《广东省高考化学一轮复习 专题八 弱电解质的电离平衡和溶液的酸碱性课件-人教版高三全册化学课件》由会员分享，可在线阅读，更多相关《广东省高考化学一轮复习 专题八 弱电解质的电离平衡和溶液的酸碱性课件-人教版高三全册化学课件（30页珍藏版）》请在金锄头文库上搜索。
1、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:强酸、强碱、大多数盐、活泼金属氧化物等。弱电解质:弱酸、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H2CO
2、3HC+H+(主),HCH+C(次)。多元弱碱的电离以一步电离表示,如Fe(OH)3Fe3+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:NaHSO4Na+H+S(水溶液中)NaHSO4Na+HS(熔融状态)NaHCO3:NaHCO3Na+HC(水溶液中或熔融状态)HCH+C(水溶液中)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,达到电离平衡状态。弱电解质的电离平衡特点:(1)是动态平衡
3、,电离方程式中用“”;(2)平衡时溶液中离子浓度和分子浓度保持不变;(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0.1molL-1的醋酸溶液CH3COOHH+CH3COO-(H0),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
4、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=。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
5、常见弱酸的酸性强弱排序:H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO2.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H0,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:=4.410-7,=5.610-11。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+H2OH3O+OH-。简写为H2OH+OH-。2.纯水在室温下的常用数据(1)c(H+)=c(OH-)=1.010
6、-7molL-1。(2)KW=c(H+)c(OH-)=1.010-14。(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
7、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pH1.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
8、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8.0蓝色甲基橙4.4黄色酚酞10.0红色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-)=110-14,仍为同一个常数。4.在
9、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.
10、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)=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
11、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
12、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20mL0.1mol/LHA溶液中逐滴滴加等浓度NaOH溶液为例:(1)VNaOH溶液-pH图像由图,0.1mol/LHA溶液pH=3,存在的电离平衡如下:HA(aq)H+(aq)+A-(aq)c始(mol/L)10-100c(mol/L)10-1-10-310-310-3c平(mol/L)10-1-10-310-310-3Ka=,由于10-110-3之间数量级相差102,故可忽略10-3,即10-1-10-310-1,故Ka=10-5。(2)pH-图像由图可知,当=0.5时
13、,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。例(2019广东一模,7)25时,在20mL0.1molL-1一元弱酸HA溶液中滴加0.1molL-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.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1.010-5.3C.B点对应的NaOH溶液体积为10mLD.对C点溶液加热(不考虑挥发),则一定
14、增大解析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+)=10-5.3molL-1,弱酸HA的电离常数为=1.010-5.3,B项正确;加NaOH溶液10mL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-
15、的水解,水解常数增大,其倒数减小,D项错误。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1mol/L的HClO2溶液和1mol/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10-4C.在0pH5时,HBF4溶液满足pH=lgD.25时1LpH=2的HBF4溶液与100时1LpH=2的HBF4溶液消耗的NaOH的物质的量相同解析曲线a,
16、lg+1=1时,pH=0、V=V0,即1mol/LHBF4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1mol/LHClO2溶液中c(H+)=0.1mol/L,常温下HClO2的电离平衡常数Ka=110-2,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0pH5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0.01mol/L,体积均为1L的两溶液完全中和消耗的NaOH的物质的量相同,D项正确。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。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
