湖南版2021高考化学一轮复习专题9弱电解质的电离平衡和溶液的酸碱性课件 28页

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① 　完全     电离的电解质称为强电解质。 在水溶液中只能② 　部分     电离的电解质称为弱电解质。 2.常见物质 强电解质:③ 　强酸     、④ 　强碱     、大多数盐等。 弱电解质:⑤ 　弱酸     、⑥ 　弱碱     、水和少数盐等。 二、电离 考点 清单 1.电离的条件:离子化合物在溶于水或熔融时发生电离,共价化合物在溶于 水时发生电离。 2.电离方程式的书写 (1)强电解质的电离用“   ”,弱电解质的电离用“   ”。 (2) 多元弱酸分步电离,以第一步为主 ,如碳酸存在电离H 2 CO 3   HC   +H + (主),HC     H + +C   (次)。 多元弱碱的电离以一步电离表示 ,如Fe(OH) 3   ⑦ 　Fe 3+ +3OH -      。 (3)强酸的酸式盐完全电离,弱酸的酸式盐中酸式酸根不完全电离。例如 NaHSO 4 :NaHSO 4   Na + +H + +S   (水溶液中) NaHCO 3 :NaHCO 3   Na + +HC   说明 　在熔融状态时:NaHSO 4   Na + +HS   三、弱电解质的电离平衡 1.在一定温度下,当弱电解质在水溶液中电离达到最大程度时,电离过程并 没有停止。此时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,溶液中各分子和离子的浓度都不再发生变化,达到⑧ 　电 离平衡     状态。 弱电解质的电离平衡特点: (1)是动态平衡,电离方程式中用“   ”; (2)平衡时溶液中离子浓度和分子浓度⑨ 　保持不变      ; (3)条件改变,平衡发生移动。 2.外界条件对电离平衡的影响 如0.1 mol·L -1 的醋酸溶液[CH 3 COOH   H + +CH 3 COO - (Δ H >0)],若改变条件 后,有如下变化: 四、电解质溶液的导电性 电解质溶液之所以能够导电,是由于溶液中存在能够自由移动的离子,这些 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 ⑩ 　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 离子在外加电源的作用下,会向两极定向移动形成电流。溶液的导电能力 主要取决于溶液中离子的浓度和离子所带的电荷,离子浓度越大,离子所带 的电荷越多,溶液的导电能力也就越强。 五、电离平衡常数 弱电解质的电离是一个可逆过程,弱电解质溶液中除水分子外还存在弱电 解质分子。在一定条件下达到电离平衡时,弱电解质电离形成的各种离子 浓度幂的乘积与溶液中   　未电离     的分子的浓度之比是一个常数,这 个常数叫作电离平衡常数。通常用         K a      表示弱酸的电离平衡常数,用        K b      表示弱碱的电离平衡常数。 1.表达式 ①对于一元弱酸HA: HA   H + +A - ,平衡常数 K a =               。 ②对于一元弱碱BOH: BOH   B + +OH - ,平衡常数 K b =               。 2.特点 ① 电离平衡常数与温度 有关,与浓度无关, 升高温度 , K 值增大 。 ②电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱, K 越大,表示弱电解质越易电离, 弱酸酸性或弱碱碱性越强。 ③多元弱酸的各级电离常数的大小关系是 K 1 ≫ K 2 ≫ K 3 …… ,故其酸性取决 于第一步电离。 考点二　水的电离　溶液的酸碱性 基础知识 一、水的电离 1.电离方程式 水是一种极弱的电解质:H 2 O+H 2 O   ① 　H 3 O + +OH -      。简写为② 　H 2 O   H + +OH -      。 2.纯水在室温下的常用数据 (1) c (H + )= c (OH - )=③ 　1.0 × 10 -7      mol·L -1 。 (2) K W = c (H + )· c (OH - )=④ 　1.0 × 10 -14      。 (3)pH=⑤ 　7     。 二、影响水的电离平衡的因素 1.水的电离过程是⑥ 　吸     热过程,升高温度能促进电离,所以降温时 K W 减小,升温时 K W 增大。但不论温度升高或降低, 纯水中 c (H + )和 c (OH - )始终相 等 。 三、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 。 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 右移 增大 增大 减小 中性 增大 加酸 左移 增大 减小 减小 酸性 不变 加碱 左移 减小 增大 增大 碱性 不变   Na 2 CO 3 右移 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 增大 碱性 不变 (1) c (H + )⑦ 　>     c (OH - ),溶液呈酸性; (2) c (H + )⑧ 　=     c (OH - ),溶液呈中性; (3) c (H + )⑨ 　<     c (OH - ),溶液呈碱性。 2.溶液的pH pH   四、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 五、酸碱中和滴定及其迁移应用 1.实验用品 (1)主要仪器:   　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,溶液变色,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 按上述操作重复两至三次,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 5.酸碱中和滴定的迁移应用 可以将酸碱中和滴定迁移到其他反应类型的滴定中,最常见的是氧化还原 滴定。滴定实验中可以选择特殊指示剂(例如Na 2 S 2 O 3 溶液与碘水的滴定可 选择淀粉作指示剂),也可以不用指示剂(例如酸性高锰酸钾溶液与亚硫酸 钠溶液的滴定,二者反应终点有明显的颜色变化,可不用指示剂)。 知识拓展 正确理解和运用水的离子积常数( K W ) 1. K W 与温度有关,因为水的电离过程是吸热过程,所以温度升高,有利于水 的电离, K W 增大。 2. K W 不仅适用于纯水,还适用于稀的电解质水溶液。不管哪种溶液均有 c (H +   = c (OH -   。 如酸溶液中:[ c (H + ) 酸 + c (H +   ]· c (OH -   = K W ; 碱溶液中:[ c (OH - ) 碱 + c (OH -   ]· c (H +   = K W 。 变化观念与平衡思想 　 电离平衡常数的应用 　　1.根据电离平衡常数判断弱酸(或弱碱)的相对强弱 在相同温度下,电离平衡常数越大,说明弱酸(或弱碱)的酸性(或碱性)相对 越强。 2.根据电离平衡常数判断电离平衡移动方向 弱酸(或弱碱)溶液稀释时,平衡会向电离的方向移动,但为什么会向电离的 方向移动却很难解释,应用电离平衡常数就能很好地解决这个问题。如对 CH 3 COOH溶液进行稀释: 　　　　 　　　　CH 3 COOH       　 H + 　+　CH 3 COO - 原平衡:　     c (CH 3 COOH)　     c (H + )　     c (CH 3 COO - ) 知能拓展 假设稀释 至 n 倍后:　       　       　       Q c =   =   =   < K a ( n >1) 所以电离平衡向电离方向移动 3.计算弱酸(或弱碱)溶液中H + (或OH - )浓度 已知25 ℃时CH 3 COOH的电离平衡常数 K a =1.75 × 10 -5 ,则25 ℃时0.1 mol·L -1 的CH 3 COOH溶液中H + 浓度是多少? 解:CH 3 COOH   H + +CH 3 COO - K a =   由于水电离出的H + 浓度很小,可忽略不计,故 c (H + )= c (CH 3 COO - ),而CH 3 COOH的电离程度很小,CH 3 COOH的平衡浓度与0.1 mol·L -1 很接近,故可进 行近似计算。 c 2 (H + )=0.1 × K a , c (H + )=   mol·L -1 ≈ 1.32 × 10 -3 mol·L -1 。 例1(2019江西吉安五校联考,11)常温下,已知电离常数: K b (NH 3 ·H 2 O)=1.8 × 1 0 -5 ;   (H 2 C 2 O 4 )=5.9 × 10 -2 ,   ( H 2 C 2 O 4 )=6.2 × 10 -5 。下列说法正确的是 (　　) A.(NH 4 ) 2 C 2 O 4 溶液中, c (N   )=2 c (C 2   ) B.等物质的量浓度的氨水和H 2 C 2 O 4 溶液等体积混合,所得溶液呈碱性 C.pH=11的氨水和pH=3的H 2 C 2 O 4 溶液等体积混合,所得溶液呈酸性 D.用H 2 C 2 O 4 溶液中和氨水至中性时,溶液中 c (N   )=2 c (C 2   )+ c (HC 2   ) 解题导引　由于各种离子的水解程度不一定相同,需要根据电离平衡常数 判断各微粒水解程度的相对大小;酸式酸根离子要根据电离平衡常数、水 解平衡常数的相对大小判断溶液的酸碱性;对于溶液中微粒的浓度,可以考 虑电荷守恒、物料守恒、质子守恒来解决。 解析　A项,在(NH 4 ) 2 C 2 O 4 溶液中,由于N   和C 2   均发生水解,且水解程度 不同, c (N   ) ≠ 2 c (C 2   ),故A项错误;B项,等物质的量浓度的氨水和H 2 C 2 O 4 溶液等体积混合生成NH 4 HC 2 O 4 ,N   水解使溶液显酸性,同时由H 2 C 2 O 4 两级 电离平衡常数可知,HC 2   的电离程度明显大于水解程度,且HC 2   电离也 使溶液显酸性,因此溶液一定呈酸性,故B项错误;C项,H 2 C 2 O 4 的一级和二级 电离程度均大于NH 3 ·H 2 O的电离程度,等体积混合后,溶液显碱性,故C项错 误;D项,根据电荷守恒可得 c (N   )+ c (H + )= c (HC 2   )+2 c (C 2   )+ c (OH - ),溶液 呈中性,则有 c (H + )= c (OH - ),即 c (N   )= c (HC 2   )+2 c (C 2   ),故D项正确。 答案   D 微粒观 　 溶液pH的计算方法 　　溶液是由微粒组成的,溶液pH的计算,实际是对 c (H + )的计算。 1.单一溶液 (1)强酸溶液,如H n A溶液,设溶液中溶质的物质的量浓度为 c mol·L -1 ,则 c (H + )= nc mol·L -1 ,pH=-lg c (H + )=-lg nc 。 (2)强碱溶液,如B(OH) n 溶液,设溶液中溶质的物质的量浓度为 c mol·L -1 ,则 c (H + )=   mol·L -1 ,pH=-lg c (H + )=14+lg nc 。 2.两强酸混合 由 c 混 (H + )=   ,先求出混合后的 c 混 (H + ),再根据公式pH=-lg c (H + ) 求pH。若两强酸溶液等体积混合,可采用速算方法,即混合后溶液的pH 等于混合前溶液pH小的加0.3,如pH=3和pH=5的盐酸等体积混合后,pH=3. 3 。 3.两强碱混合 由 c 混 (OH - )=   ,先求出混合后的 c 混 (OH - ),再通过 K W 求出 c (H + ),最后求pH。若两强碱溶液等体积混合,可采用速算方法,即混合后溶 液的pH等于混合前溶液pH大的减0.3,如pH=9和pH=11的烧碱溶液等体积 混合后,pH=10.7。 4.强酸与强碱混合 强酸与强碱混合发生中和反应H + +OH -   H 2 O,反应后溶液的pH有以下三 种情况: (1)若恰好中和,pH=7(常温); (2)若剩余酸,先求中和后的 c (H + ),再求pH; (3)若剩余碱,先求中和后的 c (OH - ),再通过 K W 求出 c (H + ),最后求pH。 例2室温时,M(OH) 2 (s)   M 2+ (aq)+2OH - (aq)     K sp = a 。 c (M 2+ )= b mol·L -1 时, 溶液的pH等于   (　　) A.   lg(   )　　 B.   lg(   ) C.14+   lg(   )　　D.14+   lg(   ) 解题导引     K sp = c (M 2+ )· c 2 (OH - ) ⇒ c (OH - ) ⇒ c (H + )=   ⇒ pH=-lg c (H + )。 解析　根据溶度积常数的表达式可知, c (OH - )=   =   mol·L -1 ,结合水 的离子积可得: c (H + )=   mol·L -1 =10 -14 ×   mol·L -1 ,则pH=-lg c (H + )=14+   lg (   ),C项正确。 答案    C 实践探究 多元化的滴定,借用物质的量浓度—时间的关系曲线图展示过程。 例题(2019 5·3原创冲刺卷二,11)室温下,用滴定管量取一定体积的浓氯水 置于锥形瓶中,用NaOH溶液以恒定速度(NaOH溶液的滴加速度恒定)来滴 定该浓氯水,使用离子浓度测定仪测量有关离子浓度的变化。根据测定结 果绘制出的ClO - 、Cl   的物质的量浓度与时间的关系曲线如下。下列说 法正确的是   (　　)   A.NaOH溶液和浓氯水可以使用同种滴定管盛装 B.a点时溶液中离子浓度存在如下关系: c (Na + )+ c (H + )= c (ClO - )+ c (Cl   )+ c (OH - ) C.b点时溶液中各离子浓度: c (Na + )> c (Cl - )> c (Cl   )= c (ClO - ) D. t 2 ~ t 4 ,ClO - 的物质的量浓度下降的原因可能是ClO - 自身歧化:2ClO -   Cl - +Cl   解析　NaOH溶液腐蚀玻璃活塞的磨砂部分(SiO 2 ),只能用碱式滴定管盛 装,氯水可氧化橡胶,只能用酸式滴定管盛装,A错误;由2NaOH+Cl 2   NaCl+NaClO+H 2 O、6NaOH+3Cl 2   5NaCl+NaClO 3 +3H 2 O两个化学方程 式可知,a点时,溶液中还有Cl - ,故电荷守恒关系式为 c (Na + )+ c (H + )= c (ClO - )+ c (Cl   )+ c (Cl - )+ c (OH - ),B错误;由图可知,b点时 c (Cl   )= c (ClO - ),根据上述方程 式可知,各离子浓度大小关系为 c (Na + )> c (Cl - )> c (Cl   )= c (ClO - ),C正确;ClO - 自身歧化的离子方程式为3ClO -   2Cl - +Cl   ,D错误。 答案    C 题目价值　考查素材新颖,打破了传统的酸碱中和滴定、氧化还原滴定、 沉淀滴定单独考查的方式,从多元反应角度考查了滴定。这种滴定图像更 加考验学生对滴定的本质、原理的掌握和应用能力。