广东省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 29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、活泼金属氧化物等。 弱电解质:⑤　弱酸    、⑥　弱碱     和少数盐、H2O等。 3.常见强酸:HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI、HClO4。 常见强碱:NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2。 二、电离 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H2CO3   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　Fe3++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: NaHSO4:NaHSO4   Na++H++S  (水溶液中) NaHSO4   Na++HS  (熔融状态) NaHCO3:NaHCO3   Na++HC  (水溶液中或熔融状态) HC     H++C  (水溶液中) 三、弱电解质的电离平衡 - 3O - 3O 2- 3O 2- 4O - 4O - 3O - 3O 2- 3O 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[CH3COOH  H++CH3COO-(ΔH>0)],若改变条件 后,有如下变化:   平衡移动方向 CH3COOH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 CH3COONa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 3.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 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。 四、弱电解质的电离平衡常数 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Ka(Kb)表示弱酸(碱)的电离平衡常数,如 醋酸的电离平衡常数表示为Ka=            。 - 3 3 (H ) (CH O ) (CH ) c c CO c COOH  五、弱电解质电离平衡常数的意义及影响因素 1.根据电离平衡常数数值的大小,可以对弱电解质的电离程度进行估算,Ka (Kb)值越大,弱酸(碱)电离程度越大,酸(碱)性越强。相同条件下常见弱酸的 酸性强弱排序: H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO 2.电离平衡常数随温度变化而变化,大多数弱电解质电离过程中的热效应 ΔH>0,故温度升高能促使弱电解质电离;电离平衡常数与弱酸(碱)的浓度 无关,同一温度下,无论弱酸(碱)浓度如何变化,K值均不变;若弱电解质为多 元弱酸,进行分步电离时,第一步电离程度常远大于第二步电离,即  ≫   ,如H2CO3:  =4.4×10-7,  =5.6×10-11。 1aK 2aK 1aK 2aK 考点二　水的电离　溶液的酸碱性 一、水的电离 1.电离方程式 水是一种极弱的电解质:H2O+H2O     　H3O++OH-    。简写为  　H2O    H++OH-    。 2.纯水在室温下的常用数据 (1)c(H+)=c(OH-)=  　1.0×10-7     mol·L-1。 (2)KW=c(H+)·c(OH-)=  　1.0×10-14    。 (3)pH=  　7    。 二、影响水的电离平衡的因素 1.水的电离过程是  　吸     热过程,升高温度能促进电离,所以降温时KW减小, 升温时KW增大。但不论温度升高或降低,纯水中c(H+)和c(OH-)始终相等。 　　2.向纯水中加入酸或碱,可以增大水中的H+或OH-浓度,均可使水的电 离平衡向  　逆反应方向     移动(即分子化的方向)。向水中加入可溶性 的盐,若组成盐的离子能与水电离产生的H+或OH-发生反应,生成难电离的 物质,则能够破坏水的电离平衡,使水的电离平衡向  　电离方向     移动, 可使水溶液呈碱性或酸性;若所加的盐既不能与水中的H+或OH-发生反应, 又不能电离产生H+或OH-,则不能破坏水的电离平衡,不使水的电离平衡发 生移动。若向水中加入活泼金属,由于活泼金属与水电离出的H+反应,促进 水的电离,溶液中c(OH-)  　增大     ,c(H+)  　减小    。 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。 (1)c(H+)  　>     c(OH-),溶液呈酸性; (2)c(H+)  　=     c(OH-),溶液呈中性; (3)c(H+)  　<     c(OH-),溶液呈碱性。 2.溶液的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 五、正确理解和运用水的离子积常数(KW) 1.KW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,KW增大。 2.KW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-  =KW; 碱溶液中:[c(OH-)碱+c(OH-  ]·c(H+  =KW。 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 2H) O 2H) O 2H) O 2H) O 2H) O 2H) O 3.水的离子积常数揭示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡,都有H+和 OH-,只是相对含量不同而已,并且在稀酸或稀碱溶液中,当温度为25 ℃时, KW=c(H+)·c(OH-)=1×10-14,仍为同一个常数。 4.在研究水溶液体系中离子的成分时,不要忽略H+和OH-共同存在。另外, 通过对水的离子积的研究,知道水溶液的酸碱性是由c(H+)和c(OH-)的相对 大小决定的。 六、酸碱中和滴定 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 当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)=    (HCl) (HCl) (NaOH) c V V  (HCl) (HCl) (NaOH) c V V  项目 操作不当 具体内容 误差 1 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 2 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 3 滴定 盐酸滴出瓶外 偏高 振荡时瓶内溶液溅出 偏低 4 读数 前仰后平 偏低 前平后仰 偏高 前仰后俯 偏低 5 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 (1)可以将酸碱中和滴定迁移到其他反应类型的滴定,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Na2S2O3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)。 (2)指示剂的选择: 强酸与强碱滴定,终点为中性:酚酞溶液 强酸与弱碱滴定,终点为酸性:甲基橙溶液 弱酸与强碱滴定,终点为碱性:酚酞溶液 有I2参与的反应:淀粉溶液 通常情况下不选用石蕊溶液作指示剂,主要是紫变红或紫变蓝现象均不明 显,容易错过滴定终点。 知能拓展 结合图像分析弱电解质电离平衡常数的计算 以某温度下向20 mL 0.1 mol/L HA溶液中逐滴滴加等浓度NaOH溶液为例: (1)VNaOH溶液-pH图像   由图,0.1 mol/L HA溶液pH=3,存在的电离平衡如下: 　　　　　　HA(aq)  H+(aq)+A-(aq) c始(mol/L)　　10-1　　0　　0 Δc(mol/L)　　10-1-10-3　　10-3　　10-3 c平(mol/L)　　10-1-10-3　　10-3　　10-3 Ka=  =  ,由于10-1~10-3之间数量级相差102,故可忽略10-3,即 10-1-10-3≈10-1,故Ka≈  =10-5。 (2)pH-φ图像 -(H ) (A ) (HA) c c c  -3 -3 -1 -3 10 10 10 -10  -3 -3 -1 10 10 10    由图可知,当φ=0.5时,c(A-)=c(HA),代入Ka=  ,可得Ka=c(H+),此时 pH=5,故Ka=10-5。 (3)lg  -pH图像 -(H ) (A ) (HA) c c c  -(A ) (HA) c c   由图可知,当lg  =0时,可知  =1,即c(A-)=c(HA),代入Ka=   ,可得Ka=c(H+),此时pH=5,故Ka=10-5。 -(A ) (HA) c c -(A ) (HA) c c -(H ) (A ) (HA) c c c  例    (2019广东一模,7)25 ℃时,在20 mL 0.1 mol·L-1一元弱酸HA溶液中滴 加0.1 mol·L-1NaOH溶液,溶液中lg  与pH的关系如图所示。下列说法 正确的是  (　　) -(A ) (HA) c c A.A点对应溶液中:c(Na+)>c(A-)>c(H+)>c(OH-) B.25 ℃时,弱酸HA的电离常数为1.0×10-5.3 C.B点对应的NaOH溶液体积为10 mL D.对C点溶液加热(不考虑挥发),则  一定增大 - - (A ) (HA) (OH ) c c c 解析    c(Na+)>c(A-)>c(H+)>c(OH-)可变形为c(Na+)+c(H+)>c(A-)+c(OH-),根据 电荷守恒知其不符合实际,A项错误;25 ℃时,B点对应的溶液中,lg  =0, 则c(A-)=c(HA),pH=5.3,c(H+)=10-5.3 mol·L-1,弱酸HA的电离常数为   =  =1.0×10-5.3,B项正确;加NaOH溶液10 mL时,得到等 物质的量的HA、NaA,若不考虑HA、A-的电离、水解,在溶液中有c(HA)= c(A-),即达到lg  =0的状态,但此时溶液呈酸性,HA的电离要强于A-的水 解,则溶液中实际的浓度关系是c(A-)>c(HA),C项错误;A-的水解常数Kh=   ,温度升高,促进A-的水解,水解常数增大,其倒数减小,D项错误。 -(A ) (HA) c c -(A ) (H ) (HA) c c c   - -5.3(A ) 10 (HA) c c  -(A ) (HA) c c - - (HA) (OH ) (A ) c c c  答案    B 实践探究 1.酸、碱中和滴定或稀释模型在特定情境中的应用。 例1    (2019福建福州三模,13)已知NaClO2在水溶液中能发生水解。常温 时,有1 mol/L的HClO2溶液和1 mol/L的HBF4(氟硼酸)溶液起始时的体积均 为V0,分别向两溶液中加水,稀释后溶液的体积为V,所得曲线如图所示。下 列说法错误的是  (　　)   A.HClO2为弱酸,HBF4为强酸 B.常温下HClO2的电离平衡常数的数量级为10-4 C.在0≤pH≤5时,HBF4溶液满足pH=lg  D.25 ℃时1 L pH=2的HBF4溶液与100 ℃时1 L pH=2的HBF4溶液消耗的 NaOH的物质的量相同 0 V V 解析　曲线a,lg +1=1时,pH=0、V=V0,即1 mol/L HBF4溶液pH=0,说明 HBF4是强酸;而NaClO2在水溶液中能发生水解,说明HClO2是弱酸,A项正 确;曲线b对应HClO2溶液,当lg +1=1时,V=V0、pH=1,即1 mol/L HClO2溶 液中c(H+)=0.1 mol/L,常温下HClO2的电离平衡常数Ka=  ≈ 1×10-2,HClO2的电离平衡常数的数量级为10-2,B项错误;HBF4为强酸,pH= -lgc(H+),符合强酸稀释规律,所以在0≤pH≤5时,HBF4溶液满足:pH=lg ,C项 正确;HBF4为强酸,在溶液中能完全电离,25 ℃时pH=2的HBF4溶液与100 ℃时 pH=2的HBF4溶液中c(H+)均为0.01 mol/L,体积均为1 L的两溶液完全中和 消耗的NaOH的物质的量相同,D项正确。 0 V V 0 V V - 2 2 (H ) (ClO ) (HClO ) c c c   0 V V 答案    B 思路分析　由题中NaClO2在水溶液中能发生水解可知HClO2为弱酸。图 像横坐标为lg +1,选取特殊值点,横坐标为1,此时可得V=V0,即酸溶液未稀 释前,结合此时溶液pH进行相应的计算。 0 V V 题目价值　题目给定的是两种未曾学习的酸,要求学生需依据题目给定的 条件与图像进行分析。图像横坐标为lg +1,分析时应寻找特殊值点,把握 电离平衡常数只与温度有关进行相应的计算。这道题带来新的视角,要求 学生对于未曾接触的物质仍可运用所学的强、弱电解质电离相关模型进 行分析。 2.酸、碱滴定或稀释实验,采用非常规纵坐标(如:电导率、温度等)-溶液体 积图来展示过程。 0 V V 例2    (2019山东烟台一模,13)电导率是衡量电解质溶液导电能力大小的物 理量。常温下,将相同体积的盐酸和氨水分别加水稀释,溶液的电导率随加 入水的体积V(H2O)变化的曲线如下图所示。下列说法正确的是  (　　)   A.曲线Ⅰ表示盐酸加水稀释过程中溶液电导率的变化 B.a、b、c三点溶液的pH:a>b>c C.将a、b两点溶液混合,所得溶液中:c(Cl-)=c(N  )+c(NH3·H2O) D.氨水稀释过程中,c(N  )/c(NH3·H2O)不断减小 4H 4H 解析　从图像看,曲线Ⅰ的电导率变化幅度比曲线Ⅱ小,即离子浓度在稀释 时变化慢,则曲线Ⅰ为氨水对应的曲线,曲线Ⅱ是盐酸所对应的曲线,A项错 误;a点溶液呈碱性,b点电导率较小,则酸性较弱,c点到b点加水稀释pH增大, 故溶液的pH:a>b>c,B项正确;a、b两点溶液混合后的溶质为NH4Cl和过量 的NH3·H2O,由物料守恒知c(Cl-)