（A版）2019版高考化學(xué)總復(fù)習(xí) 專題九 弱電解質(zhì)的電離平衡課件.ppt

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1、專題九弱電解質(zhì)的電離平衡,考點一強電解質(zhì)、弱電解質(zhì)的概念,知識清單,一強電解質(zhì)和弱電解質(zhì) 1.定義 在水溶液中能完全 電離的電解質(zhì)稱為強電解質(zhì)。 在水溶液中只能部分 電離的電解質(zhì)稱為弱電解質(zhì)。 2.常見物質(zhì) 強電解質(zhì):強酸 、強堿 、大多數(shù)鹽及活潑金屬氧化物。 弱電解質(zhì):弱酸 、弱堿 和少數(shù)鹽等。 二電離 1.電離是電解質(zhì)溶于水或熔融狀態(tài)下,離解成自由移動的離子的過程。 大多數(shù)鹽、強堿和活潑金屬氧化物(都是離子化合物),溶于水或熔融時,規(guī)則排列的陰、陽離子電離成自由移動的離子。某些共價化合物溶于水時,在水分子的作用下,共價化合物分子電離成陰、陽離子。電解質(zhì)溶液和熔融電解質(zhì)中的陰、陽離子在外電場

2、的作用下,分別向兩極移動,所以,電解質(zhì)溶液和一些熔融的電解質(zhì)能導(dǎo)電,它們的導(dǎo)電過程實質(zhì)上是電解過程,屬于化學(xué)變化。 2.電離的條件:離子化合物在溶于水或熔融時發(fā)生電離,共價化合物在溶于水時發(fā)生電離。 3.強、弱電解質(zhì)的電離:強電解質(zhì)的電離基本上是完全的,如強酸、強堿以及大多數(shù)的鹽;弱電解質(zhì)的電離程度較小,電離過程是可逆的,如弱酸、弱堿和水。,4.電離方程式的書寫 (1)強電解質(zhì)的電離用“”,弱電解質(zhì)的電離用“”。 (2)多元弱酸分步電離,以第一步為主,如碳酸存在電離H2CO3 HC +H+(主),HC H+C(次)。 多元弱堿的電離以一步電離表示,如Fe(OH)3 Fe3+3OH-。 (3)強

3、酸的酸式鹽完全電離,弱酸的酸式鹽中酸式酸根不完全電離。例如 NaHSO4:NaHSO4 Na+H+S(水溶液中) NaHCO3:NaHCO3 Na+HC 說明在熔融狀態(tài)時:NaHSO4 Na+HS,電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性 1.電解質(zhì)與導(dǎo)電性 溶于水能夠?qū)щ姷奈镔|(zhì)不一定是電解質(zhì),如SO3、CO2等;電解質(zhì)的水溶液不一定能導(dǎo)電,如難溶物。產(chǎn)生自由移動的離子,是電解質(zhì)導(dǎo)電的根本原因。 2.電解質(zhì)溶液導(dǎo)電的原因 電解質(zhì)溶液之所以能夠?qū)щ?是由于溶液中存在能夠自由移動的離子,這些離子在外加電源的作用下,會向兩極定向移動形成電流。溶液的導(dǎo)電能力主要取決于溶液中離子的濃度和離子所帶的電荷,離子濃度越大,離子所帶

4、的電荷越多,溶液的導(dǎo)電能力也就越強。,考點二弱電解質(zhì)的電離平衡,1.在一定溫度下,當(dāng)弱電解質(zhì)在水溶液中電離達到最大程度時,電離過程并沒有停止。此時弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率與離子結(jié)合 成弱電解質(zhì)分子的速率相等,溶液中各分子和離子的濃度 都不再發(fā)生變化,達到電離平衡 狀態(tài)。 弱電解質(zhì)的電離平衡特點: (1)是動態(tài)平衡,電離方程式中用“”; (2)平衡時溶液中離子濃度和分子濃度保持不變 ; (3)條件改變,平衡發(fā)生移動。 2.弱電解質(zhì)的電離過程是吸熱 (填“吸熱”或“放熱”)的,溫度升高,電離程度增大。,3.弱電解質(zhì)的電離是一個可逆過程,弱電解質(zhì)溶液中除水分子外還存在電解質(zhì)分子。在一定條件下達到

5、電離平衡時,弱電解質(zhì)電離形成的各種離子濃度冪的乘積與溶液中未電離 的分子的濃度之比是一個常數(shù),這個常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)。通常用Ka表示弱酸的電離平衡常數(shù),用Kb表示弱堿的電離平衡常數(shù)。 如醋酸在水溶液中達到電離平衡時,醋酸的電離平衡常數(shù):Ka=。,4.外界條件對電離平衡的影響 如0.1 molL-1的醋酸溶液CH3COOHH+CH3COO-(H0),若改變條 件后,有如下變化:,1.電離常數(shù)的意義 根據(jù)電離常數(shù)數(shù)值的大小,可以估算弱電解質(zhì)電離的程度,K值越大,電離程度越大。對于弱酸來講,Ka越大,酸性越強;對于弱堿來講,Kb越大,堿性越強。相同條件下常見弱酸的酸性強弱順序:H2SO3H3PO4

6、HFCH3COOHH2CO3H2SHClO。 2.電離常數(shù)的影響因素 (1)電離常數(shù)隨溫度的變化而變化,但由于電離過程的熱效應(yīng)較小,溫度改變對電離常數(shù)影響不大,其數(shù)量級一般不變,所以室溫范圍內(nèi)可忽略溫度對電離常數(shù)的影響。 (2)電離常數(shù)與弱酸、弱堿的濃度無關(guān),同一溫度下,不論弱酸、弱堿的,濃度如何變化,電離常數(shù)是不會改變的。 3.多元弱酸溶液中的離子濃度關(guān)系 25 時,H3PO4分三步電離,第一步最強(K1=7.110-3),第二步較弱(K2=6.310-8),第三步最弱(K3=4.210-13)。 c(H+)c(H2P)c(HP)c(P)c(OH-) H2S分兩步電離,第一步強(K1=1.3

7、10-7),第二步弱(K2=7.110-15)。 c(H+)c(HS-)c(OH-)c(S2-) 4.幾種多元弱酸的電離常數(shù)(25 ),說明一般K1K2K3,即第二步電離通常比第一步電離難得多,第三步電離又比第二步電離難得多。因此計算多元弱酸溶液中的c(H+)或比較弱酸酸性相對強弱時,通常只考慮第一步電離。,方法電解質(zhì)強弱的判斷方法 1.在相同濃度、相同溫度下,比較反應(yīng)速率的快慢,如將鋅粒投入到等濃度的鹽酸和醋酸溶液中,起始速率前者比后者快,說明醋酸是弱電解質(zhì)。 2.比較濃度與pH的關(guān)系,如0.1 molL-1的CH3COOH溶液,其pH1,則可證明CH3COOH是弱電解質(zhì)。 3.測定對應(yīng)鹽的

8、酸堿性。如CH3COONa溶液呈堿性,則證明醋酸是弱酸。 4.比較稀釋前后的pH變化與稀釋倍數(shù)的關(guān)系。例如,將pH=2的酸溶液稀釋至原體積的1 000倍,若2pH5,則證明酸為弱酸;若pH為5,則證明,方法技巧,酸為強酸。 5.利用實驗證明該物質(zhì)存在電離平衡。如向醋酸溶液中滴入石蕊試液,石蕊試液變紅,再加固體CH3COONa,顏色變淺。,例下列實驗?zāi)茏C明NH3H2O是弱電解質(zhì)的是() A.用氨水做導(dǎo)電性實驗,燈泡昏暗 B.將氨水滴入AlCl3溶液中,產(chǎn)生白色沉淀 C.常溫下,用pH試紙測得0.1 mol/L氨水的pH13 D.氨水能使紅色石蕊試紙變藍 解析當(dāng)強電解質(zhì)溶液濃度很小時,做導(dǎo)電性實驗時燈泡也是昏暗的, A錯;將適量強堿(如NaOH)溶液滴入AlCl3溶液中,也會產(chǎn)生白色沉淀,B錯;常溫下測得0.1 mol/L氨水的pH小于13,說明NH3H2O不能完全電離,故可以證明NH3H2O是弱電解質(zhì),C正確;D項可以證明氨水顯堿性,但不能證明NH3H2O是弱電解質(zhì),D錯。 答案C,