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1、第8章 物质在水溶液中的行为 第1节 弱电解质的电离,一、强电解质与弱电解质,1.强、弱电解质的本质区别_。 2.强、弱电解质都属于_。 3.强、弱电解质与物质类别的关系 现有下列物质: 硝酸 冰醋酸 氨水 Fe(OH)3 NaHCO3(s) Al 氯水 CaCO3 (1)上述物质中属于强电解质的有_,属于弱电解质的有 _。 (2)上述物质中能导电的有_。,是否存在电离平衡,化合物,4.电离方程式的书写“强等号,弱可逆,多元弱酸分步离” (1)强电解质:如H2SO4:_。 (2)弱电解质: 一元弱酸,如CH3COOH:_。 多元弱酸,分步电离,分步书写且第一步电离程度远远大于第 二步的电离程度
2、,如H2CO3:_ _。 多元弱碱,分步电离,一步书写。如Fe(OH)3: _。,H2SO4=2H+,CH3COOH CH3COO-+H+,H2CO3 +H+,+H+,Fe(OH)3 Fe3+3OH-,(3)酸式盐: 强酸的酸式盐。如NaHSO4溶液: _。 弱酸的酸式盐。如NaHCO3: _、_。,NaHSO4=Na+H+,NaHCO3=Na+,H+,二、弱电解质的电离 1.电离平衡的建立 在一定条件(如温度、浓度等)下,当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时,电离过程就达到平衡。平衡建立过程如图所示:,2.电离平衡的特征,3.影响电离平衡的外界条件,右,增大,右
3、,增大,左,减小,右,增大,4.电离平衡常数 (1)表示方法:对于AB A+B-,K电离=_,例如 CH3COOH CH3COO-+H+,Ka=_;NH3H2O +OH-,Kb=_。,(2)特点: 电离平衡常数只与温度有关,升温,K值_。 多元弱酸分步电离逐级减弱,酸性强弱主要决定于第一步电 离,各级电离常数的大小关系为:_。 意义,增大,K1K2K3,【思考辨析】 1.因为NH3的水溶液能够导电,所以NH3属于电解质。( ) 【分析】NH3溶于水与水发生反应生成的NH3H2O发生电离,产 生了自由移动的离子,所以溶液导电,NH3自身不能电离出离子 而导电,故不是电解质。 2.(2012山东高
4、考)HClO是弱酸,所以NaClO是弱电解质。 ( ) 【分析】次氯酸属于弱酸,但它对应的盐属于强电解质。,3.电离平衡右移,电离平衡常数一定增大。( ) 【分析】电离平衡常数只与温度有关,只有因为温度升高而导 致的电离平衡移动,平衡常数才会增大。 4.(2010福建高考)由0.1 molL-1一元碱BOH溶液的pH=10, 可推知BOH溶液存在BOH=B+OH-。( ) 【分析】0.1 molL-1一元碱的pH=10表明该一元碱在溶液中 不能完全电离,是弱电解质,电离方程式应用可逆号。,5.(2010北京高考)0.1 molL-1CH3COOH溶液的pH1,则 CH3COOH CH3COO-
5、+H+。( ) 【分析】若CH3COOH是强酸,则0.1 molL-1CH3COOH溶液的pH=1, 现在pH1,说明CH3COOH是弱酸,正确。 6.(2011天津高考)100时,将pH=2的盐酸与pH=12的NaOH溶 液等体积混合,溶液显中性。( ) 【分析】100时,KW=1.010-12,pH=2的盐酸H+= 0.01 molL-1,pH=12的NaOH溶液OH-=1 molL-1,若等体积 混合,溶液显碱性。,7.(2012福建高考)中和等体积、等物质的量浓度的盐酸和 醋酸所消耗的n(NaOH)相等。( ) 【分析】盐酸和醋酸都是一元酸,等体积、等物质的量浓度的 这两种酸的物质的量
6、相同,完全反应消耗的NaOH的物质的量相 同。,考点 1 判断强、弱电解质的“三个角度” 角度一:从是否完全电离的角度判断 在溶液中强电解质完全电离,弱电解质部分电离。据此可以判断HA是强酸还是弱酸的方法有:,角度二:从是否存在电离平衡的角度判断 强电解质不存在电离平衡,弱电解质存在电离平衡,在一定条件下电离平衡会发生移动。据此可以判断HA是强酸还是弱酸的方法有: (1)从一定pH的HA溶液稀释前后pH的变化判断: 如将pH=3的HA溶液稀释100倍后,再测其pH,若pH=5,则为强酸,若pH5,则为弱酸。,(2)从升高适当温度后pH的变化判断: 若升高温度,溶液的pH明显减小,则是弱酸。因为
7、弱酸存在电离平衡,升高温度时,电离程度增大,H+增大。而强酸不存在电离平衡,升高温度时,只有水的电离程度增大,pH变化幅度很小。,角度三:从酸根离子是否能发生水解的角度判断 强酸根离子不水解,弱酸根离子易发生水解,据此可以判断HA是强酸还是弱酸; 可直接测定NaA溶液的pH:若pH=7,则HA是强酸;若pH7,则HA是弱酸。,【高考警示】 (1)酸碱的强弱和溶液酸碱性的强弱不是等同关系: 前者看电离程度,后者看溶液中H+和OH-的相对大小。强酸 溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性强。 (2)弱酸、弱碱是弱电解质,但它们对应的盐一般为强电解质, 如醋酸铵:CH3COONH4= +CH3COO-。,
8、(3)要明确产生H2的速率、物质的量与H+的关系:产生氢气的速 率取决于H+,与n(H+)无必然联系,产生的n(H2)取决于酸溶液 中最终电离出的n(H+),与H+无必然联系。 (4)酸碱恰好完全中和时溶液不一定呈中性:如果有弱酸或弱碱参加反应,完全中和时生成的盐可能因水解而使溶液呈酸性或呈碱性。,【典例1】(2012浙江高考)下列说法中正确的是( ) A.常温下,将pH=3的醋酸溶液稀释到原体积的10倍后,溶液的pH=4 B.为确定某酸H2A是强酸还是弱酸,可测NaHA溶液的pH。若pH7,则H2A是弱酸;若pH7,则H2A是强酸 C.用0.200 0 molL-1NaOH标准溶液滴定HCl
9、与CH3COOH的混合液(混合液中两种酸的浓度均约为0.1 molL-1),至中性时,溶液中的酸未被完全中和,D.相同温度下,将足量氯化银固体分别放入相同体积的蒸馏水、0.1 molL-1盐酸、0.1 molL-1氯化镁溶液、 0.1 molL-1硝酸银溶液中,Ag+浓度:= 【解题指南】解答本题时应注意以下两点: (1)弱酸稀释过程中电离程度逐渐变大。 (2)Ksp的大小只与温度有关。,【解析】选C。将pH=3的醋酸溶液稀释到原体积的10倍后,由于稀释过程中醋酸不断电离,所以溶液的pH,D项错误。,【互动探究】(1)常温下,将pH=3的醋酸溶液稀释到原体积的106倍后,溶液的pH大约为多少?
10、 提示:pH=3的醋酸溶液稀释到原体积的106倍后,醋酸电离产生的H+已很小,此时水电离产生的H+不能忽略,H+约为 10-7molL-1,pH约为7。 (2)用0.100 0 molL-1HCl标准溶液滴定0.1 molL-1的氨水至中性时,溶液中哪种物质过量? 提示:因NH3H2O是弱电解质,NH3H2O与HCl恰好中和时,生成NH4Cl溶液,显酸性,若溶液显中性,NH3H2O应过量。,考点 2 外界因素对弱电解质电离平衡的影响 以NH3H2O的电离为例: 在稀氨水中存在下列平衡:NH3H2O +OH-,当改变外界 条件时,平衡移动方向及溶液中离子浓度的变化如表:,【高考警示】 (1)溶液
11、稀释时,并不是溶液中所有离子的浓度都减小,稀释碱溶液时,OH-减小,H+增大。稀释酸溶液时,H+减小,OH-增大。 (2)稀释氨水时,虽然电离程度增大,n(OH-)增大,但由于溶液体积增大的倍数更多,导致OH-反而减小,导电能力下降。,【典例2】 (2013福建高考)室温下,对于0.10 molL-1的氨 水,下列判断正确的是 ( ) A.与AlCl3溶液发生反应的离子方程式为Al3+3OH-=Al(OH)3 B.加水稀释后,溶液中c( )c(OH-)变大 C.用HNO3溶液完全中和后,溶液不显中性 D.其溶液的pH=13,【解题指南】,【解析】选C。氨水属于弱电解质,在离子方程式中不能拆分为
12、 离子,A错误;0.10 molL-1的氨水加水稀释时 、OH-浓度均 减小,二者的乘积变小,B错误;氨水与硝酸完全中和生成的硝酸 铵属于强酸弱碱盐,由于 水解使溶液显酸性,C正确;由于弱 电解质不能完全电离,所以0.10 molL-1的氨水中c(OH-)小于 0.10 molL-1,pH小于13,D错误。,【变式训练】(2011新课标全国卷)将浓度为0.1 molL-1HF 溶液加水不断稀释,下列各量始终保持增大的是( ) A.H+ B.Ka(HF) C. D.,【解析】选D。弱酸稀释时,电离平衡正向移动,溶液中n(H+)增 大,但H+减小,A项错误;弱酸的Ka只与温度有关,温度不变,Ka
13、不变,B项错误;因为在同一溶液中, ,随溶液的稀 释,弱酸对水的电离的抑制作用减弱,水电离出的H+逐渐增多, 所以 逐渐减小,C项错误;在同一溶液中, , 随溶液的稀释,HF的电离平衡正向移动,n(H+)增大,n(HF)减小, 所以 始终保持增大,D项正确。,考点 3 有关电离平衡常数的计算 (以弱酸HX为例) 1.已知c(HX)和H+,求电离平衡常数 HX H+ + X- 起始: c(HX) 0 0 平衡: c(HX)-H+ H+ H+ 则:K=,由于弱酸只有极少一部分电离,H+的数值很小,可做近似处 理:c(HX)-H+c(HX)。 则K= ,代入数值求解即可。,2.已知c(HX)和电离平
14、衡常数,求H+ HX H+ + X- 起始: c(HX) 0 0 平衡: c(HX)-H+ H+ H+ 则:K= 由于K值很小,H+的数值很小,可做近似处理:c(HX)-H+ c(HX)。 则:H+= ,代入数值求解即可。,学科网,【典例3】已知室温时,0.1 molL-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110-7 D.由HA电离出的H+约为水电离出的H+的106倍 【解题指南】解答本题时,要注意以下两点: (1)温度对电离平衡的影响; (2)电离平衡常数的表达式。,【解析】选B。解答本题需掌握两点:一是温度对弱电解质电离 平衡的影响;二是弱电解质的电离平衡常数以及水的离子积的 计算。由于HA中H+=0.1 molL-10.1%=110-4molL-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H+增大,pH减小,B 错误;室温时0.1 molL-1HA溶液中H+=A-=110-4molL-1, 电离平衡常数K= 110-7,C正确;,该溶液中H+=110-4
