专题三第一单元第2课时弱电解质的电离平衡学案（苏教版选修4）.doc

　　　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ABA＋＋B－，K＝。 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＝×100%， 或α＝×100%， 或α＝×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CH3COOHCH3COO－＋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·H2ONH＋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)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)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＝×100%＝5% 解析　根据α＝×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