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文檔簡介
第一單元弱電解質(zhì)的電離平衡第一單元弱電解質(zhì)的電離平衡………三年14考高考指數(shù):★★★★1.了解電解質(zhì)的概念,了解強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念。2.了解電解質(zhì)在水溶液中的電離以及電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性,能正確書寫電解質(zhì)的電離方程式。3.了解弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡。了解電離度和電離平衡常數(shù)的概念及其簡單計算。4.了解水的電離及離子積常數(shù)?!?4考高考指數(shù):★★★★一、強電解質(zhì)與弱電解質(zhì)1.強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)(1)強、弱電解質(zhì)的本質(zhì)區(qū)別:是否存在____________。(2)與物質(zhì)類別的關(guān)系。①強、弱電解質(zhì)都屬于__________。②強電解質(zhì)主要包括_____________、絕大多數(shù)的鹽(包括難溶性鹽)以及活潑金屬的氧化物。③弱電解質(zhì)主要包括____________和水。電離平衡化合物強酸、強堿弱酸、弱堿一、強電解質(zhì)與弱電解質(zhì)電離平衡化合物強酸、強堿弱酸、弱堿2.電離方程式的書寫——“強等號,弱可逆,多元弱酸分步離”強電解質(zhì)強酸H2SO4:______________________強堿NaOH:_______________________酸式鹽NaHSO4:_________________________NaHCO3:__________________________弱電解質(zhì)一元弱酸CH3COOH:___________________________多元弱酸分步電離,以第一步為主,H2CO3:________________,_________________H2SO4====2H++SO42-NaOH====Na++OH-NaHSO4====Na++H++SO42-NaHCO3====Na++HCO3-CH3COOHCH3COO-+H+H2CO3H++HCO3-HCO3-H++CO32-2.電離方程式的書寫——“強等號,弱可逆,多元弱酸分步離”強二、弱電解質(zhì)的電離1.電離平衡在一定溫度下,在水溶液中弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率與離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率______,溶液中各分子和離子的濃度都不再發(fā)生變化,達到電離平衡狀態(tài)。2.電離平衡的建立相等二、弱電解質(zhì)的電離相等3.電離平衡的“五大”特征=>3.電離平衡的“五大”特征=>4.影響電離平衡的“四個”外界因素右增大右增大左減小右增大4.影響電離平衡的“四個”外界因素右增大右增大左減小右增大5.電離平衡常數(shù)(1)表示方法。對于ABA++B-K電離=_______________(2)特點。①電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān),升溫,K值______。②多元弱酸分步電離逐級減弱,酸性強弱主要決定于第一步電離,各級電離常數(shù)的大小關(guān)系為:__________________(3)意義。增大K1K2K3……5.電離平衡常數(shù)增大K1K2K3……6.電離度(1)表達式:α=________________________________。(2)影響因素。通常,弱電解質(zhì)溶液的濃度越大,電離度_____;溫度越高,電離度_______。越小越大6.電離度越小越大三、水的電離1.電離方程式水是一種極弱的電解質(zhì),H2O+H2OH3O++OH-,可簡寫為____________________。H2OH++OH-三、水的電離H2OH++OH-2.三個重要數(shù)據(jù)3.Kw的影響因素Kw只與溫度有關(guān),溫度升高,Kw__________。變大10-7mol·L-110-4
2.三個重要數(shù)據(jù)變大10-7mol·L-110-41.弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力一定比強電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力弱。()【分析】溶液的導(dǎo)電性取決于溶液中離子所帶電荷多少及濃度的大小,與電解質(zhì)的相對強弱無關(guān)。2.水的離子積K(25℃)>K(35℃)。()【分析】水的電離是吸熱過程,故升溫時,水的電離程度增大,c(H+)、c(OH-)增大,故K(25℃)<K(35℃)。××1.弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力一定比強電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力××3.如果鹽酸濃度是醋酸濃度的2倍,則鹽酸中的H+濃度遠大于醋酸中H+濃度的2倍。()【分析】因醋酸為弱電解質(zhì),電離程度很小,故鹽酸中的H+濃度遠遠大于醋酸中的H+濃度的2倍;4.電離平衡右移,電離平衡常數(shù)一定增大。()【分析】電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān),只有因為溫度升高而導(dǎo)致的電離平衡移動,平衡常數(shù)才會增大?!獭?.如果鹽酸濃度是醋酸濃度的2倍,則鹽酸中的H+濃度遠大于√5.稀氨水中c(OH-)=10-2mol·L-1,加水稀釋至原溶液體積100倍,此時稀氨水中c(OH-)=10-4mol·L-1。()【分析】因NH3·H2O為弱電解質(zhì),存在電離平衡,加水稀釋時,電離平衡向正方向移動,故加水稀釋至原溶液體積100倍時,溶液中c(OH-)應(yīng)大于10-4mol·L-1?!?.稀氨水中c(OH-)=10-2mol·L-1,加水稀釋強、弱電解質(zhì)的比較及判斷方法(以HA為例)1.從是否完全電離的角度判斷在溶液中強電解質(zhì)完全電離,弱電解質(zhì)部分電離。據(jù)此可以判斷HA是強酸還是弱酸的方法有:強、弱電解質(zhì)的比較及判斷方法(以方法結(jié)論測定一定濃度的HA溶液的pH若測得0.1mol?L-1的HA溶液pH=1,則HA為強酸;若pH>1,則HA為弱酸跟同濃度的鹽酸比較導(dǎo)電性導(dǎo)電性和鹽酸相同時為強酸,比鹽酸弱時為弱酸跟同濃度的鹽酸比較跟鋅反應(yīng)的快慢反應(yīng)快慢相同時為強酸,比鹽酸慢則為弱酸方法結(jié)論測定一定濃度的HA溶液的pH若測得0.1mol?L2.從是否存在電離平衡的角度判斷強電解質(zhì)不存在電離平衡,弱電解質(zhì)存在電離平衡,在一定條件下電離平衡會發(fā)生移動。據(jù)此可以判斷HA是強酸還是弱酸的方法有:(1)從一定pH的HA溶液稀釋前后pH的變化判斷。如將pH=3的HA溶液稀釋100倍后,再測其pH,若pH=5,則為強酸,若pH<5,則為弱酸。2.從是否存在電離平衡的角度判斷(2)從升高溫度后pH的變化判斷。若升高溫度,溶液的pH明顯減小,則是弱酸。因為弱酸存在電離平衡,升高溫度時,電離度增大,c(H+)增大。而強酸不存在電離平衡,升高溫度時,只有水的電離程度增大,pH變化幅度小。(2)從升高溫度后pH的變化判斷。3.從酸根離子是否能發(fā)生水解的角度判斷強酸根離子不水解,弱酸根離子易發(fā)生水解。據(jù)此可以判斷HA是強酸還是弱酸:可直接測定NaA溶液的pH:若pH=7,則HA是強酸;若pH>7則HA是弱酸。3.從酸根離子是否能發(fā)生水解的角度判斷【高考警示鐘】(1)酸堿的強弱和溶液酸堿性的強弱不是等同關(guān)系。前者看電離程度,后者看溶液中c(H+)和c(OH-)的相對大小。強酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性強。(2)弱酸、弱堿是弱電解質(zhì),但它們對應(yīng)的鹽一般為強電解質(zhì),如醋酸銨:CH3COONH4====NH4++CH3COO-?!靖呖季剧姟?1)酸堿的強弱和溶液酸堿性的強弱不是等同關(guān)系(3)要明確產(chǎn)生H2的速率、物質(zhì)的量與H+的關(guān)系。產(chǎn)生氫氣的速率取決于c(H+),與n(H+)無必然聯(lián)系,產(chǎn)生的n(H2)取決于酸溶液中最終電離出的n(H+),與c(H+)無必然聯(lián)系。(4)酸堿恰好完全中和時溶液不一定呈中性。如果有弱酸或弱堿參加反應(yīng),完全中和時生成的鹽可能因水解而使溶液呈酸性或呈堿性。(3)要明確產(chǎn)生H2的速率、物質(zhì)的量與H+的關(guān)系?!就卣寡由臁客瑵舛然蛲琾H的鹽酸和醋酸有關(guān)性質(zhì)的比較(1)同體積、等物質(zhì)的量濃度的鹽酸和醋酸。H+的物質(zhì)的量濃度c(H+)酸性強弱中和堿的能力(消耗相同的堿液的多少)與相同的活潑金屬反應(yīng)的起始速率產(chǎn)生H2的總量HCl大強相同大相等CH3COOH小弱小【拓展延伸】H+的物質(zhì)的量濃度酸性中和堿的能力(消耗相同的堿(2)同體積、H+的物質(zhì)的量濃度相等(即pH相同)的鹽酸和醋酸。溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度c(酸)酸性強弱中和堿的能力(消耗相同的堿液的多少)與相同的活潑金屬反應(yīng)過程中的平均速率產(chǎn)生H2的總量HCl小相同少小少CH3COOH大多大多(2)同體積、H+的物質(zhì)的量濃度相等(即pH相同)的鹽酸和醋【典例1】(2012·杭州模擬)下列事實不能證明CH3COOH是弱電解質(zhì)的是()①常溫下,某CH3COONa溶液的pH=8②用CH3COOH溶液做導(dǎo)電實驗,燈泡很暗③等pH、等體積的鹽酸和CH3COOH溶液與足量鋅反應(yīng),CH3COOH放出H2多④0.1mol·L-1CH3COOH溶液的pH=2.8⑤0.1mol·L-1的CH3COOH溶液稀釋至100倍,pH<4A.①⑤B.②⑤C.③⑤D.③④【典例1】(2012·杭州模擬)下列事實不能證明CH3COO【解題指南】解答該題要注意以下三點:(1)“有弱就水解”——弱酸強堿鹽呈堿性;(2)導(dǎo)電能力與離子濃度大小有關(guān);(3)弱酸不完全電離,存在電離平衡?!窘馕觥窟xB。①CH3COONa為鹽,常溫下溶液的pH=8。說明CH3COO-發(fā)生水解,即CH3COOH為弱酸;②溶液導(dǎo)電性的強弱與溶液中離子的濃度大小有關(guān),與強弱電解質(zhì)無關(guān);③pH相同的鹽酸和CH3COOH溶液體積相同時與足量Zn反應(yīng),CH3COOH放出H2多,說明CH3COOH物質(zhì)的量多,且沒有全部電離,即CH3COOH為弱電解質(zhì);【解題指南】解答該題要注意以下三點:④0.1mol·L-1CH3COOH溶液的pH=2.8,說明CH3COOH沒有全部電離,為弱電解質(zhì);⑤0.1mol·L-1的CH3COOH溶液稀釋至100倍,pH<4,不能判斷CH3COOH為弱電解質(zhì),故選B。④0.1mol·L-1CH3COOH溶液的pH=2.8,說【變式訓(xùn)練】下列說法中正確的是()A.強電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力一定比弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力強B.冰醋酸是弱電解質(zhì),液態(tài)時能導(dǎo)電C.鹽酸中加入固體NaCl,因Cl-濃度增大,所以溶液酸性減弱D.相同溫度下,0.1mol·L-1NH4Cl溶液中NH4+的濃度比0.1mol·L-1氨水中NH4+的濃度大【變式訓(xùn)練】下列說法中正確的是()【解析】選D。A項,導(dǎo)電能力取決于溶液中離子濃度與離子所帶電荷的多少,與電解質(zhì)的強弱無關(guān),A錯誤;B項,液態(tài)冰醋酸不能電離出離子,不能導(dǎo)電,B錯誤;C項,HCl是強電解質(zhì),不存在電離平衡,故增大c(Cl-),不影響c(H+),故酸性不變,C錯誤;D項,因NH4Cl是強電解質(zhì),能完全電離,而NH3·H2O是弱電解質(zhì),微弱電離,電離出的NH4+的濃度很小,故D正確。【解析】選D。A項,導(dǎo)電能力取決于溶液中離子濃度與離子所帶電弱電解質(zhì)的電離平衡以NH3·H2O的電離為例在稀氨水中存在下列平衡:NH3·H2ONH4++OH-,當(dāng)改變外界條件時,平衡移動方向及溶液中離子濃度的變化如表:弱電解質(zhì)的電離平衡【高考警示鐘】分析溶液稀釋時離子濃度變化時的誤區(qū)(1)溶液稀釋時,并不是溶液中所有離子的濃度都減小,稀釋堿溶液時,c(OH-)減小,c(H+)增大。稀釋酸溶液時,c(H+)減小,c(OH-)增大。(2)稀釋氨水時,雖然電離程度增大,n(OH-)增大,但由于溶液體積增大得倍數(shù)更多,導(dǎo)致c(OH-)反而減小,導(dǎo)電能力下降?!靖呖季剧姟糠治鋈芤合♂寱r離子濃度變化時的誤區(qū)【典例2】(2011·福建高考)常溫下0.1mol·L-1醋酸溶液的pH=a,下列能使溶液的pH=(a+1)的措施是()A.將溶液稀釋到原體積的10倍B.加入適量的醋酸鈉固體C.加入等體積0.2mol·L-1鹽酸D.提高溶液的溫度【解題指南】解答本題要注意以下兩點:(1)弱電解質(zhì)的電離過程是吸熱過程;(2)pH越大,氫離子濃度越小?!镜淅?】(2011·福建高考)常溫下0.1mol·L-1【解析】選B。在醋酸溶液中存在如下電離平衡:CH3COOHCH3COO-+H+,加水稀釋10倍,若不考慮電離平衡移動,溶液中c(H+)變?yōu)樵瓉淼氖种唬琾H增大1個單位,而稀釋過程中電離平衡正向移動,H+的物質(zhì)的量增多,c(H+)要大一些,所以pH變化不足1個單位,即pH<(a+1),A選項錯誤;加入CH3COONa固體,增大了c(CH3COO-),平衡逆向移動,c(H+)減小,pH增大,有可能變?yōu)?a+1),B選項正確;加入0.2mol·L-1鹽酸,雖然增大了c(H+),平衡逆向移動,但是c(H+)比原來大,pH變小,C選項錯誤;由于電離過程吸熱,所以升高溫度,平衡正向移動,c(H+)增大,pH變小,D選項錯誤?!窘馕觥窟xB。在醋酸溶液中存在如下電離平衡:【技巧點撥】“假設(shè)法”分析c(H+)的變化對于稀釋后溶液中c(H+)的變化情況,可采取“假設(shè)法”,先假設(shè)弱電解質(zhì)不電離,求溶液稀釋后的c(H+),然后,再考慮弱電解質(zhì)還能繼續(xù)電離,導(dǎo)致n(H+)、c(H+)要比假設(shè)情況大。【技巧點撥】“假設(shè)法”分析c(H+)的變化【變式訓(xùn)練】當(dāng)溶液中HS-+H2OS2-+H3O+達到平衡時,欲使c(S2-)增大,應(yīng)加入()A.Cu2+B.CO32-C.H2OD.HCl【解析】選B。A項,因發(fā)生沉淀反應(yīng):Cu2++S2-====CuS↓,c(S2-)減小,A錯誤;B項,加入CO32-后,它結(jié)合H+生成弱電解質(zhì)HCO3-,促進電離平衡向正反應(yīng)方向移動,故符合題意,B正確;C項,加水,雖然n(S2-)增大,但由于溶液體積的增大是主要的,故c(S2-)減小,C錯誤;D項,加入HCl后,增大了c(H+),使電離平衡向逆反應(yīng)方向移動,導(dǎo)致c(S2-)減小,D錯誤?!咀兪接?xùn)練】當(dāng)溶液中HS-+H2OS2-+H3O【變式備選】將0.1mol·L-1醋酸溶液加水稀釋,下列說法中正確的是()A.溶液中c(H+)和c(OH-)都減小B.溶液中c(H+)增大C.醋酸電離平衡向左移動D.溶液的pH增大【變式備選】將0.1mol·L-1醋酸溶液加水稀釋,下列說【解析】選D。加水稀釋時,醋酸向電離方向移動,但溶液稀釋導(dǎo)致溶液體積增大的倍數(shù)遠遠超過n(H+)的增加量,故c(H+)變小,由于水的離子積不變,因此c(OH-)變大,pH增大,故答案選D。本題容易機械處理,認為溶液稀釋,必然導(dǎo)致c(H+)和c(OH-)都減小,從而誤選A;同時不能正確分析n(H+)與加水釋稀溶液的體積變化的關(guān)系,從而誤選B?!窘馕觥窟xD。加水稀釋時,醋酸向電離方向移動,但溶液稀釋導(dǎo)致有關(guān)電離平衡常數(shù)的計算(以弱酸HX為例)HXH++X-起始:c(HX)00平衡:c(HX)-c(H+)c(H+)c(H+)則:K
=由于弱酸只有極少一部分電離,c(H+)的數(shù)值很小,可做近似處理:c(HX)-c(H+)≈c(HX)。則K
=有關(guān)電離平衡常數(shù)的計算(以弱酸K、c(H+)、c(HX)三個量知二求一,若c(H+)、c(HX)已知,則K=若K、c(HX)已知,則c(H+)=若K、c(H+)已知,則c(HX)=K、c(H+)、c(HX)三個量知二求一,【高考警示鐘】計算時離子濃度選擇的注意事項(1)在運用電離平衡常數(shù)表達式進行計算時,濃度必須是平衡時的濃度。(2)由于涉及到的濃度數(shù)值較小,當(dāng)相差百倍以上的兩數(shù)相加減時,可以忽略數(shù)值小的一方。但相差不大時,不能忽略數(shù)值小的一方。【高考警示鐘】計算時離子濃度選擇的注意事項【典例3】已知常溫下NH3·H2O的Kb=1.75×10-5,試回答下列問題:(1)若溫度不變,當(dāng)向該溶液中加入一定量的氫氧化鈉固體時,電離平衡常數(shù)_________,c(OH-)_______(填“不變”、“增大”或“減小”)。(2)若氨水的起始濃度為0.01mol·L-1,達到電離平衡狀態(tài)的c(OH-)為__________。若平衡時c(OH-)為cmol·L-1,則Kb=_______(用c表示)?!镜淅?】已知常溫下NH3·H2O的Kb=1.75×10-5【解題指南】解答本題時注意以下兩點:(1)電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān),與溶液的濃度無關(guān)。(2)注意應(yīng)用電離平衡常數(shù)表達式?!窘馕觥?1)當(dāng)向達到電離平衡后的溶液中加入氫氧化鈉固體時,增大了c(OH-),平衡逆向移動,但電離平衡常數(shù)不變?!窘忸}指南】解答本題時注意以下兩點:(2)根據(jù)NH3·H2ONH4++OH-可得:Kb=故c(OH-)=≈4.2×10-4;若平衡時c(OH-)=cmol·L-1,則剩余氨水的濃度為0.01mol·L-1-cmol·L-1,生成的c(NH4+)=c(OH-)=cmol·L-1,則有:Kb=答案:(1)不變增大(2)4.2×10-4mol·L-1(2)根據(jù)NH3·H2ONH4++OH-可得:【互動探究】(1)溫度降低,Kb怎么變化?c(OH-)是否變化?(2)加入一定量的氫氧化鈉固體時,水的電離是否受到影響?Kw是否發(fā)生變化?提示:(1)因電離過程是吸熱過程,溫度降低時,電離平衡向左移動,c(OH-)變小,Kb也變小。(2)由水的電離平衡:H2OH++OH-,當(dāng)加入一定量的氫氧化鈉固體時,增大了c(OH-),使水的電離程度減小,但Kw只受溫度影響,溫度不變Kw不變?!净犹骄俊俊敬痤}要領(lǐng)5】——平衡移動原理應(yīng)用的準(zhǔn)確表述【典例】[2011·北京高考·T26(3)]氯堿工業(yè)中電解飽和食鹽水的原理示意圖如圖所示?!敬痤}要領(lǐng)5】——平衡移動原理應(yīng)用的準(zhǔn)確表述【典例】[201電解時用鹽酸控制陽極區(qū)溶液的pH在2~3,用化學(xué)平衡移動原理解釋鹽酸的作用___________________________。
【抽樣分析】
考生甲考生乙抽樣試卷加入鹽酸,使化學(xué)平衡向左移動,使Cl2逸出
增大鹽酸濃度,抑制了Cl2在水中的溶解,有利于Cl2的逸出分析點評未指明對哪個平衡的影響,未說明Cl2逸出的原因
未從平衡移動角度解釋抑制Cl2在水中的溶解電解時用鹽酸控制陽極區(qū)溶液的pH在2~3,用化學(xué)平衡移動原理【規(guī)范答案】Cl2與水發(fā)生反應(yīng):Cl2+H2OHCl+HClO,增大溶液中鹽酸的濃度,使平衡逆向移動,減少Cl2在水中的溶解,有利于Cl2的逸出【規(guī)范答案】Cl2與水發(fā)生反應(yīng):Cl2+H2OH**答題要領(lǐng)**解答要素:(1)寫出可逆反應(yīng)的方程式(2)改變的條件(3)導(dǎo)致平衡如何移動(4)平衡移動造成了什么結(jié)果得分點及關(guān)鍵詞:1.解答此類題目要注意解答敘述方式:可逆反應(yīng)+條件變化+平衡移動方向+平衡移動結(jié)果。**答題要領(lǐng)**(1)可逆反應(yīng):化學(xué)方程式或離子方程式。(2)條件變化:只考慮“一個條件”變化,其他條件不變。(3)平衡移動方向:正向(或逆向)移動。(4)平衡移動結(jié)果:某些物理量發(fā)生了什么變化或造成了什么影響。2.要特別注意語言的規(guī)范:要避免“向左移動或向右移動”或“反應(yīng)向正反應(yīng)方向移動”等錯誤說法。(1)可逆反應(yīng):化學(xué)方程式或離子方程式。[2011·四川高考·T29(3)]開發(fā)氫能是實現(xiàn)社會可持續(xù)發(fā)展的需要。硫鐵礦(FeS2)燃燒產(chǎn)生的SO2通過下列碘循環(huán)工藝過程既能制H2SO4,又能制H2。[2011·四川高考·T29(3)]開發(fā)氫能是實現(xiàn)社會可持續(xù)用化學(xué)平衡移動的原理分析,在HI分解反應(yīng)中使用膜反應(yīng)器分離出H2的目的是________________________________。答案:減小氫氣的濃度,使HI分解平衡正向移動,提高HI的分解率用化學(xué)平衡移動的原理分析,在HI分解反應(yīng)中使用膜反應(yīng)器分離出1.下列粒子對水的電離平衡不產(chǎn)生影響的是()A.H3O+B.Cl-C.NH4+D.OH-【解析】選B。H3O+和OH-能抑制水的電離,NH4+能促進水的電離,Cl-不水解,對水的電離平衡無影響,故選B項。1.下列粒子對水的電離平衡不產(chǎn)生影響的是()2.下列關(guān)于電離平衡常數(shù)(K)的說法正確的是()A.電離平衡常數(shù)(K)越小,表示弱電解質(zhì)電離能力越弱B.電離平衡常數(shù)(K)與溫度無關(guān)C.不同濃度的同一弱電解質(zhì),其電離平衡常數(shù)(K)不同D.多元弱酸各步電離平衡常數(shù)相互關(guān)系為:K1<K2<K3【解析】選A。電離平衡常數(shù)是表示弱電解質(zhì)電離能力強弱的一個物理量,其值越小,表示弱電解質(zhì)的電離能力越弱,A正確;B項,電離平衡常數(shù)K只與溫度有關(guān),故B、C錯誤;D項,多元弱酸各步電離平衡常數(shù)相互關(guān)系為:K1>K2>K3,故D錯誤。2.下列關(guān)于電離平衡常數(shù)(K)的說法正確的是()3.(2012·紹興模擬)下列離子方程式中書寫正確的是()A.NH3·H2O電離:NH3·H2ONH4++OH-B.H2CO3電離:H2CO32H++CO32-C.HS-的水解:HS-+H2OH3O++S2-D.石灰石溶于醋酸:CaCO3+2H+====Ca2++CO2↑+H2O【解析】選A。NH3·H2O是一元弱堿,部分電離,A正確;H2CO3是二元弱酸,分步電離,不能一步全寫出,B錯誤;C項左、右兩側(cè)去掉一分子H2O,則為HS-H++S2-,為HS-的電離方程式,C錯誤;醋酸為弱酸,應(yīng)寫化學(xué)式,D錯誤。3.(2012·紹興模擬)下列離子方程式中書寫正確的是(4.25℃時,0.1mol·L-1稀醋酸加水稀釋,圖中的縱坐標(biāo)y可以是()A.溶液的pHB.醋酸的電離平衡常數(shù)C.溶液的導(dǎo)電能力D.醋酸的電離程度4.25℃時,0.1mol·L-1稀醋酸加水稀釋,圖中的【解析】選C。0.1mol·L-1稀醋酸加水稀釋,電離程度增大,n(H+)增大,但c(H+)減小,因此pH增大,A錯、D錯;電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān),因此稀釋時電離平衡常數(shù)不變,B錯;加水稀釋時溶液中主要離子的濃度減小,溶液的導(dǎo)電能力下降,C正確?!窘馕觥窟xC。0.1mol·L-1稀醋酸加水稀釋,電離程度5.在相同溫度時100mL0.01mol·L-1的醋酸溶液與10mL0.1mol·L-1的醋酸溶液相比較,下列數(shù)值前者大于后者的是()A.中和時所需NaOH的量B.電離程度C.H+的物質(zhì)的量濃度D.CH3COOH的物質(zhì)的量5.在相同溫度時100mL0.01mol·L-1的醋酸【解析】選B。A項,因兩者的物質(zhì)的量相同,最終電離出的n(H+)必相同,故中和時所需NaOH的量必相同,A錯誤;稀釋能促進電離,故電離程度前者大于后者,B正確;C項,雖然前者電離程度較大,但由于溶液濃度較小,故c(H+)較小,C錯誤;D項,由于前者電離程度較大,前者發(fā)生電離的醋酸的量大,剩余的醋酸的量較少,故前者小于后者?!窘馕觥窟xB。A項,因兩者的物質(zhì)的量相同,最終電離出的n(H6.(2012·麗水模擬)弱電解質(zhì)電離情況可以用電離度和電離平衡常數(shù)表示,下表是常溫下幾種弱酸的電離平衡常數(shù)Ka,請回答下面問題:酸或堿電離平衡常數(shù)(Ka或Kb)CH3COOH1.8×10-5HNO24.6×10-4HCN5×10-10HClO3×10-8NH3?H2O1.8×10-56.(2012·麗水模擬)弱電解質(zhì)電離情況可以用電離度和電離(1)表中所給的四種酸中,酸性最弱的是_______(用化學(xué)式表示)。(2)下列能使醋酸溶液中CH3COOH的電離程度增大,而電離常數(shù)不變的操作是_____________(填序號)。A.升高溫度B.加水稀釋C.加少量的CH3COONa固體D.加少量冰醋酸(1)表中所給的四種酸中,酸性最弱的是_______(用化學(xué)【解析】(1)電離平衡常數(shù)越小,酸的酸性越弱,故HCN酸性最弱。(2)溫度影響電離平衡常數(shù),故A錯誤;加入少量的CH3COONa固體和加少量冰醋酸,都會引起電離平衡向逆反應(yīng)方向移動,故C、D錯誤;加水時,電離程度增大,而電離平衡常數(shù)不變,B符合題意。答案:(1)HCN(2)B【解析】(1)電離平衡常數(shù)越小,酸的酸性越弱,故HCN酸性最優(yōu)選教育版化學(xué)復(fù)習(xí)方略課件:弱電解質(zhì)的電離平衡(蘇教版·浙江專用)優(yōu)選教育版化學(xué)復(fù)習(xí)方略課件:弱電解質(zhì)的電離平衡(蘇教版·浙江專用)第一單元弱電解質(zhì)的電離平衡第一單元弱電解質(zhì)的電離平衡………三年14考高考指數(shù):★★★★1.了解電解質(zhì)的概念,了解強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念。2.了解電解質(zhì)在水溶液中的電離以及電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性,能正確書寫電解質(zhì)的電離方程式。3.了解弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡。了解電離度和電離平衡常數(shù)的概念及其簡單計算。4.了解水的電離及離子積常數(shù)?!?4考高考指數(shù):★★★★一、強電解質(zhì)與弱電解質(zhì)1.強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)(1)強、弱電解質(zhì)的本質(zhì)區(qū)別:是否存在____________。(2)與物質(zhì)類別的關(guān)系。①強、弱電解質(zhì)都屬于__________。②強電解質(zhì)主要包括_____________、絕大多數(shù)的鹽(包括難溶性鹽)以及活潑金屬的氧化物。③弱電解質(zhì)主要包括____________和水。電離平衡化合物強酸、強堿弱酸、弱堿一、強電解質(zhì)與弱電解質(zhì)電離平衡化合物強酸、強堿弱酸、弱堿2.電離方程式的書寫——“強等號,弱可逆,多元弱酸分步離”強電解質(zhì)強酸H2SO4:______________________強堿NaOH:_______________________酸式鹽NaHSO4:_________________________NaHCO3:__________________________弱電解質(zhì)一元弱酸CH3COOH:___________________________多元弱酸分步電離,以第一步為主,H2CO3:________________,_________________H2SO4====2H++SO42-NaOH====Na++OH-NaHSO4====Na++H++SO42-NaHCO3====Na++HCO3-CH3COOHCH3COO-+H+H2CO3H++HCO3-HCO3-H++CO32-2.電離方程式的書寫——“強等號,弱可逆,多元弱酸分步離”強二、弱電解質(zhì)的電離1.電離平衡在一定溫度下,在水溶液中弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率與離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率______,溶液中各分子和離子的濃度都不再發(fā)生變化,達到電離平衡狀態(tài)。2.電離平衡的建立相等二、弱電解質(zhì)的電離相等3.電離平衡的“五大”特征=>3.電離平衡的“五大”特征=>4.影響電離平衡的“四個”外界因素右增大右增大左減小右增大4.影響電離平衡的“四個”外界因素右增大右增大左減小右增大5.電離平衡常數(shù)(1)表示方法。對于ABA++B-K電離=_______________(2)特點。①電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān),升溫,K值______。②多元弱酸分步電離逐級減弱,酸性強弱主要決定于第一步電離,各級電離常數(shù)的大小關(guān)系為:__________________(3)意義。增大K1K2K3……5.電離平衡常數(shù)增大K1K2K3……6.電離度(1)表達式:α=________________________________。(2)影響因素。通常,弱電解質(zhì)溶液的濃度越大,電離度_____;溫度越高,電離度_______。越小越大6.電離度越小越大三、水的電離1.電離方程式水是一種極弱的電解質(zhì),H2O+H2OH3O++OH-,可簡寫為____________________。H2OH++OH-三、水的電離H2OH++OH-2.三個重要數(shù)據(jù)3.Kw的影響因素Kw只與溫度有關(guān),溫度升高,Kw__________。變大10-7mol·L-110-4
2.三個重要數(shù)據(jù)變大10-7mol·L-110-41.弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力一定比強電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力弱。()【分析】溶液的導(dǎo)電性取決于溶液中離子所帶電荷多少及濃度的大小,與電解質(zhì)的相對強弱無關(guān)。2.水的離子積K(25℃)>K(35℃)。()【分析】水的電離是吸熱過程,故升溫時,水的電離程度增大,c(H+)、c(OH-)增大,故K(25℃)<K(35℃)?!痢?.弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力一定比強電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力××3.如果鹽酸濃度是醋酸濃度的2倍,則鹽酸中的H+濃度遠大于醋酸中H+濃度的2倍。()【分析】因醋酸為弱電解質(zhì),電離程度很小,故鹽酸中的H+濃度遠遠大于醋酸中的H+濃度的2倍;4.電離平衡右移,電離平衡常數(shù)一定增大。()【分析】電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān),只有因為溫度升高而導(dǎo)致的電離平衡移動,平衡常數(shù)才會增大?!獭?.如果鹽酸濃度是醋酸濃度的2倍,則鹽酸中的H+濃度遠大于√5.稀氨水中c(OH-)=10-2mol·L-1,加水稀釋至原溶液體積100倍,此時稀氨水中c(OH-)=10-4mol·L-1。()【分析】因NH3·H2O為弱電解質(zhì),存在電離平衡,加水稀釋時,電離平衡向正方向移動,故加水稀釋至原溶液體積100倍時,溶液中c(OH-)應(yīng)大于10-4mol·L-1?!?.稀氨水中c(OH-)=10-2mol·L-1,加水稀釋強、弱電解質(zhì)的比較及判斷方法(以HA為例)1.從是否完全電離的角度判斷在溶液中強電解質(zhì)完全電離,弱電解質(zhì)部分電離。據(jù)此可以判斷HA是強酸還是弱酸的方法有:強、弱電解質(zhì)的比較及判斷方法(以方法結(jié)論測定一定濃度的HA溶液的pH若測得0.1mol?L-1的HA溶液pH=1,則HA為強酸;若pH>1,則HA為弱酸跟同濃度的鹽酸比較導(dǎo)電性導(dǎo)電性和鹽酸相同時為強酸,比鹽酸弱時為弱酸跟同濃度的鹽酸比較跟鋅反應(yīng)的快慢反應(yīng)快慢相同時為強酸,比鹽酸慢則為弱酸方法結(jié)論測定一定濃度的HA溶液的pH若測得0.1mol?L2.從是否存在電離平衡的角度判斷強電解質(zhì)不存在電離平衡,弱電解質(zhì)存在電離平衡,在一定條件下電離平衡會發(fā)生移動。據(jù)此可以判斷HA是強酸還是弱酸的方法有:(1)從一定pH的HA溶液稀釋前后pH的變化判斷。如將pH=3的HA溶液稀釋100倍后,再測其pH,若pH=5,則為強酸,若pH<5,則為弱酸。2.從是否存在電離平衡的角度判斷(2)從升高溫度后pH的變化判斷。若升高溫度,溶液的pH明顯減小,則是弱酸。因為弱酸存在電離平衡,升高溫度時,電離度增大,c(H+)增大。而強酸不存在電離平衡,升高溫度時,只有水的電離程度增大,pH變化幅度小。(2)從升高溫度后pH的變化判斷。3.從酸根離子是否能發(fā)生水解的角度判斷強酸根離子不水解,弱酸根離子易發(fā)生水解。據(jù)此可以判斷HA是強酸還是弱酸:可直接測定NaA溶液的pH:若pH=7,則HA是強酸;若pH>7則HA是弱酸。3.從酸根離子是否能發(fā)生水解的角度判斷【高考警示鐘】(1)酸堿的強弱和溶液酸堿性的強弱不是等同關(guān)系。前者看電離程度,后者看溶液中c(H+)和c(OH-)的相對大小。強酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性強。(2)弱酸、弱堿是弱電解質(zhì),但它們對應(yīng)的鹽一般為強電解質(zhì),如醋酸銨:CH3COONH4====NH4++CH3COO-?!靖呖季剧姟?1)酸堿的強弱和溶液酸堿性的強弱不是等同關(guān)系(3)要明確產(chǎn)生H2的速率、物質(zhì)的量與H+的關(guān)系。產(chǎn)生氫氣的速率取決于c(H+),與n(H+)無必然聯(lián)系,產(chǎn)生的n(H2)取決于酸溶液中最終電離出的n(H+),與c(H+)無必然聯(lián)系。(4)酸堿恰好完全中和時溶液不一定呈中性。如果有弱酸或弱堿參加反應(yīng),完全中和時生成的鹽可能因水解而使溶液呈酸性或呈堿性。(3)要明確產(chǎn)生H2的速率、物質(zhì)的量與H+的關(guān)系?!就卣寡由臁客瑵舛然蛲琾H的鹽酸和醋酸有關(guān)性質(zhì)的比較(1)同體積、等物質(zhì)的量濃度的鹽酸和醋酸。H+的物質(zhì)的量濃度c(H+)酸性強弱中和堿的能力(消耗相同的堿液的多少)與相同的活潑金屬反應(yīng)的起始速率產(chǎn)生H2的總量HCl大強相同大相等CH3COOH小弱小【拓展延伸】H+的物質(zhì)的量濃度酸性中和堿的能力(消耗相同的堿(2)同體積、H+的物質(zhì)的量濃度相等(即pH相同)的鹽酸和醋酸。溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度c(酸)酸性強弱中和堿的能力(消耗相同的堿液的多少)與相同的活潑金屬反應(yīng)過程中的平均速率產(chǎn)生H2的總量HCl小相同少小少CH3COOH大多大多(2)同體積、H+的物質(zhì)的量濃度相等(即pH相同)的鹽酸和醋【典例1】(2012·杭州模擬)下列事實不能證明CH3COOH是弱電解質(zhì)的是()①常溫下,某CH3COONa溶液的pH=8②用CH3COOH溶液做導(dǎo)電實驗,燈泡很暗③等pH、等體積的鹽酸和CH3COOH溶液與足量鋅反應(yīng),CH3COOH放出H2多④0.1mol·L-1CH3COOH溶液的pH=2.8⑤0.1mol·L-1的CH3COOH溶液稀釋至100倍,pH<4A.①⑤B.②⑤C.③⑤D.③④【典例1】(2012·杭州模擬)下列事實不能證明CH3COO【解題指南】解答該題要注意以下三點:(1)“有弱就水解”——弱酸強堿鹽呈堿性;(2)導(dǎo)電能力與離子濃度大小有關(guān);(3)弱酸不完全電離,存在電離平衡?!窘馕觥窟xB。①CH3COONa為鹽,常溫下溶液的pH=8。說明CH3COO-發(fā)生水解,即CH3COOH為弱酸;②溶液導(dǎo)電性的強弱與溶液中離子的濃度大小有關(guān),與強弱電解質(zhì)無關(guān);③pH相同的鹽酸和CH3COOH溶液體積相同時與足量Zn反應(yīng),CH3COOH放出H2多,說明CH3COOH物質(zhì)的量多,且沒有全部電離,即CH3COOH為弱電解質(zhì);【解題指南】解答該題要注意以下三點:④0.1mol·L-1CH3COOH溶液的pH=2.8,說明CH3COOH沒有全部電離,為弱電解質(zhì);⑤0.1mol·L-1的CH3COOH溶液稀釋至100倍,pH<4,不能判斷CH3COOH為弱電解質(zhì),故選B。④0.1mol·L-1CH3COOH溶液的pH=2.8,說【變式訓(xùn)練】下列說法中正確的是()A.強電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力一定比弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力強B.冰醋酸是弱電解質(zhì),液態(tài)時能導(dǎo)電C.鹽酸中加入固體NaCl,因Cl-濃度增大,所以溶液酸性減弱D.相同溫度下,0.1mol·L-1NH4Cl溶液中NH4+的濃度比0.1mol·L-1氨水中NH4+的濃度大【變式訓(xùn)練】下列說法中正確的是()【解析】選D。A項,導(dǎo)電能力取決于溶液中離子濃度與離子所帶電荷的多少,與電解質(zhì)的強弱無關(guān),A錯誤;B項,液態(tài)冰醋酸不能電離出離子,不能導(dǎo)電,B錯誤;C項,HCl是強電解質(zhì),不存在電離平衡,故增大c(Cl-),不影響c(H+),故酸性不變,C錯誤;D項,因NH4Cl是強電解質(zhì),能完全電離,而NH3·H2O是弱電解質(zhì),微弱電離,電離出的NH4+的濃度很小,故D正確。【解析】選D。A項,導(dǎo)電能力取決于溶液中離子濃度與離子所帶電弱電解質(zhì)的電離平衡以NH3·H2O的電離為例在稀氨水中存在下列平衡:NH3·H2ONH4++OH-,當(dāng)改變外界條件時,平衡移動方向及溶液中離子濃度的變化如表:弱電解質(zhì)的電離平衡【高考警示鐘】分析溶液稀釋時離子濃度變化時的誤區(qū)(1)溶液稀釋時,并不是溶液中所有離子的濃度都減小,稀釋堿溶液時,c(OH-)減小,c(H+)增大。稀釋酸溶液時,c(H+)減小,c(OH-)增大。(2)稀釋氨水時,雖然電離程度增大,n(OH-)增大,但由于溶液體積增大得倍數(shù)更多,導(dǎo)致c(OH-)反而減小,導(dǎo)電能力下降?!靖呖季剧姟糠治鋈芤合♂寱r離子濃度變化時的誤區(qū)【典例2】(2011·福建高考)常溫下0.1mol·L-1醋酸溶液的pH=a,下列能使溶液的pH=(a+1)的措施是()A.將溶液稀釋到原體積的10倍B.加入適量的醋酸鈉固體C.加入等體積0.2mol·L-1鹽酸D.提高溶液的溫度【解題指南】解答本題要注意以下兩點:(1)弱電解質(zhì)的電離過程是吸熱過程;(2)pH越大,氫離子濃度越小。【典例2】(2011·福建高考)常溫下0.1mol·L-1【解析】選B。在醋酸溶液中存在如下電離平衡:CH3COOHCH3COO-+H+,加水稀釋10倍,若不考慮電離平衡移動,溶液中c(H+)變?yōu)樵瓉淼氖种?,pH增大1個單位,而稀釋過程中電離平衡正向移動,H+的物質(zhì)的量增多,c(H+)要大一些,所以pH變化不足1個單位,即pH<(a+1),A選項錯誤;加入CH3COONa固體,增大了c(CH3COO-),平衡逆向移動,c(H+)減小,pH增大,有可能變?yōu)?a+1),B選項正確;加入0.2mol·L-1鹽酸,雖然增大了c(H+),平衡逆向移動,但是c(H+)比原來大,pH變小,C選項錯誤;由于電離過程吸熱,所以升高溫度,平衡正向移動,c(H+)增大,pH變小,D選項錯誤?!窘馕觥窟xB。在醋酸溶液中存在如下電離平衡:【技巧點撥】“假設(shè)法”分析c(H+)的變化對于稀釋后溶液中c(H+)的變化情況,可采取“假設(shè)法”,先假設(shè)弱電解質(zhì)不電離,求溶液稀釋后的c(H+),然后,再考慮弱電解質(zhì)還能繼續(xù)電離,導(dǎo)致n(H+)、c(H+)要比假設(shè)情況大?!炯记牲c撥】“假設(shè)法”分析c(H+)的變化【變式訓(xùn)練】當(dāng)溶液中HS-+H2OS2-+H3O+達到平衡時,欲使c(S2-)增大,應(yīng)加入()A.Cu2+B.CO32-C.H2OD.HCl【解析】選B。A項,因發(fā)生沉淀反應(yīng):Cu2++S2-====CuS↓,c(S2-)減小,A錯誤;B項,加入CO32-后,它結(jié)合H+生成弱電解質(zhì)HCO3-,促進電離平衡向正反應(yīng)方向移動,故符合題意,B正確;C項,加水,雖然n(S2-)增大,但由于溶液體積的增大是主要的,故c(S2-)減小,C錯誤;D項,加入HCl后,增大了c(H+),使電離平衡向逆反應(yīng)方向移動,導(dǎo)致c(S2-)減小,D錯誤。【變式訓(xùn)練】當(dāng)溶液中HS-+H2OS2-+H3O【變式備選】將0.1mol·L-1醋酸溶液加水稀釋,下列說法中正確的是()A.溶液中c(H+)和c(OH-)都減小B.溶液中c(H+)增大C.醋酸電離平衡向左移動D.溶液的pH增大【變式備選】將0.1mol·L-1醋酸溶液加水稀釋,下列說【解析】選D。加水稀釋時,醋酸向電離方向移動,但溶液稀釋導(dǎo)致溶液體積增大的倍數(shù)遠遠超過n(H+)的增加量,故c(H+)變小,由于水的離子積不變,因此c(OH-)變大,pH增大,故答案選D。本題容易機械處理,認為溶液稀釋,必然導(dǎo)致c(H+)和c(OH-)都減小,從而誤選A;同時不能正確分析n(H+)與加水釋稀溶液的體積變化的關(guān)系,從而誤選B?!窘馕觥窟xD。加水稀釋時,醋酸向電離方向移動,但溶液稀釋導(dǎo)致有關(guān)電離平衡常數(shù)的計算(以弱酸HX為例)HXH++X-起始:c(HX)00平衡:c(HX)-c(H+)c(H+)c(H+)則:K
=由于弱酸只有極少一部分電離,c(H+)的數(shù)值很小,可做近似處理:c(HX)-c(H+)≈c(HX)。則K
=有關(guān)電離平衡常數(shù)的計算(以弱酸K、c(H+)、c(HX)三個量知二求一,若c(H+)、c(HX)已知,則K=若K、c(HX)已知,則c(H+)=若K、c(H+)已知,則c(HX)=K、c(H+)、c(HX)三個量知二求一,【高考警示鐘】計算時離子濃度選擇的注意事項(1)在運用電離平衡常數(shù)表達式進行計算時,濃度必須是平衡時的濃度。(2)由于涉及到的濃度數(shù)值較小,當(dāng)相差百倍以上的兩數(shù)相加減時,可以忽略數(shù)值小的一方。但相差不大時,不能忽略數(shù)值小的一方?!靖呖季剧姟坑嬎銜r離子濃度選擇的注意事項【典例3】已知常溫下NH3·H2O的Kb=1.75×10-5,試回答下列問題:(1)若溫度不變,當(dāng)向該溶液中加入一定量的氫氧化鈉固體時,電離平衡常數(shù)_________,c(OH-)_______(填“不變”、“增大”或“減小”)。(2)若氨水的起始濃度為0.01mol·L-1,達到電離平衡狀態(tài)的c(OH-)為__________。若平衡時c(OH-)為cmol·L-1,則Kb=_______(用c表示)?!镜淅?】已知常溫下NH3·H2O的Kb=1.75×10-5【解題指南】解答本題時注意以下兩點:(1)電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān),與溶液的濃度無關(guān)。(2)注意應(yīng)用電離平衡常數(shù)表達式?!窘馕觥?1)當(dāng)向達到電離平衡后的溶液中加入氫氧化鈉固體時,增大了c(OH-),平衡逆向移動,但電離平衡常數(shù)不變?!窘忸}指南】解答本題時注意以下兩點:(2)根據(jù)NH3·H2ONH4++OH-可得:Kb=故c(OH-)=≈4.2×10-4;若平衡時c(OH-)=cmol·L-1,則剩余氨水的濃度為0.01mol·L-1-cmol·L-1,生成的c(NH4+)=c(OH-)=cmol·L-1,則有:Kb=答案:(1)不變增大(2)4.2×10-4mol·L-1(2)根據(jù)NH3·H2ONH4++OH-可得:【互動探究】(1)溫度降低,Kb怎么變化?c(OH-)是否變化?(2)加入一定量的氫氧化鈉固體時,水的電離是否受到影響?Kw是否發(fā)生變化?提示:(1)因電離過程是吸熱過程,溫度降低時,電離平衡向左移動,c(OH-)變小,Kb也變小。(2)由水的電離平衡:H2OH++OH-,當(dāng)加入一定量的氫氧化鈉固體時,增大了c(OH-),使水的電離程度減小,但Kw只受溫度影響,溫度不變Kw不變。【互動探究】【答題要領(lǐng)5】——平衡移動原理應(yīng)用的準(zhǔn)確表述【典例】[2011·北京高考·T26(3)]氯堿工業(yè)中電解飽和食鹽水的原理示意圖如圖所示?!敬痤}要領(lǐng)5】——平衡移動原理應(yīng)用的準(zhǔn)確表述【典例】[201電解時用鹽酸控制陽極區(qū)溶液的pH在2~3,用化學(xué)平衡移動原理解釋鹽酸的作用___________________________。
【抽樣分析】
考生甲考生乙抽樣試卷加入鹽酸,使化學(xué)平衡向左移動,使Cl2逸出
增大鹽酸濃度,抑制了Cl2在水中的溶解,有利于Cl2的逸出分析點評未指明對哪個平衡的影響,未說明Cl2逸出的原因
未從平衡移動角度解釋抑制Cl2在水中的溶解電解時用鹽酸控制陽極區(qū)溶液的pH在2~3,用化學(xué)平衡移動原理【規(guī)范答案】Cl2與水發(fā)生反應(yīng):Cl2+H2OHCl+HClO,增大溶液中鹽酸的濃度,使平衡逆向移動,減少Cl2在水中的溶解,有利于Cl2的逸出【規(guī)范答案】Cl2與水發(fā)生反應(yīng):Cl2+H2OH**答題要領(lǐng)**解答要素:(1)寫出可逆反應(yīng)的方程式(2)改變的條件(3)導(dǎo)致平衡如何移動(4)平衡移動造成了什么結(jié)果得分點及關(guān)鍵詞:1.解答此類題目要注意解答敘述方式:可逆反應(yīng)+條件變化+平衡移動方向+平衡移動結(jié)果。**答題要領(lǐng)**(1)可逆反應(yīng):化學(xué)方程式或離子方程式。(2)條件變化:只考慮“一個條件”變化,其他條件不變。(3)平衡移動方向:正向(或逆向)移動。(4)平衡移動結(jié)果:某些物理量發(fā)生了什么變化或造成了什么影響。2.要特別注意語言的規(guī)范:要避免“向左移動或向右移動”或“反應(yīng)向正反應(yīng)方向移動”等錯誤說法。(1)可逆反應(yīng):化學(xué)方程式或離子方程式。[2011·四川高考·T29(3)]開發(fā)氫能是實現(xiàn)社會可持續(xù)發(fā)展的需要。硫鐵礦(FeS2)燃燒產(chǎn)生的SO2通過下列碘循環(huán)工藝過程既能制H2SO4,又能制H2。[2011·四川高考·T29(3)]開發(fā)氫能是實現(xiàn)社
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