2020-2021学年高中化学新人教版选择性必修1 第3章水溶液中的离子反应与平衡复习课件（39张）
文档属性
| 名称 | 2020-2021学年高中化学新人教版选择性必修1 第3章水溶液中的离子反应与平衡复习课件（39张） |  | |
| 格式 | pptx | ||
| 文件大小 | 4.1MB | ||
| 资源类型 | 试卷 | ||
| 版本资源 | 人教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2021-04-28 15:20:16 | ||
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文档简介
(共42张PPT)
人教（2019）版 选择性必修一
第三章 水溶液中的离子反应与平衡
本章素养提升
本章素养提升
知 识 网 络
水溶液中的离子反应与平衡
知 识 网 络
水溶液中的离子反应与平衡
知 识 网 络
水溶液中的离子反应与平衡
探究点一 弱电解质的判定方法
例1 为了证明一水合氨(NH3·H2O)是弱电解质,甲、乙、丙三人分别选用下列试剂进行实验:0.010 mol·L-1氨水、0.1 mol·L-1 NH4Cl溶液、NH4Cl晶体、酚酞溶液、pH试纸、蒸馏水。(1)甲用pH试纸测出0.010 mol·L-1氨水的pH为10,则认定一水合氨是弱电解质,你认为这一方法 (填“正确”或“不正确”),并说明理由
。
素 养 提 升
正确
若是强电解质,则0.010 mol·L-1氨水中c(OH-)应为0.010 mol·L-1,pH=12
[解析]若NH3·H2O是强电解质,则0.010 mol·L-1氨水中c(OH-)应为0.010 mol·L-1,
pH=12。用pH试纸测出0.010 mol·L-1氨水的pH为10,说明NH3·H2O没有完全电离,应为弱电解质。
(2)乙取出10 mL 0.010 mol·L-1氨水,用pH试纸测其pH=a,然后用蒸馏水稀释至1000 mL,再用pH试纸测其pH=b,若要确认NH3·H2O是弱电解质,则a、b应满足什么关系 。
素 养 提 升
a-2[解析]若NH3·H2O是强电解质,用蒸馏水稀释至1000 mL,其pH=a-2。因为NH3·H2O是弱电解质,不能完全电离,a、b应满足a-2(3)丙取出10 mL 0.010 mol·L-1氨水,滴入2滴酚酞溶液,显粉红色,再加入少量NH4Cl晶体,溶液颜色变 (填“深”或“浅”)。你认为这一方法能否证明NH3·H2O是弱电解质 (填“能”或“否”),并说明原因
。
素 养 提 升
浅
能
向0.010 mol·L-1氨水(滴有酚酞溶液)中加入氯化铵晶体后颜色变浅,有两种可能:一是氯化铵在水溶液中电离出的N水解使溶液显酸性,加入氨水中使其pH降低;二是N使NH3·H2O的电离平衡NH3·H2ON+OH-逆向移动,从而使溶液的pH降低。这两种可能均可证明NH3·H2O是弱电解质
[解析] (3)向0.010 mol·L-1氨水中加入少量NH4Cl晶体,有两种可能:一是氯化铵在水溶液中电离出的N水解使溶液显酸性,加入氨水中使其pH降低;二是N使NH3·H2O 的电离平衡NH3·H2ON+OH-逆向移动,从而使溶液的pH降低。这两种可能均可证明NH3·H2O是弱电解质。
素 养 提 升
[归纳小结] 三角度证明强酸、弱酸
角度一:是否存在电离平衡
(1)同温度、同浓度的强酸溶液的导电性强于弱酸溶液的导电性。
(2)pH相同的强酸和弱酸,弱酸的物质的量浓度大于强酸的物质的量浓度,酸溶液等量时,与足量的活泼金属反应,产生H2多的是弱酸。
(3)相同pH、相同体积的强酸和弱酸,当加水稀释相同倍数时,pH变化大的为强酸,pH变化小的为弱酸。
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(4)稀释浓的弱酸溶液,一般是c(H+)先增大后减小;稀释浓的强酸溶液,c(H+)一直减小。
(5)相同pH、相同体积的强酸和弱酸分别与等物质的量=n(OH-)电离]的同元强碱发生中和反应后,若溶液呈中性,该酸为强酸;若溶液呈酸性,则该酸为弱酸。
(6)中和相同体积、相同pH的强酸和弱酸,弱酸的耗碱量多于强酸。
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角度二:是否存在水解平衡
(1)测定相应强碱盐的酸碱性,强酸强碱盐不水解,溶液呈中性,弱酸强碱盐溶液水解显碱性,且水解程度越大的酸根对应的酸越弱。
(2)相同浓度、相同体积的强酸和弱酸分别与等物质的量的同元强碱发生中和反应后,若溶液呈中性,该酸为强酸;若溶液呈碱性,则该酸为弱酸。
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角度三:复分解反应强酸制备弱酸
根据复分解反应发生的条件可知,强酸可以和弱酸的盐反应生成弱酸和强酸的盐,或弱酸和更弱酸的盐反应生成更
弱的酸。如盐酸能与石灰石反应生成二氧化碳,由此可判断酸性:盐酸>碳酸。
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探究点二 电解质溶液中的粒子浓度比较
例2 下列溶液中各粒子的浓度关系正确的是 ( )
A.pH=2的CH3COOH溶液与pH=12的NaOH溶液等体积混合:c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)
>c(H+)
B.含等物质的量的CH3COONa和CH3COOH的混合溶液中:c(Na+)>c(CH3COOH)>c(CH3COO-)>c(H+)>c(OH-)
C.0.1 mol·L-1 CH3COONa溶液与0.1 mol·L-1 HCl溶液混合至pH=7:c(Na+)=c(Cl-)>c(OH-)
=c(H+)
D.0.1 mol·L-1 Na2CO3溶液与0.1 mol·L-1 NaHCO3溶液等体积混合:2c(Na+)=
3[c(C)+c(HC)+c(H2CO3)]
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D
[解析] pH=2的醋酸溶液的浓度远大于pH=12的NaOH溶液的浓度,故等体积混合后溶液中的溶质为CH3COOH和CH3COONa,溶液中的离子浓度由大到小为c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-),A项错误;
含等物质的量的CH3COONa和CH3COOH的混合溶液中,Na+的浓度在CH3COO-与CH3COOH的浓度之间,正确的关系为c(CH3COO-)>
c(Na+)>c(CH3COOH)>c(H+)>c(OH-),B项错误;
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根据电荷守恒,溶液中存在:c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)+c(Cl-),因为c(H+)=c(OH-),所以c(Na+)=c(Cl-)+c(CH3COO-)>c(OH-)=c(H+),C项错误;
根据元素质量守恒,溶液中存在:2c(Na+)=3[c(HC)+c(C)+c(H2CO3)],D项正确。
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[归纳小结] 解决混合溶液中粒子浓度问题的整体思路
素 养 提 升
图T2-1
探究点三 中和滴定图像分析
例3 常温下,用0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L-1
CH3COOH溶液所得滴定曲线如图T2-2所示。下列说法正确的是( )
A.点①所示溶液中:c(CH3COO-)+c(OH-)=c(CH3COOH)+c(H+)
B.点②所示溶液中:c(Na+)=c(CH3COOH)+c(CH3COO-)
C.点③所示溶液中:c(Na+)>c(OH-)>c(CH3COO-)>c(H+)
D.滴定过程中可能出现:c(CH3COOH)>c(CH3COO-)>
c(H+)>c(Na+)>c(OH-)
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图T2-2
D
[解析] 点①为等浓度的醋酸和醋酸钠混合溶液,由于醋酸的电离程度大于醋酸根离子的水解程度,溶液显酸性,则c(H+)>c(OH-),电荷守恒为c(OH-)+
c(CH3COO-)=c(Na+)+c(H+),c(CH3COOH)点②所示溶液的pH=7,即c(H+)=c(OH-),由电荷守恒知c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-),故c(Na+)=
c(CH3COO-),B错误;
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图T2-2
点③为两溶液恰好完全反应生成CH3COONa,醋酸根离子的水解是微弱的,故c(OH-)c(CH3COO-)>
c(OH-)>c(H+),C错误。
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图T2-2
[归纳小结] “五点法”突破中和滴定图像题
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,先判断出各个点中的溶质及溶液的酸碱
性,以下面室温时用0.1 mol·L-1NaOH溶液滴定
0.1 mol·L-1HA溶液为例(如图T2-3),总结如何抓住
滴定曲线的5个关键点:
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图T2-3
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关键点 离子浓度关系
原点 (点①) 原点为HA的单一溶液,0.1 mol·L-1 HA溶液pH>1说明HA是弱酸;c(HA)>c(H+)>c(A-)>c(OH-)
反应 一半 点(点②) 两者反应生成等物质的量的NaA和HA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,c(A-)>
c(Na+)>c(HA)>c(H+)>c(OH-)
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关键点 离子浓度关系
中性点 (点③) 此时溶液pH=7,溶液显中性,酸没有完全被中和,c(Na+)=c(A-)>
c(HA)>c(H+)=c(OH-)
恰好完 全反应 点(点④) 此时二者恰好完全反应生成NaA,为强碱弱酸盐,溶液是碱性,c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(HA)>c(H+)
过量点 (点⑤) 此时,NaOH溶液过量,得到NaA与NaOH等物质的量的混合液,溶液显碱性,c(Na+)>c(OH-)>c(A-)>c(H+)
探究点四 电解质溶液中的三大平衡
例4 Ka、KW、Ksp分别表示酸的电离常数、水的离子积常数、溶度积常数,下列判断正确的是 ( )
A.室温下向10 mL pH=3的醋酸溶液中加入水稀释后,溶液中不变
B.室温下Ka(HCN)C.25 ℃时,pH均为4的盐酸和NH4I溶液中KW不相等
D.两种难溶电解质作比较时,Ksp越小的电解质,其溶解度一定越小
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A
[解析] 将关系式中分子、分母同时乘以c(H+)后,关系式变为,此式只与温度有关,A项正确;
电离平衡常数越大,酸性越强,越易电离,但电离度还与温度、浓度等有关,B项错误;
电离常数、水的离子积常数、溶度积常数都只与温度有关,C项错误;
同类型的难溶物(如AgCl、AgBr、AgI),Ksp越小,溶解度越小,而不同类型的难溶物(如Ag2SO4和AgI),Ksp小的溶解度不一定小,需要进行换算,D项错误。
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[归纳小结] 溶液中三大平衡的分析与比较
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电离平衡 水解平衡 沉淀溶解平衡
举例
平衡表 达式 Ksp=c(Pb2+)·c2(I-)
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电离平衡 水解平衡 沉淀溶解平衡
影响平 衡常数 的因素 内因: 弱电解质的相对强弱 外因: 温度,温度越高,电离程度越大,平衡常数越大 盐的水解程度随温度的升高而增大,Kh随温度的升高而增大 内因:难溶电解质在水中的溶解能力
外因:Ksp与温度有关
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电离平衡 水解平衡 沉淀溶解平衡
浓度对 平衡的 影响 电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡同化学平衡一样都为动态平衡,平衡的移动符合平衡移动原理(勒夏特列原理),浓度对平衡常数没影响。 ①加水均能促进三大平衡正向移动;②加入与电解质溶液中相同的微粒,都能使平衡移动;③三大平衡都不受压强的影响 1.下列事实一定能说明HNO2为弱电解质的是 ( )
①常温下,NaNO2溶液的pH>7 ②用HNO2溶液做导电实验灯泡很暗
③HNO2不能与NaCl反应 ④常温下0.1 mol·L-1的HNO2溶液pH=2
⑤1 L pH=1的HNO2溶液加水稀释至100 L后溶液的pH=2.2
⑥1 L pH=1的HNO2和1 L pH=1的盐酸与足量的NaOH溶液完全反应,最终HNO2消耗的NaOH溶液多 ⑦HNO2溶液中加入一定量NaNO2晶体,溶液中c(OH-)增大
⑧HNO2溶液中加水稀释,溶液中c(OH-)增大
A.①②③⑦ B.①③④⑤ C.①④⑤⑥⑦ D.②④⑥⑧
自 我 检 测
C
[解析] ②如果盐酸(强酸)的浓度很小灯泡也很暗;
④如果是强酸,pH=1;
⑤如果是强酸,加水稀释至100 L后溶液的pH=3,实际pH=2.2,这说明HNO2溶液中存在HNO2H++N,是弱酸;
⑥依据HNO2+NaOH=NaNO2+H2O、HCl+NaOH=NaCl+H2O可知,c(HNO2)大于c(HCl),而溶液中c(H+)相同,所以HNO2没有全部电离;
⑦加入NaNO2,溶液中c(OH-)增大,说明电离平衡移动;
⑧不论是强酸还是弱酸,加水稀释,溶液中c(H+)均减小,而c(OH-)增大。
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2.下列溶液中粒子的物质的量浓度关系正确的是 ( )
A.pH相同的①NH4Cl、②NH4Al(SO4)2、③NH4HSO4三种溶液中c(N):①<②<③
B.20 mL 0.1 mol·L-1 CH3COONa溶液与10 mL 0.1 mol·L-1 HCl溶液混合后呈酸性,所得溶液中:c(CH3COO-)>c(Cl-)>c(CH3COOH)>c(H+)
C.0.1 mol·L-1 NaHCO3溶液与0.1 mol·L-1 NaOH溶液等体积混合,所得溶液中:c(Na+)>c(C)>c(HC)>c(OH-)
D.常温下,pH=7的NH4Cl与氨水的混合溶液中:c(Cl-)>c(N)>c(H+)=c(OH-)
自 我 检 测
B
[解析] c(N)相同时,三种溶液中的c(H+):③>②>①,故c(H+)相同时,三种溶液中的c(N):③<②<①,A错误;
反应后得到等物质的量浓度的CH3COONa、CH3COOH、NaCl的混合溶液,溶液呈酸性,说明CH3COOH的电离程度大于CH3COO-的水解程度,故c(CH3COO-)
>c(Cl-)>c(CH3COOH)>c(H+),B正确;
混合后得到Na2CO3溶液,由于C两步水解都生成OH-,C只有第一步水解生成HC,故c(Na+)>c(C)>c(OH-)>c(HC),C错误;
该混合溶液中,根据电荷守恒有:c(N)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-),溶液呈中性,则c(H+)=c(OH-),故c(Cl-)=c(N),D错误。
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3.在常温下,用0.100 0 mol·L-1的盐酸滴定25 mL 0.100 0 mol·L-1 Na2CO3溶液,所得滴定曲线如图T2-4所示。下列有关滴定过程中
溶液相关微粒浓度间的关系不正确的是( )
A.a点:c(HC)>c(Cl-)>c(C)
B.b点:c(Na+)+c(H+)=c(Cl-)+c(HC)+c(C)+c(OH-)
C.c点:c(OH-)+c(C)=c(H+)+c(H2CO3)
D.d点:c(Cl-)=c(Na+)
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图T2-4
B
[解析] a点HCl与Na2CO3的物质的量之比为1∶2,发生
反应:Na2CO3+HCl=NaHCO3+NaCl,反应后得到等物质
的量浓度的Na2CO3、NaHCO3、NaCl的混合溶液,由于
C的水解程度大于HC的水解程度,故c(HC)>
c(Cl-)>c(C),A正确;
b点,根据电荷守恒,有c(Na+)+c(H+)=c(Cl-)+c(HC)+
2c(C)+c(OH-),B错误;
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图T2-4
c点HCl与Na2CO3的物质的量之比为1∶1,发生反应:
Na2CO3+HCl=NaHCO3+NaCl,反应后得到等物质的
量浓度的NaHCO3、NaCl的混合溶液,根据电荷守恒
及元素质量守恒,有c(OH-)+c(C)=c(H+)+c(H2CO3),
C正确;
d点HCl与Na2CO3的物质的量之比为2∶1,根据元素
质量守恒可知,c(Na+)=c(Cl-),D正确。
自 我 检 测
图T2-4
4.已知:CH3COOHCH3COO-+H+达到电离平衡时,电离平衡常数可以表示为Ka=;CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-达到水解平衡时,水解平衡常数可以表示为Kh=(式中各粒子浓度均为平衡时浓度)。
(1)对于任意弱电解质来讲,其电离平衡常数Ka、对应离子的水解平衡常数Kh以及水的离子积常数KW的关系是 ,由此可以推断,弱电解质的电离程度越小,其对应离子的水解程度 。
自 我 检 测
Ka·Kh=KW
越大
[解析] (1)醋酸的电离平衡常数Ka=,醋酸根离子水解平衡常数为Kh=,Ka·Kh=KW,根据三者之间的关系式知,弱电解质的电离程度越小,其对应的离子水解程度越大;
自 我 检 测
(2)由于CH3COOH的电离程度很小,计算时可将CH3COOH的平衡浓度看成是CH3COOH溶液的浓度,则c mol·L-1的CH3COOH溶液中c(H+)=
(不为0)。
自 我 检 测
mol·L-1
[解析]由于醋酸电离出的醋酸根离子与氢离子浓度近似相对,平衡时醋酸又可以看成是醋酸溶液的浓度,所以(H+)=;
(3)现用某未知浓度(设为c')的CH3COOH溶液及其他仪器、药品,通过实验测定一定温度下CH3COOH的电离平衡常数,需测定的数据有(用简要的文字说明):
①实验时的温度;② ;③用 (填一种实验方法)测定溶液浓度c'。
自 我 检 测
溶液的pH
酸碱中和滴定
[解析]根据Ka=知,要测定电离平衡常数,则必须知道氢离子浓度和醋酸浓度,要知道氢离子浓度必须测定溶液的pH,要知道醋酸浓度则必须利用酸碱中和滴定的方法测定;
(4)已知常温下CN-的水解常数Kh=1.61×10-5。常温下,含等物质的量浓度的HCN与NaCN的混合溶液显 (填“酸”“碱”或“中”)性,c(CN-) (填“>”“<”或“=”)
c(HCN)。该溶液中各离子浓度由大到小的顺序为 。
自 我 检 测
碱
<
c(Na+)>c(CN-)>c(OH-)>c(H+)
[解析]Kh(CN-)=1.61×10-5,则Ka(HCN)==≈6.2×10-10<1.61×10-5,说明CN-的水解能力强于HCN的电离能力,由于盐与酸的总浓度相等,所以水解产生的c(OH-)大于电离生成的c(H+),混合溶液显碱性;由于水解能力更强,则c(CN-)
c(CN-)>c(OH-)>c(H+)。
https://www.21cnjy.com/help/help_extract.php
人教（2019）版 选择性必修一
第三章 水溶液中的离子反应与平衡
本章素养提升
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水溶液中的离子反应与平衡
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水溶液中的离子反应与平衡
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水溶液中的离子反应与平衡
探究点一 弱电解质的判定方法
例1 为了证明一水合氨(NH3·H2O)是弱电解质,甲、乙、丙三人分别选用下列试剂进行实验:0.010 mol·L-1氨水、0.1 mol·L-1 NH4Cl溶液、NH4Cl晶体、酚酞溶液、pH试纸、蒸馏水。(1)甲用pH试纸测出0.010 mol·L-1氨水的pH为10,则认定一水合氨是弱电解质,你认为这一方法 (填“正确”或“不正确”),并说明理由
。
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正确
若是强电解质,则0.010 mol·L-1氨水中c(OH-)应为0.010 mol·L-1,pH=12
[解析]若NH3·H2O是强电解质,则0.010 mol·L-1氨水中c(OH-)应为0.010 mol·L-1,
pH=12。用pH试纸测出0.010 mol·L-1氨水的pH为10,说明NH3·H2O没有完全电离,应为弱电解质。
(2)乙取出10 mL 0.010 mol·L-1氨水,用pH试纸测其pH=a,然后用蒸馏水稀释至1000 mL,再用pH试纸测其pH=b,若要确认NH3·H2O是弱电解质,则a、b应满足什么关系 。
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a-2
。
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浅
能
向0.010 mol·L-1氨水(滴有酚酞溶液)中加入氯化铵晶体后颜色变浅,有两种可能:一是氯化铵在水溶液中电离出的N水解使溶液显酸性,加入氨水中使其pH降低;二是N使NH3·H2O的电离平衡NH3·H2ON+OH-逆向移动,从而使溶液的pH降低。这两种可能均可证明NH3·H2O是弱电解质
[解析] (3)向0.010 mol·L-1氨水中加入少量NH4Cl晶体,有两种可能:一是氯化铵在水溶液中电离出的N水解使溶液显酸性,加入氨水中使其pH降低;二是N使NH3·H2O 的电离平衡NH3·H2ON+OH-逆向移动,从而使溶液的pH降低。这两种可能均可证明NH3·H2O是弱电解质。
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[归纳小结] 三角度证明强酸、弱酸
角度一:是否存在电离平衡
(1)同温度、同浓度的强酸溶液的导电性强于弱酸溶液的导电性。
(2)pH相同的强酸和弱酸,弱酸的物质的量浓度大于强酸的物质的量浓度,酸溶液等量时,与足量的活泼金属反应,产生H2多的是弱酸。
(3)相同pH、相同体积的强酸和弱酸,当加水稀释相同倍数时,pH变化大的为强酸,pH变化小的为弱酸。
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(4)稀释浓的弱酸溶液,一般是c(H+)先增大后减小;稀释浓的强酸溶液,c(H+)一直减小。
(5)相同pH、相同体积的强酸和弱酸分别与等物质的量=n(OH-)电离]的同元强碱发生中和反应后,若溶液呈中性,该酸为强酸;若溶液呈酸性,则该酸为弱酸。
(6)中和相同体积、相同pH的强酸和弱酸,弱酸的耗碱量多于强酸。
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角度二:是否存在水解平衡
(1)测定相应强碱盐的酸碱性,强酸强碱盐不水解,溶液呈中性,弱酸强碱盐溶液水解显碱性,且水解程度越大的酸根对应的酸越弱。
(2)相同浓度、相同体积的强酸和弱酸分别与等物质的量的同元强碱发生中和反应后,若溶液呈中性,该酸为强酸;若溶液呈碱性,则该酸为弱酸。
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角度三:复分解反应强酸制备弱酸
根据复分解反应发生的条件可知,强酸可以和弱酸的盐反应生成弱酸和强酸的盐,或弱酸和更弱酸的盐反应生成更
弱的酸。如盐酸能与石灰石反应生成二氧化碳,由此可判断酸性:盐酸>碳酸。
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探究点二 电解质溶液中的粒子浓度比较
例2 下列溶液中各粒子的浓度关系正确的是 ( )
A.pH=2的CH3COOH溶液与pH=12的NaOH溶液等体积混合:c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)
>c(H+)
B.含等物质的量的CH3COONa和CH3COOH的混合溶液中:c(Na+)>c(CH3COOH)>c(CH3COO-)>c(H+)>c(OH-)
C.0.1 mol·L-1 CH3COONa溶液与0.1 mol·L-1 HCl溶液混合至pH=7:c(Na+)=c(Cl-)>c(OH-)
=c(H+)
D.0.1 mol·L-1 Na2CO3溶液与0.1 mol·L-1 NaHCO3溶液等体积混合:2c(Na+)=
3[c(C)+c(HC)+c(H2CO3)]
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D
[解析] pH=2的醋酸溶液的浓度远大于pH=12的NaOH溶液的浓度,故等体积混合后溶液中的溶质为CH3COOH和CH3COONa,溶液中的离子浓度由大到小为c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-),A项错误;
含等物质的量的CH3COONa和CH3COOH的混合溶液中,Na+的浓度在CH3COO-与CH3COOH的浓度之间,正确的关系为c(CH3COO-)>
c(Na+)>c(CH3COOH)>c(H+)>c(OH-),B项错误;
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根据电荷守恒,溶液中存在:c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)+c(Cl-),因为c(H+)=c(OH-),所以c(Na+)=c(Cl-)+c(CH3COO-)>c(OH-)=c(H+),C项错误;
根据元素质量守恒,溶液中存在:2c(Na+)=3[c(HC)+c(C)+c(H2CO3)],D项正确。
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[归纳小结] 解决混合溶液中粒子浓度问题的整体思路
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图T2-1
探究点三 中和滴定图像分析
例3 常温下,用0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L-1
CH3COOH溶液所得滴定曲线如图T2-2所示。下列说法正确的是( )
A.点①所示溶液中:c(CH3COO-)+c(OH-)=c(CH3COOH)+c(H+)
B.点②所示溶液中:c(Na+)=c(CH3COOH)+c(CH3COO-)
C.点③所示溶液中:c(Na+)>c(OH-)>c(CH3COO-)>c(H+)
D.滴定过程中可能出现:c(CH3COOH)>c(CH3COO-)>
c(H+)>c(Na+)>c(OH-)
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图T2-2
D
[解析] 点①为等浓度的醋酸和醋酸钠混合溶液,由于醋酸的电离程度大于醋酸根离子的水解程度,溶液显酸性,则c(H+)>c(OH-),电荷守恒为c(OH-)+
c(CH3COO-)=c(Na+)+c(H+),c(CH3COOH)
c(CH3COO-),B错误;
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图T2-2
点③为两溶液恰好完全反应生成CH3COONa,醋酸根离子的水解是微弱的,故c(OH-)
c(OH-)>c(H+),C错误。
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图T2-2
[归纳小结] “五点法”突破中和滴定图像题
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,先判断出各个点中的溶质及溶液的酸碱
性,以下面室温时用0.1 mol·L-1NaOH溶液滴定
0.1 mol·L-1HA溶液为例(如图T2-3),总结如何抓住
滴定曲线的5个关键点:
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图T2-3
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关键点 离子浓度关系
原点 (点①) 原点为HA的单一溶液,0.1 mol·L-1 HA溶液pH>1说明HA是弱酸;c(HA)>c(H+)>c(A-)>c(OH-)
反应 一半 点(点②) 两者反应生成等物质的量的NaA和HA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,c(A-)>
c(Na+)>c(HA)>c(H+)>c(OH-)
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关键点 离子浓度关系
中性点 (点③) 此时溶液pH=7,溶液显中性,酸没有完全被中和,c(Na+)=c(A-)>
c(HA)>c(H+)=c(OH-)
恰好完 全反应 点(点④) 此时二者恰好完全反应生成NaA,为强碱弱酸盐,溶液是碱性,c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(HA)>c(H+)
过量点 (点⑤) 此时,NaOH溶液过量,得到NaA与NaOH等物质的量的混合液,溶液显碱性,c(Na+)>c(OH-)>c(A-)>c(H+)
探究点四 电解质溶液中的三大平衡
例4 Ka、KW、Ksp分别表示酸的电离常数、水的离子积常数、溶度积常数,下列判断正确的是 ( )
A.室温下向10 mL pH=3的醋酸溶液中加入水稀释后,溶液中不变
B.室温下Ka(HCN)
D.两种难溶电解质作比较时,Ksp越小的电解质,其溶解度一定越小
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A
[解析] 将关系式中分子、分母同时乘以c(H+)后,关系式变为,此式只与温度有关,A项正确;
电离平衡常数越大,酸性越强,越易电离,但电离度还与温度、浓度等有关,B项错误;
电离常数、水的离子积常数、溶度积常数都只与温度有关,C项错误;
同类型的难溶物(如AgCl、AgBr、AgI),Ksp越小,溶解度越小,而不同类型的难溶物(如Ag2SO4和AgI),Ksp小的溶解度不一定小,需要进行换算,D项错误。
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[归纳小结] 溶液中三大平衡的分析与比较
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电离平衡 水解平衡 沉淀溶解平衡
举例
平衡表 达式 Ksp=c(Pb2+)·c2(I-)
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电离平衡 水解平衡 沉淀溶解平衡
影响平 衡常数 的因素 内因: 弱电解质的相对强弱 外因: 温度,温度越高,电离程度越大,平衡常数越大 盐的水解程度随温度的升高而增大,Kh随温度的升高而增大 内因:难溶电解质在水中的溶解能力
外因:Ksp与温度有关
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电离平衡 水解平衡 沉淀溶解平衡
浓度对 平衡的 影响 电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡同化学平衡一样都为动态平衡,平衡的移动符合平衡移动原理(勒夏特列原理),浓度对平衡常数没影响。 ①加水均能促进三大平衡正向移动;②加入与电解质溶液中相同的微粒,都能使平衡移动;③三大平衡都不受压强的影响 1.下列事实一定能说明HNO2为弱电解质的是 ( )
①常温下,NaNO2溶液的pH>7 ②用HNO2溶液做导电实验灯泡很暗
③HNO2不能与NaCl反应 ④常温下0.1 mol·L-1的HNO2溶液pH=2
⑤1 L pH=1的HNO2溶液加水稀释至100 L后溶液的pH=2.2
⑥1 L pH=1的HNO2和1 L pH=1的盐酸与足量的NaOH溶液完全反应,最终HNO2消耗的NaOH溶液多 ⑦HNO2溶液中加入一定量NaNO2晶体,溶液中c(OH-)增大
⑧HNO2溶液中加水稀释,溶液中c(OH-)增大
A.①②③⑦ B.①③④⑤ C.①④⑤⑥⑦ D.②④⑥⑧
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C
[解析] ②如果盐酸(强酸)的浓度很小灯泡也很暗;
④如果是强酸,pH=1;
⑤如果是强酸,加水稀释至100 L后溶液的pH=3,实际pH=2.2,这说明HNO2溶液中存在HNO2H++N,是弱酸;
⑥依据HNO2+NaOH=NaNO2+H2O、HCl+NaOH=NaCl+H2O可知,c(HNO2)大于c(HCl),而溶液中c(H+)相同,所以HNO2没有全部电离;
⑦加入NaNO2,溶液中c(OH-)增大,说明电离平衡移动;
⑧不论是强酸还是弱酸,加水稀释,溶液中c(H+)均减小,而c(OH-)增大。
自 我 检 测
2.下列溶液中粒子的物质的量浓度关系正确的是 ( )
A.pH相同的①NH4Cl、②NH4Al(SO4)2、③NH4HSO4三种溶液中c(N):①<②<③
B.20 mL 0.1 mol·L-1 CH3COONa溶液与10 mL 0.1 mol·L-1 HCl溶液混合后呈酸性,所得溶液中:c(CH3COO-)>c(Cl-)>c(CH3COOH)>c(H+)
C.0.1 mol·L-1 NaHCO3溶液与0.1 mol·L-1 NaOH溶液等体积混合,所得溶液中:c(Na+)>c(C)>c(HC)>c(OH-)
D.常温下,pH=7的NH4Cl与氨水的混合溶液中:c(Cl-)>c(N)>c(H+)=c(OH-)
自 我 检 测
B
[解析] c(N)相同时,三种溶液中的c(H+):③>②>①,故c(H+)相同时,三种溶液中的c(N):③<②<①,A错误;
反应后得到等物质的量浓度的CH3COONa、CH3COOH、NaCl的混合溶液,溶液呈酸性,说明CH3COOH的电离程度大于CH3COO-的水解程度,故c(CH3COO-)
>c(Cl-)>c(CH3COOH)>c(H+),B正确;
混合后得到Na2CO3溶液,由于C两步水解都生成OH-,C只有第一步水解生成HC,故c(Na+)>c(C)>c(OH-)>c(HC),C错误;
该混合溶液中,根据电荷守恒有:c(N)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-),溶液呈中性,则c(H+)=c(OH-),故c(Cl-)=c(N),D错误。
自 我 检 测
3.在常温下,用0.100 0 mol·L-1的盐酸滴定25 mL 0.100 0 mol·L-1 Na2CO3溶液,所得滴定曲线如图T2-4所示。下列有关滴定过程中
溶液相关微粒浓度间的关系不正确的是( )
A.a点:c(HC)>c(Cl-)>c(C)
B.b点:c(Na+)+c(H+)=c(Cl-)+c(HC)+c(C)+c(OH-)
C.c点:c(OH-)+c(C)=c(H+)+c(H2CO3)
D.d点:c(Cl-)=c(Na+)
自 我 检 测
图T2-4
B
[解析] a点HCl与Na2CO3的物质的量之比为1∶2,发生
反应:Na2CO3+HCl=NaHCO3+NaCl,反应后得到等物质
的量浓度的Na2CO3、NaHCO3、NaCl的混合溶液,由于
C的水解程度大于HC的水解程度,故c(HC)>
c(Cl-)>c(C),A正确;
b点,根据电荷守恒,有c(Na+)+c(H+)=c(Cl-)+c(HC)+
2c(C)+c(OH-),B错误;
自 我 检 测
图T2-4
c点HCl与Na2CO3的物质的量之比为1∶1,发生反应:
Na2CO3+HCl=NaHCO3+NaCl,反应后得到等物质的
量浓度的NaHCO3、NaCl的混合溶液,根据电荷守恒
及元素质量守恒,有c(OH-)+c(C)=c(H+)+c(H2CO3),
C正确;
d点HCl与Na2CO3的物质的量之比为2∶1,根据元素
质量守恒可知,c(Na+)=c(Cl-),D正确。
自 我 检 测
图T2-4
4.已知:CH3COOHCH3COO-+H+达到电离平衡时,电离平衡常数可以表示为Ka=;CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-达到水解平衡时,水解平衡常数可以表示为Kh=(式中各粒子浓度均为平衡时浓度)。
(1)对于任意弱电解质来讲,其电离平衡常数Ka、对应离子的水解平衡常数Kh以及水的离子积常数KW的关系是 ,由此可以推断,弱电解质的电离程度越小,其对应离子的水解程度 。
自 我 检 测
Ka·Kh=KW
越大
[解析] (1)醋酸的电离平衡常数Ka=,醋酸根离子水解平衡常数为Kh=,Ka·Kh=KW,根据三者之间的关系式知,弱电解质的电离程度越小,其对应的离子水解程度越大;
自 我 检 测
(2)由于CH3COOH的电离程度很小,计算时可将CH3COOH的平衡浓度看成是CH3COOH溶液的浓度,则c mol·L-1的CH3COOH溶液中c(H+)=
(不为0)。
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mol·L-1
[解析]由于醋酸电离出的醋酸根离子与氢离子浓度近似相对,平衡时醋酸又可以看成是醋酸溶液的浓度,所以(H+)=;
(3)现用某未知浓度(设为c')的CH3COOH溶液及其他仪器、药品,通过实验测定一定温度下CH3COOH的电离平衡常数,需测定的数据有(用简要的文字说明):
①实验时的温度;② ;③用 (填一种实验方法)测定溶液浓度c'。
自 我 检 测
溶液的pH
酸碱中和滴定
[解析]根据Ka=知,要测定电离平衡常数,则必须知道氢离子浓度和醋酸浓度,要知道氢离子浓度必须测定溶液的pH,要知道醋酸浓度则必须利用酸碱中和滴定的方法测定;
(4)已知常温下CN-的水解常数Kh=1.61×10-5。常温下,含等物质的量浓度的HCN与NaCN的混合溶液显 (填“酸”“碱”或“中”)性,c(CN-) (填“>”“<”或“=”)
c(HCN)。该溶液中各离子浓度由大到小的顺序为 。
自 我 检 测
碱
<
c(Na+)>c(CN-)>c(OH-)>c(H+)
[解析]Kh(CN-)=1.61×10-5,则Ka(HCN)==≈6.2×10-10<1.61×10-5,说明CN-的水解能力强于HCN的电离能力,由于盐与酸的总浓度相等,所以水解产生的c(OH-)大于电离生成的c(H+),混合溶液显碱性;由于水解能力更强,则c(CN-)
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