高三化学一轮复习课件：弱电解质的电离平衡.pptx

一、研究对象

弱电解质：

常考的是弱酸：

一元：

二元：

三元：;二、影响因素（注意讨论一个因素的影响时，要控制其他因素不变；主要针对稀溶液中的变化进行分析）

CH3COOH?CH3COO－＋H＋ΔH＞0;注意：(1)电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小，离子浓度一定增大()

(2)25℃时，0.1mol·L－1CH3COOH加水稀释，各离子浓度均减小()

(3)电离平衡向右移动，弱电解质的电离度一定增大()

(4)弱电解质的电离平衡右移，电离平衡常数一定增大()

(5)电离常数大的酸溶液中的c(H＋)一定比电离常数小的酸溶液中的c(H＋)大()

(6)某一弱电解质，电离度越大，电离常数就越大();三、冰醋酸稀释过程的电导率曲线;例1一定温度下，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

()

;下列示意图中，能正确表示用NH3·H2O溶液滴定

HCl和CH3COOH混合溶液的滴定曲线的是();四、Ka和Kb的应用;(2)从定性、定量的角度解释弱电解质溶液加水稀释，平衡移动方向

1、(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，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”规律。N字形法则。;2、判断电离平衡移动方向、微粒浓度的变化。

应用Q与K的关系定量分析，0.2mol·L－1的醋酸加水稀释平衡移动方向，c(H＋)减小的原因。;如果题目改写成(1)常温下，向amolCH3COONa溶液中滴加等体积的bmol盐酸使溶液呈中性(不考虑盐酸和醋酸的挥发)，则醋酸的电离常数Ka＝__________________(用含a和b的代数式表示);五、强酸和弱酸的比较

主要通过记忆口诀：强者稀释变化快，弱者稀释变化慢，无限稀释7为限。（强者指的是相对强的酸）

（一）基本模型：1、等浓度、等体积的盐酸（完全电离）和醋酸溶液（电离度约为1%）。

（1）①起始的c(H+)：HCl远大于HAc（c(Cl-）也远大于c(Ac-)

②稀释过程中pH：HClHAc（所以稀释相同倍数，HCl的pH一直比HAc小，就是稀释曲线不会有交点）。

③导电性：HClHAc

④水的电离程度：HClHAc

（2）中???碱的能力：主要看酸的总物质的量。HCl=HAc

（3）加入足量的Zn：v始（取决于c(H+)）：vHClvHAc

产生H2的物质的量（取决于n(H+)）：HCl=HAc;（4）加水稀释

;2、等pH、等体积的盐酸和醋酸

（1）①酸浓度：HAc远大于HCl②c(H+)：HCl=HAc

③导电性：HCl=Hac④水的电离程度：HCl=HAc

（2）中和碱的能力：主要看酸的总物质的量。HClHAc

（3）加入足量的Zn：v始（取决于c(H+)）：vHCl=vHAc

平均速率：HClHAc

产生H2的物质的量（取决于n(H+)）：HClHAc

;常温时HClO的Ka＝3.0×10－8，HF的Ka＝3.5×10－4，

现将pH和体积都相同的HClO和HF溶液分别加蒸馏水

稀释，下列叙述正确的是();可以描述乙酸(甲，Ka＝1.8×10－5)和一氯乙酸(乙，

Ka＝1.4×10－3)在水中的电离度与浓度关系的是();均为0.10mol·L－1、V0的MOH和ROH溶液，分别加水稀

释至体积V，下列叙述错误的是();不同c不同pH

两种一元碱MOH和ROH的溶液分别加水稀释，溶液pH的变化如图所示，下列叙述不正确的是();同pH同V

常温下，pH均为2、体积均为V0的HA、HB、HC溶液，

分别加水稀释至体积为V，下列叙述错误的是();步步高P171T3;步步高P328T14Ka=1.8×10－5(或10－4.74);步步高P171T7;滴定曲线P328T12;常温下，向20mL0.05mol·L－1的某稀酸H2B溶液中滴入0.1mol·L－1氨水，溶液中由水电离出氢离子浓度随滴入氨水体积变化如图。下列分析正确的是;常温下，将11.65gBaSO4粉末置于盛有250mL蒸馏水的

烧杯中，然后向烧杯中加入Na2CO3固体(忽视溶液体积的

变化)并充分搅拌，加入Na2CO3固体的过程中，溶液中几

种离子的浓度变化曲线如图所示，下列说法中正确的是

()