2018届一轮复习人教版弱电解质的电离平衡溶液的酸碱性学案

2018届一轮复习人教版弱电解质的电离平衡溶液的酸碱性学案

考点一　弱电解质的电离平衡 ‎[考试标准]‎ 知识条目 必考要求 加试要求 ‎1.几种典型的弱电解质 a a ‎2.弱电解质水溶液中的电离平衡 a b ‎3.弱电解质的电离方程式 b b ‎1．弱电解质 ‎(1)概念 ‎ ‎ ‎(2)与化合物类型的关系 强电解质主要是大部分离子化合物及某些共价化合物，弱电解质主要是某些共价化合物。‎ ‎(3)常见的弱电解质 试写出H2O、氢氟酸、醋酸、次氯酸、氢氰酸、一水合氨的电离方程式。‎ H2O：H2OH＋＋OH－；‎ HF：HFH＋＋F－；‎ CH3COOH：CH3COOHCH3COO－＋H＋；‎ HClO：HClOH＋＋ClO－；‎ HCN：HCNH＋＋CN－；‎ NH3·H2O：NH3·H2ONH＋OH－。‎ ‎2．弱电解质的电离平衡 ‎(1)电离平衡的建立 在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。‎ ‎(2)电离平衡的特征 ‎(3)外界条件对电离平衡的影响 ‎①内因：弱电解质本身的性质。‎ ‎②外因：浓度、温度、加入试剂等。‎ ‎(4)电离过程是可逆过程，可直接用化学平衡移动原理分析电离平衡。以0.1 mol·L－1CH3COOH溶液为例：CH3COOHCH3COO－＋H＋(正向吸热)。‎ 实例(稀溶液)‎ CH3COOHH＋＋CH3COO－ ΔH>0‎ 改变条件 平衡移动方向 n(H＋)‎ c(H＋)‎ 导电能力 Ka 加水稀释 ‎→‎ 增大 减小 减弱 不变 加入少量 冰醋酸 ‎→‎ 增大 增大 增强 不变 通入HCl(g)‎ ‎←‎ 增大 增大 增强 不变 加NaOH(s)‎ ‎→‎ 减小 减小 增强 不变 加入镁粉 ‎→‎ 减小 减小 增强 不变 升高温度 ‎→‎ 增大 增大 增强 增大 加CH3COONa(s)‎ ‎←‎ 减小 减小 增强 不变 正误辨析 正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”‎ ‎(1)AgCl的水溶液不导电，而CH3COOH的水溶液能导电，故AgCl是弱电解质，CH3COOH是强电解质(×)‎ ‎(2)弱电解质溶液中存在溶质分子，而强电解质溶液中不存在溶质分子(√)‎ ‎(3)弱电解质在溶液里达到电离平衡时，分子的浓度和离子的浓度一定相等(×)‎ ‎(4)氨气溶于水，当c(OH－)＝c(NH)时，表明NH3·H2O的电离处于平衡状态(×)‎ ‎(5)电离平衡向右移动，电解质分子的浓度一定减小，而离子的浓度一定增大(×)‎ ‎(6)稀释弱电解质溶液时，所有粒子浓度一定减小(×)‎ 题组一　改变条件，平衡移动，判结果变化 ‎1．将浓度为0.1 mol·L－1 HF溶液加水不断稀释，下列各量始终保持增大的是(　　)‎ A．c(H＋) B．Ka(HF)‎ C. D. 答案　D 解析　HF为弱酸，存在电离平衡：HFH＋＋F－。根据勒夏特列原理：当改变影响平衡的一个条件，平衡会向着能够减弱这种改变的方向移动，但平衡的移动不能完全消除这种改变，故加水稀释，平衡正向移动，但c(H＋)减小，A错误；电离平衡常数只受温度的影响，温度不变，电离平衡常数Ka不变，B错误；当溶液无限稀释时，c(F－)不断减小，但c(H＋)接近10－7 mol·L－1，所以减小，C错误；＝，由于加水稀释，平衡正向移动，所以溶液中n(H＋)增大，n(HF)减小，所以增大，D正确。‎ ‎2．25 ℃ 时，把0.2 mol·L－1的醋酸加水稀释，则图中的纵轴y表示的是(　　)‎ A．溶液中OH－的物质的量浓度 B．溶液的导电能力 C．溶液中的 D．CH3COOH的电离程度 答案　B 解析　25 ℃时，0.2 mol·L－1的醋酸稀释过程中，随着水的加入溶液中OH－的浓度增大(但不会超过10－7 mol·L－1)，CH3COOH的电离程度增大，CH3COO－数目增多，CH3COOH数目减少，但溶液中CH3COO－的浓度减小，溶液的导电能力减弱。‎ 题组二　平衡移动，结果变化，判采取措施 ‎3．稀氨水中存在着下列平衡：NH3·H2ONH＋OH－，若要使平衡向逆反应方向移动，同时使c(OH－)增大，应加入的物质或采取的措施是(　　)‎ ‎①NH4Cl固体　②硫酸　③NaOH固体　④水　⑤加热 ‎⑥加入少量MgSO4固体 A．①②③⑤ B．③⑥‎ C．③ D．③⑤‎ 答案　C 解析　若在氨水中加入NH4Cl固体，c(NH)增大，平衡向逆反应方向移动，c(OH－)减小，①不合题意；硫酸中的H＋与OH－反应，使c(OH－)减小，平衡向正反应方向移动，②不合题意；当在氨水中加入NaOH固体后，c(OH－)增大，平衡向逆反应方向移动，③符合题意；若在氨水中加入水，稀释溶液，平衡向正反应方向移动，但c(OH－)减小，④不合题意；电离属吸热过程，加热平衡向正反应方向移动，c(OH－)增大，⑤不合题意；加入少量MgSO4固体发生反应生成Mg(OH)2沉淀，溶液中c(OH－)减小，⑥不合题意。‎ ‎4．已知0.1 mol·L－1的醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，要使溶液中c(H＋)/c(CH3COOH)的值增大，可以采取的措施是(　　)‎ ‎①加少量烧碱溶液　②升高温度　③加少量冰醋酸 ‎④加水 A．①② B．①③ C．②④ D．③④‎ 答案　C 解析　本题中提供的四种措施都会使醋酸的电离平衡正向移动，但①、③会使c(H＋)/c(CH3COOH)的值减小。‎ 题组三　强酸与弱酸的比较 ‎5．在一定温度下，有a.盐酸　b．硫酸　c．醋酸三种酸：‎ ‎(1)当三种酸物质的量浓度相同时，c(H＋)由大到小的顺序是________________(用字母表示，下同)。‎ ‎(2)同体积、同物质的量浓度的三种酸，中和NaOH的能力由大到小的顺序是______________。‎ ‎(3)若三者c(H＋)相同时，物质的量浓度由大到小的顺序是________________。‎ ‎(4)当三者c(H＋)相同且体积也相同时，分别放入足量的锌，相同状况下产生气体的体积由大到小的顺序是__________。‎ ‎(5)当三者c(H＋)相同且体积相同时，同时加入形状、密度、质量完全相同的锌，若产生相同体积的H2(相同状况)，则开始时反应速率的大小关系为______________，反应所需时间的长短关系是__________。‎ ‎(6)将c(H＋)相同的三种酸均加水稀释至原来的100倍后，c(H＋)由大到小的顺序是________________________________________________________________________。‎ ‎(7)将c(H＋)相同、体积相同的三种酸，分别与等浓度的NaOH稀溶液反应至pH＝7，则消耗NaOH溶液的体积大小关系为__________。‎ 答案　(1)b>a>c　(2)b>a＝c　(3)c>a>b ‎(4)c>a＝b　(5)a＝b＝c　a＝b>c　(6)c>a＝b ‎(7)c>a＝b 解析　解答本题要注意以下三点：①HCl、H2SO4都是强酸，但H2SO4是二元酸；②CH3COOH是弱酸，在水溶液中不能完全电离；③醋酸溶液中存在CH3COOHCH3COO－＋H＋的电离平衡。‎ ‎6．(2016·金华十校9月高三模拟)pH＝11的x、y两种碱溶液各5 mL，分别稀释至500 mL，其pH与溶液体积(V)的关系如图所示。下列说法正确的是(　　)‎ A．x是强碱，y是弱碱 B．若x、y是一元碱，则等物质的量浓度的x的硝酸盐溶液的pH比y的硝酸盐溶液大 C．若x、y是一元碱，室温下pH＝11的x、y两种碱溶液的浓度相同 D．完全中和x、y两溶液时，消耗同浓度稀硫酸的体积V(x)＞V(y)‎ 答案　B 解析　由题图知x的碱性强于y，因a值不确定，故不能推断x是否为强碱，A错；pH＝11的两种碱c(y)＞c(x)，C错；完全中和5 mL pH＝11的两溶液时，y消耗的酸多，D错。‎ ‎7．(2016·嘉兴市桐乡高级中学高二上期中)(1)25 ℃时，①0.1 mol·L－1的醋酸　②0.1 mol·L－1的硫酸　③0.1 mol·L－1的氨水　④0.1 mol·L－1的NaOH溶液，其pH由小到大的顺序是________(填序号)。‎ ‎(2)某一元弱酸溶液(A)与二元强酸(B)的pH相等。若将两溶液稀释相同的倍数后，pH(A)________(填“＞”、“＝”或“＜”，下同)pH(B)。现用上述稀释溶液中和等浓度等体积的NaOH溶液，则需稀释溶液的体积V(A)________V(B)。‎ ‎(3)已知：二元酸H2R 的电离方程式是H2R===H＋＋HR－，HR－R2－＋H＋，若0.1 mol·L－1 NaHR溶液的c(H＋)＝a mol·L－1，则0.1 mol·L－1 H2R溶液中c(H＋)________(填“＜”、“＞”或“＝”)(0.1＋a) mol·L－1，理由是_________________________________________。‎ 答案　(1)②①③④‎ ‎(2)＜　＜‎ ‎(3)＜　H2R中第一步电离出的H＋对HR－的电离产生了抑制作用 解析　(1)①醋酸为弱电解质，部分电离，0.1 mol·L－1的醋酸氢离子浓度小于0.1 mol·L－1；②硫酸为强电解质，0.1 mol·L－1的硫酸中氢离子浓度为0.2 mol·L－1；③一水合氨为弱电解质，部分电离，0.1 mol·L－1的氨水中氢氧根离子浓度小于0.1 mol·L－1；④氢氧化钠为强电解质，完全电离，0.1 mol·L－1的NaOH溶液中氢氧根离子浓度为0.1 mol·L－1。‎ 考点二　电离度、电离平衡常数及水的离子积常数(加试)‎ ‎[考试标准]‎ 知识条目 必考要求 加试要求 ‎1.电离度及其简单计算 c ‎2.电离平衡常数与弱酸、弱碱的酸碱性强弱之间的关系 b ‎3.多元弱酸的分步电离 a ‎4.水的离子积常数 b ‎1．电离度 ‎(1)电离度概念与表达式 一定条件下，当弱电解质在水溶液中达到电离平衡时，溶液中已经电离的电解质分子数占电解质分子总数的百分数。(常用符号α表示)‎ 可用数学式表达为 α＝×100%‎ 或α＝×100%‎ 或α＝×100%‎ 即α＝×100%(c：电解质浓度，Δc：已电离电解质浓度)‎ 注意　①电离度适用于达平衡的电解质溶液。②在相同温度和相同浓度下，电离度大小可表示弱电解质的相对强弱。电离度越小，电解质越弱。‎ ‎(2)影响电离度的因素 ‎①温度：在其他条件不变时，升高溶液温度，电离平衡向电离方向移动，电离度增大。‎ ‎②浓度：其他条件不变时，增大弱电解质溶液浓度，平衡向电离方向移动，但电离度减小。若降低弱电解质溶液浓度，平衡向电离方向移动，电离度增大，通常在温度一定时电离度与溶液浓度平方根成反比。‎ ‎③其他电解质的加入：如同离子效应，加入与弱电解质电离有相同离子的强电解质时，会使弱电解质电离度降低。‎ ‎2．电离平衡常数 ‎(1)①填写下表 弱电解质 电离方程式 电离常数 NH3·H2O NH3·H2ONH＋OH－‎ Kb＝1.7×10－5‎ CH3COOH CH3COOHCH3COO－＋H＋‎ Ka＝1.7×10－5‎ HClO HClOH＋＋ClO－‎ Ka＝3.0×10－8‎ ‎②CH3COOH酸性大于(填“大于”、“小于”或“等于”)HClO酸性，判断的依据：相同条件下，电离常数越大，电离程度越大，c(H＋)越大，酸性越强。‎ ‎③电离平衡常数的意义：弱酸、弱碱的电离平衡常数能够反映酸碱性的相对强弱。电离平衡常数越大，电离程度越大。多元弱酸的电离以第一步电离为主，各级电离平衡常数的大小差距较大。‎ ‎④外因对电离平衡常数的影响：电离平衡常数与其他化学平衡常数一样只与温度有关，与电解质的浓度无关，升高温度，K值增大，原因是电离是吸热过程。‎ ‎(2)碳酸是二元弱酸 ‎①电离方程式是H2CO3H＋＋HCO，‎ HCOH＋＋CO。‎ ‎②电离平衡常数表达式：Ka1＝，Ka2＝。‎ ‎③比较大小：Ka1>Ka2。‎ ‎(3)几种多元弱酸的电离常数(25 ℃)‎ 多元弱酸 电离常数 H2S Ka1＝9.1×10－8‎ Ka2＝1.1×10－12‎ H2C2O4‎ Ka1＝5.9×10－2‎ Ka2＝6.4×10－5‎ H3PO4‎ Ka1＝7.52×10－3‎ Ka2＝6.23×10－8‎ Ka3＝2.2×10－13‎ H3C6H5O7‎ ‎(柠檬酸)‎ Ka1＝7.1×10－4‎ Ka2＝1.68×10－5‎ Ka3＝4.1×10－7‎ ‎3.水的离子积常数 Kw＝c(H＋)·c(OH－)。‎ ‎(1)室温下：Kw＝1×10－14。‎ ‎(2)影响因素：只与温度有关，升高温度，Kw增大。‎ ‎(3)适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。‎ ‎(4)Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，Kw不变。‎ 注意　(1)水的离子积常数Kw＝c(H＋)·c(OH－)，其实质是水溶液中的H＋和OH－浓度的乘积，不一定是水电离出的H＋和OH－浓度的乘积，所以与其说Kw是水的离子积常数，不如说是水溶液中的H＋和OH－的离子积常数。即Kw不仅适用于水，还适用于酸性或碱性的稀溶液。不管哪种溶液均有c(H＋)H2O＝c(OH－)H2O。‎ ‎(2)水的离子积常数显示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H＋和OH－共存，只是相对含量不同而已。‎ 正误辨析 正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”‎ ‎(1)电离平衡向右移动，电离度一定增大，而电离平衡常数不一定增大(×)‎ ‎(2)电离平衡常数可以表示弱电解质的相对强弱(√)‎ ‎(3)电离平衡常数大的酸溶液中的c(H＋)一定比电离常数小的酸溶液中的c(H＋)大(×)‎ ‎(4)纯水中，c(H＋)随着温度的升高而降低(×)‎ ‎(5)在蒸馏水中滴加浓H2SO4，Kw不变(×)‎ 题组一　电离度及简单计算 ‎1．20 ℃时，在0.5 L 0.2 mol·L－1的HA溶液中，有0.01 mol·L－1的HA电离成离子，求该温度下的电离度。‎ 答案　5%‎ 解析　α＝×100%＝5%。‎ ‎2．已知25 ℃时几种物质的电离度(溶液浓度均为0.1 mol·L－1)如下表(已知硫酸的第一步电离是完全的)：‎ ‎①H2SO4溶液 HSOH＋＋SO ‎②NaHSO4溶液HSOH＋＋SO ‎③醋酸溶液CH3COOHH＋＋CH3COO－‎ ‎④盐酸HCl===H＋＋Cl－‎ ‎10%‎ ‎29%‎ ‎1.33%‎ ‎100%‎ ‎(1)25 ℃时，0.1 mol·L－1上述几种溶液中c(H＋)由大到小的顺序是____________(填序号，下同)。‎ ‎(2)25 ℃时，c(H＋)相同的上述溶液，其物质的量浓度由大到小的顺序是________________。‎ ‎(3)25 ℃时，0.1 mol·L－1 H2SO4溶液中的HSO的电离度小于0.1 mol·L－1 NaHSO4溶液中HSO的电离度的原因是____________________________________________。‎ 答案　(1)①>④>②>③‎ ‎(2)③>②>④>①‎ ‎(3)0.1 mol·L－1的H2SO4溶液中，H2SO4第一步电离产生的H＋抑制了第二步的电离，所以H2SO4中HSO的电离度小于NaHSO4中HSO的电离度 题组二　电离平衡常数及其应用 ‎3．(2016·温州中学高二上学期期中)已知部分弱酸的电离平衡常数如下表：‎ 弱酸 CH3COOH HClO H2CO3‎ H2SO3‎ 电离平衡常数(25 ℃)‎ Ka＝1.75×10－5‎ Ka＝3.0×10－8‎ Ka1＝4.30×10－7‎ Ka2＝5.61×10－11‎ Ka1＝1.54×10－2‎ Ka2＝1.02×10－7‎ 请回答下列问题 ‎(1)上述四种酸的酸性由强到弱的顺序是___________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(2)下列离子方程式正确的是________。‎ A．少量的SO2通入Na2CO3溶液中：SO2＋H2O＋2CO===SO＋2HCO B．少量CO2通入NaClO溶液中：CO2＋H2O＋2ClO－===CO＋2HClO C．少量的SO2通入Ca(ClO)2溶液中：SO2＋H2O＋Ca2＋＋2ClO－===CaSO3↓＋2HClO D．相同浓度NaHCO3溶液与NaHSO3溶液等体积混合：H＋＋HCO===CO2↑＋H2O ‎(3)常温下0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液在加水稀释过程中，填写下列表达式中的数据变化情况(填“变大”、“变小”或“不变”)：‎ ‎①　________；‎ ‎②　________；‎ ‎③　________；‎ ‎④　________。‎ ‎(4)体积为10 mL pH＝2的醋酸溶液与一元酸HX分别加水稀释至1 000 mL，稀释过程中pH变化如图所示，则HX的电离平衡常数______(填“大于”、“等于”或“小于”)醋酸的电离平衡常数；理由是______________________________________。‎ 答案　(1)H2SO3＞CH3COOH＞H2CO3＞HClO ‎(2)A ‎(3)①变小　②不变　③变大　④不变 ‎(4)大于　稀释相同倍数，HX的pH变化比CH3COOH的pH变化大，酸性强，电离平衡常数大 解析　(1)电离平衡常数越大，酸性越强。‎ ‎(2)A项，根据电离平衡常数H2SO3＞H2CO3＞HSO＞HCO；‎ B项，应改为CO2＋H2O＋ClO－===HCO＋HClO；‎ C项，发生氧化还原反应；‎ D项，根据电离平衡常数H2CO3＞HSO，所以HCO与HSO不反应。‎ ‎(3)①加水稀释，n(CH3COOH)减小，n(H＋)增多，所以变小；‎ ‎②Ka＝只与温度有关，加水稀释，Ka不变；‎ ‎③＝，加水稀释，n(CH3COO－)增大，n(CH3COOH)减小，故增大；‎ ‎④＝＝，Ka、Kw只与温度有关，所以加水稀释，不变。‎ ‎(4)根据图像分析知，起始时两种溶液中c(H＋)相同，故c(较弱酸)＞c(较强酸)，稀释过程中较弱酸的电离程度增大的多，故在整个稀释过程中较弱酸的c(H＋)一直大于较强酸的c(H＋)，稀释相同倍数，HX的pH变化比CH3COOH的大，故HX酸性强，电离平衡常数大。‎ ‎4．碳氢化合物完全燃烧生成CO2和H2O。常温常压下，空气中的CO2溶于水，达到平衡时，溶液的pH＝5.60，c(H2CO3)＝1.5×10－5。若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离，则H2CO3HCO＋H＋的平衡常数Ka1＝________。(已知：10－5.60＝2.5×10－6)‎ 答案　4.2×10－7‎ 解析　H2CO3H＋＋HCO Ka1＝＝≈4.2×10－7。‎ ‎5．(2016·杭州模拟)常温下，将a mol·L－1 CH3COONa溶于水配成溶液，向其中滴加等体积的b mol·L－1的盐酸使溶液呈中性(不考虑盐酸和醋酸的挥发)，用含a和b的代数式表示醋酸的电离常数Ka＝________。‎ 答案　 解析　由电荷守恒和物料守恒可得：‎ 所以c(CH3COOH)＝c(Cl－)，‎ CH3COOH　　CH3COO－　　＋　　H＋‎ mol·L－1 (－) mol·L－1 10－7 mol·L－1‎ Ka＝＝。‎ ‎6．在一定条件下可用甲醇与CO反应生成醋酸消除CO污染。常温下，将a mol·L－1的醋酸与b mol·L－1 Ba(OH)2溶液等体积混合，充分反应后，溶液中存在2c(Ba2＋)＝c(CH3COO－)，则该混合溶液中醋酸的电离常数Ka＝________________(用含a和b的代数式表示)。‎ 答案　 解析　根据电荷守恒得2c(Ba2＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)，‎ 由于c(CH3COO－)＝2c(Ba2＋)＝b mol·L－1，‎ 所以c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性；‎ CH3COOH　　CH3COO－　＋　H＋‎ ‎(－b) mol·L－1 b mol·L－1 10－7 mol·L－1‎ Ka＝＝。‎ 判断复分解反应能否发生，应遵循“强酸制弱酸”规律 题组三　水的离子积常数及其应用 ‎7．水的电离过程为H2OH＋＋OH－，在不同温度下其平衡常数为K(25 ℃)＝1.0×10－14，K(35 ℃)＝2.1×10－14。则下列叙述正确的是(　　)‎ A．c(H＋)随着温度的升高而降低 B．在35 ℃时，c(H＋)>c(OH－)‎ C．水的电离度α(25 ℃)>α(35 ℃)‎ D．水的电离是吸热的 答案　D 解析　由题给条件可以看出：温度升高后，K值增大。25 ℃时，c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7mol·L－1；35 ℃时，c(H＋)＝c(OH－)＝1.45×10－7mol·L－1。温度升高，c(H＋)和c(OH－)都增大，且仍然相等，水的电离度也增大。因温度升高，平衡向正反应方向移动，故水的电离是吸热的。‎ ‎8．关于水的离子积常数，下列说法不正确的是(　　)‎ A．100 ℃的水中，c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14‎ B．纯水中，25 ℃时，c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14‎ C．25 ℃时，任何以水为溶剂的稀溶液中c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14‎ D．Kw值随温度升高而增大 答案　A 解析　Kw只与温度有关，升高温度，Kw增大。25 ℃时，纯水和任何物质的水溶液中均有Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14。‎ 考点三　溶液的酸碱性与pH ‎[考试标准]‎ 知识条目 必考要求 加试要求 ‎1.溶液的酸碱性与溶液中c(H＋)、c(OH－)的关系 a a ‎2.pH的概念，pH与溶液酸碱性的关系 a a ‎3.pH的简单计算 b c ‎4.测定溶液酸碱性的方法(pH试纸、pH计测定溶液的pH)‎ a b ‎1．水的电离 ‎(1)水的电离 水是极弱的电解质，水的电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－或H2OH＋＋OH－。‎ ‎(2)影响水电离平衡的因素 ‎①升高温度，水的电离程度增大，Kw增大。‎ ‎②加入酸或碱，水的电离程度减小，Kw不变。‎ ‎③加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3)，水的电离程度增大，Kw不变。‎ ‎(3)外界条件对水的电离平衡的影响 ‎　　　体系变化 Kw c(OH－)‎ c(H＋)‎ 条件　　‎ 平衡移动方向 水的电离程度 酸 逆 不变 减小 减小 增大 碱 逆 不变 减小 增大 减小 可水解的盐 Na2CO3‎ 正 不变 增大 增大 减小 NH4Cl 正 不变 增大 减小 增大 温度 升温 正 增大 增大 增大 增大 降温 逆 减小 减小 减小 减小 其他：如加入Na 正 不变 增大 增大 减小 注意　在水中加入H2SO4，水的电离平衡向左移动，是因为加入H2SO4后，c(H＋)增大，平衡左移。‎ ‎2．溶液的酸碱性 ‎(1)溶液的酸碱性 溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。‎ ‎①酸性溶液：c(H＋)>c(OH－)，常温下，pH<7。‎ ‎②中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)，常温下，pH＝7。‎ ‎③碱性溶液：c(H＋)7。‎ ‎(2)pH及其测量 ‎①计算公式：pH＝－lgc(H＋)。‎ ‎②测量方法 a．pH试纸法：用镊子夹取一小块试纸放在洁净的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液点在试纸的中央，变色后与标准比色卡对照，即可确定溶液的pH。‎ pH试纸使用注意事项：‎ pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则待测液因被稀释可能产生误差；用广泛pH试纸读出的pH值只能是整数；不能用pH试纸测定氯水的pH，因为氯水呈酸性的同时呈现强氧化性(漂白性)。‎ b．pH计测量法。‎ ‎③溶液的酸碱性与pH的关系 常温下：‎ 正误辨析 正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”‎ ‎(1)250 ℃时，向纯水中加入少量NaHCO3固体，c(OH－)增大，c(H＋)减小(√)‎ ‎(2)向水中加入少量NaHSO4固体，促进了水的电离，c(H＋)增大，Kw不变(×)‎ ‎(3)任何温度下，利用H＋和OH－浓度的相对大小均可判断稀溶液的酸碱性(√)‎ ‎(4)用蒸馏水润湿的pH试纸测溶液的pH，一定会使结果不准确(×)‎ ‎(5)用pH试纸不能测定氯水的pH(√)‎ ‎(6)用广泛pH试纸测定溶液的pH，只能读出整数，不能读出小数(√)‎ 题组一　水电离出的c(H＋)或c(OH－)的判断比较 解题指导 理清溶液中H＋或OH－的来源 ‎(1)常温下，中性溶液 c(OH－)＝c(H＋)＝10－7 mol·L－1‎ ‎(2)溶质为酸的溶液 ‎①来源 OH－全部来自水的电离，水电离产生的c(H＋)＝c(OH－)。‎ ‎②实例 如计算pH＝2的盐酸溶液中由水电离出的c(H＋)，方法是先求出溶液中的c(OH－)＝Kw/10－2 mol·L－1＝10－12 mol·L－1，即由水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12 mol·L－1。‎ ‎(3)溶质为碱的溶液 ‎①来源 H＋全部来自水的电离，水电离产生的c(OH－)＝c(H＋)。‎ ‎②实例 如计算pH＝12的NaOH溶液中由水电离出的c(OH－)，方法是知道溶液中的c(H＋)＝10－12 mol·L－1，即由水电离出的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12 mol·L－1。‎ ‎(4)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 mol·L－1，因为部分OH－与部分NH结合，溶液中c(OH－)＝10－9 mol·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 mol·L－1。‎ ‎1．(1)25 ℃时，相同物质的量浓度的下列溶液中：①NaCl　②NaOH　③H2SO4　④(NH4)2SO4，其中水的电离程度由大到小顺序__________________________(填序号)。‎ 答案　④＞①＞②＞③‎ ‎(2)物质的量浓度相同的NaOH溶液与盐酸溶液中，水的电离程度____________(填“前者大”、“后者大”或“相同”，下同)；常温下，pH＝5的NH4Cl溶液与pH＝9的CH3COONa溶液中，水的电离程度____________。‎ 答案　相同　相同 ‎2．(加试题)求算下列常温下溶液中由H2O电离的c(H＋)和c(OH－)。‎ ‎(1)pH＝2的H2SO4溶液 c(H＋)＝__________，c(OH－)＝__________。‎ ‎(2)pH＝10的NaOH溶液 c(H＋)＝__________，c(OH－)＝__________。‎ ‎(3)pH＝2的NH4Cl溶液 c(H＋)＝__________。‎ ‎(4)pH＝10的Na2CO3溶液 c(OH－)＝__________。‎ 答案　(1)10－12 mol·L－1　10－12 mol·L－1‎ ‎(2)10－10 mol·L－1　10－10 mol·L－1‎ ‎(3)10－2 mol·L－1‎ ‎(4)10－4 mol·L－1‎ 解析　(1)pH＝2的H2SO4溶液中，H＋来源有两个：H2SO4的电离和H2O的电离，而OH－只来源于水。应先求算 c(OH－)，即为水电离的c(H＋)或c(OH－)。‎ ‎(2)pH＝10的NaOH溶液中，OH－有两个来源：H2O的电离和NaOH的电离，H＋只来源于水。应先求出c(H＋)，即为水电离的c(OH－)或c(H＋)，c(OH－)＝10－4 mol·L－1，c(H＋)＝10－10 mol·L－1，则水电离的c(H＋)＝c(OH－)＝10－10 mol·L－1。‎ ‎(3)、(4)水解的盐溶液中的H＋或OH－均由水电离产生，水解显酸性的盐应计算其 c(H＋)，水解显碱性的盐应计算其c(OH－)。pH＝2的NH4Cl溶液中由水电离产生的c(H＋)＝10－2 mol·L－1；pH＝10的Na2CO3溶液中由水电离产生的 c(OH－)＝10－4 mol·L－1。‎ ‎3．(加试题)下列四种溶液中，室温下由水电离生成的H＋浓度之比(①∶②∶③∶④)是(　　)‎ ‎①pH＝0的盐酸　②0.1 mol·L－1的盐酸　③0.01 mol·L－1的NaOH溶液　④pH＝11的NaOH溶液 A．1∶10∶100∶1 000 B．0∶1∶12∶11‎ C．14∶13∶12∶11 D．14∶13∶2∶3‎ 答案　A 解析　①中c(H＋)＝1 mol·L－1，由水电离出的c(H＋)与溶液中c(OH－)相等，等于1.0×10－14 mol·L－1；‎ ‎②中c(H＋)＝0.1 mol·L－1，由水电离出的c(H＋)＝1.0×10－13 mol·L－1；‎ ‎③中c(OH－)＝1.0×10－2 mol·L－1，由水电离出的c(H＋)与溶液中c(H＋)相等，等于1.0×10－12 mol·L－1；‎ ‎④中c(OH－)＝1.0×10－3 mol·L－1，同③所述由水电离出的c(H＋)＝1.0×10－11 mol·L－1。‎ 即(1.0×10－14)∶(1.0×10－13)∶(1.0×10－12)∶(1.0×10－11)＝1∶10∶100∶1 000。‎ 题组二　溶液酸碱性的判断 ‎4．用“酸性”、“碱性”、“中性”或“不确定”填空。‎ ‎(1)pH<7的溶液(　　)‎ ‎(2)pH＝7的溶液(　　)‎ ‎(3)c(H＋)＝c(OH－)的溶液(　　)‎ ‎(4)c(H＋)＝1×10－7mol·L－1的溶液(　　)‎ ‎(5)c(H＋)>c(OH－)的溶液(　　)‎ ‎(6)0.1 mol·L－1的NH4Cl溶液(　　)‎ ‎(7)0.1 mol·L－1的NaHCO3溶液(　　)‎ ‎(8)0.1 mol·L－1的NaHSO3溶液(　　)‎ 答案　(1)不确定　(2)不确定　(3)中性　(4)不确定 ‎(5)酸性　(6)酸性　(7)碱性　(8)酸性 题组三　溶液混合酸碱性判断规律 ‎5．判断下列溶液在常温下的酸碱性(在括号中填“酸性”、“碱性”或“中性”)。‎ ‎(1)相同浓度的HCl和NaOH溶液等体积混合(　　)‎ ‎(2)相同浓度的CH3COOH和NaOH溶液等体积混合(　　)‎ ‎(3)相同浓度NH3·H2O和HCl溶液等体积混合(　　)‎ ‎(4)pH＝2的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合(　　)‎ ‎(5)pH＝3的HCl和pH＝10的NaOH溶液等体积混合(　　)‎ ‎(6)pH＝3的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合(　　)‎ ‎(7)pH＝2的CH3COOH和pH＝12的NaOH溶液等体积混合(　　)‎ ‎(8)pH＝2的HCl和pH＝12的NH3·H2O等体积混合(　　)‎ 答案　(1)中性　(2)碱性　(3)酸性　(4)中性　(5)酸性　(6)碱性　(7)酸性　(8)碱性 ‎1．溶液呈现酸碱性的实质是c(H＋)与c(OH－)的相对大小，不能只看pH，一定温度下pH＝6的溶液也可能显中性，也可能显酸性，应注意温度。‎ ‎2．使用pH试纸测溶液pH时不能用蒸馏水润湿。‎ ‎3．25 ℃ 时，pH＝12的溶液不一定为碱溶液，pH＝2的溶液也不一定为酸溶液，也可能为能水解的盐溶液。‎ ‎4．等浓度等体积一元酸与一元碱混合的溶液——“谁强显谁性，同强显中性”‎ ‎(1)强酸与强碱混合呈中性；‎ ‎(2)强酸与弱碱混合呈酸性；‎ ‎(3)弱酸与强碱混合呈碱性。‎ ‎5．常温下，已知酸和碱pH之和的溶液等体积混合 ‎(1)两强混合：‎ ‎①若pH之和等于14，则混合后溶液显中性，pH＝7；‎ ‎②若pH之和大于14，则混合后溶液显碱性，pH＞7；‎ ‎③若pH之和小于14，则混合后溶液显酸性，pH＜7。‎ ‎(2)一强一弱混合——“谁弱显谁性”。‎ pH之和等于14时，一元强酸和一元弱碱等体积混合溶液呈碱性；一元弱酸和一元强碱等体积混合溶液呈酸性。‎ 题组四　走出溶液稀释时pH值的判断误区 ‎6．pH＝5的H2SO4溶液，加水稀释到500倍，则稀释后c(SO)与c(H＋)的比值为__________。‎ 答案　 解析　稀释前c(SO)＝ mol·L－1，稀释后c(SO)＝ mol·L－1＝10－8 mol·L－1，c(H＋)接近10－7 mol·L－1，所以＝＝。‎ ‎7．(1)体积相同，浓度均为0.2 mol·L－1的盐酸和CH3COOH溶液，分别加水稀释10倍，溶液的pH分别变成m和n，则m与n的关系为________。‎ ‎(2)体积相同，pH均等于1的盐酸和CH3COOH溶液，分别加水稀释m倍、n倍，溶液的pH都变成3，则m与n的关系为________________。‎ ‎(3)体积相同，pH均等于13的氨水和NaOH溶液，分别加水稀释m倍、n倍，溶液的pH都变成9，则m与n的关系为________________。‎ 答案　(1)mn 酸碱稀释时两个误区 误区一：不能正确理解酸、碱的无限稀释规律 常温下任何酸或碱溶液无限稀释时，溶液的pH都不可能大于7或小于7，只能接近7。‎ 误区二：不能正确理解弱酸、弱碱的稀释规律 溶液 稀释前溶液pH 加水稀释到体积为原来的10n倍 稀释后溶液pH 酸 强酸 pH＝a pH＝a＋n 弱酸 a＜pH＜a＋n 碱 强碱 pH＝b pH＝b－n 弱碱 b－n＜pH＜b 注：表中a＋n＜7，b－n＞7。‎ 题组五　多角度计算溶液的pH值 解题指导 pH计算的类型 ‎(1)单一溶液的pH计算 强酸溶液：如HnA，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝nc mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝－lg (nc)。‎ 强碱溶液(25 ℃)：如B(OH)n，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝ mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg (nc)。‎ ‎(2)混合溶液pH的计算类型 ‎①两种强酸混合：直接求出c(H＋)混，再据此求pH。c(H＋)混＝。‎ ‎②两种强碱混合：先求出c(OH－)混，再据Kw求出c(H＋)混，最后求pH。c(OH－)混＝。‎ ‎③强酸、强碱混合：先判断哪种物质过量，再由下式求出溶液中H＋或OH－的浓度，最后求pH。‎ c(H＋)混或c(OH－)混＝‎ 。‎ ‎8．求下列常温条件下溶液的pH(已知lg 1.3＝0.1，lg 2＝0.3，混合溶液忽略体积的变化)。‎ ‎(1)0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液(已知CH3COOH的电离常数Ka＝1.8×10－5)‎ ‎(2)将pH＝8的NaOH与pH＝10的NaOH溶液等体积混合 ‎(3)常温下，将pH＝5的盐酸与pH＝9的NaOH溶液以体积比11∶9混合 答案　(1)2.9　(2)9.7　(3)6‎ 解析　(1)CH3COOH　　　CH3COO－ ＋ H＋‎ c(初始) 0.1 0 0‎ c(电离) c(H＋) c(H＋) c(H＋)‎ c(平衡) 0.1 mol·L－1－c(H＋) c(H＋) c(H＋)‎ 则Ka＝＝1.8×10－5‎ 解得c(H＋)≈1.3×10－3 mol·L－1，‎ 所以pH＝－lg c(H＋)＝－lg(1.3×10－3)＝2.9。‎ ‎(2)将pH＝8的NaOH与pH＝10的NaOH溶液等体积混合后，溶液中c(H＋)很明显可以根据pH来算，可以根据经验公式来求算pH＝10－lg 2(即0.3)，所以答案为9.7。‎ ‎(3)pH＝5的盐酸溶液中c(H＋)＝10－5 mol·L－1，pH＝9的氢氧化钠溶液中c(OH－)＝10－5 mol·L ‎－1，两者以体积比11∶9混合，则酸过量，混合液的pH小于7。‎ c(H＋)＝ mol·L－1＝1.0×10－6 mol·L－1，pH＝－lg (1.0×10－6)＝6。‎ 考点四　酸碱中和滴定(加试)‎ ‎[考试标准]‎ 知识条目 必考要求 加试要求 ‎1.中和滴定原理及其操作方法 b ‎2.几种常见酸碱指示剂的变色范围 a ‎1．实验原理 利用酸碱中和反应，用已知浓度酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。以标准盐酸溶液滴定待测的NaOH溶液，待测的NaOH溶液的物质的量浓度为c(NaOH)＝。‎ 酸碱中和滴定的关键：‎ ‎(1)准确测定标准液和待测液的体积；‎ ‎(2)准确判断滴定终点。‎ ‎2．实验用品 ‎(1)仪器 图A是酸式滴定管，图B是碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。‎ ‎(2)试剂 标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。‎ ‎(3)滴定管的使用 ‎①酸性、氧化性的试剂一般用酸式滴定管，因为酸性和氧化性物质易腐蚀橡胶管。‎ ‎②碱性的试剂一般用碱式滴定管，因为碱性物质易腐蚀玻璃，致使活塞无法打开。‎ ‎3．实验操作 实验操作以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例 ‎(1)滴定前的准备 ‎①滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→调液面→记录。‎ ‎②锥形瓶：注碱液→记体积→加指示剂。‎ ‎(2)滴定 ‎(3)终点判断 等到滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内不恢复原来的颜色，视为滴定终点并记录标准液的体积。‎ ‎(4)数据处理 按上述操作重复2～3次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c(NaOH)＝计算。‎ ‎4．几种常用酸碱指示剂及变色范围 指示剂 变色范围的pH 石蕊 ‎<5.0红色 ‎5.0～8.0紫色 ‎>8.0蓝色 甲基橙 ‎<3.1红色 ‎3.1～4.4橙色 ‎>4.4黄色 酚酞 ‎<8.2无色 ‎8.2～10.0粉红色 ‎>10.0红色 ‎5.指示剂选择的基本原则 变色要灵敏，变色范围要小，使变色范围尽量与滴定终点溶液的酸碱性一致。‎ ‎(1)不能用石蕊作指示剂。‎ ‎(2)滴定终点为碱性时，用酚酞作指示剂，例如用NaOH溶液滴定醋酸。‎ ‎(3)滴定终点为酸性时，用甲基橙作指示剂，例如用盐酸滴定氨水。‎ ‎(4)强酸滴定强碱一般用甲基橙，但用酚酞也可以。‎ ‎(5)并不是所有的滴定都必须使用指示剂，如用标准的Na2SO3溶液滴定KMnO4溶液时，KMnO4颜色褪去时即为滴定终点。‎ 注意　(1)强氧化性溶液、酸性溶液应盛放在酸式滴定管中，碱性溶液应盛放在碱式滴定管中。‎ 即酸性KMnO4溶液、溴水、稀盐酸应盛放在酸式滴定管中，Na2CO3溶液应盛放在碱式滴定管中。‎ ‎(2)‎ 酸式滴定管的查漏方法：将旋塞关闭，滴定管里注入一定量的水，把它固定在滴定管夹上，放置两分钟，观察滴定管口及旋塞两端是否有水渗出；然后，将活塞旋转180°，再静置两分钟，若均不漏水才可使用。‎ 正误辨析 正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”‎ ‎(1)中和滴定实验时，用待测液润洗锥形瓶(×)‎ ‎(2)滴定终点就是酸碱恰好中和的点(×)‎ ‎(3)滴定管盛标准液时，其液面一定要调在0刻度(×)‎ ‎(4)滴定管在加入反应液之前一定要用所要盛装的反应液润洗2～3遍(√)‎ 题组一　误差分析的全面突破 ‎1．用标准盐酸溶液滴定未知浓度的NaOH溶液(酚酞作指示剂)，用“偏高”、“偏低”或“无影响”填空。‎ ‎(1)酸式滴定管未用标准溶液润洗(　　)‎ ‎(2)锥形瓶用待测溶液润洗(　　)‎ ‎(3)锥形瓶洗净后还留有蒸馏水(　　)‎ ‎(4)放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失(　　)‎ ‎(5)酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失(　　)‎ ‎(6)部分酸液滴出锥形瓶外(　　)‎ ‎(7)酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或前仰后俯)(　　)‎ ‎(8)酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或前俯后仰)(　　)‎ 答案　(1)偏高　(2)偏高　(3)无影响　(4)偏低 ‎(5)偏高　(6)偏高　(7)偏低　(8)偏高 ‎1．误差分析的方法 依据原理c(标准)·V(标准)＝c(待测)·V(待测)，所以c(待测)＝，因为c(标准)与V(待测)已确定，所以只要分析出不正确操作引起V(标准)的变化，即分析出结果。‎ ‎2．图解量器的读数方法 ‎(1)平视读数(如图1)：实验室中用量筒、移液管或滴定管量取一定体积的液体，读取液体体积时，视线应与凹液面最低点保持水平，视线与刻度的交点即为读数(即凹液面定视线，视线定读数)。‎ ‎(2)俯视读数(如图2)：当用量筒测量液体的体积时，由于俯视视线向下倾斜，寻找切点的位置在凹液面的上侧，读数高于正确的刻度线位置，即读数偏大。‎ ‎(3)仰视读数(如图3)：读数时，由于视线向上倾斜，寻找切点的位置在液面的下侧，因滴定管刻度标法与量筒不同，这样仰视读数偏大。‎ 至于俯视和仰视的误差，还要结合具体仪器进行分析，因为量筒刻度从下到上逐渐增大；而滴定管刻度从下到上逐渐减小，并且滴定管中液体的体积是两次体积读数之差，在分析时还要看滴定前读数是否正确，然后才能判断实际量取的液体体积是偏大还是偏小。‎ 题组二　滴定终点的规范描述 ‎2．(1)用a mol·L－1的HCl滴定未知浓度的NaOH溶液，用酚酞作指示剂，达到滴定终点的现象是________________________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________；‎ 若用甲基橙作指示剂，滴定终点现象是_____________________________________‎ ‎____________________________________________________________。‎ ‎(2)用标准碘溶液滴定溶有SO2的水溶液，以测定水中SO2的含量，应选用____________作指示剂，达到滴定终点的现象是__________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(3)用标准酸性KMnO4溶液滴定溶有SO2的水溶液，以测定水中SO2的含量，是否需要选用指示剂________(填“是”或“否”)，达到滴定终点的现象是_____________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(4)用氧化还原滴定法测定TiO2的质量分数：一定条件下，将TiO2溶解并还原为Ti3＋，再用KSCN溶液作指示剂，用NH4Fe(SO4)2标准溶液滴定Ti3＋至全部生成Ti4＋，滴定Ti3＋时发生反应的离子方程式为_________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________，‎ 达到滴定终点时的现象是______________________________________。‎ 答案　(1)滴入最后一滴标准液，溶液由红色变为无色，且半分钟内不恢复红色　当滴入最后一滴标准液，溶液由黄色变为橙色，且半分钟内不恢复黄色 ‎(2)淀粉溶液　当滴入最后一滴标准液，溶液由无色变为蓝色，且半分钟内不褪色 ‎(3)否　当滴入最后一滴酸性KMnO4溶液，溶液由无色变为紫红色，且半分钟内不褪色 ‎(4)Ti3＋＋Fe3＋===Ti4＋＋Fe2＋　当滴入最后一滴标准液，溶液变成血红色，且半分钟内不褪色 ‎　‎ 滴定终点判断的答题模板 当滴入最后一滴×××标准溶液后，溶液变成×××色，且半分钟内不恢复原来的颜色。‎ 解答此类题目注意三个关键点：‎ ‎(1)最后一滴：必须说明是滴入“最后一滴”溶液。‎ ‎(2)颜色变化：必须说明滴入“最后一滴”溶液后溶液“颜色的变化”。‎ ‎(3)半分钟：必须说明溶液颜色变化后“半分钟内不再恢复原来的颜色”。‎ 题组三　酸碱中和滴定的综合考查 ‎3．(2015·温州中学高二上学期期中)某学生用0.1 mol·L－1的KOH标准溶液滴定未知浓度的盐酸，其操作分解为如下几步：‎ A．用酸式滴定管准确移取20 mL待测盐酸注入洁净的锥形瓶，并加入2～3滴指示剂 B．用标准溶液、待测盐酸溶液分别润洗碱式滴定管、酸式滴定管2～3次 C．把盛有标准溶液的碱式滴定管固定好，调节滴定管尖嘴使之充满溶液 D．取标准KOH溶液注入碱式滴定管至“0”刻度以上1～2 cm E．调节液面至“0”或“0”以下刻度，记下读数 F．在锥形瓶下垫一张白纸，把锥形瓶放在滴定管的下面，用标准KOH溶液滴定至终点并记下滴定管液面的刻度 就此实验完成如下填空：‎ ‎(1)正确操作步骤的顺序是________________________________(填字母)。‎ ‎(2)下列可以作为本次滴定实验最佳指示剂的是_________________________。‎ A．淀粉 B．石蕊 C．酚酞 D．KMnO4‎ ‎(3)判断到达滴定终点的实验现象是__________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(4)下图表示某次滴定时50 mL滴定管中前后液面的位置。请将用去的标准KOH溶液的体积填入下表空格中。有关数据记录如下：‎ 滴定序号 待测液体积(mL)‎ 所消耗KOH标准液的体积(mL)‎ 滴定前 滴定后 消耗的体积 ‎1‎ ‎20.00‎ ‎0.50‎ ‎25.12‎ ‎24.62‎ ‎2‎ ‎20.00‎ ‎3‎ ‎20.00‎ ‎6.00‎ ‎30.58‎ ‎24.58‎ ‎(5)根据上表数据，则盐酸样品的物质的量浓度 c(HCl)＝______________(不必化简)。‎ ‎(6)下列几种情况会使测定结果偏高的是________。‎ a．上述A步骤操作之前，先用待测液润洗锥形瓶 b．读数时，若滴定前仰视，滴定后俯视 c．若在滴定过程中不慎将数滴碱液滴在锥形瓶外 d．若未充分振荡，刚看到溶液变色，立刻停止滴定 e．若称取一定量的KOH固体(含少量NaOH)配制标准溶液并用来滴定上述盐酸 答案　(1)BDCEAF ‎(2)C ‎(3)当滴入最后一滴标准液，溶液由无色变为粉红色，且保持半分钟不褪色 ‎(4)0.30　24.90　24.60‎ ‎(5) mol·L－1‎ ‎(6)ac ‎4．(2015·浙江省普通高校招生选考)某研究小组以粗盐和碳酸氢铵(NH4HCO3)为原料，采用以下流程制备纯碱(Na2CO3)和氯化铵(NH4Cl)。‎ 已知盐的热分解温度：NH4HCO3 36 ℃；NaHCO3 270 ℃；NH4Cl 340 ℃；Na2CO3＞850 ℃‎ 请回答：‎ ‎(1)从NaCl溶液到沉淀1的过程中，需蒸发浓缩。在加入固体NH4HCO3之前进行蒸发浓缩优于在加入NH4HCO3固体之后，其原因是_______________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(2)为提高NH4Cl产品的产率和纯度，需在滤液1中加入氨水，理由是________________________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________；‎ 步骤X包括的操作有______________________________________________。‎ ‎(3)测定NH4Cl产品的纯度时，可采用的方法：在NH4Cl溶液中加入甲醛使之生成游离酸，然后以酚酞为指示剂，用NaOH标准溶液(需用邻苯二甲酸氢钾基准物标定)进行滴定。‎ ‎①下列有关说法正确的是________。‎ A．为了减少滴定误差，滴定管、锥形瓶均须用待装液润洗 B．标准NaOH溶液可以装入带有耐腐蚀旋塞的玻璃滴定管中 C．开始滴定前，不需擦去滴定管尖悬挂的液滴 D．三次平行测定时，每次需将滴定管中的液面调至“0”刻度或“0”刻度以下的附近位置 ‎②若用来标定NaOH标准溶液的邻苯二甲酸氢钾基准物使用前未烘至恒重，则测得NH4Cl产品的含量比实际含量________(填“偏大”、“偏小”或“无影响”)。‎ 答案　(1)可避免NH4HCO3的分解 ‎(2)抵制NH水解；使NaHCO3转化为Na2CO3；补充煮沸时损失的NH3　蒸发浓缩、冷却结晶、过滤 ‎(3)①BD　②偏大 课时训练 ‎1．下列物质中，属于弱电解质的是(　　)‎ A．CO2 B．NH3·H2O C．NH4NO3 D．C2H5OH(酒精)‎ 答案　B ‎2．下列电离方程式中，正确的是(　　)‎ A．H2S2H＋＋S2－‎ B．NaHCO3Na＋＋H＋＋CO C．NaCl===Na＋＋Cl－‎ D．CH3COOH===CH3COO－＋H＋‎ 答案　C 解析　H2S是二元弱酸，应分步电离，以第一步电离为主，其电离方程式为H2SH＋＋HS－，HS－S2－＋H＋，故A错；NaHCO3为弱酸酸式盐，HCO不能拆写，其电离方程式为NaHCO3===Na＋＋HCO，故B错；NaCl为强电解质，完全电离，用“===”表示，故C正确；CH3COOH为弱酸，其电离方程式为CH3COOHCH3COO－＋H＋，故D错。‎ ‎3．(2016·浙江10月选考，18)为证明醋酸是弱电解质，下列方法不正确的是(　　)‎ A．测定0.1 mol·L－1醋酸溶液的pH B．测定0.1 mol·L－1CH3COONa溶液的酸碱性 C．比较浓度均为0.1 mol·L－1盐酸和醋酸溶液的导电能力 D．比较相同物质的量浓度的NaOH溶液和醋酸溶液恰好反应完全时消耗两溶液的体积 答案　D 解析　A项，若0.1 mol·L－1醋酸溶液的pH＞1，则证明醋酸是弱电解质；B项，若0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液呈碱性，则证明CH3COO－发生水解，从而证明CH3COOH是弱电解质；C项，比较浓度均为0.1 mol·L－1的盐酸和醋酸溶液的导电能力，若前者强，则证明醋酸是弱电解质；D项，当NaOH 溶液和醋酸溶液的物质的量浓度相同时，恰好完全反应时，消耗两溶液的体积也相同，无法证明醋酸是弱电解质。‎ ‎4．已知HCl为强酸，下列对比实验不能用于证明CH3COOH为弱酸的是(　　)‎ A．对比等浓度的两种酸溶液的pH B．对比等浓度的两种酸溶液与相同大小镁条反应的初始速率 C．对比等浓度、等体积的两种酸溶液与等量NaOH溶液反应后放出的热量 D．对比等浓度、等体积的两种酸溶液与足量Zn反应生成H2的体积 答案　D 解析　A项，对比等浓度的两种酸的pH，若醋酸的pH比盐酸的pH大，说明醋酸没有完全电离，为弱酸，正确；B项，氢离子浓度越大，反应速率越大，可对比等浓度的两种酸与相同大小镁条反应的初始速率判断酸性的强弱，正确；C项，电解质的电离为吸热过程，若醋酸发生中和反应放出的热量少于盐酸，可证明醋酸为弱酸，正确；D项，等浓度、等体积的两种酸与足量Zn反应，最终生成H2的体积相等，不能证明酸性的强弱，错误。‎ ‎5．25 ℃时加水稀释10 mL pH＝11的氨水，下列判断正确的是(　　)‎ A．原氨水的浓度为10－3 mol·L－1‎ B．溶液中减小 C．氨水的电离程度增大，溶液中所有离子的浓度均减小 D．再加入10 mL pH＝3的盐酸充分反应后混合液的pH值肯定大于7‎ 答案　D 解析　A项，原氨水的浓度应大于10－3 mol·L－1，错误；B项，由于n(NH)增多，而n(NH3·H2O)减小，因处于同一溶液中，所以增大，错误；C项，由于c(OH－)减小，所以c(H＋)应增大，错误；D项，氨水过量，所以pH>7，正确。‎ ‎6．(2016·浙江省名校协作体高三试题)常温下，关于浓度相等的氢氧化钠和氨水，下列说法正确的是(　　)‎ A．NH3·H2O溶液的c(OH－)＞NaOH溶液的c(OH－)‎ B．c(Na＋)＝c(NH)‎ C．等体积的氢氧化钠和氨水溶液分别与足量盐酸完全反应，NaOH消耗的盐酸体积多 D．将等体积的氢氧化钠和氨水溶液加水稀释相同倍数，NaOH溶液的pH大 答案　D 解析　浓度相等的NaOH和氨水，NaOH为强电解质，完全电离c(OH－)＝c(NaOH)＝c(Na＋)，氨水中c(NH3·H2O)＞c(OH－)＞c(NH)故A、B项错误；等浓度、等体积即等物质的量的NH3·H2O和NaOH与足量盐酸反应，消耗盐酸的体积相等，错误；将等体积的NaOH和氨水加水稀释相同的倍数后其浓度仍相等，所以NaOH溶液中c(OH－)大，pH大，正确。‎ ‎7．相同体积、相同pH的某一元强酸溶液①和某一元中强酸溶液②‎ 分别与足量的锌粉发生反应，下列关于氢气体积(V)随时间(t)变化的示意图正确的是(　　)‎ 答案　C 解析　强酸完全电离，中强酸部分电离，随着反应的进行，中强酸会继续电离出H＋，所以溶液②产生氢气的体积多，在相同时间内，②的反应速率比①快。‎ ‎8．pH＝2的两种一元酸x和y，体积均为100 mL，稀释过程中pH与溶液体积的关系如下图所示。分别滴加NaOH溶液(c＝0.1 mol·L－1)至pH＝7，消耗NaOH溶液的体积为Vx、Vy，则(　　)‎ A．x为弱酸，VxVy C．y为弱酸，VxVy 答案　C 解析　由图知：将一元酸x和y分别稀释10倍，pH的变化量ΔpHx＝1，ΔpHy<1，所以x为强酸，y为弱酸。pH＝2时弱酸y的浓度大，滴加NaOH溶液至pH＝7时需NaOH溶液的体积y比x大。‎ ‎9．(2016·台州9月选考质量评估)已知达到电离平衡的0.1 mol·L－1的氨水，为了促进NH3·H2O的电离，同时使溶液的pH增大，应采取的措施是(　　)‎ A．加入一定量的水 B．加热溶液 C．加入少量NaOH D．通入氨气 答案　B ‎10．H2S水溶液中存在电离平衡H2SH＋＋HS－和HS－H＋＋S2－。下列说法正确的是(　　)‎ A．加水，平衡向右移动，溶液中氢离子浓度增大 B．通入过量SO2气体，平衡向左移动，溶液pH值增大 C．滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液pH值减小 D．加入少量硫酸铜固体(忽略体积变化)，溶液中所有离子浓度都减小 答案　C ‎11．室温时，下列混合溶液的pH一定小于7的是(　　)‎ A．pH＝3的盐酸和pH＝11的氨水等体积混合 B．pH＝3的盐酸和pH＝11的氢氧化钡溶液等体积混合 C．pH＝3的醋酸和pH＝11的氢氧化钡溶液等体积混合 D．pH＝3的硫酸和pH＝11的氨水等体积混合 答案　C 解析　A项，混合后氨水过量，溶液显碱性，pH>7；B项，混合后盐酸与Ba(OH)2恰好反应，溶液呈中性，pH＝7；C项，混合后醋酸过量，溶液显酸性，pH<7；D项，混合后氨水过量，溶液显碱性，pH>7。‎ ‎12．(2016·温州8月选考模拟)常温下，关于pH相等的氨水和氢氧化钠溶液，下列说法正确的是(　　)‎ A．NH3·H2O===NH＋OH－‎ B．c(NaOH)＝c(NH3·H2O)‎ C．c(Na＋)＞c(NH)‎ D．用相同浓度的盐酸分别与等体积的氨水和氢氧化钠溶液恰好反应完全，氨水消耗的盐酸体积多 答案　D 解析　NH3·H2O为弱电解质，电离方程式为NH3·H2ONH＋OH－，A错；同pH的氨水和NaOH溶液中，c(NH3·H2O)≫c(NaOH)，B错；两溶液中因c(OH－)相同，c(H＋)也相同，由电荷守恒可知c(Na＋)＝c(NH)，C错；体积相同的两溶液，因n(NH3·H2O)≫n(NaOH)，所以氨水的耗酸量大。‎ ‎13．(2015·海南，3)0.1 mol下列气体分别与1 L 0.1 mol·L－1的NaOH溶液反应，形成的溶液pH最小的是(　　)‎ A．NO2 B．SO2 C．SO3 D．CO2‎ 答案　C 解析　A项，0.1 mol NO2与0.1 mol NaOH发生歧化反应：2NO2＋2NaOH===NaNO3＋NaNO2＋H2O，生成的NaNO2是弱酸强碱盐，发生水解使溶液呈碱性；B项，0.1 mol SO2与0.1 mol NaOH恰好反应生成NaHSO3，由于HSO的电离程度大于HSO的水解程度，故溶液呈酸性；C项，0.1 mol SO3与0.1 mol NaOH恰好反应生成NaHSO4，该盐是强酸强碱的酸式盐，完全电离使溶液显酸性，相当于一元强酸，所以其酸性比NaHSO3溶液的强，其pH更小；D项，0.1 mol CO2与0.1 mol NaOH恰好反应生成NaHCO3，由于HCO的水解程度大于HCO的电离程度，溶液呈碱性。‎ ‎14．现有两瓶温度分别为15 ℃和45 ℃，pH均为1的硫酸溶液，下列有关说法不正确的是(　　)‎ A．两溶液中的c(OH－)相等 B．两溶液中的c(H＋)相同 C．等体积两种溶液中和碱的能力相同 D．两溶液中的c(H2SO4)基本相同 答案　A 解析　两溶液中c(H＋)＝10－1mol·L－1，依据Kw＝c(H＋)·c(OH－)，45 ℃时的Kw大于15 ℃时的Kw，所以，两溶液中的c(OH－)前者大于后者，A选项错误；因为溶液中c(H＋)相同，所以c(H2SO4)、中和碱的能力均相同。‎ ‎15．常温时，将pH＝13的强碱溶液和pH＝2的强酸溶液混合，所得溶液的pH＝11，则强碱溶液和强酸溶液的体积之比为(　　)‎ A．1∶9 B．9∶1‎ C．10∶1 D．1∶10‎ 答案　A 解析　pH＝13的强碱溶液c(OH－)＝10－1mol·L－1，pH＝2的强酸溶液c(H＋)＝10－2mol·L－1，根据题意，设碱的体积x L，酸的体积为y L，＝10－3 mol·L－1，则x∶y＝1∶9。‎ ‎16．常温下，1体积pH＝2.5的盐酸与10体积某一元强碱溶液恰好完全反应， 则该碱溶液的pH等于(　　)‎ A．9.0 B．9.5‎ C．10.5 D．11.0‎ 答案　C 解析　据题意，一元强酸和一元强碱恰好反应，故有H＋与OH－的物质的量相等，设强酸的体积为V，则强碱的体积为10V，有V·10－2.5 mol·L－1＝10V·10pH－14 mol·L－1，解得pH＝10.5，故选C。‎