2019年領(lǐng)軍高考化學(xué) 清除易錯(cuò)點(diǎn) 專題14 電離平衡知識(shí)點(diǎn)講解.doc

《2019年領(lǐng)軍高考化學(xué) 清除易錯(cuò)點(diǎn) 專題14 電離平衡知識(shí)點(diǎn)講解.doc》由會(huì)員分享，可在線閱讀，更多相關(guān)《2019年領(lǐng)軍高考化學(xué) 清除易錯(cuò)點(diǎn) 專題14 電離平衡知識(shí)點(diǎn)講解.doc（14頁珍藏版）》請(qǐng)?jiān)谘b配圖網(wǎng)上搜索。

易錯(cuò)點(diǎn)14 電離平衡 瞄準(zhǔn)高考 1．（2017新課標(biāo)Ⅲ）NA為阿伏加德羅常數(shù)的值。下列說法正確的是 A．0.1 mol 的11B中，含有0.6NA個(gè)中子 B．pH=1的H3PO4溶液中，含有0.1NA個(gè)H+ C．2.24L（標(biāo)準(zhǔn)狀況）苯在O2中完全燃燒，得到0.6NA個(gè)CO2分子 D．密閉容器中1 mol PCl3與1 mol Cl2反應(yīng)制備 PCl5(g)，增加2NA個(gè)P﹣Cl鍵 【答案】A 2．(2017新課標(biāo)Ⅱ)改變0.1mol?L—1二元弱酸H2A溶液的pH，溶液中的H2A、HA—、A2—的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)δ(x)隨pH的變化如圖所示[已知δ（x）=c(x)/(c(H2A)+c(HA—)+c(A2—)])。下列敘述錯(cuò)誤的是 A．pH=1.2時(shí)，c(H2A）=c(HA—) B．lg[K2(H2A)]=﹣4.2 C．PH=2.7時(shí)，c(HA—)＞c(H2A) =c(A2—) D．pH=4.2時(shí)，c(HA﹣) =c (A2—) =c(H2A) 【答案】D 【解析】 A．由圖象可知pH=1.2時(shí)，H2A與HA—的曲線相交，則c（H2A）=c（HA—），故A正確； B．pH=4.2時(shí)，c（H+）=10—4.2mol/L，c（HA—）=c（A2—），K2（H2A）=c(A2—) c(H+) /c(HA—) ==10—4.2，則lg[K2（H2A）]=﹣4.2，故B正確； C．由圖象可知，PH=2.7時(shí)， c（H2A）=c（A2—），由縱坐標(biāo)數(shù)據(jù)可知c(HA—)＞c(H2A) =c(A2—)，故C正確； D．pH=4.2時(shí)，c（HA﹣）=c（A2—），但此時(shí)c（H2A）≈0，故D錯(cuò)誤。 3．（2017江蘇）常溫下，Ka(HCOOH) =1.7710—4，Ka(CH3COOH) =1.7510—5，Kb(NH3?H2O) =1.7610—5，下列說法正確的是 A．濃度均為0.1 mol?L﹣1的 HCOONa和NH4Cl 溶液中陽離子的物質(zhì)的量濃度之和：前者大于后者 B．用相同濃度的NaOH溶液分別滴定等體積pH均為3的HCOOH和CH3COOH溶液至終點(diǎn)，消耗NaOH溶液的體積相等 C．0.2 mol?L—1 HCOOH 與 0.1 mol?L—1 NaOH 等體積混合后的溶液中： C(HCOO—) +c(OH—) =c(HCOOH) +c(H+) D．0.2 mol?L﹣1 CH3COONa 與 0.1 mol?L﹣1鹽酸等體積混合后的溶液中(pH＜7)： c(CH3COO—)＞c(Cl—)＞c(CH3COOH)＞c(H+) 【答案】AD 鎖定考點(diǎn) 一. 影響電離平衡的因素 ⑴ 濃度：同一弱電解質(zhì)，增大溶液的物質(zhì)的量濃度，電離平衡將向電離的方向移動(dòng)，但電解質(zhì)的電離程度減??；稀釋溶液時(shí)，電離平衡將向電離方向移動(dòng)，且電解質(zhì)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(dòng)，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(dòng)， c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)增大，但電離程度變小。 ⑵ 溫度：溫度越高，電離程度越大 由于弱電解質(zhì)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(dòng)，弱電解質(zhì)的電離程度將增大。 ⑶ 同離子效應(yīng) 加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)時(shí)，使電離平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)。 ⑷ 化學(xué)反應(yīng) 加入能與弱電解質(zhì)電離出的離子反應(yīng)的物質(zhì)時(shí)，可使平衡向電離方向移動(dòng)。 二. 以電離平衡CH3COOH CH3COO-+H+為例，各種因素對(duì)電離平衡的影響可歸納為下表： 移動(dòng)方向 c(H+) n(H+) c(OH-) 導(dǎo)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(qiáng) 減小 升高溫度 向右 增大 增多 增多 增強(qiáng) 增大 加NaOH(s) 向右 減小 減少 增多 增強(qiáng) 增大 H2SO4(濃) 向左 增大 增多 減少 增強(qiáng) 減小 加醋酸銨(s) 向左 減小 減少 增多 增強(qiáng) 減小 加金屬M(fèi)g 向右 減小 減少 增多 增強(qiáng) 增大 加CaCO3(s) 向右 減小 減少 增多 增強(qiáng) 增大 三. 電離方程式的書寫 （1）強(qiáng)電解質(zhì)用“＝”，弱電解質(zhì)用“” （2） 多元弱酸分步電離，以第一步為主： 　 例如：NaCl=Na++Cl－　 NH3H2ONH4++OH— H3PO4 H++H2PO4—(為主) （3） 酸式鹽：強(qiáng)酸的酸式鹽完全電離，一步寫出，如NaHSO4＝Na++H++SO42一。弱酸的酸式鹽強(qiáng)中有弱酸根離子的要分步寫出：如NaHCO3＝Na++ HCO3一；HCO3一CO32一+ H+ （4）Al（OH）3是中學(xué)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(zhì)溶液的導(dǎo)電性和導(dǎo)電能力 ⑴ 電解質(zhì)不一定導(dǎo)電(如NaCl晶體、無水醋酸)，導(dǎo)電物質(zhì)不一定是電解質(zhì)(如石墨)，非電解質(zhì)不 導(dǎo)電，但不導(dǎo)電的物質(zhì)不一定是非電解質(zhì)。 ⑵ 電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力是由溶液中自由移動(dòng)的離子濃度決定的，離子濃度大，導(dǎo)電能力強(qiáng)；離子濃度小，導(dǎo)電能力弱。離子濃度大小受電解質(zhì)的強(qiáng)弱和溶液濃度大小的決定。所以強(qiáng)電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力不一定強(qiáng)，弱電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力也不一定弱。 【名師點(diǎn)撥】 電解質(zhì)的電離情況分類說明： ① NaCl、NaOH等鹽、強(qiáng)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(dǎo)電。 ②　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(dǎo)電，或與水反應(yīng)（Na2O），或不溶于水，因此不談他們?cè)谒芤褐械碾婋x。 ③ H2SO4，HCl，CH3COOH等酸類共價(jià)化合物在水溶液中能電離，能導(dǎo)電，但在熔融狀態(tài)下不電離、不導(dǎo)電，在其純?nèi)芤褐兄挥蟹肿?，沒有離子。注意：共價(jià)化合物在熔融狀態(tài)下不發(fā)生電離。 ④ NaHCO3、NH4Cl等熱穩(wěn)定性差的鹽類電解質(zhì)受熱易分解，因此只談它們?cè)谒芤褐械碾婋x。 ⑤ 強(qiáng)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－ 四. 電離平衡常數(shù) 1. 一元弱酸：CH3COOHH＋＋CH3COO－ 2. 一元弱堿：NH3H2ONH4++OH— （1）電離平衡常數(shù)是溫度函數(shù)，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(zhì)較易電離，其對(duì)應(yīng)的弱酸弱堿較強(qiáng)； K值越小，該弱電解質(zhì)越難電離，其對(duì)應(yīng)的弱酸弱堿越弱；即 K值大小可判斷弱電解質(zhì)相對(duì)強(qiáng)弱。 （3）多元弱酸是分步電離的，一級(jí)電離程度較大，產(chǎn)生H+，對(duì)二級(jí)、三級(jí)電離產(chǎn)生抑制作用。如： H3PO4H＋＋H2PO K1＝7.110－3 H2POH＋＋HPO K2＝6.310－8 HPOH＋＋PO K3＝4.2010－13 【名師點(diǎn)撥】 ①　電離常數(shù)表達(dá)式中各組分的濃度均為平衡濃度． ②　多元弱酸溶液中的c(H＋)是各步電離產(chǎn)生的c(H＋)的總和，在每步的電離常數(shù)表達(dá)式中的c(H＋)是指溶液中H＋的總濃度而不是該步電離產(chǎn)生的c(H＋)． ③　電離常數(shù)的特征．同一弱電解質(zhì)的稀溶液的電離常數(shù)的大小與溶液的濃度無關(guān)，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(shù)隨溫度的變化不大，在室溫時(shí)，可不考慮溫度對(duì)電離常數(shù)的影響． ④　電離常數(shù)的意義 a 表明弱電解質(zhì)電離的難易程度．K值越大，離子濃度越大，該電解質(zhì)越易電離；反之，電解質(zhì)越難電離。 b 比較弱酸或弱堿相對(duì)強(qiáng)弱．例如在25℃時(shí)，HNO2的K＝4.610－4，CH3COOH的K＝1.810－5，因此HNO2的酸性比CH3COOH的酸性強(qiáng)。 小題快練 1．25℃時(shí)，向盛有50 mL pH＝2的HA溶液的絕熱容器中加入pH＝13的NaOH溶液，實(shí)驗(yàn)測(cè)得加入NaOH溶液的體積(V)與所得混合溶液的溫度(T)的關(guān)系如下圖所示。下列敘述正確的是 A． HA溶液的物質(zhì)的量濃度為0.01 molL－1 B． b→c的過程中，溫度降低的原因是溶液中發(fā)生了吸熱反應(yīng) C． a→b的過程中，混合溶液中可能存在：c(A－)＝c(Na＋) D． 25℃時(shí)，HA的電離常數(shù)K約為1.2510－2 【答案】C 2．25℃時(shí)，在“H2A-HA--A2-”的水溶液體系中，H2A、HA-和A2-三者中各自所占的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)(α)隨溶液pH變化的關(guān)系如圖所示。下列說法不正確的是（ ） A． Ka1(H2A)=10-2、Ka2(H2A)=10-5 B． pH=6時(shí)，c(HA-)∶c(A2-)=1∶10 C． NaHA溶液中，HA-的水解能力小于HA-的電離能力 D． 在含H2A、HA-和A2-的溶液中，若c(H2A)+2c(A2-)+c(OH-)=c(H+)，則α(H2A)和α(HA-)一定相等 【答案】D 3．25℃時(shí)，將pH均為2 的HCl與HX 的溶液分別加水稀釋，溶液pH隨溶液體積變化的曲線如圖所示。下列說法不正確的是 A． a、b兩點(diǎn): c(X-) < c(Cl-) B． 溶液的導(dǎo)電性: a < b C． 稀釋前，c(HX) > 0.01mol/L D． 溶液體積稀釋到10倍，HX 溶液的pH < 3 【答案】A 【解析】A．鹽酸是強(qiáng)酸，完全電離，HX為弱酸，部分電離，相同溫度下，相同pH值的鹽酸和HX溶液，HX濃度大，溶液稀釋時(shí)，HX進(jìn)一步電離，其溶液中離子濃度大于鹽酸的離子濃度，所以a、b兩點(diǎn)：c(X-)＞c(Cl-)，故A錯(cuò)誤；B．鹽酸是強(qiáng)酸，完全電離，HX為弱酸，部分電離，相同溫度下，相同pH值的鹽酸和醋酸溶液，HX濃度大，溶液稀釋時(shí)，HX進(jìn)一步電離，其溶液中離子濃度大于鹽酸的離子濃度，溶液的導(dǎo)電性：a＜b，故B正確；C．HX為弱酸，pH=2時(shí)，c(HX)＞0.01 mol/L，故C正確；D．HX為弱酸，溶液稀釋時(shí)，HX進(jìn)一步電離，pH=2的HX，稀釋10倍，HX溶液的pH＜3，故D正確。 4．類比pH的定義，對(duì)于稀溶液可以定義pC=-lgC，pKa=-lgKa。常溫下，某濃度H2A溶液在不同pH值下，測(cè)得pC(H2A)、pC(HA-)、pC(A2-)變化如圖所示。下列說法正確的是 A． pH=3.50時(shí)，c(H2A)>c(HA-)>c(A2-) B． 常溫下，pKa1(H2A)=5.30，pKa2(H2A)=0.80 C． b點(diǎn)時(shí)，=104.50 D． pH=3.00~5.30時(shí)，c(H2A)+c(HA-)+c(A2-)先增大后減小 【答案】C 5．室溫下，H3AsO3和H3AsO4水溶液中含砷的各物種的分布分?jǐn)?shù)（平衡時(shí)某物種的濃度占各物種濃度之和的分?jǐn)?shù)）與pH的關(guān)系分別如圖-1和圖-2所示。 下列說法錯(cuò)誤的是（ ） A． H3AsO3和Na2HAsO4水溶液可以發(fā)生復(fù)分解反應(yīng) B． H3AsO4水溶液中存在: C． 向 H3AsO4的溶液中加入一定量的NaOH溶液至pH=5時(shí)， D． 室溫下向含0.2mol H3AsO4的溶液中加入12gNaOH固體，所得溶液的pH=7 【答案】A 6．亞氯酸鈉(NaClO2)在溶液中會(huì)生成ClO2、HClO2、ClO2－、Cl－等，其中HClO2和ClO2都是具有漂白作用。已知pOH=-lgc(OH－)，經(jīng)測(cè)定25℃時(shí)各組分含量隨pOH變化情況如圖所示(Cl－沒有畫出)，此溫度下，下列分析正確的是 A． HClO2的電離平衡常數(shù)的數(shù)值Ka=10－8 B． pOH=11時(shí)，ClO2－部分轉(zhuǎn)化成ClO2和Cl－離子的方程式為：5ClO2－+2H2O=4ClO2+ Cl－+4OH－ C． pH=7時(shí)，溶液中含氯微粒的濃度大小為：c(HClO2)＞c(ClO2－)＞c(ClO2)＞c(Cl－) D． 同濃度的HClO2溶液和NaClO2溶液等體積混合，則混合溶液中有：c(Na＋)+c(OH－)=c (H＋)+ c(HClO2) 【答案】D 7．部分弱電解質(zhì)的電離常數(shù)如下表: 弱電解質(zhì) HCOOH HCN H2CO3 電離常數(shù)(25 ℃) Ka=1.810-4 Ka=4.910-10 Ka1=4.310-7 Ka2=5.610-11 下列說法錯(cuò)誤的是 A． 結(jié)合H+的能力:CO32->CN->HCO3->HCOO- B． 2CN－＋H2O＋CO2=2HCN＋CO32- C． 中和等體積、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者 D． 25 ℃時(shí)，反應(yīng)HCOOH + CN- HCN+ HCOO-的化學(xué)平衡常數(shù)3.67105 【答案】B 【解析】A.由HCOOH 、HCN 的電離常數(shù)Ka=1.810-4、Ka=4.910-10，H2CO3的電離常數(shù)Ka1=4.310-7 、Ka2=5.610-11， 結(jié)合H+的能力:CO32->CN->HCO3->HCOO-，故A正確；B.根據(jù)電離平衡常數(shù)有CN－＋H2O＋CO2=HCN＋HCO3-，故B錯(cuò)誤；C.因?yàn)镠COOH比HCN酸性強(qiáng)，中和等體積、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者，故C正確；D. 25 ℃時(shí)，反應(yīng)HCOOH + CN- HCN+ HCOO-的化學(xué)平衡常數(shù)K=c HCOO-)c(HCN)/cHCOOH )c(CN-)= Ka(HCOOH)/ Ka((HCN)= 1.810-4/4.910-10 =3.67105,D正確。 8．下列有關(guān)水電離情況的說法正確的是 A． 25℃，pH=12 的燒堿溶液與純堿溶液，水的電離程度相同 B． 其它條件不變，CH3COOH溶液在加水稀釋過程中，c(OH－)/c(H＋)一定變小 C． 其它條件不變，稀釋氫氧化鈉溶液，水的電離程度減小 D． 其它條件不變，溫度升高，水的電離程度增大，Kw 增大 【答案】D 9．已知室溫時(shí)，0.1 molL-1某一元酸HA在水中有0.1%發(fā)生電離，下列敘述錯(cuò)誤的是 A． 該溶液的pH=4 B． 升高溫度，溶液的pH增大 C． 此酸的電離常數(shù)約為110-7 D． 稀釋HA溶液時(shí)，不是所有粒子濃度都一定會(huì)減小 【答案】B 【解析】A.0.1 molL-1某一元酸HA在水中有發(fā)生電離，說明溶液中c(H+)=.0.1 0.1%=10-4，pH=4，故A項(xiàng)正確；B.升溫促進(jìn)電離，溶液的c(H+)增大，pH減小，故B項(xiàng)錯(cuò)誤；C.此酸的電離平衡常數(shù)約為c(H+)c(A-)/c(HA)=10-8/0.1=110-7，故C項(xiàng)正確；D. 稀釋HA溶液時(shí)，溶液中c(H+) 、c(A-)、c(HA)粒子濃度都減小，而c(OH－)濃度增大，故D錯(cuò)誤。 10．常溫下，Ka(HCOOH)=1.77xlO-4, Ka(CH3OOH)= Kb(NH3?H20)=1.75x 10-5,下列說法不正確的是（） A． 濃度均為0.1 mol?L-1 的HCOOH和NH3?H20溶液中：c(HCOO-)>c(NH4+) B． 用相同濃度的NaOH溶液分別滴定等體積pH均為3的HCOOH和CH3COOH溶液至終點(diǎn)，HCOOH消耗NaOH溶液的體積比CH3COOH小 C． 0.1 mol? L-1CH3COOH溶液與0.1 mol? L-1NaOH溶液等體積混合后，溶液的pH=7 D． pH=7的HCOOH和NH3?H20的混合溶液中，c(HCOO—)=c(NH4+) 【答案】C 11．25℃時(shí)，草酸溶液中部分微粒物質(zhì)的量濃度和溶液的pH隨NaOH溶液的加入變化如圖所示。其中c(H2C2O4)+c(HC2O4－)+c(C2O42－)=0.1mol/L，下列說法不正確的是 A． H2C2O4的Ka2數(shù)量級(jí)為10－5 B． NaHC2O4溶液中，c(Na+)＞c(HC2O4－)＞c(H+)＞c(OH－) C． 0.1mol/L的H2C2O4溶液，H2C2O4的電離度為80% D． pH=7.0的溶液中，c(Na+)=0.1+c(C2O42－)-c(H2C2O4) 【答案】C 12．常溫下，向20 mL 0.1mol/L醋酸溶液中滴加0.1 mol/L的氫氧化鈉溶液，測(cè)定結(jié)果如下圖所示。下列解釋不正確的是 A． 0.1mol/L醋酸溶液pH約為3，說明醋酸是弱電解質(zhì) B． m大于20 C． a點(diǎn)表示的溶液中，c(CH3COO— )>c (Na+) D． b點(diǎn)表示的溶液中，溶質(zhì)為醋酸鈉和氫氧化鈉 【答案】B 【解析】A.常溫下，0.1mol/L的醋酸的pH為3，說明醋酸不完全電離，則能證明醋酸是弱酸，故A正確；B. 當(dāng)CH3COOH與NaOH恰好完全反應(yīng)生成CH3COONa時(shí)，由于CH3COO-水解使得溶液呈堿性，所以pH=7時(shí)溶液中溶質(zhì)應(yīng)為CH3COONa和CH3COOH，即m<20，故B錯(cuò)誤；C. A點(diǎn)溶液顯酸性，即c(H+)>c(OH-)，由電荷守恒可知，c(H+)+（Na+）=c(OH-)+c(CH3COO-)，所以c(CH3COO— )>c(Na+)，故C正確；D. b點(diǎn)表示氫氧化鈉過量，溶質(zhì)為醋酸鈉和氫氧化鈉，故D正確。 13．相同溫度下，關(guān)于鹽酸和醋酸兩種溶液的比較，下列說法正確的是 A． pH相等的兩溶液：c(CH3COO-)=c(Cl-) B． 體積和pH值相同的二種酸，中和相同物質(zhì)的量的NaOH時(shí)，鹽酸的體積小 C． 同pH值不同體積時(shí)，稀釋相同倍數(shù)后，醋酸溶液的pH值大 D． 相同濃度的兩溶液，分別與NaOH固體反應(yīng)后呈中性的溶液中(忽略溶液體積變化)：c(CH3COO)=c(Cl-) 【答案】A 14．室溫下，將 0.10 molL-1 鹽酸滴入 20.00 mL 0.10 molL-1 氨水中，溶液中pH和 pOH隨加入鹽酸體積變化曲線如圖所示。已知：pOH＝－lgc(OH-)，下列正確的是（ ） A． M點(diǎn)所示溶液中可能存在c(Cl-)>c(NH4+) B． N點(diǎn)所示溶液中可能存在c(NH4+)+c(NH3?H2O)=c(Cl-) C． Q點(diǎn)鹽酸與氨水恰好中和 D． M點(diǎn)到Q點(diǎn)所示溶液中水的電離程度先變大后減小 【答案】B 【解析】A項(xiàng)，M點(diǎn)溶液呈堿性，c(OH-)>c(H+)，根據(jù)電荷守恒可得：c(Cl-)c(OH-)，根據(jù)電荷守恒可得：c(NH4+)b>c C． a點(diǎn)的Kw值比b點(diǎn)的Kw值大 D． a點(diǎn)水電離的n(H＋)大于c點(diǎn)水電離的n(H＋) 【答案】D