考點1　弱電解質的電離平衡1.強電解質和弱電解質?
?(2)外界條件對電離平衡的影響①溫度:升溫,電離平衡右移,電離程度增大。②濃度:稀釋溶液,電離平衡右移,電離程度增大。
2.弱電解質的電離平衡(1)建立與特征
③同離子效應:加入與弱電解質具有某種相同離子的強電解質,電離平衡左移,電離程 度減小。④加入能與弱電解質電離出的離子反應的物質,電離平衡右移,電離程度增大。以0.1 ml·L-1的醋酸溶液[CH3COOH? H++CH3COO-(ΔH>0)]為例,改變條件后,有如下變化:
注意　電離平衡右移,電離程度不一定增大。如增大弱電解質的濃度,電離平衡右移, 但電離程度減小。(3)電解質溶液的導電能力,取決于自由移動離子的濃度和離子所帶電荷數(shù),自由移動 離子的濃度越大、離子所帶電荷數(shù)越多,導電能力越強。注意　電解質溶液的導電能力與電解質的強弱無必然關系,強電解質溶液的導電能力 不一定強,如BaSO4。3.電離平衡常數(shù)(1)表達式:以一元弱酸HA為例,HA?H++A-,Ka=?。(2)特點:多元弱酸分步電離,各級電離常數(shù)的大小關系是?????……故其酸性
主要取決于第一步電離。(3)影響因素:①內因:弱電解質本身的性質;②外因:只與溫度有關,溫度升高,Ka增大。
(4)電離平衡常數(shù)的應用
考點2　溶液的酸堿性　酸堿中和滴定一、溶液的酸堿性1.水的電離(1)水的電離平衡:H2O?H++OH-。(2)水的離子積:KW=c(H+)·c(OH-)。一定溫度時,KW為常數(shù),只與溫度有關。水的電離是 吸熱過程,溫度越高,KW越大。常溫下,KW=1×10-14。注意????KW表達式中的c(H+)和c(OH-)不一定都是由水電離出來的,指的是溶液中的c(H+) 和c(OH-)。任何情況下,水電離出的c(H+)=c(OH-)。(3)影響水的電離平衡的因素有①溫度:升溫,促進水的電離;②酸、堿:加酸或堿會抑制
水的電離;③能水解的鹽,促進水的電離。2.溶液的酸堿性和pH(1)溶液的酸堿性
(2)計算溶液pH的一般思維模型
二、酸堿中和滴定1.實驗用品(1)儀器:酸式滴定管、堿式滴定管、鐵架臺(帶滴定管夾)、燒杯、錐形瓶。(2)試劑:標準液、待測液、指示劑、蒸餾水。注意????1.滴定管的選擇:①酸性、氧化性溶液一般用酸式滴定管盛裝,因為其易腐蝕橡 膠。②堿性溶液一般用堿式滴定管盛裝,因為其易腐蝕玻璃,致使玻璃活塞無法打 開。③使用聚四氟乙烯活塞的滴定管為酸堿通用滴定管。2.指示劑的選擇:①不用石蕊作中和滴定的指示劑。②滴定終點為堿性時,用酚酞作指 示劑。③滴定終點為酸性時,用甲基橙作指示劑。
2.實驗操作(以標準鹽酸滴定待測NaOH溶液為例)(1)滴定前的準備①滴定管:檢漏→洗滌→潤洗→裝液→調液面→記錄。②錐形瓶:注堿液→加指示劑(酚酞或甲基橙均可)。注意　排氣泡的方法如果酸式滴定管內部有氣泡,可快速放液以趕出氣泡;趕出堿式滴定管中氣泡的方法如圖所示。
(3)終點判斷:滴入最后半滴標準液時溶液變色,且半分鐘內不恢復原來的顏色,視為滴定終點,記錄用去標準液的體積。(4)按上述操作重復2~3次,求出用去標準鹽酸體積的平均值。3.數(shù)據(jù)處理:根據(jù)c(NaOH)=?計算。
4.誤差分析:可將所有誤差都歸結到對V(HCl)的影響上。
5.滴定曲線(pH曲線)分析①強酸與強堿滴定過程中的pH曲線?②強堿(酸)與強酸(堿)、弱酸(堿)的滴定曲線比較
注意　滴定終點=恰好中和=酸堿恰好完全反應,但此時溶液不一定呈中性。
1.判斷正誤(正確的打“√”,錯誤的打“×”)。(1)強電解質溶液的導電能力一定比弱電解質溶液的導電能力強。?(　????)(2)稀醋酸加水稀釋,醋酸電離程度增大,溶液pH減小,電離平衡常數(shù)一定增大。(????????)(3)電離常數(shù)大的酸溶液中c(H+)一定比電離常數(shù)小的酸溶液中c(H+)大。?(　????)(4)常溫下,0.1 ml·L-1一元堿BOH溶液的pH=10,則溶液中存在BOH? B++OH-。?(　????)(5)常溫下,把pH=2與pH=12的酸、堿溶液等體積混合后所得溶液pH=7。?(　????)
(6)25 ℃時1 L pH=12的Ba(OH)2溶液中,OH-的物質的量為0.02 ml。?(　????)(7)一定溫度下,pH=a的氨水,稀釋至原體積的10倍后,其pH=b,則a>b+1。(　????)(8)25 ℃時,將10 mL pH=a的酸(HA)溶液稀釋至100 mL,溶液的pH=b,若b-aHC?>HCOO-B.2CN-+H2O+CO2? 2HCN+C?C.中和等體積、等pH的HCOOH溶液和HCN溶液消耗NaOH的量:前者小于后者D.25 ℃時,反應HCOOH+CN-? HCN+HCOO-的化學平衡常數(shù)約為3.67×105
5.常溫下,關于下列溶液的說法不正確的是(忽略溶液體積變化)?(　????)
A.水電離出的H+濃度:①=②=③=④=⑤×10-4B.分別加水稀釋至10倍,溶液的pH:①>②>⑤>③>④C.①、③兩溶液等體積混合所得溶液中水的電離程度大于⑤溶液D.V1 L ②溶液與V2 L ③溶液混合,若混合溶液pH=4,則V1∶V2=9∶11
考法1　強酸、弱酸的比較與判斷方法1.一元強酸(HCl)與一元弱酸(CH3COOH)的比較(1)相同物質的量濃度、相同體積的鹽酸與醋酸溶液的比較
(2)相同pH、相同體積的鹽酸與醋酸溶液的比較
2.一元強酸(HCl)與一元弱酸(CH3COOH)稀釋圖像的比較(1)相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸溶液
(2)相同體積、相同pH的鹽酸、醋酸溶液
3.強酸、弱酸的判斷方法
例 (2023天津河東二模,7)常溫下,下列事實能說明某一元酸HX是一元強酸的是?(????????)A.0.1 ml·L-1 HX溶液的pH=4B.0.1 ml·L-1 NaX溶液pH>7C.0.1 ml·L-1 HX溶液比0.1 ml·L-1硝酸溶液導電能力弱D.10 mL 0.1 ml·L-1 NaOH溶液與10 mL 0.1 ml·L-1 HX溶液混合pH=7
? 解題導引????弱酸的特征是在水溶液中不能完全電離,對應的酸根離子在水溶液中可水解。區(qū)分強酸、弱酸可以從一定濃度酸溶液的pH、強堿鹽溶液的pH、等濃度酸溶 液與同類型強酸溶液的導電能力比較等方面進行判斷。
? 解析????0.1 ml·L-1 HX溶液的pH=4,說明HX在水溶液中只能部分電離,故屬于一元弱酸,A項錯誤;0.1 ml·L-1 NaX溶液pH>7,說明NaX是強堿弱酸鹽,X-水解,溶液呈堿性,則 HX為一元弱酸,B項錯誤;0.1 ml·L-1 HX溶液比0.1 ml·L-1硝酸溶液導電能力弱,說明 HX只能部分電離,故屬于一元弱酸,C項錯誤;NaOH與HX恰好完全反應生成NaX,溶液 pH=7,說明NaX為強酸強堿鹽,得出HX為一元強酸,D項正確。
考法2　中和滴定原理的遷移應用一、氧化還原滴定法1.原理: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,或者 間接滴定一些本身并沒有還原性或氧化性,但能與某些氧化劑或還原劑反應的物質。2.試劑:常見用于滴定的氧化劑有KMnO4、K2Cr2O7等;常見用于滴定的還原劑有亞鐵 鹽、草酸、硫代硫酸鈉等。3.指示劑:氧化還原滴定的指示劑有三類。(1)氧化還原指示劑,如二苯胺磺酸鈉為滴定Fe2+的常用氧化還原指示劑,其還原型為無 色,氧化型為紫紅色。當用氧化劑滴定Fe2+時,二苯胺磺酸鈉由無色突變?yōu)樽霞t色時,指
示滴定終點。(2)專屬指示劑,如淀粉溶液遇I2變藍,常用作碘量法中的專屬指示劑。(3)自身指示劑,如用高錳酸鉀標準溶液滴定草酸,滴定終點時溶液由無色變?yōu)闇\紅色, 不用另加指示劑。
例 (2024屆重慶9月月考,15,節(jié)選)測定KI的純度:稱取0.500 0 g樣品溶于水,加入稍過量 硫酸酸化的H2O2溶液充分反應后,加熱除去過量H2O2,加入幾滴淀粉溶液,用0.200 0 ml ·L-1的Na2S2O3標準溶液滴定(I2+2S2?? S4?+2I-)。①滴定前裝有標準溶液的滴定管排氣泡時,應選擇圖中的　　　????(填標號,下同)。
????????????????③滴定終點時消耗14.50 mL標準溶液,則樣品的純度為　　　　　????(計算結果保留 兩位有效數(shù)字)。
? 解題導引????計算KI純度的思維過程:先用過量的H2O2將I-完全氧化為I2,然后將過量的H2O2加熱除去,防止干擾;最后再用Na2S2O3標準溶液滴定I2。根據(jù)關系式:2I-~I2~2S2?進行計算。
? 解析????①Na2S2O3標準溶液顯堿性,應選擇堿式滴定管。③n(KI)=n(S2?)=0.200 0 ml·L-1×14.50×10-3L=0.002 9 ml,m(KI)=0.002 9 ml×166 g·ml-1=0.481 4 g,則樣品純度 為?×100%≈96%。
? 答案????①c?、?6%
二、沉淀滴定法1.原理:利用沉淀反應進行滴定,例如用Ag+滴定Cl-來測定溶液中Cl-的濃度。2.指示劑(1)沉淀指示劑:指示劑本身能與滴定劑反應形成沉淀。滴定劑與被滴定物質形成沉淀 的溶解度小于滴定劑與指示劑形成沉淀的溶解度。例如用AgNO3溶液測定溶液中Cl- 的含量時,常以Cr?為指示劑,這是因為AgCl比Ag2CrO4更難溶,Ag+優(yōu)先與Cl-反應,當出現(xiàn)Ag2CrO4磚紅色沉淀時達到滴定終點。(2)專屬指示劑:例如用NH4SCN溶液滴定Ag+時(生成AgSCN沉淀),可用Fe3+作為指示劑,當溶液變紅時達到滴定終點。
例 (2024屆湖南長沙一中月考一,16,節(jié)選)產品中TiCl4含量的測定:取10.0 g TiCl4產品于 燒瓶中,向安全漏斗(如圖所示)中加入足量蒸餾水后,立即夾緊彈簧夾,充分反應后將安全漏斗及燒瓶中的液體轉移到容量瓶中并配成500 mL溶液,取20.00 mL所配溶液于錐形瓶中,滴加幾滴0.100 ml·L-1的K2CrO4溶液作指示劑,用0.200 ml·L-1的AgNO3溶液滴定至終點,消耗AgNO3溶液32.00 mL。已知:①Ag2CrO4為磚紅色固體;常溫下,Ksp(AgCl)=1.8×10-10,Ksp(Ag2CrO4)=1.2×10-12;②TiCl4+2H2O? TiO2+4HCl↑。①安全漏斗中的水在本實驗中的作用除提供水外,還有　　　　　　　　　　????。②該沉淀滴定終點的判斷依據(jù)是　　　　　　　　　　　　　　　　????。③該產品純度為　　　????%(結果保留一位小數(shù))。
? 解題導引????①本實驗利用AgNO3溶液滴定HCl溶液測定TiCl4的含量,由已知②及鹽酸的揮發(fā)性可知安全漏斗中水的作用。③根據(jù)TiCl4~4Cl-~4Ag+列式計算即可。
? 解析????①安全漏斗中的水在本實驗中除了作為反應物與TiCl4反應外,還有液封并吸收揮發(fā)的HCl的作用。②TiCl4與水反應生成TiO2和HCl,充分反應后取燒瓶和安全漏 斗中的混合液,以K2CrO4為指示劑,用AgNO3溶液滴定,Cl-與Ag+反應生成AgCl沉淀,Cl- 反應完后加入的AgNO3與K2CrO4反應生成Ag2CrO4,即當加入最后半滴AgNO3溶液,出 現(xiàn)磚紅色沉淀,且30秒內磚紅色沉淀不消失,則為滴定終點。③根據(jù)題干信息可得關 系式:TiCl4~4Cl-~4Ag+。消耗AgNO3的物質的量為0.200 ml·L-1×0.032 L=6.4×10-3 ml, 則10.0 g產品中含有的TiCl4的物質的量為6.4×10-3 ml÷4×25=0.04 ml,該產品的純度 為0.04 ml×190 g·ml-1÷10 g×100%=76.0%。
? 答案????①液封并吸收揮發(fā)的HCl?、诋敿尤胱詈蟀氲蜛gNO3溶液,出現(xiàn)磚紅色沉淀,且30秒內磚紅色沉淀不消失,即達到滴定終點?、?6.0

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