新高考化学复习专题一0二弱电解质的电离平衡和溶液的酸碱性教学课件

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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0.1 ml·L-1的醋酸溶液[CH3COOH  H++CH3COO-(ΔH>0)]为例,改变条件后,有如下变化:
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。
(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
(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。
(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。
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
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,0.1 ml·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1 L pH=12的Ba(OH)2溶液中,OH-的物质的量为0.02 ml。 (　    )(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10 mL pH=a的酸(HA)溶液稀释至100 mL,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25.00 mL Na2CO3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
3.(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 ml·L-1、0.10 ml·L-1的醋酸溶液的电离度分别为α1、α2,则α1<α2D.100 mL pH=10.00的Na2CO3溶液中水电离出H+的物质的量为1.0×10-5 ml
4.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.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3.67×105
5.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.V1 L ②溶液与V2 L ③溶液混合,若混合溶液pH=4,则V1∶V2=9∶11
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
(2)相同pH、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较
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
(2)相同体积、相同pH的盐酸、醋酸溶液
3.强酸、弱酸的判断方法
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.0.1 ml·L-1 HX溶液的pH=4B.0.1 ml·L-1 NaX溶液pH>7C.0.1 ml·L-1 HX溶液比0.1 ml·L-1硝酸溶液导电能力弱D.10 mL 0.1 ml·L-1 NaOH溶液与10 mL 0.1 ml·L-1 HX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    0.1 ml·L-1 HX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;0.1 ml·L-1 NaX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;0.1 ml·L-1 HX溶液比0.1 ml·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。
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0.500 0 g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0.200 0 ml ·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14.50 mL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 )=0.200 0 ml·L-1×14.50×10-3L=0.002 9 ml,m(KI)=0.002 9 ml×166 g·ml-1=0.481 4 g,则样品纯度 为 ×100%≈96%。
  答案    ①c　③96%
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10.0 g TiCl4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500 mL溶液,取20.00 mL所配溶液于锥形瓶中,滴加几滴0.100 ml·L-1的K2CrO4溶液作指示剂,用0.200 ml·L-1的AgNO3溶液滴定至终点,消耗AgNO3溶液32.00 mL。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TiO2和HCl,充分反应后取烧瓶和安全漏 斗中的混合液,以K2CrO4为指示剂,用AgNO3溶液滴定,Cl-与Ag+反应生成AgCl沉淀,Cl- 反应完后加入的AgNO3与K2CrO4反应生成Ag2CrO4,即当加入最后半滴AgNO3溶液,出 现砖红色沉淀,且30秒内砖红色沉淀不消失,则为滴定终点。③根据题干信息可得关 系式:TiCl4~4Cl-~4Ag+。消耗AgNO3的物质的量为0.200 ml·L-1×0.032 L=6.4×10-3 ml, 则10.0 g产品中含有的TiCl4的物质的量为6.4×10-3 ml÷4×25=0.04 ml,该产品的纯度 为0.04 ml×190 g·ml-1÷10 g×100%=76.0%。
  答案    ①液封并吸收挥发的HCl　②当加入最后半滴AgNO3溶液,出现砖红色沉淀,且30秒内砖红色沉淀不消失,即达到滴定终点　③76.0