版高考化学一轮复习第27讲弱电解质的电离平衡练习新人教版.docx

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版高考化学一轮复习第27讲弱电解质的电离平衡练习新人教版

第27讲　弱电解质的电离平衡

【考纲要求】　1.了解强电解质和弱电解质的概念。

2.理解电解质在水中的电离以及电解质溶液的导电性。

3.理解弱电解质在水中的电离平衡，能利用电离常数进行相关计算。

考点一|弱电解质的电离平衡（基础送分型——自主学习）

授课提示：

对应学生用书第136页

[巩固教材知识]

1．弱电解质：

包括弱酸、弱碱、极少数盐（如醋酸铅）、两性氢氧化物、水等。

2．弱电解质的电离平衡

（1）电离平衡的建立

在一定条件下（如温度、压强等），当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时，电离过程达到了平衡。

（2）电离平衡的特征（也适用于勒夏特列原理）

（3）影响因素

①内因：

由弱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：

实例（稀溶液）

CH3COOHH＋＋CH3COO－　ΔH＞0

改变条件

平衡移动方向

n（H＋）

c（H＋）

导电能力

Ka

加水稀释

加入少量冰醋酸

通入HCl（g）

加NaOH（s）

加入镁粉

升高温度

加CH3COONa（s）

答案：

实例（稀溶液）

CH3COOHH＋＋CH3COO－　ΔH＞0

改变条件

平衡移动方向

n（H＋）

c（H＋）

导电能力

Ka

加水稀释

→

增大

减小

减弱

不变

加入少量冰醋酸

→

增大

增大

增强

不变

通入HCl（g）

←

增大

增大

增强

不变

加NaOH（s）

→

减小

减小

增强

不变

加入镁粉

→

减小

减小

增强

不变

升高温度

→

增大

增大

增强

增大

加CH3COONa（s）

←

减小

减小

增强

不变

3.正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”。

（1）强电解质的溶液一定比弱电解质的溶液导电性强。

（　　）

（2）易溶性强电解质的溶液中不存在溶质分子。

（　　）

（3）强电解质都是离子化合物，而弱电解质都是共价化合物。

（　　）

（4）由于硫酸钡难溶于水，所以是弱电解质。

（　　）

（5）稀醋酸加水稀释，醋酸电离程度增大，溶液的pH减小。

（　　）

（6）向0.1mol·L－1NH3·H2O中加入少量的NH4Cl晶体时溶液中的c（OH－）增大。

（　　）

（7）常温下，向pH＝2的醋酸溶液中加入醋酸铵固体，可抑制醋酸的电离。

（　　）

（8）常温下由0.1mol·L－1一元碱BOH溶液的pH＝10，可推知BOH溶液存在BOH===B＋＋OH－。

（　　）

答案：

（1）×　

（2）√　（3）×　（4）×　（5）×　（6）×　（7）√　（8）×

4．画出冰醋酸加水稀释时导电能力的变化曲线。

答案：

[练透基础小题]

题点　弱电解质的电离平衡

1．（RJ选修4·P432题改编）某酸碱指示剂是一种有机酸，其在水溶液中的电离平衡与其呈现颜色相关：

HIn（红色）H＋＋In－（黄色），若向含此指示剂的5mL0.1mol·L－1的盐酸中加入10mL0.1mol·L－1的NaOH溶液，则溶液的颜色变化为（　　）

A．红色变为无色　　　　　B．黄色变为无色

C．红色变为黄色D．黄色变为红色

答案：

C

2．稀氨水中存在着下列平衡：

NH3·H2ONH＋OH－，若要使平衡向逆反应方向移动，同时使c（OH－）增大，应加入的物质或采取的措施是（　　）

①NH4Cl固体；②硫酸；③NaOH固体；④水；⑤加热；⑥加入少量MgSO4固体

A．①②③⑤B．③⑥

C．③D．③⑤

答案：

C

3．（2017·江西红色七校联考）在醋酸溶液中滴入稀氨水，溶液的导电能力发生变化，其导电能力（I）随加入氨水的体积（V）的变化曲线是（　　）

解析：

在醋酸中加入稀氨水，发生反应NH3·H2O＋CH3COOH===CH3COONH4＋H2O，NH3·H2O和CH3COOH是弱电解质，而CH3COONH4是强电解质，所以开始阶段溶液的导电能力逐渐增强；醋酸反应完全后，随着稀氨水的加入，溶液被稀释，导电能力又逐渐下降，A正确。

答案：

A

4.25℃时，把0.2mol·L－1的醋酸加水稀释，则图中的纵轴y表示的是（　　）

A．溶液中OH－的物质的量浓度

B．溶液的导电能力

C．溶液中的

D．CH3COOH的电离程度

解析：

25℃时，0.2mol·L－1的醋酸稀释过程中，随着水的加入溶液中OH－的浓度增大（但不会超过10－7mol·L－1），CH3COOH的电离程度增大，CH3COO－数目增多，CH3COOH数目减少，但溶液中CH3COO－的浓度减小，溶液的导电能力减弱。

答案：

B

考点二|电离平衡常数（重点保分型——师生共研）

授课提示：

对应学生用书第137页

[核心知识大通关]

1．填写下表

电解质

电离常数的表达式

常温下的电离常数

CH3COOH

Ka＝1.7×10－5

HClO

Ka＝4.7×10－8

（1）35℃时，0.1mol·L－1CH3COOH溶液中CH3COOH的电离常数Ka>1.7×10－5（填“<”“>”或“＝”）。

（2）CH3COOH酸性大于（填“大于”“小于”或“等于”）HClO酸性，依据是相同条件下，CH3COOH的Ka大于HClO的。

2．碳酸是二元弱酸

（1）电离方程式是H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO。

（2）电离平衡常数表达式：

Ka1＝，Ka2＝。

（3）比较大小：

Ka1≫Ka2。

小题热身

1．正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”。

（1）H2CO3的电离平衡常数表达式：

Ka＝。

（　　）

（2）电离平衡常数可以表示弱电解质电离能力的相对强弱。

（　　）

（3）弱电解质电离平衡右移，电离平衡常数一定增大。

（　　）

（4）对于0.1mol/L的氨水，加水稀释后，溶液中c（NH）·c（OH－）变小。

（　　）

（5）向CH3COOH溶液中滴加相同浓度的氨水，先增大再减小。

（　　）

（6）室温下，向10mLpH＝3的醋酸溶液中加水稀释后，溶液中不变。

（　　）

（7）CH3COOH溶液加水稀释后，溶液中的值减小。

（　　）

答案：

（1）×　

（2）√　（3）×　（4）√　（5）×　（6）√　（7）√

2．H2CO3的电离平衡常数Ka1＝4.3×10－7，Ka2＝5.6×10－11，它的Ka1、Ka2差别很大的原因：

____________________________________。

（从电离平衡的角度解释）

答案：

第一步电离产生的H＋对第二步的电离起抑制作用

[考向精练提考能]

考向一　电离平衡常数的应用

1．判断弱酸（或弱碱）的相对强弱，电离常数越大，酸性（或碱性）越强。

2．判断盐溶液的酸性（或碱性）强弱，电离常数越大，对应的盐水解程度越小，碱性（或酸性）越弱。

3．判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。

4．判断微粒浓度比值的变化

如：

0.1mol·L－1CH3COOH溶液中加水稀释，＝＝，加水稀释时，c（H＋）减小，Ka值不变，则增大。

1．已知H2SO3、H2CO3分别属于中强酸和弱酸，H2SO3H＋＋HSO，HSOH＋＋SO；H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO；电离平衡常数分别为K1、K′1、K2、K′2，已知K1>K′1≈K2>K′2，则溶液中不可以大量共存的离子组是（　　）

A．SO、HCO　　　　　　B．HSO、CO

C．SO、COD．HSO、HCO

解析：

因K′1>K′2，故酸性：

HSO>HCO，所以HSO能与CO反应生成HCO与SO。

答案：

B

2．将浓度为0.1mol·L－1HF溶液加水不断稀释，下列各量始终保持增大的是（　　）

A．c（H＋）　　　　　　　B．Ka（HF）

C.D.

解析：

HF为弱酸，存在电离平衡：

HFH＋＋F－，稀释时c（H＋）减小，A错误；电离常数只受温度的影响，温度不变，电离常数Ka不变，B错误；由电荷守恒知：

c（F－）＋c（OH－）＝c（H＋），即＋＝1，加水稀释时c（OH－）增大，c（H＋）减小，故增大，因此减小，C项错误；Ka＝＝·c（F－）稀释时c（F－）减小，Ka不变，故增大，D项正确。

答案：

D

3．试用平衡移动原理、Qc分别解释弱电解质溶液加水稀释时平衡移动的方向（以CH3COOH电离平衡为例）。

答案：

①稀释弱电解质溶液时，溶液总浓度减小，电离平衡将向着增大溶液总浓度的正方向移动。

②稀释一倍时，Qc＝＝Ka，此时Qc＜Ka，故电离平衡向正向移动。

考向二　有关电离平衡常数的计算

电离常数的计算（以弱酸HX为例）

　　　　HX　　　　　　H＋　＋　X－

起始：

c（HX）00

平衡：

c（HX）－c（H＋）c（H＋）c（H＋）

则：

K＝

由于弱酸只有极少一部分电离，c（H＋）的数值很小，可做近似处理：

c（HX）－c（H＋）≈c（HX）。

则K＝，代入数值求解即可。

4．已知室温时，0.1mol·L－1某一元酸HA溶液在水中有0.1%发生电离，下列叙述错误的是（　　）

A．该溶液的pH＝4

B．升高温度，溶液的pH增大

C．此酸的电离平衡常数约为1×10－7

D．HA电离出的c（H＋）约为水电离出的c（H＋）的106倍

解析：

根据HAH＋＋A－，可知溶液中c（H＋）＝0.1mol·L－1×0.1%＝0.0001mol·L－1；

Ka＝＝

≈1×10－7，A、C正确；升高温度，电离程度增大，溶液的酸性增强，溶液的pH减小，B错误；溶液中c（H＋）＝1×10－4mol·L－1可知，溶液中c（OH－）为水电离出的c（OH－），等于1×10－10mol·L－1，水电离出的c（H＋）＝1×10－10mol·L－1，D正确。

答案：

B

5.25℃时，向20mL0.2mol·L－1的氢氟酸中滴加0.2mol·L－1的NaOH溶液时，溶液的pH变化如图所示，请回答下列问题：

（1）在氢氟酸的稀溶液中，通过改变以下条件能使氢氟酸的电离度α（HF）增大的是________，可使氢氟酸的电离平衡常数Ka（HF）增大的是________。

a．升高温度

b．向溶液中滴入2滴浓盐酸

c．加入少量NaF固体

d．加水稀释

（2）在此温度下，氢氟酸的电离平衡常数Ka（HF）为____________（保留两位有效数字），电离度α（HF）约为____________。

解析：

（2）由图像可知0.2mol·L－1的氢氟酸中c（H＋）＝10－2mol·L－1，HF是弱酸；依据HFH＋＋F－可知Ka（HF）＝＝≈5.3×10－4；电离度α（HF）＝＝0.05。

答案：

（1）ad　a　

（2）5.3×10－4　0.05

考点三|一元强酸（碱）和一元弱酸（碱）的比较（重点保分型——师生共研）

授课提示：

对应学生用书第138页

[核心知识大通关]

1．相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较

比较项目

酸

c（H＋）

pH

中和碱的能力

与足量Zn反应产生H2的量

开始与金属反应的速率

一元强酸

大

小

相同

相同

大

一元弱酸

小

大

小

2.相同pH、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较

比较项目

酸

c（H＋）

c（酸）

中和碱的能力

与足量Zn反应产生H2的量

开始与金属反应的速率

一元强酸

相同

小

小

少