天津市2021年高考化学一轮复习专题九弱电解质的电离平衡和溶液的酸碱性课件.pptx

1、专题九 弱电解质的电离平衡和溶液的酸碱性,高考化学（天津专用）,考点一 弱电解质的电离平衡 基础知识 (一)弱电解质的电离 1.弱电解质的电离 弱电解质主要为 弱酸、弱碱 及极少数的盐,它们在液态时一般 不发生电离 ,只有在水分子作用下才能发生电离,但通常都比较微弱。,考点清单,2.弱电解质电离方程式的书写 (1)弱电解质的电离过程是可逆的,书写时要用“ ”表示。 (2)多元弱酸分步电离,且以第一步电离为主,在书写电离方程式时,需分 步写,一般只写第一步;多元弱碱也分步电离,但可按一步电离写出。例 如: 碳酸: H2CO3 H+HC 、HC H+C Fe(OH)3: Fe(OH)3 Fe3+3

2、OH- (3)在水溶液中,强酸的酸式盐完全电离,弱酸的酸式盐中酸式酸根离子 不完全电离。例如: NaHSO4: NaHSO4 Na+H+S NaHCO3: NaHCO3 Na+HC,说明 在熔融状态时NaHSO4 Na+HS 。 (4)某些复盐能完全电离。例如: KAl(SO4)2 K+Al3+2S (二)弱电解质的电离平衡 弱电解质溶于水后,在水分子的作用下,弱电解质分子电离成阴、阳离 子,同时,阴、阳离子又能重新结合成弱电解质分子。在一定的条件(温 度、浓度等)下,弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合成弱电解 质分子的速率 相等 时,达到电离平衡状态,这种平衡叫弱电解质 的电离平衡。,1

3、.电离平衡的特点,2.影响电离平衡的因素 浓度、温度等因素对电离平衡有一定的影响。 (1)浓度 浓度降低(加水稀释),平衡向 电离 方向移动。但弱电解质分子及 弱电解质电离出的离子的浓度都降低。 (2)温度 弱电解质的电离是一个 吸热 的过程,升高温度,电离平衡向电离 的方向移动,弱电解质的电离程度增大。 (3)同离子效应 在弱电解质溶液中加入其他来源的同种离子时,使该离子浓度增大,促 使电离平衡逆向(即离子结合成分子的方向)移动。,重点难点 电离常数 (1)概念 在一定条件下,弱电解质在达到电离平衡时,溶液中电离所生成的各种 离子浓度的乘积跟溶液中未电离的分子浓度的比值是一个常数,这个常 数

4、叫电离常数(又叫电离平衡常数),用K来表示(一般弱酸的电离常数用 Ka表示,弱碱的电离常数用Kb表示)。 如:CH3COOH H+CH3COO- Ka=,(2)电离常数的意义 在一定条件下,根据电离常数数值的大小,可以估算弱电解质电离的程 度,K值越大,电离程度越大,弱酸酸性越强。如相同条件下常见弱酸的 酸性:H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO。 (3)电离常数的影响因素 a.电离常数随温度的变化而变化。 b.电离常数与弱酸、弱碱的浓度无关,同一温度下,不论弱酸、弱碱的浓 度如何变化,电离常数是不会改变的。,(4)多元弱酸溶液中的离子浓度关系 25 时,H3PO4分

5、三步电离,第一步最强(K1=7.110-3),第二步较弱(K2=6.3 10-8),第三步最弱(K3=4.210-13),可知H3PO4溶液中c(H+)c(H2P )c(HP )c(P )c(OH-)。 H2S分两步电离,第一步强(K1=1.310-7),第二步弱(K2=7.110-15),可知H2S 溶液中c(H+)c(HS-)c(S2-)c(OH-)。,考点二 水的电离 溶液的酸碱性 基础知识 1.水的电离 (1)水是极弱的电解质,也存在着电离平衡: H2O H+OH- 。在 一定温度下,水电离出来的H+和OH-浓度的乘积是一个常数,称为水的 离子积常数 ,用符号KW表示。 (2)有关KW

6、的两点说明 a.水的离子积(KW)也适用于稀的电解质水溶液,c(H+)和c(OH-)代表电解 质溶液中H+和OH-的总物质的量浓度。无论电解质溶液的酸碱性怎么 样,KW都是一常数。一般情况下在25 或室温下,KW约为 1.010-14 ,而100 时,KW约为5.510-13。 b.在研究水溶液体系中离子的种类时,不要忽略H+、OH-的存在。,(3)影响水的电离平衡的因素 水的电离平衡:H2O H+OH-,2.溶液的酸碱性 (1)当c(H+)很小时,直接用物质的量浓度表示溶液酸碱性的强弱很不方 便,通常采用c(H+)的负对数来表示,称为溶液的pH,其表达式为 pH=- lg c(H+) 。pH

7、越小,溶液的酸性越 强 ;pH越大,溶液的碱性越 强 。,(2)pH每增大1个单位,c(H+)就减小为原来的1/10;pH每减小1个单位,c(H+) 就增大为原来的10倍。 3.pH的测定方法 把一小片pH试纸放在洁净干燥的 表面皿 (或玻璃片)上,用玻璃棒 蘸取一滴待测液点在pH试纸的中部,待变色后与 标准比色卡 对 比,读出pH(整数)。,重点难点 1.常温下,溶液的pH范围在014之间。pH=0的溶液中并非无H+,而是 c(H+)=1 molL-1;pH=14的溶液中并非无OH-,而是c(OH-)=1 molL-1。 2.当c(H+)1 molL-1时,pH为负数;c(OH-)1 mol

8、L-1时,pH14。对于c(H+) 或c(OH-)大于1 molL-1的溶液,用pH表示溶液的酸碱度反而不方便,所以 pH仅适用于c(H+)或c(OH-)1 molL-1的稀溶液。,方法 强、弱电解质的判断 1.判断电解质强弱的方法 (1)在相同浓度、相同温度下,与强电解质溶液做导电性对比实验。 (2)浓度与pH的关系。如0.1 molL-1 CH3COOH溶液,其 pH1,则可证明 CH3COOH是弱电解质。 (3)测定对应盐溶液的酸碱性。如CH3COONa溶液呈碱性,则证明 CH3COOH是弱酸。 (4)稀释前后的pH与稀释倍数的关系。例如,将pH=2的酸溶液稀释至原 体积的1 000倍,

9、若pH小于5,则证明该酸为弱酸;若pH为5,则证明该酸为 强酸。,方法技巧,(5)利用实验证明存在电离平衡。如醋酸溶液中滴入紫色石蕊溶液变 红,再加CH3COONa固体,颜色变浅,证明CH3COOH是弱电解质。 (6)在相同浓度、相同温度下,比较与金属反应的速率的快慢。如将锌 粒投入到等浓度的盐酸和醋酸溶液中,起始速率前者比后者快。 2.一元强酸与一元弱酸的比较 (1)相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋 酸)的比较(见下表),(2)相同pH、相同体积的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较(见下表),例 室温下,关于1.0 mL 0.1 mol/L氨水,下列判断正确的是 ( ) A.溶液的pH等于13 B.加入少量NH4Cl固体,c(OH-)不变 C.c(OH-)=c(N )+c(H+) D.与1.0 mL 0.1 mol/L盐酸混合后,溶液呈中性 0.1 mol/L氨水中OH-的浓度与溶液的体积无关。,解题导引,解析 A项,NH3H2O是弱电解质,不能完全电离,0.1 mol/L氨水的pH小于 13;B项,加入少量NH4Cl固体,c(N )增大,NH3H2O的电离平衡逆向移动, c(OH-)减小;C项,由电荷守恒知,c(OH-)=c(N )+c(H+);D项,混合后,二者 恰好中和生成NH4Cl,因N 水解使溶液呈酸性。 答案 C,