第46講弱電解質(zhì)的電離平衡

［復(fù)習(xí)目標(biāo)］I.理解弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡。2.理解電離常數(shù)的含義，掌握電離常數(shù)

的應(yīng)用并能進行相關(guān)計算。

考點一弱電解質(zhì)的電離平衡及影響因素

■歸納整合

1.弱電解質(zhì)的電離平衡概念

(1)電離平衡的建立

在一定條件下(如溫度、壓強等)，當(dāng)弱電解質(zhì)分子電離產(chǎn)生離子的速率和離子結(jié)合成分子的

速率相等時，電離過程達到了平衡。

(2)電離平衡的建立與特征

「逆：可逆過程

UtI-動1

W電離I電離)(結(jié)合)_0

平衡狀態(tài)卜等」

編G)特征卜定:各組分濃度保持恒定不變

,"A'L變：條件改變，平衡發(fā)生移動

2.影響電離平衡的因素

1

(1)以0.1mol?LCH3COOH溶液為例，填寫外界條件對CH3COOH(aq)CH3COO(aq)

+H*(叫)AH>O的影響。

改變條件平衡移動方向∏(H+)c(H+)導(dǎo)電能力

加水稀釋

加入少量冰醋酸

通入HCl(g)

力UNaOH(S)

?∏CH3COONa(S)

升高溫度

(2)分別畫出冰醋酸加水稀釋過程中溶液的電導(dǎo)率和PH隨加水體積變化的曲線。

電PH

導(dǎo)

率7

加水的體積加水的體積

IΞ易錯辨析

1.弱電解質(zhì)溶液中至少存在兩種共價化合物分子()

2.氯氣溶于水，當(dāng)NH3?H2O電離出的C(C)H-)=c(NHj)時，表明NH3?H2O電離處于平衡狀

態(tài)()

3.一元弱堿BOH的電離方程式為BOH=B++OFΓ()

■專項突破軸明

1.能證明蟻酸(HCC)OH)是弱酸的實驗事實是()

A.HCc)C)H溶液與Zn反應(yīng)放出H2

B.0.1mol?L-'HCOOH溶液可使紫色石蕊溶液變紅

C.HCOOH溶液與Na2CO3反應(yīng)生成CO2

D.常溫時0.1mol?L^'HCOOH溶液的pH=2.3

+2

2.H2S水溶液中存在電離平衡：H2SH'+HS和HSH+S?若向H2S溶液中

()

A.加水，平衡向右移動，溶液中氫離子濃度增大

B.通入過量S02氣體，平衡向左移動，溶液PH增大

C.滴加新制氯水，平衡向左移動，溶液PH減小

D.加入少量硫酸銅固體(忽略體積變化)，溶液中所有離子濃度都減小

3.常溫下,①IoomLO.0ImOlLr的CH3COOH溶液,②IOmLo.1mol?Lr的ChhCOOH溶

液。用”或填寫下列問題。

(I)C(CH3COCT)：①②。

(2)電離程度：①②。

(3)在上述兩種溶液中加入足量鋅片。開始時的反應(yīng)速率：①②，反應(yīng)結(jié)束生成相同

狀況下H2的體積：①________②。

(4)與同濃度的NaOH溶液完全反應(yīng)消耗NaOH溶液的體積：①②。

考點二電離平衡常數(shù)及應(yīng)用

■歸納整合B≡S?1

1.概念

在一定條件下，弱電解質(zhì)達到電離平衡時，弱電解質(zhì)電離生成的各種離子的濃度(次方)的乘

積與溶液中未電離的分子的濃度之比是一個常數(shù)，這個常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡稱電離常

數(shù)，用K(弱酸用Ka,弱堿用Kb)表示。

2.表達式

一元弱酸HA一元弱堿BOH

電離方程式HAH++A^BOHB++OH^

C(H-)?c(A]-_c(B+)-e(OHT-

電離常數(shù)表達式

KLc(HA)b-c(BOH)

3.特點

(1)電離平衡常數(shù)與溫度有關(guān)，與濃度無關(guān)，升高溫度，K增大。

(2)電離平衡常數(shù)反映弱電解質(zhì)的相對強弱，K越大，表示弱電解質(zhì)越易電離，酸性或堿性越

強。

(3)多元弱酸的各步電離常數(shù)的大小關(guān)系是Ka>Ka2>K,3……，當(dāng)/G》K；,2時，計算多元弱酸中

的c(H+)或比較多元弱酸酸性的相對強弱時，通常只考慮第一步電離。

4.電離度

⑴概念

弱電解質(zhì)在水中的電離達到平衡狀態(tài)時，已電離的溶質(zhì)的分子數(shù)占原有溶質(zhì)分子總數(shù)(包括已

電離的和未電離的)的百分率.

(2)表示方法

己電離的溶質(zhì)分子數(shù)、巾-T主一小弱電解質(zhì)的某離子濃度、,“5,

0一原有溶質(zhì)分子總數(shù),0°/0,也可表小為α弱電解質(zhì)的初始濃度10°λ,°

(3)影響因素

①相同溫度下，同一弱電解質(zhì)，濃度越大，其電離度(a)越O

②相同濃度下，同一弱電解質(zhì)，溫度越高，其電離度(a)越O

E易錯辨析

1.同一弱電解質(zhì)，濃度不同其電離常數(shù)一定不同()

2.弱電解質(zhì)的電離平衡右移，電離常數(shù)一定增大()

3.某一弱電解質(zhì)，電離度越大，電離常數(shù)就越大()

4.常溫下，依據(jù)KaI(H2CO3)>Ka2(H3PO3),可知碳酸的酸性比磷酸強()

■專項突破關(guān)鍵能力

一、利用電離常數(shù)判斷弱電解質(zhì)(酸堿性)的相對強弱

1.部分弱酸的電離平衡常數(shù)(單位：mol?L1)如下表:

弱酸HCOOHH2SH2CO3HCIO

電離平衡Kai=IJXIO-7Kal=4.5X10-7

Ka=I.77X10F8

λTa=4.0XlO-

常數(shù)(25℃)%=1.3XIO-Ka2=4.7X10U

按要求回答下列問題：

(I)HCOOH.H2S>H2CO3>HClO的酸性由強到弱的順序為。

⑵相同濃度的HCOO、HS?s2?HCO3、COM、Cler結(jié)合H+的能力由強到弱的順序為

(3)運用上述電離常數(shù)及物質(zhì)的特性判斷下列化學(xué)方程式不正確的是(填序號)。

①次氯酸與NaHCO3溶液的反應(yīng)：HClO+HCO；=ClO+H2O+CO2t

②少量Co2通入NaClO溶液中：CO2+H2O+2C10=COΓ+2HC10

③少量CO2通入NaClO溶液中：CO2+H2O+C1O^=HCO;+HClO

④硫化氫通入NaClO溶液中：H2S+C10=HS+HCIO

⑤碳酸鈉滴入足量甲酸溶液中：2HCOOH+CO?=2HCOO^+CO2I+H2O

二、判斷微粒濃度比值的大小

2.常溫下，將0.1mol?LI的CH3COOH溶液加水稀釋，請?zhí)顚懴铝斜磉_式中的數(shù)據(jù)變化情

況(填“變大”“變小”或“不變”)?

,.'C(CHCOOH)

⑴c(3H+)-----------；

C(CH3COO)

(

V(CH3COOH)------------；

C(CH3C0CΓ)?C(H+)

(4)

C(CH3COOH)------------；

C(CH3C0CQ

0

V(CH3COOH)C(OH)------------°

-規(guī)律方法

判斷溶液中微粒濃度比值的三種方法

(1)將濃度之比轉(zhuǎn)化為物質(zhì)的量之比進行比較，這樣分析起來可以忽略溶液體積的變化，只需

分析微粒數(shù)目的變化即可。

(2)“假設(shè)法”，如上述問題(3),假設(shè)無限稀釋，αCH3CO(Γ)趨近于O,C<H*)趨于IOFmolir,

故比值變小。

(3)“湊常數(shù)”，解題時將某些粒子的濃度比值乘以或除以某種粒子的濃度，轉(zhuǎn)化為一個常數(shù)

與某種粒子濃度的乘積或相除的關(guān)系。

真題演練明確考向

1.(202。北京，11)室溫下，對于1LO.lmol?I∕∣醋酸溶液。下列判斷正確的是()

A.該溶液中CH3C0CΓ的粒子數(shù)為6.02XIO22

B.加入少量CHsCOONa固體后，溶液的PH降低

C.滴加NaOH溶液過程中，”(CEhCOCT)與"(CFhCOOH)之和始終為0.1mol

1

D.與Na2CO3溶液反應(yīng)的離子方程式為COΓ+2H=H2O+CO2t

2.(2022.全國乙卷，13)常溫下，一元酸HA的Ka(HA)=LoXlO-3mol?L-ι°在某體系中，H

與A-不能穿過隔膜，未電離的HA可自由穿過該膜(如圖所示)。

設(shè)溶液中CQ?(H