第37讲 弱电解质的电离平衡-2024年高考化学一轮复习课件

第37讲 弱电解质的电离平衡 诊断性评价 (2020·北京，11)室温下，对于1 L 0.1 mol·L－1醋酸溶液。下列判断正确的是 A.该溶液中CH3COO－的粒子数为6.02×1022 B.加入少量CH3COONa固体后，溶液的pH降低 C.滴加NaOH溶液过程中，n(CH3COO－)与n(CH3COOH)之和始终为0.1 mol √ 一、弱电解质的电离平衡及影响因素 弱电解质：在水中部分电离的电解质(电离过程可逆) 常见的弱电解质 弱酸：H2S、H2CO3、CH3COOH、H2SO3 、HClO等【多元弱酸，分步电离，分步书写】 弱碱：NH3·H2O、Mg(OH)2、 Fe(OH)3等【多元弱碱分步电离，一步书写】 极少数盐：(CH3COOH)2Pb等 水 比较：1L 0.1 mol/L 盐酸与1L 0.1 mol/L 醋酸 比较项目 大小关系 酸的浓度 溶液的pH 过量的Mg与酸反应的初始速率 过量的Mg与酸反应的H2体积 与同浓度的NaOH溶液完全反应消耗碱的体积 实例 (稀溶液) CH3COOH ⇌H+＋CH3COO− 改变条件 平衡移动方向 n(H+) c(H+) c(CH3COO－) c(CH3COOH) 电离程度 导电能力 加水稀释 加入少量冰醋酸 加HCl(g) 加NaOH(s) 加入少量镁粉 加CH3COONa(s) 升温 内因：电解质本身的性质决定了弱电解质在水中达到电离平衡时电离程度的大小。 外因：温度（电离吸热）、浓度（同离子效应等） 1.弱电解质溶液中至少存在两种共价化合物分子(　　　) 2.氨气溶于水，当NH3·H2O电离出的c(OH－)＝c(　　)时，表明NH3·H2O电离处于平衡状态(　　　) 3.一元弱碱BOH的电离方程式为BOH===B＋＋OH－ (　　　) × × √ 概念辨析 二、弱电解质的电离平衡常数 电离平衡常数：Ka、Kb 电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，K越大，表示弱电解质越易电离，酸性或碱性越强。 电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K增大。 多元弱酸的各步电离常数的大小关系是Ka1>Ka2>Ka3……，当Ka1≫Ka2时，计算多元弱酸中的c(H+)或比较多元弱酸酸性的相对强弱时，通常只考虑第一步电离。 电离程度的影响因素：考虑温度和浓度 概念辨析 1.同一弱电解质，浓度不同其电离常数一定不同(　　　) 2.弱电解质的电离平衡右移，电离常数一定增大(　　　) 3.某一弱电解质，电离度越大，电离常数就越大(　　　) 4.常温下，依据Ka1(H2CO3)>Ka2(H3PO3)，可知碳酸的酸性比磷酸强(　　　) × × × × 考点1：利用K判断弱电解质(酸碱性)的相对强弱 酸 HCN HClO HF HNO2 CH3COOH 常温下Ka 6.2×10-10 4.0×10-8 6.3×10-4 5.6×10-4 1.75×10-5 酸性相对强弱： HF >HNO2 > CH3COOH > HClO > HCN 酸 H2C2O4 H2SO3 H2CO3 H2S 常温下 Ka 5.6×10-2 1.4×10-2 4.5×10-7 1.1×10－7 1.5×10-4 6.0×10-8 4.7×10-11 1.3×10－13 酸性相对强弱： H2C2O4 >H2SO3 > H2CO3 > H2S 考点2：利用K判断结合质子能力 弱酸 HCOOH H2S H2CO3 HClO 电离平衡常数(25℃) Ka＝1.77×10－4 Ka1＝1.1×10－7 Ka2＝1.3×10－13 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 Ka＝4.0×10－8 考点3：利用K判断强酸制弱酸问题 运用上述电离常数及物质的特性判断下列化学方程式不正确的是________(填序号)。 ①②④ 酸性强弱：HCOOH＞H2CO3＞H2S＞HClO＞ ＞HS- 常温下，向等物质的量浓度的两种一元酸的盐溶液中，分别通入少量的CO2，发生如下反应：NaA＋CO2＋H2O＝HA＋NaHCO3 ；2NaB＋CO2＋H2O＝2HB＋Na2CO3，则等物质的量浓度的HA和HB在水中电离出H＋的能力大小关系是 A.HA较强 B.HB较强 C.两者一样 D.无法比较 得质子（H+）能力：A-< CO32- 失质子（H+）能力：HA > HCO3- 得质子（H+）能力：B-> CO32- 失质子（H+）能力：HB < HCO3- 考点4：利用K判断粒子浓度比值问题 常温下，将0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀释，请填写下列表达式