第八單元水溶液中的離子平衡

第28講弱電解質(zhì)的電離

考綱要求L了解強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念。2.理解電解質(zhì)在水中的電離以及

電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性。3.理解弱電解質(zhì)在水中的電離平衡，能利用電離平衡常數(shù)

進(jìn)行相關(guān)計算。

/考點(diǎn)一弱電解質(zhì)的電離平衡I

弱電解質(zhì)的電離平衡

（1）電離平衡的建立

在一定條件下（如溫度、壓強(qiáng)等），的速率相等時，電離過程達(dá)到了平

衡。

⑵電離平衡的特征（也適用于勒夏特列原理）

圖8-28-1

⑶外界條件對電離平衡的影響

①內(nèi)因：由弱電解質(zhì)本身決定，電解質(zhì)越,其電離程度越。

②外因（也適用于勒夏特列原理）：

影響因素電離平衡移動方向電離程度變化原因分析

升溫移

溫度電離是吸熱反應(yīng)

動

改變?nèi)蹼姟D移動_________加水稀釋

解質(zhì)濃度移動增大弱電解質(zhì)的濃度

同離子效應(yīng)—―移動________增大了生成的離子的濃度

化學(xué)反應(yīng)移動減小了生成的離子的濃度

對點(diǎn)自測

1.判斷正誤(正確的打“J”，錯誤的打“X”)。

⑴強(qiáng)電解質(zhì)溶液一定比弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性強(qiáng)()

⑵如果0.01mol-L1的HA溶液pH>2,說明HA是弱酸()

⑶強(qiáng)電解質(zhì)都是離子化合物，而弱電解質(zhì)都是共價化合物()

(4)1L0.1mol-L的乙酸溶液中含H*的數(shù)量為0.1猴()

⑸稀醋酸加水稀釋,醋酸電離程度增大,溶液中的各離子濃度都減小()

1

(6)向0.1mol-LNH3?壓0溶液中加入少量的NH4C1晶體時溶液中的c(OIT)增大

()

⑺常溫下，向pH=2的醋酸溶液中加入醋酸鏤固體，可抑制醋酸的電離()

⑻常溫下由0.Imol4?一元堿BOH溶液的pH=10,可推知BOH溶液中存在BOH一

B++OH」()

(9)H2sO,在其稀溶液和濃溶液中均能完全電離()

2.電離過程是可逆過程，可直接用化學(xué)平衡移動原理分析電離平衡。以0.1

-

mol?I?NH3?H20溶液為例：N&-H20-NH^+OH△皮0

改變的條件平衡移動方向〃(OH)c(OH)導(dǎo)電能力Kb

加NaOH固體

通入氨氣

加水

加入鹽酸

一降低溫度

加NH4C1固體

題組一外界條件對電離平衡的影響

1.［2019?蘭州一中階段測試］下列說法不正確的是()

A.強(qiáng)電解質(zhì)在溶液中完全電離,不存在電離平衡

B.導(dǎo)電能力強(qiáng)的溶液其溶質(zhì)是強(qiáng)電解質(zhì)

C.溶質(zhì)為同一弱電解質(zhì)的溶液，當(dāng)溫度不同時,其導(dǎo)電能力也不相同

D.強(qiáng)電解質(zhì)在液態(tài)時,有的導(dǎo)電,有的不導(dǎo)電

2.［2019?房山區(qū)模擬］將0.1mol?L的NH3-H20溶液加水稀釋，下列說法正確

的是()

A.NH,的值減小

C(NH3?H2O)

B.0H」的物質(zhì)的量減小

C.3需鐺?■的值減小

C(NH3?H2O)

D.NH1的濃度減小

3.［2019?黑龍江省大慶中學(xué)開學(xué)考試］0.1mol-L1的氨水10mL,加蒸鐳水稀

釋到1L后，下列變化中正確的是()

①Na?H20電離程度增大②c(NH3?H20)增大③NH］數(shù)目增多@c(OH)增大

⑤溶液導(dǎo)電能力增強(qiáng)⑥增大

C(NH3?H2O)

A.①②③B.①③⑤C.①③⑥D(zhuǎn).②④⑥

方法技巧電離平衡移動造成離子濃度變化的判斷

L稀釋時溶液中。(甲)或。(0")的變化:常采用“假設(shè)法”進(jìn)行判斷。先假設(shè)弱電

解質(zhì)不電離，求溶液中稀釋后的。(甲)或c(OE);然后考慮弱電解質(zhì)還能繼續(xù)電離,

導(dǎo)致〃OH或〃(0H)要比假設(shè)情況的大，c(HD或c(OH)也就隨之發(fā)生變化。

2.溶液中某些離子濃度比值的變化

對弱電解質(zhì)平衡移動過程中某些離子濃度比值的變化常用兩種方法分析:第一種

方法是將濃度之比轉(zhuǎn)化為物質(zhì)的量進(jìn)行比較,這樣分析起來可以忽略溶液體積的

變化，只需分析微粒數(shù)目的變化即可。第二種方法是“湊常數(shù)”，解題時將某些離

子的濃度比值關(guān)系，乘以或除以某種離子的濃度,將會轉(zhuǎn)化為一個常數(shù)與某種離

子濃度乘積或相除的關(guān)系。

題組二弱電解質(zhì)的判斷方法

1.[2019?廣西桂林市桂林中學(xué)期中]甲酸的下列性質(zhì)中，可以證明它是弱電解質(zhì)

的是（）

A.甲酸能與水以任意比互溶

B.1mol/L甲酸溶液的pH約為2

C.10mL1mol/L甲酸恰好與10mL1mol/LNaOH溶液完全反應(yīng)

D.甲酸溶液的導(dǎo)電性比鹽酸的弱

2.常溫下pH=2的兩種酸溶液A和B,分別加水稀釋1000倍,其pH與所加水的體積

變化如圖8-28-2所示。下列結(jié)論正確的是（）

A.酸B比酸A的電離度大

B.A為弱酸,B為強(qiáng)酸

C.酸B的物質(zhì)的量濃度比A的小

D.A酸比B酸易電離

圖8-28-2

方法技巧判斷強(qiáng)、弱電解質(zhì)的方法

⑴依據(jù)弱電解質(zhì)的定義判斷:如測得0.Imol?L的CH3COOH溶液的pH>l,說明

CH3C00H是弱酸。

⑵依據(jù)物質(zhì)的類別進(jìn)行判斷:強(qiáng)酸（鹽酸、硫酸、硝酸、高氯酸、氫澳酸和氫碘

酸）、強(qiáng)堿（氫氧化鈉、氫氧化鉀、氫氧化鈣、氫氧化領(lǐng)）、大多數(shù)鹽為強(qiáng)電解質(zhì)。

⑶依據(jù)電離平衡移動判斷:如pH=2的CH3COOH溶液加水稀釋10倍,2<pH<3,說明

CH3C00H是弱酸。

（4）依據(jù)鹽類能水解判斷:如判斷CH3COOH為弱酸可根據(jù)下面實驗：

①配制某濃度的醋酸鈉溶液，向其中加入幾滴酚酉太試液?，F(xiàn)象:溶液變?yōu)闇\紅色。

②用玻璃棒蘸取一定濃度的醋酸鈉溶液滴在pH試紙上,測其pH,pH>7o

題組三強(qiáng)酸與弱酸、強(qiáng)堿與弱堿的比較

1.[2019?浙江溫州“十五校聯(lián)合體"期中]一定溫度下，等體積、pH相等的鹽酸

和醋酸溶液，下列說法正確的是（）

A.兩溶液中，所含溶質(zhì)的分子數(shù):HC1等于醋酸

B.與等體積等濃度NaHCA溶液混合,開始產(chǎn)生CO2速率相等,后來鹽酸快

C.等體積的鹽酸和醋酸溶液分別與足量的Zn完全反應(yīng),鹽酸產(chǎn)生的乩多

D.用同濃度的NaOH溶液分別與兩溶液恰好反應(yīng)完全,根據(jù)消耗的NaOH溶液體積

的多少可以判斷醋酸是弱電解質(zhì)

圖8-28-3

2.常溫下,將pH=ll的X、Y兩種堿溶液,分別從1mL稀釋至100mL,其pH與溶

液體積（垃的變化關(guān)系如圖8-28-3,下列說法正確的是（）

A.稀釋前,X、Y中溶質(zhì)堿的物質(zhì)的量濃度相等

B.稀釋后,X溶液的堿性比Y溶液的堿性強(qiáng)

C.同濃度鹽酸分別與X、Y這兩種堿溶液恰好完全反應(yīng)時，消耗鹽酸的體積

K（X）>K（Y）

D.若ll>a>9,則X和Y都為弱堿溶液

3.現(xiàn)有pH=2的醋酸甲和pH=2的鹽酸乙：

（1）取10mL的甲溶液，加入等體積的水,CH3COOH的電離平衡（填“正向”

“逆向”或“不”）移動，若加入少量的冰醋酸,CHsCOOH的電離平衡（填

“正向”“逆向”或“不”）移動，若加入少量無水醋酸鈉固體,待固體溶解后，溶

液中的比值將（填“增大”“減小”或“無法確定”）。

⑵相同條件下，取等體積的甲、乙兩溶液,各稀釋100倍。稀釋后的溶液，其pH

大小關(guān)系為pH（甲）（填“大于”“小于”或“等于"）pH（乙）。若將甲、

乙兩溶液等體積混合,溶液的pH=0

（3）各取25mL的甲、乙兩溶液，分別用等濃度的NaOH稀溶液中和至pH=7,則消

耗的NaOH溶液的體積大小關(guān)系為人甲）（填“大于”“小于”或“等

于"）人乙）。

⑷取25mL的甲溶液,加入等體積pH=12的NaOH溶液,反應(yīng)后溶液中c（N「）、

C（CH3COO'）的大小關(guān)系為c（Na+）（填“大于”“小于”或“等于"）c（CH3C000o

規(guī)律小結(jié)一元強(qiáng)酸（堿）或弱酸（堿）稀釋圖像分析

圖中，a、b為pH相等的NaOH溶液和氨水,c、d為pH相等的鹽酸和醋酸。對于該

圖像,要深刻理解以下4點(diǎn)：

圖8-28-4

（1）對于PH=y的強(qiáng)酸溶液稀釋時，體積每增大10〃倍,pH就增大n個單位，即

pH=y加;對于pH=p的弱酸溶液來說,體積每增大10"倍,pH增大不足〃個單位，即

無論怎樣稀釋,酸溶液的pH不能等于或大于7,只能趨近于7o

⑵對于pH=x的強(qiáng)堿溶液稀釋時，體積每增大10"倍,pH就減小〃個單位，即pH=xw;

對于pH=x的弱堿溶液來說,體積每增大10"倍,pH減小不足n個單位,即

無論怎樣稀釋,堿溶液的pH不能等于或小于7,只能趨近于7o

(3)加水稀釋相同倍數(shù)后的pH大小:氨水>NaOH溶液,鹽酸>醋酸。

(4)稀釋后的pH仍然相等,則加水量的多少:氨水》NaOH溶液,醋酸>鹽酸。

/考點(diǎn)二電離平衡常數(shù)1

1.表達(dá)式

(1)對于一元弱酸HA

HA一H++A」,平衡常數(shù)Ka=-

(2)對于一元弱堿BOH

BOHTlOH,平衡常數(shù)鼠o

2.特點(diǎn)

(1)電離平衡常數(shù)

’決定因素:弱電解質(zhì)

<影響因素:,隨溫度升高而,

<原因是________________________

、與溶液的、無關(guān)

⑵多元弱酸是分步電離的，各級電離平衡常數(shù)的大小關(guān)系式是,

所以多元弱酸的酸性決定于其。

3.意義

相同條件下,K值越大,表示該弱電解質(zhì)越電離,所對應(yīng)的酸性或堿性相

對越0如相同條件下常見弱酸的酸性強(qiáng)

弱:H2S03>H3P04>HF>CH3C00H>H2C03>H2S>HC10O

4.實例

弱電解質(zhì)電離方程式電離常數(shù)

NH3-H20_瓜=L7X10-5

CH3COOH_A；=l.7X10-5

HC1O_&=4.7X10-8

從上表得知CH3COOH酸性(填“大于”“小于”或“等于")HC1O酸性,判

斷的依據(jù):O

對點(diǎn)自測

1.判斷正誤(正確的打“J”，錯誤的打“x”)

⑴映。3的電離平衡常數(shù)表達(dá)式:HR酬：)()

(2)電離平衡常數(shù)可以表示弱電解質(zhì)電離能力的相對強(qiáng)弱()

⑶弱電解質(zhì)電離平衡右移，電離平衡常數(shù)一定增大()

(4)對于0.1mol/L的氨水,加水稀釋后,溶液中c(NHt)-c(0H-)變小()

(5)向CH3COOH溶液中滴加相同濃度的氨水,，二NH2先增大再減小()

C(NH3?H2O)

(6)室溫下，向10mLpH=3的醋酸溶液中加水稀釋后,溶液中一嗎32—不

C(CH3COOH)?c(OH-)

變()

(7)CH3COOH溶液加水稀釋后,溶液中“CH3C。。“)的值減小()

c(CH3COO)

2.⑴常溫下0.1mol?I?的CH3COOH溶液在加水稀釋過程中,填寫下列表達(dá)式中

的數(shù)據(jù)變化情況(填“變大”“變小”或“不變”)0

C(CH3COOH)c(CH3coeT)?c(H+)

-c(H+)-

C(CH3COOH)

@C(CH3coer).⑷C(CH3coer)

-

C(CH3COOH)'C(CH3COOH)?c(OH)

(2)25℃,兩種酸的電離平衡常數(shù)如下表。

Kal及

-2-8

H2SO31.3X106.3X10

-711

H2CO34.2X105.6X10~

①HSO3的電離平衡常數(shù)表達(dá)式卷O

②H2s。3溶液和NaHCOs溶液反應(yīng)的主要離子方程式為。

題組一電離平衡常數(shù)的意義

1.下列有關(guān)說法中正確的是（）

A.電離平衡發(fā)生移動,則電離常數(shù)一定變化

B.電離常數(shù)隨著弱電解質(zhì)的濃度增大而增大

C.電離常數(shù)可判斷電離平衡的移動方向

D.電離常數(shù)大的酸溶液中的c（H）一定比電離常數(shù)小的酸溶液中的c（H,）大

2.相同溫度下，根據(jù)三種酸的電離常數(shù)，下列判斷正確的是（）

酸HXHYHZ

電離常數(shù)彳9X10"9X10-61X10~2

A.三種酸的強(qiáng)弱關(guān)系:HX>HY>HZ

B.反應(yīng)HZ+Y「一HY+Z一能夠發(fā)生

C.相同溫度下,0.1mol/L的NaX、NaY、NaZ溶液,NaZ溶液pH最大

D.相同溫度下，1mol/LHX溶液的電離常數(shù)大于0.1mol/LHX溶液

規(guī)律小結(jié)電離平衡常數(shù)與酸（堿）性強(qiáng)弱的關(guān)系

題組二電離平衡常數(shù)的定量計算

1.已知室溫時,0.1mol-L某一元酸HA在水中有0.1%發(fā)生電離,下列敘述錯誤

的是（）

A.升高溫度,溶液的pH增大

B.室溫時,此酸的電離平衡常數(shù)約為1X107

C.該溶液的pH=4

D.升高溫度，電離平衡常數(shù)增大

-5

2.(1)[2019?天津卷]⑴已知25℃,NH3?H20的^=1.8X10,H2SO3的

2-8

Xi=1.3X10-,X2=6.2X10O若氨水的濃度為2.0mol?L,溶液中的c(OH)=

-71

mol?I?。將S02通入該氨水中，當(dāng)c(0H?降至1.0X10mol-L時,溶液中的

c(so，)_

O

C(HSO3)

⑵常溫下，將amol-L1OLCOONa溶于水配成溶液，向其中滴加等體積的Smol-L1

的鹽酸使溶液呈中性(不考慮鹽酸和醋酸的揮發(fā))，用含a和6的代數(shù)式表示醋酸

的電離常數(shù)X=(用含a和8的代數(shù)式表示)0

(3)常溫下,將amol?L的醋酸與bmol?LBa(0H)2溶液等體積混合,充分反應(yīng)

后，溶液中存在2c(Ba")=c(CH3CO(y),則該混合溶液中醋酸的電離常數(shù)Ka=

(用含a和8的代數(shù)式表示)。

規(guī)律小結(jié)有關(guān)電離平衡常數(shù)的計算(以弱酸HX為例)

1.已知c(HX)和。(甲)，求電離平衡常數(shù)。

HX=H++X

起始：c(HX)00

平衡：c(HX)-c(H+)c(H+)c(X「)

川C(H+)?C(X-)_C2(H+)

人」一c(HX)—C(HX)-C(H+)

由于弱酸只有極少一部分電離，c(H+)的數(shù)值很小，可做近似處理：c(HX)-c(H+)七

c(HX),則后R詈,代入數(shù)值求解即可。

c(HX)

+

2.已知c(HX)和電離平衡常數(shù),求c(H)o

HX=H++X

起始：c(HX)00

平衡：c(HX)-c(H+)c(H+)c(X「)

川.C(H+)?C(X-)。2舊+)

+

由于c(H)的數(shù)值很小,可做近似處理：c(HX)-c(H+)^c(HX),則C(H+)=JK-c(HX),

代入數(shù)值求解即可。

1.[2019?上海卷]能證明乙酸是弱酸的實驗事實是()

A.CH3COOH溶液與Zn反應(yīng)放出H2

B.0.1mol/LCH3C00Na溶液的pH大于7

C.CH3COOH溶液與Na2c反應(yīng)生成C02

D.0.1mol/LCH3coOH溶液可使紫色石蕊變紅

2.[2019?浙江卷]苯甲酸鈉(,縮寫為NaA)可用作飲料的防腐劑。研

究表明苯甲酸(HA)的抑菌能力顯著高于Ko已知25℃時，HA的

(=6.25X10、H2c。3的(1=4.17X10工屁=4.90X10出。在生產(chǎn)碳酸飲料的過程中,

除了添加NaA外,還需加壓充入CO2氣體。下列說法正確的是(溫度為25℃,不考

慮飲料中其他成分)()

A.相比于未充C02的飲料,碳酸飲料的抑菌能力較低

B.提高CO2充氣壓力,飲料中c(A)不變

C.當(dāng)pH為5.0時,飲料中效吆=0.16

c(A-)

+

D.碳酸飲料中各種粒子的濃度關(guān)系為c(H)=c(HCO3)+c(CO^)+c(Off)-c(HA)

3.[2019?全國卷I]濃度均為0.10mol?L、體積均為％的MOH和ROH溶液,

分別加水稀釋至體積匕pH隨1g》的變化如圖8-28-5所示。下列敘述錯誤的是

()

A.MOH的堿性強(qiáng)于ROH的堿性

B.ROH的電離程度:b點(diǎn)大于a點(diǎn)

C.若兩溶液無限稀釋,則它們的。(0田)相等

D.當(dāng)lg^=2時,若兩溶液同時升高溫度,則黑增大

圖8-28-5

4.[2019?海南卷]下列曲線中，可以描述乙酸(甲，反=L8Xl(n和一氯乙酸

(乙,(=L4Xl(n在水中的電離度與濃度關(guān)系的是()

ABCD

圖8-28-6

第29講水的電離和溶液的酸堿性

考綱要求1.了解水的電離、離子積常數(shù)。

2.了解溶液pH的含義及其測定方法,能進(jìn)行pH的簡單計算。

/考點(diǎn)一水的電離〕

1.水的電離

水的電離方程式為簡寫為25℃時,純水中c(H*)=C(OH)=o

任何水溶液中，由水電離出來的c?)與c(OHD都。

2.水的離子積常數(shù)

⑴水的離子積常數(shù)：&二-25℃時，瓜=,100℃

時,^=1X10-I2o

⑵影響因素:只與有關(guān),升高溫度,J

⑶適用范圍:K不僅適用于純水,也適用于酸、堿、鹽的稀溶液。

（4）及揭示了在任何水溶液中均存在H,和0H；只要不變,去不變。

3.影響水電離平衡的因素

電離平

變化情況cOT）與c（OH「）

衡移動c(OH「)c(H+)水的電離程度

改變條件的關(guān)系

方向

加入酸c(H+)____c(Off)

加入堿c(H+)____c(Off)

Na2cc(H+)____c(Off)

可水解

的鹽

NH4CIc(H+)____c(Off)

升溫c(H+)____c(OH)

溫度

降溫c(H+)____c(OH)

其他:如加入

c(H+)____c(Off)

Na

對點(diǎn)自測

1.判斷正誤（正確的打“J”，錯誤的打“X”）。

⑴在蒸饋水中滴加濃H2s。4,及不變（）

（2）NaCl溶液和CH3COONH4溶液均顯中性，兩溶液中水的電離程度相同（）

(3)25°。與60℃時，水的pH相等()

⑷25℃時NH4cl溶液的及大于100℃時NaCl溶液的K()

(5)4℃時,純水的pH=7()

(6)由水電離出的c(H+)=lX10「%ol-L的溶液中:Ca?+、K\Cl\HCO3能大量共

存()

⑺水的離子積常數(shù)瓜=c(HD-c(OH)中中和OH一定是水電離出來的()

(8)25℃,pH相同的氫氧化鈉溶液與醋酸鈉溶液，水電離出的c(Oir)前者小于后

者()

(9)向水中加入少量硫酸氫鈉固體，促進(jìn)了水的電離，c(H,)增大,及不變()

2.現(xiàn)有常溫下的六份溶液：①0.01mol/LCH3COOH溶液②0.01mol/LHC1溶

液③pH=12的氨水④pH=12的NaOH溶液⑤0.01mol/LOLCOOH溶液與pH=12

的氨水等體積混合后所得溶液⑥0.01mol/LHC1溶液與pH=12的NaOH溶液等

體積混合所得溶液

⑴其中水的電離程度最大(填序號，下同)，水的電離程度相同

的-

⑵若將②③混合后所得溶液PH=7,則消耗溶液的體積:②—(填〈”或“=”)

③。

(3)將①④混合,若有c(CH3C00「)>c?),則混合溶液可能呈(填選項字母)。

A.酸性B.堿性C.中性

題組一水的電離平衡及影響因素

1.25℃時,水的電離達(dá)到平衡:此一甲+OHA/0,下列敘述正確的是()

A.向水中加入稀氨水,平衡逆向移動，c(0H)降低

B.向水中加入少量固體硫酸氫鈉，c(H')增大,K不變

C.向水中加入少量固體醋酸鈉,平衡逆向移動，c(HD降低

D.將水加熱，(增大,pH不變

2.25℃時，相同物質(zhì)的量濃度的下列溶液：

①NaCl②NaOH③H2sCU@(NH4)2S04

其中水的電離程度按由大到小順序排列的一組是()

A.B.②〉③〉①〉④

C.④XDXD>③D.③XDXDXD

3.[2019?石家莊質(zhì)檢]在不同溫度下，水溶液中cOT)與c(OH「)有如圖8-29-1所

示關(guān)系。下列說法中不正確的是()

圖8-29-1

A.圖中7>25

B.b點(diǎn)溶液中的cOT)一定比a點(diǎn)溶液中的c(M)大

C.欲實現(xiàn)a點(diǎn)到b點(diǎn),可以加入CH3COONa固體

D.ac線上任一點(diǎn)對應(yīng)的溶液均呈中性

規(guī)律小結(jié)

(1)任何情況下水電離產(chǎn)生的c(H+)和c(OHD總是相等的。

(2)水的離子積常數(shù)及=小甲)-c(OH),其實質(zhì)是水溶液中的H,和0H「濃度的乘積,

不一定是水電離出的H,和0H一濃度的乘積。

+

⑶比較由H20電離產(chǎn)生的c(H)的大小時,可先對物質(zhì)進(jìn)行分類,酸堿抑制水的電

離，能水解的鹽促進(jìn)水的電離。室溫下，若由水電離出的c(H+)<lX107mol?L-1,

該溶液可能為酸性溶液,也可能為堿性溶液。

題組二水電離出的COO或c(OH)的計算

1.［2019?韶關(guān)模擬］已知NaHS04在水中的電離方程式為NaHS04—NaW+SoJ-0

某溫度下,向c(H+)=lX10-6mol?L的蒸儲水中加入NaHSOi晶體，保持溫度不變,

測得溶液的c(H+)=lX10-2mol-L。下列對該溶液的敘述不正確的是()

A.該溫度高于25℃

B.由水電離出來的H卡的濃度為1X10*mol-L

C.加入NaHSOi晶體抑制水的電離

D.取該溶液加水稀釋100倍,溶液中的c(OH「)減小

2.25℃時，在等體積的下列溶液中，發(fā)生電離的水的物質(zhì)的量之比是()

①pH=O的H2s溶液②0.05mol-L1的Ba(OH)2溶液③pH=10的Na2s溶液

@pH=5的皿啦溶液

A.1：10：1010：109B,1：5：5X109：5X108

C.1：20：1010：109D,1：10：104：109

3.某溫度下,有pH相同的H2sO4溶液和A12(SOJ溶液,在H2sO’溶液中由水電離出

的中濃度為10-mol-L1,在A12(S03溶液中由水電離的濃度為lO-Ul?L,則

此溫度下的及為()

A.1X10*B,lX10-2aC.lX10-(7+s)D.IX104物

規(guī)律小結(jié)常溫下水電離產(chǎn)生c(H+)和c(OH)計算

任何水溶液中水電離產(chǎn)生的。(甲)和c(OH)總是相等的,有關(guān)計算有以下4種類型

(以常溫時的溶液為例)。

⑴中性溶液:C(0H-)=C(H+)=10-7mol?L。

⑵酸的溶液一一0H一全部來自水的電離［”甲)水=C(OH.)水=。(0田)溶液］

實例：pH=2的鹽酸中c(H+)=10-2mol-L,貝！Jc(0H-)=-^-=lX1012mol?L-1,即水電

ICT?

離出的c(H+)=c(0ff)=10-12mol?I/。

⑶堿的溶液一一H,全部來自水的電離［c(0E)*=c(H+)*=c(H+)溶液］

實例：pH=12的NaOH溶液中c(0H-)=10-2mol?V1,則c(H+)=-^-=lXlO^mol?L,

io2

即水電離出的c(0ff)=c(H+)=10-12mol?L。

(4)水解呈酸性的鹽溶液——甲或0H「全部來自水的電離工(甲)水=。(0")*=c(H+)溶

液］

+-s

實例:pH=5的NH4C1溶液中，由水電離出的c(H)=10mol-L,因部分0H「與部分

NH普吉合使c(0H)=109mol?L。

⑸水解呈堿性的鹽溶液——甲或0H「全部來自水的電離［c(OH「)*=c(H+)水=。(0田)溶

液］

實例:pH=12的Na2cO3溶液中，由水電離出的c(0H)=10-2mol-L\因部分H,與部分

CO；結(jié)合使c(H+)=10-12mol?I?。

I考點(diǎn)二溶液的酸堿性與pH的計算I

1.pH的定義

pH=0廣泛pH的范圍為0~14。超過這一范圍，則不用pH表示溶液的酸堿

性。

2.25℃時溶液的酸堿性與pH的關(guān)系

圖8-29-2

①由圖示關(guān)系知,pH越小,溶液的酸性越-

②pH>7時，cOOc(0H「)，溶液呈性。

3.pH的測定

(DpH試紙法:粗略測定溶液的pHo廣泛pH試紙一般可測出pH的整數(shù)值。

使用方法：

①檢驗溶液的酸堿性:取一小塊試紙放在或上，用潔凈干

燥的玻璃棒蘸取待測液點(diǎn)于試紙的中部，觀察變化穩(wěn)定后的顏色，與

對比,判斷溶液的性質(zhì)。止匕時,pH試紙不能提前潤濕。

②檢驗氣體的酸堿性:先用蒸t留水把試紙潤濕,粘在的一端,再送到盛有待

測氣體的容器口附近,觀察顏色的變化,判斷氣體的性質(zhì)。(試紙不能觸及器壁)

(2)pH計:通過儀器來精確地測定溶液pHo

4.pH計算

⑴強(qiáng)酸溶液:如濃度為cmol/L的H溫溶液，cOT)=〃cmol/L,所以pH=-

+

(2)強(qiáng)堿溶液：如濃度為cmol/L的B(0H).溶液，c(0H-)=〃cmol/L,c(H)=—nc

mol/L,所以pH=14+lg7?Co

⑶酸堿混合pH的計算:計算出溶液中的。(甲)后再根據(jù)公式求pHo

①兩強(qiáng)酸混合：c(H)混=C(H+),：：(H+)2%

?1+卜2

②兩強(qiáng)堿混合：c(0H)混，。2-2

③強(qiáng)酸、強(qiáng)堿混合(一者過量)

酸過量：c(H)混二巴斗詈』

卜酸堿

c(OH)r^V^-c(H+)於卜胎

堿過量：c(0H)混=——分一3

“酸堿

⑷酸堿稀釋時pH的變化

溶液稀釋前溶液pH加水稀釋到體積稀釋后溶液pH

酸強(qiáng)酸pH=a為原來的10"倍pH=a+〃

弱酸a〈pH〈a+〃

強(qiáng)堿pH=Z?-7?

堿pH=8

弱堿正水pH〈8

［提醒］表中a+水7,6力＞7。

(5)將強(qiáng)酸、強(qiáng)堿溶液以某體積之比混合，若混合液呈中性，則。(甲)：c(OE)、V

c(H+)噲V

堿：%、pH酸+pH堿有如下規(guī)律(25℃):因c?)酸?-酸=c(OH-)堿?%,故有——氏二詈M。

CM堿-酸

15141014?

在堿溶液中c(OH)堿二將其代入上式得c(H')酸?cOT)堿兩邊取負(fù)

c(M)堿V酸

對數(shù)得pH酸+pH堿=14-1g二現(xiàn)舉例如下：

『酸?『堿c(H+)：c(OH「)pH酸+pH堿

10：11：1015

1：11：114

1：1010：113

mnnm14+lg-

n

對點(diǎn)自測

1.判斷正誤(正確的打“J”，錯誤的打“X”)

⑴用潤濕的試紙測溶液的pH,一定會使結(jié)果偏低()

(2)一定溫度下,pH=a的氨水,稀釋10倍后,其pH=8,則()

(3)25℃時,pH=4.5的番茄汁中c(HD是pH=6.5的牛奶中cOT)的2倍()

⑷25℃時,某溶液中水電離出的c(H+)=10尺則該溶液的pH一定為13()

(5)常溫下,pH=3的鹽酸和pH=12的NaOH溶液等體積混合所得溶液呈堿性()

(6)25℃時，把pH=2的酸溶液與pH=12的堿溶液等體積混合后,所得溶液的pH=7

(7)pH=6.8的溶液顯酸性()

2.用“酸性”“堿性”“中性”或“不確定”填空。

(l)pH<7的溶液:o

(2)c(OH「)>lX10々mol/L的溶液:。

(3)水電離出的c(H+)=lX10-4mol/L溶液:。

(4)c(H+)>c(0H)的溶液:。

(5)pH=0的溶液(25℃):o

(6)25℃時弟=1X1010mol/L的溶液：。

c(H+)

(7)pH=6的溶液:o

(8)瓜=1X1()T2時pH=6的溶液:o

⑼常溫下pH=3的HC1溶液和pH=12的NaOH溶液等體積混合:。

(10)25℃時pH=2的CH3COOH溶液和pH=12的NaOH溶液等體積混

人.

口?O

(11)25℃時pH=2的HC1溶液和pH=12的NH3-H20溶液等體積混

人.

口?O

題組一溶液酸堿性的判斷

1.已知溫度為7時水的離子積常數(shù)為限,該溫度下,將濃度為amol-L的一元酸

HA與6mol?L的一元堿BOH等體積混合,可判定該溶液呈中性的依據(jù)是()

A.arb

B.混合溶液的pH=7

C.混合溶液中，mol?I?

D.混合溶液中，c(H+)+c(B+)=c(OH-)+c(A-)

2.常溫下用pH為3的某酸溶液分別與pH都為11的氨水、氫氧化鈉溶液等體積

混合得到a、b兩種溶液，關(guān)于這兩種溶液酸堿性的描述正確的是()

A.b不可能顯堿性B.a顯酸性或堿性

C.a不可能顯酸性D.b可能顯堿性或酸性

方法技巧混合溶液酸堿性的判斷規(guī)律

⑴等濃度等體積一元酸與一元堿混合的溶液一一“誰強(qiáng)顯誰性，同強(qiáng)顯中性”

中和反應(yīng)反應(yīng)后所得溶液的酸堿性

強(qiáng)酸與強(qiáng)堿中性

強(qiáng)酸與弱堿酸性

弱酸與強(qiáng)堿堿性

(2)室溫下，已知酸和堿pH之和的溶液等體積混合

①兩強(qiáng)混合

a.若pH之和等于14,則混合后溶液顯中性,pH=7o

b.若pH之和大于14,則混合后溶液顯堿性,PH>7o

c.若pH之和小于14,則混合后溶液顯酸性,pH<7o

②一強(qiáng)一弱混合一一“誰弱顯誰性”

pH之和等于14時,一元強(qiáng)酸和一元弱堿等體積混合呈堿性;一元弱酸和一元強(qiáng)堿

等體積混合呈酸性。

題組二溶液pH的計算

1.[2019?山東泰安模擬]常溫下，關(guān)于溶液稀釋的說法正確的是()

A.將1L0.1mol?L的Ba(0H)2溶液加水稀釋為2L,pH=13

B.pH=3的醋酸溶液加水稀釋100倍,pH=5

C.pH=4的H2sO4溶液加水稀釋100倍,溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H+)=lXIO-6mol4/

D.pH=8的NaOH溶液加水稀釋100倍,其pH=6

2.[2019洞■南鄭州檢測]某溫度下7^=1013,在此溫度下,將pH=a的NaOH溶液KL

與pH=8的H2sO4溶液乙L混合,下列說法正確的是()

A.若所得混合液為中性,且a=12,b=2,則匕：T=1：1

B.若所得混合液為中性,且a+k\2,則K:1=100：1

C.若所得混合液pH=10,且a=12,b=2,則匕:K=1：9

D.若所得混合液pH=10,且a=12,b=2,則K:K=101：99

規(guī)律小結(jié)有關(guān)pH計算的一般思維模型

⑴關(guān)于溶液pH的計算是高考中的重要題型,主要包含直接求溶液的pH、求酸或

堿溶液的濃度、所需酸或堿的體積等,無論以哪一種形式出現(xiàn),均可按照以下方法

求解。

圖8-29-3

(2)利用c?)=—且一求pH時，要注意溫度是否是25cA是否是1.0X10弋

c(oir)

I考點(diǎn)三酸堿中和滴定1

1.實驗原理

利用反應(yīng)，用已知濃度的酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)的

實驗方法。

2.實驗關(guān)鍵

準(zhǔn)確測定；準(zhǔn)確判斷o

3.實驗用品

⑴儀器：圖8-29-4(A)是,圖(B)是，滴定管夾、鐵

架臺、。

(2)試劑J:、、、蒸偏水。

⑶滴定管的正確使用

①酸性、氧化性的試劑一般用酸式滴定管，因為酸和氧化性物質(zhì)

易O

圖8-29-4

②堿性的試劑一般用滴定管，因為堿性物質(zhì)易,致使

無法打開。

4.指示劑

⑴常用酸堿指示劑及變色范圍

指示劑變色范圍的pHI

石蕊〈5.0紅色5.0~8.0紫色>8.0藍(lán)色

甲基橙<3.13.1?4.4橙色>4.4

8.2?10.0淺

酚獻(xiàn)<8.2>10.0

紅色

⑵酸堿中和滴定指示劑的選擇

①強(qiáng)酸和強(qiáng)堿中和時，酚酉太和甲基橙都可以用；因溶液顏色的變化由淺到深容易

觀察，故用強(qiáng)酸滴定強(qiáng)堿最好選用,用強(qiáng)堿滴定強(qiáng)酸時，最好選

用-

②強(qiáng)酸與弱堿相互滴定時，應(yīng)選擇酸性變色指示齊I]();強(qiáng)堿和弱酸相

互滴定時應(yīng)選擇堿性變色指示劑()。

5.實驗操作（以標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定待測NaOH溶液為例）

（1）滴定前的準(zhǔn)備

①滴定管:查漏一-一裝液一調(diào)液面一記錄。

②錐形瓶:注堿液一記體積一加指示劑。

⑵滴定

圖8-29-5

⑶終點(diǎn)判斷:等到滴入最后一滴標(biāo)準(zhǔn)液,指示劑變色，且在半分鐘內(nèi)原

來的顏色,視為滴定終點(diǎn)并記錄標(biāo)準(zhǔn)液的體積。

⑷數(shù)據(jù)處理:按上述操作重復(fù)次,求出用去標(biāo)準(zhǔn)鹽酸體積的平均值，根

據(jù)c（NaOH）=進(jìn)行計算。

6.誤差分析

⑴原理:其中/——準(zhǔn)確量取的待測液的體積，&——標(biāo)準(zhǔn)溶液的濃度,

故步大ncB大

、以小=，B小。

⑵常見誤差

以標(biāo)準(zhǔn)酸溶液滴定未知濃度的堿溶液（酚獻(xiàn)作指示劑），填寫因操作不當(dāng)引起的

網(wǎng)標(biāo)準(zhǔn)）及C（待測）的變化

步驟操作「（標(biāo)準(zhǔn)）C（待測）

酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)溶液潤洗

堿式滴定管未用待測溶液潤洗

洗滌

錐形瓶用待測溶液潤洗

錐形瓶洗凈后還留有蒸t留水

放出堿液的滴定管開始有氣泡,放出液體后氣

取液

泡消失

酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定終點(diǎn)時氣泡消

失

振蕩錐形瓶時部分液體濺出

滴定

部分酸液滴出錐形瓶外

溶液顏色較淺時滴入酸液過快,停止滴定后反

加一滴堿溶液無變化

酸式滴定管滴定前讀數(shù)正確，滴定后俯視讀數(shù)

（或前仰后俯）

讀數(shù)

酸式滴定管滴定前讀數(shù)正確，滴定后仰視讀數(shù)

（或前俯后仰）

對點(diǎn)自測

1.判斷正誤（正確的打“J”，錯誤的打“X”）

⑴中和滴定操作中所需標(biāo)準(zhǔn)溶液越濃越好，指示劑一般加入2?3mL（）

⑵酸堿滴定實驗中，用待滴定溶液潤洗錐形瓶以減小實驗誤差（）

⑶滴定管的讀數(shù)為24.6mL（）

⑷中和滴定時眼睛必須注視錐形瓶內(nèi)溶液顏色的變化（）

（5）用堿式滴定管量取20.00mLKMnO4溶液（）

⑹滴定管在加入反應(yīng)液之前一定要用所要盛裝的反應(yīng)液潤洗2?3遍（）

（7）容量為25mL的滴定管，滴定過程中用去10.00mL的液體,此時滴定管中剩余

液體的體積為15mL（）

(8)在中和滴定實驗中，滴定前盛標(biāo)準(zhǔn)液的滴定管尖嘴部分有氣泡,滴定后氣泡消

失,測定結(jié)果使待測液濃度偏高()

圖8-29-6

2.如圖8-29-6是室溫下鹽酸與氫氧化鈉溶液的滴定曲線a和b,試認(rèn)真分析后填

空：

(1)曲線a是用溶液滴定溶液；

(2)P點(diǎn)的坐標(biāo)為；鹽酸的物質(zhì)的量濃度為mol/Lo

題組一滴定原理及圖像分析

1.已知25℃時CH3COOH的電離常數(shù)后1.6X10-5。該溫度下向20mL0.01

mol4/CH3COOH溶液中逐滴加入0.01mol4?K0H溶液，其pH變化曲線如圖8-29-7

所示(忽略溫度變化)，下列有關(guān)敘述正確的是()

圖8-29-7

A.a點(diǎn)溶液中c(H+)為4.0X10-5mol/L

++

B.c點(diǎn)溶液中的離子濃度大小順序為C(K)>C(CH3C00)>C(H)-C(0H)

C.C20

D.a、b、c三點(diǎn)中水的電離程度最大的是c點(diǎn)

圖8-29-8

2.[2019?四川綿陽三診]常溫下，用0.05mol/LNaOH溶液分別滴定10.00mL

濃度均為0.10mol/LCH3C00H(/=lXl(n溶液、HCN(A>5X10*溶液，所得滴定

曲線如圖8-29-8。下列說法正確的是()

A.對兩種弱酸滴定均可選用甲基橙作指示劑

B.③處溶液有：c(Na,)=c(CH3coODVcMCOOH)

C.溶液中水的電離程度:②>③>④

D點(diǎn)①和點(diǎn)②溶液混合后：cCcaCOO」)-c(CN>c(HCN)-cCCILCOOH)

規(guī)律小結(jié)巧抓“四個點(diǎn)”突破滴定曲線問題

1.抓反應(yīng)“一半”點(diǎn)，判斷是什么溶質(zhì)的等量混合。

2.抓“恰好”反應(yīng)點(diǎn),生成什么溶質(zhì)，溶液呈什么性,是什么因素造成的。

3.抓溶液“中性”點(diǎn),生成什么溶質(zhì)，哪種反應(yīng)物過量或不足。

4.抓反應(yīng)“過量”點(diǎn)，溶質(zhì)是什么，判斷誰多、誰少。

題組二實驗操作及誤差分析

1.[2019?安徽蚌埠模擬]下面是中和滴定過程中，容易引起誤差的五個方面,根

據(jù)題意，用“偏高”“偏低”或“無影響”填空。

(1)儀器潤洗:錐形瓶用蒸飽水沖洗后，再用待測液潤洗，使滴定結(jié)果O

⑵存在氣泡：滴定管尖嘴部分滴定前無氣泡，滴定終了有氣泡，使滴定結(jié)

果O

⑶讀數(shù)操作：①滴定前平視滴定管刻度線，滴定終點(diǎn)俯視刻度線，使滴定結(jié)

果O

②滴定前仰視滴定管刻度線，滴定終點(diǎn)俯視刻度線，使滴定結(jié)果O

⑷指示劑選擇:用鹽酸滴定氨水,選用酚酸作指示劑，使滴定結(jié)果O

⑸存在雜質(zhì):①用含NaCl雜質(zhì)的NaOH配制成標(biāo)準(zhǔn)溶液來滴定鹽酸,則測定的鹽

酸濃度將。

②用含Na20雜質(zhì)的NaOH配制成標(biāo)準(zhǔn)溶液來滴定鹽酸，則測定的鹽酸濃

度0

2.[2019?四川資陽期末]某學(xué)生用0.1500mol/LNaOH溶液測定某未知濃度的

鹽酸,其操作可分解為如下幾步：

A.用蒸t留水洗凈滴定管

B.用待測定的溶液潤洗酸式滴定管

C.用酸式滴定管取稀鹽酸25.00mL,注入錐形瓶中，加入酚酰；

D.另取錐形瓶,再重復(fù)操作2?3次

E.檢查滴定管是否漏水

F.取下堿式滴定管用標(biāo)準(zhǔn)NaOH溶液潤洗后，將標(biāo)準(zhǔn)液注入堿式滴定管“0”刻度

以上2?3cm處，再把堿式滴定管固定好，調(diào)節(jié)液面至“0”刻度或“0”刻度以下

G.把錐形瓶放在滴定管下面,瓶下墊一張白紙,邊滴邊搖動錐形瓶直至滴定終點(diǎn)，

記下滴定管液面所在刻度

完成以下填空：

⑴滴定時正確操作的順序是（用序號字母填寫）：

-?--?-?-?-

圖8-29-9

⑵操作F中應(yīng)該選擇圖8-29-9中滴定管（填標(biāo)號）。

⑶滴定時邊滴邊搖動錐形瓶,眼睛應(yīng)注意觀察。

滴定終點(diǎn)溶液顏色的變化是o

⑷滴定結(jié)果如表所示：

標(biāo)準(zhǔn)溶液的體積/mL

待測液體積/mL

滴定次數(shù)滴定前刻度r

滴定后刻度

125.001.0221.03

225.000.6020.60

325.000.2020.19

計算該鹽酸的物質(zhì)的量濃度為（精確至0.000Do

（5）下列操作會導(dǎo)致測定結(jié)果偏高的是0

A.堿式滴定管在裝液前未用標(biāo)準(zhǔn)NaOH溶液潤洗

B.滴定過程中，錐形瓶搖蕩得太劇烈,錐形瓶內(nèi)有液滴濺出

C.堿式滴定管尖嘴部分在滴定前沒有氣泡,滴定終點(diǎn)時發(fā)現(xiàn)氣泡

D.達(dá)到滴定終點(diǎn)時，仰視讀數(shù)

方法技巧圖解量器的讀數(shù)方法

⑴平視讀數(shù)（如圖8-29-10a）

實驗室中用量筒、移液管或滴定管量取一定體積的液體,讀取液體體積時,視線應(yīng)

與凹液面最低點(diǎn)保持水平,視線與刻度的交點(diǎn)即為讀數(shù)（即凹液面定視線,視線定

讀數(shù)）。

圖8-29-10

⑵俯視和仰視（如圖b和圖c）

俯視和仰視的誤差,要結(jié)合具體儀器進(jìn)行分析,不同的量器的刻度的順序不同，如

量筒刻度從下到上逐漸增大；滴定管刻度從下到上逐漸減小。

①當(dāng)用量筒測量液體的體積時，由于俯視視線向下傾斜,尋找切點(diǎn)的位置在凹液

面的上側(cè),讀數(shù)高于正確的刻度線位置，即讀數(shù)偏大。

②當(dāng)用滴定管測量液體的體積時，由于仰視視線向上傾斜，尋找切點(diǎn)的位置在液

面的下側(cè)，因滴定管刻度標(biāo)法與量筒不同,這樣仰視讀數(shù)偏大。

I考點(diǎn)四酸堿中和滴定的拓展應(yīng)用I

1.沉淀滴定

⑴概念:沉淀滴定是利用沉淀反應(yīng)進(jìn)行滴定、測量分析的方法。生成沉淀的反應(yīng)

很多，但符合條件的卻很少，實際上應(yīng)用最多的是銀量法，即利用Ag+與鹵素離子

的反應(yīng)來測定、、濃度。

⑵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(yīng)的

生成物的溶解度要比滴定劑與指示劑反應(yīng)的生成物的溶解度，否則不能

用這種指示劑。如用AgNOs溶液測定溶液中C「的含量時常以CrO：為指示劑，這

是因為AgCl比AgzCrOi更難溶。

2.氧化還原滴定

⑴原理：以或為滴定齊％直接滴定一些具有還原性或氧化性的

物質(zhì)。

⑵實例：

①酸性KMrA溶液滴定H2c溶液

原理:________________

指示劑:酸性KMnO,溶液本身呈紫色,不用另外選擇指示劑，當(dāng)?shù)稳胍坏嗡嵝訩MnO4

溶液后,溶液由變,且半分鐘內(nèi)不褪色,說明到達(dá)滴定終點(diǎn)。

②Na2s2O3溶液滴定碘液

原理:2Na2S2O3+I2^=Na2sQ+2NaI

指示劑:用溶液作指示劑，當(dāng)?shù)稳胍坏蜰a2s2O3溶液后，溶液的藍(lán)色褪去，

且半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原色,說明到達(dá)滴定終點(diǎn)。

對點(diǎn)自測

填與下列滴定所用指示劑（已知：L+2Na2s