（新課標(biāo)）高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 第八單元 水溶液中的離子平衡 8.1 弱電解質(zhì)的電離課件-人教版高三全冊(cè)化學(xué)課件

1、第八單元水溶液中的離子平衡第八單元水溶液中的離子平衡第第1 1節(jié)弱電解質(zhì)的電離節(jié)弱電解質(zhì)的電離-3-考綱要求: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.理解電解質(zhì)在水中的電離以及電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性。3.理解弱電解質(zhì)在水中的電離平衡,能利用電離平衡常數(shù)進(jìn)行相關(guān)計(jì)算。-4-考點(diǎn)一考點(diǎn)二基礎(chǔ)梳理考點(diǎn)突破弱電解質(zhì)的電離平衡1.電離平衡的建立弱電解質(zhì)的電離平衡是指在一定條件(溫度、濃度)下,弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率相等,溶液中各分子和離子的濃度都保持不變時(shí)的狀態(tài)。平衡建立過(guò)程的v-t圖像如圖所示。-5-考點(diǎn)一考點(diǎn)二基礎(chǔ)梳理考點(diǎn)突破2.弱電解質(zhì)電離平衡的特征

2、 -6-考點(diǎn)一考點(diǎn)二基礎(chǔ)梳理考點(diǎn)突破3.外界條件對(duì)電離平衡的影響(1)內(nèi)因:弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)。(2)外因:濃度、溫度、加入試劑等。以0.1 molL-1 CH3COOH溶液為例(CH3COOH CH3COO-+H+H0),用平衡移動(dòng)原理分析電離平衡的移動(dòng)。-7-考點(diǎn)一考點(diǎn)二基礎(chǔ)梳理考點(diǎn)突破-8-考點(diǎn)一考點(diǎn)二基礎(chǔ)梳理考點(diǎn)突破 特別提醒(1)稀醋酸加水稀釋時(shí),溶液中的各離子濃度并不是都減小,如c(OH-)是增大的。(2)電離平衡右移,電解質(zhì)分子的濃度不一定減小,如稀醋酸中加入冰醋酸。(3)電離平衡右移,電離程度不一定增大。-9-考點(diǎn)一考點(diǎn)二基礎(chǔ)梳理考點(diǎn)突破自主鞏固自主鞏固判斷正誤,正確的畫(huà)“”,

3、錯(cuò)誤的畫(huà)“”。(1)除水的電離平衡外,醋酸溶液中存在電離平衡,而鹽酸中不存在電離平衡 ( )(2)醋酸溶液中,CH3COOH達(dá)到電離平衡時(shí),溶液中檢測(cè)不出CH3COOH分子 ( )(3)電離平衡右移,電解質(zhì)分子的濃度一定減小 ( )(6)氫碘酸的電離方程式為HIH+I- ( )(7)弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力一定比強(qiáng)電解質(zhì)弱 ( )-10-考點(diǎn)一考點(diǎn)二基礎(chǔ)梳理考點(diǎn)突破1.判斷弱電解質(zhì)的三個(gè)依據(jù)(1)弱電解質(zhì)的定義,即弱電解質(zhì)不能完全電離,如測(cè)0.1 molL-1的CH3COOH溶液的pH1。(2)弱電解質(zhì)溶液中存在電離平衡,條件改變,平衡移動(dòng),如pH=1的CH3COOH溶液加水稀釋10倍后1pH7

4、。-11-考點(diǎn)一考點(diǎn)二基礎(chǔ)梳理考點(diǎn)突破2.弱電解質(zhì)溶液稀釋規(guī)律用化學(xué)平衡理論分析弱電解質(zhì)的電離平衡問(wèn)題時(shí),應(yīng)該深刻地理解勒夏特列原理:平衡向“減弱”這種改變的方向移動(dòng),移動(dòng)結(jié)果不能“抵消”或“超越”這種改變,只是一定程度上減弱這種改變。例如:加水稀釋CH3COOH溶液時(shí),盡管H+的物質(zhì)的量增大,但由于溶液體積增大的程度更大,故c(H+)仍會(huì)減小。如下圖所示:-12-考點(diǎn)一考點(diǎn)二基礎(chǔ)梳理考點(diǎn)突破例1下列事實(shí)一定能證明HNO2是弱電解質(zhì)的是( )常溫下NaNO2溶液pH7用HNO2溶液做導(dǎo)電實(shí)驗(yàn),燈泡很暗HNO2與NaCl不能發(fā)生反應(yīng)常溫下0.1 molL-1 HNO2溶液的pH=2.1NaNO2

5、與H3PO4反應(yīng),生成HNO2常溫下將pH=1的HNO2溶液稀釋至原體積的100倍,溶液pH2.8A.B.C. D. 答案解析解析關(guān)閉常溫下NaNO2溶液pH7,說(shuō)明亞硝酸鈉是強(qiáng)堿弱酸鹽,則HNO2是弱電解質(zhì),故正確;溶液的導(dǎo)電性與離子濃度及離子所帶電荷數(shù)有關(guān),用HNO2溶液做導(dǎo)電實(shí)驗(yàn),燈泡很暗,不能證明HNO2為弱電解質(zhì),故錯(cuò)誤;HNO2與NaCl不能發(fā)生反應(yīng),只能說(shuō)明不符合復(fù)分解反應(yīng)發(fā)生的條件,但不能說(shuō)明HNO2是弱電解質(zhì),故錯(cuò)誤;常溫下0.1 molL-1HNO2溶液的pH=2.1,說(shuō)明HNO2不完全電離,即說(shuō)明HNO2為弱電解質(zhì),故正確;較強(qiáng)酸可以制取較弱酸,NaNO2與H3PO4反應(yīng)

6、,生成HNO2,說(shuō)明HNO2的酸性弱于H3PO4,則HNO2為弱電解質(zhì),故正確;常溫下將pH=1的HNO2溶液稀釋至原體積的100倍,溶液pH約 為2.8,說(shuō)明HNO2是弱電解質(zhì),故正確。 答案解析關(guān)閉C-13-考點(diǎn)一考點(diǎn)二基礎(chǔ)梳理考點(diǎn)突破 例225 時(shí),用蒸餾水稀釋1 molL-1醋酸,下列各項(xiàng)始終保持增大趨勢(shì)的是( )A-14-考點(diǎn)一考點(diǎn)二基礎(chǔ)梳理考點(diǎn)突破易錯(cuò)警示 向冰醋酸中加水形成溶液一直到溶液被稀釋的過(guò)程中,各種變化如下:醋酸的電離程度一直增大,電離產(chǎn)生的H+、CH3COO-數(shù)目一直增大,但c(CH3COO-)、c(H+)先增大后減小,c(OH-)先減小后增大,c(CH3COOH)一直

7、減小。-15-考點(diǎn)一考點(diǎn)二基礎(chǔ)梳理考點(diǎn)突破跟蹤訓(xùn)練跟蹤訓(xùn)練1.(2017四川遂寧模擬)常溫下,下列各組離子在指定溶液中一定能大量共存的是() 答案解析解析關(guān)閉 答案解析關(guān)閉-16-考點(diǎn)一考點(diǎn)二基礎(chǔ)梳理考點(diǎn)突破2.將0.1 molL-1的氨水加水稀釋至0.01 molL-1,稀釋過(guò)程中溫度不變,下列敘述正確的是( ) 答案解析解析關(guān)閉 答案解析關(guān)閉-17-考點(diǎn)一考點(diǎn)二基礎(chǔ)梳理考點(diǎn)突破2.特點(diǎn)(1)電離平衡常數(shù)(也叫電離常數(shù))只與溫度有關(guān),升高溫度,K值 增大。(2)多元弱酸的各級(jí)電離平衡常數(shù)的大小關(guān)系是第一步第二步第三步故其酸性取決于第一步電離。3.意義同一溫度下,K越大越易電離酸(堿)性越強(qiáng)-

8、18-考點(diǎn)一考點(diǎn)二基礎(chǔ)梳理考點(diǎn)突破-19-考點(diǎn)一考點(diǎn)二基礎(chǔ)梳理考點(diǎn)突破-20-考點(diǎn)一考點(diǎn)二基礎(chǔ)梳理考點(diǎn)突破-21-考點(diǎn)一考點(diǎn)二基礎(chǔ)梳理考點(diǎn)突破2.電離常數(shù)的4大應(yīng)用(1)判斷弱酸(或弱堿)的相對(duì)強(qiáng)弱,電離常數(shù)越大,酸性(或堿性)越強(qiáng)。(2)判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強(qiáng)弱,電離常數(shù)越大,對(duì)應(yīng)的鹽水解程度越小,堿性(或酸性)越弱。(3)判斷復(fù)分解反應(yīng)能否發(fā)生,一般符合“強(qiáng)酸制弱酸”規(guī)律。(4)判斷微粒濃度比值的變化。弱電解質(zhì)加水稀釋時(shí),能促進(jìn)弱電解質(zhì)的電離,溶液中離子和分子的濃度會(huì)發(fā)生相應(yīng)的變化,但電離常數(shù)不變,考題中經(jīng)常利用電離常數(shù)來(lái)判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。-22-考點(diǎn)一考點(diǎn)二基礎(chǔ)梳理

9、考點(diǎn)突破-23-考點(diǎn)一考點(diǎn)二基礎(chǔ)梳理考點(diǎn)突破例3已知:下表為25 時(shí)某些弱酸的電離平衡常數(shù)。-24-考點(diǎn)一考點(diǎn)二基礎(chǔ)梳理考點(diǎn)突破如圖表示常溫下,稀釋CH3COOH、HClO兩種酸的稀溶液時(shí),溶液pH隨加水量的變化。下列說(shuō)法不正確的是()A.圖中c(H+) c(R-)的值:A點(diǎn)C點(diǎn)(HR代表CH3COOH或HClO)B.pH相同的四種溶液濃度關(guān)系:c(CH3COONa)c(NaHCO3)c(NaClO)c(Na2CO3)C.圖中A點(diǎn)酸的總濃度小于B點(diǎn)酸的總濃度D.濃度均為0.1 molL-1的CH3COONa和NaClO的混合溶液中:c(OH-)=0.1 molL-1-c(ClO-)+c(H+)

10、+c(CH3COOH) 答案解析解析關(guān)閉 答案解析關(guān)閉-25-考點(diǎn)一考點(diǎn)二基礎(chǔ)梳理考點(diǎn)突破跟蹤訓(xùn)練跟蹤訓(xùn)練3. 常溫下,某酸HA的電離常數(shù)K=110-5。下列說(shuō)法中正確的是()A.HA溶液中加入NaA固體后, 減小B.常溫下,0.1 molL-1 HA溶液中水電離出的c(H+)為10-13 molL-1C.NaA溶液中加入鹽酸至恰好完全反應(yīng),存在關(guān)系:2c(Na+)=c(A-)+c(Cl-)D.常溫下,0.1 molL-1 NaA溶液的水解常數(shù)為10-9 答案解析解析關(guān)閉 答案解析關(guān)閉-26-考點(diǎn)一考點(diǎn)二基礎(chǔ)梳理考點(diǎn)突破4. 已知H2CO3的電離平衡常數(shù)為K1=4.410-7,K2=4.710

11、-11。下列說(shuō)法正確的是() 答案解析解析關(guān)閉 答案解析關(guān)閉-27-弱酸的判斷及酸性強(qiáng)弱的比較弱酸的判斷及酸性強(qiáng)弱的比較1.弱酸的判斷(1)從鹽類(lèi)水解的角度分析判斷取酸的鈉鹽溶于水,測(cè)溶液的酸堿性,若pH=7,則對(duì)應(yīng)的酸為強(qiáng)酸,如NaCl;若pH7,則對(duì)應(yīng)的酸為弱酸,如CH3COONa。(2)從弱電解質(zhì)定義(弱電解質(zhì)在溶液中不能完全電離)的角度分析判斷。如:取0.1 molL-1 HA溶液,測(cè)其pH,若pH1,則說(shuō)明HA是弱酸,若pH=1,則說(shuō)明HA是強(qiáng)酸。(3)從電離平衡移動(dòng)的角度分析判斷,如:向HA溶液中加水稀釋到原來(lái)的百分之一后,溶液pH增大小于2的是弱酸;向HA溶液中加入NaA晶體,溶

12、液中的pH增大的是弱酸。-28-2.弱酸相對(duì)強(qiáng)弱的比較(1)從強(qiáng)酸制弱酸的角度分析。向兩支分別盛有0.1 molL-1的醋酸和飽和硼酸溶液的試管中滴加等濃度Na2CO3溶液,觀(guān)察現(xiàn)象。實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象:盛醋酸的試管中出現(xiàn)氣泡,盛硼酸溶液的試管中無(wú)明顯現(xiàn)象。實(shí)驗(yàn)原理:Na2CO3+2CH3COOH2CH3COONa+CO2+H2O,Na2CO3與硼酸不反應(yīng)。實(shí)驗(yàn)結(jié)論:酸性:CH3COOHH2CO3H3BO3。-29-(2)從電離平衡常數(shù)K的角度分析判斷。K只是溫度的函數(shù),在相同溫度下,同類(lèi)型不同的酸比較時(shí),K值越大酸性越強(qiáng)。注意:強(qiáng)酸無(wú)電離平衡常數(shù)。-30-例題某探究學(xué)習(xí)小組的甲、乙、丙三位同學(xué)分別設(shè)計(jì)

13、了如下實(shí)驗(yàn)方案探究某酸HA是否為弱酸。甲:量取一定質(zhì)量的HA溶液配制0.1 molL-1的溶液100 mL;25 時(shí),用pH試紙測(cè)出該溶液的pH為pH1,由此判斷HA是弱酸。乙:用已知物質(zhì)的量濃度的HA溶液、鹽酸,分別配制pH=1的兩種酸溶液各100 mL;各取相同體積的上述pH=1的溶液分別裝入兩支試管,同時(shí)加入純度相同的過(guò)量鋅粒,觀(guān)察現(xiàn)象,即可得出結(jié)論。丙:用已知物質(zhì)的量濃度的HA溶液、鹽酸,分別配制pH=1的兩種酸溶液各100 mL;分別取這兩種溶液各10 mL,加水稀釋至1 000 mL;25 時(shí),用pH試紙分別測(cè)出稀釋后的HA溶液、鹽酸的pH分別為pH2、pH3,即可得出結(jié)論。-31

14、-(1)在甲方案的第步中,必須用到的標(biāo)有刻度的儀器是。 (2)甲方案中,判斷HA是弱酸的依據(jù)是。 乙方案中,能說(shuō)明HA是弱酸的選項(xiàng)是(填字母選項(xiàng))。 A.開(kāi)始時(shí)刻,裝鹽酸的試管放出H2的速率快B.開(kāi)始時(shí)刻,兩支試管中產(chǎn)生氣體速率相同C.反應(yīng)過(guò)程中,裝HA溶液的試管中放出H2的速率快D.反應(yīng)結(jié)束后,裝鹽酸的試管中放出H2的質(zhì)量少(3)丙方案中,能說(shuō)明HA是弱酸的依據(jù)是pH2(填“”“1CD(3)7,證明HA為弱酸-33- 解析:(1)配制一定物質(zhì)的量濃度的溶液需要有刻度的儀器有:用于配制溶液的100 mL容量瓶、用于稀釋溶液的燒杯、用于量取濃溶液的量筒。(2)甲方案:如果HA是強(qiáng)酸,則0.1 m

15、olL-1HA溶液的pH=1,如果HA是弱酸,則pH11;乙方案:A項(xiàng),開(kāi)始時(shí)刻,兩種酸中氫離子濃度相等,則反應(yīng)生成氫氣的速率應(yīng)相等,不能說(shuō)明HA是弱酸,故錯(cuò)誤;B項(xiàng),開(kāi)始時(shí)刻,兩支試管中產(chǎn)生氣體速率一樣快,不能說(shuō)明HA的電離程度,故錯(cuò)誤;C項(xiàng),反應(yīng)過(guò)程中,裝HA溶液的試管中放出H2的速率快,說(shuō)明隨著反應(yīng)的進(jìn)行,HA溶液中的氫離子濃度大于鹽酸,則HA在溶液中存在電離平衡,說(shuō)明HA是弱酸,故正確;D項(xiàng),反應(yīng)結(jié)束后,裝鹽酸的試管中放出H2的質(zhì)量少,說(shuō)明HA溶液中酸的物質(zhì)的量大于HCl,所以HA在溶液中存在電離平衡,則HA是弱酸,故正確。-34-跟蹤訓(xùn)練跟蹤訓(xùn)練1.(1)設(shè)計(jì)實(shí)驗(yàn)證明:草酸(H2C2

16、O4)的酸性比碳酸的強(qiáng) 。 草酸為二元酸 。 (2)將CO2氣體通入水中至飽和、草酸晶體加入水中至飽和,立即用酸度計(jì)測(cè)兩溶液的pH,若前者的pH大于后者,則H2C2O4酸性強(qiáng)于H2CO3。該實(shí)驗(yàn)設(shè)計(jì)(填“正確”或“不正確”),原因是 。 -35-答案:(1)向盛有少量NaHCO3溶液的試管中滴加草酸溶液,有氣泡產(chǎn)生用NaOH標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定同濃度的草酸溶液,消耗NaOH的物質(zhì)的量為草酸的2倍(2)不正確用于比較pH的兩種酸的物質(zhì)的量濃度不相等解析:(1)證明酸性強(qiáng)弱可根據(jù)強(qiáng)酸制弱酸的原理,用碳酸鹽和草酸混合,或者依據(jù)水解原理,測(cè)量等濃度的NaHCO3、NaHC2O4溶液的pH等。利用酸堿中和的原理

17、,證明消耗氫氧化鈉的物質(zhì)的量是草酸的2倍或者依據(jù)NaHC2O4溶液顯酸性進(jìn)行判斷等。(2)抓住題目信息,根據(jù)兩種物質(zhì)的溶解度不同進(jìn)行分析。-36-2.常溫下,將一元酸HA的溶液和NaOH溶液等體積混合,混合前兩種溶液的濃度和混合后所得溶液的pH見(jiàn)下表:-37-請(qǐng)回答下列問(wèn)題:(1)不考慮其他組的實(shí)驗(yàn)結(jié)果,單從甲組情況分析,如何用a(混合溶液的pH)來(lái)說(shuō)明HA是強(qiáng)酸還是弱酸:。 (2)不考慮其他組的實(shí)驗(yàn)結(jié)果,單從乙組情況分析,c1(填“是”或“不是”)一定等于0.2?；旌先芤褐须x子濃度c(A-)與c(Na+)的大小關(guān)系是(填序號(hào))。 A.前者大B.后者大C.二者相等 D.無(wú)法判斷(3)從丙組實(shí)驗(yàn)

18、結(jié)果分析,HA是(填“強(qiáng)”或“弱”)酸。該混合溶液中離子濃度由大到小的順序是。 (4)丁組實(shí)驗(yàn)所得混合溶液由水電離出的c(OH-)=molL-1。則該混合溶液中:c(Na+)-c(A-)= molL-1(不能做近似計(jì)算,回答準(zhǔn)確值,結(jié)果不一定要化簡(jiǎn))。 -38- 答案:(1)a=7時(shí),HA是強(qiáng)酸,a7時(shí),HA是弱酸(2)不是C(3)弱c(Na+)c(A-)c(OH-)c(H+)(4)10-510-5-10-9-39- 解析:(1)因?yàn)槭且辉岷鸵辉獕A等物質(zhì)的量濃度等體積混合后恰好反應(yīng)生成NaA,若a=7,說(shuō)明HA是強(qiáng)酸;若a7,說(shuō)明溶液因A-水解而顯堿性,則HA是弱酸。(2)c1不一定等于0.

19、2,當(dāng)HA是強(qiáng)酸時(shí),c1等于0.2;當(dāng)HA是弱酸時(shí),c1大于0.2。因?yàn)閜H=7,說(shuō)明溶液中c(H+)=c(OH-),根據(jù)電荷守恒可知一定有c(Na+)=c(A-)。(3)由丙組實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)可知,兩溶液等體積等物質(zhì)的量濃度混合后溶液的pH7,說(shuō)明A-水解,得出HA是弱酸。在NaA溶液中因溶液pH7,則c(OH-)c(H+),又因A-發(fā)生水解,則c(Na+)c(A-),所以溶液中的離子濃度關(guān)系為c(Na+)c(A-)c(OH-)c(H+)。(4)丁組實(shí)驗(yàn)中所得溶液的pH=9,說(shuō)明溶液中c(H+)=10-9 molL-1,則由水電離產(chǎn)生的c(OH-)= =10-5 molL-1。由電荷守恒得:c(Na

20、+)+c(H+)=c(OH-)+c(A-),則c(Na+)-c(A-)=c(OH-)-c(H+)=(10-5-10-9) molL-1。-40-1.兩種類(lèi)別:強(qiáng)電解質(zhì):強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、絕大多數(shù)鹽;弱電解質(zhì):弱酸、弱堿、水。2.電離平衡的兩個(gè)特征:v(電離)=v(結(jié)合)0;分子、離子濃度保持不變。3.電離平衡的三個(gè)影響因素:溫度、濃度、相同離子。4.電離常數(shù)表達(dá)式: 。-41-42-21346751.某酸堿指示劑是一種有機(jī)酸,其在水溶液中的電離平衡與其呈現(xiàn)顏色相關(guān):HIn(紅色) H+In(黃色),若向含此指示劑的5 mL 0.1 molL-1的鹽酸中加入10 mL 0.1 molL-1的NaOH溶

21、液,則溶液的顏色變化為()A.紅色變?yōu)闊o(wú)色B.黃色變?yōu)闊o(wú)色C.紅色變?yōu)辄S色D.黃色變?yōu)榧t色C解析:由題給信息可知,加入鹽酸該指示劑的電離平衡逆向移動(dòng),溶液呈紅色,當(dāng)加入NaOH溶液后,因堿過(guò)量,混合溶液呈堿性,則該指示劑的電離平衡正向移動(dòng),溶液的顏色由紅色變?yōu)辄S色。-43-21346752.體積相同、pH相同的NaOH溶液和氨水,與鹽酸恰好完全中和時(shí)兩者消耗HCl的物質(zhì)的量()A.相同B.中和NaOH溶液的多C.中和氨水的多D.無(wú)法比較C解析:NaOH和NH3H2O都是一元堿,NH3H2O是弱電解質(zhì),NaOH是強(qiáng)電解質(zhì),pH相同的NaOH溶液和氨水中c(NaOH)c(NH3H2O),等體積的兩種溶液n(NaOH)H2SHCNHS-,因此這些離子能夠大量共存,B正確;根據(jù)物料守恒,c(Na+)=c(S2-)+c(HS-)+c(H2S),C正確;根據(jù)電離平衡常數(shù),HCOOH的酸性強(qiáng)于HCN,兩種溶液等pH等體積時(shí),c(HCN)c(HCOOH),HCOOH溶液消耗NaOH溶液的體積小于HCN溶液,D正確。 答案解析關(guān)閉A-45-4