（浙江選考）2020版高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 專題八 第一單元 弱電解質(zhì)的電離平衡課件.ppt

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1、第一單元弱電解質(zhì)的電離平衡,一 電解質(zhì)和非電解質(zhì),二 電離和電離平衡,教材研讀,突破一 電解質(zhì)強(qiáng)弱的判斷與比較,突破二 電離平衡的移動(dòng)分析,重難突破,突破三 電離常數(shù)的應(yīng)用,一、電解質(zhì)和非電解質(zhì) (一)電解質(zhì)和非電解質(zhì) 1.概念:在水溶液中或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物都是電解質(zhì)。在水溶液中和熔融狀態(tài)下均不能導(dǎo)電的化合物叫非電解質(zhì)。,教材研讀,2.電解質(zhì)的特點(diǎn) (1)物質(zhì)類別:是化合物,而不是單質(zhì)或混合物。如銅和鹽酸既不是電解質(zhì),也不是非電解質(zhì)。 (2)導(dǎo)電條件:是“或”而不是“和”(兩種情況之一能導(dǎo)電即為電解質(zhì),其中熔融條件僅對(duì)離子化合物適用)。如硫酸鋇不溶于水,但熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電,所以是電解質(zhì)

2、。 (3)導(dǎo)電原因:是化合物本身電離出自由移動(dòng)的離子,而不是它們與水反應(yīng)的產(chǎn)物發(fā)生電離。如NH3、CO2均不是電解質(zhì),而NH3H2O、H2 CO3均是電解質(zhì)。 (4)導(dǎo)電能力:取決于離子濃度的大小、離子所帶的電荷數(shù)。,1.實(shí)驗(yàn)探究,(二)強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì),2.實(shí)驗(yàn)結(jié)論 氯化氫溶于水,完全電離生成H+和Cl-;醋酸溶于水,少量電 離生成H+和CH3COO-,大部分以醋酸分子形式存在。,3.概念,二、電離和電離平衡 (一)電離 電離是電解質(zhì)溶于水或熔融時(shí),離解成自由移動(dòng)的離子的過(guò)程。 大多數(shù)鹽、強(qiáng)堿和活潑金屬氧化物(都是離子化合物),溶于水或熔融時(shí),規(guī)則排列的陰、陽(yáng)離子電離成自由移動(dòng)的離子。某些

3、共價(jià)化合物溶于水時(shí),在極性水分子的作用下,共價(jià)化合物分子電離成陰、陽(yáng)離子。電解質(zhì)溶液和熔融的電解質(zhì)中的陰、陽(yáng)離子在外電場(chǎng)的作用下,分別向兩極移動(dòng),所以電解質(zhì)溶液或一些熔融的電解質(zhì)能導(dǎo)電,它們的導(dǎo)電過(guò)程實(shí)質(zhì)上是發(fā)生了電解,電解屬于化學(xué)變化。,1.電離的條件 離子化合物在溶于水或熔融時(shí)發(fā)生電離,共價(jià)化合物在溶于水時(shí)發(fā)生電離。,2.強(qiáng)、弱電解質(zhì)電離的特點(diǎn) (1)強(qiáng)電解質(zhì)的電離是完全的,如強(qiáng)酸、強(qiáng)堿以及大多數(shù)的鹽。 (2)弱電解質(zhì)的電離程度較小,電離過(guò)程是可逆的,如弱酸、弱堿和水。 (3)多元弱酸分步電離,以第一步為主,如碳酸存在電離:H2CO3 HC +H+、HC H+C,第一步電離程度決定碳酸酸性

4、的相對(duì)強(qiáng)弱。,(4)多元弱堿的電離用一步電離表示,如Fe(OH)3 Fe3+3OH-。 (5)強(qiáng)酸的酸式鹽在水溶液中完全電離,在稀溶液中不存在酸式酸根離子,如NaHSO4 Na+H+S;而在熔融狀態(tài)下,則電離成金屬,離子和酸式酸根離子,如NaHSO4 Na+HS。 (6)弱酸的酸式鹽的電離是分步電離,先完全電離成金屬離子和酸式酸根離子,酸式酸根離子再部分電離。如NaHCO3溶液中存在以下電離過(guò)程:NaHCO3 Na+HC,HC C+H+,這種情況可稱為強(qiáng)中有 弱。,(二)電離平衡 弱電解質(zhì)溶于水時(shí),在水分子的作用下,弱電解質(zhì)分子電離成離子,同時(shí)一部分離子又能重新結(jié)合成弱電解質(zhì)分子,在一定的條件

5、(如溫度、濃,度等)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)分子的速率相等時(shí),溶液中各分子和離子的濃度都不再發(fā)生變化,電離達(dá)到平衡狀態(tài),這種平衡叫做弱電解質(zhì)的電離平衡。,1.電離平衡的特點(diǎn) (1)在一定的溫度、濃度條件下,弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡狀態(tài)時(shí),溶液中未電離的分子濃度和電離產(chǎn)生的離子濃度不再改變。 (2)電離平衡是動(dòng)態(tài)平衡,是分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等時(shí)的平衡。 (3)改變條件(如溫度、濃度等),電離平衡也會(huì)移動(dòng),將在改變后的條件下建立新的平衡。,2.影響電離平衡的因素 (1)內(nèi)因:由弱電解質(zhì)的性質(zhì)決定。 (2)外因:溫度、濃度、外加試劑。,3.電離平衡常

6、數(shù) (1)電離平衡常數(shù)的表達(dá)式 弱酸的電離常數(shù)用Ka來(lái)表示,弱堿的電離常數(shù)用Kb來(lái)表示。例如: H2S的電離常數(shù)表達(dá)式為: 第一步電離:H2S H+HS-= 第二步電離:HS-H+S2-=,NH3H2O的電離常數(shù)表達(dá)式為: NH3H2O N+OH-Kb= (2)K的意義 a.K值越大,電離程度越大。 b.多元弱酸中,即以第一步電離為主。以 H2S電離為例,從HS-中電離出一個(gè)H+,要比從H2S中電離出一個(gè)H+難,因?yàn)榈谝徊诫婋x出的H+抑制了第二步電離。,(3)影響K值的因素 對(duì)于某電解質(zhì)來(lái)說(shuō),影響K值的只有溫度。通常電離過(guò)程是吸熱的,所以升溫會(huì)使K值增大。 (三)弱電解質(zhì)的電離度 弱電解質(zhì)的電

7、離平衡常數(shù)不隨弱電解質(zhì)溶液的初始濃度變化而變化,但弱電解質(zhì)的電離度與弱電解質(zhì)溶液的濃度有關(guān)。一般而言,弱電解質(zhì)溶液的濃度越大,電離度越小;弱電解質(zhì)溶液的濃度越小,電離度越大。弱,電解質(zhì)的電離度表示為:=100%。,1.(2018浙江4月選考,3,2分)下列屬于電解質(zhì)的是(A) A.氯化鈉B.蔗糖 C.氯氣 D.鐵,2.(2017浙江11月選考,3,2分)下列屬于電解質(zhì)的是(C) A.鎂 B.酒精 C.硫酸銅D.食鹽水,3.把1 L 0.1 mol/L醋酸溶液用蒸餾水稀釋到10 L,下列敘述正確的是 ( B ) A.c(CH3COOH)變?yōu)樵瓉?lái)的 B.增大 C.c(H+)變?yōu)樵瓉?lái)的 D.溶液的導(dǎo)

8、電性增強(qiáng),4.在一定溫度下,冰醋酸加水稀釋的過(guò)程中,溶液的導(dǎo)電能力如下圖所示。下列說(shuō)法不正確的是(C) A.在O點(diǎn)時(shí),醋酸不導(dǎo)電,B.a、b、c三點(diǎn),a點(diǎn)時(shí)醋酸溶液中氫離子濃度最小 C.b點(diǎn)時(shí),醋酸電離程度最大 D.可通過(guò)微熱的方法使c點(diǎn)溶液中c(CH3COO-)增大,突破一電解質(zhì)強(qiáng)弱的判斷與比較 (1)在相同濃度、相同溫度下,與相同類型的強(qiáng)電解質(zhì)做導(dǎo)電性對(duì)比實(shí)驗(yàn)。 (2)在相同濃度、相同溫度下,比較反應(yīng)速率的快慢。如將鋅粒投入到等濃度的鹽酸和醋酸溶液中,反應(yīng)速率前者比后者快,說(shuō)明醋酸是弱電解質(zhì)。,重難突破,(3)濃度與pH的關(guān)系。如0.1 molL-1 CH3COOH溶液,其pH1,則可證明

9、CH3COOH是弱電解質(zhì)。 (4)測(cè)定對(duì)應(yīng)鹽的酸堿性。如CH3COONa溶液呈堿性,則證明醋酸是弱酸。 (5)稀釋前后pH與稀釋倍數(shù)的對(duì)應(yīng)關(guān)系。如將pH=2的酸溶液稀釋至原體積的1 000倍,若pH小于5,則證明酸是弱酸;若pH為5,則證明酸是強(qiáng)酸。,(6)采用實(shí)驗(yàn)證明存在電離平衡。如氨水中滴入酚酞試液變紅,再加少 量NH4Cl固體,顏色變淺。 (7)利用較強(qiáng)酸(堿)制備較弱酸(堿)判斷電解質(zhì)強(qiáng)弱。如將CO2通入苯酚鈉溶液中,出現(xiàn)渾濁,說(shuō)明酸性:H2CO3。 (8)利用元素周期律進(jìn)行判斷。如非金屬性ClSPSi,則對(duì)應(yīng)最高價(jià)含氧酸的酸性HClO4H2SO4H3PO4H2SiO3(最高價(jià)氧化物對(duì)

10、應(yīng)水化物);金屬性NaMgAl,則堿性NaOHMg(OH)2Al(OH)3。,典例1(2018浙江11月選考,18,2分)下列說(shuō)法不正確的是( D ) A.測(cè)得0.1 molL-1的一元酸HA溶液pH=3.0,則HA一定為弱電解質(zhì) B.25 時(shí),將0.1 molL-1的NaOH溶液加水稀釋至100倍,所得溶液的pH=11.0 C.25 時(shí),將0.1 molL-1的HA溶液加水稀釋至pH=4.0,所得溶液c(OH-)= 110-10molL-1 D.0.1 molL-1的HA溶液與0.1 molL-1的NaOH溶液等體積混合,所得溶液pH一定等于7.0,解析A項(xiàng)中,測(cè)得0.1 molL-1的一元

11、酸HA溶液pH=3.0,說(shuō)明HA只有部分電離,因此HA一定為弱電解質(zhì),故A正確;B項(xiàng)中,25 時(shí),將0.1 molL-1的NaOH溶液加水稀釋至100倍,c(OH-)=0.001 molL-1,因此所得溶液的pH=11.0,故B正確;C項(xiàng)中,25 時(shí),將0.1 molL-1的HA溶液加水稀釋至pH=4.0,說(shuō)明所得溶液中c(H+)=110-4 molL-1,則c(OH-)=110-10 molL-1,故C正確;D項(xiàng)中,0.1 molL-1的HA溶液與0.1 molL-1的NaOH溶液等體積混合,如果HA是強(qiáng)酸那么反應(yīng)后溶液pH等于7.0,如果HA是弱酸那么反應(yīng)后 溶液pH大于7.0,故D不正確

12、。,1-1在甲酸的下列性質(zhì)中,可以證明它是弱電解質(zhì)的是( D ) A.在相同溫度下,某甲酸溶液的導(dǎo)電性比某強(qiáng)酸溶液的導(dǎo)電性弱 B.甲酸能與水以任意比互溶 C.10 mL 1 molL-1甲酸恰好跟10 mL 1 molL-1NaOH溶液完全反應(yīng) D.1 molL-1甲酸溶液中c(H+)約為110-2 molL-1,解析若甲酸為強(qiáng)酸,則1 molL-1甲酸溶液中c(H+)應(yīng)為1 molL-1,而題中知c(H+)約為110-2 molL-1,故甲酸為弱酸,屬于弱電解質(zhì),選D。,1-2為了證明一水合氨(NH3H2O)是弱電解質(zhì),常溫下,甲、乙、丙、丁四位同學(xué)利用下面的試劑進(jìn)行實(shí)驗(yàn):0.01 molL

13、-1氨水、0.1 molL-1 NH4Cl溶液、NH4Cl晶體、酚酞試劑、pH試紙、蒸餾水。 (1)甲用pH試紙測(cè)出0.01 molL-1氨水的pH為10,據(jù)此他認(rèn)定一水合氨是弱電解質(zhì),你認(rèn)為這一方法是否正確?(填“是”或“否”),并說(shuō)明理由。,(2)乙取出10 mL 0.01 molL-1氨水,用pH試紙測(cè)出其pH為a,然后用蒸餾水稀釋至1 000 mL,再用pH試紙測(cè)出其pH為b,他認(rèn)為只要a、b滿足 (用等式或不等式表示),就可以證明一水合氨是弱電解質(zhì)。 (3)丙取出10 mL 0.01 molL-1氨水,滴入2滴酚酞試液,顯粉紅色,再加入少量NH4Cl晶體,顏色變(填“深”或“淺”)。

14、你認(rèn)為這一方法能否證明一水合氨是弱電解質(zhì)?并說(shuō)明原因:。 (4)請(qǐng)你根據(jù)所提供的試劑,再提出一個(gè)合理又簡(jiǎn)便的方案證明NH3H2O是弱電解質(zhì):。,答案(1)是若是強(qiáng)電解質(zhì),則0.01 molL-1氨水中c(OH-)應(yīng)為0.01 molL-1,pH=12(2)a-2ba(3)淺能,因?yàn)?.01 molL-1氨水(滴有酚酞)中加入氯化銨晶體顏色變淺,有兩種可能:一是氯化銨在水溶液中水解顯酸性,加入氨水中使溶液的pH降低;二是氯化銨晶體電離出的N使NH3 H2O的電離平衡NH3H2ON+OH-逆向移動(dòng),從而使溶液的pH降低, 兩種可能均證明了NH3H2O是弱電解質(zhì)(4)取一張pH試紙,再用玻璃棒蘸取0

15、.1 molL-1 NH4Cl溶液,滴在pH試紙上,顯色后跟標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較測(cè)出pH,pH7(方案合理即可),解析(1)0.01 molL-1氨水的pH為10,則其c(OH-)為10-4 molL-1,說(shuō)明NH3H2O部分電離,是弱電解質(zhì),若是強(qiáng)電解質(zhì),pH應(yīng)為12。(2)若NH3H2O是弱電解質(zhì),則存在電離平衡,將pH=a的氨水稀釋100倍,其pH變化小于2。(4)可利用N的水解來(lái)證明,即氯化銨溶液顯酸性,也可以測(cè)相同溫度 下等濃度的氨水和NaOH溶液的導(dǎo)電性來(lái)證明,設(shè)計(jì)兩方案中的一個(gè)即可。,突破二電離平衡的移動(dòng)分析 電離平衡是一種動(dòng)態(tài)平衡,當(dāng)溶液的溫度、濃度以及離子濃度改變時(shí),電離平衡都會(huì)發(fā)

16、生移動(dòng),符合勒夏特列原理,其規(guī)律是: (1)濃度越大,電離程度越小。在稀釋溶液時(shí),電離平衡向右移動(dòng),而弱電解質(zhì)分子電離出的離子的濃度一般會(huì)減小。 (2)溫度越高,電離程度越大。因電離是吸熱過(guò)程,升溫時(shí)平衡向右移動(dòng)。,(3)同離子效應(yīng)。如向醋酸溶液中加入醋酸鈉晶體,增大了CH3COO-的濃度,平衡左移,電離程度減小;加入稀鹽酸,平衡也會(huì)左移。 (4)加入能與弱電解質(zhì)反應(yīng)的物質(zhì),電離程度增大。如向醋酸溶液中加入鋅或NaOH溶液,平衡右移,電離程度增大。,典例225 時(shí),用濃度為0.100 0 molL-1的NaOH溶液滴定20.00 mL濃度均為0.100 0 molL-1的三種酸HX、HY、HZ

17、的溶液,滴定曲線如下圖所示。下列說(shuō)法中正確的是(B),A.在相同溫度下,同濃度的三種酸溶液的導(dǎo)電能力順序:HZc(Y-)c(OH-)c(H+) D.HY與HZ混合,達(dá)到平衡時(shí):c(H+)=+c(Z-)+c(OH-),解析由滴定曲線中三種酸溶液的滴定起點(diǎn)pH,可推知三種酸的酸性強(qiáng)弱順序?yàn)镠ZHYHX,故相同溫度下,同濃度的三種酸溶液的導(dǎo)電能力大小順序?yàn)镠ZHYHX,A錯(cuò)誤;HY+NaOH NaY+H2O,當(dāng)V (NaOH)=10.00 mL時(shí),HY被中和掉一半,此時(shí)溶液中c(HY)c(Y-),c(H+)=10-5 molL-1,Ka(HY)=c(H+)=10-5,B正確;因HY的酸性強(qiáng)于 HX,

18、故在HX、HY的混合溶液中滴加NaOH溶液時(shí),HY先反應(yīng),當(dāng)HX恰好被完全中和時(shí),溶液是等濃度的NaX與NaY的混合溶液,考慮到X-的水 解程度大于Y-,故最終溶液中離子濃度的大小順序?yàn)閏(Y-)c(X-)c(OH-) c(H+),C錯(cuò)誤;HY與HZ混合,達(dá)到平衡時(shí),根據(jù)電荷守恒可得c(H+)=c(Y-)+ c(Z-)+c(OH-),D錯(cuò)誤。,2-1已知醋酸達(dá)到電離平衡后,改變某條件,電離平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng),則下列說(shuō)法正確的是( D ) A.醋酸的電離程度一定變大 B.溶液的導(dǎo)電能力一定變強(qiáng) C.溶液的pH一定減小 D.發(fā)生電離的分子總數(shù)增多,解析當(dāng)增大醋酸的濃度時(shí),平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng),但

19、電離程度減小,A錯(cuò)誤;若稀釋醋酸,平衡右移,但H+、CH3COO-的濃度均變小,導(dǎo)電能力減弱,B錯(cuò)誤;當(dāng)向溶液中加堿時(shí),H+濃度變小,pH增大,平衡右移,C錯(cuò)誤;無(wú)論什么條件使平衡向右移動(dòng),一定會(huì)使發(fā)生電離的分子總數(shù)增多,D正確。,2-2稀氨水中存在電離平衡:NH3H2O N+OH-,若要使平衡逆向 移動(dòng),同時(shí)使c(OH-)增大,應(yīng)加入的物質(zhì)或采取的措施是(C) NH4Cl固體硫酸NaOH固體水加熱少量MgSO4固體 A.B.C.D.,解析若在稀氨水中加入NH4Cl固體,c(N)增大,平衡逆向移動(dòng),c(OH-) 減小,不符合題意;硫酸中的H+與OH-反應(yīng),使c(OH-)減小,平衡正向移動(dòng),不符

20、合題意;當(dāng)在稀氨水中加入NaOH固體后,c(OH-)增大,平衡逆向移動(dòng),符合題意;若在稀氨水中加入水,平衡正向移動(dòng),c(OH-)減小,不符合題意;加熱,平衡正向移動(dòng),c(OH-)增大,不符合題意;加入少量MgSO4固體發(fā)生反應(yīng)Mg2+2OH- Mg(OH)2,溶液中c(OH-)減小,平 衡正向移動(dòng),不符合題意。,突破三電離常數(shù)的應(yīng)用 (1)比較弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱。相同溫度下,弱酸的Ka越大,則酸性越強(qiáng),物質(zhì)的量濃度相同時(shí),c(H+)越大,電離度越大。 (2)比較計(jì)算多元弱酸溶液中c(H+)大小。多元弱酸是分步電離的,且K1K2K3,原因是第一步電離產(chǎn)生的H+對(duì)第二步、第三步電離有抑制作用,比較

21、溶液中c(H+)大小時(shí),只考慮第一步電離即可。 (3)Ka大的酸能與Ka小的酸的鹽反應(yīng),反之不反應(yīng)。,(4)計(jì)算電離度(以一元弱酸HA為例) HAH+A- 起始:c酸 0 0 平衡:c酸(1-)c酸c酸 K電離=,因?yàn)楹苄? 所以1-1,即K電離=c酸2,=。,典例3已知25 時(shí)有關(guān)弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)如下表所示:,根據(jù)上表中數(shù)據(jù)回答下列問(wèn)題: (1)CH3COO-、CN-、C結(jié)合質(zhì)子(即H+)的能力由小到大的順序?yàn)?;25 時(shí),有等濃度的CH3COONa溶液、NaCN溶液、NaHCO3溶液,三種溶液的pH由大到小的順序?yàn)?填序號(hào))。,(2)NaCN溶液中通入少量二氧化碳,反應(yīng)的離子方程式為

22、。 (3)室溫下,向盛有一定量稀氨水的燒杯中逐滴加入物質(zhì)的量濃度相同的醋酸溶液,當(dāng)恰好中和時(shí),溶液的pH(填“”“”或“=”)7。 答案(1)CH3COO-CN-C(2)CN-+CO2+H2OHCN+ HC(3)=,解析本題主要考查弱電解質(zhì)的電離平衡、鹽類水解。(1)弱酸電離平衡常數(shù)越小,說(shuō)明酸性越弱,越難電離,其酸根離子越易結(jié)合質(zhì)子形成弱酸分子,從表中數(shù)據(jù)可以看出酸性:HCH2CO3HCN,所以等濃度的鈉鹽溶液的pH由大到小為。(2)根據(jù)較強(qiáng)酸制取較弱酸的反應(yīng)原理寫(xiě)離子方程式,由于酸性:H2CO3HCNHC,少量二氧化碳通入NaCN溶液中,發(fā)生如下反應(yīng):CO2,+H2O+CN-HC+HCN。

23、(3)稀氨水與醋酸恰好反應(yīng)生成CH3COONH4,由于NH3H2O與醋酸的電離平衡常數(shù)相等,所以銨根離子和醋酸根離子的水解平衡常數(shù)也相同,二者水解后溶液顯中性。,3-1如表是常溫下某些一元弱酸的電離常數(shù):,則0.1 molL-1的下列溶液中,pH最小的是( B ) A.HCN B.HF C.CH3COOHD.HNO2,解析同一溫度下,同濃度的酸溶液中,酸的電離常數(shù)越大,其溶液酸性越強(qiáng),根據(jù)酸的電離常數(shù)知,酸性最強(qiáng)的是HF,最弱的是HCN,則HF溶液的pH最小,故選B。,3-2根據(jù)下表提供的數(shù)據(jù)可知,在溶液中能大量共存的粒子組是(D ),A.H2CO3、HC、CH3COO-、CN- B.HC、CH3COOH、CN-、C C.HCN、HC、CN-、C D.HCN、HC、CH3COO-、CN-,解析根據(jù)表中電離常數(shù)可知,酸性:CH3COOHH2CO3HCNHC。 A項(xiàng),H2CO3的酸性強(qiáng)于HCN,H2CO3和CN-能夠反應(yīng)生成HC和HCN,在 溶液中不能大量共存,錯(cuò)誤;B項(xiàng),CH3COOH的酸性強(qiáng)于H2CO3、HCN,CH3COOH能夠與HC、CN-、C反應(yīng),在溶液中不能大量共存,錯(cuò)誤;C 項(xiàng),HCN的酸性強(qiáng)于HC,HCN與C反應(yīng)生成HC,在溶液中不能大 量共存,錯(cuò)誤;D項(xiàng),HCN、HC、CH3COO-、CN-之間不反應(yīng),在溶液中 能夠大量共存,正確。,