浙江版高考化學(xué)復(fù)習(xí)專題十二弱電解質(zhì)的電離平衡和溶液的酸堿性教學(xué)課件

專題十二弱電解質(zhì)的電離平衡和溶液的酸堿性考情分析近幾次浙江選考的選擇題中,將弱電解質(zhì)的電離平衡、溶液酸堿性、中和滴定與

水解整合在一起,需要從不同的角度去理解。實驗非選擇題的最后2小題,往往是解決

滴定實驗的操作、計算、誤差分析等實際問題,試題情境復(fù)雜新穎,需要結(jié)合定性與

定量分析,利用守恒思想對滴定過程進行分析與建模。考點1弱電解質(zhì)的電離平衡1.強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)2.弱電解質(zhì)的電離平衡(1)建立與特征(2)外界條件對電離平衡的影響①溫度:升溫,電離平衡右移,電離程度增大。②濃度:稀釋溶液,電離平衡右移,電離程度增大。③同離子效應(yīng):加入與弱電解質(zhì)具有某種相同離子的強電解質(zhì),電離平衡左移,電離程

度減小。④加入能與弱電解質(zhì)電離出的離子反應(yīng)的物質(zhì):電離平衡右移,電離程度增大。如0.1mol·L-1的醋酸溶液[CH3COOH

H++CH3COO-(ΔH>0)],改變條件后,有如下變化:條件變化平衡移動方向CH3COOH電離程度c(H+)導(dǎo)電性升高溫度向右增大增大增強加少量水向右增大減小減弱加少量冰醋酸向右減小增大增強加少量濃鹽酸向左減小增大增強加少量CH3COONa固體向左減小減小增強加少量NaOH固體向右增大減小增強注意電離平衡右移,電離程度不一定增大。例如增大弱電解質(zhì)的濃度,電離平衡向

右移動,但電離程度減小。(3)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力:取決于自由移動離子的濃度和離子所帶電荷數(shù),自由移動

離子的濃度越大、離子所帶電荷數(shù)越多,導(dǎo)電能力越強。注意

電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力與電解質(zhì)的強弱無必然關(guān)系,強電解質(zhì)在水中的導(dǎo)電能

力不一定強,如BaSO4。3.電離度(1)定義:在一定條件下弱電解質(zhì)在溶液中達到電離平衡時,已電離的電解質(zhì)分子數(shù)占

原來總分子數(shù)(包括已電離的和未電離的)的百分比。(2)表示方法:α=

×100%。(3)影響因素①濃度:相同溫度下,同一弱電解質(zhì),濃度越大,電離度越小。②溫度:相同濃度下,同一弱電解質(zhì),溫度越高,電離度越大。注意電離度實質(zhì)上是一種平衡轉(zhuǎn)化率,表示弱電解質(zhì)在溶液中的電離程度。4.電離平衡常數(shù)(1)表達式:對一元弱酸HA,HA

H++A-,Ka=

。(2)特點:多元弱酸分步電離,各級電離常數(shù)的大小關(guān)系是

?

?

……故其酸性主要取決于第一步電離。(3)影響因素①內(nèi)因:弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)。②外因:只與溫度有關(guān),溫度升高,Ka增大。(4)應(yīng)用應(yīng)用舉例判斷弱酸酸性(或弱堿堿性)的相對強弱Ka(HF)>Ka(HClO),則同濃度溶液的酸性:HF>HClO判斷酸與鹽反應(yīng)是否能發(fā)生(強酸制弱酸)

(H2CO3)>Ka(HClO)>

(H2CO3),則NaClO+CO2+H2O

NaHCO3+HClO判斷酸式酸根離子的電離和水解程度的相對大小25℃時,H2CO3的

=4.5×10-7、

=4.7×10-11,HC

的水解常數(shù):Kh=

=

≈2.2×10-8>

,故HC

的水解程度大于其電離程度考點2溶液的酸堿性酸堿中和滴定一、溶液的酸堿性1.水的電離(1)水的電離平衡:H2O

H++OH-。(2)影響水的電離平衡的因素①溫度:溫度升高,促進水的電離;②酸、堿:加酸或堿會抑制水的電離;③能水解的鹽:加能水解的鹽,促進水的電離。條件變化電離平衡溶液中c(H+)溶液中c(OH-)pH溶液的酸堿性KW升高溫度右移增大增大減小中性增大加酸左移增大減小減小酸性不變加堿左移減小增大增大堿性不變加入鹽Na2CO3右移減小增大增大堿性不變NH4Cl右移增大減小減小酸性不變加入Na右移減小增大增大堿性不變(3)水的離子積:KW=c(H+)·c(OH-)。一定溫度時,KW為常數(shù),只與溫度有關(guān)。水的電離是

吸熱過程,溫度越高,KW越大。常溫下,KW=1×10-14。注意

KW表達式中的H+和OH-不一定都是由水電離出來的,指的是溶液中的c(H+)和c(OH-)。2.溶液的酸堿性和pH(1)溶液的酸堿性

pHc(H+)/(mol·L-1)c(H+)與c(OH-)大小的比較酸性<7>10-7c(H+)>c(OH-)中性=7=10-7c(H+)=c(OH-)堿性>7<10-7c(H+)<c(OH-)適用的溫度常溫下任何溫度(2)溶液的pH①計算公式:pH=-lgc(H+)。②適用范圍:稀溶液,pH數(shù)值在0~14之間。③表示意義:表示溶液酸堿性的強弱,相同溫度下,pH越小,酸性越強。(3)溶液pH計算的一般思維模型二、酸堿中和滴定(以標準鹽酸滴定待測NaOH溶液為例)1.原理:c(測)=

2.實驗用品(1)儀器:酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾、鐵架臺、燒杯、錐形瓶。

注意滴定管的選擇①酸性、氧化性溶液一般用酸式滴定管盛裝,因為其易腐蝕橡膠。②堿性溶液一般用堿式滴定管盛裝,因為其易腐蝕玻璃,致使玻璃活塞無法打開。③使用聚四氟乙烯活塞的滴定管為酸堿通用滴定管。(2)試劑:標準液、待測液、指示劑、蒸餾水。注意指示劑的選擇①不用石蕊作中和滴定的指示劑。②滴定終點為堿性時,用酚酞作指示劑。例如用NaOH溶液滴定醋酸溶液。③滴定終點為酸性時,用甲基橙作指示劑。例如用鹽酸滴定氨水。3.實驗操作(1)滴定前的準備①滴定管:檢漏→洗滌→潤洗→裝液→調(diào)液面→記錄。②錐形瓶:注堿液→加指示劑(酚酞或甲基橙均可)。注意

排氣泡的方法如果酸式滴定管內(nèi)部有氣泡,應(yīng)快速放液以趕出氣泡;趕出堿式滴定管膠管中氣泡的

方法如圖所示。(2)滴定

(3)終點判斷等到滴入最后半滴標準液,溶液變色,且半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原來的顏色,視為滴定終點,記

錄用去標準液的體積。4.數(shù)據(jù)處理按上述操作重復(fù)2~3次,求出用去標準鹽酸體積的平均值,根據(jù)c(NaOH)=

計算。5.誤差分析可將所有誤差都歸結(jié)到對V(HCl)的影響上。操作具體內(nèi)容誤差儀器洗滌酸式滴定管未用鹽酸潤洗偏高堿式滴定管未用NaOH溶液潤洗偏低錐形瓶用NaOH溶液潤洗偏高操作具體內(nèi)容誤差氣泡處理滴定前有氣泡,滴定后無氣泡偏高滴定前無氣泡,滴定后有氣泡偏低滴定鹽酸滴出瓶外偏高振蕩時瓶內(nèi)溶液濺出偏低讀數(shù)前仰后平偏低前平后仰偏高前仰后俯偏低其他滴定終點時滴定管尖嘴懸一滴溶液偏高指示劑變色即停止滴定,半分鐘內(nèi)恢復(fù)原來的顏色偏低三、滴定曲線(pH曲線)分析1.強酸與強堿滴定過程中的pH曲線(以0.1000mol·L-1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol·L-1鹽酸為例)

2.強酸(堿)與強堿(酸)、弱堿(酸)滴定過程的pH曲線比較氫氧化鈉溶液滴定等濃度等體積的鹽酸、醋酸溶

液的滴定曲線鹽酸滴定等濃度等體積的氫氧化鈉溶液、氨水的

滴定曲線

(1)曲線起點不同:強堿滴定強酸、弱酸的曲線,強酸起點低;強酸滴定強堿、弱堿的曲

線,強堿起點高。(2)突變范圍不同:強堿與強酸反應(yīng)(強酸與強堿反應(yīng))的突變范圍大于強堿與弱酸反應(yīng)

(強酸與弱堿反應(yīng))的突變范圍。1.判斷正誤,正確的畫“√”,錯誤的畫“×”。(1)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。

(

)(2)電離常數(shù)大的酸溶液中c(H+)一定比電離常數(shù)小的酸溶液中c(H+)大。

(

)(3)向CH3COONa溶液中加入少量CH3COONa,溶液中

的值增大。

(

)(4)0.1mol·L-1的CH3COOH溶液與0.01mol·L-1的CH3COOH溶液中,c(H+)之比為10∶1。

(

)(5)常溫下,把pH=2與pH=12的酸、堿溶液等體積混合后,所得溶液的pH為7。(

)(6)一定溫度下,pH=a的氨水,稀釋至原體積的10倍后,其pH=b,則a>b+1。(

)××√×××(7)用0.2000mol·L-1NaOH標準溶液滴定HCl與CH3COOH的混合液(混合液中兩種酸

的濃度均約為0.1mol·L-1),至中性時,溶液中的酸未被完全中和。(

)(8)用稀NaOH溶液滴定鹽酸,用酚酞作指示劑,當錐形瓶中溶液由紅色變無色時,停止

滴定。

(

)(9)若用標準鹽酸滴定待測NaOH溶液,滴定后俯視讀數(shù),則測定值偏大。

(

)(10)容量為25mL的滴定管中的液體初始液面位于零刻度,滴定過程中用去10.00mL的

液體,此時滴定管中剩余液體的體積為15.00mL。

(

)√×××編號①②③④⑤溶液氨水氫氧化鈉溶液鹽酸醋酸溶液氯化鈉溶液pH11113372.常溫下,關(guān)于下列溶液的說法不正確的是(忽略溶液體積變化)

(

)A.水電離出的H+濃度:①=②=③=④=⑤×10-4B.分別加水稀釋至10倍,溶液的pH:①>②>⑤>③>④C.①、③兩溶液等體積混合所得溶液中水的電離程度大于⑤溶液D.V1L②溶液與V2L③溶液混合,若混合溶液pH=4,則V1∶V2=9∶11C弱電解質(zhì)HCOOHHCNH2CO3電離平衡常數(shù)(25℃)Ka=1.8×10-4Ka=4.9×10-10

=4.5×10-7

=4.7×10-113.部分弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)如下表:下列說法錯誤的是

(

)A.結(jié)合H+的能力:C

>CN->HC

>HCOO-B.能發(fā)生反應(yīng)2CN-+H2O+CO2

2HCN+C

C.中和等體積、等pH的HCOOH溶液和HCN溶液消耗NaOH的量:前者小于后者D.25℃時,反應(yīng)HCOOH+CN-

HCN+HCOO-的化學(xué)平衡常數(shù)約為3.67×105B4.常溫下,下列關(guān)于NaOH溶液和氨水的說法正確的是

(

)A.相同物質(zhì)的量濃度的兩溶液,后者的pH更大B.pH=13的兩溶液稀釋至100倍,前者的pH大于后者C.兩溶液中分別加入少量NH4Cl固體,c(OH-)均減小D.體積相同、pH相同的兩溶液能中和等物質(zhì)的量的HClC5.已知25℃時,K(HA)=5.0×10-4,K(HB)=1.7×10-5。下列說法不正確的是

(

)A.25℃時,等濃度的NaA和NaB兩溶液,水的電離程度前者小于后者B.25℃時,等pH的NaA和NaB兩溶液,c(A-)·c(HB)>c(B-)·c(HA)C.25℃時,等物質(zhì)的量濃度的HA和HB兩溶液加水稀釋至10倍后,電離度α(HA)<α(HB)D.25℃時,c(A-)和c(B-)相等的兩種酸溶液pH相等,混合后pH不變C6.為測定工業(yè)燒堿樣品中NaOH的質(zhì)量分數(shù),用標準鹽酸滴定,若測得的NaOH質(zhì)量分數(shù)

偏低,可能的原因是

(

)A.配制待測液時,轉(zhuǎn)移過程中洗滌燒杯和玻璃棒2~3次B.錐形瓶用蒸餾水洗滌后,再用待測液潤洗C.盛放標準鹽酸的滴定管未用標準液潤洗D.滴定時,錐形瓶搖晃劇烈,有少量液體濺出D7.H2S2O3是一種弱酸,實驗室欲用0.01mol·L-1的Na2S2O3溶液滴定碘水,發(fā)生的反應(yīng)為I2+

2Na2S2O3

2NaI+Na2S4O6,下列說法正確的是

(

)A.該滴定反應(yīng)可用甲基橙作指示劑B.Na2S2O3是該反應(yīng)的還原劑C.該滴定反應(yīng)可選用如圖所示的裝置D.該反應(yīng)中每消耗2molNa2S2O3,轉(zhuǎn)移電子的物質(zhì)的量為4molB考法1強酸、弱酸的比較與判斷方法1.一元

強酸(HCl)與一元弱酸(CH3COOH)的比較(1)相同物質(zhì)的量濃度、相同體積的鹽酸與醋酸溶液的比較

鹽酸醋酸溶液c(H+)大小pH小大中和堿的能力相同與足量活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2的量相同與金屬反應(yīng)的起始速率快慢(2)相同pH、相同體積的鹽酸與醋酸溶液的比較

鹽酸醋酸溶液c(H+)相同c(酸)小大中和堿的能力小大與足量活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2的量少多與金屬反應(yīng)的起始速率相同2.一元強酸(HCl)與一元弱酸(CH3COOH)稀釋圖像的比較(1)相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸溶液

加水稀釋相同的倍數(shù),醋酸溶液的pH大加水稀釋到相同的pH,鹽酸中加入的水多(2)相同體積、相同pH的鹽酸、醋酸溶液

加水稀釋相同的倍數(shù),鹽酸的pH大加水稀釋到相同的pH,醋酸溶液中加入的水多3.強酸、弱酸的判斷方法實驗方法結(jié)論①常溫下,測0.01mol·L-1HA溶液的pHpH=2,HA為強酸;pH>2,HA為弱酸②常溫下,測NaA溶液的pHpH=7,HA為強酸;pH>7,HA為弱酸③測相同pH的HA溶液和鹽酸稀釋相同倍數(shù)前后的pH變化若HA溶液的pH變化比鹽酸的小,則HA為弱酸④測等體積、等pH的HA溶液和鹽酸分別中和NaOH的物質(zhì)的量若HA溶液消耗NaOH的物質(zhì)的量比鹽酸的多,則HA為弱酸⑤測等體積、等物質(zhì)的量濃度的HA溶液和鹽酸分別與顆粒大小相同的鋅粒反應(yīng)的速率若HA溶液與鋅粒反應(yīng)的速率比鹽酸與鋅粒反應(yīng)的速率慢,則HA為弱酸例(2021浙江6月選考,19,2分)某同學(xué)擬用pH計測定溶液pH以探究某酸HR是否為弱電

解質(zhì)。下列說法正確的是

(

)A.25℃時,若測得0.01mol·L-1NaR溶液pH=7,則HR是弱酸B.25℃時,若測得0.01mol·L-1HR溶液pH>2且pH<7,則HR是弱酸C.25℃時,若測得HR溶液pH=a,取該溶液10.0mL,加蒸餾水稀釋至100.0mL,測得pH

=b,b-a<1,則HR是弱酸D.25℃時,若測得NaR溶液pH=a,取該溶液10.0mL,升溫至50℃,測得pH=b,a>b,則HR

是弱酸

解析

25℃時,pH=7代表溶液呈中性,NaR為強酸強堿鹽,故HR為強酸,A不正確;25℃時,0.01mol·L-1的HR溶液pH>2且pH<7,說明HR不能完全電離,故為弱酸,B正確;若

HR為強酸,且稀釋前pH=a=6,加水稀釋至10倍后pH<7,b-a<1,故HR不一定為弱酸,C不

正確;若HR是強酸,NaR為強酸強堿鹽,溶液呈中性,升溫至50℃,KW增大,pH減小,即a>b,

D不正確。

答案

B疑難突破C項中,對于弱酸,稀釋至10倍,pH的增大值小于1,但無論是強酸還是弱酸,

無限稀釋后pH均不會超過7,因此不要忽略HR可能為強酸?？挤?中和滴定原理的遷移應(yīng)用一、氧化還原滴定法1.原理:以氧化劑或還原劑為滴定劑,直接滴定一些具有還原性或氧化性的物質(zhì),或者

間接滴定一些本身并沒有還原性或氧化性,但能與某些氧化劑或還原劑反應(yīng)的物質(zhì)。2.試劑:常見用于滴定的氧化劑有KMnO4、K2Cr2O7等;常見用于滴定的還原劑有亞鐵

鹽、草酸、維生素C等。3.指示劑:氧化還原滴定的指示劑有三類。(1)氧化還原指示劑,如二苯胺磺酸鈉為滴定Fe2+的常用氧化還原指示劑,其還原型為無

色,氧化型為紫紅色。當用氧化劑滴定Fe2+時,二苯胺磺酸鈉由無色突變?yōu)樽霞t色,指示滴定終點。(2)專屬指示劑,如淀粉溶液遇I2變藍,常用作碘量法中的專屬指示劑。(3)自身指示劑,如用高錳酸鉀標準溶液滴定草酸,滴定終點時溶液由無色變?yōu)闇\紅色,

不用另加指示劑。例1(2019北京理綜,26節(jié)選)化學(xué)小組用如下方法測定經(jīng)處理后的廢水中苯酚的含量

(廢水中不含干擾測定的物質(zhì))。Ⅰ.用已準確稱量的KBrO3固體配制一定體積的amol·L-1KBrO3標準溶液;Ⅱ.取V1mL上述溶液,加入過量KBr,加H2SO4酸化,溶液顏色呈棕黃色;Ⅲ.向Ⅱ所得溶液中加入V2mL廢水;Ⅳ.向Ⅲ中加入過量KI;Ⅴ.用bmol·L-1Na2S2O3標準溶液滴定Ⅳ中溶液至淺黃色時,滴加2滴淀粉溶液,繼續(xù)滴定至終點,共消耗Na2S2O3溶液V3mL。已知:I2+2Na2S2O3

2NaI+Na2S4O6Na2S2O3和Na2S4O6溶液顏色均為無色(5)KI與KBrO3物質(zhì)的量關(guān)系為n(KI)≥6n(KBrO3)時,KI一定過量,理由是

。(6)Ⅴ中滴定至終點的現(xiàn)象是

。(7)廢水中苯酚的含量為

g·L-1(苯酚摩爾質(zhì)量:94g·mol-1)。(8)由于Br2具有

性質(zhì),Ⅱ~Ⅳ中反應(yīng)須在密閉容器中進行,否則會造成測定結(jié)果偏高。

解析

(5)假設(shè)廢水中沒有苯酚,KBrO3和KBr反應(yīng)生成的Br2完全和KI反應(yīng)時,消耗KI的物質(zhì)的量剛好是KBrO3的6倍。實際上苯酚一定會消耗一定量的Br2,所以當n(KI)∶n(KBrO3)=6∶1時,KI就已經(jīng)過量了。(7)由KBrO3與KBr反應(yīng)生成的Br2的物質(zhì)的量的計算:Br

+5Br-+6H+

3Br2+3H2O1mol

3molamol·L-1×V1×10-3L

3aV1×10-3mol與廢水反應(yīng)后剩余的Br2的物質(zhì)的量的計算:Br2~I2~2Na2S2O31mol

2mol

bV3×10-3mol

bmol·L-1×V3×10-3L與苯酚反應(yīng)的Br2的物質(zhì)的量為(3aV1×10-3-

bV3×10-3)mol;設(shè)廢水中苯酚的物質(zhì)的量為x,

~3Br21mol

3molx

(3aV1-

bV3)×10-3mol解得x=(aV1-

bV3)×10-3mol。所以廢水中苯酚的含量為

=

g·L-1。(8)當Br2揮發(fā)掉后,在Ⅴ步驟中消耗的Na2S2O3的量減少,即V3減小,導(dǎo)致測定結(jié)果偏高。

答案

(5)反應(yīng)物用量存在關(guān)系:KBrO3~3Br2~6KI,若無苯酚時,消耗KI物質(zhì)的量是KBrO3物質(zhì)的量的6倍,因有苯酚消耗Br2,所以當n(KI)≥6n(KBrO3)時,KI一定過量(6)溶液藍色恰好消失

(7)

(8)易揮發(fā)二、沉淀滴定法1.原理:利用沉淀反應(yīng)進行滴定,例如用Ag+滴定Cl-來測定溶液中Cl-的濃度。2.指示劑(1)沉淀指示劑:指示劑本身就是一種沉淀劑。滴定劑與被滴定物反應(yīng)生成的物質(zhì)的溶

解度要比滴定劑