6.中和滴定的误差分析方法 以标准盐酸滴定NaOH溶液为例,判断滴定误差原理:
V(HCl)·c(HCl)=V(NaOH)·c(NaOH)c(NaOH)=
c( HCl ) V ( HCl ) V ( NaOH )
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项目
操作不 当
具体内容
误差
酸式滴定管未用盐酸洗 1 仪器洗 涤 碱式滴定管未用NaOH溶 液洗 锥形瓶用NaOH溶液洗 滴定前有气泡，滴定后 无气泡 滴定前无气泡，滴定后 有气泡
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2．pH 和等于 14 的酸碱混合问题的判断与计算 pH 和等于 14 的意义：酸溶液中的氢离子浓度等于碱溶液中的 氢氧根离子的浓度。 (1) 等体积混合时：
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(2)若混合后 pH 为 7，则溶液呈中性。 强酸强碱 ―→V(酸)∶V(碱)＝1∶1 强酸弱碱 ―→V(酸)∶V(碱)>1∶1 弱酸强碱 ―→V(酸)∶V(碱)<1∶1
)由大到小的
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(4)混合溶液中各离子浓度的比较 混合溶液中各离子浓度比较时,首先看是否发生化学反应,再看弱电解
质的电离和盐类的水解等,最后考虑对电离和水解的促进和抑制作用
｡如在0.1 mol/L的NH4Cl和0.1 mol/L的氨水混合溶液中,各离子浓度的 大小顺序为c(NH+4)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+)｡在该溶液中,NH3·H2O的电离
偏高
偏低 偏高 偏高
2
气泡处 理
偏低
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3
滴定
盐酸滴出瓶外
振荡时瓶内溶液溅出 前仰后平 前平后仰 前仰后俯 滴定终点时滴定管 尖嘴悬一滴溶液 指示剂变色即停止滴定
偏高
偏低 偏低 偏高 偏低 偏高 偏低
4
读数
5
其他
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主干知识整合
一、弱电解质的电离平衡
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若为强酸与强碱,则pH=7;
若为强酸与弱碱,则pH>7; 若为弱酸与强碱,则pH<7｡
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(4)等体积的强酸(pH1)和强碱(pH2)混合时溶液的酸碱 性
若二者的pH之和为14,则溶液呈中性,pH=7;
若二者的pH之和大于14,则溶液呈碱性; 若二者的pH之和小于14,则溶液呈酸性｡
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(3)水的离子积常数表达式KW＝c(H＋)·c(OH－)中H＋和OH－ 不一定是水电离出来的。 c(H ＋ ) 和 c(OH － ) 均指溶液中的总 浓度。任何水溶液中都存在这一关系，因此，在酸溶液中 酸本身电离出来的H＋会抑制水的电离，而在碱溶液中，碱 本身电离出来的 OH－ 也会抑制水的电离。而在含有弱酸根 离子或弱碱阳离子的溶液中水的电离会受到促进，因为弱 酸根离子或弱碱阳离子分别结合水电离出来的H＋和OH－生 成弱酸或弱碱。
(3)锥形瓶､铁架台､滴定管夹､烧杯｡ 4.指示剂 选择变色灵敏､明显的作为指示剂｡
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5.操作 准备:查漏､洗涤､润洗､注液､赶气泡､调液面､读数;
滴定:移取待测液,加指示剂2~3滴,滴定､判断终点,读数;
计算:取两次或多次消耗标准液体积的平均值依方程式求待测液浓度｡
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与NH+4的水解互相抑制,NH3·H2O的电离因素大于NH+4的水解因素,
溶液呈碱性:c(OH-)>c(H+),同时c(NH+4)>c(Cl-)｡
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2.有关守恒关系 (1)电荷守恒
电解质溶液呈电中性,即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带
正电荷总数｡如NaHCO3溶液中存在如下关系:c(Na+)+c(H+)=c( )+c(OH-)+2c( )｡
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考点2 溶液的酸碱性及pH的计算 1.溶液的酸碱性——取决于溶液中c(H+)和c(OH-)的相 对大小 c(H+)>c(OH-) 酸性 c(H+)=c(OH-) 中性 c(H+)<c(OH-) 碱性
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(1)pH相同的酸(或碱),酸(或碱)性越弱,其物质的量浓度越大｡ (2)pH相同的强酸和弱酸溶液,加水稀释相同的倍数,则强酸溶液pH变化大;碱也如此｡ (3)酸与碱的pH之和为14,等体积混合时溶液的pH
(2)对于强碱溶液(pH=b)每稀释10n倍,pH减小n个单位,即pH=b-n(b-n>7)｡
(3)对于弱酸溶液(pH=a)每稀释10n倍,pH的范围是a<pH<a+n(即对于pH 相同的强酸与弱酸稀释相同倍数,强酸pH变化的程度大)｡
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(4)对于弱碱溶液(pH=b)每稀释10n倍,pH的范围是b-n<pH<b(即对于pH 相同的强碱与弱碱稀释相同倍数,强碱pH变化的程度大)｡ (5)对于物质的量浓度相同的强酸和弱酸稀释相同倍数,pH变化也不同, 其结果是强酸稀释后,pH增大比弱酸多(强碱､弱碱类似)｡
二、盐类的水解
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三、沉淀的溶解平衡 1．溶度积 溶解平衡：AmBn(s)mAn (aq)＋nBm (aq)
＋ －
Ksp＝[c(An )]m· [c(Bm )]n
＋ －
应用 Qc>Ksp：溶液过饱和，生成沉淀； Qc＝Ksp：溶液饱和，沉淀溶解平衡； Qc＜Ksp：溶液未饱和，无沉淀生成。 2．应用 (1)计算溶液中离子浓度； (2)由溶液中离子浓度判断沉淀的溶解与生成方向； (3)沉淀转化的原因及实验现象。
Al3++3HCO-3＝Al(OH)3↓+3CO2↑
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4.施用的氮肥是铵盐时不宜与草木灰混合使用｡ 5.明矾净水:明矾溶于水,生成胶状物氢氧化铝,能吸附水里悬浮的杂质,
并形成沉淀使水澄清｡
6.热的纯碱溶液有较好的去油污效果｡因为升温能促进盐类的水解,使 纯碱溶液的碱性增强,去油污的效果更好｡
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从高考命题的变化趋势来看,溶液中离子浓度的大小比较是主流试题 ｡此类题目仍是今后高考命题的热点｡这类题目考查的内容既与盐的 水解有关,又与弱电解质的电离平衡有关｡题目不仅偏重考查粒子浓 度大小顺序,而且还侧重溶液中的各种“守恒”(电荷守恒､物料守恒) 关系的考查,从而使题目具有一定的综合性､灵活性和技巧性｡
c (OH )碱 V碱 V稀
④强酸与强碱混合:
c(OH-)=
c1 (OH )V1 c2 (OH )V2 V1 V2
c (OH )碱 V碱 c( H )酸 V酸 V碱 V酸
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3.稀释后溶液pH的变化规律 (1)对于强酸溶液(pH=a)每稀释10n倍,pH增大n个单位,即pH=a+n(a+n<7)｡
考点5 中和滴定 1.定义
用已知物质的量浓度的酸(或碱)来测定未知物质的量浓度的碱(或酸)
的实验方法｡ 2.原理
n(H+)=n(OH-),关键:准确测定参加反应的两种溶液的体积;准确判断中和
反应是否恰好完全反应｡
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3.仪器 (1)酸式滴定管:不能盛放碱液;
(2)碱式滴定管:不能盛放酸液或强氧化性溶液;
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考点1 弱电解质的电离平衡 电离平衡是一种动态平衡,当溶液的温度､浓度以及离子浓度改变时,电
离平衡都会发生移动,符合勒夏特列原理,其规律是:
(1)浓度:浓度越大,电离程度越小｡在稀释溶液时,电离平衡向右移动,而 离子浓度一般会减小｡
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(2)温度:温度越高,电离程度越大｡因电离是吸热过程,升温时平衡向右移动｡ (3)同离子效应:如在醋酸溶液中加入醋酸钠晶体,增大了CH3COO-浓度,平衡左 移,电离程度减小;加入适当浓度盐酸,平衡也会左移｡ (4)加入能反应的物质,实质是改变浓度｡如在醋酸溶液中加入锌或NaOH溶液 ,平衡右移,电离程度增大｡
HCO
3
CO32
(2)物料守恒
电解质溶液中,由于某些离子能够水解,离子种类增多,但遵循原子守恒 ｡如K2S溶液中有如下守恒关系:c(K+)=2c(S2-)+2c(HS-)+2c(H2S)｡
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(3)质子守恒 电解质溶液中,由于电离､水解等过程的发生,往往存在质子(H+)的转移,
但转移过程中质子数量保持不变,称为质子守恒｡如在NaHS溶液中,存
在NaHS的电离和水解,H2O的电离,其质子转移情况可作如下分析:
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根据质子守恒有c(H2S)+c(H3O+)=c(S2-)+c(OH-),即 c(H2S)+c(H+)=c(S2-)+c(OH-)｡
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专题九 │ 要点热点探究
(3)强酸强碱等体积混合后溶液酸碱性的判断
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例1
[2011· 天津卷] 下列说法正确的是(
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考点4 溶液中粒子浓度大小的比较 1.类别 (1)多元弱酸溶液 根据多步电离分析,如在H3PO4PO )>c(PO (2)多元弱酸的正盐溶液 2
4 3 4
)｡
根据弱酸根的分步水解分析,如Na2CO3溶液中:c(Na+)>c(CO
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考点3 盐类的水解及应用 1.分析盐溶液的酸碱性,并比较酸､碱性的强弱｡如等浓度的Na2CO3､
