全国卷高考化学专题突破弱电解质的电离的解题指导 5页

‎2019年全国卷高考化学专题突破《弱电解质的电离》的解题指导 ‎【考纲要求】‎ ‎1.理解强电解质和弱电解质的概念，并能正确书写电离方程式；掌握判断强弱电解质的方法规律。‎ ‎2.加深理解弱电解质在水溶液中的电离平衡及其影响。‎ ‎3.本部分知识的综合应用。‎ ‎【考点梳理】‎ 考点一、强酸与弱酸（或强碱与弱碱）的比较 ‎1、相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较见下表：‎ ‎1L 0.1mol/L HCl ‎1L 0.1mol/LCH3COOH c(H+)‎ ‎0.1mol/L ‎＜0.1mol/L pH ‎1‎ ‎＞1‎ 溶液导电性 较强 较弱 水的电离程度 较弱 较强 c (Cl―)与c (CH3COO―)大小 c (Cl－)＞c (CH3COO－)‎ 等体积溶液中和NaOH的量 ‎0.1mol ‎0.1mol 分别加该酸的钠盐固体后的pH 不变 ‎ 变大 开始与金属反应的速率 较快 较慢 等体积溶液与过量活泼金属产生H2的量 相同（均为0.05 mol）‎ ‎2、相同pH、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较见下表：‎ ‎1L pH =1HCl ‎1L pH =1 CH3COOH 酸的物质的量浓度 ‎0.1mol/L ‎＞0.1mol/L c(H+)‎ ‎0.1mol/L ‎0.1mol/L 溶液导电性 相同 水的电离程度 相同 c (Cl―)与c (CH3COO―)大小 c (Cl－)＝c (CH3COO－)‎ 等体积溶液中和NaOH的量 ‎0.1mol ‎＞0.1mol 分别加该酸的钠盐固体后的pH 不变 ‎ 变大 开始与金属反应的速率 相同 等体积溶液与过量活泼金属产生H2的量 ‎0.05 mol ‎＞0.05 mol 考点二、判断强弱电解质的方法规律 实验设计思路：以证明某酸（HA）是弱酸为例 实验方法 结论 ‎（1）测0.01 mol·L―1 HA溶液的pH pH=2，HA为强酸 pH＞2，HA为弱酸 ‎（2）测NaA溶液的pH pH=7，HA为强酸 pH＞7，HA为弱酸 ‎（3）相同条件下，测相同浓度的HA溶液和HCl（强酸）溶液的导电性 导电性弱的为弱酸 ‎（4）测定等pH的HA溶液与HCl溶液稀释相同倍数前后的pH变化 pH变化小的为弱酸 ‎（5）测定等体积、等pH的HA溶液、盐酸分别与足量锌反应产生H2的快慢及H2的量 反应过程中产生H2较快且最终产生H2的量较多的为弱酸 ‎（6）测定等体积、等pH的HA溶液和盐酸中和碱的量 耗碱量相同，HA为强酸；若HA耗碱量大，则HA为弱酸 ‎【典型例题】‎ 类型一、判断电解质强弱的实验方法 例1、为证明某可溶性一元酸（HX）是弱酸，某同学设计了如下实验方案，其中不合理的是( )‎ A．室温下，测0.1 mol / L的HX溶液的pH，若pH＞1，证明HX是弱酸 B．室温下，将等浓度等体积的盐酸和NaX溶液混合，若混合溶液pH＜7，证明HX是弱酸 C．室温下，测1 mol / L NaX溶液的pH，若pH＞7，证明HX是弱酸 D．在相同条件下，对0.1 mol / L的盐酸和0.1 mol / L的HX溶液进行导电性实验，若HX溶液灯泡较暗，证明HX为弱酸 ‎【答案】B ‎【解析】由0.1 mol / L HX溶液pH＞1知，c (H+)＜0.1 mol / L，说明HX只部分电离，HX是弱酸，A项正确；等物质的量浓度的HCl和NaX组成的混合溶液，无论HX是强酸还是弱酸，溶液都显酸性，B项错误；若NaX溶液的pH＞7，说明盐在水中发生水解，X―+H2OHX+OH―，为强碱弱酸盐，C项正确；用同浓度的一元酸做导电实验，灯泡较暗者，溶液离子浓度较小，说明HX没有完全电离，则为弱酸，D项正确。‎ ‎【总结升华】判断HA是强酸还是弱酸最典型的两种方法：‎ ‎（1）取其钠盐（NaA）溶于水，测其pH，若pH＞7，则说明HA为弱酸。‎ ‎（2）配制一定物质的量浓度的HA溶液（如：0.01 mol / L），测其pH。若pH＞2，则说明HA为弱酸。‎ 举一反三：‎ ‎【变式1】下列事实不能说明HNO2是弱电解质的是( )‎ A．常温下NaNO2溶液的pH大于7‎ B．用HNO2溶液作导电实验，灯泡很暗 C．pH=11的NaNO2 溶液加水稀释到100倍，pH大于9‎ D．常温下0.1mol  L -1的HNO2溶液的pH为2.1‎ ‎【答案】B ‎【变式2】下列事实可证明氨水是弱碱的是( )‎ A．氨水能跟氯化亚铁溶液反应生成氢氧化亚铁 B．铵盐受热易分解 C．0.1mol/L氨水可以使酚酞试液变红 D．0.1mol/LNH4Cl溶液的PH约为5。‎ ‎【答案】D ‎【解析】NH4Cl显酸性，说明该盐是强酸弱碱盐，则氨水为弱碱，D正确；A,C只能证明氨水显碱性，不能说明其为弱碱。‎ ‎【变式3】下列事实一定能说明HF是弱酸的是( )‎ ‎　①常温下NaF溶液的pH大于7；　②用HF溶液做导电性实验，灯泡很暗；‎ ‎　③HF与NaCl不能发生反应；　　 ④常温下0.1mol/L的HF溶液的pH为2.3；‎ ‎⑤HF能与Na2CO3溶液反应，产生CO2气体； ⑥HF与水能以任意比混溶；‎ ‎⑦1mol/L的HF水溶液能使紫色石蕊试液变红。‎ A．①②⑦　　 　 B．②③⑤　　　 C．③④⑥　　　 D．①④‎ ‎【答案】D 类型二、外界条件对电离平衡的影响 例2、在0.1 mol·L―1 CH3COOH溶液中存在如下电离平衡：CH3COOHCH3COO―+H+，对于该平衡，下列叙述正确的是( )‎ A．加入水时，平衡向逆反应方向移动 B．加入少量NaOH固体，平衡向正反应方向移动 C．加入少量0.1 mol·L―1 HCl溶液，溶液中c (H+)减小 D．加入少量CH3COONa固体，平衡向正反应方向移动 ‎【答案】B ‎【解析】A项加入水时，c (CH3COOH)+c (CH3COO―)+c (H+)减小，平衡向微粒总浓度增大的方向（也就是正反应方向）移动；B项加入的NaOH与H+反应，c (H+)变小，平衡向正反应方向移动；C项加入HCl时c (H+)变大，平衡向其减小的方向（也就是逆反应方向）移动，但最终c (H+)比未加HCl前还是要大；D项加入CH3COONa，c (CH3COO―)增大，平衡向逆反应方向移动。‎ ‎【总结升华】本题易错选D，认为CH3COO―水解而使溶液显碱性，即CH3COO―+H2OCH3COOH+OH―，OH―和H+反应而使c (H+)减小，平衡向正反应方向移动。这种认识方法忽视了影响平衡的主要因素。在CH3COONa溶液中c (CH3COO―) ＞ c (OH―)，c (CH3OO―)增大对平衡的影响是主要的。‎ 举一反三：‎ ‎【变式1】将0.05mol/L的醋酸溶液加水稀释时，下列说法正确的是( )‎ A．溶液中氢氧根离子的浓度增大了 B．c(CH3COOH)减少，电离平衡向生成醋酸的分子方向移动 C．平衡向电离的方向移动，氢离子的浓度增大，醋酸分子的数量减少 D．电离度增大，c(CH3COOH)/c(CH3COO－)的比值不变　‎ ‎【答案】A ‎【变式2】稀氨水中存在着下列平衡：NH3·H2ONH＋OH－，若要使平衡逆向移动，同时使c(OH－)增大，应加入适量的物质是( )‎ A．NaOH固体 B．硫酸 C．NH4Cl固体 D．水 ‎【答案】A ‎【解析】加入NaOH固体，c(OH－)增大，平衡逆向移动，A符合题意；当加入硫酸时，H＋中和OH－，使平衡右移，c(OH－)减小，当加入NH4Cl固体，c(NH)增大，平衡逆向移动，c(OH－)减小，加入水，平衡右移，c(OH－)减小，故B、C、D都错。‎ ‎【变式3】在相同温度时，100mL0.01mol/L的醋酸溶液与10mL 0.1mol/L的醋酸溶液相比较，下列数值前者大于后者的是( )‎ ‎①中和时所需NaOH的量 ②电离程度 ‎ ‎③H＋的物质的量 ④CH3COOH的物质的量 A．①③ B．①② C．②③ D．②④‎ ‎【答案】C ‎【变式4】下列说法不正确的是( )‎ A．．同温下0.2mol/L HCl溶液与0.1mol/L HCl溶液中c(H+)之比等于2：1‎ B．同温下0.2mol/L CH3COOH溶液与0.1mol/L CH3COOH溶液中c(H+)之比小于 2：1‎ C．同温下0.2mol/L HCl溶液与0.1mol/L CH3COOH溶液中c(H+)之比大于 2：1‎ D．同温下PH=1浓度为C1mol/L CH3COOH溶液与PH=2浓度为C2mol/L CH3COOH溶液中C1与C2之比 小于10：1‎ ‎【答案】D ‎【变式5】甲酸和乙酸都是弱酸，当它们的浓度均为0.10mol/L时，甲酸中的c(H+)约为乙酸中c(H+)的3倍。现有两种浓度不等的甲酸溶液a和b，以及0.10mol/L的乙酸，经测定它们的pH从大到小依次为a、乙酸、b。由此可知：‎ A．a的浓度必小于乙酸的浓度 B．a的浓度必大于乙酸的浓度 C．b的浓度必小于乙酸的浓度 D．b的浓度必大于乙酸的浓度 ‎【答案】A ‎【变式6】pH=2的A、B两种酸溶液各1mL，分别加水稀释到1000mL，其溶液的pH与溶液体积(V)的关系如右图所示，则下列说法正确的是( )‎ A．A、B两种酸溶液物质的量浓度一定相等 　　B．稀释后A酸溶液的酸性比B酸溶液强 　　C．a=5时，A是强酸，B是弱酸 　　D．若A、B都是弱酸，则5>a>2‎ ‎【答案】CD 类型三、强酸（强碱）与弱酸（弱碱）的比较 例3、相同体积、相同pH的某一元强酸溶液①和某一元弱酸溶液②分别与足量的锌粉发生反应，下列关于氢气体积（V）随时间（t）变化的示意图正确的是( )‎ ‎【答案】C ‎【解析】pH相同的一元弱酸的物质的量浓度大于一元强酸的物质的量浓度，所以加入足量锌粉最终产生氢气的量一元弱酸较多。反应过程中，未电离的弱酸分子会继续电离，使得溶液中H+ 浓度比强酸大，反应过程中的反应速率弱酸大于强酸。‎ ‎【总结升华】要加深一元弱酸中的电离平衡的理解，注意本题给的条件是相同的pH，如果给的是一元强酸溶液和一元弱酸的浓度相同，产生氢气体积就相同了。‎ 举一反三：‎ ‎【变式1】在体积均为1L，pH均等于2的盐酸和醋酸中，分别投入0.12g镁粉充分反应后，下图中比较符合反应事实的曲线是( )‎ ‎【答案】B ‎【变式2】有关常温下pH均为3的醋酸和硫酸的说法正确的是( ) A．两种溶液中，由水电离出的氢离子浓度均为1×10-11 mol·L-1 B．分别加水稀释100倍后，两种溶液的pH仍相同 C．醋酸中的c(CH3COO-)和硫酸中的c(SO42-)相等 D．分别加入足量锌片，两种溶液生成H2的体积相同 ‎【答案】A ‎【变式3】醋酸溶液中存在电离平衡CH3COOHH＋＋CH3COO－，下列叙述不正确的是( )‎ A．醋酸溶液中离子浓度的关系满足：c（H＋）＝c（OH－）＋c（CH3COO－）‎ B．0.10mol/L的CH3COOH溶液中加水稀释，溶液中c（OH－）减小 C．CH3COOH溶液中加少量的CH3COONa固体，平衡逆向移动 D．常温下pH＝2的CH3COOH溶液与pH＝12的NaOH溶液等体积混合后，溶液的pH＜7‎ ‎【答案】B 类型四、有关电离平衡常数的考查 例4、25℃时，在0.5L0.2mol/L的HA溶液中，有0.01mol的HA电离成离子,求该温度下HA的电离常数 ‎【思路点拨】HA电离平衡常数表达式为　：Ka=c(H+)·c(A-)/ c(HA)‎ ‎【答案】0.0022（mol/L） 【解析】根据所学知识，对于弱电解质HA存在电离平衡：HA　 　H+　 +　 A- 　　　 　　　　　　　　 HA　　H+　 +　 A- 　　开始(mol/L)　 0.2　　　0　　　　0 　　电离(mol/L)　 0.02　　0.02　　 0.02 　　平衡(mol/L)　 0.18　　0.02　　 0.02‎ 由电离平衡常数表达式：‎ ‎　　所以此温度下Ka=0.022÷0.18≈0.0022 （mol/L）‎ ‎【总结升华】电离常数类似于化学平衡常数类似，计算时，一般先进行分段（开始、电离、平衡）设计，然后根据电离平衡常数表达式进行计算。‎ 举一反三：‎ ‎【变式1】相同温度下，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是( )‎ 酸 HX HY HZ 电离常数K ‎9×10－7‎ ‎9×10－6‎ ‎10－5‎ A．三种酸的强弱关系：HX＞HY＞HZ B．反应HX+Y―==HY+Z―不能够发生 C．相同温度下，0.1 mol / L的NaX、NaY、NaZ溶液，NaZ溶液pH最大 D．相同温度下，1 mol / L HX溶液的电离常数大于0.1 mol / L HX溶液的电离常数 ‎【答案】B ‎ ‎【解析】表中电离常数大小关系：10―5＞9×10－6＞9×10―7，所以酸性排序为：HZ＞HY＞HX，可见A、C错，B对。电离常数只与温度有关，与浓度无关，D不正确。‎ ‎【变式2】已知下面三个数据：①7.2×10－4、②2.6×10－4、③4.9×10－10分别是三种酸的电离平衡常数，若已知这三种酸可发生如下反应：NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2，NaCN＋HF===HCN＋NaF，NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。由此可判断下列叙述中正确的是( )‎ A．HF的电离常数是① B．HNO2的电离常数是①‎ C．HCN的电离常数是② D．HNO2的电离常数是③‎ ‎【答案】A ‎【解析】根据三个反应可知，三种酸的酸性由强到弱的顺序为：HF＞HNO2＞HCN，故A正确。‎ ‎【变式3】已知室温时，0.1 mol·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．此酸的电离平衡常数约为1×10―7‎ D．由HA电离出的c (H+)约为水电离出的c (H+)的106倍 ‎【答案】B ‎【解析】0.1 mol·L―1的HA有0.1%发生电离，则pH=―lg c (H+)=―lg (0.1×0.1%)=4，A项正确；弱电解质的电离是吸热过程，升高温度电离程度增大，c (H+)增大，pH减小，B项错误；，C项正确；HA电离出的c (H+)=0.1 mol·L―1×0.1%=10―4 mol·L―1，水电离出的=10―10 mol·L―1，其比值为106，D项正确。‎