知识清单21电离平衡-上好课2025年高考化学一轮复习知识清单（新高考专用）（解析版）_05高考化学_2025年新高考资料_一轮复习_上好课2025年高考化学一轮复习知识清单3246985

知识清单 21 电离平衡 知识点01弱电解质的电离平衡及影响因素 知识点02电离平衡常数及应用知识点 01 弱电解质的电离平衡及影响因素 1．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。 平衡建立过程如图所示： (2)电离平衡的特征 ①弱：研究对象是弱电解质。 ②等：弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成弱电解质分子的速率相等。 ③动：电离平衡是一种动态平衡，即1mol CHCOOH电离同时则有1mol CHCOOH分子形成。 3 3 ④定：条件不变，溶液中各分子、离子的浓度不变，溶液里既有离子又有分子。 ⑤变：条件改变时，电离平衡发生移动，各粒子的浓度要发生改变。 2．影响电离平衡的因素 (1)影响电离平衡的内因： 影响电离平衡的内因是弱电解质本身的结构与性质，其他条件相同时，电解质越弱越难电离。 (2)影响电离平衡的外因： ①浓度：向弱电解质溶液中加水稀释，电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大； ②温度：电解质的电离一般是吸热过程，升高温度，电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大； ③同离子效应：加入与电解质电离出相同离子的强电解质，电离平衡向形成分子的方向移动，电离 程度减小； ④酸碱效应：加入强酸（或强碱），弱酸（或弱碱）的电离平衡向形成分子的方向移动，电离程度 减小；弱碱（或弱酸）的电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大； ⑤加入能与离子反应的物质，电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大。 以0.1 mol·L－1 CHCOOH溶液为例，填写外界条件对CHCOOH(aq)CHCOO－(aq)＋H＋(aq) ΔH 3 3 3 ＞0的影响。 改变条件 平衡移动方向 n(H＋) c(H＋) 导电能力 加水稀释 向右 增大 减小 减弱 加入少量冰醋酸 向右 增大 增大 增强通入HCl(g) 向左 增大 增大 增强 加NaOH(s) 向右 减小 减小 增强 加CHCOONa(s) 向左 减小 减小 增强 3 升高温度 向右 增大 增大 增强 【易错提醒】 (1)一般情况下，加水稀释时，弱电解质电离产生离子的浓度减小，并非溶液中所有离子的浓度都减 小。如CHCOOH溶液加水稀释时，c(CHCOO－)、c(H＋)减小，但溶液中c(OH－)反而增大。 3 3 (2)电离平衡向右移动，电离程度不一定增大，如向CHCOOH溶液中加入冰醋酸，CHCOOH电离 3 3 程度减小。 3．电解质溶液的导电能力 电解质溶液的导电能力取决于溶液中自由移动离子的浓度和离子所带电荷数，自由移动离子的浓度 越大、离子所带电荷数越多，导电能力越强。 【特别提示】 1．判断弱电解质的三个角度 角度1：弱电解质的定义，即弱电解质不能完全电离。如0.1 mol·L－1的CHCOOH溶液的pH>1。 3 角度2：弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动。如pH＝1的CHCOOH溶液加水稀 3 释10倍后，17。 2．以冰醋酸稀释为例分析稀释过程中pH的变化 (1)冰醋酸稀释过程中，pH先减小后增大，其中O→b为冰醋酸溶解并建立平衡过程，b→c为醋酸溶 液稀释后平衡移动过程。 (2)强酸溶液稀释10倍，pH增大1；弱酸溶液稀释10倍，pH增大小于1，例如pH＝4的醋酸溶液稀 释10倍，4K >K ……，当K K 时，计算多元弱酸中的c(H＋) a1 a2 a3 a1 a2 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。 ≫ 【归纳小结】电离平衡常数的应用 (1)根据电离平衡常数可以判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，相同条件下，电离平衡常数越大，酸性(或 碱性)越强。(2)根据电离常数可以判断盐与酸(或碱)反应是否发生，相同条件下相对强的酸(或碱)制相对弱的酸 (或碱)。 (3)根据浓度商Q与电离平衡常数K的相对大小判断电离平衡的移动方向。 (4)根据电离平衡常数判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。 如0.1 mol·L－1 CHCOOH溶液加水稀释，＝＝，加水稀释时，c(H＋)减小，K 值不变，则增大。 3 a 4．电离度 (1)概念 在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质分子总数的百分比。 (2)表示方法 α＝×100%，也可表示为α＝×100%。 (3)影响因素 ①相同温度下，同一弱电解质，浓度越大，其电离度(α)越小。 ②相同浓度下，同一弱电解质，温度越高，其电离度(α)越大。 【特别提示】电离度(α)与电离平衡常数(K、K )之间的关系 a b ①一元弱酸(以CHCOOH为例) 3 设常温下，浓度为c mol·L－1的醋酸的电离度为α CHCOOHCHCOO－＋H＋ 3 3 起始(mol·L－1) c 0 0 转化(mol·L－1) c·α c·α c·α 平衡(mol·L－1) c－cα≈c c·α c·α K＝＝cα2、α＝，c(H＋)＝cα＝。 a ②一元弱碱(如NH ·H O，电离常数为K ) 3 2 b 同理可得：K ＝cα2，c(OH－)＝cα＝。 b (1)弱电解质电离平衡右移，电离平衡常数一定增大。( × ) 错因 电离平衡常数只与温度有关。 (2)H CO 的电离平衡数表达式：K＝。( × ) 2 3 a 错因 二元弱酸分步电离，有两步电离平衡常数K ＝、K ＝。 a1 a2 (3)相同温度下，若K(HX)>K(HY)，则酸性：HX>HY。( √ ) a a (4)相同温度下，电离常数越大，溶液中c(H＋)一定越大。( × ) (5)25 ℃时，向0.1 mol·L－1的醋酸溶液中加入少量冰醋酸，其电离度变小。( √ ) (6)弱电解质的电离程度越大，电离常数越大。( × ) 错因 电离常数受温度影响，电离程度受温度、浓度等影响，例如加水稀释后，电离程度增加，但电离 常数不变。 (7)电离常数越大，表示该电解质电离能力越强。( √ )错因 电离常数表示弱电解质电离程度的大小。 (8)电离常数大的酸溶液中的c(H＋)一定大于电离常数小的溶液。( × ) 错因 弱酸溶液中c(H＋)的大小与酸的浓度和电离常数有关。 (9)对于1 mol·L－1的CHCOOH溶液，升高温度，电离程度增大。( √ ) 3 (10)温度不变，向NH ·H O溶液中加入NH Cl，平衡左移，电离平衡常数减小。( × ) 3 2 4 (11)要增大某种弱电解质的电离平衡常数，只能采取升高温度的方法。( √ ) (12)对于CHCOOHCHCOO－＋H＋，在一定温度下，加入盐酸平衡左移，电离平衡常数减小。( × ) 3 3 (13)对于0.1 mol·L－1的氨水，加水稀释后，溶液中c(NH)·c(OH－)变小。( √ ) (14)常温下，向10 mL pH＝3的醋酸溶液中加水稀释后，溶液中不变。( √ ) 一、电离平衡常数及应用 部分弱酸的电离平衡常数如下表： 弱酸 HCOOH HS HCO HClO 2 2 3 电离平衡 K ＝1.1×10－7 K ＝4.5×10－7 a1 a1 K＝1.77×10－4 K＝4.0×10－8 a a 常数(25℃) K ＝1.3×10－13 K ＝4.7×10－11 a2 a2 按要求回答下列问题： (1)HCOOH、HS、HCO、HClO的酸性由强到弱的顺序为________________________。 2 2 3 (2)相同浓度的HCOO－、HS－、S2－、HCO、CO、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序为 ____________________________________________________________________。 (3)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)。 ①次氯酸与NaHCO 溶液的反应：HClO＋HCO===ClO－＋HO＋CO↑ 3 2 2 ②少量CO 通入NaClO溶液中：CO＋HO＋2ClO－===CO＋2HClO 2 2 2 ③少量CO 通入NaClO溶液中：CO＋HO＋ClO－===HCO＋HClO 2 2 2 ④硫化氢通入NaClO溶液中：HS＋ClO－===HS－＋HClO 2 ⑤碳酸钠滴入足量甲酸溶液中：2HCOOH＋CO===2HCOO－＋CO↑＋HO 2 2 答案 (1)HCOOH＞HCO＞HS＞HClO 2 3 2 (2)S2－＞CO＞ClO－＞HS－＞HCO＞HCOO－ (3) 二、判断微粒浓度比值的大小 ①②④ 常温下，将0.1 mol·L－1的CHCOOH溶液加水稀释，请填写下列表达式中的数据变化情况(填“变 3 大”“变小”或“不变”)。 (1)________； (2)________； (3)________； (4) ________；(5)________。 答案 (1)变小 (2)变大 (3)变小 (4)不变 (5)不变 解析 (1)将该式变为＝或稀释时醋酸的电离平衡正向移动，n(CHCOOH)减小，n(H＋)增大因而其比值变 3 小。 (2)将该式变为＝或稀释时醋酸的电离平衡正向移动，n(CHCOOH)减小，n(CHCOO－)增大因而其比值变 3 3 大。 (5)将该式变为＝，故比值不变。 三、电离平衡常数的计算 1．常温下，向a mol·L－1 CHCOONa溶液中加入等体积的b mol·L－1盐酸使溶液呈中性，不考虑盐 3 酸和醋酸的挥发，则CHCOOH的电离常数K＝×10－7(用含a和b的代数式表示)。 3 a 解析 向CHCOONa溶液中加入盐酸，发生反应：CHCOONa＋HCl===CH COOH＋NaCl，由于是等体 3 3 3 积混合，则反应后溶液中溶质c(CHCOOH)＝ mol·L－1；据电荷守恒可得：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CHCOO－) 3 3 ＋c(OH－)＋c(Cl－)，由于溶液呈中性，c(H＋)＝c(OH－)＝10－7 mol·L－1，则有c(Na＋)＝c(CHCOO－)＋c(Cl 3 －)，代入数据： mol·L－1＝c(CHCOO－)＋ mol·L－1，可得c(CHCOO－)＝ mol·L－1，故CHCOOH的电离 3 3 3 常数K＝＝×10－7。 a 2．常温下，0.1 mol·L－1的HA溶液中HA、HA－、A2－在三者中所占的物质的量分数(分布分数)随 2 2 pH变化的关系如图所示。 (1)H A的电离方程式为HAHA－＋H＋、HA－H＋＋A2－，HA的二级电离常数K ＝10－4.2。 2 2 2 a2 (2)已知25 ℃时HF的K＝10－3.45，将少量HA的溶液加入足量NaF溶液中，发生反应的离子方程式 a 2 为HA＋F－===HF＋HA－。 2 解析 (1)由题图可知，HA是二元弱酸，分步发生电离。题图中HA－和A2－的分布分数相等时，溶液 2 pH＝4.2，即溶液中c(HA－)＝c(A2－)时，c(H＋)＝10－4.2 mol·L－1，则二级电离常数K ＝＝c(H＋)＝10－4.2。 a2 (2)题图中HA－和HA的分布分数相等时，溶液pH＝1.2，即溶液中c(HA－)＝c(H A)时，c(H＋)＝10－1.2 2 2 mol·L－1，则一级电离常数K ＝＝c(H＋)＝10－1.2。由于电离常数：K (H A)>K(HF)>K (H A)，则酸性： a1 a1 2 a a2 2 HA>HF>HA－，故向足量NaF溶液中加入少量HA，反应生成NaHA和HF，离子方程式为HA＋F－ 2 2 2 ===HF＋HA－。