专题10电解质溶液与离子平衡讲高考二轮复习化学附解析.docx

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专题10电解质溶液与离子平衡讲高考二轮复习化学附解析

专题10电解质溶液与离子平衡（讲）-2017年高考二轮复习化学

考向一弱电解质的电离与水的离子积

（1）考纲要求

1.了解电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液的导电性。

了解电解质的概念。

了解强弱电解质的概念。

2.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。

3.了解水的电离，水的离子积常数。

4.了解溶液pH的定义。

了解测定溶液pH的方法。

能进行pH的简单计算。

（2）命题规律

水溶液中的离子平衡是化学平衡的延伸和应用，也是高考中考点分布较多的内容之一。

电离平衡重点考查弱电解质电离平衡的建立，电离方程式的书写，外界条件对电离平衡的影响，酸碱中和反应中有关弱电解质参与计算等等。

抓好基础知识的复习，理解电离平衡的本质，是解决此类问题的关键。

【例1】【2016年高考上海卷】能证明乙酸是弱酸的实验事实是（）

A．CH3COOH溶液与Zn反应放出H2

B．0.1mol/LCH3COONa溶液的pH大于7

C．CH3COOH溶液与NaCO3反应生成CO2

D．0.1mol/LCH3COOH溶液可使紫色石蕊变红

【答案】B

【考点定位】考查酸性强弱比较的实验方法。

【名师点睛】强酸与弱酸的区别在于溶解于水时是否完全电离，弱酸只能部分发生电离、水溶液中存在电离平衡。

以CH3COOH为例，通常采用的方法是：

①测定0.1mol/LCH3COOH溶液pH＞1，说明CH3COOH没有完全电离；②将pH=1CH3COOH溶液稀释100倍后测定3＞pH＞1，说明溶液中存在电离平衡，且随着稀释平衡向电离方向移动；③测定0.1mol/LCH3COONa溶液的pH＞7，说明CH3COONa是强碱弱酸盐，弱酸阴离子CH3COO-水解使溶液呈碱性。

【例2】【2016年高考江苏卷】下列图示与对应的叙述不相符合的是（）

A．图甲表示燃料燃烧反应的能量变化

B．图乙表示酶催化反应的反应速率随反应温度的变化

C．图丙表示弱电解质在水中建立电离平衡的过程

D．图丁表示强碱滴定强酸的滴定曲线

【答案】A

一、弱电解质及其电离

1．弱电解质的电离平衡

（1）电离平衡的建立

在一定条件下（如温度、压强等），当弱电解质电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。

（2）电离平衡的特征：

（3）影响因素（以CH3COOH

CH3COO－+H+为例）

浓度：

加水稀释促进电离，溶液中ｎ（H+）增大，c（H+）减小

温度：

升温促进电离（因为电离过程是吸热的）

③相关离子：

例如加入无水CH3COONa能抑制电离，加入盐酸也抑制电离，加入碱能促进电离，仍然符合勒夏特列原理。

2．电离平衡常数（K）----弱电解质电离程度相对大小一种参数

（1）电离平衡常数的表达式

对于一元弱酸HA

H++A-，平衡时，

对于一元弱碱MOH

M++OH-，平衡时，

（2）多元弱酸的电离

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。

（3）电离平衡常数的化学含义

相同条件下，K值越大，电离程度越大，相应酸（或碱）的酸性（或碱性）越强。

（4）影响电离平衡常数的因素：

K值只随温度变化，升温，K值增大。

二、水的电离和溶液的pH

1．水的离子积

（1）定义

H2O= H++OH-；△H＞0，KW=c（H+）·c（OH-）

室温下纯水中：

c（H＋）＝c（OH－）＝1.0×10－7_mol/L，pH＝7，呈中性。

（2）性质

溶液中H2O电离产生的c（H+）=c（OH-）

在溶液中，Kw中的c（OH-）、c（H+）指溶液中总的离子浓度。

酸溶液中c（H+）=c（H+）（酸）+c（H+）（水）≈c（H+）（酸），c（H+）（水）=c（OH-）；

碱溶液中c（OH-）=c（OH-）（碱）+c（OH-）（水）≈c（OH-）（碱），c（OH-）（水）=c（H+）；

盐溶液显中性时c（H+）=c（OH-）=c（H+）（水）=c（OH-）（水），水解显酸性时c（H+）=c（H+）（水）=c（OH-）（水）＞c（OH-），水解显碱性时c（OH-）=c（OH-）（水）=c（H+）（水）＞c（H+）。

（3）水的电离平衡的影响因素

①温度：

升高温度，促进水的电离，KW增大；降低温度，抑制水的电离，KW减小。

②酸、碱：

抑制水的电离。

③可水解的盐：

促进水的电离。

2．溶液的pH

（1）定义

pH=－lg[H+]，广泛pH的范围为0～14。

注意：

当溶液中[H+]或[OH-]大于1mol/L时，不用pH表示溶液的酸碱性。

（2）pH、c（H+）与溶液酸碱性的关系

pH（250C）

c（H+）与c（OH-）关系（任意温度）

溶液的酸碱性

pH<7

c（H+）＞c（OH-）

溶液呈酸性，

pH=7

c（H+）=c（OH-）

溶液呈中性

pH>7

c（H+）＜c（OH-）

溶液呈碱性，

（3）有关pH的计算

①酸溶液中，Kw=c（H+）·c（OH-）≈c（H+）（酸）·c（OH-）（水）=c（H+）（酸）·c（H+）（水）；

碱溶液中，Kw=c（H+）·c（OH-）≈c（OH-）（碱）·c（H+）（水）=c（OH-）（碱）·c（OH-）（水）。

②强酸、强碱溶液稀释的计算

强酸溶液，pH（稀释）=pH（原来）+lgn（n为稀释的倍数）

强碱溶液，pH（稀释）=pH（原来）－lgn（n为稀释的倍数）

酸性溶液无限加水稀释，pH只能接近于7，且仍小于7；碱性溶液无限加水稀释时，pH只能接近于7，且仍大于7。

pH值相同的强酸（碱）溶液与弱酸（碱）溶液稀释相同的倍数时，强酸（碱）溶液pH值的变化比弱酸（碱）溶液pH值的变化幅度大。

③强酸、强碱溶液混合后溶液的pH计算

酸过量→c（H+）→pH

恰好完全反应，pH=7

碱过量→c（OH-）→c（H+）→pH

【例1】【百强校·2016届福建师大附中三模】常温下，向1L0.1mol/LH2A溶液中逐滴加入等浓度NaOH溶液，所得溶液中含A元素的微粒的物质的量分数与溶液pH的关系如图所示，则下列说法中正确的是（）

A．H2A的电离方程式为：

B．0.1mol/LNaHA溶液中存在

c（A2－）＋c（HA－）＋c（H2A）＝0.1mol/L

C．常温下，等物质的量浓度的NaHA与Na2A溶液等体积混合后溶液pH=3.0

D.pH=4.0时，图中n（HA－）约为0.0091mol

【答案】D

时HA－与A2－的物质的量相等，常温下，等物质的量浓度的NaHA与Na2A溶液等体积混合后HA－与A2－的物质的量不一定相等，则溶液pH不一定等于3.0，C错误；D、根据C点可知HA－的电离常数是10－3，则pH＝4时，设溶液中HA－的物质的量是x，则A2－的物质的量是0.1－x，所以根据平衡常数表达式可知

，解得x＝0.0091，D正确，答案选D。

考点：

考查弱电解质的电离平衡

【趁热打铁】【【百强校•2016届日照一中期末】25℃时，用0.1mol·L－1的CH3COOH溶液滴定20mL0.1mol·L－1的NaOH溶液，当滴加VmLCH3COOH溶液时，混合溶液的pH=7。

已知CH3COOH的电离平衡常数为Ka，忽略混合时溶液体积的变化，下列关系式正确的是（）

A．Ka=

　　B．V=

C．Ka=

　D．Ka=

【答案】A

考点：

考查电离平衡常数的计算等知识。

【例2】【百强校·2016届沙市长郡中学上学期第四次月考】下列说法正确的是（）

A．将Ca（OH）2饱和溶液加热，溶液的pH增大

B．常温下，pH=11的氨水与pH=3的盐酸等体积混合后，溶液的pH>7

C．将0.1mol·L-1的HI溶液加水稀释100倍，溶液中所有离子的浓度随之减小

D．两种醋酸溶液的pH分别为a和（a+l），物质的量浓度分别为c1和c2,则c1=10c2

【答案】B

【解析】

试题分析：

A．Ca（OH）2的溶解度随着温度的升高而降低，将Ca（OH）2饱和溶液加热Ca（OH）2析出，溶液的pH减小，错误；B．pH=3的盐酸中c（H+）=10-3mol/L，pH=11的氨水中c（OH-）=10-3mol/L，两种溶液H+与OH-离子浓度相等，但由于氨水为弱电解质，不能完全电离，则氨水浓度大于盐酸浓度，反应后氨水过量，溶液呈碱性，则所得溶液的pH＞7，正确；C．HI为强电解质，将0.1mol/L的HI溶液加水稀释l00倍，氢离子浓度变成约为0.001mol/L，根据KW=c（H+）×c（OH-）可知，溶液中氢氧根离子的浓度随之变大，错误；D．醋酸为弱电解质，浓度越小，电离程度越大，当pH分别为a和（a+1），物质的量浓度分别为c1和c2时，则有c1＞10c2，错误。

考点：

考查本题主要考查了溶液的酸碱性和pH的关系的知识。

【趁热打铁】【百强校·2016届衡阳八中一模】下列有关溶液pH的说法正确的是（）

A．将pH=11的氢氧化钠溶液加水稀释100倍，溶液中c（H+）=10-13mol/L

B．将pH=9的氢氧化钠溶液和pH=13的氢氧化钡溶液等体积混合，所得混合溶液的pH=11

C．将pH=1的硫酸溶液和pH=5的盐酸等体积混合，所得混合溶液的pH=1.3

D．pH=13的氢氧化钡溶液和pH=1的盐酸等体积混合，由于氢氧化钡过量，所得溶液的pH>7

【答案】C

考点：

考查了pH的简单计算、酸碱混合时的定性判断及有关pH的计算的相关知识。

判断强弱电解质的方法和规律：

①若0.01mol·L－1的酸HA溶液的pH＞2，说明酸HA在水溶液中没有完全电离，HA为弱酸；

②相同pH的强酸、弱酸分别加水稀释相同倍数，溶液pH变化大的是强酸，变化小的是弱酸；

③相同pH的强酸和弱酸，分别加入等量相应的钠盐，溶液pH增大的是弱酸，pH几乎不变的是强酸；

④pH相同、体积相同的强酸和弱酸与碱NaOH完全反应时，耗碱量大的是弱酸，或与足量锌反应，产生H2多的是弱酸；

⑤取酸的钠盐溶于水，测定溶液pH，若pH=7，则对应酸为强酸，若pH＞7，对应酸为弱酸。

【例】【百强校·2016届静海一中下学期开学考】常温时，下列叙述正确的是（）

A．稀释pH=3的醋酸，溶液中所有离子的浓度均降低

B．一定浓度的CH3COOH和NaOH混合，溶液呈中性，则混合液中

c（H＋）=

mol/L

C．pH均为11的NaOH和Na2CO3溶液中，水的电离程度相同

D．分别中和pH与体积均相同的硫酸和醋酸，硫酸消耗氢氧化钠的物质的量多

【答案】B

考点：

重点考查了水的离子积常数以及电离平衡的问题。

误区警示：

“电离平衡”分析判断中六大误区

（1）误认为电离平衡正向移动，弱电解质的电离程度一定增大。

如向醋酸溶液中加入少量冰醋酸，平衡向电离方向移动，但醋酸的电离程度减小。

（2）误认为弱电解质在加水稀释的过程中，溶液中离子浓度都减小，如氨水加水稀释时，c（H＋）浓度增大。

（3）弱电解质溶液加水稀释过程中，判断某些微粒浓度的关系式是否发生变化时，首先要考虑该关系式是否是电离常数、离子积常数、水解常数以及它们的变形。

（4）误认为溶液的酸碱性取决于pH，如pH＝7的溶液在温度不同时，可能呈酸性或碱性，也可能呈中性。

（5）误认为由水电离出的c（H＋）＝10－13mol/L的溶液一定呈碱性。

如25℃，0.1mol/L的盐酸或氢氧化钠溶液中由水电离出的c（H＋）都为10－13mol/L。

（6）误认为酸碱恰好中和时溶液一定呈中性。

如强酸和弱碱恰好中和溶液呈酸性，强碱和