第1讲弱电解质的电离平衡分解.doc

　弱电解质的电离平衡 考点一　弱电解质的电离平衡 1．弱电解质 电解质 2．弱电解质的电离平衡 (1)电离平衡的建立在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。 (2)电离平衡的特征 (3)外界条件对电离平衡的影响 ①内因：弱电解质本身的性质。 ②外因：浓度、温度、加入试剂等。 (4)电离过程是可逆过程，可直接用化学平衡移动原理分析电离平衡。以0.1 mol·L－1CH3COOH溶液为例：CH3COOH?CH3COO－＋H＋(正向吸热)。 实例(稀溶液) CH3COOH?H＋＋CH3COO－ ΔH0 改变条件 平衡移动方向 n(H＋) c(H＋) 导电能力 Ka 加水稀释 加入少量冰醋酸 通入HCl(g) 加NaOH(s) 加入镁粉 升高温度 加CH3COONa(s) 1．电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小吗？离子的浓度一定增大吗？ 2．稀释一弱电解质溶液时，所有粒子浓度都会减小吗？ 3．判断正误，正确的划“√”，错误的划“×” (1)强电解质溶液中不存在溶质分子，弱电解质溶液中存在溶质分子(　　) (2)氨气溶于水，当c(OH－)＝c(NH)时，表明NH3·H2O电离处于平衡状态(　　) (3)弱电解质一定是共价化合物(　　) (4)由0.1 mol·L－1一元碱BOH的pH＝10，可知溶液中存在BOHB＋＋OH－(　　) 题组一　改变条件，平衡移动，判结果变化 1．将浓度为0.1 mol·L－1 HF溶液加水不断稀释，下列各量始终保持增大的是(　　) A．c(H＋) B．Ka(HF)C. D. 2．25 ℃时，把0.2 mol·L－1的醋酸加水稀释，则图中的纵轴y表示的是(　　) A．溶液中OH－的物质的量浓度B．溶液的导电能力 C．溶液中的D．CH3COOH的电离程度 题组二　平衡移动，结果变化，判采取措施 3．稀氨水中存在着下列平衡：NH3·H2O?NH＋OH－，若要使平衡向逆反应方向移动，同时使c(OH－)增大，应加入的物质或采取的措施是(　　) ①NH4Cl固体　②硫酸　③NaOH固体　④水　⑤加热　⑥加入少量MgSO4固体 A．①②③⑤ B．③⑥C．③ D．③⑤ 4．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)的值增大，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．①③ C．②④ D．③④ 考点二　电离平衡常数 1．(1)填写下表 弱电解质 电离方程式 电离常数 NH3·H2O NH3·H2O?NH＋OH－ Kb＝1.7×10－5 CH3COOH CH3COOH?CH3COO－＋H＋ Ka＝1.7×10－5 HClO HClO?H＋＋ClO－ Ka＝4.7×10－8 (2)CH3COOH酸性HClO酸性(填“大于”、“小于”或“等于”)，判断的依据：相同条件下，电离常数越大，电离程度越大，c(H＋)越大，酸性越强。 (3)电离平衡常数的意义：弱酸、弱碱的电离平衡常数能够反映酸碱性的相对强弱。电离平衡常数越大，电离程度越大。多元弱酸的电离以第一步电离为主，各级电离平衡常数的大小差距较大。 (4)外因对电离平衡常数的影响：电离平衡常数与其他化学平衡常数一样只与温度有关，与电解质的浓度无关，升高温度，K值增大，原因是电离是吸热过程。 2．碳酸是二元弱酸 (1)电离方程式是H2CO3?H＋＋HCO，HCO?H＋＋CO。 (2)电离平衡常数表达式：Ka1＝，Ka2＝。(3)比较大小：Ka1Ka2。 1．H2CO3的电离平衡常数Ka1＝4.3×10－7，Ka2＝5.6×10－11，它的Ka1、Ka2差别很大的原因(从电离平衡的角度解释)：_________________________________________________。 2．在Na2CO3中加醋酸产生CO2气体，试从电离平衡常数的角度解释原因[已知：K(CH3COOH)＝1.7×10－5；K(H2CO3)＝4.3×10－7。]：________________________________________________。 题组一　影响电离平衡常数的因素及其应用 1．25 ℃时，部分物质的电离平衡常数如表所示： 化学式 CH3COOH H2CO3 HClO 电离平衡常数 1.7×10－5 K1＝4.3×10－7 K2＝5.6×10－11 3.0×10－8 请回答下列问题：(1)CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由强到