辅导31 弱电解质的电离 课件学生版.docx
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辅导31弱电解质的电离课件学生版
7、弱电解质的电离
最新考纲
1.了解电解质的概念;了解强电解质和弱电解质的概念。
2.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。
了解电离平衡常数。
考点一 弱电解质的电离
1.强、弱电解质
(1)概念
(2)与化合物类型的关系
强电解质主要是大部分离子化合物及某些共价化合物。
弱电解质主要是某些共价化合物。
2.弱电解质的电离平衡
(1)电离平衡的建立
在一定条件下(如温度、压强等),当弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时,就达到了电离平衡状态。
(2)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:
a.温度:
升高温度,电离平衡向电离方向移动,电离程度增大,原因是电离过程吸热。
b.浓度:
加水稀释,使弱电解质的浓度减小,电离平衡向电离的方向移动,电离程度增大。
c.同离子效应:
例如向CH3COOH溶液中加入CH3COONa固体,溶液中[CH3COO-]增大,CH3COOH的电离平衡向左(填“左”或“右”)移动,电离程度减小,[H+]减小,pH增大。
探究思考
1.判断下列电离方程式的书写是否正确,如有错误请改正。
(1)熔融状态下NaHSO4的电离:
NaHSO4===Na++H++SO
( )
_______________________________
(2)H2CO3的电离:
H2CO32H++CO
( )
__________________________________
(3)Fe(OH)3的电离:
Fe(OH)3Fe3++3OH-( )
______________________________________
(4)水溶液中NaHSO4的电离:
NaHSO4===Na++HSO
( )
______________________________
答案
(1)× 改正:
NaHSO4===Na++HSO
(2)× 改正:
H2CO3H++HCO
、HCO
H++CO
(3)√
(4)× 改正:
NaHSO4===Na++H++SO
2.以0.1mol·L-1CH3COOH溶液为例:
探究外界条件对电离平衡的影响,请完成表格
实例(稀溶液)
CH3COOHH++CH3COO- ΔH>0
改变条件
平衡移动方向
n(H+)
[H+]
导电能力
Ka
加水稀释
→
增大
减小
减弱
不变
加入少量冰醋酸
→
增大
增大
增强
不变
通HCl(g)
←
增大
增大
增强
不变
加NaOH(s)
→
减小
减小
增强
不变
加入镁粉
→
减小
减小
增强
不变
升高温度
→
增大
增大
增强
增大
3.[2011·山东理综,30(4)]常温下,H2SO3的电离常数Ka1=1.2×10-2,Ka2=6.3×10-8;H2CO3的电离常数Ka1=4.5×10-7,Ka2=4.7×10-11。
某同学设计实验验证H2SO3酸性强于H2CO3:
将SO2和CO2气体分别通入水中至饱和,立即用酸度计测两溶液的pH,若前者的pH小于后者,则H2SO3酸性强于H2CO3。
该实验设计不正确,错误在于________。
设计合理实验验证H2SO3酸性强于H2CO3(简要说明实验步骤、现象和结论)。
______________________________________________________________________
___________________________________________________________。
仪器自选。
供选择的试剂:
CO2、SO2、Na2CO3、NaHCO3、Na2SO3、NaHSO3、蒸馏水、饱和石灰水、酸性KMnO4溶液、品红溶液、pH试纸。
答案 用于比较pH的两种酸的物质的量浓度不相等 三种参考方案如下:
方案一:
配制相同物质的量浓度的NaHSO3和NaHCO3溶液,用酸度计(或pH试纸)测两溶液的pH。
前者的pH小于后者,证明H2SO3酸性强于H2CO3。
方案二:
将SO2气体依次通过NaHCO3(或Na2CO3)溶液、酸性KMnO4溶液、品红溶液、澄清石灰水。
品红溶液不褪色、且澄清石灰水变浑浊,证明H2SO3酸性强于H2CO3。
方案三:
将CO2气体依次通过NaHSO3(或Na2SO3)溶液,品红溶液。
品红溶液不褪色,证明H2SO3酸性强于H2CO3。
【示例1】(2011·山东理综,14)室温下向10mLpH=3的醋酸溶液中加水稀释后,下列说法正确的是( )。
A.溶液中导电粒子的数目减少
B.溶液中
不变
C.醋酸的电离程度增大,c(H+)亦增大
D.再加入10mLpH=11的NaOH溶液,混合液pH=7
解析 A项,醋酸加水稀释,促进电离,导电粒子的数目增加,故A错误;B项,由于温度不变,电离平衡常数Ka=
=
·
不变,由于KW不变,则题给比值不变,故B正确;C项,醋酸溶液加水稀释,电离程度增大,但c(H+)变小,故C错误;D项,加入10mLpH=11的NaOH溶液,醋酸过量,混合后溶液显酸性,故D错误。
答案 B
【示例2】(2013·福建,8)室温下,对于0.10mol·L-1的氨水,下列判断正确的是( )。
A.与AlCl3溶液发生反应的离子方程式为Al3++3OH-
===Al(OH)3↓
B.加水稀释后,溶液中c(NH
)·c(OH-)变大
C.用HNO3溶液完全中和后,溶液不显中性
D.其溶液的pH=13
思维启迪
(1)NH3·H2O是弱碱不能完全电离,NH
水解显酸性
(2)氨水
促进电离―→n(NH3·H2O),n(NH
),n(OH-)
c(NH3·H2O),c(NH
),c(OH-)
解析 NH3·H2O为弱碱,不能拆分成离子形式,A错误;加水稀释氨水,α变大,但c(NH
)、c(OH-)均变小,溶液中c(NH
)·c(OH-)变小,B错误;NH3·H2O与HNO3完全中和生成NH4NO3溶液,因NH
水解溶液呈酸性,C正确;NH3·H2O是弱电解质不能完全电离,c(OH-)<0.1mol·L-1,则pH<13,D错误。
答案 C
1.下列对醋酸溶液的说法正确的是( )。
A.CH3COOH溶液加水稀释后,溶液中
的值减小(2013·江苏,11C)
B.稀醋酸加水稀释,醋酸电离程度增大,溶液的pH减小(2012·重庆理综,10B)
C.某醋酸溶液的pH=a,将此溶液稀释1倍后,溶液的pH=b,则a>b(2010·全国Ⅰ,9A)
D.醋酸在醋酸钠溶液中电离的程度大于在纯水中电离的程度(2010·全国Ⅱ,8C)
2.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-) 3.一元弱酸HA溶液中存在下列电离平衡: HAH++A-。 将1.0molHA加入水中配成1.0L溶液,如图表示溶液中HA、H+、A-的物质的量浓度随时间而变化的曲线正确的是( )。 一元强酸与一元弱酸的比较 相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较(见下表) 酸 [H+] pH 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的量 与金属反应的起始速率 一元强酸 大 小 相同 相同 大 一元弱酸 小 大 小 考点二 电离平衡常数及相关计算 1.表达式 对一元弱酸HA: HAH++A- Ka= 。 对一元弱碱BOH: BOHB++OH- Kb= 。 2.特点 (1)电离常数只与温度有关,升温,K值增大。 (2)多元弱酸的各级电离常数的大小关系是Ka1≫Ka2≫Ka3,所以其酸性主要决定于第一步电离。 3.意义 电离常数反映了弱电解质的电离程度的大小,K值越大,电离程度越大,酸(或碱)性越强。 如相同条件下常见弱酸的酸性强弱: H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO 探究思考 1.为什么多元弱酸的Ka1≫Ka2≫Ka3? 答案 (1)一级电离电离出的H+抑制了二级电离,依次类推。 (2)一级电离完成后,酸式酸根离子是一个阴离子,从阴离子中电离出H+是比较困难的,且酸式酸根离子带的负电荷越多,电离出H+越困难。 2.判断正误 (1)电离常数受溶液浓度的影响( ) (2)电离常数可以表示弱电解质的相对强弱( ) (3)电离常数大的酸溶液中的c(H+)一定比电离常数小的酸溶液中的c(H+)大( ) (4)H2CO3的电离常数表达式: Ka= ( ) 答案 (1)× (2)√ (3)× (4)× 3.填空 25℃时,部分物质的电离平衡常数如表所示: 化学式 CH3COOH H2CO3 HClO 电离平衡常数 1.7×10-5mol·L-1 K1=4.3×10-7mol·L-1 K2=5.6×10-11mol·L-1 3.0×10-8mol·L-1 请回答下列问题: (1)CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为 ________________________________________________。 (2)同浓度的CH3COO-、HCO 、CO 、ClO-结合H+的能力由强到弱的顺序为_________________________________________。 答案 (1)CH3COOH>H2CO3>HClO (2)CO >ClO->HCO >CH3COO- 【示例3】 (1)[2009·山东理综,28(4)]在25℃下,将amol·L-1的氨水与0.01mol·L-1的盐酸等体积混合,反应平衡时溶液中c(NH )=c(Cl-),则溶液显________(填“酸”、“碱”或“中”)性;用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb=________________。 (2)[2012·山东理综,29(4)]NO2可用氨水吸收生成NH4NO3,25℃时,将amolNH4NO3溶于水,溶液显酸性,原因是________________(用离子方程式表示)。 向该溶液滴加bL氨水后溶液呈中性,则滴加氨水的过程中水的电离平衡将________(填“正向”“不”或“逆向”)移动,所滴加氨水的浓度为________mol·L-1。 (NH3·H2O的电离平衡常数取Kb=2×10-5mol·L-1) 思维启迪电离平衡表达式中的离子浓度是指达到平衡时溶液中存在的离子浓度,并不一定是由弱电解质自身电离的。 解析 (1)氨水与盐酸等体积混合后的溶液中的电荷守恒关系式为c(NH )+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-),因c(NH )=c(Cl-),故有c(H+)=c(OH-),溶液显中性。 Kb= =(0.005mol·L-1×10-7mol·L-1)/(a/2mol·L-1-0.005mol·L-1)=10-9/(a-0.01)mol·L-1。 (2)NH 水解使NH4NO3溶液显酸性: NH +H2ONH3·H2O+H+;滴加氨水时水的电离平衡将逆向移动;溶液呈中性,由电荷守恒可知c(NH )+c(H+)=c(NO )+c(OH-),则n(NH )+n(H+)=n(NO )+n(OH-),因为平衡后溶液呈中性,n(H+)=n(OH-),则n(NH )=n(NO )=amol,设加入的氨水的浓度为cmol·L-1,反应后溶液体积为VL。 由Kb= = =2×10-5mol·L-1,得c= mol·L-1。 答案 (1)中 mol·L-1 (2)NH +H2ONH3·H2O+H+ 逆向 【示例4】(2010·广东理综,31(3))H3BO3溶液中存在如下反应: H3BO3(aq)+H2O(l)[B(OH)4]-(aq)+H+(aq) 已知0.70mol·L-1H3BO3溶液中,上述反应于298K达到平衡时,[H+]=2.0×10-5mol·L-1,[H3BO3]≈c起始(H3BO3),水的电离可忽略不计,求此温度下该反应的平衡常数K(H2O的平衡浓度不列入K的表达式中,计算结果保留两位有效数字)。 解析 依题意 H3BO3(aq)+H2O(l)[B(OH)4]-(aq)+H+(aq) 0.70 0 0 02.0×10-5 2.0×10-5 0.702.0×10-5 2.0×10-5 K= = ≈5.7×10-10 答案 5.7×10-10 1.已知下面三个数据: 7.2×10-4、4.6×10-4、4.9×10-10分别是下列有关的三种酸的电离常数,若已知下列反应可以发生: NaCN+HNO2===HCN+NaNO2 NaCN+HF===HCN+NaF NaNO2+HF===HNO2+NaF 由此可判断下列叙述不正确的是( )。 A.K(HF)=7.2×10-4 B.K(HNO2)=4.9×10-10 C.根据其中两个反应即可得出三种酸的强弱顺序 D.K(HCN) 2.(2011·新课标全国,10)将浓度为0.1mol·L-1HF溶液加水不断稀释,下列各量始终保持增大的是( )。 A.c(H+)B.Ka(HF) C. D. 3.25℃时,弱酸的电离平衡常数如表所示,下列说法正确的是( )。 弱酸 CH3COOH HCN H2CO3 Ka/mol·L-1 1.8×10-5 4.9×10-10 K1: 4.3×10-7 K2: 5.6×10-11 A.等物质的量浓度溶液的pH关系: pH(NaCN)> pH(Na2CO3)>pH(CH3COONa) B.amol·L-1HCN与bmol·L-1NaOH溶液等体积混合后所得溶液中c(Na+)>c(CN-),则a一定小于b C.往冰醋酸中逐滴加水,溶液导电能力先增大,后减小 D.NaHCO3和Na2CO3的混合液中: c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HCO )+c(CO ) 素养17 强弱电解质判定的实验方法 [方法规律] 以证明某酸(HA)是弱酸为例 实验方法 结论 测0.01mol·L-1HA的pH pH=2,HA为强酸 pH>2,HA为弱酸 室温下测NaA溶液的pH pH=7,HA为强酸 pH>7,HA为弱酸 相同条件下,测相同浓度的HA溶液和HCl溶液的导电性 若导电性相同,HA为强酸;若HA导电性比HCl弱,HA为弱酸 测定等体积、等pH的HA和盐酸分别与足量锌反应产生H2的快慢及H2的量 若反应过程中HA产生H2较快且最终产生H2较多,则HA为弱酸 测定等体积、等pH的HA和盐酸中和碱的量 若耗碱量相同,则HA为强酸;若HA耗碱量大,则HA为弱酸 [当场指导] 【典例】为了证明一水合氨是弱电解质,甲、乙、丙、丁四位同学利用下面的试剂进行实验: 0.10mol·L-1氨水、NH4Cl晶体、醋酸铵晶体、酚酞试剂、pH试纸、蒸馏水。 (1)甲用pH试纸测出0.10mol·L-1氨水的pH为10,据此他认定一水合氨是弱电解质,你认为这一结论________(填“正确”、“不正确”或“无法确定”),并说明理由___________。 (2)乙取出10mL0.10mol·L-1氨水,用pH试纸测出其pH为a,然后用蒸馏水稀释至1000mL,再用pH试纸测出其pH为b,他认为只要a、b满足如下关系________(用等式或不等式表示)就可以确认一水合氨是弱电解质。 (3)丙取出10mL0.10mol·L-1氨水,滴入2滴酚酞试液,显粉红色,再加入CH3COONH4晶体少量,颜色变浅;你认为这一方法能否证明一水合氨是弱电解质,________(填“能”或“否”)。 (4)丁同学的方案最可能是(答出实验操作方法、现象与结论)___________________________________________________________。 解析 (1)0.10mol·L-1的一元强碱溶液的pH=13,而弱碱溶液的pH因其不能完全电离而小于13,故甲的判断是正确的。 (2)0.10mol·L-1的强碱溶液稀释到原体积100倍后,其pH会减小2,弱碱则因稀释会促进原来没有电离的碱分子又电离出一部分OH-而导致pH减小值小于2。 (3)因少量晶体的加入对溶液体积的影响可以忽略不计,故溶液颜色变浅只能是由于平衡移动使溶液中OH-浓度减小导致的,故以此现象可以判断一水合氨是弱电解质。 (4)由于所给试剂中还有NH4Cl晶体没有用到,故丁同学的方案最可能是测量NH4Cl溶液的pH。 答案 (1)正确 常温下pH=10的溶液中c(OH-)=10-4mol·L-1,则0.10mol·L-1氨水中的一水合氨没有完全电离 (2)a-b<2 (3)能 (4)测量NH4Cl溶液的pH,其pH<7,证明一水合氨是弱电解质 判断弱电解质的三个思维角度 角度一: 弱电解质的定义,即弱电解质不能完全电离,如测0.1mol·L-1的CH3COOH溶液的pH>1。 角度二: 弱电解质溶液中存在电离平衡,条件改变,平衡移动,如pH=1的CH3COOH溶液加水稀释10倍1 角度三: 弱电解质形成的盐类能水解,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试液。 现象: 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。 现象: pH>7。 【应用】用实验确定某酸HA是弱电解质。 甲、乙两同学的方案如下: 甲: ①称取一定质量的HA配制100mL0.1mol·L-1的HA溶液;②用pH试纸测出该溶液的pH,即可证明HA是弱电解质。 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100mL; ②分别取这两种溶液各10mL,加水稀释至100mL; ③各取相同体积的两种溶液装入两个试管中,同时加入纯度相同的锌粒,观察现象,即可证明HA是弱电解质。 (1)甲方案中,说明HA是弱电解质的理由是测得溶液的pH________1(填“>”、“<”或“=”),乙方案中,说明HA是弱电解质的现象是________(填字母代号)。 a.装盐酸的试管中放出H2的速度快 b.装HA溶液的试管中放出H2的速度快 c.两个试管中产生气体的速度一样快 (2)请你评价乙方案中难以实现之处和不妥之处: ______________________。 (3)请你再提出一个合理而且比较容易操作的方案(药品可任用),简明表述实验方案: _________________________________。 答案 (1)> b (2)配制pH=1的HA溶液难以实现,不妥之处在于难以控制加入锌粒的形状、大小相同 (3)配制NaA溶液,测其pH>7,即证明HA是弱电解质(其他合理答案也可)
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