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第28讲 弱电解质的电离平衡-备战2024年高考化学一轮复习精品课件（全国通用）
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这是一份第28讲 弱电解质的电离平衡-备战2024年高考化学一轮复习精品课件（全国通用），共19页。PPT课件主要包含了表达式等内容，欢迎下载使用。
考点 1 弱电解质的电离平衡
[温馨提示]强电解质主要是大部分离子化合物及某些共价化合物，弱电解质主要是某些共价化合物。
1．弱电解质的电离平衡
2．弱电解质的电离平衡 （1）电离平衡的建立 在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，达到电离平衡状态。
3．外因对电离平衡的影响 （1）浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越小，电离程度越大。 （2）温度：温度越高，电离程度越大。 （3）同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，可使电离平衡向结合成弱电解质分子的方向移动。 （4）化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使电离平衡向电离方向移动。
1．测定溶液中离子浓度变化的实验方法有多种，如： （1）有颜色的离子：通过溶液颜色的变化来判断，可用比色计测量离子浓度。 （2）H＋或OH－浓度：可用酸碱指示剂或pH计测量H＋或OH－浓度的变化。 （3）溶液的导电性：常用溶液的电导率，定量描述溶液的导电性。电解质溶液的电导率与离子浓度和离子所带电荷数成正比。 （4）冰醋酸加水稀释过程中溶液的电导率和pH随加水体积变化的曲线。
2．以0.1 ml·L－1 CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOH CH3COO－＋H＋ ΔH＞0的影响。
【温馨提示】结合有效碰撞理论，理解越稀越电离
平衡正向移动，越稀越电离。
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
（1）强电解质的溶液一定比弱电解质的溶液导电性强 ( )（2）强电解质都是离子化合物，而弱电解质都是共价化合物 ( )（3）稀醋酸加水稀释，醋酸电离程度增大，溶液的pH减小 ( )（4）常温下，向pH＝2的醋酸溶液中加入醋酸铵固体，可抑制醋酸的电离 ( )（5）常温下由0.1 ml·L－1一元碱BOH溶液的pH＝10，可推知BOH溶液存在BOH＝B＋＋OH－ ( )
3．室温下，下列事实不能说明NH3·H2O为弱电解质的是（ ）A．0.1 ml·L－1的氨水中c(OH－)<0.1 ml·L－1B．0.1 ml·L－1的氨水中c(NH4+)<0.1 ml·L－1C．相同条件下，浓度均为0.1 ml·L－1的NaOH溶液和氨水，氨水的导电能力弱D．0.1 ml·L－1的氨水能使无色酚酞溶液变红
【技巧点拨】电离平衡移动造成离子浓度变化的判断 1．稀释时溶液中c(H＋)或c(OH－)的变化：常采用“假设法”进行判断。先假设弱电解质不电离，求溶液中稀释后的c(H＋)或c(OH－)；然后考虑弱电解质还能继续电离，导致n(H＋)或n(OH－)要比假设情况的大，c(H＋)或c(OH－)也就随之发生变化。 2．溶液中某些离子浓度比值的变化 对弱电解质平衡移动过程中某些离子浓度比值的变化常用两种方法分析：第一种方法是将浓度之比转化为物质的量进行比较，这样分析起来可以忽略溶液体积的变化，只需分析微粒数目的变化即可。第二种方法是“凑常数”，解题时将某些离子的浓度比值关系，乘以或除以某种离子的浓度，将会转化为一个常数与某种离子浓度乘积或相除的关系。
考点 2 电离平衡常数
1．概念 在一定条件下，弱电解质达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度(幂次方)的乘积与溶液中未电离的分子浓度的比值是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K(弱酸用Ka，弱碱用Kb)表示。
3．电离常数意义：相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的酸性或碱性相对越强。 4．电离常数的影响因素 （1）电离常数只与温度有关，与电解质的浓度、酸碱性无关，由于电离过程是吸热的，故温度升高，K增大。 （2）多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是K1≫K2≫K3……，其理由是前一步电离出的H＋抑制下一步的电离，故其酸性主要决定于第一步电离。
结合教材中的H2CO3的电离平衡常数K1＝4.4×10－7，K2＝4.7×10－11，有人认为K1、K2差别很大的主要原因是第一步电离产生的H＋对第二步的电离起抑制作用造成的。你认为这种观点对吗？试从影响平衡常数因素的角度阐明你的观点。
这种观点不正确，电离常数与温度有关，与溶液中的H＋浓度无关。其差别大的主要原因是从HCO 负电荷上解离一个正电荷(H＋)比从中性分子(H2CO3)中解离一个正电荷(H＋)克服微粒之间的作用要大，即内因影响电离常数。
2．（2022届成都模拟）已知下面三个数据：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分别是下列有关的三种酸的电离常数(25 ℃)，若已知下列反应可以发生：NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2 NaCN＋HF===HCN＋NaF NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。由此可判断下列叙述中不正确的是（ ） A．K(HF)＝7.2×10－4 B．K(HNO2)＝4.9×10－10 C．根据两个反应即可得出一元弱酸的强弱顺序为HF＞HNO2＞HCN D．K(HCN)＜K(HNO2)＜K(HF)
1．(2019·高考全国卷Ⅲ)设NA为阿伏加德罗常数值。关于常温下pH＝2的H3PO4溶液，下列说法正确的是（ ） A．每升溶液中的H＋数目为0.02NA B．c(H＋)＝c(H2PO4－)＋2c(HPO42－)＋3c(PO43－)＋c(OH－) C．加水稀释使电离度增大，溶液pH减小 D．加入NaH2PO4固体，溶液酸性增强
2．(2021全国乙卷)HA是一元弱酸，难溶盐MA的饱和溶液中c(M＋)随c(H＋)而变化，M＋不发生水解。实验发现，298K时c2(M＋)～c(H＋)为线性关系，如下图中实线所示。下列叙述错误的是（ ） A．溶液pH＝4时，c(M＋)＜3.0×10－4ml·L－1 B．MA的溶度积Ksp(MA)＝5.00×10－8 C．溶液pH＝7时，c(M＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－) D．HA的电离常数Ka(HA)≈2.0×10－4
考点 1 弱电解质的电离平衡
[温馨提示]强电解质主要是大部分离子化合物及某些共价化合物，弱电解质主要是某些共价化合物。
1．弱电解质的电离平衡
2．弱电解质的电离平衡 （1）电离平衡的建立 在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，达到电离平衡状态。
3．外因对电离平衡的影响 （1）浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越小，电离程度越大。 （2）温度：温度越高，电离程度越大。 （3）同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，可使电离平衡向结合成弱电解质分子的方向移动。 （4）化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使电离平衡向电离方向移动。
1．测定溶液中离子浓度变化的实验方法有多种，如： （1）有颜色的离子：通过溶液颜色的变化来判断，可用比色计测量离子浓度。 （2）H＋或OH－浓度：可用酸碱指示剂或pH计测量H＋或OH－浓度的变化。 （3）溶液的导电性：常用溶液的电导率，定量描述溶液的导电性。电解质溶液的电导率与离子浓度和离子所带电荷数成正比。 （4）冰醋酸加水稀释过程中溶液的电导率和pH随加水体积变化的曲线。
2．以0.1 ml·L－1 CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOH CH3COO－＋H＋ ΔH＞0的影响。
【温馨提示】结合有效碰撞理论，理解越稀越电离
平衡正向移动，越稀越电离。
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
（1）强电解质的溶液一定比弱电解质的溶液导电性强 ( )（2）强电解质都是离子化合物，而弱电解质都是共价化合物 ( )（3）稀醋酸加水稀释，醋酸电离程度增大，溶液的pH减小 ( )（4）常温下，向pH＝2的醋酸溶液中加入醋酸铵固体，可抑制醋酸的电离 ( )（5）常温下由0.1 ml·L－1一元碱BOH溶液的pH＝10，可推知BOH溶液存在BOH＝B＋＋OH－ ( )
3．室温下，下列事实不能说明NH3·H2O为弱电解质的是（ ）A．0.1 ml·L－1的氨水中c(OH－)<0.1 ml·L－1B．0.1 ml·L－1的氨水中c(NH4+)<0.1 ml·L－1C．相同条件下，浓度均为0.1 ml·L－1的NaOH溶液和氨水，氨水的导电能力弱D．0.1 ml·L－1的氨水能使无色酚酞溶液变红
【技巧点拨】电离平衡移动造成离子浓度变化的判断 1．稀释时溶液中c(H＋)或c(OH－)的变化：常采用“假设法”进行判断。先假设弱电解质不电离，求溶液中稀释后的c(H＋)或c(OH－)；然后考虑弱电解质还能继续电离，导致n(H＋)或n(OH－)要比假设情况的大，c(H＋)或c(OH－)也就随之发生变化。 2．溶液中某些离子浓度比值的变化 对弱电解质平衡移动过程中某些离子浓度比值的变化常用两种方法分析：第一种方法是将浓度之比转化为物质的量进行比较，这样分析起来可以忽略溶液体积的变化，只需分析微粒数目的变化即可。第二种方法是“凑常数”，解题时将某些离子的浓度比值关系，乘以或除以某种离子的浓度，将会转化为一个常数与某种离子浓度乘积或相除的关系。
考点 2 电离平衡常数
1．概念 在一定条件下，弱电解质达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度(幂次方)的乘积与溶液中未电离的分子浓度的比值是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K(弱酸用Ka，弱碱用Kb)表示。
3．电离常数意义：相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的酸性或碱性相对越强。 4．电离常数的影响因素 （1）电离常数只与温度有关，与电解质的浓度、酸碱性无关，由于电离过程是吸热的，故温度升高，K增大。 （2）多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是K1≫K2≫K3……，其理由是前一步电离出的H＋抑制下一步的电离，故其酸性主要决定于第一步电离。
结合教材中的H2CO3的电离平衡常数K1＝4.4×10－7，K2＝4.7×10－11，有人认为K1、K2差别很大的主要原因是第一步电离产生的H＋对第二步的电离起抑制作用造成的。你认为这种观点对吗？试从影响平衡常数因素的角度阐明你的观点。
这种观点不正确，电离常数与温度有关，与溶液中的H＋浓度无关。其差别大的主要原因是从HCO 负电荷上解离一个正电荷(H＋)比从中性分子(H2CO3)中解离一个正电荷(H＋)克服微粒之间的作用要大，即内因影响电离常数。
2．（2022届成都模拟）已知下面三个数据：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分别是下列有关的三种酸的电离常数(25 ℃)，若已知下列反应可以发生：NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2 NaCN＋HF===HCN＋NaF NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。由此可判断下列叙述中不正确的是（ ） A．K(HF)＝7.2×10－4 B．K(HNO2)＝4.9×10－10 C．根据两个反应即可得出一元弱酸的强弱顺序为HF＞HNO2＞HCN D．K(HCN)＜K(HNO2)＜K(HF)
1．(2019·高考全国卷Ⅲ)设NA为阿伏加德罗常数值。关于常温下pH＝2的H3PO4溶液，下列说法正确的是（ ） A．每升溶液中的H＋数目为0.02NA B．c(H＋)＝c(H2PO4－)＋2c(HPO42－)＋3c(PO43－)＋c(OH－) C．加水稀释使电离度增大，溶液pH减小 D．加入NaH2PO4固体，溶液酸性增强
2．(2021全国乙卷)HA是一元弱酸，难溶盐MA的饱和溶液中c(M＋)随c(H＋)而变化，M＋不发生水解。实验发现，298K时c2(M＋)～c(H＋)为线性关系，如下图中实线所示。下列叙述错误的是（ ） A．溶液pH＝4时，c(M＋)＜3.0×10－4ml·L－1 B．MA的溶度积Ksp(MA)＝5.00×10－8 C．溶液pH＝7时，c(M＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－) D．HA的电离常数Ka(HA)≈2.0×10－4
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