第23講弱電解質(zhì)的電離平衡

目錄

第一部分：網(wǎng)絡(luò)構(gòu)建（總覽全局）

第二部分：知識(shí)點(diǎn)精準(zhǔn)記憶

第三部分：典型例題剖析

高頻考點(diǎn)1考查弱電解質(zhì)的電離特點(diǎn)

高頻考點(diǎn)2考查溶液導(dǎo)電性圖像分析

高頻考點(diǎn)3考查外界條件對(duì)電離平衡的影響

高頻考點(diǎn)4考查強(qiáng)、弱電解質(zhì)的判斷與比較

高頻考點(diǎn)5考查電離常數(shù)的應(yīng)用

高頻考點(diǎn)6考查電離平衡常數(shù)的有關(guān)計(jì)算

高頻考點(diǎn)7考查弱電解質(zhì)的判斷方法

正文

第一部分：網(wǎng)絡(luò)構(gòu)建（總覽全局）

第二部分：知識(shí)點(diǎn)精準(zhǔn)記憶

知識(shí)點(diǎn)一弱電解質(zhì)的電離平衡

1.弱電解質(zhì)

⑴概念

全部電離，強(qiáng)電解質(zhì)，包括強(qiáng)酸.

中解■在水溶液里強(qiáng)堿'大多數(shù)鹽等

人部分電離弱電解質(zhì).包括隨、

一弱堿、水等

（2）與化合物類型的關(guān)系

強(qiáng)電解質(zhì)主要是大部分離子化合物及某些共價(jià)化合物，弱電解質(zhì)主要是某些共價(jià)化合物。

2.弱電解質(zhì)的電離概念

（1）電離平衡的建立

在一定條件下（如溫度、壓強(qiáng)等），當(dāng)弱電解質(zhì)電離產(chǎn)生離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等時(shí)，電離過(guò)

程達(dá)到了平衡。

（2）電離平衡的建立與特征

V理電離）；廠動(dòng)1上"（電q離片"（結(jié)合）受°

平解伏態(tài)一等

戚￡特征--定:各組分濃度保持恒定不變

'''L變：條件改變，平衡發(fā)生移動(dòng)

①開(kāi)始時(shí)，V（電離）最大，而v（結(jié)合）為0。

②平衡的建立過(guò)程中，V（電離）>V（結(jié)合）。

③當(dāng)V（電離）=丫（結(jié)合）時(shí)，電離過(guò)程達(dá)到平衡狀態(tài)。

3.影響因素

（1）內(nèi)因：弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)。

（2）外因

①溫度：溫度越高，電離程度越大。

②濃度：在一定溫度下同一弱電解質(zhì)溶液中，溶液濃度越小，越易電離。

③同離子效應(yīng)：加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)時(shí)，可使電離平衡向結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的方向移

動(dòng)。

④化學(xué)反應(yīng)：加入能與弱電解質(zhì)電離出的離子反應(yīng)的物質(zhì)時(shí)，可使電離平衡向電離方向移動(dòng)。

如：以0.1moLL-iCH3coOH溶液為例，填寫(xiě)外界條件對(duì)CH3coOHCH3coeT+H+AH>0的影響。

改變條件平衡移動(dòng)方向〃(H+)c(H+)導(dǎo)電能力Ka

加水稀釋向右增大減小減弱不變

加入少量冰醋酸向右增大增大增強(qiáng)不變

通入HCl(g)向左增大增大增強(qiáng)不變

加NaOH(s)向右減小減小增強(qiáng)不變

加CH3coONa(s)向左減小減小增強(qiáng)不變

加入鎂粉向右減小減小增強(qiáng)不變

升高溫度向右增大增大增強(qiáng)增大

4.電離方程式的書(shū)寫(xiě)

i+

(1)多元弱酸分步電離,且第一步電離程度遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于第二步,如H2c。3的電離方程式:H2CO3=^=H+HCOF,

Hcor=^=s：H++coro

(2)多元弱堿電離方程式一步寫(xiě)成，如Fe(0H)3的電離方程式：Fe(OH)3niFe3++3OH，

++

(3)強(qiáng)酸的酸式鹽完全電離，如NaHSCU的電離方程式：NaHSO4=Na+H+SOFo

+

(4)弱酸的酸式鹽中酸式酸根不能完全電離，如NaHCCh的電離方程式:NaHCO3=Na+HCOF,HCOF

H++COFo

5.電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性

(1)電解質(zhì)導(dǎo)電的條件

電解質(zhì)的導(dǎo)電條件是在水溶液中或高溫熔融狀態(tài)，共價(jià)化合物只能在水溶液中導(dǎo)電，離子化合物在熔融狀

態(tài)和溶液中均可導(dǎo)電。

溶液濃度

(2)導(dǎo)電性強(qiáng)弱j［電禺程度

.離子所帶電荷

知識(shí)點(diǎn)二電離度和電離平衡常數(shù)

L電離度

⑴概念

在一定條件下的弱電解質(zhì)達(dá)到電離平衡時(shí)，已經(jīng)電離的電解質(zhì)分子數(shù)占原電解質(zhì)總數(shù)的百分比。

(2)表示方法

己電離的弱電解質(zhì)分子數(shù)

。一溶液中原有弱電解質(zhì)的總分子數(shù)

弱電解質(zhì)的某離子濃度"

也可表示為a=弱電解質(zhì)的濃度X100/5

(3)意義：衡量弱電解質(zhì)的電離程度，在相同條件下(濃度、溫度相同)，不同弱電解質(zhì)的電離度越大，弱電解

質(zhì)的電離程度越大。

(4)影響因素

1)內(nèi)因：弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)。

2)外因：

①相同溫度下，同一弱電解質(zhì)，濃度越大，其電離度(㈤越小。

②相同濃度下，同一弱電解質(zhì)，溫度越高，其電離度(a)越大。

2.電離常數(shù)

(1)表達(dá)式

①一元弱酸HA的電離常數(shù)：根據(jù)HA=H++A，可表示為Ka=°(人)。

c(HA)

C)

②一元弱堿BOH的電離常數(shù)：根據(jù)BOH=B++OH\可表示為Kb=o

c(BOH)

⑵特點(diǎn)

①電離常數(shù)與溫度有關(guān)，與濃度無(wú)關(guān)。升高溫度，K值增大。

②電離常數(shù)反映弱電解質(zhì)電離程度的相對(duì)強(qiáng)弱，K越大，表示弱電解質(zhì)越易電離，酸性或堿性越強(qiáng)。

③多元弱酸的各級(jí)電離常數(shù)的大小關(guān)系是K1?K2?K3……，故其酸性取決于第一步電離。

(3)影響因素

①內(nèi)因：弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)。

②外因：溫度越高，K值越大。

(4)電離常數(shù)的四大應(yīng)用

①判斷弱酸(或弱堿)的相對(duì)強(qiáng)弱，電離常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強(qiáng)。

②判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強(qiáng)弱，電離常數(shù)越大，對(duì)應(yīng)的鹽水解程度越小，酸性(或堿性)越弱。

③判斷復(fù)分解反應(yīng)能否發(fā)生，一般符合“強(qiáng)酸制弱酸”規(guī)律。

④計(jì)算弱酸、弱堿溶液中的c(H+)、C(OIT)。稀溶液中、弱酸溶液中，c(H+)=M灰，弱堿溶液中c(OH)

=yjc-Kbo

(5)電離度和電離常數(shù)的關(guān)系或K^ca\

知識(shí)點(diǎn)三強(qiáng)酸(堿)與弱酸(堿)的比較

1.一元強(qiáng)酸(HC1)與一元弱酸(CH3co0H)的比較

(1)相同物質(zhì)的量濃度、相同體積的鹽酸與醋酸溶液的比較

匕較項(xiàng)目與活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)開(kāi)始與金屬反應(yīng)

gPH中和堿的能力

酸生H2的量的速率

鹽酸大小大

相同相同

醋酸溶液小大小

(2)相同pH、相同體積的鹽酸與醋酸溶液的比較

較項(xiàng)目與足量活潑金屬反開(kāi)始與金屬反

cW)C(酸)中和堿的能力

應(yīng)的速率

酸應(yīng)產(chǎn)生H2的量

鹽酸小小少

相同相同

醋酸溶液大大多

2.一元強(qiáng)酸(HC1)與一元弱酸(CH3coOH)稀釋圖像比較

(1)相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸

加水稀釋相同的倍數(shù)，醋酸的pH大加水稀釋到相同的pH,鹽酸加入的水多

(2)相同體積、相同pH值的鹽酸、醋酸

PHpH

77

a

bc

//；CH3COOH

OVV(7k)OXLv(zk)

加水稀釋相同的倍數(shù)，鹽酸的pH大加水稀釋到相同的pH,醋酸加入的水多

3.判斷HA為一元弱酸的兩種常用方法

(1)常溫下，測(cè)量NaA溶液的pH,若pH>7,則證明HA為一元弱酸。

⑵配制001moi］二的HA的溶液,測(cè)量溶液的pH,若pH>2,則證明HA為一元弱酸。

知識(shí)點(diǎn)四自偶電離

1.定義：液態(tài)狀況下溶劑分子在溶劑中自發(fā)發(fā)生的電離稱為自偶電離。

2.條件：只要是液態(tài)極性共價(jià)分子化合物就可發(fā)生自偶電離，在部分酸的濃水溶液(如濃硝酸)也可發(fā)生類

似反應(yīng)。分子的極性越強(qiáng)則自偶電離的程度越大。

3.實(shí)例

(1)極性共價(jià)化合物的自偶電離

t+

HNO3+HNO3=J=H2NO3+NO3

BrFs+BrFa-**BrF4+B1F2+

+

NH3+NH3^^NH4+NH2

CH3cH2OH+CH3cH2OH=^CH3cH20H2++CH3cH2O

+

H2O+H2O^^H3O+OH

+

soci2^^soci+cr

+

N2O4^^NO+NO3

3HF^^H2R+HF2

2so2=^SO2++SO32

+

3HC1;^^H2C1+HC12

（2）非極性共價(jià)分子在溶液中時(shí)也偶有自偶電離

例如：2PC15k^PCk+PC14+

>>+

PBr5-PBr4+Br-

第三部分：典型例題剖析

高頻考點(diǎn)1考查弱電解質(zhì)的電離特點(diǎn)

例1.下列有關(guān)電離平衡的敘述中正確的是

A.電解質(zhì)達(dá)到電離平衡后，各種離子的濃度相等

B.電離平衡時(shí)，由于分子和離子的濃度不斷發(fā)生變化，所以說(shuō)電離平衡是動(dòng)態(tài)平衡

C.電離平衡是相對(duì)的、暫時(shí)的，外界條件改變時(shí)，平衡就會(huì)發(fā)生移動(dòng)

D.電解質(zhì)在溶液里達(dá)到電離平衡時(shí)，分子的濃度和離子的濃度相等

【易錯(cuò)警示】（1）電離平衡向右移動(dòng)，電離程度不一定增大。

（2）加水稀釋電解質(zhì)，電解質(zhì)分子的濃度不一定減小。

（3）溶液的導(dǎo)電能力（電導(dǎo)率）與電解質(zhì)的強(qiáng)弱無(wú)關(guān)，它取決于溶液中自由移動(dòng)的離子濃度大小以及離子所帶電

荷的多少。

【變式訓(xùn)練】在醋酸溶液中，CH3coOH電離達(dá)到平衡的標(biāo)志是

A.溶液顯電中性B.氫離子濃度恒定不變

C.c（H+）=c（CH3coeT）D.溶液中檢測(cè)不出CH3coOH分子存在

高頻考點(diǎn)2考查溶液導(dǎo)電性圖像分析

例2.（2022?北京一^b一中三模）用O.lOOmol-L1的NaOH溶液分別滴定體積均為10.00mL、濃度均為

O.lOOmol-L1的HC1和CH3coOH溶液。利用傳感器測(cè)得滴定過(guò)程中溶液的電導(dǎo)率（電導(dǎo)率越大表示溶液導(dǎo)電

性越強(qiáng)）變化如圖所示。下列說(shuō)法正確的是

101520r（NaOH）/mL

A.曲線①代表向HC1中滴加NaOHB.A點(diǎn)溶液的pH小于C點(diǎn)溶液的pH

+

C.A、B兩點(diǎn)水的電禺程度：A>BD.C—D發(fā)生了反應(yīng)：H+OH=H2O

【方法歸納】影響電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力的主要因素

電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力主要取決于離子的濃度、離子在電場(chǎng)中的運(yùn)動(dòng)速率以及離子所帶的電荷數(shù)目。

(1)相同條件下溶液的離子濃度越大，其導(dǎo)電能力越強(qiáng)。

(2)相同離子濃度時(shí)，離子所帶的電荷數(shù)越多，溶液的導(dǎo)電能力越強(qiáng)。

(3)溫度越高，溶液的導(dǎo)電能力越強(qiáng)。

【變式訓(xùn)練】常溫下，向10mL0.1mol/L的HR溶液中逐滴滴入O」mol/L的NHj-HQ溶液，所得溶液pH及

導(dǎo)電性變化如圖所示。下列分析不正確的是

導(dǎo)

pH

電

能

力7

10203040V(氨水)/mL

A.a?b點(diǎn)導(dǎo)電能力增強(qiáng)說(shuō)明HR為弱酸

e+

B.c點(diǎn)溶液存在c(NH：)>c(R-)>c(OH-)>c(H)

C.b點(diǎn)溶液pH=5,此時(shí)溶液顯酸性

D.b?c任意點(diǎn)溶液均有c(H+)?c(OH-)=^w=1.0x10*

高頻考點(diǎn)3考查外界條件對(duì)電離平衡的影響

例3.CH3coOH溶液存在電離平衡，下列有關(guān)敘述不正硬的是

A.向CH3coOH溶液中加水稀釋，溶液中c(OH-)減小

B.向CH3coOH溶液中加入少量的CH3coONa固體，電離平衡向左移動(dòng)

C.CH3coOH溶液中離子濃度的關(guān)系：c(H+)=c(OH-)+c(CH3coeT)

D.常溫下，pH=2的CH3coOH溶液與pH=12的NaOH溶液等體積混合后，溶液的pH<7

【易錯(cuò)提醒】外界條件對(duì)電離平衡影響的四個(gè)“不一定”

(1)稀醋酸加水稀釋時(shí)，溶液中不一定所有的離子濃度都減小。

因?yàn)闇囟炔蛔?，Kw=c(H+)c(OH-)是定值，稀醋酸加水稀釋時(shí)，溶液中的c(H+)減小，故C(OIT)增大。

(2)電離平衡右移，電解質(zhì)分子的濃度不一定減小，離子的濃度不一定增大，電離程度也不一定增大。

如對(duì)于CH3coOHx-CH3coeT+H+,平衡后，加入冰醋酸，c(CH3coOH)增大，平衡右移，根據(jù)勒夏特

列原理，只能“減弱”而不能“消除”，再次平衡時(shí)，c(CH3coOH)比原平衡時(shí)大；加水稀釋或加少量NaOH固

體，都會(huì)使平衡右移，但c(CH3coOH)、c(H+)都比原平衡時(shí)要??；加水稀釋或增大弱電解質(zhì)的濃度，都使

平衡右移，但加水稀釋時(shí)弱電解質(zhì)的電離程度增大，而增大弱電解質(zhì)的濃度時(shí)弱電解質(zhì)的電離程度減小。

【變式訓(xùn)練】H2s水溶液中存在電離平衡H2S-^H++HS和HSq^H++S2。下列關(guān)于H2s溶液的說(shuō)法正

確的是

A,滴加新制氯水，平衡向左移動(dòng)，溶液pH減小

B.加水，平衡向右移動(dòng)，溶液中氫離子濃度增大

C.通入過(guò)量S02氣體，平衡向左移動(dòng)，溶液pH增大

D.加入少量硫酸銅固體(忽略體積變化)，溶液中所有離子的濃度都減小

高頻考點(diǎn)4考查強(qiáng)、弱電解質(zhì)的判斷與比較

例4.(2022?北京昌平?高三期末)某溫度下，將pH和體積均相同的HC1和CH3coOH溶液分別加水稀釋，

其pH隨加水體積的變化如圖所示。下列敘述正確的是

A.稀釋前溶液的濃度：c(HCl)>C(CH3COOH)

B.溶液中水的電離程度：b點(diǎn)<c點(diǎn)

C.從b點(diǎn)到d點(diǎn)，溶液中c(H+)c(OH-)逐漸增大

D.在d點(diǎn)和e點(diǎn)均存在：c(H+)<c(酸根陰離子)

【名師助學(xué)】我們?cè)谧鲇嘘P(guān)強(qiáng)酸、弱酸、強(qiáng)堿、弱堿的試題時(shí)，不妨用假設(shè)法給自己搭建一個(gè)平臺(tái)，用這

個(gè)平臺(tái)進(jìn)行分析。如題中的A選項(xiàng)，分別加水稀釋10倍，假設(shè)平衡不移動(dòng)，那么①②溶液的濃度均為原來(lái)

的吉，然后再根據(jù)電離平衡移動(dòng)進(jìn)行分析，其它選項(xiàng)也可以采用類似的方法處理。

【變式訓(xùn)練】(2022?上海松江?二模)相同條件下，取pH=2的HC1溶液和pH=2的CH3coOH溶液各100mL,

分別加入0.65g鋅粉充分反應(yīng)，有關(guān)敘述正確的是

A.CH3coOH與鋅反應(yīng)起始速率快B.HC1與鋅粉反應(yīng)放出H2多

C.HC1與鋅反應(yīng)起始速率快D.CH3coOH與鋅粉反應(yīng)放出H2多

高頻考點(diǎn)5考查電離常數(shù)的應(yīng)用

例5.部分弱酸的電離平衡常數(shù)如下表：

弱酸HCOOHHCNH2CO3

410711

電離平衡常數(shù)(25℃)Ki=1.77xl0Ki=4.9xlOKii=4.3xl0Ki2=5.6xl0

下列選項(xiàng)錯(cuò)誤的是

A.2CN+H20+CO2=2HCN+COT

-

B.2HCOOH+CO3=2HCOO+H2O+CO2T

C.由數(shù)據(jù)可知酸性：HCOOH>H2CO3>HCN>HCO7

D.25℃時(shí)，在等濃度的CH3coOH溶液和HCN溶液中，水的電離程度后者大

【規(guī)律總結(jié)】電離常數(shù)的應(yīng)用

(1)判斷弱酸(或弱堿)的相對(duì)強(qiáng)弱，電離常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強(qiáng)。

(2)判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強(qiáng)弱，電離常數(shù)越大，對(duì)應(yīng)的鹽水解程度越小，酸性(或堿性)越弱。

(3)判斷復(fù)分解反應(yīng)能否發(fā)生，一般符合“強(qiáng)酸制弱酸”規(guī)律。

【變式訓(xùn)練】常溫下，CH3coOH、HCOOH(甲酸)的電離常數(shù)數(shù)值分別為1.7x105、18x104,以下關(guān)于

O.lmol/LCH3COOH溶液、O.lmol/LHCOOH溶液的說(shuō)法正確的是

+

A.c(H)：CH3COOH>HCOOH

B.等體積的兩溶液中，分別加入過(guò)量的鎂，產(chǎn)生氫氣的體積：HCOOH>CH3COOH

+

C.HCOOH可能與NaOH發(fā)生反應(yīng)：H+OH=H2O

c(CH,COOH)c(OH)

D.將CH3coOH溶液稀釋100倍過(guò)程中，—~------；~-——^保持不變

c(CH3COO)

高頻考點(diǎn)6考查電離平衡常數(shù)的有關(guān)計(jì)算

例6.(2022?河南開(kāi)封?一模)25℃時(shí)，將l.OLxmolL1CH3COOH溶液與0.1molNaOH固體混合，使之充

分反應(yīng)。然后向該混合溶液中通入HC1氣體或加入NaOH固體(忽略體積和溫度變化)，溶液pH隨通入(或

加入)物質(zhì)的物質(zhì)的量的變化如圖所示。下列敘述正確的是

通入HC1氣體加入NaOH固體

A.水的電離程度：①，②〉③

1

B.點(diǎn)②對(duì)應(yīng)的混合溶液中：C(CH3COOH)+C(CH3COO)=Xmol-L

+

C.點(diǎn)③對(duì)應(yīng)的混合溶液中：c(Na)>C(CH3COO)

D.該溫度下，CH3coOH的電離平衡常數(shù)Ka=上二

x-0.1

【方法歸納】溶液中離子濃度比值變化的判斷方法

(1)將濃度之比轉(zhuǎn)化為物質(zhì)的量之比;

(2)“湊常數(shù)”：將某些離子的濃度比值乘以或除以某些離子的濃度，轉(zhuǎn)化為一個(gè)Ka或Kb或Kw等常數(shù)與某種

離子濃度乘積或相除的關(guān)系;

(3)“假設(shè)法”：假設(shè)無(wú)限稀釋，則c(H+)、c(OJT)趨于不變，其他離子濃度趨于0。

【變式訓(xùn)練】常溫下，用O.lmolL的NaOH溶液滴定20mLO.lmolUHA溶液。溶液中A(或HA)的分布系

c(HA)

數(shù)3、NaOH溶液體積V與pH的關(guān)系如圖所示[已知：5(HA)=；]0下列敘述錯(cuò)誤的是

r

z

a

o

H