第八章水溶液中的離子平衡考綱解讀1.了解電解質(zhì)的概念。了解強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念。2.理解電解質(zhì)在水溶液中的電離，以及電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性。3.理解弱電解質(zhì)在水中的電離平衡，能利用電離平衡常數(shù)進(jìn)行相關(guān)計(jì)算。4.了解水的電離、離子積常數(shù)。5.了解溶液pH的含義及其測定方法，能進(jìn)行pH的簡單計(jì)算。6.了解鹽類水解的原理、影響鹽類水解程度的主要因素、鹽類水解的應(yīng)用。7.了解難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡。理解溶度積(Ksp)的含義，能進(jìn)行相關(guān)的計(jì)算。第24講弱電解質(zhì)的電離平衡1.強(qiáng)、弱電解質(zhì)(1)定義與物質(zhì)類別(2)與化合物類別的關(guān)系強(qiáng)電解質(zhì)主要是大部分離子化合物及某些共價(jià)化合物，弱電解質(zhì)主要是某些共價(jià)化合物。(3)電離方程式的書寫“強(qiáng)等號，弱可逆，多元弱酸分步離”強(qiáng)電解質(zhì)：如H2SO4：H2SO4=2HSO。弱電解質(zhì)：a一元弱酸，如CH3COOH：CH3COOHCH3COOH。b多元弱酸，分步分離，電離方程式只寫第一步，如H2CO3：H2CO3HHCO。c多元弱堿，分步電離，一步書寫。如Fe(OH)3：Fe(OH)3Fe33OH。酸式鹽：a強(qiáng)酸的酸式鹽如NaHSO4在水溶液中：NaHSO4=NaHSO；熔融時(shí)：NaHSO4=NaHSO。b弱酸的酸式鹽：如NaHCO3：NaHCO3=NaHCO。2弱電解質(zhì)的電離平衡(1)電離平衡的建立(2)電離平衡的特征 (3)外界條件對電離平衡的影響溫度：溫度升高，電離平衡正向移動(dòng)，電離程度增大。濃度：稀釋溶液，電離平衡正向移動(dòng)，電離程度增大。同離子效應(yīng)：加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，電離平衡逆向移動(dòng)，電離程度減小。加入能反應(yīng)的物質(zhì)：電離平衡正向移動(dòng)，電離程度增大。3電離平衡常數(shù)(1)表達(dá)式一元弱酸HA的電離常數(shù)：根據(jù)HAHA，可表示為Ka。一元弱堿BOH的電離常數(shù)：根據(jù)BOHBOH，可表示為Kb。(2)特點(diǎn)電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，與電解質(zhì)的濃度、酸堿性無關(guān)，由于電離過程是吸熱的，故溫度升高，K增大。多元弱酸是分步電離的，各級電離常數(shù)的大小關(guān)系是K1K2，所以其酸性主要決定于第一步電離。(3)意義相同條件下，K值越大，表示該弱電解質(zhì)越易電離，所對應(yīng)的酸性或堿性相對越強(qiáng)。(4)影響因素4電離度(1)概念：一定條件下，當(dāng)弱電解質(zhì)在溶液中達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液中已經(jīng)電離的電解質(zhì)分子數(shù)占原來弱電解質(zhì)總分子數(shù)的百分?jǐn)?shù)。(2)表達(dá)式：100%。(3)意義：衡量弱電解質(zhì)的電離程度，在相同條件下(濃度、溫度相同)，不同弱電解質(zhì)的電離度越大，弱電解質(zhì)的電離程度越大。1判斷正誤，正確的畫“”，錯(cuò)誤的畫“”，并指明錯(cuò)因。(1)稀釋氨水時(shí)，電離平衡正向移動(dòng)，c(NH3H2O)減小，c(NH)增大。()錯(cuò)因：稀釋氨水時(shí)，c(NH3H2O)、c(NH)均減小。(2)由0.1 molL1一元堿BOH的pH10，可知溶液存在BOH=BOH。()錯(cuò)因：0.1 molL1的BOH pH10，說明其c(OH)104 molL1，僅極少部分電離，其電離方程式用“”。(3)0.1 molL1的CH3COOH與0.01 molL1的CH3COOH中，c(H)之比為101。()錯(cuò)因：加水稀釋，電離程度增大，所以0.1_molL1的CH3COOH與0.01_molL1的CH3COOH中c(H)之比小于101。(4)H2CO3的電離常數(shù)表達(dá)式：Ka。()錯(cuò)因：H2CO3為二元弱酸，分步電離，其中Ka1，Ka2。(5)弱電解質(zhì)的電離平衡右移，電離平衡常數(shù)一定增大。()錯(cuò)因：K僅與溫度有關(guān)。(6)電離常數(shù)大的酸溶液中的c(H)一定比電離常數(shù)小的酸溶液中的c(H)大。()錯(cuò)因：酸溶液中的c(H)除與K值大小有關(guān)外，還與酸的濃度有關(guān)。2教材改編題(據(jù)人教選修四P44 T4)已知25 下，醋酸溶液中存在下述關(guān)系：1.69105其中的數(shù)值是該溫度下醋酸的電離平衡常數(shù)。試回答下述問題：(1)向上述溶液中加入一定量的NaOH溶液，上述數(shù)值將_(填“增大”“減小”或“不變”)。(2)若醋酸的起始濃度為0.0010 mol/L，平衡時(shí)氫離子濃度c(H)是_提示：醋酸的電離常數(shù)很小，平衡時(shí)的c(CH3COOH)可近似視為仍等于0.0010 mol/L。答案(1)不變(2)1.3104 mol/L考點(diǎn)弱電解質(zhì)的電離平衡及影響因素典例1(2018重慶調(diào)研)稀氨水中存在著下列平衡：NH3H2ONHOH，若要使平衡向左移動(dòng)，同時(shí)使c(OH)增大，應(yīng)加入的物質(zhì)或采取的措施是()NH4Cl固體硫酸NaOH固體水加熱加入少量MgSO4固體A BC D解析若在氨水中加入NH4Cl固體，c(NH)增大，平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)，c(OH)減小，不合題意；硫酸中的H與OH反應(yīng)，使c(OH)減小，平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)，不合題意；當(dāng)在氨水中加入NaOH固體后，c(OH)增大，平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)，符合題意；若在氨水中加入水，稀釋溶液，平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)，但c(OH)減??；不合題意；電離屬吸熱過程，加熱平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)，c(OH)增大，不合題意；加入少量MgSO4固體發(fā)生反應(yīng)Mg22OH=Mg(OH)2，溶液中c(OH)減小，不合題意。答案C名師精講影響弱電解質(zhì)電離平衡的因素(1)內(nèi)因：弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)，是決定因素。(2)外界條件對弱電解質(zhì)電離平衡的影響以0.1 molL1的CH3COOH溶液為例：CH3COOHCH3COOH H01下列關(guān)于電解質(zhì)溶液的說法正確的是()A0.1 L 0.5 molL1 CH3COOH溶液中含有的H數(shù)為0.05NAB室溫下，稀釋0.1 molL1CH3COOH溶液，溶液的導(dǎo)電能力增強(qiáng)C向0.1 molL1 CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中減小DCH3COOH溶液加水稀釋后，溶液中的值減小答案D解析A項(xiàng)，CH3COOH為弱電解質(zhì)，在水溶液中部分電離，0.1 L 0.5 molL1CH3COOH溶液中含有的H數(shù)小于0.05NA，錯(cuò)誤；B項(xiàng)，CH3COOH溶液中存在平衡，CH3COOHCH3COOH，加水稀釋，平衡右移，產(chǎn)生的離子數(shù)增加，但溶液的體積增大，c(CH3COO)、c(H)減小，導(dǎo)電能力減弱，錯(cuò)誤；C項(xiàng)，加水稀釋時(shí)，平衡CH3COOHCH3COOH右移，n(H)增大，n(CH3COOH)減小，故比值變大，錯(cuò)誤；D項(xiàng)，稀釋時(shí)，n(CH3COO)增大，n(CH3COOH)減小，故的值減小，正確。2一定溫度下，冰醋酸加水稀釋過程中，溶液的導(dǎo)電能力如圖所示。下列說法不正確的是()A在O點(diǎn)時(shí)，醋酸不導(dǎo)電Ba、b、c三點(diǎn)，a點(diǎn)時(shí)醋酸溶液中H濃度最小Cb點(diǎn)時(shí)，醋酸電離程度最大D可通過微熱的方法使c點(diǎn)溶液中c(CH3COO)增大答案C解析A項(xiàng)，在O點(diǎn)時(shí)沒有水，醋酸沒有電離，不導(dǎo)電，正確；B項(xiàng)，導(dǎo)電能力為b>c>a，a、b、c三點(diǎn)，a點(diǎn)時(shí)醋酸溶液中H濃度最小，正確；C項(xiàng)，加水促進(jìn)醋酸電離，b點(diǎn)時(shí)醋酸電離程度不是最大，錯(cuò)誤；D項(xiàng)，加熱向電離方向移動(dòng)，正確?？键c(diǎn)強(qiáng)、弱電解質(zhì)的比較典例2(2018長沙市長郡中學(xué)月考)pH2的兩種一元酸x和y，體積均為100 mL，稀釋過程中pH與溶液體積的關(guān)系如下圖所示。分別滴加NaOH溶液(c0.1 molL1)至pH7，消耗NaOH溶液的體積為Vx、Vy，則()Ax為弱酸，Vx<Vy Bx為強(qiáng)酸，Vx>VyCy為弱酸，Vx<Vy Dy為強(qiáng)酸，Vx>Vy解析由圖知：將一元酸x和y分別稀釋10倍，pH的變化量pHx1，pHy<1，所以x為強(qiáng)酸，y為弱酸。pH2時(shí)弱酸y的濃度大，滴加NaOH溶液至pH7時(shí)消耗NaOH溶液的體積y比x大。答案C名師精講1判斷強(qiáng)、弱電解質(zhì)的方法(1)電解質(zhì)是否完全電離在溶液中強(qiáng)電解質(zhì)完全電離，弱電解質(zhì)部分電離。據(jù)此可以判斷HA是強(qiáng)酸還是弱酸，如：若測得0.1 mol/L的HA溶液的pH1，則HA為強(qiáng)酸；若pH>1，則HA為弱酸。(2)是否存在電離平衡強(qiáng)電解質(zhì)不存在電離平衡，弱電解質(zhì)存在電離平衡，在一定條件下電離平衡會發(fā)生移動(dòng)。一定pH的HA溶液稀釋前后pH的變化：將pH3的HA溶液稀釋100倍后，再測其pH，若pH5，則為強(qiáng)酸，若pH5，則為弱酸。升高溫度后pH的變化：若升高溫度，溶液的pH明顯減小，則是弱酸。因?yàn)槿跛岽嬖陔婋x平衡，升高溫度時(shí)，電離程度增大，c(H)增大。而強(qiáng)酸不存在電離平衡，升高溫度時(shí)，只有水的電離程度增大，pH變化幅度小。2常溫下，一元強(qiáng)酸(堿)和一元弱酸(堿)稀釋時(shí)的pH變化圖像3.一元強(qiáng)酸與一元弱酸的比較3下列事實(shí)一定能證明HNO2是弱電解質(zhì)的是()常溫下NaNO2溶液pH大于7用HNO2溶液做導(dǎo)電實(shí)驗(yàn)，燈泡很暗HNO2與NaCl不能發(fā)生反應(yīng)常溫下0.1 molL1HNO2溶液的pH2.1NaNO2和H3PO4反應(yīng)，生成HNO2常溫下將pH1的HNO2溶液稀釋至原體積的100倍，溶液pH約為2.8A BC D答案C解析常溫下NaNO2溶液pH大于7，說明亞硝酸鈉是強(qiáng)堿弱酸鹽，則HNO2是弱電解質(zhì)，故正確；溶液的導(dǎo)電性與離子濃度及離子所帶電荷數(shù)有關(guān)，用HNO2溶液做導(dǎo)電實(shí)驗(yàn)，燈泡很暗，不能證明HNO2為弱電解質(zhì)，故錯(cuò)誤；HNO2與NaCl不能發(fā)生反應(yīng)，只能說明不符合復(fù)分解反應(yīng)發(fā)生的條件，但不能說明HNO2是弱電解質(zhì)，故錯(cuò)誤；常溫下0.1 molL1HNO2溶液的pH2.1，說明HNO2不完全電離，即說明HNO2為弱電解質(zhì)，故正確；較強(qiáng)酸可以制取較弱酸，NaNO2和H3PO4反應(yīng)，生成HNO2，說明HNO2的酸性弱于H3PO4，則HNO2為弱電解質(zhì)，故正確；常溫下將pH1的HNO2溶液稀釋至原體積的100倍，溶液pH約為2.8，說明HNO2是弱電解質(zhì)，故正確。4在一定溫度下，有a.鹽酸、b.硫酸、c.醋酸三種酸：(1)當(dāng)三種酸物質(zhì)的量濃度相同時(shí)，c(H)由大到小的順序是_(用字母表示，下同)。(2)等體積、等物質(zhì)的量濃度的三種酸，中和NaOH的能力由大到小的順序是_。(3)若三者c(H)相同時(shí)，物質(zhì)的量濃度由大到小的順序是_。(4)當(dāng)三者c(H)相同且體積也相同時(shí)，分別放入足量的鋅，相同狀況下產(chǎn)生氣體的體積由大到小的順序是_。答案(1)bac(2)bac(3)cab(或ca2b)(4)c>ab解析HCl=HCl；H2SO4=2HSO；CH3COOHHCH3COO。(2)同體積、同物質(zhì)的量濃度的三種酸，因隨著NaOH溶液的加入，CH3COOH電離平衡右移，提供的H和鹽酸相同，中和NaOH的能力鹽酸和醋酸相同，而H2SO4提供的H是它們的2倍，故b>ac。(3)c(H)相同時(shí)，醋酸溶液濃度最大，因醋酸為弱酸，電離程度小，H2SO4濃度為鹽酸的一半，故c>a>b(或c>a2b)。(4)當(dāng)三者c(H)相同且體積也相同時(shí)，因HCl、H2SO4為強(qiáng)電解質(zhì)，在溶液中完全電離，所以H總的物質(zhì)的量相同，故產(chǎn)生H2的體積相同。CH3COOH為弱電解質(zhì)，最終能提供的H最多，生成的H2最多，故c>ab?？键c(diǎn)電離平衡常數(shù)及其應(yīng)用典例3已知25 時(shí)弱電解質(zhì)電離平衡常數(shù)：Ka(CH3COOH)1.8105，Ka(HSCN)0.13。(1)將20 mL 0.10 molL1 CH3COOH溶液和20 mL 0.10 molL1的HSCN溶液分別與0.10 molL1的NaHCO3溶液反應(yīng)，實(shí)驗(yàn)測得產(chǎn)生CO2氣體體積V與時(shí)間t的關(guān)系如圖。反應(yīng)開始時(shí)，兩種溶液產(chǎn)生CO2的速率明顯不同的原因是_；反應(yīng)結(jié)束后所得溶液中c(SCN)_c(CH3COO)(填“>”“”或“<”)。(2)2.0103 molL1的氫氟酸中，調(diào)節(jié)溶液pH(忽略調(diào)節(jié)時(shí)體積變化)，測得平衡體系中c(F)、c(HF)與溶液pH的關(guān)系如下圖。則25 時(shí)，HF電離平衡常數(shù)為：Ka(HF)_。解析(1)反應(yīng)結(jié)束后，溶質(zhì)為CH3COONa和NaSCN，因CH3COOH酸性弱于HSCN，故CH3COONa水解程度大，c(CH3COO)<c(SCN)。(2)由電離平衡表達(dá)式可得Ka(HF)4104。答案(1)Ka(HSCN)>Ka(CH3COOH)，溶液中c(H)：HSCN>CH3COOH，c(H)大反應(yīng)速率快>(2)4104名師精講1電離平衡常數(shù)的應(yīng)用(1)判斷弱酸(或弱堿)的相對強(qiáng)弱，電離平衡常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強(qiáng)。(2)判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強(qiáng)弱，電離平衡常數(shù)越大，對應(yīng)的鹽水解程度越小，堿性(或酸性)越弱。(3)判斷復(fù)分解反應(yīng)能否發(fā)生，一般符合“強(qiáng)酸制弱酸”規(guī)律。(4)判斷微粒濃度比值的變化弱電解質(zhì)加水稀釋時(shí)，能促進(jìn)弱電解質(zhì)的電離，溶液中離子和分子的濃度會發(fā)生相應(yīng)的變化，但電離平衡常數(shù)不變，題中經(jīng)常利用電離平衡常數(shù)來判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。如：0.1 mol/L CH3COOH溶液加水稀釋，酸溶液加水稀釋，c(H)減小，K值不變，則增大。2電離常數(shù)計(jì)算的兩種類型(以弱酸HX為例)(1)已知c(HX)始和c(H)，求電離常數(shù)(水的電離忽略不計(jì))HXHX：c(HX)始 0 0：c(HX)始c(H)c(H)c(H)則：Ka。由于弱酸只有極少一部分電離，c(H)的數(shù)值很小，可作近似處理：c(HX)始c(H)c(HX)始，則Ka。(2)已知c(HX)始和電離常數(shù)，求c(H)根據(jù)上面的推導(dǎo)有Ka則：c(H)。5(2018長沙質(zhì)檢)已知下面三個(gè)數(shù)據(jù)：7.2104、4.6104、4.91010分別是下列有關(guān)的三種酸的電離常數(shù)(25 )，若已知下列反應(yīng)可以發(fā)生：NaCNHNO2=HCNNaNO2NaCNHF=HCNNaFNaNO2HF=HNO2NaF。由此可判斷下列敘述中不正確的是()AK(HF)7.2104BK(HNO2)4.91010C根據(jù)兩個(gè)反應(yīng)即可得出一元弱酸的強(qiáng)弱順序?yàn)镠F>HNO2>HCNDK(HCN)<K(HNO2)<K(HF)答案B解析相同溫度下，酸的電離常數(shù)越大，該酸的酸性越強(qiáng)，結(jié)合強(qiáng)酸制取弱酸分析可知，亞硝酸的酸性大于氫氰酸而小于氫氟酸，所以亞硝酸的電離平衡常數(shù)為4.6104，故B錯(cuò)誤。6碳?xì)浠衔锿耆紵蒀O2和H2O。常溫常壓下，空氣中的CO2溶于水，達(dá)到平衡時(shí)，溶液的pH5.60，c(H2CO3)1.5105 molL1。若忽略水的電離及H2CO3的第二級電離，則H2CO3HCOH的電離常數(shù)K1_(已知：105.602.5106)。答案4.2107解析由H2CO3HHCO得K14.2107。7常溫下，將0.1 molL1的CH3COOH溶液加水稀釋，請?zhí)顚懴铝斜磉_(dá)式中的數(shù)據(jù)變化情況(填“變大”“變小”或“不變”)。(1)_；(2)_；(3)_；(4)_。答案(1)變小(2)不變(3)變大(4)不變解析(1)將式變?yōu)椤?2)此式為Ka。(3)將式變?yōu)镵a/c(H)。(4)將式變?yōu)椤?