2022年高考总复习 化学 模块2 第六单元 第1节 弱电解质的电离平衡课件PPT

这是一份2022年高考总复习 化学 模块2 第六单元 第1节 弱电解质的电离平衡课件PPT，共60页。
考点一1.强、弱电解质
(2)电离方程式的书写
a.多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远______第二步，如 H2CO3 的电离方程式：___________________________
_________________________。
b.多元弱碱电离方程式一步写成，如 Fe(OH)3 的电离方程式：____________________________。
a.强酸的酸式盐完全电离，如 NaHSO4 的电离方程式：__________________________________。b.弱酸的酸式盐中酸式酸根不能完全电离，如 NaHCO3 的电离方程式：___________________________________________。
2.弱电解质的电离平衡
一定条件(如温度、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______时，电离过程达到平衡状态。
(2)电离平衡的建立与特征
①开始时，v(电离)______，而 v(结合)为______。②平衡的建立过程中，v(电离)______v(结合)。③当 v(电离)______v(结合)时，电离过程达到平衡状态。
3.影响电离平衡的因素
(1)内因：弱电解质本身的性质——决定因素。
①温度：温度升高，电离平衡______移动，电离程度_____。②浓度：稀释溶液，电离平衡______移动，电离程度_____。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______移动，电离程度______。④加入能反应的物质：电离平衡________移动，电离程度________。
(3)实例分析(以 CH3COOH
[ 自主测评 ]1.易错易混辨析(正确的画“√”，错误的画“×”)。(1)强电解质稀溶液中不存在溶质分子，弱电解质稀溶液中
　　(4)室温下，由0.1 ml·L－1一元碱BOH的pH＝10，可知溶液中存在BOH===B＋＋OH－(　　)　　(5)0.1 ml·L－1的氨水加水稀释，n(OH－)、c(OH－)均减小(　　)　　(6)25 ℃时，0.1 ml·L－1CH3COOH加水稀释，各离子浓度均减小(　　)
NH4 ＋OH－，若要使平衡向左移动，同时使
2.【深度思考】(2020 年武汉调研)稀氨水中存在着下列平
c(OH－ ) 增大，应加入的物质或采取的措施是_______________________________________________________________。
⑥加入少量 MgSO4 固体答案：③
(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，如稀醋
(3)电离平衡右移，电离程度不一定增大。
1.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 大于 7C.CH3COOH 溶液与 Na2CO3 反应生成 CO2D.0.1 ml·L－1CH3COOH 溶液可使紫色石蕊变红
解析：A 项，只能证明乙酸具有酸性，不能证明其酸性强弱，错误；B 项，该盐水溶液显碱性，可以证明乙酸是弱酸，正确；C 项，可以证明乙酸的酸性比碳酸强，但是不能证明其酸性强弱，错误；D 项，可以证明乙酸具有酸性，但是不能证明其酸性强弱，错误。
解析：溶液使酚酞试液变红，只说明溶液呈碱性，不能说明 NH3·H2O 为弱碱，D 错误。答案：D
强、弱电解质判断的步骤
影响弱电解质电离平衡的因素
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：向H2S溶液中加水，平衡向右移动，溶液中n(H＋)增大，由于溶液体积增大的程度大于n(H＋)增大的程度，因此溶液中c(H＋)减小，A错误；通入SO2气体，发生的反应为2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O，平衡向左移动，当SO2过量时，SO2与水反应生成H2SO3，H2SO3的酸性比H2S强，因此溶液的pH减小，B错误；滴加新制氯水，发生的反应为H2S＋Cl2===2HCl＋S↓，溶液中c(H2S)减小，平衡向左移动，由于反应生成的HCl为强酸，完全电离，溶液的pH减小，C正确；加入少量CuSO4固体，发生的反应为CuSO4＋H2S===CuS↓＋H2SO4，溶液中c(S2－)减小，平衡向右移动，溶液中c(H＋)增大，D错误。
从“定性”和“定量”两个角度理解电离平衡
电离平衡与溶液导电性综合判断
　　5.甲酸的下列性质中，可以证明它是弱电解质的是(　　)　　A.1 ml·L－1HCOOH溶液的c(H＋)＝0.01 ml·L－1　　B.甲酸能与水以任意比例互溶　　C.10 mL 1 ml·L－1甲酸恰好与10 mL 1 ml·L－1NaOH溶液完全反应　　D.甲酸的导电性比盐酸的弱
解析：1 ml·L－1 的 HCOOH 溶液中 c(H＋)＝0.01 ml·L－1，说明甲酸未全部电离，A 正确；溶解性与电解质的强弱无关，B 错误；物质的量相等的一元强酸和一元弱酸中和碱的能力相同，C 错误；强酸溶液的导电能力不一定比弱酸溶液的导电能力强，D 错误。
6.一定温度下，将一定质量的冰醋酸加水稀释过程中，溶
液的导电能力变化如图所示，下列说法正确的是(
A.a、b、c 三点溶液的 pH：c＜a＜bB.a、b、c 三点 CH3COOH 的电离程度：c>b>aC.用湿润的 pH 试纸测量 a 处溶液的pH，测量结果偏大耗 NaOH 溶液体积：c＜a＜b
D.a、b、c三点溶液分别用1 ml·L－1NaOH溶液中和，消
　　解析：由导电能力知c(H＋)为b＞a＞c，故pH为c＞a＞b，A错误；加水体积越大，越有利于CH3COOH电离，故电离程度为c＞b＞a，B正确；用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，相当于稀释a点溶液，c(H＋)增大，pH偏小，C错误；a、b、c三点n(CH3COOH)相同，用NaOH溶液中和时消耗n(NaOH)相同，故消耗相同浓度的V(NaOH)为a＝b＝c，D错误。　　答案：B
(1)导体导电的条件：导体内具有自由移动的带电微粒，如电子、阴阳离子。(2)金属和半导体是自由移动的电子导电，属于物理过程；而电解质溶液是电解质电离出的自由移动的阴阳离子导电，属于氧化还原反应。(3)电解质溶液的导电能力与电解质浓度无关，而与离子的浓度和所带电荷总数有关，离子浓度越大、所带电荷数越多，导电能力越强。
考点二1.电离平衡常数
2.电离度(α)(1)表达式
已电离的弱电解质的浓度弱电解质的初始浓度
弱电解质的某离子浓度溶液中原有弱电解质的浓度
(2)影响因素①相同温度下，同一弱电解质，浓度越大，其电离度(α)越小。②相同浓度下，同一弱电解质，温度越高，其电离度(α)越大。
[ 自主测评 ]1.易错易混辨析(正确的画“√”，错误的画“×”)。(1) 浓度为0.1 ml·L－1CH3COOH 溶 液 ， 加水稀释 ， 则
c(CH3COO－)c(CH3COOH)
(2)在一定温度下，不同浓度的同一电解质，其电离常数一
(3)电离常数越大，表示电解质的电离能力越强((4)要增大电离常数，只能采用升温的方法(
　　2.【深度思考】(2020年衡水模拟)25 ℃时，用0.1 ml·L－1 CH3COOH溶液滴定20 mL 0.1 ml·L－1NaOH溶液，当滴加V mL CH3COOH溶液时，混合溶液中c(CH3COO－)＝c(Na＋)，此时溶液显________(填“酸”“碱”或“中”)性；此温度下CH3COOH的电离常数Ka＝__________。
(1)电离平衡常数与化学平衡常数一样，只与温度有关，与其他条件无关。温度升高，电离平衡常数增大(因为电离是吸热过程)。
(2)电离平衡常数除了可以比较弱电解质的电离能力外，还
能判断电离平衡的移动方向。
(3)在运用电离平衡常数表达式进行计算时，浓度必须是平
影响电离平衡常数的因素与应用
A.在相同温度下，从 HX 的数据可以说明：弱电解质溶液，浓度越低，电离度越大，且 K1>K2>K3＝0.01
B.室温时，若在NaZ溶液中加少量盐酸，则
c(Z－)－ 的c(HZ)·c(OH )
值变大C.表格中三种浓度的 HX 溶液中，从左至右 c(X－)浓度逐渐减小D.在相同温度下，电离平衡常数：K5>K4>K3
电离度越小，但电离产生的c(X－)越大，故表格中三种浓度的HX溶液中，从左至右c(X－)浓度逐渐增大，C错误；相同条件下，弱电解质的电离度越大，则酸性越强，其电离常数越大，故相同温度下，电离平衡常数为K5>K4>K3，D正确。　　答案：D
2.已知碳酸、亚硫酸、次氯酸的电离平衡常数如下表，下
电离常数的 4 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
(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，酸性(或碱性)越弱。
(3)判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”。
(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，题目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。
电离度及电离常数的定量计算
[归纳提升] 特定条件下的Ka 或Kb 的有关计算模型
一元强酸(碱)和一元弱酸(碱)的比较
1.强、弱电解质的实验设计
实验设计思路：以证明室温下某酸(HA)是弱酸为例
2.一元强酸与一元弱酸的比较
3.图象法理解一强一弱的稀释规律(1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸
(2)相同体积、相同 pH 的盐酸、醋酸
[ 自主测评 ]1.易错易混辨析(正确的画“√”，错误的画“×”)。
(1)pH＝12 的氨水溶液，稀释 10 倍后 pH＝11(
(2)等浓度的醋酸和盐酸与 Zn 反应时生成 H2 的速率：醋酸
(3)中和等体积、等 pH 的盐酸和醋酸所用的 NaOH 的物质
(4)升高温度酸溶液的 pH 都不变(
(5)加水稀释两种 pH 相同的酸溶液，pH 变化大的一定是强
)(6)室温下，稀释相同物质的量浓度的盐酸和醋酸，盐酸的
导电能力减弱，醋酸溶液的导电能力增强(
2.【深度思考】在一定温度下，有 a.盐酸、b.硫酸、c.醋酸
(1)当三种酸物质的量浓度相同时，c(H＋)由大到小的顺序是
________(用字母表示，下同)。
(2)等体积、等物质的量浓度的三种酸，中和 NaOH 的能力
由大到小的顺序是________。
(3)若三者 c(H＋)相同时，物质的量浓度由大到小的顺序是
(4)当三者 c(H＋)相同且体积也相同时，分别放入足量的锌，相同状况下产生气体的体积由大到小的顺序是___________________________________________________________________。
答案：(1)b＞a＞c
(3)c＞a＞b(或 c＞a＝2b)(4)c>a＝b
(1)电解质是否完全电离在溶液中强电解质完全电离，弱电解质部分电离。据此可
以判断 HA 是强酸还是弱酸，如：若测得0.1 ml·L
液的pH＝1，则 HA 为强酸；若pH>1，则HA 为弱酸。(2)是否存在电离平衡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。
①一定pH 的HA 溶液稀释前后pH 的变化：
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升高温度后pH 的变化：
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，电离程度增大，c(H＋)增大。而强酸不存在电离平衡，升高温度时，只有水的电离程度增大，pH变化幅度小。
一元弱酸(碱)和一元强酸(碱)性质比较
C.pH＝3的盐酸、CH3COOH溶液中，c(Cl－)＝c(CH3COO－)D. 往 10 mL pH ＝3 的盐酸中分别加入 pH ＝11 的氨水、
NaOH 溶液至中性，消耗氨水的体积小
解析：pH＝11 的氨水、NaOH 溶液中，氢离子浓度相同，对水电离的抑制程度相同，水电离产生的c(H＋)相同，A 正确；pH ＝3 的盐酸中 c(H＋ ) ＝1×10－3 ml·L－1 ，pH ＝11 的氨水中c(OH－)＝1×10－3 ml·L－1，由于氨水为弱碱，则氨水过量，在室温下等体积混合后，pH＞7，B 不正确；两溶液中氢离子浓度相等，根据水的离子积可知两溶液中氢氧根离子浓度也相等，
根据电荷守恒，则c(Cl－)＝c(CH3COO－)，C 正确；一水合氨是弱碱，不完全电离，pH＝11 的氨水、NaOH 溶液，氨水的浓度较大，往10 mL pH＝3的盐酸中分别加入pH＝11的氨水、NaOH溶液至中性，消耗氨水的体积小，D 正确。
　　2.(2019年衡水模拟)下列叙述中，正确的是(　　)　　A.中和10 mL 0.1 ml·L－1醋酸与中和100 mL 0.01 ml·L－1醋酸所需同种碱溶液的量不同　　B.常温下，pH＝3的甲酸溶液中由水电离产生的c(H＋)与pH＝11的氨水中由水电离产生的c(OH－)相等　　C.向NH4Cl溶液中逐渐加入适量NaOH固体，溶液的导电性明显增强　　D.向饱和石灰水中加入少量CaO，恢复至室温后溶液中c(OH－)增大，导电能力增强
　　解析：10 mL 0.1 ml·L－1醋酸与100 mL 0.01 ml·L－1醋酸含有的CH3COOH物质的量相等，所以中和时所需同种碱溶液的量相等，A错误；甲酸、氨水抑制水的电离，则常温下，pH＝3的甲酸溶液中由水电离产生的c(H＋)与pH＝11的氨水中由水电离产生的c(OH－)相等，B正确；向NH4Cl溶液中逐渐加入适量NaOH固体生成氯化钠和一水合氨，溶液的导电性无明显变化，C错误；向饱和石灰水中加入少量CaO，恢复至室温后溶液仍然是饱和溶液，c(OH－)不变，导电能力不变，D错误。　　答案：B
一元强酸(碱)和一元弱酸(碱)的相关图象
3.(2020 年衡水检测)在体积均为 0.5 L、pH 均等于 1 的盐酸、醋酸溶液中，分别投入 1.4 g 铁粉，则如图所示曲线比较符合客
解析：铁的物质的量 n(Fe)＝
1.4 g56 g·ml
－1 ＝0.025 ml，HCl
是强酸，0.5 L、pH 等于 1 的盐酸中 HCl 的物质的量为 0.1 ml·L－1×0.5 L＝0.05 ml，根据反应方程式：Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑，铁与盐酸恰好反应，醋酸是弱酸，0.5 L、pH 等于 1 的醋酸溶液中，醋酸的物质的量远大于 0.05 ml，与 0.025 ml 铁反应后醋酸有剩余。盐酸恰好反应，醋酸有剩余，则生成氢气的
量与铁的量成正比，铁的量相同，则最终生成的氢气的体积相同，A 错误；反应过程中，醋酸能电离出氢离子，使醋酸溶液中 H＋浓度大于盐酸，则醋酸的反应速率大于盐酸，完全反应时，醋酸用的时间小于盐酸，B 正确，C、D 错误。
4.(2020 年北京二模)常温下，将等体积的盐酸和氨水分别加水稀释，溶液的导电性与溶液体积的变化曲线如图所示，下
A.曲线Ⅱ表示氨水加水稀释过程中溶液导电性的变化B.溶液的 pH 大小关系：c>b>dC.若将 b、d 两点溶液混合，则c(Cl－)>c(NH＋ )>c(H＋)>c(OH－)D.由水电离出的 n(OH－)：b>c
解析：分析题图可知，开始导电能力相同说明开始时氨水中的氢氧根离子浓度和盐酸中的氢离子浓度相等，加水稀释促进一水合氨电离平衡正向进行，稀释相同倍数时，氨水中氢氧根离子浓度大于盐酸中氢离子浓度，氨水的导电能力强，则曲线Ⅰ表示氨水加水稀释过程中溶液导电性的变化，A 错误；盐酸 pH 小于氨水，稀释过程中盐酸 pH 增大，溶液的 pH 大小关
于盐酸中H+浓度，加水稀释促进一水合氨电离平衡正向进行，
浓度，若将b、d两点溶液混合，溶液显碱性，c(NH4)>c(Cl－)
稀释相同倍数，氨水溶液中氢氧根离子浓度大于盐酸中氢离子
>c(OH－)>c(H＋)，C 错误；b、c 两点的导电能力相同，则两溶液中水的电离程度相同，但 b 点溶液体积大于 c 点，所以由水电离出的 n(OH－)：b>c，D 正确。
[归纳提升]a、b为pH 相等的NaOH 溶液和氨水，c、d 为pH 相等的盐酸和醋酸。对于该图象，要深刻理解以下四点：
①对于pH＝y 的强酸溶液稀释时，体积每增大10n 倍，pH就增大 n 个单位，即pH＝y＋n；对于 pH＝y 的弱酸溶液来说，体积每增大10n 倍，pH 增大不足 n 个单位，即pHx－n；无论怎样稀释，碱溶液的 pH 不能等于或小于 7，只能趋近于 7。③加水稀释相同倍数后的 pH 大小：氨水>NaOH 溶液，盐
④稀释后的 pH 仍然相等，则加水量的多少：氨水>NaOH
氨水、0.1 ml·L－1NH4Cl 溶液、NH4Cl 晶体、酚酞溶液、pH
判断电解质强弱方法的实验探究
5.(2019年济南模拟)为了证明一水合氨(NH3·H2O)是弱电解质，甲、乙、丙三人分别选用下列试剂进行实验：0.010 ml·
试纸、蒸馏水。(1)甲用 pH 试纸测出 0.010 ml·L－1 氨水在室温下的 pH 为10，则认定一水合氨是弱电解质，你认为这一方法是否正确？__________(填“正确”或“不正确”)，并说明理由：_____________________________________________________________。
(2)乙取出 10 mL 0.010 ml·L－1 氨水，用 pH 试纸测其 pH＝a，然后用蒸馏水稀释至 1000 mL，再用 pH 试纸测其 pH＝b，若要确认 NH3·H2O 是弱电解质，则 a、b 值应满足什么关系？__________________(用等式或不等式表示)。
(3)丙取出 10 mL 0.010 ml·L－1 氨水，滴入 2 滴酚酞溶液，显粉红色，再加入少量 NH4Cl 晶体，颜色变________(填“深”或“浅”)。你认为这一方法能否证明 NH3·H2O 是弱电解质？________(填“能”或“否”)，并说明原因：_____________________________________________________________________。
(4)请你根据所提供的试剂，再提出一个合理又简便的方案证明 NH3·H2O 是弱电解质：___________________________________________________________________________________。解析：(1)证明NH3·H2O为弱电解质，通过测定pH可知 0.010ml·L－1 的氨水未完全电离，可以确定其为弱电解质。(2)加水稀释，氨水的 pH 降低，若电离程度不变则稀释后 pH＝a－2，但稀释过程 NH3·H2O 的电离程度增大，故稀释后 pH＞a－2。
(4)证明某物质为弱电解质的常用方法有①证明未完全电离；②证明电离平衡的存在；③证明对应的盐可以水解。故可以通过弱电解质。
若是强电解质，则 0.010 ml·L－1 氨水中
c(OH－)应为 0.010 ml·L－1，pH＝12(2)a－2＜b＜a
[归纳提升] 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
0.1 ml·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＜pH＜2。角度三：弱电解质形成的盐类能水解，如判断CH3COOH
为弱酸可根据下面两个现象：
(1)配制某浓度的醋酸钠溶液，向其中加入几滴酚酞溶液。
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。
　　解析：盐酸的浓度为2.0×10－7 ml·L－1，完全电离，接近中性，溶剂水电离出的氢离子浓度的数量级与溶质HCl电离的氢离子浓度相差不大，则计算氢离子浓度时，不能忽略水中的氢离子浓度，其数值应大于2.0×10－7 ml·L－1，A错误；KCl溶液为中性溶液，常温下pH＝7，加热到80 ℃时，水的离子积Kw增大，对应溶液的氢离子浓度随温度升高会增大，pH会减小，但溶液溶质仍为KCl，则仍呈中性，B正确；NaCN溶液显
碱性，说明该溶质为弱酸强碱盐，即 CN－对应的酸 HCN 为弱电解质，C 正确；醋酸在溶液中会发生电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，向溶液中加入醋酸钠固体，根据同离子效应可知，该平衡会向生成弱电解质的方向(逆向)移动，使溶液中的氢离子浓度减小，pH 增大，D 正确。
3.(2019 年天津卷)某温度下，HNO2 和 CH3COOH 的电离常数分别为5.0×10－4 和 1.7×10－5。将 pH 和体积均相同的两种酸溶液分别稀释，其 pH 随加水体积的变化如图所示。下列叙述
HClO 的电离常数 Ka 值为______。