山东专用高考化学一轮复习专题十三弱电解质的电离和溶液的酸碱性_基础篇课件

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考点一　弱电解质的电离平衡
一、强电解质和弱电解质1.定义及分类 2.电解质强弱的判断方法(1)在相同浓度、相同温度下,比较反应速率的快慢。如将锌粒投入到等 浓度的盐酸和醋酸溶液中,起始速率前者比后者快,说明醋酸是弱电解 质。
(2)比较浓度与pH的关系。如0.1 ml·L-1的CH3COOH溶液,其pH>1,则可证 明CH3COOH是弱电解质。
(3)测定对应盐的酸碱性。如CH3COONa溶液呈碱性,则证明醋酸是弱 酸。(4)比较稀释前后的pH变化与稀释倍数的关系。如将pH=2的酸溶液稀释 至原体积的1 000倍,若23.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H2CO3  HC +
H+(主),HC   H++C (次)。多元弱碱的电离以一步电离表示,如Fe(OH)3 Fe3++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:NaHSO4  Na++H++S (水溶液中)NaHCO3:NaHCO3  Na++HC 、HC   H++C 
说明    在熔融状态时:NaHSO4  Na++HS 
二、弱电解质的电离平衡1.电离平衡的建立与特征 2.外因对电离平衡的影响(1)浓度:在一定温度下,同一弱电解质溶液,浓度越小,越易电离。
(2)温度:温度越高,电离程度越大。(电离过程吸热)(3)相同离子:加入与弱电解质电离产生的离子具有相同的离子的电解质 时,可使电离平衡向结合成弱电解质分子的方向移动。(4)化学反应:加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时,可使电离平 衡向电离方向移动。
点拨　电离平衡右移,电离程度不一定增大,如增大弱电解质的浓度,使电 离平衡向右移动,但电离程度减小。
三、电解质溶液的导电能力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。
点拨　电解质溶液的导电能力与电解质的强弱无关,强电解质的导电能 力不一定强,如BaSO4溶液。
四、电离常数1.电离常数的意义根据电离常数数值的大小,可以估算弱电解质电离的程度,K越大,电离程 度越大。对于弱酸来讲,Ka越大,酸性越强;对于弱碱来讲,Kb越大,碱性越 强。相同条件下常见弱酸的酸性强弱顺序:H2SO3>H3PO4>HF>CH3 COOH>H2CO3>H2S>HClO。2.电离常数的影响因素(1)电离常数随温度的变化而变化,但由于电离过程的热效应较小,温度改 变对电离常数影响不大,其数量级一般不变,所以室温范围内可忽略温度 对电离常数的影响。(2)电离常数与弱酸、弱碱的浓度无关,同一温度下,不论弱酸、弱碱的浓
度如何变化,电离常数是不会改变的。3.多元弱酸溶液中的离子浓度关系25 ℃时,H3PO4分三步电离,第一步最强(K1=7.1×10-3),第二步较弱(K2=6.3× 10-8),第三步最弱(K3=4.2×10-13)。c(H+)>c(H2P )>c(HP )>c(P )>c(OH-)H2S分两步电离,第一步强(K1=1.3×10-7),第二步弱(K2=7.1×10-15)。c(H+)>c(HS-)>c(OH-)>c(S2-)
点拨　一般K1≫K2≫K3,即第二步电离通常比第一步电离难得多,第三步 电离又比第二步电离难得多。因此计算多元弱酸溶液中的c(H+)或比较 弱酸酸性相对强弱时,通常只考虑第一步电离。
考点二　溶液的酸碱性　酸碱中和滴定
一、水的电离平衡1.水的电离平衡水是一种极弱的电解质,存在电离平衡:①　H2O  H++OH-    (ΔH>0), KW=c(H+)·c(OH-),室温下,KW=1×10-14。KW只与温度有关,水的电离是吸热 过程,升高温度,KW②　增大    。KW不仅适用于纯水,也适用于稀的电解 质水溶液。在任何水溶液中均存在H+和OH-,只要温度不变,KW就不变。2.水的电离平衡的影响因素(1)酸、碱:抑制水的电离。(2)温度:温度升高,促进水的电离;温度降低,抑制水的电离。(3)能水解的盐:促进水的电离。(4)其他:如加入钠促进水的电离等。
点拨　对水加热,水的电离程度增大,pH减小,但水中c(H+)=c(OH-),仍显中 性。
二、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+)③　>    c(OH-),溶液呈酸性;(2)c(H+)=c(OH-),溶液呈中性;(3)c(H+)④　<    c(OH-),溶液呈碱性。2.溶液的pHpH 
3.溶液pH的计算(25 ℃)
(1)单一溶液pH的计算
　　(2)酸或碱溶液稀释后pH的计算
　　(3)强酸、强碱混合后溶液pH的计算
三、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.常用酸碱指示剂及其变色范围
四、酸碱中和滴定1.实验用品(1)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⑥　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⑦　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.锥形瓶:注碱液→记读数→加指示剂(酚酞或甲基橙均可)。
 (3)终点判断等到滴入最后一滴标准液,指示剂变色,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2~3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)= 
酸碱滴定曲线的综合考查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)滴定弱碱(酸)pH曲线比较
特别提醒　1.注意起点、突变范围、pH=7点、恰好完全反应点、终点 及各点溶液离子浓度情况。2.恰好中和=酸碱恰好完全反应≠滴定终点≠溶液呈中性。
例    (2021届青岛十七中高三月考,12)室温下,向25.00 mL 0.100 0 ml∙L- 1氨水中滴加0.100 0 ml∙L-1盐酸,溶液的pH随盐酸体积的变化如图。下 列说法不正确的是 (　　) A.如选甲基橙为指示剂,终点的判断为溶液颜色由黄色恰好变为橙色且 半分钟不变色
B.a→b,水的电离程度逐渐增大C.a点溶液中,c(N )>c(Cl-)>c(NH3·H2O)>c(OH-)>c(H+)D.c点溶液中,c(H+)-c(OH)=c( )+c(NH3·H2O)
解题导引　中和滴定曲线“四点分析”起点——定酸(或碱)的强弱及电离常数的计算;中间点——盐和弱电解质相等,分析三大守恒;中和点——恰好完全反应点,溶质只有盐;中性点——分析电荷守恒。