2019年高考化学总复习专题17弱电解质的电离平衡课件20190509268.pptx

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1、专题十七 弱电解质的电离平衡,专题十七 弱电解质的电离平衡,考情精解读,A.考点帮知识全通关,目录 CONTENTS,考点1 弱电解质的电离 考点2 电离平衡常数,考纲要求,命题规律,命题分析预测,知识体系构建,方法1 强、弱电解质的判断与比较 方法2 弱电解质的电离平衡 方法3 电离平衡常数的用于及计算,B.方法帮素养大提升,C.考法帮考向全扫描,考向1 弱电解质的电离平衡 考向2 电离平衡常数的应用和计算,考情精解读,考纲要求 命题规律 命题分析预测 知识体系构建,1.了解电解质的概念,了解强电解质和弱电解质的概念。 2.理解弱电解质在水中的电离平衡,能利用电离平衡常数进行相关计算,考纲要

2、求,命题规律,考情分析 弱电解质的电离是中学化学基本理论中的重要组成部分,也是学习中比较难理解的内容,更是近几年高考命题的必考内容。全国卷对本专题的考查主要集中在弱电解质的电离平衡、电离常数的应用和计算等,主要以选择题的形式出现,分值为6分。高考有关本部分内容的考查常以图表、图像创设新情境,考查考生的观察、理解能力。 命题预测 高考命题热点主要有影响弱电解质电离平衡的因素,通过图像分析强、弱电解质,电离常数和电离度,比较微粒浓度大小和pH的计算等,命题有时会与水解相结合增加试题的难度,预计在今后的高考中出现的几率仍比较大,命题分析预测,知识体系构建,A.考点帮知识全通关,考点1 弱电解质的电离

3、 考点2 电离平衡常数,1.强电解质与弱电解质,考点1 弱电解质的电离（重点）,化学 专题十七 弱电解质的电离平衡,续表,1.电解质的强弱与物质内部结构有关,与外界因素无关,关键是看在水溶液中或熔融状态下是否完全电离。 2.电解质的强弱与溶解性无关,如BaSO4、CaCO3等虽难溶于水,但溶于水的部分却能完全电离,是强电解质;CH3COOH能与水互溶,但不能完全电离,是弱电解质。 3.电解质的强弱与溶液的导电性强弱没有必然联系,溶液导电能力的强弱由溶液中自由移动的离子的浓度决定,也与离子所带电荷数有关。强电解质溶液的导电能力不一定强,弱电解质溶液的导电能力不一定弱。,特别提醒,化学 专题十七

4、弱电解质的电离平衡,2.弱电解质的电离平衡 (1)电离平衡的定义 在一定条件(如温度、浓度)下,当弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时,电离过程就达到了平衡状态,这叫作电离平衡。 (2)弱电解质电离平衡的建立过程,化学 专题十七 弱电解质的电离平衡,(3)弱电解质电离平衡的特征,化学 专题十七 弱电解质的电离平衡,(4)影响弱电解质电离平衡的因素 内因:弱电解质本身的性质,是决定因素。,温度:电离是吸热过程。温度升高,电离程度增大;反之,电离程度减小 浓度 增大弱电解质的浓度,电离平衡向电离方向移动加水稀释, 电离平衡向电离方向移动 同离子效应:在弱电解质溶液中加入与弱

5、电解质电离出相同离子的强 电解质,电离平衡向生成弱电解质分子的方向移动 化学反应:若外加物质能与弱电解质电离出的离子发生反应,电离平 衡向电离方向移动,外 因,化学 专题十七 弱电解质的电离平衡,考点2 电离平衡常数（重点）,1.概念 在一定温度下,弱电解质达到电离平衡时,溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数,该常数叫作电离平衡常数,简称电离常数,用K表示(弱酸的电离平衡常数用Ka表示,弱碱的电离平衡常数用Kb表示)。 2.表达式 对于可逆反应AB A+B-,K= ( A + )( B ) (AB),对于一元弱酸HA:HA H+A-,Ka= ( H + )

6、( A ) (HA) 对于一元弱碱BOH:BOH B+OH-,Kb= ( B + )(O H ) (BOH) 对于多元弱酸,其电离是分步进行的,每步各有电离常数,通常用Ka1、Ka2、Ka3等分别表示。如: H2S H+HS-,Ka1= ( H + )(H S ) ( H 2 ) HS- H+S2-, Ka2= ( H + )( S 2 ) (H S ),化学 专题十七 弱电解质的电离平衡,3.特点 (1)电离常数只与温度有关,升高温度,K值增大。 (2)多元弱酸的各级电离常数的大小关系:Ka1Ka2Ka3,故多元弱酸的酸性强弱取决于Ka1的大小。 4.意义 电离常数数值的大小,反映弱酸、弱碱

7、酸碱性的相对强弱。在一定温度下,Ka越大(多元弱酸以Ka1为依据),弱酸的电离程度越大,弱酸的酸性越强。相同条件下,常见弱酸酸性由强到弱的顺序: H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO。,化学 专题十七 弱电解质的电离平衡,B.方法帮素养大提升,方法1 强、弱电解质的判断与比较 方法2 弱电解质的电离平衡 方法3 电离平衡常数的应用及计算,方法1 强、弱电解质的判断与比较,方法解读：,1.强、弱电解质的判断方法 (1)在相同浓度、相同温度下,比较导电能力的强弱。如同体积等浓度的盐酸和醋酸,前者的导电能力强于后者。 (2)在相同浓度、相同温度下,比较反应速率的大小,如将足

8、量的锌粒投入同体积等浓度的盐酸和醋酸中,反应开始时前者产生气体的速率比后者的大。 (3)浓度与pH的关系。如0.1 molL-1 CH3COOH,其pH1,则证明CH3COOH是弱电解质。 (4)测定对应盐的酸碱性。如CH3COONa溶液呈碱性,则证明醋酸是弱酸。,(5)稀释前后pH的变化与稀释倍数的关系。如将pH=2的酸溶液稀释1 000倍,若pH,化学 专题十七 弱电解质的电离平衡,示例1 下列用来判断CH3COOH是一种弱酸的说法中正确的是 向pH=3的HCl溶液中加入CH3COONa固体,溶液pH增大 pH相同的HCl和CH3COOH溶液,取相同体积分别用标准NaOH溶液滴定测其浓度,

9、CH3COOH溶液消耗的NaOH溶液的体积较大 0.1 molL-1 CH3COOH溶液的pH1 0.1 molL-1的HCl溶液与过量的Mg反应,当加入 CH3COONa 固体后,反应速率减慢,但生成氢气的总量不变 相同物质的量浓度、相同体积的CH3COOH溶液和盐酸分别与足量的活泼金属反应,消耗金属的量相同,化学 专题十七 弱电解质的电离平衡,常温下,pH=4的CH3COOH溶液与pH=10的NaOH溶液等体积混合后溶液呈酸性 CH3COOH溶液中有两种分子存在 常温下醋酸钠溶液的pH大于7 A. B. C. D.全部,化学 专题十七 弱电解质的电离平衡,思维导引,在解答本题时,第一步需根

10、据弱电解质电离平衡的概念、特征判断选项,第二步需根据强电解质与弱电解质性质的差异判断得出结论。,解析 加入 CH3COONa 固体,溶液pH增大,说明CH3COONa 溶液呈碱性,故可知 CH3COOH 为弱酸,正确;pH相同的HCl和CH3COOH溶液,CH3COOH溶液消耗的NaOH溶液的体积较大,说明CH3COOH溶液的浓度大,则CH3COOH为弱酸,正确;0.1 molL-1 CH3COOH溶液的pH1,说明CH3COOH 溶液中c(H+)小于0.1 molL-1,故可知CH3COOH为弱酸,正确;盐酸与Mg反应,加入 CH3COONa 固体,反应速率减慢,说明溶液中c(H+)减小,则

11、,化学 专题十七 弱电解质的电离平衡,可知HCl与CH3COONa反应生成了弱酸,故可知CH3COOH为弱酸,正确;同浓度、同体积的CH3COOH溶液和盐酸分别与足量的活泼金属反应,消耗金属的量相同,不能说明CH3COOH是弱酸,不正确;pH之和为14的强酸与NaOH溶液中和后,溶液呈中性,而pH之和为14的弱酸与NaOH溶液中和后,溶液呈酸性,正确;水溶液中有水分子存在,则可知另一种分子必为醋酸分子,故可知醋酸不完全电离,则CH3COOH是弱酸,正确;醋酸钠溶液的pH大于7,说明醋酸钠溶液呈碱性,故可知CH3COOH是弱酸,正确。,答案 B,化学 专题十七 弱电解质的电离平衡,突破攻略 判断

12、一种电解质是强电解质还是弱电解质时,关键是看它在水溶液中或熔融状态下的电离程度。若完全电离则为强电解质,若不完全电离则为弱电解质。设计实验验证时,注意等物质的量浓度和等pH的两种电解质的性质差异。,化学 专题十七 弱电解质的电离平衡,2.盐酸与醋酸的比较,化学 专题十七 弱电解质的电离平衡,续表,化学 专题十七 弱电解质的电离平衡,示例2 2014广东理综,12,4分常温下,0.2 molL-1的一元酸HA与等浓度NaOH溶液等体积混合后,所得溶液中部分微粒组分及浓度如图所示。下列说法正确的是 A.HA为强酸 B.该混合溶液pH=7.0 C.该混合溶液中:c(A-)+c(Y)=c(Na+) D

13、.图中X表示HA,Y表示OH-,Z表示H+,化学 专题十七 弱电解质的电离平衡,思维导引,化学 专题十七 弱电解质的电离平衡,解析 HA和NaOH的物质的量相等,二者恰好完全反应:HA+NaOH NaA+H2O,由于c(A-)略小于0.1 molL-1,说明A-发生了水解:A-+H2O HA+OH-,由于水的电离:H2O H+OH-,则c(OH-)c(HA),故X为OH-,Y为HA,Z为H+,由上面的分析可知,溶液中c(OH-) c(H+),溶液显碱性,HA为弱酸,A、B、D项均错误;根据物料守恒:c(Na+)=c(A-)+c(HA),C项正确。,答案 C,化学 专题十七 弱电解质的电离平衡,

14、拓展变式1 为了证明醋酸是弱电解质,甲、乙、丙、丁四位同学分别选用下列试剂进行实验:0.1 molL-1的醋酸溶液、0.1 molL-1的盐酸、pH=3的盐酸、pH=3的醋酸、CH3COONa 晶体、NaCl晶体、CH3COONH4晶体、蒸馏水、锌粒、pH试纸、酚酞、NaOH溶液等。 (1)甲取出10 mL 0.1 molL-1的醋酸溶液,用pH试纸测出其pH=a,确定醋酸是弱电解质,则a应该满足的关系是 , 理由是 。 (2)乙分别取pH=3的醋酸和盐酸各1 mL,分别用蒸馏水稀释到100 mL,然后用pH试纸测定两溶液的pH,则可认定醋酸是弱电解质,判断的依据是 。,化学 专题十七 弱电解

15、质的电离平衡,(3)丙分别取pH=3的盐酸和醋酸各10 mL,分别加入质量相同的锌粒,醋酸放出H2的速率快,则认定醋酸是弱电解质,你认为这一方法正确吗? ,请说明理由: 。 (4)丁用CH3COONa晶体、NaCl晶体、蒸馏水和酚酞做实验,也论证了醋酸是弱酸的事实,该同学的实验操作和现象是 。,化学 专题十七 弱电解质的电离平衡,1.(1)a1 醋酸是弱酸,不能完全电离 (2)盐酸的pH=5,醋酸的pH5 (3)正确 醋酸产生H2的速率比盐酸快,说明随着反应的进行,醋酸不断电离,c(H+)变化小,故醋酸是弱电解质 (4)将CH3COONa晶体、NaCl晶体分别溶于适量蒸馏水配成溶液,再分别滴入

16、酚酞溶液,CH3COONa溶液变浅红色,NaCl溶液不变色,化学 专题十七 弱电解质的电离平衡,方法2 弱电解质的电离平衡,方法解读：,1.影响电离平衡的因素 (1)内因:弱电解质本身的性质,决定了弱电解质电离程度的大小。如相同条件下,CH3COOH的电离程度比H2CO3的大。 (2)外因:电离平衡属于动态平衡,当外界条件改变时,弱电解质的电离平衡也会发生移动,平衡移动也遵循勒夏特列原理。 以CH3COOH溶液为例:CH3COOH CH3COO-+H+,改变外界条件时,溶液中各量的变化如表所示。,化学 专题十七 弱电解质的电离平衡,2.从“定性”和“定量”两个角度理解电离平衡 (1)从定性角度

17、分析电离平衡:深刻理解勒夏特列原理平衡向“减弱”这种改变的方向移动,移动结果不能“抵消”或“超越”这种改变。 (2)从定量角度分析电离平衡:当改变影响电离平衡的条件后分析两种微粒浓度之比的变化时,若通过平衡移动的方向不能作出判断,应用电离平衡常数定量分析。,化学 专题十七 弱电解质的电离平衡,电离平衡向电离的方向移动,电解质分子的浓度不一定会减小,离子的浓度不一定都增大。如CH3COOH CH3COO-+H+,加入冰醋酸,c(CH3COOH)增大,平衡向电离方向移动,根据勒夏特列原理,这种移动只能“减弱”而不能“消除”,再次达到平衡时,c(CH3COOH)比原平衡时的大;加水稀释或加少量NaO

18、H固体,都会引起平衡向电离方向移动,但c(CH3COOH)、c(H+)都比原平衡时的小,而溶液中 c(OH-) 增大。,注意,化学 专题十七 弱电解质的电离平衡,示例3 2013上海,11,3分H2S水溶液中存在电离平衡H2S H+HS-和 HS- H+S2-。若向H2S溶液中 A.加水,平衡向右移动,溶液中氢离子浓度增大 B.通入过量SO2气体,平衡向左移动,溶液pH增大 C.滴加新制氯水,平衡向左移动,溶液pH减小 D.加入少量硫酸铜固体(忽略体积变化),溶液中所有离子浓度都减小,化学 专题十七 弱电解质的电离平衡,思维导引,解析 A选项,加水,平衡向右移动,但溶液中氢离子浓度减小,错误;

19、B选项,通入过量SO2,先发生反应SO2+2H2S 3S+2H2O,过量的SO2溶于水得到亚硫酸,亚硫酸的酸性强于氢硫酸的,所以溶液pH可能减小,错误;C选项,发生反应Cl2+H2S 2HCl+S,正确;D选项,少量硫酸铜固体加入 H2S 水溶液中,有CuS沉淀和H2SO4生成,溶液中氢离子浓度增大,错误。,答案 C,化学 专题十七 弱电解质的电离平衡,拓展变式2 一定温度下,将一定质量的冰醋酸加水稀释过程中,溶液的导电能力变化如图所示,下列说法正确的是( ) A.a、b、c三点溶液的pH:cab B.a、b、c三点CH3COOH的电离程度:cab C.用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH,测量

20、结果偏小 D.a、b、c三点溶液分别用1 mol/L NaOH溶液中和,消耗NaOH溶液体积:cab,化学 专题十七 弱电解质的电离平衡,2.C 溶液的导电能力取决于溶液中离子浓度的大小,从题图中可看出c(H+)的大小顺序是cab,因此b点溶液的pH最小,A错误。根据弱电解质的电离平衡知识可知,溶液越稀越容易电离,因此a、b、c三点CH3COOH的电离程度大小关系为abc,B错误。用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH,相当于对溶液稀释,由题图可知,a处溶液适量稀释则溶液中c(H+)增大,pH变小,C正确。在加水过程中,溶质的量没有发生变化,因此用1 mol/L NaOH溶液中和,消耗NaOH溶液

21、的体积应相等,D错误。,化学 专题十七 弱电解质的电离平衡,方法3 电离平衡常数的应用及计算,方法解读：,1.电离平衡常数的应用 (1)判断弱酸或弱碱的相对强弱 在相同温度下,电离平衡常数越大,表明弱电解质越易电离,对应的弱酸(或弱碱)的酸性(或碱性)越强。 对于多元弱酸,酸性的强弱主要取决于第一步电离,故应根据Ka1进行判断。 (2)判断电离平衡的移动方向 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释这个问题。,如对CH3COOH溶液进行稀释:,CH3COOH,H+ + CH3COO-,原平衡: c(CH3COOH) c(

22、H+) c(CH3COO-) 假设稀释c(CH3COOH)c(H+)c(CH3COO-) 至n倍后: n nn Qc= ( H + ) (C H 3 CO O ) (C H 3 COOH) = ( H + )(C H 3 CO O ) (C H 3 COOH) = a 1),所以电离平衡向电离的方向移动。,化学 专题十七 弱电解质的电离平衡,(3)判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱 相同温度下,酸(或碱)的电离平衡常数越大,对应的盐水解程度越小,盐溶液的碱性(或酸性)越弱。 (4)判断复分解反应能否发生 一般符合“强酸制弱酸”规律。,2.有关电离常数的计算(以弱酸HX为例) (1)已知c(HX)始

23、和平衡时c(H+),求电离常数,化学 专题十七 弱电解质的电离平衡,HX H+ + X-,起始/(molL-1): c(HX)始 0 0 平衡/(molL-1): c(HX)始-c(H+) c(H+) c(H+) 则:Ka= ( H + )( X ) (HX) = 2 ( H + ) (HX ) 始 ( H + ) 。 由于弱酸只有极少一部分电离,c(H+)的数值很小,可近似处理:c(HX)始-c(H+)c(HX)始,则Ka 2 ( H + ) (HX ) 始 ,代入数值求解即可。,化学 专题十七 弱电解质的电离平衡,(2)已知c(HX)始和电离常数,求平衡时c(H+) 同理可得Ka= 2 (

24、 H + ) (HX ) 始 ( H + ) 2 ( H + ) (HX ) 始 , 则:c(H+) a (HX ) 始 ,代入数值求解即可。,化学 专题十七 弱电解质的电离平衡,示例4 高考改编题部分弱酸的电离平衡常数如表所示。,下列选项正确的是,A.2CN-+H2O+CO2 2HCN+C O 3 2 B.2HCOOH+C O 3 2 2HCOO-+H2O+CO2 C.中和等体积、等pH的HCOOH溶液和HCN溶液消耗NaOH的量前者大于后者 D.等体积、等浓度的HCOONa溶液和NaCN溶液中所含离子总数前者小于后者,化学 专题十七 弱电解质的电离平衡,思维导引,化学 专题十七 弱电解质的

25、电离平衡,解析 根据弱酸的电离平衡常数知,酸性:HCOOHH2CO3HCNHC O 3 ,对应相同浓度盐的碱性:C O 3 2 CN-HC O 3 HCOO-。A选项,不能得到C O 3 2 ,只能得到HC O 3 ,错误;B选项,正确;C选项,pH相同,但由于HCN的电离平衡常数小,说明起始浓度c(HCN) c(HCOOH),因而等体积、等pH的HCOOH溶液和HCN溶液与NaOH反应,HCN溶液消耗的NaOH多,错误;D选项,两溶液中分别存在电荷守恒:c(Na+)+ c(H+)=c(HCOO-)+c(OH-)、c(Na+)+c(H+)=c(CN-)+ c(OH-),HCOONa溶液中所含离

26、子总数为 c(Na+)+c(H+)+c(HCOO-)+c(OH-)= 2c(Na+)+c(H+),HCN溶液中所含离子总数为c(Na+)+c(H+)+c(CN-)+c(OH-)= 2c(Na+)+c(H+),由于HCOOH的酸性强于HCN的,相同浓度的盐溶液,NaCN,化学 专题十七 弱电解质的电离平衡,溶液的碱性强,故c(H+)小,由于两溶液中c(Na+)相同,所以NaCN溶液中所含离子总数比HCOONa溶液中的少,错误。,答案 B,示例5 2014浙江理综,12,6分氯在饮用水处理中常用作杀菌剂,且HClO的杀菌能力比ClO-的强。25 时氯气-氯水体系中存在以下平衡关系: Cl2(g)

27、Cl2(aq) K1=10-1.2 Cl2(aq)+H2O HClO+H+Cl- K2=10-3.4 HClO H+ClO- Ka=? 其中Cl2(aq)、HClO和ClO-分别在三者中所占分数()随pH变化的关系如图所示。下列表述正确的是,化学 专题十七 弱电解质的电离平衡,A.Cl2(g)+H2O 2H+ClO-+Cl- K=10-10.9 B.在氯处理水体系中,c(HClO)+c(ClO-)=c(H+)-c(OH-) C.用氯处理饮用水时,pH=7.5时杀菌效果比pH=6.5时差 D.氯处理饮用水时,在夏季的杀菌效果比在冬季好,化学 专题十七 弱电解质的电离平衡,解析 Cl2(g)+H2

28、O 2H+ClO-+Cl- K=K1K2Ka,由图可得Ka=1 0 7.5 ,故K值为1 0 12.1 ,A项错误;根据电荷守恒得,c(H+)=c(OH-)+c(ClO-)+c(Cl-),而 c(HClO) 由于部分电离而不等于c(Cl-),B项错误;已知HClO的杀菌能力比ClO-的强,从图中可知,c(HClO)在pH=7.5时比在pH=6.5时低,则杀菌效果较差,C项正确;夏季温度高,氯气的溶解能力变差,杀菌效果也变差,D项错误。,答案 C,化学 专题十七 弱电解质的电离平衡,C.考法帮考向全扫描,考向1 弱电解质的电离平衡 考向2 电离平衡常数的应用和计算,1.高考常考查电离平衡的影响因

29、素(内因和外因)。如2015年新课标全国卷第13题,考查外界条件对 弱电解质的电离平衡的影响。 2.以电离平衡常数为载体考查电解质的强弱及对应盐的水解程度大小和相关计算。如2016年全国卷第26题(4),考查联氨一级电离常数的计算;2015年山东理综第13题,考查电离平衡常数的应用;2015年海南第11题,结合电离程度(电离度)考查电离平衡常数、弱电解质的电离。,化学 专题十七 弱电解质的电离平衡,考情揭秘,示例6 2015新课标全国卷,13,6分浓度均为0.10 molL-1、体积均为V0的MOH和ROH溶液,分别加水稀释至体积V,pH随 lg 0 的变化如图所示。下列叙述错误的是 A.MO

30、H的碱性强于ROH的碱性 B.ROH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lg 0 =2时,若两溶液同时升高温度,则 ( M + ) ( R + ) 增大,考向1 弱电解质的电离平衡,思维导引,比较起点纵坐标值, 判断碱的强弱,理解横坐标:lg 0 =n表示稀释10n倍, 判断稀释对弱电解质电离的影响,化学 专题十七 弱电解质的电离平衡,稀释程度大于a点的稀释程度知,b点的电离程度大于a点的,B项正确。C项考查电解质溶液稀释过程中离子浓度的变化。若两溶液无限稀释,则两溶液接近中性,二者c(OH-)相等,C项正确。D项考查外界因素对电离平衡的影响。升温

31、促进弱电解质电离,而对强电解质电离无影响(因为已经全部电离),即c(M+)不变,c(R+)增大,则 ( M + ) ( R + ) 减小,D项错误。 答案D,化学 专题十七 弱电解质的电离平衡,解后反思本题还可以设置如下选项: 当稀释至两溶液的pH均为10时,MOH溶液的体积是ROH溶液体积的10倍。 提示:根据图像,ROH溶液的pH为10时lg 0 =2,MOH溶液的pH为10时lg 0 =3,即pH相同时,MOH溶液的体积是ROH溶液体积的10倍,该说法正确。,化学 专题十七 弱电解质的电离平衡,示例7 2016全国卷,26(4),2分联氨(N2H4)为二元弱碱,在水中的电离方式与氨相似。

32、联氨第一步电离反应的平衡常数值为 (已知: N2H4+H+ N2 H 5 + 的K=8.7107;Kw=1.010-14)。联氨与硫酸形成的酸式盐的化学式为 。,考向2 电离平衡常数的应用和计算,思维导引,结合题中信息可写出联氨第一步电离的方程式为N2H4+H2O N2 H 5 + +OH-,据此可表示出电离常数Kb,根据Kb的表达式及题给条件进行转化,得到Kb=KKw。,解析N2H4的第一步电离的方程式为N2H4+H2O N2 H 5 + +OH-,则电离常数Kb= ( N 2 H 5 + )(O H ) ( N 2 H 4 ) = ( N 2 H 5 + )(O H )( H + ) (

33、N 2 H 4 )( H + ) = ( N 2 H 5 + ) w ( N 2 H 4 )( H + ) =KKw= 8.71071.010-14=8.710-7。 联氨是二元弱碱,其与硫酸形成的酸式盐为 N2H6(HSO4)2。,答案 8.710-7 N2H6(HSO4)2,化学 专题十七 弱电解质的电离平衡,示例8 2014山东理综,13,5分已知某温度下CH3COOH和NH3H2O的电离常数相等,现向10 mL 浓度为0.1 molL-1的CH3COOH溶液中滴加相同浓度的氨水,在滴加过程中 A.水的电离程度始终增大 B. (N H 4 + ) (N H 3 H 2 ) 先增大再减小

34、C.c(CH3COOH)与c(CH3COO-)之和始终保持不变 D.当加入氨水的体积为10 mL时,c(N H 4 + )=c(CH3COO-),化学 专题十七 弱电解质的电离平衡,思维导引,Ka(CH3COOH)=Kb(NH3H2O),Kh(CH3COO-)=Kh(N H 4 + ),CH3COONH4 溶液呈中性,c(CH3COO-)=c(N H 4 + )c(H+)=c(OH-),化学 专题十七 弱电解质的电离平衡,解析开始滴加氨水时,水的电离程度增大,二者恰好完全反应时,水的电离程度最大,再继续滴加氨水时,水的电离程度减小,A项错误; (N H 4 + ) (N H 3 H 2 O)

35、= (N H 4 + )(O H ) (N H 3 H 2 O)(O H ) = b (N H 3 H 2 O) (O H ) ,滴加氨水过程中c(OH-)逐渐增大,而Kb(NH3H2O)不变,故滴加氨水过程中 (N H 4 + ) (N H 3 H 2 O) 逐渐减小,B项错误;根据原子守恒知 n(CH3COO-)与n(CH3COOH)之和不变,但滴加氨水过程中,溶液体积不断增大,故c(CH3COO-)与c(CH3COOH)之和减小,C项错误;由 CH3COOH 和NH3H2O 的电离常数相等可知当二者恰好完全反应时,溶液呈中性,结合,化学 专题十七 弱电解质的电离平衡,电荷守恒知c(CH3COO-)+c(OH-)=c(N H 4 + )+c(H+),则c(CH3COO-)=c(N H 4 + ),D项正确。,答案 D,化学 专题十七 弱电解质的电离平衡,