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文档内容摘要
doc 第1讲 弱电解质的电离 【2019·备考】 最新考纲:1.了解电解质的概念;了解强电解质和弱电解质的概念。2.理解弱电解质在水溶液中的电离平衡。3.了解电离平衡常数。能利用电离平衡常数进行相关计算。 考点一 弱电解质的电离 (频数:★★☆ 难度:★★☆) 1.弱电解质 (1)概念 (2)与化合物类型的关系 强电解质主要是大部分离子化合物及某些共价化合物,弱电解质主要是某些共价化合物。 2.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 (3)外界条件对电离平衡的影响 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。 电离平衡“三提醒” 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。 1.教材基础知识判断 (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NH3·H2O电离出的c(OH-)=c(NH)时,表明NH3·H2O电离处于平衡状态(  ) (3)室温下,由0.1 mol·L-1一元碱BOH的pH=10,可知溶液中存在BOH===B++OH-(  ) (4)电离平衡右移,电解质分子的浓度一定减小,离子浓度一定增大(  ) (5)稀释弱电解质溶液时,所有粒子浓度都一定会减小(  ) 答案 (1)√ (2)× (3)× (4)× (5)× 2.教材知识拓展 (1)分别画出冰醋酸和0.1 mol·L-1的醋酸加水稀释时导电能力的变化图。 答案  (2)以0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液为例,填写外界条件对CH3COOHCH3COO-+H+ ΔH>0的影响。 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) ← 减小 减小 增强 不变 答案 增大 减小 减弱 不变 增大 增大 增强 不变 增大 增大 增强 不变 减小 减小 增强 不变 减小 减小 增强 不变 增大 增大 增强 增大 3.(溯源题)(2015·课标全国Ⅰ,13)浓度均为0.10 mol·L-1、体积均为V0的MOH和ROH溶液,分别加水稀释至体积V,pH随lg的变化如图所示,判断下列说法是否正确: (1)MOH的碱性强于ROH的碱性(  ) (2)ROH的电离程度:b点大于a点(  ) (3)若两溶液无限稀释,则它们的c(OH-)相等(  ) (4)当lg=2时,若两溶液同时升高温度,则c(M+)/c(R+)增大(  ) 答案 (1)√ (2)√ (3)√ (4)× 探源:本考题源于教材LK选修4 P81“交流·研讨”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。 题组一 弱电解质及其电离平衡特点 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,平衡就可能发生移动 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 电离平衡是化学平衡的一种,平衡时,电离过程和离子结合成分子的过程仍在进行,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。 答案 A 2.下列事实中,能说明MOH是弱碱的有(  ) ①0.1 mol·L-1 MOH溶液可以使酚酞试液变红 ②0.1 mol·L-1 MCl溶液呈酸性 ③0.1 mol·L-1 MOH溶液的导电能力比0.1 mol·L-1 NaOH溶液弱 ④等体积的0.1 mol·L-1 MOH溶液与0.1 mol·L-1 HCl溶液恰好完全反应 A.①②③ B.②③ C.②④ D.③④ 解析 ①0.1 mol·L-1 MOH溶液可以使酚酞试液变红,说明MOH能电离出氢氧根离子,而不能说明MOH的电离程度,所以不能证明MOH是弱碱;②0.1 mol·L-1 MCl溶液呈酸性,说明MCl为强酸弱碱盐,则MOH为弱碱;③溶液的导电能力与离子浓度和离子所带的电荷数有关,0.1 mol·L-1 MOH溶液的导电能力比0.1 mol·L-1 NaOH溶液的弱,说明MOH溶液中离子浓度比NaOH溶液中离子浓度小,MOH部分电离,为弱碱;④等体积的0.1 mol·L-1 MOH溶液与0.1 mol·L-1 HCl溶液恰好完全反应,无论是强碱还是弱碱,都能恰好完全反应。 答案 B 题组二 外界条件对电离平衡移动的影响 3.0.1 mol/L的氨水10 mL,加蒸馏水稀释到1 L后,下列变化中正确的是(  ) ①NH3·H2O电离程度增大 ②c(NH3·H2O)增大 ③NH数目增多 ④c(OH-)增大 ⑤溶液导电能力增强 ⑥增大 A.①②③ B.①③⑤ C.①③⑥ D.②④⑥ 解析 氨水加水稀释,电离程度增大,则c(NH3·H2O)减小,NH数目增多,①对、②错、③对;溶液中c(OH-)减小,④错;溶液稀释时c(NH)、c(OH-)均减小,溶液导电能力减弱,⑤错;根据Kb=,则=,由于温度不变,Kb不变,而c(OH-)减小,则增大,⑥正确。综上,应选C。 答案 C 4.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.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。 答案 C 【反思归纳】 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。 考点二 电离平衡常数 (频数:★★★ 难度:★☆☆) 1.表达式 (1)一元弱酸HA的电离常数:根据HAH++A-,可表示为Ka=。 (2)一元弱碱BOH的电离常数:根据BOHB++OH-,可表示为Kb=。 2.意义 相同条件下,K值越大,表示该弱电解质越易电离,所对应的酸性或碱性相对越强。 3.特点 电离常数只与温度有关,与电解质的浓度、酸碱性无关,由于电离过程是吸热的,故温度升高,K增大。多元弱酸是分步电离的,各级电离常数的大小关系是K1≫K2……,所以其酸性主要决定于第一步电离。 4.影响因素 有关电离平衡常数的计算(以弱酸HX为例) (1)已知c(HX)和c(H+),求电离平衡常数: 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)和电离平衡常数,求c(H+): 则:K== 由于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.(RJ选修4·P444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________(填“增大”“减小”或“不变”)。 (2)若醋酸的起始浓度为0.001 0 mol/L,平衡时氢离子浓度c(H+)是________________[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0.001 0 mol/L]。 答案 (1)不变 (2)1.3×10-4 mol/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________(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________。 答案 8.7×10-7 N2H6(HSO4)2 探源:本题源于RJ选修4 P42“科学视野”及其拓展,对电离平衡常数的求算进行了考查。 题组一 电离平衡常数的理解和应用 1.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 2.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 1 电离度 0.25 0.2 0.1 0.3 0.5 电离常数 Ka1 Ka2 Ka3 Ka4 Ka5 A.在相同温度,从HX的数据可以说明:弱电解质溶液,浓度降低,电离度越大,且Ka1>Ka2>Ka3=0.01 B.室温时,若在NaZ溶液中加水,则变小,若加少量盐酸,则变大 C.含等物质的量的NaX、NaY和NaZ的混合溶液:c(Z-)<c(Y-)<c(X-) D.在相同温度下,Ka5>Ka4>Ka3 解析 相同温度下电离度随溶液浓度的增大而减小,结合表中数据判断,当HX的浓度为1 mol·L-1时,HX的电离度小于0.1,故三种酸的酸性强弱顺序为:HZ>HY>HX,D项正确;电离常数只与温度有关,温度相同,Ka1=Ka2=Ka3,A项错误;依据Z-+H2OHZ+OH-可知,是Z-水解平衡常数的倒数,其只随温度的变化而变化,B项错误;依据“越弱越水解”可知,NaX的水解程度最大,c(X-)最小,C项错误。 答案 D 3.运用表中电离常数判断,可以发生的反应是(  ) 酸 电离常数(25 ℃) 碳酸 Ka1=4.3×10-7 Ka2=5.6×10-11 次溴酸 Ka=2.4×10-9 A.HBrO+Na2CO3===NaBrO+NaHCO3 B.2HBrO+Na2CO3===2NaBrO+H2O+CO2↑ C.HBrO+NaHCO3===NaBrO+H2O+CO2↑ D.NaBrO+NaHCO3===Na2CO3+HBrO 解析 相同温度下,酸的电离平衡常数越大,酸性越强,一般来说,强酸能和弱酸的盐反应生成弱酸,根据表中数据知,酸性强弱顺序是:H2CO3>HBrO>HCO,所以HBrO+Na2CO3===NaBrO+NaHCO3能发生,故A正确、D错误;酸性:H2CO3>HBrO,所以碳酸钠和次溴酸反应不能生成CO2,故B错误;酸性:H2CO3>HBrO,所以次溴酸和碳酸氢钠不反应,故C错误。 答案 A 【练后归纳】 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。 题组二 电离平衡常数及电离度的定量计算 4.已知室温时,0.1 mol·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+)=0.1 mol·L-1×0.1%=10-4mol·L-1,所以pH=4,A正确;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,B错误;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

全国通用版2019版高考化学大一轮复习第八章水溶液中的离子平衡第1讲弱电解质的电离学案.doc

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