高三化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 第8單元 物質(zhì)在水溶液中的行為 第1節(jié) 弱電解質(zhì)的電離課件 魯科版.ppt

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第八單元 物質(zhì)在水溶液中 的行為,第1節(jié) 弱電解質(zhì)的電離,-3-,考綱要求:1.了解電解質(zhì)的概念。了解強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念。 2.了解電解質(zhì)在水溶液中的電離,以及電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性。 3.了解弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡。,-4-,基礎(chǔ)梳理,考點(diǎn)突破,強(qiáng)弱電解質(zhì)的比較 1.強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì),,,,,,,,,-5-,基礎(chǔ)梳理,考點(diǎn)突破,,,,,,,,-6-,基礎(chǔ)梳理,考點(diǎn)突破,,,-7-,基礎(chǔ)梳理,考點(diǎn)突破,,,,,,-8-,基礎(chǔ)梳理,考點(diǎn)突破,強(qiáng)弱電解質(zhì)判斷的注意事項(xiàng) (1)電解質(zhì)的強(qiáng)弱與其溶解性沒有直接關(guān)系,只與電離程度有關(guān)。某些難溶或微溶性鹽,它們的溶解度雖然很小,其溶液的導(dǎo)電能力很弱,但是其溶解的部分是完全電離的,故仍然屬于強(qiáng)電解質(zhì),如CaCO3、BaSO4等。某些溶解度大的電解質(zhì)不一定是強(qiáng)電解質(zhì)(如醋酸)。 (2)判斷電解質(zhì)和非電解質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)是:化合物在水溶液或熔融狀態(tài)能否電離。判斷強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)是:電解質(zhì)在水溶液中是否完全電離。溶液導(dǎo)電性的強(qiáng)弱不能作為強(qiáng)弱電解質(zhì)的判斷標(biāo)準(zhǔn)。,-9-,基礎(chǔ)梳理,考點(diǎn)突破,(3)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性取決于溶液中自由移動(dòng)離子濃度和離子所帶電荷的多少。一般說來,相同濃度的強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性明顯強(qiáng)于弱電解質(zhì)。弱酸與弱堿發(fā)生反應(yīng)生成了強(qiáng)電解質(zhì),溶液的導(dǎo)電性會明顯增強(qiáng)。 (4)溶液導(dǎo)電能力中的幾個(gè)“不一定”:強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力不一定比弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力強(qiáng)(需考慮濃度等因素);濃溶液的導(dǎo)電能力不一定比稀溶液的導(dǎo)電能力強(qiáng)(要考慮電離程度等);多元弱酸溶液的導(dǎo)電能力不一定比一元弱酸溶液的導(dǎo)電能力強(qiáng)(要考慮濃度、電離程度等)。,-10-,基礎(chǔ)梳理,考點(diǎn)突破,例1醋酸是一種常見的弱酸,為了證明CH3COOH是弱電解質(zhì),某同學(xué)開展了題為“CH3COOH是弱電解質(zhì)的實(shí)驗(yàn)探究”的探究活動(dòng)。該同學(xué)設(shè)計(jì)了如下方案,其中錯(cuò)誤的是( ) A.先配制一定量的0.10 molL-1 CH3COOH溶液,然后測溶液的pH,若pH大于1,則可證明CH3COOH為弱電解質(zhì) B.先配制一定量的0.01 molL-1和0.10 molL-1的CH3COOH溶液,分別用pH計(jì)測它們的pH,若兩者的pH相差小于1個(gè)單位,則可證明CH3COOH是弱電解質(zhì) C.先測0.10 molL-1 CH3COOH溶液的pH,然后將其加熱至100 ℃,再測pH,如果pH變小,則可證明CH3COOH是弱電解質(zhì) D.配制一定量的CH3COONa溶液,測其pH,若常溫下pH大于7,則可證明CH3COOH是弱電解質(zhì),答案,解析,-11-,基礎(chǔ)梳理,考點(diǎn)突破,-12-,基礎(chǔ)梳理,考點(diǎn)突破,跟蹤訓(xùn)練 1.下列關(guān)于電解質(zhì)的敘述中正確的是( ) A.強(qiáng)酸、強(qiáng)堿及大部分鹽類屬于強(qiáng)電解質(zhì),弱酸、弱堿屬于弱電解質(zhì) B.所有的離子化合物都是強(qiáng)電解質(zhì),所有的共價(jià)化合物都是弱電解質(zhì) C.強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力一定比弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力強(qiáng) D.CO2的水溶液能導(dǎo)電,所以CO2是電解質(zhì),答案,解析,-13-,基礎(chǔ)梳理,考點(diǎn)突破,2.(2015福州模擬)下列事實(shí)不能證明HNO2是弱電解質(zhì)的是( ) ①滴入酚酞溶液,NaNO2溶液顯紅色 ②用HNO2溶液做導(dǎo)電實(shí)驗(yàn),燈泡很暗 ③等pH、等體積的鹽酸和HNO2溶液中和堿時(shí),HNO2中和堿的能力強(qiáng) ④0.1 molL-1 HNO2溶液的pH=2 ⑤HNO2與CaCO3反應(yīng)放出CO2氣體 ⑥[H+]=0.1 molL-1的HNO2溶液稀釋至1 000倍,pH4 A.①⑤ B.②⑤ C.③⑥ D.③④,答案,解析,-14-,基礎(chǔ)梳理,考點(diǎn)突破,答案,解析,-15-,基礎(chǔ)梳理,考點(diǎn)突破,弱電解質(zhì)的電離平衡 1.電離平衡的建立 弱電解質(zhì)的電離平衡是指在一定條件下(溫度、濃度),弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(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保持不變時(shí)的狀態(tài)。 平衡建立過程的v-t圖像如圖所示。,,,,,-16-,基礎(chǔ)梳理,考點(diǎn)突破,3.外界條件對電離平衡的影響 (1)內(nèi)因:弱電解質(zhì)本身的性質(zhì),決定了弱電解質(zhì)電離程度的大小。 (2)外因: ①溫度:升高溫度,電離平衡向電離方向移動(dòng),電離程度增大,原因是電離過程是吸熱過程;降低溫度,電離平衡向結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的方向移動(dòng),電離程度減小。,,,,,,,-17-,基礎(chǔ)梳理,考點(diǎn)突破,②濃度:加水稀釋,使弱電解質(zhì)的濃度減小,電離平衡向電離的方向移動(dòng),電離程度增大。因而,弱電解質(zhì)溶液濃度越大,其電離程度越小,但其電離平衡常數(shù)K不變。 ③同離子效應(yīng):若向弱電解質(zhì)溶液中加入含有該弱電解質(zhì)相同離子的強(qiáng)電解質(zhì),則弱電解質(zhì)的電離度減小(填“增大”或“減小”)。例如:向CH3COOH溶液中加入CH3COONa固體,溶液中[CH3COO-]增大,CH3COOH的電離平衡向左(填“左”或“右”)移動(dòng),電離程度減小,[H+]減小,溶液的pH增大。 ④離子反應(yīng)效應(yīng):若向弱電解質(zhì)溶液中加入能與該弱電解質(zhì)的離子結(jié)合的離子,則弱電解質(zhì)的電離程度增大(填“增大”或“減小”)。,,,,,,,,,,,,,,-18-,基礎(chǔ)梳理,考點(diǎn)突破,,,,-19-,基礎(chǔ)梳理,考點(diǎn)突破,②相同條件下,K值越大,表示該弱電解質(zhì)越容易電離,所對應(yīng)的溶液的酸堿性越強(qiáng)。 ③多元弱酸是分步電離的,每一步電離都有各自的電離平衡常數(shù)。各級電離常數(shù)逐級減小且一般相差很大。Ka1?Ka2,故以第一步電離為主,H+主要由第一步電離產(chǎn)生。 (4)電離平衡常數(shù)的意義: 弱酸、弱堿的電離常數(shù)能夠反映弱酸、弱堿酸堿性的相對強(qiáng)弱。在一定溫度下,當(dāng)弱酸的濃度相同時(shí),電離平衡常數(shù)越大,弱酸的電離程度就越大,弱酸的酸性越強(qiáng),溶液中的氫離子濃度也越大。,,,,,,,-20-,基礎(chǔ)梳理,考點(diǎn)突破,-21-,基礎(chǔ)梳理,考點(diǎn)突破,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,-22-,基礎(chǔ)梳理,考點(diǎn)突破,1.從“定性”和“定量”兩個(gè)角度理解電離平衡 (1)從定性角度分析電離平衡:應(yīng)該深刻地理解勒夏特列原理——平衡向“減弱”這種改變的方向移動(dòng),移動(dòng)結(jié)果不能“抵消”或“超越”這種改變。 (2)從定量角度分析電離平衡:當(dāng)改變影響電離平衡的條件后分析兩種微粒濃度之比的變化時(shí),若通過平衡移動(dòng)的方向不能作出判斷,應(yīng)采用化學(xué)平衡常數(shù)定量分析。 2.電離平衡常數(shù)的計(jì)算方法 以弱酸HX為例:,-23-,基礎(chǔ)梳理,考點(diǎn)突破,-24-,基礎(chǔ)梳理,考點(diǎn)突破,-25-,基礎(chǔ)梳理,考點(diǎn)突破,,-26-,基礎(chǔ)梳理,考點(diǎn)突破,,答案,解析,-27-,基礎(chǔ)梳理,考點(diǎn)突破,歸納總結(jié): 表達(dá)式中存在多個(gè)變量時(shí)變化趨勢的判斷方法 當(dāng)一個(gè)選項(xiàng)出現(xiàn)多個(gè)變量,且變化趨勢相同或相反而無法做準(zhǔn)確判斷時(shí),可以將表達(dá)式變形或變換角度思考。 (1)將物質(zhì)的量濃度比變?yōu)槲镔|(zhì)的量比,因?yàn)槭峭蝗芤?體積相同,因此可以將分子分母同乘以體積,由物質(zhì)的量濃度比變?yōu)槲镔|(zhì)的量比。 (2)可以利用KW、Ka、Kb為不變值,將選項(xiàng)中的式子同乘某個(gè)量,變形為帶有KW、Ka、Kb的式子,簡化比值式以減少變量,便于準(zhǔn)確判斷。 (3)可以利用弱電解質(zhì)溶液濃度變化來判斷。如溶液變稀,弱電解質(zhì)的電離程度增大,溶液濃度變大,弱電解質(zhì)的電離程度減小來判斷。,-28-,基礎(chǔ)梳理,考點(diǎn)突破,答案,解析,-29-,基礎(chǔ)梳理,考點(diǎn)突破,2.(2015河北冀州中學(xué)月考)一定溫度下,冰醋酸加水稀釋過程中,溶液的導(dǎo)電能力如圖所示。下列說法不正確的是( ) A.在O點(diǎn)時(shí),醋酸不導(dǎo)電 B.a、b、c三點(diǎn),a點(diǎn)時(shí)醋酸溶液中H+濃度最小 C.b點(diǎn)時(shí),醋酸電離程度最大 D.可通過微熱的方法使c點(diǎn)溶液中c(CH3COO-)增大,答案,解析,-30-,基礎(chǔ)梳理,考點(diǎn)突破,,答案,解析,-31-,基礎(chǔ)梳理,考點(diǎn)突破,,答案,解析,-32-,基礎(chǔ)梳理,考點(diǎn)突破,,解析,,,-33-,實(shí)驗(yàn)探究:強(qiáng)酸與弱酸(或強(qiáng)堿與弱堿)的判斷與比較 強(qiáng)弱電解質(zhì)的比較是歷年高考的熱點(diǎn),主要考查強(qiáng)弱電解質(zhì)的判斷及電離平衡理論,把理論知識與實(shí)驗(yàn)探究結(jié)合起來考查是今后高考命題的趨勢。 探究酸是強(qiáng)酸還是弱酸,堿是強(qiáng)堿還是弱堿,實(shí)質(zhì)是看它在水溶液中的電離程度,完全電離即為強(qiáng)酸(或強(qiáng)堿),部分電離即為弱酸(或弱堿),設(shè)計(jì)實(shí)驗(yàn)時(shí)要注意等物質(zhì)的量濃度和等pH的兩種酸(或堿)的性質(zhì)差異,常用的實(shí)驗(yàn)方法有: (1)從弱電解質(zhì)的電離特點(diǎn)分析: 弱電解質(zhì)的電離是不徹底的,即其不能完全電離。常見方案如下: ①稱取一定量的無水醋酸配制0.1 molL-1的醋酸溶液,測定該溶液的pH?，F(xiàn)象:測出的pH1。,-34-,②配制濃度相同的鹽酸和醋酸溶液,取相同體積分別加入燒杯且并聯(lián),接通電源,觀察燈泡亮度?，F(xiàn)象:插在鹽酸中的燈泡更亮。 ③配制相同濃度的鹽酸和醋酸溶液,分別測定兩溶液的pH。現(xiàn)象:鹽酸的pH小,醋酸溶液的pH大。 ④配制相同pH的鹽酸和醋酸溶液,分別取相同體積,用酚酞溶液作指示劑,以氫氧化鈉溶液為標(biāo)準(zhǔn)溶液進(jìn)行滴定?，F(xiàn)象:兩溶液消耗NaOH標(biāo)準(zhǔn)溶液的體積V(鹽酸)醋酸溶液。,-35-,(2)從影響弱電解質(zhì)電離平衡的外界因素分析: 弱電解質(zhì)的電離程度除與本身的性質(zhì)有關(guān)之外,還受溫度、濃度等因素的影響。常見方案如下: ①配制pH相同的鹽酸和醋酸溶液,取1 mL上述鹽酸和醋酸溶液分別用蒸餾水稀釋相同倍數(shù)(如100倍),再測定稀釋后兩溶液的pH。現(xiàn)象:鹽酸pH變化大,醋酸溶液pH變化小。 ②取pH=1的兩種溶液加入足量的鋅,用排水法收集生成的氫氣。現(xiàn)象:兩溶液中生成的氫氣體積及速率:醋酸溶液鹽酸。 ③配制某濃度的醋酸溶液,向其中滴入幾滴甲基橙溶液,然后再加入少量醋酸銨晶體,振蕩。現(xiàn)象:溶液由紅色逐漸變?yōu)槌壬?-36-,(3)從其對應(yīng)的鹽溶液是否水解的角度分析: ①配制某濃度的醋酸鈉溶液,向其中加入幾滴酚酞溶液?，F(xiàn)象:溶液變?yōu)闇\紅色。 ②用玻璃棒蘸取一定濃度的醋酸鈉溶液滴在pH試紙上,測其pH?，F(xiàn)象:pH7。 (4)從強(qiáng)酸與弱酸、強(qiáng)堿與弱堿稀釋相同倍數(shù)時(shí)pH變化圖像判斷。,-37-,圖中,a、b為pH相等的NaOH溶液和氨水,c、d為pH相等的鹽酸和醋酸溶液。對于該圖像,要深刻理解以下4點(diǎn): ①對于pH=y的強(qiáng)酸溶液稀釋時(shí),體積每增大10n倍,pH就增大n個(gè)單位,即pH=y+n;對于pH=y的弱酸溶液來說,體積每增大10n倍,pH增大不足n個(gè)單位,即pHx-n;無論怎樣稀釋,堿溶液的pH不能等于或小于7,只能趨近于7。 ③加水稀釋相同倍數(shù)后的pH大小:氨水NaOH溶液,鹽酸醋酸溶液。 ④稀釋后的pH仍然相等,則加水量的多少:氨水NaOH溶液,醋酸溶液鹽酸。,-38-,典例為了證明一水合氨(NH3H2O)是弱電解質(zhì),甲、乙、丙三人分別選用下列試劑進(jìn)行實(shí)驗(yàn):0.010 molL-1氨水、0.1 molL-1 NH4Cl溶液、NH4Cl晶體、酚酞溶液、pH試紙、蒸餾水。 (1)甲用pH試紙測出0.010 molL-1氨水的pH為10,則認(rèn)定一水合氨是弱電解質(zhì),你認(rèn)為這一方法是否正確?正確(填“正確”或“不正確”),并說明理由:若是強(qiáng)電解質(zhì),則0.010 molL-1氨水中[OH-]應(yīng)為0.01 molL-1,pH=12。 (2)乙取出10 mL 0.010 molL-1氨水,用pH試紙測其pH=a,然后用蒸餾水稀釋至1 000 mL,再用pH試紙測其pH=b,若要確認(rèn)NH3H2O是弱電解質(zhì),則a、b值應(yīng)滿足什么關(guān)系?7a-2ba(用“等式”或“不等式”表示)。,,,,,-39-,,,,,,,,,-40-,-41-,跟蹤訓(xùn)練 1.某溫度下,相同pH的鹽酸和醋酸溶液分別加水稀釋,平衡pH隨溶液體積變化的曲線如圖所示。據(jù)圖判斷正確的是( ),A.Ⅱ?yàn)辂}酸稀釋時(shí)的pH變化曲線 B.b點(diǎn)溶液的導(dǎo)電性比c點(diǎn)溶液的導(dǎo)電性強(qiáng) C.a點(diǎn)KW的數(shù)值比c點(diǎn)KW的數(shù)值大 D.b點(diǎn)酸的總濃度大于a點(diǎn)酸的總濃度,答案,解析,-42-,2.常溫下,H2SO3的電離常數(shù)Ka1=1.210-2 molL-1,Ka2=6.310-8 molL-1;H2CO3的電離常數(shù)Ka1=4.510-7 molL-1,Ka2=4.710-11 molL-1。某同學(xué)設(shè)計(jì)實(shí)驗(yàn)驗(yàn)證H2SO3酸性強(qiáng)于H2CO3:將SO2和CO2氣體分別通入水中至飽和,立即用酸度計(jì)測兩溶液的pH,若前者的pH小于后者,則H2SO3酸性強(qiáng)于H2CO3的。該實(shí)驗(yàn)設(shè)計(jì)不正確,錯(cuò)誤在于用于比較pH的兩種酸的物質(zhì)的量濃度不相等。設(shè)計(jì)合理實(shí)驗(yàn)驗(yàn)證H2SO3酸性強(qiáng)于H2CO3的(簡要說明實(shí)驗(yàn)步驟、現(xiàn)象和結(jié)論)。,,-43-,三種參考方案如下:方案一:配制相同物質(zhì)的量濃度的NaHSO3和NaHCO3溶液,用酸度計(jì)(或pH試紙)測兩溶液的pH。前者的pH小于后者,證明H2SO3酸性強(qiáng)于H2CO3的 方案二:將SO2氣體依次通過飽和NaHCO3溶液、酸性KMnO4溶液、品紅溶液、澄清石灰水。品紅溶液不退色且澄清石灰水變渾濁,證明H2SO3酸性強(qiáng)于H2CO3的 方案三:將CO2氣體依次通過飽和NaHSO3溶液、品紅溶液。品紅溶液不退色,證明H2SO3酸性強(qiáng)于H2CO3的。,,,,,,,,-44-,解析:要用測pH的方法比較酸性強(qiáng)弱,則應(yīng)使酸的濃度相等。該實(shí)驗(yàn)中SO2和CO2均飽和,而SO2的溶解度遠(yuǎn)大于CO2,故[H2SO3][H2CO3],H2SO3溶液的pH小,不能說明其酸性強(qiáng)。,