《高中化学总复习一轮复习弱电解质的电离平衡课件.pptx》由会员分享，可在线阅读，更多相关《高中化学总复习一轮复习弱电解质的电离平衡课件.pptx（38页珍藏版）》请在taowenge.com淘文阁网|工程机械CAD图纸|机械工程制图|CAD装配图下载|SolidWorks_CaTia_CAD_UG_PROE_设计图分享下载上搜索。
1、高中化学总复习一轮复习 弱电解质的电离平衡一、电解质和非电解质1、电解质：在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物。酸、碱、盐、水、活泼金属的氧化物2、非电极质在水溶液中或熔融状态下都不能导电的化合物。大多数有机物、SO3、CO2,NH3等二、强电解质和弱电解质1、强电解质：(2)(2)特点：完全电离，无溶质分子特点：完全电离，无溶质分子Na2SO4=2 Na+SO42NaHCO3=Na+HCO3(1)(1)在水溶液中全部电离成离子的电解质。在水溶液中全部电离成离子的电解质。（3）常见的强电解质强酸:强碱:大部分盐:如NaCl等,包括部分难溶的盐。如：CaCO3、BaSO4、AgCl等 HCl、H
2、2SO4、HNO3、HClO4、HBr、HINaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)22:弱电解质（1）在水溶液中部分电离成离子的电解质（2 22）特点：）特点：）特点：微弱电离 微弱电离微弱电离，溶液中分子多，离子少，溶液中分子多，离子少，溶液中分子多，离子少 CH3COOH CH3COO-+H+（3）常见的弱电解质 弱酸、弱碱、水、极少量的盐强电解质与弱电解质的比较强电解质 弱电解质相同点 都是电解质，在水溶液中都能电离。电离程度电离过程表示方法溶液中微粒形式完全电离 部分电离不可逆过程 可逆过程电离方程式用等号 电离方程式用可逆符号离子，无强电解质分子 离子和分子思考三、弱电解质的
3、电离平衡CH3COOH CH3COO-+H+tvv v（电离成离子）（电离成离子）v v（结合成分子）（结合成分子）电离平衡状态弱电解质的电离平衡模型例：0.1mol/L的CH3COOH溶液中电离程度n(H+)C(H+)导电能力加水升温加醋酸钠加HCl加NaOH增大 增大增大 增大 增大增大增大增大增大 增大增大增大减小？减小？减小减小减小减小 减小 减小 CH3COOH CH3COO-+H+电离结合1.弱电解质加水稀释时，电离程度_,离子浓度_?(填变大、变小、不变或不能确定）变大不能确定 画出用水稀释冰醋酸时离子浓度随加水量的变化曲线。思考2C(H+)溶液体积弱电解质的稀溶液，越稀电离程度
4、大，但是；离子浓度减小3.影响电离平衡的因素(1)内因：电解质本身的性质。通常电解质越弱，电离程度越小。(2)(2)外因：外因：温度:越热越电离浓度:越稀越电离 加入其它物质，符合勒夏特列原理四、电离和电解质溶液导电1、电离：电解质溶于水或在熔融状态下产生自由移动离子过程。2、离子化合物，熔融状态或溶于水电离共价化合物中的酸，溶于水电离强碱、大多数盐、活泼金属的氧化物【思考2】如何设计实验证明醋酸是弱酸？方法1：测定物质的量浓度为0.01mol/L的盐酸和醋酸的pH。盐酸的pH=2，醋酸的pH约为4证明盐酸是强酸，完全电离，醋酸是弱酸不完全电离。方法2：相同条件下，等浓度的盐酸和醋酸做导电性实
5、验，盐酸的灯泡亮，醋酸的灯泡暗。说明醋酸溶液中离子浓度比盐酸离子浓度小，盐酸完全电离，则醋酸就不完全电离。方法3：pH=2的盐酸和醋酸溶液，分别加入氯化钠固体和醋酸钠固体，测定pH的变化，盐酸溶液基本没有变化，醋酸溶液的pH变大。说明醋酸有电离平衡发生移动，盐酸没有电离平衡。说明醋酸是弱酸。方法4：pH=3的盐酸溶液和醋酸溶液，稀释到原来的100倍，测定稀释后溶液PH的变化情况。盐酸变化2个单位，醋酸变化小于2个单位。方法6：等体积、等浓度的盐酸、醋酸与等量镁条。盐酸的反应速率比醋酸溶液中反应速率快，说明盐酸完全电离，离子浓度大。方法7：室温下测定CH3COONa溶液的pH，pH大于7，说明醋
6、酸钠溶液醋酸根离子水解，说明醋酸是弱酸因为只有弱酸根离子才能水解，证明醋酸是弱酸。第二节 水的电离和溶液的酸碱性H2O+H2O H3O+OH一、水的电离 水合氢离子简写为：H2O H+OH讨论：纯水的组成微粒有哪些？作为弱电解质，水的电离平衡会受哪些外界因素影响？阅读教材P45思考1:纯水中c(H+)与c(OH-)大小有何关系？思考2:在25下，c(H+)、c(OH-)等于多少?说明水的电离程度如何？1、水电离特点水是极弱的电解质25 时，1L水中只有10-7molH2O分子发生电离H2O H OH H0 K 电离c(H+)c(OH-）c(H2O）K电离.=c(H+).c(OH-)c(H2O)
7、Kw=c(H+).c(OH-)Kw叫做水的 离子积2、水的离子积常数KW电离常数：t 0 10 20 25KW/10-140.134 0.292 0.681 1.01t 40 50 90 100KW/10-142.92 5.47 38.0 55.0温度越高，Kw越大；水的电离是一个吸热过程.结论：常温下：Kw=c(H+)c(OH)=1.010-14分析下表中的数据有何规律，并解释之 已知KW100=10-12，则在100 时纯水中的c(H+)等于多少？任何水溶液中都存在 H+和 OH-。Kw只受温度影响，且Kw不仅适用于纯水，也适用于酸碱盐的稀溶液。【归纳总结】常温下：Kw=c(H+)c(OH
8、)=1.010-14 任何水溶液中，c(H+)水电离=c(OH-)水电离（5）纯水中C(H)、C(OH)浓度的计算方法：C（H）=C（OH）=3、影响水电离平衡的因素（1）温度：越热越电离（2）浓度：符合平衡移动原理A、加酸或加碱都抑制水的电离B、加盐加不水解的盐(NaCl KNO3，对水的电离平衡没有影响加入NaHSO4，抑制水的电离（相当于加盐酸）加入可以水解的盐，促进水的电离加弱酸的酸式盐要综合分析，如果电离程度大于水解程度，则抑制水的电离练习1、常温下，下列物质的水溶液中，水的电离程度的关系是怎样的？（1）0.1mol/L的盐酸和0.1mol/L的硫酸。（2）0.1mol/L的盐酸和0
9、.1mol/L的醋酸。（3）pH=2的盐酸和pH=2的醋酸。（4）pH=2的盐酸和pH=12的氢氧化钠溶液。（5）pH=4的盐酸和pH=4的氯化铵溶液。（6）pH=12的氢氧化钠溶液和pH=12的碳酸钠溶液。二、溶液的酸碱性1、判断溶液酸碱性的本质依据是C(H+)和C(OH）的相对大小呈中性指的是：C(H+)=C(OH）呈碱性指的是：C(H+)C(OH）呈酸性指的是：C(H+)C(OH）2、“pH”表示方法溶液的酸碱性：当 c(H+)=10-12mol/L时 pH=-lg c（H+）=12溶液成中性 pH=7 溶液成碱性 pH7 溶液成酸性 pH7 常温下(250C)1000CpH6 pH=6
10、 3、“pH”的测定方法：（1）定性测定：酸碱指示剂法 指示剂的变色范围（教材p49）pH 1 2 3.1 4.4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14甲基橙 红色 橙色 黄色石蕊 红色 紫色 蓝色酚酞 无色 浅红色 红色（2）定量测定：pH试纸法、pH计法等pH 试纸的使用方法：一般先取一小块试纸放在玻璃片上，用玻璃棒蘸取待测液，点在试纸的中部，变色后与标准比色卡对比来粗略确定溶液的pH，pH读数只取整数。1、玻璃棒要洁净、干燥2、pH试纸用镊子夹取，测溶液时不能用蒸 馏水湿润，否则pH可能偏大、偏小或不变标准比色卡三、pH的计算强酸和强碱混合pH值1、25时，强酸强碱恰好完全反
11、应，溶液呈，混合溶液 pH=。中性72、强酸强碱混合酸过量3、强酸强碱混合碱过量碱性溶液抓住OH-离子进行计算！酸性溶液，抓住H+进行计算！例1:（1）常温时，0.1mol/L 的NaOH 和0.06mol/L 的H2SO4 溶液等体积混合，求混合溶液的pH。（2）常温时，0.1mol/L 的盐酸和0.06mol/L 的Ba（OH）2 溶液等体积混合，求混合溶液的pH。n(H+）=2C(H2SO4）V=0.12V解：设两溶液的体积都为Vn(OH）=C(NaOH）V=0.1V因为0.12V0.1V 所以酸过量C(H+）=n（H+）总n（H+）反V(总）=0.12V0.1V2V=102mol/LpH=2解：n(OH）=2C(Ba(OH)2）V=0.12V设两溶液的体积都为Vn(H+）=C(HCl）V=0.1V因为0.12V0.1V 所以碱过量C(OH）=n（OH）总n（OH）反V(总）=0.12V0.1V2V=102mol/LpH=121.完全中和：H+=OH-=1 107mol/L2.酸过量：3.碱过量：