2024届高三化学一轮复习 7-电离平衡 课件

这是一份2024届高三化学一轮复习 7-电离平衡 课件，共27页。PPT课件主要包含了同离子效应，正向移动，逆向移动，不影响，平衡如何移动，不移动，二电离平衡常数，温度升高Ka增大，三水的电离平衡，ACF等内容，欢迎下载使用。
溶液中的平衡大体分为以下几部分：弱电解质的电离平衡盐类的水解平衡沉淀的溶解平衡配合物的络合平衡溶液中的平衡问题完全遵循热力学定律
酸碱理论1. 阿仑尼乌斯(Arrhenius)的电离学说 在水溶液中，电离出来的阳离子全部是氢离子的化合物，称为酸；电离出来的阴离子全部是氢氧根离子的化合物，称为碱。问题：非水溶剂和一些非水酸碱反应无法有效解释 NH3 + HCl = NH4Cl NaHCO3能否算作酸？ HCl与H2SO4在水中均几乎完全电离，酸性完全一样吗？阿仑尼乌斯的理论有其限制，但是现在仍广泛应用
2.酸碱溶剂理论非水溶剂中，也有特征阳离子(酸)，特征阴离子(碱)2NH3 ⇌ NH4+ + NH2-N2O4 ⇌ NO+ + NO3-SO2 ⇌ SO2+ + SO32-对酸碱反应的拓展：液氨中：NH4Cl + NaNH2 = NaCl + 2NH3SO2(l)中：SOCl2 + Cs2SO3 = 2CsCl + 2SO2重要应用：拉平效应与区分效应在醋酸中可以区分出酸性：HClO4 > H2SO4 > HCl > HNO3在水溶液中区分不出酸性强弱，称为“拉平效应”
3. 酸碱质子理论(Brnsted 理论)定义：能给出质子的为酸，能接受质子的为碱酸：HCl，HCO3-，HSO4-，CH4碱：NH3，CO32-，OH-突破：a. 离子也可以是酸或碱 b. 脱离溶剂的限制 c. 极弱的酸碱也可能存在 d.把酸碱反应扩大到气相、液相、电离和水解等反应共轭酸碱对： H3O+为酸，则其共轭碱为H2O H2O的共轭碱为OH-
[练习]写出下列物质的共轭酸和共轭碱HCO3-，N2H4，CH3COOH对酸碱反应的拓展：2H2O ⇌ H3O+ + OH-CO32- + H2O ⇌ OH- + HCO3-H+传递的反应均可以看作酸碱反应。[练习] 指出下列反应中的酸与碱1. CH3COOH ⇌ CH3COO- + H+2. Fe3+ + 3H2O ⇌ Fe(OH)3 + 3H+
4. Lewis酸碱理论定义：凡是能接受电子对的物种，称为酸；凡是能给出电子对的物种，称为碱。酸：H+，BCl3，SiF5，SO3，Mn+碱：OH-，F-，H2O，NH3优点：1. 与前述理论并不相悖 2. 拓展了酸的范围许多反应都可以归为酸碱反应：如：金属阳离子形成配合物，阳离子水解 非氧化还原反应基本都可以归入酸碱反应
[练习]指出下列反应中的Lewis酸和Lewis碱(a) CN-(aq) + H2O(l) ⇌ HCN(aq) + OH-(aq) (b) HIO(aq) + NH2-(aq) = NH3(l) + IO-(aq) (c) (CH3)3N(g) + BF3(g) = (CH3)3NBF3(s)(d) Fe(ClO4)3(s) + 6H2O(l) ⇌ Fe(H2O)63+(aq) + 3ClO4-(aq) (e) FeBr3(s) + Br-(aq) ⇌ FeBr4-(aq)
[一] 弱电解质的电离平衡
[例] 下列哪些物质是弱电解质① HI ② SO2 ③ H3PO4 ④ 氨水 ⑤ H2S ⑥ AlCl3 ⑦ NaHCO3 ⑧ CH3COONH4 ⑨ Fe(SCN)3 ⑩ H2O ③ ⑤ ⑨ ⑩[思考] 如何判断物质是否为强/弱电解质？电解质：溶液中或熔融状态下自身可电离的化合物 包括：酸，碱，盐，金属氧化物等非电解质：不属于电解质的化合物强电解质：可完全电解的化合物 包括：强酸，强碱，大多数盐，活泼金属氧化物弱电解质：弱酸，弱碱，少数盐如Pb(OAc)2等
平衡状态判定方式，平衡常数，平衡移动原理都同样适用[例] 下列条件改变，醋酸的电离平衡如何移动？CH3COOH ⇌ CH3COO- + H+ ① 加入少量NaOH ② 加入少量冰醋酸 ③ 加水稀释 ④ 加浓盐酸 ⑤ 加醋酸钠 ⑥ 增大压强
[讨论] CH3COOH ⇌ CH3COO- + H+① 电解质的电离度α = Δn/n0 加水稀释，电离度如何变化？增加溶质，电离度减小；稀释，电离度增大规律1：越稀越电离② 在pH = 3的醋酸中加① pH = 1的盐酸 ② pH = 3的盐酸 ③ pH = 5的盐酸
pH = -lgc(H+)
③ CH3COOH ⇌ CH3COO- + H+ ΔH = +4.2 kJ/ml ΔS = -92.1 J·ml·K-1 加热后，平衡如何移动？醋酸的电离度如何变化？ 大多数弱电解质的电离过程是吸热的，因此规律2：越热越电离
对于一元弱酸：HA ⇌ H++A-，平衡时对于一元弱碱：MOH ⇌ M＋+ OH-，平衡时
Ka表示酸(acid)的电离平衡常数，Kb表示碱(base)的电离平衡常数电离平衡常数与前面所学的K本质上没有区别
[思考] 弱酸的Ka的大小受什么因素影响？
常见弱酸弱碱的电离平衡常数 (25°C)
pKa = -lgKa
① 只讨论弱酸的Ka ② Ka越大酸性越强，pKa越小酸性越强
几点注意事项：1. 电离平衡常数与浓度无关，但一般在稀溶液中应用才有效，参考浓硫酸与稀硫酸2. 强酸在水溶液中几乎完全电离，K > 1，不列出 但是可以想到，K = 1，其实溶液中仍有较大比例酸分子存在，理论上很难达到“完全”电离 如0.1 ml/L盐酸，电离度达98%，不过计算时简化为完全电离即可。3. HSO4-不能完全电离，竞赛中需要明确 NaBr + H2SO4(浓) = NaHSO4 + HBr↑ 4. 第四周期不完全符合元素周期律，如H3AsO4。
[讨论]多元弱酸如H2CO3，存在Ka1和Ka2，分别写出其对应的电离方程式。H2CO3中两个H环境相同，但Ka1和Ka2一般差距很大，为何？ 一级电离出H+后，剩下的酸根阴离子带负电荷，失去H+的能力更弱(CO32-对H+的吸引力强于HCO3-对H+的吸引力)多元弱酸的酸性由第一步电离决定提示：多元弱碱分两种情况：① 若多元弱碱可溶，类比多元弱酸，如N2H4② 若多元弱碱为沉淀，不讨论Kb (电离实际分步，但方程一步写完)
[例] Ka的简单应用(1) 已知HOCl Ka = 4.0×10-8 H2CO3 Ka1 = 4.5×10-7， Ka2 = 4.7×10-11 在NaClO溶液中通入少量CO2，写出离子方程式。ClO- + CO2 + H2O = HClO + HCO3-(2) 已知H2SO3 Ka1=1.2×10-2， Ka2=5.6×10-8 H2CO3 Ka1=4.5×10-7， Ka2=4.7×10-11a. 比较HSO3-与HCO3-结合质子能力的强弱 HCO3- > HSO3-b. 饱和碳酸氢钠中通入过量SO2，写化学方程式 NaHCO3 + SO2 = NaHSO3 + CO2
水能不能导电？纯水基本不导电 精确的导电性实验表明，纯水大部分以H2O的形式存在，但其中也存在着极少量的H3O+和OH-。这表明水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离2H2O ⇌ H3O+ + OH-简写为：H2O ⇌ H+ + OH-[问] 如何书写水的电离平衡常数K？H2O ⇌ H+ + OH- Kw = c(H+)c(OH-)
水的电离是吸热过程，温度升高，平衡正向移动，Kw增大常温下，可认为Kw = 10-14[问] ① 常温下纯水中的H+浓度为？pH为？ ② 温度升高，纯水的pH如何变化？ ③ 温度升高后，水还是中性的吗？
中性：c(H+) = c(OH-)
[练习] 下面说法正确的是A. pH等于7的溶液不一定呈中性 B. 常温下，pH < 7的溶液一定是酸溶液C. 纯水中加入NaOH，水的电离被抑制 D. 常温下，pH = 3 的醋酸溶液稀释后，溶液中所有离子浓度均降低E. NaOH溶液稀释后，水的电离平衡正向移动，pH升高F. NaOH中，升高温度以后，溶液的pH降低
[四] 简单溶液的pH计算
[例1] 在25℃，0.005 ml/L的Ba(OH)2溶液，求该溶液中氢离子浓度？氢氧根离子浓度？溶液的pH？设水电离出的c(H+) = x，则水电离出的c(OH-) = xx(x + 0.005×2) = 10-14 x + 0.005×2 ≈ 0.01c(H+) = 10-12 ml/L，c(OH-) = 10-2 ml/L，pH = 12[例2] 某温度下，纯水中c(H+) = 1×10-6 ml/L，则求在该温度下(1) 0.1 ml/L的盐酸溶液的pH？(2) 0.1 ml/L的NaOH溶液的pH？
[例3] 常温下，某溶液中由水电离产生的H+浓度为10-11 ml/L ，则该溶液呈酸性还是碱性？ 并求算该溶液中 c(H+)的可能值 ？ 水的电离被抑制，有两种可能性： 溶液加了酸，使溶液中c(OH-)为10-11 ml/L 溶液加了碱，使溶液中c(H+)为10-11 ml/L
酸性时：c(H+)＝10-3 ml/L 、c(OH-)＝ 10-11 ml/L
碱性时：c(H+)＝10-11 ml/L 、c(OH-)＝10-3 ml/L
[例4] 常温下，计算0.1 ml/L H2A溶液的pH 已知：Ka1(H2A) = 1×10-9，Ka2(H2A) = 5×10-14 ① cKa1 >> Kw，忽略水的电离 ② Ka1 >> Ka2，忽略二级电离 ③ Ka1较小，c(H2A) ≈ 0.1 ml/L [思考] 下列pH计算是否适用该计算公式，说明理由 A. 0.1 ml/L 的醋酸溶液 (Ka ≈ 10-5) B. 10-7 ml/L的醋酸溶液 C. 0.1 ml/L HIO3溶液 (Ka ≈ 0.1)① 浓度过稀，Kw不能忽略 ② 酸性过强，c(HA) ≠ c
→ c(H+) = (cKa1)1/2
[例5] 对于二元弱酸H2A溶液，其阴离子A2-浓度近似为定值：c(A2-) = Ka2 尝试证明之。 Ka2 = c(H+)c(A2-)/c(HA-) 弱酸二级电离程度极小，则c(H+) ≈ c(HA-)，故Ka2 ≈ c(A2-)[问1] H2A溶液中c2(H+)/c(H2A) = ？c2(H+)/c(H2A) = Ka1[问2] 在不同浓度的H3PO4溶液中，哪一微粒浓度可能近似不变？HPO42-
[例5] 对于二元弱酸H2A溶液，其阴离子A2-浓度近似为定值：c(A2-) = Ka2 [问3] 虽然H2A溶液中c(A2-)浓度近似为定值，但稀释时， c(A2-)浓度仍会发生变化，请问是略增大还是略减小？Ka2 = c(H+)c(A2-)/c(HA-)稀释后，c(H+)、c(HA-)均减小二级电离程度增大， c(H+)/c(HA-)增大，c(A2-)减小在较稀溶液中，c(A2-) = Ka2误差更大
[例5] 对于二元弱酸H2A溶液，其阴离子A2-浓度近似为定值：c(A2-) = Ka2 [问4] 含0.1 ml/L HCl和0.1 ml/L H2S的混合溶液，计算S2-离子浓度？ H2S Ka1 = 1×10-7 Ka2 = 1×10-13不能用c(S2-) = Ka2，c(H+) ≠ c(HS-) 此时可近似认为弱酸不电离，c(H+) = 0.1 ml/L，c(H2S) = 0.1 ml/L用Ka1计算HS-浓度，再用Ka2和HS-浓度计算S2-浓度。