特训16 弱电解质的电离平衡-2022届新高考化学二轮备考选择题高频热点特训

2022年新高考化学二轮备考选择题高频热点 特训16 弱电解质的电离平衡 考向分析：以图像分析的形式综合考查外界因素对电离平衡的影响，根据信息计算弱电解质的平衡常数，强调用动态平衡的观点看待和分析微粒变化的过程。 （1） 必备知识和方法 1． 影响弱电解质电离平衡的因素： 内因：弱电解质本身的性质，是决定因素。 外因：①温度：升高温度，电离程度增大。 ②浓度：越稀越电离，加水稀释，电离平衡向电离方向移动。 ③同离子效应：在弱电解质溶液中加入与弱电解质电离出相同离子的强电解质，电离平衡向生成弱电解质分子的方向移动。 ④化学反应：若外加物质能与弱电解质电离出的离子发生反应，电离平衡向电离方向移动。 以醋酸电离为例：CH3COOHCH3COO－＋H＋　ΔH>0 　　　　体系变化 条件　　　　 平衡移动方向 n(H＋) c(H＋) 导电能力 Ka 加水稀释 向右 增大 减小 减弱 不变 加入少量冰醋酸 向右 增大 增大 增强 不变 通入HCl(g) 向左 增大 增大 增强 不变 加NaOH(s) 向右 减小 减小 增强 不变 加入镁粉 向右 减小 减小 增强 不变 升高温度 向右 增大 增大 增强 增大 加CH3COONa(s) 向左 减小 减小 增强 不变 2．电离平衡常数Ka(或Kb)及其应用： （1）影响因素：与溶液的浓度、酸碱性无关。 决定因素：①弱电解质本身的性质。②温度：升高温度电离平衡常数增大。 （2）意义：相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越容易电离，所对应的酸性或碱性相对越强。例如，相同条件下常见弱酸的酸性强弱：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3 >H2S>HClO。 （3）应用： ①判断弱酸酸性(或弱碱碱性)的相对强弱：电离常数越大，酸性(或碱性)越强。 ②判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱：电离常数越小，对应的盐水解程度越大，碱性(或酸性)越强。 ③判断复分解反应能否发生：一般符合“强酸制弱酸”规律。 ④判断微粒浓度比值的变化：弱电解质加水稀释时，能促进弱电解质的电离，溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化，但电离常数不变，可利用电离常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。 3.判断HA是弱酸的依据： (1)测钠盐NaA溶液的pH，若常温下pH>7，则说明HA为弱酸。 (2)测一定物质的量浓度的HA溶液，常温下若0.01 mol·L－1 HA溶液的pH>2，则说明HA为弱酸。 4.电离常数(K电离)与电离度(α)的关系(以一元弱酸HA为例) 　 HA　 　H＋　　＋　　A－ 起始浓度：c酸 0 0 平衡浓度：c酸·(1－α) c酸·α c酸·α K电离＝＝。 若α很小，可认为1－α≈1，则K电离＝c酸·α2(或α＝)。 5.“电离平衡”分析判断中的常见误区 (1)误认为电离平衡正向移动，弱电解质的电离程度一定增大。如向醋酸溶液中加入少量冰醋酸，平衡向电离方向移动，但醋酸的电离程度减小。 (2)误认为弱电解质在加水稀释的过程中，溶液中离子浓度都减小。如氨水加水稀释时， c(H＋)增大。 (3) 误认为由水电离出的c(H＋)＝1.0×10－13 mol·L－1的溶液一定呈碱性。如25 ℃， 0.1 mol·L－1盐酸或氢氧化钠溶液中由水电离的c(H＋)都为1.0×10－13 mol·L－1。 (4)弱电解质溶液在加水稀释的过程中，判断某些微粒浓度的关系式是否发生变化时，首先要考虑该关系式是否是电离常数、离子积常数或者是它们的变形。 （二）真题演练 1．（2021·浙江）某同学拟用计测定溶液以探究某酸HR是否为弱电解质。下列说法正确的是 A．25℃时，若测得溶液，则HR是弱酸 B．25℃时，若测得溶液且，则HR是弱酸 C．25℃时，若测得HR溶液，取该溶液，加蒸馏水稀释至，测得，则HR是弱酸 D．25℃时，若测得NaR溶液，取该溶液，升温至50℃，测得，，则HR是弱酸 【答案】B 【解析】 A．25℃时，若测得溶液，可知为强酸强碱盐，则为强酸，A错误； B．25℃时，若测得溶液且，可知溶液中，所以未完全电离，为弱酸，B正确； C．假设为强酸，取的该溶液，加蒸馏水稀释至测得此时溶液，C错误； D．假设为强酸，则为强酸强碱盐，溶液呈中性，升温至50℃，促进水的电离，水的离子积常数增大，减小，D错误； 答案为：B。 2.（2020·浙江卷）下列说法不正确的是( ) A. 的盐酸中 B. 将KCl溶液从常温加热至80℃，溶液的pH变小但仍保持中性 C. 常温下，NaCN溶液呈碱性，说明HCN是弱电解质 D. 常温下，