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第3章　物质在水溶液中的行为
第2节　弱电解质的电离　盐类的水解
第1课时　弱电解质的电离平衡
1.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。2.知道电离平衡常数的含义,能说明温度、浓度、外加物质对电离平衡的影响。3.通过介绍与电离平衡相关的应用知识,体会化学知识在人类生产、生活中的应用。
学习目标
一、弱电解质的电离平衡及平衡常数
知能通关
1.弱电解质的电离平衡
(1)电离平衡的概念
在一定条件(如温度、浓度)下,当弱电解质分子　　　　　　　　　　和
　　　　　　　　　　　　　　　相等时,电离过程就达到了电离平衡状态。
(2)电离平衡的建立
①开始时,v电离　　　　,而v结合为　　　。
②平衡的建立过程中,v电离　　　　v结合。
③当v电离　　　　v结合时,电离过程达到平衡状态。
电离成离子的速率
离子结合成弱电解质分子的速率
最大
0
>
=
(3)电离平衡的特征
=
≠
2.电离平衡常数
(1)概念
在一定条件下达到电离平衡时,弱电解质电离生成的各种离子的
　　　　　　　　　　与溶液中　　　　　　　　　　之比是一个常数,这个常数称为电离平衡常数,简称电离常数。
(2)表达式
①弱酸CH3COOH的电离常数表达式为Ka=　　　　　　　　　　　　　。
②弱碱NH3·H2O电离常数表达式为Kb=　　　　　　　　　　　。
浓度(次方)的乘积
未电离的分子的浓度
③多元弱酸是分步电离的,每一步电离都有其电离常数。如:
多元弱酸的电离是分步进行的,每一步电离都有自己的电离常数,通常用
　　　　、　　　　……来表示,多元弱酸的各级电离常数逐级　　　　。
注意　一般多元弱碱为难溶碱,不用电离常数,而用以后学到的难溶物的溶度积常数。
(3)意义:弱酸的电离常数越大,弱酸电离出H+的能力就越　　　　,酸性就越　　　。
(4)影响因素
电离常数只与　　　　　有关,与浓度无关,升高温度,电离常数　　　　。
强
强
温度
增大
已知:25 ℃时,下列四种弱酸的电离常数:
(1)试比较相同浓度的CH3COOH、HNO2、HCN、H2CO3溶液的酸性强弱。
　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
小题对点过
弱酸 CH3COOH HNO2 HCN H2CO3
电离常数/
(mol·L-1) 1.7×10-5 7.1×10-4 6.2×10-10
相同条件下,电离常数越大,酸性越强,故酸性:HNO2>CH3COOH>H2CO3>HCN
(2)向HNO2溶液中加入一定量的盐酸时,HNO2的电离平衡向哪个方向移动 此时HNO2的电离常数是否发生变化 为什么
。
(3)判断反应NaNO2+CH3COOH===CH3COONa+HNO2是否正确 向NaCN溶液中通入少量CO2,反应能否进行 若能进行,写出反应的化学方程式
。
3.电离度
(3)影响电离度的因素
①温度:通常电离过程为吸热过程,在其他条件不变时,升高溶液温度,电离平衡向电离方向移动,电离度　　　　。
②浓度:其他条件不变时,加水稀释减小弱电解质溶液的浓度,平衡向电离方向移动,电离度　　　　　　;若增大弱电解质溶液的浓度,平衡向电离方向移动,但电离度　　　　　。
增大
增大
减小
25 ℃时,在0.5 L 0.2 mol·L-1的HA溶液中,HA的电离度为10%,则该温度下HA的电离平衡常数约为　　　　　　　　　　　。
小题对点过
2.22×10-3 mol·L-1
1.下列说法正确的是(　　)
B
2.(2024·山西太原五中月考)已知常温时,0.1 mol·L-1某一元酸HA在水中发生电离,测得溶液的pH为4,下列叙述错误的是(　　)
A.该酸的电离度为0.1%
B.升高温度,溶液的pH增大
C.该酸的电离平衡常数约为1×10-7 mol·L-1
D.由HA电离出的c(H+)是由水电离出的c(H+)的106倍
B
3.甲、乙两瓶氨水的浓度分别为1 mol·L-1和0.1 mol·L-1,则甲、乙两瓶氨水c平(OH-)之比　　　　(填“大于”“小于”或“等于”)10,请说明理由
。
甲瓶氨水的浓度是乙瓶氨水浓度的10倍,因甲瓶氨水的电离度比乙瓶氨水的电离度小,所以甲、乙两瓶氨水中c平(OH-)之比小于10
小于
二、影响电离平衡的因素
知能通关
1.弱电解质电离程度的大小主要是由电解质　　　　的性质决定的。
2.外界条件对电离平衡的影响
本身
影响因素 移动
方向 n(H+) c平(H+) c平(CH3COO-) Ka pH 导电
能力
升温(不考虑挥发)
加冰醋酸
加入
其他
物质 CH3COONa固体
通入HCl气体
NaOH固体
加水稀释
右
增大
增大
增大
增大
减小
增强
右
增大
增大
增大
不变
减小
增强
左
减小
减小
增大
不变
增大
增强
左
增大
增大
减小
不变
减小
增强
右
减小
减小
增大
不变
增大
增强
右
增大
减小
减小
不变
增大
减弱
下列说法错误的是　　　　　。
①电离平衡向右移动,电解质分子的浓度一定减小,离子浓度一定增大
②电离平衡向右移动,弱电解质的电离程度一定增大
③稀释某一弱电解质溶液时,溶液中所有离子浓度均减小
④常温下,将pH=3的醋酸溶液稀释到原体积的10倍后,溶液的pH=4
⑤向pH=3的CH3COOH溶液中,加入固体CH3COONa,溶液pH会增大
小题对点过
①②③④
(1)弱酸或弱碱的电离平衡向右移动,其电离程度不一定增大,电解质分子的浓度不一定减小,离子的浓度不一定增大。
(2)弱酸或弱碱加水稀释时,溶液中不一定所有离子浓度都减小。
(3)对于浓的弱电解质溶液,如冰醋酸加水稀释的过程弱电解质的电离程度逐渐增大,但离子浓度先增大后减小。
水稀释或加入少量CH3COONa晶体时,都会引起(　　)
A.溶液的pH增大 B.CH3COOH电离程度变大
C.溶液的导电能力减弱 D.溶液中c平(OH-)减小
A
D
c
c
增大
增大
三、一元强酸与一元弱酸的比较
知能通关
浓度或pH相同的一元强酸与一元弱酸的比较
浓度均为0.01 mol·L-1
的强酸HA与弱酸HB pH均为2的强
酸HA与弱酸HB
pH或物质的量浓度 pHHA=2c(HA)=0.01 mol·L-1
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消耗碱的量 HA=HB HA体积相同时与过量活泼金属反应产生H2的量 HA=HB HAc平(A-)与c平(B-)的相对大小 c平(A-)>c平(B-) c平(A-)=c平(B-)
分别加入固体NaA、NaB后溶液
pH的变化(体积变化忽略不计) HA:不变
HB:变大 HA:不变
HB:变大
加水稀释至原体积的10倍后 pHHA=3pHHB>2
溶液的导电性 HA>HB HA=HB
1.关于等体积且c平(H+)相同的醋酸溶液和盐酸,下列叙述不正确的是(　　)
A.分别与足量NaOH溶液中和,消耗NaOH的物质的量醋酸大于盐酸
B.分别加水稀释至原体积的m倍和n倍,稀释后两溶液的c平(H+)仍然相同,则m>n
C.分别与足量的锌粉反应,生成氢气的质量醋酸大于盐酸
D.分别与完全相同的足量锌粒反应,开始时反应速率盐酸大于醋酸
D
解析　等体积且c平(H+)相同的醋酸和盐酸,由于醋酸为弱酸,发生部分电离,所以醋酸溶液的浓度大于盐酸的浓度,醋酸的物质的量大于HCl的物质的量。分别与足量NaOH溶液中和,因为醋酸的物质的量大于HCl,所以消耗NaOH的物质的量醋酸大于盐酸,A正确;分别稀释至原体积的m倍和n倍,由于在稀释过程中,醋酸的电离程度会增大,故n(H+)不断增大,而盐酸中n(H+)保持不变,现稀释后两溶液的
c平(H+)仍然相同,则醋酸溶液中加入的水的体积更大些,即m>n,B正确;分别与足量的锌粉反应,因为醋酸的物质的量大于盐酸,所以生成氢气的质量醋酸大于盐酸,C正确;分别与完全相同的足量锌粒反应,由于开始时c平(H+)相同,所以开始时反应速率相同,D错误。
2.某温度下,相同体积、相同pH的氨水和氢氧化钠溶液加水稀释时的pH变化曲线如图所示,下列判断正确的是(　　)
A.a点导电能力比b点强
B.b点的Kw值大于c点
C.与盐酸完全反应时,消耗盐酸体积Va>Vc
D.a、c两点的c平(H+)相等
D
解析　选项A,根据图示可知,a点对应的曲线为NaOH溶液稀释曲线,b、c点对应的曲线为氨水的稀释曲线,a点溶液中离子浓度小于b点溶液中离子浓度,a点导电能力更弱;选项B,Kw值只与温度有关,b、c两点Kw相等;选项C,NH3·H2O的物质的量大于NaOH,稀释过程中溶质总量不变,所以c点消耗盐酸多;选项D,a、c两点溶液pH相等,则c平(H+)相等。
四、与电离常数相关的计算
知能通关
1.一般计算(以弱酸HX为例)
3.利用分布系数δ与pH的关系图像计算电离常数
根据图像,选择曲线上特殊点(能准确读出横、纵坐标的数值),确定各微粒的浓度,最后代入电离常数表达式计算。
10-1.2
10-4.2
1.已知25 ℃时,测得浓度为0.1 mol·L-1的碱BOH的溶液中,c平(OH-)=1×10-3 mol·L-1。
(1)写出BOH的电离方程式　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
(2)BOH的电离常数Kb=　　　　　 mol·L-1。
(3)某温度t ℃时,BOH的电离常数为1×10-7 mol·L-1,结合(2)的计算可知t ℃
　　　　　 (填“>”或“<”)25 ℃。若该碱的起始浓度也为0.1 mol·L-1,则溶液中
c平(B+)=　　　　　　 mol·L-1。
1×10-5
<
1×10-4
2.(2024·江苏高二检测)在25 ℃时,醋酸、碳酸和亚硫酸的电离平衡常数如下。
a
10-7.5
五、电离常数的应用
知能通关
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。如Ka(HF)>Ka(CH3COOH),则酸性:
HF>CH3COOH。
2.判断反应能否进行及反应的产物
利用“强酸制弱酸”的反应原理及电离常数的数值判断反应能否进行。
已知H2CO3、HClO的电离常数:
弱酸 HClO H2CO3
电离常数
(25 ℃) K=4.7×10-8 K1=4.2×10-7
K2=5.6×10-11
3.判断电离平衡移动的结果
1.下列有关电解质溶液的说法正确的是(　　)
B
2.25 ℃时,三种酸的电离常数如下:
增大
化学式 CH3COOH H2CO3 HClO
电离常数/
(mol·L-1) 1.7×10-5 K1=4.2×10-7
K2=5.6×10-11 4.7×
10-8
cd
课堂 达标训练
1.下表是几种弱酸在常温下的电离常数:
下列说法不正确的是(　　)
A.碳酸的酸性强于氢硫酸
B.多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定
C.多元弱酸的各步电离之间无影响
D.向弱酸溶液中加少量NaOH溶液,电离常数
不变
C
CH3COOH 1.7×10-5
H2CO3
H2S
H3PO4
2.电导率是衡量电解质溶液导电能力大小的物理量,根据溶液电导率变化可以确定滴定反应的终点。下图是用KOH溶液分别滴定HCl溶液和CH3COOH溶液的滴定曲线示意图。A、B、C、D示意图中,能正确表示用NH3·H2O溶液滴定HCl和CH3COOH混合溶液的滴定曲线的是(　　)
D
解析　HCl为强电解质,CH3COOH为弱电解质,滴加NH3·H2O溶液,NH3·H2O先与HCl反应,生成同样为强电解质的NH4Cl,但溶液体积不断增大,溶液被稀释了,所以电导率下降。当HCl被中和完后,NH3·H2O继续与CH3COOH弱电解质反应,生成CH3COONH4强电解质,所以电导率增大。HCl与CH3COOH均反应完后,继续滴加NH3·H2O弱电解质,电导率变化不大,因为溶液被稀释,电导率有下降趋势。
3.体积相同的盐酸和醋酸两种溶液,n(Cl-)=n(CH3COO-)=0.01 mol,下列叙述错误的是(　　)
A.与NaOH完全中和时,醋酸所消耗的NaOH多
B.分别与足量CaCO3反应时,放出的CO2一样多
C.两种溶液的pH相等
D.分别用水稀释相同倍数时,n(Cl-)B
解析　体积相同的盐酸和醋酸两种溶液,n(Cl-)=n(CH3COO-)=0.01 mol,根据二者的电离方程式可知,二者电离出的c平(H+)相同,故pH相等,C项正确;由于CH3COOH不能完全电离,因此n(CH3COOH)>n(HCl),故与NaOH完全中和时,醋酸消耗的NaOH多,分别与足量CaCO3反应时,醋酸参与的反应放出的CO2多,A项正确、B项错误;分别用水稀释相同倍数时,醋酸的电离程度增大,n(CH3COO-)增大,而n(Cl-)不变,D项正确。
C
5.甲、乙两位同学设计实验确定某酸HA是弱电解质,实验方案如下:
甲:取质量、颗粒大小相等的锌粒于两支试管中,
同时分别加入浓度均为0.1 mol·L-1的HA溶液、稀
盐酸各10 mL,迅速按图安装好,观察现象。
乙:方案一:用pH计测定浓度为0.1 mol·L-1 HA溶液
的pH;
方案二:取pH=3的HA溶液5 mL,稀释至500 mL,再用pH计测其pH。
回答下列问题:
(1)甲同学设计的方案中,说明HA是弱电解质的实验现象是　　　　(填序号)。
A.加入两种酸溶液后,两个试管上方的气球同时鼓起,且一样大
B.加入HA溶液的试管上方的气球鼓起慢
C.加入稀盐酸的试管上方的气球鼓起慢
(2)乙同学设计的方案一中说明HA是弱电解质的现象是
　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
(3)乙同学设计的方案二中说明HA是弱电解质的pH的范围为　　　　　　。
B
测得0.1 mol·L-1的HA溶液的pH>1
3(4)丙同学为了进一步证明外界条件对弱电解质电离平衡移动的影响,设计如下实验:
①要使HA的电离程度和c平(H+)都减小,c平(A-)增大,可在0.1 mol·L-1的HA溶液中加入　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　;
②要使HA的电离程度减小,c平(H+)和c平(A-)都增大,可在0.1 mol·L-1的HA溶液中加入　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
NaA固体(或其他合理答案)
物质的量浓度大于0.1 mol·L-1的HA溶液
课后 巩固训练
A级　合格过关练
选择题只有1个选项符合题意
1.在醋酸溶液中,CH3COOH电离达到平衡的标志是(　　)
A.溶液显电中性
B.溶液中检测不出CH3COOH分子存在
C.氢离子浓度恒定不变
D.c平(H+)=c平(CH3COO-)
C
解析　无论是否达到平衡状态,溶液都呈电中性,故A错误;CH3COOH为弱电解质,其电离为可逆过程,溶液中应存在CH3COOH分子,故B错误;氢离子浓度恒定不变,说明正逆反应速率相等,达到平衡状态,故C正确;由于醋酸的电离程度未知,达到平衡时c平(H+)与c平(CH3COO-)关系不确定,且c平(H+)=c平(CH3COO-)不符合溶液电中性原则,故D错误。
2.(2025·天津阶段练习)用水稀释0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液,下列说法正确的是(　　)
C
3.(2025·辽宁沈阳阶段练习)下列事实能证明HCOOH是弱电解质的是(　　)
①相同条件下,用等浓度的HCl和HCOOH溶液做导电实验,后者灯泡暗
②等浓度、等体积的盐酸和HCOOH溶液中和碱时,中和碱的能力相同
③0.1 mol·L-1的HCOOH溶液pH=2
④HCOOH与Na2CO3反应放出CO2气体
⑤c平(H+)=0.1 mol·L-1的HCOOH溶液稀释至原体积的1 000倍,pH<4
A.①③⑤ B.③④ C.②④⑤ D.①②③
A
解析　①相同条件下,用等浓度的HCl和HCOOH溶液做导电实验,后者灯泡暗,表明HCOOH没有发生完全电离,从而说明HCOOH为弱酸,①符合题意;②在碱溶液中,不管是强酸还是弱酸,都发生完全电离,等浓度、等体积的盐酸和HCOOH溶液中和碱时,中和碱的能力相同,则不能说明HCOOH是强酸还是弱酸,②不符合题意;③0.1 mol·L-1的HCOOH溶液pH=2,c平(H+)<0.1 mol·L-1,则HCOOH为弱酸,③符合题意;④HCOOH与Na2CO3反应放出CO2气体,表明HCOOH的酸性比H2CO3强,不能说明HCOOH的酸性强弱,④不符合题意;⑤c平(H+)=0.1 mol·L-1的HCOOH溶液稀释至原体积的1 000倍,若HCOOH为强酸,其pH=4,现pH<4,表明HCOOH电离程度增大,HCOOH为弱酸,⑤符合题意;综合以上分析,①③⑤符合题意,故选A。
A
5.(2025·广东江门阶段练习)已知25 ℃时有关弱酸的电离平衡常数(单位为mol·L-1)如下表:
C
弱酸化学式 HX HY H2CO3
电离平衡常数 7.8×
10-5 3.7×
10-9
6.室温下,现有三种酸的稀溶液:a.HCl溶液,b.CH3COOH溶液,c.H2SO4溶液。下列说法正确的是(　　)
A.若三种酸溶液的浓度相同,则其pH的大小关系为c>a>b
B.同浓度同体积的三种酸溶液分别用氢氧化钠中和,所需氢氧化钠的物质的量的大小关系为c>a>b
C.pH相等的三种酸溶液中酸的物质的量浓度的大小关系为b>a>c
D.同pH同体积的三种酸溶液分别与少量且质量相同的Zn片反应,反应所需时间b>a>c
C
解析　A.HCl为一元强酸、H2SO4为二元强酸、CH3COOH为一元弱酸,相同浓度的三种酸溶液,pH的大小关系为b>a>c,故A错误;B.同浓度同体积的三种酸溶液中酸的物质的量相同,用氢氧化钠中和,所需氢氧化钠的物质的量的大小关系为a=ba>c,故C正确;D.同pH同体积的三种酸溶液分别与少量且质量相同的Zn片反应,反应所需时间b7.已知:
可判断H3BO3是　　　　酸。
解析　(1)根据题目信息中H3BO3的电离反应方程式和Ka的数值可知, H3BO3为一元弱酸。
一元弱
酸es 电离常数/(mol·L-1)
H2C2O4
HF 未知
H2CO3
H3BO3 Ka=5.8×10-10
(2)为了证明HF是弱酸,甲、乙、丙三位同学分别设计以下实验进行探究。
①甲同学取一定体积的HF溶液,滴入2滴紫色石蕊试液,显红色,再加入NaF固体观察到的现象是　　　　　　　　　　, 则证明HF为弱酸。
②乙同学取10 mL未知浓度的HF溶液,测其pH为a,然后用蒸馏水稀释至1 000 mL。再测其pH为b,若要证明HF为弱酸,则a、b应满足的关系是b<　　　　(用含a的代数式表示)。
③丙同学用pH试纸测得室温下0.10 mol·L-1的HF溶液的pH为2,则判定HF为弱酸,由丙同学的实验数据可得室温下HF的电离平衡常数约为　　　　 mol·L-1。
红色变浅
a+2
1.1×10-3
(3)25 ℃时,调节2.0×10-3 mol·L-1 HF溶液的pH(忽略体积变化),得到c(HF)、c(F-)与溶液pH的变化关系如图所示。请结合图中信息回答下列问题:
HF电离平衡常数的表达式Ka=　　　　　　,
电离平衡常数的值为　　　　 mol·L-1。
室温下,向HF溶液中滴加NaOH溶液至pH
=3.4时,c平(F-)∶c平(HF)=　　　　。
4.0×10-4
1∶1
C
9.(2022·全国乙卷)常温下,一元酸HA的Ka(HA)=1.0×10-3mol·L-1 。在某体系中,H+与A-不能穿过隔膜,未电离的HA可自由穿过该膜(如图所示)。
B
10.(1)已知:25 ℃时NH3·H2O的Kb=2.0×10-5 mol·L-1。
1.4×10-3
1×10-5

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