化學(xué)一輪復(fù)習(xí)學(xué)案弱電解質(zhì)的電離

1、2013版化學(xué)一輪精品復(fù)習(xí)學(xué)案：8.1 弱電解質(zhì)的電離（選修4） 【備考策略】 綜合分析近三年各地高考試題，高考命題在本章有以下規(guī)律： 1從考查題型和考查內(nèi)容上看,形式不外乎選擇題和非選擇題兩種?？疾閮?nèi)容主要有以下三個(gè)方面： (1)弱電解質(zhì)的電離和溶液的酸堿性； (2)鹽類的水解； (3)難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡。2從命題思路上看，弱電解質(zhì)的電離和溶液的酸堿性主要以選擇題的形式考查學(xué)生對相關(guān)原理的理解程度，也在綜合題中考查學(xué)生對電離方程式書寫、pH計(jì)算方法的掌握情況；鹽類的水解和難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡主要以選擇題的形式考查學(xué)生對溶液中離子濃度的大小比較和各種守恒關(guān)系、有關(guān)Ksp的計(jì)算和沉淀的

2、轉(zhuǎn)化與生成。在綜合題中將鹽類的水解與弱電解質(zhì)的電離、酸堿中和滴定、pH等知識有機(jī)地結(jié)合在一起進(jìn)行綜合考查，能較好地考查學(xué)生對知識的遷移能力、靈活應(yīng)用能力和運(yùn)用化學(xué)用語的能力。 3縱觀近三年高考,本章內(nèi)容是高中化學(xué)的重點(diǎn)和難點(diǎn)，也是高考命題的熱點(diǎn)。命題中圍繞的主要知識點(diǎn)有： (1)外界條件對弱電解質(zhì)的電離平衡的影響及電離平衡的移動(dòng)； (2)用電離平衡理論解釋某些化學(xué)問題； (3)同濃度(或同pH)強(qiáng)、弱電解質(zhì)溶液的比較，如比較c(H+)大小、起始反應(yīng)速率、中和酸(或堿)的能力、溶液稀釋后pH的變化及溶液的導(dǎo)電能力大小等； (4)溶液的酸堿性與pH關(guān)系的綜合計(jì)算； (5)溶液中離子濃度的大小比較及

3、鹽類水解其他應(yīng)用； (6)難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡。 預(yù)測本章內(nèi)容在今后的高考試題中，將減少對鹽類水解的考查力度，增大對沉淀溶解平衡的考查力度，尤其是有關(guān)Ksp的計(jì)算和沉淀的轉(zhuǎn)化與生成，溶液中離子濃度大小比較的考查難度有所降低，應(yīng)用簡單的電荷守恒和物料守恒就可解決問題。 根據(jù)近三年高考命題特點(diǎn)和規(guī)律，復(fù)習(xí)本章時(shí)，要注意以下幾個(gè)方面： 1理解理論內(nèi)涵，重在辨析應(yīng)用 本章內(nèi)容涉及的概念較多，復(fù)習(xí)時(shí)必須弄清概念的內(nèi)涵和外延，把握概念最本質(zhì)的地方，注意對相關(guān)、相似或者易混的概念認(rèn)真辨析，弄懂弄清。如弱電解質(zhì)的電離平衡也是動(dòng)態(tài)平衡，符合化學(xué)平衡移動(dòng)原理。 2鹽類水解及其應(yīng)用是歷年高考的熱點(diǎn) 對于鹽類水解

4、的復(fù)習(xí)，則重在理解，理解鹽類水解的規(guī)律、實(shí)質(zhì)、特征和影響因素。如組成鹽的酸和堿的相對強(qiáng)弱、溫度、溶液的酸堿度、水解離子的濃度、加水稀釋等對鹽類水解的影響。 3難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡是新課標(biāo)中增加的知識點(diǎn) 本部分內(nèi)容聯(lián)系生活、生產(chǎn)實(shí)際的內(nèi)容較多，如污水處理、鍋爐除水垢、除雜等；其次,要學(xué)會遷移課本基礎(chǔ)知識,結(jié)合新信息進(jìn)行整合與創(chuàng)新，同時(shí)注意加強(qiáng)訓(xùn)練，掌握解答該類題的思維方法，注意表達(dá)。 4.注重理論聯(lián)系實(shí)際，形成創(chuàng)新實(shí)踐能力 酸堿中和滴定是中學(xué)階段重要的定量實(shí)驗(yàn)，在高考中也是實(shí)驗(yàn)?zāi)芰疾榈闹匾键c(diǎn)。復(fù)習(xí)時(shí)應(yīng)重視該部分實(shí)驗(yàn)的目的、原理和操作要求，提高綜合實(shí)驗(yàn)?zāi)芰?，?fù)習(xí)時(shí)應(yīng)注重的知識點(diǎn)有：有關(guān)儀器

5、的使用方法及實(shí)驗(yàn)操作、數(shù)據(jù)處理及誤差分析、用中和滴定原理解決某些實(shí)際問題等。第一節(jié) 弱電解質(zhì)的電離【高考新動(dòng)向】考點(diǎn)梳理（三年14考）1.了解電解質(zhì)的概念，了解強(qiáng)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。3.了解弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡?！究季V全景透析】一、強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)1.電解質(zhì)【提醒】常見的強(qiáng)弱電解質(zhì)（1）強(qiáng)電解質(zhì)：強(qiáng)酸：HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、HBr、HI、HMnO4強(qiáng)堿：NaOH、Ca（OH）2、Ba（OH）2、KOH、RbOH大部分鹽：（2）弱電解質(zhì)：弱酸：如H2S、H2CO3、CH3COOH、HF、HCN、HClO等。HF酸是具有強(qiáng)極性共價(jià)鍵

6、的弱電解質(zhì)。H3PO4、H2SO3從其酸性強(qiáng)弱看屬于中強(qiáng)酸，但仍屬于弱電解質(zhì)。 弱堿：NH3·H2O，多數(shù)不溶性的堿如Fe(OH)3、Cu(OH)2等、兩性氫氧化物如Al(OH)3、Zn(OH)2等。 個(gè)別的鹽：如HgCl2，HgBr2等。 水：是由強(qiáng)極性鍵構(gòu)成的極弱的電解質(zhì)。2電離方程式的書寫：（1）強(qiáng)電解質(zhì)用“”，H2SO4=2HSO；弱電解質(zhì)用“” CH3COOHCH3COOH（2）多元弱酸分步電離，且第一步電離程度遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于第二步電離，如碳酸的電離：H2CO3HHCO HCOHCO (3)多元弱堿的電離分步進(jìn)行，為書寫方便寫成一步，如氫氧化鐵的電離方程式為Fe(OH)3Fe33

7、OH (4)可溶性酸式鹽電離時(shí)，強(qiáng)酸的酸式鹽完全電離。例如：NaHSO4= NaHSO 。弱酸的酸式鹽中酸式根不能完全電離。例如：NaHCO3= NaHCO HCOHCO (5)Al(OH)3存在酸式與堿式電離兩種形式：HAlOH2OAl(OH)3Al33OH酸式電離 堿式電離二、弱電解質(zhì)的電離平衡1.電離平衡的建立在一定條件（如溫度、濃度）下，當(dāng)弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子重新結(jié)合成分子的速率相等時(shí)，電離過程就達(dá)到了平衡狀態(tài)電離平衡。（一種特殊的化學(xué)平衡）2. 電離平衡的特點(diǎn)：逆：弱電解質(zhì)的電離可逆過程等：V（電離）=V（結(jié)合）0 動(dòng)：電離平衡是一種動(dòng)態(tài)平衡 定：條件一定，平衡體系中分

8、子與離子的濃度一定變：條件改變時(shí)，電離平衡發(fā)生移動(dòng)。 3.影響電離平衡的外在條件(1)溫度溫度升高，電離平衡向右移動(dòng)，電離程度增大。(2)濃度稀釋溶液，電離平衡向右移動(dòng)，電離程度增大。(3)同離子效應(yīng)加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，電離平衡向左移動(dòng)，電離程度減小。(4)加入能反應(yīng)的物質(zhì)電離平衡向右移動(dòng)，電離程度增大。3、電離平衡常數(shù)（1）電離平衡常數(shù)是指在一定條件下，弱電解質(zhì)在溶液中達(dá)到平衡時(shí)，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的分子濃度的比值。（2）表達(dá)式對于一元弱酸HA： HAA + H+,平衡常數(shù)表達(dá)式K=對于一元弱堿BOH：BOHOH + B+,平衡常數(shù)表達(dá)式K=

9、（3）特點(diǎn)電離平衡常數(shù)的數(shù)值與溫度有關(guān)，與濃度無關(guān)，升高溫度，K值增大。電離平衡常數(shù)反映弱電解質(zhì)的相對強(qiáng)弱，K越大，表示弱電解質(zhì)越易電離，對應(yīng)的酸性或堿性越強(qiáng)。多元弱酸的各級電離常數(shù)的大小關(guān)系是K1K2K3，故其酸性決定于第一步?！緹狳c(diǎn)難點(diǎn)全析】考點(diǎn)一強(qiáng)酸與弱酸的比較及判斷方法1. 強(qiáng)酸與弱酸的比較相同物質(zhì)的量濃度的鹽酸（a）與醋酸(b)相同pH的鹽酸(a)與醋酸(b)pH或物質(zhì)的量濃度(c)pH：a<bc：a<b溶液的導(dǎo)電性a>ba=b水的電離程度a<ba=bc(Cl-)c(CH3COO-)的大小c(Cl-)>c(CH3COO-)c(Cl-)=c(CH3COO-

10、)等體積溶液中和NaOH的量a=ba<b加對應(yīng)酸的鈉鹽固體后pH鹽酸：不變 醋酸：變大鹽酸：不變 醋酸：變大開始與金屬反應(yīng)的速率a>ba=b等體積溶液與過量活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2的量a=ba<b2.強(qiáng)酸、弱酸的判斷方法判斷角度判斷方法現(xiàn)象及結(jié)論影響弱電解質(zhì)電離的外界因素測相同pH的鹽酸和HA稀釋相同倍數(shù)前后pH的變化HA溶液的pH變化小HA為弱酸相等濃度的兩份HA溶液，其中一份加入NaA固體，然后分別加入形狀相同、質(zhì)量相同的鋅，觀察產(chǎn)生氫氣的快慢不加入NaA的一份快HA為弱酸弱電解質(zhì)對應(yīng)的鹽水解測室溫下NaA溶液的pHpH7HA為強(qiáng)酸pH>7HA為弱酸向某濃度的NaA溶液

11、中加入幾滴酚酞試液溶液變?yōu)闇\紅色HA為弱酸弱電解質(zhì)的電離特點(diǎn)測室溫下0.1 mol·L1 HA的pHpH1HA為強(qiáng)酸pH>1HA為弱酸相同條件下，測相同濃度的鹽酸和HA溶液的導(dǎo)電性HA溶液的導(dǎo)電性弱HA為弱酸看等體積、等物質(zhì)的量濃度的鹽酸和HA分別與足量鋅反應(yīng)產(chǎn)生H2的快慢反應(yīng)開始時(shí)HA產(chǎn)生H2慢，HA為弱酸等體積、等pH的鹽酸和HA溶液分別中和堿量消耗堿量相同HA為強(qiáng)酸HA消耗堿量大HA為弱酸【提醒】(1)酸堿的強(qiáng)弱和溶液酸堿性的強(qiáng)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(qiáng)酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性強(qiáng)。(2)弱酸、弱堿是弱電解質(zhì)，

12、但它們對應(yīng)的鹽一般為強(qiáng)電解質(zhì)，如醋酸銨：CH3COONH4=NH4+CH3COO-。(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?！镜淅?】下列說法中正確的是( )A.強(qiáng)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(qiáng)B.冰醋酸是弱電解質(zhì)，液態(tài)時(shí)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，0.1 mol·L-1 NH4Cl溶液中NH4+的濃度比0.1 mol·L-1氨水中NH4+的濃度大【解析】選D

13、。A項(xiàng)，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(qiáng)弱無關(guān)，A錯(cuò)誤；B項(xiàng)，液態(tài)冰醋酸不能電離出離子，不能導(dǎo)電，B錯(cuò)誤；C項(xiàng)，HCl是強(qiáng)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(cuò)誤；D項(xiàng)，因NH4Cl是強(qiáng)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?？键c(diǎn)二外界條件對電離平衡的影響1.影響電離平衡的外界條件（1）濃度：濃度越大，電離程度越小。在稀釋溶液時(shí)，電離平衡向右移動(dòng)，而離子濃度一般會減小。（2）溫度：溫度越高，電離程度越大。因電離是吸熱反應(yīng)。（3）同離子效應(yīng)： 在某電解質(zhì)溶液中，

14、加入含有某一相同離子的另一電解質(zhì)，會抑制電解質(zhì)的電離。如在醋酸溶液中加入醋酸鈉或鹽酸，均會抑制醋酸的電離。（4）能反應(yīng)的離子：加入能與電解質(zhì)電離出來的離子發(fā)生反應(yīng)的另一物質(zhì)，會促進(jìn)電解質(zhì)的電離。2.對CH3COOHHCH3COO的電離平衡，小結(jié)如下：改變條件平衡移動(dòng)H+數(shù)目C（H+）C（CH3COO-）電離平衡常數(shù)電離程度溶液的導(dǎo)電能力NaOH(s)向右減小減小增大不變增大增強(qiáng)HCl(g)向左增多增大減小不變減小增強(qiáng)NaAc(s)向左減小減小增大不變減小增強(qiáng)Na2CO3(s)向右減小減小增大不變增大增強(qiáng)加熱向右增多增大增大增大增大增強(qiáng)冰醋酸向右增多增大增大不變減小增強(qiáng)水向右增多減小減小不變不變

15、減小加入鎂粉向右減小減小增大不變增大增強(qiáng)說明：電離平衡屬于化學(xué)平衡，受外界條件如溫度和濃度等的影響，其規(guī)律遵循勒夏特列原理。分析溶液稀釋時(shí)離子濃度變化時(shí)的誤區(qū)(1)溶液稀釋時(shí)，并不是溶液中所有離子的濃度都減小，稀釋堿溶液時(shí)，c(OH-)減小，c(H+)增大。稀釋酸溶液時(shí)，c(H+)減小，c(OH-)增大。(2)稀釋氨水時(shí)，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?！镜淅?】常溫下0.1 mol·L1醋酸溶液的pHa，下列能使溶液pH(a1)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

16、.2 mol·L1鹽酸 D提高溶液的溫度 答案 B 解析 稀釋醋酸溶液會使弱電解質(zhì)醋酸的電離程度增大，稀釋10倍后，醋酸溶液的pH應(yīng)小于(a1)，故A項(xiàng)錯(cuò)誤；加入適量醋酸鈉固體可以抑制醋酸的電離，能使醋酸溶液的pH等于(a1)，故B項(xiàng)正確；加入鹽酸會使溶液的酸性增強(qiáng)，使醋酸溶液pH減小，故C項(xiàng)錯(cuò)誤；提高溶液溫度會使醋酸的電離程度增大，使醋酸溶液酸性增強(qiáng)，pH減小，故D項(xiàng)錯(cuò)誤。 考點(diǎn)三有關(guān)電離平衡常數(shù)的計(jì)算(以弱酸HX為例)1.已知c(HX)和c(H+)，求電離平衡常數(shù) HX H+ + X-起始： c(HX) 0 0平衡： c(HX)-c(H+) c(H+) c(H+)則：由于弱酸只有

17、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 代入數(shù)值求解即可。2.已知c(HX)和電離平衡常數(shù)，求c(H+) HX H+ + X-起始： c(HX) 0 0平衡： c(HX)-c(H+) c(H+) c(H+)則：由于K值很小，c(H+)的數(shù)值很小，可做近似處理：c(HX)-c(H+)c(HX)。則：c(H+)= ，代入數(shù)值求解即可。 【提醒】計(jì)算時(shí)離子濃度選擇的注意事項(xiàng)(1)在運(yùn)用電離平衡常數(shù)表達(dá)式進(jìn)行計(jì)算時(shí)，濃度必須是平衡時(shí)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(shí)，可以忽略數(shù)值小的一方。但相差不大時(shí)，不能忽略數(shù)值小的

18、一方?！镜淅?】已知室溫時(shí)，0.1 mol·L1某一元酸HA在水中有0.1%發(fā)生電離，下列敘述錯(cuò)誤的是() A該溶液的pH4 B升高溫度溶液的pH增大 C此酸的電離平衡常數(shù)約為1×107 D由HA電離出的c(H)約為水電離出的c(H)的106倍答案 B 解析根據(jù)HA在水中的電離度可算出c(H)0.1 mol·L1×0.1%104 mol·L1，所以pH4；因HA在水中存在電離平衡，升高溫度促進(jìn)平衡向電離方向移動(dòng)，所以c(H)將增大，pH會減?。籆選項(xiàng)可由平衡常數(shù)表達(dá)式算出K1×107，故C項(xiàng)正確；因溶液c(H)104 mol·

19、;L1，所以室溫時(shí)c(H，水電離)1010 mol·L1，故前者是后者的106倍。【高考零距離】1、（2012·重慶高考·10）下列敘述正確的是1、 鹽酸中滴加氨水至中性，溶液中溶質(zhì)為氯化銨2、 稀醋酸加水稀釋，醋酸電離程度增大，溶液的pH減小3、 飽和石灰水中加入少量CaO，恢復(fù)至室溫后溶液的pH值不變4、 沸水中滴加適量飽和FeCl3溶液，形成帶電的膠體，導(dǎo)電能力增強(qiáng)【解題指南】解答本題應(yīng)注意以下三點(diǎn)：（1） 強(qiáng)酸弱堿鹽溶液呈酸性，如果為中性，必須加入其他抑制水解的物質(zhì)。（2） 飽和溶液的pH不隨溶液的多少而改變。（3） 形成膠體后，溶液中自由移動(dòng)的離子濃度降

20、低。 【解析】選C。A項(xiàng)可以用反證法，因?yàn)槁然@溶液呈酸性,從而分溶液不可能為中性,由此判斷A錯(cuò)誤；B項(xiàng)，稀醋酸加水后氫離子濃度變小，pH變大,因此B項(xiàng)與題意不符；C項(xiàng)飽和石灰水加入氧化鈣，冷卻后仍然是飽和溶液，所以pH不變；D項(xiàng)形成膠體后，溶液中自由移動(dòng)的離子濃度降低，所以導(dǎo)電能力比飽和氯化鐵溶液降低。2.（2012·山東高考·8）下列與含氯化合物有關(guān)的說法正確的是 A.HClO是弱酸，所以NaClO是弱電解質(zhì) B.向沸水中逐滴加入少量飽和FeCl3溶液，可制得Fe(OH)3膠體 C.HCl溶液和NaCl溶液均通過離子導(dǎo)電，所以HCL和NaCl均是離子化合物 D.電解Na

21、Cl溶液得到22.4LH2（標(biāo)準(zhǔn)狀況），理論上需要轉(zhuǎn)移NA個(gè)電子（NA阿伏加德羅常數(shù)）【解題指南】解答本題時(shí)應(yīng)區(qū)別離子化合物和共價(jià)化合物的概念，強(qiáng)、弱電解質(zhì)的不同。【解析】選B，A項(xiàng)，次氯酸屬于弱酸，但它對應(yīng)的鹽，屬于強(qiáng)電解質(zhì)，A錯(cuò)；C項(xiàng)，鹽酸和食鹽溶液均能通過離子導(dǎo)電，但是HCl屬于共價(jià)化合物，C錯(cuò)； D項(xiàng)，電解NaCl溶液得到1mol的氫氣時(shí)，理論上需要轉(zhuǎn)移的電子數(shù)為2NA，D錯(cuò)。3.（2012·上海高考·17）將l00ml 1mol/L 的NaHCO3溶液等分為兩份，其中一份加入少許冰醋酸，另外一份加入少許Ba(OH)2固體，忽略溶液體積變化。兩份溶液中c(CO32-

22、)的變化分別是 A減小、減小 B減小、增大 C增大、增大 D增大、減小B【解析】本題溶液中離子反應(yīng)以及離子變化，意在考查考生綜合思維能力和應(yīng)用知識的能力。加入少許冰醋酸發(fā)生反應(yīng)：HCO3-+CH3COOHCH3COO-+CO2+H2O，導(dǎo)致c(HCO3-)減少，電離平衡HCO3-H+CO32-向左移動(dòng)，溶液中c(CO32-)減小；加入少量Ba(OH)2固體后，發(fā)生反應(yīng)：2HCO3-+Ba2+2OH-2H2O+BaCO3+ CO32-，溶液中c(CO32-)增大，故答案為：B。4.（2011·福建高考·10）.常溫下0.1mol·L-1醋酸溶液的pH=a ，下列能使

23、溶液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0.2 mol·L-1鹽酸 D.提高溶液的溫度【答案】選B?！窘馕觥拷獯鸨绢}要明確如下三點(diǎn)：（1）醋酸是弱酸，其溶液中存在電離平衡；（2）pH越大，氫離子濃度越小大；（3）弱電解質(zhì)的電離過程吸熱。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(dòng)，溶液中c（H+）變?yōu)樵瓉淼氖种?，pH增大1個(gè)單位，而稀釋過程中電離平衡正向移動(dòng)，H+的物質(zhì)的量增多，c（H+）要大一些，所以pH變化不足1個(gè)單位，即pH（a+1），A選項(xiàng)錯(cuò)誤；加入CH

24、3COONa固體，增大了c（CH3COO），平衡逆向移動(dòng)，c（H+）減小，pH增大，有可能變?yōu)椋╝+1），B選項(xiàng)正確；加入0.2mol/L的鹽酸，雖然增大了c（H+），平衡逆向移動(dòng)，但是c（H+）比原來大，pH變小，C選項(xiàng)錯(cuò)誤；由于電離過程吸熱，所以升高溫度，平衡正向移動(dòng)，c（H+）增大，pH變小，D選項(xiàng)錯(cuò)誤。5.（2011·山東高考·14）室溫下向10mL pH=3的醋酸溶液中加入水稀釋后，下列說法正確的是A.溶液中導(dǎo)電粒子的數(shù)目減少B.溶液中不變C.醋酸的電離程度增大，c（H+）亦增大D.再加入10mLlpH=11的NaOH溶液，混合液pH=7【答案】選B?！窘馕觥拷獯?/p>

25、本題時(shí)，應(yīng)注意經(jīng)過合理變形得出B項(xiàng)所示的表達(dá)式。A項(xiàng)，加水稀釋有利于醋酸的電離，故溶液中導(dǎo)電粒子的數(shù)目增加，A錯(cuò)誤；B項(xiàng)，在沖稀的過程中，溫度不變，故Ka=c(CH3COO-)c(H+)/c(CH3COOH)不變，又因?yàn)閏(H+)=KW/c(OH-),故c(CH3COO-)×KW/c(CH3COOH)·c(OH-)=Ka，KW在室溫下也是常數(shù)，故B正確；C項(xiàng)，電離程度雖然增大，但c（H+）減小，C錯(cuò)誤；D項(xiàng)，加入10mLpH=11的NaOH溶液，混合液中和后，因醋酸還有大量剩余，故pH應(yīng)小于7，D錯(cuò)誤。6.（2011·新課標(biāo)全國卷·10）將濃度為0.1m

26、ol·L-1HF溶液加水不斷稀釋，下列各量始終保持增大的是A. c（H+） B. Ka（HF） C. D. 【答案】選D?！窘馕觥拷獯鸨绢}時(shí)需注意弱電解質(zhì)的稀釋造成的電離平衡移動(dòng)對溶液中各種離子的物質(zhì)的量和濃度造成的影響。 選項(xiàng)具體分析結(jié)論A弱酸稀釋時(shí)，電離平衡正向移動(dòng)，溶液中n(H+)增大，但c（H+）減小錯(cuò)誤B弱酸的Ka只與溫度有關(guān)，溫度不變，Ka不變錯(cuò)誤C因?yàn)樵谕蝗芤褐校?n(F-)/n(H+)，隨溶液的稀釋，弱酸對水的電離的抑制作用減弱，水電離出的H+逐漸增多，所以逐漸減小。錯(cuò)誤D在同一溶液中，= ，隨溶液的稀釋，HF的電離平衡正向移動(dòng)，n(H+)增大，n(HF)減小，

27、所以始終保持增大。正確7.（2011·浙江高考·12）下列說法不正確的是( )A已知冰的熔化熱為6.0 kJ/mol，冰中氫鍵鍵能為20 kJ/mol，假設(shè)每摩爾冰中有2 mol 氫鍵，且熔化熱完全用于打破冰中的氫鍵，則最多只能破壞冰中15的氫鍵B已知一定溫度下，醋酸溶液的物質(zhì)的量濃度為c，電離度為，。若加入少量CH3COONa固體，則CH3COOHCH3COO+H向左移動(dòng)，減小，Ka變小C實(shí)驗(yàn)測得環(huán)己烷(l)、環(huán)己烯(l)和苯(l)的標(biāo)準(zhǔn)燃燒熱分別為3916 kJ/mol、3747 kJ/mol和3265 kJ/mol，可以證明在苯分子中不存在獨(dú)立的碳碳雙鍵D已知：Fe2

28、O3(s)3C(石墨)2Fe(s)3CO(g) H489.0 kJ/mol。CO(g)O2(g)CO2(g) H283.0 kJ/mol。C(石墨)O2(g)CO2(g) H393.5 kJ/mol。則4Fe(s)3O2(g)2Fe2O3(s) H1641.0 kJ/mol【答案】選B。【解析】解答本題要明確以下三點(diǎn)：（1）將微觀的鍵能和宏觀的熱效應(yīng)聯(lián)系在一起（2）熟悉弱電解質(zhì)的電離平衡（3）能熟練利用蓋斯定律進(jìn)行熱效應(yīng)計(jì)算A項(xiàng)正確，熔化熱只相當(dāng)于0.3 mol氫鍵；B項(xiàng)錯(cuò)誤，Ka只與溫度有關(guān)，與濃度無關(guān)；C項(xiàng)正確，環(huán)己烯(l)與環(huán)己烷(l)相比，形成一個(gè)雙鍵，能量降低169kJ/mol，苯(

29、l)與環(huán)己烷(l)相比，能量降低691kJ/mol，遠(yuǎn)大于169×3，說明苯環(huán)有特殊穩(wěn)定結(jié)構(gòu)；D項(xiàng)正確，熱化學(xué)方程式從上而下依次編號為：則有：=（-)×6×2，H也成立。8（2010福建卷）下列關(guān)于電解質(zhì)溶液的正確判斷是A在pH = 12的溶液中，、可以常量共存B在pH 0的溶液中，、可以常量共存C由01 mol·一元堿BOH溶液的pH10,可推知BOH溶液存在BOHD由01 mol·一元堿HA溶液的pH3, 可推知NaA溶液存在A- + H2OHA + OH-【答案】D【解析】本題考查常見離子的共存、弱電解質(zhì)溶液的電離和水解pH=12的溶液呈

30、堿性含有比較多的OH-，不能與HCO3-共存pH=0的溶液呈酸性含有較多的H+，在NO3-離子存在的情況下，亞硫酸根離子容易被氧化成硫酸根離子，無法共存01mol/L的一元堿的pH=10表明該一元堿是弱堿，在溶液中不能完全電離由題意可得該酸是弱酸，在NaA溶液中A-會發(fā)生水解而使溶液呈堿性9. （2010浙江卷）（15分）已知：25時(shí)弱電解質(zhì)電離平衡數(shù)：Ka（CH3COOH），Ka（HSCN）0.13；難溶電解質(zhì)的溶度積常數(shù)：Kap（CaF2）25時(shí)，mol·L-1氫氟酸水溶液中，調(diào)節(jié)溶液pH（忽略體積變化），得到c（HF）、c（F-）與溶液pH的變化關(guān)系，如下圖所示：請根據(jù)以下信息回答下旬問題： 圖2（1）25時(shí)，將20mL 0.10 mol·L-1 CH3COOH溶液和20mL 0.10 mol·L-1HSCN溶液分別與20mL 0.10 mol·L-1NaHCO3溶液混合，實(shí)驗(yàn)測得產(chǎn)生的氣體體積（V）隨時(shí)間（t）變化的示意圖為圖2所示：反應(yīng)初始階段，兩種溶液產(chǎn)生CO2氣體的速率存在明