（新課標）高考化學一輪復習 第八單元 水溶液中的離子平衡 8.1 弱電解質的電離課件-人教版高三全冊化學課件

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)弱電解質的電離節(jié)弱電解質的電離-3-考綱要求:1.了解電解質的概念,了解強電解質和弱電解質的概念。2.理解電解質在水中的電離以及電解質溶液的導電性。3.理解弱電解質在水中的電離平衡,能利用電離平衡常數(shù)進行相關計算。-4-考點一考點二基礎梳理考點突破弱電解質的電離平衡1.電離平衡的建立弱電解質的電離平衡是指在一定條件(溫度、濃度)下,弱電解質分子電離成離子的速率和離子結合成弱電解質分子的速率相等,溶液中各分子和離子的濃度都保持不變時的狀態(tài)。平衡建立過程的v-t圖像如圖所示。-5-考點一考點二基礎梳理考點突破2.弱電解質電離平衡的特征

2、 -6-考點一考點二基礎梳理考點突破3.外界條件對電離平衡的影響(1)內因:弱電解質本身的性質。(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),用平衡移動原理分析電離平衡的移動。-7-考點一考點二基礎梳理考點突破-8-考點一考點二基礎梳理考點突破 特別提醒(1)稀醋酸加水稀釋時,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-考點一考點二基礎梳理考點突破自主鞏固自主鞏固判斷正誤,正確的畫“”,

3、錯誤的畫“”。(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達到電離平衡時,溶液中檢測不出CH3COOH分子 ( )(3)電離平衡右移,電解質分子的濃度一定減小 ( )(6)氫碘酸的電離方程式為HIH+I- ( )(7)弱電解質溶液的導電能力一定比強電解質弱 ( )-10-考點一考點二基礎梳理考點突破1.判斷弱電解質的三個依據(jù)(1)弱電解質的定義,即弱電解質不能完全電離,如測0.1 molL-1的CH3COOH溶液的pH1。(2)弱電解質溶液中存在電離平衡,條件改變,平衡移動,如pH=1的CH3COOH溶液加水稀釋10倍后1pH7

4、。-11-考點一考點二基礎梳理考點突破2.弱電解質溶液稀釋規(guī)律用化學平衡理論分析弱電解質的電離平衡問題時,應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,移動結果不能“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,盡管H+的物質的量增大,但由于溶液體積增大的程度更大,故c(H+)仍會減小。如下圖所示:-12-考點一考點二基礎梳理考點突破例1下列事實一定能證明HNO2是弱電解質的是( )常溫下NaNO2溶液pH7用HNO2溶液做導電實驗,燈泡很暗HNO2與NaCl不能發(fā)生反應常溫下0.1 molL-1 HNO2溶液的pH=2.1NaNO2

5、與H3PO4反應,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. 答案解析解析關閉常溫下NaNO2溶液pH7,說明亞硝酸鈉是強堿弱酸鹽,則HNO2是弱電解質,故正確;溶液的導電性與離子濃度及離子所帶電荷數(shù)有關,用HNO2溶液做導電實驗,燈泡很暗,不能證明HNO2為弱電解質,故錯誤;HNO2與NaCl不能發(fā)生反應,只能說明不符合復分解反應發(fā)生的條件,但不能說明HNO2是弱電解質,故錯誤;常溫下0.1 molL-1HNO2溶液的pH=2.1,說明HNO2不完全電離,即說明HNO2為弱電解質,故正確;較強酸可以制取較弱酸,NaNO2與H3PO4反應

6、,生成HNO2,說明HNO2的酸性弱于H3PO4,則HNO2為弱電解質,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,說明HNO2是弱電解質,故正確。 答案解析關閉C-13-考點一考點二基礎梳理考點突破 例225 時,用蒸餾水稀釋1 molL-1醋酸,下列各項始終保持增大趨勢的是( )A-14-考點一考點二基礎梳理考點突破易錯警示 向冰醋酸中加水形成溶液一直到溶液被稀釋的過程中,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-考點一考點二基礎梳理考點突破跟蹤訓練跟蹤訓練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() 答案解析解析關閉 答案解析關閉-16-考點一考點二基礎梳理考點突破2.將0.1 molL-1的氨水加水稀釋至0.01 molL-1,稀釋過程中溫度不變,下列敘述正確的是( ) 答案解析解析關閉 答案解析關閉-17-考點一考點二基礎梳理考點突破2.特點(1)電離平衡常數(shù)(也叫電離常數(shù))只與溫度有關,升高溫度,K值 增大。(2)多元弱酸的各級電離平衡常數(shù)的大小關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-

8、18-考點一考點二基礎梳理考點突破-19-考點一考點二基礎梳理考點突破-20-考點一考點二基礎梳理考點突破-21-考點一考點二基礎梳理考點突破2.電離常數(shù)的4大應用(1)判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱,電離常數(shù)越大,酸性(或堿性)越強。(2)判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強弱,電離常數(shù)越大,對應的鹽水解程度越小,堿性(或酸性)越弱。(3)判斷復分解反應能否發(fā)生,一般符合“強酸制弱酸”規(guī)律。(4)判斷微粒濃度比值的變化。弱電解質加水稀釋時,能促進弱電解質的電離,溶液中離子和分子的濃度會發(fā)生相應的變化,但電離常數(shù)不變,考題中經(jīng)常利用電離常數(shù)來判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。-22-考點一考點二基礎梳理

9、考點突破-23-考點一考點二基礎梳理考點突破例3已知:下表為25 時某些弱酸的電離平衡常數(shù)。-24-考點一考點二基礎梳理考點突破如圖表示常溫下,稀釋CH3COOH、HClO兩種酸的稀溶液時,溶液pH隨加水量的變化。下列說法不正確的是()A.圖中c(H+) c(R-)的值:A點C點(HR代表CH3COOH或HClO)B.pH相同的四種溶液濃度關系:c(CH3COONa)c(NaHCO3)c(NaClO)c(Na2CO3)C.圖中A點酸的總濃度小于B點酸的總濃度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) 答案解析解析關閉 答案解析關閉-25-考點一考點二基礎梳理考點突破跟蹤訓練跟蹤訓練3. 常溫下,某酸HA的電離常數(shù)K=110-5。下列說法中正確的是()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,存在關系: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 答案解析解析關閉 答案解析關閉-26-考點一考點二基礎梳理考點突破4. 已知H2CO3的電離平衡常數(shù)為K1=4.410-7,K2=4.710

11、-11。下列說法正確的是() 答案解析解析關閉 答案解析關閉-27-弱酸的判斷及酸性強弱的比較弱酸的判斷及酸性強弱的比較1.弱酸的判斷(1)從鹽類水解的角度分析判斷取酸的鈉鹽溶于水,測溶液的酸堿性,若pH=7,則對應的酸為強酸,如NaCl;若pH7,則對應的酸為弱酸,如CH3COONa。(2)從弱電解質定義(弱電解質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,測其pH,若pH1,則說明HA是弱酸,若pH=1,則說明HA是強酸。(3)從電離平衡移動的角度分析判斷,如:向HA溶液中加水稀釋到原來的百分之一后,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.弱酸相對強弱的比較(1)從強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,觀察現(xiàn)象。實驗現(xiàn)象:盛醋酸的試管中出現(xiàn)氣泡,盛硼酸溶液的試管中無明顯現(xiàn)象。實驗原理:Na2CO3+2CH3COOH2CH3COONa+CO2+H2O,Na2CO3與硼酸不反應。實驗結論: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,同類型不同的酸比較時,K值越大酸性越強。注意:強酸無電離平衡常數(shù)。-30-例題某探究學習小組的甲、乙、丙三位同學分別設計

13、了如下實驗方案探究某酸HA是否為弱酸。甲:量取一定質量的HA溶液配制0.1 molL-1的溶液100 mL;25 時,用pH試紙測出該溶液的pH為pH1,由此判斷HA是弱酸。乙:用已知物質的量濃度的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,同時加入純度相同的過量鋅粒,觀察現(xiàn)象,即可得出結論。丙:用已知物質的量濃度的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,用pH試紙分別測出稀釋后的HA溶液、鹽酸的pH分別為pH2、pH3,即可得出結論。-31

14、-(1)在甲方案的第步中,必須用到的標有刻度的儀器是。 (2)甲方案中,判斷HA是弱酸的依據(jù)是。 乙方案中,能說明HA是弱酸的選項是(填字母選項)。 A.開始時刻,裝鹽酸的試管放出H2的速率快B.開始時刻,兩支試管中產(chǎn)生氣體速率相同C.反應過程中,裝HA溶液的試管中放出H2的速率快D.反應結束后,裝鹽酸的試管中放出H2的質量少(3)丙方案中,能說明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,開始時刻,兩種酸中氫離子濃度相等,則反應生成氫氣的速率應相等,不能說明HA是弱酸,故錯誤;B項,開始時刻,兩支試管中產(chǎn)生氣體速率一樣快,不能說明HA的電離程度,故錯誤;C項,反應過程中,裝HA溶液的試管中放出H2的速率快,說明隨著反應的進行,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,說明HA是弱酸,故正確;D項,反應結束后,裝鹽酸的試管中放出H2的質量少,說明HA溶液中酸的物質的量大于HCl,所以HA在溶液中存在電離平衡,則HA是弱酸,故正確。-34-跟蹤訓練跟蹤訓練1.(1)設計實驗證明:草酸(H2C2

16、O4)的酸性比碳酸的強 。 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,立即用酸度計測兩溶液的pH,若前者的pH大于后者,則H2C2O4酸性強于H2CO3。該實驗設計(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標準溶液滴定同濃度的草酸溶液,消耗NaOH的物質的量為草酸的2倍(2)不正確用于比較pH的兩種酸的物質的量濃度不相等解析:(1)證明酸性強弱可根據(jù)強酸制弱酸的原理,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的量是草酸的2倍或者依據(jù)NaHC2O4溶液顯酸性進行判斷等。(2)抓住題目信息,根據(jù)兩種物質的溶解度不同進行分析。-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見下表:-37-請回答下列問題:(1)不考慮其他組的實驗結果,單從甲組情況分析,如何用a(混合溶液的pH)來說明HA是強酸還是弱酸:。 (2)不考慮其他組的實驗結果,單從乙組情況分析,c1(填“是”或“不是”)一定等于0.2。混合溶液中離子濃度c(A-)與c(Na+)的大小關系是(填序號)。 A.前者大B.后者大C.二者相等 D.無法判斷(3)從丙組實驗

18、結果分析,HA是(填“強”或“弱”)酸。該混合溶液中離子濃度由大到小的順序是。 (4)丁組實驗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(不能做近似計算,回答準確值,結果不一定要化簡)。 -38- 答案:(1)a=7時,HA是強酸,a7時,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)因為是一元酸和一元堿等物質的量濃度等體積混合后恰好反應生成NaA,若a=7,說明HA是強酸;若a7,說明溶液因A-水解而顯堿性,則HA是弱酸。(2)c1不一定等于0.

19、2,當HA是強酸時,c1等于0.2;當HA是弱酸時,c1大于0.2。因為pH=7,說明溶液中c(H+)=c(OH-),根據(jù)電荷守恒可知一定有c(Na+)=c(A-)。(3)由丙組實驗數(shù)據(jù)可知,兩溶液等體積等物質的量濃度混合后溶液的pH7,說明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系為c(Na+)c(A-)c(OH-)c(H+)。(4)丁組實驗中所得溶液的pH=9,說明溶液中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。-40-1.兩種類別:強電解質:強酸、強堿、絕大多數(shù)鹽;弱電解質:弱酸、弱堿、水。2.電離平衡的兩個特征:v(電離)=v(結合)0;分子、離子濃度保持不變。3.電離平衡的三個影響因素:溫度、濃度、相同離子。4.電離常數(shù)表達式: 。-41-42-21346751.某酸堿指示劑是一種有機酸,其在水溶液中的電離平衡與其呈現(xiàn)顏色相關: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色B.黃色變?yōu)闊o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,溶液呈紅色,當加入NaOH溶液后,因堿過量,混合溶液呈堿性,則該指示劑的電離平衡正向移動,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兩者消耗HCl的物質的量()A.相同B.中和NaOH溶液的多C.中和氨水的多D.無法比較C解析:NaOH和NH3H2O都是一元堿,NH3H2O是弱電解質,NaOH是強電解質,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的酸性強于HCN,兩種溶液等pH等體積時,c(HCN)c(HCOOH),HCOOH溶液消耗NaOH溶液的體積小于HCN溶液,D正確。 答案解析關閉A-45-4