第10讲 弱电解质的电离-高考化学二轮复习高分冲刺课件

[解析] D 对：H3PO4 与 Li2CO3 反应生成 LiH2PO4 和 LiHCO3，因为 H3PO4 浓度大于 1 mol·L－1，则可得到 LiH2PO4 浓度也大于 1 mol·L－1。根据图 1 可知： 当 LiH2PO4 的浓度大于 1 mol·L－1 时其 pH＝4.66；根据图 2 可知当 pH＝4.66 时 H2PO－ 4 的分布分数达到 0.994，即 H3PO4 几乎全部转化为 LiH2PO4。A 错：LiH2PO4 溶液中存在 H2PO－ 4 的电离平衡、HPO42－的电离平衡、H2PO－ 4 的水解平衡、H2O 的电离平衡等至少 4 个平衡。B 错：LiH2PO4 溶液中含 P 元素的粒子有 H2PO－ 4 、 HPO24－、PO43－和 H3PO4。C 错：LiH2PO4 溶液的 pH 随着 H2PO－ 4 初始浓度的增大 逐渐减小，但当 H2PO－ 4 的浓度增大到 10－1 mol·L－1 时，浓度再增大，溶液的 pH 基本不变。
第一部分
专题整合突破
专题二 化学基本理论
第十讲 弱电解质的电离
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[考向分析]
1.认识弱电解质是存在电离平衡的，并会运用电离度、平衡常数 多角度分析弱电解质的电离平衡 2.能运用平衡模型解释化学现象，揭示现象的本质和规律 3.能发现和提出有探究价值的弱电解质电离平衡的问题；能从问 题和假设出发，确定探究目的，设计探究方案，进行实验探究； 在探究中学会合作，面对“异常”现象敢于提出自己的见解 4. 应 具 有 严 谨 求 实 的 科 学 态 度 ， 具 有 探 索 未 知 、 崇 尚 真 理 的 意 识；赞赏化学对社会发展的重大贡献，具有可持续发展意识和绿 色化学观念，能对与电离平衡有关的社会热点问题做出正确的价 值判断
• [解析] 醋酸是弱电解质，不完全电离，醋酸钠是强电解 质，完全电离，物质的量相同的醋酸溶液和醋酸钠溶液中 所含的CH3COO－量醋酸钠中多，A错误；c(H＋)都是0.01 mol·L－1的盐酸、醋酸溶液，与足量的Zn反应时，由于二 者c(H＋)相同，所以开始产生H2的速率相同，B错误；c(H ＋)相同的盐酸和醋酸溶液，醋酸的浓度大于盐酸浓度，C 错误；由题意得醋酸是弱酸，在醋酸溶液中存在电离平衡 ，D正确。
2．(2018·天津，6)LiH2PO4 是制备电池的重要原料。室温下，LiH2PO4 溶液 的 pH 随 c 初始(H2PO－ 4 )的变化如图 1 所示，H3PO4 溶液中 H2PO－ 4 的分布分数 δ 随 pH 的变化如图 2 所示δ＝c总含cPH元2素PO的－ 4 粒子。下列有关 LiH2PO4 溶液的叙述正 确的是( D )
[解析] 二元酸(H2A)在水中第一步电离为完全电离，则 H2A 酸性较强，不 是弱酸，A 错误；加水稀释电离平衡右移，但是 c(H＋)减小，B 错误；二元酸(H2A) 在水中第一步完全电离，第二步部分电离，设 0.1 mol·L－1 H2A 溶液中电离的 HA －浓度为 x mol·L－1，则有00..11＋－xxx＝1.0×10－2，解得 x＝0.008 4。所以在 0.1 mol·L －1 的 H2A 溶液中，c(H＋)＝0.1 mol·L－1＋0.008 4 mol·L－1＝0.108 4 mol·L－1，C 错 误；若 0.1 mol·L－1 的 NaHA 溶液中 c(H＋)＝0.02 mol·L－1，0.1 mol·L－1 的 H2A 溶 液中存在 H2A===H＋＋HA－，HA－ H＋＋A2－，第一步电离出的氢离子，抑制 了第二步电离，所以 c(H＋)<0.12 mol·L－1，D 正确。
图1
图2
A．溶液中存在 3 个平衡 B．含 P 元素的粒子有 H2PO－ 4 、HPO42－和 PO43－ C．随 c 初始(H2PO－ 4 )增大，溶液的 pH 明显变小 D．用浓度大于 1 mol·L－1 的 H3PO4 溶液溶解 Li2CO3，当 pH 达到 4.66 时， H3PO4 几乎全部转化为 LiH2PO4
• 5．判断HA是弱酸的依据：
• (1)测钠盐NaA溶液的pH，若常温下pH>7，则说明HA为弱 酸。
• (2)测一定物质的量浓度的HA溶液，常温下若0.01 mol·L－ 1 HA溶液的pH>2，则说明HA为弱酸。
• ►方法指导 • 1．HX H＋＋X－为例)： (1)已知 c(HX)和 c(H＋)，求电离常数 K， 则 K＝cHc平＋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，可以近似处理：c(HX) －c(H＋)≈c(HX)，则 K＝cc2HHX＋，代入数值求解即可。 (2)已知 c(HX)和电离平衡常数 K，求 c(H＋)。因弱酸溶液中 c(H＋)很小，c(HX) －c(H＋)≈c(HX)。则 c(H＋)＝ K·cHX，代入数值求解即可。
2．(2019·四川成都一模)某二元酸(H2A)在水中的电离方程式为 H2A===H＋＋ HA－，HA－ H＋＋A2－(25 ℃时 Ka＝1.0×10－2)，下列有关说法中正确的是( D )
A．H2A 是弱酸 B．稀释 0.1 mol·L－1 H2A 溶液，因电离平衡向右移动而导致 c(H＋)增大 C．在 0.1 mol·L－1 H2A 溶液中，c(H＋)＝0.12 mol·L－1 D．若 0.1 mol·L－1 NaHA 溶液中 c(H＋)＝0.02 mol·L－1，则 0.1 mol·L－1 的 H2A 中 c(H＋)<0.12 mol·L－1
[解析] pH＝2 的 H3PO4 溶液中 c(H＋)＝10－2 mol·L－1，每升溶液中所含 N(H ＋)＝0.01NA，A 错误；由电荷守恒知，该 H3PO4 溶液中存在 c(H＋)＝c(H2PO4－)＋ 2c(HPO42－)＋3c(PO43－)＋c(OH－)，B 正确；加水稀释能促进 H3PO4 的电离，使其 电离度增大，由于以增大溶液体积为主，导致溶液中 c(H＋)减小，溶液 pH 增大， C 错误；向 H3PO4 溶液中加入 NaH2PO4 固体，溶液中 c(H2PO－ 4 )增大，促使平衡 H3PO4 H＋＋H2PO－ 4 逆向移动，抑制 H3PO4 电离，溶液酸性减弱，D 错误。
[解析] 本题考查水溶液中的离子平衡。解答本题的关键是明确 δ(X)与溶液 pH 的对应关系，以及 H2A、HA－、A2－的浓度与 pH 的大小关系。从图象中可以 看出 pH＝1.2 时，δ(H2A)＝δ(HA－)，则 c(H2A)＝c(HA－)，A 项正确；根据 HA－
H＋＋A2－，可确定 K2(H2A)＝cHc＋H·cA－A2－，从图象中可以看出 pH＝4.2 时， δ(HA－)＝δ(A2－)，则 c(HA－)＝c(A2－)，即 lg[K2(H2A)]＝lgc(H＋)＝－4.2，B 项正 确；从图象中可以看出 pH＝2.7 时，δ(HA－)>δ(H2A)＝δ(A2－)，则 c(HA－)>c(H2A) ＝c(A2－)，C 项正确；从图象中可以看出 pH＝4.2 时，δ(HA－)＝δ(A2－)，则 c(HA －)＝c(A2－)≈0.05 mol·L－1，而 c(H＋)＝10－4.2mol·L－1，D 项错误。
• (2)特点：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K1≫K2≫K3，所以多元弱酸的酸性取决于其第 一步电离。
• (3)影响因素：与溶液的浓度、酸碱性无关。
• 决定因素：①弱电解质本身的性质。
• ②温度：升高温度电离平衡常数增大。
• (4)意义：相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越容易 电离，所对应的酸性或碱性相对越强。例如，相同条件下 常见弱酸的酸性强弱： H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3 >H2S>HClO。
核 心 突 破——补知能、学方法
• ►知能补漏 • 1．影响弱电解质电离平衡的因素：弱电解质的电离平衡
移动规律遵循平衡移动原理。 • 内因：弱电解质本身的性质，是决定因素。 • 外因：①温度：升高温度，电离程度增大。 • ②浓度：越稀越电离，加水稀释，电离平衡向电离方向移
动。
2．电离平衡常数 Ka(或 Kb)及其应用： (1)表达式。 对于一元弱酸 HA、一元弱碱 BOH 分别为 HA H＋＋A－，电离平衡常数 Ka＝cHc＋H·cAA －。 BOH B＋＋OH－，电离平衡常数 Kb＝cOcHB－O·HcB＋。
3．25 ℃时，Kb(NH3·H2O)＝1.8×10－5 mol·L－1，向含 a mol NH4NO3 的溶液 中滴加 b L 氨水呈中性，则所滴加氨水的浓度为( A )
A．18a0b mol·L－1
B．10－3a mol·L－1
C．18a0b mol·L－1
D．90ab mol·L－1
[解析] 根据溶液呈中性可知，c(OH－)＝c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1，n(NH4＋) ＝n(NO3－)＝a mol，设加入氨水的浓度为 c mol·L－1，混合溶液的体积为 V L，由
考点一 弱电解质的电离平衡
真 题 感 悟——悟真题、明方向 1．(2017·全国Ⅱ卷，12)改变 0.1mol·L－1 二元弱酸 H2A 溶液的 pH，溶液中 的 H2A、HA－、A2－的物质的量分数 δ(X)随 pH 的变化如图所示[已知 δ(X)＝ cH2A＋ccHXA－＋cA2－]。下列叙述错误的是( D ) A．pH＝1.2 时， c(H2A)＝c(HA－) B．lg[K2(H2A)]＝－4.2 C．pH＝2.7 时，c(HA－)>c(H2A)＝c(A2－) D．pH＝4.2 时，c(HA－)＝c(A2－)＝c(H＋)
1.重点考查弱电解质的电离平衡移动和溶 液酸碱性的判断，常考查： (1)弱电解质电离平衡移动结果的判断 (2)酸、碱、能水解的盐溶液中水电离出 c(H＋)或c(OH－)大小分析 2.常考查： (1)由Ka或Kb求pH (2)根据信息计算弱电解质的平衡常数 (3)中和滴定原理的拓展与应用