第八单元　第1节　弱电解质的电离.pptx

1、高 考 总高 考 总 复 习 优 化 设 计复 习 优 化 设 计 GAO KAO ZONG FU XI YOU HUA SHE JIGAO KAO ZONG FU XI YOU HUA SHE JI 第第1 1节弱电解质的电离节弱电解质的电离第八单元第八单元 2022 备考要点素养要求 1.能用化学用语正确表示水 溶液中弱电解质的电离平衡。 能通过实验证明水溶液中存 在弱电解质的电离平衡。 2.能从电离平衡的角度分析 溶液的性质,如导电性等。 3.能综合运用电离平衡原理, 分析和解决生产、生活中有 关电解质溶液的实际问题。 1.宏观辨识与微观探析:能从宏观的物质 类别判断电解质的强弱,并解决

2、实际问题。 2.变化观念与平衡思想:认识弱电解质的 电离有一定限度,是可以调控的。能多角 度、动态地分析弱电解质的电离平衡,并 运用平衡移动原理解决实际问题。 3.证据推理与模型认知:知道可以通过分 析、推理等方法认识电离平衡的本质特 征、建立模型。能运用模型解释电离平 衡的移动,揭示现象的本质和规律。 考点一考点二 考点一考点一弱电解质的电离平衡弱电解质的电离平衡 必备必备知识知识 自主自主预诊预诊 知识梳理 1.弱电解质 (1)定义。 (2)与化合物类型的关系。 强电解质主要是大部分离子化合物及某些共价化合物,弱电解质主要是某 些共价化合物。 考点一考点二 2.弱电解质电离平衡的建立 弱电

3、解质的电离平衡是指在一定温度下,弱电解质分子电离成离子的速率 和离子结合成弱电解质分子的速率相等,溶液中各分子和离子的浓度都保 持不变的状态。 平衡建立过程的v-t图像如图所示。 考点一考点二 3.弱电解质电离平衡的特征 考点一考点二 实例:以0. 1 molL-1 CH3COOH溶液为例,填写外界条件对CH3COOH电离 平衡(CH3COOH CH3COO-+H+H0)的影响。 4.弱电解质的电离平衡移动 (1)温度:温度升高,电离平衡向右移动,电离程度增大。 (2)浓度:稀释溶液,电离平衡向右移动,电离程度增大。 (3)同离子效应:加入与弱电解质具有相同离子的强电解质,电离平衡向左 移动,

4、电离程度减小。 (4)加入能反应的物质:电离平衡向右移动,电离程度增大。 考点一考点二 改 变 条 件 平衡移 动方向 CH 3C OOH n(H+)H+ CH3C OO- 电离 程度 导电 能力 电离平 衡常数 加 水 稀 释 右移减小增大减小减小增大减弱不变 加少量 冰醋酸 右移增大增大增大增大减小增强不变 通入HCl 气体 左移增大增大增大减小减小增强不变 加NaOH 固体 右移减小减小减小增大增大增强不变 考点一考点二 改 变 条 件 平衡移 动方向 c(CH3C OOH) n(H+)c(H+) c(CH3 COO-) 电离 程度 导电 能力 电离平 衡常数 加 CH3COO Na 固

5、体 左移增大减小减小增大减小增强不变 加 入 镁 粉 右移减小减小减小增大增大增强不变 升 高 温 度 右移减小增大增大增大增大增强增大 考点一考点二 微点拨 (1)稀醋酸加水稀释时,达到平衡时溶液中的各离子浓度并不是都 减小,如OH-是增大的。 (2)电离平衡右移,电解质分子的浓度不一定减小,如稀醋酸中加入冰醋酸。 (3)电离平衡右移,离子的浓度不一定增大,电离程度也不一定增大。 考点一考点二 自我诊断 1.判断正误,正确的打“”,错误的打“”。 (1)强电解质稀溶液中不存在溶质分子,弱电解质稀溶液中存在溶质分子。 () (2)氨气溶于水,当NH3H2O电离出的c(OH-)=c(N )时,表

6、明NH3H2O电离 处于平衡状态。() (3)室温下,由0.1 molL-1一元碱BOH溶液的pH=10,可知该溶液中存在 BOH=B+OH-。() (4)25 时,0.1 molL-1 CH3COOH加水稀释,溶液中各离子浓度均减小。( ) 考点一考点二 答案 (1)(2)(3)(4) 考点一考点二 答案 增大不变减小 考点一考点二 关键关键能力能力 考考向突破向突破 考向考向1弱电解质的电离平衡弱电解质的电离平衡 【典例1】 (2019全国3,11)设NA为阿伏加德罗常数值。关于常温下pH=2 的H3PO4溶液,下列说法正确的是() A.每升溶液中的H+数目为0.02NA C.加水稀释使电

7、离度增大,溶液pH减小 D.加入NaH2PO4固体,溶液酸性增强 考点一考点二 答案 B 考点一考点二 对点演练1(2020北京化学,11)室温下,对于1 L 0.1 molL-1醋酸溶液。下列 判断正确的是() A.该溶液中CH3COO-的粒子数为6.021022 B.加入少量CH3COONa固体后,溶液的pH降低 C.滴加NaOH溶液过程中,n(CH3COO-)与n(CH3COOH)之和始终为0.1 mol D.与Na2CO3溶液反应的离子方程式为C +2H+=H2O+CO2 考点一考点二 答案 C 解析 1 L 0.1 molL-1醋酸溶液中醋酸的物质的量为0.1 mol,醋酸是弱酸,在

8、 溶液中部分电离,CH3COO-的粒子数小于6.021022,A错误;加入少量 CH3COONa固体后,溶液中CH3COO-的浓度增大,醋酸的电离平衡向左移动, 溶液中的氢离子浓度减小,酸性减弱,则溶液的pH升高,B错误;1 L 0.1 molL-1醋酸溶液中醋酸的物质的量为0.1 mol,根据物料守恒,n(CH3COO-) +n(CH3COOH)=0.1 mol ,C正确;醋酸是弱酸,离子方程式中不能拆写成离子 的形式,D错误。 考点一考点二 考向考向2电离平衡与溶液导电性的关系电离平衡与溶液导电性的关系 【典例2】 一定温度下,将一定质量的冰醋酸加水稀释,稀释过程中溶液的 导电能力变化如图

9、所示: 下列说法正确的是() A.a、b、c三点溶液的pH:cab B.a、b、c三点CH3COOH的电离程度:cab C.用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH,测量结果偏小 D.a、b、c三点溶液用1 molL-1NaOH溶液中和,恰好完全中和时消耗NaOH 溶液体积:caac,故pH:cab,A项错误;加水体积越大,越利 于CH3COOH电离,故电离程度:cba,B项错误;用湿润的pH试纸测量a处溶 液的pH,相当于稍微稀释a点溶液,由图可知,溶液导电能力会增强,H+增 大,pH偏小,C项正确;a、b、c三点溶质的物质的量相同,用1 molL-1 NaOH 溶液中和,恰好完全中和时消耗的n(

10、NaOH)相同,故消耗的V(NaOH溶 液):a=b=c,D项错误。 考点一考点二 对点演练2(2020山东青岛期末)将浓度均为0.5 molL-1的氨水和KOH溶液 分别滴入到两份均为20 mL c1 molL-1的AlCl3溶液中,测得溶液的导电率与 加入碱液的体积关系如图所示。下列说法正确的是() A.c1=0.2 B.b点时溶液的离子浓度:c(Cl-)c(N )c(OH-) c(H+) C.ac段发生的反应为Al(OH)3+OH-=Al(OH)4- D.d点时溶液中:c(K+)+c(H+)=cAl(OH)4- +c(OH-) 考点一考点二 答案 C 解析 溶液的导电率与离子浓度成正比,

11、向AlCl3溶液中分别加入氨水和 KOH溶液,首先分别生成Al(OH)3和NH4Cl、Al(OH)3和KCl;当AlCl3完全反 应时,继续滴加碱,Al(OH)3和KOH反应生成可溶性的KAl(OH)4,一水合氨 和Al(OH)3不反应,且一水合氨是弱电解质,则一水合氨溶液导电率较小。 所以导电率呈减小趋势的是氨水滴定曲线、先减小后增大的是KOH溶液 滴定曲线,则I为KOH溶液滴定曲线。 考点一考点二 考点一考点二 深度指津 1.从“定性”和“定量”两个角度理解电离平衡 (1)从定性角度分析电离平衡。应该深刻地理解勒夏特列原理平衡向 “减弱”这种改变的方向移动,移动的结果不能“抵消”或“超越”

12、这种改变。 (2)从定量角度分析电离平衡。当改变影响电离平衡的条件后,分析两种微 粒浓度之比的变化时,若通过平衡移动的方向不能作出判断,可采用化学平 衡常数进行定量分析。 考点一考点二 2.溶液的导电能力 电解质溶液导电能力取决于溶液中自由移动离子的浓度和离子所带的电 荷数。自由移动离子浓度越大,离子所带电荷数越多,则溶液导电能力越强。 将冰醋酸、稀醋酸加水稀释,其导电能力随加水的量的变化曲线如图所示。 考点一考点二 提醒:OA段导电能力随加水量的增多而增强,原因是冰醋酸发生了电离, 溶液中离子浓度增大。AB段导电能力随加水量增多而减弱的原因是随 着水的加入,溶液的体积增大,离子浓度减小,导电

13、能力减弱。 考点一考点二 考点二考点二电离常数电离常数 必备必备知识知识 自主自主预诊预诊 知识梳理 1.电离常数 (1)定义。 在一定条件下,弱电解质的电离达到平衡时,溶液里各组分的浓度之间存在 一定的关系。对一元弱酸或一元弱碱来说,溶液中弱电解质电离所生成的 各种离子浓度的乘积,与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数,这个常 数叫做电离平衡常数,简称电离常数。用K(弱酸用Ka,弱碱用Kb)表示。 考点一考点二 (2)表达式。 考点一考点二 (3)意义。 相同条件下,K值越大,表示该弱电解质越易电离,所对应粒子的酸性或碱性 相对越强。 (4)特点。 电离常数只与温度有关,与电解质的浓度及酸碱

14、性无关,由于电离过程是 吸热的,故温度升高时K值增大。多元弱酸或多元弱碱在水中是分步电离 的,每一步电离都有电离常数。 考点一考点二 微点拨 (1)表达式中离子浓度是指达到平衡时的浓度,溶液中存在的离子 浓度,不一定都是弱电解质自身电离的,可以对比水的离子积去掌握。 (2)可通过实例掌握根据电离常数不变,来判断溶液中微粒浓度比值的变化 考点一考点二 2.电离度 (1)定义。 在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时,已经电离的电解质分子数占原 电解质分子总数的百分比。 (2)表示方法。 (3)影响因素。 相同温度下,同一弱电解质,浓度越大,其电离度()越小。 相同浓度下,同一弱电解质,温度越高,其

15、电离度()越大。 考点一考点二 1.判断正误,正确的打“”,错误的打“”。 (1)当弱电解质的浓度增大时,电离程度增大。() (2)对于1 molL-1的CH3COOH溶液,升高温度,电离程度增大。() (3)电离平衡向电离方向移动,电离常数一定增大。() (5)电离常数可以表示弱电解质的相对强弱。() (6)电离常数随着弱电解质浓度的增大而增大。() 自我诊断 考点一考点二 答案 (1)(2)(3)(4)(5)(6) 考点一考点二 答案 6.010-30.62 2.已知25 时,NH3H2O的Kb=1.810-5 molL-1,H2SO3的Ka1=1.310-2 molL-1,Ka2=6.2

16、10-8 molL-1。若氨水的浓度为2.0 molL-1,溶液中的OH- = molL-1。将SO2通入该氨水中,当OH-降至1.010-7 molL-1 时,溶液中的 考点一考点二 关键关键能力能力 考考向突破向突破 考向考向1电离平衡常数的应用电离平衡常数的应用 【典例1】 (2020海南高考调研测试)25 时,三种酸的电离平衡常数如下 表所示。 化学式CH3COOHHClOH3PO3 名称醋酸次氯酸亚磷酸 电离平 衡常数 1.810-5 molL-1 3.010-8 molL-1 Ka1=8.310-3molL-1 Ka2=5.610-6molL-1 考点一考点二 回答下列问题: (1

17、)pH相等的CH3COOH溶液、HClO溶液、H3PO3溶液中,物质的量浓度最 小的是(填化学式)。 (2)已知Na2HPO3为正盐,依据表格数据,H3PO3的第二级电离平衡常数表达 式Ka2=;25 时,5.6 molL-1 Na2HPO3溶液的pH= 。 考点一考点二 (3)向体积均为10 mL、H+均为10-2 molL-1的CH3COOH溶液和一元酸HX 溶液中,分别加水稀释至1 000 mL,稀释过程中H+的变化如图所示,则HX 的电离平衡常数(填“大于”“小于”或“等于”)CH3COOH的电离 平衡常数,理由是。 考点一考点二 (4)常温下,将0.05 molL-1的氨水逐滴加入1

18、0 mL 0.1 molL-1 CH3COOH溶 液中至溶液显中性,此时溶液中各离子浓度大小关系为 。 考点一考点二 考点一考点二 解析 (1)弱酸的电离平衡常数越小,酸性越弱,则形成相同pH的溶液时,酸性 越弱的酸浓度越大,根据表格数据可知,Ka1(H3PO3)Ka(CHCOOH) Ka(HClO),所以pH相等的三种溶液中,H3PO3的浓度最小。 考点一考点二 考点一考点二 (3)弱酸酸性越弱,其溶液稀释时pH即H+变化越慢,据图H+相同的醋酸溶 液和HX溶液稀释相同的倍数,HX溶液的H+变化更大,所以HX的电离平衡 常数大于醋酸的电离平衡常数。 考点一考点二 易错警示 (1)电离常数与化

19、学平衡常数一样,只与温度有关,与其他条件无 关。 (2)利用电离常数除了可以比较弱电解质的电离能力之外,还能定量判断电 离平衡的移动方向。 (3)在运用电离常数表达式进行计算时,浓度必须是平衡时的浓度。 考点一考点二 对点演练1(2020江苏苏锡常镇四市调研)室温下,Ka(CH3COOH)=1.810-5 molL-1,Kb(NH3H2O)=1.810-5 molL-1。CH3COOH和CH3COONH4形成的 缓冲溶液常用于高岭土的成分分析。若溶液混合引起的体积变化忽略不 计,室温时,下列指定溶液中微粒浓度关系不正确的是() A.0.1 molL-1 CH3COOH溶液中CH3COOHH+C

20、H3COO-OH- B.0.1 molL-1 CH3COONH4溶液中N =CH3COO-H+=OH- C.0.1 molL-1 CH3COOH溶液和0.1 molL-1 CH3COONH4溶液等体积混 合:N +NH3H2O+OH-=CH3COOH+H+ D.0.3 molL-1 CH3COOH溶液和0.1 molL-1 CH3COONH4溶液等体积混 合:CH3COOH+H+-NH3H2O-OH-=0.15 molL-1 考点一考点二 答案 C 解析 0.1 molL-1 CH3COOH溶液中存在醋酸的电离和水的电离,醋酸电离 产生的醋酸根与氢离子相等,水也能电离出氢离子,则氢离子的总浓度

21、大于 醋酸根,即CH3COOHH+CH3COO-OH-,A正确;因为醋酸的电离平 衡常数与一水合氨的电离平衡常数相等,则醋酸铵中醋酸根与铵根的水解 程度相同,溶液呈中性,溶液中有 考点一考点二 考点一考点二 考向考向2电离平衡常数的相关计算电离平衡常数的相关计算 【典例2】 (2020江苏常州模拟)H2S为二元弱酸,20 的 pKa1=6.89,pKa2=14.15(电离常数K的负对数-lgK=pK)。在20 时,向0.1 molL-1的Na2S溶液中缓慢通入HCl(忽略溶液体积变化和H2S的挥发),在该 过程中,下列微粒物质的量浓度关系一定正确的是() A.溶液中HS-=S2-时,S2-+2

22、H2SHS-H2SH+OH- D.溶液中Cl-=0.2 molL-1时,OH-+HS-+S2-=H+ 考点一考点二 答案 B 解析 根据HS-=S2-可知,溶液呈碱性,所以OH-H+,由质子守恒Cl- +OH-=H+HS-+2H2S,可得Cl-HS-+2H2S,由于HS-=S2-,所以 Cl-HS-= H2SH+OH-,C错误;Cl-=0.200 molL-1,说明Na2S恰好和通入的HCl完 全反应生成NaCl和H2S。溶液中,Na+=Cl-,根据电荷守恒Cl-+2S2- +HS-+OH-=Na+H+,可得OH-+H2S+2S2-=H+,D错误。 考点一考点二 对点演练2(2020山东淄博一

23、模)高铁酸钾(K2FeO4)是一种优良的水处理剂。 25 ,其水溶液中加酸或碱改变溶液的pH时,含铁粒子的物质的量分数(X) 随pH的变化如图所示已知(X)= 。下列说法正确的是() 考点一考点二 考点一考点二 答案 B 考点一考点二 深度指津 1.电离常数的4个应用 判断弱酸(或 弱碱)的相对 强弱 判断盐溶液 的酸性(或碱 性)强弱 弱酸(或弱碱)的电离常数越大,对应的盐的水解程度越 小,溶液碱性(或酸性)越弱。如利用上述电离常数的数值 可知,等浓度的CH3COONa、NaHCO3、Na2CO3溶液的 pH由大到小的顺序为Na2CO3NaHCO3CH3COONa 电离常数越大,弱酸(或弱碱

24、)的酸性(或碱性)越强。如 常温下,CH3COOH的Ka=1.810-5 molL-1,H2CO3的 Ka1=4.310-7 molL-1、Ka2=5.610-11 molL-1。 则酸性:CH3COOHH2CO3HC 考点一考点二 判断复分 解反应能 否发生 一般符合“强酸制弱酸”规律。如利用上述电离常数的数值 可知,向Na2CO3溶液中加入足量CH3COOH反应的离子方程 式为C +2CH3COOH 2CH3COO-+H2O+CO2 判断微粒 浓度比值 的变化 弱电解质加水稀释时,能促进弱电解质的电离,溶液中离子 和分子的浓度会发生相应的变化,但电离常数不变,题目中 经常利用电离常数来判断

25、溶液中微粒浓度比值的变化情况。 如把0.1 molL-1 CH3COOH溶液加水稀释, 考点一考点二 2.有关电离平衡常数的计算模板(以弱酸HX为例) (1)已知HX和H+,求电离平衡常数: HXH+X- 起始: c0(HX)00 平衡: HX-H+H+X- 考点一考点二 (2)已知HX和电离平衡常数,求H+: HXH+X- 起始: c0(HX) 0 0 平衡: HX-H+ H+X- 考点一考点二 网络构建 考点一考点二 核心速记 1.两种类别:强电解质有强酸、强碱、绝大多数盐;弱电解质有弱酸、 弱碱、水。 2.电离平衡的两个特征:v(电离)=v(结合)0;分子、离子浓度保持不变。 3.电离平衡的三个影响因素:温度、浓度、相同离子。 5.电离平衡常数只受温度影响。 更多精彩内容请登录志鸿优化网志鸿优化网 http:/www.zhyh.org/ 本本 课课 结结 束束