第52讲 弱电解质的电离平衡 2024高考化学一轮复习高频考点精讲（新教材新高考） 课件

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1.理解弱电解质在水溶液中的电离平衡。2.理解电离常数的含义，掌握电离常数的应用并能进行相关计算。
弱电解质的电离平衡及影响因素
2.电离平衡的建立在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质电离产生离子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。平衡建立过程如图所示：
5.外因对电离平衡的影响
(2)分别画出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。
6.判断弱电解质的三个思维角度角度一：弱电解质的定义，即弱电解质不能完全电离。(1)测定一定浓度的HA溶液的pH。(2)与同浓度盐酸比较导电性。(3)与同浓度的盐酸比较和锌反应的快慢。角度二：弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动。(1)从一定pH的HA溶液稀释前后pH的变化判断。(2)从升高温度后pH的变化判断。(3)从等体积、等pH的HA溶液与盐酸分别与过量的锌反应生成H2的量判断。
1.弱电解质溶液中至少存在两种共价化合物分子(　　　)2.氨气溶于水，当NH3·H2O电离出的c(OH－)＝c(　　)时，表明NH3·H2O电离处于平衡状态(　　　)3.一元弱碱BOH的电离方程式为BOH===B＋＋OH－ (　　　)
1.能证明蚁酸(HCOOH)是弱酸的实验事实是A.HCOOH溶液与Zn反应放出H2B.0.1 ml·L－1 HCOOH溶液可使紫色石蕊溶液变红C.HCOOH溶液与Na2CO3反应生成CO2D.常温时0.1 ml·L－1 HCOOH溶液的pH＝2.3
A、B项，只能证明蚁酸具有酸性，不能证明其酸性强弱，错误；C项，只能证明蚁酸的酸性比碳酸强，错误；D项，溶液的pH＝2.3，说明HCOOH未完全电离，正确。
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
加水促进电离，但氢离子浓度减小，A项错误；通入过量SO2气体发生反应：2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O，当SO2过量时溶液显酸性，而且酸性比H2S强，pH减小，B项错误；滴加新制氯水，发生反应：Cl2＋H2S===2HCl＋S↓，平衡向左移动，溶液pH减小，C项正确；加入少量硫酸铜固体，发生反应：H2S＋Cu2＋===CuS↓＋2H＋，H＋浓度增大，D项错误。
4.常温下，①100 mL 0.01 ml·L－1的CH3COOH溶液，②10 mL 0.1 ml·L－1的CH3COOH溶液。用“＞”“＝”或“＜”填写下列问题。(1)c(CH3COO－)：①_____②。(2)电离程度：①_____②。(3)在上述两种溶液中加入足量锌片。开始时的反应速率：①_____②，反应结束生成相同状况下H2的体积：①_____②。(4)与同浓度的NaOH溶液完全反应消耗NaOH溶液的体积：①____②。
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.特点(1)电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K增大。(2)电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，K越大，表示弱电解质越易电离，酸性或碱性越强。(3)多元弱酸的各步电离常数的大小关系是Ka1>Ka2>Ka3……，当Ka1≫Ka2时，计算多元弱酸中的c(H＋)或比较多元弱酸酸性的相对强弱时，通常只考虑第一步电离。
4.电离度(1)概念在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质分子总数的百分比。(2)表示方法
(3)影响因素①相同温度下，同一弱电解质，浓度越大，其电离度(α)越____。②相同浓度下，同一弱电解质，温度越高，其电离度(α)越_____。
1.同一弱电解质，浓度不同其电离常数一定不同(　　　)2.弱电解质的电离平衡右移，电离常数一定增大(　　　)3.某一弱电解质，电离度越大，电离常数就越大(　　　)4.常温下，依据Ka1(H2CO3)>Ka2(H3PO3)，可知碳酸的酸性比磷酸强(　　　)
一、利用电离常数判断弱电解质(酸碱性)的相对强弱1.部分弱酸的电离平衡常数如下表：
按要求回答下列问题：(1)HCOOH、H2S、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为______________________________。
HCOOH＞H2CO3＞H2S
(3)运用上述电离常数及物质的特性判断下列化学方程式不正确的是________(填序号)。
二、判断微粒浓度比值的大小2.常温下，将0.1 ml·L－1的CH3COOH溶液加水稀释，请填写下列表达式中的数据变化情况(填“变大”“变小”或“不变”)。
判断溶液中微粒浓度比值的三种方法
(1)将浓度之比转化为物质的量之比进行比较，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。(2)“假设法”，如上述问题(3)，假设无限稀释，c(CH3COO－)趋近于0，c(H＋)趋于10－7ml·L－1，故比值变小。(3)“凑常数”，解题时将某些粒子的浓度比值乘以或除以某种粒子的浓度，转化为一个常数与某种粒子浓度的乘积或相除的关系。
1.电离常数与电离度的关系已知25 ℃时，某浓度为c的一元弱酸HA的电离度为α，求该温度下的HA的电离常数(Ka)。
2.计算电离常数的思维方法(1)根据电离方程式，写出电离平衡常数表达式。(2)根据题干信息，结合电荷守恒、元素质量守恒，找出各微粒的浓度，代入表达式即可。(3)若有图像信息，可选择曲线上特殊点(能准确读出纵、横坐标的数值)，确定各微粒的浓度，最后代入平衡常数表达式计算。
题组一　根据溶液中微粒浓度的关系计算电离常数1.(单一溶液)已知标准状况下，1 L水能溶解V L二氧化硫气体，且饱和溶液中的SO2有 与水反应生成H2SO3，测得c(H＋)＝0.2 ml·L－1，计算该条件下的V＝________(已知H2SO3的第一步电离平衡常数Ka1＝0.02，忽略第二步电离和溶液体积的变化)。
2.(混合溶液)(1)常温下，向a ml·L－1 CH3COONa溶液中滴加等体积的b ml·L－1盐酸使溶液呈中性(不考虑盐酸和醋酸的挥发)，则醋酸的电离常数Ka＝____________(用含a和b的代数式表示)。
(2)常温下，将a ml·L－1的醋酸与b ml·L－1的Ba(OH)2溶液等体积混合，充分反应后，溶液中存在2c(Ba2＋)＝c(CH3COO－)，则该混合溶液中醋酸的电离常数Ka＝_________(用含a和b的代数式表示)。
题组二　利用图像节点或交点计算电离常数3.常温下，向20 mL 0.010 ml·L－1的HA溶液中逐滴加入0.010 ml·L－1的NaOH溶液，溶液中lg c(OH－)与所加NaOH溶液的体积(V)的关系如图。(1)判断HA为强酸还是弱酸。
答案　纵轴坐标为lg c(OH－)，在M点时，溶液中c(OH－)＝10－10 ml·L－1，常温时0.010 ml·L－1的HA溶液中c(H＋)＝10－4 ml·L－1，则HA为一元弱酸。
(2)若HA为弱酸，请计算在P点的电离平衡常数。
答案　在相同温度下，M、P点的电离常数相同，用M点计算电离常数。
则常温下：(1)Ka1＝________。
(2)Ka2＝________。
5.已知亚磷酸(H3PO3)为二元弱酸，常温下，向某浓度的亚磷酸溶液中逐滴加入一定物质的量浓度的KOH溶液，混合溶液的pH与离子浓度的关系如图所示。(1)写出亚磷酸的电离方程式：______________________、_____________________。
(3)根据图像计算亚磷酸的Ka1＝________。
1.(2020·北京，11)室温下，对于1 L 0.1 ml·L－1醋酸溶液。下列判断正确的是A.该溶液中CH3COO－的粒子数为6.02×1022B.加入少量CH3COONa固体后，溶液的pH降低C.滴加NaOH溶液过程中，n(CH3COO－)与n(CH3COOH)之和始终为0.1 ml
醋酸属于弱电解质，则0.1 ml醋酸中CH3COO－的粒子数小于6.02×1022，A错误；加入少量CH3COONa固体，抑制醋酸的电离，溶液的pH升高，故B错误；根据元素质量守恒，n(CH3COO－)＋n(CH3COOH)＝0.1 ml，故C正确；醋酸的酸性强于碳酸，则根据强酸制取弱酸，醋酸与Na2CO3溶液反应生成醋酸钠、二氧化碳和水，醋酸是弱电解质，离子反应中不能拆写，故D错误。
2.(2022·全国乙卷，13)常温下，一元酸HA的Ka(HA)＝1.0×10－3。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)。设溶液中c总(HA)＝c(HA)＋c(A－)，当达到平衡时，下列叙述正确的是A.溶液Ⅰ中c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)
C.溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)不相等D.溶液Ⅰ和Ⅱ中的c总(HA)之比为10－4
常温下，溶液Ⅰ的pH＝7.0，则溶液Ⅰ中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 ml·L－1，c(H＋)＜c(OH－)＋c(A－)，A错误；
根据题意，未电离的HA可自由穿过隔膜，故溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)相等，C错误；