資源簡介

(共46張PPT)
第39講 電離平衡
【課標指引】
1.理解弱電解質在水溶液中的電離平衡,能用電離方程式進行表征。
2.依據勒夏特列原理分析外界條件對電離平衡的影響及結果。
3.了解電離平衡常數的含義,掌握電離平衡常數的相關計算。
考點一　電離平衡及影響因素
考點二　電離平衡常數及應用
目錄索引
素養發展進階
考點一　電離平衡及影響因素
必備知識 梳理
1.弱電解質電離平衡的建立及特征
(1)開始時,v(電離)________,而v(結合)為________。
(2)平衡的建立過程中,v(電離) ________v(結合)。
(3)當v(電離) ________v(結合)時,電離過程達到平衡狀態。
=
≠
最大
0
>
=
2.影響電離平衡的因素
(1)影響電離平衡的內因
影響電離平衡的內因是弱電解質本身的________________,其他條件相同時,電解質越弱越難電離。
影響電離平衡的決定性因素
結構與性質
(2)影響電離平衡的外因
以1.0 mol·L-1 CH3COOH溶液為例,分析外界條件對電離平衡CH3COOH
CH3COO-+H+　ΔH>0的影響。
改變條件 平衡移動方向 n(H+) c(H+) 電離程度
濃度 加水稀釋 向右
加入少量冰醋酸 向右
溫度 升高溫度 向右
降低溫度 向左
反應 通入HCl(g) 向左
加NaOH(s) 向右
加CH3COONa(s) (同離子效應) 向左
增大
減小
增大
增大
增大
減小
增大
增大
增大
減小
減小
減小
增大
增大
減小
減小
減小
增大
減小
減小
減小
【應用示例】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“<”回答下列問題。
(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。開始時的反應速率:①________②,反應結束生成相同狀況下H2的體積:①________②。
(4)與同濃度的NaOH溶液完全反應消耗NaOH溶液的體積:①________②。
<
>
<
=
=
關鍵能力 提升
考向1 外界條件對電離平衡的影響
例1(2023·廣東廣州檢測)將0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液加水稀釋或加入少量CH3COONa晶體時,都會引起的變化是(　　)
A.溶液的pH增大
B.CH3COOH的電離度變大
C.溶液中c(OH-)減小
D.溶液的導電能力減弱
A
解析 A項,CH3COOH溶液中存在CH3COOH CH3COO-+H+,加水稀釋時,平衡雖然正向移動,但溶液中H+濃度減小,溶液的pH增大,加入CH3COONa晶體時,平衡逆向移動,溶液中的H+濃度減小,溶液的pH增大;B項, CH3COOH溶液中存在CH3COOH CH3COO-+H+,加水稀釋時,平衡正向移動,CH3COOH的電離度變大,加入CH3COONa晶體,平衡逆向移動, CH3COOH的電離度變小;C項,由A項分析可知,兩種措施均能使溶液的pH增大,則溶液中c(OH-)增大;D項,溶液的導電能力與溶液中自由移動的離子濃度和離子所帶的電荷有關,加水稀釋時,平衡雖然正向移動,溶液中CH3COO-、H+濃度均減小,溶液的導電能力減弱,而加入醋酸鈉晶體后,溶液中的CH3COO-濃度增大,還有Na+、H+均可導電,則溶液的導電能力增強;故答案為A。
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
解析 加水促進H2S的電離,由于溶液體積增大,氫離子濃度減小,A項錯誤;反應:2H2S+SO2═3S↓+2H2O,pH增大,當SO2過量,溶液顯酸性,因H2SO3酸性比H2S強,故pH減小,B項錯誤;滴加新制氯水,發生反應Cl2+H2S═2HCl+S↓,平衡向左移動,生成了強酸,溶液pH減小,C項正確;加入少量硫酸銅固體,發生反應H2S+Cu2+═CuS↓+2H+,H+濃度增大,D項錯誤。
考向2 電離平衡移動的結果及分析
例2(2024·湖南長沙南雅中學高三模擬)室溫下,向10 mL pH=3的CH3COOH溶液中加入下列物質,對所得溶液的分析正確的是(　　)
選項 加入的物質 對所得溶液的分析
A 90 mL H2O 由水電離出的c(H+)=10-10 mol·L-1
B 0.1 mol CH3COONa固體 c(OH-)比原CH3COOH溶液中的大
C 10 mL pH=1的H2SO4溶液 CH3COOH的電離程度不變
D 10 mL pH=11的NaOH溶液 c(Na+)=c(CH3COO-)>c(OH-)=c(H+)
B
解析 向10 mL pH=3的CH3COOH溶液中加入90 mL H2O,醋酸的電離平衡正向移動,c(H+)>10-4 mol·L-1,故由水電離出的c(H+)<10-10 mol·L-1,選項A錯誤;向10 mL pH=3的CH3COOH溶液中加入0.1 mol CH3COONa固體,醋酸根離子濃度增大,醋酸的電離平衡逆向移動,c(H+)降低,c(OH-)比原CH3COOH溶液中的大,選項B正確;向10 mL pH=3的CH3COOH溶液中加入10 mL pH=1的H2SO4溶液,氫離子濃度增大,抑制醋酸的電離,CH3COOH的電離程度減小,選項C錯誤;向10 mL pH=3的CH3COOH溶液中加入10 mL pH=11的NaOH溶液,醋酸過量,所得溶液呈酸性,故c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-),選項D錯誤。
[對點訓練2] (2023·廣東江門檢測)一定溫度下,冰醋酸加水稀釋過程中,溶液導電能力的實驗結果如圖所示,下列說法錯誤的是(　　)
C
A.冰醋酸導電能力約為零
B.a、b、c三點溶液中,溶液的pH:c>a>b
C.a、b、c三點溶液中,CH3COOH電離程度最大的是b點
D.a、b、c三點溶液用1 mol·L-1 NaOH溶液中和,恰好完全中和時消耗NaOH溶液體積相等
解析 由圖可知,加水量為0時為冰醋酸,冰醋酸是純凈的醋酸,不能電離,導電能力約為零,A正確;由圖可知,導電能力b>a>c,溶液中氫離子濃度b>a>c,pH:b考點二　電離平衡常數及應用
必備知識 梳理
1.電離平衡常數的含義
在一定條件下,當弱電解質的電離達到平衡時,溶液中各組分的濃度之間存在一定的關系。對于一元弱酸或一元弱堿來說,當達到電離平衡時,溶液中弱電解質電離所生成的各種__________的乘積,與溶液中______________的濃度之比是一個常數,這個常數叫做電離平衡常數,簡稱電離常數。
通常用Ka、Kb分別表示弱酸、弱堿的電離平衡常數
離子濃度
未電離分子
2.電離平衡常數的表示
(1)一元弱酸和一元弱堿
一元弱酸和一元弱堿均一步電離,直接書寫,例如:
3.電離平衡常數的特點
溫度
增大
越強
第一步
【應用示例】常溫下0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液在加水稀釋過程中,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
不變
變大
不變
4.電離度(教材拓展)
越小
越大
關鍵能力 提升
考向1 根據電離常數判斷弱電解質的相對強弱
例1(教材改編題)25 ℃時,HNO2、HF、HCN三種酸的電離平衡常數分別為6.3×10-4、5.6×10-4、6.2×10-10中的一種。已知下列反應可以發生:
①NaCN+HNO2═HCN+NaNO2;②NaCN+HF═HCN+NaF;
③NaNO2+HF═HNO2+NaF。由此判斷,下列有關敘述不正確的是(　　)
A.Ka(HF)=6.3×10-4,Ka(HNO2)=6.2×10-10
B.電離常數:Ka(HF)>Ka(HNO2)>Ka(HCN)
C.反應HNO2+NaF═NaNO2+HF不能發生
D.該溫度下,0.1 mol·L-1 HF溶液中c(H+)≈8×10-3 mol·L-1
A
解析 根據酸與鹽發生復分解反應遵循“較強酸制取較弱酸”的規律,由反應①、②、③可得酸性:HNO2>HCN、HF>HCN、HF>HNO2,從而可得酸性:HF>HNO2>HCN,則電離平衡常數:Ka(HF)>Ka(HNO2)>Ka(HCN)。結合三個電離平衡常數的相對大小推知,Ka(HF)=6.3×10-4,Ka(HNO2)=5.6×10-4,Ka(HCN)=6.2×10-10,A錯誤;由前面分析可知,B正確;由于酸性:HF>HNO2,故HNO2和NaF不發生反應,C正確;結合電離常數表達式可得,c2(H+)=Ka(HF)·c(HF)=6.3×10-4×0.1,解得c(H+)≈8×10-3 mol·L-1,D正確。
[對點訓練1] (2023·廣東廣州聯考)部分弱電解質的電離常數如下表:
B
考向2 結合電離常數判斷溶液中微粒濃度比值的變化
例2 25 ℃時,下列有關電解質溶液的說法正確的是(　　)
B
[對點訓練2] 將氨水與鹽酸等濃度等體積混合,下列做法能使c( )與c(Cl-)比值變大的是(　　)
A.加入固體氯化銨 B.通入少量氯化氫
C.升高溶液溫度 D.加入少量固體氫氧化鈉
A
素養發展進階
進階1 練易錯·避陷阱
1.(2023·廣東廣州統考)對室溫下pH和體積均相同的醋酸和鹽酸兩種溶液分別采取下列措施,有關敘述正確的是(　　)
A.溫度都升高20 ℃后,醋酸溶液的pH小于鹽酸
B.加入少量的醋酸鈉晶體后,只有醋酸的pH發生變化
C.加水稀釋10倍后,鹽酸的pH變化較小
D.加入足量的鎂條充分反應后,兩溶液產生的氫氣一樣多
A
解析 醋酸在溶液中的電離為吸熱過程,升高溫度,平衡右移,溶液中的氫離子濃度增大,pH減小,而鹽酸是強酸,升高溫度,溶液中的氫離子濃度基本不變,則溫度都升高20 ℃后,醋酸溶液的pH小于鹽酸,A正確;鹽酸中加入少量的醋酸鈉晶體后,鹽酸與醋酸鈉反應生成醋酸和氯化鈉,溶液中氫離子濃度減小,溶液pH增大,B錯誤;醋酸在溶液中存在電離平衡,分別加水稀釋10倍后,電離平衡右移,所以pH相同的醋酸溶液的pH變化小于鹽酸,C錯誤;醋酸在溶液中存在電離平衡,pH相同的醋酸溶液的濃度大于鹽酸,中和能力強于鹽酸,與足量的鎂條充分反應后,醋酸溶液產生的氫氣多于鹽酸,D錯誤。
2.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。
(1)寫出亞磷酸電離的方程式:__________________________、__________________________。
Ⅰ
10-1.4
進階2 練熱點·提素能
3.常溫下,次氯酸電離平衡體系中各成分的組成分數δ[δ(X)= , X為HClO或ClO-]與pH的關系如圖所示。下列有關說法正確的是(　　)
A.次氯酸的電離方程式為HClO═H++ClO-
B.曲線a、b依次表示δ(ClO-)、δ(HClO)的變化
C.次氯酸電離常數Ka的數量級為10-7
D.向次氯酸溶液中加NaOH溶液, 將減小
D
4.常溫時,改變飽和氯水的pH,得到部分含氯微粒的物質的量分數與pH的關系如圖所示。下列敘述不正確的是(　　)
D
進階3 研真題·明考向
5.(2022·廣東卷,17節選)食醋是烹飪美食的調味品,有效成分主要為醋酸(用HAc表示)。HAc的應用與其電離平衡密切相關。25 ℃時,HAc的Ka=1.75×10-5=10-4.76。
(1)某小組研究25 ℃下HAc電離平衡的影響因素。
提出假設:稀釋HAc溶液或改變Ac-濃度,HAc電離平衡會發生移動。
設計方案并完成實驗:用濃度均為0.1 mol·L-1的HAc和NaAc溶液,按下表配制總體積相同的系列溶液;測定pH,記錄數據。
①根據表中信息,補充數據:a=________,b=________。
②由實驗Ⅰ和Ⅱ可知,稀釋HAc溶液,電離平衡________(填“正”或“逆”)向移動;結合表中數據,給出判斷理由:________________________________
_____________________________________________________。
③由實驗Ⅱ~Ⅷ可知,增大Ac-濃度,HAc電離平衡逆向移動。
實驗結論:假設成立。
3.00
33.00
正
實驗Ⅱ相較于實驗Ⅰ,醋酸溶液稀釋
到體積為原來的10倍,而實驗Ⅱ的pH增大值小于1
對比數據發現,實驗Ⅷ中pH=4.65與資料數據Ka=10-4.76存在一定差異;推測可能由物質濃度準確程度不夠引起,故先準確測定HAc溶液的濃度再驗證。
①移取20.00 mL HAc溶液,加入2滴酚酞溶液,用0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液滴定至終點,消耗體積為22.08 mL,則該HAc溶液的濃度為_______ mol·L-1。
②用上述HAc溶液和0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液,配制等物質的量的HAc與NaAc混合溶液,測定pH,結果與資料數據相符。
0.110 4
(3)小組進一步提出:如果只有濃度均約為0.1 mol·L-1的HAc和NaOH溶液,如何準確測定HAc的Ka。小組同學設計方案并進行實驗。請完成下表中Ⅱ的內容。
Ⅰ 移取20.00 mL HAc溶液,用NaOH溶液滴定至終點,消耗NaOH溶液V1 mL
Ⅱ ______________________________________,測得溶液的pH為4.76
實驗總結:得到的結果與資料數據相符,方案可行。
(4)根據Ka可以判斷弱酸的酸性強弱。寫出一種無機弱酸及其用途________________________。
向滴定后的混合液中加入20.00 mL HAc溶液
HClO:漂白劑和消毒液(或H2SO3:還原劑、防腐劑或H3PO4:食品添加劑、制藥、生產肥料等)
解析 (1)①實驗Ⅶ的溶液中n(NaAc)∶n(HAc)=3∶4,V(HAc)=4.00 mL,則V(NaAc)=3.00 mL,即a=3.00;由實驗Ⅰ可知,溶液最終的總體積為40.00 mL,則實驗Ⅶ中V(H2O)=40.00 mL-4.00 mL-3.00 mL=33.00 mL,即b=33.00。②實驗Ⅰ所得溶液的pH=2.86,實驗Ⅱ的溶液中c(HAc)為實驗Ⅰ的,稀釋過程中,若不考慮電離平衡移動,則實驗Ⅱ所得溶液的pH=2.86+1=3.86,但實際溶液的pH=3.36<3.86,說明稀釋過程中溶液中n(H+)增大,即電離平衡正向移動。
(2)①滴定過程中發生反應:HAc+NaOH═NaAc+H2O,由反應方程式可知,滴定至終點時,消耗的反應物n(HAc)=n(NaOH),則有22.08 mL×0.100 0 mol·L-1=20.00 mL×c(HAc),解得c(HAc)=0.110 4 mol·L-1。
(3)向20.00 mL的HAc溶液中加入V1 mL NaOH溶液時達到滴定終點,滴定終點的溶液中溶質為NaAc,當 =1時,溶液中c(H+)的值等于HAc的Ka,因此可再向溶液中加入20.00 mL HAc溶液,使溶液中n(NaAc)=n(HAc)。

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