第07講電離平衡

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1.證據(jù)推理與模型認知：通過分析、推理等方法認識強弱電解質的本質特征及電

離平衡常數(shù)的意義，建立判斷強弱電解質和“強酸制弱酸”的思維模型。

2.變化觀念與平衡思想：知道弱電解質在水溶液中存在電離平衡，能正確書寫弱

電解質的電離方程式，會分析電離平衡的移動。

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一、強電解質和弱電解質

1.電解質和非電解質

電解質：在水溶液中或熔融狀態(tài)下能導電的化合物。

非電解質：在水溶液中和熔融狀態(tài)下均以分子形式存在，因而不能導電的化合物。

2.強電解質和弱電解質的比較

強電解質弱電解質

在水溶液中能全部電離的電在水溶液中只能部分電離的電

概念

解質解質

電解質在溶

既有陰、陽離子，又有電解質

液中的存在只有陰、陽離子

分子

形式

離子化合物、部分共價化合

化合物類型共價化合物

物

①多數(shù)鹽(包括難溶性鹽)；①弱酸，如CH3coOH、HC1O

②強酸，如HC1、H2s04等；等；

實例

③強堿,如KOH、Ba(OH)2②弱堿，如NH3-H2。等；

等③水

二、弱電解質的電離平衡

1.電離平衡狀態(tài)

(1)概念：在一定條件(如溫度、濃度)下，弱電解質分子電離成離子的速率與離子

結合成弱電解質分子的速率相等，溶液中各分子和離子的濃度都不再發(fā)生變化,

電離過程就達到了電離平衡狀態(tài)。

(2)建立過程

反

應弱電解質分子電

速離成離子的速率

率

兩種速率相等，處于電離平衡狀態(tài)

一/離子結合成弱電解質分子的速率

‘?！?時間

(3)電離平衡的特征

2.電離方程式的書寫

(1)強電解質

完全電離，在寫電離方程式時，用“一”。

(2)弱電解質

部分電離，在寫電離方程式時，用“一”。

①一元弱酸、弱堿一步電離。

如CH3COOH：CHsCOOH—CH3coeT+H+,

NH3H2O：NH3H2O=NHi+OH，

②多元弱酸分步電離，必須分步寫出，不可合并(其中以第一步電離為主)。

如H2co3：H2co3-H++HC03(主)，HCCK-H++CO「(次)。

③多元弱堿分步電離(較復雜)，在中學階段要求一步寫出。

3+

如Fe(OH)3：Fe(OH)3-Fe+3OH□

3.電離平衡的影響因素

⑴溫度：弱電解質的電離一般是吸熱過程，升高溫度使電離平衡向電離的方向

移動，電離程度增大。

⑵濃度：在一定溫度下，同一弱電解質溶液，濃度越小，離子相互碰撞結合為

分子的幾率越小，電離程度越大。

(3)同離子效應：加入與弱電解質具有相同離子的電解質時，可使電離平衡向結

合成弱電解質分子的方向移動，電離程度減小。

(4)化學反應：加入能與弱電解質電離出的離子發(fā)生反應的離子時，電離平衡向

電離方向移動。

4.電解質溶液的導電性

(1)電解質導電的條件

電解質的導電條件是在水溶液中或高溫熔融狀態(tài)，共價化合物只能在水溶液中導

電，離子化合物在熔融狀態(tài)和溶液中均可導電。

溶液濃度

(2)導電性強弱|昌子”又i電離程度

I離子所帶電荷

三、電離平衡常數(shù)

1.概念

在一定條件下，當弱電解質的電離達到平衡時，溶液中弱電解質電離所生成的各

種離子濃度的乘積，與溶液中未電離分子的濃度之比是一個常數(shù)，這個常數(shù)叫做

電離平衡常數(shù)，簡稱電離常數(shù)，用K表示。

2.電離平衡常數(shù)的表示方法

AD—A+5rC(A+)3)

ABaA+BK-C(AB)

(1)一元弱酸、一元弱堿的電離平衡常數(shù)。

例如：CH3coOH=CH3coeT+H+

C(CH3C00)-c(H)

降二-c(CH3coOH)一

NH3H2O=NH4+0H

C(NH4)-C(0H-)

卷=C(NHH20)

(2)多元弱酸、多元弱堿的電離平衡常數(shù)。

多元弱酸的電離是分步進行的，每步各有電離平衡常數(shù)，通常用K、上等來分

別表示。例如,

_c(HCOF)c(H1)

+

H2CO3-H+HCO?Kal—C(H2co3)

（+）（

+,,cH-cCOD

HCOF=H+COF^a2=—'',-o

C（HCO3）

多元弱酸各步電離常數(shù)的大小比較為Kal?Ka2,因此，多元弱酸的酸性主要由第

一步電離決定。由于多元弱堿為難溶堿，所以一般不用電離平衡常數(shù)，而用以后

要學到的難溶物的溶度積常數(shù)。

3.意義

表示弱電解質的電離能力。一定溫度下，K值越大，弱電解質的電離程度越大，

酸（或堿）性越強。

4.電離常數(shù)的影響因素

（1）內因：同一溫度下，不同的弱電解質的電離常數(shù)不同，說明電離常數(shù)首先由

物質的本性所決定。

⑵外因：對于同一弱電解質，電離平衡常數(shù)只與溫度有關，由于電離為吸熱過

程，所以電離平衡常數(shù)隨溫度升高而增大。

5.電離常數(shù)的計算——三段式法

例：25℃amol-L1的CH3coOH

CH3coOH『-CH3C00+H+

起始濃度/mol1-1a00

變化濃度/mol?L-1XXX

平衡濃度/moLL-ia-xXX

則Ka-（CH￡叱￡H+）='

注意由于弱電解質的電離程度比較小，平衡時弱電解質的濃度（a—x）mol-L-i

一般近似為

amol-L

6.電離常數(shù)的四大應用

①判斷弱酸（或弱堿）的相對強弱，電離常數(shù)越大，酸性（或堿性）越強。

②判斷鹽溶液的酸性（或堿性）強弱，電離常數(shù)越大，對應的鹽水解程度越小，酸

性（或堿性）越弱。

③判斷復分解反應能否發(fā)生，一般符合“強酸制弱酸”規(guī)律。

④計算弱酸、弱堿溶液中的c(H+)、c(OfT)。稀溶液中、弱酸溶液中，c(H+)=，玩,

弱堿溶液中c(OIT)=五花。

(5)電離度和電離常數(shù)的關系號或路段。

四、強酸與弱酸的比較

L一元強酸和一元弱酸的比較

(1)相同體積、相同物質的量濃度的一元強酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較

項中和堿與足量活潑金屬反與同一金屬反應時的

6)酸性

的能力應產生H2的總量起始反應速率

一元強酸大強大

相同相同

一元弱酸小弱小

(2)相同體積、相同c(H+)的一元強酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較

與足量活潑金屬

項目中和堿與同一金屬反應時

酸性反應產生H2的總

酸的能力的起始反應速率

量

一元強酸小少

相同相同相同

一元弱酸大多

2.判斷HA為一元弱酸的兩種常用方法

(1)常溫下，測量NaA溶液的pH,若pH>7,則證明HA為一元弱酸。

(2)配制0.01mol-L1的HA的溶液，測量溶液的pH,若pH>2,則證明HA為

一元弱酸。

!闞劭??\

-----------二

考點一強電解質與弱電解質判斷

例L下列有關電解質、強電解質、弱電解質的分類正確的是

選項ABCD

電解質CuNaOH

co2NaCl

強電解質HC1Ba(OH)2HCIO4BaSO4

弱電解質CH3COOHH2OCU(0H)2氨水

考點二電離方程式書寫正誤判斷

例2.下列電離方程式中正確的是

A.Fe(0H)3.Fe3++3OHB.H2co3sH++C0；

C.NaHC031Na++H++C0jD.Na2sO3S0「+2Na+

考點三電解質溶液的導電性及變化

例3.在一定溫度下，冰醋酸稀釋過程中溶液的導電能力變化如圖所示。下列說

法錯誤的是

導

電

能

力

加水量

A.加水前導電能力約為零的原因是冰醋酸中幾乎沒有自由移動的離子

B.a、b、c三點對應的溶液中，CH3co0H電離程度最大的是c

C.a、b、c三點對應的溶液中，c(H+)由小到大的順序是c<a<b

D.在b點加入濃硫酸，可使溶液中c(CH3co0-)增大、c(H+)增大

考點四弱電解質的電離平衡及其影響因素

例4.某濃度的HF溶液中存在平衡：HFMH++F,若要增大F的濃度，同時減

小H+的濃度，可以采取的方法是

A.加入少量NaOH固體B.增大HF濃度

C.加入少量的濃鹽酸D.加水稀釋

考點五電離常數(shù)的應用

例5.室溫下，部分酸的電離平衡常數(shù)如下表：

HCOOH(甲

酸HC1OH2cO3HCO“(草酸)

酸)

電

陌=1.77x10”K=4.0xl08Kal=4.3x10“6=5.9x10"

離a

5

Ka2=4.7xl0-"Ka2=6.4xl0-

平

衡

常

數(shù)

下列離子方程式正確的是

A.草酸滴入足量NaClO溶液中：H2C2O4+2C1O=2HClO+C2Ot

B.少量CO2通入NaClO溶液中：2cle^+H2O+CO2=2HClO+CO；

C.少量甲酸滴入NaHCOs溶液中：HCOOH+HCO；=HCOO+H2O+CO2T

D.草酸與甲酸鈉溶液混合：H2C2O4+2HCOO=2HCOOH+C2O^

考點六強酸、弱酸的比較

例6.常溫下，下列事實不能說明某一元酸HX是弱酸的是

A.0.1mol?L』HX溶液的pH=3

B.O.lmol-LNaX溶液的pH>7

C.O.lmohL-'HX溶液比0』mol?L"鹽酸導電能力弱

D.O.lmobL^HX溶液與O.lmobL4NaOH溶液恰好中和

|-―」圖型園砌1

X「*---------一，

1.下列各組物質中，都是強電解質的是

A.NHQ、HC1、H2OB.NaF、NH3H0、H,S

C.NaOH、H2so4、NaClD.HC1O、NH&F、Na2SO3

2.設NA為阿伏加德羅常數(shù)值。關于常溫下pH=3的H2c溶液，下列說法正確

的是

A.溶液中的H+數(shù)目為。0。1S

B.加水稀釋使電離度增大，溶液PH減小

+

C.c（H）=c（HCO3）+C（CO^）+c（OH）

D.加入NaHCC^固體，溶液酸性減弱

3.下列物質在水中的電離方程式書寫正確的是

+

A.H2S+H2OHS+H3OB.NH3-H2O=NH；+OH

++-

c.NaHCO3=Na+H+CO；D.CSiO?不一2H++SiO:

4.常溫下，下列實驗一定能證明HA為弱電解質的是

A.O.lmol/LNaA溶液的pH>7

B.O.lmol/LHA溶液中滴入石蕊試液呈紅色

C.蛋殼浸泡在O.lmol/LHA溶液中有氣體放出

D.HA溶液的導電性很弱

5.下列關于電離常數(shù)的說法正確的是

A.Ka大的酸溶液中c(H+)一定比Ka小的酸溶液中的c(H+)大

C(CH3COOH)

B.CH3coOH的電離常數(shù)表達式為Ka=

clCH3COOIclHI

C.向CH3coOH溶液中加入少量CH3coONa固體，電離常數(shù)減小

D.電離常數(shù)只與溫度有關，與濃度無關

6.下列對氨水中存在的電離平衡NH3-H200NH；+OH-敘述正確的是

A.加水稀釋后，溶液中c(OH-)減小

B.加入少量濃鹽酸，溶液中c(OH-)增大

C.加入少量濃氫氧化鈉溶液，電離平衡正向移動

D.加入少量氯化鏤固體，溶液中c(NH；)減小

7.根據(jù)相應的圖像，下列相關說法正確的是

A.圖甲：醋酸溶液加水稀釋，醋酸的電離程度：p點大于q點

B.圖乙：等體積、等pH的鹽酸和氫氟酸溶液加水稀釋，由水電離出的H+濃度:

a點<b點

C.圖丙：aA(g)+bB(g)/cC(g),(、T?、1對應的平衡常數(shù)K的大?。篢2>T^T3

D.圖丁：X（s）+2Y（g）.3Z（g）的AH>0,

8.在O.lmol/L的氨水溶液中存在如下電離平衡：NH3H2ONH：+OH,下列

措施能使NH3-H2。的電離平衡正向移動的是

A.加NaOH固體B.加NH4cl固體C.通入HC1氣體D.降溫

9.在氨水溶液中存在電禺平衡NH/HZONH：+OH,要使電禺平衡左移且

c(OH-)增大，應采取的措施是

A.通入HC1氣體B.力口入NaOH(s)

C.加蒸儲水D.降低溫度

10.一定溫度下，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

導

電

能

力

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ImoLL-NaOH溶液中和，恰好完全中和時消耗NaOH

溶液體積相等

/二陽遍冊］

11.下列實驗事實不能證明醋酸是弱電解質的是

A.常溫下，測得O.lmoLLT醋酸溶液的pH約為3

B.常溫下，測得O.lmol.L-醋酸鈉溶液的pH約為8

C.常溫下，pH=l的醋酸溶液和pH=13的Ba(OH)2溶液等體積混合，溶液呈酸性

D.相同pH的醋酸溶液和鹽酸分別與同樣顆粒大小的鋅反應，產生H?的起始速

率相等

12.下列電離方程式正確的是

A.醋酸鈉的電離：CH3coONaCH3COO+Na+

++

B.碳酸氫鈉的電離：NaHCO3=Na+H+CO|-

3+

C.Fe(OH)3的電離:Fe(OH)3-Fe+3OH-

D.H2s的電離：H2s2H++S2-

13.稀氨水中存在著下列平衡：NH3H2O^NH：+OH-,若要使平衡向逆反應方

向移動，同時使c（OH-）增大，應加入的適量物質或操作是

A.NH4cl固體B.硫酸C.NaOH固體D.加熱

14.下列有關物質分類正確的是

ABCD

電解質CuHC1ONaClNaOH

強電解質Ba(OH)

HC12Na2OBaSO4

CHCOOHFe(SCN)

弱電解質3SO23氨水

蔗糖酒精

非電解質coNH3

15.某溫度下，HNO2和CH3coOH的電離常數(shù)分別為5.0x10-4和1.7x10-5。將

pH和體積均相同的兩種酸溶液分別稀釋，其pH隨加水體積的變化如圖所示。

下列敘述正確的是

A.曲線II代表CH3coOH溶液

B.溶液中水的電離程度：d點乂點

C.從c點到d點，溶液中C（HA）?C（。氏）逐漸增大其中HA、A-分別代表相應的

c（A-）

酸和酸根離子）

D.相同體積a點的兩溶液分別與NaOH恰好中和后，溶液中n（Na+）相同

16.常溫下，CH3COOH、HCOOH（甲酸）的電離常數(shù)分別為1.7x10-5、1.8X10-4,關

于O.lmolLCH3coOH溶液、O.hnol1一HCOOH溶液的說法正確的是

+

A.c（H）：CH3COOH>HCOOH

B.等體積的兩溶液中，分別加入過量的鎂，開始時產生氫氣的速率：

CH3COOH>HCOOH

+

C.HCOOH與NaOH發(fā)生反應的離子方程式：H+OH=H2O

D.將CH3COOH溶液稀釋100倍過程中，尺（CH3coOH）保持不變

17.某溫度下，將pH和體積均相同的HC1和CHsCOOH溶液分別加水稀釋，其

pH隨加水體積的變化如圖所示。下列敘述不正確的是

PH]一^1

加水體積

A.稀釋前溶液的濃度：C（HC1）＜C（CH3COOH）

B.溶液中水的電離程度：b點＜c點

C.從b點到d點，溶液中c（H+）.c（OH-）逐漸增大

D.在d點和e點均存在：c（H+）＞c（酸根陰離子）

18.已知25℃時有關弱酸的電離平衡常數(shù)如下表所示，則下列有關說法正確的

是

弱酸化學式CH3COOHHCNH2cO3

電離平衡常數(shù)1.8x10-54.9x10-°&=4.3x10-7K2=5.6X1。-“

A.等物質的量濃度的各溶液pH關系為：pH（CH3COOH）＜pH（HCN）＜pH（H2CO3）

B.醋酸溶液加水稀釋，其電離程度先增大后減小

C.NaCN中通入少量CO2發(fā)生的化學反應為：NaCN+CO2+H2O=HCN+NaHCO3

D.H2cO3的電離常數(shù)表達式：）

c（H2co3）

19.弱酸HA的電離常數(shù)Ka=匕（?）。25℃時，幾種弱酸的電離常數(shù)如下:

c（HA）

弱酸化學式HNO2CH3COOHHCNH2cO3

5.1x10--11

電離常數(shù)1.8x