《2010-2011學(xué)年高中化學(xué) 第一學(xué)期第3章 第二節(jié) 典型例題及同步練習(xí) 魯科版選修4》由會(huì)員分享，可在線閱讀，更多相關(guān)《2010-2011學(xué)年高中化學(xué) 第一學(xué)期第3章 第二節(jié) 典型例題及同步練習(xí) 魯科版選修4（6頁(yè)珍藏版）》請(qǐng)?jiān)谘b配圖網(wǎng)上搜索。

1、2010-2011學(xué)年第一學(xué)期高二化學(xué)（選修4魯科版）期末復(fù)習(xí) 第3章 物質(zhì)在水溶液中的行為 第2節(jié) 弱電解質(zhì)的電離、鹽類(lèi)的水解 （一）、弱電解質(zhì)的電離平衡 1. 電離平衡 （1）研究對(duì)象：弱電解質(zhì) （2）電離平衡的建立：CH3COOHCH3COO— + H+ （3）定義：在一定條件（如溫度、濃度）下，當(dāng)電解質(zhì)電離成離子的速率和離子重新結(jié)合成分子的速率相等時(shí)，電離就達(dá)到了平衡狀態(tài)，這叫做電離平衡。 （4）電離平衡的特點(diǎn)： 動(dòng)：v電離=v結(jié)合、 定：條件一定時(shí)，各組分濃度一定；變：條件改變時(shí)，平衡移動(dòng) 2. 電離

2、平衡常數(shù) （1）定義：電離常數(shù)受溫度影響，與溶液濃度無(wú)關(guān)，溫度一定，電離常數(shù)一定。根據(jù)同一溫度下電離常數(shù)的大小可判斷弱電解質(zhì)電離能力的相對(duì)強(qiáng)弱。 （2）表達(dá)式：CH3COOHCH3COO— + H+ Ka = [CH3COO—][H+]/ [CH3COOH] 注：弱酸的電離常數(shù)越大，[H+]越大，酸性越強(qiáng)；反之，酸性越弱。 H3PO4H2PO4— + H+ Ka1 = 7.1 × 10—3mol·L—1 H2PO4—HPO42— + H+ Ka2 = 6.2 × 10—8mol·L—1

3、 HPO42—PO43— + H+ Ka3 = 4.5× 10—13mol·L—1 注：多元弱酸各級(jí)電離常數(shù)逐級(jí)減少，且一般相差很大，故氫離子主要由第一步電離產(chǎn)生弱堿與弱酸具類(lèi)似規(guī)律：NH3·H2ONH4+ + OH— Kb=[NH4+][OH—]/[NH3·H2O] 室溫：Kb（NH3·H2O）= 1.7 × 10—5mol·L—1 3. 電離度 α=已電離的溶質(zhì)分子數(shù)/原始溶質(zhì)分子總數(shù) × 100％ 注：①同溫同濃度，不同的電解質(zhì)的電離度不同 ②同一弱電解質(zhì)，在不同濃度的水溶液中，電離度不同；溶液越稀，

4、電離度越大。 4. 影響電離平衡的因素 內(nèi)因：電解質(zhì)本身的性質(zhì) 外因：（符合勒夏特列原理） （1）溫度：升高溫度，電離平衡向電離的方向移動(dòng)（若溫度變化不大，一般不考慮其影響） （2）濃度： ①加水稀釋?zhuān)婋x平衡向電離的方向移動(dòng)，即溶液濃度越小，弱電解質(zhì)越易電離。 ②加入某強(qiáng)電解質(zhì)（含弱電解離子），電離平衡向生成弱電解質(zhì)的方向移動(dòng)。 ③加入某電解質(zhì)，消耗弱電解質(zhì)離子，電離平衡向電離的方向移動(dòng)。 思考： 25℃，0.1mol/L醋酸溶液中，CH3COOHCH3COO—+ H+，請(qǐng)?zhí)?/p>

5、下表： 移動(dòng)方向 n(H+)mol [H+]mol/L pH 導(dǎo)電能力 加水 向右 增大 減小 增大 減小 加冰醋酸 向左 增大 增大 減小 增大 升溫 向右 增大 增大 減小 增大 加醋酸鈉固體 向左 減小 減小 增大 增大 加少量NaOH固體 向右 減小 減小 增大 增大 加少量Na2CO3 向右 減小 減小 增大 增大 通入HCl 向左 增大 增大 減小 增大 【實(shí)驗(yàn)探究】用pH試紙測(cè)定濃度均為0.1mol·L-1的CH3COONa、Na2CO3、NaCl、NH4Cl、Al2(SO

6、4)3、KNO3等溶液的pH值。 實(shí)驗(yàn)結(jié)果：呈中性的：NaCl、KNO3；而有的顯酸性：NH4Cl、Al2(SO4)3； 有的顯堿性：CH3COONa、Na2CO3 為什么？ （二）鹽類(lèi)的水解 1. 鹽類(lèi)水解的概念 （1）原理：CH3COONa溶液： CH3COONa = Na+ + CH3COO— ； H2OOH—+H+；CH3COO—+H+CH3COOH 即：CH3COO—+H2OCH3COOH + OH— 故：溶液中[OH—]﹥[H+]，溶液顯堿性。 NH4Cl溶液：NH4Cl = NH4+

7、+ Cl—； H2OOH—+H+；NH4+ + OH—NH3·H2O 即：NH4+ + H2O NH3·H2O + H+ 故：溶液中[H+]﹥[OH—]，溶液呈酸性。 （2）定義：鹽電離產(chǎn)生的離子與水電離產(chǎn)生的H+或OH—結(jié)合生成弱電解質(zhì)，從而破壞了水的電離平衡，而使溶液呈現(xiàn)不同程度的酸、堿性，叫鹽類(lèi)的水解。 （3）實(shí)質(zhì)：破壞水的電離平衡。 （4）規(guī)律：“有弱才水解，無(wú)弱不水解，越弱越水解，誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，同強(qiáng)顯中性”。 （5）多元弱酸酸根離子的水解分步進(jìn)行： CO32— + H2OHCO3— + OH—

8、 HCO3—+ H2OH2CO3 + OH— （很小，可忽略） 多元弱堿陽(yáng)離子的水解分步進(jìn)行復(fù)雜，以總反應(yīng)表示：Al3+ +3H2OAl(OH)3+3H+ 【說(shuō)明】 水解反應(yīng)一般程度都很小，水解產(chǎn)物很少，無(wú)明顯沉淀、氣體生成。 2. 水解平衡的移動(dòng) （1）影響鹽類(lèi)水解平衡的因素 內(nèi)因：鹽本身的性質(zhì)， 組成鹽的酸或堿越弱，鹽的水解程度越大。 外因：①溫度：升高溫度，平衡向水解的方向移動(dòng)——鹽類(lèi)的水解是吸熱反應(yīng)。 思考：為什么熱的純堿溶液去污效果比冷的好？ ②鹽溶液的濃度：鹽溶液的濃度越小，鹽就越易水解，加水稀釋促進(jìn)鹽溶液

9、的水解，平衡正方向移動(dòng)，水解程度增大；如果增大鹽的濃度，水解平衡雖然正向移動(dòng)，但水解程度減小。 ③溶液的酸堿性：加酸，抑制弱堿陽(yáng)離子的水解；加堿，抑制弱酸根離子的水解。 思考：水解反應(yīng)CH3COO— + H2O CH3COOH + OH—，現(xiàn)有0.1mol·L—的醋酸鈉溶液，當(dāng)下列條件改變時(shí)，將有關(guān)內(nèi)容填入空格中： 改變條件 平衡移動(dòng)方向 水解程度 [OH—] pH 加水 向右 增大 減小 減小 通HCl氣體 向右 增大 減小 減小 加入少量NaOH 向左 減小 增大 增大 加入少量醋酸鈉 向左 減小 增大 增大 加熱

10、向右 增大 增大 增大 （2）某些弱酸弱堿鹽雙水解 泡沫滅火器的滅火原理： 3HCO3—+Al3+=Al(OH)3↓ +3CO2↑ Al2S3：Al2S3 +6H2O = 2Al(OH)3↓+3H2S↑ 3. 水解原理的利用：明礬做凈水劑：Al3+ +3H2OAl(OH)3 + 3H+ 熱堿水洗油污：CO32- + H2OHCO3— + OH— 配制FeCl3溶液，SnCl2溶液，向其中滴入鹽酸，抑制離子水解： Fe3+的水解：Fe3+ + 3H2OFe(OH)3 + 3H+ Sn2+的水解：Sn2+ + H2

11、O + Cl—Sn（OH）Cl + H+ 【典型例題】 例1. 下列關(guān)于弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)的敘述中，正確的是（ ） A. 弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)就是電解質(zhì)加入水后電離出的各種離子的濃度的乘積與未電離分子的濃度的比值 B. 弱酸的電離平衡常數(shù)越大，酸性越強(qiáng)，常數(shù)只與弱電解質(zhì)的本性及外界溫度有關(guān) C. 同一溫度下，弱酸的電離平衡常數(shù)越大，酸性越強(qiáng)；弱堿的電離平衡常數(shù)越大，堿性越弱。 D. 多元弱酸的各級(jí)電離常數(shù)是逐級(jí)減小的，且差別很大 解析：弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)是達(dá)到電離平衡時(shí)，弱電解質(zhì)電離出的各種離子的濃度的乘積與未電離分

12、子的濃度的比值。這個(gè)比值必須是達(dá)到電離平衡時(shí)的，而不是其它任意時(shí)刻的。弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)是由弱電解質(zhì)的本性決定的，并且受外界溫度的影響。同一溫度下，弱酸的電離平衡常數(shù)越大，酸性越強(qiáng)；同樣，弱堿的電離平衡常數(shù)越大，堿性也越強(qiáng)。 對(duì)于某一特定弱電解質(zhì)，溫度越高電離平衡常數(shù)越大。多元弱酸是分步電離的，其各級(jí)電離常數(shù)是逐級(jí)減小的且差別很大。 答案：BD 點(diǎn)評(píng)：本題考查電離平衡常數(shù)的概念 例2. 在CH3COOHCH3COO-+H+電離平衡時(shí)，要使電離平衡右移且H+濃度增大，應(yīng)采取的措施是（ ） A. 加NaOH 固體 B. 加入少量鹽酸

13、 C. 加水 D. 升高溫度 解析：對(duì)于醋酸電離平衡CH3COOHCH3COO-+H+ ，要使電離平衡右移且H+濃度增大，根據(jù)題目中提供的選項(xiàng)：加NaOH能消耗H+ ，從而使電離平衡右移但是氫離子濃度減??；加入少量鹽酸，因增大[H+]，從而使平衡左移；當(dāng)加水稀釋溶液時(shí)，平衡右移，但由于稀釋作用使得氫離子濃度減小；醋酸的電離吸熱，升高溫度，平衡右移且氫離子濃度增大 。 答案：D 點(diǎn)評(píng)：影響電離平衡的因素很多，處理問(wèn)題要看什么條件 例3. 下列關(guān)于鹽的水解的敘述中，正確的是（ ） A. 鹽類(lèi)的水解過(guò)程是中和反應(yīng)的

14、逆過(guò)程，是吸熱過(guò)程 B. 易水解的鹽溶于水后，都抑制了水的電離 C. 易水解的鹽溶液中，水電離出的以游離態(tài)存在的H+和OH-的濃度永遠(yuǎn)相等 D. 易水解的鹽溶液肯定不是中性的 解析：鹽類(lèi)的水解過(guò)程是中和反應(yīng)的逆過(guò)程，中和反應(yīng)都是放熱反應(yīng)，所以鹽類(lèi)的水解過(guò)程都是吸熱過(guò)程；易水解的鹽溶于水后，弱離子會(huì)結(jié)合水電離出H+或OH-，都是促進(jìn)而不是抑制水的電離；易水解的鹽溶液中，水電離出的H+或OH-要與弱酸酸根離子或弱堿陽(yáng)離子結(jié)合，兩者濃度不一定相等；易水解的鹽溶液也可能是中性的，如弱酸弱堿鹽中，陰陽(yáng)離子的水解程度相同，容液中的[H+]和[OH-]相等而呈中性。

15、 答案：A 點(diǎn)評(píng)：本題考查鹽類(lèi)水解的概念 例4. 在Na2CO3溶液中，下列離子濃度關(guān)系不正確的是（ ） A. c(Na+)>c(CO32-)>c(HCO3-)>c(OH-) B. c(Na+) + c(H+)= c(OH-)+ c(HCO3-)+2 c(CO32-) C. c(Na+)=2[c(CO32-)+ c(HCO3-)+ c(H2CO3)] D. c(OH-)= c(H+)+ c(HCO3-)+ 2c(H2CO3) 解析：在Na2CO3溶液中，Na2CO3全部電離，Na2CO3 = 2Na+ + CO32

16、-,且存在著水解平衡：CO32-+H2OHCO3-+ OH-，HCO3-+H2O H2CO3+ OH-。 因水解是微弱的，故c(Na+)>c(CO32-)>c(OH-)> c(HCO3-)，則A錯(cuò)誤。 根據(jù)溶液中電荷守恒，可得c(Na+) + c(H+)= c(OH-)+ c(HCO3-)+2 c(CO32-)，故B正確。由元素守恒可得出C正確。溶液中的OH-全來(lái)自于H2O的電離，而水電離出的H+在溶液中以H+、HCO3-和H2CO3的形式存在.由于水電離出的H+和OH-是相等的，水電離出的H+的濃度為c(H+)、c(HCO3-)和 2c(H2CO3)的和，即H+守恒，可知D答案正

17、確。 答案：A 點(diǎn)評(píng)：判斷離子濃度大小需要綜合電離、水解等知識(shí)，還要利用各種守恒關(guān)系來(lái)靈活推斷。 【模擬試題】（答題時(shí)間：30分鐘） 一、選擇題 1. 對(duì)某弱酸溶液加熱時(shí)，下列敘述錯(cuò)誤的是（ ） A. 弱酸的電離平衡右移 B. 弱酸分子的濃度減小 C. 溶液的c(OH-)增大 D. 溶液的導(dǎo)電性增強(qiáng) 2. 用pH均為2的鹽酸和醋酸溶液，分別中和等體積.等物質(zhì)的量濃度的 NaOH溶液，NaOH恰好被完全中和時(shí)，消耗鹽酸和醋酸溶液的體積分別為V1和V2，則V1和V2的關(guān)系正確的是（ ） A. V1>V2

18、B. V1

19、5. 在鋅片和鹽酸的反應(yīng)中，加入如下試劑，可使生成氫氣的速率變慢的是（） A. 硫酸銅晶體 B. 水 C. 氯化鋇晶體 D. 醋酸鉀晶體 6. 一元強(qiáng)酸X和一元弱酸Y，它們的pH都等于2，各取1L與足量的鎂完全反應(yīng)產(chǎn)生氫氣。下列敘述中，正確的是（ ） ①X能產(chǎn)生較多的氫氣 ②Y能產(chǎn)生較多的氫氣 ③兩者產(chǎn)生氫氣的量相同 ④開(kāi)始反應(yīng)速率X較快 ⑤開(kāi)始反應(yīng)速率Y較快 ⑥開(kāi)始反應(yīng)速率相同 A. ①④ B. ②③ C. ③⑥ D. ②⑥

20、 7. M酸和N酸都是弱酸，當(dāng)它們的濃度均為0.10mol·L-1時(shí)，M酸中的[H+]約為N酸中[H+]的3倍?，F(xiàn)有兩種濃度不等的M酸溶液a和b，以及0.10mol·L-1 的N酸溶液，經(jīng)測(cè)定它們的pH從大到小依次為a.N酸.b 。由此可知（ ） A. a 的濃度必小于N酸的濃度 B. a 的濃度必大于N酸的濃度 C. b 的濃度必小于N酸的濃度 D. b 的濃度必大于N酸的濃度 8. pH相同的醋酸和鹽酸，分別用蒸餾水稀釋到原來(lái)體積的m倍和N 倍，稀釋后兩溶液的。pH仍相同，則m和n的關(guān)系是（ ） A. m>n B.

21、 m=n C. m

22、ol·L-1 的NaOH 溶液，100mL 1mol·L-1 的H2SO4 溶液，以及40mL 3mol·L-1 的氨水混合，所得溶液能使酚酞溶液呈淺紅色，則溶液中離子濃度的關(guān)系正確的是（ ） A. [SO42-]=[Na+]>[NH4+]>[H+]>[OH-] B. [NH4+] >[SO42-]=[Na+]>[OH-]>[H+] C. [Na+]>[SO42-]>[NH4+]>[OH-]>[H+] D. [Na+]+[NH4+]+[H+] = 2[SO42-]+ [OH-] 二. 填空題 11. 甲.乙兩瓶氨水的濃度分別為1mol·L-

23、1 和0.1mol·L-1 ，則甲乙兩瓶氨水中[OH-]之比_______10( 填“大于”“等于”或“小于”)。請(qǐng)說(shuō)明理由：____________________。 12. 在a、b兩支試管中分別放入形態(tài)相同、質(zhì)量相等的一顆鋅粒，然后向兩支試管中分別加入相同物質(zhì)的量濃度、相同體積的稀鹽酸和醋酸。填寫(xiě)下列空白： （1）a、b兩支試管中的現(xiàn)象相同點(diǎn)是＿＿＿＿；不同點(diǎn)是＿＿＿＿。原因是＿＿＿＿＿。 （2）a、b兩支試管中生成氣體的體積開(kāi)始時(shí)是a＿＿b（填＞，＜或＝，下同），反應(yīng)完畢后生成氣體的總體積是a＿＿b，原因是＿＿＿＿＿。 13. 現(xiàn)有NH4Cl和氨水組成的

24、混合液： （1）若溶液中pH=7，則該溶液中[NH4+] ______[Cl-](填“>”“<”或“=”。下同)。 （2）若溶液中pH>7，則該溶液中[NH4+] ______[Cl-]。 （3）若[NH4+]<[Cl-],則溶液的pH ________7。 14. 在純堿溶液中滴入酚酞，溶液變紅。若在該溶液中再滴入過(guò)量的BaCl2溶液，所觀察到的現(xiàn)象是______________,其原因是___________________(以離子方程式和簡(jiǎn)要文字說(shuō)明)。 【試題答案】 一. 選擇題 1. C 2. A 3. B 4. B

25、 5. BD 6. D 7. A 8. A 9. AD 10. BD 二. 填空題 11. 小于；NH3·H2O是弱堿，溶液越稀電離程度越大。 12. （1）均產(chǎn)生無(wú)色無(wú)味氣泡；a試管產(chǎn)生氣泡速率明顯快；鹽酸為強(qiáng)電解質(zhì)，醋酸為弱電解質(zhì)，等濃度的鹽酸比醋酸H+濃度大。 （2）>;=;開(kāi)始鹽酸中H+濃度大，反應(yīng)快，但醋酸雖然慢，隨反應(yīng)的進(jìn)行不斷電離出H+，因與鹽酸等濃度、等體積，故最后產(chǎn)生的氫氣一樣多。 13. （1）＝ （2）> (3) < 14. 產(chǎn)生白色沉淀，溶液由紅色變?yōu)闊o(wú)色；CO32－水解呈堿性使酚酞變紅，CO32-+H2OHCO3-+ OH-，加入BaCl2后，CO32－轉(zhuǎn)化為BaCO3沉淀，溶液中只有NaCl和BaCl2，呈中性。