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本文题目：高二一单元化学教案：弱电解质的电离平衡教学案

专题3　溶液中的离子反应

第一单元 弱电解质的电离平衡

第1课时　强电解质和弱电解质

[目标要求]　1.了解电解质与非电解质，强电解质与弱电解质的概念。2.认识强弱电解质与物质类别、物质结构的关系。3.了解常见的强、弱电解质。4.了解电解质在水溶液中的电离及溶液的导电性。

一、强弱电解质

1.电解质和非电解质

(1)根据化合物在水溶液中或熔融状态下是否产生自由移动的离子，可把化合物分为电解质和非电解质。

电解质：在水溶液中或熔融状态下能产生自由移动的离子的化合物。

非电解质：在水溶液中或熔融状态下不能产生自由移动的离子的化合物。

电解质和非电解质的范畴都是化合物，所以单质既不是电解质，也不是非电解质。

(2)Na、Cl2、NH3、SO2、NO2溶于水后，其溶液都能导电。它们不是(填“是”或“不是”)电解质，在其水溶液中的电解质分别是(水除外)NaOH、HCl和HClO、NH3•H2O、H2SO3、HNO3。

(3)常见的电解质有酸、碱、盐、离子型氧化物。

2.强电解质和弱电解质

实验探究(Ⅰ)：同浓度醋酸和盐酸的电离程度

实验步骤：在两只锥形瓶中分别加入等体积的浓度均为1 mol•L-1的盐酸和醋酸，在两个气球中分别加入经砂纸打磨过的长度相同的镁条，然后将气球套在锥形瓶口，同时将气球中的镁条送入锥形瓶中，观察实验现象。

实验现象：如下表所示。

1 mol•L-1HCl 1 mol•L-1

CH3COOH 对实验现象的解释

与镁条反应的速率 快 慢 HCl与镁的反应速率快，说明同

浓度时，HCl中c(H+)大

溶液的pH 0 2.4 盐酸的pH小，说明盐酸中的

c(H+)大于醋酸中的c(H+)

实验结论：同浓度盐酸的电离程度大于醋酸。

实验探究(Ⅱ)：同浓度的NaOH溶液与氨水的电离程度

实验步骤：取pH为12的氢氧化钠和氨水各1 mL于锥形瓶中，分别用酚酞作为指示剂，用HCl作为标准溶液进行滴定。

实验现象：两溶液消耗HCl标准溶液的体积：氨水溶液>氢氧化钠溶液。

实验结论：NaOH和NH3•H2O的电离程度不同，pH相同的NaOH的浓度小于NH3•H2O的浓度，说明NaOH完全电离，而NH3•H2O只是部分电离。

归纳总结：(1)根据电解质在水溶液里是否全部电离，可把电解质分为强电解质和弱电解质。

强电解质：在水溶液中能够完全电离的电解质称为强电解质。

弱电解质：在水溶液中只能部分电离的电解质称为弱电解质。

(2)常见的强电解质有强酸、强碱和盐;常见的弱电解质有弱酸、弱碱、极少数的盐[如(CH3COO)2Pb等]。

二、弱电解质的电离过程是可逆的

1.电离平衡的建立

在一定条件(如温度、浓度)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，电离过程就达到了平衡状态。

2.弱电解质电离方程式的书写

(1)弱电解质电离是可逆的，用“ ”表示。

如：CH3COOH H++CH3COO-，

NH3•H2O NH+4+OH-。

(2)多元弱酸分步电离，以第一步电离为主。如H2S电离方程式为H2S H++HS-、

HS- H++S2-。

(3)多元弱碱的电离过程复杂，中学阶段要求一步写出其电离方程式，如：Cu(OH)2 Cu2++2OH-

知识点一　电解质、非电解质

1.下列物质的水溶液能导电，但属于非电解质的是(　　)

A.CH3COOH B.Cl2 C.NH4HCO3 D.SO2

答案　D

解析　选项中的4种物质的水溶液都能导电，但原因有所不同。CH3COOH和NH4HCO3均为电解质，水溶液能导电;Cl2和SO2的水溶液能导电，是因为它们与水发生反应Cl2+H2O HCl+HClO，SO2+H2O??H2SO3，因生成物均为电解质，故溶液也导电。电解质和非电解质都是化合物，Cl2是单质，因此只有SO2为非电解质。

2.电解质是(　　)

A.在溶于水或熔融状态下全部电离的化合物

B.在溶于水或熔融状态下能导电的化合物

C.可溶性盐类

D.导电性很强的物质

答案　B

知识点二　强电解质、弱电解质

3.下列关于电解质电离的叙述中，正确的是(　　)

A.碳酸钙在水中溶解度很小，所以碳酸钙是弱电解质

B.碳酸钙在水中的溶解度很小，但被溶解的碳酸钙全部电离，所以碳酸钙是强电解质

C.氯气和氨气的水溶液导电性都很好，所以它们是强电解质

D.水难电离，纯水几乎不导电，所以水是非电解质

答案　B

4.关于强、弱电解质的叙述正确的是(　　)

A.强电解质都是离子化合物，弱电解质都是共价化合物

B.强电解质都是可溶性化合物，弱电解质都是难溶性化合物

C.强电解质的水溶液中无溶质分子，弱电解质的水溶液中有溶质分子

D.强电解质的水溶液导电能力强，弱电解质的水溶液导电能力弱

答案　C

知识点三　离子方程式的书写

5.下列电离方程式书写正确的是(　　)

A.Al2(SO4)3 2Al3++3SO2-4

B.HF H++F-

C.H2S 2H++S2-

D.Ca(OH)2 Ca2++2OH-

答案　B

解析　Al2(SO4)3和Ca(OH)2是强电解质，电离方程式书写时应用“===”连接，只有弱电解质电离方程式的书写用“ ”;而H2S是弱电解质，属于二元弱酸，应分步电离;则只有B正确。

6.在水溶液中，下列电离方程式正确的是(　　)

A.CH3COOH CH3COO-+H+

B.NaHSO4===Na++HSO-4

C.NaHCO3===Na++H++CO2-3

D.H3PO4===3H++PO3-4

答案　A

练基础落实

1.常压下，仅能在水溶液中导电的电解质是(　　)

A.KOH B.CH3OH C.CO2 D.KHCO3

答案　D

2.在水溶液中下列电离方程式书写正确的是(　　)

A.Ca(OH)2 Ca2++2OH-

B.NaHCO3===Na++H++CO2-3

C.H2CO3??2H++CO2-3

D.Na2SO4===2Na++SO2-4

答案　D

解析　Ca(OH)2为强电解质;NaHCO3电离产生Na+与HCO-3;H2CO3为多元弱酸，分步电离，不可一步完成。

3.下列说法正确的是(　　)

A.NaCl溶液在电流作用下电离成钠离子和氯离子

B.溶于水后能电离出氢离子的化合物都是酸

C.硫酸钡难溶于水，但硫酸钡属于强电解质

D.二氧化碳溶于水能部分电离，故二氧化碳属于弱电解质

答案　C

4.关于强弱电解质及非电解质的组合完全正确的是(　　)

A B C D

强电解质 NaCl H2SO4 CaCO3 HNO3

弱电解质 HF BaSO4 HClO HI

非电解质 Cl2 蔗糖 C2H5OH SO2

答案　C

5.在电解质溶液的导电性装置(如图所示)中，若向某一电解质溶液中逐滴加入另一溶液，则灯泡由亮变暗，至熄灭后又逐渐变亮的是(　　)

A.盐酸中逐滴加入食盐溶液

B.硫酸中逐滴加入氢氧化钠溶液

C.硫酸中逐滴加入氢氧化钡溶液

D.醋酸中逐滴加入氨水(氨水为弱电解质，CH3COONH4为强电解质)

答案　C

练方法技巧

6.下列叙述中正确的是(　　)

A.固体氯化钠不导电，所以氯化钠是非电解质

B.铜丝能导电，所以铜是电解质

C.氯化氢水溶液能导电，所以氯化氢是电解质

D.三氧化硫溶于水能导电，所以三氧化硫是电解质

答案　C

解析　本题考查了电解质和非电解质的判断，解答时要从“研究对象”、“导电的条件”、“导电的实质”三个角度分析，而不能错误的认为“导电的就是电解质，不导电的就是非电解质”。A项NaCl不导电，是因为虽然NaCl晶体中有Na+、Cl-，但不能自由移动，将它溶于水或熔融时则可导电，所以NaCl是电解质;B项铜是单质不是化合物;D项SO3溶于水导电，是生成的H2SO4溶液导电，H2SO4是电解质，而SO3不是电解质，只有C项正确。

7.下列说法正确的是(　　)

A.电解质的电离是在通电的条件下进行的

B.在水溶液中和熔融状态下能够导电的化合物是电解质

C.电解质电离的条件是溶于水或受热熔化

D.强电解质能够电离，弱电解质不能电离

答案　C

解析　电解质是在溶于水或熔融状态下发生电离的，电离并不需要通电，所以A错，C项对;在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物就是电解质，两个条件满足一个即可，并不需要两个条件同时满足，所以B项错误;强、弱电解质在溶于水或熔融状态下均可以电离，所以D项叙述错误。

8.把0.05 mol NaOH固体，分别加入下列100 mL溶液中，溶液的导电能力变化不大的是(　　)

①自来水　②0.5 mol•L-1盐酸　③0.5 mol•L-1醋酸　④0.5 mol•L-1NH4Cl溶液

A.①② B.②④ C.③④ D.②③

答案　B

解析　离子浓度变化不大，导电能力变化就不大。在H2O中、CH3COOH中加入NaOH固体，离子浓度都增大，向HCl中加入NaOH固体，自由移动离子数基本不变，则离子浓度变化不大，向NH4Cl中加入NaOH固体，离子浓度基本不变。

练综合拓展

9.下列物质中，属于强电解质的是________(均填序号);属于弱电解质的是________。

①水　②氨水　③盐酸　④醋酸　⑤硫酸钡　⑥氯化银　⑦氯化钠　⑧氢气　⑨醋酸铵

答案　⑤⑥⑦⑨　①④

解析　强、弱电解质都是指的化合物，它们的区别在于其在水溶液中能否完全电离。现针对有关物质分析如下：氢气为单质，不是化合物，既不是电解质又不是非电解质;氨水(NH3的水溶液)、盐酸(HCl的水溶液)为混合物，是电解质溶液，其中NH3•H2O和氯化氢是电解质;硫酸钡(BaSO4)、氯化银(AgCl)由于溶解度小，离子浓度小，所以导电性弱，但溶解的部分完全电离，所以不仅是电解质，而且是强电解质;CH3COOH、NH3•H2O虽都是弱电解质，但两者反应的产物醋酸铵(CH3COONH4)由于在水溶液中完全电离，却是强电解质。CH3COOH+NH3•H2O===CH3COONH4+H2O(中和反应);CH3COONH4===CH3COO-+NH+4。

10.双氧水(H2O2)和水都是极弱电解质，但H2O2比H2O更显酸性。

(1)若把H2O2看成是二元弱酸，请写出在水中的电离方程式：

________________________________________________________________________

________________________________________________________________________。

(2)鉴于H2O2显弱酸性，它能同强碱作用形成正盐，在一定条件下也可形成酸式盐。请写出H2O2与Ba(OH)2作用形成盐的化学方程式：

________________________________________________________________________

________________________________________________________________________。

(3)水电离生成H3O+和OH-叫作水的自偶电离。同水一样，H2O2也有极微弱的自偶电离，其自偶电离的方程式为

________________________________________________________________________

________________________________________________________________________。

答案　(1)H2O2 H++HO-2、HO-2 H++O2-2

(2)H2O2+Ba(OH)2===BaO2+2H2O或2H2O2+Ba(OH)2===Ba(HO2)2+2H2O

(3)H2O2+H2O2 H3O+2+HO-2

解析　H2O2看成是二元弱酸，电离方程式分步写，即H2O2 H++HO-2，HO-2 H++O2-2。H2O2+Ba(OH)2===BaO2+2H2O或2H2O2+Ba(OH)2===Ba(OH2)2+2H2O。根据H2O+H2O H3O++OH-的自偶电离知H2O2自偶电离的方程式为H2O2+H2O2 H3O+2+HO-2。

11.现有浓度均为0.1 mol•L-1的盐酸、硫酸、醋酸三种溶液，回答下列问题：

(1)若三种溶液中c(H+)分别为a1 mol•L-1、a2 mol•L-1、a3 mol•L-1，则它们的大小关系为________。

(2)等体积的以上三种酸分别与过量的NaOH溶液反应，若生成的盐的物质的量依次为b1 mol、b2 mol、b3 mol，则它们的大小关系为________。

(3)分别用以上三种酸中和一定量的NaOH溶液生成正盐，若需要酸的体积分别为V1、V2、V3，其大小关系为________。

(4)分别与Zn反应，开始时生成H2的速率为v1、v2、v3，其大小关系为________。

答案　(1)12a2=a1>a3(答a2>a1>a3也可)

(2)b1=b2=b3

(3)V1=V3=2V2　(4)v2>v1>v3

解析　(1)盐酸中

c(H+)=c(HCl)=0.1 mol•L-1

硫酸中c(H+)=2c(H2SO4)=2×0.1 mol•L-1=0.2 mol•L-1

醋酸中由于存在电离平衡 CH3COOH CH3COO-+H+，CH3COOH部分电离，所以c(H+)<0.1 mol•L-1

(2)由于三种酸中溶质的物质的量相同，所以与足量NaOH溶液反应生成盐的物质的量也相同。

(3)设所用NaOH溶液中n(NaOH)为1 mol。

HCl+NaOH===NaCl+H2O

所以消耗盐酸的体积V1=1 mol0.1 mol•L-1=10 L

H2SO4+2NaOH===Na2SO4+2H2O

消耗硫酸的体积V2=12 mol0.1 mol•L-1=5 L

CH3COOH+NaOH===CH3COONa+H2O

消耗醋酸的体积V3=1 mol0.1 mol•L-1=10 L

(4)由于开始时盐酸、硫酸、醋酸中c(H+)为0.1 mol•L-1、0.2 mol•L-1、小于0.1 mol•L-1，所以有v2>v1>v3。

第2课时　弱电解质的电离平衡

[目标要求]　1.理解弱电解质的电离平衡。2.掌握电离常数及电离度的概念。

一、外界条件对电离平衡的影响

电离平衡是一个吸热过程，其主要受温度、浓度的影响。

1.浓度

增大弱电解质的浓度，电离平衡正向移动，溶质分子的电离程度减小。

2.温度

升高温度，电离平衡正向移动，电离程度增大;降低温度，电离平衡逆向移动，电离程度减小。

二、电离常数

1.表示方法

对于AB A++B-，K=cA+•cB-cAB。

2.K的意义

用于比较弱电解质的相对强弱，K值越大，电解质越强。多元弱酸只考虑第一步电离。

3.影响因素

电离常数只与温度有关，升高温度，K值增大。

4.电离度

(1)弱电解质的电离度用α表示

则α=已电离的弱电解质浓度弱电解质的初始浓度×100%，

或α=已电离的弱电解质的分子数弱电解质的初始分子数×100%，

或α=已电离的弱电解质的物质的量弱电解质的初始物质的量×100%。

(2)影响电离度的因素

①温度

升高温度，电离平衡向正反应方向移动，电离度增大。

②浓度

加水稀释，电离平衡向正反应方向移动，电离度增大。即浓度越大，电离度越小，浓度越小，电离度越大。

知识点一　弱电解质的电离平衡

1.下列说法正确的是(　　)

A.根据溶液中有CH3COOH、CH3COO-和H+即可证明CH3COOH达到电离平衡状态

B.根据溶液中CH3COO-和H+的物质的量浓度相等可证明CH3COOH达到电离平衡状态

C.当NH3•H2O达到电离平衡时，溶液中NH3•H2O、NH+4和OH-的浓度相等

D.H2CO3是分步电离的，电离程度依次减弱

答案　D

解析　该题考查了电离平衡的判断及其特点。溶液中除电解质电离出的离子外，还存在电解质分子，能证明该电解质是弱电解质，但不能说明达到平衡状态，A错误;根据CH3COOH CH3COO-+H+知即使CH3COOH电离未达到平衡状态，CH3COO-和H+的浓度也相等，B错误;NH3•H2O达到电离平衡时，溶液中各粒子的浓度不变，而不是相等，何况NH3•H2O电离程度是很小的，绝大多数以NH3•H2O的形式存在，C错误;H2CO3是二元弱酸，分步电离且电离程度依次减小，D正确。

2.下列对氨水溶液中存在的电离平衡NH3•H2O NH+4+OH-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，电离平衡正向移动

D.加入少量NH4Cl固体，溶液中c(NH+4)减少

答案　A

解析　A项，加水使NH3•H2O电离平衡右移，n(OH-)增大;B项，加入少量浓盐酸使c(OH-)减小;C项，加入浓NaOH溶液，电离平衡向左移动;D项，加NH4Cl固体，c(NH+4)增大。

知识点二　电离度

3.在100 mL 0.1 mol•L-1的醋酸溶液中，欲使醋酸的电离程度增大，H+浓度减小，可采用的方法是(　　)

A.加热

B.加入100 mL 0.1 mol•L-1的醋酸溶液

C.加入少量的0.5 mol•L-1的硫酸

D.加入少量的1 mol•L-1的NaOH溶液

答案　D

解析　A项，加热促进电离，H+浓度增大;B项，H+浓度不变;C项，加H2SO4抑制电离，但H+浓度增大;D项，加入NaOH，OH-与H+反应，平衡向右移动，H+浓度减小。

4.20 ℃时在0.5 L、0.2 mol•L-1的HA溶液中，有0.01 mol•L-1的HA电离成离子，求该温度下的电离度。

答案　α=0.01 mol•L-10.2 mol•L-1×100%=5%

解析　根据α=已电离的弱电解质浓度弱电解质的初始浓度×100%进行计算。

知识点三　电离常数

5.在25 ℃时，0.1 mol•L-1的HNO2、HCOOH、HCN、H2CO3的溶液中，它们的电离平衡常数分别为4.6×10-4mol•L-1、1.8×10-4mol•L-1、4.9×10-10mol•L-1、K1=4.3×10-7mol•L-1和K2=5.6×10-11mol•L-1，其中氢离子浓度最小的是(　　)

A.HNO2 B.HCOOH C.HCN D.H2CO3

答案　C

解析　相同温度时，电离平衡常数越小，其电离程度越小，浓度相同时，电离产生的离子浓度越小。

6.已知下面三个数据：7.2×10-4 mol•L-1、4.6×10-4 mol•L-1、4.9×10-10 mol•L-1分别是三种酸的电离平衡常数，若已知这些酸可发生如下反应：

①NaCN+HNO2===HCN+NaNO2，

②NaCN+HF===HCN+NaF，

③NaNO2+HF===HNO2+NaF。

由此可判断下列叙述中，不正确的是(　　)

A.HF的电离平衡常数为7.2×10-4 mol•L-1

B.HNO2的电离平衡常数为4.9×10-10 mol•L-1

C.根据①③两个反应即可知三种酸的相对强弱

D.HNO2的电离平衡常数比HCN大，比HF小

答案　B

解析　相同温度下的弱电解质的电离平衡常数是比较弱电解质相对强弱的依据之一。

该题中涉及三个反应。由这三个化学反应方程式可以得出：HF、HNO2、HCN的酸性依次减弱。酸性越强，电离常数越大，据此可以将三个K值与酸对应起来。以上三个反应中，第①个反应说明HNO2>HCN，第③个反应说明HF>HNO2，只根据这两个反应即可作出比较。

练基础落实

1.在相同温度时，100 mL 0.01 mol•L-1的醋酸溶液与10 mL 0.1 mol•L-1的醋酸溶液相比较，下列数据中，前者大于后者的是(　　)

①H+的物质的量　②电离程度　③中和时所需氢氧化钠溶液的量　④醋酸的物质的量

A.①② B.②③ C.①④ D.②④

答案　A

解析　依题意，若醋酸没有电离平衡，则二者的醋酸分子的物质的量相等，同种电解质的稀溶液相当于对浓溶液进行稀释，CH3COOH CH3COO-+H+，稀释后电离平衡向正向移动，即稀醋酸的电离度大些，所以前者溶液中H+和电离度大于后者;中和反应只与可电离的H+量有关，二者可电离的H+相等。

2.下列说法正确的是(　　)

A.电离平衡常数受溶液浓度的影响

B.电离平衡常数可以表示弱电解质的相对强弱

C.电离常数大的酸溶液中c(H+)一定比电离常数小的酸溶液中大

D.H2CO3的电离常数表达式：K=cH+•cCO2-3cH2CO3

答案　B

解析　电离平衡常数是温度的函数，与溶液浓度无关，所以A项错误;电离平衡常数可以表示弱电解质的相对强弱，故B项正确;酸中c(H+)既跟酸的电离常数有关，还跟酸的浓度有关，所以C项叙述错误;D项中碳酸是分步电离的，第一步电离常数表达式为 K1=cH+•cHCO-3cH2CO3，第二步电离常数为 K2=cH+•cCO2-3cHCO-3，故D项错误。

3.25 ℃时，将一定量的冰醋酸(即无水乙酸)加水稀释，稀释过程中溶液的导电性变化如图所示。则下列说法错误的是(　　)

A.醋酸的电离度：a

B.溶液中c(H+)：b>a>c

C.a、b、c三点的溶液都有c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)

D.从b点到c点，溶液中cCH3COO-cCH3COOH的比值减小

答案　D

4.一定量的盐酸跟过量的铁粉反应时，为了减缓反应速率，且不影响生成氢气的总量，可向盐酸中加入适量的(　　)

①NaOH(固体)　②H2O　③HCl　④CH3COONa(固体)

A.①② B.②③ C.③④ D.②④

答案　D

解析　由题意可知，要使反应速率减小，而不改变H2的量，则要求c(H+)减小，而n(H+)不变，可采取的措施是：加水或加CH3COONa固体。

5.从植物花中可提取一种简写为HIn的有机物，在水溶液中因存在以下电离平衡，故可用作酸碱指示剂。HIn(aq，红色) H++In-(aq，黄色)，在浓度为0.02 mol•L-1的下列各溶液(1)HCl、(2)Na2O2、(3)NaCl(aq)、(4)NaHSO4(aq)、(5)NaHCO3(aq)、(6)氨水中加入该指示剂，其中能使指示剂显黄色的是(　　)

A.(1)(4)(5) B.(2)(6) C.(1)(4) D.(5)(6)

答案　D

解析　平衡右移，方能使指示剂显黄色，即应加入碱性物质，但Na2O2有强氧化性，使有机色素褪色。

练方法技巧

6.已知0.1 mol•L-1的醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOH CH3COO-+H+，要使溶液中c(H+)/c(CH3COOH)值增大，可以采取的措施是(　　)

①加少量烧碱溶液　②升高温度　③加少量冰醋酸　④加水

A.①② B.②④ C.③④ D.①③

答案　B

思路点拨　解答本题需注意以下两点：

(1)熟悉影响CH3COOH电离平衡移动的因素。

(2)利用c(H+)/c(CH3COOH)=n(H+)/n(CH3COOH)分析更易理解。

解析　加烧碱溶液消耗H+，平衡向右移动，n(H+)、n(CH3COOH)均减小，但n(H+)减小程度大，故cH+cCH3COOH=nH+nCH3COOH减小，①错误;升高温度，平衡向右移动，n(H+)增大，n(CH3COOH)减小，比值增大，②正确;加少量冰醋酸，平衡向右移动，n(H+)增大，但n(H+)增大程度不如n(CH3COOH)增大的多，故比值减小，③错误;加水，平衡向右移动，c(H+)增大，c(CH3COOH)减小，比值增大，④正确。

7.25 ℃时，50 mL 0.10 mol•L-1醋酸中存在下述平衡：CH3COOH CH3COO-+H+，若分别作如下改变，对上述平衡有何影响?

(1)加入少量冰醋酸，平衡将________，溶液中c(H+)将________(填“增大”、“减小”或“不变”);

(2)加入一定量蒸馏水，平衡将__________，溶液中c(H+)将________(填“增大”、“减小”或“不变”);

(3)加入少量0.10 mol•L-1盐酸，平衡将__________，溶液中c(H+)将________(填“增大”、“减小”或“不变”);

(4)加入20 mL 0.10 mol•L-1 NaCl溶液，平衡将________，溶液中c(H+)将________(填“增大”、“减小”或“不变”)。

答案　(1)向电离方向移动　增大

(2)向电离方向移动　减小

(3)向离子结合成分子的方向移动　增大

(4)向电离方向移动　减小

解析　对于弱电解质的水溶液(以CH3COOH CH3COO-+H+为例)，加水稀释，溶液的体积增大，相当于化学平衡的减压扩体，平衡向粒子数增大的一方(即向电离的方向)移动(化学平衡中气体分子数增大的方向)。若加入冰醋酸，CH3COOH分子的浓度增大，平衡也向电离方向移动。

练综合拓展

8.H2S溶于水的电离方程式为___________________________________________。

(1)向H2S溶液中加入CuSO4溶液时，电离平衡向______移动，c(H+)______，c(S2-)______;

(2)向H2S溶液中加入NaOH固体时，电离平衡向______移动，c(H+)______，c(S2-)______：

(3)若将H2S溶液加热至沸腾，c(H2S)________;

(4)若要增大H2S溶液中c(S2-)，最好加入____________________________________。

答案　H2S??H++HS-，HS-??H++S2-

(1)右　增大　减小

(2)右　减小　增大

(3)减小

(4)NaOH固体

解析　H2S是二元弱酸，在水溶液中是分两步电离的，其电离方程式应为 H2S??H++HS-，HS- H++S2-。

对(1)，当加入CuSO4时，因发生反应Cu2++S2-===CuS↓，使平衡右移，导致c(H+)增大，但c(S2-)减小;对(2)，当加入NaOH时，因发生反应H++OH-===H2O，使平衡右移，导致c(H+)减小，但c(S2-)增大;对(3)，当加热H2S溶液至沸腾时，因H2S挥发，使c(H2S)减小;对(4)，增大c(S2-)最好是加入只与H+反应的物质，可见加入强碱如NaOH固体最适宜。

9.(1)体积相同，c(H+)相同的盐酸和醋酸溶液分别与足量的颗粒大小相同的锌粒反应，开始时产生氢气的速率______________，充分反应后产生氢气的量________(填“相同”、“醋酸的多”或“盐酸的多”)，原因是________________________________________。

(2)在一定量的盐酸中加入足量的锌粒，要使产生氢气的量保持不变，但反应速率加快，可加入____________晶体，理由是________________;要使产生氢气的量不变，但反应速率减慢，可加入________晶体，理由是____________。

可供选择的晶体有：

A.纯碱　B.烧碱　C.胆矾　D.醋酸钠　E.KHSO4

答案　(1)相等　醋酸的多　c(H+)相同，反应开始时的速率相同，c(H+)相同时，醋酸物质的量浓度大，含溶质的物质的量多，所以反应放出的氢气多

(2)C　Zn置换出Cu附在Zn表面构成原电池，使反应速率加快，但由于溶液中H+的量不变，因此产生氢气的量不变　D　CH3COO-与H+结合成弱电解质CH3COOH，致使溶液中c(H+)降低，使反应速率变慢，而溶液中可提供的H+的数量不变，所以放出的氢气的量不变

10.试用简单的实验证明在醋酸溶液中存在着CH3COOH CH3COO-+H+的电离平衡(要求写出简要操作、实验现象及实验能说明的问题)。

答案　方法一：在醋酸溶液中滴入紫色石蕊试液，溶液呈红色，加入醋酸铵固体，振荡溶液，溶液颜色明显变浅。c(H+)变小，是由于加入的CH3COO-使平衡向左移动，由此说明醋酸溶液中存在着醋酸的电离平衡。

方法二：取一定体积的溶液，用pH试纸测其溶液的pH，然后再用蒸馏水将溶液稀释100倍，再测定溶液的pH，若稀释前后溶液的pH改变小于2，说明存在上述电离平衡。

解析　在弱电解质的水溶液中存在着电离平衡，改变外界条件可使电离平衡发生移动，使溶液中各微粒的浓度发生改变，使溶液的酸碱性发生改变。因题目并未限定试剂和方法，故思考的空间比较大，可设计不同的实验方法，如加水稀释，使平衡移动，测pH分析判断;又如加入中性CH3COONH4，看溶液中c(H+)变化对指示剂颜色的改变。

第3课时　常见的弱电解质

[目标要求]　1.理解水的离子积常数。　2.掌握酸碱对水的电离平衡的影响。

一、水的电离平衡

水是一种极弱的电解质，它能发生微弱的电离。

H2O+H2O H3O++OH-　ΔH>0

或2H2O H3O++OH-　ΔH>0，

通常简写为H2O H++OH-　ΔH>0。

二、水的离子积

对于纯水来说，在25℃时，1 L纯水中只有1×10-7 mol H2O电离，根据水的电离方程式，我们可以知道，在纯水中c(H+)=1×10-7 mol•L-1，c(OH-)=1×10-7 mol•L-1，所以，在25℃时，c(H+)•c(OH-)=1×10-14mol2•L-2，通常把c(H+)与c(OH-)的乘积用KW表示，叫做水的离子积常数，简称水的离子积。根据实验验证，在温度一定时，KW是一个常数。升温，KW增大(填“增大”、“减小”或“不变”)，如100℃：c(H+)=1×10-6 mol•L-1，KW=1×10-12mol2•L-2，pH=6，此时溶液呈中性(填“中性”、“酸性”或“碱性”)。降温，KW将减小(填“增大”、“减小”或“不变”)。

三、影响水的电离平衡的因素

1.酸、碱

在纯水中加入酸或碱，均使水的电离平衡左移，此时若温度不变，KW不变，c(H+)发生改变，pH也随之改变;若向水中加入酸，则c(H+)增大，c(OH-)变小，pH变小。

2.温度

由于水电离过程吸热，若升高温度将促进水的电离，故平衡右移，c(H+)、c(OH-)同时增大，pH变小。但由于c(H+)与c(OH-)始终保持相等，故溶液仍显中性。

3.易水解的盐

在纯水中加入能水解的盐，不管水解后溶液显什么性，均促进水的电离，但只要温度不变，KW就不变。

4.其他因素

如向水中加入活泼金属，由于与水电离出的H+直接作用，因而促进水的电离平衡向电离的方向移动。

知识点一　水的电离

1.在某温度时，测得纯水中的c(H+)=2.0×10-7 mol•L-1，则c(OH-)为(　　)

A.2.0×10-7 mol•L-1

B.0.1×10-7 mol•L-1

C.1.0×10-14/2.0×10-7 mol•L-1

D.无法确定

答案　A

解析　根据水的电离方程式H2O H++OH-可知，无论在何种条件下的纯水中，水电离出的c(H+)=c(OH-)。而该温度下的纯水中c(H+)=2.0×10-7 mol•L-1>1.0×10-7 mol•L-1，则所处温度高于25℃，但水电离的c(H+)=c(OH-)=2.0×10-7 mol•L-1，故答案为A。

2.能影响水的电离平衡，并使溶液中的c(H+)>c(OH-)的措施是(　　)

A.向纯水中投入一小块金属钠

B.将水加热煮沸

C.向水中通入SO2

D.向水中加入NaCl

答案　C

解析　A项，水与Na反应，使溶液中的c(H+)c(OH-);D项对水的电离平衡没影响。

3.下列粒子能影响水的电离平衡，且能使水的电离平衡向右移动的是(　　)

A.CH3COOH B.[••O••••••H]-

C.NH+4 D.

答案　C

解析　A项，CH3COOH电离出H+，使水的电离平衡左移;B项，OH-能使水的电离平衡左移;C项，NH+4会水解，使水的电离平衡右移;D项，Cl-不影响水的电离平衡。

知识点二　水的离子积常数

4.将纯水加热至较高温度，下列叙述正确的是(　　)

A.水的离子积变大，pH变小，呈酸性

B.水的离子积不变，pH不变，呈中性

C.水的离子积变小，pH变大，呈碱性

D.水的离子积变大，pH变小，呈中性

答案　D

解析　水的电离过程为吸热过程，升高温度使电离平衡向正反应方向移动，c(H+)和c(OH-)均增大，KW增大，pH减小，纯水中c(H+)=c(OH-)，呈中性。

5.下列关于水的离子积常数的叙述中，正确的是(　　)

A.因为水的离子积常数的表达式是KW=c(H+)c(OH-)，所以KW随溶液中c(H+)和c(OH-)的变化而变化

B.水的离子积常数KW与水的电离平衡常数K是同一物理量

C.水的离子积常数仅仅是温度的函数，随温度的变化而变化

D.水的离子积常数KW与水的电离平衡常数K是两个没有任何关系的物理量

答案　C

解析　水的离子积常数KW=K•c(H2O)，一定温度下K和c(H2O)都是不变的常数，所以KW仅仅是温度的函数，水的离子积常数的表达式是KW=c(H+)•c(OH-)，但是只要温度一定，KW就是不变的常数，溶液中c(H+)变大，c(OH-)则变小，反之亦然。

6.某温度下，纯水的c(H+)=2.0×10-7 mol•L-1，则此时c(OH-)为____________，KW=________，温度不变，向水中滴入稀盐酸，使c(H+)=5.0×10-5 mol•L-1，则c(OH-)为__________。

答案　2.0×10-7 mol•L-1　4.0×10-14mol2•L-2

8.0×10-10 mol•L-1

解析　纯水中水电离的c(H+)=c(OH-)，所以c(OH-)=2.0×10-7 mol•L-1，KW=c(H+)•c(OH-)=(2.0×10-7)2 mol2•L-2=4.0×10-14mol2•L-2; 若向水中加入盐酸，则c(OH-)=KW5.0×10-5mol•L-1=4×10-145.0×10-5mol•L-1=8.0×10-10 mol•L-1。

练基础落实

1.关于水的离子积常数，下列说法不正确的是(　　)

A.100℃水中，c(H+)•c(OH-)=1×10-14 mol2•L-2

B.纯水中，25℃时，c(H+)•c(OH-)=1×10-14 mol2•L-2

C.25℃时，任何以水为溶剂的稀溶液中c(H+)•c(OH-)=1×10-14 mol2•L-2

D.KW值随温度升高而增大

答案　A

解析　KW只与温度有关，升高温度，KW增大，25℃时，纯水和任何物质的水溶液中KW=c(H+)•c(OH-)=1×10-14 mol2•L-2。

2.在氢硫酸中，c(H+)和c(S2-)的比值是(　　)

A.4 B.2

C.大于2 D.在1～2之间

答案　C

解析　弱电解质的电离为部分电离，电离程度一般很小，氢硫酸是二元弱酸;分两步电离：H2S H++HS-，HS- H++S2-;二级电离更弱，以第一级电离为主。虽然由HS-电离产生的H+与S2-浓度相同，但一级电离产生H+却没有产生S2-，故c(H+)/c(S2-)>2。

3.常温下，某溶液中由水电离的c(H+)=1×10-13 mol•L-1，该溶液可能是(　　)

①二氧化硫水溶液　②氯化铵水溶液　③硝酸钠水溶液　④氢氧化钠水溶液

A.①④ B.①② C.②③ D.③④

答案　A

解析　由水电离的c(H+)=1×10-13 mol•L-1<1×10-7 mol•L-1，即该溶液中的溶质抑制了水的电离，因此要么加碱抑制，要么加酸抑制，故①④正确。

4.在相同温度下，0.01 mol•L-1 NaOH溶液和0.01 mol•L-1的盐酸相比，下列说法正确的是(　　)

A.由水电离出的c(H+)相等

B.由水电离出的c(H+)都是1.0×10-12 mol•L-1

C.由水电离出的c(OH-)都是0.01 mol•L-1

D.两者都促进了水的电离

答案　A

解析　若该温度下水的离子积常数为KW(这里没有说是25℃)，则在0.01 mol•L-1的NaOH溶液中，由水电离的c(H+)=KWcOH-=KW0.01 mol•L-1。

在0.01 mol•L-1的HCl溶液中，由水电离出的c(H+)=c(OH-)水电离=KW0.01 mol•L-1。

5.关于水的离子积常数KW与水的电离平衡常数Kc的叙述中，正确的是(　　)

A.KW和Kc都随温度的升高而减小

B.KW和Kc数值不同，但单位相同

C.KW和Kc数值相同，但单位不同

D.KW和Kc数值和单位都不同

答案　D

解析　由于水的电离是吸热的，所以升高温度，向电离程度增大的方向移动，H+和OH-浓度增大，故电离平衡常数Kc=cH+•cOH-cH2O增大。而KW=c(H+)•c(OH-)也增大;KW的单位为mol2•L-2，Kc的单位为mol•L-1，所以二者的单位不同;而KW=Kc•c(H2O)，所以二者的数值也不同。

6.室温时，某溶液中由水电离生成的H+和OH-物质的量浓度的乘积为1×10-24，则在该溶液中一定不能大量共存的离子组是(　　)

A.Al3+、Na+、NO-3、Cl-

B.K+、Na+、Cl-、CO2-3

C.NH+4、Na+、Cl-、SO2-4

D.NH+4、K+、SiO2-3、NO-2

答案　D

练方法技巧

7.25 ℃时，水的电离达到平衡：H2O H++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CH3COOH，平衡逆向移动，c(H+)降低

D.将水加热，KW增大，pH不变

答案　B

解析　本题考查外界条件对水的电离平衡的影响。解答时要先分析清楚水的电离平衡的移动方向，然后再讨论c(H+)、c(OH-)或KW的变化。向水中加入稀氨水，c(OH-)增大，平衡逆向移动，c(H+)减小，A项不正确;向水中加入少量固体NaHSO4：NaHSO4===Na++H++SO2-4，c(H+)增大，但KW不变，B项正确;向水中加入少量CH3COOH后，使水的电离平衡逆向移动，c(OH-)减小，c(H+)增大，C项不正确;将水加热，水的电离平衡正向移动，c(H+)、c(OH-)均增大，KW增大，pH减小，但仍呈中性，D项不正确。

8.常温下，下列四种溶液：①pH=0的盐酸，②0.1 mol•L-1的盐酸，③0.01 mol•L-1的NaOH溶液，④pH=11的NaOH溶液中，由水电离生成的H+的物质的量浓度之比为(　　)

A.1∶10∶100∶1 000 B.0∶1∶12∶11

C.14∶13∶12∶11 D.14∶13∶2∶1

答案　A

解析　在盐酸中，由水电离产生的c(H+)等于溶液中的c(OH-)：①c(H+)水=c(OH-)=1×10-14 mol•L-1　②c(H+)水=c(OH-)=1×10-13 mol•L-1;在NaOH溶液中，由水电离产生的c(H+)等于溶液中的c(H+)：③c(H+)=1×10-12 mol•L-1　④c(H+)=1×10-11 mol•L-1。因此，四种溶液中由水电离出的H+的浓度的比为

10-14∶10-13∶10-12 ∶10-11 =1∶10∶100∶1 000。

练综合拓展

9.已知室温时，0.1 mol•L-1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，回答下列各问题：

(1)该溶液的pH=________;

(2)HA的电离平衡常数K=________;

(3)升高温度时，K________(填“增大”，“减小”或“不变”)，pH________(填“增大”，“减小”或“不变”);

(4)由HA电离出的c(H+)约为水电离出的c(H+)的________倍。

答案　(1)4　(2)1×10-7　(3)增大　减小　(4)106

解析　(1)HA电离出的c(H+)=0.1×0.1% mol•L-1=1×10-4 mol•L-1，pH=-lg1×10-4=4;(2)电离平衡常数K=cH+•cA-cHA=1×10-4×1×10-40.1mol•L-1=1×10-7mol•L-1;(3)因HA H++A-，电离过程是吸热的，所以升高温度c(H+)、c(A-)均增大，则K增大，而pH减小;(4)c(H+)HA=1×10-4 mol•L-1。c(H+)水=c(OH-)=1×10-141×10-4mol•L-1=1×10-10 mol•L-1，所以c(H+)HA∶c(H+)水=(1×10-4)∶(1×10-10)=106。

10.某二元弱酸(简写为H2A)溶液，按下式发生一级和二级电离：

H2A H++HA-，HA- H++A2-。

已知相同浓度时的电离程度a(H2A)>a(HA-)，设有下列四种溶液：

A.0.01 mol•L-1的H2A溶液

B.0.01 mol•L-1的NaHA溶液

C.将0.02 mol•L-1的HCl与0.04 mol•L-1的NaHA溶液等体积混合所得的混合溶液

D.将0.02 mol•L-1的NaOH与0.02 mol•L-1的NaHA溶液等体积混合所得的混合溶液

据此，填写下列空白(填代号)：

(1)c(H+)最大的是________，最小的是________。

(2)c(H2A)最大的是________，最小的是________。

(3)c(A2-)最大的是________，最小的是________。

答案　(1)A　D　(2)C　D　(3)D　A

解析　反应后的C溶液为0.01 mol•L-1 H2A、0.01 mol•L-1 NaHA和0.01 mol•L-1 NaCl的混合溶液。因有HA-的存在抑制了H2A的第一步电离，所以其c(H+)小于A溶液中的c(H+)，c(H2A)大于A溶液中的c(H2A)。反应后的D溶液为0.01 mol•L-1的Na2A溶液，所以其c(A2-)最大，但因其水解呈碱性，且A2-的水解程度大于HA-的，所以其c(H+)最小。

11.实验表明，液态时，纯硫酸的电离能力强于纯硝酸，纯硫酸的导电性也显著强于纯水。又知液态纯酸都像水那样进行自身电离(H2O+H2O??H3O++OH-)而建立平衡，且在一定温度下都有各自的离子积常数。据此回答：

(1)纯硫酸在液态时自身电离的方程式是

________________________________________________________________________

________________________________________________________________________。

(2)25 ℃时，液态纯硫酸的离子积常数K(H2SO4)_______1×10-14mol2•L-2(填“>”、“<”或“=”)。

(3)在纯硫酸与纯硝酸的液态混合酸中，存在的阴离子主要是____________，这是因为混合酸中不仅存在硫酸和硝酸各自电离的两个电离平衡，而且还因硫酸的酸度大于硝酸，又在无水条件下，混合酸中必然发生________________________________________________

______________________________(写离子方程式)反应。

答案　(1)2H2SO4 H3SO+4+HSO-4

(2)>　(3)HSO-4　H++NO-3===HNO3

解析　根据实验表明，液态时，纯硫酸的电离能力强于纯硝酸，纯硫酸的导电性也显著强于纯水。已知液态纯酸都能像水那样进行自身电离(H2O+H2O H3O++OH-)而建立平衡，且在一定温度下都有各自的离子积常数，这些信息告诉我们纯硫酸存在着电离平衡，且电离程度强于纯硝酸和纯水，仿照纯水的电离方式，可以推知纯硫酸的电离方程式为 2H2SO4??H3SO+4+HSO-4。在25℃时，液态纯H2SO4的离子积常数K(H2SO4)比1×10-14mol2•L-2大。由于在纯硫酸和纯硝酸的液态混合酸中2H2SO4 H3SO+4+HSO-4为主要的电离方式，而纯硝酸电离受到纯硫酸电离出的H+的抑制，因此，在纯硫酸和纯硝酸的液态混合酸中，存在的阴离子主要是HSO-4。同时，无水条件下，混合酸中必然发生H++NO-3===HNO3的反应。

【总结】2013年威廉希尔app 为小编在此为您收集了此文章“高二一单元化学教案：弱电解质的电离平衡教学案”，今后还会发布更多更好的文章希望对大家有所帮助，祝您在威廉希尔app 学习愉快!

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