专题05 电离平衡 水的电离和溶液的pH（期中培优讲义）高二化学上学期人教版

专题05 电离平衡 水的电离和溶液的pH 重点一 弱电解质的电离平衡及影响因素 1．强弱电解质的比较 强电解质 弱电解质 相同点 在水溶液中都能电离，与 不同点 电离程度 电离 电离 溶质粒子 存在形式 离子 只有电离出的阴阳离子 既有电离出的阴阳离子 分子 无电解质分子 又有电解质分子 表示方法 用“＝”表示 KCl＝K＋＋Cl－ 用“”表示 NH3·H2ONH＋OH— 结构特点 离子化合物及具有 的共价化合物 某些具有弱极性键的共价化合物 化合物类型 绝大多数盐：NaCl、KNO3、AgCl ：HCl、HNO3、H2SO4、HBr、HI 强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2 弱酸：HClO、HNO2 ：NH3·H2O Cu(OH)2 水：H2O 少数盐：HgCl2、PbAc2 方法点拨 强电解质与弱电解质的判断 （1）从结构判断：离子化合物和某些具有强极性键的共价化合物(如强酸、强碱和大部分盐类)是强电解质。某些具有弱极性键的共价化合物(如弱酸、弱碱和水等)是弱电解质。 （2）从在水中能否完全电离判断。全部电离的是强电解质，部分电离的是弱电解质。 2．电离方程式的书写 强电解质 完全电离用“＝” 弱电解质 部分电离，用“” 多元弱酸 分步电离，以第一步电离为主(不可合并) 如：H2SH＋＋HS－，HS－H＋＋S2－ 不能写成：H2S2H＋＋S2－ 多元弱碱 用一步电离表示 如：Cu(OH)2Cu2＋＋2OH－ 两性氢氧化物 双向电离 如：H＋＋AlO2－＋H2OAl(OH)3Al3＋＋3OH－ Al(OH)3两性按两种方法电离 酸式电离：Al(OH)3AlO2－＋H2O＋H＋ 碱式电离：Al(OH)3Al3＋＋3OH－ 酸式盐的电离 强酸的酸式盐 在熔化和溶解条件下的电离方程式不同 NaHSO4溶于水：NaHSO4＝Na＋＋H＋＋SO42－ 熔化：NaHSO4＝Na＋＋HSO4－ 弱酸的酸式盐 弱酸的酸式盐受热易分解，一般没有熔化状态，在溶解中电离时强中有弱 如NaHCO3强中有弱：NaHCO3＝Na＋＋HCO3－、HCO3－H＋＋CO32－。(NaHCO3熔化时只分解不电离) 3．弱电解质的电离平衡概念 （1）电离平衡的建立 在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质分子电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。 （2）电离平衡的建立与特征 弱 研究对象为 等 电离速率与离子结合成分子的速率 动 离子、分子的浓度保持 动 电离过程与离子结合成分子过程 在进行 变 温度、浓度等条件变化，平衡就被破坏，在新的条件下，建立新的平衡 ①开始时，v(电离) ，而v(结合)为 。 ②平衡的建立过程中，v(电离) v(结合)。 ③当v(电离) v(结合)时，电离过程达到平衡状态。 4．影响电离平衡的因素 电离平衡的移动符合勒夏特列原理。 浓度 溶液 ，离子结合成分子机会 ，越 电离 温度 电解质电离要断键，即电离是 的，故 同离子效应 即加入与弱电解质具有 的强电解质，则能 电离 化学反应 加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，则能促进电离 以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOH(aq)CH3COO－(aq)＋H＋(aq)　ΔH＞0的影响。 改变条件 平衡移动方向 n(H＋) c(H＋) 导电能力 加水稀释 加入少量冰醋酸 通入HCl(g) 加NaOH(s) 加CH3COONa(s) 升高温度 重点二 电离平衡常数及应用 1．概念 在一定条件下，弱电解质达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度(幂次方)的乘积与溶液中未电离的分子浓度的比值是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K(弱酸用Ka，弱碱用Kb)表示。 2．表达式 一元弱酸HA 一元弱碱BOH 电离方程式 HAH＋＋A－ BOHB＋＋OH－ 电离常数表达式 Ka＝ Kb＝ 3.特点 （1）电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K增大。 （2）电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，K越大，表示弱电解质越易电离，酸性或碱性越强。 （3）多元弱酸的各步电离常数的大小关系是K1≫K2≫K3……，故其酸性取决于第一步的电离。 4.特定条件下的Ka或Kb的有关计算 25 ℃时，a mol·L－1弱酸盐NaA溶液与b mol·L－1的强酸HB溶液等体积混合，溶液呈中性，则HA的电离常数Ka求算三步骤： ①电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)＋c(B－)⇨c(A－)＝c(Na＋)－c(B－)＝。 ②物料守恒：c(HA)＋c(A－)＝ ⇨c(HA)＝。 ③Ka＝＝。 （2）根据图像求电离常数的思路(以HA为例) ―→ （3）电离度和电离常数的关系α≈或K≈cα2。 方法点拨 电离常数的四大应用 （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）判断反应能否发生或者判断产物是否正确 通过强酸制弱酸来判断。如H2CO3：Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11，苯酚(C6H5OH)：Ka＝1.3×10－10，向苯酚钠(C6H5ONa)溶液中通入的CO2不论是少量还是过量，其化学方程式均为C6H5ONa＋CO2＋H2O===C6H5OH＋NaHCO3。 （3）计算弱酸、弱碱溶液中的c(H＋)、c(OH－)。稀溶液中、弱酸溶液中，c(H＋)＝，弱碱溶液中c(OH－)＝。 （4）判断溶液微粒浓度比值的变化 利用温度不变，电离常数不变来判断。 如把0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，＝＝，稀释时，c(H＋)减小，Ka不变，则变大。 5．电离度 （1）概念 在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质分子总数的 。 （2）表示方法 α＝×100%，也可表示为α＝×100%。 （3）影响因素 ①相同温度下，同一弱电解质，浓度越大，其电离度(α)越 。 ②相同浓度下，同一弱电解质，温度越高，其电离度(α)越 。 6．镁条与等浓度、等体积盐酸、醋酸的反应 向两个锥形瓶中各加入0.05 g镁条，盖紧 ，然后用注射器分别注入2 mL 2 mol·L－1 、2 mL 2 mol·L－1 ，测得锥形瓶内气体的压强随时间的变化如图所示。 由上述图像分析两种反应的反应速率的变化情况。 宏观辨识 微观探析 反应初期 盐酸的 比醋酸大 盐酸是强酸， 电离，醋酸是 ，部分电离，同浓度的盐酸和醋酸，盐酸中的c(H＋)较大，因而反应速率 反应 过程中 盐酸的反应速率始终比醋酸大，盐酸的反应速率减小 ，醋酸的反应速率减小不明显 醋酸中存在电离平衡，随反应的进行，电离平衡正向移动，消耗的 能及时电离补充，所以一段时间速率变化 最终 二者产生的氢气的量基本 ，速率几乎都变为零 镁条稍微过量，两种酸的 相同，随醋酸电离，平衡 移动，醋酸几乎消耗完全，最终二者与镁条反应的 的物质的量几乎相同，因而产生的H2的量几乎相同。两种酸都几乎消耗完全，反应停止，因而反应速率几乎都变为0 方法点拨 强酸与弱酸的比较 1．相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较项 目酸 c(H＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 大 强 相同 相同 大 一元弱酸 小 弱 小 2．相同体积、相同c(H＋)的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较项目 酸 c(H＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 相同 相同 小 少 相同 一元弱酸 大 多 重点三 水的电离与水的离子积常数 1．水的电离 （1）水是极弱的电解质，水的电离方程式为 或简写为 。 （2）25 ℃时，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝ _ ；任何水溶液中，由水电离出的c(H＋)与c(OH－)都相等。 （3）特点： —极难电离，常温下1 L水只有1×10－7 mol电离 —是可逆过程 —电离出c(H＋) c(OH－) —是 过程 2．水的离子积常数 方法点拨 理解Kw应注意的几个问题： （1）Kw揭示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，H＋和OH－共存，只是相对含量不同而已。 （2）Kw只与温度有关。因为水的电离是吸热过程，所以温度升高，有利于水的电离，Kw增大，如100 ℃，Kw＝5.5×10－13。但是在室温下，Kw为1.0×10－14。 （3）Kw不仅适用于纯水，还适用于酸、碱的稀溶液，且由水电离的c水(H＋)＝c水(OH－)。此时，水溶液中水的离子积常数不变。 3．填写外界条件对水的电离平衡的具体影响 条件改变 平衡移动 溶液中的 水电离的 溶液的酸碱性 Kw c(H＋) c(OH－) c(H＋) c(OH－) 促进水的电离 升高温度 加钠 电解NaCl 电解CuSO4 加NH4Cl 加Na2CO3 抑制水的电离 加入酸 加入碱 降低温度 4.水的电离平衡曲线分析 如图所示，从点线面三维角度认识水的电离平衡曲线： 1）从面的角度——水的离子积 横纵坐标为反比例函数关系， ＝Kw。 2）从线的角度——温度关系和溶液酸碱性 （1）T1、T2对应线为 线，每条线上各点对应的离子积 ；升高 ，水的电离程度 ，水的离子积 ，则T2 T1。 （2）ab线为中性溶液线，ab线上c(H＋) c(OH－)，溶液呈 性，ab线上方c(H＋) c(OH－)，溶液呈 性，ab线下方c(H＋)＞c(OH－)，溶液呈 性。 3）从点的角度——条件改变 （1）同一等温线上点的变化，离子积常数 ，即c(H＋)·c(OH－) ，c(H＋)和c(OH－)之间为 关系，可以通过加入酸、碱、盐，如a→d，可以加入 。 （2）不同等温线上点的变化，离子积常数 ，即温度发生了改变。若在ab线上，只能通过 温度，例如a→b，通过 温度即可实现；若不在ab线上，应先 温度，再加入 ，例如a→e，应先 温度，再加入 。 5.水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算 1）先定性 根据水的电离平衡影响规律——酸碱抑制，弱盐促进，常温下酸或碱溶液中水电离出的c(H＋)或c(OH－) 10－7mol·L－1，含有弱酸根离子或弱碱阳离子的盐溶液中水电离出的c(H＋)或c(OH－) 10－7mol·L－1。 2）后定量 （1）pH＝a(a＜7)的酸溶液中c(H＋)＝10－amol·L－1主要由 提供，溶液中c(OH－)＝10a－14mol·L－1 由 提供； （2）pH＝a(a＞7)的碱溶液中c(OH－)＝10a－14mol·L－1主要由 提供，c(H＋)＝10－amol·L－1由 提供； （3）能水解的盐溶液中c(H＋)、c(OH－)都是由 提供。若pH＝a(a＜7)，由水电离出c(H＋)＝c(OH－) 10－amol·L－1，若pH＝a(a＞7)，由水电离出c(H＋)＝c(OH－) 10a－14mol·L－1。 重点四 溶液的酸碱性与pH 1．溶液呈酸碱性的本质 溶液的酸碱性取决于c(H＋)和c(OH－)的相对大小 溶液的酸碱性 本质 25℃ c(H＋)与c(OH－)比较 c(H＋) 酸性溶液 c(H＋) c(OH－) 10－7 mol·L－1 中性溶液 c(H＋) c(OH－) 10－7 mol·L－1 碱性溶液 c(H＋) c(OH－) 10－7 mol·L－1 2．溶液酸碱性的一种表示——pH （1）pH计算公式：pH＝ _ 。 （2）溶液的pH与c(H＋)及酸碱性的关系 意义 pH越大，溶液的碱性 ；pH越小，溶液的酸性 溶液酸碱性与pH的关系(常温下) pH＜7，为 溶液；pH＝7，为 溶液；pH＞7，为 溶液 适用范围 1×10－14 mol·L－1 c(H＋) 1 mol·L－1 3．溶液酸碱性的测定方法 pH试纸测定 操作 使用pH试纸的正确操作为取一小块pH试纸于 的玻璃片或表面皿上，用干燥洁净的玻璃棒 试液点在试纸上，当试纸颜色变化 后迅速与标准比色卡对照，读出pH 类别 广泛pH试纸：其pH范围是 (最常用)，可以识别的pH差约为1 精密pH试纸：可判别0.2或0.3的pH差值 专用pH试纸：用于酸性、中性或碱性溶液的专用pH试纸 pH计测量 pH计也叫 ，该仪器可精密测量溶液的pH。其量程为 方法点拨 ①不能把试纸放在待测液中测定。 ②pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿，使用pH试纸测溶液pH时用蒸馏水润湿相当于将待测液稀释，测定的pH不准确。 ③不能用pH试纸测定“漂白性”溶液的pH，如NaClO溶液、氯水，应选择pH计测定溶液的pH。 ④使用广泛pH试纸测溶液的pH，读数只读取整数，如pH＝2，而不会是2.1、2.5等小数值，使用范围为0～14。 4．溶液酸碱性的另外一种表示——pOH ①pOH＝－lgc(OH－) ②常温下：pH＋pOH＝14 5.溶液酸碱性的判断 溶液呈酸性、碱性还是中性，应看c(H＋)和c(OH－)的 ，判断溶液酸碱性的依据主要有三点： 判据1　在25℃时的溶液中： c(H＋)>1×10－7 mol/L　溶液呈 性，且c(H＋)越 ， 性越强； c(H＋)＝1×10－7 mol/L　溶液呈 性； c(H＋)<1×10－7 mol/L　溶液呈 性，且c(OH－)越 ， 性越强。 判据2　在25℃时的溶液中： pH<7　溶液呈 性，且pH越 ， 性越强； pH＝7　溶液呈 性； pH>7　溶液呈 性，且pH越 ， 性越强 判据3　在任意温度下的溶液中： （1）根据c(H＋)和c(OH－)的相对大小进行判断 c(H＋)>c(OH－)，或c(H＋)＞ mol·L－1，呈 性； c(H＋)＝c(OH－)，或c(H＋)＝ mol·L－1，呈 性； c(H＋)<c(OH－)，或c(H＋)＜ mol·L－1，呈 性。 （2）根据pH、pOH、p进行判断 pH＜p＜pOH，呈 性；pH＝pOH＝p，呈 性；pOH＜p＜pH，呈 性。 其中：pOH＝－lgc(OH－)，p＝－lg，pH＋pOH＝2p。 判据4　混合溶液酸碱性的判断方法 （1）等浓度等体积一元酸与一元碱溶液的混合——“谁强显 ，同强显 ”。 （2）常温下，等体积、pH之和等于14的一强一弱酸与碱混合溶液——“谁弱谁过量，谁弱显 ”。 （3）强酸、强碱等体积混合(常温下) ①pH之和等于14呈 性；②pH之和小于14呈 性；③pH之和大于14呈 性。 6．酸碱稀释时pH变化的规律 稀释前pH 稀释100倍后pH 无限稀释 HCl 2 pH 4 pH接近7，小于7 CH3COOH 2 pH 4 NaOH 12 pH 10 pH接近7，大于7 NH3·H2O 12 pH 10 （1）单一溶液的pH计算。 ①强酸溶液，如HnA，设物质的量浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝nc mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝－lg nc。 ②强碱溶液，如B(OH)n，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg nc。 （2）混合溶液的计算(常温下)。 溶液类型 相关计算 两种强酸混合 ⇒c(H＋)＝ ⇒pH 巧记：若pH之差≥2的两种强酸等体积混合，pH＝pH小＋0.3 两种强碱混合 ⇒c(OH－)＝ ⇒c(H＋)＝⇒pH 巧记：若pH之差≥2的两种强碱等体积混合，pH＝pH大－0.3 酸 碱 混 合 恰好完全反应呈中性 pH＝7 酸过量 c(H＋)＝⇒pH 碱过量 c(OH－)＝⇒c(H＋)＝⇒pH 7．酸(或碱)溶液稀释后pH的计算及大小比较 【问题探究】 对于pH＝a的强酸和弱酸溶液，均稀释到原溶液体积的10n倍(a＋n<7)，试写出稀释后溶液的pH或范围。 稀释到原溶液体积的10n倍，强酸溶液的pH就增大n个单位，即稀释后强酸溶液的pH＝a＋n，弱酸溶液的pH范围：a＜pH＜a＋n。 【知识归纳总结】 酸碱溶液稀释时pH的变化可用数轴表示。 ①强酸、弱酸溶液的稀释： ②强碱、弱碱溶液的稀释： ③变化趋势： 对于pH相同的强酸和弱酸(或强碱和弱碱)溶液稀释相同的倍数，强酸(或强碱)溶液的pH变化幅度大(如下图所示)。这是因为强酸(或强碱)已完全电离，随着加水稀释，溶液中H＋(或OH－)物质的量(水电离的除外)不会增多，而弱酸(或弱碱)随着加水稀释，电离程度增大，H＋(或OH－)物质的量会不断增多。 重点五 酸碱中和滴定 1．酸碱中和滴定 概念 依据 反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的 的方法 原理 以HCl溶液为标准液，滴定待测液NaOH溶液为例：在中和反应中，酸提供的 与碱提供的 之间的 相等，即c(测)＝ 关键 ①准确测定待测液NaOH溶液的体积。 ②选择合适的指示剂，准确判断滴定的终点。 滴定操作 主要仪器 、 、铁架台(带滴定管夹)、 、大烧杯 ①精确度是百分之一。即可精确到0.01 mL！ ②读数时，视线、刻度、液面的凹面最低点在同一水平线上。 ③滴定管洗净后必须 润洗，而锥形瓶则 用待盛液润洗 试剂 ①待测液(NaOH溶液)；②标准液(标准液HCl溶液)；③指示剂(一般用酚酞或甲基橙，一般不用 ，颜色改变不明显) 滴定前准备 锥形瓶：洗涤→装待测液→记体积→加指示剂 滴定 终点判断 滴入最后一滴HCl溶液时， 停止滴定，并记录HCl溶液的体积，重复上述操作2～3次 数据处理 为减少实验误差，重复实验2～3次，求出所用标准溶液体积的 ，然后再计算待测液的物质的量 。如：求出消耗HCl溶液的平均值(若三次滴定分分别消耗盐酸的体积为20.02 mL、19.98 mL、23.00 mL，则 与其他数据相差较大，要 )，根据原理进行计算 2．常见酸碱指示剂及变色范围 指示剂 变色范围和pH 石蕊 甲基橙 酚酞 指示剂 酚酞 甲基橙 温馨提醒 强酸滴定强碱 色变为 色 色变为 色 ①石蕊不用作指示剂；②终点颜色变化后要强调“半分钟内不褪色或不变色” 强碱滴定强酸 色变为 色 色变为 色 说明：Na2CO3与H＋反应，选用的指示剂不同，发生的反应也不同：Na2CO3NaHCO3、Na2CO3CO2。 3．酸碱中和滴定误差分析 以标准盐酸滴定NaOH溶液为例，根据中和滴定原理，分析所产生的误差： 操作不当 具 体 内 容 误差 判断方法 仪器洗涤 1 酸式滴定管未用HCl润洗 c(OH—)＝ 想一想：以上三个量中，什么是 记录量（不变量）、滴定量（可变量） 关键：看 有无改变！ 2 碱式滴定管未用NaOH润洗 3 锥形瓶用NaOH润洗 4 锥形瓶用蒸馏水洗后未干燥 气泡处理 5 滴定前有气泡滴定后无气泡 6 滴定前无气泡滴定有无气泡 滴定过程 7 HCl漏滴出锥形瓶外 8 振荡时瓶内溶液溅出 读数方法 9 滴定前仰视，滴定后平视 10 滴定前平视，滴定后仰视 11 滴定前俯视，滴定后仰视 12 滴定前仰视，滴定后俯视 其他 13 滴HCl终点时尖咀悬一滴溶液 14 指示剂变色即停止滴定 15 滴定结束立即读数 16 锥形瓶中待测液加水稀释 17 一滴标准液附在锥形瓶壁上未流下 4．图示强酸与强碱滴定过程中pH曲线 以0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L－1 盐酸为例 由曲线可以看出，在酸、碱中和滴定过程中，溶液的pH在接近滴定终点时有一个 过程，在此范围内，滴加很少的酸(或碱)，溶液的pH就有很大的变化，能使指示剂的 变化明显，所以即使 、甲基橙的变色不在恰好中和的 的点上，但体积差距很小，可以忽略不计 5．滴定原理拓展应用 1）氧化还原反应滴定原理应用 （1）原理：以 为滴定剂，直接滴定一些具有 的物质。 （2）试剂 ①常见的用于滴定的氧化剂有 等； ②常见的用于滴定的还原剂有 等。 （3）指示剂：氧化还原滴定所用指示剂可归纳为三类： ①氧化还原指示剂； ②专用指示剂，如在碘量法滴定中，可溶性淀粉溶液遇碘变 ； ③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 。 （4）实例 ①酸性KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液/H2O2溶液 原理 2MnO4-＋6H＋＋5H2C2O4===10CO2↑＋2Mn2＋＋8H2O 2MnO4-＋5H2O2＋6H＋===2Mn2＋＋5O2↑＋ 8H2O 指示剂 酸性KMnO4溶液本身呈紫色，不用另外选择指示剂 终点判断 当滴入最后半滴酸性KMnO4溶液后，溶液由无色变 ，且半分钟内不褪色，说明到达滴定终点 ②酸性K2Cr2O7溶液滴定Fe2＋溶液 原理 6Fe2＋＋Cr2O72-＋14H＋===6Fe3＋＋2Cr3＋＋7H2O 指示剂 二苯胺磺酸钠(无色变为红紫色) 终点判断 当滴入最后半滴酸性K2Cr2O7溶液后，溶液由无色变 ，且半分钟内不褪色，说明到达滴定终点 ③Na2S2O3溶液滴定碘液 原理 2Na2S2O3＋I2===Na2S4O6＋2NaI 指示剂 用淀粉作指示剂 终点判断 当滴入最后半滴Na2S2O3溶液后，溶液的 褪去，且半分钟内不恢复原色，说明到达滴定终点 2）沉淀滴定原理及其应用 （1）概念：沉淀滴定是利用 进行滴定、测量分析的方法。生成沉淀的反应很多，但符合条件的却很少，实际上应用最多的是银量法，即利用Ag＋与卤素离子的反应来测定Cl－、Br－、I－浓度。 （2）原理：沉淀滴定所用的指示剂本身就是一种 ，滴定剂与被滴定物反应的生成物的溶解度要比滴定剂与指示剂反应的生成物的溶解度 ，否则不能用这种指示剂。如用AgNO3溶液测定溶液中Cl－的含量时常以 为指示剂，这是因为AgCl比Ag2CrO4更 。 （3）实例：有莫尔法和佛尔哈德法。 莫尔法：是以铬酸钾(K2CrO4)作指示剂，在中性或弱碱性溶液中，用AgNO3标准液直接滴定氯离子或溴离子。滴定定量反应：Ag＋＋Cl－===AgCl↓( 色)，确定终点：2Ag＋＋CrO42-===Ag2CrO4↓( 色)。 佛尔哈德法：在酸性溶液中，用标准试剂NH4SCN直接滴定Ag＋，生成AgSCN白色沉淀，确定终点的指示剂是 ，Fe3＋与SCN－生成 配合物。 说明：也可以用此法返滴定测定卤素离子：在含有卤素离子的硝酸溶液中，加入一定量过量的AgNO3标准液，再以铁铵矾作指示剂，用NH4SCN标准液返滴定过量的Ag＋。 强电解质与弱电解质的辨析 【典例1】下列有关电解质的叙述中正确的是 A．强电解质溶液导电能力一定比弱电解质溶液强 B．强电解质在水溶液中的电离过程是不可逆的 C．HF易溶于水，故HF是强电解质 D．难溶于水，故是弱电解质 解题思路 ①电解质的强弱与溶液导电能力没有必然联系。电解质溶液的导电能力与离子浓度和离子所带电荷数有关，强电解质溶液的导电能力不一定强。 ②电解质的强弱与其溶解度无关。某些难溶盐，虽然溶解度小，但其溶于水的部分完全电离，仍属于强电解质；有少数盐尽管能溶于水，但只有部分电离，属于弱电解质，如(CH3COO)2Pb等。 ③电解质的强弱与化学键没有必然联系，一般强电解质含有离子键或强极性键，但含有强极性键的化合物不一定是强电解质，如HF是弱电解质。 【即时检测1】一定温度下，将一定质量的冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力变化如图所示，下列说法正确的是 A．三点溶液的pH： B．三点的电离程度： C．向溶液中分别加入足量的锌粒，化学反应速率大小： D．三点溶液用溶液中和，消耗NaOH溶液体积： 【即时检测2】下列叙述中能证明醋酸为弱电解质的是 A．白醋中滴入石蕊试液后呈红色 B．10 mL 1 mol·L-1的醋酸溶液恰好与10 mL 1 mol·L-1的溶液完全反应 C．室温下，将等浓度、等体积的盐酸和醋酸钠溶液混合，若混合溶液pH<7，证明醋酸是弱酸 D．用玻璃棒沾0.1mol·L-1的醋酸钠溶液滴在pH试纸上，测得pH约为8.6 弱电解质的电离平衡动态过程分析 【典例2】常温下，将0.10氨水用蒸馏水稀释10倍，下列说法错误的是 A．数目增多 B． C．的电离程度增大 D．增大 【典例3】硼酸()的电离方程式为。下列说法错误的是 A．为一元弱酸 B．加水时，平衡正向移动，导电能力增强 C．向硼酸溶液中加入少量冰醋酸，平衡逆向移动，溶液的酸性增强 D．温度升高，溶液中变大 【即时检测3】根据下列实验不能证明一元酸为弱酸的是 A．的溶液 B．溶液的导电性比盐酸弱 C．溶液加入少量固体，溶解后溶液的pH变大 D．溶液与溶液恰好中和 电离平衡常数的计算与应用 【典例4】已知常温下，几种物质的电离平衡常数，下列反应的离子方程式合理的是 弱酸 甲酸(HCOOH) HClO A．次氯酸钠溶液中通入少量二氧化碳： B．次氯酸钠溶液中通入足量二氧化硫： C．碳酸钠溶液中通入足量： D．纯碱溶液中滴加少量甲酸： 易错提醒 （1）电离常数与弱酸、弱碱的浓度无关，同一温度下，不论弱酸、弱碱的浓度如何变化，电离常数都是定值。 （2）电离常数只与温度有关，而不受粒子浓度的影响。由于电解质的电离过程吸热，故电离常数随着温度的升高而增大。 【即时检测4】血浆中使保持相对稳定对人体健康十分重要。已知：室温下，的电离常数：，。下列叙述错误的是 A．如果人体摄入少量碱性食物，则平衡向方向移动，保持基本不变 B．血浆中越大，越高 C．当时，血浆为6.37 D．当长期服用阿司匹林引起酸中毒时可服用溶液解毒 【即时检测5】下表是常温下部分弱电解质的电离常数。根据要求回答下列问题： 弱电解质 HCOOH HCN HClO 电离常数 （1）根据电离常数，写出HCOOH、HCN和HClO的酸性由强到弱的顺序： (用“>”号表示)。 （2）中和等体积、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH溶液的量较多的是 (填化学式)。 （3）写出向HClO溶液中加入少量溶液发生反应的离子方程式： 。 （4）常温下，向溶液中加水稀释，将 (填“增大”“减小”或“不变”)。 （5）25℃时，反应的化学平衡常数为 (保留两位有效数字)。 （6）常温下，的盐酸中，由水电离出的为 。若将的盐酸和的溶液以体积比3：1混合，则混合后溶液的pH为 (忽略溶液体积变化)。 （7）已知：T℃时，。将的硫酸与的NaOH溶液混合，若要得到的溶液，混合时硫酸与NaOH溶液的体积比为 (忽略溶液体积变化)。 水的电离平衡曲线分析 【典例5】已知水的电离平衡如图所示，且。下列说法错误的是 A．各点对应的水的离子积： B．df直线上各点对应的水溶液(或纯水)一定显中性 C．向d点纯水中通入少量HCl，其组成由d点沿cde曲线向e点移动 D．加热f点纯水，其组成由f点沿fd直线向d方向迁移 解题技巧 1.溶液显酸碱性的实质是溶液中c(H＋)与c(OH－)的相对大小。 2.用pH判断溶液酸碱性时，要注意条件，即温度。不能简单地认为pH等于7的溶液一定为中性，如100℃时，pH＝6为中性，pH<6才显酸性，pH>6显碱性，所以使用pH时需注明温度，若未注明温度，一般认为是常温，就以pH＝7为中性。 【即时检测6】图为不同温度下水的电离平衡曲线，，下列说法正确的是 A．点到点：加入少量氨水可实现 B．点到点：加入少量冰醋酸可实现 C．KW的关系是： D．T1时：pH=2的硫酸与pH=12的NaOH溶液等体积混合，溶液呈中性 溶液酸碱性的判断 【典例6】已知温度T时水的离子积常数为Kw，该温度下，将浓度为a mol/L的一元酸HA与b mol/L的一元碱BOH等体积混合，可判断溶液呈中性的依据是 A．a=b B．混合溶液中，c(H+)+c(B+)=c(OH﹣)+c(A﹣) C．混合溶液中，c(H+)= D．混合溶液的pH=7 解题技巧 1.溶液显酸碱性的实质是溶液中c(H＋)与c(OH－)的相对大小。 2.用pH判断溶液酸碱性时，要注意条件，即温度。不能简单地认为pH等于7的溶液一定为中性，如100℃时，pH＝6为中性，pH<6才显酸性，pH>6显碱性，所以使用pH时需注明温度，若未注明温度，一般认为是常温，就以pH＝7为中性。 【即时检测7】列溶液一定呈酸性的是 A．滴加酚酞显无色溶液 B．水电离出的是的溶液 C．的溶液 D．的溶液 溶液pH的计算 【典例7】下列关于电解质溶液的叙述正确的是 A．的酸梅汁中是的奶茶中的100倍 B．的硝酸和硫酸溶液，加水稀释100倍后两溶液仍相同 C．中和与体积均相同的盐酸和硫酸溶液，消耗KOH的物质的量后者多 D．25℃，将的盐酸稀释10000倍后，溶液的 解题技巧 溶液pH计算的一般思维模型 【即时检测8】下列说法中正确的是 A．在100℃时，pH约为6的纯水呈酸性 B．在常温下，将mol/L盐酸溶液稀释100倍，所得溶液的pH为8 C．在常温下，当水电离出的为mol/L时，此溶液的pH可能为2或12 D．当pH=11的氢氧化钠溶液和氨水各1mL分别稀释100倍，所得氨水的pH略小 【即时检测9】常温下，关于pH=11的氨水溶液，下列说法不正确的是 A．溶液中 B．加水稀释100倍后，溶液的 C．与等体积pH=3的溶液充分混合后，溶液呈碱性 D．此溶液中由水电离出的和浓度均为 酸碱中和滴定实验操作与误差分析 【典例8】某学生以酚酞为指示剂，用已知物质的量浓度的盐酸来测定未知物质的量浓度的氢氧化钠溶液，三次实验分别记录有关数据如下表： 滴定次数 待测氢氧化钠溶液的体积/ 盐酸的体积/ 滴定前刻度 滴定后刻度 第一次 25.00 2.40 27.50 第二次 25.00 5.20 30.10 第三次 25.00 1.00 28.55 下列说法正确的是 A．达滴定终点时，俯视读数，则测定结果偏高 B．当滴入最后半滴标准液时溶液从粉红色刚好变成无色时，即达到滴定终点 C．该氢氧化钠溶液的浓度为中 D．实验中锥形瓶若用待测氢氧化钠溶液润洗，则测定结果偏低 酸碱中和滴定曲线分析 【典例9】常温下向溶液中缓慢滴入相同浓度的某一元酸溶液，混合溶液中某两种离子的浓度随加入溶液体积的变化关系如图所示，已知：的，下列说法错误的是 A．曲线Ⅱ表示浓度变化 B．滴定过程中N点水的电离程度最大 C．M点存在： D．滴加在范围内存在溶液呈中性点 解题技巧 强酸(碱)滴定弱碱(酸)pH曲线比较 氢氧化钠滴定等浓度等体积的盐酸、醋酸的滴定曲线 盐酸滴定等浓度等体积的氢氧化钠、氨水的滴定曲线 曲线起点不同：强碱滴定强酸、弱酸的曲线，强酸起点低；强酸滴定强碱、弱碱的曲线，强碱起点高 突跃点变化范围不同：强碱与强酸反应(强酸与强碱反应)的突跃点变化范围大于强碱与弱酸反应(强酸与弱碱反应) 【即时检测10】室温下，向20．00mL0．1000mol/L盐酸中滴加0．1000mol/LNaOH溶液，溶液的pH随NaOH溶液体积的变化如图。已知lg5=0．7．下列说法错误的是 A．V(NaOH)=20.00mL时，溶液显中性 B．V(NaOH)=30.00mL时，pH=12.3 C．选择甲基橙指示反应终点，误差比甲基红大 D．使用酚酞为指示剂，反应终点溶液颜色从粉红色刚好变为无色 【即时检测11】时，用溶液分别滳定的盐酸和醋酸溶液、滴定曲线如图所示。下列说法正确的是    A．时，电离常数 B．a点时混合溶液中 C．d点时，曲线Ⅰ与曲线Ⅱ消耗NaOH的体积为曲线Ⅰ>曲线Ⅱ D．a、b、c三点溶液中由水电离出的大小顺序为 其他常见滴定实验 【典例10】氧化还原滴定法是以氧化还原反应为基础的滴定实验。用稀硫酸酸化的0.01 mol·L-1KMnO4标准溶液滴定某未知浓度的H2C2O4溶液，下列说法错误的是 A．该实验不需要另外加入指示剂 B．KMnO4标准溶液装入酸式滴定管中 C．滴定终点时，溶液颜色由紫红色变为无色，并在半分钟内不变色 D．滴定过程中，加入KMnO4标准溶液应先快后慢，便于观察溶液颜色变化 【即时检测12】溶解氧的含量是水质的重要指标。某小组设计实验测定某水样中溶解氧的含量，实验步骤如下： I．氧的固定：、25℃时，取某水样加入足量Mn(OH)2，碱性悬浊液混合，反应生成。 Ⅱ．酸化：将固氧后的水样用适量稀硫酸酸化，加入足量KI溶液，充分搅拌，暗处静置(还原产物为)。 Ⅲ．滴定：向步骤Ⅱ反应后的溶液中滴几滴淀粉溶液，用标准溶液滴定，恰好消耗溶液(已知：)。 回答下列问题： （1）写出步骤Ⅰ“氧的固定”过程中发生反应的化学方程式： ；写出步骤Ⅱ加入足量KI溶液发生反应的离子方程式： 。 （2）“滴定”过程不需要使用的仪器是_______(填字母)。 A． B． C． D． （3）“滴定”过程的部分步骤如下：①排气泡  ②加入标准溶液  ③润洗仪器  ④调节起始读数，其正确的顺序为③ (用序号表示)。 （4）达到滴定终点的标志是 。 （5）该水样中溶解氧的含量为 (用含、的代数式表示)。 （6）步骤Ⅱ中，若酸化时加入稀硫酸过多，会导致测得结果偏高，其原因是 。若滴定管用蒸馏水洗涤后没有用标准溶液润洗，则导致测得结果 (填“偏高”“偏低”或“无影响”)。 夯实基础 1．下列说法正确的是 A．向蒸馏水中滴加浓的过程中，保持不变 B．常温下，的溶液的pH为12 C．水解的离子方程式： D．用广泛pH试纸测得某NaClO溶液的pH为12.5 2．生物体内部的许多化学反应都对敏感，弱酸与弱碱的反应可以防止的剧烈变化，维持正常的生理功能。下列有关弱酸与弱碱的说法正确的是 A．25℃时，向氨水溶液中加入稀，氨水的电离常数减小 B．向1盐酸和醋酸中加入少量固体，溶液均增大 C．将1的盐酸和醋酸分别稀释100倍后，大的是醋酸 D．室温下向0.1氨水中加入等浓度等体积的盐酸，溶液导电能力减弱 3．水是生命之源，下列关于水的说法正确的是 A．水能微弱电离生成，所以严格地说纯水呈微弱酸性 B．纯水中，是常数，不随任何条件改变 C．25℃时，等物质的量浓度的酸、碱溶液中，水的电离程度相同 D．常温下，某溶液由水电离出的，则该溶液可能呈酸性，也可能呈碱性 4．常温下，加水稀释溶液，下列物理量保持不变的是 A． B． C． D． 5．25℃时，用蒸馏水稀释氨水至，随溶液的稀释，下列各项中始终保持增大趋势的是 A． B． C． D． 6．二元弱酸的电离过程是吸热过程，某温度下，其电离常数、。下列说法错误的是 A．升高温度后，、均增大 B．向溶液中加入少量KHX固体，减小 C．该温度下0.1的溶液中 D．向溶液中加水稀释过程中，减小 7．与纯水的电离相似，液氨中也存在电离平衡：2NH3+。下列叙述错误的是 A．液氨中含有NH3、、等微粒 B．液氨的电离达到平衡时：c(NH3)=c()=c() C．一定温度下，液氨电离产物和浓度之积是一个常数 D．升温时，c()和c()均会增大 8．在常温下，有关下列4种溶液的叙述不正确的是 编号 ① ② ③ ④ 溶液 醋酸 盐酸 氨水 氢氧化钠溶液 pH 3 3 11 11 A．4种溶液中由水电离出的均为 B．等体积的溶液①和②分别与足量锌充分反应，溶液①产生氢气更多 C．将溶液②、③等体积混合，所得溶液中： D．将溶液②与溶液④混合后，若所得溶液的，则 9．在酸碱中和滴定实验过程中，下列操作不当会引起实验测定结果偏低的是 已知：酸碱中和滴定实验，锥形瓶盛放未知浓度的酸溶液，碱式滴定管盛入标准碱液进行滴定。 A．锥形瓶用蒸馏水洗净后，又用待测液润洗 B．滴定前平视读数，滴定终点俯视读数 C．碱式滴定管用蒸馏水洗净后，未用已知浓度的标准碱液润洗 D．滴定管(装标准溶液)在滴定前尖嘴处有气泡，滴定过程中气泡消失 10．常温下，向溶液中逐滴加入0.1mol/L的NaOH溶液，溶液pH随加入NaOH溶液体积的变化如图1，某时刻滴定管的读数如图2，下列说法不正确的是 A．图1a点的 B．图2所示液面读数为23.20mL C．装NaOH标准液时，用图3所示方法排除滴定管内气泡 D．反应过程中的值不断增大 11．研究弱电解质的电离，有重要的实际意义。 I．有机酸醋酸 （1）写出醋酸的电离方程式： 。 （2）用蒸馏水稀释的醋酸，下列各式表示的数值随水量的增加而增大的是 (填序号)。 a．    b．    c．    d． （3）一定温度下，冰醋酸加水稀释过程中溶液的导电能力曲线图如图所示，、、三点的氢离子浓度由小到大的顺序为 。 Ⅱ．对比弱酸酸性相对强弱 某些弱酸在25℃时的电离常数如下： 化学式 电离常数 ， （4）下列反应可以发生的是___________(填字母)。 A． B． C． D． （5）相同浓度的、、结合的能力由强到弱的顺序为 。 （6）室温下，某溶液中存在着，该反应的平衡常数 。(电离平衡常数：用、用或表示) （7）食醋中含有一定量的乙酸，下列实验，能证明醋酸为弱电解质的是___________。 A．蛋壳浸泡在白醋中有气泡产生 B．乙酸恰好与溶液完全反应 C．常温下，乙酸溶液的约为3 D．乙酸溶液的导电性比一元强酸溶液的弱 综合运用 12．常温下，现有的两种一元酸溶液，加蒸馏水稀释至，溶液与关系如图所示。下列叙述正确的是 A．是强酸，是弱酸 B．对于时 C．水的电离程度： D．时加热b和c溶液，减小 13．食醋是日常饮食中的一种调味剂，国家标准规定酿造食醋中醋酸含量不得低于0．035g/mL。某研究小组用标准NaOH溶液测定食醋中醋酸的浓度，以检测食醋是否符合国家标准，某品牌白醋的醋酸浓度测定过程如图所示，下列有关叙述正确的是      A．量取10.00mL白醋可选用上图中的仪器乙 B．稀释时需使用烧杯、玻璃棒、胶头滴管和100mL容量瓶 C．滴定前锥形瓶需要用待测液(白醋稀释液)润洗2～3次 D．滴定过程中眼睛要注视碱式滴定管内溶液的刻度变化 14．室温下，将的和溶液各加水稀释，溶液的随溶液体积变化的曲线如图所示，对于a、b、c三点溶液的说法错误的是 A．水的电离程度： B．溶液的碱性： C．的值： D．恰好完全中和消耗的物质的量： 15．常温下，用溶液分别滴定体积均为20.00mL、浓度均为的HA溶液和HB溶液，得到滴定过程中溶液pH随加入NaOH溶液体积而变化的曲线如图。下列说法正确的是 A．酸性： B．点时， C．体积： D．均等于20mL时，两反应放出的热量相同 16．按要求填空。 （1）已知室温时，某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，回答下列问题： ①该溶液中pH= 。 ②HA的电离平衡常数K= 。 （2）部分弱酸的电离平衡常数如下表： 弱酸 HCOOH HClO 电离平衡常数(25℃) ； ； 按要求回答下列问题： ①的酸性由强到弱的顺序为 。 ②同浓度的、、、、、结合的能力由强到弱的顺序为 。 ③运用上述电离常数及物质的特性写出下列反应的离子方程式：过量通入NaClO溶液中 。 （3）已知的氢氟酸中存在电离平衡：，要使溶液中增大，可以采取的措施是 (填标号)。 ①加少量烧碱   ②通入少量HCl气体   ③通入少量HF气体    ④加水 （4）体积均为10mL、pH=2的HCOOH溶液与一元酸HX分别加水稀释至1000mL，稀释过程的pH变化如图所示。 则相同条件下酸HX的酸性比HCOOH (填“强”或“弱”)。 思维拔高 17．常温下，pH均为2、体积均为的HA、HB、HC溶液，分别加水稀释至体积为V，溶液pH随的变化关系如图所示，下列叙述正确的是 A．a点水的电离程度大于c点 B．中和a点和b点HC，消耗等浓度氢氧化钠溶液的体积相同 C．当时，HA溶液的pH为8 D．当时，三种溶液同时升高温度，变大 18．育才中学的部分同学利用课余时间分成两个兴趣小组，进行化学实验探究。 Ⅰ．第一组：以过氧化氢()为对象进行实验。回答下列问题： 已知：纯过氧化氢()是淡蓝色的黏稠液体，可与水以任意比混合，为无色透明液体。 （1）该小组的同学查阅资料后发现为二元弱酸，，。 ①写出在水溶液中的电离方程式： 。 ②如果常温下溶液pH=7，的酸式酸根离子与的浓度比为 。 （2）测定某瓶过氧化氢溶液中的含量 ①取20.00mL试样置于锥形瓶中，用装有0.1000mol·L-1的酸性标准溶液的棕色 式滴定管滴定。反应的离子方程式为 。 ②滴定达到终点的现象为 ，记录数据。重复滴定两次，每次消耗的酸性标准溶液体积如下表所示： 实验次数 第一次 第二次 第三次 体积 则试样中过氧化氢的浓度为 。(保留两位有效数字，下同) ③若实验测得的浓度比该瓶试剂标签上的数据低，下列哪些是造成偏低的可能原因： 。 A．滴定终点读数时俯视读数 B．滴定管水洗后直接倒入KMnO4溶液进行滴定 C．锥形瓶水洗后未干燥 D．滴定时有几滴KMnO4溶液溅落在锥形瓶外 Ⅱ．第二组：已知溶液和溶液可发生反应：。为探究反应速率与的关系，该组同学设计下表进行四组实验，排水法收集N2.用秒表测量收集1.0mLN2所需的时间。每组实验过程中，其他反应物浓度变化很细心奥，忽略其对反应速率测定的影响。实验数据如下表所示。 实验编号 溶液 溶液 醋酸 水 1 4.0 4.0 8.0 334 2 4.0 4.0 150 3 8.0 4.0 4.0 4.0 83 4 12.0 4.0 4.0 0.0 38 （3）① ， 。 ②该反应的速率方程为，k为反应速率常数。利用实验数据计算得 (填整数)。 3 / 3 学科网（北京）股份有限公司 $ 专题05 电离平衡 水的电离和溶液的pH 重点一 弱电解质的电离平衡及影响因素 1．强弱电解质的比较 强电解质 弱电解质 相同点 在水溶液中都能电离，与溶解度无关 不同点 电离程度 完全电离 部分电离 溶质粒子 存在形式 离子 只有电离出的阴阳离子 既有电离出的阴阳离子 分子 无电解质分子 又有电解质分子 表示方法 用“＝”表示 KCl＝K＋＋Cl－ 用“”表示 NH3·H2ONH＋OH— 结构特点 离子化合物及具有强极性键的共价化合物 某些具有弱极性键的共价化合物 化合物类型 绝大多数盐：NaCl、KNO3、AgCl 强酸：HCl、HNO3、H2SO4、HBr、HI 强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2 弱酸：HClO、HNO2 弱碱：NH3·H2O Cu(OH)2 水：H2O 少数盐：HgCl2、PbAc2 方法点拨 强电解质与弱电解质的判断 （1）从结构判断：离子化合物和某些具有强极性键的共价化合物(如强酸、强碱和大部分盐类)是强电解质。某些具有弱极性键的共价化合物(如弱酸、弱碱和水等)是弱电解质。 （2）从在水中能否完全电离判断。全部电离的是强电解质，部分电离的是弱电解质。 2．电离方程式的书写 强电解质 完全电离用“＝” 弱电解质 部分电离，用“” 多元弱酸 分步电离，以第一步电离为主(不可合并) 如：H2SH＋＋HS－，HS－H＋＋S2－ 不能写成：H2S2H＋＋S2－ 多元弱碱 用一步电离表示 如：Cu(OH)2Cu2＋＋2OH－ 两性氢氧化物 双向电离 如：H＋＋AlO2－＋H2OAl(OH)3Al3＋＋3OH－ Al(OH)3两性按两种方法电离 酸式电离：Al(OH)3AlO2－＋H2O＋H＋ 碱式电离：Al(OH)3Al3＋＋3OH－ 酸式盐的电离 强酸的酸式盐 在熔化和溶解条件下的电离方程式不同 NaHSO4溶于水：NaHSO4＝Na＋＋H＋＋SO42－ 熔化：NaHSO4＝Na＋＋HSO4－ 弱酸的酸式盐 弱酸的酸式盐受热易分解，一般没有熔化状态，在溶解中电离时强中有弱 如NaHCO3强中有弱：NaHCO3＝Na＋＋HCO3－、HCO3－H＋＋CO32－。(NaHCO3熔化时只分解不电离) 3．弱电解质的电离平衡概念 （1）电离平衡的建立 在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质分子电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。 （2）电离平衡的建立与特征 弱 研究对象为弱电解质 等 电离速率与离子结合成分子的速率相等 动 离子、分子的浓度保持一定 动 电离过程与离子结合成分子过程始终在进行 变 温度、浓度等条件变化，平衡就被破坏，在新的条件下，建立新的平衡 ①开始时，v(电离)最大，而v(结合)为0。 ②平衡的建立过程中，v(电离)＞v(结合)。 ③当v(电离)＝v(结合)时，电离过程达到平衡状态。 4．影响电离平衡的因素 电离平衡的移动符合勒夏特列原理。 浓度 溶液越稀，离子结合成分子机会越小，越有利于电离 温度 电解质电离要断键，即电离是吸热的，故升温促进电离 同离子效应 即加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，则能抑制电离 化学反应 加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，则能促进电离 以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOH(aq)CH3COO－(aq)＋H＋(aq)　ΔH＞0的影响。 改变条件 平衡移动方向 n(H＋) c(H＋) 导电能力 加水稀释 向右 增大 减小 减弱 加入少量冰醋酸 向右 增大 增大 增强 通入HCl(g) 向左 增大 增大 增强 加NaOH(s) 向右 减小 减小 增强 加CH3COONa(s) 向左 减小 减小 增强 升高温度 向右 增大 增大 增强 重点二 电离平衡常数及应用 1．概念 在一定条件下，弱电解质达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度(幂次方)的乘积与溶液中未电离的分子浓度的比值是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K(弱酸用Ka，弱碱用Kb)表示。 2．表达式 一元弱酸HA 一元弱碱BOH 电离方程式 HAH＋＋A－ BOHB＋＋OH－ 电离常数表达式 Ka＝ Kb＝ 3.特点 （1）电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K增大。 （2）电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，K越大，表示弱电解质越易电离，酸性或碱性越强。 （3）多元弱酸的各步电离常数的大小关系是K1≫K2≫K3……，故其酸性取决于第一步的电离。 4.特定条件下的Ka或Kb的有关计算 25 ℃时，a mol·L－1弱酸盐NaA溶液与b mol·L－1的强酸HB溶液等体积混合，溶液呈中性，则HA的电离常数Ka求算三步骤： ①电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)＋c(B－)⇨c(A－)＝c(Na＋)－c(B－)＝。 ②物料守恒：c(HA)＋c(A－)＝ ⇨c(HA)＝。 ③Ka＝＝。 （2）根据图像求电离常数的思路(以HA为例) ―→ （3）电离度和电离常数的关系α≈或K≈cα2。 方法点拨 电离常数的四大应用 （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）判断反应能否发生或者判断产物是否正确 通过强酸制弱酸来判断。如H2CO3：Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11，苯酚(C6H5OH)：Ka＝1.3×10－10，向苯酚钠(C6H5ONa)溶液中通入的CO2不论是少量还是过量，其化学方程式均为C6H5ONa＋CO2＋H2O===C6H5OH＋NaHCO3。 （3）计算弱酸、弱碱溶液中的c(H＋)、c(OH－)。稀溶液中、弱酸溶液中，c(H＋)＝，弱碱溶液中c(OH－)＝。 （4）判断溶液微粒浓度比值的变化 利用温度不变，电离常数不变来判断。 如把0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，＝＝，稀释时，c(H＋)减小，Ka不变，则变大。 5．电离度 （1）概念 在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质分子总数的百分比。 （2）表示方法 α＝×100%，也可表示为α＝×100%。 （3）影响因素 ①相同温度下，同一弱电解质，浓度越大，其电离度(α)越小。 ②相同浓度下，同一弱电解质，温度越高，其电离度(α)越大。 6．镁条与等浓度、等体积盐酸、醋酸的反应 向两个锥形瓶中各加入0.05 g镁条，盖紧橡胶塞，然后用注射器分别注入2 mL 2 mol·L－1盐酸、2 mL 2 mol·L－1醋酸，测得锥形瓶内气体的压强随时间的变化如图所示。 由上述图像分析两种反应的反应速率的变化情况。 宏观辨识 微观探析 反应初期 盐酸的反应速率比醋酸大 盐酸是强酸，完全电离，醋酸是弱酸，部分电离，同浓度的盐酸和醋酸，盐酸中的c(H＋)较大，因而反应速率较大 反应 过程中 盐酸的反应速率始终比醋酸大，盐酸的反应速率减小明显，醋酸的反应速率减小不明显 醋酸中存在电离平衡，随反应的进行，电离平衡正向移动，消耗的氢离子能及时电离补充，所以一段时间速率变化不明显 最终 二者产生的氢气的量基本相等，速率几乎都变为零 镁条稍微过量，两种酸的物质的量相同，随醋酸电离，平衡正向移动，醋酸几乎消耗完全，最终二者与镁条反应的氢离子的物质的量几乎相同，因而产生的H2的量几乎相同。两种酸都几乎消耗完全，反应停止，因而反应速率几乎都变为0 方法点拨 强酸与弱酸的比较 1．相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较项 目酸 c(H＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 大 强 相同 相同 大 一元弱酸 小 弱 小 2．相同体积、相同c(H＋)的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较项目 酸 c(H＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 相同 相同 小 少 相同 一元弱酸 大 多 重点三 水的电离与水的离子积常数 1．水的电离 （1）水是极弱的电解质，水的电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－或简写为H2OH＋＋OH－。 （2）25 ℃时，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7_mol·L－1；任何水溶液中，由水电离出的c(H＋)与c(OH－)都相等。 （3）特点： —极难电离，常温下1 L水只有1×10－7 mol电离 —是可逆过程 —电离出c(H＋) ＝ c(OH－) —是 吸热 过程 2．水的离子积常数 方法点拨 理解Kw应注意的几个问题： （1）Kw揭示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，H＋和OH－共存，只是相对含量不同而已。 （2）Kw只与温度有关。因为水的电离是吸热过程，所以温度升高，有利于水的电离，Kw增大，如100 ℃，Kw＝5.5×10－13。但是在室温下，Kw为1.0×10－14。 （3）Kw不仅适用于纯水，还适用于酸、碱的稀溶液，且由水电离的c水(H＋)＝c水(OH－)。此时，水溶液中水的离子积常数不变。 3．填写外界条件对水的电离平衡的具体影响 条件改变 平衡移动 溶液中的 水电离的 溶液的酸碱性 Kw c(H＋) c(OH－) c(H＋) c(OH－) 促进水的电离 升高温度 向右 增大 增大 增大 增大 中性 变大 加钠 向右 减小 增大 增大 增大 碱性 不变 电解NaCl 向右 减小 增大 增大 增大 碱性 不变 电解CuSO4 向右 增大 减小 增大 增大 酸性 不变 加NH4Cl 向右 增大 减小 增大 增大 酸性 不变 加Na2CO3 向右 减小 增大 增大 增大 碱性 不变 抑制水的电离 加入酸 向左 增大 减小 减小 减小 酸性 不变 加入碱 向左 减小 增大 减小 减小 碱性 不变 降低温度 向左 减小 减小 减小 减小 中性 变小 4.水的电离平衡曲线分析 如图所示，从点线面三维角度认识水的电离平衡曲线： 1）从面的角度——水的离子积 横纵坐标为反比例函数关系，c(H＋) ·c(OH－)＝Kw。 2）从线的角度——温度关系和溶液酸碱性 （1）T1、T2对应线为等温线，每条线上各点对应的离子积相等；升高温度，水的电离程度增大，水的离子积增大，则T2＞T1。 （2）ab线为中性溶液线，ab线上c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性，ab线上方c(H＋)＜c(OH－)，溶液呈碱性，ab线下方c(H＋)＞c(OH－)，溶液呈酸性。 3）从点的角度——条件改变 （1）同一等温线上点的变化，离子积常数不变，即c(H＋)·c(OH－)不变，c(H＋)和c(OH－)之间为反比例关系，可以通过加入酸、碱、盐，如a→d，可以加入HCl等酸或加入AlCl3等强酸弱碱盐。 （2）不同等温线上点的变化，离子积常数改变，即温度发生了改变。若在ab线上，只能通过改变温度，例如a→b，通过升高温度即可实现；若不在ab线上，应先改变温度，再加入酸、碱、盐，例如a→e，应先升高温度，再加入NaOH等碱或CH3COONa等强碱弱酸盐。 5.水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算 1）先定性 根据水的电离平衡影响规律——酸碱抑制，弱盐促进，常温下酸或碱溶液中水电离出的c(H＋)或c(OH－)小于10－7mol·L－1，含有弱酸根离子或弱碱阳离子的盐溶液中水电离出的c(H＋)或c(OH－)大于10－7mol·L－1。 2）后定量 （1）pH＝a(a＜7)的酸溶液中c(H＋)＝10－amol·L－1主要由酸电离提供，溶液中c(OH－)＝10a－14mol·L－1 由水电离提供； （2）pH＝a(a＞7)的碱溶液中c(OH－)＝10a－14mol·L－1主要由碱电离提供，c(H＋)＝10－amol·L－1由水电离提供； （3）能水解的盐溶液中c(H＋)、c(OH－)都是由水电离提供。若pH＝a(a＜7)，由水电离出c(H＋)＝c(OH－)＝10－amol·L－1，若pH＝a(a＞7)，由水电离出c(H＋)＝c(OH－)＝10a－14mol·L－1。 重点四 溶液的酸碱性与pH 1．溶液呈酸碱性的本质 溶液的酸碱性取决于c(H＋)和c(OH－)的相对大小 溶液的酸碱性 本质 25℃ c(H＋)与c(OH－)比较 c(H＋) 酸性溶液 c(H＋)＞c(OH－) ＞10－7 mol·L－1 中性溶液 c(H＋)＝c(OH－) ＝10－7 mol·L－1 碱性溶液 c(H＋)＜c(OH－) ＜10－7 mol·L－1 2．溶液酸碱性的一种表示——pH （1）pH计算公式：pH＝－lg_c(H＋)。 （2）溶液的pH与c(H＋)及酸碱性的关系 意义 pH越大，溶液的碱性越强；pH越小，溶液的酸性越强 溶液酸碱性与pH的关系(常温下) pH＜7，为酸性溶液；pH＝7，为中性溶液；pH＞7，为碱性溶液 适用范围 1×10－14 mol·L－1＜c(H＋)＜1 mol·L－1 3．溶液酸碱性的测定方法 pH试纸测定 操作 使用pH试纸的正确操作为取一小块pH试纸于干燥洁净的玻璃片或表面皿上，用干燥洁净的玻璃棒蘸取试液点在试纸上，当试纸颜色变化稳定后迅速与标准比色卡对照，读出pH 类别 广泛pH试纸：其pH范围是1～14(最常用)，可以识别的pH差约为1 精密pH试纸：可判别0.2或0.3的pH差值 专用pH试纸：用于酸性、中性或碱性溶液的专用pH试纸 pH计测量 pH计也叫酸度计，该仪器可精密测量溶液的pH。其量程为0～14 方法点拨 ①不能把试纸放在待测液中测定。 ②pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿，使用pH试纸测溶液pH时用蒸馏水润湿相当于将待测液稀释，测定的pH不准确。 ③不能用pH试纸测定“漂白性”溶液的pH，如NaClO溶液、氯水，应选择pH计测定溶液的pH。 ④使用广泛pH试纸测溶液的pH，读数只读取整数，如pH＝2，而不会是2.1、2.5等小数值，使用范围为0～14。 4．溶液酸碱性的另外一种表示——pOH ①pOH＝－lgc(OH－) ②常温下：pH＋pOH＝14 5.溶液酸碱性的判断 溶液呈酸性、碱性还是中性，应看c(H＋)和c(OH－)的相对大小，判断溶液酸碱性的依据主要有三点： 判据1　在25℃时的溶液中： c(H＋)>1×10－7 mol/L　溶液呈酸性，且c(H＋)越大，酸性越强； c(H＋)＝1×10－7 mol/L　溶液呈中性； c(H＋)<1×10－7 mol/L　溶液呈碱性，且c(OH－)越大，碱性越强。 判据2　在25℃时的溶液中： pH<7　溶液呈酸性，且pH越小，酸性越强； pH＝7　溶液呈中性； pH>7　溶液呈碱性，且pH越大，碱性越强 判据3　在任意温度下的溶液中： （1）根据c(H＋)和c(OH－)的相对大小进行判断 c(H＋)>c(OH－)，或c(H＋)＞ mol·L－1，呈酸性； c(H＋)＝c(OH－)，或c(H＋)＝ mol·L－1，呈中性； c(H＋)<c(OH－)，或c(H＋)＜ mol·L－1，呈碱性。 （2）根据pH、pOH、p进行判断 pH＜p＜pOH，呈酸性；pH＝pOH＝p，呈中性；pOH＜p＜pH，呈碱性。 其中：pOH＝－lgc(OH－)，p＝－lg，pH＋pOH＝2p。 判据4　混合溶液酸碱性的判断方法 （1）等浓度等体积一元酸与一元碱溶液的混合——“谁强显谁性，同强显中性”。 （2）常温下，等体积、pH之和等于14的一强一弱酸与碱混合溶液——“谁弱谁过量，谁弱显谁性”。 （3）强酸、强碱等体积混合(常温下) ①pH之和等于14呈中性；②pH之和小于14呈酸性；③pH之和大于14呈碱性。 6．酸碱稀释时pH变化的规律 稀释前pH 稀释100倍后pH 无限稀释 HCl 2 pH＝4 pH接近7，小于7 CH3COOH 2 pH＜4 NaOH 12 pH＝10 pH接近7，大于7 NH3·H2O 12 pH＞10 （1）单一溶液的pH计算。 ①强酸溶液，如HnA，设物质的量浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝nc mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝－lg nc。 ②强碱溶液，如B(OH)n，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg nc。 （2）混合溶液的计算(常温下)。 溶液类型 相关计算 两种强酸混合 ⇒c(H＋)＝ ⇒pH 巧记：若pH之差≥2的两种强酸等体积混合，pH＝pH小＋0.3 两种强碱混合 ⇒c(OH－)＝ ⇒c(H＋)＝⇒pH 巧记：若pH之差≥2的两种强碱等体积混合，pH＝pH大－0.3 酸 碱 混 合 恰好完全反应呈中性 pH＝7 酸过量 c(H＋)＝⇒pH 碱过量 c(OH－)＝⇒c(H＋)＝⇒pH 7．酸(或碱)溶液稀释后pH的计算及大小比较 【问题探究】 对于pH＝a的强酸和弱酸溶液，均稀释到原溶液体积的10n倍(a＋n<7)，试写出稀释后溶液的pH或范围。 稀释到原溶液体积的10n倍，强酸溶液的pH就增大n个单位，即稀释后强酸溶液的pH＝a＋n，弱酸溶液的pH范围：a＜pH＜a＋n。 【知识归纳总结】 酸碱溶液稀释时pH的变化可用数轴表示。 ①强酸、弱酸溶液的稀释： ②强碱、弱碱溶液的稀释： ③变化趋势： 对于pH相同的强酸和弱酸(或强碱和弱碱)溶液稀释相同的倍数，强酸(或强碱)溶液的pH变化幅度大(如下图所示)。这是因为强酸(或强碱)已完全电离，随着加水稀释，溶液中H＋(或OH－)物质的量(水电离的除外)不会增多，而弱酸(或弱碱)随着加水稀释，电离程度增大，H＋(或OH－)物质的量会不断增多。 重点五 酸碱中和滴定 1．酸碱中和滴定 概念 依据中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的方法 原理 以HCl溶液为标准液，滴定待测液NaOH溶液为例：在中和反应中，酸提供的H＋与碱提供的OH－之间的物质的量相等，即c(测)＝ 关键 ①准确测定待测液NaOH溶液的体积。 ②选择合适的指示剂，准确判断滴定的终点。 滴定操作 主要仪器 酸式滴定管、碱式滴定管、铁架台(带滴定管夹)、锥形瓶、大烧杯 ①精确度是百分之一。即可精确到0.01 mL！ ②读数时，视线、刻度、液面的凹面最低点在同一水平线上。 ③滴定管洗净后必须待装液润洗，而锥形瓶则不能用待盛液润洗 试剂 ①待测液(NaOH溶液)；②标准液(标准液HCl溶液)；③指示剂(一般用酚酞或甲基橙，一般不用石蕊，颜色改变不明显) 滴定前准备 锥形瓶：洗涤→装待测液→记体积→加指示剂 滴定 终点判断 滴入最后一滴HCl溶液时，溶液由黄色变成橙色，且半分钟内不恢复原来的颜色停止滴定，并记录HCl溶液的体积，重复上述操作2～3次 数据处理 为减少实验误差，重复实验2～3次，求出所用标准溶液体积的平均值，然后再计算待测液的物质的量浓度。如：求出消耗HCl溶液的平均值(若三次滴定分分别消耗盐酸的体积为20.02 mL、19.98 mL、23.00 mL，则23.00 mL与其他数据相差较大，要舍去)，根据原理进行计算 2．常见酸碱指示剂及变色范围 指示剂 变色范围和pH 石蕊 甲基橙 酚酞 指示剂 酚酞 甲基橙 温馨提醒 强酸滴定强碱 粉红色变为无色 黄色变为橙色 ①石蕊不用作指示剂；②终点颜色变化后要强调“半分钟内不褪色或不变色” 强碱滴定强酸 无色变为粉红色 红色变为橙色 说明：Na2CO3与H＋反应，选用的指示剂不同，发生的反应也不同：Na2CO3NaHCO3、Na2CO3CO2。 3．酸碱中和滴定误差分析 以标准盐酸滴定NaOH溶液为例，根据中和滴定原理，分析所产生的误差： 操作不当 具 体 内 容 误差 判断方法 仪器洗涤 1 酸式滴定管未用HCl润洗 偏高 c(OH—)＝ 想一想：以上三个量中，什么是 记录量（不变量）、滴定量（可变量） 关键：看滴定量有无改变！ 2 碱式滴定管未用NaOH润洗 偏低 3 锥形瓶用NaOH润洗 偏高 4 锥形瓶用蒸馏水洗后未干燥 不变 气泡处理 5 滴定前有气泡滴定后无气泡 偏高 6 滴定前无气泡滴定有无气泡 偏低 滴定过程 7 HCl漏滴出锥形瓶外 偏高 8 振荡时瓶内溶液溅出 偏低 读数方法 9 滴定前仰视，滴定后平视 偏低 10 滴定前平视，滴定后仰视 偏高 11 滴定前俯视，滴定后仰视 偏高 12 滴定前仰视，滴定后俯视 偏低 其他 13 滴HCl终点时尖咀悬一滴溶液 偏高 14 指示剂变色即停止滴定 偏低 15 滴定结束立即读数 偏高 16 锥形瓶中待测液加水稀释 无影响 17 一滴标准液附在锥形瓶壁上未流下 偏高 4．图示强酸与强碱滴定过程中pH曲线 以0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L－1 盐酸为例 由曲线可以看出，在酸、碱中和滴定过程中，溶液的pH在接近滴定终点时有一个突变过程，在此范围内，滴加很少的酸(或碱)，溶液的pH就有很大的变化，能使指示剂的颜色变化明显，所以即使酚酞、甲基橙的变色不在恰好中和的pH＝7的点上，但体积差距很小，可以忽略不计 5．滴定原理拓展应用 1）氧化还原反应滴定原理应用 （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。 （2）试剂 ①常见的用于滴定的氧化剂有KMnO4、K2Cr2O7等； ②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：氧化还原滴定所用指示剂可归纳为三类： ①氧化还原指示剂； ②专用指示剂，如在碘量法滴定中，可溶性淀粉溶液遇碘变蓝； ③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。 （4）实例 ①酸性KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液/H2O2溶液 原理 2MnO4-＋6H＋＋5H2C2O4===10CO2↑＋2Mn2＋＋8H2O 2MnO4-＋5H2O2＋6H＋===2Mn2＋＋5O2↑＋ 8H2O 指示剂 酸性KMnO4溶液本身呈紫色，不用另外选择指示剂 终点判断 当滴入最后半滴酸性KMnO4溶液后，溶液由无色变浅红色，且半分钟内不褪色，说明到达滴定终点 ②酸性K2Cr2O7溶液滴定Fe2＋溶液 原理 6Fe2＋＋Cr2O72-＋14H＋===6Fe3＋＋2Cr3＋＋7H2O 指示剂 二苯胺磺酸钠(无色变为红紫色) 终点判断 当滴入最后半滴酸性K2Cr2O7溶液后，溶液由无色变红紫色，且半分钟内不褪色，说明到达滴定终点 ③Na2S2O3溶液滴定碘液 原理 2Na2S2O3＋I2===Na2S4O6＋2NaI 指示剂 用淀粉作指示剂 终点判断 当滴入最后半滴Na2S2O3溶液后，溶液的蓝色褪去，且半分钟内不恢复原色，说明到达滴定终点 2）沉淀滴定原理及其应用 （1）概念：沉淀滴定是利用沉淀反应进行滴定、测量分析的方法。生成沉淀的反应很多，但符合条件的却很少，实际上应用最多的是银量法，即利用Ag＋与卤素离子的反应来测定Cl－、Br－、I－浓度。 （2）原理：沉淀滴定所用的指示剂本身就是一种沉淀剂，滴定剂与被滴定物反应的生成物的溶解度要比滴定剂与指示剂反应的生成物的溶解度小，否则不能用这种指示剂。如用AgNO3溶液测定溶液中Cl－的含量时常以CrO42-为指示剂，这是因为AgCl比Ag2CrO4更难溶。 （3）实例：有莫尔法和佛尔哈德法。 莫尔法：是以铬酸钾(K2CrO4)作指示剂，在中性或弱碱性溶液中，用AgNO3标准液直接滴定氯离子或溴离子。滴定定量反应：Ag＋＋Cl－===AgCl↓(白色)，确定终点：2Ag＋＋CrO42-===Ag2CrO4↓(砖红色)。 佛尔哈德法：在酸性溶液中，用标准试剂NH4SCN直接滴定Ag＋，生成AgSCN白色沉淀，确定终点的指示剂是铁铵矾[NH4Fe(SO4)2·12H2O]，Fe3＋与SCN－生成红色配合物。 说明：也可以用此法返滴定测定卤素离子：在含有卤素离子的硝酸溶液中，加入一定量过量的AgNO3标准液，再以铁铵矾作指示剂，用NH4SCN标准液返滴定过量的Ag＋。 强电解质与弱电解质的辨析 【典例1】下列有关电解质的叙述中正确的是 A．强电解质溶液导电能力一定比弱电解质溶液强 B．强电解质在水溶液中的电离过程是不可逆的 C．HF易溶于水，故HF是强电解质 D．难溶于水，故是弱电解质 【答案】B 【解析】A．导电能力的强弱与参与导电的自由移动的离子的浓度大小有关，强电解质如果浓度很小，导电能力也可能比浓的弱电解质溶液的导电能力弱，故A错误； B．强电解质完全电离，是不可逆，故B正确；C．电解质的强弱和溶解度无关，HF易溶于水，但它是弱酸，故C错误；D．电解质的强弱和溶解度无关，硫酸钡难溶于水，溶于水的部分全部电离是强电解质，故D错误；答案选B。 解题思路 ①电解质的强弱与溶液导电能力没有必然联系。电解质溶液的导电能力与离子浓度和离子所带电荷数有关，强电解质溶液的导电能力不一定强。 ②电解质的强弱与其溶解度无关。某些难溶盐，虽然溶解度小，但其溶于水的部分完全电离，仍属于强电解质；有少数盐尽管能溶于水，但只有部分电离，属于弱电解质，如(CH3COO)2Pb等。 ③电解质的强弱与化学键没有必然联系，一般强电解质含有离子键或强极性键，但含有强极性键的化合物不一定是强电解质，如HF是弱电解质。 【即时检测1】一定温度下，将一定质量的冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力变化如图所示，下列说法正确的是 A．三点溶液的pH： B．三点的电离程度： C．向溶液中分别加入足量的锌粒，化学反应速率大小： D．三点溶液用溶液中和，消耗NaOH溶液体积： 【答案】C 【分析】冰醋酸由分子组成，无自由移动离子不导电；加水的过程中，电离程度增大，电离大于稀释，离子浓度逐渐增大，导电能力逐渐增加；当离子浓度达到最大后继续加水，稀释大于电离，离子浓度逐渐减小，溶液导电能力逐渐降低，据此分析回答。 【解析】A．溶液的导电能力由离子浓度大小决定，由图可知导电能力：， c(H＋)：，故pH：，A错误；B．加水醋酸电离平衡正向移动， CH3COOH电离程度增大，电离程度：，B错误；C．醋酸与足量的锌粒反应，氢离子浓度越大，反应速率越快，由图可知导电能力：， c(H＋)：，化学反应速率大小：， C正确；D．a、b、c三点相同，用NaOH溶液中和时消耗相同，故消耗NaOH溶液体积：，D错误；故答案为：C。 【即时检测2】下列叙述中能证明醋酸为弱电解质的是 A．白醋中滴入石蕊试液后呈红色 B．10 mL 1 mol·L-1的醋酸溶液恰好与10 mL 1 mol·L-1的溶液完全反应 C．室温下，将等浓度、等体积的盐酸和醋酸钠溶液混合，若混合溶液pH<7，证明醋酸是弱酸 D．用玻璃棒沾0.1mol·L-1的醋酸钠溶液滴在pH试纸上，测得pH约为8.6 【答案】D 【解析】A．证明醋酸是弱电解质，即要证明其在水溶液中不能完全电离。白醋中滴入石蕊试液后呈红色，说明醋酸能电离出，但不能确定其是否为弱电解质，A错误； B．根据化学方程式可知，不论醋酸强弱，等体积、等浓度的醋酸溶液与溶液都能恰好完全反应，不能证明醋酸是弱电解质，B错误； C．将等浓度、等体积的盐酸和醋酸钠溶液混合发生反应生成醋酸和氯化钠，氯化钠显中性，醋酸是酸，故混合溶液pH<7，不能说明醋酸是弱电解质，C错误； D．若醋酸是强酸，则醋酸钠为强酸强碱盐，溶液应呈中性，现测得0.1mol•L-1醋酸钠溶液的pH约为8.6呈碱性，说明醋酸根发生水解反应，所以能说明醋酸是弱电解质，D正确； 故答案选D． 弱电解质的电离平衡动态过程分析 【典例2】常温下，将0.10氨水用蒸馏水稀释10倍，下列说法错误的是 A．数目增多 B． C．的电离程度增大 D．增大 【答案】B 【分析】氨水中存在：，将0.10mol/L氨水用蒸馏水稀释10倍，溶液中、、减小，但加水稀释又促进弱电解质的电离，所以、增大，减小，据此分析解答。 【解析】A．由分析可知，增大，即数目增多，A正确；B．加水稀释促进电离，根据稀释定律可知，0.10mol/L氨水用蒸馏水稀释10倍后，假设一水合氨是强电解质，其溶液浓度变为0.01mol/L，但一水合氨存在电离平衡，所以溶液中，B错误；C．加水稀释促进电离，所以一水合氨电离程度增大，C正确；D．，加水稀释，Ka不变，减小，则增大，D正确；故选B。 【典例3】硼酸()的电离方程式为。下列说法错误的是 A．为一元弱酸 B．加水时，平衡正向移动，导电能力增强 C．向硼酸溶液中加入少量冰醋酸，平衡逆向移动，溶液的酸性增强 D．温度升高，溶液中变大 【答案】B 【解析】A．根据题意可知，只存在一步电离，产生一个氢离子，所以为一元弱酸，A正确；B．加水稀释后，电离平衡正向移动，但溶液中离子浓度减小，导电能力减弱，B错误；C．向硼酸溶液中加入少量冰醋酸，增大，酸性增强，平衡逆向移动，C正确；D．弱电解质的电离是吸热的，升温促进硼酸的电离，增大，减小，溶液中变大，D正确；答案选B。 【即时检测3】根据下列实验不能证明一元酸为弱酸的是 A．的溶液 B．溶液的导电性比盐酸弱 C．溶液加入少量固体，溶解后溶液的pH变大 D．溶液与溶液恰好中和 【答案】D 【解析】A．0.01mol·L-1的溶液pH=2.8>2，说明没有完全电离，能证明一元酸为弱酸，A不符合题意；B．浓度相同的情况下，溶液的导电性比盐酸弱，说明是弱酸，B不符合题意；C．溶液加入少量NaNO2固体，溶解后溶液的pH变大，说明是弱酸根离子，抑制的电离，能证明一元酸为弱酸，C不符合题意；D．溶液与溶液恰好中和，二者的物质的量相等，说明HNO2是一元酸，不能说明是弱酸，D符合题意；答案选D。 电离平衡常数的计算与应用 【典例4】已知常温下，几种物质的电离平衡常数，下列反应的离子方程式合理的是 弱酸 甲酸(HCOOH) HClO A．次氯酸钠溶液中通入少量二氧化碳： B．次氯酸钠溶液中通入足量二氧化硫： C．碳酸钠溶液中通入足量： D．纯碱溶液中滴加少量甲酸： 【答案】C 【分析】电离常数大，弱酸酸性强，由表中数据可知，酸性：H2SO3>HCOOH>H2CO3>>HClO>，酸与盐反应生成新的酸，需要满足强酸制弱酸的关系； 【解析】A．次氯酸钠溶液中通入少量二氧化碳，由于酸性H2CO3>HClO>，应当生成碳酸氢根和次氯酸，故正确的离子方程式为ClO−+H2O+CO2=HClO+，故A不合理；B．次氯酸钠溶液中通入足量二氧化硫，发生氧化还原反应，且次氯酸根无剩余，正确的离子方程式为ClO−+SO2+H2O=2H++Cl−+，故B不合理；C．亚硫酸酸性强于碳酸，碳酸钠溶液中通入足量SO2，生成二氧化碳和亚硫酸氢根，选项所给离子方程式正确，故C合理；D．纯碱溶液中滴加少量甲酸，甲酸不足应生成碳酸氢根而不能生成CO2，正确的离子方程式为HCOOH+=HCOO−+，故D不合理；故选C。 易错提醒 （1）电离常数与弱酸、弱碱的浓度无关，同一温度下，不论弱酸、弱碱的浓度如何变化，电离常数都是定值。 （2）电离常数只与温度有关，而不受粒子浓度的影响。由于电解质的电离过程吸热，故电离常数随着温度的升高而增大。 【即时检测4】血浆中使保持相对稳定对人体健康十分重要。已知：室温下，的电离常数：，。下列叙述错误的是 A．如果人体摄入少量碱性食物，则平衡向方向移动，保持基本不变 B．血浆中越大，越高 C．当时，血浆为6.37 D．当长期服用阿司匹林引起酸中毒时可服用溶液解毒 【答案】B 【解析】A．血浆中存在平衡：，若摄入碱性食物，平衡向右移动，减弱了碱的增加，保持稳定，A项正确；B．，，如果增大，增大，酸性增强，降低，B项错误；C．当时代入表达式可计算：，C项正确；D．如果酸过量，服用碱性的小苏打溶液，减弱了酸的增加，保持稳定，D项正确；答案选B。 【即时检测5】下表是常温下部分弱电解质的电离常数。根据要求回答下列问题： 弱电解质 HCOOH HCN HClO 电离常数 （1）根据电离常数，写出HCOOH、HCN和HClO的酸性由强到弱的顺序： (用“>”号表示)。 （2）中和等体积、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH溶液的量较多的是 (填化学式)。 （3）写出向HClO溶液中加入少量溶液发生反应的离子方程式： 。 （4）常温下，向溶液中加水稀释，将 (填“增大”“减小”或“不变”)。 （5）25℃时，反应的化学平衡常数为 (保留两位有效数字)。 （6）常温下，的盐酸中，由水电离出的为 。若将的盐酸和的溶液以体积比3：1混合，则混合后溶液的pH为 (忽略溶液体积变化)。 （7）已知：T℃时，。将的硫酸与的NaOH溶液混合，若要得到的溶液，混合时硫酸与NaOH溶液的体积比为 (忽略溶液体积变化)。 【答案】（1）HCOOH>HClO >HCN （2）HCN （3） （4）增大 （5） （6） 2 （7）99:101 【解析】（1）电离常数越大，则酸性越强，由表可知，HCOOH、HCN和HClO的酸性由强到弱的顺序：HCOOH>HClO >HCN； （2）HCOOH酸性大于HCN，等体积、等pH的HCOOH和HCN中HCN的物质的量更大，则中和等体积、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH溶液的量较多的是HCN； （3）酸性，则向HClO溶液中加入少量溶液发生反应生成次氯酸根离子和碳酸氢根离子，离子方程式：； （4）常温下，向溶液中加水稀释，，加水稀释，溶液酸性减弱，则比值增大； （5）25℃时，反应的化学平衡常数为 （6）常温下，的盐酸中，由水电离出的；若将的盐酸和的溶液以体积比3：1混合，则混合后溶液，故pH为2； （7）已知：T℃时，。将的硫酸与的NaOH溶液(pOH=3)混合，若要得到（pOH=5）的溶液，则反应后溶液显碱性，氢氧化钠溶液过量，设硫酸和氢氧化钠溶液体积分别为aL、bL，则，混合时硫酸与NaOH溶液的体积比为a：b=99:101。 水的电离平衡曲线分析 【典例5】已知水的电离平衡如图所示，且。下列说法错误的是 A．各点对应的水的离子积： B．df直线上各点对应的水溶液(或纯水)一定显中性 C．向d点纯水中通入少量HCl，其组成由d点沿cde曲线向e点移动 D．加热f点纯水，其组成由f点沿fd直线向d方向迁移 【答案】D 【解析】A．水的电离吸热，温度越高，水的离子积Kw越大，pOH、pH越小，所以温度T>20°C，即Kw(f)>Kw(d)，同时Kw只与温度有关，d、e点在等温线上，所以Kw(f)>Kw(e)=Kw(d)，A正确；B．df直线上各点对应的水溶液中均有pH= pOH，即c(OH-)=c(H+)，所以df直线上各点对应的水溶液均呈中性，B正确；C．恒温条件下，向d点纯水中通入少量HCl，溶液酸性增强，pH减小，由于pOH+pH=pKw，所以pOH增大，其组成由d点沿cde曲线向e点移动，C正确；D．由于水的电离吸热，所以升高温度，水的离子积Kw增大，pOH、pH减小，即加热f点纯水，其组成由f点沿Of直线向O方向迁移 ，D错误；故选D。 解题技巧 1.溶液显酸碱性的实质是溶液中c(H＋)与c(OH－)的相对大小。 2.用pH判断溶液酸碱性时，要注意条件，即温度。不能简单地认为pH等于7的溶液一定为中性，如100℃时，pH＝6为中性，pH<6才显酸性，pH>6显碱性，所以使用pH时需注明温度，若未注明温度，一般认为是常温，就以pH＝7为中性。 【即时检测6】图为不同温度下水的电离平衡曲线，，下列说法正确的是 A．点到点：加入少量氨水可实现 B．点到点：加入少量冰醋酸可实现 C．KW的关系是： D．T1时：pH=2的硫酸与pH=12的NaOH溶液等体积混合，溶液呈中性 【答案】B 【分析】水的电离是一个吸热过程，升高温度，水的电离程度增大，pH减小，pOH减小，则T1＞T2。 【解析】A．点到点，溶液的温度降低，且溶液仍呈中性，而加入少量氨水，溶液呈碱性，A错误； B．点时加入少量冰醋酸，溶液的酸性增强，pH减小，pOH增大，则可实现从点到D点的转化，B正确； C．由分析可知，T1＞T2，温度越高，KW越大，温度相同时，KW相同，则KW的关系是：，C错误； D．T1时，KW＞10-14，则pH=2的硫酸与pH=12(pOH＜2)的NaOH溶液等体积混合后，NaOH过量，溶液呈碱性，D错误； 故选B。 溶液酸碱性的判断 【典例6】已知温度T时水的离子积常数为Kw，该温度下，将浓度为a mol/L的一元酸HA与b mol/L的一元碱BOH等体积混合，可判断溶液呈中性的依据是 A．a=b B．混合溶液中，c(H+)+c(B+)=c(OH﹣)+c(A﹣) C．混合溶液中，c(H+)= D．混合溶液的pH=7 【答案】C 【解析】A．一元酸和一元碱的相对强度不知，因此无法判定得到的盐溶液的酸碱性，A错误；B．任何溶液都是电中性的，所以溶液中存在电荷守恒，根据电荷守恒可以得到c(H+) + c(B+) = c(OH﹣) + c(A﹣)，但是无法判断酸碱性或中性，B错误；C．，因为，所以，即溶液显中性，C正确；D．溶液的温度不知道，不能根据 pH=7判断溶液的酸碱性，D错误；故选C。 解题技巧 1.溶液显酸碱性的实质是溶液中c(H＋)与c(OH－)的相对大小。 2.用pH判断溶液酸碱性时，要注意条件，即温度。不能简单地认为pH等于7的溶液一定为中性，如100℃时，pH＝6为中性，pH<6才显酸性，pH>6显碱性，所以使用pH时需注明温度，若未注明温度，一般认为是常温，就以pH＝7为中性。 【即时检测7】列溶液一定呈酸性的是 A．滴加酚酞显无色溶液 B．水电离出的是的溶液 C．的溶液 D．的溶液 【答案】D 【解析】A．中性或很弱碱性的溶液(常温下pH＜8)滴加酚酞也显无色，故A错误； B．未指明溶液的温度，则水电离出的c(H+)=10-6 mol·L-1的溶液也可能显中性，故B错误； C．未指明溶液的温度，则pH＜7的溶液也可能显中性，故C错误； D．无论溶液的温度高低，c(H+)＞c(OH-)的溶液一定是酸性，故D正确； 故选D。 溶液pH的计算 【典例7】下列关于电解质溶液的叙述正确的是 A．的酸梅汁中是的奶茶中的100倍 B．的硝酸和硫酸溶液，加水稀释100倍后两溶液仍相同 C．中和与体积均相同的盐酸和硫酸溶液，消耗KOH的物质的量后者多 D．25℃，将的盐酸稀释10000倍后，溶液的 【答案】A 【解析】A．pH=4.5的酸梅汁中c(H+)是pH=6.5的奶茶中c(H+)的100倍，故A正确；B．硫酸为二元酸，0.01mol/L的硝酸和硫酸溶液氢离子浓度比为1：2，加水稀释100倍后氢离子浓度比仍为1：2，pH不相等，故B错误；C．盐酸和硫酸均为强酸，pH与体积均相等，则消耗KOH的量相等，故C错误；D．酸溶液无限稀释，只能是pH接近7，不能超过7，故D错误；故答案选A。 解题技巧 溶液pH计算的一般思维模型 【即时检测8】下列说法中正确的是 A．在100℃时，pH约为6的纯水呈酸性 B．在常温下，将mol/L盐酸溶液稀释100倍，所得溶液的pH为8 C．在常温下，当水电离出的为mol/L时，此溶液的pH可能为2或12 D．当pH=11的氢氧化钠溶液和氨水各1mL分别稀释100倍，所得氨水的pH略小 【答案】C 【解析】A．纯水在任何温度下都呈中性，A错误； B．常温下，酸溶液不管稀释多少倍，pH都不会大于7，B错误； C．在常温下，当水电离出的为mol/L时，有两种可能：（1）溶液呈酸性，则全部由水电离产生，，总浓度为，溶液的pH=2；（2）溶液呈碱性，全部由水电离产生，则溶液的pH=12，C正确； D．NaOH是强碱，是弱碱，pH相同的氢氧化钠溶液和氨水加水稀释相同倍数，由于氨水中电离平衡右移，使其pH增大程度大于NaOH溶液的增大程度，D错误； 故选C。 【即时检测9】常温下，关于pH=11的氨水溶液，下列说法不正确的是 A．溶液中 B．加水稀释100倍后，溶液的 C．与等体积pH=3的溶液充分混合后，溶液呈碱性 D．此溶液中由水电离出的和浓度均为 【答案】B 【解析】A．常温下pH=11的氨水溶液中c(H+)=1.0×10-11mol·L-1，c(OH-)==1.0×10-3mol·L-1，故A正确； B．由于一水合氨是弱电解质，加水稀释100倍，会促进一水合氨电离，导致氢氧根离子浓度大于原来的，所以溶液的10>pH>9，故B错误； C．由于一水合氨是弱电解质，加入等体积pH=3的H2SO4溶液，氨水过量，溶液呈碱性，故C正确； D．常温下pH=11的氨水中，氢氧根离子抑制了水的电离，氨水中氢离子是水电离的，为1.0×10-11mol/L，则氨水中由水电离产生的c(OH-)=10-11mol/L，故D正确； 故选B。 酸碱中和滴定实验操作与误差分析 【典例8】某学生以酚酞为指示剂，用已知物质的量浓度的盐酸来测定未知物质的量浓度的氢氧化钠溶液，三次实验分别记录有关数据如下表： 滴定次数 待测氢氧化钠溶液的体积/ 盐酸的体积/ 滴定前刻度 滴定后刻度 第一次 25.00 2.40 27.50 第二次 25.00 5.20 30.10 第三次 25.00 1.00 28.55 下列说法正确的是 A．达滴定终点时，俯视读数，则测定结果偏高 B．当滴入最后半滴标准液时溶液从粉红色刚好变成无色时，即达到滴定终点 C．该氢氧化钠溶液的浓度为中 D．实验中锥形瓶若用待测氢氧化钠溶液润洗，则测定结果偏低 【答案】C 【解析】A．俯视读数，消耗盐酸的体积偏小，测定结果偏小，A错误；B．当滴入最后半滴标准液时溶液从粉红色刚好变成无色且半分钟内不恢复原色时，即达到滴定终点，B错误；C．三次消耗盐酸的体积分别为：25.10mL、24.90mL、27.55mL，可知第三次实验所耗盐酸体积误差较大，取前两组实验的平均值，可知平均所耗盐酸体积为25.00mL，该氢氧化钠溶液中，C正确；D．实验中锥形瓶若用待测氢氧化钠溶液润洗，使需要滴定的盐酸偏多，则测定结果偏高，D错误。答案选C。 酸碱中和滴定曲线分析 【典例9】常温下向溶液中缓慢滴入相同浓度的某一元酸溶液，混合溶液中某两种离子的浓度随加入溶液体积的变化关系如图所示，已知：的，下列说法错误的是 A．曲线Ⅱ表示浓度变化 B．滴定过程中N点水的电离程度最大 C．M点存在： D．滴加在范围内存在溶液呈中性点 【答案】D 【分析】向溶液中滴入相同浓度的溶液，发生浓度改变的微粒是和﹔当，，加入HCOOH溶液过程中Na+、OH-浓度减小，H+、HCOO-浓度增多，加入20mLHCOOH溶液，减少为0.05mol/L，所以曲线Ⅰ表示浓度变化；当时，中，很小，加入溶液过程中，溶质由变为和混合物，最终为，增加的很少，而增加的多，所以曲线Ⅱ表示浓度变化。 【解析】A．由分析可知，曲线I表示浓度变化，曲线II表示，故A正确；B．N点溶液与溶液恰好反应生成，此时仅存在的水解对水电离的促进作用，所以N点水电离程度最大，故B正确；C．M点溶液中电荷守恒有，M点为交点可知，联合可得，故C正确；D．时，过量，溶液显碱性，时，生成的溶液也显碱性，滴加在范围内不存在溶液呈中性点，故D错误；选D。 解题技巧 强酸(碱)滴定弱碱(酸)pH曲线比较 氢氧化钠滴定等浓度等体积的盐酸、醋酸的滴定曲线 盐酸滴定等浓度等体积的氢氧化钠、氨水的滴定曲线 曲线起点不同：强碱滴定强酸、弱酸的曲线，强酸起点低；强酸滴定强碱、弱碱的曲线，强碱起点高 突跃点变化范围不同：强碱与强酸反应(强酸与强碱反应)的突跃点变化范围大于强碱与弱酸反应(强酸与弱碱反应) 【即时检测10】室温下，向20．00mL0．1000mol/L盐酸中滴加0．1000mol/LNaOH溶液，溶液的pH随NaOH溶液体积的变化如图。已知lg5=0．7．下列说法错误的是 A．V(NaOH)=20.00mL时，溶液显中性 B．V(NaOH)=30.00mL时，pH=12.3 C．选择甲基橙指示反应终点，误差比甲基红大 D．使用酚酞为指示剂，反应终点溶液颜色从粉红色刚好变为无色 【答案】D 【解析】A．V(NaOH)=20.00mL时，酸碱恰好完全反应生成强酸强碱盐NaCl，溶液呈中性，故A正确； B．V(NaOH)=30.00mL时NaOH过量，c(NaOH)==0.0200mol/L，c(H+)==5×10-13mol/L，pH=-lg5×10-13=12.3，故B正确； C．由图示知，甲基红的变色范围更接近于中性，而甲基橙是在酸性条件下变色，所以选择甲基橙作指示剂时误差比甲基红的大，故C正确； D．向20.00mL0.1000mol/L盐酸中滴加0.1000mol/LNaOH溶液至终点时，NaOH略有过量，溶液呈弱碱性，酚酞溶液变为粉红色，即反应终点溶液颜色从无色刚好变为粉红色，故D错误； 答案选D。 【即时检测11】时，用溶液分别滳定的盐酸和醋酸溶液、滴定曲线如图所示。下列说法正确的是    A．时，电离常数 B．a点时混合溶液中 C．d点时，曲线Ⅰ与曲线Ⅱ消耗NaOH的体积为曲线Ⅰ>曲线Ⅱ D．a、b、c三点溶液中由水电离出的大小顺序为 【答案】D 【分析】HCl是一元强酸，0.1mol/L盐酸中c(H+)=0.1mol/L，pH=1，故Ⅱ所在曲线表示NaOH滴定HCl的曲线，Ⅰ所在曲线表示NaOH滴定醋酸的曲线 【解析】A．Ⅰ所在曲线表示NaOH滴定醋酸的曲线，CH3COOH的pH=3，则c(H+)=c(CH3COO—)=10—3mol/L，其电离平衡常数为，故A错误；B．a点所在曲线表示NaOH滴定醋酸的曲线，NaOH溶液体积为10mL，则醋酸反应了一半，所得溶液为等浓度的CH3COOH和CH3COONa溶液，a点处溶液还是显酸性，c(H+)>c(OH—)，在根据电荷守恒c(H+)+c(Na+)= c(OH—)+ c(CH3COO—)，可知c(CH3COO—)>c(Na+)，故B错误；C．d点时，pH=8，曲线Ⅰ是滴定CH3COOH的曲线，在d点处，曲线Ⅰ形成的是CH3COONa,CH3COONa发生水解显碱性，消耗NaOH的体积减小，但是曲线Ⅱ是滴定HCl的曲线，形成的盐不发生水解，所以消耗NaOH的体积为曲线Ⅰ<曲线Ⅱ，故C错误；D．a点所得溶液为等浓度的CH3COOH和CH3COONa溶液，溶液显酸性，水的电离受到抑制，b点所得溶液为等浓度的HCl和NaCl溶液，溶液显酸性，水的电离受到抑制，由于b点pH较a点小，则b点水的电离程度小于a点，c点CH3COONa溶液，水的电离程度受到促进，故水的电离程度 c>a>b，水的电离程度越大，则水电离出来的c(H+)就越大，故D正确；故本题选D。 其他常见滴定实验 【典例10】氧化还原滴定法是以氧化还原反应为基础的滴定实验。用稀硫酸酸化的0.01 mol·L-1KMnO4标准溶液滴定某未知浓度的H2C2O4溶液，下列说法错误的是 A．该实验不需要另外加入指示剂 B．KMnO4标准溶液装入酸式滴定管中 C．滴定终点时，溶液颜色由紫红色变为无色，并在半分钟内不变色 D．滴定过程中，加入KMnO4标准溶液应先快后慢，便于观察溶液颜色变化 【答案】C 【解析】A．高锰酸钾标准溶液的颜色为浅紫红色，高锰酸钾标准溶液与草酸溶液完全反应时溶液有明显的颜色变化，滴定时不需要另外加入指示剂，选项A正确；B．高锰酸钾溶液具有强氧化性，会腐蚀碱式滴定管的橡胶管，则滴定时高锰酸钾标准溶液应装入酸式滴定管中，选项B正确；C．当高锰酸钾标准溶液与草酸溶液完全反应后，再滴入一滴高锰酸钾标准溶液高锰酸钾标准溶液，溶液由无色变为浅紫红色，并在半分钟内不变色说明达到滴定终点，选项C错误；D．滴定过程中，加入高锰酸钾标准溶液时，应先快后慢，便于观察溶液颜色变化，确定反应是否达到滴定终点，选项D正确；答案选C。 【即时检测12】溶解氧的含量是水质的重要指标。某小组设计实验测定某水样中溶解氧的含量，实验步骤如下： I．氧的固定：、25℃时，取某水样加入足量Mn(OH)2，碱性悬浊液混合，反应生成。 Ⅱ．酸化：将固氧后的水样用适量稀硫酸酸化，加入足量KI溶液，充分搅拌，暗处静置(还原产物为)。 Ⅲ．滴定：向步骤Ⅱ反应后的溶液中滴几滴淀粉溶液，用标准溶液滴定，恰好消耗溶液(已知：)。 回答下列问题： （1）写出步骤Ⅰ“氧的固定”过程中发生反应的化学方程式： ；写出步骤Ⅱ加入足量KI溶液发生反应的离子方程式： 。 （2）“滴定”过程不需要使用的仪器是_______(填字母)。 A． B． C． D． （3）“滴定”过程的部分步骤如下：①排气泡  ②加入标准溶液  ③润洗仪器  ④调节起始读数，其正确的顺序为③ (用序号表示)。 （4）达到滴定终点的标志是 。 （5）该水样中溶解氧的含量为 (用含、的代数式表示)。 （6）步骤Ⅱ中，若酸化时加入稀硫酸过多，会导致测得结果偏高，其原因是 。若滴定管用蒸馏水洗涤后没有用标准溶液润洗，则导致测得结果 (填“偏高”“偏低”或“无影响”)。 【答案】（1） （2）BD （3）②①④ （4）滴入最后半滴硫代硫酸钠标准液，溶液由蓝色变为无色，且半分钟不恢复蓝色 （5） （6）硫代硫酸钠能与硫酸反应，消耗硫代硫酸钠溶液体积增大，测定结果偏高 偏高 【解析】（1）步骤Ⅰ过程中氢氧化锰悬浊液吸收氧气生成，化学方程式为：；步骤Ⅱ中氧化碘离子生成碘单质和锰离子、水，离子方程式为：。 （2）滴定实验需要使用滴定管、锥形瓶等，不需要试管和圆底烧瓶，答案选BD；（3）滴定实验中的操作步骤：检查仪器是否漏液→润洗仪器→加入标准溶液→排气泡→调节起始读数；答案为②①④；（4）碘单质中加入淀粉后显蓝色，然后滴入硫代硫酸钠后但反应，颜色褪去，故终点现象为：滴入最后半滴硫代硫酸钠标准液，溶液由蓝色变为无色，且半分钟不恢复蓝色；（5）根据反应式或电子守恒知，，故溶解氧含量。 （6）如果硫酸过多，硫代硫酸钠与硫酸反应，消耗硫代硫酸钠溶液体积增大，测定结果偏高；如果没有润洗滴定管，滴定管附着的水会稀释溶液，消耗标准的体积增大，导致结果偏高。 夯实基础 1．下列说法正确的是 A．向蒸馏水中滴加浓的过程中，保持不变 B．常温下，的溶液的pH为12 C．水解的离子方程式： D．用广泛pH试纸测得某NaClO溶液的pH为12.5 【答案】B 【解析】A．向蒸馏水中滴加浓H2SO4时，浓硫酸溶于水放热，溶液的温度升高，Kw增大，A错误；B．常温下，0.005mol·L-1Ba(OH)2溶液中c(OH-)=0.01mol·L-1，溶液中c(H+)=1×10-12 mol·L-1，则溶液的pH=-lgc(H+)=12，B正确；C．碳酸是二元弱酸，其酸根分步水解，水解方程式分步书写，以第一步为主，故Na2CO3水解的离子方程式为：+H2O⇌+OH-，C错误；D．用广泛pH试纸测pH只能精确到整数，无法测得pH为12.5，且NaClO具有漂白性，能漂白pH试纸，不能用广泛pH试纸来测定pH，D错误；故本题选B。 2．生物体内部的许多化学反应都对敏感，弱酸与弱碱的反应可以防止的剧烈变化，维持正常的生理功能。下列有关弱酸与弱碱的说法正确的是 A．25℃时，向氨水溶液中加入稀，氨水的电离常数减小 B．向1盐酸和醋酸中加入少量固体，溶液均增大 C．将1的盐酸和醋酸分别稀释100倍后，大的是醋酸 D．室温下向0.1氨水中加入等浓度等体积的盐酸，溶液导电能力减弱 【答案】B 【解析】A．电离常数只与温度有关，温度不变，电离常数不变，A错误；B．盐酸中加醋酸钠，生成醋酸，降低；醋酸中加醋酸钠，增大醋酸根离子浓度使醋酸电离逆向移动，降低；两者均增大，Ｂ正确；C．醋酸是弱酸，部分电离，将1的盐酸和醋酸分别稀释100倍后，醋酸电离程度增大，产生的氢离子多，小的是醋酸，C错误；D．氨水是弱碱，离子浓度很小，加入等浓度等体积的盐酸，生成的溶质为氯化铵是强电解质，离子浓度比氨水大，溶液导电能力增强，D错误；答案选B。 3．水是生命之源，下列关于水的说法正确的是 A．水能微弱电离生成，所以严格地说纯水呈微弱酸性 B．纯水中，是常数，不随任何条件改变 C．25℃时，等物质的量浓度的酸、碱溶液中，水的电离程度相同 D．常温下，某溶液由水电离出的，则该溶液可能呈酸性，也可能呈碱性 【答案】D 【解析】A．水是极弱的电解质，它能微弱电离生成等量的氢离子和氢氧根离子，故纯水呈中性，故A错误； B．常温下，纯水中c(OH-)×c(H+)=10-14=Kw，Kw是一常数，随温度的改变而改变，故B错误； C．相同温度下，等物质的量浓度的氢离子和氢氧根对水电离的抑制程度相同，但等物质的量浓度的酸、碱溶液中电离出的氢离子或氢氧根浓度不一定相同，如等浓度的盐酸和氢氧化钡溶液，所以水电离的程度不一定相同，故C错误； D．常温下，某溶液由水电离出的c(OH-)=1.0×10−13mol⋅L−1，说明水的电离被抑制，酸和碱都能抑制水的电离，则该溶液可能呈酸性，也可能呈碱性，故D正确； 故答案选D。 4．常温下，加水稀释溶液，下列物理量保持不变的是 A． B． C． D． 【答案】D 【解析】A．加水稀释草酸溶液，促进草酸电离，氢离子浓度减小，电离常数不变，所以减小，A错误； B．加水稀释草酸溶液，促进草酸电离，氢离子的物质的量增加，草酸分子的物质的量减小，所以增大，B错误； C．加水稀释草酸溶液，促进草酸电离，但、的浓度减小，所以减小，C错误； D．温度不变，电离常数不变，所以不变，D正确； 故选D。 5．25℃时，用蒸馏水稀释氨水至，随溶液的稀释，下列各项中始终保持增大趋势的是 A． B． C． D． 【答案】A 【解析】A．，稀释过程促进一水合氨的电离，则n(OH－)增大，n(NH3·H2O)减小，比值增大，A正确； B．，稀释过程促进一水合氨的电离，则n()增大，n(NH3·H2O)减小，比值减小，B错误； C．氨水呈碱性，稀释过程中c(OH－)始终减小，C错误； D．，Kb只受温度影响，稀释过程中温度不变，不变，D错误； 故选A。 6．二元弱酸的电离过程是吸热过程，某温度下，其电离常数、。下列说法错误的是 A．升高温度后，、均增大 B．向溶液中加入少量KHX固体，减小 C．该温度下0.1的溶液中 D．向溶液中加水稀释过程中，减小 【答案】D 【解析】A．二元弱酸的电离过程是吸热过程，温度升高，平衡正向移动，、均增大，A项正确； B．，加入KHX，平衡向左移动，减小，B项正确； C．，忽略的电离，，c()≈0.1则=，C项正确； D．加水稀释过程中，的电离程度增大，n()减小，增大，增大，D项错误； 故选D。 7．与纯水的电离相似，液氨中也存在电离平衡：2NH3+。下列叙述错误的是 A．液氨中含有NH3、、等微粒 B．液氨的电离达到平衡时：c(NH3)=c()=c() C．一定温度下，液氨电离产物和浓度之积是一个常数 D．升温时，c()和c()均会增大 【答案】B 【解析】A．液氨电离中存在电离平衡2NH3+，所以液氨中含有 NH3、、等粒子，故A正确； B．c(NH3)=c()=c()时，不能说明c(NH3)、c()、c()的浓度不发生变化，不能说明液氨的电离达到平衡，故B错误； C．与水的离子积常数类似，液氨中和浓度之积只与温度有关，与溶液的浓度无关，所以只要温度一定，液氨电离产物和浓度之积是一个常数，故C正确； D．与纯水的电离相似，液氨电离也是吸热过程，升高温度，液氨的电离程度会增大，c()和c()均会增大，故D正确； 故选B。 8．在常温下，有关下列4种溶液的叙述不正确的是 编号 ① ② ③ ④ 溶液 醋酸 盐酸 氨水 氢氧化钠溶液 pH 3 3 11 11 A．4种溶液中由水电离出的均为 B．等体积的溶液①和②分别与足量锌充分反应，溶液①产生氢气更多 C．将溶液②、③等体积混合，所得溶液中： D．将溶液②与溶液④混合后，若所得溶液的，则 【答案】C 【解析】A．酸溶液中氢氧根离子来自水的电离，碱溶液中氢离子来自水的电离，由pH可知四种溶液中水电离的均为，A正确；B．等pH值得强酸和弱酸，弱酸因不完全电离，因此弱酸浓度大于强酸，等体积时，醋酸的物质的量大于盐酸，与足量锌反应生成的氢气醋酸多，B正确；C．一水合氨是弱碱不完全电离，pH=11的氨水与pH=3的盐酸等体积混合后，一水合氨过量有剩余，混合后溶液呈碱性，则，C错误；D．将溶液②与溶液④混合后，若所得溶液的，则混合后=，，D正确； 故选C。 9．在酸碱中和滴定实验过程中，下列操作不当会引起实验测定结果偏低的是 已知：酸碱中和滴定实验，锥形瓶盛放未知浓度的酸溶液，碱式滴定管盛入标准碱液进行滴定。 A．锥形瓶用蒸馏水洗净后，又用待测液润洗 B．滴定前平视读数，滴定终点俯视读数 C．碱式滴定管用蒸馏水洗净后，未用已知浓度的标准碱液润洗 D．滴定管(装标准溶液)在滴定前尖嘴处有气泡，滴定过程中气泡消失 【答案】B 【分析】中和滴定中，误差分析一般通过此公式：进行判断，将所有的错误操作产生的误差都反馈到的改变来进行判定，据此分析解答。 【解析】A．锥形瓶用蒸馏水洗净后，又用待测液润洗，使待测液总量增大，会多消耗标准碱液，使增大，测定结果偏高，A错误； B．滴定前平视读数，读数准确，滴定终点俯视读数，会使标准碱液的体积读数偏小，偏小，测定结果偏低，B正确； C．碱式滴定管用蒸馏水洗净后，未用已知浓度的标准碱液润洗，装入标准碱液会让溶液浓度降低，消耗更多的标准碱液，使偏大，测定结果偏高，C错误； D．滴定管在滴定前尖嘴处有气泡，滴定过程中气泡消失，消耗的标准碱液因填充气泡而使体积读数偏大，使偏大，测定结果偏高，D错误； 故答案为：B。 10．常温下，向溶液中逐滴加入0.1mol/L的NaOH溶液，溶液pH随加入NaOH溶液体积的变化如图1，某时刻滴定管的读数如图2，下列说法不正确的是 A．图1a点的 B．图2所示液面读数为23.20mL C．装NaOH标准液时，用图3所示方法排除滴定管内气泡 D．反应过程中的值不断增大 【答案】B 【解析】A．为弱酸，部分电离，a点溶液为的溶液，，则，A正确； B．滴定管的“0”刻度位于滴定管的上部，读数时应从上往下读，视线与凹液面最低点处于同一水平上，则由图可知图2所示液面读数为22.80mL，B错误； C．氢氧化钠溶液盛装在碱式滴定管中，排出碱式滴定管内的气泡时，应将橡胶管向上弯曲，挤压玻璃小球快速放液排出气泡，C正确； D．，随着溶液的加入，逐渐减小，而温度不变，不变，则的值不断增大，D正确； 故答案为：B。 11．研究弱电解质的电离，有重要的实际意义。 I．有机酸醋酸 （1）写出醋酸的电离方程式： 。 （2）用蒸馏水稀释的醋酸，下列各式表示的数值随水量的增加而增大的是 (填序号)。 a．    b．    c．    d． （3）一定温度下，冰醋酸加水稀释过程中溶液的导电能力曲线图如图所示，、、三点的氢离子浓度由小到大的顺序为 。 Ⅱ．对比弱酸酸性相对强弱 某些弱酸在25℃时的电离常数如下： 化学式 电离常数 ， （4）下列反应可以发生的是___________(填字母)。 A． B． C． D． （5）相同浓度的、、结合的能力由强到弱的顺序为 。 （6）室温下，某溶液中存在着，该反应的平衡常数 。(电离平衡常数：用、用或表示) （7）食醋中含有一定量的乙酸，下列实验，能证明醋酸为弱电解质的是___________。 A．蛋壳浸泡在白醋中有气泡产生 B．乙酸恰好与溶液完全反应 C．常温下，乙酸溶液的约为3 D．乙酸溶液的导电性比一元强酸溶液的弱 【答案】（1） （2） （3） （4）AB （5） （6） （7）C 【解析】（1）醋酸是弱电解质，在水溶液中不完全电离产生氢离子和醋酸根，电离方程式为：； （2）a．，Ka只与温度有关，加水稀释后减小，即减小，a不符合题意；b．，Ka只与温度有关，加水稀释后减小，增大，b符合题意；c．Kw只与温度有关，加水稀释后减小，减小，c不符合题意；d．加水稀释后，pH变大，减小， 增大，减小，d不符合题意；故选b； （3）溶液导电能力越强，氢离子浓度越大，则a、b、c三点对应的溶液中，由小到大的顺序是c＜a＜b； （4）由电离平衡常数数值可知酸性：CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞HCN＞，根据强酸制取弱酸的原理，、可以发生，，不能发生，故选AB； （5）因为酸性H2CO3＞HClO＞，酸性越强，对应离子结合氢离子能力越弱，相同浓度的、、结合的能力由强到弱的顺序为：； （6）反应，该反应的平衡常数；（7）A．蛋壳浸泡在白醋中有气泡产生，能说明具有酸性，不能说明是弱电解质；B．乙酸恰好与溶液完全反应，能说明醋酸是一元酸，不能说明酸性强弱，则不能说明是弱电解质；C．常温下，乙酸溶液的约为3，c(H+)约为0.001mol/L，只有部分发生电离，故醋酸是弱电解质；D．乙酸溶液的导电性比一元强酸溶液的弱，没有说明浓度，不能说明乙酸是弱电解质；答案选C。 综合运用 12．（24-25高二上·安徽阜阳·期中）常温下，现有的两种一元酸溶液，加蒸馏水稀释至，溶液与关系如图所示。下列叙述正确的是 A．是强酸，是弱酸 B．对于时 C．水的电离程度： D．时加热b和c溶液，减小 【答案】D 【分析】由图像可知，对于HX溶液，，说明HX完全电离，HX是强酸。HY溶液，说明体积增大时HY继续电离，HY是弱酸； 【解析】A．由图像可知，对于HX溶液，，说明HX完全电离，HX是强酸。HY溶液，说明体积增大时HY继续电离，HY是弱酸，A项错误；B．稀释至酸的电离接近水电离时，溶液接近7但小于7，B项错误；C．稀释过程中，水电离程度增大，越大时水电离程度越大，水的电离程度：，C项错误；D．HY存在电离平衡，升温，促进HY电离，阴离子浓度增大，而HX是强酸，加热时阴离子浓度几乎不变，故减小，D项正确；故选D。 13．食醋是日常饮食中的一种调味剂，国家标准规定酿造食醋中醋酸含量不得低于0．035g/mL。某研究小组用标准NaOH溶液测定食醋中醋酸的浓度，以检测食醋是否符合国家标准，某品牌白醋的醋酸浓度测定过程如图所示，下列有关叙述正确的是      A．量取10.00mL白醋可选用上图中的仪器乙 B．稀释时需使用烧杯、玻璃棒、胶头滴管和100mL容量瓶 C．滴定前锥形瓶需要用待测液(白醋稀释液)润洗2～3次 D．滴定过程中眼睛要注视碱式滴定管内溶液的刻度变化 【答案】B 【解析】A．白醋显酸性，需要用酸式滴定管量取，选用上图中的仪器甲，A错误； B．稀释时需用到的玻璃仪器主要是烧杯、玻璃棒、胶头滴管和100mL容量瓶，B正确； C．滴定前锥形瓶不需要用待测液(白醋稀释液)润洗，否则引起误差，C错误； D．滴定过程中眼睛要注视锥形瓶内溶液的颜色变化，及时控制滴定管溶液的滴加，D错误； 故选B。 14．室温下，将的和溶液各加水稀释，溶液的随溶液体积变化的曲线如图所示，对于a、b、c三点溶液的说法错误的是 A．水的电离程度： B．溶液的碱性： C．的值： D．恰好完全中和消耗的物质的量： 【答案】D 【解析】A．a点氢氧根离子浓度大，抑制水的电离，水的电离程度：，A项正确；B．溶液的：，则溶液的碱性：，B项正确；C．，溶液加水稀释，的电离平衡常数不变，减小，增大，即，C项正确；D．的和溶液各，溶质的物质的量大于，稀释后溶质的物质的量不变，恰好完全中和，消耗的物质的量：，D项错误；故答案为：D。 15．常温下，用溶液分别滴定体积均为20.00mL、浓度均为的HA溶液和HB溶液，得到滴定过程中溶液pH随加入NaOH溶液体积而变化的曲线如图。下列说法正确的是 A．酸性： B．点时， C．体积： D．均等于20mL时，两反应放出的热量相同 【答案】B 【解析】A．浓度均为的HA溶液和HB溶液，酸性越强对应的pH越小，根据图示可得HA＞HB，A错误； B．M点恰好形成的是NaB和HB等物质的量浓度的溶液，根据电荷守恒：,由图像知M点溶液呈酸性，故，B正确； C．V1和V2都是pH=7，酸越弱需要的氢氧化钠溶液越少，所以，C错误； D．均等于20mL时，由于弱电解质的电离需要吸收热量，故两反应放出的热量不同，D错误； 故选B。 16．按要求填空。 （1）已知室温时，某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，回答下列问题： ①该溶液中pH= 。 ②HA的电离平衡常数K= 。 （2）部分弱酸的电离平衡常数如下表： 弱酸 HCOOH HClO 电离平衡常数(25℃) ； ； 按要求回答下列问题： ①的酸性由强到弱的顺序为 。 ②同浓度的、、、、、结合的能力由强到弱的顺序为 。 ③运用上述电离常数及物质的特性写出下列反应的离子方程式：过量通入NaClO溶液中 。 （3）已知的氢氟酸中存在电离平衡：，要使溶液中增大，可以采取的措施是 (填标号)。 ①加少量烧碱   ②通入少量HCl气体   ③通入少量HF气体    ④加水 （4）体积均为10mL、pH=2的HCOOH溶液与一元酸HX分别加水稀释至1000mL，稀释过程的pH变化如图所示。 则相同条件下酸HX的酸性比HCOOH (填“强”或“弱”)。 【答案】（1）4 1×10-7 （2） （3）②④ （4）强 【解析】（1）根据三段式计算：，①=1×10-4，pH=4； ②； （2）①根据平衡常数的大小，判断酸性强弱，对于二元弱酸，根据一级电离常数判断酸性强弱。电离常数：，所以酸性强弱：； ②酸性越弱，酸根离子结合能力越强。根据电离常数的大小，可以判断酸性的强弱：，所以酸根离子结合的能力的强弱：； ③因为，过量通入溶液中，发生反应：； （3）已知：，所以，①加少量使增大，K不变，减小；②通入少量HCl气体，使增大，增大；③通入少量HF气体，使增大，减小；④加水，减小，增大，故选②④； （4）酸性越弱稀释时氢离子的浓度变化越慢，pH变化越慢，所以HX的酸性比醋酸强。 思维拔高 17．常温下，pH均为2、体积均为的HA、HB、HC溶液，分别加水稀释至体积为V，溶液pH随的变化关系如图所示，下列叙述正确的是 A．a点水的电离程度大于c点 B．中和a点和b点HC，消耗等浓度氢氧化钠溶液的体积相同 C．当时，HA溶液的pH为8 D．当时，三种溶液同时升高温度，变大 【答案】B 【分析】酸性越强，稀释过程中氢离子浓度变化越大，结合图可知，酸性HA>HB>HC，HA稀释10则pH增加1则HA为强酸完全电离； 【解析】A．酸电离出氢离子，抑制水的电离，a点的pH小于c点，a点水的电离程度小于c点，A错误；B．加水稀释过程中HC的物质的量没变，中和a点和b点HC，消耗等浓度氢氧化钠溶液的体积相同，B正确；C．HA为强酸，当时，即稀释106倍，HA溶液的pH接近7，C错误；D．，由分析可知：HA>HB>HC、HA为强酸完全电离，三种溶液同时升高温度，对HC电离的促进作用更大，不变、变大，则减小，D错误；故选B。 18．育才中学的部分同学利用课余时间分成两个兴趣小组，进行化学实验探究。 Ⅰ．第一组：以过氧化氢()为对象进行实验。回答下列问题： 已知：纯过氧化氢()是淡蓝色的黏稠液体，可与水以任意比混合，为无色透明液体。 （1）该小组的同学查阅资料后发现为二元弱酸，，。 ①写出在水溶液中的电离方程式： 。 ②如果常温下溶液pH=7，的酸式酸根离子与的浓度比为 。 （2）测定某瓶过氧化氢溶液中的含量 ①取20.00mL试样置于锥形瓶中，用装有0.1000mol·L-1的酸性标准溶液的棕色 式滴定管滴定。反应的离子方程式为 。 ②滴定达到终点的现象为 ，记录数据。重复滴定两次，每次消耗的酸性标准溶液体积如下表所示： 实验次数 第一次 第二次 第三次 体积 则试样中过氧化氢的浓度为 。(保留两位有效数字，下同) ③若实验测得的浓度比该瓶试剂标签上的数据低，下列哪些是造成偏低的可能原因： 。 A．滴定终点读数时俯视读数 B．滴定管水洗后直接倒入KMnO4溶液进行滴定 C．锥形瓶水洗后未干燥 D．滴定时有几滴KMnO4溶液溅落在锥形瓶外 Ⅱ．第二组：已知溶液和溶液可发生反应：。为探究反应速率与的关系，该组同学设计下表进行四组实验，排水法收集N2.用秒表测量收集1.0mLN2所需的时间。每组实验过程中，其他反应物浓度变化很细心奥，忽略其对反应速率测定的影响。实验数据如下表所示。 实验编号 溶液 溶液 醋酸 水 1 4.0 4.0 8.0 334 2 4.0 4.0 150 3 8.0 4.0 4.0 4.0 83 4 12.0 4.0 4.0 0.0 38 （3）① ， 。 ②该反应的速率方程为，k为反应速率常数。利用实验数据计算得 (填整数)。 【答案】（1）、 （2）酸 当滴入最后半滴酸性KMnO4溶液时，锥形瓶内溶液颜色恰好由无色变为浅紫色，且30秒内溶液不褪色 0.20 A （3）4.0 6.0 2 【解析】（1）①为二元弱酸，其酸性比碳酸弱，水溶液中分步电离，电离方程式为：、； ②如果常温下溶液，c(H+)=1×10-7 mol/L，由电离方程式可知，，； （2）①酸性溶液具有强氧化性，应该装在酸式滴定管中，酸性KMnO4溶液和H2O2溶液发生氧化还原反应生成Mn2+和O2，根据得失电子守恒和电荷守恒配平离子方程式为：； ②与双氧水恰好完全反应后，颜色褪去，所以滴定到达终点的现象是：当滴入最后半滴酸性溶液时，锥形瓶内溶液颜色恰好由无色变为浅紫色，且30秒内溶液不褪色；三组实验的平均值为，则试样中过氧化氢的浓度为。 ③Ａ．滴定终点读数时俯视读数，读数偏小，消耗标准液体积减少，测定结果偏低，A符合； Ｂ．滴定管用蒸馏水洗净后，直接注入KMnO4溶液进行滴定，使得标准液浓度偏低，消耗标准液体积偏大，待测液浓度偏高，B不符合； Ｃ．锥形瓶水洗后未干燥不影响测定结果，C不符合； Ｄ．滴定时有几滴KMnO4溶液溅落在锥形瓶外，就会多消耗标准溶液，以此为标准计算的待测碱溶液的浓度偏大，D不符合； 故选A； （3）Ⅱ．①为探究反应速率与的关系，浓度不变，根据数据3和4可知溶液总体积为，故为4mL；根据变量单一可知为6mL，为6mL； ②浓度增大速率加快，根据1和3组数据分析，3的是1的2倍，1和3所用的时间比，根据分析可知速率和浓度的平方成正比，故m=2。故答案为：4.0；6.0；2 3 / 3 学科网（北京）股份有限公司 $