2024屆新高考化學熱點沖刺復習：電離平衡

2024屆新高考化學熱點沖刺復習電離平衡1.強、弱電解質(1)定義與物質類別(2)電離方程式的書寫——“強等號,弱可逆,多元弱酸分步離”①強電解質,如H2SO4:

。

完全離子共價強酸強堿大多數(shù)鹽部分共價弱酸弱堿水

②弱電解質a.一元弱酸,如CH3COOH:

。

b.多元弱酸,分步電離,分步書寫且第一步的電離程度遠大于第二步的電離程度,如H2CO3:

。

c.多元弱堿,分步電離,一步書寫,如Fe(OH)3:

。

CH3COOH?CH3COO-+H+

Fe(OH)3

?Fe3++3OH-③酸式鹽a.強酸的酸式鹽,如NaHSO4在水溶液中:

。

熔融時:

。

b.弱酸的酸式鹽:“強中有弱”,如NaHCO3:

。

[微點撥1]①中學階段常見的六大強酸是指:HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI、HClO4,其他一般是中強酸或弱酸。②中學階段常見的四大強堿是指:NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2,其他一般是中強堿或弱堿。

2.弱電解質的電離平衡(1)電離平衡的建立在一定溫度下,當弱電解質

的速率和

的速率相等時,電離過程達到了平衡。電離產(chǎn)生離子離子結合成分子(2)電離平衡的建立與特征①開始時,v(電離)

,而v(結合)為

。

②平衡的建立過程中,v(電離)

v(結合)。

③當v(電離)

v(結合)時,電離過程達到平衡狀態(tài)。=≠最大0>=(3)外因對電離平衡的影響①濃度:在一定溫度下,同一弱電解質溶液,濃度越小,越

電離。

②溫度:溫度越高,電離程度

。

③相同離子:加入與弱電解質具有相同離子的電解質時,可使電離平衡向

的方向移動。

④化學反應:加入能與弱電解質電離出的離子反應的物質時,可使電離平衡向

方向移動。

易越大結合成弱電解質分子電離[微點撥2]外界條件對電離平衡影響的兩個“不一定”①稀醋酸加水稀釋時,溶液中不一定所有的離子濃度都減小。因為溫度不變,KW=c(H+)·c(OH-)是定值,稀醋酸加水稀釋時,溶液中的c(H+)減小,c(OH-)增大。②電離平衡右移,電離程度不一定增大,如增大弱電解質的濃度,使電離平衡向右移動,但電離程度減小。

3.電解質溶液的導電能力與溶液中離子的關系電解質溶液的導電能力取決于自由移動離子的濃度和離子所帶電荷數(shù),自由移動離子的濃度越大、離子所帶電荷數(shù)越多,導電能力越

。

強將冰醋酸和稀醋酸分別加水稀釋,其導電能力隨加水量的變化曲線如圖所示:(1)OA段隨加水量的增多,導電能力增強,其原因是

。

(2)AB段導電能力減弱,原因是

。

[微點撥3]電解質溶液的導電能力與溶液中離子濃度的大小有關,與電解質的強弱無關。強電解質溶液的導電能力不一定強(如CaCO3溶液),弱電解質溶液的導電能力不一定弱(如氨水)。冰醋酸發(fā)生了電離,溶液中離子濃度增大隨著水的加入,溶液的體積增大,離子濃度減小,導電能力減弱1.判斷正誤(正確的打“√”,錯誤的打“×”)(1)強電解質溶液的導電能力一定比弱電解質溶液的導電能力強(

)×[解析]強電解質溶液的導電能力不一定比弱電解質溶液的導電能力強,錯誤?！?/p>

[解析]當NH3·H2O電離的速率等于形成分子的速率時,表明NH3·H2O電離處于平衡狀態(tài),錯誤。[解析]若稀釋電解質溶液,電離平衡右移,電解質分子的濃度減小,離子濃度也減小,錯誤。[解析]室溫下,若0.1mol·L-1一元堿BOH完全電離,則pH=13,題目中pH=10,則BOH為弱堿,溶液中存在BOH?B++OH-,錯誤。(3)室溫下,由0.1mol·L-1一元堿BOH溶液的pH=10,可知溶液中存在BOH=

B++OH-(

)(4)電離平衡右移,電解質分子的濃度一定減小,離子濃度一定增大(

)××[解析]電離平衡向右移動,電離程度不一定增大,如增大弱電解質的濃度,電離平衡向右移動,但弱電解的電離度減小。[解析]25℃時,0.1mol·L-1CH3COOH溶液加水稀釋,OH-濃度增大,錯誤。(5)25℃時,0.1mol·L-1CH3COOH溶液加水稀釋,各離子濃度均減小(

)(6)電離平衡向右移動,弱電解質的電離度一定增大(

)××2.以0.1mol·L-1CH3COOH溶液為例,填寫外界條件對CH3COOH?CH3COO-+H+

ΔH>0的影響。增大

改變條件平衡移動方向n(H+)c(H+)導電能力Ka加水稀釋向右

加入少量冰醋酸向右

通入HCl(g)向左

加NaOH(s)向右

加CH3COONa(s)向左

加入鎂粉向右

升高溫度向右

增大

增大

減小

減小

增大

減小

減小

增大

增大

減小

減小

減小

增大

減弱

增強

增強

增強

增強

增強

增強

不變

不變

不變

不變

不變

不變

增大

3.分別畫出冰醋酸加水稀釋過程中溶液的電導率和pH隨加水體積變化的曲線。[答案]1.下列性質中,可以證明HA是弱酸的是 (

)①1mol·L-1的HA溶液的pH=1②NaA溶液顯堿性③在相同條件下,HA溶液的導電性比鹽酸弱④體積相同、濃度相同的HA溶液與NaOH溶液恰好完全反應⑤pH相同、體積相同的HA溶液和HCl溶液與Fe反應時,開始放出H2的速率一樣⑥HA溶液中HA、A-、H+同時存在A.①②③⑥ B.②③④⑤

C.①④⑤⑥ D.③⑤⑥題組一強電解質與弱電解質A[解析]①1mol·L-1的HA溶液的pH=1,溶液中c(H+)=0.1mol·L-1<1mol·L-1,則HA部分電離,為弱酸,故正確;②NaA溶液顯堿性,則NaA為強堿弱酸鹽,所以HA為弱酸,故正確;③在相同條件下,HA溶液的導電性比鹽酸弱,說明HA溶液中離子濃度小于鹽酸,HCl是強電解質,則HA為弱電解質,即HA為弱酸,故正確;④體積相同、濃度相同的HA溶液與NaOH溶液恰好完全反應,說明HA是一元酸,不能說明HA部分電離,則不能證明HA為弱酸,故錯誤;⑤pH相同、體積相同的HA溶液和HCl溶液與Fe反應時,開始放出H2的速率一樣,開始時兩種酸溶液的pH相等,則開始時c(H+)相等,不能說明HA部分電離,則不能證明HA為弱酸,故錯誤;⑥HA溶液中HA、A-、H+同時存在,則HA部分電離,為弱酸,故正確。2.在體積均為0.5L、pH均等于1的鹽酸、醋酸溶液中,分別投入1.4g鐵粉,則如圖所示曲線比較符合客觀事實的是(

)

A

B

C

DB

[方法技巧]判斷弱電解質的三個思維角度角度一:弱電解質的定義,即弱電解質不能完全電離,如0.1mol·L-1的CH3COOH溶液的pH>1。角度二:弱電解質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,1<pH<2。角度三:弱電解質形成的鹽能水解,如判斷CH3COOH為弱酸可用下面兩個實驗:(1)配制某濃度的醋酸鈉溶液,向其中加入幾滴酚酞溶液,溶液變?yōu)闇\紅色。(2)用玻璃棒蘸取一定濃度的醋酸鈉溶液滴在pH試紙上,測其pH,pH>7。

題組二弱電解質的電離平衡1.H2S水溶液中存在電離平衡:H2S?H++HS-和HS-

?H++S2-。若向H2S溶液中

(

)A.加水,平衡向右移動,溶液中氫離子濃度增大B.通入過量SO2氣體,平衡向左移動,溶液pH增大C.滴加新制氯水,平衡向左移動,溶液pH減小D.加入少量硫酸銅固體(忽略體積變化),溶液中所有離子濃度都減小C[解析]加水促進電離,但氫離子濃度減小,A項錯誤;通入過量SO2氣體發(fā)生反應:2H2S+SO2

=3S↓+2H2O,當SO2過量時溶液顯酸性,而且酸性比H2S強,pH減小,B項錯誤;滴加新制氯水,發(fā)生反應:Cl2+H2S=2HCl+S↓,平衡向左移動,生成了HCl,溶液pH減小,C項正確;加入少量硫酸銅固體,發(fā)生反應:H2S+Cu2+

=CuS↓+2H+,H+濃度增大,D項錯誤。2.pH=12的X、Y兩種堿溶液,分別將它們稀釋100倍,其pH與溶液體積(V)的關系如圖所示,下列說法正確的是(

)A.若10<a<12,則X、Y都是強堿B.X、Y兩種堿的物質的量濃度一定相等C.稀釋后,Y溶液的堿性比X溶液的堿性弱D.完全中和pH相同且等體積的X、Y兩溶液時,消耗同濃度鹽酸的體積:V(X)<V(Y)D

題組三

電離平衡移動的分析

C[解析]由圖可知,鹽酸和醋酸稀釋相同倍數(shù)時,鹽酸中c(H+)變化較大,故Ⅰ表示鹽酸稀釋時的變化曲線、Ⅱ表示醋酸稀釋時的變化曲線,A項錯誤;醋酸是弱酸,鹽酸是強酸,等體積、等c(H+)的鹽酸和醋酸溶液中酸的濃度:醋酸>鹽酸,稀釋相同倍數(shù)時酸的濃度:醋酸>鹽酸,即a點酸的總濃度大于b點酸的總濃度,故B錯誤;陰陽離子所帶電荷相同時,溶液導電性與離子濃度成正比,兩溶液中c(H+):b>c,則溶液導電性:b>c,故C項正確;

2.電導率是衡量電解質溶液導電能力大小的物理量,根據(jù)溶液電導率變化可以確定滴定反應的終點。圖是KOH溶液分別滴定HCl溶液和CH3COOH溶液的滴定曲線示意圖。下列示意圖中,能正確表示用NH3·H2O溶液滴定HCl和CH3COOH混合溶液的滴定曲線的是(

)

A

B

C

DD[解析]HCl為強電解質,CH3COOH為弱電解質,滴加NH3·H2O,先與HCl反應,生成同樣為強電解質的NH4Cl,但溶液體積不斷增大,溶液稀釋,所以電導率下降。當HCl被中和完后,繼續(xù)與弱電解質CH3COOH反應,生成CH3COONH4,為強電解質,所以電導率增大。HCl與CH3COOH均反應完后,繼續(xù)滴加弱電解質NH3·H2O,電導率變化不大,因為溶液被稀釋,有下降趨勢。

1.電離度(1)概念在一定條件下的弱電解質達到電離平衡時,

占原電解質總數(shù)的百分比。

(2)表達式

α=

×100%

也可表示為α=

×100%

(3)影響因素①濃度

相同溫度下,同一弱電解質,濃度越大,其電離度(α)越

。

②溫度

相同濃度下,同一弱電解質,溫度越高,其電離度(α)越

。

已經(jīng)電離的電解質分子數(shù)

(4)意義衡量弱電解質的電離程度,相同條件下(濃度、溫度相同),不同弱電解質的電離度越大,弱電解質的電離程度越

。

2.電離常數(shù)(1)概念在一定條件下,弱電解質在達到電離平衡時,溶液中

的乘積與

之比是一個常數(shù),這個常數(shù)叫作電離平衡常數(shù),又稱電離常數(shù),用K(弱酸用Ka,弱堿用Kb)表示。

大電離所生成的各種離子濃度溶液中未電離分子的濃度

一元弱酸HA一元弱堿BOH電離方程式HA?H++A-BOH?B++OH-電離常數(shù)表達式

Ka=

Kb=

(2)表達式(3)意義相同條件下,K的值越大,表示該弱電解質

電離,所對應酸或堿的酸性或堿性相對

。

越易越強(4)特點①電離常數(shù)只與

有關,與電解質的濃度、酸堿性無關,由于電離過程是

的,故溫度升高,K增大。

②多元弱酸是分步電離的,各級電離常數(shù)的大小關系是K1?K2……,所以其酸性主要取決于

電離。(5)電離常數(shù)的四大應用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)

。如常溫下,CH3COOH的Ka=1.75×10-5,HClO的Ka=2.95×10-8,則酸性強弱為CH3COOH

HClO。

溫度吸熱第一步越強>②判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強弱。弱酸或弱堿的電離常數(shù)越大,對應鹽的水解程度越

,鹽溶液的堿性(或酸性)越

,如醋酸的Ka=1.75×10-5,次氯酸的Ka=2.95×10-8,則相同濃度的醋酸鈉和次氯酸鈉溶液的pH:醋酸鈉

(填“>”“<”或“=”)次氯酸鈉。

③判斷反應能否發(fā)生或者判斷產(chǎn)物是否正確,通過強酸制弱酸來判斷。如H2CO3的Ka1=4.2×10-7,Ka2=5.6×10-11,苯酚(C6H5OH)的Ka=1.3×10-10,向苯酚鈉(C6H5ONa)溶液中通入的CO2不論少量還是過量,其化學方程式均為

。

小弱<C6H5ONa+CO2+H2O=C6H5OH+NaHCO3

減小不變增大(2)在0.1mol·L-1的CH3COOH溶液中,升高溫度,電離度增大(

)[解析]當弱電解質的濃度增大時,電離平衡雖然右移,但電離度減小,錯誤。1.判斷正誤(正確的打“√”,錯誤的打“×”)(1)當弱電解質的濃度增大時,電離度增大(

)×√[解析]電離是吸熱過程,升高溫度,電離平衡右移,電離度增大,正確。[解析]電離常數(shù)的大小表示弱電解質電離的難易程度,可以表示弱電解質的相對強弱,正確。

(4)電離常數(shù)可以表示弱電解質的相對強弱(

)×√

(7)電離常數(shù)大的酸溶液中的c(H+)一定比電離常數(shù)小的酸溶液中的c(H+)大(

)(5)不同濃度的同一弱電解質,其電離常數(shù)(K)不同

(

)[解析]溫度不變時,電離常數(shù)不變,錯誤。[解析]弱電解質的電離常數(shù)只與溫度有關,與濃度無關,錯誤。(6)電離平衡右移,電離常數(shù)一定增大(

)××[解析]酸溶液中的c(H+)既與酸的電離常數(shù)有關,還與酸的濃度有關,電離常數(shù)大的c(H+)不一定大,錯誤?！?.25℃時CH3COOH的Ka=1.8×10-5、HF的Ka=6.3×