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第九章 水溶液中的離子反應(yīng)與平衡
第51講 弱電解質(zhì)的電離平衡
復習目標
1.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。
內(nèi)容索引
課時精練
考點一 弱電解質(zhì)的電離平衡及影響因素
考點二 電離平衡常數(shù)及應(yīng)用
真題演練 明確考向
熱點強化20 電離常數(shù)的相關(guān)計算
專項突破
歸納整合
考點一 弱電解質(zhì)的電離平衡及影響因素
物質(zhì)
混合物
純凈物
單質(zhì)
化合物
電解質(zhì)
非電解質(zhì)
強電解質(zhì)
弱電解質(zhì)
強堿
大多數(shù)鹽
活潑金屬氧化物
強酸
弱酸
弱堿
水
大多數(shù)有機物
非金屬氧化物及氫化物
離子
化合物
共價化合物
一. 強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)
物質(zhì)的分類
極少數(shù)鹽
電離程度
強電解質(zhì)一定是離子化合物
×
強酸: 共價化合物
提醒：鹽酸、氨水
:是混合物,不是電解質(zhì)
HCl
NH3·H2O
才是電解質(zhì)
弱電解質(zhì)一定是共價化合物
判斷：
√
歸納整合
強電解質(zhì)：
弱電解質(zhì):
非電解質(zhì)：
①NaCl晶體 ②石墨 ③H2SO4(aq) ④Cu ⑤AlCl3 ⑥氯水 ⑦氨水 ⑧NH3·H2O ⑨NH3 ⑩KOH(熔融) (11)乙醇 (12) Na2O (13)CO2 (14)CH3COOH (15)AgCl
①
練習1：
⑨
⑤
⑧
【判斷】
⑩
(12)
單 質(zhì)
混合物
既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)
注意：
(11)
(13)
(14)
(15)
[練習2] 下列關(guān)于物質(zhì)分類的說法正確的是(　　)
A．金剛石、白磷都屬于單質(zhì)
B．漂白粉、石英都屬于純凈物
C．氯化銨、次氯酸都屬于強電解質(zhì)
D．葡萄糖、蛋白質(zhì)都屬于高分子化合物
A
【練習3】下列說法中正確的是（ ）
A、能溶于水的鹽是強電解質(zhì)，不溶于水的鹽是非電解質(zhì)
B、強電解質(zhì)溶液中不存在溶質(zhì)分子；弱電解質(zhì)溶液中必存在溶質(zhì)分子
C、在熔融狀態(tài)下能導電的化合物一定是離子化合物，也一定是強電解質(zhì)
D、Na2O2和SO2溶液于水后所得溶液均能導電，故兩者均是電解質(zhì)
BC
√
×
×
√
【練習4】下列說法中錯誤的是（ ）
A、非電解質(zhì)一定是共價化合物；
離子化合物一定是強電解質(zhì)；
B、強電解質(zhì)的水溶液一定能導電；
非電解質(zhì)的水溶液一定不導電；
C、濃度相同時,強電解質(zhì)水溶液的導電性一定比弱電解質(zhì)強；
D、相同條件下,pH相同的鹽酸和醋酸的導電性相同。
B
√
×
√
√
BaSO4的水溶液
SO2溶液于水
【練習5】下列敘述正確的是（ ）
A.強弱電解質(zhì)的根本區(qū)別在于電離時是否能完全電離
B.所有的離子化合物都是強電解質(zhì)，所有的共價化合物都是弱電解質(zhì)
C.強電解質(zhì)的水溶液中只有離子，沒有分子
D.強電解質(zhì)熔化狀態(tài)下都能導電
E.強電解質(zhì)溶液的導電性一定比弱電解質(zhì)的強
A
電解質(zhì)的強弱是由物質(zhì)的內(nèi)部結(jié)構(gòu)決定的(能否完全電離)。
與溶液導電能力，與物質(zhì)溶解度，與化學鍵無必然的聯(lián)系！
6、
D
二. 電解質(zhì)的電離
1.電離：
電解質(zhì)在水溶液或熔化時離解出自由移動離子的過程
2.電離的條件:
離子化合物:
共價化合物:
水溶液或熔化
水溶液
歸納整合
寫出下列物質(zhì)在水溶液中的電離方程式
(1)H2S
(2)Cu(OH)2
(3)CaCO3
(4)KHSO4
(5)NaHCO3
H+ + HS-
== K+ +H+ +SO42-
= Ca2+ +CO32-
Cu2+ + 2OH-
【練習】
= Na+ + HCO3-
?
+
(6)Al(OH)3
Al(OH)3
Al3+ + 3OH—
?
?
?
?
AlO2—+ H++ H2O
(酸式電離)
(堿式電離)
兩性氫氧化物
HS-
H+ +S2-
KHSO4
=== K+ + HSO4-
熔化
水
3.電離方程式的書寫規(guī)律
1).強電解質(zhì)在溶液中或熔化時完全電離，用“＝”
2).弱電解質(zhì)在溶液中部分電離，用“ ”
?
?
3).多元弱酸分步電離,以第一步為主：
4).多元弱堿也分步電離(較復雜)，但寫成一步
5)兩性氫氧化物”雙向”電離
6)共價鍵在熔化(液態(tài))時不斷裂.
二. 電解質(zhì)的電離
1.電離：
電解質(zhì)在水溶液或熔化時離解出自由移動離子的過程
2.電離的條件:
離子化合物:
共價化合物:
水溶液或熔化
水溶液
歸納整合
（1）弱電解質(zhì)的電離過程是可逆的
CH3COOH CH3COO- + H+
1.弱電解質(zhì)的電離的特點:
（2）弱電解質(zhì)的電離過程是微弱的
（3）弱電解質(zhì)的電離過程是吸熱的
三、弱電解質(zhì)的電離平衡
可逆、微弱、吸熱
歸納整合
反應(yīng)速率
V(電離)
V(結(jié)合)
V(電離) =V(結(jié)合)
時間
CH3COOH CH3COO - + H+
結(jié)合
電離
1)當醋酸晶體溶于水瞬間，V電離和V結(jié)合怎樣？
2)醋酸在電離過程中各微粒濃度如何變化？
2.弱電解質(zhì)電離平衡的建立
3)當V電離 = V結(jié)合時，可逆過程達到
電離平衡狀態(tài)
歸納整合
②特征
動：V電離 = V結(jié)合≠0 動態(tài)平衡
變：條件改變時，電離平衡發(fā)生移動
等：V電離 = V結(jié)合
逆：弱電解質(zhì)的電離是可逆過程
①定義:一定條件(如溫度、濃度)下，當弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子重新結(jié)合成分子的速率相等時, 電離過程就達到平衡狀態(tài)——電離平衡。
定：平衡時分子、離子的濃度不再變化
3、弱電解質(zhì)的電離平衡
哪些條件的改變會使電離平衡發(fā)生移動？
歸納整合
---表示了弱電解質(zhì)的電離程度的相對強弱。
③影響電離平衡的因素
Ⅰ.內(nèi)因：電解質(zhì)的本性。
電解質(zhì)越弱電離程度越小
例如，電離程度：鹽酸 > 醋酸 > 碳酸
電離度(α) =
n(已電離的電解質(zhì)分子)
n(起始的電解質(zhì)分子總量)
?
---類似“反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率”
定義：當弱電解質(zhì)在溶液里達到電離平衡時，溶液中已經(jīng)電離的電解質(zhì)分子占原來總分子數(shù)的百分數(shù)。常用α表示。
電離度：
歸納整合
Ⅱ.外因:
溫度、濃度、加入其它電解質(zhì)等
⑴溫度：
溫度越高越電離
升溫平衡向電離方向移動。
（電離吸熱）
⑵濃度：
a.加入少量冰醋酸
b.加水稀釋
例，0.1mol/L醋酸溶液中，
醋酸濃度 ，平衡朝 方向進行
醋酸濃度 ，平衡朝 方向進行
電離
電離
但α(CH3COOH) 減小
增大
減小
α(CH3COOH) 增大
結(jié)論：
a.加入電解質(zhì)分子，增大分子濃度，電離平衡正向移動，(但α減小)。反之，增大離子濃度，平衡逆向移動。
b.加水稀釋，分子濃度減小，平衡正向移動， α增大
濃度越稀越電離
越熱越電離，越稀越電離
③影響電離平衡的因素
Ⅰ.內(nèi)因：電解質(zhì)的本性。
電解質(zhì)越弱電離程度越小
歸納整合
→加入能反應(yīng)的離子：
⑶加入其它電解質(zhì)
向電解質(zhì)溶液中加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強電解質(zhì)，平衡向左移動。
如，醋酸溶液中加入醋酸鈉固體，由于C(CH3COO-)↑，平衡左移
→同離子效應(yīng)：
電離平衡向右移動
如，醋酸溶液中加入氫氧化鈉固體，由于C(H+)↓，平衡右移
電離平衡和化學平衡一樣，當外界條件改變時符合勒夏特列原理。
Ⅱ.外因:
溫度、濃度、加入其它電解質(zhì)等
③影響電離平衡的因素
歸納整合
改變條件
平衡移動方向
n(H＋)
c(H＋)
導電能力
加水稀釋

加入少量冰醋酸
通入HCl(g)
加NaOH(s)
加CH3COONa(s)
升高溫度
向右
增大
減小
減弱
向右
增大
增大
增強
向左
增大
增大
增強
向右
減小
減小
增強
向左
減小
減小
增強
向右
增大
增大
增強
1.以0.1 mol/LCH3COOH溶液為例
CH3COOH CH3COO-+ H+
分析外界條件對平衡的影響
2、化合物HIn在水溶液中存在以下電離平衡，故可作酸堿指示劑
HIn(aq) H+(aq)+ In-(aq)
(紅色)　　　　　 (黃色)
現(xiàn)把下列物質(zhì)溶于水配成0.02 mol·L-1的水溶液，其中能使指示劑顯黃色的是
①HCl　②SO2　③NaCl　④NaHSO4　⑤氨氣　⑥Na2O2 ⑦Na2CO3
A．①②④ B．①④ C．⑤⑥⑦ D．⑤⑦
D
3.將濃度為0.1 mol·L－1 HF溶液加水不斷稀釋，下列各量始終保持增大的是(　　)
A.c(H＋) B.Ka(HF)
D
減小
不變
→同一溶液中，粒子的濃度比等于物質(zhì)的量之比
減小
增大
⑶ a、b、c三點中電離程度最大的是 　 。電離平衡常數(shù)的關(guān)系 。
4.在一定溫度下，冰醋酸加水溶解并不斷稀釋過程中，溶液導電能力與加入水的體積有如右變化關(guān)系.試回答：
冰醋酸中只存在醋酸分子,無離子
b﹥c﹥a
c
相等
⑴ “0”點導電能力為0的理由是:　　　　　　　　　　　　　
⑵ a、b、c三點對應(yīng)溶液的C(H+)由大到小的順序是：　　　　　　
⑷ 若使c點溶液中c(Ac-)、PH均增大，可采取的措施有:
① 加堿 ② 加碳酸鈉 ③ 加鎂或鋅 ④加醋酸鈉等
問題探討
弱電解質(zhì)加水稀釋時，電離程度 。離子濃度 ?
(填變大、變小、不變或不能確定）
變大
不能確定
→畫出用水稀釋冰醋酸時離子濃度、 pH隨加水量的變化曲線。
1.分別畫出冰醋酸和0.1 mol·L－1的醋酸加水稀釋時導電能力的變化圖。
答案
.
知識遷移：
2. 25 ℃時，把0.2 mol·L－1的醋酸加水稀釋，則圖中的縱軸y表示的是(　　)
A.溶液中OH－的物質(zhì)的量濃度
B.溶液的導電能力
C.溶液中的
D.CH3COOH的電離程度
B
知識遷移：
1.能證明蟻酸(HCOOH)是弱酸的實驗事實是
A.HCOOH溶液與Zn反應(yīng)放出H2
B.0.1 mol·L－1 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0.1 mol·L－1 HCOOH溶液的pH＝2.3
D
關(guān)鍵能力
專項突破
只能證明蟻酸具有酸性
只能證明蟻酸的酸性比碳酸強
2.H2S水溶液中存在電離平衡：H2S H＋＋HS－和HS－ H＋＋S2－。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SO2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
C
減小
2H2S＋SO2=3S↓＋2H2O
當SO2過量時溶液顯酸性，而且酸性比H2S強，pH減小
√
減小
Cl2＋H2S=2HCl＋S↓
√
H2S+Cu2+=CuS↓+2H+，H+濃度增大
3.常溫下，①100 mL 0.01 mol·L－1的CH3COOH溶液，
②10 mL 0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液。
用“＞”“＝”或“＜”填寫下列問題。
(1)c(CH3COO－)：①_____②。
(2)電離程度：①_____②。
(3)在上述兩種溶液中加入足量鋅片。開始時的反應(yīng)速率：①_____②，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：①____②。
＜
＞
＜
＝
＝
相當于沖稀10倍
專項突破
歸納整合
考點二 電離平衡常數(shù)及應(yīng)用
1.概念
在一定條件下，弱電解質(zhì)達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度(冪次方)的乘積與溶液中未電離的分子濃度的比值是一個常數(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。
一、電離平衡常數(shù)（K）
歸納整合
一定溫度(T)下
一元弱酸：HA H++A- Ka=
一元弱堿：BOH B++OH- , Kb=
注意：均指達到電離平衡時的濃度
2.表達式
(3)多元弱酸的各步電離常數(shù)的大小關(guān)系是Ka1>Ka2>Ka3……。
歸納整合
3.特點
(1)K值只隨溫度變化。
一般來說，電離是吸熱的，升高溫度，K增大。
(2)相同溫度下，K值越大，電離程度越大，相應(yīng)酸(或堿)的酸(或堿)性越強。
當Ka1?Ka2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。
①相同溫度下，同一弱電解質(zhì)，濃度越大，其電離度(α)越____。
②相同濃度下，同一弱電解質(zhì)，溫度越高，其電離度(α)越_____。
小
大
例如H3PO4的電離：
(主要)
(弱)
(極弱)
結(jié)論：多元弱酸的酸性由第一步電離決定。
K1
=7.1×10-3
=6.3×10-8
=4.2×10-13
K2
K3
問 題:為什么多元弱酸的分步電離一步比一步困難？
1. 一級電離出H+后，剩下的酸根陰離子帶負電荷，增加了對H+的吸引力，使第二個H+電離困難得多；
2.從平衡的角度講，上一級電離出的H+對下一級電離有抑制作用。
4、電離常數(shù)的應(yīng)用
①比較弱電解質(zhì)酸性(或堿性)強弱
{5940675A-B579-460E-94D1-54222C63F5DA}弱酸
電離常數(shù)
CH3COOH
H2CO3
H2C2O4
H3PO4
1.75×10-5
K1=4.5×10-7
K2=4.7×10-11
K1=5.0×10-2
K2=5.4×10-5
K1=7.1×10-3
K2=6.3×10-8
K3=4.2×10-13
→幾種弱酸的電離平衡常數(shù)(25℃)
草酸>磷酸>醋酸>碳酸
比較上表中四種酸的酸性強弱：
歸納整合
根據(jù)表中提供的數(shù)據(jù)，判斷下列離子方程式或化學方程式書寫正確的是
化學式
HClO
H2CO3
電離常數(shù)/mol·L-1
K=3×10-8
K1=4×10-7 K2=4×10-11
A．向Na2CO3溶液中滴加少量氯水：CO32-+2Cl2+H2O=2Cl-+2HClO+CO2↑
B．向NaHCO3溶液中滴加少量氯水：2HCO3-+Cl2=Cl-+ClO-+2CO2↑+H2O
C．向NaClO溶液中通入少量CO2：CO2+NaClO+H2O=NaHCO3+HClO
D．向NaClO溶液中通入過量CO2：CO2+2NaClO+H2O=Na2CO3+2HClO
酸性：H2CO3＞HClO＞HCO3-
②判斷多元弱酸溶液中離子濃度大小關(guān)系
則氫硫酸溶液中各離子濃度大小關(guān)系為： 。
>
>
>
同步練習：磷酸溶液中有哪些離子？
各離子濃度大小關(guān)系為 ？
C(H+)
C(H2PO4—)
C(HPO42—)
C(PO43—)
C(OH—)
> > > >
4、電離常數(shù)的應(yīng)用
歸納整合
例.已知25℃時，醋酸的Ka =1.75×10-5，求25℃ a mol/L的CH3COOH溶液的pH
　　　　　　 CH3COOH　　 CH3COO－＋H＋
起始濃度/(mol·L－1) a 0 0
變化濃度/(mol·L－1) x x x
平衡濃度/(mol·L－1) a－x x x
注意：由于弱電解質(zhì)的電離程度比較小，平衡時弱電解質(zhì)的濃度(a-x) mol·L－1一般近似為a mol·L－1。
5.電離常數(shù)的計算——三段式法
則Ka＝
≈
=
x即c(H+)=
pH
√
Ka· a
弱酸中已知初始濃度和Ka計算pH方法
1. 25 ℃時，0.10 mol·L－1 HA溶液中有1%的HA電離，則HA的電離平衡常數(shù)Ka為___________。（計算過程）
1.0×10－5
2. 25 ℃時，a mol·L－1 CH3COOH溶液中c(H＋)＝10－b mol·L－1，用含a和b的代數(shù)式表示CH3COOH的電離常數(shù)Ka＝___________。
3、0.3mol/L醋酸溶液中c(H+)是0.1mol/L醋酸溶液中c(H+)的三倍嗎？
分析:設(shè)0.3mol/L的醋酸溶液的電離度為α1,
0.1mol/L的醋酸溶液的電離度為α2,
所以α1 α2,
C(H+)1
C(H+)2
= 3 α1 /α 2
在0.1mol/L溶液中c(H+)2=0.1 α2mol/L
在0.3mol/L溶液中c(H+)1=0.3 α 1mol/L;
＜
＜3
小于3倍
CH3COOH　　 CH3COO－＋H＋
1.部分弱酸的電離平衡常數(shù)如下表：
弱酸
HCOOH
H2S
H2CO3
HClO
電離平衡常數(shù)(25℃)
Ka=1.77×10-4
Ka1=1.1×10-7
Ka2=1.3×10-13
Ka1=4.5×10-7
Ka2=4.7×10-11
Ka=4.0×10-8
(1)HCOOH、H2S、H2CO3、HClO的酸性由強到弱的順序為_____________。
HCOOH＞H2CO3＞H2S＞HClO
關(guān)鍵能力
專項突破
按要求回答下列問題：
(2)相同濃度的HCOO-、HS-、S2-、HCO3-、CO32-、ClO-結(jié)合H＋的能力由強到弱的順序為_________________________________________。
S2－＞CO32-＞ClO－＞HS－＞HCO3-＞HCOO－
HS－< HCO3- < HClO < H2S < H2CO3 < HCOOH
根據(jù)Ka可知酸性:
(3)運用上述電離常數(shù)及物質(zhì)的特性判斷下列化學方程式不正確的是________(填序號)。
①②④
①次氯酸與NaHCO3溶液的反應(yīng)：HClO＋HCO3-=ClO－＋H2O＋CO2↑
②少量CO2通入NaClO溶液中：CO2＋H2O＋2ClO－=CO32-＋2HClO
③少量CO2通入NaClO溶液中：CO2＋H2O＋ClO－=HCO3-＋HClO
④硫化氫通入NaClO溶液中：H2S＋ClO－=HS－＋HClO
⑤碳酸鈉滴入足量甲酸溶液中：2HCOOH＋CO32-=2HCOO－＋CO2↑＋H2O
HS－< HCO3- < HClO < H2S < H2CO3 < HCOOH
根據(jù)Ka可知酸性:
×
×
√
×
√
2.常溫下，將0.1 mol·L－1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”)。
變小
=
變大
=
方法一:將濃度之比轉(zhuǎn)化為物質(zhì)的量之比進行比較
方法二：湊常數(shù)法
方法一:將濃度之比轉(zhuǎn)化為物質(zhì)的量之比進行比較
方法二：湊常數(shù)法
2.常溫下，將0.1 mol·L－1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”)。
變小
不變
不變
假設(shè)無限稀釋，c(CH3COO-)趨近于0，c(H＋)趨于10-7mol/L，故比值變小。
判斷溶液中微粒濃度比值的三種方法
規(guī)律方法
(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，c(CH3COO－)趨近于0，c(H＋)趨于10－7mol·L－1，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。
熱點強化 電離常數(shù)的相關(guān)計算
已知25 ℃時，某濃度為c的一元弱酸HA的電離度為α，
求該溫度下的HA的電離常數(shù)(Ka)。
熱點精講
1.電離常數(shù)與電離度的關(guān)系
解析　　HA　　 　H＋ ＋　A－　
c·(1－α) 　　c·α 　　??c·α
c·α 　　　 c·α 　　??c·α
c 　　　　 0 　　　0
起始 　　
轉(zhuǎn)化 　　
平衡
Ka＝
則Ka＝c·α2
可認為1－α≈1，
α很小，
＝
1.(單一溶液)已知標準狀況下，1 L水能溶解V LSO2氣體,且飽和溶液中的SO2有 與水反應(yīng)生成H2SO3,測得c(H＋)=0.2 mol/L,計算該條件下的V=_____。
73.92
熱點專練
題組一　根據(jù)溶液中微粒濃度的關(guān)系計算電離常數(shù)
解析:溶液中H2SO3的濃度為
已知H2SO3的第一步電離平衡常數(shù)Ka1=0.02，忽略第二步電離和溶液體積的變化)
= mol·L－1
起始濃度
轉(zhuǎn)化濃度
平衡濃度
H2SO3 H＋＋ HSO3-
0.2 0.2
0.2 　 0.2 0.2
0 0
- 0.2
Ka1=
＝
=0.02
解得V=73.92
c(Na+)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-)+c(CH3COO-)
(1)常溫下，向a mol/L CH3COONa溶液中滴加等體積的b mol/L鹽酸使溶液呈中性(不考慮鹽酸和醋酸的揮發(fā))，則醋酸的電離常數(shù)Ka=____________(用含a和b的代數(shù)式表示)。
CH3COOH　　 CH3COO－ ＋ H＋
解析:
電荷守恒：
物料守恒：
c(CH3COOH)=c(Cl-)
?
?
=
＝
a
2
b
2
＝
c(Na+)=c(CH3COOH)+c(CH3COO-)
2.(混合溶液)
(2)常溫下，將a mol/L的醋酸與b mol/L的Ba(OH)2溶液等體積混合，充分反應(yīng)后，溶液中存在2c(Ba2＋)=c(CH3COO－)，則該混合溶液中醋酸的電離常數(shù)Ka=_________(用含a和b的代數(shù)式表示)。
2.(混合溶液)
CH3COOH　　 CH3COO－ ＋ H＋
解析:
2c(Ba2＋)＋c(H＋)=c(OH－)＋c(CH3COO－)
電荷守恒：
首先， c(CH3COO－) =2c(Ba2＋)
＝b mol·L－1
b mol/L
所以c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性
物料守恒：
c(CH3COOH)+c(CH3COO-)
a
2
＝
mol·L－1
a
2
( -b) mol/L
Ka＝
＝
3.在25 ℃下，將a mol·L－1的氨水與0.01 mol·L－1的鹽酸等體積混合，反應(yīng)平衡時溶液中c(NH4+)＝c(Cl－)，則溶液顯___性(填“酸”、“堿”或“中”)；用含a的代數(shù)式表示NH3·H2O的電離常數(shù)Kb＝___________。
解析　電荷守恒，溶液顯中性。
中
c(NH4+)＝c(Cl－)
=
氮元素守恒
(1)根據(jù)電離方程式，寫出電離平衡常數(shù)表達式。
2.計算電離常數(shù)的思維方法
熱點精講
(2)根據(jù)題干信息，結(jié)合電荷守恒、元素守恒(物料守恒)，
找出各微粒的濃度，代入表達式即可。
3.常溫下，向20 mL 0.010 mol/L的HA溶液中逐滴加入0.010 mol/L的NaOH溶液，溶液中l(wèi)g c(OH－)與所加NaOH溶液的體積(V)的關(guān)系如圖。
題組二　利用圖像節(jié)點或交點計算電離常數(shù)
熱點專練
(1)判斷HA為強酸還是弱酸。
解析:
溶液中c(OH－)=10－10 mol·L－1
M點時
即0.010 mol/L的HA溶液中c(H＋)=10－4 mol·L－1
HA為一元弱酸
(2)若HA為弱酸，請計算在P點的電離平衡常數(shù)。
關(guān)鍵:在相同溫度下，M、P點的電離常數(shù)相同
HA H＋＋A－
c(A－) ≈c(H＋)
=10－4 mol·L－1
Ka(HA)＝
＝1.0×10－6
≈
，用M點計算電離常數(shù)。
(1)Ka1＝_______。
10－1.2
4.已知草酸為二元弱酸：H2C2O4 HC2O4-＋H＋ Ka1，
HC2O4- C2O42-＋H＋　Ka2，
常溫下，向某濃度的H2C2O4溶液中逐滴加入一定濃度的KOH溶液，所得溶液中H2C2O4、HC2O4-、C2O42-三種微粒的物質(zhì)的量分數(shù)(δ)與溶液pH的關(guān)系如圖所示。
則常溫下：
由圖像可知pH=1.2時，c(HC2O4-)=c(H2C2O4)
Ka1＝
c(HC2O4-)·c(H＋)
c(H2C2O4)
找“特殊點”計算
＝10－1.2。
(2)Ka2＝_______。
10－4.2
[pH=4.2時,c(HC2O4-)=c(C2O42-)]
Ka2＝
c(C2O42-)·c(H＋)
c(HC2O4-)
＝10－4.2
HC2O4-
H2C2O4
C2O42-
學會看圖
計算Ka1
計算Ka2
4.已知草酸為二元弱酸：H2C2O4 HC2O4-＋H＋ Ka1，
HC2O4- C2O42-＋H＋　Ka2，
常溫下，向某濃度的H2C2O4溶液中逐滴加入一定濃度的KOH溶液，所得溶液中H2C2O4、HC2O4-、C2O42-三種微粒的物質(zhì)的量分數(shù)(δ)與溶液pH的關(guān)系如圖所示。
則常溫下：
Ka1＝
c(HC2O4-)·c(H＋)
c(H2C2O4)
c(C2O42-)·c(H＋)
c(HC2O4-)
(3)pH=2.7時,溶液中 =____。
Ka2＝
1000
HC2O4-
H2C2O4
C2O42-
找“特殊關(guān)系”
＝
＝
=1000
(1)寫出亞磷酸的電離方程式:_________________、__________________。
(2)表示pH與lg 的變化關(guān)系的曲線是___(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)。
5.已知亞磷酸(H3PO3)為二元弱酸，常溫下，向某濃度的亞磷酸溶液中逐滴加入一定物質(zhì)的量濃度的KOH溶液，混合溶液的pH與離子濃度的關(guān)系如圖所示。
(3)根據(jù)圖像計算亞磷酸的Ka1＝______。
Ⅰ
10－1.4
H3PO3 H2PO3-＋H+
H2PO3- HPO32-＋H+
比值相等時,看對應(yīng)的c(H＋)大小
c(H＋)↓
且Ka1>Ka2
Ka1＝
Ka2＝
曲線Ⅰ對應(yīng)
的c(H＋)較小，
為第二步電離
找“特殊點”計算
計算Ka1
＝10×10－2.4
＝10－1.4
(1)根據(jù)電離方程式，寫出電離平衡常數(shù)表達式。
2.計算電離常數(shù)的思維方法
熱點精講
(2)根據(jù)題干信息，結(jié)合電荷守恒、元素守恒(物料守恒)，
找出各微粒的濃度，代入表達式即可。
(3)若有圖像信息，可選擇曲線上特殊點(能準確讀出縱、橫坐標的數(shù)值)，
確定各微粒的濃度，最后代入平衡常數(shù)表達式計算。
真題演練
1.(2020·北京，11)
室溫下，對于1 L 0.1 mol·L－1醋酸溶液。下列判斷正確的是
A.該溶液中CH3COO－的粒子數(shù)為6.02×1022
B.加入少量CH3COONa固體后，溶液的pH降低
C.滴加NaOH溶液過程中，n(CH3COO－)與n(CH3COOH)之和始終為0.1 mol
D.與Na2CO3溶液反應(yīng)的離子方程式為CO32-＋2H＋=H2O＋CO2↑
C
0.1molCH3COOH
CH3COOH CH3COO-+ H+
抑制醋酸的電離,溶液的pH升高
物料守恒
醋酸是弱電解質(zhì)，離子反應(yīng)中不能拆寫
真題演練
2.(2022·全國乙卷，13)常溫下，一元酸HA的Ka(HA)=1.0×10－3。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c總(HA)=c(HA)+c(A－)，當達到平衡時，下列敘述正確的是
A.溶液Ⅰ中c(H+)=c(OH－)+c(A－)
B.溶液Ⅱ中的HA的電離度[ ]為
C.溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)不相等
D.溶液Ⅰ和Ⅱ中的c總(HA)之比為10－4
溶液Ⅰ的pH=7.0
＜
相等
×
故溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)相等
×
真題演練
2.(2022·全國乙卷，13)常溫下，一元酸HA的Ka(HA)=1.0×10－3。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c總(HA)=c(HA)+c(A－)，當達到平衡時，下列敘述正確的是
B.溶液Ⅱ中的HA的電離度[ ]為
B
√
故溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)相等
溶液ⅡpH=1.0, 即c(H+)=0.1 mol/L
Ka(HA)＝
=1.0×10－3
溶液中c總(HA)=c(HA)+c(A－)
已知:
=1.0×10－3
＝
D.溶液Ⅰ和Ⅱ中的c總(HA)之比為10－4
真題演練
2.(2022·全國乙卷，13)常溫下，一元酸HA的Ka(HA)=1.0×10－3。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c總(HA)=c(HA)+c(A－)，當達到平衡時，下列敘述正確的是
B.溶液Ⅱ中的HA的電離度[ ]為
B
√
故溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)相等
溶液ⅠpH=7.0, 即c(H+)=10-7mol/L
Ka(HA)＝
=1.0×10－3
溶液中c總(HA)=c(HA)+c(A－)
已知:
=1.0×10－3
溶液Ⅰ中c總(HA)=(104+1)c(HA)
由B項解析可知c總(HA)＝1.01 c(HA)
溶液Ⅱ中，
=(104＋1)∶1.01≈104
×
真題演練
3.[2020·天津，16(5)節(jié)選]已知25 ℃碳酸電離常數(shù)為Ka1、Ka2，
當溶液pH=12時，c(H2CO3):c(HCO3-):c(CO32-)＝1∶______∶___________。
1012·Ka1
1024·Ka1·Ka2
H2CO3 HCO3-＋H+ Ka1
c(HCO3-)·c(H+)
c(H2CO3)
c(CO32-)·c(H+)
c(HCO3-)
＝
＝
HCO3- CO32-＋H+　Ka2
＝
c(HCO3-)×10－12
c(H2CO3)
c(H2CO3):c(HCO3-)＝1∶1012·Ka1
＝
c(CO32-)×10－12
c(HCO3-)
c(HCO3-):c(CO32-)＝1∶1012·Ka2
c(H2CO3):c(CO32-)=1∶(1024·Ka1·Ka2)

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