高三化学一轮复习 考点25 电离平衡学案（无答案）

“讲忠诚、严纪律、立政德”三者相互贯通、相互联系。忠诚是共产党人的底色，纪律是不能触碰的底线，政德是必须修炼的素养。永葆底色、不碰底线 考点25 电离平衡【考纲解析】1、理解弱电解质在水溶液中的电离平衡，能利用化学平衡移动原理分析外界条件对电离平衡的影响。2、了解电解质强、弱与电解质溶液导电性的关系。3、了解电离平衡常数的概念【知识整理】一、弱电解质的电离平衡1概念及平衡的建立过程（绘制时间速率图） 弱电解质的电离平衡是指在一定条件下(温度、浓度)，弱电解质_ _的速率和_ _ _的速率相等，溶液中电离所产生的离子、及未电离分子的浓度保持一定时的状态。2电离平衡的特征符合“逆、等、动、定、变”，试加以解释。3外界条件的影响因素（例：25，0.1 mol/L醋酸的水溶液改变以下措施）改变措施Kan（H+）c（H+）导电性电离程度平衡移动方向升高温度加水稀释加少量冰醋酸通入少量HCl加少量NaOH加少量CH3COONa加少量碳酸钠加少量硫酸氢钠加入锌粒4总结证明某酸HA是弱酸的实验事实。二、电离平衡常数（1）K电离表示法（以醋酸为例）： （2）影响K电离的因素： （3）K电离意义：K值越大，表示该电解质越 电离，所对应的弱酸、弱碱越 。（4）多元弱酸的电离常数逐级减小，且一般差别较大，所以水溶液中的H+主要来自于第一步电离。 【自主检测】1稀氨水中存在着下列平衡：NH3H2ONHOH若要使平衡向逆反应方向移动，同时使c(OH)增大，应加入适量的物质是ANH4Cl固体 B硫酸 CNaOH固体 D水 E加热2已知室温时，0.1 mol/L某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，下列叙述错误的是A该溶液的pH4 B升高温度，溶液的pH增大C此酸的电离平衡常数约为1107D由HA电离出的c(H)约为水电离出的c(H)的106倍3在图（1）所示的装置中，烧杯中盛放的是Ba(OH)2溶液，当从滴定管中逐渐加入某种溶液（A）时，溶液的导电性的变化趋势如图（2）所示。请根据离子反应的特点分析：A溶液中含有的溶质 图（1） 图（2）可能是_或_（至少写出两种），并写出相应的离子反应的离子方程式： _、_【课堂点拨】一、电解质的导电性1.金属之所以能导电是因为在金属晶体中存在自由移动的电子。电解质之所以能导电是因为在水溶液或熔融态中存在自由移动的离子。故能导电的物质不一定是电解质，电解质也不一定能导电。2.溶于水能导电的物质不一定是电解质，如SO3、CO2等；电解质在水中不一定能导电，如难溶物。3.电解质溶液导电能力的强弱主要取决于溶液中自由移动离子的浓度和离子所带的电荷数，离子浓度越大，离子所带电荷越多，溶液的导电能力也就越强。二、利用电离平衡常数判断电解质的相对强弱（1）比较酸的强弱时，必须在物质的量浓度相同时进行（2）同温下，电离平衡常数越大，电离的程度越大。例如：常温下，H2SO3的电离常数Ka1=1.210-2，Ka2=6.310-3，H2CO3的电离常数Ka1=4.510-7，Ka2=4.710-11。某同学设计实验验证H2SO3酸性强于H2CO3：将SO2和CO2气体分别通入水中至饱和，立即用酸度计测两溶液的pH，若前者的pH小于后者，则H2SO3酸性强于H2CO3。该实验设计不正确，错误在于 。设计合理实验验证H2SO3酸性强于H2CO3（简要说明实验步骤、现象和结论）。供选的试剂：CO2、SO2、Na2CO3、NaHCO3、Na2SO3、NaHSO3、蒸馏水、饱和石灰水、酸性KMnO4 溶液、品红溶液、pH试纸。三、一元强酸与一元弱酸的比较等物质的量浓度的盐酸(a)与醋酸溶液(b)等pH的盐酸(a)与醋酸溶液(b)pH或物质的量浓度pH：a b物质的量浓度：a b溶液导电性a ba b水的电离程度a ba bc(Cl)与c(CH3COO)大小c(Cl) c(CH3COO)c(Cl) c(CH3COO)等体积溶液中和NaOH的量a ba b分别加该酸的钠盐固体后pHa： b：（填变大、变小或不变）a： b：（填变大、变小或不变）与金属反应的起始速率大小a ba b等体积溶液与过量活泼金属反应产生H2的量a ba b四、例题1将氢氧化钠稀溶液滴加到醋酸稀溶液中，下列各图示意混合溶液有关量或性质的变化趋势，其中错误的是（ ） 3 2浓度均为0.10mol/L、体积均为V0的MOH和ROH溶液，分别加水稀释至体积V，pH随的变化如图所示，下列叙述错误的是（ ）AMOH的碱性强于ROH的碱性BROH的电离程度：b点大于a点C若两溶液无限稀释，则它们的c(OH)相等D当=2