2020-2021学年化学苏教版选修4教师用书：专题3第1单元第1课时　强电解质和弱电解质01

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高中化学苏教版选修4 化学反应原理专题三溶液中的离子反应第一节弱电解质的电离平衡第1课时达标测试

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这是一份高中化学苏教版选修4 化学反应原理专题三溶液中的离子反应第一节弱电解质的电离平衡第1课时达标测试，共8页。

第一单元　弱电解质的电离平衡

第1课时　强电解质和弱电解质

目标与素养：1.理解强电解质、弱电解质的概念。(宏观辨识与微观探析)2.能描述弱电解质在水溶液中的电离平衡，会正确书写电离方程式。(变化观念与平衡思想)3.理解电离平衡常数、电离度的概念。(宏观辨识与微观探析)

一、强电解质和弱电解质

1．电解质和非电解质

(1)电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。

(2)非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物。

2．强电解质和弱电解质实验探究

实验操作	实验现象	实验结论
用pH试纸分别测0.10 mol·L－1的盐酸、醋酸的pH	盐酸：pH＝1 醋酸：pH>1	同浓度的盐酸和醋酸中，c(H＋)：盐酸>醋酸
	气球均增大，但与盐酸反应的气球鼓起的快	盐酸与镁的反应速率大于醋酸与镁的反应速率
总结论：实验表明当两种酸的浓度相同时，盐酸电离出来的氢离子浓度大于醋酸电离出来的氢离子浓度，也就是说，盐酸的电离程度要高于醋酸。

3.强电解质与弱电解质

(1)强电解质

在水溶液中能够完全电离的电解质。如：强酸、强碱、绝大多数盐。

(2)弱电解质

在水溶液中只能部分电离的电解质。如：弱酸、弱碱、极少数的盐。

微点拨：电解质的强弱与其电离程度有关，与其溶解性无关，与其溶液导电能力强弱没有必然联系。

二、弱电解质的电离平衡

1．弱电解质电离平衡的建立

(1)弱电解质电离过程中正、逆反应速率随时间的变化(如图所示)

(2)电离平衡概念

在一定条件下(如温度、浓度一定)，当弱电解质在水溶液中电离达到最大程度时，电离过程并没有停止，此时弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都不再发生变化，就达到了电离平衡。

(3)电离平衡的特征

(4)影响电离平衡的因素

①内因：由电解质本身的性质决定。电解质越弱，其电离程度越小。

②外因：

a．温度：升温时，电离平衡向电离方向移动。

b．浓度：降低浓度(加水)，电离平衡向电离方向移动。

c．加入含有弱电解质离子的强电解质，电离平衡向离子结合成分子方向移动。

2．电离方程式的书写

(1)定义：表示电解质电离过程的式子。

(2)表示方法：

①强电解质的电离方程式：用===连接；弱电解质的电离方程式：用连接，如CH3COOH、NH3·H2O的电离方程式分别为CH3COOHCH3COO－＋H＋、NH3·H2ONH＋OH－。

②多元弱酸分步电离，以第一步电离为主，如H2CO3的电离方程式为H2CO3HCO＋H＋、HCOCO＋H＋。

③多元弱碱分步电离、一步书写，如Fe(OH)3

Fe3＋＋3OH－。

三、电离平衡常数和电离度

1．电离平衡常数(K)

(1)概念：一定条件下，弱电解质达到电离平衡时，各离子浓度的幂之积与未电离的弱电解质分子的浓度之比。

(2)表达式

①弱酸HAH＋＋A－，Ka＝。

②弱碱BOHB＋＋OH－，Kb＝。

(3)影响因素

①内因：取决于电解质本身的性质。

②外因：只受温度影响，且温度升高，K值越大。

(4)意义

表示弱电解质的电离程度。一定温度下，K值越大，弱电解质的电离程度越大。

2．电离度(α)

(1)表达式

α＝×100%。

(2)影响因素

①温度一定时，弱电解质溶液的浓度越大，电离度越小；弱电解质溶液的浓度越小，电离度越大。

②弱电解质溶液浓度一定时，温度越高，电离度越大；温度越低，电离度越小。

　(1)升高温度，电离平衡常数、电离度怎样变化？

(2)如果向醋酸、硼酸中滴加盐酸，电离平衡怎样移动？电离平衡常数、电离度怎样变化？

提示：(1)弱电解质的电离过程吸热，升高温度，电离平衡正向移动，电离平衡常数、电离度均增大。

(2)滴加盐酸，醋酸、硼酸的电离平衡逆向移动，电离平衡常数不变，电离度减小。

1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。

(1)NH3的水溶液能导电，所以NH3是电解质。 (　　)

(2)CH3COOH易溶于水，所以CH3COOH是强电解质。 (　　)

(3)弱电解质在溶液里达到电离平衡时，分子的浓度和离子的浓度一定相等。 (　　)

(4)改变条件使电离平衡正向移动，电离平衡常数、电离度均一定增大。

(　　)

答案：(1)×　(2)×　(3)×　(4)×

2．将1 mol冰醋酸加入到一定量的蒸馏水中最终得到1 L溶液。下列各项中，表明已达到电离平衡状态的是(　　)

A．醋酸的浓度达到1 mol·L－1

B．H＋的浓度达到0.5 mol·L－1

C．醋酸分子的浓度、醋酸根离子的浓度、H＋的浓度均为0.5 mol·L－1

D．醋酸分子电离成离子的速率和离子重新结合成醋酸分子的速率相等

D　[在未电离时c(CH3COOH)＝1 mol·L－1，当醋酸、H＋、CH3COO－的浓度不再变化时(但此时三者的浓度不一定是0.5 mol·L－1)，醋酸的电离达到平衡状态，故A、B、C均错误。依据平衡状态的标志即电离成离子的速率与离子结合成分子的速率相等，可知D正确。]

3．写出下列电离方程式：

(1)HClO____________________________________________，

(2)NaHSO4溶液_____________________________________，

(3)熔融NaHSO4_____________________________________。

解析：(1)为弱酸，属于弱电解质，电离方程式用“”，(2)(3)为盐，属于强电解质，电离方程式用“===”；NaHSO4为强酸的酸式盐，在水溶液里电离为Na＋、H＋、SO，在熔化状态下，只能电离为Na＋和HSO。

答案：(1)HClOH＋＋ClO－

(2)NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO

(3)NaHSO4(熔融)===Na＋＋HSO

电离常数的应用

1.有关电离常数的注意事项

(1)不同弱电解质电离常数的大小由物质本身的性质决定，同一温度下，不同弱电解质的电离常数不同，K值越大，电离程度越大。

(2)同一弱电解质在同一温度下改变浓度时，其电离常数不变。

(3)电离常数K只随温度的变化而变化，升高温度，K值增大。

(4)多元弱酸各级电离常数：Ka1≫Ka2≫Ka3，其酸性主要由第一步电离决定，Ka值越大，相应酸的酸性越强。

2．电离常数的相关计算

解题模式：“三段式”，利用始态、变化、终态进行求解，如

CH3COOH　　CH3COO－　＋　H＋　

始态：a mol·L－1　　　　　　0　　　　　 0

变化：x mol·L－1　　　x mol·L－1　　x mol·L－1

终态：(a－x)mol·L－1 　x mol·L－1　　x mol·L－1

Ka(CH3COOH)＝＝。

3．计算电离度(以一元弱酸HA为例)

HA　　H＋　＋　A－

起始：　　c酸　　　　0　　　　0

平衡：c酸·(1－α)　 c酸·α　　c酸·α

Ka＝＝，因为α很小，

所以(1－α)≈1，即Ka＝c酸·α2，

所以α＝。

【例】　已知25 ℃时，测得浓度为0.1 mol·L－1的BOH溶液中，c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1。

(1)写出BOH的电离方程式____________________________；

(2)BOH的电离度α＝______；

(3)BOH的电离平衡常数K＝________________。

解析：因c(BOH)初始＝0.1 mol·L－1，c(BOH)电离＝c(B＋)＝c(OH－)＝1×10－3mol·L－1，则电离度α＝×100%＝1%，BOH不完全电离，故电离方程式为BOHB＋＋OH－，电离平衡时c(BOH)平衡＝0.1 mol·L－1－1×10－3 mol·L－1≈0.1 mol·L－1，则电离常数K＝＝＝1×10－5。

答案：(1) BOHB＋＋OH－　(2)1%　(3)1×10－5

[方法点拨]　有关电离平衡常数计算的常用方法

依照化学平衡计算中“三段式”法，通过起始浓度、消耗浓度、平衡浓度，结合KaKb、α等条件便可以轻松地进行电离平衡的有关计算。由＝α、＝Ka可推出cH＋的常用计算公式：cH＋＝cα，cH＋≈，α与Ka的关系为α＝。同样，对于一元弱碱来说，cOH－＝cα≈。

已知下面三个数据：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分别是下列有关的三种酸的电离常数，若已知下列反应可以发生：NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2；NaCN＋HF===HCN＋NaF；NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。由此可判断下列叙述不正确的是(　　)

A．Ka(HF)＝7.2×10－4

B．Ka(HNO2)＝4.9×10－10

C．三种酸的强弱顺序为HF>HNO2>HCN

D．Ka(HCN)<Ka(HNO2)<Ka(HF)

B　[相同温度下弱电解质的电离常数的大小是比较弱电解质相对强弱的条件之一。根据题中反应可知三种一元弱酸的酸性强弱顺序为HF＞HNO2＞HCN，由此可判断：Ka(HF)＞Ka(HNO2)＞Ka(HCN)，其对应数据依次为Ka(HF)＝7.2×10－4、Ka(HNO2)＝4.6×10－4、Ka(HCN)＝4.9×10－10。]

1．下列物质的分类组合全部正确的是(　　)

选项	强电解质	弱电解质	非电解质
A	NaCl	HCl	CO2
B	NaHCO3	NH3·H2O	CCl4
C	Ba(OH)2	BaCO3	Cu
D	H2SO4	NaOH	C2H5OH

B　[A项，HCl为强电解质；C项，BaCO3为强电解质，Cu既不是电解质也不是非电解质；D项，NaOH为强电解质。]

2．下列电离方程式的书写正确的是 (　　)

A．熔融状态下的NaHSO4电离：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO

B．H2CO3的电离：H2CO32H＋＋CO

C．Fe(OH)3的电离：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－

D．水溶液中的NaHSO4电离：NaHSO4===Na＋＋HSO

C　[熔融状态下NaHSO4的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋HSO，水溶液中NaHSO4的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO，A、D项错误；H2CO3作为二元弱酸，不能完全电离，且多元弱酸的电离分步进行，以第一步为主，B项错误；Fe(OH)3是多元弱碱，通常以一步电离表示，故C项正确。]

3．HF是弱酸，其在水溶液中的电离方程式为HFH＋＋F－，则其达到电离平衡的标志是(　　)

A．c(H＋)＝c(F－)

B．c(HF)＝c(H＋)

C．水溶液显酸性

D．单位时间内，发生电离的HF分子数与生成的HF分子数相等

D　[D项指v正＝v逆，是达到电离平衡的标志。]

4．相同温度下，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是(　　)

酸	HX	HY	HZ
电离常数Ka	9×10－7	9×10－6	1×10－2

A.三种酸的强弱关系：HX>HY>HZ

B．反应HZ＋Y－===HY＋Z－能够发生

C．同体积、同浓度的三种酸中和碱的能力不同

D．相同温度下，1 mol·L－1 HX溶液的电离常数大于0.1 mol·L－1 HX溶液的电离常数

B　[A项，由Ka(HZ)>Ka(HY)>Ka(HX)知酸性：HZ>HY>HX；B项，由“强酸制弱酸”规律知：HZ＋Y－===HY＋Z－能够发生；C项，同体积、同浓度的三种酸：n(HX)＝n(HY)＝n(HZ)，故中和碱的能力相同；D项，电离常数与浓度无关，只受温度影响，故相同温度下Ka(HX)不变。]