化学反应原理专题3第一单元第2课时.docx
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化学反应原理专题3第一单元第2课时
第2课时 弱电解质的电离平衡
[目标导航] 1.理解电离平衡的概念。
2.了解平衡常数、电离度的概念及其简单的计算。
3.能运用电离平衡原理解释弱电解质在水溶液中的电离情况。
一、弱电解质的电离平衡
1．定义
在一定条件下（如温度和浓度），弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都不再发生变化，电离过程达到电离平衡状态。
2．建立过程（用vt图像描述）
3．特征
─研究对象是弱电解质的电离
↓
─弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合成弱电解质分子的速率相等
↓
─平衡时，电离过程与离子结合成分子的过程仍在进行，是动态平衡
↓
─平衡时，各微粒（分子、离子）的浓度保持恒定
↓
─外界条件改变时，平衡会发生移动
议一议
1．以0.1mol·L－1的CH3COOH的电离为例，试分析外界条件对电离平衡的影响。
实例
（稀溶液）
CH3COOHCH3COO－＋H＋ ΔH＞0
改变条件
加水
稀释
加入
少量
冰醋酸
加入
HCl（g）
加入
NaOH（s）
加入
镁粉
升温
加入
CH3COONa（s）
平衡移动
方向
向右
向右
向左
向右
向右
向右
向左
n（H＋）
增大
增大
增大
减小
减小
增大
减小
c（H＋）
减小
增大
增大
减小
减小
增大
减小
c（CH3COO－）
减小
增大
减小
增大
增大
增大
增大
c（CH3COOH）
减小
增大
增大
减小
减小
减小
增大
导电能力
减弱
增强
增强
增强
增强
增强
增强
方法导引
弱电解质的电离平衡和化学平衡的关系
弱电解质的电离平衡是化学平衡的一种表现形式，完全具有化学平衡的特征和本质，对它进行分析、判断的原理与化学平衡相同。
2．冰醋酸加水稀释过程中c（H＋）是如何变化的？
答案 在向醋酸中加水之前，醋酸分子尚未电离，c（H＋）＝0。
在加水稀释之后，醋酸的电离开始随着水的逐渐加入，电离平衡逐渐向生成CH3COO－和H＋的方向移动。
在此过程中V（溶液）和n（H＋）都逐渐增大。
c（H＋）从0开始增加。
随着水的加入，虽然促进CH3COOH的电离，但由于V（溶液）的增加，c（H＋）呈减小趋势。
如图所示：
二、电离平衡常数（K）、电离度（α）
1．电离常数
（1）表示方法
ABA＋＋B－ K＝
弱电解质的电离常数表达式中的c（A＋）、c（B－）和c（AB）均为达到电离平衡后各粒子在溶液中的浓度值，并不是直接指溶质的物质的量浓度值，并且在温度一定时，其电离常数就是一个定值。
①一元弱酸、一元弱碱的电离常数。
例如：
CH3COOHCH3COO－＋H＋
Ka＝
NH3·H2ONH
＋OH－
Kb＝
②多元弱酸、多元弱碱的电离常数。
多元弱酸的电离是分步进行的，每步都有相应的电离常数，通常用Ka1、Ka2、Ka3等来分别表示。
例如：
H3PO4H＋＋H2PO
Ka1＝
H2PO
H＋＋HPO
Ka2＝
HPO
H＋＋PO
Ka3＝
多元弱酸各步的电离常数大小的比较为Ka1≫Ka2≫Ka3，因此多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。
多元弱碱的电离与多元弱酸的电离情况相类似，但多元弱碱的电离可写成一步。
（2）影响因素
电离常数只与温度有关，升高温度，K值增大。
（3）电离常数的意义
①表示多元弱酸溶液中离子浓度的关系。
例如，H3PO4分三步电离，第一步最强（Ka1＝7.5×10－3），第二步弱（Ka2＝6.2×10－8），第三步最弱（Ka3＝2.2×10－13）。
c（H＋）＞c（H2PO
）＞c（HPO
）＞c（PO
）＞c（OH－）
H2S分两步电离，第一步强（Ka1＝9.1×10－8），第二步弱（Ka2＝1.1×10－12）。
c（H＋）＞c（HS－）＞c（S2－）＞c（OH－）
②根据电离常数的大小，可以估算弱电解质电离的程度。
例如，在相同条件下，K值越大，弱酸的电离程度越大，酸性越强。
在相同条件下，常见弱酸的酸性强弱关系为
H3PO4＞HF＞CH3COOH＞H2CO3＞H2S＞HClO
2．电离度
（1）弱电解质的电离度用α表示
则α＝
×100%，
或α＝
×100%，
或α＝
×100%。
（2）影响电离度的因素
①温度
升高温度，电离平衡向正反应方向移动，电离度增大。
②浓度
加水稀释，电离平衡向正反应方向移动，电离度增大。
即浓度越大，电离度越小；浓度越小，电离度越大。
（3）意义
①电离度实质上是一种平衡转化率。
表示弱电解质在水中的电离程度。
②温度相同，浓度也相同时，不同弱电解质的电离度是不同的。
议一议
在一定温度下，已知amol·L－1的一元弱酸HA溶液中，电离度为α，电离平衡常数为K，试推导a、α、K三者关系。
答案 K＝
解析 HAH＋ ＋ A－
a－aαaαaα
K＝
＝
。
一、外界条件对弱电解质电离平衡的影响
例1
已知0.1mol·L－1的醋酸溶液中存在电离平衡：
CH3COOHCH3COO－＋H＋，要使溶液中c（H＋）/c（CH3COOH）的比值增大，可以采取的措施是（ ）
A．加少量烧碱溶液B．加CH3COONa（s）
C．加少量冰醋酸D．加水
解析 CH3COOHCH3COO－＋H＋，Ka＝
。
A项，加少量烧碱溶液时，OH－消耗了H＋，c（H＋）降低，平衡右移，达新平衡时c（CH3COO－）增大，而Ka不变，故c（H＋）/c（CH3COOH）减小；B项，加CH3COONa（s），c（H＋）减小，c（CH3COOH）增大，其比值减小；C项，加入少量冰醋酸，c（H＋）、c（CH3COOH）的浓度均增大，但c（H＋）增大的幅度小于c（CH3COOH）增大的幅度，故c（H＋）/c（CH3COOH）比值减小；D项，加水稀释，平衡右移，H＋的量增多，CH3COOH的量减小，故c（H＋）/c（CH3COOH）的比值增大。
答案 D
变式训练1 某浓度的氨水中存在下列平衡：
NH3·H2ONH
＋OH－，若想增大NH
的浓度，而不增大OH－的浓度，应采取的措施是（ ）
①适当升高温度 ②加入NH4Cl固体 ③通入NH3 ④加入少量盐酸
A．①③B．②④
C．①④D．②③
答案 B
解析 升高温度，平衡向右移动，c（NH
）、c（OH－）都增大；加入NH4Cl固体，相当于增大c（NH
），平衡向左移动，c（OH－）减小，但c（NH
）仍较原来增大，因平衡移动只能减小其增大的程度，而不能完全抵消它增大的部分；通入NH3平衡向右移动，c（NH
）、c（OH－）都增大；加入少量盐酸，H＋与OH－反应使c（OH－）下降，平衡向右移动，使c（NH
）增大。
二、电离平衡常数及其应用
例2
已知25℃时，Ka（CH3COOH）＝1.80×10－5。
（1）向0.1mol·L－1醋酸溶液中加入一定量1mol·L－1盐酸时，上式中的数值是否发生变化？
为什么？
（2）若醋酸的起始浓度为0.010mol·L－1，平衡时c（H＋）是多少？
解析
（1）一定温度时，电离常数不随浓度的变化而变化。
加入一定量盐酸，平衡向左移动，c（H＋）增大、c（CH3COO－）减小、c（CH3COOH）增大，比值不变，仍为1.80×10－5。
（2） CH3COOH CH3COO－＋H＋
起始浓度（mol·L－1）0.01000
平衡浓度（mol·L－1）0.010－c（H＋）c（H＋）c（H＋）
故有
＝1.80×10－5。
由于c（H＋）很小，0.010－c（H＋）≈0.010，
那么，c（H＋）≈4.24×10－4mol·L－1。
答案
（1）不变，电离常数不随浓度变化而变化，在一定温度下是一个常数。
（2）4.24×10－4mol·L－1。
思维模式
依照化学平衡计算中“列三行”（或“列两行”）的方法，通过起始浓度、消耗浓度、平衡浓度，结合Ka（Kb）、α等条件便可以轻松地进行电离平衡的有关计算。
由
＝α、
＝Ka可推出c（H＋）的常用计算公式有：
c（H＋）＝cα、c（H＋）＝
、α与Ka的关系为α＝
。
同样，对于一元弱碱来说，c（OH－）＝cα＝
。
变式训练2 在25℃时，相同浓度的HF、CH3COOH和HCN（氢氰酸）溶液，它们的电离平衡常数分别是3.5×10－4、1.8×10－5、4.9×10－10，其中，氢离子的浓度最大的是________，未电离的溶质分子浓度最大的是________。
（填化学式）
答案 HF HCN
解析 一定温度下，弱酸溶液中氢离子浓度与电离常数（K）和溶液的物质的量浓度的关系可以从以下过程推出，设弱酸为HA，c（H＋）为x。
HAH＋＋A－
起始c00
平衡c－xxx
则K＝
对于难电离的弱酸（K很小）溶液，c≫x，故c－x≈c，则上式可变为K＝
，即c（H＋）＝x＝
。
一定温度下，当溶液的浓度一定时，c（H＋）随电离常数增大而增大，题中K（HF）＞K（CH3COOH）＞K（HCN），故HF溶液中的氢离子浓度最大，余下的未电离的HF分子浓度最小，而HCN溶液中未电离的HCN分子浓度最大。
1．下列说法正确的是（ ）
A．电离平衡常数随溶液浓度的改变而改变
B．电离平衡常数可以表示弱电解质的相对强弱
C．Ka大的酸溶液中c（H＋）一定比Ka小的酸溶液中的c（H＋）大
D．H2CO3的电离常数表达式：
K＝
答案 B
解析 电离平衡常数是温度的函数，与溶液浓度无关，故A项错误；电离平衡常数可以表示弱电解质的相对强弱，故B项正确；酸中c（H＋）既跟酸的电离常数有关，也跟酸的浓度有关，故C项错误；碳酸是分步电离的，第一步电离常数表达式为K1＝
，第二步电离常数为K2＝
，故D项错误。
2．下列对氨水溶液中存在的电离平衡NH3·H2ONH
＋OH－叙述正确的是（ ）
A．加水后，溶液中n（OH－）增大
B．加入少量浓盐酸，溶液中c（OH－）增大
C．加入少量浓NaOH溶液，电离平衡正向移动
D．加入少量NH4Cl固体，溶液中c（NH
）减少
答案 A
解析 A项，加水使NH3·H2O电离平衡右移，n（OH－）增大；B项，加入少量浓盐酸使c（OH－）减小；C项，加入浓NaOH溶液，电离平衡向左移动；D项，加NH4Cl固体，c（NH
）增大。
3．在100mL0.1mol·L－1的醋酸溶液中，欲使醋酸的电离度增大，H＋浓度减小，可采用的方法是（ ）
A．加热
B．加入100mL0.1mol·L－1的醋酸溶液
C．加入少量的0.5mol·L－1的硫酸
D．加入少量的1mol·L－1的NaOH溶液
答案 D
解析 A项，加热促进电离，H＋浓度增大；B项，H＋浓度不变；C项，加H2SO4抑制电离，且H＋浓度增大；D项，加入NaOH，OH－与H＋反应，平衡向右移动，H＋浓度减小。
4．向某氨水中加入醋酸溶液，其导电能力（I）与加入醋酸溶液的体积（V）关系正确的是（ ）
答案 C
解析 氨水是弱电解质的水溶液，导电能力较弱，随着醋酸的加入，发生反应：
CH3COOH＋NH3·H2O===CH3COONH4＋H2O，生成了强电解质CH3COONH4，导电能力增强，恰好反应完全时，溶液导电能力最强，故A项不正确；继续加入醋酸，随着溶液体积的增大，离子浓度减小，溶液导电能力减弱，但溶液中存在离子，导电能力不可能为0，所以B、D两项不正确。
5．20℃时在0.5L0.2mol·L－1的HA溶液中，有0.005mol的HA电离成离子，求该温度下的电离度。
答案 α＝
×100%＝5%
解析 根据α＝
×100%进行计算。
[基础过关]
一、电离平衡状态及弱电解质的证明方法
1．将1mol冰醋酸加入到一定量的蒸馏水中最终得到1L溶液。
下列各项中，表明已达到电离平衡状态的是（ ）
A．醋酸的浓度达到1mol·L－1
B．H＋的浓度达到0.5mol·L－1
C．醋酸分子的浓度、醋酸根离子的浓度、H＋的浓度均为0.5mol·L－1
D．醋酸分子电离成离子的速率和离子重新结合成醋酸分子的速率相等
答案 D
解析 在未电离时c（CH3COOH）＝1mol·L－1，当醋酸、H＋、CH3COO－的浓度不再变化时（但此时三者的浓度不一定是0.5mol·L－1），醋酸的电离达到平衡状态，故A、B、C均错；依据平衡状态的标志即弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合成弱电解质分子的速率相等，可知D项正确。
2．用食用白醋（醋酸浓度约1mol·L－1）进行下列实验，能证明醋酸为弱电解质的是（ ）
A．白醋中滴入石蕊溶液呈红色
B．白醋加入豆浆中有沉淀产生
C．蛋壳浸泡在白醋中有气体放出
D．pH试纸显示白醋的pH为2～3
答案 D
解析 石蕊溶液遇c（H＋）＞10－5mol·L－1的溶液都可能会呈现红色；白醋遇到豆浆有沉淀产生，原因是豆浆作为胶体，遇到电解质会发生聚沉；而白醋与蛋壳中的CaCO3反应放出CO2气体，能说明CH3COOH的酸性比H2CO3强，但不能说明CH3COOH是弱酸；浓度为1mol·L－1的CH3COOH，若是强电解质，则pH为0，而实际pH为2～3，则说明CH3COOH没有完全电离，从而证明CH3COOH为弱电解质。
二、外界条件对电离平衡的影响
3．已知相同条件下，HClO的电离常数小于H2CO3的第一级电离常数。
为了提高氯水中HClO的浓度，可加入（ ）
A．HClB．CaCO3（s）
C．H2OD．NaOH（s）
答案 B
解析 分析Cl2＋H2OH＋＋Cl－＋HClO；加入HCl，平衡左移，c（HClO）减小；加入水，平衡右移，但c（HClO）减小；加入NaOH，H＋及HClO均与OH－反应，平衡右移，但c（HClO）减小（生成了NaCl和NaClO）；加入CaCO3，H＋与CaCO3反应使平衡右移，而HClO不与CaCO3反应，因而c（HClO）增大。
4．在25℃时，用蒸馏水稀释1mol·L－1的醋酸溶液至0.01mol·L－1，随着溶液的稀释，下列各项中始终保持增大趋势的是（ ）
A.
B.
C.
D.
答案 A
解析 对于CH3COOHH＋＋CH3COO－，K＝
是一定值，稀释过程中c（CH3COO－）、c（H＋）、c（CH3COOH）均减小，所以
增大，
几乎不变，
减小。
5．在0.1mol·L－1CH3COOH溶液中存在如下电离平衡：
CH3COOHCH3COO－＋H＋。
对于该平衡，下列叙述正确的是（ ）
A．加入水时，平衡向逆反应方向移动
B．加入少量NaOH固体，平衡向正反应方向移动
C．加入少量0.1mol·L－1HCl溶液，溶液中c（H＋）减小
D．加入少量CH3COONa固体，平衡向正反应方向移动
答案 B
解析 对于CH3COOHCH3COO－＋H＋，加水稀释，c（CH3COOH）、c（CH3COO－）、c（H＋）均减小，平衡右移；加入NaOH固体，OH－结合H＋使平衡右移；加入盐酸和CH3COONa固体，分别增大c（H＋）和c（CH3COO－），均使平衡左移。
6．以水为溶剂进行中和滴定的原理是H3O＋＋OH－===2H2O。
已知液态SO2和纯水的导电性相近，液态SO2也能发生电离2SO2SO
＋SO2＋ ΔH＞0。
下列叙述中错误的是（ ）
A．若以液态SO2为溶剂，用SOCl2滴定Na2SO3，该滴定反应可以表示为SO
＋SO2＋===2SO2
B．液态SO2中有电离的存在，说明SO2在液态时转变为离子化合物
C．在一定温度下，液态SO2中c（SO
）与c（SO2＋）的乘积是一个常数
D．适当升高温度，液态SO2的导电能力增强
答案 B
解析 B项，SO2为共价化合物。
7．现有常温下的四份溶液：
①0.01mol·L－1CH3COOH溶液；②0.01mol·L－1盐酸；③pH＝12的氨水；④pH＝12的NaOH溶液。
下列说法正确的是（ ）
A．①中水的电离程度最大，③中水的电离程度最小
B．等体积的①、②、④溶液分别与足量铝粉反应，生成H2的量：
④最大
C．将四份溶液稀释相同倍数后，溶液的pH：
③＞④，②＞①
D．将②、③混合，若pH＝7，则消耗溶液的体积：
②＜③
答案 B
解析 A项，①中水的电离程度最大，②③④中水的电离程度一样大；C项中应①＞②；D项，若②③体积相等，溶液呈碱性，若呈中性，则②＞③。
三、电离平衡常数、电离度
8．下表是常温下某些一元弱酸的电离常数：
弱酸
HCN
HF
CH3COOH
HNO2
电离常数
6.2×10－10
6.8×10－4
1.8×10－5
6.4×10－6
则0.1mol·L－1的下列溶液中，pH最小的是（ ）
A．HCNB．HF
C．CH3COOHD．HNO2
答案 B
解析 电离平衡常数越大，电离程度越大，同浓度时电离产生的c（H＋）越大，pH越小。
9．0.10mol·L－1HA溶液中有1%的HA电离，则HA的电离平衡常数Ka为（ ）
A．1.0×10－5B．1.0×10－7
C．1.0×10－8D．1.0×10－9
答案 A
解析 电离的HA的物质的量浓度为c（HA）＝0.10mol·L－1×1%＝1.0×10－3mol·L－1，根据：
HAH＋＋A－，则平衡时：
c（H＋）＝c（A－）＝1.0×10－3mol·L－1，c（HA）平＝0.10mol·L－1－1.0×10－3mol·L－1≈1.0×10－1mol·L－1，将有关数据代入平衡常数表达式得：
Ka＝
＝1.0×10－5。
[能力提升]
10．将6gCH3COOH溶于水制成1L溶液，此溶液的物质的量浓度为________________，经测定溶液中含CH3COO－为1.4×10－3mol·L－1，此温度下醋酸的电离常数：
Ka＝____________，温度升高Ka将________（填“变大”、“不变”或“变小”）。
答案 0.1mol·L－1 1.99×10－5 变大
解析 c（CH3COOH）＝
＝0.1mol·L－1
因为 CH3COOH CH3COO－＋H＋
起始（mol·L－1）0.100
平衡（mol·L－1）0.1－1.4×10－31.4×10－31.4×10－3
所以Ka＝
＝
≈1.99×10－5。
11.一定温度下，冰醋酸加水稀释过程中溶液的导电能力如图所示。
请回答：
（1）O点为什么不导电________________________________________________
________________________________________________________________________。
（2）a、b、c三点c（H＋）由大到小的顺序是________________。
（3）a、b、c三点中醋酸的电离程度最大的点是______点。
（4）若使c点溶液中的c（CH3COO－）提高，可采取的措施是________（填字母）。
A．加热 B．加很稀的NaOH溶液 C．加固体KOH D．加水 E．加固体CH3COONa F．加锌粉
答案
（1）冰醋酸中只有分子，无自由移动的离子
（2）b＞a＞c （3）c （4）ACEF
解析
（1）因冰醋酸中没有水，CH3COOH还没有发生电离，因而此时尚无可自由移动的离子。
（2）在稀释过程中，c（H＋）与c（CH3COO－）是相等的，导电能力越强，说明溶液中c（H＋）、c（CH3COO－）越大。
（3）b点表示溶液中离子浓度刚好达到最大值，在这之前加水时离子浓度逐渐增大，冰醋酸电离程度逐渐增大，而在这之后再稀释时醋酸电离程度还会继续增大，但c（H＋）、c（CH3COO－）却逐渐减小。
（4）使c点溶液中c（CH3COO－）增大的措施有：
加热、加入醋酸盐或能与H＋反应的物质。
12．某温度下纯水中c（H＋）＝2×10－7mol·L－1，则此时c（OH－）＝____________；该温度下向纯水中加盐酸使c（H＋）＝5×10－6mol·L－1，则此时c（OH－）＝________。
答案 2×10－7mol·L－1 8×10－9mol·L－1
解析 纯水中c（H＋）＝c（OH－），则c（OH－）＝2×10－7mol·L－1；由于c（H＋）＝c（OH－）＝2×10－7mol·L－1，则Kw＝4×10－14，那么加入盐酸后，c（OH－）＝
mol·L－1＝8×10－9mol·L－1。
13．10mL0.1mol·L－1氨水中
（1）加水。
则以下各值减小的有________（填字母）。
A．c（OH－） B．c（NH3·H2O） C．n（NH
）
D．n（NH3·H2O） E．n（OH－）
F．c（OH－）/c（NH3·H2O）
（2）加热，同学甲认为n（NH
）增大，同学乙认为n（NH
）减小，你估计甲的理由是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
乙的理由是______________________________________________________
________________________________________________________________________。
（3）如果把氨水液面上方的空气换成氨气，则氨水中的氢氧根离子浓度如何变化，为什么？
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
答案
（1）ABD
（2）一水合氨的电离是一个吸热过程，温度升高，促进一水合氨电离，n（NH
）增大 氨水易挥发，温度升高氨气逸出，电离平衡左移，n（NH
）减小
（3）增大，氨气气压增大，NH3（g）＋H2ONH3·H2O（aq），NH3·H2O（aq）NH
（aq）＋OH－（aq）平衡右移，碱性增强，氢氧根离子浓度增大
14．H2S溶于水的电离方程式为_________________________________________________。
（1）向H2S溶液中加入CuSO4溶液时，电离平衡向____移动，c（H＋）________，c（S2－）________。
（2）向H2S溶液中加入NaOH固体时，电离平衡向_____移动，c（H＋）________，c（S2－）________。
（3）若将H2S溶液加热至沸腾，c（H2S）________。
（4
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