1、高考化学,新高考专用,专题十二弱电解质的电离平衡和溶液的酸碱性,考点一弱电解质的电离平衡,1.强电解质和弱电解质,2.弱电解质的电离平衡1)建立与特征,2)外界条件对电离平衡的影响温度:升温,电离平衡右移,电离程度增大。浓度:稀释溶液,电离平衡右移,电离程度增大。同离子效应:加入与弱电解质具有某种相同离子的强电解质,电离平衡左移,电离程度减小。加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质:电离平衡右移,电离程度增大。如0.1 molL-1的醋酸溶液CH3COOHH+CH3COO-(H0),若改变条件后,有如下变化:,注意:电离平衡右移,电离程度不一定增大。例如增大弱电解质的浓度,电离平衡向右移动,但
2、电离程度减小。,3)电解质溶液的导电能力:取决于自由移动离子的浓度和离子所带电荷数,自由移动离子的浓度越大、离子所带电荷数越多,导电能力越强。注意:电解质溶液的导电能力与电解质的强弱无必然关系,强电解质在水中的导电能力不一定强,如BaSO4。,3.电离平衡常数1)表达式:对一元弱酸HA,HAH+A-,Ka=。2)特点:多元弱酸分步电离,各级电离常数的大小关系是故其酸性主要取决于第一步电离。3)影响因素内因:弱电解质本身的性质。外因:只与温度有关,温度升高,Ka增大。,4)应用,一、溶液的酸碱性,考点二溶液的酸碱性酸碱中和滴定,1.水的电离1)水的电离平衡:H2OH+OH-。2)影响水的电离平衡
3、的因素有温度:温度升高,促进水的电离;酸、碱:加酸或碱会抑制水的电离;能水解的盐:加能水解的盐,促进水的电离。,3)水的离子积:KW=c(H+)c(OH-)。一定温度时,KW为常数,KW只与温度有关。水的电离是吸热过程,温度越高,KW越大。常温下,KW=110-14。注意:KW表达式中的H+和OH-不一定都是由水电离出来的,指的是溶液中的c(H+)和c(OH-)。,2.溶液的酸碱性和pH1)溶液的酸碱性,2)溶液的pH计算公式:pH=-lg c(H+)。适用范围:稀溶液,pH数值在014之间。表示意义:表示溶液酸碱性的强弱,pH越小,酸性越强。3)溶液pH计算的一般思维模型,二、酸碱中和滴定(
4、以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例),1.原理:c(测)=,2.实验用品1)仪器,注意:滴定管的选择酸性、氧化性溶液一般用酸式滴定管盛装,因为其易腐蚀橡胶。碱性溶液一般用碱式滴定管盛装,因为其易腐蚀玻璃,致使玻璃活塞无法打开。使用聚四氟乙烯活塞的滴定管为酸碱通用滴定管。,2)试剂:标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。注意:指示剂的选择不用石蕊作中和滴定的指示剂。滴定终点为碱性时,用酚酞作指示剂。例如用NaOH溶液滴定醋酸溶液。滴定终点为酸性时,用甲基橙作指示剂。例如用盐酸滴定氨水。,3.实验操作1)滴定前的准备滴定管:检漏洗涤润洗装液调液面记录。锥形瓶:注碱液加指示剂(酚酞或甲基橙均可)。注意:排
5、气泡的方法,如果酸式滴定管内部有气泡,应快速放液以赶出气泡;赶出碱式滴定管胶管中气泡的方法如图所示。,2)滴定3)终点判断等到滴入最后半滴标准液,溶液变色,且半分钟内不恢复原来的颜色,视为滴定终点,记录用去标准液的体积。,4.数据处理按上述操作重复23次,求出用去标准盐酸体积的平均值,根据c(NaOH)=计算。,5.误差分析可将所有误差都归结到对V(HCl)的影响上。,三、滴定曲线(pH曲线)分析,1.强酸与强碱滴定过程中的pH曲线(以0.100 0 molL-1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 molL-1盐酸为例),2.强碱(酸)与强酸(碱)、弱酸(碱)的滴定曲线比较,1
6、)曲线起点不同:强碱滴定强酸、弱酸的曲线,强酸起点低;强酸滴定强碱、弱碱的曲线,强碱起点高。2)突变范围不同:强碱与强酸反应(强酸与强碱反应)的突变范围大于强碱与弱酸反应(强酸与弱碱反应)的突变范围。,综合强酸、弱酸的比较与判断方法,1.一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)的比较1)相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较,2)相同pH、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较,2.一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)稀释图像的比较1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸溶液,2)相同体积、相同pH的盐酸、醋酸溶液,3.强酸、弱酸的判断方法,例(2022北京北师大附中三模,9)常温
7、下,下列实验事实能证明醋酸是一元酸的是()A.0.1 molL-1醋酸溶液pH=3B.向醋酸钠溶液中滴加酚酞溶液,溶液变红C.完全中和25 mL 0.1 molL-1醋酸溶液需要25 mL 0.1 molL-1 NaOH溶液D.等物质的量浓度时,醋酸溶液的导电性弱于盐酸,解题导引判断一种酸为几元酸,只能通过最多能够电离出氢离子的数目来判断。,解析0.1 molL-1的醋酸溶液pH=3,说明醋酸为弱酸,但不能说明是一元酸;醋酸钠溶液使酚酞变红,说明CH3COO-水解使溶液呈碱性,只能说明醋酸为弱酸,不能说明是一元酸;恰好完全中和时,消耗的NaOH和醋酸的物质的量相等,说明醋酸为一元酸;等物质的量
8、浓度醋酸溶液的导电性弱于盐酸,只能说明醋酸为弱酸,不能说明是一元酸;故选C。,答案C,应用中和滴定原理的迁移应用,一、氧化还原滴定法,1.原理:以氧化剂或还原剂为滴定剂,直接滴定一些具有还原性或氧化性的物质,或者间接滴定一些本身并没有还原性或氧化性,但能与某些氧化剂或还原剂反应的物质。,2.试剂:常见用于滴定的氧化剂有KMnO4、K2Cr2O7等;常见用于滴定的还原剂有亚铁盐、草酸、维生素C等。,3.指示剂:氧化还原滴定的指示剂有三类。1)氧化还原指示剂,如二苯胺磺酸钠为滴定Fe2+的常用氧化还原指示剂,其还原型为无色,氧化型为紫红色。当用氧化剂滴定Fe2+时,二苯胺磺酸钠由无色突变为紫红色时
9、,指示滴定终点。2)专属指示剂,如淀粉溶液遇I2变蓝,常用作碘量法中的专属指示剂。3)自身指示剂,如用高锰酸钾标准溶液滴定草酸,滴定终点时溶液由无色变为浅红色,不用另加指示剂。,例1(2022贵州贵阳期末,15节选)(5)采用“滴定法”测样品纯度的方法为准确称取所得NaClO2样品m g于小烧杯中,加入适量蒸馏水和过量的碘化钾晶体,再滴入适量的稀硫酸,充分反应,将所得混合液配成500 mL待测溶液。移取25.00 mL待测溶液于锥形瓶中,加几滴淀粉溶液,用c mol/L的Na2S2O3标准溶液滴定至终点,重复2次,测得消耗Na2S2O3标准溶液的平均值为V mL。(已知:Cl+4I-+4H+2
10、I2+Cl-+2H2O、I2+2S2 2I-+S4)达到滴定终点时的现象为。该样品中NaClO2的质量分数为(用含m、c、V的代数式表示)。,解题导引根据题给化学方程式,列出相关物质的关系式,再按比例关系进行计算。,解析(5)该滴定过程中,Cl先将I-氧化为I2,之后I2再被Na2S2O3还原。达到滴定终点前,溶液中含有I2和淀粉,溶液显蓝色,达到滴定终点时I2被完全消耗,溶液变为无色。根据题给离子方程式可得关系式:Cl2I24Na2S2O3,所以25.00 mL待测液对应的n(Cl)=n(Na2S2O3)=c mol/LV10-3 L=2.5cV10-4 mol,则该样品中NaClO2的质量
11、分数为100%=100%(或%)。,答案(5)当滴入最后半滴Na2S2O3标准溶液时,溶液由蓝色变为无色,且半分钟内不恢复原来的颜色100%(或%),二、沉淀滴定法,1.原理:利用沉淀反应进行滴定,例如用Ag+滴定Cl-来测定溶液中Cl-的浓度。,2.指示剂1)沉淀指示剂:指示剂本身就是一种沉淀剂。滴定剂与被滴定物反应的生成物的溶解度要比滴定剂与指示剂反应的生成物的溶解度小。例如用AgNO3溶液测定溶液中Cl-的含量时,常以Cr为指示剂,这是因为Ag-Cl比Ag2CrO4更难溶,当出现砖红色沉淀(Ag2CrO4)时达到滴定终点。2)专属指示剂:例如用NH4SCN溶液滴定Ag+时(生成AgSCN
12、沉淀),可用Fe3+作为指示剂,当溶液变红时达到滴定终点。,例2(2022江西宜春八校5月联考,27改编)(6)采用沉淀滴定法测定氯:取20.00 mL待测液于锥形瓶中,加入30.00 mL 0.100 0 molL-1 AgNO3溶液(过量),使Cl-完全转化为AgCl沉淀。用0.100 0 molL-1 NH4SCN标准溶液滴定过量的AgNO3(已知:AgSCN是一种难溶于水的白色固体)。滴定时,下列物质中可选作指示剂的是(填标号)。a.FeSO4b.Fe(NO3)3c.FeCl3d.KI重复实验操作三次,消耗NH4SCN溶液的体积平均为10.00 mL。则20.00 mL待测液中n(Cl
13、-)=mol。,解题导引注意本实验中加入的AgNO3溶液是过量的,利用NH4SCN标准溶液的相关数据可计算出剩余的Ag+的物质的量,用Ag+的总物质的量减去剩余Ag+的物质的量,即可求出与Cl-反应的Ag+的物质的量。,解析(6)当SCN-将Ag+完全沉淀后,继续加入的SCN-可与Fe3+反应使溶液变红,达到滴定终点,故应选择Fe3+作指示剂,但若选择FeCl3则会引入Cl-,Cl-与Ag+反应会干扰Ag+的测定,故应该选择Fe(NO3)3。由SCN-Ag+可知剩余的Ag+的物质的量为0.100 0 molL-11010-3 L=0.001 mol,则与Cl-反应的Ag+的物质的量为0.100 0 molL-13010-3 L-0.001 mol=0.002 mol,n(Cl-)=n(Ag+)=0.002 mol。,答案(6)b0.002,
