第三章 第一、二節(jié)提升課

第一、二節(jié)提升課[核心素養(yǎng)發(fā)展目標(biāo)]1.掌握弱酸(堿)稀釋時(shí)pH的變化規(guī)律。2.會計(jì)算復(fù)雜情景中有關(guān)酸堿中和反應(yīng)的計(jì)算問題。3.掌握氧化還原反應(yīng)滴定的原理和計(jì)算方法。一、弱酸(堿)稀釋時(shí)pH的變化規(guī)律例1某化學(xué)學(xué)習(xí)小組為研究HA、HB和MOH的酸堿性的相對強(qiáng)弱，設(shè)計(jì)以下實(shí)驗(yàn)：將pH＝2的兩種酸溶液HA、HB和pH＝12的MOH堿溶液各1mL，分別加水稀釋到1000mL，其pH的變化與溶液體積的關(guān)系如圖，根據(jù)所給的數(shù)據(jù)，請回答下列問題：(1)HA為________(填“強(qiáng)”或“弱”，下同)酸，HB為________酸。(2)若c＝9，則將pH＝2的HB與pH＝12的MOH等體積混合后，溶液呈________(填“酸”“堿”或“中”)性。(3)若c＝9，常溫下稀釋后的三種溶液中，由水電離的氫離子濃度的大小順序?yàn)開_________________(用酸、堿化學(xué)式表示)。(4)常溫下，取pH＝2的HA、HB各100mL，向其中分別加入適量的Zn粒，反應(yīng)后兩溶液的pH均變?yōu)?，設(shè)HA中加入的Zn質(zhì)量為m1，HB中加入的Zn質(zhì)量為m2，則m1________(填“<”“＝”或“>”)m2。對于pH相同的強(qiáng)酸和弱酸(或強(qiáng)堿和弱堿)溶液稀釋相同的倍數(shù)，強(qiáng)酸(或強(qiáng)堿)溶液的pH變化幅度大(如圖所示)。這是因?yàn)閺?qiáng)酸(或強(qiáng)堿)已完全電離，隨著加水稀釋，溶液中H＋(或OH－)的物質(zhì)的量(水電離的除外)不會增多，而弱酸(或弱堿)隨著加水稀釋，電離程度增大，H＋(或OH－)的物質(zhì)的量會不斷增多。例2濃度均為0.1mol·L－1鹽酸、弱酸HB(Ka＝1×10－3)，將它們均稀釋10倍，請?jiān)谙聢D中畫出其pH的變化曲線。濃度相等的酸或堿溶液稀釋后溶液pH的變化示意圖無論是濃度相等還是pH相等，加水稀釋相同倍數(shù)pH變化大的都是強(qiáng)酸或強(qiáng)堿。1．常溫下，將pH均為3，體積均為V0的HA溶液和HB溶液，分別加水稀釋至體積V，pH隨lgeq\f(V,V0)的變化如圖所示。下列說法不正確的是()A．稀釋相同倍數(shù)時(shí)：c(A－)<c(B－)B．水的電離程度：b＞c＞aC．a(chǎn)點(diǎn)酸的濃度小于c點(diǎn)酸的濃度D．HA為強(qiáng)酸，HB為弱酸2．常溫下，兩種一元堿MOH和ROH的溶液分別加水稀釋，溶液pH的變化如圖所示，下列敘述不正確的是()A．MOH是一種弱堿B．在x點(diǎn)，c(M＋)＝c(R＋)C．稀釋前，c(ROH)＝10c(MOH)D．稀釋前MOH溶液和ROH溶液中由水電離出的c(OH－)前者是后者的10倍二、酸堿中和反應(yīng)中有關(guān)計(jì)算例1100mL0.2mol·L－1H2SO4溶液和CH3COOH溶液分別用0.2mol·L－1NaOH溶液滴定至恰好完全中和時(shí)，二者消耗NaOH溶液的體積分別為V1、V2，則V1、V2的大小關(guān)系為()A．V1>2V2 B．V1＝2V2C．2V2>V1 D．V1＝V2例2如圖為10mL一定物質(zhì)的量濃度的鹽酸用一定濃度的NaOH溶液滴定的圖示。(1)鹽酸的濃度為_____________________________________________________________。(2)NaOH溶液的濃度為________________________________________________________。(3)當(dāng)?shù)渭覰aOH溶液至26mL時(shí)，溶液的pH為__________。例3在25℃時(shí)，有pH為a的HCl溶液和pH為b的NaOH溶液，取VaL該HCl溶液用該NaOH溶液中和，需VbLNaOH溶液。請回答下列問題：(1)若a＋b＝14，則Va∶Vb＝________。(2)若a＋b＝13，則Va∶Vb＝________。(3)若a＋b>14，則Va∶Vb＝__________，且Va____(填“>”“<”或“＝”)Vb。(1)等體積強(qiáng)酸(pH1)和強(qiáng)堿(pH2)混合(常溫時(shí))eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(若pH1＋pH2＝14，則溶液呈中性，pH＝7,若pH1＋pH2＞14，則溶液呈堿性，pH＞7,若pH1＋pH2＜14，則溶液呈酸性，pH＜7))(2)常溫時(shí)，強(qiáng)酸(pH1)與強(qiáng)堿(pH2)混合呈中性時(shí)，二者的體積關(guān)系有如下規(guī)律：①若pH1＋pH2＝14，則V酸＝V堿。②若pH1＋pH2≠14，則eq\f(V酸,V堿)＝。三、氧化還原滴定滴定操作不僅適用于酸堿中和反應(yīng)，還可應(yīng)用于氧化還原反應(yīng)的定量測定。例某興趣小組同學(xué)用0.1000mol·L－1酸性高錳酸鉀標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定試樣中的過氧化氫，反應(yīng)原理為2MnOeq\o\al(－,4)＋5H2O2＋6H＋=2Mn2＋＋8H2O＋5O2↑。(1)滴定達(dá)到終點(diǎn)的現(xiàn)象是______________________________________________________。(2)用移液管吸取25.00mL試樣置于錐形瓶中，重復(fù)滴定四次，每次消耗酸性KMnO4標(biāo)準(zhǔn)溶液的體積如表所示：第一次第二次第三次第四次體積/mL17.1018.1018.0017.90計(jì)算試樣中過氧化氫的濃度為________mol·L－1。(3)若滴定前尖嘴中有氣泡，滴定后消失，則測定結(jié)果__________(填“偏高”“偏低”或“不變”)。(1)氧化還原滴定時(shí)，常見的用于滴定的氧化劑有KMnO4、K2Cr2O7、I2等。(2)指示劑的選擇用KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液或Fe2＋溶液時(shí)，不需另加指示劑。用Na2S2O3溶液滴定含I2(3)計(jì)算依據(jù)依據(jù)化學(xué)方程式、離子方程式或關(guān)系式列比例式，或運(yùn)用原子守恒、電荷守恒、得失電子守恒等列式進(jìn)行計(jì)算。1.H2S2O3是一種弱酸，實(shí)驗(yàn)室中欲用0.01mol·L－1的Na2S2O3溶液(堿性)滴定I2溶液，發(fā)生的化學(xué)反應(yīng)為I2＋2Na2S2O3=2NaI＋Na2S4O6。下列說法合理的是()A．該滴定可用甲基橙作指示劑B．Na2S2O3是該反應(yīng)的還原劑C．該滴定可選用如圖所示裝置D．該反應(yīng)中每消耗2molNa2S2O3，電子轉(zhuǎn)移數(shù)為4mol2．Na2S2O3是重要的化工原料，易溶于水，在中性或堿性環(huán)境中穩(wěn)定。為了測定產(chǎn)品(Na2S2O3·5H2O)純度，進(jìn)行了如下實(shí)驗(yàn)：準(zhǔn)確稱取Wg產(chǎn)品，用適量蒸餾水溶解，以淀粉作指示劑，用0.1000mol·L－1的碘標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定。反應(yīng)原理為2S2Oeq\o\al(2－,3)＋I(xiàn)2=S4Oeq\o\al(2－,6)＋2I－。