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弱電解質(zhì)的電離平衡,1．強、弱電解質(zhì) (1)概念,在,水溶液里,全部,強酸 強堿,大多數(shù)鹽,弱酸 弱堿 水,部分,(2)與化合物類型的關(guān)系 強電解質(zhì)主要是大部分_____化合物及某些_____化合物。弱電解質(zhì)主要是某些______化合物。 2．弱電解質(zhì)的電離平衡 (1)電離平衡的建立 在一定條件下(如溫度、壓強等)，當弱電解質(zhì)___________的速率和離子___________的速率相等時，就達到了電離平衡狀態(tài)。,離子,共價,共價,電離成離子,結(jié)合成分子,(2)電離平衡的特征,=,≠,離子,分子,(3)影響電離平衡的因素 ①內(nèi)因：弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)。 ②外因：影響電離平衡的外在條件 a．溫度 溫度升高，電離平衡_____移動，電離程度_____。 b．濃度 稀釋溶液，電離平衡_____移動，電離程度_____。 c．同離子效應(yīng) 加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強電解質(zhì)，電離平衡_____移動，電離程度_____。,向右,增大,向右,增大,向左,減小,3．電離平衡常數(shù),從兩角度理解弱電解溶液稀釋時電離平衡移動的方向 角度一(定性)：由于電離方向是微粒數(shù)增大的方向(相當于化學(xué)平衡中氣體體積增大的方向)，所以溶液稀釋使平衡體系中粒子總濃度減小，平衡將向著粒子數(shù)增加的方向移動，即平衡向著電離方向移動。,水的電離,1．電離方程式 水是一種極弱的電解質(zhì)，H2O＋H2O H3O＋＋OH－，可簡寫為___________________。 2．幾個重要數(shù)據(jù),H2O H＋＋OH－,1 10-7 mol L-1,1 10-14,注意：Kw只與溫度有關(guān)，溫度升高，Kw_____。,增大,3．影響水電離平衡的因素 (1)升高溫度，水的電離程度______。 (2)加入酸或堿，水的電離程度______。 (3)加入可水解的鹽(如FeCl3、Na2CO3)，水的電離程度______。,增大,減小,增大,有關(guān)Kw的兩點理解 1．Kw不僅適用于純水，還適用于酸性或堿性的稀溶液。不管哪種溶液均有c(H＋)H2O＝c(OH－)H2O 如酸性溶液中：[c(H＋)酸＋c(H＋)H2O]c(OH－)H2O＝Kw 堿性溶液中：[c(OH－)堿＋c(OH－)H2O]c(H＋)H2O＝Kw 2．水的離子積常數(shù)表示在任何水溶液中均存在水的電離平衡，都有H＋和OH－共存，只是相對含量不同而已。,溶液的酸堿性與pH,1．溶液的酸堿性 溶液的酸堿性取決于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相對大小。(將“”、“＝”或“”填在下表空格中),,＝,,2.pH (1)定義式：pH＝___________。 (2)溶液的酸堿性與pH的關(guān)系： 室溫下：,－lgc(H＋),酸性,堿性,3．pH試紙的使用 (1)方法：把小片試紙放在________上，用潔凈干燥的________蘸取待測液滴在干燥的pH試紙的中部，觀察變化穩(wěn)定后的顏色，然后_________________即可確定溶液的pH。 (2)注意：試紙使用前不能用蒸餾水潤濕，否則待測液因被稀釋可能會產(chǎn)生誤差。廣范pH試紙只能測出pH的整數(shù)值。,表面皿,玻璃棒,與標準比色卡對比,酸堿中和滴定,1．實驗原理 利用__________反應(yīng)，用已知濃度___(或___)來測定未知濃度的___(或___)的實驗方法。以標準鹽酸滴定待測的NaOH溶液，待測的NaOH溶液的物質(zhì)的量濃度為 c(NaOH)＝___________________。 其中酸堿中和滴定的關(guān)鍵是： (1)準確測定_____________。(2)準確判斷_________。,酸堿中和,酸,堿,堿,酸,標準液的體積,滴定終點,2．實驗用品 (1)儀器 ______滴定管[如圖(A)]、______滴定管[如圖(B)]、滴定管夾、鐵架臺、_______。,酸式,堿式,錐形瓶,(2)試劑 標準液、待測液、指示劑、蒸餾水。 (3)滴定管的使用 ①酸性、氧化性的試劑一般用______滴定管盛裝，因為酸和氧化性物質(zhì)易___________，所以不能用堿式滴定管盛裝。 ②堿性的試劑一般用_____滴定管盛裝，因為堿性物質(zhì)易____ _____，致使_____無法打開，所以不能用酸式滴定管盛裝。,酸式,腐蝕橡膠管,堿式,腐蝕,玻璃,活塞,3．實驗操作 以標準鹽酸滴定待測NaOH溶液為例： (1)滴定前的準備 ①滴定管：______→洗滌→_____→裝液→調(diào)液面→記錄。 ②錐形瓶：洗滌→注堿液→加指示劑。,查漏,潤洗,(2)滴定,控制滴定,管的活塞,錐形瓶內(nèi)溶液,的顏色變化,搖動,錐形瓶,(3)終點判斷 當?shù)稳胱詈笠坏螛藴室?，指示劑變色，且在半分鐘?nèi)________原來的顏色，視為滴定終點并記錄標準液的體積。 4．數(shù)據(jù)處理 按上述操作重復(fù)_____次，求出用去標準鹽酸體積的平均值，根 據(jù)c(NaOH)＝__________________計算。,不恢復(fù),2～3,5．常用酸堿指示劑及變色范圍,紅色,淺紅色,紅色,1．掌握2種儀器(酸、堿式滴定管)的構(gòu)造和使用 (1)構(gòu)造：滴定管的“0”刻度在上，精確度為0.01 mL。 (2)使用：①滴定管使用四步驟：查漏—洗滌—潤洗—裝液。 ②酸式滴定管盛裝酸性和強氧化性溶液；堿式滴定管盛裝堿性溶液，二者不可混用。 2．熟知選擇指示劑的3個因素 (1)變色范圍與終點pH吻合或接近 (2)指示劑變色范圍越窄越好 (3)指示劑在滴定終點時顏色變化明顯，容易觀察(一般來說指示劑顏色由淺變深較由深變淺易于觀察)判斷。,要點一 一元強酸與一元弱酸的比較,1．相同物質(zhì)的量濃度、相同體積的一元強酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較(見下表)：,2.相同pH、相同體積的一元強酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較(見下表),【典例示范1】 (2015四川攀枝花統(tǒng)考)pH＝2的兩種一元酸x和y，體積均為100 mL，稀釋過程中pH與溶液體積的關(guān)系如圖所示。分別滴加NaOH溶液(c＝0.1 molL－1)至pH＝7，消耗NaOH溶液體積為Vx、Vy，則( ),A．x為弱酸，Vx＜Vy B．x為強酸，Vx＞Vy C．y為弱酸，Vx＜Vy D．y為強酸，Vx＞Vy 解析 由圖像可知x，稀釋10倍，pH變化為1個單位(從pH＝2變化為pH＝3)，故x為強酸，而y稀釋10倍，pH變化小于1個單位，故y為弱酸；pH都為2的x、y，前者濃度為0.01 mol/L，而后者大于0.01 mol/L，故中和至溶液為中性時，后者消耗堿溶液的體積大，故選項C正確。 答案 C,【借題發(fā)揮】 用圖示法比較等pH的強、弱酸(堿)稀釋時pH的變化 如圖：a、b分別為pH相等的NaOH溶液和氨水稀釋曲線；c、d為別為pH相等的鹽酸和醋酸溶液稀釋曲線。,要點二 水電離出的c(H＋)或c(OH－)的計算(25 ℃),1．中性溶液 c(H＋)＝c(OH－)＝1.010－7 molL－1。 2．溶質(zhì)為酸的溶液 H＋來源于酸電離和水電離，而OH－只來源于水，故有c(OH－)水＝c(H＋)水＝c(OH－)溶液。,3．溶質(zhì)為堿的溶液 OH－來源于堿電離和水電離，而H＋只來源于水，故有c(H＋)水＝c(OH－)水＝c(H＋)溶液。 4．水解的鹽溶液 (1)水解呈酸性：c(H＋)水＝c(H＋)溶液 (2)水解呈堿性：c(OH－)水＝c(OH－)溶液,【典例示范2】 (2014河南鄭州質(zhì)檢)25 ℃時，在等體積的①pH＝0的H2SO4溶液 ②0.05 molL－1的Ba(OH)2溶液 ③pH＝10的Na2S溶液 ④pH＝5的NH4NO3溶液中，發(fā)生電離的水的物質(zhì)的量之比是 ( ) A．1∶10∶1010∶109 B．1∶5∶5109∶5108 C．1∶20∶1010∶109 D．1∶10∶104∶109,解析 ①pH＝0的H2SO4溶液中c(H＋)＝1 molL－1，c(OH－)＝10－14 molL－1，H2SO4溶液抑制H2O的電離，則由H2O電離出的c(H＋)＝10－14 molL－1；②0.05 molL－1的Ba(OH)2溶液中c(OH－)＝0.1 molL－1，c(H＋)＝10－13 molL－1；Ba(OH)2溶液抑制H2O的電離，則由H2O電離出的c(H＋)＝10－13 molL－1；③pH＝10 Na2S溶液促進H2O的電離，由H2O電離出的c(H＋)＝10－4molL－1；④pH＝5的NH4NO3溶液促進H2O的電離，由H2O電離出的c(H＋)＝10－5 molL－1。4種溶液中電離的H2O的物質(zhì)的量等于H2O電離產(chǎn)生的H＋物質(zhì)的量，其比為：10－14∶ 10－13∶10－4∶10－5＝1∶10∶1010∶109。 答案 A,【借題發(fā)揮】 由水電離出的c(H＋)或c(OH－)確定溶液pH時的易錯提醒 1．某溶液中由水電離出的c(H＋)水＝10－13 mol/L，則該溶液的pH為1或13； 2．某溶液中由水電離出的c(H＋)水＝10－5 mol/L，則該溶液的pH＝5； 3．某溶液中由水電離出的c(OH－)水＝10－5 mol/L，則該溶液的pH＝9。,要點三 溶液pH的計算,3．pH和等于14的酸堿溶液混合問題的判斷與計算 pH和等于14的意義：酸溶液中的氫離子濃度等于堿溶液中的氫氧根離子的濃度。 (1)已知酸、堿溶液的pH之和為14，則等體積混合時：,(2)已知酸、堿溶液的pH之和為14，若混合后溶液的pH為7，則溶液呈中性。,【典例示范3】 (2014成都二診)常溫下，pH＝a和pH＝b的兩種NaOH溶液，已知b＝a＋2，則將兩種溶液等體積混合后，所得溶液的pH接近于( ) A．a(chǎn)－lg 2 B．b－lg 2 C．a(chǎn)＋lg 2 D．b＋lg 2,D,【典例示范4】 (2015山東臨沂質(zhì)檢)室溫時，將x mL pH＝a的稀NaOH溶液與y mL pH＝b的稀鹽酸充分反應(yīng)。下列關(guān)于反應(yīng)后溶液pH的判斷，正確的是( ) A．若x＝y(tǒng)，且a＋b＝14，則pH＞7 B．若10x＝y(tǒng)，且a＋b＝13，則pH＝7 C．若ax＝by，且a＋b＝13，則pH＝7 D．若x＝10y，且a＋b＝14，則pH＞7,答案 D,【借題發(fā)揮】 求溶液pH的方法，可總結(jié)口訣如下：酸按酸(H＋)，堿按堿(OH－)；同強相混弱0.3；異強相混看過量；無限稀釋“7”為限。,要點四 酸酸中和滴定誤差分析,2．常見誤差 以標準酸溶液滴定未知濃度的堿溶液(酚酞作指示劑)為例，常見的因操作不正確而引起的誤差有：,【典例示范5】 (2015吉林模擬)實驗室用標準鹽酸滴定某濃度的NaOH溶液，用甲基橙作指示劑，下列操作中可能使測定結(jié)果偏低的是( ) A．酸式滴定管在裝酸液前未用標準鹽酸潤洗2～3次 B．開始實驗時酸式滴定管尖嘴部分有氣泡，在滴定過程中氣泡消失 C．錐形瓶內(nèi)溶液顏色由黃色變橙色，立即記下滴定管液面所在刻度 D．盛NaOH溶液的錐形瓶滴定前用NaOH溶液潤洗2～3次,解析 A、B、D三項均造成測定結(jié)果偏高；C項溶液由黃色變?yōu)槌壬赡苁怯捎诰植縞(H＋)變大引起的，振蕩后可能還會恢復(fù)黃色，應(yīng)在振蕩后半分鐘內(nèi)保持顏色不變，才能確定已達到滴定終點。 答案 C,【借題發(fā)揮】 澄清中和滴定中的3個模糊點 1．滴定管的“0”刻度在滴定管的上方，大刻度在滴定管下端，故前仰后俯體積偏小，前俯后仰體積偏大。 2．恰好中和＝酸堿恰好完全反應(yīng)≠溶液呈中性≠滴定終點。 3．在酸堿中和滴定誤差分析中，要看清楚是標準液滴定待測液還是待測液滴定標準液。標準液在滴定管中與標準液在錐形瓶中產(chǎn)生誤差情況相反。,