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高中化學(xué) 3.2.1弱電解質(zhì)的電離平衡課件 新人教版選修4.ppt

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高中化學(xué) 3.2.1弱電解質(zhì)的電離平衡課件 新人教版選修4.ppt

,第2節(jié) 弱電解質(zhì)的電離 鹽類的水解 第1課時(shí) 弱電解質(zhì)的電離平衡,高中化學(xué)選修4魯科版,目標(biāo)導(dǎo)航 1.了解弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡。2.知道電離平衡常數(shù)的含義,能說(shuō)明溫度、濃度、外加物質(zhì)對(duì)電離平衡的影響。3.通過(guò)介紹與電離平衡相關(guān)的應(yīng)用知識(shí),體會(huì)化學(xué)知識(shí)在人類生產(chǎn)、生活中的應(yīng)用。,一、弱電解質(zhì)的電離平衡 1電離平衡的定義:在一定條件(如溫度、濃度)下,當(dāng)弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子重新結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率 時(shí),電離過(guò)程就達(dá)到了電離平衡狀態(tài)。,相等,2電離平衡的建立: (1)va表示 的速率; vb表示 的速率。 (2)在時(shí)間由t0到t1過(guò)程中,va的變化是 ,vb的變化是 。,醋酸分子電離成離子,離子結(jié)合成醋酸分子,不斷減小,不斷增大,(3)當(dāng)時(shí)間達(dá)t1后,va與vb的關(guān)系是vavb0,此時(shí)醋酸達(dá)到 狀態(tài)。,電離平衡,3電離平衡的特征,弱電解質(zhì)本身的性質(zhì),二、電離平衡常數(shù) 1概念:在一定條件下,弱電解質(zhì)達(dá)到電離平衡時(shí),弱 電解質(zhì)電離形成的各種離子的 與溶液中 之比。,濃度的乘積,未電離的分子的濃度,3意義:在相同的溫度下,弱酸(堿)的電離平衡常數(shù)越大,弱酸(堿)的酸性(堿性)越 。如:氫氟酸、醋酸、氫氰酸(HCN)在室溫下的電離常數(shù)分別為: Ka(HF)6.8104 molL1, Ka(CH3COOH)1.7105 molL1, Ka(HCN)6.21010 molL1,Ka的數(shù)值表明,這三種酸的酸性由強(qiáng)到弱的順序是: 。,強(qiáng),HF CH3COOH HCN,4影響因素:電離平衡常數(shù)只與 有關(guān),與濃度無(wú)關(guān),升高溫度,電離平衡常數(shù) 。 5多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的,多元弱酸的各級(jí)電離常數(shù)逐級(jí) 且一般相差很大。,溫度,增大,減小,(3)醋酸在醋酸鈉溶液中電離的程度大于在純水中電離的程度 ( ) (4)醋酸濃度越大,其電離程度越大 ( ) (5)稀醋酸溶液稀釋時(shí),醋酸電離平衡向右移動(dòng),溶液中所有離子濃度都減小 ( ) (6)常溫下,將pH3的醋酸溶液稀釋到原體積的10倍后,溶液的pH4 ( ) 解析 (2)0.1 molL1的一元堿的pH10表明該一元堿是弱堿,在溶液中不能完全電離。,2(選一選)下列說(shuō)法正確的是 ( ) A弱酸電離平衡向右移動(dòng),其電離平衡常數(shù)一定增大 B相同溫度下,不同濃度的同一弱電解質(zhì),其電離平衡常數(shù)不同 C相同溫度下,電離平衡常數(shù)越小,表示弱電解質(zhì)的電離能力越弱 D在相同溫度下,弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)越大,則其溶液中的離子濃度越大,答案 C 解析 A不正確。若溫度不變,弱酸電離平衡向右移動(dòng),其電離平衡常數(shù)不變,若升高溫度,弱酸電離平衡向右移動(dòng),則其電離平衡常數(shù)增大。B不正確。電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān),相同溫度下,電離平衡常數(shù)與弱電解質(zhì)的濃度無(wú)關(guān)。C正確。相同溫度下,電離平衡常數(shù)越小,未電離的弱電解質(zhì)越多,表示弱電解質(zhì)的電離能力越弱。D不正確。溶液中的離子濃度與電離平衡常數(shù)有關(guān),也與弱電解質(zhì)的濃度有關(guān)。,答案 (1) (2) (3) (4),一、外界條件對(duì)電離平衡的影響 1濃度: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),而電解質(zhì)電離出的離子濃度會(huì)減小。 2溫度:溫度越高,電離程度越大。因?yàn)殡婋x是吸熱過(guò)程,所以升高溫度,電離平衡右移。,3同離子效應(yīng):如醋酸溶液中,加入醋酸鈉晶體或加入濃鹽酸,電離平衡左移,電離程度減小。 4能反應(yīng)的離子:如醋酸溶液中加入NaOH、Na2CO3、Zn等,平衡右移,電離程度增大。 關(guān)鍵提醒 判斷弱酸或弱堿的依據(jù):證明弱酸或弱堿在溶液中存在電離平衡。,pH3的醋酸溶液中的H1.0103 molL1,pH11的NaOH溶液中的OH1.0103 molL1,醋酸是弱電解質(zhì),在水溶液中部分電離,pH3的醋酸溶液的物質(zhì)的量濃度大于pH11的NaOH溶液中的物質(zhì)的量濃度,兩溶液等體積混合,醋酸過(guò)量,混合后溶液pH7。,反思感悟 1.弱電解質(zhì)稀釋時(shí)離子濃度比值關(guān)系變化分析思路: 當(dāng)改變影響電離平衡的條件后,分析多種微粒濃度之比的變化時(shí),若通過(guò)平衡移動(dòng)的方向不能作出判斷時(shí),應(yīng)轉(zhuǎn)化成與電離平衡常數(shù)有關(guān)(有時(shí)與水的離子積常數(shù)有關(guān))式子,再作分析。,2常溫下,pH酸pH堿14的酸和堿溶液等體積混合溶液的pH分析: (1)強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合,由于H酸OH堿,酸和堿恰好反應(yīng):混合后的溶液pH7。 (2)強(qiáng)酸與弱堿混合后,由于H酸OH堿,則弱堿剩余:混合后的溶液pH7。 (3)弱酸與強(qiáng)堿混合后,由于H酸OH堿,則弱酸剩余:混合后的溶液pH7。,【例2】 某溫度下,相同pH的鹽酸和醋酸 溶液分別加水稀釋,平衡時(shí)pH隨溶液 體積變化的曲線如圖所示。據(jù)圖判斷 正確的是 ( ) A為鹽酸稀釋時(shí)的pH變化曲線 Bb點(diǎn)溶液的導(dǎo)電性比c點(diǎn)溶液的導(dǎo)電性強(qiáng) Ca點(diǎn)KW的數(shù)值比c點(diǎn)KW的數(shù)值大 Db點(diǎn)酸的總濃度大于a點(diǎn)酸的總濃度,答案 B 解析 HCl是強(qiáng)酸,醋酸是弱酸,在稀釋時(shí),醋酸的電離平衡向電離方向移動(dòng),又電離出H,所以鹽酸稀釋比醋酸溶液稀釋相同倍數(shù)時(shí)pH增大得快,故是鹽酸的,是醋酸的,A錯(cuò);b點(diǎn)溶液中的離子濃度大于c點(diǎn),故b點(diǎn)的導(dǎo)電性強(qiáng),B對(duì);溫度相同時(shí),KW相同,C錯(cuò);稀釋前,鹽酸與醋酸溶液pH相等,可知鹽酸的濃度要比醋酸溶液小,加水稀釋到相同體積后,鹽酸的濃度仍小于醋酸溶液的濃度。,反思感悟 1.相同pH、相同體積的一元強(qiáng)酸與一元弱酸的比較:,2.相同物質(zhì)的量濃度、相同體積的一元強(qiáng)酸與一元弱酸的比較,二、電離平衡常數(shù)及其應(yīng)用 1意義:電離平衡常數(shù)的大小反映弱電解質(zhì)的電離程度。相同溫度下,電離平衡常數(shù)越大,弱酸(或堿)的酸(堿)性越強(qiáng)。 2影響因素:電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān),電離是吸熱的,所以升高溫度,電離平衡常數(shù)增大。,3應(yīng)用: (1)比較酸或堿的相對(duì)強(qiáng)弱:同類型的弱酸或弱堿,相同溫度下,電離平衡常數(shù)越大,弱酸(或堿)的酸(堿)性越強(qiáng)。 (2)計(jì)算離子濃度:已知某弱酸或弱堿的物質(zhì)的量濃度和電離平衡常數(shù),計(jì)算其電離出來(lái)的離子濃度。 (3)計(jì)算電離平衡常數(shù):已知弱酸或弱堿的物質(zhì)的量濃度和溶液中的離子濃度,計(jì)算電離平衡常數(shù)。,關(guān)鍵提醒 進(jìn)行有關(guān)電離平衡的計(jì)算時(shí),類似于化學(xué)平衡的有關(guān)計(jì)算,要利用“三段式法”分析,列出化學(xué)平衡表達(dá)式等式關(guān)系,代入數(shù)據(jù)計(jì)算。,反思感悟 1.借助溶液中離子的電荷守恒關(guān)系進(jìn)行有關(guān)離子濃度的計(jì)算。 2當(dāng)兩離子濃度相差100倍時(shí),加減運(yùn)算時(shí),可忽略離子濃度小的數(shù)值。,

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