版高考化学总复习专题八弱电解质的电离平衡教学案Word文档格式.docx
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加入与弱电解质具有相同离子的强电解质,电离平衡向左移动,电离程度减小。
④加入能反应的物质:
电离平衡向右移动,电离程度增大。
①稀醋酸加水稀释时,溶液中的各离子浓度并不是都减小,如c(OH-)是增大的。
②电离平衡右移,电解质分子的浓度不一定减小,如稀醋酸中加入冰醋酸。
③电离平衡右移,电离程度也不一定增大。
教材
高考
1.(RJ选修4·
P443改编)判断下列说法是否正确
(1)强电解质溶液中不存在溶质分子,弱电解质溶液中存在溶质分子(√)
(2)氨气溶于水,当c(OH-)=c(NH
)时,表明NH3·
H2O电离处于平衡状态(×
)
(3)共价化合物一定是弱电解质(×
(4)强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液强(×
(5)中和等体积、等物质的量浓度的盐酸和醋酸溶液,盐酸所需氢氧化钠多于醋酸(×
2.(RJ选修4·
P432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
3.(溯源题)(2016·
上海化学,6)能证明乙酸是弱酸的实验事实是②。
①CH3COOH溶液与Zn反应放出H2
②0.1mol/LCH3COONa溶液的pH大于7
③CH3COOH溶液与Na2CO3反应生成CO2
④0.1mol/LCH3COOH溶液可使紫色石蕊变红
探源:
本考题源于教材RJ选修4P41“思考与交流”及其拓展,对弱电解质电离的影响因素(加水稀释)进行了考查。
[诊断性题组]
1.基础知识判断,正确的打“√”,错误的打“×
”。
(1)HClO是弱酸,所以NaClO是弱电解质(×
(2)弱电解质溶液中存在溶质分子,而强电解质溶液中不存在溶质分子(√)
(3)AgCl的水溶液不导电,而CH3COOH的水溶液能导电,故AgCl是弱电解质,CH3COOH是
强电解质(×
(4)由0.1mol·
L-1氨水的pH为11,可知溶液中存在NH3·
H2ONH
+OH-(√)
(5)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(×
(6)弱电解质在溶液里达到电离平衡时,分子的浓度和离子的浓度一定相等(×
(7)对CH3COOH进行稀释时,会造成溶液中所有离子浓度减小(×
2.稀氨水中存在着下列平衡:
NH3·
+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.①②③⑤ B.③⑥ C.③ D.③⑤
解析 若在氨水中加入NH4Cl固体,c(NH
)增大,平衡向逆反应方向移动,c(OH-)减小,①不合题意;
硫酸中的H+与OH-反应,使c(OH-)减小,平衡向正反应方向移动,②不合题意;
当在氨水中加入NaOH固体后,c(OH-)增大,平衡向逆反应方向移动,③符合题意;
若在氨水中加入水,稀释溶液,平衡向正反应方向移动,但c(OH-)减小;
④不合题意;
电离属吸热过程,加热平衡向正反应方向移动,c(OH-)增大,⑤不合题意;
加入少量MgSO4固体发生反应Mg2++2OH-===Mg(OH)2↓,溶液中c(OH-)减小,⑥不合题意。
3.25℃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
【练后归纳】
从“定性”和“定量”两个角度理解电离平衡:
(1)从定性角度分析电离平衡:
应该深刻地理解勒夏特列原理——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时,应采用化学平衡常数定量分析。
拓展
以0.1mol·
L-1CH3COOH溶液为例:
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
向右
增大
减小
减弱
不变
加CH3COONa(s)
向左
增强
加入少量
冰醋酸
通HCl(g)
加NaOH(s)
加入镁粉
升高温度
考点二 电离平衡常数
(考点层次B→共研、理解、整合)
1.表达式
对一元弱酸HA:
HAH++A-
Ka=
对一元弱碱BOH:
BOHB++OH-
Kb=
2.特点及影响因素
(1)多元弱酸是分步电离的,各级电离常数的大小关系是Ka1≫Ka2≫Ka3,所以其酸性
主要决定于第一步电离。
(2)影响因素
3.意义
电离常数反映了弱电解质的电离程度的大小,K值越大,电离程度越大,酸(或碱)性越强。
如相同条件下常见弱酸的酸性强弱:
H2SO3>
H3PO4>
HF>
CH3COOH>
H2CO3>
H2S>
HClO。
①电离平衡常数与化学平衡常数一样,只与温度有关,与其他条件无关。
②电离平衡常数除了可以比较弱电解质的电离能力外,还能定量判断电离平衡的移动方向。
③在运用电离平衡常数表达式进行计算时,浓度必须是平衡时的浓度。
1.(SJ选修4·
P706改编)已知25℃下,醋酸溶液中存在下述关系:
=1.69×
10-5
其中的数值是该温度下醋酸的电离平衡常数。
试回答下述问题:
(1)向上述溶液中加入一定量的NaOH溶液,上述数值将不变(填“增大”“减小”或“不变”)。
(2)若醋酸的起始浓度为0.0010mol/L,平衡时氢离子浓度c(H+)是1.3×
10-4_mol/L(提示:
醋酸的电离常数很小,平衡时的c(CH3COOH)可近似视为仍等于0.0010mol/L)。
2.[2016·
课标全国Ⅱ,26(4)]联氨为二元弱碱,在水中的电离方式与氨相似。
联氨第一步电离反应的平衡常数值为8.7×
10-7(已知:
N2H4+H+N2H
的K=8.7×
107;
Kw=1.0×
10-14)。
联氨与硫酸形成的酸式盐的化学式为N2H6(HSO4)2。
本考题源于教材SJ选修4P66“例题”,对电离度概念理解及与浓度和电离常数的关系和计算进行了考查。
[拓展性题组]
题组一 电离平衡常数的理解和应用
1.基础知识判断(正确的打“√”,错误的打“×
”)。
(1)电离平衡右移,电离常数一定增大(×
(2)H2CO3的电离常数表达式:
(×
(3)电离常数可以表示弱电解质的相对强弱(√)
(4)电离常数随着弱电解质的浓度增大而增大(×
(5)电离常数只与温度有关,与浓度无关(√)
(6)电离常数大的酸溶液中的c(H+)一定比电离常数小的酸溶液中的c(H+)大(×
2.液态化合物AB会发生微弱的自身电离,电离方程式为ABA++B-,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(A+)随温度的升高而降低
B.35℃时,c(A+)>c(B-)
C.AB的电离程度:
α(25℃)>α(35℃)
D.AB的电离是吸热过程
解析 由于K(25℃)<K(35℃),故c(A+)随温度的升高而增大,A错;
由电离方程式可知,在任何温度下,都存在c(A+)=c(B-),B错;
由25℃和35℃时的平衡常数可知,温度越高,电离程度越大,C错;
由于K(25℃)<K(35℃),因此AB的电离是吸热过程,D正确。
答案 D
3.(2017·
江西吉安检测)硫酸、硝酸、高氯酸在水溶液中都是强酸,下表是某温度下这三种酸在冰醋酸中的电离常数。
下列说法正确的是( )
酸
H2SO4
HNO3
HClO4
K1
6.3×
10-9
4.2×
10-10
1.6×
A.在冰醋酸中H2SO4的电离方程式为:
H2SO42H++SO
B.在冰醋酸中,HNO3的酸性最强
C.在冰醋酸中,0.01mol/L的HClO4,其离子总浓度约为4×
10-4mol/L
D.高氯酸水溶液与氨水反应的离子方程式为H++NH3·
H2O===H2O+NH
解析 在冰醋酸中,H2SO4分步电离,其第一步电离方程式为H2SO4H++HSO
,A项错误;
根据在冰醋酸中的电离常数,三种酸的酸性强弱顺序为HClO4>
H2SO4>
HNO3,B项错误;
设在冰醋酸中0.01mol/L的HClO4的H+物质的量浓度为x,
HClO4H++ClO
c(起始)/mol/L0.01 0 0
c(变化)/mol/L x x x
c(平衡)/mol/L0.01-x x x
则电离常数K=
≈
=1.6×
10-5,x=4×
10-4mol/L,离子总浓度约为8×
10-4mol/L,C项错误;
在水溶液中,HClO4是一元强酸,NH3·
H2O是一元弱碱,D项正确。
电离常数的4大应用
(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。
弱电解质加水稀释时,能促进弱电解质的电离,溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化,但电离常数不变,考题中经常利用电离常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。
如:
0.1mol·
L-1CH3COOH溶液中加水稀释,
=
,加水稀释时,c(H+)减小,K值不变,则
增大。
化学式
电离平衡常数(25℃)
HCN
K=4.9×
CH3COOH
K=1.8×
H2CO3
K1=4.3×
10-7,K2=5.6×
10-11
(1)写出NaCN中通入少量CO2的离子方程式CN-+CO2+H2O===HCN+HCO
;
(2)写出Na2CO3溶液中加入足量CH3COOH的离子方程式CO
+2CH3COOH===CO2↑+2CH3COO-+H2O。
题组二 电离平衡常数及电离度的定量计算
4.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.由HA电离出的c(H+)约为水电离出的c(H+)的106倍
解析 根据HA在水中的电离度可算出c(H+)=0.1mol·
L-1×
0.1%=10-4mol·
L-1,所以pH=4;
因HA在水中有电离平衡,升高温度促进平衡向电离的方向移动,所以c(H+)增大,pH会减小;
C选项可由平衡常数表达式算出K=
=1×
10-7,所以C正确;
c(H+)=10-4mol·
L-1,所以c(H+,水电离)=10-10mol·
L-1,前者是后者的106倍。
5.(2017·
贵州适应性考试)弱电解质在水中的电离达到平衡状态时,已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数(包括已电离的和未电离的)的百分率,称为电离度。
某温度下,0.1mol·
L-1的某一元弱酸溶液的电离度为a%,则该溶液的pH为( )
A.1 B.1-a C.2-lga D.3-lga
解析 该一元弱酸的电离度为a%,则该酸电离出的c(H+)=0.1mol·
a%=a×
10-3mol·
L-1,故pH=-lg(a×
10-3)=3-lga,D项正确。
6.常温下,将amol·
L-1的醋酸与bmol·
L-1Ba(OH)2溶液等体积混合,充分反应后,溶液中存在2c(Ba2+)=c(CH3COO-),则该混合溶液中醋酸的电离常数Ka=________(用含a和b的代数式表示)。
解析 根据2c(Ba2+)+c(H+)=c(OH-)+c(CH3COO-)
由于c(CH3COO-)=2c(Ba2+)=bmol·
L-1
所以c(H+)=c(OH-)
溶液呈中性
CH3COOHCH3COO-+H+
-b b 10-7
答案
【思维模板】
有关电离常数计算的两种类型(以弱酸HX为例)
1.已知c(HX)始和c(H+),求电离常数
HX H+ + X-
起始/(mol·
L-1):
c(HX)始 0 0
平衡/(mol·
c(HX)始-c(H+)c(H+) c(H+)
则:
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)始-c(H+)≈c(HX)始,则Ka=
,代入数值求解即可。
2.已知c(HX)始和电离常数,求c(H+)
同理可得Ka=
,
c(H+)=
微专题十 强酸(碱)与弱酸(碱)的比较
弱酸(碱)
的判断
1.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
解析 ②如果盐酸(强酸)的浓度很小灯泡也很暗;
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HNO2H++NO
,加水平衡右移,使pH<
3;
⑥依据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;
⑦加入NaNO2,溶液中c(OH-)增大,说明化学平衡
移动;
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。
2.为了证明一水合氨(NH3·
H2O)是弱电解质,甲、乙、丙三人分别选用下列试剂进行实验:
0.010mol·
L-1氨水、0.1mol·
L-1NH4Cl溶液、NH4Cl晶体、酚酞溶液、pH试纸、蒸馏水。
已知pH均为常温下测定。
(1)甲用pH试纸测出0.010mol·
L-1氨水的pH为10,就认定一水合氨是弱电解质,你认为这一方法是否正确?
________(填“正确”或“不正确”),并说明理由________________________________________________________________
________________________________________________________________
______________________________________________________________。
(2)乙取出10mL0.010mol·
L-1氨水,用pH试纸测其pH为a,然后用蒸馏水稀释至1000mL,再用pH试纸测其pH=b,若要确认NH3·
H2O是弱电解质,则a、b应满足什么关系?
__________________________________________(用“等式”或“不等式”表示)。
(3)丙取出10mL0.010mol·
L-1氨水,滴入2滴酚酞试液,显粉红色,再加入少量NH4Cl晶体,颜色变________(填“深”或“浅”)。
你认为这一方法能否证明
H2O是弱电解质?
________(填“能”或“否”),并说明原因:
_______
(4)请你根据所提供的试剂,再提出一个既合理又简便
的方案证明NH3·
H2O是弱电解质:
______________________________________________________
______________________________________________________________
解析
(1)若NH3·
H2O是强电解质,则0.010mol·
L-1氨水中c(OH-)应为0.010mol·
L-1,pH=12。
用pH试纸测出0.010mol·
L-1氨水的pH为10,说明NH3·
H2O没有完全电离,为弱电解质。
(2)若NH3·
H2O是强电解质,则10mLpH=a的氨水用蒸馏水稀释至1000mL,其pH=a-2,而此时pH=b,因为NH3·
H2O是弱电解质,不能完全电离,a、b应满足:
a-2<
b<
a。
(3)向0.010mol·
L-1氨水中加入少量NH4Cl晶体,有两种可能:
一是氯化铵在水溶液中电离出的NH
水解使溶液显酸性,加入氨水中使其pH减小;
二是NH
使NH3·
H2O的电离平衡NH3·
+OH-逆向移动,从而使溶液的pH减小,这两种可能均会使溶液颜色变浅,可证明NH3·
H2O是弱电解质。
(4)NH4Cl为强酸弱碱盐,只需检验NH4Cl溶液的酸碱性,即可证明NH3·
H2O是弱电解质还是强电解质。
答案
(1)正确 若是强电解质,则0.010mol·
L-1氨水中c(OH-)应为0.01mol·
L-1,pH=12;
H2O没有完全
电离,应为弱电解质
(2)a-2<b<a
(3)浅 能 0.010mol·
L-1氨水(滴有酚酞试液)中加入氯化铵晶体后颜色变浅,有两种可能:
+OH-逆向移动,从而使溶液的pH降低。
这两种可能均证
明NH3·
H2O是弱电解质
(4)取一张pH试纸,用玻璃棒蘸取0.1mol·
L-1NH4Cl溶液,滴在pH试纸上,显色后跟标准比色卡比较测出pH,pH<7(方案合理即可)
【思维建模】
判断弱电解质的三个思维角度
角度一:
弱电解质的定义,即弱电解质不能完全电离,如测0.1mol·
L-1的CH3COOH溶液的pH>
1。
角度二:
弱电解质溶液中存在电离平衡,条件改变,平衡移动,如pH=1的CH3COOH溶液加水稀释10倍,1<
pH<
2。
角度三:
弱电解质形成的盐类能水解,如判断CH3COOH为弱酸可根据下面两个现象:
(1)配制某浓度的醋酸钠溶液,向其中加入几滴酚酞试液。
现象:
溶液变为浅红色。
(2)用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在pH试纸上,测其pH。
pH>
7。
弱酸(碱)或弱碱(酸)的比较及应用
3.(2016·
厦门模拟)25℃时,相同pH的两种一元弱酸HA与HB溶液分别加水稀释,溶液pH随溶液体积变化的曲线如图所示。
A.同浓度的NaA与NaB溶液中,c(A-)小于c(B-)
B.a点溶液的导电性大于b点溶液
C.a点的c(HA)大于b点的c(HB)
D.HA的酸性强于HB
解析 由于稀释过程中HA的pH变化较大,故HA的酸性强于HB,D项正确;
酸的酸性越强,对应的盐的水解程度越小,故NaB的水解程度大,同浓度的NaA与NaB溶液中c(B-)小于c(A-),A项错误;
b点溶液的pH小于a点溶液的pH,说明b点溶液中c(H+)较大、c(B-)较大,故溶液导电性较强,B项错误;
HA酸性强于HB,则相
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