2020高考化学二轮复习 第17章 弱电解质的电离平衡课件.pptx

第17章弱电解质的电离平衡考点48弱电解质的电离平衡2.电离2.电离(1)电离平衡的建立在一定条件(如温度、浓度等)下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率时，电离过程就达到平衡。只有弱电解质才存在电离平衡。电离平衡建立过程如图所示。(2)电离平衡的特征3.弱电解质的电离平衡以为例，外界因素对电离平衡的影响见下表：D考法2强酸与弱酸的判断【解析】酸与盐发生复分解反应符合“强酸制弱酸”的反应规律，氢硫酸不能与NaHCO3溶液反应，而亚硫酸可以，说明酸性：H2S＜H2CO3，H2SO3＞H2CO3，故酸性：H2S＜H2SO3，A不符合题意；H2S和H2SO3都是二元酸，氢硫酸的导电能力低于相同浓度的亚硫酸，说明H2S的电离程度小于H2SO3，故酸性：H2S＜H2SO3，B不符合题意；0.10mol·L－1的氢硫酸和亚硫酸的pH分别为4.5和2.1，则亚硫酸中c(H＋)大于氢硫酸中c(H＋)，说明H2S的电离程度小于H2SO3，故酸性：H2S＜H2SO3，C不符合题意；H2S、H2SO3的酸性强弱与其还原性强弱无关，D符合题意。考法3电解质溶液导电能力大小比较[北京理综2016·11，6分]在两份相同的Ba(OH)2溶液中，分别滴入物质的量浓度相等的H2SO4、NaHSO4溶液，其导电能力随滴入溶液体积变化的曲线如图所示。下列分析不正确的是()A．①代表滴加H2SO4溶液的变化曲线B．b点，溶液中大量存在的离子是Na＋、OH－C．c点，两溶液中含有相同量的OH－D．a、d两点对应的溶液均显中性【解析】向Ba(OH)2溶液中加入物质的量相等的H2SO4溶液和NaHSO4，Ba(OH)2溶液与H2SO4发生反应的离子方程式为Ba2＋＋2OH－＋2H＋＋SO42－==BaSO4↓＋2H2O，整个过程导电能力变化分为两个阶段：生成BaSO4沉淀和H2O，导电能力降低，恰好完全反应时，导电能力最低；再向溶液中加入H2SO4溶液导电能力上升。Ba(OH)2和NaHSO4反应时导电能力分为三个阶段：首先发生反应的离子方程式为Ba2＋＋OH－＋H＋＋SO42－==BaSO4↓＋H2O，因同时生成BaSO4沉淀和H2O，导电能力降低较快，但OH－未完全中和；继续加入NaHSO4溶液，只发生离子反应OH－＋H＋==H2O，导电能力继续下降，但下降速度减慢，完全反应后，导电能力最低；再加入NaHSO4溶液，导电能力上升。c点时，加入H2SO4的溶液中Ba(OH)2已经被完全中和，而加入NaHSO4的溶液中Ba(OH)2还未完全中和，故两溶液OH－的量不同，C项错误。考点49电离平衡常数及其应用1.电离平衡常数的概念(3)多元弱酸的各级电离平衡常数的大小关系是K1>>K2>>K3……，故其酸性主要取决于第一步电离。4.电离平衡常数的意义(1)比较酸或碱的强弱时，必须在物质的量浓度、温度相同时比较。(2)温度相同时，电离平衡常数越大，电离的程度越，电解质溶液的酸性或碱性就越。D考法5有关电离平衡常数的计算考点49电离平衡常数及其应用考法6运用电离平衡常数判断溶液中离子浓度的变化[经典题]常温下，已知7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分别是三种酸的电离平衡常数，若已知这些酸可发生如下反应：①NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2②NaCN＋HF===HCN＋NaF③NaNO2＋HF===HNO2＋NaF常温下，由此可判断下列叙述中不正确的是()A．HF的电离平衡常数为7.2×10－4B．HNO2的电离平衡常数为4.9×10－10C．根据①、③两个反应即可知三种酸的相对强弱D．HNO2的电离平衡常数比HCN的大，比HF的小【解析】根据电离平衡常数可知草酸的酸性强于碳酸，则碳酸钠的水解程度大于草酸钠，所以0.1mol·L－1Na2CO3溶液的pH大于0.1mol·L－1Na2C2O4溶液的pH。草酸的酸性强于碳酸，电离程度较大，则等浓度草酸溶液和碳酸溶液中，氢离子浓度较大的是草酸。草酸的两级电离平衡常数均大于碳酸的电离常数，所以草酸的两步电离的程度均大于碳酸的电离程度，因此溶液中c(H＋)>c(HC2O4－)>c(C2O42－)>c(HCO3－)>c(CO32－)，所以a、c正确，b、d错误。