高中化学人教版 (2019)选择性必修1第一节 电离平衡学案

这是一份高中化学人教版 (2019)选择性必修1第一节 电离平衡学案，共11页。

1．了解电解质的概念，了解强电解质和弱电解质的概念。
2．理解电解质在水中的电离以及电解质溶液的导电性。
3．学会正确书写电离方程式。
4．理解弱电解质在水中的电离平衡，能利用电离平衡常数进行相关计算。
图说考点
必备基础——自学·尝试
[新知预习]
一、强电解质和弱电解质
1．电解质和非电解质：
(1)电解质
①定义：在________________能导电的化合物。
②常见物质：________、________、________、活泼金属氧化物、水等。
(2)非电解质
①定义：在________________都不能导电的化合物。
②常见物质：____________、____________、____________、____________等(填四种物质)。
2．强、弱电解质：
(1)强电解质在水中________的电解质__________、________和绝大多数________。
(2)弱电解质在水中________的电解质__________、________和水。
二、弱电解质的电离平衡
1．电离平衡：在一定条件(如温度、浓度)下，当弱电解质在溶液中电离成离子的速率和离子结合成分子的速率________时，电离过程就达到了平衡状态。与化学平衡一样，具有逆、等、动、定、变的特征。
2．图像描述
3．电离方程式：
弱电解质的电离过程是可逆的，其电离方程式用“⇌”表示。例如：
CH3COOH：
________________________________________________________________________
NH3·H2O：
________________________________________________________________________
4．电离平衡的特征
三、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，溶液中电离的各离子________________与未电离的分子的________的比值是一个常数。
2．表达式：对于HA⇌H＋＋A－，K＝
________________________________________________________________________。
3．影响因素：
(1)电离平衡常数只与________有关，升高________，K值增大。
(2)在相同条件下，弱酸的电离常数越大，酸性________。
(3)多元弱酸的各级电离常数的大小关系是________，所以其酸性决定于第一步电离。
[即学即练]
1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”
(1)电解质不一定能导电，能导电的物质不一定是电解质。( )
(2)电离常数可以表示弱电解质的相对强弱。( )
(3)氨水能够导电，所以氨水是电解质。( )
(4)在水溶液中，以分子和离子的形式共存的电解质是弱电解质。( )
(5)溶解度大的电解质一定是强电解质。( )
(6)强电解质溶液导电能力一定比弱电解质溶液的导电能力强( )
2．下列各组关于强电解质、弱电解质、非电解质的归类，完全正确的是( )
3.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．氢离子浓度不再改变
D．溶液中CH3COOH和CH3COO－浓度相等
4．在0.1 ml·L－1CH3COOH溶液中存在如下电离平衡：CH3COOH⇌CH3COO－＋H＋，对于该平衡，下列叙述正确的是( )
A．温度升高，平衡逆向移动
B．加入少量NaOH固体，平衡正向移动
C．加入少量0.1 ml·L－1HCl溶液，溶液中c(H＋)减小
D.加入少量醋酸钠固体，CH3COOH溶液的电离程度增大
5．在25 ℃时，相同浓度的HF、CH3COOH和HCN(氢氰酸)溶液，它们的电离平衡常数分别是7.2×10－4、1.8×10－5、4.9×10－10，其中，氢离子的浓度最大的是________，未电离的溶质分子浓度最大的是________。能与CH3COONa反应的是________(填“HF”“HCN”或“HCN和HF”)。
核心素养——探究·分享
提升点一 强弱电解质的判断
例1 现有①硫酸铜晶体、②碳酸钙固体、③纯磷酸、④硫化氢、⑤三氧化硫、⑥金属镁、⑦石墨、⑧固态苛性钾、⑨氨水、⑩熟石灰固体，其中
(1)属于强电解质的是________(填序号，下同)；
(2)属于弱电解质的是________；
(3)属于非电解质的是________；
(4)既不是电解质，又不是非电解质的是________；
(5)能导电的是________。
状元随笔 几个概念的关系：
[提升1] 下列说法正确的一组是( )
①难溶于水的盐都是弱电解质 ②可溶于水的盐都是强电解质 ③0.5 ml·L－1的一元酸溶液中H＋浓度一定为0.5 ml·L－1 ④强酸溶液中的H＋浓度一定大于弱酸溶液中的H＋浓度 ⑤电解质溶液导电的原因是溶液中有自由移动的阴、阳离子 ⑥电解质在熔融状态下都能导电
A．①③⑤⑥ B．②④⑤⑥
C．只有⑤ D．只有⑥
状元随笔 电解质溶液的导电能力与电解质强弱无关，导电能力取决于溶液中离子浓度及离子所带电荷数。离子浓度大，离子所带电荷多，则导电能力强。
关键能力
1.强电解质和弱电解质的比较
2.常见强、弱电解质的类别
强电
解质
弱电解质
状元随笔 特殊：(CH3COO)2Pb是可溶于水的盐，但是难电离，只有部分电离，故属于弱电解质。
提升点二 电离平衡及其移动
例2 在氨水中存在下列电离平衡：＋OH－，下列情况能引起电离平衡正向移动的有( )
①加NH4Cl固体 ②加NaOH溶液 ③通入HCl ④加CH3COOH溶液 ⑤加水 ⑥加压
A．①③⑤ B．①④⑥
C．③④⑤ D．①②④
状元随笔 加水稀释平衡移动方向可类比气体反应中的减压。
[提升2] 将浓度为0.1 ml·L－1HF溶液加水不断稀释，下列各量始终保持增大的是( )
A．c(H＋) B．Ka(HF)
C．D．
状元随笔 C选项判断可运用极限法分析：无限稀释，c(F－)无限变小，c(H＋)无限接近10－7 ml·L－1，故变小。
关键能力
一、外界条件对电离平衡影响的规律
1．升高温度平衡向电离的方向移动；降低温度平衡向离子结合成分子的方向移动。
2．加水稀释平衡向电离的方向移动。电解质溶液的浓度越小其电离程度就越大。
3．加入含有弱电解质离子的强电解质时平衡向离子结合成分子的方向移动。
4．加入能与弱电解质离子反应的物质时电离平衡向电离的方向移动。
状元随笔 弱电解质的电离是吸热的过程
勒夏特列原理(平衡移动原理)也适用于电离平衡。
二、以CH3COOH⇌CH3COO－＋H＋为例，分析外界条件的改变对电离平衡的影响
提升点三 电离平衡常数的应用
例3 对于弱酸，在一定温度下达到电离平衡时，各微粒的浓度存在一种定量的关系。下表是几种常见弱酸的电离常数(25 ℃)：
回答下列问题
(1)CH3COOH、H2CO3、H2S、H3PO4四种酸的酸性由强到弱的顺序为________________________________________________________________________。
(2)多元弱酸是分步电离的，每一步都有相应的电离常数，对于同一种多元弱酸的K1、K2、K3之间存在着数量上的规律，此规律是________________________________________________________________________________________________________________________________________________，
产生此规律的原因是
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(3)电离常数是用实验的方法测定出来的。现已经测得25 ℃时c ml·L－1的醋酸溶液中c(H＋)＝a ml·L－1，试用a、c表示该温度下醋酸的电离常数K(CH3COOH)＝________。
状元随笔 溶液中电离平衡常数的计算思路和化学平衡中一样，模式都可以用“三段式”。
[提升3] 已知H2A、H2B的相关电离常数有如下关系：H2A>H2B>HA－>HB－，下列化学方程式一定正确的是( )
A．NaHB＋H2A===H2B＋NaHA
B．Na2B＋H2A===H2B＋Na2A
C．H2B＋Na2A===Na2B＋H2A
D．H2B＋NaHA===NaHB＋H2A
状元随笔 复分解反应中的一般规律：酸性较强的酸可以生成酸性较弱的酸，从而判断酸性的相对强弱。
关键能力
电离平衡常数的应用及注意事项
(1)有关电离平衡的计算有①已知某弱酸或弱碱的物质的量浓度和电离常数，计算其电离出的离子浓度；②已知平衡时弱酸或弱碱的物质的量浓度和溶液中的离子浓度，计算电离常数。
(2)电离平衡的有关计算类似于化学平衡的有关计算，可利用“三段式法”分析，列出化学平衡等式关系，代入数据计算。
(3)若两离子浓度相差100倍以上，进行加减运算时，可忽略离子浓度较小的数值。
(4)对于同一弱电解质而言，电离常数只随温度的变化而改变，与溶液的浓度无关。
(5)相同的温度下，电离常数越大，对应弱电解质的电离能力越强。Ka较大的弱酸可以与Ka较小的弱酸的盐反应，即较强酸可以制取较弱酸。
素养形成——自测·自评
1.下列各组物质中都属于弱电解质的一组是( )
A．NH3、SO2、H2O、HI
B．HF、H2O、NH3·H2O、H2SO3
C．BaSO4、Cl2、HClO、H2S
D．NaHSO3、H2O、CO2、H2CO3
2．下列关于电离常数的说法正确的是( )
A．电离常数越小，表示弱电解质的电离能力越弱
B．电离常数与温度无关
C．不同浓度的同一弱电解质，其电离常数不同
D．多元弱酸各步电离常数相互关系为K1＜K2＜K3
3．在相同温度下，100 mL 0.01 ml·L－1CH3COOH溶液与10 mL 0.1 ml·L－1 CH3COOH溶液相比，前者一定大于后者的是( )
A．中和时所需NaOH的量
B．电离程度
C．c(H＋)
D．n(CH3COOH)
4．已知下列三个数据：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分别是三种酸的电离平衡常数，若已知这些酸可发生如下反应：
①NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2；
②NaCN＋HF===HCN＋NaF；
③NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。
由此判断下列叙述中不正确的是( )
A．HF的电离平衡常数为7.2×10－4
B．HNO2的电离平衡常数为4.9×10－10
C．根据①③两个反应即可知三种酸的相对强弱
D．HNO2的电离平衡常数比HCN大，比HF小
5．25 ℃时，部分物质的电离常数如表所示：
请回答下列问题：
(1)H2S的一级电离常数表达式为Ka1＝________。
(2)CH3COOH、H2C2O4、H2S的酸性由强到弱的顺序为
________________________________________________________________________。
(3)H2C2O4与少量的KOH溶液反应的化学方程式为
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(4)NaHS溶液与NaHC2O4溶液反应的离子方程式为
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(5)H＋浓度相同、等体积的两份溶液A(盐酸)和B(CH3COOH)分别与锌粉反应，若最后仅有一份溶液中存在锌，放出氢气的质量相同，则下列说法正确的是________(填序号)。
①反应所需要的时间：B>A ②开始反应时的速率：A>B ③参加反应的锌的物质的量：A＝B ④反应过程的平均速率：B>A ⑤B中有锌剩余
练后感悟
1．弱电解质的电离平衡同化学平衡类似，可用勒夏特列原理解释有关电离平衡移动的问题。
2．条件改变时，电离平衡会发生移动，但电离平衡常数K不一定改变，只有温度改变时K才改变。
第三章 水溶液中的离子反应与平衡
第一节 电离平衡
必备基础
新知预习
一、
1．(1)水溶液中或熔融状态下 酸 碱 盐 (2)①水溶液中和熔融状态下 ②CO2 NH3 酒精 蔗糖
2．(1)完全电离 强酸 强碱 盐 (2)不完全电离 弱酸 弱碱
二、
1．相等
2．电离平衡
3．CH3COOH⇌CH3COO－＋H＋ NH3·H2O⇌＋OH－
4．弱 弱电解质分子电离成离子的速率 离子结合成弱电解质分子的速率 动态 保持恒定 会发生移动
三、
1．浓度幂的乘积 浓度幂
2. eq \f(c（H＋）·c（A－）,c（HA）)
3．(1)温度 温度 (2)越强 (3)K1≫K2
即学即练
1．答案：(1)√ (2)√ (3)× (4)√ (5)× (6)×
2．解析：A项，Fe既不是电解质，也不是非电解质；B项，NH3是非电解质，BaSO4是强电解质；D项，H2O是弱电解质。
答案：C
3．解析：CH3COOH电离达到平衡时，未电离的电解质分子和其电离出的离子浓度不再改变，C项正确。
答案：C
4．解析：因为电离是吸热过程，所以温度升高向电离方向移动，A错误；加入少量同浓度的盐酸，由于HCl完全电离，所以氢离子浓度增大，C错误；加入少量醋酸钠，由于醋酸根离子浓度增大，所以平衡逆向移动，醋酸电离程度减小，因此D错误。
答案：B
5．解析：一定温度下，当溶液的浓度一定时，c(H＋)随电离常数的增大而增大。题中K(HF)＞K(CH3COOH)＞K(HCN)，故氢离子浓度最大的是HF溶液，余下的未电离的HF分子浓度最小，而HCN溶液中未电离的HCN分子浓度最大。根据“强酸制弱酸”的原理可知：HF能与CH3COONa反应。
答案：HF HCN HF
核心素养
例1 解析：(1)强电解质是溶于水全部电离的电解质，①②⑧⑩是强电解质；
(2)③④是溶于水部分电离的电解质，属弱电解质；
(3)⑤属于化合物，它的水溶液虽然导电，但并不是它自身电离使溶液导电，所以是非电解质；
(4)⑥⑦都是单质，⑨是混合物，既不是电解质也不是非电解质；
(5)⑥⑦中均有能够自由移动的电子，⑨中有自由移动的离子，都能导电，其他物质都没有自由移动的电子或离子，所以不导电。
答案：(1)①②⑧⑩ (2)③④ (3)⑤ (4)⑥⑦⑨
(5)⑥⑦⑨
提升1 解析：电解质的强弱与溶解性无关，难溶于水的盐可能是强电解质，如硫酸钡，可溶于水的盐可能是弱电解质，如醋酸铅，故①②错误；0.5 ml·L－1一元酸溶液中H＋浓度不一定为，如醋酸溶液，故③错误；H＋浓度与酸的浓度、分子中H的个数以及电离程度等有关，则强酸溶液中的H＋浓度不一定大于弱酸溶液中的H＋浓度，故④错误；电解质溶液导电的原因是溶液中有自由移动的阴、阳离子，故⑤正确；酸在熔融状态下均不能导电，故⑥错误。
答案：C
例2 解析：①加入NH4Cl固体相当于加入，平衡左移；②加入OH－，平衡左移；③通入HCl，相当于加入H＋，中和OH－，平衡右移；④加CH3COOH溶液，相当于加H＋，中和OH－，平衡右移；⑤加水稀释，越稀越电离，平衡右移；⑥无气体参加和生成，加压对电离平衡无影响。
答案：C
提升2 解析：弱酸稀释时，电离平衡正向移动，溶液中n(H＋)增大，但c(H＋)减小，选项A错误；弱酸的Ka只与温度有关，温度不变，Ka不变，选项B错误；因为在同一溶液中，所以c(F－)/c(H＋)＝n(F－)/n(H＋)，随溶液的稀释，弱酸对水的电离的抑制作用减弱，水电离出的H＋逐渐增多，所以c(F－)/c(H＋)逐渐减小，选项C错误；在同一溶液中，c(H＋)/c(HF)＝n(H＋)/n(HF)随溶液的稀释，HF的电离平衡正向移动，n(H＋)增大，n(HF)减小，所以c(H＋)/c(HF)始终保持增大，选项D正确。
答案：D
例3 解析：(1)弱酸的电离平衡常数越大，酸性越强。(2)多元弱酸前一步电离出的H＋会抑制后面的电离。(3)电离平衡常数K＝。
答案：(1)H3PO4>CH3COOH>H2CO3>H2S
(2)K1∶K2∶K3＝1∶10－5∶10－10 上一级电离产生的H＋对下一级电离有抑制作用
(3)
提升3 解析：根据电离常数的大小进行酸性强弱的判断。A项，符合强酸制弱酸的原理，A项正确；B项，因为电离常数：H2A>H2B>HA－>HB－，故Na2B与H2A反应生成NaHA和NaHB，B项错误；C项，H2B＋Na2A===Na2B＋H2A不符合强酸制弱酸的原理，C项错误；D项，H2B＋NaHA===NaHB＋H2A不符合强酸制弱酸的原理，D项错误。
答案：A
素养形成
1．解析：NH3、SO2均为非电解质，HI是强电解质，A项错误；B组中的各化合物在水中都能部分电离，均为弱电解质，B项正确；BaSO4溶解度很小，但溶于水的BaSO4全部电离，是强电解质，Cl2是单质，既不是电解质也不是非电解质，C项错误；NaHSO3是盐，溶于水时全部电离，是强电解质，H2O、H2CO3为弱电解质，CO2是非电解质，D项错误。
答案：B
2．解析：电离常数的大小直接反映了弱电解质的电离能力， A项正确；电离常数只与温度有关，因为弱电解质电离吸热，温度升高，电离常数增大，除温度外，电离常数与其他因素无关，B、C项错误；对于多元弱酸，第一步电离产生的H＋对第二步电离起抑制作用，故K1≫K2≫K3，D项错误。
答案：A
3．解析：两溶液中的醋酸与NaOH反应时所能电离出的H＋的物质的量相等，中和时消耗NaOH的量相同，A项错误；弱酸的浓度越小，其电离程度越大，溶液中n(H＋)、n(CH3COO－)越大，但c(H＋)越小，B项正确，C项错误；在两溶液中n(CH3COO－)＋n(CH3COOH)＝0.001 ml，因此弱酸的浓度越小，n(CH3COO－)越大，n(CH3COOH)越小，D项错误。
答案：B
4．解析：依据发生的反应符合“以强制弱”规律，可判断HF、HNO2、HCN的酸性依次减弱，酸性越强，电离平衡常数越大，可得HF、HNO2、HCN的电离平衡常数依次为7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10，A、D项正确，B项错误；由反应①可得酸性：HNO2＞HCN，由反应③可得酸性：HF＞HNO2，C项正确。
答案：B
5．解析：(1)H2S为弱电解质，不能完全电离，其一级电离方程式为H2S⇌HS－＋H＋，则一级电离常数表达式为Ka1＝。
(2)多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定，故多元弱酸的一级电离常数越大，酸性越强，则CH3COOH、H2C2O4、H2S的酸性由强到弱的顺序为H2C2O4>CH3COOH>H2S。
(3)H2C2O4与少量的KOH溶液反应生成KHC2O4，化学方程式为H2C2O4＋KOH===KHC2O4＋H2O。
解析： (4)酸性强于H2S则NaHS溶液与NaHC2O4溶液反应的离子方程式为===H2C2。
(5)H＋浓度相同、等体积的盐酸和醋酸，由于醋酸是弱酸，在水溶液中存在电离平衡，所以含有未电离的醋酸分子，因此二者分别和锌反应，若最后仅有一份溶液中存在锌，且放出氢气的质量相等，则盐酸反应完全，醋酸有剩余。由于反应过程中醋酸不断电离出H＋，故c(H＋)比盐酸的大，所以平均速率：B>A，反应所需要的时间：B答案：(1)
(2)H2C2O4>CH3COOH>H2S
(3)H2C2O4＋KOH===KHC2O4＋H2O
===H2C2
(5)③④
选项
类别
A
B
C
D
强电解质
Fe
NaCl
CaCO3
HNO3
弱电解质
CH3COOH
NH3
H3PO4
Fe(OH)3
非电解质
蔗糖
BaSO4
酒精
H2O
强电解质
弱电解质
定义
在水溶液中(或熔融状态下)能完全电离的电解质
在水溶液中只有部分电离的电解质
化合物
类型
离子化合物、某些强极性键共价化合物(HF除外)
某些弱极性键共价化合物
电离
程度
完全电离
只有部分电离
实例
强酸：如H2SO4、HCl、HClO4等；强碱：如、等；绝大多数盐：如NaCl、BaSO4等；活泼金属氧化物如Na2O、CaO等
弱酸：如H2CO3、CH3COOH等；弱碱：如NH3·H2O、等；两性氢氧化物：如Al(OH)3等；水；极少数盐：如(CH3COO)2Pb
电离
程度
不可逆过程
可逆过程，存在电离平衡
溶液中
的电解
质微粒
只有电离出的阴、阳离子，不存在电解质分子
既有电离出的阴、阳离子，又有电解质分子
电离
方程式
用“===”连接
用“⇌”连接
共同
特点
在水溶液中或熔融状态下能产生自由移动的离子
条件改变
平衡移动方向
电离程度
c(H＋)
c(CH3COO－)
导电能力
加入浓盐酸
左移
减小
增大
减小
增强
加入冰醋酸
右移
减小
增大
增大
增强
加入氢氧化钠固体
右移
增大
减小
增大
增强
加入醋酸钠固体
左移
减小
减小
增大
增强
加水
右移
增大
减小
减小
减弱
升高温度
右移
增大
增大
增大
增强
加入氯化钠固体
不移动
不变
不变
不变
增强
酸
电离方程式
电离常数K
CH3COOH
CH3COOH⇌CH3COO－＋H＋
K＝
K110－7
K210－11
H2S
K110－8
K2
K1＝7.52×10－3
K2＝6.23×10－8
K3＝2.20×10－13
化学式
CH3COOH
H2C2O4
H2S
电离
常数
1.75×10－5
Ka1＝5.6×10－2
Ka2＝1.5×10－4
Ka1 ＝1.1×10－7
Ka2＝1.3×10－13