新高考化学复习专题十二弱电解质的电离平衡和溶液的酸碱性教学课件

专题十二弱电解质的电离平衡和溶液的酸碱性考点1弱电解质的电离平衡1.强电解质和弱电解质

(2)外界条件对电离平衡的影响①温度:升温,电离平衡右移,电离程度增大。②浓度:稀释溶液,电离平衡右移,电离程度增大。2.弱电解质的电离平衡(1)建立与特征③同离子效应:加入与弱电解质具有某种相同离子的强电解质,电离平衡左移,电离程

度减小。④加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质,电离平衡右移,电离程度增大。以0.1mol·L-1的醋酸溶液[CH3COOH

H++CH3COO-(ΔH>0)]为例,改变条件后,有如下变化:条件变化平衡移动方向CH3COOH电离程度c(H+)导电性升高温度向右增大增大增强加少量水向右增大减小减弱加少量冰醋酸向右减小增大增强加少量浓盐酸向左减小增大增强加少量CH3COONa固体向左减小减小增强加少量NaOH固体向右增大减小增强注意

电离平衡右移,电离程度不一定增大。如增大弱电解质的浓度,电离平衡右移,

但电离程度减小。(3)电解质溶液的导电能力,取决于自由移动离子的浓度和离子所带电荷数,自由移动

离子的浓度越大、离子所带电荷数越多,导电能力越强。注意电解质溶液的导电能力与电解质的强弱无必然关系,强电解质溶液的导电能力

不一定强,如BaSO4。3.电离平衡常数(1)表达式:以一元弱酸HA为例,HA

H++A-,Ka=

。(2)特点:多元弱酸分步电离,各级电离常数的大小关系是

≫

≫

……故其酸性主要取决于第一步电离。(3)影响因素:①内因:弱电解质本身的性质;②外因:只与温度有关,温度升高,Ka增大。应用举例判断弱酸酸性(或弱碱碱性)的相对强弱Ka(HF)>Ka(HClO),则同浓度溶液的酸性:HF>HClO判断酸与盐是否能发生反应(强酸制弱酸)

(H2CO3)>Ka(HClO)>

(H2CO3),则可以发生反应NaClO+CO2+H2O

NaHCO3+HClO判断酸式酸根离子的电离和水解程度的相对大小25℃时,H2CO3的

=4.5×10-7、

=4.7×10-11,HC

的水解常数:Kh=

=

≈2.2×10-8>

,故HC

的水解程度大于其电离程度判断溶液中微粒浓度比值的变化稀释氨水,判断

的变化趋势,可根据Kb(NH3·H2O)的表达式将该比值转化为

,稀释过程中Kb(NH3·H2O)不变,c(N

)减小,故比值增大(4)电离平衡常数的应用考点2溶液的酸碱性酸碱中和滴定一、溶液的酸碱性1.水的电离(1)水的电离平衡:H2O

H++OH-。(2)水的离子积:KW=c(H+)·c(OH-)。一定温度时,KW为常数,只与温度有关。水的电离是

吸热过程,温度越高,KW越大。常温下,KW=1×10-14。注意

KW表达式中的c(H+)和c(OH-)不一定都是由水电离出来的,指的是溶液中的c(H+)

和c(OH-)。任何情况下,水电离出的c(H+)=c(OH-)。(3)影响水的电离平衡的因素有①温度:升温,促进水的电离;②酸、碱:加酸或碱会抑制水的电离;③能水解的盐,促进水的电离。2.溶液的酸碱性和pH(1)溶液的酸碱性

pHc(H+)/(mol·L-1)c(H+)与c(OH-)大小的比较酸性<7>10-7c(H+)>c(OH-)中性=7=10-7c(H+)=c(OH-)碱性>7<10-7c(H+)<c(OH-)适用温度常温下任何温度(2)计算溶液pH的一般思维模型二、酸碱中和滴定1.实验用品(1)仪器:酸式滴定管、碱式滴定管、铁架台(带滴定管夹)、烧杯、锥形瓶。(2)试剂:标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。注意

1.滴定管的选择:①酸性、氧化性溶液一般用酸式滴定管盛装,因为其易腐蚀橡

胶。②碱性溶液一般用碱式滴定管盛装,因为其易腐蚀玻璃,致使玻璃活塞无法打

开。③使用聚四氟乙烯活塞的滴定管为酸碱通用滴定管。2.指示剂的选择:①不用石蕊作中和滴定的指示剂。②滴定终点为碱性时,用酚酞作指

示剂。③滴定终点为酸性时,用甲基橙作指示剂。2.实验操作(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例)(1)滴定前的准备①滴定管:检漏→洗涤→润洗→装液→调液面→记录。②锥形瓶:注碱液→加指示剂(酚酞或甲基橙均可)。注意

排气泡的方法如果酸式滴定管内部有气泡,可快速放液以赶出气泡;赶出碱式滴定管中气泡的方法如图所示。

(2)滴定

(3)终点判断:滴入最后半滴标准液时溶液变色,且半分钟内不恢复原来的颜色,视为滴定终点,记录用去标准液的体积。(4)按上述操作重复2~3次,求出用去标准盐酸体积的平均值。3.数据处理:根据c(NaOH)=

计算。4.误差分析:可将所有误差都归结到对V(HCl)的影响上。操作具体内容误差仪器洗涤酸式滴定管未用盐酸润洗偏高碱式滴定管未用NaOH溶液润洗偏低锥形瓶用NaOH溶液润洗偏高气泡处理滴定前有气泡,滴定后无气泡偏高滴定前无气泡,滴定后有气泡偏低操作具体内容误差滴定盐酸滴出瓶外偏高振荡时瓶内溶液溅出偏低读数前仰后平偏低前平后仰偏高前仰后俯偏低其他滴定终点时滴定管尖嘴悬一滴溶液偏高指示剂变色即停止滴定,半分钟内恢复原来的颜色偏低5.滴定曲线(pH曲线)分析①强酸与强碱滴定过程中的pH曲线

②强碱(酸)与强酸(碱)、弱酸(碱)的滴定曲线比较NaOH溶液滴定等浓度等体积的盐酸、醋酸溶液盐酸滴定等浓度等体积的NaOH溶液、氨水

注意滴定终点=恰好中和=酸碱恰好完全反应,但此时溶液不一定呈中性。1.判断正误(正确的打“√”,错误的打“×”)。(1)强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液的导电能力强。

(

)(2)稀醋酸加水稀释,醋酸电离程度增大,溶液pH减小,电离平衡常数一定增大。(

)(3)电离常数大的酸溶液中c(H+)一定比电离常数小的酸溶液中c(H+)大。

(

)(4)常温下,0.1mol·L-1一元碱BOH溶液的pH=10,则溶液中存在BOH

B++OH-。

(

)(5)常温下,把pH=2与pH=12的酸、碱溶液等体积混合后所得溶液pH=7。

(

)×××××(6)25℃时1LpH=12的Ba(OH)2溶液中,OH-的物质的量为0.02mol。

(

)(7)一定温度下,pH=a的氨水,稀释至原体积的10倍后,其pH=b,则a>b+1。(

)(8)25℃时,将10mLpH=a的酸(HA)溶液稀释至100mL,溶液的pH=b,若b-a<1,则HA为

弱酸。

(

)×××2.(2022山东,6,2分)实验室用基准Na2CO3配制标准溶液并标定盐酸浓度,应选甲基橙为

指示剂,并以盐酸滴定Na2CO3标准溶液。下列说法错误的是

(

)A.可用量筒量取25.00mLNa2CO3标准溶液置于锥形瓶中B.应选用配带塑料塞的容量瓶配制Na2CO3标准溶液C.应选用烧杯而非称量纸称量Na2CO3固体D.达到滴定终点时溶液显橙色A3.(2021浙江1月选考,17,2分)25℃时,下列说法正确的是

(

)A.NaHA溶液呈酸性,可以推测H2A为强酸B.可溶性正盐BA溶液呈中性,可以推测BA为强酸强碱盐C.0.010mol·L-1、0.10mol·L-1的醋酸溶液的电离度分别为α1、α2,则α1<α2D.100mLpH=10.00的Na2CO3溶液中水电离出H+的物质的量为1.0×10-5molD4.部分弱电解质的电离平衡常数如下表:弱电解质HCOOHHCNH2CO3电离平衡常数(25℃)Ka=1.8×10-4Ka=4.9×10-10

=4.5×10-7

=4.7×10-11下列说法错误的是

(

)A.结合H+的能力:C

>CN->HC

>HCOO-B.2CN-+H2O+CO2

2HCN+C

C.中和等体积、等pH的HCOOH溶液和HCN溶液消耗NaOH的量:前者小于后者D.25℃时,反应HCOOH+CN-

HCN+HCOO-的化学平衡常数约为3.67×105B5.常温下,关于下列溶液的说法不正确的是(忽略溶液体积变化)

(

)编号①②③④⑤溶液氨水氢氧化钠溶液盐酸醋酸溶液氯化钠溶液pH1111337A.水电离出的H+浓度:①=②=③=④=⑤×10-4B.分别加水稀释至10倍,溶液的pH:①>②>⑤>③>④C.①、③两溶液等体积混合所得溶液中水的电离程度大于⑤溶液D.V1L②溶液与V2L③溶液混合,若混合溶液pH=4,则V1∶V2=9∶11C考法1强酸、弱酸的比较与判断方法1.一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)的比较(1)相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较

盐酸醋酸溶液c(H+)大小pH小大中和碱的能力相同与足量活泼金属反应产生H2的量相同与金属反应的起始速率快慢(2)相同pH、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较

盐酸醋酸溶液c(H+)相同c(酸)小大中和碱的能力小大与足量活泼金属反应产生H2的量少多与金属反应的起始速率相同2.一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)稀释图像的比较(1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸溶液

加水稀释相同的倍数,醋酸溶液的pH大加水稀释到相同的pH,盐酸中加入的水多(2)相同体积、相同pH的盐酸、醋酸溶液

加水稀释相同的倍数,盐酸的pH大加水稀释到相同的pH,醋酸溶液中加入的水多3.强酸、弱酸的判断方法实验方法结论①常温下,测0.01mol·L-1HA溶液的pHpH=2,HA为强酸;pH>2,HA为弱酸②常温下,测NaA溶液的pHpH=7,HA为强酸;pH>7,HA为弱酸③测相同pH的HA溶液和盐酸稀释相同倍数前后的pH变化若HA溶液的pH变化比盐酸的小,则HA为弱酸④测等体积、等pH的HA溶液和盐酸分别中和

NaOH的物质的量若HA溶液消耗NaOH的物质的量比盐酸的多,则

HA为弱酸⑤测等体积、等物质的量浓度的HA溶液和盐酸

分别与颗粒大小相同的锌粒反应的速率若HA溶液与锌粒反应的速率比盐酸与锌粒反应

的速率慢,则HA为弱酸例(2023天津河东二模,7)常温下,下列事实能说明某一元酸HX是一元强酸的是

(

)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硝酸溶液导电能力弱D.10mL0.1mol·L-1NaOH溶液与10mL0.1mol·L-1HX溶液混合pH=7

解题导引

弱酸的特征是在水溶液中不能完全电离,对应的酸根离子在水溶液中可水解。区分强酸、弱酸可以从一定浓度酸溶液的pH、强碱盐溶液的pH、等浓度酸溶

液与同类型强酸溶液的导电能力比较等方面进行判断。

解析

0.1mol·L-1HX溶液的pH=4,说明HX在水溶液中只能部分电离,故属于一元弱酸,A项错误;0.1mol·L-1NaX溶液pH>7,说明NaX是强碱弱酸盐,X-水解,溶液呈碱性,则

HX为一元弱酸,B项错误;0.1mol·L-1HX溶液比0.1mol·L-1硝酸溶液导电能力弱,说明

HX只能部分电离,故属于一元弱酸,C项错误;NaOH与HX恰好完全反应生成NaX,溶液

pH=7,说明NaX为强酸强碱盐,得出HX为一元强酸,D项正确。

答案

D考法2中和滴定原理的迁移应用一、氧化还原滴定法1.原理:以氧化剂或还原剂为滴定剂,直接滴定一些具有还原性或氧化性的物质,或者

间接滴定一些本身并没有还原性或氧化性,但能与某些氧化剂或还原剂反应的物质。2.试剂:常见用于滴定的氧化剂有KMnO4、K2Cr2O7等;常见用于滴定的还原剂有亚铁

盐、草酸、硫代硫酸钠等。3.指示剂:氧化还原滴定的指示剂有三类。(1)氧化还原指示剂,如二苯胺磺酸钠为滴定Fe2+的常用氧化还原指示剂,其还原型为无

色,氧化型为紫红色。当用氧化剂滴定Fe2+时,二苯胺磺酸钠由无色突变为紫红色时,指示滴定终点。(2)专属指示剂,如淀粉溶液遇I2变蓝,常用作碘量法中的专属指示剂。(3)自身指示剂,如用高锰酸钾标准溶液滴定草酸,滴定终点时溶液由无色变为浅红色,

不用另加指示剂。例(2024届重庆9月月考,15,节选)测定KI的纯度:称取0.5000g样品溶于水,加入稍过量

硫酸酸化的H2O2溶液充分反应后,加热除去过量H2O2,加入几滴淀粉溶液,用0.2000mol

·L-1的Na2S2O3标准溶液滴定(I2+2S2

S4

+2I-)。①滴定前装有标准溶液的滴定管排气泡时,应选择图中的

(填标号,下同)。

③滴定终点时消耗14.50mL标准溶液,则样品的纯度为

(计算结果保留

两位有效数字)。

解题导引

计算KI纯度的思维过程:先用过量的H2O2将I-完全氧化为I2,然后将过量的H2O2加热除去,防止干扰;最后再用Na2S2O3标准溶液滴定I2。根据关系式:2I-~I2~2S2

进行计算。

解析

①Na2S2O3标准溶液显碱性,应选择碱式滴定管。③n(KI)=n(S2

)=0.2000mol·L-1×14.50×10-3L=0.0029mol,m(KI)=0.0029mol×166g·mol-1=0.4814g,则样品纯度

为

×100%≈96%。

答案

①c③96%二、沉淀滴定法1.原理:利用沉淀反应进行滴定,例如用Ag+滴定Cl-来测定溶液中Cl-的浓度。2.指示剂(1)沉淀指示剂:指示剂本身能与滴定剂反应形成沉淀。滴定剂与被滴定物质形成沉淀

的溶解度小于滴定剂与指示剂形成沉淀的溶解度。例如用AgNO3溶液测定溶液中Cl-

的含量时,常以Cr

为指示剂,这是因为AgCl比Ag2CrO4更难溶,Ag+优先与Cl-反应,当出现Ag2CrO4砖红色沉淀时达到滴定终点。(2)专属指示剂:例如用NH4SCN溶液滴定Ag+时(生成AgSCN沉淀),可用Fe3+作为指示剂,当溶液变红时达到滴定终点。例(2024届湖南长沙一中月考一,16,节选)产品中TiCl4含量的测定:取10.0gTiCl4产品于

烧瓶中,向安全漏斗(如图所示)中加入足量蒸馏水后,立即夹紧弹簧夹,充分反应后将安全漏斗及烧瓶中的液体转移到容量瓶中并配成500mL溶液,取20.00mL所配溶液于锥形瓶中,滴加几滴0.100mol·L-1的K2CrO4溶液作指示剂,用0.200mol·L-1的AgNO3溶液滴定至终点,消耗AgNO3溶液32.00mL。已知:①Ag2CrO4为砖红色固体;常温下,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实验中的作用除提供水外,还有

。②该沉淀滴定终点的判断依据是

。③该产品纯度为

%(结果保留一位小数)。

解题导引

①本实验利用AgNO3溶液滴定HCl溶液测定TiCl4的含量,由已知②及盐酸的挥发性可知安全漏斗中水的作用。③根据TiCl4~4Cl-~4Ag+列式计算即可。

解析

①安全漏斗中的水在本实验中除了作为反应物与TiCl4反应外,还有液封并吸收挥发的HCl的作用。②TiCl4与水反应生成TiO