高三化學弱電解質(zhì)的電離高考大一輪考點復習ppt

1、高三化學弱電解質(zhì)的電離高考大一輪考點復習考綱要求:1.了解電解質(zhì)的概念,了解強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念。2.理解電解質(zhì)在水中的電離以及電解質(zhì)溶液的導電性。3.理解弱電解質(zhì)在水中的電離平衡,能利用電離平衡常數(shù)進行相關計算?；A梳理考點突破弱電解質(zhì)的電離平衡1.電離平衡的建立弱電解質(zhì)的電離平衡是指在一定條件(、)下,弱電解質(zhì)分子的速率和 的速率相等,溶液中各分子和離子的濃度都保持不變時的狀態(tài)。平衡建立過程的v-t圖像如圖所示。溫度 濃度 電離成離子 離子結合成弱電解質(zhì)分子 基礎梳理考點突破2.弱電解質(zhì)電離平衡的特征 基礎梳理考點突破3.外界條件對電離平衡的影響(1)內(nèi)因:弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)。(2)外

2、因:濃度、溫度、加入試劑等。以0.1 molL-1 CH3COOH溶液為例(CH3COOH CH3COO-+H+H0),用平衡移動原理分析電離平衡的移動。右移 減小 增大 減小 減小 增大 減弱 不變 右移 增大 增大 增大 增大 減小 增強 不變 左移 增大 增大 增大 減小 減小 增強 不變 右移 減小 減小 減小 增大 增大 增強 不變 基礎梳理考點突破特別提醒(1)稀醋酸加水稀釋時,溶液中的各離子濃度并不是都減小,如c(OH-)是增大的。(2)電離平衡右移,電解質(zhì)分子的濃度不一定減小,如稀醋酸中加入冰醋酸。(3)電離平衡右移,電離程度也不一定增大。左移 增大減小 減小 增大 減小增強

3、不變 右移 減小 減小 減小 增大 增大 增強 不變 右移 減小 增大增大增大增大增強 增大基礎梳理考點突破 基礎梳理考點突破1.判斷弱電解質(zhì)的三個依據(jù)(1)弱電解質(zhì)的定義,即弱電解質(zhì)不能完全電離,如測0.1 molL-1的CH3COOH溶液的pH1。(2)弱電解質(zhì)溶液中存在電離平衡,條件改變,平衡移動,如pH=1的CH3COOH溶液加水稀釋10倍后1pH7。基礎梳理考點突破2.弱電解質(zhì)溶液稀釋規(guī)律用化學平衡理論分析弱電解質(zhì)的電離平衡問題時,應該深刻地理解勒夏特列原理:平衡向“減弱”這種改變的方向移動,移動結果不能“抵消”或“超越”這種改變,只是一定程度上減弱這種改變。例如:加水稀釋CH3CO

4、OH溶液時,盡管H+的物質(zhì)的量增大,但由于溶液體積增大的程度更大,故c(H+)仍會減小。如下圖所示:基礎梳理考點突破例1(廣東啟迪教育檢測)下列事實一定能證明HNO2是弱電解質(zhì)的是()常溫下NaNO2溶液pH大于7用HNO2溶液做導電實驗,燈泡很暗HNO2與NaCl不能發(fā)生反應常溫下0.1 molL-1 HNO2溶液的pH=2.1NaNO2和H3PO4反應,生成HNO2常溫下將pH=1的HNO2溶液稀釋至原體積的100倍,溶液pH約為2.8A.B.C.D. 答案解析解析關閉常溫下NaNO2溶液pH大于7,說明亞硝酸鈉是強堿弱酸鹽,則HNO2是弱電解質(zhì),故正確;溶液的導電性與離子濃度及離子所帶電

5、荷數(shù)有關,用HNO2溶液做導電實驗,燈泡很暗,不能證明HNO2為弱電解質(zhì),故錯誤;HNO2與NaCl不能發(fā)生反應,只能說明不符合復分解反應發(fā)生的條件,但不能說明HNO2是弱電解質(zhì),故錯誤;常溫下0.1 molL-1HNO2溶液的pH=2.1,說明HNO2不完全電離,即說明HNO2為弱電解質(zhì),故正確;較強酸可以制取較弱酸,NaNO2和H3PO4反應,生成HNO2,說明HNO2的酸性弱于H3PO4,則HNO2為弱電解質(zhì),故正確;常溫下將pH=1的HNO2溶液稀釋至原體積的100倍,溶液pH約 為2.8,說明HNO2是弱電解質(zhì),故正確。 答案解析關閉C基礎梳理考點突破例2(河南八市質(zhì)檢)25 時,用

6、蒸餾水稀釋1 molL-1醋酸,下列各項始終保持增大趨勢的是()A基礎梳理考點突破易錯警示 向冰醋酸中加水形成溶液一直到溶液被稀釋的過程中,各種變化如下:醋酸的電離程度一直增大,電離產(chǎn)生的H+、CH3COO-數(shù)目一直增大,但c(CH3COO-)、c(H+)先增大后減小,c(OH-)先減小后增大,c(CH3COOH)一直減小?；A梳理考點突破A.常溫下飽和氨水的pH7,A錯誤;向氨水中滴加過量硫酸,所有平衡正向移動,但溶液pH減小,B錯誤;電離過程吸熱,升高溫度平衡向電離的方向移動,但對于平衡NH3+H2O NH3H2O,升高溫度,NH3H2O會分解,平衡向左移動,C錯誤;向氨水中加入NaOH,

7、c(OH-)增大,平衡逆向移動,有NH3逸出,故D正確?；A梳理考點突破2.(河南信陽南五縣第二次聯(lián)考)將0.1 molL-1的氨水加水稀釋至0.01 molL-1,稀釋過程中溫度不變,下列敘述正確的是()D基礎梳理考點突破電離平衡常數(shù)1.表達式(1)對于一元弱酸HA:HA H+A-,平衡常數(shù)K=。(2)對于一元弱堿BOH:BOH B+OH-,平衡常數(shù)K=。2.特點(1)電離平衡常數(shù)(也叫電離常數(shù))只與溫度有關,升高溫度,K值。(2)多元弱酸的各級電離平衡常數(shù)的大小關系是第一步_第二步第三步,故其酸性取決于第步電離。3.意義同一溫度下,K越大越電離酸(堿)性越增大 一 易 強 基礎梳理考點突破

8、 基礎梳理考點突破基礎梳理考點突破基礎梳理考點突破2.電離常數(shù)的4大應用(1)判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱,電離常數(shù)越大,酸性(或堿性)越強。(2)判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強弱,電離常數(shù)越大,對應的鹽水解程度越小,堿性(或酸性)越弱。(3)判斷復分解反應能否發(fā)生,一般符合“強酸制弱酸”規(guī)律。(4)判斷微粒濃度比值的變化。弱電解質(zhì)加水稀釋時,能促進弱電解質(zhì)的電離,溶液中離子和分子的濃度會發(fā)生相應的變化,但電離常數(shù)不變,考題中經(jīng)常利用電離常數(shù)來判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。基礎梳理考點突破基礎梳理考點突破例3(成都第七中學模擬)已知:下表為25 時某些弱酸的電離平衡常數(shù)。如圖表示常溫下,稀釋

9、CH3COOH、HClO兩種酸的稀溶液時,溶液pH隨加水量的變化。下列說法不正確的是()基礎梳理考點突破A.圖中c(H+)c(R-)的值:a點c點(HR代表CH3COOH或HClO)B.pH相同的四種溶液濃度關系:c(CH3COONa)c(NaHCO3)c(NaClO)c(Na2CO3)C.圖中a點酸的總濃度小于b點酸的總濃度D.濃度均為0.1 molL-1的CH3COONa和NaClO的混合溶液中:c(OH-)=0.1 molL-1-c(ClO-)+c(H+)+c(CH3COOH) 答案解析解析關閉 答案解析關閉基礎梳理考點突破跟蹤訓練3.(山西四校聯(lián)考)常溫下,某酸HA的電離常數(shù)K=110

10、-5。下列說法中正確的是()A.HA溶液中加入NaA固體后, B.常溫下,0.1 molL-1 HA溶液中水電離出的c(H+)為10-13 molL-1C.NaA溶液中加入鹽酸至恰好完全反應,存在關系:2c(Na+)=c(A-)+c(Cl-)D.常溫下,0.1 molL-1 NaA溶液的水解常數(shù)為10-9 答案解析解析關閉 答案解析關閉基礎梳理考點突破4.(陜西寶雞教學質(zhì)量檢測)已知H2CO3的電離平衡常數(shù)為K1=4.410-7,K2=4.710-11。下列說法正確的是() 答案解析解析關閉 答案解析關閉弱酸的判斷及酸性強弱的比較1.弱酸的判斷(1)從鹽類水解的角度分析判斷。取酸的鈉鹽溶于水,

11、測溶液的酸堿性,若pH=7,則對應的酸為強酸,如NaCl;若pH7,則對應的酸為弱酸,如CH3COONa。(2)從弱電解質(zhì)定義(弱電解質(zhì)在溶液中不能完全電離)的角度分析判斷。如:取0.1 molL-1 HA溶液,測其pH,若pH1,則說明HA是弱酸,若pH=1,則說明HA是強酸。(3)從電離平衡移動的角度分析判斷,如:向HA溶液中加水稀釋到原來的100倍后,溶液pH增大小于2的是弱酸;向HA溶液中加入NaA晶體,溶液中的pH增大的是弱酸。2.弱酸相對強弱的比較(1)從強酸制弱酸的角度分析。向兩支分別盛有0.1 molL-1的醋酸和飽和硼酸溶液的試管中滴加等濃度Na2CO3溶液,觀察現(xiàn)象。實驗現(xiàn)

12、象:盛醋酸的試管中出現(xiàn)氣泡,盛硼酸溶液的試管中無明顯現(xiàn)象。實驗原理:Na2CO3+2CH3COOH=2CH3COONa+CO2+H2O,Na2CO3與硼酸不反應。實驗結論:酸性:CH3COOHH2CO3H3BO3。(2)從電離平衡常數(shù)K的角度分析判斷。K也只是溫度的函數(shù),在相同溫度下,同類型不同的酸比較時,K值越大酸性越強。注意:強酸無電離平衡常數(shù)。例題某探究學習小組的甲、乙、丙三位同學分別設計了如下實驗方案探究某酸HA是否為弱酸。甲:量取一定質(zhì)量的HA溶液配制0.1 molL-1的溶液100 mL;25 時,用pH試紙測出該溶液的pH為pH1,由此判斷HA是弱酸。乙:用已知物質(zhì)的量濃度的HA

13、溶液、鹽酸,分別配制pH=1的兩種酸溶液各100 mL;各取相同體積的上述pH=1的溶液分別裝入兩支試管,同時加入純度相同的過量鋅粒,觀察現(xiàn)象,即可得出結論。丙:用已知物質(zhì)的量濃度的HA溶液、鹽酸,分別配制pH=1的兩種酸溶液各100 mL;分別取這兩種溶液各10 mL,加水稀釋至1 000 mL;25 時,用pH試紙分別測出稀釋后的HA溶液、鹽酸的pH分別為pH2、pH3,即可得出結論。(1)在甲方案的第步中,必須用到的標有刻度的儀器是。(2)甲方案中,判斷HA是弱酸的依據(jù)是。乙方案中,能說明HA是弱酸的選項是(填字母選項)。A.開始時刻,裝鹽酸的試管放出H2的速率快B.開始時刻,兩支試管中

14、產(chǎn)生氣體速率一樣快C.反應過程中,裝HA溶液的試管中放出H2的速率快D.反應結束后,裝鹽酸的試管中放出H2的質(zhì)量少(3)丙方案中,能說明HA是弱酸的依據(jù)是pH2(填“”“1CD(3)7,證明HA為弱酸解析:(1)配制一定物質(zhì)的量濃度的溶液需要有刻度的儀器有:用于配制溶液的100 mL容量瓶、用于稀釋溶液的燒杯、用于量取濃溶液的量筒。(2)甲方案:如果HA是強酸,則0.1 molL-1HA溶液的pH=1,如果HA是弱酸,則pH11;乙方案:A項,開始時刻,兩種酸中氫離子濃度相等,則反應生成氫氣的速率應相等,不能說明HA是弱酸,故錯誤;B項,開始時刻,兩支試管中產(chǎn)生氣體速率一樣快,不能說明HA的電

15、離程度,故錯誤;C項,反應過程中,裝HA溶液的試管中放出H2的速率快,說明隨著反應的進行,HA溶液中的氫離子濃度大于鹽酸,則HA在溶液中存在電離平衡,說明HA是弱酸,故正確;D項,反應結束后,裝鹽酸的試管中放出H2的質(zhì)量少,說明HA溶液中酸的物質(zhì)的量大于HCl,所以HA在溶液中存在電離平衡,則HA是弱酸,故正確。跟蹤訓練1.(課標全國,26改編)(1)設計實驗證明:草酸(H2C2O4)的酸性比碳酸的強。草酸為二元酸。(2)將CO2氣體通入水中至飽和、草酸晶體加入水中至飽和,立即用酸度計測兩溶液的pH,若前者的pH大于后者,則H2C2O4酸性強于H2CO3。該實驗設計(填“正確”或“不正確”),

16、原因是。答案:(1)向盛有少量NaHCO3溶液的試管中滴加草酸溶液,有氣泡產(chǎn)生用NaOH標準溶液滴定同濃度的草酸溶液,消耗NaOH的物質(zhì)的量為草酸的2倍(2)不正確用于比較pH的兩種酸的物質(zhì)的量濃度不相等解析:(1)證明酸性強弱可根據(jù)強酸制弱酸的原理,用碳酸鹽和草酸混合,或者依據(jù)水解原理,測量等濃度的NaHCO3、NaHC2O4溶液的pH等。利用酸堿中和的原理,證明消耗氫氧化鈉的物質(zhì)的量是草酸的2倍或者依據(jù)NaHC2O4溶液顯酸性進行判斷等。(2)抓住題目信息,根據(jù)兩種物質(zhì)的溶解度不同進行分析。2.(山西孝義期末)常溫下,將一元酸HA的溶液和NaOH溶液等體積混合,混合前兩種溶液的濃度和混合后

17、所得溶液的pH見下表:請回答下列問題:(1)不考慮其他組的實驗結果,單從甲組情況分析,如何用a(混合溶液的pH)來說明HA是強酸還是弱酸:。(2)不考慮其他組的實驗結果,單從乙組情況分析,c1(填“是”或“不是”)一定等于0.2。混合溶液中離子濃度c(A-)與c(Na+)的大小關系是(填序號)。A.前者大B.后者大C.二者相等D.無法判斷(3)從丙組實驗結果分析,HA是(填“強”或“弱”)酸。該混合溶液中離子濃度由大到小的順序是。(4)丁組實驗所得混合溶液由水電離出的c(OH-)=molL-1。則該混合溶液中:c(Na+)-c(A-)= molL-1(不能做近似計算,回答準確值,結果不一定要化

18、簡)。答案:(1)a=7時,HA是強酸,a7時,HA是弱酸(2)不是C(3)弱c(Na+)c(A-)c(OH-)c(H+)(4)10-510-5-10-9解析:(1)因為是一元酸和一元堿等物質(zhì)的量濃度等體積混合后恰好反應生成NaA,若a=7,說明HA是強酸;若a7,說明溶液因A-水解而顯堿性,則HA是弱酸。(2)c1不一定等于0.2,當HA是強酸時,c1等于0.2;當HA是弱酸時,c1大于0.2。因為pH=7,說明溶液中c(H+)=c(OH-),根據(jù)電荷守恒可知一定有c(Na+)=c(A-)。(3)由丙組實驗數(shù)據(jù)可知,兩溶液等體積等物質(zhì)的量濃度混合后溶液的pH7,說明A-水解,得出HA是弱酸。

19、在NaA溶液中因溶液pH7,則c(OH-)c(H+),又因A-發(fā)生水解,則c(Na+)c(A-),所以溶液中的離子濃度關系為c(Na+)c(A-)c(OH-)c(H+)。(4)丁組實驗中所得溶液的pH=9,說明溶液中c(H+)=10-9 molL-1,則由水電離產(chǎn)生的c(OH-)= =10-5 molL-1。由電荷守恒得:c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(A-),則c(Na+)-c(A-)=c(OH-)-c(H+)=(10-5-10-9) molL-1。1.兩種類別:強電解質(zhì):強酸、強堿、絕大多數(shù)鹽;弱電解質(zhì):弱酸、弱堿、水。2.電離平衡的兩個特征:v(電離)=v(結合)0;分子、離

20、子濃度保持不變。3.電離平衡的三個影響因素:溫度、濃度、相同離子。4.電離常數(shù)表達式: 1234561.(人教版選修4P432改編)某酸堿指示劑是一種有機酸,其在水溶液中的電離平衡與其呈現(xiàn)顏色相關:HIn(紅色) H+In(黃色),若向含此指示劑的5 mL 0.1 molL-1的鹽酸中加入10 mL 0.1 molL-1的NaOH溶液,則溶液的顏色變化為()A.紅色變?yōu)闊o色B.黃色變?yōu)闊o色C.紅色變?yōu)辄S色D.黃色變?yōu)榧t色7C 解析:由題給信息可知,加入鹽酸該指示劑的電離平衡逆向移動,溶液呈紅色,當加入NaOH溶液后,因堿過量,混合溶液呈堿性,則該指示劑的電離平衡正向移動,溶液的顏色由紅色變?yōu)辄S色。1234562.(人教選修4P524改編)體積相同、pH相同的NaOH溶液和氨水,與鹽酸恰好完全中和時兩者消耗HCl的物質(zhì)的量()A.相同B.中和NaOH的多C.中和氨水的多D.無法比較7C 解析:NaOH和NH3H2O都是一元堿,NH3H2O是弱電解質(zhì),NaOH是強電解質(zhì),pH相同的NaOH溶液和氨水中c(NaOH)c(NH3H2O),等體積的兩種溶液n(NaOH)n(NH3H2O