届高考化学一轮复习考纲点击教学案第七单元水溶液中的离子平衡第1节弱电解质的电离Word文档格式.docx
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H2O
NH
+OH-,向溶液中分别通入氨气平衡____移、加入盐酸平衡____移、加入NH4Cl溶液平衡____移、加入NaOH溶液平衡____移。
特别提示:
电离平衡右移,电解质分子的浓度不一定减小,如向氨水中通入氨气,平衡右移,氨气的浓度最终比原平衡时大。
同理,电离平衡右移,离子的浓度也不一定增大,如向氨水中加入盐酸,平衡右移,但OH-的浓度最终比原平衡时小,还有加水稀释。
三、电离平衡常数
1.表达式
(1)对于一元弱酸HA:
HA
H++A-,平衡常数Ka=____________。
(2)对于一元弱碱BOH:
BOH
B++OH-,平衡常数Kb=______________。
2.特点
(1)电离平衡常数属于化学平衡常数,只与温度有关,升温,K值______。
(2)多元弱酸的各级电离常数的大小关系是____________________,故其酸性取决于第一步。
3.意义
相同条件下,K值越大,表示该弱电解质______电离,所对应的酸性或碱性相对______。
即时训练3醋酸溶液中存在:
CH3COO-+H+,K=
是醋酸的电离平衡常数,在一定温度下,加入盐酸平衡____移(填“左”或“右”),电离平衡常数______(填“增大”“不变”或“减小”)。
一、外界条件对电离平衡的影响
电离平衡属于化学平衡,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
CH3COO-+H+ ΔH>0为例:
改变条件
平衡移动方向
c(CH3COOH)
n(H+)
c(H+)
c(CH3COO-)
电离程度
导电能力
电离平衡常数
加水稀释
→
减小
增大
减弱
不变
加少量冰醋酸
增强
通入HCl气体
←
加NaOH固体
加CH3COONa固体
加入镁粉
升高温度
【例1-1】已知0.1mol·
L-1的醋酸溶液中存在电离平衡:
CH3COO-+H+,要使溶液中
值增大,可以采取的措施是( )。
A.加少量烧碱溶液B.降低温度
C.加少量冰醋酸D.加水
【例1-2】在0.1mol·
L-1NH3·
H2O溶液中存在如下平衡:
+OH-。
下列叙述中正确的是( )。
A.加入少量浓盐酸,盐酸与NH3反应生成NH4Cl,使NH3浓度减小,NH
浓度增大,平衡逆向移动
B.加入少量NaOH固体,OH-与NH
结合生成NH3·
H2O,使NH
浓度减小,平衡正向移动
C.加入少量0.1mol·
L-1NH4Cl溶液,电离平衡常数不变,溶液中c(OH-)减小
D.加入少量MgSO4固体,溶液pH增大
二、强弱电解质比较
1.依据物质的类别进行判断
在没有特殊说明的情况下,我们认为盐是强电解质;
而常见的弱酸、弱碱为弱电解质,如H2CO3、H2SO3、HClO、H2SiO3、NH3·
H2O等;
而强酸(HCl、H2SO4、HNO3)、强碱[NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2]为强电解质。
2.依据强、弱电解质的定义或弱电解质电离平衡的移动进行判断(见下表)
浓度均为0.01mol·
L-1的强酸HA与弱酸HB
pH均为2的强酸HA与弱酸HB
pH或物质的量浓度
2=pHHA<pHHB
0.01mol·
L-1=c(HA)<c(HB)
开始与金属反应的速率
HA>HB
HA=HB
体积相同时与过量的碱反应时消耗碱的量
HA<HB
体积相同时与过量活泼金属产生H2的量
c(A-)与c(B-)大小
c(A-)>c(B-)
c(A-)=c(B-)
分别加入固体NaA、NaB后pH变化
HA:
HB:
变大
加水稀释10倍后的pH
3=pHHA<pHHB
3=pHHA>pHHB>2
溶液的导电性
水的电离程度
3.根据盐类水解进行判断
取酸的钠盐溶于水,测溶液的酸碱性,若pH=7,则对应的酸为强酸,如NaCl;
若pH>7,则对应的酸为弱酸,如CH3COONa。
4.从电离平衡常数K的角度判断
K也属于化学平衡常数,所以也只是温度的函数,在同温度下,K越大酸性越强。
注意:
强酸无电离平衡常数。
【例2-1】今有室温下四种溶液,有关叙述不正确的是( )。
①
②
③
④
pH
11
3
溶液
氨水
氢氧化钠溶液
醋酸
盐酸
A.③④中分别加入适量醋酸钠晶体后,两溶液的pH均增大
B.②③两溶液等体积混合,所得溶液中c(H+)>c(OH-)
C.分别加水稀释10倍,四种溶液的pH①>②>④>③
D.V1L④与V2L①溶液混合后,若混合后溶液pH=7,则V1<
V2
【例2-2】常温下,下列有关叙述中正确的是( )。
①分别向等体积、等物质的量浓度的盐酸和醋酸中滴加NaOH溶液,使溶液呈中性,醋酸消耗的NaOH多
②等体积、等pH的盐酸和醋酸,分别与NaOH反应,醋酸消耗的NaOH多
③相同条件下,将pH=2的硫酸溶液和醋酸溶液分别稀释成pH=5的溶液,所加水的体积前者大
④pH=3的稀硫酸跟pH=11的氢氧化钠溶液等体积混合,混合溶液的pH<
7
⑤为了通过测定pH的大小,达到比较HCl和CH3COOH酸性强弱的目的,分别配制100mL0.1mol·
L-1的NaCl溶液和CH3COONa溶液
⑥同体积同浓度的盐酸和醋酸与足量锌反应,整个反应过程的平均反应速率盐酸的快
A.①②⑤B.③④⑤
C.②④⑤D.②⑤⑥
三、有关电离平衡常数的计算
解题步骤:
首先书写出相应的电离平衡常数的表达式,如CH3COOH
CH3COO-+H+的Ka=
,依据信息代入相关数据进行计算。
【例3-2】(2012山东潍坊模拟)某温度下,将0.10molCH3COOH溶于水配成1L溶液。
实验测得已电离的醋酸分子占原有醋酸分子总数的1.3%,若水的电离忽略不计,醋酸电离对醋酸分子浓度的影响忽略不计,求得该温度下CH3COOH的电离平衡常数K=。
向该溶液中再加入______molCH3COONa可使溶液的pH约为4。
(溶液体积变化忽略不计)
判断酸、碱强弱方法的实验探究
强弱电解质的比较是历年高考的热点,主要考查强弱电解质的判断、电离平衡理论,把这些理论与探究实验相结合是今后命题的趋势。
设计实验时要注意等物质的量浓度和等pH的两种酸(或碱)的性质差异,常用的实验方法有:
(1)从水解的角度分析,取其钠盐(NaA)溶于水,测其pH,若pH>7,则说明HA是弱酸,若pH=7,则说明HA是强酸。
(2)从是否完全电离的角度分析,配制一定物质的量浓度HA溶液(如0.1mol·
L-1),测其pH,若pH>1,则说明HA是弱酸,若pH=1,则说明HA是强酸。
(3)从电离平衡移动的角度分析,如①向HA溶液中加水稀释100倍后,溶液pH增大不是2的是弱酸;
②向HA溶液中加入NaA晶体,溶液中的pH变化的是弱酸。
(4)相同条件下,比较两种酸(或碱)溶液的导电性。
1.(高考集萃)下列叙述中正确的是______。
A.(2012广东理综)常温下pH为2的盐酸与等体积pH=12的氨水混合后所得溶液显酸性
B.(2012福建理综)中和等体积、等物质的量浓度的盐酸和醋酸所消耗的n(NaOH)相等
C.(2012浙江理综)常温下,将pH=3的醋酸溶液稀释到原体积的10倍后,溶液的pH=4
D.(2012浙江理综)为确定某酸H2A是强酸还是弱酸,可测NaHA溶液的pH。
若pH>7,则H2A是弱酸;
若pH<7,则H2A是强酸
E.(2012浙江理综)用0.2000mol·
L-1NaOH标准溶液滴定HCl与CH3COOH的混合溶液(混合液中两种酸的浓度均约为0.1mol·
L-1),至中性时,溶液中的酸未被完全中和
F.(2012重庆理综)稀醋酸加水稀释,醋酸电离程度增大,溶液的pH减小
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.
3.(2012浙江温州三模)下表是在相同温度下三种酸的一些数据,下列判断正确的是( )。
酸
HX
HY
HZ
浓度/(mol·
L-1)
0.12
0.2
0.9
1
电离度
0.25
0.1
0.3
0.5
电离常数
Ki1
Ki2
Ki3
Ki4
Ki5
A.在相同温度,从HX的数据可以说明:
弱电解质溶液,浓度越低,电离度越大,且Ki1>Ki2>Ki3=0.01
B.室温时,若在NaZ溶液中加水,则
的比值变小,若加少量盐酸,则比值变大
C.等物质的量的NaX、NaY和NaZ的混合溶液:
c(X-)+c(Y-)-2c(Z-)=2c(HZ)-c(HX)-c(HY),且c(Z-)<
c(Y-)<
c(X-)
D.在相同温度下,Ki5>Ki4>Ki3
4.下列事实一定能说明HNO2为弱电解质的是( )。
①常温下,NaNO2溶液的pH>7 ②用HNO2溶液做导电实验灯泡很暗 ③HNO2不能与NaCl反应 ④常温下0.1mol·
L-1的HNO2溶液pH=2 ⑤1LpH=1的HNO2溶液加水稀释至100L后溶液的pH=2.2 ⑥1LpH=1的HNO2和1LpH=1的盐酸与足量的NaOH溶液完全反应,最终HNO2消耗的NaOH溶液多 ⑦HNO2溶液中加入一定量NaNO2晶体,溶液中c(OH-)增大 ⑧HNO2溶液中加水稀释,溶液中c(OH-)增大
A.①②③⑦B.①③④⑤
C.①④⑤⑥⑦D.②④⑥⑧
5.(2013山东枣庄期中)已知室温时,0.1mol·
L-1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离,下列叙述中错误的是( )。
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为1×
10-7mol·
L-1
D.HA电离出的c(H+)约为水电离出的c(H+)的106倍
6.(2012河北石家庄压轴题)25℃下,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______。
参考答案
基础梳理整合
一、1.电离出离子 重新结合成分子 相等2.= ≠即时训练1AE
二、勒夏特列1.电离2.电离 增大
即时训练2右 右 左 左
三、1.
(1)
(2)
2.
(1)增大
(2)第一步≫第二步≫第三步≫……
3.越易 较强
即时训练3左 不变
核心归纳突破
【例1-1】D 解析:
A选项,NaOH与H+反应,使c(H+)减小,平衡右移,使c(CH3COOH)减小,但c(H+)减小的程度大于c(CH3COOH)减小的程度,所以
减小;
B选项,降低温度使平衡左移,c(H+)减小、c(CH3COOH)增大,所以
C选项,c(CH3COOH)增大,使平衡右移,c(H+)增大,但c(CH3COOH)增大的程度大于c(H+)增大的程度,所以
D选项加水稀释,假设电离平衡不移动,c(H+)、c(CH3COOH)均减小相同倍数,但平衡右移使c(CH3COOH)减小的程度大,所以符合题意。
【例1-2】C 解析:
A选项,加入少量浓盐酸,首先发生H++OH-===H2O,使OH-浓度降低,平衡正向移动;
B选项,加入少量NaOH固体,使OH-浓度升高,平衡逆向移动;
C选项,使NH
浓度升高,平衡逆向移动,溶液中c(OH-)减小;
D选项,Mg2++2OH-===Mg(OH)2↓,溶液中c(OH-)减小,溶液pH减小。
【例2-1】D 解析:
醋酸钠溶液显碱性,A正确,也可以从平衡移动角度分析,CH3COONa电离出的CH3COO-:
a.与盐酸中的H+结合生成CH3COOH;
b.使醋酸中CH3COOH
CH3COO-+H+左移,两溶液中H+浓度均减小,所以pH均增大。
B项,假设均是强酸强碱,且物质的量浓度相同,等体积混合后溶液呈中性,但③醋酸是弱酸,其浓度远远大于②,即混合后醋酸过量,溶液显酸性c(H+)>c(OH-),B正确。
分别加水稀释10倍,假设平衡不移动,那么①②溶液的pH=10,但稀释氨水使平衡NH3·
+OH-右移,使①pH>10,同理醋酸稀释后pH<4,C正确。
假设均是强酸强碱,混合后溶液呈中性,V1=V2,但①氨水是弱碱,其浓度远远大于④盐酸,所以需要的①氨水少,即V1>V2,D错误。
【例2-2】D 解析:
NaOH与HCl、CH3COOH恰好完全反应分别生成NaCl、CH3COONa,消耗NaOH的量相等,但CH3COONa水解显碱性,所以当呈中性时,醋酸加的NaOH的量少,①错误;
等体积、等pH的盐酸和醋酸,醋酸的浓度远远大于盐酸的浓度,②正确;
由于醋酸是弱酸,加水稀释的同时还会继续电离出H+,所以③项应是后者所加水的体积大;
④项中的硫酸和氢氧化钠都是强电解质,且pH之和等于14,所以混合溶液的pH=7;
⑤NaCl溶液显中性、CH3COONa溶液显碱性可以证明醋酸为弱酸,正确;
在反应过程中盐酸的c(H+)大于醋酸的,所以反应速率快,⑥正确。
【例3-2】答案:
1.7×
10-51.7×
10-2
解析:
依据CH3COOH
H++CH3COO-可知K=
=
=1.7×
10-5,c(CH3COO-)=1.7×
10-2。
演练巩固提升
1.BE 解析:
A选项,氨水过量,显碱性,错误;
C选项,加水稀释CH3COOH
H++CH3COO-右移,所以pH小于4,但大于3,错误;
E选项,CH3COOH完全被中和生成的CH3COONa溶液显碱性,所以溶液显中性时酸过量,正确;
F选项,溶液酸性减弱,pH增大。
2.D 解析:
HF溶液中存在HF
H++F-,加水使平衡向右移动,即电离程度增大,但电离平衡常数只与温度有关,所以选项B不变;
溶液中n(H+)增大,但溶液的体积也增大,所以溶液的酸性降低,考虑到溶液中水还会电离出氢离子,所以稀释到一定程度(即无限稀释时),c(H+)就不再发生变化,但c(F-)和c(HF)却一直会降低,所以选项D符合题意。
3.D 解析:
相同温度下电离度随溶液浓度的增大而减小,所以HX的浓度为1mol·
L-1时,电离度小于0.1,三种酸的酸性强弱顺序为:
HZ>HY>HX,D选项正确;
A选项,温度相同,Ki1=Ki2=Ki3,错误;
B选项,依据Z-+H2O
HZ+OH-可知
是水解平衡常数的倒数,只随温度的变化而变化,错误;
C选项,依据“越弱越水解”可知NaX水解程度最大,c(X-)最小,错误。
4.C 解析:
②如果盐酸浓度很稀灯泡也很暗,错误;
④如果是强酸,pH=1;
⑤如果是强酸,加水稀释至100L后溶液的pH=3,实际pH=2.2,这说明HNO2溶液中存在HNO2
H++NO
,加水平衡右移,使pH<3,正确;
⑥依HNO2+NaOH===NaNO2+H2O、HCl+NaOH===NaCl+H2O可知c(HNO2)大于c(HCl),而溶液中c(H+)相同,所以HNO2没有全部电离,正确;
⑦加入NaNO2溶液中c(OH-)增大,说明化学平衡移动,正确;
⑧不论是强酸还是弱酸加水稀释,溶液中c(H+)均减小,而c(OH-)增大,错误。
5.B 解析:
依据HA
H++A-,可知溶液中c(H+)=0.1mol·
L-1×
0.1%=0.0001mol·
L-1;
K=
≈1×
L-1,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c(OH-)等于1×
10-10mol·
L-1,水电离出的c(H+)=1×
L-1,D正确。
6.答案:
(1)ad a
(2)5.3×
10-4 0.05
(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HF
H++F-可知Ka(HF)=
≈5.3×
10-4;
电离度α(HF)=
=0.05。
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- 高考 化学 一轮 复习 点击 教学 第七 单元 水溶液 中的 离子 平衡 电解质 电离
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