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(共49張PPT)
第48講　弱電解質的電離平衡
1. 理解弱電解質在水溶液中的電離平衡。
2．理解電離常數的含義，掌握電離常數的應用并能進行相關計算。
考點一
考點二
考點一
考點一　弱電解質的電離平衡
1.電離平衡
在一定條件(如溫度、濃度)下，當電離的速率和離子結合為分子的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀態。
2．電離平衡的特征
3．外界條件對電離平衡的影響
(1)以0.1 mol·L－1的醋酸溶液為例(CH3COOH CH3COO－＋H＋)填寫下表。
外界條件 平衡移動方向 n(H＋) c(H＋) 導電能力
加水稀釋 ______ ______ ______ ______
加冰醋酸 ______ ______ ______ ______
升溫 ______ ______ ______ ______
加CH3COONa(s) ______ ______ ______ ______
加NaOH(s) ______ ______ ______ ______
正向
增大
減小
減弱
正向
增大
增大
增強
正向
增大
增大
增強
逆向
減小
減小
增強
正向
減小
減小
增強
(2)分別畫出冰醋酸加水稀釋過程中溶液的電導率和pH隨加水體積變化的曲線。
【易錯診斷】　判斷正誤，錯誤的說明理由。
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－)＝)時，表明NH3·H2O電離處于平衡狀態：
________________________________________________________。
正確。
錯誤。NH3·H2O是否平衡與c（OH－）＝c（）沒關系；另外，氨水中存在著c（OH－）＝c（）＋c（H＋），不可能有c（OH－）＝c（）。
3．室溫下，由0.1 mol·L－1一元堿BOH溶液的pH＝10，可知溶液中存在BOH===B＋＋OH－：
________________________________________________________。
4．稀釋弱電解質溶液時，所有粒子濃度都一定會減小：
________________________________________________________。
錯誤。若BOH為強堿，0.1 mol·L－1 BOH溶液的pH＝13。pH＝10說明BOH為弱堿，其電離方程式應為BOH B＋＋OH－。
錯誤。以醋酸溶液為例，稀釋時c（H＋）、c（CH3COO－）、c（CH3COOH） 減小， c（OH－）增大。
【教考銜接】
典例[2023·浙江1月，13改編]甲酸(HCOOH)是重要的化工原料。工業廢水中的甲酸及其鹽，通過離子交換樹脂(含固體活性成分R3N，R為烷基)因靜電作用被吸附回收，其回收率(被吸附在樹脂上甲酸根的物質的量分數)與廢水初始pH關系如圖(已知甲酸Ka＝1.8×10－4)。
判斷下列說法是否正確， 正確的打“√”，錯誤的打“×”。
(1)活性成分R3N在水中存在平衡：
R3N＋H2O R3NH＋＋OH－(　　)
(2)廢水初始pH<2.4，隨pH下降，甲酸的電離被抑制，與R3NH＋作用的HCOO－數目減少(　　)
(3)廢水初始pH>5，離子交換樹脂活性成分主要以R3NH＋形態存在(　　)
√
√
×
解析：（1）由題意“因靜電作用被吸附”及題圖可知，R3N在溶液中的電離方程式為R3N＋H2O R3NH＋＋OH－。
（2）由題圖可知，溶液pH為2.4時，廢水中的甲酸及其鹽回收率最高，當溶液中pH小于2.4時，隨溶液pH下降，溶液中氫離子濃度增大，甲酸的電離被抑制，溶液中甲酸根離子濃度減小，與R3NH＋作用的數目減小。
（3）由題圖可知，R3N溶液呈堿性，溶液中存在如下平衡R3N＋H2O R3NH＋＋OH－，當廢水初始pH大于5時，平衡向左移動，離子交換樹脂活性成分主要以R3N形態存在。
【師說·延伸】　
①破解“因靜電作用被吸附”是解答本題的靈魂：R3N在水中能產生陽離子，產生的陽離子靜電吸附HCOO－。
②聯想水的電離“H2O＋H2O H3O＋＋OH－”是解答本題的關鍵：通過推理并驗證R3N在水溶液中的電離方程式R3N＋H2O R3NH＋＋OH－。
【對點演練】
1．H2S水溶液中存在電離平衡H2S H＋＋HS－和HS－ H＋＋S2－。若對H2S溶液進行以下操作，說法正確的是(　　)
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
答案：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；通入SO2氣體，發生反應：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。
2．能證明蟻酸(HCOOH)是弱酸的實驗事實是(　　)
A．HCOOH溶液與Zn反應放出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反應生成CO2
D．常溫時0.1 mol·L－1 HCOOH溶液的pH＝2.3
答案：D
解析：A、B項，只能證明蟻酸具有酸性，不能證明其酸性強弱，錯誤；C項，只能證明蟻酸的酸性比碳酸強，錯誤；D項，溶液的pH＝2.3，說明HCOOH未完全電離，正確。
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。
＜
＞
＜
＝
＝
考點二
考點二　電離平衡常數
1.電離平衡常數表達式
(1)一元弱酸HA：HA H＋＋A－，平衡常數Ka＝ 。
(2)一元弱堿BOH：BOH B＋＋OH－，平衡常數Kb＝。
(3)二元弱酸：(以碳酸為例)
，Ka1＝__________________；
，Ka2＝__________________。
【師說·助學】　多元弱酸第一步電離出的H＋抑制了第二步電離，所以Ka1 Ka2。計算多元弱酸中c(H＋)時，通常只考慮第一步電離。
2．電離平衡常數的意義[對弱酸(堿)而言]
3．外因對電離平衡常數的影響
(1)電離平衡常數只與溫度有關。
(2)升高溫度，K值增大，原因是電離過程均為____過程。
吸熱
4．電離度
(1)概念
在一定條件下的弱電解質達到電離平衡時，已經電離的電解質分子數占原電解質總分子數的百分比。
(2)表示方法
α＝×100%。
(3)影響因素
①相同溫度下，同一弱電解質，濃度越大，其電離度(α)越____。
②相同濃度下，同一弱電解質，溫度越高，其電離度(α)越____。
小
大
【易錯診斷】　判斷正誤，錯誤的說明理由。
1．H2CO3的電離平衡常數表達式：
Ka＝：_______________________________________。
2．對于0.1 mol·L－1的氨水，加水稀釋后，溶液中)·c(OH－)變小：
_____________________________________________________。
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)，可知碳酸的酸性比亞磷酸強：
______________________________________________________。
正確。加水稀釋后，NH3·H2O OH－＋平衡正向移動，c（OH－）、c（）均減小，c（）·c（OH－）減小。
錯誤。對同一弱電解質溶液，稀釋后電離度增大，但電離常數不變。
錯誤。依據Ka1（H2CO3）>Ka2（H3PO3），可知碳酸的酸性比H2P強；應根據Ka1（H2CO3）與Ka1（H3PO3）的相對大小比較碳酸的酸性與亞磷酸的關系。
【教考銜接】
典例1 [2023·浙江1月，13B改編]甲酸(HCOOH)是重要的化工原料。工業廢水中的甲酸及其鹽，通過離子交換樹脂(含固體活性成分R3N，R為烷基)因靜電作用被吸附回收，其回收率(被吸附在樹脂上甲酸根的物質的量分數)與廢水初始pH關系如圖(已知甲酸Ka＝1.8×10－4)。
pH＝5的廢水中c(HCOO－)∶c(HCOOH)＝____________。
18（或18∶1）
典例2 [2020·天津卷，16(5)節選]已知25 ℃碳酸電離常數為Ka1、Ka2，當溶液pH＝12時 (H2CO3))＝1∶________∶___________。
1012·Ka1　1024·Ka1·Ka2
【對點演練】
考向一　利用電離常數判斷弱電解質(酸堿性)的
相對強弱
1．部分弱酸的電離平衡常數如下表：
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
按要求回答下列問題：
(1)HCOOH、H2S、H2CO3、HClO的酸性由強到弱的順序為___________________________。
(2)相同濃度的HCOO－、HS－、S2－、、、ClO－結合H＋的能力由強到弱的順序為____________________________________。
HCOOH＞H2CO3＞H2S＞HClO
S2－＞＞ClO－＞HS－＞＞HCOO－
(3)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)。
①次氯酸與NaHCO3溶液的反應：
===ClO－＋H2O＋CO2↑
②少量CO2通入NaClO溶液中：
＋2HClO
③過量CO2通入NaClO溶液中：
＋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：
===2HCOO－＋CO2↑＋H2O
①②④
考向二　判斷微粒濃度比值的大小
2．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(均填“變大”“變小”或“不變”)。
(1)________；
(2)________；
(3)________；
(4)________；
(5)________。
變小
變大
變小
不變
不變
確定微粒濃度比值變化情況的三種方法
(1)“轉化法”。將濃度之比轉化為物質的量之比進行比較。
(2)“假設法”。如上述問題(3)，假設無限稀釋，c(CH3COO－)趨近于0，c(H＋)趨于10－7 mol·L－1，故比值變小。
(3)“湊常數”。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，轉化為一個常數與某種粒子濃度的乘積或相除的關系。
微專題 15 電離常數的計算
【要點歸納】
1．依據電離平衡常數計算c(H＋)或c(OH－)
當一元弱酸或一元弱堿的電離常數很小時，可用如下兩個公式計算c(H＋)或c(OH－)。
(1)一元弱酸(以CH3COOH為例)：
c(H＋)＝。
(2)一元弱堿(以NH3·H2O為例)：
c(OH－)＝。
2．電離常數(K)與電離度(α)的定量關系
一定溫度下，當電離常數很小時，電離度與電離常數有如下關系：K＝c·α2或α＝ 。
3．計算電離常數的思維方法(以弱酸HX為例)
　　　　　　　　HX　　　 　　H＋　＋　X－
　c(HX)　 　0 0
c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(H＋)
則K＝，由于弱酸只有極少一部分電離，c(H＋)的數值很小，可做近似處理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，則K＝或c(H＋)＝。
【典題示例】
典例1 已知飽和硫化氫的濃度為0.1 mol·L－1，硫化氫的電離常數為Ka1＝1.0×10－7，Ka2＝1.0×10－19。計算飽和硫化氫溶液中氫離子的濃度。
典例2 計算25 ℃時，2 mol·L－1氨水的電離度(已知25 ℃時，Kb＝1.8×10－5)。
典例3 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。
(1)判斷HA為________(填“強”或“弱”)酸。
(2)若HA為弱酸，請計算在P點的電離平衡常數。
弱
1.0×10－6
【對點演練】
1．已知25 ℃時，測得濃度為0.1 mol·L－1的BOH溶液中，c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1。
(1)寫出BOH的電離方程式：________________。
(2)BOH的電離度α＝______。
(3)BOH的電離平衡常數Kb＝________。
BOH B＋＋OH－
1%
1×10－5
2．碳氫化合物完全燃燒生成CO2和H2O。常溫常壓下，空氣中的CO2溶于水，達到平衡時，溶液的pH＝5.60，c(H2CO3)＝1.5×10－5 mol·L－1。若忽略水的電離及H2CO3的第二級電離，則＋H＋的電離常數K1≈__________(已知：10－5.60＝2.5×10－6)。
4.2×10－7
3．(1)常溫下，向a mol·L－1 CH3COONa溶液中滴加等體積的b mol·L－1鹽酸使溶液呈中性(不考慮鹽酸和醋酸的揮發)，則醋酸的電離常數Ka＝______(用含a和b的代數式表示)。
(2)常溫下，將a mol·L－1的醋酸與b mol·L－1的Ba(OH)2溶液等體積混合，充分反應后，溶液中存在2c(Ba2＋)＝c(CH3COO－)，則該混合溶液中醋酸的電離常數Ka＝________(用含a和b的代數式表示)。
4．次氯酸為一元弱酸，具有漂白和殺菌作用，其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。HClO的電離常數Ka值為________。
10－7.5
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：
_____________________、___________________。
(2)表示pH與的變化關系的曲線是________(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)。
(3)根據圖像計算亞磷酸的Ka1＝________。
Ⅰ
10－1.4第48講　弱電解質的電離平衡
1.理解弱電解質在水溶液中的電離平衡。
2．理解電離常數的含義，掌握電離常數的應用并能進行相關計算。
考點一　弱電解質的電離平衡
1.電離平衡
在一定條件(如溫度、濃度)下，當電離的速率和離子結合為分子的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀態。
2．電離平衡的特征
3．外界條件對電離平衡的影響
(1)以0.1 mol·L－1的醋酸溶液為例(CH3COOH CH3COO－＋H＋)填寫下表。
外界條件 平衡移動方向 n(H＋) c(H＋) 導電能力
加水稀釋 ______ ______ ______ ______
加冰醋酸 ______ ______ ______ ______
升溫 ______ ______ ______ ______
加CH3COONa(s) ______ ______ ______ ______
加NaOH(s) ______ ______ ______ ______
(2)分別畫出冰醋酸加水稀釋過程中溶液的電導率和pH隨加水體積變化的曲線。
【易錯診斷】　判斷正誤，錯誤的說明理由。
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－)＝)時，表明NH3·H2O電離處于平衡狀態：________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
3．室溫下，由0.1 mol·L－1一元堿BOH溶液的pH＝10，可知溶液中存在BOH===B＋＋OH－：
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
4．稀釋弱電解質溶液時，所有粒子濃度都一定會減小：________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
【教考銜接】
典例[2023·浙江1月，13改編]甲酸(HCOOH)是重要的化工原料。工業廢水中的甲酸及其鹽，通過離子交換樹脂(含固體活性成分R3N，R為烷基)因靜電作用被吸附回收，其回收率(被吸附在樹脂上甲酸根的物質的量分數)與廢水初始pH關系如圖(已知甲酸Ka＝1.8×10－4)。
判斷下列說法是否正確， 正確的打“√”，錯誤的打“×”。
(1)活性成分R3N在水中存在平衡：
R3N＋H2O R3NH＋＋OH－(　　)
(2)廢水初始pH<2.4，隨pH下降，甲酸的電離被抑制，與R3NH＋作用的HCOO－數目減少(　　)
(3)廢水初始pH>5，離子交換樹脂活性成分主要以R3NH＋形態存在(　　)
聽課筆記　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　
　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　
　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　
【師說·延伸】　①破解“因靜電作用被吸附”是解答本題的靈魂：R3N在水中能產生陽離子，產生的陽離子靜電吸附HCOO－。
②聯想水的電離“H2O＋H2O H3O＋＋OH－”是解答本題的關鍵：通過推理并驗證R3N在水溶液中的電離方程式R3N＋H2O R3NH＋＋OH－。
【對點演練】
1．H2S水溶液中存在電離平衡H2S H＋＋HS－和HS－ H＋＋S2－。若對H2S溶液進行以下操作，說法正確的是(　　)
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
2．能證明蟻酸(HCOOH)是弱酸的實驗事實是(　　)
A．HCOOH溶液與Zn反應放出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反應生成CO2
D．常溫時0.1 mol·L－1 HCOOH溶液的pH＝2.3
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。
考點二　電離平衡常數
1.電離平衡常數表達式
(1)一元弱酸HA：HA H＋＋A－，平衡常數Ka＝ 。
(2)一元弱堿BOH：BOH B＋＋OH－，平衡常數Kb＝。
(3)二元弱酸：(以碳酸為例)
，Ka1＝________；
，Ka2＝________。
【師說·助學】　多元弱酸第一步電離出的H＋抑制了第二步電離，所以Ka1 Ka2。計算多元弱酸中c(H＋)時，通常只考慮第一步電離。
2．電離平衡常數的意義[對弱酸(堿)而言]
3．外因對電離平衡常數的影響
(1)電離平衡常數只與溫度有關。
(2)升高溫度，K值增大，原因是電離過程均為____過程。
4．電離度
(1)概念
在一定條件下的弱電解質達到電離平衡時，已經電離的電解質分子數占原電解質總分子數的百分比。
(2)表示方法
α＝×100%。
(3)影響因素
①相同溫度下，同一弱電解質，濃度越大，其電離度(α)越____。
②相同濃度下，同一弱電解質，溫度越高，其電離度(α)越____。
【易錯診斷】　判斷正誤，錯誤的說明理由。
1．H2CO3的電離平衡常數表達式：
Ka＝：________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
2．對于0.1 mol·L－1的氨水，加水稀釋后，溶液中)·c(OH－)變小：________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
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)，可知碳酸的酸性比亞磷酸強：________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
【教考銜接】
典例1 [2023·浙江1月，13B改編]甲酸(HCOOH)是重要的化工原料。工業廢水中的甲酸及其鹽，通過離子交換樹脂(含固體活性成分R3N，R為烷基)因靜電作用被吸附回收，其回收率(被吸附在樹脂上甲酸根的物質的量分數)與廢水初始pH關系如圖(已知甲酸Ka＝1.8×10－4)。
pH＝5的廢水中c(HCOO－)∶c(HCOOH)＝________。
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&典例2
[2020·天津卷，16(5)節選]已知25 ℃碳酸電離常數為Ka1、Ka2，當溶液pH＝12時 (H2CO3))＝1∶________∶________。
聽課筆記　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　
　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　
　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　
　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　
【對點演練】
考向一　利用電離常數判斷弱電解質(酸堿性)的
相對強弱
1．部分弱酸的電離平衡常數如下表：
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
按要求回答下列問題：
(1)HCOOH、H2S、H2CO3、HClO的酸性由強到弱的順序為________________________________________________________________________。
(2)相同濃度的HCOO－、HS－、S2－、、、ClO－結合H＋的能力由強到弱的順序為________________________________________________________________________。
(3)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)。
①次氯酸與NaHCO3溶液的反應：
===ClO－＋H2O＋CO2↑
②少量CO2通入NaClO溶液中：
＋2HClO
③過量CO2通入NaClO溶液中：
＋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：
===2HCOO－＋CO2↑＋H2O
考向二　判斷微粒濃度比值的大小
2．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(均填“變大”“變小”或“不變”)。
(1)________；
(2)________；
(3)________；
(4)________；
(5)________。
確定微粒濃度比值變化情況的三種方法
(1)“轉化法”。將濃度之比轉化為物質的量之比進行比較。
(2)“假設法”。如上述問題(3)，假設無限稀釋，c(CH3COO－)趨近于0，c(H＋)趨于10－7 mol·L－1，故比值變小。
(3)“湊常數”。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，轉化為一個常數與某種粒子濃度的乘積或相除的關系。
微專題15 電離常數的計算
【要點歸納】
1．依據電離平衡常數計算c(H＋)或c(OH－)
當一元弱酸或一元弱堿的電離常數很小時，可用如下兩個公式計算c(H＋)或c(OH－)。
(1)一元弱酸(以CH3COOH為例)：
c(H＋)＝。
(2)一元弱堿(以NH3·H2O為例)：
c(OH－)＝。
2．電離常數(K)與電離度(α)的定量關系
一定溫度下，當電離常數很小時，電離度與電離常數有如下關系：K＝c·α2或α＝ 。
3．計算電離常數的思維方法(以弱酸HX為例)
　　　　　　　　HX　　　 　　H＋　＋　X－
　c(HX)　 　0 0
c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(H＋)
則K＝，由于弱酸只有極少一部分電離，c(H＋)的數值很小，可做近似處理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，則K＝或c(H＋)＝。
【典題示例】
典例1 已知飽和硫化氫的濃度為0.1 mol·L－1，硫化氫的電離常數為Ka1＝1.0×10－7，Ka2＝1.0×10－19。計算飽和硫化氫溶液中氫離子的濃度。
　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　
　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　
典例2 計算25 ℃時，2 mol·L－1氨水的電離度(已知25 ℃時，Kb＝1.8×10－5)。
　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　
　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　
典例3 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。
(1)判斷HA為________(填“強”或“弱”)酸。
(2)若HA為弱酸，請計算在P點的電離平衡常數。
　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　
　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　
　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　
【對點演練】
1．已知25 ℃時，測得濃度為0.1 mol·L－1的BOH溶液中，c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1。
(1)寫出BOH的電離方程式：
________________________________________________________________________。
(2)BOH的電離度α＝________________________________________________________________________。
(3)BOH的電離平衡常數Kb＝________________________________________________________________________。
2．碳氫化合物完全燃燒生成CO2和H2O。常溫常壓下，空氣中的CO2溶于水，達到平衡時，溶液的pH＝5.60，c(H2CO3)＝1.5×10－5 mol·L－1。若忽略水的電離及H2CO3的第二級電離，則＋H＋的電離常數K1≈____(已知：10－5.60＝2.5×10－6)。
3．(1)常溫下，向a mol·L－1 CH3COONa溶液中滴加等體積的b mol·L－1鹽酸使溶液呈中性(不考慮鹽酸和醋酸的揮發)，則醋酸的電離常數Ka＝______(用含a和b的代數式表示)。
(2)常溫下，將a mol·L－1的醋酸與b mol·L－1的Ba(OH)2溶液等體積混合，充分反應后，溶液中存在2c(Ba2＋)＝c(CH3COO－)，則該混合溶液中醋酸的電離常數Ka＝________(用含a和b的代數式表示)。
4．次氯酸為一元弱酸，具有漂白和殺菌作用，其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。HClO的電離常數Ka值為________。
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：
________________________________________________________________________、
________________________________________________________________________。
(2)表示pH與的變化關系的曲線是________(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)。
(3)根據圖像計算亞磷酸的Ka1＝________。
第48講　弱電解質的電離平衡
考點一
夯實·必備知識
3．（1）正向　增大　減小　減弱　正向　增大　增大　增強　正向　增大　增大　增強　逆向　減小　減小　增強　正向　減小　減小　增強
（2）
易錯診斷
1．正確。
2．錯誤。NH3·H2O是否平衡與c（OH－）＝c（）沒關系；另外，氨水中存在著c（OH－）＝c（）＋c（H＋），不可能有c（OH－）＝c（）。
3．錯誤。若BOH為強堿，0.1 mol·L－1 BOH溶液的pH＝13。pH＝10說明BOH為弱堿，其電離方程式應為BOH B＋＋OH－。
4．錯誤。以醋酸溶液為例，稀釋時c（H＋）、c（CH3COO－）、c（CH3COOH） 減小， c（OH－）增大。
突破·關鍵能力
教考銜接
典例　解析：（1）由題意“因靜電作用被吸附”及題圖可知，R3N在溶液中的電離方程式為R3N＋H2O R3NH＋＋OH－。
（2）由題圖可知，溶液pH為2.4時，廢水中的甲酸及其鹽回收率最高，當溶液中pH小于2.4時，隨溶液pH下降，溶液中氫離子濃度增大，甲酸的電離被抑制，溶液中甲酸根離子濃度減小，與R3NH＋作用的數目減小。
（3）由題圖可知，R3N溶液呈堿性，溶液中存在如下平衡R3N＋H2O R3NH＋＋OH－，當廢水初始pH大于5時，平衡向左移動，離子交換樹脂活性成分主要以R3N形態存在。
答案：（1）√　（2）√　（3）×
對點演練
1．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；通入SO2氣體，發生反應：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。
答案：C
2．解析：A、B項，只能證明蟻酸具有酸性，不能證明其酸性強弱，錯誤；C項，只能證明蟻酸的酸性比碳酸強，錯誤；D項，溶液的pH＝2.3，說明HCOOH未完全電離，正確。
答案：D
3．答案：（1）＜　（2）＞　（3）＜　＝　（4）＝
考點二
夯實·必備知識
1．（3）　
3．（2）吸熱
4．（3）①小　②大
易錯診斷
1．錯誤。Ka＝。
2．正確。加水稀釋后，NH3·H2O OH－＋平衡正向移動，c（OH－）、c（）均減小，c（）·c（OH－）減小。
3．錯誤。對同一弱電解質溶液，稀釋后電離度增大，但電離常數不變。
4．錯誤。依據Ka1（H2CO3）>Ka2（H3PO3），可知碳酸的酸性比H2PO強；應根據Ka1（H2CO3）與Ka1（H3PO3）的相對大小比較碳酸的酸性與亞磷酸的關系。
突破·關鍵能力
教考銜接
典例1　解析：在水中存在平衡：HCOOH HCOO－＋H＋， 由電離常數公式可知，溶液中＝，當溶液pH為5時，溶液中＝＝18。
答案：18（或18∶1）
典例2　解析：H2CO3是二元弱酸，分步發生電離：H2CO3 HCO＋H＋、HCO CO＋H＋，則有Ka1＝、Ka2＝，從而可得Ka1·Ka2＝。當溶液pH＝12時，c（H＋）＝10－12 mol·L－1，代入Ka1、Ka1·Ka2可得c（H2CO3）∶c（HCO）＝1∶（1012·Ka1），c（H2CO3）∶c（CO）＝1∶（1024·Ka1·Ka2），綜合可得c（H2CO3）∶c（HCO）∶c（CO）＝1∶（1012·Ka1）∶（1024·Ka1·Ka2）。
答案：1012·Ka1　1024·Ka1·Ka2
對點演練
1．答案：（1）HCOOH＞H2CO3＞H2S＞HClO
（2）S2－＞CO＞ClO－＞HS－＞HCO＞HCOO－
（3）①②④
2．解析：（1）將該式變為＝或稀釋時醋酸的電離平衡正向移動，n（CH3COOH）減小，n（H＋）增大因而其比值變小。
（2）將該式變為＝或稀釋時醋酸的電離平衡正向移動，n（CH3COOH）減小，n（CH3COO－）增大因而其比值變大。
（5）將該式變為＝，故比值不變。
答案：（1）變小　（2）變大　（3）變小　（4）不變　（5）不變
微專題15
典題示例
典例1　答案：由于硫化氫Ka1 Ka2，且電離常數很小，因而可用其一級電離常數計算氫離子濃度。c（H＋）＝≈ mol·L－1＝1.0×10－4 mol·L－1。
典例2　答案：α＝ ＝＝3×10－3＝0.3%。
典例3　解析：（1）縱軸坐標為lg c（OH－），在M點時，溶液中c（OH－）＝10－10 mol·L－1，常溫時c（H＋）＝10－4 mol·L－1＜0.010 mol·L－1，HA為弱酸。
（2）在相同溫度下，M、P點的電離常數相同，用M點計算電離常數。HA H＋＋A－，c（H＋）≈c（A－），常溫下，Ka（HA）＝≈＝1.0×10－6。
答案：（1）弱　（2）1.0×10－6
對點演練
1．解析：因c（BOH）初始＝0.1 mol·L－1，c（BOH）電離＝c（B＋）＝c（OH－）＝1×10－3 mol·L－1，則電離度α＝×100%＝1%；BOH不完全電離，故電離方程式為BOH B＋＋OH－；電離平衡時，c（BOH）平衡＝0.1 mol·L－1－1×10－3 mol·L－1≈0.1 mol·L－1，則電離常數Kb＝＝＝1×10－5。
答案：（1）BOH B＋＋OH－
（2）1%　（3）1×10－5
2．解析：由H2CO3 H＋＋HCO
得K1＝＝≈4.2×10－7。
答案：4.2×10－7
3．解析：（1）由電荷守恒有c（Na＋）＋c（H＋）＝c（Cl－）＋c（OH－）＋c（CH3COO－），元素質量守恒有c（Na＋）＝c（CH3COOH）＋c（CH3COO－），溶液呈中性，所以c（CH3COOH）＝c（Cl－）。
CH3COOH CH3COO－＋H＋
－　　10－7
Ka＝＝。
（2）根據電荷守恒2c（Ba2＋）＋c（H＋）＝c（OH－）＋c（CH3COO－），由于c（CH3COO－）＝2c（Ba2＋）＝b mol·L－1，所以c（H＋）＝c（OH－），溶液呈中性。
CH3COOH CH3COO－＋H＋
－b　　 b　 10－7
Ka＝＝。
答案：（1）　（2）
4．解析：由題圖pH＝7.5時，c（HClO）＝c（ClO－），HClO的Ka＝＝c（H＋）＝10－7.5。
答案：10－7.5
5．解析：由于Ka1＝，
Ka2＝，且Ka1>Ka2，由圖像可知，在相同或時，“曲線Ⅱ”對應的c（H＋）較大，為一級電離（Ka1），“曲線Ⅰ”對應的c（H＋）較小，為二級電離（Ka2），顯然選用“曲線Ⅱ”中的特殊點B計算Ka1，Ka1＝＝10×10－2.4＝10－1.4。
答案：（1）H3PO3 H2PO＋H＋
H2PO HPO＋H＋
（2）Ⅰ　（3）10－1.4

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