高三化學一輪復習 第8單元 物質在水溶液中的行為 第2節(jié) 水溶液 酸堿中和滴定課件 魯科版.ppt

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第2節(jié) 水溶液 酸堿中和滴定,-2-,考綱要求:1.了解水的電離、離子積常數。 2.了解溶液pH的定義,能進行pH的簡單計算。 3.了解測定溶液pH的方法。 4.能根據實驗試題要求分析或處理實驗數據,得出合理結論。,-3-,基礎梳理,考點突破,水的電離,,,,,-4-,基礎梳理,考點突破,結論:(1)加入酸或堿及降溫,抑制水的電離。 (2)加熱、加入可消耗H+或OH-的物質,加入能水解的鹽促進水的電離。 (3)水的離子積常數僅與溫度有關。升溫,KW增大;降溫,KW減小。,,,,,,,,,,,,,,-5-,基礎梳理,考點突破,自主鞏固 判斷正誤,正確的畫“√”,錯誤的畫“”。 (1)pH相同的水溶液,水電離出來的[H+]一定相同 ( ) (2)由水電離出來的[H+]相同的水溶液,pH一定相同 ( ) (3)將純水加熱到95 ℃時,KW變大,pH不變,水仍為中性 ( ) (4)向純水中加入稀氨水,抑制水的電離,溶液中[OH-]增大,KW變小 ( ) (5)向純水中加入純堿,溶液中[H+]減小,KW不變 ( √ ) (6)pH=5的鹽酸和氯化銨溶液中,水的電離程度后者大于前者 ( √ ),,,,,,,-6-,基礎梳理,考點突破,-7-,基礎梳理,考點突破,-8-,基礎梳理,考點突破,例1(2015廣東理綜)一定溫度下,水溶液中H+和OH-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,水的離子積常數為1.010-13 mol2L-2 C.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,答案,解析,-9-,基礎梳理,考點突破,,-10-,基礎梳理,考點突破,例2(2015山西山大附中期中)25 ℃時,某溶液中由水電離產生的[H+]和[OH-]的乘積為110-18 mol2L-2,下列說法正確的是( ) A.該溶液的pH可能是5 B.此溶液不存在 C.該溶液的pH一定是9 D.該溶液的pH可能為7,答案,解析,-11-,基礎梳理,考點突破,思維建模,-12-,基礎梳理,考點突破,跟蹤訓練 1.如圖表示水中[H+]和[OH-]的關系,下列判斷錯誤的是( ),A.兩條曲線間任意點均有[H+][OH-]=KW B.M區(qū)域內任意點均有[H+][OH-] C.圖中T1T2 D.XZ線上任意點均有pH=7,答案,解析,-13-,基礎梳理,考點突破,2.(2015天津理綜)室溫下,將0.05 mol Na2CO3固體溶于水配成100 mL溶液,向溶液中加入下列物質,有關結論正確的是( ),答案,解析,-14-,基礎梳理,考點突破,3.25 ℃時,在等體積的①pH=0的H2SO4溶液、②0.05 molL-1的Ba(OH)2溶液、③pH=10的Na2S溶液、④pH=5的NH4NO3溶液中,發(fā)生電離的水的物質的量之比是(A) A.1∶10∶1010∶109 B.1∶5∶(5109)∶(5108) C.1∶20∶1010∶109 D.1∶10∶104∶109,,-15-,基礎梳理,考點突破,溶液的酸堿性與pH 1.溶液的酸堿性 溶液的酸堿性取決于溶液中[H+]和[OH-]的相對大小。(將“”“=”或“”填在下表空格中),,,,,,,,,,,-16-,基礎梳理,考點突破,2.pH (1)定義式:pH=-lg[H+]。 (2)pH的適用范圍:0~14,即只適用于[H+]≤1 molL-1或[OH-]≤1 molL-1的電解質溶液,當[H+]或[OH-]≥1 molL-1時,直接用[H+]或[OH-]表示溶液的酸堿性。 3.[H+]、[OH-]、pH與溶液酸堿性的關系 室溫時:,,-17-,基礎梳理,考點突破,溶液中[H+]越小,[OH-]越大,溶液的酸性越弱,堿性越強,pH越大;溶液中[H+]越大,[OH-]越小,溶液酸性越強,堿性越弱。 4.測定溶液pH的方法 (1)用pH試紙測定 ①用鑷子撕下一小片試紙放在表面皿上,用玻璃棒蘸取待測液點在干燥的pH試紙上,試紙變色后,與標準比色卡對比即可確定溶液的pH。 ②注意事項:pH試紙使用前不能用蒸餾水潤濕,否則待測液因被稀釋可能會產生誤差。廣泛pH試紙只能測出整數值(不精確)。 (2)用酸度計測定:可精確測量溶液的pH。,,,,,,,,,,-18-,基礎梳理,考點突破,自主鞏固 判斷正誤,正確的畫“√”,錯誤的畫“”。 (1)100 ℃時KW=1.010-12 mol2L-2,0.01 molL-1鹽酸的pH=2,0.01 molL-1的NaOH溶液的pH=10 ( √ ) (2)某溶液的pH=7,該溶液一定顯中性 ( ) (3)任何水溶液中均存在H+和OH-,且水電離出的[H+]和[OH-]相等 ( √ ) (4)0.1 molL-1的氨水和0.1 molL-1的鹽酸等體積混合,所得溶液呈中性 ( ) (5)室溫下,pH=3的醋酸溶液和pH=11的NaOH溶液等體積混合,所得溶液呈堿性 ( ) (6)用蒸餾水潤濕的pH試紙測溶液的pH,一定會產生誤差 ( ),,,,,,,-19-,基礎梳理,考點突破,1.pH的換算關系,2.溶液pH的計算 基本思路:,-20-,基礎梳理,考點突破,-21-,基礎梳理,考點突破,-22-,基礎梳理,考點突破,(5)未標明強弱的酸、堿混合: 例如:把pH=2與pH=12的溶液等體積混合后,其pH不一定等于7。若二者為強酸、強堿,則pH=7;若為弱酸、強堿,則弱酸有余,pH7。 (6)酸堿加水稀釋后求pH: ①對于強酸溶液,每稀釋10倍體積,pH增大1個單位;對于弱酸溶液,每稀釋10倍體積,pH增大不足1個單位。無論稀釋多少倍,酸溶液的pH不能等于或大于7,只能趨近于7。 ②對于強堿溶液,每稀釋10倍體積,pH減小1個單位。對于弱堿溶液,每稀釋10倍體積,pH減小不足一個單位。無論稀釋多少倍,堿溶液的pH不能等于或小于7,只能趨近于7。,-23-,基礎梳理,考點突破,-24-,基礎梳理,考點突破,例3已知在100 ℃的溫度下,水的離子積KW=110-12 mol2L-2,本題涉及的溶液其溫度均為100 ℃。下列說法中正確的是( ) A.0.005 molL-1的稀硫酸,pH=2 B.0.001 molL-1的NaOH溶液,pH=11 C.0.005 molL-1的稀硫酸與0.01 molL-1的NaOH溶液等體積混合,混合溶液的pH為6,溶液顯酸性 D.完全中和50 mL pH=3的稀硫酸,需要100 mL pH=9的NaOH溶液,答案,解析,-25-,基礎梳理,考點突破,歸納總結: pH計算口訣 “酸按酸(H+)堿按堿(OH-);同強相混直接算,同強等混弱點三;異強相混看過量;無限稀釋“7”為限。” “同強等混弱點三”的含義 ①若兩強酸溶液等體積混合,可采用速算方法:混合后溶液的pH等于混合前溶液pH小的加0.3。如pH=3和pH=5的鹽酸等體積混合后,pH=3.3。 ②若兩強堿溶液等體積混合,可采用速算方法:混合后溶液的pH等于混合前溶液pH大的減0.3。如pH=9和pH=11的燒堿溶液等體積混合后,pH=10.7。,-26-,基礎梳理,考點突破,例4(1)已知T ℃,KW=110-13 mol2L-2,則T ℃25 ℃(填“”“”或“=”)。在T ℃時將pH=11的NaOH溶液a L與pH=1的硫酸b L混合(忽略混合后溶液體積的變化),若所得混合溶液的pH=10,則a∶b=101∶9。 (2)25 ℃時,有pH=x的鹽酸和pH=y的氫氧化鈉溶液(x≤6,y≥8),取a L該鹽酸與b L該氫氧化鈉溶液反應,恰好完全中和,求:,,,,,,,,,-27-,基礎梳理,考點突破,,-28-,基礎梳理,考點突破,-29-,基礎梳理,考點突破,跟蹤訓練 1.(2015山東泰安質檢)關于室溫下下列溶液的說法不正確的是( ),,答案,解析,-30-,基礎梳理,考點突破,2.已知水在25 ℃和95 ℃時,其電離平衡曲線如圖所示: (1)則25 ℃時水的電離平衡曲線應為A(填“A”或“B”),請說明理由水的電離是吸熱過程,溫度低時,電離程度小,[H+]、[OH-]小。 (2)25 ℃時,將pH=9的NaOH溶液與pH=4的H2SO4溶液混合,若所得混合溶液的pH=7,則NaOH溶液與H2SO4溶液的體積比為10∶1。 (3)95 ℃時,若100體積pH1=a的某強酸溶液與1體積pH2=b的某強堿溶液混合后溶液呈中性,則混合前a與b之間應滿足的關系是a+b=14。 (4)曲線B對應溫度下,pH=2的某HA溶液和pH=10的NaOH溶液等體積混合后,混合溶液的pH=5。請分析其原因:曲線B對應95 ℃,此時水的離子積為10-12 mol2L-2,HA若為強酸,最后應為pH=6,現(xiàn)pH=5,說明HA為弱酸,HA中和NaOH后,混合溶液中還剩余較多的HA分子,可繼續(xù)電離出H+。,,,,,,,,,-31-,基礎梳理,考點突破,解析:(1)升高溫度時,促進水的電離,水的離子積也增大,水中氫離子濃度、氫氧根離子濃度都增大,水的pH減小,但溶液仍然呈中性。因此結合圖像中A、B曲線變化情況及氫離子濃度、氫氧根離子濃度判斷25 ℃時水的電離平衡曲線應為A,理由為水的電離是吸熱過程,升高溫度,水的電離程度增大。(2)25 ℃時所得混合溶液的pH=7,即酸堿恰好中和?，F(xiàn)pH(堿)+pH(酸)=9+4=13,所以堿的體積必是酸的10倍。(3)要注意的是95 ℃時,水的離子積為10-12 mol2L-2,即酸、堿濃度相等時pH(酸)+pH(堿)=12?，F(xiàn)強堿的濃度是強酸的100倍,所以pH(酸)+pH(堿)=14,即a+b=14。,-32-,基礎梳理,考點突破,,,,,,,,-33-,基礎梳理,考點突破,4.中和滴定的實驗用品 (1)主要儀器: 酸式滴定管(如圖A)、堿式滴定管(如圖B)、滴定管夾、鐵架臺、錐形瓶。,,,,-34-,基礎梳理,考點突破,(2)試劑:標準液、待測液、酸堿指示劑。 (3)滴定管的使用: ①酸性、氧化性的試劑一般用酸式滴定管,因為酸和氧化性物質易腐蝕橡膠管。 ②堿性的試劑一般用堿式滴定管,因為堿性物質易 腐蝕玻璃,致使活塞無法打開。 (4)酸堿指示劑的選擇原則: 酸堿指示劑可以用來指示反應過程中pH的變化,以確定滴定終點。,,,,,,,,-35-,基礎梳理,考點突破,通常指示劑的變色范圍盡量與滴定終點的溶液酸堿性一致,在強酸強堿的滴定時可以用酚酞或甲基橙;強堿滴定弱酸,最終生成的是強堿弱酸鹽,滴定終點時溶液呈堿性,選擇酚酞作指示劑;而強酸滴定弱堿時,則選甲基橙作指示劑。石蕊的顏色變化不明顯,一般不選用石蕊作指示劑。,,,,,,,,,,-36-,基礎梳理,考點突破,5.中和滴定操作(以酚酞為指示劑,用標準鹽酸滴定NaOH溶液為例) (1)滴定前的準備:,,,-37-,基礎梳理,考點突破,(2)滴定:,(3)滴定終點的判斷: 等到滴入最后一滴標準液,溶液由紅色變?yōu)闊o色,且在半分鐘內不恢復原來的顏色,視為滴定終點,并記錄標準液的體積。,,-38-,基礎梳理,考點突破,6.數據處理 按上述操作重復2~3次,求出用去標準鹽酸體積的平均值,根據,-39-,基礎梳理,考點突破,自主鞏固 判斷正誤,正確的畫“√”,錯誤的畫“”。 (1)滴定管的讀數自下至上逐漸減小 ( √ ) (2)酸性高錳酸鉀溶液應盛放在酸式滴定管中 ( √ ) (3)滴定管在使用前應用待盛液潤洗 ( √ ) (4)錐形瓶在使用前應用待盛液潤洗 ( ) (5)滴定時眼睛要注視滴定管刻度 ( ) (6)可以選用石蕊作酸堿中和滴定的指示劑 ( ) (7)滴定前滴定管尖嘴處有氣泡,滴定結束后氣泡消失,會使測定結果偏高 ( √ ),,,,,,,,-40-,基礎梳理,考點突破,中和滴定的誤差分析 (1)要依據公式 。c(標準)和V(待測)在誤差分析時是定值,因此只需分析各種原因使得所耗標準液體積V(標準)變大或變小,V(標準)變大,則c(待測)偏高;V(標準)變小,則c(待測)偏低。 (2)以標準酸溶液滴定未知濃度的堿溶液(酚酞作指示劑)為例,常見的因操作不正確而引起的誤差有:,-41-,基礎梳理,考點突破,-42-,基礎梳理,考點突破,-43-,基礎梳理,考點突破,例5(2015安徽蚌埠模擬)下面是中和滴定過程中,容易引起誤差的五個方面,根據題意,用“偏高”“偏低”或“無影響”填空。 (1)儀器潤洗:錐形瓶用蒸餾水沖洗后,再用待測液潤洗,使滴定結果偏高。 (2)存在氣泡:滴定管尖嘴部分滴定前無氣泡,滴定終了有氣泡,使滴定結果偏低。 (3)讀數操作:①滴定前平視滴定管刻度線,滴定終了俯視刻度線,使滴定結果偏低。②滴定前仰視滴定管刻度線,滴定終了俯視刻度線,使滴定結果偏低。,,,,,-44-,基礎梳理,考點突破,(4)指示劑選擇:用鹽酸滴定氨水,選用酚酞作指示劑,使滴定結果偏低。 (5)存在雜質:①用含NaCl雜質的NaOH配制成標準溶液來滴定鹽酸,則測定的鹽酸濃度將偏高;②用含Na2O雜質的NaOH配制成標準溶液來滴定鹽酸,則測定的鹽酸濃度偏低。,,,,-45-,基礎梳理,考點突破,解析:(1)錐形瓶用蒸餾水沖洗后,再用待測液潤洗,待測溶液溶質的物質的量增大,消耗標準溶液的體積增大,結果偏高。 (2)體積數=末讀數-初讀數。滴定管尖嘴部分滴定前無氣泡,滴定終了有氣泡,讀取的體積數比實際消耗標準溶液的體積小,結果偏低。 (3)仰視讀數時,讀取的體積數偏大;俯視讀數時,讀取的體積數偏小。 (4)用鹽酸滴定氨水,選用酚酞作指示劑,由于酚酞變色時,溶液呈堿性,鹽酸不足,氨水有剩余,消耗鹽酸的體積數偏小,結果偏低。,-46-,基礎梳理,考點突破,(5)用含NaCl雜質的NaOH試劑配制成標準溶液來滴定鹽酸,由于NaCl不與鹽酸反應,消耗的溶液體積增大,結果偏高。用含Na2O雜質的NaOH試劑配制成標準溶液來滴定鹽酸,根據中和1 mol HCl所需Na2O質量為31 g,中和1 mol HCl所需NaOH質量為40 g可知中和相同量鹽酸時,所需含Na2O的NaOH的量比所需純NaOH的量小,結果偏低。,-47-,基礎梳理,考點突破,跟蹤訓練 1.(2015廣東理綜)準確移取20.00 mL某待測HCl溶液于錐形瓶中,用0.100 0 molL-1 NaOH溶液滴定,下列說法正確的是( ) A.滴定管用蒸餾水洗滌后,裝入NaOH溶液進行滴定 B.隨著NaOH溶液滴入,錐形瓶中溶液pH由小變大 C.用酚酞作指示劑,當錐形瓶中溶液由紅色變無色時停止滴定 D.滴定達終點時,發(fā)現(xiàn)滴定管尖嘴部分有懸滴,則測定結果偏小,答案,解析,-48-,基礎梳理,考點突破,2.測定某H2SO4溶液的濃度,參考如圖所示,從下表中選出正確選項( ),答案,解析,-49-,基礎梳理,考點突破,3.(2015四川理綜,節(jié)選)(NH4)2SO4是常用的化肥和化工原料,受熱易分解。某興趣小組擬探究其分解產物。 【查閱資料】 (NH4)2SO4在260 ℃和400 ℃時分解產物不同。 【實驗探究】 該小組擬選用下圖所示裝置進行實驗(夾持和加熱裝置略)。,-50-,基礎梳理,考點突破,,,,,-51-,基礎梳理,考點突破,解析:(1)儀器X為圓底燒瓶。 (2)對滴定管的處理先要查漏、清洗干凈,然后用待裝液潤洗,趕氣泡再調零,最后讀數,故順序為dbaec。 (3)用0.200 0 molL-1 NaOH溶液滴定剩余鹽酸,終點時消耗NaOH溶液25.00 mL,故消耗的HCl的物質的量為n(HCl)=0.200 0 molL-10.025 00 L=0.005 000 mol,裝置B盛0.500 0 molL-1鹽酸70.00 mL,n(HCl)=0.500 0 molL-10.070 0 L=0.035 00 mol,因此B裝置吸收的氨氣為0.035 00 mol-0.005 000 mol=0.030 00 mol。,-52-,實驗探究:酸堿中和滴定的拓展應用 中和滴定實驗是中學化學中重要定量實驗之一,有關中和滴定的實驗操作、指示劑的選擇和誤差分析是高考命題的重點。隨著新課程改革的推進,與滴定實驗相關的氧化還原滴定、沉淀滴定等也在高考試題中頻頻出現(xiàn),需引起考生的重視。 一、酸堿中和滴定 1.酸堿中和滴定原理,即c(標)V(標)=c(待)V(待),-53-,2.酸堿中和滴定的關鍵 (1)用酸式或堿式滴定管準確測定參加反應的兩溶液的體積V(標)和V(待)。 (2)準確判斷中和反應是否恰好完全進行,借助酸堿指示劑判斷滴定終點:溶液顏色發(fā)生變化且在半分鐘內不再變色。 (3)多次測定求各體積的平均值。,-54-,例1(2014重慶理綜)中華人民共和國國家標準(GB2760-2011)規(guī)定葡萄酒中SO2最大使用量為0.25 gL-1。某興趣小組用圖1裝置(夾持裝置略)收集某葡萄酒中SO2,并對其含量進行測定。,-55-,,,,,,,-56-,(4)滴定至終點時,消耗NaOH溶液25.00 mL,該葡萄酒中SO2含量為0.24 gL-1。 (5)該測定結果比實際值偏高,分析原因并利用現(xiàn)有裝置提出改進措施原因:鹽酸的揮發(fā);改進措施:用不揮發(fā)的強酸如硫酸代替鹽酸,或用蒸餾水代替葡萄酒進行對比實驗,排除鹽酸揮發(fā)的影響。,,,,-57-,解析:(1)通入冷凝管的冷水應低進高出,且通常冷熱逆流時冷凝效果最好,該題中冷水從a端進時,冷凝水難以充滿冷凝管而降低冷凝效果,故應從b端入水; (2)最小公倍數法配平方程式: 第一步:標化合價,-58-,-59-,二、沉淀滴定 1.定義 沉淀滴定是利用沉淀反應進行定量分析的方法。生成沉淀的反應很多,但符合定量分析條件的卻很少,實際上應用最多的是銀量法,即利用Ag+與鹵素離子的反應來測定Cl-、Br-、I-的濃度。 2.沉淀滴定原理 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的生成物的溶解度要比滴定劑與指示劑反應的生成物的溶解度小,否則不能用這種指示劑。如用AgNO3溶液滴定溶液中的Cl-的含量時常以 為指示劑,這是因為AgCl比Ag2CrO4的Ksp更小的緣故。,-60-,例2(2012全國理綜)氯化鉀樣品中含有少量碳酸鉀、硫酸鉀和不溶于水的雜質。為了提純氯化鉀,先將樣品溶于適量水中,充分攪拌后過濾,再將濾液按下圖所示步驟進行操作。,,,,,,-61-,,,,,,,-62-,-63-,-64-,-65-,-66-,例3(2016山東濰坊期中)許多含氯物質與生活密切相關,如HClO、ClO2、NaClO2等都是重要的殺菌消毒劑和漂白劑。其中制備NaClO2的工業(yè)流程如圖所示:,,,,-67-,,,-68-,-69-,-70-,,,,-71-,-72-,-73-,,,-74-,-75-,-76-,