高三復習弱電解質的電離平衡省公開課金獎全國賽課一等獎微課獲獎課件

專題16、弱電解質電離1/74電解質非電解質化合物純凈物物質混合物單質一、強電解質與弱電解質強電解質弱電解質2/741.電解質和非電解質概念常見電解質：常見非電解質3/74思索1、SO2、NH3、Cl2水溶液均能導電，它們是電解質嗎？2、一些離子化合物（如Na2O、Na2O2、CaO）溶于水后電離出離子并非其本身，它們卻屬于電解質，為何？4/74強電解質弱電解質定義在溶液中存在形式類型舉例2.強電解質和弱電解質比較溶于水后能夠全部電離電解質溶于水后只有部分電離電解質離子離子、分子5/743．電離方程式書寫書寫H2S、H3PO4、H2SO4電離方程式①強電解質用“”，弱電解質用“”②多元弱酸

步電離，且第一步電離程度

第二步電離，6/74書寫Cu(OH)2、Ba(OH)2、H2O電離方程式

7/74NaHSO4NaHCO3NaHSO38/74二、弱電解質電離平衡1.電離平衡定義在一定條件下（如：溫度、濃度），當弱電解質

速率和

速率相等時，電離過程就到達了

狀態(tài)。9/74用坐標來表示弱電解質電離平衡形成過程10/74⑵弱電解質電離平衡特點：①逆：

。②等：

。③動：；④定：

。⑤變

。11/74CH3COOH外界條件改變對平衡影響平衡移動H+數(shù)目c（H+）C（CH3COO-）電離平衡常數(shù)電離程度溶液導電能力NaOH(s)

NaAc(s)Na2CO3(s)加熱冰醋酸水12/74內因（主要原因）：

；外因（次要原因）：①濃度：②溫度：③同離子效應④⑶弱電解質電離平衡影響原因：弱電解質本身性質

稀釋溶液，電離平衡

移動，電離程度

；弱電解質電離是

熱反應，溫度升高，電離平衡

移動，電離程度

；加入與弱電解質相同離子強電解質，電離平衡

移動；

加入能與弱電解質反應物質，電離平衡

移動13/74弱電解質在一定條件下到達電離平衡時，弱電解質電離形成

與溶液中未電離分子濃度之比，電離平衡常數(shù)只與_______相關，升高溫度，K值

；___________________________________________。三、電離平衡常數(shù)K寫出CH3COOH、H3PO4、NH3.H2O電離平衡常數(shù)表示式14/74電離平衡常數(shù)K表示式AnBm電離平衡常數(shù)意義2、用電離平衡常數(shù)比較酸性強弱1、電離平衡常數(shù)越大，則電離程度越

；15/74幾個多元弱酸電離平衡常數(shù)（25°C）H3PO4

K1=7.52×l0-3K2=6.23×10－8K3=2.2×l0－13

H2CO3

K1=4.30×l0－7K2=5.61×10－11H2S

K1=9.l×l0－8

K2=l.l×10-12用電離平衡常數(shù)比較酸性強弱多元弱酸分步電離，以第

為主16/74已知下面三個數(shù)據(jù)：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分別是以下相關三種酸電離常數(shù)，若已知以下反應能夠發(fā)生：NaCN＋HNO2HCN＋NaNO2；NaCN＋HFHCN＋NaF；NaNO2＋HFHNO2＋NaF，由此可判斷以下敘述不正確是()A．K(HF)＝7.2×10－4

B．K(HNO2)＝4.9×10－10C．酸性：HF＞HNO2＞HCND．K(HCN)＜K(HNO2)＜K(HF)17/74比較H2S溶液中各離子濃度比較18/7419/74四、強、弱電解質判斷方法P10720/74五、一元強酸與一元弱酸比較0.1mol/L鹽酸(a)0.1mol/L醋酸(b)c(H+)pH溶液導電性等體積溶液消耗NaOH量與NaOH恰好反應后溶液PH加對應酸鈉鹽固體后pH改變21/74PH=2鹽酸(a)PH=2醋酸(b)pH或C（H+）C(HCl)/C(CH3COOH)溶液導電性等體積溶液中和NaOH量與Zn反應開始速率稀釋100倍(102)稀釋10522/74P107例223/7424/7425/74某溫度下，相同pH鹽酸和醋酸分別加水稀釋，pH隨溶液體積改變曲線如右圖所表示。據(jù)圖判斷正確是()A．Ⅱ為鹽酸稀釋時pH改變曲線B．b點溶液導電性比c點溶液導電性強C．a(chǎn)點KW數(shù)值比c點KW數(shù)值大D．b點酸總濃度大于a點酸總濃度26/74(高考·全國卷Ⅱ，9)相同體積、相同pH某一元強酸溶液①和某一元中強酸溶液②分別與足量鋅粉發(fā)生反應，以下關于氫氣體積(V)隨時間(t)改變示意圖正確是()27/741、水電離

所以水是極弱電解質25°C，多少個水分子才有1個電離？考點一:水電離和水離子積25oC,純水電離出來C(H+)=C(OH-)=

；既1L水中只有

molH2O發(fā)生電離28/74以水自電離為例，寫出液氨、乙醇自電離電離方程式。

29/74KW=2、水離子積常數(shù)平衡常數(shù)：

30/743、影響水電離平衡原因水電離平衡移動方向C(H+)與C(OH-)比較酸堿性(PH)Kw加熱加鹽酸或醋酸加NaOH或氨水加NH4Cl加CH3COONa31/74二、影響水電離平衡原因1、加入酸或堿，

水電離，Kw

。2、升高溫度，

水電離，Kw

。3、加能水解鹽，

強酸弱堿鹽強堿弱酸鹽強酸強堿鹽

水電離，Kw

。C(H+)水=C(OH-)水=

；C(H+)水=C(OH-)水=

；C(H+)水=C(OH-)水=

；32/741.（上海高考題）常溫下，某溶液中由水電離出來c(H＋)＝1.0×10-13mol·L－1，該溶液可能是①二氧化硫②氯化銨水溶液③硝酸鈉水溶液④氫氧化鈉水溶液A．①④ B．①②C．②③D．③④33/742、水電離過程為H2OH＋＋OH－，在不一樣溫度下其kw(25℃)＝1.0×10－14，Kw(35℃)＝2.1×10－14。則以下敘述正確是A.c(H＋)伴隨溫度升高而降低B.在35℃時，c(H＋)＞c(OH－)C.水電離程度α(25℃)＞α(35℃)D.水電離是吸熱34/743、（北京卷）對水電離平衡不產(chǎn)生影響粒子是()B.26M3+35/74(5)、以下物質溶解于水時，電離出陰離子能使水電離平衡向右移動是（）A、CH3COONaB、Na2SO4C、NH4ClD、CH3COOH4、以下微粒中不能破壞水電離平衡是（）A、H+B、OH-

C、S2-D、Na+36/746、某溫度下純水中c(H+)=2×10-7mol/L，則此時溶液中c(OH-)=___________。（7）在常溫下，0.1mol/L鹽酸溶液中水電離出c(H＋)和c(OH－)是多少?在常溫下，0.1mol/LNaOH溶液中水電離出c(H＋)和c(OH－)是多少?37/74(8)某溶液中由水電離出來c(OH－)=10-12mol/L，則該溶液中溶質不可能是（）A、HClB、NaOHC、NH4ClD、H2SO438/749.室溫下，由水電離產(chǎn)生c(OH－)=10-11mol/L溶液中，一定大量共存離子組是（）可能大量共存離子組是（）A．Na+、NH4+、Cl-、SO42-

B.S2-、CH3COO-、Na+、NH4+

C.K+、Na+、HCO3-

、NO3-

D.K+

、Na+

、NO3-

、SO42-39/74考點二、溶液酸堿性與pH值1、溶液酸堿性與pH值關系酸性溶液：c（H+）c（OH—）pH7中性溶液：c（H+）c（OH—）pH7堿性溶液：c（H+）c（OH—）PH7pH=40/74pH與酸、堿性關系？pH值測定：①②③酸堿指示劑法、pH試紙法、pH計法41/74討論：pH試紙使用能否直接把pH試紙伸到待測液中？是否要先濕潤pH試紙后，再將待測液滴到pH試紙上？能否用廣泛pH試紙測出pH=7.1？

標準比色卡中數(shù)據(jù)都是整數(shù),pH計更準確42/74溶液酸堿性---正誤判斷1、假如c(H+)不等于c(OH-)則溶液一定展現(xiàn)酸堿性。2、在水中加酸會抑制水電離。3、任何水溶液中都有c(H+)和c(OH-)。4、c(H+)等于10-6mol/L溶液一定展現(xiàn)酸性。5、對水升高溫度電離度增大，酸性增強?！獭獭?3/74①、單一溶液計算：2、相關pH值計算1、求0.05mol/LH2SO4溶液pH。2、求0.5mol/LBa(OH)2溶液pH.44/74②酸或堿稀釋：例1、0.001mol/L鹽酸pH=__________，加水稀釋到原來10倍，pH=______,加水稀釋10000倍，PH=

；2、相關pH值計算45/74②酸或堿稀釋：例2、pH=10NaOH溶液加水稀釋到原來100倍，則溶液pH=___________加水稀釋10000倍，PH=

；結論：強酸（堿）每稀釋10倍，pH值向7靠攏一個單位；2、相關pH值計算將pH=10氨水稀釋100倍后后，溶液pH是

，46/74②強酸、強堿稀釋：例3、0.001mol/L鹽酸中由水電離出來C(H+)為

，由水電離出來C(OH-)為

，加水稀釋到原來10倍，由水電離出來C(H+)為

，47/74②強酸、強堿稀釋：例4、pH=10NaOH溶液中由水電離出來C(H+)為

，由水電離出來C(OH-)為

，加水稀釋到原來10倍，由水電離出來C(H+)為

，48/74③酸與酸混合例1：在25℃時，pH值等于1鹽酸溶液1L和pH值等于4硫酸溶液1000L混合pH值等于多少？關鍵：抓住氫離子進行計算！49/74④強堿與強堿混合例2：在25℃時，pH值等于9和pH值等于11兩種氫氧化鈉溶液等體積混合pH值等于多少？關鍵：抓住氫氧根離子離子進行計算！50/74⑤酸與堿混合例題：在25℃時，O.6mol/L鹽酸與等體積0.4mol/L氫氧化鈉溶液混合后,溶液pH值等于多少？關鍵：酸過量先算氫離子濃度！51/74酸與堿混合例題：在25℃時，0.4mol/L鹽酸與等體積0.6mol/L氫氧化鈉溶液混合后,溶液pH值等于多少？關鍵：堿過量先算氫氧根離子濃度！52/74在25℃時，0.1mol/L鹽酸與0.1mol/L氫氧化鈉溶液等體積混合后pH值等于多少？在25℃時，0.1mol/L鹽酸與0.1mol/L氨水等體積混合后pH值等于多少？在25℃時，0.1mol/L醋酸與0.1mol/L氫氧化鈉溶液等體積混合后pH值等于多少？53/74酸與堿混合求PH=12氫氧化鈉與PH=2鹽酸等體積混合后PH值54/74求PH=12氫氧化鈉與PH=2醋酸等體積混合后PH值55/74求PH=12氨水與PH=2醋酸等體積混合后PH值56/74弱酸強堿或強酸弱堿混合（1）PH為12NaOH溶液和PH為2醋酸溶液等體積相混合，則混合液呈________性（2）PH為12氨水和PH為2鹽酸等體積相混合，則混合液呈__________性（3）PH為2鹽酸和PH為12某堿等體積相混合，則混合液PH_______________

（4）PH為12NaOH溶液和PH為2某酸溶液等體積相混合，則混合液PH______________57/74歸納總結（1）酸I+酸IIc(H+)=[n1(H+)+n2(H+)]/(V1+V2)(2)堿I+堿IIc(OH-)=[n1(OH-)+n2(OH-)]/(V1+V2)

（3）酸I+堿II完全中和：c(H+)=c(OH-)=1×10－7mol/L酸過量：c(H+)=[n1(H+)-n2(OH-)]/(V1+V2)

堿過量：[c(OH-)=[

n1(OH-)-n2(H+)]/(V1+V2)58/74一、酸堿滴定定義

用已知物質量濃度

（

溶液）來測定未知物質量濃度

（待測溶液或未知溶液）方法叫做酸堿中和滴定。二、中和滴定原理在滴定到達終點(即酸堿恰好反應)時：即C酸V酸=C堿V堿

考點三、酸堿中和滴定酸或堿標準堿或酸59/74三、中和滴定試驗試驗儀器60/74四、中和滴定試驗關鍵①準確測量參加反應兩種溶液體積②準確判斷中和滴定終點石蕊5.0~8.0酚酞8.2~10.0甲基橙3.1~4.4

紅.紫.藍無.粉紅.紅

紅.橙.黃

酸堿指示劑61/7462/7463/74滴定管結構64/7465/74滴定管標有溫度、容積、“0”刻度在

點慣用規(guī)格：25mL、50mL最小分刻度：，讀數(shù)準確到（精量儀可估讀一位，粗量儀不能估讀）0.1mL0.01mL量筒與滴定管比較78滴定管量取液體慣用儀器：量筒、滴定管量筒：粗量儀，讀數(shù)準確到

，無“0”刻度66/74五、滴定過程

1、滴定管準備：查漏---洗滌---潤洗---注液---趕氣泡---調液注液：用傾倒法將酸、堿注入滴定管中，使液面高于刻度2-3cm趕氣泡：酸式:快速放液堿式:橡皮管向上翹起調液：調整滴定管中液面高度，在“0－1”ml之間，并記下讀數(shù)。67/742、錐形瓶準備：

后，注入

一定體積待測液到錐形瓶中，滴加2-3滴指示劑。68/74石蕊