专题九弱电解质的电离平衡汇编.pptx

专题九 弱电解质的电离平衡;知识清单;方法1　强、弱电解质的判断方法 (1)在相同浓度、相同温度下,与强电解质做导电性对比实验。 (2)浓度与pH的关系。如0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液,其 pH1,则可证明CH3COOH是弱电解质。 (3)测定对应盐的酸碱性。如CH3COONa溶液呈碱性,则证明CH3COOH是弱酸。 (4)稀释前后的pH与稀释倍数的关系。例如,将pH=2的酸溶液稀释至原体积的1 000倍,若pH小于5,则证明该酸为弱酸;若pH为5,则证明该酸为强酸。 (5)利用实验证明存在电离平衡。如醋酸溶液中滴入紫色石蕊溶液变红,再加CH3COONa固体,颜色变浅,证明CH3COOH是弱电解质。 (6)在相同浓度、相同温度下,比较与金属反应的速率的快慢。如将锌粒投入到等浓度的盐酸和醋酸溶液中,起始速率前者比后者快。 例1????(2016广东启迪教育段考,18)下列事实一定能证明HNO2是弱电解质的是?(　　) ①常温下NaNO2溶液pH大于7;②用HNO2溶液做导电实验,灯泡很暗 ③HNO2和NaCl不能发生反应 ④常温下0.1 mol·L-1 HNO2溶液的pH=2.1 ⑤NaNO2和H3PO4反应,生成HNO2 ⑥常温下将pH=1的HNO2溶液稀释至原体积的100倍,溶液pH约为2.8 A.①④⑥　　B.①②③④ C.①④⑤⑥　　D.全部 解析　①常温下NaNO2溶液pH大于7,说明亚硝酸钠是强碱弱酸盐,则HNO2是弱电解质,故①正确;②溶液的导电性与离子浓度及离子所带电荷数有关,用HNO2溶液做导电实验,灯泡很暗,不能证明HNO2为弱电解质,故②错误;③HNO2和NaCl不能发生反应,只能说明不符合复分解反应发生的条件,但不能说明HNO2是弱电解质,故③错误;④常温下0.1 mol·L-1 HNO2溶液的pH=2.1,说明HNO2不完全电离,即说明HNO2为弱电解质,故④正确;⑤较强酸可以制取较弱酸,NaNO2和H3PO4反应,生成HNO2,说明HNO2的酸性弱于H3PO4,则HNO2为弱电解质,故⑤正确;⑥常温下将pH=1的HNO2溶液稀释至原体积的100倍,溶液pH约为2.8,说明HNO2弱电解质,故⑥正确。;答案????C 1-1????(2016广东普通高中模拟,11)常温下,下列溶液的离子浓度关系正确的是?(　　) A.pH=3的醋酸溶液稀释至原体积的100倍后,溶液的pH=5 B.pH=2的盐酸与等体积0.01 mol·L-1醋酸钠溶液混合后,溶液中c(Cl-)=c(CH3COO-) C.氨水中通入过量CO2后,溶液中c(H+)+c(N?)=c(OH-)+c(HC?) D.0.1 mol AgCl和0.1 mol AgI混合后加入1 L水中,所得溶液中c(Cl-)c(I-) 答案????D 解析　由于CH3COOH为弱电解质,在稀释过程中继续电离出H+,稀释至原体积的100倍后,pH上升小于2个单位,故A项错误;pH=2的盐酸与等体积0.01 mol·L-1醋酸钠溶液混合,由于CH3COO-水解,故c(Cl-)c(CH3COO-),B项错误;氨水中通入过量CO2后,根据电荷守恒有c(H+)+c(N?)=c(OH-) +c(HC?)+2c(C?),故C项错误;由于Ksp(AgCl)Ksp(AgI),故所得溶液中c(Cl-)c(I-),D项正确。; 1.根据电离常数判断弱酸(或弱碱)的相对强弱 在相同温度下,电离常数越大,说明弱酸(或弱碱)的酸性(或碱性)相对越强。 2.根据电离常数判断电离平衡移动方向 弱酸(或弱碱)溶液稀释时,平衡会向电离的方向移动,但为什么会向电离的方向移动却很难解释,应用电离常数就能很好地解决这个问题。如对CH3COOH溶液进行稀释: 　　　 　　CH3COOH?????　 H+　+　CH3COO- 原平衡:　????c(CH3COOH)　????c(H+)　????c(CH3COO-) 假设稀释 至n倍后:　?????　?????　????? Qc=?=?=?Ka(n1) 所以电离平衡向电离方向移动;3.计算弱酸(或弱碱)溶液中H+(或OH-)浓度 已知25 ℃时CH3COOH的电离常数Ka=1.75×10-5,则25 ℃时0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液中H+浓度是多少? 解:CH3COOH? H++CH3COO- Ka=? 由于水电离出的H+浓度很小,可忽略不计,故c(H+)=c(CH3COO-),而CH3COOH的电离程度很小,CH3COOH的平衡浓度与0.1 mol·L-1很接近,故可进行近似计算。 c2(H+)=0.1×Ka,c(H+)=? mol·L-1≈1.32×10-3 mol·L-1。 例2????(2016广