2017-2018学年鲁科版选修4课件： 第三章 第二节 弱电解质的电离 盐类的水解（第1课时） 课件（41张）
文档属性
| 名称 | 2017-2018学年鲁科版选修4课件： 第三章 第二节 弱电解质的电离 盐类的水解（第1课时） 课件（41张） |  | |
| 格式 | zip | ||
| 文件大小 | 1.1MB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 鲁科版 | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2017-12-30 17:05:26 | ||
图片预览
文档简介
课件41张PPT。第2节弱电解质的电离 盐类的水解第1课时【旧知回顾】化合物电解质非电解质强电解质弱电解质（强酸、强碱、大多数盐）（弱酸、弱碱、水）HCl = H+ + Cl-CH3COOH CH3COO- + H+化学平衡状态定义特征（逆 等 动 定 变）弱电解质化学平衡状态弱电解质的电离平衡1、电离：化合物在水溶液或熔融状态离解成自由移动的离子过程。 zxxk2、导电：要有自由移动的带电微粒。3、电解质、非电解质、与强、弱电解质：电解质：在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物 非电解质：在水溶液中和熔融状态下都不导电的化合物 强电解质：弱电解质：在水溶液全部电离成离子的电解质 在水溶液部分电离成离子的电解质 基本概念HCl＝Cl－＋H＋看图谈区别?知识回顾 ：1.化学平衡
（1）平衡的建立(V-t图和c-t图)
知识回顾 ：1.化学平衡
（2）化学平衡的概念
可逆反应在一定条件下进行到一定程度时，正反应速率和逆反应速率相等，反应物和生成物的浓度不再发生改变，反应达到化学平衡状态。弱电解质电离平衡 （以CH3COOH例）
1、 V-t图和c-t图 电离平衡 弱电解质的电离平衡是指在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。 ㈡表示方法：电离方程式㈠概念1.属于弱电解质的电离过程3.电离方向是吸热方向，
是溶质微粒数增多的方向；电离平衡的特征弱电解质电离平衡
3.电离平衡的特点 在一定条件下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合生成分子的速率 相等 时，电离过程就达到了平衡状态，叫电离平衡。电离平
衡常数思考:怎样定量的比较弱电解质的相对强弱？
Ka值越大，电离程度越大，达到电离平衡时电离出的H+越多，酸性越强。反之，酸性越弱。 K 服从化学平衡常数的一般规律，受温度影响，温度一定，弱电解质具有确定的平衡常数。例： Ka (HCN)=6.2×10-10mol/LKa(CH3COOH)=1.7×10-5mol/LKa (HF)=6.8×10-4mol/L酸性强弱顺序：HF > CH3COOH > HCN电离平衡移动的条件升温：促进电离⑴温度⑵浓度⑶加与电离平衡相关的物质加水稀释：促进电离加少量醋酸钠固体抑制电离加少量氢氧化钠固体促进电离电离平衡常数1.定义：弱电解质，电离平衡时，各组分浓度的关系。2.表达式：3.意义：25℃时 HF K=7.2×10 –4 HAc K=1.8×10 –5 ∴ 酸性：HF ＞ HAc同温度下，电离常数的大小表示了弱电解质的相对强弱在一定温度下，电离常数与浓度无关。二、弱电解质电离程度的表示：1.电离平衡常数K：（1）K表达式：（3）影响电离平衡常数大小的因素：A.电离平衡常数大小是由物质的本性决定的，在同一温度下，不同弱电解质的电离常数不同。
B.与化学平衡常数一样，同一弱电解质的电离平衡常数只受温度影响，不受浓度影响。（2）电离平衡常数意义：
在相同条件下，K值越大，弱电解质的电离程度越大，相应酸 (或碱)的酸(或碱)性越强。弱电解质电离程度的表示：弱电解质的电离度 α：
当弱电解质在溶液中达到电离平衡时，溶液中已经电离的电解质分子数占原来电解质总分子数（包括已电离和未电离的）的百分数。（1）α的表达式：电离度1.概念在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质总数（包括电离的没有电离的）的分数。电离度实质是化学平衡中的转化率计算方法是三步法“初始”、“转化”、“平衡”2.表示方法3、影响电离度大小的因素（1）与弱电解质的本性有关（2）外因①温度越高，弱电解质的电离度越大，反则反②浓度越稀，弱电解质的电离度越大，反则反4.电离度的意义在同温同浓度的条件下，电离度越大，弱电解质相对较强。反则反。③加入影响电离的其他物质用于解释常见的化学变化：③对氨水加热，溶液的pH值如何变化变化？① 为什么Al(OH)3既溶于强酸、又溶于强碱？应用1：电离平衡原理的应用【探究任务一】理解电离平衡状态及其特征 CH3COOH CH3COO- + H+电离结合相同温度下，比较酸或碱的强弱。判断反应进行的限度
判断反应进行状态应用温度温度影响因素 mol·L-1(mol·L-1)-2单位表达式在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡状态时，生成物平衡浓度的系数次幂之积与反应物平衡浓度的系数次幂之积的比值是一个常数。定义CH3COOH CH3COO- + H+N2+3H2 2NH3示例电离平衡常数化学平衡常数【探究任务二】化学平衡常数到电离平衡常数的迁移 类比Ka=【探究任务三】影响电离平衡的因素 2.向小烧杯中加入适量
1 mol·L-1 CH3COOH溶液，测量溶液pH值；再向溶液中加入少量醋酸钠固体，测量溶液pH值。1.用专用玻璃棒和pH试纸测出两种不同浓度醋酸的pH值：
①1 mol·L-1 CH3COOH溶液
②0.01 mol·L-1 CH3COOH溶液实验结论实验记录实验项目表3-2-2数据分析结论：越热越电离越稀越电离同离子效应温馨提示：测量溶液pH值的操作方法
取一张pH试纸放在干燥洁净的表面皿上，再用干燥洁净的玻璃棒蘸取待测溶液，点在pH试纸上，显色后立即跟标准比色卡对照，读出其pH。 实验要求：
小组合作，明确分工
操作规范，记录准确定性解释：
①pH值的变化
②碰撞理论定量解释：
Q与Ka的比较定量&定性定性解释：
平衡移动原理
定量解释：
Q与Ka的比较增大增大增大减小减小增大增大增大减小减小减小减小减小减小减小减小增大增大减小增大同步练习根据下表数据（均在同温下测定）可得出弱电解质强弱
顺序正确的是（ ）
A.HX>HY>HZ? B.HZ>HY>HX? C.HY>HZ>HX D.HZ>HX>HYA2.0.1 mol·L-1CH3COOH溶液中存在电离平衡：CH3COOH CH3COO- +H+，加水稀释或加入少量CH3COONa晶体时，都会引起 ( )
A.溶液的pH增大 B.[CH3COO-]变小
C.溶液的导电能力减弱 D.溶液中[OH-]减小A3.下列说法中正确的是
A.电离度大的物质是强电解质
B.弱电解质的电离度随溶液稀释而增大，因此在不断稀释过程中溶液的导电能力不断增强
C.1mL 0.1 mol/L 氨水与10mL 0.01 mol/L 氨水中所含OH-离子数目相等
D.1L1 mol/L盐酸中含有1 mol H+D4．将0.l mol/L CH3COOH溶液加水稀释或加入少量CH3COONa晶体时，都会引起
A．溶液的pH增加
B．CH3COOH电离度变大
C．溶液的导电能力减弱
D．溶液中[OH－]减小A5．在相同温度时100mL 0.01mol/L的醋酸溶液与10mL 0. 1mol/L的醋酸溶液相比较，下列数值前者大于后者的是（ ）
A 中和时所需NaOH的量
B 电离度
C H+的物质的量
D CH3COOH的物质的量B、CCD7.25℃时醋酸的Ka=1.7×10-5 mol·L-1，求0.10 mol·L-1的醋酸溶液中H+的浓度。结合三段式，利用电离常数的表达式计算。【提示】起始转化平衡0.10 mol·L-100xxx(0.10-x)mol·L-1xx设生成的H+ 物质的量浓度为x。Ka=x2(0.10-x)mol·L-1≈x20.10 mol·L-1=1.7×10-5 mol·L-1x=
=1.3×10-3 mol·L-1【解析】 CH3COOH H+ + CH3COO -8.已知25℃时，下列酸的电离常数如下，则相同浓度的
下述溶液中[H+]浓度最小的是( )
（KHF=7.2×10-4 KHCN=4.9×10-10
KHNO2=4.6×10-4 KCH3COOH=1.8×10-5)
A.HF B.HCN
C.HNO2 D.CH3COOHB归纳：一元酸的电离常数越大，酸性越强。9.下列电离方程式书写正确的是（ ）
A.H2CO3 2H++CO32-
B.NaHCO3 ==== Na+ +H++CO32-
C.CH3COOH ====CH3COO-+H+
D.BaCO3 Ba2++CO32-
E.HCO3-+H2O CO32-+H3O+
F.Fe(OH)3 Fe3++3OH- EF 10.在0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液中存在如下电离平衡：
CH3COOH CH3COO―+H+。对于该平衡，下列叙述正确
的是( )
A.加入少量NaOH固体，平衡向正反应方向移动
B.加水，反应速率增大，平衡向逆反应方向移动
C.滴加少量0.1 mol·L-1HCl溶液，溶液中c(H+)减少
D.加入少量CH3COONa固体，平衡向正反应方向移动 A11.空气中的CO2溶于水，达到平衡时,溶液的pH=5.60,
c(H2CO3)=1.5 mol·L-1。若忽略水的电离及H2CO3的第二级
电离，则H2CO3 HCO3- + H+的平衡常数K1=
。（已知：10-5.60=2.5×10-6）K1=4.2×10-12 mol·L-1因为pH=5.60，所以[H+]=10-5.60=2.5×10-6 mol·L-1 平衡时： 1.5 mol·L-12.5×10-6 mol·L-12.5×10-6 mol·L-1【解析】4.2×10-12 mol·L-1H2CO3 H+ +HCO3-再见
（1）平衡的建立(V-t图和c-t图)
知识回顾 ：1.化学平衡
（2）化学平衡的概念
可逆反应在一定条件下进行到一定程度时，正反应速率和逆反应速率相等，反应物和生成物的浓度不再发生改变，反应达到化学平衡状态。弱电解质电离平衡 （以CH3COOH例）
1、 V-t图和c-t图 电离平衡 弱电解质的电离平衡是指在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。 ㈡表示方法：电离方程式㈠概念1.属于弱电解质的电离过程3.电离方向是吸热方向，
是溶质微粒数增多的方向；电离平衡的特征弱电解质电离平衡
3.电离平衡的特点 在一定条件下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合生成分子的速率 相等 时，电离过程就达到了平衡状态，叫电离平衡。电离平
衡常数思考:怎样定量的比较弱电解质的相对强弱？
Ka值越大，电离程度越大，达到电离平衡时电离出的H+越多，酸性越强。反之，酸性越弱。 K 服从化学平衡常数的一般规律，受温度影响，温度一定，弱电解质具有确定的平衡常数。例： Ka (HCN)=6.2×10-10mol/LKa(CH3COOH)=1.7×10-5mol/LKa (HF)=6.8×10-4mol/L酸性强弱顺序：HF > CH3COOH > HCN电离平衡移动的条件升温：促进电离⑴温度⑵浓度⑶加与电离平衡相关的物质加水稀释：促进电离加少量醋酸钠固体抑制电离加少量氢氧化钠固体促进电离电离平衡常数1.定义：弱电解质，电离平衡时，各组分浓度的关系。2.表达式：3.意义：25℃时 HF K=7.2×10 –4 HAc K=1.8×10 –5 ∴ 酸性：HF ＞ HAc同温度下，电离常数的大小表示了弱电解质的相对强弱在一定温度下，电离常数与浓度无关。二、弱电解质电离程度的表示：1.电离平衡常数K：（1）K表达式：（3）影响电离平衡常数大小的因素：A.电离平衡常数大小是由物质的本性决定的，在同一温度下，不同弱电解质的电离常数不同。
B.与化学平衡常数一样，同一弱电解质的电离平衡常数只受温度影响，不受浓度影响。（2）电离平衡常数意义：
在相同条件下，K值越大，弱电解质的电离程度越大，相应酸 (或碱)的酸(或碱)性越强。弱电解质电离程度的表示：弱电解质的电离度 α：
当弱电解质在溶液中达到电离平衡时，溶液中已经电离的电解质分子数占原来电解质总分子数（包括已电离和未电离的）的百分数。（1）α的表达式：电离度1.概念在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质总数（包括电离的没有电离的）的分数。电离度实质是化学平衡中的转化率计算方法是三步法“初始”、“转化”、“平衡”2.表示方法3、影响电离度大小的因素（1）与弱电解质的本性有关（2）外因①温度越高，弱电解质的电离度越大，反则反②浓度越稀，弱电解质的电离度越大，反则反4.电离度的意义在同温同浓度的条件下，电离度越大，弱电解质相对较强。反则反。③加入影响电离的其他物质用于解释常见的化学变化：③对氨水加热，溶液的pH值如何变化变化？① 为什么Al(OH)3既溶于强酸、又溶于强碱？应用1：电离平衡原理的应用【探究任务一】理解电离平衡状态及其特征 CH3COOH CH3COO- + H+电离结合相同温度下，比较酸或碱的强弱。判断反应进行的限度
判断反应进行状态应用温度温度影响因素 mol·L-1(mol·L-1)-2单位表达式在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡状态时，生成物平衡浓度的系数次幂之积与反应物平衡浓度的系数次幂之积的比值是一个常数。定义CH3COOH CH3COO- + H+N2+3H2 2NH3示例电离平衡常数化学平衡常数【探究任务二】化学平衡常数到电离平衡常数的迁移 类比Ka=【探究任务三】影响电离平衡的因素 2.向小烧杯中加入适量
1 mol·L-1 CH3COOH溶液，测量溶液pH值；再向溶液中加入少量醋酸钠固体，测量溶液pH值。1.用专用玻璃棒和pH试纸测出两种不同浓度醋酸的pH值：
①1 mol·L-1 CH3COOH溶液
②0.01 mol·L-1 CH3COOH溶液实验结论实验记录实验项目表3-2-2数据分析结论：越热越电离越稀越电离同离子效应温馨提示：测量溶液pH值的操作方法
取一张pH试纸放在干燥洁净的表面皿上，再用干燥洁净的玻璃棒蘸取待测溶液，点在pH试纸上，显色后立即跟标准比色卡对照，读出其pH。 实验要求：
小组合作，明确分工
操作规范，记录准确定性解释：
①pH值的变化
②碰撞理论定量解释：
Q与Ka的比较定量&定性定性解释：
平衡移动原理
定量解释：
Q与Ka的比较增大增大增大减小减小增大增大增大减小减小减小减小减小减小减小减小增大增大减小增大同步练习根据下表数据（均在同温下测定）可得出弱电解质强弱
顺序正确的是（ ）
A.HX>HY>HZ? B.HZ>HY>HX? C.HY>HZ>HX D.HZ>HX>HYA2.0.1 mol·L-1CH3COOH溶液中存在电离平衡：CH3COOH CH3COO- +H+，加水稀释或加入少量CH3COONa晶体时，都会引起 ( )
A.溶液的pH增大 B.[CH3COO-]变小
C.溶液的导电能力减弱 D.溶液中[OH-]减小A3.下列说法中正确的是
A.电离度大的物质是强电解质
B.弱电解质的电离度随溶液稀释而增大，因此在不断稀释过程中溶液的导电能力不断增强
C.1mL 0.1 mol/L 氨水与10mL 0.01 mol/L 氨水中所含OH-离子数目相等
D.1L1 mol/L盐酸中含有1 mol H+D4．将0.l mol/L CH3COOH溶液加水稀释或加入少量CH3COONa晶体时，都会引起
A．溶液的pH增加
B．CH3COOH电离度变大
C．溶液的导电能力减弱
D．溶液中[OH－]减小A5．在相同温度时100mL 0.01mol/L的醋酸溶液与10mL 0. 1mol/L的醋酸溶液相比较，下列数值前者大于后者的是（ ）
A 中和时所需NaOH的量
B 电离度
C H+的物质的量
D CH3COOH的物质的量B、CCD7.25℃时醋酸的Ka=1.7×10-5 mol·L-1，求0.10 mol·L-1的醋酸溶液中H+的浓度。结合三段式，利用电离常数的表达式计算。【提示】起始转化平衡0.10 mol·L-100xxx(0.10-x)mol·L-1xx设生成的H+ 物质的量浓度为x。Ka=x2(0.10-x)mol·L-1≈x20.10 mol·L-1=1.7×10-5 mol·L-1x=
=1.3×10-3 mol·L-1【解析】 CH3COOH H+ + CH3COO -8.已知25℃时，下列酸的电离常数如下，则相同浓度的
下述溶液中[H+]浓度最小的是( )
（KHF=7.2×10-4 KHCN=4.9×10-10
KHNO2=4.6×10-4 KCH3COOH=1.8×10-5)
A.HF B.HCN
C.HNO2 D.CH3COOHB归纳：一元酸的电离常数越大，酸性越强。9.下列电离方程式书写正确的是（ ）
A.H2CO3 2H++CO32-
B.NaHCO3 ==== Na+ +H++CO32-
C.CH3COOH ====CH3COO-+H+
D.BaCO3 Ba2++CO32-
E.HCO3-+H2O CO32-+H3O+
F.Fe(OH)3 Fe3++3OH- EF 10.在0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液中存在如下电离平衡：
CH3COOH CH3COO―+H+。对于该平衡，下列叙述正确
的是( )
A.加入少量NaOH固体，平衡向正反应方向移动
B.加水，反应速率增大，平衡向逆反应方向移动
C.滴加少量0.1 mol·L-1HCl溶液，溶液中c(H+)减少
D.加入少量CH3COONa固体，平衡向正反应方向移动 A11.空气中的CO2溶于水，达到平衡时,溶液的pH=5.60,
c(H2CO3)=1.5 mol·L-1。若忽略水的电离及H2CO3的第二级
电离，则H2CO3 HCO3- + H+的平衡常数K1=
。（已知：10-5.60=2.5×10-6）K1=4.2×10-12 mol·L-1因为pH=5.60，所以[H+]=10-5.60=2.5×10-6 mol·L-1 平衡时： 1.5 mol·L-12.5×10-6 mol·L-12.5×10-6 mol·L-1【解析】4.2×10-12 mol·L-1H2CO3 H+ +HCO3-再见