浙江版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

这是一份浙江版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，共48页。

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0.1 ml·L-1的醋酸溶液[CH3COOH  H++CH3COO-(ΔH>0)],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。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
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。
(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
(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。
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0.100 0 ml·L-1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 ml·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
(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)0.1 ml·L-1的CH3COOH溶液与0.01 ml·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0.200 0 ml·L-1 NaOH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0.1 ml·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25 mL的滴定管中的液体初始液面位于零刻度,滴定过程中用去10.00 mL的 液体,此时滴定管中剩余液体的体积为15.00 mL。 (　    )
2.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
3.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3.67×105
4.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HCl
5.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
6.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
7.H2S2O3是一种弱酸,实验室欲用0.01 ml·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2 ml Na2S2O3,转移电子的物质的量为4 ml
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(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0.01 ml·L-1 NaR溶液pH=7,则HR是弱酸B.25 ℃时,若测得0.01 ml·L-1 HR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10.0 mL,加蒸馏水稀释至100.0 mL,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10.0 mL,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,0.01 ml·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a ml·L-1 KBrO3标准溶液;Ⅱ.取V1 mL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V2 mL废水;Ⅳ.向Ⅲ中加入过量KI;Ⅴ.用b ml·L-1 Na2S2O3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V3 mL。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:94 g·ml-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+3H2O1 ml　　　 3 mla ml·L-1×V1×10-3 L　 3aV1×10-3 ml与废水反应后剩余的Br2的物质的量的计算:
Br2　~　　I2　~　2Na2S2O31 ml　　　 2 ml bV3×10-3 ml　   b ml·L-1×V3×10-3 L与苯酚反应的Br2的物质的量为(3aV1×10-3- bV3×10-3)ml;设废水中苯酚的物质的量为x, 　　~　　3Br21 ml　　　 3 mlx　   (3aV1- bV3)×10-3 ml
解得x=(aV1- bV3)×10-3 ml。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 解度要比滴定剂与指示剂反应生成的物质的溶解度小。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,当出现砖红色沉淀(Ag2CrO4)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2采用沉淀滴定法测定氯:取20.00 mL待测液于锥形瓶中,加入30.00 mL 0.100 0 ml· L-1 AgNO3溶液(过量),使Cl-完全转化为AgCl沉淀。用0.100 0 ml·L-1 NH4SCN标准溶液 滴定过量的AgNO3(已知:AgSCN是一种难溶于水的白色固体)。(1)滴定时,下列物质中可选作指示剂的是     (填标号)。
a.FeSO4　　b.Fe(NO3)3　　c.FeCl3　　d.KI(2)重复实验操作三次,消耗NH4SCN溶液的体积平均为10.00 mL。则20.00 mL待测液 中n(Cl-)=　　　    ml。