高二化学反应原理优质学案3：3.2.1 弱电解质的电离平衡

高二《化学反应原理》

第1课时 弱电解质的电离平衡

[课标要求]

1．应用化学平衡理论描述弱电解质在水溶液中的电离平衡。 2．知道电离平衡常数与弱酸、弱碱的酸碱性强弱之间的关系。 分点突破1 电离常数 基础 1．概念

在一定条件下达到时，弱电解质电离形成的各种的浓度的与溶液中未电离的的浓度之比。电离平衡常数简称电离常数。 2．影响因素

电离常数服从化学平衡常数的一般规律，它只与有关，由于电离过程是过程，升温，K值。 3．应用

电离常数表征了弱电解质的，根据相同温度下电离常数的大小可以判断弱电解质电离能力的，K越大，表示弱电解质的电离程度，弱酸的酸性或弱碱的碱性相对。 4．表达式

(1)弱酸在水中的电离常数通常用Ka表示。例如CH3COOHKa＝。

多元弱酸的电离是进行的，每一步电离都有各自的电离常数，如H2CO3电离： H2CO3HCO3

－

H＋CH3COO，

＋－

HCO3＋H Ka1＝ CO23＋H Ka2＝

－

＋

－＋

且Ka1＞Ka2。

(2)弱碱在水中的电离常数通常用Kb表示，例如 NH3·H2O[特别提醒]

(1)计算多元弱酸溶液的[H]或比较弱酸酸性相对强弱时，通常只考虑第一步电离。 (2)利用电离常数可近似计算出弱酸、弱碱溶液中[H]或[OH](忽略水的电离)。 [H]＝Kac酸或[OH]＝Kbc碱 典例1

1．下列关于电离平衡常数(K)的说法中正确的是( ) A．电离平衡常数(K)越小，表示弱电解质电离能力越弱 B．电离平衡常数(K)与温度无关

C．不同浓度的同一弱电解质，其电离平衡常数(K)不同 D．多元弱酸各步电离平衡常数相互关系为K1＜K2＜K3

＋

－

＋

－

＋

NH4＋OH，Kb＝。

＋－

1

高二《化学反应原理》 2．在25 ℃时，0.1 mol·L

－

－

－1

的HNO2、HCOOH、HCN、H2CO3的溶液，它们的电离常数分

－10

别为4.6×104、1.8×104、6.2×10的是( )

A．HNO2 C．HCN

、K1＝4.3×10

－7

和K2＝5.6×10

－11

，其中氢离子浓度最小

B．HCOOH D．H2CO3

分点突破2 影响电离平衡的因素 基础 1．内因

弱电解质本身的性质，如相同条件下CH3COOH电离程度H2CO3。 2．外因

(1)温度：升高温度，电离平衡向移动，平衡常数；降低温度，电离平衡向移动，平衡常数。 (2)浓度：改变平衡体系中某一离子的浓度，平衡向能够减弱这种改变的方向移动，平衡常数。浓度越大，电离程度。在稀释溶液时，电离平衡向移动。

(3)相同离子：在弱电解质溶液中加入与弱电解质有相同离子的强电解质时，电离平衡向 移动。

(4)反应离子：加入能与电解质电离出的离子反应的离子时，电离平衡向右移动。 (5)实例(以CH3COOH

影响因素 升温(不考虑挥发) 加冰醋酸 加入 CH3COONa固体 通入HCl气体 NaOH固体 右 右 左 CH3COO＋H ΔH>0为例) 平衡移动方向 n(H) 增大 增大 减小 ＋－

＋

[H] 增大 增大 ＋[CH3COO] 增大 增大 －Ka pH 减小 减小 导电能力 增强 增强 不变 不变 其他 物质 增大 增大 减小 减小 减小 增大 不变 不变 不变 减小 增大 增强 增强 减弱 加水稀释 典例2 1．0.1 mol·L1CH3COOH溶液中存在电离平衡：CH3COOH或加入少量CH3COONa晶体时，都会引起( ) A．溶液的pH增大

B．CH3COOH电离程度变大 C．溶液的导电能力减弱 D．溶液中[OH]减小

2

－

－

CH3COO＋H，加水稀释

－＋

高二《化学反应原理》

2．可促进HClO的电离，并使pH增大的是( ) ①加入HCl ②加入NaClO ③加入NaOH ④加入Zn

A．①②③④ C．③④

B．②③④ D．②④

分点突破3 一元强酸与一元弱酸的比较 归纳

1．相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较

中和碱pH 的能力 与足量活泼金属反应产生H2的量 相同 开始与金 属反应的 速率 由H2O 电离出的[H] 小 大 ＋ [H] ＋一元强酸 一元弱酸 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 与足量活泼金属反应产 生H2的量 开始与金 属反应的速率 [H] ＋c(酸) 中和碱的能力 由H2O电离出的[H] ＋一元强酸 一元弱酸 相同 小 大 相同 相同 3.以醋酸和盐酸为例比较其性质 等物质的量浓度的 pH或物质的量浓度 溶液的导电能力 水的电离程度 [Cl]与[CH3COO]大小 中和等体积的两种酸溶液所 消耗的NaOH溶液的量 分别加入两种酸对应的钠 盐固体后溶液的pH变化 与活泼金属如Mg反应产生 H2的起始速率 a>b －－－等pH的盐酸 (a)与醋酸(b) 物质的量浓度：aa) －－ 3

高二《化学反应原理》 等体积溶液与过量活泼金 属如Mg反应产生H2的量 加水稀释同倍数 典例3 1．室温下对pH相同、体积相同的醋酸和盐酸两种溶液分别采取下列措施，有关叙述正确的是( )

A．加适量的醋酸钠晶体后，两溶液的[H]都变小 B．使温度都升高20 ℃，两溶液的[H]都不变 C．加水稀释2倍后，两溶液的[H]都变大

D．加足量的锌粉反应后，两溶液产生的氢气一样多

2．pH＝2的两种一元酸x和y，体积均为100 mL，稀释过程中pH与溶液体积的关系如图所示。分别滴加0.1 mol·L1NaOH溶液至pH＝7，消耗NaOH溶液的体积为Vx、Vy，则( )

－

＋

＋

＋

ab ab pH变化大小：a>b

A．x为弱酸，Vx

1．下列关于弱电解质的电离平衡常数的叙述中，正确的是( )

A．因为电离过程是吸热过程，所以温度越高，同一弱电解质的电离平衡常数越小 B．弱电解质的电离平衡常数是用各微粒的平衡浓度表示的，所以弱电解质的电离平衡常数只与浓度有关

C．对于不同的弱酸，电离平衡常数越大，酸性一定越强，可以通过电离平衡常数的大小判断弱酸的相对强弱

D．弱电解质的电离平衡常数是衡量弱电解质电离程度大小的一种方法 2．在CH3COOH溶液中存在如下平衡：CH3COOH

4

B．x为强酸，Vx>Vy D．y为强酸，Vx>Vy

H＋CH3COO。加入少量下列固体

＋－

高二《化学反应原理》

物质，能使平衡逆向移动的是( ) A．NaCl C．Na2CO3

3．在含少量酚酞的0.1 mol·LA．变蓝色 C．变浅

4．下列叙述不正确的是( )

A．pH相等、体积相等的盐酸和醋酸加水稀释10倍后，前者的pH大于后者 B．pH相等、体积相等的盐酸和醋酸分别中和0.1 mol·L体积相等

C．等浓度、等体积的盐酸和醋酸与足量的锌粉反应，开始时前者产生H2的速率大于后者，最终产生H2的量相等

D．等浓度、等体积的盐酸和醋酸分别中和0.1 mol·L积相等

5．已知HClO是比H2CO3还弱的酸，氯水中存在下列平衡：Cl2＋H2OHClO

H＋ClO，达到平衡后：

＋

－

－1

－1

－1

B．CH3COONa D．NaOH

氨水中加入少量NH4Cl晶体，则溶液颜色( )

B．变深 D．不变

的NaOH溶液，消耗NaOH溶液

的NaOH溶液，消耗NaOH溶液体

HCl＋HClO；

(1)要使HClO的浓度增大，可加入下列物质中的(填代号)__________。 A．SO2 C．HCl

B．Na2CO3 D．NaOH

(2)由此说明在实验室里可用排饱和食盐水法收集Cl2的理由是__________________ ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。

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