(共22张PPT)
微专题3 电解质溶液中微粒间的关系
素 养 目 标
1.运用电离平衡、水解平衡的知识分析判断常见电解质(酸、碱、盐)溶液中的微粒种类及常见混合溶液中的微粒种类,培养变化观念与平衡思想的化学核心素养。
2.掌握电解质溶液中微粒浓度间的三个守恒关系,学会比较常见电解质溶液中微粒浓度的大小,培养证据推理与模型认知、宏观辨识与微观探析的化学核心素养。
基础落实 必备知识全过关
重难探究 能力素养全提升
目录索引
重难探究 能力素养全提升
探究一 溶液中的守恒关系
归纳拓展
1.电荷守恒
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,溶液呈电中性。
2.元素质量守恒
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变化。就该离子中所含有的某种元素来说,其质量在变化前后是守恒的。
3.质子守恒
电解质在溶液中发生电离、水解时,存在H+的转移,但失去H+的物质的量与得到H+的物质的量总相等。
应用体验
视角1 弱酸、弱碱中的守恒关系
1.写出0.1 mol·L-1的醋酸溶液和0.1 mol·L-1的氨水中的相应关系式。
(1)电荷守恒:
CH3COOH溶液__________________________________;
氨水__________________________________;
(2)元素质量守恒:
CH3COOH溶液______________________________________;
氨水__________________________________。
c平(H+)=c平(OH-)+c平(CH3COO-)
c平(CH3COO-)+c平(CH3COOH)=0.1 mol·L-1
易错提醒 弱酸、弱碱溶液中的电荷守恒和质子守恒相同。
视角2 单一盐溶液中的守恒关系
2.写出NaHCO3溶液和NH4Cl溶液中的相应关系式。
(1)电荷守恒:
NaHCO3溶液__________________________________________;
NH4Cl溶液__________________________________________。
(2)元素质量守恒:
NaHCO3溶液__________________________________________;
NH4Cl溶液__________________________________________。
(3)质子守恒:
NaHCO3溶液__________________________________________;
NH4Cl溶液__________________________________________。
c平(H+)=c平(OH-)+c平(NH3·H2O)
视角3 混合溶液中的守恒关系
3.写出Na2CO3和NaHCO3混合溶液(Na2CO3与NaHCO3物质的量之比为1∶1)中的相应关系式。
(1)电荷守恒:______________________________________________。
(2)元素质量守恒:________________________________________。
(3)质子守恒:_____________________________________________。
4.写出CH3COOH和CH3COONa混合溶液(CH3COOH和CH3COONa物质的量之比为1∶1)中的相应关系式。
(1)电荷守恒:______________________________________。
(2)元素质量守恒:______________________________________。
(3)质子守恒:____________________________________________。
c平(H+)+c平(Na+)=c平(CH3COO-)+c平(OH-)
2c平(Na+)=c平(CH3COOH)+c平(CH3COO-)
2c平(OH-)+c平(CH3COO-)=2c平(H+)+c平(CH3COOH)
探究二 溶液中微粒浓度比较的四种类型
归纳拓展
1.弱酸溶液
(1)一元弱酸:如HClO,弱酸电离是微弱的,所以HClO溶液中微粒浓度由大到小的顺序(H2O除外)是c平(HClO)>c平(H+)>c平(ClO-)>c平(OH-)。
(2)多元弱酸:如H2CO3,其电离是微弱的,且分步电离,则其溶液中微粒浓度由大到小的顺序(H2O除外)是
2.一元酸碱形成的盐溶液以及该盐与酸或碱形成的混合液
(1)①单一盐溶液:如氯化铵溶液;②混合溶液:如CH3COOH和CH3COONa按物质的量之比1∶1形成的混合溶液。
a.确定电荷守恒:①c平( )+c平(H+)=c平(OH-)+c平(Cl-),②c平(Na+)+c平(H+) =c平(CH3COO-)+c平(OH-);
b.再根据电离和水解程度的相对大小,结合溶液酸碱性判断离子浓度大小关系。
①和②中均有c平(H+)>c平(OH-),则离子浓度由大到小的顺序是①c平(Cl-)>
c平( )>c平(H+)>c平(OH-),②c平(CH3COO-)>c平(Na+)>c平(H+)>c平(OH-)。
(2)混合溶液水解和电离程度的相对大小考查,如等物质的量浓度的CH3COOH和CH3COONa的混合溶液呈酸性,说明CH3COOH的电离程度大于CH3COO-的水解程度,则溶液中c平(CH3COO-)>c平(Na+)>c平(CH3COOH)。
4.不同溶液中同一离子浓度的比较
要考虑溶液中离子的来源和其他离子对该离子的影响,如在相同浓度的下列溶液中:
①NH4Cl ②CH3COONH4 ③NH4HSO4
④(NH4)2SO4 ⑤(NH4)2CO3
⑥NH3·H2O
c平( )由大到小的顺序:④>⑤>③>①>②>⑥。
应用体验
视角1 单一溶液中不同微粒浓度的比较
1.HA为酸性略强于醋酸的一元弱酸,在0.1 mol·L-1 NaA溶液中,离子浓度关系正确的是( )
A.c平(Na+)>c平(A-)>c平(H+)>c平(OH-)
B.c平(Na+)>c平(OH-)>c平(A-)>c平(H+)
C.c平(Na+)+c平(OH-)=c平(A-)+c平(H+)
D.c平(Na+)+c平(H+)=c平(A-)+c平(OH-)
D
解析 根据电荷守恒可知c平(Na+)+c平(H+)=c平(A-)+c平(OH-),D正确;NaA为强碱弱酸盐,A-水解使溶液呈碱性,则c(OH-)>c(H+),因此c平(Na+)>c平(A-)>
c平(OH-)>c平(H+),A、B均错误。
2.常温下,下列有关电解质溶液的叙述正确的是( )
A
视角2 不同溶液中同种微粒浓度的比较
3.有4种混合溶液,分别由等体积0.1 mol·L-1的2种溶液混合而成:
①CH3COONa与HCl,②CH3COONa与NaOH,③CH3COONa与NaCl,
④CH3COONa与NaHCO3。下列关系正确的是( )
A.pH:②>③>④>①
B.c平(CH3COO-):②>④>③>①
C.c平(H+):①>③>②>④
D.c平(CH3COOH):①>④>③>②
B
解析 ①中CH3COONa与HCl混合会发生反应,溶液可看作CH3COOH与NaCl的混合液。A项,pH应为②>④>③>①;C项,c平(H+)应为①>③>④>②;D项,c平(CH3COOH)应为①>③>④>②。
视角3 混合溶液中不同微粒浓度的比较
4.25 ℃时,在10 mL浓度均为0.1 mol·L-1 NaOH和NH3·H2O的混合溶液中,滴加0.1 mol·L-1的盐酸,下列有关溶液中粒子浓度关系正确的是( )
A.未加盐酸时:c平(OH-)>c平(Na+)=c平(NH3·H2O)
B.加入10 mL盐酸时:c平( )+c平(H+)=c平(OH-)
C.加入盐酸至溶液pH=7时:c平(Cl-)=c平(Na+)
D.加入20 mL盐酸时:c平(Cl-)=c平( )+c平(Na+)
B
解题技巧 酸碱混合溶液中微粒浓度大小比较的思维方法
5.25 ℃时,按下表配制两份溶液。
一元弱酸溶液 加入的NaOH溶液 混合后所得溶液
HA 10.0 mL 0.20 mol·L-1 5.0 mL 0.20 mol·L-1 溶液Ⅰ
pH=5.0
HB 10.0 mL 0.20 mol·L-1 5.0 mL 0.20 mol·L-1 溶液Ⅱ
pH=4.0
下列说法错误的是( )
A.溶液Ⅰ中,c平(A-)>c平(Na+)>c平(H+)>c平(OH-)
B.Ⅰ和Ⅱ的pH相差1.0,说明
C.混合溶液Ⅰ和溶液Ⅱ:c平(Na+)+c平(H+)=c平(A-)+c平(B-)+c平(OH-)
D.混合溶液Ⅰ和溶液Ⅱ:c平(HA)>c平(HB)
B
解析 由电荷守恒可知,溶液Ⅰ中c平(Na+)+c平(H+)=c平(OH-)+c平(A-),pH=5.0,则c平(H+)>c平(OH-),因此c平(A-)>c平(Na+)>c平(H+)>c平(OH-),A正确;溶液Ⅰ的pH=5.0,溶液Ⅱ的pH=4.0,则HB的电离常数大于HA的电离常数, <1, B错误;由电荷守恒可知,混合溶液Ⅰ和溶液Ⅱ有c平(Na+)+c平(H+)=c平(A-)+
c平(B-)+c平(OH-),C正确;由于HB的电离常数大于HA的电离常数,则混合溶液Ⅰ和溶液Ⅱ后有c平(HA)>c平(HB),D正确。(共32张PPT)
※微项目※ 揭秘索尔维制碱法和侯氏制碱法
——化学平衡思想的创造性应用
素 养 目 标
1.通过认识制碱工业中复杂的多平衡体系,学会分析溶液中的微粒和平衡,理解平衡之间的相互影响,能根据实际需求选择调控平衡移动的方法,培养变化观念与平衡思想的化学核心素养。
2.通过了解工业制碱的原理,体会化学原理的巧妙应用,了解我国科学家对制碱工业作出的巨大贡献,培养科学态度与社会责任的化学核心素养。
基础落实 必备知识全过关
重难探究 能力素养全提升
目录索引
基础落实 必备知识全过关
必备知识
1.纯碱是重要的基础化工原料,其产量和消费量通常作为衡量一个国家工业发展水平的指标。
2.工业纯碱常用于制造玻璃、洗涤剂、建筑材料等。食用纯碱可用于食品工业,生产味精、作为食品添加剂等。
3.历史上比较重要的制碱方法有路布兰法、索尔维法和侯氏制碱法。
4.比利时工程师索尔维以食盐(氯化钠)、石灰石(经煅烧生成生石灰和二氧化碳)、氨为原料来制得纯碱和氯化钙。索尔维法中的关键反应为NaCl+NH3+CO2+H2O==NaHCO3↓+NH4Cl。
5.侯氏制碱法是我国化学工程专家侯德榜创立的。是将索尔维法和
合成氨法两种工艺联合起来,同时生产纯碱和氯化铵两种产品的方法。
【微思考】索尔维法制碱时为何先通氨气再通二氧化碳
提示 二氧化碳在饱和食盐水中溶解度小,先通二氧化碳再通氨气,制得的碳酸氢钠量太少,不会析出。先通氨气形成氨盐水,再通二氧化碳能被大量吸收,有利于制得更多的碳酸氢钠。
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探究一 解读索尔维制碱法
实验探究
实验室模拟索尔维制碱法
锥形瓶中装有碳酸钙粉末,分液漏斗中装有稀硫酸,试管中装有氨盐水,并滴有酚酞溶液。用冰水浴降低试管内的温度。打开分液漏斗,观察二氧化碳通入氨盐水的现象。
模拟索尔维法的实验装置
1.写出锥形瓶中反应的化学方程式。能否用块状石灰石进行反应 能否将硫酸换为盐酸
提示CaCO3+H2SO4==CaSO4+CO2↑+H2O;不能用块状的石灰石,因为生成的硫酸钙微溶,附着在块状碳酸钙表面上会阻止反应继续进行,故选用粉末状碳酸钙。若将硫酸换为盐酸,挥发出的HCl会降低碳酸氢钠的产量,需要先通入饱和碳酸氢钠溶液除去CO2中混有的氯化氢,再通入氨盐水进行反应。
2.氨是怎样实现循环利用的
提示在制碱过程中向滤出NaHCO3晶体后的NH4Cl溶液中加熟石灰可回收氨,使之循环使用:2NH4Cl+Ca(OH)2 CaCl2+2NH3↑+2H2O。
3.烧杯内的试管中有什么现象
提示试管内溶液红色变浅,最后变为无色,然后溶液变浑浊,有固体析出。
归纳拓展
1.索尔维法(又称氨碱法)的原理
以NaCl、NH3、CO2、H2O为反应物,在一定条件下在溶液中可析NaHCO3晶体,过滤、洗涤得到NaHCO3微小晶体,再煅烧制得纯碱产品:2NaHCO3
Na2CO3+H2O+CO2↑。放出的二氧化碳气体可回收循环使用。含有氯化铵的滤液与石灰乳[Ca(OH)2]混合加热,所放出的氨气可回收循环使用,发生的化学反应有CaO+H2O==Ca(OH)2,2NH4Cl+Ca(OH)2 CaCl2+2NH3↑+2H2O。
2.索尔维法的优、缺点
(1)优点。
原料(食盐和石灰石)便宜;产品纯碱的纯度高;副产品氨和二氧化碳都可以回收循环使用;制造步骤简单,适合于大规模生产。
(2)缺点。
原料食盐的利用率低,且生成了在当时看来没有多大用途的氯化钙(CaCl2)。
应用体验
1.比利时人索尔维以NaCl、CO2、NH3、H2O为原料制得了纯净的Na2CO3,该法又称氨碱法,其主要生产流程如下:
下列有关说法不正确的是( )
A.从理论上看,循环生产时不需要再补充NH3
B.从绿色化学原料充分利用的角度看,该方法有两个明显的缺陷是:氯化钠未能充分利用和产生CaCl2废弃物
C.将NH4Cl作为一种化工产品,不再生产NH3来循环使用
D.从理论上看,每再生产1 mol Na2CO3,再补充的物质及其物质的量分别是2 mol NaCl和1 mol CO2
C
解析 工业制碱的原理涉及反应:NaCl+NH3+CO2+H2O==NaHCO3↓+NH4Cl,
2NaHCO3 Na2CO3+CO2↑+H2O。索尔维法用生成的氯化铵制备氨气,将氯化铵进行了循环利用,所以从理论上讲,是不需要补充氨的。但是在生产过程中,NaCl母液被弃去,氯化铵制备氨气生成了无用的氯化钙,这两点是索尔维法的缺陷。根据反应关系及原子守恒,从理论上看再生产1 mol Na2CO3,需要补充的物质及其物质的量分别是2 mol NaCl和1 mol CO2。
2.“索尔维制碱法”工艺流程如图所示:
请回答下列问题:
(1)合成氨工业生产中所用的α-Fe催化剂的主要成分是FeO和Fe2O3,若某α-Fe催化剂中FeO和Fe2O3的物质的量相等,则其中Fe2+与Fe3+的物质的量之比为________。
(2)向饱和NaCl溶液中先通入________,效果更好。反应制得NaHCO3沉淀和NH4Cl溶液的化学方程式为___________________________________。
(3)索尔维制碱法除了得到纯碱外,还会产生一种废渣________。侯氏制碱法在此工业上改进,不再使用CaCO3制备CO2,而是在制备NH3的过程中制得CO2,则侯氏制碱法在得到纯碱的同时还制得了________,此物质在农业上的用途是________。
1∶2
NH3
NaCl+NH3+CO2+H2O==NaHCO3↓+NH4Cl
CaCl2
NH4Cl
作氮肥
解析(1)FeO和Fe2O3的物质的量相等,则其中Fe2+与Fe3+的物质的量之比为1∶2。
(2)由于氨气极易溶于水,所以向饱和NaCl溶液中先通入氨气,效果更好。反应制得NaHCO3沉淀和NH4Cl溶液的化学方程式为NaCl+NH3+CO2+H2O==NaHCO3↓+NH4Cl。
(3)根据原子守恒可知反应后还有氯化钙生成。根据方程式NaCl+NH3+CO2+H2O==NaHCO3↓+NH4Cl可知侯氏制碱法在得到纯碱的同时还制得氯化铵。铵盐在农业上可作氮肥。
探究二 体会侯氏制碱法的创新
问题探究
1.侯氏制碱法怎样降低溶液中 、Cl-的浓度 添加食盐的目的是什么
提示侯氏制碱法利用氯化铵溶解度随温度变化大的特点,通过降温,使氯化铵沉淀析出而脱离体系。添加食盐进行“盐析”,可使更多的氯化铵析出,同时补充母液中的Na+,有利于碳酸氢钠析出。
2.原料二氧化碳的来源及反应原理是什么
提示合成氨厂用水煤气制取氢气时的废气中含有CO2。其化学反应原理是:C+H2O(g) CO+H2、CO+H2O(g) CO2+H2↑。
归纳拓展
1.化学反应原理
侯氏制碱法原理(又名联合制碱法)
NH3+CO2+H2O==NH4HCO3
NH4HCO3+NaCl==NaHCO3↓+NH4Cl(在反应中NaHCO3沉淀)
总反应方程式为NaCl+CO2+H2O+NH3==NaHCO3↓+NH4Cl。生成的NaHCO3再加热分解可制取Na2CO3:
2NaHCO3 Na2CO3+H2O+CO2↑(CO2循环使用)。
注意:先通入NH3而不是CO2,是因为CO2在NaCl溶液中的溶解度很小,而NH3在溶液中的溶解度大,先通入NH3使食盐水显碱性,能够吸收大量CO2气体,产生高浓度的 ,才能析出NaHCO3晶体。
2.侯氏制碱法的优点
保留了索尔维法的优点,消除了它的缺点,使食盐的利用率有了很大提高; NH4Cl可作氮肥;可与合成氨工业联合生产,充分利用合成氨工业提供的氨气、二氧化碳等原料。
应用体验
1.“侯氏制碱法”是我国化工专家侯德榜为世界制碱工业作出的突出贡献。某实验小组模拟“侯氏制碱法”的工艺流程及实验装置(部分夹持装置省略)如下:
下列叙述错误的是( )
A.实验时先点燃装置①的酒精灯,过一段
时间后再打开装置③中分液漏斗的旋塞
B.装置②的干燥管中可盛放蘸稀硫酸的脱脂棉,作用是吸收多余的NH3
C.向步骤Ⅰ所得滤液中通入氨气,加入细小的食盐颗粒并降温,可析出NH4Cl
D.用装置④加热碳酸氢钠可实现步骤Ⅱ的转化,所得CO2可循环使用
D
解析 因为氨气极易溶于水,而二氧化碳在水中溶解度非常小,所以应该先通入氨气,A项正确;过量氨气扩散到空气中会造成污染,所以要进行尾气吸收,2NH3+H2SO4== (NH4)2SO4,B项正确;过滤碳酸氢钠晶体后,母液中含有氯化铵,在母液中通入氨气可以增大溶液中铵根离子的浓度,再加食盐颗粒并降温可使NH4Cl以晶体的形式析出,C项正确;加热固体不可用烧杯,也实现不了二氧化碳循环利用,D项错误。
2.下图是模拟“侯氏制碱法”制取NaHCO3的部分装置。下列操作正确的是
( )
A.由a通入CO2,然后由b通入NH3,c中放碱石灰
B.由b通入NH3,然后由a通入CO2,c中放碱石灰
C.由a通入NH3,然后由b通入CO2,c中放置蘸稀
硫酸的脱脂棉
D.由b通入CO2,然后由a通入NH3,c中放置蘸稀硫酸的脱脂棉
C
解析“侯氏制碱法”的原理是向饱和的NaCl溶液中先通入NH3,然后通入CO2,利用生成的碳酸氢钠溶解度小而析出。由于NH3在水中的溶解度大,所以先通NH3,但为了防倒吸,导管不能通入液面下,然后由b通入CO2,考虑NH3的尾气处理,所以选择放置蘸稀硫酸的脱脂棉,即C项正确。
3.我国化学家侯德榜根据NaHCO3溶解度比NaCl、Na2CO3、NH4HCO3、NH4Cl都小的性质,运用CO2+NH3+H2O+NaCl==NaHCO3↓+NH4Cl的反应原理制备纯碱。下面是在实验室进行模拟实验的生产流程示意图:
则下列叙述错误的是( )
A.A气体是NH3,B气体是CO2
B.第Ⅲ步得到的晶体是发酵粉的主要成分
C.第Ⅲ步操作用到的主要玻璃仪器是烧杯、漏斗、玻璃棒
D.第Ⅳ步操作的主要过程有溶解、蒸发、结晶
D
解析由于氨气在水中的溶解度大,所以应该向氨水中加入足量的NaCl形成饱和溶液,由于在碱性环境中可以增大CO2的溶解度,再通入CO2气体,就可以增大CO2的溶解度,可形成更多的NaHCO3,当溶液饱和以后就形成沉淀而析出;若是在水中首先通入CO2,由于CO2在中性环境溶解度小,溶液中形成的NaHCO3少,则析出的晶体也少,所以A气体是NH3,B气体是CO2,A正确;第Ⅲ步得到的晶体是NaHCO3,是发酵粉的主要成分,B正确;第Ⅲ步过滤操作中用到的主要玻璃仪器是烧杯、漏斗、玻璃棒,C正确;第Ⅳ步操作的主要过程有洗涤、加热,D错误。
4.下表是生活生产中常见的物质,表中列出了它们的(主要)成分:
编号 ① ② ③ ④ ⑤ ⑥ ⑦
物质 酒精 醋酸 火碱 食盐 铜导线 亚硫酸酐 苏打
主要 成分 CH3CH2OH CH3COOH NaOH NaCl Cu SO2 Na2CO3
(1)请你对表中七种物质的主要成分进行分类(填编号):
属于电解质的是______________,属于非电解质的是______________。
(2)过量②的水溶液与⑦反应的离子方程式为
_____________________________________________________。
②③④⑦
①⑥
2CH3COOH+ ==2CH3COO-+H2O+CO2↑
(3)已知用金属钠制取氧化钠,可有多种方法:
①4Na+O2==2Na2O ②4Na+CO2 2Na2O+C
③2NaNO2+6Na 4Na2O+N2↑
在上述三种方法中,最好的是__________,原因是__________________。
(4)在实验室模拟侯氏制碱法制备碳酸钠:一定温度下,往一定量饱和NaCl溶液中通入氨气达到饱和后,再不断通入CO2,一段时间后,出现沉淀,过滤得到NaHCO3晶体。该过程的化学方程式为
____________________________________________。
③
生成的N2会保护Na2O不被氧化为Na2O2,且生成物杂质少
NaCl+NH3+CO2+H2O==NaHCO3↓+NH4Cl
①BC段变化原因可能是_______________________________________;
②CD段变化原因可能是_______________________________________。
(5)在化学课上老师向NaOH溶液中通入CO2后无明显现象,那我们如何通过实验证明CO2与NaOH发生了反应呢 某化学小组同学将过量的干冰放入氢氧化钠溶液中,利用数字化传感器测定溶液pH的变化,如图所示,请用化学方程式回答下列问题:
过量的二氧化碳与碳酸钠反应产生了碱性较弱的碳酸氢钠
二氧化碳与水反应产生了碳酸导致溶液pH小于7
解析(1)在水溶液或熔融状态下能导电的化合物是电解质;在水溶液或熔融状态下都不能导电的化合物是非电解质。①酒精的水溶液不导电,熔融状态也不导电,酒精是非电解质;②醋酸水溶液能导电,醋酸是电解质;③氢氧化钠的水溶液能导电,氢氧化钠是电解质;④NaCl的水溶液能导电,氯化钠是电解质;⑤Cu是单质,既不是电解质也不是非电解质;⑥SO2自身不能发生电离,是非电解质;⑦Na2CO3的水溶液能导电,碳酸钠是电解质;所以属于电解质的是②③④⑦,属于非电解质的是①⑥。
(2)过量醋酸与碳酸钠反应生成醋酸钠、二氧化碳和水,反应的离子方程式是2CH3COOH+ ==2CH3COO-+H2O+CO2↑。
(3)Na与O2反应可能生成Na2O2;Na与CO2反应的产物可能有Na2CO3;N2能保护Na2O不被氧化;反应③生成的N2会保护Na2O不被氧化为Na2O2,生成物杂质少,所以制备Na2O用反应③最好。
(4)氯化钠、氨气、二氧化碳、水反应生成氯化铵和碳酸氢钠沉淀,反应的化学方程式是NaCl+NH3+CO2+H2O==NaHCO3↓+NH4Cl。
(5)向NaOH溶液通入CO2气体,依次发生反应CO2+2OH-== +H2O、
;①BC段溶液显弱碱性,所以变化原因可能是过量的二氧化碳与碳酸钠反应产生了碱性较弱的碳酸氢钠;②CD段溶液显弱酸性,CD段变化原因可能是二氧化碳与水反应产生了碳酸导致溶液pH小于7。
5.我国化学家侯德榜改革国外的纯碱生产工艺,探索出了一种生产纯碱的方法,其生产流程可简要表示如下:
(1)上述生产纯碱的方法称_________________________,副产品的一种用途为____________________。
(2)沉淀池中发生反应的化学方程式是____________________________。
侯氏制碱法(或联合制碱法)
用作农作物的化肥
NH3+CO2+H2O+NaCl==NaHCO3↓+NH4Cl
(3)写出上述流程中X物质的分子式为______________。
(4)使原料氯化钠的利用率提高到90%以上,主要是设计了循环__________ (填上述流程中的编号)过程,从沉淀池中得到沉淀的操作是_______。
(5)为检验产品碳酸钠中是否含有氯化钠,可取少量试样溶于水后,再滴加_________________________。
(6)向母液中通氨气,加入细小食盐颗粒,冷却析出副产品,通氨气的作用有_______。
a.增大 的浓度,使NH4Cl更多地析出
b.使NaHCO3更多地析出
c.使NaHCO3转化为Na2CO3,提高析出NH4Cl的纯度
CO2
Ⅰ
过滤
硝酸酸化的硝酸银溶液
ac(共39张PPT)
第3章 物质在水溶液中的行为
第4节 第1课时 离子反应发生的条件
素 养 目 标
1.知道离子反应的实质和离子反应发生的条件,会判断离子反应能否发生,培养变化观念与平衡思想的化学核心素养。
2.会书写离子方程式,熟知离子反应的应用,建立离子检验与推断的思维模型,形成证据推理与模型认知的化学核心素养。
基础落实 必备知识全过关
重难探究 能力素养全提升
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基础落实 必备知识全过关
必备知识
一、离子反应
1.定义溶液中离子之间以及离子与原子或分子之间发生的反应。
2.实质溶液中某种或某些离子浓度降低。
3.表示方法常用离子方程式来表示。
二、离子反应及其发生条件
1.生成沉淀
(1)可溶性电解质反应生成沉淀:如Ba(OH)2溶液与CuSO4溶液反应的离子方程式:___________________________________________。
(2)沉淀的转化:如MgCO3与NaOH溶液反应的离子方程式为
___________________________________________。
2.生成弱电解质
(1)生成弱电解质:弱电解质包括弱酸、弱碱、水及极少部分盐。
①生成水:如KOH溶液与H2SO4溶液反应的离子方程式为OH-+H+==H2O。
②强酸制弱酸:CH3COONa溶液与盐酸反应的离子方程式为
CH3COO-+H+==CH3COOH。
③强碱制弱碱:常温下,向NH4Cl稀溶液中加稀NaOH溶液反应的离子方程式为
④水解反应:如NH4Cl水解方程式为
(2)弱电解质转化为更弱的电解质:碳酸钙上滴加稀醋酸的离子方程式为CaCO3+2CH3COOH==Ca2++2CH3COO-+CO2↑+H2O,此反应之所以能够进行是因为H2CO3比CH3COOH的酸性弱。
3.生成气体(或挥发性物质)
Na2CO3溶液与足量盐酸反应的离子方程式为 。
浓NH4Cl溶液与浓NaOH溶液共热时的离子方程式为
。
4.发生氧化还原反应
(1)非原电池、电解池的反应。
向CuSO4溶液中加入锌片的离子方程式为Cu2++Zn==Zn2++Cu;
FeCl3溶液腐蚀印刷电路铜板的离子方程式为2Fe3++Cu==Cu2++2Fe2+。
(2)原电池反应。
如Zn、Cu、CuSO4溶液构成的原电池:
负极反应为Zn-2e-==Zn2+,
正极反应为Cu2++2e-==Cu,
电池反应为Zn+Cu2+==Cu+Zn2+。
(3)电解池反应。
如氯碱工业中电解饱和食盐水的反应为:
阳极反应为2Cl--2e-==Cl2↑,
阴极反应为2H++2e-==H2↑,
电解反应为2Cl-+2H2O H2↑+2OH-+Cl2↑。
自我检测
判断下列说法是否正确,正确的打“√”,错误的打“×”。
(1)根据“强酸制弱酸”的反应原理,H2S通入CuSO4溶液不会发生反应Cu2++H2S==CuS↓+2H+。( )
(2)强酸与强碱中和反应的离子方程式都可表示为H++OH-==H2O。( )
(3)NaHCO3和NaHSO4两种溶液混合后,实际参加反应的离子是H+和C 。
( )
(4)NH3遇氯化氢气体生成白烟(NH4Cl小颗粒),因为生成了离子化合物,所以是离子反应。( )
×
×
×
×
(5)某溶液中有Ca2+、N 、Mg2+、Fe2+和Al3+五种阳离子,若向其中加入过量的氢氧化钠溶液微热并搅拌,再加入过量盐酸,溶液中的阳离子基本不减少的是Mg2+、Al3+、Ca2+。( )
√
重难探究 能力素养全提升
探究一 离子方程式的书写与正误判断
问题探究
Na2CO3溶液与HCl溶液互滴:
1.开始滴加时甲、乙两支试管中反应的现象相同吗
提示 不相同。甲试管中开始没有气泡产生,乙试管中开始立即产生气泡。
2.写出开始滴加时甲、乙两支试管内反应的离子方程式。
归纳拓展
1.书写离子方程式的要点:抓住一易、两等、三查。
一易:易溶的强电解质(强酸、强碱和大多数可溶性盐)以实际参加反应的离子符号表示;其他物质(非电解质、弱电解质、难溶物、气体、单质、氧化物等)用化学式表示。
两等:离子方程式两边的原子个数、电荷总数均应相等。
三查:检查各项是否都有公约数,是否漏写必要的反应条件。是否漏写离子反应。
2.书写离子方程式时应注意的问题:
(1)未处于自由移动离子状态的反应不能写离子方程式,如铜与浓硫酸、NaCl固体与浓硫酸、NH4Cl固体与Ca(OH)2固体的反应等。
(2)有离子生成的反应可以写离子方程式,如钠和水、SO2通入溴水中、CaCO3固体溶于乙酸溶液、氯气与水的反应等。
(3)对微溶物[中学化学中常见的微溶物有:CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4、MgCO3等]的处理要根据实际情况来判断。
①在反应产物中有微溶物析出时,微溶物用化学式表示。如向Na2SO4溶液中加入AgNO3溶液的离子方程式为2Ag++S ==Ag2SO4↓。
②当反应物中有微溶物。
a.反应物是微溶物的澄清稀溶液,微溶物应写成离子形式。如盐酸加入澄清石灰水的离子方程式为H++OH-==H2O;
b.反应物是微溶物的浊液或固态时,微溶物应写化学式。如在石灰乳中加入Na2CO3溶液的离子方程式为Ca(OH)2+C ==CaCO3+2OH-。
(4)氨水作为反应物写NH3·H2O;作为反应产物,若加热或浓度很大时,可写NH3并标“↑”。若无加热条件且浓度很小时,写NH3·H2O的形式。
3.离子方程式的正误判断
(1)看离子反应是否符合客观事实。如铁与稀硫酸反应生成Fe2+而不生成Fe3+。
(2)看“==”“ ”“↓”“↑”及必要的条件是否正确、齐全。
(3)看表示各物质的化学式是否正确。如HC 不能写成H++C 。看该用离子表示的是否拆成了离子,该用化学式表示的是否写成了化学式。
(4)看原子个数是否守恒、电荷是否守恒。如FeCl2溶液与Cl2反应,不能写成Fe2++Cl2==Fe3++2Cl-,而应写成2Fe2++Cl2==2Fe3++2Cl-。
(7)看是否符合题设条件的要求。如过量、少量、等物质的量、适量、任意量以及滴加顺序对反应产物的影响。
应用体验
视角1 离子方程式的书写与判断
1.下列实验的反应原理用离子方程式表示正确的是( )
D.向沸水中滴加饱和氯化铁溶液得到红褐色液体:
Fe3++3H2O==Fe(OH)3↓+3H+
C
规律方法 (1)多元弱酸酸式盐与量有关的离子反应,书写离子方程式时可用“少定多变法”来书写。所谓“少定”就是量少的反应物,其离子的计量数按化学式确定,所谓“多变”就是过量的反应物,其计量数根据反应的需要来确定,不受化学式中的比例制约,是可变的。如将少量的NaOH溶液加入Ca(HCO3)2溶液中,反应的离子方程式为OH-+ +Ca2+═H2O+CaCO3↓;过量的NaOH溶液与Ca(HCO3)2溶液反应,反应的离子方程式为Ca2++2 +2OH-═CaCO3↓+2H2O+ 。
(2)反应物相对量不同,离子方程式不同,如CO2与Ca(OH)2、SO2与NaOH、AlCl3与NaOH、Na[Al(OH)4]与盐酸的反应等。
(3)反应物中有两种或两种以上的离子被一种物质氧化或还原的反应,按不同比值混合时,离子方程式不同,如FeBr2与Cl2、FeI2与Cl2的反应等。
2.下列指定反应的离子方程式书写正确的是( )
C.少量CO2通入CaCl2溶液中:Ca2++CO2+H2O==CaCO3↓+2H+
D.向次氯酸钙溶液中通入SO2:Ca2++ClO-+SO2+H2O==CaSO3↓+2HClO
B
解析草酸难电离,应该用化学式表示,A错误;B项中离子方程式符合反应事实,遵循电荷守恒、原子守恒,正确;酸性HCl>H2CO3,CO2和CaCl2溶液不能反应,C错误;向次氯酸钙溶液中通入SO2,会发生氧化还原反应,离子方程式为Ca2++ClO-+SO2+H2O==CaSO4↓+2H++Cl-,D错误。
3.下列离子方程式正确的是( )
C.锌和稀硫酸反应:Zn+2H+═Zn2++H2↑
D.氧化铜和盐酸反应:O2-+2H+═H2O
C
4.下列有关离子方程式的书写正确的是( )
A.向酸性KMnO4溶液中滴加Na2C2O4溶液:
2 +5Na2C2O4+16H+═2Mn2++10Na++10CO2↑+8H2O
B.向FeI2溶液中通入少量Cl2:2I-+Cl2═I2+2Cl-
C.向AgCl悬浊液中滴入Na2S溶液:2Ag++S2-═Ag2S↓
D.向FeCl3溶液中滴入KSCN溶液:Fe3++3SCN- Fe(SCN)3↓
B
视角2 离子方程式的应用
5.(2022北京怀柔高二期末)下列解释事实的离子方程式错误的是( )
A
探究二 限定条件下水溶液中离子能否大量共存的判断
问题探究
1.某无色溶液中可能含有大量的Fe3+、Na+、Cl-、OH-吗
提示不可能。无色溶液中不含Fe3+,且Fe3+与OH-因生成沉淀而不能大量共存。
2.某溶液中加入紫色石蕊溶液显红色,则该溶液中可能含有大量的K+、 吗
提示可能有K+,不能有大量的 。加入紫色石蕊溶液显红色说明溶液显酸性, 不能大量共存。
归纳拓展
离子能否大量共存的判断
应用体验
1.室温下,下列各组离子在指定溶液中能大量共存的是( )
A
易错警示 (1)要注意题干要求,审清关键词,如“能不能”“一定”“可能”“一定不能”“因发生氧化还原反应而不能”等;其次注意对“无色透明”的理解,“无色”对应“有色”,应掌握常见有色离子,“透明”对应“浑浊”,应掌握常见的沉淀反应,另外还需特别关注一些限定或隐含条件,特别是一些酸、碱性的变相说法等。
2. 室温下,下列各组离子在指定溶液中一定可以大量共存的是( )
A
解析 遇酚酞变红的溶液呈碱性,碱性条件下Na+、Ba2+、 、Cl-相互之间不反应,一定能大量共存,故A符合题意;c平(OH-)=1×10-13 mol·L-1的溶液呈酸性,酸性条件下Fe2+、ClO-发生氧化还原反应,不能大量共存,故B不符合题意;水电离出的c水(H+)=10-10 mol·L-1的溶液,水电离受到抑制,溶液呈酸性或碱性,酸性条件下HS-、H+反应生成H2S,碱性条件下HS-、OH-反应生成S2-,不能大量共存,故C不符合题意;0.5 mol·L-1 AlCl3溶液中Al3+、 发生相互促进的水解反应生成氢氧化铝沉淀和二氧化碳,故D不符合题意。
3.室温下,下列各组离子在指定环境中一定能大量共存的是( )
A
4.常温下,下列各组离子在指定溶液中一定能大量共存的是( )
C
5.(2023浙江衢州高二校联考期末)常温下,下列各组离子在相应条件下一定能大量共存的是( )
D
6.(2023山东临沂高二校联考期末)常温下,下列各组离子在指定溶液中能大量共存的是( )
B(共41张PPT)
第3章 物质在水溶液中的行为
第1节 第1课时 水的电离、电解质在水溶液中的存在形态
素 养 目 标
1.理解水的电离过程以及水的离子积常数的含义,并能应用水的离子积常数进行相关计算,培养变化观念与平衡思想的化学核心素养。
2.知道强、弱电解质的区别,理解弱电解质的电离特点,形成证据推理与模型认知的化学核心素养。
3.通过不同电解质溶液的导电实验,培养科学探究与创新意识的化学核心素养。
基础落实 必备知识全过关
重难探究 能力素养全提升
目录索引
基础落实 必备知识全过关
必备知识
一、水的电离
1.水的电离
纯水中存在少量的H+和OH-,是由水分子电离产生的:H2O H++OH-。
2.水的离子积常数
(1)表达式:
水的电离是一个可逆过程,在一定条件下达到电离平衡,
KW=c平(H+)·c平(OH-)。
(2)影响因素——温度。
①25 ℃时:KW=1.0×10-14 mol2·L-2。
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+)、c(OH-)的变化无关。
(3)应用:在一定温度下,任何稀的电解质溶液中的H+和OH-浓度的乘积都是一个常数。若知道了该温度下水的离子积常数和溶液中的c平(H+),就可以求出c平(OH-);同样,若知道了溶液中的c平(OH-),就可以求出c平(H+)。
水的离子积常数不是水的电离常数
【微思考1】常温时,水电离出的c水(H+)为1×10-13 mol·L-1时,溶液的酸碱性如何
提示水电离产生的c水(H+)=1.0×10-13 mol·L-1,说明水的电离平衡受到抑制,有两种情况:①该溶液可能显酸性,c溶液(H+)=0.1 mol·L-1;②该溶液可能显碱性,c溶液(OH-)=0.1 mol·L-1。故溶液可能呈酸性,也可能呈碱性。
【微思考2】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-,碱性溶液存在H+。因这些溶液中都存在弱电解质水的电离平衡。
二、电解质在水溶液中的存在形态
1.强、弱电解质的定义
强电解质:在稀的水溶液中能完全电离的电解质。
弱电解质:在稀的水溶液中部分电离的电解质。
2.电解质与物质类别及在水溶液中的存在形态
3.电离方程式
书写电离方程式时,强电解质用“==”,弱电解质用“ ”。如:
(1)NaCl的电离方程式为NaCl==Na++Cl-。
(2)醋酸和一水合氨的电离方程式分别为CH3COOH CH3COO-+H+,
NH3·H2O N +OH-。
4.溶剂化作用
(1)溶剂化作用是指溶质分子或离子与溶剂分子相互吸引的作用。
(2)电解质溶于水后的存在形态:由于溶剂化作用,电解质溶于水后以“水合离子”或“水合分子”的形态存在。
【微思考3】导电能力强的电解质溶液中的溶质一定是强电解质吗
提示 不一定。电解质溶液的导电能力与电解质的强弱没有必然联系,溶液的导电能力主要取决于离子的浓度及离子所带电荷总数。如果强电解质溶液的浓度很小,而弱电解质溶液的浓度很大,则弱电解质溶液中自由移动离子的浓度相对于强电解质溶液中的可能更大,其导电能力就可能比强电解质溶液的导电能力强。
自我检测
判断下列说法是否正确,正确的打“√”,错误的打“×”。
(1)25 ℃时,0.1 mol·L-1的NaOH溶液中KW=1×10-13 mol2·L-2。( )
(2)某温度下,纯水中的c平(H+)=2×10-7 mol·L-1,则c平(OH-)= 。
( )
(3)25 ℃时,0.01 mol·L-1的盐酸中,c平(OH-)=1.0×10-12 mol·L-1。( )
(4)强电解质都是可溶性化合物,弱电解质都是难溶性化合物。( )
(5)强电解质溶液的导电能力强,弱电解质溶液的导电能力弱。( )
×
×
√
×
(6)一定温度下,向纯水中加入NaOH,由于NaOH电离出的OH-抑制H2O的电离,故KW减小。( )
(7)纯水加热时,c平(H+)和c平(OH-)均增大。( )
×
×
√
重难探究 能力素养全提升
探究一 外界条件对水电离平衡的影响
问题探究
Mg与滴有酚酞的冷水和热水的反应
1.在两支试管中你分别观察到什么现象
提示 盛冷水的试管中:镁带表面有少量气泡产生,在镁带周围溶液变为极浅的红色;盛热水的试管中:镁带表面有大量气泡产生,溶液变为红色。
2.为什么镁与冷水和热水反应的剧烈程度不同
提示由于温度升高使水的电离平衡正向移动,H+浓度增大,所以热水中化学反应速率增大。
归纳拓展
1.影响水电离平衡的因素
影响 因素 水的电离平衡移动 H2O H++OH- 影响结果 方向 原因 KW c平(H+)变化 c平(OH-)变化 c平(H+)与c平(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平(H+)=c平(OH-)
降温 左移 减小 减小 减小 c平(H+)=c平(OH-)
外加酸碱 加酸 左移 增大H+浓度 不变 增大 减小 c平(H+)>c平(OH-)
加碱 左移 增大OH-浓度 不变 减小 增大 c平(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平(H+)【微点拨】①水的电离平衡遵循化学平衡的一般规律,归纳为:
②KW的适用范围:不仅适用于纯水,也适用于酸、碱、盐的稀溶液。
③任何水溶液中,由水电离出的OH-和H+的浓度都是相等的。
2.水电离出的c水(H+)和c水(OH-)的计算(25 ℃)
(1)中性溶液:c平(H+)=c平(OH-)=1×10-7 mol·L-1。
(2)溶质为酸的溶液:H+来源于酸和水的电离,而OH-只来源于水。
c水(H+)=c平(OH-)。如0.1 mol·L-1的HCl溶液中c水(H+)=c平(OH-)=1×10-13 mol·L-1。
(3)溶质为碱的溶液:OH-来源于碱和水的电离,而H+只来源于水。
c水(OH-)=c平(H+)。如0.1 mol·L-1的NaOH溶液中c水(OH-)=c平(H+)=1×10-13 mol·L-1。
应用体验
视角1 水的电离平衡及KW
1.水是最宝贵的资源之一。下列表述正确的是( )
A.4 ℃时,纯水中c平(H+)=1×10-7 mol·L-1
B.温度升高,纯水中的c平(H+)增大,c平(OH-)减小
C.水的电离程度很小,纯水中主要存在形态是水分子
D.在纯水中加入少量硫酸,可抑制水的电离,使水的离子积减小
C
解析 25 ℃时,纯水中c平(H+)=1×10-7 mol·L-1,4 ℃时,纯水的电离程度减小,
c平(H+)<1×10-7 mol·L-1,A错误;温度升高,水的电离平衡向右移动,c平(H+)与c平(OH-)均增大,B错误;水是一种极弱的电解质,电离程度很小,25 ℃时,纯水电离出的H+浓度只有1.0×10-7 mol·L-1,所以纯水中主要存在形态是水分子, C正确;水的离子积不受溶液酸碱性的影响,温度不变,水的离子积不变,D错误。
易错警示 水的电离是吸热过程,升高温度,水的电离程度增大,KW增大,即加热可促进水的电离,但水电离产生的H+浓度和OH-浓度一定相等;酸和碱会抑制水的电离,温度不变,KW不变。
2.下列说法中正确的是( )
A.水是极弱的电解质,它能微弱电离出H+,所以严格地说纯水呈微酸性
B.向水中加入稀氨水,水的电离平衡逆向移动,c平(OH-)降低
C.25 ℃纯水中c平(OH-)·c平(H+)=KW,稀酸、稀碱溶液中KW=c平(OH-)·c平(H+) ≠10-14 mol2·L-2
D.H2O H++OH-是吸热过程,所以温度升高,平衡向电离方向移动,KW随之增大
D
解析 水是极弱的电解质,它能微弱电离出等量的H+和OH-,故纯水呈中性,A项错误;向水中加入稀氨水,一水合氨能电离出 和OH-,则溶液中c平(OH-)增大,B项错误;25 ℃时,纯水中c平(OH-)·c平(H+)=KW=10-14 mol2·L-2,KW只与温度有关,温度不变,KW不变,故稀酸、稀碱溶液中KW=c平(OH-)·c平(H+)=
10-14 mol2·L-2,C项错误;水的电离是吸热过程,温度升高,平衡向电离方向移动,H+和OH-浓度增大,故KW增大,D项正确。
3.25 ℃时,在0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液中,水的离子积常数是( )
A.1.0×10-14 mol2·L-2
B.1.0×10-13 mol2·L-2
C.1.32×10-14 mol2·L-2
D.1.32×10-15 mol2·L-2
A
解析 水的离子积只与温度有关,与溶液的酸、碱性无关。25 ℃时,水的离子积常数KW=1.0×10-14 mol2·L-2。
视角2 影响水的电离平衡的因素
4.水的电离平衡曲线如图所示,下列说法不正确的是( )
A.A、C两点可能为纯水
B.从A点到C点,可采用的方法:升高温度,同时在水中加入少量氯化钠固体
C.从C点到D点,可采用的方法:降低温度,同时在水中加入少量硫酸氢钠固体
D.从A点到D点,可采用的方法:温度不变,同时在水中加入少量碱
D
解析 A、C两点c平(OH-)=c平(H+),所以A、C两点可能为纯水,A项正确;从A点到C点,可采用的方法是升高温度,同时在水中加入少量氯化钠固体,氯化钠不影响溶液的酸碱性,B项正确;从C点到D点,可采用的方法是降低温度到A点,KW减小,然后在水中加入少量硫酸氢钠固体,NaHSO4为强电解质,其电离方程式为NaHSO4═H++Na++ ,c平(H+)增大,从而可由A点到D点,C项正确;在A点,温度不变,在水中加入少量碱,c平(OH-)增大,c平(H+)减小,不能到D点,故D项错误。
【变式设问】
(1)根据图像计算T ℃时水的离子积常数。
(2)A、B、C三点对应水的电离度由大到小的顺序为 。
提示 KW=10-6 mol·L-1×10-6 mol·L-1=10-12 mol2·L-2。
提示 B>C>A
5.常温下,某溶液中由水电离出的c水(H+)=1.0×10-13 mol·L-1,该溶液可能是
( )
A.二氧化硫水溶液
B.氯化钠水溶液
C.硝酸钠水溶液
D.硫酸钠水溶液
A
6.能影响水的电离平衡,并使溶液中的c平(H+)>c平(OH-)的操作是( )
A.向水中投入一小块金属钠
B.将水加热煮沸
C.向水中通入CO2气体
D.向水中加食盐晶体
C
视角3 水的电离平衡的计算
7.(1)向水中加入0.1 mol·L-1的盐酸,水的电离平衡向 方向移动。
(2)25 ℃时,0.01 mol·L-1的盐酸中,c平(H+)= mol·L-1,c平(OH-)=
mol·L-1,水电离出来的c水(H+)= mol·L-1。
逆
解析 向水中加酸会抑制水的电离。
0.01
1.0×10-12
1.0×10-12
解析 加入盐酸,抑制水的电离,水电离出的H+可忽略不计,溶液中c平(H+)= 0.01 mol·L-1,溶液中的c平(OH-)= =1.0×10-12 mol·L-1,水电离出来的c水(H+)=c平(OH-)=1.0×10-12 mol·L-1。
(3)某温度下测得纯水中c平(H+)=2×10-7 mol·L-1,则此时c平(OH-)=
;该温度下向纯水中加盐酸使c平(H+)=5×10-6 mol·L-1,则此时c平(OH-)= 。
2×10-7 mol·L-1
8×10-9 mol·L-1
解析 纯水中c平(H+)=c平(OH-),则c平(OH-)=2×10-7 mol·L-1,则该温度下KW=4×10-14 mol2·L-2,加入盐酸后,c平(OH-)= mol·L-1
=8×10-9 mol·L-1。
8.25 ℃时,把1 mL 0.1 mol·L-1的稀硫酸加水稀释至溶液体积变为2 L,在此溶液中,由水电离产生的H+的浓度接近于( )
A.1×10-4mol·L-1
B.1×10-8mol·L-1
C.1×10-11mol·L-1
D.1×10-10mol·L-1
D
归纳总结 计算酸碱溶液中由水电离产生的H+或OH-浓度的方法
(1)酸溶液中H+主要来自酸的电离,因此可根据溶液中c平(H+)和KW计算溶液中的c平(OH-),由水电离产生的H+或OH-的浓度等于溶液中的c平(OH-)。
(2)碱溶液中OH-主要来自碱的电离,因此根据溶液中c平(OH-)和KW计算溶液中的c平(H+),由水电离产生的H+或OH-浓度等于溶液中的c平(H+)。
探究二 电解质的分类与电离
问题探究
强弱电解质导电性实验
上述装置①~④中分别盛有浓度均为0.1 mol·L-1的NaOH溶液、氨水、HCl溶液、CH3COOH溶液,⑤中盛有1 mol·L-1的NaOH溶液。
1.根据①~④灯泡的明亮程度你能对电解质进行分类吗 依据是什么
提示能。依据电解质在水溶液中是否完全电离可分为强电解质和弱电解质。
2.对比①、⑤灯泡的明亮程度,你认为电解质溶液导电能力与什么因素有关
提示与电解质溶液中离子的浓度有关。
归纳拓展
1.强电解质与弱电解质的比较
类别 强电解质 弱电解质
电离程度 完全电离 部分电离
化学键类型 离子键、共价键 共价键
电离过程 不可逆,用“═”表示 可逆,用“ ”表示
溶液中的 存在形式 水合离子 分子、水合离子
实例 绝大多数的盐(包括难溶性盐); 强酸:H2SO4、HCl、HClO4、HBr、HI等; 强碱:Ba(OH)2、 Ca(OH)2、NaOH、KOH等 弱酸:H2CO3、CH3COOH、H2S、HF、HClO等;
弱碱:NH3·H2O、Cu(OH)2、
Fe(OH)3等
水及极少数盐等
应用体验
视角1 电解质的分类
1.下列各组物质中都是弱电解质的是( )
A.NH4Cl、HCl、CaCO3
B.HF、NH3·H2O、H2S
C.NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2
D.HClO、NH4F、Na2SO3
B
解析 NH4Cl、HCl、CaCO3均为强电解质,故A不符合题意;HF、NH3·H2O、H2S均为弱电解质,故B符合题意;NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2都是强碱,是强电解质,故C不符合题意;HClO是弱电解质,NH4F、Na2SO3是强电解质,故D不符合题意。
2.现有以下物质:a.NaCl晶体 b.液态SO2 c.液态醋酸 d.汞 e.固体BaSO4 f.稀硫酸 g.酒精(C2H5OH) h.熔融的KNO3 i.NH4Cl晶体
请回答下列问题(用序号):
(1)以上物质能导电的是 ;
(2)以上物质属于电解质的是 ,属于强电解质的是 ;
(3)以上物质属于非电解质的是 。
dfh
acehi
aehi
bg
解析某种状态的物质是否导电是看其有没有自由移动的离子或自由电子,电解质和非电解质是依据化合物在水溶液中或熔融状态下能否导电而对化合物进行的分类。混合物和单质既不是电解质,也不是非电解质。
3.下列物质中,属于强电解质的是 (填字母,下同),属于弱电解质的是 ,属于非电解质的是 。
a.KCl b.CH3COOH
c.铝 d.NO2
e.Na2CO3 f.石灰水
g.盐酸
a、e
b
d
解析 KCl和Na2CO3是盐,是强电解质;CH3COOH是弱酸,是弱电解质;NO2是非电解质;Al是单质、石灰水和盐酸是混合物,它们既不是电解质也不是非电解质。
视角2 电解质的电离及溶液的导电性
4.下列电离方程式的书写正确的是( )
C
5.下列电离方程式正确的是( )
C
6.下列溶液中导电性最强的是( )
A.1 L 0.2 mol·L-1醋酸
B.0.1 L 0.1 mol·L-1 H2SO4溶液
C.0.5 L 0.1 mol·L-1盐酸
D.2 L 0.1 mol·L-1 H2SO3溶液
B
解析 电解质溶液的导电能力取决于溶液中自由移动离子的浓度, CH3COOH、H2SO3为弱酸,部分电离;盐酸和硫酸为强酸,完全电离;故0.1 mol·L-1 H2SO4溶液中离子浓度最大,导电能力最强,B正确。(共25张PPT)
第3章 物质在水溶液中的行为
章 末 整 合
突破1 溶液酸碱性及pH大小的判断
典例1 今有室温下四种溶液,有关叙述不正确的是( )
编号 ① ② ③ ④
pH 11 11 3 3
溶液 氨水 氢氧化钠溶液 CH3COOH溶液 盐酸
A.③④中分别加水稀释后,两溶液的pH均增大
B.②③两溶液等体积混合,所得溶液中c平(H+)>c平(OH-)
C.分别加水稀释到体积为原来的10倍,四种溶液的pH:①>②>④>③
D.V1 L④与V2 L①溶液混合后,若混合后溶液pH=7,则V1D
解析 ③④均为酸溶液,稀释后溶液pH均增大,A项正确。②③两溶液等体积混合后醋酸过量,溶液呈酸性,B正确。分别加水稀释到体积为原来的10倍,假设平衡不移动,那么①②溶液的pH=10,但稀释时氨水的电离平衡NH3·H2O +OH-右移,使①pH>10,同理醋酸稀释后pH<4,C正确。①氨水是弱碱溶液,其浓度远远大于④盐酸,所以混合后溶液pH=7时,需要的①氨水少,即V1>V2,D错误。
规律总结 溶液酸碱性的判断
判断溶液酸碱性最根本的依据是c平(H+)和c平(OH-)的相对大小。若
c平(H+)=c平(OH-),则溶液显中性;若c平(H+)>c平(OH-),则溶液显酸性;若
c平(H+)(1)pH相同的酸溶液,酸越弱,酸物质的量浓度越大;pH相同的碱溶液,碱越弱,碱物质的量浓度越大。
(2)pH相同的强酸和弱酸溶液,加水稀释相同的倍数,则强酸溶液pH变化大。
(3)常温时,酸溶液与碱溶液的pH之和为14,等体积混合。
①若为强酸与强碱,则混合后溶液pH=7
②若为强酸与弱碱,则混合后溶液pH>7
③若为弱酸与强碱,则混合后溶液pH<7
规律:pH相当(pH之和为14),谁弱谁过量,谁弱显谁性。
原因:酸和碱已电离的H+与OH-恰好中和,谁弱谁的H+或OH-有储备(即该物质过量),中和后还能继续电离。
(4)等体积强酸溶液(pH1)和强碱(pH2)溶液混合
①若二者pH之和为14,则溶液呈中性,pH=7;
②若二者pH之和大于14,则溶液呈碱性;
③若二者pH之和小于14,则溶液呈酸性。
(5)等物质的量浓度的一元酸、碱等体积混合后溶液的pH的判断:
强酸和强碱混合,pH=7;
强酸和弱碱混合,pH<7;
弱酸和强碱混合,pH>7;
弱酸和弱碱混合,pH由相对强者决定;
未注明酸、碱强弱时,pH无法判断。
(6)对于任一混合溶液的酸碱性,可通过计算判断过量情况或溶质的成分,然后确定溶液的酸碱性。
【变式训练1】
室温时,下列混合溶液的pH一定小于7的是( )
A.pH=3的盐酸和pH=11的氨水等体积混合
B.pH=3的盐酸和pH=11的氢氧化钡溶液等体积混合
C.pH=3的醋酸和pH=11的氢氧化钡溶液等体积混合
D.pH=3的硫酸和pH=11的氨水等体积混合
C
解析A项,由于NH3·H2O是弱碱,部分电离,其浓度远大于10-3 mol·L-1,故氨水过量,反应后溶液显碱性,同理,D项反应后的溶液也显碱性;B项,盐酸电离出的氢离子与氢氧化钡电离出的氢氧根离子的物质的量相等,它们恰好完全反应,反应后溶液显中性;C项,醋酸是弱酸,部分电离,其浓度远大于10-3 mol·L-1,与氢氧化钡反应后,醋酸过量,反应后溶液显酸性,即pH小于7,故C项符合题意。
突破2 化学平衡常数、水的离子积、电离平衡常数及溶度积的比较
典例2 化学平衡常数(K)、电离常数(Ka、Kb)、溶度积常数(Ksp)等常数是表示、判断物质性质的重要常数。下列关于这些常数的说法正确的是
( )
A.化学平衡常数的大小与温度、浓度、压强有关,与催化剂无关
B.Ka(HCN)C.向硝酸银溶液中加入同浓度的氯化钠和溴化钠溶液,先产生浅黄色沉淀,则Ksp(AgBr)>Ksp(AgCl)
D.当温度升高时,弱酸、弱碱的电离常数(Ka、Kb)变大
D
解析化学平衡常数只与温度有关,与浓度、压强、催化剂无关,故A错误; HCN和CH3COOH都是一元酸,浓度相同时,电离常数越小,说明酸的电离程度越小,氢离子浓度越小,溶液的酸性越弱,故氢氰酸的酸性比醋酸弱,故B错误; AgCl和AgBr结构相似, 溶度积小溶液,故Ksp(AgBr)【变式训练2】化学平衡常数(K)、电离常数(Ka或Kb)、溶度积常数(Ksp)是判断物质性质或变化的重要的常数。下列关于这些常数的说法正确的是
( )
A.升高温度,化学平衡常数一定增大
B.CH3COONH4溶液几乎呈中性,说明Ka(CH3COOH)与Kb(NH3·H2O)近似相等
C.Ksp(AgCl)>Ksp(AgI)由此可以判断AgCl(s)+I-==AgI(s)+Cl-不能够发生
D.Ka(HCN)B
解析 化学平衡常数是一个与温度有关的常数,对于放热反应来说,温度越高,平衡常数越小,A错误;CH3COONH4溶液呈中性,说明 和CH3COO-在相同情况下的水解程度相同,从而说明在相同温度时Ka(CH3COOH)和Kb(NH3·H2O)近似相等,B正确;沉淀转化的实质是由相对难溶解的物质转化为更难溶解的物质,由Ksp(AgCl)>Ksp(AgI)可知,AgI更难溶于水,C错误;Ka越大,说明该酸越易电离,对应弱酸酸根离子的水解程度越小,则CH3COONa溶液的pH比NaCN溶液小,D错误。
探究三 直线的斜率与倾斜角的关系
典例3 5 ℃时,相同pH的两种一元弱酸HA与HB溶液分别加水稀释,溶液pH随加水体积变化而变化的曲线如图所示。下列说法正确的是( )
A.HB的酸性强于HA
B.a点溶液的导电性大于b点溶液
C.同浓度的NaA与NaB溶液中,c平(A-)=c平(B-)
D.加水稀释到pH相同时,酸HA、HB用到的水的体积V(A)小于V(B)
D
解析 酸性越弱,加水稀释后电离出的氢离子越多,溶液pH越小,故HB的酸性弱于HA,故A错误;溶液的导电性取决于溶液中自由移动离子的浓度。在a、b两点的溶液中都有电荷守恒:c平(H+)=c平(OH-)+c平(A-)和c平(H+)=
c平(OH-)+c平(B-),a点溶液的pH大于b点溶液,所以a点溶液中的c平(H+)小于b点溶液中的c平(H+),可以推知a点溶液中的离子的总浓度小于b点溶液中的离子的总浓度,所以a点溶液的导电性小于b点溶液的导电性,故B错误;酸的酸性越弱,酸根离子的水解程度越大,故同浓度的NaA与NaB溶液中,c平(A-)大于c平(B-),故C错误;根据图像分析可知,稀释到相同pH时,用到水的体积V(A)小于V(B),故D正确。
分别加水稀释到体积为原来相同的倍数, CH3COOH溶液的pH大 加水稀释到相同的pH,盐酸中加入的水多
规律总结 1.酸、碱溶液稀释的图像
(1)相同体积、相同浓度的盐酸、CH3COOH溶液稀释时的图像。
(2)相同体积、相同pH的盐酸、 CH3COOH溶液稀释时的图像。
分别加水稀释到体积为原来相同的倍数,盐酸的pH大 加水稀释到相同的pH, CH3COOH溶液中加入的水多
2.酸、碱中和滴定的图像
解决酸碱中和滴定曲线类问题的关键是巧抓“5点”,即曲线的起点、恰好反应点、中性点、反应一半点和过量点,先判断出各个点对应的溶质及溶液的酸碱性,然后再进行相关的分析和判断。下面以室温时用0.1 mol·L-1 NaOH溶液滴定20 mL 0.1 mol·L-1 HA溶液为例(如图),总结如何抓住滴定曲线的5个关键点:
关键点 离子浓度的关系
起点(点①) 起点为HA的单一溶液,0.1 mol·L-1 HA溶液的pH>1说明HA是弱酸;溶液中c平(HA)>c平(H+)>c平(A-)>c平(OH-)
反应一半点(点②) 点②溶液是等物质的量的NaA和HA的混合液,此时溶液pH<7,说明HA的电离程度大于A-的水解程度,溶液中
c平(A-)>c平(Na+)>c平(HA)>c平(H+)>c平(OH-)
中性点(点③) 此时溶液的pH=7,溶液呈中性,酸没有完全被中和,此时溶液中c平(Na+)=c平(A-)>c平(HA)>c平(H+)=c平(OH-)
恰好完全反应点(点④) 此时二者恰好完全反应生成NaA,NaA为强碱弱酸盐,溶液呈碱性,c平(Na+)>c平(A-)>c平(OH-)>c平(HA)>c平(H+)
过量点(点⑤) 此时,NaOH溶液过量,得到NaA与NaOH等物质的量的混合溶液,溶液显碱性,溶液中c平(Na+)>c平(OH-)>c平(A-)>c平(H+)
【变式训练3】
(2023江西丰城中学高二期中)常温下,向20 mL 0.2 mol·L-1的H2B溶液中滴加0.2 mol·L-1的NaOH溶液过程中,有关微粒的物质的量变化如图所示,下列说法不正确的是( )
A.Ⅰ代表H2B,Ⅱ代表HB-,Ⅲ代表B2-
B.当c平(Na+)=2c平(B2-)+c平(HB-)时,溶液呈中性
C.初始时H2B第一步电离的电离度为90%
D.V(NaOH)=20 mL时:c平(Na+)>c平(HB-)>c平(B2-)>c平(H2B)
C
解析 由图像可知溶液中存在H2B、HB-、B2-三种微粒,所以H2B为二元弱酸。Ⅰ为H2B的变化曲线,Ⅱ为HB-的变化曲线,Ⅲ为B2-的变化曲线,A正确;根据电荷守恒c平(Na+)+c平(H+)=2c平(B2-)+c平(OH-)+c平(HB-),当c平(Na+)=2c平(B2-)+c平(HB-)时,溶液中c平(H+)=c平(OH-),则溶液呈中性,B正确;该溶液中H2B总物质的量为0.2 mol·L-1×0.02 L=0.004 mol,由坐标图可知,氢氧化钠未滴加时H2B为0.003 6 mol,则初始时H2B第一步电离的电离度为
×100%=10%,C错误;V(NaOH)=20 mL时,恰好完全反应生成NaHB,根据图像可知c平(Na+)>c平(HB-)>c平(B2-)>c平(H2B),D正确。
突破4 确定电解质溶液中离子、分子浓度关系的几个原则
典例4 在常温下,将某一元酸HA的溶液和NaOH溶液等体积混合,实验信息如下:
下列判断正确的是( )
A.c1一定小于0.2
B.HA的电离方程式是HA H++A-
C.实验甲反应后溶液中:c平(Na+)>c平(OH-)>c平(A-)>c平(H+)
D.乙反应后溶液中:c平(Na+)=c(HA)+c(A-)
B
解析 由实验甲可知HA为弱酸。溶液中一定存在c平(OH-)+c平(A-)=c平(Na+)
+c平(H+),实验乙混合溶液pH=7说明溶液呈中性,c平(OH-)=c平(H+),所以c平(A-)=c平(Na+),反应后生成NaA溶液,同时HA溶液应过量,因此,原溶液浓度c1>0.2,A错误;HA是弱酸,HA的电离方程式是HA H++A-,B正确;实验甲反应后恰好生成NaA溶液,A-水解显碱性,溶液中离子浓度大小c平(Na+)>
c平(A-)>c平(OH-)>c平(H+),C错误;由上述分析可知,实验乙反应后溶液中
c平(A-)=c平(Na+),c平(Na+)规律总结 (1)电中性原则。电解质溶液中,不论存在多少种离子,溶液总是呈电中性,即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数,也就是所谓的电荷守恒规律。
(2)物料守恒原则。电解质溶液中由于电离或水解因素,离子会发生变化,变成其他离子或分子等,离子种类增多了,但离子或分子中某种特定元素的原子总数是不会改变的。物料守恒的另外一种重要形式是水电离出的H+的浓度与水电离出的OH-浓度相等(即质子守恒)。
(3)电离程度小原则。该原则主要是指弱酸、弱碱溶液的电离程度小,产生的离子浓度也就小。适用弱电解质的溶液中离子浓度大小比较的题型。
(4)水解程度小原则。该原则主要是指含一种弱酸酸根离子或弱碱阳离子的盐溶液水解程度一般很小,水解产生的离子浓度一般较小,此原则适用于含一种弱酸酸根离子或弱碱阳离子的盐溶液中离子浓度大小比较的题型。
(5)以电离为主原则。该原则是指一元弱酸(HA)与该弱酸的强碱盐(NaA)等体积等浓度混合时,因HA的电离程度大于A-的水解程度,溶液呈酸性。
(6)以水解为主原则。当某弱酸很弱,该弱酸与其强碱盐等体积等浓度混合时,以水解为主,溶液显碱性。也指除NaHSO3、NaH2PO4、NaHC2O4等以外的多元弱酸强碱的酸式盐以水解为主,溶液显碱性。
(7)物料、电荷守恒结合原则。该原则是指同时运用电荷守恒、物料守恒比较溶液中复杂的离子、分子浓度关系的题型。可通过两守恒式加减得新的关系式。
【变式训练4】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溶液的说法正确的是( )
A.酸的强弱:HCN>HClO
B.pH:HClO溶液>HCN溶液
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平(CN-)D
解析 NaCN溶液的pH比NaClO溶液大,说明HCN比HClO酸性弱,A错误;酸性HClO>HCN,则等浓度时,HClO溶液的pH较小,B错误;二者均是一元酸,等物质的量时,与NaOH溶液恰好完全反应时,消耗NaOH的物质的量相等,C错误;酸性HClO>HCN,则等浓度时HClO的电离程度大于HCN的电离程度,因此溶液中c平(CN-)第3章 物质在水溶液中的行为
第2节 第2课时 盐类的水解
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,并进一步探究盐溶液呈现不同酸碱性的原因,总结其规律,培养证据推理与模型认知的化学核心素养。
2.了解影响盐类水解平衡的因素,能多角度、动态地分析外界条件对盐类水解平衡的影响,形成变化观念与平衡思想的化学核心素养。
3.熟练掌握盐类水解的表示方法——水解离子方程式的书写,培养宏观辨识与微观探析的化学核心素养。
基础落实 必备知识全过关
重难探究 能力素养全提升
目录索引
基础落实 必备知识全过关
必备知识
一、盐类水解的原理
1.定义
在溶液中由盐电离出的弱酸酸根离子或弱碱阳离子与水中的H+或OH-结合生成弱电解质的过程。
2.实质
3.特点
可逆→水解反应是可逆反应
|
吸热→水解反应是中和反应的逆反应,是吸热反应
|
微弱→一般情况下,水解的程度很微弱
4.盐类的水解规律及溶液的酸碱性
(1)在可溶性盐溶液中:有弱才水解,无弱不水解,越弱越水解,都弱都水解,谁强显谁性。
(2)常见的“弱”离子。
(3)盐类水解的类型及溶液的酸碱性。
盐的类型 水解的离子 溶液的酸碱性 实例
强酸弱碱盐 弱碱阳离子 弱酸性 AlCl3、Fe2(SO4)3、NH4Cl等
强碱弱酸盐 弱酸酸根离子 弱碱性 CH3COONa、Na2CO3等
强酸强碱盐 不水解 中性 NaCl、KNO3等
弱酸弱碱盐 弱酸酸根离子、弱碱阳离子 谁强显谁性,同强显中性 CH3COONH4、NH4HCO3等
促进水的电离,溶液呈碱性
对水的电离无影响,溶液呈中性
【微思考1】已知酸性:HF>CH3COOH,则0.1 mol·L-1NaF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,相同浓度时,CH3COO-的水解程度大于F-的水解程度,则NaF溶液与CH3COONa溶液的pH大小关系为NaF溶液5.影响盐类水解的因素
(1)内因:相同条件下,弱酸的酸性越弱,其形成的盐越易水解,对应盐溶液的碱性越强;弱碱的碱性越弱,其形成的盐越易水解,对应盐溶液的酸性越强。
(2)外因。
①温度:盐的水解反应是吸热反应,升高温度水解平衡向右移动,水解程度增大。
②浓度:加水稀释盐的溶液,水解平衡向右移动,水解程度增大。
③外加酸、碱:加酸可抑制弱碱阳离子的水解,加碱可抑制弱酸酸根离子的水解。
④两种水解离子的相互影响:弱碱阳离子和弱酸酸根离子在同一溶液中,两种水解相互促进,使两种水解程度都增大,甚至反应完全。
【微思考2】实验室配制FeCl2溶液时,通常将FeCl2固体先溶解在盐酸中,再加水稀释至所需浓度,同时还加入少量铁屑,为什么
提示溶解在盐酸中的目的是抑制Fe2+的水解,而加入铁屑的作用是防止Fe2+被空气中的氧气氧化。
二、盐类水解离子方程式的书写
1.书写要求
(1)大多数盐的水解反应进行的程度很小,水解产物很少,无明显沉淀或气体生成。书写水解的离子方程式时,一般用“ ”连接,产物不标“↑”或“↓”。如:
(2)多元弱酸酸根离子的水解分步进行,水解以第一步为主。如Na2CO3的水解:
HClO+OH-
NH3·H2O
(3)多元弱碱阳离子水解反应过程复杂,通常以总反应表示。如AlCl3的水解:
Al(OH)3
2.盐的水解常数
在溶液中由盐电离产生的弱酸酸根离子或弱碱阳离子与水中的H+或OH-结合生成弱电解质的过程,叫作盐类的水解。水解反应的平衡常数叫作水解平衡常数或水解常数,用Kh表示。Kh表示水解反应趋势大小:Kh数值越大,水解趋势越大。
MOH
自我检测
判断下列说法是否正确,正确的打“√”,错误的打“×”。
(1)酸式盐溶液可能呈酸性,也可能呈碱性。( )
(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。( )
×
×
重难探究 能力素养全提升
探究一 盐类水解的规律及其影响因素
问题探究
盐类水解的规律及其影响因素
相同条件下,上面三支试管内分别盛有0.1 mol·L-1的Na2CO3溶液、0.1 mol·L-1的NaHCO3溶液、0.1 mol·L-1的CH3COONa溶液,向其中各滴入几滴酚酞溶液。
1.甲试管颜色最深、乙试管次之,丙试管颜色最浅。为什么
提示相同条件下,酸越弱, 对应的盐水解程度越大,溶液碱性越强,滴加酚酞溶液以后颜色越深。相同条件下,正盐水解程度大于相应的酸式盐。
2.小明同学对甲试管进行加热,发现微热后红色加深,这一现象说明了什么
提示加热能促进 的水解,溶液的碱性增强。
归纳拓展
1.盐类水解的规律
“有弱才水解,无弱不水解,越弱越水解,谁强显谁性。”
(1)强酸和弱碱生成的盐水解,溶液呈酸性。
(2)强碱和弱酸生成的正盐水解,溶液呈碱性。
(3)强酸强碱盐(正盐)不水解,溶液呈中性。
(4)弱酸酸式盐水解,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。
①若电离程度大于水解程度,溶液显酸性,如NaHSO3溶液、NaH2PO4溶液等。
②若电离程度小于水解程度,溶液显碱性,如NaHCO3溶液、Na2HPO4溶液等。
2.水解平衡的移动
盐类的水解平衡遵循勒·夏特列原理,受温度、浓度及外加酸碱等因素的影响。
例如:不同条件对FeCl3水解平衡Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+的影响
改变条件 平衡移动方向 n(H+) pH 水解程度 现象
升温 向右 增大 降低 增大 颜色变深
加FeCl3(s) 向右 增大 降低 减小 颜色变深
加水 向右 增大 升高 增大 颜色变浅
通HCl 向左 增大 降低 减小 颜色变浅
加铁粉 向左 减小 升高 减小 颜色变浅
加NaHCO3 粉末 向右 减小 升高 增大 生成红褐色沉淀和无色气体
盐类的水解是吸热反应
【微点拨】溶液中盐的浓度越小,水解程度越大,但是溶液的酸(碱)性越弱;盐浓度越大,水解程度越小,但是溶液的酸(碱)性越强。
应用体验
视角1 盐类水解的规律
1.已知常温下,Ka(HCN)=6.2×10-10 mol·L-1,Ka(HF)=6.8×10-4 mol·L-1, Ka(CH3COOH)=1.7×10-5 mol·L-1,Ka(HNO2)=7.1×10-4 mol·L-1。物质的量浓度均为0.1 mol·L-1的下列溶液,pH由大到小的顺序正确的是( )
A.NaCN>NaNO2>CH3COONa>NaF
B.NaF>NaNO2>CH3COONa>NaCN
C.NaCN>CH3COONa>NaNO2>NaF
D.NaCN>CH3COONa>NaF>NaNO2
D
解析 由Ka(HNO2)>Ka(HF)>Ka(CH3COOH)>Ka(HCN)可知,酸性:HNO2>HF> CH3COOH>HCN,则水解能力:CN->CH3COO->F-> ,弱酸酸根离子的水解能力越强,相同条件下对应盐溶液的碱性越强,pH越大。
【变式设问】
(1)向NaF和NaCN混合溶液中加入适量CH3COOH,可发生怎样的反应 试写出反应的离子方程式。
(2)已知Ka1(H2CO3)>Ka(HCN)>Ka2(H2CO3),则在NaCN溶液中通入少量CO2,会发生怎样的反应 试写出反应的离子方程式。
提示 NaF与CH3COOH不能反应,NaCN可与CH3COOH反应,离子方程式为CH3COOH+CN-═CH3COO-+HCN。
提示 H2O+CO2+CN-═HCN+ 。
归纳总结 比较等浓度盐溶液酸碱性强弱的步骤
(1)首先根据盐的种类,对盐溶液按照酸性、中性、碱性进行分组。
(2)呈酸性的强酸弱碱盐溶液,需比较相应的弱碱碱性强弱,根据越弱越水解,则成盐的弱碱越弱,水解后酸性越强;呈碱性的强碱弱酸盐溶液,需比较相应的弱酸酸性强弱,根据越弱越水解,则成盐的弱酸越弱,水解后碱性越强。
2.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
B
解析 利用盐类水解规律“越弱越水解,谁强显谁性”,结合同浓度三种酸的钠盐溶液的pH可推知,碱性越强则对应的酸越弱,因此酸性由强到弱的顺序为HX>HY>HZ,答案选B。
3.下列关于盐溶液呈酸碱性的说法错误的是( )
A.盐溶液呈酸碱性的原因是破坏了水的电离平衡
B.NH4Cl溶液呈酸性是由于溶液中c平(H+)>c平(OH-)
C.在稀CH3COONa溶液中,由水电离的c水(OH-)≠c水(H+)
D.水电离出的H+或OH-与盐中的弱离子结合,可能造成盐溶液呈酸性或碱性
C
解析 在水溶液中,盐电离出的离子和水电离出的H+或OH-结合生成弱电解质,溶液中H+和OH-浓度不相等,导致溶液呈酸性或碱性,即破坏了水的电离平衡,故A、D项正确;氯化铵是强酸弱碱盐,铵根离子水解导致溶液中c平(H+)>c平(OH-),则溶液呈酸性,故B项正确;任何稀的电解质溶液中由水电离的c水(OH-)=c水(H+),与电解质溶液的酸碱性无关,故C项错误。
视角2 盐类水解的影响因素
4.一定条件下,CH3COONa溶液中存在水解平衡:CH3COO-+H2O CH3COOH+OH-。下列说法正确的是( )
A.加入少量NaOH固体,c平(CH3COO-)减小
B.升高温度,溶液的pH增大
C.稀释溶液,溶液的pH增大
D.通入少量HCl气体,水解平衡常数减小
B
解析 加入的NaOH会抑制CH3COO-的水解,使c平(CH3COO-)增大,A错误;升温能促进盐类的水解,即c平(OH-)增大,溶液的pH增大,B正确;虽然稀释能促进水解,但仍以增大溶液体积为主,即c平(OH-)减小,溶液的pH也减小,C错误;通入HCl能促进CH3COO-的水解,但温度不变,水解平衡常数不变,D错误。
5.某溶液中FeCl3的水解反应已达平衡,若要使FeCl3的水解程度增大,应采取的方法是( )
A.加入CH3COONa B.加入浓盐酸
C.加FeCl3固体 D.降温
A
解析 CH3COONa溶液显碱性,能促进FeCl3的水解,A正确;加入浓盐酸平衡逆向移动,水解程度减小,B错误;加FeCl3固体,FeCl3浓度增大,FeCl3水解程度减小,C错误;降温使水解平衡逆向移动,FeCl3水解程度减小,D错误。
探究二 盐类水解方程式的书写
问题探究
1.NaHCO3在水溶液中既能发生电离又能发生水解反应,请分别写出相关的电离方程式和水解的离子方程式。
2.已知NaHSO3、NaH2PO4的水溶液呈酸性,试分析在NaHSO3、NaH2PO4的水溶液中,电离与水解程度的大小关系。
提示两种盐溶液中酸式酸根离子的电离程度大于水解程度。
归纳拓展
盐类水解方程式的书写
因相互促进水解不能大量共存
(5)多元弱酸的酸式酸根离子既有水解倾向,又有电离倾向。溶液的酸碱性由电离和水解的相对强弱来决定,即当电离程度大于水解程度时,溶液呈酸性,应该用电离方程式来表示酸性的产生(如NaH2PO4、NaHSO3等),当电离程度小于水解程度时,溶液呈碱性,应该用相应的水解方程式来表示碱性的产生(如Na2HPO4、NaHCO3、NaHS等)。
应用体验
视角1 水解方程式的判断
1.下列属于水解方程式且书写正确的打“√”,错误的打“×”:
解析 S2-应分步水解,错误。
(1)Na2S溶液中:S2-+2H2O H2S+2OH-。( )
(2)NaHS溶液中:HS-+H2O H2S+OH-。( )
(3)AlCl3溶液中:Al3++3H2O Al(OH)3↓+3H+。( )
解析 为HS-水解的离子方程式,正确。
解析 Al3+水解程度小,不能生成Al(OH)3沉淀,错误。
解析 为电离方程式,错误。
解析 为化学反应的离子方程式,不是水解方程式。
×
√
×
×
×
易错警示 盐类水解离子方程式与电离方程式的主要区别是:生成离子的种类不同。盐类水解的离子方程式在形式上一定符合“阴生阴、阳生阳”,即阴离子水解一定生成OH-,阳离子水解一定生成H+(或H3O+)。例如:
NaHS电离:HS-+H2O S2-+H3O+
NaHS水解:HS-+H2O H2S+OH-
2.下列各反应的方程式中,属于水解反应的是( )
D
3.下列物质在常温下发生水解反应时,对应的离子方程式正确的是( )
B
易错点拨 单一离子水解要用“ ”连接,无气体、沉淀;多元弱酸根离子水解分步进行,弱碱阳离子水解一步写出;要注意区分弱酸酸式酸根离子的水解和电离过程。
4.下列水解反应方程式正确的是( )
A.NH4Cl+H2O==NH3·H2O+HCl
B.CH3COONa+H2O==CH3COOH+NaOH
C.Na2CO3+2H2O CO2↑+H2O+2NaOH
D.FeCl3+3H2O Fe(OH)3+3HCl
解析A项,应为NH4Cl+H2O NH3·H2O+HCl;B项,应为CH3COONa+H2O
CH3COOH+NaOH;C项,应为Na2CO3+H2O NaHCO3+NaOH。
D
视角2 盐溶液酸碱性的判断及水解方程式的书写
5.盐是一类常见的电解质,实验表明盐溶液不一定呈中性。
(1)CH3COONa、NH4Cl、KNO3的水溶液分别呈 性、
性、 性。
碱
酸
中
解析 CH3COONa是强碱弱酸盐,水解使溶液显碱性;NH4Cl是强酸弱碱盐,水解使溶液显酸性;KNO3是强酸强碱盐,溶液显中性。
(2)盐中阴、阳离子的水解使溶液呈现的酸碱性不同,它们水解的离子方程式也不相同,CH3COONa和NH4Cl水解的离子方程式分别为
、 。
(3)氯化铝溶液呈 性,原因是 (用离子方程式表示)。
酸(共49张PPT)
第3章 物质在水溶液中的行为
第2节 第1课时 弱电解质的电离平衡
素 养 目 标
1.了解弱电解质的电离平衡常数和电离平衡常数与电离程度的关系,培养证据推理与模型认知的化学核心素养。
2.理解影响弱电解质电离平衡的因素及对电离平衡移动的影响,培养变化观念与平衡思想的化学核心素养。
3.了解常见弱酸和弱碱的电离常数大小,能比较它们的电离能力强弱,培养科学探究与创新意识的化学核心素养。
基础落实 必备知识全过关
重难探究 能力素养全提升
目录索引
基础落实 必备知识全过关
必备知识
一、电离平衡常数
1.弱电解质的电离平衡
(1)定义:在一定条件(如温度、浓度)下,当弱电解质分子电离出离子的速率与离子结合成分子的速率相等时,电离过程就达到了平衡状态,叫做电离平衡。
(2)特点:电离平衡是动态平衡,符合化学平衡的一般规律。
2.电离平衡常数
(1)定义:在一定条件下达到电离平衡时,弱电解质电离生成的各种离子的浓度(次方)的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数,这个常数称为电离平衡常数,简称电离常数。电离常数服从化学平衡常数的一般规律。
(3)意义:电离常数表征了弱电解质的电离能力,根据相同温度下电离常数的大小可判断弱电解质电离能力的相对强弱。
(4)影响因素。
同一弱电解质,电离常数K的大小只与温度有关,与浓度无关,温度升高时,电离常数增大。
3.电离度
(1)定义:弱电解质在水中的电离达到平衡状态时,已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数的百分率。通常用α表示。
(2)影响因素:弱电解质的电离度除了与温度有关外,还与溶液的浓度有关,一般而言,浓度越大,电离度越小;浓度越小,电离度越大。
二、影响电离平衡的因素
1.弱电解质电离程度的大小主要是由电解质本身的性质决定的。
2.外界条件对弱电解质电离平衡的影响
因素 影响结果
温度 升高温度,电离平衡正向移动
浓度 加水稀释,电离平衡正向移动
外加 物质 加入与弱电解质电离出的离子相同的离子,电离平衡逆向移动
(同离子效应)
加入与弱电解质电离出的离子反应的离子,电离平衡正向移动
自我检测
判断下列说法是否正确,正确的打“√”,错误的打“×”。
(1)当CH3COOH在水溶液中达到电离平衡时:c平(CH3COOH)=c平(H+)=
c平(CH3COO-)。( )
(2)向氨水中滴加酚酞溶液变红色,说明NH3·H2O是弱电解质。( )
(3)相同温度下,Ka(HF)>Ka(CH3COOH),说明酸性:HF>CH3COOH。( )
(4)0.1 mol·L-1某一元酸HA溶液的pH=3,HA溶液中存在:HA==H++A-。
( )
(5)温度不变,向CH3COOH溶液中加入CH3COONa, CH3COOH的电离平衡左移。( )
×
×
√
×
√
(6)相同条件下,电离平衡常数(K)越小,表示弱电解质电离能力越弱。( )
(7)不同浓度的同一弱电解质,其电离平衡常数(K)不同。( )
(8)电离平衡右移,电离平衡常数一定增大。( )
√
×
×
重难探究 能力素养全提升
探究一 弱电解质的电离平衡常数及电离度
问题探究
弱酸酸性强弱的比较:醋酸、碳酸、次氯酸的电离常数分别是:1.7×10-5 mol·L-1、4.2×10-7 mol·L-1(第一步电离)和4.7×10-8 mol·L-1。
1.上述实验中你能观察到什么现象
提示 锥形瓶中大理石溶解,有无色气泡产生,试管内澄清溶液变浑浊。
2.由电离常数和实验现象,能得出哪些结论
提示 (1)相同条件下,弱酸的电离常数越大,酸性越强;(2)三种酸由弱到强的顺序是:次氯酸、碳酸、醋酸;(3)弱酸能与更弱酸的盐反应制取更弱的酸。
归纳拓展
1.电离平衡常数的应用
(1)根据电离平衡常数可以判断弱酸(或弱碱)的相对强弱,电离平衡常数越大,酸性(或碱性)越强。
(3)根据电离平衡常数判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。
给弱电解质加水稀释时,能促进弱电解质的电离,溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化,但温度不变时电离常数不变,题目中经常利用电离常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。如把0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液
(4)判断复分解反应能否发生,一般符合“强酸制弱酸”的规律,如25 ℃时,Ka(HCOOH)=1.77×10-4 mol·L-1,Ka(HCN)=6.2×10-10 mol·L-1,因此可发生反应HCOOH+NaCN═HCN+HCOONa。
2.有关电离平衡常数的计算模板(以弱酸HX为例)
(1)已知c始(HX)和c平(H+),求电离平衡常数:
HX H+ + X-
起始: c始(HX) 0 0
平衡: c始(HX)-c平(H+) c平(H+) c平(X-)
由于弱酸只有极少一部分电离,c平(H+)的数值很小,可做近似处理:c始(HX)-c平(H+)≈c始(HX)。
(2)已知c始(HX)和电离平衡常数,求c平(H+):
HX H+ + X-
起始: c始(HX) 0 0
平衡: c始(HX)-c平(H+) c平(H+) c平(X-)
应用体验
视角1 弱电解质的电离平衡
1.下列有关电解质溶液的说法正确的是( )
A.向0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液中加入少量Na,CH3COOH的电离平衡正向移动,H+浓度增大
B.室温下,稀释0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液,溶液的导电能力增强
C.如图表示弱电解质在水中建立电离平衡的过程
D.CH3COOH与Na2CO3反应生成CO2,能证明CH3COOH是弱酸
C
解析 向0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液中加入少量Na,Na与溶液中的H+反应, CH3COOH的电离平衡正向移动,溶液中H+浓度减小,故A错误;室温下,稀释0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液,溶液中离子总浓度减小,溶液的导电能力减弱,故B错误;电离过程中,弱电解质分子电离为离子的速率逐渐减小,离子结合成弱电解质分子的速率逐渐增大,直到二者相等,电离过程达到了平衡,故C正确;CH3COOH与Na2CO3反应生成CO2,说明CH3COOH的酸性比碳酸强,不能说明CH3COOH是弱酸,故D错误。
视角2 电离平衡常数及其影响因素
2.已知室温下碳酸、亚硫酸、次氯酸的电离平衡常数如下表:
H2CO3 H2SO3 HClO
Ka1=4.2×10-7 mol·L-1 Ka1=1.54×10-2 mol·L-1 Ka=4.7×10-8 mol·L-1
Ka2=5.6×10-11 mol·L-1 Ka2=1.02×10-7 mol·L-1
下列说法正确的是( )
A.相同条件下,同浓度的H2SO3溶液和H2CO3溶液的酸性,后者更强
D.向氯水中分别加入等浓度的NaHCO3和NaHSO3溶液,均可提高氯水中HClO的浓度
B
【变式设问】
已知Ka1(H2CO3)>Ka(HCN)>Ka2(H2CO3),则向NaCN溶液中通入少量CO2,会发生怎样的反应 试写出反应的离子方程式。
提示 H2O+CO2+CN-==HCN+
易错警示 (1)只考虑客观因素时电离常数与化学平衡常数一样,只与温度有关,与其他条件无关。
(2)电离常数除了可以比较弱电解质的电离能力外,还能定量判断电离平衡的移动方向。
(3)在运用电离常数表达式进行计算时,浓度必须是平衡时的浓度。
3.下列说法正确的是( )
A.电离常数受溶液浓度的影响
B.电离常数可以表示弱电解质的相对强弱
C.Ka大的酸溶液中c平(H+)一定比Ka小的酸溶液中的c平(H+)大
D.H2CO3的电离常数表达式:K=
B
4.已知在25 ℃时,氨水中NH3·H2O的电离常数Kb=1.8×10-5 mol·L-1,回答下列问题:
(1)氨水中NH3·H2O的电离常数表达式Kb= 。
(2)当向该氨水中加入一定量的NaOH溶液时,Kb值是否会发生变化
(填“会”或“不会”)。
(3)若该氨水的起始浓度为0.01 mol·L-1,则达到电离平衡时溶液中OH-的物质的量浓度为 。
不会
4.2×10-4 mol·L-1
解析 电离常数只与温度有关,与浓度无关。NH3·H2O的电离常数较小,平衡时氨水中c平(NH3·H2O)近似等于起始浓度0.01 mol·L-1,
视角3 电离度
5.下列曲线中,可以描述乙酸(甲,Ka=1.7×10-5 mol·L-1)和一氯乙酸(乙,Ka=1.4×10-3 mol·L-1)在水中的电离度与浓度关系的是(已知:电离度=
×100%)( )
B
解析 根据甲、乙两种酸的电离平衡常数可知,这两种物质都是弱电解质,在温度不变、浓度相等时,电离程度CH3COOH探究二 外界条件对弱电解质电离的影响
问题探究
1.要促进CH3COOH的电离并使溶液pH增大,可采取哪些措施
提示 要促进CH3COOH的电离即使平衡向右移动,pH增大即c平(H+)减小,因此采取的措施应是c平(H+)减小引起的平衡右移。故加水稀释、加入Na2CO3固体、加入NaOH、加入Zn等活泼金属,都能促进醋酸电离,且使溶液pH增大。
2.溶解冰醋酸并不断稀释的过程中,用图示表示溶液中c平(H+)随加水量的变化关系。
提示 开始加水时,电离平衡不断向右移动,H+数目增多较快,H+浓度增大;H+浓度增大到一定程度后再加水稀释,电离平衡依旧向右移动,H+数目增多,电离程度增大,但c平(H+)减小,溶液导电能力减弱。
归纳拓展
电离平衡属于化学平衡之一,可用化学平衡移动原理分析电离平衡。以0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液中CH3COOH的电离[CH3COOH CH3COO-+H+ (正向吸热)]为例。
改变条件 平衡移 动方向 n(H+) c平(H+) c平(CH3COO-) c平(CH3COOH) 电离程度(α) 导电能力 Ka
加水稀释 向右 增大 减小 减小 减小 增大 减弱 不变
加入少量冰醋酸 向右 增大 增大 增大 增大 减小 增强 不变
加HCl(g) 向左 增大 增大 减小 增大 减小 增强 不变
加NaOH(s) 向右 减小 减小 增大 减小 增大 增强 不变
加入 CH3COONa(s) 向左 减小 减小 增大 增大 减小 增强 不变
加入镁粉 向右 减小 减小 增大 减小 增大 增强 不变
升高温度 向右 增大 增大 增大 减小 增大 增强 增大
应用体验
1.常温下向10 mL 0.1 mol·L-1氨水中缓缓加蒸馏水稀释到1 L后,下列变化中正确的是( )
①电离程度增大 ②c平(H+)增大 ③导电性增强 ④ 不变
⑤OH-数目增大,H+数目减小 ⑥pH增大 ⑦c平(H+)与c平(OH-)的乘积减小
A.①②④ B.①⑤⑥
C.除②外都正确 D.①④⑤⑥⑦
A
解析 ①因加水促进弱电解质的电离,则NH3·H2O的电离程度增大,故①正确;②加水时氨水碱性减弱,即c平(OH-)减小,但水的离子积KW=c平(H+)·c平(OH-)不变,所以c平(H+)增大,故②正确;加水稀释时溶液中导电离子总浓度减小,则导电性减弱,故③错误;④加水稀释时溶液温度不变,所以电离平衡常数也不变,即 不变,故④正确;⑤随着溶液的稀释,NH3·H2O的电离平衡向正向移动,电离程度增大,OH-数量在增大,但浓度在减小,对水的电离抑制作用减弱,氢离子的数量在增加,浓度增大,故⑤错误;⑥c平(H+)增大,则pH减小,故⑥错误;⑦温度不变,则水的离子积不变,即c平(H+)与c平(OH-)的乘积不变,故⑦错误。
易错警示 (1)弱电解质的电离是微弱的,在溶液中主要以弱电解质分子的形式存在。
(2)电离平衡发生正向移动,弱电解质的电离程度不一定增大,如醋酸溶液中加冰醋酸。
(3)多元弱酸分步电离,电离常数逐渐减小,上一步电离产生的H+对下一步的电离起到抑制作用。
(4)弱电解质溶液加水稀释,电离程度增大,但是弱电解质电离出的离子浓度却不是增大,而是减小的。
2.醋酸中发生电离:CH3COOH CH3COO-+H+,下列条件能使电离程度增大的有( )
①加水稀释 ②加NaOH固体 ③加CH3COONa固体 ④通入HCl气体 ⑤升温 ⑥加入冰醋酸
A.①②⑤ B.③④⑥ C.①③④ D.④⑤⑥
A
解析 CH3COOH是弱酸,在溶液中存在电离平衡CH3COOH CH3COO-+H+。①加水稀释后,可促进醋酸电离,符合题意;②加氢氧化钠固体可消耗H+,电离平衡正向移动,电离程度增大,符合题意;③加CH3COONa固体,溶液中CH3COO-的浓度增大,平衡逆向移动,不符合题意;④通入HCl气体,增大了H+的浓度,平衡逆向移动,不符合题意;⑤弱电解质的电离过程是吸热的,升温使平衡正向移动,促进电离,符合题意;⑥加入冰醋酸,CH3COOH的浓度增大,电离平衡正向移动,但是电离程度减小,不符合题意;故选①②⑤。
3.氨水中存在电离平衡:NH3·H2O +OH-,下列叙述正确的是( )
A.加水稀释后,溶液中n(OH-)增大
B.加入少量浓盐酸,电离平衡正向移动,溶液中c平(OH-)增大
C.加入少量浓NaOH溶液,电离平衡正向移动
D.加入少量NH4Cl固体,溶液中c平( )减小
A
解析 向氨水中加入水,促进了NH3·H2O的电离,所以溶液中n(OH-)增大,A正确;向氨水中加入少量浓盐酸,H+与OH-反应,导致溶液中c平(OH-)减小,B错误;向氨水中加入少量浓NaOH溶液,OH-浓度增大,则NH3·H2O的电离平衡逆向移动,C错误;向氨水中加入少量NH4Cl固体,溶液中c平( )增大,D错误。
4.向电离平衡CH3COOH CH3COO-+H+的体系中加入下列物质,能使醋酸的电离度变小且溶液中H+的浓度变大的是( )
A.H2O B.CH3COONa
C.氨水 D.H2SO4
D
解析 加水稀释会促进CH3COOH的电离,电离程度增大,但H+的浓度减小,A错误;加入CH3COONa,CH3COO-的浓度增大,醋酸电离度减小,H+的浓度减小,B错误;加入氨水会消耗H+,醋酸电离度增大,C错误;加入H2SO4时溶液中H+的浓度增大,电离平衡向左移动,电离度减小,D正确。
5.H2S水溶液中存在电离平衡H2S H++HS-和HS- H++S2-。对H2S溶液进行如下操作,有关描述正确的是( )
A.加水,平衡向右移动,溶液中氢离子浓度增大
B.滴加NaOH溶液,平衡向左移动,溶液pH增大
C.滴加新制氯水,平衡向左移动,溶液pH减小
D.加入少量硫酸铜固体(忽略体积变化),溶液中所有离子浓度都减小
C
解析 加水稀释,平衡右移,但由于水增多溶液体积变大,H+的浓度减小,A错误;滴加NaOH溶液,H+的浓度减小,平衡向右移动,B错误;滴加氯水和硫化氢反应的化学方程式为Cl2+H2S ═S↓+2HCl,则滴加氯水时H2S的电离平衡向左移动,HCl为强酸,所以溶液的pH减小,C正确;加入硫酸铜固体发生反应H2S+CuSO4═H2SO4+CuS↓,生成的硫酸的酸性强于氢硫酸,所以H+的浓度增大,D错误。
探究三 强酸与弱酸的比较及判断电解质强弱的方法
问题探究
HCl与CH3COOH溶液酸性强弱的比较:
1.将表面积相同的两粒锌粒分别加入相同浓度的HCl、CH3COOH溶液中,产生H2的速率相同吗 为什么
提示 不相同。因为HCl在溶液中全部电离,而CH3COOH在溶液中部分电离,前者溶液中H+的浓度比后者大,因此前者产生H2的速率比后者快。
2.若取pH相同、体积相同的盐酸与CH3COOH溶液做相同的实验(已知锌足量),两者反应过程中产生H2的量谁更大
提示 CH3COOH溶液产生H2的量大。
归纳拓展
1.等物质的量浓度、等pH的强酸与弱酸的比较
条件 等物质的量浓度的盐酸(a)与醋酸(b) 等pH的盐酸(a)与醋酸(b)
pH或物质的量浓度 pH:a溶液导电性 a>b a=b
水的电离程度 ac平(Cl-)与c平(CH3COO-)的大小关系 c平(Cl-)>c平(CH3COO-) c平(Cl-)=c平(CH3COO-)
等体积溶液中和NaOH的量 a=b a分别加该酸的钠盐(s)后的pH a:不变 b:变大 a:不变
b:变大
开始与金属反应的速率 a>b a=b
等体积溶液与足量金属反应产生H2的量 a=b a2.判断电解质强弱的方法
(1)在相同条件下,与强电解质溶液进行导电性对比实验,导电性弱的为弱电解质。
(2)在相同浓度、相同温度下,比较反应速率的快慢,如将相同规格的锌粒投入到等浓度的盐酸和CH3COOH溶液中,反应速率前者比后者快,说明CH3COOH是弱酸。
(3)浓度与pH的关系,如0.01 mol·L-1 CH3COOH溶液的pH>2,说明CH3COOH是弱酸。
(4)稀释前后的pH与稀释倍数的变化关系。如将pH=2的酸溶液稀释到体积为原来的1 000倍,若pH小于5,则证明该酸为弱酸;若pH为5,则证明该酸为强酸。
(5)采用实验证明存在电离平衡。如向CH3COOH溶液中滴入石蕊溶液变红,再加CH3COONH4晶体,颜色变浅,说明醋酸是弱酸。
(6)相同pH的两种酸溶液,分别加入对应酸的钠盐固体,溶液的pH增大的是弱酸,pH几乎不变的是强酸。
(7)pH相同、体积相同的两种酸与同一种碱反应时,消耗碱多的为弱酸。
应用体验
视角1 强酸与弱酸的比较
1.下列叙述不正确的是( )
A.pH相等、体积相等的盐酸和CH3COOH溶液加水稀释到体积为原来的10倍,前者的pH大于后者
B.用pH相等、体积相等的盐酸和CH3COOH溶液分别中和0.1 mol·L-1的NaOH溶液,恰好完全中和时消耗NaOH溶液体积相等
C.等浓度、等体积的盐酸和CH3COOH溶液与足量的锌粉反应,开始时前者产生H2的速率大于后者,最终产生H2的量相等
D.等浓度、等体积的盐酸和CH3COOH溶液分别中和0.1 mol·L-1的NaOH溶液,完全中和时消耗NaOH溶液体积相等
B
解析 pH相等、体积相等的盐酸和CH3COOH溶液分别加水稀释到体积为原来的10倍后,由于CH3COOH是弱酸,稀释过程中电离程度变大,稀释后CH3COOH溶液的酸性强,pH小,A正确;pH相等、体积相等的盐酸和CH3COOH溶液,由于CH3COOH是弱酸,浓度比盐酸大,在和盐酸体积相同时,消耗NaOH溶液体积大,B不正确;等浓度、等体积的盐酸和CH3COOH溶液与足量的锌粉反应,由于醋酸是弱酸,开始时H+的浓度小,则开始时CH3COOH溶液产生H2的速率小,但是由于二者浓度相等,所以最终产生H2的量相等,C正确;浓度相等、体积相等,则物质的量相等,完全中和时二者消耗的同浓度的NaOH溶液体积相等,D正确。
2.H+浓度相等的盐酸(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,为此下列说法正确的是( )
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,溶质的物质的量浓度:甲<乙
D.反应结束时H+浓度:甲>乙
C
解析 因开始时H+浓度相等,故开始的反应速率相等,A错误;随着反应的进行,溶液中H+浓度减小,而醋酸中可继续电离出H+,因此反应到相同时间醋酸中H+浓度大于盐酸,醋酸反应速率快,反应所需时间醋酸短,B错误;因为CH3COOH是弱酸,电离程度很小,故其物质的量浓度远比HCl的大,C正确;反应结束时两种酸中消耗H+的物质的量相等,由于CH3COOH不断电离,导致醋酸中H+浓度大于盐酸,D错误。
【变式设问】
(1)H+浓度相等的盐酸(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,若盐酸和醋酸均恰好完全反应,则盐酸(甲)和醋酸(乙)的体积有何关系
(2)若体积相等、H+浓度相等的盐酸(甲)和醋酸(乙)分别与不等量的锌反应,充分反应后放出气体一样多,则加入Zn的质量有何关系
提示 溶液体积:甲>乙。
提示 加入Zn的质量:甲>乙。
3.相同温度时,关于氨水和氢氧化钠溶液的比较,下列说法正确的是(已知pH相等的NaOH溶液和氨水中OH-的浓度相等)( )
A.pH相等的两溶液中,n(OH-)相等
B.物质的量浓度、体积均相同的两溶液,分别与HCl气体完全反应,消耗HCl的量:NaOH>氨水
C.物质的量浓度相等的两溶液,进行导电性实验,灯泡的亮度相同
D.分别中和相同pH相同体积的两溶液,需HCl的物质的量:氨水>NaOH
D
解析 pH相等的两溶液中,OH-的浓度相等,题中未告诉两溶液的体积,因此无法计算n(OH-),故A错误;物质的量浓度、体积均相同的NaOH溶液和氨水,含有溶质的物质的量相等,因此完全反应消耗HCl的物质的量相等,故B错误;NH3·H2O是弱电解质,在水中部分电离,NaOH在水中完全电离,物质的量浓度相等的两溶液,NaOH溶液中离子浓度大,在导电性实验中灯泡比较亮,故C错误;当氨水和氢氧化钠溶液pH相同时,氨水的浓度大于氢氧化钠溶液,分别中和相同体积的两溶液,需HCl的物质的量:氨水>NaOH,故D正确。
视角2 判断电解质强弱的方法
4.甲酸的下列性质中可以证明它是弱电解质的是( )
A.1 mol·L-1的甲酸溶液H+的浓度约为0.01 mol·L-1
B.甲酸与水以任意比例互溶
C.10 mL 1 mol·L-1甲酸恰好与10 mL 1 mol·L-1 NaOH溶液完全反应
D.用甲酸溶液做导电实验,灯泡很暗
A
解析 如果甲酸为强酸,将完全电离,则在1 mol·L-1溶液中H+的浓度应为1 mol·L-1,而题目中H+的浓度约为0.01 mol·L-1远小于1 mol·L-1,说明甲酸只有部分电离,即甲酸是弱电解质,A正确;甲酸在水中的溶解性与酸性强弱无关,B错误;因强酸、弱酸都能与碱按化学方程式中的系数比进行定量反应,不能说明酸性的强弱,C错误;D项中由于没有指明甲酸的浓度,也没有相应的对比实验,所以无法证明甲酸是弱电解质,D错误。
5.能说明CH3COOH是弱电解质的事实是( )
A.醋酸的导电性比盐酸弱
B.0.1 mol·L-1的醋酸中H+浓度约为0.001 mol·L-1
C.醋酸用水稀释后,溶液的pH增大
D.醋酸与碳酸钙反应,缓慢放出二氧化碳
B
解析 溶液的导电性与浓度有关,未说明浓度的相对大小,A不符合题意;0.1 mol·L-1的醋酸中H+浓度约为0.001 mol·L-1,说明CH3COOH未完全电离,即说明CH3COOH是弱电解质,B符合题意;强酸、弱酸加水稀释后溶液的酸性都会减弱,C不符合题意;醋酸与碳酸钙反应,缓慢放出二氧化碳说明CH3COOH的酸性比H2CO3酸性强,不能说明CH3COOH是弱酸,即不能说明CH3COOH是弱电解质,D不符合题意。(共58张PPT)
第3章 物质在水溶液中的行为
第4节 第2课时 离子反应的应用
素 养 目 标
1.了解酸碱中和滴定的原理,知道酸碱中和滴定中,溶液pH的突变是判断滴定终点的依据,了解指示剂的选择方法,形成变化观念与平衡思想的化学核心素养。
2.知道酸碱中和滴定的主要仪器及用途,掌握酸碱中和滴定的实验操作、数据处理、误差分析及其在定量测定中的迁移应用,培养科学探究与创新意识的化学核心素养。
3.知道离子反应在生活生产中的应用,培养科学态度与社会责任的化学核心素养。
基础落实 必备知识全过关
重难探究 能力素养全提升
目录索引
基础落实 必备知识全过关
必备知识
一、物质检验与含量测定
1.离子的检验
可利用离子的特征反应来检验一些常见离子。
待检验离子 I- Fe3+
试剂 AgNO3溶液,稀硝酸 KSCN溶液
现象 有不溶于稀硝酸的黄色沉淀 生成红色溶液
离子反应 I-+Ag+==AgI↓ Fe3++3SCN-==Fe(SCN)3
2.测定溶液中离子的浓度
(2)酸碱中和滴定:强酸中H+的浓度可以用已知准确物质的量浓度的强碱溶液滴定的方法求得。
(3)氧化还原滴定法:如溶液中 的浓度可用已知准确浓度的Fe2+溶液滴定求得。
二、物质制备与纯化
1.物质的制备
(1)氯碱工业生产烧碱和氯气的离子反应:2Cl-+2H2O 2OH-+H2↑+Cl2↑。
(2)实验室制取CO2发生的离子反应:CaCO3+2H+==Ca2++H2O+CO2↑。
2.物质的纯化
(1)制高纯度的氯化钠:除去其中少量的 、Mg2+、Ca2+,需要的试剂及加入的顺序一般是NaOH溶液、BaCl2溶液、Na2CO3溶液、盐酸(合理即可)。
(2)除去污水中的重金属离子:用沉淀剂将重金属离子转化为沉淀而除去,达到净水的目的。
(3)从海水中提取CO2。
利用如图所示装置从海水中提取CO2,有利于减少温室气体含量。a室为阳极,发生氧化反应,电极反应为2H2O-4e-==4H++O2↑,氢离子通过阳离子交换膜进入b室,发生的反应为H++HC ==CO2↑+H2O,达到从b室中提取CO2的目的,c室是阴极,电极反应为2H2O+2e-==2OH-+H2↑,得到的气体是氢气,得到的溶液中含有NaOH,用c室排出的碱液将从b室排出的酸性海水调节至接近装置入口海水的pH。
三、生活中常见的离子反应
1.胃酸过多的治疗
(1)服用小苏打片:反应的离子方程式为H++HC ==CO2↑+H2O。
(2)服用胃舒平:反应的离子方程式为Al(OH)3+3H+==Al3++3H2O。
2.硬水的形成及软化
(1)硬水:自然界里含有Ca2+、Mg2+较多的水。
(2)硬水的形成(暂时硬水)。
水中的二氧化碳与岩石中的碳酸钙和碳酸镁发生反应生成碳酸氢盐,使Ca2+、Mg2+进入水中而形成,主要反应的离子方程式为
_____________________________________________________________。
自我检测
判断下列说法是否正确,正确的打“√”,错误的打“×”。
(1)检验某溶液是否含有S 时,应取少量该溶液,依次加入BaCl2溶液和稀盐酸。( )
(2)向某溶液中加入CCl4,振荡、静置,分层后CCl4层显紫色,证明原溶液中存在I-。( )
(3)向某溶液中滴加稀NaOH溶液,将湿润的红色石蕊试纸置于试管口,试纸不变蓝,原溶液中无N 。( )
(4)确定NaCl溶液中是否混有Na2CO3,取少量溶液滴加CaCl2溶液,观察是否出现白色沉淀。( )
×
×
×
√
(6)一支标有“20 ℃、25 mL”字样的滴定管内装液体到刻度1.00 mL时,滴定管内液体的体积大于24.00 mL。( )
(7)中和滴定实验中,锥形瓶用蒸馏水洗净后即可使用,滴定管用蒸馏水洗净后,必须润洗后方可使用。( )
(8)可用25 mL碱式滴定管量取20.00 mL KMnO4溶液。( )
×
√
√
×
重难探究 能力素养全提升
探究一 离子的检验
问题探究
菠菜是我们日常生活中经常食用的蔬菜,菠菜中含有丰富的铁元素。那么如何检验溶液中是否存在Fe3+
提示 可以用KSCN溶液检验Fe3+。
归纳拓展
1.常见阳离子的检验
(1)常规检验法。
①用NaOH溶液能检验出Cu2+、Fe3+、Fe2+、Al3+、N 。
Cu2+ 产生蓝色沉淀
Fe3+ 产生红褐色沉淀
Fe2+ 先产生白色沉淀,然后迅速变成灰绿色,最终变为红褐色
Al3+ 产生白色沉淀,继续加入NaOH溶液,白色沉淀又会溶解
共热,生成使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体
②焰色试验。
用焰色试验可检验出溶液中的K+和Na+。
K+ 火焰呈紫色(透过蓝色钴玻璃观察)
Na+ 火焰呈黄色
(2)特殊检验法。
Fe3+ 加入KSCN溶液呈红色
Fe2+ 加入KSCN溶液无明显现象,再滴加新制氯水后溶液呈红色
2.常见阴离子的检验
(1)利用酸碱指示剂检验。
(2)利用盐酸和其他试剂检验。
:加入BaCl2或CaCl2溶液后生成白色沉淀,再加稀盐酸沉淀溶解,并放出无色无味的气体。
:先加入足量稀盐酸,无沉淀生成,再加入BaCl2溶液,产生白色沉淀。
:加入BaCl2溶液,产生白色沉淀,再加稀盐酸,放出无色有刺激性气味且能使品红溶液褪色的气体。
(3)利用AgNO3(HNO3酸化)溶液检验。
(4)利用某些特征反应检验。
I-:滴入淀粉溶液和氯水,溶液变蓝色。
应用体验
视角1 简单溶液中离子的检验
1.下列关于离子检验叙述正确的是( )
A.向某溶液中加入足量稀硫酸,无明显现象,再加入AgNO3溶液,出现白色沉淀,则溶液中有Cl-
B.向某溶液中滴加浓硫酸,将产生的气体通入品红溶液中,品红褪色,则溶液中一定有
C.用洁净的铂丝蘸取某溶液在火焰上灼烧,透过蓝色钴玻璃观察火焰呈紫色,则溶液中有K+
D.在某溶液中,先加入足量BaCl2溶液,有白色沉淀生成;再加入足量稀盐酸,沉淀不溶解,则证明该溶液中含
C
解析 硫酸银也是一种白色沉淀,不能说明含有Cl-,A错误;B项反应中有二氧化硫生成,也可能是浓硫酸被还原为二氧化硫,不能说明一定含有 ,错误;观察钾的焰色必须透过蓝色钴玻璃,C正确;D项也可能含有Ag+,错误。
2.甲、乙、丙、丁四种易溶于水的物质,分别由N、Ba2+、Mg2+、H+、OH-、Cl-、 、 中的不同阳离子和阴离子各一种组成。已知:①将甲溶液分别与其他三种物质的溶液混合,均有白色沉淀生成;②0.1 mol·L-1乙溶液中H+的浓度大于0.1 mol·L-1;③向丙溶液中滴入AgNO3溶液有不溶于稀硝酸的白色沉淀生成。下列结论不正确的是( )
A.甲溶液含有Ba2+
B.乙溶液含有
C.丙溶液含有Cl-
D.丁溶液含有Mg2+
D
解析 根据②可知,乙溶液为H2SO4溶液;根据①可知,只有Ba(OH)2才能与
反应均产生白色沉淀,所以甲为Ba(OH)2;根据③可知,丙溶液中含有Cl-,则丙为MgCl2,丁为NH4HCO3,D项错误。
3.下列叙述不正确的是( )
A.向某溶液中加入稀盐酸,将产生的气体通入澄清石灰水,石灰水变浑浊,该溶液一定是碳酸盐溶液
B.向某溶液中滴加盐酸酸化无明显现象,再滴加BaCl2溶液出现白色沉淀,说明该溶液中一定有
C.向某溶液中加入浓NaOH溶液,加热后生成能使湿润的红色石蕊试纸变蓝色的气体,说明该溶液中一定含有
D.向某溶液中滴加KSCN溶液,溶液不变色,滴加氯水后溶液显红色,该溶液中一定含Fe2+
A
解析 A项不正确,因为如果溶液中存在 时也会出现类似的现象;B项、C项、D项正确。
4.(2023江西丰城中学高二期中)下列实验操作、现象和结论均正确的是
( )
选项 操作 现象 结论
A 两块相同的未经打磨的铝片,在相同温度下分别投入5.0 mL等浓度的CuSO4溶液和CuCl2溶液中 前者无明显现象,后者剧烈反应 Cl-能加速破坏铝片表面的氧化膜
B 向AgNO3溶液中加入足量NaCl后再加入少量NaI溶液 白色沉淀转化为淡黄色沉淀 Ksp(AgCl)C 取少量溶液置于试管中,先加入KSCN溶液,再滴加过量酸性高锰酸钾溶液 溶液变红色 溶液中含Fe2+
D 向铜与浓硫酸反应后的溶液中加入适量水稀释 溶液呈蓝色 溶液中存在Cu2+
A
解析 未经打磨的铝片表面有氧化铝,氧化铝与硫酸铜溶液、氯化铜溶液均不反应,而氯化铜溶液中的Cl-可破坏铝片表面的氧化膜,暴露出来的铝可以与氯化铜溶液反应,而硫酸铜溶液不能破坏铝片的氧化膜,A正确;向硝酸银溶液中加入足量氯化钠溶液产生白色的氯化银沉淀,再加入少量碘化钠溶液,白色氯化银沉淀转化为黄色的碘化银沉淀,说明碘化银的溶解度比氯化银小,即Ksp(AgCl)>Ksp(AgI),B错误;若溶液中本身含有的是Fe3+,先加KSCN溶液再加过量酸性高锰酸钾溶液,溶液也变红,C错误;铜与浓硫酸反应后的溶液还有未反应的浓硫酸,稀释时要将其加入水中,而不能向其中直接加水,以免发生危险,D错误。
视角2 复杂溶液中离子的检验
5.某试样溶液中可能含有 ,且阴离子的物质的量浓度相等。某同学利用该试样溶液进行实验,现象如下。下列说法正确的是( )
A.气体X和气体Y均属于电解质
B.该试样溶液中至少有5种离子存在,其中Na+一定存在,且c(Na+)<0.4 mol·L-1
C.滤液M在酸性条件下与铜片的反应中,还原产物是NO2
D.将上述实验产生的气体Y全部通入10 mL 1.2 mol·L-1的NaOH溶液中,所得溶液中的阴离子主要为
D
6.某化学兴趣小组用粗盐水(含有Ca2+、Mg2+、 )制备精盐水,设计如下方案:
下列说法正确的是( )
A.A中主要含有Mg(OH)2和BaSO4,也可能含有Ca(OH)2
B.②加入过量Na2CO3溶液的主要目的是除去Mg2+、Ca2+
C.D中只含有 、Cl-、Na+三种离子
D.采用降温结晶的方法从精盐水中获得食盐晶体
A
7.Ⅰ.某化工厂排放的污水中,溶有某些对人体有害的物质,初步认为可能含有Fe3+、Ba2+、K+、OH-、Cl-、 。为了进一步确认,取样进行实验检测:
①取污水仔细观察,呈无色、透明、均一状态。
②向取样的污水中滴入稀硫酸,有大量白色沉淀产生,再加稀硝酸,白色沉淀不消失。
③用pH试纸测定污水的pH,试纸显深蓝色。
(1)由此可知,该污水中肯定含有的离子是 ,肯定没有的离子是 ,可能含有的离子是 。
Ba2+、OH-
K+、Cl-
(2)简述通过实验进一步确定溶液中可能存在离子的操作步骤及现象: 。
用铂丝蘸少量溶液在酒精灯火焰上灼烧,透过蓝色钴玻璃观察,若发现火焰呈紫色,则说明含有K+。另取少量溶液置于一洁净试管中加入过量稀硝酸后,再加几滴AgNO3溶液,若有白色沉淀生成,则说明溶液中含有Cl-
Ⅱ.实验室为化学兴趣小组的同学准备了四种红色溶液,它们分别可能是酸性KMnO4溶液、滴有酚酞的NaOH溶液、滴有石蕊的稀硫酸和品红溶液。另外还提供了常见的仪器和药品。为了培养同学们的创新精神和实践能力,只允许选用一种试剂对上述四种溶液加以鉴别。
(1)甲组同学选用了FeCl2溶液,试写出该组同学鉴别出NaOH溶液的有关离子方程式:___________________________________________________。
(2)乙组同学选用了Na2SO3溶液,他们直接能鉴别出来的溶液及对应的现象分别是_______________________________________________________。
(3)丙组同学选用了一种试剂,一次性鉴别出上述四种溶液,他们选择的试剂可能是___________________________________________________。
Fe2++2OH-═Fe(OH)2↓,4Fe(OH)2+O2+2H2O═4Fe(OH)3
酸性KMnO4溶液:紫红色褪去;稀硫酸:产生无色刺激性气味气体
(NH4)2SO3或NH4HSO3或(NH4)2S或NH4HS
解析 (1)FeCl2与NaOH溶液反应生成Fe(OH)2,曝露在空气中又会被氧化成Fe(OH)3。
(2)Na2SO3具有还原性,能使酸性KMnO4溶液褪色;Na2SO3能与稀硫酸反应产生有刺激性气味的SO2气体。
(3)用(NH4)2SO3、NH4HSO3、(NH4)2S、NH4HS均可以一次性鉴别出题中四种物质。
探究二 酸碱中和滴定
问题探究
1.现在有一瓶失去标签的盐酸,为了测出其真实浓度,请设计实验方案并分析方案的可行性。
提示可利用气体法、沉淀法、pH试纸法、中和法等测定该盐酸的浓度。气体法难以准确测量气体的体积,沉淀法操作麻烦,pH试纸法不够准确,中和法具有可行性。
2.滴定终点时酸的物质的量与碱的物质的量相等且溶液的pH=7吗
提示不是。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。即n(H+)=n(OH-),但是酸的物质的量与碱的物质的量不一定相等,且滴定终点是靠酸碱指示剂的颜色变化判断的,常用的酸碱指示剂甲基橙或酚酞变色时pH不等于7。
3.滴定管在装反应液之前,是否需要用待装液润洗 锥形瓶在装待测液前,是否需要用待测液润洗
提示滴定管在装反应液之前,需要用待装液润洗;锥形瓶在装待测液前,不能用待测液润洗。
归纳拓展
1.实验原理
在中和反应中虽然表面上没有明显现象,但pH发生很大变化,在滴定过程中会发生pH突变而使指示剂颜色发生变化,通过溶液颜色来判定终点,主要用于测定酸或碱的浓度。
计算公式:c(H+)V(H+)=c(OH-)V(OH-)
2.仪器
酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。
本实验中锥形瓶不能用烧杯代替,振荡时锥形瓶内液体不易溅出
(1)酸式滴定管:可盛放酸性溶液、强氧化性溶液,不能盛放碱性溶液,因为碱性物质易腐蚀玻璃,致使玻璃活塞无法打开。
碱式滴定管:可盛放碱性溶液,不能盛放酸性溶液、强氧化性溶液,因为酸性和强氧化性物质易腐蚀橡胶。
(2)滴定管的上端都标有规格大小、使用温度、0刻度;滴定管的精确度为0.01 mL。
也可用于准确量取一定体积的液态有机物
3.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→记读数。
②锥形瓶:洗涤→注液(待测液)→记读数→加指示剂。
润洗时:滴定管要用所要盛装的溶液润洗2~3次,锥形瓶禁止用所装溶液润洗;
调液面时:调节活塞(或挤压玻璃球),赶走气泡使滴定管尖嘴部分充满溶液,并使液面处于“0”刻度以下某一刻度处。
记读数时:视线与溶液凹液面最低处相平,记录到小数点后第二位。
加指示剂:加入2~3滴指示剂(酚酞溶液)。
需要检查是否漏水的三类仪器:滴定管、容量瓶、分液漏斗。
(2)滴定。
左手控制活塞,右手不断摇动锥形瓶,眼睛注视锥形瓶内溶液颜色及滴定流速。
(3)终点判断。
等到滴入最后半滴标准盐酸,溶液由红色变至无色且半分钟内不恢复红色,视为滴定终点。
(4)记录终点读数。
4.数据处理
将上述操作重复2~3次,求出用去标准盐酸体积的平均值,根据
5.中和滴定误差分析
酸碱中和滴定的误差分析关键是根据c(待)= 进行分析,计算中V(待)与c(标)均为正确值,只有V(标)影响着c(待)的计算结果,故在误差分析时应归结为各种操作对V(标)的影响:若V(标)增大,实验结果偏高;若V(标)减小,实验结果偏低。
具体影响结果如下表:
产生误差的操作 滴定结果
仪器洗涤产生的误差 锥形瓶用蒸馏水洗净后又用待测液润洗 偏高
滴定管用蒸馏水洗净后未用标准液润洗 偏高
滴定管未用待测液润洗 偏低
读数带来的误差 用滴定管量取待测液,先俯视后仰视 偏低
用滴定管量取待测液,先仰视后俯视 偏高
用标准溶液滴定前后,先俯视后仰视 偏高
用标准溶液滴定前后,先仰视后俯视 偏低
操作不当产生的误差 盛标准溶液的滴定管滴定前有气泡,滴定后无气泡 偏高
盛待测液的滴定管量取前有气泡,量取后无气泡 偏低
滴定过程中,振荡锥形瓶时,不小心将溶液溅出 偏低
滴定结束时滴定管尖端挂一滴液体未滴入 偏高
应用体验
视角1 酸碱中和滴定的原理及操作
1.酸碱恰好完全中和时( )
A.酸所能提供的H+与碱所能提供的OH-的物质的量相等
B.溶液呈现中性
C.酸与碱的物质的量浓度相等
D.酸与碱的物质的量一定相等
A
解析 由酸碱中和反应的实质可知,酸碱恰好完全中和时,酸所能提供的H+与碱所能提供的OH-的物质的量相等,A正确;酸碱恰好中和时生成的盐有可能水解,从而使溶液显一定的酸性或碱性,B不正确;由于酸碱的体积未知,酸、碱各是几元的也未知,所以C、D错误。
2.(2020辽宁抚顺六校协作体高二期末)用酸式滴定管准确移取25.00 mL某未知浓度的盐酸置于一洁净的锥形瓶中,然后用0.200 0 mol·L-1的氢氧化钠溶液(指示剂为酚酞溶液)滴定。滴定结果如下所示:
滴定次数 NaOH溶液起始读数 NaOH终点读数
第一次 0.10 mL 18.60 mL
第二次 0.30 mL 19.00 mL
(1)准确配制0.200 0 mol·L-1的氢氧化钠溶液250 mL,需要的主要仪器除量筒、烧杯、玻璃棒外,还必须用到的玻璃仪器有 。
(2)根据以上数据可以计算出盐酸的物质的量浓度为 mol·L-1。(保留4位有效数字)
250 mL容量瓶、胶头滴管
0.144 8
(3)用0.200 0 mol·L-1标准氢氧化钠溶液滴定待测盐酸,滴定时左手控制碱式滴定管的玻璃球,右手不停摇动锥形瓶,眼睛注视 ,直到滴定终点。
(4)达到滴定终点的标志是 。
(5)以下操作可能造成测定结果偏高的是 (填字母)。
A.未用标准溶液润洗碱式滴定管
B.滴定终点读数时,俯视滴定管的刻度,其他操作均正确
C.盛装未知液的锥形瓶用蒸馏水洗过,未用待测液润洗
D.滴定到终点读数时发现滴定管尖嘴处悬挂一滴溶液
滴入最后半滴NaOH溶液,溶液颜色由无色变为浅红色,且半分钟内不恢复原色
锥形瓶内溶液颜色的变化
AD
解析(1)中和滴定按照检漏、洗涤、润洗、装液、滴定等顺序操作,使用的仪器除量筒、烧杯、玻璃棒外,还必须选用250 mL容量瓶、胶头滴管。
(3)用0.200 0 mol·L-1标准氢氧化钠溶液滴定待测盐酸,滴定时左手控制碱式滴定管的玻璃球,右手不停摇动锥形瓶,眼睛注视锥形瓶中溶液颜色变化,便于及时判断滴定终点。
(4)本实验是用NaOH溶液滴定盐酸,用酚酞溶液作指示剂,所以终点时的现象是溶液由无色变为浅红色,且在半分钟内不褪色。
【变式设问】
滴定实验中,滴定管的尖嘴部分能否接触锥形瓶的内壁
提示 可以。如向锥形瓶中滴加半滴溶液的操作:当滴定管尖嘴处的液滴悬而未滴时,让滴定管的尖嘴部分轻触滴定管内壁,让尖嘴处的液滴流入锥形瓶,可加入半滴溶液。
易错警示 (1)中和滴定时选择指示剂应注意以下几个方面:
指示剂的变色范围越小越好,由于石蕊溶液变色范围较大,且在滴定终点时颜色的变化不易观察,所以在中和滴定中不采用。强酸和强碱中和时,酚酞溶液和甲基橙溶液都可以作为指示剂。
(2)滴定终点的判断:
当滴入最后半滴标准溶液,溶液颜色突变,且半分钟内不恢复原色,即为滴定终点,读数并记录。滴定终点是根据指示剂的颜色变化来确定的,滴定终点时酸和碱并不是恰好完全反应。但在滴定过程中pH的变化有一个突变的过程,而指示剂的变色范围恰好在突变范围内,所以用指示剂指示的终点与恰好反应的点十分接近,误差很小。
3.利用间接酸碱滴定法可测定Ba2+的含量,实验分两步进行。
步骤Ⅰ:移取x mL一定浓度的Na2CrO4溶液置于锥形瓶中,加入酸碱指示剂,用b mol·L-1盐酸标准溶液滴定至终点,测得滴加盐酸的体积为V0 mL。
步骤Ⅱ:移取y mL BaCl2溶液置于锥形瓶中,加入x mL与步骤Ⅰ相同浓度的Na2CrO4溶液,待Ba2+完全沉淀后,再加入酸碱指示剂,用b mol·L-1盐酸标准溶液滴定至终点,测得滴加盐酸的体积为V1 mL。滴加盐酸标准溶液时应用酸式滴定管,“0”刻度位于滴定管的 (填“上方”或“下方”)。BaCl2溶液的浓度为 mol·L-1,若步骤Ⅱ中滴加盐酸时有少量待测液溅出,Ba2+浓度测量值将 (填“偏大”或“偏小”)。
上方
偏大
4.用中和滴定法测定某烧碱样品的纯度,试根据实验回答下列问题:
(1)准确称量8.2 g含有少量中性易溶杂质的样品,配成500 mL待测溶液。称量时,样品可放在________ (填字母)称量。
A.小烧杯中 B.洁净纸片上 C.托盘上
(2)滴定时,用0.200 0 mol·L-1的盐酸来滴定待测溶液,不可选用________(填字母)作为指示剂。
A.甲基橙 B.石蕊 C.酚酞
(3)滴定过程中,眼睛应注视_______________________;在铁架台上垫一张白纸,其目的是________________________________________________。
A
B
锥形瓶内溶液颜色的变化
便于观察锥形瓶内液体颜色的变化,减小滴定误差
解析(1)称量氢氧化钠等易潮解、腐蚀性强的试剂时,样品应放在小烧杯中。
(2)酸碱中和滴定时,一般应选甲基橙、酚酞等颜色变化较明显的指示剂,石蕊在酸或碱溶液中颜色变化不明显,造成误差较大。
(4)根据下表数据,计算被测烧碱溶液的物质的量浓度是________ mol·L-1,
烧碱样品的纯度是_________。
滴定 次数 待测溶液 的体积/mL 标准酸溶液的体积 滴定前的刻度/mL 滴定后的刻度/mL
第一次 10.00 0.40 20.50
第二次 10.00 4.10 24.00
0.400 0
97.56%
视角2 酸碱中和滴定的误差分析
5.下列实验中,由于错误操作导致所测出的数据一定偏低的是( )
A.用量筒量取液体时,俯视读数
B.用标准盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液,酸式滴定管未用标准盐酸润洗,所测出的碱液的浓度值
C.同一滴定实验,一般要做三次,取三次实验的平均值进行计算,但某同学只做了一次
D.滴定管装标准溶液进行滴定,达到滴定终点时,俯视读数
D
解析 用量筒量取液体,若读数时俯视,会使所读取的数值大于液体的实际体积,故A不符合题意;滴定管未用标准盐酸润洗,会导致浓度偏低,所消耗体积偏大,则测定结果偏大,故B不符合题意;中和滴定实验中如果只做一次,可能会造成实验误差,但不能确定是偏高还是偏低,C不符合题意;达到滴定终点时,俯视读数,则读数偏小,消耗的标准溶液体积偏小,结果偏低,D符合题意。
6.(2023山东临沂高二期末联考)下列叙述正确的是( )
A.用湿润的pH试纸测氯水的pH,测定值偏大
B.用NaOH溶液滴定未知浓度的醋酸时,用甲基橙作指示剂,会导致测定结果偏低
C.测定中和热时,将碱缓慢倒入酸中混合,所测温度值偏高
D.用盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液时,滴定前滴定管尖嘴处有气泡,终点读数时无气泡,结果偏低
B
解析 氯水中含有的次氯酸具有强氧化性,能使有机色质漂白褪色,所以用pH试纸无法测得氯水的pH,A错误;NaOH与CH3COOH反应生成的醋酸钠溶液呈碱性,用甲基橙作指示剂,滴定终点时pH在4.4附近,则消耗NaOH偏少,导致测定结果偏低,B正确;测定中和热时,将碱缓慢倒入酸中混合时会有较多热量散失,导致所测温度值偏低,C错误;滴定前滴定管尖嘴处有气泡,终点读数时无气泡,则消耗盐酸标准溶液的体积偏大,测定结果偏高,D错误。(共40张PPT)
第3章 物质在水溶液中的行为
第2节 第3课时 盐类水解的应用
素 养 目 标
1.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的化学核心素养。
2.能发现和提出有关盐类水解的问题,并设计探究方案,进行实验探究,培养科学探究与创新意识的化学核心素养。
基础落实 必备知识全过关
重难探究 能力素养全提升
目录索引
基础落实 必备知识全过关
必备知识
一、弱电解质溶液中粒子浓度大小比较
1.在0.1 mol·L-1醋酸溶液中
(1)存在的电离平衡有CH3COOH CH3COO-+H+、H2O H++OH-。
(2)含有的粒子有CH3COOH、H2O、CH3COO-、H+、OH-。
(3)粒子浓度由大到小的顺序(水分子除外)是c平(CH3COOH)>c平(H+)>
c平(CH3COO-)>c平(OH-)。
二、盐类水解的应用
1.盐类作为净水剂
硫酸铝钾或硫酸铝中的Al3+水解生成Al(OH)3胶体,反应的离子方程式为Al3++3H2O Al(OH)3(胶体)+3H+,Al(OH)3胶体有较强的吸附能力,常用作净水剂。
2.热碱水清洗油污
3.泡沫灭火器
(1)试剂:Al2(SO4)3溶液和NaHCO3溶液。
4.盐溶液的配制
配制、保存易水解的盐溶液时,加入相应的酸(或碱)可抑制水解。如配制FeCl3溶液时,加入适量盐酸可抑制Fe3+的水解,得到澄清的溶液。
自我检测
判断下列说法是否正确,正确的打“√”,错误的打“×”。
(1)明矾[KAl(SO4)2·12H2O]既可以作为净水剂也可以作为消毒剂。( )
(2)实验室保存Na2S溶液用带有玻璃塞的试剂瓶。( )
(3)将Cu(NO3)2固体溶于稀硝酸配制Cu(NO3)2溶液。( )
(4)在FeCl3溶液中加入镁粉既有气体产生又有红褐色沉淀产生。( )
(5)把镁粉投入NH4Cl溶液中,有两种气体产生。( )
(6)水解平衡右移,弱离子的水解程度一定增大。( )
(7)施肥时,草木灰(有效成分为K2CO3)不能与NH4Cl混合使用。( )
(8)热的纯碱溶液去油污效果好。( )
×
×
√
√
√
×
√
√
重难探究 能力素养全提升
探究一 盐溶液中微粒浓度大小比较
问题探究
CH3COONa溶液中存在着下列电离和反应过程:
1.CH3COONa溶液中的Na+、OH-、CH3COO-、H+四种离子浓度大小有什么关系
提示 c平(Na+)>c平(CH3COO-)>c平(OH-)>c平(H+)。
2.某溶液中只含有 、Cl-、OH-、H+四种离子,该溶液的溶质可能有几种情况
提示 一种溶质时,只有NH4Cl;两种溶质时有:①NH4Cl与HCl,②NH4Cl与NH3·H2O。
归纳拓展
1.溶液中粒子浓度的大小比较(三个“守恒”关系式)
(4)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。
①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氨水的混合溶液中: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平( )>c平(Cl-)>c平(OH-)>c平(H+)。
②分子的电离程度小于对应离子的水解程度:
在0.1 mol·L-1的HCN和0.1 mol·L-1的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平(Na+)>c平(CN-)>c平(OH-)>c平(H+),且c平(HCN)>c平(Na+)=0.1 mol·L-1。
1.下列溶液中粒子浓度关系表示正确的是( )
A.NaHCO3溶液中:c平(H+)+c平(Na+)=c平(OH-)+
B.室温下,pH=3的CH3COOH溶液与pH=11的NaOH溶液等体积混合后的溶液中:c平(H+)C.0.1 mol·L-1的NH4Cl溶液中:c平(Cl-)>c平(H+)>c平(N )>c平(OH-)
D.物质的量浓度相等的CH3COOH和CH3COONa溶液等体积混合后的溶液中:2c平(Na+)=c平(CH3COOH)+c平(CH3COO-)
应用体验
D
【变式设问】
试写出NH4Cl溶液中的电荷守恒,并比较离子浓度的大小。
提示 电荷守恒:c平(Cl-)+c平(OH-)=c平( )+c平(H+),离子浓度的大小顺序: c平(Cl-)>c平( )>c平(H+)>c平(OH-)。
易错警示 溶液中粒子浓度大小比较应特别注意的问题
①多元弱酸的正盐溶液(如Na2CO3溶液),要分清变化的主次关系。盐完全电离,多元弱酸酸根离子的第一步水解程度大于第二步水解。
②多元弱酸的酸式盐溶液,要注意考虑酸式酸根离子的水解程度和电离程度的相对大小。若酸式酸根离子的电离程度大于水解程度,溶液呈酸性;若酸式酸根离子的水解程度大于电离程度,溶液呈碱性。
③当两种溶液混合或两种物质发生反应时,要根据反应原理准确地判断溶质的成分,然后判断粒子种类,再根据规律比较粒子浓度大小。
④不同溶液中同一粒子浓度的比较要看溶液中其他粒子对该粒子的影响。
2.已知乙酸(HA)的酸性比甲酸(HB)弱,在物质的量浓度均为0.1 mol·L-1的NaA和NaB混合溶液中,下列排序正确的是( )
A.c平(OH-)>c平(HA)>c平(HB)>c平(H+)
B.c平(OH-)>c平(A-)>c平(B-)>c平(H+)
C.c平(OH-)>c平(B-)>c平(A-)>c平(H+)
D.c平(OH-)>c平(HB)>c平(HA)>c平(H+)
A
解析根据“越弱越水解”的原则,浓度相同时,A-的水解程度比B-的水解程度大,所以溶液中的c平(HA)>c平(HB),c平(A-)c平(H+);由于溶液中离子的水解是微弱的,所以c平(OH-)应小于c平(A-)和c平(B-)。
3.(2023广东佛山高二期末统考)0.1 mol·L-1 Na2CO3溶液的pH随温度的变化如图所示。下列说法正确的是( )
A
探究二 盐类水解的综合应用
问题探究
1.甲、乙两支试管内各加入3 g图中相应的粉末,气泡产生的速率相等吗
提示不相等,NaHCO3产生气泡的速率快。
2.普通泡沫灭火器为什么不用溶解度大的Na2CO3代替NaHCO3 写出甲、乙两支试管中反应的离子方程式。
归纳拓展
1.物质水溶液的配制
凡配制含有“弱离子”的盐溶液时,通常需采取防水解的措施。
(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溶于水时发生水解反应Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+,为防止有Fe(OH)3生成,通常先将FeCl3溶于稀盐酸中,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:应加入少量强碱,抑制弱酸酸根离子水解。如配制硫化钠的水溶液时,应先滴入几滴氢氧化钠溶液,再加水稀释至所需浓度。
2.试剂的保存
在实验室存放Na2CO3、CH3COONa、Na2S等溶液的试剂瓶不能用玻璃塞,一般用橡皮塞。因这些盐水解生成的NaOH会腐蚀玻璃塞生成有黏性的Na2SiO3,从而使瓶口和塞子黏结在一起而不易打开。
3.判断离子能否大量共存
Al3+与S2-在溶液中相互促进水解,故不能在溶液中制取Al2S3,只能在固态无水条件下制取
4.利用盐的水解去除杂质
如果两种盐的水解程度不一样,可利用水解反应将一种盐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++3H2O Fe(OH)3+3H+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+。
5.制备无水盐
有些盐(如Al2S3)遇水即水解,无法在溶液中制取,只能由单质直接反应制取(干法制取);还有些盐溶液(如FeCl3溶液、AlCl3溶液)必须在蒸发过程中不断通入HCl气体,以抑制阳离子的水解,才能得到相应的固体。
6.解释生活、生产中的一些化学现象
(1)去污:常把某些盐当作碱使用,如纯碱、肥皂具有去污作用,且热的溶液去污能力比冷的溶液的去污能力强。这是由于纯碱、肥皂都属于强碱弱酸盐,其水解后溶液均显碱性,升高温度水解的程度增大,溶液的碱性增强,去污能力增强。
(2)灭火:泡沫灭火器内所盛装药品一般是相互隔离的NaHCO3溶液和Al2(SO4)3溶液,在使用时将两者混合,能够水解彻底:
在炸油条的过程中加入纯碱、明矾,利用水解产生的CO2气体,使油条变得松软可口。
(3)化肥的合理使用:如草木灰(含K2CO3)不能与铵态氮肥相混用。因为
随NH3挥发,氮肥肥效降低;过磷酸钙不宜与草木灰混合施用,同样是因草木灰中的K2CO3水解显碱性,使可溶的磷酸二氢钙[Ca(H2PO4)2]转化为微溶的Ca3(PO4)2,不易被植物吸收。
7.判断加热浓缩、蒸干某些盐溶液的产物
(1)易挥发的酸形成的盐:如加热AlCl3溶液至蒸干,再灼烧,最终得到的是Al2O3而不是AlCl3。这因为AlCl3+3H2O Al(OH)3+3HCl,加热时AlCl3的水解平衡正向移动,生成的HCl挥发出去,使反应趋于完全,生成Al(OH)3,灼烧时Al(OH)3分解而生成Al2O3。
(2)难挥发的酸形成的盐:如加热蒸干Fe2(SO4)3溶液,加热使Fe2(SO4)3+6H2O
2Fe(OH)3+3H2SO4向右移动,但H2SO4不挥发,所以随着平衡的右移,水减少,H2SO4的浓度越来越大,H2SO4就抑制了Fe3+的水解,所以Fe2(SO4)3的水解不能进行到底,最终得到的还是Fe2(SO4)3。
(3)受热时易分解的盐:
Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4等固体受热易分解,因此蒸干灼烧后分别为Ca(HCO3)2→CaCO3(CaO);NaHCO3→Na2CO3;KMnO4→K2MnO4+MnO2。
(4)弱酸的铵盐蒸干后无固体:如NH4HCO3、(NH4)2CO3。
(5)还原性盐在蒸干时会被氧气氧化,如S 具有较强的还原性,大部分亚硫酸盐溶液蒸干得到硫酸盐,如蒸干Na2SO3溶液可得Na2SO4固体。
应用体验
视角1 盐类水解在生活中的应用
1.(2022广东揭西高二期末)下列说法中,与盐类的水解有关的是( )
①明矾、氯化铁晶体常用于净水
②比较NH4Cl和Na2S等某些盐溶液的酸碱性
③用NaHCO3和Al2(SO4)3两种溶液可作为泡沫灭火剂
④实验室通常使用热的纯碱溶液去除油污
A.只有①②③ B.只有②③④
C.只有①③④ D.全部
D
解析 明矾、氯化铁晶体溶于水后可以水解形成具有吸附作用的胶体,可以净水,与水解有关,①符合题意;NH4Cl溶液显酸性是因为铵根的水解,Na2S溶液显碱性是因为硫离子的水解,②符合题意;NaHCO3溶液因水解显碱性,Al2(SO4)3溶液因水解显酸性,二者混合发生相互促进的水解反应,产生大量二氧化碳和泡沫,从而灭火,与水解有关,③符合题意;纯碱水解使溶液显碱性,且加热可以促进水解,从而除去油污,与水解有关,④符合题意;综上所述答案为D。
2.化学在日常生活和生产中有着重要的应用。下列说法不正确的是( )
A.明矾水解形成的Al(OH)3胶体能吸附水中悬浮物,可用于水的净化
B.某雨水样品采集后放置一段时间,pH由4.68变为4.28,是因为样品中的 水解
C.将饱和FeCl3溶液滴入沸水中可制备Fe(OH)3胶体,利用的是盐类水解原理
D.纯碱溶液呈碱性的原因是:
B
解析 明矾电离出的Al3+水解生成Al(OH)3胶体,A项正确;雨水放置一段时间后,其中的H2SO3被氧化成H2SO4,所以pH变小,B项错误;Fe3+在沸水中水解生成Fe(OH)3胶体,C项正确;纯碱溶液呈碱性是因为C的水解,D项正确。
3.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
D
4.已知Fe3+在pH为4~5时就可以完全形成Fe(OH)3沉淀,若要除去MgCl2酸性溶液中的Fe3+,可以加入一种试剂,充分搅拌作用后过滤,就可得到纯净的MgCl2溶液,这种试剂可以是( )
A.NH3·H2O B.NaOH
C. KOH D.MgCO3
D
视角2 溶液蒸干产物的判断
5.在蒸发皿中用酒精灯加热蒸干下列物质的溶液,然后灼烧蒸干,最后可以得到该物质固体的是( )
A.AlCl3 B.Na2SO3
C.KMnO4 D.MgSO4
D
解析 蒸干AlCl3溶液并灼烧最后得到Al2O3,A错误;蒸干Na2SO3溶液并灼烧时在空气中被氧化成Na2SO4,B错误;蒸干KMnO4溶液并灼烧时会发生分解反应,C错误。
6.分别将下列物质:①FeCl3 ②CaO ③NaCl ④Ca(HCO3)2 ⑤Na2SO3 ⑥K2SO4投入水中,在蒸发皿中对其溶液加热蒸干,能得到原物质的是( )
A.②③ B.③⑥
C.①④ D.⑤⑥
B
解析 ①氯化铁为强酸弱碱盐,氯化铁水解生成氢氧化铁和氯化氢,氯化氢具有挥发性,加热过程中促进氯化铁水解,蒸干时得到氢氧化铁,故①不符合题意;②氧化钙和水反应生成氢氧化钙,加热过程中,蒸发掉水,最后得到氢氧化钙,故②不符合题意;③氯化钠不水解,蒸发掉水后得到氯化钠,故③符合题意;④加热时碳酸氢钙分解生成碳酸钙,所以最后得到碳酸钙,故④不符合题意;⑤亚硫酸钠不稳定,在加热过程中被氧气氧化生成硫酸钠,所以最后得到硫酸钠,故⑤不符合题意;⑥硫酸钾不水解,将其水溶液蒸干时得到硫酸钾,故⑥符合题意。
7.把三氯化铁溶液蒸干并灼烧,最后得到的固体产物是( )
A.无水三氯化铁 B.氢氧化铁
C.氧化亚铁 D.三氧化二铁
D
解析 在FeCl3溶液中存在水解平衡FeCl3+3H2O Fe(OH)3+3HCl,在不断加热的条件下,水解平衡右移,当水分减少时HCl也不断挥发,进一步导致水解平衡右移,当蒸干时可得到Fe(OH)3,再灼烧又使Fe(OH)3分解生成Fe2O3和H2O,最后得Fe2O3。(共49张PPT)
第3章 物质在水溶液中的行为
第3节 沉淀溶解平衡
素 养 目 标
1.知道难溶电解质的沉淀溶解平衡及其影响因素以及沉淀溶解平衡的移动,能多角度、动态地分析难溶电解质的沉淀溶解平衡,培养变化观念与平衡思想的化学核心素养。
2.知道溶度积的意义,建立根据溶度积和离子积的大小关系判断反应进行方向的思维模型,培养证据推理与模型认知的化学核心素养。
3.学会用沉淀溶解平衡的移动解决生产、生活中的实际问题,并设计实验探究方案,进行沉淀转化等实验探究,提高科学态度与社会责任的化学核心素养。
基础落实 必备知识全过关
重难探究 能力素养全提升
目录索引
基础落实 必备知识全过关
必备知识
一、沉淀溶解平衡与溶度积
1.沉淀溶解平衡
(1)定义。
在一定条件下,难溶电解质溶于水形成饱和溶液,沉淀溶解的速率与
离子沉淀的速率相等的平衡状态。
(2)表示方法。
如PbI2的沉淀溶解平衡可表示为PbI2(s) Pb2+(aq)+2I-(aq)。
(3)沉淀溶解平衡的特征。
(4)沉淀溶解平衡的影响因素。
内 因 溶质本身的性质。同是微溶物质,溶解度差别也很大;易溶物质只要是饱和溶液也存在溶解平衡 外 因 温度 升高温度,多数平衡向溶解方向移动;少数平衡向生成沉淀的方向移动,如Ca(OH)2的溶解平衡
浓度 加水稀释,平衡向溶解的方向移动
相同 离子 向平衡体系中加入相同的离子,平衡向生成沉淀的方向移动
其他 向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶的物质或气体的离子时,平衡向溶解的方向移动
2.沉淀溶解平衡常数——溶度积
(1)定义:在一定条件下,难溶物的饱和溶液中存在沉淀溶解平衡,其平衡常数叫作溶度积常数或溶度积,通常用Ksp表示。
(2)表达式。
沉淀溶解平衡方程式中各物质要标明聚集状态
(3)意义。
溶度积(Ksp)反映了难溶电解质在水中的溶解程度。对于相同类型的难溶电解质,Ksp的数值越大,电解质在水中的溶解程度越高。
(4)影响因素。
Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关,与沉淀的量和溶液中离子的浓度无关。
二、沉淀溶解平衡的应用
1.沉淀的溶解与生成
(1)原理。
通过改变条件使溶解平衡移动,最终使溶液中的离子转化为沉淀或
沉淀转化为溶液中的离子。
(2)判断。
对于难溶电解质的溶解过程AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq),其浓度商Q=cm(An+)·cn(Bm-),通过比较Q和Ksp的相对大小,可以判断沉淀的溶解与生成。
①Q>Ksp时,溶液过饱和,有沉淀析出,直至Q=Ksp,达到新的沉淀溶解平衡。
②Q=Ksp时,溶液饱和,沉淀溶解与生成处于平衡状态。
③Q(3)应用。
①利用生成沉淀来达到分离或除去某些离子的目的。
②用来解释某些生活现象。如溶洞中石笋、钟乳石的形成,所涉及的化学反应有:CaCO3+CO2+H2O==Ca(HCO3)2,Ca(HCO3)2==CaCO3↓+CO2↑+H2O。
2.沉淀的转化
(1)实质。
实质是沉淀溶解平衡的移动。
(2)特点。
一般地,溶解度小的沉淀可以转化为溶解度更小的沉淀。两种难溶物的溶解能力差别越大,越容易转化。
(3)沉淀转化的应用。
①除去废水中的Cu2+、Hg2+、Pb2+等离子,常用FeS等难溶物作为沉淀剂,其中除去Cu2+的离子方程式为FeS(s)+Cu2+(aq)==CuS(s)+Fe2+(aq)。
②硬水中的Mg(HCO3)2煮沸时分解为MgCO3,继续煮沸过程中,MgCO3转化为Mg(OH)2。
③锅炉除水垢(含有CaSO4):向锅炉中加入Na2CO3溶液,发生的反应为CaSO4+Na2CO3==CaCO3+Na2SO4,然后再加入盐酸发生反应, CaCO3+2HCl==CaCl2+H2O+CO2↑。
④自然界中矿物的转化:原生铜的硫化物经氧化等作用转化为CuSO4溶液,然后利用ZnS、PbS等沉淀剂将Cu2+转化为更难溶的CuS沉淀,发生的反应为CuSO4+ZnS==CuS+ZnSO4,CuSO4+PbS==CuS+PbSO4。
【微思考】溶解度较小的沉淀易转化成溶解度更小的沉淀,而溶解度小的沉淀不能向溶解度大的沉淀转化,这种认识对吗
提示 不对。只要浓度商Q>Ksp,溶解度小的沉淀也可以转化为溶解度大的沉淀。
自我检测
判断下列说法是否正确,正确的打“√”,错误的打“×”。
(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,最好选用稀盐酸代替H2O来洗涤AgCl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。( )
(7)AgCl(s) Ag+(aq)+Cl-(aq)与AgCl==Ag++Cl-两式表示的意义相同。
( )
×
×
重难探究 能力素养全提升
探究一 影响沉淀溶解平衡的因素
1.向含BaCO3固体的饱和溶液中逐渐滴入盐酸有什么现象 试从平衡移动的角度分析。
2.除去溶液中的 ,选择钙盐还是钡盐 为什么
提示 根据CaSO4微溶于水,BaSO4难溶于水,除去 时,应选择钡盐,因为钡盐可使 沉淀的更完全。
问题探究
3.向澄清的PbI2饱和溶液中滴入KI溶液,有什么现象 试从平衡移动的角度分析。
提示 上层澄清溶液又生成黄色沉淀。PbI2饱和溶液中存在平衡PbI2(s) Pb2+(aq)+2I-(aq),滴入KI溶液,溶液中I-浓度增大。Q>Ksp,平衡逆向移动,因此又有PbI2黄色沉淀生成。
归纳拓展
1.已知沉淀溶解平衡Mg(OH)2(s) Mg2+(aq)+2OH-(aq),当条件改变时,对该沉淀溶解平衡的影响如下表。
改变条件 平衡移动方向 c平(Mg2+) c平(OH-)
加少量水 向右 不变 不变
升温 向右 增大 增大
加MgCl2(s) 向左 增大 减小
加盐酸 向右 增大 减小
加NaOH(s) 向左 减小 增大
2.影响沉淀溶解平衡的因素
(1)内因:难溶电解质的性质。绝对不溶的物质是没有的;同样是微溶物质,溶解度差别也很大;易溶电解质只要是饱和溶液也存在溶解平衡。
(2)外因:①浓度。加水时平衡向溶解的方向移动。②温度。升温时多数平衡向溶解方向移动;少数平衡向生成沉淀的方向移动,如Ca(OH)2的沉淀溶解平衡。③同离子效应。向平衡体系中加入相同的离子,使平衡向生成沉淀的方向移动。④其他。向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶的物质或气体的离子时,平衡向溶解的方向移动。
应用体验
1.将一定量的Ca(OH)2固体加入蒸馏水中,一段时间后达到沉淀溶解平衡: Ca(OH)2(s) Ca2+(aq)+2OH-(aq)。下列说法正确的是( )
A.恒温下向溶液中加CaO,溶液的pH升高
B.给溶液加热,溶液的pH升高
C.恒温时向溶液中加CaO后,溶液中的n(OH-)减小
D.向溶液中加入少量的NaOH固体,Ca(OH)2固体的质量不变
C
解析 由于温度不变,故Ca(OH)2的浓度不变,A错误;升温时,由于Ca(OH)2的溶解度随温度的升高而减小,c(OH-)减小,故溶液pH降低,B错误;恒温时加入CaO后会消耗一部分水,导致溶剂减少,故溶液中n(OH-)减小,C正确;加入NaOH固体,溶解平衡左移,Ca(OH)2固体的质量增加,D错误。
2.25 ℃时,在含有大量PbI2的饱和溶液中存在着沉淀溶解平衡PbI2(s) Pb2+(aq)+2I-(aq),向该饱和溶液中加入KI溶液,下列说法正确的是( )
A.溶液中Pb2+和I-的浓度都增大
B.溶度积常数Ksp增大
C.沉淀溶解平衡向右移动
D.溶液中Pb2+的浓度减小
D
解析加入KI溶液时,溶液中I-的浓度增大,使PbI2的沉淀溶解平衡逆向移动,因此溶液中Pb2+的浓度减小,但由于溶液的温度未发生改变,故PbI2的溶度积常数Ksp不变。
3.实验:①0.1 mol·L-1 AgNO3溶液和0.1 mol·L-1 NaCl溶液等体积混合得到浊液a,过滤得到滤液b和白色沉淀c;②向滤液b中滴加0.1 mol·L-1 KI溶液,出现浑浊;③向沉淀c中滴加0.1 mol·L-1 KI溶液,沉淀变为黄色。下列分析不正确的是( )
A.浊液a中存在沉淀溶解平衡:AgCl(s) Ag+(aq)+Cl-(aq)
B.滤液b中不含有Ag+
C.③中颜色变化说明AgCl转化为AgI
D.实验可以证明AgI比AgCl更难溶
B
解析 浊液a中含有AgCl,存在沉淀溶解平衡:AgCl(s) Ag+(aq)+Cl-(aq),故A正确;滤液b为AgCl的饱和溶液,存在Ag+,故B错误;向AgCl中滴加0.1 mol·L-1 KI溶液,白色AgCl沉淀变为黄色AgI沉淀,故C正确;向AgCl中滴加0.1 mol·L-1 KI溶液,白色AgCl沉淀变为黄色AgI沉淀,实验证明AgI比AgCl更难溶,故D正确。
探究二 溶度积的意义及应用
溶度积的应用及有关计算技巧
(1)溶度积的应用。
①利用溶度积判断沉淀的生成、溶解及转化。
利用溶度积(Ksp)与浓度商(Q)的相对大小,可以判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成、溶解或转化。
Q>Ksp,溶液中的离子生成沉淀,直至离子生成沉淀与沉淀溶解达到平衡状态。
Q=Ksp,离子生成沉淀与沉淀溶解处于平衡状态。
Q②判断沉淀的产生顺序。
两溶液混合是否会产生沉淀或同一溶液中可能会产生多种沉淀时,判断产生沉淀先后顺序的问题,均可利用溶度积的计算公式及浓度商与溶度积的关系加以判断。
(2)溶度积的有关计算。
①根据溶度积求溶液中离子的浓度。
a.如Ksp=a mol2·L-2的饱和AgCl溶液中:c平(Ag+)= mol·L-1。
b.如某温度下AgCl的Ksp=b mol2·L-2,在0.1 mol·L-1的NaCl溶液中加入过量的AgCl固体(忽略溶液体积的变化),达到平衡后c平(Ag+)=10b mol·L-1。
②利用Ksp计算难溶物质的溶解度。
一定温度下,若已知难溶物质的Ksp,可以根据Ksp的表达式换算为该物质的物质的量浓度。由于溶液极稀,密度可视为水的密度,然后进一步计算出100 g溶液中溶解的难溶物的质量,即为该物质的溶解度。
应用体验
视角1 溶度积的意义
1.某温度下向含AgCl固体的AgCl饱和溶液中加入少量稀盐酸,下列说法正确的是( )
A.AgCl的溶解度、Ksp均减小
B.AgCl的溶解度、Ksp均不变
C.AgCl的溶解度减小,Ksp不变
D.AgCl的溶解度不变,Ksp减小
C
解析 向含AgCl固体的AgCl饱和溶液中滴加盐酸,使溶液中的Cl-浓度增大,因同离子效应使AgCl溶解平衡逆向移动,故AgCl溶解度减小,但温度不变,故Ksp保持不变,C项正确。
2.绚丽多彩的无机颜料的应用曾创造了古代绘画和彩陶的辉煌。硫化镉(CdS)是一种难溶于水的黄色颜料,其在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。下列说法错误的是( )
A.图中a和b分别为T1、T2温度下CdS在水中的达到沉淀溶解平衡时离子的浓度
B.图中各点对应的Ksp的关系为:Ksp(m)=Ksp(n)C.向m点的溶液中加入少量Na2S固体,溶液组成由m沿mpn线向p方向移动
D.温度降低时,q点的饱和溶液的组成由q沿qp线向p方向移动
B
解析 CdS在水中存在沉淀溶解平衡:CdS(s) Cd2+(aq)+S2-(aq),电离出的S2-的浓度与Cd2+的浓度相同,A项正确;沉淀溶解平衡常数只与温度有关,温度相同,Ksp相同,所以m、p、n三点的Ksp相同,B项错误;在T1温度下,向m点的溶液中加入少量Na2S固体,S2-浓度增大,但由于Ksp不变,所以Cd2+浓度必然减小,因此溶液组成由m沿mpn线向p方向移动,C项正确;温度降低,CdS的Ksp减小,但S2-的浓度与Cd2+浓度仍然相等,所以q点的饱和溶液的组成由q沿qp线向p方向移动,D项正确。
规律方法 (1)溶解平衡曲线类似于溶解度曲线,曲线上任一点都表示饱和溶液,曲线上方的任一点均表示过饱和溶液,此时有沉淀析出,曲线下方的任一点均表示不饱和溶液。
(2)从图像上平衡点找到数据,根据Ksp的表达式计算得出Ksp的值。
(3)比较溶液的Q与Ksp的大小,判断溶液中有无沉淀析出。
(4)涉及Q的计算时,所代入的离子浓度一定是混合溶液中的离子浓度,因此计算离子浓度时,所代入的溶液体积也必须是混合溶液的体积。
3.已知25 ℃时,AgCl的溶度积Ksp=1.8×10-10 mol2·L-2。则下列说法正确的是( )
A.向饱和AgCl水溶液中加入盐酸,Ksp变大
B.AgNO3溶液与NaCl溶液混合后的溶液中,一定有c平(Ag+)=c平(Cl-)
C.温度一定时,当AgCl溶液中c平(Ag+)·c平(Cl-)=Ksp时,此溶液中必有AgCl沉淀析出
D.将AgCl加入到较浓的KI溶液中,部分AgCl转化为AgI,因为AgCl的溶解度大于AgI
D
解析 Ksp只与温度有关,A项不正确;B项混合后可能有Ag+或Cl-剩余,因此不一定有c平(Ag+)=c平(Cl-);C项Q=Ksp时可能恰好达到饱和状态,没有AgCl沉淀析出;D项符合沉淀转化的规律。
D
5.已知T ℃时,CaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示,向100 mL该条件下的CaSO4饱和溶液中加入400 mL 0.01 mol·L-1的Na2SO4溶液,针对此过程的下列叙述正确的是( )
D
6.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固体可以使溶液由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大于c点对应的Ksp
C
解析 A项,温度不变,加入Na2SO4固体会导致沉淀溶解平衡向左移动,但两离子浓度的乘积不变,仍在曲线上,不会由a点变到b点;B项,通过蒸发,水量减小,Ba2+和 浓度都增大,不可能由d点变到c点;C项,d点还没有形成饱和溶液,因此无BaSO4沉淀生成;D项,温度不变,a点与c点的Ksp相等。
7.(1)已知Ksp(BaSO4)=1.1×10-10 mol2·L-2,Ksp(BaCO3)=5.1×10-9 mol2·L-2,某同学设想用下列流程得到BaCl2溶液:
则过程①的离子方程式为 ,该反应的平衡常数K= 。
(2)向BaCl2溶液中加入AgNO3溶液和KBr溶液,当两种沉淀共存时,
≈ 。[Ksp(AgBr)=5.0×10-13 mol2·L-2,Ksp(AgCl)=1.8×10-10 mol2·L-2]
0.02
2.8×10-3
探究三 沉淀溶解平衡的应用
问题探究
难溶性钡盐转化的实验探究
重晶石(主要成分为BaSO4)是制备钡的化合物的重要原料,由重晶石制备BaCl2的大致流程如图。
1.由重晶石转化为BaCO3时,所加试剂a应是什么物质 该步转化为什么能够实现
2.由BaCO3转化为BaCl2的过程中,所加入的试剂b应是什么试剂 操作②所指的是哪种具体操作
提示 BaCO3+2HCl==BaCl2+CO2↑+H2O,所以试剂b为稀盐酸。从BaCl2溶液中获得BaCl2固体可采用蒸发浓缩、降温结晶、过滤、洗涤、干燥的操作。
归纳拓展
1.沉淀溶解的方法
加入适当的试剂,当Q(1)酸碱溶解法:加入酸或碱与沉淀溶解平衡体系中的相应离子反应,降低离子浓度,使平衡向溶解的方向移动,本法适用于溶解氢氧化物,弱酸或弱碱盐等难溶物质。
(2)氧化还原溶解法:加入氧化剂或还原剂,通过发生氧化还原反应使难溶物的离子浓度降低,使平衡向溶解的方向移动,本法适用于具有较强氧化性或还原性的难溶物质。
2.沉淀生成的方法
欲使某物质从溶液中析出,必须使溶液中离子的浓度商大于溶度积,即Q>Ksp,常用的方法有:
(1)调节pH法:例如除去CuSO4溶液中的少量Fe3+,可向溶液中加入CuO或Cu(OH)2或Cu2(OH)2CO3,调节pH至3~4,使Fe3+转化为Fe(OH)3沉淀除去。
(2)加沉淀剂法:如误食可溶性钡后,可用Na2SO4解毒,离子方程式为Ba2++ ==BaSO4↓;除去食盐溶液中的MgCl2,可加入少量的NaOH,离子方程式为Mg2++2OH-==Mg(OH)2↓;除去溶液中的Cu2+、Hg2+,可加入Na2S或H2S作为沉淀剂。
3.生成沉淀时沉淀剂选择的原则
(1)使生成沉淀的反应进行得越完全越好(或沉淀离子形成沉淀的Ksp尽可能小)。
(2)不能影响其他离子的存在,由沉淀剂引入溶液的杂质离子要便于除去或不引入新的杂质离子。
【微点拨】加入沉淀剂,使Q>Ksp从而析出沉淀,这也是分离、除杂常用的方法
(1)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;其次是沉淀生成的反应进行得越完全越好。
(2)不可能使要除去的离子全部通过沉淀除去,即使加入了过量的沉淀剂,一般认为残留在溶液中的离子浓度小于1×10-5 mol·L-1时即为沉淀完全。
应用体验
视角1 沉淀的溶解与生成
C
2.工业上通常以MnO2为原料制得MnCl2溶液,通过添加过量难溶电解质MnS,使含有的Cu2+、Pb2+、Cd2+等金属离子形成硫化物沉淀,经过滤除去包括MnS在内的沉淀,再经蒸发、结晶等操作,可得纯净的MnCl2,根据上述实验事实,下列分析正确的是( )
A.MnS的Ksp大于CuS、PbS、CdS等硫化物的Ksp
B.除杂试剂MnS也可用FeS代替
C.MnS与Cu2+反应的离子方程式是Cu2+(aq)+MnS(s) ==CuS(s)+Mn2+(aq)
D.整个过程中涉及的反应类型有复分解反应和氧化还原反应
B
解析 通过添加过量难溶电解质MnS,使含有的Cu2+、Pb2+、Cd2+等金属离子形成硫化物沉淀,属于沉淀的转化,由难溶的物质转化为更难溶的物质,故A正确;除杂试剂MnS如用FeS代替,会引入新的杂质,故B错误;除Cu2+时沉淀转化的离子方程式为:Cu2+(aq)+MnS(s) ==CuS(s)+Mn2+(aq),故C正确;以MnO2为原料发生反应制得MnCl2,Mn元素化合价发生变化,属于氧化还原反应,沉淀的转化属于复分解反应,故D正确。
视角2 沉淀的转化
3.自然界地表层原生铜的硫化物经氧化、淋滤作用后变成CuSO4溶液,向地下深层渗透,遇到难溶的ZnS或PbS,慢慢转变为铜蓝(CuS)。下列分析一定正确的是( )
A.Ksp(PbS)B.原生铜的硫化物具有还原性,而铜蓝没有还原性
C.CuSO4与ZnS反应的离子方程式是Cu2++S2- ==CuS↓
D.整个过程涉及的反应类型有氧化还原反应和复分解反应
D
解析 沉淀转化一般遵循溶解度大的物质向溶解度小的物质转化的原则,所以PbS能慢慢转变为CuS说明CuS的溶解度小于PbS,因为CuS和PbS的组成类型相同,则Ksp(PbS)>Ksp(CuS),A错误;原生铜的硫化物和铜蓝中都含有
-2价的硫元素,因此二者都具有还原性,B错误;ZnS是难溶物,因此CuSO4与ZnS反应的离子方程式为Cu2++ZnS ==CuS+Zn2+,C错误;原生铜的硫化物转化为CuSO4的过程中涉及氧化还原反应,难溶的ZnS或PbS转变为铜蓝(CuS)过程中涉及复分解反应,故D正确。(共30张PPT)
第3章 物质在水溶液中的行为
第1节 第2课时 水溶液的酸碱性与pH
素 养 目 标
1.了解水溶液的酸碱性与溶液中c平(H+)和c平(OH-)的关系,培养宏观辨识与微观探析的化学核心素养。
2.知道pH的定义,了解水溶液的酸碱性与pH的关系。能够进行有关pH的简单计算,形成证据推理与模型认知的化学核心素养。
基础落实 必备知识全过关
重难探究 能力素养全提升
目录索引
基础落实 必备知识全过关
必备知识
1.水溶液的酸碱性
(1)溶液酸碱性的判断标准:c平(H+)与c平(OH-)的相对大小。
(2)水溶液的酸碱性与溶液中c平(H+)和c平(OH-)的关系:
水溶液酸碱性 c平(H+)与c平(OH-)的关系 酸碱性的强弱
酸性 c平(H+)>c平(OH-) c平(H+)越大,酸性越强
中性 c平(H+)=c平(OH-) -
碱性 c平(H+)2.水溶液的pH
(1)pH的定义公式:pH=-lgc平(H+)。
(2)室温下,水溶液pH与溶液酸碱性的关系:
【微点拨】pH<7的溶液不一定是酸性溶液;pH>7的溶液不一定是碱性溶液;pH=7的溶液也不一定是中性溶液。如在某温度下,水的离子积常数为1×10-12 mol2·L-2,此时pH=6的溶液为中性溶液,pH>6的溶液为碱性溶液,pH<6的溶液为酸性溶液。
3.溶液pH的测量方法
(1)酸碱指示剂:不同的指示剂在不同的pH范围内变色。
指示剂 不同pH范围的颜色 石蕊溶液 <5.0红色 5.0~8.0紫色 >8.0蓝色
甲基橙溶液 <3.1红色 3.1~4.4橙色 >4.4黄色
酚酞溶液 <8.2无色 8.2~10.0浅红色 >10.0红色
中和滴定实验不能用石蕊作为指示剂
一般强酸、强碱的滴定实验中,甲基橙和酚酞均可用
(2)pH试纸:将pH试纸放在表面皿(或玻璃片)上,用玻璃棒蘸取待测溶液点在pH试纸的中部,待颜色变化稳定后对照标准比色卡可以得到溶液的pH,所得pH均为正整数。
(3)酸度计:能够直接测量溶液的pH,读数可以精确到小数点后两位。
【微思考】某同学用pH试纸测得某硫酸溶液的pH为4.2,该同学的结论正确吗
提示 不正确。用pH试纸测定pH时,只能读取整数值。
自我检测
判断下列说法是否正确,正确的打“√”,错误的打“×”。
(1)升高温度,水的电离平衡向电离方向移动,c平(H+)增大,溶液呈酸性。
( )
(2)任何温度下,利用溶液中c平(H+)和c平(OH-)的相对大小判断溶液的酸碱性。( )
(3)4 ℃时,纯水的pH=7。( )
(4)1.0×10-3 mol·L-1盐酸的pH=3.0,1.0×10-8 mol·L-1盐酸的pH=8.0。( )
(5)100 ℃时,将pH=2的盐酸与pH=12的NaOH溶液等体积混合,溶液显中性。
( )
(6)pH=4.5的番茄汁中c平(H+)是pH=6.5的牛奶中c平(H+)的100倍。( )
√
×
×
×
×
√
重难探究 能力素养全提升
探究一 溶液酸碱性的判断方法
问题探究
土壤的酸碱性直接影响植物的生长发育,如浙江的“龙井茶”只能生长于弱酸性的土壤中。可以用pH试纸测定pH,判断土壤的酸碱性。
1.如何使用pH试纸测定溶液的pH
提示 用镊子取一小片试纸放于玻璃片上,用蘸有待测液的玻璃棒点在试纸中央,变色后与标准比色卡对照可确定其pH。
2.用pH试纸测pH时,若先用蒸馏水润湿,可能有什么结果
提示 用蒸馏水润湿,相当于将溶液稀释,若是酸性溶液,则c平(H+)变小,pH偏大;若是碱性溶液,则c平(OH-)变小,pH偏小;若是中性溶液,则c平(H+)和
c平(OH-)不变,pH不变。
归纳拓展
水溶液的酸碱性与c平(H+)、c平(OH-)以及pH的关系
【微点拨】pH越小,酸性越强;pH越大,碱性越强。
应用体验
视角1 判断溶液的酸碱性
1.下列说法正确的是( )
A.pH=7的溶液一定显中性
B.室温下由水电离的c水(OH-)为1×10-8 mol·L-1的溶液一定呈酸性
C.c平(H+)D.c平(OH-)=1×10-6 mol·L-1的溶液一定呈碱性
C
解析 溶液的酸碱性决定于c平(H+)与c平(OH-)的相对大小,利用pH或c平(H+)判断时应注意温度。室温下由水电离的c水(OH-)=1×10-8 mol·L-1的溶液,可能溶液中c平(OH-)=1×10-8 mol·L-1,c平(H+)=1×10-6 mol·L-1,溶液呈酸性,也可能溶液中c平(H+)=1×10-8 mol·L-1,c平(OH-)=1×10-6 mol·L-1,溶液呈碱性。
规律方法 溶液酸碱性的判断依据
2.某温度时水的离子积常数为1×10-12 mol2·L-2,若该温度下某溶液中
c平(H+)=1×10-7 mol·L-1,则该溶液( )
A.呈碱性
B.呈酸性
C.呈中性
D.c平(OH-)=10c平(H+)
A
解析 溶液中c平(OH-)= mol·L-1=1×10-5 mol·L-1,c平(OH-)>c平(H+),溶液呈碱性。
3.下列溶液一定呈中性的是( )
A.pH=7的溶液
B.c平(H+)=c平(OH-)=10-6 mol·L-1的溶液
C.使石蕊溶液呈紫色的溶液
D.酸与碱恰好完全反应生成正盐的溶液
B
解析 pH=7的溶液不一定呈中性,故A错误;c平(H+)=c平(OH-)=10-6 mol·L-1的溶液,氢离子浓度与氢氧根离子浓度相等,溶液一定呈中性,故B正确;使石蕊溶液呈紫色的溶液,室温下溶液可能呈酸性,故C错误;CO2与NaOH恰好反应生成的Na2CO3溶液呈碱性,故D错误。
视角2 pH试纸的使用
4.关于pH的测定,下列说法正确的是( )
A.用pH试纸测定溶液的pH,在使用之前应用蒸馏水润湿
B.用pH试纸测得某氢氧化钠溶液的pH=10.6
C.利用酸、碱指示剂可以测溶液的pH
D.pH计是精确测定溶液pH的仪器
D
解析 用pH试纸测定溶液的pH时不能用水润湿,A错误;pH试纸的测量结果只能是整数,B错误;酸碱指示剂只能测定溶液的酸碱性,不能测定溶液的pH,C错误;pH计能够精确测定溶液的pH,D正确。
探究二 溶液的pH
问题探究
相同温度时,pH=10的NaOH溶液与pH=12的NaOH溶液等体积混合,混合后的c平(H+)是否为 mol·L-1
归纳拓展
1.单一溶液的pH计算
(1)强酸溶液,如HnA溶液,设溶质的物质的量浓度为c mol·L-1,c平(H+)=nc mol·L-1,pH=-lgc平(H+)=-lgnc。
(2)强碱溶液,如B(OH)n溶液,设溶质物质的量浓度为c mol·L-1,c平(H+)= mol·L-1,pH=-lgc平(H+)=14+lgnc。
3.酸、碱稀释后溶液pH的计算
溶液类型 强酸 (pH=a) 弱酸 (pH=a) 强碱 (pH=b) 弱碱
(pH=b)
稀释到体积为原来的10n倍 pH=a+n a无限稀释 由于水的电离不可忽略,pH≈7(不可能大于7) 由于水的电离不可忽略,pH≈7(不可能小于7) 应用体验
视角1 溶液pH的计算
1.室温下,将0.1 mol·L-1 NaOH溶液与0.04 mol·L-1 H2SO4溶液等体积混合,该混合溶液的pH等于( )
A.1.7 B.2.0
C.12 D.12.4
C
解析 由题意知反应后NaOH过量,
混合溶液中的c平(OH-)= =0.01 mol·L-1,
故混合溶液的pH=12。
2.在常温下,将pH=8的NaOH溶液与pH=10的NaOH溶液等体积混合后,溶液的pH最接近( )
A.8+lg 2 B.9-lg 2
C.9 D.10-lg 2
D
解析 两种碱溶液混合,混合后溶液中c平(OH-)接近0.5×10-4 mol·L-1,故c平(H+)会接近2×10-10 mol·L-1,pH≈10-lg 2,故答案选D。
3.室温下,pH=13的强碱溶液与pH=2的强酸溶液混合,所得混合溶液的pH=11,则强碱溶液与强酸溶液的体积比是( )
A.11∶1 B.9∶1
C.1∶11 D.1∶9
D
解析 可设碱溶液与酸溶液的体积分别为V(碱) L和V(酸)L,由题意可知,混合后碱过量,可列等式: =10-(14-11),解之可得V(碱)∶V(酸) =1∶9。
4.(1)室温下0.01 mol·L-1 HCl溶液:
①由水电离出的c水(H+)= ;
②溶液的pH= ;
③加水稀释到体积为原来的100倍,pH= 。
1.0×10-12 mol·L-1
2
4
(2)室温下0.01 mol·L-1 NaOH溶液:
①溶液的pH= ;
②加水稀释到体积为原来的100倍,pH= 。
12
10
易错警示 计算溶液pH时注意的几个问题
(1)温度是否为25 ℃。
(2)水电离出来的c水(H+)何时忽略不计,何时不能忽略。
(3)两种pH不同的碱溶液混合时,由于两碱溶液中水的电离程度不同,所以混合后溶液中水的电离平衡必发生移动,因此不可将两溶液中的H+的物质的量相加得到混合溶液中H+的物质的量。
视角2 溶液的酸、碱性与pH的关系
5.25 ℃时,a mol·L-1一元酸HA的溶液与b mol·L-1 NaOH溶液等体积混合,充分反应后溶液的pH=7,则下列关系一定正确的是( )
A.a=b B.a>b
C.c平(A-)=c平(Na+) D.c平(A-)C
解析 根据题意分析,一元酸HA可能是强酸也可能是弱酸,溶液的pH=7时溶液中c平(H+)=c平(OH-),根据电荷守恒可得c平(A-)=c平(Na+)。
6.室温下,关于pH=12的NaOH溶液,下列说法正确的是( )
A.溶液中c平(H+)=1.0×10-2 mol·L-1
B.溶液中由水电离出的c水(OH-)=1.0×10-2 mol·L-1
C.加水稀释到体积为原来的100倍后,溶液的pH=10
D.加入等体积pH=2的CH3COOH溶液,反应后溶液呈中性
C
解析 pH=12的NaOH溶液,根据离子积可知,c平(H+)=1.0×10-12 mol·L-1,A不正确;溶液中由水电离出的c水(OH-)=c平(H+)=1.0×10-12 mol·L-1,B不正确;加水稀释到体积为原来的100倍后,溶液中c平(OH-)= =10-4 mol·L-1,则pH=10,C正确;由于醋酸为弱酸,大部分未发生电离,反应结束后,过量的醋酸电离,使溶液呈酸性,D不正确。