高二化学课件-弱电解质课件

课件是老师的教学工具，同时也是我们学习的重要工具，在大家进行课前预习的时候可以参考一下化学课件，下面学大教育网为大家带来高二化学课件-弱电解质课件，希望对大家学好化学有帮助。

[目标要求]

1.了解电解质与非电解质，强电解质与弱电解质的概念。

2.认识强弱电解质与物质类别、物质结构的关系。

3.了解常见的强、弱电解质。

4.了解电解质在水溶液中的电离及溶液的导电性。

一、强弱电解质

1.电解质和非电解质

(1)根据化合物在水溶液中或熔融状态下是否产生自由移动的离子，可把化合物分为电解质和非电解质。

电解质：在水溶液中或熔融状态下能产生自由移动的离子的化合物。

非电解质：在水溶液中或熔融状态下不能产生自由移动的离子的化合物。

电解质和非电解质的范畴都是化合物，所以单质既不是电解质，也不是非电解质。

(2)Na、Cl2、NH3、SO2、NO2溶于水后，其溶液都能导电。它们不是(填“是”或“不是”)电解质，在其水溶液中的电解质分别是(水除外)NaOH、HCl和HClO、NH3•H2O、H2SO3、HNO3。

(3)常见的电解质有酸、碱、盐、离子型氧化物。

2.强电解质和弱电解质

实验探究(Ⅰ)：同浓度醋酸和盐酸的电离程度

实验步骤：在两只锥形瓶中分别加入等体积的浓度均为1 mol•L-1的盐酸和醋酸，在两个气球中分别加入经砂纸打磨过的长度相同的镁条，然后将气球套在锥形瓶口，同时将气球中的镁条送入锥形瓶中，观察实验现象。

实验现象：如下表所示。

1 mol•L-1HCl 1 mol•L-1

CH3COOH 对实验现象的解释

与镁条反应的速率 快 慢 HCl与镁的反应速率快，说明同

浓度时，HCl中c(H+)大

溶液的pH 0 2.4 盐酸的pH小，说明盐酸中的

c(H+)大于醋酸中的c(H+)

实验结论：同浓度盐酸的电离程度大于醋酸。

实验探究(Ⅱ)：同浓度的NaOH溶液与氨水的电离程度

实验步骤：取pH为12的氢氧化钠和氨水各1 mL于锥形瓶中，分别用酚酞作为指示剂，用HCl作为标准溶液进行滴定。

实验现象：两溶液消耗HCl标准溶液的体积：氨水溶液>氢氧化钠溶液。

实验结论：NaOH和NH3•H2O的电离程度不同，pH相同的NaOH的浓度小于NH3•H2O的浓度，说明NaOH完全电离，而NH3•H2O只是部分电离。

归纳总结：(1)根据电解质在水溶液里是否全部电离，可把电解质分为强电解质和弱电解质。

强电解质：在水溶液中能够完全电离的电解质称为强电解质。

弱电解质：在水溶液中只能部分电离的电解质称为弱电解质。

(2)常见的强电解质有强酸、强碱和盐;常见的弱电解质有弱酸、弱碱、极少数的盐[如(CH3COO)2Pb等]。

二、弱电解质的电离过程是可逆的

1.电离平衡的建立

在一定条件(如温度、浓度)下，当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时，电离过程就达到了平衡状态。

2.弱电解质电离方程式的书写

(1)弱电解质电离是可逆的，用“ ”表示。

如：CH3COOH H++CH3COO-，

NH3•H2O NH+4+OH-。

(2)多元弱酸分步电离，以第一步电离为主。如H2S电离方程式为H2S H++HS-、

HS- H++S2-。

(3)多元弱碱的电离过程复杂，中学阶段要求一步写出其电离方程式，如：Cu(OH)2 Cu2++2OH-

知识点一　电解质、非电解质

1.下列物质的水溶液能导电，但属于非电解质的是(　　)

A.CH3COOH B.Cl2 C.NH4HCO3 D.SO2

答案　D

解析　选项中的4种物质的水溶液都能导电，但原因有所不同。CH3COOH和NH4HCO3均为电解质，水溶液能导电;Cl2和SO2的水溶液能导电，是因为它们与水发生反应Cl2+H2O HCl+HClO，SO2+H2OH2SO3，因生成物均为电解质，故溶液也导电。电解质和非电解质都是化合物，Cl2是单质，因此只有SO2为非电解质。

2.电解质是(　　)

A.在溶于水或熔融状态下全部电离的化合物

B.在溶于水或熔融状态下能导电的化合物

C.可溶性盐类

D.导电性很强的物质

答案　B

知识点二　强电解质、弱电解质

3.下列关于电解质电离的叙述中，正确的是(　　)

A.碳酸钙在水中溶解度很小，所以碳酸钙是弱电解质

B.碳酸钙在水中的溶解度很小，但被溶解的碳酸钙全部电离，所以碳酸钙是强电解质

C.氯气和氨气的水溶液导电性都很好，所以它们是强电解质

D.水难电离，纯水几乎不导电，所以水是非电解质

答案　B

4.关于强、弱电解质的叙述正确的是(　　)

A.强电解质都是离子化合物，弱电解质都是共价化合物

B.强电解质都是可溶性化合物，弱电解质都是难溶性化合物

C.强电解质的水溶液中无溶质分子，弱电解质的水溶液中有溶质分子

D.强电解质的水溶液导电能力强，弱电解质的水溶液导电能力弱

答案　C

知识点三　离子方程式的书写

5.下列电离方程式书写正确的是(　　)

A.Al2(SO4)3 2Al3++3SO2-4

B.HF H++F-

C.H2S 2H++S2-

D.Ca(OH)2 Ca2++2OH-

答案　B

解析　Al2(SO4)3和Ca(OH)2是强电解质，电离方程式书写时应用“===”连接，只有弱电解质电离方程式的书写用“ ”;而H2S是弱电解质，属于二元弱酸，应分步电离;则只有B正确。

6.在水溶液中，下列电离方程式正确的是(　　)

A.CH3COOH CH3COO-+H+

B.NaHSO4===Na++HSO-4

C.NaHCO3===Na++H++CO2-3

D.H3PO4===3H++PO3-4

答案　A

第2课时　弱电解质的电离平衡

[目标要求]　1.理解弱电解质的电离平衡。2.掌握电离常数及电离度的概念。

一、外界条件对电离平衡的影响

电离平衡是一个吸热过程，其主要受温度、浓度的影响。

1.浓度

增大弱电解质的浓度，电离平衡正向移动，溶质分子的电离程度减小。

2.温度

升高温度，电离平衡正向移动，电离程度增大;降低温度，电离平衡逆向移动，电离程度减小。

二、电离常数

1.表示方法

2.K的意义

用于比较弱电解质的相对强弱，K值越大，电解质越强。多元弱酸只考虑第一步电离。

3.影响因素

电离常数只与温度有关，升高温度，K值增大。

4.电离度

(1)弱电解质的电离度用α表示

则α=已电离的弱电解质浓度弱电解质的初始浓度×100%，

或α=已电离的弱电解质的分子数弱电解质的初始分子数×100%，

或α=已电离的弱电解质的物质的量弱电解质的初始物质的量×100%。

(2)影响电离度的因素

①温度

升高温度，电离平衡向正反应方向移动，电离度增大。

②浓度

加水稀释，电离平衡向正反应方向移动，电离度增大。即浓度越大，电离度越小，浓度越小，电离度越大。

知识点一　弱电解质的电离平衡

1.下列说法正确的是(　　)

A.根据溶液中有CH3COOH、CH3COO-和H+即可证明CH3COOH达到电离平衡状态

B.根据溶液中CH3COO-和H+的物质的量浓度相等可证明CH3COOH达到电离平衡状态

C.当NH3•H2O达到电离平衡时，溶液中NH3•H2O、NH+4和OH-的浓度相等

D.H2CO3是分步电离的，电离程度依次减弱

答案　D

解析　该题考查了电离平衡的判断及其特点。溶液中除电解质电离出的离子外，还存在电解质分子，能证明该电解质是弱电解质，但不能说明达到平衡状态，A错误;根据CH3COOH CH3COO-+H+知即使CH3COOH电离未达到平衡状态，CH3COO-和H+的浓度也相等，B错误;NH3•H2O达到电离平衡时，溶液中各粒子的浓度不变，而不是相等，何况NH3•H2O电离程度是很小的，绝大多数以NH3•H2O的形式存在，C错误;H2CO3是二元弱酸，分步电离且电离程度依次减小，D正确。

2.下列对氨水溶液中存在的电离平衡NH3•H2O NH+4+OH-叙述正确的是(　　)

A.加水后，溶液中n(OH-)增大

B.加入少量浓盐酸，溶液中c(OH-)增大

C.加入少量浓NaOH溶液，电离平衡正向移动

D.加入少量NH4Cl固体，溶液中c(NH+4)减少

答案　A

解析　A项，加水使NH3•H2O电离平衡右移，n(OH-)增大;B项，加入少量浓盐酸使c(OH-)减小;C项，加入浓NaOH溶液，电离平衡向左移动;D项，加NH4Cl固体，c(NH+4)增大。

知识点二　电离度

3.在100 mL 0.1 mol•L-1的醋酸溶液中，欲使醋酸的电离程度增大，H+浓度减小，可采用的方法是(　　)

A.加热

B.加入100 mL 0.1 mol•L-1的醋酸溶液

C.加入少量的0.5 mol•L-1的硫酸

D.加入少量的1 mol•L-1的NaOH溶液

答案　D

解析　A项，加热促进电离，H+浓度增大;B项，H+浓度不变;C项，加H2SO4抑制电离，但H+浓度增大;D项，加入NaOH，OH-与H+反应，平衡向右移动，H+浓度减小。

4.20 ℃时在0.5 L、0.2 mol•L-1的HA溶液中，有0.01 mol•L-1的HA电离成离子，求该温度下的电离度。

答案　α=0.01 mol•L-10.2 mol•L-1×100%=5%

解析　根据α=已电离的弱电解质浓度弱电解质的初始浓度×100%进行计算。

知识点三　电离常数

5.在25 ℃时，0.1 mol•L-1的HNO2、HCOOH、HCN、H2CO3的溶液中，它们的电离平衡常数分别为4.6×10-4mol•L-1、1.8×10-4mol•L-1、4.9×10-10mol•L-1、K1=4.3×10-7mol•L-1和K2=5.6×10-11mol•L-1，其中氢离子浓度最小的是(　　)

A.HNO2 B.HCOOH C.HCN D.H2CO3

答案　C

解析　相同温度时，电离平衡常数越小，其电离程度越小，浓度相同时，电离产生的离子浓度越小。

6.已知下面三个数据：7.2×10-4 mol•L-1、4.6×10-4 mol•L-1、4.9×10-10 mol•L-1分别是三种酸的电离平衡常数，若已知这些酸可发生如下反应：

①NaCN+HNO2===HCN+NaNO2，

②NaCN+HF===HCN+NaF，

③NaNO2+HF===HNO2+NaF。

由此可判断下列叙述中，不正确的是(　　)

A.HF的电离平衡常数为7.2×10-4 mol•L-1

B.HNO2的电离平衡常数为4.9×10-10 mol•L-1

C.根据①③两个反应即可知三种酸的相对强弱

D.HNO2的电离平衡常数比HCN大，比HF小

答案　B

解析　相同温度下的弱电解质的电离平衡常数是比较弱电解质相对强弱的依据之一。

该题中涉及三个反应。由这三个化学反应方程式可以得出：HF、HNO2、HCN的酸性依次减弱。酸性越强，电离常数越大，据此可以将三个K值与酸对应起来。以上三个反应中，第①个反应说明HNO2>HCN，第③个反应说明HF>HNO2，只根据这两个反应即可作出比较。

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