山东版2021高考化学一轮复习专题八弱电解质的电离平衡和溶液的酸碱性课件 35页

考点 清单 考点一　弱电解质的电离平衡 一、强电解质和弱电解质 1.定义 在水溶液中 能完全电离 的电解质称为强电解质。 在水溶液中 只能部分电离 的电解质称为弱电解质。 2.常见物质 强电解质:① 　强酸     、② 　强碱     、大多数盐及活泼金属氧化物。 弱电解质:③ 　弱酸     、④ 　弱碱     和少数盐等。 3.电解质强弱的判断方法 (1)在相同浓度、相同温度下,比较反应速率的快慢,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,说明醋酸是弱电解质。 (2)比较浓度与pH的关系,如0.1 mol·L -1 的CH 3 COOH溶液,其pH>1,则可证明 CH3COOH 是弱电解质。 (3) 测定对应盐的酸碱性。如 CH3COONa 溶液呈碱性 , 则证明醋酸是弱酸。 (4) 比较稀释前后的 pH 变化与稀释倍数的关系。例如 , 将 pH=2 的酸溶液稀释至原体积的 1 000 倍 , 若 20)],若改变条件 后,有如下变化: 平衡移 动方向 CH 3 COOH 电离程度 c (H + ) 导电性 加少量浓盐酸 向左 减小 增大 增强 加少量冰醋酸 向右 减小 增大 增强 加少量NaOH固体 向右 增大 减小 增强 加少量 CH 3 COONa固体 向左 减小 减小 增强 加少量水 向右 增大       减小     减弱 升高温度 向右 增大 增大 增强 特别提醒    Al(OH) 3 存在酸式、碱式两种不同的电离方式: 酸式电离:Al(OH) 3   Al   +H + +H 2 O 碱式电离:Al(OH) 3   Al 3+ +3OH - 。 故Al(OH) 3 既能溶于强酸性溶液,又能溶于强碱性溶液。 四、电离常数 1.电离常数的意义 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。对于弱酸来讲, K a 越大,酸性越强;对于弱碱来讲, K b 越大,碱性越 强。相同条件下常见弱酸的酸性强弱顺序:H 2 SO 3 >H 3 PO 4 >HF>CH 3 COOH> H 2 CO 3 >H 2 S>HClO。 2.电离常数的影响因素 (1)电离常数随温度的变化而变化,但由于电离过程的热效应较小,温度改 变对电离常数影响不大,其数量级一般不变,所以室温范围内可忽略温度对电离常数的影响。 (2)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。 3.多元弱酸溶液中的离子浓度关系 25 ℃时,H 3 PO 4 分三步电离,第一步最强( K 1 =7.1 × 10 -3 ),第二步较弱( K 2 =6.3 × 10 -8 ),第三步最弱( K 3 =4.2 × 10 -13 )。 c (H + )> c (H 2 P   )> c (HP   )> c (P   )> c (OH - ) H 2 S分两步电离,第一步强( K 1 =1.3 × 10 -7 ),第二步弱( K 2 =7.1 × 10 -15 )。 c (H + )> c (HS - )> c (OH - )> c (S 2- ) 4.几种多元弱酸的电离常数(25 ℃) 弱酸 电离常数 弱酸 电离常数 H 2 CO 3 K 1 =4.4 × 10 -7 K 2 =4.7 × 10 -11 H 2 C 2 O 4 (草酸) K 1 =5.4 × 10 -2 K 2 =5.4 × 10 -5 H 3 PO 4 K 1 =7.1 × 10 -3 K 2 =6.3 × 10 -8 K 3 =4.2 × 10 -13 H 3 C 6 H 5 O 7 (柠檬酸) K 1 =7.4 × 10 -4 K 2 =1.73 × 10 -5 K 3 =4 × 10 -7 说明    一般 K 1 >> K 2 >> K 3 ,即第二步电离通常比第一步电离难得多,第三步电 离又比第二步电离难得多。因此计算多元弱酸溶液中的 c (H + )或比较弱酸 酸性相对强弱时,通常只考虑第一步电离。 考点二　溶液的酸碱性 一、水的电离平衡 1.水的电离平衡 水是一种极弱的电解质,存在电离平衡:① 　H 2 O   H + +OH -      (Δ H >0), K W = c (H + )· c (OH - ),室温下, K W =1 × 10 -14 。 K W 只与温度有关,水的电离是吸热过程, 升高温度, K W ② 　增大     。 K W 不仅适用于纯水,也适用于稀的电解质水溶 液。在任何水溶液中均存在H + 和OH - ,只要温度不变, K W 就不变。 2.影响水电离的因素 条件变化 电离平衡 溶液中 c (H + ) 溶液中 c (OH - ) pH 溶液的 酸碱性 K W 升高温度 ③ 　右移      增大 增大 减小 ④ 　中性      增大 加酸 ⑤ 　左移     增大 减小 减小 酸性 ⑥ 　不变     加碱 左移 减小 增大 增大 碱性 不变   Na 2 CO 3 右移 ⑦ 　减小     增大 增大 碱性 不变 NH 4 Cl 右移 增大 减小 减小 酸性 不变 加入金 属Na 右移 减小 增大 ⑧ 　增大     碱性 不变 二、溶液的酸碱性和pH 1.溶液的酸碱性 溶液的酸碱性取决于溶液中 c (H + )和 c (OH - )的相对大小。 (1) c (H + )⑨ 　>     c (OH - ),溶液呈酸性; (2) c (H + )= c (OH - ),溶液呈中性; (3) c (H + )⑩ 　<     c (OH - ),溶液呈碱性。 2.溶液的pH pH   3.溶液pH的计算(25 ℃) (1)单一溶液pH的计算 　　(2)酸或碱溶液稀释后pH的计算 　　(3)强酸、强碱混合后溶液pH的计算 三、pH的测定方法 1.pH试纸的使用方法:把pH试纸放在洁净干燥的表面皿(或玻璃片)上,用玻 璃棒蘸取待测液滴在pH试纸上,待变色后与   　标准比色卡     对比,读出 pH(整数)。 2.常用酸碱指示剂及其变色范围 指示剂 变色范围的pH 石蕊 <5.0红色 5.0~8.0紫色 >8.0蓝色 甲基橙 <3.1红色 3.1~4.4橙色 >4.4黄色 酚酞 <8.2无色 8.2~10.0浅红 >10.0红色 四、酸碱中和滴定 1.实验用品 (1)仪器:酸式滴定管(如图A)、碱式滴定管(如图B)、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。   (2)试剂:标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。 (3)滴定管的使用 a.酸性、 氧化性的试剂 一般用   　酸式     滴定管盛装,因为酸性和氧化性 物质易腐蚀橡胶。 b.碱性的试剂一般用   　碱式     滴定管盛装,因为碱性物质易腐蚀玻璃,致 使玻璃活塞无法打开。 2.实验操作(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例) (1)滴定前的准备 a.滴定管:   　查漏     →洗涤→   　润洗     →装液→调液面→记录。 b.锥形瓶:注碱液→记读数→加指示剂(酚酞或甲基橙均可)。 (2)滴定   (3)终点判断 等到滴入最后一滴标准液,指示剂变色,且半分钟内不恢复原来的颜色,视为滴定终点 ,记录标准液的体积。 3.数据处理 按上述操作重复2~3次,求出用去标准盐酸体积的平均值,根据 c (NaOH)=               计算。 4.中和滴定的误差分析 以标准盐酸滴定NaOH溶液为例: V (HCl)· c (HCl)= V (NaOH)· c (NaOH) ⇒ c (NaOH)=   操作不当 具体内容 误差 仪器洗涤 酸式滴定管未用盐酸润洗 偏高 碱式滴定管未用NaOH溶液润洗 偏低 锥形瓶用NaOH溶液润洗 偏高 气泡处理 滴定前有气泡,滴定后无气泡 偏高 滴定前无气泡,滴定后有气泡 偏低 滴定 盐酸滴出瓶外 偏高 振荡时瓶内溶液溅出 偏低 读数 前仰后平 偏低 前平后仰 偏高 前仰后俯 偏低 其他 滴定终点时滴定管尖嘴悬一滴溶液 偏高 指示剂变色即停止滴定 偏低 知能拓展 酸碱滴定曲线的综合考查 1.强酸与强碱滴定过程中的pH曲线 (以0.100 0 mol·L -1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L -1 盐酸为例)   氢氧化钠滴定等浓度等体积的盐酸、醋酸的滴 定曲线 盐酸滴定等浓度等体积的氢氧化钠、氨水的滴定曲线     曲线起点不同:强碱滴定强酸、弱酸的曲线,强酸起点低;强酸滴定强碱、弱碱的曲线,强碱起点高 突跃点变化范围不同 : 强碱与强酸 ( 强酸与强碱 ) 反应的突跃点变化范围大于强碱与弱酸 ( 强酸与弱 碱 ) 反应 2.强酸(碱)滴定弱碱(酸)pH曲线比较 特别提醒    1.注意起点、突变范围、pH=7点、恰好完全反应点、终点及 各点溶液离子浓度情况。 2.恰好中和=酸碱恰好完全反应≠滴定终点≠溶液呈中性。 例 1      (2015 山东理综 ,13,5 分 ) 室温下向 10 mL 0.1 mol·L-1 NaOH 溶液中加入 0.1 mol·L-1 的一元酸 HA, 溶液 pH 的变化曲线如图所示。下列说法正确的是      ( 　　 ) A.a点所示溶液中 c (Na + )> c (A - )> c (H + )> c (HA) B.a、b两点所示溶液中水的电离程度相同 C.pH=7时, c (Na + )= c (A - )+ c (HA) D.b点所示溶液中 c (A - )> c (HA) 解题导引　确定a点为恰好中和的点,b点为过量点,溶液中 c (NaA)= c (HA), 然后分析溶液中的微粒成分及守恒关系。 解析　a点 V (HA)=10 mL,此时NaOH与HA刚好完全反应,pH=8.7,说明HA 是弱酸,可知NaA溶液中: c (Na + )> c (A - )> c (OH - )> c (HA)> c (H + ),A错误;a点为 NaA溶液,A - 水解促进水的电离,b点为等浓度的NaA与HA的混合溶液,以 HA的电离为主,水的电离受到抑制,B错误;pH=7时, c (Na + )= c (A - )> c (H + )= c (OH - ),C错误;b点为等浓度的NaA与HA的混合溶液,溶液pH=4.7<7,说明HA 的电离程度(HA   H + +A - )大于A - 的水解程度(A - +H 2 O   HA+OH - ),故溶 液中 c (A - )> c (HA),D正确。 答案    D 例2    (2019潍坊二模,13)常温时,向20 mL 0.1 mol·L -1 的CH 3 CH 2 COOH溶液 中滴加0.1 mol·L -1 的NaOH溶液,溶液的pH与滴加NaOH溶液体积 V 的关系 如图所示。下列说法正确的是   (　　)   A.a点溶液中 c (CH 3 CH 2 COO - )< c (Na + ) B.图中四点,水的电离程度:c>d>b>a C.c点溶液中   =10 -4 D.d点溶液中 c (Na + )+ c (OH - )= c (H + )+ c (CH 3 CH 2 COO - )+ c (CH 3 CH 2 COOH) 解题导引　中和滴定曲线“四点分析” 起点——定酸(或碱)的强弱及电离常数的计算; 中间点——盐和弱电解质相等,分析三大守恒; 中和点——恰好完全反应点,溶质只有盐; 中性点——分析电荷守恒。 解析　a点时溶质为等浓度的CH 3 CH 2 COOH和CH 3 CH 2 COONa,溶液呈酸 性,说明CH 3 CH 2 COOH的电离大于CH 3 CH 2 COO - 的水解,微粒浓度关系为 c (CH 3 CH 2 COO - )> c (Na + )> c (CH 3 COOH),A项错误;c点二者恰好反应生成CH 3 CH 2 COONa,此时水的电离程度最大,次之为b点,a、d点过量的CH 3 CH 2 COOH和NaOH的物质的量相等,因NaOH为强电解质,对水的电离的抑制 程度更强,d点水的电离程度最小,B项错误;图中“起点”时pH=3,则 K a =   ≈   =   =10 -5 ,根据电离平衡常数表 达式:   =   =   =10 -4 ,C项正确;d点溶液呈碱性, c (OH - )> c (H + ),NaOH过量: c (Na + )> c (CH 3 CH 2 COO - )+ c (CH 3 CH 2 COOH),D项错误。 答案    C 实践探究 1.酸碱中和滴定规律在特定条件下的应用。 例1    (2019浙江4月选考,21,2分)室温下,取20 mL 0.1 mol·L -1 某二元酸H 2 A, 滴加0.2 mol·L -1 NaOH溶液。 已知:H 2 A   H + +HA - ,HA -   H + +A 2- 。下列说法 不正确 的是       (　　) A.0.1 mol·L -1 H 2 A溶液中有 c (H + )- c (OH - )- c (A 2- )=0.1 mol·L -1 B.当滴加至中性时,溶液中 c (Na + )= c (HA - )+2 c (A 2- ),用去NaOH溶液的体积小于10mL C.当用去NaOH溶液体积10 mL时,溶液的pH<7,此时溶液中有 c (A 2- )= c (H + )- c (OH - ) D.当用去NaOH溶液体积20 mL时,此时溶液中有 c (Na + )=2 c (HA - )+2 c (A 2- ) 解析　选项A,0.1 mol·L -1 H 2 A溶液中存在电荷守恒: c (H + )= c (OH - )+ c (HA - )+2 c (A 2- ) … ①,物料守恒: c (HA - )+ c (A 2- )=0.1 mol·L -1 … ②,①+②得: c (H + )= c (OH - )+ c (A 2- )+0.1 mol·L -1 ,故A正确;选项B,滴定至中性时,溶液中存在电荷守恒: c (H + ) + c (Na + )= c (OH - )+ c (HA - )+2 c (A 2- ),且 c (H + )= c (OH - ),故 c (Na + )= c (HA - )+2 c (A 2- ),当 V (NaOH)=10 mL时,得到NaHA溶液,依题意知HA - 只电离不水解,NaHA溶 液呈酸性,pH<7,则pH=7时, V (NaOH)>10 mL,故B错误;选项C,由B项分析知, 当 V (NaOH溶液)=10 mL时,pH<7,NaHA溶液中存在电荷守恒: c (H + )+ c (Na + ) = c (OH - )+ c (HA - )+2 c (A 2- ) … ③,物料守恒: c (HA - )+ c (A 2- )= c (Na + ) … ④,③+④得: c (H + )= c (OH - )+ c (A 2- ),故C正确;选项D, V (NaOH)=20 mL时,得到的是0.05 mol· L -1 Na 2 A溶液,溶液中存在物料守恒 c (Na + )=2 c (HA - )+2 c (A 2- ),故D正确。 答案    B 题目价值    一个特殊的二元酸:第一步完全电离、第二步部分电离,给这道 题带来新的视角。溶液中不存在H 2 A微粒,也就不考虑HA - 水解,打破了学 生的惯性思维。分析溶液中的微粒关系必然用到守恒思想:电荷守恒、物 料守恒、质子守恒。 2.碱与酸式盐的滴定,借用导电能力—碱溶液体积图来展示滴定过程。 例2    (2019课标Ⅰ,11,6分)NaOH溶液滴定邻苯二甲酸氢钾(邻苯二甲酸H 2 A的   =1.1 × 10 -3 ,   =3.9 × 10 -6 )溶液,混合溶液的相对导电能力变化曲线如 图所示,其中b点为反应终点。下列叙述错误的是   (　　) A.混合溶液的导电能力与离子浓度和种类有关 B.Na + 与A 2- 的导电能力之和大于HA - 的 C.b点的混合溶液pH=7 D.c点的混合溶液中, c (Na + )> c (K + )> c (OH - ) 解析　KHA与NaOH反应的过程中引入了Na + ,HA - 转化为A 2- ,由图像可知a 到b过程中导电能力逐渐增强,A、B项正确;b点时,KHA与NaOH恰好完全 反应生成正盐,A 2- 水解使溶液呈碱性,C项错误;b点时,Na + 、K + 浓度相等,继 续滴加NaOH溶液至c点, c (Na + )增大,由图可知 c (OH - )小于 c (K + ),D项正确。 答案    C 题目价值　不是传统的酸碱中和滴定,而是强碱滴定酸式盐邻苯二甲酸氢 钾,陌生的物质对学生来说是一个难点。题中没有给出两种溶液的浓度,也 没有给出邻苯二甲酸氢钾溶液的体积,没有任何具体的数据辅助分析,学生 往往无从下手。这种滴定图像更加考验学生对于滴定的本质、原理的掌 握和应用能力。