2023届高三化学一轮复习 弱电解质的电离平衡 课件

一、研究对象 弱电解质： 常考的是弱酸： 一元： 二元： 三元： 弱酸、弱碱、少部分盐（醋酸铅，硫氰化铁等）、水。 CH3COOH、HF、HClO、HCN、苯酚、HNO2 H2CO3、H2SO3、H2S、H2C2O4 H3PO4 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，0.1 mol·L－1 CH3COOH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( ) × × c(OH-)增大 × × × × 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 (　　) A．a、b、c三点溶液的pH：c＜a＜b B．a、b、c三点CH3COOH的电离程度：c＜a＜b C．用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，测量结果偏小 D．a、b、c三点溶液用1 mol·L－1NaOH溶液中和，消耗NaOH溶液体积：c＜a＜b C 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(　　) D 四、Ka和Kb的应用 思考题：(1)同一温度下，H2CO3的电离平衡常数Ka1＝4.4×10－7，Ka2＝4.7×10－11，有人认为Ka1、Ka2差别很大的主要原因是第一步电离产生的H＋对第二步的电离起抑制作用造成的。你认为这种观点对吗？试从影响平衡常数因素的角度阐明你的观点。 (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，0.2 mol·L－1的醋酸加水稀释平衡移动方向，c(H＋)减小的原因。 3、计算 例．(1)常温下，向a mol·L－1 CH3COONa溶液中滴加等体积的b mol·L－1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)。 (2)常温下，将a mol·L－1的醋酸与b mol·L－1 Ba(OH)2溶液等体积混合，充分反应后，溶液中存在2c(Ba2＋)＝c(CH3COO－)，则该混合溶液中醋酸的电离常数Ka＝________________(用含a和b的代数式表示)。 如果题目改写成(1)常温下，向a molCH3COONa溶液中滴加等体积的b mol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：HCl<HAc（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：HCl>HAc ④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。HCl=HAc （3）加入足量的Zn：v始（取决于c(H+)）：vHCl>vHAc 产生H2的物质的量（取决于n(H+)）：HCl=HAc （4）加水稀释 加水稀释相同的倍数，醋酸的pH大；加水稀释到相 同的pH，盐酸加入的水多。 2、等pH、等体积的盐酸和醋酸 （1）①酸浓度： HAc远大于HCl ②c(H+)：HCl=HAc ③导电性：HCl=Hac ④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。HCl<HAc （3）加入足量的Zn：v始（取决于c(H+)）：vHCl=vHAc 平均速率：HCl<HAc 产生H2的物质的量（取决于n(H+)）：HCl<HAc （4）加水稀释 加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大; 加水稀释到相同的 pH，醋酸加入的