高中化學(xué) 3.2.1弱電解質(zhì)的電離平衡課件 新人教版選修4.ppt

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,,,第2節(jié) 弱電解質(zhì)的電離 鹽類的水解 第1課時(shí) 弱電解質(zhì)的電離平衡,高中化學(xué)選修4魯科版,[目標(biāo)導(dǎo)航] 1.了解弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡。2.知道電離平衡常數(shù)的含義，能說明溫度、濃度、外加物質(zhì)對電離平衡的影響。3.通過介紹與電離平衡相關(guān)的應(yīng)用知識，體會化學(xué)知識在人類生產(chǎn)、生活中的應(yīng)用。,一、弱電解質(zhì)的電離平衡 1．電離平衡的定義：在一定條件(如溫度、濃度)下，當(dāng)弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子重新結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率 時(shí)，電離過程就達(dá)到了電離平衡狀態(tài)。,相等,2．電離平衡的建立： (1)va表示 的速率； vb表示 的速率。 (2)在時(shí)間由t0到t1過程中，va的變化是 ，vb的變化是 。,醋酸分子電離成離子,離子結(jié)合成醋酸分子,不斷減小,不斷增大,(3)當(dāng)時(shí)間達(dá)t1后，va與vb的關(guān)系是va＝vb≠0，此時(shí)醋酸達(dá)到 狀態(tài)。,電離平衡,3．電離平衡的特征,弱電解質(zhì)本身的性質(zhì),,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,二、電離平衡常數(shù) 1．概念：在一定條件下，弱電解質(zhì)達(dá)到電離平衡時(shí)，弱 電解質(zhì)電離形成的各種離子的 與溶液中 之比。,濃度的乘積,未電離的分子的濃度,,,,,3．意義：在相同的溫度下，弱酸(堿)的電離平衡常數(shù)越大，弱酸(堿)的酸性(堿性)越 。如：氫氟酸、醋酸、氫氰酸(HCN)在室溫下的電離常數(shù)分別為： Ka(HF)＝6.810－4 molL－1， Ka(CH3COOH)＝1.710－5 molL－1， Ka(HCN)＝6.210－10 molL－1，Ka的數(shù)值表明，這三種酸的酸性由強(qiáng)到弱的順序是： 。,強(qiáng),HF CH3COOH HCN,4．影響因素：電離平衡常數(shù)只與 有關(guān)，與濃度無關(guān)，升高溫度，電離平衡常數(shù) 。 5．多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的，多元弱酸的各級電離常數(shù)逐級 且一般相差很大。,溫度,增大,減小,(3)醋酸在醋酸鈉溶液中電離的程度大于在純水中電離的程度 ( ) (4)醋酸濃度越大，其電離程度越大 ( ) (5)稀醋酸溶液稀釋時(shí)，醋酸電離平衡向右移動(dòng)，溶液中所有離子濃度都減小 ( ) (6)常溫下，將pH＝3的醋酸溶液稀釋到原體積的10倍后，溶液的pH＝4 ( ) 解析 (2)0.1 molL－1的一元堿的pH＝10表明該一元堿是弱堿，在溶液中不能完全電離。,2．(選一選)下列說法正確的是 ( ) A．弱酸電離平衡向右移動(dòng)，其電離平衡常數(shù)一定增大 B．相同溫度下，不同濃度的同一弱電解質(zhì)，其電離平衡常數(shù)不同 C．相同溫度下，電離平衡常數(shù)越小，表示弱電解質(zhì)的電離能力越弱 D．在相同溫度下，弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)越大，則其溶液中的離子濃度越大,答案 C 解析 A不正確。若溫度不變，弱酸電離平衡向右移動(dòng)，其電離平衡常數(shù)不變，若升高溫度，弱酸電離平衡向右移動(dòng)，則其電離平衡常數(shù)增大。B不正確。電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，相同溫度下，電離平衡常數(shù)與弱電解質(zhì)的濃度無關(guān)。C正確。相同溫度下，電離平衡常數(shù)越小，未電離的弱電解質(zhì)越多，表示弱電解質(zhì)的電離能力越弱。D不正確。溶液中的離子濃度與電離平衡常數(shù)有關(guān)，也與弱電解質(zhì)的濃度有關(guān)。,答案 (1)①②④ (2)①③ (3)① (4)①④⑤,一、外界條件對電離平衡的影響 1．濃度：濃度越大，電離程度越小。在稀釋溶液時(shí)，電離平衡向右移動(dòng)，而電解質(zhì)電離出的離子濃度會減小。 2．溫度：溫度越高，電離程度越大。因?yàn)殡婋x是吸熱過程，所以升高溫度，電離平衡右移。,3．同離子效應(yīng)：如醋酸溶液中，加入醋酸鈉晶體或加入濃鹽酸，電離平衡左移，電離程度減小。 4．能反應(yīng)的離子：如醋酸溶液中加入NaOH、Na2CO3、Zn等，平衡右移，電離程度增大。 [關(guān)鍵提醒] 判斷弱酸或弱堿的依據(jù)：證明弱酸或弱堿在溶液中存在電離平衡。,,pH＝3的醋酸溶液中的[H＋]＝1.010－3 molL－1，pH＝11的NaOH溶液中的[OH－]＝1.010－3 molL－1，醋酸是弱電解質(zhì)，在水溶液中部分電離，pH＝3的醋酸溶液的物質(zhì)的量濃度大于pH＝11的NaOH溶液中的物質(zhì)的量濃度，兩溶液等體積混合，醋酸過量，混合后溶液pH7。,[反思感悟] 1.弱電解質(zhì)稀釋時(shí)離子濃度比值關(guān)系變化分析思路： 當(dāng)改變影響電離平衡的條件后，分析多種微粒濃度之比的變化時(shí)，若通過平衡移動(dòng)的方向不能作出判斷時(shí)，應(yīng)轉(zhuǎn)化成與電離平衡常數(shù)有關(guān)(有時(shí)與水的離子積常數(shù)有關(guān))式子，再作分析。,2．常溫下，pH酸＋pH堿＝14的酸和堿溶液等體積混合溶液的pH分析： (1)強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合，由于[H＋]酸＝[OH－]堿，酸和堿恰好反應(yīng)：混合后的溶液pH＝7。 (2)強(qiáng)酸與弱堿混合后，由于[H＋]酸＝[OH－]堿，則弱堿剩余：混合后的溶液pH7。 (3)弱酸與強(qiáng)堿混合后，由于[H＋]酸＝[OH－]堿，則弱酸剩余：混合后的溶液pH7。,【例2】 某溫度下，相同pH的鹽酸和醋酸 溶液分別加水稀釋，平衡時(shí)pH隨溶液 體積變化的曲線如圖所示。據(jù)圖判斷 正確的是 ( ) A．Ⅱ?yàn)辂}酸稀釋時(shí)的pH變化曲線 B．b點(diǎn)溶液的導(dǎo)電性比c點(diǎn)溶液的導(dǎo)電性強(qiáng) C．a(chǎn)點(diǎn)KW的數(shù)值比c點(diǎn)KW的數(shù)值大 D．b點(diǎn)酸的總濃度大于a點(diǎn)酸的總濃度,答案 B 解析 HCl是強(qiáng)酸，醋酸是弱酸，在稀釋時(shí)，醋酸的電離平衡向電離方向移動(dòng)，又電離出H＋，所以鹽酸稀釋比醋酸溶液稀釋相同倍數(shù)時(shí)pH增大得快，故Ⅰ是鹽酸的，Ⅱ是醋酸的，A錯(cuò)；b點(diǎn)溶液中的離子濃度大于c點(diǎn)，故b點(diǎn)的導(dǎo)電性強(qiáng)，B對；溫度相同時(shí)，KW相同，C錯(cuò)；稀釋前，鹽酸與醋酸溶液pH相等，可知鹽酸的濃度要比醋酸溶液小，加水稀釋到相同體積后，鹽酸的濃度仍小于醋酸溶液的濃度。,[反思感悟] 1.相同pH、相同體積的一元強(qiáng)酸與一元弱酸的比較：,2.相同物質(zhì)的量濃度、相同體積的一元強(qiáng)酸與一元弱酸的比較,二、電離平衡常數(shù)及其應(yīng)用 1．意義：電離平衡常數(shù)的大小反映弱電解質(zhì)的電離程度。相同溫度下，電離平衡常數(shù)越大，弱酸(或堿)的酸(堿)性越強(qiáng)。 2．影響因素：電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，電離是吸熱的，所以升高溫度，電離平衡常數(shù)增大。,3．應(yīng)用： (1)比較酸或堿的相對強(qiáng)弱：同類型的弱酸或弱堿，相同溫度下，電離平衡常數(shù)越大，弱酸(或堿)的酸(堿)性越強(qiáng)。 (2)計(jì)算離子濃度：已知某弱酸或弱堿的物質(zhì)的量濃度和電離平衡常數(shù)，計(jì)算其電離出來的離子濃度。 (3)計(jì)算電離平衡常數(shù)：已知弱酸或弱堿的物質(zhì)的量濃度和溶液中的離子濃度，計(jì)算電離平衡常數(shù)。,[關(guān)鍵提醒] 進(jìn)行有關(guān)電離平衡的計(jì)算時(shí)，類似于化學(xué)平衡的有關(guān)計(jì)算，要利用“三段式法”分析，列出化學(xué)平衡表達(dá)式等式關(guān)系，代入數(shù)據(jù)計(jì)算。,,,[反思感悟] 1.借助溶液中離子的電荷守恒關(guān)系進(jìn)行有關(guān)離子濃度的計(jì)算。 2．當(dāng)兩離子濃度相差≥100倍時(shí)，加減運(yùn)算時(shí)，可忽略離子濃度小的數(shù)值。,