資源簡介

3.4 第2課時　離子反應的應用
【學習目標】
1.了解常見陰離子和陽離子的檢驗方法。
2.理解酸堿中和滴定的原理,初步掌握中和滴定所需儀器、操作、中和滴定的誤差分析及其計算。
3.了解生活中常見的離子反應。
【自主預習】
一、物質檢驗與含量測定
離子檢驗:利用離子的特征反應來檢驗一些常見離子。
如利用Fe3+與SCN-反應生成血紅色溶液檢驗Fe3+,離子方程式為　;
利用I-與Ag+反應生成黃色沉淀檢驗I-,離子方程式為　　　　　　　　　　　　　　　　　。
二、酸堿中和滴定
1.概念:酸堿中和滴定是利用　　　　　　　去滴定一定體積　　　　　　　,通過測定反應完全時消耗已知濃度的酸(或堿)的　　　　,從而推算出未知濃度的堿(或酸)的濃度的方法。
2.原理:中和反應中酸提供的H+與堿提供的OH-的物質的量　　　　。
3.操作:左手控制　　　　　　　　,右手搖動　　　　　　　　;眼睛向下觀察(看)錐形瓶中的　　　　變化。
三、測定溶液中離子的濃度
1.沉淀法:如溶液中S的濃度,用　　　　將其轉化為BaSO4沉淀,再　　　　　　　　求得。
2.酸堿中和滴定法:強酸溶液中H+的濃度可以用已知準確濃度的　　　　溶液滴定的方法獲得。
3.氧化還原滴定法:如溶液中Mn的濃度可以用已知準確濃度的　　　　溶液滴定獲得。
四、物質制備與純化
1.物質的制備:離子反應可以用于制備一些　　　　、　　　　、　　　　、　　　　等。
(1)氯堿工業生產燒堿和氯氣的離子方程式: 　 。
(2)實驗室制取CO2的離子方程式: 　。
2.物質的純化
(1)制高純度的氯化鈉:除去其中少量的S、Mg2+、Ca2+,需要加入的試劑離子分別為　。
(2)除去污水中的重金屬離子:將其轉化為　　　　而除去。
五、生活中常見的離子反應
1.治療胃酸過多
(1)服用胃舒平[主要成分是Al(OH)3],離子方程式為　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
(2)服用小蘇打片,離子方程式為 　。
2.硬水及其軟化
(1)硬水的含義:自然界里含　　　　　　較多的水。
(2)硬水的形成:水中的二氧化碳與巖石中的CaCO3和MgCO3發生反應生成可溶性碳酸氫鹽而使Ca2+、Mg2+進入水中,離子方程式為　 , 　 。
(3)硬水的軟化方法
①加熱法:加熱可使HC分解,生成的C與Ca2+、Mg2+結合成沉淀,離子方程式為　　　　　　　　　　　　　　　　　　, 。
②加沉淀劑法:在硬水中加入　　　　等沉淀劑也可以降低水中Ca2+、Mg2+的濃度,離子方程式為　　　　　　　　　　　　　　　　,　 。
【參考答案】一、Fe3++3SCN-Fe(SCN)3　Ag++I-AgI↓
二、 1.已知濃度的酸(或堿)　未知濃度的堿(或酸)
體積　2.相等　3.滴定管活塞　錐形瓶　顏色
三、1.Ba2+　稱量沉淀的質量　2.強堿
3.Fe2+(或H2C2O4)
四、1.酸　堿　鹽　氣體　(1)2Cl-+2H2O2OH-+Cl2↑+H2↑　(2)CaCO3+2H+Ca2++CO2↑+H2O　2.(1)Ba2+、OH-、C　(2)沉淀
五、1.(1)Al(OH)3+3H+Al3++3H2O　HC+H+CO2↑+H2O　2.(1)Ca2+、Mg2+　(2)CaCO3+CO2+H2OCa2++2HC　MgCO3+CO2+
H2OMg2++2HC　(3)①Ca2++2HCCaCO3↓+CO2↑+H2O　Mg2++2HCMgCO3↓+CO2↑+H2O?、贜a2CO3　Ca2++CCaCO3↓　Mg2++CMgCO3↓
【效果檢測】
1.判斷正誤(正確的打“√”,錯誤的打“×”)。
(1)能使澄清石灰水變渾濁的無色無味氣體一定是CO2。 (　　)
(2)中和滴定時為了節省時間,不需要重復2~3次實驗。 (　　)
(3)可以用鐵粉除去FeCl3中的FeCl2。 (　　)
(4)治療胃酸過多的胃藥中含有燒堿。 (　　)
(5)用澄清石灰水鑒別NaHCO3和Na2CO3。 (　　)
【答案】(1)√　(2)×　(3)×　(4)×　(5)×
【解析】(2)為了減少滴定誤差,須進行2~3次實驗。(3)Fe+2FeCl33FeCl2,無法除去FeCl2。(4)燒堿具有強腐蝕性。(5)NaHCO3、Na2CO3與石灰水均產生CaCO3沉淀。
2.滴定管和量筒讀數時有什么區別
【答案】滴定管的“0”刻度在上面,越往下刻度值越大;量筒無“0”刻度,并且越往上刻度越大;記錄數據時,滴定管一般精確到0.01 mL,量筒僅為0.1 mL。
3.酸堿中和滴定時,滴定終點是如何確定的 達到滴定終點時酸堿恰好中和嗎
【答案】當最后一滴標準液恰好使指示劑的顏色發生明顯變化,且在半分鐘內不變色時,即為滴定終點;由于指示劑變色時的pH一般不等于酸堿恰好中和時的pH,所以此時一般不是酸堿恰好中和的時刻,但在允許的誤差范圍之內。
4.進行酸堿中和滴定時,如何選擇酸堿指示劑 為何一般不用石蕊作指示劑
【答案】強酸強堿相互滴定,由于生成的鹽溶液呈中性,故可選擇酚酞或甲基橙作指示劑;強酸弱堿相互滴定,由于生成的鹽溶液呈酸性,故應選擇甲基橙作指示劑;強堿弱酸相互滴定,由于生成的鹽溶液呈堿性,故應選擇酚酞作指示劑。由于石蕊試劑變色的pH范圍較大,而且顏色的變化不易觀察,所以一般不用石蕊作指示劑。
5.Na2CO3溶液和KMnO4溶液應分別用哪種滴定管盛裝,為什么
【答案】Na2CO3溶液水解呈堿性,應用堿式滴定管盛裝;KMnO4溶液具有強氧化性,易腐蝕堿式滴定管的橡膠,應用酸式滴定管盛裝。
【合作探究】
任務1：離子的檢驗
【實驗探究】
1.向某溶液中滴加鹽酸,產生能使澄清石灰水變渾濁的氣體,則該溶液中一定含C嗎
【答案】不一定。也可能含HC、S、HS等離子。
2.澄清溶液與無色溶液有什么區別
【答案】溶液澄清說明其中沒有難溶物和不透明的物質存在;溶液無色說明不含有顏色的離子。有色溶液也可能是澄清的,如含Fe3+的溶液呈黃色且澄清透明。
3.進行S檢驗時,如何排除C、S、Ag+等干擾離子的影響
【答案】為排除C、S、Ag+等的干擾,正確的操作為先向溶液中加稀鹽酸,再加BaCl2溶液,若有白色沉淀生成,證明溶液中一定含有S。
【核心歸納】
常見離子的檢驗
離子 試劑 現象 注意
沉淀法 Cl-、Br-、 I- AgNO3溶液、HNO3(稀) AgCl白色沉淀、AgBr淡黃色沉淀、AgI黃色沉淀 —
S 稀鹽酸酸化的BaCl2溶液 白色沉淀 先用鹽酸酸化
Fe2+ NaOH溶液 白色沉淀→灰綠色→紅褐色沉淀 —
Fe3+ NaOH溶液 紅褐色沉淀 —
Al3+ NaOH溶液 白色沉淀→溶解 不一定是Al3+(如Zn2+)
氣體法 N 濃NaOH溶液和濕潤的紅色石蕊試紙 產生有刺激性氣味的氣體,氣體能使紅色石蕊試紙變藍 要加熱
C 稀鹽酸、澄清石灰水 澄清石灰水變渾濁 S也有此現象
S 稀硫酸和品紅溶液 品紅溶液褪色 —
顯色法 I- 氯水(少量)、CCl4 下層為紫色 —
Fe2+ KSCN溶液、氯水 先加KSCN溶液無明顯變化,再滴入氯水后變為血紅色 —
Fe3+ KSCN溶液 溶液呈血紅色 —
苯酚溶液 溶液呈紫色 —
Na+、K+ 鉑絲、稀鹽酸 Na+的焰色為黃色,K+的焰色為淺紫色 K+的焰色要透過藍色鈷玻璃觀察
【典型例題】
【例1】下列有關溶液中所含離子的檢驗,判斷正確的是(　　)。
A.加入AgNO3溶液后生成的白色沉淀不溶于稀鹽酸,則原溶液中一定有Cl-存在
B.加入氨水時生成白色沉淀,當氨水過量時白色沉淀消失,則原溶液中一定有Al3+存在
C.加入NaOH溶液并加熱,有能使濕潤的紅色石蕊試紙變藍的氣體生成,則原溶液中一定有N存在
D.加入鹽酸有能使澄清石灰水變渾濁的氣體生成,則原溶液中一定有大量的C存在
【答案】C
【解析】若原溶液中含有C,則Ag2CO3與鹽酸反應會轉化為AgCl,A項不正確;Al(OH)3不溶于氨水,B項不正確;該溶液中還可能有HC、HS或S,D項不正確。
【例2】有一瓶澄清的溶液,其中可能含有N、K+、Na+、Mg2+、Ba2+、Al3+、Fe3+、Cl-、I-、N、C、S中的一種或幾種,取該溶液進行以下實驗:
①取pH試紙檢驗,表明該溶液呈強酸性;
②取少許該溶液,加入少量CCl4溶液及數滴新制氯水,振蕩后CCl4層呈紫紅色;
③另取少許該溶液,加入NaOH溶液使溶液由酸性逐漸變為堿性,整個操作過程中均無沉淀產生;
④取少許③的溶液,加入Na2CO3溶液,有白色沉淀生成;
⑤將③的溶液加熱有氣體放出,該氣體能使濕潤的紅色石蕊試紙變藍。
根據上述實驗事實回答下列問題。
(1)原溶液中一定存在的離子有　　　　　　　　。
(2)原溶液中不能確定是否存在的離子有　　　　　　　　　　　　。
(3)?、艿纳蠈尤芤鹤鲅嫔囼?火焰呈黃色,　　　　(填“能”或“不能”)證明原溶液中含有Na+。
【答案】(1)N、Ba2+、I-
(2)Na+、K+、Cl-
(3)不能
【解析】由實驗①知原溶液中一定不存在C;由實驗②知原溶液中一定存在I-,一定不存在Fe3+、N;由實驗③知原溶液中一定不存在Mg2+和Al3+;由實驗④知原溶液中一定存在Ba2+,一定不存在S;由實驗⑤知原溶液中一定存在N。綜上分析,原溶液中一定存在N、Ba2+、I-,一定不存在Mg2+、Al3+、Fe3+、N、C、S,不能確定是否存在Na+、K+、Cl-。在實驗③④中均加入了含有Na+的溶液,故無法判斷原溶液中是否存在Na+。
任務2：酸堿中和滴定
情境導入　藍天碧水成為工業化進程中人們向往的一種風景,工廠產生的廢水不達標排放是造成水污染的根本因素。其中污水的酸堿度是衡量其是否達標的一項重要指標,在沒有專用儀器的情況下,利用學過的化學知識,你能準確判斷你家鄉的工廠排放的污水酸堿度是否達標嗎 下面我們就來學習準確測定未知溶液酸堿性的定量實驗——酸堿中和滴定。
【實驗探究】
活動1　酸堿中和滴定
1.原理:酸和堿反應的實質是H++OH-H2O。用已知濃度的鹽酸(標準液)來滴定未知濃度的NaOH溶液(待測液),計算公式為c待=。
2.儀器:酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾、鐵架臺、錐形瓶。
(1)酸式滴定管:可盛裝酸性溶液、氧化性溶液,不能盛裝堿性溶液,因為堿性物質易腐蝕玻璃,致使玻璃活塞無法打開。
堿式滴定管:可盛裝堿性溶液,不能盛裝酸性溶液、氧化性溶液,因為酸性和氧化性物質易腐蝕橡膠。
(2)滴定管的上端都標有規格大小、使用溫度、“0”刻度,滴定管的精確度為0.01 mL。
3.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:查漏→洗滌→潤洗→裝液→調液面→記讀數。
②錐形瓶:洗滌→注液(待測)→記讀數→加指示劑。
潤洗:滴定管要用所要盛裝的溶液潤洗2~3次,錐形瓶禁止用所裝溶液潤洗。
調液面:一是調整液面至滴定管“0”刻度線以上2~3 mL 處,二是調節活塞(或擠壓玻璃球),趕走氣泡使滴定管尖嘴部分充滿溶液,并使液面處于“0”刻度或“0”刻度以下某一刻度處。
記讀數:視線與溶液凹液面最低處相平,數據精確到0.01 mL。
加指示劑:加入2~3滴指示劑(如酚酞溶液)。
(2)滴定:左手控制活塞,右手不斷搖動錐形瓶,眼睛注視錐形瓶內溶液顏色變化及滴定流速。
(3)終點判斷:當滴入最后一滴標準鹽酸時,溶液由淺紅色變為無色且半分鐘內不恢復原色,視為滴定終點。
(4)記錄刻度讀數。
4.數據處理:按上述操作重復2~3次,以V終-V始為消耗的標準液的體積,求出用去標準鹽酸體積的平均值,依據c待=(一元酸堿)計算待測NaOH溶液的物質的量濃度。
5.中和滴定誤差分析:酸堿中和滴定的誤差分析關鍵是根據c待=進行分析,計算中V待與c標均為確定值,只有V標影響著c待的計算結果,故在誤差分析時應最終歸結為對V標的影響:V標增大,實驗結果偏高;V標減小,實驗結果偏低。
【典型例題】
【例3】用中和滴定法測定某燒堿樣品的純度,試根據實驗回答下列問題:
(1)準確稱量8.2 g含有少量中性易溶雜質的樣品,配成500 mL待測溶液。稱量時,樣品可放在　　　　　(填字母)稱量。
A.小燒杯中　　　B.潔凈紙片上　　C.托盤上
(2)滴定時,用0.2000 mol·L-1的鹽酸來滴定待測溶液,不可選用　　　　(填字母)作指示劑。
A.甲基橙 B.石蕊 C.酚酞
(3)滴定過程中,眼睛應注視　　　　　　　　　;在鐵架臺上墊一張白紙,其目的是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
(4)根據下表數據,計算待測燒堿溶液的物質的量濃度是　　　　mol·L-1,燒堿樣品的純度是　　　　。
滴定 次數 待測溶液 體積/mL 標準酸溶液體積
滴定前的刻度/mL 滴定后的刻度/mL
第一次 10.00 0.40 20.50
第二次 10.00 4.10 24.00
　　【答案】(1)A
(2)B
(3)錐形瓶內溶液顏色的變化　便于觀察錐形瓶內溶液顏色的變化,減小滴定誤差
(4)0.4000　97.56%
【解析】(1)稱量氫氧化鈉等易潮解、腐蝕性強的試劑時,樣品應放在小燒杯中。(2)酸堿中和滴定時,一般選甲基橙、酚酞等顏色變化較明顯的指示劑,石蕊顏色變化不明顯,易造成誤差。(4)根據c(NaOH)=分別求第一、二次的值,再求平均值,解得c(NaOH)=0.4000 mol·L-1,w(NaOH)=×100%≈97.56%。
特別提醒：1.石蕊一般不能用作中和滴定的指示劑,因為石蕊的顏色變化不明顯,且變色范圍較寬。
2.指示劑不要多加,因為指示劑本身為弱酸或弱堿。
3.指示劑的選擇可依據“強酸滴弱堿用甲基橙,強堿滴弱酸用酚酞,強滴強二者皆行”。
活動2　滴定終點判斷
滴定終點判斷答題模板
【例4】(1)用a mol·L-1的鹽酸滴定未知濃度的NaOH溶液,用酚酞作指示劑,達到滴定終點的現象是　　　　　　　　　　　　　　　　　　;若用甲基橙作指示劑,滴定終點的現象是　　　　　　　　　　　　　。
(2)用標準碘溶液滴定溶有SO2的水溶液,以測定水中SO2的含量,應選用　　　　　作指示劑,達到滴定終點的現象是　　　　　　　　　　　　　　。
(3)用標準酸性KMnO4溶液滴定溶有SO2的水溶液,以測定水中SO2的含量,是否需要選用指示劑 　　　　(填“是”或“否”),達到滴定終點的現象是　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
(4)用氧化還原滴定法測定TiO2的質量分數:一定條件下,將TiO2溶解并還原為Ti3+,再用KSCN溶液作指示劑,用NH4Fe(SO4)2標準溶液滴定Ti3+至全部生成Ti4+,滴定Ti3+時發生反應的離子方程式為　　　　　　　　　　　,達到滴定終點時的現象是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
【答案】(1)滴入最后半滴鹽酸,溶液由紅色變為無色,且半分鐘內不恢復紅色　當滴入最后半滴鹽酸時,溶液由黃色變為橙色,且半分鐘內不恢復黃色
(2)淀粉溶液　當滴入最后半滴碘溶液時,溶液由無色變為藍色,且半分鐘內不褪色
(3)否　當滴入最后半滴酸性KMnO4溶液時,溶液由無色變為紫紅色,且半分鐘內不褪色
(4)Ti3++Fe3+Ti4++Fe2+　當滴入最后半滴標準液時,溶液變成紅色,且半分鐘內不褪色
活動3　中和滴定誤差分析
【例5】中和滴定過程中,容易引起誤差的主要是五個方面,請以“用已知濃度的鹽酸滴定未知濃度的NaOH溶液”為例,用“偏高”、“偏低”或“無影響”填空。
(1)儀器潤洗
①酸式滴定管未潤洗就裝標準液滴定,則滴定結果　　　。
②錐形瓶用蒸餾水沖洗后,再用待測液潤洗,使滴定結果　　　　。
(2)存在氣泡
①滴定前酸式滴定管尖嘴處有氣泡未排出,滴定后氣泡消失,使滴定結果　　　　。
②滴定管尖嘴部分滴定前無氣泡,滴定終點有氣泡,使滴定結果　　　　。
(3)讀數操作
①滴定前平視滴定管刻度線,滴定終點俯視刻度線,使滴定結果　　　　。
②滴定前仰視滴定管刻度線,滴定終點俯視刻度線,使滴定結果　　　　。
(4)指示劑選擇:用鹽酸滴定氨水,選用酚酞作指示劑,使滴定結果　　　　。
(5)存在雜質
①用含NaCl雜質的NaOH配制成標準溶液來滴定鹽酸,則測定的鹽酸濃度將　　　　。
②用含Na2O雜質的NaOH配制成標準溶液來滴定鹽酸,則測定的鹽酸濃度　　　　。
【答案】(1)①偏高　②偏高　(2)①偏高?、谄?br/>(3)①偏低　②偏低　(4)偏低　(5)①偏高?、谄?br/>【解析】(1)①酸式滴定管未潤洗就裝標準液滴定,鹽酸被滴定管中的蒸餾水稀釋,濃度變小,導致消耗的標準液體積偏大,使滴定結果偏高。②錐形瓶用蒸餾水沖洗后,再用待測液潤洗,使錐形瓶中殘留有待測液,導致消耗的標準液體積偏大,使滴定結果偏高。
(2)①體積數=末讀數-初讀數。滴定管尖嘴部分滴定前有氣泡,滴定終點無氣泡,讀取的體積數比實際消耗標準溶液的體積大,結果偏高。
(3)仰視讀數時,讀取的體積數偏大,俯視讀數時,讀取的體積數偏小。
(4)用鹽酸滴定氨水,選用酚酞作指示劑,由于酚酞變色時,溶液呈堿性,鹽酸不足,氨水有剩余,故消耗鹽酸的體積數偏小,結果偏低。
(5)①用含NaCl雜質的NaOH配制成標準溶液來滴定鹽酸,由于NaCl不與鹽酸反應,消耗的溶液體積增大,結果偏高。②用含Na2O雜質的NaOH配制成標準溶液來滴定鹽酸,根據中和1 mol HCl所需Na2O質量為31 g,中和1 mol HCl所需NaOH質量為40 g,可知中和相同量鹽酸時,所需含Na2O的NaOH的量比所需純NaOH的量小,結果偏低。
方法技巧：讀數誤差的畫圖理解和記憶
開始讀數仰視,滴定完畢讀數俯視,如圖Ⅰ;開始讀數俯視,滴定完畢讀數仰視,如圖Ⅱ。
活動4　酸堿中和滴定拓展應用
1.沉淀滴定法
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的反應產物的溶解度要比滴定劑與指示劑反應的反應產物的溶解度小,否則不能用這種指示劑。例如,用AgNO3溶液滴定溶液中的Cl-的含量時常以Cr為指示劑,這是因為AgCl比Ag2CrO4更難溶。
2.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,但能與某些還原劑或氧化劑反應的物質。
(2)試劑:常見的用于滴定的氧化劑有KMnO4、K2Cr2O7等,還原劑有亞鐵鹽、草酸、維生素C等。
(3)指示劑:氧化還原滴定法的指示劑有三類。①氧化還原指示劑。②專用指示劑,如在碘量法滴定中,可溶性淀粉溶液遇碘標準溶液變藍。③自身指示劑,如高錳酸鉀標準溶液滴定草酸時,滴定終點為溶液由無色變為淺紅色。
【例6】維生素C(分子式為C6H8O6,相對分子質量為176)屬于外源性維生素,人體不能自身合成,必須從食物中攝取。每100 g鮮榨橙汁中含有大約37.5 mg維生素C。實驗室可用碘量法測定橙汁中維生素C的含量,發生的化學反應為C6H8O6+I2C6H6O6+2HI。某學習小組欲用該方法測定某橙汁飲料中維生素C的含量,實驗步驟及相關數據如下。
①標準液的稀釋:移取濃度為0.008 mol·L-1的碘標準溶液20.00 mL于250 mL容量瓶中,定容,搖勻備用。
②移取10.00 mL飲料樣品(密度為1.0 g·cm-3)于250 mL錐形瓶中,加入50 mL蒸餾水、2滴指示劑。
③在滴定管中裝入稀釋后的標準液滴定至終點,讀取并記錄相關數據。
④重復測定3次,數據記錄如下表。
第一次 第二次 第三次
滴定前讀數/mL 0.00 0.44 1.33
滴定終點讀數/mL 30.03 30.42 31.32
回答下列問題:
(1)實驗中盛裝標準溶液應選擇　　　　(填“酸式”或“堿式”)滴定管。滴定前為何要稀釋標準溶液 　
　 。
(2)步驟②中加入的指示劑是　　　　,判斷滴定達到終點的現象是　
　 。
(3)該飲料樣品中維生素C的含量為　　　　　　mg/100 g。
【答案】(1)酸式　提高精確度,減少誤差
(2)淀粉溶液　當滴入最后半滴碘標準溶液后,溶液由無色變為藍色,且半分鐘內不褪色
(3)33.79
【解析】(1)標準碘溶液顯酸性,且有較強的氧化性,則實驗中盛裝標準溶液應選擇酸式滴定管;滴定前稀釋標準溶液,可增大溶液的體積,提高精確度,減少誤差。
(2)淀粉溶液遇碘顯藍色,則步驟②中加入的指示劑是淀粉溶液;滴定終點時錐形瓶中溶液所含維生素C完全反應,當滴入最后半滴碘標準溶液后,溶液由無色變為藍色,且半分鐘內不褪色時,即可判斷到達滴定終點。
(3)三次滴定消耗標準液的體積分別為30.03 mL、29.98 mL、29.99 mL,則平均消耗標準液的體積為30.00 mL,含有碘的物質的量為0.03 L×0.008 mol·L-1×=1.92×10-5 mol,依據關系式C6H8O6~I2,飲料樣品的密度為1.0 g·cm-3,則100 mL(100 g)樣品中維生素C的含量為1.92×10-5 mol×176 g·mol-1×=33.792×10-3 g≈33.79 mg。
任務3：物質制備與純化　生活中常見的離子反應
【核心歸納】
物質純化的化學方法
【典型例題】
【例7】用過量的H2SO4溶液、NaOH溶液、氨水、NaCl溶液,按圖中所示步驟分離五種離子,則溶液①②③④依次是(　　)。
A.①NaCl溶液?、贜aOH溶液　③氨水?、蹾2SO4溶液
B.①H2SO4溶液?、贜aOH溶液?、郯彼、躈aCl溶液
C.①H2SO4溶液　②氨水?、跱aOH溶液?、躈aCl溶液
D.①NaCl溶液?、诎彼、跱aOH溶液?、蹾2SO4溶液
【答案】D
【解析】加入①時,只產生一種沉淀,故①一定是NaCl溶液,沉淀為AgCl;在濾液中加入②后,生成兩種沉淀,②是氨水或NaOH溶液,而生成的沉淀有一種在③中溶解,故②為氨水,③為NaOH溶液,則④為H2SO4溶液。
【例8】水是一種重要的自然資源,是人類賴以生存不可缺少的物質,水質優劣直接影響人體健康。請回答下列問題。
(1)天然水中溶解的氣體主要有　　　　、　　　　。
(2)天然水在凈化處理過程中加入的混凝劑可以是　　　　　　,其凈水作用的原理是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
(3)水的凈化與軟化的區別是　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
(4)硬度為1°的水是指每升水含10 mg CaO或與之相當的物質(如7.1 mg MgO)。若某天然水中c(Ca2+)=1.2×10-3 mol·L-1,c(Mg2+)=6×10-4 mol·L-1,則此水的硬度約為　　　　。
(5)若(4)中的天然水還含有c(HC)=8×10-4 mol·L-1,現要軟化10 m3這種天然水,則需先加入Ca(OH)2　　　 g,后加入Na2CO3　　　　g。
【答案】(1)O2　CO2(或N2)
(2)明礬、硫酸鋁、硫酸鐵、硫酸亞鐵(合理即可)　鋁鹽或鐵鹽在水中發生水解生成相應的氫氧化物膠體,該膠體可吸附天然水中懸浮物并破壞天然水中的其他帶異種電荷的膠體,使其聚沉,達到凈化的目的
(3)水的凈化是用混凝劑(如明礬等)將水中膠體及懸浮物沉淀下來,而水的軟化是除去水中的鈣離子和鎂離子
(4)10°
(5)740　1484
【解析】(4)取1 L該硬水,其中n(Ca2+)=1.2×10-3 mol,m(CaO)=1.2×10-3 mol×56 g·mol-1=6.72×10-2 g,則由CaO引起的硬度為×1000 mg·g-1=6.72°,該硬水中n(Mg2+)=6×10-4 mol,m(MgO)=6×10-4 mol×40 g·mol-1=2.4×10-2 g,則由MgO引起的硬度為×1000 mg·g-1≈3.38°,則此水的硬度為6.72°+3.38°=10.1°≈10°。(5)10 m3天然水中,n(Ca2+)=1.2×10-3 mol·L-1×10 m3×1000 L·m-3=12 mol,n(Mg2+)=6×10-4 mol·L-1×10 m3×1000 L·m-3=6 mol,n(HC)=8×10-4 mol·L-1×10 m3×1000 L·m-3=8 mol。用石灰純堿法軟化硬水生成的沉淀為Mg(OH)2和CaCO3,其中發生反應的離子方程式為HC+OH-C+H2O,Mg2++2OH-Mg(OH)2↓,Ca2++CCaCO3↓,設加入Ca(OH)2的物質的量為x,Na2CO3的物質的量為y,則反應體系中n(Ca2+)=12 mol+x,n(OH-)=2x,n(C)=8 mol+y,可得如下方程組:
解得x=10 mol,y=14 mol,所以m[Ca(OH)2]=10 mol×74 g·mol-1=740 g,m(Na2CO3)=14 mol×106 g·mol-1=1484 g。
【隨堂檢測】
課堂基礎
1.能將分別含有Cu2+、Fe3+、Al3+、Mg2+、N、Na+、Fe2+等離子的七種硫酸鹽溶液一次鑒別開來的是(　　)
A.NaOH溶液　　　　B.KSCN溶液
C.NaHCO3溶液 D.NH3·H2O溶液
【答案】A
【解析】加入NaOH溶液后分別會看到藍色沉淀、紅褐色沉淀、先有白色沉淀后溶解、白色沉淀、氣體(加熱)、無明顯現象、先有白色沉淀后迅速變為灰綠色最后變為紅褐色。NH3·H2O不能區分A和M以及N和Na+。
2.水體中的含氮化合物是引起富營養化的主要污染物,分析監測水體中的硝酸(鹽)和亞硝酸(鹽)含量,控制水體中的含氮污染物,對水資源的循環利用意義重大。
(1)亞硝酸(HNO2)是一種弱酸,其電離平衡常數的表達式為　　　　　　　　。
(2)水體中亞硝酸的含量可以利用KI溶液進行分析測定。該測定反應中,含氮的反應產物可以是NO、N2O、NH2OH、NH3等。
①NH2OH中,氮元素的化合價為　　　　　。
②某水樣中含有亞硝酸鹽,加入少量稀硫酸酸化后,用KI溶液測定,且選用淀粉溶液作指示劑,反應中含N的反應產物為NO,反應的離子方程式為　　　　　　　　　　　　,其中氧化產物為　　　　　(寫化學式)。
③取20 mL含NaNO2的水樣,酸化后用0.001 mol·L-1的KI標準溶液滴定(反應中含N的反應產物為NO),滴定前和滴定后的滴定管內液面高度如圖所示,由此可知水樣中NaNO2的濃度為　　　　mg·L-1。
【答案】(1)Ka=
(2)①-1?、?HNO2+2I-+2H+I2+2NO↑+2H2O　I2?、?.9
【解析】(1)亞硝酸的電離方程式為HNO2N+H+,因此其電離平衡常數Ka=。(2)①根據化合物中所有元素的化合價代數和為0可知,NH2OH中氮元素的化合價為-1。②亞硝酸具有氧化性,被I-還原,生成NO,I-被氧化為I2。③由滴定前后的滴定管讀數可知,消耗的KI標準溶液為2.00 mL,反應的關系式為NaNO2~HNO2~I-,故n(NaNO2)=n(I-)=2.00×10-3 L×0.001 mol·L-1=2×10-6 mol,則水樣中NaNO2的濃度為2×10-6 mol×69 g· mol-1÷0.02 L=6.9×10-3 g·L-1=6.9 mg·L-1。
對接高考
3.(2019·上海卷,13,改編)用標準鹽酸滴定未知濃度的氫氧化鈉溶液,用甲基橙作指示劑,下列說法正確的是(　　)。
A.可以用石蕊代替指示劑
B.滴定前用待測液潤洗錐形瓶
C.若氫氧化鈉吸收少量CO2,不影響滴定結果
D.當錐形瓶內溶液由橙色變為紅色,且半分鐘內不恢復原色,即達到滴定終點
【答案】C
【解析】石蕊的顏色變化不明顯,且變色范圍較寬,一般不作指示劑,A項錯誤;滴定前用待測液潤洗錐形瓶,滴定結果偏大,B項錯誤;如果氫氧化鈉吸收少量二氧化碳,發生反應CO2+2NaOHNa2CO3+H2O,再滴入鹽酸,鹽酸先和剩余的氫氧根離子反應,H++OH- H2O,再與碳酸鈉反應,C
+2H+H2O+CO2↑,可以發現存在關系2OH-~C~2H+,因此消耗鹽酸的物質的量始終等于氫氧化鈉的物質的量,因此氫氧化鈉吸收少量二氧化碳,不影響測定結果,C項正確;該實驗滴定終點為錐形瓶內溶液顏色由黃色變為橙色,且半分鐘內不恢復原色,如果變為紅色說明鹽酸已經過量,D項錯誤。
4.(2020·浙江1月選考,23)室溫下,向20.00 mL 0.1000 mol·L-1鹽酸中滴加0.1000 mol·L-1 NaOH溶液,溶液的pH隨NaOH溶液體積的變化如圖。已知lg5=0.7。下列說法不正確的是(　　)。
A.NaOH與鹽酸恰好完全反應時,pH=7
B.選擇變色范圍在pH突變范圍內的指示劑,可減小實驗誤差
C.選擇甲基紅指示反應終點,誤差比甲基橙大
D.V[NaOH(aq)]=30.00 mL時,pH=12.3
【答案】C
【解析】NaOH與鹽酸恰好完全反應時溶液中的溶質為NaCl,呈中性,室溫下,pH=7,A項正確;選擇變色范圍在pH突變范圍內的指示劑,可減小實驗誤差,B項正確;甲基紅的變色范圍更接近反應終點,誤差更小,C項錯誤;V[NaOH(aq)]=30.00 mL時,溶液中的溶質為氯化鈉和氫氧化鈉,且c(NaOH)==0.02 mol·L-1,即溶液中c(OH-)=0.02 mol,則c(H+)=5×10-13 mol·L-1,pH=-lgc(H+)=12.3,D項正確。
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