江苏专用2021高考化学一轮复习专题9弱电解质的电离和溶液的酸碱性课件

专题9弱电解质的电离和溶液的酸碱性考点一弱电解质的电离平衡考点清单基础知识一、强电解质和弱电解质1.定义在水溶液中能①完全电离的电解质称为强电解质。在水溶液中只能②部分电离的电解质称为弱电解质。2.常见物质强电解质:强酸、强碱、大多数盐等。弱电解质:弱酸、弱碱和少数盐等。二、电离1.电离的条件:离子化合物在溶于水或熔融时发生电离,共价化合物在溶于水时发生电离。2.电离方程式的书写(1)强电解质的电离用“ ”,弱电解质的电离用“ ”。(2)多元弱酸分步电离,以第一步为主,如碳酸存在电离H2CO3 HC +H+(主),HC  H++C (次)。多元弱碱的电离以一步电离表示,如Fe(OH)3 ③Fe3++3OH-。(3)强酸的酸式盐完全电离,弱酸的酸式盐中酸式酸根不完全电离。例如NaHSO4:NaHSO4 Na++H++S (水溶液中)NaHCO3:NaHCO3 Na++HC -3O-3O2-3O2-4O-3O说明在熔融状态时:NaHSO4 Na++HS 三、弱电解质的电离平衡1.在一定温度下,当弱电解质在水溶液中电离达到最大程度时,电离过程并没有停止。此时弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合成弱电解质分子的速率相等,溶液中各分子和离子的浓度都不再发生变化,达到④电离平衡状态。弱电解质的电离平衡特点:(1)是动态平衡,电离方程式中用“ ”;(2)平衡时溶液中离子浓度和分子浓度⑤保持不变;(3)条件改变,平衡发生移动。2.外界条件对电离平衡的影响如0.1mol·L-1的醋酸溶液[CH3COOH H++CH3COO-(ΔH0)],若改变条件-4O后,有如下变化:四、电解质溶液的导电性电解质溶液之所以能够导电,是由于溶液中存在能够自由移动的离子,这些离子在外加电源的作用下,会向两极定向移动形成电流。溶液的导电能力平衡移动方向CH3COOH电离程度c(H+)导电性加少量浓盐酸向左减小增大增强加少量冰醋酸向右减小增大增强加少量NaOH固体向右增大减小增强加少量CH3COONa固体向左减小减小增强加少量水向右增大减小减弱升高温度向右增大增大增强主要取决于溶液中离子的浓度和离子所带的电荷,离子浓度越大,离子所带的电荷越多,溶液的导电能力也就越强。五、电离平衡常数弱电解质的电离是一个可逆过程,弱电解质溶液中除水分子外还存在弱电解质分子。在一定条件下达到电离平衡时,弱电解质电离形成的各种离子浓度幂的乘积与溶液中⑥未电离的分子的浓度之比是一个常数,这个常数叫作电离平衡常数。通常用⑦Ka表示弱酸的电离平衡常数,用⑧Kb表示弱碱的电离平衡常数。如醋酸在水溶液中达到电离平衡时,醋酸的电离平衡常数:Ka=⑨。-33(CHO)(H)(CH)cCOccCOOH六、电离平衡常数的意义根据电离平衡常数数值的大小,可以估算弱电解质电离的程度,K值越大,电离程度越大。对于弱酸来讲,Ka越大,酸性越强;对于弱碱来讲,Kb越大,碱性越强。相同条件下常见弱酸的酸性强弱顺序:H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO。七、电离平衡常数的影响因素1.电离平衡常数随温度变化而变化,但由于电离过程的热效应较小,温度改变对电离平衡常数影响不大,其数量级一般不变,所以室温范围内可忽略温度对电离平衡常数的影响。2.电离平衡常数与弱酸、弱碱的浓度无关,同一温度下,不论弱酸、弱碱的浓度如何变化,电离平衡常数是不会改变的。基本规律电解质强弱的比较1.在相同浓度、相同温度下,比较反应速率的快慢,如将锌粒投入到等浓度的盐酸和醋酸溶液中,起始速率前者比后者快,说明醋酸是弱电解质。2.比较浓度与pH的关系,如室温下0.1mol·L-1的CH3COOH溶液,其pH1,则可证明CH3COOH是弱电解质。3.测定对应盐的酸碱性。如CH3COONa溶液呈碱性,则证明醋酸是弱酸。4.比较稀释前后的pH变化与稀释倍数的关系。例如,将pH=2的酸溶液稀释至原体积的1000倍,若2pH5,则证明酸为弱酸;若pH为5,则证明酸为强酸。5.利用实验证明该物质存在电离平衡。如向醋酸溶液中滴入石蕊试液,石蕊试液变红,再加固体CH3COONa,颜色变浅,则证明醋酸为弱酸。考点二溶液的酸碱性中和滴定基础知识一、水的电离1.电离方程式水是一种极弱的电解质:H2O+H2O ①H3O++OH-。简写为②H2O H++OH-。2.纯水在室温下的常用数据(1)c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7mol·L-1。(2)KW=c(H+)·c(OH-)=1.0×10-14。(3)pH=7。二、影响水的电离平衡的因素1.水的电离过程是③吸热过程,升高温度能促进电离,所以降温时KW减小,升温时KW增大。但不论温度升高或降低,纯水中c(H+)和c(OH-)始终相等。2.向纯水中加入酸或碱,可以增大水中的H+或OH-浓度,均可使水的电离平衡向④逆反应方向移动(即分子化的方向)。向水中加入可溶性的盐,若组成盐的离子能与水电离产生的H+或OH-发生反应,生成难电离的物质,则能够破坏水的电离平衡,使水的电离平衡向⑤电离方向移动,可使水溶液呈碱性或酸性;若所加的盐既不能与水中的H+或OH-发生反应,又不能电离产生H+或OH-,则不能破坏水的电离平衡,不使水的电离平衡发生移动。若向水中加入活泼金属,由于活泼金属与水电离出的H+反应,促进水的电离,溶液中c(OH-)⑥增大,c(H+)⑦减小。三、溶液的酸碱性和pH1.溶液的酸碱性溶液的酸碱性取决于溶液中c(H+)和c(OH-)的相对大小。(1)c(H+)c(OH-),溶液呈酸性;(2)c(H+)=c(OH-),溶液呈中性;(3)c(H+)c(OH-),溶液呈碱性。2.溶液的pHpH 四、pH的测定方法1.pH试纸的使用方法:把pH试纸放在洁净干燥的 表面皿(或玻璃片)上,用玻璃棒蘸取待测液滴在pH试纸上,待变色后与 标准比色卡对比,读出pH(整数)。:pH-lg(H):,0~14:,pH,c 计算公式⑧　　适用范围稀溶液数值在之间表示意义表示溶液酸碱性的强弱越小　　　　酸性⑨　越强　2.常用酸碱指示剂及其变色范围指示剂变色范围的pH石蕊5.0红色5.0~8.0紫色8.0蓝色甲基橙3.1红色3.1~4.4橙色4.4黄色酚酞8.2无色8.2~10.0浅红10.0红色五、酸碱中和滴定1.实验用品(1)主要仪器: 酸式滴定管(如图A)、 碱式滴定管(如图B)、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。 (2)试剂:标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。(3)滴定管的使用a.酸性、氧化性的试剂一般用酸式滴定管盛装,因为酸性和氧化性物质易腐蚀橡胶。b.碱性的试剂一般用碱式滴定管盛装,因为碱性物质易腐蚀玻璃,致使玻璃活塞无法打开。2.实验操作(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例)(1)滴定前的准备a.滴定管: 查漏→洗涤→润洗→装液→调液面→记录。b.锥形瓶:注碱液→记读数→加指示剂(酚酞或甲基橙均可)。(2)滴定 (3)终点判断等到滴入最后一滴标准液,溶液变色,且半分钟内不恢复原来的颜色,视为滴定终点,记录标准液的体积。3.数据处理按上述操作重复两至三次,求出用去标准盐酸体积的平均值,根据c(NaOH)=  计算。4.中和滴定的误差分析以标准盐酸滴定NaOH溶液为例:V(HCl)·c(HCl)=V(NaOH)·c(NaOH)⇒c(NaOH)= (HCl)(HCl)(NaOH)cVV(HCl)(HCl)(NaOH)cVV项目操作不当具体内容误差1仪器洗涤酸式滴定管未用盐酸润洗偏高碱式滴定管未用NaOH溶液润洗偏低锥形瓶用NaOH溶液润洗偏高2气泡处理滴定前有气泡,滴定后无气泡偏高滴定前无气泡,滴定后有气泡偏低3滴定盐酸滴出瓶外偏高振荡时瓶内溶液溅出偏低4读数前仰后平偏低前平后仰偏高前仰后俯偏低5其他滴定终点时滴定管尖嘴悬一滴溶液偏高指示剂变色即停止滴定偏低重点突破正确理解和运用水的离子积常数(KW)1.KW与温度有关,因为水的电离过程是吸热过程,所以温度升高,有利于水的电离,KW增大。2.KW不仅适用于纯水,还适用于稀的电解质水溶液。不管哪种溶液均有c(H+ =c(OH- 。如酸溶液中:[c(H+)酸+c(H+ ]·c(OH- =KW;碱溶液中:[c(OH-)碱+c(OH- ]·c(H+ =KW。3.水的离子积常数揭示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡,都有H+和OH-,只是相对含量不同而已,并且在稀酸或稀碱溶液中,当温度为25℃时,KW=c(H+)·c(OH-)=1×10-14,仍为同一个常数。4.在研究水溶液体系中离子的成分时,不要忽略H+和OH-共同存在。另外,2H)O2H)O2H)O2H)O2H)O2H)O通过对水的离子积的研究,知道水溶液的酸碱性是由c(H+)和c(OH-)的相对大小决定的。基本规律溶液pH的计算1.单一溶液(1)强酸溶液,如HnA溶液,设溶液中溶质的物质的量浓度为cmol·L-1,则c(H+)=ncmol·L-1,pH=-lgc(H+)=-lgnc。(2)强碱溶液,如B(OH)n溶液,设溶液中溶质的物质的量浓度为cmol·L-1,则c(H+)= mol·L-1,pH=-lgc(H+)=14+lgnc。-1410nc2.两强酸混合由c混(H+)= ,先求出混合后的c混(H+),再根据公式pH=-lgc(H+)求pH。若两强酸溶液等体积混合,可采用速算方法,即混合后溶液的pH等于混合前溶液pH小的加0.3,如pH=3和pH=5的盐酸等体积混合后,pH=3.3。112212(H)(H)VcVcVV3.两强碱混合由c混(OH-)= ,先求出混合后的c混(OH-),再通过KW求出c(H+),最后求pH。若两强碱溶液等体积混合,可采用速算方法,即混合后溶液的pH等于混合前溶液pH大的减0.3,如pH=9和pH=11的烧碱溶液等体积混合后,pH=10.7。4.强酸与强碱混合强酸与强碱混合发生中和反应H++OH- H2O,反应后溶液的pH有以下三种情况:(1)若恰好中和,pH=7(常温);(2)若剩余酸,先求中和后的c(H+),再求pH;(3)若剩余碱,先求中和后的c(OH-),再通过KW求出c(H+),最后求pH。--112212(OH)(OH)VcVcVV5.溶液稀释(1)对于强酸溶液,每稀释至原体积的10倍,pH增大1个单位;对于弱酸溶液,每稀释至原体积的10倍,pH增大不足1个单位。25℃时,无论稀释多少倍,酸溶液的pH都不能等于或大于7,只能趋近于7。(2)对于强碱溶液,每稀释至原体积的10倍,pH减小1个单位;对于弱碱溶液,每稀释至原体积的10倍,pH减小不足1个单位。25℃时,无论稀释多少倍,碱溶液的pH都不能等于或小于7,只能趋近于7。(3)对于pH相同的强酸和弱酸(或强碱和弱碱)溶液稀释相同的倍数,强酸(或强碱)溶液的pH变化幅度大。这是因为强酸(或强碱)已完全电离,随着加水稀释,溶液中H+(或OH-)的数目(除水电离的以外)不会增多,而弱酸(或弱碱)随着加水稀释,H+(或OH-)的数目还会增多。(4)对于物质的量浓度相同的强酸和弱酸(或强碱和弱碱)溶液,稀释相同的倍数,pH的变化幅度不同,强酸(或强碱)稀释后pH变化幅度大。酸碱中和滴定的迁移应用可以将酸碱中和滴定迁移到其他反应类型的滴定,最常见的是氧化还原滴定。滴定实验中可以选择特殊指示剂(例如Na2S2O3溶液与碘水的滴定可选择淀粉作指示剂),也可以不用指示剂(例如酸性高锰酸钾溶液与亚硫酸钠溶液的滴定,二者反应终点有明显的颜色变化,可不用指示剂)。知能拓展例[2019无锡期中,18(1)(2)]三氯氧磷(POCl3)常用作有机合成的氯化剂、催化剂和阻燃剂等。POCl3遇水会强烈水解,生成H3PO4和HCl。为测定某POCl3样品中Cl元素含量,进行下列实验:①准确称取30.70gPOCl3样品,置于盛有60.00mL蒸馏水的水解瓶中摇动至完全水解;②将水解液配成100.00mL溶液A,取10.00mL溶液A于锥形瓶中;③加入10.00mL3.200