高考化学艺体生百日冲刺专题九电解质溶液讲练预览.doc

专题 电解质溶液 【命题趋势探秘】 命题 规律 考查内容 弱电解质的电离平衡 难溶电解质的溶解平衡 考查度 ☆☆☆ ☆☆☆☆ ☆☆☆☆ 考查题型 选择题、填空题 选择题、填空题 选择题、填空题 所占分值 6分 8分 6分 命题 趋势 分析近年来全国新课标高考试卷及全国各地的高考试卷，可以发现弱电解质的电离平衡的建立及电离平衡移动的应用，影响电离平衡移动的因素分析是高考命题的重点，结合弱电解质的电离平衡分析溶液中离子浓度大小也是高考命题的热点。 【高频考点】 ◇考点1弱电解质的电离平衡 【知识】 1．弱电解质 (1)概念 (2)与化合物类型的关系 强电解质主要是大部分离子化合物及某些共价化合物。弱电解质主要是某些共价化合物。 2．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)外界条件对电离平衡的影响 ①内因：弱电解质本身的性质。 ②外因： a．温度：升高温度，电离平衡向电离方向移动，电离程度增大，原因是电离过程吸热。 b．浓度：加水稀释，使弱电解质的浓度减小，电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大。 c．同离子效应：例如向CH3COOH溶液中加入CH3COONa固体，溶液中 c(CH3COO－)增大，CH3COOH的电离平衡向左(填“左”或“右”)移动，电离程度减小，c(H＋)减小，pH值增大。 3．(1)填写下表 弱电解质 电离方程式 电离常数 NH3·H2O NH3·H2ONH＋OH－ Kb＝1.7×10－5 CH3COOH CH3COOHCH3COO－＋H＋ Ka＝1.7×10－5 HClO HClOH＋＋ClO－ Ka＝4.7×10－8 (2)CH3COOH酸性大于HClO酸性(填“大于”、“小于”或“等于”)，判断的依据：相同条件下，电离常数越大，电离程度越大，c(H＋)越大，酸性越强。 (3)电离平衡常数的意义：弱酸碱的电离平衡常数能够反映酸碱性的相对强弱。电离平衡常数越大，电离程度越大。多元弱酸的电离以第一步电离为主，各级电离平衡常数的大小差距较大。 (4)外因对电离平衡常数的影响：电离平衡常数与其他化学平衡常数一样只与温度有关，与电解质的浓度无关，升高温度，K值增大，原因是电离是吸热过程。 1.以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液为例：CH3COOHCH3COO－＋H＋(ΔH0)。 实例(稀溶液) CH3COOHH＋＋CH3COO－　ΔH0 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 → 增大 增大 增强 不变 加HCl(g) ← 增大 增大 增强 不变 加NaOH(s) → 减小 减小 增强 不变 加入镁粉 → 减小 减小 增强 不变 升高温度 → 增大 增大 增强 增大 2碳酸是二元弱酸 (1)电离方程式是H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO。 (2)电离平衡常数表达式：Ka1＝，Ka2＝。 (3)比较大小：Ka1Ka2。 . 强酸与弱酸的比较 浓度均为0.01 mol·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＝pHHApHHB 浓度：0.01 mol·L－1＝c(HA)c(HB) 开始与金属反应的速率 HAHB HA＝HB 体积相同时与过量的碱反应时消耗碱的量 HA＝HB HAHB 体积相同时与过量活泼金属反应产生H2的量 HA＝HB HAHB c(A－)与c(B－)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 HA：不变 加水稀释10倍后 3＝pHHApHHB 3＝pHHApHHB2 溶液的导电性 HAHB HA＝HB 水的电离程度 HAHB HA＝HB 【典例1】(2011·新课标全国卷，10)将浓度为0.1 mol·L－1 HF溶液加水不断稀释，下列各量始终保持增大的是(　　) Ac(H＋) B.c(HF) C. D. 解析　HF为弱酸，存在电离平衡：HF H＋＋F－。根据勒夏特列原理：当改变影响平衡的一个条件，平衡会向着能够减弱这种改变的方向移动，但平衡的移动不能完全消除这种改变，故加水稀释，平衡正向移动，但c(H＋)减小，A错误；电离平衡常数只受温度的影响，温度不变，电离平衡常数Ka不变，B错误；当溶液无限稀释时，c(F－)不断减小，但c(H＋)接近10－7 mol·L－1，所以减小，C错误；＝，由于加水稀释，平衡正向移动，所以溶液中n(H＋)增大，n(HF)减小，所以增大，D正