【步步高】2014屆高三化學(xué)一輪總復(fù)習(xí) 第八章 第2講 水的電離和溶液的pH 新人教版

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1、 第2講　水的電離和溶液的pH [考綱要求]　1.了解水的電離、離子積常數(shù)、影響水電離平衡的因素。2.了解溶液的酸堿性與pH的關(guān)系。3.能進(jìn)行pH的簡單計算。4.了解測定溶液pH的方法(強(qiáng)酸、強(qiáng)堿)。 考點一　水的電離 1．水的電離 水是極弱的電解質(zhì)，水的電離方程式為H2O＋H2OH3O＋＋OH－或H2OH＋＋OH－。 2．水的離子積常數(shù) Kw＝c(H＋)·c(OH－)。 (1)室溫下：Kw＝1×10－14。 (2)影響因素；只與溫度有關(guān)，升高溫度，Kw增大。 (3)適用范圍：Kw不僅適用于純水，也適用于稀的電解質(zhì)水溶液。 (4)Kw揭示了在任何水溶液中均

2、存在H＋和OH－，只要溫度不變，Kw不變。 3．影響水電離平衡的因素 (1)升高溫度，水的電離程度增大，Kw增大。 (2)加入酸或堿，水的電離程度減小，Kw不變。 (3)加入可水解的鹽(如FeCl3、Na2CO3)，水的電離程度增大，Kw不變。 4．外界條件對水的電離平衡的影響 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

3、 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 深度思考 1．水的離子積常數(shù)Kw＝c(H＋)·c(OH－)中H＋和OH－一定是水電離出來的嗎？ 答案　不一定。c(H＋)和c(OH－)均指溶液中的H＋或OH－的總濃度。這一關(guān)系適用于任何稀水溶液，即任何稀水溶液中都存在這一關(guān)系。因此，在酸溶液中酸本身電離出來的H＋會抑制水的電離，而在堿溶液中，堿本身電離出來的OH－也會抑制水的電離。 2．在pH＝2的鹽酸溶液中由水電離出來的c(H＋)與c(OH－)之間的關(guān)系是什么？ 答

4、案　外界條件改變，水的電離平衡發(fā)生移動，但任何時候水電離出c(H＋)和 c(OH－)總是相等的。 3．甲同學(xué)認(rèn)為，在水中加入H2SO4，水的電離平衡向左移動，解釋是加入H2SO4后 c(H＋)增大，平衡左移。乙同學(xué)認(rèn)為，加入H2SO4后，水的電離平衡向右移動，解釋為加入H2SO4后，c(H＋)濃度增大，H＋與OH－中和，平衡右移。你認(rèn)為哪種說法正確？說明原因。水的電離平衡移動后，溶液中c(H＋)·c(OH－)增大還是減??？ 答案　甲正確，溫度不變，Kw是常數(shù)，加入H2SO4，c(H＋)增大，c(H＋)·c(OH－)>Kw，平衡左移。 不變，因為Kw僅與溫度有關(guān)，溫度不變，則Kw不變，

5、與外加酸、堿、鹽無關(guān)。 (1)水的離子積常數(shù)Kw＝c(H＋)·c(OH－)，其實質(zhì)是水溶液中的H＋和OH－濃度的乘積，不一定是水電離出的H＋和OH－濃度的乘積，所以與其說Kw是水的離子積常數(shù)，不如說是水溶液中的H＋和OH－的離子積常數(shù)。即Kw不僅適用于水，還適用于酸性或堿性的稀溶液。不管哪種溶液均有c(H＋)H2O＝c(OH－)H2O。 (2)水的離子積常數(shù)顯示了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。 題組一　影響水電離平衡的因素及結(jié)果判斷 1．25 ℃時，相同物質(zhì)的量濃度的下列溶液：①NaCl?、贜aOH ③H2SO4?、?N

6、H4)2SO4， 其中水的電離程度按由大到小順序排列的一組是 (　　) A．④>③>②>① B．②>③>①>④ C．④>①>②>③ D．③>②>①>④ 答案　C 解析　從四種物質(zhì)分析可知②NaOH、③H2SO4抑制水的電離，①NaCl不影響水的 電離平衡，④(NH4)2SO4促進(jìn)水的電離(NH水解)，在②③中H2SO4為二元強(qiáng)酸、產(chǎn) 生的c(H＋)大于NaOH產(chǎn)生的c(OH－)，抑制程度更大，故順序為(由大→ 小)④>①>②>③。 2．下列操作會促進(jìn)H2O的電離，且使溶液pH>7的是 (　　) A．將純水加熱到90 ℃ B．向水

7、中加少量NaOH溶液 C．向水中加少量Na2CO3溶液 D．向水中加少量FeCl3溶液 答案　C 解析　將純水加熱到90 ℃，水的電離程度增大，c(H＋)＝c(OH－)>10－7 mol·L－1，pH<7，A錯；向水中加少量NaOH溶液，水中c(OH－)增大，pH>7，但水的電離平衡向逆方向移動，即水的電離受到抑制，B錯；向水中加少量Na2CO3溶液，CO與H＋結(jié)合，水中c(H＋)減小，水的電離平衡向正方向移動，c(OH－)增大，c(OH－)>c(H＋)，pH>7，C對；向水中加少量FeCl3溶液，F(xiàn)e3＋與OH－結(jié)合為弱電解質(zhì)Fe(OH)3，水中c(OH－)減小，水的電離平衡向正方向

8、移動，c(H＋)增大，c(H＋)>c(OH－)，pH<7，D錯。 3．25 ℃時，水中存在電離平衡：H2OH＋＋OH－　ΔH>0。下列敘述正確的是(　　) A．將水加熱，Kw增大，pH不變 B．向水中加入少量NaHSO4固體，c(H＋)增大，Kw不變 C．向水中加入少量NaOH固體，平衡逆向移動，c(OH－)降低 D．向水中加入少量NH4Cl固體，平衡正向移動，c(OH－)增大 答案　B 解析　將水加熱時，電離平衡右移，電離出的c(H＋)、c(OH－)均增大，pH減小，A項錯誤；加入NaHSO4，c(H＋)增大，平衡逆向移動，溫度未變化，Kw不變，B項正確；加入NaOH，c(

9、OH－)增大，平衡逆向移動，C項錯誤；加入NH4Cl，NH水解使平衡正向移動，c(OH－)減小，D項錯誤。 題組二　水電離的c(H＋)或c(OH－)的計算 4．求算下列溶液中H2O電離的c(H＋)和c(OH－)。 (1)pH＝2的H2SO4溶液 c(H＋)＝__________，c(OH－)＝__________。 (2)pH＝10的NaOH溶液 c(H＋)＝__________，c(OH－)＝__________。 (3)pH＝2的NH4Cl溶液 c(H＋)＝__________。 (4)pH＝10的Na2CO3溶液 c(OH－)＝__________。 答案　(1)1

10、0－12 mol·L－1　10－12 mol·L－1　(2)10－10 mol·L－1　10－10 mol·L－1　(3)10－2 mol·L－1　(4)10－4 mol·L－1 解析　(1)pH＝2的H2SO4溶液中H＋來源有兩個：H2SO4的電離和H2O的電離，而OH－只來源于水。應(yīng)先求算c(OH－)，即為水電離的c(H＋)或c(OH－)。c(H＋)＝10－2 mol·L－1，則c(OH－)＝10－12 mol·L－1，則水電離的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12 mol·L－1。 (2)pH＝10的NaOH溶液中，OH－有兩個來源：H2O的電離和NaOH的電離，H＋只來源于水。應(yīng)先

11、求出c(H＋)，即為水電離的c(OH－)或c(H＋)，c(OH－)＝10－4 mol·L－1，c(H＋)＝10－10 mol·L－1，則水電離的c(H＋)＝c(OH－)＝10－10 mol·L－1。 (3)水解的鹽，H＋或OH－均由水電離產(chǎn)生，水解顯酸性的鹽應(yīng)計算其c(H＋)，水解顯堿性的鹽應(yīng)計算其c(OH－)。pH＝2的NH4Cl中由水電離產(chǎn)生的c(H＋)＝10－2 mol·L－1；pH＝10的Na2CO3溶液中由水電離產(chǎn)生的c(OH－)＝10－4 mol·L－1。 5．下列四種溶液中，室溫下由水電離生成的H＋濃度之比(①∶②∶③∶④)是(　　) ①pH＝0的鹽酸?、?.1 mol

12、·L－1的鹽酸 ③0.01 mol·L－1的NaOH溶液?、躳H＝11的NaOH溶液 A．1∶10∶100∶1 000 B．0∶1∶12∶11 C．14∶13∶12∶11 D．14∶13∶2∶3 答案　A 解析?、僦衏(H＋)＝1 mol·L－1，由水電離出的c(H＋)與溶液中c(OH－)相等，等于1.0×10－14 mol·L－1； ②中c(H＋)＝0.1 mol·L－1，由水電離出的c(H＋)＝1.0×10－13 mol·L－1； ③中c(OH－)＝1.0×10－2 mol·L－1，由水電離出的c(H＋)與溶液中c(H＋)相等，等于1.0×10－12 mol

13、·L－1； ④中c(OH－)＝1.0×10－3 mol·L－1，同③所述由水電離出的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。 6．室溫下，在pH＝12的某溶液中，分別有甲、乙、丙、丁四位同學(xué)計算出由水電離出的c(OH－)的數(shù)據(jù)分別為甲：1.0×10－7 mol·L－1；乙：1.0×10－6 mol·L－1；丙：1.0× 10－2 mol·L－1；?。?.0×10－12 mol·L－1。其中你認(rèn)為可能正確的數(shù)據(jù)是 (　　) A．甲、乙 B

14、．乙、丙 C．丙、丁 D．乙、丁 答案　C 解析　如果該溶液是一種強(qiáng)堿(例如NaOH)溶液，則該溶液的OH－首先來自于堿(NaOH)的電離，水的電離被抑制，c(H＋)＝1×10－12 mol·L－1，所有這些H＋都來自于水的電離，水電離時當(dāng)然同時提供相同物質(zhì)的量的OH－，所以丁是對的。如果該溶液是一種強(qiáng)堿弱酸鹽溶液，則該溶液之所以呈堿性是由于鹽中弱酸根水解的緣故。水解時，弱酸根離子與水反應(yīng)生成弱酸和OH－，使溶液中c(OH－)>c(H＋)，溶液中的OH－由水電離所得，所以丙也是正確的。 　 (1)常溫下，中性溶液c(OH－)＝c(H＋)＝10－7 mol·L－1 (

15、2)溶質(zhì)為酸的溶液 ①來源 OH－全部來自水的電離，水電離產(chǎn)生的c(H＋)＝c(OH－)。 ②實例 如計算pH＝2的鹽酸溶液中水電離出的c(H＋)，方法是先求出溶液的c(OH－)＝ Kw/10－2＝10－12 mol·L－1，即水電離出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12 mol·L－1。 (3)溶質(zhì)為堿的溶液 ①來源 H＋全部來自水的電離，水電離產(chǎn)生的c(OH－)＝c(H＋)。 ②實例 如計算pH＝12的NaOH溶液中水電離出的c(OH－)，方法是先求出溶液的c(H＋)＝Kw/10－2＝10－12 mol·L－1，即水電離出的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12 mol

16、·L－1。 (4)水解呈酸性或堿性的鹽溶液 ①pH＝5的NH4Cl溶液中H＋全部來自水的電離，由水電離的c(H＋)＝10－5 mol·L－1，c(OH－)＝10－9 mol·L－1，是因為部分OH－與部分NH結(jié)合； ②pH＝12的Na2CO3溶液中OH－全部來自水的電離，由水電離出的c(OH－)＝10－2 mol·L－1。 考點二　溶液的酸堿性和pH值 1．溶液的酸堿性 溶液的酸堿性取決于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相對大小。 (1)酸性溶液：c(H＋)>c(OH－)，常溫下，pH<7。 (2)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)，常溫下，pH＝7。 (3)堿性溶液：c

17、(H＋)7。 2．pH及其測量 (1)計算公式：pH＝－lgc(H＋)。 (2)測量方法 ①pH試紙法：用鑷子夾取一小塊試紙放在玻璃片或表面皿上，用潔凈的玻璃棒蘸取待測溶液點在試紙的中央，變色后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對照，即可確定溶液的pH。 ②pH計測量法。 (3)溶液的酸堿性與pH的關(guān)系 室溫下： 深度思考 1．pH<7的溶液一定是酸性溶液嗎？pH>7的溶液一定是堿性溶液嗎？pH＝7的溶液一定是中性嗎？ 答案　不一定。上述說法只有在常溫下才能滿足。如在某溫度下，水的離子積常數(shù)為1×10－12，此時pH＝6的溶液為中性溶液，pH>6時為堿性溶液，p

18、H<6時為酸性溶液。 2．下列溶液一定顯酸性的是________。 ①pH<7的溶液 ②c(H＋)＝c(OH－)的溶液 ③c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1 ④c(H＋)>c(OH－)的溶液 ⑤0.1 mol·L－1的NH4Cl溶液 答案　④⑤ 解析　題目沒有說明溫度，所以pH<7的溶液不一定是酸性溶液，只有c(H＋)> c(OH－)才是可靠的判斷依據(jù)。NH4Cl水解呈酸性。 3．用pH試紙測pH時應(yīng)注意什么問題？記錄數(shù)據(jù)時又要注意什么？是否可用pH試紙測定氯水的pH? 答案　pH試紙使用前不能用蒸餾水潤濕，否則待測液因被稀釋可能產(chǎn)生誤差；用pH試紙讀出的pH只能是

19、整數(shù)；不能用pH試紙測定氯水的pH，因為氯水呈酸性的同時呈現(xiàn)強(qiáng)氧化性(漂白性)。  (1)溶液呈現(xiàn)酸、堿性的實質(zhì)是c(H＋)與c(OH－)　　的相對大小，不能只看pH，一定溫度下pH＝6的溶液也可能顯中性，也可能顯酸性，應(yīng)注意溫度。 (2)使用pH試紙時不能用蒸餾水潤濕。 (3)25 ℃時，pH＝12的溶液不一定為堿溶液，pH＝2時溶液也不一定為酸溶液，還可能為能水解的鹽溶液。 題組一　溶液酸、堿性的判斷 1．判斷下列溶液在常溫下的酸、堿性(在括號中填“酸性”、“堿性”或“中性”)。 (1)相同濃度的HCl和NaOH溶液等體積混合 (　　) (2)相

20、同濃度的CH3COOH和NaOH溶液等體積混合 (　　) (3)相同濃度NH3·H2O和HCl溶液等體積混合 (　　) (4)pH＝2的HCl和pH＝12的NaOH溶液等體積混合 (　　) (5)pH＝3的HCl和pH＝10的NaOH溶液等體積混合 (　　) (6)pH＝3的HCl和pH＝12的NaOH溶液等體積混合 (　　) (7)pH＝2的CH3COOH和pH＝12的NaOH溶液等體積混合 (　　) (8)pH＝2的HCl和pH＝12的NH3·H2O等體積混合 (　　) 答案　(1)中性　(2)堿性　

21、(3)酸性　(4)中性　(5)酸性　(6)堿性　(7)酸性　(8)堿性 　 (1)等體積等濃度的一元強(qiáng)酸，一元強(qiáng)堿混合呈中性。 (2)等體積等濃度的一元弱酸，一元強(qiáng)堿混合呈堿性。 (3)強(qiáng)酸、強(qiáng)堿等體積混合 ①pH之和等于14呈中性；②pH之和小于14呈酸性；③pH之和大于14呈堿性。 (4)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　pH的稀釋規(guī)律及一強(qiáng)一弱的比較 (一)pH的稀釋規(guī)律 2．1 mL pH＝5的鹽酸，加水稀釋到10 mL pH＝______；加水稀釋到100 mL，pH________7。

22、答案　6　接近 3．1 mL pH＝9的NaOH溶液，加水稀釋到10 mL，pH＝________；加水稀釋到100 mL，pH________7。 答案　8　接近 4．pH＝5的H2SO4溶液，加水稀釋到500倍，則稀釋后c(SO)與c(H＋)的比值為__________。 答案　 解析　稀釋前c(SO)＝ mol·L－1；稀釋后c(SO)＝＝10－8 mol·L－1； c(H＋)接近10－7 mol·L－1，所以＝＝。 　 (1)強(qiáng)酸溶液，被稀釋10n倍，溶液的pH增大n(溶液的pH不會大于7)。 (2)強(qiáng)堿溶液，被稀釋10n倍，溶液的pH減小n(溶液的pH不會小于

23、7)。 (二)一強(qiáng)一弱的比較 5．在體積均為1 L、pH均等于2的鹽酸和醋酸溶液中，分別投入0.23 g Na，則圖中比較符合反應(yīng)事實的曲線是 (　　) 答案　B 解析　A、B都是關(guān)于溶液pH的變化問題，1 L、pH＝2的鹽酸剛好與0.23 g Na反應(yīng)，反應(yīng)完全后溶液呈中性，故pH＝7，而1 L、pH＝2的醋酸溶液則相對于0.23 g Na是過量的，反應(yīng)完全后溶液呈酸性，pH<7，因此A錯，B對；Na可以與鹽酸、醋酸和水反應(yīng)產(chǎn)生氫氣，由題知在兩溶液中產(chǎn)生氫氣的體積都取決于鈉的質(zhì)量，最后兩溶液中產(chǎn)生氫氣的體積是相同的，顯然C不對；D項看起來鹽酸與醋酸最后

24、產(chǎn)生的氫氣體積相同，但從細(xì)節(jié)上看，Na在鹽酸中的反應(yīng)比在醋酸中的快，這點不對，因為條件是“pH均等于2”，反應(yīng)開始后醋酸中的氫離子濃度比鹽酸中的氫離子濃度大，反應(yīng)當(dāng)然較快。 6．物質(zhì)A～E都是由下表中的離子組成的，常溫下將各物質(zhì)的溶液從1 mL稀釋到1 000 mL，pH的變化關(guān)系如圖甲所示，其中A與D反應(yīng)得到E。請回答下列問題。 陽離子 NH、H＋、Na＋ 陰離子 OH－、CH3COO－、Cl－ (1)根據(jù)pH的變化關(guān)系，寫出物質(zhì)的化學(xué)式：B__________，C__________。 (2)寫出A與C反應(yīng)的離子方程式：__________________________

25、_________。 答案　(1)NaOH　HCl (2)NH3·H2O＋H＋===NH＋H2O 解析　根據(jù)各物質(zhì)的溶液從1 mL稀釋到1 000 mL，pH的變化圖像知，B和C溶液的pH變化為3，A和D溶液的pH變化小于3，則B為強(qiáng)堿，A為弱堿或強(qiáng)堿弱酸鹽，C為強(qiáng)酸，D為弱酸或強(qiáng)酸弱堿鹽，可先確定B為NaOH，C為HCl。結(jié)合A與D反應(yīng)得到E，而E的pH不變，則E可能是NaCl或醋酸銨，結(jié)合B為NaOH，C為HCl，則推出E只能為醋酸銨，所以A為NH3·H2O，B為NaOH，C為HCl，D為CH3COOH。 　加水稀釋時pH值的變化規(guī)律 (1)等物質(zhì)的量濃度的鹽酸(a)與醋

26、酸(b) 物質(zhì)的量濃度相同的強(qiáng)酸和弱酸稀釋相同倍數(shù)，溶液的pH變化不同，強(qiáng)酸的pH增大快；若加水稀釋到相同pH，強(qiáng)酸加水多。 (2)等pH的鹽酸(a)與醋酸(b) pH相同的強(qiáng)酸與弱酸，加水稀釋相同倍數(shù)，溶液的pH變化不同，強(qiáng)酸的pH變化大；若加水稀釋到相同pH，弱酸加水多。 題組三　溶液pH的計算 7．求下列溶液的pH(常溫條件下)(已知lg2＝0.3) (1)0.005 mol·L－1的H2SO4溶液 (2)已知CH3COOH的電離常數(shù) Ka＝1.8×10－5,0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液 (3)0.1 mol·L－1NH3·H2O溶液(NH3·

27、H2O的電離度為α＝1%，電離度＝×100%) (4)將pH＝8的NaOH與pH＝10的NaOH溶液等體積混合 (5)常溫下，將pH＝5的鹽酸與pH＝9的NaOH溶液以體積比11∶9混合 (6)將pH＝3的HCl與pH＝3的H2SO4等體積混合 (7)0.001 mol·L－1的NaOH溶液 (8)pH＝2的鹽酸與等體積的水混合 (9)pH＝2的鹽酸加水稀釋到1 000倍 答案　(1)2　(2)2.9　(3)11　(4)9.7　(5)6　(6)3 (7)11　(8)2.3　(9)5 解析　(2)CH3COOH　　CH3COO－ ＋ H＋ c(初始) 0.1 mol·L

28、－1 0 0 c(電離) c(H＋) c(H＋) c(H＋) c(平衡) 0.1－c(H＋) c(H＋) c(H＋) 則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－ ?。?NH c(初始) 0.1 mol·L－1 0 0 c(電離) 0.1×1% 0.1×1% 0.1×1% mol·L－1 mol·L－1 mol·L－1 則c(OH－)＝0.1×1% m

29、ol·L－1＝10－3mol·L－1 c(H＋)＝10－11 mol·L－1，所以pH＝11。 (4)將pH＝8的NaOH與pH＝10的NaOH溶液等體積混合后，溶液中c(H＋)很明顯可以根據(jù)pH來算，可以根據(jù)經(jīng)驗公式來求算pH＝10－lg2(即0.3)，所以答案為9.7。 (5)pH＝5的鹽酸溶液中c(H＋)＝10－5 mol·L－1，pH＝9的氫氧化鈉溶液中c(OH－)＝ 10－5 mol·L－1，兩者以體積比11∶9混合，則酸過量，混合液的pH小于7。 c(H＋)＝＝1.0×10－6 mol·L－1， pH＝－lg(1.0×10－6)＝6。 8．在某溫度時，測得0.01 m

30、ol·L－1的NaOH溶液的pH＝11。 (1)該溫度下水的離子積常數(shù)Kw＝______________。 (2)在此溫度下，將pH＝a的NaOH溶液Va L與pH＝b的硫酸Vb L混合。 ①若所得混合液為中性，且a＝12，b＝2，則Va∶Vb＝________________________。 ②若所得混合液為中性，且a＋b＝12，則Va∶Vb＝_______________________。 答案　(1)10－13　(2)①1∶10　②10∶1 解析　(1)由題意知，溶液中c(H＋)＝10－11 mol·L－1，c(OH－)＝0.01 mol·L－1，故Kw＝c(H＋)·c(O

31、H－)＝10－13。 (2)①根據(jù)中和反應(yīng)：H＋＋OH－===H2O。 c(H＋)·V酸＝c(OH－)·V堿 10－2·Vb＝10－13/10－12·Va ＝＝1∶10。 ②根據(jù)中和反應(yīng)H＋＋OH－===H2O c(H＋)·Vb＝c(OH－)·Va 10－b·Vb＝10－13/10－a·Va ＝＝1013－(a＋b)＝10，即Va∶Vb＝10∶1。 　 1.單一溶液的pH計算 強(qiáng)酸溶液：如HnA，設(shè)濃度為c mol·L－1，c(H＋)＝nc mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝－lgnc。 強(qiáng)堿溶液(25 ℃)：如B(OH)n，設(shè)濃度為c mol·L－1，c(

32、H＋)＝ mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝14＋lgnc。 2．混合溶液pH的計算類型 (1)兩種強(qiáng)酸混合：直接求出c(H＋)混，再據(jù)此求pH。c(H＋)混＝。 (2)兩種強(qiáng)堿混合：先求出c(OH－)混，再據(jù)Kw求出c(H＋)混，最后求pH。c(OH－)混＝。 (3)強(qiáng)酸、強(qiáng)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(H＋)混或c(OH－)混＝ 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c(H＋)∶c(OH－)、V堿∶ V酸、pH酸＋pH堿有如下規(guī)律(25 ℃)：因c(H＋)酸·V酸＝c(OH－)堿·V堿，故有＝。在堿溶液

33、中c(OH－)堿＝，將其代入上式得c(H＋)酸·c(H＋)堿＝，兩邊取負(fù)對數(shù)得pH酸＋pH堿＝14－lg?，F(xiàn)舉例如下： V酸∶V堿 c(H＋)∶c(OH－) pH酸＋pH堿 10∶1 1∶10 15 1∶1 1∶1 14 1∶10 10∶1 13 m∶n n∶m 14＋lgm/n 考點三　酸堿中和滴定 1．實驗原理 利用酸堿中和反應(yīng)，用已知濃度酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)的實驗方法。以標(biāo)準(zhǔn)鹽酸溶液滴定待測的NaOH溶液，待測的NaOH溶液的物質(zhì)的量濃度為c(NaOH)＝。酸堿中和滴定的關(guān)鍵： (1)準(zhǔn)確測定標(biāo)準(zhǔn)液的體積。 (2)準(zhǔn)確判斷滴

34、定終點。 2．實驗用品 (1)儀器 酸式滴定管[如圖(A)]、堿式滴定管[如圖(B)]、滴定管夾、鐵架臺、錐形瓶。 (2)試劑 標(biāo)準(zhǔn)液、待測液、指示劑、蒸餾水。 (3)滴定管的使用 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)易腐蝕橡膠管。 ②堿性的試劑一般用堿式滴定管，因為堿性物質(zhì)易腐蝕玻璃，致使活塞無法打開。 3．實驗操作 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→洗滌→潤洗→裝液→調(diào)液面→記錄。 ②錐形瓶：注堿液→記讀數(shù)→加指示劑。 (2)滴定 (3)終點判斷 等到滴入最后一滴標(biāo)準(zhǔn)液，指示劑變色

35、，且在半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原來的顏色，視為滴定終點并記錄標(biāo)準(zhǔn)液的體積。 (4)數(shù)據(jù)處理 按上述操作重復(fù)二至三次，求出用去標(biāo)準(zhǔn)鹽酸體積的平均值，根據(jù)c(NaOH)＝計算。 4．常用酸堿指示劑及變色范圍 指示劑 變色范圍的pH 石蕊 <5.0紅色 5.0～8.0紫色 >8.0藍(lán)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淺紅色 >10.0紅色 5．中和滴定的誤差分析 (1)原理 依據(jù)原理c(標(biāo)準(zhǔn))·V(標(biāo)準(zhǔn))＝c(待測)·V(待測)，所以c(待測)＝，因c(標(biāo)準(zhǔn))與V(待測)已確定，因此只要分析出不正確操

36、作引起V(標(biāo)準(zhǔn))的變化，即分析出結(jié)果。 (2)常見誤差 以標(biāo)準(zhǔn)酸溶液滴定未知濃度的堿(酚酞作指示劑)為例，常見的因操作不正確而引起的誤差有： 步驟 操作 V(標(biāo)準(zhǔn)) c(待測) 洗滌 酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)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

37、高 溶液顏色較淺時滴入酸液過快，停止滴定后反加一滴NaOH溶液無變化 變大 偏高 讀數(shù) 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) 變小 偏低 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) 變大 偏高 深度思考 1．酸式滴定管怎樣查漏？ 答案　向已洗凈的滴定管中裝上一定體積的水，安置在滴定管夾上直立靜置兩分鐘，觀察有無水滴漏下。然后將活塞旋轉(zhuǎn)180°，再靜置兩分鐘，觀察有無水滴漏下，如均不漏水，滴定管即可使用。 2．容量為25 mL的滴定管，滴定過程中用去10.00 mL的液體，此時滴定管中剩余液體的體積為15 mL嗎？ 答案　由于滴定管的“

38、0”刻度在滴定管的上方；滴定管下端是沒有刻度的，故剩余液體體積大于15 mL。 3．(1)滴定管為什么要潤洗？錐形瓶需要潤洗嗎？ (2)讀數(shù)時為什么要平視凹液面？ (3)滴定管排空氣的目的是什么？ 答案　(1)滴定管不潤洗相當(dāng)于對所盛裝溶液的稀釋，錐形瓶不需潤洗，潤洗后相當(dāng)于所盛裝溶液的物質(zhì)的量增大。 (2)仰視讀數(shù)偏大，俯視讀數(shù)偏小。 (3)如不排空氣，取液時體積變小，滴定時體積變大。 4．KMnO4(H＋)溶液、溴水、Na2CO3溶液、稀鹽酸應(yīng)分別盛放在哪種滴定管中？ 答案　強(qiáng)氧化性溶液、酸性溶液應(yīng)盛放在酸式滴定管中，堿性溶液應(yīng)盛放在堿式滴定管中。 即酸性KMnO4溶液

39、、稀鹽酸、溴水應(yīng)盛放在酸式滴定管中，Na2CO3溶液應(yīng)盛放在堿式滴定管中。 5．滴定管盛標(biāo)準(zhǔn)溶液時，其液面一定要在0刻度嗎？ 答案　不一定。只要在0刻度或0刻度以下某刻度即可，但一定要記錄下滴定開始前液面的讀數(shù)。 6．(1)中和滴定的關(guān)鍵是什么？ (2)滴定終點就是酸堿恰好中和的點嗎？ 答案　(1)中和滴定的關(guān)鍵：①準(zhǔn)確測定兩種反應(yīng)物溶液的體積；②確保標(biāo)準(zhǔn)液濃度的準(zhǔn)確；③滴定終點的準(zhǔn)確判定(包括指示劑的合理選用)。 (2)滴定終點是指示劑顏色發(fā)生突變的點，不一定是酸堿恰好中和的點。 7．右圖為室溫時向25 mL某濃度的NaOH溶液中逐滴滴 加0.2 mol·L－1的CH3COO

40、H溶液的過程中pH的變化 曲線。 (1)圖中NaOH的物質(zhì)的量濃度為__________ mol·L－1。 (2)G點溶液呈中性，則二者恰好完全反應(yīng)的點是在FG區(qū)間還是GH區(qū)間？________區(qū)間。 答案　(1)0.1　(2)FG 解析　向NaOH溶液中滴加醋酸，起點pH＝13，NaOH的濃度為0.1 mol·L－1。二者恰好完全反應(yīng)時，生成CH3COONa，此時溶液呈堿性，應(yīng)該在FG之間。 題組一　中和滴定儀器及指示劑的選擇 1．用已知濃度的NaOH溶液測定某H2SO4溶液的濃度，參考如圖所示從下表中選出正確選項 (　　) 選項 錐形

41、瓶中溶液 滴定管中溶液 選用指示劑 選用滴定管 A 堿 酸 石蕊 乙 B 酸 堿 酚酞 甲 C 堿 酸 甲基橙 乙 D 酸 堿 酚酞 乙 答案　D 解析　解答本題的關(guān)鍵是：①明確酸、堿式滴定管使用時的注意事項，②指示劑的變色范圍。酸式滴定管不能盛放堿，而堿式滴定管不能盛放酸，指示劑應(yīng)選擇顏色變化明顯的酚酞或甲基橙，不能選用石蕊，另外還要注意在酸堿中和滴定中，無論是標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定待測溶液，還是待測溶液滴定標(biāo)準(zhǔn)液，只要操作正確，都能得到正確的結(jié)果。 2．實驗室現(xiàn)有3種酸堿指示劑，其pH變色范圍如下： 甲基橙：3.1～4.4　石蕊：5.0～8.

42、0　酚酞：8.2～10.0 用0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定未知濃度的CH3COOH溶液，反應(yīng)恰好完全時，下列敘述中正確的是 (　　) A．溶液呈中性，可選用甲基橙或酚酞作指示劑 B．溶液呈中性，只能選用石蕊作指示劑 C．溶液呈堿性，可選用甲基橙或酚酞作指示劑 D．溶液呈堿性，只能選用酚酞作指示劑 答案　D 解析　NaOH溶液和CH3COOH溶液恰好反應(yīng)生成CH3COONa時，CH3COO－水解顯堿性，而酚酞的變色范圍為8.2～10.0，比較接近。因此答案為D。 　指示劑選擇的基本原則 變色要靈敏，變色范圍要小，使變色范圍盡量與

43、滴定終點溶液的酸堿性一致。 (1)不能用石蕊作指示劑。 (2)滴定終點為堿性時，用酚酞作指示劑，例如用NaOH溶液滴定醋酸。 (3)滴定終點為酸性時，用甲基橙作指示劑，例如用鹽酸滴定氨水。 (4)強(qiáng)酸滴定強(qiáng)堿一般用甲基橙，但用酚酞也可以。 (5)并不是所有的滴定都須使用指示劑，如用標(biāo)準(zhǔn)的Na2SO3滴定KMnO4溶液時，KMnO4顏色褪去時即為滴定終點。 題組二　酸、堿中和滴定的誤差分析及數(shù)據(jù)處理 3．實驗室中有一未知濃度的稀鹽酸，某學(xué)生用0.10 mol·L－1 NaOH標(biāo)準(zhǔn)溶液進(jìn)行測定鹽酸的濃度的實驗。請完成下列填空： 取20.00 mL待測鹽酸放入錐形瓶中，并滴加2～

44、3滴酚酞作指示劑，用自己配制的NaOH標(biāo)準(zhǔn)溶液進(jìn)行滴定。重復(fù)上述滴定操作2～3次，記錄數(shù)據(jù)如下。 實驗編號 NaOH溶液的濃度(mol·L－1) 滴定完成時，NaOH溶液滴入的體積(mL) 待測鹽酸的體積(mL) 1 0.10 22.62 20.00 2 0.10 22.72 20.00 3 0.10 22.80 20.00 (1)滴定達(dá)到終點的標(biāo)志是____________________________________________ ____________________________________________________________

45、________。 (2)根據(jù)上述數(shù)據(jù)，可計算出該鹽酸的濃度約為______________________________ (保留兩位有效數(shù)字)。 (3)排去堿式滴定管中氣泡的方法應(yīng)采用如圖所示操作中的________，然后輕輕擠壓玻璃球使尖嘴部分充滿堿液。 (4)在上述實驗中，下列操作(其他操作正確)會造成測定結(jié)果偏高的有________(填字母序號)。 A．滴定終點讀數(shù)時俯視 B．酸式滴定管使用前，水洗后未用待測鹽酸潤洗 C．錐形瓶水洗后未干燥 D．稱量NaOH固體中混有Na2CO3固體 E．堿式滴定管尖嘴部分有氣泡，滴定后消失 答案　(1)最后一滴NaOH溶液加

46、入，溶液由無色恰好變成淺紅色且半分鐘內(nèi)不褪色　(2)0.11 mol·L－1　(3)丙　(4)DE 解析　根據(jù)指示劑在酸性溶液或堿性溶液中的顏色變化，我們可以判斷中和反應(yīng)是否恰好進(jìn)行完全。計算鹽酸的濃度時，應(yīng)計算三次中和滴定的平均值，因NaOH標(biāo)準(zhǔn)液濃度及待測液的體積也一樣，故只算NaOH溶液體積的平均值即可。根據(jù)堿式滴定管的構(gòu)造可知，彎曲橡膠管即可將管中的氣泡排出。 4．某學(xué)生用已知物質(zhì)的量濃度的鹽酸來測定未知物質(zhì)的量濃度的NaOH溶液時，選擇甲基橙作指示劑。請?zhí)顚懴铝锌瞻祝? (1)用標(biāo)準(zhǔn)的鹽酸滴定待測的NaOH溶液時，左手握酸式滴定管的活塞，右手搖動錐形瓶，眼睛注視________，

47、直到因加入一滴鹽酸后，溶液由黃色變?yōu)槌壬_____為止。 (2)下列操作中可能使所測NaOH溶液的濃度數(shù)值偏低的是________。 A．酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸潤洗就直接注入標(biāo)準(zhǔn)鹽酸 B．滴定前盛放NaOH溶液的錐形瓶用蒸餾水洗凈后沒有干燥 C．酸式滴定管在滴定前有氣泡，滴定后氣泡消失 D．讀取鹽酸體積時，開始仰視讀數(shù)，滴定結(jié)束時俯視讀數(shù) (3)若滴定開始和結(jié)束時，酸式滴定管中的液面如圖所示，則起始讀數(shù)為________mL，終點讀數(shù)為________mL，所用鹽酸溶液的體積為________mL。 (4)某學(xué)生根據(jù)3次實驗分別記錄有關(guān)數(shù)據(jù)如下表： 滴定次數(shù) 待測N

48、aOH溶液的體積/mL 0.100 0 mol·L－1鹽酸的體積/mL 滴定前刻度 滴定后刻度 溶液體積/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 依據(jù)上表數(shù)據(jù)列式計算該NaOH溶液的物質(zhì)的量濃度。 答案　(1)錐形瓶中溶液顏色變化　在半分鐘內(nèi)不變色　(2)D　(3)0.00　26.10　26.10 (4)＝＝26.10 mL，c(NaOH)＝＝0.104 4 mol·L－1 解析　在求c(NaOH)和進(jìn)行誤差分析時應(yīng)依據(jù)公

49、式：c(NaOH)＝。欲求c(NaOH)，須先求V[(HCl)aq]再代入公式；進(jìn)行誤差分析時，要考慮實際操作對每一個量即V[(HCl)aq]和V[(NaOH)aq]的影響，進(jìn)而影響c(NaOH)。 (1)考查酸堿中和滴定實驗的規(guī)范操作。 (2)考查由于不正確操作引起的誤差分析。滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸潤洗，內(nèi)壁附著一層水，可將加入的鹽酸稀釋，消耗相同量的堿，所需鹽酸的體積偏大，結(jié)果偏高；用堿式滴定管取出的待測NaOH溶液的物質(zhì)的量一旦確定，倒入錐形瓶后，水的加入不影響OH－的物質(zhì)的量，也就不影響結(jié)果；若排出氣泡，液面會下降，故讀取V酸偏大，結(jié)果偏高；正確讀數(shù)(虛線部分)和錯誤讀數(shù)(實線部分)如

50、圖所示。 (3)讀數(shù)時，以凹液面的最低點為基準(zhǔn)。 (4)先算出耗用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸的平均值 ＝＝26.10 mL(第二次偏差太大，舍去)， c(NaOH)＝＝0.104 4 mol·L－1。 　 1.滴定終點的判斷答題模板 當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏巍痢痢痢痢痢翗?biāo)準(zhǔn)溶液后，溶液變成××××××色，且半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原來的顏色。 說明：解答此類題目注意三個關(guān)鍵點： (1)最后一滴：必須說明是滴入“最后一滴”溶液。 (2)顏色變化：必須說明滴入“最后一滴”溶液后溶液“顏色的變化”。 (3)半分鐘：必須說明溶液顏色變化后“半分鐘內(nèi)不再恢復(fù)原來的顏色”。 2．圖解量器的讀數(shù)方法 (1)平視讀

51、數(shù)(如圖1)：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)與凹液面最低點保持水平，視線與刻度的交點即為讀數(shù)(即凹液面定視線，視線定讀數(shù))。 (2)俯視讀數(shù)(如圖2)：俯視：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。 (3)仰視讀數(shù)(如圖3)：讀數(shù)時，由于視線向上傾斜，尋找切點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。 至于俯視和仰視的誤差，還要結(jié)合具體儀器進(jìn)行分析，因為量筒刻度從下到上逐漸增大；而滴定管刻度從下到上逐漸減小，并且滴定管中液體的體積是兩次體積讀數(shù)

52、之差，在分析時還要看滴定前讀數(shù)是否正確，然后才能判斷實際量取的液體體積是偏大還是偏小。 題組三　中和滴定的拓展應(yīng)用 5．莫爾法是一種沉淀滴定法，以K2CrO4為指示劑，用標(biāo)準(zhǔn)硝酸銀溶液滴定待測液，進(jìn)行測定溶液中Cl－的濃度。已知： 銀鹽 性質(zhì) AgCl AgBr AgCN Ag2CrO4 AgSCN 顏色 白 淺黃 白 磚紅 白 溶解度(mol·L－1) 1.34×10－6 7.1×10－7 1.1×10－8 6.5×10－5 1.0×10－6 (1)滴定終點的現(xiàn)象是_______________________________

53、_________________。 (2)若用AgNO3溶液滴定NaSCN溶液，可選為滴定指示劑的是__________。 A．NaCl B．BaBr2 C．Na2CrO4 剛好達(dá)到滴定終點時，發(fā)生的離子反應(yīng)方程式為_________________________。 答案　(1)滴入最后一滴標(biāo)準(zhǔn)溶液，生成磚紅色沉淀 (2)C　2Ag＋＋CrO===Ag2CrO4↓ 解析　(1)根據(jù)沉淀滴定法的原理，可知溶液中Ag＋和Cl－先反應(yīng)，Cl－消耗完后再和指示劑反應(yīng)生成Ag2CrO4磚紅色沉淀，由此可知滴定終點時的顏色變化。 (2)當(dāng)用AgNO3溶液滴定NaSCN溶液時，

54、所選擇的指示劑和Ag＋反應(yīng)所生成沉淀的溶解度應(yīng)大于AgSCN的溶解度，由題給數(shù)據(jù)可以看出溶解度比AgSCN大的有AgCl和Ag2CrO4，但是由于AgCl是白色沉淀，所以應(yīng)選擇Na2CrO4為指示劑，這樣在滴定終點時沉淀的顏色發(fā)生明顯的變化(白色→磚紅色)以指示滴定剛好達(dá)到終點，此時的離子反應(yīng)方程式為2Ag＋＋CrO===Ag2CrO4↓。 6．KMnO4溶液常用作氧化還原反應(yīng)滴定的標(biāo)準(zhǔn)液，由于KMnO4的強(qiáng)氧化性，它的溶液很容易被空氣中或水中的某些少量還原性物質(zhì)還原，生成難溶性物質(zhì)MnO(OH)2，因此配制KMnO4標(biāo)準(zhǔn)溶液的操作如下所示： ①稱取稍多于所需量的KMnO4固體溶于水中，將

55、溶液加熱并保持微沸1 h；②用微孔玻璃漏斗過濾除去難溶的MnO(OH)2；③過濾得到的KMnO4溶液貯存于棕色試劑瓶并放在暗處；④利用氧化還原滴定方法，在70～80 ℃條件下用基準(zhǔn)試劑(純度高、相對分子質(zhì)量較大、穩(wěn)定性較好的物質(zhì))溶液標(biāo)定其濃度。 請回答下列問題： (1)準(zhǔn)確量取一定體積的KMnO4溶液需要使用的儀器是____________。 (2)在下列物質(zhì)中，用于標(biāo)定KMnO4溶液的基準(zhǔn)試劑最好選用________(填序號)。 A．H2C2O4·2H2O B．FeSO4 C．濃鹽酸 D．Na2SO3 (3)若準(zhǔn)確稱取W g你選的基準(zhǔn)試劑溶于水配成500

56、mL溶液，取25.00 mL置于錐形瓶中，用KMnO4溶液滴定至終點，消耗KMnO4溶液V mL。KMnO4溶液的物質(zhì)的量濃度為________mol·L－1。 (4)若用放置兩周的KMnO4標(biāo)準(zhǔn)溶液去測定水樣中Fe2＋的含量，測得的濃度值將________(填“偏高”、“偏低”或“無影響”)。 答案　(1)酸式滴定管　(2)A　(3)　(4)偏高 解析　(1)KMnO4溶液具有強(qiáng)氧化性，能將堿式滴定管下端的橡膠管腐蝕，所以不能用堿式滴定管量取，可以用酸式滴定管量取。 (2)H2C2O4·2H2O在常溫常壓下是穩(wěn)定的結(jié)晶水合物； FeSO4在空氣中不穩(wěn)定易被氧化，鐵元素的化合價從＋2

57、升高到＋3；濃鹽酸易揮發(fā)；Na2SO3在空氣中不穩(wěn)定易被氧化成Na2SO4。 (3)根據(jù)得失電子守恒原理有關(guān)系式：5(H2C2O4·2H2O)～2KMnO4，則KMnO4溶液的濃度為 c(KMnO4)＝ ＝ mol·L－1。 (4)在放置過程中，由于空氣中還原性物質(zhì)的作用，使KMnO4溶液的濃度變小了，再去滴定水樣中的Fe2＋時，消耗KMnO4溶液(標(biāo)準(zhǔn)溶液)的體積會增大，導(dǎo)致計算出來的c(Fe2＋)會增大，測定的結(jié)果偏高。 　 1.沉淀滴定法 (1)概念：沉淀滴定法是利用沉淀反應(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

58、利用Ag＋與鹵素離子的反應(yīng)來測定Cl－、Br－、I－濃度。 (2)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)的生成物的溶解度小，否則不能用這種指示劑。如用AgNO3溶液滴定溶液中的Cl－的含量時常以CrO為指示劑，這是因為AgCl比Ag2CrO4更難溶的緣故。 2．氧化還原滴定 以氧化還原反應(yīng)為基礎(chǔ)的分析方法。它以氧化劑或還原劑為滴定劑，直接滴定一些具有還原性或氧化性的物質(zhì)；或者間接滴定一些本身并沒有氧化性或還原性，但能與某些氧化劑或還原劑起反應(yīng)的物質(zhì)。氧化滴定劑有高錳酸鉀溶液、重鉻酸鉀溶液、碘水溶液等；還原滴定劑有亞鐵鹽溶液

59、、抗壞血酸水溶液(即維生素C)等。 1．判斷正誤，正確的劃“√”，錯誤的劃“×” (1)25 ℃與60 ℃時，水的pH相等 (×) (2012·福建理綜，10B) 解析　水的電離是吸熱反應(yīng)，升溫，促進(jìn)水的電離，c(H＋)增大。 (2)中和等體積、等物質(zhì)的量濃度的鹽酸和醋酸所消耗的n(NaOH)相等 (√) (2012·福建理綜，10C) (3)“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 (√) (2011·浙江理綜，8C) 解析　容量瓶、錐形瓶不用潤洗，

60、但滴定管或移液管須潤洗或干燥后使用。 (4)用0.200 0 mol·L－1 NaOH標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定HCl與CH3COOH的混合液(混合液中兩種酸的濃度均約為0.1 mol·L－1)，至中性時，溶液中的酸未被完全中和 (√) (2012·浙江理綜，12C) 解析　強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液正好完全中和時，所得溶液pH＝7，而強(qiáng)堿與弱酸正好完全中和時，溶液的pH>7，若所得溶液的pH＝7，則堿不足。 (5)已知一定溫度下，醋酸溶液的物質(zhì)的量濃度為c，電離度為α，Ka＝。若加入少量CH3COONa固體，則電離平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋向左移動，α減小，Ka變小

61、 (×) (2011·浙江理綜，12B) 解析　醋酸溶液中加入少量CH3COONa固體，溶液中c(CH3COO－)增大，平衡左移，α減小，由于溫度不變，Ka不變。 (6)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 (×) (2012·浙江理綜，12A) 解析　稀釋10倍后，3

62、11·天津理綜，5D) 解析　由于100 ℃時，Kw>10－14，所以pH＝12的NaOH過量，呈堿性。 (9)中和滴定實驗時，用待測液潤洗錐形瓶 (×) (2012·山東理綜，11A) 解析　錐形瓶不能潤洗。 2．(2012·上海，7)水中加入下列溶液對水的電離平衡不產(chǎn)生影響的是 (　　) A．NaHSO4溶液 B．KF溶液 C．KAl(SO4)2 溶液 D．NaI溶液 答案　D 解析　NaHSO4電離生成的H＋能抑制水的電離，選項A錯誤；KF電離生成的F－能水解生成弱電解質(zhì)HF，從而促進(jìn)水的電離，選項B錯誤；KAl(SO4)

63、2電離出的 Al3＋能水解生成Al(OH)3，從而促進(jìn)水的電離，選項C錯誤；NaI是強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽，不水解，且電離出的Na＋和I－對水的電離平衡沒有影響，選項D正確。 3．(2011·四川理綜，9)25 ℃時，在等體積的①pH＝0的H2SO4溶液、②0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液、③pH＝10的Na2S溶液、④pH＝5的NH4NO3溶液中，發(fā)生電離的水的物質(zhì)的量之比是 (　　) A．1∶10∶1010∶109 B．1∶5∶5×109∶5×108 C．1∶20∶1010∶109 D．1∶10∶104∶109 答案　A 解析　25 ℃時，pH＝0的H

64、2SO4溶液中由水電離出的c(H＋)＝10－14mol·L－1；0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液中c(OH－)＝0.05 mol·L－1×2＝0.1 mol·L－1，根據(jù)Kw＝ c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－14，則由水電離出的c(H＋)＝10－13 mol·L－1；pH＝10的Na2S溶液中由水電離出的c(H＋)＝10－4 mol·L－1；pH＝5的NH4NO3溶液中由水電離出的c(H＋)＝10－5mol·L－1，故等體積上述溶液中發(fā)生電離的水的物質(zhì)的量之比為 10－14∶10－13∶10－4∶10－5＝1∶10∶1010∶109，即選項A正確。 4．(2012·

65、新課標(biāo)全國卷，11)已知溫度T時水的離子積常數(shù)為Kw，該溫度下，將濃度為a mol·L－1的一元酸HA與b mol·L－1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．a(chǎn)＝b B．混合溶液的pH＝7 C．混合溶液中，c(H＋)＝ mol·L－1 D．混合溶液中，c(H＋)＋c(B＋)＝c(OH－)＋c(A－) 答案　C 解析　判斷溶液呈中性的依據(jù)是c(H＋)＝c(OH－)。A項中，a＝b，酸堿恰好完全反應(yīng)生成正鹽和水，由于酸堿強(qiáng)弱未知，不能確定溶液的酸堿性；B項中未說明溫度為25 ℃，故混合溶液的pH＝7時不一定呈中性；C項混合溶液中

66、，c(H＋)·c(OH－)＝Kw，因為c(H＋)＝ mol·L－1，則c(OH－)＝ mol·L－1，c(H＋)＝c(OH－)，故溶液呈中性；D項中c(H＋)＋c(B＋)＝c(OH－)＋c(A－)，只能說明溶液中電荷守恒，無法判斷溶液的酸堿性。 5．(2011·上海，19改編)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可能顯堿性 B．a(chǎn)可能顯酸性或堿性 C．a(chǎn)不可能顯酸性 D．b可能顯堿性或酸性 答案　B 解析　常溫下pH為3的某酸溶液可能是強(qiáng)酸溶液也可能是弱酸溶液。若是強(qiáng)酸溶液，與pH為11的氨水等體積混合，得到的a溶液顯堿性；若是弱酸溶液，與pH為11的氨水等體積混合，得到的a溶液的酸堿性由弱酸和氨水的電離程度的相對大小決定，因此可能顯酸性，也可能顯堿性?？傊篴溶液可能顯酸性，也可能顯堿性，故B項正確，C項錯誤。同理可分析得知，b溶液顯中性或酸性，故A項不正確，D項錯誤。 6．[2010·山東理綜，28(3)]實驗室用Zn和稀硫酸制取H2，反應(yīng)時