资源简介

(共48张PPT)
专题3 水溶液中的离子反应
第一单元 弱电解质的电离平衡
强电解质和弱电解质
1.强电解质与弱电解质的比较
项目 强电解质 弱电解质
定义 在水中能完全电离的电解质 在水中仅能部分电离的电解质
电解质在溶液中的存在形式 只有阴、阳离子 既有阴、阳离子，又有电解质分子
项目 强电解质 弱电解质
实例 ①强酸，如HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、HBr、HI等；
②强碱，如NaOH、
KOH、Ca(OH)2、
Ba(OH)2等；
③大多数盐 ①弱酸，如CH3COOH、H2CO3、H2SO3、H2S、HClO、HF、H3PO4、HNO2等；
②弱碱，如NH3·H2O、Mg(OH)2、Cu(OH)2等；
③水；
④极少数盐，如(CH3COO)2Pb等
强、弱电解质判断中的易错点
(1)CO2、SO2、NH3等物质溶于水所得溶液能导电，是因为溶于水后生成的H2CO3、H2SO3、NH3·H2O等电解质电离导电，其本身不能电离出离子，故它们为非电解质。
(2)电解质的强、弱与其溶解性无关。难溶的盐如AgCl、CaCO3等，它们溶于水的部分能完全电离，是强电解质。易溶的物质如CH3COOH、NH3·H2O等，它们在溶液中电离程度较小，是弱电解质。
(3)溶液的导电能力强弱与电解质的强弱无关，取决于溶液中的离子浓度和离子所带的电荷。
NH3属于非电解质，NH3·H2O属于弱电解质，氨水既不属于电解质也不属于非电解质。
酸式电离
碱式电离
弱电解质的电离平衡
1.概念：一定条件(如温度、浓度)下，弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等，电离过程就达到了电离平衡状态。
2.建立过程
3.电离平衡的特征
(1)弱：研究对象为弱电解质。
(2)等：弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等。
(3)动：电离平衡是动态平衡。
(4)定：达到平衡时，溶液中离子浓度和弱电解质分子浓度保持不变。
(5)变：条件改变，平衡可能发生移动，各粒子的浓度可能发生改变。
4.电离平衡移动的影响因素
(1)温度：弱电解质的电离一般是吸热过程，升高温度会使电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大。
(2)浓度：在一定温度下，同一弱电解质的溶液，浓度越小，离子相互碰撞结合为分子的概率越小，电离程度越大。
(3)同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，可使电离平衡向结合成弱电解质分子的方向移动，电离程度减小。
(4)化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子发生反应的离子时，电离平衡向电离方向移动，电离程度增大。
电离常数与电离度
1.电离常数
(1)概念
在一定温度下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液里各组分的浓度之间存在一定的关系。对一元弱酸或一元弱碱来说，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数，这个常数叫作电离平衡常数，简称电离常数，用K表示。
理解水的电离平衡应注意的几个问题
(1)25℃时，水的离子积Kw＝1.0×10－14，不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀
溶液。
(2)Kw只与温度有关。因为水的电离是吸热过程，所以温度升高，Kw增大。
(3)在不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但由水电离出的c水(H＋)＝c水(OH－)。
(4)室温下，由水电离出的c水(H＋)或c水(OH－)小于10－7 mol·L－1时，可能是因为加酸或加碱或加酸式盐抑制了水的电离。
条件改变 平衡移
动方向 c(H＋) n(H＋) 电离
程度 导电
能力
升高温度 向右移动 增大 增大 增大 增强
加水 向右移动 减小 增大 增大 减弱
通HCl 向左移动 增大 增大 减小 增强
条件改变 平衡移
动方向 c(H＋) n(H＋) 电离
程度 导电
能力
加少量
NaOH(s) 向右移动 减小 减小 增大 增强
加少量
醋酸钠固体 向左移动 减小 减小 减小 增强
加冰醋酸 向右移动 增大 增大 减小 增强
弱电解质溶液加水稀释时，要注意离子浓度与离子物质的量的变化。在相同溶液中，两种微粒的浓度比值与其物质的量比值相同，推断时可相互借用，以此来解析。
一元弱酸与一元强酸的比较
项目 等物质的量浓度的盐酸(a)与醋酸(b) 等c(H＋)的盐酸(a)与醋酸(b)
c(H＋)或酸的
物质的量浓度 c(H＋)：a＞b 酸的物质的量浓度：a＜b
溶液的导电
能力 a＞b a＝b
水的电离程度 a＜b a＝b
加水稀释等倍
数c(H＋)的变
化量 a＞b a＞b
项目 等物质的量浓度的盐酸(a)与醋酸(b) 等c(H＋)的盐酸(a)与醋酸(b)
中和等体积两种酸溶液所消耗的NaOH的量 a消耗＝b消耗 a消耗＜b消耗
分别加入等量的两种酸对应的钠盐固体后溶液中c(H＋)的变化 a：不变
b：变小 a：不变
b：变小
与等量活泼金属反应产生H2的起始速率 a＞b a＝b(开始后b＜a)
等体积溶液与过量活泼金属反应产生H2的量 a＝b a＞b
现有浓度均为0.1 mol·L－1的盐酸、硫酸、醋酸溶液，下列判断正确的是(　　)
A.若三种酸溶液中c(H＋)分别为a1 mol·L－1、a2 mol·L－1、a3 mol·L－1，则a1＝a2＝a3
B.等体积的三种酸溶液分别与过量的NaOH溶液反应，若生成的盐的物质的量依次为b1 mol、b2 mol、b3 mol，则b1＝b2＜b3
C.分别用三种酸溶液和一定量的NaOH溶液反应生成正盐，若需要酸溶液的体积分别为V1、V2、V3，则V1＝V2＝V3
D.将完全相同的Zn分别投入等体积的三种酸溶液中，设开始时生成H2的速率分别为v1、v2、v3，则v2＞v1＞v3
D
HCl、硫酸是强电解质，完全电离，醋酸是弱电解质，部分电离，三种酸溶液的浓度相等，所以a2＝2a1，a1＞a3，A错误；等浓度、等体积的盐酸、硫酸、醋酸溶液分别与过量NaOH溶液反应生成的盐的物质的量的大小关系为b1＝b2＝b3，B错误；分别用三种酸溶液和一定量的NaOH溶液反应生成正盐，若需要酸溶液的体积分别为V1、V2、V3，则V1＝V3＝2V2，C错误；硫酸中c(H＋)为0.2 mol·L－1，盐酸中
c(H＋)为0.1 mol·L－1，醋酸溶液中c(H＋)小于0.1 mol·L－1，则等体积的这三种酸溶液分别与完全相同的Zn反应，开始时生成H2的速率： v 2＞ v 1＞ v 3，D正确。
相同浓度，相同体积的一元强酸与弱酸，溶液中的c(H＋)不同，但它们的物质的量是相同的。在解题时要注意是比较物质的量浓度还是物质的量。
(1)用物质的量浓度为0.02 mol·L－1的氢氧化钠溶液中和H＋浓度为1×
10－4 mol·L－1的某一元弱酸溶液20 mL，消耗氢氧化钠溶液50 mL，则此一元弱酸的物质的量浓度为　　　　mol·L－1，Ka＝　　　　。
0.05　2×10－7　
(2)25℃时，在2.0×10－3 mol·L－1氢氟酸的水溶液中，调节溶液pH(忽略体积变化)，测得平衡体系中c(F－)、c(HF)与溶液pH的关系如图。
则25℃时，HF的电离平衡常数Ka(HF)＝　　　　，A点溶液的c(H＋)＝　　　　　　　。
4×10－4　4×10－4 mol·L－1
一元酸和一元碱恰好中和是指n(酸)＝n(碱)，即c酸V酸＝c碱V碱。
三段式法是电离平衡常数计算的常用方法，计算时的关键：
(1)一元弱酸电离产生的两个离子的浓度是相同的。
(2)由于弱电解质的电离程度比较小，计算时往往忽略，平衡时弱电解质的浓度一般近似为起始浓度。
外界条件对水的电离平衡的影响
改变条件 平衡移动方向 c(H＋) c(OH－) 水的电离程度 Kw
升高温度 右移 增大 增大 增大 增大
降低温度 左移 减小 减小 减小 减小
加入酸 左移 增大 减小 减小 不变
加入碱 左移 减小 增大 减小 不变
加入金属Na 右移 减小 增大 增大 增大
加入NaHSO4(s) 左移 增大 减小 减小 不变
水的电离吸热，将纯水加热到95℃时促进水的电离，c(H＋)增大，Kw变大，pH减小，水仍呈中性，A错误；向纯水中加入少量盐酸，c(H＋)增大，抑制水的电离，平衡逆向移动；温度不变，Kw不变，B错误；向纯水中加入醋酸钠，醋酸根结合水电离出的H＋，促进水的电离，平衡正向移动，C错误；向纯水中加入少量硫酸钠，钠离子和硫酸根不会影响水的电离，因此平衡不移动，溶液呈中性，D正确。
向水中加入酸或碱，抑制水的电离，水的电离是吸热反应，升高温度能促进水的电离，水的离子积常数增大，溶液的pH减小，水仍呈中性。
水电离出的c(H＋)、c(OH－)的计算
Kw表达式中c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中所有H＋、OH－的总物质的量浓度。
(1)酸溶液中OH－全部由水电离产生，Kw＝c酸(H＋)·c水(OH－)(忽略水电离出的H＋的
浓度)。
(2)碱溶液中H＋全部由水电离产生，Kw＝c水(H＋)·c碱(OH－)(忽略水电离出的OH－的
浓度)。
(3)不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中水电离出的c(H＋)与水电离出的c(OH－)一定相等。
(4)常温下，由水电离出的c水(H＋)或c水(OH－)＜10－7 mol·L－1时，可能是加酸或加碱等抑制了水的电离。如常温下，由水电离出的c(H＋)＝1×10－13 mol·L－1的溶液可能呈酸性也可能呈碱性，溶液的pH＝1或13。
下列四种溶液：①1 mol·L－1的盐酸，②0.1 mol·L－1的盐酸，③0.01 mol·L－1的NaOH溶液，④0.001 mol·L－1的NaOH溶液，常温下由水电离出的H＋的浓度之比(①∶②∶③∶④)为(　　)
A.1∶10∶100∶1000
B.0∶1∶12∶11
C.14∶13∶12∶11
D.14∶13∶2∶3
A
确定溶液中H＋、OH－的来源，计算由水电离出的c(H＋)或c(OH－)，再求比。
①中c(H＋)＝1 mol·L－1，由水电离出的c(H＋)与溶液中c(OH－)相等，为1.0×10－14
mol·L－1；②中c(H＋)＝0.1 mol·L－1，同理，由水电离出的c(H＋)＝1.0×10－13 mol·L－1；③中c(OH－)＝0.01 mol·L－1，由水电离出的c(H＋)＝1.0×10－12 mol·L－1；④中c(OH－)＝0.001 mol·L－1，由水电离出的c(H＋)＝1.0×10－11 mol·L－1，即(1.0×10－14)∶
(1.0×10－13)∶(1.0×10－12)∶(1.0×10－11)＝1∶10∶100∶1000。故选A。
任何水溶液中都有H＋和OH－，酸溶液中的OH－、碱溶液中的H＋都只来源于水的电离。

展开更多......

收起↑