届高考化学第一轮复习考点讲解第八章 水溶液中Word文件下载.docx

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电离平衡向右移动，电离程度增大。

命题点1　电离平衡的特点

1．下列有关电离平衡的叙述正确的是（　　）

A．电离平衡是相对的、暂时的，外界条件改变时，平衡就可能发生移动

B．电离平衡时，由于分子和离子的浓度不断发生变化，所以说电离平衡是动态平衡

C．电解质在溶液里达到电离平衡时，分子的浓度和离子的浓度相等

D．电解质达到电离平衡后，各种离子的浓度相等

解析：

选A　电离平衡是化学平衡的一种，平衡时，电离过程和离子结合成分子的过程仍在进行，分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等，各分子和离子的浓度不再变化，与分子和离子浓度是否相等没有关系，所以只有A正确。

2．在醋酸溶液中，CH3COOH的电离达到平衡的标志是（　　）

A．溶液显电中性

B．溶液中无CH3COOH分子

C．氢离子浓度恒定不变

D．c（H＋）＝c（CH3COO－）

选C　溶液中存在的电离平衡有：

CH3COOHCH3COO－＋H＋，H2OH＋＋OH－，阴离子所带负电荷总数与阳离子所带正电荷总数永远相等，与是否达到电离平衡无关，A错；

CH3COOH是弱电解质，溶液中一定存在CH3COOH分子，B错；

依据电离方程式，不管是否达到平衡，都有c（H＋）＞c（CH3COO－），所以D错；

氢离子浓度恒定不变，电离达到平衡，所以C对。

命题点2　外界条件对电离平衡移动的影响

电离过程是可逆过程，可直接用化学平衡移动原理去分析电离平衡。

实例（稀溶液）

CH3COOHH＋＋CH3COO－　ΔH>

改变条件

平衡移动

方向

n（H＋）

c（H＋）

导电能力

Ka

加水稀释

→

增大

减小

减弱

不变

加入少量

冰醋酸

增强

加HCl（g）

←

加NaOH（s）

加入镁粉

升高温度

1．一定温度下，向0.1mol·

L－1CH3COOH溶液中加少量水，下列有关说法错误的是（　　）

A．溶液中所有离子的浓度都减小

B．CH3COOH的电离程度变大

C．水的电离程度变大

D．溶液的pH增大

选A　A选项错误，H＋浓度减小，OH－浓度增大；

B选项正确，溶液中，弱电解质的浓度越小其电离程度越大；

C选项正确，酸溶液中OH－主要是由水电离产生的，OH－浓度变大，说明水的电离程度变大；

D选项正确，由于H＋浓度减小，故溶液的pH增大。

2．将浓度为0.1mol/LHF溶液加水不断稀释，下列各量始终保持增大的是（　　）

A．c（H＋）　　　　　　　　B．Ka（HF）

C.D.

选D　在0.1mol/LHF溶液中存在如下电离平衡：

HFH＋＋F－，加水稀释，平衡向右移动，但c（H＋）减小；

选项B,电离平衡常数与浓度无关，其数值在稀释过程中不变；

选项C，加水后，平衡右移，n（F－）、n（H＋）都增大，但由于水电离产生的n（H＋）也增大，故C项比值减小；

选项D，变形后得，稀释过程中c（F－）逐渐减小，故其比值始终保持增大。

命题点3　强弱电解质的比较与判断

1．一元强酸和一元弱酸的比较

浓度均为0.01mol·

L－1的强酸HA与弱酸HB

pH均为2的强酸HA与弱酸HB

pH或物质的量浓度

2＝pHHA＜pHHB

0.01mol·

L－1＝c（HA）＜c（HB）

开始与金属反应的速率

HA＞HB

HA＝HB

体积相同时与过量的碱反应时消耗碱的量

HA＜HB

体积相同时与过量活泼金属反应产生H2的量

c（A－）与c（B－）的大小

c（A－）＞c（B－）

c（A－）＝c（B－）

分别加入固体NaA、NaB后pH变化

HA：

不变HB：

变大

加水稀释10倍后

3＝pHHA＜pHHB

3＝pHHA＞pHHB＞2

溶液的导电性

HA>

HB

水的电离程度

HA<

2．判断弱电解质的三个角度

角度一　弱电解质的定义，即弱电解质不能完全电离，如测得0.1mol·

L－1的CH3COOH溶液的pH＞1。

角度二　弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动，如pH＝1的CH3COOH加水稀释10倍1＜pH＜2。

角度三　弱电解质形成的盐类能水解，如判断CH3COOH为弱酸可用下面两个现象：

（1）配制某浓度的醋酸钠溶液，向其中加入几滴酚酞溶液。

现象：

溶液变为浅红色。

（2）用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在pH试纸上，测其pH。

pH＞7。

1．（2015·

福州模拟）下列事实不能证明HNO2是弱电解质的是（　　）

①滴入酚酞，NaNO2溶液显红色　②用HNO2溶液做导电实验，灯泡很暗　③等pH、等体积的盐酸和HNO2溶液中和碱时，HNO2的中和碱能力强　④0.1mol·

L－1HNO2溶液的pH＝2　⑤HNO2与CaCO3反应放出CO2气体　⑥c（H＋）＝0.1mol·

L－1的HNO2溶液稀释至1000倍，pH＜4

A．①⑤B．②⑤

C．③⑥D．③④

选B　NO水解，生成弱电解质HNO2和OH－，使酚酞溶液显红色，①能证明；

HNO2溶液做导电实验，灯泡很暗，只能说明溶液中离子的浓度小，并不能说明HNO2部分电离，②不能证明；

等pH、等体积的盐酸和HNO2溶液中，HNO2中和碱能力强，0.1mol·

L－1HNO2溶液的pH＝2，都能说明HNO2部分电离，③④能证明；

HNO2与CaCO3反应放出CO2气体，说明HNO2的酸性比碳酸强，但并不一定是弱电解质，⑤不能证明；

若HNO2是强酸，⑥中pH应等于4，⑥能证明。

2．对室温下100mLpH＝2的醋酸和盐酸两种溶液分别采取下列措施，有关叙述正确的是（　　）

A．加水稀释至溶液体积为200mL，醋酸溶液的pH变为4

B．温度都升高20℃后，两溶液的pH不再相等

C．加水稀释至溶液体积为200mL后，两种溶液中c（OH－）都减小

D．加足量的锌充分反应后，两溶液中产生的氢气体积可用如图表示

选B　A选项中醋酸是弱酸，存在电离平衡，加水稀释至200mL时，pH＜4；

C选项中加水稀释时，两种溶液中c（OH－）都增大；

D选项中pH相等的醋酸和盐酸，醋酸的浓度大于盐酸，二者和足量的锌反应得到的氢气体积不相等。

1．已知0.1mol/L的醋酸溶液中存在电离平衡：

CH3COOHCH3COO－＋H＋，要使溶液中c（H＋）/c（CH3COOH）值增大，可以采取的措施是（　　）

（1）加少量烧碱　

（2）升高温度　（3）加少量冰醋酸

（4）加水

A．

（1）

（2）B．

（2）（4）

C．

（2）（3）（4）D．

（1）（4）

选B　由Ka＝＝·

c（CH3COO－），温度不变时，若使增大，必使c（CH3COO－）减小，其中

（1）（3）使c（CH3COO－）增大，（4）使c（CH3COO－）减小；

升温时，CH3COOH的电离平衡正向移动，c（H＋）增大，c（CH3COOH）减小，一定增大。

2．pH＝2的两种一元酸x和y，体积均为100mL，稀释过程中pH与溶液体积的关系如图所示。

分别滴加NaOH溶液（c＝0.1mol/L）至pH＝7，消耗NaOH溶液的体积为Vx、Vy，则（　　）

A．x为弱酸，Vx＜VyB．x为强酸，Vx＞Vy

C．y为弱酸，Vx＜VyD．y为强酸，Vx＞Vy

选C　由图像可知x稀释10倍，pH变化1个单位（从pH＝2变化为pH＝3），故x为强酸，而y稀释10倍，pH变化小于1个单位，故y为弱酸，排除选项A、D；

pH都为2的x、y，前者浓度为0.01mol/L，而后者大于0.01mol/L，故中和至溶液为中性时，后者消耗碱的体积大，故选项C正确。

考点二电离平衡常数及其应用

1．表达式

（1）对于一元弱酸HA：

HAH＋＋A－，电离常数Ka＝。

（2）对于一元弱碱BOH：

BOHB＋＋OH－，电离常数Kb＝。

2．特点

（1）电离常数只与温度有关，升温，K值增大。

（2）多元弱酸的各级电离常数的大小关系是K1≫K2≫K3，故其酸性取决于第一步电离。

3．意义

→→

命题点1　关于电离常数的定性分析

根据酸碱的电离常数大小可进行以下判断：

（1）判断弱酸（或弱碱）的相对强弱，电离常数越大，酸性（或碱性）越强。

（2）判断盐溶液的酸性（或碱性）强弱，电离常数越大，对应的盐水解程度越小，碱性（或酸性）越弱。

（3）判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。

（4）判断微粒浓度比值的变化。

弱电解质加水稀释时，能促进弱电解质的电离，溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化，但电离常数不变，考题中经常利用电离常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。

如：

0.1mol/LCH3COOH溶液中加水稀释，＝＝，加水稀释时，c（H＋）减小，K值不变，则增大。

1．相同温度下，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是（　　）

酸

HX

HY

HZ

电离常数K

9×

10－7

10－6

1×

10－2

A．三种酸的强弱关系：

HX＞HY＞HZ

B．反应HZ＋Y－===HY＋Z－能够发生

C．相同温度下，0.1mol/L的NaX、NaY、NaZ溶液，NaZ溶液pH最大

D．相同温度下，1mol/LHX溶液的电离常数大于0.1mol/LHX

选B　表中电离常数大小关系：

10－2＞9×

10－6＞9×

10－7，所以酸性排序为HZ＞HY＞HX，可知A、C不正确。

电离常数只与温度有关，与浓度无关，D不正确。

2．（2015·

佳木斯一中月考）下列关于一定温度、一定浓度的氨水的说法正确的是（　　）

A．NH3·

H2O的电离达到平衡的标志是溶液呈电中性

B.是个常数

C．氨水促进了水的电离

D．c（NH）＋c（H＋）＝c（NH3·

H2O）＋c（OH－）

选B　溶液在任何状态下均呈电中性，A项错误；

设NH3·

H2O的电离常数为Kb，则

Kb＝，

而Kw＝c（H＋）·

c（OH－），两式相比得

＝，

因为Kb、Kw为常数，故为常数，B项正确；

NH3·

H2O电离出OH－，抑制了水的电离，C项错误；

根据溶液中的电荷守恒可知c（NH）＋c（H＋）＝c（OH－），D项错误。

命题点2　关于电离常数的定量计算（以弱酸HX为例）

1．已知c（HX）和c（H＋），求电离常数

　　　　　　　　HX　　　H＋＋　X－

起始（mol·

L－1）：

　c（HX）　　　0　　　0

平衡（mol·

　c（HX）－c（H＋）c（H＋）　c（H＋）

则：

Ka＝＝。

由于弱酸只有极少一部分电离，c（H＋