資源簡介

(共22張PPT)
第37講
弱電解質的電離平衡
診斷性評價
(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
√
一、弱電解質的電離平衡及影響因素
弱電解質：在水中部分電離的電解質(電離過程可逆)
常見的弱電解質
弱酸：H2S、H2CO3、CH3COOH、H2SO3 、HClO等【多元弱酸，分步電離，分步書寫】
弱堿：NH3·H2O、Mg(OH)2、 Fe(OH)3等【多元弱堿分步電離，一步書寫】
極少數鹽：(CH3COOH)2Pb等
水
比較：1L 0.1 mol/L 鹽酸與1L 0.1 mol/L 醋酸
比較項目 大小關系
酸的濃度
溶液的pH
過量的Mg與酸反應的初始速率
過量的Mg與酸反應的H2體積
與同濃度的NaOH溶液完全反應消耗堿的體積
實例 (稀溶液) CH3COOH H+＋CH3COO 改變條件 平衡移動方向 n(H+) c(H+) c(CH3COO－) c(CH3COOH) 電離程度 導電能力
加水稀釋
加入少量冰醋酸
加HCl(g)
加NaOH(s)
加入少量鎂粉
加CH3COONa(s)
升溫
內因：電解質本身的性質決定了弱電解質在水中達到電離平衡時電離程度的大小。
外因：溫度（電離吸熱）、濃度（同離子效應等）
1.弱電解質溶液中至少存在兩種共價化合物分子(　　　)
2.氨氣溶于水，當NH3·H2O電離出的c(OH－)＝c(　　)時，表明NH3·H2O電離處于平衡狀態(　　　)
3.一元弱堿BOH的電離方程式為BOH===B＋＋OH－ (　　　)
×
×
√
概念辨析
二、弱電解質的電離平衡常數
電離平衡常數：Ka、Kb
電離平衡常數反映弱電解質的相對強弱，K越大，表示弱電解質越易電離，酸性或堿性越強。
電離平衡常數與溫度有關，與濃度無關，升高溫度，K增大。
多元弱酸的各步電離常數的大小關系是Ka1>Ka2>Ka3……，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。
電離程度的影響因素：考慮溫度和濃度
概念辨析
1.同一弱電解質，濃度不同其電離常數一定不同(　　　)
2.弱電解質的電離平衡右移，電離常數一定增大(　　　)
3.某一弱電解質，電離度越大，電離常數就越大(　　　)
4.常溫下，依據Ka1(H2CO3)>Ka2(H3PO3)，可知碳酸的酸性比磷酸強(　　　)
×
×
×
×
考點1：利用K判斷弱電解質(酸堿性)的相對強弱
酸 HCN HClO HF HNO2 CH3COOH
常溫下Ka 6.2×10-10 4.0×10-8 6.3×10-4 5.6×10-4 1.75×10-5
酸性相對強弱： HF >HNO2 > CH3COOH > HClO > HCN
酸 H2C2O4 H2SO3 H2CO3 H2S
常溫下 Ka 5.6×10-2 1.4×10-2 4.5×10-7 1.1×10－7
1.5×10-4 6.0×10-8 4.7×10-11 1.3×10－13
酸性相對強弱： H2C2O4 >H2SO3 > H2CO3 > H2S
考點2：利用K判斷結合質子能力
弱酸 HCOOH H2S H2CO3 HClO
電離平衡常數(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
考點3：利用K判斷強酸制弱酸問題
運用上述電離常數及物質的特性判斷下列化學方程式不正確的是________(填序號)。
①②④
酸性強弱：HCOOH＞H2CO3＞H2S＞HClO＞ ＞HS-
常溫下，向等物質的量濃度的兩種一元酸的鹽溶液中，分別通入少量的CO2，發生如下反應：NaA＋CO2＋H2O＝HA＋NaHCO3 ；2NaB＋CO2＋H2O＝2HB＋Na2CO3，則等物質的量濃度的HA和HB在水中電離出H＋的能力大小關系是 A.HA較強 B.HB較強 C.兩者一樣 D.無法比較
得質子（H+）能力：A-< CO32-
失質子（H+）能力：HA > HCO3-
得質子（H+）能力：B-> CO32-
失質子（H+）能力：HB < HCO3-
考點4：利用K判斷粒子濃度比值問題
常溫下，將0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀釋，請填寫下列表達式中的數據變化情況(填“變大”“變小”或“不變”)
變小
變大
變小
不變
不變
考點5：基于圖像起點、交點計算K
常溫下，向20 mL 0.010 mol·L－1的HA溶液中逐滴加入0.010 mol·L－1的NaOH溶液，溶液中lg c(OH－)與所加NaOH溶液的體積(V)的關系如圖。
Ka=？
Ka1=？Ka2=？
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的量濃度的KOH溶液，混合溶液的pH與離子濃度的關系如圖所示。
Ka1=？
三、弱電解質的稀釋圖像
體積相同，0.1 mol·L－1鹽酸、醋酸稀釋過程中pH變化圖像
考點1：常規型稀釋圖像
體積相同，相同pH的鹽酸、醋酸稀釋過程中pH變化圖像
體積相同，pH＝11的NaOH溶液、氨水稀釋過程中pH變化圖像
考點2：對數型稀釋圖像
①HY為_____酸、HX為_____酸 ②a、b兩點的溶液中：c(X－)_____c(Y－) ③水的電離程度：d____c_____a_____b ①MOH為_____堿、ROH為_____堿
② ＝0時，c(ROH)_____c(MOH)
③水的電離程度：a_____b
強
弱
＝
＞
＞
＝
強
弱
＞
＞
終結性評價
1012·Ka1
1024·Ka1·Ka2
2.現有HX、H2Y和H2Z三種酸，各酸及其鹽之間不發生氧化還原反應，它們的電離常數如表所示。
下列說法正確的是
A.在水溶液中結合H＋的
能力：Y2－B.0.1 mol·L－1 NaX溶液中離子濃度的關系：c(Na＋)C.Na2Y溶液與過量HX反應的離子方程式：HX＋Y2－===HY－＋X－
D.25 ℃時，濃度均為0.1 mol·L－1的H2Y和H2Z溶液的pH：H2Y√
酸 電離常數(25 ℃)
HX Ka＝10－9.2
H2Y Ka1＝10－6.4　Ka2＝10－10.3
H2Z Ka1＝10－1.9　Ka2＝10－7.2
A.HX、HY都是弱酸，且HX的酸性比HY的弱
B.常溫下，由水電離出的c(H＋)·c(OH－)：a＜b
C.相同溫度下，電離常數Ka(HX)：a＞b
√

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