第41讲　弱电解质的电离平衡(基础课)（共69张PPT）-2024届高考化学一轮复习

(共69张PPT)
第41讲　弱电解质的电离平衡(基础课)
第四部分　化学反应原理
第八章　水溶液中的离子反应与平衡
　1.了解弱电解质电离平衡的特征及影响因素。　2.理解电离(平衡)常数的含义和有关计算及应用。　3.了解“一元强酸(碱)和一元弱酸(碱)”的比较。
知识点一　弱电解质的电离平衡
必备知识梳理
关键能力训练
01
1．弱电解质的电离平衡
一定条件(如温度、浓度)下，弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率______时，电离过程达到平衡状态。
相等
2．电离平衡的建立与特征
(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。
＝
≠
最大
0
>
＝
3．影响电离平衡的因素
(1)内因：弱电解质本身的性质——决定因素。
(2)外因
①温度：弱电解质电离一般是吸热的，故升温，电离平衡______移动，电离程度______。
②浓度：用同一弱电解质配制溶液，增大溶液的浓度，电离平衡______移动，溶液中离子的浓度增大，但电离程度减小；稀释溶液时，电离平衡______移动，电离程度增大，但溶液中离子的浓度减小。
③同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡______移动，电离程度______。
④反应离子：加入能与弱电解质电离出的离子反应的离子时，电离平衡______移动，电离程度______。
正向
增大
正向
正向
逆向
减小
正向
增大
　　　　①电离平衡向右移动，电解质分子的浓度不一定减小，如对于CH3COOH CH3COO－＋H＋，平衡后，加入冰醋酸，c(CH3COOH)增大，平衡右移。
②电离平衡向右移动，电离程度也不一定增大，如增大弱电解质的浓度，电离平衡向右移动，弱电解质的电离程度减小。
③电离平衡向右移动，离子的浓度不一定增大，如在CH3COOH溶液中加水稀释或加少量NaOH固体，都会引起平衡向右移动，但c(CH3COOH)、c(H＋)都比原平衡时小。
以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOH
CH3COO－＋H＋　ΔH>0的影响(忽略因反应放出的热对溶液温度的影响)。
改变条件 平衡移动方向 n(H＋) c(H＋) 导电能力 Ka
①加水稀释 向右 ______ ______ ______ ______
②加入少量冰醋酸 向右 ______ ______ ______ ______
改变条件 平衡移动方向 n(H＋) c(H＋) 导电能力 Ka
③通入HCl(g) 向左 ______ ______ ______ ______
④加NaOH(s) 向右 ______ ______ ______ ______
⑤加CH3 COONa(s) 向左 ______ ______ ______ ______
⑥加入镁粉 向右 ______ ______ ______ ______
⑦升高温度 向右 ______ ______ ______ ______
[答案]　①增大　减小　减弱　不变　②增大　增大　增强　不变　③增大　增大　增强　不变　④减小　减小　增强　不变　⑤减小　减小　增强　不变　⑥减小　减小　增强　不变　⑦增大　增大　增强　增大
1．稀氨水中存在着下列平衡：NH3·H2O ＋OH－，若要使平衡向逆反应方向移动，同时使c(OH－)增大，应加入适量的物质是(　　)
①NH4Cl固体　②硫酸　③NaOH固体　
④水　⑤加热　⑥加入少量MgSO4固体
A．①②③⑤ B．③⑥
C．③ D．③⑤
C　[若在氨水中加入NH4Cl固体，c(NH )增大，平衡向逆反应方向移动，c(OH－)减小，①不符合题意；硫酸中的H＋与OH－反应，使c(OH－)减小，平衡向正反应方向移动，②不符合题意；当在氨水中加入NaOH固体后，c(OH－)增大，平衡向逆反应方向移动，③符合题意；若在氨水中加入水，稀释溶液，平衡向正反应方向移动，c(OH－)减小，④不符合题意；电离属于吸热过程，加热，平衡向正反应方向移动，⑤不符合题意；加入MgSO4固体发生反应，溶液中c(OH－)减小，平衡向正反应方向移动，⑥不符合题意。]
2．一定温度下，将一定质量的冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力变化如图所示，下列说法正确的是(　　)
A．a、b、c三点溶液的pH：cB．a、b、c三点CH3COOH的电离程度：cC．若用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，测量结果偏大
D．a～b段导电能力增强的主要原因是CH3COOH电离程度增大，b～c段导电能力减弱的主要原因是溶液体积增大，离子浓度减小
D　[A项，由导电能力知c(H＋)：b>a>c，故pH：c>a>b；B项，加水体积越大，越利于CH3COOH电离，故电离程度：c>b>a；C项，用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，相当于稀释a点溶液，c(H＋)增大，pH偏小。]
3．H2S水溶液中存在电离平衡H2S H＋＋HS－和HS－ H＋＋S2－。下列说法正确的是(　　)
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
C　[加水促进H2S的电离，由于溶液体积增大，氢离子浓度减小，A错误；B项反应：2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O，当SO2过量时，溶液显酸性，因H2SO3酸性比H2S强，故pH减小，错误；滴加新制氯水，发生反应Cl2＋H2S===2HCl＋S↓，平衡向左移动，生成了强酸，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．常温下将浓度为0.1 mol·L－1 HF溶液加水稀释，下列各量如何变化？(填“变大”“变小”或“不变”)
[答案]　(1)变大　变大　(2)不变　不变
加水稀释粒子浓度比值变化分析模型
知识点二　电离常数及其有关计算
02
必备知识梳理
关键能力训练
1．电离常数
(1)电离常数表达式
①一元弱酸HA的电离常数：根据HA H＋＋A－，可表示为Ka＝_________。
②一元弱碱BOH的电离常数：根据BOH B＋＋OH－，可表示为Kb＝__________。
③多元弱酸，如H2A的Ka1＝___________ ，Ka2＝ __________ 。
(2)电离常数意义：相同条件下，Ka(Kb)值越大，表示该弱电解质______电离，所对应的酸性(碱性)相对______。
(3)电离常数的影响因素
①电离常数本质上与弱电解质相对强弱有关。
②外因：只与______有关，与电解质的浓度、酸碱性无关，由于电离过程是______的，故温度升高，Ka(Kb)______。
③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……，其理由是前面电离出的H＋抑制后面各步的电离，故其酸性主要取决于第____步电离。
越易
越强
温度
吸热
增大


一
2．电离常数[Ka(Kb)]与电离度(α)的计算模板
(1)一元弱酸(以CH3COOH为例)
设常温下，浓度为c mol·L－1的醋酸的电离度为α
　　　　　　　CH3COOH CH3COO－＋H＋
起始/
(mol·L－1) 　　c　　　　　　　 0　　　　　0
转化/
(mol·L－1) 　　c·α　　　　　 c·α　　　 c·α
平衡/
(mol·L－1) 　　c－cα≈c　　　 c·α　 c·α
(2)一元弱碱(如NH3·H2O，电离常数为Kb)
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)弱电解质加水稀释，平衡右移，电离度增大，电离常数增大。(　　)
(2)电离常数大的酸溶液中的c(H＋)一定比电离常数小的酸溶液中的c(H＋)大。(　　)
(3)HF溶液中加NaOH溶液，HF的电离常数增大。(　　)
(4)HF的电离常数与F－的水解常数互为倒数。(　　)
(5)25 ℃时，浓度均为0.1 mol/L的HA与NaA混合液呈碱性是因为Ka(HA)[答案]　(1)×　(2)×　(3)×　(4)×　(5)√
2．25 ℃时，0.1 mol/L的HA溶液的pH＝3，则HA的电离度为________，电离常数为________。　
[答案]　1.0%　1.0×10－5
　电离常数的应用
1．部分弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸 HCOOH H2S H2CO3 HClO
电离平衡常数(25 ℃) Ka＝1.77×10－4 Ka1＝1.1× 10－7； Ka2＝1.3× 10－13 Ka1＝4.5× 10－7； Ka2＝4.7× 10－11 Ka＝4.0×10－8
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________________。
(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)。
(4)25 ℃，相同浓度的下列溶液
①Na2S　②Na2CO3　③NaHCO3　④NaClO
pH由大到小的顺序为__________(填“序号”)。　
电离平衡常数(K)的三大应用
(1)判断弱电解质的相对强弱，K越大，相对越强。
(2)判断盐溶液中酸碱性强弱，K越大，对应的盐水解程度越小，呈现的酸、碱性越弱。
(3)判断复分解反应能否发生，K较大的酸或碱能制K较小的酸或碱。
　电离常数的有关计算
题点1　混合溶液中的Ka/Kb计算
特定条件下的Ka或Kb的有关计算
25 ℃时，a mol·L－1弱酸盐NaA溶液与b mol·L－1 的强酸HB溶液等体积混合，溶液呈中性，则HA的电离常数Ka按如下三步骤求算：
(1)电荷守恒　c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)＋c(B－) c(A－)＝c(Na＋)－c(B－)＝ mol·L－1。
2．(1)25 ℃时，用0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液滴定20 mL 0.1 mol·L－1的NaOH溶液，当滴加V mL CH3COOH溶液时，混合溶液的pH＝7。已知CH3COOH的电离常数为Ka，忽略混合时溶液体积的变化，则Ka为__________________(用含V的式子表示)。
(2)25 ℃时，向含a mol NH4NO3的溶液中滴加b L氨水呈中性，则所滴加氨水的浓度为________ mol·L－1(用含a和b的代数式表示)[已知Kb(NH3·H2O)＝2×10－5]。
(3)常温下，将a mol·L－1的CH3COOH溶液与b mol·L－1 Ba(OH)2溶液等体积混合，充分反应后，溶液的pH为7，则该混合液中CH3COOH的电离常数Ka＝________(用含a和b的代数式表示)。
题点2　根据图像灵活确定电离常数Ka/Kb
4．甲胺(CH3NH2)是一种应用广泛的一元弱碱，其电离方程式为CH3NH2＋H2O CH3NH ＋OH－。常温下，向20.0 mL 0.10 mol·L－1的甲胺溶液中滴加V mL 0.10 mol·L－1的稀盐酸，混合溶液的pH与相关粒子浓度的关系如图所示。
则常温下，甲胺的电离常数表达式Kb＝_________________________，
其数值为________。
利用图像求电离常数的步骤(以HA为例)
知识点三　一元强酸(碱)和一元弱酸(碱)的比较
03
必备知识梳理
关键能力训练
1．一元强酸(碱)和一元弱酸(碱)的比较
(1)相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较
比较　 项目 酸 c(H＋) pH 中和碱的能力 与足量Zn反应产生H2的量 开始与金属反应的速率
一元强酸 大 小 相同 ______ 大
一元弱酸 小 大 小
相同
(2)相同pH、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较
比较 项目 酸 c(H＋) c(酸) 中和碱的能力 与足量Zn反应产生H2的量 开始与金属反应的速率
一元强酸 相同 小 小 ____ 相同
一元弱酸 大 大 ____ 说明：一元强碱与一元弱碱的比较规律与以上类似。
少
多
2．图像法理解一强一弱稀释规律
(1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸
加水稀释到相同的倍数，______的pH大 加水稀释到相同的pH，______加入的水多
醋酸
盐酸
(2)相同体积、相同pH的盐酸、醋酸
加水稀释相同的倍数，______的pH大 加水稀释到相同的pH，______加入的水多
盐酸
醋酸
　强弱电解质的判定
弱电解质判断的四角度(以弱酸为例)
角度一：根据弱酸的定义判断，弱酸在水溶液中不能完全电离，如测0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液的pH>1。
角度二：根据弱酸在水溶液中存在电离平衡判断，条件改变，平衡发生移动，如pH＝1的CH3COOH加水稀释100倍后，1角度三：根据弱酸的正盐能发生水解判断，如判断CH3COOH为弱酸可用以下现象判断：
(1)向一定浓度的醋酸钠溶液中，加入几滴酚酞试剂，溶液变为浅红色。
(2)用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在pH试纸上，测其pH>7。
角度四：根据等体积、等pH的酸中和碱的量判断，如消耗的碱越多，酸越弱。
1．为了证明HF是弱酸，甲、乙、丙、丁四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滴紫色石蕊溶液，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(a<5)，然后用蒸馏水稀释至1 000 mL。再测其pH为b，若要认为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，则测定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________。　
(4)丁同学用pH试纸测室温下0.1 mol/L NaF溶液的pH__________7，则说明HF为弱酸，其理由是__________________________________________
____________________________________ (写离子方程式)。
[答案]　(1)红色变浅　(2)a＋2　(3)1×10－3　(4)>　F－＋H2O HF＋OH－
　一强一弱的比较
2．(2022·长沙模拟)关于室温下pH相同、体积相同的氨水与氢氧化钠两种稀溶液，下列叙述正确的是(　　)
A．氨水中的c(NH )与NaOH溶液中的c(Na＋)相同
B．温度均升高20 ℃(不考虑挥发)，两溶液的pH均不变
C．加水稀释相同的倍数后，两种溶液的pH不再相同
D．与等物质的量浓度的盐酸反应，恰好中和时所消耗的盐酸的体积相同
AC　[B项，氨水升温，电离程度变大，c(OH－)增大，pH变大，错误；D项，pH相同的氨水浓度大于NaOH溶液的浓度，消耗的盐酸的体积不相同，错误。]
3．某温度下，HNO2和CH3COOH的电离常数分别为5.0×10－4和1.7×10－5。将pH和体积均相同的两种酸溶液分别稀释，其pH随加水体积的变化如图所示。下列叙述正确的是(　　)
A．曲线Ⅰ代表HNO2溶液
B．溶液中水的电离程度：b点>c点
C．从c点到d点，溶液中 保持不变(其中HA、A－分别代表相应的酸和酸根离子)
D．相同体积a点的两溶液分别与NaOH恰好中和后，溶液n(Na＋)相同
C　[加相同体积水，曲线Ⅱ对应的pH变化较大，代表较强的酸，即HNO2，A错误；酸溶液中pH越小，水的电离程度越小，即b点(1)酸、碱溶液稀释与ΔpH的关系
①ΔpH相同，强酸或强碱稀释的倍数小于弱酸或弱碱稀释的倍数。
②稀释相同倍数，强酸或强碱的ΔpH大于弱酸或弱碱的ΔpH。
(2)酸、碱稀释过程中的pH变化图像
真题感悟·明确考向
04
真题 感悟
情境 探究
1．(2022·浙江1月选考，T17)已知25 ℃时，二元酸H2A的Ka1＝1.3×10－7，Ka2＝7.1×10－15。下列说法正确的是(　　)
A．在等浓度的Na2A、NaHA溶液中，水的电离程度前者小于后者
B．向0.1 mol·L－1的H2A溶液中通入HCl气体(忽略溶液体积的变化)至pH＝3，则H2A的电离度为0.013%
C．向H2A溶液中加入NaOH溶液至pH＝11，则c(A2－)>c(HA－)
D．取pH＝a的H2A溶液10 mL，加蒸馏水稀释至100 mL，则该溶液pH＝a＋1
1
3
2
1
3
2
2．(2022·全国乙卷，T13)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－)
1
3
2
1
3
2
3．(2022·广东选择性考试，T17节选)某小组研究25 ℃下HAc电离平衡的影响因素。
提出假设　稀释HAc溶液或改变Ac－浓度，HAc电离平衡会发生移动。
1
3
2
设计方案并完成实验　用浓度均为0.1 mol·L－1的HAc和NaAc溶液，按下表配制总体积相同的系列溶液；测定pH，记录数据。
1
3
2
序号 V(HAc) /mL V(NaAc) /mL V(H2O) /mL n(NaAc) ∶n(HAc) pH
Ⅰ 40.00 / / 0 2.86
Ⅱ 4.00 / 36.00 0 3.36
…
Ⅶ 4.00 a b 3∶4 4.53
Ⅷ 4.00 4.00 32.00 1∶1 4.65
(1)根据表中信息，补充数据：a＝__________，b＝__________。　
(2)由实验Ⅰ和Ⅱ可知，稀释HAc溶液，电离平衡________(填“正”或“逆”)向移动；结合表中数据，给出判断理由：_____________________
____________________________________________________________。
(3)由实验Ⅱ～Ⅷ可知，增大Ac－浓度，HAc电离平衡逆向移动。
实验结论　假设成立。
[答案]　(1)3.00　33.00　(2)正　实验Ⅱ相较于实验Ⅰ，醋酸溶液稀释了10倍，而实验Ⅱ的pH增大值小于1
1
3
2
　T ℃时，向浓度均为1 mol·L－1的两种弱酸HA、HB中不断加水稀释，并用pH传感器测定溶液pH。所得溶液pH的两倍(2pH)与溶液浓度的对数(lg c)的关系如图所示。下列叙述错误的是(　　)
A．酸性：HA>HB
B．a点对应的溶液中：c(HA)＝0.1 mol·L－1，c(H＋)＝0.01 mol·L－1
C．T ℃时，弱酸HB的pKa≈5
D．弱酸的Ka随溶液浓度的降低而增大
D　[从图中得到，浓度相等的时候，HB溶液的pH更大，说明HB的酸性更弱，A项正确；a点溶液的纵坐标为4，即溶液的pH为2(注意纵坐标为pH的2倍)，所以c(H＋)＝0.01 mol·L－1，a点溶液的横坐标为－1，即lg c(HA)＝－1，所以c(HA)＝0.1 mol·L－1，B项正确；从图中得到，1 mol·L－1的HB溶液的pH＝2.5，即c(H＋)＝10－2.5 mol·L－1，所以Ka≈
＝10－5，pKa≈5，C项正确；Ka是电离常数，其数值只与温度相关，温度不变，Ka不变，D项错误。]
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