3.1.1 强电解质和弱电解质　弱电解质的电离平衡 课件(共64张PPT) 2023-2024学年高二化学苏教版选择性必修1

(共64张PPT)
专题3
第一单元　第1课时　强电解质和弱电解质　弱电解质的电离平衡
基础落实·必备知识全过关
重难探究·能力素养全提升
目录索引
素养 目标 1.掌握弱电解质的电离原理及规律,并能正确书写电离方程式,能通过强弱电解质概念的建立,培养宏观辨识与微观探析、变化观念与平衡思想的核心素养。
2.理解影响弱电解质电离平衡的因素及对电离平衡移动的影响,逐步揭示物质变化的特征和规律。
3.了解弱电解质电离平衡常数的定义及电离平衡常数与电离度的关系,根据溶液中离子浓度的大小变化,推断反应的原理和变化的强弱,运用平衡模型解释化学现象,揭示现象的本质和规律,培养证据推理与模型认知的核心素养。
4.了解常见弱酸和弱碱的电离平衡常数大小,能比较弱酸和弱碱的电离能力强弱,提高分析、对比和归纳知识的能力,增强探究与创新的核心素养。
基础落实·必备知识全过关
一、电解质和非电解质、强电解质和弱电解质
1.电解质和非电解质 均是化合物
(1)根据化合物　　　　　　或　　　　　　　　是否能够产生自由移动的离子,可把化合物分为电解质和非电解质。
电解质:　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　的化合物。
非电解质:　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　的化合物。
(2)常见的电解质有　　　　　　　　　　　　　　　　等。
在水溶液
熔融状态下
在水溶液或熔融状态下能够产生自由移动的离子
在水溶液和熔融状态下都不能产生自由移动的离子
酸、碱、盐、离子型氧化物和水
2.强电解质和弱电解质 电解质的强弱与溶解性和导电性无关
(1)根据电解质在水溶液中　　　　　　　,可把电解质分为强电解质和弱电解质。
强电解质:在水溶液中　　　　　　　　　的电解质称为强电解质。
弱电解质:在水溶液中　　　　　　　　　的电解质称为弱电解质。
(2)常见的强电解质有　　　　、　　　　和绝大多数　　;常见的弱电解质有弱酸、弱碱、水、极少数的盐[如(CH3COO)2Pb等]。
是否完全电离
能够完全电离　
仅能部分电离
强酸
强碱
盐
3.电解质电离方程式的书写
(1)强电解质:
完全电离,在写电离方程式时,用“══”表示,如NaCl:　　　　　　　　　　　　　。
NaCl ══ Na++Cl-
(2)弱电解质:
部分电离,在写电离方程式时,用“ ”表示。
①一元弱酸、弱碱一步电离:
如CH3COOH: 　　　　　　　　　　　　　。
NH3·H2O: 　　　　　　　　　　　　　。
②多元弱酸分步电离,必须分步写出,不可合并(其中以第一步电离为主)。
如H2CO3:　　　　　　　　　,　 　　　　　　　　 。
③多元弱碱分步电离(较复杂),在中学阶段要求一步写出。
如Fe(OH)3: 　　　　　　　　　 。
CH3COOH CH3COO-+H+
教材阅读想一想阅读教材“强电解质和弱电解质”中的第2个“实验探究”
思考:比较氢氧化钠和一水合氨的电离程度的实验方案如何设计
提示 取相同浓度的NaOH溶液和氨水进行导电性实验,观察规格相同灯泡的亮度。
易错辨析判一判
(1)CaCO3难溶于水,因此CaCO3属于弱电解质。(　　)
(2)强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液的导电能力强。(　　)
(3)离子化合物一定是强电解质,共价化合物一定是弱电解质。(　　)
×
提示 电解质的强弱与溶解性无关。
×
提示 溶液的导电性与离子浓度及离子所带的电荷数有关。
×
提示 HCl是共价化合物,但HCl是强电解质。
二、弱电解质的电离平衡
1.电离平衡状态的建立
醋酸电离过程中体系内各粒子浓度的变化,填写下表。
项目 c(H+) c(CH3COO-) c(CH3COOH)
CH3COOH初溶于水时
达到平衡前
达到平衡时
0
0
最大
增大
增大
减小
不变
不变
不变
电离平衡建立过程(用v -t图像描述)
2.弱电解质的电离平衡
在一定温度下,当　　　　　　　　　　　　　　　　　与
　　　　　　　　　　　　　　　　相等时,弱电解质的电离达到了电离平衡。
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
3.特征 弱电解质电离出的离子与未电离的弱电解质分子共存
弱
相等
动态
保持恒定
移动
4.影响电离平衡的因素
(1)内因:由电解质本身的性质决定。电解质越弱,其电离程度越小。
(2)外因: 弱电解质电离是吸热过程
①温度:升温时,电离平衡向电离方向移动。
②浓度:降低浓度(加水),电离平衡向　　　的方向移动。
③加入含有弱电解质离子的强电解质,电离平衡向　　　　　　　　的方向移动。
电离　
离子结合成分子
教材阅读想一想阅读教材图3-5
思考:增大弱电解质的浓度,电离平衡如何移动 其电离程度如何改变
提示 电离平衡正向移动;电离程度减小。
易错辨析判一判
(1)电离平衡时,由于分子和离子的浓度不断发生变化,所以说电离平衡是动态平衡。(　　)
(2)强电解质的稀溶液中不存在溶质分子,弱电解质的稀溶液中存在溶质分子。(　　)
(3)弱电解质在溶液里达到电离平衡时,分子的浓度和离子的浓度一定相等。
(　　)
×
提示 电离平衡时,分子和离子的浓度不变。
√
×
提示 电离平衡时,分子的浓度和离子的浓度均不变,但不一定相等。
三、电离平衡常数
1.定义
在一定温度下,当弱电解质在溶液中达到电离平衡时,溶液中电离出的各离子浓度的系数幂的乘积与未电离的弱电解质分子浓度的比值是一个常数,称为弱电解质的电离平衡常数,简称电离常数。
2.表达式
对于电离平衡HA H++A-,其电离常数Ka=　　　　　　　　　。
3.注意问题
(1)电离平衡常数只与　　　　有关,升高温度,电离平衡常数　　　　。
(2)在相同条件下,弱酸的电离平衡常数越大,酸性　　　　。
温度
变大　
越强
教材阅读想一想阅读教材“拓展视野·多元弱酸的分步电离”
思考:同一多元弱酸的各步电离常数为什么越来越小
提示 由于上一步电离产生的H+会对下一步的电离产生抑制,所以电离程度越来越小,电离常数越来越小。
易错辨析判一判
(1)改变条件使某一电离平衡正向移动,电离平衡常数、电离度均一定增大。
(　　)
(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)对于0.1 mol·L-1的氨水,加水稀释后,溶液中c( )、c(OH-)变小。(　　)
×
提示 对于给定的物质的电离平衡常数仅与温度有关。
×
提示 溶液中c(H+)与电离常数大小没有必然的联系。
√
重难探究·能力素养全提升
探究一　强电解质和弱电解质的比较
情境探究
按如下方案进行实验,请仔细观察并记录实验现象。
实验操作 实验现象
用pH试纸分别测0.10 mol·L-1盐酸、醋酸溶液的pH 盐酸:pH=1
醋酸溶液:pH>1
气球均胀大,盛有盐酸的装置中气球鼓起得更快
(1)相同浓度的醋酸溶液和盐酸与金属镁反应时产生氢气的速率不同,主要原因是什么
(2)导电能力强的电解质溶液中的溶质一定是强电解质吗
提示 同浓度的盐酸和醋酸溶液中,c(H+):盐酸>醋酸溶液,则盐酸与镁的反应速率大于醋酸溶液与镁的反应速率。
提示 不一定。电解质溶液的导电能力与电解质的强弱没有必然联系,溶液的导电能力主要取决于溶液中离子的浓度及离子所带的电荷数。如果强电解质溶液的浓度很小,而弱电解质溶液的浓度很大,则弱电解质溶液中自由移动离子的浓度相对于强电解质溶液中的可能更大,其导电能力就可能比强电解质溶液的导电能力强。
(3)BaSO4、CaCO3、AgCl等物质均难溶于水,它们的“水溶液”几乎不能导电,它们是强电解质吗
提示 强、弱电解质的判断标准不是在水中的溶解性或导电能力的强弱,而是看其在水溶液中是否能够完全电离。BaSO4、CaCO3、AgCl这些物质溶解度虽然很小,但溶解的那部分却完全电离,所以是强电解质。
方法突破
1.理解电解质和非电解质的“三个不一定”
(1)不是电解质的物质不一定是非电解质。单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。
(2)电解质不一定导电。
电解质只有在水溶液中或熔融状态下才能导电,其他条件下不导电。
(3)导电的物质不一定是电解质。
Fe、Cu等金属都能导电,但它们是单质,不属于电解质也不属于非电解质;稀盐酸能导电,但不能说稀盐酸是电解质,因为稀盐酸是混合物;CO2、SO2、NH3的水溶液能导电,但CO2、SO2、NH3不是电解质,H2CO3、H2SO3、NH3·H2O是电解质。
2.强、弱电解质的比较
类型 强电解质 弱电解质
定义 在水溶液中能够完全电离的电解质 在水溶液中仅能部分电离的电解质
化合物类型 离子化合物及某些共价化合物 某些共价化合物
电离程度 全部电离 部分电离
电离过程 不可逆过程,不存在电离平衡 电离方程式用“══” 可逆过程,存在电离平衡

电离方程式用“ ”
溶液中存在的微粒(水分子不计) 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
类型 强电解质 弱电解质
溶液中存在的微粒(水分子不计) 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
实例 强酸:H2SO4、HCl、HNO3、HClO4、HBr、HI等。 强碱:Ba(OH)2、Ca(OH)2、NaOH、KOH等;绝大多数的盐(包括难溶性盐);部分碱性氧化物:Na2O、CaO等 弱酸:H2CO3、H2SO3、CH3COOH、H2S、H2SiO3、HF、HClO等。弱碱: NH3·H2O、Mg(OH)2、Cu(OH)2、Fe(OH)3等,水及极少数盐
应用体验
视角1强弱电解质的判断
1.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
(　　)
组别 A B C D
强电解质 CaCO3 NaCl 食盐水 HNO3
弱电解质 H3PO4 NH3 CH3COOH Fe(OH)3
非电解质 CO2 BaSO4 蔗糖 H2O
A
解析 CaCO3是强电解质,H3PO4是弱电解质,CO2是非电解质,A正确;NH3是非电解质,BaSO4是强电解质,B错误;食盐水是混合物,既不是电解质也不是非电解质,C错误;H2O是弱电解质,D错误。
视角2电解质溶液的导电性
2.下列有关电解质的说法正确的是(　　)
A.强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液的导电能力强
B.强电解质溶液中存在的分子只有溶剂分子
C.强电解质都是离子化合物,而弱电解质都是共价化合物
D.Na2O与水反应生成NaOH,因此Na2O是非电解质
B
解析 溶液导电能力取决于溶液中离子浓度的大小及离子所带的电荷数,强电解质溶液的导电性不一定比弱电解质溶液的导电性强,A项错误。强电解质的特征是在水溶液中完全电离,所以不存在溶质分子,只有溶剂分子,B项正确。离子化合物都是强电解质,但强电解质不一定是离子化合物,如HCl是共价化合物;弱电解质都是共价化合物,但共价化合物不一定是弱电解质,如HCl是强电解质,C项错误。氧化钠在熔融状态下能导电,所以氧化钠是电解质,D项错误。
归纳总结　强电解质既有离子化合物,又有共价化合物,弱电解质都是共价化合物。离子化合物一定是强电解质,共价化合物可能是强电解质,也可能是弱电解质。
3.电导率是衡量电解质溶液导电能力大小的物理量,根据溶液电导率的变化可以确定反应的终点。如图是用KOH溶液分别与盐酸和醋酸溶液反应时溶液的电导率与KOH溶液体积的关系示意图。
下列示意图中,表示向盐酸和醋酸的混合溶液中滴
加氨水时,溶液的电导率与加入氨水的体积的关系曲线正确的是(　　)
D
解析 HCl是强电解质,CH3COOH是弱电解质,氨水先与HCl反应生成强电解质氯化铵,由于溶液体积不断增大,离子浓度减小,所以电导率下降;当HCl完全反应后,加入氨水继续与弱电解质醋酸反应生成强电解质醋酸铵,所以电导率又慢慢增大;醋酸完全反应后,继续滴加氨水,因为溶液被稀释,电导率又有下降趋势,D正确。
视角3电离方程式的书写
4.HgCl2的水溶液几乎不导电,即使在很稀的溶液中,它的电离度也不超过0.5%;HgCl2在熔融状态下不导电。下列说法正确的是(　　)
A.HgCl2在水中的电离方程式可能是HgCl2 HgCl++Cl-
B.HgCl2的水溶液几乎不导电,说明其难溶于水
C.HgCl2中含有金属Hg,一定不是共价化合物
D.HgCl2是强电解质
A
解析 HgCl2熔融状态下不导电,说明HgCl2一定是共价化合物;HgCl2的水溶液几乎不导电,即使在很稀的溶液中,它的电离度也不超过0.5%,说明HgCl2在溶液中难电离,是弱电解质。
探究二　弱电解质的电离平衡
情境探究
(1)弱电解质达到电离平衡后,还会继续电离吗
提示 一定条件下,弱电解质达到电离平衡后,还会继续电离,只是电离成离子的速率与离子结合成弱电解质分子的速率相等。
(2)电离平衡右移,电解质分子的浓度一定减小吗 离子浓度一定增大吗
提示 都不一定。如向CH3COOH CH3COO-+H+平衡体系中加入冰醋酸,c(CH3COOH)增大,平衡右移,根据勒夏特列原理,只能“减弱”而不能“消除”,再次平衡时,c(CH3COOH)比原平衡时大;加水稀释或加少量NaOH固体,都会引起平衡右移,再次平衡时c(H+)比原平衡时要小。
(3)冰醋酸加水稀释过程中c(H+)是如何变化的
提示 在向冰醋酸中加水之前,醋酸分子尚未电离,c(H+)=0。在加水稀释之后,醋酸的电离开始随着水的逐渐加入,电离平衡逐渐向生成CH3COO-和H+的方向移动。在此过程中V(溶液)和n(H+)都逐渐增大,c(H+)从0开始增大。随着水的加入,一段时间后,虽然促进了CH3COOH的电离,但由于V(溶液)增加快,c(H+)呈减小趋势。
方法突破
弱电解质的电离平衡移动
弱电解质的电离过程是可逆过程,可直接用化学平衡移动原理分析电离平衡。以0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液为例:CH3COOH CH3COO-+H+。
实例(稀溶液) CH3COOH CH3COO-+H+　ΔH>0
改变条件 加水 稀释 加入少量 冰醋酸 加入HCl(g) 加入NaOH(s) 加入镁粉 升温 加入
CH3COONa(s)
平衡移动方向 向右 向右 向左 向右 向右 向右 向左
n(H+) 增大 增大 增大 减小 减小 增大 减小
c(H+) 减小 增大 增大 减小 减小 增大 减小
c(CH3COO-) 减小 增大 减小 增大 增大 增大 增大
c(CH3COOH) 减小 增大 增大 减小 减小 减小 增大
导电能力 减弱 增强 增强 增强 增强 增强 增强
应用体验
视角1判断弱电解质的方法
1.(2023河北承德高二检测)下列事实能证明醋酸是弱电解质的是(　　)
A.醋酸钠的水溶液中存在OH-
B.常温时,等浓度醋酸溶液的导电性比盐酸弱
C.0.1 mol·L-1醋酸溶液可使石蕊溶液变红
D.醋酸溶液与碳酸钠溶液反应可产生CO2
B
解析 A项,任何水溶液中均存在OH-;C项、D项,只能说明醋酸溶液显酸性。
视角2弱电解质的电离平衡移动
2.H2S水溶液中存在电离平衡H2S H++HS-、HS- H++S2-。下列关于H2S溶液的说法正确的是(　　)
A.滴加新制氯水,平衡向左移动,溶液pH减小
B.加水稀释,平衡向右移动,溶液中氢离子浓度增大
C.通入过量SO2气体,平衡向左移动,溶液pH增大
D.加入少量硫酸铜固体(忽略体积变化),溶液中所有离子的浓度都减小
A
解析 滴加新制氯水,发生反应Cl2+H2S ══ 2HCl+S↓,溶液酸性增强,pH减小,平衡向左移动,A项正确;加水稀释时促进H2S和HS-的电离,但氢离子浓度减小,B项错误;通入二氧化硫发生反应2H2S+SO2 ══ 3S↓+2H2O,当SO2过量时溶液呈酸性,且亚硫酸的酸性比H2S强,故溶液pH减小,C项错误;加入CuSO4固体,发生反应CuSO4+H2S ══ H2SO4+CuS↓,溶液中c(H+)增大,D项错误。
3.已知HClO是比H2CO3还弱的酸,氯水中存在下列平衡:Cl2+H2O HCl+HClO,HClO H++ClO-。将Cl2通入水中达到平衡后,要使溶液中HClO的浓度增大,可加入(　　)
A.H2S B.CaCO3
C.HCl D.NaOH
B
解析 由于H2S与HClO能发生氧化还原反应,因而加入H2S会使次氯酸的浓度减小,A错误;CaCO3能与HCl反应而使Cl2+H2O HCl+HClO的平衡正向移动,同时CaCO3又不能与HClO反应,故B正确;加HCl使平衡逆向移动,次氯酸的浓度减小,C错误;NaOH能与HCl、HClO反应,结果会使HClO的浓度减小,D错误。
4.常温下,下列关于1 L 0.1 mol·L-1氨水的说法正确的是(　　)
A.加入少量稀盐酸,促进NH3·H2O电离,溶液中c(OH-)增大
B.加入少量蒸馏水,溶液中n( )增大,但c(OH-)减小
C.加入少量NaOH固体,抑制NH3·H2O电离,溶液中c(OH-)减小
D.加入少量NH4Cl固体,抑制NH3·H2O电离,Kb减小
B
解析 加入少量稀盐酸,H+与OH-反应,促进NH3·H2O的电离,但溶液中c(OH-)减小,A错误;加入少量蒸馏水,促进NH3·H2O的电离,n( )增大,c(OH-)减小,B正确;加入少量NaOH固体,溶液中c(OH-)增大,抑制NH3·H2O的电离,C错误;加入少量NH4Cl固体,n( )增大,抑制NH3·H2O的电离,但电离常数只与温度有关,温度不变,电离常数不变,D错误。
5.在0.1 mol·L-1 CH3COOH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 mol·L-1 HCl溶液,溶液中c(H+)减小
D.加入少量醋酸钠固体,CH3COOH溶液的电离度增大
B
解析 电离吸热,温度升高,平衡正向移动,A项错误;加入少量NaOH固体,氢氧根离子中和氢离子,平衡正向移动,B项正确;加入少量0.1 mol·L-1 HCl溶液,溶液中c(H+)增大,C项错误;加入少量醋酸钠固体,醋酸根离子浓度增大,抑制醋酸的电离,CH3COOH的电离度减小,D项错误。
探究三　电离平衡常数
情境探究
在一定温度下,冰醋酸加水稀释过程中,溶液的导电能力随加水量的变化如图所示:
(1)加水稀释过程中电离平衡怎样移动 电离常数怎样变化
(2)a、b、c三点电离度的大小顺序是怎样的 离子浓度的大小关系怎样
提示 加水稀释时电离平衡正向移动,电离常数不变。
提示 电离度:c>b>a,离子浓度的大小关系:b>a>c。
(3)如果向醋酸、硼酸溶液中滴加盐酸,电离平衡怎样移动 电离常数、电离度如何变化
(4)电离平衡常数在解题中有哪些应用
提示 滴加盐酸时,醋酸、硼酸的电离平衡逆向移动,电离常数都不变,电离度都减小。
提示 ①计算离子浓度:已知某弱电解质的浓度和电离常数,可计算某种离子的浓度。
②比较酸或碱的强弱:同种类型的酸或碱,可根据电离常数比较其酸性或碱性的强弱。以弱酸为例,同是一元弱酸,相同温度下,电离常数越大,其酸性越强。
方法突破
1.电离平衡常数
(1)表示方法。
多元弱酸各步电离平衡常数的大小关系为Ka1 Ka2 Ka3,因此多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。
多元弱碱的电离与多元弱酸的电离情况相类似,但多元弱碱的电离可写成一步。
(2)电离平衡常数的意义。
①表示多元弱酸溶液中离子浓度的关系。
例如,H3PO4分三步电离,第一步最强(Ka1=7.52×10-3),第二步弱(Ka2=6.23×10-8),第三步最弱(Ka3=2.2×10-13),则H3PO4溶液中
H2S分两步电离,第一步强(Ka1=9.1×10-8),第二步弱(Ka2=1.1×10-12),则H2S溶液中c(H+)>c(HS-)>c(S2-)>c(OH-)。
②根据电离平衡常数的大小,可以估算弱电解质的电离程度。例如,在相同条件下,K值越大,弱酸的电离程度越大,酸性越强。在相同条件下,常见弱酸的酸性强弱关系为H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO。
2.电离度
(1)弱电解质的电离度用α表示。
(2)影响电离度的因素。
①温度:升高温度,电离平衡正向移动,电离度增大。
②浓度:加水稀释,电离平衡正向移动,电离度增大。即浓度越大,电离度越小,浓度越小,电离度越大。
(3)意义。
①电离度实质上是一种平衡转化率,表示弱电解质在溶液中的电离程度。
②温度相同,浓度也相同时,不同弱电解质的电离度是不同的。
应用体验
视角1利用电离常数比较酸性强弱
1.HClO4、H2SO4、HCl和HNO3都是强酸,其酸性在水溶液中差别不大。表中是某温度下这四种酸在醋酸中的电离常数。从表格中数据判断以下说法不正确的是(　　)
酸 HClO4 H2SO4 HCl HNO3
Ka或Ka1 1.6×10-5 6.3×10-9 1.6×10-9 4.2×10-10
A.在醋酸中这四种酸都没有完全电离
B.在醋酸中高氯酸是这四种酸中最强的酸
C.在醋酸中硫酸的电离方程式为H2SO4 ══ 2H++
D.水对于这四种酸的强弱没有区分能力,但醋酸可以区分这四种酸的强弱
C
解析 由题表中的电离常数可知,在醋酸中这四种酸都没有完全电离,A正确;从表格中看出在醋酸中高氯酸的电离常数最大,因此在醋酸中高氯酸是这四种酸中最强的酸,B正确;从数据看出在醋酸中硫酸是不完全电离的,其第一步电离方程式为H2SO4 H++ ,C错误;这四种酸都是强酸,其酸性在水溶液中差别不大,说明水对于这四种酸的强弱没有区分能力,在醋酸中四者的电离常数说明醋酸可以区分这四种酸的强弱,D正确。
视角2利用电离常数判断微粒浓度或浓度比值的变化
2.室温下,将浓度为0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液不断加水稀释(忽略溶液温度的变化),下列各量始终保持增大的是(　　)
B
3.下列关于电解质溶液的说法正确的是(　　)
A.0.1 L 0.5 mol·L-1 CH3COOH溶液中含有的H+数为0.05NA(设NA为阿伏加德罗常数的值)
B.室温下,稀释0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液,溶液的导电能力增强
C.向0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液中加入少量水,溶液中所有离子浓度均减小
D.CH3COOH溶液加水稀释后,溶液中 的值减小
D
解析 醋酸为弱酸,在溶液中不完全电离,则0.1 L 0.5 mol·L-1 CH3COOH溶液中含有的H+数小于0.05NA,A项错误;0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液为醋酸的稀溶液,加水稀释时溶液中主要离子的浓度减小,导电能力减弱,B项错误;向0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液中加入少量水时溶液的酸性减弱,氢离子浓度
视角3利用电离常数判断反应是否发生
4.运用电离常数判断可以发生的反应是(　　)
酸 电离常数(25 ℃)
碳酸 Ka1=4.3×10-7
Ka2=5.6×10-11
次溴酸 Ka=2.4×10-9
①HBrO+Na2CO3 ══ NaBrO+NaHCO3
②2HBrO+Na2CO3 ══ 2NaBrO+H2O+CO2↑
③HBrO+NaHCO3 ══ NaBrO+H2O+CO2↑
④NaBrO+CO2+H2O ══ NaHCO3+HBrO
A.①③ B.②④ C.①④ D.②③
C
解析 根据复分解反应中较强酸制备较弱酸的原理,次溴酸Ka=2.4×10-9>碳酸Ka2=5.6×10-11,则反应①能发生;次溴酸Ka=2.4×10-9<碳酸Ka1=4.3×10-7,则反应④能发生,反应②和③都不能发生。
5.部分弱酸的电离平衡常数如表,根据表中数据判断下列方程式一定错误的是(　　)
酸 电离平衡常数
CH3COOH 1.76×10-5
HClO 2.95×10-8
H2CO3 Ka1=4.3×10-7
Ka2=5.61×10-11
H3PO4 Ka1=7.52×10-3
Ka2=6.23×10-8
Ka3=2.2×10-13
A.Na2CO3+CH3COOH ══ NaHCO3+CH3COONa
B.CO2+H2O+NaClO ══ HClO+NaHCO3
C.H3PO4+CH3COONa ══ NaH2PO4+CH3COOH
D.NaH2PO4+NaHCO3 ══ Na2HPO4+H2O+CO2↑
D
解析 Ka(CH3COOH)>Ka1(H2CO3)>Ka2(H2CO3),则少量醋酸与Na2CO3可发生反应Na2CO3+CH3COOH ══ NaHCO3+CH3COONa,A正确;由于Ka1(H2CO3)>Ka(HClO)>Ka2(H2CO3),因此二氧化碳与NaClO溶液反应生成HClO和NaHCO3,即CO2+H2O+NaClO ══ HClO+NaHCO3,B正确;由于Ka1(H3PO4)>Ka(CH3COOH),则少量CH3COONa与H3PO4反应生成NaH2PO4和CH3COOH,即H3PO4+CH3COONa ══ NaH2PO4+CH3COOH,C正确; Ka1(H2CO3)>Ka2(H3PO4),即H2CO3酸性强于 ,不能发生NaH2PO4+NaHCO3 ══ Na2HPO4+H2O+CO2↑,D错误。
归纳总结　电离常数的应用
(1)比较弱电解质的相对强弱。相同温度下,弱酸的Ka越大,则酸性越强,物质的量浓度相同时,c(H+)越大,电离度越大。
(2)比较、计算多元弱酸溶液中c(H+)的大小。多元弱酸是分步电离的,且Ka1 Ka2 Ka3,原因是第一步电离产生的H+对第二步、第三步电离起到抑制作用,比较溶液中c(H+)大小时,一般只考虑第一步电离即可。
(3)Ka大的酸能与Ka小的酸的盐反应,反之不反应。
(4)判断微粒浓度或浓度比值的变化。利用温度不变电离常数就不变来判断溶液中微粒浓度或者比值的变化情况,有时候还会结合KW一起进行判断,如加水稀释0.1 mol·L-1CH3COOH溶液时,c(H+)减小,Ka值不变,则
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