常见的弱电解质[上学期]
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课件27张PPT。专题3 溶液中的离子反应宿迁中学高二化学组 第一单元
弱电解质的电离平衡复 习常见的弱电解质一、水的电离1、水是一种极弱的电解质，能微弱的电离:实验表明：25℃时，1升水中（密度为1000g/l）有1× 10-7 mol的水分子发生电离
你能算出平均每多少个水分子中有一个发生电离吗？【思考与交流】在一定温度时：
C(H+)×C(OH-)=Kw，叫水的离子积
25℃时，Kw=1×10-142、水的离子积水的浓度视为常数， K 电离也是常数
所以 K W＝ K 电离× C(H2O）= C(H+)×C(OH-）
为一个新的常数。提问：常数是否就不变呢？根据前面所学知识，水的离子积会受什么外界条件影响？C(H+)=C(OH-)=1×10-7mol/LKw决定于温度 分析表中的数据，有何规律，并解释之结论：1、温度越高，Kw越大。2、水的电离是吸热过程。【小结】（1）Kw取决于温度,不仅适用于纯水,还适用于其他溶液。（2）在水溶液中,Kw中的C(OH-) 、 C（H+）指溶液中总的离子浓度.（3）溶液的酸碱性与C(OH-)、 C（H+）的相对大小有关25℃时， Kw =1×10-14，
100℃时，Kw =5.5×10-13（6）根据Kw=C(H＋)×C(OH－) 在特定温度下为定值,C(H＋) 和C(OH－) 可以互求.（5）不论是在中性溶液还是在酸碱性溶液，水电离出的C(H+)＝C(OH－)（4）常温下,任何稀的水溶液中
Kw= C(H+)×C(OH－)===1×10－143、影响水的电离平衡移动的因素讨论1：改变温度 讨论2：直接增大[H+]
在H2 O H+ +OH-平衡中，加入
( ),
增大[H+]，则平衡向___移动，α水____，
水的电离被____，由于水的电离平衡仍
然存在，Kw_____，则[OH-]必然会_____。讨论3：直接增大[OH-] 在H2 O H+ +OH-平衡中，加入____ ，增大[OH-] ，则平衡向__移动，α水____ ，
水的电离被____，由于水的电离平衡仍然
存在，Kw_____，则[H+]必然会_____。 讨论4：减少[H+ ] 加入( )盐, 其( )水解消耗
水电离出的__ 而____水的电离，使α水___
__ ，并使水电离出的[OH-]____10-7mol .L-1
而使溶液显碱性，如CO32- 、S2-、 AlO2-、
CH3COO-、PO43-以及HCO3-、HPO4 2- 、
HS-等。Kw________。讨论5：减少[OH-] 加入( )盐，其( )水解消耗
水电离出的___ 促进水的电离，使α水___ ，
并使水电离出的[H+]____10-7mol .L-1而使溶
液显酸性，如NH4+、Fe3+、 Cu2+、Al3+等。
Kw________。加入强酸增大[OH-] 增大[H+] 减小[H+]：加入强碱弱酸盐 减小[OH-]：加入强酸弱碱盐升高温度降低温度加入强酸的酸式盐。抑制水电离促进水电离加入弱酸加入强碱加入弱碱【总结】 (1)纯水在10℃和50℃的H+浓度，前者与后者的关系是（ ） B【课堂练习】(2)某温度下纯水中C(H+) = 2×10-7 mol/L，则此时溶液中的C(OH-) = ___________。
若温度不变，滴入稀盐酸使C(H+) = 5×10-6 mol/L，则此时溶液中的C(OH-) = ___________。2×10-7 mol/L8×10-9 mol/L（3）在常温下，0.1mol/L的盐酸溶液中水电离出的C(H＋ )和C(OH－)是多少?（4）在常温下， 0.1mol/L的NaOH溶液中水电离出的C(H＋)和C(OH－)是多少?水电离出的C(OH-)=1×10-14/0.1=1×10-13mol/L
= C(H＋ )
在纯水中分别加入等量的H+ 和OH-时，能同等程度地抑制水的电离，并使水电离出的[H+ ]和[OH-]均小于10-7mol .L-1。 【小结】：
（5）在常温下，由水电离产生的C（H+）=1×10-13 mol/l的溶液，则该溶液的酸碱性如何？
答：可能是酸性也可能是碱性返 回C(6)某溶液中由水电离出来的C(OH-)=10-12mol/L，则该溶液中的溶质不可能是（ ）
A、HCl
B、NaOH
C、NH4Cl
D、H2SO4
（7）在25 ℃，在某无色溶液中由水电离出的C(OH-)= 1×10-13，一定能大量共存的离子组是（ ）
NH4+ K+ NO3- Cl-
NO3- CO3 2 - K+ Na+
K+ Na+ Cl- SO42-
Mg2+ Cu2+ SO42- Cl-
C多元弱酸，分步电离，第一步电离大于第二步电离，第二步电离远大于第三步电离……， 如何用平衡移动原理来解释？电离难的原因：
a、一级电离出H+后，剩下的酸根阴离子带负电荷，增加了对H+的吸引力，使第二个H+离子电离困难的多；
b、一级电离出的H+抑制了二级的电离。结论：多元弱酸的酸性由第一步电离决定。写出H3PO4在水溶液中的电离方程式。H3PO4H+ + H2PO4- 一(1)H2PO4-H+ + HPO42- 一(2)HPO42-H+ + PO43- 一(3)【课堂练习】【思考】在磷酸溶液中存在哪些微粒？ 再见
祝同学们学习进步！
弱电解质的电离平衡复 习常见的弱电解质一、水的电离1、水是一种极弱的电解质，能微弱的电离:实验表明：25℃时，1升水中（密度为1000g/l）有1× 10-7 mol的水分子发生电离
你能算出平均每多少个水分子中有一个发生电离吗？【思考与交流】在一定温度时：
C(H+)×C(OH-)=Kw，叫水的离子积
25℃时，Kw=1×10-142、水的离子积水的浓度视为常数， K 电离也是常数
所以 K W＝ K 电离× C(H2O）= C(H+)×C(OH-）
为一个新的常数。提问：常数是否就不变呢？根据前面所学知识，水的离子积会受什么外界条件影响？C(H+)=C(OH-)=1×10-7mol/LKw决定于温度 分析表中的数据，有何规律，并解释之结论：1、温度越高，Kw越大。2、水的电离是吸热过程。【小结】（1）Kw取决于温度,不仅适用于纯水,还适用于其他溶液。（2）在水溶液中,Kw中的C(OH-) 、 C（H+）指溶液中总的离子浓度.（3）溶液的酸碱性与C(OH-)、 C（H+）的相对大小有关25℃时， Kw =1×10-14，
100℃时，Kw =5.5×10-13（6）根据Kw=C(H＋)×C(OH－) 在特定温度下为定值,C(H＋) 和C(OH－) 可以互求.（5）不论是在中性溶液还是在酸碱性溶液，水电离出的C(H+)＝C(OH－)（4）常温下,任何稀的水溶液中
Kw= C(H+)×C(OH－)===1×10－143、影响水的电离平衡移动的因素讨论1：改变温度 讨论2：直接增大[H+]
在H2 O H+ +OH-平衡中，加入
( ),
增大[H+]，则平衡向___移动，α水____，
水的电离被____，由于水的电离平衡仍
然存在，Kw_____，则[OH-]必然会_____。讨论3：直接增大[OH-] 在H2 O H+ +OH-平衡中，加入____ ，增大[OH-] ，则平衡向__移动，α水____ ，
水的电离被____，由于水的电离平衡仍然
存在，Kw_____，则[H+]必然会_____。 讨论4：减少[H+ ] 加入( )盐, 其( )水解消耗
水电离出的__ 而____水的电离，使α水___
__ ，并使水电离出的[OH-]____10-7mol .L-1
而使溶液显碱性，如CO32- 、S2-、 AlO2-、
CH3COO-、PO43-以及HCO3-、HPO4 2- 、
HS-等。Kw________。讨论5：减少[OH-] 加入( )盐，其( )水解消耗
水电离出的___ 促进水的电离，使α水___ ，
并使水电离出的[H+]____10-7mol .L-1而使溶
液显酸性，如NH4+、Fe3+、 Cu2+、Al3+等。
Kw________。加入强酸增大[OH-] 增大[H+] 减小[H+]：加入强碱弱酸盐 减小[OH-]：加入强酸弱碱盐升高温度降低温度加入强酸的酸式盐。抑制水电离促进水电离加入弱酸加入强碱加入弱碱【总结】 (1)纯水在10℃和50℃的H+浓度，前者与后者的关系是（ ） B【课堂练习】(2)某温度下纯水中C(H+) = 2×10-7 mol/L，则此时溶液中的C(OH-) = ___________。
若温度不变，滴入稀盐酸使C(H+) = 5×10-6 mol/L，则此时溶液中的C(OH-) = ___________。2×10-7 mol/L8×10-9 mol/L（3）在常温下，0.1mol/L的盐酸溶液中水电离出的C(H＋ )和C(OH－)是多少?（4）在常温下， 0.1mol/L的NaOH溶液中水电离出的C(H＋)和C(OH－)是多少?水电离出的C(OH-)=1×10-14/0.1=1×10-13mol/L
= C(H＋ )
在纯水中分别加入等量的H+ 和OH-时，能同等程度地抑制水的电离，并使水电离出的[H+ ]和[OH-]均小于10-7mol .L-1。 【小结】：
（5）在常温下，由水电离产生的C（H+）=1×10-13 mol/l的溶液，则该溶液的酸碱性如何？
答：可能是酸性也可能是碱性返 回C(6)某溶液中由水电离出来的C(OH-)=10-12mol/L，则该溶液中的溶质不可能是（ ）
A、HCl
B、NaOH
C、NH4Cl
D、H2SO4
（7）在25 ℃，在某无色溶液中由水电离出的C(OH-)= 1×10-13，一定能大量共存的离子组是（ ）
NH4+ K+ NO3- Cl-
NO3- CO3 2 - K+ Na+
K+ Na+ Cl- SO42-
Mg2+ Cu2+ SO42- Cl-
C多元弱酸，分步电离，第一步电离大于第二步电离，第二步电离远大于第三步电离……， 如何用平衡移动原理来解释？电离难的原因：
a、一级电离出H+后，剩下的酸根阴离子带负电荷，增加了对H+的吸引力，使第二个H+离子电离困难的多；
b、一级电离出的H+抑制了二级的电离。结论：多元弱酸的酸性由第一步电离决定。写出H3PO4在水溶液中的电离方程式。H3PO4H+ + H2PO4- 一(1)H2PO4-H+ + HPO42- 一(2)HPO42-H+ + PO43- 一(3)【课堂练习】【思考】在磷酸溶液中存在哪些微粒？ 再见
祝同学们学习进步！