2017年高考化学一轮复习 第8章 水溶液中的离子平衡 第1讲 弱电解质的电离平衡课件重点.ppt

电离常数的应用 (1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。 (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，碱性(或酸性)越弱。 (3)判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。 (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，考题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。 * 第1讲　弱电解质的电离平衡 【必威体育精装版考纲】　 1.了解电解质在水溶液中的电离以及电解质溶液的导电性。 2.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。 3.了解电离平衡常数。 考点一　弱电解质的电离 1．弱电解质的电离平衡 (1)电离平衡的建立。 在一定条件(如温度、浓度等)下，当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相等时，电离过程就达到平衡。平衡建立过程如图所示。 (2)电离平衡的特征。 2．影响电离平衡的外界条件 (1)温度：温度升高，电离平衡向右移动，电离程度增大。 (2)浓度：稀释溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大。 (3)同离子效应。 加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向左移动，电离程度减小。 (4)加入能反应的物质。 电离平衡向右移动，电离程度增大。 3．实例分析 弱电解质的电离平衡移动规律遵循平衡移动原理。 以CH3COOHCH3COO－＋H＋　ΔH0为例： 【典例1】　(2015·新课标Ⅰ卷)浓度均为0.10mol/L、体积均为V0的MOH和ROH溶液，分别加水稀释至体积V，pH随lg的变化如图所示，下列叙述错误的是(　　) 判断强、弱电解质的三个角度 角度1　从是否完全电离的角度判断 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是强酸还是弱酸的方法有： 　　角度2　从是否存在电离平衡的角度判断 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。据此可以判断HA是强酸还是弱酸的方法有： (1)从一定pH的HA溶液稀释前后pH的变化判断： 如将pH＝3的HA溶液稀释100倍后，再测其pH，若pH＝5，则为强酸，若pH5，则为弱酸。 (2)从升高温度后pH的变化判断。 　　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。 角度3　从酸根离子是否能发生水解的角度判断 强酸根离子不水解，弱酸根离子易发生水解。据此可以判断HA是强酸还是弱酸： 可直接测定NaA溶液的pH：若pH＝7，则HA是强酸；若pH7则HA是弱酸。 题组一　强、弱电解质的比较和判断 1．体积相同的盐酸和醋酸两种溶液，n(Cl－)＝n(CH3COO－)＝0.01 mol，下列叙述错误的是(　　) A．与NaOH完全中和时，醋酸所消耗的NaOH多 B．分别与足量CaCO3反应时，放出的CO2一样多 C．两种溶液的pH相等 D．分别用水稀释相同倍数时，n(Cl－)n(CH3COO－) 解析：体积相同的盐酸和醋酸两种溶液，n(Cl－)＝n(CH3COO－)＝0.01 mol，根据二者的电离方程式可知，二者电离出的c(H＋)相同，故pH相等，C项正确；由于醋酸不能完全电离，因此n(CH3COOH)n(HCl)，故与NaOH完全中和，醋酸消耗的NaOH多，分别与足量CaCO3反应时，醋酸放出的CO2多，A项正确、B项错误；分别用水稀释相同倍数时，醋酸的电离程度增大，n(CH3COO－)增大，而n(Cl－)不变，D项正确。 答案：B 2．(2015·苏州质检)现有体积相等且等pH或等物质的量浓度的盐酸和醋酸溶液，分别加入足量镁粉，产生H2的体积(同温同压下测定)随时间的变化示意图如下： 其中正确的是(　　) A．①③ B．②④ C．①②③④ D．都不对 解析：随着反应的进行，V(H2)只可能增大而不可能减小，①③错误；当两溶液等pH时，醋酸的物质的量浓度要比盐酸大得多，与足量的镁粉反应时，不仅产生的氢气体积更大，反应更快，而且反应的时间更长，②错误；等物质的量浓度时，醋酸中c(H＋)在反应完成之前都比盐酸中的小，因此醋酸中的反应速率应该比盐酸中的反应速率小，完全反应时产生相同体积的氢气，盐酸所用时间比醋酸短，④错误。 答案：D 考点二　电离平衡常数的应用与计算 1．弱电解质的电离平衡 (1)填写下表。 (2)CH3COOH酸性大于HClO酸性(填“大于”“小于”或“等于”)，判断的依据：相同条件下，电离常数越大，电离