高三化學二輪復習 第1部分 專題7 電解質溶液課件.ppt

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,,,專題七 電解質溶液,高三化學二輪復習,,,考 點,,,考點一 學習電解質的電離平衡及溶液的 酸堿性判斷,考點二 鹽類水解、離子濃度大小的比較,考點三 溶度積常數(shù)考查“面面觀”,,考點四 酸堿中和滴定及遷移應用,,,,最 新 考 綱,,1.了解電解質在水溶液中的電離，以及電解質溶液的導電性；了解電解質的概念；了解強弱電解質的概念。 2．了解弱電解質在水溶液中的電離平衡。 3.了解水的電離，水的離子積常數(shù)。 4.了解溶液pH的定義；了解測定溶液pH的方法，能進行pH的簡單計算。 5.了解鹽類水解的原理、影響鹽類水解程度的主要因素以及鹽類水解的應用。 6.了解難溶電解質的沉淀溶解平衡及沉淀轉化的本質。 7.以上各部分知識的綜合利用。,,,,真題回放,,,名師支招,,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,,,,1．(2015·高考廣東卷)一定溫度下，水溶液中H＋和OH－的濃度變化曲線如圖。下列說法正確的是( ) A．升高溫度，可能引起由c向b的變化 B．該溫度下，水的離子積常數(shù)為1.0×10－13 C．該溫度下，加入FeCl3可能引起由b向a的變化 D．該溫度下，稀釋溶液可能引起由c向d的變化,解析,答案,C,,圖片顯/隱,A.c點溶液中c(OH－)c(H＋)，溶液呈堿性，升溫，溶液中c(OH－)不可能減小。B.由b點對應c(H＋)與c(OH－)可知，KW＝c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－7×1.0×10－7＝1.0×10－14。C.FeCl3溶液水解顯酸性，溶液中c(H＋)增大，因一定溫度下水的離子積是常數(shù)，故溶液中c(OH－)減小，因此加入FeCl3溶液可能引起由b向a的變化。D.c點溶液呈堿性，稀釋時c(OH－)減小，同時c(H＋)應增大，故稀釋溶液時不可能引起由c向d的轉化。,,,,,,解析,答案,,真題回放,,,名師支招,,,B,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,,,,,真題回放,,,名師支招,,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,,,,1．易混淆的幾個概念：強弱電解質的區(qū)別，酸的酸性強弱與溶液的酸性強弱的聯(lián)系與區(qū)別，溶液的導電性與電解質強弱的聯(lián)系與區(qū)別，強酸(HA)與弱酸(HB)的比較。 2．“酸、堿恰好完全反應”與“溶液呈中性”混淆。 3．對于水溶液的電離平衡影響因素，不能從宏觀把握哪些因素抑制，哪些因素促進。 4．對于鹽類的水解，不能分析出溶液中各離子之間出現(xiàn)的平衡關系的制約因素，以至于分不清主次，搞不清各量的關系，尤其是鹽與弱酸(或弱堿)的混合溶液。,,,,真題回放,,,名師支招,,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,,,,5．對于離子濃度大小比較，不能正確運用幾個守恒關系進行分析。 6．不能正確理解溶度積常數(shù)并進行簡單的計算。 7．對于圖像類、圖表類問題不會準確分析。 8．對于化工流程中涉及到的利用水溶液的酸堿性進行分離提純的問題不能應用水溶液中的離子平衡原理進行分析。,,,,,,1．抓“四因素”，判斷弱電解質的電離平衡 弱電解質的電離是可逆過程，在分析外界條件對電離平衡的影響時，要靈活運用勒夏特列原理，結合實例進行具體分析。一般考慮以下幾個方面的影響： (1)溶液加水稀釋：弱電解質溶液的濃度越小，電離程度越大；但在弱酸溶液中c(H＋)減小，弱堿溶液中c(OH－)減小。 (2)加熱：電離是吸熱的，加熱使電離平衡向右移動，溶液中弱電解質分子數(shù)減小，溶液中離子濃度增大。,,考點一 學習電解質的電離平衡及溶液的酸堿性判斷,方法精講,,,考向集訓,,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,,,,,,(3)同離子效應：當向弱電解質溶液中加入的物質含有與弱電解質相同的離子時，由于同種離子的相互影響，使電離平衡向左移動，弱電解質的電離程度減小。 (4)加入能反應的物質：當向弱電解質溶液中加入的物質能和弱電解質電離出的離子反應時，電離平衡向右移動，參加反應的離子濃度減小，其他的離子濃度增大。,,考點一 學習電解質的電離平衡及溶液的酸堿性判斷,方法精講,,,考向集訓,,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,,,,,,2．看“三角度”，突破酸HA強弱的判斷方法 (1)從水解的角度分析，取其鈉鹽(NaA)溶于水，測其pH，若pH7，則說明HA是弱酸，若pH＝7，則說明HA是強酸。 (2)從是否完全電離的角度分析，配制一定物質的量濃度HA溶液(如0. 1 mol·L －1)，測其pH，若pH1，則說明HA是弱酸，若pH＝1，則說明HA是強酸。 (3)從電離平衡移動的角度分析，如①向HA溶液中加水稀釋100倍后，溶液pH增大值小于2的是弱酸，pH增大2的是強酸；②向HA溶液中加入NaA晶體，溶液中的pH增大的是弱酸，pH不變的是強酸。 注：同理，堿的強弱判斷也可從上述三個角度分析。,,方法精講,,,考向集訓,,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,考點一 學習電解質的電離平衡及溶液的酸堿性判斷,,,,,,3．從“五方面”，關注水的電離平衡 (1)加酸：抑制H2O電離，c(H＋)H2O＝c(OH－)。 (2)加堿：抑制H2O電離，c(OH－)H2O＝c(H＋)。 (3)加水解呈酸性的鹽，促進H2O電離c(H＋)H2O＝c(H＋)。 (4)加水解呈堿性的鹽，促進水電離，c(OH－)H2O＝c(OH－)。 (5)加酸式鹽，若酸式根以電離為主，抑制水的電離；若酸式根以水解為主，促進水的電離。,,方法精講,,,考向集訓,,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,考點一 學習電解質的電離平衡及溶液的酸堿性判斷,,,,,,,方法精講,,,考向集訓,,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,考點一 學習電解質的電離平衡及溶液的酸堿性判斷,,,,,,,方法精講,,,考向集訓,,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,考點一 學習電解質的電離平衡及溶液的酸堿性判斷,,,,,,,方法精講,,,考向集訓,,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,考點一 學習電解質的電離平衡及溶液的酸堿性判斷,,,,,,5.溶液pH計算的一般思維模型,,方法精講,,,考向集訓,,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,考點一 學習電解質的電離平衡及溶液的酸堿性判斷,,,,,,,,方法精講,,,考向集訓,,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,考點一 學習電解質的電離平衡及溶液的酸堿性判斷,,,,,,,1．pH＝2的兩種一元酸x和y，體積均為100 mL，稀釋過程中pH與溶液體積的關系如下圖所示。分別滴加NaOH溶液(c＝0.1 mol·L－1)至pH＝7，消耗NaOH溶液的體積為Vx、Vy，則( ) A.x為弱酸，Vx＜Vy B．x為強酸，Vx＞Vy C．y為弱酸，Vx＜Vy D．y為強酸，Vx＞Vy,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,集訓一 一強一弱電解質比較的圖像分析,方法精講,,,考向集訓,,,考點一 學習電解質的電離平衡及溶液的酸堿性判斷,解析,答案,C,,,由圖知：將一元酸x和y分別稀釋10倍，pH的變化量ΔpHx＝1，ΔpHy＜1，所以x為強酸，而y為弱酸。pH＝2時弱酸y的濃度大，則滴加NaOH至pH＝7時需NaOH溶液的體積y要比x大。,,,,,,2．(2016·山東淄博高三一模)下列圖示與對應的敘述相符的是( ) A．圖甲表示相同溫度下pH＝1的鹽酸和醋酸溶液分別加水稀釋時pH的變化曲線，其中曲線Ⅱ為鹽酸，且b點溶液的導電性比a點強 B．圖乙中純水僅升高溫度，就可以從a點變到c點 C．圖乙中在b點對應溫度下，將pH＝2的H2SO4溶液與pH＝10的NaOH溶液等體積混合后，溶液顯中性 D．用0.0100 mol/L AgNO3標準溶液，滴定濃度均為0.1000 mol/L的Cl－、Br－、I－的混合溶液，由圖丙曲線，可確定首先沉淀的是Cl－,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,集訓一 一強一弱電解質比較的圖像分析,方法精講,,,考向集訓,,,考點一 學習電解質的電離平衡及溶液的酸堿性判斷,解析,答案,C,,圖片顯/隱,圖甲中相同pH的鹽酸和醋酸溶液分別加入水稀釋后鹽酸的pH變化較大，故曲線Ⅰ為鹽酸，A項錯誤；圖乙中，純水僅升高溫度，c(H＋)和c(OH－)都增大，但兩者仍然相等，c點c(H＋)和c(OH－)不相等，B項錯誤；在b點對應溫度下KW＝10－12，將pH＝2的H2SO4與pH＝10的NaOH溶液等體積混合后，溶液顯中性，C項正確；在銀離子濃度相同的情況下，產(chǎn)生沉淀所需c(I－)最低，由圖丙曲線，可確定首先沉淀的是I－，D項錯誤。,,,,,,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,集訓二 pH的計算與判定,方法精講,,,考向集訓,,,考點一 學習電解質的電離平衡及溶液的酸堿性判斷,解析,答案,C,,,,,,,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,集訓二 pH的計算與判定,方法精講,,,考向集訓,,,考點一 學習電解質的電離平衡及溶液的酸堿性判斷,解析,答案,C,本題考查了pH的綜合計算和從表中獲取關鍵信息的能力。Ba(OH)2溶液的pH＝8，即a＝8，再根據(jù)a＋b＝12，則b＝4，c(OH－)＝10－4mol·L－1。Ba(OH)2溶液中氫氧根離子的濃度與鹽酸的濃度相等，該溫度下KW＝10－12，當加入22.00 mL鹽酸時恰好中和，溶液的pH＝6，即d＝6；當加入18.00 mL鹽酸時，氫氧化鋇過量，c(OH－)＝(10－4×22.00－10－4×18.00)÷(22.00＋18.00)＝10－5(mol·L－1)，所以此時c(H＋)＝10－7mol·L－1，pH＝7，故c＝7。,,,,,,室溫下，KW＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14，則pKW＝14。,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,集訓二 pH的計算與判定,方法精講,,,考向集訓,,,考點一 學習電解質的電離平衡及溶液的酸堿性判斷,,,,,,,,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,集訓三 電離平衡常數(shù)計算及應用,方法精講,,,考向集訓,,,考點一 學習電解質的電離平衡及溶液的酸堿性判斷,解析,答案,,,,,,,,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,集訓三 電離平衡常數(shù)計算及應用,方法精講,,,考向集訓,,,考點一 學習電解質的電離平衡及溶液的酸堿性判斷,解析,答案,,向右 60,,,,,,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,集訓三 電離平衡常數(shù)計算及應用,方法精講,,,考向集訓,,,考點一 學習電解質的電離平衡及溶液的酸堿性判斷,,,,,,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,集訓三 電離平衡常數(shù)計算及應用,方法精講,,,考向集訓,,,考點一 學習電解質的電離平衡及溶液的酸堿性判斷,,,,,,,,1．酸堿鹽對水電離的影響 (1)水中加酸：抑制水的電離，溶液中H＋主要是酸電離產(chǎn)生的，OH－全由水電離產(chǎn)生。 (2)水中加堿：抑制水的電離，溶液中OH－主要是堿電離產(chǎn)生的，H＋全由水電離產(chǎn)生。,,考點二 鹽類水解、離子濃度大小的比較,知識精講,,,考向集訓,,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,,,,,,(3)加正鹽：溶液中的H＋、OH－均由水電離產(chǎn)生： ①強酸弱堿鹽：促進水的電離，水電離產(chǎn)生的OH－部分被陽離子結合生成了難電離的弱堿，故使溶液中c(H＋)c(OH－)。 ②強堿弱酸鹽：促進水的電離，水電離產(chǎn)生的H＋部分被陰離子結合生成了難電離的弱酸，故使溶液中c(OH－)c(H＋)。 (4)酸式鹽中的NaHSO4、NaHSO3、NaH2PO4中酸根離子以電離為主，故顯酸性而抑制水的電離，其余均以水解為主而促進水的電離。,,考點二 鹽類水解、離子濃度大小的比較,知識精講,,,考向集訓,,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,,,,,,,知識精講,,,考向集訓,,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,考點二 鹽類水解、離子濃度大小的比較,,,,,,,知識精講,,,考向集訓,,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,考點二 鹽類水解、離子濃度大小的比較,,,,,,,知識精講,,,考向集訓,,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,考點二 鹽類水解、離子濃度大小的比較,,,,,,,知識精講,,,考向集訓,,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,考點二 鹽類水解、離子濃度大小的比較,,,,,,,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,集訓一 多角度攻克鹽類水解問題,知識精講,,,考向集訓,,,考點二 鹽類水解、離子濃度大小的比較,×,×,×,√,√,,,,,,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,集訓一 多角度攻克鹽類水解問題,知識精講,,,考向集訓,,,考點二 鹽類水解、離子濃度大小的比較,×,×,×,×,,,,,,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,集訓一 多角度攻克鹽類水解問題,知識精講,,,考向集訓,,,考點二 鹽類水解、離子濃度大小的比較,×,×,×,×,,,,,,1．鹽類水解易受溫度、濃度、溶液的酸堿性等因素的影響，以氯化鐵水解為例，當改變條件如升溫、通入HCl氣體、加水、加鐵粉、加碳酸氫鈉等時，學生應從移動方向、pH的變化、水解程度、現(xiàn)象等方面去歸納總結，加以分析掌握。 2．多元弱酸的酸式鹽問題。酸式鹽一般既存在水解，又存在電離。如果酸式鹽的電離程度大于其水解程度，溶液顯酸性，如NaHSO3溶液；如果酸式鹽的水解程度大于其電離程度，則溶液顯堿性，如NaHCO3溶液。,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,集訓一 多角度攻克鹽類水解問題,知識精講,,,考向集訓,,,考點二 鹽類水解、離子濃度大小的比較,,,,,,,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,集訓二 溶液中“粒子”濃度關系,知識精講,,,考向集訓,,,考點二 鹽類水解、離子濃度大小的比較,解析,答案,D,A.pH＝5的H2S溶液中H＋的濃度為1×10－5 mol·L－1，但是HS－的濃度會小于H＋的濃度，H＋來自于H2S的第一步電離、HS－的電離和水的電離，故H＋的濃度大于HS－的濃度，錯誤。B.弱堿不完全電離，弱堿稀釋10倍時，pH減小不到一個單位，a＜b＋1，故不正確。C.草酸是弱酸，氫氧化鈉是強堿，無論怎樣混合得到的溶液都符合電荷守恒，而該等式中缺少草酸根，不符合電荷守恒，故不正確。D.因為醋酸的酸性＞碳酸的酸性＞次氯酸的酸性，根據(jù)越弱越水解的原則，pH相同的三種鈉鹽，濃度的大小關系為醋酸鈉＞碳酸氫鈉＞次氯酸鈉，則鈉離子的濃度為①＞②＞③，故D正確。,,,,,,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,集訓二 溶液中“粒子”濃度關系,知識精講,,,考向集訓,,,考點二 鹽類水解、離子濃度大小的比較,解析,答案,C,,,,,,,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,集訓二 溶液中“粒子”濃度關系,知識精講,,,考向集訓,,,考點二 鹽類水解、離子濃度大小的比較,解析,答案,D,,,,,,,“三招”破解溶度積常數(shù)(Ksp)的應用 1．利用溶度積常數(shù)的大小判斷沉淀的先后順序和沉淀的轉化 依據(jù)Ksp的表達式計算開始產(chǎn)生沉淀時溶液中某種離子濃度的大小判斷沉淀的先后順序，一般開始產(chǎn)生沉淀所需要離子的濃度越小，越先產(chǎn)生沉淀。而沉淀轉化的實質是沉淀溶解平衡的移動。一般是Ksp表達式相似的沉淀中，Ksp較小的沉淀可以轉化為Ksp更小的沉淀。,,考點三 溶度積常數(shù)考查“面面觀”,方法精講,,,考向集訓,,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,,,,,,2．溶度積(Ksp)與溶解能力關系的突破方法 溶度積(Ksp)反映了電解質在水中的溶解能力，對于陰陽離子個數(shù)比相同的電解質，Ksp的數(shù)值越大，難溶電解質在水中的溶解能力越強；但對于陰陽離子個數(shù)比不同的電解質，不能直接根據(jù)比較Ksp數(shù)值的大小來判定難溶電解質在水中溶解能力的強弱。 3．沉淀能否生成或溶解的判斷方法 通過比較溶度積與非平衡狀態(tài)下溶液中有關離子濃度冪的乘積——離子積Qc的相對大小，可以判斷難溶電解質在給定條件下沉淀生成或溶解的情況：QcKsp，溶液過飽和，有沉淀析出；Qc＝Ksp，溶液飽和，沉淀的生成與溶解處于平衡狀態(tài)；QcKsp，溶液未飽和，無沉淀析出。,,考點三 溶度積常數(shù)考查“面面觀”,方法精講,,,考向集訓,,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,,,,,,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,集訓一 溶度積常數(shù)及應用,方法精講,,,考向集訓,,,考點三 溶度積常數(shù)考查“面面觀”,解析,答案,(1)√ (2)√ (3)√,(2)說明AgI比AgCl更難溶，Ksp(AgI)Ksp(AgCl)，正確。 (3)在相同濃度混合溶液中加入少量AgNO3溶液，溶解度小的先生成沉淀。,,,,,,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,集訓一 溶度積常數(shù)及應用,方法精講,,,考向集訓,,,考點三 溶度積常數(shù)考查“面面觀”,解析,答案,C,,,,,,,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,集訓一 溶度積常數(shù)及應用,方法精講,,,考向集訓,,,考點三 溶度積常數(shù)考查“面面觀”,,,,,,,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,集訓二 溶度積曲線全面剖析,方法精講,,,考向集訓,,,考點三 溶度積常數(shù)考查“面面觀”,解析,答案,C,,,,,,,,,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,集訓二 溶度積曲線全面剖析,考點三 溶度積常數(shù)考查“面面觀”,解析,答案,C,,A項，c點溶液過飽和，需析出FeR，升溫不能降低Fe2＋的濃度；B項，d點溶液中c(R2－)·c(Fe2＋)Ksp(FeR)，故無沉淀析出；C項，Ksp只與溶液溫度有關，而與溶液中離子濃度無關，故圖中a、b點Ksp相等；D項，由圖中數(shù)據(jù)可知，該溫度下，Ksp(FeR)＝2×10－18mol2·L－2。,方法精講,,,考向集訓,,,,,,,,沉淀溶解平衡曲線的含義 1．沉淀溶解平衡曲線上各個點都是平衡點。各個點對應的橫坐標和縱坐標分別為此平衡狀態(tài)時的離子濃度。 2．曲線外各點都不是平衡狀態(tài)，若在曲線以下，是不飽和狀態(tài)，可以判斷使之達到平衡的方法；曲線以上的各點，已經(jīng)過飽和，必然有固體析出。,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,集訓二 溶度積曲線全面剖析,考點三 溶度積常數(shù)考查“面面觀”,,方法精講,,,考向集訓,,,,,,,,1．中和滴定要點歸納 (1)酸堿中和滴定原理：H＋＋OH－===H2O，即c標·V標＝c待·V待 (2)酸堿中和滴定的關鍵： ①準確測定V標和V待，正確使用酸式、堿式滴定管。 ②準確判斷中和反應是否恰好完全進行，借助酸堿指示劑判斷滴定終點。,,考點四 酸堿中和滴定及遷移應用,知識精講,,,考向集訓,,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,,,,,,(3)酸堿中和滴定實驗操作： ①滴定前的準備工作。a.滴定管的檢漏：關閉活塞，加水觀察活塞周圍有無水滲出；旋轉活塞180度再檢驗有無水滲出。b.洗滌：滴定管用水洗后一定要用待裝液進行潤洗；錐形瓶水洗后不能進行潤洗。c.裝液調零：將溶液裝入滴定管中，趕出氣泡，并將液面調節(jié)到0刻度或0刻度以下。 ②滴定操作(以鹽酸標準液滴定NaOH為例)。左手握活塞并旋轉開關，右手搖瓶，目視溶液，顏色突變且半分鐘內不褪色，達到滴定終點。,,考點四 酸堿中和滴定及遷移應用,知識精講,,,考向集訓,,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,,,,,,,知識精講,,,考向集訓,,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,考點四 酸堿中和滴定及遷移應用,,,,,,(2)常見誤差 以標準酸溶液滴定未知物質的量濃度的堿溶液(甲基橙作指示劑)為例，常見的因操作不正確而引起的誤差如表中所示：,,知識精講,,,考向集訓,,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,考點四 酸堿中和滴定及遷移應用,,,,,,,知識精講,,,考向集訓,,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,考點四 酸堿中和滴定及遷移應用,,,,,,1．(2015·高考廣東卷)準確移取20.00 mL某待測HCl溶液于錐形瓶中，用0.100 0 mol·L－1NaOH溶液滴定。下列說法正確的是( ) A．滴定管用蒸餾水洗滌后，裝入NaOH溶液進行滴定 B．隨著NaOH溶液滴入，錐形瓶中溶液pH由小變大 C．用酚酞作指示劑，當錐形瓶中溶液由紅色變無色時停止滴定 D．滴定達終點時，發(fā)現(xiàn)滴定管尖嘴部分有懸滴，則測定結果偏小,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,集訓一 “常規(guī)”的酸堿中和滴定,知識精講,,,考向集訓,,,考點四 酸堿中和滴定及遷移應用,解析,答案,B,A.滴定管用蒸餾水洗滌后，需用待裝液潤洗才能裝入NaOH溶液進行滴定。B.隨著NaOH溶液的滴入，錐形瓶內溶液中c(H＋)越來越小，故pH由小變大。C.用酚酞作指示劑，當錐形瓶內溶液由無色變?yōu)闇\紅色，且半分鐘內不褪去，說明達到滴定終點，應停止滴定。D.滴定達終點時，滴定管尖嘴部分有懸滴，則所加標準NaOH溶液量偏多，使測定結果偏大。,,,,,,2．(2014·高考上海卷)稱取1.840 g小蘇打樣品(含少量NaCl)，配成250 mL溶液，取出25.00 mL用0.100 0 mol/L鹽酸滴定，消耗鹽酸21.50 mL。 (1)實驗中所需的定量儀器除滴定管、電子天平外，還有 _________________________________________。 (2)選甲基橙而不選酚酞作為指示劑的原因是___________________。 (3)樣品中NaHCO3的質量分數(shù)為________(保留3位小數(shù))。,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,集訓一 “常規(guī)”的酸堿中和滴定,知識精講,,,考向集訓,,,考點四 酸堿中和滴定及遷移應用,解析,答案,(1)250 mL容量瓶 (2)選用酚酞作為指示劑，不能確定滴定終點 (3)0.982或98.2%,,,,,,,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,集訓二 氧化還原滴定,知識精講,,,考向集訓,,,考點四 酸堿中和滴定及遷移應用,,,,,,,①滴定至終點時，溶液顏色的變化： ________________________。 ②測定起始和終點的液面位置如圖，則消耗碘的標準溶液體積為________mL。產(chǎn)品的純度為(設Na2S2O3·5H2O相對分子質量為M) _________________________。 (2)利用I2的氧化性可測定鋼鐵中硫的含量。做法是將鋼樣中的硫轉化成H2SO3，然后用一定濃度的I2溶液進行滴定，所用指示劑為________，滴定反應的離子方程式為_______________________。,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,集訓二 氧化還原滴定,知識精講,,,考向集訓,,,考點四 酸堿中和滴定及遷移應用,解析,答案,,,,,,,,氧化還原滴定是以溶液中氧化劑與還原劑之間的電子轉移為基礎的一種滴定分析方法。對于不具有氧化性或還原性的物質，也可以進行間接滴定，與酸堿滴定法相比較，氧化還原滴定法應用更加廣泛。常見的滴定方法有：,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,集訓二 氧化還原滴定,知識精講,,,考向集訓,,,考點四 酸堿中和滴定及遷移應用,,,,,,,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,集訓二 氧化還原滴定,知識精講,,,考向集訓,,,考點四 酸堿中和滴定及遷移應用,,,,,,,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,集訓二 氧化還原滴定,知識精講,,,考向集訓,,,考點四 酸堿中和滴定及遷移應用,,,,,,,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,集訓二 氧化還原滴定,知識精講,,,考向集訓,,,考點四 酸堿中和滴定及遷移應用,,,,,,,4．某同學稱取提純的產(chǎn)品(KCl晶體)0.775 9 g，溶解后定容在100 mL容量瓶中，每次取25.00 mL溶液，用0.100 0 mol·L－1的硝酸銀標準溶液滴定，三次滴定消耗標準溶液的平均體積為25.62 mL，該產(chǎn)品的純度為___________________________(列式并計算結果)。,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,集訓三 沉淀滴定和配位滴定,知識精講,,,考向集訓,,,考點四 酸堿中和滴定及遷移應用,答案,,,,,,,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,集訓三 沉淀滴定和配位滴定,知識精講,,,考向集訓,,,考點四 酸堿中和滴定及遷移應用,,,,,,步驟Ⅱ：移取y mL BaCl2溶液于錐形瓶中，加入x mL與步驟Ⅰ相同濃度的Na2CrO4溶液，待Ba2＋完全沉淀后，再加入酸堿指示劑，用b mol·L－1鹽酸標準液滴定至終點，測得滴加鹽酸的體積為V1 mL。 滴加鹽酸標準液時應使用酸式滴定管，“0”刻度位于滴定管的________(填“上方”或“下方”)。BaCl2溶液的濃度為________mol·L－1。若步驟Ⅱ中滴加鹽酸時有少量待測液濺出，Ba2＋濃度測量值將________(填“偏大”或“偏小”)。,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,集訓三 沉淀滴定和配位滴定,知識精講,,,考向集訓,,,考點四 酸堿中和滴定及遷移應用,解析,答案,,,,,,,,6．探究小組用滴定法測定CuSO4·5H2O(Mr＝250)含量。取a g試樣配成100 mL溶液，每次取20.00 mL，消除干擾離子后，用c mol·L－1EDTA(H2Y2－)標準溶液滴定至終點，平均消耗EDTA溶液b mL。滴定反應如下：Cu2＋＋H2Y2－===CuY2－＋2H＋。寫出計算CuSO4·5H2O質量分數(shù)的表達式w＝________。,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,集訓三 沉淀滴定和配位滴定,知識精講,,,考向集訓,,,考點四 酸堿中和滴定及遷移應用,答案,,,,,,,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,集訓三 沉淀滴定和配位滴定,知識精講,,,考向集訓,,,考點四 酸堿中和滴定及遷移應用,,,,,,,,,首頁,,,上頁,下頁,尾頁,集訓三 沉淀滴定和配位滴定,知識精講,,,考向集訓,,,考點四 酸堿中和滴定及遷移應用,,