2017届高三化学第一轮复习：弱电解质的电离平衡和水的电离(人教版)课件

2．电离平衡的特征
3．外界条件对电离平衡的影响
(1)内因：弱电解质本身的性质。 (2)外因： ①温度：升高温度，电离平衡向右 移动，电离程度增大 。 ②浓度：稀释溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大 。 ③相同离子：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电 离平衡向左 移动，电离程度 减小 。 ④加入能与离子反应的物质：电离平衡向右 移动，电离程 度增大。
溶液 pH 最大 D．相同温度下，1 mol/L HX 溶液的电离常数大于 0.1 mol/L HX
2．(2015·佳木斯一中月考)下列关于一定温度、一定浓度的氨水的说法正确的
是
(
)
A．NH3·H2O 的电离达到平衡的标志是溶液呈电中性 B.cH＋c·cNNHH＋ 43·H2O是个常数
C．氨水促进了水的电离
第八章 水溶液中的离子平衡
第一节
弱电解质的电离 平衡和水的电离
1.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。 2.了解水的电离，离子积常数。
考点一
弱电解质的电离平衡
[教材知识层面]
1．电离平衡的建立
在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质 电离 的速率和
_离_子 __结 __合 __成 __分 __子 __的速率相等时，电离过程达到了平衡。
0
0
平衡(mol•L－1)： c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(H＋)
则：Ka＝cHc＋ H·cXX －＝cHXc2－ H＋ cH＋
由于 Ka 值很小，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)－
c(H＋)≈c(HX)，则：c(H＋)＝ Ka·cHX，代入数值求解即可。
[典题示例]
1．已知室温时，0.1 mol·L－1 某一元酸 HA 在水中有 0.1%发生电离，
CH3COOH
H＋＋CH3COO－
平衡移动
导电
n(H＋) c(H 减弱
→
增大 增大 增强
ΔH>0 Ka
不变 不变
实例(稀溶液)
改变条件
加HCl(g) 加NaOH(s) 加入镁粉 升高温度
CH3COOH
H＋＋CH3COO－ ΔH>0
平衡移动
导电能
方向
n(H＋) c(H＋) 力
所示。分别滴加 NaOH 溶液(c＝0.1 mol/L)
至 pH＝7，消耗 NaOH 溶液的体积为 Vx、
Vy，则 A．x 为弱酸，Vx＜Vy
(
)
B．x 为强酸，Vx＞Vy
C．y 为弱酸，Vx＜Vy
D．y 为强酸，Vx＞Vy
考点二| 电离平衡常数及其应用
[教材知识层面]
一、电离平衡常数
1．表达式 (1) 对于一元弱酸 HA：HA
Ka
←
增大 增大 增强 不变
→
减小 减小 增强 不变
→
减小 减小 增强 不变
→
增大 增大 增强 增大
[典题示例]
1．一定温度下，向 0.1 mol·L－1CH3COOH 溶液中加少量水，下
列有关说法错误的是
(
)
A．溶液中所有离子的浓度都减小
B．CH3COOH 的电离程度变大
C．水的电离程度变大
D．溶液的 pH 增大
则 cCH3COO－ 增大。 cCH3COOH
[典题示例]
1．相同温度下，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是(
)
酸 电离常数K
HX 9×10－7
HY 9×10－6
HZ 1×10－2
A．三种酸的强弱关系：HX＞HY＞HZ B．反应 HZ＋Y－===HY＋Z－能够发生 C．相同温度下，0.1 mol/L 的 NaX、NaY、NaZ 溶液，NaZ
角度二 弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移 动，如 pH＝1 的 CH3COOH 加水稀释 10 倍 1＜pH＜2。
角度三 弱电解质形成的盐类能水解，如判断 CH3COOH 为 弱酸可用下面两个现象：
(1)配制某浓度的醋酸钠溶液，向其中加入几滴酚酞溶液。现 象：溶液变为浅红色。
(2)用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在 pH 试纸上，测 其 pH。现象：pH＞7。
H＋＋A－，电离常数 Ka＝
cH＋·cA－ cHA 。
(2)对于一元弱碱 BOH：BOH B＋＋OH－，电离常数 Kb＝
cB＋·cOH－ cBOH 。
2．特点 (1)电离常数只与温度有关，升温，K 值增大 。 (2)多元弱酸的各级电离常数的大小关系是 K1≫K2≫K3，故其 酸性取决于第一步电离。 3．意义
的 HNO2 溶液稀释至 1 000 倍，pH＜4
A．①⑤
B．②⑤
C．③⑥
D．③④
2-1．对室温下 100 mL pH＝2 的醋酸和盐酸两种溶液分别采取
下列措施，有关叙述正确的是
()
A．加水稀释至溶液体积为 200 mL，醋酸溶液的 pH 变为 4
B．温度都升高 20 ℃后，两溶液的 pH 不再相等
C．加水稀释至溶液体积为 200 mL 后，两种溶液中 c(OH－)
都减小 D．加足量的锌充分反应后，两溶液中产生的氢
气体积可用如图表示
命题点 4 电离方程式的书写 一、熔融：离子化合物
二、水溶液 1.强电解质 2.弱电解 :一元、多元 [典题示例] 2
[考点达标层面]
1．已知 0.1 mol/L 的醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOH CH3COO－
2．将浓度为 0.1 mol/L HF 溶液加水不断稀释，下列各量始终保
持增大的是
(
)
A．c(H＋) cF－
C.cH＋
B．Ka(HF) cH＋
D.cHF
命题点 3 强弱电解质的比较与判断
1．一元强酸和一元弱酸的比较
pH或物质的量浓度
浓度均为0.01 mol·L －1的强酸HA与弱酸 HB
2＝pHHA＜pHHB
2．在醋酸溶液中，CH3COOH 的电离达到平衡的标志是(
)
A．溶液显电中性
B．溶液中无 CH3COOH 分子
C．氢离子浓度恒定不变
D．c(H＋)＝c(CH3COO－)
命题点 2 外界条件对电离平衡移动的影响
电离过程是可逆过程，可直接用化学平衡移动原理去分析电
离平衡。
实例(稀溶液)
改变条件
加水稀释 加入少量 冰醋酸
1.5×10－5mol·L－1。若忽略水的电离及 H2CO3 的第二级电离，则
H2CO3
HCO－ 3 ＋H＋的平衡常数 K1＝_4_._2_×__1_0_－_7_(已知：10－5.60
＝2.5×10－6)。
[考点达标层面] 25 ℃时，部分物质的电离常数如表所示：
化学式 电离常数
CH3COOH 1.7×10－5
(5)体积为 10 mL pH＝2 的醋酸溶液与一元酸
HX 分别加水稀释至 1 000 mL，稀释过程中 pH 变化如图所示，则 HX 的电离常数__大 __于 ____
(填“大于”、“等于”或“小于”)醋酸的电离常数；理由是 _稀__释__相__同__倍__数__，__H_X__的 ___p_H__变 __化 __比 ___C_H__3C__O_O__H__的 __大 __， __酸 __性 __强 __， _ _电__离__常__数__大__，稀释后，HX 溶液中由水电离出来的 c(H＋)_大 __于 ___
pH均为2的强酸HA与弱酸 HB
0.01 mol·L－1＝c(HA)＜ c(HB)
开始与金属反应的速率
HA＞HB
HA＝HB
体积相同时与过量的碱 反应时消耗碱的量
HA＝HB
HA＜HB
浓度均为0.01 mol·L－1的强 pH均为2的强酸
酸HA与弱酸HB
HA与弱酸HB
体积相同时与过量活泼金 属反应产生H2的量 c(A－)与c(B－)的大小 分别加入固体NaA、NaB后 pH变化
＋H＋，要使溶液中 c(H＋)/c(CH3COOH)值增大，可以采取的措施是
(
)
(1)加少量烧碱 (2)升高温度 (3)加少量冰醋酸
(4)加水
A．(1)(2)
B．(2)(4)
C．(2)(3)(4)
D．(1)(4)
3．pH＝2 的两种一元酸 x 和 y，体积均为 100
mL，稀释过程中 pH 与溶液体积的关系如图
请回答下列问题：
H2CO3
K1＝4.3×10－7 K2＝5.6×10－11
HClO 3.0×10－8
(1)CH3COOH、H2CO3、HClO 的酸性由强到弱的顺序为 _C_H__3_C_O__O_H__＞__H_2_C_O__3_＞__H_C__lO___。
化学式 电离常数
CH3COOH 1.7×10－5
[高考考查层面] 命题点 1 电离平衡的特点
1．下列有关电离平衡的叙述正确的是
(
)
A．电离平衡是相对的、暂时的，外界条件改变时，平衡就可
能发生移动
B．电离平衡时，由于分子和离子的浓度不断发生变化，所以
说电离平衡是动态平衡
C．电解质在溶液里达到电离平衡时，分子的浓度和离子的浓
度相等
D．电解质达到电离平衡后，各种离子的浓度相等
[典题示例] 1．(2015·福州模拟)下列事实不能证明 HNO2 是弱电解质的是
(
)
①滴入酚酞，NaNO2 溶液显红色 ②用 HNO2 溶液做导电实验，
灯泡很暗 ③等 pH、等体积的盐酸和 HNO2 溶液中和碱时， HNO2 的中和碱能力强 ④0.1 mol·L－1HNO2 溶液的 pH＝2 ⑤HNO2 与 CaCO3 反应放出 CO2 气体 ⑥c(H＋)＝0.1 mol·L－1
(4)判断微粒浓度比值的变化。 弱电解质加水稀释时，能促进弱电解质的电离，溶液中离子
和分子的浓度会发生相应的变化，但电离常数不变，考题中经常
利用电离常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。
如：0.1
mol/L
CH3COOH
溶液中加水稀释， cCH3COO－ ＝ cCH3COOH
ccCCHH33CCOOOOH－··ccHH＋＋＝cKHa＋，加水稀释时，c(H＋)减小，K 值不变，
D．c(NH＋ 4 )＋c(H＋)＝c(NH3·H2O)＋c(OH－)
命题点 2 关于电离常数的定量计算 (以弱酸 HX 为例)
1．已知 c(HX)和 c(H＋)，求电离常数
HX
H＋ ＋ X－
起始(mol·L－1)： c(HX)
0
0
平衡(mol·L－1)：c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(H＋)
(3)物质的量浓度均为 0.1 mol·L－1 的下列四种物质的溶液： a.Na2CO3，b.NaClO，c.CH3COONa，d.NaHCO3，pH 由大到小 的顺序是_a_＞__b_＞ __d_＞ __c___ (填编号)。
(4)常温下 0.1 mol·L－1 的 CH3COOH 溶液在加水稀释过程中， 下列表达式的数据一定变小的是_A__ (填序号)。 A．c(H＋) B．c(H＋)/c(CH3COOH) C．c(H＋)·c(OH－) D．c(OH－)/c(H＋) cHC3CHO3COO－O·cHH ＋ 若该溶液升高温度，上述 5 种表达式的数据增大的是 _A_B_C__E__。
K越大
越易电离
酸碱性越强
二、电离度
[高考考查层面] 命题点 1 关于电离常数的定性分析
根据酸碱的电离常数大小可进行以下判断： (1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离常数越大，酸性(或碱 性)越强。 (2)判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱，电离常数越大，对应的盐 水解程度越小，碱性(或酸性)越弱。 (3)判断复分解反应能否发生，一般符合 “强酸制弱酸”规律。
下列叙述错误的是
(
)
A．该溶液的 pH＝4
B．升高温度，溶液的 pH 增大
C．此酸的电离常数约为 1×10－7
D．由 HA 电离出的 c(H＋)约为水电离出的 c(H＋)的 106 倍
2．碳氢化合物完全燃烧生成 CO2 和 H2O。常温常压下，空气中的
CO2 溶于水，达到平衡时，溶液的 pH＝5.60，c(H2CO3)＝
加水稀释10倍后
溶液的导电性 水的电离程度
HA＝HB
c(A－)＞c(B－) HA：不变 HB：变大
3＝pHHA＜pHHB
HA>HB HA<HB
HA＜HB
c(A－)＝c(B－) HA：不变 HB：变大
3＝pHHA＞pHHB ＞2
HA＝HB HA＝HB
[典题示例]
2．判断弱电解质的三个角度
角度一 弱电解质的定义，即弱电解质不能完全电离，如测 得 0.1 mol·L－1 的 CH3COOH 溶液的 pH＞1。
则：Ka＝cHc＋ H·cXX －＝cHXc2－ H＋ cH＋。
由于弱酸只有极少一部分电离，c(H＋)的数值很小，可做近似
处理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，则 Ka＝cc2HHX＋，代入数值求解即可。
2．已知 c(HX)和电离常数，求 c(H＋)
HX
H＋＋ X－
起始(mol•L－1)： c(HX)
H2CO3
K1＝4.3×10－7 K2＝5.6×10－11
HClO 3.0×10－8
(2)同浓度的 CH3COO－、HCO－ 3 、CO32－、ClO－结合 H＋的能 力由强到弱的顺序为_C_O__23－ _＞ __C__lO__－_＞__H_C__O_－ 3_＞ __C__H_3_C__O_O__－__。