答案(1)×(2)√(3)×(4)×(5)√(62.已知25℃時,NH3·H2O的Kb=1.8×10-5,H2SO3的Ka1=1.3×10-2,Ka2=6.2×10-8。若氨水的濃度為2.0mol·L-1,溶液中的c(OH-)=

mol·L-1。將SO2通入該氨水中,當c(OH-)降至1.0×10-7mol·L-1時,溶液中的

=

。

答案

6.0×10-3

0.622.已知25℃時,NH3·H2O的Kb=1.8×10-5,關鍵能力考向突破考向1

電離平衡常數的應用【典例1】

(2020海南高考調研測試)25℃時,三種酸的電離平衡常數如下表所示?；瘜W式CH3COOHHClOH3PO3名稱醋酸次氯酸亞磷酸電離平衡常數1.8×10-53.0×10-8Ka1=8.3×10-3Ka2=5.6×10-6關鍵能力考向突破考向1電離平衡常數的應用化學式CH3C回答下列問題:(1)pH相等的CH3COOH溶液、HClO溶液、H3PO3溶液中,物質的量濃度最小的是

(填化學式)。

(2)已知Na2HPO3為正鹽,依據表格數據,H3PO3的第二級電離平衡常數表達式Ka2=

;25℃時,5.6mol·L-1Na2HPO3溶液的pH=

。

回答下列問題:(3)向體積均為10mL、c(H+)均為10-2mol·L-1的CH3COOH溶液和一元酸HX溶液中,分別加水稀釋至1000mL,稀釋過程中c(H+)的變化如圖所示,則HX的電離平衡常數

(填“大于”“小于”或“等于”)CH3COOH的電離平衡常數,理由是

。

(3)向體積均為10mL、c(H+)均為10-2mol·(4)常溫下,將0.05mol·L-1的氨水逐滴加入10mL0.1mol·L-1CH3COOH溶液中至溶液顯中性,此時溶液中各離子濃度大小關系為

。

(4)常溫下,將0.05mol·L-1的氨水逐滴加入10高考化學一輪復習第八單元水溶液中的離子平衡第1節弱電解質的電離課件新人教版解析

(1)弱酸的電離平衡常數越小,酸性越弱,則形成相同pH的溶液時,酸性越弱的酸濃度越大,根據表格數據可知,Ka1(H3PO3)>Ka(CHCOOH)>Ka(HClO),所以pH相等的三種溶液中,H3PO3的濃度最小。解析(1)弱酸的電離平衡常數越小,酸性越弱,則形成相同pH(3)弱酸酸性越弱,其溶液稀釋時pH即c(H+)變化越慢,據圖c(H+)相同的醋酸溶液和HX溶液稀釋相同的倍數,HX溶液的c(H+)變化更大,所以HX的電離平衡常數大于醋酸的電離平衡常數。(3)弱酸酸性越弱,其溶液稀釋時pH即c(H+)變化越慢,據易錯警示

(1)電離常數與化學平衡常數一樣,只與溫度有關,與其他條件無關。(2)利用電離常數除了可以比較弱電解質的電離能力之外,還能定量判斷電離平衡的移動方向。(3)在運用電離常數表達式進行計算時,濃度必須是平衡時的濃度。易錯警示(1)電離常數與化學平衡常數一樣,只與溫度有關,與對點演練1(2020江蘇蘇錫常鎮四市調研)室溫下,Ka(CH3COOH)=1.8×10-5,Kb(NH3·H2O)=1.8×10-5。CH3COOH和CH3COONH4形成的緩沖溶液常用于高嶺土的成分分析。若溶液混合引起的體積變化忽略不計,室溫時,下列指定溶液中微粒濃度關系不正確的是(

)A.0.1mol·L-1CH3COOH溶液中c(CH3COOH)>c(H+)>c(CH3COO-)>c(OH-)B.0.1mol·L-1CH3COONH4溶液中c(N)=c(CH3COO-)>c(H+)=c(OH-)C.0.1mol·L-1CH3COOH溶液和0.1mol·L-1CH3COONH4溶液等體積混合:c(N)+c(NH3·H2O)+c(OH-)=c(CH3COOH)+c(H+)D.0.3mol·L-1CH3COOH溶液和0.1mol·L-1CH3COONH4溶液等體積混合:c(CH3COOH)+c(H+)-c(NH3·H2O)-c(OH-)=0.15mol·L-1對點演練1(2020江蘇蘇錫常鎮四市調研)室溫下,Ka(CH答案C

解析

0.1

mol·L-1

CH3COOH溶液中存在醋酸的電離和水的電離,醋酸電離產生的醋酸根與氫離子相等,水也能電離出氫離子,則氫離子的總濃度大于醋酸根,即c(CH3COOH)>c(H+)>c(CH3COO-)>c(OH-),A正確;因為醋酸的電離平衡常數與一水合氨的電離平衡常數相等,則醋酸銨中醋酸根與銨根的水解程度相同,溶液呈中性,溶液中有答案C解析0.1mol·L-1CH3COOH溶液高考化學一輪復習第八單元水溶液中的離子平衡第1節弱電解質的電離課件新人教版考向2

電離平衡常數的相關計算【典例2】

(2020江蘇常州模擬)H2S為二元弱酸,20℃的pKa1=6.89,pKa2=14.15(電離常數K的負對數-lgK=pK)。在20℃時,向0.1mol·L-1的Na2S溶液中緩慢通入HCl(忽略溶液體積變化和H2S的揮發),在該過程中,下列微粒物質的量濃度關系一定正確的是(

)A.溶液中c(HS-)=c(S2-)時,c(S2-)+2c(H2S)<c(Cl-)B.溶液呈中性時,c(HS-)+2c(H2S)=c(Cl-)C.溶液pH=6.89時,c(Cl-)>c(HS-)>c(H2S)>c(H+)>c(OH-)D.溶液中c(Cl-)=0.2mol·L-1時,c(OH-)+c(HS-)+c(S2-)=c(H+)考向2電離平衡常數的相關計算答案B

解析

根據c(HS-)=c(S2-)可知,溶液呈堿性,所以c(OH-)>c(H+),由質子守恒c(Cl-)+c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+2c(H2S),可得c(Cl-)<c(HS-)+2c(H2S),由于c(HS-)=c(S2-),所以c(Cl-)<c(S2