高考化学大一轮复习配套讲义弱电解质的电离平衡研考点认知层层递进 析考题能力步步提高.docx
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第八章 水溶液中的离子平衡
第一节 弱电解质的电离平衡
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了解电解质的概念,了解强电解质和弱电解质的概念。
了解电解质在水溶液中的电离。
了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。
考点一 弱电解质的电离平衡
1.强电解质与弱电解质
2.电离方程式的书写
(1)强电解质:
如H2SO4电离方程式为:
H2SO4===2H++SO
。
(2)弱电解质:
①多元弱酸分步电离,且第一步电离程度远远大于第二步,如H2CO3电离方程式:
H2CO3
H++HCO
,HCO
H++CO
。
②多元弱碱电离方程式一步写成,如Fe(OH)3电离方程式:
Fe(OH)3
Fe3++3OH-。
(3)酸式盐:
①强酸的酸式盐完全电离,如:
NaHSO4===Na++H++SO
。
②弱酸的酸式盐中酸式根不能完全电离,如:
NaHCO3===Na++HCO
,HCO
H++CO
。
3.弱电解质的电离平衡
(1)电离平衡的建立
在一定条件(如温度、浓度等)下,当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时,电离过程就达到平衡。
平衡建立过程如图所示。
(2)电离平衡的特征
条件一定,平衡体系中分子与离子的浓度一定
4.影响电离平衡的外部条件
(1)温度:
温度升高,电离平衡向右移动,电离程度增大。
(2)浓度:
稀释溶液,电离平衡向右移动,电离程度增大。
(3)同离子效应:
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。
5.实例分析
弱电解质的电离平衡移动规律遵循平衡移动原理。
以CH3COOH
CH3COO-+H+ ΔH>0为例:
改变条件
平衡移动方向
n(H+)
c(H+)
c(CH3COO-)
c(CH3COOH)
电离程度(α)
Ka
加水稀释
向右
增大
减小
减小
减小
增大
不变
加入少量冰醋酸
向右
增大
增大
增大
增大
减小
不变
通入HCl(g)
向左
增大
增大
减小
增大
减小
不变
加入NaOH(s)
向右
减小
减小
增大
减小
增大
不变
加入CH3COONa(s)
向左
减小
减小
增大
增大
减小
不变
升高温度
向右
增大
增大
增大
减小
增大
增大
1.判断正误,正确的划“√”,错误的划“×”
(1)BaSO4难溶于水,其属于弱电解质。
( )
(2)强电解质的导电能力一定比弱电解质的导电能力强。
( )
(3)氨气溶于水,当c(OH-)=c(NH
)时,表明氨水电离处于平衡状态。
( )
(4)由0.1mol/L一元碱BOH的pH=10,可知溶液存在BOH===B++OH-。
( )
解析:
(1)BaSO4虽难溶于水,但溶解的部分完全电离,所以BaSO4是强电解质;
(2)强电解质溶液中的离子浓度不一定大于弱电解质中的离子浓度;(3)NH3+H2O
NH3·H2O
NH
+OH-,氨水电离出的c(OH-)与c(NH
)永远相等,不能表明氨水电离处于平衡状态;(4)由于OH-的浓度小于0.1mol/L,所以BOH应属于弱碱,电离方程式应为BOH
B++OH-。
答案:
(1)×
(2)× (3)× (4)×
2.稀醋酸加水稀释时溶液中的所有离子浓度一定减小吗?
提示:
不一定。
因温度不变,c(H+)·c(OH-)是定值,稀醋酸加水稀释时,溶液中的c(H+)减小,但c(OH-)增大。
3.电离平衡右移,电解质分子的浓度一定减小吗?
离子的浓度一定增大吗?
电离程度一定增大吗?
提示:
都不一定。
如对于CH3COOH
CH3COO-+H+,平衡后,加入冰醋酸,c(CH3COOH)增大,平衡右移,根据勒夏特列原理,只能“减弱”而不能消除,再次平衡时,c(CH3COOH)比原平衡时大;加水稀释或加少量NaOH固体,都会引起平衡右移,但c(CH3COOH)、c(H+)都比原平衡时要小。
加水稀释或增大弱电解质的浓度,都使电离平衡向电离方向移动,但加水稀释时弱电解质的电离程度增大,而增大弱电解质的浓度时弱电解质的电离程度减小。
命题角度一 弱电解质的电离平衡特点
1.下列有关电离平衡的叙述正确的是( )
A.电离平衡是相对的、暂时的、外界条件改变时,平衡就会发生移动
B.电离平衡时,由于分子和离子的浓度不断发生变化,所以说电离平衡是动态平衡
C.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相等
D.电解质达到电离平衡后,各种离子的浓度相等
解析:
选A 电离平衡是化学平衡的一种,达到平衡时,反应仍在进行,分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等,各分子和离子的浓度不再变化,与分子和离子浓度是否相等没有关系,所以只有A正确。
2.下列溶液中所含微粒种类由大到小的顺序是________。
A.氨水 B.氯水
C.硫酸氢钠溶液D.盐酸
解析:
氨水:
NH3、H2O、NH3·H2O、NH
、OH-、H+共6种;氯水:
H2O、Cl2、HClO、H+、Cl-、ClO-、OH-共7种;NaHSO4溶液:
H2O、Na+、H+、SO
、OH-共5种;盐酸:
H+、Cl-、OH-、H2O共4种。
答案:
BACD
命题角度二 条件改变时电离平衡移动结果的判断
3.(2014·福建泉州模拟)将0.1mol/LCH3COOH溶液加水稀释或加入少量CH3COONa晶体时都会引起( )
A.CH3COOH电离程度变大
B.溶液pH减小
C.溶液的导电能力减弱
D.溶液中c(H+)减小
解析:
选D CH3COOH
CH3COO-+H+,当加水稀释时,c(CH3COOH)、c(CH3COO-)、c(H+)都减小,平衡右移,pH增大,导电能力减弱,电离程度增大;当加入少量CH3COONa晶体时,使c(CH3COO-)增大,平衡左移,电离程度减小,c(H+)减小,pH增大,导电能力增强。
4.已知人体体液中存在如下平衡:
H++HCO
H2CO3
CO2+H2O,以维持体液pH的相对稳定。
下列说法中不合理的是( )
A.当强酸性物质进入体液后,上述平衡向右移动,以维持体液pH的相对稳定
B.当强碱性物质进入体液后,上述平衡向左移动,以维持体液pH的相对稳定
C.若静脉滴注大量生理盐水,则体液的pH减小
D.进行呼吸活动时,如果CO2进入血液,会使体液的pH减小
解析:
选C 若静脉滴注大量生理盐水,则血液被稀释,平衡虽然逆向移动,但根据勒夏特列原理,c(H+)减小,体液的pH增大。
5.稀氨水中存在着下列平衡:
NH3·H2O
NH
+OH-,若要使平衡向逆反应方向移动,同时使c(OH-)增大,可采取的措施是( )
①加入少量NH4Cl固体 ②加入少量硫酸 ③加入少量NaOH固体 ④加水稀释 ⑤加热 ⑥加入少量MgSO4固体
A.①②③⑤ B.③⑥ C.③ D.③⑤
解析:
选C 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错误;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错误;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,符合题意,③正确;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错误;电离属吸热过程,加热平衡向正反应方向移动,c(OH-)增大,⑤错误;加入MgSO4固体发生反应Mg2++2OH-===Mg(OH)2↓,溶液中c(OH-)减小,⑥错误。
1.判断正误,正确的划“√”,错误的划“×”
(1)(2013·广东高考)1L0.1mol/L的氨水中有nA个NH
(nA为阿伏加德罗常数的数值)。
( )
(2)(2013·江苏高考)CH3COOH溶液加水稀释后,溶液中
的值减小。
( )
(3)(2012·山东高考)HClO是弱酸,所以NaClO是弱电解质。
( )
(4)(2010·北京高考)0.1mol/LCH3COOH溶液的pH>1,可知CH3COOH溶液中存在CH3COOH
CH3COO-+H+。
( )
解析:
(1)一水合氨为弱电解质,部分电离,所以1L0.1mol/L的氨水中NH
的数目会小于0.1nA个,错误;
(2)醋酸加水稀释过程中,c(H+)减小,但电离常数不变,由K电离=
得
将减小,正确;(3)HClO是弱酸,但钠盐均为强电解质,错误;(4)0.1mol/LCH3COOH溶液的pH>1,说明CH3COOH是弱酸,即其水溶液中存在电离平衡:
CH3COOHCH3COO-+H+,正确。
答案:
(1)×
(2)√ (3)× (4)√
2.(2013·上海高考)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
解析:
选C 向H2S溶液中加水,平衡向右移动,但溶液体积增大,溶液中H+浓度减小,A错误;通入SO2,可发生反应:
2H2S+SO2===3S↓+2H2O,SO2过量时,SO2与水反应生成的H2SO3酸性比氢硫酸强,因此溶液pH减小,B错误;滴加新制氯水,发生反应:
H2S+Cl2===2HCl+S↓,H2S浓度减小,平衡向左移动,反应生成的盐酸为强酸,溶液酸性增强,pH减小,C正确;加入少量CuSO4,发生反应:
CuSO4+H2S===CuS↓+H2SO4,溶液中S2-浓度减小,H+浓度增大,D错误。
3.(2013·福建高考)室温下,对于0.10mol/L的氨水,下列判断正确的是( )
A.与AlCl3溶液发生反应的离子方程式为Al3++3OH-===Al(OH)3↓
B.加水稀释后,溶液中c(NH
)·c(OH-)变大
C.用HNO3溶液完全中和后,溶液不显中性
D.其溶液的pH=13
解析:
选C 本题考查氨水的相关知识,意在考查考生对溶液中平衡知识的掌握程度和运用能力。
NH3·H2O是弱碱,书写离子方程式时不能拆写,应为:
Al3++3NH3·H2O===Al(OH)3↓+3NH
,A错误;加水稀释虽然能促进NH3·H2O的电离,但c(NH
)和c(OH-)都减小,即c(NH
)·c(OH-)减小,B错误;用硝酸完全中和后,生成硝酸铵,硝酸铵为强酸弱碱盐,其水解显酸性,C正确;因为NH3·H2O为弱碱,部分电离,所以0.1mol/L的溶液中c(OH-)远远小于0.1mol/L,D错误。
4.(2012·上海高考)将100mL1mol/L的NaHCO3溶液等分为两份,其中一份加入少许冰醋酸,另外一份加入少许Ba(OH)2固体,忽略溶液体积变化。
两份溶液中c(CO
)的变化分别是( )
A.减小、减小 B.减小、增大
C.增大、增大D.增大、减小
解析:
选B HCO
H++CO
,加少量冰醋酸时,增大c(H+),平衡左移,c(CO
)减小;加少量Ba(OH)2固体时,反应掉H+,平衡右移,c(CO
)增大。
5.(2011·山东高考)室温下向10mLpH=3的醋酸溶液中加水稀释后,下列说法正确的是( )
A.溶液中导电粒子的数目减少
B.溶液中
不变
C.醋酸的电离程度增大,c(H+)亦增大
D.再加入10mLpH=11的NaOH溶液,混合液pH=7
解析:
选B 本题考查弱电解质的电离平衡,意在考查考生对电离平衡的理解和应用能力。
醋酸溶液加水稀释后,CH3COOH的电离程度增大,n(H+)、n(CH3COO-)增大,A错误;根据CH3COOH的电离平衡常数Ka=
=
,则
=
,由于温度不变,Ka、Kw均不变,因此
不变,B正确;醋酸加水稀释,电离程度增大,n(H+)增大,但c(H+)减小,C错误;再加入10mLpH=11的NaOH溶液,反应后得到CH3COOH和CH3COONa的混合溶液,溶液显酸性,pH<7,D错误。
6.(2011·福建高考)常温下0.1mol/L醋酸溶液的pH=a,下列能使溶液pH=(a+1)的措施是( )
A.将溶液稀释到原体积的10倍
B.加入适量的醋酸钠固体
C.加入等体积0.2mol/L盐酸
D.提高溶液的温度
解析:
选B pH由a变成a+1,表明溶液酸性减弱;将溶液稀释10倍,若电离平衡不移动,则溶液pH由a变成a+1,但由于电离平衡会发生移动,A错误;向弱酸溶液中加入浓度较大的强酸,溶液酸性增强,C错误;提高溶液的温度会促进醋酸电离,酸性增强,D错误;加入醋酸钠固体,可抑制醋酸的电离,使溶液pH增大,B正确。
考点二 电离平衡常数
1.表达式
(1)对于一元弱酸HA:
HA
H++A-,电离常数K=
。
(2)对于一元弱碱BOH:
BOH
B++OH-,电离常数K=
。
2.特点
(1)电离常数只与温度有关,因电离是吸热过程,所以升温,K值增大。
(2)多元弱酸的各级电离常数的大小关系是K1≫K2≫K3≫…,故其酸性取决于第一步。
3.意义
―→
―→
[总结提升]
(1)改变温度,电离平衡常数和化学平衡常数的变化不一定一致。
升高温度,电离平衡常数一定增大,因为弱电解质的电离都是吸热的;而升高温度,对于吸热的可逆反应来说,化学平衡常数增大,而对于放热的可逆反应来说,则减小。
(2)电离平衡常数越小,酸(碱)性越弱,其相应离子水解程度越大,碱(酸)性越强。
命题角度一 电离平衡常数的应用及影响因素
1.下列关于电离平衡常数(K)的说法正确的是( )
A.电离平衡常数(K)越小,表示弱电解质电离能力越弱
B.电离平衡常数(K)与温度无关
C.不同浓度的同一弱电解质,其电离平衡常数(K)不同
D.多元弱酸各步电离平衡常数相互关系为:
K1 解析: 选A 电离平衡常数是表示弱电解质电离能力强弱的一个物理量,其值越小,表示弱电解质的电离能力越弱,A正确;电离平衡常数K只与温度有关,B、C错误;多元弱酸各步电离平衡常数相互关系为: K1>K2>K3,D错误。 2.(2014·海口调研)已知下面三个数据: 7.2×10-4、4.6×10-4、4.9×10-10分别是三种酸的电离平衡常数,若已知这些酸可发生如下反应: ①NaCN+HNO2===HCN+NaNO2, ②NaCN+HF===HCN+NaF, ③NaNO2+HF===HNO2+NaF。 由此可判断下列叙述中,不正确的是( ) A.HF的电离平衡常数为7.2×10-4 B.HNO2的电离平衡常数为4.9×10-10 C.根据①③两个反应即可知三种酸的相对强弱 D.HNO2的电离平衡常数比HCN大,比HF小 解析: 选B 相同温度下的弱电解质的电离平衡常数是比较弱电解质相对强弱的依据之一。 该题中涉及三个反应,由题中三个化学反应方程式(强酸制弱酸)可以得出: HF、HNO2、HCN的酸性依次减弱。 酸性越强,电离平衡常数越大,据此将三个K值与酸对应起来,故A正确,B错误;反应①说明HNO2>HCN,反应③说明HF>HNO2,C、D正确。 命题角度二 有关电离平衡常数的基本计算 3.(2014·辽宁营口高三联考)已知室温时,0.1mol/L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: 选B 由于HA中c(H+)=0.1mol/L×0.1%=1×10-4mol/L,因此pH=4,A正确;由于弱电解质的电离过程为吸热过程,温度升高,电离平衡向正方向移动,从而使溶液中c(H+)增大,pH减小,B错误;室温时0.1mol/LHA溶液中c(H+)=c(A-)=1×10-4mol/L,电离平衡常数: Ka= = ≈1×10-7,C正确;该溶液中c(H+)=1×10-4mol/L、c(OH-)=1×10-10mol/L,由HA电离出的c(H+)=1×10-4mol/L,由水电离出的c水(H+)=c水(OH-)=Kw/c(H+)=1×10-10mol/L,D正确。 4.碳氢化合物完全燃烧生成CO2和H2O。 常温常压下,空气中的CO2溶于水,达到平衡时,溶液的pH=5.60,c(H2CO3)=1.5×10-5。 若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离,则H2CO3HCO +H+的平衡常数K1=________。 (已知: 10-5.60=2.5×10-6) 解析: H2CO3H++HCO K1= = ≈4.2×10-7。 答案: 4.2×10-7 [总结提升] 电离常数的计算 以弱酸HX为例: (1)已知c(HX)和c(H+),求电离常数 HX H+ + X- 起始(mol/L): c(HX) 0 0 平衡(mol/L): 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。 (2)已知c(HX)和电离常数,求c(H+) HX H+ + X- 起始(mol/L): c(HX) 0 0 平衡(mol/L): c(HX)-c(H+) c(H+) c(H+) 则: K= = 由于K值很小,c(H+)的数值很小,可做近似处理: c(HX)-c(H+)≈c(HX),则: c(H+)= ,代入数值求解即可。 1.(双选)(2013·上海高考)部分弱酸的电离平衡常数如表所示: 弱酸 HCOOH HCN H2CO3 电离 平衡 常数 (25℃) Ki=1.77×10-4 Ki=4.9×10-10 Ki1=4.3×10-7 Ki2=5.6×10-11 下列选项错误的是( ) A.2CN-+H2O+CO2===2HCN+CO B.2HCOOH+CO ===2HCOO-+H2O+CO2↑ C.中和等体积、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者 D.等体积、等浓度的HCOONa和NaCN溶液中所含离子总数前者小于后者 解析: 选A、D 根据电离平衡常数,HCN的电离程度介于H2CO3的一级电离和二级电离之间,A反应应为CN-+H2O+CO2===HCN+HCO ;HCOOH的电离程度大于H2CO3的一级电离,B正确;等pH的HCOOH和HCN,HCN溶液的浓度大,中和等体积、等pH的HCOOH和HCN,后者消耗NaOH的量大,C正确;在HCOONa和NaCN中存在电荷守恒: c(Na+)+c(H+)=c(HCOO-)+c(OH-),c(Na+)+c(H+)=c(CN-)+c(OH-),等浓度的HCOONa和NaCN溶液,NaCN水解程度大,溶液中OH-浓度大,H+浓度小;根据电荷守恒,两溶液中离子总浓度为2[c(Na+)+c(H+)],而Na+浓度相同,H+浓度后者小,因此等体积、等浓度的两溶液中离子总数前者大于后者,D错误。 2.(2011·新课标全国卷)将浓度为0.1mol/LHF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: 选D 本题考查电离平衡,意在考查考生对电离平衡常数、电离的影响因素的掌握情况。 在0.1mol/LHF溶液中存在如下电离平衡: HFH++F-,加水稀释,平衡向右移动,但c(H+)减小;B项,电离平衡常数与浓度无关,其数值在稀释过程中不变;C项,加水后,平衡右移,n(F-)、n(H+)都增大,但由于水电离产生的n(H+)也增大,C项比值减小;D项,变形后得 ,稀释过程中c(F-)逐渐减小,故其比值始终保持增大。 3.(2011·海南高考)氯气在295K、100kPa时,在1L水中可溶解0.09mol,实验测得溶于水的Cl2约有三分之一与水反应。 请回答下列问题: (1)该反应的离子方程式为_____________________________________________。 (2)估算该反应的平衡常数________________(列式计算)。 (3)在上述平衡体系中加入少量NaOH固体,平衡将向________移动。 (4)如果增大氯气的压强,氯气在水中的溶解度将________(填“增大”、“减小”或“不变”),平衡将向__________________________________________________移动。 解析: (1)Cl2和水反应生成HCl和HClO,HClO是弱酸。 (2)在该氯水中,c(Cl2)= ×0.09mol/L=0.06mol/L,c(Cl-)=c(H+)=c(HClO)= ×0.09mol/L=0.03mol/L,忽略HClO的电离,所以K= = =4.5×10-4。 (3)加入少量NaOH固体,NaOH可以和H+及HClO反应,使平衡Cl2(g)+H2OH++Cl-+HClO正向移动。 (4)增大氯气的压强,上述平衡正向移动,氯气在水中的溶解度增大。 答案: (1)Cl2+H2OH++Cl-+HClO (2)K= = =4.5×10-4 (3)正反应方向 (4)增大 正反应方向 4.(2010·浙江高考节选)已知: ①25℃时,弱电解质的电离平衡常数: Ka(CH3COOH)=1.8×10-5,Ka(HSCN)=0.13; ②25℃时,2.0×10-3mol/L氢氟酸水溶液中,调节溶液pH(忽略体积变化),得到c(HF)、c(F-)与溶液pH的变化关系,如图所示: 请根据以上信息回答下列问题: (1)25℃时,将20mL0.10mol/LCH3COOH溶液和20mL0.10mol/LHSCN溶液分别与20mL0.10mol/LNaHCO3溶液混合,实验测得产生的气体体积(V)随时间(t)变化的示意图如图所示: 反应初始阶段,两种溶液产生CO2气体的速率存在明显差异的原因是________________________________________________________________________, 反应结束后所得两溶液中,c(CH3COO-)__________c(SCN-)(填“>”、“<”或“=”)。 (2)25℃时,HF电离平衡常数的数值Ka≈________,列式并说明得出该平衡常数的理由________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 解析: (1
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