2019年高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 專題8.1 弱電解質(zhì)的電離平衡(講).doc
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專題8.1 弱電解質(zhì)的電離平衡 1、鞏固對(duì)電解質(zhì)、強(qiáng)弱電解質(zhì)概念的理解。2、了解弱電解質(zhì)電離平衡的建立及移動(dòng)的影響因素。3、能對(duì)溶液的導(dǎo)電能力判斷及對(duì)強(qiáng)弱酸堿進(jìn)行比較。4、了解電離平衡常數(shù)的含義及應(yīng)用。 一、強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì) (一)電解質(zhì)和非電解質(zhì)電解質(zhì):在水溶液里或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物。非電解質(zhì):在水溶液里和熔融狀態(tài)下不能導(dǎo)電的化合物?!咀⒁狻?、電解質(zhì)和非電解質(zhì)的范疇都是化合物,所以單質(zhì)既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)。2、化合物為電解質(zhì),其本質(zhì)是自身能電離出離子,有些物質(zhì)溶于水時(shí)所得溶液也能導(dǎo)電,但這些物質(zhì)自身不電離,而是生成了一些電解質(zhì),則這些物質(zhì)不屬于電解質(zhì)。如:SO2、SO3、CO2、NO2等。3、常見(jiàn)電解質(zhì)的范圍:酸、堿、鹽、離子型氧化物。4、溶劑化作用:電解質(zhì)溶于水后形成的離子或分子并不是單獨(dú)存在的,而是與水分子相互吸引、相互結(jié)合,以“水合離子”或“水合分子”的形態(tài)存在,這種溶質(zhì)分子或離子與溶劑相互吸引的作用叫做溶劑作用。(二)強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì):在溶液中能夠全部電離的電解質(zhì)。則強(qiáng)電解質(zhì)溶液中不存在電離平衡。弱電解質(zhì):在溶液中只是部分電離的電解質(zhì)。則弱電解質(zhì)溶液中存在電離平衡?!咀⒁狻?、強(qiáng)、弱電解質(zhì)的范圍:強(qiáng)電解質(zhì):強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、絕大多數(shù)鹽弱電解質(zhì):弱酸、弱堿、水2、強(qiáng)、弱電解質(zhì)與溶解性的關(guān)系:電解質(zhì)的強(qiáng)弱取決于電解質(zhì)在水溶液中是否完全電離,與溶解度的大小無(wú)關(guān)。一些難溶的電解質(zhì),但溶解的部分能全部電離,則仍屬?gòu)?qiáng)電解質(zhì)。如:BaSO4、BaCO3等。3、強(qiáng)、弱電解質(zhì)與溶液導(dǎo)電性的關(guān)系:溶液的導(dǎo)電性強(qiáng)弱與溶液中的離子濃度大小有關(guān)。強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性不一定強(qiáng),如很稀的強(qiáng)電解質(zhì)溶液,其離子濃度很小,導(dǎo)電性很弱。而弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性不一定弱,如較濃的弱電解質(zhì)溶液,其電離出的離子濃度可以較大,導(dǎo)電性可以較強(qiáng)。4、強(qiáng)、弱電解質(zhì)與物質(zhì)結(jié)構(gòu)的關(guān)系:強(qiáng)電解質(zhì)一般為離子化合物和一些含強(qiáng)極性鍵的共價(jià)化合物,弱電解質(zhì)一般為含弱極性鍵的化合物。5、強(qiáng)、弱電解質(zhì)在熔融態(tài)的導(dǎo)電性:離子型的強(qiáng)電解質(zhì)由離子構(gòu)成,在熔融態(tài)時(shí)產(chǎn)生自由移動(dòng)的離子,可以導(dǎo)電。而共價(jià)型的強(qiáng)電解質(zhì)以及弱電解質(zhì)由分子構(gòu)成,熔融態(tài)時(shí)仍以分子形式存在,所以不導(dǎo)電。【規(guī)律總結(jié)】對(duì)比強(qiáng)、弱電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì) 弱電解質(zhì)定義在水溶液中或熔融狀態(tài)下完全電離成離子的電解質(zhì)在水溶液中或熔融狀態(tài)下部分電離的電解質(zhì)化合物類型離子化合物及具有強(qiáng)極性鍵的共價(jià)化合物某些具有弱極性鍵的共價(jià)化合物 電離程度完全電離部分電離電離過(guò)程不可逆過(guò)程,無(wú)電離平衡可逆過(guò)程,存在電離平衡溶液中存在的微粒(水分子不計(jì))只存在電離出的陰、陽(yáng)離子,不存在電解質(zhì)分子既存在電離出的陰、陽(yáng)離子,又存在電解質(zhì)分子實(shí)例絕大多數(shù)的鹽(包括難溶性鹽)強(qiáng)酸:H2SO4、HCl、HClO4等強(qiáng)堿:Ba(OH)2、Ca(OH)2等CH3COOH等弱酸:H2CO3、弱堿:NH3H2O、Cu(OH)2、Fe(OH)3等電離方程式KNO3=KNOH2SO4=2HSONH3H2ONHOHH2SHHSHSHS2 【典型例題1】【廣東北師大東莞石竹附屬學(xué)校2019屆高三9月月考】下列說(shuō)法不正確的是 ( )將BaSO4放入水中其溶液不能導(dǎo)電,所以BaSO4是非電解質(zhì)氨溶于水得到的氨水能導(dǎo)電,所以氨水是電解質(zhì)固態(tài)共價(jià)化合物不導(dǎo)電,熔融態(tài)的共價(jià)化合物可以導(dǎo)電固態(tài)離子化合物不導(dǎo)電,熔融態(tài)的離子化合物也不導(dǎo)電強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力一定比弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力強(qiáng)A 僅 B 僅 C 僅 D 【答案】D 【點(diǎn)評(píng)】電解質(zhì)是指在水溶液或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物,注意導(dǎo)電有條件,水溶液或熔融狀態(tài)二者其一即可。電解質(zhì)必須是化合物,單質(zhì)或混合物不是電解質(zhì)。溶液導(dǎo)電是本身電離造成的,如二氧化碳或二氧化硫或氨氣,其水溶液導(dǎo)電,是因?yàn)榘l(fā)生了化學(xué)反應(yīng)生成其他化合物,但二氧化硫或二氧化碳或氨氣是非電解質(zhì)。【遷移訓(xùn)練1】【江蘇東臺(tái)創(chuàng)新學(xué)校2019屆高三9月月考】下列說(shuō)法正確的是 ( )A 水是弱電解質(zhì)B NaHCO3的電離方程式為NaHCO3=Na+H+CO32-C KClO3和SO3溶于水后能導(dǎo)電,故KClO3和SO3為電解質(zhì)D BaSO4的水溶液不易導(dǎo)電,故BaSO4是弱電解質(zhì)【答案】A 二、弱電解質(zhì)的電離平衡1、電離平衡的定義弱電解質(zhì)的電離平衡指在一定條件(溫度、濃度)下,弱電解質(zhì)電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等時(shí)的狀態(tài)。2、電離平衡的建立與特征 開(kāi)始時(shí),v(電離)最大,而v(結(jié)合)為0。平衡的建立過(guò)程中,v(電離)v(結(jié)合)。當(dāng)v(電離)v(結(jié)合)時(shí),電離過(guò)程達(dá)到平衡狀態(tài)?!咀⒁馐马?xiàng)】理解弱電解質(zhì)的電離平衡時(shí)需注意以下方面:(1)電離方程式中用“ ”,如:CH3COOHCH3COO-+H+。(2)從導(dǎo)電實(shí)驗(yàn)可知,弱電解質(zhì)少部分電離,大部分以分子形式存在,決定了它在離子方程式書寫中保留分子形式。如醋酸和燒堿溶液中和反應(yīng)的離子方程式應(yīng)寫成:CH3COOH+OH= CH3COO+H2O。(3)導(dǎo)電性強(qiáng)弱與電解質(zhì)強(qiáng)弱的關(guān)系:電解質(zhì)的強(qiáng)弱由物質(zhì)內(nèi)部結(jié)構(gòu)決定,電解質(zhì)的強(qiáng)弱在一般情況下影響著溶液導(dǎo)電性的強(qiáng)弱。導(dǎo)電性強(qiáng)弱是由溶液離子濃度大小決定的。如果某強(qiáng)電解質(zhì)溶液濃度很小,那么它的導(dǎo)電性可以很弱,而某弱電解質(zhì)雖然電離程度很小,但如果濃度較大時(shí),該溶液的導(dǎo)電能力也可以較強(qiáng)。因此,強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力不一定強(qiáng),弱電解質(zhì)的導(dǎo)電能力也不一定弱。2、電離平衡常數(shù)(1)概念:在一定條件下,弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡時(shí),溶液中電離所產(chǎn)生的各種離子濃度的乘積跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個(gè)常數(shù),這個(gè)常數(shù)叫做電離平衡常數(shù),簡(jiǎn)稱電離常數(shù),用K表示(酸用Ka表示,堿用 Kb表示)。(2)表示方法:ABA+B- K= 一元弱酸HA的電離常數(shù):根據(jù)HAHA,可表示為Ka。一元弱堿BOH的電離常數(shù):根據(jù)BOHBOH,可表示為Kb。(3)K的意義:K值越大,表示該電解質(zhì)較易電離,所對(duì)應(yīng)的弱酸弱堿較強(qiáng)。從Ka或Kb的大小,可以判斷弱酸和弱堿的相對(duì)強(qiáng)弱,例如弱酸的相對(duì)強(qiáng)弱: H2SO3(Ka1=1.510-2) H3PO4(Ka1=7.510-3)HF(Ka=7.210-4) HNO2(Ka1=4.610-4) HCOOH(Ka=1.810-4) CH3COOH(Ka=1.810-5) H2CO3(Ka1=4.310-7) H2S(Ka1=9.110-8)(4)影響K值大小的因素(5)多元弱酸的電離。多元弱酸是分步電離的,且越向后的電離越困難,其電離出來(lái)的離子濃度也越小,酸性主要由第一步電離決定。如 H3PO4的電離:第一步電離:H3PO4H+H2PO K1第二步電離:H2POH+HPO (較難) K2第三步電離:HPOH+PO (困難) K3顯然: K1K2K3。在磷酸溶液中,由H3PO4電離出來(lái)的離子有H+、H2PO、HPO、PO等離子其離子濃度的大小關(guān)系為:c(H+)c(H2PO)c(HPO)c(PO) 。3、電離度弱電解質(zhì)在水中的電離達(dá)到平衡狀態(tài)時(shí),已電離的溶質(zhì)的分子數(shù)占原有溶質(zhì)分子總數(shù)的百分率,稱為電離度。常用表示:=100%【典型例題2】【云南峨山彝族自治縣一中2018屆高三第四次模擬】在相同溫度時(shí),100 mL 0.01 mol/L的醋酸溶液與10mL 0.l mol/L的醋酸溶液相比較,下列數(shù)值前者大于后者的是 ( )A 中和時(shí)所需NaOH的量 B 與Mg反應(yīng)的起始速率C OH-的物質(zhì)的量濃度 D 溶液中【答案】C【解析】A中和時(shí)所需NaOH的量與醋酸的物質(zhì)的量成正比,n(CH3COOH)=0.01mol/L0.1L=0.1mol/L0.01L=0.001mol,兩種酸的物質(zhì)的量相等,則消耗的NaOH相等,故A錯(cuò)誤;B反應(yīng)速率與氫離子濃度成正比,前者醋酸溶液中c(H+)前者小于后者,所以開(kāi)始與鎂反應(yīng)速率:前者小于后者,故B錯(cuò)誤;C醋酸溶液中c(OH-)與溶液中c(H+)成反比,溶液中c(H+)前者小于后者,所以c(OH-)前者大于后者,故C正確;D溶液中=Ka,電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān),溫度不變,電離平衡常數(shù)不變,故D錯(cuò)誤;故選C?!军c(diǎn)評(píng)】明確弱電解質(zhì)電離程度與濃度關(guān)系、電離平衡常數(shù)影響因素等知識(shí)點(diǎn)是解本題關(guān)鍵。注意A中消耗的NaOH的量與最終酸電離出的n(H+)成正比,與酸的濃度、電解質(zhì)強(qiáng)弱都無(wú)關(guān)?!具w移訓(xùn)練2】【廣西賀州平桂高級(jí)中學(xué)2019屆高三摸底】下列關(guān)于電離常數(shù)(K)的說(shuō)法正確的是 ( )A 電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān),升高溫度,K值減小B 電離常數(shù)K與溫度無(wú)關(guān)C 電離常數(shù)(K)越小,表示弱電解質(zhì)的電力能力越弱D 多元弱酸各步電離常數(shù)相互關(guān)系為K1K2K3【答案】C 三、影響電離平衡的因素1、內(nèi)因 弱電解質(zhì)本身的性質(zhì),如常溫下K(HF)K(CH3COOH)。2、外因 以CH3COOHCH3COO-+H+為例(1)溫度 弱電解質(zhì)的電離過(guò)程一般是吸熱的,溫度越高,電離程度越大。如升高溫度,電離平衡向右移動(dòng),CH3COOH電離程度增大,c(H+)、c(CH3COO-)增大。(2)濃度在一定溫度下,同一弱電解質(zhì)溶液,濃度越小,越易電離。如加水稀釋CH3COOH溶液,電離平衡向右移動(dòng),電離程度增大。n(CH3COO-)、n(H+)增大,但c(CH3COO-)、c(H+)減小。(3)同離子效應(yīng)在弱電解質(zhì)溶液中加入同弱電解質(zhì)具有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì),電離平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)。例如 0.1 mol/L的醋酸溶液中存在如下平衡CH3COOHCH3COO-+H+。加入少量CH3COONa固體或HCl,由于增大了c(CH3COO-)或c(H+),使CH3COOH的電離平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)。前者使c(H+)減小,后者使c(H+)增大。(4)化學(xué)反應(yīng) 在弱電解質(zhì)溶液中加入能與弱電解質(zhì)電離產(chǎn)生的某種離子反應(yīng)的物質(zhì)時(shí),可使電離平衡向電離的方向移動(dòng)。例如,在CH3COOH溶液中加入NaOH或Na2CO3溶液,由于OH-+H+=H2O、CO+2H+= H2O+CO2,使c(H+)減小,平衡向著電離的方向移動(dòng)。點(diǎn)撥 稀釋弱電解質(zhì)溶液時(shí),平衡移動(dòng)的方向易誤判為逆向移動(dòng),把溶液中離子濃度的減小誤認(rèn)為是電離平衡逆向移動(dòng)造成的,實(shí)際上稀釋才是造成溶液中離子濃度減小的主要因素。【總結(jié)】電離過(guò)程是可逆過(guò)程,可直接用化學(xué)平衡移動(dòng)原理分析電離平衡。以0.1 molL1CH3COOH溶液為例:實(shí)例(稀溶液)CH3COOHHCH3COOH0改變條件平衡移動(dòng)方向n(H)c(H)導(dǎo)電能力Ka加水稀釋向右增大減小減弱不變加入少量冰醋酸向右增大增大增強(qiáng)不變通入HCl(g)向左增大增大增強(qiáng)不變加NaOH(s)向右減小減小增強(qiáng)不變加入鎂粉向右減小減小增強(qiáng)不變升高溫度向右增大增大增強(qiáng)增大加CH3COONa(s)向左減小減小增強(qiáng)不變 【典型例題3】【北京通州區(qū)2018屆高三二?!渴覝叵?,向10 mL pH3的CH3COOH溶液中加入下列物質(zhì),對(duì)所得溶液的分析正確的是 ( )加入的物質(zhì)對(duì)所得溶液的分析A90 mLH2O由水電離出的c(H+)10-10 molL1B0.1 mol CH3COONa固體c(OH-)比原CH3COOH溶液中的大C10 mL pH1的H2SO4溶液CH3COOH的電離程度不變D10 mL pH11的NaOH溶液c(Na+)c(CH3COO)c(OH-)c(H+)A A B B C C D D【答案】B 【點(diǎn)評(píng)】本題考查弱電解質(zhì)的電離平衡及影響平衡移動(dòng)的因素。由于弱電解質(zhì)是部分電離的,故溶液中離子濃度小于分子濃度,當(dāng)外界條件改變時(shí),弱電解質(zhì)的電離平衡會(huì)發(fā)生移動(dòng),可依據(jù)化學(xué)平衡移動(dòng)原理進(jìn)行分析;加水稀釋或增大弱電解質(zhì)的濃度,都使電離平衡向電離的方向移動(dòng),但加水稀釋時(shí)弱電解質(zhì)的電離程度增大,而增大濃度時(shí)弱電解質(zhì)的電離程度減小?!具w移訓(xùn)練3】【廣東汕頭2018屆高三3月模擬】氫硫酸中存在電離平衡:H2SH+HS-和HS-H+S2-。已知酸式鹽NaHS溶液呈堿性,若向10ml濃度為0.1mol/L的氫硫酸中加入以下物質(zhì),下列判斷正確的是 ( )A 加水,會(huì)使平衡向右移動(dòng),溶液中氫離子濃度增大B 加入20ml濃度為0.1mol/L NaOH溶液,則c(Na+)=c(HS-)+c(H2S)+2c(S2-)C 通入過(guò)量SO2氣體,平衡向左移動(dòng),溶液pH值始終增大D 加入10ml濃度為0.1mol/L NaOH溶液,則c(Na+)c(HS-)c(OH)c(H+)c(S2-)【答案】D 考點(diǎn)一:電離平衡常數(shù)及應(yīng)用根據(jù)酸堿的電離常數(shù)大小可進(jìn)行以下判斷:1、判斷弱酸(或弱堿)的相對(duì)強(qiáng)弱,電離常數(shù)越大,酸性(或堿性)越強(qiáng)。如相同條件下常見(jiàn)弱酸的酸性強(qiáng)弱:H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO。2、判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強(qiáng)弱,電離常數(shù)越大,對(duì)應(yīng)的鹽水解程度越小,堿性(或酸性)越弱。3、判斷復(fù)分解反應(yīng)能否發(fā)生,一般符合“強(qiáng)酸制弱酸”規(guī)律。4、判斷微粒濃度比值的變化。弱電解質(zhì)加水稀釋時(shí),能促進(jìn)弱電解質(zhì)的電離,溶液中離子和分子的濃度會(huì)發(fā)生相應(yīng)的變化,但電離常數(shù)不變,考題中經(jīng)常利用電離常數(shù)來(lái)判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。如:0.1 mol/L CH3COOH溶液中加水稀釋,加水稀釋時(shí),c(H)減小,K值不變,則增大。【典型例題4】【遼寧師大附中2018屆高三上期中】化學(xué)平衡常數(shù)K、弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)Ka或Kb及溶度積常數(shù)Ksp是高中化學(xué)中常見(jiàn)的幾種常數(shù)。它們都能反映相應(yīng)的可逆變化進(jìn)行的程度,下列關(guān)于以上常數(shù)的說(shuō)法正確的是 ( )A 若改變條件使可逆反應(yīng)平衡右移,則達(dá)到新的平衡時(shí)的平衡常數(shù)K一定增大B 一定溫度下,在a molL1的飽和石灰水中加入適量的b molL1 CaCl2溶液(ba),則一定有Ca(OH)2析出C 相同溫度時(shí),CH3COOH的電離平衡常數(shù)Ka與NH3H2O的電離平衡常數(shù)Kb相等,所以CH3COONH4的水溶液顯中性D 升高溫度,以上常數(shù)均增大【答案】C 【點(diǎn)評(píng)】本題考查電解質(zhì)溶液中有關(guān)離子平衡常數(shù)的理解,解答時(shí)需抓住各常數(shù)的意義以及影響因素分析。本題的易錯(cuò)點(diǎn)為B,容易忽視混合后溶液體積變化引起c(OH-)的變化而錯(cuò)選?!具w移訓(xùn)練4】【重慶綦江中學(xué)2018屆高三適應(yīng)性考試】常溫下,將pH=a的NaOH溶液與pH=b的醋酸溶液等體積混合后,兩者恰好完全反應(yīng),則該溫度下醋酸的電離平衡常數(shù)約為 ( )A 1014-a-2b B 10 a+b-14 C 10a-2b D 10a-2b+14【答案】A【解析】pH=b的醋酸溶液中c(H+)=c(CH3COOO-)=10-bmol/L,pH=a的NaOH溶液中c(OH-)=c(NaOH)=10a-14mol/L,將兩者等體積混合,恰好完全反應(yīng),則說(shuō)明醋酸的物質(zhì)的量濃度等于NaOH的物質(zhì)的量濃度,c(CH3COOH)約為10a-14mol/L,故該溫度下醋酸的電離平衡常數(shù)為1014-a-2b 。答案選A。 考點(diǎn)二:弱電解質(zhì)的判斷及應(yīng)用1、強(qiáng)酸與弱酸的性質(zhì)比較濃度均為0.01 molL1的強(qiáng)酸HA與弱酸HBpH均為2的強(qiáng)酸HA與弱酸HBpH或物質(zhì)的量濃度2pHHApHHB0.01 molL1c(HA)HBHAHB體積相同時(shí)與過(guò)量的堿反應(yīng)時(shí)消耗堿的量HAHBHAHB體積相同時(shí)與過(guò)量活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2的量HAHBHAc(B)c(A)c(B)分別加入固體NaA、NaB后pH變化HA:不變HB:變大HA:不變HB:變大加水稀釋10倍后3pHHApHHB2溶液的導(dǎo)電性HAHBHAHB水的電離程度HA1。角度二:弱電解質(zhì)溶液中存在電離平衡,條件改變,平衡移動(dòng),如pH1的CH3COOH加水稀釋10倍后,1pH7。(2)實(shí)驗(yàn)設(shè)計(jì)思路:以證明某酸(HA)是弱酸為例實(shí)驗(yàn)方法結(jié)論(1)測(cè)0.01 mol/L HA的pHpH=2,HA為強(qiáng)酸pH2,HA為弱酸(2)室溫下測(cè)NaA溶液的pHpH=7,HA為強(qiáng)酸pH7,HA為弱酸(3)相同條件下,測(cè)相同濃度的HA和HCl(強(qiáng)酸)溶液的導(dǎo)電性若導(dǎo)電性相同,HA為強(qiáng)酸;若HA導(dǎo)電性比HCl弱,HA為弱酸(4)測(cè)定同pH的HA與HCl稀釋相同倍數(shù)前后的pH變化若pH(HA)=pH(HCl),HA為強(qiáng)酸;pH(HA)pH(HCl),HA為弱酸(5)測(cè)定等體積、等pH的HA和鹽酸分別與足量鋅反應(yīng)產(chǎn)生H2的快慢及H2的量若反應(yīng)過(guò)程中HA產(chǎn)生H2較快且最終產(chǎn)生H2較多,則HA為弱酸(6)測(cè)定等體積、等pH的HA和鹽酸中和堿的量若耗堿量相同,HA為強(qiáng)酸;若HA耗堿量大,則HA為弱酸 【典型例題5】【浙江“七彩陽(yáng)光”聯(lián)盟2018屆高三上期中】室溫下,關(guān)于pH=3 的鹽酸和醋酸,下列說(shuō)法正確的是 ( )A 等體積的兩溶液,導(dǎo)電能力是鹽酸強(qiáng)B 等體積的鹽酸和醋酸溶液加水稀釋10倍后,c(Cl- )c(CH3COO-)C 將pH=3 的醋酸溶液稀釋后,溶液中所有離子的濃度均降低D 中和等體積等濃度的NaOH 溶液,醋酸消耗的體積多【答案】B 【點(diǎn)評(píng)】同pH的強(qiáng)酸和弱酸的比較題型屬于難點(diǎn)和易錯(cuò)點(diǎn),要把握兩種溶液的相同點(diǎn)和不同點(diǎn)。相同pH的鹽酸和醋酸,相同點(diǎn)是:氫離子濃度相同,與金屬單質(zhì)、堿反應(yīng)起始速率相同;不同點(diǎn)是:醋酸是弱酸,只發(fā)生微弱的電離,溶液中還存在大量的醋酸分子沒(méi)有發(fā)生電離,即醋酸的濃度大于鹽酸,在稀釋和反應(yīng)時(shí),醋酸會(huì)邊反應(yīng)邊電離,那么反應(yīng)過(guò)程中醋酸的速率大于鹽酸,相同體積的酸,醋酸中和能力更強(qiáng)。【遷移訓(xùn)練5】【2018年10月1日 每日一題一輪復(fù)習(xí)-強(qiáng)弱電解質(zhì)的判斷方法】下列事實(shí)中,能說(shuō)明MOH是弱堿的有 ( )0.1 molL1 MOH溶液可以使酚酞試液變紅0.1 molL1 MCl溶液呈酸性0.1 molL1 MOH溶液的導(dǎo)電能力比0.1 molL1 NaOH溶液弱等體積的0.1 molL1 MOH溶液與0.1 molL1 HCl溶液恰好完全反應(yīng)A B C D 【答案】B【解析】0.1 molL1 MOH溶液可以使酚酞試液變紅說(shuō)明其能電離出氫氧根離子,而不能說(shuō)明電離程度,所以不能證明其為弱電解質(zhì),故錯(cuò)誤;0.1 molL1 MCl溶液呈酸性,說(shuō)明其為強(qiáng)酸弱堿鹽,陽(yáng)離子水解而導(dǎo)致溶液顯酸性,則說(shuō)明堿為弱電解質(zhì),故正確;0.1 molL1 MOH溶液的導(dǎo)電能力比0.1 molL1 NaOH溶液弱,說(shuō)明溶液中離子濃度較小,說(shuō)明MOH部分電離,故正確;等體積的0.1 molL1 MOH溶液與0.1 molL1 HCl溶液恰好完全反應(yīng),如論是強(qiáng)堿還是弱堿,都恰好完全反應(yīng),故錯(cuò)誤。故選B。- 1.請(qǐng)仔細(xì)閱讀文檔,確保文檔完整性,對(duì)于不預(yù)覽、不比對(duì)內(nèi)容而直接下載帶來(lái)的問(wèn)題本站不予受理。
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- 2019年高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 專題8.1 弱電解質(zhì)的電離平衡講 2019 年高 化學(xué) 一輪 復(fù)習(xí) 專題 8.1 電解質(zhì) 電離 平衡
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