第24講　弱電解質(zhì)的電離平衡　溶液的pH-2025年高考化學全國一輪

大單元六電解質(zhì)溶液中的離子平衡第24講弱電解質(zhì)的電離平衡溶液的pH備考導航復習目標1.了解電解質(zhì)的概念。了解強電解質(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)進行相關計算。4．了解水的電離、離子積常數(shù)。5．了解溶液pH的含義及其測定方法，能進行pH的簡單計算熟記網(wǎng)絡課前思考問題1請用多種實驗方法證明醋酸是弱酸?！敬鸢浮糠椒?：比較相同溫度、相同濃度的醋酸溶液與鹽酸的導電性。方法2：測量已知濃度(如0.01mol/L)醋酸溶液的pH(pH＞2)。方法3：測量醋酸鈉溶液的pH，pH＞7。方法4：在醋酸溶液中滴入石蕊試液，溶液呈紅色，加入醋酸銨固體，振蕩溶液，溶液顏色明顯變淺。方法5：在相同溫度、相同濃度的醋酸和鹽酸中加入鋅粒，醋酸中鋅粒反應慢。問題2在某溫度下，將0.10molCH3COOH溶于水配成1L溶液。實驗測得已電離的醋酸分子占原有醋酸分子總數(shù)的1.3%，求該溫度下CH3COOH的電離平衡常數(shù)K(水的電離忽略不計，醋酸電離對醋酸分子濃度的影響忽略不計)。【答案】CH3COOHCH3COO－＋H＋初始(mol/L)0.1000轉(zhuǎn)化(mol/L)0.10×1.3%0.10×1.3%0.10×1.3%平衡(mol/L)≈0.100.10×1.3%0.10×1.3%K＝eq\f(cCH3COO－·cH＋,cCH3COOH)＝eq\f(0.10×1.3%2,0.10)＝1.69×10－51.判斷正誤(正確的畫“√”，錯誤的畫“×”)。(1)強電解質(zhì)稀溶液中不存在溶質(zhì)的分子，弱電解質(zhì)溶液中存在溶質(zhì)的分子(√)(2)碳酸氫鈉是強電解質(zhì)，所以其電離方程式：NaHCO3=Na＋＋H＋＋COeq\o\al(2－,3)(×)(3)(2022·浙江卷6月)用標準液潤洗滴定管后，應將潤洗液從滴定管上口倒出(×)(4)0.1mol/LCH3COOH溶液加水稀釋，溶液的pH和CH3COOH的電離度均增大(√)(5)一定溫度下，某弱電解質(zhì)的電離常數(shù)(K)越小，其電離能力越弱(√)(6)可用精密pH試紙區(qū)分pH＝5.1和pH＝5.6的兩種NH4Cl溶液(√)(7)(2019·江蘇卷)用經(jīng)水濕潤的pH試紙測量溶液的pH(×)(8)室溫下，體積、pH均相同的HA和HB兩種酸分別與足量的鋅反應，HA放出的氫氣多，說明酸性：HB>HA(√)(9)某溫度下，c(H＋)>eq\r(Kw)的溶液一定呈酸性(√)(10)室溫下，對于0.1mol/L的氨水，加水稀釋后，溶液中eq\f(cNH\o\al(＋,4)·cOH－,cNH3·H2O)變大(×)(11)醋酸溶液的導電能力不一定比鹽酸弱(√)(12)圖1表示弱電解質(zhì)在水中建立電離平衡的過程(√)圖1圖2(13)室溫下用0.1000mol/LNaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol/L某一元酸HX的滴定曲線如圖2所示，說明HX是一元強酸(×)2．下列說法正確的是(A)A.0.1mol/L醋酸溶液中存在：c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝0.1mol/LB.升高溫度，0.1mol/L醋酸溶液中，CH3COOH的電離度減小C.在0.1mol/L醋酸溶液中，水電離出的H＋濃度為10－13mol/LD.醋酸溶液的電離平衡正向移動，則醋酸的電離度一定增大【解析】醋酸的電離過程為吸熱過程，升高溫度，電離平衡正向移動，醋酸的電離度增大，B錯誤；0.1mol/L醋酸溶液中H＋濃度小于0.1mol/L，水電離出的H＋濃度大于10－13mol/L，C錯誤；電離平衡正向移動，弱電解質(zhì)的電離度不一定增大，比如向醋酸溶液中加冰醋酸，平衡正向移動，但醋酸的電離度減小，D錯誤。3．(2023·北京海淀二模)分別測定不同濃度NaCl溶液、HCl溶液和CH3COOH溶液的電導率(σ)數(shù)值，測定結(jié)果的數(shù)據(jù)處理如下表。溶液σ0.02σ0.01σ0.005σ0.01∶σ0.02σ0.005∶σ0.01NaCl溶液48392478125251.2%50.5%HCl溶液109585593279751.0%50.0%CH3COOH溶液26718212668.2%69.2%已知：σ0.02代表0.02mol/L溶液的電導率數(shù)值；其他條件相同時，電導率越大，溶液導電性越好。下列說法不正確的是(B)A.僅由σ0.02的數(shù)據(jù)不能說明三種電解質(zhì)的強弱B.表中數(shù)據(jù)不能說明同等條件下H＋與Na＋的導電能力強弱C.σ比值數(shù)據(jù)能說明CH3COOH存在電離平衡D.CH3COOH溶液的σ數(shù)據(jù)能說明溶液越稀，CH3COOH的電離度越大【解析】由σ0.02的數(shù)據(jù)可知，HCl溶液的電導率最大，NaCl溶液的電導率居中，CH3COOH溶液的電導率最小，實際NaCl和HCl均為強電解質(zhì)，A正確；同等條件下，分析σ0.02、σ0.01和σ0.005的數(shù)據(jù)發(fā)現(xiàn)導電率氯化鈉小于HCl，HCl溶液與NaCl溶液的濃度相同，氯離子濃度相同，說明同等濃度條件下H＋的導電能力比Na＋的強，B錯誤；NaCl溶液、HCl溶液的σ比值與濃度成正比，而CH3COOH溶液的σ比值卻大于濃度比，說明CH3COOH存在電離平衡，C正確；由表中數(shù)據(jù)可知，CH3COOH溶液的σ比值大于濃度比，說明溶液越稀，CH3COOH的電離度越大，D正確。4.(2022·廣州二模)25℃時，用1.0mol/LNaOH溶液滴定20.00mLc1mol/L鹽酸，用0.010mol/LNaOH溶液滴定20.00mLc2A.曲線a表示滴定c1mol/L的鹽酸B.c1∶c2＝100∶1C.滴定至pH＝7時，兩份溶液的導電能力相同D.水的電離度在V(NaOH)＝20.00mL時最大【解析】HCl、NaOH以1∶1反應，由圖可知兩種鹽酸消耗的NaOH溶液體積相等，則c(NaOH)×V(NaOH)＝c1(HCl)×V(HCl)，即1.0mol/L×0.01L＝0.01L×c1mol/L，c1＝1.0，同理c2＝0.010。開始時曲線a的pH＝0、曲線b的pH＝2，故曲線a表示滴定c1mol/L的鹽酸，A正確；c1＝1.0、c2＝0.010，則c1∶c2＝100∶1，B正確；溶液導電能力與離子濃度成正比，滴定至pH＝7時，兩種溶液離子濃度不等，所以導電能力不同，C錯誤；酸或堿都抑制水的電離，NaCl不影響水的電離，V(NaOH)＝20.00mL時，酸堿恰好完全反應生成NaCl，溶液呈中性，水的電離程度最大，D正確?？键c1弱電解質(zhì)的電離平衡知識梳理強電解質(zhì)與弱電解質(zhì)1.酸堿鹽都是電解質(zhì)，在水中都能電離出離子。在相同條件下，根據(jù)不同電解質(zhì)在水溶液中電離程度的大小，可將電解質(zhì)分為強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)。2.強電解質(zhì)是完全電離，弱電解質(zhì)是部分電離。強酸、強堿、大部分鹽屬于強電解質(zhì)。3.弱酸、弱堿屬于弱電解質(zhì)；水屬于極弱的電解質(zhì)。弱電解質(zhì)的電離平衡1.電離方程式在一定條件下，弱電解質(zhì)在水中電離，電離的過程是可逆的，存在著電離平衡。(1)一元弱酸與一元弱堿CH3COOHCH3COO－＋H＋NH3·H2ONHeq\o\al(＋,4)＋OH－(2)二元弱酸——分步電離H2CO3H＋＋HCOeq\o\al(－,3)HCOeq\o\al(－,3)H＋＋COeq\o\al(2－,3)(3)三元弱酸[以磷酸(H3PO4)為例]H3PO4H＋＋H2POeq\o\al(－,4)H2POeq\o\al(－,4)H＋＋HPOeq\o\al(2－,4)HPOeq\o\al(2－,4)H＋＋POeq\o\al(3－,4)(4)多元弱堿也是分步電離的，但是電離方程式只寫一步。2.電離平衡的建立3.電離平衡常數(shù)一定條件下，當弱電解質(zhì)的電離達到平衡時，溶液里各組分的濃度之間存在一定的關系。對一元弱酸或一元弱堿來說，溶液中弱電解質(zhì)電離所生成的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離分子的濃度之比是一個常數(shù)，這個常數(shù)叫電離平衡常數(shù)，簡稱電離常數(shù)。(1)電離是吸熱過程。電離常數(shù)只與溫度有關，升高溫度，電離度增大，電離常數(shù)增大。(2)常見弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)表達式與數(shù)據(jù)：弱電解質(zhì)電離方程式平衡常數(shù)表達式數(shù)據(jù)(25℃CH3COOHCH3COOHCH3COO－＋H＋Ka＝eq\f(cCH3COO－·cH＋,cCH3COOH)Ka＝1.75×10－5NH3·H2ONH3·H2ONHeq\o\al(＋,4)＋OH－Kb＝eq\f(cNH\o\al(＋,4)·cOH－,cNH3·H2O)Kb＝1.8×10－5H2CO3H2CO3H＋＋HCOeq\o\al(－,3)Ka1＝eq\f(cH＋·cHCO\o\al(－,3),cH2CO3)Ka1＝4.5×10－7HCOeq\o\al(－,3)H＋＋COeq\o\al(2－,3)Ka2＝eq\f(cH＋·cCO\o\al(2－,3),cHCO\o\al(－,3))Ka2＝4.7×10－11H2C2OH2C2O4H＋＋HC2Oeq\o\al(－,4)Ka1＝eq\f(cH＋·cHC2O\o\al(－,4),cH2C2O4)Ka1＝5.6×10－2HC2Oeq\o\al(－,4)H＋＋C2Oeq\o\al(2－,4)Ka2＝eq\f(cH＋·cC2O\o\al(2－,4),cHC2O\o\al(－,4))Ka2＝1.5×10－4H3PO4H3PO4H＋＋H2POeq\o\al(－,4)Ka1＝eq\f(cH＋·cH2PO\o\al(－,4),cH3PO4)Ka1＝6.9×10－3H2POeq\o\al(－,4)H＋＋HPOeq\o\al(2－,4)Ka2＝eq\f(cH＋·cHPO\o\al(2－,4),cH2PO\o\al(－,4))Ka2＝6.2×10－8HPOeq\o\al(2－,4)H＋＋POeq\o\al(3－,4)Ka3＝eq\f(cH＋·cPO\o\al(3－,4),cHPO\o\al(2－,4))Ka3＝4.8×10－13(3)多元弱酸分步電離：一般Ka1?Ka2?Ka3，因此計算多元弱酸溶液的c(H＋)或比較弱酸性相對強弱時，通常只考慮第一步電離。(4)可以通過比較在同溫、等濃度弱酸的第一電離平衡常數(shù)的大小，來比較它們電離度的大小，也可比較酸性強弱。由以上數(shù)據(jù)可知，25℃時，酸性：H3PO4＞H2C2O4＞HC2Oeq\o\al(－,4)＞CH3COOH＞H2CO3＞HCOeq\o\al(－,3)。(5)一元弱酸(或弱堿)溶液的氫離子(或氫氧根離子)濃度的計算。CH3COOHCH3COO－＋H＋起始c(CH3COOH)00變化xxx平衡c(CH3COOH)－xxxeq\f(x2,cCH3COOH－x)＝Ka因為c(CH3COOH)－x≈c(CH3COOH)所以c(H＋)＝eq\r(cCH3COOH·Ka)同理，一元弱堿(以NH3·H2O為例)溶液：c(OH－)＝eq\r(cNH3·H2O·Kb)4.電離度α＝eq\f(已電離的電解質(zhì)濃度,弱電解質(zhì)的初始濃度)×100%(1)以CH3COOH為例，CH3COOH的電離常數(shù)為Ka，推導出弱酸的電離度(α)與起始濃度(c始)的關系式：CH3COOHCH3COO－＋H＋起始c始00變化c始·αc始·αc始·α平衡c始·(1－α)c始·αc始·α因為Ka＝eq\f(c始·α2,c始·1－α)，由于(1－α)≈1，故α＝eq\r(\f(Ka,c始))。應用：當不同弱酸的c始相同時，可以直接通過Ka比較α的大??；稀釋弱電解質(zhì)，會使弱電解質(zhì)的電離度增大。(2)因為電離是吸熱過程，所以升高溫度，促進電離，電離度α增大。有關電離平衡的移動1.影響電離平衡的因素CH3COOH溶液中存在電離平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，若改變條件，則條件平衡移動方向電離程度c(H＋)pH升溫正增大增大減小加水正增大減小增大加冰醋酸正減小增大減小加CH3COONa逆減小減小增大通HCl逆減小增大減小加NaOH正增大減小增大2.利用電離平衡常數(shù)大小進行的比較比較舉例判斷弱酸(或弱堿)酸性(或堿性)的相對強弱Ka(HF)＞Ka(HClO)；等濃度時的酸性：HF＞HClO判斷酸與鹽能否反應(強酸制弱酸)Ka1(H2CO3)＞Ka(HClO)；Ca(ClO)2＋CO2＋H2O=CaCO3↓＋2HClO判斷溶液中粒子濃度比值的變化常溫下，向NH4Cl溶液中加水稀釋時，eq\f(cNH3·H2O·cH＋,cNH\o\al(＋,4))的變化：分子分母同乘以c(OH－)，可得eq\f(Kw,KbNH3·H2O)，該比值只與溫度有關，溫度不變，則比值不變判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強弱Ka(HF)＞Ka(CH3COOH)；鹽所對應的酸(或堿)越弱，鹽水解的程度越大，鹽的堿(或酸)性越強；等濃度時的堿性：NaF＜CH3COONa判斷酸式鹽電離和水解的相對大小如H2CO3的Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11，由于Ka2＜eq\f(Kw,Ka1)，HCOeq\o\al(－,3)的水解程度大于電離程度弱電解質(zhì)溶液的導電性1.溶液導電性主要取決于自由移動離子濃度的大小，溶液離子濃度大，導電能力大。比較對象導電性原因等濃度的氫氧化鈉溶液與氨水溶液氫氧化鈉溶液＞氨水溶液氫氧化鈉是強電解質(zhì)，完全電離；一水合氨是弱電解質(zhì)，部分電離等濃度的醋酸溶液與草酸溶液醋酸溶液＜草酸溶液H2C2O4的Ka1＝5.6×10－2，CH3COOH的Ka＝1.75×10－5，電離常數(shù)：H2C2O4＞CH2.等離子濃度的溶液導電性取決于溶液中離子電荷的大小，離子電荷大的，其導電能力大。3.如圖是用電導率傳感器測得的20mL冰醋酸加水稀釋過程中溶液的電導率變化曲線。電導率變化情況為先增大后減小。解疑釋惑43依據(jù)弱電解質(zhì)的電離平衡，快速判斷弱電解質(zhì)溶液中離子濃度的大小規(guī)律1：弱電解質(zhì)電離生成離子的濃度要小于溶液中電解質(zhì)分子的濃度。規(guī)律2：計算溶液中c(H＋)或c(OH－)濃度大小要考慮水的電離以及溶液的酸堿性。規(guī)律3：主要平衡大于次要平衡。例1在0.1mol/L氨水中，存在元素質(zhì)量守恒：c(NH3·H2O)＋c(NHeq\o\al(＋,4))＝0.1mol/L；比較溶液中各微粒濃度大小關系(已知：Kb＝1.79×10－5)。[分析]氨水中存在電離平衡：NH3·H2ONHeq\o\al(＋,4)＋OH－(主要平衡)H2OH＋＋OH－(次要平衡)①弱電解質(zhì)電離度一般較小，故NH3·H2O作為溶質(zhì)微粒，c(NH3·H2O)最大；②NH3·H2O電離生成的NHeq\o\al(＋,4)和OH－，所以c(NH3·H2O)>c(NHeq\o\al(＋,4))、c(NH3·H2O)>c(OH－)；③因為有水的電離(次要平衡)，使得c(OH－)>c(NHeq\o\al(＋,4))；④因為NH3·H2O溶液顯堿性，所以c(OH－)>c(H＋)；⑤主要平衡大于次要平衡，故c(NHeq\o\al(＋,4))>c(H＋)。[結(jié)論]c(NH3·H2O)>c(OH－)>c(NHeq\o\al(＋,4))>c(H＋)。同理：0.1mol/LCH3COOH溶液中，存在元素質(zhì)量守恒：c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＝0.1mol/L；CH3COOH溶液中各微粒濃度大小關系：c(CH3COOH)＞c(H＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)。規(guī)律4：多元弱酸分步電離，因為每步都生成H＋，所以c(H＋)排第二位。例20.1mol/LH3PO4溶液中，溶液中各微粒濃度大小關系：c(H3PO4)＞c(H＋)＞c(H2POeq\o\al(－,4))＞c(HPOeq\o\al(2－,4))＞c(POeq\o\al(3－,4))同理，0.1mol/LH2SO3溶液中，溶液中各微粒濃度大小關系：c(H2SO3)＞c(H＋)＞c(HSOeq\o\al(－,3))＞c(SOeq\o\al(2－,3))。[及時鞏固](2023·廣東廣雅中學)0.1mol/L的醋酸溶液中存在電離平衡：CH3COOHH＋＋CH3COO－。下列敘述不正確的是(A)A.向溶液中加水稀釋或加熱溶液均可使CH3COO－的物質(zhì)的量濃度增大B.向溶液中加入少量醋酸銨固體，保持溶液溫度不變，c(CH3COO－)·c(H＋)增大C.向溶液中加入少量純醋酸，平衡向右移動，醋酸的電離度減小D.向溶液中加入一小塊鈉，恢復到原來的溫度，溶液中eq\f(cCH3COOH,cCH3COO－)減小【解析】向溶液中加水稀釋使CH3COO－的物質(zhì)的量濃度減小，A錯誤；向溶液中加入少量醋酸銨固體，醋酸電離平衡逆向移動，CH3COOH濃度增大，保持溶液溫度不變，Ka＝eq\f(cCH3COO－·cH＋,cCH3COOH)不變，所以c(CH3COO－)·c(H＋)增大，B正確；越稀越電離，向溶液中加入少量純醋酸，醋酸濃度增大，平衡向右移動，醋酸的電離程度減小，C正確；向溶液中加入一小塊鈉，氫離子濃度減小，恢復到原來的溫度，Ka＝eq\f(cCH3COO－·cH＋,cCH3COOH)不變，溶液中eq\f(cCH3COOH,cCH3COO－)減小，D正確。(2023·湛江模擬)已知25℃時，NH3·H2O的Kb＝1.8×10－5。現(xiàn)有a、b兩支試管，分別盛有10mL濃度均為0.1mol/L的氨水和鹽酸，已知eq\r(1.8)≈1.34。下列說法正確的是(C)A.a、b兩試管中溶液的導電能力相同B.a試管中OH－的濃度約為1.34×10－2.5mol/LC.將少量鹽酸滴入a試管中，NH3·H2O的電離度增大D.向a試管中加入10mL水，NH3·H2O的電離平衡逆向移動【解析】NH3·H2O為弱電解質(zhì)，物質(zhì)的量濃度相同時，a試管中溶液的導電能力弱，A錯誤；a試管中，c(OH－)≈eq\r(KbNH3·H2O·cNH3·H2O)＝eq\r(1.8×10－5×0.1)mol/L＝1.34×10－3mol/L，B錯誤；將少量鹽酸滴入a試管中，鹽酸電離出的H＋和溶液中的OH－反應，使電離平衡NH3·H2ONHeq\o\al(＋,4)＋OH－正向移動，電離度增大，C正確；加水稀釋，電離平衡正向移動，D錯誤。(1)(2022·浙江卷1月)已知25℃時，二元酸H2A的Ka1＝1.3×10－7，Ka2＝7.1×10－15。向H2A溶液中加入NaOH溶液至pH＝11，則c(A2－)________c(HA－)(填“＞”“＝”或“(2)在某溫度下，HNO2、CH3COOH、HCN、H2CO3的電離常數(shù)分別為4.6×10－4.6、1.8×10－5、4.9×10－10、4.3×10－7(第一步電離常數(shù))。濃度均為0.1mol/L各溶液，pH最小的是________(填化學式，下同)，pH最大的是________。(3)(2022·湖南卷)一種脫除和利用水煤氣中CO2方法的示意圖如圖。某溫度下，吸收塔中K2CO3溶液吸收一定量的CO2后，c(COeq\o\al(2－,3))∶c(HCOeq\o\al(－,3))＝1∶2，則該溶液的pH＝________(該溫度下H2CO3的Ka1＝4.6×10－7，Ka2＝5.0×10－11)?！敬鸢浮?1)＜(2)HNO2HCN(3)10【解析】(1)向H2A溶液中加入NaOH溶液至pH＝11時，c(H＋)＝10－11mol/L，Ka2＝eq\f(10－11×cA2－,cHA－)＝7.1×10－15，解得eq\f(cA2－,cHA－)＝7.1×10－4＜1，則c(A2－)＜c(HA－)。(2)c(H＋)＝eq\r(c始·Ka)，等濃度的不同酸，電離常數(shù)越大，溶液的酸性越強，pH越小，反之亦然。(3)H2CO3的Ka2＝eq\f(cCO\o\al(2－,3)·cH＋,cHCO\o\al(－,3))，由于c(COeq\o\al(2－,3))∶c(HCOeq\o\al(－,3))＝1∶2，c(H＋)＝10－10mol/L，pH＝10。常溫常壓下，空氣中的CO2溶于水，達到平衡時，溶液的pH＝5.60，c(H2CO3)＝1.5×10－5mol/L。若忽略水的電離及H2CO3的第二級電離，則H2CO3HCOeq\o\al(－,3)＋H＋的平衡常數(shù)K＝________(已知：10－5.60＝2.5×10－6)。【答案】4.2×10－7【解析】H2CO3H＋＋HCOeq\o\al(－,3)，c(H＋)≈c(HCOeq\o\al(－,3))，K＝eq\f(cH＋·cHCO\o\al(－,3),cH2CO3)＝eq\f(10－5.62,1.5×10－5)≈4.2×10－7。下列示意圖能正確表示用NH3·H2O溶液滴定HCl和CH3COOH混合溶液的導電性曲線的是(D),A),B),C),D)【解析】HCl為強電解質(zhì)，CH3COOH為弱電解質(zhì)，滴加的NH3·H2O先與HCl反應，生成強電解質(zhì)NH4Cl，溶液體積不斷增大，溶液中離子濃度減小，所以電導率下降；當HCl被中和完后，NH3·H2O繼續(xù)與弱電解質(zhì)CH3COOH反應，生成強電解質(zhì)CH3COONH4，溶液中離子濃度增大，所以電導率增大；HCl與CH3COOH均反應完后，繼續(xù)滴加弱電解質(zhì)NH3·H2O，電導率變化不大，又因為溶液被稀釋，有下降趨勢，故選D?，F(xiàn)有①鹽酸、②醋酸兩種稀溶液，用序號回答下列問題。(1)若兩種酸的物質(zhì)的量濃度均為0.1mol/L：a.兩種溶液中的c(H＋)大小關系為________________________________________________________________________。b.取等體積上述兩種溶液，分別用等濃度的NaOH溶液完全中和，所需NaOH溶液體積大小關系為________。c.若取等質(zhì)量Zn分別跟這兩種溶液反應，使Zn恰好完全反應時，消耗兩種酸的體積大小關系為_________。(2)若兩種溶液的c(H＋)均為0.1mol/L：a.兩種酸的物質(zhì)的量濃度大小關系為________________________________________________________________________。b.取等體積上述兩種溶液，分別用等濃度的NaOH溶液完全中和，所需NaOH溶液體積大小關系為________。c．若取等質(zhì)量Zn分別跟這兩種溶液反應，使Zn恰好完全反應時，消耗兩種酸的體積大小關系為________?！敬鸢浮?1)a.①＞②b.①＝②c.①＝②(2)a.①＜②b.①＜②c.①＞②【解析】(1)a.HCl為一元強酸，在溶液中均全部電離，CH3COOH為弱酸，在溶液中部分電離；b.兩種酸的物質(zhì)的量相等，鹽酸和醋酸消耗的NaOH相等；c.等質(zhì)量的Zn完全反應，消耗的鹽酸和醋酸相等。(2)a.CH3COOH是弱酸，c(CH3COOH)?c(H＋)，c(HCl)＝c(H＋)，所以①＜②；b.等體積的兩種溶液中，n(CH3COOH)＞n(HCl)，①＜②；c.等質(zhì)量的Zn完全反應，消耗的n(H＋)相等，所以溶液中酸的濃度大的消耗的體積小，所以①＞②。草酸(乙二酸)存在于自然界的植物中，其Ka1＝5.4×10－2，Ka2＝5.4×10－5。草酸的鈉鹽和鉀鹽易溶于水，而其鈣鹽難溶于水。草酸晶體(H2C2O4·2H2O)無色，熔點為101℃，易溶于水，受熱脫水、升華，170(1)草酸的酸性比碳酸的強：________________________________________________________________________________________________________________________________________________。(2)草酸為二元酸：________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________。【答案】(1)向碳酸氫鈉溶液中滴加草酸溶液，觀察是否產(chǎn)生氣泡(2)用NaOH標準液滴定草酸溶液，消耗NaOH的物質(zhì)的量為草酸的2倍【解析】(1)向NaHCO3溶液中滴加草酸溶液，觀察能產(chǎn)生二氧化碳氣體，即可證明草酸酸性強于碳酸。(2)用NaOH標準液滴定草酸溶液，若NaOH的物質(zhì)的量為草酸的兩倍，即可證明草酸為二元酸。深度指津分析弱電解質(zhì)溶液稀釋后，離子濃度比的變化舉例判斷思維過程(1)用蒸餾水不斷稀釋醋酸溶液，eq\f(cCH3COOH,cCH3COO－·cH＋)的值始終不變利用電離常數(shù)解題，eq\f(cCH3COOH,cCH3COO－·cH＋)＝eq\f(1,Ka)，溫度不變，電離平衡常數(shù)Ka始終不變，故該比值不變(2)0.1mol/LCH3COOH溶液加水稀釋后，溶液中eq\f(cCH3COO－,cCH3COOH)的值減小×利用變式解題，將式子的分子、分母同乘以c(H＋)得eq\f(cCH3COO－·cH＋,cCH3COOH·cH＋)＝eq\f(Ka,cH＋)，CH3COOH在稀釋時，c(H＋)減小，溫度不變，電離平衡常數(shù)Ka始終不變，故該比值增大(3)25℃時，向NH3·H2O稀溶液中加水稀釋，eq\f(cH＋·cNH3·H2O,cNH\o\al(＋,4))的值不變利用變式解題，將式子的分子、分母同乘以c(OH－)，eq\f(cOH－·cH＋·cNH3·H2O,cOH－·cNH\o\al(＋,4))＝eq\f(Kw,Kb)，溫度不變，Kw和Kb均不變，故該比值不變(4)保持溫度不變，向稀氨水中緩慢通入CO2，溶液中eq\f(cOH－,cNH3·H2O)的值增大×利用化學反應解題，一水合氨的電離平衡常數(shù)Kb＝eq\f(cNH\o\al(＋,4)·cOH－,cNH3·H2O)，由于溫度不變，Kb保持不變，通入CO2后生成(NH4)2CO3、NH4HCO3，溶液中c(NHeq\o\al(＋,4))增大，該比值減小(5)氨水稀釋后，溶液中eq\f(cNH\o\al(＋,4),cNH3·H2O)的值減小×利用變式解題，氨水稀釋后，c(OH－)減小，而氨水的電離平衡常數(shù)Kb＝eq\f(cOH－·cNH\o\al(＋,4),cNH3·H2O)不變，故該比值增大特別提醒：①先看所給的式子是否為電離平衡常數(shù)(或電離平衡常數(shù)的倒數(shù))表達式②可將濃度比換成物質(zhì)的量之比再進行比較③將分子、分母同乘以c(H＋)[或c(OH－)等]使其變?yōu)镵a(或Kb)、Kw之間的關系考點2水的電離溶液的pH知識梳理水的電離1.水的電離精確的導電實驗表明，純水絕大部分是以H2O的形式存在，但其中也存在著極少量的H3O＋和OH－。這表明水是一種極弱的電解質(zhì)，能發(fā)生微弱的電離，其電離方程式為2H2OH3O＋＋OH－(或H2OH＋＋OH－)。2.水的離子積常數(shù)Kw(1)在一定溫度下，當水的電離達到平衡時，電離產(chǎn)物H＋和OH－濃度之積是一個常數(shù)，記作Kw，Kw＝c(H＋)·c(OH－)。(2)Kw只與溫度有關，與c(H＋)和c(OH－)無關。在25℃時，Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14T/℃0102025405090100Kw/10－140.1150.2960.6871.012.875.3137.154.5(3)Kw曲線分析如圖所示，兩條曲線表示兩個不同溫度下，水溶液中c(H＋)與c(OH－)的關系。①由于水的電離是吸熱過程，升高溫度促進水電離，水的離子積常數(shù)增大，所以T＞25℃②兩條曲線上任意點均有Kw＝c(H＋)·c(OH－)。③a點和c點溶液：c(H＋)＝c(OH－)，呈中性。④b點溶液：c(H＋)＞c(OH－)，呈酸性。⑤d點溶液：c(OH－)＞c(H＋)，呈堿性。⑥升高溫度不能使a點(中性)變?yōu)閐點(堿性)。3.影響水電離平衡的因素(1)溫度：溫度不變，Kw不變；因為水的電離是吸熱過程，溫度升高，Kw增大。對純水而言，升高溫度，促進水的電離，c(H＋)和c(OH－)同時增大，但因為由水電離出的c(H＋)和c(OH－)始終相等，故溶液呈中性。(2)加入酸或堿向純水中加入酸(或堿)，酸(或堿)電離產(chǎn)生H＋(或OH－)，使水的電離平衡逆向移動。所以加入酸或堿，抑制水的電離度，但溫度不變，Kw不變。(3)加入能水解的鹽：促進水的電離。溶液的pH1.溶液的酸堿性(1)溶液酸堿性的判斷標準是c(H＋)與c(OH－)的相對大小。(2)規(guī)律中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)；25℃時，c(H＋)＝1×10－7mol/L，pH＝酸性溶液：c(H＋)>c(OH－)；25℃時，c(H＋)>1×10－7mol/L，pH<堿性溶液：c(H＋)<c(OH－)；25℃時，c(H＋)<1×10－7mol/L，pH>2．pH的范圍(1)pH是c(H＋)的負對數(shù)，即pH＝－lgc(H＋)。(2)在室溫下，pH的范圍一般在0～14。3.規(guī)律相同溫度下，pH越小，溶液的酸性越強；pH越大，溶液的堿性越強。4.測定方法將一小片干燥的pH試紙放在表面皿或玻璃片上，用潔凈的玻璃棒蘸取溶液點在pH試紙中心，變色后，與標準比色卡對比即可讀出溶液的pH。[注意]使用廣泛pH試紙測溶液的pH時，pH試紙不能用蒸餾水潤濕，記錄數(shù)據(jù)時只有整數(shù)，若精確測溶液的pH，則應使用pH計。解疑釋惑44鹽酸與醋酸溶液的比較1.等溫度、等濃度(如0.1mol/L)、等體積的鹽酸和醋酸的比較酸c(H＋)開始與Zn反應的速率反應起始至結(jié)束平均反應速率中和堿的能力與足量Zn產(chǎn)生H2的量消耗Zn的質(zhì)量鹽酸大大大相同相同相同醋酸小小小2.等溫度、等pH(如pH＝3)、等體積的鹽酸和醋酸的比較酸c(H＋)開始與Zn反應的速率反應起始至結(jié)束平均反應速率c(酸)中和堿的能力消耗Zn的質(zhì)量與足量Zn產(chǎn)生H2的量鹽酸相同相同小小小小小醋酸大大大大大解疑釋惑45外界條件對水的電離平衡及Kw的影響1.在任意溫度、任意物質(zhì)的水溶液(含純水)中，由水本身電離出的c水(H＋)＝c水(OH－)。水的離子積常數(shù)Kw＝c(H＋)·c(OH－)，Kw不僅適用于純水，也適用于稀的酸性或堿性電解質(zhì)水溶液，Kw實質(zhì)是水溶液中的H＋和OH－物質(zhì)的量濃度的乘積。在任何水溶液中均存在水的電離平衡，都有H＋和OH－共存，只是相對含量不同而已。2.外界條件的改變對水的電離平衡和Kw的影響。體系變化條件平衡移動方向Kw水的電離程度c(OH－)c(H＋)酸逆不變減小減小增大堿逆不變減小增大減小可水解的鹽Na2CO3正不變增大增大減小NH4Cl正不變增大減小增大溫度升溫正增大增大增大增大降溫逆減小減小減小減小其他：如加入Na正不變增大增大減小3.酸或堿對水的電離均起抑制作用(1)若酸溶液的pH相等(不論強弱、不論幾元)對水的抑制程度相等，堿也同理。(2)若酸溶液的pH與堿溶液的pOH相等，則兩種溶液中水的電離程度相等。如：pH＝3的鹽酸溶液與pH＝11的氨水在室溫下，由水電離出的c水(H＋)＝c水(OH－)＝eq\f(10－14,10－3)mol/L＝10－11mol/L。[及時鞏固]求下列溶液的pH(常溫條件下，混合溶液忽略體積的變化)。(1)將pH＝3的HCl與pH＝3的H2SO4等體積混合后，溶液的pH為______。(2)0.001mol/LNaOH溶液的pH為______。(3)0.005mol/LH2SO4溶液的pH為______。(4)0.1mol/LCH3COOH溶液的pH為______(已知：CH3COOH的電離常數(shù)Ka＝1.8×10－5，lg1.8＝0.26)。(5)0.1mol/LNH3·H2O溶液的pH為______(已知：NH3·H2O的電離度約為1%)。(6)將pH＝8的NaOH與pH＝10的NaOH溶液等體積混合后，溶液的pH為______(lg5.05＝0.7)。(7)常溫下，將pH＝5的鹽酸與pH＝9的NaOH溶液以體積比11∶9混合后，溶液的pH為______。(8)pH＝2的鹽酸與等體積的水混合后，溶液的pH為______(lg5＝0.7)。【答案】(1)3(2)11(3)2(4)2.87(5)11(6)9.7(7)6(8)2.3【解析】(4)0.1mol/L的CH3COOH溶液中：CH3COOHCH3COO－＋H＋c(初始)0.1mol/L00c(電離)c(H＋)c(H＋)c(H＋)c(平衡)0.1mol/L－c(H＋)c(H＋)c(H＋)Ka＝eq\f(c2H＋,0.1mol/L－cH＋)＝1.8×10－5，由于0.1mol/L－c(H＋)≈0.1mol/L，c(H＋)≈eq\r(1.8)×10－3mol/L，pH＝－lgc(H＋)＝3－eq\f(1,2)lg1.8＝3－eq\f(1,2)×0.26＝2.87。(5)0.1mol/L的NH3、H2O溶液中c(OH－)＝0.1×1%mol/L＝10－3mol/L，c(H＋)＝10－11mol/L，pH＝－lgc(H＋)＝11。(7)pH＝5的鹽酸中c(H＋)＝10－5mol/L，pH＝9的氫氧化鈉溶液中c(OH－)＝10－5mol/L，兩者以體積比11∶9混合時，c(H＋)＝eq\f(10－5×11－10－5×9,11＋9)mol/L＝1.0×10－6mol/L，pH＝－lg(1.0×10－6)＝6。水中存在電離平衡：H2OH＋＋OH－。下列表述正確的是(C)A.pH＝6的水一定呈酸性B.溫度升高，純水中c(H＋)增大，c(OH－)減小C.在50℃時，水的pH<7，此時c(H＋)＝c(OH－D.一定溫度下，向水中加入少量稀硫酸，c(H＋)增大，水的離子積Kw增大【解析】純水的pH隨溫度的升高而降低，但c(H＋)＝c(OH－)，pH＝6的水也是中性，A錯誤；溫度升高，純水中c(H＋)增大，c(OH－)也增大，純水仍舊是中性，c(H＋)＝c(OH－)，B錯誤；在50℃時，水的離子積增大，水的pH<7，但仍舊是中性，此時c(H＋)＝c(OH－(2020·山西應縣一中)25℃時，有關水的電離，下列敘述正確的是(B)A.向水中加入稀氨水，水的電離平衡逆向移動，c(OH－)降低B.向水中加入少量固體硫酸氫鈉，c(H＋)增大，Kw不變C.向水中加入少量固體CH3COONa，平衡逆向移動，c(H＋)降低D.將水加熱，Kw增大，c(H＋)不變【解析】向水中加入稀氨水，由于NH3·H2O的電離，增大了水中的c(OH－)，抑制了水的電離，但c(OH－)增大，A錯誤；向水中加入少量固體硫酸氫鈉，c(H＋)增大，溶液的溫度不變，故Kw不變，B正確；向水中加入少量固體CH3COONa，由于CH3COO－與水電離出的H＋結(jié)合，導致水的電離平衡正向移動，c(H＋)降低，C錯誤；溫度上升，Kw增大，c(H＋)增大，D錯誤。水的電離平衡圖像如圖所示。已知pOH＝－lgc(OH－)，下列說法正確的是(D)A.各點對應的水的離子積：Kw(f)>Kw(b)＝Kw(d)B.T1>T2C.向b點溶液中加入大量NaOH固體，b點向a點移動D.在T2溫度下，pH＝4的鹽酸中由水電離出的c(H＋)·c(OH－)＝1×10－20【解析】由圖可知，T2溫度下水的離子積為1×10－14，T1溫度下水的離子積小于1×10－14，則Kw(f)＜Kw(b)＝Kw(d)，A錯誤；溫度越高，水的離子積越大，由圖可知，T2溫度下水的離子積為1×10－14，T1溫度下水的離子積小于1×10－14，則T1＜T2，B錯誤；向b點溶液中加入大量NaOH固體，溶液中OH－的濃度增大，且NaOH固體溶于水會放熱，導致溶液溫度升高，則水的離子積會增大，則溶液中的H＋濃度也會增大，則b點不會向a點移動，C錯誤；在T2溫度下，水的離子積為1×10－14，pH＝4的鹽酸中，溶液中的OH－全部由水電離，c(OH－)＝1×10－10mol/L，則由水電離的c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－10mol/L，則pH＝4的鹽酸中由水電離出的c(H＋)·c(OH－)＝1×10－20，D正確。水的電離平衡曲線如圖所示。下列說法不正確的是(C)A.圖中四點Kw間的關系：A＝D＜C＜BB.若從A點到D點，可采用：溫度不變在水中加入少量酸C.若從A點到C點，可采用：溫度不變在水中加入少量NH4Cl固體D.若從A點到D點，可采用：溫度不變在水中加入少量NH4Cl固體【解析】Kw是溫度的函數(shù)，隨溫度升高而增大，A、D點溫度相同，B點溫度高于C點溫度，故圖中四點Kw間的關系：A＝D＜C＜B，A正確；從A點到D點，溫度不變，酸性增強，采用溫度不變加入少量酸使氫離子濃度增大，B正確；A、C點溫度不同，在溫度不變情況下加入少量NH4Cl固體無法使氫離子和氫氧根離子濃度同時增大，C錯誤；從A點到D點，溫度不變，酸性增強，采用溫度不變加入少量NH4Cl固體可使氫離子濃度增大，D正確。常溫下，下列敘述不正確的是(D)A.c(H＋)>c(OH－)的溶液一定顯酸性B.pH＝3的弱酸溶液與pH＝11的強堿溶液等體積混合后溶液呈酸性C.pH＝5的硫酸溶液稀釋到原來的500倍，稀釋后c(SOeq\o\al(2－,4))與c(H＋)之比約為1∶10D.中和10mL0.1mol/L醋酸溶液與100mL0.01mol/L醋酸溶液所需NaOH的物質(zhì)的量不同【解析】pH＝3的弱酸溶液與pH＝11的強堿溶液等體積混合，弱酸濃度大，有剩余，反應后溶液顯酸性，B正確；pH＝5的硫酸溶液稀釋到原來的500倍，則溶液接近于中性，c(H＋)≈10－7mol/L，c(SOeq\o\al(2－,4))＝eq\f(10－5,2×500)mol/L＝10－8mol/L，則c(SOeq\o\al(2－,4))∶c(H＋)＝1∶10，C正確；兩份醋酸的物質(zhì)的量相同，則所需NaOH的物質(zhì)的量相同，D錯誤。(2022·廣州二模)常溫下，將pH相同、體積均為V0的鹽酸和醋酸分別加水稀釋至V，pH隨lgeq\f(V,V0)的變化如圖所示。下列說法不正確的是(C)A.曲線②表示CH3COOH溶液B.c點溶液的導電性比b點溶液的導電性強C.鹽酸和醋酸分別稀釋到pH＝4時：c(Cl－)＞c(CH3COO－)D.c點酸的總濃度大于a點酸的總濃度【解析】pH相同的鹽酸和醋酸，就意味著弱酸的起始濃度遠遠大于強酸。加水稀釋促進醋酸電離，分別稀釋相同的倍數(shù)，pH變化較大的是強酸，所以曲線②表示CH3COOH溶液、曲線①表示HCl溶液，A正確；溶液導電能力與離子濃度成正比，離子濃度：c點＞b點，所以溶液導電能力：c點＞b點，B正確；將鹽酸和醋酸分別稀釋到pH＝4時，溶液中c(H＋)相等，由于c(OH－)＝eq\f(Kw,cH＋)，故兩溶液中c(OH－)相等，溶液中分別存在c(H＋)＝c(OH－)＋c(Cl－)、c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)，則c(Cl－)＝c(CH3COO－)，C錯誤；pH相同的醋酸和鹽酸，酸濃度：c(醋酸)＞c(鹽酸)，稀釋相同倍數(shù)時：c(醋酸)＞c(鹽酸)，D正確。濃度均為0.10mol/L、體積均為V0的MOH和ROH溶液，分別加水稀釋至體積V，pH隨lgeq\f(V,V0)的變化如圖所示。下列敘述錯誤的是(D)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c(OH－)相等D.當lgeq\f(V,V0)＝2時，若兩溶液同時升高溫度，則eq\f(cM＋,cR＋)增大【解析】c(MOH)＝0.10mol/L，pH＝13，說明MOH是強堿，c(ROH)＝0.10mol/L，pH＜13，說明ROH是弱堿，A正確；b點加水稀釋的倍數(shù)大于a點，弱電解質(zhì)的濃度越小，電離程度越大，則ROH的電離程度：b點＞a點，B正確；若兩溶液無限稀釋，則它們的c(OH－)無限接近于中性時c(OH－)，C正確；MOH是強堿，在水溶液中完全電離，不存在電離平衡，升高溫度c(M＋)不變，ROH是弱堿，在水溶液中存在電離平衡：ROHR＋＋OH－，升高溫度平衡正向移動，c(R＋)增大，則eq\f(cM＋,cR＋)減小，D錯誤。某溫度下，將pH和體積均相同的HCl和CH3COOH溶液分別加水稀釋，其pH隨加水體積的變化如圖所示。下列敘述正確的是(C)A.曲線Ⅱ代表HCl的稀釋過程B.溶液中水的電離程度：b點＞c點C.從b點到d點，溶液中：eq\f(cCH3COO－·cH＋,cCH3COOH)保持不變D.該溫度下，b點Kw的數(shù)值比e點大【解析】CH3COOH為弱酸，HCl為強酸，稀釋過程中CH3COOH的電離程度增大，稀釋相同體積時CH3COOH的pH較小，故曲線Ⅱ代表CH3COOH的稀釋過程，A錯誤；HCl和CH3COOH都抑制了水的電離，溶液pH越小酸性越強，水的電離程度越小，則水的電離程度：b點＜c點，B錯誤；eq\f(cCH3COO－·cH＋,cCH3COOH)＝Ka(CH3COOH)，從b點到d點溫度不變，則溶液中eq\f(cCH3COO－·cH＋,cCH3COOH)保持不變，C正確；溫度不變，水的離子積不變，即b點Kw的數(shù)值與e點相等，D錯誤。深度指津一元酸、堿稀釋的圖像分析圖像稀釋相同的倍數(shù)pH醋酸＜鹽酸氨水＞NaOH稀釋后pH相等，需要稀釋的倍數(shù)醋酸＞鹽酸氨水＞NaOH備注酸、堿溶液稀釋相同倍數(shù)時，強電解質(zhì)溶液比弱電解質(zhì)溶液的pH變化幅度大，無限稀釋，pH無限接近中性考點3強酸與強堿的中和滴定知識梳理滴定原理c(待測)＝eq\f(c標準·V標準,V待測)酸堿中和滴定通過指示劑顏色的變化來確定是否到達滴定終點。指示劑的選擇變色要明顯、靈敏，且指示劑的變色范圍要盡可能在滴定過程中的pH突變范圍內(nèi)。常用的酸堿指示劑及其變色范圍如下表所示。指示劑變色范圍的pH石蕊<5.0紅色5.0～8.0紫色>8.0藍色甲基橙<3.1紅色3.1～4.4橙色>4.4黃色酚酞<8.2無色8.2～10.0淺紅>10.0紅色強酸和強堿的中和滴定，常選用酚酞或甲基橙作指示劑，石蕊溶液由于變色的pH范圍較大且變色不明顯，所以通常不選用。主要儀器1.滴定管(1)滴定管的誤差為±0.01mL。滴定管分為酸式滴定管和堿式滴定管。酸性溶液或強氧化性溶液(如酸性KMnO4溶液或溴水等)裝在酸式滴定管中，堿性溶液裝在堿式滴定管中，如圖所示。(2)除用蒸餾水洗凈外，使用前還必須用待取的溶液潤洗。滴定管的潤洗方法：從滴定管的上口加入少量標準液，傾斜著轉(zhuǎn)動滴定管，使液體潤濕內(nèi)壁，然后從下端放出，重復2～3次)2.錐形瓶、燒杯、鐵架臺、滴定管夾等。[注意]待測液量取后一般是放入錐形瓶中。待測液不能用量筒量取，而要用滴定管或移液管量取。主要試劑標準液、待測液、指示劑、蒸餾水。實驗操作(用標準鹽酸滴定待測NaOH溶液)1.準備滴定管：檢漏→洗滌→潤洗→裝液→調(diào)液面→記錄。錐形瓶：注堿液→加指示劑。2.滴定左手握活塞旋轉(zhuǎn)開關，右手不斷旋轉(zhuǎn)搖動錐形瓶，眼睛注視錐形瓶中溶液的顏色變化。3.滴入最后半滴反應液，指示劑變色，且在半分鐘內(nèi)不恢復原來的顏色，停止滴定，并記錄標準溶液的體積。重復上述操作2～3次(即平行滴定2～3次)。[注意]中和反應達到滴定終點時所得到的溶液不一定顯中性。計算在計算前，首先對實驗所測得的體積數(shù)據(jù)的誤差進行合理性分析，對誤差大的數(shù)據(jù)應舍去，然后取平均值求出結(jié)果。[?？細w納](1)兩種強酸混合：直接求出c混(H＋)，再據(jù)此求pH(溶液混合，忽略體積的變化，下同)。c混(H＋)＝eq\f(c1H＋·V1＋c2H＋·V2,V1＋V2)(2)兩種強堿混合：先求出c混(OH－)，再由Kw求出c混(H＋)，最后求pH。c混(OH－)＝eq\f(c1OH－·V1＋c2OH－·V2,V1＋V2)(3)強酸、強堿混合：先判斷哪種物質(zhì)過量，再由下式求出溶液中H＋或OH－的濃度，最后求pH。c混(H＋)或c混(OH－)＝eq\f(|c酸H＋·V酸－c堿OH－·V堿|,V酸＋V堿)[及時鞏固]現(xiàn)用中和滴定來測定某燒堿溶液的濃度。(1)滴定：用酸式滴定管盛裝cmol/L鹽酸標準液。右圖表示某次滴定時，50mL滴定管中滴定前后液面的位置。此次滴定結(jié)束后的讀數(shù)為____mL。(2)有關數(shù)據(jù)記錄如下：滴定序號待測液體積/mL所消耗鹽酸標準液的體積/mL滴定前滴定后消耗的體積1V0.5025.8025.302V———3V6.0031.3525.35根據(jù)所給數(shù)據(jù)，寫出計算燒堿溶液的物質(zhì)的量濃度的表達式＝____________________(不必化簡)。(3)對下列幾種假定情況進行討論(填“無影響”“偏高”或“偏低”)。①若滴定前用蒸餾水沖洗錐形瓶，則會使測定結(jié)果________。②讀數(shù)時，若滴定前仰視，滴定后俯視，則會使測定結(jié)果________。③若在滴定過程中不慎將數(shù)滴酸液滴在錐形瓶外，則會使測定結(jié)果________。④若滴加鹽酸時，未充分振蕩，剛看到溶液變色，立刻停止滴定，則會使測定結(jié)果______________________________________________________________________________________?！敬鸢浮?1)24.90(2)eq\f(25.35＋25.30c,2V)mol/L(3)①無影響②偏低③偏高④偏低深度指津常見的酸堿中和滴定誤差分析以標準酸溶液滴定未知濃度的堿(酚酞溶液作指示劑)為例，常見的因操作不正確而引起的誤差如下：步驟操作V(標準)c(待測)洗滌酸式滴定管未用標準溶液潤洗變大偏高堿式滴定管未用待測溶液潤洗變小偏低錐形瓶用待測溶液潤洗變大偏高錐形瓶洗凈后還留有蒸餾水不變無影響取液放出堿液的滴定管開始有氣泡，放出液體后氣泡消失變小偏低滴定酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定終點時氣泡消失變大偏高振蕩錐形瓶時部分液體濺出變小偏低部分酸液滴出錐形瓶外變大偏高讀數(shù)滴定前讀數(shù)正確，滴定后俯視讀數(shù)(或前仰后俯)變小偏低滴定前讀數(shù)正確，滴定后仰視讀數(shù)(或前俯后仰)變大偏高1．(2023·廣州白云中學)與化學平衡類似，電離平衡的平衡常數(shù)，叫做電離常數(shù)，幾種弱酸的電離常數(shù)(25℃化學式CH3COOHH2CO3HClOH2C2O電離常數(shù)1.75×10－5Ka1＝4．5×10－74.0×10－8Ka1＝5．6×10－2回答下列問題：(1)上述4種酸中，酸性最弱的是________(填化學式)。(2)向NaHCO3溶液中加入CH3COOH溶液，________(填“能”或“不能”)發(fā)生反應，若能反應，則寫出該反應的離子方程式：。(3)試寫出草酸(H2C2O4)的第一步電離的電離方程式為(3)水是一種極弱的電解質(zhì)，在水的電離平衡中，c(H＋)和c(OH－)的關系如圖所示：①A點水的離子積常數(shù)為1.0×10－14，B點水的離子積常數(shù)為________，造成水的離子積變化的因素是________________________________________________________________________。②T2時，某鹽酸中c(H＋)＝1.0×10－4mol/L，則由水電離產(chǎn)生的c(H＋)＝________mol/L?！敬鸢浮?1)HClO(2)能CH3COOH＋HCOeq\o\al(－,3)=CH3COO－＋H2O＋CO2↑(3)H2C2O4H＋＋HC2Oeq\o\al(－,4)(3)①1.0×10－12升高溫度②1.0×10－8【解析】(1)電離常數(shù)越大，對應酸的酸性越強，上述4種酸中，酸性最弱的是HClO。(3)①A點水的離子積常數(shù)為1.0×10－14，B點水的離子積常數(shù)為1.0×10－6×1.0×10－6＝1.0×10－12，造成水的離子積變化的因素是溫度升高，促進水的電離正向移動。②T2時，Kw＝1.0×10－12，則由水電離產(chǎn)生的c水(H＋)＝c水(OH－)＝eq\f(1.0×10－12,1.0×10－4)mol/L＝1.0×10－8mol/L。2.25℃化學式CH3COOHH2CO3HClO電離平衡常數(shù)1.8×10－5Ka1＝4.3×10－7Ka2＝5.0×10－113.0×10－8(1)一般情況下，當溫度升高時，電離平衡常數(shù)Ka______(填“增大”“減小”或“不變”)。(2)下列四種離子結(jié)合質(zhì)子能力最強的是________(填字母)。A.COeq\o\al(2－,3) B.ClO－C.CH3COO－ D.HCOeq\o\al(－,3)(3)體積均為10mL、pH均為2的醋酸溶液與HX溶液分別加水稀釋至1000mL，稀釋過程中pH變化如圖所示。則HX的電離平衡常數(shù)________(填“＞”“＝”或“＜”，下同)醋酸的電離平衡常數(shù)；稀釋后，HX溶液中水電離出來的c(H＋)________醋酸溶液中水電離出來的c(H＋)；用等濃度的NaOH溶液分別中和上述兩種酸溶液，恰好中和時消耗NaOH溶液的體積：醋酸________HX?！敬鸢浮?1)增大(2)A(3)＞＞＞【解析】(1)電離是吸熱過程，故升高溫度，電離平衡常數(shù)K增大。(2)酸根離子對應酸的電離常數(shù)越小，酸性越弱，則該酸根離子的水解程度越大，其結(jié)合質(zhì)子的能力越強，故碳酸根離子的結(jié)合質(zhì)子能力最強，A選。(3)從圖中可以看出，pH相同的HX和醋酸稀釋相同的倍數(shù)，HX的pH變化更大，故HX的酸性比醋酸酸性強，電離平衡常數(shù)更大；稀釋之后HX的pH大于醋酸的pH，即HX電離的H＋的濃度小于醋酸電離的H＋的濃度，則HX溶液中水電離出來的c(H＋)大于醋酸溶液中水電離出來的c(H＋)；兩種酸體積相同且初始pH相同，HX的酸性更強，故醋酸的濃度大于HX的濃度，則消耗的NaOH的溶液的體積：V(醋酸)＞V(HX)。大單元六電解質(zhì)溶液中的離子平衡第24講弱電解質(zhì)的電離平衡溶液的pH1.判斷正誤，正確的畫“√”，錯誤的畫“√”(1)pH＝3的CH3COOH溶液和pH＝3的HCl溶液，c(H＋)相同(√)(2)pH＝3的CH3COOH溶液和pH＝11的NaOH溶液混合，溶液中c(CH3COO－)＝c(Na＋)(×)(3)在蒸餾水中滴加濃硫酸，Kw不變(×)(4)pH＝11的氨水和pH＝11的NaOH溶液分別用等濃度的鹽酸中和，消耗鹽酸的體積相等(×)(5)中和滴定時，盛待測液的錐形瓶中有少量水對滴定結(jié)果無影響(√)(6)中和等體積、等物質(zhì)的量濃度的鹽酸和醋酸，消耗的n(NaOH)相等(√)(7)為測定新制氯水的pH，用玻璃棒蘸取液體滴在pH試紙上，與標準比色卡對照(×)(8)常溫下，將pH＝3的醋酸溶液稀釋到原體積的10倍后，溶液的pH＝4(×)(9)中和滴定實驗中，容量瓶和錐形瓶用蒸餾水洗凈后即可使用，滴定管和移液管用蒸餾水洗凈后，須經(jīng)干燥或潤洗后方可使用(√)(10)用已知濃度的酸滴定未知濃度的堿，觀察讀數(shù)時，滴定前仰視，滴定后俯視，濃度偏小(√)【解析】(2)醋酸是弱酸，pH＝3的CH3COOH溶液中的醋酸的濃度比pH＝11的NaOH溶液的濃度大，則混合后c(Na＋)<c(CH3COO－)。(3)在蒸餾水中滴加濃硫酸，溫度升高，Kw增大。(4)溶液的pH相同，氨水為弱堿，故NH3·H2O濃度大于NaOH的濃度，所以氨水消耗的鹽酸更多。(7)新制氯水具有漂白性，不能用pH試紙測定其pH，應該用pH計。(8)將pH＝3的醋酸溶液稀釋到原體積的10倍后，3<pH<4。(9)容量瓶、錐形瓶不用潤洗，但滴定管或移液管須潤洗或干燥后才可使用。2.在相同溫度時100mL0.01mol/L醋酸溶液與10mL0.1mol/L醋酸溶液相比較。下列數(shù)值前者大于后者的是(B)A.中和時所需NaOH的物質(zhì)的量B.電離度C.H＋的物質(zhì)的量濃度D.CH3COOH的物質(zhì)的量【解析】兩種醋酸溶液中溶質(zhì)CH3COOH的物質(zhì)的量都為0.001mol，中和時所需NaOH的物質(zhì)的量也相等，A、D不選；醋酸為弱電解質(zhì)，濃度越小，電離度越大，0.01mol/L醋酸的電離度大，B選；酸的濃度越大，c(H＋)越大，C不選。3.醋酸的下列性質(zhì)中，可以證明它是弱電解質(zhì)的是(D)①1mol/L醋酸溶液中：c(H＋)＝0.01mol/L②醋酸以任意比與水互溶③10mL1mol/L醋酸溶液與10mL1mol/LNaOH溶液恰好完全反應④在相同條件下，醋酸溶液的導電性比鹽酸弱A.①② B.②③C.③④ D.①④【解析】1mol/L醋酸溶液中：c(H＋)＝0.01mol/L，說明醋酸部分電離，為弱電解質(zhì)，①正確；在相同條件下，醋酸溶液的導電性比鹽酸弱，說明醋酸溶液中離子濃度小，即醋酸是部分電離，為弱電解質(zhì)，④正確。故選D。4.(2023·山東臨沂)25℃時，下列有關電解質(zhì)溶液的說法正確的是(A)A.室溫下，向10mL0.1mol/L氨水中加水稀釋，eq\f(nOH－·nNH\o\al(＋,4),nNH3·H2O)的值增大B.氯水存在平衡：Cl2(g)＋H2O(l)HClO(aq)＋H＋(aq)＋Cl－(aq)，向體系加水，c(Cl－)與c(HClO)的比值不變C.向0.1mol/L硫酸溶液中加水稀釋，則eq\f(cH＋,cSO\o\al(2－,4))一定不變D.向醋酸溶液中加入少量冰醋酸，醋酸電離平衡向右移動，電離度增大【解析】稀釋氨水，NH3·H2O電離平衡正向移動，n(OH－)和n(NHeq\o\al(＋,4))增大，n(NH3·H2O)減小，則eq\f(nOH－·nNH\o\al(＋,4),nNH3·H2O)的值增大，A正確；向體系加水，離子濃度均減小，但因存在平衡HClOH＋＋ClO－，稀釋促進平衡正向移動，因此c(HClO)減小得更多，c(Cl－)與c(HClO)的比值增大，B錯誤；向0.1mol/L硫酸溶液中加水稀釋，氫離子和硫酸根離子濃度均減小，但若加入水過多，促進水的電離，溶液中H＋的物質(zhì)的量變大，而硫酸根離子的物質(zhì)的量不變，則eq\f(cH＋,cSO\o\al(2－,4))增大，C錯誤；醋酸溶液中加入冰醋酸，使醋酸的電離平衡正向移動，但醋酸的電離度減小，D錯誤。5.下列說法不正確的是(A)A.稀釋0.1mol/LCH3COOH溶液，溶液中所有離子濃度均減小B.0.1mol/LCH3COOH溶液加水稀釋后，溶液中eq\f(cCH3COOH,cCH3COO－)的值減小C.室溫下，稀釋0.1mol/L氨水，c(H＋)·c(NH3·H2O)減小D.室溫下，用pH試紙測得0.100mol/LCH3COOH溶液的pH約為3，0.100mol/LHCN溶液的pH約為5，說明酸性：HCN<CH3COOH【解析】稀釋醋酸溶液，氫離子濃度減小，Kw不變，溶液中氫氧根離子濃度增大，A錯誤；加水稀釋促進醋酸電離，n(CH3COOH)減小，n(CH3COO－)增大，則eq\f(cCH3COOH,cCH3COO－)減小，B正確；氨水稀釋時，由NH3·H2O的電離平衡常數(shù)Kb＝eq\f(cNH\o\al(＋,4)·cOH－,cNH3·H2O)＝eq\f(cNH\o\al(＋,4)·cOH－·cH＋,cNH3·H2O·cH＋)，得c(NH3·H2O)·c(H＋)＝eq\f(Kw,Kb)·c(NHeq\o\al(＋,4))，溫度不變，Kw、Kb不變，稀釋過程中c(NHeq\o\al(＋,4))減小，則c(NH3·H2O)·c(H＋)減小，C正確；兩種酸的濃度相同，由二者的pH可知，CH3COOH的酸性強，D正確。6.下列關于溶液的酸堿性的說法正確的是(C)A.pH＝7的溶液呈中性B.中性溶液中一定有c(H＋)＝1.0×10－7mol/LC.c(H＋)＝c(OH－)的溶液呈中性D.在100℃時，純水的pH＜7，因此顯酸性【解析】溫度未知，不能根據(jù)pH大小判斷溶液酸堿性，若在100℃時，純水的pH＝6，呈中性，則該溫度下pH＝7時溶液呈堿性，A、D錯誤；溫度未知，中性溶液中不一定有c(H＋)＝1.0×10－7mol/L，B錯誤。7.(2023·寧南中學)某溫度下，在1L0.2mol/L的氨水中存在：NH3·H2ONHeq\o\al(＋,4)＋OH－，當達到電離平衡時，已電離的NH3·H2O為1.7×10－3mol/L。設NA為阿伏加德羅常數(shù)的值，下列說法正確的是(B)A.該溶液中NHeq\o\al(＋,4)的數(shù)目為0.2NAB.該溫度下NH3·H2O的電離常數(shù)Kb約為1.4×10－5C.加水稀釋，電離平衡正向移動，c(OH－)一定增大D.與等濃度、等體積的鹽酸混合后，混合溶液的pH>7【解析】該溶液中NHeq\o\al(＋,4)數(shù)目為1.7×10－3mol/L×1L×NAmol－1＝1.7×10－3NA，A錯誤；Kb＝eq\f(cOH－·cNH\o\al(＋,4),cNH3·H2O)≈eq\f(1.7×10－3×1.7×10－3,0.2)≈1.4×10－5，B正確；加水稀釋，c(OH－)減小，C錯誤；與等濃度、等體積的鹽酸混合后，溶質(zhì)為氯化銨，溶液顯酸性，pH＜7，D錯誤。8.不同溫度下，水溶液中c(H＋)與c(OH－)的關系如圖所示。下列判斷正確的是(A)A.兩條曲線上任意點均有c(H＋)·c(OH－)＝KwB.T＜25C.b點和c點pH均為6，溶液呈酸性D.只采用升溫的方式，可由a點變成d點【解析】兩條曲線表示兩種溫度下的水的離子積常數(shù)曲線，所以兩條曲線上任意點均有c(H＋)·c(OH－)＝Kw，A正確；升高溫度促進水電離，水的離子積常數(shù)增大，T℃下的離子積常數(shù)大于25℃，所以T＞25，B錯誤；c點c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性，b點c(H＋)＞c(OH－)，溶液呈酸性，C錯誤；a點溶液呈中性、d點溶液呈堿性，且d點水的離子積常數(shù)大于a點，所以采用升高溫度不能使a點變?yōu)閐點，D錯誤。9.H2S水溶液中存在電離平衡：H2SH＋＋HS－和HS－H＋＋S2－。若向H2S溶液中(A)A.加水，平衡向右移動，溶液中氫離子濃度減小B.通入過量SO2氣體，平衡向左移動，溶液pH增大C.滴加新制氯水，平衡向左移動，溶液pH增大D.加入少量硫酸銅固體(忽略體積變化)，溶液中所有離子濃度都減小【解析】加水促進電離，但氫離子濃度減小，A正確；通入SO2氣體發(fā)生反應：2H2S＋SO2=3S↓＋2H2O，當SO2過量時溶液顯酸性，而且酸性比H2S強，pH減小，B錯誤；滴加新制氯水，發(fā)生反應：Cl2＋H2S=2HCl＋S↓，H＋濃度增大，溶液pH減小，C錯誤；加入少量硫酸銅固體，發(fā)生反應：H2S＋Cu2＋=CuS↓＋2H＋，H＋濃度增大，D錯誤。10.下列事實能證明草酸(H2C2O4)是弱電解質(zhì)的方法有幾個(C)①草酸能使酸性KMnO4溶液褪色②常溫下，0.1mol/L的H2C2O4溶液的pH＝2③相同條件下，濃度均為1mol/LH2C2O4溶液的導電能力比硫酸的導電能力弱④常溫下，pH＝4的H2C2O4溶液稀釋100倍，pH約為5A.1個 B.2個C.3個 D.4個【解析】草酸能使酸性KMnO4溶液褪色，證明草酸有還原性，①不符合題意；H2C2O4為二元酸，若為強酸，0.1mol/LH2C2O4溶液的c(H＋)＝0.2mol/L，故pH＝2可以證明草酸是弱電解質(zhì)，②符合題意；相同條件下，濃度均為1mol/LH2C2O4溶液的導電能力比硫酸的導電能力弱，則證明草酸是弱電解質(zhì)，③符合題意；若H2C2O4為強酸，則pH＝4的H2C2O4溶液稀釋100倍，pH應約為6，則證明草酸是弱電解質(zhì)，④符合題意。故選C。11.某溫度下，pH＝11的氨水和NaOH溶液分別加水稀釋100倍，溶液的pH隨溶液體積變化的曲線如圖所示。下列判斷錯誤的是(C)A.a值一定大于9B.Ⅱ為氨水稀釋時溶液的pH變化曲線C.稀釋后氨水中水的電離程度比NaOH溶液中水的電離程度大D.完全中和稀釋后相同體積的兩溶液時，消耗相同濃度的稀硫酸的體積：V(NaOH)＜V(氨水)【解析】根據(jù)題給圖像可知，開始二者pH相同，在稀釋過程中促進氨水電離，則氨水的pH變化較小，即Ⅱ為氨水稀釋時溶液的pH變化曲線，pH＝11的氫氧化鈉溶液稀釋100倍時，pH變?yōu)?，所以，pH＝11的氨水溶液稀釋100倍時，pH＞9，即a一定大于9，A、B正確；稀釋后氨水的pH大于NaOH溶液的pH，氨水中水的電離程度比NaOH溶液中水的電離程度小，C錯誤；pH相同的氨水和氫氧化鈉溶液，氨水的物質(zhì)的量濃度大于氫氧化鈉溶液的物質(zhì)的量濃度，加水稀釋相同的倍數(shù)，氨水的物質(zhì)的量濃度仍較大，完全中和稀釋后相同體積的兩溶液時，消耗相同濃度的稀硫酸的體積：V(NaOH)＜V(氨水)，D正確。12.下列實驗符合要求的是(C)A.滴定管用蒸餾水洗凈后，即可注入標準液進行滴定B.用托盤天平稱量NaOH固體時，直接放在紙上稱量C.鹽酸滴定NaOH溶液時，用酚酞或甲基橙作指示劑D.將pH試紙伸入溶液中測其pH【解析】滴定管用蒸餾水洗凈后，先潤洗，再注入標準液，排氣泡，調(diào)節(jié)液面，讀數(shù)，再進行滴定，A不符合題意；用托盤天平稱量NaOH固體時，NaOH是腐蝕性藥品，要放在玻璃器皿中稱量，B不符合題意；強酸和強堿的滴定，指示劑用酚酞或甲基橙都可以，C符合題意；一般測溶液的pH時，要用玻璃棒蘸取溶液滴在干燥的pH試紙上，D不符合題意。13.室溫下，向20.00mL0.1000mol/L鹽酸中滴加0.100mol/LNaOH溶液，溶液的pH隨NaOH溶液體積的變化如圖，已知lg5＝0.7。下列說法不正確的是(D)A.V(NaOH)＝20.00mL時，pH＝7B.V(NaOH)＝30.00mL時，pH＝12.3C.選擇甲基紅指示反應終點，誤差比甲基橙的小D.滴定過程中，水的電離程度不斷減小【解析】當V(NaOH)＝20.00mL時，二者恰好中和，故pH＝7，A正確；當V(NaOH)＝30.00mL時，堿過量，剩余的c(OH－)＝eq\f(30－20mL×0.1000mol/L,30＋20mL)＝0.0200mol/L，c(H＋)＝5×10－13mol/L，所以溶液的pH＝12.3，B正確；反應終點的pH與指示劑的變色范圍越吻合，誤差越小