201x-201x版高中化學(xué)第3章物質(zhì)在水溶液中的行為微型專題5魯科版選修

1、微型專題5弱電解質(zhì)的電離平衡與鹽類的水解,第3章物質(zhì)在水溶液中的行為,學(xué)習(xí)目標(biāo)定位 1.正確理解弱電解質(zhì)的電離平衡及其平衡常數(shù)。 2.掌握鹽類水解的規(guī)律及其應(yīng)用。 3.會(huì)比較溶液中粒子濃度的大小,一、弱電解質(zhì)及其電離平衡,1.弱電解質(zhì)的證明 例1下列事實(shí)一定能證明HNO2是弱電解質(zhì)的是 常溫下NaNO2溶液的pH大于7 用HNO2溶液做導(dǎo)電實(shí)驗(yàn)，燈泡很暗 HNO2和NaCl不能發(fā)生反應(yīng) 0.1 molL1 HNO2溶液的pH2.1 NaNO2和H3PO4反應(yīng)，生成HNO2 0.1 molL1 HNO2溶液稀釋至100倍，pH約為3.9 A. B. C. D.全部,答案,解析,解析中證明 能水解

2、，證明HNO2為弱酸； 中未能指明濃度，也沒有參照物，不能說(shuō)明問題； 說(shuō)明HNO2酸性比HCl弱； 中說(shuō)明HHNO2，說(shuō)明HNO2部分電離，存在電離平衡，是弱電解質(zhì)； 中的H3PO4為中強(qiáng)酸，而被中強(qiáng)酸制備的酸必定是弱酸(沒有沉淀物)，弱酸即為弱電解質(zhì)； 中HNO2溶液被稀釋，H變化與HNO2變化不同步，證明存在電離平衡移動(dòng)，即為弱電解質(zhì),方法點(diǎn)拔,證明酸HA為弱電解質(zhì)的基本思路有兩種：一種是直接根據(jù)酸或其對(duì)應(yīng)鹽的性質(zhì)進(jìn)行實(shí)驗(yàn)設(shè)計(jì)，二是選擇一種已知的強(qiáng)酸進(jìn)行對(duì)照性實(shí)驗(yàn)設(shè)計(jì),教師用書獨(dú)具,相關(guān)鏈接三角度證明電解質(zhì)的強(qiáng)弱 角度一：是否存在電離平衡 (1)同溫度、同濃度的強(qiáng)酸溶液的導(dǎo)電性強(qiáng)于弱酸溶液

3、的導(dǎo)電性。 (2)pH相同的強(qiáng)酸和弱酸，弱酸的物質(zhì)的量濃度大于強(qiáng)酸的物質(zhì)的量濃度，酸體積相等時(shí)，與足量的活潑金屬反應(yīng)，產(chǎn)生H2多的是弱酸。 (3)相同pH、相同體積的強(qiáng)酸和弱酸，當(dāng)加水稀釋相同倍數(shù)時(shí)，pH變化大的為強(qiáng)酸，pH變化小的弱酸。 (4)稀釋濃的弱酸溶液，一般是H先增大后減小；稀釋濃的強(qiáng)酸溶液，H一直減小,5)相同pH、相同體積的強(qiáng)酸和弱酸分別與等物質(zhì)的量n(H)電離n(OH)電離的同元強(qiáng)堿發(fā)生中和反應(yīng)后，若溶液呈中性，該酸為強(qiáng)酸；若溶液呈酸性，則該酸為弱酸。 (6)中和相同體積、相同pH的強(qiáng)酸和弱酸，弱酸的耗堿量多于強(qiáng)酸。 角度二：是否存在水解平衡 (1)測(cè)定相應(yīng)強(qiáng)堿鹽的酸堿性，強(qiáng)酸

4、強(qiáng)堿鹽不水解，溶液呈中性，弱酸強(qiáng)堿鹽溶液水解顯堿性，且水解程度越大的酸根對(duì)應(yīng)的酸越弱。 (2)相同濃度、相同體積的強(qiáng)酸和弱酸分別與等物質(zhì)的量的同元強(qiáng)堿發(fā)生中和反應(yīng)后，若溶液呈中性，該酸為強(qiáng)酸；若溶液呈堿性，則該酸為弱酸,角度三：復(fù)分解反應(yīng)強(qiáng)酸制備弱酸 根據(jù)復(fù)分解反應(yīng)發(fā)生的條件可知，強(qiáng)酸可以和弱酸的鹽反應(yīng)生成弱酸和強(qiáng)酸的鹽，或弱酸和更弱酸的鹽反應(yīng)生成更弱的酸。如鹽酸能與石灰石反應(yīng)生成二氧化碳，由此可判斷酸性：鹽酸碳酸,2.強(qiáng)、弱酸(堿)稀釋時(shí)pH的變化規(guī)律 例2常溫下pH11的X、Y兩種堿溶液各10 mL，分別稀釋至1 000 mL，其pH與溶液體積(V)的關(guān)系如圖所示。下列說(shuō)法正確的是,A.X

5、、Y兩種堿的物質(zhì)的量濃度一定相等 B.稀釋后，X溶液堿性比Y溶液堿性強(qiáng) C.若9V(Y,答案,特別提醒,1)弱酸、弱堿在稀釋過(guò)程中既有濃度的變化，又有電離平衡的移動(dòng)，不能求得具體數(shù)值，只能確定其pH的范圍。 (2)酸、堿無(wú)限稀釋，pH無(wú)限接近于7，但不能超過(guò)7(25,3.強(qiáng)、弱電解質(zhì)的對(duì)比 例3pH3的兩種一元酸HX和HY溶液，分別取50 mL加入足量的鎂粉，充分反應(yīng)后，收集到H2的體積分別為V(HX)和V(HY)，若V(HX)V(HY)，則下列說(shuō)法正確的是 A.HX可能是強(qiáng)酸 B.HY一定是強(qiáng)酸 C.HX的酸性強(qiáng)于HY的酸性 D.反應(yīng)開始時(shí)二者生成H2的速率相等,答案,解析,解析本題考查了強(qiáng)

6、、弱酸的判斷及溶液酸性大小的比較。據(jù)題意，Mg粉足量，酸不足，應(yīng)根據(jù)酸的物質(zhì)的量來(lái)計(jì)算H2的體積，由V(HX)V(HY)，知pH相等時(shí)，HX的物質(zhì)的量濃度比HY的大，即HX是酸性比HY弱的弱酸，而無(wú)法判斷HY是強(qiáng)酸還是弱酸，故A、B、C項(xiàng)錯(cuò)誤； D項(xiàng)反應(yīng)開始時(shí)生成H2的速率取決于H，因?yàn)殚_始時(shí)H相等，故D項(xiàng)正確,易錯(cuò)辨析,強(qiáng)弱電解質(zhì)比較時(shí)，易錯(cuò)的是不知道用離子濃度還是利用物質(zhì)的量進(jìn)行比較，比較快慢時(shí)比的是溶液中存在的離子濃度的大?。槐容^多少時(shí)比的是溶質(zhì)物質(zhì)的量的大小,教師用書獨(dú)具,相關(guān)鏈接 1.強(qiáng)、弱酸(堿)稀釋時(shí)pH的變化規(guī)律 (1)對(duì)于pH相同的強(qiáng)酸與弱酸(或強(qiáng)堿與弱堿)溶液稀釋相同的倍數(shù)

7、，強(qiáng)酸(或強(qiáng)堿)溶液的pH變化幅度大。這是因?yàn)閺?qiáng)酸(或強(qiáng)堿)已完全電離，隨著水的加入，溶液中H(或OH)數(shù)目不會(huì)增多(不考慮水的電離)，濃度改變大，而弱酸(或弱堿)隨著水的加入，電離程度增大，H(或OH)數(shù)目會(huì)增多，濃度改變小,2)對(duì)于物質(zhì)的量濃度相同的強(qiáng)酸與弱酸(或強(qiáng)堿與弱堿)，稀釋相同的倍數(shù)，pH的變化幅度不同，強(qiáng)酸(或強(qiáng)堿)稀釋后pH變化幅度大,2.強(qiáng)弱電解質(zhì)的比較 (1)相同體積、相同物質(zhì)的量濃度的一元強(qiáng)酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較(見下表,2)相同體積、相同pH的一元強(qiáng)酸與一元弱酸的比較(見下表,4.酸、堿、鹽溶液中H或OH的計(jì)算與比較 例425 時(shí)，在等體積的pH0的H2

8、SO4溶液、0.05 molL1的Ba(OH)2溶液、pH10的Na2S溶液、pH5的NH4NO3溶液中，由水電離出的H之比是 A.1101010109 B.15(5109)(5108) C.1201010109 D.110104109,答案,解析,解析25 時(shí)，pH0的H2SO4溶液中由水電離出的H1014 molL1；0.05 molL1的Ba(OH)2溶液中OH0.05 molL120.1 molL1，根據(jù)KwHOH1.01014 mol2L2，則由水電離出的H1013 molL1；pH10的Na2S溶液中由水電離出的H104 molL1；pH5的NH4NO3溶液中由水電離出的H105m

9、olL1，故等體積上述溶液中由水電離出的H之比為101410131041051101010109，即選項(xiàng)A正確,特別提醒,酸堿抑制水的電離，酸中的OH、堿中的H全部來(lái)自水的電離；鹽類的水解促進(jìn)水的電離，若鹽溶液顯酸性，H全部來(lái)自水的電離；若鹽溶液呈堿性，OH全部來(lái)自水的電離,教師用書獨(dú)具,相關(guān)鏈接計(jì)算、比較溶液中H或OH的兩原則 (1)溶液中水電離產(chǎn)生的HOH。 (2)按照“促進(jìn)以大，抑制以小”的原則計(jì)算酸、堿、鹽溶液中水電離的H或OH 若在酸或堿溶液中，就選擇溶液中H、OH數(shù)值較小的，若在可水解的鹽溶液中，就選擇溶液中H、OH數(shù)值較大的,二、鹽類水解平衡,1.鹽類水解規(guī)律的應(yīng)用 例5相同物質(zhì)

10、的量濃度的NaCN、NaClO、Na2CO3相比，Na2CO3溶液的pH最大，NaClO溶液的pH最小，則下列說(shuō)法中正確的是 A.同溫、同濃度時(shí)，酸的強(qiáng)弱： HClO HCN H2CO3 B.同溫、同濃度時(shí)，酸溶液的pH：HClOHCN H2CO3 C.同體積、同濃度的HCN和HClO的與NaOH恰好完全反應(yīng)時(shí)，消耗NaOH 的物質(zhì)的量：HClOHCN D.同體積、同濃度的HCN和HClO的溶液中酸根離子濃度：CNClO,答案,解析,解析在相同濃度條件下，酸越弱，對(duì)應(yīng)鹽溶液的堿性越強(qiáng)，即pH較大?？梢源_定酸性： HClO，由于是同體積、同濃度的HCN和HClO與NaOH恰好反應(yīng)，故消耗NaOH

11、的量相同，所以A、B、C均錯(cuò)誤； 由于酸性越強(qiáng)電離程度越大，故CNClO，D正確,易錯(cuò)提醒,利用鹽的水解規(guī)律時(shí)一定把強(qiáng)堿弱酸鹽與酸的對(duì)應(yīng)關(guān)系找準(zhǔn)確，尤其是二元弱酸，如Na2CO3對(duì)應(yīng)的酸是 NaHCO3對(duì)應(yīng)的酸是H2CO3,教師用書獨(dú)具,相關(guān)鏈接鹽類水解的規(guī)律 (1)有弱才水解必須含有弱酸或弱堿的離子才能發(fā)生水解。 (2)無(wú)弱不水解強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽不發(fā)生水解。 (3)誰(shuí)弱誰(shuí)水解發(fā)生水解的是弱堿陽(yáng)離子或弱酸根陰離子。 (4)誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性組成鹽的酸根陰離子(堿性陽(yáng)離子)是強(qiáng)酸根(強(qiáng)堿的陽(yáng)離子)，則顯酸(堿)性。 (5)都弱都水解弱酸弱堿鹽因陰、陽(yáng)離子都能發(fā)生水解且兩水解過(guò)程可相互促進(jìn)，所以水解程度較大，少

12、數(shù)可以完全水解，稱為雙水解反應(yīng),6)越弱越水解組成鹽的酸根對(duì)應(yīng)的酸(即水解生成的酸)酸性越弱(或陽(yáng)離子對(duì)應(yīng)的堿的堿性越弱)，水解程度就越大，此即“越弱越水解”規(guī)律,2.溶液中離子濃度的關(guān)系 例6常溫下，將a L 0.1 molL1的NaOH溶液與 b L 0.1 molL1的CH3COOH溶液混合。下列有關(guān)混合溶液的說(shuō)法一定不正確是 A.aNaHOH B.ab時(shí)，CH3COONaOHH C.ab時(shí)，CH3COOHHOH D.無(wú)論a，b有何關(guān)系，均有HNaCH3COOOH,答案,方法點(diǎn)拔,分析酸堿混合溶液中離子濃度關(guān)系時(shí)，要注意以下幾個(gè)步驟： (1)混合后溶液中的溶質(zhì)有哪些？各溶質(zhì)的物質(zhì)的量關(guān)系

13、是什么？ (2)混合后溶液是酸性還是堿性？是電離導(dǎo)致的還是水解導(dǎo)致的？ (3)溶液中的守恒關(guān)系電荷守恒和物料守恒。 (4)酸或堿與可水解的鹽的混合溶液，要近似處理：如果電解質(zhì)的電離決定溶液的酸堿性，可認(rèn)為鹽不水解；反之，酸或堿不電離,教師用書獨(dú)具,相關(guān)鏈接 溶液中粒子濃度大小比較方法的四個(gè)步驟： (1)判斷反應(yīng)產(chǎn)物：判斷兩種溶液混合時(shí)生成了什么物質(zhì)，是否有物質(zhì)過(guò)量，再確定反應(yīng)后溶液的組成。 (2)寫出反應(yīng)后溶液中存在的平衡：根據(jù)溶液的組成，寫出溶液中存在的所有平衡(水解平衡、電離平衡)，尤其要注意不要漏寫在任何水溶液中均存在的水的電離平衡。這一步的主要目的是分析溶液中存在的各種粒子及比較直接地看出某些粒子濃度間的關(guān)系，在具體應(yīng)用時(shí)要注意防止遺漏,3)列出