2010-2011學年高中化學 第一學期第3章 第二節(jié) 典型例題及同步練習 魯科版選修4

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1、2010-2011學年第一學期高二化學（選修4魯科版）期末復習第3章 物質在水溶液中的行為第2節(jié) 弱電解質的電離、鹽類的水解（一）、弱電解質的電離平衡 1. 電離平衡 （1）研究對象：弱電解質 （2）電離平衡的建立：CH3COOHCH3COO + H+ （3）定義：在一定條件（如溫度、濃度）下，當電解質電離成離子的速率和離子重新結合成分子的速率相等時，電離就達到了平衡狀態(tài)，這叫做電離平衡。 （4）電離平衡的特點： 動：v電離=v結合、 定：條件一定時，各組分濃度一定；變：條件改變時，平衡移動 2. 電離平衡常數 （1）定義：電離常數受溫度影響，與溶液濃度無關，溫度一定，電離常數一定。根據同一溫

2、度下電離常數的大小可判斷弱電解質電離能力的相對強弱。 （2）表達式：CH3COOHCH3COO + H+ Ka = CH3COOH+/ CH3COOH 注：弱酸的電離常數越大，H+越大，酸性越強；反之，酸性越弱。 H3PO4H2PO4 + H+ Ka1 = 7.1 103molL1 H2PO4HPO42 + H+ Ka2 = 6.2 108molL1 HPO42PO43 + H+ Ka3 = 4.5 1013molL1 注：多元弱酸各級電離常數逐級減少，且一般相差很大，故氫離子主要由第一步電離產生弱堿與弱酸具類似規(guī)律：NH3H2ONH4+ + OH Kb=NH4+OH/NH3H2O 室溫：Kb

3、（NH3H2O）= 1.7 105molL1 3. 電離度 =已電離的溶質分子數/原始溶質分子總數 100 注：同溫同濃度，不同的電解質的電離度不同 同一弱電解質，在不同濃度的水溶液中，電離度不同；溶液越稀，電離度越大。 4. 影響電離平衡的因素 內因：電解質本身的性質 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（若溫度變化不大，一般不考慮其影響） （2）濃度： 加水稀釋，電離平衡向電離的方向移動，即溶液濃度越小，弱電解質越易電離。 加入某強電解質（含弱電解離子），電離平衡向生成弱電解質的方向移動。 加入某電解質，消耗弱電解質離子，電離平衡向電離的方向移動。 思

4、考： 25，0.1mol/L醋酸溶液中，CH3COOHCH3COO+ H+，請?zhí)钕卤恚阂苿臃较騨(H+)molH+mol/LpH導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 【實驗探究】用pH試紙測定濃度均為0.1molL-1的CH3COONa、Na2CO3、NaCl、NH4Cl、Al2(SO4)3、KNO3等溶液的pH值。 實驗結果：呈中性的：NaCl、KNO3；而有的顯酸性：NH4Cl、Al2(SO4)3； 有的顯

5、堿性：CH3COONa、Na2CO3 為什么？（二）鹽類的水解 1. 鹽類水解的概念 （1）原理：CH3COONa溶液： CH3COONa = Na+ + CH3COO ； H2OOH+H+；CH3COO+H+CH3COOH 即：CH3COO+H2OCH3COOH + OH 故：溶液中OHH+，溶液顯堿性。 NH4Cl溶液：NH4Cl = NH4+ + Cl； H2OOH+H+；NH4+ + OHNH3H2O 即：NH4+ + H2O NH3H2O + H+ 故：溶液中H+OH，溶液呈酸性。 （2）定義：鹽電離產生的離子與水電離產生的H+或OH結合生成弱電解質，從而破壞了水的電離平衡，而使溶液

6、呈現不同程度的酸、堿性，叫鹽類的水解。 （3）實質：破壞水的電離平衡。 （4）規(guī)律：“有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解，誰強顯誰性，同強顯中性”。 （5）多元弱酸酸根離子的水解分步進行： CO32 + H2OHCO3 + OH HCO3+ H2OH2CO3 + OH （很小，可忽略） 多元弱堿陽離子的水解分步進行復雜，以總反應表示：Al3+ +3H2OAl(OH)3+3H+ 【說明】 水解反應一般程度都很小，水解產物很少，無明顯沉淀、氣體生成。 2. 水解平衡的移動 （1）影響鹽類水解平衡的因素 內因：鹽本身的性質， 組成鹽的酸或堿越弱，鹽的水解程度越大。 外因：溫度：升高溫度，平衡向水解的

7、方向移動鹽類的水解是吸熱反應。 思考：為什么熱的純堿溶液去污效果比冷的好？ 鹽溶液的濃度：鹽溶液的濃度越小，鹽就越易水解，加水稀釋促進鹽溶液的水解，平衡正方向移動，水解程度增大；如果增大鹽的濃度，水解平衡雖然正向移動，但水解程度減小。 溶液的酸堿性：加酸，抑制弱堿陽離子的水解；加堿，抑制弱酸根離子的水解。 思考：水解反應CH3COO + H2O CH3COOH + OH，現有0.1molL的醋酸鈉溶液，當下列條件改變時，將有關內容填入空格中：改變條件平衡移動方向水解程度OHpH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向右

8、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+ + H2O + ClSn（OH）Cl + H+【典型例題】 例1. 下列關于弱電解質的電離平衡常數的敘述中，正確的是

9、（ ） A. 弱電解質的電離平衡常數就是電解質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越大，酸性越強，常數只與弱電解質的本性及外界溫度有關 C. 同一溫度下，弱酸的電離平衡常數越大，酸性越強；弱堿的電離平衡常數越大，堿性越弱。 D. 多元弱酸的各級電離常數是逐級減小的，且差別很大 解析：弱電解質的電離平衡常數是達到電離平衡時，弱電解質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。這個比值必須是達到電離平衡時的，而不是其它任意時刻的。弱電解質的電離平衡常數是由弱電解質的本性決定的，并且受外界溫度的影響。同一溫度下，弱酸的電離平衡常數越大，酸性

10、越強；同樣，弱堿的電離平衡常數越大，堿性也越強。 對于某一特定弱電解質，溫度越高電離平衡常數越大。多元弱酸是分步電離的，其各級電離常數是逐級減小的且差別很大。 答案：BD 點評：本題考查電離平衡常數的概念 例2. 在CH3COOHCH3COO-+H+電離平衡時，要使電離平衡右移且H+濃度增大，應采取的措施是（ ） A. 加NaOH 固體 B. 加入少量鹽酸 C. 加水 D. 升高溫度 解析：對于醋酸電離平衡CH3COOHCH3COO-+H+ ，要使電離平衡右移且H+濃度增大，根據題目中提供的選項：加NaOH能消耗H+ ，從而使電離平衡右移但是氫離子濃度減?。患尤肷倭葵}酸，因增大H+，從而使平衡

11、左移；當加水稀釋溶液時，平衡右移，但由于稀釋作用使得氫離子濃度減??；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 點評：影響電離平衡的因素很多，處理問題要看什么條件 例3. 下列關于鹽的水解的敘述中，正確的是（ ） A. 鹽類的水解過程是中和反應的逆過程，是吸熱過程 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-的濃度永遠相等 D. 易水解的鹽溶液肯定不是中性的 解析：鹽類的水解過程是中和反應的逆過程，中和反應都是放熱反應，所以鹽類的水解過程都是吸熱過程；易水解的鹽溶于水后，弱離子會結合水電離出H+或OH-，都是促進

12、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離子結合，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，陰陽離子的水解程度相同，容液中的H+和OH-相等而呈中性。 答案：A 點評：本題考查鹽類水解的概念 例4. 在Na2CO3溶液中，下列離子濃度關系不正確的是（ ） A. c(Na+)c(CO32-)c(HCO3-)c(OH-) B. c(Na+) + c(H+)= c(OH-)+ c(HCO3-)+2 c(CO32-) C. c(Na+)=2c(CO32-)+ c(HCO3-)+ c(H2CO3) D. c(OH-)= c(H+)+ c

13、(HCO3-)+ 2c(H2CO3) 解析：在Na2CO3溶液中，Na2CO3全部電離，Na2CO3 = 2Na+ + CO32-,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錯誤。 根據溶液中電荷守恒，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

14、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答案正確。 答案：A 點評：判斷離子濃度大小需要綜合電離、水解等知識，還要利用各種守恒關系來靈活推斷。【模擬試題】（答題時間：30分鐘）一、選擇題 1. 對某弱酸溶液加熱時，下列敘述錯誤的是（ ） 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. 溶液的導電性增強 2. 用pH均為2的鹽酸和醋酸溶液，分別中和等體積.等物質的量濃度的 NaOH溶液，NaOH恰好被完全中和時，消耗鹽酸和醋酸溶液的體積分別為V1和V2，則V1和V2的關系正確的是（ ） A. V1

15、V2B. V1n B. m=n C. mNH4+H+OH- B. NH4+ SO42-=Na+OH-H+ C. Na+SO42-NH4+OH-H+ D. Na+NH4+H+ = 2SO42-+ OH-二. 填空題 11. 甲.乙兩瓶氨水的濃度分別為1molL-1 和0.1molL-1 ，則甲乙兩瓶氨水中OH-之比_10( 填“大于”“等于”或“小于”)。請說明理由：_。 12. 在a、b兩支試管中分別放入形態(tài)相同、質量相等的一顆鋅粒，然后向兩支試管中分別加入相同物質的量濃度、相同體積的稀鹽酸和醋酸。填寫下列空白： （1）a、b兩支試管中的現象相同點是；不同點是。原因是。 （2）a、b兩支試管中

16、生成氣體的體積開始時是ab（填，或，下同），反應完畢后生成氣體的總體積是ab，原因是。 13. 現有NH4Cl和氨水組成的混合液： （1）若溶液中pH=7，則該溶液中NH4+ _Cl-(填“”“7，則該溶液中NH4+ _Cl-。 （3）若NH4+;=;開始鹽酸中H+濃度大，反應快，但醋酸雖然慢，隨反應的進行不斷電離出H+，因與鹽酸等濃度、等體積，故最后產生的氫氣一樣多。 13. （1） （2） (3) 14. 產生白色沉淀，溶液由紅色變?yōu)闊o色；CO32水解呈堿性使酚酞變紅，CO32-+H2OHCO3-+ OH-，加入BaCl2后，CO32轉化為BaCO3沉淀，溶液中只有NaCl和BaCl2，呈中性。