復習弱電解質的電離平衡

第23講弱電解質的電離平衡考點一弱電解質的電離平衡及影響因素

1.強、弱電解質(1)概念

(2)與物質類別的關系a.強電解質主要包括③

、④

和⑤

。b.弱電解質主要包括⑥

、⑦

、⑧

。2.弱電解質的電離平衡(1)電離平衡的建立在一定條件(如溫度、濃度等)下,當弱電解質分子電離成離子的速率和離子結合成弱電解質分子的速率⑨

時,電離過程就達到平衡。平衡建立過程如圖所示:(2)電離平衡的特征(3)影響電離平衡的外界條件a.溫度:溫度升高,電離平衡⑩

移動,電離程度增大。b.濃度:稀釋溶液,電離平衡正向移動,電離程度增大。c.同離子效應:加入與弱電解質具有相同離子的強電解質,電離平衡逆向移動,電離程度減小。d.加入能與電離出的離子反應的物質:電離平衡正向移動,電離程度增大。1.判斷正誤,正確的畫“√”,錯誤的畫“?”。(1)BaSO4難溶于水,其屬于弱電解質

()(2)強電解質溶液的導電能力一定比弱電解質溶液的導電能力強

(

)(3)強電解質溶液中不存在溶質分子,弱電解質溶液中存在溶質分子

()(4)氨氣溶于水,當c(OH-)=c(NH4+)時,表明一水合氨電離處于平衡狀態(tài)

()(5)由0.1mol/L一元堿BOH溶液的pH=10,可知溶液中存在BOH==B++OH-

()2.現有下列物質:①HNO3②冰醋酸③氨水④Fe(OH)3⑤NaHCO3(s)⑥Al⑦氯水⑧CaCO3上述物質中屬于強電解質的有

,屬于弱電解質的有

。改變條件平衡移動方向n(H+)c(H+)導電能力Ka加水稀釋

加入少量冰醋酸

加HCl(g)

加NaOH(s)

加入鎂粉

升高溫度

題組一弱電解質的判斷1.(2016上海單科,6,3分)能證明乙酸是弱酸的實驗事實是

()A.CH3COOH溶液與Zn反應放出H2B.0.1mol/LCH3COONa溶液的pH大于7C.CH3COOH溶液與Na2CO3反應生成CO2D.0.1mol/LCH3COOH溶液可使紫色石蕊變紅2.(2016廣東啟迪教育段考,18)下列事實一定能證明HNO2是弱電解質的是

()①常溫下NaNO2溶液pH大于7②用HNO2溶液做導電實驗,燈泡很暗③HNO2和NaCl不能發(fā)生反應④常溫下0.1mol·L-1HNO2溶液的pH=2.1⑤NaNO2和H3PO4反應,生成HNO2⑥常溫下將pH=1的HNO2溶液稀釋至原體積的100倍,溶液pH約為2.8A.①④⑥B.①②③④C.①④⑤⑥D.全部反思歸納

弱電解質的判斷方法(1)在相同濃度、相同溫度下,與強電解質做導電性對比實驗。(2)濃度與pH的關系。如0.1mol·L-1CH3COOH溶液,其pH>1,則可證明CH3COOH是弱電解質。(3)測定對應鹽溶液的酸堿性。如CH3COONa溶液呈堿性,則證明CH3COOH是弱酸。(4)稀釋前后的pH與稀釋倍數的關系。例如,將pH=2的酸溶液稀釋至原體積的1000倍,若pH小于5,則證明該酸為弱酸;若pH為5,則證明該酸為強酸。(5)利用實驗證明存在電離平衡。如醋酸溶液中滴入紫色石蕊溶液變紅,再加CH3COONa固體,顏色變淺,證明CH3COOH是弱電解質。(6)在相同濃度、相同溫度下,比較與金屬反應的速率的快慢。如將鋅粒投入到等濃度的鹽酸和醋酸溶液中,起始速率前者比后者快,說明CH3COOH是弱電解質。題組二電離平衡及影響因素(2)特點a.電離平衡常數只與溫度有關,因電離是吸熱過程,所以升溫,K值③

。b.多元弱酸的各級電離平衡常數的大小關系是④

,故其酸性取決于第一步電離。(3)意義K值越大,說明弱電解質越易電離,其酸(堿)性越⑤

。2.電離平衡常數的應用(1)判斷弱酸(堿)的相對強弱。電離常數越⑥

,酸性(或堿性)越強。(2)判斷鹽溶液的酸(堿)性強弱。電離常數越大,對應鹽的水解程度越⑦

,堿(酸)性越⑧

。(3)判斷復分解反應能否發(fā)生。一般遵循“強酸制弱酸”規(guī)律。(4)判斷粒子濃度比值的變化。(5)判斷電離平衡的移動方向。當Qc>K時,平衡⑨

移動;當Qc=K時,達到平衡狀態(tài);當Qc<K時,平衡⑩

移動。2.(1)填寫下表:(2)CH3COOH酸性

HClO酸性(填“大于”“小于”或“等于”),判斷的依據:

。(3)反應HClO+CH3COONa==CH3COOH+NaClO

(填“能”或“不能”)發(fā)生。弱電解質電離方程式電離常數NH3·H2O

K=1.7×10-5CH3COOH

K=1.7×10-5HClO

K=4.7×10-81.(2016山東滕州十一中期末,19)根據下表提供的數據可知,在溶液中能大量共存的粒子組是

()A.H2CO3、HCO3-、CH3COO-、CN-B.HCO3-、CH3COOH、CN-、CO32-

C.HCN、HCO3-、CN-、CO32-

D.HCN、HCO3-、CH3COO-、CN-

化學式電離常數CH3COOHK=1.7×10-5HCNK=4.9×10-10H2CO3K1=4.3×10-7,K2=5.6×10-11題組一電離平衡常數的應用化學式CH3COOHH2CO3HClO電離平衡常數1.7×10-5K1=4.3×10-7K2=5.6×10-113.0×10-82.25℃時,部分物質的電離平衡常數如下表所示:請回答下列問題:(1)CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由強到弱的順序為

。(2)同濃度的CH3COO-、HCO3-、CO32-、ClO-結合H+的能力由強到弱的順序為

。(3)體積為10mLpH=2的醋酸溶液與一元酸HX分別加水稀釋至1000mL,稀釋過程中pH變化如圖所示,則HX的電離平衡常數

(填“大于”“等于”或“小于”)醋酸的電離平衡常數;理由是

。題組二電離平衡常數的有關計算3.已知室溫時,0.1mol·L-1某一元酸HA在水中有0.1%發(fā)生電離,下列敘述錯誤的是

()A.該溶液的pH=4B.升高溫度,溶液的pH增大C.此酸的電離常數約為1×10-7D.由HA電離出的c(H+)約為水電離出的c(H+)的106倍4.在25℃下,將amol·L-1的氨水與0.01mol·L-1的鹽酸等體積混合,反應后溶液中c(NH4+)=c(Cl-),則溶液顯

性(填“酸”“堿”或“中”);用含a的代數式表示NH3·H2O的電離常數Kb=

。考點三一元強酸(堿)和一元弱酸(堿)的比較

1.鹽酸和醋酸性質的比較2.常溫下,強酸與弱酸、強堿與弱堿稀釋時的pH變化圖像圖中,a、b為pH相等的NaOH溶液和氨水,c、d為pH相等的鹽酸和醋酸。

(1)加水稀釋相同倍數后的pH大小:氨水>NaOH溶液,鹽酸>醋酸。(2)若稀釋后的pH仍然相等,則加水量的多少:氨水>NaOH溶液,醋酸>鹽酸。題組一一元強酸和一元弱酸性質的比較1.關于pH相同的醋酸和鹽酸,下列敘述不正確的是

()A.取等體積的兩種酸分別與完全一樣的足量鋅粒反應,開始時反應速率鹽酸大于醋酸B.取等體積的兩種酸溶液分別稀釋至原體積的m倍和n倍,稀釋后兩溶液的pH仍然相同,則m>nC.取等體積的兩種酸溶液分別與足量的鋅粒反應,生成氫氣的體積醋酸大于鹽酸D.取等體積的兩種酸溶液分別與NaOH反應,消耗NaOH的物質的量醋酸大于鹽酸題組二一元強堿與一元弱堿性質的比較3.關于pH相同的氨水和NaOH溶液,下列敘述正確的是()A.c(OH-):氨水>NaOH溶液B.c(NH3·H2O)=c(NaOH)C.導電能力:氨水<NaOH溶液D.相同體積時中和H2SO4的量:氨水>NaOH4.(2016廣東三校聯考,11)MOH和ROH是兩種一元堿,常溫下其水溶液分