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1、目录,第八章 水溶液中的离子平衡 第1讲 弱电解质的电离与水的电离 第2讲 溶液的酸碱性 酸碱中和滴定 第3讲 盐类的水解 第4讲 难溶电解质的溶解平衡,第八章 水溶液中的离子平衡,考纲定标,1.了解弱电解质在水溶 液中的电离平衡。 2.了解水的电离、离子 积常数。,热点定位,1.与物质的分类相结合考查强弱电解 质的判断。 2.依据化学平衡理论分析弱电解质电 离平衡的影响因素及相关“量”的变 化。 3.结合图像考查电离平衡以及溶液导 电性的变化。 4.与盐类水解、pH计算相结合考查 水的离子积常数及其应用。,强电解质与弱电解质,基础全扫描 1强、弱电解质的概念 强电解质:在水溶液中能够 的电解
2、质。 弱电解质:在水溶液中 的电解质。 2与物质类别的关系 (1)强电解质主要包括: 、 、 。 (2)弱电解质主要包括: 、 、 。,完全电离,部分电离,强酸,强碱,绝大多数盐,弱酸,弱碱,水,3电离方程式的书写,=,HCO,-3,认知无盲区,(1)强、弱电解质都是化合物。 (2)常见“四大强酸”、“四大强碱”绝大多数盐属于强电解质: “四大强酸”:HCl、H2SO4、HNO3、HClO4; “四大强碱”:NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2。 (3)电解质的强弱与溶解性的大小、导电能力的强弱以及化合物的类别没有直接关系。,练习点点清 1现有下列物质:硝酸 冰醋酸 氨水 Cu(O
3、H)2 NaHCO3(s) Al 氯水 CaCO3 (1)上述物质中属于强电解质的有_,属于弱电解质的有_。 (2)上述物质中能导电的有_。 (3)写出、的电离方程式: _, _, _。,弱电解质的电离平衡,基础全扫描 1电离平衡的建立 在一定条件(如温度、浓度等)下,当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时,电离过程就达到平衡。平衡建立过程如图所示。,超链接,2电离平衡的特征,3影响电离平衡的外部条件 (1)温度:温度升高,电离平衡 移动,电离程度 。 (2)浓度:稀释溶液,电离平衡 移动,电离程度 。 (3)同离子效应:加入与弱电解质具有相同离子的强电解质,电离平
4、衡 移动,电离程度 。 (4)加入能反应的物质:电离平衡 移动,电离程度 。,向右,增大,增大,向左,向右,减小,向右,增大,4电离常数,(2)特点: 电离常数只与温度有关,升温,K值 。 多元弱酸的各级电离常数的大小关系是 ,故其酸性取决于第一步。 (3)意义:,增大,K1K2K3,认知无盲区 (1)弱电解质的电离平衡属于化学平衡,也是一种动态平衡,其移动规律遵循勒夏特列原理。 (2)电离平衡向右移动,电解质分子的浓度不一定减小,离子浓度也不一定增大。 (3)电离常数只与温度有关,与分子或离子的浓度大小、电离平衡的移动方向无关。,练习点点清,2一定温度下,用水稀释0.1 mol/L的一元弱酸
5、HA,随 稀释进行,下列数值一定增大的是(KW表示水的离子积,Ka表示HA的电离常数) ( ),答案:B,基础全扫描,水的电离,H2OH2O,2室温下纯水中c(H)c(OH) ,pH 。,107molL1,7,3室温下纯水的离子积KWc(H)c(OH) 。KW只与温度有关,温度升高,KW增大。,1014,4水的电离平衡的影响因素: (1)温度:温度升高, 水的电离;温度降低, 水的电离。 (2)酸、碱: 水的电离。 (3)能水解的盐: 水的电离。,促进,抑制,抑制,促进,认知无盲区 (1)任何情况下水电离产生的c(H)和c(OH)总是相等的。 (2)水的离子积常数适用于任何酸、碱、盐的稀溶液。
6、即KWc(H)c(OH)中的c(H)、c(OH)分别是溶液中H、OH的总浓度。 (3)水的电离平衡属于化学平衡,也是一种动态平衡。,练习点点清,A将水加热到90,pH不变 B向水中加入CH3COONa固体,pH变小 C向水中加入稀氨水,KW变大 D向水中加入少量固体硫酸氢钠,KW不变,解析:选项A,H2O的电离是吸热过程,加热能促进H2O的电离,纯水中c(H)增大,pH减小。选项B,CH3COO水解促进H2O的电离,溶液中c(OH)增大,pH增大。KW与温度有关,与溶液的酸碱性无关,加入少量稀氨水或NaHSO4后溶液的KW均不变。,答案:D,4有下列水溶液:pH0的盐酸 0.5 molL1的盐
7、酸 0.1 molL1的NH4Cl溶液 0.1 molL1的NaOH溶液 0.5 molL1的NH4Cl溶液,以上溶液中,水电离的c(H)由大到小的顺序是_。 解析:属于酸溶液的有、,其中c(H)较大;属于盐溶液的有、,其中酸性较强;属于碱溶液的有,因盐的水解促进水的电离,酸、碱的电离抑制水的电离,故水电离出的c(H)由大到小的顺序为。 答案:,1牢记强电解质、弱电解质的3种类别: 强电解质:强酸、强碱、绝大多数盐。弱电解质:弱酸、弱碱、水。 2理解电离平衡状态的2个特征: (1)v(电离)v(结合) 0。(2)分子、离子的浓度保持不变。 3理解影响电离平衡的3个因素:温度、浓度、相关离子。
8、4正确书写2个表达式: (1)水的离子积常数:KWc(H)c(OH)。,5牢记影响KW和K值大小的唯一的外部因素:温度。,考点一 强弱电解质的判断方法,10.1 mol/L的盐酸和0.1 mol/L的醋酸溶液中,c(H)相同 吗?与相同条件下的Zn反应其速率相同吗? 答案:不同(前者大) 不同(前者快) 2等体积同浓度的盐酸和醋酸溶液,谁的导电性更强? 答案:盐酸,3对pH均为2的盐酸和醋酸溶液分别进行稀释100倍, 哪种溶液的pH变化较大? 答案:盐酸 4CH3COONa溶液显碱性,能否说明CH3COOH是弱 电解质?其依据是什么? 答案:能 CH3COO水解生成弱电解质CH3COOH,使溶
9、液呈碱性,考点师说,判断强弱电解质,一般从是否完全电离,是否存在电离平衡,是否发生水解三个角度分析,其具体如下: 1从是否完全电离的角度判断 在溶液中强电解质完全电离,弱电解质部分电离。据此可以判断HA是强酸还是弱酸的方法有:,方法,结论,测定一定浓度的HA溶液的pH,若测得0.1 mol/L的HA溶液的pH1,则HA为强酸;若pH1,则HA为弱酸,跟同浓度的盐酸比较导电性,导电性和盐酸相同时为强酸,比盐酸弱时为弱酸,跟同浓度的盐酸比较和锌反应的快慢,反应快慢相同时为强酸,比盐酸慢时为弱酸,2从是否存在电离平衡的角度判断 强电解质不存在电离平衡,弱电解质存在电离平衡,在一定条件下电离平衡会发生
10、移动。据此可以判断HA是强酸还是弱酸的方法有: (1)从一定pH的HA溶液稀释前后pH的变化判断: 如将pH3的HA溶液稀释100倍后,再测其pH,若pH5,则为强酸,若pH5,则为弱酸。 (2)从升高温度后pH的变化判断 若升高温度,溶液的pH明显减小,则是弱酸。因为弱酸存在电离平衡,升高温度时,电离度增大,c(H)增大。而强酸不存在电离平衡,升高温度时,只有水的电离程度增大,pH变化幅度小。,(3)从等体积等pH的HA溶液与盐酸溶液分别与过量的锌反应生成H2的量判断:用排水法收集H2,若两种溶液生成H2的量相等,则HA为强酸;若HA溶液与锌反应生成H2的量多,则HA为弱酸。 3从酸根离子是
11、否能发生水解的角度判断 强酸根离子不水解,弱酸根离子易发生水解。据此可以判断HA是强酸还是弱酸: 可直接测定NaA溶液的pH:若pH7,则HA是强酸;若pH7则HA是弱酸。,例1 (2012浙江高考)下列说法正确的是 ( ) A常温下,将pH3的醋酸溶液稀释到原体积的10倍后,溶液的pH4 B为确定某酸H2A是强酸还是弱酸,可测NaHA溶液的pH。若pH7,则H2A是弱酸;若pH,解析 醋酸为弱酸,稀释时会促进电离,稀释10倍后溶液的pH小于4而大于3,A项错误;NaHA的水溶液呈碱性,说明HA在溶液中水解,即H2A是弱酸,但若NaHA的水溶液呈酸性,可能是HA的电离程度比HA的水解程度大,而
12、不能说明H2A能完全电离,也就不能说明H2A为强酸,B项错误;强酸与强碱溶液正好完全中和时,所得溶液的pH7,而强碱与弱酸正好完全中和时,溶液的pH7,若所得溶液的pH7,说明碱不足,C项正确;Ag浓度最大的是,其次是,最小是,D项错误。 答案 C,演练冲关,1醋酸是电解质,下列事实能说明醋酸是弱电解质的组合 是 ( ) 醋酸与水能以任意比互溶 醋酸溶液能导电 醋酸溶液中存在醋酸分子 0.1 mol/L醋酸溶液的pH比0.1 mol/L盐酸的pH大 醋酸能和碳酸钙反应放出CO2 0.1 mol/L 醋酸钠溶液pH8.9 大小相同的锌粒与相同物质的量浓度的盐酸和醋酸溶液反应,开始醋酸产生H2速率
13、慢 A B C D,解析:醋酸溶液中存在CH3COOH分子,说明醋酸部分电离,存在电离平衡,是弱电解质,正确。0.1 mol/L醋酸溶液的pH比0.1 mol/L盐酸大,说明醋酸溶液中c(H)小于盐酸,是弱电解质,正确。0.1 mol/L CH3COONa溶液pH8.9,说明CH3COO发生了水解,CH3COOH是弱电解质,正确。相同物质的量浓度的盐酸和醋酸溶液与Zn反应,醋酸反应慢,说明其中c(H)小,是弱电解质,正确。,答案:C,2.(2010重庆高考)pH2的两种 一元酸x和y,体积均为100 mL, 稀释过程中pH与溶液体积的关 系如图所示。分别滴加NaOH 溶液(c0.1 mol/L
14、)至pH7, 消耗NaOH溶液的体积为Vx、Vy,则 ( ) Ax为弱酸,VxVy Cy为弱酸,VxVy,解析:本题考查弱电解质的电离平衡,通过两种酸稀释前后的pH变化,理解强弱电解质的本质区别和外界因素对弱电解质的影响等。由图像可知x稀释10倍,pH变化1个单位(从pH2变化为pH3),故x为强酸,而y稀释10倍,pH变化小于1个单位,故y为弱酸,排除选项A、D;pH都为2的x、y,前者浓度为0.01 mol/L,而后者大于0.01 mol/L,故中和至溶液为中性时,后者消耗碱的体积大,故选项C正确。,答案:C,考点二 外界因素对电离平衡的影响动态课件更形象,见配套光盘,(1)平衡向右移动的
15、有哪些? (2)c(OH)增大的有哪些? (3)电离程度增大的有哪些? (4)K不变的有哪些?,答案:(1) (2) (3) (4),超链接,考点师说,用化学平衡理论分析处理电解质的电离平衡问题时,应该深刻地理解勒夏特列原理:平衡向“削弱”这种改变的方向移动,移动结果不能“抵消”或“超越”这种改变。,改变条件,平衡移动方向,n(H),c(H),c(CH3COO),c(CH3COOH),电离程度(),Ka,加水稀释,向右,增大,减小,减小,减小,增大,不变,改变条件,平衡移动方向,n(H),c(H),c(CH3COO),c(CH3COOH),电离程度(),Ka,加入少量冰醋酸,向右,增大,增大,
16、增大,增大,减小,不变,通入HCl(g),向左,增大,增大,减小,增大,减小,不变,加入NaOH(s),向右,减小,减小,增大,减小,增大,不变,加入CH3COONa(s),向左,减小,减小,增大,增大,减小,不变,升高温度,向右,增大,增大,增大,减小,增大,增大,例2 (2011山东高考)室温下向10 mL pH3的醋酸溶液中加水稀释后,下列说法正确的是 ( ),答案 B,3(2012山东高考节选)NO2可用氨水吸收生成NH4NO3。 25时,将a mol NH4NO3溶于水,溶液显酸性,原因是_(用离子方程式表示)。向该溶液滴加b L氨水后溶液呈中性,则滴加氨水的过程中水的电离平衡将_(
17、填“正向”“不”或“逆向”)移动,所滴加氨水的浓度为_molL1。(NH3H2O的电离平衡常数取Kb2105molL1),演练冲关,(1)加少量烧碱 (2)升高温度 (3)加少量冰醋酸 (4)加水 A(1)(2) B(2)(4) C(2)(3)(4) D(1)(4),答案:B,考点三 水电离产生的c(H)或c(OH)的计算,25时,有下列七种溶液,你能分别计算出各种溶液中水电离产生的c(H)吗? (1)0.1 mol/L NaCl溶液 (2)0.1 mol/L HCl溶液 (3)0.1 mol/L NaOH溶液 (4)pH3的CH3COOH溶液 (5)pH10的氨水 (6)pH5的NH4Cl溶
18、液 (7)pH10的Na2CO3溶液 答案:(1)107 mol/L (2)1013 mol/L (3)1013 mol/L (4)1011 mol/L (5)1010 mol/L (6)105 mol/L (7)104 mol/L,考点师说,计算水电离产生的c(H)或c(OH),要注意溶质对水电离的促进或抑制,并明确c(H)或c(OH)的来源。 1中性溶液 c(OH)c(H)107 mol/L。 2溶质为酸的溶液 (1)来源:OH全部来自水的电离,水电离产生的c(H)c(OH)。 (2)实例:如计算pH2的盐酸溶液中水电离出的c(H),方法是先求出溶液的c(OH)KW/1021012(mol
19、/L),即水电离出的c(H)c(OH)1012 mol/L。,3溶质为碱的溶液 (1)来源:H全部来自水的电离,水电离产生的c(OH)c(H)。 (2)实例:如计算pH12的NaOH溶液中水电离出的c(OH),方法是先求出溶液的c(H)1012 (mol/L),即水电离出的c(OH)c(H)1012 mol/L。 4水解呈酸性或碱性的盐溶液 (1)pH5的NH4Cl溶液中H全部来自水的电离,则水电离的c(H)105 mol/L,c(OH)109 mol/L,是因为部分OH与部分NH结合; (2)pH12的Na2CO3溶液中OH全部来自水的电离,由水电离出的c(OH)102 mol/L。,例3
20、(2011四川高考)25C时,在等体积的pH0的 H2SO4溶液、0.05 mol/L的Ba(OH)2溶液、pH10的Na2S溶液、pH5的NH4NO3溶液中,发生电离的水的物质的量之比是 ( ) A1101010109 B1551095108 C1201010109 D110104109,解析 本题考查酸、碱、盐对水电离的影响及Kw与溶液中c(H)、c(OH)之间的换算。pH0的 H2SO4溶液中c(H)1 mol/L,c(OH)1014 mol/L,H2SO4溶液抑制H2O的电离,则由H2O电离出的c(H)1014 mol/L;0.05mol/L的Ba(OH)2溶液中c(OH)0.1 mo
21、l/L,c(H)1013 mol/L,Ba(OH)2溶液抑制H2O的电离,则由H2O电离出的c(H)1013 mol/L;pH10的Na2S溶液促进H2O的电离,由H2O电离出的c(H)104 mol/L;pH5的NH4NO3溶液促进H2O的电离,由H2O电离出的c(H)105mol/L。4种溶液中电离的H2O的物质的量等于H2O电离产生的H的物质的量,其比为101410131041051101010109。,答案 A,5在一定条件下,相同pH的硫酸和硫酸铁溶液中水电离 出来的c(H)分别是1.010amolL1和1.010b molL1,在此温度下,则下列说法正确的是 ( ) Aab Bab
22、 C水的离子积为1.010(7a) D水的离子积为1.010(ba),演练冲关,解析:加酸抑制水的电离,加易水解的盐促进水的电离,则ab,A和B选项错误;由题意可知,两种溶液的pHb,即硫酸溶液中c(H)是1.010bmolL1,而水电离产生的c(H)等于水电离产生的c(OH),所以硫酸溶液中c(OH)是1.010amolL1,KW1.010(ba),D选项正确。,答案:D,6室温下,在pH11的某溶液中,由水电离出的c(OH) 为 ( ) 1.0107 mol/L 1.0106 mol/L 1.0103 mol/L 1.01011 mol/L A B C或 D或 解析:该溶液中c(OH)10
23、3 mol/L,c(H)1011 mol/L,若是碱溶液,则H是H2O电离的,水电离的OH与H浓度均为1011 mol/L;若是盐溶液(如Na2CO3),则OH是H2O电离的,即水电离的c(OH)103 mol/L。,答案:D,电离常数的计算与应用,1电离常数的计算 以弱酸HX为例:,超链接,典例印证 (2011新课标全国卷)将浓度为 0.1 mol/L HF溶液加水不断稀释,下列各量始终保持增大的是 ( ),答案 D,1已知室温时,0.1 molL1某一元酸HA在水中有0.1%发 生电离,下列叙述错误的是 ( ) A该溶液的pH4 B升高温度,溶液的pH增大 C此酸的电离平衡常数约为1107
24、 D由HA电离出的c(H)约为水电离出的c(H)的106倍,专题集训,答案:B,2(2010浙江高考改编题)已知: 25时,弱电解质的电离平衡常数:Ka(CH3COOH)1.8105,Ka(HSCN)0.13; 25时,2.0103 mol/L氢氟酸水溶液中,调节溶液pH(忽略体积变化),得到c(HF)、c(F)与溶液pH的变化关系,如图所示:,请根据以上信息回答下列问题: (1)25时,将20 mL 0.10 mol/L CH3COOH溶液和20 mL 0.10 mol/L HSCN溶液分别与20 mL 0.10 mol/L NaHCO3溶液混合,实验测得产生的气体体积(V)随时间(t)变化
25、的示意图如图所示。,反应初始阶段,两种溶液产生CO2气体的速率存在明显差异的原因是_, 反应结束后所得两溶液中,c(CH3COO)_c(SCN)(填“”、“”或“”)。 (2)25时,HF电离平衡常数的数值Ka_,列式并说明得出该平衡常数的理由_ _。,1下列关于电解质的叙述正确的是 ( ) A强酸、强碱及大部分盐类属于强电解质,弱酸、弱 碱属于弱电解质 B所有的离子化合物都是强电解质,所有的共价化合 物都是弱电解质 C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 DCO2的水溶液能导电,所以CO2是电解质,答案:A,2下列粒子对水的电离平衡不产生影响的是 ( ),答案:B,3下列关
26、于电离平衡常数(K)的说法正确的是 ( ) A电离平衡常数(K)越小,表示弱电解质电离能力越弱 B电离平衡常数(K)与温度无关 C不同浓度的同一弱电解质,其电离平衡常数(K)不同 D多元弱酸各步电离平衡常数相互关系为:K1K2K3 解析:电离平衡常数是表示弱电解质电离能力强弱的一个物理量,其值越小,表示弱电解质的电离能力越弱,A正确;B项,电离平衡常数K只与温度有关,故B、C错误;D项,多元弱酸各步电离平衡常数相互关系为:K1K2K3,故D错误。,答案:A,(1)HA是_(填“强电解质”或“弱电解质”,下同),BOH是_。 (2)HA的电离方程式是_。 (3)在加水稀释HA的过程中,随着水量的
27、增加而减小的是_(填字母)。,(4)在体积相等、pH相等的HA溶液与盐酸溶液中加入足量Zn,HA溶液中产生的气体比盐酸中产生的气体_(填“多”、“少”或“相等”)。,课下作业见“课时跟踪检测(二十六)”,答案:(1)弱电解质 强电解质 (2)HA HA (3)B (4)多,考纲定标,1.了解溶液pH的定义。 2.了解测定溶液pH的方 法,能进行pH的简单 计算。 3.能根据实验试题要求分 析或处理实验数据,得 出合理结论。,热点定位,1.与水的离子积常数、pH的计算以 及盐类的水解相联系考查c(H)、 c(OH)和溶液酸碱性的关系。 2.利用酸碱中和滴定原理,结合氧 化还原反应设计实验,考查滴
28、定 管等仪器的使用,操作过程中的 误差分析以及相关计算等。 3.综合应用水的电离、溶液pH、酸 碱中和滴定等原理解决具体问题。,溶液的酸碱性与pH,基础全扫描 1溶液的酸碱性 溶液的酸碱性取决于溶液中c(H)和c(OH)的相对大小。 (1)c(H) c(OH),溶液呈酸性; (2)c(H) c(OH),溶液呈中性; (3)c(H) c(OH),溶液呈碱性。,2pH (1)定义式:pH 。 (2)溶液的酸碱性跟pH的关系: 室温下:,lg c(H),(3)适用范围:014 (4)pH试纸的使用: 把小片试纸放在 上,用 蘸取待测液点在干燥的pH试纸上,试纸变色后,与 对比即可确定溶液的pH。,表
29、面皿,玻璃棒,标准比色卡,认知无盲区,(1)在温度不确定的情况下,pH7的溶液不一定显中性。 (2)计算溶液的pH时,要特别注意溶液的温度。如100时0.01 mol/L盐酸的pH2,而0.01 mol/L的NaOH溶液的pH10。 (3)pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿,否则待测液因被稀释可能会产生误差。广泛pH试纸只能测出整数值。,练习点点清,1下列叙述正确的是 ( ) A无论是纯水,还是酸性、碱性或中性稀溶液,在 常温下,其c(H)c(OH)11014 Bc(H)等于1107 mol/L的溶液一定是中性溶液 C0.2 mol/L CH3COOH溶液中的c(H)是0.1 mol/L CH3C
30、OOH溶液中的c(H)的2倍 D任何浓度的溶液都可以用pH来表示其酸性的强弱,解析:KWc(H)c(OH),且KW只与温度有关,所以,在常温下,纯水、酸性、碱性或中性稀溶液,均有KW11014;在温度不确定时,中性溶液里的c(H)不一定等于1107 mol/L;0.2 mol/L CH3COOH溶液中的CH3COOH电离程度比0.1 mol/L CH3COOH溶液中的CH3COOH电离程度小,所以,0.2 mol/L CH3COOH溶液中的c(H)小于0.1 mol/L CH3COOH溶液中的c(H)的2倍;当c(H)或c(OH)大于1 mol/L时,一般不用pH表示溶液的酸碱性,而是直接用c
31、(H)或c(OH)来表示。,答案:A,2室温时,下列混合溶液的pH与7的关系是: (1)pH3的盐酸和pH11的氨水等体积混合,pH_7(填“大于”、“小于”或“等于”,下同) (2)pH3的盐酸和pH11的氢氧化钡溶液等体积混合,pH_7。 (3)pH3的醋酸溶液和pH11的氢氧化钡溶液等体积混合,pH_7。 (4)pH3的硫酸溶液和pH11的氨水等体积混合,pH_7。 解析:(1)氨水过量,pH7;(2)恰好完全反应,pH7; (3)CH3COOH过量,pH7。 答案:(1)大于 (2)等于 (3)小于 (4)大于,基础全扫描 1实验原理 利用中和反应,用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度
32、的碱(或酸)的浓度的实验方法。 2常用酸碱指示剂及其变色范围,酸碱中和滴定,注意:酸碱中和滴定中一般不用石蕊作指示剂,因为其颜色变化不明显。,指示剂,变色范围的pH,石蕊,5.0红色,5.08.0紫色,8.0蓝色,甲基橙,3.1红色,3.14.4橙色,4.4黄色,酚酞,8.2无色,8.210.0粉红色,10.0红色,超链接,3实验用品 (1)仪器: 滴定管(如图A)、 滴定管(如图B)、滴定管夹、铁架台、 。,酸式,碱式,锥形瓶,(2)试剂:标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。 (3)滴定管的使用: 酸性、氧化性的试剂一般用 滴定管,因为酸性和氧化性物质易 橡胶。 碱性的试剂一般用 滴定管,因为碱
33、性物质易 ,致使 无法打开。 4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: 滴定管: 洗涤 装液调液面记录。 锥形瓶:注碱液记读数加酚酞指示剂。,酸式,腐蚀,碱式,腐蚀玻璃,玻璃活塞,查漏,润洗,(2)滴定:,(3)终点判断: 等到滴入最后一滴标准液,溶液由红色变为无色,且在半分钟内 原来的颜色,视为滴定终点并记录标准液的体积。,不恢复,(4)操作步骤: 仪器的洗涤: 滴定管(或移液管):自来水蒸馏水 。 锥形瓶:自来水蒸馏水(禁止用所装溶液洗涤)。 装液调整液面: 装液,使液面一般高于“ ”刻度,驱除玻璃尖嘴处的气泡。 读数: 调整液面在“0”刻度或“0”刻度以下,
34、读出初读数,记为“X.XX mL”,滴定终点,读出末读数,记为“YY.YY mL”,实际消耗滴定剂的体积为 mL。,(YY.YYX.XX),所装溶液润洗,0,认知无盲区 (1)酸碱中和反应后得到的溶液不一定是中性,可能是酸性、中性或碱性。 (2)滴定管读数应记录到小数点后两位。 (3)数据处理时,重复操作二至三次取平均值进行计算的目的是为了减小实验误差;若某个实验数值与其他数据相差较大,这一数据称为异常值,一般将其舍弃。 (4)中和滴定的误差分析 要依据公式c(待测)c(标准)V(标准)/V(待测)来判断。c(标准)和V(待测)在误差分析时是定值,因此只需分析各种原因使得所耗标准液体积V(标准
35、)变大或变小,V(标准)变大,则c(待测)偏高,V(标准)变小,则c(待测)偏低。,以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液(酚酞作指示剂)为例,常见的因操作不正确而引起的误差有:,步骤,操 作,V标准,c待测,洗涤,酸式滴定管未用标准酸溶液润洗,变大,偏高,碱式滴定管未用待测溶液润洗,变小,偏低,锥形瓶用待测溶液润洗,变大,偏高,锥形瓶洗净后还留有蒸馏水,不变,无影响,取液,取碱液的滴定管开始有气泡,放出液体后气泡消失,变小,偏低,步骤,操 作,V标准,c待测,滴定,酸式滴定管滴定前有气泡,滴定终点时气泡消失,变大,偏高,振荡锥形瓶时部分液体溅出,变小,偏低,部分酸液滴在锥形瓶外,变大,偏高,读数,
36、酸式滴定管滴定前读数正确,滴定后俯视读数(或前仰后俯),变小,偏低,酸式滴定管滴定前读数正确,滴定后仰视读数(或前俯后仰),变大,偏高,练习点点清,3用已知浓度的NaOH溶液测定某H2SO4溶液的浓度,参 考图示从下表中选出正确选项 ( ),解析:酸式滴定管不能盛放碱溶液,而碱式滴定管不能盛放酸溶液,指示剂应选择颜色变化明显的酚酞或甲基橙,不能选用石蕊。另外还要注意在酸碱中和滴定中,无论是标准溶液滴定待测溶液,还是待测溶液滴定标准溶液,只要操作正确,都能达到目的。,答案:D,4一定物质的量浓度溶液的配制和酸碱中和滴定是中学 化学中两个典型的定量实验。某研究性学习小组在实验室中配制1 mol/L
37、的稀硫酸标准溶液,然后用其滴定某未知浓度的NaOH溶液。下列有关说法中正确的是_。 A实验中所用到的滴定管、容量瓶,在使用前均需要 检漏 B如果实验中需用60 mL的稀硫酸标准溶液,配制时 应选用100 mL容量瓶 C容量瓶中含有少量蒸馏水,会导致所配标准溶液的 浓度偏小,D酸式滴定管用蒸馏水洗涤后,即装入标准浓度的稀硫 酸,则测得的NaOH溶液的浓度将偏大 E配制溶液时,定容时俯视读数,则导致实验结果偏大 F中和滴定时,若在最后一次读数时俯视读数,则导致 实验结果偏大 解析:A项,滴定管、容量瓶都为带塞仪器,使用前需检漏,正确;B项,实验室无60 mL容量瓶,选择容积比60 mL大而与之接近
38、的容量瓶配制,B正确;C项,容量瓶内有少量蒸馏水对所配标准溶液浓度无影响;D项,酸式滴定管不润洗使所测NaOH浓度偏大,正确;E项,配制溶液时,定容时俯视,所配溶液浓度偏高,导致实验结果偏小;F项,导致实验结果偏小。,答案:ABD, ,1牢记溶液酸碱性与c(H)、c(OH)之间的3个关系: (1)c(H)c(OH),溶液呈酸性;(2)c(H)c(OH),溶液呈中性; (3)c(H)c(OH),溶液呈碱性。 2牢记pH计算的1个口诀: 酸按酸(H),碱按碱(OH);同强相混直接算;异强相混看过量;无限稀释“7”为限。 3掌握2种仪器(酸、碱式滴定管)的构造和使用: (1)构造:滴定管的“0”刻度
39、在上,精确度为0.01 mL。 (2)使用:滴定管使用四步骤:查漏洗涤润洗装液。 酸式滴定管盛装酸性溶液和强氧化性溶液;碱式滴定管盛装碱性溶液,二者不可混用。,考点一 溶液pH的计算 动态课件更形象,见配套光盘,25时有如下两种溶液:0.01 mol/L的盐酸;0.01 mol/L的NaOH溶液。则: (1)的pH为多少? (2)的pH为多少? (3)3 mL与2 mL混合后溶液的pH为多少? (4)2 mL与3 mL混合后溶液的pH为多少? (5)若将溶液稀释106倍后,溶液的pH为多少? 答案:(1)2 (2)12 (3)3lg2 (4)11lg2 (5)无限接近于7,超链接,考点师说 解
40、答有关pH的计算时,首先要注意温度,明确是25还是非25,然后判断溶液的酸碱性,再根据“酸按酸”,“碱按碱”的原则进行计算。 1总体原则 (1)若溶液为酸性,先求c(H),再求pH;,2分别剖析(室温时) (1)强酸溶液: 如浓度为c mol/L的HnA溶液,c(H)nc mol/L,所以pHlgnc。 (2)强碱溶液:,(3)酸碱混合溶液pH的计算: 两强酸溶液混合:,两强碱溶液混合:,强酸、强碱溶液混合:,(4)酸碱溶液稀释时pH的变化:,酸(pHa),碱(pHb),弱酸,强酸,弱碱,强碱,稀释10n倍,an,an,bn,bn,无限稀释,pH趋向于7,例1 已知在100 的温度下,水的离子
41、积KW11012,本题涉及的溶液其温度均为100。下列说法中正确的是 ( ) A0.005 mol/L 的H2SO4溶液,pH2 B0.001 mol/L的NaOH溶液,pH11 C0.005 mol/L的H2SO4溶液与0.01 mol/L的NaOH溶液等体积混合,混合溶液的pH为6,溶液显酸性 D完全中和pH3的H2SO4溶液50 mL,需要pH9的NaOH溶液100 mL,答案 A,演练冲关,1(2010海南高考)常温下,将0.1 mol/L氢氧化钠溶液与 0.06 mol/L硫酸溶液等体积混合,该混合溶液的pH等于 ( ) A1.7 B2.0 C12.0 D12.4,答案:B,2(20
42、12东城区质检)在T时,某NaOH稀溶液中c(H) 10a mol/L,c(OH)10b mol/L,已知ab12。向该溶液中逐滴加入pHc的盐酸(T),测得混合溶液的部分pH如下表所示:,序号,NaOH溶液的体积/mL,盐酸的体积/mL,溶液的pH,20.00,0.00,8,20.00,20.00,6,假设溶液混合前后的体积变化忽略不计,则c为( ) A3 B4 C5 D6,答案:B,考点二 酸碱混合溶液酸碱性的判断,10.1 mol/L的盐酸和0.1 mol/L的氢氧化钠溶液等体积混合, 所得溶液呈酸性、碱性还是中性? 答案:二者恰好完全反应,溶液呈中性。 20.1 mol/L的氨水和0.
43、1 mol/L的盐酸等体积混合,判断所 得溶液的酸碱性? 答案:二者恰好完全反应生成NH4Cl,溶液呈酸性。 3室温下,pH3的醋酸和pH11的NaOH溶液等体积混 合,判断所得溶液的酸碱性? 答案:二者反应后剩余大量的醋酸,所得溶液呈酸性。,考点师说,1等浓度等体积一元酸与一元碱混合的溶液酸碱性的判断:,2.室温下,已知酸和碱pH之和,等体积混合后溶液酸碱性的判断。 (1)若强酸与强碱溶液的pH之和等于14,则混合后溶液显中性,pH7。,中和反应,反应后所得溶液的酸碱性,强酸与强碱,中性,强酸与弱碱,酸性,弱酸与强碱,碱性,(2)若强酸与强碱溶液的pH之和大于14,则混合后溶液显碱性:pH7。 (3)若强酸与强碱溶液的pH之和小于14,则混合后溶液显酸性:pH7。 (4)若酸碱溶液的pH之和为14,酸碱中有一强一弱,则酸碱溶液混合后,谁弱显谁的性质。,3室温下,强酸、强碱恰好完全中和,溶液体积与pH的关系 Va L pHa的盐酸与Vb L pHb的NaOH溶液混合,二者恰好完全反应,溶液呈中性。 则10aVa10b14Vb,例2 双选题(2011上海高考)常温下用pH为3的某酸溶液分别与pH都为11的氨水、氢氧化钠溶液等体积混合得到a、b两种溶液,关于这两种溶液酸碱性的描述正确的是 ( ) Ab不可能显碱性 Ba可能显酸性或碱性
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