人教版高中化学选修4第三单元水溶液中的离子平衡讲义及习题.docx
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人教版高中化学选修4第三单元水溶液中的离子平衡讲义及习题
3.1---弱电解质的电离
一、强、弱电解质strong/weakelectrolyte
1.concept:
凡是在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物叫做电解质(electrolyte);
2.分类
①强电解质(strongelectrolyte):
在水溶液中几乎完全电离的电解质,如强酸、强碱等;
HCl=H++Cl-;NaCl=Na++Cl-;NaOH=Na++OH-;
②弱电解质(weakelectrolyte):
在水溶液中只能部分电离的电解质,如弱酸、弱碱等;
HAc
H++Ac-;NH3·H2O
OH-+NH4+;
【Remark】
区分强弱电解质的根本依据是电离程度而不是其溶解度或溶液的导电性,如某些难溶物质
BaSO4,由于溶解度很小,其水溶液难导电,但溶解部分的BaSO4是完全电离的,是强电
解质;
电解质溶液的导电性和溶液中离子的浓度有关,离子浓度越大,溶液导电性越强;
3.非电解质(non-electrolyte):
在水溶液里或熔融状态下都不能导电的化合物;
①非金属氧化物:
CO2、CO、SO2、NO2、SO3、P2O5、NO……
②某些非金属氢化物:
CH4、NH3、C2H4……
③大多数有机物:
C6H6、甘油、蔗糖、乙酸乙酯……
二、弱电解质电离
1.characteristics
①弱电解质的电离属于可逆的过程:
NH3·H2O
OH-+NH4+;HClO
H++ClO-;
②多元弱电解质的电离是分步进行的:
【且第一步电离远远大于第二步电离】
H2S
H++HS-;HS-
H++S2-;
H2SO3
H++HSO3-;HSO3-
H++SO3-;
③弱电解质电离的过程是吸热的过程;
2.电离平衡(ionizationequilibrium)及其特征
①concept:
弱电解质的电离达到分子的离子化速率与离子的分子化速率相等,即
弱电解质分子及其电离出的离子的浓度保持不变的状态,叫做电离平衡.
②characteristics
☆电离平衡是有条件存在的动态平衡,条件改变以后电离平衡就会发生移动;
☆v正=v逆>0;
☆平衡体系中弱电解质分子及其电离出的各种离子的浓度保持不变;
☆电离平衡移动符合勒夏特列原理(LeChatelier’sprinciple);
3.电离平衡的移动:
MaNb
aMb++bNa-;ΔH>0;
①加水促进弱电解质的电离;[越稀越电离]
②加热促进弱电解质的电离;[升温促电离]
③遵守化学平衡移动的一般规律;
4.电离常数(ionizationconstant)
①concept
在一定条件下达到电离平衡时,弱电解质电离形成的各种离子的浓度的乘积与溶液中未电
离的分子的浓度之比是一个常数,这个常数称为电离常数;
弱酸的电离常数用Ka表示,弱碱的电离常数用Kb表示;
※一元弱酸、一元弱碱的电离常数的一般表达式为:
HA(弱酸)
H++A-;
;BOH(弱碱)
B++OH-;
;
※多元弱电解质的电离是分步进行的,各步电离都有相应的电离常数:
H3PO4
H++H2PO4-,
;
H2PO4-
H++HPO42-,
;
HPO42-
H++PO43-,
;
※多元弱碱的电离一步到位:
Al(OH)3
Al3++3OH-,
;
②影响电离常数的因素:
※内因:
电解质分子内共价键的键能.键能越大,电离常数越小;反之亦然.
※外因:
其他条件一定时,温度越高,电离常数越大;反之亦然.
※电离级别:
多元弱电解质的电离均以第一步电离为主.
H3PO4
H++H2PO4-,
;
H2PO4-
H++HPO42-,
;
HPO42-
H++PO43-,
;
在同温下,Ka1>>Ka2>Ka3;
③电离常数的物理意义:
※对相同温度下的不同弱酸(弱碱)来说,电离常数越大,表明弱酸(弱碱)的电离程度越
大;反之亦然(viceversa).
※对同一种多元弱酸(弱碱)在不同温度下的电离常数来说,电离常数越大,表明弱酸(弱
碱)的电离程度越大;反之亦然(viceversa).
※对同一种多元弱酸(弱碱)在相同温度下的各级电离常数来说,电离常数越大,表明电
离越容易;反之亦然(viceversa).
※多元弱酸(多元弱碱)的各级电离常数逐渐减小且一般差别很大,所以其水溶液中的
H+(OH-)主要由第一步电离产生.
练习3.1---弱电解质的电离A
01.下列关于强
、弱电解质的叙述,有错误的是()
A.强电解质在溶液中完全电离,不存在电离平衡;
B.在溶液中,导电能力强的电解质是强电解质,导电能力弱的电解质是弱电解质;
C.同一弱电解质的溶液,当温度、浓度不同时,其导电能力也不同;
D.纯净的强电解质在液态时,有的导电,有的不导电;
02.在0.1mol/L的CH3COOH溶液中存在如下电离平CH3COOH
CH3COO-+H+对于该平衡,
下列叙述正确的是()
A.加入少量NaOH固体,平衡向正反应方向移动;
B.加水,反应速率增大,平衡向逆反应方向移动;
C.滴加少量0.1mol/LHCl溶液,溶液中c(H+)减少;
D.加入少量CH3COONa固体,平衡向正反应方
向移动;
03.下列说法中,正确的是()
A.强电解质的水溶液一定比弱电解质溶液的导电能力强;
B.强电解质都是离子化合物,弱电解质都是共价化合物;
C.强电解质的水溶液中不存在溶质分子;
D.不溶性盐都是弱电解质,可溶性酸和具有极性键的化合物都是强电解质;
04.能判断某酸一定是弱电解质的是()
A.0.1mol/L的该酸溶液中c(H+)为0.001mol/L;B.该酸的稀溶液中有两种分子存在;
C.能用强酸(如H2SO4)和盐反应制该酸;D.该酸易挥发;
05.能影响水的电离平衡,并使溶液中的c(H+)>c(OH-)的操作是()
A.向水中投入一小块金属钠;B.将水加热煮沸;
C.向水中通入二氧化碳气体;D.向水中加食盐晶体;
06.向0.1mol/L醋酸溶液中逐滴加入氨水至过量时,溶液的导电能力将发生对应的变化,其电
流强度随加入氨水的体积(V)变化的曲线关系是下图中的()
07.用蒸馏水稀释1mol/L醋酸时,始终保持增大趋势的是()
A.溶液中的c(CH3COO-);B.溶液中的c(H+);
C.溶液中的c(CH3COOH);D.溶液中的c(OH-);
08.把0.05molNaOH(s)分别加入到下列100mL液体中,溶液的导电性基本不变,该液体是()
A.自来水;B.0.5mol/L盐酸;C.0.5mol/L醋酸;D.0.5mol/L氯化铵;
09.水的电离过程为H2O
H++OH-,在不同温度下其平衡常数为K(25℃)=1.0×10-14,
K(35℃)=2.1×10-14;则下列叙述正确的是()
A.C(H+)随着温度升高而降低;B.在35℃时,c(H+)>c(OH-);
C.水的电离度K(25℃)>K(35℃);D.水的电离是吸热的;
10.在25℃时,用蒸馏水稀释1mol/L的醋酸溶液至0.01mol/L,随溶液的稀释,下列各项中始
终保持增大趋势的是()
A.
;B.
;C.
;D.
;
11.浓度为HB的10倍HA和HB两种酸的溶液分别加水稀释时,
pH变化的简图如图所示,下列叙述中不正确的是(pH值为氢
离子浓度的负对数)()
A.HA是一种强酸;B.x点,c(A-)=c(B-);
C.HB是一种弱酸;D.原溶液中HA的物质的量比HB多;
12.体积相同,氢离子浓度也相同的HCl、HNO3、CH3COOH分别与足量的NaHCO3反应,产
生CO2的体积()
A.同样多;B.HCl最多;
C.HCl、HNO3一样多;D.CH3COOH最多;
13.人体血液里存在如下平衡:
CO2+H2O
H2CO3
HCO3-+H+,使人体血液pH值保持在
7.35~7.45之间,否则就会发生酸中毒或碱中毒;其pH值随c(HCO3-):
c(H2CO3)变化关系
如下表所示,则下列说法中,正确的是()
c(HCO3-):
c(H2CO3)
1.0
17.8
20.0
22.4
pH
6.10
7.35
7.40
7.45
A.正常人体血液中,HCO3-的水解程度小于电离程度;
B.人体发生酸中毒时,可饮用碳酸饮料缓解;
C.pH=7.00的血液中,c(H2CO3)=c(HCO3-);
D.常温下pH=7.40的血液稀释至pH=7.35,c(H+)·c(OH-)一定不变;
14.一定温度下,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:
①O点导电能力为0的理由是___________________
__________________________________________;
②a、b、c三点溶液的c(H+)由小到大的顺序是:
___________________;
③a、b、c三点醋酸的电离度最大的是:
________;
④要使c点c(Ac-)增大,c(H+)减少,可采取的措施是(至少写出三种方法):
___________________、___________________、___________________;
15.已知HClO是比H2CO3还弱的酸,氯水中存在下列平衡:
Cl2+H2O
HCl+HClO,
HClO
H++ClO-,达到平衡后:
①要使HClO浓度增加,可加入下列物质_______(填代号)
A.SO2;B.Na2CO3;C.HCl;D.NaOH;
②由此说明在实验室可用排饱和食盐水收集Cl2的理由是____________________________
____________________________________________________________________________
________________________________________;
16.在一定温度下,有a.盐酸;b.硫酸;c.醋酸三种酸:
①当三种酸物质的量浓度相同时,c(H+)由大到小的顺序是________________;
②同体积、同物质的量浓度的三种酸,中和NaOH的能力由大到小的顺序是______________;
③若三者c(H+)相同时,三种酸物质的量浓度由大到小的顺序是________________;
④当三者c(H+)相同且体积也相同时,分别放入足量的锌,相同状况下产生气体的体积由大
到小的顺序是____________;
⑤当三者c(H+)相同、体积相同时,同时加入形状、密度、质量完全相同的锌,若产生相同
体积的H2(相同状况),则开始时反应速率的大小关系为____________,反应所需时间的长
短关系是__________;
⑥将c(H+)相同的三种酸均加水稀释至原来的100倍后,c(H+)由大到小的顺序是________.
练习3.1---弱电解质的电离B
01.常温下,在0.1mol/LCH3COOH溶液中,水的离子积是()
A.1×10—14;B.1×10—13;C.1.32×10—14;D.1.32×10—15;
02.常温时,①pH=2的CH3COOH溶液;②pH=2的HCl溶液;③pH=12的氨水;④pH=12
的NaOH溶液;相同条件下,有关上述溶液的比较中,不正确的是()
A.由水电离的c(H+):
①=②=③=④;
B.等体积的①、②、④溶液分别与足量铝粉反应,生成H2的量:
②最大;
C.将②、③溶液混合后,pH=7,消耗溶液的体积:
②>③;
D.向溶液中加入100mL水后,溶液的pH:
③>④>②>①;
03.下列有关电解质溶液的叙述,不正确的是()
A.稀醋酸加水稀释,醋酸电离程度增大,溶液的pH升高;
B.在CH3COONa溶液中加入适量CH3COOH,可使c(Na+)=c(CH3COO—);
C.在含有BaSO4沉淀的溶液中加入Na2SO4固体,溶液中c(Ba2+)减小;
D.常温下,pH=2盐酸与pH=12氨水等体积混合所得溶液中:
c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH—);
04.下列有关说法正确的是()
A.催化剂通过降低化学反应的焓变加快化学反应速率;
B.铅蓄电池充电时,标有“-”的电极应与电源的负极相连;
C.温度保持不变,向水中加入钠盐对水的电离一定没有影响;
D.向醋酸钠溶液中加水稀释时,溶液中所有离子浓度都减小;
05.下列有关溶液中离子浓度的关系,不正确的是()
A.NaHCO3溶液中存在:
c(OH—)=c(H2CO3)+c(H+);
B.常温下,pH=3的盐酸和pH=11的氨水等体积混合后,溶液中:
c(NH4+)>c(Cl—);
C.0.2mol/LNH4Cl溶液与0.1mol/LNaOH溶液等体积混合后,溶液中:
c(NH4+)>c(Na+);
D.0.2mol/L的CH3COOH溶液中c(H+)小于0.1mol/L的CH3COOH中c(H+)的两倍;
06.已知0.1mol/LCH3COOH溶液的pH=3,溶液中存在;CH3COOH
CH3COO—+H+,下列
有关说法正确的是()
A.加水稀释,溶液中
将减小;B.加水稀释100倍时,溶液的pH=5;
C.升温或加入少量NaOH(s)均促进电离,其电离常数不变;
D.加NaOH溶液,当混合液的pH=7时,溶液中c(Na+)>c(CH3COO—);
07.常温下,下列离子浓度关系或结论正确的是()
A.将0.1mol/L氨水与0.1mol/L稀盐酸等体积混合:
c(Cl—)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH—);
B.将pH=2的稀盐酸与pH=12的氨水等体积混合,所得溶液pH>7;
C.在pH=1的溶液中:
K+、Fe2+、Cl—、NO3—、Na+等离子能够大量共存;
D.用惰性电极电解稀硫酸时,实质是电解水,溶液的pH不变;
08.室温下向10mLpH=3的醋酸溶液中加入水稀释后,下列说法正确的是()
A.溶液中导电粒子的数目减少; B.再加入10mLpH=11的NaOH溶液,混合液pH=7;
C.溶液中
不变;D.醋酸的电离程度增大,c(H+)亦增大;
09.常温时,下列叙述正确的是()
A.稀释pH=10的氨水,溶液中所有离子的浓度均降低;
B.pH均为5的HCl和NH4Cl溶液中,水的电离程度相同;
C.NaOH和CH3COONa的混合溶液中,c(Na+)+c(H+)=c(OH—)+c(CH3COO—);
D.分别中和pH与体积均相同的硫酸和醋酸,硫酸消耗氢氧化钠的物质的量多;
10.25℃时,在等体积的①pH=0的H2SO4溶液;②0.05mol/L的Ba(OH)2溶液;
③pH=10的Na2S溶液;④pH=5的NH4NO3溶液中;发生电离的水的物质的量之比是()
A.1:
10:
1010:
109;B.1:
5:
5×109:
5×108;C.1:
20:
1010:
109;D.1:
10:
104:
109;
11.常温下,0.1mol/L的HA溶液中c(OH—)/c(H+)=1×10—8,下列叙述中正确的是()
A.0.01mol/LHA的溶液中c(H+)=1×10—4mol/L;
B.pH=3的HA溶液与pH=11的NaOH溶液等体积混合后所得溶液中:
c(Na+)>c(A—)>c(OH—)>c(H+);
C.浓度均为0.1mol/L的HA溶液和NaA溶液等体积混合后所得溶液显酸性,则:
c(OH—)-c(H+) D.pH=3的HA溶液与pH=11的NaOH溶液按体积比1: 10混合后所得溶液中: c(OH—)+c(A—)=c(H+)+c(Na+); 12.已知碳酸、亚硫酸、次氯酸的平衡常数如下表: H2CO3 H2SO3 HClO K1=4.30×10—7 K1=1.54×10—2 K=2.95×10—8 K2=5.61×10—11 K2=1.02×10—7 下列说法正确的是() A.相同条件下,同浓度的NaClO溶液和Na2CO3溶液的碱性,前者更强; B.Na2CO3溶液中通少量SO2: 2CO32-+SO2+H2O=2HCO3-+SO32-; C.NaHCO3溶液中通少量SO2: 2HCO3-+SO2=CO2+SO32-+H2O; D.向氯水中分别加入等浓度的NaHCO3和NaHSO3溶液,均可提高氯水中HClO的浓度; 13.有4种混合溶液,分别由等体积0.1mol/L的两种溶液混合而成: ①NH4Cl与CH3COONa; ②NH4Cl与HCl;③NH4Cl与NaCl;④NH4Cl与NH3·H2O(混合液呈碱性);下列各项排序正 确的是() A.pH: ②<①<③<④;B.溶液中c(H+): ①<③<②<④; C.c(NH4+): ①<③<②<④;D.c(NH3·H2O): ①<③<④<②; 14.右图是用0.1000mol/LNaOH溶液 滴定20.00mL未知浓度盐酸(酚酞 做指示剂)的滴定曲线.下列说法正 确的是() A.水电离出的氢离子浓度: a>b; B.盐酸的物质的量浓度为0.0100mol/L; C.指示剂变色时,说明盐酸与NaOH恰好完全反应; D.当滴加NaOH溶液10.00mL时,该混合液的pH=1+lg3; 15.下表是某铬酸(H2CrO4)溶液中离子浓度(mol/L)与pH的关系,下列说法不正确的是() pH c(CrO42—) c(HCrO4—) c( Cr2O72—) c(H2CrO4) 4 0.0003 0.1040 0.4480 0 6 0.0319 0.0999 0.4370 0 7 0.2745 0.0860 0.3195 0 9 0.9960 0.0031 0.0004 0 A.铬酸的第一步电离是完全电离; B.铬酸的第二步电离是部分电离,且存在两种电离方式; C.pH越大,电离出的CrO42—浓度越大; D.当电离达到平衡时,2v逆( Cr2O72—)=v正(HCrO4—); 16.对于纯水来说,若其他条件不变只改变下列条件能使水的离子积常数变大的是() A.加热;B.加金属钠; C.加少量的NaOH固体;D.加少量的AlCl3固体. 3.2---水的电离和溶液的酸碱性 一、水的电离self-ionizationofwater 1.水的电离平衡 水是一种极弱的电解质,其电离方程式为: H2O OH-+H+, ; 2.水的离子积ion-productconstantforwater ①表达式: Kw=[OH—]·[H+]=10-14(25℃); ②影响因素: Kw只与温度有关,温度升高,Kw增大(Kw∝T); ③水的离子积和水的电离平衡常数不是一回事,单位不同. 3.影响水电离平衡的因素: ①酸、碱: 在纯水中加入酸或碱,均使水的电离平衡向左移,此时若温度不变,Kw不变, 水的电离程度变小;但水本身电离出的H+和OH-的浓度始终保持相等;常温时,酸或碱 中水电离出的c(H+)=c(OH-)<10-7mol/L; ②温度: 若升温,由于水电离吸热,升温将促进水的电离,平衡向右移,c(H+)和c(OH-) 同时增大,pH变小,但由于c(H+)=c(OH-)>10-7mol/L,此时溶液仍显中性; ③易水解的盐: 在纯水中加入易水解的盐,不管溶液显什么性,均促进水的电离,水电离 产生的c(H+)或c(OH-)>10-7mol/L,温度不变,Kw不变; ④电解: 涉及水电离出的c(H+)或c(OH-)在阴极或阳极放电,从而促进水分子不断电离; ⑤其他因素: 如向水里加入活泼金属,由于与H2O电离出的H+直接作用,因而促进了水的 电离平衡向右移动; 4.水电离出的c(H+)或c(OH-)的计算[25℃时] ①中性溶液: c(H+)=c(OH-)=10-7mol/L; ②溶质为酸的溶液: H+来源于酸电离和水电离,而OH—只来源于水;如计算pH=2的盐酸 溶液中水电离出的c(H+): 由Kw=[OH-]·[H+]=10—14先求出溶液中c(OH-)=10-12mol/L,即 水电离出的c(H+)=c(OH-)=10-12mol/L; ③溶质为碱溶液: OH-来源于酸电离和水电离,而H+只来源于水;方法同上; ④水解呈酸性或碱性的盐溶液: H+和OH—均由水电离;如计算pH=2的NH4Cl溶液中由水 电离出的c(H+)=10-2mol/L,[c(OH-)=10-12mol/L是因为部分与NH4+结合了];pH=12的 Na2CO3溶液中由水电离出的c(OH-)=10-2mol/L; 二、溶液的酸碱性与pH 1.concept pH指用H+浓度的负对数值来表示溶液酸碱性强弱的数值.若溶液中c(H+)=a×10-bmol/L, 则pH=-lg[c(H+)]=b-lga,pH只适用于表示溶液中c(H+)或c(OH-)≤1mol/L的稀溶液的 酸碱性;若溶液中c(H+)或c(OH-)>1mol/L,直接用c(H+)或c(OH-)表示(25℃). pH 0 2 4 6 7 8 10 12 14 c(H+) 100 10-2 10-4 10-6 10-7 10-8 10-10 10-12 10-14 c(OH-) 10-14 10-12 10-10 10-8 10-7 10-6 10-4 10-2 100 性质 酸性 中性 碱性 2.pH的测定方法: ①pH试纸;②酸碱指示剂;③pH计; 3.常用酸碱指示剂及其变色范围 ①甲基橙(methlyorange)②石蕊(litmus)③酚酞(phenolphthalein): 4.滴定终点判断及酸碱指示剂选择 中和反应恰好反应完全(不是pH=7)的时刻叫滴定终点,为准确判断滴定终点,必须选用变 色明显、变色范围的pH与终点pH相一致的指示剂,通常选用酚酞或甲基橙,而不用石蕊 试液,因为石蕊的颜色变化不灵敏. 以指示剂颜色的明显变化作为判断滴定终点的依据.
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- 人教版 高中化学 选修 第三 单元 水溶液 中的 离子 平衡 讲义 习题