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

该高中化学讲义以“电离平衡”为核心，通过表格对比强弱电解质异同，思维导图梳理电离平衡影响因素，框架图整合水的电离、pH计算及中和滴定逻辑，系统呈现四大重点知识的内在联系与重难点分布。 讲义亮点在于“典例-即时检测”分层设计，如通过图像分析水的电离平衡曲线培养科学思维，结合酸碱中和滴定实验强化科学探究与实践。基础题巩固概念辨析，综合题提升电离常数计算能力，助力教师实施精准分层教学，学生自主复习效率高。

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 绝大多数 ：CuO、CaO、MgO、Na2O; ：NaH、CaH2 弱酸：HClO、HNO2 ：NH3·H2O Cu(OH)2 水：H2O 少数盐：HgCl2、PbAc2 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电解质的强弱是由物质的内部结构决定的，与外界因素无关，判断电解质的强弱关键是看其在水溶液中是否完全电离，完全电离则是强电解质，部分电离则是弱电解质。 ③电解质的强弱与其溶解性 。如BaSO4、CaCO3等虽难溶于水，但溶于水的部分却能完全电离，是强电解质。醋酸易溶于水，但不能完全电离，是弱电解质。 ④电解质的强弱与溶液的导电能力 。溶液的导电能力与溶液中自由移动的离子的 、离子所带 有关。强电解质溶液的导电能力 强，如饱和BaSO4溶液中离子浓度很小，溶液导电能力很弱；弱电解质溶液的导电能力 弱，如较浓的CH3COOH溶液中离子浓度较大，溶液导电能力较强。 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 定 离子、分子的浓度保持 动 动态平衡，v电离 = v结合≠0 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。 电离平衡的特点 ①电离平衡可以类比化学平衡来理解与分析。 ②弱电解质的电离过程一般ΔS 0,ΔH 0( 等除外)。 ③电解质在水中的电离，一般分为两个过程：一是电解质解离成离子的过程，二是离子与水分子的水合过程。解离过程(断键)一定是 的，而水合过程(成键)一定是 的。绝大多数电解质电离时，水合过程放出的热量 解离过程吸收的热量，故表现为吸热；极少数弱电解质如HF电离时，由于水合过程放出的热量 解离过程吸收的热量，故表现为放热。 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 (1)一元弱酸(HA)和一元弱碱(BOH) 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＝ (2)多元弱酸和多元弱碱 多元弱酸的电离是分步进行的，每步均有电离常数，通常用Ka1、Ka2、Ka3等表示。如H2SO3是二元弱酸，发生分步电离：H2SO3H++HSO3-、HSO3-H++SO32-，则第一步和第二步电离常数分别为 Ka1= 、Ka2= 多元弱碱的情况与多元弱酸类似。 ①在运用电离常数表达式进行计算时，表达式中各粒子浓度必须是 时的浓度。 ②多元弱酸各步电离常数大小关系为Ka1 Ka2 Ka3,因此多元弱酸的酸性主要由 电离决定。 ③多元弱酸的电离常数表达式不能合并书写，如将H2SO3的电离常数表达式写成是不正确的。 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 （1）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) 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 。 （4）电离度和电离常数的关系α≈或K≈cα2。 6.一元强酸与一元弱酸的比较 酸溶液 浓度均为0.01mol· L-1的强酸HA溶液与弱酸HB溶液 c(H+)均为0.01mol· L-1的强酸HA溶液与弱酸HB溶液 pH或物质的量浓度 pHHA pHHB C(HB) c(HA)=0.01mol· L-1 与金属反应的初始速率 HA HB HA HB C(A-)与c(B-)大小 C(A-) c(B-) C(A-) c(B-) 溶液的导电性 HA HB HA HB 体积相同时与过量的碱反应消耗碱的量 HA HB HA HB 体积相同时与过量活泼金属反应产生H2的量 HA HB HA HB 分别加入固体NaA、NaB后溶液pH的变化(体积变化忽略不计) HA: HB: HA: HB: 加水稀释至原体积的10倍后 HA溶液的pH变化程度 HB溶液 升温或降温 HA溶液的pH变化程度 HB溶液 重点三 水的电离与水的离子积常数 1.水的电离 水是极弱的电解质，水的电离方程式为 或简写为 。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。 特点： 2.水的离子积常数 ①Kw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。 ②Kw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。 ③Kw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.外界条件对水的电离平衡的影响 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 图像 从面的角度——水的离子积 横纵坐标为反比例函数关系， ＝Kw 从线的角度——温度关系和溶液酸碱性 ①T1、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。 ②ab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。 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 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。 后定量 ①pH＝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； ②pH＝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 pH计算公式：pH＝ 。 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 溶液酸碱性与pH关系的理解 ①当c(H+)或c(OH-)大于1 mol· L-1时，通常用c(H+)或c(OH-)直接表示溶液酸碱性；当c(H+)或c(OH-)小于或等于1mol·L-1时，通常用pH表示溶液酸碱性。因此，常温下，pH=0的溶液 酸性最强的溶液，pH=14的溶液也 碱性最强的溶液。 ②判断溶液的酸碱性不能根据c(H+)和c(OH-)绝对大小，而应比较二者相对大小(不受温度影响)。如：常温下，比较pH与7[或c(H+)与10-7mol·L-1]可判断溶液的酸碱性，但在不指明温度的情况下，pH=7[或c(H+)=10-7 mol·L-1]的溶液不一定呈 。 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 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以下几点： 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pH的计算 溶液类型 相关计算 强酸（HnA）溶液 c(HnA) =c mol·L-1则c(H+) = mol·L-1，pH = -lg c(H+) = -lg 强碱[B(OH)m]溶液 c[B(OH)m]=c mol·L-1，则c(OH-) = mol·L-1， c(H+)=，pH = -lg c(H+) = 在计算多元强酸(碱)溶液的pH时，要正确把握其“元”、c(酸)[c(碱)]、c(H+)[c(OH-)]之间的关系。例如室温时，0.01mol· L-1稀硫酸的pH=-lg 0.02=2-lg2;pH=2的稀硫酸中c(H2SO4)=0.005 mol·L-1。 2.混合溶液pH的计算 设酸溶液中c(H+)或碱溶液中c(OH-)分别为c1、c2,溶液体积分别为V1、V2。 溶液类型 相关计算 两种强酸溶液混合 c(H+)= 两种强碱溶液混合 c(OH-)= 强酸、强碱混合 恰好完全反应 pH=7（25℃） 酸过量 c(H+)= 碱过量 c(OH-)= (1)上述表中计算时，忽略两溶液混合时体积的变化，即混合溶液的总体积 两溶液的体积之和。 (2)两种强酸等体积混合时，若二者pH之差 2,则pH混≈ ;两种强碱等体积混合时，若二者pH之差 2,则pH混≈ 。 例如，室温时，pH=3和pH=5的盐酸等体积混合，c(H+)=mol· L-1,此时pH≈-lg=3+lg2≈3+0.3=3.3 室温时，pH=10和pH=12的NaOH溶液等体积混合，pH≈-lg（2×10-12）=12-lg2≈12-0.3=11.7 3.酸、碱溶液稀释时pH的计算 溶液 酸溶液（pH=a） 碱溶液（pH=b） 弱酸 强酸 弱碱 强碱 稀释10n倍 a<pH<a+n,且pH<7 pH=a+n,且pH<7 b>pH>b-n,且pH>7 pH=b-7,且pH>7 无限稀释 此时考虑水的电离，pH只能接近7(略小于7) 此时考虑水的电离，pH只能接近7(略大于7) 7．酸(或碱)溶液稀释后pH的计算及大小比较 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 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 、 、铁架台(带滴定管夹)、 、大烧杯 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， 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 3.中和滴定时，酸碱指示剂的用量及滴定终点颜色变化 滴定种类 选用的指示剂 滴定终点 指示剂用量 滴定终点判断标准 强酸滴定强碱 甲基橙 色→ 色 2~3滴 酚酞 色→ 色 强酸滴定弱碱 甲基橙 色→ 色 强碱滴定强酸 甲基橙 色→ 色 酚酞 色→ 色 强碱滴定弱酸 酚酞 色→ 色 ①中和滴定中，由于强酸(碱)与弱碱(酸)恰好完全反应时，生成的盐溶液呈酸(碱)性，为减小滴定误差，显碱性的选 ，显酸性的选 。 ②并不是所有的滴定都必须另加指示剂，一些有色的反应物溶液本身可作为指示剂，如氧化还原滴定中，用Na2SO3标准溶液滴定KMnO4溶液时，KMnO4溶液颜色褪去且半分钟内不恢复原色时即为滴定终点。 ③指示剂本身多为 或 ，不宜多加。 4．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：看滴定量有无改变！ 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 5.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 6.滴定原理拓展应用 （1）氧化还原反应滴定原理应用 原理 以 为滴定剂，直接滴定一些具有 的物质。 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 指示剂 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 （2）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 （3）沉淀滴定原理及其应用 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。 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 。 实例 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＋。 强弱电解质的证明与判断 【典例1】（24-25高二上·广东广州·期末）下列事实不能证明氢氰酸(HCN)是弱酸的是 A．常温下0.1的氢氰酸pH约为4 B．pH=2的HCN溶液稀释100倍，pH约为3.6 C．用一定浓度的HCN溶液做导电实验，灯泡较暗 D．少量NaCN固体可降低镁粉与稀硫酸的反应速率 【即时检测1-1】（24-25高二上·天津·期末）下列事实一定能说明亚硝酸（）是弱电解质的是 ①用溶液做导电性实验，灯泡很暗 ②常温下，溶液的 ③溶液与溶液恰好完全反应 ④常温下，溶液中存在的微粒有：、、、、 A．①④ B．①③ C．②③ D．②④ 【即时检测1-2】（23-24高二下·上海·期末）下列能证明醋酸是弱酸的事实是 A．将等体积等浓度的醋酸溶液与氢氧化钡溶液混合后溶液呈碱性 B．室温下，醋酸溶液 C．向其中加入溶液有气泡产生 D．食醋有刺激性气味 电离平衡及其移动 【典例2】（24-25高一下·重庆·期末）在的溶液中存在如下电离平衡：。对于该平衡，下列叙述中正确的是 A．加入固体时，溶液中减小 B．加入少量的NaOH溶液，平衡向逆向移动 C．通入少量HCl气体，溶液中增大 D．降低温度，溶液中增大 【即时检测2-1】（23-24高二上·湖北·期末）液氨与纯水类似，也存在微弱的电离：，T℃时，液氨的离子积常数，若用定义pH的方式来规定，则下列叙述正确的是 A．其他条件不变，增加液氨的量，电离平衡正向移动 B．液氨达到电离平衡时 C．T℃时1L溶解有0.001molNH4Cl的液氨溶液，其pN=3 D．一定温度下，向液氨中加入氯化铵固体，电离平衡逆向移动，K值减小 【即时检测2-2】（24-25高二上·海南海口·期末）已知：常温下，。在水中的电离方程式为。下列有关溶液的叙述正确的是 A．加水稀释，不断减小 B．通入气体，的电离平衡向左移动，升高 C．稍微加热， D．用氢氟酸替代盐酸测得中和反应的偏大 电离常数的计算及应用 【典例3】（24-25高二下·湖北武汉·期末）氯在饮用水处理常做杀菌剂，且HClO的杀菌能力比强。25℃时，氯水体系中的Cl2(aq)、HClO和的分布系数δ随pH的关系如图。 已知：①； ②  。 下列叙述错误的是 A．曲线Ⅰ对应的粒子是Cl2(aq) B．用氯处理饮用水时，pH为4左右时的杀菌效果较好 C．   D．0.1molCl2溶于水中： 【即时检测3-1】（24-25高二上·四川成都·期末）某小组研究体系，绘制图如下所示，[A]表示微粒A的平衡浓度，其中表示、或者，b、c是曲线交点。下列叙述错误的是 A．曲线Ⅰ表示关系 B．的数量级为 C．交点b符合 D．交点c符合 【即时检测3-2】（24-25高二上·内蒙古包头·期末）常温下，药物乙酰水杨酸(用HA表示，，且含A粒子为药物有效部分)在胃内吸收模式如图(只有HA可自由穿过胃粘膜进入血液)，若不考虑溶液体积的变化，下列说法错误的是 A．酸性强的食物有利于药物吸收 B．HA在血液中电离度小于胃中 C．在胃中， D．血液与胃中药量之比约为 与水的电离平衡有关的图像分析 【典例4】（24-25高二上·广东中山·期末）不同温度下，水溶液中H+和OH-的浓度变化曲线如图所示。下列说法错误的是 A．T＞25℃ B．A点和B点溶液均呈中性 C．25℃时，加入NaHSO4固体，Kw增大 D．25℃时，通入HCl气体，可使溶液由A点变到D点 【即时检测4-1】（23-24高二上·浙江丽水·期末）不同温度下，水溶液中c(H+)与c(OH-)的关系如图所示。下列说法正确的是 A．若从a点到d点，可采用在水中加入碱的方法 B．b点对应的醋酸溶液中，由水电离出的c(H+)=1×10−6mol•L-1 C．d点对应的水溶液中，可能有NH、Fe3+、NO大量存在 D．T℃时，0.05mol•L−1Ba(OH)2溶液的pH=11 【即时检测4-2】（23-24高二上·福建·期末）在不同温度下的水溶液中离子浓度曲线如图所示，下列说法一定正确的是 A．在c点溶液中加NH4Cl固体，可实现c点向d点移动 B．a点和c点均为纯水 C．b点由水电离出的c(H+)水=1×10-8mol·L-1 D．25℃时，若a点为将1LpH=m的稀硝酸与10LpH=n的KOH混合后所得的溶液，可推出m+n=13 溶液酸碱性的判断及pH的计算 【典例5】（24-25高二上·安徽芜湖·期末）常温下，已知。下列溶液等体积混合后，所得溶液中水的电离程度最小的是 A．pH=3的醋酸和pH=11的氨水 B．pH=2的醋酸和pH=12的NaOH溶液 C．0.02 mol·L-1的盐酸和0.02 mol·L-1的NaOH溶液 D．0.02 mol·L-1的醋酸和0.02 mol·L-1的NaOH溶液 【即时检测5-1】（24-25高二下·云南昭通·期末）在常温下，有关下列4种溶液的叙述中，正确的是 编号 ① ② ③ ④ 溶液 氨水 NaOH溶液 醋酸 盐酸 pH 11 11 3 3 A．在溶液①和②中分别加入适量的氯化铵晶体后，两溶液的pH均增大 B．分别取1mL四种溶液稀释到10mL，稀释后溶液的pH：①>②>④>③ C．将aL溶液④与bL溶液②混合后，所得溶液的，则 D．将溶液②、③等体积混合，所得溶液有： 【即时检测5-2】（24-25高三上·甘肃白银·期末）常温下，几种弱酸的电离平衡常数如下表所示： 化学式 HF HClO 电离平衡常数 、 已知：。 下列说法正确的是 A．酸性强弱顺序是 B．物质的量浓度均为的NaF溶液和NaClO溶液，pH大小： C．常温下，物质的量浓度为的HClO溶液的pH约为4.7 D．溶液和NaClO溶液反应的离子方程式为 酸碱中和滴定及其他滴定的应用 【典例6】（24-25高二上·湖北武汉·期末）现用中和滴定法测定某盐酸的浓度，某学生的操作步骤如下： A．取NaOH标准溶液注入碱式滴定管中至“0”刻度以上2~3mL B．用标准溶液润洗滴定管2～3次 C．把锥形瓶放在滴定管的下面，用标准NaOH溶液滴定至终点并记下滴定管液面的刻度。 D．移取25.00mL待测盐酸溶液注入到洁净的锥形瓶中，并加入2~3滴酚酞溶液 E．调节液面至“0”或“0”以下刻度，记下读数 F．把盛有标准溶液的碱式滴定管固定好，调节滴定管使尖嘴部分充满溶液 有关数据记录如表： 滴定序号 待测液体积/mL NaOH标准液 滴定前的刻度/mL 滴定后的刻度/mL 体积/mL 1 25.00 2 25.00 1.50 31.50 30.00 3 25.00 5.00 31.34 26.34 (1)正确的操作顺序是 (填字母标号)。用碱式滴定管盛装0.2500mol/L的氢氧化钠标准液。排出碱式滴定管中气泡的方法应采用如图1操作中的 (填代号)。 (2)第一次滴定前后，50mL滴定管中液面的位置如图2，该次滴定所用氢氧化钠标准液的体积为 mL。 (3)实验中判断滴定终点的现象是 。 (4)根据所给数据，该盐酸的物质的量浓度为 mol/L。 (5)出现了以下操作(其他操作正确)，会造成测定结果(待测液浓度)偏高的有 (填标号)。 A．量取标准液的碱式滴定管未润洗 B．锥形瓶水洗后直接装待测液 C．酸式滴定管水洗后未用待测稀盐酸润洗 D．滴定到达终点时，俯视滴定管读数 E．滴定前碱式滴定管尖嘴部分有气泡，滴定后气泡消失 【即时检测6-1】（24-25高二上·广东佛山·期末）某小组通过标准酸性溶液滴定草酸钠()待测液过程中氧化还原电势(ORP)的变化，间接测定的浓度，变化曲线如下图(已知ORP值越大，溶液氧化性越强)。下列说法正确的是 A．标准溶液应装在碱式滴定管中 B．用待测液润洗锥形瓶，可减小实验误差 C．滴定过程不需加入指示剂，a点为滴定反应的终点 D．滴定反应为 【即时检测6-2】（24-25高一上·上海杨浦·期末）高分子树脂吸附法是工业提取碘的方法之一，其流程如图： 已知：pH=2~3时，NaNO2只能将I⁻氧化为I2，同时生成NO气体； (1)步骤④“洗脱”反应的离子方程式为 。 (2)经步骤①和④所得溶液中的c(I⁻)① ④。(选填“＞”、“＜”“=”) (3)步骤⑤“氧化”没有选择氯气，而是选择了价格较高的NaNO2，原因是 。 (4)高分子树脂上吸附的I2还能用浓Na2CO3溶液洗脱，请补全并配平下列离子方程式并用单线桥法标出电子转移方向和数目 。 I2+ = + I-+ CO2↑ (5)为测定卤水中I-的浓度，取20.00mL 上述含卤水，加稀H2SO4和足量KIO3，使I-和完全反应(5I-++6H+=3I2+3H2O)。再以淀粉为指示剂，用1.800×10-3mol·L-1的Na2S2O3溶液滴定(I2+=2I-+)，当I2恰好完全反应时，用去Na2S2O3溶液20.00 mL。 ①判断用Na2S2O3溶液滴定恰好完全反应的现象是 。 ②计算卤水中I-的浓度 。 夯实基础 1．（24-25高二上·福建龙岩·期末）常温下，体积相同的NaOH和两种溶液中，若，下列叙述错误的是 A．两种溶液中水的电离程度不同 B．两种溶液的pH相等 C．与HCl完全中和时，所消耗的HCl多 D．分别用水稀释相同倍数后， 2．（24-25高二上·吉林松原·期末）常温下，下列说法正确的是 A．、、、在的溶液中能够大量共存 B．将的醋酸溶液加水稀释到原体积的100倍后，溶液的 C．0.1mol·L-1的盐酸中由水电离的与之比为 D．可用干燥的pH试纸测定的次氯酸溶液的pH 3．（24-25高二上·贵州贵阳·期末）某温度下，将pH和体积均相同的两种弱酸(HA和HB)溶液分别加水稀释，pH随加水体积的变化如图所示。下列叙述正确的是 A． B．稀释前溶液的浓度： C．从b点到d点，逐渐减小 D．溶液中水的电离程度：d点点 4．（24-25高一下·江苏南京·期末）部分弱电解质的电离常数如表所示，下列说法中正确的是 弱电解质 HCOOH HCN H2CO3 电离常数(25 ℃) Ka=1.8×10-4 Ka=6.2×10-10 Ka1=4.5×10-7 Ka2=4.7×10-11 A．25 ℃时，反应HCOOH＋CN-⇌HCN＋HCOO-的化学平衡常数K=2.9×105 B．中和等体积、等浓度的HCOOH和HCN，消耗NaOH的量前者小于后者 C．结合H＋的能力：＜CN-＜＜HCOO- D．2CN-＋H2O＋CO2=2HCN＋ 5．（24-25高二上·广东广州·期末）石蕊(用表示)是一种有机弱酸，在水中发生电离：(红色)(蓝色)。下列关于的溶液，说法不正确的是 A．溶液 B．溶液pH随温度升高而减小 C．通入少量气体，电离平衡向逆方向移动 D．加水稀释过程中，逐渐变大 6．（24-25高二上·广东佛山·期末）25℃时，分别向盛有10 mL盐酸和10 mL醋酸的烧杯中加入蒸馏水进行稀释，两种溶液的电导率随加水体积的变化曲线如下图所示。下列说法正确的是 A．Ⅰ为盐酸的稀释曲线 B．醋酸在稀释过程中，的值变大 C．b、c点对应溶液消耗NaOH的量相同 D．水的电离程度c>b>a 7．（24-25高二上·山东青岛·期末）已知液氨中存在与水相似的电离平衡：。下，液氨中的平衡浓度为。下列说法正确的是 A．液氨中能发生反应： B．向液氨中加入氯化铵，电离平衡逆向移动，减小 C．增加，电离平衡正向移动，增大 D．仅改变温度，可以使液氨中 8．（25-26高二上·广东广州·月考）时，几种酸的电离平衡常数如下表所示，下列说法正确的是 酸 A．反应能够发生 B．常温下，将的醋酸溶液稀释至10倍后溶液 C．少量通入溶液中，反应的离子方程式为 D．常温下，等的醋酸和盐酸分别加等体积水稀释(如上图)，Ⅰ表示盐酸的稀释过程 9．（24-25高二下·浙江衢州·期末）血液中存在酸碱平衡，从而维持血液的pH基本不变，可表示如下： ①； ②； 血红蛋白分子（Hb）也有调节酸碱平衡的作用，可表示为： ③。 已知碳酸的，。下列说法不正确的是 A．若血液pH为7.4，则血液中浓度比大 B．当血液pH降低时，会促进人体更快更多地排出 C．随pH增大，先增大后减小 D．高氧环境中，血红蛋白与结合形成，促使释放 10．（24-25高一下·重庆·期末）在一定温度下，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。 下列说法不正确的是 A．a、b、c三点对应的溶液中， c(H⁺)最大的是b B．向b点对应的溶液中加少量固体(温度变化忽略不计)，可使体系中 增大 C．在b→c过程中， 减小 D．a、b、c三点溶液用1mol/LNaOH溶液中和， 消耗NaOH 溶液体积的大小关系为a=b=c 11．（24-25高一下·重庆·期末）在两个密闭的锥形瓶中，0.05g形状相同的镁条（过量）分别与的盐酸和醋酸反应，测得容器内压强随时间的变化曲线如图，下列说法正确的是 A．虚线代表的是盐酸与镁条反应时容器内压强随时间的变化曲线 B．溶液完全中和上述两种酸溶液，盐酸消耗NaOH溶液的体积更大 C．反应中醋酸的电离被促进，两种溶液最终产生的氢气总量基本相等 D．任意相同时间段内，盐酸与Mg反应的化学反应速率均快于醋酸与Mg反应的化学反应速率 12．（24-25高二下·湖南邵阳·期末）常温下水溶液体系中存在反应：，平衡常数为K。已知初始浓度，体系中所有含碳微粒摩尔分数随pH变化关系如图所示 [例如] 下列说法不正确的是 A．曲线III表示的变化情况 B．的电离平衡常数 C．时， D．时， 13．（24-25高二下·河北·期末）如图为室温下某二元碱溶液中的浓度（）对数随的变化关系。下列说法错误的是 A．该二元碱的浓度为 B．时， C．当时， D．时， 14．（24-25高二上·安徽合肥·期末）下列说法正确且能证明HCN是弱电解质的是 A．常温下，pH=4的溶液与pH=10的溶液等体积混合后溶液呈酸性 B．常温下，用溶液做导电性实验，灯泡很暗 C．等体积、等浓度的、溶液分别与足量反应，消耗的多 D．等体积、等浓度的、溶液稀释相同倍数，的大 15．（24-25高二下·安徽马鞍山·期末）常温下，用盐酸滴定溶液，所得溶液，和的分布分数[平衡时某含氮微粒的浓度占含氮微粒总浓度的分数，如的分布分数]与滴加盐酸体积的关系如图所示。下列叙述正确的是 A．曲线a代表 B．应选用酚酞作为指示剂 C．的电离常数的数量级为 D．点的横坐标小于 综合运用 16．（24-25高二上·湖南郴州·期末）常温下，的约为。在下列装置中存在不同的两种溶液，溶液中离子不能穿过隔膜，分子可以自由穿过隔膜(如图所示)。已知： 。当达到平衡时，下列叙述不正确的是 A．溶液Ⅰ中 B．溶液Ⅰ和Ⅱ中的相等 C．溶液Ⅱ中为 D．溶液Ⅰ和Ⅱ中 17．（24-25高二上·福建三明·期末）、为两种一元弱酸(酸性：)，室温下和两种溶液中，分布系数与pH的变化关系如下图所示。［比如：］ 下列说法正确的是 A．曲线Q表示与pH的变化关系 B．的电离常数的数量级为 C．若酸的初始浓度为，则a点对应的溶液中有 D．时，两种酸的电离度之比： 18．（24-25高一下·重庆·期末）弱电解质的电离平衡与生活、生产息息相关。下表是部分弱酸的电离平衡常数。 化学式 HClO 按要求回答问题： (1)已知硼酸在水中可产生，则在水中的电离方程式为 。 (2)常温下，稀溶液加水稀释过程中，下列数据变大的是______。 A． B． C． D． (3)下列不能说明HClO是弱电解质的是 （填字母）。 a．用等浓度的盐酸和HClO溶液做导电实验，后者灯泡很暗 b．次氯酸的稀溶液中HClO分子和离子共存 c．向次氯酸钙溶液中通入适量二氧化硫，产生白色沉淀 d．常温下，溶液的 (4)体积相同、相同的三种酸a．；b．HClO；c．HCl分别与1mol/L的NaOH溶液完全中和，消耗NaOH溶液的体积由大到小的排列顺序是（填字母） 。 (5)向NaClO溶液中通入少量，反应的离子方程式为 。 (6)反应达到平衡后，要使HClO浓度增加，最好加入 物质。（供选择的物质：NaOH固体、固体、、固体） (7)常温下，将的溶液与的NaOH溶液混合并保持恒温，欲使混合溶液的，则溶液与NaOH溶液的体积比为 。 19．（24-25高三上·山东泰安·期末）25℃时，三种酸的电离常数如下所示(单位略)： 化学式 CH3COOH H2CO3 HClO 电离常数 1.8×10-5 Ka1=4.3×10-7 Ka2=5.6×10-11 3.0×10-8 回答下列问题： (1)一般情况下，当温度升高时，Ka (填“增大”“减小”或“不变”)。 (2)下列四种离子结合质子能力由大到小的顺序是 (填标号)。 A．    B．ClO-    C．   D． (3)用蒸馏水稀释0.10 mol·L-1的醋酸溶液，下列各式表示的数值随水量的增加而增大的是___________(填标号)。 A． B． C． D． (4)体积均为10 mL、pH均为2的醋酸溶液与HX溶液分别加水稀释至1 000 mL，稀释过程中pH变化如图所示。则HX的电离常数 (填“大于”“等于”或“小于”，下同)醋酸的电离常数；稀释后，HX溶液中水电离出来的c水(H+) 醋酸溶液中水电离出来的c水(H+)。 20．（24-25高一下·内蒙古·期末）硫代硫酸钠()常作氰化物中毒的解毒剂及照相行业中的定影剂。某小组以硫酸厂排放的尾气为原料制备硫代硫酸钠，工艺流程如图所示。回答下列问题： 已知： ①制备原理：。 ②和的溶解度均随温度的升高显著增大，在48℃时开始分解。 ③产品在酸性条件下不稳定：。 ④碘量法测定样品纯度原理：。 (1)“碱吸”时，加入过量的NaOH溶液的目的是 。 (2)“趁热过滤”主要是除去 ，相比常温过滤，“趁热过滤”的优点是 。 (3)调节“溶液”pH时，若不小心加入了过量的稀硫酸，产生的后果是 。 (4)“系列操作”包括蒸发浓缩、 、过滤、洗涤、低温(<48℃)干燥，若干燥时温度过高，产生的后果是 。 (5)硫代硫酸钠在医疗领域常作氰化物中毒的解毒剂。已知和KCN反应生成两种正盐，将产物分两份：一份滴加溶液，溶液变红色；另一份滴加盐酸，将产生的气体通入品红溶液中，溶液褪色。和KCN反应的离子方程式为 。 (6)测定产品的纯度：取产品溶于蒸馏水配制成250mL溶液，取25.00mL配制的溶液于锥形瓶中，加入碘()水至恰好完全反应时消耗碘水，则该产品中的质量分数为 %。 思维拔高 21．（24-25高二上·湖南邵阳·期末）滴定实验是化学学科中最重要的定量实验之一、常见的滴定实验有酸碱中和滴定、氧化还原反应滴定、沉淀滴定等等。 I．用的溶液分别滴定的盐酸和醋酸溶液各20.00mL。滴定过程中溶液pH随NaOH溶液体积变化的两条滴定曲线如图所示。 (1)滴定醋酸的曲线是 (填“I”或“Ⅱ”)。 (2)和的关系： (填“>”、“=”或“<”)。 (3)用的NaOH溶液滴定醋酸溶液时。 ①配制100mL 0.1mol/L 的NaOH溶液使用到的玻璃仪器除了烧杯、量筒、玻璃棒外，还有 。 ②在上述实验过程中，出现下列操作(其他操作正确)会造成测定结果(待测液浓度值)偏低的有 (填序号)。 a．取醋酸的酸式滴定管，滴定前滴定管尖端有气泡，滴定后气泡消失 b．量取标准液的碱式滴定管未用标准液润洗 c．当滴定结束时，俯视碱式滴定管读数 d．锥形瓶用蒸馏水洗涤后，水未倒尽，仍残留一定量 Ⅱ、用氧化还原滴定方法测定粗品中的质量分数。 实验步骤：称取5g粗品配制250mL的溶液待用。用酸式滴定管取溶液于锥形瓶中，然后加入过量的KI溶液并酸化，加几滴淀粉溶液，立即用配制的Na2S2O3溶液滴定至终点(反应为)，消耗Na2S2O3溶液25.00mL。 (4)向K2Cr2O7溶液中加入过量的KI溶液并酸化，Cr2O被还原成Cr3+，写出该反应的离子方程式： 。 (5)用Na2S2O3溶液滴定至终点的现象为： 。 (6)粗品中的质量分数为 。 22．（24-25高一下·北京·期末）化学平衡常数在定性分析与定量分析中应用广泛。 (1)一定温度下，在密闭容器中反应：，测得如下数据。 0 10 20 30 0.50 0.22 0.11 0.11 0.50 0.22 0.11 0.11 0 0.56 0.78 0.78 ①内，平均反应速率 。 ②该温度下，的平衡转化率为 。 ③该温度下，当初始投入浓度为，，时，进行实验，反应进行的方向为 （填“正”或“逆”）反应方向。 (2)已知：时，的电离平衡常数。 物质 电离平衡常数 ①时，相同物质的量浓度的溶液，由大到小的顺序为 。 ②时，向溶液中加入至恰好完全反应，再向溶液中加入溶液，使溶液中，溶液中 。 ③写出与溶液反应的离子方程式 。 ④将足量通入溶液中，迅速反应得到无色溶液和白色沉淀（）。放置一段时间，有和生成。从反应速率和反应限度角度解释先产生白色沉淀，后生成和的原因可能是 。 23．（24-25高二下·广东·期末）在工业废酸回收处理过程中，同时涉及HCl的催化氧化和有机弱酸的相分配平衡。 Ⅰ．工业上采用催化氧化法处理HCl废气：  。将HCl和分别以不同起始流速通入反应器中，在360℃、400℃和440℃下反应，通过检测流出气成分绘制HCl转化率（α）曲线，如下图所示。已知：较低流速下转化率可近似为平衡转化率。 (1)已知该反应，则该反应在 （选填“高温”、“低温”或“任意条件”）下可自发反应。 (2) ℃（选填“360”、“400”或“440”）。 (3)下列措施可提高M点HCl转化率的是_______（填标号）。 A．增大HCl的流速 B．将温度升高40℃ C．增大 D．使用更高效的催化剂 (4)设N点的转化率为平衡转化率，则该温度下反应的平衡常数 （用平衡物质的量分数代替平衡浓度计算）。 Ⅱ．弱酸在有机相和水相中存在平衡：(环己烷)，平衡常数为。25℃时，向mL环己烷溶液中加入mL水进行萃取（忽略体积变化），用NaOH（s）或HCl（g）调节水溶液pH。测得水溶液中、、、环己烷中的浓度[]、水相萃取率随pH的变化关系如图。已知：在环己烷中不电离；曲线②代表水相萃取率。 (5)、、、的浓度分别为、、、mol/L，它们之间的关系式为： =0.1。 (6)从平衡移动的角度，解释水相萃取率随pH增大而升高的趋势： 。 (7)由pH=2的数据，可计算25℃时平衡常数 。 24．（25-26高二上·江苏苏州·期中）电解质在水溶液中存在多种行为。 (1)请回答下列有关溶液的问题： ①若时，溶液的，溶液中，则的溶液中水电离出的 。 ②在室温下，用蒸馏水稀释溶液时，下列选项呈减小趋势的是 。 A．水的电离程度                    B． C．溶液中和的乘积    D．溶液中的值 ③室温下，取的盐酸和溶液各，向其中分别加入适量的粒，反应过程中两溶液的变化如图所示： i．图中表示溶液变化曲线的是 (填“A”或“B”)。 ⅱ．设盐酸中加入的质量为，溶液中加入的质量为，则 (填“>”“<”或“=”)。 (2)磷能形成多种含氧酸。 ①次磷酸()是一种精细化工产品。向溶液中加入等物质的量浓度的溶液后，所得的溶液中只有、两种阴离子。写出少量溶液与足量溶液反应的化学方程式： 。 ②亚磷酸()是二元中强酸，时亚磷酸的电离常数为、。则亚磷酸溶液中 。 ③已知时，磷酸和氢氟酸的电离常数如下表所示。 物质 电离常数 ；； 写出足量溶液和少量溶液反应的离子方程式 。 (3)现有的氢氟酸溶液，调节溶液(忽略调节时体积变化)，实验测得时平衡体系中、与溶液的关系如图所示。 则时，的电离平衡常数 。 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 绝大多数金属氧化物：CuO、CaO、MgO、Na2O; 金属氢化物：NaH、CaH2 弱酸：HClO、HNO2 弱碱：NH3·H2O Cu(OH)2 水：H2O 少数盐：HgCl2、PbAc2 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电解质的强弱是由物质的内部结构决定的，与外界因素无关，判断电解质的强弱关键是看其在水溶液中是否完全电离，完全电离则是强电解质，部分电离则是弱电解质。 ③电解质的强弱与其溶解性无关。如BaSO4、CaCO3等虽难溶于水，但溶于水的部分却能完全电离，是强电解质。醋酸易溶于水，但不能完全电离，是弱电解质。 ④电解质的强弱与溶液的导电能力无必然联系。溶液的导电能力与溶液中自由移动的离子的浓度、离子所带电荷数有关。强电解质溶液的导电能力不一定强，如饱和BaSO4溶液中离子浓度很小，溶液导电能力很弱；弱电解质溶液的导电能力不一定弱，如较浓的CH3COOH溶液中离子浓度较大，溶液导电能力较强。 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 定 离子、分子的浓度保持一定 动 动态平衡，v电离 = v结合≠0 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。 电离平衡的特点 ①电离平衡可以类比化学平衡来理解与分析。 ②弱电解质的电离过程一般ΔS＞0,ΔH＞0(HF等除外)。 ③电解质在水中的电离，一般分为两个过程：一是电解质解离成离子的过程，二是离子与水分子的水合过程。解离过程(断键)一定是吸热的，而水合过程(成键)一定是放热的。绝大多数电解质电离时，水合过程放出的热量小于解离过程吸收的热量，故表现为吸热；极少数弱电解质如HF电离时，由于水合过程放出的热量大于解离过程吸收的热量，故表现为放热。 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 (1)一元弱酸(HA)和一元弱碱(BOH) 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＝ (2)多元弱酸和多元弱碱 多元弱酸的电离是分步进行的，每步均有电离常数，通常用Ka1、Ka2、Ka3等表示。如H2SO3是二元弱酸，发生分步电离：H2SO3H++HSO3-、HSO3-H++SO32-，则第一步和第二步电离常数分别为 Ka1=、Ka2= 多元弱碱的情况与多元弱酸类似。 ①在运用电离常数表达式进行计算时，表达式中各粒子浓度必须是平衡时的浓度。 ②多元弱酸各步电离常数大小关系为Ka1≫Ka2≫Ka3,因此多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。 ③多元弱酸的电离常数表达式不能合并书写，如将H2SO3的电离常数表达式写成是不正确的。 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 （1）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) 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。 （4）电离度和电离常数的关系α≈或K≈cα2。 6.一元强酸与一元弱酸的比较 酸溶液 浓度均为0.01mol· L-1的强酸HA溶液与弱酸HB溶液 c(H+)均为0.01mol· L-1的强酸HA溶液与弱酸HB溶液 pH或物质的量浓度 pHHA<pHHB C(HB)>c(HA)=0.01mol· L-1 与金属反应的初始速率 HA>HB HA=HB C(A-)与c(B-)大小 C(A-)>c(B-) C(A-)=c(B-) 溶液的导电性 HA>HB HA=HB 体积相同时与过量的碱反应消耗碱的量 HA=HB HA<HB 体积相同时与过量活泼金属反应产生H2的量 HA=HB HA<HB 分别加入固体NaA、NaB后溶液pH的变化(体积变化忽略不计) HA:不变 HB:变大 HA:不变 HB:变大 加水稀释至原体积的10倍后 HA溶液的pH变化程度大于HB溶液 升温或降温 HA溶液的pH变化程度小于HB溶液 重点三 水的电离与水的离子积常数 1.水的电离 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－。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。 特点： 2.水的离子积常数 ①Kw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。 ②Kw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。 ③Kw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.外界条件对水的电离平衡的影响 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 图像 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 从线的角度——温度关系和溶液酸碱性 ①T1、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。 ②ab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。 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 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。 后定量 ①pH＝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； ②pH＝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 pH计算公式：pH＝－lg_c(H＋)。 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 溶液酸碱性与pH关系的理解 ①当c(H+)或c(OH-)大于1 mol· L-1时，通常用c(H+)或c(OH-)直接表示溶液酸碱性；当c(H+)或c(OH-)小于或等于1mol·L-1时，通常用pH表示溶液酸碱性。因此，常温下，pH=0的溶液不是酸性最强的溶液，pH=14的溶液也不是碱性最强的溶液。 ②判断溶液的酸碱性不能根据c(H+)和c(OH-)绝对大小，而应比较二者相对大小(不受温度影响)。如：常温下，比较pH与7[或c(H+)与10-7mol·L-1]可判断溶液的酸碱性，但在不指明温度的情况下，pH=7[或c(H+)=10-7 mol·L-1]的溶液不一定呈中性。 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 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以下几点： 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pH的计算 溶液类型 相关计算 强酸（HnA）溶液 c(HnA) =c mol·L-1则c(H+) = nc mol·L-1，pH = -lg c(H+) = -lg nc 强碱[B(OH)m]溶液 c[B(OH)m]=c mol·L-1，则c(OH-) = mc mol·L-1， c(H+)=，pH = -lg c(H+) =14+lg mc 在计算多元强酸(碱)溶液的pH时，要正确把握其“元”、c(酸)[c(碱)]、c(H+)[c(OH-)]之间的关系。例如室温时，0.01mol· L-1稀硫酸的pH=-lg 0.02=2-lg2;pH=2的稀硫酸中c(H2SO4)=0.005 mol·L-1。 2.混合溶液pH的计算 设酸溶液中c(H+)或碱溶液中c(OH-)分别为c1、c2,溶液体积分别为V1、V2。 溶液类型 相关计算 两种强酸溶液混合 c(H+)= 两种强碱溶液混合 c(OH-)= 强酸、强碱混合 恰好完全反应 pH=7（25℃） 酸过量 c(H+)= 碱过量 c(OH-)= (1)上述表中计算时，忽略两溶液混合时体积的变化，即混合溶液的总体积等于两溶液的体积之和。 (2)两种强酸等体积混合时，若二者pH之差≥2,则pH混≈pH小+ 0.3;两种强碱等体积混合时，若二者pH之差≥2,则pH混≈pH大- 0.3。 例如，室温时，pH=3和pH=5的盐酸等体积混合，c(H+)=mol· L-1,此时pH≈-lg=3+lg2≈3+0.3=3.3 室温时，pH=10和pH=12的NaOH溶液等体积混合，pH≈-lg（2×10-12）=12-lg2≈12-0.3=11.7 3.酸、碱溶液稀释时pH的计算 溶液 酸溶液（pH=a） 碱溶液（pH=b） 弱酸 强酸 弱碱 强碱 稀释10n倍 a<pH<a+n,且pH<7 pH=a+n,且pH<7 b>pH>b-n,且pH>7 pH=b-7,且pH>7 无限稀释 此时考虑水的电离，pH只能接近7(略小于7) 此时考虑水的电离，pH只能接近7(略大于7) 7．酸(或碱)溶液稀释后pH的计算及大小比较 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 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 酸式滴定管、碱式滴定管、铁架台(带滴定管夹)、锥形瓶、大烧杯 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 3.中和滴定时，酸碱指示剂的用量及滴定终点颜色变化 滴定种类 选用的指示剂 滴定终点 指示剂用量 滴定终点判断标准 强酸滴定强碱 甲基橙 黄色→橙色 2~3滴 滴入最后半滴标准液，指示剂恰好变色且半分钟内不恢复原色，即认为达到滴定终点 酚酞 粉红色→无色 强酸滴定弱碱 甲基橙 黄色→橙色 强碱滴定强酸 甲基橙 红色→黄色 酚酞 无色→粉红色 强碱滴定弱酸 酚酞 无色→粉红色 ①中和滴定中，由于强酸(碱)与弱碱(酸)恰好完全反应时，生成的盐溶液呈酸(碱)性，为减小滴定误差，显碱性的选酚酞，显酸性的选甲基橙。 ②并不是所有的滴定都必须另加指示剂，一些有色的反应物溶液本身可作为指示剂，如氧化还原滴定中，用Na2SO3标准溶液滴定KMnO4溶液时，KMnO4溶液颜色褪去且半分钟内不恢复原色时即为滴定终点。 ③指示剂本身多为弱酸或弱碱，不宜多加。 4．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 5.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 6.滴定原理拓展应用 （1）氧化还原反应滴定原理应用 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。 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 指示剂 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 （2）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 （3）沉淀滴定原理及其应用 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。 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。 实例 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＋。 强弱电解质的证明与判断 【典例1】（24-25高二上·广东广州·期末）下列事实不能证明氢氰酸(HCN)是弱酸的是 A．常温下0.1的氢氰酸pH约为4 B．pH=2的HCN溶液稀释100倍，pH约为3.6 C．用一定浓度的HCN溶液做导电实验，灯泡较暗 D．少量NaCN固体可降低镁粉与稀硫酸的反应速率 【答案】C 【详解】A．0.1 mol/L的HCN溶液pH约为4，说明其未完全电离，能证明HCN是弱酸，A不符合题意； B．稀释后pH变化小于2个单位，说明HCN存在电离平衡，能证明其是弱酸，B不符合题意； C．导电性弱可能因溶液浓度低或电离度低，无法单独证明HCN是弱酸，C符合题意； D．加入NaCN降低反应速率，说明CN⁻与H+结合生成HCN，存在电离平衡，能证明HCN是弱酸，D不符合题意； 故选C。 【即时检测1-1】（24-25高二上·天津·期末）下列事实一定能说明亚硝酸（）是弱电解质的是 ①用溶液做导电性实验，灯泡很暗 ②常温下，溶液的 ③溶液与溶液恰好完全反应 ④常温下，溶液中存在的微粒有：、、、、 A．①④ B．①③ C．②③ D．②④ 【答案】D 【详解】①用浓度很稀的溶液做导电性实验，灯泡很暗，不能说明HNO2是弱电解质，①不符合题意； ②常温下，若HNO2是强电解质，应该完全电离，溶液的pH应该等于1，现在，说明HNO2是部分电离，属于弱电解质，②符合题意； ③NaOH是一元碱，溶液与溶液恰好完全反应说明HNO2是一元酸，不能说明是弱电解质，③不符合题意； ④常温下，溶液中存在的微粒有：、、、，说明HNO2的溶液中存在电解质分子和离子，属于部分电离，是弱电解质，④符合题意； 答案选D。 【即时检测1-2】（23-24高二下·上海·期末）下列能证明醋酸是弱酸的事实是 A．将等体积等浓度的醋酸溶液与氢氧化钡溶液混合后溶液呈碱性 B．室温下，醋酸溶液 C．向其中加入溶液有气泡产生 D．食醋有刺激性气味 【答案】B 【详解】A．等体积等浓度的醋酸溶液与氢氧化钡溶液混合反应得到醋酸钡和氢氧化钡的混合溶液，氢氧化钡电离出的氢氧根离子使溶液呈碱性，则混合后溶液呈碱性不能说明醋酸是弱酸，故A不符合题意； B．室温下0,1mol/L醋酸溶液的pH为3说明醋酸在溶液中部分电离出醋酸根离子和氢离子，证明醋酸是弱酸，故B正确； C．醋酸溶液能与碳酸钠溶液反应生成二氧化碳气体，说明醋酸的酸性强于碳酸，但不能证明醋酸是弱酸，故C不符合题意； D．食醋有刺激性气味说明醋酸具有挥发性，但不能证明醋酸是弱酸，故D不符合题意； 故选B。 电离平衡及其移动 【典例2】（24-25高一下·重庆·期末）在的溶液中存在如下电离平衡：。对于该平衡，下列叙述中正确的是 A．加入固体时，溶液中减小 B．加入少量的NaOH溶液，平衡向逆向移动 C．通入少量HCl气体，溶液中增大 D．降低温度，溶液中增大 【答案】A 【详解】A．加入NH4Cl固体，c(NH)增大，电离平衡逆向移动，但电离常数Kb不变。根据，比值，c(NH)增大导致该比值减小，A正确； B．加入pH=11的NaOH溶液（OH-浓度低于原溶液），混合后OH-浓度降低，平衡正向移动，而非逆向，B错误； C．通入HCl气体，H+与OH-反应，c(OH-)减少，同时NH3·H2O电离补充OH-，但总体c(OH-)仍减小，C错误； D．降低温度，电离平衡逆向移动（电离为吸热反应），c(NH)减少，D错误； 故答案选A。 【即时检测2-1】（23-24高二上·湖北·期末）液氨与纯水类似，也存在微弱的电离：，T℃时，液氨的离子积常数，若用定义pH的方式来规定，则下列叙述正确的是 A．其他条件不变，增加液氨的量，电离平衡正向移动 B．液氨达到电离平衡时 C．T℃时1L溶解有0.001molNH4Cl的液氨溶液，其pN=3 D．一定温度下，向液氨中加入氯化铵固体，电离平衡逆向移动，K值减小 【答案】C 【详解】A．其他条件不变，增加液氨的量，但不改变液氨的浓度，则电离平衡不发生移动，A不正确； B．从液氨的离子积常数看，液氨只有极少量发生电离，所以液氨达到电离平衡时，，B不正确； C．T℃时，1L溶解有0.001molNH4Cl的液氨溶液，c()=0.001mol/L，=3，C正确； D．平衡常数只受温度变化的影响，一定温度下，向液氨中加入氯化铵固体，虽然电离平衡逆向移动，但K值不变，D不正确； 故选C。 【即时检测2-2】（24-25高二上·海南海口·期末）已知：常温下，。在水中的电离方程式为。下列有关溶液的叙述正确的是 A．加水稀释，不断减小 B．通入气体，的电离平衡向左移动，升高 C．稍微加热， D．用氢氟酸替代盐酸测得中和反应的偏大 【答案】A 【详解】A．在水中的电离方程式为，加水稀释，溶液中c(H+)减小，电离平衡常数Ka= 不变，则不断减小，A正确； B．通入气体，溶液中c(H+)增大，的电离平衡向左移动，达到新的平衡后，c(H+)相比通入HCl气体前仍然增大，则降低，B错误； C．在水中的电离方程式为，为放热反应，稍微加热，平衡逆向移动，电离平衡常数Ka减小，则Ka=，C错误； D．HF为弱酸，电离过程中放热，总放热更多，用氢氟酸替代盐酸测得中和反应的偏小，D错误； 故选A。 电离常数的计算及应用 【典例3】（24-25高二下·湖北武汉·期末）氯在饮用水处理常做杀菌剂，且HClO的杀菌能力比强。25℃时，氯水体系中的Cl2(aq)、HClO和的分布系数δ随pH的关系如图。 已知：①； ②  。 下列叙述错误的是 A．曲线Ⅰ对应的粒子是Cl2(aq) B．用氯处理饮用水时，pH为4左右时的杀菌效果较好 C．   D．0.1molCl2溶于水中： 【答案】C 【分析】氯气溶于水中存在Cl2+H2OHCl+HClO，随着pH增大，Cl2逐渐减少，HClO先增大后减小，因此Ⅰ表示Cl2(aq)，Ⅱ表示HClO，Ⅲ表示ClO-，N点时，c(HClO)=c(ClO-)，可得次氯酸的Ka=10-7.5，据此分析； 【详解】A．根据上述分析，曲线Ⅰ对应的微粒是Cl2(aq)，故A说法正确； B．HClO具有强氧化性，c(HClO)越大，氧化性越强，杀菌效果越好，根据图像可知，pH为4左右时，HClO浓度最大，杀菌效果较好，故B说法正确； C．该反应的平衡常数表达式K2==K1·K(HClO)=10-3.4×10-7.5=10-10.9，故C说法错误； D．根据原子守恒，氯水中存在4种含氯粒子：n(HClO)+n(ClO-)+2n(Cl2)+n(Cl-)=0.2mol，故D说法正确； 答案为C。 【即时检测3-1】（24-25高二上·四川成都·期末）某小组研究体系，绘制图如下所示，[A]表示微粒A的平衡浓度，其中表示、或者，b、c是曲线交点。下列叙述错误的是 A．曲线Ⅰ表示关系 B．的数量级为 C．交点b符合 D．交点c符合 【答案】C 【分析】的电离平衡常数Ka1(H2X)=，，Ka2(H2X)=，，且Ka1> Ka2，当pH相等时，，即，则纵坐标数值大的表示曲线与pH值的关系，即图中曲线Ⅰ表示与pH的变化关系，曲线Ⅱ表示与pH的变化关系，曲线Ⅲ表示与pH的变化关系，根据c点计算Ka2(H2X)==10-4.2，以此分析该题。 【详解】：A．由上述分析可知，图中曲线Ⅰ表示与pH的变化关系，A正确； B．根据c点计算Ka2(H2X)==10-4.2，数量级为，B正确； C．交点b表示=，即，C错误； D．当pH等于4.2时(c点)，=0，即，>0，即，交点c符合，D正确； 故选C。 【即时检测3-2】（24-25高二上·内蒙古包头·期末）常温下，药物乙酰水杨酸(用HA表示，，且含A粒子为药物有效部分)在胃内吸收模式如图(只有HA可自由穿过胃粘膜进入血液)，若不考虑溶液体积的变化，下列说法错误的是 A．酸性强的食物有利于药物吸收 B．HA在血液中电离度小于胃中 C．在胃中， D．血液与胃中药量之比约为 【答案】B 【详解】A．HA的电离方程式为HAH++A-，酸性增强，平衡逆向移动，有利于药物吸收，A正确； B．HA的电离方程式为HAH++A-，血液中pH=7.4，呈弱碱性，促进HA电离，胃中pH=1.0，呈酸性，抑制HA的电离，血液中HA的电离程度比胃中大，B错误； C．，胃中pH=1.0，c(H+)=1×10-1.0mol/L，则胃中，C正确； D．血液中存在，则血液中药物有效部分以A-为主，HA可以忽略不计；胃中存在，则血液中药物有效部分以HA为主，A-可以忽略不计；血液中HA浓度由胃中扩散平衡决定，故血液中和胃中近似相等，则 ，D正确； 故选B。 与水的电离平衡有关的图像分析 【典例4】（24-25高二上·广东中山·期末）不同温度下，水溶液中H+和OH-的浓度变化曲线如图所示。下列说法错误的是 A．T＞25℃ B．A点和B点溶液均呈中性 C．25℃时，加入NaHSO4固体，Kw增大 D．25℃时，通入HCl气体，可使溶液由A点变到D点 【答案】C 【分析】水的电离为吸热反应，温度升高会促进水的电离，导致水电离产生c(H+)、c(OH-)增大。由图可知：在温度为T℃时，Kw=c(H+)·c(OH-)=10-6×10-6=10-12＞10-14，所以温度：T＞25℃，酸或碱会抑制水的电离，盐的水解会促进水的电离，据此进行解答。 【详解】A．由于在温度为T℃时，Kw=c(H+)·c(OH-)=10-6×10-6=10-12＞10-14，所以温度T＞25℃， A正确； B．A点和B点的c(H+)=c(OH-)，所以A点和B点溶液均呈中性，B正确； C．水的离子积常数Kw只与温度有关，与加入的物质无关，故25℃时，加入NaHSO4固体，Kw不变，C错误； D．25℃时，通入HCl气体，会增大溶液中氢离子浓度，溶液酸性增强，因此可使溶液由A点变到D点，D正确； 故合理选项是C。 【即时检测4-1】（23-24高二上·浙江丽水·期末）不同温度下，水溶液中c(H+)与c(OH-)的关系如图所示。下列说法正确的是 A．若从a点到d点，可采用在水中加入碱的方法 B．b点对应的醋酸溶液中，由水电离出的c(H+)=1×10−6mol•L-1 C．d点对应的水溶液中，可能有NH、Fe3+、NO大量存在 D．T℃时，0.05mol•L−1Ba(OH)2溶液的pH=11 【答案】D 【详解】A．a、d两点温度不同不同，在水中加入碱的方法不能从a点到d点，A错误； B．b点对应的溶液，、，醋酸抑制水电离，b点对应的醋酸中由水电离出的， B错误； C． d点溶液中，溶液呈碱性含有大量的，与NH、Fe3+均不能大量共存，C错误； D．T℃时，c点溶液中，，溶液中，，pH=11， D正确； 故选D。 【即时检测4-2】（23-24高二上·福建·期末）在不同温度下的水溶液中离子浓度曲线如图所示，下列说法一定正确的是 A．在c点溶液中加NH4Cl固体，可实现c点向d点移动 B．a点和c点均为纯水 C．b点由水电离出的c(H+)水=1×10-8mol·L-1 D．25℃时，若a点为将1LpH=m的稀硝酸与10LpH=n的KOH混合后所得的溶液，可推出m+n=13 【答案】D 【详解】A．在c点溶液中加NH4Cl固体，水的电离被促进，c(H+)增大，c(OH-)减小，不可能实现c点向d点移动，故A错误； B．a点和c点溶液中氢离子浓度和氢氧根离子浓度相等，溶液显中性，但是不一定为纯水，可能为中性的盐溶液，如氯化钠溶液，故B错误； C．b点溶液中，c(H+)=1×10-6mol·L-1，c(OH-)=1×10-8mol·L-1，溶液显酸性，若溶液为酸溶液，则水的电离被抑制，由水电离出的c(H+)水=1×10-8mol·L-1，若溶液为NH4Cl溶液，则水的电离被促进，由水电离出的c(H+)水=1×10-6mol·L-1，故C错误； D．25℃时，若a点为将1LpH=m的稀硝酸与10LpH=n的KOH混合后所得的溶液，a点溶液显中性，则有，则可推出m+n=13，故D正确； 故选D。 溶液酸碱性的判断及pH的计算 【典例5】（24-25高二上·安徽芜湖·期末）常温下，已知。下列溶液等体积混合后，所得溶液中水的电离程度最小的是 A．pH=3的醋酸和pH=11的氨水 B．pH=2的醋酸和pH=12的NaOH溶液 C．0.02 mol·L-1的盐酸和0.02 mol·L-1的NaOH溶液 D．0.02 mol·L-1的醋酸和0.02 mol·L-1的NaOH溶液 【答案】B 【详解】A．pH=3的醋酸和pH=11的氨水等体积混合后生成醋酸铵（弱酸弱碱盐），水解促进水的电离，水的电离程度较大，A不符合题意； B．pH=2的醋酸（浓度远高于0.01mol/L）和pH=12的NaOH（浓度0.01mol/L）等体积混合后，醋酸过量，溶液呈酸性，抑制水的电离，水的电离程度最小，B符合题意； C．0.02mol/L盐酸和0.02mol/L NaOH等体积混合后溶液呈中性，水的电离程度与纯水相近，C不符合题意； D．0.02mol/L醋酸和0.02mol/L NaOH等体积混合后生成醋酸钠（强碱弱酸盐），水解促进水的电离，水的电离程度较大，D不符合题意； 综上所述，B项水的电离程度最小，选B。 【即时检测5-1】（24-25高二下·云南昭通·期末）在常温下，有关下列4种溶液的叙述中，正确的是 编号 ① ② ③ ④ 溶液 氨水 NaOH溶液 醋酸 盐酸 pH 11 11 3 3 A．在溶液①和②中分别加入适量的氯化铵晶体后，两溶液的pH均增大 B．分别取1mL四种溶液稀释到10mL，稀释后溶液的pH：①>②>④>③ C．将aL溶液④与bL溶液②混合后，所得溶液的，则 D．将溶液②、③等体积混合，所得溶液有： 【答案】B 【详解】A．氨水中NH3·H2O发生电离产生和，加入适量的氯化铵晶体后，浓度增大，电离平衡逆向移动，浓度减小，pH 减小；NaOH 溶液中加入适量的氯化铵晶体后，和结合生成NH3·H2O，浓度减小，pH 减小，A错误。 B．四种溶液分别加水稀释10 倍，NaOH溶液和 HCl都是强电解质，所以 pH 变化最大的是②和④，稀释后溶液的pH:①>②>④>③，B正确。 C．pH=11的NaOH溶液浓度为0.001mol/L，pH=3的盐酸浓度为0.001mol/L，将aL溶液④与bL溶液②混合后，所得溶液的 pH=10，需满足，解得a:b=9:11，C错误。 D．醋酸为弱酸，所以 pH=3的醋酸浓度远大于10-3mol，而NaOH为强碱，pH=11的 NaOH 浓度为10-3mol，二者等体积混合酸过量，溶液呈酸性，则，根据电荷守恒可知: ，D错误。 故选B。 【即时检测5-2】（24-25高三上·甘肃白银·期末）常温下，几种弱酸的电离平衡常数如下表所示： 化学式 HF HClO 电离平衡常数 、 已知：。 下列说法正确的是 A．酸性强弱顺序是 B．物质的量浓度均为的NaF溶液和NaClO溶液，pH大小： C．常温下，物质的量浓度为的HClO溶液的pH约为4.7 D．溶液和NaClO溶液反应的离子方程式为 【答案】C 【详解】A．酸性强弱由K值决定，K越大，酸性越强。因此实际顺序为：HF>H2S>HClO，A错误； B．酸性越弱（K越小），其盐的水解能力越强，溶液碱性越强（pH越大）。HF的K大于HClO的，因此ClO−的水解能力比F−强，NaClO溶液的pH更大，B错误； C．弱酸pH的计算公式：pH=(pKa−lgc)==4.7，C正确； D．ClO−的强氧化性会进一步氧化HS−或H2S，题目给出的方程式未体现氧化还原过程，D错误； 故选C。 酸碱中和滴定及其他滴定的应用 【典例6】（24-25高二上·湖北武汉·期末）现用中和滴定法测定某盐酸的浓度，某学生的操作步骤如下： A．取NaOH标准溶液注入碱式滴定管中至“0”刻度以上2~3mL B．用标准溶液润洗滴定管2～3次 C．把锥形瓶放在滴定管的下面，用标准NaOH溶液滴定至终点并记下滴定管液面的刻度。 D．移取25.00mL待测盐酸溶液注入到洁净的锥形瓶中，并加入2~3滴酚酞溶液 E．调节液面至“0”或“0”以下刻度，记下读数 F．把盛有标准溶液的碱式滴定管固定好，调节滴定管使尖嘴部分充满溶液 有关数据记录如表： 滴定序号 待测液体积/mL NaOH标准液 滴定前的刻度/mL 滴定后的刻度/mL 体积/mL 1 25.00 2 25.00 1.50 31.50 30.00 3 25.00 5.00 31.34 26.34 (1)正确的操作顺序是 (填字母标号)。用碱式滴定管盛装0.2500mol/L的氢氧化钠标准液。排出碱式滴定管中气泡的方法应采用如图1操作中的 (填代号)。 (2)第一次滴定前后，50mL滴定管中液面的位置如图2，该次滴定所用氢氧化钠标准液的体积为 mL。 (3)实验中判断滴定终点的现象是 。 (4)根据所给数据，该盐酸的物质的量浓度为 mol/L。 (5)出现了以下操作(其他操作正确)，会造成测定结果(待测液浓度)偏高的有 (填标号)。 A．量取标准液的碱式滴定管未润洗 B．锥形瓶水洗后直接装待测液 C．酸式滴定管水洗后未用待测稀盐酸润洗 D．滴定到达终点时，俯视滴定管读数 E．滴定前碱式滴定管尖嘴部分有气泡，滴定后气泡消失 【答案】(1) BAFEDC 丙 (2)26.30 (3)当滴入最后半滴氢氧化钠溶液时，溶液由无色变为浅红色，且半分钟内不褪色 (4)0.2632 (5)AE 【分析】中和滴定的操作步骤为：选择滴定管、洗涤、装液、使尖嘴处充满溶液（排气泡）、固定在铁架台上、调解液面记下读数、取待测液于锥形瓶中、加入指示剂进行滴定。 【详解】（1）根据分析，正确的操作顺序是B、A、F、E、D、C； 排出碱式滴定管中气泡操作为：将碱式滴定管管体竖直，左手拇指捏住玻璃珠，使橡胶管弯曲，管尖斜向上约45°，挤压玻璃珠处胶管，使溶液冲出，以排除气泡，操作如丙； （2）滴定前，读出示数为0.60mL，滴定后，读出示数为26.90mL，则该次滴定所用氢氧化钠标准液的体积为26.30mL； （3）实验中用酚酞做指示剂，判断滴定终点的现象是：当滴入最后半滴氢氧化钠溶液时，溶液由无色变为浅红色，且半分钟内不褪色； （4）三次滴定消耗氢氧化钠标准液的体积分别为：26.30mL、30.00mL、26.34mL，舍弃第二组数据，则平均消耗氢氧化钠溶液的体积为：26.32mL，根据反应比例关系，； （5）A．量取标准液的碱式滴定管未润洗，则标准液的浓度偏小，造成V(标准)偏大，根据公式：，待测液浓度偏高，A符合题意；B．锥形瓶水洗后直接装待测液，待测液的物质的量不变，对滴定结果没有影响，B不符合题意；C．酸式滴定管水洗后未用待测稀盐酸润洗，则待测液的浓度偏小，造成V(标准)偏小，根据公式：，待测液浓度偏低，C不符合题意；D．滴定到达终点时，俯视滴定管读数，造成V(标准)偏小，根据公式：，待测液浓度偏低，D不符合题意；E．滴定前碱式滴定管尖嘴部分有气泡，滴定后气泡消失，造成V(标准)偏大，根据公式：，待测液浓度偏高，E符合题意。 【即时检测6-1】（24-25高二上·广东佛山·期末）某小组通过标准酸性溶液滴定草酸钠()待测液过程中氧化还原电势(ORP)的变化，间接测定的浓度，变化曲线如下图(已知ORP值越大，溶液氧化性越强)。下列说法正确的是 A．标准溶液应装在碱式滴定管中 B．用待测液润洗锥形瓶，可减小实验误差 C．滴定过程不需加入指示剂，a点为滴定反应的终点 D．滴定反应为 【答案】C 【详解】A．标准溶液具有强氧化性，会腐蚀碱式滴定管的橡胶管，所以应装在酸式滴定管中，A错误； B．锥形瓶不能用待测液润洗，若用待测液润洗锥形瓶，会使锥形瓶中待测液的物质的量偏多，导致测定结果偏高，增大实验误差，B错误； C．溶液本身有颜色，在滴定过程中，当反应完全后，再滴入半滴溶液，溶液会显浅紫红色，且半分钟内不褪色，即可判断达到滴定终点，所以滴定过程不需加入指示剂；根据已知可知，a点ORP突然增大，说明反应达到终点，C正确； D．标准酸性溶液滴定，离子方程式为：，D错误； 故选C。 【即时检测6-2】（24-25高一上·上海杨浦·期末）高分子树脂吸附法是工业提取碘的方法之一，其流程如图： 已知：pH=2~3时，NaNO2只能将I⁻氧化为I2，同时生成NO气体； (1)步骤④“洗脱”反应的离子方程式为 。 (2)经步骤①和④所得溶液中的c(I⁻)① ④。(选填“＞”、“＜”“=”) (3)步骤⑤“氧化”没有选择氯气，而是选择了价格较高的NaNO2，原因是 。 (4)高分子树脂上吸附的I2还能用浓Na2CO3溶液洗脱，请补全并配平下列离子方程式并用单线桥法标出电子转移方向和数目 。 I2+ = + I-+ CO2↑ (5)为测定卤水中I-的浓度，取20.00mL 上述含卤水，加稀H2SO4和足量KIO3，使I-和完全反应(5I-++6H+=3I2+3H2O)。再以淀粉为指示剂，用1.800×10-3mol·L-1的Na2S2O3溶液滴定(I2+=2I-+)，当I2恰好完全反应时，用去Na2S2O3溶液20.00 mL。 ①判断用Na2S2O3溶液滴定恰好完全反应的现象是 。 ②计算卤水中I-的浓度 。 【答案】(1)I2++H2O= 2I-++2H+ (2)＜ (3)氯气氧化性较强，可能会把碘离子过度氧化成高价态 (4) (5) 滴入最后半滴，溶液蓝色褪去，30s不变色 (蓝色变为无色) 1.500×10-3 mol·L-1 【分析】卤水中加入H2SO4进行酸化，调节pH=2~3；通入Cl2氧化，将I-转化为I2；加入高分子树脂吸附I2；再用Na2SO3进行洗脱，将I2还原为I-；加入NaNO2进行氧化，将I-氧化为I2，离子分离得到粗碘。 【详解】（1）步骤④“洗脱”时，用Na2SO3将I2还原为I-，依据得失电子守恒、电荷守恒和质量守恒，可得出发生反应的离子方程式为I2++H2O= 2I-++2H+。 （2）经步骤①和④，将I-进行富集，所得溶液中的c(I⁻)①＜④。 （3）Cl2具有强氧化性，不仅能将I-氧化为I2，还能将I2氧化为更高价态的含碘酸根离子，而NaNO2只能将I-氧化为I2，则步骤⑤“氧化”没有选择氯气，而是选择了价格较高的NaNO2，原因是：氯气氧化性较强，可能会把碘离子过度氧化成高价态。 （4） 高分子树脂上吸附的I2还能用浓Na2CO3溶液洗脱，依据得失电子守恒、电荷守恒和质量守恒，可得出反应的离子方程式为3I2+3=1+5I-+3CO2↑。在反应为I2既作氧化剂又作还原剂，电子转移的数目为5e-，则用单线桥法标出电子转移方向和数目为。 （5）①滴加Na2S2O3溶液前，溶液呈蓝色，滴定完成后溶液呈无色，则滴定恰好完全反应的现象是：滴入最后半滴，溶液蓝色褪去，30s不变色 (蓝色变为无色)。 ②由反应方程式可建立关系式：5I-——3I2——6，n(Na2S2O3)=1.800×10-3mol·L-1×0.0200L=3.600×10-5mol，n(I-)=×3.600×10-5mol=3.000×10-5mol，则卤水中I-的浓度为=1.500×10-3 mol·L-1。 【点睛】在描述滴定终点时，一定要强调“30s内不变色”。 夯实基础 1．（24-25高二上·福建龙岩·期末）常温下，体积相同的NaOH和两种溶液中，若，下列叙述错误的是 A．两种溶液中水的电离程度不同 B．两种溶液的pH相等 C．与HCl完全中和时，所消耗的HCl多 D．分别用水稀释相同倍数后， 【答案】A 【分析】NaOH是强电解质，在溶液中完全电离，NH3·H2O是弱电解质，在溶液中部分电离。在其他条件相同时，溶液中水的电离程度及其pH值都和[OH-]（或[H+]）有关。若c(Na+) = c()，则因为两溶液体积相同且NH3·H2O是部分电离，所以，NH3·H2O的物质的量要更大。稀释会促进弱电解质的电离。 【详解】A．两种溶液中[OH-]相等，均为c，因此[H+]相同，水的电离程度相同，A错误； B．两种溶液中[OH-]相等，均为c，因此pH相等，B正确； C．NaOH总物质的量为cV，NH3·H2O总浓度大于c，总物质的量大于cV，完全中和时消耗HCl更多，C正确； D．稀释相同倍数后，n(Na+)保持cV不变，而NH3·H2O溶液中的电离度增大，n()增大至大于cV，故n(Na⁺) < n()，D正确； 故答案选A。 2．（24-25高二上·吉林松原·期末）常温下，下列说法正确的是 A．、、、在的溶液中能够大量共存 B．将的醋酸溶液加水稀释到原体积的100倍后，溶液的 C．0.1mol·L-1的盐酸中由水电离的与之比为 D．可用干燥的pH试纸测定的次氯酸溶液的pH 【答案】A 【详解】A．的溶液为强酸性溶液，、、、、之间均不反应，可以大量共存，A正确； B．将的醋酸溶液加水稀释到原体积的100倍后，因醋酸的电离平衡正向移动，使得mol·L-1，溶液的，B错误； C．同一溶液中水电离的与相等，C错误； D．次氯酸溶液具有漂白性，会影响pH试纸的颜色变化，不能用pH试纸测定次氯酸溶液的pH，D错误； 故选A。 3．（24-25高二上·贵州贵阳·期末）某温度下，将pH和体积均相同的两种弱酸(HA和HB)溶液分别加水稀释，pH随加水体积的变化如图所示。下列叙述正确的是 A． B．稀释前溶液的浓度： C．从b点到d点，逐渐减小 D．溶液中水的电离程度：d点点 【答案】A 【分析】相同体积、相同pH的两种酸稀释相同倍数后，相对较强的酸pH变化较大，则HA酸性强于HB。起始时pH相同，则HB的浓度比HA大。 【详解】A．由分析可知，HA的酸性强于HB，则Ka(HA)>Ka(HB)，A正确； B．HA酸性强于HB，起始时pH相同，则HB的浓度比HA大，B错误； C．从b点到d点，溶液的温度不变，故KW不变，C错误； D．溶液中d点的pH小于e点，表明d点时溶液中HB电离产生的c(H+)大，则对水电离的抑制作用大，所以水的电离程度：d点＜e点，D错误； 故选A。 4．（24-25高一下·江苏南京·期末）部分弱电解质的电离常数如表所示，下列说法中正确的是 弱电解质 HCOOH HCN H2CO3 电离常数(25 ℃) Ka=1.8×10-4 Ka=6.2×10-10 Ka1=4.5×10-7 Ka2=4.7×10-11 A．25 ℃时，反应HCOOH＋CN-⇌HCN＋HCOO-的化学平衡常数K=2.9×105 B．中和等体积、等浓度的HCOOH和HCN，消耗NaOH的量前者小于后者 C．结合H＋的能力：＜CN-＜＜HCOO- D．2CN-＋H2O＋CO2=2HCN＋ 【答案】A 【详解】A．根据表格中电离常数的数据，反应HCOOH+CN⁻⇌HCN+HCOO⁻的平衡常数，A正确； B．等体积、等浓度的HCOOH和HCN溶液，溶质物质的量相同，则中和所需NaOH的量相等，B错误； C．酸的电离常数Ka越小，酸性越弱，其对应酸根离子结合H⁺能力越强，故结合H＋的能力：>CN->>HCOO-，C错误； D．根据表格中电离常数的数据，酸性：H2CO3>HCN>，则反应生成，离子方程式为CN-＋H2O＋CO2=HCN＋，D错误； 答案选A。 5．（24-25高二上·广东广州·期末）石蕊(用表示)是一种有机弱酸，在水中发生电离：(红色)(蓝色)。下列关于的溶液，说法不正确的是 A．溶液 B．溶液pH随温度升高而减小 C．通入少量气体，电离平衡向逆方向移动 D．加水稀释过程中，逐渐变大 【答案】A 【详解】A．HIn是弱酸，不能完全电离，0.01mol/L溶液的pH应大于2，A项错误； B．升温促进弱酸电离，H+浓度增大，pH减小，B项正确； C．通入HCl增加H+浓度，平衡逆向移动，C项正确； D．温度不变，则K不变，稀释时电离度增大，但H+浓度降低，根据可知，的浓度比值增大，D项正确； 答案选A。 6．（24-25高二上·广东佛山·期末）25℃时，分别向盛有10 mL盐酸和10 mL醋酸的烧杯中加入蒸馏水进行稀释，两种溶液的电导率随加水体积的变化曲线如下图所示。下列说法正确的是 A．Ⅰ为盐酸的稀释曲线 B．醋酸在稀释过程中，的值变大 C．b、c点对应溶液消耗NaOH的量相同 D．水的电离程度c>b>a 【答案】D 【分析】盐酸是强酸，完全电离，醋酸是弱酸，部分电离。相同温度下，相同值的盐酸和醋酸溶液，醋酸浓度较大；溶液稀释时，醋酸进一步电离，其溶液中离子浓度大于盐酸的离子浓度，故I应为醋酸稀释时的导电能力变化曲线，II应为盐酸稀释时的导电能力变化曲线。 【详解】A．根据分析可知，II应为盐酸稀释时的导电能力变化曲线，A错误； B．醋酸的电离常数表达式为：，随着稀释的进行，氢离子浓度减小，而电离平衡常数不变，故减小，B错误； C．根据分析可知，起始时，b、c加入的水相同，溶液体积相同，醋酸中所含有的氢离子多，所以醋酸消耗的氢氧化钠较多，C错误； D．酸溶液中氢离子浓度越大，对水的电离抑制越强，水的电离程度越小。电导率与氢离子正相关：a点（未稀释醋酸）电导率最大， 最大，水的电离程度最小；b点（稀释后醋酸）电导率低于c点（稀释后盐酸），说明，则水的电离程度。因此，水的电离程度：，D正确； 故选D。 7．（24-25高二上·山东青岛·期末）已知液氨中存在与水相似的电离平衡：。下，液氨中的平衡浓度为。下列说法正确的是 A．液氨中能发生反应： B．向液氨中加入氯化铵，电离平衡逆向移动，减小 C．增加，电离平衡正向移动，增大 D．仅改变温度，可以使液氨中 【答案】A 【详解】A．KNH2提供，NH4Cl提供，两者在液氨中反应生成KCl和NH3，符合酸碱中和规律，反应式正确，A正确； B．加入NH4Cl会增加浓度，根据勒夏特列原理，平衡逆向移动，但总浓度仍会因外加而增大，而非减小，B错误； C．液氨为溶剂，其浓度视为常数，增加NH3的量不会改变其浓度，因此电离平衡不移动，c()不变，C错误； D．电离反应中和的浓度始终相等(1:1生成)，仅改变温度无法使两者浓度不等，D错误； 故答案为：A。 8．（25-26高二上·广东广州·月考）时，几种酸的电离平衡常数如下表所示，下列说法正确的是 酸 A．反应能够发生 B．常温下，将的醋酸溶液稀释至10倍后溶液 C．少量通入溶液中，反应的离子方程式为 D．常温下，等的醋酸和盐酸分别加等体积水稀释(如上图)，Ⅰ表示盐酸的稀释过程 【答案】D 【详解】A．电离平衡常数越大，酸性越强，的酸性比强，根据强酸制弱酸的原理，不能与发生复分解反应，该反应不能发生， A错误； B．是弱酸，将的醋酸溶液稀释至10倍后，促进醋酸的电离，溶液的pH为：，B错误； C．根据酸性强弱：>>，少量通入溶液中，应生成和，而不是，反应的离子方程式为， C错误； D．盐酸是强酸，完全电离，醋酸是弱酸，部分电离，在稀释过程中，盐酸中浓度降低，变化较大；醋酸中，稀释会促进电离，浓度降低幅度小于盐酸，变化较小；根据图像，曲线I的变化较大，对应盐酸，曲线Ⅱ的变化较小，对应醋酸， D正确； 故答案选D。 9．（24-25高二下·浙江衢州·期末）血液中存在酸碱平衡，从而维持血液的pH基本不变，可表示如下： ①； ②； 血红蛋白分子（Hb）也有调节酸碱平衡的作用，可表示为： ③。 已知碳酸的，。下列说法不正确的是 A．若血液pH为7.4，则血液中浓度比大 B．当血液pH降低时，会促进人体更快更多地排出 C．随pH增大，先增大后减小 D．高氧环境中，血红蛋白与结合形成，促使释放 【答案】C 【详解】A．由题知Ka1==4.5×10-7，当pH=7.4时，c(H+)=1×10-7.4，则c()/c(H2CO3)=4.5×100.4>1，说明浓度更大，A正确； B．pH降低（酸性增强）时，H+增加会通过反应①和②促进CO2生成，身体通过加快呼吸排出CO2以缓解酸中毒，B正确； C．Ka1=，Ka2=，故原式可化简为Ka1/Ka2≈9574，为常数，与pH无关，因此比值不随pH变化，C错误； D．高氧环境中，反应③向右移动，HbO2生成并释放H+，D正确； 故选C。 10．（24-25高一下·重庆·期末）在一定温度下，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。 下列说法不正确的是 A．a、b、c三点对应的溶液中， c(H⁺)最大的是b B．向b点对应的溶液中加少量固体(温度变化忽略不计)，可使体系中 增大 C．在b→c过程中， 减小 D．a、b、c三点溶液用1mol/LNaOH溶液中和， 消耗NaOH 溶液体积的大小关系为a=b=c 【答案】C 【详解】A．醋酸溶液的导电能力强弱与溶液中c(H+)和c(CH3COO-)正相关，b点导电能力最强，则b点c(H⁺)最大，A项正确； B．醋酸溶液中存在，向溶液中加入固体，H+被消耗，c(H⁺)减小，平衡正向移动，增大，B项正确； C．在b→c过程中，c(H⁺)减小，电离平衡常数为定值， 则=，c(H⁺)减小，增大，C项错误； D．由稀释定律可知，醋酸溶液加水稀释时，溶液中醋酸的物质的量不变，中和能力不变，所以a、b、c三点溶液用等浓度的氢氧化钠溶液中和时，消耗氢氧化钠溶液的体积相同，D项正确； 答案选C。 11．（24-25高一下·重庆·期末）在两个密闭的锥形瓶中，0.05g形状相同的镁条（过量）分别与的盐酸和醋酸反应，测得容器内压强随时间的变化曲线如图，下列说法正确的是 A．虚线代表的是盐酸与镁条反应时容器内压强随时间的变化曲线 B．溶液完全中和上述两种酸溶液，盐酸消耗NaOH溶液的体积更大 C．反应中醋酸的电离被促进，两种溶液最终产生的氢气总量基本相等 D．任意相同时间段内，盐酸与Mg反应的化学反应速率均快于醋酸与Mg反应的化学反应速率 【答案】C 【详解】A．盐酸和醋酸浓度和体积相同，因为醋酸为弱酸不完全电离，溶液中氢离子浓度小于盐酸，与镁反应时生成气体速率较慢，故初始时压强增大的速率慢于盐酸，因此实线表示盐酸与镁条反应时容器内压强随时间的变化曲线，A错误； B．两种酸都是一元酸且物质的量相同，1mol/LNaOH溶液完全中和上述两种酸溶液，消耗的NaOH溶液的体积一样大，B错误； C．醋酸中存在电离平衡，电离出的H+和镁条不断反应，促进醋酸的电离平衡正向进行，由于醋酸和盐酸的浓度体积均相同，两份溶液最终产生的氢气总量基本相等，C正确； D．通过比较图中曲线的斜率来比较两种酸与Mg反应的速率，从图中可知，100s后的一段时间内，醋酸曲线的斜率大于盐酸，说明此时醋酸与Mg反应的速率大于盐酸与Mg反应的速率，D错误； 故选C。 12．（24-25高二下·湖南邵阳·期末）常温下水溶液体系中存在反应：，平衡常数为K。已知初始浓度，体系中所有含碳微粒摩尔分数随pH变化关系如图所示 [例如] 下列说法不正确的是 A．曲线III表示的变化情况 B．的电离平衡常数 C．时， D．时， 【答案】C 【分析】随着pH的增大，c(H+)减小，平衡正向移动，c(CH3COOH)减小、c(CH3COO-)增大，即CH3COOH的摩尔分数减小，CH3COO-的摩尔分数增大，同时，平衡正向移动，的摩尔分数增大，但当pH增大到一定程度时，部分Ag+转化为沉淀，平衡移动，的摩尔分数减小，CH3COO-的摩尔分数增大，故曲线Ⅰ代表CH3COOH的摩尔分数变化，曲线Ⅱ代表CH3COO-的摩尔分数变化，曲线Ⅲ代表的摩尔分数变化，据此分析解题。 【详解】A．根据分析，曲线Ⅲ表示的变化情况，故A正确； B．由图可知，当相等时(曲线Ⅰ和曲线Ⅱ的交点)，溶液的，则的电离平衡常数，故B正确； C．时，，根据的电离平衡常数知，，的平衡常数，则，由图可知时，，代入整理得，故C错误； D．时，根据原子守恒，溶液中，所以，故D正确； 故选C。 13．（24-25高二下·河北·期末）如图为室温下某二元碱溶液中的浓度（）对数随的变化关系。下列说法错误的是 A．该二元碱的浓度为 B．时， C．当时， D．时， 【答案】C 【分析】越小，溶液碱性越强，随着溶液碱性的减弱，浓度逐渐减小，浓度先增大后减小，浓度逐渐增大，因此左侧的虚线表示，实线表示，右侧虚线表示，根据交点处可知，。 【详解】A．根据图像可知，时，浓度为0.1，浓度为0.001，很小几乎忽略，二元碱的浓度为，A正确； B．时，，B正确； C．当时，，C错误； D．、时则， ，D项正确； 故答案选C。 14．（24-25高二上·安徽合肥·期末）下列说法正确且能证明HCN是弱电解质的是 A．常温下，pH=4的溶液与pH=10的溶液等体积混合后溶液呈酸性 B．常温下，用溶液做导电性实验，灯泡很暗 C．等体积、等浓度的、溶液分别与足量反应，消耗的多 D．等体积、等浓度的、溶液稀释相同倍数，的大 【答案】A 【详解】A．常温下，pH=4的HCN溶液与pH=10的NaOH溶液等体积混合后溶液呈酸性，说明HCN过量，其溶液浓度大于，证明HCN未完全电离，是弱电解质，A正确； B．用溶液做导电性实验灯泡暗，只能说明溶液中的离子浓度小，但未明确溶液浓度，且无其他酸溶液对比，无法直接证明是弱电解质，且题目是证明HCN是弱电解质，B错误； C．等浓度、等体积的、（二者物质的量相同）与足量NaOH反应，消耗的NaOH应相同，C错误； D．等体积、等浓度的、溶液（二者溶质物质的量相同），稀释相同倍数时，溶液浓度仍然相等，而HCl（强酸）完全电离，部分电离，稀释后溶液中的：>，的小，D错误； 故选A。 15．（24-25高二下·安徽马鞍山·期末）常温下，用盐酸滴定溶液，所得溶液，和的分布分数[平衡时某含氮微粒的浓度占含氮微粒总浓度的分数，如的分布分数]与滴加盐酸体积的关系如图所示。下列叙述正确的是 A．曲线a代表 B．应选用酚酞作为指示剂 C．的电离常数的数量级为 D．点的横坐标小于 【答案】D 【分析】随着盐酸的加入，c()增加，c(NH3·H2O)降低，pH值减小，故曲线a代表c()，故曲线b代表pH(有突变范围)，故曲线c代表c(NH3·H2O)，NH3·H2O的电离常数表达式为Kb(NH3·H2O)=，M点时c()=c(NH3·H2O)，pH=9.26，则Kb(NH3·H2O)=c(OH-)===，Kh()==，据此分析； 【详解】A．随着V(HCl)的增大，溶液中c(NH3·H2O)减小，c()增大，则溶液中δ(NH3·H2O)减小，δ()增大，根据图知，曲线a代表δ()，曲线c代表δ(NH3·H2O)，A错误； B．滴定终点时，所得溶液溶质为NH4Cl，水解呈酸性，为了减小实验误差，应选突变范围在酸性范围的甲基橙为指示剂，B错误； C．由NH3·H2O+OH-可知，NH3·H2O的电离常数表达式为Kb(NH3·H2O)= ，M点时c()=c(NH3·H2O)，pH=9.26，则Kb(NH3·H2O)=c(OH-)===，其数量级为10-5，C错误； D．当加入盐酸体积为12.5mL，充分反应后溶液中溶质为NH4Cl和NH3·H2O ，且n(NH4Cl)=2.5×10-3mol，n(NH3·H2O)= 2.5×10-3mol，由于以NH3·H2O 的电离常数大于的水解常数，因此c()＞c(NH3·H2O)，而M点时，c()=c(NH3·H2O)，所以M点加入盐酸体积小于12.5mL，D正确； 故选D。 综合运用 16．（24-25高二上·湖南郴州·期末）常温下，的约为。在下列装置中存在不同的两种溶液，溶液中离子不能穿过隔膜，分子可以自由穿过隔膜(如图所示)。已知： 。当达到平衡时，下列叙述不正确的是 A．溶液Ⅰ中 B．溶液Ⅰ和Ⅱ中的相等 C．溶液Ⅱ中为 D．溶液Ⅰ和Ⅱ中 【答案】C 【详解】A．常温下溶液I的pH=7.0，，A正确； B．根据题意，未电离的分子可以通过隔膜，说明溶液Ⅰ和Ⅱ中的相等，B正确； C．溶液Ⅱ的pH=8，溶液中c(OH-)=10-6mol/L，的约为，，，根据物料守恒：，则≈0.9，C错误； D．根据C的分析，溶液Ⅱ中，同理，溶液I的pH=7.0，，因为平衡后两溶液中浓度相等，则=，溶液Ⅰ和Ⅱ中=，D正确； 故选C。 17．（24-25高二上·福建三明·期末）、为两种一元弱酸(酸性：)，室温下和两种溶液中，分布系数与pH的变化关系如下图所示。［比如：］ 下列说法正确的是 A．曲线Q表示与pH的变化关系 B．的电离常数的数量级为 C．若酸的初始浓度为，则a点对应的溶液中有 D．时，两种酸的电离度之比： 【答案】B 【分析】随着pH的增大，HA、HB浓度减小，A-、B-浓度增大，HA的酸性弱于HB，，当δ(酸分子)=δ(酸根离子)=0.5时，可以知pH小的为强酸，曲线Q表示的变化关系、曲线N表示的变化关系，曲线P表示的变化关系、曲线M表示的变化关系，； 【详解】A．根据分析可知，曲线Q表示与pH的变化关系，A错误； B．由图c点（2.08、0.15），此时、pH=2.08，则，，则的数量级为，B正确； C．曲线Q表示的变化关系，若酸的初始浓度为0.1mol/L，a点对应的pH=1，c(H+)=0.1mol/L，c(OH-)=10-13mol/L，对应的c(B-)=0.1×0.35mol/L=0.035mol/L，，C错误； D．由图中b、c两点坐标，时，两种酸的电离度之比 ，D错误； 故选B。 18．（24-25高一下·重庆·期末）弱电解质的电离平衡与生活、生产息息相关。下表是部分弱酸的电离平衡常数。 化学式 HClO 按要求回答问题： (1)已知硼酸在水中可产生，则在水中的电离方程式为 。 (2)常温下，稀溶液加水稀释过程中，下列数据变大的是______。 A． B． C． D． (3)下列不能说明HClO是弱电解质的是 （填字母）。 a．用等浓度的盐酸和HClO溶液做导电实验，后者灯泡很暗 b．次氯酸的稀溶液中HClO分子和离子共存 c．向次氯酸钙溶液中通入适量二氧化硫，产生白色沉淀 d．常温下，溶液的 (4)体积相同、相同的三种酸a．；b．HClO；c．HCl分别与1mol/L的NaOH溶液完全中和，消耗NaOH溶液的体积由大到小的排列顺序是（填字母） 。 (5)向NaClO溶液中通入少量，反应的离子方程式为 。 (6)反应达到平衡后，要使HClO浓度增加，最好加入 物质。（供选择的物质：NaOH固体、固体、、固体） (7)常温下，将的溶液与的NaOH溶液混合并保持恒温，欲使混合溶液的，则溶液与NaOH溶液的体积比为 。 【答案】(1)H3BO3+H2O⇌B(OH)+H+ (2)BD (3)c (4) (5) (6)CaCO3固体 (7)1：10 【详解】（1）根据题给信息，可知硼酸在水溶液中与水电离出的OH-结合，则由此可知H3BO3在水中的电离方程式为H3BO3+H2O⇌B(OH)+H+； （2）CH3COOH溶液加水稀释过程，促进CH3COOH电离，n(CH3COOH)减小、n(CH3COO-)和n(H+)增大，但醋酸电离增大程度小于溶液体积增大程度，则溶液中c(CH3COOH)、c(CH3COO-)、c(H+)都减小，温度不变，水的离子积常数不变，则c(OH-)增大； A．加水稀释促进醋酸电离，但醋酸电离增大程度小于溶液体积增大程度，则c(H+)变小，故A不选； B．，稀释过程中Ka不变，而c(CH3COO-)变小，故变大，故B选； C．温度不变，水的离子积常数不变，则Kw=c(H+)·c(OH−)不变，故C不选； D．稀释过程中，c(H+)减小，温度不变，水的离子积常数不变，则c(OH-)增大，故变大，故D选； 答案为BD； （3）a．用等浓度的盐酸和HClO溶液做导电实验，后者灯泡很暗，说明后者电离程度小，则HClO为弱电解质，a正确； b．次氯酸的稀溶液中HClO分子和离子共存，说明次氯酸没有完全电离，则HCl为弱电解质，b正确； c．向次氯酸钙溶液中通入适量二氧化硫，产生白色沉淀，该白色沉淀是硫酸钙，该实验说明次氯酸根的氧化性，不能证明其是弱电解质，c错误； d．常温下，溶液的，说明次氯酸没有完全电离，为弱电解质，d正确； 故选c； （4）盐酸为强酸完全电离，、HClO为弱酸部分电离，酸性>HClO，体积相同、c(H+)相同的三种酸溶液a．；b．HClO；c．浓度大小为<<HClO，则分别与同浓度的溶液完全中和，消耗溶液的体积由大到小的排列顺序是； （5）次氯酸的电离常数小于碳酸的一级电离，但是大于碳酸的二级电离，则向NaClO溶液中通入CO2气体会生成次氯酸和碳酸氢钠，离子方程式为； （6）加入足量Na2CO3固体，Na2CO3和HCl、HClO都反应，不能使HClO浓度增加；加入水，溶液体积增大，虽然平衡向正反应方向移动，但溶液浓度反而降低；加入CaCO3固体，HCl与CaCO3反应，而HClO不反应，溶液中氢离子浓度减小，平衡向正反应方向移动，HClO浓度增加；NaOH和HCl、HClO都反应，不能使HClO浓度增加；故答案为：CaCO3固体； （7）将pH=9的NaOH溶液XL与pH=4的H2SO4溶液YL混合，若所得混合溶液的pH=7，则10-5X=10-4Y，，所以H2SO4溶液与NaOH溶液的体积比为1：10。 19．（24-25高三上·山东泰安·期末）25℃时，三种酸的电离常数如下所示(单位略)： 化学式 CH3COOH H2CO3 HClO 电离常数 1.8×10-5 Ka1=4.3×10-7 Ka2=5.6×10-11 3.0×10-8 回答下列问题： (1)一般情况下，当温度升高时，Ka (填“增大”“减小”或“不变”)。 (2)下列四种离子结合质子能力由大到小的顺序是 (填标号)。 A．    B．ClO-    C．   D． (3)用蒸馏水稀释0.10 mol·L-1的醋酸溶液，下列各式表示的数值随水量的增加而增大的是___________(填标号)。 A． B． C． D． (4)体积均为10 mL、pH均为2的醋酸溶液与HX溶液分别加水稀释至1 000 mL，稀释过程中pH变化如图所示。则HX的电离常数 (填“大于”“等于”或“小于”，下同)醋酸的电离常数；稀释后，HX溶液中水电离出来的c水(H+) 醋酸溶液中水电离出来的c水(H+)。 【答案】(1)增大 (2)A>B>D>C (3)B (4) 大于 大于 【详解】（1）弱电解质的电离属于吸热过程，所以温度升高，Ka增大； （2）电离常数越大，离子结合质子的能力越弱，所以结合质子的能力由大到小的顺序为A>B>D>C； （3）A．用蒸馏水稀释0.10 mol·L-1的醋酸溶液，醋酸的电离平衡正向移动，，Ka只与温度有关，温度不变，Ka不变，c平(CH3COO-)减小，故减小，A错误； B．，Ka不变，c平(H+)减小，所以增大，B正确； C．中，KW不变，c平(H+)减小，所以减小，C错误； D．，KW不变，c平(OH-)增大，故减小，D错误； 答案选B。 （4）HX和醋酸加水稀释同样的倍数，HX的pH变化较大，说明HX的电离常数大于醋酸的，稀释后HX的pH大于醋酸的pH，说明HX电离出来的c平(H+)小于醋酸的，则HX溶液中水电离出来的c水(H+)大于醋酸溶液中水电离出来的c水(H+)。 20．（24-25高一下·内蒙古·期末）硫代硫酸钠()常作氰化物中毒的解毒剂及照相行业中的定影剂。某小组以硫酸厂排放的尾气为原料制备硫代硫酸钠，工艺流程如图所示。回答下列问题： 已知： ①制备原理：。 ②和的溶解度均随温度的升高显著增大，在48℃时开始分解。 ③产品在酸性条件下不稳定：。 ④碘量法测定样品纯度原理：。 (1)“碱吸”时，加入过量的NaOH溶液的目的是 。 (2)“趁热过滤”主要是除去 ，相比常温过滤，“趁热过滤”的优点是 。 (3)调节“溶液”pH时，若不小心加入了过量的稀硫酸，产生的后果是 。 (4)“系列操作”包括蒸发浓缩、 、过滤、洗涤、低温(<48℃)干燥，若干燥时温度过高，产生的后果是 。 (5)硫代硫酸钠在医疗领域常作氰化物中毒的解毒剂。已知和KCN反应生成两种正盐，将产物分两份：一份滴加溶液，溶液变红色；另一份滴加盐酸，将产生的气体通入品红溶液中，溶液褪色。和KCN反应的离子方程式为 。 (6)测定产品的纯度：取产品溶于蒸馏水配制成250mL溶液，取25.00mL配制的溶液于锥形瓶中，加入碘()水至恰好完全反应时消耗碘水，则该产品中的质量分数为 %。 【答案】(1)将全部转化成 (2) 硫 避免硫代硫酸钠析出，减少产品损失 (3)与稀硫酸发生反应，降低产率 (4) 降温结晶 产品失去结晶水 (5) (6) 【分析】硫酸厂排放的尾气含有二氧化硫，二氧化硫与过量氢氧化钠溶液反应生成亚硫酸钠，再加入过量硫粉，还原为硫代硫酸钠，方程式为：。趁热过滤，除去硫粉等杂质，调节，蒸发浓缩、降温结晶、过滤、洗涤、低温干燥得到最终产品。 【详解】（1）“碱吸”时，加入过量的NaOH溶液的目的是将全部转化成。 （2）硫在水中溶解度小，“趁热过滤”主要是除去硫。产品和的溶解度均随温度的升高显著增大，避免硫代硫酸钠析出，减少产品损失。 （3）若不小心加入过量稀硫酸，会导致硫代硫酸根反应，生成单质硫和 ，降低产率。 （4）“系列操作”包括“蒸发浓缩、冷却结晶、过滤、洗涤、低温干燥”；若干燥温度过高，五水合硫代硫酸钠会分解失去结晶水。 （5）和KCN反应生成两种正盐，将产物分两份：一份滴加溶液，溶液变红色，说明生成了；另一份滴加盐酸，将产生的气体通入品红溶液中，溶液褪色，说明产物有二氧化硫，故方程式为：。 （6）根据碘量法测定样品纯度原理：，，则，，则该产品中的质量分数为。 思维拔高 21．（24-25高二上·湖南邵阳·期末）滴定实验是化学学科中最重要的定量实验之一、常见的滴定实验有酸碱中和滴定、氧化还原反应滴定、沉淀滴定等等。 I．用的溶液分别滴定的盐酸和醋酸溶液各20.00mL。滴定过程中溶液pH随NaOH溶液体积变化的两条滴定曲线如图所示。 (1)滴定醋酸的曲线是 (填“I”或“Ⅱ”)。 (2)和的关系： (填“>”、“=”或“<”)。 (3)用的NaOH溶液滴定醋酸溶液时。 ①配制100mL 0.1mol/L 的NaOH溶液使用到的玻璃仪器除了烧杯、量筒、玻璃棒外，还有 。 ②在上述实验过程中，出现下列操作(其他操作正确)会造成测定结果(待测液浓度值)偏低的有 (填序号)。 a．取醋酸的酸式滴定管，滴定前滴定管尖端有气泡，滴定后气泡消失 b．量取标准液的碱式滴定管未用标准液润洗 c．当滴定结束时，俯视碱式滴定管读数 d．锥形瓶用蒸馏水洗涤后，水未倒尽，仍残留一定量 Ⅱ、用氧化还原滴定方法测定粗品中的质量分数。 实验步骤：称取5g粗品配制250mL的溶液待用。用酸式滴定管取溶液于锥形瓶中，然后加入过量的KI溶液并酸化，加几滴淀粉溶液，立即用配制的Na2S2O3溶液滴定至终点(反应为)，消耗Na2S2O3溶液25.00mL。 (4)向K2Cr2O7溶液中加入过量的KI溶液并酸化，Cr2O被还原成Cr3+，写出该反应的离子方程式： 。 (5)用Na2S2O3溶液滴定至终点的现象为： 。 (6)粗品中的质量分数为 。 【答案】(1)Ⅰ (2)< (3) 容量瓶、胶头滴管 ac (4) (5)当滴入最后半滴溶液后，锥形瓶中溶液由蓝色变成无色，且半分钟之内不变色 (6)74.4% 【分析】中和滴定中指示剂的选择原则应遵循指示剂的变化范围与滴定终点的酸碱性一致，酸式滴定管盛放酸性、强氧化性的物质，碱式滴定管只能盛放碱性溶液，氧化还原反应的滴定实验中处理数值，可以采用得失电子数目守恒或建立关系式进行计算； 【详解】（1）盐酸为强酸完全电离，醋酸为弱酸部分电离，结合初时pH可知，滴定醋酸的曲线是Ⅰ； （2）盐酸为强酸而醋酸为弱酸，醋酸恰好反应生成醋酸钠，醋酸钠水解使得溶液显碱性，当pH=7时，则氢氧化钠应该稍微小于恰好反应时的量，故<； （3）①配制的溶液需要使用100mL的容量瓶，故使用到的玻璃仪器除了烧杯、量筒、玻璃棒外，还有容量瓶、胶头滴管； ②a．取醋酸的酸式滴定管，滴定前滴定管尖端有气泡，滴定后气泡消失，使得所加醋酸溶液体积偏小，则消耗的氢氧化钠溶液的体积偏小，造成测定结果偏小，a符合题意； b．量取标准液的碱式滴定管未用标准液润洗，使得标准液用量偏大，造成测定结果偏大，b不符合题意； c．当滴定结束时，俯视碱式滴定管读数，使得读数偏小，则造成测定结果偏小，c符合题意； d．锥形瓶用蒸馏水洗涤后，水未倒尽，仍残留一定量，不影响标准液用量，不影响滴定结果，d不符合题意； 故选ac； （4）反应中铬化合价由+6变为+3、碘化合价由-1变为0，结合电子守恒、质量守恒，反应为：； （5）淀粉溶液遇碘单质溶液变为蓝色，则滴定至终点的现象为：当滴入最后半滴溶液后，锥形瓶中溶液由蓝色变成无色，且半分钟之内不变色； （6）结合题给信息和第四问的解析可知，、，则存在，滴定至终点，消耗溶液，粗品中的质量分数为74.4%。 22．（24-25高一下·北京·期末）化学平衡常数在定性分析与定量分析中应用广泛。 (1)一定温度下，在密闭容器中反应：，测得如下数据。 0 10 20 30 0.50 0.22 0.11 0.11 0.50 0.22 0.11 0.11 0 0.56 0.78 0.78 ①内，平均反应速率 。 ②该温度下，的平衡转化率为 。 ③该温度下，当初始投入浓度为，，时，进行实验，反应进行的方向为 （填“正”或“逆”）反应方向。 (2)已知：时，的电离平衡常数。 物质 电离平衡常数 ①时，相同物质的量浓度的溶液，由大到小的顺序为 。 ②时，向溶液中加入至恰好完全反应，再向溶液中加入溶液，使溶液中，溶液中 。 ③写出与溶液反应的离子方程式 。 ④将足量通入溶液中，迅速反应得到无色溶液和白色沉淀（）。放置一段时间，有和生成。从反应速率和反应限度角度解释先产生白色沉淀，后生成和的原因可能是 。 【答案】(1) 逆 (2) 足量通入溶液，，发生复分解反应，还可以发生，氧化还原反应。复分解反应的速率>氧化还原反应的速率，所以先产生白色沉淀，后生成沉淀 【分析】（1）根据表格中数据，在反应中，从20s起反应已经达到平衡状态，根据数据列三段式：，平衡常数； （2）根据表格中时的各酸电离平衡常数得到酸性强弱顺序为：，据此数据解答。 【详解】（1）①内，平均反应速率； ②该温度下，的平衡转化率为：； ③该温度下，当初始投入浓度为，，时，其浓度商为：，则反应进行的方向为逆反应方向。 （2）①时，相同物质的量浓度的溶液中，第一级的电离平衡常数越大，电离程度越大，则电离出的离子数越多，越大，根据分析和题目中数据可知，相同物质的量浓度的溶液，，则由大到小的顺序为：； ②时，向溶液中加入至恰好完全反应，再向溶液中加入溶液，使溶液中，根据的电离平衡常数，因，可得，则可以得到溶液中； ③根据分析，酸性强弱：，则在溶液中通入气体不会生成，只会生成，故反应的离子方程式为：； ④将足量通入溶液中，迅速反应得到无色溶液和白色沉淀（），反应的离子方程式为：，属于复分解反应；放置一段时间，有和生成，说明还有氧化还原反应产生：；从反应速率和反应限度角度解释先产生白色沉淀，后生成和的原因可能是：复分解反应的速率氧化还原反应的速率，所以先产生白色沉淀，后生成沉淀。 23．（24-25高二下·广东·期末）在工业废酸回收处理过程中，同时涉及HCl的催化氧化和有机弱酸的相分配平衡。 Ⅰ．工业上采用催化氧化法处理HCl废气：  。将HCl和分别以不同起始流速通入反应器中，在360℃、400℃和440℃下反应，通过检测流出气成分绘制HCl转化率（α）曲线，如下图所示。已知：较低流速下转化率可近似为平衡转化率。 (1)已知该反应，则该反应在 （选填“高温”、“低温”或“任意条件”）下可自发反应。 (2) ℃（选填“360”、“400”或“440”）。 (3)下列措施可提高M点HCl转化率的是_______（填标号）。 A．增大HCl的流速 B．将温度升高40℃ C．增大 D．使用更高效的催化剂 (4)设N点的转化率为平衡转化率，则该温度下反应的平衡常数 （用平衡物质的量分数代替平衡浓度计算）。 Ⅱ．弱酸在有机相和水相中存在平衡：(环己烷)，平衡常数为。25℃时，向mL环己烷溶液中加入mL水进行萃取（忽略体积变化），用NaOH（s）或HCl（g）调节水溶液pH。测得水溶液中、、、环己烷中的浓度[]、水相萃取率随pH的变化关系如图。已知：在环己烷中不电离；曲线②代表水相萃取率。 (5)、、、的浓度分别为、、、mol/L，它们之间的关系式为： =0.1。 (6)从平衡移动的角度，解释水相萃取率随pH增大而升高的趋势： 。 (7)由pH=2的数据，可计算25℃时平衡常数 。 【答案】(1)低温 (2)360 (3)BD (4)6 (5)m + n + x + y (6)pH增大，水相中的电离平衡正移，减小，促使平衡正向移动，减小，水相萃取率升高 (7)0.25 【分析】⑴反应前后的气体分子数目在减小，所以该反应，知（放热 ）根据，低温下，反应可自发。反应放热，温度越高，平衡时转化率理论上越低，为分析温度对应曲线提供依据。横坐标与纵坐标：横坐标是流速（），反映反应物通入速率；纵坐标是转化率（%），体现反应进行程度。流速越低，反应物在反应器停留时间长，越接近平衡状态。温度曲线区分：有、、三条温度曲线（、、对应）。因反应放热，温度越高，平衡转化率越低。相同流速下，转化率最低的曲线对应最高温度（如），可据此区分不同温度对应的曲线趋势。反应物比例影响：左图，右图。增大比例（右图相对更多），利于转化，相同流速、温度下，右图转化率整体高于左图对应温度情况，体现反应物浓度对平衡移动的影响，增加，平衡正向移动，转化率提高。⑵曲线①：结合，代表环己烷中的浓度，pH增大，水相萃取使环己烷中浓度降低。曲线②：代表水相萃取率，pH增大，萃取率上升，因电离促进从环己烷向水相转移。曲线③、④、⑤：与水相中电离产物、等浓度变化有关，pH影响电离，进而改变各粒子浓度。 【详解】（1）反应自发进行的判断依据是，已知、，低温时，反应可自发进行。 （2）反应，该反应为放热反应，由于在流速较低时的转化率视为平衡转化率，所以在流速低时，温度越高，的转化率越小，温度越低，的转化率越大，故代表的温度。 （3）A．增大流速，由图像可知，转化率降低，A错误； B．M对应温度为，由图像可知，升高温度，转化率增大，B正确； C．增大，即增大相对量，的转化率减小，C错误； D．使用高效催化剂，可以增大该温度下的反应速率，使单位时间内的转化率增加，M点转化率提高，D正确； 综上，答案是BD。 （4）由图像可知，N点HCl的平衡转化率为80%，设起始，可列出三段式，，则。 （5）依据物料守恒，在水相和有机相中的总量不变，起始环己烷溶液浓度为0.1mol/L ，所以m + n + x + y= 0.1。 （6）随着pH增大，溶液中浓度增大，会与反应：、，水相中的电离平衡正移，减小，促使平衡正向移动，更多从环己烷进入水相，水相萃取率升高。 （7）pH = 2时，曲线①代表，曲线中pH = 2时，，水相中浓度m = 0.02mol/L（结合物料守恒及图像 ）。根据，代入得。 24．（25-26高二上·江苏苏州·期中）电解质在水溶液中存在多种行为。 (1)请回答下列有关溶液的问题： ①若时，溶液的，溶液中，则的溶液中水电离出的 。 ②在室温下，用蒸馏水稀释溶液时，下列选项呈减小趋势的是 。 A．水的电离程度                    B． C．溶液中和的乘积    D．溶液中的值 ③室温下，取的盐酸和溶液各，向其中分别加入适量的粒，反应过程中两溶液的变化如图所示： i．图中表示溶液变化曲线的是 (填“A”或“B”)。 ⅱ．设盐酸中加入的质量为，溶液中加入的质量为，则 (填“>”“<”或“=”)。 (2)磷能形成多种含氧酸。 ①次磷酸()是一种精细化工产品。向溶液中加入等物质的量浓度的溶液后，所得的溶液中只有、两种阴离子。写出少量溶液与足量溶液反应的化学方程式： 。 ②亚磷酸()是二元中强酸，时亚磷酸的电离常数为、。则亚磷酸溶液中 。 ③已知时，磷酸和氢氟酸的电离常数如下表所示。 物质 电离常数 ；； 写出足量溶液和少量溶液反应的离子方程式 。 (3)现有的氢氟酸溶液，调节溶液(忽略调节时体积变化)，实验测得时平衡体系中、与溶液的关系如图所示。 则时，的电离平衡常数 。 【答案】(1) BD B < (2) (3) 【详解】（1）①溶液的，即c(H+)=10-11，则，的HA溶液中，则c(H+)=10-2，溶液中的OH-全部来自水的电离，则水电离出的=，故答案为：。 ②A．加水稀释时，酸的浓度减小，对水的电离抑制作用减弱，水的电离程度增大，A项不符合题意； B．，由于Ka不变，c(H+)减小，则减小，B项符合题意； C．溶液中和的乘积Kw，温度不变，Kw不变，C项不符合题意； D．稀释时，溶液中、均减小，则减小，D项符合题意； 故答案为：BD。 ③i．向HA溶液中加入Zn，HA电离程度增大，H+浓度减小较慢，则曲线B对应的是HA溶液，故答案为：B。 ⅱ．pH由2变为4时，HA减小的物质的量大于HCl减小的物质的量，因此HA消耗的Zn质量较大，则<，故答案为：<。 （2）①向溶液中加入等物质的量浓度的NaOH溶液后，所得的溶液中只有、两种阴离子，则表明为一元酸，反应的化学方程式为，故答案为：。 ②磷酸是二元中强酸，则亚磷酸的电离常数为、，则亚磷酸溶液中，故答案为：。 ③已知时，HF溶液的电离常数，溶液的电离常数、、，则HF的电离常数小于的第一步电离常数，大于的第二、第三步电离常数，所以足量溶液和少量溶液反应的离子方程式为：，故答案为：。 （3）根据图可知，pH=4时，，、，则的电离平衡常数，故答案为：。 3 / 3 学科网（北京）股份有限公司 $