3-1 课时2 常见的弱电解质 知能定位 1.识记常见的弱电解质。 2.了解水的离子积常数。 3.了解电离平衡常数与弱酸、弱碱的酸碱性强弱的关系。 4.了解多元弱酸的分步电离。 情景切入 水是一种弱电解质，在水中H+和OH-到底是怎样的关系呢？
自主研习 一、水的电离 1.水的电离 水是一种极弱的电解质，电离方程式为: H2O+H2O
H3O++OH-,简写为 H2O
H++OH-,水的电离常数K电离＝
。 2.水的离子积常数 （1）表达式 KW=
(2)影响因素 水的离子积KW，只受温度的影响，温度升高，KW增大。 (3)适用范围 KW不仅适用于纯水，还可适用于稀的电解质水溶液。 二、常见弱电解质 1.常见弱酸有：氢氟酸、醋酸、次氯酸、磷酸、氢硫酸、亚硫酸等。 2.常见弱碱有： 氨水、Cu(OH) 2、Fe(OH) 3等。 3.水 课堂师生互动. 知识点1 水的电离平衡的影响因素 水的电离平衡：H2O
H++OH- △H>0 影响因素 移动方向 c(H+) c(OH-) KW  升温 向右移动 增大 增大 增大  加酸 向左移动 减小 增大 不变  加碱 向左移动 减小 增大 不变  加活泼金属（如Na） 向右移动 减小 增大 不变  弱碱阳离子（如Cu2+） 向右移动 增大 减小 不变  弱酸阴离子（如CH3COO-） 向右移动 减小 增大 不变  特别提醒 (1)促进水的电离平衡的因素有升温、加活泼金属、加入含弱酸（或碱）离子的盐；抑制水的电离平衡因素有降温、加入酸（或强酸的酸式盐）、加入碱。 （2）水的离子积常数KW仅仅是温度的函数，温度升高，KW增大，温度不变，KW不变，此时若c（H+）增大，则c(OH)必减小，反之亦然。 （3）由水电离出的c(H+)==c(OH-)或n(H+)==n(OH-) 考例1 水的电离过程为H2O
H++OH-，在不同的温度下其离子积常数KW（25℃）=1.0×10-14 mol2·L-2，KW（35℃）=2.1×10-14 mol2·L-2。则下列叙述正确的是(　　) A.c（H+）随着温度的升高而降低 B.35℃时，c（H+）>c（OH-） C.水的电离程度25℃>35℃ D.水的电离是吸热的 解析：水的电离：H2O
H++OH-，电离出来的c（H+）等于c（OH-），同时，它是一个吸热反应，温度越高，电离度越大。 答案：D 变式探究1在纯水中存在：H2O
H++OH这一平衡，加入下列哪种物质或进行哪项操作，不会使平衡发生移动(　　) A.加入NaOH B.加入CH3COOH C.加入NaCl D.升温 答案：C 解析：加入酸（或碱）：溶液中的c(H+)［或c(OH-)］增大，水的电离平衡向左移动。 升温 ：水的电离平衡向右移动。 加入NaCl：溶液中的c（H+）［或c（OH-）］不变，所以不会破坏水的电离平衡。 知识点2 电离常数(K)与弱电解质相对强弱的关系 1.电离常数表示弱电解质电离程度的大小，K值越大，弱电解质的电离程度越大。 2.电离常数能够反映弱酸、弱碱酸碱性的相对强弱。 （1）一元弱酸：Ka值越大，弱酸的酸性越强。 如HF的Ka＝3.5×10-4 CH3COOH的Ka=1.8×10-5 则酸性：HF>CH3COOH （2）一元弱碱：Kb越大，则弱碱的碱性越强 （3）多元弱酸的电离 多元弱酸分步电离，其中以第一步电离为主 H2CO3
H++HCO-3 HCO-3
H++CO2-3 特别提醒 (1)比较不同多元弱酸的酸性强弱时，只比较其一级电离常数即可，Ka越大，则酸性越强。 （2）同一温度下，弱电解质的电离常数越大，溶液中的离子浓度不一定越大，溶液的导电性不一定越强。还与弱电解质的浓度有关。 考例2 知下面三个数据：①7.2×10-4 ②2.6×10-4 ③4.9×10-10分别是三种酸的电离平衡常数，若已知这三种酸可发生如下反应： NaCN+HNO2==HCN+NaNO2 NaCN+HF==HCN+NaF NaNO2+HF==HNO2+NaF 由此可判断下列叙述中正确的是(　　) A.HF的电离常数是① B.HNO2的电离常数是① C.HCN的电离常数是② D.HNO2的电离常数是③ 解析：三种酸都是一元酸，酸性越强，则电离常数越大。由三个反应方程式可推断酸性HF>HNO2>HCN,所以HF电离常数最大，HCN电离常数最小，故选A。 答案：A 变式探究2 下列电离方程式书写不正确的是(　　) A.H2CO3
2H++CO2-3 B.NaOH==Na++OH- C.Na2SO4==2Na++SO2-4 D.Fe(OH) 2
Fe2++2OH- 答案：A 解析：A正确答案应为H2CO3
H++HCO-3，HCO-3
H++CO2-3。 变式探究3 硫化氢在水溶液中的电离方程式正确的是(　　) A,H2S==2H++S2- B,H2S+H2O
H3O++HS- C,H2S+2H2O
2H3O++S2- D,H2S==H++HS- 答案：B 解析：注意弱电解质是分步电离。 课后强化作业 基础夯实 1.90℃时，水的离子积为3.8×10-13 mol2·L-2，该温度下的水(　　) A.为酸性 B.为碱性 C.为中性 D.无法判断 答案：C 解析：水在任何温度下电离出H+和OH-的比都为1:1，不可能为酸性或碱性，始终满足c（H+）=c（OH），为中性。 2.下列物质的水溶液能导电，但属于非电解质的是(　　) A.CH3COOH B.Cl2 C.NH4NO3 D.SO2 答案：D 解析：选项中CH3COOH属于弱电解质，Cl2既不是电解质也不是非电解质，NH4NO3属于强电解质，SO2的水溶液是亚硫酸，可以导电，但SO2是非电解质，H2SO3是弱电解质。 3.同物质的量浓度、同体积的HCl和醋酸溶液，分别与过量相同情况的Na2CO3固体反应时，下列叙述正确的是(　　) A.反应速率HCl>CH3COOH B.气泡逸出速率CH3COOH>HCl C.在相同条件下两酸产生的CO2的体积不相同 D.如果两酸的c(H+)相同时，两酸的物质的量浓度HCl>CH3COOH 答案：A 解析：同物质的量浓度、同体积的HCl和醋酸溶液中，c(H+)是HCl>CH3COOH,所以与Na2CO3固体的反应速率HCl>CH3COOH，A项对，B项错；两种酸的物质的量相等，提供的H+一样多，产生的CO2的体积也相同，C项错误；如果两酸的c(H+)相同时，两酸的物质的量浓度应为CH3COOH>HCl，D项错误。 4.25℃时，水的电离达到平衡：H2O
H++OH- ΔH>0。下列叙述正确的是(　　) A.向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH－)降低 B.向水中加入少量固体硫酸氢钠,c(H+)增大，KW不变 C.向水中加入少量固体钠，平衡逆向移动，c(H+)降低 D.将水加热，KW增大，c(H+)不变 答案：B 解析：向水中加入稀氨水，c(OH-)增大，水电离平衡逆向移动，A错误；向水中加入少量固体硫酸氢钠，硫酸氢钠是强酸酸式盐，在水溶液中完全电离NaHSO4==Na++H++SO2-4,c(H+)增大，由于KW只与温度有关，所以KW不变，B项正确；向水中加入少量固体钠，由于金属钠非常活泼，可与水电离出的H+直接发生置换反应，产生H2，故促进了水的电离，使平衡正向移动，C项错误；将水加热，KW增大， c(H+)、c(OH-)同等倍数增大，D项错误。 5.向纯水中加入少量的硫酸氢钠固体（温度不变），则溶液的(　　) A.pH升高 B.酸性增强 C.水中c（H+）与c（OH-）的乘积增大 D.c(OH-)增大 答案：B 解析：加入NaHSO4固体，NaHSO4==Na++H++SO2-4，使c（H+）增大。 6.在100℃时，100 mL蒸馏水中c（OH-）=1×10-6 mol·L-1，当改变下列条件之一时，c（OH-）仍然等于1×10-6 mol·L-1的是(　　) ①温度降低到25℃ ②加入10-6 mol NaOH固体，保持100℃ ③加入10-6 mol NaCl，保持100℃ ④蒸发掉50 mL水，保持100℃ A.①② B.③④ C.①③ D.②④ 答案：B 解析：100℃时c(OH-)·c(H+)=1×10-12 mol2·L-2，而25℃时c(OH-)·c(H+)=1×10-14 mol2·L-2，c(OH-)=1×10-7 mol·L-1；100 mL水中加入10-6 mol NaOH， c(OH-)=10-5 mol·L-1；蒸馏水中加入NaCl，保持100℃，仍符合c（OH-）=1×10-6 mol·L-1；蒸发50 mL水，保持100℃，c（OH-）·c(H+)不变，c（OH-）=1×10-6 mol·L-1。 7.下列说法正确的是(　　) A.HCl溶液中无OH- B.NaOH溶液中无H+ C.NaCl溶液中既无OH-也无H+ D.常温下，任何物质的水溶液中都有H+和OH-，且KW=1×10-14 mol2·L-2 答案：D 解析：水的电离平衡H2O
H++OH-为动态平衡，由勒夏特列原理知，HCl、NaOH、NaCl等任何物质的水溶液里都存在一定量的H+和OH-。故A、B、C都不正确。水的离子积常数值的大小只与温度有关而与粒子的浓度无关。在常温下，纯水中KW=1×10-14 mol2·L-2，其他水溶液中同样是KW=1×10-14 mol2·L-2，故D正确。 8.在100℃时，水的离子积为1×10-12 mol2·L-2。若该温度下某溶液中的H+浓度为1×10-7 mol·L-1，则该溶液(　　) A.呈碱性 B.呈酸性 C.呈中性 D.c(OH-)=100c(H+) 答案：AD 解析：100℃时，纯水中c(H+)=c(OH-)=10-6 mol·L-1， c(H+)=1×10-7 mol·L-1，c(OH-)=
mol·L-1=10-5mol·L-1，c(OH-)=100c(H+)，故选AD。 9.（2010·汕头高二检测）已知0.1 mol·L-1的醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOH
CH3COO-+H+，要使溶液中c(H+)/c(CH3COOH）值增大，可以采取的措施是(　　) A.加少量烧碱溶液 B.升高温度 C.加少量冰醋酸 D.加水 答案：BD 解析：加烧碱溶液消耗H+，平衡向右移动,n(H+)、n(CH3COOH)均减小，但n(H+)减小程度大，故
=
减小，A错误；升高温度，平衡向右移动，n(H+)增大，n(CH3COOH)减小，比值增大，B正确；加少量冰醋酸，平衡向右移动，n(H+)增大，但n(H+)增大程度不如n(CH3COOH)增大的多，故比值减小，C错误；加水，平衡向右移动，n(H+)增大，n(CH3COOH)减小，比值增大，D正确。 10.下表是几种常见弱酸的电离平衡常数（25℃）。 酸 电离方程式 电离平衡常数K  CH3COOH CH3COOH
CH3COO-+H+ 1.75×10-5  H2CO3 H2CO3
H++HCO-3HCO-3
H++CO2-3 K1=4.4×10-7 K2=4.7×10-11  H2S H2S
H++HS- HS-
H++S2- K1=9.1×10-8 K2=1.1×10-12  H3PO4 H3PO4
H++H2PO-4 H2PO-4
H++HPO2-4 HPO2-4
H++PO3-4 K1=7.1×10-3 K2=6.3×10-8 K3=4.2×10-13  回答下列各题： （1）当温度升高时，K值 （填“增大”、“减小”或“不变”）。 （2）在温度相同时，各弱酸的K值不同，那么K值的大小与酸性的相对强弱有何关系？ 。 （3）若把CH3COOH、H2CO3、HCO-3、H2S、HS-、H3PO4、H2PO-4、HPO2-4都看作是酸，其中酸性最强的是 ，最弱的是 。 （4）多元弱酸是分步电离的，每一步都有相应的电离平衡常数。对于同一种多元弱酸的K1、K2、K3之间存在着数量上的规律，此规律是 ，产生此规律的原因是 。 （5）用食醋浸泡有水垢的水壶，可以清除其中的水垢，通过该事实 （填“能”或“不能”）比较醋酸与碳酸的酸性强弱，请设计一个简单的实验验证醋酸与碳酸的酸性强弱。 方案： 答案： （1）增大 （2）K值越大，电离出的氢离子浓度越大，所以酸性越强 （3）H3PO4 HPO42- （4）K1>K2>K3 上一级电离产生的H+对下一级电离有抑制作用 （5）能 向盛有少量NaHCO3溶液的试管中加入适量CH3COOH溶液，产生无色气泡，证明醋酸酸性大于碳酸。 解析： （1）弱电解质的电离是吸热反应，升高温度能促进电离，故升高温度，K值增大。（2）K值越大，说明电离出的离子浓度越大，该酸易电离，酸性越强。（3）因为K值越大，酸性越强，在这几种酸中，H3PO4的K值最大，HPO42-的K值最小，故酸性最强的是H3PO4，酸性最弱的是HPO42-。（4）由表中的数据可以看出，常数之间是105倍的关系，即K1:K2:K3≈1:10-5：10-10，酸的每级电离都能产生H+，故上一级电离产生的H+对下一级电离有抑制作用，使得上一级的电离常数远大于下一级的电离常数。（5）利用醋酸的酸性大于碳酸，可用CH3COOH与CaCO3（水垢的主要成分）或NaHCO3反应产生CO2来证明。 能力提升 1.已知某温度下，Ka(HCN)=6.2×10-10、Ka(HF)=3.5×10-4、Ka(CH3COOH)=1.8×10-5、Ka(HNO2)=6.4×10-6。物质的量浓度都为0.1 mol·L-1的下列溶液中,c(H+)浓度由大到小的顺序是(　　) A.HCN>HNO2>CH3COOH>HF B.HF>CH3COOH>HNO2>HCN C.CH3COOH>HF>HCN>HNO2 D.HCN>CH3COOH>HF>HNO2 答案：B 解析：四种酸都是一元酸，酸性越强，则电离常数越大，c(H+)越大。 2.（2011·绍兴高二检测）下列各组物质中，都是弱电解质的是(　　) A.Cl2、CH3CH2OH、BaSO4 B.Mg(OH) 2、H2O、HF C.CH3COOH、HI、NH3·H2O D.NH4Cl、H2S、CO2 答案：B 解析：A中Cl2既不是电解质也不是非电解质，CH3CH2OH是非电解质，BaSO4是强电解质，C中HI为强电解质，D中H2S为弱电解质，而NH4Cl为强电解质，CO2为非电解质。 3.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+4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：A在任何状态下都同时存在三种粒子， B未达电离平衡状态时，也有n(CH3COO-)==n(H+),C中三种粒子浓度不一定相等，只有c(NH+4)==c(OH-)可成立。 4.下列电离方程式错误的是(　　) A.NaHSO4溶于水：NaHSO4==Na++H++SO2-4 B.CH3COOH溶于水：CH3COOH
CH3COO-+H+ C.H3PO4溶于水：H3PO4
3H++PO3-4 D.NaHCO3溶于水：NaHCO3==Na++HCO-3 答案：C 解析：C为多元弱酸的电离方程式书写，应分步写：H3PO4
H++H2PO-4 H2PO4
H++HPO2-4 HPO2-4
H++PO3-4。 5.已知室温下0.01 mol/L CH3COOH溶液中c(H+)=4.32×10-4 mol/L,则该CH3COOH溶液中水的离子积常数(　　) A.<1×10-14 B.>1×10-14 C.=1×10-14 D.无法确定 答案：C 解析：只要在室温下，酸、碱、盐等水溶液中均有c(H+)·c（OH-）=KW=1×10-14。 6.某温度下纯水中c(H+)=2×10-7 mol/L，则此时c(OH-)= ；该温度下向纯水中滴加盐酸使c(H+)=5×10-6 mol/L，则此时c(OH-)＝ 。 答案：2×10-7 mol/L 8×10-9mol/L 解析：纯水中c(H+)=c(OH-),则c(OH-)=2×10-7mol/L；由于c(H+)=c(OH-)=2×10-7 mol/L，则KW=4×10-14,那么滴加盐酸后，c(OH)=
mol/L=8×10-9mol/L。 7.水的电离平衡曲线如图所示。
若以A点表示25℃时水电离平衡时的离子浓度，当温度升高到100℃时，水的电离平衡状态到B点。则此时水的离子积从 增加到 ，c(H+) ，此时水呈 性。 答案：1×10-14 mol2·L-2，1×10-12 mol2·L-2，1×10-6 mol·L-1，中。 8.甲、乙两瓶氨水分别为1 mol·L-1和0.1 mol·L-1，则甲、乙两瓶中c(OH-)之比 10（填“>”“=”或“<”）。理由： 。 答案：< 物质的量浓度甲是乙的10倍，浓度小的电离度大，所以甲、乙中c(OH-)之比小于10 解析：设浓度用c表示，电离度用α表示，c甲=10c乙，α甲<α乙，c（OH-）=c·α，所以
=
=10
<10。 9.25℃时，在0.5 L 0.2 mol·L-1的HA溶液中，有0.01 mol的HA电离成离子。求该温度下HA的电离平衡常数。 答案：K=2.22×10-3 mol·L-1 解析：该溶液中A-和H+的平衡浓度为0.01 mol/0.5 L=0.02 mol·L-1。据电离方程式HA
A-+H+推知HA分子的平衡浓度为：0.2 mol·L-1-0.02 mol·L-1=0.18 mol·L-1。HA的电离平衡常数K=
=(0.02 mol·L-1×0.02 mol·L-1)/0.18 mol·L-1=2.22×10-3 mol·L-1。 10.在一定温度下，冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力如图所示，请回答： （1）“O”点导电能力为0的理由 。
（2）a、b、c三点溶液的pH由小到大的顺序为 。 （3）a、b、c三点中电离度最大的是 。 （4）若使c点溶液的c(CH3COO-)增大，溶液的pH也增大，可采取的措施为① ；② ；③ 。 答案：（1）由于醋酸为共价化合物，在固、液态时不存在离子，也就谈不上存在自由移动的离子，所以不导电 （2）ba>c，其中氢离子浓度也是b>a>c。由于pH是氢离子浓度的负对数值，恰好与氢离子浓度大小顺序相反，因此结论为b

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