600分考點 700分考法（A）高考化學總復習 第18章 水的電離和溶液的酸堿性課件

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1、第第18章章 水的電離和溶液的酸堿性水的電離和溶液的酸堿性l考點考點50 水的電離平衡及影水的電離平衡及影響因素響因素l考點考點51 溶液的溶液的pH及及pH計計算算l考點考點52 酸堿中和滴定酸堿中和滴定l考點考點50 水的電離平衡及影響因素水的電離平衡及影響因素考法考法1 影響水的電離平衡的因素及影響水的電離平衡的因素及結(jié)果判斷結(jié)果判斷考法考法2 水電離出的水電離出的c(H)或或c(OH)的相關(guān)計算的相關(guān)計算(2)水的離子積水的離子積 表達式：表達式：25 時，時，Kw=c(H+)c(OH-)=1.010-14。適用范圍：適用范圍：Kw適用于適用于純水、稀的電解質(zhì)純水、稀的電解質(zhì)(酸、堿、

2、鹽酸、堿、鹽)水溶液，不適用于含水很少的物質(zhì)水溶液，不適用于含水很少的物質(zhì)(如濃硫酸如濃硫酸)。影響因素：影響因素：Kw只與溫度有關(guān)只與溫度有關(guān)，恒溫時，恒溫時，Kw不變；升溫不變；升溫時，電離程度增大時，電離程度增大(因為電離過程一般為吸熱因為電離過程一般為吸熱)，Kw增大。增大。u1.水的電離水的電離(1)水是一種弱電解質(zhì)，其電離方程式為水是一種弱電解質(zhì)，其電離方程式為H2O H+OH-，純水中純水中c(H+)=c(OH-)。(3)理解水的電離要注意以下兩點：理解水的電離要注意以下兩點：u1.水的電離水的電離水的電離是吸熱過程，升高溫度，水的電離平衡向電水的電離是吸熱過程，升高溫度，水的電

3、離平衡向電離方向移動，離方向移動，c(H+)和和c(OH-)都增大，故都增大，故Kw增大，但溶液增大，但溶液仍呈中性仍呈中性；對于對于Kw，若未注明溫度，一般認為是在常溫，若未注明溫度，一般認為是在常溫下下(25)。在酸、堿的水溶液中，在酸、堿的水溶液中，水電離出的水電離出的c(H+)與與c(OH-)始終始終是相等的是相等的，有時需要忽略某一種，但越少越不能忽略。，有時需要忽略某一種，但越少越不能忽略。u2.酸、堿溶液中水的離子積的表示方法酸、堿溶液中水的離子積的表示方法（1）如果溶液為酸溶液，那么溶液中）如果溶液為酸溶液，那么溶液中H+可視為是酸電離出來的。可視為是酸電離出來的。（2）如果溶

4、液為堿溶液，那么溶液中）如果溶液為堿溶液，那么溶液中OH-可視為是堿電離出來的。可視為是堿電離出來的?！咀⒁狻俊咀⒁狻?1)(1)溶液中溶液中H H+的濃度與水電離的的濃度與水電離的H H+濃度區(qū)別：濃度區(qū)別：酸溶液中：酸溶液中：c c溶液溶液(H(H+)=c)=c酸酸(H(H+)+c)+c水水(H(H+)c)c酸酸(H(H+)；堿溶液中：堿溶液中：c c溶液溶液(H(H+)=c)=c水水(H(H+)。(2)(2)溶液中溶液中OHOH-的濃度與水電離的的濃度與水電離的OHOH-濃度區(qū)別：濃度區(qū)別：堿溶液中：堿溶液中：c c溶液溶液(OH(OH-)=c)=c堿堿(OH(OH-)+c)+c水水(O

5、H(OH-)c)c堿堿(OH(OH-)；酸溶液中：酸溶液中：c c溶液溶液(OH(OH-)=c)=c水水(OH(OH-)。(1)升溫升溫，水的，水的電離程度增大電離程度增大，c(H)和和c(OH)同同等倍數(shù)增大，但等倍數(shù)增大，但酸堿性不變酸堿性不變。考法考法1 影響水的電離平衡的因素及結(jié)果判斷影響水的電離平衡的因素及結(jié)果判斷1.1.促進水的電離的因素促進水的電離的因素(2)加入可水解的鹽，水的電離程度增大。水解后加入可水解的鹽，水的電離程度增大。水解后溶液不論是呈酸性還是呈堿性，溶液不論是呈酸性還是呈堿性，Kw都不變。都不變?！拘〗Y(jié)】改變溫度、加入試劑均改變?nèi)芤褐小拘〗Y(jié)】改變溫度、加入試劑均改

6、變?nèi)芤褐蠬 H+或或OHOH-的濃度，也會對電離平衡有所影響，歸納如下表：的濃度，也會對電離平衡有所影響，歸納如下表：2.2.抑制水的電離的因素抑制水的電離的因素(1)降溫降溫，水的，水的電離程度減小電離程度減小。(2)加入酸或堿，使加入酸或堿，使水的電離水的電離平衡左移平衡左移，但但Kw不變不變。考法考法1 影響水的電離平衡的因素及結(jié)果判斷影響水的電離平衡的因素及結(jié)果判斷廣東理綜廣東理綜201511，4分分一定溫度下，水溶液中一定溫度下，水溶液中H和和OH的濃度變化曲線如圖，下列說法正確的是的濃度變化曲線如圖，下列說法正確的是 ()A升高溫度，可能引起由c向b的變化B該溫度下，水的離子積常數(shù)

7、為1.01013C該溫度下，加入FeCl3可能引起由b向a的變化D該溫度下，稀釋溶液可能引起由c向d的變化例1【解析】升高溫度時，水的電離平衡右移，c(H)和c(OH)均增大，Kw隨之增大，而c和b對應(yīng)的Kw相等，A錯誤；Kwc(OH)c(H)，該溫度下Kw1.01014，B錯誤；加入FeCl3，F(xiàn)e3發(fā)生水解：Fe33H2O Fe(OH)33H，使溶液由中性變?yōu)樗嵝裕珻正確；由圖像可知，c點溶液中c(OH)c(H)，溶液呈堿性，稀釋時，c(OH)減小，因溫度不變，Kw不變，所以c(H)增大，不可能從c點變到d點，D錯誤。C例1考法考法2 水電離出的水電離出的c(H)或或c(OH)的相關(guān)計算的

8、相關(guān)計算1.水電離出來的水電離出來的c(H+)與與c(OH-)始終相等。始終相等。2.當抑制水的電離時當抑制水的電離時(如酸或堿溶液如酸或堿溶液)，c(H+)、c(OH-)中較小的數(shù)值是水電離出來的。中較小的數(shù)值是水電離出來的。具體見下表：具體見下表：考法考法2 水電離出的水電離出的c(H)或或c(OH)的相關(guān)計算的相關(guān)計算3.當促進水的電離時當促進水的電離時(如鹽的水解如鹽的水解)，c(H+)、c(OH-)中中較大的數(shù)值是水電離出來的。較大的數(shù)值是水電離出來的。具體見下表：具體見下表：云南騰沖八中云南騰沖八中2017模擬常溫時，純水中由水電離出模擬常溫時，純水中由水電離出的的c（H+）=a

9、molL-1，pH=1的鹽酸中由水電離出的的鹽酸中由水電離出的c（H+）=b molL-1，0.1 molL-1的鹽酸與的鹽酸與0.1 molL-1的氨水等體積混合后，由水的氨水等體積混合后，由水電離的電離的c（H+）=c molL-1，則，則a、b、c的關(guān)系正確的是（的關(guān)系正確的是（）A.ab=c B.cab C.cba D.bca【解析】常溫時，純水中由水電離出的c（H+）=a molL-1，pH=1的鹽酸中由水電離出的c（H+）=b molL-1，鹽酸抑制水的電離，所以ba；0.1 molL-1的鹽酸與0.1 molL-1的氨水等體積混合后，生成氯化銨溶液，銨根離子水解促進水的電離，由水

10、電離出的c（H+）=c molL-1，則ca，故a、b、c的大小關(guān)系是cab，B正確。B例2 課標理綜課標理綜201211，6分已知溫度分已知溫度T時水的離子積常數(shù)時水的離子積常數(shù)為為Kw，該溫度下，將濃度為，該溫度下，將濃度為a molL-1的一元酸的一元酸HA與與b molL-1的一元的一元堿堿BOH等體積混合，可判斷溶液呈中性的依據(jù)是等體積混合，可判斷溶液呈中性的依據(jù)是()A.a=b C.混合溶液中，c(H+)=Kw molL-1B.混合溶液的pH=7 D.混合溶液中，c(H+)+c(B+)=c(OH-)+c(A-)【解析】若a=b，則酸與堿恰好中和，混合溶液的酸堿性取決于酸、堿的相對強

11、弱，可能呈酸性、中性或堿性，A錯誤；常溫下，pH7的溶液呈中性，而本題溫度為T，不一定是常溫，故pH=7的混合溶液可能呈酸性、中性或堿性，B錯誤；由c(H+)Kw molL-1和Kwc(H+)c(OH-)可得出c(H+)c(OH-)，溶液呈中性，C正確；無論混合液呈酸性、堿性還是中性，根據(jù)電荷守恒都有：c(H+)+c(B+)c(OH-)+c(A-)，故無法確定c(H+)與c(OH-)是否相等，D錯誤。C例3l考點考點51 溶液的溶液的pH及及pH計算計算考法考法3 溶液溶液pH的計算的計算u1.溶液的酸堿性溶液的酸堿性溶液的酸堿性取決于溶液的酸堿性取決于c(H+)與與c(OH-)的相對大小，具

12、體的相對大小，具體見下表：見下表：u2.pH(1)定義式定義式：pH=lg c(H+)。(2)pH的意義的意義：pH表示溶液酸堿性的強弱。在相同溫度下，表示溶液酸堿性的強弱。在相同溫度下，pH越小，溶液酸性越強；越小，溶液酸性越強；pH越大，溶液堿性越強。越大，溶液堿性越強。(3)pH與溶液中與溶液中c(H+)的關(guān)系的關(guān)系【注意】【注意】c(Hc(H+)1 molL1 molL-1-1時不再用時不再用pHpH表示。表示。u2.pH(4)pH試紙的使用方法試紙的使用方法把小片試紙放入干燥潔凈的表面皿中，用干燥潔凈把小片試紙放入干燥潔凈的表面皿中，用干燥潔凈玻璃棒蘸取待測液點在玻璃棒蘸取待測液點在

13、pH試紙上，變色后與標準比試紙上，變色后與標準比色卡對照，確定溶液的色卡對照，確定溶液的pH?！咀⒁狻浚ā咀⒁狻浚? 1）測溶液）測溶液pHpH時，時，pH pH試紙不能事先用蒸餾水試紙不能事先用蒸餾水潤濕，否則待測液會被稀釋，可能產(chǎn)生誤差。（潤濕，否則待測液會被稀釋，可能產(chǎn)生誤差。（2 2）用廣）用廣泛泛pHpH試紙讀出的試紙讀出的pHpH數(shù)值只能是整數(shù)。數(shù)值只能是整數(shù)?？挤挤?溶液溶液pH的計算的計算1.單一溶液單一溶液pH的計算的計算(1)強酸溶液強酸溶液pH的計算的計算(以以HnA為例為例)若若HnA的濃度為的濃度為c molL-1，c(H+)=nc molL-1，pH=lg c(H

14、+)=lg nc。(2)強堿溶液強堿溶液pH的計算以的計算以B(OH)n為例為例若若B(OH)n的濃度為的濃度為c molL-1，c(H+)=molL-1，pH=lg c(H+)=14+lg nc（溫度為（溫度為25時）。時）。課標課標理綜理綜201313，6分室溫時，分室溫時，M(OH)2(s)M2+(aq)+2OH-(aq)，Kspa。c(M2+)b molL-1時，溶時，溶液的液的pH等于等于 ()例4C考法考法3溶液溶液pH的計算的計算2.混合型混合型(多種溶液混合多種溶液混合)(1)強酸和強酸混合強酸和強酸混合先求c混(H+)=，再利用pH=-lgc混(H+)求算。(2)強堿和強堿混

15、合強堿和強堿混合兩強堿溶液混合后，c混(OH-)=，首先求出混合后的c混(OH-)，然后通過Kw求出c混(H+)，最后求pH?？挤挤?溶液溶液pH的計算的計算(3)強酸、強堿溶液混合強酸、強堿溶液混合：H+OH-H2O(抵消法)。恰好中和：反應(yīng)后得到的是強酸強堿鹽，溶液呈中性，恰好中和：反應(yīng)后得到的是強酸強堿鹽，溶液呈中性，pH =7（溫度為（溫度為25 時）時）。強酸過量：首先要計算出剩余的強酸過量：首先要計算出剩余的c(H+)，然后再根據(jù)定，然后再根據(jù)定義計算溶液的義計算溶液的pH。強堿過量：首先要計算出剩余的強堿過量：首先要計算出剩余的c(OH-)，然后通過，然后通過Kw計算出計算出溶

16、液中溶液中c(H+)，最后根據(jù)定義計算溶液的，最后根據(jù)定義計算溶液的pH。2.混合型混合型(多種溶液混合多種溶液混合)考法考法3溶液溶液pH的計算的計算(4)強酸強酸(pH酸酸)與強堿與強堿(pH堿堿)混合至中性時，二者的體積與混合至中性時，二者的體積與pH的關(guān)系如下：的關(guān)系如下：2.混合型混合型(多種溶液混合多種溶液混合)黑龍江大慶實驗中學黑龍江大慶實驗中學2017一模常溫下，水溶液一模常溫下，水溶液M中存在的中存在的離子有：離子有：Na+、A2-、HA-、H+、OH-，存在的分子有，存在的分子有H2O、H2A。根。根據(jù)題意回答下列問題：據(jù)題意回答下列問題：（1）寫出酸H2A的電離方程式：_

17、。（2）若溶液M由10 mL 2 molL-1 NaHA溶液與10 mL 2 molL-1 NaOH溶液等體積混合而成，則溶液M的pH_7（填“”“”或“=”），溶液中離子濃度由大到小的順序為_。例5(3)若溶液M有下列三種情況：0.01 molL-1 H2A溶液；0.01 molL-1 NaHA溶液；0.02 molL-1鹽酸與0.04 molL-1 NaHA溶液的等體積混合液，則三種情況的溶液中H2A分子濃度最大的為_；pH由大到小的順序為_。(4)若溶液M由pH=3的H2A溶液V1 mL與pH=11的NaOH溶液V2 mL混合反應(yīng)而得，混合溶液=104，V1與V2的大小關(guān)系為_（填“V1

18、大于V2”“V1小于V2”“相等”或“均有可能”）。例5例5【解析】（1）水溶液M存在的分子有H2A，存在的離子有HA-、A2-，則H2A為弱酸，在溶液中分步電離，電離方程式為H2A H+HA-、HA H+A2-。（2）等物質(zhì)的量濃度的NaHA和NaOH溶液等體積混合生成Na2A，A2-+H2O HA-+OH-，則離子濃度關(guān)系為c（Na+）c（A2-）c（OH-）c（HA-）c（H+）。（3）1中弱酸H2A電離，2中HA-水解生成H2A分子，3中溶質(zhì)為濃度均為0.01molL-1的NaCl、NaHA、H2A，HA-的存在抑制H2A的電離，則三種溶液中H2A分子濃度最大的為3，最小的為2；溶液2

19、pH大于溶液3，溶液1和溶液3相比溶液1的酸性強，則溶液1pH最小，所以pH由大到小的順序為231。（4）常溫下，混合溶液4，則-5molL-1，混合溶液顯酸性，則酸過量，H2A為弱酸，pH=3的H2A溶液與pH=11的NaOH溶液中，則二者體積關(guān)系不確定，酸液體積大于、小于或與堿液體積相等都可能使酸過量。【答案】3.稀釋型稀釋型(指單一溶質(zhì)加水稀釋或相當于水的稀釋作用指單一溶質(zhì)加水稀釋或相當于水的稀釋作用)考法考法3溶液溶液pH的計算的計算一般計算公式：一般計算公式：c1V1c2V2，據(jù)此求出稀釋后酸或堿的物質(zhì)的量濃度。，據(jù)此求出稀釋后酸或堿的物質(zhì)的量濃度。酸或堿稀釋后，其酸或堿稀釋后，其p

20、H都向都向7靠近。其變化情況如下表：靠近。其變化情況如下表：【特殊技巧】掌握【特殊技巧】掌握“稀釋稀釋1倍速算法倍速算法”。即：即：強酸稀釋強酸稀釋1倍后，倍后，pH稀稀=pH濃濃 0.3；強堿稀釋強堿稀釋1倍后，倍后，pH稀稀=pH濃濃 0.3。l考點考點 52 酸堿中和滴定酸堿中和滴定考法考法4 指示劑的選擇指示劑的選擇考法考法5 酸堿中和滴定的誤差分析酸堿中和滴定的誤差分析考法考法6 氧化還原滴定法和氧化還原滴定法和沉淀滴定法沉淀滴定法(1)酸堿恰好中和是指酸與堿按化學方程式中化學計酸堿恰好中和是指酸與堿按化學方程式中化學計量數(shù)關(guān)系恰好完全反應(yīng)生成正鹽。量數(shù)關(guān)系恰好完全反應(yīng)生成正鹽。利用

21、中和反應(yīng)，用利用中和反應(yīng)，用已知濃度的酸已知濃度的酸(或堿或堿)來測定未知濃度的堿來測定未知濃度的堿(或酸或酸)的實的實驗方法稱為酸堿中和滴定。驗方法稱為酸堿中和滴定。u1.酸堿中和滴定原理酸堿中和滴定原理(2)在酸堿中和滴定過程中，開始時由于被滴定的酸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或堿濃度較大，滴入少量的堿或酸對其pH的影響不大。的影響不大。當?shù)味ń咏K點當?shù)味ń咏K點(pH7)時，很少量的堿或酸就會引起時，很少量的堿或酸就會引起溶液溶液pH突變突變(如下圖所示如下圖所示)。u1.酸堿中和滴定原理酸堿中和滴定原理【注意】酸堿恰好中和時溶液不一定呈

22、中性，最終溶液的酸堿性取決于生成鹽的性質(zhì)，強酸強堿鹽的溶液呈中性，強堿弱酸鹽的溶液呈堿性，強酸弱堿鹽的溶液呈酸性。(1)(1)實驗用品實驗用品儀器：酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾、鐵架儀器：酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾、鐵架臺、燒杯、錐形瓶。臺、燒杯、錐形瓶。試劑：標準液、待測液、指示劑、蒸餾水。試劑：標準液、待測液、指示劑、蒸餾水。u 2酸堿中和滴定實驗酸堿中和滴定實驗(2)(2)實驗操作實驗操作(以標準鹽酸滴定待測以標準鹽酸滴定待測NaOHNaOH溶液為例溶液為例)滴定前的準備滴定前的準備a a滴定管：查漏滴定管：查漏洗滌洗滌潤洗潤洗裝液裝液調(diào)液面調(diào)液面記錄。記錄。b b錐形瓶：注堿

23、液錐形瓶：注堿液記讀數(shù)記讀數(shù)加指示劑。加指示劑。u 2酸堿中和滴定實驗酸堿中和滴定實驗(2)(2)實驗操作實驗操作(以標準鹽酸滴定待測以標準鹽酸滴定待測NaOHNaOH溶液為例溶液為例)滴定操作要點滴定操作要點 a.左手控制滴定管活塞；左手控制滴定管活塞；b.右手搖動錐形瓶；右手搖動錐形瓶；c.眼睛注視錐形瓶內(nèi)溶液的顏色變化。眼睛注視錐形瓶內(nèi)溶液的顏色變化。滴定終點判斷：當?shù)稳胱詈笠坏螛藴室簳r，錐形瓶滴定終點判斷：當?shù)稳胱詈笠坏螛藴室簳r，錐形瓶內(nèi)溶液變色，且在半分鐘內(nèi)不恢復原來的顏色，即為滴定內(nèi)溶液變色，且在半分鐘內(nèi)不恢復原來的顏色，即為滴定終點，并記錄所用標準液的體積。終點，并記錄所用標準液

24、的體積。u 2酸堿中和滴定實驗酸堿中和滴定實驗(2)(2)實驗操作實驗操作(以標準鹽酸滴定待測以標準鹽酸滴定待測NaOHNaOH溶液為例溶液為例)讀數(shù)：視線與滴定管中凹液面的最低點水平相切，不可俯視或仰視；讀數(shù)：視線與滴定管中凹液面的最低點水平相切，不可俯視或仰視；讀數(shù)結(jié)果的精確度為讀數(shù)結(jié)果的精確度為0.01 mL。重復重復23次，取平均值計算。次，取平均值計算。(3)數(shù)據(jù)處理數(shù)據(jù)處理【注意】常用酸堿指示劑及變色范圍：考法考法4 指示劑的選擇指示劑的選擇1.中和滴定指示劑的選擇中和滴定指示劑的選擇一般要求變色明顯一般要求變色明顯(所以一般不選用石蕊所以一般不選用石蕊)，指示劑，指示劑的變化范圍

25、與恰好中和時的的變化范圍與恰好中和時的pH要吻合或接近。強酸要吻合或接近。強酸強堿相互滴定，生成的鹽不水解，溶液呈中性，可強堿相互滴定，生成的鹽不水解，溶液呈中性，可用酚酞或甲基橙作指示劑；強酸弱堿相互滴定，生用酚酞或甲基橙作指示劑；強酸弱堿相互滴定，生成強酸弱堿鹽，溶液呈酸性，故選用甲基橙作指示成強酸弱堿鹽，溶液呈酸性，故選用甲基橙作指示劑；強堿弱酸相互滴定，生成強堿弱酸鹽，溶液呈劑；強堿弱酸相互滴定，生成強堿弱酸鹽，溶液呈堿性，故選用酚酞作指示劑堿性，故選用酚酞作指示劑?？挤挤? 指示劑的選擇指示劑的選擇2.有些反應(yīng)不需要額外加入指示劑有些反應(yīng)不需要額外加入指示劑如如KMnO4溶液本身為

26、紫紅色，滴定終點為溶液本身為紫紅色，滴定終點為KMnO4被消被消耗完全，溶液中的紫紅色褪去，即可指示滴定終點；耗完全，溶液中的紫紅色褪去，即可指示滴定終點；還有些特殊指示劑，如用淀粉檢驗還有些特殊指示劑，如用淀粉檢驗I2的存在，當?shù)拇嬖?，?I2被被反應(yīng)后，溶液中的藍色褪去。反應(yīng)后，溶液中的藍色褪去。步驟步驟操作操作V V（標準）（標準）c c(待測）待測）洗滌取液酸式滴定管未用標準酸溶液潤洗變大偏高堿式滴定管未用待測溶液潤洗變小偏低錐形瓶用待測溶液潤洗變大偏高錐形瓶洗凈后還留有蒸餾水不變無影響放出堿液的滴定管開始時有氣泡，放出堿液后氣泡消失變小偏低滴定酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定終點時氣泡消

27、失變大偏高振蕩錐形瓶時部分液體濺出變小偏低部分酸液滴在錐形瓶外變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堿液顏色無變化變大偏高讀數(shù)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”)變小偏低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”)變大偏高考法考法5 酸堿中和滴定誤差分析酸堿中和滴定誤差分析考法考法6 氧化還原滴定法和沉淀滴定法氧化還原滴定法和沉淀滴定法1.氧化還原滴定法氧化還原滴定法(1)原理原理：以氧化劑：以氧化劑(或還原劑或還原劑)為滴定劑，直接滴定一些具有還原性為滴定劑，直接滴定一些具有還原性 (或或氧化性氧化性)的物質(zhì)。的物質(zhì)。(2)實例實例：如酸性

28、：如酸性KMnO4溶液滴定溶液滴定H2C2O4溶液溶液a.原理：原理：2MnO-4+6H+5H2C2O4=10CO2+2Mn2+8H2Ob.指示劑：酸性指示劑：酸性KMnO4溶液本身呈紫色，不用另外選擇指示劑。溶液本身呈紫色，不用另外選擇指示劑。c.終點判斷：當?shù)稳胱詈笠坏嗡嵝越K點判斷：當?shù)稳胱詈笠坏嗡嵝訩MnO4溶液后，溶液由無色變淺紅色，且溶液后，溶液由無色變淺紅色，且半分鐘內(nèi)不褪色，說明到達滴定終點。半分鐘內(nèi)不褪色，說明到達滴定終點。2.沉淀滴定法沉淀滴定法(利用生成沉淀的反應(yīng)利用生成沉淀的反應(yīng))應(yīng)用最多的是銀量法，即利用應(yīng)用最多的是銀量法，即利用Ag+與鹵素離子的反應(yīng)來測定與鹵素離子的

29、反應(yīng)來測定Cl-、Br-、I-和和Ag+的含量。的含量。北京理綜北京理綜201727題節(jié)選題節(jié)選SCR和和NSR技術(shù)可有效降技術(shù)可有效降低柴油發(fā)動機在空氣過量條件下的低柴油發(fā)動機在空氣過量條件下的NOx排放。排放。SCR（選擇性催（選擇性催化還原）工作原理：化還原）工作原理：(1)尿素 CO(NH2)2水溶液熱分解為NH3和CO2，該反應(yīng)的化學方程式為_。(2)反應(yīng)器中NH3還原NO2的化學方程式為_。例6(3)當燃油中含硫量較高時，尾氣中SO2在O2作用下會形成(NH4)2SO4，使催化劑中毒。用化學方程式表示(NH4)2SO4的形成：_。(4)尿素溶液濃度影響NO2的轉(zhuǎn)化，測定溶液中尿素（M=60 gmol-1）含量的方法如下：取a g尿素溶液，將所含氮完全轉(zhuǎn)化為NH3，所得NH3用過量的V1 mL c1 molL-1 H2SO4溶液吸收完全，剩余H2SO4用V2 mL c2 molL-1 NaOH溶液恰好中和，則尿素溶液中溶質(zhì)的質(zhì)量分數(shù)是_。例6例5【解析】（1）由原子守恒知反應(yīng)物還有，該反應(yīng)的化學方程式為（2）還原生成和，根據(jù)得失電子守恒及原子守恒配平：。（3）反應(yīng)物為、和，生成物為，化學方程式為 。（4）為二元酸，有，。由氮原子守恒有：，尿素溶液中溶質(zhì)的質(zhì)量分數(shù)為?！敬鸢浮亢罄m(xù)更加精彩后續(xù)更加精彩