2019高考化學一輪復習 主題20 弱電解質的電離（3）（含解析）.doc

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主題20:弱電解質的電離 李仕才 考點二　電離度、電離常數 　　一、電離度 1.定義:弱電解質在水中的電離達到平衡狀態(tài)時,已電離的溶質分子數占原有溶質分子總數(包括已電離的和未電離的)的百分率,稱為電離度,通常用α表示。 2.表達式:α=①　　　　　　。 3.影響因素 溫度的影響 a.升高溫度,電離平衡向右移動,電離度②　　　　; b.降低溫度,電離平衡向左移動,電離度③　　　 濃度的影響 a.當弱電解質溶液濃度增大時,電離度④　　　　; b.當弱電解質溶液濃度減小時,電離度⑤　　　 　　二、電離常數 1.在一定條件下,弱電解質的電離達到平衡時,溶液中電離出的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數,這個常數叫電離平衡常數,簡稱電離常數,用K表示(弱酸——Ka;弱堿——Kb)。 (1)表達式 一元弱酸HA的電離常數:根據HAH++A-,可表示為Ka=c(H+)c(A-)c(HA)。 一元弱堿BOH的電離常數:根據BOHB++OH-,可表示為Kb=c(B+)c(OH-)c(BOH)。 (2)意義:相同條件下,K值越大,表示該弱電解質⑥　　　　電離,所對應的酸性或堿性相對⑦　　　　。 (3)特點:電離常數只與⑧　　　　有關,與電解質的濃度、酸堿性無關,由于電離過程是⑨　　　　熱的,故溫度升高,K⑩　　　　。多元弱酸是分步電離的,各級電離常數的大小關系是K1?K2……,所以其酸性主要決定于第　　　　步電離。 　　(4)影響因素 2.電離常數的四大應用 (1)判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱,電離常數越大,酸性(或堿性)越強。 (2)判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強弱,堿(或酸)的電離常數越大,對應的鹽水解程度越小,酸性(或堿性)越弱。 (3)判斷復分解反應能否發(fā)生,一般符合 “強酸制弱酸”規(guī)律。 (4)判斷微粒濃度比值的變化,弱電解質加水稀釋時,能促進弱電解質的電離,溶液中離子和分子的濃度會發(fā)生相應的變化,但電離常數不變,考題中經常利用電離常數來判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。 例如,0.1 molL-1 CH3COOH溶液加水稀釋,c(CH3COO-)c(CH3COOH)=c(CH3COO-)c(H+)c(CH3COOH)c(H+)=Kac(H+),加水稀釋時,c(H+)減小,K值不變,則c(CH3COO-)c(CH3COOH)增大。 【答案】①100%?、谠龃蟆、蹨p小　④減小?、菰龃蟆、拊揭住、咴綇姟、鄿囟取、嵛? ⑩增大　一 1.已知25 ℃下,醋酸溶液的電離平衡常數K= c(CH3COO-)c(H+)c(CH3COOH)=1.7510-5,下列有關說法可能成立的是(　　)。 A.25 ℃下,向該溶液中加入一定量的鹽酸時,K=810-5 B.25 ℃下,向該溶液中加入一定量的鹽酸時,K=810-4 C.標準狀況下,醋酸溶液中K=1.7510-5 D.升高到一定溫度,K=7.210-5 【解析】K為醋酸的電離常數,只與溫度有關,與離子濃度無關,A、B兩項均錯誤;由于醋酸的電離過程吸熱,則升高溫度,K增大,降低溫度,K減小,所以標準狀況下,K應小于1.7510-5,C項錯誤;升高溫度,K應大于1.7510-5,D項正確。 【答案】D 2.相同溫度下,三種酸的電離常數如表所示,下列說法正確的是(　　)。 酸 HX HY HZ 電離常數K 910-7 910-6 110-2 　　A.三種酸的酸性強弱:HX>HY>HZ B.反應HZ+Y-HY+Z-能夠發(fā)生 C.相同溫度下,0.1 molL-1的NaX、NaY、NaZ溶液,NaZ溶液的pH最大 D.相同溫度下,1 molL-1 HX溶液的電離常數大于0.1 molL-1 HX 【解析】根據表中電離常數大小關系可知,酸性HZ>HY>HX,A、C兩項均不正確,B項正確;電離常數只與溫度有關,與濃度無關,D項不正確。 【答案】B 3.(2016年浙江理綜,12)苯甲酸鈉(,縮寫為NaA)可用作飲料的防腐劑。研究表明苯甲酸(HA)的抑菌能力顯著高于A-。已知25 ℃時,HA的Ka=6.2510-5,H2CO3的Ka1=4.1710-7,Ka2=4.9010-11。在生產碳酸飲料的過程中,除了添加NaA外,還需加壓充入CO2氣體。下列說法正確的是(溫度為25 ℃,不考慮飲料中其他成分)(　　)。 A.相比于未充CO2的飲料,碳酸飲料的抑菌能力較低 B.提高CO2充氣壓力,飲料中c(A-)不變 C.當pH為5.0時,飲料中c(HA)c(A-)=0.16 D.碳酸飲料中各種粒子的濃度關系為c(H+)=c(HCO3-)+c(C)+c(OH-)-c(HA) 【解析】充入CO2的碳酸飲料中H+濃度增大,易于形成抑菌能力強的HA,故碳酸飲料的抑菌能力強,A項錯誤;提高CO2的充氣壓力,能夠增大CO2的溶解度,溶液中H+濃度增大,與A-結合生成難電離的HA,飲料中c(A-)減小,B項錯誤;pH=5說明c(H+)=10-5 molL-1,Ka=c(H+)c(A-)c(HA)=6.2510-5,則c(HA)c(A-)=10-56.2510-5=0.16,C項正確;根據電荷守恒得c(H+)+c(Na+)=c(A-)+2c(C)+c(OH-)+c(HCO3-),根據物料守恒得c(Na+)=c(A-)+c(HA),將c(Na+)=c(A-)+c(HA)代入電荷守恒關系式可得c(H+)+c(HA)=2c(C)+c(OH-)+c(HCO3-),D項錯誤。 【答案】C 4.某二元酸(H2A)在水中的電離方程式為H2AH++HA-,HA-H++A2-(25 ℃時Ka=1.010-2)。下列有關說法中正確的是(　　)。 A.H2A是弱酸 B.稀釋0.1 molL-1 的H2A溶液,因電離平衡向右移動而導致c(H+) 增大 C.在0.1 molL-1的H2A溶液中,c(H+)=0.12 molL-1 D.若0.1 molL-1的NaHA溶液中c(H+)=0.02 molL-1,則0.1 molL-1的H2A溶液中c(H+)< 0.12 molL-1 【解析】A項,二元酸(H2A)在水中第一步電離為完全電離,則H2A酸性較強,不是弱酸,錯誤;B項,加水稀釋,電離平衡右移,但是c(H+)減小,錯誤;C項,二元酸(H2A)在水中的電離方程式為H2AH++HA-,HA-H++A2-(Ka=1.010-2),第一步完全電離,第二步部分電離,設電離的HA-的濃度為x moll-1,則有(0.1+x)x0.1-x=1.010-2,解得x=0.0084。所以在0.1 molL-1的H2A溶液中,c(H+)=0.1 molL-1+0.0084 molL-1=0.1084 molL-1,錯誤;D項,若0.1 molL-1的NaHA溶液中c(H+)=0.02 molL-1,0.1 molL-1的H2A溶液中存在H2AH++HA-,HA-H++A2-,第一步電離出的氫離子抑制了第二步電離,所以c(H+)<0.12 molL-1,正確。 【答案】D 1.電離度與電離常數的比較 (1)電離度是轉化率的形式,電離常數是平衡常數的形式。 (2)電離度受濃度的影響,電離常數不受濃度的影響。 (3)兩者均可用來表示弱電解質的電離程度及其相對強 弱;但用電離度時必須在同溫同濃度條件下,而電離常數只需在同溫下便可。 2.有關電離常數計算的兩種類型(以弱酸HX為例) (1)已知c(HX)始和c(H+),求電離常數 　　　　　　　　HX　　　　　H+　+　X- 起始濃度(molL-1) c(HX)始　 0　 0 平衡濃度(molL-1) c(HX)始-c(H+) c(H+)　 c(H+) 則Ka=c(H+)c(X-)c(HX)=。 由于弱酸只有極少一部分電離,c(H+)的數值很小,可做近似處理:c(HX)始-c(H+)≈c(HX)始,則Ka=,代入數值求解即可。 (2)已知c(HX)始和電離常數,求c(H+) 同理可得Ka=≈,則c(H+)=,代入數值求解即可。