2022届高三统考化学人教版一轮课件：第8单元 第1节　弱电解质的电离

这是一份2022届高三统考化学人教版一轮课件：第8单元 第1节　弱电解质的电离，共48页。PPT课件主要包含了-2-，-3-，考点一，考点二，基础梳理，考点突破，-4-，-5-，-6-，-7-等内容，欢迎下载使用。
考纲要求:1.了解电解质的概念,了解强电解质和弱电解质的概念。　2.理解电解质在水中的电离以及电解质溶液的导电性。　3.理解弱电解质在水中的电离平衡,能利用电离平衡常数进行相关计算。
弱电解质的电离平衡1.电离平衡的建立弱电解质的电离平衡是指在一定条件(温度、浓度)下,弱电解质分子电离成离子的速率和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保持不变时的状态。平衡建立过程的v-t图像如图所示。
2.弱电解质电离平衡的特征
3.外界条件对电离平衡的影响(1)内因:弱电解质本身的性质。(2)外因:浓度、温度、加入试剂等。以0.1 ml·L-1 CH3COOH溶液为例(CH3COOH CH3COO-+H+　ΔH>0),用平衡移动原理分析电离平衡的移动。
特别提醒(1)稀醋酸加水稀释时,溶液中的各离子浓度并不是都减小,如c(OH-)是增大的。(2)电离平衡右移,电解质分子的浓度不一定减小,电离程度也不一定增大,如稀醋酸中加入冰醋酸。
自主巩固判断正误,正确的画“√”,错误的画“×”。(1)除水的电离平衡外,CH3COOH溶液中存在电离平衡,而盐酸中不存在电离平衡 ( √ )(2)CH3COOH溶液中,CH3COOH达到电离平衡时,溶液中检测不出CH3COOH分子 ( × )
(5)氢碘酸的电离方程式为HI==H++I- ( √ )(6)弱电解质溶液的导电能力一定比强电解质弱 ( × )
从“定性”和“定量”两个角度理解电离平衡(1)从定性角度分析电离平衡:应该深刻地理解勒夏特列原理——平衡向“减弱”这种改变的方向移动,移动结果不能“抵消”或“超越”这种改变。(2)从定量角度分析电离平衡:当改变影响电离平衡的条件后,分析两种粒子浓度之比的变化时,若通过平衡移动的方向不能作出判断,应借助化学平衡常数进行定量分析。
例1H2S水溶液中存在电离平衡H2S H++HS-和HS- H++S2-。若向H2S溶液中(　　)A.加水,平衡向右移动,溶液中氢离子浓度增大B.通入过量SO2气体,平衡向左移动,溶液pH增大C.滴加新制氯水,平衡向左移动,溶液pH减小D.加入少量硫酸铜固体(忽略体积变化),溶液中所有离子浓度都减小
解析:加水,电离平衡向右移动,但c(H+)减小,A项错误;通入过量SO2气体发生反应2H2S+SO2==3S↓+2H2O,当SO2过量时溶液显酸性,而且酸性比氢硫酸强,pH减小,B项错误;滴加新制氯水,发生反应Cl2+H2S==2HCl+S↓,则平衡向左移动,溶液pH减小,C项正确;加入少量硫酸铜固体,发生反应H2S+Cu2+==CuS↓+2H+,c(H+)增大,D项错误。
例225 ℃时,用蒸馏水稀释1 ml·L-1醋酸,下列各项始终保持增大趋势的是( )
易错警示 向冰醋酸中加水形成溶液一直到溶液被稀释的过程中,各种变化如下:CH3COOH的电离程度一直增大,电离产生的H+、CH3COO-数目一直增大,但c(H+)、c(CH3COO-)先增大后减小,c(OH-)先减小后增大,c(CH3COOH)一直减小。
跟踪训练1.常温下,下列各组离子在指定溶液中一定能大量共存的是(　　)。
2.将0.1 ml·L-1的氨水加水稀释至0.01 ml·L-1,稀释过程中温度不变,下列叙述正确的是( )
2.特点(1)电离平衡常数(也叫电离常数)只与温度有关,升高温度,K值 增大。(2)多元弱酸的各级电离平衡常数的大小关系是第一步≫第二步≫第三步……故其酸性取决于第一步电离。3.意义同一温度下,K越大→越易电离→酸(碱)性越强
2.电离常数的四大应用(1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱,电离常数越大,酸性(或碱性)越强。(2)判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱,电离常数越大,对应的盐水解程度越小,碱性(或酸性)越弱。(3)判断复分解反应能否发生,一般符合“强酸制弱酸”规律。(4)判断微粒浓度比值的变化。弱电解质加水稀释时,能促进弱电解质的电离,溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化,但电离常数不变,考题中经常利用电离常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。
例3已知:下表为25 ℃时某些弱酸的电离平衡常数。
如图表示常温下,稀释CH3COOH、HClO两种酸的稀溶液时,溶液pH随加水量的变化。下列说法不正确的是(　　)A.图中c(H+)∶c(R-)的值:A点>C点(HR代表CH3COOH或HClO)B.pH相同的四种溶液浓度关系:c(CH3COONa)>c(NaHCO3)>c(NaClO)>c(Na2CO3)C.图中A点酸的总浓度小于B点酸的总浓度D.浓度均为0.1 ml·L-1的CH3COONa和NaClO的混合溶液中:c(OH-)=0.1 ml·L-1-c(ClO-)+c(H+)+c(CH3COOH)
跟踪训练3.常温下,某酸HA的电离常数K=1×10-5。下列说法中正确的是(　　)。A.HA溶液中加入NaA固体后, 减小B.常温下,0.1 ml·L-1 HA溶液中水电离出的c(H+)为10-13 ml·L-1C.NaA溶液中加入盐酸至恰好完全反应,存在关系:2c(Na+)=c(A-)+c(Cl-)D.常温下,0.1 ml·L-1 NaA溶液的水解常数为10-9
弱酸的判断及酸性强弱的比较1.弱酸的判断(1)从盐类水解的角度分析判断。取酸的钠盐溶于水,测溶液的酸碱性,若pH=7,则对应的酸为强酸,如NaCl;若pH>7,则对应的酸为弱酸,如CH3COONa。如判断CH3COOH为弱酸可用下面两个现象:①配制某浓度的醋酸钠溶液,向其中加入几滴酚酞溶液,溶液变为浅红色。②用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在pH试纸上,测其pH,pH>7。(2)从弱电解质定义(弱电解质在溶液中不能完全电离)的角度分析判断。如:取0.1 ml·L-1 HA溶液,测其pH,若pH>1,则说明HA是弱酸,若pH=1,则说明HA是强酸。
(3)从电离平衡移动的角度分析判断,如:①向HA溶液中加水稀释到原来的百分之一后,溶液pH增大小于2的是弱酸;②向HA溶液中加入NaA晶体,溶液中的pH增大的是弱酸。
2.弱酸相对强弱的比较(1)从强酸制弱酸的角度分析。向两支分别盛有0.1 ml·L-1的醋酸和饱和硼酸的试管中滴加等浓度Na2CO3溶液,观察现象。
①实验现象:盛醋酸的试管中出现气泡,盛硼酸的试管中无明显现象。②实验原理:Na2CO3+2CH3COOH═2CH3COONa+CO2↑+H2O, Na2CO3与硼酸不反应。③实验结论:酸性:CH3COOH>H2CO3>H3BO3。
(2)从电离平衡常数K的角度分析判断。K只是温度的函数,在相同温度下,同类型不同的酸比较时,K值越大酸性越强。注意:强酸无电离平衡常数。
例题某探究学习小组的甲、乙、丙三位同学分别设计了如下实验方案探究某酸HA是否为弱酸。甲:①量取一定质量的HA溶液配制0.1 ml·L-1的溶液100 mL;②25 ℃时,用pH试纸测出该溶液的pH为pH1,由此判断HA是弱酸。乙:①用已知物质的量浓度的HA溶液、盐酸,分别配制pH=1的两种酸溶液各100 mL;②各取相同体积的上述pH=1的溶液分别装入两支试管,同时加入纯度相同的过量锌粒,观察现象,即可得出结论。丙:①用已知物质的量浓度的HA溶液、盐酸,分别配制pH=1的两种酸溶液各100 mL;②分别取这两种溶液各10 mL,加水稀释至1 000 mL;③25 ℃时,用pH试纸分别测出稀释后的HA溶液、盐酸的pH分别为pH2、pH3,即可得出结论。
(1)在甲方案的第①步中,必须用到的标有刻度的仪器是　 。(2)甲方案中,判断HA是弱酸的依据是　。 乙方案中,能说明HA是弱酸的选项是　　　　(填字母)。 A.开始时刻,装盐酸的试管放出H2的速率快B.开始时刻,两支试管中产生气体速率相同C.反应过程中,装HA溶液的试管中放出H2的速率快D.反应结束后,装盐酸的试管中放出H2的质量少(3)丙方案中,能说明HA是弱酸的依据是pH2　　(填“>”“1　CD　(3)7,证明HA为弱酸
解析:(1)配制一定物质的量浓度的溶液需要有刻度的仪器有:用于配制溶液的100 mL容量瓶、用于稀释溶液的烧杯、用于量取浓溶液的量筒。(2)甲方案:如果HA是强酸,则0.1 ml·L-1HA溶液的pH=1,如果HA是弱酸,则pH1>1;乙方案:A项,开始时刻,两种酸中氢离子浓度相等,则反应生成氢气的速率应相等,不能说明HA是弱酸,故错误;B项,开始时刻,两支试管中产生气体速率一样快,不能说明HA的电离程度,故错误;C项,反应过程中,装HA溶液的试管中放出H2的速率快,说明随着反应的进行,HA溶液中的氢离子浓度大于盐酸,则HA在溶液中存在电离平衡,说明HA是弱酸,故正确;D项,反应结束后,装盐酸的试管中放出H2的质量少,说明HA溶液中酸的物质的量大于HCl,所以HA在溶液中存在电离平衡,则HA是弱酸,故正确。
跟踪训练1.下列事实一定能证明HNO2是弱电解质的是(　　)。①常温下NaNO2溶液pH>7　②用HNO2溶液做导电实验,灯泡很暗　③HNO2与NaCl不能发生反应④常温下0.1 ml·L-1 HNO2溶液的pH=2.1⑤NaNO2与H3PO4反应,生成HNO2　⑥常温下将pH=1的HNO2溶液稀释至原体积的100倍,溶液pH≈2.8A.①④⑥B.①②③④C.①④⑤⑥D.①②③④⑤⑥
2.常温下,将一元酸HA的溶液和NaOH溶液等体积混合,混合前两种溶液的浓度和混合后所得溶液的pH见下表:
请回答下列问题:(1)不考虑其他组的实验结果,单从甲组情况分析,如何用a(混合溶液的pH)来说明HA是强酸还是弱酸:　　　　　　　　　　　。(2)不考虑其他组的实验结果,单从乙组情况分析,c1　　　　(填“是”或“不是”)一定等于0.2。混合溶液中离子浓度c(A-)与c(Na+)的大小关系是　　　　　　　(填字母)。 A.前者大B.后者大C.两者相等D.无法判断(3)从丙组实验结果分析,HA是　　　　(填“强”或“弱”)酸。该混合溶液中离子浓度由大到小的顺序是　　　　　　　　　　　　。(4)丁组实验所得混合溶液由水电离出的c(OH-)=　　　ml·L-1。则该混合溶液中:c(Na+)-c(A-)=　　　　　　 ml·L-1(不能做近似计算,回答准确值,结果不一定要化简)。 
答案:(1)a=7时,HA是强酸;a>7时,HA是弱酸(2)不是　C　(3)弱　c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+)(4)10-5　10-5-10-9
解析:(1)因为是一元酸和一元碱等物质的量浓度等体积混合后恰好反应生成NaA,若a=7,说明HA是强酸;若a>7,说明溶液因A-水解而显碱性,则HA是弱酸。(2)c1不一定等于0.2,当HA是强酸时,c1等于0.2;当HA是弱酸时,c1大于0.2。因为pH=7,说明溶液中c(H+)=c(OH-),根据电荷守恒可知一定有c(Na+)=c(A-)。(3)由丙组实验数据可知,两溶液等体积等物质的量浓度混合后溶液的pH>7,说明A-水解,得出HA是弱酸。在NaA溶液中因溶液pH>7,则c(OH-)>c(H+),又因A-发生水解,则c(Na+)>c(A-),所以溶液中的离子浓度关系为c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+)。(4)丁组实验中所得溶液的pH=9,说明溶液中c(H+)=10-9 ml·L-1,则由水电离产生的c(OH-)= =10-5 ml·L-1。由电荷守恒得: c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(A-),则c(Na+)-c(A-)=c(OH-)-c(H+)=(10-5-10-9) ml·L-1。
1.两种类别(1)强电解质:强酸、强碱、绝大多数盐;(2)弱电解质:弱酸、弱碱、水。2.电离平衡的两个特征v(电离)=v(结合)≠0;分子、离子浓度保持不变。3.电离平衡的三个影响因素温度、浓度、相同离子。4.电离常数表达式
2.关于相同体积、pH均为3的CH3COOH溶液和盐酸,下列说法中正确的是(　　)。A.加水稀释至原体积的10倍后,两者的pH变化CH3COOH溶液大于盐酸B.用同浓度的氢氧化钠溶液中和,消耗氢氧化钠的物质的量盐酸大于CH3COOH溶液C.加入一定量的锌粉,产生气体的体积相同,则CH3COOH溶液一定过量D.加入足量的锌粉,产生氢气的速率随时间的变化如图所示
3.常温下,两种酸的电离平衡常数如下表:
常温下,浓度均为0.1 ml·L-1的下列溶液:①Na2SO3溶液;②Na2CO3溶液;③NaHSO3溶液,下列有关说法正确的是(　　)
4. 能证明乙酸是弱酸的实验事实是 (　　)A.CH3COOH溶液与Zn反应放出H2B.0.1 ml·L -1CH3COONa溶液的pH>7C.CH3COOH溶液与Na2CO3反应生成CO2D.0.1 ml·L -1 CH3COOH溶液可使紫色石蕊溶液变红
解析:A、D选项,只能证明乙酸具有酸性,不能证明其酸性强弱,错误;C选项,可以证明乙酸的酸性比碳酸强,但是不能证明其是弱酸,错误;B选项,依据“有弱才水解”可知CH3COOH是弱酸,正确。
6.联氨(又称肼,N2H4,无色液体)是一种应用广泛的化工原料,可用作火箭燃料。联氨为二元弱碱,在水中的电离方式与氨相似。联氨第一步电离反应的平衡常数值为　　　　　　　　　(已知: 的K=8.7×107;KW=1.0×10-14)。联氨与硫酸形成的酸式盐的化学式为　　　　　　　　。 
答案:8.7×10-7　N2H6(HSO4)2
7.(2018江西鹰潭检测)按要求填空:(1)将等质量的Zn粉分别投入a.10 mL 0.1 ml·L-1 HCl溶液和b.10 mL 0.1 ml·L-1醋酸溶液中:①若Zn不足量,则Zn粉完全反应所需的时间:a　　(填“>”“