高二化学系列教案16第三章《电离平衡》复习[上学期]

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《电离平衡》复习
[教学目标]
1．知识目标
巩固本章知识，使知识形成网络，促进知识的系统化。
2．能力和方法目标
培养知识的综合运用能力。
[教学过程]
1．电离、水解之间的联系
知识内容 与化学平衡之间的联系
弱电解质的电离 电离平衡实质上就是一种化学平衡，可以用化学平衡移动原理对弱电解质的电离平衡作定性的、或定量的分析。根据电离度大小可比较弱电解质相对强弱，根据相应盐的水解程度也可比较弱电解质的相对强弱。
水的电离 水是一种很弱的电解质，加酸、加碱会抑制水的电离，升高温度会促进水的电离。Kw=[OH-][H+]是水的电离平衡的定量表现，H+、OH-浓度可以用这个关系进行换算。
盐类水解 盐类水解（如F- + H2O HF + OH-）实质上可看成是两个电离平衡移动的综合结果：①水的电离平衡向正方向移动（H2OH++OH-），②另一种弱电解质的电离平衡向逆方向移动（HF F-+H+）。也可以看成是中和反应的逆反应，升高温度会促进水解。
中和滴定 水的电离程度很小， H++OH-=H2O的反应程度很大，所以可以利用这个反应进行中和滴定实验，测定酸或碱溶液的浓度。
原电池反应和电解反应 原电池反应和电解反应实质是氧化还原反应，其特点是一个氧化还原反应分成了两个电极反应（却氧化反应、还原反应分别在不同的电极发生反应）。一些原电池的电极反应（如钢铁的吸氧腐蚀正极的电极反应O2+2H2O+4e = 4OH-）涉及到水的电离平衡移动造成pH变化。电解硫酸、氢氧化钠、氯化钠等溶液过程中，在阴极或阳极附近由于电极反应而使水的电离平衡发生移动造成pH变化。
2．溶液中微粒数目多少的比较
电解质的电离、盐类水解、中和反应、原电池和电解池中的有关反应都遵循“守恒”规律，不同的情况下可从不同角度挖掘守恒关系。以Na2S溶液为例，可以挖掘出以下恒等式和不等式：
3．从中和滴定的反应原理入手分析迁移
中和滴定是利用酸碱中和反应来测定强酸或强碱溶液的浓度。这是由于强酸、强碱之间的中和反应符合如下几个条件：①反应程度大，H+和OH-之间能完全反应，可根据n(H+)=n(OH-)进行计算；②可通过酸碱指示剂的颜色变化来快速判断反应的终点。
实际上在化学研究、实际生产中除了中和滴定、氧化还原滴定以外，还有多种滴定实验，如络合滴定实验（利用络合反应进行滴定实验）、沉淀滴定（利用反应中生成沉淀的反应进行滴定实验）实验等等。
从反应终点判断角度入手分析迁移
双指示剂法分阶段判断反应终点。如，为了测定碳酸钠和氢氧化钠混合溶液中碳酸钠、氢氧化钠的浓度，实验室常用双指示剂法进行滴定。即先在待测的混合溶液中加几滴酚酞，再用标准的酸溶液滴定，滴至浅红色刚好褪去，记下用去酸溶液的体积（V1）；再在混合溶液中加入甲基橙，继续用标准酸溶液滴定，滴到溶液变成橙色，记下用去酸溶液的体积（V2）。根据V1、V2就可计算出混合溶液中碳酸钠和氢氧化钠的浓度。
反应物本身作指示剂判断反应终点。有的反应中，可利用反应物本身的颜色来判断反应终点。如，在用标准的高锰酸钾溶液滴定某种亚铁盐溶液时，由于高锰酸钾显较深的紫红色，开始阶段滴入的高锰酸钾立刻反应掉，溶液不变色。当滴定到终点后，再滴入一滴高锰酸钾溶液可使溶液显紫红色，根据这一点就可快速判断反应的终点。因此，在这类滴定实验中，高锰酸钾本身就可起到了指示剂的作用。
其它方法判断反应终点。中和滴定实验一般用酸碱指示剂来判断反应的终点，在滴定实验中还会用其它一些方法来判断反应终点。如，有关I2跟Na2S2O3的滴定实验中，就是用淀粉作指示剂，通过稍过量的I2可跟淀粉呈明显的蓝色来判断。再如，把Ba(OH)2溶液逐滴滴入磷酸溶液中时，反应分步进行先生成Ba(H2PO4)2、再生成BaHPO4、最后生成Ba3(PO4)2，由于BaHPO4和Ba3(PO4)2难溶于水、Ba(H2PO4)2易溶于水，所以在用标准Ba(OH)2溶液滴定未知浓度的磷酸溶液时，不需加酸碱指示剂，滴到刚生成白色沉淀振荡不溶解就可判断出第一步反应的终点。有的滴定实验中也可用测定溶液的导电性方法来判断反应的终点。
从实验的方法和技巧角度入手分析迁移
间接滴定法。如实验室直接测定NH4+离子浓度比较困难，化学实验中就用以下方法来间接地测定：先在待测溶液中加入足量的甲醛溶液，发生如下反应
4NH4+ + 6HCHO (CH2)6N4+4H++6H2O
再用标准强碱溶液滴定所得溶液，可测定出反应所生成的H+浓度，进而就可计算出原试样中铵根离子的浓度。
类似的化学研究中经常用这种方法来测定硼酸的浓度（在硼酸溶液中加甘油溶液，再用标准强碱溶液来滴定）。
反滴定法。测定NH4+的浓度也可以用下列方法：先在待测溶液中加入过量的一定体积的标准碱溶液，加热使生成NH3挥发除去，再用标准酸溶液来滴定加热后溶液中剩余的过量碱。从而计算出NH4+的浓度。化学研究中常用这种方法来测定一些物质的浓度。
[复习练习]
1．用实验确定某酸HA是弱电解质。两同学的方案分别是：
甲：①称取一定质量的HA配制0.1 mol·L-1的溶液100mL；②用pH试纸测出该溶液的pH，即证明HA是弱电解质。
乙：①用已知物质的量浓度的HA溶液、盐酸，分别配制pH=1的两种溶液各100mL；②分别取这两种溶液各10mL，加水稀释为100mL；③各取相同体积的两种稀释液装入两个试管，同时加入纯度相同的锌粒，观察现象，即可证明HA是弱电解质。
（1）在两个方案的第①步中，都要用到的定量仪器是________________________。
（2）甲方案中，说明HA是弱电解质的理由是测得溶液的pH________1（填>、<、=）；乙方案中，说明HA是弱电解质的现象是________（多选扣分）。
（a）装HCl溶液的试管中放出H2的速率快； （b）装HA溶液的试管中放出H 2的速率快；（c）两个试管中产生气体速率一样快。
（3）请你评价：乙方案中难以实现之处和不妥之处。
（4）请你再提出一个合理而比较容易进行的方案（药品可任取），作简明扼要表述。
2．用中和滴定方法测定氢氧化钠和碳酸钠混合溶液中两种溶质的物质的量浓度。有以下两个实验方案：
[实验Ⅰ]步骤①：取混合溶液VmL，加入足量BaCl2溶液后，以酚酞为指示剂，再用浓度为c1mol· L-1 的标准盐酸滴定，到滴定终点时耗用盐酸V1mL。
步骤②：再取混合溶液VmL，以甲基橙为指示剂，用上述盐酸滴定，到滴定终点时，耗用盐酸V2mL。
[实验Ⅱ]操作步骤同实验Ⅰ。但步骤①以甲基橙为指示剂，步骤②以酚酞为指示剂。
试评价两个方案的合理性，若合理，只写出计算c(NaOH)和c(Na2CO3)(mol· L-1) 的数学表达式；若不合理，简要说明理由。
（1）实验Ⅰ：______________________________________________。
（2）实验Ⅱ：______________________________________________。
3．某烧碱样品中含有少量不与酸作用的杂质，为了测定其纯度，进行以下滴定操作：
（A）在250mL的容量瓶中定容配制250mL烧碱溶液；
（B）用移液管移取25mL烧碱溶液于锥形瓶中，并滴入几滴甲基橙作指示剂；
（C）在托盘天平上准确称取烧碱样品Wg ，在烧杯中用蒸馏水溶解；
（D）将物质的量浓度为cmol·L-1的标准硫酸溶液装入已润洗过的酸式滴定管中，调整液面并记下起始读数为V1mL；
（E）在锥形瓶下垫一张白纸，滴定至橙色为止，记下读数为V2mL。
就此完成下列问题：
（1）正确操作步骤是（用编号字母填空）___→____→____→D→____；
（2）观察滴定管里液面的高度时应注意：______________________________________。
（3）E步骤的操作中在锥形瓶下垫一张白纸的作用是____________________。
（4）D步骤的操作中液面应调整到___________________________________，尖嘴部分应该________________________。
（5）某学生实验时把锥形瓶用待测烧碱溶液润洗，则测定的烧碱溶液的浓度偏高还是偏低________；其原因是_______________________________________________。
（6）该烧碱样品纯度的计算公式是________________________。
4．某同学用物质的量浓度一定的碳酸钠溶液测定未知盐酸的浓度。实验的主要操作步骤如下：配制碳酸钠溶液250mL。用固体碳酸钠（不含结晶水）来配制标准溶液，固体碳酸钠的质量用托盘天平称量，已知称量时，右盘中有5g、2g、1g的砝码各一个，游码位置如图所示：
滴定操作共进行了三次，每次所得到的实验数据记录如下：
实验编号 待测盐酸溶液的体积（mL） 滴入碳酸钠溶液的体积(mL)
1 20.0 24.8
2 20.0 23.1
3 20.0 22.9
（1） 滴定中误差较大的是第__________次实验。造成这种误差的三个可能原因是：
__________________、___________________、______________________________。
（2） 计算未知盐酸的浓度（数据精确到0.1）。
练习题答案
1．（1）配制一定物质的量浓度的溶液所必需的定量仪器是100mL容量瓶。
（2）甲方案中，在0.1 mol·L-1的弱酸HA溶液中，由于HA只有部分电离，H+离子浓度必定小于0.1 mol·L-1，pH应该大于1。
乙方案中，在两种稀溶液中同时加入纯度相同的锌粒，盐酸稀释体积变大，但H+的物质的量不会增加，pH变化的幅度较大。弱酸HA稀释后，电离度增大，H+的物质的量增加，因此，pH变化的幅度较小。加入锌粒后，装HA溶液的试管中因H+的物质的量浓度大，所以放出H2的速率快。所以选取b。
（3）乙方案中，要求配制某一定pH的弱酸溶液，但影响溶液pH的因素很多，如温度变化等，导致配制的溶液的pH变化不稳定。因此配制pH=1的弱酸HA溶液较难实现。不妥之处是，因为是液体与固体反应，固体的表面积对反应速率的影响较大，仅仅用反应产生的气体的速率来判断溶液中H+浓度的大小，说服力不强。
（4）要证明某酸是弱酸还有很多方法。如：配制NaA的盐溶液，再测量溶液的pH，pH>7，说明HA是弱酸（其它合理的方法也同样可以）
2．实验Ⅰ：计算公式为：c(NaOH)=，c(Na2CO3)=。
实验Ⅱ，步骤①中以甲基橙为指示剂，滴定到终点的pH在3.1~4.4，此时会有部分碳酸钡溶解参加反应。所以，这种方案不合理。
3．（1）C→A→B→D→E；
（2）眼睛平视液面最低点；（3）便于观察溶液颜色变化；（4）零刻度稍靠下的某一确定刻度；充满溶液；（5）偏高；碱的物质的量浓度大于确定体积所给定的值，导致多消耗标准酸溶液；（6）%。
4．（1）第1组实验结果有较大的误差。原因可能有：碱式滴定管未用碳酸钠溶液润洗；滴定前管尖嘴内有气泡，滴定后气泡消失；滴定过程中有渗漏现象；锥形瓶用待测盐酸润洗过；未等半分钟后就读数（附着液未流下）……（2）0.9 mol·L-1 。
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