2015年高考化學一輪復習專題9.1弱電解質的電離均衡講案（含分析）復習目標：1、穩固對電解質、強弱電解質觀點的理解。2、認識弱電解質電離均衡的成立及挪動的影響要素。3、能對溶液的導電能力判斷及對強弱酸堿進行比較。基礎知識回首：一、強電解質與弱電解質的差別（一）電解質和非電解質電解質：在水溶液里或熔融狀態下能導電的化合物。非電解質：在水溶液里或熔融狀態下不可以導電的化合物。【注意】1、電解質和非電解質的范圍都是化合物，所以單質既不是電解質也不是非電解質。2、化合物為電解質，其實質是自己能電離出離子，有些物質溶于水時所得溶液也能導電，但這些物質自己不電離，而是生成了一些電解質，則這些物質不屬于電解質。如：SO2、SO3、CO2、NO2等。3、常有電解質的范圍：酸、堿、鹽、離子型氧化物。4、溶劑化作用：電解質溶于水后形成的離子或分子其實不是獨自存在的，而是與水分子互相吸引、互相聯合，以“水合離子”或“水合分子”的形態存在，這類溶質分子或離子與溶劑互相吸引的作用叫做溶劑作用。（二）強電解質和弱電解質強電解質：在溶液中能夠所有電離的電解質。則強電解質溶液中不存在電離均衡。弱電解質：在溶液中不過部分電離的電解質。則弱電解質溶液中存在電離均衡。【注意】1、強、弱電解質的范圍：強電解質：強酸、強堿、絕大多半鹽弱電解質：弱酸、弱堿、水2、強、弱電解質與溶解性的關系：電解質的強弱取決于電解質在水溶液中能否完整電離，與溶解度的大小沒關。一些難溶的電解質，但溶解的部分能所有電離，則仍屬強電解質。如：BaSO4、BaCO3等。3、強、弱電解質與溶液導電性的關系：溶液的導電性強弱與溶液中的離子濃度大小相關。強電解質溶液的導電性不必定強，如很稀的強電解質溶液，其離子濃度很小，導電性很弱。而弱電解質溶液的導電性不必定弱，如較濃的弱電解質溶液，其電離出的離子濃度能夠較大，導電性能夠較強。4、強、弱電解質與物質構造的關系：強電解質一般為離子化合物和一些含強極性鍵的共價化合物，弱電解質一般為含弱極性鍵的化合物。5、強、弱電解質在熔融態的導電性：離子型的強電解質由離子組成，在熔融態時產生自由挪動的離子，能夠導電。而共價型的強電解質以及弱電解質由分子組成，熔融態時仍以分子形式存在，所以不導電。【典型例題1】以下說法中正確的選項是()A．由強極性鍵形成的化合物不必定是強電解質B．強電解質溶液的導電能力必定比弱電解質溶液強C．NaCl溶液在通電的條件下電離成鈉離子和氯離子D．NaCl晶體中不存在離子【遷徙訓練1】【貴州省要點高中2013-2014學年上學期期中考試】以下物質水溶液能導電，但該物質屬于非電解質的是A．Na2O

B．Cl2

C

．H2SO4

D

．CO2二、弱電解質的電離均衡1、弱電解質的電離均衡指在必定條件下（溫度、濃度），弱電解質電離成離子的速率和離子聯合成分子的速率相等時的狀態。弱電解質的電離均衡的特色是：（1）動向均衡：電離方程式頂用“33-+”，如：CHCOOHCHCOO+H。（2）條件改變：均衡被打破。如在CHCOOH的石蕊溶液中（呈紅色）加入固體CHCOONH，334-+即增大了c(CH3COO)，均衡左移，c(H)變小，使紅色變淺。（3）弱電解質在離子反響中電離均衡發生挪動。將等質量的鋅粉分別投入10mL0.1mol/L鹽酸和10mL0.1mol/L醋酸中，實驗結果：鹽酸的反響速率比醋酸快。若鋅足量，則產生氫氣的體積相等。因為當濃度和體積同樣時，鹽酸是強酸，c（H+）大，所以反應速率快，但二者可電離出來的H+的物質的量相等，不過是后者跟著反響的進行，醋酸的電離均衡不停發生挪動。（4）從導電實驗可知，弱電解質少部分電離，大多半以分子形式存在，決定了它在離子方程式書寫中保存分子形式。如醋酸和燒堿溶液中和反響的離子方程式應寫成：——CH3COOH+OH=CH3COO+H2O。5）導電性強弱與電解質強弱的關系：電解質的強弱由物質內部構造決定，電解質的強弱在一般狀況下影響著溶液導電性的強弱。導電性強弱是由溶液離子濃度大小決定的。假如某強電解質溶液濃度很小，那么它的導電性能夠很弱，而某弱電解質固然電離程度很小，但假如濃度較大時，該溶液的導電能力也能夠較強。所以，強電解質溶液的導電能力不必定強，弱電解質的導電能力也不必定弱。2、電離均衡常數（1）觀點：在必定條件下，弱電解質的電離達到均衡時，溶液中電離所產生的各樣離子濃度的乘積跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數，這個常數叫做常數，用K表示（酸用Ka表示，堿用Kb表示）。

電離均衡（2）表示方法：

AB

c(A+)c(BK=c(AB)

-)（3）K的意義：

K值越大，表示該電解質較易電離，所對應的弱酸弱堿較強。從

Ka或Kb的大小，能夠判斷弱酸和弱堿的相對強弱，比如弱酸的相對強弱：H2SO3Ka1=1.5×10-2）>H3PO4（Ka1=7.5×10-3）>HF（Ka=7.2×10-4）>HNO2（Ka1=4.6×10-4）>HCOOH（Ka=1.8×10-4）>CH3COOH（Ka=1.8×10-5）>H2CO3（Ka1=4.3×10-7）>H2SKa1=9.1×10-8）4）影響K值大小的要素：K值不隨濃度而變化，但隨溫度而變化。5）多元弱酸的電離。多元弱酸是分步電離的，且越向后的電離越困難，其電離出來的離子濃度也越小，酸性主要由第一步電離決定。如H3PO4的電離：第一步電離：H3PO4+-K1H+H2PO4-+2-(較難)K第二步電離：HPOH+HPO24422-+3-（困難）K3第三步電離：HPOH+PO44明顯：K1>K2>K3。在磷酸溶液中，由H3PO4電離出來的離子有+-2-、H、H2PO、HPO443-+-2-)>c(PO3-。PO等離子，其離子濃度的大小關系為：c(H)>c(H2PO)>c(HPO44)443、電離度弱電解質在水中的電離達到均衡狀態時，已電離的溶質的分子數占原有溶質分子總數的百分率，稱為電離度。常用α表示：已電離的溶質分子數α=原有溶質分子總數×100%【典型例題2】【甘肅省天水市秦安縣2013-2014學年高三檢測測評（期末）試題】以下事實中能說明亞硝酸是弱電解質的是A．用HNO2溶液作導電試驗，燈光較暗B．HNO2是共價化合物C．亞硝酸不與氯化鈉反響D．常溫下0.1mol?L-1亞硝酸溶液的+)為7.1×10-3-1c(Hmol·L【遷徙訓練2】【2012·上海，17】將100mL1mol·L－1的NaHCO溶液平分為兩份，此中3一份加入少量冰醋2－酸，此外一份加入少量Ba(OH)2固體，忽視溶液體積變化。兩份溶液中c(CO3)的變化分別是()A．減小、減小B．減小、增大C．增大、增大D．增大、減小三、影響電離均衡的要素1、內因弱電解質自己，如常溫下K(HF)>K(CH3COOH)。2、外因+以CH3COOHCH3COO+H為例1）溫度弱電解質的電離過程一般是吸熱的，高升溫度，電離均衡向右挪動，CH3COOH電離程度+-增大，c(H)、c(CH3COO)增大。（2）濃度加水稀釋CH3COOH溶液，電離均衡向右挪動，電離程度增大。-+n(CH3COO)、n(H)增3-+)減小。大，但c(CHCOO)、c(H（3）同離子效應在弱電解質溶液中加入同弱電解質擁有同樣離子的強電解質，電離均衡向逆反響方向挪動。比如0.1mol/L的醋酸溶液中存在以下均衡-+CHCOOHCH3COO+H。加入333-+少量CHCOONa固體或HCl，因為增大了c(CHCOO)或c(H)，使CH3COOH的電離均衡向逆反響方向挪動。前者使c(H+)減小，后者使c(H+)增大。（4）化學反響在弱電解質溶液中加入能與弱電解質電離產生的某種離子反響的物質時，可使電離均衡向電離的方向挪動。比如，在CH3COOH溶液中加入NaOH或Na2CO3溶液，因為-+2-+2H++OH+H=H2O、CO=H2O+CO2↑，使c(H)減小，均衡向著電離的方向挪動。3〖點撥〗稀釋弱電解質溶液時，均衡挪動的方向易誤判為逆向挪動，把溶液中離子濃度的減小誤以為是電離均衡逆向挪動造成的，實質上稀釋才是造成溶液中離子濃度減小的主要因素。【典型例題3】稀氨水中存在著以下均衡：＋－NH3·H2ONH4＋OH，若要使均衡向逆反響方向挪動，同時使c(OH－)增大，應加入適當的物質是()①NHCl固體②硫酸③NaOH固體④水⑤加熱⑥加入少量MgSO固體44A．①②③⑤B．③⑥C．③D．③⑤⑥錯。【遷徙訓練3】【湖南長沙2014第四次月考】室溫下向必定量的稀氨水中加入水稀釋后，下列說法正確的選項是（）．因為稀釋，溶液中所有離子的濃度均減小+·HO)]/+)不變324．NH3·H2O的電離程度增大，c(OH-)亦增大．再加入與氨水等體積等濃度的鹽酸，混淆液pH=7考點詳析：考點一：電離均衡常數及應用1、（1）填寫下表弱電解質電離方程式電離常數NH3·H2ONH3·H2O＋－Kb＝1.7×10－5NH4＋OHCH3COOH－＋Ka＝1.7×10－5CH3COOHCH3COO＋HHClOHClOH＋＋ClO－a＝4.7×10－8K2）CH3COOH酸性大于HClO酸性(填“大于”、“小于”或“等于”)，判斷的依照：同樣條件下，電離常數越大，電離程度越大，c(H＋)越大，酸性越強。3）電離均衡常數的意義：弱酸堿的電離均衡常數能夠反應酸堿性的相對強弱。電離均衡常數越大，電離程度越大。多元弱酸的電離以第一步電離為主，各級電離均衡常數的大小差距較大。（4）外因對電離均衡常數的影響：電離均衡常數與其余化學均衡常數同樣只與溫度有關，與電解質的濃度沒關，高升溫度，K值增大，原由是電離是吸熱過程。2、碳酸是二元弱酸1）電離方程式是H2CO32）電離均衡常數表達式：

＋－－＋2－。333＋)－)＋2－)c(H·c(HCO3，Ka2＝c(H)·c(CO3Ka1＝－)。c(H2CO3)c(HCO3（3）比較大小：a1>a2。KK【典型例題4】常溫時，0.01mol·L－1某一元弱酸的電離常數Ka＝10－6，則以下說法正確的是()A．上述弱酸溶液的pH＝4B．加入NaOH溶液后，弱酸的電離均衡向右挪動，K值增大C．加入等體積0.01mol·L－1NaOH溶液后，所得溶液的pH＝7D．加入等體積0.01mol·L－1NaOH溶液后，所得溶液的pH<7【遷徙訓練4】【陜西省西安市西安中學高2014屆第四次質量檢測試題】某一元弱酸HA的溶液中，若未電離的HA分子個數與溶液中的離子個數（忽視水電離）比為a:b，則HA的電離度（即轉變率）是A．b×100％B．b×100％2aba2bC．b×100％D．2b×100％ab2ab考點二：弱電解質的判斷及應用1、強酸與弱酸(或強堿與弱堿)的比較等物質的量濃度的鹽酸(a)與醋酸(b)等pH的鹽酸(a)與醋酸(b)pH或物質的量濃度pH：a<b物質的量濃度：a<b溶液導電性a>ba=b水的電離程度a<ba=bc(Cl-3--3-c(Cl-3-)與c(CHCOO)大小c(Cl)>c(CHCOO))=c(CHCOO)等體積溶液中和NaOH的量a=ba<b分別加該酸的鈉鹽固體后pHa:不變b:變大a:不變b:變大開始時與金屬反響的速率a>b同樣等體積溶液與過度開朗金屬產生H2的量同樣a<b〖特別提示〗判斷一種酸是強酸仍是弱酸時，實質是看它在水溶液中的電離程度，完整電離即為強酸，不完整電離即為弱酸。設計實驗考證時注意等物質的量濃度和等酸的性質差別。2、判斷強、弱電解質的方法例律實驗設計思路：以證明某酸(HA)是弱酸為例實驗方法結論

pH的兩種pH=2，HA為強酸（1）測

0.01mol/LHA

的

pHpH>2，HA為弱酸pH=7，HA為強酸（2）室溫下測NaA溶液的pHpH>7，HA為弱酸（3）同樣條件下，測同樣濃度的HA和HCl(強若導電性同樣，HA為強酸；若HA導電性比HCl酸)弱，HA為弱酸溶液的導電性（4）測定同pH的HA與HCl稀釋同樣倍數前后若pH(HA)=pH(HCl)，HA為強酸；的pH變化pH(HA)<pH(HCl)，HA為弱酸（5）測定等體積、等pH的HA和鹽酸分別與足若反響過程中HA產生H2較快且最后產生H2較量鋅反響產生H的快慢及H的量多，則HA為弱酸22（6）測定等體積、等pH的HA和鹽酸中和堿的若耗堿量同樣，HA為強酸；若HA耗堿量大，量則HA為弱酸【典型例題5】醋酸是一種常有的一元弱酸，為了證明醋酸是弱電解質，某同學展開了題為“醋酸是弱電解質的實驗研究”的研究活動。該同學設計了以下方案，此中錯誤的選項是()A．先配制必定量的0.10mol/LCH3COOH溶液，而后測溶液的pH，若pH大于1，則可證明醋酸為弱電解質B．先配制必定量0.01mol/L和0.10mol/L的CH3COOH，分別用pH計測它們的pH，若二者的pH相差小于1個單位，則可證明醋酸是弱電解質C．取等體積、等pH的CH3COOH