浙江版高考化学复习专题一0二弱电解质的电离平衡和溶液的酸碱性教学课件

这是一份浙江版高考化学复习专题一0二弱电解质的电离平衡和溶液的酸碱性教学课件，共48页。
考情分析　　近几次浙江选考的选择题中,将弱电解质的电离平衡、溶液酸碱性、中和滴定与 水解整合在一起,需要从不同的角度去理解。实验非选择题的最后2小题,往往是解决 滴定实验的操作、计算、误差分析等实际问题,试题情境复杂新颖,需要结合定性与 定量分析,利用守恒思想对滴定过程进行分析与建模。
考点1　弱电解质的电离平衡1.强电解质和弱电解质
2.弱电解质的电离平衡(1)建立与特征
(2)外界条件对电离平衡的影响①温度:升温,电离平衡右移,电离程度增大。②浓度:稀释溶液,电离平衡右移,电离程度增大。
③同离子效应:加入与弱电解质具有某种相同离子的强电解质,电离平衡左移,电离程 度减小。④加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质:电离平衡右移,电离程度增大。如0.1 ml·L-1的醋酸溶液[CH3COOH  H++CH3COO-(ΔH>0)],改变条件后,有如下变化:
注意　电离平衡右移,电离程度不一定增大。例如增大弱电解质的浓度,电离平衡向 右移动,但电离程度减小。(3)电解质溶液的导电能力:取决于自由移动离子的浓度和离子所带电荷数,自由移动 离子的浓度越大、离子所带电荷数越多,导电能力越强。注意    电解质溶液的导电能力与电解质的强弱无必然关系,强电解质在水中的导电能 力不一定强,如BaSO4。3.电离度(1)定义:在一定条件下弱电解质在溶液中达到电离平衡时,已电离的电解质分子数占 原来总分子数(包括已电离的和未电离的)的百分比。
(2)表示方法:α= ×100%。(3)影响因素①浓度:相同温度下,同一弱电解质,浓度越大,电离度越小。②温度:相同浓度下,同一弱电解质,温度越高,电离度越大。注意　电离度实质上是一种平衡转化率,表示弱电解质在溶液中的电离程度。4.电离平衡常数(1)表达式:对一元弱酸HA,HA  H++A-,Ka= 。(2)特点:多元弱酸分步电离,各级电离常数的大小关系是 ≫ ≫ ……故其酸性主要取决于第一步电离。
(3)影响因素①内因:弱电解质本身的性质。②外因:只与温度有关,温度升高,Ka增大。(4)应用
考点2　溶液的酸碱性　酸碱中和滴定一、溶液的酸碱性1.水的电离(1)水的电离平衡:H2O  H++OH-。(2)影响水的电离平衡的因素①温度:温度升高,促进水的电离;②酸、碱:加酸或碱会抑制水的电离;③能水解的盐:加能水解的盐,促进水的电离。
(3)水的离子积:KW=c(H+)·c(OH-)。一定温度时,KW为常数,只与温度有关。水的电离是 吸热过程,温度越高,KW越大。常温下,KW=1×10-14。注意    KW表达式中的H+和OH-不一定都是由水电离出来的,指的是溶液中的c(H+)和c(OH-)。2.溶液的酸碱性和pH(1)溶液的酸碱性
(2)溶液的pH①计算公式:pH=-lgc(H+)。②适用范围:稀溶液,pH数值在0~14之间。③表示意义:表示溶液酸碱性的强弱,相同温度下,pH越小,酸性越强。(3)溶液pH计算的一般思维模型
二、酸碱中和滴定(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例)1.原理:c(测)= 
2.实验用品(1)仪器:酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、烧杯、锥形瓶。 
注意　滴定管的选择①酸性、氧化性溶液一般用酸式滴定管盛装,因为其易腐蚀橡胶。②碱性溶液一般用碱式滴定管盛装,因为其易腐蚀玻璃,致使玻璃活塞无法打开。③使用聚四氟乙烯活塞的滴定管为酸碱通用滴定管。(2)试剂:标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。注意　指示剂的选择①不用石蕊作中和滴定的指示剂。②滴定终点为碱性时,用酚酞作指示剂。例如用NaOH溶液滴定醋酸溶液。③滴定终点为酸性时,用甲基橙作指示剂。例如用盐酸滴定氨水。
3.实验操作(1)滴定前的准备①滴定管:检漏→洗涤→润洗→装液→调液面→记录。②锥形瓶:注碱液→加指示剂(酚酞或甲基橙均可)。注意　排气泡的方法
如果酸式滴定管内部有气泡,应快速放液以赶出气泡;赶出碱式滴定管胶管中气泡的 方法如图所示。
(2)滴定 (3)终点判断
等到滴入最后半滴标准液,溶液变色,且半分钟内不恢复原来的颜色,视为滴定终点,记 录用去标准液的体积。
4.数据处理按上述操作重复2~3次,求出用去标准盐酸体积的平均值,根据c(NaOH)= 计算。5.误差分析可将所有误差都归结到对V(HCl)的影响上。
三、滴定曲线(pH曲线)分析1.强酸与强碱滴定过程中的pH曲线(以0.100 0 ml·L-1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 ml·L-1盐酸为例) 
2.强酸(碱)与强碱(酸)、弱碱(酸)滴定过程的pH曲线比较
(1)曲线起点不同:强碱滴定强酸、弱酸的曲线,强酸起点低;强酸滴定强碱、弱碱的曲 线,强碱起点高。(2)突变范围不同:强碱与强酸反应(强酸与强碱反应)的突变范围大于强碱与弱酸反应 (强酸与弱碱反应)的突变范围。
1.判断正误,正确的画“√”,错误的画“×”。(1)常温下,将pH=3的醋酸溶液稀释到原体积的10倍后,溶液的pH=4。 (　    )(2)电离常数大的酸溶液中c(H+)一定比电离常数小的酸溶液中c(H+)大。 (　    )(3)向CH3COONa溶液中加入少量CH3COONa,溶液中 的值增大。 (　    )(4)0.1 ml·L-1的CH3COOH溶液与0.01 ml·L-1的CH3COOH溶液中,c(H+)之比为10∶1。  (　    )(5)常温下,把pH=2与pH=12的酸、碱溶液等体积混合后,所得溶液的pH为7。(　    )(6)一定温度下,pH=a的氨水,稀释至原体积的10倍后,其pH=b,则a>b+1。(　    )
(7)用0.200 0 ml·L-1 NaOH标准溶液滴定HCl与CH3COOH的混合液(混合液中两种酸 的浓度均约为0.1 ml·L-1),至中性时,溶液中的酸未被完全中和。(　    )(8)用稀NaOH溶液滴定盐酸,用酚酞作指示剂,当锥形瓶中溶液由红色变无色时,停止 滴定。 (　    )(9)若用标准盐酸滴定待测NaOH溶液,滴定后俯视读数,则测定值偏大。 (　    )(10)容量为25 mL的滴定管中的液体初始液面位于零刻度,滴定过程中用去10.00 mL的 液体,此时滴定管中剩余液体的体积为15.00 mL。 (　    )
2.常温下,关于下列溶液的说法不正确的是(忽略溶液体积变化) (　    )
A.水电离出的H+浓度:①=②=③=④=⑤×10-4B.分别加水稀释至10倍,溶液的pH:①>②>⑤>③>④C.①、③两溶液等体积混合所得溶液中水的电离程度大于⑤溶液D.V1 L ②溶液与V2 L ③溶液混合,若混合溶液pH=4,则V1∶V2=9∶11
3.部分弱电解质的电离平衡常数如下表:
下列说法错误的是 (　    )A.结合H+的能力:C >CN->HC >HCOO-B.能发生反应2CN-+H2O+CO2  2HCN+C C.中和等体积、等pH的HCOOH溶液和HCN溶液消耗NaOH的量:前者小于后者D.25 ℃时,反应HCOOH+CN-  HCN+HCOO-的化学平衡常数约为3.67×105
4.常温下,下列关于NaOH溶液和氨水的说法正确的是 (　    )A.相同物质的量浓度的两溶液,后者的pH更大B.pH=13的两溶液稀释至100倍,前者的pH大于后者C.两溶液中分别加入少量NH4Cl固体,c(OH-)均减小D.体积相同、pH相同的两溶液能中和等物质的量的HCl
5.已知25 ℃时,K(HA)=5.0×10-4,K(HB)=1.7×10-5。下列说法不正确的是 (　    )A.25 ℃时,等浓度的NaA和NaB两溶液,水的电离程度前者小于后者B.25 ℃时,等pH的NaA和NaB两溶液,c(A-)·c(HB)>c(B-)·c(HA)C.25 ℃时,等物质的量浓度的HA和HB两溶液加水稀释至10倍后,电离度α(HA)2且pH2且pH