2021高考化学一轮复习专题八弱电解质的电离平衡和溶液的酸碱性课件 40页

考点一　弱电解质的电离平衡 考点清单 基础知识 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      、少数盐、水等。 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H 2 CO 3   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   ⑦ 　Fe 3+ +3OH -      。 (3)强酸的酸式盐完全电离,弱酸的酸式盐中酸式酸根离子不完全电离。例 如: NaHSO 4 :NaHSO 4   Na + +H + +S   (水溶液中) NaHCO 3 :NaHCO 3   Na + +HC   说明在熔融状态时:NaHSO 4   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)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0.1 mol·L -1 的醋酸溶液[CH 3 COOH   H + +CH 3 COO - (Δ H >0)],若改变条件 后,有如下变化: 四、电解质溶液的导电性 电解质溶液之所以能够导电,是由于溶液中存在能够自由移动的离子,这些 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 平衡移 动方向 CH 3 COOH 电离程度 c (H + ) 导电性 加少量浓盐酸 向左 减小 增大 增强 加少量冰醋酸   　向右       　减小       　增大       　增强     加少量NaOH固体   　向右       　增大       　减小       　增强     加少量 CH 3 COONa固体   　向左       　减小       　减小       　增强     加少量水   　向右       　增大       　减小       　减弱     升高温度   　向右       　增大       　增大       　增强     主要取决于溶液中离子的浓度和离子所带的电荷数,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、电离平衡常数及其应用 1.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        K a       表示弱酸的电离平衡常数,用        K b      表示弱碱的电离平衡常数。 如醋酸在水溶液中达到电离平衡时,醋酸的电离平衡常数: K a =               。 2.电离平衡常数的意义 根据电离平衡常数数值的大小,可以估算弱电解质电离的程度, K 值越大,电 离程度越大。对于弱酸来讲, K a 越大,酸性越强;对于弱碱来讲, K b 越大,碱性 越强。相同条件下常见弱酸的酸性强弱顺序:H 2 SO 3 >H 3 PO 4 >HF>CH 3 COOH> H 2 CO 3 >H 2 S>HClO。 3.电离平衡常数的影响因素 (1)电离平衡常数随温度变化而变化,但由于电离过程的热效应较小,温度 改变对电离平衡常数影响不大,其数量级一般不变,所以室温范围内可忽略 温度对电离平衡常数的影响。 (2)电离平衡常数与弱酸、弱碱的浓度无关,同一温度下,不论弱酸、弱碱 的浓度如何变化,电离平衡常数是不会改变的。 考点二　水的电离　溶液的酸碱性 基础知识 一、水的电离 1.电离方程式 水是一种极弱的电解质:H 2 O+H 2 O   ① 　H 3 O + +OH -      。简写为② 　H 2 O   H + +OH -      。 2.纯水在室温下的常用数据 (1) c (H + )= c (OH - )=③ 　1.0 × 10 -7      mol·L -1 。 (2) K W = c (H + )· c (OH - )=④ 　1.0 × 10 -14      。 (3)pH=⑤ z 。 二、影响水的电离平衡的因素 1.水的电离过程是⑥ 　吸     热过程,升高温度能促进电离,所以降温时 K W 减小,升温时 K W 增大。但不论温度升高或降低,纯水中 c (H + )和 c (OH - )始终相等。 2.向纯水中加入酸或碱,可以增大水中的H + 或OH - 浓度,均可使水的电离平 衡向⑦ 　逆向     移动(即分子化的方向)。向水中加入可溶性的盐,若组成 盐的离子能与水电离产生的H + 或OH - 发生反应,生成难电离的物质,则能够 破坏水的电离平衡,使水的电离平衡向⑧ 　电离方向     移动,可使水溶液 呈碱性或酸性;若所加的盐既不能与水中的H + 或OH - 发生反应,又不能电离 产生H + 或OH - ,则不能破坏水的电离平衡,不使水的电离平衡发生移动。若 向水中加入活泼金属,由于活泼金属与水电离出的H + 反应,促进水的电离, 溶液中 c (OH - )⑨ 　增大     , c (H + )   　减小      。 三、溶液的酸碱性和pH 1.溶液的酸碱性 溶液的酸碱性取决于溶液中 c (H + )和 c (OH - )的相对大小。 (1) c (H + )   　>     c (OH - ),溶液呈酸性; (2) c (H + )   　=     c (OH - ),溶液呈中性; (3) c (H + )   　<     c (OH - ),溶液呈碱性。 2.溶液的pH 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 指示剂 变色范围的pH 石蕊 <5.0红色 5.0~8.0紫色 >8.0蓝色 甲基橙 <3.1红色 3.1~4.4橙色 >4.4黄色 酚酞 <8.2无色 8.2~10.0浅红 >10.0红色 五、酸碱中和滴定 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)。   (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。 (2)滴定 =                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)=   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) 项目 操作不当 具体内容 误差 1 仪器洗涤 酸式滴定管未用盐酸润洗 偏高 碱式滴定管未用NaOH溶液润洗 偏低 锥形瓶用NaOH溶液润洗 偏高 2 气泡处理 滴定前有气泡,滴定后无气泡 偏高 滴定前无气泡,滴定后有气泡 偏低 3 滴定 盐酸滴出瓶外 偏高 振荡时瓶内溶液溅出 偏低 4 读数 前仰后平 偏低 前平后仰 偏高 前仰后俯 偏低 5 其他 滴定终点时滴定管尖嘴悬一滴溶液 偏高 指示剂变色即停止滴定 偏低 项目 操作不当 具体内容 误差 核心精讲 正确理解和运用水的离子积常数( K W ) 1. K W 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, K W 增大。 2. K W 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 -   = K W ; 碱溶液中:[ c (OH - ) 碱 + c (OH -   ]· c (H +   = K W 。 3.水的离子积常数揭示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡,都有H + 和 OH - ,只是相对含量不同而已,并且在稀酸或稀碱溶液中,当温度为25 ℃时, K W = c (H + )· c (OH - )=1 × 10 -14 ,仍为同一个常数。 4.在研究水溶液体系中离子的成分时,不要忽略H + 和OH - 共同存在。另外, 通过对水的离子积的研究,知道水溶液的酸碱性是由 c (H + )和 c (OH - )的相对 大小决定的。 一、强、弱电解质的判断方法 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。据此判断HA是强酸还 是弱酸的方法有: 方法 结论 测定一定浓度的HA溶液的pH 若测得0.1 mol/L的HA溶液的pH=1,则HA为强酸; 若pH>1,则HA为弱酸 跟同浓度的盐酸比较导电能力 导电能力和盐酸相同时为强酸,比盐酸弱时为弱酸 跟同浓度的盐酸比较和锌反应的快慢 反应速率相同时为强酸,比盐酸慢则为弱酸 知能拓展 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溶液稀释至原体积的100倍后,再测其pH,若pH=5,则为强 酸;若pH<5,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,电离程度增大, 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。 2.从是否存在电离平衡的角度判断 3.从酸根离子是否能发生水解的角度判断 强酸的酸根离子不水解,弱酸的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pH>7,则 HA是弱酸。 例1    (2019福建莆田调研,13)室温下,用相同物质的量浓度的 HCl溶液,分 别滴定物质的量浓度均为 0.1 mol/L 的三种碱溶液,滴定曲线如图所示。 下列判断正确的是   (　　)   A.滴定前,三种碱溶液中水电离出的 c (H + )大小关系:DOH>BOH>AOH B.pH=7时, c (A + )= c (B + )= c (D + ) C.滴定至p点时,溶液中: c (Cl - )> c (B + )> c (BOH)> c (OH - )> c (H + ) D.当中和百分数达 100%时,将三种溶液混合后: c (AOH)+ c (BOH)+ c (DOH)= c (H + )- c (OH - ) 解题导引　起始时,pH:DOH>BOH>AOH,说明碱性:DOH>BOH>AOH。 解析　由图可知,起始时pH都小于13,说明三种碱均为弱碱,且碱性:AOH< BOHBOH>DOH,A不正确。B项,pH= 7时,溶液中 c (H + )= c (OH - ),由电荷守恒可知,三种溶液中 c (Cl - )均等于 c (弱碱 阳离子),由于滴定到溶液恰好呈中性,溶液中 c (Cl - )不相等,故B不正确。C 项,滴定至p点时,此时中和百分数为50%,即BOH恰好有一半被中和,溶液为 等物质的量浓度的BOH和BCl的混合溶液,pH>7,溶液显碱性,则BOH的电 离程度大于BCl的水解程度,所以溶液中 c (Cl - )< c (B + ),C不正确。D项,当中 和百分数达100%时,三种溶液混合后,根据质子守恒有 c (DOH)+ c (AOH)+ c (BOH)+ c (OH - )= c (H + ),则 c (AOH)+ c (BOH)+ c (DOH)= c (H + )- c (OH - ),故D正 确。 答案    D 二、酸、碱溶液稀释时pH的变化规律及计算方法 1.酸、碱溶液稀释时pH的变化规律(25 ℃) (1)强酸、强碱溶液的稀释:在稀释时,当它们的浓度大于10 -5 mol·L -1 时,不考 虑水的电离;当它们的浓度小于10 -5 mol·L -1 时,应考虑水的电离。 例如:pH=6的盐酸稀释至原体积的100倍,稀释后pH ≈ 7(不能大于7); pH=8的NaOH溶液稀释至原体积的100倍,稀释后pH ≈ 7(不能小于7); pH=3的盐酸稀释至原体积的100倍,稀释后pH=5; pH=10的NaOH溶液稀释至原体积的100倍,稀释后pH=8。 (2)弱酸、弱碱溶液的稀释:在稀释过程中既有浓度的变化,又有电离平衡 的移动,不能求得具体数值,只能确定其pH范围。 例如:pH=3的CH 3 COOH溶液,稀释至原体积的100倍,稀释后37。 ③若强酸与强碱溶液的pH之和小于14,则混合后溶液显酸性,pH<7。 ④若酸、碱溶液的pH之和为14,酸、碱中有一强、一弱,则酸、碱溶液混 合后,谁弱显谁性。 例2    (2019湖南、湖北八市十二校一调,8)现有室温下四种溶液,有关叙述 不正确的是   (　　) A.相同体积的③、④两溶液分别与NaOH完全反应,消耗NaOH的物质的量: ③>④ B.分别加水稀释至原体积的10倍,四种溶液的pH:①>②>④>③ C.①、④两溶液等体积混合,所得溶液中 c (N   )> c (Cl - )> c (OH - )> c (H + ) D. V a L④与 V b L②混合(近似认为混合溶液体积= V a L+ V b L),若混合后溶液 pH=5,则 V a ∶ V b =9∶11 编号 ① ② ③ ④ pH 10 10 4 4 溶液 氨水 氢氧化钠溶液 醋酸溶液 盐酸 解题导引　弱酸、弱碱不完全电离,强酸、强碱完全电离。 解析　pH相同的盐酸与醋酸溶液,醋酸溶液浓度大于盐酸,故相同体积的 ③、④两种溶液与NaOH完全反应,消耗NaOH的物质的量③>④,A正确;同 样稀释至原体积的10倍,①的pH在9~10之间,②的pH=9,③的pH在4~5之间, ④的pH=5,则pH:①>②>④>③,B正确;①、④两溶液等体积混合后,氨水过 量,溶液显碱性, c (N   )> c (Cl - )> c (OH - )> c (H + ),C正确;由题意可列式:   =10 -5 ,解得 V a ∶ V b =11∶9,D不正确。 答案    D 滴定操作不仅适用于酸碱中和反应,也可迁移应用于氧化还原反应进行物 质含量的测定,计算方法主要是“关系式”法。 实践探究 例     (2019广东佛山一模,27)钛白粉(TiO 2 )广泛应用于涂料、化妆品、食品 以及医药等行业。利用黑钛矿石[主要成分为(Mg 0.5 Fe 0.5 )Ti 2 O 5 ,含有少量 Al 2 Ca(SiO 4 ) 2 ]制备TiO 2 ,工艺流程如下。已知:TiOSO 4 易溶于水,在热水中易水 解生成H 2 TiO 3 。回答下列问题:   (1)(Mg 0.5 Fe 0.5 )Ti 2 O 5 中钛元素的化合价为 　　　     ,“焙烧”所需的容器名 称是 　　　     ,“滤渣”的主要成分是 　　　　　     (填化学式)。 (2)制取H 2 TiO 3 的化学方程式为 　　　　　　　　　　　　　　　     。 (3)矿石粒度对TiO 2 的提取率影响如图,原因是 　　　　　　　　　　　     　　　　　　　　　　　     。   (4)相关的金属难溶化合物在不同pH下的溶解度( S ,mol·L -1 )如图所示,步骤 ④应该控制的pH范围是 　　　     (填标号)。   　　A.1~2　　　B.2~3　　　C.5~6　　　D.10~11 (5)常用硫酸铁铵[NH 4 Fe(SO 4 ) 2 ]滴定法测定钛白粉的纯度,其步骤为:用足量 酸溶解 a g二氧化钛样品,用铝粉作还原剂,过滤、洗涤,将滤液定容为100 mL,取20.00 mL,以NH 4 SCN作指示剂,用标准硫酸铁铵溶液滴定至终点,反 应原理为Ti 3+ +Fe 3+   Ti 4+ +Fe 2+ 。 ①滴定终点的现象为            。 ②滴定终点时消耗 b mol·L -1 NH 4 Fe(SO 4 ) 2 溶液 V mL,则TiO 2 纯度为 　　　     　　　     (写表达式)。 解析 　(1)(Mg 0.5 Fe 0.5 )Ti 2 O 5 中Fe化合价为+2,设Ti的化合价为 x ,则有(+2) × 0.5 +(+2) × 0.5+2 x +(-2) × 5=0,解得 x =+4;“焙烧”所需的温度高,一般选用坩埚; 结合元素守恒可知滤渣为CaSO 4 、CaSiO 3 。(2)TiOSO 4 在热水中易水解,根 据水解规律可知TiOSO 4 水解生成H 2 TiO 3 和H 2 SO 4 ,方程式为TiOSO 4 +2H 2 O   H 2 TiO 3 ↓+H 2 SO 4 。(3)由题图可知,矿石颗粒越小,反应速率越快,TiO 2 提取率越高。(4)H 2 TiO 3 沉淀完全的pH约为2,Al 3+ 、Fe 2+ 、Mg 2+ 等开始沉淀 的pH大于3,所以应该控制的pH范围是2