新高考化學復習專題十二弱電解質的電離平衡和溶液的酸堿性教學課件

專題十二弱電解質的電離平衡和溶液的酸堿性考點1弱電解質的電離平衡1.強電解質和弱電解質

(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。2.弱電解質的電離平衡(1)建立與特征③同離子效應:加入與弱電解質具有某種相同離子的強電解質,電離平衡左移,電離程

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

H++CH3COO-(ΔH>0)]為例,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。如增大弱電解質的濃度,電離平衡右移,

但電離程度減小。(3)電解質溶液的導電能力,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,導電能力越強。注意電解質溶液的導電能力與電解質的強弱無必然關系,強電解質溶液的導電能力

不一定強,如BaSO4。3.電離平衡常數(shù)(1)表達式:以一元弱酸HA為例,HA

H++A-,Ka=

。(2)特點:多元弱酸分步電離,各級電離常數(shù)的大小關系是

?

?

……故其酸性主要取決于第一步電離。(3)影響因素:①內因:弱電解質本身的性質;②外因:只與溫度有關,溫度升高,Ka增大。應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判斷酸與鹽是否能發(fā)生反應(強酸制弱酸)

(H2CO3)>Ka(HClO)>

(H2CO3),則可以發(fā)生反應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判斷溶液中微粒濃度比值的變化稀釋氨水,判斷

的變化趨勢,可根據(jù)Kb(NH3·H2O)的表達式將該比值轉化為

,稀釋過程中Kb(NH3·H2O)不變,c(N

)減小,故比值增大(4)電離平衡常數(shù)的應用考點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)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。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c(H+)和c(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-)。任何情況下,水電離出的c(H+)=c(OH-)。(3)影響水的電離平衡的因素有①溫度:升溫,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,促進水的電離。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-)適用溫度常溫下任何溫度(2)計算溶液pH的一般思維模型二、酸堿中和滴定1.實驗用品(1)儀器:酸式滴定管、堿式滴定管、鐵架臺(帶滴定管夾)、燒杯、錐形瓶。(2)試劑:標準液、待測液、指示劑、蒸餾水。注意

1.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.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。③滴定終點為酸性時,用甲基橙作指示劑。2.實驗操作(以標準鹽酸滴定待測NaOH溶液為例)(1)滴定前的準備①滴定管:檢漏→洗滌→潤洗→裝液→調液面→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部有氣泡,可快速放液以趕出氣泡;趕出堿式滴定管中氣泡的方法如圖所示。

(2)滴定

(3)終點判斷:滴入最后半滴標準液時溶液變色,且半分鐘內不恢復原來的顏色,視為滴定終點,記錄用去標準液的體積。(4)按上述操作重復2~3次,求出用去標準鹽酸體積的平均值。3.數(shù)據(jù)處理:根據(jù)c(NaOH)=

計算。4.誤差分析:可將所有誤差都歸結到對V(HCl)的影響上。操作具體內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,滴定后有氣泡偏低操作具體內容誤差滴定鹽酸滴出瓶外偏高振蕩時瓶內溶液濺出偏低讀數(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,半分鐘內恢復原來的顏色偏低5.滴定曲線(pH曲線)分析①強酸與強堿滴定過程中的pH曲線

②強堿(酸)與強酸(堿)、弱酸(堿)的滴定曲線比較NaOH溶液滴定等濃度等體積的鹽酸、醋酸溶液鹽酸滴定等濃度等體積的NaOH溶液、氨水

注意滴定終點=恰好中和=酸堿恰好完全反應,但此時溶液不一定呈中性。1.判斷正誤(正確的打“√”,錯誤的打“×”)。(1)強電解質溶液的導電能力一定比弱電解質溶液的導電能力強。

(

)(2)稀醋酸加水稀釋,醋酸電離程度增大,溶液pH減小,電離平衡常數(shù)一定增大。(

)(3)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。

(

)(4)常溫下,0.1mol·L-1一元堿BOH溶液的pH=10,則溶液中存在BOH

B++OH-。

(

)(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pH=7。

(

)×××××(6)25℃時1LpH=12的Ba(OH)2溶液中,OH-的物質的量為0.02mol。

(

)(7)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。(

)(8)25℃時,將10mLpH=a的酸(HA)溶液稀釋至100mL,溶液的pH=b,若b-a<1,則HA為

弱酸。

(

)×××2.(2022山東,6,2分)實驗室用基準Na2CO3配制標準溶液并標定鹽酸濃度,應選甲基橙為

指示劑,并以鹽酸滴定Na2CO3標準溶液。下列說法錯誤的是

(

)A.可用量筒量取25.00mLNa2CO3標準溶液置于錐形瓶中B.應選用配帶塑料塞的容量瓶配制Na2CO3標準溶液C.應選用燒杯而非稱量紙稱量Na2CO3固體D.達到滴定終點時溶液顯橙色A3.(2021浙江1月選考,17,2分)25℃時,下列說法正確的是

(

)A.NaHA溶液呈酸性,可以推測H2A為強酸B.可溶性正鹽BA溶液呈中性,可以推測BA為強酸強堿鹽C.0.010mol·L-1、0.10mol·L-1的醋酸溶液的電離度分別為α1、α2,則α1<α2D.100mLpH=10.00的Na2CO3溶液中水電離出H+的物質的量為1.0×10-5molD4.部分弱電解質的電離平衡常數(shù)如下表:弱電解質HCOOHHCNH2CO3電離平衡常數(shù)(25℃)Ka=1.8×10-4Ka=4.9×10-10

=4.5×10-7

=4.7×10-11下列說法錯誤的是

(

)A.結合H+的能力:C

>CN->HC

>HCOO-B.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HCOOH+CN-

HCN+HCOO-的化學平衡常數(shù)約為3.67×105B5.常溫下,關于下列溶液的說法不正確的是(忽略溶液體積變化)

(

)編號①②③④⑤溶液氨水氫氧化鈉溶液鹽酸醋酸溶液氯化鈉溶液pH1111337A.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產(chǎn)生H2的量相同與金屬反應的起始速率快慢(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產(chǎn)生H2的量少多與金屬反應的起始速率相同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的物質的量若HA溶液消耗NaOH的物質的量比鹽酸的多,則

HA為弱酸⑤測等體積、等物質的量濃度的HA溶液和鹽酸

分別與顆粒大小相同的鋅粒反應的速率若HA溶液與鋅粒反應的速率比鹽酸與鋅粒反應

的速率慢,則HA為弱酸例(2023天津河東二模,7)常溫下,下列事實能說明某一元酸HX是一元強酸的是

(

)A.0.1mol·L-1HX溶液的pH=4B.0.1mol·L-1NaX溶液pH>7C.0.1mol·L-1HX溶液比0.1mol·L-1硝酸溶液導電能力弱D.10mL0.1mol·L-1NaOH溶液與10mL0.1mol·L-1HX溶液混合pH=7

解題導引

弱酸的特征是在水溶液中不能完全電離,對應的酸根離子在水溶液中可水解。區(qū)分強酸、弱酸可以從一定濃度酸溶液的pH、強堿鹽溶液的pH、等濃度酸溶

液與同類型強酸溶液的導電能力比較等方面進行判斷。

解析

0.1mol·L-1HX溶液的pH=4,說明HX在水溶液中只能部分電離,故屬于一元弱酸,A項錯誤;0.1mol·L-1NaX溶液pH>7,說明NaX是強堿弱酸鹽,X-水解,溶液呈堿性,則

HX為一元弱酸,B項錯誤;0.1mol·L-1HX溶液比0.1mol·L-1硝酸溶液導電能力弱,說明

HX只能部分電離,故屬于一元弱酸,C項錯誤;NaOH與HX恰好完全反應生成NaX,溶液

pH=7,說明NaX為強酸強堿鹽,得出HX為一元強酸,D項正確。

答案

D考法2中和滴定原理的遷移應用一、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,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的物質。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、硫代硫酸鈉等。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色時,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(2024屆重慶9月月考,15,節(jié)選)測定KI的純度:稱取0.5000g樣品溶于水,加入稍過量

硫酸酸化的H2O2溶液充分反應后,加熱除去過量H2O2,加入幾滴淀粉溶液,用0.2000mol

·L-1的Na2S2O3標準溶液滴定(I2+2S2

S4

+2I-)。①滴定前裝有標準溶液的滴定管排氣泡時,應選擇圖中的

(填標號,下同)。

③滴定終點時消耗14.50mL標準溶液,則樣品的純度為

(計算結果保留

兩位有效數(shù)字)。

解題導引

計算KI純度的思維過程:先用過量的H2O2將I-完全氧化為I2,然后將過量的H2O2加熱除去,防止干擾;最后再用Na2S2O3標準溶液滴定I2。根據(jù)關系式:2I-~I2~2S2

進行計算。

解析

①Na2S2O3標準溶液顯堿性,應選擇堿式滴定管。③n(KI)=n(S2

)=0.2000mol·L-1×14.50×10-3L=0.0029mol,m(KI)=0.0029mol×166g·mol-1=0.4814g,則樣品純度

為

×100%≈96%。

答案

①c③96%二、沉淀滴定法1.原理:利用沉淀反應進行滴定,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:指示劑本身能與滴定劑反應形成沉淀。滴定劑與被滴定物質形成沉淀

的溶解度小于滴定劑與指示劑形成沉淀的溶解度。例如用AgNO3溶液測定溶液中Cl-

的含量時,常以Cr

為指示劑,這是因為AgCl比Ag2CrO4更難溶,Ag+優(yōu)先與Cl-反應,當出現(xiàn)Ag2CrO4磚紅色沉淀時達到滴定終點。(2)專屬指示劑:例如用NH4SCN溶液滴定Ag+時(生成AgSCN沉淀),可用Fe3+作為指示劑,當溶液變紅時達到滴定終點。例(2024屆湖南長沙一中月考一,16,節(jié)選)產(chǎn)品中TiCl4含量的測定:取10.0gTiCl4產(chǎn)品于

燒瓶中,向安全漏斗(如圖所示)中加入足量蒸餾水后,立即夾緊彈簧夾,充分反應后將安全漏斗及燒瓶中的液體轉移到容量瓶中并配成500mL溶液,取20.00mL所配溶液于錐形瓶中,滴加幾滴0.100mol·L-1的K2CrO4溶液作指示劑,用0.200mol·L-1的AgNO3溶液滴定至終點,消耗AgNO3溶液32.00mL。已知:①Ag2CrO4為磚紅色固體;常溫下,Ksp(AgCl)=1.8×10-10,Ksp(Ag2CrO4)=1.2×10-12;②TiCl4+2H2O

TiO2+4HCl↑。①安全漏斗中的水在本實驗中的作用除提供水外,還有

。②該沉淀滴定終點的判斷依據(jù)是

。③該產(chǎn)品純度為

%(結果保留一位小數(shù))。

解題導引

①本實驗利用AgNO3溶液滴定HCl溶液測定TiCl4的含量,由已知②及鹽酸的揮發(fā)性可知安全漏斗中水的作用。③根據(jù)TiCl4~4Cl-~4Ag+列式計算即可。

解析

①安全漏斗中的水在本實驗中除了作為反應物與TiCl4反應外,還有液封并吸收揮發(fā)的HCl的作用。②TiCl4與水反應生成TiO