复习第31讲弱电解质的电离平衡考点2电离平衡常数Ka(或Kb)及其应用优盐件04292114

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弱电解质的电离平衡知识点

弱电解质的电离平衡知识点一、电解质、非电解质1、电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。

实例：酸、碱、盐、活泼金属氧化物、水。

2、非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物。

实例：大多数有机物、酸性氧化物、氨气等。

①电解质和非电解质均指化合物，单质和混合物既不属于电解质也不属于非电解质。

②电解质必须是自身能直接电离出自由移动的离子的化合物。

如：SO2、CO2则不是。

③条件：水溶液或融化状态：对于电解质来说，只须满足一个条件即可，而对非电解质则必须同时满足两个条件。

④难溶性化合物不一定就是弱电解质。

例如：BaSO4 、AgCl 难溶于水，导电性差，但由于它们的溶解度太小，测不出（或难测）其水溶液的导电性，但它们溶解的部分是完全电离的，所以它们是电解质。

⑤酸、碱、盐、金属氧化物和水都是电解质（特殊：盐酸是电解质溶液）。

蔗糖、酒精为非电解质。

二、强电解质与弱电解质1、强电解质：溶于水或熔融状态下几乎完全电离的电解质。

2、弱电解质：溶于水或熔融状态下只有部分电离的电解质。

电解质的强弱与其溶解度有何关系?①电解质的强弱与化学键有关，但不由化学键类型决定。

强电解质含有离子键或强极性键，但含有强极性键的不一定都是强电解质，如H2O、HF等都是弱电解质。

②电解质的强弱与溶解度无关。

如BaSO4、CaCO3等③电解质的强弱与溶液的导电能力没有必然联系。

说明离子化合物在熔融或溶于水时离子键被破坏，电离产生了自由移动的离子而导电；共价化合物只有在溶于水时才能导电．因此，可通过使一个化合物处于熔融状态时能否导电的实验来判定该化合物是共价化合物还是离子化合物。

电解质的强弱与其水溶液的导电能力有何关系?3、电解质溶液的导电性和导电能力①电解质不一定导电(如NaCl晶体、无水醋酸)，导电物质不一定是电解质(如石墨)，非电解质不导电，但不导电的物质不一定是非电解质；②电解质溶液的导电性强弱决定于溶液离子浓度大小，浓度越大，导电性越强。

弱电解质的电离平衡考点归纳

弱电解质的电离平衡考点归纳弱电解质电离平衡是电解质理论的基础，也是中学化学基本理论中的重要组成部分，近几年高考命题中反复考查。

在学生已经学过化学平衡理论并了解电解质在水溶液中发生电离和离子间发生反应等知识的基础上，进一步学习弱电解质的电离平衡。

高考命题的热点主要有影响弱电解质电离平衡因素，通过图象分析弱电解质和强电解质，电离常数和电离度等，为了更好的学习这一部分内容，本文做了详细的总结和归纳，希望对同学们的学习有所启发，达到触类旁通的效果。

一、弱电解质电离平衡1.电离平衡概念一定条件（温度、浓度）下，分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都保持不变的状态叫电离平衡状态，简称电离平衡。

任何弱电解质在水溶液中都存在电离平衡，达到平衡时，弱电解质在该条件下的电离程度最大。

2.电离平衡的特征电解质的电离平衡属于化学平衡中的一种形式，具有以下一些特征：“逆”——弱电解质的电离是可逆的，存在电离平衡“动”——电离平衡是动态平衡“等”——v(=v(分子化)≠0离子化)“定”——达到电离平衡状态时，溶液中分子和离子的浓度保持不变，是一个定值“变”——电离平衡是相对的，外界条件改变时，平衡被破坏，发生移动形成新的平衡。

二、影响弱电解质电离平衡的因素（符合勒?夏特列原理）1.内因：弱电解质本身的性质，是决定性因素。

2.外因①温度: 升高温度，由于电离过程吸热,平衡向电离方向移动，电离程度增大。

②浓度: 加水稀释，使弱电解质的浓度减小，电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大。

因为溶液浓度越小，离子相互碰撞结合成分子的机会越小，弱电解质的电离程度就越大；所以，稀释溶液会促进弱电解质的电离。

例如：在醋酸的电离平衡CH3COOH CH3COO-+H+A 加水稀释，平衡向正向移动，电离程度变大，但c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)变小；B 加入少量冰醋酸，平衡向正向移动，c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)均增大但电离程度小；③外加相关物质（同离子效应）例如：0.1 mol/L的CH 3COOH溶液CH3COOH CH3COO－+ H+向其中加入CH3COONa固体，溶液中c(CH3COO-)增大，CH3COOH的电离平衡向左移动，电离程度减小，c（H+）减小，pH增大。

化学_弱电解质的电离平衡归纳总结

弱电解质的电离平衡考查方式：本章为历年高考考试中考点分布的重点区之一，主要的题型为选择题，偶有简答题，尚未出现过综合性的大题，涉及此内容的考点将基本不变，热点将常考常新，跨学科的综合性大题将有可能出现。

从近几年高考命题规律来看，今后的高考试题中这部分内容出来的概率仍然很高，这是这部分内容在教材中的地位决定的，有关PH值的计算、离子共存、离子浓度大小的比较将仍是必考点。

命题规律：1．弱电解质的电离平衡电离平衡是化学平衡理论应用的范例，在化学中占有重要的地位在历年高考均受到重视，近五年的高考题也承继了这个传统。

考查的主要内容集中点比较某些物质导电性强弱；外界条件对弱电解质电离平衡的影响；依据电离平衡移动理论，解释某些问题。

同浓度（或PH）强弱电解质的比较，如氢离子浓度大小，起始反应速率，中和碱的能力、稀释后的PH的变化等。

2．水的电离与溶液的PH以水的电离和溶液pH 计算为考查内容的试题能有效地测试考生的判断、推理、运算等思维能力，仍将是将来考试的热点。

考试内容包括：(1)．已知pH 的强酸、强碱混合，或已知浓度的强酸、强碱混合，计算溶液的pH(2)．已知pH或c的强弱酸碱混合，分析溶液的酸碱性。

(3)．已知混合溶液的pH，推断混合前的酸碱的各种可能，或已知溶液的pH及强酸、强碱的pH，求混合比例。

(4)．中和滴定接近终点时，溶液pH计算。

(5)．在新情景下，考查水电离平衡及K w。

3. 盐类水解考查的内容有：1．盐对水的电离程度的影响做定性判断或定量计算2．盐溶液蒸干灼烧后产物的判断；3．pH大小的比较；4．离子浓度大小的比较等。

另外，判断离子共存、配制溶液、试剂贮存、化肥的混用、物质鉴别推断、某些盐的分离除杂等内容在高考中也涉及到盐的水解。

其中命题的热点是离子浓度大小的比较。

在高考试题中，特别是选择题，常常将盐类水解与弱电解质的电离、酸碱中和滴定、pH等知识融合在一起，具有一定的综合性。

一、强弱电解质1．电解质与非电解质⑴定义：溶于水或熔融状态下能导电的化合物叫电解质；溶于水和熔融状态下都不导电的化合物叫非电解质。

弱电解质的电离平衡

弱电解质的电离一、电离平衡常数（1）概念：在一定条件下达到平衡时，弱电解质电离形成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的物质的浓度之比是一个常数，该常数成为电离平衡常数，简称电离常数。

（2）表达式：弱酸的电离平衡常数用Ka表示，如： HA H+ + A-，则Ka=弱碱的电离平衡常数用Kb表示，如：MOH M++ OH-，则Kb=多元弱酸电离是电离，以第步电离为主；多元弱碱电离一般认为一步电离完成。

（3）意义：电离平衡常数表征了弱电解质的电力能力，根据同温下电离常数的大小可以判断弱电解质电离能力的相对强弱。

K值越大，电离程度，弱酸酸性（弱碱碱性）。

（4）影响因素：电离平衡常数只随的变化而变化，升高温度，K值。

二、弱电解质电离平衡的特点和影响因素(1)电离平衡特点为：动、等、定、变(2)弱电解质稀溶液加水稀释时，电离平衡向电离方向移动，促进电离，平衡混合物中微粒总浓度、离子数、离子浓度与溶质分子浓度的比值均增大，但离子总浓度减小，导电能力减弱。

(3)条件改变时，弱电解质的电离平衡会发生移动，但K值只随温度的改变而改变。

例1：向0.1 mol/L的CH3COOH溶液中加水或加入少量的CH3COONa晶体时，下列有关叙述不正确的是（） A.都能使溶液的pH增大 B.都能使溶液中c(H+)·c(CH3COO-)增大C.溶液中的c(H+)·c(OH-)不变D.都能使溶液中c(CH3COO-)/c(CH3COOH)增大例2：用水稀释0.1 mol/L NH3·H2O时，溶液中随着水量的增加而减小的是( )A.c(OH-)/c(NH3·H2O) B．c(NH3·H2O)/ c(OH-)C.c(H+)和c(OH-)的乘积 D．OH-的物质的量三、强酸与弱酸的比较及判断电解质强弱的方法(1)等物质的量浓度或等pH的强酸与弱酸的比较等物质的量浓度盐酸（a）与醋酸溶液（b）等pH的盐酸（a）与醋酸（b）pH或物质的量浓度 pH: 物质的量浓度：溶液的导电能力水的电离程度c(cl-)与c(CH3COO-)等体积溶液中和NaOH的量分别加该酸的钠盐固体后pH变化开始与金属反应的速率M A B 等体积溶液与金属反应长生H 2量(2)判断电解质强弱的方法 a.浓度与pH 的关系。

《化学反应原理》复习之《弱电解质的电离平衡》知识要点

《弱电解质的电离平衡》知识要点一、强电解质和弱电解质1、电解质【提醒】常见的强弱电解质(１)强电解质:①强酸:ＨCｌ、Ｈ2ＳO4、HNO3、HClＯ4、HBｒ、HＩ、ＨMnO４②强碱:NaＯH、Ｃa(ＯH)2、Ba(OH)2、KOH、RbＯH…③大部分盐:(２)弱电解质:①弱酸:如H２S、H2ＣO3、CH3CＯＯH、HＦ、HCN、HCｌO等。

ＨF酸是具有强极性共价键的弱电解质。

Ｈ3PO4、H2SＯ3从其酸性强弱看属于中强酸,但仍属于弱电解质、②弱碱:NＨ3·Ｈ２Ｏ,多数不溶性的碱［如Fe(OＨ)3、Cu(OH)２等］、两性氢氧化物[如Al(OＨ)３、Ｚn(OH)２等］。

③个别的盐:如ＨgCl2,ＨｇBr2等。

④水:是由强极性键构成的极弱的电解质。

2、电离方程式的书写:(1)强电解质用“＝”,Ｈ2SＯ4===2H＋＋SO错误!;弱电解质用“” CＨ3ＣO OHCＨ3ＣOＯ－+H＋(2)多元弱酸分步电离,且第一步电离程度远远大于第二步电离,如碳酸的电离:H2CO3H++ＨCO错误!ＨCＯ错误!H＋+CO错误!(３)多元弱碱的电离分步进行,为书写方便写成一步,如氢氧化铁的电离方程式为 Fe(ＯH)３Fｅ3＋＋３ＯH－(4)可溶性酸式盐电离时,①强酸的酸式盐完全电离。

例如:NaＨSＯ４=== Na+＋H+＋SＯ２－4。

②弱酸的酸式盐中酸式根不能完全电离。

例如:NaＨCＯ3=== Na＋＋HCO错误!HＣO错误!Ｈ++CO2—３ (5)Aｌ(OH)3存在酸式与碱式电离两种形式:H＋＋AlO错误!＋H2O错误!Al(OH)３错误!Al3＋＋3OＨ－酸式电离碱式电离二、弱电解质的电离平衡１。

电离平衡的建立在一定条件(如温度、浓度)下,当弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时,电离过程就达到了平衡状态—-电离平衡、(一种特别的化学平衡)2。

电离平衡的特点:逆:弱电解质的电离可逆过程等:Ｖ(电离)=Ｖ(结合)≠0动:电离平衡是一种动态平衡定:条件一定,平衡体系中分子与离子的浓度一定变:条件改变时,电离平衡发生移动。

弱电解质的电离平衡课件

影响电离平衡的因素可归结为：温度和浓度。 (1)升高温度平衡向电离方向移动，否则逆向移动，注意气体的溶解度随温度的升高而减小。 (2)改变浓度包括：增大弱电解质浓度、稀释，外加试剂等，可据浓度商Qc与K的关系进行分析： ①Qc<K时，平衡正向移动； ②Qc＝K时，平衡状态； ③Qc>K时，平衡逆向移动。
编
平衡移 H＋物质的
外界条件
号
动方向量n(H＋)
① 加水稀释 ② 加冰醋酸
正向正向增大增大源自③升温正向
增大
④ 加CH3COONa ⑤ 加NaOH
逆向正向
减小减小
⑥
通HCl
逆向
增大
H＋浓度 [H＋] 减小增大增大减小
减小增大
1.特征
2．电离平衡的移动 (1)影响因素：温度、浓度、相同离子等。 (2)移动原理：勒·夏特列原理。
(1)弱酸：CH3COOH噲垐 ?? H＋＋CH3COO－， [H＋][CH3COO－]
Ka＝ [CH3COOH] 。
(2)弱碱：NH3·H2O噲垐 ?? NH4＋＋OH－， [NH＋ 4 ][OH－]
Kb＝ [NH3·H2O]
。
4．意义 (1)电离常数表征了弱电解质的电离能力。 (2)在相同温度下，K越大，表示弱电解质的电离程度越大，弱酸的酸性或弱碱的碱性相对越强。 (3)多元弱酸的电离是分步进行的，溶液的酸性主要由第一步电离决定的。
[答案] B
酸、碱稀释时pH的变化
稀释10n倍无限稀释
酸
碱
强酸
弱酸
强碱弱碱
<pH＋n pH＋n >pH－n pH－n
pH趋向于7
(3)当加热 H2S 溶液至沸腾时，因 H2S 挥发，使[H2S] 减小。

弱电解质的电离平衡讲课课件

弱酸电离平衡原理及应用
弱酸电离平衡常数
描述弱酸电离程度的物理量，与温度、浓度有关。
电离度
已电离的弱酸分子数与总弱酸分子数之比，反映弱酸的电离程度。
电离平衡的移动
改变条件使电离平衡向正或逆方向移动，如浓度、温度等。
弱酸电离平衡的应用
缓冲溶液、指示剂、弱酸酸式盐等。
弱碱电离平衡原理及应用
弱碱电离平衡常数
06
实验设计与数据分析能力培养
实验设计原则和方法论述
对照原则
设立对照组，比较不同条件下的实验结果，确保实验结果的可靠性。
单一变量原则
实验中只改变一个因素，保持其他因素不变，以便准确判断该因素对实验结果的影响。
重复性原则
进行多次实验以减小误差，提高实验结果的稳定性。
数据处理技巧传授和实例展示
数据整理
将实验数据进行分类、归纳和整理，便于后续分析。
数据可视化
利用图表（如折线图、柱状图、散点图等）直观地展示实验数据，便于观察和分析数法（如平均值、标准差、相关性分析等），并结合实例进行演示。
误差来源分析及减小误差措施
系统误差
来源于实验原理、仪器精度等方面，可通过校正仪器、改进实验方法等措施减小。
描述弱碱电离程度的物理量，与温度、浓度有关。
电离平衡的移动
改变条件使电离平衡向正或逆方向移动，如浓度、温度等。
电离度
已电离的弱碱分子数与总弱碱分子数之比，反映弱碱的电离程度。
弱碱电离平衡的应用
制备某些盐类、配位化合物等。
多元弱酸、弱碱的电离平衡
多元弱酸的电离
01
分步电离，每步电离产生一个H+离子和一个共轭碱，各步电离
即电离程度减小。

3.2弱电解质的电离

平衡移动。
条件移动方向
加热
右移
加水
加冰醋酸
右移右移
加浓盐左移
酸
NaOH
（固）
右移
加醋酸钠(固)
左移
电离度
增大增大减小
减小
增大
减小
［CH3COO-] n(H+)[H+]
增大增大增大减小增大减小增大增大增大
减小增大增大增大减小减小增大减小减小
一元强酸和一元弱酸的比较 1.相同浓度 2.相同PH
教材P80 Ka(HCN)=6.2×10-10 mol/l Ka(CH3COOH)=1.7×10-5mol/l Ka(HF)=6.8×10-4mol/l
酸性：HF>CH3COOH>HCN
用电离平衡常数K计算溶液[H+] 教材P82
2.多元弱酸是分步电离的，Ka 逐渐减小，且相差很大，所以其水溶液中的酸性主要是由第一步电离决定的
练习：H2S,H2SO3 的电离
电离度α
已电离的分子数
α=
弱电解质分子总数
×100%
电离度实质上是一种平衡转化率
与电离平衡常数一样都可以表示弱电解质的电离程度，电离度越大，电离平衡常数越大
三.影响电离平衡的条件
(1)内因：电解质本身的性质。
同化学平衡一样，当外界条件改变时符合勒理。
(2) 影响电离平衡移动的条件——外因 ①温度:电离过程是吸热过程，温度升高，平衡向电离方向移动。越热越电离 ② 浓度:溶液稀释平衡向电离方向移动越稀越电离 ③加入试剂:改变弱电解质电离中分子或离子的浓度，
H2CO3 HCO3-
H++HCO3H++CO32-

《弱电解质电离平衡》课件

3 举例
乙酸、甲酸、碳酸等都是弱电解质。
弱电解质电离的平衡
电离平衡常数
描述了弱电解质的电离反应，是反应物浓度和产物浓度的比值，通常用Kc表示。
反应式
弱电解质的电离反应式一般为 HA + H2O ⇔ A- + H3O+
影响因素
温度、离子强度、化学品浓度等都会影响弱电解质电离的平衡。
离子强度和离子活度
根据平衡常数计算pH值比较麻烦，可以通过Henderson-Hasselb alch方程直接计算pH 值。
总结
弱电解质电离平衡的重要性
弱电解质电离平衡在生命科学和化学领域非常重要，我们必须加深对其实质的理解。
缓冲作用在生命科学中的应用
缓冲溶液是生命科学研究中不可或缺的重要试剂，被广泛应用于生化、药学、医学等领域。
1
离子活度与离子强度的关系
2
Байду номын сангаас
离子活度是指溶液中反应组分实际浓度
与理论浓度之比，通常用ai表示。离子活
度与离子强度呈指数函数关系。
3
离子强度的定义
离子强度是所有离子的总浓度之和，通常用I表示。
离子活度的计算方法
离子活度可以由各种离子运动率的反比例关系计算，运动率低的离子活度高。
pH的概念和计算方法
《弱电解质电离平衡》 PPT课件
本课件介绍弱电解质电离平衡的原理和应用，包括离子强度和离子活度的概念，pH的计算方法，以及缓冲溶液的作用和制备方法。
什么是弱电解质？
1 定义
弱电解质是指在水溶液中只部分离解的物质，电离度较低。
2 特征
弱电解质的离子度随浓度的变化而变化；化学反应较慢，达到化学平衡需要较长的时间。

高中化学知识之弱电解质的电离、盐类的水解解析

弱电解质的电离、盐类的水解知识精讲一. 学习内容弱电解质的电离、盐类的水解二. 学习目的1. 掌握弱电解质的电离平衡的建立过程2. 了解电离平衡常数和电离度3. 理解盐类水解的本质，掌握盐类水解的方程式的书写4. 了解影响盐类水解的因素以及水解平衡的移动，了解盐类水解的利用三.学习教学重点、难点盐类水解的过程四.知识分析（一）、弱电解质的电离平衡1. 电离平衡（1）研究对象：弱电解质（2）电离平衡的建立：CH3COOH CH3COO— + H+（3）定义：在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。

（4）电离平衡的特点：动：v电离=v结合、定：条件一定时，各组分浓度一定；变：条件改变时，平衡移动2. 电离平衡常数（1）定义：电离常数受温度影响，与溶液浓度无关，温度一定，电离常数一定。

根据同一温度下电离常数的大小可判断弱电解质电离能力的相对强弱。

（2）表达式：CH3COOH CH3COO— + H+Ka = [CH3COO—][H+]/ [CH3COOH]注：弱酸的电离常数越大，[H+]越大，酸性越强；反之，酸性越弱。

H3PO4H2PO4— + H+ Ka1 = 7.1 × 10—3mol·L—1H2PO4—HPO42— + H+ Ka2 = 6.2 × 10—8mol·L—1HPO42—PO43— + H+ Ka3 = 4.5× 10—13mol·L—1注：多元弱酸各级电离常数逐级减少，且一般相差很大，故氢离子主要由第一步电离产生弱碱与弱酸具类似规律：NH3·H2O NH4+ + OH—K b=[NH4+][OH—]/[NH3·H2O]室温：K b（NH3·H2O）= 1.7 × 10—5mol·L—13. 电离度α=已电离的溶质分子数/原始溶质分子总数× 100％注：①同温同浓度，不同的电解质的电离度不同②同一弱电解质，在不同浓度的水溶液中，电离度不同；溶液越稀，电离度越大。

高三总复习化学课件弱电解质的电离平衡

答案：D
3．H2S 水溶液中存在电离平衡 H2S H＋＋HS－和 HS－ H＋＋S2－。下列说法正确的
是
()
A．加水，平衡向右移动，溶液中氢离子浓度增大
B．通入过量 SO2 气体，平衡向左移动，溶液 pH 增大
C．滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液 pH 减小
D．加入少量硫酸铜固体(忽略体积变化)，溶液中所有离子浓度都减小
移动方向 __正__向__ _正__向___ __逆__向__
__逆__向__
_正__向___
n(H＋)
__增__大__ __增__大__ __增__大__ ___减__小_
__增__大__
c(H＋)
c(CH3COO－)
__减__小__ __增__大__ __增__大__
__减__小__ __增__大__ __减__小__
解析：向 H2S 溶液中加水，平衡向右移动，但溶液体积增大，溶液中 H＋浓度减小， A 错误；通入 SO2，可发生反应：2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O，SO2 过量时，SO2 与水反应生成的 H2SO3 酸性比氢硫酸强，因此溶液 pH 减小，B 错误；滴加新制
氯水，发生反应：H2S＋Cl2===2HCl＋S↓，H2S 浓度减小，平衡向左移动，反应生成的盐酸为强酸，溶液酸性增强，pH 减小，C 正确；加入少量 CuSO4 固体，发生反应：CuSO4＋H2S===CuS↓＋H2SO4，溶液中 S2－浓度减小，H＋浓度增大，
c＜a＜b
解析：A 项，由导电能力知 c(H＋)：b＞a＞c，故 pH：c＞a＞b，错误；B 项，加水体积越大，越利于 CH3COOH 电离，故电离程度：c＞b＞a，错误；C 项，用湿润的 pH 试纸测量 a 处溶液的 pH，相当于稀释 a 点溶液，c(H＋)增大，pH 偏小，正确；D 项，a、b、c 三点 n(CH3COOH)相同，用 NaOH 溶液中和时消耗 n(NaOH) 相同，故消耗 V(NaOH)：a＝b＝c，错误。

考点31电离平衡

考点31电离平衡电离平衡（一）强电解质、弱电解质强电解质：强电解包括的物质有：强电解质在水溶液存在的形式：弱电解质：。

弱电解质包括的物质有：弱电解质在溶液中存在的形式注意：多元强酸电离一步完成且完全如H n A====Nh++A n—而多元弱酸的电离是分步进行的，且第二步电离比第一步电离困难，第三步电离比第二步电离更困难，但每步电离都存在相应的电离平衡，因此应分步书写电离方程式。

例如磷酸的电离方程式应写三步：H3PO4H++H2PO4—，H2PO4—H++HPO42—HPO42—H++PO43—，不能合并成H3PO43H++PO43—。

由于磷酸溶液中的[H+]主要由第一步电离决定，因此磷酸的电离方程式有时也可只写第一步。

对HnA弱酸而言，电离方程式可只考虑：HnA H++Hn+A—（二）弱电解质的电离平衡（1）概念弱电解质的电离平衡是指在一定条件下（湿度、浓度），弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等的状态。

（2）特点①动——动态平衡：V（闻子化）=V（分子化）≠0。

在电离方程式中用“”表示。

②定——平衡时各组成成分一定，即平衡时溶液中离子浓度和分子浓度保持不变③变——条件改变，平衡被打破。

（3）影响电离平衡的因素与化学平衡一样，外界条件的改变也会引起移动.(1) 内因：电解质本身的性质。

通常电解质越弱，电离程度越小。

(2) 外因：①温度：温度升高，电离平衡向移动，因为电离过程是过程②浓度：加水稀释，电离平衡向移动，溶质分子的电离程度；加入相同的溶质分子，电离平衡向移动，溶质分子的电离程度③同离子效应：在弱电解质溶液中加入同弱电解质具有相同离子的强电解质，使电离平衡向方向移动④离子反应效应：在弱电解质溶液中加入能与溶液中的某种离子反应的强电解质，使电离平衡向移动以0.1mol/1 CH3COOH溶液为例：电离平衡常数：（1）概念：在一定温度下，当弱电解质在水溶液中达到电离平衡时，溶液中离子与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数。

高考化学一轮复习电离平衡常数Ka(或Kb)及其应用

第八章水溶液中的离子平衡
第31讲弱电解质的电离平衡
栏目导航
板块一
板
块
二
板
块
三
板
块
四
考点二
电离平衡常数Ka(或Kb)及其应用
1．表达式 (1)对于一元弱酸 HA HA
cH＋· cA－ cHA H＋＋A－，平衡常数 Ka＝_____________________ 。 cOH－· cB＋ cBOH B＋＋OH－，平衡常数 Kb＝_____________________ 。
＋－＋
H
＋
＋
X 0
－
0 c(H＋)
c(H＋)
cH · cX c2H 则：K＝＝。 c平HX cHX－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
2 c H ＋ )≈c(HX)，则 K＝，代入数值求解即可。 cHX
－ CH3COOH>H2CO3>HCN>HCO3 ，物质的量浓度相等时，酸性越弱，溶液的 pH 越
大，所以等物质的量浓度的各溶液
pH
关系为
pH(HCN)>pH(H2CO3)>pH(CH3COOH)，A 项正确；HCN 的酸性强于 HCO－ 3 ，所以反应为 NaCN＋H2O＋CO2===HCN＋NaHCO3，B 项错误；a mol/L HCN 溶液与 b mol/L NaOH 溶液等体积混合，所得溶液中 c(Na＋)＝c(CN－)，根据电荷守恒得 c(OH
一电离平衡常数的常见应用
• 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：电离常数越小，对应的盐水解程度越大，碱性(或酸性)越强。 • 3．判断复分解反应能否发生：一般符合“强酸制弱酸”规律。

3.2.1 弱电解质的电离平衡

增强
增强增强减弱
练习1：现有0.1 mol·L－1氨水10 mL，加蒸馏水稀释到1 L
后，下列变化中正确的是( )
① 电离程度增大 ③ NH4+数目增多
② [NH3 ∙ H2O]增大 ④ [OH－]增大
⑤ 减小
A．①②③ B．①③⑤ C．①③⑥ D．②④⑥
练习2：在0.1 mol/L的HCN溶液中存在如下电离平衡： HCN H+ + CN－，下列叙述正确的是( )
()
(5) 相同温度下，K(HF)＞K(CH3COOH)，说明酸性：
HF＞CH3COOH。
()
练习2：相同温度下，0.1 mol/L和0.01 mol/L CH3COOH 溶液中CH3COOH的电离程度，前者与后者相比( )
A．大 B．小 C．相等 D．不能确定
练习3：在0.1 mol/L的CH3COOH溶液中，要促进醋酸电离，且使[H+]增大，应采取的措施是( )
练习1：判断对错
(1) 当CH3COOH在水溶液中达到电离平衡时：
[CH3COOH] = [H+] = [CH3COO－]
()
(2) 向氨水中滴加酚酞变红色，说明NH3 ∙ H2O是弱电解质
()
(3) NaHCO3溶液中存在电离平衡：
NaHCO3
Na+ + HCO3－
()
(4) H2CO3的电离常数表达式
液完全反应 D．用甲酸溶液做导电实验，灯泡很暗
练习3：关于盐酸与醋酸两种稀溶液的说法正确的是
() A．相同浓度的两溶液中[H+]相同 B．100mL 0.1mol/L的两溶液能中和等物质的量的氢
氧化钠 C．pH = 3的两溶液稀释100倍后，pH都为5 D．相同浓度时醋酸导电能力强

高考化学总复习课件弱电解质的电离平衡

05
酸碱中和滴定实验
实验原理及操作步骤
• 实验原理：利用已知浓度的酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的方法叫做酸碱中和滴定。实验中，通过滴加已知浓度的酸或碱溶液，使其与待测溶液中的碱或酸完全反应，根据消耗的标准溶液的体积和浓度，计算出待测溶液的浓度。
实验原理及操作步骤
洗涤仪器
用蒸馏水洗净滴定管、锥形瓶等。
弱电解质与强电解质区别
电离程度不同
电离方程式书写不同
强电解质完全电离，弱电解质部分电离。
强电解质用“=”，弱电解质用“⇌” 。
溶液导电性不同
强电解质溶液导电性强，弱电解质溶液导电性弱。
常见弱电解质举例
01
02
03
弱酸
如醋酸（CH3COOH）、碳酸（H2CO3）等。
弱碱
如氨水（NH3·H2O）、氢氧化铁[Fe(OH)3]等。
提高学生的解题能力。
备考策略及技巧指导
1 2 3
知识体系梳理与重点难点突破
系统梳理弱电解质的电离平衡相关知识点，突出重点难点，提供有效的学习方法和建议。
题型分类与针对性训练
将高考中可能出现的题型进行分类，设计针对性的训练题目，帮助学生熟悉各类题型的解题方法和技巧。
应试技巧与心理调适
传授一些应试技巧，如时间管理、答题顺序等，同时进行心理调适指导，帮助学生缓解考试压力。
模拟试卷练习与讲解
模拟试卷设计与命题思路
参照高考真题的命题思路和难度，设计模拟试卷，帮助学生检验学习成果和应试能力。
学生答题情况分析与讲解
对学生的答题情况进行详细分析，找出存在的问题和不足，提供改进意见和建议。
针对性强化训练与提升
针对学生在模拟考试中暴露出的问题，设计针对性的强化训练题目，帮助学生巩固知识、提升能力。

化学课件弱电解质的电离平衡

若1 mol·L-1的某酸溶液的c平(H+)约为0.01 mol·L-1,可以证明该酸是弱酸吗? 为什么?
提示:可以。如果某酸为强酸,将完全电离,则在1 mol·L-1溶液中c平(H+)= 1 mol·L-1,而题目中的c平(H+)约为0.01 mol·L-1远小于1 mol·L-1,说明该酸只部分电离,是弱电解质。
知识点二弱电解质的判断方法以及一元强酸、一元弱酸的比较【重点释疑】 1.弱电解质的判断方法 (1)在相同浓度、相同温度下,与强电解质做导电性对比实验,导电性弱的为弱电解质。 (2)浓度与pH的关系。如0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液,其 pH>1,则可证明CH3COOH 是弱电解质。 (3)稀释前后的pH与稀释倍数的关系。例如,将pH=2的酸溶液稀释至原体积的 1 000倍,若pH小于5,则证明该酸为弱酸;若pH为5,则证明该酸为强酸。
c（平 H）c（平 CH3COO）
Ka=____c_（平_C__H_3C_O__O_H_）______。
H++CH3COO-,
多元弱酸的电离是_分__步__进行的,每一步电离都有各自的电离常数,如H2CO3电离:
c（平 H）c（平 HCO3）
H2CO3
HCO3 +H+ Ka1=____c_（平__H_2_C_O_3）_____
(4)利用实验证明存在电离平衡。如醋酸溶液中滴入紫色石蕊溶液变红,再加 CH3COONa固体,颜色变浅,证明CH3COOH是弱电解质。 (5)在相同浓度、相同温度下,比较与金属反应的速率的快慢。如将锌粒投入等浓度的盐酸和醋酸溶液中,起始速率前者比后者快。
2.一元强酸与一元弱酸的比较 (1)相同物质的量浓度、相同体积时。

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第八章第31讲考点二1．（2017·天津卷节选)已知25 ℃,NH3·H2O的K b＝1。

8×10－5，H2SO3的K a1＝1。

3×10－2、Ka2＝6.2×10－8。

若氨水的浓度为2。

0 mol·L－1, 溶液中的c（OH－）＝__6。

0×10－3__mol·L－1。

将SO2通入该氨水中,当c（OH－）降至1.0×10－7mol·L－1时,溶液中的c(SO错误!)/c（HSO错误!）＝__0.62__。

解析由K b＝1。

8×10－5＝错误!＝错误!,得c（OH－）＝6。

0×10－3mol·L－1；K a2＝6。

2×10－8＝错误!，25 ℃时，c（OH－）＝1.0×10－7mol·L－1的溶液呈中性,则c（H＋)＝1。

0×10－7mol·L－1，解得c(SO2－，3）/c(HSO错误!）＝0.62.2．（2016·全国卷甲)联氨为二元弱碱，在水中的电离方式与氨相似。

(全国通用版)19版高考化学大一轮复习第31讲弱电解质的电离平衡考点2电离平衡常数Ka或Kb及其应用优选课件

根据上述电离平衡常数分析，下列说法错误的是( B ) A．25 ℃时，等物质的量浓度的各溶液pH关系为
pH(HCN)>pH(H2CO3)>pH(CH3COOH)
B．2NaCN＋H2O＋CO2===2HCN＋Na2CO3 C．a mol/L HCN溶液与b mol/L NaOH溶液等体积混合后，所得溶液中c(Na＋) ＝c(CN－)，则a一定大于b D．2CH3COOH＋Na2CO3===2CH3COONa＋H2O＋CO2↑
(3)设原 NH4NO3 溶液为 V L，滴入的氨水浓度为 c，则加氨水后溶液体积约为(V cNH4 · cOH a cb ＋－1 －1 ＋b) L； c(NH4 )＝ mol· L ； c(NH3· H2O)＝ mol· L ；得 K
第八章水溶液中的离子平衡
第31讲弱电解质的电离平衡
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板块一
板
块
二
板
块
三
板
块
四
考点二
电离平衡常数Ka(或Kb)及其应用
1．表达式 (1)对于一元弱酸 HA HA
cH＋· cA－ cHA H＋＋A－，平衡常数 Ka＝_____________________ 。 cOH－· cB＋ cBOH B＋＋OH－，平衡常数 Kb＝_____________________ 。
(2)对于一元弱碱 BOH BOH
2．特点本身的性质决定因素：弱电解质 _______________ 温度温度增大，随____________ 升高而____________ ， (1)电离影响因素：____________ 电离过程是吸热的平衡常数原因是________________________ 浓度酸碱性无关、____________ 与溶液的____________ (2) 多元弱酸是分步电离的，各级电离平衡常数的大小关系式是第一步电离 K1≫K2≫K3…… ，所以多元弱酸的酸性决定于其_________________ ________________ 。