第10章 1.第1节 弱电解质的电离平衡（PPT课件）-【高考突破新方案】2027年高考化学大一轮复习学案

该高中化学高考复习课件聚焦弱电解质的电离平衡专题，覆盖强/弱电解质判断、电离平衡影响因素、电离度与平衡常数计算等高考核心考点，依据高考评价体系分析“溶液中微粒浓度关系”“离子平衡图像”等高频考法，归纳出选择、填空等常考题型，体现备考针对性。 课件亮点在于“知识清单+真题训练+模型建构”的复习策略，如通过2025天津南开二模题解析弱碱电离平衡计算，运用科学思维中的证据推理和模型建构素养，指导学生掌握“强酸弱酸稀释图像比较”等解题技巧。特设“即练即清”模块强化应试能力，助力学生高效冲刺，为教师提供系统复习框架和学情诊断依据。

第1节　弱电解质的电离平衡 第2节　溶液的酸碱性 酸碱中和滴定 第3节　盐类的水解 第4节　沉淀溶解平衡 考法突破19　溶液中微粒浓度关系判断 目 录 CONTENTS 微专题4 溶液中离子平衡图像分析 返回目录 第1节　弱电解质的电离平衡 返回目录 2 一、弱电解质的电离平衡 1.强电解质和弱电解质   2.弱电解质电离方程式的书写 (1)用“  ”连接。 (2)二元或多元弱酸分步电离,但以第一步电离为主,书写时写出第一步电离的方程式即 知识清单 返回目录 可,如果全部写出,则需要分步书写。 (3)二元或多元弱碱分步电离,但书写电离方程式时“一步到底”,如Cu(OH)2  Cu2++ 2OH-。 注意 硼酸(H3BO3)是一元弱酸,但并不是它本身电离出H+,而是其中的B提供空轨道,H2O电离 出的OH-中的O原子提供孤电子对,二者结合形成了配位键,表示为B(OH)3+H2O  　　 　　　　　　　+H+。 返回目录 3.弱电解质的电离平衡 (1)建立与特征 返回目录 (2)外界条件对电离平衡的影响 ①温度:升高温度,电离平衡右移,电离程度增大。 ②浓度:稀释溶液,电离平衡右移,电离程度增大;增大电解质溶液的浓度,电离平衡右移, 电离程度减小。 ③同离子效应:加入与弱电解质具有某种相同离子的强电解质,电离平衡左移,电离程度 减小。 ④发生反应,促进电离:加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质,电离平衡右移,电 离程度增大。 以0.1 mol·L-1的醋酸溶液[CH3COOH  H++CH3COO-(ΔH>0)]为例,改变条件后,有如下 变化: 返回目录 条件变化 平衡移动方向 CH3COOH电离程度 c(H+) 导电性 升高温度 向右 增大 增大 增强 加少量水 向右 增大 减小 减弱 加少量冰醋酸 向右 减小 增大 增强 加少量浓盐酸 向左 减小 增大 增强 加少量CH3COONa固体 向左 减小 减小 增强 加少量NaOH固体 向右 增大 减小 增强 返回目录 注意 电离平衡右移,电离程度不一定增大。如增大弱电解质的浓度,电离平衡右移,但电离程 度减小。 (3)电解质溶液的导电能力取决于自由移动离子的浓度和离子所带电荷数,自由移动离 子的浓度越大、离子所带电荷数越多,导电能力越强。 注意 电解质溶液的导电能力与电解质的强弱无必然关系,强电解质溶液的导电能力不一定 强,如BaSO4。 返回目录 知识拓展 　　将冰醋酸和稀醋酸分别加水稀释,其导电能力随加水量的变化曲线如图所示:        ①OA段随加水量的增多,导电能力增强,原因是冰醋酸发生了电离,溶液中离子浓度增 大。 ②AB段随加水量的增多,导电能力减弱,原因是随着水的加入,溶液的体积增大,溶液中 离子浓度减小,与稀释稀醋酸过程中导电能力变化一样。　 返回目录 二、电离度和电离平衡常数 1.电离度 (1)定义:在一定条件下,弱电解质在溶液中达到电离平衡时,已电离的电解质分子数占 原来总分子数(包括已电离的和未电离的)的百分比。 (2)表示方法:α= ×100%。 (3)影响因素 ①浓度:相同温度下,同一弱电解质,浓度越大,电离度越小。 ②温度:相同浓度下,同一弱电解质,温度越高,电离度越大。 注意 电离度实质上是一种平衡转化率,表示弱电解质在溶液中的电离程度。 返回目录 2.电离平衡常数 返回目录 注意 多元弱酸分步电离,各级电离常数的大小关系是 ≫ ≫ ……故其酸性主要取决 于第一步电离,计算多元弱酸溶液中的c(H+),也只考虑第一步电离。 (1)电离平衡常数的应用 返回目录 应用 举例 判断弱酸酸性(或弱碱碱性)的相对强弱 Ka(HF)>Ka(HClO),则同浓度溶液的酸性:HF>HClO 判断酸与盐是否能发生反应(强酸制弱酸)  (H2CO3)>Ka(HClO)> (H2CO3),则可以发生反应Na- ClO+CO2+H2O NaHCO3+HClO 判断酸式酸根离子的电离和水解程度的相对大小 25 ℃时,H2CO3的 =4.5×10-7、 =4.7×10-11,HC 的水 解常数:Kh= = ≈2.2×10-8> ,故HC 的水解 程度大于其电离程度 判断溶液中微粒浓度比值的变化 稀释氨水,判断 的变化趋势,可根据Kb(NH3·H2 O)的表达式将该比值转化为 ,稀释过程中 Kb(NH3·H2O)不变,c(N )减小,故比值增大 返回目录 　 注意 不能根据反应CuSO4+H2S  CuS↓+H2SO4判断H2S的酸性比H2SO4强;不能根据反应 NaI+H3PO4(浓)  NaH2PO4+HI↑判断H3PO4的酸性比HI强。 返回目录 计算类型 计算过程 ①已知c始(HA)和c(H+),求Ka(HA)(学会近似) 　 　HA　      　 　H+ + A- 起始　    c始(HA)　　0　　0 平衡　    c始(HA)-c(H+)　　　    c(H+)　    c(H+) 则Ka(HA)= = ≈  ②已知c始(HA)和Ka(HA),求c(H+) 由于Ka(HA)≈ ,则c(H+)≈  (2)电离平衡相关计算(以弱酸HA为例) 返回目录 三、一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)的比较 1.一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)的比较 (1)相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较 盐酸 醋酸溶液 c(H+) 大 小 pH 小 大 中和碱的能力 相同 与足量活泼金属反应产生H2的量 相同 与金属反应的起始速率 快 慢 返回目录 (2)相同pH、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较 盐酸 醋酸溶液 c(H+) 相同 c(酸) 小 大 中和碱的能力 小 大 与足量活泼金属反应产生H2的量 少 多 与金属反应的起始速率 相同 返回目录 2.一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)稀释图像的比较 (1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸溶液     加水稀释相同的倍数,醋酸溶液的pH大 加水稀释到相同的pH,盐酸中加入的水多 返回目录 (2)相同体积、相同pH的盐酸、醋酸溶液     加水稀释相同的倍数,盐酸的pH大 加水稀释到相同的pH,醋酸溶液中加入的水多 返回目录 模型理解: 返回目录 方法 结论 ①常温下,测0.01 mol·L-1 HA溶液的pH pH=2,HA为强酸;pH>2,HA为弱酸 ②常温下,测NaA溶液的pH pH=7,HA为强酸;pH>7,HA为弱酸 ③测相同pH的HA溶液和盐酸稀释相同倍数前后的pH 变化 若HA溶液的pH变化比盐酸的小,则HA为弱酸 ④测等体积、等pH的HA溶液和盐酸分别中和NaOH的 物质的量 若HA溶液消耗NaOH的物质的量比盐酸的多,则HA为弱 酸 ⑤测等体积、等物质的量浓度的HA溶液和盐酸分别与 颗粒大小相同的锌粒反应的速率 若HA溶液与锌粒反应的速率比盐酸与锌粒反应的速率 慢,则HA为弱酸 四、判断强酸、弱酸的方法 返回目录 1.根据下列实验不能证明一元酸HR为弱酸的是 (　　　 ) A.室温下,NaR溶液的pH大于7 B.加热HR溶液时,溶液的pH变小 C.HR溶液中加入少量NaR固体,溶解后溶液的pH变大 D.20 ℃时,0.01 mol·L-1 HR溶液的pH=2.8 即练即清 B 返回目录 　 解析　室温下,NaR溶液的pH大于7,说明R-能水解,故能证明HR为弱酸,A正确。加热时, 水的电离程度也会变大,pH变小,故溶液的pH变小不能证明HR为弱酸,B错误。HR溶液 中加入少量NaR固体,溶解后溶液的pH变大,说明HR溶液中存在电离平衡HR  H++ R-,能证明HR为弱酸,C正确。20 ℃时,0.01 mol·L-1 HR溶液的pH=2.8,说明HR没有完全电 离,可证明HR为弱酸,D正确。 返回目录 2.(2025天津南开二模,11)室温下,对于1 L 0.1 mol·L-1 NH3·H2O溶液,下列判断正确的是  (　　　 ) A.该溶液中N 的物质的量为0.1 mol B.c(OH-)=c(NH3·H2O)+c(N )+c(H+) C.加入少量水,溶液中 减小 D.滴加HCl溶液过程中,n(NH3·H2O)与n(N )之和始终为0.1 mol D 返回目录 　 解析　NH3·H2O为弱碱,在水中部分电离,则1 L 0.1 mol·L-1 NH3·H2O溶液中n(N )<1 L× 0.1 mol·L-1=0.1 mol,A错误。溶液中存在电荷守恒:c(OH-)=c(N )+c(H+),B错误。NH3·H 2O的电离常数Kb= ,加水稀释,电离程度增大,但是溶液碱性减弱,c(OH-)减 小[提示:稀释过程中c(H+)增大,说明稀释弱碱溶液时,溶液中的离子浓度不是都减小],而 温度不变,Kb不变,则溶液中 增大,C错误。1 L 0.1 mol·L-1 NH3·H2O溶液中氮 原子的总物质的量为0.1 mol,根据元素守恒,溶液中始终存在n(NH3·H2O)+n(N )=0.1 mol,D正确。 返回目录 3.(2026届湖南岳阳一中9月考,15)已知HF和H2CO3的相关数据如下表,下列有关说法正 确的是 (　　　 ) 化学式 HF H2CO3 电离平衡 常数(Ka) 7.2×10-4  =4.4×10-7  =4.7×10-11 A.相同物质的量浓度溶液的pH,NaHCO3大于Na2CO3 B.用已知浓度的NaOH溶液测定HF溶液浓度,可用酚酞溶液作指示剂 C.足量HF溶液与少量Na2CO3溶液混合,反应的化学方程式为HF+Na2CO3  NaF+ NaHCO3 D.NaF与Na2CO3混合溶液中存在关系:c(Na+)=c(F-)+2c(HC )+2c(C ) B 返回目录 　 解析　H2CO3的电离平衡常数: > ,即酸性:H2CO3>HC ,根据越弱越水解,可知水解 程度:C >HC ,故相同物质的量浓度的Na2CO3和NaHCO3溶液,pH:Na2CO3>NaHCO3, A错误。滴定到终点时,溶液中溶质为NaF,NaF为强碱弱酸盐,溶液呈碱性,故可选用酚 酞溶液作指示剂,B正确。由题表中数据知,Ka(HF)> (H2CO3),即酸性:HF>H2CO3,则足 量HF溶液与少量Na2CO3溶液反应会产生CO2,化学方程式为2HF+Na2CO3  2NaF+ CO2↑+H2O,C错误。在NaF与Na2CO3混合溶液中,存在元素守恒:c(Na+)=c(F-)+c(HF)+2c (C )+2c(HC )+2c(H2CO3),D错误。 返回目录 $