2018新课标新高考第一轮总复习化学教案第八章　水溶液中的离子平衡

第八章　水溶液中的离子平衡
第一节　弱电解质的电离平衡
【考纲要求】
1．了解电解质的概念，了解强电解质和弱电解质的概念。
2．理解电解质在水溶液中的电离以及电解质溶液的导电性。
3．了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。
4．理解弱电解质在水中的电离平衡，能利用电离平衡常数进行相关计算。
考点一　弱电解质的电离平衡
知
识
梳
理　　【P117】
一、强电解质与弱电解质
1．电解质与非电解质
2．常见的酸和碱
(1)常见强酸如__硫酸__、盐酸、硝酸等，弱酸如H2CO3、CH3COOH、HNO2、HF等。
(2)常见的强碱、弱碱
除四大强碱NaOH、__KOH__、__Ba(OH)2__、Ca(OH)2外，其他常见碱一般属于弱碱或难溶性碱。
3．强电解质与弱电解质的范围划分
4．电离方程式的书写
(1)强电解质
如H2SO4的电离方程式__H2SO4===2H＋＋SO42－__。
(2)弱电解质
①一元弱酸、弱碱一步完成
如NH3·H2O：__NH3·H2O??NH4＋＋OH－__；
CH3COOH：__CH3COOH??CH3COO－＋H＋__。
②多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远大于第二步。
如H2CO3的电离方程式为：__H2CO3??H＋＋HCO3－__，__HCO3－??H＋＋CO32－__。
③书写多元难溶碱的电离方程式时，一步完成。
如Fe(OH)3的电离方程式为__Fe(OH)3??Fe3＋＋3OH－__。
(3)酸式盐
①强酸的酸式盐。如NaHSO4的电离方程式为__NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO42－__。
②弱酸的酸式盐。如NaHCO3的电离方程式为__NaHCO3===Na＋＋HCO3－__。
二、弱电解质的电离平衡
1．电离平衡的建立
在一定条件(如温度、浓度等)下，当__弱电解质分子电离成离子的速率__和__离子结合成弱电解质分子的速率__相等时，电离过程就达到平衡。平衡建立过程如图所示。
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
【多维思考】
1．下列关于强、弱电解质的叙述中正确的是(　　)
A．只有强酸和强碱是强电解质，只有弱酸和弱碱是弱电解质
B．强电解质都是可溶性化合物，弱电解质都是难溶性化合物
C．易溶于水的强电解质水溶液中无溶质分子，易溶于水的弱电解质水溶液中有溶质分子
D．强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液的导电能力强
【解析】A.水也是弱电解质，不选A；B.强电解质不一定是可溶性物质，硫酸钡和碳酸钙都是强电解质，但都不溶于水，不选B；C.强电解质在水中完全电离，没有溶质分子，弱电解质部分电离，有溶质分子，正确，选C；D.导电能力和溶液中的离子浓度有关，离子浓度由物质的浓度和电离程度决定，所以强电解质的导电能力不一定比弱电解质的强，不选D。
【答案】C
2．电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小吗？离子的浓度一定增大吗？
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
【答案】都不一定。如对于CH3COOH??CH3COO－＋H＋平衡后，加入冰醋酸，c(CH3COOH)增大，平衡右移，根据勒夏特列原理，只能“减弱”而不能“消除”，再次平衡时，c(CH3COOH)比原平衡时大；加水稀释或加少量NaOH固体，都会引起平衡右移，但c(CH3COOH)、c(H＋)都比原平衡时要小。
3．稀释一弱电解质溶液时，所有粒子浓度一定都会减小吗？
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
【答案】不是所有粒子浓度都会减小。对于弱酸或弱碱溶液，只要对其稀释，电离平衡均会发生右移，例如：弱酸HA溶液稀释时，c(HA)、c(H＋)、c(A－)均减小(参与平衡建立的微粒)；平衡右移的目的是为了减弱c(H＋)、c(A－)的减小，但c(OH－)会增大
4．正误判断，正确的划“√”，错误的划“×”。
(1)强电解质溶液中不存在溶质分子，弱电解质溶液中存在溶质分子(　　)
(2)氨气溶于水，当c(OH－)＝c(NH4＋)时，表明NH3·H2O电离处于平衡状态(　　)
(3)由0.1
mol·L－1一元碱BOH的pH＝10，可知溶液中存在BOH===B＋＋OH－(　　)
【解析】(2)NH3＋H2O??NH3·H2O??NH4＋＋OH－，NH3·H2O电离出的c(OH－)与c(NH4＋)永远相等，不能表明NH3·H2O电离处于平衡状态。(3)由于OH－的浓度小于0.1
mol·L－1，所以BOH应属于弱碱，其电离应为BOH??B＋＋OH－。
【答案】(1)√　(2)×　(3)×
5．请在下图中分别画出冰醋酸和0.1
mol·L－1的醋酸加水稀释时导电能力的变化曲线。
【答案】
分
点
突
破　　【P118】
角度一　改变条件，平衡移动，判结果变化
　　　　　　　　　　　　　　　　　　
【练1】将0.1
mol·L－1的NH3·H2O溶液加水稀释，下列说法正确的是(　　)
A.的值减小
B．OH－的物质的量减小
C.的值减小
D．NH4＋的浓度减小
【解析】在溶液中NH3·H2O，存在电离平衡：NH3·H2O??NH4＋＋OH－，当加水稀释时，c(NH4＋)、c(NH3·H2O)都减小，电离平衡正向移动，使c(NH4＋)略有增大，c(NH3·H2O)进一步减小，所以的值增大，错误。B.加水稀释，电离平衡正向移动，所以OH－的物质的量增大，错误。C.是氨水的电离平衡常数，温度不变，比值不变，错误。D.加水稀释，使c(NH4＋)减小，尽管平衡正向移动，使c(NH4＋)略有增加，但是稀释作用使离子浓度减小的趋势大于平衡正向移动使离子浓度增大的趋势，所以c(NH4＋)减小，正确。
【答案】D
【练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
【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。
【答案】B
角度二　平衡移动，结果变化，判采取措施
【练1】稀氨水中存在着下列平衡：NH3·H2O??NH4＋＋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
【解析】若在氨水中加入NH4Cl固体，c(NH4＋)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Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓，溶液中c(OH－)减小，⑥不合题意。
【答案】C
【练2】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
【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①③会使c(H＋)/c(CH3COOH)的值减小。
【答案】C
考点二　电离平衡常数
知
识
梳
理　　【P119】
1．表达式
(1)对于一元弱酸HA：
HA??H＋＋A－，平衡常数K＝。
(2)对于一元弱碱BOH：BOH
??
B＋＋OH－，平衡常数K＝。
2．特点
(1)电离平衡常数只与__温度__有关，升温，K值__增大__。
(2)多元弱酸的各级电离平衡常数的大小关系是__K1>K2>K3__，故其酸性取决于第一步。
3．意义
相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越__容易__电离，所对应的物质酸性或碱性越__强__。
【多维思考】
1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)电离平衡右移，电离常数一定增大(　　)
(2)H2CO3的电离常数表达式：Ka＝(　　)
(3)电离常数可以表示弱电解质的相对强弱(　　)
(4)电离常数随着弱电解质的浓度增大而增大(　　)
(5)电离常数只与温度有关，与浓度无关(　　)
(6)电离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(　　)
【答案】(1)×　(2)×　(3)√　(4)×　(5)√　(6)×
2．已知碳酸是二元弱酸，回答下列问题：
(1)碳酸电离方程式是________________________________________________________________________。
(2)电离平衡常数表达式：
Ka1＝______________，Ka2＝____________。
(3)比较大小：Ka1______Ka2。
【答案】(1)H2CO3??H＋＋HCO3－，HCO3－
??H＋＋CO32－
(2)　
(3)>
3．在Na2CO3中加醋酸产生CO2气体，试从电离平衡常数的角度解释原因：________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
[已知：K(CH3COOH)＝1.7×10－5；K(H2CO3)＝4.3×10－7。]
【答案】醋酸的电离平衡常数大，酸性强，较强的酸可制备较弱的酸。
分
点
突
破　　【P119】
角度一　电离平衡常数的影响因素及定性分析
【练1】25
℃时，部分物质的电离平衡常数如表所示：
化学式
CH3COOH
H2CO3
HClO
电离平衡常数
1.7×10－5
K1＝4.3×10－7
K2＝5.6×10－11
3.0×10－8
　　请回答下列问题：
(1)CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为：
________________________________________________________________________。
(2)同浓度的CH3COO－、HCO3－、CO32－、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序为________________________________________________________________________。
(3)将少量CO2气体通入NaClO溶液中，写出反应的离子方程式：
________________________________________________________________________。
(4)物质的量浓度均为0.1
mol·L－1的下列四种物质的溶液：a.Na2CO3、b.NaClO、c.CH3COONa、d.NaHCO3，pH由大到小的顺序是____________________(填字母)。
(5)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　________。
(6)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________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
【解析】电离平衡常数越大，酸性越强，电离平衡常数越小，其对应酸根离子结合H＋能力越强。
(3)根据电离平衡常数可以判断酸性：H2CO3＞HClO＞HCO3－，CO32－可以和HClO反应生成HCO3－和ClO－，所以少量CO2与NaClO溶液反应生成HCO3－。
(4)电离常数越大，对应的盐水解程度越小，碱性(或酸性)越弱。
(5)①加水稀释，n(CH3COOH)减小，n(H＋)增大，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。
(6)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。
【答案】(1)CH3COOH>H2CO3>HClO
(2)CO32－>ClO－>HCO3－>CH3COO－
(3)ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCO3－
(4)a＞b＞d＞c
(5)①变小　②不变　③变大　④不变
(6)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
角度二　有关电离平衡常数的定量计算
【练1】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
mol·L－1。若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离，则H2CO3??HCO3－＋H＋的平衡常数K1＝________。(已知：10－5.60＝2.5×10－6)
【解析】H2CO3??H＋＋HCO3－
K1＝＝≈4.2×10－7。
【答案】4.2×10－7
【练2】在25
℃下，将a
mol·L－1的氨水与0.01
mol·L－1的盐酸等体积混合，反应平衡时溶液中c(NH4＋)＝c(Cl－)，则溶液显________(填“酸”、“碱”或“中”)性；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb＝________。
【解析】氨水与盐酸等体积混合后的溶液中的电荷守恒关系式为c(NH4＋)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，因c(NH4＋)＝c(Cl－)，故有c(H＋)＝c(OH－)，溶液显中性。
NH3·H2O　??　　NH4＋　　
＋　　OH－
mol·L－1
mol·L－1　10－7
mol·L－1
Kb＝＝。
【答案】中　
【练3】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＝________。
【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＝＝。
【答案】
【练4】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－1Ba(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)。
【解析】根据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　　　　　　　b　　　10－7
Ka＝＝。
【答案】
归纳总结
电离常数的4大应用
(1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。
(2)判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱，电离常数越大，对应的盐水解程度越小，碱性(或酸性)越弱。
(3)判断复分解反应能否发生，一般符合
“强酸制弱酸”规律。
(4)判断微粒浓度比值的变化。
弱电解质加水稀释时，能促进弱电解质的电离，溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化，但电离常数不变，考题中经常利用电离常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。
如：0.1
mol·L－1
CH3COOH溶液中加水稀释，＝＝，加水稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则增大。
考点三　强酸与弱酸的比较
知
识
梳
理　　【P120】
浓度均为0.01
mol·L－1的强酸HA与弱酸HB
pH均为2的强酸HA与弱酸HB
pH或物质的量浓度
2＝pHHA0.01
mol·L－1＝
c(HA)开始与金属反应的速率
HA>HB
HA＝HB
体积相同时与过量的碱反应消耗碱的量
HA＝HB
HA体积相同时与过量活泼金属反应产生H2的量
HA＝HB
HAc(A－)与c(B－)大小
c(A－)>c(B－)
c(A－)＝c(B－)
分别加入固体NaA、NaB后pH的变化
HA：不变
HB：变大
HA：不变
HB：变大
加水稀释10倍后
3＝pHHA3＝pHHA>pHHB>2
溶液的导电性
HA>HB
HA＝HB
水的电离程度
HAHA＝HB
【多维思考】
1．按要求画出图像，并回答下列问题。
(1)相同体积、相同浓度的盐酸和醋酸
①加入足量的Zn，在甲中画出H2体积的变化图像
开始阶段单位时间内，________产生的H2多，反应停止时，产生的H2的量________。
②加水稀释，在乙中画出pH值的变化图像
加水稀释相同的倍数，________的pH大；
加水稀释到相同的pH值，________加入的水多。
【答案】(1)①
盐酸　一样多
②
醋酸　盐酸
(2)相同体积、相同pH值的盐酸和醋酸
①加入足量的Zn，在丙中画出H2体积的变化图像
反应过程中单位时间内，________产生的H2多，反应停止时，______产生的H2多。
②加水稀释，在丁中画出pH值的变化图像
加水稀释相同的倍数，________的pH大；
加水稀释到相同的pH，________加入的水多。
【答案】①
醋酸　醋酸
②
盐酸　醋酸
分
点
突
破　　【P121】
角度一　强酸、弱酸的比较
【练1】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________。
【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。
【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
【练2】现有室温下四种溶液，有关叙述不正确的是(　　)
序号
①
②
③
④
pH
11
11
3
3
溶液
氨水
氢氧化钠溶液
醋酸
盐酸
　　A．③④中分别加入适量的醋酸钠晶体后，两溶液的pH均增大
B．②③两溶液等体积混合，所得溶液中c(H＋)＞c(OH－)
C．分别加水稀释10倍，四种溶液的pH
①＞②＞④＞③
D．V1
L
④与V2
L
①混合，若混合后溶液pH＝7，则V1＜V2
【解析】醋酸钠溶液显碱性，所以A正确，也可以从平衡移动角度分析，CH3COONa电离出的CH3COO－：a.与盐酸中的H＋结合生成CH3COOH；b.使醋酸中平衡CH3COOH??CH3COO－＋H＋左移，两溶液中H＋浓度均减小，所以pH均增大；假设均是强酸强碱，且物质的量浓度相同，等体积混合后溶液呈中性，但③醋酸是弱酸，其浓度远远大于②，即混合后醋酸过量，溶液显酸性，c(H＋)>c(OH－)，B正确；分别加水稀释10倍，假设平衡不移动，那么①②溶液的pH均为10，但稀释氨水使平衡NH3·H2O??NH4＋＋OH－右移，使①pH>10，同理醋酸稀释后pH<4，所以C正确；假设均是强酸强碱，混合后溶液呈中性，V1＝V2，但①氨水是弱碱，其浓度远远大于④盐酸，所以需要的①氨水少，即V1>V2，D错误。
【答案】D
角度二　判断弱电解质的方法
【练1】为了证明醋酸是弱电解质，甲、乙、丙、丁四人分别选用下列试剂进行实验：0.1
mol·L－1醋酸溶液、0.1
mol·L－1盐酸、pH＝3的盐酸、pH＝3的醋酸、CH3COONa晶体、NaCl晶体、CH3COONH4晶体、蒸馏水、锌粒、pH试纸、酚酞、NaOH溶液等。
(1)甲取出10
mL
0.1
mol·L－1的醋酸溶液，用pH试纸测出其pH＝a，确定醋酸是弱电解质，则a应该满足的关系是____________，理由是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)乙分别取pH＝3的醋酸和盐酸各1
mL，分别用蒸馏水稀释到100
mL，然后用pH试纸分别测定两溶液的pH，则可认定醋酸是弱电解质，判断的依据是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(3)丙分别取pH＝3的盐酸和醋酸各10
mL，然后加入质量相同的锌粒，醋酸放出H2的速率快，则认定醋酸是弱电解质，你认为这一方法正确吗？________，请说明理由：________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
______________________。
(4)丁用CH3COONa晶体、NaCl晶体、蒸馏水和酚酞做实验，也论证了醋酸是弱酸的事实，该同学的实验操作和现象是
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
【答案】(1)a>1　因醋酸是弱酸，不能完全电离　(2)盐酸的pH＝5，醋酸的pH<5　(3)正确　由于醋酸是弱酸，随着反应的进行，醋酸不断电离，c(H＋)变化小，产生H2的速率醋酸比盐酸快　(4)将CH3COONa晶体、NaCl晶体分别溶于适量水配成溶液，再分别滴入酚酞溶液，CH3COONa溶液变浅红色，NaCl溶液不变色
练后思考
1．假设法进行有关量的大小比较
在做有关强酸、弱酸、强碱、弱碱的题目时，可以先假设所给物质全部是强电解质，再在此基础上结合电离平衡移动原理进行分析。如角度一【练2】中的C选项，分别加水稀释10倍，假设平衡不移动，那么①②溶液的pH均为10，然后再根据平衡移动原理进行分析；再如D选项，假设均是强酸强碱，则V1＝V2，然后再根据弱碱的电离平衡及浓度进行分析。
2．判断弱电解质的三个思维角度
角度一：弱电解质的定义，即弱电解质不能完全电离，如测0.1
mol·L－1的CH3COOH溶液的pH>1。
角度二：弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动，如pH＝1的CH3COOH加水稀释10倍后，1角度三：弱电解质形成的盐类能水解，如判断CH3COOH为弱酸可有下面两个现象：
(1)配制某浓度的醋酸钠溶液，向其中加入几滴酚酞溶液。现象：溶液变为浅红色。
(2)用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在pH试纸上，测其pH。现象：pH>7。
考
题
专
练　　【备用题】
1．正误判断，正确的划“√”，错误的划“×”。
(1)稀醋酸中加入少量醋酸钠能增大醋酸的电离程度(　　)
(重庆理综，3A)
(2)25
℃时，等体积等浓度的硝酸与氨水混合后，溶液pH＝7(　　)
(重庆理综，3B)
(3)25
℃时，0.1
mol·L－1的硫化氢溶液比等浓度的硫化钠溶液的导电能力弱(　　)
(重庆理综，3D)
(4)25
℃时，用醋酸溶液滴定等浓度NaOH溶液至pH＝7，V醋酸＜VNaOH(　　)
(重庆理综，2B)
(5)CH3COOH溶液加水稀释后，溶液中的值减小(　　)
(江苏，11C)
(6)室温下，对于0.10
mol·L－1的氨水，加水稀释后，溶液中c(NH4＋)·c(OH－)变大(　　)
(福建理综，8B)
(7)稀醋酸加水稀释，醋酸的电离程度增大，溶液的pH减小(　　)
(重庆理综，10B)
(8)中和等体积、等物质的量浓度的盐酸和醋酸所消耗的n(NaOH)相等(　　)
(福建理综，10C)
【答案】(1)×　(2)×　(3)√　(4)×　(5)√　(6)×　(7)×　(8)√
2．(全国卷Ⅰ，13)浓度均为0.10
mol·L－1、体积均为V0的MOH和ROH溶液，分别加水稀释至体积V，pH随lg的变化如图所示。下列叙述错误的是(　　)
A．MOH的碱性强于ROH的碱性
B．ROH的电离程度：b点大于a点
C．若两溶液无限稀释，则它们的c(OH－)相等
D．当lg＝2时，若两溶液同时升高温度，则增大
【解析】A项，0.10
mol·L－1的MOH和ROH，前者pH＝13，后者pH小于13，说明前者是强碱，后者是弱碱，正确；B项，ROH是弱碱，加水稀释，促进电离，b点电离程度大于a点，正确；C项，两碱溶液无限稀释，溶液近似呈中性，c(OH－)相等，正确；D项，由于MOH是强碱，在溶液中完全电离，所以c(M＋)不变，而ROH是弱碱，升高温度，促进电离平衡ROH??R＋＋OH－向右进行，c(R＋)增大，所以减小，错误。
【答案】D
3．(海南，11)下列曲线中，可以描述乙酸(甲，Ka＝1.8×10－5)和一氯乙酸(乙，Ka＝1.4×10－3)在水中的电离度与浓度关系的是(　　)
【解析】根据甲、乙的电离平衡常数可知，这两种物质都是弱电解质，在温度不变、浓度相等时，电离程度CH3COOH【答案】B
4．(山东理综，13)已知某温度下CH3COOH和NH3·H2O的电离常数相等，现向10
mL浓度为0.1
mol·L－1的CH3COOH溶液中滴加相同浓度的氨水，在滴加过程中(　　)
A．水的电离程度始终增大
B.先增大再减小
C．c(CH3COOH)与c(CH3COO－)之和始终保持不变
D．当加入氨水的体积为10
mL时，c(NH4＋)＝c(CH3COO－)
【解析】A项，醋酸显酸性，水的电离平衡受到抑制，在滴加NH3·H2O的过程中，酸性减弱，水的电离程度受到抑制的程度减小，电离程度增大，当CH3COOH反应完后，加入的NH3·H2O会抑制水的电离，电离程度减小，故该选项错误；B项，在向醋酸中滴加氨水的过程中，碱性增强酸性减弱，c(OH－)一直增大。由NH3·H2O??NH4＋＋OH－可知，K＝，则＝，而K是常数，故一直减小，该选项错误；C项，n(CH3COOH)与n(CH3COO－)之和保持不变，但溶液的体积是增大的，故c(CH3COOH)与c(CH3COO－)之和逐渐减小，该选项错误；D项，当加入氨水10
mL时，两者恰好完全反应生成CH3COONH4，由CH3COOH和NH3·H2O的电离常数相等可知，CH3COO－和NH4＋的水解程度也相等，故c(NH4＋)＝c(CH3COO－)，该选项正确。
【答案】D
5．(上海，21改编)室温下，甲、乙两烧杯均盛有5
mL
pH＝3的某一元酸溶液，向乙烧杯中加水稀释至pH＝4。关于甲、乙两烧杯中溶液的描述正确的是(　　)
A．溶液的体积10V甲B．水电离出的OH－浓度：10c(OH－)甲≤c(OH－)乙
C．若分别用等浓度的NaOH溶液完全中和，所得溶液的pH：甲≤乙
D．若分别与5
mL
pH＝11的NaOH溶液反应，所得溶液的pH
：甲≤乙
【解析】本题考查弱电解质的电离和盐类水解。由题意原甲、乙两烧杯均盛有5
mL的溶液，向乙烧杯中加水稀释至pH＝4，若该酸为强酸则10V甲＝V乙，若为弱酸则10V甲乙，错误；D中若分别与5
mL
pH＝11的NaOH溶液反应，若为强酸，则甲＝乙，若为弱酸，所得溶液应为酸性，甲中浓度大，酸性强，pH小，所以甲≤乙。
【答案】D
6．(2010·大纲全国卷Ⅱ，9)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(　　)
【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。
【答案】C
7．(2010·重庆理综，13)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，VxD．y为强酸，Vx>Vy
【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Vy比Vx大。
【答案】C
8．[海南，16(1)]氨是合成硝酸、铵盐和氮肥的基本原料。回答下列问题：
氨的水溶液显弱碱性，其原因为________________________________________________________________________
(用离子方程式表示)；0.1
mol·L－1的氨水中加入少量NH4Cl固体，溶液的pH________(填“升高”或“降低”)；若加入少量明矾，溶液中NH4＋的浓度________(填“增大”或“减小”)。
【答案】NH3·H2O??NH4＋＋OH－　降低　增大
9．[福建理综，23(3)①③]25
℃，两种酸的电离平衡常数如下表。
Ka1
Ka2
H2SO3
1.3×10－2
6.3×10－8
H2CO3
4.2×10－7
5.6×10－11
　　(1)HSO3－的电离平衡常数表达式K＝____________。
(2)H2SO3溶液和NaHCO3溶液反应的主要离子方程式为________________________________________________________________________。
【答案】(1)
(2)H2SO3＋HCO3－===HSO3－＋CO2↑＋H2O
10．[新课标全国卷Ⅰ，27(1)(2)③](1)H3PO2是一元中强酸，写出其电离方程式________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)NaH2PO2为________(填“正盐”或“酸式盐”)，其溶液显______(填“弱酸性”、“中性”或“弱碱性”)。
【解析】(1)因为H3PO2是一元中强酸，只有部分发生电离，电离方程式为H3PO2??H＋＋H2PO2－。
(2)根据H3PO2是一元中强酸，可以判断NaH2PO2是正盐，属于弱酸强碱盐，因H2PO2－水解而使溶液呈弱碱性。
【答案】(1)H3PO2??H＋＋H2PO2－
(2)正盐　弱碱性
考
点
集
训　　【P287】
A级(跨越本科练)
　　　　　　　　　　　　　　　　　　　
1．下列关于电解质的叙述正确的是(C)
A．电解质溶液的浓度越大，其导电性能一定越强
B．强酸和强碱一定是强电解质，不管其水溶液浓度的大小，都能完全电离
C．强极性共价化合物不一定都是强电解质
D．多元酸、多元碱的导电性一定比一元酸、一元碱的导电性强
【解析】A、D项，导电性取决于离子浓度及所带电荷数的多少，错误；B项，应指其稀溶液中，错误；C项，HF是强极性共价化合物，但是弱电解质。
2．下列说法错误的是(D)
A．一定温度下，弱酸的电离常数越大，酸性越强
B．醋酸的电离常数Ka和醋酸钠的水解常数Kh之间的关系：Ka·Kh＝Kw
C．平衡常数只受温度影响，与反应物或生成物的浓度变化无关
D．合成氨的反应，正反应的平衡常数和逆反应的平衡常数相同
【解析】A项，一定温度下，弱酸的电离常数越大，说明电离程度越大，酸性越强，故A正确；B项，Ka＝，Kh＝，Ka·Kh＝c(H＋)·c(OH－)＝Kw，故B正确；C项，平衡常数只与温度有关，故C正确；D项，合成氨的反应，正反应的平衡常数和逆反应的平衡常数互为倒数关系，不相同，故D错误。
3．室温下向10
mL
pH＝3的醋酸溶液中加水稀释后，下列说法正确的是(B)
A．溶液中导电粒子的数目减少
B．溶液中不变
C．醋酸的电离程度增大，c(H＋)亦增大
D．再加入10
mL
pH＝11的NaOH溶液，混合液pH＝7
【解析】弱电解质加水稀释，促进电离，溶液中导电粒子的数目增大，醋酸的电离程度增大，但c(H＋)减小，A、C错误；＝＝＝，Ka与Kw均只与温度有关，加水稀释，其值不变，B正确；再加入10
mL
pH＝11的NaOH溶液，由于醋酸的浓度大，最后溶液呈酸性，D错误。
4．运用电离常数判断可以发生的反应是(C)
酸
电离常数(25
℃)
碳酸
Ka1＝4.3×10－7
Ka2＝5.6×10－11
次溴酸
Ka＝2.4×10－9
①HBrO＋Na2CO3===NaBrO＋NaHCO3
②2HBrO＋Na2CO3===2NaBrO＋H2O＋CO2↑
③HBrO＋NaHCO3===NaBrO＋H2O＋CO2↑
④NaBrO＋CO2＋H2O===NaHCO3＋HBrO
A．①③
B．②④
C．①④
D．②③
【解析】根据复分解反应中较强酸制较弱酸的原理，①中次溴酸Ka＝2.4×10－9>碳酸Ka2＝5.6×10－11，能发生；次溴酸Ka＝2.4×10－95．已知HCl为强酸，下列对比实验不能用于证明CH3COOH为弱酸的是(D)
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
【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，A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，故B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，故C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，故D错误。
6．已知氢氟酸在水溶液中建立如下电离平衡：HF??H＋
＋
F－
，若只改变一个条件，一定可以使c(HF)/c(H＋)减小的是(A)
A．通氯化氢气体
B．加入少量氟化钾固体
C．加入少量氢氧化钠固体
D．通入少量氟化氢气体
【解析】A项，通氯化氢气体，溶液中的c(H＋)增大，化学平衡虽逆向移动，但c(H＋)增大的程度大于c(HF)增大的程度，则c(HF)/c(H＋)减小，正确；B项，加入少量氟化钾固体，氟离子的浓度增大，化学平衡逆向移动，c(HF)增大，c(H＋)减小，则c(HF)/c(H＋)增大，错误；C项，加入少量氢氧化钠固体，氢离子的浓度减小，化学平衡正向移动，c(F－)增大，＝增大，错误；D项，通入少量氟化氢气体，化学平衡虽正向移动，但c(HF)增大的程度大于c(H＋)增大的程度，则增大，错误。
7．根据下表，以下叙述错误的是(C)
HF
Ka＝3.5×10－4
H3PO4
Ki1＝7.5×10－3
Ki2＝6.2×10－8
Ki3＝2.2×10－13
A.NaF和H3PO4反应的产物只有HF、NaH2PO4
B．0.10
mol·L－1的溶液，pH由大到小的顺序是Na3PO4
＞Na2HPO4
＞
NaF
＞NaH2PO4
C．0.10
mol·L－1的H3PO4溶液中，0.30
mol·L－1
＞c(H＋)＞
0.10
mol·L－1
D．Ki2远小于Ki1的主要原因是第一步产生的H＋抑制了第二步的电离
8．将c(H＋)相同的盐酸和醋酸，分别用蒸馏水稀释至原来体积的m倍和n倍，稀释后两溶液的c(H＋)仍相同，则m和n的关系是(B)
A．m＞n
B．m＜n
C．m＝n
D．不能确定
9．pH相同、体积相同的氨水和氢氧化钠溶液分别采取下列措施，有关叙述正确的是(A)
A．加入适量的氯化铵晶体后，两溶液的pH均减小
B．温度下降10
℃，两溶液的pH均不变
C．分别加水稀释10倍，两溶液的pH仍相等
D．用同浓度的盐酸中和，消耗盐酸的体积相同
10．25
℃时，相同pH值的两种一元弱酸HA与HB溶液分别加水稀释，溶液pH值随溶液体积变化的曲线如图所示。下列说法正确的是(D)
A．同浓度的NaA与NaB溶液中，c(A－)小于c(B)－
B．a点溶液的导电性大于b点溶液
C．a点的c(HA)大于b点的c(HB)
D．HA的酸性强于HB
【解析】pH相同的酸，稀释相同倍数时，酸性强的酸的pH的变化大，酸性较弱的酸的pH的变化小，据此得出酸性：HA＞HB，故D项正确。A项，根据“越弱越水解”的规律，可知A－的水解程度小于B－的水解程度，故同浓度的NaA与NaB溶液中，c(A－)大于c(B)－，错误；B项，在这两种酸溶液中，c(H＋)≈c(A－)，c(H＋)≈c(B－)，而a点的c(H＋)小于b点的c(H＋)，故a点的c(A－)小于b点的c(B－)，即a点的离子浓度小于b点的离子浓度，故a点的导电能力小于b点，错误；
C项，在稀释前两种酸的pH相同，而两种酸的酸性：HA＞HB，故在稀释前两种酸溶液的浓度：c(HA)＜c(HB)，故将溶液稀释相同倍数时，酸的浓度仍有：c(HA)＜c(HB)，错误。
B级(冲刺名校练)
11．现有体积相等且等pH或等物质的量浓度的盐酸和醋酸溶液，分别加入足量镁粉，产生H2的体积(同温同压下测定)随时间的变化示意图如下：
其中正确的是(D)
A．①③
B．②④
C．①②③④
D．都不对
【解析】随着反应的进行，V(H2)只可能增大而不可能减小，①③错误；当两溶液等pH时，醋酸的物质的量浓度要比盐酸大得多，与足量的镁粉反应时，不仅产生的氢气体积更大，反应速率更快，而且反应的时间更长，②错误；等物质的量浓度时，醋酸中c(H＋)在反应完成之前都比盐酸中的小，因此醋酸中的反应速率应该比盐酸中的反应速率小，完全反应时产生相同体积的氢气，盐酸所用时间比醋酸短，④错误。
12．常温下，pH相差1的两种一元碱A溶液和B溶液，分别加水稀释，溶液的pH变化如图所示。下列说法正确的是(D)
A．稀释前两溶液中H＋浓度的大小关系：A＝10B
B．稀释前，A溶液中由水电离出的OH－的浓度大于10－7
mol·L－1
C．取等体积M点的A、B两种碱液加入同浓度的硫酸溶液至恰好完全反应时，所消耗硫酸溶液的体积相等
D．用醋酸中和A溶液至恰好完全反应时，溶液的pH不一定大于7
13．Ⅰ.现有pH＝2的醋酸甲和pH＝2的盐酸乙：
(1)取10
mL甲溶液，加入等体积的水，醋酸的电离平衡________(填“向左”、“向右”或“不”，下同)移动；若加入少量的冰醋酸，醋酸的电离平衡________移动，若加入少量无水醋酸钠固体，待固体溶解后，溶液中c(H＋)/c(CH3COOH)的值将________(填“增大”、“减小”或“无法确定”)。
(2)相同条件下，取等体积的甲、乙两溶液，各稀释100倍。稀释后的溶液，其pH大小关系为pH(甲)________(填“大于”、“小于”或“等于”)pH(乙)。若将甲、乙两溶液等体积混合，溶液的pH＝__________。
(3)各取25
mL的甲、乙两溶液，分别用等浓度的NaOH稀溶液中和至pH＝7，则消耗的NaOH溶液的体积大小关系为V(甲)________(填“大于”、“小于”或“等于”)V(乙)。
(4)取25
mL的甲溶液，加入等体积pH＝12的NaOH溶液，反应后溶液中c(Na＋)、c(CH3COO－)的大小关系为c(Na＋)________(填“大于”、“小于”或“等于”)c(CH3COO－)。
Ⅱ.已知25
℃时有关弱酸的电离平衡常数如下：
弱酸化学式
HSCN
CH3COOH
HCN
H2CO3
电离平衡常数
1.3×10－1
1.8×10－5
4.9×10－10
Ka1＝4.3×10－7
Ka2＝5.6×10－11
(1)25
℃时，将20
mL
0.1
mol·L－1
CH3COOH溶液和20
mL
0.1
mol·L－1
HSCN溶液分别与20
mL
0.1
mol·L－1
NaHCO3溶液混合，实验测得产生的气体体积(V)随时间(t)的变化如图所示：
反应初始阶段两种溶液产生CO2气体的速率存在明显差异的原因是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)若保持温度不变，在醋酸溶液中加入一定量氨气，下列量会变小的是________(填字母)。
a．c(CH3COO－)
b．c(H＋)
c．Kw
d．醋酸电离平衡常数
(3)25
℃时，等浓度的NaCN溶液、Na2CO3溶液和CH3COONa溶液，溶液的pH由大到小的顺序为________________________________________________________________________
________________________________________________________________________(填化学式)。
【解析】Ⅰ.(1)根据勒夏特列原理可知，加水稀释后电离平衡正向移动；若加入冰醋酸，相当于增大了反应物浓度，因此电离平衡也正向移动；加入醋酸钠固体后，溶液中醋酸根离子浓度增大，抑制了醋酸的电离，故c(H＋)/c(CH3COOH)的值减小。(2)由于在稀释过程中醋酸继续电离，故稀释相同的倍数后pH(甲)小于pH(乙)。盐酸和醋酸溶液的pH都是2，溶液中的H＋浓度都是0.01
mol·L－1，设醋酸的原浓度为c
mol·L－1，混合后平衡没有移动，则有：
　　　　　　　　　CH3COOH??H＋＋CH3COO－
原平衡浓度(mol·L－1)　c－0.01　　　
0.01　　0.01
混合后浓度(mol·L－1)　(c－0.01)/2　
0.01　
0.01/2
由于温度不变醋酸的电离常数不变，结合数据可知醋酸的电离平衡确实未发生移动，因此混合后溶液的pH仍等于2。(3)取体积相等的两溶液，醋酸的物质的量较多，经NaOH稀溶液中和至相同pH时，消耗NaOH溶液的体积V(甲)大于V(乙)。(4)两者反应后醋酸过量，溶液显酸性，根据电荷守恒可得c(Na＋)小于c(CH3COO－)。
Ⅱ.(1)由Ka(CH3COOH)＝1.8×10－5和Ka(HSCN)＝0.13可知，CH3COOH的酸性弱于HSCN的，即在相同浓度的情况下HSCN溶液中H＋的浓度大于CH3COOH溶液中H＋的浓度，浓度越大反应速率越快。
(2)加入氨气，促进醋酸的电离，则c(CH3COO－)增大，故a错误；加入氨气，c(OH－)增大，c(H＋)减小，故b正确；由于温度不变，则Kw不变，故c错误；由于温度不变，醋酸电离平衡常数不变，故d错误。
(3)酸性越弱，其盐水解程度越大，pH越大，根据电离平衡常数知酸性：CH3COOH＞HCN＞HCO3－，则水解程度：Na2CO3＞NaCN＞CH3COONa，pH由大到小的顺序为Na2CO3＞NaCN＞CH3COONa。
【答案】Ⅰ.(1)向右　向右　减小　(2)小于　2　(3)大于
(4)小于
Ⅱ.(1)HSCN的酸性比CH3COOH强，其溶液中c(H＋)较大，故其溶液与NaHCO3溶液的反应速率快
(2)b
(3)Na2CO3＞NaCN＞CH3COONa
14．为了证明一水合氨(NH3·H2O)是弱电解质，甲、乙、丙三人分别选用下列试剂进行实验：0.010
mol·L－1氨水、0.1
mol·L－1
NH4Cl溶液、NH4Cl晶体、酚酞溶液、pH试纸、蒸馏水。
(1)甲用pH试纸测出0.010
mol·L－1氨水的pH为10，则认定一水合氨是弱电解质，你认为这一方法是否正确？________(填“正确”或“不正确”)，并说明理由：________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)乙取出10
mL
0.010
mol·L－1氨水，用pH试纸测其pH＝a，然后用蒸馏水稀释至1
000
mL，再用pH试纸测其pH＝b，若要确认NH3·H2O是弱电解质，则a、b值应满足什么关系？________________(用等式或不等式表示)。
(3)丙取出10
mL
0.010
mol·L－1氨水，滴入2滴酚酞溶液，显粉红色，再加入少量NH4Cl晶体，颜色变________(填“深”或“浅”)。你认为这一方法能否证明NH3·H2O是弱电解质？________(填“能”或“否”)，并说明原因：________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(4)请你根据所提供的试剂，再提出一个合理又简便的方案证明NH3·H2O是弱电解质：________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
【解析】(1)若NH3·H2O是强电解质，则0.010
mol·L－1氨水中c(OH－)应为0.010
mol·L－1，pH＝12。用pH试纸测出0.010
mol·L－1氨水的pH为10，说明NH3·H2O没有完全电离，应为弱电解质。
(2)若NH3·H2O是强电解质，用蒸馏水稀释至1
000
mL，其pH＝a－2。因为NH3·H2O是弱电解质，不能完全电离，a、b应满足a－2＜b＜a。
(3)向0.010
mol·L－1氨水中加入少量NH4Cl晶体，有两种可能：一是氯化铵在水溶液中电离出的NH4＋水解使溶液显酸性，加入氨水中使其pH降低；二是NH4＋使NH3·H2O的电离平衡NH3·H2O??NH4＋＋OH－逆向移动，从而使溶液的pH降低，这两种可能均会使溶液颜色变浅，可证明NH3·H2O是弱电解质。
(4)NH4Cl为强酸弱碱盐，只需检验NH4Cl溶液的酸碱性，即可证明NH3·H2O是弱电解质还是强电解质。
【答案】(1)正确　若是强电解质，则0.010
mol·L－1氨水中c(OH－)应为0.01
mol·L－1，pH＝12；现测出pH＝10，说明NH3·H2O未完全电离，应为弱电解质
(2)a－2＜b＜a
(3)浅　能　0.010
mol·L－1氨水(滴有酚酞溶液)中加入氯化铵晶体后颜色变浅，有两种可能：一是氯化铵在水溶液中电离出的NH4＋水解使溶液显酸性，加入氨水中使其pH降低；二是NH4＋使NH3·H2O的电离平衡NH3·H2O??NH4＋＋OH－逆向移动，从而使溶液的pH降低。这两种可能均证明NH3·H2O是弱电解质
(4)取一张pH试纸，用玻璃棒蘸取0.1
mol·L－1NH4Cl溶液，滴在pH试纸上，显色后跟标准比色卡比较测出pH，pH＜7(方案合理即可)
第二节　水的电离和溶液的pH
【考纲要求】
1．了解水的电离、离子积常数以及影响水电离平衡的因素。
2．了解溶液的酸碱性与pH的关系。
3．能进行pH的简单计算。
4．了解测定溶液pH的方法(强酸、强碱)。
考点一　水的电离
知
识
梳
理　　【P122】
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．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。
3．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__。
4．外界条件对水的电离平衡的影响
　　体系变化
条件　　　
平衡移动方向
Kw
水的电离程度
c(OH－)
c(H＋)
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
　　【多维思考】
1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)纯水中c(H＋)随着温度的升高而降低(　　)
(2)25
℃时，0.10
mol·L－1
NaHCO3溶液加水稀释后，n(H＋)与n(OH－)的乘积变大(　　)
(3)已知某温度下CH3COOH和NH3·H2O的电离常数相等，现向10
mL浓度为0.1
mol·L－1的CH3COOH溶液中滴加相同浓度的氨水，在滴加过程中水的电离程度始终增大(　　)
(4)在蒸馏水中滴加浓H2SO4，Kw不变(　　)
(5)向水中加入少量硫酸氢钠固体，促进了水的电离，c(H＋)增大，Kw不变(　　)
(6)向水中加入AlCl3溶液对水的电离不产生影响(　　)
(7)100
℃的纯水中c(H＋)＝1×10－6mol·L－1，此时水呈酸性(　　)
【答案】(1)×　(2)×　(3)×　(4)×　(5)×　(6)×　(7)×
2．Kw＝c(H＋)·c(OH－)中，H＋和OH－一定是由水电离出来的吗？
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
【答案】不一定，如酸溶液中H＋由酸和水电离产生，碱溶液中OH－由碱和水电离产生，只要是水溶液必定有H＋和OH－，当溶液浓度不大时，总有Kw＝c(H＋)·c(OH－)
3．下列有关水的电离的说法正确的是(　　)
A．将水加热，Kw增大，pH不变
B．向水中加入少量NaHSO4固体，恢复到原温度，水的电离程度增大
C．向水中加入少量NH4Cl固体，恢复到原温度，水的电离程度减小
D．向水中加入少量NaOH固体，恢复到原温度，水的电离被抑制，c(OH－)增大
【解析】A.水的电离是一个吸热的过程，升高温度，促进电离，H＋和OH－离子浓度增大，Kw增大，pH减小，错误；B.向水中加入少量NaHSO4固体，c(H＋)增大，水的电离受到抑制，水的电离程度减弱，错误；C.向水中加入少量NH4Cl固体，发生反应：NH4＋＋OH－===NH3·H2O，水的电离程度增大，错误；D.向水中加少量NaOH固体，溶液中c(OH－)增大，水的电离受到抑制，正确。
【答案】D
4．在pH＝2的盐酸溶液中由水电离出来的c(H＋)与c(OH－)之间的关系是什么？
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
【答案】外界条件改变，水的电离平衡发生移动，但任何时候由水电离出的c(H＋)和c(OH－)总是相等的。
5．甲同学认为，在水中加入H2SO4，水的电离平衡向左移动，解释是加入H2SO4后c(H＋)增大，平衡左移。乙同学认为，加入H2SO4后，水的电离平衡向右移动，解释为加入H2SO4后，c(H＋)浓度增大，H＋与OH－中和，平衡右移。你认为哪种说法正确？并说明原因。水的电离平衡移动后，溶液中c(H＋)·c(OH－)是增大还是减小？
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
【答案】甲正确，温度不变，Kw是常数，加入H2SO4，c(H＋)增大，c(H＋)·c(OH－)>Kw，平衡左移。c(H＋)·c(OH－)不变，因为Kw仅与温度有关，温度不变，则Kw不变，与外加酸、碱、盐无关。
反思归纳
(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。
分
点
突
破　　【P123】
角度一　外界条件对水的电离平衡的影响
【练1】(2016·曲靖模拟)一定温度下，水存在H2O??H＋＋OH－　ΔH>0的平衡，下列叙述一定正确的是(　　)
A．向水中滴入少量稀盐酸，平衡逆向移动，Kw减小
B．将水加热，Kw增大，pH减小
C．向水中加入少量固体CH3COONa，平衡逆向移动，c(H＋)降低
D．向水中加入少量固体硫酸钠，c(H＋)＝10－7
mol·L－1，Kw不变
【解析】A项，Kw应不变；C项，平衡应正向移动；D项，由于没有指明温度，c(H＋)不一定等于10－7
mol·L－1。
【答案】B
【练2】常温下，某溶液中由水电离的c(H＋)＝1×10－13
mol·L－1，该溶液可能是(　　)
①二氧化硫水溶液　②氯化铵水溶液　③硝酸钠水溶液　④氢氧化钠水溶液
A．①④　　　B．①②　　　C．②③　　　D．③④
【解析】水电离的c(H＋)＝1×10－13
mol·L－1＜10－7
mol·L－1，说明水电离受到抑制，溶液可能为酸溶液，也可能为碱溶液，二氧化硫水溶液和氢氧化钠水溶液符合，氯化铵水解促进水的电离，硝酸钠为中性溶液，不影响水的电离。
【答案】A
角度二　水电离出的c(H＋)或
c(OH－)的定性比较
【练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________________________________________________________________________。
(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________；常温下，pH＝5的NH4Cl溶液与pH＝9的CH3COONa溶液中，水的电离程度________。(均填“前者大”、“后者大”或“相同”)
【答案】(1)④>①>②>③　(2)相同　相同
角度三　水电离出的c(H＋)或
c(OH－)的定量计算
【练1】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－)＝__________。
【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)可水解的盐溶液中的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。
【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
【练2】(韶关模拟)已知NaHSO4在水中的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO42－。某温度下，向c(H＋)＝1×10－6
mol·L－1的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的c(H＋)＝1×10－2
mol·L－1。下列对该溶液的叙述不正确的是(　　)
A．该温度高于25
℃
B．由水电离出来的H＋的浓度为1×10－10
mol·L－1
C．加入NaHSO4晶体抑制水的电离
D．取该溶液加水稀释100倍，溶液中的c(OH－)减小
【解析】该温度下蒸馏水中c(H＋)＝1×10－6
mol·L－1，大于25
℃时纯水中c(H＋)，故该温度高于25
℃，A正确；此温度下Kw＝1×10－12，故该NaHSO4溶液中c(OH－)＝＝1×10－10mol·L－1，由水电离出的c(H＋)与溶液中的c(OH－)相等，B正确；加入NaHSO4后，NaHSO4电离出的H＋抑制了水的电离，C正确；加水稀释时，c(H＋)减小，而Kw不变，故c(OH－)增大，D错。
【答案】D
【练3】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
【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。
【答案】A
方法突破
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
(1)pH＝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NH4＋结合，溶液中c(OH－)＝10－9
mol·L－1。
(2)pH＝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。
考点二　溶液的酸碱性和pH
知
识
梳
理　　【P124】
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＋)__<__c(OH－)，常温下，pH__>__7。
2．pH及其测量
(1)计算公式：pH＝__－lgc(H＋)__。
(2)测量方法
①pH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。
②pH计测量法。
(3)溶液的酸碱性与pH的关系
常温下：
3．溶液pH的计算
(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＝－lgc(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＝－lgc(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＝。
【多维思考】
1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)任何温度下，利用H＋和OH－浓度的相对大小均可判断溶液的酸碱性(　　)
(2)某溶液的c(H＋)>10－7mol·L－1，则该溶液呈酸性(　　)
(3)用蒸馏水润湿的pH试纸测溶液的pH，一定会使结果偏低(　　)
(4)一定温度下，pH＝a的氨水，稀释10倍后，其pH＝b，则a＝b＋1(　　)
(5)常温常压时，pH＝11的NaOH溶液与pH＝3的醋酸溶液等体积混合后，滴入石蕊溶液呈红色(　　)
(6)根据溶液的pH判断该溶液的酸碱性(　　)
(7)把pH＝2与pH＝12的酸、碱溶液等体积混合后，所得溶液的pH为7(　　)
【答案】(1)√　(2)×　(3)×　(4)×　(5)√　(6)×　(7)×
2．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
3．用pH试纸测溶液的pH时应注意什么问题？记录数据时又要注意什么？是否可用pH试纸测定氯水的pH
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
【答案】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)
反思归纳
(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。
分
点
突
破　　【P124】
角度一　溶液混合酸碱性判断规律
【练1】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
角度二　溶液稀释时pH值的判断
【练1】(1)1
mL
pH＝9的NaOH溶液，加水稀释到10
mL，pH＝________；加水稀释到100
mL，pH________7。
(2)pH＝5的H2SO4溶液，加水稀释到500倍，则稀释后c(SO42－)与c(H＋)的比值为__________。
【答案】(1)8　接近　(2)
【练2】(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，浓度均为0.2
mol·L－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____________。
(4)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　(3)mn
角度三　多维计算溶液的pH值
【练1】求下列常温条件下溶液的pH(已知lg1.3＝0.1，lg2＝0.3，混合溶液忽略体积的变化)。
(1)0.005
mol·L－1的H2SO4溶液
(2)0.1
mol·L－1的CH3COOH溶液(已知CH3COOH的电离常数Ka＝1.8×10－5)
(3)0.1
mol·L－1NH3·H2O溶液(NH3·H2O的电离度为α＝1%，电离度＝×100%)
(4)将pH＝8的NaOH与pH＝10的NaOH溶液等体积混合
(5)常温下，将pH＝5的盐酸与pH＝9的NaOH溶液以体积比11∶9混合
(6)将pH＝3的HCl与pH＝3的H2SO4等体积混合
(7)0.001
mol·L－1的NaOH溶液
(8)pH＝2的盐酸与等体积的水混合
(9)pH＝2的盐酸加水稀释1
000倍
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
【解析】(2)CH3COOH　??
CH3COO－
＋
H＋
c(初始)　　
0.1　　　　　　　0　　　　
0
c(电离)　　c(H＋)　　　　　
c(H＋)　　
c(H＋)
c(平衡)　0.1－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。
(3)　　　
NH3·H2O　??　OH－　
＋　
NH4＋
c(初始)　0.1　　　　　　
0　　　　　
0
c(电离)　0.1×1%　　　　0.1×1%　　
0.1×1%
则c(OH－)＝0.1×1%
mol·L－1＝10－3mol·L－1
c(H＋)＝10－11
mol·L－1，所以pH＝11。
(4)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。
(5)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。
【答案】(1)2　(2)2.9　(3)11　(4)9.7　(5)6　(6)3　(7)11　(8)2.3　(9)5
角度四　强酸、强碱混合呈中性pH
与体积关系
【练1】在某温度时，测得0.01
mol·L－1的NaOH溶液的pH＝11。
(1)该温度下水的离子积常数Kw＝________。
(2)在此温度下，将pH＝a的NaOH溶液Va
L与pH＝b的硫酸Vb
L混合。
①若所得混合液为中性，且a＝12，b＝2，则Va∶Vb＝__________。
②若所得混合液为中性，且a＋b＝12，则Va∶Vb＝__________。
【解析】(1)由题意知，溶液中c(H＋)＝10－11
mol·L－1，
c(OH－)＝0.01
mol·L－1，故
Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝10－13。
(2)①根据中和反应：H＋＋OH－===H2O。
c(H＋)·Vb＝c(OH－)·Va
10－2·Vb＝·Va
＝＝1∶10。
②根据中和反应H＋＋OH－===H2O
c(H＋)·Vb＝c(OH－)·Va
10－b·Vb＝·Va
＝＝1013－(a＋b)＝10，即Va∶Vb＝10∶1。
【答案】(1)10－13　(2)①1∶10　②10∶1
易错提示
1．酸、碱稀释时两个误区
(1)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。
(2)不能正确理解弱酸、弱碱的稀释规律
溶液
稀释前溶液pH
酸
强酸
弱酸
pH＝a
碱
强碱
弱碱
pH＝b
加水稀释至体积为原来的10n倍
稀释后溶液pH
pH＝a＋n
a＜pH＜a＋n
pH＝b－n
b－n＜pH＜b
注：表中a＋n＜7，b－n＞7。
2．强酸强碱混合的计算规律
将强酸、强碱溶液以某体积之比混合，若混合液呈中性，则c(H＋)∶c(OH－)、V碱∶V酸、pH酸＋pH碱有如下规律(25
℃)：因c(H＋)酸·V酸＝c(OH－)碱·V碱，故有＝。在碱溶液中c(OH－)碱＝，将其代入上式得c(H＋)酸·c(H＋)碱＝，两边取负对数得pH酸＋pH碱＝14－lg。现举例如下：
V酸∶V碱
c(H＋)∶c(OH－)
pH酸＋pH碱
10∶1
1∶10
15
1∶1
1∶1
14
1∶10
10∶1
13
m∶n
n∶m
14＋lg()
考点三　酸、碱中和滴定
知
识
梳
理　　【P126】
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__二至三__次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c(NaOH)＝____计算。
4．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__浅红色__
>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。
【多维思考】
1．KMnO4(H＋)溶液、溴水、Na2CO3溶液、稀盐酸应分别盛放在哪种滴定管中？
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
【答案】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．酸式滴定管怎样查漏？
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
【答案】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10分钟，观察滴定管口及旋塞两端是否有水渗出，旋塞不渗水才可使用
3．滴定管盛标准溶液时，其液面一定要在0刻度吗？
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
【答案】不一定。只要在0刻度或0刻度以下的某刻度即可，但一定要记录下滴定开始前液面的读数
4．滴定终点就是酸碱恰好中和的点吗？
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
【答案】滴定终点是指示剂颜色发生突变的点，不一定是酸碱恰好中和的点
分
点
突
破　　【P127】
角度一　突破误差分析
【练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
角度二　准确选择指示剂、仪器
【练1】实验室现有3种酸碱指示剂，其pH变色范围如下：
甲基橙：3.1～4.4　石蕊：5.0～8.0　酚酞：8.2～10.0
用0.100
0
mol·L－1
NaOH溶液滴定未知浓度的CH3COOH溶液，反应恰好完全时，下列叙述中正确的是(　　)
A．溶液呈中性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂
B．溶液呈中性，只能选用石蕊作指示剂
C．溶液呈碱性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂
D．溶液呈碱性，只能选用酚酞作指示剂
【解析】NaOH溶液和CH3COOH溶液恰好完全反应时生成CH3COONa，由于CH3COO－水解显碱性，而酚酞的变色范围为8.2～10.0，比较接近。因此答案为D。
【答案】D
【练2】用已知浓度的NaOH溶液滴定某H2SO4溶液的浓度(如图所示)，下表中正确的选项是(　　)
选项
锥形瓶中溶液
滴定管中溶液
选用指示剂
选用滴定管
A
碱
酸
石蕊
乙
B
酸
碱
酚酞
甲
C
碱
酸
甲基橙
乙
D
酸
碱
酚酞
乙
　　【答案】D
角度三　规范描述滴定终点
【练1】(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
角度四　酸、碱中和滴定的全面突破
【练1】某学生用已知物质的量浓度的盐酸来测定未知物质的量浓度的NaOH溶液时，选择甲基橙作指示剂。请填写下列空白：
(1)用标准的盐酸滴定待测的NaOH溶液时，左手握酸式滴定管的活塞，右手摇动锥形瓶，眼睛注视________________，直到因加入一滴盐酸后，溶液由黄色变为橙色，并________________________为止。
(2)下列操作中可能使所测NaOH溶液的浓度数值偏低的是________(填字母)。
A．酸式滴定管未用标准盐酸润洗就直接注入标准盐酸
B．滴定前盛放NaOH溶液的锥形瓶用蒸馏水洗净后没有干燥
C．酸式滴定管在滴定前有气泡，滴定后气泡消失
D．读取盐酸体积时，开始仰视读数，滴定结束时俯视读数
(3)若滴定开始和结束时，酸式滴定管中的液面如图所示，则起始读数为________mL，终点读数为________mL，所用盐酸溶液的体积为________mL。
(4)某学生根据3次实验分别记录有关数据如下表：
滴定次数
待测NaOH溶液
的体积/mL
0.100
0
mol·L－1盐酸的体积/mL
滴定前刻度
滴定后刻度
溶液体积/mL
第一次
25.00
0.00
26.11
26.11
第二次
25.00
1.56
30.30
28.74
第三次
25.00
0.22
26.31
26.09
依据上表数据列式计算该NaOH溶液的物质的量浓度。
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
【解析】在求c(NaOH)和进行误差分析时应依据公式：c(NaOH)＝。欲求c(NaOH)，须先求V[(HCl)aq]再代入公式；进行误差分析时，要考虑实际操作对每一个量即V[(HCl)aq]和V[(NaOH)aq]的影响，进而影响c(NaOH)。
(1)考查酸碱中和滴定实验的规范操作。
(2)考查由于不正确操作引起的误差分析。滴定管未用标准盐酸润洗，内壁附着一层水，可将加入的盐酸稀释，中和相同量的碱，所需盐酸的体积偏大，结果偏高；用碱式滴定管取出的待测NaOH溶液的物质的量一旦确定，倒入锥形瓶后，水的加入不影响OH－的物质的量，也就不影响结果；若排出气泡，液面会下降，故读取V酸偏大，结果偏高；正确读数(虚线部分)和错误读数(实线部分)如图所示：
(3)读数时，以凹液面的最低点为基准。
(4)先算出耗用标准盐酸的平均值
V＝
＝26.10
mL(第二次偏差太大，舍去)，
c(NaOH)＝
＝0.104
4
mol·L－1。
【答案】(1)锥形瓶中溶液颜色变化　在半分钟内不变色
(2)D
(3)0.00　26.10　26.10
(4)V＝＝26.10
mL，c(NaOH)＝＝0.104
4
mol·L－1
角度五　关系式法在“滴定”拓展中的应用
【练1】KMnO4溶液常用作氧化还原反应滴定的标准液，由于KMnO4的强氧化性，它的溶液很容易被空气中或水中的某些少量还原性物质还原，生成难溶性物质MnO(OH)2，因此配制KMnO4标准溶液的操作如下：
①称取稍多于所需量的KMnO4固体溶于水中，将溶液加热并保持微沸1
h；②用微孔玻璃漏斗过滤除去难溶的MnO(OH)2；③过滤得到的KMnO4溶液贮存于棕色试剂瓶并放在暗处；④利用氧化还原滴定方法，在70～80
℃条件下用基准试剂(纯度高、相对分子质量较大、稳定性较好的物质)溶液标定其浓度。
请回答下列问题：
(1)准确量取一定体积的KMnO4溶液需要使用的仪器是____________。
(2)在下列物质中，用于标定KMnO4溶液的基准试剂最好选用________(填字母)。
　　　　　　　　　　　　　　　　　　　
A．H2C2O4·2H2O
B．FeSO4
C．浓盐酸
D．Na2SO3
(3)若准确称取W
g你选的基准试剂溶于水配成500
mL溶液，取25.00
mL置于锥形瓶中，用KMnO4溶液滴定至终点，消耗KMnO4溶液V
mL。KMnO4溶液的物质的量浓度为________mol·L－1。
(4)若用放置两周的KMnO4标准溶液去测定水样中Fe2＋的含量，测得的浓度值将________(填“偏高”、“偏低”或“无影响”)。
【解析】(1)KMnO4溶液具有强氧化性，能将碱式滴定管下端的橡胶管腐蚀，所以不能用碱式滴定管量取，应用酸式滴定管量取。
(2)H2C2O4·2H2O在常温常压下是稳定的结晶水合物；
FeSO4在空气中不稳定易被氧化，铁元素的化合价从＋2升高到＋3；浓盐酸易挥发；Na2SO3在空气中不稳定易被氧化成Na2SO4。
(3)根据得失电子守恒原理有关系式：5(H2C2O4·2H2O)～2KMnO4，则KMnO4溶液的浓度为
c(KMnO4)＝＝
mol·L－1。
(4)在放置过程中，由于空气中还原性物质的作用，使KMnO4溶液的浓度变小了，再去滴定水样中的Fe2＋时，消耗KMnO4溶液(标准溶液)的体积会增大，导致计算出来的c(Fe2＋)会增大，测定的结果将偏高。
【答案】(1)酸式滴定管
(2)A
(3)
(4)偏高
【练2】为测定某石灰石中CaCO3的质量分数，称取W
g石灰石样品，加入过量的浓度为6
mol·L－1的盐酸，使它完全溶解，加热煮沸，除去溶解的CO2，再加入足量的草酸铵[(NH4)2C2O4]溶液后，慢慢加入氨水可降低溶液的酸度，则析出草酸钙沉淀：C2O42－＋Ca2＋===CaC2O4↓，过滤出CaC2O4后，用稀硫酸溶解：CaC2O4＋H2SO4===H2C2O4＋CaSO4，再用蒸馏水稀释至V0
mL，取出V1
mL，用a
mol·L－1的酸性KMnO4溶液滴定，此时发生反应2MnO4－＋5H2C2O4＋6H＋===2Mn＋＋10CO2↑＋8H2O，若达到滴定终点时消耗a
mol·L－1的KMnO4溶液V2
mL，计算样品中CaCO3的质量分数：________。
【解析】本题涉及的化学方程式或离子方程式为CaCO3＋2HCl===CaCl2＋H2O＋CO2↑，C2O42－＋Ca2＋===CaC2O4↓，CaC2O4＋H2SO4===H2C2O4＋CaSO4，2MnO4－＋5H2C2O4＋6H＋===2Mn2＋＋10CO2↑＋8H2O，由此得出相应的关系式：
5CaCO3～5H2C2O4～2MnO4－
5
mol　　　　　　　2
mol
n(CaCO3)　　　　　a
mol·L－1×V2×10－3
L
解得：n(CaCO3)＝2.5aV2×10－3
mol，
则原溶液中：
w(CaCO3)＝×100%＝%。
【答案】%
练后思考
1．滴定终点的判断答题模板
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”。
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。
3．氧化还原滴定3要点
(1)原理：以氧化剂或还原剂为滴定剂，直接滴定一些具有还原性或氧化性的物质，或者间接滴定一些本身并没有还原性或氧化性，但能与某些还原剂或氧化剂反应的物质。
(2)试剂：常见的用于滴定的氧化剂有KMnO4、K2Cr2O7等；常见的用于滴定的还原剂有亚铁盐、草酸、维生素C等。
(3)指示剂：氧化还原滴定法的指示剂有三类。a.氧化还原指示剂；b.专用指示剂，如在碘量法滴定中，可溶性淀粉溶液遇碘标准溶液变蓝；c.自身指示剂，如高锰酸钾标准溶液滴定草酸时，滴定终点为溶液由无色变为浅红色。
考点四　滴定曲线的专题突破
知
识
梳
理　　【P129】
酸碱中和滴定曲线类试题是近几年高考的热点和难点，试题以酸碱滴定过程为基础，考查滴定曲线的绘制，离子浓度大小比较，溶液中的守恒关系等，这类试题的难点在于整个过程为一动态过程，在解题的过程中，可以化动为静，巧抓几点，采取极端假设的方法进行判断解题探究。
分
点
突
破　　【P129】
角度一　滴定曲线的绘制与分析
【练1】已知某温度下CH3COOH的电离常数K＝1.6×10－5。该温度下，向20
mL
0.01
mol·L－1
CH3COOH溶液中逐滴加入0.01
mol·L－1
KOH溶液，其pH变化曲线如图所示(忽略温度变化)。请回答下列有关问题：(已知lg
4＝0.6)
(1)a点溶液中c(H＋)约为________，pH约为________。
(2)a、b、c、d四点中水的电离程度最大的是________点，滴定过程中宜选用__________作指示剂，滴定终点在________(填“c点以上”或“c点以下”)。
(3)若向20
mL稀氨水中逐滴加入等浓度的盐酸，则下列变化趋势正确的是________(填字母)。
【解析】(1)电离消耗的醋酸在计算醋酸的电离平衡浓度时可以忽略不计。由K＝得，c(H＋)≈
mol·L－1＝4×10－4
mol·L－1。(2)a点是醋酸溶液，b点是醋酸和少量CH3COOK的混合溶液，c点是CH3COOK和少量醋酸的混合溶液，d点是CH3COOK和KOH的混合溶液，酸、碱均能抑制水的电离，CH3COOK水解促进水的电离，所以c点溶液中水的电离程度最大。由于酸碱恰好完全反应时溶液显碱性，故应该选择在碱性范围内变色的指示剂酚酞。滴定终点应在c点以上。(3)由于稀氨水显碱性，首先排除选项A和C；两者恰好反应时溶液显酸性，排除选项D。
【答案】(1)4×10－4
mol·L－1　3.4
(2)c　酚酞　c点以上
(3)B
【练2】(2016·唐山模拟)现有常温条件下甲、乙、丙三种溶液，甲为0.1
mol·L－1的NaOH溶液，乙为0.1
mol·L－1的HCl溶液，丙为0.1
mol·L－1的CH3COOH溶液。试回答下列问题：
(1)甲溶液的pH＝________。
(2)丙溶液中存在的电离平衡为________________________________________________________________________
________________________________________________________________________(用电离平衡方程式表示)。
(3)常温下，用水稀释0.1
mol·L－1的CH3COOH溶液时，下列各量随水量的增加而增大的是________(填序号)。
①n(H＋)　②c(H＋)　③　④c(OH－)
(4)甲、乙、丙三种溶液中由水电离出的c(OH－)的大小关系为____________。
(5)某同学用甲溶液分别滴定20.00
mL乙溶液和20.00
mL丙溶液，得到如图所示的两条滴定曲线，请回答有关问题：
①甲溶液滴定丙溶液的曲线是________(填“图1”或“图2”)曲线。
②a＝________。
【解析】(1)c(OH－)＝0.1
mol·L－1，则c(H＋)＝10－13mol·L－1，pH＝13。(2)CH3COOH溶液中存在CH3COOH和水的电离平衡。(3)CH3COOH是弱酸，当向0.1
mol·L－1的CH3COOH溶液中加水稀释时，CH3COOH的电离程度增大，平衡向右移动，H＋的物质的量增大，但是c(H＋)减小，故①增大，②减小；设CH3COOH在水中的电离平衡常数为K，则＝，c(H＋)减小，而K在一定温度下是常数，故减小，即③减小；常温下，KW为一定值，KW＝c(H＋)·c(OH－)，c(H＋)减小，则c(OH－)增大，即④增大。(4)酸、碱对水的电离具有抑制作用，水溶液中c(H＋)或c(OH－)越大，水的电离程度越小，反之越大。(5)①HCl是强酸，CH3COOH是弱酸，分析题图，可知图2是甲溶液滴定丙溶液的曲线。②氢氧化钠溶液滴定盐酸恰好中和时，pH＝7，因二者浓度相等，则二者体积相等，a＝20.00；氢氧化钠溶液滴定醋酸恰好中和时，生成醋酸钠溶液，pH>7