水的電離和溶液的pH【講】(人教版)(解析版)

8.2水的電離和溶液的pH知識導(dǎo)航知識導(dǎo)航知識整理知識整理水的電離與水的離子積常數(shù)一、水的電離水是極弱的電解質(zhì)，其電離方程式為2H2O==H3O＋＋OH－或H2O==H＋＋OH－?！緮U展】液氨可以發(fā)生與水相似的電離：2NH3(l)==NHeq\o\al(＋,4)＋NHeq\o\al(－,2)。二、水的離子積常數(shù)1．表達式：Kw＝c(H＋)·c(OH－)。室溫下，Kw＝1×10－14。2．影響因素：只與溫度有關(guān)，水的電離是吸熱過程，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?！咀⒁狻吭谌魏嗡芤褐芯嬖贖＋和OH－，只要溫度不變，Kw就不變。三、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＋)加酸逆不變減小減小增大加堿逆不變減小增大減小加可水解的鹽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知識演練知識演練1．判斷正誤(正確的打“√”，錯誤的打“×”)。（1）溫度一定時，水的電離常數(shù)與水的離子積常數(shù)相等。 ()（2）水的電離平衡移動符合勒夏特列原理。 ()（3）100℃的純水中c(H＋)＝1×10－6mol·L－1，此時水呈酸性。 ()（4）在蒸餾水中滴加濃H2SO4，Kw不變。 ()（5）NaCl溶液和CH3COONH4溶液均顯中性，兩溶液中水的電離程度相同。 ()（6）室溫下，0.1mol·L－1的HCl溶液與0.1mol·L－1的NaOH溶液中水的電離程度相同。 ()（7）任何水溶液中均存在H＋和OH－，且水電離出的c(H＋)和c(OH－)相等。 ()（8）室溫下，pH相同的NaOH溶液與CH3COONa溶液，水的電離程度后者大。 ()（9）室溫下，pH＝5的NH4Cl溶液與pH＝9的CH3COONa溶液，水的電離程度相同。 ()答案：(1)×(2)√(3)×(4)×(5)×(6)√(7)√(8)√(9)√2．求算下列5種類型溶液中的c水(H＋)和c水(OH－)(25℃)。（1）pH＝2的H2SO4溶液，c水(H＋)＝__________，c水(OH－)＝____________。（2）pH＝10的NaOH溶液，c水(H＋)＝__________，c水(OH－)＝____________。（3）pH＝2的NH4Cl溶液，c水(H＋)＝__________。（4）pH＝10的Na2CO3溶液，c水(OH－)＝_____________________________________。（5）NaCl溶液中，c水(H＋)＝__________________，c水(OH－)＝________________。答案：(1)10－12mol·L－110－12mol·L－1(2)10－10mol·L－110－10mol·L－1(3)10－2mol·L－1(4)10－4mol·L－1(5)10－7mol·L－110－7mol·L－1方法技巧方法技巧（1）不管哪種溶液，均有c水(H＋)＝c水(OH－)。（2）酸、堿、鹽(不水解的鹽除外)雖然影響水的電離平衡，使水電離出的H＋或OH－的濃度發(fā)生變化，但在溫度一定時Kw仍然不變，因為Kw只與溫度有關(guān)。（3）水的離子積常數(shù)Kw＝c(H＋)·c(OH－)中H＋和OH－不一定是由水電離出來的。c(H＋)和c(OH－)分別指溶液中的H＋和OH－的總濃度。這一關(guān)系適用于任何稀的電解質(zhì)水溶液。（4）室溫下，由水電離出的c(H＋)＝1×10－13mol/L的溶液可能呈強酸性或強堿性，故HCOeq\o\al(－,3)、HSOeq\o\al(－,3)、HS－等弱酸的酸式酸根離子均不能在該溶液中大量存在。素養(yǎng)提升素養(yǎng)提升一、影響水的電離平衡的因素及結(jié)果判斷1．一定溫度下，水存在H2OH＋＋OH－ΔH>0的平衡。下列敘述一定正確的是 ()A．向水中滴入少量稀鹽酸，平衡逆向移動，Kw減小B．將水加熱，Kw增大，pH不變C．向水中加入少量金屬鈉，平衡逆向移動，c(H＋)降低D．向水中加入少量硫酸鈉固體，c(H＋)和Kw均不變解析：選D。A項，向水中滴入少量稀鹽酸，平衡逆向移動，溫度不變，Kw不變，錯誤；B項，升高溫度，促進水的電離，Kw增大，c(H＋)增大，pH減小，錯誤；C項，向水中加入少量金屬鈉，反應(yīng)消耗H＋，使水的電離平衡正向移動，c(H＋)降低，錯誤；D項，向水中加入硫酸鈉固體，不影響水的電離平衡，c(H＋)和Kw均不變，正確。2．(雙選)水的電離平衡如圖兩條曲線所示，曲線上的點都符合c(H＋)×c(OH－)＝常數(shù)，下列說法錯誤的是 ()A．圖中溫度T1<T2B．圖中五點Kw間的關(guān)系：B>C>A＝D＝EC．曲線a、b均代表純水的電離情況D．若在B點時，將pH＝2的硫酸溶液與pH＝12的KOH溶液等體積混合，溶液顯堿性解析：選AC。由題圖可知，A點在T2時的曲線上，而B點在T1時的曲線上，B點的電離程度大于A點，所以溫度T1>T2，故A錯誤；由題圖可知，A、E、D都是T2時曲線上的點，Kw只與溫度有關(guān)，溫度相同時Kw相同，溫度升高，促進水的電離，Kw增大，則圖中五點Kw間的關(guān)系為B>C>A＝D＝E，故B正確；由E點和D點c(H＋)≠c(OH－)可知，曲線b不代表純水的電離情況，同理，曲線a也不代表純水的電離情況，故C錯誤；B點時，Kw＝1×10－12，pH＝2的硫酸溶液中c(H＋)＝0.01mol·L－1，pH＝12的KOH溶液中c(OH－)＝1mol·L－1，等體積混合后，溶液顯堿性，故D正確。方法技巧方法技巧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?nèi)芤旱乃釅A性；實現(xiàn)曲線上的點與曲線外的點之間的轉(zhuǎn)化一定要改變溫度。二、水電離出的c(H＋)或c(OH－)的定量計算3．在25℃時，某稀溶液中由水電離產(chǎn)生的H＋濃度為1×10－13mol·L－1，下列有關(guān)該溶液的敘述，正確的是 ()A．該溶液可能呈酸性B．該溶液一定呈堿性C．該溶液的pH一定是1D．該溶液的pH不可能為13解析：選A。在25℃時，某稀溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H＋)＝1×10－13mol·L－1<1×10－7mol·L－1，說明溶液中的溶質(zhì)抑制水的電離，溶液可能呈酸性或堿性，A正確，B錯誤；如果該溶液呈酸性，則溶液的pH＝1，如果該溶液呈堿性，則溶液的pH＝13，C、D錯誤。4．25℃時，在等體積的①pH＝0的H2SO4溶液、②0.05mol·L－1的Ba(OH)2溶液、③pH＝10的Na2S溶液、④pH＝5的NH4NO3溶液中，發(fā)生電離的水的物質(zhì)的量之比是 ()A．1∶10∶1010∶109B．1∶5∶(5×109)∶(5×108)C．1∶20∶1010∶109D．1∶10∶104∶109解析：選A。①pH＝0的H2SO4溶液中c(H＋)＝1mol·L－1，c(OH－)＝10－14mol·L－1，H2SO4抑制H2O的電離，則由H2O電離出的c(H＋)＝10－14mol·L－1；②0.05mol·L－1的Ba(OH)2溶液中c(OH－)＝0.1mol·L－1，c(H＋)＝10－13mol·L－1，Ba(OH)2抑制H2O的電離，則由H2O電離出的c(H＋)＝10－13mol·L－1；③pH＝10的Na2S溶液，Na2S水解促進H2O的電離，由H2O電離出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－4mol·L－1；④pH＝5的NH4NO3溶液，NH4NO3水解促進H2O的電離，由H2O電離出的c(H＋)＝10－5mol·L－1。4種溶液中發(fā)生電離的H2O的物質(zhì)的量之比等于H2O電離產(chǎn)生的H＋的物質(zhì)的量之比，其比為10－14∶10－13∶10－4∶10－5＝1∶10∶1010∶109。5．常溫下，向20.00mL0.1mol·L－1HA溶液中滴入0.1mol·L－1NaOH溶液，溶液中由水電離出的氫離子濃度的負對數(shù)[－lgc水(H＋)]與所加NaOH溶液體積的關(guān)系如圖所示。下列說法中不正確的是 ()A．常溫下，Ka(HA)約為10－5B．M、P兩點溶液對應(yīng)的pH＝7C．b＝20.00D．M點后溶液中均存在c(Na＋)>c(A－)解析：選B。0.1mol·L－1HA溶液中，－lgc水(H＋)＝11，c水(H＋)＝c水(OH－)＝10－11mol·L－1，根據(jù)常溫下水的離子積求出溶液中c(H＋)＝eq\f(Kw,c水（OH－）)＝10－3mol·L－1，HAH＋＋A－，c(H＋)＝c(A－)＝10－3mol·L－1，Ka(HA)＝eq\f(c（H＋）·c（A－）,c（HA）)≈eq\f(10－6,0.1)＝10－5，A項正確；N點水電離出的H＋濃度最大，說明HA與NaOH恰好完全反應(yīng)生成NaA，則P點溶質(zhì)為NaOH和NaA，溶液顯堿性，即P點pH不等于7，B項錯誤；0～b段水的電離程度逐漸增大，當(dāng)V(NaOH溶液)＝bmL時水的電離程度達到最大，即溶質(zhì)為NaA，說明HA和NaOH恰好完全反應(yīng)，則b＝20.00，C項正確；M點溶液的pH＝7，根據(jù)溶液呈電中性可知，c(Na＋)＝c(A－)，則M點后，c(Na＋)>c(A－)，D項正確。方法技巧方法技巧水電離出的c(H＋)或c(OH－)的計算技巧(25℃時)（1）中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7mol·L－1。（2）酸或堿抑制水的電離，水電離出的c(H＋)＝c(OH－)<10－7mol·L－1。若給出的c(H＋)<10－7mol·L－1，即為水電離出的c(H＋)；若給出的c(H＋)>10－7mol·L－1，就用10－14除以這個濃度即得到水電離出的c(H＋)。（3）可水解的鹽促進水的電離，使水電離出的c(H＋)或c(OH－)均大于10－7mol·L－1。若給出的c(H＋)>10－7mol·L－1，即為水電離出的c(H＋)；若給出的c(H＋)<10－7mol·L－1，就用10－14除以這個濃度即得到水電離出的c(H＋)。知識整理知識整理溶液的酸堿性和pH一、溶液的酸堿性溶液的酸堿性取決于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相對大小。1．酸性溶液：c(H＋)>c(OH－)，常溫下，pH<7。2．中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)，常溫下，pH＝7。3．堿性溶液：c(H＋)<c(OH－)，常溫下，pH>7。二、溶液pH的測量方法1．pH試紙法：用鑷子夾取一小塊試紙放在潔凈干燥的玻璃片或表面皿上，用潔凈的玻璃棒蘸取待測溶液點在試紙的中央，變色后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對照，即可確定溶液的pH。【注意】（1）用廣范pH試紙讀出的pH只能是整數(shù)。（2）pH試紙使用前不能用蒸餾水潤濕，否則待測液會被稀釋，可能產(chǎn)生誤差（當(dāng)測中性溶液時不會產(chǎn)生誤差）。2．pH計測量法。3．溶液的酸堿性與pH的關(guān)系室溫下：三、溶液pH的計算(忽略溶液混合時的體積變化)1．計算公式：pH＝－lg_c(H＋)。2．單一溶液pH的計算（1）強酸溶液，如HnA，設(shè)其濃度為cmol·L－1，c(H＋)＝ncmol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝－lg(nc)。（2）強堿溶液(25℃)，如B(OH)n，設(shè)其濃度為cmol·L－1，c(H＋)＝eq\f(10－14,nc)mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝14＋lg(nc)。3．混合溶液pH的計算（1）兩種強酸混合：直接求出c混(H＋)，再據(jù)此求pH。c混(H＋)＝eq\f(c1（H＋）V1＋c2（H＋）V2,V1＋V2)。（2）兩種強堿混合：先求出c混(OH－)，再據(jù)Kw求出c混(H＋)，最后求pH。c混(OH－)＝eq\f(c1（OH－）V1＋c2（OH－）V2,V1＋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。c混(H＋)或c混(OH－)＝eq\f(|c酸（H＋）V酸－c堿（OH－）V堿|,V酸＋V堿)。知識演練知識演練1．判斷正誤(正確的打“√”，錯誤的打“×”)。（1）eq\f(c（H＋）,c（OH－）)＝1×10－12的溶液中：K＋、Na＋、COeq\o\al(2－,3)、NOeq\o\al(－,3)能大量共存。 ()（2）任何溫度下，利用H＋和OH－濃度的相對大小均可判斷溶液的酸堿性。 ()（3）某溶液中c(H＋)>10－7mol·L－1，則該溶液呈酸性。 ()（4）某溶液的pH＝7，則該溶液一定顯中性。 ()（5）100℃時，Kw＝1.0×10－12，0.01mol·L－1鹽酸的pH＝2，0.01mol·L－1NaOH溶液的pH＝10。()（6）用蒸餾水潤濕的pH試紙測溶液的pH，一定會使結(jié)果偏低。 ()（7）用廣范pH試紙測得某溶液的pH為3.4。 ()（8）用pH計測得某溶液的pH為7.45。 ()（9）一定溫度下，pH＝a的氨水，稀釋10倍后，其pH＝b，則a＝b＋1。 ()（10）pH與體積都相同的醋酸和硝酸溶液分別用0.1mol·L－1氫氧化鈉溶液恰好中和，所需氫氧化鈉溶液的體積前者一定大于后者。 ()答案：(1)√(2)√(3)×(4)×(5)√(6)×(7)×(8)√(9)×(10)√2．（1）1mLpH＝5的鹽酸，加水稀釋到10mL，pH＝___________________________________________；加水稀釋到100mL，pH________7。（2）1mLpH＝9的NaOH溶液，加水稀釋到10mL，pH＝_______；加水稀釋到100mL，pH_____7。答案：(1)6接近(2)8接近3．判斷常溫下，兩種溶液混合后溶液的酸堿性(在括號中填“酸性”“堿性”或“中性”)。（1）相同濃度的HCl和NaOH溶液等體積混合。 ()（2）相同濃度的CH3COOH和NaOH溶液等體積混合。 ()（3）相同濃度的NH3·H2O和HCl溶液等體積混合。 ()（4）pH＝2的HCl和pH＝12的NaOH溶液等體積混合。 ()（5）pH＝3的HCl和pH＝10的NaOH溶液等體積混合。 ()（6）pH＝3的HCl和pH＝12的NaOH溶液等體積混合。 ()（7）pH＝2的CH3COOH和pH＝12的NaOH溶液等體積混合。 ()（8）pH＝2的HCl和pH＝12的NH3·H2O等體積混合。 ()答案：(1)中性(2)堿性(3)酸性(4)中性(5)酸性(6)堿性(7)酸性(8)堿性方法技巧方法技巧1．溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的實質(zhì)是c(H＋)與c(OH－)的相對大小不相等，不能只看pH。一定溫度下pH＝6的溶液可能顯中性，也可能顯酸性，應(yīng)注意溫度。2．酸、堿稀釋的規(guī)律常溫下任何酸(或堿)溶液無限稀釋時，溶液的pH都不可能大于7(或小于7)，只能接近7。具體見下表：溶液稀釋前溶液的pH加水稀釋到體積為原來的10n倍稀釋后溶液的pH酸強酸pH＝apH＝a＋n弱酸a＜pH＜a＋n堿強堿pH＝bpH＝b－n弱堿b－n＜pH＜b注：表中a＋n＜7，b－n＞7。3．酸、堿混合的規(guī)律（1）等濃度等體積的一元酸與一元堿混合的溶液——“誰強顯誰性，同強顯中性”。（2）25℃，酸、堿pH之和等于14時，一元強酸和一元弱堿等體積混合，混合液呈堿性；一元弱酸和一元強堿等體積混合，混合液呈酸性。即“誰弱誰過量，顯誰性”。（3）強酸、強堿等體積混合(25℃時)：①酸、堿pH之和等于14，混合液呈中性；②酸、堿pH之和小于14，混合液呈酸性；③酸、堿pH之和大于14，混合液呈堿性。素養(yǎng)提升素養(yǎng)提升一、溶液酸堿性的判斷及pH的簡單計算1．（1）下列溶液一定呈中性的是____________。A．pH＝7的溶液B．c(H＋)＝10－7mol·L－1的溶液C．c(H＋)/c(OH－)＝10－14的溶液D．氨水和氯化銨的混合液，其中c(NHeq\o\al(＋,4))＝c(Cl－)（2）已知T℃時，Kw＝1×10－13，則T℃________(填“>”“<”或“＝”)25℃。在T℃時將pH＝11的NaOH溶液aL與pH＝1的硫酸bL混合(忽略混合后溶液體積的變化)，若所得混合溶液的pH＝10，則eq\f(a,b)＝________________。（3）25℃時，有pH＝x的鹽酸和pH＝y(tǒng)的氫氧化鈉溶液(x≤6，y≥8)，取aL該鹽酸與bL該氫氧化鈉溶液反應(yīng)，恰好完全中和，求：①若x＋y＝14，則eq\f(a,b)＝________(填數(shù)值)；②若x＋y＝13，則eq\f(a,b)＝________(填數(shù)值)；③若x＋y>14，則eq\f(a,b)＝________________(填表達式，用x、y表示)。解析：(1)A.只有25℃時，pH＝7的溶液才呈中性，該選項沒有指明溫度，酸堿性無法確定，錯誤；B.只有25℃時，c(H＋)＝10－7mol·L－1的溶液才呈中性，該選項沒有指明溫度，酸堿性無法確定，錯誤；C.c(H＋)/c(OH－)＝10－14的溶液中c(H＋)<c(OH－)，溶液呈堿性，錯誤；D.根據(jù)電荷守恒可得氨水和氯化銨的混合液中：c(NHeq\o\al(＋,4))＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，因為c(NHeq\o\al(＋,4))＝c(Cl－)，所以c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性，正確。(2)溫度升高時Kw增大，T℃時Kw>1×10－14，即T℃>25℃；NaOH溶液中n(OH－)＝0.01amol，硫酸中n(H＋)＝0.1bmol，根據(jù)混合后溶液pH＝10，得10－3＝eq\f(0.01a－0.1b,a＋b)，解得eq\f(a,b)＝eq\f(101,9)。(3)若兩溶液完全中和，則溶液中n(H＋)＝n(OH－)，即10－xa＝10y－14b，整理得eq\f(a,b)＝10x＋y－14。①若x＋y＝14，則eq\f(a,b)＝1；②若x＋y＝13，則eq\f(a,b)＝0.1；③若x＋y>14，則eq\f(a,b)＝10x＋y－14。答案：(1)D(2)>eq\f(101,9)(3)①1②0.1③10x＋y－142．計算下列溶液的pH或濃度(常溫下，忽略溶液混合時體積的變化)：（1）0.1mol·L－1NH3·H2O溶液(NH3·H2O的電離度α＝1%，電離度＝eq\f(已電離的弱電解質(zhì)濃度,弱電解質(zhì)的初始濃度)×100%)。（2）pH＝2的鹽酸與等體積的水混合。（3）常溫下，將0.1mol·L－1氫氧化鈉溶液與0.06mol·L－1硫酸溶液等體積混合。（4）取濃度相同的NaOH和HCl溶液，以3∶2體積比相混合，所得溶液的pH等于12，求原溶液的濃度。（5）pH＝5的H2SO4溶液，加水稀釋到500倍，求稀釋后c(SOeq\o\al(2－,4))與c(H＋)的比值。答案：(1) NH3·H2OOH－＋NHeq\o\al(＋,4)eq\a\vs4\al(c（初始）/,（mol·L－1）) 0.1 0 0eq\a\vs4\al(c（電離）/,（mol·L－1）) 0.1×1% 0.1×1% 0.1×1%則c(OH－)＝0.1×1%mol·L－1＝10－3mol·L－1，c(H＋)＝10－11mol·L－1，pH＝11。(2)c(H＋)＝eq\f(10－2,2)mol·L－1，pH＝－lgeq\f(10－2,2)＝2＋lg2≈2.3。(3)c(H＋)＝eq\f(0.06mol·L－1×2－0.1mol·L－1,2)＝0.01mol·L－1，pH＝2。(4)設(shè)原溶液的濃度為c，由題意可得eq\f(3c－2c,5)＝0.01mol·L－1，c＝0.05mol·L－1。(5)稀釋前c(SOeq\o\al(2－,4))＝eq\f(10－5,2)mol·L－1，稀釋后c(SOeq\o\al(2－,4))＝eq\f(10－5,2×500)mol·L－1＝10－8mol·L－1，c(H＋)稀釋后接近10－7mol·L－1，所以eq\f(c（SOeq\o\al(2－,4)）,c（H＋）)≈eq\f(10－8mol·L－1,10－7mol·L－1)＝eq\f(1,10)。方法技巧方法技巧溶液pH計算的一般思維模型二、溶液pH的拓展應(yīng)用3．(雙選)室溫下，濃度均為0.1mol·L－1、體積均為V0的HA、HB溶液，分別加水稀釋至V，pH隨lgeq\f(V,V0)的變化如圖所示，下列說法正確的是()A．HA、HB均為弱酸B．水的電離程度：a>bC．當(dāng)pH＝2時，HA溶液中eq\f(c（HA）,c（A－）)＝9D．等濃度、等體積的HB溶液與NaOH溶液充分反應(yīng)后，離子濃度大小關(guān)系為c(B－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)解析：選AC。室溫下HA和HB的濃度均為0.1mol·L－1，如果為強酸，其pH應(yīng)為1，從題圖可看出，HA溶液和HB溶液的pH均大于1，說明二者均為弱酸，A項正確。HA和HB的水溶液中水的電離均受到抑制，a點和b點對應(yīng)溶液的pH相等，說明水的電離程度相同，B項錯誤。0.1mol·L－1HA溶液的pH＝2，則此時c(H＋)＝c(A－)＝0.01mol·L－1，c(HA)＝0.1mol·L－1－0.01mol·L－1＝0.09mol·L－1，eq\f(c（HA）,c（A－）)＝eq\f(0.09mol·L－1,0.01mol·L－1)＝9，C項正確。等濃度、等體積的HB溶液與NaOH溶液充分反應(yīng)后得到NaB溶液，因B－的水解使溶液顯堿性，離子濃度大小關(guān)系為c(Na＋)>c(B－)>c(OH－)>c(H＋)，D項錯誤。4．25℃時，向體積均為100mL、濃度均為0.1mol/L的兩種一元堿MOH和ROH的溶液中分別通入HCl氣體，lgeq\f(c（OH－）,c（H＋）)隨通入HCl的物質(zhì)的量的變化如圖所示。下列有關(guān)說法中不正確的是(不考慮溶液體積的變化)()A．a(chǎn)點由水電離產(chǎn)生的c(H＋)和c(OH－)的乘積為1×10－26B．b點溶液中：c(Cl－)>c(R＋)>c(H＋)>c(OH－)C．c點溶液的pH＝7，且所含溶質(zhì)為ROH和RClD．堿性：MOH>ROH，且MOH是強堿，ROH是弱堿解析：選B。A項，結(jié)合題圖知，0.1mol/LMOH溶液中，c(OH－)＝0.1mol/L，c(H＋)＝10－13mol/L，OH－來自堿電離，H＋來自水電離，水電離出來的c(H＋)和c(OH－)相等，乘積為1×10－26，正確；B項，b點加了0.005molHCl，中和了一半的ROH，得到的溶液為等物質(zhì)的量濃度的ROH和RCl混合溶液，lgeq\f(c（OH－）,c（H＋）)＝6，c(OH－)＝10－4mol/L，溶液呈堿性，c(H＋)<c(OH－)，錯誤；C項，c點溶液中l(wèi)geq\f(c（OH－）,c（H＋）)＝0，c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性，pH＝7，如果溶質(zhì)只有RCl，為強酸弱堿鹽，溶液呈酸性，現(xiàn)為中性，堿要稍過量，所以溶質(zhì)為ROH和RCl，正確；D項，通過計算可判斷MOH為強堿，ROH為弱堿，正確。知識整理知識整理酸堿中和滴定一、實驗原理酸堿中和滴定是利用酸堿中和反應(yīng)，用已知濃度的酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)的實驗方法。以標(biāo)準(zhǔn)HCl溶液滴定待測NaOH溶液為例，待測NaOH溶液的物質(zhì)的量濃度為c(NaOH)＝eq\f(c（HCl）·V（HCl）,V（NaOH）)。酸堿中和滴定的關(guān)鍵：1．準(zhǔn)確測定標(biāo)準(zhǔn)液和待測液的體積。2．準(zhǔn)確判斷滴定終點。二、實驗用品1．儀器酸式滴定管(圖A)、堿式滴定管(圖B)、滴定管夾、鐵架臺、錐形瓶。2．試劑：標(biāo)準(zhǔn)液、待測液、指示劑、蒸餾水。3．滴定管（1）構(gòu)造：“0”刻度線在上方，尖嘴部分無刻度。（2）精確度：讀數(shù)可估讀到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）滴定管的選擇試劑性質(zhì)滴定管原因酸性、氧化性酸式滴定管酸性、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三、實驗操作以標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定待測NaOH溶液為例。1．滴定前的準(zhǔn)備（1）滴定管：查漏→洗滌→潤洗→裝液→排氣泡→調(diào)液面→記錄。（2）錐形瓶：注堿液→記體積→加指示劑。2．滴定過程3．終點判斷等到滴入最后一滴標(biāo)準(zhǔn)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(biāo)準(zhǔn)液的體積。4．?dāng)?shù)據(jù)處理按上述操作重復(fù)2～3次，求出消耗標(biāo)準(zhǔn)鹽酸體積的平均值，根據(jù)原理中的公式計算。四、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紅色酸堿中和滴定中一般不用石蕊做指示劑，因為其變色范圍大，顏色變化不明顯。五、誤差分析1．原理依據(jù)c(標(biāo)準(zhǔn))·V(標(biāo)準(zhǔn))＝c(待測)·V(待測)可知，c(待測)＝eq\f(c（標(biāo)準(zhǔn)）·V（標(biāo)準(zhǔn)）,V（待測）)，而c(標(biāo)準(zhǔn))與V(待測)已確定，因此只要分析出不正確操作引起的V(標(biāo)準(zhǔn))的變化，即可分析出其對測定結(jié)果的影響。V(標(biāo)準(zhǔn))變大，則c(待測)偏高；V(標(biāo)準(zhǔn))變小，則c(待測)偏低。2．常見誤差以標(biāo)準(zhǔn)酸溶液滴定未知濃度的堿溶液(酚酞做指示劑)為例，常見的因操作不正確而引起的誤差如下表。步驟操作V(標(biāo)準(zhǔn))c(待測)洗滌酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)酸溶液潤洗變大偏高堿式滴定管未用待測液潤洗變小偏低錐形瓶用待測液潤洗變大偏高錐形瓶洗凈后還留有蒸餾水不變無影響取液取堿液的滴定管開始有氣泡，讀數(shù)時氣泡消失變小偏低滴定酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定終點時氣泡消失變大偏高振蕩錐形瓶時部分液體濺出變小偏低部分酸液滴在錐形瓶外變大偏高讀數(shù)酸式滴定管滴定前讀數(shù)正確，滴定后俯視讀數(shù)(或前仰后俯)變小偏低酸式滴定管滴定前讀數(shù)正確，滴定后仰視讀數(shù)(或前俯后仰)變大偏高六、常用量器的讀數(shù)1．平視讀數(shù)(如圖1)：實驗室中用量筒、移液管或滴定管量取一定體積的液體，讀取液體體積時，視線應(yīng)與凹液面最低點保持水平，視線與刻度的交點即為讀數(shù)(即“凹液面定視線，視線定讀數(shù)”)。2．俯視讀數(shù)(如圖2)：當(dāng)用量筒測量液體的體積時，由于俯視視線向下傾斜，尋找切點的位置在凹液面的上側(cè)，讀數(shù)高于正確的刻度線位置，即讀數(shù)偏大。3．仰視讀數(shù)(如圖3)：讀數(shù)時，由于仰視視線向上傾斜，尋找切點的位置在凹液面的下側(cè)，因滴定管刻度標(biāo)法與量筒不同，故讀數(shù)偏大。知識演練知識演練1．判斷正誤(正確的打“√”，錯誤的打“×”)。（1）常溫下，Ka(HCOOH)＝1.77×10－4，Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5，用相同濃度的NaOH溶液分別滴定等體積pH均為3的HCOOH和CH3COOH溶液至終點，消耗NaOH溶液的體積相等。 ()（2）KMnO4溶液應(yīng)用堿式滴定管盛裝。 ()（3）用堿式滴定管準(zhǔn)確量取20.00mL的NaOH溶液。 ()（4）將液面在0mL處的25mL的酸式滴定管中的液體全部放出，液體的體積為25mL。 ()（5）中和滴定操作中所需標(biāo)準(zhǔn)溶液越濃越好，指示劑一般加入2～3mL。 ()（6）中和滴定實驗時，滴定管、錐形瓶均需用待測液潤洗。 ()（7）滴定終點就是酸堿恰好中和的點。 ()（8）滴定管盛標(biāo)準(zhǔn)溶液時，調(diào)液面一定要調(diào)到“0”刻度。 ()（9）滴定接近終點時，滴定管的尖嘴可以接觸錐形瓶內(nèi)壁。 ()答案：(1)×(2)×(3)√(4)×(5)×(6)×(7)×(8)×(9)√2．有關(guān)滴定反應(yīng)的?？己喆痤}。(1)用amol·L－1的HCl溶液滴定未知濃度的NaOH溶液，用酚酞做指示劑，達到滴定終點的現(xiàn)象是___________________________________________________________________________________________；若用甲基橙做指示劑，達到滴定終點的現(xiàn)象是__________________________________________。（2）用標(biāo)準(zhǔn)碘溶液滴定溶有SO2的水溶液，以測定水中SO2的含量，應(yīng)選用____________做指示劑，達到滴定終點的現(xiàn)象是_____________________________________________________________________。（3）用標(biāo)準(zhǔn)酸性KMnO4溶液滴定溶有SO2的水溶液，以測定水中SO2的含量，是否需要選用指示劑？______(填“是”或“否”)，達到滴定終點的現(xiàn)象是__________________________________________________。(4)用氧化還原滴定法測定TiO2的質(zhì)量分數(shù)，一定條件下，將TiO2溶解并還原為Ti3＋，再用KSCN溶液做指示劑，用標(biāo)準(zhǔn)NH4Fe(SO4)2溶液滴定Ti3＋至全部生成Ti4＋，滴定Ti3＋時發(fā)生反應(yīng)的離子方程式為__________________________，達到滴定終點的現(xiàn)象是____________________________________________。答案：(1)當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏蜨Cl溶液，溶液由紅色變?yōu)闊o色，且半分鐘內(nèi)不恢復(fù)紅色當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏蜨Cl溶液，溶液由黃色變?yōu)槌壬野敕昼妰?nèi)不恢復(fù)黃色(2)淀粉溶液當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏螛?biāo)準(zhǔn)碘溶液，溶液由無色變?yōu)樗{色，且半分鐘內(nèi)不褪色(3)否當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏螛?biāo)準(zhǔn)酸性KMnO4溶液，溶液由無色變?yōu)榉奂t色，且半分鐘內(nèi)不褪色(4)Ti3＋＋Fe3＋=Ti4＋＋Fe2＋當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏螛?biāo)準(zhǔn)NH4Fe(SO4)2溶液，溶液變成淺紅色，且半分鐘內(nèi)不褪色素養(yǎng)提升素養(yǎng)提升一、酸堿中和滴定中指示劑的選擇、操作及誤差分析1．(指示劑的選擇)實驗室現(xiàn)有3種酸堿指示劑，其pH變色范圍如下：甲基橙：3.1～4.4石蕊：5.0～8.0酚酞：8.2～10.0用0.1000mol·L－1NaOH溶液滴定未知濃度的CH3COOH溶液，反應(yīng)恰好完全時，下列敘述中正確的是()A．溶液呈中性，可選用甲基橙或酚酞做指示劑B．溶液呈中性，只能選用石蕊做指示劑C．溶液呈堿性，可選用甲基橙或酚酞做指示劑D．溶液呈堿性，只能選用酚酞做指示劑解析：選D。NaOH溶液和CH3COOH溶液恰好完全反應(yīng)時生成CH3COONa，CH3COO－水解顯堿性，而酚酞的變色范圍為8.2～10.0，比較接近。方法技巧方法技巧酸堿中和滴定中指示劑選擇的基本原則變色要靈敏，變色范圍要小，變色范圍盡量與滴定終點溶液的酸堿性一致。（1）強酸滴定強堿一般用甲基橙或酚酞做指示劑。（2）滴定終點為堿性時，用酚酞做指示劑。（3）滴定終點為酸性時，用甲基橙做指示劑。2．(滴定操作)某研究小組為測定食用白醋中醋酸的含量進行如下操作，正確的是 ()A．用堿式滴定管量取一定體積的待測白醋放入錐形瓶中B．稱取4.0gNaOH，放入1000mL容量瓶中，加水至刻度線，配成1.00mol·L－1NaOH標(biāo)準(zhǔn)溶液C．用NaOH溶液滴定白醋，使用酚酞做指示劑，溶液顏色恰好由無色變?yōu)闇\紅色，且半分鐘內(nèi)不褪色時，為滴定終點D．滴定時眼睛要注視滴定管內(nèi)NaOH溶液的液面變化，防止滴定過量解析：選C。量取白醋應(yīng)用酸式滴定管，A錯誤；NaOH的溶解應(yīng)在燒杯中完成，B錯誤；在酸堿中和滴定時眼睛要注視錐形瓶內(nèi)溶液顏色的變化，D錯誤。3．(滴定誤差分析)中和滴定過程中，容易引起誤差的操作有以下幾種，用“偏高”“偏低”或“無影響”填空。（1）請以“用已知濃度的鹽酸滴定未知濃度的NaOH溶液”為例。①儀器潤洗a．酸式滴定管未潤洗就裝標(biāo)準(zhǔn)液滴定，使滴定結(jié)果____________。b．錐形瓶用蒸餾水沖洗后，再用待測液潤洗，使滴定結(jié)果________。②存在氣泡a．滴定前酸式滴定管尖嘴處有氣泡未排出，滴定后氣泡消失，使滴定結(jié)果________。b．滴定管尖嘴部分滴定前無氣泡，滴定終點有氣泡，使滴定結(jié)果________。③讀數(shù)操作a．滴定前平視滴定管刻度線，滴定終點俯視刻度線，使滴定結(jié)果________。b．滴定前仰視滴定管刻度線，滴定終點俯視刻度線，使滴定結(jié)果________。（2）指示劑選擇用鹽酸滴定氨水，選用酚酞做指示劑，使滴定結(jié)果____________。（3）存在雜質(zhì)①用含NaCl雜質(zhì)的NaOH配制成標(biāo)準(zhǔn)溶液來滴定鹽酸，則測定的鹽酸濃度將________。②用含Na2O雜質(zhì)的NaOH配制成標(biāo)準(zhǔn)溶液來滴定鹽酸，則測定的鹽酸濃度將________。解析：(1)②a.體積數(shù)＝末讀數(shù)－初讀數(shù)。滴定管尖嘴部分滴定前有氣泡，滴定終點無氣泡，讀取的體積數(shù)比實際消耗標(biāo)準(zhǔn)溶液的體積大，結(jié)果偏高。③仰視讀數(shù)時，讀取的體積數(shù)偏大，俯視讀數(shù)時，讀取的體積數(shù)偏小。(2)用鹽酸滴定氨水，選用酚酞做指示劑，由于酚酞變色時，溶液呈堿性，鹽酸不足，氨水有剩余，消耗鹽酸的體積偏小，結(jié)果偏低。(3)①用含NaCl雜質(zhì)的NaOH配制成標(biāo)準(zhǔn)溶液來滴定鹽酸，由于NaCl不與鹽酸反應(yīng)，消耗的標(biāo)準(zhǔn)液體積增大，結(jié)果偏高。②用含Na2O雜質(zhì)的NaOH配制成標(biāo)準(zhǔn)溶液來滴定鹽酸，根據(jù)中和1molHCl所需Na2O質(zhì)量為31g，中和1molHCl所需NaOH質(zhì)量為40g，可知中和相同量鹽酸時，所需含Na2O的NaOH的量比所需純NaOH的量小，結(jié)果偏低。答案：(1)①a.偏高b．偏高②a.偏高b．偏低③a.偏低b．偏低(2)偏低(3)①偏高②偏低二、滴定曲線分析4．室溫下，用0.1mol·L－1NaOH溶液分別滴定體積均為20mL、濃度均為0.1mol·L－1的HCl溶液和HX溶液，溶液的pH隨加入NaOH溶液體積的變化如圖所示，下列說法不正確的是 ()A．HX為弱酸B．M點c(HX)－c(X－)>c(OH－)－c(H＋)C．將P點和N點的溶液混合，呈酸性D．向N點的溶液中通入HCl至pH＝7：c(Na＋)>c(HX)＝c(Cl－)>c(X－)解析：選C。0.1mol·L－1HCl溶液是強酸溶液，HCl完全電離，所以溶液的pH＝1；而0.1mol·L－1HX溶液的pH>1說明HX是弱酸，A項正確；M點是等濃度的HX和NaX的混合溶液，溶液呈堿性，說明X－的水解程度大于HX的電離程度，所以M點c(HX)>c(X－)，根據(jù)電荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(X－)，結(jié)合物料守恒2c(Na＋)＝c(HX)＋c(X－)可知，c(HX)－c(X－)＝2c(OH－)－2c(H＋)，所以c(HX)－c(X－)>c(OH－)－c(H＋)，B項正確；向N點的溶液中通入HCl至pH＝7，此時溶液中有HX、NaCl和NaX，其中HX的濃度大于NaX，根據(jù)電荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(X－)＋c(Cl－)，結(jié)合物料守恒c(Na＋)＝c(HX)＋c(X－)及溶液pH＝7可知，溶液中c(Na＋)>c(HX)＝c(Cl－)>c(X－)，D項正確。5．(雙選)室溫下，向a點(pH＝a)的20.00mL1.000mol·L－1氨水中滴入1.000mol·L－1鹽酸，溶液pH和溫度隨加入鹽酸體積的變化曲線如圖所示。下列有關(guān)說法錯誤的是 ()A．將此氨水稀釋，溶液的導(dǎo)電能力減弱B．b點溶液中離子濃度大小可能存在：c(NHeq\o\al(＋,4))>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)C．c點時消耗鹽酸體積V(HCl)>20.00mLD．a(chǎn)、d兩點的溶液，水的離子積Kw(a)>Kw(d)解析：選CD。加水稀釋，氨水中NHeq\o\al(＋,4)、OH－濃度均減小，因而導(dǎo)電能力減弱，A項正確；b點氨水剩余，NH3·H2O的電離程度大于NHeq\o\al(＋,4)的水解程度，溶液顯堿性，B項正確；c點溶液呈中性，因而V(HCl)略小于20.00mL，C項錯誤；d點對應(yīng)的溫度較高，其水的離子積常數(shù)較大，D項錯誤。方法技巧方法技巧1．強酸與強堿滴定過程中的pH曲線(以0.1000mol·L－1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol·L－1鹽酸為例)2．強酸(堿)滴定弱堿(酸)的pH曲線比較氫氧化鈉滴定等濃度、等體積的鹽酸、醋酸的滴定曲線鹽酸滴定等濃度、等體積的氫氧化鈉、氨水的滴定曲線曲線起點不同：強堿滴定強酸、弱酸的曲線，強酸起點低；強酸滴定強堿、弱堿的曲線，強堿起點高突躍點變化范圍不同：強堿滴定強酸(強酸滴定強堿)的突躍點變化范圍大于強堿滴定弱酸(強酸滴定弱堿)的突躍點變化范圍熱點題型熱點題型滴定原理的簡單拓展應(yīng)用——氧化還原滴定及沉淀滴定熱點精講一、氧化還原滴定1．原理：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還原性或氧化性，但能與某些還原劑或氧化劑反應(yīng)的物質(zhì)。2．試劑：常見用于滴定的氧化劑有KMnO4、K2Cr2O7等；常見用于滴定的還原劑有亞鐵鹽、草酸、維生素C等。3．指示劑：氧化還原滴定的指示劑有三類。（1）氧化還原指示劑。（2）專用指示劑，如在碘量法滴定中，可溶性淀粉溶液遇碘標(biāo)準(zhǔn)溶液變藍。（3）自身指示劑，如酸性高錳酸鉀標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定草酸時，滴定終點顏色變化為溶液由無色變?yōu)榉奂t色。4．實例（1）Na2S2O3溶液滴定碘液原理：2Na2S2O3＋I2=Na2S4O6＋2NaI。指示劑：淀粉溶液。滴定終點：當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏蜰a2S2O3溶液后，溶液的藍色褪去，且半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原色。（2）(2)酸性KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液原理：2MnOeq\o\al(－,4)＋6H＋＋5H2C2O4=10CO2↑＋2Mn2＋＋8H2O。指示劑：酸性KMnO4溶液。因KMnO4溶液本身呈紫色，不用另外選擇指示劑。滴定終點：當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏嗡嵝訩MnO4溶液后，溶液由無色變?yōu)榉奂t色，且半分鐘內(nèi)不褪色。二、沉淀滴定1．概念：沉淀滴定是利用沉淀反應(yīng)進行滴定分析的方法。生成沉淀的反應(yīng)很多，但符合條件的卻很少，實際上應(yīng)用最多的是銀量法，即利用Ag＋與鹵素離子的反應(yīng)來測定Cl－、Br－、I－的濃度。2．原理：沉淀滴定所用的指示劑本身就是一種沉淀劑，滴定劑與被滴定物反應(yīng)的生成物的溶解度要比滴定劑與指示劑反應(yīng)的生成物的溶解度小，否則不能使用這種指示劑。如用AgNO3溶液測定溶液中Cl－的含量時常用CrOeq\o\al(2－,4)作為指示劑，這是因為AgCl比Ag2CrO4更難溶。熱點精練1．已知Ag2CrO4是磚紅色沉淀。下列滴定反應(yīng)中，指示劑使用不正確的是 ()A．用標(biāo)準(zhǔn)FeCl3溶液滴定KI溶液，KSCN溶液做指示劑B．用I2溶液滴定Na2SO3溶液，淀粉做指示劑C．用AgNO3溶液滴定NaBr溶液，Na2CrO4做指示劑D．用H2O2溶液滴定KI溶液，淀粉做指示劑解析：選D。鐵離子與碘離子反應(yīng)，生成亞鐵離子和碘單質(zhì)，KSCN溶液遇鐵離子顯紅色，當(dāng)溶液顯紅色時，說明碘離子反應(yīng)完全，達到滴定終點，故A正確；淀粉遇碘單質(zhì)顯藍色，當(dāng)溶液顯藍色時，說明亞硫酸根離子已經(jīng)被碘單質(zhì)充分氧化，達到滴定終點，故B正確；Ag2CrO4是磚紅色沉淀，當(dāng)溶液中有磚紅色沉淀生成時，待測液中的溴離子被充分沉淀，達到滴定終點，故C正確；待測液中的碘離子被過氧化氫氧化生成碘單質(zhì)，淀粉遇碘單質(zhì)顯藍色，即開始滴定就出現(xiàn)藍色，且藍色逐漸加深，碘離子反應(yīng)完全時，藍色不再加深，但是不易觀察，不能判斷滴定終點，故D錯誤。2．已知：Ag＋＋SCN－=AgSCN↓(白色)。實驗室可通過如下過程測定所制硝酸銀樣品的純度(雜質(zhì)不參與反應(yīng))。（1）稱取2.000g制備的硝酸銀樣品，加水溶解，定容到100mL。溶液配制過程中所用的玻璃儀器除燒杯、玻璃棒外還有_________________________________________。（2）準(zhǔn)確量取25.00mL溶液，酸化后滴入幾滴鐵銨釩[NH4Fe(SO4)2]溶液做指示劑，再用0.100mol·L－1NH4SCN標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定。滴定終點的實驗現(xiàn)象為_________________________________________________。解析：(1)配制100mL一定物質(zhì)的量濃度的溶液，所需要的玻璃儀器有燒杯、玻璃棒、100mL容量瓶、膠頭滴管。(2)用NH4SCN標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定硝酸銀溶液，滴定終點時，SCN－與鐵離子結(jié)合生成Fe(SCN)3，溶液變?yōu)榧t色，所以滴定終點的實驗現(xiàn)象為溶液變?yōu)榧t色，且半分鐘內(nèi)不褪色。答案：(1)100mL容量瓶、膠頭滴管(2)當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏蜰H4SCN標(biāo)準(zhǔn)溶液時，溶液變?yōu)榧t色，且半分鐘內(nèi)不褪色3．利用間接酸堿滴定法可測定Ba2＋的含量，實驗分兩步進行。已知：2CrOeq\o\al(2－,4)＋2H＋=Cr2Oeq\o\al(2－,7)＋H2O、Ba2＋＋CrOeq\o\al(2－,4)=BaCrO4↓。步驟Ⅰ：移取xmL一定濃度的Na2CrO4溶液于錐形瓶中，加入酸堿指示劑，用bmol·L－1鹽酸標(biāo)準(zhǔn)液滴定至終點，測得滴加鹽酸的體積為V0mL。步驟Ⅱ：移取ymLBaCl2溶液于錐形瓶中，加入xmL與步驟Ⅰ相同濃度的N