（湖南版）2021高考化学一轮复习 专题9 弱电解质的电离平衡和溶液的酸碱性课件.pptx

考点一弱电解质的电离平衡一、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:③强酸、④强碱、大多数盐等。弱电解质:⑤弱酸、⑥弱碱、水和少数盐等。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 ⑦Fe3++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 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⑧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⑨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-(ΔH>0)],若改变条件后,有如下变化: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 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 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。1.表达式①对于一元弱酸HA:HA H++A-,平衡常数Ka=  。②对于一元弱碱BOH:BOH B++OH-,平衡常数Kb=  。2.特点①电离平衡常数与温度有关,与浓度无关,升高温度,K值增大。②电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱,K越大,表示弱电解质越易电离,弱酸酸性或弱碱碱性越强。③多元弱酸的各级电离常数的大小关系是K1≫K2≫K3……,故其酸性取决于第一步电离。考点二水的电离溶液的酸碱性等。(1)c(H+)⑦>c(OH-),溶液呈酸性;(2)c(H+)⑧=c(OH-),溶液呈中性;(3)c(H+)⑨<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)。2.常用酸碱指示剂及其变色范围五、酸碱中和滴定及其迁移应用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)= 操作不当读数知识拓展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。变化观念与平衡思想电离平衡常数的应用1.根据电离平衡常数判断弱酸(或弱碱)的相对强弱在相同温度下,电离平衡常数越大,说明弱酸(或弱碱)的酸性(或碱性)相对越强。2.根据电离平衡常数判断电离平衡移动方向弱酸(或弱碱)溶液稀释时,平衡会向电