化学平衡和电解质溶液
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第一节化学平衡
一、化学反应速率
化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢程度的一个物理量。
表示方法:用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加表
B 表示
表达式: B = △c/△t
单位:mol·L 1 ·s1、mol·L1·min 1
影响反应速率的因素:
内因:反应物的本性
外因:浓度(压力) 、温度、催化剂,光、超声波、反应物颗粒大小、溶剂等.
一般地,增加反应物浓度或升高温度可以加快反应速率(反之减慢),使用催化剂也可改变反应速率。
二、可逆反应和化学平衡
(一)可逆反应和不可逆反应
所谓可逆反应是指在同一条件下既可以向正反应方向进行又可以向逆反应方向进行的反应;
同一条件下,只能向一个方向进行的反应就称为不可逆反应。
实际上在密闭容器中进行的反应,绝大多数都是可逆反应。
化学平衡状态的特点
平衡状态时各种物质的浓度(分压)为一定值
平衡是动态的
到达平衡状态的途径是双向的
化学平衡是有条件的、相对的和可以改变的
化学平衡的移动
一切平衡都是相对的、有条件的。当外界条件发生变化时,原平衡状态被破坏,经过一段时间后,便会建立起适合于新条件下的新的平衡。由于外界条件的改变而使可逆反应从一种平衡状态向另一种平衡状态转化的过程叫做化学平衡的移动。
影响化学平衡的因素主要有:浓度(压力)、温度。
注意:催化剂不影响平衡移动。
所有的平衡移动都服从吕·查德里原理:
若对平衡系统施加外力,平衡将沿着减小此外力的方向移动.即:
如以某种形式改变一个平衡系统的条件(如浓度、压力、温度),平衡就会向着减弱这个改变的方向移动。
其它条件不变时,增大反应物浓度(减少生成物浓度)时平衡将沿正反应方向移动;
减小反应物浓度(增加生成物浓度)时平衡则沿逆反应方向移动。
注意:
对于有固体或纯液体参加的反应,增加固体或纯液体的量,平衡不移动。
对于有气体参加的反应,若压力的变化引起反应物或生成物浓度的变化,也可能引起平衡的移动。
2、温度的影响
化学反应分为吸热反应和放热反应,对于可逆反应而言,若正反应为吸热,则逆反应为放热。
在其它条件不变时,升高温度,平衡向着吸热反应方向移动(以降低反应体系的温度);降低温度,平衡向着放热反应方向移动(以升高反应体系的温度)。
标准平衡常数
K?表示平衡时化学反应进行的程度。K?值越大,反应进行得越完全。K?仅与温度有关,与浓度无关。
固体或纯液体的浓度不代入平衡常数表达式(1).
K?是对应某一具体的反应式。
反应物的平衡转化率
表示可逆反应达平衡时,反应物转化为生成物的百分率。
.
反应物的转化率与温度和起始浓度有关。
温度一定时,某反应物的起始浓度增加,该反应物的转化率反而降低。
弱电解质的电离平衡
一、强电解质和弱电解质
1、电解质和非电解质
电解质:凡是在水溶液中或者熔化状态下能够导电的化合物叫做电解质。如:大多数酸、碱、盐,水等都是电解质。
非电解质:凡是在水溶液中和熔化状态下都不能导电的化合物叫做非电解质。如:乙醇、蔗糖等大部分有机化合物都是非电解质.
二、弱酸弱碱的解离平衡
注意
Ki?表示弱电解质解离程度大小。Ki?越小,弱电解质解离越困难,电解质越弱。
Ki?仅与温度有关,与浓度无关。(由于温度影响较小,一般可不考虑)
2、解离度(电离度)
解离度表示弱电解质解离程度的大小。
解离度与温度和浓度有关。在温度、浓度相同条件下,电离度越小,电解质越弱。
温度一定时,电解质浓度越小,电离度越大。
弱酸弱碱的解离平衡与一般的化学平衡一样,同样受温度和浓度的影响(电离过程吸热)。
若加水稀释,平衡正向移动,电离度增大.
若加热,平衡右移,解离常数增大(变化不大)。
三、水的解离平衡
水的解离平衡与一般的化学平衡一样,同样受温度和浓度的影响。如:加NaOH,OH-浓度增大,平衡左移,使H+浓度减小
加盐酸,H+浓度增大,平衡左移,使OH-浓度减小
若加热,平衡右移,水的离子积增大(变化不大) 。
注意:
不仅在纯水中,任何一稀水溶液(无论酸性、中性还是碱性)中均有氢离子和氢氧根离子。
酸溶液中, H+浓度较大,而OH-非常小,一般忽略。
碱溶液中, OH-浓度较大,而H+非常小,一般忽略。
第三节溶液的酸碱性和pH值
一、溶液的酸碱性
溶液的酸碱性取决于溶液中c(H+)和c(OH-)的相对大小。即: c(H+)>c(OH-) 溶液显酸性。
c(H+) = c(OH-) 溶液显中性。
c(H+)<c(OH-) 溶液显碱性。
25摄氏度时
c(H+)>10-7>c(OH-) 溶液显酸性。
c(H+) = 10-7 = c(OH-) 溶液显中性。
c(H+)<10-7<c(OH-) 溶液显碱性。
二、溶液的pH 值
pH= - lgc'(H+)
pOH= - lgc'(OH-)
25 ℃时,pH + pOH=14
pH<7时溶液呈酸性。
pH=7时溶液呈中性。
pH >7时溶液呈碱性。
若强酸溶液和强碱溶液等体积混合,
若两溶液的pH值之和为14,则混合后两溶液刚好完全中和,溶液的pH=7.
若两溶液的pH值之和大于14,则混合后碱过量,溶液的pH>7.
若两溶液的pH值之和小于14,则混合后酸过量,溶液的pH<7.
三、酸碱指示剂
能在一定pH范围内保持一定颜色的某些有机弱酸或弱碱。
常用的酚酞指示剂就是一种有机弱酸,甲基橙是一种有机弱碱。
第四节盐类的水解
一、离子反应
凡有离子参加的化学反应,称为离子反应。例如:AgNO3 + NaCl →AgCl↓+ NaNO3
反应的实质是:Ag+ + Cl- →AgCl↓
离子反应发生的条件:
生成难溶或难电离物质(弱电解质、配合物)或有气体放出,或发生氧化还原。
(一)盐类的水解规律
强碱弱酸盐——能水解,水溶液显碱性。
强酸弱碱盐——能水解,水溶液显酸性.
弱酸弱碱盐——能水解,水溶液的酸碱性视生成弱酸、弱碱的Ki?而定。
强酸强碱盐——不水解,水溶液呈中性。
盐类水解的实质
在水溶液中盐电离出来的离子与水电离出来的H+或OH-作用生成弱电解质的反应,称为盐的水解.
盐的水解反应是酸碱中和反应的逆反应。
(二) 水解平衡
表示盐水解程度大小,仅和温度有关。
水解平衡与一般平衡一样,同样受温度和浓度的影响(水解过程为吸热过程)。
2、水解度(h)
与水解度h均可表示盐的水解程度.
仅与温度有关,与盐的浓度无关;
h与温度和盐的浓度有关。温度一定时,盐的浓度越小,水解度越大。例:
(三)影响盐类水解的因素及盐类水解的应用
影响盐类水解的因素
盐的本性
相应的弱酸(碱)越弱,水解程度就越大.
温度
水解反应为吸热,因此升温可促进盐类的水解.
浓度和pH值
一般来说,盐溶液浓度越小,水解程度越大。
由于盐类水解后呈现一定的酸碱性,故改变溶液的pH值,也可以抑制或促使水解。
盐类水解的应用
临床上用碳酸氢钠治疗酸中毒;用氯化铵治疗碱中毒。
明矾用作净水剂(水解产生的氢氧化铝吸附杂质).
某些药物如青霉素钠盐和钾盐(一般制成粉剂)、巴比妥类药物等易水解,必须保存在干燥阴凉处。
在配制某些易水解的盐溶液时,往往需加入一定量的相应酸或碱,以抑制其水解。
易水解盐溶液的配制方法通常有两种:
将易水解的盐先溶解于较浓的酸(碱)中,然后再加水稀释到所需体积。
将易水解的盐直接用稀酸(稀碱)溶解到所需体积。
第五节沉淀-溶解平衡
沉淀-溶解平衡
易溶电解质的饱和溶液也同样存在上述平衡。
沉淀-溶解平衡与一般平衡一样,是一定条件下的动态平衡.
么麻烦的东西
无机化学第五章 电解质溶液(学生内容)
第五章电解质溶液 一、关键词 二、学习感悟 1.本章在化学平衡理论的基础上,主要介绍电解质溶液的解离平衡,除酸碱理论之外主要是计算方面的内容。在熟悉公式推导过程的同时,重点掌握有关计算公式。 2.解离平衡计算部分,要注意每个公式的使用条件。避免引起较大误差。
3.本章的重点是弱电解质溶液和缓冲溶液的pH计算及难溶电解质溶度积规则的应用。 三、难点辅导 1. 为什么任何物质的水溶液中都含有H3O+和OH?,而且在常温时,[H3O+]?[OH?]=K w=1.0×10?14? 无论是酸性还是碱性的物质,一旦与水形成溶液后,由于水发生的质子自递平衡中,会产生H3O+和OH?,所以任何物质的水溶液都含有H3O+和OH?。 在水溶液中,按照酸碱质子理论,酸会给出质子,碱会接受质子,这样必定会引起水的解离平衡发生移动,但水的解离平衡常数不会因平衡的移动发生改变,其解离平衡常数只与温度有关,在常温时,[H3O+]?[OH?]=K w=1.0×10?14。对酸性溶液来说,H3O+主要来自酸性物质(水的极少量解离可忽略),OH?则来自水的少量解离;对碱性溶液来说,OH?主要来自碱性物质(水的极少量解离可忽略),H3O+则来自水的少量解离。 2. 酸碱的强弱由哪些因素决定? 酸碱的强弱首先取决于酸碱本身给出和接受质子的能力,其次取决于溶剂接受和给出质子的能力。同一种物质在不同溶剂中的酸碱性不同,如HCl 在水中是强酸,在冰醋酸中是弱酸,这是因为水接受质子的能力比冰醋酸强;NH3在水中是弱碱,在冰醋酸中是强碱,冰醋酸给予质子的能力比水强的缘故。所以在比较不同酸碱的强弱时,应在同一溶剂中进行,一般以水为溶剂比较其酸碱性的强弱,即比较在水溶液中的离解平衡常数K a或K b。 3. 缓冲溶液通常由一对共轭酸碱组成,那么HCl-NaCl这对共轭酸碱可组成缓冲溶液吗?为什么? 缓冲溶液是由共轭酸碱对组成,其中共轭酸是抗碱成分,共轭碱是抗酸成分。缓冲溶液的实质是因有足够浓度的抗碱成分,抗酸成分,当外加少量强酸、强碱时,可以通过解离平衡的移动,来保持溶液pH基本不变。 而HCl-NaCl这对共轭酸碱中的酸是强酸,完全解离,不构成解离平衡,如式:HCl + H2O H3O+ + Cl?,当外加少量[H3O+]时,溶液中碱Cl?不能与少量[H3O+]作用生成HCl,从而溶液中H3O+ 离子浓度会显著增加,溶液的pH也会明显下降;而当外加少量[OH?]时,OH?立即会与H3O+生成难解离的H2O,从
弱电解质的电离平衡及移动
弱电解质的电离平衡及移动 1.下列事实能说明亚硝酸是弱电解质的是() ①亚硝酸溶液中存在HNO2分子,呈酸性②用HNO2溶液做导电性实验,灯泡很暗③HNO2溶液不与Na2SO4溶液反应④0.1 mol·L-1HNO2溶液中,c(H+)=0.015 mol·L-1⑤相同浓度时,HNO2的导电能力比HCl弱 A.①②③B.②③④C.①④⑤D.①②④⑤ 2.在相同温度时,100 mL 0.01 mol?L-1的醋酸溶液与10 mL 0.1 mol?L-1的醋酸溶液相比较,下列数值或性质中,前者大于或强于后者的是() A.溶液的导电性B.醋酸的电离常数C.完全中和时所需NaOH的量D. H+的物质的量 3.常温下向0.1 mol·L-1CH3COOH溶液中加入少量的CH3COONa晶体时,会引起() A.溶液中的c(H+)减小 B.电离平衡左移,电离常数减小 C.溶液的导电能力减弱 D.溶液中的c(OH-)减小 4.在20 mL 0.1 mol·L-1的醋酸溶液中,能使溶液的c(H+)增大,而且使醋酸的电离平衡向逆反应方向移动,可加入的试剂是() A. 20 mL水B.浓盐酸C.冰醋酸D. NaOH溶液 5.能证明氟化氢是弱电解质的事实是() A.氟化氢在所有卤化氢中热稳定性最强 B.浓H2SO4加入氟化钙固体中,加热,有氟化氢气体产生 C. 100 mL 0.1 mol·L-1氢氟酸中,c(H+)小于0.1 mol·L-1D.在氢氟酸中滴加含酚酞的NaOH溶液,红色褪去 6.用我们日常生活中的食用白醋(醋酸浓度约为1 mol·L-1)进行下列实验,能证明醋酸为弱电解质的是() A.白醋中滴入石蕊溶液呈红色 B.白醋溶液中存在分子 C.蛋壳浸泡在白醋中有气体放出 D.经检验白醋中c(H+)约为0.01 mol·L-1 7.甲酸的下列性质中,可以证明它是弱电解质的是() A. 1 mol·L-1的甲酸溶液的c(H+)约为0.01 mol·L-1 B.甲酸能与水以任意比例互溶 C.甲酸与盐酸都能与NaOH发生反应 D.甲酸溶液的导电能力比盐酸溶液的导电能力弱 8.下列叙述中,能证明某物质是弱电解质的是() A.熔融时不导电 B.水溶液的导电能力很差 C.不是离子化合物,而是共价化合物 D.溶液中已电离的离子和未电离的分子共存 9.甲酸(HCOOH)是一种一元弱酸,下列性质中可以证明它是弱电解质的是() A.常温下,1 mol·L-1甲酸溶液中的c(H+)约为1×10-2mol·L-1 B.甲酸能与碳酸钠反应放出二氧化碳 C. 10 mL 1 mol·L-1甲酸溶液恰好与10 mL 1 mol·L-1NaOH溶液完全反应 D.甲酸溶液与锌反应比强酸溶液缓慢 10.在25 ℃时,用蒸馏水稀释1 mol·L-1氨水至0.01 mol·L-1,随溶液的稀释,下列各项中始终保持增大趋势的是() A.c(OH ?) c(NH3·H2O)B.c(NH4+) c(OH?) C.c(NH3·H2O) c(NH4+) D.c(OH-) 11.0.1 mol·L-1氨水10 mL,加蒸馏水稀释到1 L后,下列变化正确的是() ①电离程度增大②c(NH3·H2O)增大③NH4+数目增多④c(OH-)增大⑤导电性增强
化学平衡与电解质1
化学平衡与电解质 1、N2+3H2 2NH3的反应中,经过一段时间后, NH3的浓度增加L。在此时间内用H2表示的平均速率为L稴,则此一段时间值是() A、1s B、2s C、 D、 2、在平衡体系H2S H++HS-,HS H++S2-中,增大溶液的PH值时,则[S2-]A A、可能增大也可能减小 B、增大 C、减小 D、不变 3、已知反应A+3B=2C+D在某段时间内以A的浓度变化表示的化学反应速率为1mol·L -1·min-1,则此段时间内以C的浓度变化表示的化学反应速率为: A.·L-1·min-1 B.1mol·L-1·min-1 C.2mol·L-1·min-1D.3mol·L-1·min-1 4、反应4NH3(气)+5O3(气) 4NO(气)+6H3O(气)在10L密闭容器中进行,半分钟 后,水蒸气的物质的量增加了,则此反应的平均速率(X)(反应物的消耗速率或产物的生成速率)可表示为 A.(NH3)= B.(O2)= C.(NO)= D.(H 2O)=、在一定温度下,AgCl的饱和溶液中Ag+浓 度和Cl-浓度的乘积是一常数。现将足量AgCl固体分别加入:(1)10毫升蒸馏水(2)30毫升摩/升盐酸(3)5毫升摩/升NaCl溶液(4)10毫升摩/升CaCl2溶液中,使AgCl溶解并至饱和。此时所得溶液中Ag+浓度由大到小排列的正确顺序是(B) A、(1)>(2)>(3)>(4) B、(1)>(2)>(4)>(3) C、(1)>(3)>(2)>(4) D、(4)>(3)>(2)>(1) 6、在1升摩/升的NaOH溶液中通入标准状况下的升,完全反应,则下列关系式正确的是 (BD ) A、[Na+]>[OH-]>[CO32-]>[H+]>[HCO3-] B、[Na+]>[HCO3-]>[CO32-]>[OH-]>[H+] C、[Na+]>[CO32-]>[HCO3-]>[H+]>[OH-] D、[Na+]+[H+]=[CO32-]+[OH-]+[HCO3-] 7、把NH4Cl溶于重水(D2O)中,生成的水合氢离子的式量应是(D) A、19-20 B、20 C、21 D、21-22 8、根据盐类水解等知识,可判断MgCl2·6H20高温(600°C)灼烧时的分解产物是(D ) A、MgCl2、H2O B、Mg(OH)2、HCl、H2O C、Mg、Cl2、H2O D、MgO、HCl、H2O 9、用同一浓度的氨水分别与50ml醋酸溶液和25ml盐酸完全作用时都消耗20ml氨水,这 表明醋酸溶液与盐酸的关系是(AB ) A、醋酸的物质的量浓度是盐酸物质的量浓度的1/2 B、50ml醋酸与25ml盐酸所含溶质的物质的量相同 C、两种酸的PH值相同 D、醋酸电离度与盐酸电离度相同 10、在密封容器中通入A、B两种气体,在一定条件下反应:2A(气)+B(气) 2C (气)+Q(Q>0)达到平衡后,改变一个条件(x),下列量的(y)一定符合图中曲线的是(AC )
弱电解质的电离平衡知识点
一、弱电解质的电离 1、定义:电解质:在水溶液中或熔化状态下自身能够电离出自由移动离子的 化合物,叫电解质。 非电解质:在水溶液中且熔化状态下自身都不能电离出自由移动离子的化合物。 概念理解: ①电解质、非电解质都是化合物,能导电的物质可能是溶液(混合物)、金属 (单质),但他们不属于电解质非电解质的研究对象,因此他们既不是电解质也不是非电解质; ②自身电离:SO2、NH3、CO2、等化合物能和水反应形成酸或碱,但发生电离 的并不是他们本身吗,因此属于非电解质; ③只能在水中发生电离的电解质有酸或者某些易溶于水高温下易分解的盐, 如液态氯化氢是化合物,只存在分子,没有发生电离,因此不能导电,又如NaHCO3在高温时即分解,不能通过熔融态证明其为电解质; 只能在熔融状态下电离的电解质是活泼金属氧化物,如Na2O、CaO,他们在溶液中便不存在,要立刻反应生成键,因此不能通过溶液中产生离子证明; 既能在水溶液中又能在溶液中发生电离的物质是某些高温难分解盐,绝大多数盐溶解在水中都能发生完全电离,某些盐熔融时也发生电离,如BaSO 4。 ④电离不需要通电等外界条件,在熔融或者水溶液中即能够产生离子; ⑤是电解质,但是要产生离子也要在溶液状态或者熔融状态,否则即便存在 离子也无法导电,比如NaCl,晶体状态不能导电。 ⑥电解质的强弱与导电性、溶解性无关。如如BaSO4不溶于水,但溶于水的 BaSO4全部电离,故BaSO4为强电解质。导电性与自由移动离子的浓度和带电荷数等有关。 强电解质:在水溶液里全部电离成离子的电解质。 弱电解质:在水溶液里只有一部分电离成离子的电解质。 2.常见的电解质为酸碱盐、活泼金属氧化物、水,其中强电解质与偌电解质常见分类:
电解质溶液知识点总结(教师版)
电解质溶液知识点总结 一、电解质和非电解质 电解质:在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。 非电解质:在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物。 【注意】 1.电解质和非电解质的范畴都是化合物,所以单质既不是电解质也不是非电解质。 2.化合物为电解质,其本质是自身能电离出离子,有些物质溶于水时所得溶液也能导电,但这些物质自身不电离,而是生成了一些电解质,则这些物质不属于电解质。如:SO2、SO3、CO2、NO2等。 3.常见电解质的范围:酸、碱、盐、金属氧化物、水。 二.强电解质和弱电解质 强电解质:在溶液中能够全部电离的电解质。则强电解质溶液中不存在电离平衡。 弱电解质:在溶液中只是部分电离的电解质。则弱电解质溶液中存在电离平衡。 O _ 1.强、弱电解质的范围: 强电解质:强酸、强碱、绝大多数盐 弱电解质:弱酸、弱碱、水 2.强、弱电解质与溶解性的关系: 电解质的强弱取决于电解质在水溶液中是否完全电离,与溶解度的大小无关。一些难溶的电解质,但溶解的部分能全部电离,则仍属强电解质。如:BaSO4、BaCO3等。 3.强、弱电解质与溶液导电性的关系: 溶液的导电性强弱与溶液中的离子浓度大小有关。强电解质溶液的导电性不一定强,如很稀的强电解质溶液,其离子浓度很小,导电性很弱。而弱电解质溶液的导电性不一定弱,如较浓的弱电解质溶液,其电离出的离子浓度可以较大,导电性可以较强。 4.强、弱电解质与物质结构的关系: 强电解质一般为离子化合物和一些含强极性键的共价化合物,弱电解质一般为含弱极性键的化合物。5.强、弱电解质在熔融态的导电性: 离子型的强电解质由离子构成,在熔融态时产生自由移动的离子,可以导电。而共价型的强电解质以及弱电解质由分子构成,熔融态时仍以分子形式存在,所以不导电。 三、弱电解质的电离平衡: 强电解质在溶液中完全电离,不存在电离平衡。弱电解质在溶液中电离时,不完全电离,存在电离平衡。当弱电解质的离子化速率和分子化速率相等时,则建立了电离平衡。其平衡特点与化学平衡相似。(逆、等、动、定、变) 1.电离方程式: 书写强电解质的电离方程式时常用“==,书写弱电解质的电离方程式时常用“”。 2.电离平衡常数: 在一定条件下达到电离平衡时,弱电解质电离形成的各种离子的浓度的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数,这个常数称为电离平衡常数,简称电离常数。
2019年高考化学二轮复习 专题10 电解质溶液与离子平衡(讲)(含解析).doc
2019年高考化学二轮复习专题10 电解质溶液与离子平衡(讲)(含解 析) 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/L CH3COONa溶液的pH大于7 C.CH3COOH溶液与NaCO3反应生成CO2 D.0.1 mol/L CH3COOH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/L CH3COONa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。
2020届高考化学:电解质溶液、水溶液中的离子平衡练习和答案
2020届高考化学:电解质溶液、水溶液中的离子平衡练习及答案 *电解质溶液、水溶液中的离子平衡* 一、选择题 1、已知:25℃时,K sp[Zn(OH)2]=1.0×10-18,K a(HCOOH)=1.0×10-4。该温度下,下列说法错误的是() A. Zn(OH)2溶于水形成的饱和溶液中c(Zn2+)>1.0×10-6 mol·L-1 B.HCOO-的水解常数为1.0×10-10 C.向Zn(OH)2悬浊液中加入HCOOH,溶液中c(Zn2+)增大 D.Zn(OH)2+2HCOOH===Zn2++2HCOO-+2H2O的平衡常数K=100 答案:A 解析:Zn(OH)2溶于水形成的饱和溶液中,令锌离子浓度为x mol·L-1,x×(2x)2=1.0×10-18,x≈6.3×10-7,c(Zn2+)<1.0×10-6 mol·L-1,A错误;HCOO-的 水解常数K h=K w K a= 1×10-14 1.0×10-4 =1.0×10-10,B项正确;向Zn(OH)2悬浊液中加 入HCOOH,溶液中OH-减小,溶解平衡正向移动,溶液中c(Zn2+)增大,C项正确;Zn(OH)2+2HCOOH===Zn2++2HCOO-+2H2O的平衡常数K= c2(HCOO-)×c(Zn2+)×c2(OH-)×c2(H+) c2(HCOOH)×c2(OH-)×c2(H+)= K2a×K sp K2w=100,D项正确。 2、(2020新题预测) 已知:25 ℃,NH3·H2O的电离平衡常数K b=1.76×10-5。25 ℃,向1 L 0.1 mol/L 某一元酸HR溶液中逐渐通入氨,若溶液温度和体积保持不变,所得混合溶液 的pH与lg c(R-) c(HR)变化的关系如图所示。下列叙述正确的是()
高考化学弱电解质的电离平衡
第23讲弱电解质的电离平衡 基础题组 1.(2018陕西西安模拟)下列事实一定能证明HNO2是弱电解质的是() ①常温下NaNO2溶液pH大于7 ②用HNO2溶液做导电实验,灯泡很暗 ③HNO2和NaCl不能发生反应 ④常温下0.1 mol·L-1 HNO2溶液的pH=2.1 ⑤NaNO2和H3PO4反应,生成HNO2 ⑥常温下将pH=1的HNO2溶液稀释至原体积的100倍,溶液pH约为2.8 A.①④⑥ B.①②③④ C.①④⑤⑥ D.全部 2.近期发现,H2S是继NO、CO之后的第三个生命体系气体信号分子,它具有参与调节神经信号传递、舒张血管减轻高血压的功能。下列事实中,不能比较氢硫酸与亚硫酸的酸性强弱的是() A.氢硫酸不能与碳酸氢钠溶液反应,而亚硫酸可以 B.氢硫酸的导电能力低于相同浓度的亚硫酸 C.0.10 mol·L-1的氢硫酸和亚硫酸的pH分别为4.5和2.1 D.氢硫酸的还原性强于亚硫酸
3.常温下1 mol·L-1的氨水加水稀释时,下列选项中随着加水量的增加而减小的是() A.c(OH-) B.NH3·H2O电离程度 C.n(H+) D.K W 4.室温下,关于pH=1的醋酸溶液,下列说法正确的是() A.溶液中c(H+)比pH=1的盐酸小 B.1 L该醋酸溶液与足量的Fe粉完全反应,生成0.05 mol H2 C.若将10 mL该醋酸溶液加水稀释至100 mL,溶液pH=2 D.与0.1 mol/L的NaOH溶液完全反应所需溶液体积:V(NaOH溶液)>V(醋酸溶液) 5.(2017湖南三市联考)常温下0.1 mol·L-1醋酸溶液的pH=a,下列措施能使溶液pH=(a+1)的是() A.将溶液稀释到原体积的10倍 B.加入适量的醋酸钠固体 C.加入等体积0.2 mol·L-1盐酸 D.升高溶液的温度 6.室温下,向0.01 mol·L-1的醋酸溶液中滴入pH=7的醋酸铵溶液,溶液pH随滴入醋酸铵溶液体积变化的曲线示意图如下图所示。下列分析正确的是()
高考化学二轮复习 专题10 电解质溶液与离子平衡(讲)(含解析)
专题10 电解质溶液与离子平衡(讲) 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/L CH3COONa溶液的pH大于7 C.CH3COOH溶液与NaCO3反应生成CO2 D.0.1 mol/L CH3COOH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/L CH3COONa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()
弱电解质的电离平衡知识点
一、弱电解质得电离 1、定义:电解质:在水溶液中或熔化状态下自身能够电离出自由移动离子得化合物,叫电解质。 非电解质:在水溶液中且熔化状态下自身都不能电离出自由移动离子得化合物。 概念理解: ①电解质、非电解质都就是化合物,能导电得物质可能就是溶液(混合物)、金属(单质),但她们不属于电解质非电解质得研究对象,因此她们既不就是电解质也不就是非电解质; ②自身电离:SO2、NH3、CO2、等化合物能与水反应形成酸或碱,但发生电离得并不就是她们本身吗,因此属于非电解质; ③只能在水中发生电离得电解质有酸或者某些易溶于水高温下易分解得盐,如液态氯化氢就是化合物,只存在分子,没有发生电离,因此不能导电,又如NaHCO3在高温时即分解,不能通过熔融态证明其为电解质; 只能在熔融状态下电离得电解质就是活泼金属氧化物,如Na2O、CaO,她们在溶液中便不存在,要立刻反应生成键,因此不能通过溶液中产生离子证明; 既能在水溶液中又能在溶液中发生电离得物质就是某些高温难分解盐,绝大多数盐溶解在水中都能发生完全电离,某些盐熔融时也发生电离,如BaSO 4。 ④电离不需要通电等外界条件,在熔融或者水溶液中即能够产生离子; ⑤就是电解质,但就是要产生离子也要在溶液状态或者熔融状态,否则即便存在离子也无法导电,比如NaCl,晶体状态不能导电。 ⑥电解质得强弱与导电性、溶解性无关。如如BaSO4不溶于水,但溶于水得BaSO4全部电离,故BaSO4为强电解质。导电性与自由移动离子得浓度与带电荷数等有关。
强电解质:在水溶液里全部电离成离子得电解质。 弱电解质:在水溶液里只有一部分电离成离子得电解质。 2、常见得电解质为酸碱盐、活泼金属氧化物、水,其中强电解质与偌电解质常见 分类: 3、电离方程式得书写——“强等号,弱可逆,多元弱酸分步离” ①强电解质:如H2SO4:H2SO4===2H++SO2-4。 ②弱电解质 a.一元弱酸,如CH3COOH:CH3COOH CH3COO-+H+。 b.多元弱酸,分步电离,分步书写且第一步电离程度远远大于第二步得电离程度,如H2CO3:H2CO3H++HCO-3、HCO-3H++CO2-3。原因就是上一级电离出得H +就是下一级电离得产物,对下一级电离电离有抑制作用 c.多元弱碱,虽然分布电离,但就是书写时一步到位。如Fe(OH)3:Fe(OH)3Fe3++3OH-。 ③酸式盐 a.强酸得酸式盐