2014届新课标高考总复习·化学 章末归纳整合8四大平衡的比较.pptVIP

专题1　四大平衡的比较 [特别提醒] 对弱电解质溶液和水解的盐溶液加水稀释时 (1)不但弱电解质的电离平衡(或盐的水解平衡)向右移动，水的电离平衡也向右移动。 (2)酸性溶液加水稀释时，[H＋]减小，[OH－]增大，碱性溶液恰好相反。 [典例1]　(2013年金华模拟)(双选)化学平衡常数(K)、电离常数(Ka)、溶度积常数(Ksp)是判断物质性质或变化的重要的常数。下列关于这些常数的说法中，正确的是(　　) A．化学平衡常数的大小与温度、浓度、压强、催化剂有关 B．CH3COONH4溶液几乎呈中性，说明Ka(CH3COOH)与Kb(NH3·H2O)近似相等 C．Ksp(AgCl)Ksp(AgI)，由此可以判断AgCl(s)＋I－===AgI(s)＋Cl－能够发生 D．Ka(HCN)Ka(CH3COOH)，说明相同浓度时，氢氰酸的酸性比醋酸强 [典例2]　(2013年温州质检)下表是25 ℃时某些盐的溶度积常数和弱酸的电离平衡常数，下列说法正确的是(　　) 专题2　电解质溶液中水的电离分析 水是一种非常弱的电解质，一定温度下，纯水电离产生的H＋和OH－浓度相等，且二者浓度的乘积是一常数，表示为KW＝[H＋]·[OH－]。在电解质稀溶液中，水的电离平衡仍然存在，且KW＝[H＋]·[OH－]仍然成立。一些情况下，溶液的酸碱性就决定于水的电离或水的电离的变化。高考对本内容的考查较多，且比较稳定，是电解质溶液知识的中心内容。 一、不同温度下水的电离情况分析 1．纯水的电离 水的电离是一吸热过程：H2OH＋＋OH－　ΔH0。 2.电解质溶液中水的电离 用水的离子积常数进行计算时，要注意温度的变化导致的数值变化。 (1)酸性溶液 25 ℃时pH＝2和100 ℃时pH＝2的两电解质溶液中，[H＋]＝10－2mol/L，溶液的酸性强弱相同，原因是水的电离程度虽然增大了，但水电离出的[H＋]仍然微不足道，可以忽略。 (2)碱性溶液 25 ℃时pH＝10和100 ℃时pH＝10的两电解质溶液中，溶液的碱性强弱不同，原因是水的电离程度影响了水的离子积常数，计算[OH－]时，结果就不同了。25℃时，pH＝10的电解质溶液中，[OH－]＝10－14/10－10＝10－4(mol/L)；100℃时，pH＝10的电解质溶液中，[OH－]＝10－12/10－10＝10－2(mol/L)。 二、同一温度下电解质溶液中水的电离情况分析 1．电解质对水电离的影响 酸和碱能抑制水的电离，盐的水解能促进水的电离。 (1)在pH＝4的酸溶液中 酸电离产生的[H＋]＝10－4mol/L，水电离产生的[H＋]＝[OH－]＝10－10mol/L，水电离产生的[H＋]可以忽略，判断水的电离程度看[OH－]。在pH＝4的水解的盐溶液中，水电离产生的[H＋]＝[OH－]＝10－4mol/L，[H＋]全部来自水的电离，判断水的电离程度看[H＋]。 (2)在pH＝10的碱溶液中 碱电离产生的[OH－]＝10－4mol/L，水电离产生的[OH－]＝[H＋]＝10－10mol/L，水电离产生的[OH－]可以忽略，判断水的电离程度看[H＋]。在pH＝10的水解的盐溶液中，水电离产生的[OH－]＝[H＋]＝10－4mol/L，[OH－]全部来自水的电离，判断水的电离程度看c(OH－)。 (3)pH＝4的水解的盐溶液中水的电离程度是pH＝4的酸溶液中水的电离程度的106倍。pH＝10的水解的盐溶液中水的电离程度是pH＝10的碱溶液中水的电离程度的106倍。 2．电解质溶液稀释过程中水的电离情况分析 (1)原理 电解质溶液稀释过程中，水的电离也会发生相应的变化。如强酸或强碱溶液稀释过程中，水的电离程度不断增大。所以溶液中的某些离子浓度在稀释过程中，反而会增大。 (2)实例 如pH＝5的盐酸溶液，加水稀释至原体积的10倍时，[H＋]、[Cl－]都会减小，但[OH－]会增大。当把溶液稀释至原体积1 000倍时，溶液的pH不会变为8，原因是水电离出的[H＋]大于酸电离产生的[H＋]，水的电离此时不能忽略。 3．电解过程中水的电离情况分析 在某些盐溶液的电解过程中，溶液pH的变化往往与水的电离变化有关。如用惰性电极电解饱和食盐水时，在阴极上由于发生：2H＋＋2e－===H2↑的反应，破坏了水的电离平衡，使水的电离程度增大，导致阴极区里[OH－][H＋]，溶液显碱性。同理用惰性电极电解硫酸铜溶液时，阳极区里因OH－失去电子，破坏了水的电离平衡，导致溶液显酸性。 [典例1]　下列叙述正确的是(　　) A．某温度下，蒸馏水中的[H＋]＝1.0×10－6mol·L－1，则该温度一定高于25 ℃ B．25 ℃时，某溶液中由水电离产生的[H＋]和[OH－]的乘积为1×10－18，该溶液不可能呈酸性