第10讲 弱电解质的电离-2022高考化学二轮复习高分冲刺课件

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考点一　弱电解质的电离平衡
真 题 感 悟——悟真题、明方向
►知能补漏1．影响弱电解质电离平衡的因素：弱电解质的电离平衡移动规律遵循平衡移动原理。内因：弱电解质本身的性质，是决定因素。外因：①温度：升高温度，电离程度增大。②浓度：越稀越电离，加水稀释，电离平衡向电离方向移动。③同离子效应：在弱电解质溶液中加入与弱电解质电离出相同离子的强电解质，电离平衡向生成弱电解质分子的方向移动。④化学反应：若外加物质能与弱电解质电离出的离子发生反应，电离平衡向电离方向移动。
核 心 突 破——补知能、学方法
(2)特点：多元弱酸是分步电离的，各级电离平衡常数的大小关系式是K1≫K2≫K3，所以多元弱酸的酸性取决于其第一步电离。(3)影响因素：与溶液的浓度、酸碱性无关。决定因素：①弱电解质本身的性质。②温度：升高温度电离平衡常数增大。(4)意义：相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越容易电离，所对应的酸性或碱性相对越强。例如，相同条件下常见弱酸的酸性强弱：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3 >H2S>HClO。
3．强弱电解质的类别：在没有特殊说明的情况下，我们认为盐是强电解质；常见的弱酸、弱碱为弱电解质，如H2CO3、H2SO3、HClO、H2SiO3、NH3·H2O等；强酸(HCl、H2SO4、HNO3等)、强碱[NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等]为强电解质。4．电离平衡常数的应用：(1)判断弱酸酸性(或弱碱碱性)的相对强弱：电离常数越大，酸性(或碱性)越强。(2)判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱：电离常数越小，对应的盐水解程度越大，碱性(或酸性)越强。(3)判断复分解反应能否发生：一般符合“强酸制弱酸”规律。
(4)判断微粒浓度比值的变化：弱电解质加水稀释时，能促进弱电解质的电离，溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化，但电离常数不变，可利用电离常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。5．判断HA是弱酸的依据：(1)测钠盐NaA溶液的pH，若常温下pH>7，则说明HA为弱酸。(2)测一定物质的量浓度的HA溶液，常温下若0.01 ml·L－1 HA溶液的pH>2，则说明HA为弱酸。
►方法指导1．弱电解质电离解题的思维方法：
备 考 验 证——练典题、重应用
[解析]　醋酸是弱电解质，不完全电离，醋酸钠是强电解质，完全电离，物质的量相同的醋酸溶液和醋酸钠溶液中所含的CH3COO－量醋酸钠中多，A错误；c(H＋)都是0.01 ml·L－1的盐酸、醋酸溶液，与足量的Zn反应时，由于二者c(H＋)相同，所以开始产生H2的速率相同，B错误；c(H＋)相同的盐酸和醋酸溶液，醋酸的浓度大于盐酸浓度，C错误；由题意得醋酸是弱酸，在醋酸溶液中存在电离平衡，D正确。
A．将一滴碳酸钠溶液滴入硼酸溶液中一定能观察到有气泡产生B．将一滴醋酸溶液滴入碳酸钠溶液中一定能观察到有气泡产生C．等物质的量浓度的碳酸溶液和硼酸溶液比较，pH：前者>后者D．等物质的量浓度的碳酸钠溶液和醋酸钠溶液比较，pH：前者>后者
1.(2019·天津，5)某温度下，HNO2和CH3COOH的电离常数分别为5.0×10－4和1.7×10－5。将pH和体积均相同的两种酸溶液分别稀释，其pH随加水体积的变化如图所示。下列叙述正确的是(　　)
考点二　水的电离和溶液的酸碱性
2．(2017·全国Ⅰ，28节选)下列事实中，不能比较氢硫酸与亚硫酸的酸性强弱的是_____(填标号)。A．氢硫酸不能与碳酸氢钠溶液反应，而亚硫酸可以B．氢硫酸的导电能力低于相同浓度的亚硫酸C．0.10 ml·L－1的氢硫酸和亚硫酸的pH分别为4.5和2.1D．氢硫酸的还原性强于亚硫酸
[解析]　根据较强酸制备较弱酸原理，氢硫酸不和碳酸氢钠反应，亚硫酸与碳酸氢钠反应，说明亚硫酸、碳酸、氢硫酸的酸性依次减弱，A项正确；相同浓度，溶液的导电能力与离子总浓度有关，相同浓度下，氢硫酸溶液导电能力弱，说明氢硫酸的电离能力较弱，即电离出的氢离子数较少，B项正确；相同浓度下，亚硫酸的pH较小，故它的酸性较强，C项正确；酸性强弱与还原性无关，酸性强调酸电离出氢离子的难易，而还原性强调还原剂失电子的难易，D项错误。
►知能补漏1．水的电离：(1)水的离子积：KW＝K·c(H2O)＝c(H＋)·c(OH－)，室温下，KW的值为1.0×10－14。
(2)影响水电离的因素：①在水中加酸、碱对水的电离起抑制作用，常温下，c(H＋)H2O10－7 ml·L－1或c(OH－)H2O>10－7 ml·L－1。③温度：水的电离为吸热过程，升高温度，水的电离程度增大，KW也增大。
2．溶液中H＋或OH－的来源分析(常温下)(1)溶液为酸的溶液。溶液中的OH－全部来自水的电离，水电离产生的c(H＋)＝c(OH－)。如pH＝2的盐酸中，溶液中的c(OH－)＝(Kw/10－2) ml·L－1＝10－12 ml·L－1，即由水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12 ml·L－1。(2)溶质为碱的溶液。溶液中的H＋全部来自水的电离，水电离产生的c(OH－)＝c(H＋)。如pH＝12的NaOH溶液中，溶液中的c(H＋)＝10－12 ml·L－1，即由水电离出的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12 ml·L－1。
(3)水解呈酸性或碱性的盐溶液。①pH＝5的NH4Cl溶液中，H＋全部来自水的电离，由水电离的c(H＋)＝10－5 ml·L－1，因为部分OH－与部分NH结合，溶液中c(OH－)＝10－9 ml·L－1。②pH＝12的Na2CO3溶液中，OH－全部来自水的电离，由水电离出的c(OH－)＝10－2 ml·L－1。
3．溶液酸碱性判断中的常见误区(1)误认为溶液的酸碱性取决于pH。如pH＝7的溶液在温度不同时，可能呈酸性或碱性，也可能呈中性。(2)误认为酸碱恰好中和时溶液一定显中性。如强酸和弱碱恰好中和时，溶液显酸性；强碱和弱酸恰好中和时，溶液显碱性，强酸和强碱恰好中和时，溶液显中性。(3)使用pH试纸测溶液酸碱性时，若先用蒸馏水润湿，测量结果不一定偏小。先用蒸馏水润湿，相当于将待测液稀释，若待测液为碱性溶液，则所测结果偏小；若待测液为酸性溶液，则所测结果偏大，若待测液为中性溶液，则所测结果没有误差。
2．酸碱混合计算：(1)25 ℃时，等体积的酸(pH1)与碱(pH2)混合，若混合前pH1＋pH2＝14，则两强(强酸、强碱)混合显中性，一强一弱混合显弱性。(2)25 ℃时，强酸(pH1＝x)与强碱(pH2＝y)混合呈中性时，则V酸∶V碱＝10(x＋y)－14
3．pH计算解题的思维路径：
1．(2019·大连一模)水的电离平衡曲线如图所示，下列说法中正确的是(　　)A．图中a、b、d三点处KW的大小关系：b>a>dB．纯水仅升高温度，就可以从a点变到c点C．在b点对应温度下，将pH＝2的HCl与pH＝10的Ba(OH)2溶液等体积混合后，溶液显中性D．在d点对应温度下，在水中加入适量HCl，就可以从b点变化到c点
[解析]　图中a、b、d三点处KW的大小关系为a＝dVcD．a、c两点c(H＋)相等
[解析]　pH：b点大于a点，所以溶液中的离子浓度b点大于a点，即导电能力b点大于a点，A错误；b点和c点的温度相同，其KW相等，B错误；由图象中曲线的变化趋势知，a点是NaOH溶液，c点是氨水，pH相同时，c(NH3·H2O)远大于c(NaOH)，结合溶液的体积c点大于a点，故消耗盐酸体积Vac(K＋)>c(OH－)
考点三　中和滴定原理的应用
[解析]　滴定至终点时发生反应：2NaOH＋2KHA===K2A＋Na2A＋2H2O。溶液导电能力与溶液中离子浓度、离子种类有关，离子浓度越大、所带电荷越多，其导电能力越强，A项正确；图像中纵轴表示“相对导电能力”，随着NaOH溶液的滴加，溶液中c(K＋)、c(HA－)逐渐减小，而Na＋、A2－的物质的量逐渐增大，由题图可知，溶液的相对导电能力逐渐增强，说明Na＋与A2－的导电能力之和大于HA－的，B项正确；本实验默认在常温下进行，滴定终点时，溶液中的溶质为邻苯二甲酸钠和邻苯二甲酸钾，由于邻苯二甲酸是弱酸，所以溶液呈碱性，pH>7，C项错误；滴定终点时，c(K＋)＝c(Na＋)，a点到b点加入NaOH溶液的体积大于b点到c点的，故c点时c(K＋)>c(OH－)，所以c(Na＋)>c(K＋)>c(OH－)，D项正确。
2．(2018·全国Ⅲ，12)用0.100 ml·L－1 AgNO3滴定50.0 mL 0.050 0 ml·L－1 Cl－溶液的滴定曲线如图所示。下列有关描述错误的是(　　)
A．根据曲线数据计算可知Ksp(AgCl)的数量级为10－10B．曲线上各点的溶液满足关系式c(Ag＋)·c(Cl－)＝Ksp(AgCl)C．相同实验条件下，若改为0.040 0 ml·L－1 Cl－，反应终点c移到aD．相同实验条件下，若改为0.050 0 ml·L－1 Br－，反应终点c向b方向移动
回答下列问题：(1)取水样时应尽量避免扰动水体表面，这样操作的主要目的是_____________________________________________________。(2)“氧的固定”中发生反应的化学方程式为_____________________________。(3)Na2S2O3溶液不稳定，使用前需标定。配制该溶液时需要的玻璃仪器有烧杯、玻璃棒、试剂瓶和_______；蒸馏水必须经过煮沸、冷却后才能使用，其目的是杀菌、除_______及二氧化碳。
使测定值与水体中溶氧量实际值保持一致，避免产生误差
2Mn(OH)2＋O2===2MnO(OH)2
(4)取100. 00 mL水样经固氧、酸化后，用a ml·L－1 Na2S2O3溶液滴定，以淀粉溶液作指示剂，终点现象为_______________________________________________________________；若消耗Na2S2O3溶液的体积为6 mL，则水样中溶解氧的含量为___________mg·L－1。(5)上述滴定完成时，若滴定管尖嘴处留有气泡会导致测定结果偏_____(填“高”或“低”)。
当最后一滴标准液滴入时，溶液由蓝色变为无色，且半分钟内无变化
[解析]　本题采用碘量法测定水中的溶解氧的含量，属于氧化还原反应滴定。(1)取水样时，若扰动水体表面，会改变水体中的溶解氧，导致测定误差。(2)根据氧化还原反应原理。Mn(OH)2被氧气氧化为MnO(OH)2，根据电子得失守恒可得化学方程式为2Mn(OH)2＋O2===2MnO(OH)2。(3)本题主要考查溶液的配制，由于滴定前还要标定其浓度，所以此处应该为快速简洁的粗配任意浓度的溶液，故用到的玻璃仪器有烧杯、玻璃棒、试剂瓶、量筒。本问考生普遍会选择容量瓶，关键是没有深入的理解题意。配溶液用的蒸馏水常用煮沸的方式除去O2，以减少实验误差。(4)该实验用硫代硫酸钠标准液滴定I2。
►知能补漏1．“中和滴定”考点归纳(1)“考”实验仪器。酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹(带铁架台)、锥形瓶。其中常考的是滴定管，如正确选择滴定管(包括量程)，滴定管的检漏、洗涤和润洗，滴定管的正确读数方法等。(2)“考”操作步骤。①滴定前的准备：检漏、洗涤、润洗、充液(赶气泡)、调液面、读数；②滴定：移液、滴加指示剂、滴定至终点、读数；③计算。
(3)“考”指示剂的选择。①强酸强碱相互滴定，可选用甲基橙或酚酞；②若反应生成强酸弱碱盐，溶液呈酸性，则选用酸性变色范围的指示剂(甲基橙)，若反应生成强碱弱酸盐，溶液呈碱性，则选用碱性变色范围的指示剂(酚酞)；③石蕊溶液因颜色变化不明显，且变色范围过宽，一般不用作指示剂。(4)“考”误差分析。写出计算式，分析操作对V标的影响，由计算式得出对最终测定结果的影响，切忌死记硬背结论。此外对读数时视线(俯视、仰视)问题的判断要学会画图分析。
(5)“考”数据处理。正确“取舍”数据，计算“平均”体积，根据反应式确定标准液与待测液浓度和体积的关系，从而列出公式进行计算。2．抓五点突破中和滴定图像(1)抓反应的“起始”点：判断酸、碱的相对强弱。(2)抓反应“一半”点：判断是哪种溶质的等量混合。(3)抓“恰好”反应点：判断生成的溶质成分及溶液的酸碱性。(4)抓溶液的“中性”点：判断溶液中溶质的成分及哪种物质过量或不足。(5)抓反应的“过量”点：判断溶液中的溶质，判断哪种物质过量。
(4)欲测定NaOH溶液浓度，可选用滴定管、锥形瓶、烧杯、NaOH溶液、0.100 0 ml·L－1盐酸达到实验目的。(　　)(5)滴定前滴定管内无气泡，终点读数时有气泡，所测体积偏小。(　　)(6)中和滴定实验时，用待测液润洗锥形瓶。(　　)(7)“中和滴定”实验中，容量瓶和锥形瓶用蒸馏水洗净后即可使用，滴定管和移液管用蒸馏水洗净后，须经干燥或润洗后方可使用。(　　)(8)酸碱滴定时，若加入待测液润洗锥形瓶，将导致测定结果偏高。(　　)
1．(2019·成都二模)25 ℃时，用2a ml·L－1 NaOH溶液滴定1.0 L 2a ml·L－1氢氟酸溶液，得到混合液中HF、F－的物质的量与溶液pH的变化如图所示。下列说法正确的是(　　)
A．pH＝3时，溶液中：c(Na＋)c(HF)时，溶液一定呈碱性C．pH＝3.45时，NaOH溶液恰好与HF完全反应D．pH＝4时，溶液中：c(HF)＋c(Na＋)＋c(H＋)－c(OH－)>2a ml·L－1[解析]　pH＝3时，c(H＋)>c(OH－)，溶液中电荷守恒c(H＋)＋c(Na＋)＝c(F－)＋c(OH－)，则c(Na＋)