高考化学一轮复习-第8章 水溶液中的离子平衡 第1讲 弱电解质的电离平衡课件.ppt

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1、第1讲　弱电解质的电离平衡【最新考纲】1.了解电解质在水溶液中的电离以及电解质溶液的导电性。2.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。3.了解电离平衡常数。考点一　弱电解质的电离1．弱电解质的电离平衡(1)电离平衡的建立。在一定条件(如温度、浓度等)下，当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时，电离过程就达到平衡。平衡建立过程如图所示。(2)电离平衡的特征。2．影响电离平衡的外界条件(1)温度：温度升高，电离平衡向右移动，电离程度增大。(2)浓度：稀释溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大。

2、(3)同离子效应。加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向左移动，电离程度减小。(4)加入能反应的物质。电离平衡向右移动，电离程度增大。3．实例分析弱电解质的电离平衡移动规律遵循平衡移动原理。以CH3COOHCH3COO－＋H＋ΔH>0为例：【典例1】(2015·新课标Ⅰ卷)浓度均为0.10mol/L、体积均为V0的MOH和ROH溶液，分别加水稀释至体积V，pH随lg的变化如图所示，下列叙述错误的是()判断强、弱电解质的三个角度角度1从是否完全电离的角度判断在溶液中强电解质完全电离，弱电解质部分电离

3、。据此可以判断HA是强酸还是弱酸的方法有：角度2从是否存在电离平衡的角度判断强电解质不存在电离平衡，弱电解质存在电离平衡，在一定条件下电离平衡会发生移动。据此可以判断HA是强酸还是弱酸的方法有：(1)从一定pH的HA溶液稀释前后pH的变化判断：如将pH＝3的HA溶液稀释100倍后，再测其pH，若pH＝5，则为强酸，若pH<5，则为弱酸。(2)从升高温度后pH的变化判断。若升高温度，溶液的pH明显减小，则是弱酸。因为弱酸存在电离平衡，升高温度时，电离度增大，c(H＋)增大。而强酸不存在电离平衡，升高温度时，只有水

4、的电离程度增大，pH变化幅度小。角度3从酸根离子是否能发生水解的角度判断强酸根离子不水解，弱酸根离子易发生水解。据此可以判断HA是强酸还是弱酸：可直接测定NaA溶液的pH：若pH＝7，则HA是强酸；若pH>7则HA是弱酸。题组一　强、弱电解质的比较和判断1．体积相同的盐酸和醋酸两种溶液，n(Cl－)＝n(CH3COO－)＝0.01mol，下列叙述错误的是()A．与NaOH完全中和时，醋酸所消耗的NaOH多B．分别与足量CaCO3反应时，放出的CO2一样多C．两种溶液的pH相等D．分别用水稀释相同倍数时，n(Cl

5、－)n(HCl)，故与NaOH完全中和，醋酸消耗的NaOH多，分别与足量CaCO3反应时，醋酸放出的CO2多，A项正确、B项错误；分别用水稀释相同倍数时，醋酸的电离程度增大，n(CH3COO－)增大，而n(Cl－)不变，D项正确。答案：B2．(2015·苏州质检)现有体积相等且等p

6、H或等物质的量浓度的盐酸和醋酸溶液，分别加入足量镁粉，产生H2的体积(同温同压下测定)随时间的变化示意图如下：其中正确的是()A．①③B．②④C．①②③④D．都不对解析：随着反应的进行，V(H2)只可能增大而不可能减小，①③错误；当两溶液等pH时，醋酸的物质的量浓度要比盐酸大得多，与足量的镁粉反应时，不仅产生的氢气体积更大，反应更快，而且反应的时间更长，②错误；等物质的量浓度时，醋酸中c(H＋)在反应完成之前都比盐酸中的小，因此醋酸中的反应速率应该比盐酸中的反应速率小，完全反应时产生相同体积的氢气，盐酸所用时间

7、比醋酸短，④错误。答案：D考点二　电离平衡常数的应用与计算1．弱电解质的电离平衡(1)填写下表。(2)CH3COOH酸性大于HClO酸性(填“大于”“小于”或“等于”)，判断的依据：相同条件下，电离常数越大，电离程度越大，c(H＋)越大，酸性越强。(3)电离平衡常数的意义：弱酸、弱碱的电离平衡常数能够反映酸碱性的相对强弱。电离平衡常数越大，电离程度越大。多元弱酸的电离以第一步电离为主，各级电离平衡常数的大小差距较大。(4)外因对电离平衡常数的影响：电离平衡常数与其他化学平衡常数一样只与温度有关，与电解质的浓度无

8、关，升高温度，K值增大，原因是电离是吸热过程。2．碳酸是二元弱酸【典例1】(2015·海口调研)已知下面三个数据：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分别是三种酸的电离平衡常数，若已知这些酸可发生如下反应：①NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2，②NaCN＋HF===HCN＋NaF，③NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。由此可判断下列叙述中，不正确的是()A