精修版高中化學 第3章 第2節(jié) 第1課時 弱電解質(zhì)的電離平衡對點訓練 魯科版選修4

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1、 精品資料 第2節(jié) 弱電解質(zhì)的電離 鹽類的水解 第1課時　弱電解質(zhì)的電離平衡 目標要求]　1.了解弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡。2.知道電離平衡常數(shù)的含義，能說明溫度、濃度、外加物質(zhì)對電離平衡的影響。3.通過介紹與電離平衡相關(guān)的應用知識，體會化學知識在人類生產(chǎn)、生活中的應用。 一、電離平衡常數(shù) 1．在一定條件下達到________________時，弱電解質(zhì)電離形成的各種________的濃度的____________與溶液中未電離的________的濃度之比是一個常數(shù)，這個常數(shù)稱為電離平衡常數(shù)，簡稱________

2、____。電離常數(shù)服從化學平衡常數(shù)的一般規(guī)律，它受__________影響，在稀溶液中與溶液的________無關(guān)。電離常數(shù)表征了弱電解質(zhì)的____________，根據(jù)相同溫度下電離常數(shù)的大小，可以判斷弱電解質(zhì)電離能力的____________。 2．弱酸在水中的電離常數(shù)通常用Ka表示。 例如：CH3COOH H＋＋CH3COO－ Ka＝________________________ 在一定溫度下，當弱酸的濃度相同時，弱酸的電離常數(shù)越大，達到電離平衡時電離出的H＋越多，酸性越____；反之，酸性越____。例如，氫氟酸、醋酸、氫氰酸(HCN)在室溫下的電離常數(shù)分別為：

3、Ka(HF)＝6.8×10－4 mol·L－1，Ka(CH3COOH)＝1.7×10－5 mol·L－1，Ka(HCN)＝6.2×10－10 mol·L－1，Ka的數(shù)值表明，這三種酸的酸性由強到弱的順序是： ________________________________________________________________________。 3．多元弱酸的電離是________進行的，每一步電離都有各自的電離常數(shù)，通常用Ka1，Ka2…來表示。多元弱酸的各級電離常數(shù)逐級________且一般相差10倍以上，所以其水溶液中的H＋主要是由________電離產(chǎn)生的。 對于弱堿來說

4、，也有類似弱酸的規(guī)律。弱堿在水中的電離常數(shù)通常用________表示。例如：NH3·H2O NH＋OH－ Kb＝________________________ 二、影響電離平衡的因素 1．與其他平衡相同，弱電解質(zhì)在水中達到電離平衡時電離程度的大小主要是由電解質(zhì)________________決定的，同時受到外界條件的影響。電離過程的熱效應________，在溫度變化不大的情況下，一般不考慮溫度變化對電離平衡的影響。 2．在一定溫度下，濃度的變化會影響電離平衡。對于同一弱電解質(zhì)來說，溶液越____，離子相互碰撞結(jié)合成分子的機會越____，弱電解質(zhì)的電離程度就越____。因

5、此，稀釋溶液會促使弱電解質(zhì)的電離平衡向________的方向移動。 3．如果加入含有弱電解質(zhì)離子的強電解質(zhì)，會使弱電解質(zhì)的電離平衡向______________的方向移動。例如，向CH3COOH溶液中加入少量醋酸鈉固體，由于溶液中CH3COO－的濃度________，使醋酸的電離平衡向____________的方向移動。 4．無論電離平衡如何移動，只要溫度不變，弱電解質(zhì)的____________就不變。 小結(jié)：改變條件，對0.1 mol·L－1CH3COOH溶液存在的電離平衡的移動結(jié)果： 知識點一　電離平衡常數(shù) 1．下表是常溫下某些一元弱酸的電離常數(shù)： 弱酸 HC

6、N HF CH3COOH HNO2 電離常數(shù) 6.2×10－10 6.8×10－4 1.7×10－5 6.4×10－6 則0.1 mol·L－1的下列溶液中，pH最小的是(　　)　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 A．HCN B．HF C．CH3COOH D．HNO2 2．已知25℃時，氨水的K＝1.77×10－5 mol·L－1，計算0.1 mol·L－1氨水溶液中的[OH－]和pH。 知識點二　影響電離平衡的因素 3．將0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀釋，下列說法中，正確的是

7、(　　) A．溶液中[H＋]和[OH－]都減小 B．溶液中[H＋]增大 C．醋酸電離平衡向左移動 D．溶液的pH增大 4．對室溫下pH相同、體積相同的醋酸和鹽酸兩種溶液分別采取下列措施，有關(guān)敘述中，正確的是(　　) A．加適量的醋酸鈉晶體后，兩溶液的pH均增大 B．使溫度升高20℃后，兩溶液pH均不變 C．加水稀釋2倍后，兩溶液的pH同等程度減小 D．加足量的鋅充分反應后，兩溶液中產(chǎn)生的氫氣一樣多 5．在0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中存在如下電離平衡：CH3COOH CH3COO－＋H＋，對于該平衡，下列敘述正確的是(　　) A．加入水時，平衡向

8、逆反應方向移動 B．加入少量NaOH固體，平衡向正反應方向移動 C．加入少量0.1 mol·L－1HCl溶液，溶液中[H＋]減小 D．加入少量CH3COONa固體，平衡向正反應方向移動 6．已知0.1 mol·L－1的醋酸溶液中存在電離平衡：CH3COOH CH3COO－＋H＋。要使[H＋]/[CH3COOH]值增大，可采取措施(　　)　　　　　　　　　　　　　　　　　　 A．加少量燒堿溶液 B．降低溫度 C．加少量冰醋酸 D．加水 練基礎(chǔ)落實 1．在1

9、00 mL 0.1 mol·L－1的醋酸溶液中，欲使醋酸的電離程度增大，H＋濃度減小，可采用的方法是(　　) A．加熱 B．加入100 mL 0.1 mol·L－1的醋酸溶液 C．加入少量的0.5 mol·L－1的硫酸 D．加入少量的1 mol·L－1的NaOH溶液 2．下列對氨水溶液中存在的電離平衡NH3·H2O NH＋OH－敘述正確的是(　　) A．加水后，溶液中n(OH－)增大 B．加入少量濃鹽酸，溶液中[OH－]增大 C．加入少量濃NaOH溶液，電離平衡正向移動 D．加入少量NH4Cl固體，溶液中[NH]減少 3．一定量的鹽酸跟過量的鐵粉反應時，為了減

10、緩反應速率，且不影響生成氫氣的總量，可向鹽酸中加入適量的(　　) ①NaOH(固體) ②H2O ③HCl ④CH3COONa(固體) A．②④ B．①④ C．②③ D．①③ 4．在CH3COOH溶液中滴入稀氨水，溶液的導電能力發(fā)生變化，其電流強度(I)隨氨水的加入體積(V)的變化曲線(如圖)是(　　) 5．已知下面三個數(shù)據(jù)：7.2×10－4 mol·L－1、4.6×10－4 mol·L－1、4.9×10－10 mol·L－1分別是三種酸的電離平衡常數(shù)，若已知這些酸可發(fā)生如下反應： ①NaCN＋HNO2

11、===HCN＋NaNO2， ②NaCN＋HF===HCN＋NaF， ③NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。 由此可判斷下列敘述中，不正確的是(　　) A．HF的電離平衡常數(shù)為7.2×10－4 B．HNO2的電離平衡常數(shù)為4.9×10－10 C．根據(jù)①③兩個反應即可知三種酸的相對強弱 D．HNO2的電離平衡常數(shù)比HCN大，比HF小 練方法技巧 6．將1 mol冰醋酸加入到一定量的蒸餾水中最終得到1 L溶液。下列各項中，表征已達到電離平衡狀態(tài)的是(　　) A．醋酸的濃度達到1 mol·L－1 B．[H＋]的濃度達到0.5 mol·L－1 C．[CH3COOH]、[CH3

12、COO－]、[H＋]均為0.5 mol·L－1 D．醋酸分子電離成離子的速率和離子重新結(jié)合成分子的速率相等 7．20℃時，H2S的飽和溶液1 L，濃度約0.1 mol·L－1，其電離方程式為：第一步：H2S H＋＋HS－；第二步：HS－ H＋＋S2－，若使溶液中H＋、S2－濃度同時減小，可采取的措施是(　　) ①加入適量NaOH固體　②加入適量水?、弁ㄈ脒m量SO2 ④加入適量CuSO4固體 A．①④ B．②④ C．②③ D．①③ 8．下列實驗事實不能證明醋酸是弱電解質(zhì)的是(　　) A．相同pH的醋酸

13、溶液和鹽酸分別與同樣顆粒大小的鋅反應時，產(chǎn)生H2的起始速率相等 B．常溫下，測得0.1 mol·L－1醋酸溶液的pH＝4 C．常溫下，將pH＝1的醋酸溶液稀釋1 000倍，測得pH<4 D．在相同條件下，醋酸溶液的導電性比鹽酸的弱 題號 1 2 3 4 5 6 7 8 答案 練綜合拓展 9．如圖是在一定溫度下，向不同電解質(zhì)溶液中加入新物質(zhì)時溶液的導電性能發(fā)生變化，其電流強度(I)隨新物質(zhì)加入量(m)的變化曲線，以下四個導電性實驗，其中與A圖變化趨勢一致的是__________，與B圖變化趨勢一致的是__________，與C圖變化趨

14、勢一致的是________。 ①氫氧化鋇溶液中滴入硫酸溶液至過量； ②醋酸溶液中滴入氨水至過量； ③澄清石灰水中通入CO2至過量； ④氯化銨溶液中逐漸加入適量氫氧化鈉固體。 10．將6 g CH3COOH溶于水制得1 L溶液，此溶液的物質(zhì)的量濃度為________________，經(jīng)測定溶液中[CH3COO－]為1.4×10－3 mol·L－1，此溫度下醋酸的電離常數(shù)：Ka＝______________，溫度升高Ka將________(填“變大”、“變小”或“不變”)。 11．雙氧水(H2O2)和水都是極弱電解質(zhì)，但H2O2比H2O更顯酸性。 (1)若把H2O2看成是二元弱酸

15、，請寫出在水中的電離方程式： ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 （2）鑒于H2O2顯弱酸性，它能同強堿作用形成正鹽，在一定條件下也可形成酸式鹽。請寫出H2O2與Ba(OH)2作用形成鹽的化學方程式： ________________________________________________________________

16、________ ________________________________________________________________________。 (3)水電離生成H3O＋和OH－叫作水的自偶電離。同水一樣，H2O2也有極微弱的自偶電離，其自偶電離的方程式為_______________________________________________________。 基礎(chǔ)落實 一、1.電離平衡　離子　乘積　分子　電離常數(shù)　溫度　濃度　電離能力　相對強弱 2.　強　弱　HF>CH3COOH>HCN 3．分步　減小　第一步　Kb　 二、1.本身

17、的性質(zhì)　較小 2．稀　少　大　電離 3．生成醋酸分子　增大　生成醋酸分子 4．電離常數(shù) 對點訓練 1．B　[電離平衡常數(shù)越大，電離程度越大，同濃度時，電離產(chǎn)生的[H＋]越大，pH越小。] 2．0.1 mol·L－1氨水中的[OH－]和pH分別為1.33×10－3 mol·L－1、11.12。 解析　由NH3·H2O NH＋OH－，設(shè)溶液中的[OH－]＝x，則[NH3·H2O]＝0.1 mol·L－1－x。 代入電離常數(shù)表達式得K＝＝1.77×10－5 mol·L－1。 因為K<10－4 mol·L－1，則0.1－x≈0.1，解得：[OH－]＝x＝1.33×10－

18、3 mol·L－1，[H＋]＝＝ mol·L－1，pH＝－lg[H＋]＝11.12。 3．D　[醋酸為弱電解質(zhì)，在CH3COOH溶液中加水稀釋，電離平衡將向右移動，n(H＋)增大，但由于稀釋溶液體積的增大占主導，[H＋]不僅沒有增大，反而減小。在一定溫度下，KW＝[H＋][OH－]為常數(shù)，故[OH－]應增大。] 4．A 5．B　[A加入水時，[CH3COOH]、[CH3COO－]、[H＋]減小，平衡向其增大的方向(也就是正方向)移動；B加入NaOH與H＋反應，[H＋]變小，平衡向正方向移動；C加入HCl時[H＋]變大，平衡向其減小的方向(也就是逆方向)移動，但最終[H＋]比未加HCl前還

19、是要大；D加入CH3COONa，[CH3COO－]增大，平衡向逆方向移動。] 6．D　[A項加少量燒堿溶液，將減小溶液中氫離子濃度，雖然平衡右移，但醋酸濃度降低的程度小于溶液中氫離子濃度降低程度；C項加少量冰醋酸平衡右移，但比值減??；降低溫度，平衡左移，氫離子濃度減小，醋酸濃度增大，B錯誤；加水，氫離子濃度和醋酸濃度都降低，若平衡不移動，則比值不變，但事實上平衡右移，故D正確。] 課時作業(yè) 1．D　[A項，加熱促進電離，H＋濃度增大；B項，H＋濃度不變；C項，加H2SO4抑制電離，但H＋濃度增大；D項，加入NaOH，OH－與H＋反應，平衡向右移動，H＋濃度減小。] 2．A　[A項，加水

20、使NH3·H2O電離平衡右移，n(OH－)增大；B項，加入少量濃鹽酸使[OH－]減??；C項，加入濃NaOH溶液，電離平衡向左移動；D項，加NH4Cl固體，[NH]增大。] 3．A　[由題意可知，要使反應速率減小，而不改變H2的量，則要求[H＋]減小，而n(H＋)不變，可采取的措施是：加水或加CH3COONa。] 4．A　[向CH3COOH溶液中滴加稀氨水，發(fā)生如下反應：CH3COOH＋NH3·H2O===CH3COONH4＋H2O，由弱電解質(zhì)變?yōu)閺婋娊赓|(zhì)，導電能力增強。隨著NH3·H2O量的增加，當與CH3COOH恰好完全反應時，導電性最強，然后稀氨水對CH3COONH4稀釋，導電性減弱。

21、] 5．B　[相同溫度下的弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)是比較弱電解質(zhì)相對強弱的依據(jù)之一。 該題中涉及三個反應，由這三個化學反應方程式可以得出：HF、HNO2、HCN的酸性依次減弱。酸性越強，電離常數(shù)越大，據(jù)此可以將三個K值與酸對應起來。以上三個反應中，第①個反應說明HNO2>HCN，第③個反應說明HF>HNO2，只根據(jù)這兩個反應即可作出比較。] 6．D　[電離平衡狀態(tài)與化學平衡狀態(tài)的界定類似，達到平衡狀態(tài)的判斷依據(jù)一是可逆過程的正、逆反應速率相等，二是各種微粒的濃度都保持定值不發(fā)生變化，至于這個定值是多少則由具體情況來判斷，但它們不一定相等，也不一定滿足化學方程式中各微粒化學式前的系數(shù)比。]

22、 7．C　[若使[H＋]、[S2－]同時減小，可采取的措施是：改變條件使平衡左移或者發(fā)生化學反應消耗掉H＋和S2－，而①、④中的物質(zhì)只能使H＋或S2－濃度減小，故答案為②③。] 8．A　[強、弱電解質(zhì)的本質(zhì)區(qū)別是看能否完全電離；若完全電離則為強電解質(zhì)；若部分電離則為弱電解質(zhì)。] 選項 內(nèi)容指向·聯(lián)系分析 結(jié)論 A pH相同，說明兩溶液中的[H＋]相同，與同樣的鋅反應時產(chǎn)生H2的起始速率相同，無法證明醋酸是否已完全電離 不能證明 B 若為強酸，常溫下0.1 mol·L－1的一元酸，pH＝1，而醋酸的pH＝4，證明醋酸未完全電離，是弱電解質(zhì) 能證明 C 若為強酸，常溫下pH

23、＝1的一元酸稀釋1 000倍后，溶液的pH＝4，而pH＝1的醋酸稀釋1 000倍后pH<4，證明醋酸在稀釋過程中可以繼續(xù)電離，溶液中存在著醋酸分子，醋酸未完全電離 能證明 D 相同條件下，CH3COOH溶液的導電性比鹽酸弱，證明其溶液中離子濃度小，即醋酸未完全電離 能證明 9.②?、佗邸、? 解析?、贑H3COOH＋NH3·H2O===CH3COONH4＋H2O，由于生成了強電解質(zhì)CH3COONH4，所以導電性先增強，繼續(xù)加氨水對溶液進行稀釋，導電性會減弱。①③涉及的反應：Ba(OH)2＋H2SO4===BaSO4↓＋2H2O，Ca(OH)2＋CO2===CaCO3↓＋H2O，CaC

24、O3＋H2O＋CO2===Ca(HCO3)2，①導電性又增大是因為加入過量的H2SO4，而③是沉淀又和CO2作用生成了強電解質(zhì)Ca(HCO3)2。④的過程導電性變化不大，因為NH4Cl和生成的NaCl濃度變化不大。 10．0.1 mol·L－1　1.99×10－5　變大 解析　[CH3COOH]＝＝0.1 mol·L－1 因為　　　　CH3COOH　 CH3COO－＋H＋ 0.1 0 0 0.1－1.4×10－3 1.4×10－3 1.4×10－3 所以Ka＝ ＝ mol·L－1 ＝1.99×10－5 mo

25、l·L－1 11．(1)H2O2 H＋＋HO、HO H＋＋O (2)H2O2＋Ba(OH)2===BaO2＋2H2O或2H2O2＋Ba(OH)2===Ba(HO2)2＋2H2O (3)H2O2＋H2O2 H3O＋HO 解析　H2O2看成是二元弱酸，電離方程式分步寫，即H2O2 H＋＋HO，HO H＋＋O。H2O2＋Ba(OH)2===BaO2＋2H2O或2H2O2＋Ba(OH)2===Ba(HO2)2＋2H2O。根據(jù)H2O＋H2O H3O＋＋OH－的自偶電離知H2O2自偶電離的方程式為H2O2＋H2O2 H3O＋HO。