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2017-2018学年高中化学苏教版选修4 专题3 溶液中的离子反应 专题优化总结 课件(33张)_图文


专题3

溶液中的离子反应

氧化还原滴定 中和滴定是酸与碱相互作用生成盐和水的反应,通过实验手

段用已知测定未知。如果不是酸碱之间的反应,而是其他类
型的反应,若原理相同,也可以用该实验手段进行已知测定 未知的操作。

如氧化还原滴定:
1.原理 利用溶液中的氧化还原反应和滴定原理,可求氧化剂(或还原 剂)溶液的浓度。

2.指示剂的选择 (1)酸性 KMnO4 溶液滴定 H2C2O4 溶液 原理:2MnO4 + 6H + 5H2C2O4===10CO2↑+ 2Mn2 +8H2O 指示剂: 酸性 KMnO4 溶液本身呈紫色, 不用另外选择指示剂,
- + +

当滴入一滴酸性 KMnO4 溶液后, 溶液由无色变紫色, 且半分 钟内不恢复蓝色,说明达到滴定终点。 (2)Na2S2O3 滴定碘液 原理:2Na2S2O3+ I2===Na2S4O6+2NaI 指示剂:用淀粉作指示剂,当滴入一滴 Na2S2O3 溶液后,溶 液颜色由蓝色变为无色,并且半分钟内不恢复蓝色,说明达 到滴定终点。

现有 0.001 mol· L

-1

酸性 KMnO4 溶液和未知浓度的无


色 Na2SO3 溶液。二者发生反应的离子方程式是 2MnO4 +
2 5SO3 + 6H ===2Mn2 + 5SO2 4 + 3H2O。
- + + -

回答下列问题:

ABDEFH 。 (1)该滴定实验所需仪器有下列中的___________
A. 酸式滴定管(50 mL) B . 碱式滴定管 (50 mL) mL) 纸 D. 锥形瓶 I.胶头滴管 E. 铁架台 J.漏斗 F. 滴定管夹 C. 量筒(10 H. 白

G. 烧杯

碱 (2)不用________( 酸、碱)式滴定管盛放酸性高锰酸钾溶液。 试分析原因: 酸性高锰酸钾溶液能腐蚀橡胶管 ___________________________________________________ 。 (3)选何种指示剂,说明理由: - 2+ 不用指示剂,因为 MnO 转变为 Mn 时紫色褪去 4 __________________________________________________ 。

(4)滴定前平视酸性KMnO4溶液液面,刻度为a mL,滴定后
俯视液面刻度为b mL,则(b-a)mL比实际消耗酸性KMnO4 少 溶液体积________( 填“多”或“少”)。根据(b-a)mL计算得到

小 的待测浓度,比实际浓度________( 填“大”或“小”)。

[解析 ]

(1)因为氧化还原滴定实验类似于中和滴定,由中和

滴定实验所需仪器的选用进行迁移可得出正确答案。 (2)由于 KMnO4 具有强氧化性,能腐蚀橡胶管,故不能用碱 式滴定管盛放酸性 KMnO4 溶液。 (3)MnO4 为紫色,Mn2 为无色,可用这一明显的颜色变化来
- +

判断滴定终点。 (4)滴定后俯视液面 ,所读数值偏小 ,所测浓度比实际浓度偏小。

强酸与弱酸的证明方法
电解质的强弱,可以从电离平衡的特征去考虑,用定性和定

量的方法加以证明。要证明一种酸是强酸还是弱酸,常见的
方法如下:

1.根据定义判定

(1)强酸在水溶液中全部电离,不存在溶质分子;弱酸在水溶
液中部分电离,因存在电离平衡,所以既含溶质离子,又含 溶质分子。 (2)同温度、同浓度的强酸溶液的导电性强于弱酸溶液的导电 性。 (3)pH相同的强酸和弱酸,弱酸的物质的量浓度大于强酸的物 质的量浓度。

2.根据稀释过程中c(H+)变化判定 (1)相同pH、相同体积的强酸和弱酸,当加水稀释相同倍数时, pH变化大的为强酸,pH变化小的为弱酸。 (2) 稀释浓的弱酸溶液,一般是 c(H + ) 先增大后减小;稀释浓 的强酸溶液,c(H+)一直减小。 3.根据中和反应区别判定 (1)中和相同体积、相同pH的强酸和弱酸,弱酸的耗碱量多于 强酸。 (2)相同pH、相同体积的强酸和弱酸分别与等物质的量的同元

强碱发生中和反应后,若溶液呈中性,该酸为强酸;若溶液
呈酸性,则该酸为弱酸。

4.根据与其他物质发生化学反应的速率、生成气体的量等判定 (1)pH相同、体积也相同的强酸和弱酸分别跟足量活泼金属反 应时,起始速率相同;在反应过程中,弱酸反应较快,产生 的氢气量多;而强酸反应较慢,产生的氢气量少。 (2)同浓度、同体积的强酸和弱酸分别与足量较活泼的金属反 应,强酸生成氢气的速率较大;弱酸产生氢气的速率较小。 当二者为同元酸时,产生氢气的物质的量相等。 5.根据酸根离子是否水解判断 强酸强碱盐不水解,溶液呈中性,弱酸强碱盐溶液水解显碱性,

且水解程度越大的酸根对应的酸越弱。

四大平衡常数的比较和应用
四大常数的计算是近几年高考命题的重点之一,尤其是《 新课程标准》增加的化学平衡常数和溶度积,考查的频率 非常高。

1 .化学平衡常数、水的离子积、电离平衡常数及溶度积 的比较 化学平衡常数 反应 举例
mA+nB pC+qD
H2O

水的离子积
H +OH
+ -
+ -

表达式
影响 因素 适应 范围

cp? C? · cq? D? K= m c ? A? · cn? B?

Kw=c(H )· c(OH )

温度 一般化学反应平衡体系

温度 稀的酸性、碱性或中性 溶液

电离平衡常数 反应 举例 表达式 影响 因素 适应 范围
HA H +A
+ -

溶度积
Am Bn m An +nBm
+ -





c?H ? · c? A ? K= c?HA?

Ksp=cm(An+)· cn(Bm-) 温度 难溶电解质的 溶解平衡体系

温度

弱电解质的电离平 衡体系

2.常利用平衡常数(K)与浓度商(Qc)来判断反应是否处于平衡

状态或反应进行的方向:
Qc>K,平衡左移; Qc=K,处于平衡状态;

Qc<K,平衡右移。

溶液中微粒浓度大小的比较 1.明确两个“微弱” (1)弱电解质的电离是微弱的,电离产生的离子的浓度小于弱 电解质分子的浓度。如弱酸HA溶液中c(HA)>c(H+)>c(A-) >c(OH-)。

(2)单一的弱酸根阴离子和弱碱阳离子的水解是微弱的,水解
生成的粒子的浓度小于盐电离产生的离子的浓度。如弱酸盐 NaA溶液中c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(HA)>c(H+)。 知识拓展 多元弱酸要考虑分步电离(Ka1>Ka2>Ka3),多元弱 酸的正盐要依据分步水解分析离子浓度, 如 Na2CO3 溶液中, + - - - + c(Na )>c(CO2 3 )>c(OH )>c(HCO3 )>c(H )。

2.熟知“三个”守恒 (1)电荷守恒规律:电解质溶液中,无论存在多少种离子,溶 液都呈电中性,即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所 + + - 带正电荷总数。 如 NaHCO3 溶液中存在着 Na 、 H 、 HCO3 、 CO2 3 、 OH ,必存在如下关系: c(Na )+ c(H )= c(HCO3 ) - - + c(OH )+2c(CO2 3 )。
- - + + -

(2)物料守恒规律 (原子守恒):电解质溶液中,由于某些离子 能够水解,离子种类增多,但元素总是守恒的。如 K2S 溶液 中 S2 、 HS 都能水解,故 S 元素以 S2 、 HS 、H2S 三种形 + - 式存在,它们之间有如下守恒关系:c(K )= 2c(S2 )+ 2c(HS
- - - - -

)+ 2c(H2S)。

(3)质子守恒规律:质子即 H ,质子转移过程中,失去的质 H2CO3 子数和得到的质子数相等。如 NaHCO3 溶液中, H O+ 3 CO3 失去质子 CO2 3 + - ,所以 c(H2 CO 3 )+ c(H3 O )= ← — — — — ― ― → +H H2 O - H OH
得到质子










2 c(CO2 ) + c (OH ) , 即 c (H CO ) + c (H ) = c (CO 3 2 3 3 )+ c(OH )。
- - + - -

特别提示

(1)一元酸HA、一元碱BOH的混合溶液中只含有

H+、A-、B+、OH-4种离子,不可能出现两种阳(阴)离子浓 度同时大于两种阴(阳)离子浓度的情况。如c(B+)>c(A-)>c(H
+)>c(OH-)等肯定错误。

(2)将物料守恒式代入电荷守恒式中,即可得出质子守恒式。

3.掌握“四个”步骤 溶液中粒子浓度大小比较方法的四个步骤: (1)判断反应产物:判断两种溶液混合时生成了什么物质,是 否有物质过量,再确定反应后溶液的组成。 (2)写出反应后溶液中存在的平衡:根据溶液的组成,写出溶 液中存在的所有平衡 ( 水解平衡、电离平衡 ) ,尤其要注意不 要漏写在任何水溶液中均存在的水的电离平衡。这一步的主

要目的是分析溶液中存在的各种粒子及比较直接地看出某些
粒子浓度间的关系,在具体应用时要注意防止遗漏。

(3)列出溶液中存在的等式:根据反应后溶液中存在的溶质的 守恒原理,列出两个重要的等式,即电荷守恒式和物料守恒 式,据此可列出溶液中阴、阳离子间的数学关系式。 (4)比大小:根据溶液中存在的平衡和题给条件,结合平衡的 有关知识,分析哪些平衡进行的程度相对大一些,哪些平衡

进行的程度相对小一些,再依此比较溶液中各粒子浓度的大
小。这一步是溶液中粒子浓度大小比较最重要的一步 ,关键是 要把握好电离平衡和水解平衡两大理论,树立“主次”意识。

1.为证明某可溶性一元酸(HX)是弱酸,某同学设计了如下 实验方案,其中不合理的是( HX是弱酸 B.室温下,将等浓度等体积的盐酸和NaX溶液混合,若混 )

A.室温下,测0.1 mol· L-1的HX溶液的pH,若pH>1,证明

合溶液pH<7,证明HX是弱酸
C.室温下,测1 mol· L-1 NaX溶液的pH,若pH>7,证明HX 是弱酸 D.在相同条件下,对0.1 mol· L-1的盐酸和0.1 mol· L-1的HX 溶液进行导电性实验,若HX溶液灯泡较暗,证明HX为弱酸

解析: 选 B。 由 0.1 mol· L 1 HX 溶液 pH>1 知, c(H )<0.1 mol· L -1 ,说明 HX 只部分电离, HX 是弱酸, A 项正确;等物质的
- +

量浓度的 HCl 和 NaX 组成的混合溶液,无论 HX 是强酸还是 弱酸,溶液都显酸性,B 项错误;若 NaX 溶液的 pH>7,说明 盐在水中发生水解:X + H2O HX + OH ,为弱酸强碱 盐, C 项正确;用同浓度的一元酸做导电实验,灯泡较暗者, 溶液离子浓度较小,说明 HX 没有完全电离,则为弱酸,D 项 正确。
- -

2.(2019· 杭州高二调研)下表是几种常见弱酸的电离方程式及 电离平衡常数(25 ℃)。 电离方程式 CH3CO CH3CO CH3COOH - + OH O +H 酸 电离平衡常数K 1.76×10-5


H2CO3

H2CO3 - HCO3

H + HCO 3 + - H +CO2 3



K1=4.31×10-7 K2=5.61×10-11

H3PO4

H3PO4 - H2PO4 - HPO2 4

H +H2PO4 + - H +HPO2 4 + - H +PO3 4





K1=7.52×10-3 K2=6.23×10-8 K3=2.20×10-13

下列说法正确的是 ( A.温度升高, K 减小 B.向 0.1 mol· L
+ -1

)

CH3COOH 溶液中加入少量冰醋酸, c(H

)/c(CH3COOH)将减小 pH 关 系 为

C . 等 物 质 的 量 浓 度 的 各 溶 液 pH(Na2CO3)>pH(CH3COONa)>pH(Na3PO4)

2 D. PO3 4 、 HPO4 和 H2PO4 在溶液中能大量共存
- - -

解析:选 B。选项 A,一般情况下,电解质的电离是一个吸热 过程, 因此温度升高电离程度增大, K 增大; 选项 B, 在 0.1 mol· L
-1

CH3COOH 溶液中加入少量冰醋酸, 电离平衡向右移动, 溶 - + 液 中 c(CH3COO ) 增 大 , K 不 变 , c(H )/c(CH3COOH) = K/c(CH3COO ),因此 c(H )/c(CH3COOH)将减小;选项 C, - - 由于 HPO2 的电离常数 <HCO 4 3 的电离常数<CH3COOH 的电 离 常 数 , 因 此 正 确 的 关 系 为 pH(Na3PO4)>pH(Na2CO3)>pH(CH3COONa) ;选项 D ,根据 H3PO4 的三级电离常数可知能发生如下反应: H2PO4 + PO3 4 - - 3- 2- ===2HPO2 ,因此 PO 、 HPO 和 H PO 4 4 4 2 4 在溶液中不能大量
- - - +

共存。

3.常温下,将a L 0.1 mol· L-1的NaOH溶液与b L 0.1 mol· L-
1的CH 3COOH溶液混合。下列有关混合溶液的说法一定不正

确的是(

)

A.a<b时,c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)

B.a>b时,c(CH3COO-)>c(Na+)>c(OH-)>c(H+)
C.a=b时,c(CH3COOH)+c(H+)=c(OH-) D.无论a、b有何关系,均有c(H+)+c(Na+)=c(CH3COO-)

+c(OH-)

解析:选 B。由电荷守恒得 c(H+)+c(Na+)=c(CH3COO-) + c(OH - ) ,故 D 正确;若 b>a ,醋酸过量,溶液为 CH3COONa 与CH3COOH的混合溶液,当溶液呈酸性时A正确;若a=b, 反应后的溶液为 CH3COONa 溶液,由于 CH3COO - 水解而显 碱性,根据质子守恒可知,C正确;若a>b,说明碱过量,溶 液 为 CH3COONa 与 NaOH 的 混 合 溶 液 , 存 在 c(Na )>c(CH3COO-),B错误。


4.研究 NO2、 SO2 等大气污染气体的处理具有重要意义。 (1)SO2 可用 NaOH 溶液吸收, 能证明 Na2SO3 溶液中存在 SO2 3 +


H2O

C HSO3 +OH 水解平衡的事实是________ 。
- -

A.滴加酚酞溶液变红,再加 H2SO4 后红色褪去 B.滴加酚酞溶液变红,再加氯水后红色褪去 C.滴加酚酞溶液变红,再加入 BaCl2 溶液后生成沉淀且红色褪去

(2)NO2可用氨水吸收生成NH4NO3。25 ℃时,将a mol NH4NO3溶于水,溶液显酸性,原因是 ____________________________(用离子方程式表示)。向该 溶液滴加b L氨水后溶液呈中性,则滴加氨水的过程中水的电 逆向 填“正向”、“不”或“逆向”)移动,所滴加 离平衡将________(
a 氨水的浓度为________mol· L-1。(NH3· H2O的电离平衡常数 200b
NH4 +H2O


NH3· H2O+H



取Kb=2×10-5)

(2)NH4NO3 溶液呈酸性, 原因是 NH4 发生了水解, 对应的方程式 + + 为 NH4 + H2O NH3· H2O+ H 。滴加氨水呈中性,水的电离 c? NH4 ? · c?OH ? - - 平衡逆向移动。由 Kb= =2×10 5 mol· L 1,c(OH c? NH3· H2O? - - - + + )= 10 7 mol· L 1,则 c(NH4 )= 200× c(NH3· H2O),故 n(NH4 )=
+ -



200× n(NH3· H2O)。由电荷守恒, c(NH4 )= c(NO3 ),则 n(NH4 ) a + n(NH3· H2O)= a+ , 由物料守恒, 滴加氨水的物质的量浓度 200 a a - c= (a+ - a)mol÷ b L= mol· L 1。 200 200b







解析:(1)无论 Na2SO3 是否完全水解,加入 H2SO4 都会中和 OH


,酚酞都会褪色,只能证明发生了水解,而无法说明是否存在
- -

平衡, A 项错误;氯水既可中和 OH 又可氧化酚酞和 SO2 3 ,所 以溶液褪色也不能证明存在水解平衡,B 项错误;加入 BaCl2 溶
2 液生成沉淀,说明溶液中存在 SO2 ,即 SO 3 3 未完全水解,红色
- -

褪去,说明 c(OH )减小,因 OH 与 BaCl2 不反应,只能说明是 平衡移动的结果, C 项正确。





(2)NH4NO3 溶液呈酸性, 原因是 NH4 发生了水解, 对应的方程式 为 NH4 + H2O




NH3· H2O+ H 。滴加氨水呈中性,水的电离
+ -



cNH4 · cOH - - - 平衡逆向移动。由 Kb= = 2×10 5 mol· L 1, c(OH ) cNH3· H2O = 10
-7

mol· L 1 ,则 c(NH4 ) = 200×c(NH3· H2O),故 n(NH4 ) =
- + + + - +

200×n(NH3· H2O)。由电荷守恒, c(NH4 )= c(NO3 ),则 n(NH 4 ) a + n(NH3· H2O)= a+ , 由物料守恒, 滴加氨水的物质的量浓度 200 a a - c= (a+ - a)mol÷ b L= mol· L 1。 200 200b

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