資源簡介

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考點4 弱電解質電離平衡
1．弱電解質的電離平衡概念
(1)電離平衡的建立
在一定條件下(如溫度、壓強等)，當弱電解質分子電離產生離子的速率和離子結合成分子的速率相等時，電離過程達到了平衡。
(2)電離平衡的建立與特征
①開始時，v(電離)最大，而v(結合)為0。
②平衡的建立過程中，v(電離)＞v(結合)。
③當v(電離)＝v(結合)時，電離過程達到平衡狀態。
2．影響電離平衡的因素
以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液為例，填寫外界條件對CH3COOH(aq)??CH3COO－(aq)＋H＋(aq)　ΔH＞0的影響。
改變條件 平衡移動方向 n(H＋) c(H＋) 導電能力
加水稀釋 向右 增大 減小 減弱
加入少量冰醋酸 向右 增大 增大 增強
通入HCl(g) 向左 增大 增大 增強
加NaOH(s) 向右 減小 減小 增強
加CH3COONa(s) 向左 減小 減小 增強
升高溫度 向右 增大 增大 增強
加水稀釋過程中，各種離子濃度同幅度減小，電離濃度商Q(1)濃度：在一定溫度下，同一弱電解質溶液，濃度越小，越易電離。
(2)溫度：溫度越高，電離程度越大。
(3)同離子效應：加入與弱電解質具有相同離子的電解質時，可使電離平衡向結合成弱電解質分子的方向移動。
(4)化學反應：加入能與弱電解質電離出的離子反應的物質時，可使電離平衡向電離方向移動。
3、電離度
（1）概念：一定條件下，當弱電解質在溶液中達到電離平衡時，溶液中已經電離的弱電解質分子數占原來弱電解質總分子數的百分數。
（2）表達式：α＝×100%。
（3）意義：衡量弱電解質的電離程度，在相同條件下(濃度、溫度相同)，不同弱電解質的電離度越大，弱電解質的電離程度越大。
（4）影響因素
溫度的影響 升高溫度，電離平衡向右移動，電離度增大； 降低溫度，電離平衡向左移動，電離度減小
濃度的影響 當弱電解質溶液濃度增大時，電離度減小； 當弱電解質溶液濃度減小時，電離度增大
1．弱電解質溶液中至少存在兩種共價化合物分子(　　)
2．氨氣溶于水，當NH3·H2O電離出的c(OH－)＝c(NH)時，表明NH3·H2O電離處于平衡狀態(　　)
3．電離平衡右移，電解質分子的濃度一定減小，離子濃度一定增大(　　)
4．25 ℃時，0.1 mol·L－1 CH3COOH加水稀釋，各離子濃度均減小(　　)
5．電離平衡向右移動，弱電解質的電離度一定增大(　　)
6．電離平衡向右移動，電解質分子的濃度一定減小(　　)
一、電離平衡移動結果的分析
1．分別畫出冰醋酸加水稀釋過程中溶液的電導率和pH隨加水體積變化的曲線。
2．常溫下，①100 mL 0.01 mol·L－1的CH3COOH溶液，②10 mL 0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液。用“＞”“＝”或“＜”填寫下列問題。
(1)c(CH3COO－)：①________②。
(2)電離程度：①________②。
(3)在上述兩種溶液中加入足量鋅片。開始時的反應速率：①________②，反應結束生成相同狀況下H2的體積：①________②。
(4)與同濃度的NaOH溶液完全反應消耗NaOH溶液的體積：①________②。
3．H2S水溶液中存在電離平衡：H2S??H＋＋HS－和HS－??H＋＋S2－。若向H2S溶液中 (　　)
A．加水，平衡向右移動，溶液中氫離子濃度增大
B．通入過量SO2氣體，平衡向左移動，溶液pH增大
C．滴加新制氯水，平衡向左移動，溶液pH減小
D．加入少量硫酸銅固體(忽略體積變化)，溶液中所有離子濃度都減小
4．25 ℃時，關于0.01 mol·L－1 HCl和0.1 mol·L－1 CH3COOH兩種溶液的比較，下列說法正確的是(　　)
A．稀釋10倍后濃度變化：c(CH3COOH)＝10c(Cl－)
B．中和1 mol NaOH時消耗酸的體積：V(HCl)＝10V(CH3COOH)
C．上述兩種溶液與足量的NaOH溶液反應，后者放熱更多
D．分別與NaOH固體反應后呈中性的溶液中(忽略溶液體積變化)：c(CH3COO－)＝10c(Cl－)
二、電解質溶液導電性與離子的關系
1．判斷下列過程中溶液導電性的變化。
(1)向0.1 mol·L－1的NaOH溶液中通入少量HCl氣體。
(2)向0.1 mol·L－1的氨水中通入少量HCl氣體。
(3)向0.1 mol·L－1的醋酸溶液中滴入同濃度同體積的氨水。
(4)向0.1 mol·L－1的AgNO3溶液中通入少量HCl氣體。
(5)向0.1 mol·L－1的H2SO4溶液通入0.1 mol·L－1的Ba(OH)2至過量。
2．電導率是衡量電解質溶液導電能力大小的物理量，根據溶液電導率變化可以確定滴定反應的終點。下圖是KOH溶液分別滴定HCl溶液和CH3COOH溶液的滴定曲線示意圖。下列示意圖中，能正確表示用NH3·H2O溶液滴定HCl和CH3COOH混合溶液的滴定曲線的是(　　)
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考點4 弱電解質電離平衡
1．弱電解質的電離平衡概念
(1)電離平衡的建立
在一定條件下(如溫度、壓強等)，當弱電解質分子電離產生離子的速率和離子結合成分子的速率相等時，電離過程達到了平衡。
(2)電離平衡的建立與特征
①開始時，v(電離)最大，而v(結合)為0。
②平衡的建立過程中，v(電離)＞v(結合)。
③當v(電離)＝v(結合)時，電離過程達到平衡狀態。
2．影響電離平衡的因素
以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液為例，填寫外界條件對CH3COOH(aq)??CH3COO－(aq)＋H＋(aq)　ΔH＞0的影響。
改變條件 平衡移動方向 n(H＋) c(H＋) 導電能力
加水稀釋 向右 增大 減小 減弱
加入少量冰醋酸 向右 增大 增大 增強
通入HCl(g) 向左 增大 增大 增強
加NaOH(s) 向右 減小 減小 增強
加CH3COONa(s) 向左 減小 減小 增強
升高溫度 向右 增大 增大 增強
加水稀釋過程中，各種離子濃度同幅度減小，電離濃度商Q(1)濃度：在一定溫度下，同一弱電解質溶液，濃度越小，越易電離。
(2)溫度：溫度越高，電離程度越大。
(3)同離子效應：加入與弱電解質具有相同離子的電解質時，可使電離平衡向結合成弱電解質分子的方向移動。
(4)化學反應：加入能與弱電解質電離出的離子反應的物質時，可使電離平衡向電離方向移動。
3、電離度
（1）概念：一定條件下，當弱電解質在溶液中達到電離平衡時，溶液中已經電離的弱電解質分子數占原來弱電解質總分子數的百分數。
（2）表達式：α＝×100%。
（3）意義：衡量弱電解質的電離程度，在相同條件下(濃度、溫度相同)，不同弱電解質的電離度越大，弱電解質的電離程度越大。
（4）影響因素
溫度的影響 升高溫度，電離平衡向右移動，電離度增大； 降低溫度，電離平衡向左移動，電離度減小
濃度的影響 當弱電解質溶液濃度增大時，電離度減小； 當弱電解質溶液濃度減小時，電離度增大
1．弱電解質溶液中至少存在兩種共價化合物分子(　　)
2．氨氣溶于水，當NH3·H2O電離出的c(OH－)＝c(NH)時，表明NH3·H2O電離處于平衡狀態(　　)
3．電離平衡右移，電解質分子的濃度一定減小，離子濃度一定增大(　　)
4．25 ℃時，0.1 mol·L－1 CH3COOH加水稀釋，各離子濃度均減小(　　)
5．電離平衡向右移動，弱電解質的電離度一定增大(　　)
6．電離平衡向右移動，電解質分子的濃度一定減小(　　)
答案　1.√　2.×　3.×　4.×　5.×　6.×
一、電離平衡移動結果的分析
1．分別畫出冰醋酸加水稀釋過程中溶液的電導率和pH隨加水體積變化的曲線。
答案
2．常溫下，①100 mL 0.01 mol·L－1的CH3COOH溶液，②10 mL 0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液。用“＞”“＝”或“＜”填寫下列問題。
(1)c(CH3COO－)：①________②。
(2)電離程度：①________②。
(3)在上述兩種溶液中加入足量鋅片。開始時的反應速率：①________②，反應結束生成相同狀況下H2的體積：①________②。
(4)與同濃度的NaOH溶液完全反應消耗NaOH溶液的體積：①________②。
答案　(1)＜　(2)＞　(3)＜　＝　(4)＝
3．H2S水溶液中存在電離平衡：H2S??H＋＋HS－和HS－??H＋＋S2－。若向H2S溶液中 (　　)
A．加水，平衡向右移動，溶液中氫離子濃度增大
B．通入過量SO2氣體，平衡向左移動，溶液pH增大
C．滴加新制氯水，平衡向左移動，溶液pH減小
D．加入少量硫酸銅固體(忽略體積變化)，溶液中所有離子濃度都減小
答案　C
解析　加水促進電離，但氫離子濃度減小，A項錯誤；通入過量SO2氣體發生反應：2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O，當SO2過量時溶液顯酸性，而且酸性比H2S強，pH減小，B項錯誤；滴加新制氯水，發生反應：Cl2＋H2S===2HCl＋S↓，平衡向左移動，溶液pH減小，C項正確；加入少量硫酸銅固體，發生反應：H2S＋Cu2＋===CuS↓＋2H＋，H＋濃度增大，D項錯誤。
4．25 ℃時，關于0.01 mol·L－1 HCl和0.1 mol·L－1 CH3COOH兩種溶液的比較，下列說法正確的是(　　)
A．稀釋10倍后濃度變化：c(CH3COOH)＝10c(Cl－)
B．中和1 mol NaOH時消耗酸的體積：V(HCl)＝10V(CH3COOH)
C．上述兩種溶液與足量的NaOH溶液反應，后者放熱更多
D．分別與NaOH固體反應后呈中性的溶液中(忽略溶液體積變化)：c(CH3COO－)＝10c(Cl－)
答案　B
解析　兩種溶液稀釋10倍后，鹽酸是強酸，溶液中c(Cl－)減小到原溶液濃度的1/10，醋酸為弱酸，部分電離，稀釋能促進醋酸電離，稀釋后醋酸的濃度小于原溶液濃度的1/10，則c(CH3COOH)<10c(Cl－)，A錯誤；沒有給出兩種酸溶液的體積，無法計算酸的物質的量和與足量的NaOH溶液反應后放出熱量的多少，C錯誤；醋酸為弱酸，與NaOH完全反應得到中性溶液，應為醋酸和醋酸鈉的混合溶液，則加入NaOH固體的物質的量要小于醋酸的物質的量，即醋酸溶液中c(CH3COO－)＝c(Na＋)<0.1 mol·L－1，鹽酸中c(Cl－)＝c(Na＋)＝0.01 mol·L－1，溶液中c(CH3COO－)<10c(Cl－)，故D錯誤。
二、電解質溶液導電性與離子的關系
1．判斷下列過程中溶液導電性的變化。
(1)向0.1 mol·L－1的NaOH溶液中通入少量HCl氣體。
(2)向0.1 mol·L－1的氨水中通入少量HCl氣體。
(3)向0.1 mol·L－1的醋酸溶液中滴入同濃度同體積的氨水。
(4)向0.1 mol·L－1的AgNO3溶液中通入少量HCl氣體。
(5)向0.1 mol·L－1的H2SO4溶液通入0.1 mol·L－1的Ba(OH)2至過量。
答案　(1)基本不變　(2)增強　(3)增強　(4)基本不變　(5)先減弱至基本為0，再逐漸增大
2．電導率是衡量電解質溶液導電能力大小的物理量，根據溶液電導率變化可以確定滴定反應的終點。下圖是KOH溶液分別滴定HCl溶液和CH3COOH溶液的滴定曲線示意圖。下列示意圖中，能正確表示用NH3·H2O溶液滴定HCl和CH3COOH混合溶液的滴定曲線的是(　　)
答案　D
解析　HCl為強電解質，CH3COOH為弱電解質，滴加NH3·H2O，先與HCl反應，生成同樣為強電解質的NH4Cl，但溶液體積不斷增大，溶液稀釋，所以電導率下降。當HCl被中和完后，繼續與CH3COOH反應，生成CH3COONH4，為強電解質，所以電導率增大。HCl與CH3COOH均反應完后，繼續滴加弱電解質NH3·H2O，電導率變化不大，因為溶液被稀釋，有下降趨勢。
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