201x-201x版高中化学第3章物质在水溶液中的行为微型专题5鲁科版选修

1、微型专题5弱电解质的电离平衡与盐类的水解,第3章物质在水溶液中的行为,学习目标定位 1.正确理解弱电解质的电离平衡及其平衡常数。 2.掌握盐类水解的规律及其应用。 3.会比较溶液中粒子浓度的大小,一、弱电解质及其电离平衡,1.弱电解质的证明 例1下列事实一定能证明HNO2是弱电解质的是 常温下NaNO2溶液的pH大于7 用HNO2溶液做导电实验，灯泡很暗 HNO2和NaCl不能发生反应 0.1 molL1 HNO2溶液的pH2.1 NaNO2和H3PO4反应，生成HNO2 0.1 molL1 HNO2溶液稀释至100倍，pH约为3.9 A. B. C. D.全部,答案,解析,解析中证明 能水解

2、，证明HNO2为弱酸； 中未能指明浓度，也没有参照物，不能说明问题； 说明HNO2酸性比HCl弱； 中说明HHNO2，说明HNO2部分电离，存在电离平衡，是弱电解质； 中的H3PO4为中强酸，而被中强酸制备的酸必定是弱酸(没有沉淀物)，弱酸即为弱电解质； 中HNO2溶液被稀释，H变化与HNO2变化不同步，证明存在电离平衡移动，即为弱电解质,方法点拔,证明酸HA为弱电解质的基本思路有两种：一种是直接根据酸或其对应盐的性质进行实验设计，二是选择一种已知的强酸进行对照性实验设计,教师用书独具,相关链接三角度证明电解质的强弱 角度一：是否存在电离平衡 (1)同温度、同浓度的强酸溶液的导电性强于弱酸溶液

3、的导电性。 (2)pH相同的强酸和弱酸，弱酸的物质的量浓度大于强酸的物质的量浓度，酸体积相等时，与足量的活泼金属反应，产生H2多的是弱酸。 (3)相同pH、相同体积的强酸和弱酸，当加水稀释相同倍数时，pH变化大的为强酸，pH变化小的弱酸。 (4)稀释浓的弱酸溶液，一般是H先增大后减小；稀释浓的强酸溶液，H一直减小,5)相同pH、相同体积的强酸和弱酸分别与等物质的量n(H)电离n(OH)电离的同元强碱发生中和反应后，若溶液呈中性，该酸为强酸；若溶液呈酸性，则该酸为弱酸。 (6)中和相同体积、相同pH的强酸和弱酸，弱酸的耗碱量多于强酸。 角度二：是否存在水解平衡 (1)测定相应强碱盐的酸碱性，强酸

4、强碱盐不水解，溶液呈中性，弱酸强碱盐溶液水解显碱性，且水解程度越大的酸根对应的酸越弱。 (2)相同浓度、相同体积的强酸和弱酸分别与等物质的量的同元强碱发生中和反应后，若溶液呈中性，该酸为强酸；若溶液呈碱性，则该酸为弱酸,角度三：复分解反应强酸制备弱酸 根据复分解反应发生的条件可知，强酸可以和弱酸的盐反应生成弱酸和强酸的盐，或弱酸和更弱酸的盐反应生成更弱的酸。如盐酸能与石灰石反应生成二氧化碳，由此可判断酸性：盐酸碳酸,2.强、弱酸(碱)稀释时pH的变化规律 例2常温下pH11的X、Y两种碱溶液各10 mL，分别稀释至1 000 mL，其pH与溶液体积(V)的关系如图所示。下列说法正确的是,A.X

5、、Y两种碱的物质的量浓度一定相等 B.稀释后，X溶液碱性比Y溶液碱性强 C.若9V(Y,答案,特别提醒,1)弱酸、弱碱在稀释过程中既有浓度的变化，又有电离平衡的移动，不能求得具体数值，只能确定其pH的范围。 (2)酸、碱无限稀释，pH无限接近于7，但不能超过7(25,3.强、弱电解质的对比 例3pH3的两种一元酸HX和HY溶液，分别取50 mL加入足量的镁粉，充分反应后，收集到H2的体积分别为V(HX)和V(HY)，若V(HX)V(HY)，则下列说法正确的是 A.HX可能是强酸 B.HY一定是强酸 C.HX的酸性强于HY的酸性 D.反应开始时二者生成H2的速率相等,答案,解析,解析本题考查了强

6、、弱酸的判断及溶液酸性大小的比较。据题意，Mg粉足量，酸不足，应根据酸的物质的量来计算H2的体积，由V(HX)V(HY)，知pH相等时，HX的物质的量浓度比HY的大，即HX是酸性比HY弱的弱酸，而无法判断HY是强酸还是弱酸，故A、B、C项错误； D项反应开始时生成H2的速率取决于H，因为开始时H相等，故D项正确,易错辨析,强弱电解质比较时，易错的是不知道用离子浓度还是利用物质的量进行比较，比较快慢时比的是溶液中存在的离子浓度的大小；比较多少时比的是溶质物质的量的大小,教师用书独具,相关链接 1.强、弱酸(碱)稀释时pH的变化规律 (1)对于pH相同的强酸与弱酸(或强碱与弱碱)溶液稀释相同的倍数

7、，强酸(或强碱)溶液的pH变化幅度大。这是因为强酸(或强碱)已完全电离，随着水的加入，溶液中H(或OH)数目不会增多(不考虑水的电离)，浓度改变大，而弱酸(或弱碱)随着水的加入，电离程度增大，H(或OH)数目会增多，浓度改变小,2)对于物质的量浓度相同的强酸与弱酸(或强碱与弱碱)，稀释相同的倍数，pH的变化幅度不同，强酸(或强碱)稀释后pH变化幅度大,2.强弱电解质的比较 (1)相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较(见下表,2)相同体积、相同pH的一元强酸与一元弱酸的比较(见下表,4.酸、碱、盐溶液中H或OH的计算与比较 例425 时，在等体积的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，由水电离出的H之比是 A.1101010109 B.15(5109)(5108) C.1201010109 D.110104109,答案,解析,解析25 时，pH0的H2SO4溶液中由水电离出的H1014 molL1；0.05 molL1的Ba(OH)2溶液中OH0.05 molL120.1 molL1，根据KwHOH1.01014 mol2L2，则由水电离出的H1013 molL1；pH10的Na2S溶液中由水电离出的H104 molL1；pH5的NH4NO3溶液中由水电离出的H105m

9、olL1，故等体积上述溶液中由水电离出的H之比为101410131041051101010109，即选项A正确,特别提醒,酸碱抑制水的电离，酸中的OH、碱中的H全部来自水的电离；盐类的水解促进水的电离，若盐溶液显酸性，H全部来自水的电离；若盐溶液呈碱性，OH全部来自水的电离,教师用书独具,相关链接计算、比较溶液中H或OH的两原则 (1)溶液中水电离产生的HOH。 (2)按照“促进以大，抑制以小”的原则计算酸、碱、盐溶液中水电离的H或OH 若在酸或碱溶液中，就选择溶液中H、OH数值较小的，若在可水解的盐溶液中，就选择溶液中H、OH数值较大的,二、盐类水解平衡,1.盐类水解规律的应用 例5相同物质

10、的量浓度的NaCN、NaClO、Na2CO3相比，Na2CO3溶液的pH最大，NaClO溶液的pH最小，则下列说法中正确的是 A.同温、同浓度时，酸的强弱： HClO HCN H2CO3 B.同温、同浓度时，酸溶液的pH：HClOHCN H2CO3 C.同体积、同浓度的HCN和HClO的与NaOH恰好完全反应时，消耗NaOH 的物质的量：HClOHCN D.同体积、同浓度的HCN和HClO的溶液中酸根离子浓度：CNClO,答案,解析,解析在相同浓度条件下，酸越弱，对应盐溶液的碱性越强，即pH较大。可以确定酸性： HClO，由于是同体积、同浓度的HCN和HClO与NaOH恰好反应，故消耗NaOH

11、的量相同，所以A、B、C均错误； 由于酸性越强电离程度越大，故CNClO，D正确,易错提醒,利用盐的水解规律时一定把强碱弱酸盐与酸的对应关系找准确，尤其是二元弱酸，如Na2CO3对应的酸是 NaHCO3对应的酸是H2CO3,教师用书独具,相关链接盐类水解的规律 (1)有弱才水解必须含有弱酸或弱碱的离子才能发生水解。 (2)无弱不水解强酸强碱盐不发生水解。 (3)谁弱谁水解发生水解的是弱碱阳离子或弱酸根阴离子。 (4)谁强显谁性组成盐的酸根阴离子(碱性阳离子)是强酸根(强碱的阳离子)，则显酸(碱)性。 (5)都弱都水解弱酸弱碱盐因阴、阳离子都能发生水解且两水解过程可相互促进，所以水解程度较大，少

12、数可以完全水解，称为双水解反应,6)越弱越水解组成盐的酸根对应的酸(即水解生成的酸)酸性越弱(或阳离子对应的碱的碱性越弱)，水解程度就越大，此即“越弱越水解”规律,2.溶液中离子浓度的关系 例6常温下，将a L 0.1 molL1的NaOH溶液与 b L 0.1 molL1的CH3COOH溶液混合。下列有关混合溶液的说法一定不正确是 A.aNaHOH B.ab时，CH3COONaOHH C.ab时，CH3COOHHOH D.无论a，b有何关系，均有HNaCH3COOOH,答案,方法点拔,分析酸碱混合溶液中离子浓度关系时，要注意以下几个步骤： (1)混合后溶液中的溶质有哪些？各溶质的物质的量关系

13、是什么？ (2)混合后溶液是酸性还是碱性？是电离导致的还是水解导致的？ (3)溶液中的守恒关系电荷守恒和物料守恒。 (4)酸或碱与可水解的盐的混合溶液，要近似处理：如果电解质的电离决定溶液的酸碱性，可认为盐不水解；反之，酸或碱不电离,教师用书独具,相关链接 溶液中粒子浓度大小比较方法的四个步骤： (1)判断反应产物：判断两种溶液混合时生成了什么物质，是否有物质过量，再确定反应后溶液的组成。 (2)写出反应后溶液中存在的平衡：根据溶液的组成，写出溶液中存在的所有平衡(水解平衡、电离平衡)，尤其要注意不要漏写在任何水溶液中均存在的水的电离平衡。这一步的主要目的是分析溶液中存在的各种粒子及比较直接地看出某些粒子浓度间的关系，在具体应用时要注意防止遗漏,3)列出