高中化學(xué)人教版選修4學(xué)案3-1弱電解質(zhì)的電離

第三章水溶液中的離子平衡第一節(jié)弱電解質(zhì)的電離學(xué)習(xí)目標(biāo)核心素養(yǎng)1.能準(zhǔn)確判斷強(qiáng)、弱電解質(zhì)。2．會(huì)準(zhǔn)確書寫電解質(zhì)的電離方程式。3．會(huì)分析外界條件對(duì)電離平衡的影響。4．知道電離平衡常數(shù)的意義，會(huì)根據(jù)電離平衡常數(shù)比較弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱。5．能利用電離平衡常數(shù)進(jìn)行簡單的計(jì)算。1.宏觀辨識(shí)與微觀探析：宏觀辨識(shí)水溶液中的溶質(zhì)和溶劑、現(xiàn)象，微觀探究微粒的種類、數(shù)目和相互作用，對(duì)宏觀現(xiàn)象進(jìn)行解釋。2．變化觀念與平衡思想：弱電解質(zhì)的電離平衡與化學(xué)平衡類似，但比化學(xué)平衡復(fù)雜，在化學(xué)平衡基礎(chǔ)上理解弱電解質(zhì)的電離平衡。3．證據(jù)推理與模型認(rèn)知：水溶液中的離子平衡和化學(xué)反應(yīng)平衡均符合平衡移動(dòng)原理，可以建立與化學(xué)平衡類似的平衡模型。一、電解質(zhì)和非電解質(zhì)1．電解質(zhì)：在水溶液或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物是電解質(zhì)。2．非電解質(zhì)：在水溶液和熔融狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物是非電解質(zhì)。3．下列物質(zhì)中：①Cu、②NaCl固體、③NaOH固體、④K2SO4溶液、⑤CO2、⑥蔗糖、⑦NaCl溶液、⑧CH3COOH、⑨酒精。②③⑧是電解質(zhì)，⑤⑥⑨是非電解質(zhì)，①④⑦既不是電解質(zhì)，也不是非電解質(zhì)。二、強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)1．強(qiáng)電解質(zhì)(1)定義：在水溶液中能夠全部電離的電解質(zhì)。(2)常見的強(qiáng)電解質(zhì)：強(qiáng)酸、強(qiáng)堿和大部分的鹽。2．弱電解質(zhì)(1)定義：在水溶液中不能全部電離的電解質(zhì)。(2)常見的弱電解質(zhì)：弱酸、弱堿和水。三、電解質(zhì)電離方程式的書寫規(guī)則1．強(qiáng)電解質(zhì)完全電離，在寫電離方程式時(shí)，用“=”。如H2SO4：eq\a\vs4\al(H2SO4=2H＋＋SO\o\al(2－,4))。Ba(OH)2：Ba(OH)2=Ba2＋＋2OH－。BaSO4：eq\a\vs4\al(BaSO4=Ba2＋＋SO\o\al(2－,4))。2．弱電解質(zhì)部分電離，在寫電離方程式時(shí)，用“”。(1)一元弱酸、弱堿一步電離。如CH3COOH：CH3COOHCH3COO－＋H＋。NH3·H2O：NH3·H2ONHeq\o\al(＋,4)＋OH－。(2)多元弱酸分步電離，必須分步寫出，不可合并(其中以第一步電離為主)。如H2CO3：eq\a\vs4\al(H2CO3H＋＋HCO\o\al(－,3))(主)，HCOeq\o\al(－,3)eq\a\vs4\al(H＋＋CO\o\al(2－,3))(次)。(3)多元弱堿分步電離(較復(fù)雜)，在中學(xué)階段要求一步寫出。如Fe(OH)3：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。(4)兩性氫氧化物按兩種方式電離。如Al(OH)3：H2O＋AlOeq\o\al(－,2)＋H＋Al(OH)3Al3＋＋3OH－四、弱電解質(zhì)的電離平衡(1)弱電解質(zhì)的電離平衡的建立。在一定條件下(如溫度和濃度)，弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等時(shí)，電離過程達(dá)到電離平衡狀態(tài)。(2)弱電解質(zhì)的電離平衡形成過程中體系各粒子濃度的變化。以CH3COOH為例，可表示如下：五、電離常數(shù)探究點(diǎn)一強(qiáng)弱電解質(zhì)和電解質(zhì)的電離1．性質(zhì)對(duì)比強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)概念在水溶液里或熔融狀態(tài)下能夠完全電離成離子的電解質(zhì)在水溶液里只有部分電離成離子的電解質(zhì)相同點(diǎn)在水溶液里都能產(chǎn)生自由移動(dòng)的離子，都是電解質(zhì)不同點(diǎn)粒子的存在形式只存在電解質(zhì)電離產(chǎn)生的陰、陽離子，不存在電解質(zhì)分子大量存在電解質(zhì)分子，少量存在弱電解質(zhì)電離產(chǎn)生的離子電離過程不可逆，不存在電離平衡，電離方程式中用“=”可逆，存在電離平衡，電離方程式中用“”電離程度完全電離不完全電離化學(xué)鍵離子鍵、強(qiáng)極性鍵極性鍵2.常見的強(qiáng)、弱電解質(zhì)3．強(qiáng)弱電解質(zhì)的判斷(1)注意概念中“或”、“和”、“化合物”三個(gè)關(guān)鍵詞。①電解質(zhì)和非電解質(zhì)二者必須是化合物，單質(zhì)和混合物既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)。②電解質(zhì)在水溶液或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電，兩個(gè)條件滿足其中一個(gè)即可，而非電解質(zhì)在兩種情況下均不導(dǎo)電。(2)電解質(zhì)必須是電解質(zhì)本身電離出離子，否則不是電解質(zhì)。某些物質(zhì)的水溶液能導(dǎo)電，是由于它與水作用生成了能電離的物質(zhì)(電解質(zhì))，而非本身發(fā)生了電離，因而不是電解質(zhì)，如CO2、SO2、SO3、NH3等是非電解質(zhì)，而溶于水后生成的H2CO3、H2SO3、H2SO4、NH3·H2O等是電解質(zhì)。(3)溶于水后生成了新電解質(zhì)的化合物也可能是電解質(zhì)。如：Na2O、CaO、Na2O2等，它們?cè)谌廴跔顟B(tài)下能導(dǎo)電，所以它們自身即為電解質(zhì)。(4)對(duì)于一些難溶的物質(zhì)如BaSO4，由于溶解度太小，很難測(cè)出其溶液的導(dǎo)電性，但將BaSO4熔化成液態(tài)時(shí)，能電離出自由移動(dòng)的Ba2＋、SOeq\o\al(2－,4)，能夠?qū)щ?，故BaSO4也是電解質(zhì)。(5)不要認(rèn)為所有物質(zhì)不是電解質(zhì)就是非電解質(zhì)，電解質(zhì)和非電解質(zhì)都是針對(duì)化合物而言的，如Cu、Cl2等單質(zhì)，既不屬于電解質(zhì)，也不屬于非電解質(zhì)。(6)電解質(zhì)本身不一定導(dǎo)電，電解質(zhì)的導(dǎo)電是有條件的(水溶液或熔融狀態(tài))。導(dǎo)電物質(zhì)不一定是電解質(zhì)，非電解質(zhì)不導(dǎo)電。(7)電解質(zhì)的強(qiáng)、弱是由其內(nèi)部結(jié)構(gòu)決定的，它們的主要區(qū)別是在水溶液中能否完全電離。(8)電解質(zhì)的強(qiáng)弱與化學(xué)鍵沒有必然聯(lián)系。一般來說，強(qiáng)電解質(zhì)含離子鍵或強(qiáng)極性鍵，但含有強(qiáng)極性鍵的化合物不一定都是強(qiáng)電解質(zhì)，如HF就是弱電解質(zhì)。(9)電解質(zhì)的強(qiáng)、弱與其溶解性無關(guān)。某些難溶(或微溶)的鹽，如BaSO4、CaSO4等，雖然其溶解度很小，但溶于水的部分是完全電離的，它們?nèi)詫儆趶?qiáng)電解質(zhì)，有少數(shù)鹽盡管能溶于水，但只有部分電離，屬于弱電解質(zhì)，如(CH3COO)2Pb等。(10)溶液的導(dǎo)電性取決于溶液中自由移動(dòng)離子的濃度和所帶的電荷，與電解質(zhì)的強(qiáng)弱無必然聯(lián)系。4．電解質(zhì)電離的條件(1)NaCl、NaOH等鹽、強(qiáng)堿類離子化合物在水溶液里或熔融狀態(tài)下都發(fā)生電離，都能導(dǎo)電。(2)Na2O、MgO等活潑金屬氧化物類離子化合物在熔融狀態(tài)下能電離且能導(dǎo)電，或與水反應(yīng)(如Na2O)，或不溶于水，因此不談它們?cè)谒芤褐械碾婋x。(3)HCl、H2SO4、CH3COOH等酸類共價(jià)化合物在水溶液中能電離，能導(dǎo)電，但在熔融狀態(tài)(即純液體)下不電離，不導(dǎo)電，在其純液體中只有分子，沒有離子。要注意：共價(jià)化合物在熔融狀態(tài)下不發(fā)生電離！(4)NaHCO3、NH4Cl等熱穩(wěn)定性較差的鹽類電解質(zhì)受熱易分解，因此只談它們?cè)谒芤褐械碾婋x。(5)強(qiáng)酸的酸式鹽在熔融狀態(tài)下和水溶液里的電離是不相同的，如：NaHSO4eq\o(=,\s\up7(熔融))Na＋＋HSOeq\o\al(－,4)(只斷裂離子鍵)，NaHSO4eq\o(=,\s\up7(水))Na＋＋H＋＋SOeq\o\al(2－,4)(斷裂離子鍵、共價(jià)鍵)。1．在醋酸溶液中存在CH3COOH、H＋、OH－，可以證明醋酸是弱電解質(zhì)嗎？提示：可以，弱電解質(zhì)在水溶液中不完全電離，存在弱電解質(zhì)分子和離子，而強(qiáng)電解質(zhì)完全電離，在溶液中只有離子，無溶質(zhì)分子。2．下列兩種說法是否正確？你能得到哪些啟示？(1)CaCO3難溶于水，其水溶液的導(dǎo)電能力很弱，故CaCO3是弱電解質(zhì)。(2)飽和氨水的導(dǎo)電能力比飽和Ca(OH)2溶液的強(qiáng)，故Ca(OH)2是弱電解質(zhì)。提示：(1)不正確；雖然CaCO3難溶于水，但其溶于水的部分在水中完全電離，故CaCO3是強(qiáng)電解質(zhì)。(2)不正確；飽和氨水的導(dǎo)電能力雖然較強(qiáng)，但溶液中的NH3·H2O只有一部分發(fā)生了電離，Ca(OH)2溶于水的部分在水中完全電離，故Ca(OH)2是強(qiáng)電解質(zhì)。即電解質(zhì)的強(qiáng)弱與化合物的溶解度、水溶液的導(dǎo)電能力無關(guān)，只與其在水中能否完全電離有關(guān)。3．Na2O、NH4Cl在什么條件下能導(dǎo)電？提示：Na2O、NH4Cl都是離子化合物，都是強(qiáng)電解質(zhì)，在一定條件下都能導(dǎo)電。Na2O易與水發(fā)生化學(xué)反應(yīng)：Na2O＋H2O=2Na＋＋2OH－，Na2O的水溶液實(shí)質(zhì)上是NaOH的水溶液，自然就不存在Na2O水溶液導(dǎo)電的問題。Na2O受熱熔化后發(fā)生電離：Na2Oeq\o(=,\s\up7(熔融))2Na＋＋O2－，故Na2O在熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電。NH4Cl在常壓下受熱時(shí)，熔化前就先分解：NH4Cleq\o(=,\s\up7(△))NH3↑＋HCl↑，在常壓下不存在NH4Cl熔融狀態(tài)下導(dǎo)電的問題。NH4Cl易溶于水，溶解后完全電離：NH4Cl=NHeq\o\al(＋,4)＋Cl－，故NH4Cl在水溶液中能導(dǎo)電。Na2O、NH4Cl在晶體狀態(tài)下都不導(dǎo)電?！纠?】有關(guān)電解質(zhì)的下列敘述中正確的是()A．鹽酸的導(dǎo)電性比乙酸溶液的導(dǎo)電性強(qiáng)，說明乙酸是弱酸B．因?yàn)檠趸浫苡谒軐?dǎo)電，所以氧化鉀是電解質(zhì)C．強(qiáng)電解質(zhì)中一定含有離子鍵，弱電解質(zhì)中一定含有弱極性共價(jià)鍵D．某物質(zhì)能導(dǎo)電，說明該物質(zhì)一定含有能自由移動(dòng)的帶電荷的微?！舅悸贩治觥繉?duì)于概念型判斷題，當(dāng)無法從正面判斷正誤時(shí)，可以列舉反例。如果能列舉出反例，說明原命題錯(cuò)誤，如果無法列舉出反例，一定要仔細(xì)分析原命題，因?yàn)榧词古e不出反例，原命題也未必正確，所以應(yīng)注意能力的培養(yǎng)，提高分析問題和解決問題的能力?！窘馕觥恐挥袦囟认嗤?，濃度相同，酸的元數(shù)相同時(shí)，才能通過比較溶液的導(dǎo)電性來判斷酸的強(qiáng)弱，故A錯(cuò)；K2O溶于水生成KOH，K2O是電解質(zhì)的原因是其在熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電，故B錯(cuò)；HCl無離子鍵，是強(qiáng)電解質(zhì)，HF是弱電解質(zhì)，含有強(qiáng)極性鍵，故C錯(cuò)；D正確。故選D?！敬鸢浮緿已知：①Al(OH)3的電離方程式為H＋＋AlOeq\o\al(－,2)＋H2OAl(OH)33OH－＋Al3＋②無水AlCl3晶體的沸點(diǎn)為182.9℃，溶于水的電離方程式為AlCl3=Al3＋＋3Cl－③PbSO4難溶于水，易溶于CH3COONa溶液，反應(yīng)的化學(xué)方程式為PbSO4＋2CH3COONa=Na2SO4＋(CH3COO)2Pb。下列關(guān)于Al(OH)3、AlCl3和(CH3COO)2Pb的說法正確的是(D)A．均為弱電解質(zhì)B．均為強(qiáng)電解質(zhì)C．均為離子化合物D．均為共價(jià)化合物解析：由Al(OH)3能發(fā)生酸式電離Al(OH)3H＋＋AlOeq\o\al(－,2)＋H2O可知，Al(OH)3是共價(jià)化合物，是弱電解質(zhì)；由AlCl3晶體的沸點(diǎn)為182.9℃可知，AlCl3是共價(jià)化合物；由AlCl3的電離方程式可知，AlCl3完全電離，是強(qiáng)電解質(zhì)；由反應(yīng)PbSO4＋2CH3COONa=Na2SO4＋(CH3COO)2Pb可以推知，(CH3COO)2Pb一定是難電離的物質(zhì)(否則復(fù)分解反應(yīng)不能發(fā)生)，是弱電解質(zhì)，也是共價(jià)化合物。綜上所述，應(yīng)選D。把0.05molNaOH固體分別加入下列100mL液體中，溶液的導(dǎo)電能力變化不大的是(B)A．自來水 B．0.5mol/L鹽酸C．0.5mol/L醋酸溶液 D．0.5mol/L硝酸鉀溶液解析：離子濃度越大，離子所帶的電荷越多，溶液導(dǎo)電能力越強(qiáng)。A項(xiàng)，NaOH溶于自來水產(chǎn)生大量的Na＋、OH－，則溶液導(dǎo)電能力增強(qiáng)；B項(xiàng)，原溶液c(H＋)＝c(Cl－)＝0.5mol/L，加入NaOH后，c(Na＋)＝c(Cl－)＝0.5mol/L，則離子濃度基本不變，導(dǎo)電能力基本不變；C項(xiàng)，加入NaOH后，CH3COOH＋OH－=CH3COO－＋H2O，c(CH3COO－)、c(Na＋)增大，導(dǎo)電能力增強(qiáng)；D項(xiàng)，KNO3與NaOH不反應(yīng)，在原K＋、NOeq\o\al(－,3)濃度不變的前提下，又新增了Na＋和OH－，故導(dǎo)電能力增強(qiáng)。故選B。探究點(diǎn)二影響電離平衡的因素1．內(nèi)因電解質(zhì)本身的性質(zhì)，決定了弱電解質(zhì)在水中達(dá)到電離平衡時(shí)電離程度的大小。2．外因電離平衡從本質(zhì)上講是一種化學(xué)平衡，故影響化學(xué)平衡的因素也是影響電離平衡的因素。(1)濃度：對(duì)于同一弱電解質(zhì)，稀釋溶液會(huì)促進(jìn)弱電解質(zhì)的電離。(2)溫度：升高溫度會(huì)促使弱電解質(zhì)的電離平衡向電離方向移動(dòng)；降低溫度會(huì)促使弱電解質(zhì)的電離平衡向生成弱電解質(zhì)分子的方向移動(dòng)。根據(jù)化學(xué)平衡移動(dòng)原理，在其他條件不變的情況下，升高溫度，平衡向吸熱反應(yīng)方向移動(dòng)；降低溫度，平衡向放熱反應(yīng)方向移動(dòng)，故溫度對(duì)電離平衡的影響，體現(xiàn)了電離平衡的特點(diǎn)——弱電解質(zhì)的電離是吸熱過程。(3)同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液中加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，相當(dāng)于增大了弱電解質(zhì)電離出的離子濃度，故電離平衡向生成弱電解質(zhì)分子的方向移動(dòng)。(4)離子反應(yīng)效應(yīng)：若向弱電解質(zhì)溶液中加入能與弱電解質(zhì)電離出的離子發(fā)生反應(yīng)的另一種物質(zhì)，相當(dāng)于減小了弱電解質(zhì)電離出的離子濃度，故電離平衡向電離方向移動(dòng)。3．以0.1mol·L－1的CH3COOH的電離為例，分析改變外界條件對(duì)電離平衡的影響。實(shí)例(稀溶液)CH3COOHCH3COO－＋H＋ΔH>0改變條件加水稀釋加入少量冰醋酸加入HCl(g)加入NaOH(s)加入鎂粉升溫加入CH3COONa(s)平衡移動(dòng)方向向右向右向左向右向右向右向左n(H＋)增大增大增大減小減小增大減小c(H＋)減小增大增大減小減小增大減小c(CH3COO－)減小增大減小增大增大增大增大c(CH3COOH)減小增大增大減小減小減小增大電離程度增大減小減小增大增大增大減小導(dǎo)電能力減弱增強(qiáng)增強(qiáng)增強(qiáng)增強(qiáng)增強(qiáng)增強(qiáng)4.加水稀釋，電離平衡向電離方向移動(dòng)，由于溶液體積增大是主要的，故溶液中離子濃度減小，導(dǎo)電能力減弱。但對(duì)于濃溶液加水稀釋或純電解質(zhì)加水稀釋時(shí)，溶液的導(dǎo)電能力變化情況就不同了。例如：冰醋酸的稀釋。冰醋酸稀釋過程中c(H＋)的變化：在向醋酸中加水之前，醋酸分子尚未電離，c(H＋)＝0。在加水稀釋之后，醋酸的電離開始，隨著水的逐漸加入，電離平衡逐漸向生成CH3COO－和H＋的方向移動(dòng)，c(H＋)逐漸增大，溶液導(dǎo)電能力增強(qiáng)，A點(diǎn)c(H＋)最大，溶液導(dǎo)電性最強(qiáng)。A點(diǎn)再加水稀釋，雖然電離程度進(jìn)一步增大，但因加入水的量增大，c(H＋)反而逐漸減小。所以B點(diǎn)c(H＋)小于A點(diǎn)，導(dǎo)電性也小于A點(diǎn)。整個(gè)稀釋過程中c(H＋)由小(0)→大→小(接近于0)。向一定濃度的氨水中加入少量酚酞試液，溶液呈紅色，若加熱，有何變化？提示：溶液的紅色加深，原因是加熱時(shí)促進(jìn)了一水合氨的電離，溶液中氫氧根離子濃度增大，堿性增強(qiáng)?！纠?】已知0.1mol·L－1的醋酸溶液中存在電離平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，要使溶液中c(H＋)/c(CH3COOH)值增大，可以采取的措施是()A．加少量燒堿溶液 B．降低溫度C．加少量冰醋酸 D．加水【思路分析】Ⅰ.體積一定，濃度之比等于物質(zhì)的量之比：eq\f(cH＋,cCH3COOH)＝eq\f(cH＋·V,cCH3COOH·V)＝eq\f(nH＋,nCH3COOH)。Ⅱ.由K＝eq\f(cCH3COO－·cH＋,cCH3COOH)整理出相關(guān)粒子濃度比例關(guān)系：eq\f(cH＋,cCH3COOH)＝eq\f(K,cCH3COO－)?！窘馕觥考由倭縉aOH溶液，K不變，c(CH3COO－)增加，eq\f(K,cCH3COO－)減小，所以eq\f(cH＋,cCH3COOH)減小，A錯(cuò)。降溫，平衡左移，n(H＋)減小，n(CH3COOH)增大，所以eq\f(nH＋,nCH3COOH)減小，B錯(cuò)；加少量冰醋酸，c(CH3COO－)增大，K不變，eq\f(K,cCH3COO－)減小，C錯(cuò)；加水，K不變，c(CH3COO－)減小，eq\f(K,cCH3COO－)增大?！敬鸢浮緿在0.1mol·L－1CH3COOH溶液中存在如下電離平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，對(duì)于該平衡，下列敘述正確的是(B)A．加入水時(shí)，平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)B．加入少量NaOH固體，平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)C．加入少量0.1mol·L－1HCl溶液，溶液中c(H＋)減小D．加入少量CH3COONa固體，平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)解析：A項(xiàng)加水稀釋時(shí)，CH3COOH電離程度增大，平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)。C項(xiàng)因?yàn)镠Cl是強(qiáng)電解質(zhì)，完全電離，加入后雖然抑制了CH3COOH電離，平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)，但c(H＋)增大。D項(xiàng)CH3COONa為強(qiáng)電解質(zhì)，完全電離使溶液中c(CH3COO－)增大，抑制CH3COOH電離，平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)。而B項(xiàng)加NaOH固體，中和了CH3COOH電離產(chǎn)生的H＋，平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)。探究點(diǎn)三電離常數(shù)1．概念在一定條件下，弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡時(shí)溶液中各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的分子濃度的比是一個(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡稱電離常數(shù)，用K表示(酸用Ka表示，堿用Kb表示)。2．表達(dá)式當(dāng)ABA＋＋B－達(dá)到電離平衡時(shí)，電離常數(shù)K＝eq\f(cA＋·cB－,cAB)。(1)一元弱酸、一元弱堿的電離常數(shù)例如：CH3COOHCH3COO－＋H＋Ka＝eq\f(cCH3COO－·cH＋,cCH3COOH)NH3·H2ONHeq\o\al(＋,4)＋OH－Kb＝eq\f(cNH\o\al(＋,4)·cOH－,cNH3·H2O)(2)多元弱酸的電離常數(shù)多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的，每步各有其電離常數(shù)，依次用K1、K2、K3等來分別表示。例如二元弱酸H2S的電離分二步：H2SH＋＋HS－K1＝eq\f(cH＋·cHS－,cH2S)＝1.32×10－7HS－H＋＋S2－K2＝eq\f(cH＋·cS2－,cHS－)＝7.10×10－15又如三元弱酸H3PO4的電離分三步：H3PO4H＋＋H2POeq\o\al(－,4)K1＝eq\f(cH2PO\o\al(－,4)·cH＋,cH3PO4)H2POeq\o\al(－,4)H＋＋HPOeq\o\al(2－,4)K2＝eq\f(cHPO\o\al(2－,4)·cH＋,cH2PO\o\al(－,4))HPOeq\o\al(2－,4)H＋＋POeq\o\al(3－,4)K3＝eq\f(cPO\o\al(3－,4)·cH＋,cHPO\o\al(2－,4))多元弱酸各步電離常數(shù)大小的比較為K1?K2?K3，因此多元弱酸的酸性主要由第一步電離所決定。第一步電離產(chǎn)生的H＋對(duì)第二步電離起抑制作用。3．意義(1)電離常數(shù)數(shù)值的大小，可以估算弱電解質(zhì)電離的趨勢(shì)。K值越大，電離程度越大。如相同條件下常見物質(zhì)的酸性強(qiáng)弱：H2SO3(中強(qiáng)酸)>H3PO4(中強(qiáng)酸)>HF>HCOOH>COOH>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO>HCN>OH。(2)多元弱酸溶液中的離子濃度比較依據(jù)。如H2S分兩步電離，第一步強(qiáng)(K1＝1.3×10－7)，第二步弱(K2＝7.1×10－15)，則有c(H＋)>c(HS－)>c(S2－)>c(OH－)。又如H3PO4分三步電離，第一步最強(qiáng)(K1＝7.1×10－3)，第二步較弱(K2＝6.3×10－8)，第三步最弱(K3＝4.2×10－13)，則有c(H＋)>c(H2POeq\o\al(－,4))>c(HPOeq\o\al(2－,4))>c(POeq\o\al(3－,4))>c(OH－)。4．影響因素(1)電離常數(shù)由物質(zhì)本身的性質(zhì)決定。(2)電離常數(shù)隨溫度變化而變化，但由于電離過程熱效應(yīng)較小，溫度改變對(duì)電離常數(shù)影響不大，其數(shù)量級(jí)一般不變，所以室溫范圍內(nèi)可忽略溫度對(duì)電離常數(shù)的影響。(3)電離常數(shù)與弱酸、弱堿的濃度無關(guān)。同一溫度下，不論弱酸、弱堿的濃度如何變化，電離常數(shù)是不會(huì)改變的。能否說弱電解質(zhì)的電離常數(shù)越大，溶液的導(dǎo)電能力越強(qiáng)？提示：不能。弱電解質(zhì)的電離常數(shù)越大，只能說明其分子在水溶液中發(fā)生電離的程度越大，但其水溶液中離子的濃度不一定大，溶液的導(dǎo)電能力也不一定強(qiáng)?！纠?】已知下面三個(gè)數(shù)據(jù)：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分別是下列有關(guān)的三種酸的電離平衡常數(shù)，若已知這些酸可發(fā)生如下反應(yīng)：①NaCN＋HNO2=HCN＋NaNO2②NaCN＋HF=HCN＋NaF③NaNO2＋HF=HNO2＋NaF由此可判斷下列敘述中，不正確的是()A．HF的電離平衡常數(shù)為7.2×10－4B．HNO2的電離平衡常數(shù)為4.9×10－10C．根據(jù)①③兩個(gè)反應(yīng)即可知三種酸的相對(duì)強(qiáng)弱D．HNO2的電離平衡常數(shù)比HCN大，比HF小【解析】根據(jù)規(guī)律“較強(qiáng)酸＋較弱酸鹽→較弱酸＋較強(qiáng)酸鹽”和已知化學(xué)方程式知酸性：HF>HNO2>HCN。根據(jù)一定溫度下酸的酸性越弱，電離常數(shù)越小的規(guī)律知，K(HF)>K(HNO2)>K(HCN)?！敬鸢浮緽已知25℃K＝eq\f(cCH3COO－·cH＋,cCH3COOH)＝1.75×10－5，下列有關(guān)說法可能成立的是(D)A．25℃下，向該溶液中加入一定量的鹽酸時(shí)，K＝8×10B．25℃下，向該溶液中加入一定量的鹽酸時(shí)，K＝8×10C．標(biāo)準(zhǔn)狀況下，醋酸溶液中K＝1.75×10－5D．升高一定溫度，K＝7.2×10－5解析：由電離常數(shù)的概念可知，K為醋酸的電離常數(shù)。由于電離常數(shù)只隨溫度改變而改變，故可排除A、B；醋酸電離過程吸熱，升溫，K增大，降溫，K減小，則標(biāo)準(zhǔn)狀況下，K<1.75×10－5，升溫，K增大，因此C錯(cuò)、D對(duì)。故選D。探究點(diǎn)四一元強(qiáng)酸與一元弱酸的比較1．同體積、同物質(zhì)的量濃度的一元強(qiáng)酸與一元弱酸的比較比較項(xiàng)目c(H＋)酸性中和堿的能力與足量活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2的總量與同一金屬反應(yīng)時(shí)的起始反應(yīng)速率與足量活潑金屬反應(yīng)過程的速率變化一元強(qiáng)酸大強(qiáng)相同相同大下降的快一元弱酸小弱小下降的慢2.同體積、同c(H＋)的一元強(qiáng)酸與一元弱酸的比較比較項(xiàng)目c(酸)酸性中和堿的能力與足量活潑金屬產(chǎn)生H2的總量與同一金屬反應(yīng)時(shí)的起始反應(yīng)速率與足量活潑金屬反應(yīng)過程中的速率變化一元強(qiáng)酸小相同小少相同下降的快一元弱酸大大多下降的慢1．在濃度均為0.01mol·L－1的強(qiáng)酸HA溶液與弱酸HB溶液中，c(A－)與c(B－)的關(guān)系如何？在c(H＋)均為0.01mol·L－1的強(qiáng)酸HA溶液與弱酸HB溶液中，c(A－)與c(B－)的關(guān)系又如何？提示：強(qiáng)酸HA完全電離，而弱酸HB部分電離，則濃度均為0.01mol·L－1的兩溶液中c(A－)>c(B－)；而在c(H＋)均為0.01mol·L－1的兩溶液中c(A－)＝c(B－)。2．將濃度均為0.01mol·L－1的強(qiáng)酸HA溶液和弱酸HB溶液分別加水稀釋10倍后c(H＋)如何變化？將c(H＋)均為0.01mol·L－1的HA強(qiáng)酸溶液與HB弱酸溶液作同樣處理，c(H＋)又如何變化？提示：濃度均為0.01mol·L－1的強(qiáng)酸HA溶液和弱酸HB溶液，加水稀釋10倍，濃度變?yōu)?.001mol·L－1，由于強(qiáng)酸HA完全電離，而弱酸HB部分電離，故稀釋后：c(H＋)HA＝0.001mol·L－1，c(H＋)HB<0.001mol·L－1；c(H＋)＝0.01mol·L－1的強(qiáng)酸HA溶液加水稀釋10倍，c(H＋)HA變?yōu)?.001mol·L－1，而弱酸HB溶液中存在HBH＋＋B－的電離平衡，加水稀釋，平衡正移H＋的物質(zhì)的量會(huì)增大，則c(H＋)HB>0.001mol·L－1?！纠?】H＋濃度相同的等體積的兩份溶液A和B，A為鹽酸，B為醋酸，分別和鋅反應(yīng)，若最后僅有一份溶液中存在鋅，且放出的氫氣的體積相等，則下列說法正確的是()①反應(yīng)所需要的時(shí)間B>A②開始反應(yīng)時(shí)的速率A>B③參加反應(yīng)的鋅的物質(zhì)的量A＝B④反應(yīng)過程的平均速率B>A⑤鹽酸中有鋅剩余⑥醋酸中有鋅剩余A．③④⑤B．③④⑥C．②③⑤D．②③⑤⑥【解析】鋅與鹽酸和醋酸的反應(yīng)本質(zhì)相同：Zn＋2H＋=Zn2＋＋H2↑。起始時(shí)c(H＋)相同，因此開始時(shí)反應(yīng)速率相同；因放出H2的體積相同，所以參加反應(yīng)的鋅相等；隨著反應(yīng)的進(jìn)行，醋酸的電離平衡被破壞，向著電離方向移動(dòng)，故H＋的變化小于鹽酸，所以在反應(yīng)過程中醋酸中生成氫氣的速率大于鹽酸中的；鋅不可能在醋酸中剩余，因?yàn)镠＋濃度相等的同體積醋酸和鹽酸相比，醋酸的濃度大于鹽酸的濃度?！敬鸢浮緼在a、b兩支試管中，分別裝入形態(tài)相同、質(zhì)量相等的一顆鋅粒，然后向兩支試管中分別加入相同物質(zhì)的量濃度、相同體積的鹽酸和稀醋酸。填寫下列空白：(1)a、b兩支試管中的現(xiàn)象：相同點(diǎn)是都產(chǎn)生無色氣泡；不同點(diǎn)是a中反應(yīng)速率較快，原因是鹽酸是強(qiáng)酸，醋酸是弱酸，鹽酸溶液中c(H＋)大。(2)a、b兩支試管中生成氣體的體積開始時(shí)是V(a)大于V(b)；反應(yīng)完畢后生成氣體的總體積是V(a)等于V(b)，原因是開始反應(yīng)時(shí)，鹽酸溶液中H＋濃度較大，但H＋的總的物質(zhì)的量相等。解析：鋅粒與酸反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是Zn與酸電離出的H＋發(fā)生置換反應(yīng)產(chǎn)生H2，c(H＋)越大，產(chǎn)生H2的速率越快。鹽酸是強(qiáng)電解質(zhì)，醋酸是弱電解質(zhì)，在起始的物質(zhì)的量濃度相同時(shí)，鹽酸電離出的H＋遠(yuǎn)大于醋酸電離出的H＋，但由于醋酸中存在電離平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋，隨著Zn與H＋的反應(yīng)，CH3COOH不斷電離出H＋，平衡右移，Zn繼續(xù)與H＋反應(yīng)，故反應(yīng)后期醋酸產(chǎn)生H2的速率大，由于n(HCl)＝n(CH3COOH)，所以鹽酸和醋酸與Zn反應(yīng)產(chǎn)生H2的體積相等。1．下列說法正確的是(D)A．Ca(OH)2微溶于水，所以是弱電解質(zhì)B．在水中能電離出離子的化合物一定是離子化合物C．CO2分子中含有極性鍵，且溶于水能導(dǎo)電，所以CO2是電解質(zhì)D．NH3·H2O在水中只能部分電離，所以是弱電解質(zhì)解析：區(qū)別強(qiáng)、弱電解質(zhì)的依據(jù)是看其溶于水后能否完全電離，和其溶解度大小無必然聯(lián)系。Ca(OH)2雖微溶于水，但溶于水的部分能完全電離，所以是強(qiáng)電解質(zhì)，A項(xiàng)錯(cuò)誤；某些共價(jià)化合物在水中也能電離出離子，如H2SO4等，B項(xiàng)錯(cuò)誤；CO2溶于水能導(dǎo)電是由于和水發(fā)生反應(yīng)生成了H2CO3，所以CO2是非電解質(zhì)，C項(xiàng)錯(cuò)誤。2．醋酸的下列性質(zhì)中，可以證明它是弱電解質(zhì)的是(C)①1mol/L的醋酸溶液中c(H＋)＝0.01mol/L②醋酸以任意比與水互溶③10mL1mol/L的醋酸溶液恰好與10mL1mol/L的NaOH溶液完全反應(yīng)④在相同條件下，醋酸溶液的導(dǎo)電性比鹽酸弱A．④ B．①③④C．①④ D．②④解析：①中若醋酸完全電離，則c(H＋)＝1mol/L，而現(xiàn)在c(H＋)＝0.01mol/L，說明醋酸部分電離，為弱電解質(zhì)；③是與強(qiáng)堿能進(jìn)行到底的反應(yīng)，不能說明其電離程度的大小；④是在相同條件下，即在同溫、同濃度下的比較，導(dǎo)電性弱，說明醋酸溶液中離子濃度小，即電離程度小，鹽酸中的HCl是完全電離的，故說明醋酸是部分電離，為弱電解質(zhì)。3．如圖所示，滴定管盛甲溶液，燒杯里盛乙溶液。隨著甲溶液不斷滴入，電燈漸漸變暗后熄滅，繼續(xù)滴入，電燈又亮起來。下列能夠產(chǎn)生上述現(xiàn)象的是(B)A．甲：NH3·H2O，乙：FeCl3B．甲：MgSO4，乙：Ba(OH)2C．甲：NaOH，乙：AlCl3D．甲：HCl，乙：AgCl解析：A選項(xiàng)錯(cuò)誤，由于反應(yīng)生成氯化銨，過程中電燈不會(huì)熄滅；B選項(xiàng)正確，反應(yīng)生成的硫酸鋇和氫氧化鎂都難溶于水，所以導(dǎo)電性減弱，電燈變暗后熄滅，但隨著硫酸鎂的滴入，離子濃度變大，最終電燈會(huì)變亮。故選B。4．在100mL0.1mol/L的醋酸溶液中，欲使醋酸的電離程度增大，H＋濃度減小，可采用的方法是(D)A．加熱B．加入0.1mol/L的醋酸溶液100mLC．加入少量的0.5mol/L的硫酸D．加入少量的1mol/L的NaOH溶液解析：當(dāng)外界條件發(fā)生改變時(shí)，電離平衡會(huì)被破壞，平衡的移動(dòng)會(huì)導(dǎo)致弱電解質(zhì)的電離程度改變，平衡體系中各微粒的濃度發(fā)生變化。分析電離平衡的移動(dòng)，完全可以運(yùn)用勒夏特列原理，因?yàn)殡婋x平衡也是化學(xué)平衡的一種。5．已知某溫度下，K(HCN)＝6.2×10－10、K(HF)＝6.8×10－4、K(CH3COOH)＝1.8×10－5、K(HNO2)＝6.4×10－6。物質(zhì)的量濃度都為0.1mol/L的下列溶液中，c(H＋)濃度由大到小的次序是(B)A．HCN>HNO2>CH3COOH>HFB．HF>CH3COOH>HNO2>HCNC．HCN>CH3COOH>HF>HNO2D．CH3COOH>HCN>HF>HNO2解析：四者的電離常數(shù)大小關(guān)系為：K(HF)>K(CH3COOH)>K(HNO2)>K(HCN)，則酸性強(qiáng)弱關(guān)系為HF>CH3COOH>HNO2>HCN。同濃度下，c(H＋)大小與酸性強(qiáng)弱成正比。故選B。6．在溫度不變的條件下，加水稀釋0.1mol·L－1氨水，隨著水的量的增加，下列關(guān)系式的數(shù)值變小的是(A)A.eq\f(cNH3·H2O,cOH－) B.eq\f(cNH\o\al(＋,4)cOH－,cNH3·H2O)C．n(OH－) D.eq\f(cH＋,cOH－)解析：NH3·H2O的電離平衡常數(shù)K＝eq\f(cNH\o\al(＋,4)·cOH－,cNH3·H2O)，則eq\f(cNH3·H2O,cOH－)＝eq\f(cNH\o\al(＋,4),K)。在溫度不變的條件下，K不變，稀釋過程中c(NHeq\o\al(＋,4))逐漸減小，因此eq\f(cNH3·H2O,cOH－)隨著稀釋而減小，A正確；溫度不變時(shí)，K不變，B錯(cuò)誤；稀釋促進(jìn)NH3·H2O的電離，n(OH－)增大，C錯(cuò)誤；稀釋時(shí)，溶液的堿性減弱，酸性相對(duì)增強(qiáng)，eq\f(cH＋,cOH－)增大，D錯(cuò)誤。7．在相同溫度時(shí)，100mL0.01mol/L的醋酸溶液與10mL0.1mol/L的醋酸溶液相比較，下列數(shù)值前者大于后者的是(B)A．中和時(shí)所需NaOH的量B．電離的程度C．H＋的物質(zhì)的量濃度D．CH3COOH的物質(zhì)的量解析：相同溫度時(shí)100mL0.01mol/L的醋酸溶液與10mL0.1mol/L的醋酸溶液所含CH3COOH的物質(zhì)的量相等，中和時(shí)所需NaOH的量也相等。弱電解質(zhì)濃度越小，越有利于電離，因此前者電離程度比后者大，但H＋的物質(zhì)的量濃度比后者小。8．現(xiàn)有物質(zhì)①硫酸銅晶體②碳酸鈣固體③純磷酸④硫化氫⑤三氧化硫⑥金屬鎂⑦石墨⑧固態(tài)苛性鉀⑨氨水⑩熟石灰固體?液態(tài)HCl?液態(tài)CH3COOH，按下列要求填空。(1)屬于強(qiáng)電解質(zhì)的是①②⑧⑩?(填序號(hào)，下同)