高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí)課件：專題十八-水的電離和溶液的酸堿性

高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí)課件：專題十八--水的電離和溶液的酸堿性1專題十八水的電離和溶液的酸堿性【化學(xué)】專題十八水的電離和溶液的酸堿性專題十八水的電離和溶液的酸堿性【化學(xué)】專題十八水的電2考情精解讀A.考點幫·知識全通關(guān)目錄CONTENTS考綱要求命題規(guī)律命題分析預(yù)測知識體系構(gòu)建核心素養(yǎng)聚焦考點1水的電離考點2溶液的酸堿性與pH考點3酸堿中和滴定考情精解讀A.考點幫·知識全通關(guān)目錄考綱要求命題規(guī)律命題分析3方法1水的電離平衡的影響因素和水電離出的c(H+)或c(OH-)的計算方法2溶液pH的計算及溶液的混合、稀釋規(guī)律微課6酸堿中和滴定及其拓展應(yīng)用易錯水的電離和溶液的酸堿性辨析B.方法幫·素養(yǎng)大提升C.考法幫·考向全掃描考向1酸堿中和滴定曲線的應(yīng)用考向2有關(guān)滴定的計算

方法1水的電離平衡的影響因素和水電離出的c(H+)或c(O4考情精解讀考綱要求命題規(guī)律核心素養(yǎng)聚焦命題分析預(yù)測知識體系構(gòu)建考情精解讀考綱要求5考綱要求1.了解水的電離、離子積常數(shù)。2.了解溶液pH的含義及其測定方法,能進(jìn)行pH的簡單計算考綱要求1.了解水的電離、離子積常數(shù)。6命題規(guī)律核心考點考題取樣考向必究水的電離2018全國卷Ⅰ,T12C溶液的酸堿性溶液的酸堿性與pH2017全國卷Ⅲ,T10BpH=1的H3PO4溶液中的H+數(shù)目(方法1)2014新課標(biāo)全國卷Ⅱ,T11B弱堿溶液稀釋后的pH的相關(guān)計算(方法2)酸堿中和滴定2017全國卷Ⅰ,T13NaOH溶液與H2X溶液反應(yīng),混合溶液pH與離子濃度變化的關(guān)系(方法2)2018全國卷Ⅰ,T27(4)用碘標(biāo)準(zhǔn)液測定某葡萄酒中Na2S2O5的殘留量(考向2)2017全國卷Ⅰ,T26凱氏定氮法測氮含量,考查中和滴定相關(guān)計算(考向2)2018全國卷Ⅲ,T26(2)用Na2S2O3溶液滴定溶液中的I2(微課6)2016全國卷Ⅰ,T12向弱堿溶液中滴加鹽酸過程中溶液pH與所加鹽酸體積之間的關(guān)系(考向1)命題規(guī)律核心考點考題取樣考向必究水的電離2018全國卷Ⅰ,T7核心素養(yǎng)聚焦通過運用水的離子積常數(shù)定量計算溶液中c(H+)、c(OH-);通過定性分析酸堿中和滴定過程中溶液里微粒濃度、pH、pOH等的變化及其大小關(guān)系,考查了考生“證據(jù)推理與模型認(rèn)知”的化學(xué)學(xué)科核心素養(yǎng)核心素養(yǎng)聚焦通過運用水的離子積常數(shù)定量計算溶液中c(H+)、8命題分析預(yù)測考情分析近五年全國卷中,考查情況如下:(1)結(jié)合酸堿中和滴定圖像考查溶液的酸堿性判斷、pH的計算,以及離子濃度的大小比較等,其中水的離子積與弱電解質(zhì)的電離常數(shù)的結(jié)合是難點;(2)以酸堿中和滴定為載體,考查“強(qiáng)”滴“弱”過程中微粒濃度的變化及其他相關(guān)知識;(3)以滴定為基礎(chǔ),考查酸堿中和滴定、氧化還原滴定相關(guān)操作和計算等。分值一般為4~8分。命題預(yù)測預(yù)計2020年高考選擇題中依然會以圖像為載體,結(jié)合水的離子積與弱酸或弱堿的電離常數(shù)進(jìn)行命題,非選擇題中利用滴定原理測定某物質(zhì)的濃度及滴定操作出現(xiàn)的概率仍較大命題分析預(yù)測考情分析近五年全國卷中,考查情況如下:(1)9知識體系構(gòu)建知識體系構(gòu)建10A.考點幫·知識全通關(guān)考點1水的電離考點2溶液的酸堿性與pH考點3酸堿中和滴定A.考點幫·知識全通關(guān)考點1水的電離11考點1水的電離（重點）

1.水的電離方程式水是極弱的電解質(zhì),水的電離方程式為H2O+H2OH3O++OH-,可簡寫為H2OH++OH-。2.水的離子積常數(shù)(1)概念:在一定溫度下,c(H+)與c(OH-)的乘積是一個常數(shù),稱為水的離子積常數(shù),簡稱水的離子積。(2)表達(dá)式:25℃時,Kw=c(H+)·c(OH-)=1.0×10-14。(3)影響因素:Kw只與溫度有關(guān)?？键c1水的電離（重點）1.水的電離方程式12(4)適用范圍:水的離子積不僅適用于純水,也適用于稀的電解質(zhì)水溶液,不適用于含水很少的物質(zhì)(如濃硫酸)。注意外界條件改變,水的電離平衡發(fā)生移動,但任何時候水電離出的c(H+)和c(OH-)總是相等的。(4)適用范圍:水的離子積不僅適用于純水,也適用于稀的電解質(zhì)133.影響水電離平衡的因素(1)升高溫度,水的電離程度增大,Kw增大。(2)加入酸或堿,水的電離程度減小,Kw不變。(3)加入可水解的鹽(如FeCl3、Na2CO3)或活潑金屬(如Na),水的電離程度增大,Kw不變。3.影響水電離平衡的因素14拓展延伸水的電離是吸熱過程,升高溫度,水的電離平衡向電離方向移動,c(H+)和c(OH-)都增大,故Kw增大,但溶液仍呈中性;對于Kw,若未注明溫度,一般認(rèn)為是在常溫下(25℃)。拓展延伸水的電離是吸熱過程,升高溫度,水的電離平衡向電離方向15考點2溶液的酸堿性與pH（重點）

1.溶液酸堿性的判斷方法

pHc(H+)/(mol·L-1)c(H+)與c(OH-)的大小比較酸性<7>10-7c(H+)>c(OH-)中性=7=10-7c(H+)=c(OH-)堿性>7<10-7c(H+)<c(OH-)適用溫度25℃任何溫度考點2溶液的酸堿性與pH（重點）1.溶液酸堿性的判斷方法162.溶液的pH(1)定義:pH=-lgc(H+)。(2)pH與溶液酸堿性的關(guān)系(25℃時)注意當(dāng)c(H+)>1mol·L-1或c(OH-)>1mol·L-1時,一般不用pH表示溶液的酸堿性,用c(H+)或c(OH-)直接表示溶液的酸堿性更方便。2.溶液的pH注意當(dāng)c(H+)>1mol·L-1或c(OH17特別提醒1.未指明溫度時,pH=7不代表溶液呈中性,如100℃時,pH=6為中性溶液。2.溶液的酸堿性也可以用pOH表示:pOH=-lgc(OH-)。因為常溫下,c(OH-)·c(H+)=10-14,若兩邊均取負(fù)對數(shù)得pH+pOH=14。特別提醒1.未指明溫度時,pH=7不代表溶液呈中性,如10018拓展延伸

拓展延伸

193.pH的測定方法(1)pH試紙法①pH試紙的使用方法:取一片pH試紙,放在潔凈的表面皿或玻璃片上,用潔凈干燥的玻璃棒蘸取待測液點于試紙中央,變色后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對照讀出數(shù)值。②pH試紙的種類:常用的pH試紙有廣泛pH試紙(pH范圍為1~14或0~10,可識別的pH差值約為1)和精密pH試紙(pH范圍較窄,可識別的pH差值為0.2或0.3)。3.pH的測定方法20誤區(qū)警示1.pH試紙不能伸入待測液中。2.pH試紙不能事先潤濕(潤濕相當(dāng)于將溶液稀釋)。用pH試紙測定的是一個粗略結(jié)果。3.用廣泛pH試紙測出的溶液pH只能是整數(shù)。4.不能用pH試紙測定新制氯水、次氯酸鈉溶液等具有漂白性的溶液的pH,但可用pH計測定。誤區(qū)警示1.pH試紙不能伸入待測液中。21指示劑pH及變色范圍甲基橙pH減小3.1~4.4pH增大紅色橙色黃色石蕊

pH減小5~8pH增大紅色

紫色藍(lán)色酚酞

pH減小8.2~10.0pH增大無色

淺紅色紅色甲基紅

pH減小4.4~6.2pH增大紅色

橙色黃色(2)pH計測量法常用pH計來精確測量溶液的pH,讀數(shù)時應(yīng)保留兩位小數(shù)。(3)常用的酸堿指示劑及其變色范圍指示劑pH及變色范圍甲基橙pH減小3.1~4.4pH增大22考點3酸堿中和滴定（難點）

1.概念用已知濃度的酸(堿)來測定未知濃度的堿(酸)的實驗方法叫作酸堿中和滴定。2.原理(1)H++OH-H2O,即中和反應(yīng)中酸提供的H+(總量)與堿提供的OH-(總量)的物質(zhì)的量相等?？键c3酸堿中和滴定（難點）1.概念23(2)在酸堿中和滴定過程中,開始時由于被滴定的酸(或堿)濃度較大,滴入少量的堿(或酸)對其pH的影響不大。當(dāng)?shù)味ń咏K點(pH=7)時,很少量(一滴,約0.04mL)的堿(或酸)就會引起溶液pH突變(如圖所示)。(2)在酸堿中和滴定過程中,開始時由于被滴定的酸(或堿)濃度243.滴定曲線的圖像分析(1)注意縱橫軸含義:一般橫軸表示滴加酸(或堿)溶液的體積,縱軸表示溶液的pH。(2)注意起點時的pH:可以通過起點時的pH判斷溶液的濃度。(3)注意“滴定終點”“恰好中和”“呈中性”的不同。①滴定終點:指示劑變色時即“達(dá)到了滴定終點”,通常與理論終點存在著一定的誤差(允許誤差),當(dāng)指示劑變色時,溶液不一定呈中性。②恰好中和:指酸和堿恰好完全反應(yīng)生成鹽和水,此時的溶液不一定呈中性。③呈中性:溶液中的氫離子濃度等于氫氧根離子濃度(常溫下pH=7)。3.滴定曲線的圖像分析25注意酸堿恰好中和時溶液不一定呈中性,最終溶液的酸堿性取決于生成鹽的性質(zhì),強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽的溶液呈中性,強(qiáng)堿弱酸鹽的溶液呈堿性,強(qiáng)酸弱堿鹽的溶液呈酸性。注意酸堿恰好中和時溶液不一定呈中性,最終溶液的酸堿性取決于生26

4.主要儀器和試劑

4.主要儀器和試劑27拓展延伸1.酸式滴定管下端為玻璃塞,能耐酸和氧化劑的腐蝕,可用于盛裝酸性或氧化性溶液,但不能盛裝堿性溶液。2.堿式滴定管下端為橡膠管和玻璃珠,橡膠易被酸性或氧化性溶液腐蝕,所以堿式滴定管只能盛裝堿性或非氧化性溶液。3.滴定管的“0”刻度在上,越往下數(shù)值越大,因為下端有一部分沒有刻度,滴定管的全部容積大于它的最大刻度值。拓展延伸1.酸式滴定管下端為玻璃塞,能耐酸和氧化劑的腐蝕,可285.實驗操作(以標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定待測NaOH溶液為例)(1)滴定前的準(zhǔn)備①滴定管:查漏→洗滌→潤洗→裝液→排氣泡→調(diào)液面→記錄。②錐形瓶:洗滌→裝液→加指示劑。(2)滴定5.實驗操作(以標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定待測NaOH溶液為例)29(3)終點判斷當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏螛?biāo)準(zhǔn)液,溶液變色,且半分鐘內(nèi)不恢復(fù)為原來的顏色,視為滴定達(dá)到終點并記錄消耗標(biāo)準(zhǔn)液的體積。注意1.最后一滴:必須說明是滴入“最后一滴”溶液。2.顏色變化:必須說明滴入“最后一滴”溶液后溶液“顏色的變化”。3.半分鐘:必須說明溶液顏色變化后“半分鐘內(nèi)不恢復(fù)為原來的顏色”。4.讀數(shù)時,視線要與凹液面最低處相切。(3)終點判斷注意1.最后一滴:必須說明是滴入“最后一滴”溶30

31拓展延伸巧記量器讀數(shù)1.量筒量筒沒有“0”刻度,并且量筒的小刻度在下面,因此仰視時讀數(shù)偏低,俯視時讀數(shù)偏高,如圖甲所示。2.滴定管滴定管的“0”刻度在上面,因此仰視讀數(shù),視線將液面“下壓”,讀數(shù)偏高;俯視讀數(shù),視線將液面“上提”,讀數(shù)偏低,如圖乙所示。拓展延伸巧記量器讀數(shù)323.容量瓶容量瓶定容時,視線應(yīng)與容量瓶上的刻度線在同一條直線上,且與凹液面最低處相切。若仰視定容,則加水過多,結(jié)果偏低;若俯視定容,則加水過少,結(jié)果偏高,如圖丙所示。3.容量瓶容量瓶定容時,視線應(yīng)與容量瓶上的刻度線在同一條直33B.方法幫·素養(yǎng)大提升方法1水的電離平衡的影響因素和水電離出的c(H+)或c(OH-)的計算方法2溶液pH的計算及溶液的混合、稀釋規(guī)律微課6酸堿中和滴定及其拓展應(yīng)用易錯水的電離和溶液的酸堿性辨析B.方法幫·素養(yǎng)大提升方法1水的電離平衡的影響因素和水電離34方法1水的電離平衡的影響因素和水電離出的c(H+)或c(OH-)的計算方法解讀1.外界因素對水的電離的影響改變條件電離平衡溶液中c(H+)溶液中c(OH-)pH溶液的酸堿性Kw升高溫度右移增大增大減小中性增大加入酸、堿加入酸,如稀硫酸、醋酸左移增大減小減小酸性不變加入堿,如NaOH、氨水左移減小增大增大堿性不變方法1水的電離平衡的影響因素和水電離出的c(H+)或c(O35[續(xù)表]改變條件電離平衡溶液中c(H+)溶液中c(OH-)pH溶液的酸堿性Kw加入鹽加入強(qiáng)酸強(qiáng)堿的正鹽,如NaCl不移動不變不變不變不變不變加入強(qiáng)酸強(qiáng)堿的酸式鹽,如NaHSO4左移增大減小減小酸性不變加入電離程度大于水解程度的酸式鹽,如NaHSO3、NaHC2O4左移增大減小減小酸性不變加入水解程度大于電離程度的酸式鹽,如NaHCO3、NaHS右移減小增大增大堿性不變加入強(qiáng)堿弱酸的正鹽,如CH3COONa右移減小增大增大堿性不變[續(xù)表]改變條件電離溶液中溶液中pH溶液的Kw加加入強(qiáng)酸強(qiáng)堿36[續(xù)表]改變條件電離平衡溶液中c(H+)溶液中c(OH-)pH溶液的酸堿性Kw加入鹽加入強(qiáng)酸弱堿的正鹽,如NH4Cl右移增大減小減小酸性不變加入弱酸弱堿鹽,CH3COONH4(表格中的結(jié)果僅代表醋酸銨)右移不變不變不變中性不變[續(xù)表]改變條件電離溶液中溶液中pH溶液的Kw加加入強(qiáng)酸弱堿372.水電離出的c水(H+)或c水(OH-)的計算(25℃時)(1)中性溶液c水(OH-)=c水(H+)=10-7mol·L-1

酸溶液中,H+來源于酸的電離和水的電離,而OH-只來源于水的電離。(3)堿溶液堿溶液中,OH-來源于堿的電離和水的電離,而H+只來源于水的電離。

2.水電離出的c水(H+)或c水(OH-)的計算(25℃時38(4)

水解呈酸性或堿性的鹽溶液中,H+和OH-均來源于水的電離。(4)

水解呈酸性或堿性的鹽溶液中,H+和OH-均來源于水39示例1[2013新課標(biāo)全國卷Ⅰ,9,6分]短周期元素W、X、Y、Z的原子序數(shù)依次增大,其簡單離子都能破壞水的電離平衡的是A.W2-、X+B.X+、Y3+C.Y3+、Z2-D.X+、Z2-思維導(dǎo)引示例1[2013新課標(biāo)全國卷Ⅰ,9,6分]短周期元素W、X40解析四種離子中,只有Al3+和S2-能發(fā)生水解反應(yīng),促進(jìn)水的電離,因此選C。答案C解析四種離子中,只有Al3+和S2-能發(fā)生水解反應(yīng),促進(jìn)水41示例2在不同溫度下,水溶液中c(H+)與c(OH-)的關(guān)系如圖所示。下列有關(guān)說法正確的是A.若從a點到c點,可采用在水中加入酸的方法B.b點對應(yīng)的醋酸中由水電離出的c水(H+)=10-6mol·L-1C.c點對應(yīng)溶液的Kw大于d點對應(yīng)溶液的KwD.T℃時,0.05mol·L-1Ba(OH)2溶液的pH=11示例2在不同溫度下,水溶液中c(H+)與c(OH-)的關(guān)系42解析a點對應(yīng)溶液中的c(H+)和c(OH-)相等,c點對應(yīng)溶液中的c(H+)和c(OH-)也相等,溶液一定呈中性,從a點到c點,可以采用升溫的方法,A項錯誤;Kw只與溫度有關(guān),同溫度下不同酸堿性溶液的Kw相同,a點和b點對應(yīng)溶液的Kw都是10-14,c點和d點對應(yīng)溶液的Kw都是10-12,酸和堿溶液都會抑制水的電離,酸溶液中由水電離出的c水(H+)與溶液中的c(OH-)相等,即b點時c水(H+)=c(OH-)=10-8mol·L-1,B、C項均錯誤;T℃時,Kw=10-12,0.05mol·L-1Ba(OH)2溶液中c(H+)=10-11mol·L-1,pH=11,D項正確。答案D解析a點對應(yīng)溶液中的c(H+)和c(OH-)相等,c點對應(yīng)43突破攻略1.水電離出來的c水(H+)與c水(OH-)始終相等。2.當(dāng)抑制水的電離時(如酸或堿溶液),c(H+)、c(OH-)中數(shù)值較小的是水電離出來的。具體如表所示:溶液(25℃)c(H+)/(mol·L-1)c(OH-)/(mol·L-1)c水(H+)/(mol·L-1)[或c水(OH-)/(mol·L-1)]pH=2的鹽酸10-210-1210-12pH=13的NaOH溶液10-1310-110-13突破攻略1.水電離出來的c水(H+)與c水(OH-)始終相等443.當(dāng)促進(jìn)水的電離時(如鹽的水解),c(H+)、c(OH-)中數(shù)值較大的是水電離出來的。具體如表所示:溶液(25℃)c(H+)/(mol·L-1)c(OH-)/(mol·L-1)c水(H+)/(mol·L-1)[或c水(OH-)/(mol·L-1)]pH=5的NH4Cl溶液10-510-910-5pH=10的Na2CO3溶液10-1010-410-43.當(dāng)促進(jìn)水的電離時(如鹽的水解),c(H+)、c(OH-)45拓展變式1

某溫度下,有pH相同的H2SO4溶液和Al2(SO4)3溶液,在H2SO4溶液中由水電離的H+濃度為10-amol·L-1,在Al2(SO4)3溶液中由水電離的H+濃度為10-bmol·L-1,則此溫度下的Kw為()A.10-14B.10-2aC.10-(a+b)D.10-(7+a)拓展變式1某溫461.C設(shè)該溫度下Kw=10-x,則H2SO4溶液中c水(H+)=10a-xmol·L-1,Al2(SO4)3溶液中c(H+)=c水(H+)=10-b,由題意知a-x=-b,即x=a+b,選項C正確。1.C設(shè)該溫度下Kw=10-x,則H2SO4溶液中c水(H47方法2溶液pH的計算及溶液的混合、稀釋規(guī)律方法解讀1.溶液pH的計算(1)一圖看懂溶液pH計算的整體思路方法2溶液pH的計算及溶液的混合、稀釋規(guī)律方法解讀1.48(2)兩種方法①單一溶液溶液類型相關(guān)計算強(qiáng)酸(HnA)溶液設(shè)HnA的濃度為cmol/L,則c(H+)=ncmol/L,pH=-lgc(H+)=-lgnc強(qiáng)堿[B(OH)n]溶液(2)兩種方法溶液類型相關(guān)計算強(qiáng)酸(HnA)溶液設(shè)HnA的濃49②混合溶液溶液類型相關(guān)計算兩種強(qiáng)酸混合兩種強(qiáng)堿混合強(qiáng)酸強(qiáng)堿混合恰好完全反應(yīng)pH=7(25℃)酸過量堿過量②混合溶液溶液類型相關(guān)計算兩種強(qiáng)酸混合兩種強(qiáng)堿混合強(qiáng)酸強(qiáng)恰好502.酸堿混合的4條規(guī)律(1)等體積的強(qiáng)酸(pH1)與強(qiáng)堿(pH2)混合(25℃)若混合前pH1+pH2>14,則混合后溶液呈堿性,pH混>7;若混合前pH1+pH2=14,則混合后溶液呈中性,pH混=7;若混合前pH1+pH2<14,則混合后溶液呈酸性,pH混<7。(2)強(qiáng)酸(pH1)與強(qiáng)堿(pH2)混合呈中性時,二者的體積關(guān)系(25℃)若pH1+pH2=14,則V酸=V堿;若pH1+pH2≠14,則

2.酸堿混合的4條規(guī)律

51(3)等體積的強(qiáng)酸(pH1)與弱堿(pH2)混合(25℃)若pH1+pH2=14,由于弱堿過量,pH混>7。(4)等體積的弱酸(pH1)與強(qiáng)堿(pH2)混合(25℃)若pH1+pH2=14,由于弱酸過量,pH混<7。注意一般情況下,若ΔpH(pH的差值)≥2的兩種強(qiáng)酸溶液等體積混合,pH=pH小+0.3;若ΔpH≥2的兩種強(qiáng)堿溶液等體積混合,pH=pH大-0.3(相當(dāng)于把pH小的酸溶液或pH大的堿溶液稀釋為原來的2倍)。(3)等體積的強(qiáng)酸(pH1)與弱堿(pH2)混合(25℃)523.(1)酸、堿的稀釋規(guī)律溶液稀釋前溶液pH加水稀釋到體積為原來的10n倍稀釋后溶液pH酸強(qiáng)酸pH=apH=a+n弱酸a<pH<a+n堿強(qiáng)堿pH=bpH=b-n弱堿b-n<pH<b注:表中a+n<7,b-n>7。3.(1)酸、堿的稀釋規(guī)律溶液稀釋前溶液pH加水稀釋到體積為53(2)酸、堿的無限稀釋規(guī)律常溫下任何酸(或堿)溶液無限稀釋時,溶液的pH都不可能大于7(或小于7),只能接近7。(2)酸、堿的無限稀釋規(guī)律54注意1.對于pH相同的強(qiáng)酸和弱酸(或強(qiáng)堿和弱堿)溶液稀釋相同的倍數(shù),強(qiáng)酸(或強(qiáng)堿)溶液的pH變化幅度大,弱酸(或弱堿)溶液的pH變化幅度小。這是因為弱酸(或弱堿)溶液中存在電離平衡,隨著加水稀釋,電離平衡正向移動,溶液中H+(或OH-)的數(shù)目還會增多。將pH相同的強(qiáng)酸和弱酸稀釋后pH仍相同,則弱酸中所加的水比強(qiáng)酸中的多。2.對于物質(zhì)的量濃度相同的強(qiáng)酸和弱酸(或強(qiáng)堿和弱堿)溶液稀釋相同的倍數(shù),強(qiáng)酸(或強(qiáng)堿)溶液稀釋后pH的變化幅度大。注意1.對于pH相同的強(qiáng)酸和弱酸(或強(qiáng)堿和弱堿)溶液稀釋相55

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57突破攻略溶液的pH應(yīng)根據(jù)其定義pH=-lgc(H+)進(jìn)行計算,首先判斷所求溶液中H+或OH-的物質(zhì)的量濃度,從而計算出pH。在進(jìn)行c(H+)和c(OH-)的換算時,一定要根據(jù)題給的Kw來換算。對于和pH計算相關(guān)的信息或字母型題,萬變不離其宗,同時要求考生熟練掌握對數(shù)的計算方法。突破攻略溶液的pH應(yīng)根據(jù)其定義pH=-lgc(H+)進(jìn)行計58拓展變式2

拓展變式2

59

60(注:x=稀釋倍數(shù))示例4已知MOH和ROH均為一元堿,常溫下對其水溶液分別加水稀釋時,pH變化如圖所示。下列說法正確的是A.在A點時,由H2O電離出的c(H+)相等,c(M+)=c(R+)B.稀釋前,ROH溶液的物質(zhì)的量濃度等于MOH溶液的物質(zhì)的量濃度的10倍C.稀釋前的ROH溶液與等體積pH=1的H2SO4溶液混合后所得溶液顯酸性D.等體積、等濃度的MOH溶液和鹽酸混合后,溶液中離子濃度大小關(guān)系為c(Cl-)>c(M+)>c(OH-)>c(H+)(注:x=稀釋倍數(shù))示例4已知MOH和ROH均為一元堿,常61思維導(dǎo)引本題為電離平衡圖像題,需要考生結(jié)合選項要求,從圖像中提取有用信息進(jìn)行解答。審題信息提取題目解答分析題干信息及四個選項,粗略分析圖像信息由圖像中兩條線段的變化規(guī)律,推斷出兩種堿的強(qiáng)弱(這是解答該題的關(guān)鍵信息!)確定兩條線段的交點(A點)的含義,結(jié)合分析出的兩種堿的強(qiáng)弱,根據(jù)選項內(nèi)容,確定正確選項思維導(dǎo)引本題為電離平衡圖像題,需要考生結(jié)合選項要求,從圖像62解析由圖可知,稀釋前ROH溶液的pH=13,稀釋100倍時pH=11,故ROH為強(qiáng)堿,而稀釋前MOH的pH=12,稀釋100倍時pH=11,故MOH為弱堿。由ROH=R++OH-、MOHM++OH-可知,在A點時,兩種溶液的c(OH-)相等,由電荷守恒得c(M+)=c(R+),A項正確;稀釋前,ROH溶液的物質(zhì)的量濃度為0.1mol/L,MOH溶液的物質(zhì)的量濃度大于0.01mol/L,則ROH溶液的物質(zhì)的量濃度小于MOH溶液的物質(zhì)的量濃度的10倍,B項錯誤;稀釋前的ROH溶液與等體積pH=1的H2SO4溶液混合后恰好中和生成鹽和水,溶液顯中性,C項錯誤;MOH為弱堿,等體積、等濃度的MOH溶液與鹽酸混合,反應(yīng)生成強(qiáng)酸弱堿鹽,水解顯酸性,故c(H+)>c(OH-),D項錯誤。答案A解析由圖可知,稀釋前ROH溶液的pH=13,稀釋100倍時63拓展變式3(1)體積相同,濃度均為0.2mol/L的鹽酸和CH3COOH溶液,分別加水稀釋10倍,溶液的pH分別變成m和n,則m與n的關(guān)系為

。

(2)體積相同,濃度均為0.2mol/L的鹽酸和CH3COOH溶液,分別加水稀釋m倍、n倍,溶液的pH都變成3,則m與n的關(guān)系為

。

(3)體積相同,pH均等于1的鹽酸和CH3COOH溶液,分別加水稀釋m倍、n倍,溶液的pH都變成3,則m與n的關(guān)系為

。

(4)體積相同,pH均等于13的氨水和NaOH溶液,分別加水稀釋m倍、n倍,溶液的pH都變成9,則m與n的關(guān)系為

。

拓展變式3(1)體積相同,濃度均為0.2mol/L的鹽酸和643.(1)m<n(2)m>n(3)m<n(4)m>n【解析】(1)等濃度的鹽酸和醋酸稀釋過程的圖像如圖甲所示。分別加水稀釋10倍后,二者的濃度仍相同,由于HCl是強(qiáng)電解質(zhì),CH3COOH是弱電解質(zhì),HCl的電離程度大于CH3COOH的電離程度,因此鹽酸中的氫離子濃度大于醋酸中的氫離子濃度,因此有m<n。(2)若二者稀釋相同的倍數(shù),則鹽酸的pH小于醋酸的pH,若要二者的pH相等,則鹽酸稀釋的倍數(shù)大于醋酸稀釋的倍數(shù),故有m>n。(3)由于醋酸中存在電離平衡,在稀釋過程中CH3COOH會繼續(xù)電離出H+,其稀釋過程的圖像如圖乙所示。若稀釋后溶液的pH都變成3(畫一條平行于x軸的水平線),易得m<n。3.(1)m<n(2)m>n(3)m<n(4)m>n65(4)與(3)相似,畫一個稀釋圖像即可,然后根據(jù)圖像易得

m>n。圖甲

圖乙(4)與(3)相似,畫一個稀釋圖像即可,然后根據(jù)圖像易得m66微課6酸堿中和滴定及其拓展應(yīng)用微點解讀

1.滴定實驗思維導(dǎo)圖微課6酸堿中和滴定及其拓展應(yīng)用微點解讀672.滴定實驗類型類型滴定過程解題策略滴定實例指示劑終點顏色變化酸堿中和滴定(包括反滴定)強(qiáng)酸滴定強(qiáng)堿甲基橙溶液由黃色變?yōu)槌壬珡?qiáng)堿滴定強(qiáng)酸酚酞溶液由無色變?yōu)闇\紅色測定NaOH和Na2CO3的混合溶液中NaOH含量時,可先在混合溶液中加過量BaCl2溶液,使Na2CO3完全變成BaCO3沉淀,過濾后用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定濾液甲基橙溶液由黃色變?yōu)槌壬?.滴定實驗類型類型滴定過程解題策略滴定實例指示劑終點顏色68[續(xù)表]氧化還原滴定Na2S2O3溶液滴定未知濃度的碘水淀粉溶液溶液由藍(lán)色變?yōu)闊o色一般根據(jù)得失電子守恒或配平化學(xué)方程式,列出各物質(zhì)的關(guān)系式進(jìn)行計算酸性KMnO4溶液滴定H2O2(或H2C2O4)溶液不需要指示劑溶液由無色變?yōu)闇\紅色酸性KMnO4溶液滴定Fe2+溶液由淺綠色變?yōu)闇\紅色[續(xù)表]氧化還Na2S2O3溶液滴定未知濃度的碘水淀粉溶液由69[續(xù)表]類型滴定過程解題策略滴定實例指示劑終點顏色變化沉淀滴定AgNO3溶液滴定含Cl-的溶液K2CrO4溶液出現(xiàn)淡紅色沉淀(Ag2CrO4為磚紅色沉淀)沉淀滴定所用的指示劑本身就是一種沉淀劑,滴定劑與被滴定物反應(yīng)的生成物的溶解度要比滴定劑與指示劑反應(yīng)的生成物的溶解度小[續(xù)表]類型滴定過程解題策略滴定實例指示劑終點顏色變化沉淀滴70

71(2)誤差分析步驟操作VAcB洗滌酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)溶液潤洗偏大偏高堿式滴定管未用待測溶液潤洗偏小偏低錐形瓶用待測溶液潤洗偏大偏高錐形瓶洗凈后還留有蒸餾水不變無影響取液量取堿液的滴定管開始有氣泡,放出液體后氣泡消失偏小偏低(2)誤差分析步驟操作VAcB洗滌酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)溶液潤72滴定酸式滴定管滴定前有氣泡,滴定終點時氣泡消失偏大偏高振蕩錐形瓶時部分液體濺出偏小偏低酸式滴定管中部分酸液滴出錐形瓶外偏大偏高溶液顏色較淺時滴入酸液過快,停止滴定后反加一滴NaOH溶液無變化偏大偏高讀數(shù)滴定前讀數(shù)正確,滴定后俯視讀數(shù)(或“前仰后俯”)偏小偏低滴定前讀數(shù)正確,滴定后仰視讀數(shù)(或“前俯后仰”)偏大偏高兩次滴定所消耗酸液的體積相差太大無法判斷[續(xù)表]滴定酸式滴定管滴定前有氣泡,滴定終點時氣泡消失偏大偏高振蕩錐73示例5

[酸堿中和滴定]某學(xué)生欲用已知物質(zhì)的量濃度的鹽酸來滴定未知物質(zhì)的量濃度的NaOH溶液,選擇甲基橙作指示劑。(1)用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定待測的NaOH溶液時,左手控制酸式滴定管的活塞,右手振蕩錐形瓶,眼睛注視

。

直到當(dāng)加入最后一滴鹽酸后,溶液由黃色變?yōu)槌壬?并

為止。

(2)下列操作中可能使所測NaOH溶液的濃度偏低的是

。

A.酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸潤洗就直接注入標(biāo)準(zhǔn)鹽酸B.滴定前盛放NaOH溶液的錐形瓶用蒸餾水洗凈后沒有干燥C.酸式滴定管在滴定前有氣泡,滴定后氣泡消失D.讀取鹽酸體積時,開始時仰視讀數(shù),滴定結(jié)束時俯視讀數(shù)示例5[酸堿中和滴定]某學(xué)生欲用已知物質(zhì)的量濃度的鹽酸來滴74(3)若滴定開始和結(jié)束時,酸式滴定管中的液面如圖所示,則起始讀數(shù)為

mL,終點讀數(shù)為

mL,所用鹽酸的體積為

mL。

思維導(dǎo)引明確酸堿中和滴定的操作步驟、關(guān)鍵步驟的注意點,引起誤差的原因及導(dǎo)致的結(jié)果等幾個方面,就能順利地解答本題。(3)若滴定開始和結(jié)束時,酸式滴定管中的液面如圖所示,則起始75

答案(1)錐形瓶內(nèi)溶液顏色的變化半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原來的顏色(2)D(3)0.1025.9025.80

答案(1)錐形瓶內(nèi)溶液顏色的變化半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原來的顏76突破攻略酸堿中和滴定實驗口訣:水液洗器切分明,查漏趕氣再調(diào)零;待測液中加試劑,左手控制右手動;瓶下墊紙眼觀色,讀數(shù)要與切面平;強(qiáng)堿滴酸用酚酞,強(qiáng)酸滴堿甲基橙;使用酸式滴定管,不盛堿液切記清。突破攻略酸堿中和滴定實驗口訣:水液洗器切分明,查漏趕氣再調(diào)零77示例6

[氧化還原滴定][2016天津,9,18分]水中溶氧量(DO)是衡量水體自凈能力的一個指標(biāo),通常用每升水中溶解氧分子的質(zhì)量表示,單位mg·L-1。我國《地表水環(huán)境質(zhì)量標(biāo)準(zhǔn)》規(guī)定,生活飲用水源的DO不能低于5mg·L-1。某化學(xué)小組同學(xué)設(shè)計了下列裝置(夾持裝置略),測定某河水的DO。示例6[氧化還原滴定][2016天津,9,18分]水中溶氧78

79c.向燒瓶中依次迅速加入1mLMnSO4無氧溶液(過量)、2mL堿性KI無氧溶液(過量),開啟攪拌器,至反應(yīng)①完全。d.攪拌并向燒瓶中加入2mLH2SO4無氧溶液,至反應(yīng)②完全,溶液為中性或弱酸性。e.從燒瓶中取出40.00mL溶液,以淀粉作指示劑,用0.01000mol·L-1Na2S2O3溶液進(jìn)行滴定,記錄數(shù)據(jù)。f.……g.處理數(shù)據(jù)(忽略氧氣從水樣中的逸出量和加入試劑后水樣體積的變化)。c.向燒瓶中依次迅速加入1mLMnSO4無氧溶液(過量)80回答下列問題:(1)配制以上無氧溶液時,除去所用溶劑水中氧的簡單操作為

。

(2)在橡膠塞處加入水樣及有關(guān)試劑應(yīng)選擇的儀器是

。

①滴定管②注射器③量筒(3)攪拌的作用是

。

(4)配平反應(yīng)②的方程式,其化學(xué)計量數(shù)依次為

。

(5)步驟f為

。

回答下列問題:81(6)步驟e中達(dá)到滴定終點的標(biāo)志為

。若某次滴定消耗Na2S2O3溶液4.50mL,水樣的DO=

mg·L-1(保留一位小數(shù))。作為飲用水源,此次測得DO是否達(dá)標(biāo):

(填“是”或“否”)。

(7)步驟d中加入H2SO4溶液反應(yīng)后,若溶液pH過低,滴定時會產(chǎn)生明顯的誤差。寫出產(chǎn)生此誤差的原因(用離子方程式表示,至少寫出2個)

。

(6)步驟e中達(dá)到滴定終點的標(biāo)志為。82

83

84

不一定。在25℃時,水的離子積常數(shù)Kw=1.0×10-14,c(H+)=1.0×10-7mol/