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專題8.2 水的電離和溶液的酸堿性
1、掌握水的電離過程以及離子積常數(shù)以及影響水電離平衡的因素。
2、了解PH的定義,溶液的酸堿性與pH的關(guān)系,測(cè)定pH方法及簡(jiǎn)單計(jì)算。
3、掌握酸堿中和滴定的基本方法和誤差分析。
一、水的電離及離子積常數(shù)
1、水的電離平衡:水是極弱的電解質(zhì),能發(fā)生自電離:
H2O+H2OH3O++OH-,簡(jiǎn)寫為 H2O H++OH- (正反應(yīng)為吸熱反應(yīng))
其電離平衡常數(shù):Ka =
2、水的離子積常數(shù):
(1)概念:在一定溫度下,c(H+)與c(OH-)的乘積是一個(gè)常數(shù),稱為水的離子積常數(shù),簡(jiǎn)稱水的離子積。
(2)表達(dá)式:Kw= c(H+)c(OH-)
(3)數(shù)值:室溫下:Kw=110-14。
(4)影響因素:只與溫度有關(guān),因?yàn)樗碾婋x是吸熱過程,所以升高溫度,Kw增大。
(3)適用范圍:Kw不僅適用于純水,也適用于稀的電解質(zhì)水溶液。
(4)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。
【特別提醒】①水的離子積常數(shù)Kw=c(H+)c(OH-),其實(shí)質(zhì)是水溶液中的H+和OH-濃度的乘積,不一定是水電離出的H+和OH-濃度的乘積,所以與其說Kw是水的離子積常數(shù),不如說是水溶液中的H+和OH-的離子積常數(shù)。即Kw不僅適用于水,還適用于酸性或堿性的稀溶液。不管哪種溶液均有c(H+)H2O=c(OH-)H2O。
②水的離子積常數(shù)顯示了在任何水溶液中均存在水的電離平衡,都有H+和OH-共存,只是相對(duì)含量不同而已。
3、影響水的電離平衡的因素
(1)酸和堿:酸或堿的加入都會(huì)電離出 H+或OH-,均使水的電離逆向移動(dòng),從而抑制水的電離,水的電離程度減小,Kw不變。
(2)溫度:由于水的電離吸熱,若升高溫度,將促進(jìn)水的電離, [H+]與[OH-]同時(shí)同等程度的增加,水的電離程度增大,Kw增大,pH變小,但[ H+]與[OH-]始終相等,故仍呈中性。
(3)能水解的鹽:不管水解后溶液呈什么性,均促進(jìn)水的電離,使水的電離程度增大,Kw不變。
(4)其它因素:如向水中加入活潑金屬,由于活潑金屬與水電離出來(lái)的 H+直接作用,使[ H+]減少,因而促進(jìn)了水的電離平衡正向移動(dòng)。
【總結(jié)】外界條件對(duì)水的電離平衡的影響
體系變化
條件
平衡移動(dòng)方向
Kw
水的電離程度
c(OH-)
c(H+)
酸
逆
不變
減小
減小
增大
堿
逆
不變
減小
增大
減小
可水解的鹽
Na2CO3
正
不變
增大
增大
減小
NH4Cl
正
不變
增大
減小
增大
溫度
升溫
正
增大
增大
增大
增大
降溫
逆
減小
減小
減小
減小
其他:如加入Na
正
不變
增大
增大
減小
〖特別提醒〗水的電離平衡注意事項(xiàng)
(1)水的離子積常數(shù)Kw=c(H+)c(OH-),其實(shí)質(zhì)是水溶液中的H+和OH-濃度的乘積,不一定是水電離出的H+和OH-濃度的乘積,所以與其說Kw是水的離子積常數(shù),不如說是水溶液中的H+和OH-的離子積常數(shù)。即Kw不僅適用于水,還適用于酸性或堿性的稀溶液。不管哪種溶液均有c(H+)H2O=c(OH-)H2O。
(2)水的離子積常數(shù)顯示了在任何水溶液中均存在水的電離平衡,都有H+和OH-共存,只是相對(duì)含量不同而已。
(3)水的電離是吸熱過程,升高溫度,水的電離平衡向電離方向移動(dòng),c(H+)和c(OH-)都增大,故Kw增大,但溶液仍呈中性;對(duì)于Kw,若未注明溫度,一般認(rèn)為在常溫下(25 ℃)。
(4)水中加酸或堿對(duì)水的電離均有抑制作用,因此,室溫下,若由水電離出的c(H+)<110-7 molL-1,該溶液可能顯酸性,也可能顯堿性。
【方法總結(jié)】正確理解水的電離平衡曲線
(1)曲線上的任意點(diǎn)的Kw都相同,即c(H+)c(OH-)相同,溫度相同。
(2)曲線外的任意點(diǎn)與曲線上任意點(diǎn)的Kw不同,溫度不同。
(3)實(shí)現(xiàn)曲線上點(diǎn)之間的轉(zhuǎn)化需保持溫度不變,改變酸堿性;實(shí)現(xiàn)曲線上點(diǎn)與曲線外點(diǎn)之間的轉(zhuǎn)化一定得改變溫度。
【典型例題1】【2018年10月4日 《每日一題》】水的電離平衡曲線如圖所示,下列說法不正確的是( )
A. 圖中五點(diǎn)的KW的關(guān)系:b>c>a=d=e
B. 若從a點(diǎn)到d點(diǎn),可采用:溫度不變向水中加入少量的酸
C. 若從a點(diǎn)到c點(diǎn),可采用:溫度不變向水中加入適量的NH4Cl固體
D. 若處在b點(diǎn)時(shí),將pH=2的硫酸與pH=10的KOH溶液等體積混合后(溶液體積變化忽略不計(jì)),溶液呈中性
【答案】C
【點(diǎn)評(píng)】純水電離出的氫離子和氫氧根離子濃度相等,所以可以從二者相等時(shí)的點(diǎn)確定水的離子積常數(shù),從而確定溫度。水的離子積常數(shù)只與溫度有關(guān),與加入酸堿或鹽無(wú)關(guān),加入其它物質(zhì)時(shí),水的電離平衡發(fā)生移動(dòng),溶液中氫離子或氫氧根離子濃度沿線移動(dòng)。
【遷移訓(xùn)練1】【遼寧省大連市2018屆高三雙基測(cè)試】下圖三條曲線表示不同溫度下水的離子積常數(shù),下列說法不正確的是 ( )
A. 圖中溫度:T3>T2>T1
B. 圖中pH關(guān)系是:pH(B)=pH(D)=pH(E)
C. 圖中五點(diǎn)Kw間的關(guān)系:E>D>A=B=C
D. C點(diǎn)可能是顯酸性的鹽溶液
【答案】D
二、溶液的酸堿性和pH的關(guān)系
1、溶液酸堿性判斷依據(jù)
溶液的酸堿性取決于溶液中c(H+)和c(OH-)的相對(duì)大小。
2、溶液的pH
(1)pH的定義: pH= -lgc(H+)
(2)pH的適用范圍
當(dāng)溶液的酸堿性用pH表示時(shí),其c(H+)的大小范圍一般為110-14 mol/L
pH>0。
當(dāng)c(H+)或c(OH-)≥1 molL-1時(shí),一般不用pH表示溶液的酸堿性,用c(H+)或c(OH-)直接表示溶液的酸堿性更方便。
(3)溶液的酸堿性和pH的關(guān)系:
在室溫下,中性溶液:c(H+)= c(OH-) =1.010-7 mol L-1, pH =7
酸性溶液:c(H+)>c(OH-) ,c(H+)>1.010-7 molL-1, pH <7
堿性溶液:c(H+)<c(OH-),c(H+)<1.010-7 molL-1, pH >7
3、pH的測(cè)定方法:
(1)酸堿指示劑:粗略地測(cè)溶液pH范圍
常用指示劑的變色范圍:
石蕊試液的變色范圍是pH=5.0-8.0;
酚酞試液的變色范圍是 8.2 ~ 10.0;
甲基橙試液的變色范圍是3.1(紅)-4.4(黃)。
(2)pH試紙:精略地測(cè)定溶液酸堿性強(qiáng)弱
pH試紙的種類:常用的pH試紙有廣泛pH試紙(pH范圍為1~14或0~10,可識(shí)別pH差值約為1)和精密pH試紙(pH范圍較窄,可識(shí)別的pH差值為0.2或0.3)。
pH試紙使用方法:
①方法:用鑷子夾取一小塊pH試紙放在玻璃片(或表面皿)上,用蘸有待測(cè)液的玻璃棒點(diǎn)在試紙的中央,試紙變色后,與標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較來(lái)確定溶液的pH。
②注意:pH試紙使用前不能用蒸餾水潤(rùn)濕,否則將可能產(chǎn)生誤差。
【思考】如果將pH試紙先潤(rùn)濕再測(cè)量,對(duì)pH值產(chǎn)生什么影響?
(3)pH計(jì): 精確地測(cè)定溶液酸堿性強(qiáng)弱,讀數(shù)時(shí)保留兩位小數(shù)。
【特別提醒】正確理解溶液的酸堿性與pH關(guān)系
①溶液呈現(xiàn)酸、堿性的實(shí)質(zhì)是c(H+)與c(OH-)的相對(duì)大小,不能只看pH,一定溫度下pH=6的溶液也可能顯中性,也可能顯酸性,應(yīng)注意溫度。
②使用pH試紙測(cè)溶液pH時(shí)不能用蒸餾水潤(rùn)濕。
③25 ℃時(shí),pH=12的溶液不一定為堿溶液,pH=2的溶液也不一定為酸溶液,也可能為能水解的鹽溶液。
【典型例題2】【四川雅安市2018屆期末】能說明溶液呈中性的可靠依據(jù)是 ( )
A. pH=7 B. 石蕊試液不變色 C. pH試紙不變色 D. c(H+)=c(OH-)
【答案】D
【點(diǎn)評(píng)】本題考查了溶液酸堿性的判斷,屬于易錯(cuò)題,注意不能根據(jù)溶液的pH值判斷溶液的酸堿性,要根據(jù)氫離子濃度和氫氧根離子濃度的相對(duì)大小判斷溶液的酸堿性。
【遷移訓(xùn)練2】【合肥六中2018屆期中】下列敘述正確的是 ( )
A. 95℃純水的pH<7,說明加熱可導(dǎo)致水呈酸性
B. pH=3的醋酸溶液,稀釋至10倍后pH=4
C. pH=3的醋酸溶液與pH=11的氫氧化鈉溶液等體積混合后pH=7
D. 0.2 molL-1的鹽酸與等體積水混合后pH=1
【答案】D
【解析】A、水是弱電解質(zhì),電離吸熱,加熱促進(jìn)電離,所以95 ℃純水的pH<7。但任何純水都是顯中性的,選項(xiàng)A不正確;B、醋酸是弱酸,存在電離平衡。稀釋促進(jìn)電離,氫離子的物質(zhì)的量增加,所以pH=3的醋酸溶液,稀釋至10倍后3<pH<4,選項(xiàng)B不正確;C、醋酸是弱酸,則pH=3的醋酸溶液中醋酸的濃度大于10-3mol/L。而pH=11的氫氧化鈉溶液中氫氧化鈉的濃度=10-3mol/L,所以二者等體積混合后醋酸過量,溶液顯酸性,即pH<7,選項(xiàng)C不正確;D、0.2 molL-1的鹽酸,與等體積水混合后溶液的濃度=0.1mol/L,所以溶液的pH=1,選項(xiàng)D正確;答案選D。
三、酸堿中和滴定
1、概念
利用酸堿中和反應(yīng),用已知濃度酸(或堿)來(lái)測(cè)定未知濃度的堿(或酸)的實(shí)驗(yàn)方法。
2、原理
計(jì)算依據(jù):當(dāng)酸與堿恰好完全反應(yīng)時(shí),有n(H+)=n(OH-),即ν(酸)c(酸)V(酸)=ν(堿)c(堿)V(堿)(ν、c、V分別代表酸和堿的元數(shù)、濃度、體積)。
酸堿中和滴定的關(guān)鍵:
①準(zhǔn)確測(cè)定標(biāo)準(zhǔn)液的體積。
②準(zhǔn)確判斷滴定終點(diǎn)。
3、實(shí)驗(yàn)用品
(1)試劑:標(biāo)準(zhǔn)液(已知濃度的酸或堿溶液)、待測(cè)液(未知濃度的堿或酸溶液)、適當(dāng)?shù)乃釅A指示劑(通過指示劑顏色的變化來(lái)確定滴定終點(diǎn))。。
(2)①儀器:酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾、鐵架臺(tái)、錐形瓶圖(A)是酸式滴定管、圖(B)是堿式滴定管、滴定管夾、鐵架臺(tái)、錐形瓶。
(3)滴定管
①構(gòu)造:“0”刻度線在上方,尖嘴部分無(wú)刻度。
②精確度:讀數(shù)可估計(jì)到0.01mL。
③洗滌:先用蒸餾水洗滌,再用待裝液潤(rùn)洗。
④排泡:酸、堿式滴定管中的液體在滴定前均要排出尖嘴中的氣泡。
⑤使用注意事項(xiàng):
試劑性質(zhì)
滴定管
原因
酸性、氧化性
酸式滴定管
氧化性物質(zhì)易腐蝕橡膠管
堿性
堿式滴定管
堿性物質(zhì)易腐蝕玻璃,致使玻璃活塞無(wú)法打開
4、實(shí)驗(yàn)操作(以標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定待測(cè)NaOH溶液)
(1)滴定前的準(zhǔn)備
滴定準(zhǔn)備“八動(dòng)詞”
(2)滴定過程“三動(dòng)作”
(3)終點(diǎn)判斷“兩數(shù)據(jù)”
a.最后一滴:滴入最后一滴,溶液顏色發(fā)生突變。
b.半分鐘:顏色突變后,經(jīng)振蕩半分鐘內(nèi)不復(fù)原,視為滴定終點(diǎn)。
(4)數(shù)據(jù)處理
按上述操作重復(fù)2~3次,求出用去標(biāo)準(zhǔn)鹽酸體積的平均值,
根據(jù)c(NaOH)=計(jì)算。
4.常用酸堿指示劑及變色范圍
指示劑
變色范圍的pH
石蕊
<5.0紅色
5.0~8.0紫色
>8.0藍(lán)色
甲基橙
<3.1紅色
3.1~4.4橙色
>4.4黃色
酚酞
<8.2無(wú)色
8.2~10.0淺紅色
>10.0紅色
【特別提醒】中和滴定操作細(xì)節(jié)
(1)酸式滴定管下端為玻璃塞,能耐酸和氧化劑的腐蝕,可用于盛裝酸性和氧化性溶液,但不能盛裝堿性溶液。
(2)堿式滴定管下端為橡膠管和玻璃珠,橡膠易被酸性或氧化性溶液腐蝕,所以堿式滴定管只能盛裝堿性或非氧化性溶液。
(3)滴定管“0”刻度在上方,數(shù)值從上到下依次增大,有一部分沒有刻度,滴定管的全部容積大于它的最大刻度值,仰視時(shí)讀數(shù)偏大,俯視時(shí)讀數(shù)偏小。量筒無(wú)“0”刻度,數(shù)值從下到上依次增大,因此仰視時(shí)讀數(shù)偏小,俯視時(shí)讀數(shù)偏大。
(4)記錄數(shù)據(jù)時(shí),滴定管的讀數(shù)應(yīng)記錄到小數(shù)點(diǎn)后兩位,如20.00 mL;量筒的讀數(shù)最多記錄到小數(shù)點(diǎn)后一位,如8.0 mL。
(5)=≠≠
①滴定終點(diǎn):指示劑變色時(shí)即“達(dá)到了滴定的終點(diǎn)”,通常與理論終點(diǎn)存在著一定的誤差(允許誤差),而指示劑變色點(diǎn)都不是pH=7的情況。
②恰好中和:指酸和堿恰好完全反應(yīng)生成鹽和水的時(shí)刻,此時(shí)的溶液不一定呈中性。
③呈中性:溶液中的氫離子濃度等于氫氧根離子濃度(常溫下pH=7)。
(6)清楚指示劑的選擇原則
變色要靈敏,變色范圍要小,使變色范圍盡量與滴定終點(diǎn)溶液的酸堿性一致。
①不能用石蕊作指示劑。
②滴定終點(diǎn)為堿性時(shí),用酚酞作指示劑,例如用NaOH溶液滴定醋酸。
③滴定終點(diǎn)為酸性時(shí),用甲基橙作指示劑,例如用鹽酸滴定氨水。
④強(qiáng)酸滴定強(qiáng)堿一般用甲基橙,但用酚酞也可以。
6、誤差分析
(1)原理(以標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定待測(cè)NaOH溶液為例)
cB= VB——準(zhǔn)確量取的待測(cè)液的體積; cA——標(biāo)準(zhǔn)溶液的濃度。
故有:cB正比于VA。
(2)誤差分析
A、標(biāo)準(zhǔn)液配制引起的誤差
①稱取5.2克氫氧化鈉配制標(biāo)準(zhǔn)液時(shí),物碼倒置。 (偏高)
②配制標(biāo)準(zhǔn)液時(shí),燒杯及玻璃棒未洗滌。 (偏高)
③配制標(biāo)準(zhǔn)液時(shí),定容俯視。 (偏低)
④配制標(biāo)準(zhǔn)液時(shí),定容仰視。 (偏高)
⑤配制標(biāo)準(zhǔn)NaOH滴定鹽酸時(shí),NaOH中如混有碳酸鈉。 (偏高)
⑥配制標(biāo)準(zhǔn)NaOH滴定鹽酸時(shí),NaOH中如混有碳酸氫鈉。 (偏高)
⑦配制標(biāo)準(zhǔn)NaOH滴定鹽酸時(shí),NaOH中如混有KOH。 (偏高)
⑧滴定管水洗后,未用標(biāo)準(zhǔn)液洗滌。 (偏高)
B、標(biāo)準(zhǔn)液操作引起的誤差
①滴定前讀數(shù)仰視,滴定后讀數(shù)俯視。 (偏低)
②滴定結(jié)束,滴定管尖嘴處有一滴未滴下。 (偏高)
③滴定前有氣泡未趕出,后來(lái)消失。 (偏高)
C、待測(cè)液操作引起的誤差
①錐形瓶水洗后,用待測(cè)液潤(rùn)洗過再裝待測(cè)液。 (偏高)
②錐形瓶有少量水,直接放入待測(cè)液。 (無(wú)影響)
③搖動(dòng)錐形瓶時(shí),濺出部分溶液。 (偏低)
【典型例題3】【湖北部分重點(diǎn)中學(xué)2019屆高三上起點(diǎn)考試】下列有關(guān)滴定操作的說法正確的是 ( )
A. 用25mL滴定管進(jìn)行中和滴定時(shí),用去標(biāo)準(zhǔn)液的體積為21.7mL
B. 用標(biāo)準(zhǔn)的KOH溶液滴定未知濃度的鹽酸,洗凈堿式滴定管后直接取標(biāo)準(zhǔn)KOH溶液進(jìn)行滴定,則測(cè)定結(jié)果偏低
C. 用標(biāo)準(zhǔn)的KOH溶液滴定未知濃度的鹽酸,配制標(biāo)準(zhǔn)溶液的固體KOH中含有NaOH雜質(zhì),則測(cè)定結(jié)果偏高
D. 用未知濃度的鹽酸滴定標(biāo)準(zhǔn)的KOH溶液時(shí),若讀取讀數(shù)時(shí),滴定前仰視,滴定到終點(diǎn)后俯視,會(huì)導(dǎo)致測(cè)定結(jié)果偏高
【答案】D
【點(diǎn)評(píng)】本題考查氧化還原滴定操作、誤差分析,注意利用公式來(lái)分析解答,無(wú)論哪一種類型的誤差,都可以歸結(jié)為對(duì)標(biāo)準(zhǔn)溶液體積的影響,然后根據(jù)c(待測(cè))= 分析,若標(biāo)準(zhǔn)溶液的體積偏小,那么測(cè)得的物質(zhì)的量的濃度也偏??;若標(biāo)準(zhǔn)溶液的體積偏大,那么測(cè)得的物質(zhì)的量的濃度也偏大。
【遷移訓(xùn)練3】【陜西西安遠(yuǎn)東一中2019屆高三上10月月考】為了測(cè)定實(shí)驗(yàn)室長(zhǎng)期存放的Na2SO3固體的純度,準(zhǔn)確稱取M g固體樣品,配成250 mL溶液。設(shè)計(jì)了以下兩種實(shí)驗(yàn)方案:
方案I:取50.00 mL上述溶液→加入足量的鹽酸酸化的BaCl2溶液→操作I→洗滌→操作Ⅱ→稱量,得到沉淀的質(zhì)量為m1 g
方案Ⅱ:取50.00 mL上述溶液,用a mol/L 的酸性KMnO4溶液進(jìn)行滴定。
實(shí)驗(yàn)中所記錄的數(shù)據(jù)如下表:
滴定次數(shù)
實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)
1
2
3
4
待測(cè)溶液體積/mL
50.00
50.00
50.00
50.00
滴定管初讀數(shù)/mL
0.00
0.20
0.10
0.15
滴定管末讀數(shù)/mL
20.95
21.20
20.15
21.20
(1)配制250 mL Na2SO3溶液時(shí),必須用到的實(shí)驗(yàn)儀器有:燒杯、玻棒、滴管、藥匙和_______________、_________________。
(2)操作I為__________________操作Ⅱ?yàn)開_____________
(3)方案I中如何判別加入的氯化鋇已經(jīng)過量______________________________
(4)在方案Ⅱ中滴定終點(diǎn)的判斷方法是_______________________________。
(5) 在方案Ⅱ中發(fā)生的離子反應(yīng)方程式為__________________________
(6)根據(jù)方案Ⅱ所提供的數(shù)據(jù),計(jì)算Na2SO3的純度為___________。(寫成分?jǐn)?shù)形式)
(7)有同學(xué)模仿方案I,提出方案Ⅲ:取50.00 mL上述溶液→加入足量的鹽酸酸化的Ba(NO3)2溶液→操作I→洗滌→操作Ⅱ→稱重,得到沉淀質(zhì)量為m2 g 并用方案I的方法計(jì)算結(jié)果。
根據(jù)方案Ⅲ,從理論上講,下列說法正確的是________(填序號(hào))
a.方案I比方案Ⅲ的計(jì)算結(jié)果要低
b.方案I比方案Ⅲ的計(jì)算結(jié)果要高
c.m1=m2 ,方案I和方案Ⅲ的結(jié)果一樣
d.方案Ⅲ不應(yīng)根據(jù)方案I的方法計(jì)算
(8)上述實(shí)驗(yàn)中,由于操作錯(cuò)誤所引起的實(shí)驗(yàn)誤差分析正確的是__________(填序號(hào))。
a.方案I中如果沒有洗滌操作,實(shí)驗(yàn)結(jié)果將偏小
b.方案I中如果沒有操作Ⅱ,實(shí)驗(yàn)結(jié)果將偏大
c.方案Ⅲ中如果沒有洗滌操作,實(shí)驗(yàn)結(jié)果將偏小
d.方案Ⅲ中如果沒有操作Ⅱ,實(shí)驗(yàn)結(jié)果將偏大
【答案】天平 250mL的容量瓶 過濾 干燥(烘干)
靜置分層后,向上清液中加入鹽酸酸化的氯化鋇,不再產(chǎn)生沉淀,即已沉淀完全
加入最后一滴高錳酸鉀溶液后溶液由無(wú)色變?yōu)樽仙?,且在半分鐘?nèi)不褪2MnO4-+5SO32-+6H+=2Mn2++5SO42-+3H2O1323a/40Mbdad
(2)取2.500 mL上述溶液,加入足量的鹽酸酸化的BaCl2溶液生成硫酸鋇沉淀過濾洗滌干燥稱量,得到沉淀的質(zhì)量為m1g,操作I為分離固體和液體用過濾,操作Ⅱ?yàn)楦稍锍恋?
(3)判別加入的氯化鋇已經(jīng)過量的方法為:靜置分層后,向上清液中加入鹽酸酸化的氯化鋇,不再產(chǎn)生沉淀,即已沉淀完全;
(4)在方案Ⅱ中滴定終點(diǎn)的判斷方法是加入最后一滴后溶液由無(wú)色變?yōu)樽仙?且在半分鐘內(nèi)不褪;
(5)酸性KMnO4具有氧化性,SO32-具有還原性,兩者發(fā)生氧化還原反應(yīng),離子反應(yīng)方程式為:2MnO4-+5SO32-+6H+=2Mn2++5SO42-+3H2O;
(6)從圖表中4組數(shù)據(jù)可知,消耗的高錳酸鉀的體積分別為:20.95mL、21.00mL、20.05mL、21.05mL,第三組數(shù)據(jù)誤差較大,應(yīng)舍去, 高錳酸鉀平均消耗的溶液體積
V=(20.95mL+21.00mL+21.05mL)/3=21.00mL,消耗高錳酸鉀的物質(zhì)的量為a mol/L0.021L=0.021amol結(jié)合化學(xué)方程式定量關(guān)系計(jì)算, 2MnO4-~5SO32-可知,50.00 mL的上述溶液中含有亞硫酸鈉的物質(zhì)的量為0.021amol5/2=21a/400mol,則Mg固體中亞硫酸鈉的物質(zhì)的量為21a/400mol250mL/50mL=21a/80mol,所以亞硫酸鈉的純度為:21a/80mol126g/molMg100%=1323a/40M;
(6)A.方案I中如果沒有洗滌操作,測(cè)得生成硫酸根鋇質(zhì)量增大,則亞硫酸鈉的質(zhì)量偏小,故a正確;
B.方案I中如果沒有操作Ⅱ,測(cè)得生成硫酸鋇質(zhì)量增大,則亞硫酸鈉的質(zhì)量偏小,故b錯(cuò)誤;
C.方案Ⅲ中如果沒有洗滌操作,測(cè)得生成硫酸鋇質(zhì)量增大,則測(cè)定結(jié)果偏大,故c錯(cuò)誤;
D.方案Ⅲ中如果沒有操作Ⅱ,測(cè)得生成硫酸鋇質(zhì)量增大,被氧化的亞硫酸鈉質(zhì)量增大,測(cè)定結(jié)果偏大,故d正確.因此,本題正確答案是:ad。
考點(diǎn)一:水電離的c(H+)或c(OH-)的計(jì)算
1、常溫下,中性溶液c(OH-)=c(H+)=10-7 molL-1
2、溶質(zhì)為酸的溶液
①來(lái)源
OH-全部來(lái)自水的電離,水電離產(chǎn)生的c(H+)=c(OH-)。
②實(shí)例
如計(jì)算pH=2的鹽酸溶液中水電離出的c(H+),方法是先求出溶液的c(OH-)=Kw/10-2=10-12
molL-1,即水電離出的c(H+)=c(OH-)=10-12 molL-1。
3、溶質(zhì)為堿的溶液
①來(lái)源
H+全部來(lái)自水的電離,水電離產(chǎn)生的c(OH-)=c(H+)。
②實(shí)例
如計(jì)算pH=12的NaOH溶液中水電離出的c(OH-),方法是先求出溶液的c(H+)=Kw/10-2=10-12 molL-1,即水電離出的c(OH-)=c(H+)=10-12 molL-1。
4、水解呈酸性或堿性的鹽溶液
①pH=5的NH4Cl溶液中H+全部來(lái)自水的電離,由水電離的c(H+)=10-5 molL-1,c(OH-)=10-9 molL-1,是因?yàn)椴糠諳H-與部分NH結(jié)合;
②pH=12的Na2CO3溶液中OH-全部來(lái)自水的電離,由水電離出的c(OH-)=10-2 molL-1。
【方法技巧】水電離的c(H+)或c(OH-)的計(jì)算技巧(25℃時(shí))
(1)中性溶液:c(H+)=c(OH-)=1.010-7molL-1。
(2)酸或堿抑制水的電離,水電離出的c(H+)=c(OH-)<10-7 molL-1,當(dāng)溶液中的c(H+)<10-7 molL-1時(shí)就是水電離出的c(H+);當(dāng)溶液中的c(H+)>10-7 molL-1時(shí),就用10-14除以這個(gè)濃度即得到水電離的c(H+)。
(3)可水解的鹽促進(jìn)水的電離,水電離的c(H+)或c(OH-)均大于10-7 molL-1。若給出的c(H+)>10-7 molL-1,即為水電離的c(H+);若給出的c(H+)<10-7 molL-1,就用10-14除以這個(gè)濃度即得水電離的c(H+)。
【典型例題4】【甘肅靜寧縣一中2018-屆10月月考】25℃時(shí),下列四種溶液中,由水電離生成的氫離子濃度之比 ( )
①pH=0的鹽酸 ②0.1 mol/L的鹽酸
③0.01 mol/L的NaOH溶液 ④pH=14的NaOH溶液
A. 1∶10∶100∶1 B. 1∶10-1∶10-12∶10-14
C. 14∶13∶12∶14 D. 14∶13∶2∶1
【答案】A
【點(diǎn)評(píng)】本題考查了水的電離以及相關(guān)計(jì)算,解題關(guān)鍵:理解酸或堿抑制水電離,酸溶液中氫氧根離子是水電離的,堿溶液中氫離子是水電離。
【遷移訓(xùn)練4】【上海長(zhǎng)寧區(qū)2018屆高三上期末】常溫下,下列溶液中水的電離程度最大的是 ( )
A. pH=0的硫酸 B. 0.01mol/L NaOH溶液
C. pH=10的純堿溶液 D. pH=5的氯化銨溶液
【答案】D
考點(diǎn)二:加水稀釋pH變化及曲線
1、強(qiáng)酸溶液,被稀釋10n倍,溶液的pH增大n(溶液的pH不會(huì)大于7)。
2、強(qiáng)堿溶液,被稀釋10n倍,溶液的pH減小n(溶液的pH不會(huì)小于7)。
3、加水稀釋時(shí)pH值的變化規(guī)律(圖像)
(1)等物質(zhì)的量濃度的鹽酸(a)與醋酸(b)
物質(zhì)的量濃度相同的強(qiáng)酸和弱酸稀釋相同倍數(shù),溶液的pH變化不同,強(qiáng)酸的pH增大快;若加水稀釋到相同pH,強(qiáng)酸加水多。
(2)等pH的鹽酸(a)與醋酸(b)
pH相同的強(qiáng)酸與弱酸,加水稀釋相同倍數(shù),溶液的pH變化不同,強(qiáng)酸的pH變化大;若加水稀釋到相同pH,弱酸加水多。
【典型例題5】【北師大學(xué)附中2018屆高三上學(xué)期期中】25℃時(shí),pH=3的鹽酸和醋酸各1mL分別加水稀釋,pH隨溶液體積變化的曲線如下圖所示。下列說法不正確的是 ( )
A. 曲線I代表鹽酸的稀釋過程
B. a溶液的導(dǎo)電性比b溶液的導(dǎo)電性強(qiáng)
C. b溶液中和氫氧化鈉的能力強(qiáng)于a溶液
D. 將a、b兩溶液加熱至30℃,變小
【答案】B
【點(diǎn)評(píng)】本題考查一元強(qiáng)酸和一元弱酸稀釋后圖像的分析,解題的關(guān)鍵是曲線的判斷。強(qiáng)酸和弱酸稀釋同等倍數(shù),由于加水稀釋促進(jìn)弱酸的電離,強(qiáng)酸pH的改變值大于弱酸pH的改變值。需要注意溶液導(dǎo)電能力的強(qiáng)弱取決于溶液中離子物質(zhì)的量濃度的大小和離子所帶電荷數(shù),酸溶液中和堿的能力取決于酸的物質(zhì)的量的大小。
【遷移訓(xùn)練5】【安徽合肥2018年高三第二次質(zhì)檢】常溫下,將pH均為3,體積均為V0的HA和HB溶液,分別加水稀釋至體積V,pH隨1g的變化如右圖所示。下列說法正確的是 ( )
A. 稀釋相同倍數(shù)時(shí):c(Aˉ)>c(Bˉ-)
B. 水的電離程度:b=c>a
C. 溶液中離子總物質(zhì)的量:b>c>a
D. 溶液中離子總濃度:a>b>c
【答案】B
考點(diǎn)三:pH相關(guān)計(jì)算
1、總體原則
(1)若溶液為酸性,先求c(H+),再求pH;
(2)若溶液為堿性,先求c(OH-),再由c(H+)=求c(H+),最后求pH。
2、類型及方法(室溫下)
(1)單一溶液pH的計(jì)算
①?gòu)?qiáng)酸溶液,如HnA,設(shè)濃度為c mol/L,c(H+)=nc mol/L,pH=-lgc(H+)=-lg(nc)。
②強(qiáng)堿溶液,如B(OH)n,設(shè)濃度為c mol/L,c(OH-)=nc mol/L,c(H+)=mol/L,pH=-lgc(H+)=14+lg(nc)。
(2)酸、堿混合pH計(jì)算
①兩強(qiáng)酸混合:直接求出c(H+)混,再據(jù)此求pH。
c混(H+)=
②兩強(qiáng)堿混合:先求出c(OH-)混,再據(jù)Kw求出c(H+)混,最后求pH。
c混(OH-)=
③強(qiáng)酸、強(qiáng)堿混合(一者過量)
先判斷哪種物質(zhì)過量,再由下式求出溶液中H+或OH-的濃度,最后求pH。
c(H+)混或c(OH-)混=
將強(qiáng)酸、強(qiáng)堿溶液以某體積之比混合,若混合液呈中性,則c(H+)∶c(OH-)、V堿∶
V酸、pH酸+pH堿有如下規(guī)律(25 ℃):因c(H+)酸V酸=c(OH-)堿V堿,故有=。在堿溶液中c(OH-)堿=,將其代入上式得c(H+)酸c(H+)堿=,兩邊取負(fù)對(duì)數(shù)得pH酸+pH堿 =14-lg。
現(xiàn)舉例如下:
V酸∶V堿
c(H+)∶c(OH-)
pH酸+pH堿
10∶1
1∶10
15
1∶1
1∶1
14
1∶10
10∶1
13
m∶n
n∶m
14+lgm/n
【典型例題6】【2018年10月5日 《每日一題》】常溫下,下列有關(guān)說法正確的是(混合后溶液體積變化忽略不計(jì)) ( )
A. 將pH=2的鹽酸和pH=5的稀硫酸等體積混合,混合液的pH=3.5
B. 將pH=11的NaOH溶液和pH=13的Ba(OH)2溶液等體積混合,混合液的pH=12
C. 將pH=2的H2X溶液稀釋至原來(lái)的1 000倍,得到混合溶液的pH=5
D. 將pH=1的鹽酸和0.1 molL-1 的Ba(OH)2溶液等體積混合,混合液的pH=12.7
【答案】D
【點(diǎn)評(píng)】解答本題時(shí)需要注意:(1)堿溶液與堿溶液混合后溶液一定呈堿性,必須先求混合液中c(OH-),再根據(jù)水的離子積計(jì)算混合液中c(H+);(2)強(qiáng)酸溶液與強(qiáng)堿溶液混合一定發(fā)生中和反應(yīng),必須判斷混合溶液的性質(zhì)再計(jì)算,若酸過量直接求過量的c(H+),若恰好完全反應(yīng)則溶液呈中性,若堿過量必須先求過量的c(OH-);(3)稀釋溶液時(shí)對(duì)弱電解質(zhì)的電離平衡起促進(jìn)作用。
【遷移訓(xùn)練6】【黑龍江哈爾濱六中2018屆上學(xué)期期中】某溫度下Kw=10-13,在此溫度下,將pH=a的NaOH溶液Va L與pH=b的H2SO4溶液Vb L混合,下列說法正確的是 ( )
A. 若所得混合液為中性,且a=12,b=2,則Va∶Vb=1∶1
B. 若所得混合液為中性,且a+b=12,則Va∶Vb=100∶1
C. 若所得混合液pH=10,且a=12,b=2,則Va∶Vb=1∶9
D. 若所得混合液pH=10,且a=12,b=2,則Va∶Vb=101∶99
【答案】C
【解析】A、若所得混合溶液為中性,且a=12,b=2,因c(OH-)Va=c(H+)Vb,a=12,b=2,則0.1Va=0.01Vb,則Va:Vb=1:10,故A錯(cuò)誤;B、若所得混合液為中性,則c(OH-)Va=c(H+)Vb,即10a?13Va=10?b Vb,又因?yàn)閍+b=12,Va:Vb==1013-a-b=10,則Va:Vb=10:1,故B錯(cuò)誤;C、若所得混合溶液的pH=10,堿過量,c(OH-)==0.001,則Va:Vb=1:9,故C正確;D、根據(jù)C的計(jì)算,Va:Vb=1:9,故D錯(cuò)誤;故選C。
考點(diǎn)四:其它滴定實(shí)驗(yàn)
1、沉淀滴定法
(1)概念:沉淀滴定法是利用沉淀反應(yīng)進(jìn)行滴定、測(cè)量分析的方法。生成沉淀的反應(yīng)很多,但符合條件的卻很少,實(shí)際上應(yīng)用最多的是銀量法,即利用Ag+與鹵素離子的反應(yīng)來(lái)測(cè)定Cl-、Br-、I-濃度。
(2)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(yīng)的生成物的溶解度要比滴定劑與指示劑反應(yīng)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(shí)常以CrO為指示劑,這是因?yàn)锳gCl比Ag2CrO4更難溶的緣故。
2、氧化還原滴定
以氧化還原反應(yīng)為基礎(chǔ)的分析方法。它以氧化劑或還原劑為滴定劑,直接滴定一些具有還原性或氧化性的物質(zhì);或者間接滴定一些本身并沒有氧化性或還原性,但能與某些氧化劑或還原劑起反應(yīng)的物質(zhì)。氧化滴定劑有高錳酸鉀溶液、重鉻酸鉀溶液、碘水溶液等;還原滴定劑有亞鐵鹽溶液、抗壞血酸水溶液(即維生素C)等。
【典型例題7】【四川雅安中學(xué)2019屆高三上學(xué)期開學(xué)考試】葡萄酒中抗氧化劑的殘留量是以游離SO2的含量計(jì)算,我國(guó)國(guó)家標(biāo)準(zhǔn)(GB2760-2014)規(guī)定葡萄酒中SO2的殘留量≤0.25g/L。某興趣小組設(shè)計(jì)實(shí)驗(yàn)方案對(duì)葡萄酒中SO2進(jìn)行測(cè)定。設(shè)計(jì)方案如下:
(1)用圖甲裝置(加持裝置略)蒸餾并收集餾分SO2,實(shí)驗(yàn)時(shí)B中加入100.00mL葡萄酒樣品和適量鹽酸,加熱使SO2全部逸出,在C中收集餾分。
①若C中盛裝H2O2溶液,則SO2與其完全反應(yīng)的化學(xué)方程式為_________________________。除去C中過量的H2O2,然后用0.04000mol/LNaOH標(biāo)準(zhǔn)溶液進(jìn)行滴定,滴定前排氣泡時(shí),應(yīng)選擇圖乙中的_________(填序號(hào))
②滴定至終點(diǎn)消耗NaOH溶液25.00mL,據(jù)此計(jì)算葡萄酒中SO2含量為____________g/L。
(2)由于蒸餾時(shí)鹽酸易揮發(fā),該測(cè)定結(jié)果比實(shí)際值偏高,因此改進(jìn)實(shí)驗(yàn)方案時(shí)可將鹽酸改為稀硫酸,或者采取以下措施:
①將圖甲裝置C中盛裝的液體改為H2O,且餾分無(wú)揮發(fā),改用0.01000 mol/L 標(biāo)準(zhǔn)I2溶液滴定,反應(yīng)的化學(xué)方程式為SO2+I2+2H2O=H2SO4+2HI,可選擇________作指示劑,滴定終點(diǎn)的現(xiàn)象是_____________。
②鹽酸雖然對(duì)此實(shí)驗(yàn)無(wú)干擾,但由于在上述實(shí)驗(yàn)過程中,存在空氣的氧化作用,會(huì)使測(cè)定結(jié)果___________(填“偏高”“偏低”或“不變”)。
【答案】H2O2+SO2=H2SO4 III 0.32 淀粉溶液 當(dāng)最后一滴I2溶液滴下,溶液由無(wú)色變?yōu)樗{(lán)色,且30秒內(nèi)不變色 偏低
(2)①改用0.01000mol?L-1標(biāo)準(zhǔn)I2溶液滴定,選擇淀粉溶液做指示劑,滴定終點(diǎn)的現(xiàn)象是:滴入最后一滴溶液變藍(lán)色半分鐘不變化證明反應(yīng)達(dá)到終點(diǎn),故答案為:淀粉溶液;當(dāng)最后一滴I2溶液滴下,溶液由無(wú)色變?yōu)樗{(lán)色,且30秒內(nèi)不變色;
②由于在上述實(shí)驗(yàn)過程中,存在空氣的氧化作用,部分二氧化硫被氧化,使得消耗的標(biāo)準(zhǔn)溶液體積減小,測(cè)定結(jié)果偏低,故答案為:偏低。
【點(diǎn)評(píng)】本題考查了探究物質(zhì)的組成、測(cè)量物質(zhì)的含量的方法,試題涉及了二氧化硫性質(zhì)、中和滴定的計(jì)算,要求學(xué)生掌握探究物質(zhì)組成、測(cè)量物質(zhì)含量的方法,明確二氧化硫的化學(xué)性質(zhì)及中和滴定的操作方法及計(jì)算方法是解題的關(guān)鍵。本題的易錯(cuò)點(diǎn)為誤差的分析,要注意從反應(yīng)原理分析判斷。
【遷移訓(xùn)練7】【黑龍江省哈爾濱市第十八中學(xué)2018屆高三第一次月考】(1)配平氧化還原反應(yīng)方程式:
____C2O+____MnO+____H+===____CO2↑+____Mn2++____H2O
(2)稱取6.0 g含H2C2O42H2O、KHC2O4和K2SO4的試樣,加水溶解,配成250 mL溶液。量取兩份此溶液各25 mL,分別置于兩個(gè)錐形瓶中。
①第一份溶液中加入酚酞試液,滴加0.25 molL-1NaOH溶液至20 mL時(shí),溶液由無(wú)色變?yōu)闇\紅色。該溶液被中和的H+的總物質(zhì)的量為________mol。
②第二份溶液中滴加0.10 molL-1的酸性高錳酸鉀溶液。
KMnO4溶液在滴定過程中作________(填“氧化劑”或“還原劑”),該滴定過程________(填“需要”或“不需要”)另加指示劑。滴至16 mL時(shí)反應(yīng)完全,此時(shí)溶液顏色由________變?yōu)開_________。
【答案】 5 2 16 10 2 8 0.005 A氧化劑 不需要 無(wú)色 淺紫紅色
(2)①溶液由無(wú)色變?yōu)闇\紅色,溶液中H2C2O4、KHC2O4完全反應(yīng),依據(jù)反應(yīng):
H++OH-=H2O
1 1
n 0.25mol/L0.02L 解得n=0.005mol;
②原溶液無(wú)色,而KMnO4為紫紅色,則滴定時(shí)不需要再滴加指示劑,滴定過程中KMnO4是氧化劑,H2C2O4和KHC2O4為還原劑,當(dāng)溶液中的H2C2O4和KHC2O4反應(yīng)完全時(shí),溶液呈紫紅色,即滴定終點(diǎn)時(shí)溶液由無(wú)色變?yōu)闇\紅色。
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