2018_2019版高中化学专题3溶液中的离子反应微型专题4课件苏教版选修.pptx

微型专题4溶液中的离子反应,专题3溶液中的离子反应,学习目标定位1.正确理解弱电解质的电离平衡及其平衡常数。2.掌握盐类水解的规律及其应用。3.会比较溶液中粒子浓度的大小。4.会分析沉淀溶解平衡及其应用。,一、弱电解质及其电离平衡,1.弱电解质的证明例1下列事实一定能证明HNO2是弱电解质的是常温下NaNO2溶液的pH大于7用HNO2溶液做导电实验，灯泡很暗HNO2和NaCl不能发生反应0.1molL1HNO2溶液的pH2.1NaNO2和H3PO4反应，生成HNO20.1molL1HNO2溶液稀释至100倍，pH约为3.9A.B.C.D.全部,答案,解析,中未指明浓度，也没有参照物，不能说明问题。HNO2无论是强酸还是弱酸都不与NaCl反应。中说明c(H)c(HNO2)，说明HNO2部分电离，存在电离平衡，是弱电解质。中的H3PO4为中强酸，而被中强酸制备的酸必定酸性更弱，弱酸即为弱电解质。中HNO2溶液被稀释，c(H)变化与c(HNO2)变化不同步，证明存在电离平衡移动，即为弱电解质。,规律方法,证明HA为弱电解质的基本思路有两种：一种是直接根据酸或其对应盐的性质进行实验设计，二是选择一种已知的强酸进行对照性实验设计。,2.酸、碱溶液稀释pH的变化规律例2pH11的X、Y两种碱溶液各10mL，分别稀释至1000mL，其pH与溶液体积(V)的关系如图所示。下列说法正确的是,答案,A.X、Y两种碱的物质的量浓度一定相等B.稀释后，X溶液碱性比Y溶液碱性强C.若9V(Y),易错辨析,(1)弱酸、弱碱在稀释过程中既有浓度的变化，又有电离平衡的移动，不能求得具体数值，只能确定其pH的范围。(2)酸、碱无限稀释，pH无限接近于7，但不能超过7。,3.强、弱电解质的对比例3(2017南京调研)已知：25时某些弱酸的电离平衡常数(如表)。右面图像表示常温下，稀释CH3COOH、HClO两种酸的稀溶液时，溶液pH随加水量的变化。,下列说法正确的是A.相同浓度CH3COONa和NaClO的混合液中，各离子浓度的大小关系是c(Na)c(ClO)c(CH3COO)c(OH)c(H)B.向NaClO溶液中通入少量二氧化碳的离子方程式为2ClOCO2H2O=2HClOC.图像中a、c两点处的溶液中相等(HR代表CH3COOH或HClO)D.图像中a点酸的总浓度大于b点酸的总浓度,答案,解析,CH3COOH的酸性强于HClO，pH相同时，HClO的浓度大于CH3COOH的浓度，D项错误。,易错辨析,强弱电解质比较时，易错的是不知道用离子浓度还是物质的量进行比较，比较快慢时比的是溶液中存在的离子浓度的大小；比较多少时比的是溶质物质的量的大小。,4.酸、碱、盐溶液中c(H)或c(OH)的计算与比较例425时，在等体积的pH0的H2SO4溶液、0.05molL1的Ba(OH)2溶液、pH10的Na2S溶液、pH5的NH4NO3溶液中，由水电离出的c(H)之比是A.1101010109B.15(5109)(5108)C.1201010109D.110104109,答案,解析,解析25时，pH0的H2SO4溶液中由水电离出的c(H)1014molL1；0.05molL1的Ba(OH)2溶液中c(OH)0.05molL120.1molL1，根据Kwc(H)c(OH)1.01014，则由水电离出的c(H)1013molL1；pH10的Na2S溶液中由水电离出的c(H)104molL1；pH5的NH4NO3溶液中由水电离出的c(H)105molL1，故等体积上述溶液中由水电离的c(H)之比为101410131041051101010109，即选项A正确。,规律方法,酸碱抑制水的电离，酸中的OH、碱中的H全部来自水的电离；盐类的水解促进水的电离，若盐溶液显酸性，H全部来自水的电离；若盐溶液呈碱性，OH全部来自水的电离。,5.滴定原理的迁移与应用例5用沉淀滴定法快速测定NaI等碘化物溶液中c(I)，实验过程包括准备标准溶液和滴定待测溶液。.准备标准溶液a.准确称取AgNO3基准物4.2468g(0.0250mol)后，配制成250mL标准溶液，放在棕色试剂瓶中避光保存，备用。b.配制并标定100mL0.1000molL1NH4SCN标准溶液，备用。,.滴定的主要步骤a.取待测NaI溶液25.00mL于锥形瓶中。b.加入25.00mL0.1000molL1AgNO3溶液(过量)，使I完全转化为AgI沉淀。c.加入NH4Fe(SO4)2溶液作指示剂。d.用0.1000molL1NH4SCN溶液滴定过量的Ag，使其恰好完全转化为AgSCN沉淀后，体系出现淡红色，停止滴定。e.重复上述操作两次。三次测定数据如下表：,f.数据处理。,回答下列问题：(1)将称得的AgNO3配制成标准溶液，所使用的仪器除烧杯和玻璃棒外还有_。,解析配制AgNO3标准溶液，所使用的仪器除烧杯和玻璃棒外还有250mL(棕色)容量瓶、胶头滴管。,答案,解析,250mL(棕色)容量瓶、胶头滴管,(2)AgNO3标准溶液放在棕色试剂瓶中避光保存的原因是_。,解析因AgNO3见光易分解，所以AgNO3标准溶液应放在棕色细口试剂瓶中并避光保存。,答案,解析,避免AgNO3见光,分解,(3)滴定应在pH0.5的条件下进行，其原因是_。,解析NH4Fe(SO4)2为强酸弱碱盐，且Fe3的水解程度很大，为防止因Fe3的水解而影响滴定终点的判断(或抑制Fe3的水解)，所以滴定应在pH0.5的条件下进行。,答案,解析,防止因Fe3的水解而影响,滴定终点的判断(或抑制Fe3的水解),(4)b和c两步操作是否可以颠倒_，说明理由_。,解析因Fe3能与I发生氧化还原反应，而使指示剂耗尽，无法判断滴定终点，所以b和c两步操作不能颠倒。,答案,解析,否(或不能),若颠倒，Fe3与,I反应，而使指示剂耗尽，无法判断滴定终点,(5)所消耗的NH4SCN标准溶液平均体积为_mL，测得c(I)_molL1。,解析由三次测定数据可知，第1组数据误差较大，应舍去，所以消耗的NH4SCN标准溶液的平均体积为10.00mL，测得c(I)n(AgNO3)n(NH4SCN)/VNaI(aq)(25.00103L0.1000molL110.00103L0.1000molL1)/(25.00103L)0.0600molL1。,答案,解析,10.00,0.0600,(6)在滴定管中装入NH4SCN标准溶液的前一步，应进行的操作为_。,解析在滴定管中装入NH4SCN标准溶液的前一步：用NH4SCN标准溶液润洗滴定管23次。,答案,解析,用NH4SCN标准溶液润洗滴定管23次,(7)判断下列操作对c(I)测定结果的影响(填“偏高”“偏低”或“无影响”)若在配制AgNO3标准溶液时，烧杯中的溶液有少量溅出，则测定结果_。,解析若在配制AgNO3标准溶液时，烧杯中的溶液有少量溅出，造成溶质减少，则使配制AgNO3标准溶液的浓度偏低，则使消耗的n(NH4SCN)偏小，由c(I)n(AgNO3)n(NH4SCN)/VNaI(aq)可推断，c(I)测定结果将偏高。,答案,解析,偏高,若在滴定终点读取滴定管刻度时，俯视标准液液面，则测定结果_。,解析若在滴定终点读取滴定管刻度时，俯视标准液液面，使读取的NH4SCN标准溶液的体积偏低，由c(I)n(AgNO3)n(NH4SCN)/VNaI(aq)可推断，c(I)测定结果将偏高。,答案,解析,偏高,教师用书独具,相关链接1.三角度证明电解质的强弱角度一：是否存在电离平衡(1)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。(2)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，酸体积相等时，与足量的活泼金属反应，产生H2多的是弱酸。(3)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。,(4)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。(5)相同pH、相同体积的强酸和弱酸分别与等物质的量n(H)电离n(OH)电离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。(6)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。,角度二：是否存在水解平衡(1)测定相应强碱盐的酸碱性，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。(2)相同浓度、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；若溶液呈碱性，则该酸为弱酸。角度三：复分解反应强酸制备弱酸根据复分解反应发生的条件可知，强酸可以和弱酸的盐反应生成弱酸和强酸的盐，或弱酸和更弱酸的盐反应生成更弱的酸。如盐酸能与石灰石反应生成二氧化碳，由此可判断酸性：盐酸碳酸。,2.强、弱酸(碱)稀释时pH的变化规律(1)对于pH相同的强酸与弱酸(或强碱与弱碱)溶液稀释相同的倍数，强酸(或强碱)溶液的pH变化幅度大。这是因为强酸(或强碱)已完全电离，随着水的加入，溶液中H(或OH)数目不会增多(不考虑水的电离)，浓度改变大，而弱酸(或弱碱)随着水的加入，电离程度增大，H(或OH)数目会增多，浓度改变小。,(2)对于物质的量浓度相同的强酸与弱酸(或强碱与弱碱)，稀释相同的倍数，pH的变化幅度不同，强酸(或强碱)稀释后pH变化幅度大。,3.强、弱电解质的比较(1)相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较(见下表)：,(2)相同体积、相同c(H)的一元强酸与一元弱酸的比较(见下表)：,相同,相同,4.计算、比较溶液中c(H)或c(OH)的两原则(1)溶液中水电离产生的c(H)c(OH)。(2)按照“促进以大，抑制以小”的原则计算酸、碱、盐溶液中水电离的c(H)或c(OH)若在酸或碱溶液中，就选择溶液中c(H)、c(OH)数值较小的，若在可水解的盐溶液中，就选择溶液中c(H)、c(OH)数值较大的。,5.氧化还原滴定过程中指示剂的选择及计算依据(1)指示剂的选择用KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液或Fe2溶液时，不需另加指示剂。用Na2S2O3溶液滴定含I2的溶液时，以淀粉为指示剂。(2)计算依据化学方程式或离子方程式或关系式列比例式，或运用原子守恒、电荷守恒、得失电子守恒等列式进行计算。,二、盐类水解平衡,1.盐类水解规律的应用例6(双选)(2017泰州中学月考)下列说法正确的是A.一定温度下，反应MgCl2(l)=Mg(l)Cl2(g)的H0，S0B.常温下，NH4Cl溶液加水稀释增大C.电解饱和食盐水产生了11.2LH2，则反应中转移的电子数为6.021023D.在NaCl和KI均为0.1mo1L1的混合溶液中滴加AgNO3溶液，则先产生黄色沉淀,答案,解析,解析MgCl2(l)=Mg(l)Cl2(g)该反应为吸热、熵值增大的反应，即MgCl2(l)=Mg(l)Cl2(g)的H0，S0，A项正确；,未注明是否为标准状况，无法计算11.2LH2的物质的量，C项错误；碘化银的溶解度小于氯化银，因此在NaCl和KI均为0.1molL1的混合溶液中滴加AgNO3溶液，则先产生溶解度小的碘化银黄色沉淀，D项正确。,2.溶液中离子浓度的关系例7(双选)(2017南京、盐城第一次模拟)已知：25时H2C2O4的pKa11.22，pKa24.19，CH3COOH的pKa4.76(电离常数K的负对数lgKpK)。下列说法正确的是,答案,解析,规律方法,分析酸碱混合溶液中离子浓度关系时，要注意以下几个步骤：(1)混合后溶液中的溶质有哪些？各溶质的物质的量关系是什么？(2)混合后溶液是酸性还是碱性？是电离导致的还是水解导致的？(3)溶液中的守恒关系电荷守恒和物料守恒。(4)酸或碱与可水解的盐的混合溶液，要近似处理：如果电解质的电离决定溶液的酸碱性，可认为盐不水解；反之，酸或碱不电离。,A.分别加入盐酸10mL时：c(X)c(M)c(Y)c(Cl)B.分别加入盐酸15mL时：c(Cl)c(X)c(MOH)c(YOH)C.分别加入盐酸至pH7时：c(X)c(M)c(Y)D.将分别加入盐酸20mL后的三种溶液混合：c(H)c(Y)c(OH)c(X)c(MOH),3.酸碱滴定曲线的综合考查例8(双选)(2017苏北三市二模)常温下用0.1000molL1的盐酸分别逐滴加入到20.00mL0.1000molL1的三种一元碱MOH、XOH、YOH溶液中，溶液的pH随加入盐酸体积的变化如图所示。下列说法正确的是,答案,解析,解析0.1000molL1的XOH对应的pH13，则XOH为强碱，MOH的碱性比YOH强，反应后Y的水解程度最大，故反应：c(X)c(M)c(Y)，反应后n(YCl)n(YOH)11，n(Cl)n(Y)n(YOH)2，由图知，在加入10mL盐酸时，溶液的pH7，即YOH的电离大于Y的水解，所以有n(Y)n(Cl)n(YOH)，A项正确；n(X)0.020.1000mol0.002mol，n(Cl)0.0150.1000mol0.0015mol，X不水解，则n(X)n(Cl)，Y水解程度比M大，故生成的YOH比MOH多，B项错误；,XOH与HCl等量混合后，pH7，MOH和YOH与HCl反应后，生成的MCl和YCl水解显酸性，若pH7，则加入的HCl少一些，水解程度大的Y中，加入的HCl要更小，由电荷守恒：c(X)c(H)c(OH)c(Cl)，pH7，则c(X)c(Cl)1，另c(M)c(Cl)2，c(Y)c(Cl)3，所以c(X)c(M)c(Y)，C项错误；反应后溶液中n(YCl)n(MCl)n(YCl)111，电荷守恒：c(X)c(Y)c(M)c(H)c(OH)c(Cl)，物料守恒：c(X)c(M)c(MOH)c(Y)c(YOH)c(Cl)，物料守恒：c(X)c(Y)c(YOH)，用，可得c(H)c(Y)c(OH)c(X)c(MOH)，D项正确。,误区警示,酸碱中和滴定时，滴定终点、中和点、中性点不一定重合。中和点是指酸和碱恰好完全反应，溶液可能呈中性，也可能呈酸性或碱性，取决于所生成盐的类型；滴定终点是指指示剂恰好变色的点，二者不完全相同。中性点是指溶液呈中性，酸和碱不一定完全反应。,教师用书独具,相关链接1.盐类水解的规律(1)有弱才水解必须含有弱酸或弱碱的离子才能发生水解。(2)无弱不水解强酸强碱盐不发生水解。(3)谁弱谁水解发生水解的是弱碱阳离子或弱酸根阴离子。(4)谁强显谁性组成盐的酸根阴离子(碱性阳离子)是强酸根(强碱的阳离子)，则显酸(碱)性。(5)都弱都水解弱酸弱碱盐因阴、阳离子都能发生水解且两水解过程可相互促进，所以水解程度较大，少数可以完全水解，称为双水解反应。,(6)越弱越水解组成盐的酸根对应的酸(即水解生成的酸)酸性越弱(或阳离子对应的碱的碱性越弱)，水解程度就越大，此即“越弱越水解”规律。2.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，列出三个重要的等式，即电荷守恒式、物料守恒式、质子守恒式，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。,3.滴定曲线解题方法(1)注意纵横坐标含义：一般横坐标为滴加酸碱溶液的体积。(2)注意起点时的pH：可以通过起点时的pH判断溶液的浓度。(3)注意“滴定终点”“恰好中和”“呈中性”的不同。滴定终点：指示剂变色时即“达到了滴定的终点”，通常与理论终点存在着一定的误差(允许误差)，而指示剂变色点都不是pH7的情况。恰好中和：指酸和碱恰好完全反应生成盐和水的时刻，此时的溶液不一定呈中性。呈中性：溶液中的氢离子浓度等于氢氧根离子浓度(常温下pH7)。,三、溶解平衡,1.沉淀的生成、溶解及转化例9已知常温下：Ksp(AgCl)1.81010，Ksp(Ag2CrO4)1.91012，下列叙述正确的是A.AgCl在饱和NaCl溶液中的Ksp比在纯水中的Ksp小B.已知Ksp(AgBr)Ksp(AgCl)即可生成AgCl；,误区警示,(1)一般情况下溶解度较小的沉淀易转化成溶解度更小的沉淀，但是适当的条件下也可反过来转化。(2)当一种试剂能沉淀溶液中的几种离子时，生成沉淀所需试剂离子浓度越小的越先沉淀，但是一定要进行计算后再判断，尤其是组成不同的难溶物质不能仅凭Ksp的相对大小判断沉淀的先后。,2.溶解平衡曲线的综合考查例10在t时，Ag2CrO4(橘红色)在水溶液中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。又知AgCl的Ksp1.81010。下列说法不正确的是A.t时，Ag2CrO4的Ksp为1108B.饱和Ag2CrO4溶液中加入K2CrO4不能使溶液由Y点变为X点C.t时，Y点和Z点时Ag2CrO4的Ksp相等D.t时，将0.01molL1AgNO3溶液滴入20mL0.01molL1KCl和0.01molL1K2CrO4的混合溶液中，Cl先沉淀,答案,解析,Y点、Z点溶液的温度相同，则Ksp相同，C项正确；,方法指导,(1)溶度积曲线上的点表示该条件下达到溶解与沉淀平衡状态。(2)在曲线下方的点表示该温度下未达到平衡。(3)在曲线上方的点表示过饱和状态。,教师用书独具,相关链接1.沉淀溶解、生成及转化的判断及措施沉淀的溶解、生成及转化本质上是沉淀溶解平衡的移动，可借助相关物质的Qc与Ksp的相对大小判断，然后改变适当的条件来完成。(1)沉淀的生成当QcKsp时，沉淀溶解平衡向左移动，会生成沉淀。常用方法：调节溶液的pH，加入合适沉淀剂。(2)沉淀的溶解当QcKsp时，沉淀溶解平衡向右移动，沉淀会溶解。常用方法：酸、碱溶解法，盐溶法，配位溶解法，氧化还原溶解法。,(3)沉淀转化的一般原则溶解度较小的沉淀易转化成溶解度更小的沉淀。若满足QcKsp溶解度小的物质也可以转化为溶解度较大的物质。当一种试剂能沉淀溶液中的几种离子时，生成沉淀所需试剂离子浓度越小的越先沉淀。如果生成各种沉淀所需试剂离子的浓度相差较大，就能分步沉淀，从而达到分离离子的目的。,2.溶解平衡图像的类型及解题策略(1)常见溶解平衡图像的类型c(Mn)、c(An)型图像：如果横、纵坐标分别是阴、阳离子的浓度，溶解平衡曲线应是双曲线的一支。以BaSO4沉淀溶解平衡曲线为例，c(Ba2)与关系如图：,图中曲线上的任意一点均为达到溶解平衡的平衡点，可利用曲线上点(例如a、c点)的坐标来计算Ksp(BaSO4)；b点溶液过饱和，c(Ba2)Ksp(BaSO4)，有沉淀生成；d点为不饱和溶液，c(Ba2)Ksp(BaSO4)，无沉淀生成，加入BaSO4可继续溶解。,SpH或c(Mn)pH图像：如果图像反映的是难溶氢氧化物的溶解度或金属阳离子浓度与pH的关系，则平衡曲线应是一条体现S或c随着pH的增大而减小的曲线。以Fe(OH)3和Cu(OH)2为例，cpH关系如图：,图中曲线为相应金属离子氢氧化物的沉淀溶解平衡曲线，可利用图像判断有关氢氧化物的Ksp的大小以及离子分离方法的选择。,离子浓度(或离子浓度对数)溶液体积图：一般横坐标为滴加溶液的体积，纵坐标为随溶液体积增加，相应离子浓度的变化，例如用0.1molL1AgNO3溶液滴定20.00mL含有Cl、Br、I且浓度均为0.1molL1的混合溶液，绘得滴定曲线如图：,图中曲线的起始部分，滴入c(Ag)不足，c(X)变化较小，在恰好反应时出现突跃、突跃后的三条曲线为相应AgX的沉淀溶解平衡曲线，若已知a、b、c所代表的卤素离子的曲线，则可比较相应AgX的Ksp大小或利用Ksp的大小分析a、b、c分别代表哪种卤素离子的曲线。,难溶电解质溶液中离子浓度都很小，为研究方便，常取离子浓度的对数或负对数。如果横、纵坐标是离子浓度的对数或负对数，则二者的关系应是一条直线。例如在一定温度下，三种碳酸盐MCO3(M：Mg2、Ca2、Mn2)的沉淀溶解平衡曲线如下图所示：,图中曲线为相应碳酸盐的沉淀溶解平衡曲线，因此可对比不同碳酸盐Ksp的大小，对比线外点对不同碳酸盐来说是过饱和溶液还是不饱和溶液，以及判断相应金属离子与碳酸根离子浓度的大小。,(2)溶解平衡图像的解题策略沉淀溶解平衡曲线图像题同其他类型图像解答方法一样，也是一看(看横坐标的意义、线的走势以及关键点等)，二想(想有关计算公式、规律等)，三判断(依据公式进行计算，作出相应判断)，具体解题方法和技巧有：沉淀溶解平衡曲线类似于溶解度曲线，曲线上任意一点都表示饱和溶液，曲线上方或下方的任一点则表示过饱和溶液或不饱和溶液。从图像中找到数据，根据公式计算Ksp的值。比较溶液中Qc与Ksp大小，判断溶液中有无沉淀析出。涉及Qc的计算时，所代入的浓度一定是混合溶液中的离子浓度，因此计算离子浓度时，所代入的溶液体积也必须是混合溶液的体积，即Qc是任意状态下离子浓度幂的乘积，其值是不固定的。,1.有关平衡常数的综合考查例11(2017海安高级中学1月月考)已知常温下CH3COOH和NH3H2O的电离平衡常数分别为Ka、Kb。若在常温下向0.1molL1的醋酸溶液中逐滴加入相同浓度的氨水直至完全过量，则下列说法正确的是A.加