(共36张PPT)
第1课时 水的电离 溶液的酸碱性
第三章
2021
内容索引
01
02
课前篇
素养初探
课堂篇
素养提升
素养目标
1.了解水的电离平衡,特别是温度、酸、碱等对水电离平衡的影响。培养变化观念与平衡思想等学科核心素养。
2.知道水的离子积常数的表达式及其应用。
3.初步了解溶液的酸碱性与pH的关系,会用pH试纸和pH计等测定溶液的pH。培养证据推理与模型认知、科学态度与社会责任等学科核心素养。
课前篇
素养初探
[必备知识]
一、水的电离
1.水的电离
水是一种极弱的电解质,电离方程式为H2O+H2O
H3O++OH-,
简写为H2O
H++OH-。
2.水的离子积常数
(1)定义
当水的电离达到平衡时,电离产物H+和OH-的浓度之积是一个常数,叫做水的离子积常数,记作KW。
(2)表达式
KW=c(H+)·c(OH-),25
℃时,KW=1.0×10-14。
(3)影响因素
水的离子积KW只受温度的影响,温度升高,KW增大。
(4)适用范围
KW不仅适用于纯水,还可适用于稀的电解质水溶液。
【微思考1】酸性溶液中是否存在OH-?碱性溶液中是否存在H+?试解释原因。
提示
酸性溶液中存在OH-,碱性溶液中存在H+。因这些溶液中都存在弱电解质水的电离。
二、溶液的酸碱性与pH
1.溶液的酸碱性与c(H+)、c(OH-)的关系
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+)
2.溶液的pH
(1)表达式:pH=-lgc(H+)。
(2)意义:pH越大,溶液碱性越强;pH越小,溶液酸性越强。
(3)适用范围:1×10-14
mol·L-1≤c(H+)≤1
mol·L-1的溶液。
3.常温下溶液的酸碱性与pH的关系
(1)pH
<
7,溶液呈酸性。
(2)pH
=
7,溶液呈中性。
(3)pH
>
7,溶液呈碱性。
4.溶液pH的测量
(1)pH试纸
①测量原理:pH试纸对不同pH的溶液能显示不同的颜色,可迅速测定溶液的pH。
②pH试纸种类:
a.广泛pH试纸——pH范围是1~14或0~10,可以识别的pH差约为1。
b.精密pH试纸——pH范围较窄,可以判别0.2或0.3的pH差。
c.专用pH试纸。
【微思考2】回顾初中所学pH试纸的使用方法,试回答如何用pH试纸测定溶液的pH?
提示
把小片pH试纸放在表面皿或玻璃片上,用干燥洁净的玻璃棒蘸取待测液滴在干燥的pH试纸上,试纸变色后,与标准比色卡对比,即可确定溶液的pH。
(2)pH计
又叫酸度计,可用于精密测量溶液的pH,其量程为0~14。
5.溶液酸碱性与pH的应用
(1)人体体液都有一定的pH。
(2)环保领域,酸性或碱性废水的处理常利用中和反应。
(3)农业生产中,各种农作物的生长对土壤的pH范围有一定的要求。
(4)酸碱中和滴定实验中,溶液pH的变化是判断滴定终点的依据。
[自我检测]
1.正误判断
(1)在蒸馏水中滴加浓硫酸,KW不变。( )
(2)25
℃与60
℃时,水的pH相等。( )
(3)25
℃时NH4Cl溶液的KW大于100
℃时NaCl溶液的KW。( )
(4)任何水溶液中均存在H+和OH-,且水电离出的c(H+)和c(OH-)相等。( )
(5)室温下,0.1
mol·L-1的HCl溶液与0.1
mol·L-1的NaOH溶液中水的电离程度相同。( )
(6)向水中加入少量硫酸氢钠固体,促进了水的电离,c(H+)增大,KW不变。( )
×
×
×
√
√
×
2.90
℃时,水的离子积KW=3.8×10-13,该温度时纯水的c(H+)( )
A.等于1.0×10-7
mol·L-1
B.小于1.0×10-7
mol·L-1
C.大于1.0×10-7
mol·L-1
D.无法确定
答案
C
解析
25
℃时,在纯水中c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7
mol·L-1,KW=1×10-14。当温度升高时,纯水的电离程度增大,则90
℃时,纯水中
课堂篇
素养提升
任务一
水的电离及水的离子积
[问题探究]
1.加水稀释盐酸,溶液中的c(H+)、c(OH-)都减小,对吗?
答案
不对;稀释盐酸时,溶液中的c(H+)减小,但因为KW=c(H+)·c(OH-)不变,所以c(OH-)增大。
2.试分析酸性溶液中c(H+)、c(OH-)的来源及KW的计算方法。
答案
c(H+)来源于酸的电离和水的电离,且c(H+)酸?c(H+)水;c(OH-)来源于水的电离,且电离程度很小;KW=[c(H+)酸+c(H+)水]·c(OH-)水≈c(H+)酸·c(OH-)水。
[深化拓展]
1.水的离子积常数
(1)水的电离常数表达式为
。
(2)水的离子积常数表达式为KW=c(H+)·c(OH-)。
(3)KW及影响因素:
①25
℃时:KW=1.0×10-14。
②水的电离是吸热的可逆过程,故温度升高,KW增大。
③水的离子积常数只受温度的影响,与c(H+)和c(OH-)的变化无关。
2.水的电离平衡移动
影响因素
水的电离平衡移动
影响结果
方向
原因
KW
c(H+)变化
c(OH-)变化
c(H+)与c(OH-)的关系
温度
升温
右移
水的电离
过程吸热
增大
增大
增大
c(H+)=c(OH-)
降温
左移
减小
减小
减小
c(H+)=c(OH-)
加酸
左移
增大了c(H+)
不变
增大
减小
c(H+)>c(OH-)
加碱
左移
增大了c(OH-)
不变
减小
增大
c(H+)外加活
泼金属
右移
金属消耗水电
离出的H+
不变
减小
增大
c(H+)[素能应用]
典例125
℃时,水的电离达到平衡:H2O
H++OH- ΔH>0。下列叙述正确的是( )
A.向水中加入稀氨水,平衡逆向移动,c(OH-)减小
B.向水中加入少量固体硫酸氢钠,c(H+)增大,KW不变
C.向水中加入少量固体钠,平衡逆向移动,c(H+)减小
D.将水加热,KW增大,c(H+)不变
答案
B
解析
向水中加入稀氨水,OH-浓度增大,水的电离平衡逆向移动,A项错误;硫酸氢钠是强酸酸式盐,向水中加入少量固体硫酸氢钠,其在水溶液中完全电离:
,c(H+)增大,由于KW只与温度有关,所以KW不变,B项正确;向水中加入少量固体钠,由于金属钠非常活泼,可与水电离出的H+直接发生置换反应,产生H2,故促进了水的电离,使平衡正向移动,C项错误;将水加热,KW增大,c(H+)、c(OH-)同等倍数增大,D项错误。
在分析水的电离平衡的移动方向时,要充分利用在化学平衡中所学衡移动原理。需注意:
(1)向水中加入酸或碱,使c(H+)或c(OH-)增大,则抑制水的电离,如向水中加入少量NaOH固体可抑制水的电离。
(2)向水中加入某种物质,若该物质与H+或OH-发生反应而使c(H+)或c(OH-)减小,则促进水的电离。如向水中加入钠等活泼金属可促进水的电离。
(3)KW只受温度的影响。
变式训练1下列叙述正确的是( )
A.某温度下,蒸馏水中的c(H+)=2.0×10-7
mol·L-1,则该温度一定高于25
℃
B.25
℃时,某液体中c(H+)和c(OH-)的乘积为1×10-14,该液体一定为纯水
C.25
℃时,向水中加入氢氧化钠固体,水的电离平衡逆向移动,水的离子积减小
D.25
℃时,0.1
mol·L-1的盐酸与0.1
mol·L-1的NaOH溶液中,水的电离程度不同
答案
A
解析
某温度下,蒸馏水中的c(H+)=2.0×10-7
mol·L-1,水的离子积为4×10-14,比25
℃时的水的离子积大,因为水的电离吸热,则该温度必然高于25
℃;25
℃时,任何水溶液中c(H+)和c(OH-)的乘积均为1×10-14;水中加入氢氧化钠固体,水的电离平衡逆向移动,但水的离子积不变;同浓度的H+和OH-对水的电离的抑制程度相同。
任务二
溶液的酸碱性
[问题探究]
1.室温下,将pH=5的盐酸稀释到体积为原来的100倍所得的溶液是否呈中性?
答案
所得溶液不呈中性;室温下,将酸溶液无限稀释,其pH无限接近7但不会等于7,溶液呈酸性。
2.室温下,由水电离出的c(H+)=10-10
mol·L-1,该溶液呈什么性?
答案
可能呈酸性也可能呈碱性。
3.某溶液中c(H+)=10-6
mol·L-1,该溶液一定呈酸性吗?某溶液的pH=7,该溶液一定呈中性吗?
答案
因为温度不确定,故不能确定溶液的酸碱性。
[深化拓展]
判断溶液酸碱性的标准
(1)判定溶液酸碱性的依据是c(H+)与c(OH-)的相对大小,如果c(H+)>c(OH-),溶液显酸性;如果c(H+)(2)用pH判断溶液酸碱性时,要注意的条件是温度,不能简单地认为pH=7的溶液一定呈中性,如100
℃时,纯水的pH<7,所以使用pH判断溶液酸碱性时需注明温度。
(3)用酸碱指示剂判断溶液酸碱性时,要注意指示剂的变色范围。
[素能应用]
典例2(双选)下列关于溶液酸碱性的说法正确的是( )
A.常温下,pH=7的溶液呈中性
B.中性溶液中一定有c(H+)=1.0×10-7
mol·L-1
C.c(H+)=c(OH-)的溶液呈中性
D.在100
℃时,纯水的pH<7,因此呈酸性
答案
AC
解析
25
℃时,中性溶液pH=7,A项正确;在中性溶液中,c(H+)和c(OH-)一定相等,但并不一定等于1.0×10-7
mol·L-1,所以B项错误,C项正确;100
℃的纯水中,虽然pH<7,但c(H+)=c(OH-),还是呈中性,所以D项错误。
溶液酸碱性与c(H+)、c(OH-)及pH的关系
变式训练2下列溶液一定呈中性的是( )
A.使石蕊溶液呈紫色的溶液
B.c(H+)=c(OH-)的溶液
C.由强酸、强碱等物质的量反应得到的溶液
D.非电解质溶于水得到的溶液
答案
B
解析
等物质的量的强酸与强碱,由于它们所含H+和OH-的物质的量未知,因此无法判断它们混合后溶液的酸碱性,故C错误;非电解质溶于水,可以使溶液显酸性、碱性或中性,如SO2溶于水生成H2SO3,溶液显酸性,NH3溶于水生成NH3·H2O,溶液显碱性,乙醇、蔗糖等溶于水,溶液显中性,故D错误。
典例3常温下,在pH=12的某碱溶液中,由水电离出的c(OH-)为( )
A.1.0×10-7
mol·L-1
B.1.0×10-6
mol·L-1
C.1.0×10-3
mol·L-1
D.1.0×10-12
mol·L-1
答案
D
解析
由水电离出的c(H+)=10-pH
mol·L-1=1.0×10-12
mol·L-1,由水电离出的c(OH-)等于由水电离出的c(H+),所以,由水电离出的c(OH-)也等于1.0×10-12
mol·L-1。
(1)计算溶液中水电离出的c(H+)与c(OH-)时注意以下几点:
①因为H2O
H++OH-,所以由水电离出的c(H+)=c(OH-)。
②酸溶液中的OH-和碱溶液中的H+都是水电离出的。
(2)计算溶液中水电离出的c(H+)与c(OH-)的方法:
①计算酸溶液中水电离出的c(H+)时,首先根据已知条件计算溶液中的c(H+),再根据KW=c(H+)·c(OH-)计算出溶液中的c(OH-),然后根据水电离出的c(H+)=c(OH-),确定由水电离出的c(H+)。
②计算碱溶液中水电离出的c(OH-)时,首先根据已知条件计算溶液中的c(OH-),再根据KW=c(H+)·c(OH-)计算出溶液中的c(H+),然后根据水电离出的c(OH-)=c(H+),确定由水电离出的c(OH-)。
变式训练3常温下,在pH=2的某酸溶液中,由水电离出的c(H+)为( )
A.1.0×10-7
mol·L-1
B.1.0×10-6
mol·L-1
C.1.0×10-3
mol·L-1
D.1.0×10-12
mol·L-1
答案
D
解析
溶液中的c(H+)=10-pH
mol·L-1=1.0×10-2
mol·L-1,根据
KW=c(H+)·c(OH-),得出水电离的c(OH-)=1.0×10-12
mol·L-1。因为由水电离出的c(H+)等于由水电离出的c(OH-),所以,由水电离出的c(H+)也等于1.0×10-12
mol·L-1。
素养脉络
随堂检测
1.下列关于水的离子积常数的叙述正确的是( )
A.因为水的离子积常数的表达式是KW=c(H+)·c(OH-),所以KW随溶液中c(H+)和c(OH-)的变化而变化
B.水的离子积常数KW与水的电离平衡常数K电离是同一个物理量
C.水的离子积常数仅仅是温度的函数,随着温度的变化而变化
D.水的离子积常数KW与水的电离平衡常数K电离是两个没有任何关系的物理量
答案
C
解析
水的离子积常数KW=K电离·c(H2O),一定温度下K电离和c(H2O)都是不变的常数,所以KW仅仅是温度的函数。水的离子积常数的表达式是KW=c(H+)·c(OH-),但是只要温度一定,KW就是不变的常数。溶液中H+的浓度变大,则OH-的浓度会变小,反之亦然。
2.常温时,向水中加入少量NaOH溶液,水的电离改变和溶液中KW的变化正确的是( )
A.被促进 不变
B.被促进 变小
C.被抑制 不变
D.被抑制 变小
答案
C
解析
NaOH溶于水电离出OH-,抑制了水的电离。水的离子积常数只与温度有关,所以KW不变。
3.下列说法正确的是( )
A.强碱的水溶液中不存在H+
B.pH=0的溶液是酸性最强的溶液
C.在温度不变时,水溶液中的c(H+)
和c(OH-)不能同时增大
D.某温度下,纯水中c(H+)=2×10-7
mol·L-1,其呈酸性
答案
C
解析
在酸性或碱性水溶液中均存在H+和OH-;pH=0的溶液中c(H+)=1.0
mol·L-1,并不是酸性最强的溶液;温度一定时,KW=c(H+)·c(OH-)是一个定值,故c(H+)和c(OH-)不能同时增大;纯水中,c(H+)=c(OH-),呈中性。
4.某温度下,纯水中c(H+)=2.0×10-7
mol·L-1,则此时c(OH-)= ;温度不变,向水中滴入盐酸使c(H+)=5.0
mol·L-1,则溶液中
c(OH-)= 。?
答案
2.0×10-7
mol·L-1 8.0×10-15
mol·L-1
解析
纯水中c(H+)始终等于c(OH-),所以c(OH-)=2.0×10-7
mol·L-1。此温度下,KW=c(H+)·c(OH-)=4.0×10-14。向水中滴加盐酸,KW不变,(共34张PPT)
第2课时 pH的计算
第三章
2021
内容索引
01
02
课前篇
素养初探
课堂篇
素养提升
素养目标
1.学会用证据推理意识进行pH的简单计算。
2.了解溶液稀释时pH的变化规律,会计算各类混合溶液的pH,培养变化观念与平衡思想。
课前篇
素养初探
1.pH计算公式:pH=-lgc(H+)。
2.强酸和强碱溶液的pH计算:
(1)强酸溶液(以c
mol·L-1的HnA溶液为例)
c(H+)=nc
mol·L-1,pH=-lgc(H+)=-lgnc。
(2)强碱溶液[以c
mol·L-1的B(OH)n溶液为例]
c(OH-)=nc
mol·L-1,c(H+)=
mol·L-1,pH=-lgc(H+)=
。
【微思考】下列问题中的溶液都处于常温下。
(1)pH=3的某盐酸中,c(H+)为多少mol·L-1?由水电离产生的c(H+)又是多少
mol·L-1?
(2)0.05
mol·L-1
H2SO4溶液中,c(OH-)为多少mol·L-1?其pH等于多少?
(3)将0.4
g
NaOH固体溶于水,得到1
L溶液,c(OH-)为多少mol·L-1?pH为多少?
提示
(1)1.0×10-3 1.0×10-11
(2)1.0×10-13 1
(3)0.01 12
[自我检测]
1.正误判断
(1)某溶液的pH=7,该溶液一定显中性。( )
(2)用pH试纸测定氯水的pH为3。( )
(3)一定温度下,pH=a的氨水,稀释10倍后,其pH=b,则a=b+1。( )
(4)25
℃时,某溶液中水电离出的c(H+)=10-13
mol·L-1,则该溶液的pH一定为13。( )
(5)室温下,pH=3的盐酸跟pH=11的氨水等体积混合后,pH一定大于7。( )
(6)室温下,pH=3的磷酸跟pH=11的氢氧化钾溶液等体积混合后,pH一定大于7。( )
×
×
×
×
√
×
2.(2020河南漯河高二月考)常温下,向纯水中加入氢氧化钠,使溶液的pH为10,则由氢氧化钠电离出的OH-的浓度与水电离出的OH-的浓度之比为( )
A.1010∶1 B.108∶1
C.106∶1
D.1∶1
答案
C
解析
pH=10的NaOH溶液中水电离的c(H+)=10-10
mol·L-1,根据水的离子积常数由NaOH电离产生的c(OH-)=
mol·L-1=10-4
mol·L-1,而由水电离产生的c(OH-)=c(H+)=10-10
mol·L-1,所以由氢氧化钠电离出的OH-的浓度与水电离出的OH-的浓度之比为10-4
mol·L-1∶10-10
mol·L-1=106∶1,故选C。
课堂篇
素养提升
任务一
溶液pH的计算
[问题探究]
pH=10的NaOH溶液与pH=12的NaOH溶液等体积混合,混合后的c(H+)是否
答案
不是,混合后溶液呈碱性,应先求c(OH-)混,再通过
求出c(H+)。
[深化拓展]
1.单一溶液pH的计算
(1)强酸溶液,pH=-lgc(H+)。
(2)强碱溶液,c(H+)=
,pH=-lgc(H+)。
2.混合溶液pH的计算
(1)强酸溶液与强酸溶液混合
(3)强酸溶液与强碱溶液混合
常温下,若恰好完全反应,溶液呈中性,pH=7;
常温下,酸、碱溶液等体积混合,且酸与碱溶液的pH之和为14:
若为强酸与强碱,则pH=7;
若为强酸与弱碱,则pH>7;
若为弱酸与强碱,则pH<7。
[素能应用]
典例1(1)常温下,某H2SO4溶液的浓度是0.005
mol·L-1,此溶液的pH为 。用水稀释到原来体积的100倍,pH为 。再继续稀释到溶液体积的104倍,pH 。?
(2)常温下,pH=3的盐酸与pH=5的硫酸溶液等体积混合后溶液的pH为 。?
(3)常温下,pH=10和pH=12的两种NaOH溶液等体积混合后溶液的pH为 。?
(4)常温下,pH=12的NaOH溶液和pH=4的HCl溶液等体积混合后,溶液的pH为 。?
答案
(1)2 4 接近7 (2)3.3
(3)11.7 (4)11.7
解析
(1)c(H+)=0.005
mol·L-1×2=0.01
mol·L-1,pH=-lg10-2=2。稀释为原体积的100倍后,c(H+)=0.01
mol·L-1÷100=10-4
mol·L-1,pH=-lg10-4=4。再稀释到溶液体积的104倍后,pH接近7(酸溶液无限稀释后不会显中性或碱性)。
不同浓度的强酸(或强碱)溶液等体积混合的pH速算技巧
当不同浓度的强酸(或强碱)溶液等体积混合时,若pH之差≥2,则混合后溶液的pH的计算有如下口诀:
强酸强酸等体掺,小值加上0.3;
强碱强碱等体掺,大值减去0.3。
变式训练1常温下,将pH为8的NaOH溶液与pH为10的NaOH溶液等体积混合后,溶液的氢离子浓度最接近于( )
A.2×10-10
mol·L-1
B.
(10-8+10-10)mol·L-1
C.(10-8+10-10)
mol·L-1
D.
(10-6+10-4)
mol·L-1
答案
A
任务二
酸(或碱)溶液稀释后pH的计算及大小比较
[问题探究]
对于pH=a的强酸和弱酸溶液,均稀释到原溶液体积的10n倍(a+n<7),试写出稀释后溶液的pH或范围。
答案
稀释到原溶液体积的10n倍,pH=a的强酸溶液的pH就增大n(a+n<7)个单位,即稀释后强酸溶液的pH=a+n;弱酸溶液稀释过程中会电离出H+,因此弱酸溶液的pH变化小于强酸,弱酸溶液的pH范围:a[深化拓展]
酸、碱溶液稀释时pH的变化可用数轴表示
(1)强酸、弱酸溶液的稀释:
(2)强碱、弱碱溶液的稀释:
[素能应用]
典例2
常温下,pH=11的X、Y两种碱溶液各1
mL,分别稀释至100
mL,其pH与溶液体积(V)的关系
如图所示,下列说法正确的是( )
A.X、Y两种碱溶液中溶质的物质的量浓度一定相等
B.稀释后,X溶液的碱性比Y溶液的碱性强
C.分别完全中和X、Y这两种碱溶液时,消耗同浓度盐酸的体积:V(X)>V(Y)
D.若9答案
D
解析
因为pH=11的X、Y两种碱溶液稀释到原溶液体积的100倍时,pH:Y>X,所以物质的量浓度:c(Y)>c(X),稀释后溶液碱性:Y>X,故A、B均错误;因为c(Y)>c(X)且V(Y)=V(X),故n(Y)>n(X),所以消耗同浓度的盐酸时,Y消耗得多,C错误;若9(1)酸、碱溶液无限稀释。
pH只能无限接近于7,酸溶液pH不可能大于7,碱溶液pH不可能小于7。
(2)对于物质的量浓度相同的强酸溶液和弱酸溶液稀释到原溶液体积的相同倍数。
强酸溶液pH变化程度比弱酸溶液大(强碱和弱碱类似)。
弱酸、弱碱在稀释过程中有浓度的变化,又有电离平衡的移动,不能求得具体数值,只能确定其pH范围。
变式训练2将体积为10
mL、pH为3的乙酸溶液和盐酸分别加水稀释至a
mL和b
mL,测得稀释后pH均为5,则稀释后溶液的体积( )
A.a=b=100
mL
B.a>b
C.a=b=1
000
mL
D.a答案
B
解析
稀释后,弱酸溶液中n(H+)增加,强酸溶液中n(H+)不变,要使稀释后两溶液中c(H+)仍相同,则弱酸溶液中加入水的体积大于强酸的,即a>b。
素养脉络
随堂检测
1.pH=2的盐酸与pH=6的盐酸等体积混合后,溶液的pH约为( )
A.2
B.2.3
C.1.7
D.5.7
答案
B
2.将pH=2的盐酸平均分为2份,一份加入适量水,另一份加入与该盐酸物质的量浓度相同的适量氢氧化钠溶液后,pH都升高了1,则加入的水与氢氧化钠溶液的体积比为( )
A.9∶1
B.10∶1
C.11∶1
D.12∶1
答案
C
解析
设每份盐酸的体积为1
L,将pH=2的盐酸加水,pH升高1,说明加入水的体积为9
L;另一份加入与盐酸物质的量浓度相同的适量氢氧化钠溶液后,pH升高1,可设加入氢氧化钠溶液的体积为x,则0.01
mol·L-1×1
L-0.01
mol·L-1×x=0.001
mol·L-1×(1+x),解得x=
L,所以加入的水与氢氧化钠溶液的体积比为11∶1。
3.(双选)下列叙述正确的是( )
A.用水稀释0.1
mol·L-1的氨水,则溶液中
减小
B.pH=3的盐酸和醋酸溶液分别升高相同的温度,pH均不变
C.在等体积等pH的盐酸和醋酸溶液中分别加入等质量的相同锌粒,若只有一种溶液中的锌粒有剩余,则该溶液一定是盐酸
D.两种氨水的物质的量浓度分别为c1和c2,pH分别为a和a+1,则c2=10c1
答案
AC
解析
A项,加水稀释时,n(NH3·H2O)减小,n(OH-)增大,所以
减小,正确;B项,盐酸升温,pH不变,但醋酸溶液升温,CH3COOH电离度增大,pH减小,错误;C项,等体积等pH的盐酸和醋酸溶液,醋酸是弱酸,浓度更大,能与更多的锌粒反应,正确;D项,溶液越稀,电离程度越大,若电离程度相同时,c2=10c1,由于c1对应的NH3·H2O电离程度大,所以c2>10c1。
4.(1)现有pH=2的稀盐酸100
mL,要使它的pH=3,如果加入蒸馏水,需加水
mL;如果加入pH=4的稀盐酸,需加入此稀盐酸 mL(假定溶液体积有加和性,溶液所处温度为常温,下同)。?
(2)将pH=8的NaOH溶液与pH=11的NaOH溶液等体积混合后,溶液的pH≈ 。?
(3)将0.1
mol·L-1盐酸和0.06
mol·L-1氢氧化钡溶液等体积混合后,该混合溶液的pH= 。?
(4)pH=a的X体积的某强酸溶液与pH=b的Y体积的某强碱溶液混合后,溶液呈中性,已知a+b=15,则X∶Y= 。?
答案
(1)900 1
000 (2)10.7 (3)12 (4)10∶1(共44张PPT)
第3课时 酸碱中和滴定
第三章
2021
内容索引
01
02
课前篇
素养初探
课堂篇
素养提升
素养目标
1.了解酸碱中和滴定的原理,熟记酸碱中和滴定的主要仪器的名称及用途,培养科学探究与创新意识。
2.掌握酸碱中和滴定的实验操作、计算方法和误差分析。
课前篇
素养初探
[知识铺垫]
1.氢氧化钠溶液与稀盐酸混合时发生反应的离子方程式为
OH-+H+
===
H2O,该反应的反应类型为复分解反应中的中和反应。
2.紫色石蕊溶液遇酸(或酸性溶液)变为红色,遇碱(或碱性溶液)变为蓝色;无色酚酞溶液遇酸(或酸性溶液)不变色,遇碱(或碱性溶液)变为红色。
3.OH-+H+
===
H2O是否只能代表强酸与强碱之间的反应?试用实例说明。
提示
不是,OH-+H+
===
H2O还可代表某些盐(如NaHSO4)与碱(如NaOH)之间的反应。
4.强酸与强碱溶液的反应都可用离子方程式H++OH-
===
H2O表示吗?试用实例说明。
提示
不能。如硫酸溶液与Ba(OH)2溶液反应的离子方程式为
[必备知识]
一、酸碱中和滴定的原理
1.定义
依据中和反应,用已知浓度的酸(或碱)(也叫标准溶液)来测定未知浓度的碱(或酸)的方法。
2.原理
(1)实质:H++OH-
===
H2O(填离子方程式)。
(2)原理:中和反应中酸提供的H+与碱提供的OH-的物质的量相等。即c(H+)·V酸=c(OH-)·V碱。
【微思考1】酸、碱恰好完全中和时,所用酸和碱的物质的量是否一定相等?
提示
不一定。若酸和碱的元数相同,则所用酸和碱的物质的量相等,否则不相等。
二、酸碱中和滴定的基础知识
1.仪器及使用
(2)滴定管的使用:
①检查仪器:使用前先检查滴定管活塞是否漏水。
②润洗仪器:在加入反应液之前,洁净的滴定管要用所要盛装的溶液润洗2~3次。
③加入反应液:分别将反应液加入到相应滴定管中,使液面位于滴定管刻度“0”以上2~3
mL处。?
④调节起始读数:在滴定管下放一烧杯,调节活塞,使滴定管尖嘴部分
充满反应液,并使液面处于“0”刻度,准确读取数值并记录。
2.试剂
酸碱中和滴定所用试剂为标准液、待测液和指示剂,酸碱中和滴定中通常用甲基橙或酚酞作指示剂。
3.常见酸碱指示剂的变色范围
指示剂
变化范围
石蕊
pH<5红色
5~8紫色
>8蓝色
酚酞
pH<8.2无色
8.2~10浅红色
>10红色
甲基橙
pH<3.1红色
3.1~4.4橙色
>4.4黄色
【微思考2】酸碱中和滴定实验中,为何一般不用紫色石蕊作指示剂?
提示
石蕊的颜色变化不明显,会使滴定误差变大。
4.实验数据的处理(以用标准盐酸滴定NaOH溶液为例)
重复实验2~3次,根据c(NaOH)=
,计算出每一次实验中待测NaOH溶液的浓度c(NaOH),然后求其平均值即可。
[自我检测]
1.正误判断
(1)任何酸、碱反应的离子方程式都可写作H++OH-
===
H2O。( )
(2)对滴定管内的溶液读数时,仰视使读数偏小。( )
(3)酸式滴定管可用于量取酸性溶液,碱式滴定管可用于量取碱性溶液。( )
(4)酸碱滴定实验中,用待滴定溶液润洗锥形瓶以减小实验误差。( )
×
×
√
×
2.酸和碱完全中和时,下列有关说法正确的是( )
A.酸和碱的质量一定相等
B.酸和碱的物质的量一定相等
C.酸和碱的物质的量浓度相等
D.酸能提供的H+与碱能提供的OH-的物质的量相等
答案
D
解析
酸碱完全反应时,酸提供的H+与碱提供的OH-的物质的量相等。
课堂篇
素养提升
任务一
酸碱中和滴定实验的关键及重要操作
[问题探究]
1.中和滴定原理是酸的物质的量与碱的物质的量相等时,二者恰好反应,对吗?
答案
不对;酸、碱完全反应时,n(H+)=n(OH-),但酸与碱的物质的量不一定相等,因为酸有一元酸、多元酸之分,碱也有一元碱和多元碱之分。
2.酸式滴定管和碱式滴定管能交换使用吗?
答案
不能交换使用,因为酸式滴定管有磨砂的玻璃活塞,容易被碱液腐蚀;碱式滴定管有橡胶管,容易被酸性溶液腐蚀。
3.某一50.00
mL的酸式滴定管液面的读数是25.00
mL,若将溶液全部放完,则放出溶液的体积是25.00
mL吗?
答案
不是;要大于25.00
mL,因为酸式滴定管最大刻度线下有一定的空间,所以放出溶液的体积大于25.00
mL。
[深化拓展]
(1)中和滴定通过溶液颜色变化来判定终点,主要用来测定消耗标准液的体积。
(2)“二管二洗”——酸式滴定管、碱式滴定管先用蒸馏水洗,再用待盛液润洗;“一瓶一洗”——锥形瓶只用蒸馏水洗。
(3)在中和滴定实验中,已知浓度的标准溶液是放在锥形瓶中还是滴定管中是人为规定的,只要指示剂和滴定管能够和实验要求相符合(指示剂变色范围在终点pH突变范围之内,滴定管不过大或过小)即可。当然,一般情况下,待测液和指示剂放在锥形瓶中,标准溶液放在滴定管中。
[素能应用]
典例1阅读下列实验内容,根据题目要求回答问题。
某学生为测定未知浓度的硫酸溶液,实验如下:用1.00
mL待测硫酸溶液配制100
mL稀硫酸;以0.14
mol·L-1的NaOH溶液滴定上述稀硫酸25.00
mL,滴定终止时消耗NaOH溶液15.00
mL。
(1)该学生用0.14
mol·L-1NaOH标准溶液滴定稀硫酸的实验操作如下:
A.用酸式滴定管取稀硫酸25.00
mL,注入锥形瓶中,加入指示剂
B.用待测液润洗酸式滴定管
C.用蒸馏水洗干净滴定管
D.取碱式滴定管用标准NaOH溶液润洗后,将标准液注入碱式滴定管“0”刻度以上2~3
mL处,再把碱式滴定管固定好,调节液面至“0”刻度
E.检查滴定管是否漏水
F.另取锥形瓶,再重复操作两次
G.把锥形瓶放在滴定管下面,瓶下垫一张白纸,边滴边摇动锥形瓶直至滴定终点,记下滴定管液面所在刻度
①滴定操作的正确顺序是 (用序号填写);?
②该滴定操作中应选用的指示剂是 ;?
③在G操作中判断滴定终点的方法是 。?
(2)如有1
mol·L-1和0.1
mol·L-1的NaOH溶液,应用
mol·L-1的NaOH溶液,原因是 。?
答案
(1)ECDBAGF ②酚酞 ③滴入半滴NaOH溶液后,溶液由无色变为浅红色(或粉红色),且半分钟不褪色
(2)0.1 溶液浓度越稀,误差就越小
解析
(1)①中和滴定实验的步骤为检漏→洗涤→润洗→加液→滴定,故顺序为ECDBAGF;②指示剂可以使用酚酞;③达到滴定终点时,滴入半滴NaOH溶液后,溶液由无色变为浅红色(或粉红色),且半分钟不褪色。(2)进行滴定时,所用标准溶液浓度越稀,误差就越小,故选用0.1
mol·L-1氢氧化钠溶液。
滴定管使用的注意事项
(1)检漏:滴定管使用之前应首先检查是否漏液。
(2)适用范围:酸式滴定管可用于取用酸性溶液、氧化剂、有机物等;碱式滴定管可用于取用碱性溶液。
(3)读数特点:滴定管可用于准确量取一定体积的液体,读数可精确到0.01
mL。
变式训练1用物质的量浓度为a
mol·L-1的标准NaOH溶液去滴定V
mL盐酸,请填写下列空白:
(1)碱式滴定管用蒸馏水洗净后,接下来应该进行的操作是 。?
(2)用标准NaOH溶液滴定时,应将标准NaOH溶液注入
(填“甲”或“乙”)中。?
(3)如图是碱式滴定管中液面在滴定前后的读数,
c(HCl)=
mol·L-1。?
(4)取20.00
mL待测盐酸放入锥形瓶中,并滴加2~3滴酚酞作指示剂,用自己配制的标准NaOH溶液进行滴定。重复上述滴定操作2次,记录数据如下。
实验
编号
NaOH溶液的
浓度/(mol·L-1)
滴定完成时,NaOH
溶液滴入的体积/mL
待测盐酸
的体积/mL
1
0.10
22.62
20.00
2
0.10
22.72
20.00
3
0.10
22.80
20.00
①滴定达到终点的标志是 。?
②根据上述数据,可计算出该盐酸的浓度约为 (保留两位有效数字)。?
答案
(1)用标准NaOH溶液润洗
(2)乙 (3)
(4)①当滴入半滴标准溶液,溶液由无色恰好变成浅红色,且半分钟内不褪色 ②0.11
mol·L-1
解析
滴定管用蒸馏水洗净后应用待装液润洗。
任务二
酸碱中和滴定误差分析
[问题探究]
1.滴定管在用蒸馏水洗净后,若不用标准溶液润洗,将会对滴定结果有何影响?
答案
使滴定结果偏大。
2.盛放待测液的锥形瓶在加待测液之前未干燥,将会对滴定结果有何影响?
答案
无影响。
[深化拓展]
1.误差分析的依据(以一元酸、碱溶液的滴定为例)
2.常见的误差分析(标准溶液在滴定管中)
可能情况
操作及读数
结果
仪器的洗
涤或润洗
未用标准液润洗滴定管
偏高
未用待测液润洗移液管或所用的滴定管
偏低
用待测液润洗锥形瓶
偏高
洗涤后锥形瓶未干燥
无影响
滴定时
溅落液体
标准液滴在锥形瓶外一滴
偏高
待测液溅出锥形瓶外一滴
偏低
将移液管下部的残留液吹入锥形瓶
偏高
可能情况
操作及读数
结果
尖嘴处气泡处理不当
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
读数不正确
滴定前仰视,滴定后平视
偏低
滴定前平视,滴定后仰视
偏高
滴定前仰视,滴定后俯视
偏低
达终点后,滴定管尖嘴处悬一滴标准液
偏高
[素能应用]
典例2下列实验操作不会引起误差的是( )
A.酸碱中和滴定时,用待测液润洗锥形瓶
B.酸碱中和滴定时,用蒸馏水冲洗干净的滴定管直接盛装标准溶液
C.用NaOH标准溶液测定未知浓度的盐酸时,选用酚酞做指示剂,实验时不小心多加了几滴指示剂
D.用标准盐酸测定未知浓度NaOH溶液,结束实验时,酸式滴定管尖嘴部分有气泡,开始实验时无气泡
答案
C
解析
A项,锥形瓶一定不要用待测液润洗,否则使待测液的体积偏大,消耗标准液的体积偏大,从而使所测浓度偏大。B项,用蒸馏水冲洗干净的滴定管无论是盛装标准溶液,还是量取待测溶液,都必须用待装溶液润洗2~3次,否则会使待装溶液比原来溶液的浓度偏小,影响结果。C项,在滴定过程中,指示剂多加了几滴,一般不影响实验结果。D项,开始实验时酸式滴定管中无气泡,结束实验时有气泡,会导致所读取的V(盐酸)偏小,依据
V(盐酸)·c(HCl)=V(NaOH溶液)·c(NaOH),所测的c(NaOH)偏小。
俯视或仰视所产生的误差分析
在进行误差分析时,要特别注意俯视(视线偏高)及仰视(视线偏低)的含义,并注意区分俯视、仰视对量筒、滴定管产生误差的不同(如图)。
变式训练2用标准NaOH溶液滴定未知浓度盐酸的下列操作中,会使测定结果偏高的是( )
A.碱式滴定管用蒸馏水洗净后,未经标准液润洗就注入标准NaOH溶液
B.用酸式滴定管取待测液时,尖嘴部分有气泡,使用过程中变无
C.锥形瓶中有少量蒸馏水
D.滴定前,读碱液体积时,仰视读数
答案
A
解析
A项未润洗,会使V(NaOH溶液)增大,使c(HCl)偏高;B项气泡体积充当了盐酸的体积,会使消耗V(NaOH溶液)偏少,c(HCl)偏低;锥形瓶中有少量水对测定结果无影响;D项滴定前仰视,会使V(NaOH溶液)偏小,使测得c(HCl)偏低。
素养脉络
随堂检测
1.某同学在实验报告中记录了下列数据,其中正确的是( )
A.用25
mL量筒量取12.36
mL盐酸
B.用广泛pH试纸测出某溶液pH为3.5
C.用托盘天平称取8.75
g食盐
D.用酸式滴定管测出消耗盐酸的体积为15.60
mL
答案
D
解析
量筒的精确度为0.1
mL,pH试纸只能读到整数,托盘天平的精确度为0.1
g。
2.(双选)用已知浓度的NaOH溶液测定某H2SO4溶液的浓度,所选用的滴定管如图甲、乙所示,从下表中选出正确选项( )
选项
锥形瓶
中溶液
滴定管
中溶液
选用
指示剂
选用
滴定管
A
碱
酸
石蕊
乙
B
酸
碱
酚酞
甲
C
碱
酸
甲基橙
甲
D
酸
碱
酚酞
乙
答案
CD
解析
甲为酸式滴定管,乙为碱式滴定管。酸碱中和滴定中一般不选用石蕊溶液作指示剂,且碱式滴定管不能盛放酸液,故A项不正确;酸式滴定管不能盛放碱液,故B项不正确。
3.准确移取20.00
mL某待测HCl溶液置于锥形瓶中,用0.100
0
mol·L-1标准NaOH溶液滴定。下列说法正确的是( )
A.滴定管用蒸馏水洗涤后,装入NaOH溶液进行滴定
B.随着NaOH溶液滴入,锥形瓶中溶液pH由小变大
C.用酚酞作为指示剂,当锥形瓶中溶液由红色变无色时停止滴定
D.达到滴定终点时,发现滴定管尖嘴部分有悬滴,则测定结果偏小
答案
B
解析
滴定管用蒸馏水洗涤后,还要用标准NaOH溶液润洗,否则将要引起误差,A错误;在用NaOH溶液滴定盐酸的过程中,锥形瓶内溶液的酸性逐渐减弱,溶液的pH由小变大,B正确;用酚酞作指示剂,滴定终点时锥形瓶中溶液应由无色变为浅红色,且半分钟内不恢复原来的颜色,C错误;达到滴定终点时,发现滴定管尖嘴部分有悬滴,则碱溶液的体积偏大,测定结果偏大,D错误。
4.某同学欲用已知物质的量浓度为0.100
0
mol·L-1的盐酸测定未知物质的量浓度的氢氧化钠溶液时,选择酚酞作指示剂。请填写下列空白:
(1)用标准的盐酸滴定待测的氢氧化钠溶液时,左手把握酸式滴定管的活塞,右手摇动锥形瓶,眼睛注视 。直到因加入半滴盐酸,溶液的颜色由 色变为 色,半分钟不恢复原色,立即停止滴定。?
(2)下列操作中可能使所测氢氧化钠溶液的浓度数值偏
低的是 (填序号)。?
A.酸式滴定管未用标准盐酸润洗就直接注入标准盐酸
B.滴定前盛放氢氧化钠溶液的锥形瓶用蒸馏水洗净后没有干燥
C.酸式滴定管在滴定前有气泡,滴定后气泡消失
D.读取盐酸体积时,开始仰视读数,滴定结束时俯视读数
E.滴定过程中,锥形瓶的振荡过于激烈,使少量溶液溅出
(3)若第一次滴定开始和结束时,酸式滴定管中的液面如下图所示。则起始读数为V1=
mL,终点读数V2=
mL。?
(4)再结合下表数据,计算被测氢氧化钠溶液的物质的量浓度是
mol·L-1。?
滴定
次数
待测溶液
体积/mL
标准盐酸的体积
滴定前的刻度/mL
滴定后的刻度/mL
第一次
10.00
V1
V2
第二次
10.00
4.10
21.10
第三次
10.00
0.40
17.60
答案
(1)锥形瓶内溶液颜色的变化 红 无
(2)DE (3)9.00 26.12 (4)0.171
1(共39张PPT)
第1课时 盐类的水解
第三章
2021
内容索引
01
02
课前篇
素养初探
课堂篇
素养提升
素养目标
1.通过实验归纳盐溶液的酸碱性与其类型之间的关系,从盐的构成上探究盐溶液呈现不同酸碱性的原因,总结其规律,形成宏观辨识与微观探析的能力。
2.熟练掌握盐类水解的表示方法——水解离子方程式的书写。
课前篇
素养初探
[知识铺垫]
1.通过必修第一册课程的学习,我们知道了Na2CO3溶液显碱性,NaHCO3溶液显碱性。物质的量浓度相同的Na2CO3溶液比NaHCO3溶液的pH大。
2.现有以下几种离子:①
②
③Fe3+ ④Al3+ ⑤CH3COO-
其中能与H+反应的离子有①⑤,能与OH-反应的离子有②③④(填序号)。
3.下列化合物:①CH3COOH ②Fe(OH)3 ③NaOH
④NH3·H2O ⑤HClO ⑥NaCl
其中属于强电解质的是③⑥,属于弱电解质的是①②④⑤。
[必备知识]
一、盐溶液的酸碱性
1.盐的分类
将下列8种盐:NaCl、FeCl3、K2SO4、(NH4)2SO4、Na2CO3、(NH4)2CO3、CH3COONa、CH3COONH4按生成盐的酸、碱的强弱分类,填入下列空白处。
2.盐溶液的酸碱性
盐
NaCl
KNO3
Na2CO3
CH3COONa
NH4Cl
(NH4)2SO4
盐溶液的
酸碱性
中性
中性
碱性
碱性
酸性
酸性
盐的类型
强酸强碱盐
强碱弱酸盐
强酸弱碱盐
【微思考1】某溶液呈酸性,则该溶液可能是某酸的溶液、强酸弱碱盐溶液或某强酸的酸式盐溶液,这种说法是否正确?
提示
正确,如盐酸、氯化铵溶液、硫酸氢钠溶液都呈酸性。
3.盐溶液酸碱性的理论分析
(1)NH4Cl溶液:
②水的电离平衡移动:
与OH-结合生成弱电解质NH3·H2O,使水的电离平衡向电离的方向移动,当达到新的平衡时,溶液中c(H+)>c(OH-),溶液显酸性。
③总反应的离子方程式为:
(2)CH3COONa溶液:
②水的电离平衡移动:
CH3COO-与水电离出的H+结合生成弱电解质CH3COOH,使水的电离平衡向电离的方向移动,当达到新平衡时,溶液中c(OH-)>c(H+),溶液显碱性。
③总反应的离子方程式为:
【微思考2】碳酸钠中的碳酸根也水解,碳酸根水解分几步进行?与碳酸的元数有何对应关系?
提示
由于碳酸为二元弱酸,则碳酸根水解分两步进行。
(3)NaCl溶液:
②水的电离平衡的移动:
溶液里没有弱电解质生成,H2O的电离平衡未受到影响,c(H+)=c(OH-),溶液显中性。
4.结论
(1)当强酸弱碱盐溶于水时,盐电离产生的阳离子与水电离出的OH-结合生成弱碱,使溶液中的c(H+)>c(OH-),溶液呈酸性。
(2)当强碱弱酸盐溶于水时,盐电离产生的阴离子与水电离出的H+结合生成弱酸,使溶液中的c(OH-)>c(H+),溶液呈碱性。
(3)当强酸强碱盐溶于水时,盐电离产生的阴离子、阳离子都不能与水电离出的H+或OH-结合生成弱电解质,即强酸强碱盐不水解,溶液中的
c(OH-)=c(H+),溶液呈中性。
二、盐类的水解
1.实质
盐电离出来的阴离子或阳离子与水电离出来的H+或OH-结合生成了
弱电解质,破坏了水的电离平衡。
2.条件
(1)盐必须溶于水中。
(2)盐中必须有弱酸根阴离子或弱碱阳离子(有弱才水解,都强不水解)。
3.特征
(1)从形式上看,盐类的水解反应可看作酸碱中和反应的逆反应:
盐+水
酸+碱。
(2)水解反应为吸热反应。
(3)强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解反应程度一般比较微弱。
三、电解质溶液中的电荷守恒与元素质量守恒
1.电荷守恒
(1)内容:电解质溶液中阳离子所带的电荷总数与阴离子所带的电荷总数相等,即电荷守恒,溶液呈中性。
(2)实例:
碳酸钠溶液中的电荷守恒式为
[自我检测]
1.正误判断
(1)酸式盐溶液可能呈酸性,也可能呈碱性。( )
(2)某盐溶液呈酸性,该盐一定发生了水解反应。( )
(3)常温下,pH=10的CH3COONa溶液与pH=4的NH4Cl溶液,水的电离程度相同。( )
(5)常温下,pH=11的CH3COONa溶液与pH=3的CH3COOH溶液,水的电离程度相同。( )
(6)NaHCO3、NaHSO4都能促进水的电离。( )
√
×
√
×
×
×
2.相同温度、相同物质的量浓度的四种溶液:①CH3COONa ②NaHSO4 ③NaCl ④NaOH,按pH由大到小的顺序排列正确的是( )
A.④>①>③>② B.①>④>③>②
C.①>②>③>④
D.④>③>①>②
答案
A
解析
NaHSO4在水中完全电离,使溶液显酸性:
。NaCl溶液显中性。CH3COONa为强碱弱酸盐,水解后溶液显碱性;NaOH为一元强碱,在溶液中完全电离,故相同浓度时NaOH溶液的碱性强于CH3COONa溶液的碱性。所以四种溶液pH由大到小的顺序是④>①>③>②,A项正确。
2.元素质量守恒
(1)内容:在电解质溶液中,由于某些离子发生水解或电离,离子的存在形式发生了变化,就该离子所含的某种元素来说,其质量在变化前后是守恒的,即元素质量守恒。
(2)实例:
0.1
mol·L-1碳酸钠溶液中,根据碳元素质量守恒,可得关系式:
课堂篇
素养提升
任务一
盐类水解的规律
[问题探究]
1.等物质的量浓度的碳酸钠与碳酸氢钠溶液相比,pH较大的是哪个?为什么?
答案
碳酸钠溶液;因为碳酸钠经第一步水解生成的是碳酸氢根,碳酸氢钠水解生成的是碳酸,碳酸的酸性强于碳酸氢根,所以等物质的量浓度碳酸钠溶液碱性强于碳酸氢钠溶液。
2.物质的量浓度均为0.1
mol·L-1的HClO和NaClO溶液相比,c(ClO-)较大的是哪种溶液?
答案
NaClO溶液;HClO是弱电解质,NaClO是强电解质,ClO-的水解比较微弱,所以NaClO溶液中ClO-的浓度大于HClO溶液中ClO-的浓度。
[深化拓展]
1.盐类的水解规律
(1)无弱(弱离子:弱酸提供的阴离子或弱碱提供的阳离子)不水解、有弱才水解——判断某种盐是否水解。
(2)谁弱谁水解、都弱都水解——判断盐溶液中哪种微粒水解,据此书写水解的离子方程式。
(3)谁强(强离子:强酸提供的阴离子或强碱提供的阳离子)显谁性、同强(都为强离子或同为弱离子且弱的程度相同)显中性——判断某种盐溶液的酸碱性。
2.酸式盐溶液酸碱性的判断
酸式盐的水溶液显什么性,这要看该盐的组成微粒的实际表现。如果不考虑阳离子水解的因素,单纯考虑酸式酸根离子,如强碱的弱酸酸式盐,其酸式酸根离子在水溶液中既可以电离也可以水解。
(1)强酸的酸式盐只电离,不水解,溶液一定显酸性。如NaHSO4溶液:
(2)强碱的弱酸酸式盐溶液的酸碱性,取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。NaHCO3、NaHS、Na2HPO4等的酸式酸根离子在溶液中的水解程度大于电离程度,溶液呈碱性;NaHSO3、NaH2PO4等的酸式酸根离子在溶液中电离程度大于水解程度,溶液呈酸性。
[素能应用]
典例1相同物质的量浓度的NaCN和NaClO溶液相比,NaCN溶液的pH较大,则下列关于同温、同体积、同浓度的HCN和HClO的说法中正确的是( )
A.酸的强弱:HCN>HClO
B.pH:HClO>HCN
C.与NaOH恰好完全反应时,消耗NaOH的物质的量:HClO>HCN
D.酸根离子浓度:c(CN-)答案
D
解析
根据越弱越水解的盐类水解规律可知,酸性:HClO>HCN,相同浓度时溶液的pH:HClOHCN,所以溶液中c(CN-)变式训练1温度相同、浓度均为0.2
mol·L-1的
①(NH4)2SO4、②NaNO3、③NH4HSO4、④NH4NO3、
⑤Na2CO3、⑥CH3COONa溶液,它们的pH由小到大的排列顺序为( )
A.③①④②⑥⑤
B.①③⑥④②⑤
C.③②①⑥④⑤
D.②④①③⑤⑥
答案
A
解析
六种溶液中,①④水解显酸性,pH<7;③电离出H+,显强酸性,pH<7;②不水解,pH=7;⑤⑥水解显碱性,pH>7。①④相比,①中c(
)大,水解生成的c(H+)大,pH较小。①③相比,后者电离出的c(H+)比前者水解出的c(H+)大,pH较小。⑤⑥相比,H2CO3酸性比醋酸弱,其正盐水解生成的c(OH-)大,pH较大。综合以上可得pH由小到大的顺序为③①④②⑥⑤,A正确。
任务二
盐类水解离子方程式的书写
[问题探究]
1.NaHCO3溶液中既存在电离平衡又存在水解反应,请分别写出相关的离子方程式。
2.已知NaHSO3、NaH2PO4水溶液呈酸性,试分析在NaHSO3、NaH2PO4水溶液中,电离与水解程度的大小关系。
答案
两种盐溶液中酸式酸根离子的电离程度均大于水解程度。
[深化拓展]
1.书写盐类水解的离子方程式时须注意的问题
2.区分盐的电离方程式与盐类水解的离子方程式
[素能应用]
典例2下列物质在常温下发生水解时,对应的离子方程式正确的是( )
答案
B
变式训练2下列水解离子方程式正确的是 (填字母)。?
答案
CE
素养脉络
随堂检测
1.下列溶液呈碱性的是( )
A.NH4NO3
B.(NH4)2SO4
C.KCl
D.K2CO3
答案
D
2.(双选)有关盐类水解的说法不正确的是( )
A.盐类的水解过程破坏了水的电离平衡
B.盐类的水解是酸碱中和反应的逆过程
C.盐类水解的结果使溶液一定不呈中性
D.Na2CO3水解的实质是Na+与H2O电离出的OH-结合生成了NaOH
答案
CD
3.物质的量浓度相同的三种盐NaX、NaY和NaZ的溶液,其pH分别为8、9、10,则HX、HY、HZ的酸性由强到弱的顺序是( )
A.HX、HZ、HY
B.HX、HY、HZ
C.HZ、HY、HX
D.HY、HZ、HX
答案
B
解析
利用盐类水解规律“越弱越水解,谁强显谁性”,结合同浓度三种酸对应的钠盐溶液的pH可推知,盐溶液碱性越强则对应的酸越弱。
4.(1)25
℃时,pH=12.0的KOH溶液中,由水电离出来的
c(OH-)=
mol·L-1;pH=12.0的KCN溶液中,由水电离出来的
c(OH-)= mol·L-1。?
(2)在25
℃时,pH=4的HCl溶液和pH=4的NH4Cl溶液中c(OH-)各为多少?在上述两溶液中,NH4Cl溶液中由水电离的c(OH-)是HCl溶液中的多少倍?
答案
(1)10-12 10-2
(2)两溶液中c(OH-)均为1×10-10
mol·L-1;NH4Cl溶液中由水电离的c(OH-)是HCl溶液中的1×106倍。
解析
(1)25
℃时,pH=12.0的KOH溶液中,由水电离出的c(OH-)等于由水电离出来的c(H+),为10-12
mol·L-1;pH=12.0的KCN溶液中,由水电离出来的c(OH-)就是溶液中的c(OH-),所以c(OH-)=10-2
mol·L-1。
(2)在25
℃时,pH=4的HCl溶液和pH=4的NH4Cl溶液中c(OH-)均为
1×10-10
mol·L-1;在上述两溶液中,NH4Cl溶液中由水电离出的c(OH-)是HCl溶液中由水电离出的c(OH-)的
=1×106倍。(共60张PPT)
第2课时 影响盐类水解的主要因素
盐类水解的应用
第三章
2021
内容索引
01
02
课前篇
素养初探
课堂篇
素养提升
素养目标
1.会用变化观念与平衡思想分析外界条件对盐类水解平衡的影响。
2.了解盐类水解在生产生活、化学实验、科学研究中的应用,培养科学态度与社会责任。
课前篇
素养初探
[知识铺垫]
1.写出下列溶液中存在的水解平衡:
2.根据生活常识我们知道,热的纯碱溶液去污能力更强,这说明加热后Na2CO3溶液的碱性增强。
3.Na2CO3发生水解后,溶液中粒子数目比水解前增多(填“增多”“减少”或“不变”)。
4.实验室中利用在沸水中滴加饱和FeCl3溶液的方法来制备Fe(OH)3胶体,是利用了盐类的水解,反应的离子方程式为
Fe3++3H2O
Fe(OH)3(胶体)+3H+。
[必备知识]
一、影响盐类水解的主要因素
1.主要因素
盐水解的程度大小主要是由盐的性质所决定的。生成盐的弱酸酸性越弱,其盐中弱酸根离子的水解程度越大;生成盐的弱碱碱性越弱,其盐中弱碱阳离子的水解程度越大,通常称为“越弱越水解”。
【微思考1】已知酸性:HF>CH3COOH,则0.1
mol·L-1
NaF溶液与0.1
mol·L-1
CH3COONa溶液的pH大小关系如何?
提示
根据越弱越水解的规律可知,同浓度时,CH3COO-的水解程度大于F-的水解程度,则溶液pH大小关系为:NaF2.外界因素
(1)温度
升高温度,盐类水解程度增大,因为盐类水解都是吸热反应。
(2)浓度
加水稀释可以促进平衡向水解反应的方向移动,盐的水解程度增大。
(3)外加物质
在盐溶液中加入适量酸或碱,都会引起盐类水解平衡的移动和水解程度的改变。
【微思考2】向NH4Cl溶液中滴加几滴浓盐酸或浓NaOH溶液,对
的水解平衡起什么作用?
二、盐类水解的应用
1.热的纯碱溶液去油污
纯碱水解的离子方程式为:
加热促进
的水解,溶液碱性增强,去污能力增强。
2.盐溶液的配制
实验室配制FeCl3溶液时,常将FeCl3晶体溶于较浓的盐酸中,然后再用水稀释到所需的浓度,目的是通过增大溶液中的H+浓度来抑制Fe3+的水解。
3.盐类作净水剂
铝盐、铁盐等部分可溶性盐类水解可生成胶体,胶体有较强的吸附性,常用作净水剂。
如明矾水解的离子方程式为:Al3++3H2O
Al(OH)3+3H+。
4.制备无机化合物
如用TiCl4制备TiO2。其反应的化学方程式为
TiCl4+(x+2)H2OTiO2·xH2O↓+4HCl。
三、盐的水解常数
【微思考3】若HA为一元弱酸,MOH为一元弱碱,则MA水解常数Kh与HA的电离常数Ka、MOH的电离常数Kb之间的关系表达式如何?
[自我检测]
1.正误判断
×
×
√
×
×
√
2.(2020北京海淀高二期中)下列事实与盐类的水解无关的是( )
A.用明矾净水
B.用稀盐酸清除铁锈
C.用热的纯碱溶液清洗油污
D.配制FeCl3溶液时加入少量盐酸
答案
B
解析
明矾中的Al3+水解生成氢氧化铝胶体具有吸附性,可用于净水,与盐类的水解有关,故A不符合题意;稀盐酸与铁锈反应6HCl+Fe2O3
===
2FeCl3+3H2O,可用于清除铁锈,与盐类的水解无关,故B符合题意;纯碱溶液中碳酸根水解呈碱性,油污在碱性条件下发生水解反应生成可溶性物质,用于清洗油污,与盐类水解有关,故C不符合题意;FeCl3溶液中铁离子易发生水解反应Fe3++3H2O
===
Fe(OH)3+3H+,加入少量盐酸增大H+浓度,会使平衡逆向移动,可以抑制Fe3+的水解,与盐类水解有关,故D不符合题意。
课堂篇
素养提升
任务一
盐类水解的影响因素
[问题探究]
1.将0.1
mol·L-1
CH3COONa溶液分别加热、加水稀释,CH3COO-浓度及水解平衡如何变化?
答案
水解是吸热的,加热促进水解,使水解平衡向右移动,CH3COO-浓度减小;加水稀释促进水解,水解平衡向右移动,CH3COO-浓度减小。
2.在NH4Cl溶液中加入:①Zn ②HCl ③NaOH ④Na2CO3,对
的水解平衡有何影响?
答案
①③④可促进
的水解,而②抑制
的水解。
[深化拓展]
影响盐类水解的主要因素
因素
对盐类水解程度的影响
内因
组成盐的酸或碱越弱,水解程度越大
外界条件
温度
升高温度能够促进水解
浓度
盐溶液浓度越小,水解程度越大
外加
酸、碱
水解显酸性的盐溶液,加非组成盐的碱会促进水解,加非组成盐的酸会抑制水解,反之亦然
外加盐
加入与盐的水解性质相反的盐会促进盐的水解
[素能应用]
典例1向纯碱溶液中滴入酚酞溶液。
(1)观察到的现象是
,?
原因是?
;?
(2)若微热溶液,观察到的现象是 ,原因是 ?
;?
(3)若向溶液中加入少量氯化铁溶液,观察到的现象是 ,原因是?? ;?
(4)若向该溶液中滴入过量的氯化钡溶液,观察到的现象是 ,原因 。?
解析
碳酸钠属于强碱弱酸盐,水解呈碱性:
Na2CO3+H2O
NaOH+NaHCO3,水解反应是吸热反应。
(1)碳酸钠水解,溶液呈碱性,使酚酞溶液变红;
(2)加热促进碳酸钠水解,溶液碱性更强,所以溶液颜色变深;
(3)氯化铁溶液与OH-反应生成红褐色的氢氧化铁沉淀,减小了溶液中OH-的浓度,促进碳酸根离子水解,并产生二氧化碳,相当于发生相互促进的水解反应;
(4)向溶液中加入过量的氯化钡溶液,生成碳酸钡沉淀,降低了溶液中
的浓度,减弱了碳酸根离子的水解程度,溶液碱性减弱直至消失,溶液褪色。
答案
B
盐类水解的影响因素
若以CH3COONa溶液的水解平衡为例:CH3COO-+H2O
CH3COOH+OH-,结果如下:
条件
移动
方向
c(CH3COO-)
c(CH3COOH)
c(OH-)
c(H+)
pH
水解
程度
加热
右
减小
增大
增大
减小
增大
增大
加水
右
减小
减小
减小
增大
减小
增大
加CH3COOH
左
增大
增大
减小
增大
减小
减小
加CH3COONa
右
增大
增大
增大
减小
增大
减小
加NaOH
左
增大
减小
增大
减小
增大
减小
加HCl
右
减小
增大
减小
增大
减小
增大
变式训练1对滴有酚酞溶液的下列溶液,操作后颜色变深的是( )
A.明矾溶液加热
B.CH3COONa溶液加热
C.氨水中加入少量NH4Cl固体
D.小苏打溶液中加入少量NaCl固体
答案
B
解析
明矾水解显酸性,加热促进水解,酚酞在酸性溶液中不显色,故A项错误;CH3COONa水解显碱性,加热促进水解,c(OH-)增大,溶液红色加深,B项正确;氨水显弱碱性,NH4Cl水解显酸性,溶液中c(OH-)减小,红色变浅,C项错误;加入少量NaCl固体对NaHCO3水解不产生影响,溶液颜色无变化,D项错误。
任务二
盐类水解的应用
[问题探究]
1.泡沫灭火器中的Al2(SO4)3溶液能否盛放在铁桶里?为什么?
答案
不能;因为Al2(SO4)3溶液水解呈酸性,铁与H+反应,将促进Al2(SO4)3的水解,导致灭火器失效。
2.分别将FeCl3溶液、Fe2(SO4)3溶液加热、蒸干、再灼烧,得到固体的主要成分是什么?
答案
前者得到固体的主要成分是Fe2O3,后者得到固体的主要成分是Fe2(SO4)3。
[深化拓展]
盐类水解的应用
(1)设计物质水溶液的配制方法。
凡配制能水解的盐溶液时,通常需采取防水解措施。
①配制强酸弱碱盐溶液:滴几滴相应的强酸,可使水解平衡向左移动,抑制弱碱阳离子的水解。如配制FeCl3的水溶液:FeCl3溶于水时会发生水解反应Fe3++3H2O
===
Fe(OH)3+3H+,通常先将FeCl3溶于较浓盐酸中,抑制Fe3+的水解,使溶液保持澄清,再加水稀释至所需浓度。
②配制强碱弱酸盐溶液:加入少量相应的强碱,可抑制弱酸根离子水解。如配制硫化钠的水溶液时,可加入少量氢氧化钠,抑制S2-的水解。
(2)选择试剂的保存方法。
某些实验试剂贮存时要考虑到盐的水解。如Na2SO3溶液因水解使溶液呈碱性,OH-与玻璃的主要成分SiO2反应生成硅酸盐,使试剂瓶颈与瓶塞黏结,因而不能用带磨口玻璃塞的试剂瓶贮存,可用带橡胶塞或软木塞的试剂瓶保存。
(3)解决离子能否大量共存问题。
在水溶液中水解相互促进的离子:
①若相互促进程度较小,则可以大量共存,如
和CH3COO-、
等;
②若相互促进的程度很大、很彻底,则不能大量共存,如Al3+与
在溶液中不能大量共存,因发生反应
,这类离子组合常见的有:
其中Fe3+与
、HS-因发生氧化还原反应也不能大量共存。
(4)某些化肥的混合施用。
草木灰不能与铵态氮肥混用,因草木灰的主要成分为K2CO3,溶于水时
NH3+H2O,使氮肥肥效下降。
(5)利用盐的水解去除杂质。
如果两种离子的水解程度不一样,可通过调控溶液的pH将其中一种离子转化为氢氧化物沉淀而除去。
例如:MgCl2溶液中混有少量FeCl3杂质,因Fe3+水解程度比Mg2+水解程度大,可加入MgO、Mg(OH)2或MgCO3等,使Fe3+的水解平衡正向移动,生成Fe(OH)3沉淀而除去Fe3+。
(6)选择制备物质的方法。
①制备Fe(OH)3胶体。将FeCl3溶液滴入沸水中,在加热条件下,促进Fe3+的
②因Al3+和S2-在溶液中水解相互促进,故不能在水溶液中制取Al2S3,只能在固态无水条件下制取。
[素能应用]
典例3在氯化铁溶液中存在下列水解平衡:FeCl3+3H2O
===
Fe(OH)3+3HCl ΔH>0。
回答下列问题:
(1)加热FeCl3溶液,溶液的颜色会不断加深,得到的
一种红褐色透明液体为
。?
(2)在配制FeCl3溶液时,为防止浑浊,应加入
。?
(3)为了除去MgCl2酸性溶液中的Fe3+,可在加热搅拌的条件下加入MgCO3固体,过滤后再加入足量盐酸。MgCO3固体能除去Fe3+的原因是 。?
答案
(1)Fe(OH)3胶体 (2)少许盐酸
(3)MgCO3能与H+反应,促进了Fe3+的水解,使Fe3+转化为Fe(OH)3沉淀而被除去
解析
(1)加热FeCl3溶液得到的红褐色透明液体为Fe(OH)3胶体。(2)为防止浑浊,应加入盐酸抑制FeCl3水解。(3)
与Fe3+发生相互促进的水解反应,生成的Fe(OH)3可过滤除去。
变式训练2普通泡沫灭火器是常用的灭火器材,内置的玻璃器皿里盛硫酸铝溶液,外面的铁质器皿里盛碳酸氢钠溶液。回答下列问题:
(1)不能把硫酸铝溶液盛在铁质器皿里的原因是 (用离子方程式表示);不能把碳酸氢钠溶液盛在玻璃器皿里的原因是 (用离子方程式表示)。?
(2)灭火时打开阀门,并将泡沫灭火器倒置,此时发生反应的离子方程式是 。?
(3)不用溶解度较大的碳酸钠代替碳酸氢钠的原因是 。?
典例4在蒸发皿中加热蒸干下列物质的溶液并灼烧(低于400
℃),可以得到该固体物质的是( )
A.AlCl3
B.NaHCO3
C.Fe2(SO4)3
D.KMnO4
答案
C
解析
AlCl3水解生成的HCl易挥发,加热促进水解,灼烧后最终所得的固体是Al2O3,A不符合题意;NaHCO3受热分解得到Na2CO3,B不符合题意;Fe2(SO4)3水解生成的H2SO4难挥发,灼烧后所得的固体依然为Fe2(SO4)3,C符合题意;KMnO4受热时会分解,D不符合题意。
盐溶液蒸干灼烧时所得产物的几种类型
(3)弱酸强碱盐溶液蒸干灼烧一般得原物质,如NaF、Na2CO3溶液等蒸干后可得到原物质。
(4)考虑盐受热时是否分解,Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl、NH4HCO3等受热易分解,因此这些盐的溶液蒸干灼烧后分别为Ca(HCO3)2→CaCO3(CaO);NaHCO3→Na2CO3;KMnO4→K2MnO4+MnO2;
NH4Cl和NH4HCO3蒸干灼烧均无固体剩余。
(5)某些还原性盐在蒸干时会被O2氧化,例如,
Na2SO3(aq)
Na2SO4(s)。
变式训练3下列说法正确的是( )
A.将AlCl3溶液和Al2(SO4)3溶液分别加热、蒸干、灼烧,所得固体成分相同
B.配制FeSO4溶液时,将FeSO4固体溶于稀盐酸中,然后稀释至所需浓度
C.用加热的方法可以除去KCl溶液中的Fe3+
D.洗涤油污常用热的碳酸钠溶液
答案
D
任务三
溶液中离子浓度大小的比较
[问题探究]
1.写出NaHCO3溶液中的电荷守恒式和元素质量守恒式,并与Na2CO3溶液比较电荷守恒式和元素质量守恒式的异同点。
2.将0.2
mol·L-1
HCN溶液和0.1
mol·L-1
NaOH溶液等体积混合后,溶液中c(HCN)+c(CN-)与c(Na+)有什么关系?(两溶液混合后体积可认为是两者之和)
答案
根据碳原子守恒,利用已知溶液浓度可得出混合后溶液中c(HCN)+c(CN-)=0.1
mol·L-1、c(Na+)=0.05
mol·L-1,
所以c(HCN)+c(CN-)=2c(Na+)。
[深化拓展]
溶液中离子浓度大小的比较
(1)在判断能水解的盐溶液中离子浓度的大小时,首先要明确盐的水解是微弱的;其次要明确多元弱酸盐的水解是分步进行的,以第一步水解为主;最后不要忘记水的电离。
①简单盐溶液,如NH4Cl溶液中:c(Cl-)>c(
)>c(H+)>c(OH-)。
②多元弱酸的正盐溶液,根据弱酸根的分步水解分析,如Na2CO3溶液中:
c(Na+)>c(
)>c(OH-)>c(
)>c(H+)。
④不同溶液中同一离子的浓度大小比较,要考虑溶液中其他离子对该离子的影响。
⑤混合溶液中各离子浓度比较,根据电离程度、水解程度的相对大小综合分析。
a.分子的电离程度大于对应离子的水解程度
在0.1
mol·L-1
NH4Cl和0.1
mol·L-1
NH3·H2O的混合溶液中:由于NH3·H2O的电离程度大于
的水解程度,导致溶液呈碱性。溶液中各离子浓度的大小顺序为c(
)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+)。
b.分子的电离程度小于对应离子的水解程度
在0.1
mol·L-1
HCN和0.1
mol·L-1
NaCN混合溶液中:由于HCN的电离程度小于CN-的水解程度,导致溶液呈碱性。溶液中各离子浓度的大小顺序为c(Na+)>c(CN-)>c(OH-)>c(H+)。
(2)解决电解质溶液中离子浓度关系问题时,首先分析离子浓度大小的关系是相等还是不等。
①若使用的是“>”或“<”,应主要考虑“电离”和“水解”。
②若用“=”连接,应根据“守恒”原理,视不同情况,从下列几个方面思考:若等号一端全部是阴离子或阳离子,应首先考虑电荷守恒;若等号一端各项中都含有同一种元素时,首先考虑这种元素的原子守恒;若等号一端为c(H+)或c(OH-)时,首先考虑是否符合水电离过程中的守恒关系。
a.电荷守恒:电荷守恒是指溶液必须保持电中性,即溶液中所有阳离子的电荷总浓度等于所有阴离子的电荷总浓度。
例如,NaHCO3溶液中:c(Na+)+c(H+)=c(
)+c(OH-)+2c(
)。
b.元素质量守恒:变化前后某种元素的原子个数守恒。
例如,0.1
mol·L-1NaHCO3溶液中:c(Na+)=c(
)+c(
)+c(H2CO3)
=0.1
mol·L-1。
c.质子守恒:由水电离出的c(H+)等于由水电离出的c(OH-)。
例如,纯碱溶液中c(OH-)=c(H+)+c(
)+2c(H2CO3)。
[素能应用]
典例5下列溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是( )
答案
C
变式训练4常温时将0.1
mol·L-1的CH3COOH溶液与pH=13的NaOH溶液等体积混合后(若混合后溶液体积为两者体积之和),恰好完全反应,则下列有关所得混合液的说法正确的是( )
A.所得混合液中c(Na+)>c(CH3COO-)>c(H+)>c(OH-)
B.混合后溶液pH=7
C.所得混合液中存在c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=0.05
mol·L-1
D.混合后溶液中存在c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=c(Na+)+c(H+)
答案
C
解析
二者混合后溶质为CH3COONa。根据元素质量守恒,反应后的溶液中c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=
×0.1
mol·L-1=0.05
mol·L-1,C正确。CH3COONa水解显碱性,pH>7,B不正确;混合液中离子浓度大小顺序为c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+),A不正确;由电荷守恒知,混合液中存在c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-),D不正确。
素养脉络
随堂检测
1.向未知溶液中加入CH3COONa晶体,测得c(Na+)与c(CH3COO-)几乎相等,则原来的溶液可能是( )
A.HCl溶液
B.NaOH溶液
C.KCl溶液
D.KOH溶液
答案
D
解析
CH3COO-发生水解反应:CH3COO-+H2O
CH3COOH+OH-,要想使溶液中的c(Na+)与c(CH3COO-)几乎相等,就要保证该平衡逆向移动并且原溶液中不能含有这两种离子,故选D。
2.(双选)25
℃时,浓度均为0.2
mol·L-1的NaHCO3溶液和Na2CO3溶液中,下列判断不正确的是( )
A.均存在电离平衡和水解平衡
B.存在的粒子种类不完全相同
C.c(OH-)前者大于后者
D.分别加入NaOH固体,恢复到原温度,c(
)均增大
答案
BC
3.已知室温时,CH3COOH的电离常数为1.75×10-5,NH3·H2O的电离常数为1.75×10-5。0.1
mol·L-1的下列溶液:①CH3COONa、②NH4Cl、③CH3COONH4、④(NH4)2SO4,pH由小到大排列正确的是( )
A.①<②<④<③
B.①<③<②<④
C.①<②<③<④
D.④<②<③<①
答案
D
4.室温下,向一定量1
mol·L-1氨水中逐滴加入物质的量浓度相同的盐酸,直至盐酸过量。请分析上述实验过程,回答下列问题:
(1)实验过程中水的电离程度变化趋势是先 (填“变大”“变小”或“不变”,下同)后 。?
(2)实验过程中,当溶液pH恰好等于7时,此时溶液中主要溶质的化学式是 ,溶液中离子浓度的大小顺序是
? 。?(共44张PPT)
第四节 沉淀溶解平衡
第三章
2021
内容索引
01
02
课前篇
素养初探
课堂篇
素养提升
素养目标
1.利用变化观念与平衡思想认识沉淀溶解平衡的定义及其影响因素。
2.明确溶度积和离子积的关系,并由此学会判断反应进行的方向,培养变化观念与平衡思想。
3.能用平衡移动原理分析理解沉淀的溶解与生成、沉淀转化的实质。
4.形成科学态度与社会责任意识,利用沉淀溶解平衡的移动解决生产、生活中的实际问题。
课前篇
素养初探
[知识铺垫]
1.固体物质的溶解度(S)与溶解性的关系:
溶解性
难溶
微溶
可溶
易溶
S的范围
S<0.01
g
0.01
gg
1
gg
S>10
g
2.浓度商Q与化学平衡常数K的关系
①Q=K时,反应达到平衡状态。
②Q>K时,反应向逆反应方向进行。
③Q3.一定温度下,在Ca(OH)2的饱和溶液中存在平衡
Ca(OH)2(s)
Ca2+(aq)+2OH-(aq),则该过程的平衡常数表达式K=c(Ca2+)·c2(OH-)。保持温度不变,向Ca(OH)2的饱和溶液中加入少量生石灰,充分反应后,溶液的pH不变(填“增大”“减小”或“不变”,下同),溶液中Ca2+浓度不变,Ca2+数目减小。
[必备知识]
一、难溶电解质的沉淀溶解平衡
1.定义
在一定温度下,当沉淀溶解和生成的速率相等时,即建立了动态平衡,叫做难溶电解质的溶解平衡。如AgCl溶于水的溶解平衡表示为:
AgCl(s)
Ag+(aq)+Cl-(aq)。
2.特征
【微思考1】难溶电解质是否在水中一点也不溶解?难溶电解质沉淀完全的标准是什么?
提示
否,尽管难溶电解质的溶解度很小,但在水中并不是绝对不溶。在一般情况下,当剩余离子的浓度小于1×10-5
mol·L-1时,化学上通常认为沉淀完全了。
3.溶度积
(1)定义:在一定温度下,难溶强电解质MmNn溶于水形成饱和溶液时,溶质的离子与该固态物质之间建立动态平衡,这时的离子浓度幂的乘积是一个常数,叫做溶度积常数,简称溶度积。符号为Ksp。
(3)意义:溶度积Ksp反映了物质在水中的溶解能力。
(4)影响Ksp的因素:温度。
绝大多数难溶电解质的溶解是吸热过程,升高温度,向溶解方向移动,Ksp增大。少数难溶电解质的溶解是放热过程,升高温度,向生成沉淀的方向移动,Ksp减小,如Ca(OH)2。
4.溶度积Ksp与离子积Q的关系
通过比较某温度下难溶电解质的溶度积与溶液中有关离子浓度幂的乘积——离子积Q的相对大小,可以判断难溶电解质在该温度下溶液中的沉淀或溶解情况。
(1)Q>Ksp,溶液过饱和,有沉淀析出,直至溶液达到新的平衡;
(2)Q=Ksp,溶液饱和,沉淀与溶解处于平衡状态;
(3)Q二、沉淀溶解平衡的应用
1.沉淀的生成
(1)调节pH法:
如加入氨水调节pH=4,可除去氯化铵中的杂质氯化铁。反应的离子方程式:
(2)加沉淀剂法:
以Na2S、H2S等作沉淀剂,使Cu2+、Hg2+等生成极难溶的硫化物CuS、HgS等沉淀。反应的离子方程式如下:
①加Na2S生成CuS:S2-+Cu2+
===
CuS↓。
②通入H2S生成CuS:H2S+Cu2+
===
CuS↓+2H+。
2.沉淀的溶解
(1)原理:
根据平衡移动原理,对于在水中难溶的电解质,只要不断移去溶解平衡体系中的相应离子,平衡就向沉淀溶解的方向移动,从而使沉淀溶解。
(2)实例:
①CaCO3沉淀溶于盐酸中:
CO2气体的生成和逸出,使CaCO3溶解平衡体系中的
浓度不断减小,平衡向
沉淀溶解的方向移动。
②Mg(OH)2沉淀溶于浓NH4Cl溶液中:
由于NH3·H2O的生成,使Mg(OH)2溶解体系中的c(OH-)减小,平衡向
沉淀溶解的方向移动。
Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液的化学方程式为
3.沉淀的转化
(1)转化实验:
①难溶性银盐之间的转化:
实验步骤
实验现象
生成白色沉淀
生成黄色沉淀
生成黑色沉淀
化学方程式
NaCl+AgNO3===
AgCl↓+NaNO3
AgCl+KI===
AgI+KCl
2AgI+Na2S===
Ag2S+2NaI
②Mg(OH)2与Fe(OH)3之间的转化:
实验步骤
实验现象
产生白色沉淀
产生的白色沉淀逐渐变为红褐色
化学方程式
MgCl2+2NaOH===
Mg(OH)2↓+2NaCl
3Mg(OH)2+2FeCl3
===2Fe(OH)3+3MgCl2
(2)转化的实质:
沉淀转化的实质就是沉淀溶解平衡的移动。一般来说,溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现,两种沉淀的溶解度差别越大,转化越容易。
(3)转化的应用:
①锅炉除水垢:
②自然界中矿物的转化:
[自我检测]
正误判断
(1)沉淀溶解达到平衡时,溶液中溶质的离子浓度相等,且保持不变。( )
(2)室温下,AgCl在水中的溶解度小于在食盐水中的溶解度。( )
(3)BaSO4在相同物质的量浓度的硫酸钠和硫酸铝溶液中的溶解度相同。( )
(4)升高温度,沉淀溶解平衡一定正向移动。( )
(5)为减少洗涤过程中固体的损耗,最好选用稀硫酸代替H2O来洗涤BaSO4沉淀。( )
(6)向一定量的饱和NaOH溶液中加入少量Na2O固体,恢复到原来温度时,溶液中的Na+总数不变。( )
×
×
×
×
√
×
课堂篇
素养提升
任务一
沉淀溶解平衡及其影响因素
[问题探究]
1.常温下,分别将AgCl溶于水和0.1
mol·L-1的NaCl溶液中,其溶解度相同吗?为什么?
答案
不相同。在NaCl溶液中,Cl-的存在会使平衡
AgCl(s)
Ag+(aq)+Cl-(aq)逆向移动,AgCl溶解度减小。
2.同一难溶物,其电离方程式和沉淀溶解平衡的方程式有哪些不同?(以BaSO4为例)
[深化拓展]
沉淀溶解平衡
沉淀溶解平衡包含沉淀的溶解和溶解后的电解质的电离过程。如:
(1)沉淀溶解平衡与电离平衡的比较
①从物质类别方面看
a.难溶电解质:可以是强电解质也可以是弱电解质。
b.难电离物质:只能是弱电解质。
②从变化的过程看
a.沉淀溶解平衡:已溶解溶质与未溶解溶质之间形成的沉淀与溶解的平衡状态。
b.电离平衡:溶解的弱电解质分子与离子之间的转化达到的平衡状态。
③沉淀溶解平衡与难溶电解质电离的比较
a.平衡状态
沉淀溶解平衡指已溶溶质的离子与未溶溶质之间的平衡;
难溶电解质中:可能存在电离平衡,如Al(OH)3,可能不存在电离平衡,如BaSO4。
b.表示方法
(2)影响沉淀溶解平衡的因素
①内因:电解质本身的性质。
②外因:
a.温度:温度升高,多数沉淀溶解平衡向溶解的方向移动;
b.稀释:向溶解方向移动;
c.同离子效应:加入相同离子,向生成沉淀的方向移动。
[素能应用]
典例1现向含AgBr的饱和溶液中:
(1)加入固体AgNO3,则c(Ag+) (填“变大”“变小”或“不变”,下同);?
(2)加入更多的AgBr固体,则c(Ag+) ;?
(3)加入AgCl固体,则c(Br-) ,c(Ag+) ;?
(4)加入Na2S固体,则c(Br-) ,c(Ag+) 。?
答案
(1)变大 (2)不变 (3)变小 变大 (4)变大
变小
解析
(1)向AgBr饱和溶液中加入AgNO3,AgBr沉淀溶解平衡逆向移动,但c(Ag+)变大。
(2)加入AgBr固体,对溶解平衡无影响,c(Ag+)不变。
(3)因AgCl溶解度大于AgBr,加入AgCl固体时,c(Ag+)变大,溶解平衡向左移动,c(Br-)变小。
(4)因Ag2S溶解度小于AgBr,加入Na2S固体时,生成Ag2S,AgBr沉淀溶解平衡向右移动,c(Br-)变大,但c(Ag+)变小。
变式训练1将足量AgCl分别放入:①5
mL水,②10
mL
0.2
mol·L-1的MgCl2溶液,③20
mL
0.5
mol·L-1的NaCl溶液,④40
mL
0.1
mol·L-1的盐酸中溶解至溶液饱和,各溶液中Ag+的浓度分别为a、b、c、d,它们由大到小的排列顺序是 。?
答案
a>d>b>c
解析
AgCl在溶液中存在沉淀溶解平衡AgCl(s)
Cl-(aq)+Ag+(aq),所以氯离子浓度越大,Ag+的浓度就越小。②③④中氯离子的浓度分别是0.4
mol·L-1、0.5
mol·L-1、0.1
mol·L-1,所以各溶液中Ag+浓度的大小顺序是a>d>b>c。
任务二
沉淀溶解平衡的应用
[问题探究]
1.除去溶液中的
,选择加入钙盐还是钡盐?为什么?
答案
加入钡盐;因为BaSO4的溶解度更小,
沉淀更完全。
2.根据你现有的知识,你认为判断沉淀能否生成可从哪方面考虑?对于要除去的离子能否通过沉淀反应全部除去?请说明原因。
答案
从溶解度方面可判断沉淀能否生成;对于要除去的离子不能通过沉淀完全除去,因为不溶是相对的,沉淀物在溶液中存在溶解平衡。
[深化拓展]
沉淀溶解平衡应用中的一些问题
生成难溶电解质而形成沉淀,是工业生产、环保工程和科学研究中除杂质或提纯物质的重要方法之一。
(1)沉淀剂的选择:要求除去溶液中的某种离子,又不能影响其他离子的存在,并且由沉淀剂引入溶液的杂质离子还要便于除去。
(2)在遇到含有多种弱碱阳离子的混合溶液中离子分离及除杂时,往往通过改变溶液的酸碱性使离子分别沉淀而除去,过程中要注意控制形成沉淀的pH。
(3)利用生成沉淀分离或除去某种离子,首先要使生成沉淀的反应能够发生;其次沉淀生成的反应进行得越完全越好。
[素能应用]
典例2(1)已知在T
℃时,Ksp[Mg(OH)2]=3.2×10-11,假设饱和Mg(OH)2溶液的密度为1
g·mL-1,试求Mg(OH)2的溶解度为 g。?
(2)在T
℃时,向0.02
mol·L-1的MgCl2溶液中加入NaOH固体,如要生成Mg(OH)2沉淀,应使溶液中的c(OH-)最小为 mol·L-1。?
(3)T
℃时,向浓度均为0.02
mol·L-1的MgCl2和CuCl2混合溶液中逐滴加入NaOH溶液,先生成 (填化学式)沉淀;当两种沉淀共存时,
{已知T
℃时,Ksp[Cu(OH)2]=2.0×10-20}
答案
(1)1.16×10-3 (2)4×10-5
(3)Cu(OH)2 1.6×109
解析
(1)设c(Mg2+)为x,则c(OH-)为2x。由Ksp[Mg(OH)2]=3.2×10-11
=c(Mg2+)·c2(OH-)=x×(2x)2=4x3,解得c(Mg2+)=2×10-4
mol·L-1,则1
L溶液中(相当于1
L水中)溶解Mg(OH)2的物质的量为2×10-4
mol,即1
000
g
水中溶解Mg(OH)2的质量为:2×10-4
mol×58
g·mol-1=1.16×10-2
g,所以Mg(OH)2的溶解度为1.16×10-3
g。
(1)在计算难溶电解质溶液中离子平衡浓度时不要搞错计量数关系。
如x
mol·L-1铬酸银(Ag2CrO4)溶液中c(Ag+)是2x
mol·L-1而不是x
mol·L-1。
(2)类型不同的难溶电解质的溶度积大小不能直接反映出它们的溶液中离子浓度的大小,因为它们的溶度积表达式是不同的。Ksp与S的换算没有一个统一的公式,因难溶电解质类型的不同而相异。
变式训练2已知:某温度时,Ksp(AgCl)=1.8×10-10,Ksp(Ag2CrO4)=1.1×10-12。向Cl-和
的浓度都为0.100
mol·L-1的混合溶液中逐滴加入AgNO3溶液(忽略体积的变化)。下列说法中正确的是( )
A.首先得到的沉淀是Ag2CrO4
B.首先得到的沉淀是AgCl
C.同时得到AgCl与Ag2CrO4沉淀
D.将Ag2CrO4转化为AgCl比将AgCl转化为Ag2CrO4要难
答案
B
素养脉络
随堂检测
1.下列说法中正确的是( )
A.只有易溶电解质在溶液中才存在沉淀溶解平衡
B.难溶电解质在溶液中只存在沉淀溶解平衡,不存在电离平衡
C.沉淀溶解平衡只能通过电解质溶解于水时建立
D.达到沉淀溶解平衡时,电解质表面上的离子或分子脱离电解质的速率与溶液中的离子或分子回到电解质表面的速率相等
答案
D
解析
沉淀溶解平衡发生在固体表面,是在一定条件下离子向溶剂中扩散和溶剂中离子在固体表面析出建立的平衡。
2.下列有关沉淀溶解平衡的说法正确的是( )
A.Ksp(AB2)小于Ksp(CD),则AB2的溶解度小于CD的溶解度
B.在氯化银的沉淀溶解平衡体系中,加入蒸馏水,氯化银的Ksp增大
C.在氯化银的沉淀溶解平衡体系中,加入碘化钾固体,氯化银沉淀可转化为碘化银沉淀
D.在碳酸钙的沉淀溶解平衡体系中,通入CO2气体,溶解平衡不移动
答案
C
3.(双选)某温度时,BaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。下列说法正确的是( )
A.加入Na2SO4可以使溶液由a点变到b点
B.通过蒸发可以使溶液由d点变到c点
C.d点无BaSO4沉淀生成
D.a点对应的Ksp等于c点对应的Ksp
答案
CD
4.工业上制取纯净的CuCl2·2H2O的主要过程是:①将粗制氧化铜(含少量FeO)溶解于稀盐酸中,加热、过滤;②对①所得滤液(pH为3)按下列步骤进行操作:
已知Cu2+、Fe2+在pH为4~5时不水解,Fe3+却几乎完全水解形成沉淀。请回答下列问题:
(1)X是 (填化学式),其反应的离子方程式是? 。?
(2)Y物质应具备的条件是? ,生产中Y可选 。?
(3)溶液乙在蒸发结晶时应注意? 。?
答案
(1)Cl2(或H2O2) 2Fe2++Cl2
===
2Fe3++2Cl-(或2Fe2++H2O2+2H+
===
2Fe3++2H2O)
(2)调节溶液酸碱性,使pH为4~5,且不引进新杂质 CuO、Cu(OH)2等
(3)通入HCl气体(或加入盐酸),并用玻璃棒不断搅拌且不能蒸干
解析
(1)根据框图,加入氧化剂X可把Fe2+氧化为Fe3+,而没有增加新杂质,所以X为Cl2或H2O2等。(2)结合题中信息,调节pH至4~5,使Fe3+完全沉淀,同时不引进新杂质,所以Y最好为CuO、Cu(OH)2等。(3)蒸发结晶CuCl2溶液会促进Cu2+水解Cu2++2H2O
Cu(OH)2+2H+,故可加入HCl或盐酸以抑制其水解,在蒸发时要用玻璃棒不断搅拌且不能蒸干。(共59张PPT)
第一节 电离平衡
第三章
2021
内容索引
01
02
课前篇
素养初探
课堂篇
素养提升
素养目标
1.能准确判断强电解质和弱电解质,培养宏观辨识与微观探析的核心素养。
2.会用变化观念与平衡思想描述弱电解质的电离平衡,能正确书写弱电解质的电离方程式,会分析电离平衡的移动。
3.知道电离平衡常数的意义,培养证据推理与模型认知的核心素养。
课前篇
素养初探
[知识铺垫]
1.电解质是在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物。非电解质是在水溶液里和熔融状态下都不导电的化合物。
2.电解质溶液的导电能力取决于溶液中自由移动离子浓度的大小以及
离子所带电荷的多少。
3.写出下列物质的电离方程式。
(1)Ba(OH)2
Ba(OH)2
===
Ba2++2OH-;
(2)Fe2(SO4)3
Fe2(SO4)3
===
2Fe3++3
;
(3)NaHCO3
NaHCO3
===
Na++
;
(4)NaHSO4(水溶液中)
NaHSO4
===
Na++H++
。
[必备知识]
一、强电解质和弱电解质
1.盐酸和醋酸的比较
(1)实验
酸溶液
0.1
mol·L-1盐酸
0.1
mol·L-1醋酸溶液
pH
小
大
导电能力
强
弱
与镁条反应的现象
反应剧烈
反应不剧烈
(2)实验结论
①盐酸中c(H+)大于醋酸溶液中c(H+),即盐酸中HCl的电离程度比醋酸溶液中CH3COOH的电离程度大;
②同浓度的盐酸与醋酸溶液比较,HCl全部电离,CH3COOH部分电离。
2.强、弱电解质
(1)定义
①强电解质:在水溶液中能够全部电离的电解质。
②弱电解质:在水溶液中只能部分电离的电解质。
(2)常见的强、弱电解质
①强电解质:强酸、强碱、大部分盐等。
②弱电解质:弱酸、弱碱、水等。
【微思考1】氨水可导电,且呈弱碱性,氨水是否属于弱碱?
提示
氨水是氨气的水溶液,属于混合物,而碱属于化合物,所以氨水不属于弱碱,但氨水中的NH3·H2O属于弱碱。
二、弱电解质的电离平衡
1.电解质电离方程式的书写
(1)强电解质
全部电离,在写电离方程式时,用“”。如NaCl的电离方程式为NaClNa++Cl-。
(2)弱电解质
部分电离,在写电离方程式时,用“”。
①一元弱酸、弱碱一步电离:
如CH3COOH:CH3COOH
CH3COO-+H+。
NH3·H2O:NH3·H2O
+OH-。
②多元弱酸或多元弱碱分步电离(其中以第一步电离为主):
如H2CO3:H2CO3
H++
(主),
(次)。
2.电离平衡
(1)定义
在一定条件下的弱电解质溶液中,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,电离过程达到电离平衡状态。
(2)建立过程(用v-t图像描述)
(3)电离平衡的特征
(4)浓度、温度对电离平衡的影响
①浓度:对于同一弱电解质,一般浓度越小,电离程度越大。
②温度:因电离一般需吸收热量,所以温度升高,电离程度增大。
三、电离平衡常数
1.定义
对一元弱酸或一元弱碱来说,溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积,与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数,这个常数叫做电离平衡常数,简称电离常数。
2.表示方法
3.规律与应用
(1)一定温度下,Ka或Kb越大,对应弱电解质越易电离,电离程度越大。如25
℃时,Ka(CH3COOH)>Ka(HCN),则HCN的酸性比CH3COOH的酸性弱。
(2)同一种多元弱酸的各步电离常数
时,计算多元弱酸中的c(H+),或比较多元弱酸酸性的相对强弱时,通常只考虑第一步电离。多元弱碱的情况与多元弱酸相似。
4.影响因素
[自我检测]
1.正误判断
(1)强电解质稀溶液中不存在溶质分子,弱电解质稀溶液中存在溶质分子。( )
(2)CaCO3难溶于水,其属于弱电解质。( )
(3)离子化合物一定是强电解质,共价化合物一定是弱电解质。( )
(4)电离平衡时,由于分子和离子的浓度不断发生变化,所以说电离平衡是动态平衡。( )
(5)一定温度下,醋酸的浓度越大,电离常数也越大。( )
√
×
×
×
×
2.常温下向0.1
mol·L-1
CH3COOH溶液中加入少量的CH3COONa晶体时,会引起( )
A.溶液中的c(H+)减小
B.电离平衡左移,电离平衡常数减小
C.溶液的导电能力减弱
D.溶液的pH减小
答案
A
解析
CH3COOH的电离方程式为CH3COOH
CH3COO-+H+,CH3COOH溶液中加入CH3COONa晶体时,溶液中的c(CH3COO-)增大,平衡向左移动,c(H+)减小,pH增大;由于体系温度不变,电离平衡常数不变,由于加入CH3COONa,使溶液中的c(CH3COO-)增大,同时增加了Na+,溶液导电性增强。
课堂篇
素养提升
任务一
强电解质、弱电解质的比较
[问题探究]
1.BaCO3难溶于水,所以属于弱电解质。该说法对吗?
答案
不对;尽管BaCO3在水中的溶解度很小,但溶于水的部分能够全部电离,所以BaCO3属于强电解质。
3.强、弱电解质的本质区别是什么?
答案
强、弱电解质的本质区别是在水中的电离程度不同,强电解质全部电离,弱电解质部分电离且在水溶液中存在电离平衡。
4.电解质一定能导电,导电的一定是电解质。该说法对吗?
答案
不对;电解质不一定能导电,导电的也不一定为电解质。原因:电解质导电是有条件的;有些单质、混合物也能导电,这些物质既不是电解质也不是非电解质。
[深化拓展]
强、弱电解质的比较
电解质类型
强电解质
弱电解质
定义
在水溶液中能够全部电离的电解质
在水溶液中只能部分电离的电解质
电离程度
全部电离
部分电离
电解质在溶液
中的存在形式
只存在电解质电离产生的阴、阳离子,不存在强电解质分子
存在大量电解质分子,存在少量弱电解质分子电离产生的离子
电离过程
不可逆,强电解质全部电离,电离方程式用“===”连接
可逆,存在电离平衡,电离方程式用“
”连接
[素能应用]
典例1下列关于强、弱电解质的叙述正确的是( )
A.强电解质都是离子化合物,弱电解质都是共价化合物
B.强电解质都是可溶性化合物,弱电解质都是难溶性化合物
C.强电解质的水溶液中无溶质分子,弱电解质的水溶液中有溶质分子
D.强电解质的导电能力强,弱电解质的导电能力弱
答案
C
解析
A项,HCl、HNO3是强电解质,但属于共价化合物,A错误;B项,BaSO4、CaCO3为强电解质,尽管它们难溶于水,但它们溶于水的部分是全部电离的,B错误;D项,若强电解质溶液的浓度很小,其导电能力也会很弱,D错误;C项,强电解质在水溶液中全部电离为离子,不存在溶质分子,而弱电解质在水溶液中只能部分电离,溶液中还存在溶质分子,C正确。
(1)强电解质和弱电解质的分类依据是在水溶液中是否全部电离,全部电离的电解质是强电解质,部分电离的电解质是弱电解质。
(2)常见的强电解质有强酸(H2SO4、HNO3、HClO4、HCl、HBr、HI等)、强碱[KOH、NaOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等]、大部分盐。
(3)电解质的强弱与其溶液的导电性没有直接关系,强电解质溶液的导电性不一定比弱电解质溶液的导电性强。
(4)电解质的强弱与物质的溶解性没有关系,只要溶解到水中的部分全部电离就是强电解质。比如CH3COOH易溶于水,但溶于水后只能部分电离,所以CH3COOH是弱电解质;BaSO4难溶于水,但溶于水的部分全部电离,所以BaSO4是强电解质。
变式训练1现有以下物质:①硫酸铜晶体 ②碳酸钙固体 ③纯磷酸 ④硫化氢 ⑤三氧化硫 ⑥金属镁 ⑦石墨 ⑧固态苛性钾 ⑨氨水 ⑩熟石灰固体。
(1)属于强电解质的是 (填序号,下同)。?
(2)属于弱电解质的是
。?
(3)属于非电解质的是
。?
(4)既不是电解质,又不是非电解质的是 。?
(5)能导电的是
。?
答案
(1)①②⑧⑩ (2)③④ (3)⑤ (4)⑥⑦⑨
(5)⑥⑦⑨
解析
(1)强电解质是溶于水全部电离的电解质,故①②⑧⑩是强电解质。(2)③④是溶于水部分电离的电解质,属于弱电解质。(3)⑤属于化合物,它的水溶液虽然能导电,但并不是它自身电离使溶液导电,所以是非电解质。(4)⑥⑦都是单质,⑨是混合物,它们既不是电解质也不是非电解质。(5)⑥⑦中均有能够自由移动的电子,⑨中有自由移动的离子,都能导电。
任务二
电离平衡的影响因素
[问题探究]
1.向100
mL
0.1
mol·L-1醋酸溶液中加水稀释,醋酸的电离程度怎样变化?H+的物质的量怎样变化?H+浓度怎样变化?
答案
加水稀释时,CH3COOH的电离平衡向右移动,电离程度增大,H+的物质的量增大,H+的浓度减小。
2.向醋酸溶液中加入醋酸钠晶体,醋酸的电离程度怎样变化?H+浓度怎样变化?
答案
向醋酸溶液中加入醋酸钠晶体,增大了CH3COO-浓度,CH3COOH的电离平衡向左移动,电离程度减小,H+浓度减小。
[深化拓展]
外界条件对电离平衡的影响
电离平衡的移动符合勒夏特列原理,达到平衡时,离子浓度相当于可逆反应中生成物的平衡浓度,电解质分子浓度相当于可逆反应中反应物的平衡浓度,外界条件对其影响可归纳为:
(1)浓度:对于同一弱电解质,浓度越大,电离程度越小;浓度越小,电离程度越大,即对溶液加水稀释时,电离平衡向着电离的方向移动。
(2)温度:由于弱电解质的电离过程一般是吸热的,升高温度,电离平衡向着电离的方向移动。
(3)同离子效应:在弱电解质溶液中加入与弱电解质电离产生相同离子的强电解质,电离平衡将向电离的反方向移动。
(4)化学反应:在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质,电离平衡将向电离的方向移动。
以CH3COOH
CH3COO-+H+为例:
当外界条件(如浓度、温度等)发生变化时,电离平衡就会发生移动。弱电解质的电离平衡移动遵循化学平衡移动原理。
影响因素
平衡移
动方向
n(H+)
c(H+)
c(CH3COO-)
K
pH
导电
能力
升温(不考虑挥发)
右
增大
增大
增大
增大
减小
增强
加冰醋酸
右
增大
增大
增大
不变
减小
增强
加入
其他
物质
CH3COONa固体
左
减小
减小
增大
不变
增大
增强
通HCl气体
左
增大
增大
减小
不变
减小
增强
NaOH固体
右
减小
减小
增大
不变
增大
增强
加水稀释
右
增大
减小
减小
不变
增大
减弱
[素能应用]
典例2现有0.1
mol·L-1氨水10
mL,加蒸馏水稀释到1
L后,下列变化中正确的是( )
①电离程度增大 ②c(NH3·H2O)增大 ③
数目增多 ④c(OH-)增大 ⑤导电性增强
A.①②③ B.①③⑤
C.①③⑥
D.②④⑥
答案
C
用化学平衡理论分析电解质的电离平衡问题时,考虑的主要影响因素有稀释、改变温度、加入含有相同分子或离子的物质、发生化学反应等,在分析此类问题时应注意以下两点:
(1)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。
(2)加水稀释有利于电离,但是离子浓度降低,因为溶液体积增大程度大于离子增多程度。
变式训练2
0.1
mol·L-1CH3COOH溶液中存在电离平衡:
CH3COOH
CH3COO-+H+。加水稀释或加入少量CH3COONa晶体时,都会引起( )
A.溶液的酸性减弱
B.CH3COOH电离程度变大
C.溶液的导电能力减弱
D.溶液中c(CH3COO-)减小
答案
A
任务三
有关电离常数的计算
[问题探究]
1.两种酸HA与HB的电离常数分别为K1、K2,若K1答案
可以。对于组成相似的弱酸,电离常数越大,酸性越强,故酸性:
HB>HA。
(1)H+的浓度:H2A H2B。?
(2)酸根离子的浓度:c(A2-) c(B2-)。?
(3)酸分子的浓度:c(H2A) c(H2B)。?
(4)溶液的导电能力:H2A H2B。?
答案
(1)> (2)> (3)< (4)>
解析
H2A和H2B都是二元弱酸,二元弱酸的电离分两步,第一步比第二步电离程度大得多,溶液的酸性(或H+浓度)、酸式酸根离子的浓度、酸分子的浓度、溶液的导电能力均由第一步电离决定。同温、同浓度的H2A、H2B溶液,H2A的第一步电离常数大于H2B的第一步电离常数,故H+浓度是H2A>H2B,酸分子的浓度是c(H2A)H2B。酸根离子A2-、B2-的浓度取决于两酸的第二步电离,H2A的第二步电离常数大于H2B的第二步电离常数,故c(A2-)>c(B2-)。
[深化拓展]
有关电离平衡常数的计算(以弱酸HX为例)
(1)已知起始时c(HX)和电离产生的c(H+),求电离平衡常数。
HX
H+ + X-
起始:
c(HX)
0
0
平衡:
c(HX)-c(H+)
c(H+)
c(X-)
(2)已知起始时c(HX)和电离平衡常数,求溶液中c(H+)。
HX H+ + X-
起始:
c(HX)
0
0
平衡:
c(HX)-c(H+)
c(H+)
c(X-)
[素能应用]
典例3
25
℃时,在0.5
L
0.2
mol·L-1的HA溶液中,有0.001
mol的HA电离。
(1)求该温度下HA的电离常数。
(2)计算25
℃时,0.1
mol·L-1的该酸溶液中的c(H+)。
答案
(1)2.02×10-5
(2)1.42×10-3
mol·L-1
解析
(1)由题意可得:
HA
H+ + A-
起始物质的量/mol
0.1
0
0
已电离物质的量/mol
0.001
0.001
0.001
平衡时物质的量/mol
0.099
0.001
0.001
变式训练3某酸HX是一种弱酸,25
℃时电离常数Ka=4×10-4。
(1)写出该酸的电离常数表达式:Ka= 。?
(2)25
℃时,往HX溶液中加入1
mol·L-1的盐酸,能 (填“抑制”或“促进”)HX的电离,Ka值将 (填“增大”“减小”或“不变”)。?
(3)若HX的起始浓度为0.010
mol·L-1,则平衡时c(H+)= [提示:因Ka很小,平衡时的c(HX)仍可近似为0.010
mol·L-1]。?
任务四
一元强酸与一元弱酸的比较
[问题探究]
1.等浓度的盐酸和醋酸溶液中,哪种溶液中的氢离子浓度大?
答案
盐酸中的H+浓度大。
2.取等体积氢离子浓度相等的盐酸和醋酸,两溶液中溶质的物质的量浓度有怎样的大小关系?加入足量金属锌完全反应,产生H2的物质的量有怎样的大小关系?
答案
氢离子浓度相等的盐酸和醋酸,醋酸的浓度大。等体积的两种酸与足量锌反应,醋酸产生H2的物质的量大。
[深化拓展]
一元强酸和一元弱酸在溶液中的电离程度不同,一元强酸在溶液中完全电离,一元弱酸电离程度很小。
等浓度的一元强酸和一元弱酸中,强酸中H+的浓度大,因此与金属反应开始时强酸反应速率快。等浓度等体积的两种酸与金属或碱液反应,随着反应的进行,弱酸可不断电离,最终弱酸可完全电离,产生的H+可完全反应,即两种酸最终都生成正盐,因此中和碱的量相同,与金属反应放出H2的量相同。
等pH一元强酸和一元弱酸,H+浓度相同,由于弱酸电离程度很小,因此溶液中有大量的弱酸分子没有发生电离,则弱酸的浓度远比强酸的浓度大。H+浓度相同,因此与金属反应开始时反应速率相同。等pH等体积的两种酸,与金属或碱液反应,由于弱酸浓度大,溶液中弱酸的物质的量大,因此弱酸消耗碱的量多,弱酸与金属反应放出的H2多。
[素能应用]
典例4(双选)c(H+)相等的盐酸(甲)和醋酸(乙),分别与锌反应,若最后锌已全部溶解且放出气体一样多,则下列说法正确的是( )
A.反应开始时的速率:甲=乙
B.反应所需时间:甲<乙
C.反应开始时,酸的物质的量浓度:甲<乙
D.反应结束时c(H+):甲>乙
答案
AC
解析
因两种酸中c(H+)相等,故开始的反应速率相等,A正确;因为醋酸是弱酸,电离程度很小,故其物质的量浓度远比盐酸的大,C正确;随着反应的进行,溶液中c(H+)减小,醋酸可继续电离,醋酸中反应速率快,因此醋酸反应所需时间短,B错误;反应结束两种酸中消耗H+的物质的量相等,由于醋酸不断电离,导致结束时醋酸中H+的浓度大于盐酸,D错误。
变式训练4在室温下pH相同、体积相同的醋酸和盐酸,对两种溶液分别采取下列措施,有关叙述正确的是( )
A.加适量的醋酸钠晶体后,两溶液的pH均增大
B.使溶液都升高20
℃,两溶液的pH均不变
C.加水稀释到体积为原来的两倍后,两溶液的pH均减小
D.加足量的锌充分反应后,两溶液产生的气体一样多
答案
A
解析
加入醋酸钠晶体后,CH3COO-浓度增大,使醋酸的电离平衡向逆方向移动,消耗了H+,故pH会增大,盐酸与醋酸钠反应后也消耗了H+,pH也会增大,故A正确;升温后醋酸的电离程度增大,氢离子浓度增大,pH会减小,B错误;加水稀释后,两溶液的pH均增大,C错误;因醋酸是弱酸,则CH3COOH的物质的量大,所以加足量的锌充分反应后,醋酸中产生的气体多,故D错误。
(1)同浓度、同体积的盐酸与醋酸的比较
物质
c(H+)
pH
中和碱
的能力
与足量金属反应产生H2量
与金属反应的速率(开始时)
稀释相同倍数后pH变化
盐酸
大
小
相同
相同
快
大
醋酸
小
大
慢
小
(2)同pH、同体积的盐酸与醋酸
物质
c(H+)
pH
中和碱
的能力
与足量金属反应产
生H2量
与金属反应的速率(开始时)
稀释相同倍数后pH变化
盐酸
相同
相同
小
少
相同
大
醋酸
大
多
小
素养脉络
随堂检测
1.(2019浙江4月选考)下列属于强电解质的是( )
A.硫酸钡
B.食盐水
C.二氧化硅
D.醋酸
答案
A
解析
硫酸钡是强电解质,A项正确;食盐水为混合物,不属于电解质,B项错误;二氧化硅是非电解质,C项错误;醋酸在水中只能部分电离,为弱电解质,D项错误。
2.下列关于稀盐酸与醋酸溶液两种稀溶液的说法正确的是( )
A.相同物质的量浓度的两溶液中c(H+)相同
B.100
mL
0.1
mol·L-1的两溶液能中和等物质的量的氢氧化钠
C.c(H+)=10-3
mol·L-1的两溶液稀释到原溶液体积的100倍,c(H+)都为
10-5
mol·L-1
D.两溶液中分别加入少量对应的钠盐,c(H+)均明显减小
答案
B
解析
相同物质的量浓度时,盐酸中c(H+)大于醋酸中c(H+),故A错;c(H+)
=10-3
mol·L-1的HCl溶液和CH3COOH溶液,稀释到体积为原来的100倍,盐酸中c(H+)=10-5
mol·L-1,醋酸中c(H+)大于10-5
mol·L-1,因为加水稀释时,
CH3COOHCH3
COO-+H+电离平衡右移,故C错;加入少量对应的钠盐时,对盐酸无影响,CH3COOH电离平衡左移,c(H+)减小,故D错。
3.将0.01
mol的下列物质分别加入(或通入)到100
mL水中,假设溶液体积变化不计,水溶液的导电能力最强的是( )
A.HF
B.NH4HCO3
C.BaSO4
D.NH3
答案
B
4.有以下物质:
①石墨 ②铝 ③酒精 ④氨水 ⑤二氧化碳 ⑥碳酸氢钠固体 ⑦氢氧化钡溶液 ⑧纯醋酸 ⑨氧化钠固体 ⑩氯化氢气体
其中能导电的是 ;?
属于非电解质的是 ;?
属于强电解质的是 ;?
属于弱电解质的是 。?
答案
①②④⑦ ③⑤ ⑥⑨⑩ ⑧
解析
石墨和铝都能导电,氨水和氢氧化钡溶液都有自由移动的离子,所以能导电。酒精和二氧化碳为非电解质。碳酸氢钠固体和氯化氢气体在水溶液中能完全电离,氧化钠固体在熔融状态时能完全电离,为强电解质。纯醋酸在水中只能部分电离,为弱电解质。(共22张PPT)
实验活动2 强酸与强碱的中和滴定
第三章
2021
素养目标
1.练习中和滴定的实验操作,理解中和滴定原理,探究酸碱中和反应过程中pH的变化特点,培养变化观念与平衡思想、科学探究与创新意识等学科核心素养。
2.通过实验进一步掌握数据分析的方法,体会定量实验在化学研究中的作用,培养宏观辨识与微观探析等学科核心素养。
[原理梳理]
向NaOH溶液中滴加几滴无色酚酞溶液,溶液呈红色,然后向该溶液中逐滴滴加一定浓度的稀盐酸,发生反应HCl+NaOH
===
NaCl+H2O,溶液的碱性逐渐减弱,红色逐渐变浅,当加入的盐酸与NaOH恰好完全中和时,溶液变为无色。
[实验探究]
一、练习使用滴定管
【微思考】(1)滴定管的最大刻度与量筒的最大刻度是否都在上端?
(2)酸式滴定管和碱式滴定管最大的不同点在哪里?为什么?
(3)滴定管在使用前,首先要进行的操作是什么?
提示
(1)否。滴定管的最大刻度与量筒的最大刻度位置不同,滴定管的最大刻度在下端(最大刻度之下还有一段玻璃管没有刻度),而量筒的最大刻度在上端。
(2)酸式滴定管和碱式滴定管最大的不同点在滴定管的下端,酸式滴定管的下端是玻璃旋塞,而碱式滴定管的下端有一段乳胶管,乳胶管中有一小玻璃球,这是因为碱性溶液会与玻璃旋塞部分反应生成硅酸盐,而酸性溶液会腐蚀乳胶管。
(3)滴定管在使用前,首先要检查是否漏水。
二、用已知浓度的强酸滴定未知浓度的强碱
【微思考】(1)滴定管在使用前要用标准液或待测液润洗,而锥形瓶则不必,为什么?
(2)锥形瓶下一般要垫一张白纸,目的是什么?
(3)接近滴定终点时,如何滴加标准溶液?
(4)以酚酞作指示剂,判断达到滴定终点时的标准是什么?
提示
(1)滴定管在使用前用蒸馏水洗涤后,若不润洗,则会使所盛溶液浓度减小,引起误差。而锥形瓶不能润洗,否则会使所盛溶液溶质偏多。
(2)锥形瓶下垫一张白纸的目的是便于观察溶液颜色的变化。
(3)接近滴定终点时,改为滴加半滴标准液。
(4)达到滴定终点的标准是:当滴加半滴酸后,溶液的颜色从粉红色刚好变为无色,且半分钟内不变色。
[实验反思]
1.实验注意事项
(1)酸式滴定管不能盛碱性溶液(如NaOH、Na2CO3溶液等);碱式滴定管不能盛酸性和强氧化性溶液(如酸性KMnO4溶液等)。
(2)滴定管在使用前要检漏,装液前除用蒸馏水洗净外,还须用待盛的溶液润洗。
(3)注意滴定管的刻度、读数与量筒的区别。
(4)滴定速率,先快后慢。当接近终点时应改为滴加半滴溶液。
(5)水平读数,视线与凹液面最低处、刻度在同一水平线上。
(6)滴定后应稍等几分钟,使内壁上液体顺内壁流下,然后再读数。
(7)读数应精确到小数点后两位。如25.00
mL是正确的,而不是25
mL或25.000
mL。
(8)锥形瓶不能用待测液润洗。因润洗后,瓶内壁会附着一定量的待测液。
(9)在滴定过程中,锥形瓶中若有水,对实验结果无影响。
(10)取待测液的滴定管用蒸馏水洗净后,必须用待测液润洗,否则,装入的溶液会被稀释,影响结果。
2.滴定实验中指示剂的选择
(1)酸碱中和滴定实验:常见的酸碱指示剂有石蕊、甲基橙和酚酞,酸碱中和滴定实验中不能选用石蕊作为指示剂。实验中选择的指示剂的变色范围与酸碱完全反应时溶液的pH越接近,实验误差越小。一般情况下,强酸和强碱溶液的滴定实验既可选择酚酞,也可选择甲基橙;弱酸与强碱的滴定实验,如CH3COOH与NaOH溶液的滴定,完全反应得到CH3COONa,溶液呈碱性,应选用酚酞作为指示剂;强酸与弱碱的滴定实验,如盐酸与氨水的滴定,完全反应得到NH4Cl溶液,溶液呈酸性,应选用甲基橙作为指示剂。
(2)氧化还原反应滴定实验:
①不使用指示剂。当用KMnO4溶液滴定某溶液时,终点现象是当滴入最后半滴KMnO4溶液,溶液变成紫红色,且半分钟内不变色。
②使用指示剂。如滴定I2时,用淀粉溶液作为指示剂;用NH4Fe(SO4)2标准溶液滴定某些还原剂时,用KSCN溶液作为指示剂。
3.【微思考】(1)中和滴定实验一般重复2~3次,其目的是什么?
(2)锥形瓶装待测液之前是否需要干燥?
提示
减小实验误差。
(2)不需要。
随堂检测
1.在盐酸滴定NaOH溶液的实验中,用甲基橙作指示剂,滴定到终点时,溶液的颜色变化是( )
A.由黄色变为红色
B.由黄色变为橙色
C.由橙色变为红色
D.由红色变为橙色
答案
B
解析
甲基橙在NaOH溶液中显黄色,滴定到终点时,溶液由黄色变为橙色。
2.下列有关叙述正确的是( )
A.下端连有乳胶管的滴定管为酸式滴定管
B.滴定管的最大刻度与量筒的最大刻度位置相同
C.滴定前应排除滴定管尖嘴部分的气泡
D.滴定过程中两眼应注意滴定管内液面的变化
答案
C
解析
A选项中所指滴定管是碱式滴定管;B选项中滴定管最大刻度在下,量筒最大刻度在上;D选项,滴定过程中两眼应观察锥形瓶内溶液颜色的变化。
3.如图是室温下盐酸与氢氧化钠溶液的滴定曲线a和b,试认真分析后填空:
(1)曲线a是用 溶液滴定 溶液;?
(2)P点的坐标为 ;盐酸的物质的量浓度为
mol·L-1。?
答案
(1)NaOH HCl (2)(15,7) 0.1
解析
一定要理解图中具体坐标点的意义。a曲线pH随滴定的进行而增大,则说明其为碱溶液滴定酸溶液的过程,且V=0时pH=1,说明该盐酸的浓度为0.1
mol·L-1,同理b曲线是酸溶液滴定碱溶液的过程,且该氢氧化钠溶液的浓度也为0.1
mol·L-1。
4.某学生用0.150
0
mol·L-1NaOH溶液测定某未知浓度的盐酸,其操作可分解为如下几步:
A.用蒸馏水洗净滴定管
B.用待测定的溶液润洗酸式滴定管
C.用酸式滴定管取稀盐酸25.00
mL,注入锥形瓶中,加入酚酞
D.另取锥形瓶,再重复操作2~3次
E.检查滴定管是否漏水
F.取碱式滴定管用标准NaOH溶液润洗后,将标准液注入碱式滴定管“0”刻度以上2~3
cm处,再把碱式滴定管固定好,调节液面至“0”刻度
G.把锥形瓶放在滴定管下面,瓶下垫一张白纸,边滴边摇动锥形瓶直至滴定终点,记下滴定管液面所在刻度
完成以下填空:
(1)滴定时正确操作的顺序是(用序号字母填写):
→ →F→ → → →D?
(2)
操作F中应该选择图中滴定管 (填标号)。?
(3)滴定时边滴边摇动锥形瓶,眼睛应注意观察 。达到滴定终点时,溶液颜色的变化是 。?
(4)滴定结果如表所示:
计算该盐酸的物质的量浓度为 (精确至0.000
1)。?
(5)下列操作会导致测定结果偏高的是 。?
A.碱式滴定管在装液前未用标准NaOH溶液润洗
B.滴定过程中,锥形瓶摇动得太剧烈,锥形瓶内有液滴溅出
C.碱式滴定管尖嘴部分在滴定前没有气泡,滴定终点时发现气泡
D.达到滴定终点时,仰视读数
滴定次数
待测液体积/mL
标准溶液的体积/mL
滴定前刻度
滴定后刻度
1
25.00
1.02
21.03
2
25.00
0.60
20.60
3
25.00
0.20
20.19
答案
(1)E A B C G (2)乙
(3)锥形瓶内溶液颜色的变化 由无色变为浅红色,且半分钟内不褪色 (4)0.120
0
mol·L-1 (5)AD
解析
(1)中和滴定按照检漏、洗涤、润洗、装液、取待测液并加指示剂、滴定等顺序操作。(2)根据题意,操作F中应该选择碱式滴定管,碱式滴定管为乙。(3)滴定时,边滴边摇动锥形瓶,眼睛应注意观察锥形瓶内溶液颜色的变化,达到滴定终点时,锥形瓶内溶液由无色变为浅红色,且半分钟内不褪色。
(5)碱式滴定管在装液前未用标准NaOH溶液润洗,导致标准溶液浓度偏小,滴定过程中消耗的标准溶液体积偏大,c(待测)偏大,A正确;滴定过程中,锥形瓶内有液滴溅出,使得部分盐酸未被中和,导致消耗的标准溶液体积偏小,c(待测)偏小,B错误;碱式滴定管尖嘴部分在滴定前没有气泡,滴定终点时发现气泡,导致读取的标准溶液体积偏小,c(待测)偏小,C错误;达到滴定终点时,仰视读数,读取的标准溶液体积偏大,c(待测)偏大,D正确。(共16张PPT)
实验活动3 盐类水解的应用
第三章
2021
素养目标
1.通过向FeCl3溶液中滴加浓盐酸,认识盐类水解的影响因素,培养变化观念与平衡思想、科学探究与创新意识等核心素养。
2.通过泥水的净化、氢氧化铁胶体的制备、油脂的洗涤,认识盐类水解的广泛应用,培养科学态度与社会责任等核心素养。
[原理梳理]
1.FeCl3属于强酸弱碱盐,溶于水所得溶液呈弱酸性,FeCl3水解的化学方程式为FeCl3+3H2O
Fe(OH)3+3HCl,向溶液中滴加浓盐酸,可使上述水解平衡逆向移动,抑制FeCl3的水解。
2.Al2(SO4)3在溶液中水解的化学方程式为:
Al2(SO4)3+6H2O
2Al(OH)3(胶体)+3H2SO4,所生成的氢氧化铝胶体吸附性强,可使水中细小的悬浮颗粒聚集成较大颗粒而沉淀,达到净水的目的。
3.油脂在碱性条件下可水解成可溶于水的高级脂肪酸盐和丙三醇。
[实验探究]
【微思考】(1)实验室如何用FeCl3晶体配制FeCl3溶液?
(2)FeCl3为何可作净水剂?
(3)实验室如何配制氢氧化铁胶体?
(4)为何油脂可溶解在热的纯碱溶液中?
提示
(1)实验室将FeCl3晶体溶解在浓盐酸中可制得FeCl3溶液,因盐酸可抑制FeCl3的水解。
(2)FeCl3溶于水时发生水解可分别得到氢氧化铁胶体,胶体具有强吸附性,可吸附水中的固体小颗粒,使之沉淀,从而可达到净水的目的。
(3)将5~6滴FeCl3饱和溶液滴入40
mL沸腾的蒸馏水中,并继续加热煮沸至液体呈红褐色,停止加热,即可得到氢氧化铁胶体。
(4)油脂可水解生成高级脂肪酸和甘油,而纯碱溶液呈碱性,可中和油脂生成的高级脂肪酸,且加热时,纯碱溶液的碱性增强,从而促进油脂的水解,洗涤效果更好。
[实验反思]
1.实验注意事项:
(1)实验室配制氯化铁溶液时,一般将氯化铁晶体溶解在浓盐酸中,再用蒸馏水将浓溶液稀释到所需要的浓度。
(2)制取氢氧化铁胶体时,当液体呈红褐色时即可停止加热,不能继续加热,否则会使氢氧化铁沉淀,使实验失败。
2.【微思考】盐类水解在泡沫灭火器中也有应用,泡沫灭火器所用药品为硫酸铝溶液和碳酸氢钠溶液,一种盛放在铁质容器中,另一种盛放在玻璃容器中。请问硫酸铝溶液能否盛放在铁容器中?
提示
硫酸铝溶液不能盛放在铁质容器中,因硫酸铝水解使溶液呈酸性,会腐蚀铁容器。
随堂检测
1.下列应用与碳酸钠或碳酸氢钠能发生水解反应无关的是( )
A.实验室盛放碳酸钠溶液的试剂瓶必须用橡胶塞而不能用玻璃塞
B.泡沫灭火器中含有碳酸氢钠溶液和硫酸铝溶液,使用时只需将二者混合就可产生大量二氧化碳
C.厨房中常用碳酸钠溶液洗涤餐具上的油污
D.可利用碳酸钠与醋酸反应制取少量二氧化碳
答案
D
2.下列过程或现象与盐类水解无关的是( )
A.纯碱溶液去油污
B.加热稀醋酸其pH稍有减小
C.NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接中的除锈剂
D.浓的硫化钠溶液有臭味
答案
B
解析
纯碱水解使溶液显碱性,有利于油脂的水解,A项与盐类水解有关;醋酸属于弱电解质,加热促进电离,导致溶液pH减小,B项与盐类水解无关;氯化铵和氯化锌水解都显酸性,可除铁锈,C项与盐类水解有关;浓的硫化钠溶液有臭味是因为硫化钠水解后产生了少量的硫化氢,D项与盐类水解有关。
3.NH4Al(SO4)2是食品加工中的一种食品添加剂,在焙烤食品时使用;
NH4HSO4在分析试剂、医药、电子工业中用途广泛。请填写下列空白:
(1)NH4Al(SO4)2可作为净水剂,其理由是 (用必要的化学用语和相关文字说明)。?
(2)相同条件下,0.1
mol·L-1NH4Al(SO4)2溶液中的c(
) (填“等于”“大于”或“小于”)0.1
mol·L-1NH4HSO4溶液中的c(
)。?
(3)如图1所示是0.1
mol·L-1电解质溶液的pH随温度变化的图像。
①图1中符合0.1
mol·L-1
NH4Al(SO4)2溶液的pH随温度变化的曲线是 (填字母),导致pH随温度变化的原因是 。?
②20
℃时,0.1
mol·L-1
NH4Al(SO4)2溶液中,
(4)室温时,向100
mL
0.1
mol·L-1NH4HSO4溶液中滴加0.1
mol·L-1NaOH溶液,所得溶液pH与NaOH溶液体积的关系曲线如图2所示。试分析图中a、b、c、d四个点对应的溶液,其中水的电离程度最大的是 点;在b点,溶液中各离子浓度由大到小的排列顺序是 。?
答案
(1)Al3+水解生成的Al(OH)3胶体具有吸附性,Al(OH)3胶体吸附水中悬浮颗粒使其沉降,从而达到净化水的目的
(2)小于
(3)①Ⅰ NH4Al(SO4)2水解使溶液呈酸性,升高温度时水解程度增大,pH减小
②10-3
mol·L-1
(4)a、b、c、d四个点对应的溶液,根据反应量的关系,a点恰好消耗完电离出的H+,溶液中只有(NH4)2SO4和Na2SO4,b、c、d三点溶液均含有NH3·H2O,(NH4)2SO4可以促进水的电离,而NH3·H2O抑制水的电离,a点水的电离程度最大,b点溶液呈中性,即溶液含有(NH4)2SO4、Na2SO4、NH3·H2O