弱电解质的电离(含解析)

第一节 弱电解质的电离 1.了解强电解质和弱电解质的概念。 2.了解电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液的导电性。 3.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。(中频)

弱电解质的电离平衡 1．电离平衡的建立 在一定条件(如温度、浓度)下，当弱电解质分子离解成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡。 2．电离平衡的特征 3．外界条件对电离平衡的影响 电离是一个吸热过程，主要受温度、浓度的影响。 以弱电解质CH3COOH的电离为例： CH3COOHCH3COO－＋H＋

平衡右移



升高温度

加水稀释增大c（CH3COOH）

平衡左移



降低温度

增大c（H＋）或c（CH3COO－） 电离平衡常数 1．表达式 (1)对于一元弱酸HA：

HAH＋＋A－，平衡常数K＝c（H＋）·c（A－）c（HA）； (2)对于一元弱碱BOH： BOHB＋＋OH－，平衡常数K＝c（B＋）·c（OH－）c（BOH）。 2．意义 相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的酸性或碱性相对越强。 3．特点 (1)多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是K1≫K2……，所以其酸性主要决定于第一步电离。

1．易误诊断(正确的打“√”，错误的打“×”)。 (1)溶液导电能力弱的电解质一定是弱电解质( ) (2)弱电解质浓度越大，电离程度越大( ) (3)温度升高，弱电解质的电离平衡右移( ) (4)0.1 mol/L某一元酸HA溶液的pH＝3，HA溶液中存在：HA===H＋＋A－( ) (5)温度不变，向CH3COOH溶液中加入CH3COONa，平衡左移( ) (6)电离平衡常数(K)越小，表示弱电解质电离能力越弱( ) (7)不同浓度的同一弱电解质，其电离平衡常数(K)不同( ) (8)电离平衡右移，电离平衡常数一定增大( ) 【答案】 (1)× (2)× (3)√ (4)× (5)√ (6)√ (7)× (8)× 2．NH3·H2O在水溶液中的电离方程式为：__________________________， 其电离常数表达式为：_____________________________________________。 对该电离平衡改变条件如下：①升高温度 ②加水稀释 ③加少量NaOH(s) ④通少量HCl(g) ⑤加入NH4Cl(s)，其中： (1)使电离平衡右移的有________； (2)使c(OH－)增大的有________； (3)使电离常数改变的有________。 【答案】 NH3·H2ONH＋4＋OH－

K＝c（NH＋4）·c（OH－）c（NH3·H2O） (1)①②④ (2)①③ (3)①

两种类别：①强电解质：强酸、强碱、绝大多数盐；②弱电解质：弱酸、弱碱、水。 两个特征：v(离解)＝v(结合)≠0；分子、离子浓度保持不变。 三个影响因素：温度、浓度、相同离子。

一个表达式：K＝c（A＋）·c（B－）c（AB）。

影响电离平衡的因素 1.因 弱电解质本身的性质，决定了弱电解质电离平衡强弱。如相同条件下CH3COOH电离程度大于H2CO3。 2．外因 电离平衡属于动态平衡，当外界条件改变时，弱电解质的电离平衡也会发生移动，平衡移动也遵循勒夏特列原理。 以CH3COOHCH3COO－＋H＋ ΔH>0为例：

改变条件 平衡移动方向 c(CH3COOH) c(H＋) c(CH3COO－) 电离程度 加水稀释 → 减小 减小 减小 增大 加少量冰醋酸 → 增大 增大 增大 减小 通入HCl气体 ← 增大 增大 减小 减小 加NaOH固体 → 减小 减小 增大 增大 加CH3COONa固体 ← 增大 减小 增大 减小

加入镁粉 → 减小 减小 增大 增大 升高温度 → 减小 增大 增大 增大

①电离常数只与温度有关，升温电离常数增大，与酸碱性无关。 ②溶液的导电性与溶液中离子浓度大小和带的电荷数有关。 (2013·高考)室温下，对于0.10 mol·L－1的氨水，下列判断正确的是( ) A．与AlCl3溶液发生反应的离子方程式为Al3＋＋3OH－===Al(OH)3↓ B．加水稀释后，溶液中c(NH＋4)·c(OH－)变大 C．用HNO3溶液完全中和后，溶液不显中性 D．其溶液的pH＝13 【解析】 A．氨水与氯化铝反应的离子方程式应为Al3＋＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH＋4。B.氨水中存在电离平衡NH3·H2ONH＋4

＋OH－，加水稀释，促进氨水的电离，氨水的电离平衡正向移动，但铵根离子浓

度和氢氧根离子浓度都减小，故二者的乘积减小。C.用硝酸完全中和氨水，生成硝酸铵，溶液应呈酸性。D.氨水的电离是不完全的，0.10 mol·L－1的氨水其pH应小于13。 【答案】 C 从“定性”和“定量”两角度理解电离平衡 1．从定性角度分析电离平衡：应该深刻地理解勒夏特列原理——平衡向“减弱”这种改变的方向移动，移动结果不能“抵消”或“超越”这种改变。 2．从定量角度分析电离平衡：当改变影响电离平衡的条件后分析两种微粒浓度之比的变化时，若通过平衡移动的方向不能作出判断时，应采用化学平衡常数定量分析。

考向1 外界条件对电离平衡影响综合分析 1．在0.1 mol·L－1NH3·H2O溶液中存在如下平衡：NH3＋H2ONH3·H2ONH＋4＋OH－。下列叙述中正确的是( ) A．加入少量浓盐酸，盐酸与NH3反应生成NH4Cl，使NH3浓度减小，NH＋4

浓度增大，平衡逆向移动

B．加入少量NaOH固体，OH－与NH＋4结合生成NH3·H2O，使NH＋4浓度减小，平衡正向移动 C．加入少量0.1 mol·L－1 NH4Cl溶液，电离平衡常数不变，溶液中c(OH－)减小 D．加入少量MgSO4固体，溶液pH增大 【解析】 A选项，加入少量浓盐酸，首先发生H＋＋OH－===H2O，使OH－浓度降低，平衡正向移动；B选项，加入少量NaOH固体，使OH－浓度升高，平衡逆向移动；C选项，使NH＋4浓度升高，平衡逆向移动，溶液中c(OH－)减小；D选项，Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓，溶液中c(OH－)减小，溶液pH减小。 【答案】 C 考向2 弱电解质溶液稀释问题分析 2．(2014·乌鲁木齐诊断性测试)用水稀释0.1 mol·L－1 CH3COOH时，溶液中随着水量的增加而减小的是( ) A.c（CH3COOH）c（OH－） B.c（OH－）c（H＋） C．c(H＋)和c(OH－)的乘积 D．OH－的物质的量 【解析】 醋酸的电离方程式为CH3COOHCH3COO－＋H＋，加水稀释，平衡正向移动，n(CH3COOH)减小，c(H＋)减小，c(OH－)增大，A项正确，B、D项错误，温度不变，Kw不变，C项错误。 【答案】 A

一元强酸(碱)和一元弱酸(碱)的比较 强酸与弱酸(或强碱与弱碱)由于电离程度的不同，在很多方面表现出不同的性质，以盐酸和醋酸为例。 等物质的量浓度的盐酸(a)与醋酸(b) 等pH的盐酸(a) 与醋酸(b) pH或物质的量浓度 pH：a溶液导电性 a>b a＝b 水的电离程度 a

c(Cl－)与c(CH3COO－)大小 c(Cl－)> c(CH3COO－) c(Cl－)＝c(CH3COO－)

等体积溶液中和NaOH的量 a＝b a

分别加该酸的钠盐固体后pH a：不变 b：变大 a：不变 b：变大 开始与金属反应的速率 a>b 相同 等体积溶液与过量活泼金属产生H2的量 相同 a判断弱电解质的三个思维角度 角度一：弱电解质的定义，即弱电解质不能完全电离，如测0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液的pH>1。 角度二：弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动，如pH＝1的CH3COOH加水稀释10倍1角度三：弱电解质形成的盐类能水解，如判断CH3COOH为弱酸可用下面两个现象： (1)配制某浓度的醋酸钠溶液，向其中加入几滴酚酞试液。现象：溶液变为浅红色。 (2)用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在pH试纸上，测其pH。现象：pH>7。 (2013·高考)25 ℃时，用浓度为0.100 0 mol·L－1的NaOH溶液滴定20.00 mL浓度均为0.100 0 mol·L－1的三种酸HX、HY、HZ，滴定曲线如图所示。下列说确的是( )

A．在相同温度下，同浓度的三种酸溶液的导电能力顺序：HZB．根据滴定曲线，可得Ka(HY)≈10－5 C．将上述HX、HY溶液等体积混合后，用NaOH溶液滴定至HX恰好完全反应时：c(X－)>c(Y－)>c(OH－)>c(H＋)

D．HY与HZ混合，达到平衡时：c(H＋)＝Ka（HY）·c（HY）c（Y－）＋c(Z－)＋c(OH