《600分考點(diǎn) 700分考法（A版）2019版高考化學(xué)總復(fù)習(xí) 第17章 弱電解質(zhì)的電離平衡課件.ppt》由會(huì)員分享，可在線閱讀，更多相關(guān)《600分考點(diǎn) 700分考法（A版）2019版高考化學(xué)總復(fù)習(xí) 第17章 弱電解質(zhì)的電離平衡課件.ppt（39頁珍藏版）》請(qǐng)?jiān)谘b配圖網(wǎng)上搜索。

1、第17章 弱電解質(zhì)的電離平衡,考點(diǎn)48 弱電解質(zhì)的電離平衡,考法1 外界因素對(duì)電離平衡的影響 考法2 強(qiáng)酸與弱酸的判斷 考法3 電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力大小比較,1.強(qiáng)弱電解質(zhì),(1)概念與分類,1.強(qiáng)弱電解質(zhì),(2)常見酸、堿舉例,常見的強(qiáng)酸、弱酸：,常見的強(qiáng)堿、弱堿：除四大強(qiáng)堿NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2外，其他一般都屬于中強(qiáng)堿或弱堿。,2.電離,(1)定義,電離是電解質(zhì)溶于水或熔融狀態(tài)時(shí)，離解成自由移動(dòng)的離子的過程。,(2)電離方程式及其書寫,電離方程式：用化學(xué)式和離子符號(hào)來表示電解質(zhì)的電離過程的式子。,強(qiáng)電解質(zhì)電離方程式的書寫：完全電離，符號(hào)用“=”。,弱電解質(zhì)電離方程式

2、的書寫：部分電離，符號(hào)用“ ”。,2.電離,(3)電離方程式書寫的注意事項(xiàng),多元弱酸分步電離，必須分步書寫電離方程式或只寫第一步；多元弱堿也分步電離，但可按一步電離寫出。,強(qiáng)酸的酸式鹽中酸式酸根離子完全電離，弱酸的酸式鹽中酸式酸根離子不完全電離。,復(fù)鹽能完全電離。,兩性氫氧化物同時(shí)存在酸式電離和堿式電離。,(1)電離平衡的建立 在一定條件(如溫度、濃度等)下，當(dāng)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)，電離過程就達(dá)到平衡。只有弱電解質(zhì)才存在電離平衡。平衡建立過程如圖所示。,3.弱電解質(zhì)的電離平衡,(2)電離平衡的特征,3.弱電解質(zhì)的電離平衡,3.弱電解質(zhì)的電離平衡,(3

3、)影響電離平衡的因素,影響電離平衡的內(nèi)因：弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)是決定電離平衡的主要因素。,外界條件對(duì)電離平衡的影響： 以弱電解質(zhì)HB的電離為例：HB H+B-。,a.溫度：弱電解質(zhì)電離吸熱，溫度升高，電離平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)，HB的電離程度增大， c(H)、 c(B)均增大。,3.弱電解質(zhì)的電離平衡,(3)影響電離平衡的因素,外界條件對(duì)電離平衡的影響：,b.濃度：稀釋溶液，電離平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)，電離程度增大，n(H)、n(B)增大，但c(H)、c(B)均減小。 c.同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)的溶液中，加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，電離平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)，電離程度減小。 d.加入能與電離

4、出的離子反應(yīng)的物質(zhì)：電離平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)，電離程度增大。,以 為例，外界因素對(duì)電離平衡的影響見下表：,考法1外界因素對(duì)電離平衡的影響,課標(biāo)理綜201513，6分濃度均為0.10 molL-1、體積均為V0的MOH和ROH溶液，分別加水稀釋至體積V,pH隨lg 的變化如圖所示。下列敘述錯(cuò)誤的是( ) A.MOH的堿性強(qiáng)于ROH的堿性 B.ROH的電離程度：b點(diǎn)大于a點(diǎn) C.若兩溶液無限稀釋，則它們的c(OH-)相等 D.當(dāng)lg =2時(shí)，若兩溶液同時(shí)升高溫度，則 增大,例1,D,【解析】根據(jù)MOH與ROH的起始pH，再結(jié)合二者濃度可知MOH為強(qiáng)堿，ROH為弱堿，A正確；加水稀釋促進(jìn)弱電解質(zhì)的電

5、離，b點(diǎn)溶液是將a點(diǎn)溶液加水稀釋10倍得到的，故ROH的電離程度：b點(diǎn)大于a點(diǎn)，B正確；當(dāng)兩溶液無限稀釋時(shí)，兩溶液都接近中性，則二者c(OH-)相等，C正確；當(dāng)lg2時(shí)，同時(shí)升高溶液溫度，MOH在水溶液中完全電離，c(M+)不變，ROH電離程度增大，c(R+)增大，因此溶液中減小，D錯(cuò)誤。,例1,考法2強(qiáng)酸與弱酸的判斷,(1)濃度與pH的關(guān)系：測(cè)0.01 mol/L HA的pH，若pH=2，則HA為強(qiáng)酸；若pH2，則HA為弱酸。,(2)在相同濃度和溫度的條件下，與強(qiáng)電解質(zhì)溶液做導(dǎo)電性對(duì)比實(shí)驗(yàn)。,(3)測(cè)定對(duì)應(yīng)鹽溶液的酸堿性。,(4)稀釋前后的pH與稀釋倍數(shù)的變化關(guān)系。,(5)利用實(shí)驗(yàn)證明存在電

6、離平衡。,(6)測(cè)定等體積等pH 的HA和鹽酸與鋅反應(yīng)產(chǎn)生氫氣的快慢，若反應(yīng)過程中HA產(chǎn)生氫氣較快，則HA為弱酸。,課標(biāo)理綜201728(1)下列事實(shí)中，不能比較氫硫酸與亞硫酸的酸性強(qiáng)弱的是_（填序號(hào)）。 A.氫硫酸不能與碳酸氫鈉溶液反應(yīng)，而亞硫酸可以 B.氫硫酸的導(dǎo)電能力低于相同濃度的亞硫酸 C.0.10 molL-1的氫硫酸和亞硫酸的pH分別為4.5和2.1 D.氫硫酸的還原性強(qiáng)于亞硫酸,例2,【解析】酸與鹽發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)符合“強(qiáng)酸制弱酸”的反應(yīng)規(guī)律，氫硫酸不能與NaHCO3溶液反應(yīng)，而亞硫酸可以，說明酸性：H2SH2CO3，H2SO3H2CO3，故酸性：H2SH2SO3，A不符合題意；H

7、2S和H2SO3都是二元酸，氫硫酸的導(dǎo)電能力低于相同濃度的亞硫酸，說明H2S的電離程度小于H2SO3 ，故酸性： H2S H2SO3 ，B不符合題意；0.10 molL-1的氫硫酸和亞硫酸的pH分別為4.5和2.1，則亞硫酸中c()大于氫硫酸中c(H+)，說明H2S的電離程度小于H2SO3 ，故酸性： H2S H2SO3 ， C不符合題意； H2S 、 H2SO3的酸性強(qiáng)弱與其還原性強(qiáng)弱無關(guān)，D符合題意。,D,例2,考法3 電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力大小比較,電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力取決于自由移動(dòng)離子濃度和離子所帶電荷數(shù)，自由移動(dòng)離子濃度越大、離子所帶電荷數(shù)越多，則導(dǎo)電能力越強(qiáng)。 將冰醋酸、濃醋酸和稀醋酸加

8、水稀釋，其導(dǎo)電能力隨加水量的變化曲線如下圖：,北京理綜201611，6分在兩份相同的Ba(OH)2溶液中，分別滴入物質(zhì)的量濃度相等的H2SO4、NaHSO4溶液，其導(dǎo)電能力隨滴入溶液體積變化的曲線如圖所示。下列分析不正確的是 () A代表滴加H2SO4溶液的變化曲線 Bb點(diǎn)，溶液中大量存在的離子是Na、OH Cc點(diǎn)，兩溶液中含有相同量的OH Da、d 兩點(diǎn)對(duì)應(yīng)的溶液均顯中性0,例3,【解析】向Ba(OH)2溶液中加入物質(zhì)的量相等的H2SO4溶液和NaHSO4，Ba(OH)2溶液與H2SO4發(fā)生反應(yīng)的離子方程式為Ba22OH2HSO42= BaSO42H2O，整個(gè)過程導(dǎo)電能力變化分為兩個(gè)階段：生

9、成BaSO4沉淀和H2O，導(dǎo)電能力降低，恰好完全反應(yīng)時(shí)，導(dǎo)電能力最低；再向溶液中加入H2SO4溶液導(dǎo)電能力上升。Ba(OH)2和NaHSO4反應(yīng)時(shí)導(dǎo)電能力分為三個(gè)階段：首先發(fā)生反應(yīng)的離子方程式為Ba2OHHSO42 = BaSO4H2O，因同時(shí)生成BaSO4沉淀和H2O，導(dǎo)電能力降低較快，但OH未完全中和；繼續(xù)加入NaHSO4溶液，只發(fā)生離子反應(yīng)OHH = H2O，導(dǎo)電能力繼續(xù)下降，但下降速度減慢，完全反應(yīng)后，導(dǎo)電能力最低；再加入NaHSO4溶液導(dǎo)電能力上升。c點(diǎn)時(shí)，加入H2SO4溶液時(shí)已經(jīng)完全中和Ba(OH)2，而加入NaHSO4溶液中Ba(OH)2還未完全中和，故兩溶液OH的量不同，C項(xiàng)錯(cuò)

10、誤。,C,例3,考點(diǎn)49 電離平衡常數(shù)及其應(yīng)用,考法4 電離平衡常數(shù)的影響因素及其應(yīng)用 考法5 有關(guān)電離平衡常數(shù)的計(jì)算 考法6 運(yùn)用電離平衡常數(shù)判斷溶液中離子濃度的變化,1.電離平衡常數(shù)的概念,在一定條件下，弱電解質(zhì)在達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積跟溶液中未電離的分子濃度的比值是一個(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)叫作電離平衡常數(shù)，用K表示(一般酸的電離平衡常數(shù)用Ka表示，堿的電離平衡常數(shù)用Kb表示) 。,2.電離平衡常數(shù)表達(dá)式,(1)對(duì)于一元弱酸HA：,(2)對(duì)于一元弱堿BOH：,(3)對(duì)于多元弱酸，以H2CO3為例：,(3)多元弱酸的各級(jí)電離平衡常數(shù)的大小關(guān)系是K1 K2 K3，故其酸

11、性主要取決于第一步電離。,3.電離平衡常數(shù)的特點(diǎn),(1)電離平衡常數(shù)與溫度有關(guān)，與濃度無關(guān)，升高溫度，K增大。,(2)電離平衡常數(shù)反映弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱，K越大，表示弱電解質(zhì)越易電離，對(duì)應(yīng)酸(或堿)的酸性(或堿性)越強(qiáng)。,(4)電離平衡常數(shù)表達(dá)式中各微粒的濃度是指此時(shí) 溶液中的微粒的濃度，不一定全部是弱電解質(zhì)電 離出來的。,4.電離平衡常數(shù)的意義,在一定條件下，根據(jù)電離平衡常數(shù)數(shù)值的大小，可以估算弱電解質(zhì)電離的程度，K值越大，電離程度越大，弱酸的酸性越強(qiáng)。,如相同條件下常見弱酸的酸堿性強(qiáng)弱：H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO。,5.電離度與電離常數(shù),(1)比較酸或堿

12、的強(qiáng)弱時(shí)，必須在物質(zhì)的量濃度、溫度相同時(shí)比較。 (2)溫度相同時(shí)，電離平衡常數(shù)越大，電離的程度 越大，酸性或堿性就越強(qiáng)。,考法4 電離平衡常數(shù)的影響因素及其應(yīng)用,1.電離平衡常數(shù)的影響因素,對(duì)于同一弱電解質(zhì)的稀溶液來說，電離平衡常數(shù)不隨濃度的變化而變化，只隨溫度的升高而增大。,2.利用電離平衡常數(shù)判斷電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱,課標(biāo)理綜201613，6分下列有關(guān)電解質(zhì)溶液的說法正確的是 () A向0.1molL1CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中 減小 B將CH3COONa溶液從20升溫至30，溶液中 增大 C向鹽酸中加入氨水至中性，溶液中 1 D向AgCl、AgBr的飽和溶液中加入少量AgNO3，

13、溶液中 不變,例4,【解析】向0.1molL1CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中c(CH3COO)減小，由 知，溶液中 增大，A錯(cuò)誤；在醋酸鈉溶液中， ， 因升溫促進(jìn)CH3COO的水解，Kh增大，則 減小，B錯(cuò)誤；利用電荷守恒知，向鹽酸中加入氨水至中性，溶液中 1，C錯(cuò)誤；向AgCl、AgBr的飽和溶液中加入少量AgNO3，溶液中 ，Ksp(AgCl)、Ksp(AgBr)均不變，故溶液中不變，D正確。,D,例4,考法5有關(guān)電離平衡常數(shù)的計(jì)算,考法例,求算弱酸HX的電離平衡常數(shù)Ka。,課標(biāo)理綜201713，6分常溫下將NaOH溶液滴加到己二酸（H2X）溶液中，混合溶液的pH與離子濃度變化的關(guān)

14、系如圖所示。下列敘述錯(cuò)誤的是（ ） A.Ka2（H2X）的數(shù)量級(jí)為10-6 B.曲線N表示pH與lg 的變化關(guān)系 C.NaHX溶液中c(H+)c(OH-) D.當(dāng)混合溶液呈中性時(shí)，c(Na+)c(HX-)c(X2-)c(OH-)=c(H+),例5,【解析】己二酸(H2X)分步發(fā)生電離： 、 且以第一步電離為主，則 ，酸性條件下，pH相同時(shí) ，故曲線M表示pH與 的變化關(guān)系，曲線N表示pH與 的變化關(guān)系。 由曲線M可知，當(dāng)pH=4.8時(shí)， ，則有 ，A正確。由上述分析可知，曲線N表示pH與 的變化關(guān)系，B正確。,例5,【解析】 常溫下， ，取曲線N上一點(diǎn)代入可求得 的水解常數(shù) ，則 所以在NaH

15、X溶液中，HX-的電離程度大于其水解程度，故NaHX溶液顯酸性， ，C正確。當(dāng)混合溶液呈中性時(shí)， ，由圖中曲線M可知,常溫下，溶液pH=7時(shí)， ，則有 ，D錯(cuò)誤。,D,例5,考法6 運(yùn)用電離平衡常數(shù)判斷溶液中離子濃度的變化,由于電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，而與溶液的濃度無關(guān)，故可利用電離平衡常數(shù)的表達(dá)式來判斷溶液中離子濃度的大小變化。,考法例,常溫下，0.1 mol/L的CH3COOH溶液在加水稀釋過程中，下列表達(dá)式的數(shù)值一定變大的有_(填序號(hào))。,考法例,【解】0.1 mol/L CH3COOH溶液加水稀釋過程中，c(H+)、c(CH3COO-)、(CH3COOH) 均減小，由于Kw、Ka均不

16、變，故c(OH-)增大。運(yùn)用電離平衡常數(shù)表達(dá)式 ， ,不難知 增大; Kw=c(H+)c(OH-)，溫度不變， Kw不變，故c(H+)c(OH-)不變；c(H+)減小，c(OH-)增大，故 增大；由電荷守恒：c(H+)=c(OH-) + c(CH3COO-)，故 ，由于c(OH-)增大，c(CH3COO-)減小，故 增大，本題答案為BDE。,上?；瘜W(xué)201631，6分碳酸：H2CO3，Ka14.3107，Ka25.61011；草酸：H2C2O4，Ka15.9102，Ka26.4105。 0.1mol/L Na2CO3溶液的pH_0.1mol/LNa2C2O4溶液的pH(填“大于”“小于”或“等

17、于”)。 等濃度的草酸溶液和碳酸溶液中，氫離子濃度較大的是_。,例6,若將等濃度的草酸溶液和碳酸溶液等體積混合，溶液中各種離子濃度大小的順序正確的是_ (填序號(hào))。 ac(H)c(HC2O4)c(HCO3)c(CO32) bc(HCO3)c(HC2O4)c(C2O42)c(CO32) cc(H)c(HC2O4)c(C2O42)c(CO32) dc(H2CO3)c(HCO3)c(HC2O4)c(CO32),例6,【解析】根據(jù)電離平衡常數(shù)可知草酸的酸性強(qiáng)于碳酸，則碳酸鈉的水解程度大于草酸鈉，所以0.1mol/LNa2CO3溶液的pH大于0.1mol/LNa2C2O4溶液的pH。草酸的酸性強(qiáng)于碳酸，則等濃度草酸溶液和碳酸溶液中，氫離子濃度較大的是草酸。草酸的兩級(jí)電離平衡常數(shù)均大于碳酸的電離常數(shù)，所以草酸的兩級(jí)的電離程度均大于碳酸的電離程度，因此溶液中 c(H)c(HC2O4)c(C2O42)c(HCO3)c(CO32)，所以a、c正確，b、d錯(cuò)誤。,【答案】大于草酸ac,例6,后續(xù)更加精彩,