一輪復(fù)習(xí)課件葉電離平衡

電離平衡葉煒華21、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，以及電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性。3、了解電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡。4、了解水的電離、離子積常數(shù)。5、了解溶液PH的定義，了解測(cè)定溶液PH的方法，能進(jìn)行PH的簡(jiǎn)單計(jì)算?？季V要求：1、綜合圖像考查電離平衡及溶液導(dǎo)電性的變化。2、綜合應(yīng)用水的電離、溶液的PH、酸堿中和滴定等原理解決具體問(wèn)題?？季V解讀：3一、強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)1、電解質(zhì)和非電解質(zhì)電解質(zhì)：在水溶液或熔融狀態(tài)下能夠?qū)щ姷幕衔?。非電解質(zhì)：在水溶液和熔融狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物。下列物質(zhì)中，屬于電解質(zhì)的是

，屬于非電解質(zhì)的是

。①NaCl溶液②KOH③BaSO4④鹽酸⑤CH3COOH⑥NH3·H2O⑦SO2⑧乙醇⑨水⑩Mg②③⑤⑥⑨⑦⑧4⑴電解質(zhì)、非電解質(zhì)都應(yīng)是化合物。⑵電解質(zhì)是一定條件下本身電離而導(dǎo)電的化合物。（如SO3、SO2、CO2、NH3不是電解質(zhì)）⑶某些難溶于水的化合物，如BaSO4、AgCl等是電解質(zhì)。⑷導(dǎo)電的物質(zhì)不一定是電解質(zhì)，電解質(zhì)在任何條件下不一定都能導(dǎo)電?、伤?、堿、鹽、水、金屬氧化物是電解質(zhì)?！〗Y(jié)：5強(qiáng)電解質(zhì)：能夠全部電離的電解質(zhì)。弱電解質(zhì)：不能全部(只發(fā)生部分)電離的電解質(zhì)。下列電解質(zhì)中：①

NaCl、②

NaOH、③

NH3·H2O、④

H2O、⑤

BaSO4、

⑥

CH3COOH、⑦

AgCl、⑧Na2O、⑨

K2O屬于強(qiáng)電解質(zhì)的有：

；屬于弱電解質(zhì)的有：

。①②⑤⑦⑧⑨③④⑥2、強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)6▲小結(jié)：⑴強(qiáng)電解質(zhì)：離子化合物和部分(一般指強(qiáng))極性鍵化合物，包括強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、大部分鹽、金屬氧化物(金屬氮化物、金屬碳化物)。強(qiáng)酸：H2SO4、HNO3、HCl、HBr、HI、HClO4等；強(qiáng)堿：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等。⑵弱電解質(zhì)：部分(一般指弱)極性化合物，包括弱酸、弱堿、水、小部分鹽。弱酸：H2CO3、HClO、HF、H2SiO3(難溶)等；弱堿：NH3·H2O(可溶)、Mg(OH)2

(難溶)等。73、電離方程式⑴電離：電解質(zhì)在水溶液中或熔融狀態(tài)下產(chǎn)生自由移動(dòng)的離子的過(guò)程。⑵電離方程式：表示電解質(zhì)電離過(guò)程的式子。左邊寫電解質(zhì)的化學(xué)式，右邊寫離子符號(hào)；原子團(tuán)不能拆開。遵循質(zhì)量守恒和電荷守恒定律。強(qiáng)電解質(zhì)完全電離，用“=”。兩性氫氧化物：雙向電離，雙向可逆。Al(OH)3

弱電解質(zhì)部分電離，符號(hào)選用“”。弱酸分步電離，每步可逆；弱堿一步寫完。H++AlO2－+H2OAl3++3OH－8二、弱電解質(zhì)的電離平衡1、電離平衡及其特征⑴弱電解質(zhì)的電離平衡是指在一定條件（如溫度、壓強(qiáng)）下，當(dāng)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(guò)程就達(dá)到了平衡狀態(tài)。⑵電離平衡狀態(tài)的特征逆、等、動(dòng)、定、變92、電離平衡常數(shù)：K

——弱電解質(zhì)電離程度相對(duì)大小的參數(shù)對(duì)于一元弱酸：HAH＋

＋

A－，平衡時(shí)Ka=c(H＋).c(A－)c(HA)對(duì)于一元弱堿：MOHM＋

＋

OH－，平衡時(shí)意義：K值越大，電離程度越大，酸(堿)的酸(堿)性越強(qiáng)。K值只隨溫度變化，溫度越高，K值越大。Kb=c(M＋).c(OH－)c(MOH)10多元弱酸在水溶液中是分步電離的：例：H2CO3H++HCO3－

HCO3－

H++CO32－每一步的電離程度是不一樣的。一般K1>>K2（一般要相差105）；多元弱酸的酸性由第一步電離決定。K1=c(H＋).c(HCO3－)c(H2CO3)K2=c(H＋).c(CO32－)c(HCO3－)電離度=11⑴內(nèi)因：電解質(zhì)本性。通常電解質(zhì)越弱，電離程度越小。⑵外因：溫度、溶液的濃度等。3、影響電離平衡的因素：①溫度：電離過(guò)程是吸熱過(guò)程。溫度升高，平衡向電離方向移動(dòng)。電離度增大。②濃度：增大弱電解質(zhì)的濃度，平衡向電離方向移動(dòng)，電離度減小。加水，平衡向電離方向移動(dòng)，電離度增大。③同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液中加入和弱電解質(zhì)具有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)時(shí)，電離平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)。④化學(xué)反應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液中加入能與弱電解質(zhì)電離產(chǎn)生的離子反應(yīng)的物質(zhì)，平衡向電離的方向移動(dòng)。12例1、比較強(qiáng)弱電解質(zhì)的差異比較項(xiàng)目0.1mol/LHCl0.1mol/LCH3COOHC(H＋)PH等體積能中和NaOH的量等體積與Zn反應(yīng)生成H2的量與金屬反應(yīng)的起始速率=0.1mol/L＜＜0.1mol/L=1＞1相同相同HCl較快13例1、比較強(qiáng)弱電解質(zhì)的差異比較項(xiàng)目PH=3的HClPH=3的CH3COOHC(H＋)物質(zhì)的量濃度等體積能中和NaOH的量等體積與Zn反應(yīng)生成H2的量與金屬反應(yīng)的起始速率10－3mol/LCH3COOH較多相同10－3mol/L=10－3mol/L＞＞10－3mol/LCH3COOH較多14判斷電解質(zhì)強(qiáng)弱的實(shí)驗(yàn)方法⑴測(cè)定對(duì)應(yīng)鹽溶液的酸堿性。⑵濃度與pH的關(guān)系。⑶稀釋前后pH與稀釋倍數(shù)的對(duì)應(yīng)關(guān)系。⑷在相同濃度、相同溫度下，比較反應(yīng)速率的快慢。⑸采用實(shí)驗(yàn)證明存在電離平衡。例2、哪些實(shí)驗(yàn)可以證明醋酸是弱電解質(zhì)？15練習(xí)1、在0.1mol/LCH3COOH溶液中存在如下電離平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，對(duì)于該平衡下列敘述正確的是 A．加入水時(shí)，平衡逆向移動(dòng)B．加入少量NaOH固體，平衡正向移動(dòng)C．加入少量0.1mol/L鹽酸，溶液中c(H＋)減小D．加入少量CH3COONa固體，平衡正向移動(dòng)B練習(xí)2、已知室溫時(shí)，0.1mol/L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pH＝4B．升高溫度，溶液的pH增大C．此酸的電離平衡常數(shù)約為1×10－7

D．由HA電離出的c(H＋)約為水電離出的c(H＋)的106倍B16練習(xí)3、將濃度為0.1mol/LHF溶液加水不斷稀釋，下列各量始終保持增大的是D練習(xí)4、下列敘述正確的是A．將稀氨水逐滴加入稀硫酸中，當(dāng)溶液pH＝7時(shí)，c(SO42－)＞c(NH4＋)B．兩種醋酸溶液的物質(zhì)的量濃度分別為c1和c2，pH分別為a和a＋1，則c1＝10c2C．pH＝11的NaOH溶液與pH＝3的醋酸溶液等體積混合，滴入石蕊溶液呈紅色D．向0.1mol/L的氨水中加入少量硫酸銨固體，則溶液中增大C17練習(xí)5、相同體積、相同pH的某一元強(qiáng)酸溶液①和某一元中強(qiáng)酸溶液②分別與足量的鋅粉發(fā)生反應(yīng)，下列關(guān)于氫氣體積(V)隨時(shí)間(t)變化的示意圖正確的是 C18練習(xí)6、電導(dǎo)率是衡量電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力大小的物理量，根據(jù)溶液電導(dǎo)率變化可以確定滴定反應(yīng)的終點(diǎn)。下圖是用KOH溶液分別滴定HCl溶液和CH3COOH溶液的滴定曲線示意圖。下列示意圖中，能正確表示用NH3·H2O溶液滴定HCl和CH3COOH混合溶液的滴定曲線的是D19練習(xí)7、H3BO3溶液中存在如下反應(yīng)：H3BO3(aq)＋H2O(l)[B(OH)4]－(aq)＋H＋(aq)已知0.70mol/LH3BO3溶液中，上述反應(yīng)于298K達(dá)到平衡時(shí)，c平衡(H＋)=2.0×10－5mol/L，c平衡(H3BO3)≈c起始(H3BO3)，水的電離可忽略不計(jì)，求此溫度下該反應(yīng)的平衡常數(shù)K(H2O的平衡濃度不列入K的表達(dá)式中，計(jì)算結(jié)果保留兩位有效數(shù)字)。5.7×10－10mol/L20練習(xí)8、已知H2CO3和H2SO3的電離平衡常數(shù)如下表物質(zhì)電離常數(shù)(25℃)H2CO3K1=4.4×10－7K2=4.7×10－11H2SO3K1=1.23×10－2K2=5.6×10－8⑴在NaHCO3溶液中通入SO2反應(yīng)的化學(xué)方程式為：⑵判斷以下反應(yīng)能否進(jìn)行，如能，請(qǐng)寫出反應(yīng)的化學(xué)方程式：①NaHSO3＋Na2CO3②CO2＋H2O

＋Na2SO3⑶

已知：K(HClO)=2.95×10－8，寫出少量SO2通入到NaClO溶液的離子方程式：NaHCO3＋SO2=NaHSO3＋CO2=NaHCO3＋Na2SO3=NaHSO3＋NaHCO3H2O

＋ClO－

＋SO2=Cl－

＋SO42－＋2H＋21三、水的電離水是一種極弱的電解質(zhì)，能微弱的電離。H2O＋H2OH3O＋＋OH－簡(jiǎn)寫為：H2OH＋＋OH－25℃時(shí)，

KW=C(H＋)×C(OH－)=1.0×10－141、水的離子積：KW=C(H＋)×C(OH－)水的離子積不僅適用于純水，也適用于稀的電解質(zhì)溶液。水的電離是一個(gè)吸熱過(guò)程。升高溫度，促進(jìn)水的電離。KW只是溫度的函數(shù)：溫度升高，KW值增大。不同溶液中，c(H＋)和c(OH－)不一定相等，但任何溶液中由H2O電離出來(lái)的c(H＋)和c(OH－)總是相等的。222、影響水的電離平衡的因素⑴溫度：溫度升高時(shí)，水的電離程度增大，C(H＋)水和C(OH－)水都增大，KW增大。⑵溶液的酸堿度：往溶液中加酸或堿，均可抑制水的電離，C(H＋)水和C(OH－)水都減少。C(H＋)水=C(OH－)水<1×10－7mol/L⑶消耗水電離出來(lái)的離子，可以增大水的電離程度。如水與金屬反應(yīng)，鹽類的水解等。23練習(xí)9、25℃水的電離達(dá)到平衡：H2OH＋＋OH－，ΔH＞0，下列敘述正確的是A．加入稀氨水，平衡逆向移動(dòng)，c(OH－)降低B．加入少量固體NaHSO4，c(H＋)增大，KW不變C．加入少量CH3COOH，平衡逆向移動(dòng)，c(H＋)降低D．將水加熱，c(OH－)降低，c(H＋)增大B24溶液的酸堿性決定于c(H＋)和c(OH－)的相對(duì)大小。四、溶液的PH1、水溶液的酸堿性酸性溶液：C(H+)>C(OH－)中性溶液：C(H+)=C(OH－)堿性溶液：C(H+)<C(OH－)252、水溶液的PHpH=－lgC(H+)常溫下，溶液的酸堿性跟pH的關(guān)系：酸性溶液：C(H+)>C(OH－)，pH<7，PH越小，酸性越強(qiáng)；中性溶液：C(H+)=C(OH－)，pH=7；堿性溶液：C(H+)<C(OH－)，pH>7，PH越大，堿性越強(qiáng)。PH適用范圍：0～14，僅表示稀的酸堿溶液：

C(H+)或C(OH－)在10－14mol/L～1mol/L之間；C(H+)是指溶液中已經(jīng)電離出來(lái)的H+濃度，而不是酸的濃度。26練習(xí)10、對(duì)室溫下pH相同、體積相同的醋酸和鹽酸兩種溶液分別采取下列措施，有關(guān)敘述正確的是A．加適量的氫氧化鈉固體后，兩溶液的pH均增大B．使溫度都升高20℃后，兩溶液的pH均不變C．加水稀釋2倍后，兩溶液的pH均減小D．與足量鐵粉充分反應(yīng)，兩溶液中產(chǎn)生的氫氣一樣多A練習(xí)11、(雙選)等體積、pH＝3的兩種一元酸HX和HY的溶液，分別與足量的鋁粉充分反應(yīng)，收集到H2的體積：V(HX)>V(HY)，則下列說(shuō)法正確的是A．HX可能是強(qiáng)酸B．HY一定是強(qiáng)酸C．反應(yīng)開始時(shí)二者生成H2的速率相等D．HX的酸性弱于HY的酸性CD273、溶液PH計(jì)算⑴稀釋強(qiáng)酸或強(qiáng)堿：根據(jù)c1V1＝c2V2，酸性溶液求出c(H＋)后，再求pH；堿性溶液求出c(OH－)，通過(guò)KW

求其c(H＋)和pH。弱酸或弱堿：由于溶液中存在電離平衡，弱酸稀釋時(shí)，平衡向電離方向移動(dòng)，H＋的物質(zhì)的量增大，c(H＋)降低比強(qiáng)酸緩慢，每稀釋10倍，pH增大不到一個(gè)單位；弱堿每稀釋到原來(lái)的10倍，pH減小不到一個(gè)單位。無(wú)限稀釋時(shí)，不能忽略水的電離。酸無(wú)限稀釋時(shí)，c(H＋)≈1×10－7mol/L，pH≈7且略小于7；堿溶液無(wú)限稀釋時(shí)，c(OH－)≈1×10－7mol/L，pH≈7且略大于7。28①?gòu)?qiáng)酸溶液混合，先求c(H＋)，再求pH。c(H＋)=c1(H＋)·V1＋c2(H＋)·V2

V1＋V2⑵混合pH=－lgc(H＋)②強(qiáng)堿溶液混合，先求c(OH－)，通過(guò)KW求c(H＋)和pH。c(OH－)=c1(OH－)·V1＋c1(OH－)·V2

V1＋V229③強(qiáng)酸與強(qiáng)堿反應(yīng)酸過(guò)量：則c(H+)=c(H+)V酸－

c(OH－)V堿V酸+V堿堿過(guò)量：則c(OH－)=c(OH－)V堿－

c(H+)V酸V酸+V堿c(H+)=Kw/c(OH－)pH=－lgc(H＋)pH=－lgc(H＋)酸堿恰好