2022年高考化學大串講 專題10 電離平衡教案

2022年高考化學大串講 專題10 電離平衡教案一. 影響電離平衡的因素 濃度：同一弱電解質，增大溶液的物質的量濃度，電離平衡將向電離的方向移動，但電解質的電離程度減??；稀釋溶液時，電離平衡將向電離方向移動，且電解質的電離程度增大。在醋酸的電離平衡 CH3COOHCH3COO-+H+加水稀釋，平衡向右移動，電離程度變大，但c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)變小， 加入少量冰醋酸，平衡向右移動， c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)增大，但電離程度變小。 溫度：溫度越高，電離程度越大由于弱電解質的電離一般是吸熱的，因此升高溫度，電離平衡將向電離方向移動，弱電解質的電離程度將增大。 同離子效應 加入與弱電解質具有相同離子的電解質時，使電離平衡向逆反應方向移動。 化學反應 加入能與弱電解質電離出的離子反應的物質時，可使平衡向電離方向移動。二. 以電離平衡CH3COOH CH3COO-+H+為例，各種因素對電離平衡的影響可歸納為下表：移動方向c(H+)n(H+)c(OH-)導電能力電離程度加水稀釋向右減小增多增多減弱增大加冰醋酸向右增大增多減小增強減小升高溫度向右增大增多增多增強增大加NaOH(s)向右減小減少增多增強增大H2SO4(濃)向左增大增多減少增強減小加醋酸銨(s)向左減小減少增多增強減小加金屬Mg向右減小減少增多增強增大加CaCO3(s)向右減小減少增多增強增大三. 電離方程式的書寫（1）強電解質用“”，弱電解質用“”（2） 多元弱酸分步電離，以第一步為主： 例如：NaCl=Na+Cl NH3·H2ONH4+OH H3PO4 H+H2PO4(為主)（3） 酸式鹽：強酸的酸式鹽完全電離，一步寫出，如NaHSO4Na+H+SO42一。弱酸的酸式鹽強中有弱酸根離子的要分步寫出：如NaHCO3Na+ HCO3一；HCO3一CO32一+ H+（4）Al（OH）3是中學涉及的一種重要的兩性氫氧化物，存在酸式電離和堿式電離：Al3+ +3OH- Al(OH)3 AlO2- +H+H2O【拓展提升】電解質溶液的導電性和導電能力 電解質不一定導電(如NaCl晶體、無水醋酸)，導電物質不一定是電解質(如石墨)，非電解質不導電，但不導電的物質不一定是非電解質。 電解質溶液導電能力是由溶液中自由移動的離子濃度決定的，離子濃度大，導電能力強；離子濃度小，導電能力弱。離子濃度大小受電解質的強弱和溶液濃度大小的決定。所以強電解質溶液導電能力不一定強，弱電解質溶液導電能力也不一定弱?！久麕燑c撥】電解質的電離情況分類說明： NaCl、NaOH等鹽、強堿類離子化合物在水溶液里或熔融狀態(tài)下都能發(fā)生電離，都能導電。Na2O、MgO等活潑金屬氧化物類離子化合物在熔融狀態(tài)下能電離且能導電，或與水反應（Na2O），或不溶于水，因此不談他們在水溶液中的電離。 H2SO4，HCl，CH3COOH等酸類共價化合物在水溶液中能電離，能導電，但在熔融狀態(tài)下不電離、不導電，在其純溶液中只有分子，沒有離子。注意：共價化合物在熔融狀態(tài)下不發(fā)生電離。 NaHCO3、NH4Cl等熱穩(wěn)定性差的鹽類電解質受熱易分解，因此只談它們在水溶液中的電離。 強酸的酸式鹽在熔融狀態(tài)下和水溶液里的電離程度是不同的：NaHSO4溶于水 NaHSO4 = Na+ + H+ + SO42， NaHSO4熔融狀態(tài)下 NaHSO4 = Na+ + HSO4例1 H2S水溶液中存在電離平衡H2SH+HS和HSH+S2。若向H2S溶液中A 滴加新制氯水，平衡向左移動，溶液pH減小B 加水，平衡向右移動，溶液中氫離子濃度增大C 通入過量SO2氣體，平衡向左移動，溶液pH增大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【答案】A例2 25時，pH2的HA和HB各1 mL分別加水稀釋，pH隨溶液體積變化如圖所示。下列敘述不正確的是（ ）A 若X=5則HA為強酸B 將a點與b點兩溶液同時升高溫度，則減小C 由b到c, Kw不變D a、c兩溶液中n(H+)相等【答案】D【解析】A.溶液體積增加1000倍，c（H+）降低1000倍，所以HA完全電解，為強酸，A正確；B. 由HA電解曲線可以看出，HB為若電解質，水的增加會促進HB電解，即c（B-）減小的幅度較小，故值減小，B正確；C. 溫度沒有變化，Kw不變，C正確；D. a、c量溶液中c（H+）相等，但溶液體積不同，所以n(H+)不相等，D不正確。例3 0.10mol/L HA(Ka=10-9.89)溶液,調節(jié)溶液pH后。保持HA + A-=0.10mol/L。下列關系正確的是A pH=2.00時，HA > H+> OH- > A-B pH=7.00時，HA = A- > OH-= H+C pH=9.89時，HA = A- > OH-> H+D pH=14.00時，OH->A->H+>HA【答案】C四. 電離平衡常數1. 一元弱酸：CH3COOHHCH3COO2. 一元弱堿：NH3·H2ONH4+OH（1）電離平衡常數是溫度函數，溫度不變K不變，不隨濃度的改變而改變。（2）K值越大，該弱電解質較易電離，其對應的弱酸弱堿較強； K值越小，該弱電解質越難電離，其對應的弱酸弱堿越弱；即 K值大小可判斷弱電解質相對強弱。（3）多元弱酸是分步電離的，一級電離程度較大，產生H+，對二級、三級電離產生抑制作用。如：H3PO4HH2PO K17.1×103H2POHHPO K26.3×108 HPOHPO K34.20×1013 【名師點撥】電離常數表達式中各組分的濃度均為平衡濃度多元弱酸溶液中的c(H)是各步電離產生的c(H)的總和，在每步的電離常數表達式中的c(H)是指溶液中H的總濃度而不是該步電離產生的c(H)電離常數的特征同一弱電解質的稀溶液的電離常數的大小與溶液的濃度無關，只隨溫度的變化而變化溫度不變，K值不變；溫度不同，K值也不同但由于電離常數隨溫度的變化不大，在室溫時，可不考慮溫度對電離常數的影響電離常數的意義a 表明弱電解質電離的難易程度K值越大，離子濃度越大，該電解質越易電離；反之，電解質越難電離。b 比較弱酸或弱堿相對強弱例如在25時，HNO2的K4.6×104，CH3COOH的K1.8×105，因此HNO2的酸性比CH3COOH的酸性強。例4部分弱酸的電離常數如下表：弱酸HCOOHHCNH2S電離平衡常數(25)Ka1.8×10-4Ka4.9×10-10Ka11.3×10-7 Ka27.1×10-15下列有關說法不正確的是A 等體積、等濃度的HCOONa和NaCN兩溶液中所含陰離子數目相等B HCOO-、CN-、HS-在溶液中可以大量共存C NaHS溶液中加入適量KOH后：c(Na+)=c(H2S)+c(HS-)+C(S2-)D 恰好中和等體積、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者【答案】A的酸性強于HCN，等pH等體積時，c(HCN)>c(HCOOH)，HCOOH消耗NaOH的體積小于HCN，故說法D正確。例5已知草酸為二元弱酸：H2C2O4HC2O+H+ Ka1HC2OC2O+H+ Ka2常溫下，向某濃度的草酸溶液中逐滴加入一定物質的量濃度的KOH溶液，所得溶液中H2C2O4、HC2O、C2O三種微粒的物質的量分數()與溶液pH的關系如圖所示，則下列說法不正確的是A pH=1.2的溶液中：c(K+)+c(H+)=c(OH)+c(H2C2O4)B pH=2.7的溶液中：=1 000C 將相同物質的量的KHC2O4和K2C2O4固體完全溶于水所得混合液的pH為4.2D 向pH=1.2的溶液中加KOH溶液，將pH增大至4.2的過程中水的電離度一定增大【答案】C例6在常溫下，下列有關溶液中微粒的物質的量濃度關系正確的是（ ）A 1L0.1mol·L-1(NH4)2Fe(SO4)2·6H2O的溶液中：c(NH4+)c(Fe2+)c(H+)c(OH-)c (SO42-)B 0.1 mol·L-1NH4HS溶液中：c(NH4+)c(HS-)c(H2S)c(S2-)C 向飽和氯水中加入NaOH溶液至pH=7，所得溶液中：c(Na+)c(ClO-)c(Cl-)c(OH-)D 向0.10mol·L-1Na2CO3溶液中通入少量CO2的溶液中：c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)【答案】B