20xx年高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí)弱電解質(zhì)的電離電離平衡講練析新人教版(編輯修改稿)
2025-03-15 03:47 本頁面
【文章內(nèi)容簡(jiǎn)介】 身的性質(zhì)決定。外因：（1）溫度：電離過程熱效應(yīng)小，溫度變化不大時(shí)可不考慮其影響。電離過程焓值增加（吸熱），升高溫度，電離程度增大。（2）濃度：溶液越稀，離子相互碰撞結(jié)合成分子的機(jī)會(huì)越小，弱電解質(zhì)的電離程度就越大。因此，稀釋溶液會(huì)促使弱電解質(zhì)的電離平衡向電離的方向移動(dòng)。典型例題【例1】下列物質(zhì)的水溶液都能導(dǎo)電，但屬于非電解質(zhì)的是 A、CH3COOH B、Cl2 C、NH4HCO3 D、SO2【解析】注意氯氣為單質(zhì)，所以既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)。答案為D?！纠?】下列說法下列正確的是A、強(qiáng)電解質(zhì)的水溶液中不存在溶質(zhì)分子，弱電解質(zhì)的水溶液中存在溶質(zhì)分子和離子B、強(qiáng)電解質(zhì)的水溶液導(dǎo)電性強(qiáng)于弱電解質(zhì)的水溶液C、強(qiáng)電解質(zhì)都是離子化合物，弱電解質(zhì)都是共價(jià)化合物D、強(qiáng)電解質(zhì)易溶于水，弱電解質(zhì)難溶于水【解析】強(qiáng)電解質(zhì)溶于水后，全部電離，不存在溶質(zhì)分子，而弱電解質(zhì)溶于水后，只部分電離，存在電離平衡，水溶液中存在溶質(zhì)分子和離子，故A正確。溶液的導(dǎo)電性是由溶液中的離子濃度大小及離子所帶的電荷所決定的，若強(qiáng)電解質(zhì)溶液是稀溶液，則溶液中離子濃度很小，導(dǎo)電性就很弱，故B不正確。強(qiáng)電解質(zhì)部分是離子化合物，部分是共價(jià)化合物，如H2SO4是強(qiáng)酸，也是強(qiáng)電解質(zhì)，但屬于共價(jià)化合物，故C不正確。強(qiáng)電解質(zhì)與溶解性大小無關(guān)，如BaSO4難溶于水，但屬于強(qiáng)電解質(zhì)，而NH3H2O易溶于水，但屬于弱電解質(zhì)。答案為A【例3】已知HClO是比H2CO3還弱的酸，氯水中存在下列平衡：Cl2+H2OHCl+HClO，HClO H++ClO— ，達(dá)平衡后，要使HClO濃度增加，可加入A、H2S B、CaCO3 C、HCl D、NaOH 【解析】對(duì)于A選項(xiàng)，由于H2S與HClO能發(fā)生氧化還原反應(yīng)，因而會(huì)使次氯酸的濃度減小。CaCO3能與HCl反應(yīng)而使Cl2+H2OHCl+HClO的平衡正移，使HClO的濃度增加，同時(shí)還要注意，因HClO是比H2CO3還弱的酸，所以CaCO3不能與HClO H++ClO— 電離的H+結(jié)合，因此不會(huì)使次氯酸的濃度因平衡正移而減小。故應(yīng)選B。對(duì)于D，NaOH與H+中和，因而可使兩個(gè)都正向移動(dòng)，結(jié)果會(huì)使HClO濃度減小?；A(chǔ)過關(guān)第2課時(shí) 水的電離和溶液的 pH1. 水的電離及離子積常數(shù)⑴水的電離平衡：水是極弱的電解質(zhì)，能發(fā)生自電離：H2O2+H2O2 H3O++HO2－ 簡(jiǎn)寫為 H2O H++OH－ （正反應(yīng)為吸熱反應(yīng)）其電離平衡常數(shù)：Ka = ⑵水的離子積常數(shù)：Kw=[H+][OH]250C 時(shí)Kw1014 mol2L2 ，水的離子積與溫度有關(guān)，溫度升高Kw增大。如1000C 時(shí)Kw1012 mol2L2 .⑶無論是純水還是酸、堿,鹽等電解質(zhì)的稀溶液，水的離子積為該溫度下的Kw。2. 影響水的電離平衡的因素⑴酸和堿:酸或堿的加入都會(huì)電離出 H+或OH,均使水的電離逆向移動(dòng),從而抑制水的電離。⑵溫度：由于水的電離吸熱，若升高溫度，將促進(jìn)水的電離， [H+]與[OH]同時(shí)同等程度的增加，pH變小，但[ H+]與[OH]始終相等，故仍呈中性。⑶能水解的鹽：不管水解后溶液呈什么性，均促進(jìn)水的電離，使水的電離程度增大。⑷其它因素：如向水中加入活潑金屬，由于活潑金屬與水電離出來的 H+直接作用，使[ H+]減少，因而促進(jìn)了水的電離平衡正向移動(dòng)。⑴ pH的計(jì)算： pH=lg[H+]⑵酸堿性和pH的關(guān)系：在室溫下，中性溶液：[H+]=[OH－]=107 mol L1, pH =7酸性溶液： [H+]＞[OH－] , [H+107 molL1, pH ＜7堿性溶液： [H+]＜[OH－] , [H+107 molL1, pH ＞7⑶pH的測(cè)定方法：①酸堿指示劑:粗略地測(cè)溶液pH范圍②pH試紙:精略地測(cè)定溶液酸堿性強(qiáng)弱③pH計(jì): 精確地測(cè)定溶液酸堿性強(qiáng)弱4．酸混合、堿混合、酸堿混合的溶液pH計(jì)算：①酸混合：直接算 [ H+]，再求pH 。②堿混合：先算[ OH]后轉(zhuǎn)化為[ H+]，再求pH 。③酸堿混合：要先看誰過量，若酸過量，求 [H+]，再求pH；若堿過量，先求[ OH]，再轉(zhuǎn)化為[ H+]，最后求pH
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