浙江版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情分析近几次浙江选考的选择题中,将弱电解质的电离平衡、溶液酸碱性、中和滴定与

水解整合在一起,需要从不同的角度去理解。实验非选择题的最后2小题,往往是解决

滴定实验的操作、计算、误差分析等实际问题,试题情境复杂新颖,需要结合定性与

定量分析,利用守恒思想对滴定过程进行分析与建模。考点1弱电解质的电离平衡1.强电解质和弱电解质2.弱电解质的电离平衡(1)建立与特征(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。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。如0.1mol·L-1的醋酸溶液[CH3COOH

H++CH3COO-(ΔH>0)],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。例如增大弱电解质的浓度,电离平衡向

右移动,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,强电解质在水中的导电能

力不一定强,如BaSO4。3.电离度(1)定义:在一定条件下弱电解质在溶液中达到电离平衡时,已电离的电解质分子数占

原来总分子数(包括已电离的和未电离的)的百分比。(2)表示方法:α=

×100%。(3)影响因素①浓度:相同温度下,同一弱电解质,浓度越大,电离度越小。②温度:相同浓度下,同一弱电解质,温度越高,电离度越大。注意电离度实质上是一种平衡转化率,表示弱电解质在溶液中的电离程度。4.电离平衡常数(1)表达式:对一元弱酸HA,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。(4)应用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判断酸与盐反应是否能发生(强酸制弱酸)

(H2CO3)>Ka(HClO)>

(H2CO3),则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)影响水的电离平衡的因素①温度:温度升高,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:加能水解的盐,促进水的电离。条件变化电离平衡溶液中c(H+)溶液中c(OH-)pH溶液的酸碱性KW升高温度右移增大增大减小中性增大加酸左移增大减小减小酸性不变加碱左移减小增大增大碱性不变加入盐Na2CO3右移减小增大增大碱性不变NH4Cl右移增大减小减小酸性不变加入Na右移减小增大增大碱性不变(3)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H+和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-)。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-)适用的温度常温下任何温度(2)溶液的pH①计算公式:pH=-lgc(H+)。②适用范围:稀溶液,pH数值在0~14之间。③表示意义:表示溶液酸碱性的强弱,相同温度下,pH越小,酸性越强。(3)溶液pH计算的一般思维模型二、酸碱中和滴定(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例)1.原理:c(测)=

2.实验用品(1)仪器:酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、烧杯、锥形瓶。

注意滴定管的选择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)试剂:标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。注意指示剂的选择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。例如用NaOH溶液滴定醋酸溶液。③滴定终点为酸性时,用甲基橙作指示剂。例如用盐酸滴定氨水。3.实验操作(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,应快速放液以赶出气泡;赶出碱式滴定管胶管中气泡的

方法如图所示。(2)滴定

(3)终点判断等到滴入最后半滴标准液,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.数据处理按上述操作重复2~3次,求出用去标准盐酸体积的平均值,根据c(NaOH)=

计算。5.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溶液润洗偏高操作具体内容误差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三、滴定曲线(pH曲线)分析1.强酸与强碱滴定过程中的pH曲线(以0.1000mol·L-1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol·L-1盐酸为例)

2.强酸(碱)与强碱(酸)、弱碱(酸)滴定过程的pH曲线比较氢氧化钠溶液滴定等浓度等体积的盐酸、醋酸溶

液的滴定曲线盐酸滴定等浓度等体积的氢氧化钠溶液、氨水的

滴定曲线

(1)曲线起点不同:强碱滴定强酸、弱酸的曲线,强酸起点低;强酸滴定强碱、弱碱的曲

线,强碱起点高。(2)突变范围不同:强碱与强酸反应(强酸与强碱反应)的突变范围大于强碱与弱酸反应

(强酸与弱碱反应)的突变范围。1.判断正误,正确的画“√”,错误的画“×”。(1)常温下,将pH=3的醋酸溶液稀释到原体积的10倍后,溶液的pH=4。

(

)(2)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。

(

)(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溶液与0.01mol·L-1的CH3COOH溶液中,c(H+)之比为10∶1。

(

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

)(6)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。(

)××√×××(7)用0.2000mol·L-1NaOH标准溶液滴定HCl与CH3COOH的混合液(混合液中两种酸

的浓度均约为0.1mol·L-1),至中性时,溶液中的酸未被完全中和。(

)(8)用稀NaOH溶液滴定盐酸,用酚酞作指示剂,当锥形瓶中溶液由红色变无色时,停止

滴定。

(

)(9)若用标准盐酸滴定待测NaOH溶液,滴定后俯视读数,则测定值偏大。

(

)(10)容量为25mL的滴定管中的液体初始液面位于零刻度,滴定过程中用去10.00mL的

液体,此时滴定管中剩余液体的体积为15.00mL。

(

)√×××编号①②③④⑤溶液氨水氢氧化钠溶液盐酸醋酸溶液氯化钠溶液pH11113372.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)

(

)A.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

=4.7×10-113.部分弱电解质的电离平衡常数如下表:下列说法错误的是

(

)A.结合H+的能力:C

>CN->HC

>HCOO-B.能发生反应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3.67×105B4.常温下,下列关于NaOH溶液和氨水的说法正确的是

(

)A.相同物质的量浓度的两溶液,后者的pH更大B.pH=13的两溶液稀释至100倍,前者的pH大于后者C.两溶液中分别加入少量NH4Cl固体,c(OH-)均减小D.体积相同、pH相同的两溶液能中和等物质的量的HClC5.已知25℃时,K(HA)=5.0×10-4,K(HB)=1.7×10-5。下列说法不正确的是

(

)A.25℃时,等浓度的NaA和NaB两溶液,水的电离程度前者小于后者B.25℃时,等pH的NaA和NaB两溶液,c(A-)·c(HB)>c(B-)·c(HA)C.25℃时,等物质的量浓度的HA和HB两溶液加水稀释至10倍后,电离度α(HA)<α(HB)D.25℃时,c(A-)和c(B-)相等的两种酸溶液pH相等,混合后pH不变C6.为测定工业烧碱样品中NaOH的质量分数,用标准盐酸滴定,若测得的NaOH质量分数

偏低,可能的原因是

(

)A.配制待测液时,转移过程中洗涤烧杯和玻璃棒2~3次B.锥形瓶用蒸馏水洗涤后,再用待测液润洗C.盛放标准盐酸的滴定管未用标准液润洗D.滴定时,锥形瓶摇晃剧烈,有少量液体溅出D7.H2S2O3是一种弱酸,实验室欲用0.01mol·L-1的Na2S2O3溶液滴定碘水,发生的反应为I2+

2Na2S2O3

2NaI+Na2S4O6,下列说法正确的是

(

)A.该滴定反应可用甲基橙作指示剂B.Na2S2O3是该反应的还原剂C.该滴定反应可选用如图所示的装置D.该反应中每消耗2molNa2S2O3,转移电子的物质的量为4molB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(2021浙江6月选考,19,2分)某同学拟用pH计测定溶液pH以探究某酸HR是否为弱电

解质。下列说法正确的是

(

)A.25℃时,若测得0.01mol·L-1NaR溶液pH=7,则HR是弱酸B.25℃时,若测得0.01mol·L-1HR溶液pH>2且pH<7,则HR是弱酸C.25℃时,若测得HR溶液pH=a,取该溶液10.0mL,加蒸馏水稀释至100.0mL,测得pH

=b,b-a<1,则HR是弱酸D.25℃时,若测得NaR溶液pH=a,取该溶液10.0mL,升温至50℃,测得pH=b,a>b,则HR

是弱酸

解析

25℃时,pH=7代表溶液呈中性,NaR为强酸强碱盐,故HR为强酸,A不正确;25℃时,0.01mol·L-1的HR溶液pH>2且pH<7,说明HR不能完全电离,故为弱酸,B正确;若

HR为强酸,且稀释前pH=a=6,加水稀释至10倍后pH<7,b-a<1,故HR不一定为弱酸,C不

正确;若HR是强酸,NaR为强酸强碱盐,溶液呈中性,升温至50℃,KW增大,pH减小,即a>b,

D不正确。

答案

B疑难突破C项中,对于弱酸,稀释至10倍,pH的增大值小于1,但无论是强酸还是弱酸,

无限稀释后pH均不会超过7,因此不要忽略HR可能为强酸。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、维生素C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,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1(2019北京理综,26节选)化学小组用如下方法测定经处理后的废水中苯酚的含量

(废水中不含干扰测定的物质)。Ⅰ.用已准确称量的KBrO3固体配制一定体积的amol·L-1KBrO3标准溶液;Ⅱ.取V1mL上述溶液,加入过量KBr,加H2SO4酸化,溶液颜色呈棕黄色;Ⅲ.向Ⅱ所得溶液中加入V2mL废水;Ⅳ.向Ⅲ中加入过量KI;Ⅴ.用bmol·L-1Na2S2O3标准溶液滴定Ⅳ中溶液至浅黄色时,滴加2滴淀粉溶液,继续滴定至终点,共消耗Na2S2O3溶液V3mL。已知:I2+2Na2S2O3

2NaI+Na2S4O6Na2S2O3和Na2S4O6溶液颜色均为无色(5)KI与KBrO3物质的量关系为n(KI)≥6n(KBrO3)时,KI一定过量,理由是

。(6)Ⅴ中滴定至终点的现象是

。(7)废水中苯酚的含量为

g·L-1(苯酚摩尔质量:94g·mol-1)。(8)由于Br2具有

性质,Ⅱ~Ⅳ中反应须在密闭容器中进行,否则会造成测定结果偏高。

解析

(5)假设废水中没有苯酚,KBrO3和KBr反应生成的Br2完全和KI反应时,消耗KI的物质的量刚好是KBrO3的6倍。实际上苯酚一定会消耗一定量的Br2,所以当n(KI)∶n(KBrO3)=6∶1时,KI就已经过量了。(7)由KBrO3与KBr反应生成的Br2的物质的量的计算:Br

+5Br-+6H+

3Br2+3H2O1mol

3molamol·L-1×V1×10-3L

3aV1×10-3mol与废水反应后剩余的Br2的物质的量的计算:Br2~I2~2Na2S2O31mol

2mol

bV3×10-3mol

bmol·L-1×V3×10-3L与苯酚反应的Br2的物质的量为(3aV1×10-3-

bV3×10-3)mol;设废水中苯酚的物质的量为x,

~3Br21mol

3molx

(3aV1-

bV3)×10-3mol解得x=(aV1-

bV3)×10-3mol。所以废水中苯酚的含量为

=

g·L-1。(8)当Br2挥发掉后,在Ⅴ步骤中消耗的Na2S2O3的量减少,即V3减小,导致测定结果偏高。

答案

(5)反应物用量存在关系:KBrO3~3Br2~6KI,若无苯酚时,消耗KI物质的量是KBrO3物质的量的6倍,因有苯酚消耗Br2,所以当n(KI)≥6n(KBrO3)时,KI一定过量(6)溶液蓝色恰好消失

(7)

(8)易挥发二、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:指示剂本身就是一种沉淀剂。滴定剂与被滴定物反应生成的物质的溶

解度要比滴定剂