弱电解质的电离平衡.pdf

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1、弱电解质的电离平衡 第 1 页 共 5 页 弱电解质的电离平衡【学习重难点】影响电离平衡移动的因素、电离平衡常数【学习过程】强电解质（概念：）电解质 化合物（概念：）弱电解质（概念：）纯净物 非电解质（概念：）单质 混合物 注：1.无论是电解质还是非电解质都必须是化合物；2.电解质必须是本身能电离出离子；3.电解质溶液的导电能力由自由移动的离子的浓度与离子所带的电荷数决定，与电解质的强弱无关。例 1 下列物质：a.氨水 b.液态 HCl c.Fe d.固体 BaSO4 e.冰醋酸 f.SO2 g.Na2O h.CO2 I.NH3 j.NaCl 固体 k.KOH 溶液 l.蔗糖其中能导电的有 ，

2、属于电解质的有 ，属于非电解质的有 ，属于强电解质的有 ，属于弱电解质的有 。一、强电解质和弱电解质的比较 强电解质 弱电解质 共同特点 电离程度 电离过程（是否可逆）溶质微粒 化合物类型 物质类别 强酸：强碱：绝大多数盐：弱酸：弱碱：水 注：难溶盐（如：BaSO4、AgCl、CaCO3等）一般是强电解质，尽管难溶，但溶于水的那部分是完全电离的。而许多难溶性碱（如 Al（OH）3）却是弱电解质。例 2 按要求书写下列物质的电离方程式：（1）CH3COOH NH3H2O H2CO3 H2SO4（2）NaHSO4溶液中 熔化时 NaHCO3溶液中 熔化时 二、弱电解质电离平衡的建立 在一定条件下（

3、如：温度、压强），当弱电解质电离 成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离 过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。三、电离平衡的特征 电离平衡是化学平衡的一种，因此同样具有“”、“”、“”、“”的特征。四、电离平衡常数和电离度 1电离平衡常数是指在一定条件下，弱电解质在溶液中达到平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度的比值。HA H+A-HAcHccK-A 注：（1）在此计算公式中，离子浓度都是平衡浓度；（2）电离平衡常数的数值与温度有关，与浓度无关；弱电解质的电离是吸热的，一般温度越高，电离平衡常数越 （填“大”或“小”）；（3）电离平衡常数反映弱电解

4、质的相对强弱，通常用 Ka表示弱酸的电离平衡常数，用 Kb表示弱碱的电离平衡常数。Ka越大，弱酸的酸性越强；Kb越大，弱碱的碱性越强。多元弱酸是分布电离的，每一级电离都有相应的电离平衡常数（用 Ka1、Ka2等表示），且电离平衡常数逐级减小。2电离度%100弱电解质的初始浓度已电离的弱电解质浓度 注：弱电解质的电离度与溶液的浓度有关，一般而言，浓度越大，电离度越小；浓度越小，电离度越大。五、影响弱电解质电离平衡移动的因素 1浓度：弱电解质的溶液中，加水稀释，电离平衡正移，电离度增大。即稀释 （填“促进”或“抑制”）电离。思考：此规律用电离平衡常数如何解释？2温度：因为电离是吸热的，因此升温 （

5、填“促进”或“抑制”）电离。3加入其它电解质 （1）加入与弱电解质电离出的离子相同的离子，电离平衡 移动，电离度 ；（2）加入与弱电解质电离出的离子反应的离子，电离平衡 移动，电离度 。思考 1：0.1mol/L CH3COOHCH3COO+H+弱电解质的电离平衡 第 2 页 共 5 页 平衡移动 H+数目 C（H+）C（CH3COO-）电离平衡常数 电离度 溶液的导电能力 NaOH(s)HCl(g)NaAc(s)Na2CO3(s)加热 冰醋酸 水 思考 2：一元强酸与一元弱酸的比较(1)相同物质的量浓度、相同体积的 HCl 与 CH3COOH 的比较 HCl CH3COOH C（H+）中和酸

6、所用 NaOH 的物质的量 与过量 Zn 反应产生 H2的体积 与 Zn 反应的起始反应速率 (2)相同 C(H+)、相同体积的 HCl 与 CH3COOH 的比较 HCl CH3COOH 酸的浓度 中和所用 NaOH 的物质的量 与过量 Zn 反应产生 H2的体积 与Zn反应 起始反应速率 反应过程速率 例：将 C(H+)相同，溶液体积也相同的两种酸溶液（甲：盐酸；乙：醋酸）分别与锌反应，若最后有一溶液中有锌剩余，且放出的气体一样多，对此有如下判断：（1）反应所需时间：乙 乙（3）参加反应的锌的质量：甲=乙 （4）整个反应阶段的平均速率：乙 甲（5）盛盐酸的容器中有锌剩余 （6）盛醋酸的容器

7、中有锌剩余，以上判断正确的是 （）A(1)(2)(3)(5)B(1)(3)(5)C(2)(3)(6)D(1)(3)(4)(5)【学习难点】水的离子积 一、水的电离 思考水是不是电解质？它能电离吗？写出水的电离方程式.1水的电离：水是 电解质，发生 电离，电离过程 水的电离平衡常数的表达式为 思考：实验测得，在室温下 1L H2O（即 mol）中只有 110-7 mol H2O 电离，则室温下 C(H+)和 C(OH-)分别为多少?纯水中水的电离度(H2O)=。2水的离子积 水的离子积：KW=。注：(1)一定温度时，KW是个常数，KW只与 有关，越高 KW越 。25时，KW=，100时，KW=1

8、0-12。(2)KW不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。任何水溶液中，由水所电离而生成的 C(H+)C(OH-)。二、溶液的酸碱性和 pH 1影响水的电离平衡的因素 （1）温度：温度升高，水的电离度 ，水的电离平衡向 方向移动，C(H+)和 C(OH-)，KW 。（2）溶液的酸、碱度：改变溶液的酸、碱度均可使水的电离平衡发生移动。讨论：改变下列条件水的电离平衡是否移动？向哪个方向移动？水的离子积常数是否改变？是增大还是减小？升高温度 加入 NaCl 加入 NaOH 加入 HCl 练习：在 0.01mol/LHCl 溶液中,C(OH-)=，C(H+)=，由水电离出的 H+浓度=，由水电离

9、出的 OH-浓度=。,在 0.01mol/LNaOH 溶液中，C(OH-)=，C(H+)=，由水电离出的 H+浓度=，由水电离出的 OH-浓度=。在 0.01mol/LNaCl 溶液中，C(OH-)=，C(H+)=，由水电离出的 H+浓度=，由水电离出的 OH-浓度=。小结：（1）升高温度，促进水的电离 KW增大 （2）酸、碱抑制水的电离 2溶液的酸碱性本质：【反馈练习】1pH=2 的强酸溶液，加水稀释，若溶液体积扩大 10 倍，则 C(H+)或 C(OH-)的变化（）A、C(H+)和 C(OH-)都减少 B、C(H+)增大 C、C(OH-)增大 D、C(H+)减小 2向纯水中加入少量的 KH

10、SO4固体（温度不变），则溶液的 （）A、pH 值升高 B、C(H+)和 C(OH-)的乘积增大 C、酸性增强 D、OH-离子浓度减小 弱电解质的电离平衡 第 3 页 共 5 页 3100时，KW=110-12，对纯水的叙述正确的是 （）A、pH=6 显弱酸性 B、C(H+)=10-6mol/L，溶液为中性 C、KW是常温时的 10-2倍 D、温度不变冲稀 10 倍 pH=7 【学习难点】值的计算【学习过程】二、溶液的酸碱性和 pH 定义：PH=，广泛 pH 的范围为 014。注意：当溶液中H+或OH-大于 1mol/L 时，不用 pH 表示溶液的酸碱性。意义：溶液 PH 的测定方法（1）酸碱

11、指示剂法 说明：常用的酸碱指示剂有石蕊、甲基橙、酚酞试液。常用酸碱指示剂的变色范围 指示剂 变色范围的 石蕊 8 蓝色 甲基橙 4.4 黄色 酚酞 10 红色（2）试纸法 使用方法：（3）PH 计法 三、PH 的应用 四、有关 pH 的计算（一）单一溶液的 PH 计算 1、分别求 0.05mol/LH2SO4溶液和 0.05mol/L Ba(OH)2溶液的 PH 值。2、已知常温下浓度为 0.01mol/L 的 CH3COOH 溶液的电离度为 1%，求该溶液的 PH 值。（二）酸碱混合溶液的 PH 计算 3、将 PH=2 的 H2SO4溶液与 PH=4 的 H2SO4溶液等体积混合后,求溶液的

12、 PH 值。4、将 PH=8 的 NaOH 溶液与 PH=10 的 NaOH 溶液等体积混合后,求溶液的 PH 值。5、常温下 PH=4 的 HCl 和 PH=10 的 NaOH 分别按体积比为 1：1，11：9，9：11 混合，分别求三种情况下溶液的 PH 值。（三）酸、碱加水稀释后溶液的 PH 值 6、常温下，将 PH=1 的 H2SO4溶液和 PH=13 的 NaOH 溶液分别稀释 1000 倍，求所得溶液的 PH 值。思考：若在常温下，将 PH=1 的 CH3COOH 溶液和 PH=13 的 NH3H2O 溶液分别稀释 1000 倍，则所得溶液的 PH 值在什么范围之内。反馈练习 1求

13、下列溶液混合后的 pH：(1)把 pH2 和 pH=4 的两种强酸溶液等体积混合，其 pH 。(2)把 pH12 和 pH14 的两种强碱溶液等体积混合，其 pH=。(3)把 pH5 的 H2SO4溶液和 pH8 的 NaOH 溶液等体积混合，其 pH 。2室温时，将 PH=5 的 H2SO4溶液稀释 10 倍，则 C（H+）：C（SO42-）=；若再将稀释后的溶液再稀释 100 倍,则 C（H+）：C（SO42-）=。盐类的水解【学习难点】盐类水解方程式的书写和分析 归纳：（1）这种在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的 H+或 OH结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。（2）只有弱酸的

14、阴离子或弱碱的阳离子才能与 H+或 OH结合生成弱电解质。（3）盐类水解使水的电离平衡发生了移动，并使溶液显酸性或碱性。讨论：（4）盐类水解反应是酸碱中和反应的逆反应。水解的规律是：三、盐类水解离子方程式的书写【反馈练习】1下列物质加入水中，能使水的电离度增大，溶液的 pH 值减小的是 （）A、HCl B、Al2(SO4)3 C、Na2S D、NH3.H2O 2判断下列盐溶液的酸碱性，若该盐能水解，写出其水解反应的离子方程式。（1）KF （2）NH4NO3 （3）Na2SO4 （4）FeCl3 （5）NaHCO3【情景创设】一、盐类水解的实质 1盐类水解的实质_ 2盐类水解过程就是水的电离平衡

15、移动过程，也就是说，盐类的水解能促进水的电离。使水的电离度增大。即在常温下，可水解盐溶液中由水电离出的 c(OH_)_10-7mol/L。（填、）3盐类水解反应生成酸和碱，所以盐类水解反应可看着是中和反应的逆反应。思考与交流(1)用_ _可鉴别 NH4Cl、NaCl、CH3COONa 三种溶液。(2)相同浓度的 Na2CO3、NaHCO3、CH3COONa 溶液的 PH 大小顺序为_(3)相同浓度拓 NaX、NaY、NaZ 溶液的 PH 值分别等于 8、9、10，则对应三种酸的酸性强弱顺序为_.3影响盐类水解的因素。写出 FeCl3水解的化学方程式 ，影响因素 实验操作 现象 平衡移动方向 F

16、e3+的水解程度 PH 浓度 加 FeCl3 弱电解质的电离平衡 第 4 页 共 5 页 加水 溶液的 酸碱度 加 HCl 加少量的NaOH 加 NaHCO3 加 Na2CO3 温度 温度升高 归纳总结影响盐类水解的因素（1）盐类本身的性质：这是影响盐类水解的主要因素。组成盐的酸或碱越弱，其水解程 度 ，溶液的碱性或酸性 （2）温度：盐的水解是_ _反应。因此升高温度其水解程度_.（3）浓度：盐的浓度越小，其水解程度越_.（4）溶液的酸碱性：控制溶液的酸碱性，可以促进或抑制盐的水解。如 Na2CO3 溶液中加碱可以_水解。加酸可以_水解。【反馈练习】1能使 Na2CO3溶液中 Na+与 CO3

17、2-更接近 2:1 的措施是 （）A 加水 B 加 Na2CO3粉末 C 加 KOH 固体 D 加热 2为什么热的纯碱溶液去污效果好？应用平衡移动原理分析醋酸钠溶液水解平衡的移动情况，如下表所示：条件变化 C(CH3COO-)C(CH3COOH)C(OH-)C(H+)PH 水解程度 升高温度 加水 加醋酸 加醋酸钠 加盐酸 加 NaOH 二、盐类水解的应用 1 判断溶液的酸碱性：(1)将 0.1mol/L 的下列溶液按 PH 由小到大的顺序排列Na2CO3NaHCO3 NaOH NaNO3 CH3COOH NaHSO4 NH4Cl_ _(2)酸式盐溶液的酸碱性：酸性 NaHSO3 NaH2PO

18、4 碱性 NaHCO3 NaHS Na2HPO4 2 判断溶液中离子浓度的大小：(1)CH3COONa 溶液中离子浓度大小顺序为_ (2)(NH4)2SO4 溶液中离子浓度大小顺序为_ (3)Na2CO3 溶液中离子浓度大小顺序为_ 3 配制盐溶液时，加酸或碱抑制水解：为了防止配制 FeCl3溶液时可能浑浊，应向溶液中加入 抑制 水解。4 把盐溶液蒸干制取无水盐晶体：把下列盐溶液蒸干得到何种物质：AlCl3_ _ Al2（SO4）3 _ _ FeCl3_ _ Na2CO3_ _ CuSO4 _ _ 5 判断溶液中的离子能否共存：主要掌握 Al3+（Fe3+）与 HCO3-、CO32-,AlO2

19、-、S2-不共存。6 某些活泼金属与盐溶液的反应：Mg 粉投入 NH4Cl 溶液中反应的离子方程式：_ _ 7 试剂存放：盛放 Na2CO3溶液的试剂瓶不能用玻璃塞，原因是 _ _ 盛放 NH4F 溶液不能用玻璃瓶，是因为_ 8 日常生活中的应用：（1）泡沫灭火器原理(方程式)_ _（2）为什么,KAl（SO4）2,Fe2（SO4）3、Al2（SO4）3等盐可用做净水剂 _ _ (3)草木灰为什么不能和铵态氮肥混合使用 _ _.一、选择题：1、下列有关离子反应的叙述不正确的是 （）溶液中有难溶于水的沉淀生成是离子反应的发生条件之一 离子反应发生的方向总是向着溶液中离子浓度降低的方向进行 离子反

20、应生成的沉淀的溶解度为零 生成沉淀的离子反应之所以能发生，在于生成物的溶解度小 2、铝和镓的性质相似，如 M(OH)3都是难溶的两性氢氧化物。在自然界镓常以极少量分散于铝矿，如 Al2O3中。用NaOH 溶液处理铝矿（Al2O3）时，生成 NaAlO2、NaGaO2；而后通入适量 CO2，得 Al(OH)3沉淀，而 NaGaO2留在溶液中（循环多次后成为提取镓的原料）。发生后一步反应是因为 （）A、镓酸酸性强于铝酸 B、铝酸酸性强于镓酸 C、镓浓度小，所以不沉淀 D、Al(OH)3是难溶物 3、在 2mL 物质的量浓度相等的 NaCl 和 NaI 溶液中滴入几滴 AgNO3 溶液，发生的反应为

21、（）A只有 AgCl 沉淀生成 B只有 AgI 沉淀生成 C生成等物质的量的 AgCl 和 AgI 沉淀 D两种沉淀都有，但以 AgI 为主 4、25时，.1046.1)(,106.33310214LmolCaFKLmolKspaHF现向 1L 0.2molL1HF 溶液中加入 1L 0.2molL1CaCl2y溶液，则下列说法中，正确的是（）A25时，0.1molL1HF 溶液中 pH=1 BKsp（CaF2）随温度和浓度的变化而变化 C该体系中没有沉淀产生 D该体系中 HF 与 CaCl2反应产生沉淀 5、当固体 AgCl 放在较浓的 KI 溶液中振荡时，部分 AgCl 转化为 AgI，其原因是（）AAgI 比 AgCl 稳定 B氯的非金属性比碘强 CI的还原性比 Cl强 DAgI 的溶解度比 AgCl 小 6、在已知 AgCl 和 Ag2CrO4的溶度积分别为 1.81010mol2和 2.01012mol3L3。若用难溶盐在溶液中的浓度来表示其溶解度，则下列叙述正确的是（）AAgCl 和 Ag2CrO4的溶解度相等 BAgCl 的溶解度大于 Ag2CrO4 C两者类型不同，不能直接由 Ksp 的大小来判断其溶解能力的大小 D都是难溶盐，溶解度无意义 弱电解质的电离平衡 第 5 页 共 5 页