知識點5.1 弱電解質(zhì)的電離

1、高考專題復習弱電解質(zhì)弱酸、弱堿、少數(shù)鹽（CH3COOPb、HgCl2、CdI2）和水等化合物都是弱電解質(zhì)。例題分析1. 下列關(guān)于電解質(zhì)電離的敘述中，不正確的是（ ）A電解質(zhì)的電離過程就是產(chǎn)生自由移動離子的過程B碳酸鈣在水中的溶解度很小，但被溶解的碳酸鈣全部電離，所以碳酸鈣是強電解質(zhì)C氯氣和氨氣的水溶液導電性都很好，所以它們是強電解質(zhì)D水難電離，純水幾乎不導電，所以水是弱電解質(zhì)弱電解質(zhì)的電離1、弱電解質(zhì)電離平衡在一定條件下（如：溫度、壓強），當弱電解質(zhì)電離成離子的速率和離子重新結(jié)合成分子的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀態(tài)，這叫做電離平衡。HA H+ + A-2、影響電離平衡的因素濃度：越稀越

2、電離 在醋酸的電離平衡 CH3COOH CH3COO-+H+加水稀釋，平衡向 移動，電離程度變 ，但c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)變 加入少量冰醋酸，平衡向 移動，c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)變溫度：溫度越高，電離程度越大3、電離平衡常數(shù)（1）電離平衡常數(shù)是指在一定條件下，弱電解質(zhì)在溶液中達到平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的分子濃度的比值。HA H+ + A-K=cA-cH+cHA()() 在此計算公式中，離子濃度都是平衡濃度； 電離平衡常數(shù)的數(shù)值與 有關(guān)，與 無關(guān)；典型例析1、在CH3COOH 3COO-+H+的電

3、離平衡中，要使電離平衡右移，且氫離子濃度增大，應采取的措施是（ ）。A加NaOH(s) B加濃鹽酸 C加水 D加熱2、用水稀釋0.1mol/L氨水時，溶液中隨著水量的增加而減小的是（ ）。Ac(OH-)/c(NH3H2O) Bc(NH3H2O)/c(OH-) Cc(OH-) Dn(OH-)3、醋酸溶液中存在電離平衡CH3COOHHCH3COO，下列敘述不正確的是（ ）A醋酸溶液中離子濃度的關(guān)系滿足：c（H）c（OH）c（CH3COO）B0.10mol/L的CH3COOH溶液中加水稀釋，溶液中c（OH）減小CCH3COOH溶液中加少量的CH3COONa固體，平衡逆向移動D常溫下pH2的CH3CO

4、OH溶液與pH12的NaOH溶液等體積混合后，溶液的pH74、已知室溫時，0.1mo1/L某一元酸HA在水中有0.1發(fā)生電離，下列敘述錯誤的是： A該溶液的pH=4 B升高溫度，溶液的pH增大 -7C此酸的電離平衡常數(shù)約為110 +D由HA電離出的c(H)約為水電離出的c(H+)的106倍第 1 頁 共 6 頁高考專題復習5、將氫氧化鈉稀溶液滴加到醋酸稀溶液中，下列各圖示意混合溶液有關(guān)量或性質(zhì)的變化趨勢，其中錯誤的是6H+濃度均為0.01mol/L的鹽酸和醋酸各100ml分別稀釋2倍后，再分別加入0.03g鋅粉，在相同條件下充分反應，有關(guān)敘述正確的是（ ）A醋酸與鋅反應放出氫氣多B鹽酸和醋酸分

5、別與鋅反應放出的氫氣一樣多C醋酸與鋅反應速率大D鹽酸和醋分別與鋅反應的速度一樣大水的電離水的離子積，用Kw表示。在25時純水中 ,H+=OH-1Kw = H+OH-mol-2L-21、水的電離是個過程，故溫度Kw。25時 Kw=1.0 10-14 mol-2L-22、水的離子積是水電離平衡時的性質(zhì)，它不僅適用于純水，也適用于任何酸、堿、鹽稀溶液。即溶液中H+OH- = 1.0 10-14mol-2L-23、向純水中引入H+或OH，會 (促進或抑制)水的電離向純水中引入弱酸酸根陰離子或弱堿陽離子，將 (促進或抑制)水的電離。典型例析1、常溫下，某溶液中由水電離出來的c(H)1.010-13mol

6、L1，該溶液可能是( )二氧化硫 氯化銨水溶液 硝酸鈉水溶液 氫氧化鈉水溶液A B C D2、25時，水的電離達到平衡：H2O HOH；H0，下列敘述正確的是（ ）A將水加熱，KW增大，溶液的pH增大B向水中加入稀氨水，平衡正向移動，c(OH)增加C向水中加入少量固體硫酸氫鈉， c(H)降低，KW不變D向水中加入少量固體CH3COONa，平衡正向移動，c(OH)增加3、 能促進水的電離，并使溶液中C(H+)C(OH)的操作是 （ ）（1）將水加熱煮沸 （2）向水中投入一小塊金屬鈉 （3）向水中通CO2 （4）向水中通NH3 （5）向水中加入明礬晶體 （6）向水中加入NaHCO3固體 （7）向水

7、中加NaHSO4固體A、（1）（3）（6）（7） B、（1）（3）（5） C、（5）（7） D、（5）第 2 頁 共 6 頁 高考專題復習溶液的酸堿性和pH值1. 溶液酸性、中性或堿性的判斷依據(jù)是：看 和 的相對大小.+-在任意溫度的溶液中：若c（H）c（OH）+-c（H）=c（OH）-+c（OH）c（H）2、溶液的pH值:氫離子濃度的負對數(shù)。pH= ；同理pOH=典型例析1、取濃度相同的NaOH和HCl溶液，以32體積比相混合，所得溶液的pH等于12，則該原溶液的濃度為( )A0.01molL1 B0.017molL1 C0.05molL1 D0.50molL12、pH = 2的A、B兩種酸

8、溶液各1mL, 分別加水稀釋到1000mL, 其溶液的pH與溶液體積(V)的關(guān)系如右圖所示, 則下列說法正確的是AA、B兩種酸溶液物質(zhì)的量濃度一定相等B稀釋后A酸溶液的酸性比B酸溶液強Ca = 5時, A是弱酸, B是強酸D若A、B都是弱酸, 則5 a 23、（雙選）100時向pH=6的蒸餾水中加入NaHSO4晶體，保持溫度不變，測得溶液的pH=2，下列敘述不正確的是A、此時水的離子積KW=1.010-14； B、水電離出的H+=1.010-10mol/LC、水的電離度隨溫度升高而降低； D、H3O+SO42-4、下列溶液一定是中性的是A將pH5的鹽酸稀釋100倍所得溶液Bc(H)c(OH)

9、1106molL1的溶液C由強酸、強堿等物質(zhì)的量反應得到的溶液D非電解質(zhì)溶于水得到的溶液鹽的水解1、鹽類水解的定義和實質(zhì)定義:鹽電離出的一種或多種離子跟水電離出的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應，叫做鹽類的水解。實質(zhì)：鹽電離出的離子(弱堿陽離子或弱酸根陰離子)跟水電離出的OH-或H+結(jié)合生成弱電解質(zhì)(弱堿或弱酸)并建立電離平衡，從而促進水的電離。鹽類水解的特征可逆的，其逆反應是中和反應； 微弱的； 動態(tài)的，水解達到平衡時v(水解)=v(中和)0；吸熱的，因中和反應是放熱反應，故其逆反應是吸熱反應。鹽類水解的規(guī)律有弱才水解無弱不水解誰弱誰水解誰強顯誰性：越弱越水解：弱酸根陰離子所對應的酸越弱，

10、則越容易水解，水解程度越大。都弱雙水解：當溶液中同時存在弱酸根陰離子和弱堿陽離子時，離子水解所生成的OH-和H+相互結(jié)合生成水而使其水解相互促進，稱為“雙水解”。NH4+與S2-、HCO3-、CO32-、CH3COO-等雖然相互促進，水解程度仍然很小，離子間能大量共存。第 3 頁 共 6 頁高考專題復習徹底雙水解離子間不能大量共存。Al3+與S2、HS、AlO2、CO32、HCO3 Fe3+與AlO2、CO32、HCO3 NH4+與AlO2、SiO32 如：2Al3+3S2-+6H2O=2Al(OH)3+3H2SAl3+3HCO3-=Al(OH)3+3CO2(泡沫滅火器原理)影響鹽類水解的因素

11、主要因素：是鹽本身的性質(zhì)(對應的酸堿越弱，水解程度就越大)。外界條件：（1）溫度：鹽的水解是吸熱反應，因此升高溫度，水解程度增大。（2）濃度：稀釋鹽溶液，可以促進水解，鹽的濃度越小，水解程度越大。（3）外加酸堿鹽：外加酸堿能促進或抑制鹽的水解。典型例析1、在一定溫度下，Na2CO3溶液中存在水解平衡：CO23H2OHCO3OH。下列說法中，正確的是 ( )c(HCO3)A升高溫度，減小 c(CO3)B通入CO2，平衡向正反應方向移動C稀釋溶液，Na2CO3水解程度增大，水解平衡常數(shù)增大D加入NaOH固體，平衡向逆反應方向移動，溶液pH減小2、下面提到的問題中，與鹽的水解有關(guān)的是明礬和FeCl3

12、可作凈水劑為保存FeCl3溶液，要在溶液中加少量鹽酸實驗室配制AlCl3溶液時，應先把它溶在鹽酸中，而后加水稀釋NH4Cl與ZnCl2溶液可作焊接中的除銹劑實驗室盛放Na2CO3、Na2SiO3等溶液的試劑瓶應用橡皮塞，而不能用玻璃塞 用NaHCO3與Al2(SO4)3兩種溶液可作泡沫滅火劑在NH4Cl或AlCl3溶液中加入金屬鎂會產(chǎn)生氫氣長期使用硫銨，土壤酸性增強；草木灰與銨態(tài)氮肥不能混合施用比較NH4Cl和Na2S等溶液中離子濃度的大小或某些鹽溶液的酸堿性離子濃度比較1、守恒關(guān)系電荷守恒：電解質(zhì)溶液中所有陽離子所帶有的正電荷數(shù)與所有的陰離子所帶的負電荷數(shù)相等。 如NaHCO3溶液中：c (

13、Na+)c (H+)c (HCO3-)2c (CO32-)c(OH-)Na2CO3溶液中：c(Na) c(H)2c(CO32)c(OH)c(HCO3) 物料守恒：離子或分子中某種特定元素的原子的總數(shù)是不會改變的。如，0.1mol/L CH3COONa和0.1mol/L CH3COOH混合溶液，Na2S溶液中，c(S2-)+c(HS-)+c(H2S)= 1/2c(Na+)；在NaHS溶液中，c(HS-)+c(S2-)+c(H2S)=c(Na+)。質(zhì)子守恒：是指溶液中，由水所電離的H與OH量相等。如：0.1molL2、單一溶質(zhì)溶液如：Na2CO3溶液c(Na+)c(CO32-)c(OH-)c(HC

14、O3-)c(H2CO3)c(H+)第 4 頁 共 6 頁 1的Na2S溶液中：c(OH)c(H)c(HS)2c(H2S) 高考專題復習NaHSO3微粒中濃度大小關(guān)系 電離水解，則電離產(chǎn)生離子水解產(chǎn)生的離子NaHCO3微粒濃度大小關(guān)系 電離水解，則電離產(chǎn)生離子水解產(chǎn)生的離子2、混合溶液：先確定混合后溶液的成分，再根據(jù)電離、分解程度分析。如：0.01mol/L的鹽酸與0.02mol/L 的氨水等體積混合(顯堿性) 得NH4Cl與NH3H2O等量混合物，顯堿性，NH3H2O的電離大于NH4+的水解。c(NH4+)c(Cl-)c(NH3H2O)c(OH-)c(H+)如： pH10的NaOH溶液與pH4

15、的醋酸等體積混合NaOH稀，醋酸濃，得CH3COOH中含少量CH3COONa的混合物，顯酸性，以CH3COOH的電離為主。 c(CH3COOH)c(CH3COO-)c(Na+)c (H+)c(OH-)典型例析1、已知某溫度下0.1molL1的NaHB(強電解質(zhì))溶液中c(H) c(OH)，則下列有關(guān)說法或關(guān)系式一定正確的是（ )HB的水解程度小于HB的電離程度； c(Na+)=0.1molL1 c(B2)；溶液的pH=1； c(Na+)= c(HB)+2 c(B2)+ c(OH)、A、 B、 C、 D、2、已知某酸的酸式鹽NaHY的水溶液的pH=8，則下列說法中正確的是（ )A、在Na2Y、N

16、aHY、H2Y的溶液中，陰離子的種類不同B、NaHY的溶液中，離子濃度大小順序：c(Na+) c(Y) c(HY) c(OH) c(H)C、HY的水解離子方程式為：HY+H2OY+H3O+D、相同物質(zhì)的量濃度的Na2Y和NaHY溶液，前者的pH大于后者3、在Na2S溶液中存在著下列關(guān)系不正確的是( B )A. c(Na+)=2c(S2)2c(HS)2c(H2S)B. c(Na+)c(H+)=c(OH)c(HS)c(S2)C. c(OH)=c(H+)c(HS)2c(H2S)D. c(Na+)c(S2)c(OH)c(HS)4、下列說法正確的是（ ）A某二元弱酸的酸式鹽NaHA溶液中： c(H+)+

17、c(A2)c(OH)十c(H2A)B0.020 mol/L的HCN(aq)與0.020 mol/L NaCN(aq)等體積混合得到堿性混合溶液中： c（Na+） c（CN）C在物質(zhì)的量濃度均為0.01mol/L的CH3COOH和CH3COONa的混合溶液中： c(CH3COOH)+c(CH3COO)0.01 mol/LDc(NH4+)相等的(NH4)2SO4溶液、NH4HCO3溶液、NH4Cl溶液：c(NH4)2SO4 c(NH4HCO3) c(NH4Cl)5、（雙選）常溫下將稀NaOH溶液與稀CH3COOH溶液混合，不可能出現(xiàn)的結(jié)果是 ApH 7，且c(OH) c(Na+) c(H+) c(

18、CH3COO)BpH 7，且c(Na+) + c(H+) = c(OH) + c(CH3COO)CpH 7，且c(CH3COO) c(H+) c(Na+) c(OH)DpH 7，且c(CH3COO) c(Na+) c(H+) = c(OH)6、（雙選）某二元酸（H2A）按下式發(fā)生電離：H2A=H+HA；HA H+A2。關(guān)于下列四種溶液的說法正確的是 （ ）第 5 頁 共 6 頁高考專題復習A四種溶液中c(HA)濃度大小：B溶液中一定不存在OHC溶液中存在水解平衡：HA+H2O H2A+OHD溶液中有關(guān)離子濃度關(guān)系：c(HA)+c(A2)=c(Na+)7、常溫時，將pH3的CH3COOH溶液與pH13的NaOH溶液等體積混合后，恰好完全反應生成鹽和水(若混合體積變化忽略不計)，則下列有關(guān)所得混合液的說法正確的是A混合后溶液pH7B所得混合溶液中c(Na)c(CH3COO)c(H)c(OH)C所得混合溶液中存在c(CH3COOH)c(CH3COO)0.05 molL1D混合后溶液中存在c(Na)c(H)c(CH3COOH)c(CH3COO)8、下列溶液中有關(guān)物質(zhì)的量濃度關(guān)系不正確的是( )ApH2的A溶液與pH12的MOH溶液