《（新課改省份專版）2020高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 7.1 點點突破 弱電解質(zhì)的電離平衡學(xué)案（含解析）.doc》由會員分享，可在線閱讀，更多相關(guān)《（新課改省份專版）2020高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 7.1 點點突破 弱電解質(zhì)的電離平衡學(xué)案（含解析）.doc（8頁珍藏版）》請在裝配圖網(wǎng)上搜索。

第七章 水溶液中的離子平衡 考試要求 教學(xué)建議 1.從電離、離子反應(yīng)、化學(xué)平衡的角度認(rèn)識電解質(zhì)水溶液的組成、性質(zhì)和反應(yīng)。 2.認(rèn)識弱電解質(zhì)在水溶液中存在電離平衡。 3.認(rèn)識水的電離，了解水的離子積常數(shù)，認(rèn)識溶液的酸堿性及pH，掌握檢測溶液pH的方法。 4.認(rèn)識鹽類水解的原理和影響鹽類水解程度的主要因素。 5.認(rèn)識難溶電解質(zhì)在水溶液中存在沉淀溶解平衡，了解沉淀的生成、溶解與轉(zhuǎn)化。 6.了解水溶液中的離子反應(yīng)與平衡在物質(zhì)檢測、化學(xué)反應(yīng)規(guī)律研究、物質(zhì)轉(zhuǎn)化中的應(yīng)用。 7.了解溶液pH的調(diào)控在工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和科學(xué)研究中的應(yīng)用。 　　本章概念抽象、原理復(fù)雜、計算繁瑣，是考生較為頭疼的知識板塊之一。 對于本章的復(fù)習(xí)，首先要牢記水溶液中存在各種平衡的原理，找共性，知個性，澄清基本的思維認(rèn)知；在打牢教材知識基礎(chǔ)上，重點突破4個難點：酸堿中和滴定、溶液中的粒子濃度關(guān)系、溶度積的計算及沉淀溶解圖像分析；最后理清四大平衡常數(shù)之間的相互關(guān)系。做到原理清、關(guān)系明、難點通，思維的出發(fā)點和落腳點統(tǒng)一到“離子平衡”這一觀點上來。 第1課時　點點突破——弱電解質(zhì)的電離平衡 知識點一　弱電解質(zhì)的電離平衡及其影響因素 1．強(qiáng)、弱電解質(zhì) (1)概念及分類 (2)電離方程式的書寫 強(qiáng)電解質(zhì)用“===”連接，弱電解質(zhì)用“”連接。 常見類型 電離方程式 強(qiáng)電解質(zhì) 硫酸鉀：K2SO4===2K＋＋SO 一元弱酸、 弱堿 乙酸：CH3COOHCH3COO－＋H＋ 一水合氨：NH3H2ONH＋OH－ 多元弱酸 分步電離，如碳酸：H2CO3H＋＋HCO、HCOH＋＋CO 多元弱堿 一步寫出，如氫氧化鐵：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－ 酸式鹽 強(qiáng)酸的 酸式鹽 水溶液中完全電離，如NaHSO4：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO 弱酸的 酸式鹽 水溶液中不能完全電離，如NaHCO3： NaHCO3===Na＋＋HCO、 HCOH＋＋CO 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)分子電離產(chǎn)生離子的速率和離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率相等時，電離過程達(dá)到了平衡。電離平衡建立過程如圖所示： ①開始時，v(電離)最大，而v(結(jié)合)為。 ②平衡的建立過程中，v(電離)v(結(jié)合)。 ③當(dāng)v(電離)v(結(jié)合)時，電離過程達(dá)到平衡狀態(tài)。 (2)電離平衡的特征 (3)外界條件對電離平衡的影響 以CH3COOHH＋＋CH3COO－　ΔH>0為例： 改變條件 移動方向 n(H＋) c(H＋) c(CH3COO－) 電離程度 濃度 加水稀釋 正向 增大 減小 減小 增大 加冰醋酸 正向 增大 增大 增大 減小 同離子 效應(yīng) 通入 HCl(g) 逆向 增大 增大 減小 減小 加醋酸 鈉固體 逆向 減小 減小 增大 減小 升高溫度 正向 增大 增大 增大 增大 說明 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； ②電離平衡右移，電解質(zhì)分子的濃度不一定減小，離子的濃度也不一定增大； ③電離平衡右移，電離程度也不一定增大 3．電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力與溶液中離子的關(guān)系 電解質(zhì)溶液導(dǎo)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(dǎo)電能力越強(qiáng)。 將冰醋酸、濃醋酸和稀醋酸分別加水稀釋，其導(dǎo)電能力隨加水量的變化曲線如圖： [對點訓(xùn)練] 1．判斷正誤(正確的打“√”，錯誤的打“”)。 (1)CaCO3難溶于水，其屬于弱電解質(zhì)() (2)強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力一定比弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力強(qiáng)() (3)離子化合物一定是強(qiáng)電解質(zhì)，共價化合物一定是弱電解質(zhì)() (4)電離平衡時，由于分子和離子的濃度不斷發(fā)生變化，所以說電離平衡是動態(tài)平衡() (5)強(qiáng)電解質(zhì)稀溶液中不存在溶質(zhì)分子，弱電解質(zhì)稀溶液中存在溶質(zhì)分子(√) (6)室溫下，由0.1 molL－1一元堿BOH的pH＝10，可知溶液中存在BOH===B＋＋OH－() 2．(2018浙江4月選考)下列屬于電解質(zhì)的是(　　) A．氯化鈉　　　　　　 B．蔗糖 C．氯氣 D．鐵 解析：選A　A為電解質(zhì)，B為非電解質(zhì)，C、D兩項為單質(zhì)，既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)。 3．在醋酸溶液中，CH3COOH的電離達(dá)到平衡的標(biāo)志是(　　) A．溶液顯電中性 B．溶液中無CH3COOH分子 C．氫離子濃度恒定不變 D．c(H＋)＝c(CH3COO－) 解析：選C　醋酸溶液中存在的電離平衡有CH3COOHCH3COO－＋H＋、H2OH＋＋OH－，陰離子所帶負(fù)電荷總數(shù)與陽離子所帶正電荷總數(shù)永遠(yuǎn)相等，與是否達(dá)到電離平衡無關(guān)，A錯；CH3COOH是弱電解質(zhì)，溶液中一定存在CH3COOH分子，B錯；依據(jù)電離方程式，不管是否達(dá)到平衡，都有c(H＋)＞c(CH3COO－)，D錯；氫離子濃度恒定不變，電離達(dá)到平衡，C對。 4．(2016浙江10月選考)為證明醋酸是弱電解質(zhì)，下列方法不正確的是(　　) A．測定0.1 molL－1醋酸溶液的pH B．測定0.1 molL－1 CH3COONa溶液的酸堿性 C．比較濃度均為0.1 molL－1鹽酸和醋酸溶液的導(dǎo)電能力 D．比較相同物質(zhì)的量濃度的NaOH溶液和醋酸溶液恰好反應(yīng)完全時消耗兩溶液的體積 解析：選D　無論CH3COOH是強(qiáng)電解質(zhì)還是弱電解質(zhì)，消耗NaOH的能力相同，發(fā)生的反應(yīng)均為CH3COOH＋NaOH===CH3COONa＋H2O，D項錯誤。 5．某濃度的氨水中存在平衡：NH3H2ONH＋OH－，如想增大NH的濃度，而不增大OH－的濃度，應(yīng)采取的措施是(　　) ①適當(dāng)升高溫度?、诩尤隢H4Cl固體 ③通入NH3?、芗尤肷倭葵}酸 A．①② B．②③ C．②④ D．①④ 解析：選C　升溫平衡向右移動，c(NH)、c(OH－)都增大；加入NH4Cl固體，相當(dāng)于增大c(NH)，平衡向左移動，c(OH－)減小，但c(NH)仍較原來增大，因平衡移動只能減小其增大的程度，而不能完全抵消它增大的部分；通入NH3平衡向右移動，c(NH)、c(OH－)都增大；加入少量鹽酸，H＋與OH－反應(yīng)使c(OH－)下降，平衡向右移動，使c(NH)增大。 知識點二　電離平衡常數(shù)與電離度 1．電離平衡常數(shù) (1)概念：在一定條件下，弱電解質(zhì)在達(dá)到電離平衡時，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是一個常數(shù)，這個常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，用K(弱酸用Ka，弱堿用Kb)表示。 (2)表達(dá)式 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(dá)式 Ka＝ Kb＝ (3)意義 相同條件下，K值越大，表示該弱電解質(zhì)越易電離，所對應(yīng)的酸性或堿性相對越強(qiáng)。 (4)特點 ①電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，與電解質(zhì)的濃度、酸堿性無關(guān)，由于電離過程是吸熱的，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(guān)系是K1?K2……，所以其酸性主要取決于第一步電離。 (5)應(yīng)用 ①判斷酸性相對強(qiáng)弱 電離常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強(qiáng)，如醋酸：K＝1.7510－5，次氯酸：K＝2.9510－8，則酸性：醋酸＞次氯酸。 ②判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強(qiáng)弱 電離常數(shù)越大，對應(yīng)的鹽水解程度越小，鹽溶液的堿性(或酸性)越弱，如醋酸：K＝1.7510－5，次氯酸：K＝2.9510－8，則同濃度的醋酸鈉和次氯酸鈉溶液的pH：醋酸鈉＜次氯酸鈉。 ③判斷反應(yīng)能否發(fā)生或者判斷產(chǎn)物是否正確 強(qiáng)酸可以制取弱酸來判斷，如H2CO3：Ka1＝4.210－7，Ka2＝5.610－11，苯酚：Ka＝1.310－10，向苯酚鈉溶液中通入的CO2不論是少量還是過量，其化學(xué)方程式為C6H5ONa＋CO2＋H2O===C6H5OH＋NaHCO3，不能生成Na2CO3。 ④判斷微粒濃度或濃度比值的變化 利用溫度不變電離常數(shù)就不變來判斷溶液中微粒濃度或者比值的變化情況，有時候還會結(jié)合KW一起進(jìn)行判斷，如：0.1 molL－1 CH3COOH溶液中加水稀釋，＝＝，加水稀釋，c(H＋)減小，K值不變，則增大。 2．電離度 (1)概念：一定條件下，當(dāng)弱電解質(zhì)在溶液中達(dá)到電離平衡時，溶液中已經(jīng)電離的電解質(zhì)分子數(shù)占原來弱電解質(zhì)總分子數(shù)的百分?jǐn)?shù)。 (2)表達(dá)式：α＝100%。 (3)意義：衡量弱電解質(zhì)的電離程度，在相同條件下(濃度、溫度相同)，不同弱電解質(zhì)的電離度越大，弱電解質(zhì)的電離程度越大。 (4)影響因素 溫度 升高溫度，電離平衡向右移動，電離度增大； 降低溫度，電離平衡向左移動，電離度減小 濃度 當(dāng)弱電解質(zhì)溶液濃度增大時，電離度減??； 當(dāng)弱電解質(zhì)溶液濃度減小時，電離度增大 [對點訓(xùn)練] 1．判斷正誤(正確的打“√”，錯誤的打“”)。 (1)H2CO3的電離常數(shù)表達(dá)式：Ka＝() (2)弱電解質(zhì)的電離平衡右移，電離常數(shù)一定增大() (3)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() (4)對于0.1 molL－1的氨水，加水稀釋后，溶液中c(NH)、c(OH－)變小(√) (5)某一弱電解質(zhì)，電離度越大，電離常數(shù)就越大() (6)向CH3COOH溶液中滴加相同濃度的氨水，先增大再減小() 2．下列關(guān)于電離常數(shù)的說法正確的是(　　) A．電離常數(shù)隨著弱電解質(zhì)濃度的增大而增大 B．CH3COOH的電離常數(shù)表達(dá)式為Ka＝ C．電離常數(shù)只受溫度影響，與濃度無關(guān) D．CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固體，電離常數(shù)減小 解析：選C　電離常數(shù)是溫度函數(shù)只與溫度有關(guān)，故A、D錯誤，C正確；電離常數(shù)是弱電解質(zhì)達(dá)到電離平衡時，電離產(chǎn)生的離子濃度的乘積與未電離的電解質(zhì)分子的濃度的比，因此CH3COOH的電離常數(shù)表達(dá)式為Ka＝，B錯誤。 3．已知下面三個數(shù)據(jù)：7.210－4、4.610－4、4.910－10分別是下列有關(guān)的三種酸的電離常數(shù)(25 ℃)，若已知下列反應(yīng)可以發(fā)生：NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2、NaCN＋HF===HCN＋NaF、NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。由此可判斷下列敘述中不正確的是(　　) A．K(HF)＝7.210－4 B．K(HNO2)＝4.910－10 C．根據(jù)兩個反應(yīng)即可得出一元弱酸的強(qiáng)弱順序為 HF＞HNO2＞HCN D．K(HCN)＜K(HNO2)＜K(HF) 解析：選B　相同溫度下，酸的電離常數(shù)越大，該酸的酸性越強(qiáng)，結(jié)合強(qiáng)酸制取弱酸分析可知，亞硝酸的酸性大于氫氰酸而小于氫氟酸，所以亞硝酸的電離常數(shù)為4.610－4，故B錯誤。 4．下列曲線中，可以描述乙酸(甲，K＝1.810－5)和一氯乙酸(乙，K＝1.410－3)在水中的電離度與濃度關(guān)系的是(　　) 解析：選B　這兩種物質(zhì)都是弱電解質(zhì)，在溫度不變、濃度相等時，電離程度：CH3COOHVy C．y為弱酸，VxVy 解析：選C　由題圖知：將一元酸x和y分別稀釋10倍，pH的變化量ΔpHx＝1，ΔpHy<1，所以x為強(qiáng)酸，y為弱酸。pH＝2時弱酸y的濃度大，滴加NaOH溶液至pH＝7時消耗NaOH溶液的體積y比x大。