2013版化学复习方略课件：8.1 弱电解质的电离平衡（苏教版·浙江专用）.ppt

1、第一单元 弱电解质的电离平衡,三年14考 高考指数:1.了解电解质的概念，了解强电解质和弱电解质的概念。2.了解电解质在水溶液中的电离以及电解质溶液的导电性，能正确书写电解质的电离方程式。3.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。了解电离度和电离平衡常数的概念及其简单计算。4.了解水的电离及离子积常数。,一、强电解质与弱电解质1.强电解质和弱电解质(1)强、弱电解质的本质区别：是否存在_。(2)与物质类别的关系。强、弱电解质都属于_。强电解质主要包括_、绝大多数的盐(包括难溶性盐)以及活泼金属的氧化物。弱电解质主要包括_和水。,电离平衡,化合物,强酸、强碱,弱酸、弱碱,2.电离方程式的书写“强等号

2、，弱可逆，多元弱酸分步离”,H2SO4=2H+SO42-,NaOH=Na+OH-,NaHSO4=Na+H+SO42-,NaHCO3=Na+HCO3-,CH3COOH CH3COO-+H+,H2CO3 H+HCO3-,HCO3- H+CO32-,二、弱电解质的电离1.电离平衡在一定温度下，在水溶液中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_，溶液中各分子和离子的浓度都不再发生变化，达到电离平衡状态。2.电离平衡的建立,相等,3.电离平衡的“五大”特征,=,4.影响电离平衡的“四个”外界因素,右,增大,右,增大,左,减小,右,增大,5.电离平衡常数(1)表示方法。对于AB A+B

3、- K电离=_(2)特点。电离平衡常数只与温度有关，升温，K值_。多元弱酸分步电离逐级减弱，酸性强弱主要决定于第一步电离，各级电离常数的大小关系为：_(3)意义。,增大,K1 K2 K3,6.电离度(1)表达式：=_。(2)影响因素。通常，弱电解质溶液的浓度越大，电离度_；温度越高，电离度_。,越小,越大,三、水的电离1.电离方程式水是一种极弱的电解质，H2O+H2O H3O+OH-，可简写为_。,H2O H+OH-,2.三个重要数据3.Kw的影响因素Kw只与温度有关，温度升高，Kw_。,变大,10-7 molL-1,10-4,1.弱电解质溶液的导电能力一定比强电解质溶液的导电能力弱。( )【

4、分析】溶液的导电性取决于溶液中离子所带电荷多少及浓度的大小,与电解质的相对强弱无关。2.水的离子积K(25 )K(35 )。( )【分析】水的电离是吸热过程,故升温时,水的电离程度增大,c(H+)、c(OH-)增大,故K(25 )K(35 )。,3.如果盐酸浓度是醋酸浓度的2倍，则盐酸中的H+浓度远大于醋酸中H+浓度的2倍。( )【分析】因醋酸为弱电解质，电离程度很小，故盐酸中的H+浓度远远大于醋酸中的H+浓度的2倍；4.电离平衡右移，电离平衡常数一定增大。( )【分析】电离平衡常数只与温度有关，只有因为温度升高而导致的电离平衡移动，平衡常数才会增大。,5.稀氨水中c(OH-)=10-2 mo

5、lL-1，加水稀释至原溶液体积100倍，此时稀氨水中c(OH-)=10-4 molL-1。( )【分析】因NH3H2O为弱电解质，存在电离平衡，加水稀释时，电离平衡向正方向移动，故加水稀释至原溶液体积100倍时，溶液中c(OH-)应大于10-4 molL-1。,强、弱电解质的比较及判断方法(以HA为例)1.从是否完全电离的角度判断在溶液中强电解质完全电离，弱电解质部分电离。据此可以判断HA是强酸还是弱酸的方法有：,2.从是否存在电离平衡的角度判断强电解质不存在电离平衡，弱电解质存在电离平衡，在一定条件下电离平衡会发生移动。据此可以判断HA是强酸还是弱酸的方法有： (1)从一定pH的HA溶液稀释

6、前后pH的变化判断。如将pH=3的HA溶液稀释100倍后，再测其pH，若pH=5，则为强酸，若pH7则HA是弱酸。,【高考警示钟】(1)酸碱的强弱和溶液酸碱性的强弱不是等同关系。前者看电离程度，后者看溶液中c(H+)和c(OH-)的相对大小。强酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性强。(2)弱酸、弱碱是弱电解质，但它们对应的盐一般为强电解质，如醋酸铵：CH3COONH4=NH4+CH3COO-。,(3)要明确产生H2的速率、物质的量与H+的关系。产生氢气的速率取决于c(H+)，与n(H+)无必然联系，产生的n(H2)取决于酸溶液中最终电离出的n(H+)，与c(H+)无必然联系。(4)酸碱恰好完全中

7、和时溶液不一定呈中性。如果有弱酸或弱碱参加反应，完全中和时生成的盐可能因水解而使溶液呈酸性或呈碱性。,【拓展延伸】同浓度或同pH的盐酸和醋酸有关性质的比较(1)同体积、等物质的量浓度的盐酸和醋酸。,(2)同体积、H的物质的量浓度相等(即pH相同)的盐酸和醋酸。,【典例1】(2012杭州模拟)下列事实不能证明CH3COOH是弱电解质的是( )常温下，某CH3COONa溶液的pH=8用CH3COOH溶液做导电实验，灯泡很暗等pH、等体积的盐酸和CH3COOH溶液与足量锌反应，CH3COOH放出H2多0.1 molL-1CH3COOH溶液的pH=2.80.1 molL-1的CH3COOH溶液稀释至1

8、00倍，pH4A. B. C. D.,【解题指南】解答该题要注意以下三点:(1)“有弱就水解”弱酸强碱盐呈碱性；(2)导电能力与离子浓度大小有关；(3)弱酸不完全电离,存在电离平衡。【解析】选B。CH3COONa为盐，常温下溶液的pH=8。说明CH3COO-发生水解，即CH3COOH为弱酸；溶液导电性的强弱与溶液中离子的浓度大小有关，与强弱电解质无关；pH相同的盐酸和CH3COOH溶液体积相同时与足量Zn反应，CH3COOH放出H2多，说明CH3COOH物质的量多，且没有全部电离，即CH3COOH为弱电解质；,0.1 molL-1CH3COOH溶液的pH=2.8,说明CH3COOH没有全部电离

9、，为弱电解质；0.1 molL-1的CH3COOH溶液稀释至100倍，pH4,不能判断CH3COOH为弱电解质，故选B。,【变式训练】下列说法中正确的是( )A.强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液的导电能力强B.冰醋酸是弱电解质，液态时能导电C.盐酸中加入固体NaCl，因Cl-浓度增大，所以溶液酸性减弱D.相同温度下，0.1 molL-1 NH4Cl溶液中NH4+的浓度比0.1 molL-1氨水中NH4+的浓度大,【解析】选D。A项，导电能力取决于溶液中离子浓度与离子所带电荷的多少，与电解质的强弱无关，A错误；B项，液态冰醋酸不能电离出离子，不能导电，B错误；C项，HCl是强电解质，不存

10、在电离平衡，故增大c(Cl-)，不影响c(H+)，故酸性不变，C错误；D项，因NH4Cl是强电解质，能完全电离，而NH3H2O是弱电解质，微弱电离，电离出的NH4+的浓度很小，故D正确。,弱电解质的电离平衡以NH3H2O的电离为例在稀氨水中存在下列平衡：NH3H2O NH4+OH-，当改变外界条件时，平衡移动方向及溶液中离子浓度的变化如表：,【高考警示钟】分析溶液稀释时离子浓度变化时的误区(1)溶液稀释时，并不是溶液中所有离子的浓度都减小，稀释碱溶液时，c(OH-)减小，c(H+)增大。稀释酸溶液时，c(H+)减小，c(OH-)增大。(2)稀释氨水时，虽然电离程度增大，n(OH-)增大，但由于

11、溶液体积增大得倍数更多，导致c(OH-)反而减小，导电能力下降。,【典例2】(2011福建高考)常温下0.1 molL-1醋酸溶液的pH=a，下列能使溶液的pH=(a+1)的措施是( )A.将溶液稀释到原体积的10倍B.加入适量的醋酸钠固体C.加入等体积0.2 molL-1盐酸D.提高溶液的温度【解题指南】解答本题要注意以下两点：(1)弱电解质的电离过程是吸热过程；(2)pH越大，氢离子浓度越小。,【解析】选B。在醋酸溶液中存在如下电离平衡：CH3COOH CH3COO-+H+，加水稀释10倍，若不考虑电离平衡移动，溶液中c(H+)变为原来的十分之一，pH增大1个单位，而稀释过程中电离平衡正向

12、移动，H+的物质的量增多，c(H+)要大一些，所以pH变化不足1个单位，即pH(a+1)，A选项错误；加入CH3COONa固体，增大了c(CH3COO)，平衡逆向移动，c(H+)减小，pH增大，有可能变为(a+1)，B选项正确；加入0.2 molL-1盐酸，虽然增大了c(H+)，平衡逆向移动，但是c(H+)比原来大，pH变小，C选项错误；由于电离过程吸热，所以升高温度，平衡正向移动，c(H+)增大，pH变小，D选项错误。,【技巧点拨】“假设法”分析c(H+)的变化对于稀释后溶液中c(H+)的变化情况，可采取“假设法”，先假设弱电解质不电离，求溶液稀释后的c(H+)，然后，再考虑弱电解质还能继续

13、电离，导致n(H+)、c(H+)要比假设情况大。,【变式训练】当溶液中HS-+H2O S2-+H3O+达到平衡时，欲使c(S2-)增大，应加入( )A.Cu2+ B.CO32- C.H2O D.HCl【解析】选B。A项，因发生沉淀反应：Cu2+S2-=CuS,c(S2-)减小，A错误；B项，加入CO32-后，它结合H+生成弱电解质HCO3-，促进电离平衡向正反应方向移动，故符合题意，B正确；C项，加水，虽然n(S2-)增大，但由于溶液体积的增大是主要的，故c(S2-)减小，C错误；D项，加入HCl后，增大了c(H+)，使电离平衡向逆反应方向移动，导致c(S2-)减小，D错误。,【变式备选】将0

14、.1 molL-1醋酸溶液加水稀释，下列说法中正确的是( )A.溶液中c(H+)和c(OH-)都减小B.溶液中c(H+)增大C.醋酸电离平衡向左移动D.溶液的pH增大,【解析】选D。加水稀释时，醋酸向电离方向移动，但溶液稀释导致溶液体积增大的倍数远远超过n(H+)的增加量，故c(H+)变小，由于水的离子积不变，因此c(OH-)变大，pH增大，故答案选D。本题容易机械处理，认为溶液稀释，必然导致c(H+)和c(OH-)都减小，从而误选A；同时不能正确分析n(H+)与加水释稀溶液的体积变化的关系，从而误选B。,有关电离平衡常数的计算(以弱酸HX为例) HX H+ + X-起始： c(HX) 0 0

15、平衡： c(HX)-c(H+) c(H+) c(H+)则：K =由于弱酸只有极少一部分电离，c(H+)的数值很小，可做近似处理：c(HX)-c(H+)c(HX)。则K =,K、c(H+)、c(HX)三个量知二求一，若c(H+)、c(HX)已知，则K =若K、c(HX)已知,则c(H+)=若K、c(H+)已知,则c(HX)=,【高考警示钟】计算时离子浓度选择的注意事项(1)在运用电离平衡常数表达式进行计算时，浓度必须是平衡时的浓度。(2)由于涉及到的浓度数值较小，当相差百倍以上的两数相加减时，可以忽略数值小的一方。但相差不大时，不能忽略数值小的一方。,【典例3】已知常温下NH3H2O的Kb=1.

16、7510-5，试回答下列问题：(1)若温度不变,当向该溶液中加入一定量的氢氧化钠固体时，电离平衡常数_，c(OH-)_(填“不变”、“增大”或“减小”)。(2)若氨水的起始浓度为0.01 molL-1，达到电离平衡状态的c(OH-)为_。若平衡时c(OH-)为c molL-1，则Kb=_(用c表示)。,【解题指南】解答本题时注意以下两点：(1)电离平衡常数只与温度有关，与溶液的浓度无关。(2)注意应用电离平衡常数表达式。【解析】(1)当向达到电离平衡后的溶液中加入氢氧化钠固体时，增大了c(OH-)，平衡逆向移动，但电离平衡常数不变。,(2)根据NH3H2O NH4+OH-可得：Kb故c(OH-

17、)= 4.210-4；若平衡时c(OH-)=c molL-1,则剩余氨水的浓度为0.01 molL-1-c molL-1,生成的c(NH4+)=c(OH-)=c molL-1，则有：Kb答案：(1)不变 增大 (2)4.210-4 molL-1,【互动探究】(1)温度降低，Kb怎么变化？c(OH-)是否变化？(2)加入一定量的氢氧化钠固体时，水的电离是否受到影响？Kw是否发生变化？提示：(1)因电离过程是吸热过程，温度降低时，电离平衡向左移动，c(OH-)变小，Kb也变小。(2)由水的电离平衡：H2O H+OH-，当加入一定量的氢氧化钠固体时，增大了c(OH-)，使水的电离程度减小，但Kw只受

18、温度影响，温度不变Kw不变。,【答题要领5】平衡移动原理应用的准确表述,【典例】2011北京高考T26(3)氯碱工业中电解饱和食盐水的原理示意图如图所示。,电解时用盐酸控制阳极区溶液的pH在23，用化学平衡移动原理解释盐酸的作用_。 【抽样分析】,【规范答案】Cl2与水发生反应：Cl2+H2O HCl+HClO，增大溶液中盐酸的浓度，使平衡逆向移动，减少Cl2在水中的溶解，有利于Cl2的逸出,*答题要领*解答要素：(1)写出可逆反应的方程式(2)改变的条件(3)导致平衡如何移动(4)平衡移动造成了什么结果得分点及关键词：1.解答此类题目要注意解答叙述方式：可逆反应+条件变化+平衡移动方向+平衡

19、移动结果。,(1)可逆反应：化学方程式或离子方程式。(2)条件变化：只考虑“一个条件”变化，其他条件不变。(3)平衡移动方向：正向(或逆向)移动。(4)平衡移动结果：某些物理量发生了什么变化或造成了什么影响。2.要特别注意语言的规范：要避免“向左移动或向右移动”或“反应向正反应方向移动”等错误说法。,2011四川高考T29(3)开发氢能是实现社会可持续发展的需要。硫铁矿(FeS2)燃烧产生的SO2通过下列碘循环工艺过程既能制H2SO4，又能制H2。,用化学平衡移动的原理分析，在HI分解反应中使用膜反应器分离出H2的目的是_。答案：减小氢气的浓度，使HI分解平衡正向移动，提高HI的分解率,1.下

20、列粒子对水的电离平衡不产生影响的是( )A.H3O+ B.Cl- C.NH4+ D.OH-【解析】选B。H3O+和OH-能抑制水的电离，NH4+能促进水的电离，Cl-不水解，对水的电离平衡无影响，故选B项。,2.下列关于电离平衡常数(K)的说法正确的是( )A.电离平衡常数(K)越小，表示弱电解质电离能力越弱B.电离平衡常数(K)与温度无关C.不同浓度的同一弱电解质，其电离平衡常数(K)不同D.多元弱酸各步电离平衡常数相互关系为：K1K2K3【解析】选A。电离平衡常数是表示弱电解质电离能力强弱的一个物理量，其值越小，表示弱电解质的电离能力越弱，A正确；B项，电离平衡常数K只与温度有关，故B、C

21、错误；D项，多元弱酸各步电离平衡常数相互关系为：K1K2K3，故D错误。,3.(2012绍兴模拟)下列离子方程式中书写正确的是( )A.NH3H2O电离：NH3H2O NH4+OH-B.H2CO3电离：H2CO3 2H+CO32-C.HS-的水解：HS-+H2O H3O+S2-D.石灰石溶于醋酸：CaCO3+2H+=Ca2+CO2+H2O【解析】选A。NH3H2O是一元弱碱，部分电离，A正确；H2CO3是二元弱酸，分步电离，不能一步全写出，B错误；C项左、右两侧去掉一分子H2O,则为HS- H+S2-,为HS-的电离方程式,C错误；醋酸为弱酸，应写化学式，D错误。,4.25 时，0.1 mol

22、L-1稀醋酸加水稀释，图中的纵坐标y可以是( )A.溶液的pHB.醋酸的电离平衡常数C.溶液的导电能力D.醋酸的电离程度,【解析】选C。0.1 molL-1稀醋酸加水稀释，电离程度增大，n(H+)增大，但c(H+)减小，因此pH增大，A错、D错；电离平衡常数只与温度有关，因此稀释时电离平衡常数不变，B错；加水稀释时溶液中主要离子的浓度减小，溶液的导电能力下降，C正确。,5.在相同温度时100 mL 0.01 molL-1的醋酸溶液与10 mL 0.1 molL-1的醋酸溶液相比较，下列数值前者大于后者的是( )A.中和时所需NaOH的量B.电离程度C.H+的物质的量浓度D.CH3COOH的物质

23、的量,【解析】选B。A项，因两者的物质的量相同，最终电离出的n(H+)必相同，故中和时所需NaOH的量必相同，A错误；稀释能促进电离，故电离程度前者大于后者，B正确；C项，虽然前者电离程度较大，但由于溶液浓度较小，故c(H+)较小，C错误；D项，由于前者电离程度较大，前者发生电离的醋酸的量大，剩余的醋酸的量较少，故前者小于后者。,6.(2012丽水模拟)弱电解质电离情况可以用电离度和电离平衡常数表示，下表是常温下几种弱酸的电离平衡常数Ka，请回答下面问题：,(1)表中所给的四种酸中，酸性最弱的是_(用化学式表示)。(2)下列能使醋酸溶液中CH3COOH的电离程度增大，而电离常数不变的操作是_(填序号)。A.升高温度B.加水稀释C.加少量的CH3COONa固体D.加少量冰醋酸,【解析】(1)电离平衡常数越小，酸的酸性越弱，故HCN酸性最弱。(2)温度影响电离平衡常数，故A错误；加入少量的CH3COONa固体和加少量冰醋酸，都会引起电离平衡向逆反应方向移动，故C、D错误；加水时，电离程度增大，而电离平衡常数不变，B符合题意。答案：(1)HCN (2)B,