第八單元水溶液中的離子平衡

第28講弱電解質的電離

考綱要求L了解強電解質和弱電解質的概念。2.理解電解質在水中的電離以及

電解質溶液的導電性。3.理解弱電解質在水中的電離平衡，能利用電離平衡常數

進行相關計算。

/考點一弱電解質的電離平衡I

弱電解質的電離平衡

（1）電離平衡的建立

在一定條件下（如溫度、壓強等），的速率相等時，電離過程達到了平

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內因：由弱電解質本身決定，電解質越,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

動

改變弱電—―移動_________加水稀釋

解質濃度移動增大弱電解質的濃度

同離子效應—―移動________增大了生成的離子的濃度

化學反應移動減小了生成的離子的濃度

對點自測

1.判斷正誤(正確的打“J”，錯誤的打“X”)。

⑴強電解質溶液一定比弱電解質溶液的導電性強()

⑵如果0.01mol-L1的HA溶液pH>2,說明HA是弱酸()

⑶強電解質都是離子化合物，而弱電解質都是共價化合物()

(4)1L0.1mol-L的乙酸溶液中含H*的數量為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.強電解質在溶液中完全電離,不存在電離平衡

B.導電能力強的溶液其溶質是強電解質

C.溶質為同一弱電解質的溶液，當溫度不同時,其導電能力也不相同

D.強電解質在液態時,有的導電,有的不導電

2.［2019?房山區模擬］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?黑龍江省大慶中學開學考試］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］數目增多@c(OH)增大

⑤溶液導電能力增強⑥增大

C(NH3?H2O)

A.①②③B.①③⑤C.①③⑥D.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“假設法”進行判斷。先假設弱電

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

導致〃OH或〃(0H)要比假設情況的大，c(HD或c(OH)也就隨之發生變化。

2.溶液中某些離子濃度比值的變化

對弱電解質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化為物質的量進行比較,這樣分析起來可以忽略溶液體積的

變化，只需分析微粒數目的變化即可。第二種方法是“湊常數”，解題時將某些離

子的濃度比值關系，乘以或除以某種離子的濃度,將會轉化為一個常數與某種離

子濃度乘積或相除的關系。

題組二弱電解質的判斷方法

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

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

D.甲酸溶液的導電性比鹽酸的弱

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。下列結論正確的是（）

A.酸B比酸A的電離度大

B.A為弱酸,B為強酸

C.酸B的物質的量濃度比A的小

D.A酸比B酸易電離

圖8-28-2

方法技巧判斷強、弱電解質的方法

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

CH3C00H是弱酸。

⑵依據物質的類別進行判斷:強酸（鹽酸、硫酸、硝酸、高氯酸、氫澳酸和氫碘

酸）、強堿（氫氧化鈉、氫氧化鉀、氫氧化鈣、氫氧化領）、大多數鹽為強電解質。

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

CH3C00H是弱酸。

（4）依據鹽類能水解判斷:如判斷CH3COOH為弱酸可根據下面實驗：

①配制某濃度的醋酸鈉溶液，向其中加入幾滴酚酉太試液。現象:溶液變為淺紅色。

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

題組三強酸與弱酸、強堿與弱堿的比較

1.[2019?浙江溫州“十五校聯合體"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，所含溶質的分子數:HC1等于醋酸

B.與等體積等濃度NaHCA溶液混合,開始產生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,鹽酸產生的乩多

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

的多少可以判斷醋酸是弱電解質

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（垃的變化關系如圖8-28-3,下列說法正確的是（）

A.稀釋前,X、Y中溶質堿的物質的量濃度相等

B.稀釋后,X溶液的堿性比Y溶液的堿性強

C.同濃度鹽酸分別與X、Y這兩種堿溶液恰好完全反應時，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,反應后溶液中c（N「）、

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

規律小結一元強酸（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：

圖8-28-4

（1）對于PH=y的強酸溶液稀釋時，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。

/考點二電離平衡常數1

1.表達式

(1)對于一元弱酸HA

HA一H++A」,平衡常數Ka=-

(2)對于一元弱堿BOH

BOHTlOH,平衡常數鼠o

2.特點

(1)電離平衡常數

’決定因素:弱電解質

<影響因素:,隨溫度升高而,

<原因是________________________

、與溶液的、無關

⑵多元弱酸是分步電離的，各級電離平衡常數的大小關系式是,

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,表示該弱電解質越電離,所對應的酸性或堿性相

對越0如相同條件下常見弱酸的酸性強

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

4.實例

弱電解質電離方程式電離常數

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:O

對點自測

1.判斷正誤(正確的打“J”，錯誤的打“x”)

⑴映。3的電離平衡常數表達式:HR酬：)()

(2)電離平衡常數可以表示弱電解質電離能力的相對強弱()

⑶弱電解質電離平衡右移，電離平衡常數一定增大()

(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,填寫下列表達式中

的數據變化情況(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如下表。

Kal及

-2-8

H2SO31.3X106.3X10

-711

H2CO34.2X105.6X10~

①HSO3的電離平衡常數表達式卷O

②H2s。3溶液和NaHCOs溶液反應的主要離子方程式為。

題組一電離平衡常數的意義

1.下列有關說法中正確的是（）

A.電離平衡發生移動,則電離常數一定變化

B.電離常數隨著弱電解質的濃度增大而增大

C.電離常數可判斷電離平衡的移動方向

D.電離常數大的酸溶液中的c（H）一定比電離常數小的酸溶液中的c（H,）大

2.相同溫度下，根據三種酸的電離常數，下列判斷正確的是（）

酸HXHYHZ

電離常數彳9X10"9X10-61X10~2

A.三種酸的強弱關系:HX>HY>HZ

B.反應HZ+Y「一HY+Z一能夠發生

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溶液的電離常數大于0.1mol/LHX溶液

規律小結電離平衡常數與酸（堿）性強弱的關系

題組二電離平衡常數的定量計算

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約為1X107

C.該溶液的pH=4

D.升高溫度，電離平衡常數增大

-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)，用含a和6的代數式表示醋酸

的電離常數X=(用含a和8的代數式表示)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

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Ka=

(用含a和8的代數式表示)。

規律小結有關電離平衡常數的計算(以弱酸HX為例)

1.已知c(HX)和。(甲)，求電離平衡常數。

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+)的數值很小，可做近似處理：c(HX)-c(H+)七

c(HX),則后R詈,代入數值求解即可。

c(HX)

+

2.已知c(HX)和電離平衡常數,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)的數值很小,可做近似處理：c(HX)-c(H+)^c(HX),則C(H+)=JK-c(HX),

代入數值求解即可。

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反應放出H2

B.0.1mol/LCH3C00Na溶液的pH大于7

C.CH3COOH溶液與Na2c反應生成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的堿性強于ROH的堿性

B.ROH的電離程度:b點大于a點

C.若兩溶液無限稀釋,則它們的。(0田)相等

D.當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。

2.了解溶液pH的含義及其測定方法,能進行pH的簡單計算。

/考點一水的電離〕

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

⑴水的離子積常數：&二-25℃時，瓜=,100℃

時,^=1X10-I2o

⑵影響因素:只與有關,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，促進了水的電離，c(H,)增大,及不變()

2.現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?石家莊質檢]在不同溫度下，水溶液中cOT)與c(OH「)有如圖8-29-1所

示關系。下列說法中不正確的是()

圖8-29-1

A.圖中7>25

B.b點溶液中的cOT)一定比a點溶液中的c(M)大

C.欲實現a點到b點,可以加入CH3COONa固體

D.ac線上任一點對應的溶液均呈中性

規律小結

(1)任何情況下水電離產生的c(H+)和c(OHD總是相等的。

(2)水的離子積常數及=小甲)-c(OH),其實質是水溶液中的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電離產生的c(H)的大小時,可先對物質進行分類,酸堿抑制水的電

離，能水解的鹽促進水的電離。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，發生電離的水的物質的量之比是()

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

規律小結常溫下水電離產生c(H+)和c(OH)計算

任何水溶液中水電離產生的。(甲)和c(OH)總是相等的,有關計算有以下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；結合使c(H+)=10-12mol?I?。

I考點二溶液的酸堿性與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的關系

圖8-29-2

①由圖示關系知,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于試紙的中部，觀察變化穩定后的顏色，與

對比,判斷溶液的性質。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。(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強酸溶液:如濃度為cmol/L的H溫溶液，cOT)=〃cmol/L,所以pH=-

+

(2)強堿溶液：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)后再根據公式求pHo

①兩強酸混合：c(H)混=C(H+),：：(H+)2%

?1+卜2

②兩強堿混合：c(0H)混，。2-2

③強酸、強堿混合(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

酸強酸pH=a為原來的10"倍pH=a+〃

弱酸a〈pH〈a+〃

強堿pH=Z?-7?

堿pH=8

弱堿正水pH〈8

［提醒］表中a+水7,6力＞7。

(5)將強酸、強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

c(M)堿V酸

對數得pH酸+pH堿=14-1g二現舉例如下：

『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律

⑴等濃度等體積一元酸與一元堿混合的溶液一一“誰強顯誰性，同強顯中性”

中和反應反應后所得溶液的酸堿性

強酸與強堿中性

強酸與弱堿酸性

弱酸與強堿堿性

(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

②一強一弱混合一一“誰弱顯誰性”

pH之和等于14時,一元強酸和一元弱堿等體積混合呈堿性;一元弱酸和一元強堿

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

規律小結有關pH計算的一般思維模型

⑴關于溶液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,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考點三酸堿中和滴定1

1.實驗原理

利用反應，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.實驗關鍵

準確測定；準確判斷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

易O

圖8-29-4

②堿性的試劑一般用滴定管，因為堿性物質易,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藍色

甲基橙<3.13.1?4.4橙色>4.4

8.2?10.0淺

酚獻<8.2>10.0

紅色

⑵酸堿中和滴定指示劑的選擇

①強酸和強堿中和時，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，故用強酸滴定強堿最好選用,用強堿滴定強酸時，最好選

用-

②強酸與弱堿相互滴定時，應選擇酸性變色指示齊I]();強堿和弱酸相

互滴定時應選擇堿性變色指示劑()。

5.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:查漏一-一裝液一調液面一記錄。

②錐形瓶:注堿液一記體積一加指示劑。

⑵滴定

圖8-29-5

⑶終點判斷:等到滴入最后一滴標準液,指示劑變色，且在半分鐘內原

來的顏色,視為滴定終點并記錄標準液的體積。

⑷數據處理:按上述操作重復次,求出用去標準鹽酸體積的平均值，根

據c（NaOH）=進行計算。

6.誤差分析

⑴原理:其中/——準確量取的待測液的體積，&——標準溶液的濃度,

故步大ncB大

、以小=，B小。

⑵常見誤差

以標準酸溶液滴定未知濃度的堿溶液（酚獻作指示劑），填寫因操作不當引起的

網標準）及C（待測）的變化

步驟操作「（標準）C（待測）

酸式滴定管未用標準溶液潤洗

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正確，滴定后俯視讀數

（或前仰后俯）

讀數

酸式滴定管滴定前讀數正確，滴定后仰視讀數

（或前俯后仰）

對點自測

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準溶液越濃越好，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滴定管的讀數為24.6mL（）

⑷中和滴定時眼睛必須注視錐形瓶內溶液顏色的變化（）

（5）用堿式滴定管量取20.00mLKMnO4溶液（）

⑹滴定管在加入反應液之前一定要用所要盛裝的反應液潤洗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，滴定前盛標準液的滴定管尖嘴部分有氣泡,滴定后氣泡消

失,測定結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,試認真分析后填

空：

(1)曲線a是用溶液滴定溶液；

(2)P點的坐標為；鹽酸的物質的量濃度為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)，下列有關敘述正確的是()

圖8-29-7

A.a點溶液中c(H+)為4.0X10-5mol/L

++

B.c點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三點中水的電離程度最大的是c點

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

規律小結巧抓“四個點”突破滴定曲線問題

1.抓反應“一半”點，判斷是什么溶質的等量混合。

2.抓“恰好”反應點,生成什么溶質，溶液呈什么性,是什么因素造成的。

3.抓溶液“中性”點,生成什么溶質，哪種反應物過量或不足。

4.抓反應“過量”點，溶質是什么，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

果O

⑶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O

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，使滴定結果O

⑸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Na20雜質的NaOH配制成標準溶液來滴定鹽酸，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準NaOH溶液潤洗后，將標準液注入堿式滴定管“0”刻度

以上2?3cm處，再把堿式滴定管固定好，調節液面至“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，

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中應該選擇圖8-29-9中滴定管（填標號）。

⑶滴定時邊滴邊搖動錐形瓶,眼睛應注意觀察。

滴定終點溶液顏色的變化是o

⑷滴定結果如表所示：

標準溶液的體積/mL

待測液體積/mL

滴定次數滴定前刻度r

滴定后刻度

125.001.0221.03

225.000.6020.60

325.000.2020.19

計算該鹽酸的物質的量濃度為（精確至0.000Do

（5）下列操作會導致測定結果偏高的是0

A.堿式滴定管在裝液前未用標準NaOH溶液潤洗

B.滴定過程中，錐形瓶搖蕩得太劇烈,錐形瓶內有液滴濺出

C.堿式滴定管尖嘴部分在滴定前沒有氣泡,滴定終點時發現氣泡

D.達到滴定終點時，仰視讀數

方法技巧圖解量器的讀數方法

⑴平視讀數（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

與凹液面最低點保持水平,視線與刻度的交點即為讀數（即凹液面定視線,視線定

讀數）。

圖8-29-10

⑵俯視和仰視（如圖b和圖c）

俯視和仰視的誤差,要結合具體儀器進行分析,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,尋找切點的位置在凹液

面的上側,讀數高于正確的刻度線位置，即讀數偏大。

②當用滴定管測量液體的體積時，由于仰視視線向上傾斜，尋找切點的位置在液

面的下側，因滴定管刻度標法與量筒不同,這樣仰視讀數偏大。

I考點四酸堿中和滴定的拓展應用I

1.沉淀滴定

⑴概念:沉淀滴定是利用沉淀反應進行滴定、測量分析的方法。生成沉淀的反應

很多，但符合條件的卻很少，實際上應用最多的是銀量法，即利用Ag+與鹵素離子

的反應來測定、、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的

生成物的溶解度要比滴定劑與指示劑反應的生成物的溶解度，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。

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，當滴入一滴酸性KMnO4

溶液后,溶液由變,且半分鐘內不褪色,說明到達滴定終點。

②Na2s2O3溶液滴定碘液

原理:2Na2S2O3+I2^=Na2sQ+2NaI

指示劑:用溶液作指示劑，當滴入一滴Na2s2O3溶液后，溶液的藍色褪去，

且半分鐘內不恢復原色,說明到達滴定終點。

對點自測

填與下列滴定所用指示劑（已知：L+2Na2s