高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí)：水的電離和溶液的酸堿性（講義）（解析版）

第29講水的電離和溶液的酸堿性

目錄

考情分析【提升?必考題型歸納】

網(wǎng)絡(luò)構(gòu)建考向1考查溶液酸堿性的判斷

1考點一水的電離與離子積常數(shù)考向2考查pH的計算

【夯基?必備基礎(chǔ)知識梳理】

3考點三酸堿中和滴定及其應(yīng)用

知識點1水的電離

【夯基?必備基礎(chǔ)知識梳理】

知識點2水的離子積常數(shù)

知識點1中和滴定

【提升?必考題型歸納】

知識點2氧化還原滴定

考向1考查水的電離平衡的影響因素

知識點3沉淀滴定

考向2考查水電離出的c(H+廂c(OH-)的

【提升?必考題型歸納】

計算

考向1考查中和滴定的操作與指示劑的選

2考點二溶液的酸堿性、pH計算擇

【夯基?必備基礎(chǔ)知識梳理】考向2考查中和滴定誤差分析

知識點1溶液的酸堿性考向3考查中和滴定的應(yīng)用

知識點2pH及其測量

真題感悟

知識點3溶液pH的計算

考點要求考題統(tǒng)計考情分析

2023湖南卷12題，3分分析近三年高考試題，高考命題在本講有以下規(guī)律：

水的電離與離子積2022浙江1月卷17題，2分1.從考查題型和內(nèi)容上看，高考命題以選擇題和非

常數(shù)2021浙江6月卷23題，2分選擇題呈現(xiàn)，考查內(nèi)容主要有以下兩個方面：

2023浙江1月卷13題，2分(1)以電解質(zhì)溶液為背景，考查水的電離程度變化或比

溶液的酸堿性、pH

2022浙江1月卷1題，2分較等；

計算

2021浙江1月卷17題，2分(2)與物質(zhì)制備相結(jié)合，考查中和滴定及拓展滴定。

2.從命題思路上看，側(cè)重以電解質(zhì)溶液圖像、綜合

實驗、化工流程為載體，考查水的電離程度、溶液酸

堿性、pH計算、滴定分析。

2023湖南卷12題，3分3.根據(jù)高考命題的特點和規(guī)律，復(fù)習(xí)時要注意以下幾

酸堿中和滴定2022浙江6月卷23題，2分個方面：

2021湖南卷9題，4分(1)強化電離平衡理論的理解，運用化學(xué)平衡移動原理

和化學(xué)平衡常數(shù)對電離平衡進行定性和定量分析；

(2)強化電離平衡常數(shù)的運用，特別是電離常數(shù)的計算

以及電解質(zhì)溶液圖像的分析，能夠試圖求K。

(1)酸性溶液：c(H+)>c(OH-)f常溫下，

pH<7o

溶

液酸(2)中性溶液：4H+)=c(OH-),常溫下,

的

電離方程式堿性pH二7。

斷

)|水的電離平衡判

吸熱過程(3)堿性溶液：c(H+)<c(OH-)f常溫下，

pH>7。

溫度

酸

單一溶液的pH計算

堿影響水的

電離平衡混合溶液的計算

水的電離和pH

鹽的因素

溶液的pH測量方法

與水反應(yīng)的金屬

原理

表達式

實驗用品

數(shù)值

滴定前的準備

影響因素

/水的離子積滴定

適用范圍中和滴XE步驟

滴定終點的判斷

意義

數(shù)據(jù)處理

應(yīng)用

考點一水的電離與離子積常數(shù)

礎(chǔ)知識推理

知識點1水的電離

1.水是極弱的電解質(zhì)

簡寫為+

①水的電離方程式為H2O+H2OHcZ+oirH2OH+OH?

②水的電離常數(shù)表達式H(H；(a，H)。

【易錯提醒】任何情況下，水電離產(chǎn)生的c(H+)、C(OIT)總是相等的。25℃時，純水中C(H+)=C(OIT)=1X10

mol-L

2.水的電離過程吸熱

3.影響水的電離平衡的因素

溫度溫度升高，水的電離平衡向正方向移動。

加酸或堿會抑制(填“促進”或“抑制”)水的電離。

加能水解

可與水電離出的H+或OJT結(jié)合，使水的電離平衡正向移動。

的鹽

加Na、K等

會抑制(填“促進”或“抑制”)水的電離。

活潑金屬

4.外界條件對水電離平衡的具體影響

系變化

平移方向Kw水的電離程度c(OH)c(H+)

條件

HC1逆不變減小減小增大

NaOH逆不變減小增大減小

Na2cO3正不變增大增大減小

水解鹽

NH4CI正不變增大減小增大

升溫正增大增大增大增大

溫度

降溫逆減小減小減小減小

加入Na正不變增大增大減小

【易錯提醒】(1)給水加熱，水的電離程度增大，c(H+)>10_7molL-1,pH<7,但水仍顯中性。

(2)酸、堿能抑制水的電離，故室溫下，酸、堿溶液中水電離產(chǎn)生的c(H+)<lxl()-7moi.L-i,而能水解的鹽溶

液中水電離產(chǎn)生的c(H+)[或c(OH")]>lxlO_7molL-1?

知識點2水的離子積常數(shù)

l.Kw表達式：在一定溫度下，當水的電離達到平衡時，電離產(chǎn)物H+和OH「濃度之積是一個常數(shù)，記作品

=c(H+)-c(OH-)o

2.Kw數(shù)值:室溫下：品=1x10-4；100℃時:Kw=1x10-12。

3.Kw影響因素：只與溫度有關(guān)，升高溫度，Kw增大。

4.Kw適用范圍：心不僅適用于純水，也適用于稀的電解質(zhì)水溶液。

5.Kw意義：人揭示了在任何水溶液中均存在H+和OH,只要溫度不變，降不變。

6.Kw曲線分析

如圖兩條曲線表示兩個不同溫度下，水溶液中c(H+)與c(OIF)的關(guān)系圖。

nc(H+)/(mol/L)

①由于水的電離是吸熱過程，升高溫度促進水電離，水的離子積常數(shù)增大，所以T>25℃。

②兩條曲線上任意點均有Kw=c(H+)-c(OH」)。

③a點和c點溶液：c(H+)=C(OH-)，呈中性。

④b點溶液：c(H+)>C(OH\呈酸性。

⑤d點溶液：c(OH)>c(H+),呈堿性。

⑥升高溫度不能使a點(中性)變?yōu)閐點(堿性)。

【易錯警示】⑴在不同溶液中,c(H+)、c(OH-)可能不同，但任何溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H+)、c(OH-)總是相等

的。在Kw的表達式中,c(H+)、c(OH-)均表示整個溶液中H+、OH總的物質(zhì)的量濃度而不是單指由水電離出

的c(H+)、C(OH)O

(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，即25℃o

?■提升?必考題型歸納

考向1考查水的電離平衡的影響因素

例1.(2023?廣西統(tǒng)考二模)常溫常壓下，某同學(xué)向20.00mLcomol?L-i氨水中逐滴加入O.lOOOmoM/i的鹽酸,

實驗測得溶液的pH隨加入鹽酸體積的變化如圖所示，其中N點為反應(yīng)終點(此時鹽酸與氨水恰好完全反應(yīng)),

此時消耗鹽酸的體積為17.20mL。下列說法中正確的是

A.選擇甲基橙作指示劑，比選用酚酰作指示劑的誤差大

B.M點的溶液中存在：C(NH3?H2O)>C(C1-)>C(NH)

+

C.N點溶液中:C(H)-C(OH)<C(C1-)-C(NH3?H2O)

D.P、M、N三點對應(yīng)溶液中水的電離程度最大的為M點

【分析】N點溶質(zhì)是NH4CI,M點消耗鹽酸的體積是N點的一半，則溶液的溶質(zhì)是NH3-H2O和NH4C1,并

且物質(zhì)的量相等。

【解析】A.鹽酸滴定氨水，生成氯化鏤，溶液偏酸性，故用甲基橙做指示劑比酚酰做指示劑誤差小，故A

錯誤；B.根據(jù)圖像，M點溶液顯堿性，說明NH3H2O的電離程度大于NH：的水解程度,

c(NH：)>C(C1-)>C(NH3.H2O),故B錯誤；C.N點為反應(yīng)終點，鹽酸與氨水恰好完全反應(yīng)得到NH4cl溶液,

+

根據(jù)電荷守恒：c(H)+c(NH：)=c(OH-)+c(Cl-),此時溶液呈酸性，c(NH：)>c(NH3-H2O),則

++

C(H)+C(NH3-H20)<C(C1-)+C(0H^),C(H)-C(OH-)<C(C1-)-C(NH3-H2O),故C正確；D.氨水中由于NH3H2O

的電離抑制水的電離，加入鹽酸后生成NH4CI,NH：的水解促進水的電離，N點為反應(yīng)終點，P、M、N三

點對應(yīng)溶液中水的電離程度最大的為N點，故D錯誤；故答案為：Co

【答案】C

【變式訓(xùn)練】(2023?天津?校聯(lián)考模擬預(yù)測)25℃時，向lOOmLOOlmoLL-的NaHA

溶液中分別加入濃度均為O.Olmol?17'的NaOH溶液和鹽酸，混合溶液的pH隨所

加溶液體積的變化如圖所示(忽略過程中的體積變化)。下列說法不正確的是

A.25℃時，H2A的第二步電離平衡常數(shù)約為10-6

B.水的電離程度：N>M>P

C.隨著鹽酸的不斷滴入，最終溶液的pH小于2

D.M點時溶液中存在：2c(A2)+c(HA)=c(Na+)

【分析】NaHA溶液中加入NaOH溶液，發(fā)生NaHA+NaOH=Na2A+H2O,pH隨著NaOH溶液的加入逐步增

大，M曲線代表加入NaOH,NaHA溶液中加入HC1,發(fā)生NaHA+HCkNaCl+HzA,pH隨著鹽酸的加入逐

步減小，P曲線代表加入HC1；

【解析】A.起點時，O.Olmol/LNaHA溶液的pH=4,溶液顯酸性，電離方程式為HA-UIT+A〉，

c(H+)-c(A2)io-4xlO-4

+24V6

c(H)=c(A-)=10-mol/L,c(HA)=0.01mol/L,因此第二步電離方程式為Ka2=\=--------=10,

clHAJ0.01

故A說法正確；B.根據(jù)上述分析，加入NaOH溶液體積0?100mL,水的電離程度逐漸增大，當加入

lOOmLNaOH時，此時溶液溶質(zhì)為NazA,水的電離程度達到最大，加入鹽酸溶液，抑制水的電離，因此水

的電離程度為N>M>P,故B說法正確；C.鹽酸為強酸，完全電離，假設(shè)HA-完全電離，溶液中c(H+)=

0.01x100”3「xlO3RO]1noi/L,但HA-屬于弱酸酸式根，不能完全電離，因此溶液中c(H+)<

(100+V)10

O.Olmol/L,最終溶液的pH不會小于2,故C說法錯誤；D.根據(jù)電荷守恒有

c(H+)+c(Na+)=c(OH)+c(HA-)+2c(A2-),M點溶液的pH=7,c(H+)=c(OH),即有c(Na+)=c(HA-)+2c(A2)故D

說法正確；答案為C。

【答案】C

【名師助學(xué)】外界條件對水的電離平衡的影響

系變化平衡移水的電

條件、Kwc(OH-)c(H+)

動方向離程度

酸逆不變減小減小增大

堿逆不變減小增大減小

可水解Na2CO3正不變增大增大減小

的鹽

NH4Cl正不變增大減小增大

升溫正增大增大增大增大

溫度

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

考向2考查水電離出的c(H+)和c(OH-)的計算

例2.(2023?江西上饒?校聯(lián)考二模)25。(2時,向20mLO.lOmoLL口的

一元酸HA(Ka=1.0xl(F2)中逐滴加入0.10mol-L-1NaOH溶液，溶液

pH隨加入NaOH溶液體積的變化關(guān)系如圖所示，下列說法正確的是

A.a點時,c(H+)+0.1=c(HA)+c(OH-)

B.b點時水電離出的c(OH-)=10-2mol-L1

C.滴加NaOH溶液過程中，不存在c(H+)>c(A-)>c(Na+)>c(OH)

D.c點時,c(Na+)-c(A-)-c(H+)=c(OH)

【分析】由圖可知,a點溶液pH為2,由HA的電離常數(shù)黑)

=1.0x10—2可知，溶液中A一離子濃度與HA的濃度相等，則反應(yīng)所得溶液為NaA和HA的混合溶液；由電

離常數(shù)K*c(A,c(H,)可知，NaA的水解常數(shù)為K/,=c(HA)c(OH)=}=1.0x1°：=1.0xl(F%由圖可知，

c(HA)c(A-)&l.OxlO-2

b點溶液pH為12,則溶液中A一離子濃度是HA的濃度的10"倍，反應(yīng)所得溶液為NaA和NaOH的混合溶

液。

【解析】A.由分析可知，a點為A—離子濃度與HA的濃度相等的NaA和HA的混合溶液，溶液中存在電

0.10moVLxlQ-3VL

荷守恒關(guān)系c(Na+)+c(H+)=c(A—)+c(OH-),溶液中鈉離子濃度為#0.1moVL,則溶液中

(20+V)xW3L

(H+)+0.1^c(HA)+c(0H3，故A錯誤；B.由分析可知，b點為NaA和NaOH的混合溶液，則溶液中水電

離出的氫氧根離子濃度小于10、mol/L,故B錯誤;C.若溶液中離子濃度的關(guān)系為c(H+)>c2>c(Na+)>c

(OH),溶液中陽離子的電荷總數(shù)大于陰離子電荷總數(shù)，不符合電荷守恒的原則，所以滴加氫氧化鈉溶液過

程中，溶液中不存在c(H+)>c(A-)>c(Na+)>c(OH)故C正確；D.由圖可知，c點時溶液pH為7,溶

液中氫離子濃度與氫氧根離子濃度相等，則由電荷守恒關(guān)系c(Na+)+c(H+)=c(A—)+c(OH—)可知，溶液中離

子濃度的關(guān)系為c(Na+)=c(A.)>c(H+)=c(OH),故D錯誤；故選C。

【答案】C

【變式訓(xùn)練】(2023?福建泉州?福建省泉州第一中學(xué)?？寄M預(yù)測)25℃時，用0.10mol/L的氨水滴定

10.00mL0.05mol/L二元酸H2A溶液，滴定過程中加入氨水的體積(V)與

c(OH)

溶液中坨告身的關(guān)系如圖所示。下列說法正確的是

A.H2A屬于二元弱酸

2

B.O點溶液中,c(NH：)+c(NH3-H2O)=2C(A')

C.N點溶液中，水電離c(H+)=l(T6moi/L

5585

D.P點溶液中，c(NH3.H2O)=(lO-IO)mol/L

c(OH)

【分析】起點M點lg'\/=一12,根據(jù)c(H+)xc(OH-尸Kw,得出c(H+)=0.1mol/L,說明二元酸為強酸，P

CH

點是加入10ml的氨水，氨水正好中和了一半的酸，O點坨=0,說明正好溶液呈中性

cH

【解析】A.從M點分析，c(H+)=0.1mol/L,0.05mol/L二元酸應(yīng)該為強酸，故A錯誤；B.。點呈中性，根

據(jù)電荷守恒有C(NH；)+C(H+)=2C(A2)+C(OH),c(H+)=c(OH-),得出c(NH：)=2c(A2'),故B選項錯誤；C.N

點酸過量，水電離受到抑制，水電離的H+濃度小于lO-mol/L,故C錯誤；D.P點加氨水為10ml,酸堿正

c(OH)

好完全中和生成正鹽，坨=3再根據(jù)c(H+)xc(OH尸Kw,得出C(H+)=10-，5,C(OH-)=10*,溶液中

c(H)

存在質(zhì)子守恒即C(H+)=C(OH)+C(NH3.HQ),得出故D正確；答案

選D。

【答案】D

【技巧歸納】水電離的c(H+)或c(OJT)的計算技巧(25℃時)

⑴中性溶液：c(H+)=c(OH)=LOxKF?moll—。

(2)酸或堿溶液：酸、堿抑制水的電離，酸溶液中求c(OH),即C(H+)HQ=C(OH-)H,O=C(OJT),堿溶液

中求c(H+),即C(OH「)H,O=C(H+)HQ=C(H+),計算出溶液中的c(H+)和C(OJT),數(shù)值小的為水電離的C(H

+)或c(OJT)數(shù)值。

(3)可水解的鹽溶液：水解的鹽促進水的電離，故C(H+)HQ等于顯性離子的濃度，計算出溶液中的c(H+)和

c(OH"),數(shù)值大的為水電離的c(H+)或c(OJT)數(shù)值。

(3)酸式鹽溶液

酸式根以電離為主：C(H+)H,。=c(OH)HiO=c(OH).

酸式根以水解為主：C(H+)HQ=C(OH-)HQ=C(OH3O

考點二溶液的酸堿性、pH計算

夯基?必備基礎(chǔ)知識梳理

知識點1溶液的酸堿性

溶液的酸堿性取決于溶液中c(H+)和c(OlT)的相對大小。

1.酸性溶液：任意溫度，C(H+)>C(OJT)或c(H+)>后mol.L-i,常溫下，pH<7。

2.中性溶液：任意溫度，C(H+)=C(OFF)或c(H+)=同常溫下，pH=7。

3.堿性溶液：任意溫度，C(H+)<C(OJT)或c(H+)<痛mol.L」常溫下，pH>7。

【易錯提醒】(1)溶液中c(H+)越大，C(OIT)越小，溶液的酸性越強，堿性越弱；溶液中c(H+)越小，c(OH)

越大，溶液的堿性越強，酸性越弱。

(2)pH=7或c(H+)=l()-7molL-i的溶液不一定呈中性，因水的電離與溫度有關(guān)，常溫時，pH=7的溶液呈

中性，100°C時，pH=6的溶液呈中性。

知識點2PH及其測量

1.計算公式：pH=—lgc(H+)o

2.測量方法

①pH試紙法：迅速測定溶液的pHo

常用的pH試紙有廣泛pH試紙和精密pH試紙，廣泛pH試紙可以識別的pH差約為1。

pH試紙的使用方法如下：

a.測定溶液的pH：用鑲子夾取一小塊試紙放在潔凈的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待測液點在試紙的

中央，變色后與標準比色卡對照，即可確定溶液的pH。

b.檢驗氣體的酸堿性：先把試紙潤濕，粘在玻璃棒的一端，再送到盛有待測氣體的容器口附近，觀察顏色的

變化，判斷氣體的性質(zhì)。

【易錯提醒】1.使用pH試紙測溶液pH時用蒸儲水潤濕相當于將待測液稀釋；

2.不能用pH試紙測定“漂白性”溶液的pH；

3.使用pH試紙測溶液的pH,讀數(shù)只讀取整數(shù)，如pH=2；

4.pH的使用范圍0?14。

②pH計測量法:精密測量溶液的pH。

3.溶液的酸堿性與pH的關(guān)系(常溫下)：

c(OH-)/mol-LT10-141(尸1

(?(H+)/molL-11IO"10-14

1________________|,

pH0714

蔽性增強中堿性增城

性

4.溶液pH的計算

(1)單一溶液的pH計算

強酸溶液：如H〃A,設(shè)濃度為cmoLL「i,c(H+)=wcmol-L_1,pH=-lgc(H+)=-lg(nc)o

10-14

強堿溶液(25℃)：如B(OH》”設(shè)濃度為cmolL-1,c(H+)=-^-mol-L1,pH=-1gc(H+)=14+lg(MC)?

(2)混合溶液pH的計算類型

①兩種強酸混合：直接求出c(H+)海，再據(jù)此求pH。c(H+)混=，(才)??；：」『)2"。

Vid-V2

②兩種強堿混合:先求出C(OIT)源,再據(jù)Kw求出c(H+)海,最后求pH°c(OHF=。9H，2勺

VI十V2

③強酸、強堿混合：先判斷哪種物質(zhì)過量，再由下式求出溶液中H+或OH-的濃度，最后求pH。

..+、一,一、\c(H+)?V?-C(OH)堿V?|

c(H)祀或c(OH)L---------------理證----------。

【規(guī)律總結(jié)】稀釋規(guī)律：酸、堿溶液稀釋相同倍數(shù)時，強電解質(zhì)溶液比弱電解質(zhì)溶液的pH變化幅度大，但

不管稀釋多少倍，最終都無限接近中性。

5.酸堿混合規(guī)律

(1)等濃度等體積一元酸與一元堿混合的溶液——“誰強顯誰性，同強顯中性”。

(2)25℃時，等體積pH之和等于14的一強一弱酸堿混合溶液一“誰弱誰過量，誰弱顯誰性”。

(3)強酸、強堿等體積混合(25℃時)

①pH之和等于14呈中性；

②pH之和小于14呈酸性；

③pH之和大于14呈堿性。

.提升?必考題型歸納

考向1考查溶液酸堿性的判斷

例1.(2023?上海黃浦?二模)下列溶液一定呈中性的是

A.PH=7的溶液B.等物質(zhì)的量的強酸和強堿反應(yīng)得到的溶液

C.c(H+)=c(OH—)的溶液D.紫色石蕊試液不變色的溶液

【解析】A.pH=7的溶液不一定呈中性，如100℃時，水的離子積常數(shù)是IO-%溶液pH=6時呈中性，當

pH=7時溶液呈堿性，故A錯誤；B.等物質(zhì)的量的強酸和強堿反應(yīng)得到的溶液不一定呈中性，如等物質(zhì)的

量的二元強酸硫酸與一元強堿氫氧化鈉混合反應(yīng)時，硫酸溶液過量，溶液呈酸性，故B錯誤；C.氫離子濃

度與氫氧根離子濃度相等的溶液一定呈中性，故C正確；D.紫色石蕊試液不變色的溶液pH在5—8范圍

間，溶液可能為酸性，或中性，或堿性，故D錯誤；故選C。

【答案】C

【變式訓(xùn)練】(2023?陜西西安?陜西師大附中校考模擬預(yù)測)常溫下，向某一元酸HR溶液中滴加一元堿BOH

c(B+)C(R]/、

溶液，混合溶液的或1g濡?與pH變化的關(guān)系如圖所示。下列敘述正確的是()

c(R-)1g0

A.M線表示1g示益隨pH的變化gc(BOH)

或

B.BR溶液呈堿性山

BC(HR)

C.若溫度升高，兩條線均向上平移

D.常溫下，0.1mol?IJlNaR溶液的pH=10pH

c(B+),、c(B+)cR

【解析】根據(jù)J，、xcOH-=不可知:晨么J根據(jù)扁xc(H+)=Ka可知:

c(BOH)'>bc(BOH)cOH

C(R)+

1g湍c今=lgKb-lgc(OH-)的值逐漸減小，1cg=lgKa-lgc(H)

=則隨著pH增大,

c(HR)cH

c(B+)C(R]

的值逐漸增大，所以M線表示lgq；o:)隨pH的變化，N線表示1g力石隨pH的變化。

c(B+)c(B+)c(R)

A.根據(jù)分析可知，M線表示lgJ,、隨pH的變化,故A錯誤；B.當lgJ，坨)^時,

c(BOH)c(BOH)c(HR)

c(B+)C(R]/\/\

根據(jù)圖象可知，pH<7,溶液呈酸性，則cH+>cOK,貝U

c(BOH)c(HR)V'V'

c(R),、c(B+),、

+

-^4-xcH=Ka>/\xcOH-=Kb,則BR溶液呈酸性，故B錯誤；C.升高溫度，酸堿的電離平

c(B+)c(R)

衡常數(shù)都變大，則lgJ/、和都增大,兩條線均向上平移，故C正確；D.對于NaR溶液：

c(BOH)c(HR)

R-+H2O^HR+OH-

起始：(mol/L)0.100

平衡：(mol/L)0.1-x~0.1xx

K2

5

由N線上的點可知Ka=10-5,故常溫下水解常數(shù)Kb===10-9,則工=10-9,解得：x=io-mol/L,

40.1

c(H+)=10-9mol/L,pH=9,故D錯誤；故選C。

【答案】C

【思維建模】溶液酸堿性的兩種判斷方法

(1)根據(jù)pH、pOH、進行判斷

pH<pV^<pOH,溶液呈酸性；pH=pOH=W^,溶液呈中性；pOH<pV^<pH,溶液呈堿性。

其中：pOH=—Igc(OfT),p\[K^,^—lg\[K^,pH+pOH=2fr7^。

(2)常溫下，已知pH之和的酸、堿溶液等體積混合所得溶液的酸堿性分析

①兩強混合

a.若pH之和等于14,則混合后溶液顯中性，pH=7。

b.若pH之和大于14,則混合后溶液顯堿性，pH>7o

c.若pH之和小于14,則混合后溶液顯酸性，pH<7?

②一強一弱混合

pH之和等于14時，一元強酸溶液和一元弱堿溶液等體積混合呈堿性；一元強堿溶液和一元弱酸溶液等體

積混合呈酸性。

考向2考查pH的計算

11

例2.(2023?河南新鄉(xiāng)?統(tǒng)考二模)常溫下，用0.11mol-L-NaOH溶液滴定40mL0.025mol-LCuSO4和0.025

1

mol-LMgCl2的混合溶液(含有少量抑制金屬離子水解的硫酸)，pH變化曲線如圖所示[已知：Cu(OH)2和

Mg(OH)2的Ksp分別為2.2x10-2。、5.6x10-12,當

c(X2+)Wl(P5moi[T時認為X2+沉淀完全，lg22=1.34,

lg56=1.75]?下列說法錯誤的是

+

A.a~b段主要發(fā)生反應(yīng)：H+OH=H2O

B.c點時，溶液的pH=6.67

C.能通過調(diào)節(jié)pH分離Cu2+和Mg2+

D.d~e段生成的沉淀為CU(OH)2

【分析】從圖中可以看出，a~b段主要發(fā)生硫酸與NaOH的反應(yīng)，b~c段主要發(fā)生CM+與的反應(yīng)，d~e

段主要發(fā)生Mg2+與OH-的反應(yīng)。

【解析】A.CuSO4和MgCb的混合溶液中含有少量抑制金屬離子水解的硫酸，滴加NaOH時，首先與硫酸

+

發(fā)生反應(yīng)，所以a~b段主要發(fā)生反應(yīng)：H+OH=H2O,A正確；B.c點時，溶液中的CM+完全沉淀，此時

c(Cu2+)=1.0xl0-5mol-L1,則c(OH)=J處@:molL'^xlCF8moi工」，pOH=8--xl.34=7.34,溶液的

Vl.OxlO-52

pH=14-7.34=6.67,B正確；C.b~c段主要發(fā)生CP與OH的反應(yīng)，d~e段主要發(fā)生Mg2+與0日的反應(yīng)，兩

段曲線溶液的pH相差較大，則能通過調(diào)節(jié)pH分離CiP+和Mg2+,C正確；D.因為Ksp[Cu(OH)2]=2.2xl(?2。、

2

KSp[Mg(OH)2]=5.6xlO-i,所以d~e段生成的沉淀為Mg(OH)2,D錯誤；故選D。

【答案】D

【變式訓(xùn)練】(2023.浙江.校聯(lián)考模擬預(yù)測)下列說法不E砸的是

A.相同溫度下，PH相等的氨水、NaOH溶液中，C(OH)相等

B.pH=4的醋酸溶液的物質(zhì)的量濃度大于pH=5的醋酸溶液的10倍

C.pH均為4的鹽酸和氯化銹溶液等體積混合后，所得溶液的pH=4

D.用同濃度的NaOH溶液分別與等體積、等pH的鹽酸和醋酸溶液恰好完全反應(yīng)，鹽酸消耗NaOH溶液的

體積更大

【解析】A.相同溫度下，水的離子積相等，PH相等的氨水、NaOH溶液中，c(H。相等，則溶液中C(OH)

相等，A正確；B.醋酸為弱酸，不能完全電離，濃度越大，電離程度越小，PH=4的醋酸溶液的物質(zhì)的量

濃度為一mol.L-(%為電離度)，pH=5的醋酸溶液的物質(zhì)的量濃度為一mol?!>(a?為電離度)，故前者比

oqa2

后者的10倍還大，B正確；C.pH均為4的鹽酸和氯化鐵溶液等體積混合的瞬間，c(H+)=1.0x107mol.匚，

不發(fā)生變化，錢根離子和一水合氨的濃度瞬間變?yōu)樵瓉淼亩种?，則二者的比值不變，故所得溶液中水

的電離平衡沒有移動，氯化俊的水解平衡沒有移動，混合溶液中c(H+)=LOxl(T4moi1一，PH=4,C正確；

D.醋酸是弱酸，等體積、等pH的鹽酸和醋酸溶液中醋酸的物質(zhì)的量大于鹽酸的物質(zhì)的量，則用同濃度的

NaOH溶液分別與等體積、等PH的鹽酸和醋酸溶液恰好完全反應(yīng)，醋酸消耗NaOH溶液的體積更大，D錯

誤。

故選D。

【答案】D

【思維建?！?.溶液pH的計算總原則

①若溶液為酸性，先求c(H+)o再求pH=—lgc(H+)?

②若溶液為堿性，先求c(OlT)n再求C(H+)=KW/C(OIT)O最后求pH。

2.溶液pH計算的一般思維模型

考點三酸堿中和滴定及其應(yīng)用

?夯基?必備基礎(chǔ)知識梳理

知識點1中和滴定

1.實驗原理

(1)用已知濃度的酸(或堿)滴定未知濃度的堿(或酸)，根據(jù)中和反應(yīng)的等量關(guān)系來測定酸(或堿)的濃度。

(2)利用酸堿指示劑明顯的顏色變化，表示反應(yīng)已完全，指示滴定終點。

(3)酸堿中和滴定的關(guān)鍵：

①準確測定標準液和待測液的體積；

②準確判斷滴定終點。

(4)常用酸堿指示劑及變色范圍

指示劑變色范圍的pH

<5.05.0?8.0>8.0

石蕊

紅色紫色藍色

<3.13.1-4.4>4.4

甲基橙

紅色橙色黃色

<8.28.2—10.0>10,0

酚st

無色淺紅色紅色

【規(guī)律總結(jié)】酸堿中和滴定指示劑選擇的基本原則

①強酸滴定強堿可以用甲基橙或酚酰。

②滴定終點為堿性時，用酚酸作指示劑。

③滴定終點為酸性時，用甲基橙作指示劑。

④石蕊不能做酸堿中和滴定的指示劑。

2.實驗用品

(1)儀器

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。

(2)試劑：標準液、待測液、指示劑、蒸儲水。

(3)滴定管

①構(gòu)造：“0”刻度線在上方，尖嘴部分無刻度；精確度：讀數(shù)可精確到0.01mL。

②滴定管使用前應(yīng)檢查是否漏水。

③洗滌：先用蒸儲水洗滌，再用待裝液潤洗。

④將反應(yīng)液加入相應(yīng)的滴定管中，使液面位于“0”刻度以上2?3mL處。

⑤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，并使液面處于“0”刻度，并記錄讀數(shù)。

⑥滴定時滴定管的操作

控制酸式遹定菅適塞或堿式滴定管中的

玻璃球

輕輕搖動錐形瓶

注視錐形瓶內(nèi)溶液顏色變化

⑦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)關(guān)于錐形瓶的使用

①錐形瓶用蒸儲水洗凈后，能否用待測液潤洗？否。

②中和滴定實驗中，錐形瓶內(nèi)盛放什么物質(zhì)？待測液(或標準液)、指示劑。

3.實驗操作

以標準鹽酸滴定待測NaOH溶液為例

(1)滴定前的準備

①滴定管：查漏一洗滌一潤洗一裝液一調(diào)液面一記錄。

硒「檢告滴定管活塞是否漏水,在確保不漏水后

苧一方可使用

⑥一用蒸端水洗滌滴定管2?3次

國)一用待/液潤洗滴定管2?3次

將酸、堿溶液分別注入樹應(yīng)的滴定管.并使

?！好嫖挥?0"刻度以上2?3mL處

春—調(diào)節(jié)滴定管.使尖嘴部分充滿溶液,并使液

專尸面位于-0"刻度或「廣刻度以下某?刻度處

一記錄初始液面刻度

②錐形瓶：注堿液一記體積一加指示劑。

(2)滴定

q一眼睛注視鏈

左手控制滴——.T形瓶內(nèi)溶液

定管的活塞

的顏色變化

右手搖動/

錐形菽"

(3)終點判斷

等到滴入最后半滴標準液，指示劑變色，且在半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原來的顏色，視為滴定終點并記錄標準液的

體積。

(4)數(shù)據(jù)處理

按上述操作重復(fù)二至三次，根據(jù)所得數(shù)據(jù)，舍去相差較大的數(shù)據(jù)，求出用去標準鹽酸體積的平均值，根據(jù)

c(HC1)-V(HC1)

c(NaOH)=v(NaOH)計算。

4.滴定曲線

（1）在酸堿中和滴定過程中，開始時由于被滴定的酸（或堿）濃度較大，滴入少量的堿（或酸）對其pH的影響

不大。當?shù)味ń咏K點（pH=7）時,很少量（一滴，約0.05mL）的堿（或酸）就會引起溶液pH的突變（如圖為NaOH

滴定鹽酸的滴定曲線）

610~20~~30~40

V(NaOH溶液)/mL

（2）圖示強酸與強堿滴定過程中pH曲線

以0.1000mol-L-1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol-L1鹽酸為例:

①開始時加入的堿對pH

的影響較小

②當接近滴定終點時，很

少量（0.04mL,約一

滴）堿引起pH的突變，

導(dǎo)致指示劑的變色即反

應(yīng)完全，達到終點

③終點后，加入的堿對pH

的影響較小

V(NaOH)/mL

（3）強酸（堿）滴定弱堿（酸）pH曲線比較

氫氧化鈉滴定等濃度等體積的鹽酸、醋酸的鹽酸滴定等濃度等體積的氫氧化鈉、氨水的

滴定曲線滴定曲線

14^?pH