高考化学大一轮复习 专题8 溶液中的离子反应 第1单元 弱电解质的电离平衡教师用书.docx
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高考化学大一轮复习专题8溶液中的离子反应第1单元弱电解质的电离平衡教师用书
专题8 溶液中的离子反应
第一单元 弱电解质的电离平衡
浙江考试标准
知识条目
必考要求
加试要求
（1）几种典型的弱电解质
a
a
（2）弱电解质水溶液中的电离平衡
a
b
（3）弱电解质的电离方程式
b
b
（4）电离度及其简单计算
c
（5）水的离子积常数
a
b
（6）电离平衡常数与弱酸、弱碱的酸碱性强弱之间的关系
b
（7）多元弱酸的分步电离
a
考点1|弱电解质的电离平衡
[基础知识自查]
1．电解质与非电解质
化合物
2．强电解质与弱电解质
强电解质
弱电解质
定义
在水溶液中能完全电离的电解质
在水溶液中只能部分电离的电解质
电离程度
全部电离
部分电离
电离过程
不可逆过程，无电离平衡
可逆过程，存在电离平衡
溶液中存在粒子（水分子不计）
只有电离出的阴、阳离子，不存在电解质分子
既有电离出的阴、阳离子，又有电解质分子
与物质类别的关系
（1）绝大多数的盐（包括难溶性盐）
（2）强酸
（3）强碱
（1）水
（2）弱酸
（3）弱碱
3．电离方程式的书写
（1）强电解质：
如H2SO4：
H2SO4===2H＋＋SO2
。
（2）弱电解质：
①一元弱酸，如CH3COOH：
CH3COOHCH3COO－＋H＋
②多元弱酸，分步电离，且第一步的电离程度远远大于第二步的电离程度，如H2CO3：
H2CO3HCO
＋H＋，HCO
CO2
＋H＋。
③多元弱碱，一步完成，如Fe（OH）3：
Fe（OH）3Fe3＋＋3OH－。
4．弱电解质的电离平衡
（1）电离平衡的建立
①开始时，v电离最大，而v结合为0。
②平衡的建立过程中，v电离>v结合。
③当v电离＝v结合时，电离过程达到平衡状态。
（2）电离平衡的特征
5．影响电离平衡的因素
（1）内因：
弱电解质本身的性质——决定因素
（2）外因：
①温度：
温度升高，电离平衡正向移动，电离程度增大。
②浓度：
稀释溶液，电离平衡正向移动，电离程度增大。
③同离子效应：
加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡逆向移动，电离程度减小。
④加入能反应的物质：
电离平衡正向移动，电离程度增大。
[核心要点提升]
1．弱电解质的判断方法（以证明HA是弱酸为例）
实验方法
结论
测0.01mol·L－1HA的pH
pH＝2，HA为强酸 pH>2，HA为弱酸
室温下测NaA溶液的pH
pH＝7，HA为强酸 pH>7，HA为弱酸
相同条件下，测相同浓度的HA溶液和HCl溶液的导电性
若导电性相同，HA为强酸；若HA导电性比HCl弱，HA为弱酸
测定等体积、等pH的HA和盐酸分别与足量锌反应产生H2快慢及H2的量
若反应过程中HA产生H2较快且最终产生H2较多，则HA为弱酸
测定等体积、等pH的HA和盐酸中和碱的量
若耗碱量相同，则HA为强酸；若HA耗碱量大，则HA为弱酸
2.外界因素对电离平衡的影响（加试要求）
电离过程是可逆过程，可直接用化学平衡移动原理去分析电离平衡。
以0.1mol·L－1CH3COOH溶液为例：
CH3COOHCH3COO－＋H＋。
实例（稀溶液）
CH3COOHH＋＋CH3COO－ ΔH>0
改变条件
平衡移动方向
n（H＋）
c（H＋）
导电能力
Ka
α
加水稀释
向右
增大
减小
减弱
不变
增大
加入少量冰醋酸
向右
增大
增大
增强
不变
减小
加HCl（g）
向左
增大
增大
增强
不变
减小
加NaOH（s）
向右
减小
减小
增强
不变
增大
加入镁粉
向右
减小
减小
增强
不变
增大
升高温度
向右
增大
增大
增强
增大
增大
【特别提醒】 电解质的强弱是由物质的内部结构决定的，与外界因素无关，关键是看在水溶液中是否完全电离。
（1）与溶解性无关。
如BaSO4等虽难溶于水，但溶于水的部分却能完全电离，是强电解质。
醋酸能与水互溶但不能完全电离，是弱电解质。
（2）与溶液的导电性无必然联系，溶液的导电性与溶液中的离子浓度、离子所带电荷有关，强电解质溶液的导电能力不一定强。
[典型例题讲解]
（2016·浙江10月选考试题）为证明醋酸是弱电解质。
下列方法不正确的是（ ）
A．测定0.1mol·L－1醋酸溶液的pH
B．测定0.1mol·L－1CH3COONa溶液的酸碱性
C．比较浓度均为0.1mol·L－1盐酸和醋酸溶液的导电能力
D．比较相同物质的量浓度的NaOH溶液和醋酸溶液恰好反应完全时消耗两溶液的体积
【解析】 测定0.1mol·L－1醋酸溶液的pH，若pH大于1，说明醋酸部分电离，是弱电解质，A正确；测定0.1mol·L－1CH3COONa溶液的酸碱性，溶液呈碱性，说明CH3COONa发生水解，醋酸是弱酸，B正确；盐酸和醋酸都是一元酸，若都是强酸，则等浓度的两种溶液中离子浓度相等，溶液的导电性相同，故可通过比较浓度均为0.1mol·L－1盐酸和醋酸溶液的导电能力判断醋酸是弱酸，C正确；酸与碱发生中和反应消耗碱的物质的量与酸的强弱无关，只与酸含有H＋数及酸的物质的量多少有关，D错误。
【答案】 D
对室温下氢离子浓度、体积均相同的HCl溶液和CH3COOH溶液分别采取以下措施，有关叙述正确的是（ ）
A．加适量的CH3COONa晶体，两溶液的氢离子浓度减小
B．使温度升高20℃，两溶液的氢离子浓度不变
C．加水稀释2倍，两溶液的氢离子浓度增大
D．加足量的Zn充分反应后，两溶液中产生的氢气一样多
【解析】 醋酸和盐酸的c（H＋）相同，CH3COOH溶液中存在着电离平衡：
CH3COOHCH3COO－＋H＋，加入少量CH3COONa晶体，平衡向逆反应方向移动，溶液中c（H＋）减小，而盐酸则和CH3COONa反应生成弱电解质CH3COOH，c（H＋）减小；升温，促进CH3COOH电离，c（H＋）增大，盐酸挥发，溶质减少，c（H＋）减小；加水稀释，CH3COOH的电离平衡向正反应方向移动，稀释相同倍数后两溶液的c（H＋）不相同，醋酸中的c（H＋）大于盐酸中的c（H＋），但c（H＋）均减小；由于醋酸和盐酸的c（H＋）相同，而醋酸为弱酸，所以c（CH3COOH）大于c（HCl），加入足量的锌，由于CH3COOH浓度大，随着反应的进行，CH3COOH继续电离产生H＋，因此产生的氢气多。
【答案】 A
[题组对点训练]
1．下列各物质中，都是强电解质的是（ ）
A．HCl、BaSO4 B．NH4Cl、CH3COOH
C．NaOH、NH3·H2OD．HClO、Ba（OH）2
A [强酸（如HCl）、强碱[如NaOH、Ba（OH）2]、盐（如BaSO4、NH4Cl）均为强电解质；弱酸（如CH3COOH、HClO）、弱碱（如NH3·H2O）均为弱电解质。
]
2．下列有关“电离平衡”的叙述中正确的是（ ）
A．电解质在溶液里达到电离平衡时，分子的浓度和离子的浓度相等
B．达到电离平衡时，由于分子和离子的浓度不再发生变化，所以说电离平衡是静态平衡
C．电离平衡是相对的、暂时的，外界条件改变时，平衡就会发生移动
D．电解质达到电离平衡后，各种离子的浓度相等
C [A项，达到电离平衡时，分子浓度和离子浓度均不变，但未必相等；B项，达到电离平衡时，分子仍然要电离为离子，离子也要结合为分子，只是二者速率相等；D项，达到电离平衡时，各离子浓度不变，但不一定相等。
]
3．水溶液中，下列电离方程式书写正确的是（ ）
A．CH3COOHH＋＋CH3COO－
B．NaHSO4===Na＋＋HSO
C．NH3·H2O===NH
＋OH－
D．H3PO43H＋＋PO
A [CH3COOH、NH3·H2O、H3PO4属于弱电解质，不完全电离，H3PO4为三元中强酸，应分步电离，故A正确，C、D错误；NaHSO4为强酸的酸式盐，HSO
完全电离，故B错误。
]
4．下列事实不能证明HNO2是弱电解质的是（ ）
①滴入酚酞，NaNO2溶液显红色
②用HNO2溶液做导电实验，灯泡很暗
③等pH、等体积的盐酸和HNO2溶液中和碱时，HNO2中和碱的能力强
④0.1mol·L－1HNO2溶液的pH＝2
⑤HNO2与CaCO3反应放出CO2气体
⑥c（H＋）＝0.1mol·L－1的HNO2溶液稀释至1000倍，pH>4
A．①⑤B．②⑤
C．③⑥D．③④
B [①中NaNO2溶液使酚酞显红色，说明NO
水解生成弱电解质（酸）HNO2；②不能根据溶液导电性强弱判断强、弱电解质；③中说明等pH、等体积的盐酸和HNO2，c（HNO2）>c（HCl）；④中说明HNO2不完全电离；⑤中只能说明酸性：
HNO2>H2CO3；⑥中说明存在HNO2H＋＋NO
。
]
5．（加试题）对氨水中存在的电离平衡NH3·H2ONH
＋OH－，下列叙述正确的是（ ）
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，电离平衡向正反应方向移动
D．加入少量NH4Cl固体，溶液中c（NH
）减小
A [向氨水中加水，促进NH3·H2O的电离，n（OH－）增大。
加入少量浓盐酸中和OH－，c（OH－）减小。
加入少量浓NaOH溶液，c（OH－）增大，电离平衡向逆反应方向移动。
加入少量NH4Cl固体，虽然平衡向逆反应方向移动，但c（NH
）仍然是增大的。
]
考点2|电离平衡常数、电离度 水的电离（加试要求）
[基础知识自查]
1．电离平衡常数：
（1）表示方法：
对于ABA＋＋B－
K电离＝
。
（2）特点
①电离平衡常数只与温度有关，升温，K值增大。
②多元弱酸分步电离逐级减弱，酸性强弱主要取决于第一步电离，各级电离常数的大小关系为K1≫K2≫K3……。
③意义
K越大→越易电离→酸（碱）性越强
2．弱电解质的电离度：
（1）概念：
弱电解质在溶液里达到电离平衡时，已电离的电解质分子数占原来总分子数的百分数。
（2）计算公式：
电离度（α）＝
×100%
＝
×100%
＝
×100%
（3）影响因素：
电离度不仅与弱电解质溶液的温度有关，还与弱电解质溶液的浓度有关。
3．水的电离
（1）水的电离
水是一种极弱的电解质，电离方程式为：
2H2OH3O＋＋OH－，简写为H2OH＋＋OH－，水的电离常数K电离＝
。
（2）水的离子积常数
①表达式
Kw＝c（H＋）·c（OH－）。
25℃时，水中的c（H＋）＝c（OH－）＝1×10－7mol·L－1，Kw＝1×10－14。
②影响因素
水的离子积常数Kw，只受温度的影响，温度升高，Kw增大。
③适用范围
Kw不仅适用于纯水，还可适用于稀的电解质溶液。
[核心要点提升]
1．根据电离常数判断弱酸（或弱碱）的相对强弱
在相同温度下，电离常数越大，说明弱酸（或弱碱）的酸性（或碱性）相对越强。
2．根据电离常数判断电离平衡移动方向
弱酸（或弱碱）溶液稀释时，平衡会向电离的方向移动，为什么会向电离的方向移动呢？
应用电离常数能很好地解决这个问题。
如对CH3COOH溶液进行等倍数稀释。
原平衡：
CH3COOHH＋＋CH3COO－
c（CH3COOH） c（H＋） c（CH3COO－）
稀释至原体
积的n倍：
Qc＝
＝
＝
1）
所以电离平衡向电离的方向移动。
3．电离常数的计算
（1）已知c（HX）和c（H＋），求电离平衡常数
HX H＋ ＋ X－
起始：
c（HX）00
平衡：
c（HX）－c（H＋）c（H＋）c（H＋）
则：
K＝
由于弱酸只有极少一部分电离，c（H＋）的数值很小，可做近似处理：
c（HX）－c（H＋）≈c（HX）。
则K＝
，代入数值求解即可。
（2）已知c（HX）和电离平衡常数，求c（H＋）
HX H＋ ＋ X－
起始：
c（HX）00
平衡：
c（HX）－c（H＋）c（H＋）c（H＋）
则：
K＝
由于K值很小，c（H＋）的数值很小，可做近似处理：
c（HX）－c（H＋）≈c（HX）。
则c（H＋）＝
，代入数值求解即可。
4．一元强酸与一元弱酸的比较
（1）相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸（如盐酸）与一元弱酸（如醋酸）的比较
【特别提醒】
（1）电离平衡常数与化学平衡常数一样，只与温度有关，与其他条件无关。
（2）电离平衡常数除了可以比较弱电解质的电离能力外，还能定量判断电离平衡的移动方向。
（3）在运用电离平衡常数表达式进行计算时，浓度必须是平衡时的浓度。
[典型例题讲解]
（2017·浙江杭州二中月考）相同温度下，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是（ ）
【导学号：
81640114】
酸
HX
HY
HZ
电离常数Ka
9×10－7
9×10－6
1×10－2
A.三种酸的酸性强弱关系：
HX>HY>HZ
B．反应HZ＋Y－===HY＋Z－能够发生
C．相同温度下，0.1mol/L的NaX、NaY、NaZ溶液中，NaZ溶液的pH最大
D．相同温度下，1mol/LHX溶液的电离常数大于0.1mol/LHX溶液的电离常数
【解析】 表中电离常数大小关系为：
1×10－2>9×10－6>9×10－7，所以酸性排序为HZ>HY>HX，故A、C项错误。
电离常数只与温度有关，与浓度无关，D项错误。
【答案】 B
已知室温时，0.1mol·L－1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，下列叙述错误的是（ ）
A．该溶液的pH＝4
B．升高温度，溶液的pH增大
C．此酸的电离平衡常数约为1×10－7
D．由HA电离出的c（H＋）约为水电离出的c（H＋）的106倍
【解析】 由于HA中c（H＋）＝0.1mol·L－1×0.1%＝1×10－4mol·L－1，因此pH＝4，A正确；由于弱电解质的电离过程为吸热过程，温度升高，电离平衡向正反应方向移动，从而使溶液中c（H＋）增大，pH减小，B错误；室温时0.1mol·L－1HA溶液中c（H＋）＝c（A－）＝1×10－4mol·L－1，电离平衡常数K＝
＝
≈1×10－7，C正确；该溶液中c（H＋）＝1×10－4mol·L－1，c（OH－）＝1×10－10mol·L－1，由HA电离出的c（H＋）＝1×10－4mol·L－1，由水电离出的c（H＋）＝1×10－10mol·L－1，D正确。
【答案】 B
[题组对点训练]
1．（2016·浙江4月学考）常温下，关于pH相等的盐酸和醋酸溶液（两溶液的OH－浓度也相等），下列说法正确的是（ ）
A．c（HCl）>c（CH3COOH）
B．c（Cl－）＝c（CH3COO－）
C．等体积的盐酸和醋酸溶液分别与足量的Zn完全反应，盐酸产生的H2多
D．用相同浓度的NaOH溶液分别与等体积的盐酸和醋酸溶液恰好反应完全，盐酸消耗的NaOH溶液体积多
B [pH相等的盐酸和醋酸溶液，c（H＋）、c（OH－）分别相等，且两溶液中分别存在电荷守恒：
c（H＋）＝c（Cl－）＋c（OH－），c（H＋）＝c（CH3COO－）＋c（OH－），即存在c（Cl－）＋c（OH－）＝c（CH3COO－）＋c（OH－），c（Cl－）＝c（CH3COO－），B项正确。
由于HCl完全电离，而CH3COOH部分电离，所以当pH相等时，c（HCl）]
2．（2015·浙江10月学考）关于常温下浓度均为0.1mol·L－1的盐酸和醋酸溶液，下列说法正确的是（ ）
A．醋酸溶液的pH小于盐酸
B．醋酸的电离方程式：
CH3COOH===CH3COO－＋H＋
C．c（CH3COOH）＋c（CH3COO－）＝c（Cl－）
D．0.1mol·L－1的醋酸溶液与等物质的量浓度、等体积的氢氧化钠溶液混合后：
c（H＋）>c（OH－）
C [盐酸是强酸，0.1mol·L－1盐酸的pH＝1，醋酸是弱酸，0.1mol·L－1醋酸溶液pH>1，A错误；醋酸是弱酸，电离方程式应为CH3COOHCH3COO－＋H＋，B错误；由物料守恒知：
c（CH3COOH）＋c（CH3COO－）＝c（Cl－）＝0.1mol·L－1，C正确；D项，两溶液混合后生成CH3COONa，由于CH3COO－水解，溶液呈碱性，c（H＋）]
3．下列说法中正确的是（ ）
A．HCl溶液中无OH－，NaOH溶液中无H＋
B．溴的四氯化碳溶液中有H＋
C．NaCl溶液中既有OH－也有H＋，且两者之积在任何条件下都不变
D．25°时，任何物质的水溶液中都有H＋和OH－，且Kw＝c（H＋）·c（OH－）＝10－14
D [根据所学知识可知，酸、碱、盐等的溶液中同时存在H＋和OH－，只是在酸溶液中存在关系式c（H＋）>c（OH－），在碱溶液中存在关系式c（H＋）]
4．25℃时，水的电离达到平衡：
H2OH＋＋OH－ΔH>0，下列叙述正确的是（ ）
A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c（OH－）降低
B．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c（H＋）增大，Kw不变
C．向水中加入少量固体NaOH，平衡正向移动，c（H＋）降低
D．将水加热，Kw减小
B [加入氨水后溶液呈碱性，c（OH－）增大，A错；硫酸氢钠在水溶液中完全电离：
NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO
，c（H＋）增大，Kw只与温度有关，不发生变化，B对；水溶液中加入碱后会抑制水的电离，平衡逆向移动，C错；升温后水的电离平衡正向移动，Kw增大，D错。
]
5．25℃时，在0.5L0.2mol·L－1的HA溶液中，有0.01mol的HA电离成离子。
则该温度下HA的电离平衡常数为____________，HA的电离度为____________。
【导学号：
81640115】
【解析】 由题意列出下式：
HA H＋ ＋ A－
c初始（mol·L－1）0.200
c转化（mol·L－1）0.020.020.02
c平衡（mol·L－1）0.180.020.02
所以HA的电离平衡常数为
Ka＝
＝
≈2.22×10－3，
电离度α＝
×100%＝10%。
【答案】 2.22×10－3 10%
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