专题九 弱电解质的电离平衡
考纲展示 命题探究
考点 电离平衡
1 强、弱电解质
定义 化合物类型 电离程度 电离过程 溶液中存在的微粒 (水分子不计) 强电解质 在水溶液中或熔融状态下完全电离成离子的电解质 离子化合物及具有强极性键的共价化合物 完全电离 不可逆过程，无电离平衡 只存在电离出的阴、阳离子，不存在电解质分子 绝大多数的盐(包括难溶性盐) 强酸：H2SO4、HCl、HClO4等 实例 强碱：Ba(OH)2、 Ca(OH)2等 CH3COOH等 电离方程式 2 电离平衡 (1)定义
在一定条件(如温度、浓度)下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫作电离平衡。
(2)特征
KNO3===K＋NO3 H2SO4===2H＋SO ＋2－4＋－弱电解质 在水溶液中或熔融状态下部分电离的电解质 某些具有弱极性键的共价化合物 部分电离 可逆过程，存在电离平衡 既存在电离出的阴、阳离子，又存在电解质分子 弱酸：H2CO3、 弱碱：NH3·H2O、Cu(OH)2、 Fe(OH)3等 NH3·H2OH2SHS－＋＋NH4＋OH －＋－H＋HS H＋S 2－1 / 12
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(3)影响因素及结果
①内因：弱电解质本身的性质。 ②外因：浓度、温度、外加试剂等。 以CH3COOH
CH3COO＋H为例。
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3 电离平衡常数 (1)定义
在一定温度下，弱电解质达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数，该常数叫作电离平衡常数，简称电离常数，用K表示(弱酸的电离平衡常数用Ka表示，弱碱的电离平衡常数用Kb表示)。
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(2)特征 ①电离平衡常数
决定因素：弱电解质本身的性质
影响因素：温度随温度升高而增大，原因是电离过程是吸热的与溶液的浓度、酸碱性无关
②多元弱酸是分步电离的，各级电离平衡常数的大小关系式是K1≫K2≫K3……，所以多元弱酸的酸性决定于其第一步电离。
学霸巧学卡 电解质强弱判断的注意事项
(1)电解质的强弱与化学键没有必然联系，主要区别是其在水溶液中或熔融状态能否完全电离。
一般情况下，含有离子键的离子化合物是强电解质；含有强极性键的共价化合物可能是非电解质(如SO2、CH3CH2OH等)、弱电解质(如HF、HClO、HCN、H2CO3等弱酸，H2SO3、H3PO4两种中强酸，NH3·H2O等弱碱和H2O等)、强电解质(如HCl、NaOH、KNO3等)。
(2)电解质的强弱与溶液导电能力没有必然联系。溶液的导电性强弱取决于溶液中自由移动的离子浓度和离子所带的电荷数。离子浓度越大、离子所带的电荷数越多，溶液的导电性越强。在相同条件下(如温度、电解质的浓度等)，强电解质溶液的导电能力比弱电解质强。
(3)电解质的强弱与电解质的溶解度无关。强电解质的溶解性不一定强，弱电解质的溶解性不一定弱。如BaSO4是强电解质，但难溶于水，CH3COOH是弱电解质，但易溶于水。
1.思维辨析
(1)电离平衡常数(K)越小，表示弱电解质电离能力越弱。( ) (2)BaSO4难溶于水，但它是强电解质，氨水是弱电解质。( ) (3)强电解质是离子化合物，弱电解质是共价化合物。( )
(4)氨气溶于水，当c(OH)＝c(NH4)时，表明氨水电离处于平衡状态。( ) (5)由0.1 mol·L一元碱BOH的pH＝10，可知溶液存在BOH===B＋OH。( ) (6)饱和氨水的导电能力比饱和Ca(OH)2溶液的导电能力强，故Ca(OH)2是弱电解质。( )
答案 (1)√ (2)× (3)× (4)× (5)× (6)× 2．下列事实不能证明氨水是弱碱的是( )
A．pH＝11的氨水加水稀释到原溶液体积100倍时，pH大于9 B．氯化铵溶液呈酸性
C．常温下，0.01 mol·L氨水的pH＝10.6
D．体积相同的0.1 mol·L氨水和0.1 mol·L NaOH溶液中和盐酸的量相同 答案 D
解析 A项，若氨水为强碱，必完全电离，加水稀释时，pH＝11的氨水加水稀释到原溶液体积100倍时，pH应等于9；B项，氯化铵溶液呈酸性，说明NH4发生水解反应生成了弱电解质NH3·H2O，“有弱才水解”；C项，常温下，0.01 mol·L氨水的pH＝10.6，说明氨水不能完全电离，若完全电离，pH应等于12；D项，无论氨水碱性强弱，等体积、等浓
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度的氨水和NaOH溶液最终电离出n(OH)的量相同，它们的中和能力相同。
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[考法综述] 弱电解质的电离平衡是电解质溶液理论的基础，常以选择题的方式
考查电解质强弱的判断、外界因素对电离平衡的影响以及电离平衡常数的应用，题目难度中等。
命题法1 强、弱电解质的比较
典例1 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NaOH溶液(c＝0.1 mol·L)至pH＝7，消耗NaOH溶液的体积为
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Vx、Vy，则 ( )
A．x为弱酸，Vx [解析] 由图象可知x稀释10倍，pH变化1个单位(从pH＝2变为pH＝3)，故x为强酸；而y稀释10倍，pH变化小于1个单位，故y为弱酸，故A、D错误；pH都为2的x和y，前者物质的量浓度为0.01 mol·L，而后者大于0.01 mol·L，故滴加NaOH溶液中和至溶液为中性时，后者消耗碱的体积大，故C正确，B错误。 [答案] C 【解题法】 强酸与弱酸的性质比较 pH或物质的量浓度 开始与金属反应的速率 体积相同时与过量的碱反应时消耗碱的量 体积相同时与过量活泼金属反应产生H2的量 浓度均为0.01 mol·L的强酸HA与弱酸HB 2＝pHHA －1 pH均为2的强酸HA与弱酸HB 0.01 mol·L＝c(HA) 高考化学一轮复习专题九弱电解质的电离平衡教学案 分别加入固体NaA、 NaB后pH变化 加水稀释10倍后 溶液的导电性 水的电离程度 HA：不变 HB：变大 3＝pHHA － － ＋ 2－ HA：不变 HB：变大 3＝pHHA>pHHB>2 HA＝HB HA＝HB H＋S。若向H2S溶 命题法2 外界条件对电离平衡的影响 典例2 H2S水溶液中存在电离平衡H2S液中( ) A．加水，平衡向右移动，溶液中氢离子浓度增大 B．通入过量SO2气体，平衡向左移动，溶液pH增大 C．滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液pH减小 D．加入少量硫酸铜固体(忽略体积变化)，溶液中所有离子浓度都减小 [解析] 加水稀释，平衡向右移动，但c(H)减小，A项错误；SO2过量会产生较多的H2SO3，而H2SO3的酸性比H2S强，溶液pH减小，B项错误；滴加新制氯水，Cl2＋H2S===S↓＋2HCl，使H2S的电离平衡向左移动，HCl的生成，使溶液pH减小，C项正确；加入少量CuSO4固体，CuSO4＋H2S===CuS↓＋H2SO4，使H2S的电离平衡向左移动，H2SO4的生成，使溶液中c(H ＋ ＋ )增大，D项错误。 [答案] C 【解题法】 影响弱电解质电离平衡的因素 内因：弱电解质本身的性质，是决定因素。 5 / 12 高考化学一轮复习专题九弱电解质的电离平衡教学案 命题法3 电离平衡常数的应用 典例3 (双选)部分弱酸的电离平衡常数如下表： 弱酸 电离平衡 常数(25 ℃) － HCOOH －4HCN －10H2CO3 Ki＝1.77×10 Ki＝4.9×10 Ki1＝4.3×10－7 Ki2＝5.6×10－11 下列选项错误的是( ) A．2CN＋H2O＋CO2===2HCN＋CO3 B．2HCOOH＋CO3===2HCOO＋H2O＋CO2↑ C．中和等体积、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者 D．等体积、等浓度的HCOONa和NaCN溶液中所含离子总数前者小于后者 [解析] 因Ki1(H2CO3)>Ki(HCN)>Ki2(H2CO3)，故HCN可与CO3发生反应生成CN和HCO3，因此向含CN的溶液中通入CO2发生的反应为CN＋H2O＋CO2===HCN＋HCO3，A项错误；利用甲酸与碳酸的电离平衡常数可知酸性：HCOOH>H2CO3，则HCOOH可与碳酸盐反应生成甲酸盐、CO2和H2O，B项正确；酸性：HCOOH>HCN，故等pH的HCOOH和HCN相比，HCN的物质的量浓度大，所以中和等体积、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者，C项正确；在等体积、等浓度的HCOONa和NaCN溶液中，均存在：c(Na)＋c(H)＝c(R)＋c(OH)(R＝HCOO或CN)，因CN水解程度大，则在NaCN溶液中c(H)较小，而两溶液中c(Na)相等，故两溶液中所含离子数目前者大于后者，D项错误。 [答案] AD － － － ＋ ＋ ＋ ＋ － － － － － － 2－ － － 2－ － 2－ 6 / 12 高考化学一轮复习专题九弱电解质的电离平衡教学案 【解题法】 电离平衡常数的主要应用 根据酸碱的电离常数大小可进行以下判断： (1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。如相同条件下常见弱酸的酸性强弱：H2SO3>H3PO4>HF> CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO。 (2)判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱，电离常数越大，对应的盐水解程度越小，碱性(或酸性)越弱。 (3)判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。 (4)判断微粒浓度比值的变化。 弱电解质加水稀释时，能促进弱电解质的电离，溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化，但电离常数不变，考题中经常利用电离常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。 cCH3COO－cCH3COO－·cH＋如：0.1 mol/L CH3COOH溶液中加水稀释，＝＝ cCH3COOHcCH3COOH·cH＋KacH＋ cCH3COO－ ，加水稀释时，c(H)减小，K值不变，则增大。 cCH3COOH ＋ －1 1．浓度均为0.10 mol·L、体积均为V0的MOH和ROH溶液，分别加水稀释至体积V，pH随lg的变化如图所示。下列叙述错误的是( ) VV0 A．MOH的碱性强于ROH的碱性 7 / 12 高考化学一轮复习专题九弱电解质的电离平衡教学案 B．ROH的电离程度：b点大于a点 C．若两溶液无限稀释，则它们的c(OH)相等 － VcM＋ D．当lg ＝2时，若两溶液同时升高温度，则增大 V0cR＋ 答案 D 解析 由图可知MOH溶液稀释10倍时pH改变了4个单位，而ROH溶液稀释10倍时pH改变小于4个单位，所以MOH是强碱，ROH是弱碱，A项正确；ROH R＋OH加水稀释， ＋ － 4 4 平衡正向移动，ROH的电离程度增大，ROH的电离程度：b点大于a点，B项正确；若两溶液无限稀释，则两溶液接近中性，二者氢氧根离子浓度相等，C项正确；当稀释100倍时，同时加热，MOH是强碱，在水溶液中完全电离，c(M)不变，加热ROH ＋ R＋OH，平衡正向 ＋－ cM＋ 移动，c(R)增大，减小，D项错误。 cR＋ ＋ 2．下列叙述正确的是( ) A．稀醋酸中加入少量醋酸钠能增大醋酸的电离程度 B．25 ℃时，等体积等浓度的硝酸与氨水混合后，溶液pH＝7 C．25 ℃时，0.1 mol·L的硫化氢溶液比等浓度的硫化钠溶液的导电能力弱 D．0.1 mol AgCl和0.1 mol AgI混合后加入1 L水中，所得溶液中c(Cl)＝c(I) 答案 C 解析 CH3COOH在水溶液中存在如下平衡：CH3COOH －＋ － － －1 CH3COO＋H，加入CH3COONa， －＋ 增大了CH3COO浓度，平衡逆向移动，CH3COOH电离程度减小，A项错误；二者完全反应后生成NH4NO3，NH4水解导致溶液呈酸性，故反应后的溶液pH<7，B项错误；H2S溶液中，H2S不能完全电离，溶液中离子浓度小，导电能力弱，Na2S在溶液中完全电离，溶液中离子浓度大，导电能力强于同浓度的H2S溶液，C项正确；AgCl和AgI的Ksp不等，该溶液中c(Cl)和c(I － － )不可能相等，D项错误。 3．已知某温度下CH3COOH和NH3·H2O的电离常数相等，现向10 mL浓度为0.1 mol·L的CH3COOH溶液中滴加相同浓度的氨水，在滴加过程中( ) A．水的电离程度始终增大 B. －1 cNH＋4cNH3·H2O 先增大再减小 － C．c(CH3COOH)与c(CH3COO)之和始终保持不变 D．当加入氨水的体积为10 mL时，c(NH4)＝c(CH3COO) 答案 D 解析 酸、碱会抑制水的电离，能水解的盐则会促进水的电离，故在滴加过程中，水的电离程度先增大，当恰好完全反应后再滴加氨水，水的电离程度将会减小，A错误； － cNH＋·cOHKb4－ ＝＝，在滴加氨水的过程中，c(OH)逐渐－－ cNH3·H2OcNH3·H2O·cOHcOH ＋ － cNH＋4 增大，Kb不变，则 cNH＋4 cNH3·H2O 将减小，B错误；溶液体积逐渐增大，溶液中n(CH3COOH)与 n(CH3COO－)之和保持不变，浓度在逐渐减小，C错误；当加入10 mL氨水时，二者恰好反应 8 / 12 高考化学一轮复习专题九弱电解质的电离平衡教学案 生成CH3COONH4，溶液呈中性，由电荷守恒c(NH4)＋c(H)＝c(CH3COO)＋c(OH)，可知c(NH4)＝c(CH3COO)，D正确。 4．常温下，0.2 mol·L的一元酸HA与等浓度的NaOH溶液等体积混合后，所得溶液中部分微粒组分及浓度如图所示，下列说法正确的是( ) －1 － ＋ ＋ － － ＋ A．HA为强酸 B．该混合液pH＝7 C．图中X表示HA，Y表示OH，Z表示H D．该混合溶液中：c(A)＋c(Y)＝c(Na) 答案 D 解析 混合后的溶液为0.1 mol/L NaA溶液，由题图知，c(A)<0.1 mol·L，所以A － － －1 － ＋ － ＋ 发生了水解，所以HA是弱酸，A错误；A水解，溶液呈碱性，B错误；根据电解质溶液中 ＋ － － ＋ － ＋ － 的三个守恒知：在NaA中，c(Na)>c(A)>c(OH)>c(HA)>c(H)，C错误；由上述分析知，Y是HA分子，根据物料守恒得c(A)＋c(HA)＝c(Na)，D正确。 5．下列关于0.10 mol·L NaHCO3溶液的说法正确的是( ) A．溶质的电离方程式为NaHCO3===Na＋H＋CO3 B．25 ℃时，加水稀释后，n(H)与n(OH)的乘积变大 C．离子浓度关系：c(Na)＋c(H)＝c(OH)＋c(HCO3)＋c(CO3) D．温度升高，c(HCO3)增大 答案 B 解析 A项中HCO3不能拆开，正确的电离方程式为NaHCO3===Na＋HCO3，A项错误；B项，n(H)×n(OH)＝[c(H)×V]×[c(OH)×V]＝[c(H)×c(OH)]×(V×V)＝Kw·V，由于水的离子积不变而溶液体积增大，故n(H)×n(OH)的值增大，B项正确；由电荷守恒可知：c(Na)＋c(H)＝c(OH)＋c(HCO3)＋2c(CO3)，C项错误；温度升高，HCO3水解程度增大，反应HCO3＋H2O － － ＋ ＋ － － 2－ － ＋ － ＋ － ＋ － ＋ － 2 － ＋ － － ＋ ＋ － － 2－ ＋ － ＋ ＋ 2－ －1 H2CO3＋OH平衡右移，HCO3浓度减小，D项错误。 －1 － 2 －－ 6．室温下，0.1 mol·L的某二元酸H2A溶液中，可能存在的含A粒子(H2A、HA、A)的物质的量分数随pH变化的关系如图所示，下列说法正确的是 ( ) 9 / 12 高考化学一轮复习专题九弱电解质的电离平衡教学案 A．H2A的电离方程式：H2A H＋HA － 2－ ＋ ＋ － B．pH＝5时，在NaHA和Na2A的混合溶液中：c(HA)∶c(A)＝1∶100 C．等物质的量浓度的NaHA和Na2A溶液等体积混合，离子浓度大小关系为：c(Na)>c(HA － )>c(A) D．Na2A溶液必存在c(OH)＝c(H)＋c(HA)＋2c(H2A)，各粒子浓度均大于0 答案 B 解析 由图知，在pH＝0～6范围内，不存在H2A分子，说明H2A的第一步电离是完全的， － ＋ － 2－ H2A的电离方程式为H2A===H＋HA，HA － ＋－－ H＋A，A项错误；由pH＝3时的数据可求得 ＋2－ cH＋·cA2－－3 HA的电离平衡常数Ka＝＝1×10，温度不变，电离平衡常数不变，故－ cHAcH＋·cA2－ pH＝5时电离平衡常数Ka＝ cHA－ 1×10×cA＝ cHA－ －5 2－ ＝1×10 －3 ，解得 cA2－－ ＝100，故B项正确；在等物质的量浓度的NaHA和Na2A混合溶液中，HA的电离程－ cHA 度大于A的水解程度，故离子浓度大小关系应为c(Na)>c(A)>c(HA)，C项错误；根据H2A的电离方程式知，Na2A溶液中c(H2A)＝0，D项错误。 2－ ＋ 2－ － 现有等pH或等物质的量浓度的盐酸和醋酸溶液，分别加入足量镁，产生H2的体积(同 温同压下测定)的变化图示如下： 10 / 12 高考化学一轮复习专题九弱电解质的电离平衡教学案 其中正确的是( ) A．①③ C．①②③④ [错解] A或B [错因分析] 错选A，将V(H2)看成了反应速率；错选B，是对“等pH与等物质的量浓度”两个概念区别不清，对溶液中c(H)不清楚。 [解析] ①③的错误是显而易见的，因为随着反应进行，V(H2)只可能增大而不可能减小。②图初看起来是对的，但要注意等pH的醋酸溶液和盐酸，醋酸的物质的量浓度要比盐酸的大得多，与足量的镁反应时，不仅产生氢气的体积更大，反应更快，而且反应的时间更长，不可能比盐酸更早结束反应。④图看起来好像也对，但要注意一个细节，在物质的量浓度相同的情况下，醋酸中c(H)在反应完成之前都比盐酸中的小，因此醋酸中的反应速率应该比盐酸中的反应速率小，即取相同的时间点，盐酸所对应的V(H2)应比醋酸的大，因此④图也是错的。 [答案] D [心得体会] ＋ ＋ B．②④ D．都不对 11 / 12 高考化学一轮复习专题九弱电解质的电离平衡教学案 12 / 12 因篇幅问题不能全部显示，请点此查看更多更全内容