专题11水溶液中的离子平衡讲学案高考化学二轮复习资料原卷版docx文档格式.docx
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L-1,pH>
2。
(2)取一定体积的酸HB溶液(设取1体积),测定其pH,稀释至体积扩大
100倍,再测定其pH。
若pH
增大2个单位,则为强酸;
若
pH增大小于
2个单位,则为弱酸。
(3)取酸HB对应的钠盐溶液,测定其
若pH=7,则为强酸;
pH>
7,则为弱酸。
(4)取体积和pH相同的酸HB溶液和盐酸,分别加入足量的锌粒,若
HB产生H2的速率大且量多,说
明是弱酸。
(5)分别取等体积等pH的酸HB和盐酸进行中和滴定,若达到终点时酸
HB消耗的同浓度的
NaOH溶液
体积大,说明HB为弱酸。
(6)分别取相同物质的量浓度的酸
HB溶液和盐酸,测其导电性,若酸
HB溶液的导电能力弱,说明
HB
为弱酸。
(7)分别取相同pH的酸HB溶液和盐酸,向其中加入
NaCl晶体和NaB晶体,振荡,待晶体溶解后,
盐酸的pH几乎不变,若酸HB溶液的pH增大,说明HB为弱酸。
4.电离方程式的书写
(1)强电解质:
完全电离用“=”,如:
+
+Cl
-
-
。
HCl=H
;
NaOH=Na
+OH;
NaNO3=Na+NO3
(2)弱电解质:
部分电离用“
”,如:
CHCOOH
,NH·
HO
CHCOO+H
NH
+OH。
3
2
(3)多元弱酸的电离是分步进行的,
以第一步电离为主。
如:
H2CO3
H
H++HCO3
(主要);
HCO3
+2-
(次要)。
+CO
(4)多元弱碱用一步电离表示,如:
Cu(OH)2
2+
Cu
+2OH
(5)强酸的酸式盐在水溶液中完全电离,如
2-
,在熔融状态下的电离为
NaHSO=Na
+H+SO
KHSO=K
4
弱酸的酸式盐既有完全电离,又有部分电离,如
+HSO4
NaHCO3=Na
+HCO3
,HCO3
+CO3
5.电离度
(1)定义:
弱电解质在水中达到电离平衡状态时,已电离的电解质分子数占原有电解质分子总数(包括
已电离和未电离)的百分率,称为电离度。
(2)表达式:
电离度通常用α表示:
α=×
100%。
(3)意义
电离度实质上是平衡转化率的一种。
电离度表示弱电解质在水中的电离程度。
温度相同、浓度相同时,
不同的弱电解质的电离度是不同的,同一种电解质在不同浓度的水溶液中,其电离度也是不同的,溶液越
稀,电离度越大。
二、酸碱稀释时pH的变化
1.强酸、强碱的稀释
在稀释时,当它们的浓度大于
10
-5
-1
时,不考虑水的电离;
当它们的浓度小于
-1
时,
mol·
L
应考虑水的电离。
例如:
(1)pH=6的HCl溶液稀释100倍,混合液pH≈7(不能大于7);
(2)pH=8的NaOH溶液稀释100倍,混合液pH≈7(不能小于7);
(3)pH=3的HCl溶液稀释100倍,混合液pH=5;
(4)pH=10的NaOH溶液稀释100倍,混合液pH=8。
2.弱酸、弱碱的稀释
在稀释过程中有浓度的变化,又有电离平衡的移动,不能求得具体数值,只能确定其pH范围。
(1)pH=3的CH3COOH溶液,稀释100倍,稀释后3<
pH<
5;
(2)pH=10
的NH·
HO溶液,稀释100倍,稀释后8<
10;
(3)pH=3
的酸溶液,稀释
100倍,稀释后3<
pH≤5;
(4)pH=10
的碱溶液,稀释
100倍,稀释后8≤pH<
10。
3.对于pH相同的强酸和弱酸(或强碱和弱碱)溶液稀释相同的倍数,强酸
(或强碱)溶液的pH变化幅度
大。
这是因为强酸(或强碱)已完全电离,随着加水稀释,溶液中
H(
或OH)数(除水电离的以外)不会增多,
而弱酸(或弱碱)随着加水稀释,电离程度增大,
(或OH)数会增多。
4.对于物质的量浓度相同的强酸和弱酸(或强碱和弱碱),稀释相同的倍数,pH的变化幅度不同,强酸
(或强碱)稀释后pH变化幅度大。
三、关于pH值的计算
1.单一溶液pH的计算
强酸溶液(HnA),其物质的量浓度为
cmol/L,则:
c(H+)=ncmol/L,pH=-lgc(H+)=-lgnc;
强碱
溶液[B(OH)n],其物质的量浓度为
)=
1.0×
10-14
cmol/L,则c(OH
)=ncmol/L,c(H
mol/L,pH=-lgc(H
nc
+)=14+lgnc。
2.强酸、强碱混合液的pH计算
(1)强酸与强酸混合求pH
①非等体积混合
c1(H+)·
V1+c2(H+)·
V2
c(H
1+2
,然后再求pH。
VV
②等体积混合可近似计算
pH=pH小+0.3
(2)强碱与强碱混合求pH
先计算:
c(OH-)=
c1(OH-)·
V1
+c2
(OH-)·
V2
,
V+V
1
K
再求c(H
W
)=c(OH-),最后求pH。
②等体积混合,可近似计算pH=pH大-0.3。
(3)强酸与强碱混合①恰好完全反应,溶液呈中性,pH=7。
②酸过量:
先求c(H+)余=c(H+)·
V(酸)-c(OH-)·
V(碱),再求pH。
V(酸)+V(碱)
③碱过量:
c(OH-)·
V(碱)-c(H+)·
V(酸)
KW
先求c(OH)余=
,再求c(H
)=c(OH-),然后求pH。
四、酸碱中和滴定的误差分析
1.原理
c
标准
·
V
c(标准)·
V(标准)=c(待测)·
V(待测),所以c(待测)=
,因c(标准)已确定,因此只要分
V待测
析出不正确操作引起
V(标准)与V(待测)的变化,即
分析出结果。
2.引起误差的原因
中和滴定实验中,产生误差的途径主要有操作不当、读数不准等,分析误差要根据计算式分析,
c待测
=
c标准、V待测均为定值,c待测的大小取决于
V标准的大小。
,当用标准酸溶液滴定待测碱溶液时,
下列为不正确操作导致的实验结果偏差:
(1)仪器洗涤
①酸式滴定管水洗后,未润洗
(偏高);
②酸式滴定管水洗后,误用待测液润洗
③碱式滴定管
水洗后,未润洗
(偏低);
④锥形瓶水洗后,用待测液润洗
(偏高)。
(2)量器读数
①滴定前俯视酸式滴定管,滴定后平视(偏高);
②
滴定前仰视酸式滴定管,滴定后俯视(偏低)如图所示;
③滴定完毕后,立即读数,半分钟后颜色又褪去(偏低)。
(3)操作不当
①滴定前酸式滴定管尖嘴部分有气泡,滴定结束后气泡消失(偏高);
②滴定过程中,振荡锥形瓶时,不小心将溶液溅出(偏低);
①滴定过程中,锥形瓶内加少量蒸馏水(无影响)。
3.常见误差分析
以标准酸溶液滴定未知浓度的碱(酚酞作指示剂)为例,
常见的因操作不正确而引起的误差有:
步骤
操作
V(标准)
c(待测)
酸式滴定管未用标准溶液润洗
变大
偏高
碱式滴定管未用待测溶液润洗
变小
偏低
洗涤
锥形瓶用待测溶液润洗
锥形瓶洗净后还留有蒸馏水
不变
无影响
取液放出碱液的滴定管开始有气泡,放出液体后气泡消失
酸式滴定管滴定前有气泡,滴定终点时气泡消失
滴定
振荡锥形瓶时部分液体溅出
部分酸液滴出锥形瓶外
滴定前读数正确,滴定后俯视读数
(或前仰后俯)
读数
(或前俯后仰)
滴定前读数正确,滴定后仰视读数
五、盐类水解离子方程式的书写
1.水和弱电解质应写成分子式,不能写成相应的离子。
2.水解反应是可逆过程,因此要用“”符号,不能用“=”。
通常情况下,中和反应是趋于完成
的反应,所以盐的水解程度很小,产物的量很少,因此方程式中不标“↑”“↓”符号,也不把易分解的
生成物(如NH3·
H2O、H2CO3等)写成其分解产物的形式。
如NH4Cl+H2O
NH3·
H2O+HCl;
离子方程式为
+
NH4
+H2O=NH3·
H2O。
3.多元弱酸盐的水解是分步进行的,应分步书写,水解程度主要取决于第一步。
+H2O
如:
CO3
+OH
+HO
HCO
HCO+OH
4.多元弱碱的盐也是分步水解的,由于中间过程复杂,中学阶段仍写成一步,如:
Cu2++2H2OCu(OH)2+2H+
Al3+3H2OAl(OH)3+3H+
(5)某些盐溶液在混合时,一种盐的阳离子与另一种盐的阴离子在一起都发生水解,使两种盐的离子水
解趋于完全。
此时,用“=”“↑”“↓”(又叫双水解反应
)。
如生成的
H2CO3写成CO2↑+H2O。
如将Al2
(SO4)3
溶液与
NaHCO3溶液混合,立即产生大量白色沉淀和大量气体。
这是由于
Al2(SO4)3溶液显酸性:
Al3++
3HO
,二者混合后,发生反应
Al(OH)+3H
,NaHCO溶液显碱性:
HCO
HCO+OH
+OH
=H2O,使两个水解反应相互促进,
趋于完全,所以产生白色沉淀和气体。
总反应为Al
3+
+3HCO=Al(OH)3↓
+3CO2↑。
配平双水解反应离子方程式可遵循离子的电荷守恒和质量守恒配平。
Al3++3AlO2-+6H2O=4Al(OH)3↓,
2Fe3++3CO2-+3H2O=2Fe(OH)3↓+3CO2↑
即:
mMn++nAn-+nmH2O=mM(OH)n↓+nHmA
常见的能发生相互促进水解的离子有:
Al
与CO
、HCO
、S
、HS
、AlO2
与AlO2
等。
Fe
与CO3
、HCO3
、AlO2
NH4
、SiO3
双水解反应的规律可以用于:
①判断离子能否大量共存;
②确定待鉴别的试剂;
③比较物质溶解性的
大小;
④选择要制备物质的试剂种类;
⑤确定肥料的复合方式。
六、盐类水解的应用
1.实验室配制和储存易水解的盐溶液
配制FeCl3溶液时加入一定量酸(盐酸),防止铁离子水解;
配制CuSO4溶液时加入少量硫酸,防止铜离子水解。
2.某些活泼金属与强酸弱碱盐反应
Mg放入NH4Cl、CuCl2、FeCl3溶液中产生氢气。
3.制备Fe(OH)3胶体
沸水中滴加FeCl3溶液,产生红褐色胶体。
Fe3++3H2OFe(OH)3(胶体)+3H+
4.明矾[KAl(SO4)2·
12H2O]、三氯化铁(FeCl3)等净水
+3HO
Al(OH)(胶体)+3H
Fe3++3H2O
Fe(OH)3(胶体)+3H+
原因:
胶体吸附性强,可起净水作用。
5.苏打(Na2CO3)洗涤去油污
,加热,去油污能力增强。
CO
+HO=HCO
加热,促进CO32-的水解,碱性增强,去油污能力增强。
6.泡沫灭火器原理
成分:
NaHCO3、Al2(SO4)3
碱性
NaHCO3水解:
HCO3
H2CO3+OH
Al(SO)
酸性
水解:
Al
Al(OH)+3H
原理:
当两盐混合时,氢离子与氢氧根离子结合生成水,双方相互促进水解:
3HCO-+Al3+=Al(OH)3↓
+3CO2↑
7.施用化肥
普钙【Ca(H2PO4)2】、铵态氮肥不能与草木灰(K2CO3)混用
KCO水解显碱性:
3Ca(H2PO4)
=Ca3
3-
2+12OH
(PO4)2↓+12H2O+4PO
=NH↑+HO
降低肥效
8.判断盐溶液的酸碱性或pH
如相同物质的量浓度的下列溶液:
NaCl、KHSO4、NaH2PO4、Na2HPO4、CH3COOH,pH由大到小的顺序为Na3PO4
>Na2HPO4>NaCl>CH3COOH>KHSO49.比较盐溶液中离子浓度的大小
如Na2CO3溶液中,各离子浓度大小的顺序为c(Na
-)
)
)>c(CO3
)>c(OH)>c(HCO3
>c(H
10.加热蒸发盐溶液析出固体
不水解、不分解的盐的溶液加热蒸干时,析出盐的晶体,如NaCl。
能水解,但生成的酸不挥发,也能
析出该盐的晶体,如Al2(SO4)3。
能水解,但水解后生成的酸有挥发性,则析出金属氢氧化物,若蒸干后继
续加热,则可分解为金属氧化物,如AlCl3、FeCl3。
若盐在较低温度下受热能分解,则加热蒸干其溶液时,
盐已分解,如Ca(HCO3)2。
11.判断盐所对应酸的相对强弱
如已知物质的量浓度相同的两种盐溶液NaA和NaB,其溶液的pH前者大于后者,则酸HA和HB的酸性
强弱为HB>HA。
12.判断盐溶液中离子种类多少(如Na3PO4溶液中存在哪些离子。
)
13.某些试剂的实验室贮存,如Na2CO3溶液、Na3PO4溶液、Na2SiO3溶液等不能贮存于磨口玻璃瓶中。
14.证明弱酸或弱碱的某些实验要考虑盐的水解,如证明Cu(OH)2为弱碱时,可用CuCl2溶液能使蓝色
石蕊试纸变红(显酸性)证之。
15.除杂:
①采用加热的方法来促进溶液中某些盐的水解,使之生成氢氧化物沉淀,以除去溶液中某
3+3+
些金属离子。
例如,不纯的KNO3溶液中常含有杂质Fe,可用加热的方法来除去KNO3溶液中所含的Fe。
16.如果溶液浓度较低,可以利用水解反应来获得纳米材料(氢氧化物可变为氧化物)。
如果水解程度
很大,还可用于无机化合物的制备,如制TiO2:
TiCl+(x+2)H
O(过量)
TiO·
xHO↓+4HCl
所得TiO2·
xH2O经焙烧得TiO2。
17.判断溶液中离子能否共存
如Al
3+
在溶液中不能大量共存,因为能发生双水解反应。
、Fe
考点一弱电解质的电离平衡
例1.【2017新课标1卷】常温下将NaOH溶液滴加到己二酸(H2X)溶液中,混合溶液的pH与离子
浓度变化的关系如图所示。
下列叙述
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