广西2019年高考化学一轮复习第8单元水溶液中的离子平衡8.1弱电解质的电离课件新人教版20190221382.pptx

1、第1节 弱电解质的电离,-2-,考纲要求:1.了解电解质的概念,了解强电解质和弱电解质的概念。 2.理解电解质在水中的电离以及电解质溶液的导电性。 3.理解弱电解质在水中的电离平衡,能利用电离平衡常数进行相关计算。,-3-,考点一,考点二,基础梳理,考点突破,弱电解质的电离平衡 1.电离平衡的建立 弱电解质的电离平衡是指在一定条件(温度、浓度)下,弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等,溶液中各分子和离子的浓度都保持不变时的状态。 平衡建立过程的v-t图像如图所示。,-4-,考点一,考点二,基础梳理,考点突破,2.弱电解质电离平衡的特征,-5-,考点一,考点二,基础梳理

2、,考点突破,3.外界条件对电离平衡的影响 (1)内因:弱电解质本身的性质。 (2)外因:浓度、温度、加入试剂等。以0.1 molL-1 CH3COOH溶液为例(CH3COOH CH3COO-+H+ H0),用平衡移动原理分析电离平衡的移动。,-6-,考点一,考点二,基础梳理,考点突破,-7-,考点一,考点二,基础梳理,考点突破,特别提醒(1)稀醋酸加水稀释时,溶液中的各离子浓度并不是都减小,如c(OH-)是增大的。 (2)电离平衡右移,电解质分子的浓度不一定减小,电离程度也不一定增大,如稀醋酸中加入冰醋酸。,-8-,考点一,考点二,基础梳理,考点突破,自主巩固 判断正误,正确的画“”,错误的画

3、“”。 (1)除水的电离平衡外,醋酸溶液中存在电离平衡,而盐酸中不存在电离平衡 ( ) (2)醋酸溶液中,CH3COOH达到电离平衡时,溶液中检测不出CH3COOH分子 ( ),(5)氢碘酸的电离方程式为HI=H+I- ( ) (6)弱电解质溶液的导电能力一定比强电解质弱 ( ),-9-,考点一,考点二,基础梳理,考点突破,从“定性”和“定量”两个角度理解电离平衡 (1)从定性角度分析电离平衡:应该深刻地理解勒夏特列原理平衡向“减弱”这种改变的方向移动,移动结果不能“抵消”或“超越”这种改变。 (2)从定量角度分析电离平衡:当改变影响电离平衡的条件后,分析两种粒子浓度之比的变化时,若通过平衡移

4、动的方向不能作出判断,应借助化学平衡常数进行定量分析。,-10-,考点一,考点二,基础梳理,考点突破,例1H2S水溶液中存在电离平衡H2S H+HS-和HS- H+S2-。若向H2S溶液中( ) A.加水,平衡向右移动,溶液中氢离子浓度增大 B.通入过量SO2气体,平衡向左移动,溶液pH增大 C.滴加新制氯水,平衡向左移动,溶液pH减小 D.加入少量硫酸铜固体(忽略体积变化),溶液中所有离子浓度都减小,C,解析:加水,电离平衡向右移动,但c(H+)减小,A项错误;通入过量SO2气体发生反应2H2S+SO2=3S+2H2O,当SO2过量时溶液显酸性,而且酸性比氢硫酸强,pH减小,B项错误;滴加新

5、制氯水,发生反应Cl2+H2S=2HCl+S,则平衡向左移动,溶液pH减小,C项正确;加入少量硫酸铜固体,发生反应H2S+Cu2+=CuS+2H+,c(H+)增大,D项错误。,-11-,考点一,考点二,基础梳理,考点突破,例225 时,用蒸馏水稀释1 molL-1醋酸,下列各项始终保持增大趋势的是( ),A,-12-,考点一,考点二,基础梳理,考点突破,易错警示 向冰醋酸中加水形成溶液一直到溶液被稀释的过程中,各种变化如下:醋酸的电离程度一直增大,电离产生的H+、CH3COO-数目一直增大,但c(H+)、c(CH3COO-)先增大后减小,c(OH-)先减小后增大,c(CH3COOH)一直减小。

6、,-13-,考点一,考点二,基础梳理,考点突破,跟踪训练 1.常温下,下列各组离子在指定溶液中一定能大量共存的是( ),D,-14-,考点一,考点二,基础梳理,考点突破,2.将0.1 molL-1的氨水加水稀释至0.01 molL-1,稀释过程中温度不变,下列叙述正确的是( ),D,-15-,考点一,考点二,基础梳理,考点突破,2.特点 (1)电离平衡常数(也叫电离常数)只与温度有关,升高温度,K值 增大。 (2)多元弱酸的各级电离平衡常数的大小关系是第一步第二步第三步故其酸性取决于第一步电离。 3.意义 同一温度下,K越大越易电离酸(碱)性越强,-16-,考点一,考点二,基础梳理,考点突破,

7、-17-,考点一,考点二,基础梳理,考点突破,-18-,考点一,考点二,基础梳理,考点突破,-19-,考点一,考点二,基础梳理,考点突破,2.电离常数的四大应用 (1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱,电离常数越大,酸性(或碱性)越强。 (2)判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱,电离常数越大,对应的盐水解程度越小,碱性(或酸性)越弱。 (3)判断复分解反应能否发生,一般符合“强酸制弱酸”规律。 (4)判断微粒浓度比值的变化。 弱电解质加水稀释时,能促进弱电解质的电离,溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化,但电离常数不变,考题中经常利用电离常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。,-20-,考点一,考

8、点二,基础梳理,考点突破,-21-,考点一,考点二,基础梳理,考点突破,例3已知:下表为25 时某些弱酸的电离平衡常数。,-22-,考点一,考点二,基础梳理,考点突破,如图表示常温下,稀释CH3COOH、HClO两种酸的稀溶液时,溶液pH随加水量的变化。下列说法不正确的是( ) A.图中c(H+)c(R-)的值:A点C点(HR代表CH3COOH或HClO) B.pH相同的四种溶液浓度关系:c(CH3COONa)c(NaHCO3)c(NaClO)c(Na2CO3) C.图中A点酸的总浓度小于B点酸的总浓度 D.浓度均为0.1 molL-1的CH3COONa和NaClO的混合溶液中:c(OH-)=

9、0.1 molL-1-c(ClO-)+c(H+)+c(CH3COOH),答案,解析,-23-,考点一,考点二,基础梳理,考点突破,跟踪训练 3.常温下,某酸HA的电离常数K=110-5。下列说法中正确的是( ) A.HA溶液中加入NaA固体后, 减小 B.常温下,0.1 molL-1 HA溶液中水电离出的c(H+)为10-13 molL-1 C.NaA溶液中加入盐酸至恰好完全反应,存在关系:2c(Na+)=c(A-)+c(Cl-) D.常温下,0.1 molL-1 NaA溶液的水解常数为10-9,答案,解析,-24-,考点一,考点二,基础梳理,考点突破,4.已知H2CO3的电离平衡常数为K1=

10、4.410-7,K2=4.710-11。下列说法正确的是( ),答案,解析,-25-,弱酸的判断及酸性强弱的比较 1.弱酸的判断 (1)从盐类水解的角度分析判断 取酸的钠盐溶于水,测溶液的酸碱性,若pH=7,则对应的酸为强酸,如NaCl;若pH7,则对应的酸为弱酸,如CH3COONa。 如判断CH3COOH为弱酸可用下面两个现象: 配制某浓度的醋酸钠溶液,向其中加入几滴酚酞溶液,溶液变为浅红色。 用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在pH试纸上,测其pH,pH7。,-26-,(2)从弱电解质定义(弱电解质在溶液中不能完全电离)的角度分析判断。如: 取0.1 molL-1 HA溶液,测其pH,若p

11、H1,则说明HA是弱酸,若pH=1,则说明HA是强酸。 (3)从电离平衡移动的角度分析判断,如: 向HA溶液中加水稀释到原来的百分之一后,溶液pH增大小于2的是弱酸; 向HA溶液中加入NaA晶体,溶液中的pH增大的是弱酸。,-27-,2.弱酸相对强弱的比较 (1)从强酸制弱酸的角度分析。 向两支分别盛有0.1 molL-1的醋酸和饱和硼酸溶液的试管中滴加等浓度Na2CO3溶液,观察现象。,实验现象:盛醋酸的试管中出现气泡,盛硼酸溶液的试管中无明显现象。 实验原理: Na2CO3+2CH3COOH=2CH3COONa+CO2+H2O,Na2CO3与硼酸不反应。 实验结论:酸性:CH3COOHH2

12、CO3H3BO3。,-28-,(2)从电离平衡常数K的角度分析判断。 K只是温度的函数,在相同温度下,同类型不同的酸比较时,K值越大酸性越强。注意:强酸无电离平衡常数。,-29-,例题某探究学习小组的甲、乙、丙三位同学分别设计了如下实验方案探究某酸HA是否为弱酸。 甲:量取一定质量的HA溶液配制0.1 molL-1的溶液100 mL; 25 时,用pH试纸测出该溶液的pH为pH1,由此判断HA是弱酸。 乙:用已知物质的量浓度的HA溶液、盐酸,分别配制pH=1的两种酸溶液各100 mL; 各取相同体积的上述pH=1的溶液分别装入两支试管,同时加入纯度相同的过量锌粒,观察现象,即可得出结论。 丙:

13、用已知物质的量浓度的HA溶液、盐酸,分别配制pH=1的两种酸溶液各100 mL; 分别取这两种溶液各10 mL,加水稀释至1 000 mL; 25 时,用pH试纸分别测出稀释后的HA溶液、盐酸的pH分别为pH2、pH3,即可得出结论。,-30-,(1)在甲方案的第步中,必须用到的标有刻度的仪器是 。 (2)甲方案中,判断HA是弱酸的依据是 。 乙方案中,能说明HA是弱酸的选项是 (填字母)。 A.开始时刻,装盐酸的试管放出H2的速率快 B.开始时刻,两支试管中产生气体速率相同 C.反应过程中,装HA溶液的试管中放出H2的速率快 D.反应结束后,装盐酸的试管中放出H2的质量少 (3)丙方案中,能

14、说明HA是弱酸的依据是pH2 (填“”“”或“=”) pH3。 (4)请你评价:甲、乙、丙三个方案中难以实现或不妥的是 ,其难以实现或不妥之处是 。 (5)请你再提出一个合理且比较容易进行的方案(药品可任取),作简明扼要表述。 。,-31-,答案:(1)100 mL容量瓶、烧杯、量筒 (2)pH11 CD (3)7,证明HA为弱酸,-32-,解析:(1)配制一定物质的量浓度的溶液需要有刻度的仪器有:用于配制溶液的100 mL容量瓶、用于稀释溶液的烧杯、用于量取浓溶液的量筒。 (2)甲方案:如果HA是强酸,则0.1 molL-1HA溶液的pH=1,如果HA是弱酸,则pH11; 乙方案:A项,开始

15、时刻,两种酸中氢离子浓度相等,则反应生成氢气的速率应相等,不能说明HA是弱酸,故错误;B项,开始时刻,两支试管中产生气体速率一样快,不能说明HA的电离程度,故错误;C项,反应过程中,装HA溶液的试管中放出H2的速率快,说明随着反应的进行,HA溶液中的氢离子浓度大于盐酸,则HA在溶液中存在电离平衡,说明HA是弱酸,故正确;D项,反应结束后,装盐酸的试管中放出H2的质量少,说明HA溶液中酸的物质的量大于HCl,所以HA在溶液中存在电离平衡,则HA是弱酸,故正确。,-33-,跟踪训练 1.下列事实一定能证明HNO2是弱电解质的是( ) 常温下NaNO2溶液pH7 用HNO2溶液做导电实验,灯泡很暗

16、HNO2与NaCl不能发生反应 常温下0.1 molL-1 HNO2溶液的pH=2.1 NaNO2与H3PO4反应,生成HNO2 常温下将pH=1的HNO2溶液稀释至原体积的100倍,溶液pH2.8 A. B. C. D.,答案,解析,-34-,2.常温下,将一元酸HA的溶液和NaOH溶液等体积混合,混合前两种溶液的浓度和混合后所得溶液的pH见下表:,-35-,请回答下列问题: (1)不考虑其他组的实验结果,单从甲组情况分析,如何用a(混合溶液的pH)来说明HA是强酸还是弱酸: 。 (2)不考虑其他组的实验结果,单从乙组情况分析,c1 (填“是”或“不是”)一定等于0.2。混合溶液中离子浓度c

17、(A-)与c(Na+)的大小关系是 (填字母)。 A.前者大 B.后者大 C.二者相等 D.无法判断 (3)从丙组实验结果分析,HA是 (填“强”或“弱”)酸。该混合溶液中离子浓度由大到小的顺序是 。 (4)丁组实验所得混合溶液由水电离出的c(OH-)= molL-1。则该混合溶液中:c(Na+)-c(A-)= molL-1(不能做近似计算,回答准确值,结果不一定要化简)。,-36-,答案:(1)a=7时,HA是强酸,a7时,HA是弱酸 (2)不是 C (3)弱 c(Na+)c(A-)c(OH-)c(H+) (4)10-5 10-5-10-9,-37-,解析:(1)因为是一元酸和一元碱等物质的

18、量浓度等体积混合后恰好反应生成NaA,若a=7,说明HA是强酸;若a7,说明溶液因A-水解而显碱性,则HA是弱酸。 (2)c1不一定等于0.2,当HA是强酸时,c1等于0.2;当HA是弱酸时,c1大于0.2。因为pH=7,说明溶液中c(H+)=c(OH-),根据电荷守恒可知一定有c(Na+)=c(A-)。 (3)由丙组实验数据可知,两溶液等体积等物质的量浓度混合后溶液的pH7,说明A-水解,得出HA是弱酸。在NaA溶液中因溶液pH7,则c(OH-)c(H+),又因A-发生水解,则c(Na+)c(A-),所以溶液中的离子浓度关系为c(Na+)c(A-)c(OH-)c(H+)。 (4)丁组实验中所

19、得溶液的pH=9,说明溶液中c(H+)=10-9 molL-1,则由水电离产生的c(OH-)= =10-5 molL-1。 由电荷守恒得:c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(A-), 则c(Na+)-c(A-)=c(OH-)-c(H+)=(10-5-10-9) molL-1。,-38-,1.两种类别:强电解质:强酸、强碱、绝大多数盐;弱电解质:弱酸、弱碱、水。 2.电离平衡的两个特征:v(电离)=v(结合)0;分子、离子浓度保持不变。 3.电离平衡的三个影响因素:温度、浓度、相同离子。 4.电离常数表达式: 。,-39-,-40-,2,1,3,4,6,5,B,7,-41-,2,1,3,

20、4,6,5,2.(2018湖北荆州检测)关于相同体积、pH均为3的醋酸溶液和盐酸,下列说法中正确的是( ) A.加水稀释至原体积的10倍后,两者的pH变化醋酸溶液大于盐酸 B.用同浓度的氢氧化钠溶液中和,消耗氢氧化钠的物质的量盐酸大于醋酸溶液 C.加入一定量的锌粉,产生气体的体积相同,则醋酸溶液一定过量 D.加入足量的锌粉,产生氢气的速率随时间的变化如图所示,答案,解析,7,-42-,4,3,1,2,6,5,3.常温下,两种酸的电离平衡常数如下表:,常温下,浓度均为0.1 molL-1的下列溶液:Na2SO3溶液;Na2CO3溶液;NaHSO3溶液,下列有关说法正确的是( ),答案,解析,7,

21、-43-,4,3,1,2,6,5,4. 能证明乙酸是弱酸的实验事实是 ( ) A.CH3COOH溶液与Zn反应放出H2 B.0.1 molL -1CH3COONa溶液的pH7 C.CH3COOH溶液与Na2CO3反应生成CO2 D.0.1 molL -1 CH3COOH溶液可使紫色石蕊溶液变红,B,解析:A、D选项,只能证明乙酸具有酸性,不能证明其酸性强弱,错误;C选项,可以证明乙酸的酸性比碳酸强,但是不能证明其是弱酸,错误;B选项,依据“有弱才水解”可知CH3COOH是弱酸,正确。,7,-44-,6,5,3,1,2,4,5.(2017全国)改变0.1 molL-1二元弱酸H2A溶液的pH,溶

22、液中H2A、HA-、A2-的物质的量分数(X)随pH的变化如图所示已知(X)=,下列叙述错误的是( ) A.pH=1.2时,c(H2A)=c(HA-) B.lgK2(H2A)=-4.2 C.pH=2.7时,c(HA-)c(H2A)=c(A2-) D.pH=4.2时,c(HA-)=c(A2-)=c(H+),答案,解析,7,-45-,6,5,3,1,2,4,6.联氨(又称肼,N2H4,无色液体)是一种应用广泛的化工原料,可用作火箭燃料。联氨为二元弱碱,在水中的电离方式与氨相似。联氨第一步电离反应的平衡常数值为 (已知:的K=8.7107;KW=1.010-14)。联氨与硫酸形成的酸式盐的化学式为

23、。,答案:8.710-7 N2H6(HSO4)2,7,-46-,6,5,3,1,2,4,7,7.(2018江西鹰潭检测)按要求填空: (1)将等质量的Zn粉分别投入a.10 mL 0.1 molL-1 HCl溶液和b.10 mL 0.1 molL-1醋酸溶液中: 若Zn不足量,则Zn粉完全反应所需的时间:a (填“”“”或“=”,下同)b; 若Zn过量,产生H2的量:a b。 (2)将等质量Zn粉分别投入pH都为1、体积均为10 mL的a.盐酸和b.醋酸溶液中: 若Zn均不足量,则Zn粉完全反应所需的时间:a b; 若Zn均过量,产生H2的量:a b。,答案 (1) ,-47-,6,5,3,1

24、,2,4,7,解析 (1)物质的量浓度相等的盐酸和醋酸溶液,醋酸溶液中氢离子浓度小于盐酸中氢离子浓度,若Zn不足量,酸有剩余,相同浓度的醋酸溶液和盐酸中,盐酸中氢离子浓度大于醋酸溶液中氢离子浓度,所以盐酸中反应速率大于醋酸溶液中的反应速率,则反应时间盐酸小于醋酸。若Zn过量,产生H2的量与酸的物质的量成正比,醋酸和盐酸都是一元酸,且体积、浓度相等,则其物质的量相等,所以生成氢气的物质的量相等。 (2)pH相等的醋酸溶液和盐酸,醋酸浓度大于盐酸,若Zn均不足量,酸过量,反应过程中,醋酸溶液中氢离子浓度大于盐酸中氢离子浓度,所以醋酸溶液中的反应速率大于盐酸中的反应速率,则反应时间醋酸小于盐酸。若Zn均过量,酸不足,产生H2的量与酸的物质的量成正比,pH相等、体积相等的醋酸溶液和盐酸,醋酸溶液中CH3COOH的物质的量大于盐酸中HCl的物质的量,所以醋酸产生氢气物质的量大于盐酸。,