弱電解質(zhì)的電離、水的電離和溶液的酸堿性知識(shí)點(diǎn)總結(jié)及習(xí)題

1、.弱電解質(zhì)的電離、水的電離和溶液的酸堿性知識(shí)點(diǎn)總結(jié)及習(xí)題一、弱電解質(zhì)的電離1、定義：電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物,叫電解質(zhì)。非電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物。強(qiáng)電解質(zhì)：在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì)。弱電解質(zhì)：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì)?；旌臀镂镔|(zhì)單質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)：強(qiáng)酸，強(qiáng)堿，大多數(shù)鹽。如 HCl 、NaOH、 NaCl、 BaSO4純凈物電解質(zhì)弱電解質(zhì)：弱酸，弱堿，極少數(shù)鹽，水 。如 HClO 、NH 3·H2O、Cu(OH) 2 、化合物H2O。如 SO3、CO 2、C6H 12O6、CCl 4、CH 2=CH 2非電解質(zhì)：非金屬氧

2、化物，大部分有機(jī)物2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：電解質(zhì)離子化合物或共價(jià)化合物非電解質(zhì)共價(jià)化合物注意：電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物 SO2 、NH3 、CO2 等屬于非電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水， 但溶于水的 BaSO 全部4電離，故 BaSO4 為強(qiáng)電解質(zhì)）電解質(zhì)的強(qiáng)弱與導(dǎo)電性、溶解性無關(guān)。3、電離平衡：在一定的條件下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成時(shí)，電離過程就達(dá)到了平衡狀態(tài)，這叫電離平衡。4、影響電離平衡的因素：A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。B、濃度：濃度越大，電離程度越?。蝗芤合♂寱r(shí)，電離平衡向著電離的方向移動(dòng)。C、同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)

3、溶液里加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)，會(huì)減弱 電離。 D、其他外加試劑：加入能與弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的某種離子反應(yīng)的物質(zhì)時(shí)，有利于電離。9、電離方程式的書寫：用可逆符號(hào)弱酸的電離要分布寫（第一步為主）10、電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質(zhì)在達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積， 跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個(gè)常數(shù)。叫做電離平衡常數(shù)， （一般用 Ka 表示酸， Kb 表示堿。 ）表示方法： ABA+B-Ki= A+ B - /AB11、影響因素：a、電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)的本性決定。b、電離常數(shù)受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。C、同一溫度下，不同弱

4、酸，電離常數(shù)越大，其電離程度越大，酸性越強(qiáng)。如：H2 SO3 >H3PO4>HF>CH3COOH>H2 CO3>H2S>HClO二、水的電離和溶液的酸堿性1、水電離平衡：:水的離子積： KW =cH+ · cOH-;.25時(shí) , H+=OH- =10 -7 mol/L ; KW = H+·OH- =1*10 -14注意： KW 只與溫度有關(guān)，溫度一定，則KW 值一定KW 不僅適用于純水，適用于任何溶液（酸、堿、鹽）2、水電離特點(diǎn)： （ 1）可逆（ 2）吸熱（ 3）極弱3、影響水電離平衡的外界因素：酸、堿 ：抑制水的電離KW 1*10 -1

5、4溫度：促進(jìn)水的電離（水的電離是吸熱的）易水解的鹽：促進(jìn)水的電離KW 1*10 -144、溶液的酸堿性和pH：（ 1） pH=-lgcH+（2） pH 的測(cè)定方法：酸堿指示劑甲基橙、 石蕊、酚酞。變色范圍：甲基橙3.14.4 （橙色）石蕊 5.08.0 （紫色）酚酞 8.210.0（淺紅色）pH 試紙 操作玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)比即可。注意：事先不能用水濕潤 PH 試紙；廣泛 pH 試紙只能讀取整數(shù)值或范圍三 、混合液的 pH 值計(jì)算方法公式1、強(qiáng)酸與強(qiáng)酸的混合： （先求 H+混：將兩種酸中的 H+離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它） H+混 =（ H+1V1+H+

6、2V2） / （ V1+V2）2、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合： （先求 OH- 混：將兩種酸中的OH-離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求-(注意 :不能直接計(jì)算 H+混 )其它） OH 混（ OH 1V1+OH 2V2） / （ V1+V2）+-+-+有余，則用余下的H+3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合： （先據(jù) H + OH =H2O 計(jì)算余下的 H 或 OH， H數(shù)除以溶液總體積求 H+ 混；OH-有余，則用余下的 OH-數(shù)除以溶液總體積求OH-混，再求其它）四、稀釋過程溶液pH 值的變化規(guī)律：1、強(qiáng)酸溶液：稀釋10n 倍時(shí)， pH 稀=pH 原 + n（但始終不能大于或等于7）2、弱酸溶液：稀釋10n 倍時(shí)，

7、pH 稀pH 原 +n（但始終不能大于或等于7）3、強(qiáng)堿溶液：稀釋10n 倍時(shí)， pH 稀= pH 原 n（但始終不能小于或等于7）4、弱堿溶液：稀釋10n 倍時(shí)， pH 稀 pH 原 n （但始終不能小于或等于7）5、不論任何溶液，稀釋時(shí)pH 均是向7 靠近（即向中性靠近） ；任何溶液無限稀釋后pH 均接近 76、稀釋時(shí)，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH 變化得慢，強(qiáng)酸、強(qiáng)堿變化得快。五、強(qiáng)酸（ pH1）強(qiáng)堿（ pH2）混和計(jì)算規(guī)律w.w.w.k.s.5.u.c.o.m1、若等體積混合pH1+pH2=14則溶液顯中性 pH=7pH1+pH215則溶液顯堿性 pH=pH2-0.3pH1+pH21

8、3則溶液顯酸性 pH=pH1+0.32、若混合后顯中性pH1+pH2=14V 酸： V 堿=1：1;. 14- （ pH1+pH2）pH1+pH214V 酸： V 堿 =1：10六、酸堿中和滴定：1、中和滴定的原理實(shí)質(zhì)： H+OH =H2O 即酸能提供的 H+和堿能提供的 OH-物質(zhì)的量相等。2、中和滴定的操作過程 ：（1）儀滴定管的刻度，O 刻度在 上 ，往下刻度標(biāo)數(shù)越來越大，全部容積大于它的最大刻度值，因?yàn)橄露擞幸徊糠譀]有刻度。滴定時(shí)，所用溶液不得超過最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸（或堿），也不得中途向滴定管中添加。滴定管可以讀到小數(shù)點(diǎn)后一位 。（ 2）藥品：標(biāo)準(zhǔn)液；待測(cè)液；指示劑。

9、（ 3）準(zhǔn)備過程：準(zhǔn)備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。（洗滌：用洗液洗檢漏：滴定管是否漏水用水洗用標(biāo)準(zhǔn)液洗（或待測(cè)液洗）裝溶液排氣泡調(diào)液面記數(shù)據(jù) V(始 ) （4）試驗(yàn)過程3、酸堿中和滴定的誤差分析誤差分析：利用n 酸 c 酸 V 酸=n 堿 c 堿 V 堿進(jìn)行分析式中： n酸或堿中氫原子或氫氧根離子數(shù)；c酸或堿的物質(zhì)的量濃度；V酸或堿溶液的體積。當(dāng)用酸去滴定堿確定堿的濃度時(shí)，則：c 堿 = nc VnV上述公式在求算濃度時(shí)很方便， 而在分析誤差時(shí)起主要作用的是分子上的V 酸的變化， 因?yàn)樵诘味ㄟ^程中 c 酸為標(biāo)準(zhǔn)酸，其數(shù)值在理論上是不變的，若稀釋了雖實(shí)際值變小， 但體現(xiàn)的卻是V 酸

10、的增大，導(dǎo)致 c 酸偏高； V 堿同樣也是一個(gè)定值，它是用標(biāo)準(zhǔn)的量器量好后注入錐形瓶中的，當(dāng)在實(shí)際操作中堿液外濺，其實(shí)際值減小，但引起變化的卻是標(biāo)準(zhǔn)酸用量的減少，即V酸減小，則 c 堿降低了；對(duì)于觀察中出現(xiàn)的誤差亦同樣如此。綜上所述，當(dāng)用標(biāo)準(zhǔn)酸來測(cè)定堿的濃度時(shí)， c 堿的誤差與 V 酸的變化成正比，即當(dāng)V 酸的實(shí)測(cè)值大于理論值時(shí)，c 堿偏高，反之偏低。同理，用標(biāo)準(zhǔn)堿來滴定未知濃度的酸時(shí)亦然。第 1 節(jié)弱電解質(zhì)的電離課時(shí)訓(xùn)練一、選擇題 （每題有1 個(gè)或 2 個(gè)正確選項(xiàng)）1. 下列物質(zhì)容易導(dǎo)電的是（）A. 氯化鈉晶體B. 無水乙醇C. 硝酸鉀溶液D. 固態(tài)石墨;.2.下列物質(zhì)的水溶液能導(dǎo)電，但屬于

11、非電解質(zhì)的是（）A CH3COOHB Cl2C（NH4)2 CO3D SO23.下列說法正確的是（）A. 強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力一定比弱電解質(zhì)溶液的強(qiáng)B. 氨氣是弱電解質(zhì)，銅是強(qiáng)電解質(zhì)C. 氧化鈉是強(qiáng)電解質(zhì)，醋酸是弱電解質(zhì)D. 硫酸鈉是強(qiáng)電解質(zhì)，硫酸鋇是弱電解質(zhì)4. 下列物質(zhì)，是強(qiáng)電解質(zhì)的是（）A. 硫酸鋇B. 石墨C. 濃 H2SO4D. HI5. 下列說法中，正確的是（）A. 強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力不一定比弱電解質(zhì)強(qiáng)。B. 冰醋酸是弱電解質(zhì)，液態(tài)時(shí)能導(dǎo)電。C. 鹽酸中加入固體 NaCl，因 Cl-濃度增大，所以溶液酸性減弱。D. 相同溫度下， 0.1 mol ?L-1 NH4Cl 溶液中

12、NH4+的濃度比 0.1 mol ?L-1 氨水中 NH4+的濃度大6. 用食用白醋（醋酸濃度約 1 mol?L-1 ）進(jìn)行下列實(shí)驗(yàn)，能證明醋酸為弱電解質(zhì)的是（）A. 白醋中滴入石蕊試液呈紅色B. 白醋加入豆?jié){中有沉淀產(chǎn)生C. 蛋殼浸泡在白醋中有氣體放出D. pH 試紙顯示白醋的pH 為 237. 下列說法中不正確的是（）A. 強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、大多數(shù)鹽、部分金屬氧化物是強(qiáng)電解質(zhì)，弱酸、弱堿都是弱電解質(zhì)B. 電解質(zhì)溶液導(dǎo)電性的強(qiáng)弱跟單位體積溶液里自由移動(dòng)的離子多少有關(guān)C. 具有強(qiáng)極性共價(jià)鍵的化合物一定是強(qiáng)電解質(zhì)D. 只有酸、堿和鹽才是電解質(zhì)8. 下列有關(guān)“電離平衡”的敘述正確的是（）A. 電解質(zhì)在溶

13、液里達(dá)到電離平衡時(shí)，分子的濃度和離子的濃度相等B. 電離平衡時(shí)，由于分子和離子的濃度不斷發(fā)生變化，所以說電離平衡是靜態(tài)平衡;.C. 電離平衡是相對(duì)有、暫時(shí)的、外界條件改變時(shí)，平衡就會(huì)發(fā)生移動(dòng)D. 電解質(zhì)達(dá)到電離平衡后，各種離子的濃度相等9. 已知 0.1 mol?L-1的醋酸溶液中存在電離平衡：CH3COOH-+CH3COO+H 要使溶液中c(H+)/c(CH3COOH)值增大，可以采取的措施是（）A.加少量燒堿溶液B. 升高溫度C. 加少量冰醋酸D. 加水10.下列離子方程式錯(cuò)誤的是（）A. NaHS 溶于水 : NaHS=Na+HS-HS-+H2OH3 O+S2-+3+-B. Al(OH)

14、3 電離 : H2O+AlO2 +H =Al(OH)3=Al +3OHC. （ NH4） 2SO4 溶于水：（ NH4）2SO4+2-2NH4 +SO4D. HF 溶于水： HF+H2OH3 O+F-11. 把 0.05 mol NaOH 固體分別加入下列 100mL 溶液中，溶液的導(dǎo)電能力變化不大的是（ BD ）A. 自來水B. 0.5 mol?L-1 鹽酸C. 0.5mol?L-1 醋酸D. 0.5 mol?L-1 氯化銨溶液12. 已知下面三個(gè)數(shù)據(jù)： 7.2×10-4 、 2.6× 10-4、 4.9× 10-10 分別是三種酸的電離平衡常數(shù)，若已知這三種酸

15、可發(fā)生如下反應(yīng)：NaCN+HNO2=HCN+NaNO2NaNO2+HF=HCN+NaFNaNO2+HF=HNO2+NaF由此可判斷下列敘述中正確的是（）A. HF 的電離常數(shù)是B. HNO2 的電離常數(shù)是C. HCN的電離常數(shù)是D. HNO2 的電離常數(shù)是二、填空題13. 下列電解質(zhì)中，NaCl； NaOH； NH3·H2 O； CH3 COOH； BaSO4； AgCl；Na2O； K2O； H2O，_ 是強(qiáng)電解質(zhì)；_是弱電解質(zhì)14. 有濃度為 0.1 mol?L-1 的鹽酸、硫酸、醋酸三種溶液，試回答：;.（ 1）三種溶液中c(H+) 依次為 a mol?L-1 ， b mol?

16、L-1 ， c mol?L-1，其大小順序?yàn)開。（ 2）等體積的以上三種酸分別與過量的NaOH 溶液反應(yīng)，生成的鹽的物質(zhì)的量依次為n 1 mol ，n2 mol ， n3 mol ，它們的大小關(guān)系為 _（ 3）中和一定量 NaOH 溶液生成正鹽時(shí)，需上述三種酸的體積依次是V1L、 V2L、 V3L，其大小關(guān)系為 _（ 4）與鋅反應(yīng)時(shí)產(chǎn)生氫 ( 氣 ) 的速率分別為 v1、 v2、 v3，其大小關(guān)系為 _15. 25時(shí)，有 0.01 mol?L-1 的醋酸溶液，試回答下列問題：（1）寫出醋酸的電離平衡常數(shù)表達(dá)式（2）達(dá)平衡時(shí)，溶液中氫離子濃度是多少?（25時(shí)，醋酸的電離平衡常數(shù)為1. 75

17、15; 10 -5）（3）當(dāng)向該溶液中加入一定量的鹽酸時(shí)，溶液中的+-c(H )、 c (CH3COO)、 c (CH3COOH) 是否又生變化 ? 電離常數(shù)是否發(fā)生變化?為什么 ?w.w.w.jkzyw.c.o.m參考答案1.CD2.D3.C 4.AD5. AD6. D 7. CD 8. C 9. BD 10. 11. BC12. A13. 1（ 2）n 1=n 2 =n3（3） V1=2V2=V3 （ 4） v2>v1>v314. （ 1） a= b> c215. （ 1）K= c(CH 3 COO ) c(H ) c(CH 3 COOH )（ 2） 4.18×

18、 10 -4 mol?L-1（3）c(H+)增大c (CH3COO-)減小c (CH3COOH)增大電離常數(shù)不變， 因?yàn)殡婋x常數(shù)只受溫度影響，溫度不變，電離常數(shù)不變水的電離和溶液的酸堿性同步練習(xí)（一）典型例題【例 1】常溫下，純水中存在電離平衡：H O+-H +OH，請(qǐng)?zhí)羁眨?改變條件水的電離平衡移動(dòng)Kwc(H+) 總c(OH- ) 總水電離出的 c(H+)升溫到 100;.通氯化氫10-2 mol/L加氫氧化鈉固體10-4mol/L加氯化鈉固體10-7mol/L【分析】 溫度不變時(shí)，無論溶液是酸性、中性還是堿性， 溶液中的氫離子濃度和氫氧根離子濃度的乘積都相同。常溫下，此值為10-14 。在

19、任何溶液中， 水電離產(chǎn)生的氫離子濃度和水電離產(chǎn)生的氫氧根離子濃度始終相同，即為1:1 。【答案】改變條件水的電離平衡Kw+-水電離出的 c+c(H ) 總c(OH ) 總(H )移動(dòng)方向升溫到 100正向增大增大增大增大通氯化氫逆向不變10-12mol/L10-12mol/L加氫氧化鈉固體逆向不變10-10mol/L10-10mol/L加氯化鈉固體不動(dòng)不變10-7mol/L10-7 mol/L【例 2】室溫下，在pH=12 的某溶液中，由水電離生成的）c(OH ) 為（A.1.0 × 10 7 mol · 1B.1.0 × 106 mol · 1C.1.

20、0 × 10 2 mol· 1D.1.0 × 10 12 mol · 1【分析】 本題以水的離子積為知識(shí)依托，考查學(xué)生對(duì)不同條件下水電離程度的認(rèn)識(shí)，同時(shí)考查了思維的嚴(yán)密性。錯(cuò)解分析：pH=12的溶液，可能是堿溶液，也可能是鹽溶液。忽略了強(qiáng)堿弱酸鹽的水解，就會(huì)漏選D。解題思路：先分析 pH=12 的溶液中 c(H ) 、 c(OH) 的大小。由 c(H)=10 pH得：c(H)=1.0 × 10 12 mol · L1c(OH )=1.0 × 10 2 mol · L 1再考慮溶液中的溶質(zhì)：可能是堿，也可能是強(qiáng)堿弱酸

21、鹽。最后進(jìn)行討論：(1) 若溶質(zhì)為堿， 12mol ·1若溶質(zhì)為強(qiáng)堿則溶液中的 H 都是水電離生成的：c 水 (OH )= c水 (H )=1.0 × 10(2)都是水電離生成的：c×10 2mol·1弱酸鹽，則溶液中的 OH水 (OH )=1.0?！敬鸢浮?CD【例 3】室溫下，把 1mL0.1mol/L的 H2SO4 加水稀釋成2L 溶液，在此溶液中由水電離產(chǎn)生的 H+，其濃度接近于（）A. 1×10-4mol/LB. 1 × 10-8mol/LC. 1×10-11mol/LD. 1× 10-10mol/L【分

22、析】 溫度不變時(shí)， 水溶液中氫離子的濃度和氫氧根離子的濃度乘積是一個(gè)常數(shù)。在酸溶液中氫氧根離子完全由水電離產(chǎn)生，而氫離子則由酸和水共同電離產(chǎn)生。當(dāng)酸的濃度不是極小的情況下， 由酸電離產(chǎn)生的氫離子總是遠(yuǎn)大于由水電離產(chǎn)生的( 常常忽略水電離的部分 ) ，而水電離產(chǎn)生的氫離子和氫氧根離子始終一樣多。所以，酸溶液中的水電離的氫離子的求算通常采用求算氫氧根離子。稀釋后 c(H+)= （ 1× 10-3 L× 0.1mol/L ） /2L = 1×10-4 mol/L;.c(OH- ) = 1 × 10-14 /1 ×10-4 = 1 × 10-

23、10 mol/L【答案】 D【例 4】將 pH 為 5 的硫酸溶液稀釋 500 倍，稀釋后溶液中c (SO42）： c (H+) 約為（）A、 1：1B、1：2C、 1：10D、 10：1【分析】 根據(jù)定量計(jì)算，稀釋后c(H+)=2 × 10-8 mol· L-1 ，c(SO42- )=10 -8mol·L-1 ，有同學(xué)受到思維定勢(shì)，很快得到答案為B。其實(shí)，題中設(shè)置了酸性溶液稀釋后，氫離子濃度的最小值不-7-1-7-1小于 1× 10 mol· L 。所以，此題稀釋后氫離子濃度只能近似為1× 10 mol · L?！敬鸢浮?

24、C【例 5】弱酸 H溶液的 pH=3.0 ，將其與等體積水混合后的pH 范圍是（）A.3.0 3.3B.3.3 3.5C.3.5 4.0D.3.7 4.3【分析】 虛擬 HY為強(qiáng)酸，則將其與等體積水混合后c(H)= 1 × 10 3 mol· L12pH=3lg2=3.3，事實(shí)上 HY為弱酸，隨著水的加入，還會(huì)有部分H 電離出來，故c(H) 1 × 103 mol· L 1 即 pH 3.3 。2【答案】 A【例 6】將體積均為 10 mL、 pH 均為 3 的鹽酸和醋酸，加入水稀釋至a mL 和 b mL，測(cè)得稀釋后溶液的 pH 均為 5，則稀釋后溶液

25、的體積（）A. a=b=100 mLB. a=b=1000 mLC. a bD.a b【分析】 鹽酸是強(qiáng)電解質(zhì)， 完全電離。 在加水稀釋過程中鹽酸電離出的H+離子的物質(zhì)的量不會(huì)增加。溶液中c(H+) 與溶液體積成反比，故加水稀釋時(shí)，c(H+) 會(huì)隨著水的加入而變小。醋酸是弱電解質(zhì)， 發(fā)生部分電離。 在加水稀釋過程中未電離的醋酸分子發(fā)生電離，從而使溶液中+c+) 與溶液體積同樣成反比，這就使得此溶液中+(H+)H 離子的物質(zhì)的量增加，而(H(H)受到cn的增加和溶液體積V增加的雙重影響。 很明顯，若將鹽酸和醋酸同等程度的稀釋到體積都為a，則鹽酸的 c(H+ ) 比醋酸的 c(H+) 小。若要稀釋

26、到兩溶液的c(H+ ) 相等，則醋酸應(yīng)該繼續(xù)稀釋，則有 b a【答案】 C【例7】 99mL0.1mol/L 的鹽酸和 101mL0.05mol/L 氫氧化鋇溶液混合后，溶液的c(H+) 為（）（不考慮混合時(shí)的體積變化）。A. 0.5×（ 10-8 +10-10 ）mol/LB.（ 10-8 +10-10 ） mol/LC.（1×10 -14 - 5×10-5 ）mol/LD.1×10 -11 mol/L【分析】 把 101mL的 Ba(OH)2 分差成 99mL和 2mL，其中 99mLBa(OH)2 溶液和 99mL鹽酸溶液恰好完全反應(yīng)， 這樣就相當(dāng)

27、于將 2mL0.05mol/L 的 Ba(OH)2 加水稀釋至 200mL，先求溶液中的 OH- ，然后再化成 H + ，故應(yīng)選D。答案D;.【例 8】將 pH=8的 NaOH溶液與 pH=10 的 NaOH溶液等體積混合后，溶液的pH 值最接近于（）。A. 8.3B. 8.C. 9D. 9.7 解析 同種溶質(zhì)的酸或堿溶液混合后溶液的pH 值約為大的 pH 減去 0.3 （兩溶液的 pH 值必須相差 2 以上）。答案 D【例 9】室溫下 xL pH=a 的鹽酸溶液和yL pH=b 的電離度為 的氨水恰好完全中和，則 x/ y的值為（）A.1B. 10-14- a- b / C. 10a +b-

28、14 / D.10a- b/ +)=10- a-1，鹽酸的物質(zhì)的量- a-132【分析】 c(HCl)= c(Hmol·L=10 × x mol· L， c(NH · H O)·-b-14-132b-14-1。根據(jù)題意：=c(OH )=10mol ·L，NH· H O物質(zhì)的量為 10÷ × y mol · L- ab-1410 · x=10÷ × y，得【答案】 C【例 10】若在室溫下a b/ 。x/ y=10 + -14pH=a 的氨水與pH=b 的鹽酸等體積混

29、合，恰好完全反應(yīng)，則該氨水的電離度可表示為（）A.10a+b-12%B. 10a+b-14 %C. 1012-a - b%D. 1014- a- b %【分析】 設(shè)氨水和鹽酸各取1L。氨水電離出的c(OH- )=10 -14 ÷ 10- a mol · L-1 =10a-14 mol· L-1即氨水電離出的-a-14mol ，而 NH3·H2O的物質(zhì)的量 =鹽酸的物質(zhì)的量 =10- bmol·L-1OH的物質(zhì)的量為 10×1L=10-b；所以氨水的電離度為a bmol10 + -12 %?！敬鸢浮?A【例 11】用 0.01mol/L

30、HSO 滴定 0.01mol/LNaOH 溶液，中和后加水至 100mL。若滴定時(shí)終24點(diǎn)判斷有誤差：多加了1 滴 H2SO4；少加了 1滴 H2SO4( 設(shè) 1 滴為 0.05mL) 。則和 c(H+)之比為（）A. 10 B. 50C. 5× 103D. 104【分析】 多加 1 滴 H2SO4，則酸過量，相當(dāng)于將這1 滴硫酸由 0.05mL 稀釋至 100mL。少加1 滴 H2SO4，相當(dāng) NaOH溶液過量2 滴，即將這部分NaOH溶液稀釋至 100mL。現(xiàn)計(jì)算如下：多加 1 滴硫酸時(shí)， c(H+)= 0.050.012 =10-5 (mol/L)，100少加 1 滴硫酸時(shí)，

31、c(OH- ) 0.050.012 =10-5 (mol/L)，100+)=K W10 14-9(mol/L)，故二者比值為4c(H10 5=1010 。c(OH)【答案】 D【例 12】有、三瓶體積相等，濃度都是1mol·L-1 的鹽酸溶液，將加熱蒸發(fā)至體積一半；向中加入少量的CHCOONa固體（加入后仍顯酸性） ；不作任何改變，以酚酞作3指示劑，用 NaOH溶液滴定上述三種溶液，所耗NaOH溶液的體積為（）;.A. =>B.>>C.=>D.=【分析】 本題著重考查酸堿中和、溶液的酸堿性判斷及抽象思維能力。對(duì)加熱蒸發(fā)，由于HCl 的揮發(fā)性比水大，故蒸發(fā)后溶質(zhì)

32、可以認(rèn)為沒有，消耗的NaOH溶液的體積最少。在中加入 CH3COONa固體，發(fā)生反應(yīng)： HCl+CH3COONa=CH3COOH+NaCl，當(dāng)以酚酞作指示劑時(shí)， HCl、CH3COOH被 NaOH中和：HCl+NaOH=NaCl+H2O，CH3COOH+NaOH=3COONa+H2O，此過程中被中和的 H+物質(zhì)的量與相同。若改用甲基橙作指示劑，因?yàn)榧谆鹊淖兩秶╬H）為 3.14.4 ，此時(shí)，部分CH3COOH不能被 NaOH完全中和，三種溶液所消耗的NaOH溶液體積為 >>。【答案】 C【例13】以標(biāo)準(zhǔn)的鹽酸溶液滴定未知的氫氧化鈉為例，判斷以下操作所引起的誤差（填“偏大”、“

33、偏小”或“無影響” ）讀數(shù)：滴定前俯視或滴定后仰視；（）未用標(biāo)準(zhǔn)液潤洗滴定管；（）用待測(cè)液潤洗錐形瓶；（）滴定前滴定管尖嘴有氣泡，滴定后尖嘴氣泡消失；（）不小心將標(biāo)準(zhǔn)液滴在錐形瓶的外面；（）指示劑用量過多。（）【分析】 本題主要考查學(xué)生的實(shí)驗(yàn)操作規(guī)范及誤差分析能力。（ 1）滴定前俯視或滴定后仰視會(huì)導(dǎo)致標(biāo)準(zhǔn)液讀數(shù)偏大，造成滴定結(jié)果偏高。（ 1）未用標(biāo)準(zhǔn)液潤洗滴定管，會(huì)使標(biāo)準(zhǔn)液濃度降低，造成滴定結(jié)果偏高。 （ 3）用待測(cè)液潤洗錐形瓶，會(huì)使標(biāo)準(zhǔn)液用去更多，造成滴定結(jié)果偏高。（ 4）氣泡不排除， 結(jié)束后往往氣泡會(huì)消失，所用標(biāo)準(zhǔn)液讀數(shù)增大，造成測(cè)定結(jié)果偏高。 （ 5）不小心將標(biāo)準(zhǔn)液滴在錐形瓶的外面，導(dǎo)致

34、標(biāo)準(zhǔn)液讀數(shù)偏大，造成滴定結(jié)果偏高。（ 6）指示劑本身就是一種弱電解質(zhì)，指示劑用量過多會(huì)導(dǎo)致標(biāo)準(zhǔn)液耗去偏多，造成測(cè)定結(jié)果偏高。（二）基礎(chǔ)練習(xí)一、選擇題1下列溶液肯定是酸性的是（）+B加酚酞顯無色的溶液A含 H的溶液C pH<7的溶液D OH- <H + 的溶液2將 pH 試紙用蒸餾水濕潤后，去測(cè)定某溶液的pH，該溶液的 pH 將會(huì)A. 偏高B.偏低 C.不變 D. 上述三種情況均有可能3 pH 相同的氨水、氫氧化鈉和氫氧化鋇溶液，分別用蒸餾水稀釋到原來的X倍、Y倍、Z倍，稀釋后三種溶液的pH 同，則 X、 Y、 Z 的關(guān)系是A.XY ZB.XYZ C.X Y ZD.X YZ4 pH

35、2 的溶液，其H 濃度為 0.01mol/L ，下列四種情況的溶液：25的溶液、 100的;.溶液、強(qiáng)酸溶液、弱酸溶液，與上述符合的有A. B.C.D.5有甲、 乙兩種溶液， 甲溶液的pH 是乙溶液的兩倍，則甲溶液中H 與乙溶液中 H 的關(guān)系A(chǔ).2 1B.1001C.1100D.無法確定6有兩瓶 pH值都等于2 的酸溶液，一瓶是強(qiáng)酸，另一瓶是弱酸，可用來鑒別它們的一組試劑是A. 石蕊試液和水B.pH試紙和水C. 酚酞試液和水D.酚酞試液和苛性鈉溶液7一元堿 A 與 0.01mol/L的一元強(qiáng)酸等體積混合后所得溶液的pH 為 7。以下說法中正確的是（）若 A為強(qiáng)堿，其溶液的物質(zhì)的量濃度等于0.0

36、1mol/L若 A為弱堿，其溶液的物質(zhì)的量濃度大于0.01mol/L反應(yīng)前， A 溶液中 c(OH)- 一定是 0.01mol/L 反應(yīng)后，混合溶液中陰離子的濃度大于陽離子的濃度ABC D8下列敘述正確的是（）A pH=3和 pH=4 的鹽酸各10mL混合，所得溶液的pH=3.5B 溶液中 H + 越大， pH 值也越大，溶液的酸性就越強(qiáng)C 液氯雖然不導(dǎo)電，但溶解于水后導(dǎo)電情況良好，因此，液氯也是強(qiáng)電解質(zhì)D 當(dāng)溫度不變時(shí)，在純水中加入強(qiáng)堿溶液不會(huì)影響水的離子積常數(shù)9在室溫下，某溶液中由水電離出的13 1H 濃度為 1.0 × 10mol·L ，則此溶液中一定不可能大量存在的

37、離子組是 ()A.Fe3-、 ClB.Ca2-、 Cl、 NO3、Na、 HCO3、K+2 2-D.Cl2-C.NH4 、 Fe、 SO4、 NO3、 SO4、 K、 Na10為更好地表示溶液的酸堿性，科學(xué)家提出了酸度(AG) 的概念， AG=lgc( H )，則下列敘c(OH)述正確的是 ()A. 中性溶液的 AG=0B. 酸性溶液 AG 0C. 常溫下 0.1 mol· L1 氫氧化鈉溶液的AG=12D. 常溫下 0.1 mol· L1 鹽酸溶液的 AG=1211在 25時(shí)，分別用pH=9、 pH=10 的兩種氨水中和同濃度、同體積的鹽酸，消耗氨水的體積分別為 V1 和

38、 V2，則 V1 和 V2 的關(guān)系是 ( )A. V =10VB.V 10VC.V10VD.V10V121212212在 25 時(shí)向 V mL pH= a 的鹽酸中，滴加pH=b 的 NaOH(aq)10V mL 時(shí)，溶液中 Cl 的物質(zhì)的量恰好等于Na 的物質(zhì)的量，則a+b 的值是;.A.13B.14C.15D. 不能確定13在一定溫度下，相同pH 的硫酸和硫酸鋁溶液中水電離出來的c(H) 分別是 1.0 × 10a 1 b 1KW為( )mol·L和 1.0 ×10mol·L ，此溫度下，水的離子積常數(shù)A.1.0 ×10 14B.1.0 2a、C.1.0 ×10 (7 a)D.1.0× 10( ab)× 1014有 0.006%醋酸溶液，其電離度為10%，假設(shè)溶液的密度為1g/mL，則下列結(jié)論正確的是 3 10 9A.H 10 mol/LB.OHmol/LC.pH4D.溶液中由水電離的H 10 10mol/L15水是一種極弱的電解質(zhì)，在室溫下