专题7　水溶液中的离子平衡课件PPT

这是一份专题7　水溶液中的离子平衡课件PPT，共60页。PPT课件主要包含了2滴定数据等内容，欢迎下载使用。
能力点1　弱电解质的电离平衡
1.(2022·江苏卷)一种捕集烟气中CO2的过程如图所示。室温下以0.1 ml·L-1 KOH溶液吸收CO2,若通入CO2所引起的溶液体积变化和H2O挥发可忽略,溶液中含碳物种的浓度c总=c(H2CO3)+ 。H2CO3电离常数分别为Ka1=4.4×10-7、Ka2=4.4×10-11。下列说法正确的是(　　)
如题图所示的“吸收”“转化”过程中,发生的反应为:CO2+2KOH══K2CO3+H2O、K2CO3+CaO+H2O══CaCO3↓+2KOH(若生成KHCO3或K2CO3与KHCO3的混合物,则原理相同),二式相加得:CO2+CaO══CaCO3↓,该反应放热,溶液的温度升高,D不正确;故选C。
2.(双选)(2020·江苏卷)室温下,将两种浓度均为0.1 ml·L-1的溶液等体积混合,若溶液混合引起的体积变化可忽略,下列各混合溶液中微粒物质的量浓度关系正确的是(　　)
核心知识1　电离平衡常数及影响因素1.相互关系
例如碳酸的电离平衡:
2.电离平衡移动25 ℃时,某混合溶液中c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=0.1 ml·L-1,随着溶液pH的变化,lg c(CH3COOH)、lg c(CH3COO-)、lg c(H+)和 lg c(OH-)随pH变化的关系如图所示。M、N、O、P代表的微粒浓度关系分别是:M点:c(CH3COO-)=c(H+);N点c(CH3COO-)=c(CH3COOH);O点c(H+)=c(OH-);P点:c(OH-)=c(CH3COOH)。
[分析]　一是根据中和反应判断各成分浓度是增大还是减小;二是根据pH等于7,H+和OH-浓度对数的交叉点,来确定氢离子和氢氧根离子浓度变化的曲线。随着pH的升高,氢氧根离子和醋酸根离子浓度增大,醋酸和氢离子的浓度减小。根据上图分析可知,O点pH=7时,c(H+)=c(OH-),故可推知:曲线2为 lg c(H+)随pH的变化曲线,曲线3为lg c(OH-)随pH的变化曲线;曲线1为lg c(CH3COO-)随pH的变化曲线,曲线4为lg c(CH3COOH)随pH的变化曲线。
3.Ka及pH推断例如H2A为二元弱酸。20 ℃时,配制一组c(H2A)+c(HA-)+c(A2-)=0.100 ml·L-1的H2A和NaOH的混合溶液,溶液中部分微粒的物质的量浓度随pH的变化曲线如图所示。点拨:分布系数图交点,是微粒浓度(或微粒分数)相等点,根据电离平衡常数公式不难推出,此点的pKa(pKa=-lg Ka)等于该点的pH。
核心知识2　水的电离1.水的离子积常数Kw=c(H+)·c(OH-),其实质是水溶液中的H+和OH-浓度的乘积,不一定是水电离出的H+和OH-浓度的乘积,所以与其说Kw是水的离子积常数,不如说是水溶液中的H+和OH-的离子积常数。即Kw不仅适用于水,还适用于酸性或碱性的稀溶液。不管哪种溶液均有 。2.水的离子积常数显示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡,H+和OH-会共存,只是相对含量不同而已。
3.在25 ℃,水电离出的c(H+)或c(OH-)与溶液中的c(H+)或c(OH-)的关系。
核心知识3　酸碱中和滴定1.实验原理利用 酸碱中和 反应,用已知浓度 酸 (或 碱 )来测定未知浓度的 碱 (或 酸 )的实验方法。以标准浓度的盐酸滴定待测NaOH溶液,待测NaOH溶液的物质的量浓度为c(NaOH)= 。酸碱中和滴定的关键:(1)准确确定标准液的体积。(2)准确判断滴定终点。
2.实验用品(1)仪器酸式滴定管[如图(A)]、碱式滴定管[如图(B)]、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。(2)试剂标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。(3)滴定管的使用①酸性、氧化性的试剂一般用酸式滴定管,因为酸和氧化性物质易腐蚀橡胶管。②碱性的试剂用碱式滴定管,因为碱性物质易腐蚀玻璃,致使活塞无法打开。
3.实验操作(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例)(1)滴定前的准备①滴定管:查漏→洗涤→润洗→装液→调液面→记录。②锥形瓶:注碱液→记读数→加指示剂。(2)滴定
(3)终点判断等到滴入最后一滴标准液,指示剂变色,且在半分钟内不恢复原来的颜色,视为滴定终点并记录标准液的体积。(4)数据处理按上述操作重复二至三次,求出用去标准盐酸体积的平均值,根据c(NaOH)= 计算。
4.常用酸碱指示剂及变色范围
5.中和滴定中突跃范围与指示剂的选择例如0.10 ml·L-1的NaOH标准液滴定20.00 mL 0.10 ml·L-1 HCl 溶液(如图所示)。(1)滴定曲线图
NaOH溶液从19.98 mL到20.02 mL,只增加了0.04 mL(约1滴),就使得溶液的pH改变了5.4个单位。这种在化学计量点±0.1%范围内,pH的急剧变化就称为滴定突跃。滴定突跃范围是选择指示剂的重要依据,凡是在滴定突跃范围内能发生颜色变化的指示剂都可以用来指示滴定终点。实际分析时,为了更好地判断终点,氢氧化钠滴定盐酸通常选用酚酞作指示剂,其原因是:终点的颜色由无色变为浅红色,更容易辨别。
核心知识4　电解质溶液中微粒浓度大小比较一、思路方法
二、典例突破1.粒子种类的判断判断盐溶液中粒子种类时,首先要清楚盐在溶液中的电离、水解情况,特别是多步电离和多步水解。
2.单一溶液中离子浓度的关系
3.酸、碱中和型离子浓度的关系
4.盐与酸(碱)混合型首先考虑是否反应,都不反应,分析盐的水解程度和酸(碱)的电离程度的大小;若能反应,则按反应后混合溶液的组成综合考虑水解和电离两种因素。
5.不同溶液中同种离子浓度的大小比较选好参照物,分组比较,各个击破。如25 ℃时,相同物质的量浓度的下列物质的溶液中:①NH4Cl　②CH3COONH4　③NH4HSO4　④(NH4)2SO4 　⑤(NH4)2Fe(SO4)2,c( )由大到小的顺序为⑤>④>③>①>②。分析流程为:
1.(2022·常州模拟)将0.2 ml·L-1 NaHCO3溶液与0.1 ml·L-1 KOH溶液等体积混合,下列关系正确的是(　　)
2.常温下,用0.100 0 ml·L-1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 ml·L-1 CH3COOH溶液所得滴定曲线如图。下列说法正确的是(　　)A.点①所示溶液中:c(CH3COO-)+c(OH-)=c(CH3COOH)+c(H+)B.点②所示溶液中:c(Na+)=c(CH3COOH)+c(CH3COO-)C.点③所示溶液中:c(Na+)>c(OH-)>c(CH3COO-)>c(H+)D.滴定过程中可能出现:c(CH3COOH)>c(CH3COO-)>c(H+)>c(Na+)>c(OH-)
解析:点①溶液中的溶质为0.001 ml CH3COOH和0.001 ml CH3COONa,据物料守恒:c(CH3COO-)+c(CH3COOH)=2c(Na+),根据电荷守恒:c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-),整理后得c(CH3COOH)+2c(H+)=c(CH3COO-)+2c(OH-),A项错误;点②溶液的pH=7,根据电荷守恒有c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-),又c(H+)=c(OH-),则c(Na+)=c(CH3COO-),B项错误;点③溶液中的溶质为0.002 ml CH3COONa,离子浓度大小关系为c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+),C项错误;当NaOH不足CH3COOH过量时,可能出现D项所述情况,故选D。
3.(2022·无锡月考)25 ℃时,下列说法正确的是(　　)A.NaHA溶液呈酸性,可以推测H2A为强酸B.可溶性正盐BA溶液呈中性,可以推测BA为强酸强碱盐 ml·L-1、0.10 ml·L-1的醋酸溶液的电离度分别为α1、α2,则α1α2,C错误;100 mL pH=10.00的Na2CO3溶液中氢氧根离子的浓度是1×10-4 ml·L-1,碳酸根水解促进水的电离,则水电离出H+的浓度是1×10-4 ml·L-1,100 mL溶液中H+物质的量为0.1 L×1×10-4 ml·L-1=1×10-5 ml,D正确;故选D。
4.(2022·盐城三月模拟)HA是一元弱酸,难溶盐MA的饱和溶液中c(M+)随c(H+)而变化,M+不发生水解。实验发现,298 K时c2(M+)-c(H+)为线性关系,如图中实线所示。下列叙述错误的是(　　)A.溶液pH=4时,c(M+)c(H2S)B.实验2 所得溶液中:c(Na+)=c(S2-)+c(HS-)+c(H2S)C.实验3中反应的离子方程式:HS-+Cl2══S↓+H++2Cl-D.实验4 所得溶液中:c(S2-)+c(OH-)=c(H2S)+c(H+)
2.(2022·南通高三模拟)某温度下,向体积均为20.00 mL、浓度均为0.1 ml·L-1的NaCl、Na2CrO4溶液中分别滴加0.1 ml·L-1的AgNO3溶液,滴定过程中的pX(pX=-lg X,X=Cl-、 )与滴加AgNO3溶液体积关系如图所示(lg 3=0.47)。下列说法错误的是(　　)A.a=1B.曲线Ⅰ表示NaCl溶液C.Ksp(Ag2CrO4)=1.0×10-2bD.M约为2c-1.47
1.(2022·江苏苏、锡、常、镇四市下学期调研)常温下,通过下列实验探究H2S、Na2S溶液的性质。实验1:向0.1 ml·L-1 H2S溶液中通入一定体积的NH3,测得溶液pH为7。实验2:向0.1 ml·L-1 H2S溶液中滴加等体积同浓度的NaOH溶液,充分反应后再滴入2滴酚酞,溶液呈红色。实验3:向5 mL 0.1 ml·L-1 Na2S溶液中滴入1 mL 0.1 ml·L-1 ZnSO4溶液,产生白色沉淀;再滴入几滴0.1 ml·L-1 CuSO4溶液,立即出现黑色沉淀。实验4:向0.1 ml·L-1 Na2S溶液中逐滴滴加等体积同浓度的盐酸,无明显现象。
4.已知:pKa=-lg Ka,25 ℃时,H2A的pKa1=1.85,pKa2=7.19。用0.1 ml·L-1 NaOH溶液滴定20 mL 0.1 ml·L-1 H2A溶液的滴定曲线如图所示(曲线上的数字为pH)。下列说法正确的是(　　)A.a点所得溶液中:2c(HA-)+c(A2-)=0.1 ml·L-1B.c点所得溶液中:c(Na+)>3c(HA-)C.当溶液的pH为7时,此时加入的NaOH溶液体积为30 mLD.随着NaOH溶液滴入,水的电离程度一直增大
随着NaOH溶液的滴入,依次发生反应H2A+OH-══HA-+H2O、HA-+OH-══A2-+H2O,水的电离程度逐渐增大,当恰好反应生成Na2A时,水的电离程度最大,继续滴入NaOH溶液,水的电离程度逐渐减小,D错误;故选B。
5.一定温度下,难溶电解质在水中存在沉淀溶解和生成的平衡,常用溶度积Ksp来表示溶解程度的大小,如Ksp(AgCl)=c(Ag+)·c(Cl-)。常温下用0.100 0 ml·L-1的AgNO3标准溶液(pH≈5)分别滴定20.00 mL 0.100 0 ml·L-1的NaCl溶液和NaBr溶液,混合溶液的pAg[定义为pAg=-lg c(Ag+)]与AgNO3溶液体积的变化关系如图所示。下列说法不正确的是(　　)A.Ksp(AgCl)>Ksp(AgBr)B.当V(AgNO3溶液)=20 mL时,NaBr溶液中:c(Ag+)+c(H+)=c(Br-)+c(OH-)C.当V(AgNO3溶液)=30 mL时,NaCl溶液中:D.相同实验条件下,若改用10.00 mL 0.200 0 ml·L-1 NaCl溶液,则滴定曲线(滴定终点前)可能变为a