2018-2019年高中化學 第03章 水溶液中的離子平衡章末復習導學案 新人教版選修4.doc

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第03章 水溶液中的離子平衡 【學習目標】 1．了解弱電解質和強電解質的概念，掌握影響弱電解質電離的因素。 2．掌握的水的離子積的應用，學會簡單pH的計算 3．掌握酸堿中和滴定實驗的基本操作和數(shù)據(jù)處理 4．掌握鹽類水解的規(guī)律，以及離子濃度大小的比較 教學重點：離子濃度大小的比較。 教學難點：離子濃度大小的比較。 【基礎知識自查】 知識點一：強弱電解質的概念，以及影響弱電解質電離的因素 1．強電解質：在水溶液里______________的_____________，包括_________、___________、________________。 2．弱電解質：在水溶液里____________的______________，包括____________、___________、_____________。 3．影響弱電解質的電離的因素是內因：__________________，外因：______________、______________、____________________________等。 【例題1】已知0．1molL－1的醋酸溶液中存在的電離平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋，要使溶液中值增大，可以采取的措施是（ ） A．加入少量燒堿溶液 B．降低溫度 C．加入少量冰醋酸 D．加水 【例題2】．一定溫度下，將一定量的冰醋酸加水稀釋過程中，溶液的導電能力變化如圖所示，下列說法正確的是 A．a，b，c三點溶液的pH：a＞b＞c B．若用濕潤的pH試紙測試c處溶液的pH，比實際的pH偏小 C．a，b，c三點溶液用1molL－1的NaOH溶液中和，消耗NaOH溶液的體積a＞b＞c D．a，b，c點醋酸的電離程度：c＞b＞a 知識點二：電離平衡常數(shù) 電離平衡常數(shù)只受溫度的影響，因電離是吸熱過程，因此升高溫度，K值________________，多元弱酸的各級電離常數(shù)的大小關系是_____________________3，，因此其酸性取決于第一步。 【例題3】弱酸溶液中存在電離平衡。室溫下，幾種弱酸的電離常數(shù)如下： ①醋酸 Ka＝1．810-5 ②草酸 Ka1=5．910-2，Ka2=6．410-5 ③硼酸 Ka=5．810-10 ④鄰-苯二甲酸 Ka1=1．110-3，Ka2=3．910-6 （1）25 ℃時，0．1 mol/L的上述四種酸溶液，pH由小到大的順序是__________（用序號表示）。 （2）25 ℃時，0．1 mol/L醋酸溶液的pH=______（lg1．8=0．26）。已知：弱電解質在溶液中達到電離平衡時，溶液中已經電離的電解質分子數(shù)占原來電解質總分子數(shù)的百分數(shù)叫電離度。將0．1 mol/L醋酸溶液稀釋10倍，其電離度變?yōu)樵瓉淼腳_____倍（用代數(shù)式表示）。 （3）Na2C2O4第一步水解反應的平衡常數(shù)表達式是__________，室溫下，向0．01 mol/LNa2C2O4溶液中滴加鹽酸至pH=1時，溶液中HC2O4-與H2C2O4物質的量濃度之比為______。 知識點三：水的電離和pH的計算 1．Kw=________________，Kw只與溫度有關，升高_______________，Kw___________，Kw不僅適用于純水，也適用于___________________；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。 2．影響水電離的因素是溫度、加入酸或堿、加入可水解的鹽、加入活潑金屬等。 3．pH的計算類型：1）兩種強酸混合： （2）兩種強堿混合： （3）強酸強堿混合 ①酸過量： ②堿過量： 【例題4】在由水電離出來的c (H+）=110－13molL-1溶液中，下列離子可能大量共存的是（ ） A．NH4+、Ba2+、NO3-、CO32- B．Fe2+、Na+、SO42-、MnO4- C．K+、Mg2+、NO3-、SO42- D．Na+、Fe3+、Cl-、AlO2- 【例題5】（1）常溫下某溶液中由水電離出的離子濃度符合c(H+)?c(OH-)=110-20的溶液，其pH為_________，此時水的電離受到________________。 （2）在某溫度下，H2O的離子積常數(shù)為110-13，則該溫度下： ①0．01mol?L-1NaOH溶液的pH=_________； ②100mL0．1mol?L-1H2SO4溶液與100mL0．4mol?L-1的KOH溶液混合后，pH=_________。 （3）已知一溶液有4種離子：X+、Y-、H+、OH-，下列分析結果肯定錯誤的是_________。 A．c(Y-)＞c(X+)＞c(H+)＞c(OH-) B．c(X+)＞c(Y-)＞c(OH-)＞c(H+) C．c(H+)＞c(Y-)＞c(X+)＞c(OH-) D．c(OH-)＞c(X+)＞c(H+)＞c(Y-) （4）在25℃下，將amol?L-1的氨水與0．01mol?L-1的鹽酸等體積混合，反應時溶液中c(NH4+)=c(Cl-)。則溶液顯_________（填“酸”“堿”或“中”）性；用含a的代數(shù)式表示NH3?H2O的電離常數(shù)Kb=___________。 知識點四：酸堿中和滴定實驗 1．實驗原理：_________________________________________________________。 2．堿式滴定管只能盛放___________________；酸式滴定管盛放酸性溶液和具有_____________________的溶液。 3．滴定管洗滌：自來水→蒸餾水→_______________；錐形瓶洗滌：自來水→__________________。 4．滴定中，眼睛注視____________________________________。 【例題6】（一）實驗室中有一瓶含有一定量雜質的燒堿樣品，某學生用中和滴定法測定燒堿的純度，若燒堿中所含雜質與酸不反應，請根據(jù)實驗回答： （1）將準確稱取的5g燒堿樣品配成100 mL待測液，需要的主要儀器除量筒、燒杯、玻璃棒、托盤天平外，還必須用到的儀器有：____________、_____________。 （2）取10．00 mL待測液，選擇右圖中_________（填A或B）來移取。 （3）用0．5000mol/L標準鹽酸滴定待測燒堿溶液，以酚酞為指示劑。滴定時左手旋轉滴定管玻璃活塞，右手不停地搖動錐形瓶，兩眼注視___________________，直到滴定終點。滴定達到終點的標志是：_______________________________。 （4）根據(jù)下列數(shù)據(jù)，燒堿的純度為：_______________________ 滴定次數(shù) 待測液體積（mL） 標準鹽酸體積（mL） 滴定前讀數(shù) 滴定后讀數(shù) 第一次 10．00 0．50 20．40 第二次 10．00 4．00 24．10 （5）判斷下列操作引起的誤差（填偏大、偏小或無影響） ①滴定前讀數(shù)正確，滴定終點讀數(shù)時仰視_________________ ②裝待測液前，錐形瓶內殘留少量蒸餾水_______________ （二）氧化還原滴定實驗與酸堿中和滴定類似（用已知濃度的氧化劑溶液滴定未知濃度的還原劑溶液或反之）。測血鈣的含量時，進行如下實驗： ①可將2mL血液用蒸餾水稀釋后，向其中加入足量草酸銨（NH4）2C2O4晶體，反應生成 CaC2O4沉淀，將沉淀用稀硫酸處理得H2C2O4溶液。 ②將①得到的H2C2O4溶液，再用酸性KMnO4溶液滴定，氧化產物為CO2，還原產物為Mn2+。 ③終點時用去20mL l．0l0﹣4 mol/L的KMnO4溶液。 （1）寫出用KMn04滴定H2C2O4的離子方程式_____________________。 （2）滴定時，將KMnO4溶液裝在________（填“酸式”或“堿式”）滴定管中。 （3）誤差分析：（填“偏高”、“偏低”或“無影響”） ①如果滴定管用蒸餾水洗后未用酸性KMnO4標準液潤洗，則測量結果________。 ②滴定前后讀數(shù)都正確，但滴定前有氣泡，而滴定后氣泡消失，則測量結果________。 （4）計算：血液中含鈣離子的濃度為_____molL-1。 知識點5：鹽類水解以及規(guī)律 1．鹽類水解是____________________________________________________。 2．水解的規(guī)律是____________________、_____________________、______________________、__________________（NaHSO4除外） 3．電離平衡常數(shù)、水解平衡常數(shù)、水的離子積之間的關系：_______________________。 【例題7】．加熱蒸干下列溶液后，能得到原溶液中溶質的是（ ） A．AlCl3 B．CuSO4 C．NaHCO3 D．(NH4)2S 【例題8】下列事實：①明礬可做凈水劑；②NaHSO4水溶液呈酸性；③Na2SiO3、Na2CO3、NaAlO2等溶液不能貯存在磨口玻璃瓶塞的試劑瓶中；④銨態(tài)氮肥不能與草木灰混合施用；⑤加熱能使純堿溶液去污能力增強；⑥配制FeCl3溶液，需用濃鹽酸溶解FeCl3固體；⑦NH4F溶液不能用玻璃瓶盛放；⑧泡沫滅火器反應原理。其中與鹽類水解有關的是 A．全部 B．除⑦以外 C．除②以外 D．除④、⑥以外 知識點6：離子濃度大小的比較 1．弱電解質的電離是_______________的，電離產生的微粒都非常少，同時還應考慮__________的電離。多元弱酸的電離是分步進行的，其主要是第_____________級電離。 2．弱離子的水解是____________的（雙水解除外），但由于水的電離，因此水解后酸性溶液中c(H＋)或堿性溶液中c(OH－)總是大于水解產生的弱電解質溶液的濃度。多元弱酸根的水解是分步進行，其主要是第_____________步水解為主。 3．電荷守恒：注重溶液呈電中性，即______________________________________________________。 物料守恒：注重溶液中某元素的___________________守恒。質子守恒注重了分子或離子________________數(shù)目不變。 【例題9】常溫下，向100 mL 0．01 molL－1 HA溶液中逐滴加入0．02 molL－1 MOH溶液，圖中所示曲線表示混合溶液的pH變化情況（稀溶液混合時體積可直接相加）。下列判斷錯誤的是 A．由圖中信息可知，HA一定是強酸 B．當V(MOH)＝50．00 mL時，混合溶液中c(M＋)＋c(MOH)＝0．01 molL－1 C．N點對應的溶液中c(M＋)＝c(A－) D．K點所對應的溶液中離子濃度大小關系為：c(M+)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H+) 【例題11】（1）25 ℃時，向0．1 molL－1的氨水中加入少量氯化銨固體，當固體溶解后，測得溶液pH減小，主要原因是______(填序號)。 A．氨水與氯化銨發(fā)生化學反應 B．氯化銨溶液水解顯酸性，增加了c(H＋) C．氯化銨溶于水，電離出大量銨根離子，抑制了氨水的電離，使c(OH－)減小 （2）室溫下，如果將0．1 mol NH4Cl和0．05 mol NaOH全部溶于水，形成混合溶液(假設無損失)， ①________和________兩種粒子的物質的量之和等于0．1 mol。 ②________和________兩種粒子的物質的量之和比OH－多0．05 mol。 （3）已知某溶液中只存在OH－、H＋、NH4+、Cl－四種離子，某同學推測該溶液中各離子濃度大小順序可能有如下四種關系： A．c(Cl－)＞c(NH4+)＞c(H＋)＞c(OH－) B．c(Cl－)＞c(NH4+)＞c(OH－)＞c(H＋) C．c(Cl－)＞c(H＋)＞c(NH4+)＞c(OH－) D．c(NH4+)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋) ①若溶液中只溶解了一種溶質，該溶質的名稱是__________，上述離子濃度大小順序關系中正確的是(選填序號)________。 ②若上述關系中C是正確的，則溶液中溶質的化學式是__________________________。 ③若該溶液中由體積相等的稀鹽酸和氨水混合而成，且恰好呈中性，則混合前c(HCl)________(填“＞、＜或＝”，下同)c(NH3H2O)，混合后溶液中c(NH4+)與c(Cl－)的關系為c(NH4+)________c(Cl－)。 知識點7：難溶電解質的溶解平衡 1．溶度積的定義：一定溫度下，難溶電解質在飽和溶液中各離子濃度_______________是一個常數(shù)，這個常數(shù)稱為該難溶電解質的溶度積，用符號________________表示。對于沉淀溶解平衡MmAn mMn+(aq)+nAm-(aq)，參照電離平衡原理得平衡常數(shù)：Ksp =_____________ ，溶度積規(guī)則溶度積規(guī)則：比較Ksp與溶液中有關離子濃度冪的乘積（離子積Qc）判斷難溶電解質在給定條件下沉淀能否生成或溶解，Qc＞Ksp時，_______________________；Qc＝Ksp時___________________；Qc＜Ksp時，______________________。 2．影響溶度積的因素：Ksp 只與___________________和________________有關，而與沉淀的量無關，并且溶液中的離子濃度的變化能使平衡移動，并不改變Ksp ；溶度積的 物理意義：Ksp反映了_____________________________。當化學式所表示的組成中陰、陽離子個數(shù)比 相同時，Ksp數(shù)值越大 則難溶電解質在水中的溶解能力越強。但對化學式所表示的組成中陰、陽離子個數(shù)比不相同的電解質，則不能直接由它們的溶度積來比較溶解能力的大小，必須通過具體計算確定。 【例題12】已知Ksp（AgCl）=1．5610﹣10，Ksp（Ag2CO3）=8．4510﹣12，Ksp（AgBr）=7．710﹣13．某溶液中含有Cl﹣、CO32﹣和Br﹣濃度均為0．010mol?L﹣1，向該溶液中逐滴加入0．010mol?L﹣1的AgNO3溶液時，三種陰離子產生沉淀的先后順序為（　 ?。? A．Cl﹣、Br﹣、CO32﹣ B．Br﹣、CO32﹣、Cl﹣ C．CO32﹣、Br﹣、Cl﹣ D．Br﹣、Cl﹣、CO32﹣ 【例題13】已知在25℃的水溶液中，AgCl、AgBr、AgI均難溶于水，且Ksp(AgCl)== 1．810-10，Ksp(AgBr)== 1．010-12，Ksp(AgI)== 8．710-17； （1） 若向AgBr的飽和溶液中加入少量的AgCl固體，則c(Br－)___________。（填“增大”、“減小”或“不變”）。 （2）在25℃時，若取0．188 g的AgBr（相對分子質量188）固體放入100 mL水中（忽略溶液體積的變化），則溶液中Br－的物質的量濃度為_______ 。 （3）① 由上述Ksp判斷，在上述（2）的體系中，能否實現(xiàn)AgBr向AgI的轉化_______（填“能”或“否”），簡述理由：_____________________________________。 ② 若某KCl溶液的濃度為 1．010-2 molL－1 ，將等體積的該KCl溶液與AgNO3 溶液混合，則生成沉淀所需AgNO3 溶液的最小濃度為__________molL－1。 【例題14】（1）碘及其化合物在合成殺菌劑、藥物等方面具有廣泛用途。 已知濃縮液中含有I-、Cl-等離子，取一定量的濃縮液，向其中滴加AgNO3溶液，當AgCl開始沉淀時，溶液中為：_______，已知Ksp（AgCl）=1．810-10，Ksp（AgI）=8．510-17。 （2）在化學分析中采用K2CrO4為指示劑，以AgNO3標準溶液滴定溶液中Cl?，利用Ag+與CrO42?生成磚紅色沉淀，指示到達滴定終點。當溶液中Cl?恰好沉淀完全(濃度等于1．010?5 molL?1)時，溶液中c(Ag+)為_______molL?1，此時溶液中c(CrO42?)等于__________molL?1。(已知Ag2CrO4、AgCl的Ksp分別為2．010?12和2．010?10)。 參考答案 知識點一：強弱電解質的概念，以及影響弱電解質電離的因素 1．完全電離 電解質 強酸、強堿、多數(shù)的鹽。2．部分電離 電解質，弱酸、弱堿、少數(shù)的鹽。3．弱電解質本身的性質 濃度、溫度、加入試劑等。 【例題1】【答案】D【例題2】．【答案】D 知識點二：電離平衡常數(shù) 增大 Ka1》Ka2》Ka3 【例題3】【答案】 ②④①③ 2．9 Kh＝ 0．59 知識點三：水的電離和pH的計算 1．c(H＋)c(OH－) 溫度，增大稀的水溶液；【例題4】【答案】C【例題5】【答案】 4或10 抑制 11 12 C 中 知識點四：酸堿中和滴定實驗 1．利用中和反應，用已知濃度的酸（或堿）來測定未知濃度的堿（或酸）的濃度的實驗方法．2．堿性溶液；強氧化性。3．待盛液；蒸餾水。4．錐形瓶中溶液顏色的變化。 【例題6】【答案】 膠頭滴管 100mL容量瓶 A 錐形瓶內顏色的變化 最后一滴鹽酸滴進錐形瓶內紅色褪去且30s不復原 80% 偏大 不影響 2MnO4-+5H2C2O4+6H+=2Mn2++10CO2↑+8H2O 酸式 偏高 偏高 2．510-3mol/L 知識點5：鹽類水解以及規(guī)律 1．弱酸根或弱堿根結合水電離出H＋或OH－生成弱電解質的過程，從而破壞的水的電離平衡。2．有弱才水解、越弱越水解、誰強顯誰性、同強顯中性。3．Kw=KaKh。 【例題7】．【答案】B【例題8】【答案】C 知識點6：離子濃度大小的比較 1．微弱 水 一。2．微量 一。3．溶液中所有陽離子所帶電荷總濃度等于所有陰離子所帶負電荷總濃度。 原子 得失H＋。 【例題9】【答案】B 【例題10】【答案】B 【例題11】【答案】 C NH3H2O NH4+ NH4+ H＋ 氯化銨 A NH4Cl、HCl ＜ ＝ 知識點7：難溶電解質的溶解平衡 冪的乘積 Ksp cm(Mn＋)cn(Am－) ，溶液過飽和，有沉淀析出；溶液飽和，沉淀與溶解處于平衡狀態(tài)；溶液不飽和，無沉淀析出。 難溶電解質的性質 溫度 難溶電解質在水中的溶解能力。 【例題12】【答案】D 【例題13】【答案】 減小 1．010-6 molL－1 能 Ksp(AgBr)== 1．010-12 > Ksp(AgI)== 8．710-17 7．210 - 8 【例題14】（【答案】 4．710-7 2．010-5 510-3