高考化学易错点14电离平衡知识点讲解.docx

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高考化学易错点14电离平衡知识点讲解

易错点14电离平衡

瞄准高考

1．（2017新课标Ⅲ）NA为阿伏加德罗常数的值。

下列说法正确的是

A．0.1mol的11B中，含有0.6NA个中子

B．pH=1的H3PO4溶液中，含有0.1NA个H+

C．2.24L（标准状况）苯在O2中完全燃烧，得到0.6NA个CO2分子

D．密闭容器中1molPCl3与1molCl2反应制备PCl5（g），增加2NA个P﹣Cl键

【答案】A

2．（2017新课标Ⅱ）改变0.1mol•L—1二元弱酸H2A溶液的pH，溶液中的H2A、HA—、A2—的物质的量分数δ（x）随pH的变化如图所示[已知δ（x）=c（x）/（c（H2A）+c（HA—）+c（A2—）]）。

下列叙述错误的是

A．pH=1.2时，c（H2A）=c（HA—）B．lg[K2（H2A）]=﹣4.2

C．PH=2.7时，c（HA—）＞c（H2A）=c（A2—）D．pH=4.2时，c（HA﹣）=c（A2—）=c（H2A）

【答案】D

【解析】A．由图象可知pH=1.2时，H2A与HA—的曲线相交，则c（H2A）=c（HA—），故A正确；B．pH=4.2时，c（H+）=10—4.2mol/L，c（HA—）=c（A2—），K2（H2A）=c（A2—）·c（H+）/c（HA—）==10—4.2，则lg[K2（H2A）]=﹣4.2，故B正确；C．由图象可知，PH=2.7时，c（H2A）=c（A2—），由纵坐标数据可知c（HA—）＞c（H2A）=c（A2—），故C正确；D．pH=4.2时，c（HA﹣）=c（A2—），但此时c（H2A）≈0，故D错误。

3．（2017江苏）常温下，Ka（HCOOH）=1.77×10—4，Ka（CH3COOH）=1.75×10—5，Kb（NH3•H2O）=1.76×10—5，下列说法正确的是

A．浓度均为0.1mol•L﹣1的HCOONa和NH4Cl溶液中阳离子的物质的量浓度之和：

前者大于后者

B．用相同浓度的NaOH溶液分别滴定等体积pH均为3的HCOOH和CH3COOH溶液至终点，消耗NaOH溶液的体积相等

C．0.2mol•L—1HCOOH与0.1mol•L—1NaOH等体积混合后的溶液中：

C（HCOO—）+c（OH—）=c（HCOOH）+c（H+）

D．0.2mol•L﹣1CH3COONa与0.1mol•L﹣1盐酸等体积混合后的溶液中（pH＜7）：

c（CH3COO—）＞c（Cl—）＞c（CH3COOH）＞c（H+）

【答案】AD

锁定考点

一.影响电离平衡的因素

⑴浓度：

同一弱电解质，增大溶液的物质的量浓度，电离平衡将向电离的方向移动，但电解质的电离程度减小；稀释溶液时，电离平衡将向电离方向移动，且电解质的电离程度增大。

在醋酸的电离平衡CH3COOH

CH3COO-+H+加水稀释，平衡向右移动，电离程度变大，但c（CH3COOH）、c（H+）、c（CH3COO-）变小，加入少量冰醋酸，平衡向右移动，c（CH3COOH）、c（H+）、c（CH3COO-）增大，但电离程度变小。

⑵温度：

温度越高，电离程度越大

由于弱电解质的电离一般是吸热的，因此升高温度，电离平衡将向电离方向移动，弱电解质的电离程度将增大。

⑶同离子效应加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，使电离平衡向逆反应方向移动。

⑷化学反应加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使平衡向电离方向移动。

二.以电离平衡CH3COOHCH3COO-+H+为例，各种因素对电离平衡的影响可归纳为下表：

移动方向

c（H+）

n（H+）

c（OH-）

导电能力

电离程度

加水稀释

向右

减小

增多

增多

减弱

增大

加冰醋酸

向右

增大

增多

减小

增强

减小

升高温度

向右

增大

增多

增多

增强

增大

加NaOH（s）

向右

减小

减少

增多

增强

增大

H2SO4（浓）

向左

增大

增多

减少

增强

减小

加醋酸铵（s）

向左

减小

减少

增多

增强

减小

加金属Mg

向右

减小

减少

增多

增强

增大

加CaCO3（s）

向右

减小

减少

增多

增强

增大

三.电离方程式的书写

（1）强电解质用“＝”，弱电解质用“

”

（2）多元弱酸分步电离，以第一步为主：

　例如：

NaCl=Na++Cl－　

NH3·H2O

NH4++OH—

H3PO4

H++H2PO4—（为主）

（3）酸式盐：

强酸的酸式盐完全电离，一步写出，如NaHSO4＝Na++H++SO42一。

弱酸的酸式盐强中有弱酸根离子的要分步写出：

如NaHCO3＝Na++HCO3一；HCO3一

CO32一+H+

（4）Al（OH）3是中学涉及的一种重要的两性氢氧化物，存在酸式电离和碱式电离：

Al3++3OH-

Al（OH）3

AlO2-+H++H2O

【拓展提升】

电解质溶液的导电性和导电能力

⑴电解质不一定导电（如NaCl晶体、无水醋酸），导电物质不一定是电解质（如石墨），非电解质不

导电，但不导电的物质不一定是非电解质。

⑵电解质溶液导电能力是由溶液中自由移动的离子浓度决定的，离子浓度大，导电能力强；离子浓度小，导电能力弱。

离子浓度大小受电解质的强弱和溶液浓度大小的决定。

所以强电解质溶液导电能力不一定强，弱电解质溶液导电能力也不一定弱。

【名师点拨】

电解质的电离情况分类说明：

①NaCl、NaOH等盐、强碱类离子化合物在水溶液里或熔融状态下都能发生电离，都能导电。

②　Na2O、MgO等活泼金属氧化物类离子化合物在熔融状态下能电离且能导电，或与水反应（Na2O），或不溶于水，因此不谈他们在水溶液中的电离。

③H2SO4，HCl，CH3COOH等酸类共价化合物在水溶液中能电离，能导电，但在熔融状态下不电离、不导电，在其纯溶液中只有分子，没有离子。

注意：

共价化合物在熔融状态下不发生电离。

④NaHCO3、NH4Cl等热稳定性差的盐类电解质受热易分解，因此只谈它们在水溶液中的电离。

⑤强酸的酸式盐在熔融状态下和水溶液里的电离程度是不同的：

NaHSO4溶于水NaHSO4=Na++H++SO42－，NaHSO4熔融状态下NaHSO4=Na++HSO4－

四.电离平衡常数

1.一元弱酸：

CH3COOH

H＋＋CH3COO－

2.一元弱碱：

NH3·H2O

NH4++OH—

（1）电离平衡常数是温度函数，温度不变K不变，不随浓度的改变而改变。

（2）K值越大，该弱电解质较易电离，其对应的弱酸弱碱较强；K值越小，该弱电解质越难电离，其对应的弱酸弱碱越弱；即K值大小可判断弱电解质相对强弱。

（3）多元弱酸是分步电离的，一级电离程度较大，产生H+，对二级、三级电离产生抑制作用。

如：

H3PO4

H＋＋H2PO

K1＝7.1×10－3

H2PO

H＋＋HPO

K2＝6.3×10－8

HPO

H＋＋PO

K3＝4.20×10－13

【名师点拨】

①　电离常数表达式中各组分的浓度均为平衡浓度．

②　多元弱酸溶液中的c（H＋）是各步电离产生的c（H＋）的总和，在每步的电离常数表达式中的c（H＋）是指溶液中H＋的总浓度而不是该步电离产生的c（H＋）．

③　电离常数的特征．同一弱电解质的稀溶液的电离常数的大小与溶液的浓度无关，只随温度的变化而变化．温度不变，K值不变；温度不同，K值也不同．但由于电离常数随温度的变化不大，在室温时，可不考虑温度对电离常数的影响．

④　电离常数的意义

a表明弱电解质电离的难易程度．K值越大，离子浓度越大，该电解质越易电离；反之，电解质越难电离。

b比较弱酸或弱碱相对强弱．例如在25℃时，HNO2的K＝4.6×10－4，CH3COOH的K＝1.8×10－5，因此HNO2的酸性比CH3COOH的酸性强。

小题快练

1．25℃时，向盛有50mLpH＝2的HA溶液的绝热容器中加入pH＝13的NaOH溶液，实验测得加入NaOH溶液的体积（V）与所得混合溶液的温度（T）的关系如下图所示。

下列叙述正确的是

A．HA溶液的物质的量浓度为0.01mol·L－1

B．b→c的过程中，温度降低的原因是溶液中发生了吸热反应

C．a→b的过程中，混合溶液中可能存在：

c（A－）＝c（Na＋）

D．25℃时，HA的电离常数K约为1.25×10－2

【答案】C

2．25 ℃时，在“H2A-HA--A2-”的水溶液体系中，H2A、HA-和A2- 三者中各自所占的物质的量分数（α） 随溶液pH 变化的关系如图所示。

下列说法不正确的是（）

A．Ka1（H2A）= 10-2、Ka2（H2A）= 10-5

B．pH=6 时，c（HA-）∶c（A2-）= 1∶10

C．NaHA 溶液中，HA-的水解能力小于HA-的电离能力

D．在含H2A、HA-和A2-的溶液中，若c（H2A）+2c（A2-）+c（OH-）=c（H+） ，则α （H2A）和α（HA-）一定相等

【答案】D

3．25℃时，将pH均为2的HCl与HX的溶液分别加水稀释，溶液pH随溶液体积变化的曲线如图所示。

下列说法不正确的是

A．a、b两点:

c（X-）

a

C．稀释前，c（HX）>0.01mol/LD．溶液体积稀释到10倍，HX溶液的pH<3

【答案】A

【解析】A．盐酸是强酸，完全电离，HX为弱酸，部分电离，相同温度下，相同pH值的盐酸和HX溶液，HX浓度大，溶液稀释时，HX进一步电离，其溶液中离子浓度大于盐酸的离子浓度，所以a、b两点：

c（X-）＞c（Cl-），故A错误；B．盐酸是强酸，完全电离，HX为弱酸，部分电离，相同温度下，相同pH值的盐酸和醋酸溶液，HX浓度大，溶液稀释时，HX进一步电离，其溶液中离子浓度大于盐酸的离子浓度，溶液的导电性：

a＜b，故B正确；C．HX为弱酸，pH=2时，c（HX）＞0.01mol/L，故C正确；D．HX为弱酸，溶液稀释时，HX进一步电离，pH=2的HX，稀释10倍，HX溶液的pH＜3，故D正确。

4．类比pH的定义，对于稀溶液可以定义pC=-lgC，pKa=-lgKa。

常温下，某浓度H2A溶液在不同pH值下，测得pC（H2A）、pC（HA-）、pC（A2-）变化如图所示。

下列说法正确的是

A．pH=3.50时，c（H2A）>c（HA-）>c（A2-）

B．常温下，pKa1（H2A）=5.30，pKa2（H2A）=0.80

C．b点时，

=104.50

D．pH=3.00~5.30时，c（H2A）+c（HA-）+c（A2-）先增大后减小

【答案】C

5．室温下，H3AsO3和H3AsO4水溶液中含砷的各物种的分布分数（平衡时某物种的浓度占各物种浓度之和的分数）与pH的关系分别如图-1和图-2所示。

下列说法错误的是（）

A．H3AsO3和Na2HAsO4水溶液可以发生复分解反应

B．H3AsO4水溶液中存在:

C．向H3AsO4的溶液中加入一定量的NaOH溶液至pH=5时，

D．室温下向含0.2molH3AsO4的溶液中加入12gNaOH固体，所得溶液的pH=7

【答案】A

6．亚氯酸钠（NaClO2）在溶液中会生成ClO2、HClO2、ClO2－、Cl－等，其中HClO2和ClO2都是具有漂白作用。

已知pOH=-lgc（OH－），经测定25℃时各组分含量随pOH变化情况如图所示（Cl－没有画出），此温度下，下列分析正确的是

A．HClO2的电离平衡常数的数值Ka=10－8

B．pOH=11时，ClO2－部分转化成ClO2和Cl－离子的方程式为：

5ClO2－+2H2O=4ClO2+Cl－+4OH－

C．pH=7时，溶液中含氯微粒的浓度大小为：

c（HClO2）＞c（ClO2－）＞c（ClO2）＞c（Cl－）

D．同浓度的HClO2溶液和NaClO2溶液等体积混合，则混合溶液中有：

c（Na＋）+c（OH－）=c（H＋）+c（HClO2）

【答案】D

7．部分弱电解质的电离常数如下表:

弱电解质

HCOOH

HCN

H2CO3

电离常数（25℃）

Ka=1.8×10-4

Ka=4.9×10-10

Ka1=4.3×10-7Ka2=5.6×10-11

下列说法错误的是

A．结合H+的能力:

CO32->CN->HCO3->HCOO-

B．2CN－＋H2O＋CO2=2HCN＋CO32-

C．中和等体积、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者

D．25℃时，反应HCOOH+CN-

HCN+HCOO-的化学平衡常数3.67×105

【答案】B

【解析】A.由HCOOH、HCN的电离常数Ka=1.8×10-4、Ka=4.9×10-10，H2CO3的电离常数Ka1=4.3×10-7、Ka2=5.6×10-11，结合H+的能力:

CO32->CN->HCO3->HCOO-，故A正确；B.根据电离平衡常数有CN－＋H2O＋CO2=HCN＋HCO3-，故B错误；C.因为HCOOH比HCN酸性强，中和等体积、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者，故C正确；D.25℃时，反应HCOOH+CN-

HCN+HCOO-的化学平衡常数K=cHCOO-）

c（HCN）/cHCOOH）

c（CN-）=Ka（HCOOH）/Ka（（HCN）=1.8×10-4/4.9×10-10=3.67×105,D正确。

8．下列有关水电离情况的说法正确的是

A．25℃，pH=12的烧碱溶液与纯碱溶液，水的电离程度相同

B．其它条件不变，CH3COOH溶液在加水稀释过程中，c（OH－）/c（H＋）一定变小

C．其它条件不变，稀释氢氧化钠溶液，水的电离程度减小

D．其它条件不变，温度升高，水的电离程度增大，Kw增大

【答案】D

9．已知室温时，0.1mol·L-1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，下列叙述错误的是

A．该溶液的pH=4

B．升高温度，溶液的pH增大

C．此酸的电离常数约为1×10-7

D．稀释HA溶液时，不是所有粒子浓度都一定会减小

【答案】B

【解析】A.0.1mol·L-1某一元酸HA在水中有发生电离，说明溶液中c（H+）=.0.1

0.1%=10-4，pH=4，故A项正确；B.升温促进电离，溶液的c（H+）增大，pH减小，故B项错误；C.此酸的电离平衡常数约为c（H+）

c（A-）/c（HA）=10-8/0.1=1×10-7，故C项正确；D.稀释HA溶液时，溶液中c（H+）、c（A-）、c（HA）粒子浓度都减小，而c（OH－）浓度增大，故D错误。

10．常温下，Ka（HCOOH）=1.77xlO-4,Ka（CH3OOH）=Kb（NH3•H20）=1.75x10-5,下列说法不正确的是（）

A．浓度均为0.1mol•L-1的HCOOH和NH3•H20溶液中：

c（HCOO-）>c（NH4+）

B．用相同浓度的NaOH溶液分别滴定等体积pH均为3的HCOOH和CH3COOH溶液至终点，HCOOH消耗NaOH溶液的体积比CH3COOH小

C．0.1mol•L-1CH3COOH溶液与0.1mol•L-1NaOH溶液等体积混合后，溶液的pH=7

D．pH=7的HCOOH和NH3•H20的混合溶液中，c（HCOO—）=c（NH4+）

【答案】C

11．25℃时，草酸溶液中部分微粒物质的量浓度和溶液的pH随NaOH溶液的加入变化如图所示。

其中c（H2C2O4）+c（HC2O4－）+c（C2O42－）=0.1mol/L，下列说法不正确的是

A．H2C2O4的Ka2数量级为10－5

B．NaHC2O4溶液中，c（Na+）＞c（HC2O4－）＞c（H+）＞c（OH－）

C．0.1mol/L的H2C2O4溶液，H2C2O4的电离度为80%

D．pH=7.0的溶液中，c（Na+）=0.1+c（C2O42－）-c（H2C2O4）

【答案】C

12．常温下，向20mL0.1mol/L醋酸溶液中滴加0.1mol/L的氢氧化钠溶液，测定结果如下图所示。

下列解释不正确的是

A．0.1mol/L醋酸溶液pH约为3，说明醋酸是弱电解质

B．m大于20

C．a点表示的溶液中，c（CH3COO—）>c（Na+）

D．b点表示的溶液中，溶质为醋酸钠和氢氧化钠

【答案】B

【解析】A.常温下，0.1 mol/L的醋酸的pH为3，说明醋酸不完全电离，则能证明醋酸是弱酸，故A正确；B.当CH3COOH与NaOH恰好完全反应生成CH3COONa时，由于CH3COO-水解使得溶液呈碱性，所以pH=7时溶液中溶质应为CH3COONa和CH3COOH，即m<20，故B错误；C.A点溶液显酸性，即c（H+）>c（OH-），由电荷守恒可知，c（H+）+（Na+）=c（OH-）+c（CH3COO-），所以c（CH3COO—）>c（Na+），故C正确；D.b点表示氢氧化钠过量，溶质为醋酸钠和氢氧化钠，故D正确。

13．相同温度下，关于盐酸和醋酸两种溶液的比较，下列说法正确的是

A．pH相等的两溶液：

c（CH3COO-）=c（Cl-）

B．体积和pH值相同的二种酸，中和相同物质的量的NaOH时，盐酸的体积小

C．同pH值不同体积时，稀释相同倍数后，醋酸溶液的pH值大

D．相同浓度的两溶液，分别与NaOH固体反应后呈中性的溶液中（忽略溶液体积变化）：

c（CH3COO）=c（Cl-）

【答案】A

14．室温下，将0.10mol·L-1盐酸滴入20.00mL0.10mol·L-1氨水中，溶液中pH和pOH随加入盐酸体积变化曲线如图所示。

已知：

pOH＝－lgc（OH-），下列正确的是（）

A．M点所示溶液中可能存在c（Cl-）>c（NH4+）

B．N点所示溶液中可能存在c（NH4+）+c（NH3•H2O）=c（Cl-）

C．Q点盐酸与氨水恰好中和

D．M点到Q点所示溶液中水的电离程度先变大后减小

【答案】B

【解析】A项，M点溶液呈碱性，c（OH-）>c（H+），根据电荷守恒可得：

c（Cl-）c（OH-），根据电荷守恒可得：

c（NH4+）

），故B正确；C项，盐酸与氨水恰好中和得到NH4Cl溶液呈酸性，而Q点溶液呈中性，氨水稍过量，故C错误；D项，氨水中水的电离被抑制，滴加盐酸生成氯化铵，使水的电离程度增大，Q点时溶液呈中性，水的电离既不被抑制也不被促进，所以M点到Q点所示溶液中水的电离程度增大，故D错误。

15．常温下，将一定浓度的盐酸和醋酸加水稀释，溶液的导电能力随溶液体积变化的曲线如图所示。

下列说法正确的是（　　）

A．两溶液稀释前的浓度相同

B．a、b、c三点溶液的pH由大到小顺序为a>b>c

C．a点的Kw值比b点的Kw值大

D．a点水电离的n（H＋）大于c点水电离的n（H＋）

【答案】D