高中化學總復習一輪復習弱電解質的電離平衡高中化學總復習一輪復習弱電解質的電離平衡1一、電解質和非電解質1、電解質：在水溶液中或熔融狀態下能導電的化合物。酸、堿、鹽、水、活潑金屬的氧化物2、非電極質在水溶液中或熔融狀態下都不能導電的化合物。大多數有機物、SO3、CO2,NH3等一、電解質和非電解質1、電解質：在水溶液中或熔融狀態下能導電2二、強電解質和弱電解質1、強電解質：(2)特點：完全電離，無溶質分子Na2SO4=2Na++SO42—NaHCO3=Na++HCO3—(1)在水溶液中全部電離成離子的電解質。二、強電解質和弱電解質1、強電解質：(2)特點：完全電離，無3（3）常見的強電解質強酸:強堿:大部分鹽:

如NaCl等,包括部分難溶的鹽。如：CaCO3、BaSO4、AgCl等HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、HBr、HINaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2（3）常見的強電解質強酸:強堿:大部分鹽:如NaCl等,包42:弱電解質（1）在水溶液中部分電離成離子的電解質（2）特點：微弱電離，溶液中分子多，離子少

CH3COOH

CH3COO-+H+（3）常見的弱電解質弱酸、弱堿、水、極少量的鹽2:弱電解質（1）在水溶液中部分電離成離子的電解質（2）特點5強電解質與弱電解質的比較強電解質弱電解質相同點都是電解質，在水溶液中都能電離。電離程度電離過程表示方法溶液中微粒形式完全電離部分電離不可逆過程可逆過程電離方程式用等號電離方程式用可逆符號離子，無強電解質分子離子和分子思考強電解質與弱電解質的比較強電解質弱電解質相同點都是電解質，在6三、弱電解質的電離平衡CH3COOHCH3COO-+H+tvv（電離成離子）v（結合成分子）電離平衡狀態弱電解質的電離平衡模型三、弱電解質的電離平衡CH3COOH7例：0.1mol/L的CH3COOH溶液中電離程度n(H+)C(H+)導電能力加水升溫加醋酸鈉加HCl加NaOH增大增大增大增大增大增大增大增大增大增大增大增大減小？減小？減小減小減小減小減小減小

CH3COOH

CH3COO-+H+電離結合例：0.1mol/L的CH3COOH溶液中電離程度n(H+)81.弱電解質加水稀釋時，電離程度_____,離子濃度______?(填變大、變小、不變或不能確定）

變大不能確定

畫出用水稀釋冰醋酸時離子濃度隨加水量的變化曲線。思考21.弱電解質加水稀釋時，電離程度_____,離子濃度____9C(H+)溶液體積弱電解質的稀溶液，越稀電離程度大，但是；離子濃度減小C(H+)溶液體積弱電解質的稀溶液，越稀電離程度大，但是；離103.影響電離平衡的因素(1)內因：電解質本身的性質。通常電解質越弱，電離程度越小。(2)外因：①溫度:越熱越電離②濃度:越稀越電離

③加入其它物質，符合勒夏特列原理3.影響電離平衡的因素(1)內因：電解質本身的性質。(2)外11四、電離和電解質溶液導電1、電離：電解質溶于水或在熔融狀態下產生自由移動離子過程。2、離子化合物，熔融狀態或溶于水電離共價化合物中的酸，溶于水電離強堿、大多數鹽、活潑金屬的氧化物四、電離和電解質溶液導電1、電離：電解質溶于水或在熔融狀態下12【思考2】

如何設計實驗證明醋酸是弱酸？【思考2】13方法1：測定物質的量濃度為0.01mol/L的鹽酸和醋酸的pH。鹽酸的pH=2，醋酸的pH約為4證明鹽酸是強酸，完全電離，醋酸是弱酸不完全電離。方法1：測定物質的量濃度為0.01mol/L的鹽酸和醋酸的p14方法2：相同條件下，等濃度的鹽酸和醋酸做導電性實驗，鹽酸的燈泡亮，醋酸的燈泡暗。說明醋酸溶液中離子濃度比鹽酸離子濃度小，鹽酸完全電離，則醋酸就不完全電離。方法2：相同條件下，等濃度的鹽酸和醋酸做導電性實驗，鹽酸的燈15方法3：pH=2的鹽酸和醋酸溶液，分別加入氯化鈉固體和醋酸鈉固體，測定pH的變化，鹽酸溶液基本沒有變化，醋酸溶液的pH變大。

說明醋酸有電離平衡發生移動，鹽酸沒有電離平衡。說明醋酸是弱酸。方法3：pH=2的鹽酸和醋酸溶液，分別加入氯化鈉固體和醋酸鈉16方法4：pH=3的鹽酸溶液和醋酸溶液，稀釋到原來的100倍，測定稀釋后溶液PH的變化情況。鹽酸變化2個單位，醋酸變化小于2個單位。方法4：pH=3的鹽酸溶液和醋酸溶液，稀釋到原來的100倍，17方法6

：等體積、等濃度的鹽酸、醋酸與等量鎂條。鹽酸的反應速率比醋酸溶液中反應速率快，說明鹽酸完全電離，離子濃度大。方法6：等體積、等濃度的鹽酸、醋酸與等量鎂條。鹽酸的反應速18方法7：室溫下測定CH3COONa溶液的pH，pH大于7，說明醋酸鈉溶液醋酸根離子水解，說明醋酸是弱酸因為只有弱酸根離子才能水解，證明醋酸是弱酸。方法7：室溫下測定CH3COONa溶液的pH，pH大于7，說19第二節水的電離和溶液的酸堿性第二節水的電離和溶液的酸堿性20H2O+H2OH3O++OH－一、水的電離

水合氫離子簡寫為：H2OH+

+OH－討論：純水的組成微粒有哪些？作為弱電解質，水的電離平衡會受哪些外界因素影響？

H2O+H2OH3O++O21閱讀教材P45思考1:純水中c(H+)與c(OH-)大小有何關系？思考2:在25℃下，c(H+)、c(OH-)等于多少?

說明水的電離程度如何？1、水電離特點水是極弱的電解質25℃

時，1L水中只有10-7molH2O分子發生電離閱讀教材P451、水電離特點水是極弱的電解質25℃時，1L22H2OH＋

＋OH－△H＞0

K

電離＝c(H+)×c(OH-）c(H2O）K電離

.

=c(H+).c(OH-)

c(H2O)Kw=c(H+).c(OH-)

Kw叫做水的離子積2、水的離子積常數——KW電離常數：H2OH＋＋OH－23t℃0102025KW/10-140.1340.2920.6811.01t℃405090100KW/10-142.925.4738.055.0溫度越高，Kw越大；水的電離是一個吸熱過程.結論：常溫下：Kw=c(H+)·c(OH－)=1.0×10-14分析下表中的數據有何規律，并解釋之

已知KW100℃=10-12，則在100℃時純水中的c(H+)等于多少？t℃0102025KW/10-140.1340.2920.624⑴

任何水溶液中都存在H+

和OH-。

⑷Kw只受溫度影響，且Kw不僅適用于純水，也適用于酸堿鹽的稀溶液。【歸納總結】⑶常溫下：Kw=c(H+)·c(OH－)=1.0×10-14⑵

任何水溶液中，c(H+)水電離

=c(OH-)水電離（5）純水中C(H＋)、C(OH－)濃度的計算方法：C（H＋）=C（OH－）=⑴任何水溶液中都存在H+和OH-。⑷Kw只受溫度253、影響水電離平衡的因素（1）溫度：越熱越電離（2）濃度：符合平衡移動原理A、加酸或加堿都抑制水的電離B、加鹽加不水解的鹽(NaClKNO3，對水的電離平衡沒有影響加入NaHSO4，抑制水的電離（相當于加鹽酸）加入可以水解的鹽，促進水的電離加弱酸的酸式鹽要綜合分析，如果電離程度大于水解程度，則抑制水的電離3、影響水電離平衡的因素（1）溫度：越熱越電離（2）濃度：符26練習1、常溫下，下列物質的水溶液中，水的電離程度的關系是怎樣的？（1）0.1mol/L的鹽酸和0.1mol/L的硫酸。（2）0.1mol/L的鹽酸和0.1mol/L的醋酸。（3）pH=2的鹽酸和pH=2的醋酸。（4）pH=2的鹽酸和pH=12的氫氧化鈉溶液。（5）pH=4的鹽酸和pH=4的氯化銨溶液。（6）pH=12的氫氧化鈉溶液和pH=12的碳酸鈉溶液。練習1、常溫下，下列物質的水溶液中，水的電離程度的關系是怎樣27二、溶液的酸堿性1、判斷溶液酸堿性的本質依據是C(H+)和C(OH—）的相對大小呈中性指的是：C(H+)=C(OH—）呈堿性指的是：C(H+)＜C(OH—）呈酸性指的是：C(H+)＞C(OH—）二、溶液的酸堿性1、判斷溶液酸堿性的本質依據是C(H+)和282、“pH”表示方法溶液的酸堿性：當c(H+)=10-12mol/L時∴pH=-lgc（H+

）=12溶液成中性pH=7溶液成堿性pH>7溶液成酸性pH<7常溫下(250C)1000CpH<6pH>6pH=62、“pH”表示方法溶液的酸堿性：當c(H+)=10-1293、“pH”的測定方法：（1）定性測定：酸堿指示劑法指示劑的變色范圍（教材p49）pH123.1

4.4

567891011121314甲基橙紅色橙色黃色石蕊紅色紫色藍色酚酞無色淺紅色紅色3、“pH”的測定方法：（1）定性測定：酸堿指示劑法30（2）定量測定：pH試紙法、pH計法等pH試紙的使用方法：一般先取一小塊試紙放在玻璃片上，用玻璃棒蘸取待測液，點在試紙的中部，變色后與標準比色卡對比來粗略確定溶液的pH，pH讀數只取整數。1、玻璃棒要潔凈、干燥2、pH試紙用鑷子夾取，測溶液時不能用蒸餾水濕潤，否則pH可能偏大、偏小或不變（2）定量測定：pH試紙法、pH計法等pH試紙的使用方法：131標準比色卡標準比色卡32三、pH的計算三、pH的計算33強酸和強堿混合pH值1、25℃時，強酸強堿恰好完全反應，溶液呈

，混合溶液pH=

。中性72、強酸強堿混合酸過量3、強酸強堿混合堿過量堿性溶液抓住OH--離子進行計算！酸性溶液，抓住H+進行計算！強酸和強堿混合pH值1、25℃時，強酸強堿恰好完全反應，中性34例1:（1）常溫時，0.1mol/L的NaOH和0.06mol/L的H2SO4溶液等體積混合，求混合溶液的pH。（2）常溫時，0.1mol/L的鹽酸和0.06mol/L的Ba（OH）2溶液等體積混合，求混合溶液的pH。例1:（1）常溫時，0.1mol/L的NaOH和0.06mo35n(H+）=2C(H2SO4）V=0.12V解：設兩溶液的體積都為Vn(OH—）=C(NaOH）V=0.1V因為0.12V＞0.1V所以酸過量C(H+）==n（H+）總—n（H+）反V(總）=0.12V—0.1V2V=10—2mol/LpH=2n(H+）=2C(H2SO4）V=0.12V解：設兩溶液的體36解：n(OH