2019版高考化學(xué)大一輪復(fù)習(xí) 第8章 物質(zhì)在水溶液中的行為 第1講 水的電離和溶液的酸堿性學(xué)案 魯科版.doc
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第1講 水的電離和溶液的酸堿性 【2019備考】 最新考綱:1.了解水的電離和水的離子積常數(shù)。2.了解溶液pH的定義。3.了解測定溶液pH的方法,能進(jìn)行pH的簡單計(jì)算。 考點(diǎn)一 水的電離 (頻數(shù):★★☆ 難度:★★☆) 1.水的電離 水是極弱的電解質(zhì),水的電離方程式為H2O+H2OH3O++OH-或H2OH++OH-。 2.水的離子積常數(shù) Kw=[H+][OH-]。 (1)室溫下:Kw=110-14。 (2)影響因素:只與溫度有關(guān),升高溫度,Kw增大。 (3)適用范圍:Kw不僅適用于純水,也適用于稀的電解質(zhì)水溶液。 (4)Kw揭示了在任何水溶液中均存在H+和OH-,只要溫度不變,Kw不變。 3.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),水的電離程度增大,Kw不變。 4.填寫外界條件對水電離平衡的具體影響 體系變化 條件 平衡移 動(dòng)方向 Kw 水的電 離程度 [OH-] [H+] HCl 逆 不變 減小 減小 增大 NaOH 逆 不變 減小 增大 減小 可水解 的鹽 Na2CO3 正 不變 增大 增大 減小 NH4Cl 正 不變 增大 減小 增大 溫度 升溫 正 增大 增大 增大 增大 降溫 逆 減小 減小 減小 減小 其他:如加入Na 正 不變 增大 增大 減小 水的離子積常數(shù)Kw=[H+][OH-],其實(shí)質(zhì)是水溶液中的H+和OH-濃度的乘積,不一定是水電離出的H+和OH-濃度的乘積,所以與其說Kw是水的離子積常數(shù),不如說是水溶液中的H+和OH-的離子積常數(shù)。即Kw不僅適用于水,還適用于酸性或堿性的稀溶液。不管哪種溶液均有[H+]H2O=[OH-]H2O。 1.教材基礎(chǔ)知識判斷 (1)在蒸餾水中滴加濃H2SO4,Kw不變( ) (2)NaCl溶液和CH3COONH4溶液均顯中性,兩溶液中水的電離程度相同( ) (3)室溫下,0.1 molL-1的HCl溶液與0.1 molL-1的NaOH溶液中水的電離程度相同( ) (4)25 ℃和60 ℃的水的pH,前者大于后者,但都顯中性( ) (5)室溫下,pH值相同的NaOH溶液與CH3COONa溶液,水的電離程度后者大( ) (6)常溫下,pH=5的NH4Cl溶液與pH=9的CH3COONa溶液中,水的電離程度相同( ) 答案 (1) (2) (3)√ (4)√ (5)√ (6)√ 2.教材知識探究 甲同學(xué)認(rèn)為,在水中加入H2SO4,水的電離平衡向左移動(dòng),解釋是加入H2SO4后[H+]增大,平衡左移。乙同學(xué)認(rèn) 為,加入H2SO4后,水的電離平衡向右移動(dòng),解釋為加入H2SO4后,[H+]濃度增大,H+與OH-中和,平衡右移。你認(rèn)為哪種說法正確?并說明原因。水的電離平衡移動(dòng)后,溶液中[H+][OH-]是增大還是減??? 答案 甲正確,溫度不變,Kw是常數(shù),加入H2SO4,[H+]增大,[H+][OH-]>Kw,平衡左移。 [H+][OH-]不變,因?yàn)镵w僅與溫度有關(guān),溫度不變,則Kw不變,與外加酸、堿、鹽無關(guān)。 3.(溯源題)(2015廣東理綜,11)一定溫度下,水溶液中H+和OH-的濃度變化曲線如圖,判斷下列說法是否正確 (1)升高溫度,可能引起由c向b的變化( ) (2)該溫度下,水的離子積常數(shù)為1.010-13( ) (3)該溫度下,加入FeCl3可能引起由b向a的變化( ) (4)該溫度下,稀釋溶液可能引起由c向d的變化( ) 答案 (1) (2) (3)√ (4) 探源:本考題源于教材LK選修4 P74“表3-1-1不同溫度下水的離子積常數(shù)”及其拓展,對水的電離的影響因素進(jìn)行了考查。 題組一 水電離平衡的影響因素 1.(2018廈門月考)能促進(jìn)水的電離,并使溶液中[H+]>[OH-]的操作是( ) ①將水加熱煮沸 ②向水中投入一小塊金屬鈉?、巯蛩型–O2?、芟蛩型∟H3 ⑤向水中加入明礬晶體?、尴蛩屑尤隢aHCO3固體?、呦蛩屑覰aHSO4固體 A.①③⑥⑦ B.①③⑥ C.⑤⑦ D.⑤ 解析?、賹⑺訜嶂蠓心艽龠M(jìn)水的電離,但是[H+]=[OH-];②向水中投入一小塊金屬鈉,反應(yīng)后生成NaOH,溶液中[H+]<[OH-];③向水中通CO2,CO2與水反應(yīng)生成H2CO3,溶液中[H+]>[OH-],但是這是碳酸電離的結(jié)果,并未促進(jìn)水的電離,反而是抑制水的電離;④向水中通NH3,生成NH3H2O電離出OH-。水的電離被抑制,并且[H+]<[OH-];⑤向水中加入明礬晶體,明礬中鋁離子水解,促進(jìn)了水的電離,并且[H+]>[OH-];⑥向水中加入NaHCO3固體,HCO水解能促進(jìn)水的電離,但是[H+]<[OH-];⑦NaHSO4電離出的H+抑制了水的電離,且[H+]>[OH-],所以選D。 答案 D 2.水的電離過程為H2OH++OH-,在不同溫度下其離子積為Kw(25 ℃)=1.010-14,Kw(35 ℃)=2.110-14,則下列敘述正確的是( ) A.[H+]隨溫度的升高而降低 B.35 ℃時(shí),[H+]>[OH-] C.溶液pH:pH(35 ℃)>pH(25 ℃) D.35 ℃時(shí)已電離的水的濃度約為1.4510-7 molL-1 解析 由兩種溫度下水的離子積常數(shù)值知水的電離是吸熱的,溫度高時(shí)水中[H+]較高,pH較小,但溶液中[H+]=[OH-],溶液呈中性,A、B、C錯(cuò)誤;已電離的水的濃度與電離生成的[H+]及[OH-]相等,利用水的離子積常數(shù)可判斷D正確。 答案 D 題組二 水電離出的[H+]或[OH-]的定量計(jì)算 3.(2018吉林大學(xué)附中月考)室溫時(shí),pH=10的氨水和Na2CO3溶液中,水電離產(chǎn)生的[H+]前者與后者之比為( ) A.1∶1 B.10-10∶10-4 C.10-4∶10-10 D.10-10∶10-7 解析 pH=10的氨水中水電離出的氫氧根離子濃度等于水電離出的氫離子濃度,為10-10 molL-1,pH=10的碳酸鈉溶液中水電離產(chǎn)生的[H+]=10-4 molL-1,前者與后者之比為10-10∶10-4。 答案 B 4.在不同溫度下,水溶液中[H+]與[OH-]的關(guān)系如圖所示。下列有關(guān)說法中正確的是( ) A.若從a點(diǎn)到c點(diǎn),可采用在水中加入酸的方法 B.b點(diǎn)對應(yīng)的醋酸中由水電離出的[H+]=10-6 molL-1 C.c點(diǎn)對應(yīng)溶液的Kw大于d點(diǎn)對應(yīng)溶液的Kw D.T ℃時(shí),0.05 molL-1 Ba(OH)2溶液的pH=11 解析 a點(diǎn)對應(yīng)的[H+]和[OH-]相等,c點(diǎn)對應(yīng)的[H+]和[OH-]也相等,溶液一定呈中性,從a點(diǎn)到c點(diǎn),可以采用升溫的方法,A錯(cuò)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(diǎn)和b點(diǎn)的Kw都是10-14,c點(diǎn)和d點(diǎn)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[H+]H2O與溶液中的[OH-]相等,即b點(diǎn)時(shí)[H+]H2O=[OH-]=10-8 molL-1,B、C均錯(cuò)誤;T ℃時(shí),Kw=10-12,0.05 molL-1 Ba(OH)2溶液中[H+]=10-11 molL-1,pH=11,D正確。 答案 D 方法技巧 理清溶液中H+或OH-的來源 (1)常溫下,中性溶液 [OH-]=[H+]=10-7 molL-1 (2)溶質(zhì)為酸的溶液 ①來源 OH-全部來自水的電離,水電離產(chǎn)生的[H+]=[OH-]。 ②實(shí)例 如計(jì)算pH=2的鹽酸溶液中由水電離出的[H+],方法是先求出溶液中的[OH-]=(Kw/10-2) molL-1=10-12 molL-1,即由水電離出的[H+]=[OH-]=10-12 molL-1。 (3)溶質(zhì)為堿的溶液 ①來源 H+全部來自水的電離,水電離產(chǎn)生的[OH-]=[H+]。 ②實(shí)例 如計(jì)算pH=12的NaOH溶液中由水電離出的[OH-],方法是知道溶液中的[H+]=10-12 molL-1,即由水電離出的[OH-]=[H+]=10-12 molL-1。 (4)水解呈酸性或堿性的鹽溶液 ①pH=5的NH4Cl溶液中H+全部來自水的電離,由水電離的[H+]=10-5 molL-1,因?yàn)椴糠諳H-與部分NH結(jié)合,溶液中[OH-]=10-9 molL-1。 ②pH=12的Na2CO3溶液中OH-全部來自水的電離,由水電離出的[OH-]=10-2 molL-1。 考點(diǎn)二 溶液的酸堿性 (頻數(shù):★☆☆ 難度:☆☆☆) 1.溶液的酸堿性 常溫下,溶液的酸堿性與[H+]、[OH-]的關(guān)系: 溶液的酸堿性 [H+]與[OH-]比較 [H+]大小 酸性溶液 [H+]>[OH-] [H+]>110-7molL-1 中性溶液 [H+]=[OH-] [H+]=110-7molL-1 堿性溶液 [H+]<[OH-] [H+]<110-7molL-1 2.溶液的pH (1)表達(dá)式為pH=-lg[H+]。 (2)使用范圍:pH的取值范圍為0~14,即只適用于[H+]≤1 molL-1或[OH-]≤1 molL-1的電解質(zhì)溶液,當(dāng)[H+]或[OH-]≥1 molL-1時(shí),直接用[H+]或[OH-]表示溶液的酸堿性。 3.pH試紙的使用 把小片試紙放在表面皿或玻璃片上,用潔凈干燥的玻璃棒蘸取待測液滴在干燥的pH試紙的中部,觀察變化穩(wěn)定后的顏色,與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對比即可確定溶液的pH。 溶液pH的計(jì)算 (1)單一溶液的pH計(jì)算 強(qiáng)酸溶液:如HnA,設(shè)濃度為c molL-1,[H+]=nc molL-1,pH=-lg[H+]=-lg(nc)。 強(qiáng)堿溶液(25 ℃):如B(OH)n,設(shè)濃度為c molL-1,[H+]= molL-1,pH=-lg[H+]=14+lg(nc)。 (2)混合溶液pH的計(jì)算類型 ①兩種強(qiáng)酸混合:直接求出[H+]混,再據(jù)此求pH。[H+]混=。 ②兩種強(qiáng)堿混合:先求出[OH-]混,再據(jù)Kw求出[H+]混,最后求pH。 [OH-]混=。 ③強(qiáng)酸、強(qiáng)堿混合:先判斷哪種物質(zhì)過量,再由下式求出溶液中H+或OH-的濃度,最后求pH。 [H+]混或[OH-]混= 1.教材基礎(chǔ)知識填空 判斷下列溶液在常溫下的酸堿性(在括號中填“酸性”、“堿性”或“中性”)。 (1)相同濃度的HCl和NaOH溶液等體積混合( ) (2)相同濃度的CH3COOH和NaOH溶液等體積混合( ) (3)相同濃度的NH3H2O和HCl溶液等體積混合( ) (4)pH=2的HCl和pH=12的NaOH溶液等體積混合( ) (5)pH=3的HCl和pH=10的NaOH溶液等體積混合( ) (6)pH=3的HCl和pH=12的NaOH溶液等體積混合( ) (7)pH=2的CH3COOH和pH=12的NaOH溶液等體積混合( ) (8)pH=2的HCl和pH=12的NH3H2O等體積混合( ) 答案 (1)中性 (2)堿性 (3)酸性 (4)中性 (5)酸性 (6)堿性 (7)酸性 (8)堿性 2.(溯源題)(山東理綜)某溫度下,向一定體積0.1 molL-1的醋酸溶液中逐滴加入等濃度的NaOH溶液,溶液中pOH(pOH=-lg[OH-])與pH的變化關(guān)系如圖所示,判斷下列說法是否正確: (1)M點(diǎn)所示溶液的導(dǎo)電能力強(qiáng)于Q點(diǎn)( ) (2)N點(diǎn)所示溶液中[CH3COO-]>[Na+]( ) (3)M點(diǎn)和N點(diǎn)所示溶液中水的電離程度相同( ) (4)Q點(diǎn)消耗NaOH溶液的體積等于醋酸溶液的體積( ) 答案 (1) (2) (3)√ (4) 探源:本考題源于教材LK選修4 P76“交流研討”對pH的概念理解進(jìn)行了拓展考查。 題組一 溶液酸堿性判斷 1.下列說法中正確的是( ) A.25 ℃時(shí)NH4Cl溶液的Kw大于100 ℃時(shí)NaCl的Kw B.常溫下,pH均為5的醋酸和硫酸鋁兩種溶液中,由水電離出的氫離子濃度之比為1∶104 C.根據(jù)溶液的pH與酸堿性的關(guān)系,推出pH=6.8的溶液一定顯酸性 D.100 ℃時(shí),將pH=2的鹽酸與pH=12的NaOH溶液等體積混合,溶液顯中性 解析 水的離子積常數(shù)只與溫度有關(guān),溫度越高,Kw越大,A錯(cuò);醋酸中水電離出的[H+]=溶液中的[OH-]=10-9molL-1,硫酸鋁溶液中水電離出的[H+]等于溶液中的[H+]=10-5molL-1,B正確;C選項(xiàng)不知溫度,無法判斷,錯(cuò)誤;100 ℃時(shí)Kw=110-12,所以將pH=2的鹽酸與pH=12的NaOH溶液等體積混合后,溶液顯堿性,D錯(cuò)。 答案 B 2.(2017包頭模擬)室溫時(shí),下列混合溶液的pH一定小于7的是( ) A.pH=3的醋酸和pH=11的氫氧化鋇溶液等體積混合 B.pH=3的鹽酸和pH=11的氫氧化鈉溶液等體積混合 C.pH=3的鹽酸和pH=11的氨水等體積混合 D.pH=3的硫酸和pH=11的氨水等體積混合 解析 A項(xiàng),pH=3的醋酸中[H+]=110-3 molL-1,pH=11的Ba(OH)2溶液中[OH-]=110-3 molL-1,由于醋酸為弱酸,則醋酸過量,在室溫下等體積混合后,pH<7,正確;B項(xiàng),pH=3的鹽酸中[H+]=110-3 molL-1,pH=11的NaOH溶液中[OH-]=110-3 molL-1,酸堿都是強(qiáng)電解質(zhì),在室溫下等體積混合后,pH=7,錯(cuò)誤;C項(xiàng),pH=3的鹽酸中[H+]=110-3 molL-1,pH=11的氨水中[OH-]=110-3 molL-1,由于NH3H2O為弱堿,則堿過量,在室溫下等體積混合后,pH>7,錯(cuò)誤;D項(xiàng),pH=3的硫酸中[H+]=110-3 molL-1,pH=11的氨水中[OH-]=110-3 molL-1,由于NH3H2O為弱堿,則堿過量,在室溫下等體積混合后,pH>7,錯(cuò)誤。 答案 A 練后歸納 室溫下,已知酸和堿pH之和的溶液等體積混合酸堿性分析 (1)兩強(qiáng)混合: ①若pH之和等于14,則混合后溶液顯中性,pH=7。 ②若pH之和大于14,則混合后溶液顯堿性,pH>7。 ③若pH之和小于14,則混合后溶液顯酸性,pH<7。 (2)一強(qiáng)一弱混合——“誰弱顯誰性”。 pH之和等于14時(shí),一元強(qiáng)酸和一元弱堿等體積混合呈堿性;一元強(qiáng)堿和一元弱酸等體積混合呈酸性。 題組二 溶液pH的計(jì)算 3.常溫下,若使pH=3的鹽酸與pH=9的Ba(OH)2溶液混合使其成為pH=7的溶液,混合時(shí)鹽酸和Ba(OH)2溶液的體積比為( ) A.1∶60 B.3∶1 C.1∶100 D.100∶1 解析 常溫下,pH=3的鹽酸,[H+]=110-3 molL-1,pH=9的Ba(OH)2溶液,[OH-]=110-5 molL-1,兩溶液混合后溶液的pH=7,則n(H+)=n(OH-),設(shè)鹽酸體積為x L,Ba(OH)2溶液體積為y L,110-3 molL-1x L=110-5 molL-1y L,解得:x∶y=1∶100,即鹽酸與Ba(OH)2溶液的體積之比為1∶100。 答案 C 4.25 ℃時(shí),將體積為Va、pH=a的某一元強(qiáng)堿與體積為Vb、pH=b的某二元強(qiáng)酸混合。 (1)若所得溶液的pH=11,且a=13,b=2,則Va∶Vb=________。 (2)若所得溶液的pH=7,且已知Va>Vb,b=0.5a,b值是否可以等于4________(填“是”或“否”)。 解析 (1)混合后溶液pH為11,說明堿過量,則10-3=可計(jì)算出=1∶9。(2)強(qiáng)酸強(qiáng)堿恰好中和則符合公式:a+b=14+lg,由于Vb<Va,故a+b<14,又由于b=0.5a,可推知b<,故b值可以等于4。 答案 (1)1∶9 (2)是 思維建模 溶液pH計(jì)算的思維模板 拓展 兩種強(qiáng)酸或兩種強(qiáng)堿溶液的pH差值在2或2以上,等體積混合時(shí)混合液的pH:酸溶液的pH為pH?。?.3,堿溶液的pH為pH大-0.3。 考點(diǎn)三 酸、堿中和滴定 (頻數(shù):★★☆ 難度:★★☆) 1.概念:用已知物質(zhì)的量濃度的酸(或堿)來測定未知物質(zhì)的量濃度的堿(或酸)的方法。 2.原理:c待=(以一元酸與一元堿的滴定為例)。 3.酸堿中和滴定的關(guān)鍵 (1)準(zhǔn)確測定參加反應(yīng)的酸、堿溶液的體積。 (2)選取適當(dāng)指示劑,準(zhǔn)確判斷滴定終點(diǎn)。 4.實(shí)驗(yàn)用品 (1)儀器 圖(A)是酸式滴定管,圖B是堿式滴定管、滴定管夾、鐵架臺、錐形瓶。 (2)試劑 標(biāo)準(zhǔn)液、待測液、指示劑、蒸餾水。 附:常用酸堿指示劑及變色范圍 指示劑 變色范圍的pH 石蕊 <5.0紅色 5.0~8.0紫色 >8.0藍(lán)色 甲基橙 <3.1紅色 3.1~4.4橙色 >4.4黃色 酚酞 <8.2無色 8.2~10.0淺紅色 >10.0紅色 ①滴定管的精確度為0.01 mL。 ②酸性、氧化性的試劑一般用酸式滴定管,因?yàn)樗嵝院脱趸晕镔|(zhì)易腐蝕橡膠管。 ③堿性的試劑一般用堿式滴定管,因?yàn)閴A性物質(zhì)易腐蝕玻璃,致使活塞無法打開。5.中和滴定實(shí)驗(yàn)操作(以酚酞作指示劑,用鹽酸滴定氫氧化鈉溶液)。 (1)滴定前的準(zhǔn)備。 (2)滴定。 (3)終點(diǎn)判斷:等到滴入最后一滴反應(yīng)液,指示劑變色,且在半分鐘內(nèi)不能恢復(fù)原來的顏色,視為滴定終點(diǎn),并記錄標(biāo)準(zhǔn)液的體積。 (4)數(shù)據(jù)處理:按上述操作重復(fù)2~3次,求出用去標(biāo)準(zhǔn)鹽酸體積的平均值,根據(jù)原理計(jì)算。 [NaOH]= 1.教材知識拓展 (1)酸式滴定管怎樣查漏? ____________________________________________ ____________________________________________ ____________________________________________。 (2)寫出下列反應(yīng)過程的指示劑達(dá)到終點(diǎn)時(shí)顏色改變 ①用標(biāo)準(zhǔn)酸性KMnO4溶液滴定Na2SO3溶液以測量其濃度,指示劑:KMnO4,終點(diǎn)現(xiàn)象:____________________________________________。 ②利用“Ag++SCN-===AgSCN↓”原理,可用標(biāo)準(zhǔn)KSCN溶液測量AgNO3溶液濃度,指示劑:Fe(NO3)3,終點(diǎn)現(xiàn)象:__________________________。 ③利用OH-+H+===H2O來測量某鹽酸的濃度時(shí),指示劑:酚酞,終點(diǎn)現(xiàn)象:____________________________________________。 答案 (1)將旋塞關(guān)閉,滴定管里注入一定量的水,把它固定在滴定管夾上,放置10分鐘,觀察滴定管口及旋塞兩端是否有水滲出,旋塞不滲水才可使用 (2)①溶液出現(xiàn)淺紅色 ②溶液變?yōu)榧t色?、廴芤撼霈F(xiàn)淺紅色 2.(溯源題)(2015廣東理綜,12)準(zhǔn)確移取20.00 mL某待測HCl溶液于錐形瓶中,用0.100 0 molL-1NaOH溶液滴定,判斷下列說法正誤。 (1)滴定管用蒸餾水洗滌后,裝入NaOH溶液進(jìn)行滴定( ) (2)隨著NaOH溶液滴入,錐形瓶中溶液pH由小變大( ) (3)用酚酞作指示劑,當(dāng)錐形瓶中溶液由紅色變無色時(shí)停止滴定( ) (4)滴定達(dá)終點(diǎn)時(shí),發(fā)現(xiàn)滴定管尖嘴部分有懸滴,則測定結(jié)果偏小( ) 答案 (1) (2)√ (3) (4) 探源:本考題源于教材LK選修4 P104“圖3-4-7滴定操作”對酸堿中和滴定實(shí)驗(yàn)中所用儀器、操作步驟及誤差分析進(jìn)行了考查。 題組一 儀器的使用及指示劑選擇 1.實(shí)驗(yàn)室現(xiàn)有3種酸堿指示劑,其pH變色范圍如下: 甲基橙:3.1~4.4 石蕊:5.0~8.0 酚酞:8.2~10.0 用0.100 0 molL-1 NaOH溶液滴定未知濃度的CH3COOH溶液,恰好完全反應(yīng)時(shí),下列敘述中正確的是( ) A.溶液呈中性,可選用甲基橙或酚酞作指示劑 B.溶液呈中性,只能選用石蕊作指示劑 C.溶液呈堿性,可選用甲基橙或酚酞作指示劑 D.溶液呈堿性,只能選用酚酞作指示劑 解析 NaOH溶液和CH3COOH溶液恰好完全反應(yīng)時(shí)生成CH3COONa,CH3COO-水解顯堿性,而酚酞的變色范圍為8.2~10.0,比較接近。因此答案為D。 答案 D 2.H2S2O3是一種弱酸,實(shí)驗(yàn)室欲用0.01 molL-1的Na2S2O3溶液滴定I2溶液,發(fā)生的反應(yīng)為I2+2Na2S2O3===2NaI+Na2S4O6,下列說法合理的是( ) A.該滴定可用甲基橙作指示劑 B.Na2S2O3是該反應(yīng)的還原劑 C.該滴定可選用如圖所示裝置 D.該反應(yīng)中每消耗2 mol Na2S2O3,電子轉(zhuǎn)移數(shù)為4 mol 解析 溶液中有單質(zhì)碘,應(yīng)加入淀粉溶液作指示劑,碘與硫代硫酸鈉發(fā)生氧化還原反應(yīng),當(dāng)反應(yīng)終點(diǎn)時(shí),單質(zhì)碘消失,藍(lán)色退去,故A錯(cuò)誤;Na2S2O3中S元素化合價(jià)升高被氧化,作還原劑,故B正確;Na2S2O3溶液顯堿性,應(yīng)該用堿式滴定管,故C錯(cuò)誤;反應(yīng)中每消耗2 mol Na2S2O3,電子轉(zhuǎn)移數(shù)為2 mol,故D錯(cuò)誤。 答案 B 題組二 誤差分析的全面突破 3.用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸溶液滴定未知濃度的NaOH溶液(酚酞作指示劑),用“偏高”、“偏低”或“無影響”填空。 (1)酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)溶液潤洗( ) (2)錐形瓶用待測溶液潤洗( ) (3)錐形瓶洗凈后還留有蒸餾水( ) (4)放出堿液的滴定管開始有氣泡,放出液體后氣泡消失( ) (5)酸式滴定管滴定前有氣泡,滴定終點(diǎn)時(shí)氣泡消失( ) (6)部分酸液滴出錐形瓶外( ) (7)酸式滴定管滴定前讀數(shù)正確,滴定后俯視讀數(shù)(或前仰后俯)( ) (8)酸式滴定管滴定前讀數(shù)正確,滴定后仰視讀數(shù)(或前俯后仰)( ) 答案 (1)偏高 (2)偏高 (3)無影響 (4)偏低 (5)偏高 (6)偏高 (7)偏低 (8)偏高 反思?xì)w納 誤差分析的方法 依據(jù)原理[標(biāo)準(zhǔn)]V(標(biāo)準(zhǔn))=[待測]V(待測),所以[待測]=,因?yàn)閇標(biāo)準(zhǔn)]與V(待測)已確定,所以只要分析出不正確操作引起V(標(biāo)準(zhǔn))的變化,即分析出結(jié)果。 題組三 滴定曲線全面分析 4.(2018山東名校聯(lián)盟期末考試)已知25 ℃時(shí),Ka(CH3COOH)=1.710-5。該溫度下用0.1 molL-1的醋酸滴定10.00 mL 0.1 molL-1的堿MOH,滴定過程中加入醋酸的體積(V)與溶液中l(wèi)g的關(guān)系如圖所示。下列說法中錯(cuò)誤的是( ) A.MOH的電離方程式為MOH===M++OH- B.a點(diǎn)V(CH3COOH)=10.00 mL C.25 ℃時(shí),CH3COO-的水解平衡常數(shù)為10-9 D.b點(diǎn):[CH3COO-]>[M+]>[H+]>[OH-] 解析 開始時(shí)0.1 molL-1的MOH的=10-12,則[H+]=10-13 molL-1,[OH-]=0.1 molL-1,MOH是強(qiáng)堿,完全電離,A項(xiàng)正確;當(dāng)加入V(CH3COOH)=10.00 mL,CH3COOH和MOH恰好反應(yīng)生成CH3COOM溶液,由于醋酸根離子的水解溶液顯堿性,而a點(diǎn)=0,說明[H+]=[OH-],溶液呈中性,B項(xiàng)錯(cuò)誤;因?yàn)樗馄胶獬?shù)Kh===10-9,C項(xiàng)正確;當(dāng)?shù)稳隫(CH3COOH)=20.00 mL時(shí),溶液中是等濃度的CH3COOH和CH3COOM,根據(jù)電荷守恒得:[H+]+[M+]=[CH3COO-]+[OH-],由于醋酸的電離大于CH3COO-的水解,溶液顯酸性,故[CH3COO-]>[M+]>[H+]>[OH-],D項(xiàng)正確。 答案 B 5.已知某溫度下CH3COOH的電離常數(shù)K=1.610-5。該溫度下,向20 mL 0.01 molL-1 CH3COOH溶液中逐滴加入0.01 molL-1 KOH溶液,其pH變化曲線如圖所示(忽略溫度變化)。請回答下列有關(guān)問題:(已知lg4=0.6) (1)a點(diǎn)溶液中[H+]為________,pH約為________。 (2)a、b、c、d四點(diǎn)中水的電離程度最大的是________點(diǎn),滴定過程中宜選用________作指示劑,滴定終點(diǎn)在________(填“c點(diǎn)以上”或“c點(diǎn)以下”)。 (3)若向20 mL稀氨水中逐滴加入等濃度的鹽酸,則下列變化趨勢正確的是________(填字母)。 解析 (1)電離消耗的醋酸在計(jì)算醋酸的電離平衡濃度時(shí)可以忽略不計(jì)。由K=得,[H+]≈ molL-1=410-4 molL-1。pH=-lg(H+)=3.4。(2)酸或堿抑制水的電離a、b點(diǎn)溶液呈酸性,d點(diǎn)溶液呈堿性,都抑制水的電離,c點(diǎn)呈中性,水自然電離,故電離程度最大。由于酸堿恰好完全反應(yīng)時(shí)溶液顯堿性,故應(yīng)該選擇在堿性范圍內(nèi)變色的指示劑酚酞。滴定終點(diǎn)應(yīng)在c點(diǎn)以上。(3)由于稀氨水顯堿性,首先排除選項(xiàng)A和C;兩者恰好反應(yīng)時(shí)溶液顯酸性,排除選項(xiàng)D。 答案 (1)410-4 molL-1 3.4 (2)c 酚酞 c點(diǎn)以上 (3)B 題組四 酸堿中和滴定拓展應(yīng)用 6.[氧化還原滴定]某學(xué)習(xí)小組用“間接碘量法”測定某CuCl2晶體試樣的純度,試樣不含其他能與I-發(fā)生反應(yīng)的氧化性雜質(zhì),已知:2Cu2++4I-===2CuI↓+I(xiàn)2,I2+2S2O===S4O+2I-。取m g試樣溶于水,加入過量KI固體,充分反應(yīng),用0.100 0 molL-1Na2S2O3標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定,部分實(shí)驗(yàn)儀器和讀數(shù)如圖所示。 下列說法正確的是( ) A.試樣在甲中溶解,滴定管選乙 B.選用淀粉作指示劑,當(dāng)甲中溶液由藍(lán)色變?yōu)闊o色時(shí),即達(dá)到滴定終點(diǎn) C.丁圖中滴定前,滴定管的讀數(shù)為a-0.50 mL D.對裝有標(biāo)準(zhǔn)液的滴定管讀數(shù)時(shí),滴定前后讀數(shù)方式如丁圖所示,則測得的結(jié)果偏小 解析 A項(xiàng),甲中盛裝的是含有I2的溶液,則滴定管中盛裝的為Na2S2O3標(biāo)準(zhǔn)溶液,該溶液顯堿性,應(yīng)選用堿式滴定管(丙),不正確;B項(xiàng),溶液變色且經(jīng)過30 s左右溶液不恢復(fù)原來的顏色,視為滴定終點(diǎn),不正確;C項(xiàng),滴定管“0”刻度在上端,故滴定前的讀數(shù)為(a+0.50) mL,不正確;D項(xiàng),滴定后俯視讀數(shù),將導(dǎo)致讀數(shù)偏小,故測得的結(jié)果偏小,正確。 答案 D 7.[沉淀滴定]莫爾法是一種沉淀滴定法,以K2CrO4為指示劑,用標(biāo)準(zhǔn)硝酸銀溶液滴定待測液,進(jìn)行測定溶液中Cl-的濃度。已知: 銀鹽 性質(zhì) AgCl AgBr AgCN Ag2CrO4 AgSCN 顏色 白 淺黃 白 磚紅 白 1.34 10-6 7.1 10-7 1.1 10-8 6.5 10-5 1.0 10-6 (1)滴定終點(diǎn)的現(xiàn)象是________________。 (2)若用AgNO3溶液滴定NaSCN溶液,可選為滴定指示劑的是________。 A.NaCl B.BaBr2 C.Na2CrO4 剛好達(dá)到滴定終點(diǎn)時(shí),發(fā)生的離子反應(yīng)方程式為____________________ ____________________________________________。 解析 (1)根據(jù)沉淀滴定法的原理,可知溶液中Ag+和Cl-先反應(yīng),Cl-消耗完后再和指示劑反應(yīng)生成Ag2CrO4磚紅色沉淀,由此可知滴定終點(diǎn)時(shí)的顏色變化。 (2)當(dāng)用AgNO3溶液滴定NaSCN溶液時(shí),所選擇的指示劑和Ag+反應(yīng)所生成沉淀的溶解度應(yīng)大于AgSCN的溶解度,由題給數(shù)據(jù)可以看出溶解度比AgSCN大的有AgCl和Ag2CrO4,但是由于AgCl是白色沉淀,所以應(yīng)選擇Na2CrO4為指示劑,這樣在滴定終點(diǎn)時(shí)沉淀的顏色發(fā)生明顯的變化(白色→磚紅色)以指示滴定剛好達(dá)到終點(diǎn),此時(shí)的離子反應(yīng)方程式為2Ag++CrO===Ag2CrO4↓。 答案 (1)滴入最后一滴標(biāo)準(zhǔn)溶液,生成磚紅色沉淀 (2)C 2Ag++CrO===Ag2CrO4↓ 練后歸納 沉淀滴定法 (1)概念:沉淀滴定是利用沉淀反應(yīng)進(jìn)行滴定、測量分析的方法,生成沉淀的反應(yīng)很多,但符合條件的卻很少,實(shí)際上應(yīng)用最多的是銀量法,即利用Ag+與鹵素離子的反應(yīng)來測定Cl-、Br-、I-濃度。 (2)原理: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,否則不能用這種指示劑。如用AgNO3溶液測定溶液中Cl-的含量時(shí)常以CrO為指示劑,這是因?yàn)锳gCl比Ag2CrO4更難溶的緣故。 [試題分析] (2016全國理綜Ⅰ,12)298 K時(shí),在20.0 mL 0.10 molL-1氨水中滴入0.10 molL-1的鹽酸,溶液的pH與所加鹽酸的體積關(guān)系如圖所示。已知0.10 molL-1氨水的電離度為1.32%,下列有關(guān)敘述正確的是( ) A.該滴定過程應(yīng)該選擇酚酞作為指示劑 B.M點(diǎn)對應(yīng)的鹽酸體積為20.0 mL C.M點(diǎn)處的溶液中c(NH)=c(Cl-)=c(H+)=c(OH-) D.N點(diǎn)處的溶液中pH<12 解題思路: 我的答案: 考查意圖:本題以鹽酸滴定氨水為題材,圍繞電解質(zhì)溶液中的離子反應(yīng)以及中和滴定曲線而設(shè)計(jì)。從知識層面考查考生對中和滴定中指示劑的選擇和方程式的簡單計(jì)算、弱電解質(zhì)的電離平衡和電離度的相關(guān)計(jì)算、電解質(zhì)溶液中的守恒問題以及溶液pH的計(jì)算等相關(guān)知識的掌握情況。從能力層面考查考生對強(qiáng)酸強(qiáng)堿滴定的知識遷移水平、讀圖和從圖中獲取、使用信息的能力以及分析問題、解決問題的能力。 解題思路:鹽酸滴定氨水時(shí),滴定終點(diǎn)溶液為NH4Cl溶液,呈酸性,故指示劑應(yīng)選甲基橙,錯(cuò)誤;一水合氨屬于弱堿,與鹽酸正好反應(yīng)生成NH4Cl時(shí)溶液呈酸性,故二者等濃度反應(yīng)時(shí),若溶液的pH=7,鹽酸的體積應(yīng)小于氨水的體積,即小于20.0 mL,錯(cuò)誤;根據(jù)電荷守恒可知溶液中:c(NH)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-),M點(diǎn)溶液的pH=7,即c(H+)=c(OH-),則c(NH)=c(Cl-),由于水的電離是微弱的,故c(NH)=c(Cl-)>c(H+)=c(OH-),錯(cuò)誤;由圖可知,N點(diǎn)即為0.10 molL-1氨水,由其電離度為1.32%,可知0.10 molL-1氨水中c(OH-)=0.001 32 molL-1,故該氨水中11- 1.請仔細(xì)閱讀文檔,確保文檔完整性,對于不預(yù)覽、不比對內(nèi)容而直接下載帶來的問題本站不予受理。
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- 2019版高考化學(xué)大一輪復(fù)習(xí) 第8章 物質(zhì)在水溶液中的行為 第1講 水的電離和溶液的酸堿性學(xué)案 魯科版 2019 高考 化學(xué) 一輪 復(fù)習(xí) 物質(zhì) 水溶液 中的 行為 電離 溶液 酸堿 性學(xué)
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