2019-2020年高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 專題8 溶液中的離子反應(yīng) 第一單元 弱電解質(zhì)的電離平衡學(xué)案 蘇教版.doc
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2019-2020年高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 專題8 溶液中的離子反應(yīng) 第一單元 弱電解質(zhì)的電離平衡學(xué)案 蘇教版 [考試標(biāo)準(zhǔn)] 知識(shí)條目 必考要求 加試要求 1.幾種典型的弱電解質(zhì) a a 2.弱電解質(zhì)水溶液中的電離平衡 a b 3.弱電解質(zhì)的電離方程式 b b 4.電離度及其簡(jiǎn)單計(jì)算 c 5.電離平衡常數(shù)與弱酸、弱堿的酸堿性強(qiáng)弱之間的關(guān)系 b 6.多元弱酸的分步電離 a 1.弱電解質(zhì) (1)概念 (2)與化合物類型的關(guān)系 強(qiáng)電解質(zhì)主要是大部分離子化合物及某些共價(jià)化合物,弱電解質(zhì)主要是某些共價(jià)化合物。 (3)常見(jiàn)的弱電解質(zhì) 試寫(xiě)出H2O、氫氟酸、醋酸、次氯酸、氫氰酸、一水合氨的電離方程式。 H2O:H2OH++OH-; HF:HFH++F-; CH3COOH:CH3COOHCH3COO-+H+; HClO:HClOH++ClO-; HCN:HCNH++CN-; NH3H2O:NH3H2ONH+OH-。 2.弱電解質(zhì)的電離平衡 (1)電離平衡的建立 在一定條件下(如溫度、壓強(qiáng)等),當(dāng)弱電解質(zhì)電離產(chǎn)生離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等時(shí),電離過(guò)程達(dá)到了平衡。 (2)電離平衡的特征 (3)外界條件對(duì)電離平衡的影響 ①內(nèi)因:弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)。 ②外因:濃度、溫度、加入試劑等。 (4)電離過(guò)程是可逆過(guò)程,可直接用化學(xué)平衡移動(dòng)原理分析電離平衡。以0.1 molL-1CH3COOH溶液為例:CH3COOHCH3COO-+H+(正向吸熱)。 實(shí)例(稀溶液) CH3COOHH++CH3COO- ΔH>0 改變條件 平衡移動(dòng)方向 n(H+) c(H+) 導(dǎo)電能力 Ka 加水稀釋 → 增大 減小 減弱 不變 加入少量冰醋酸 → 增大 增大 增強(qiáng) 不變 通入HCl(g) ← 增大 增大 增強(qiáng) 不變 加NaOH(s) → 減小 減小 增強(qiáng) 不變 加入鎂粉 → 減小 減小 增強(qiáng) 不變 升高溫度 → 增大 增大 增強(qiáng) 增大 加CH3COONa(s) ← 減小 減小 增強(qiáng) 不變 3.電離度(加試) (1)電離度概念與表達(dá)式 一定條件下,當(dāng)弱電解質(zhì)在水溶液中達(dá)到電離平衡時(shí),溶液中已經(jīng)電離的電解質(zhì)分子數(shù)占電解質(zhì)分子總數(shù)的百分?jǐn)?shù)。(常用符號(hào)α表示) 可用數(shù)學(xué)式表達(dá)為 α=100% 或α=100% 或α=100% 即α=100%(c:電解質(zhì)濃度,Δc:已電離電解質(zhì)濃度) 注意?、匐婋x度適用于達(dá)平衡的電解質(zhì)溶液。②在相同溫度和相同濃度下,電離度大小可表示弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱。電離度越小,電解質(zhì)越弱。 (2)影響電離度的因素 ①溫度:在其他條件不變時(shí),升高溶液溫度,電離平衡向電離方向移動(dòng),電離度增大。 ②濃度:其他條件不變時(shí),增大弱電解質(zhì)溶液濃度,平衡向電離方向移動(dòng),但電離度減小。若降低弱電解質(zhì)溶液濃度,平衡向電離方向移動(dòng),電離度增大,通常在溫度一定時(shí)電離度與溶液濃度平方根成反比。 ③其他電解質(zhì)的加入:如同離子效應(yīng),加入與弱電解質(zhì)電離有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)時(shí),會(huì)使弱電解質(zhì)電離度降低。 題組一 正確理解概念 1.下列說(shuō)法正確的是( ) A.強(qiáng)電解質(zhì)溶液中不存在溶質(zhì)分子,弱電解質(zhì)溶液中存在溶質(zhì)分子 B.氨氣溶于水,當(dāng)c(OH-)=c(NH)時(shí),表明NH3H2O電離處于平衡狀態(tài) C.弱電解質(zhì)一定是共價(jià)化合物 D.由0.1 molL-1一元堿BOH的pH=10,可知溶液中存在BOHB++OH- 答案 A 2.下列說(shuō)法正確的是( ) A.電離平衡右移,電解質(zhì)分子的濃度一定減小,離子濃度一定增大 B.稀釋弱電解質(zhì)溶液時(shí),所有粒子濃度都會(huì)減小 C.稀釋冰醋酸,導(dǎo)電能力先增大后減小 D.向0.1 molL-1的CH3COOH溶液中加入CH3COONa固體,因?yàn)镃H3COO-結(jié)合H+,c(H+)減小,平衡右移 答案 C 題組二 改變條件,平衡移動(dòng),判結(jié)果變化 3.將濃度為0.1 molL-1 HF溶液加水不斷稀釋,下列各量始終保持增大的是( ) A.c(H+) B.Ka(HF) C. D. 答案 D 解析 HF為弱酸,存在電離平衡:HFH++F-。根據(jù)勒夏特列原理:當(dāng)改變影響平衡的一個(gè)條件,平衡會(huì)向著能夠減弱這種改變的方向移動(dòng),但平衡的移動(dòng)不能完全消除這種改變,故加水稀釋,平衡正向移動(dòng),但c(H+)減小,A錯(cuò)誤;電離平衡常數(shù)只受溫度的影響,溫度不變,電離平衡常數(shù)Ka不變,B錯(cuò)誤;當(dāng)溶液無(wú)限稀釋時(shí),c(F-)不斷減小,但c(H+)接近10-7 molL-1,所以減小,C錯(cuò)誤;=,由于加水稀釋,平衡正向移動(dòng),所以溶液中n(H+)增大,n(HF)減小,所以增大,D正確。 4.25 ℃ 時(shí),把0.2 molL-1的醋酸加水稀釋,則圖中的縱軸y表示的是( ) A.溶液中OH-的物質(zhì)的量濃度 B.溶液的導(dǎo)電能力 C.溶液中的 D.CH3COOH的電離程度 答案 B 解析 25 ℃時(shí),0.2 molL-1的醋酸稀釋過(guò)程中,隨著水的加入溶液中OH-的濃度增大(但不會(huì)超過(guò)10-7 molL-1),CH3COOH的電離程度增大,CH3COO-數(shù)目增多,CH3COOH數(shù)目減少,但溶液中CH3COO-的濃度減小,溶液的導(dǎo)電能力減弱。 題組三 平衡移動(dòng),結(jié)果變化,判采取措施 5.稀氨水中存在著下列平衡:NH3H2ONH+OH-,若要使平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng),同時(shí)使c(OH-)增大,應(yīng)加入的物質(zhì)或采取的措施是( ) ①NH4Cl固體?、诹蛩帷、跱aOH固體?、芩、菁訜? ⑥加入少量MgSO4固體 A.①②③⑤ B.③⑥ C.③ D.③⑤ 答案 C 解析 若在氨水中加入NH4Cl固體,c(NH)增大,平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng),c(OH-)減小,①不合題意;硫酸中的H+與OH-反應(yīng),使c(OH-)減小,平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng),②不合題意;當(dāng)在氨水中加入NaOH固體后,c(OH-)增大,平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng),③符合題意;若在氨水中加入水,稀釋溶液,平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng),但c(OH-)減小,④不合題意;電離屬吸熱過(guò)程,加熱平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng),c(OH-)增大,⑤不合題意;加入少量MgSO4固體發(fā)生反應(yīng)生成Mg(OH)2沉淀,溶液中c(OH-)減小,⑥不合題意。 6.已知0.1 molL-1的醋酸溶液中存在電離平衡:CH3COOHCH3COO-+H+,要使溶液中c(H+)/c(CH3COOH)的值增大,可以采取的措施是( ) ①加少量燒堿溶液?、谏邷囟取、奂由倭勘姿? ④加水 A.①② B.①③ C.②④ D.③④ 答案 C 解析 本題中提供的四種措施都會(huì)使醋酸的電離平衡正向移動(dòng),但①、③會(huì)使c(H+)/c(CH3COOH)的值減小。 題組四 電離度及簡(jiǎn)單計(jì)算(加試) 7.20 ℃時(shí),在0.5 L 0.2 molL-1的HA溶液中,有0.01 molL-1的HA電離成離子,求該溫度下的電離度。 答案 5% 解析 α=100%=5%。 8.250 ℃時(shí),某溶液中,0.1 molL-1的HA已電離成離子,還有0.9 molL-1未電離,求電離度。 答案 10% 解析 α=100%=10%。 9.已知25 ℃時(shí)幾種物質(zhì)的電離度(溶液濃度均為0.1 molL-1)如下表(已知硫酸的第一步電離是完全的): ①H2SO4溶液 HSOH++SO ②NaHSO4溶液 HSOH++SO ③醋酸溶液 CH3COOHH++CH3COO- ④鹽酸 HCl===H++Cl- 10% 29% 1.33% 100% (1)25 ℃時(shí),0.1 molL-1上述幾種溶液中c(H+)由大到小的順序是____________(填序號(hào),下同)。 (2)25 ℃時(shí),c(H+)相同的上述溶液,其物質(zhì)的量濃度由大到小的順序是________________。 (3)25 ℃時(shí),0.1 molL-1 H2SO4溶液中的HSO的電離度小于0.1 molL-1 NaHSO4溶液中HSO的電離度的原因是________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 答案 (1)①>④>②>③ (2)③>②>④>① (3)0.1 molL-1的H2SO4溶液中,H2SO4第一步電離產(chǎn)生的H+抑制了第二步的電離,所以H2SO4中HSO的電離度小于NaHSO4中HSO的電離度 考點(diǎn)二 電離平衡常數(shù)(加試) 1.(1)填寫(xiě)下表 弱電解質(zhì) 電離方程式 電離常數(shù) NH3H2O NH3H2ONH+OH- Kb=1.710-5 CH3COOH CH3COOHCH3COO-+H+ Ka=1.710-5 HClO HClOH++ClO- Ka=4.710-8 (2)CH3COOH酸性大于(填“大于”、“小于”或“等于”)HClO酸性,判斷的依據(jù):相同條件下,電離常數(shù)越大,電離程度越大,c(H+)越大,酸性越強(qiáng)。 (3)電離平衡常數(shù)的意義:弱酸、弱堿的電離平衡常數(shù)能夠反映酸堿性的相對(duì)強(qiáng)弱。電離平衡常數(shù)越大,電離程度越大。多元弱酸的電離以第一步電離為主,各級(jí)電離平衡常數(shù)的大小差距較大。 (4)外因?qū)﹄婋x平衡常數(shù)的影響:電離平衡常數(shù)與其他化學(xué)平衡常數(shù)一樣只與溫度有關(guān),與電解質(zhì)的濃度無(wú)關(guān),升高溫度,K值增大,原因是電離是吸熱過(guò)程。 2.碳酸是二元弱酸 (1)電離方程式是H2CO3H++HCO, HCOH++CO。 (2)電離平衡常數(shù)表達(dá)式:Ka1=,Ka2=。 (3)比較大?。篕a1>Ka2。 3.幾種多元弱酸的電離常數(shù)(25 ℃) 多元弱酸 電離常數(shù) H2S Ka1=9.110-8 Ka2=1.110-12 H2C2O4 Ka1=5.910-2 Ka2=6.410-5 H3PO4 Ka1=7.5210-3 Ka2=6.2310-8 Ka3=2.210-13 H3C6H5O7 (檸檬酸) Ka1=7.110-4 Ka2=1.6810-5 Ka3=4.110-7 題組一 有關(guān)電離平衡常數(shù)的定性分析 1.25 ℃時(shí),部分物質(zhì)的電離平衡常數(shù)如表所示: 化學(xué)式 CH3COOH H2CO3 HClO 電離平衡常數(shù) 1.710-5 Ka1=4.310-7 Ka2=5.610-11 3.010-8 請(qǐng)回答下列問(wèn)題: (1)CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由強(qiáng)到弱的順序?yàn)? ________________________________________________________________________。 (2)同濃度的CH3COO-、HCO、CO、ClO-結(jié)合H+的能力由強(qiáng)到弱的順序?yàn)? ________________________________________________________________________。 (3)將少量CO2氣體通入NaClO溶液中,寫(xiě)出反應(yīng)的離子方程式:____________________。 (4)常溫下0.1 molL-1的CH3COOH溶液在加水稀釋過(guò)程中,填寫(xiě)下列表達(dá)式中的數(shù)據(jù)變化情況(填“變大”、“變小”或“不變”): ① ________; ② ________; ③ ________; ④ ________。 (5)體積為10 mL pH=2的醋酸溶液與一元酸HX分別加水稀釋至1 000 mL,稀釋過(guò)程中pH變化如圖所示,則HX的電離平衡常數(shù)______(填“大于”、“等于”或“小于”)醋酸的電離平衡常數(shù);理由是____________________________________________。 答案 (1)CH3COOH>H2CO3>HClO (2)CO>ClO->HCO>CH3COO- (3)ClO-+CO2+H2O===HClO+HCO (4)①變小?、诓蛔儭、圩兇蟆、懿蛔? (5)大于 稀釋相同倍數(shù),HX的pH變化比CH3COOH的pH變化大,酸性強(qiáng),電離平衡常數(shù)大 解析 電離平衡常數(shù)越大,酸性越強(qiáng),電離平衡常數(shù)越小,其對(duì)應(yīng)酸根離子結(jié)合H+能力越強(qiáng)。 (3)根據(jù)電離平衡常數(shù)可以判斷:H2CO3>HClO>HCO,CO可以和HClO反應(yīng)生成HCO和ClO-,所以少量CO2與NaClO溶液反應(yīng)生成HCO。 (4)①加水稀釋,n(CH3COOH)減小,n(H+)增多,所以變??; ②Ka=只與溫度有關(guān),加水稀釋,Ka不變; ③=,加水稀釋,n(CH3COO-)增大,n(CH3COOH)減小,故增大; ④==,Ka、Kw只與溫度有關(guān),所以加水稀釋不變。 (5)根據(jù)圖像分析知,起始時(shí)兩種溶液中c(H+)相同,故c(較弱酸)>c(較強(qiáng)酸),稀釋過(guò)程中較弱酸的電離程度增大的多,故在整個(gè)稀釋過(guò)程中較弱酸的c(H+)一直大于較強(qiáng)酸的c(H+),稀釋相同倍數(shù),HX的pH變化比CH3COOH的大,故HX酸性強(qiáng),電離平衡常數(shù)大。 題組二 有關(guān)電離平衡常數(shù)的定量計(jì)算 2.碳?xì)浠衔锿耆紵蒀O2和H2O。常溫常壓下,空氣中的CO2溶于水,達(dá)到平衡時(shí),溶液的pH=5.60,c(H2CO3)=1.510-5。若忽略水的電離及H2CO3的第二級(jí)電離,則H2CO3HCO+H+的平衡常數(shù)Ka1=________。(已知:10-5.60=2.510-6) 答案 4.210-7 解析 H2CO3H++HCO Ka1==≈4.210-7。 3.在25 ℃下,將a molL-1的氨水與0.01 molL-1的鹽酸等體積混合,反應(yīng)平衡時(shí)溶液中c(NH)=c(Cl-),則溶液顯__________(填“酸”、“堿”或“中”)性;用含a的代數(shù)式表示NH3H2O的電離常數(shù)Kb=___________________。 答案 中 解析 氨水與鹽酸等體積混合后的溶液中的電荷守恒關(guān)系式為c(NH)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-),因c(NH)=c(Cl-),故有c(H+)=c(OH-),溶液顯中性。 NH3H2O NH ?。 H- (-) molL-1 molL-1 10-7 molL-1 Kb==。 4.常溫下,將a molL-1 CH3COONa溶于水配成溶液,向其中滴加等體積的b molL-1的鹽酸使溶液呈中性(不考慮鹽酸和醋酸的揮發(fā)),用含a和b的代數(shù)式表示醋酸的電離常數(shù)Ka=________。 答案 解析 由電荷守恒和物料守恒可得: 所以c(CH3COOH)=c(Cl-), CH3COOH CH3COO- ?。 + molL-1 (-) molL-1 10-7 molL-1 Ka==。 5.在一定條件下可用甲醇與CO反應(yīng)生成醋酸消除CO污染。常溫下,將a molL-1的醋酸與b molL-1 Ba(OH)2溶液等體積混合,充分反應(yīng)后,溶液中存在2c(Ba2+)=c(CH3COO-),則該混合溶液中醋酸的電離常數(shù)Ka=________________(用含a和b的代數(shù)式表示)。 答案 解析 根據(jù)電荷守恒得2c(Ba2+)+c(H+)=c(OH-)+c(CH3COO-), 由于c(CH3COO-)=2c(Ba2+)=b molL-1, 所以c(H+)=c(OH-),溶液呈中性; CH3COOH CH3COO-?。+ (-b)molL-1 b molL-1 10-7 molL-1 Ka==。 判斷復(fù)分解反應(yīng)能否發(fā)生,遵循“強(qiáng)酸制弱酸”規(guī)律 考點(diǎn)三 強(qiáng)酸與弱酸的比較 濃度均為0.01 molL-1的強(qiáng)酸HA與弱酸HB pH均為2的強(qiáng)酸HA與弱酸HB pH或物質(zhì)的量濃度 2=pHHA- 1.請(qǐng)仔細(xì)閱讀文檔,確保文檔完整性,對(duì)于不預(yù)覽、不比對(duì)內(nèi)容而直接下載帶來(lái)的問(wèn)題本站不予受理。
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