2019年高考化學一輪復習 專題8.2 水的電離和溶液的酸堿性（講）.doc

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專題8.2 水的電離和溶液的酸堿性 1、掌握水的電離過程以及離子積常數(shù)以及影響水電離平衡的因素。 2、了解PH的定義，溶液的酸堿性與pH的關系，測定pH方法及簡單計算。 3、掌握酸堿中和滴定的基本方法和誤差分析。 一、水的電離及離子積常數(shù) 1、水的電離平衡：水是極弱的電解質(zhì)，能發(fā)生自電離： H2O＋H2OH3O＋＋OH－，簡寫為 H2O H++OH－ （正反應為吸熱反應） 其電離平衡常數(shù)：Ka = 2、水的離子積常數(shù)： （1）概念：在一定溫度下，c(H＋)與c(OH－)的乘積是一個常數(shù)，稱為水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積。 （2）表達式：Kw= c(H+)c(OH－) （3）數(shù)值：室溫下：Kw＝110－14。 （4）影響因素：只與溫度有關，因為水的電離是吸熱過程，所以升高溫度，Kw增大。 （3）適用范圍：Kw不僅適用于純水，也適用于稀的電解質(zhì)水溶液。 （4）Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要溫度不變，Kw不變。 【特別提醒】①水的離子積常數(shù)Kw＝c(H＋)c(OH－)，其實質(zhì)是水溶液中的H＋和OH－濃度的乘積，不一定是水電離出的H＋和OH－濃度的乘積，所以與其說Kw是水的離子積常數(shù)，不如說是水溶液中的H＋和OH－的離子積常數(shù)。即Kw不僅適用于水，還適用于酸性或堿性的稀溶液。不管哪種溶液均有c(H＋)H2O＝c(OH－)H2O。 ②水的離子積常數(shù)顯示了在任何水溶液中均存在水的電離平衡，都有H＋和OH－共存，只是相對含量不同而已。 3、影響水的電離平衡的因素 （1）酸和堿：酸或堿的加入都會電離出 H+或OH-，均使水的電離逆向移動，從而抑制水的電離，水的電離程度減小，Kw不變。 （2）溫度：由于水的電離吸熱，若升高溫度，將促進水的電離， [H+]與[OH-]同時同等程度的增加，水的電離程度增大，Kw增大，pH變小，但[ H+]與[OH-]始終相等，故仍呈中性。 （3）能水解的鹽：不管水解后溶液呈什么性，均促進水的電離，使水的電離程度增大，Kw不變。 （4）其它因素：如向水中加入活潑金屬，由于活潑金屬與水電離出來的 H+直接作用，使[ H+]減少，因而促進了水的電離平衡正向移動。 【總結】外界條件對水的電離平衡的影響 體系變化 條件 平衡移動方向 Kw 水的電離程度 c(OH－) c(H＋) 酸 逆 不變 減小 減小 增大 堿 逆 不變 減小 增大 減小 可水解的鹽 Na2CO3 正 不變 增大 增大 減小 NH4Cl 正 不變 增大 減小 增大 溫度 升溫 正 增大 增大 增大 增大 降溫 逆 減小 減小 減小 減小 其他：如加入Na 正 不變 增大 增大 減小 〖特別提醒〗水的電離平衡注意事項 （1）水的離子積常數(shù)Kw＝c(H＋)c(OH－)，其實質(zhì)是水溶液中的H＋和OH－濃度的乘積，不一定是水電離出的H＋和OH－濃度的乘積，所以與其說Kw是水的離子積常數(shù)，不如說是水溶液中的H＋和OH－的離子積常數(shù)。即Kw不僅適用于水，還適用于酸性或堿性的稀溶液。不管哪種溶液均有c(H＋)H2O＝c(OH－)H2O。 （2）水的離子積常數(shù)顯示了在任何水溶液中均存在水的電離平衡，都有H＋和OH－共存，只是相對含量不同而已。 （3）水的電離是吸熱過程，升高溫度，水的電離平衡向電離方向移動，c(H＋)和c(OH－)都增大，故Kw增大，但溶液仍呈中性；對于Kw，若未注明溫度，一般認為在常溫下(25 ℃)。 （4）水中加酸或堿對水的電離均有抑制作用，因此，室溫下，若由水電離出的c(H＋)<110－7 molL－1，該溶液可能顯酸性，也可能顯堿性。 【方法總結】正確理解水的電離平衡曲線 （1）曲線上的任意點的Kw都相同，即c(H＋)c(OH－)相同，溫度相同。 （2）曲線外的任意點與曲線上任意點的Kw不同，溫度不同。 （3）實現(xiàn)曲線上點之間的轉(zhuǎn)化需保持溫度不變，改變酸堿性；實現(xiàn)曲線上點與曲線外點之間的轉(zhuǎn)化一定得改變溫度。 【典型例題1】【2018年10月4日 《每日一題》】水的電離平衡曲線如圖所示，下列說法不正確的是（ ） A． 圖中五點的KW的關系:b>c>a=d=e B． 若從a點到d點，可采用:溫度不變向水中加入少量的酸 C． 若從a點到c點，可采用:溫度不變向水中加入適量的NH4Cl固體 D． 若處在b點時，將pH=2的硫酸與pH=10的KOH溶液等體積混合后(溶液體積變化忽略不計)，溶液呈中性 【答案】C 【點評】純水電離出的氫離子和氫氧根離子濃度相等，所以可以從二者相等時的點確定水的離子積常數(shù)，從而確定溫度。水的離子積常數(shù)只與溫度有關，與加入酸堿或鹽無關，加入其它物質(zhì)時，水的電離平衡發(fā)生移動，溶液中氫離子或氫氧根離子濃度沿線移動。 【遷移訓練1】【遼寧省大連市2018屆高三雙基測試】下圖三條曲線表示不同溫度下水的離子積常數(shù)，下列說法不正確的是 （ ） A． 圖中溫度:T3>T2>T1 B． 圖中pH關系是:pH(B)=pH(D)=pH(E) C． 圖中五點Kw間的關系:E>D>A=B=C D． C點可能是顯酸性的鹽溶液 【答案】D 二、溶液的酸堿性和pH的關系 1、溶液酸堿性判斷依據(jù) 溶液的酸堿性取決于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相對大小。 2、溶液的pH （1）pH的定義： pH= -lgc(H+) （2）pH的適用范圍 當溶液的酸堿性用pH表示時，其c(H＋)的大小范圍一般為110－14 mol/LpH>0。 當c(H＋)或c(OH－)≥1 molL－1時，一般不用pH表示溶液的酸堿性，用c(H＋)或c(OH－)直接表示溶液的酸堿性更方便。 （3）溶液的酸堿性和pH的關系： 在室溫下，中性溶液：c(H+)= c(OH－) =1.010-7 mol L-1， pH =7 酸性溶液：c(H+)＞c(OH－) ，c(H+)＞1.010-7 molL-1， pH ＜7 堿性溶液：c(H+)＜c(OH－)，c(H+)＜1.010-7 molL-1， pH ＞7 3、pH的測定方法： （1）酸堿指示劑：粗略地測溶液pH范圍 常用指示劑的變色范圍： 石蕊試液的變色范圍是pH=5.0-8.0； 酚酞試液的變色范圍是 8.2 ～ 10.0； 甲基橙試液的變色范圍是3.1(紅)-4.4(黃)。 （2）pH試紙：精略地測定溶液酸堿性強弱 pH試紙的種類：常用的pH試紙有廣泛pH試紙(pH范圍為1～14或0～10，可識別pH差值約為1)和精密pH試紙(pH范圍較窄，可識別的pH差值為0.2或0.3)。 pH試紙使用方法： ①方法：用鑷子夾取一小塊pH試紙放在玻璃片(或表面皿)上，用蘸有待測液的玻璃棒點在試紙的中央，試紙變色后，與標準比色卡比較來確定溶液的pH。 ②注意：pH試紙使用前不能用蒸餾水潤濕，否則將可能產(chǎn)生誤差。 【思考】如果將pH試紙先潤濕再測量，對pH值產(chǎn)生什么影響？ （3）pH計： 精確地測定溶液酸堿性強弱，讀數(shù)時保留兩位小數(shù)。 【特別提醒】正確理解溶液的酸堿性與pH關系 ①溶液呈現(xiàn)酸、堿性的實質(zhì)是c(H＋)與c(OH－)的相對大小，不能只看pH，一定溫度下pH＝6的溶液也可能顯中性，也可能顯酸性，應注意溫度。 ②使用pH試紙測溶液pH時不能用蒸餾水潤濕。 ③25 ℃時，pH＝12的溶液不一定為堿溶液，pH＝2的溶液也不一定為酸溶液，也可能為能水解的鹽溶液。 【典型例題2】【四川雅安市2018屆期末】能說明溶液呈中性的可靠依據(jù)是 （ ） A． pH=7 B． 石蕊試液不變色 C． pH試紙不變色 D． c(H+)=c(OH-) 【答案】D 【點評】本題考查了溶液酸堿性的判斷，屬于易錯題，注意不能根據(jù)溶液的pH值判斷溶液的酸堿性，要根據(jù)氫離子濃度和氫氧根離子濃度的相對大小判斷溶液的酸堿性。 【遷移訓練2】【合肥六中2018屆期中】下列敘述正確的是 （ ） A． 95℃純水的pH<7，說明加熱可導致水呈酸性 B． pH＝3的醋酸溶液，稀釋至10倍后pH＝4 C． pH＝3的醋酸溶液與pH＝11的氫氧化鈉溶液等體積混合后pH＝7 D． 0.2 molL－1的鹽酸與等體積水混合后pH＝1 【答案】D 【解析】A、水是弱電解質(zhì)，電離吸熱，加熱促進電離，所以95 ℃純水的pH＜7。但任何純水都是顯中性的，選項A不正確；B、醋酸是弱酸，存在電離平衡。稀釋促進電離，氫離子的物質(zhì)的量增加，所以pH＝3的醋酸溶液，稀釋至10倍后3＜pH＜4，選項B不正確；C、醋酸是弱酸，則pH＝3的醋酸溶液中醋酸的濃度大于10－3mol/L。而pH＝11的氫氧化鈉溶液中氫氧化鈉的濃度＝10－3mol/L，所以二者等體積混合后醋酸過量，溶液顯酸性，即pH＜7，選項C不正確；D、0.2 molL－1的鹽酸，與等體積水混合后溶液的濃度＝0.1mol/L，所以溶液的pH＝1，選項D正確；答案選D。 三、酸堿中和滴定 1、概念 利用酸堿中和反應，用已知濃度酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)的實驗方法。 2、原理 計算依據(jù)：當酸與堿恰好完全反應時，有n(H＋)＝n(OH－)，即ν(酸)c(酸)V(酸)＝ν(堿)c(堿)V(堿)(ν、c、V分別代表酸和堿的元數(shù)、濃度、體積)。 酸堿中和滴定的關鍵： ①準確測定標準液的體積。 ②準確判斷滴定終點。 3、實驗用品 （1）試劑：標準液(已知濃度的酸或堿溶液)、待測液(未知濃度的堿或酸溶液)、適當?shù)乃釅A指示劑(通過指示劑顏色的變化來確定滴定終點)。。 （2）①儀器：酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾、鐵架臺、錐形瓶圖(A)是酸式滴定管、圖(B)是堿式滴定管、滴定管夾、鐵架臺、錐形瓶。 （3）滴定管 ①構造：“0”刻度線在上方，尖嘴部分無刻度。 ②精確度：讀數(shù)可估計到0.01mL。 ③洗滌：先用蒸餾水洗滌，再用待裝液潤洗。 ④排泡：酸、堿式滴定管中的液體在滴定前均要排出尖嘴中的氣泡。 ⑤使用注意事項： 試劑性質(zhì) 滴定管 原因 酸性、氧化性 酸式滴定管 氧化性物質(zhì)易腐蝕橡膠管 堿性 堿式滴定管 堿性物質(zhì)易腐蝕玻璃，致使玻璃活塞無法打開 4、實驗操作(以標準鹽酸滴定待測NaOH溶液) （1）滴定前的準備 滴定準備“八動詞” （2）滴定過程“三動作” （3）終點判斷“兩數(shù)據(jù)” a．最后一滴：滴入最后一滴，溶液顏色發(fā)生突變。 b．半分鐘：顏色突變后，經(jīng)振蕩半分鐘內(nèi)不復原，視為滴定終點。 （4）數(shù)據(jù)處理 按上述操作重復2～3次，求出用去標準鹽酸體積的平均值， 根據(jù)c(NaOH)＝計算。 4．常用酸堿指示劑及變色范圍 指示劑 變色范圍的pH 石蕊 ＜5.0紅色 5.0～8.0紫色 >8.0藍色 甲基橙 ＜3.1紅色 3.1～4.4橙色 >4.4黃色 酚酞 ＜8.2無色 8.2～10.0淺紅色 >10.0紅色 【特別提醒】中和滴定操作細節(jié) （1）酸式滴定管下端為玻璃塞，能耐酸和氧化劑的腐蝕，可用于盛裝酸性和氧化性溶液，但不能盛裝堿性溶液。 （2）堿式滴定管下端為橡膠管和玻璃珠，橡膠易被酸性或氧化性溶液腐蝕，所以堿式滴定管只能盛裝堿性或非氧化性溶液。 （3）滴定管“0”刻度在上方，數(shù)值從上到下依次增大，有一部分沒有刻度，滴定管的全部容積大于它的最大刻度值，仰視時讀數(shù)偏大，俯視時讀數(shù)偏小。量筒無“0”刻度，數(shù)值從下到上依次增大，因此仰視時讀數(shù)偏小，俯視時讀數(shù)偏大。 （4）記錄數(shù)據(jù)時，滴定管的讀數(shù)應記錄到小數(shù)點后兩位，如20.00 mL；量筒的讀數(shù)最多記錄到小數(shù)點后一位，如8.0 mL。 （5）＝≠≠ ①滴定終點：指示劑變色時即“達到了滴定的終點”，通常與理論終點存在著一定的誤差(允許誤差)，而指示劑變色點都不是pH＝7的情況。 ②恰好中和：指酸和堿恰好完全反應生成鹽和水的時刻，此時的溶液不一定呈中性。 ③呈中性：溶液中的氫離子濃度等于氫氧根離子濃度(常溫下pH＝7)。 （6）清楚指示劑的選擇原則 變色要靈敏，變色范圍要小，使變色范圍盡量與滴定終點溶液的酸堿性一致。 ①不能用石蕊作指示劑。 ②滴定終點為堿性時，用酚酞作指示劑，例如用NaOH溶液滴定醋酸。 ③滴定終點為酸性時，用甲基橙作指示劑，例如用鹽酸滴定氨水。 ④強酸滴定強堿一般用甲基橙，但用酚酞也可以。 6、誤差分析 （1）原理(以標準鹽酸滴定待測NaOH溶液為例) cB= VB——準確量取的待測液的體積； cA——標準溶液的濃度。 故有：cB正比于VA。 （2）誤差分析 A、標準液配制引起的誤差 ①稱取5.2克氫氧化鈉配制標準液時，物碼倒置。 (偏高) ②配制標準液時，燒杯及玻璃棒未洗滌。 (偏高) ③配制標準液時，定容俯視。 (偏低) ④配制標準液時，定容仰視。 (偏高) ⑤配制標準NaOH滴定鹽酸時，NaOH中如混有碳酸鈉。 (偏高) ⑥配制標準NaOH滴定鹽酸時，NaOH中如混有碳酸氫鈉。 (偏高) ⑦配制標準NaOH滴定鹽酸時，NaOH中如混有KOH。 (偏高) ⑧滴定管水洗后，未用標準液洗滌。 (偏高) B、標準液操作引起的誤差 ①滴定前讀數(shù)仰視，滴定后讀數(shù)俯視。 (偏低) ②滴定結束，滴定管尖嘴處有一滴未滴下。 (偏高) ③滴定前有氣泡未趕出，后來消失。 (偏高) C、待測液操作引起的誤差 ①錐形瓶水洗后，用待測液潤洗過再裝待測液。 (偏高) ②錐形瓶有少量水，直接放入待測液。 (無影響) ③搖動錐形瓶時，濺出部分溶液。 (偏低) 【典型例題3】【湖北部分重點中學2019屆高三上起點考試】下列有關滴定操作的說法正確的是 （ ） A． 用25mL滴定管進行中和滴定時，用去標準液的體積為21.7mL B． 用標準的KOH溶液滴定未知濃度的鹽酸，洗凈堿式滴定管后直接取標準KOH溶液進行滴定，則測定結果偏低 C． 用標準的KOH溶液滴定未知濃度的鹽酸，配制標準溶液的固體KOH中含有NaOH雜質(zhì)，則測定結果偏高 D． 用未知濃度的鹽酸滴定標準的KOH溶液時，若讀取讀數(shù)時，滴定前仰視，滴定到終點后俯視，會導致測定結果偏高 【答案】D 【點評】本題考查氧化還原滴定操作、誤差分析，注意利用公式來分析解答，無論哪一種類型的誤差，都可以歸結為對標準溶液體積的影響，然后根據(jù)c(待測)= 分析，若標準溶液的體積偏小，那么測得的物質(zhì)的量的濃度也偏?。蝗魳藴嗜芤旱捏w積偏大，那么測得的物質(zhì)的量的濃度也偏大。 【遷移訓練3】【陜西西安遠東一中2019屆高三上10月月考】為了測定實驗室長期存放的Na2SO3固體的純度，準確稱取M g固體樣品，配成250 mL溶液。設計了以下兩種實驗方案： 方案I：取50.00 mL上述溶液→加入足量的鹽酸酸化的BaCl2溶液→操作I→洗滌→操作Ⅱ→稱量，得到沉淀的質(zhì)量為m1 g 方案Ⅱ：取50.00 mL上述溶液，用a mol/L 的酸性KMnO4溶液進行滴定。 實驗中所記錄的數(shù)據(jù)如下表： 滴定次數(shù) 實驗數(shù)據(jù) 1 2 3 4 待測溶液體積/mL 50.00 50.00 50.00 50.00 滴定管初讀數(shù)/mL 0.00 0.20 0.10 0.15 滴定管末讀數(shù)/mL 20.95 21.20 20.15 21.20 （1）配制250 mL Na2SO3溶液時，必須用到的實驗儀器有：燒杯、玻棒、滴管、藥匙和_______________、_________________。 （2）操作I為__________________操作Ⅱ為______________ （3）方案I中如何判別加入的氯化鋇已經(jīng)過量______________________________ （4）在方案Ⅱ中滴定終點的判斷方法是_______________________________。 （5） 在方案Ⅱ中發(fā)生的離子反應方程式為__________________________ （6）根據(jù)方案Ⅱ所提供的數(shù)據(jù)，計算Na2SO3的純度為___________。（寫成分數(shù)形式） （7）有同學模仿方案I，提出方案Ⅲ：取50.00 mL上述溶液→加入足量的鹽酸酸化的Ba(NO3)2溶液→操作I→洗滌→操作Ⅱ→稱重，得到沉淀質(zhì)量為m2 g 并用方案I的方法計算結果。 根據(jù)方案Ⅲ，從理論上講，下列說法正確的是________（填序號） a．方案I比方案Ⅲ的計算結果要低 b．方案I比方案Ⅲ的計算結果要高 c．m1=m2 ，方案I和方案Ⅲ的結果一樣 d．方案Ⅲ不應根據(jù)方案I的方法計算 （8）上述實驗中，由于操作錯誤所引起的實驗誤差分析正確的是__________（填序號）。 a．方案I中如果沒有洗滌操作，實驗結果將偏小 b．方案I中如果沒有操作Ⅱ，實驗結果將偏大 c．方案Ⅲ中如果沒有洗滌操作，實驗結果將偏小 d．方案Ⅲ中如果沒有操作Ⅱ，實驗結果將偏大 【答案】天平 250mL的容量瓶 過濾 干燥（烘干） 靜置分層后，向上清液中加入鹽酸酸化的氯化鋇，不再產(chǎn)生沉淀，即已沉淀完全 加入最后一滴高錳酸鉀溶液后溶液由無色變?yōu)樽仙以诎敕昼妰?nèi)不褪2MnO4-+5SO32-+6H+=2Mn2++5SO42-+3H2O1323a/40Mbdad （2）取2.500 mL上述溶液,加入足量的鹽酸酸化的BaCl2溶液生成硫酸鋇沉淀過濾洗滌干燥稱量,得到沉淀的質(zhì)量為m1g,操作I為分離固體和液體用過濾,操作Ⅱ為干燥沉淀; （3）判別加入的氯化鋇已經(jīng)過量的方法為:靜置分層后,向上清液中加入鹽酸酸化的氯化鋇,不再產(chǎn)生沉淀,即已沉淀完全; （4）在方案Ⅱ中滴定終點的判斷方法是加入最后一滴后溶液由無色變?yōu)樽仙?且在半分鐘內(nèi)不褪; （5）酸性KMnO4具有氧化性，SO32-具有還原性，兩者發(fā)生氧化還原反應，離子反應方程式為：2MnO4-+5SO32-+6H+=2Mn2++5SO42-+3H2O； （6）從圖表中4組數(shù)據(jù)可知,消耗的高錳酸鉀的體積分別為：20.95mL、21.00mL、20.05mL、21.05mL，第三組數(shù)據(jù)誤差較大,應舍去, 高錳酸鉀平均消耗的溶液體積 V=(20.95mL+21.00mL+21.05mL)/3=21.00mL,消耗高錳酸鉀的物質(zhì)的量為a mol/L0.021L=0.021amol結合化學方程式定量關系計算, 2MnO4-~5SO32-可知，50.00 mL的上述溶液中含有亞硫酸鈉的物質(zhì)的量為0.021amol5/2=21a/400mol,則Mg固體中亞硫酸鈉的物質(zhì)的量為21a/400mol250mL/50mL=21a/80mol,所以亞硫酸鈉的純度為：21a/80mol126g/molMg100%=1323a/40M; （6）A．方案I中如果沒有洗滌操作,測得生成硫酸根鋇質(zhì)量增大,則亞硫酸鈉的質(zhì)量偏小,故a正確; B．方案I中如果沒有操作Ⅱ,測得生成硫酸鋇質(zhì)量增大,則亞硫酸鈉的質(zhì)量偏小,故b錯誤; C．方案Ⅲ中如果沒有洗滌操作,測得生成硫酸鋇質(zhì)量增大,則測定結果偏大,故c錯誤; D．方案Ⅲ中如果沒有操作Ⅱ,測得生成硫酸鋇質(zhì)量增大,被氧化的亞硫酸鈉質(zhì)量增大,測定結果偏大,故d正確.因此，本題正確答案是:ad。 考點一：水電離的c(H＋)或c(OH－)的計算 1、常溫下，中性溶液c(OH－)＝c(H＋)＝10－7 molL－1 2、溶質(zhì)為酸的溶液 ①來源 OH－全部來自水的電離，水電離產(chǎn)生的c(H＋)＝c(OH－)。 ②實例 如計算pH＝2的鹽酸溶液中水電離出的c(H＋)，方法是先求出溶液的c(OH－)＝Kw/10－2＝10－12 molL－1，即水電離出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12 molL－1。 3、溶質(zhì)為堿的溶液 ①來源 H＋全部來自水的電離，水電離產(chǎn)生的c(OH－)＝c(H＋)。 ②實例 如計算pH＝12的NaOH溶液中水電離出的c(OH－)，方法是先求出溶液的c(H＋)＝Kw/10－2＝10－12 molL－1，即水電離出的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12 molL－1。 4、水解呈酸性或堿性的鹽溶液 ①pH＝5的NH4Cl溶液中H＋全部來自水的電離，由水電離的c(H＋)＝10－5 molL－1，c(OH－)＝10－9 molL－1，是因為部分OH－與部分NH結合； ②pH＝12的Na2CO3溶液中OH－全部來自水的電離，由水電離出的c(OH－)＝10－2 molL－1。 【方法技巧】水電離的c(H＋)或c(OH－)的計算技巧(25℃時) （1）中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1.010－7molL－1。 （2）酸或堿抑制水的電離，水電離出的c(H＋)＝c(OH－)＜10－7 molL－1，當溶液中的c(H＋)＜10－7 molL－1時就是水電離出的c(H＋)；當溶液中的c(H＋)＞10－7 molL－1時，就用10－14除以這個濃度即得到水電離的c(H＋)。 （3）可水解的鹽促進水的電離，水電離的c(H＋)或c(OH－)均大于10－7 molL－1。若給出的c(H＋)＞10－7 molL－1，即為水電離的c(H＋)；若給出的c(H＋)＜10－7 molL－1，就用10－14除以這個濃度即得水電離的c(H＋)。 【典型例題4】【甘肅靜寧縣一中2018-屆10月月考】25℃時，下列四種溶液中，由水電離生成的氫離子濃度之比 （ ） ①pH=0的鹽酸 ②0.1 mol/L的鹽酸 ③0.01 mol/L的NaOH溶液 ④pH=14的NaOH溶液 A． 1∶10∶100∶1 B． 1∶10-1∶10-12∶10-14 C． 14∶13∶12∶14 D． 14∶13∶2∶1 【答案】A 【點評】本題考查了水的電離以及相關計算，解題關鍵：理解酸或堿抑制水電離，酸溶液中氫氧根離子是水電離的，堿溶液中氫離子是水電離。 【遷移訓練4】【上海長寧區(qū)2018屆高三上期末】常溫下，下列溶液中水的電離程度最大的是 （ ） A． pH=0的硫酸 B． 0.01mol/L NaOH溶液 C． pH=10的純堿溶液 D． pH=5的氯化銨溶液 【答案】D 考點二：加水稀釋pH變化及曲線 1、強酸溶液，被稀釋10n倍，溶液的pH增大n(溶液的pH不會大于7)。 2、強堿溶液，被稀釋10n倍，溶液的pH減小n(溶液的pH不會小于7)。 3、加水稀釋時pH值的變化規(guī)律（圖像） （1）等物質(zhì)的量濃度的鹽酸(a)與醋酸(b) 物質(zhì)的量濃度相同的強酸和弱酸稀釋相同倍數(shù)，溶液的pH變化不同，強酸的pH增大快；若加水稀釋到相同pH，強酸加水多。 （2）等pH的鹽酸(a)與醋酸(b) pH相同的強酸與弱酸，加水稀釋相同倍數(shù)，溶液的pH變化不同，強酸的pH變化大；若加水稀釋到相同pH，弱酸加水多。 【典型例題5】【北師大學附中2018屆高三上學期期中】25℃時，pH=3的鹽酸和醋酸各1mL分別加水稀釋，pH隨溶液體積變化的曲線如下圖所示。下列說法不正確的是 （ ） A． 曲線I代表鹽酸的稀釋過程 B． a溶液的導電性比b溶液的導電性強 C． b溶液中和氫氧化鈉的能力強于a溶液 D． 將a、b兩溶液加熱至30℃，變小 【答案】B 【點評】本題考查一元強酸和一元弱酸稀釋后圖像的分析，解題的關鍵是曲線的判斷。強酸和弱酸稀釋同等倍數(shù)，由于加水稀釋促進弱酸的電離，強酸pH的改變值大于弱酸pH的改變值。需要注意溶液導電能力的強弱取決于溶液中離子物質(zhì)的量濃度的大小和離子所帶電荷數(shù)，酸溶液中和堿的能力取決于酸的物質(zhì)的量的大小。 【遷移訓練5】【安徽合肥2018年高三第二次質(zhì)檢】常溫下，將pH均為3，體積均為V0的HA和HB溶液，分別加水稀釋至體積V，pH隨1g的變化如右圖所示。下列說法正確的是 （ ） A． 稀釋相同倍數(shù)時：c(Aˉ)>c(Bˉ-) B． 水的電離程度：b=c>a C． 溶液中離子總物質(zhì)的量：b>c>a D． 溶液中離子總濃度：a>b>c 【答案】B 考點三：pH相關計算 1、總體原則 （1）若溶液為酸性，先求c(H+)，再求pH； （2）若溶液為堿性，先求c(OH-)，再由c(H+)=求c(H+)，最后求pH。 2、類型及方法(室溫下) （1）單一溶液pH的計算 ①強酸溶液，如HnA，設濃度為c mol/L，c(H+)=nc mol/L，pH=-lgc(H+)=-lg(nc)。 ②強堿溶液，如B(OH)n，設濃度為c mol/L，c(OH-)=nc mol/L，c(H+)=mol/L，pH=-lgc(H+)=14+lg(nc)。 （2）酸、堿混合pH計算 ①兩強酸混合：直接求出c(H＋)混，再據(jù)此求pH。 c混(H+)= ②兩強堿混合：先求出c(OH－)混，再據(jù)Kw求出c(H＋)混，最后求pH。 c混(OH-)= ③強酸、強堿混合(一者過量) 先判斷哪種物質(zhì)過量，再由下式求出溶液中H＋或OH－的濃度，最后求pH。 c(H＋)混或c(OH－)混＝ 將強酸、強堿溶液以某體積之比混合，若混合液呈中性，則c(H＋)∶c(OH－)、V堿∶ V酸、pH酸＋pH堿有如下規(guī)律(25 ℃)：因c(H＋)酸V酸＝c(OH－)堿V堿，故有＝。在堿溶液中c(OH－)堿＝，將其代入上式得c(H＋)酸c(H＋)堿＝，兩邊取負對數(shù)得pH酸＋pH堿 ＝14－lg。 現(xiàn)舉例如下： V酸∶V堿 c(H＋)∶c(OH－) pH酸＋pH堿 10∶1 1∶10 15 1∶1 1∶1 14 1∶10 10∶1 13 m∶n n∶m 14＋lgm/n 【典型例題6】【2018年10月5日 《每日一題》】常溫下，下列有關說法正確的是(混合后溶液體積變化忽略不計) （ ） A． 將pH=2的鹽酸和pH=5的稀硫酸等體積混合，混合液的pH=3.5 B． 將pH=11的NaOH溶液和pH=13的Ba(OH)2溶液等體積混合，混合液的pH=12 C． 將pH=2的H2X溶液稀釋至原來的1 000倍，得到混合溶液的pH=5 D． 將pH=1的鹽酸和0.1 molL-1 的Ba(OH)2溶液等體積混合，混合液的pH=12.7 【答案】D 【點評】解答本題時需要注意：（1）堿溶液與堿溶液混合后溶液一定呈堿性，必須先求混合液中c（OH-），再根據(jù)水的離子積計算混合液中c（H+）；（2）強酸溶液與強堿溶液混合一定發(fā)生中和反應，必須判斷混合溶液的性質(zhì)再計算，若酸過量直接求過量的c（H+），若恰好完全反應則溶液呈中性，若堿過量必須先求過量的c（OH-）；（3）稀釋溶液時對弱電解質(zhì)的電離平衡起促進作用。 【遷移訓練6】【黑龍江哈爾濱六中2018屆上學期期中】某溫度下Kw＝10－13，在此溫度下，將pH＝a的NaOH溶液Va L與pH＝b的H2SO4溶液Vb L混合，下列說法正確的是 （ ） A． 若所得混合液為中性，且a＝12，b＝2，則Va∶Vb＝1∶1 B． 若所得混合液為中性，且a＋b＝12，則Va∶Vb＝100∶1 C． 若所得混合液pH＝10，且a＝12，b＝2，則Va∶Vb＝1∶9 D． 若所得混合液pH＝10，且a＝12，b＝2，則Va∶Vb＝101∶99 【答案】C 【解析】A、若所得混合溶液為中性，且a=12，b=2，因c(OH-)Va=c(H+)Vb，a=12，b=2，則0.1Va=0.01Vb，則Va：Vb=1：10，故A錯誤；B、若所得混合液為中性，則c(OH-)Va=c(H+)Vb，即10a?13Va=10?b Vb，又因為a+b=12，Va：Vb==1013-a-b=10，則Va：Vb=10：1，故B錯誤；C、若所得混合溶液的pH=10，堿過量，c(OH-)==0.001，則Va：Vb=1：9，故C正確；D、根據(jù)C的計算，Va：Vb=1：9，故D錯誤；故選C。 考點四：其它滴定實驗 1、沉淀滴定法 （1）概念：沉淀滴定法是利用沉淀反應進行滴定、測量分析的方法。生成沉淀的反應很多，但符合條件的卻很少，實際上應用最多的是銀量法，即利用Ag＋與鹵素離子的反應來測定Cl－、Br－、I－濃度。 （2）原理：沉淀滴定所用的指示劑本身就是一種沉淀劑，滴定劑與被滴定物反應的生成物的溶解度要比滴定劑與指示劑反應的生成物的溶解度小，否則不能用這種指示劑。如用AgNO3溶液滴定溶液中的Cl－的含量時常以CrO為指示劑，這是因為AgCl比Ag2CrO4更難溶的緣故。 2、氧化還原滴定 以氧化還原反應為基礎的分析方法。它以氧化劑或還原劑為滴定劑，直接滴定一些具有還原性或氧化性的物質(zhì)；或者間接滴定一些本身并沒有氧化性或還原性，但能與某些氧化劑或還原劑起反應的物質(zhì)。氧化滴定劑有高錳酸鉀溶液、重鉻酸鉀溶液、碘水溶液等；還原滴定劑有亞鐵鹽溶液、抗壞血酸水溶液(即維生素C)等。 【典型例題7】【四川雅安中學2019屆高三上學期開學考試】葡萄酒中抗氧化劑的殘留量是以游離SO2的含量計算，我國國家標準（GB2760－2014）規(guī)定葡萄酒中SO2的殘留量≤0.25g/L。某興趣小組設計實驗方案對葡萄酒中SO2進行測定。設計方案如下： （1）用圖甲裝置（加持裝置略）蒸餾并收集餾分SO2，實驗時B中加入100.00mL葡萄酒樣品和適量鹽酸，加熱使SO2全部逸出，在C中收集餾分。 ①若C中盛裝H2O2溶液，則SO2與其完全反應的化學方程式為_________________________。除去C中過量的H2O2，然后用0.04000mol/LNaOH標準溶液進行滴定，滴定前排氣泡時，應選擇圖乙中的_________（填序號） ②滴定至終點消耗NaOH溶液25.00mL，據(jù)此計算葡萄酒中SO2含量為____________g/L。 （2）由于蒸餾時鹽酸易揮發(fā)，該測定結果比實際值偏高，因此改進實驗方案時可將鹽酸改為稀硫酸，或者采取以下措施： ①將圖甲裝置C中盛裝的液體改為H2O，且餾分無揮發(fā)，改用0.01000 mol/L 標準I2溶液滴定，反應的化學方程式為SO2+I2+2H2O=H2SO4+2HI，可選擇________作指示劑，滴定終點的現(xiàn)象是_____________。 ②鹽酸雖然對此實驗無干擾，但由于在上述實驗過程中，存在空氣的氧化作用，會使測定結果___________（填“偏高”“偏低”或“不變”）。 【答案】H2O2+SO2=H2SO4 III 0.32 淀粉溶液 當最后一滴I2溶液滴下，溶液由無色變?yōu)樗{色，且30秒內(nèi)不變色 偏低 （2）①改用0.01000mol?L-1標準I2溶液滴定，選擇淀粉溶液做指示劑，滴定終點的現(xiàn)象是：滴入最后一滴溶液變藍色半分鐘不變化證明反應達到終點，故答案為：淀粉溶液；當最后一滴I2溶液滴下，溶液由無色變?yōu)樗{色，且30秒內(nèi)不變色； ②由于在上述實驗過程中，存在空氣的氧化作用，部分二氧化硫被氧化，使得消耗的標準溶液體積減小，測定結果偏低，故答案為：偏低。 【點評】本題考查了探究物質(zhì)的組成、測量物質(zhì)的含量的方法，試題涉及了二氧化硫性質(zhì)、中和滴定的計算，要求學生掌握探究物質(zhì)組成、測量物質(zhì)含量的方法，明確二氧化硫的化學性質(zhì)及中和滴定的操作方法及計算方法是解題的關鍵。本題的易錯點為誤差的分析，要注意從反應原理分析判斷。 【遷移訓練7】【黑龍江省哈爾濱市第十八中學2018屆高三第一次月考】（1）配平氧化還原反應方程式： ____C2O＋____MnO＋____H＋===____CO2↑＋____Mn2＋＋____H2O （2）稱取6.0 g含H2C2O42H2O、KHC2O4和K2SO4的試樣，加水溶解，配成250 mL溶液。量取兩份此溶液各25 mL，分別置于兩個錐形瓶中。 ①第一份溶液中加入酚酞試液，滴加0.25 molL－1NaOH溶液至20 mL時，溶液由無色變?yōu)闇\紅色。該溶液被中和的H＋的總物質(zhì)的量為________mol。 ②第二份溶液中滴加0.10 molL－1的酸性高錳酸鉀溶液。 KMnO4溶液在滴定過程中作________(填“氧化劑”或“還原劑”)，該滴定過程________(填“需要”或“不需要”)另加指示劑。滴至16 mL時反應完全，此時溶液顏色由________變?yōu)開_________。 【答案】 5 2 16 10 2 8 0.005 A氧化劑 不需要 無色 淺紫紅色 （2）①溶液由無色變?yōu)闇\紅色，溶液中H2C2O4、KHC2O4完全反應，依據(jù)反應： H++OH-=H2O 1 1 n 0.25mol/L0.02L 解得n=0.005mol； ②原溶液無色，而KMnO4為紫紅色，則滴定時不需要再滴加指示劑，滴定過程中KMnO4是氧化劑，H2C2O4和KHC2O4為還原劑，當溶液中的H2C2O4和KHC2O4反應完全時，溶液呈紫紅色，即滴定終點時溶液由無色變?yōu)闇\紅色。