水溶液中的离子平衡讲义最新综述

1、7水溶液中的离子平衡知识要点一、弱电解质的电离1、定义：电解质、非电解质；强电解质、弱电解质昇昆和物单质强电解质：强酸、强碱、绝大多数金属氧化物和盐。如HCI、NaOH、NaCI、BaSO4纯净物*弱电解质：弱酸、弱碱和水。如HCIO、NH3H2O、Cu（OH） 2、H2O非电解质：大多数非金属氧化物和有机物。如SO3、CO2、C6H 1206、CCI4、CH2=CH 22、电解质与非电解质本质区别：电解质离子化合物或共价化合物非电解质共价化合物注意：电解质、非电解质都是化合物 SO2、NH3、CO2等属于非电解质 强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的 BaSO4全

2、部电离，故BaSO4为强电解质） 电解质的强弱与导电性、溶解性无关。二、弱电解质的电离平衡1定义和特征电离平衡的含义在一定条件（如温度、浓度）下，弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合成分子的速 率相等，溶液中各分子和离子的浓度都保持不变的状态叫电离平衡状态。任何弱电解质在水溶液中都存在电离平衡，达到平衡时，弱电解质具有该条件下的最大电离程度。电离平衡的特征 逆：弱电解质的电离过程是可逆的，存在电离平衡。 等：弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等。 动：弱电解质电离成离子和离子结合成分子的速率相等，不等于零，是动态平衡。 定：弱电解质在溶液中达到电离平衡时，溶液里离子的浓度、分子

3、的浓度都不再改变。变：外界条件改变时，平衡被破坏，电离平衡发生移动。2、影响电离平衡的因素浓度：越稀越电离在醋酸的电离平衡 CH3COOHCH3C00-+H +加水稀释，平衡向右移动，电离程度变大，但c(CH3C00H)、c(H+)、c(CH3C00-)变小加入少量冰醋酸，平衡向右移动，c(CH3C00H)、c(H+)、c(CH3C00-)增大，但电离程度变温度：T越高，电离程度越大同离子效应加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，使电离平衡向逆反应方向移动。化学反应加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使平衡向电离方向移动。以电离平衡CH3COOH = CH3COO-+H+为例，各种因素

4、对平衡的影响可归纳为下表:平衡移动方向c(H +)n (H+)c(Ac-)c(0H -)c(H +)/c(HAc)导电能力电离程度加水稀释向右减小增多减小增多增多减弱增大加冰醋酸向右增大增多增多减小减小增强减小升高温度向右增大增多增多增多增多增强增大加 NaOH(s)向右减小减少增多增多增多增强增大力口 H2SO4(浓)向左增大增多减少减少增多增强减小加醋酸铵(s)向左减小减少增多增多减小增强减小加金属Mg向右减小减少增多增多增多增强增大加CaCO 3(s)向右减小减少增多增多增多增强增大3、电离方程式的书写强电解质用=，弱电解质用 =多元弱酸分步电离，多元弱碱一步到位。H2CO3H +HCO

5、 3， HC03 殳 H +C03?，以第一步电离为主。弱酸的酸式盐完全电离成阳离子和酸根阴离子，但酸根是部分电离。+ - - +2-NaHC03=Na +HCO 3，HCO3H +C03强酸的酸式盐如 NaHSOq完全电离，但在熔融状态和水溶液里的电离是不相同的。熔融状态时：NaHSO4=Na+HSO4 + +2 溶于水时：NaHSO4=Na +H +SO4三、水的电离及溶液的 pH1水的电离电离平衡和电离程度水是极弱的电解质，能微弱电离H2O+H2O ； H3O+OH-,通常简写为 H2O pH+OH-; AH025C 时，纯水中 c(H+)=c(OH-)=1 XI0-7mol/L影响水的

6、电离平衡的因素 温度：温度越高电离程度越大c(H+)和c(OH-)同时增大，Kw增大，但c(H+)和c(OH-)始终保持相等，仍显中性。纯水由 25C 升到 100C, c(H+)和 c(OH-)从 1 xi0-7mol/L 增大到 1 xiO-6mol/L(pH 变为 6)。 酸、碱向纯水中加酸、碱平衡向左移动，水的电离程度变小，但Kw不变。 加入易水解的盐由于盐的离子结合 H+或OH-而促进水的电离，使水的电离程度增大。温度不变时，Kw不变。练习：影响水的电离平衡的因素可归纳如下:+ -H2O 一 H +OH变化条件、平衡移动方向电离程度c(H+)与 c(OH-)的相对大小溶液的酸碱性离子

7、积Kw加热向右增大c(H+)=c(OH -)中性增大降温向左减小+ -c(H )=c(OH )中性减小加酸向左减小+ -c(H )c(OH )酸性不变加碱向左减小c(H+)c(OH -)碱性不变加能结合H+的物质向右增大+ -c(H )c(OH )酸性不变OH -的物质OH -的物质水的离子积在一定温度时，c(H+)与c(OH-)的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积。+14Kw=c(H ) (OH-), 25C 时，Kw=1 X10-(无单位)。 Kw只受温度影响，水的电离吸热过程，温度升高，水的电离程度增大，Kw增大。25C 时 Kw=1 X10-14, 100C 时 Kw约

8、为 1 X10-12。 水的离子积不仅适用于纯水，也适用于其他稀溶液。不论是纯水还是稀酸、碱、盐溶液，只要温度不变，Kw就不变。水电离的离子浓度计算例1:在25 时，浓度为1 xiO-5mol/L的NaOH溶液中，由水电离产生的C(OH-)是多少？酸：C(OH )溶液=C(OH )水碱：C(H +)溶液=C(H +)水盐：酸性C(H+)溶液=C(H +)水碱性 C(OH )溶液=C(OH )水例2:(西安测试题)在25C时，某溶液中，由水电离出的c(H+)=1 10-12mol/L，则该溶液的pH可能是()。A. 12B. 7C.6D . 2例3：常温某无色溶液中，由水的电离产生的C (H+)

9、=1-120 mol/l，则下列肯定能共存的离子组是亠 2+亠亠2-3+_2-+A、CuNO3SO4FeB、ClSNaK2-+2+2-C、SO3NH4KMgD、ClNaNO 3SO4例4:在25 时，pH=5的HCI和NH4CI溶液中，水电离出旳.c(H+)比值是： 溶液的酸碱性取决于溶液中的c(H+ )与c(OH-)的相对大小。2、溶液的酸碱性碱性溶液：+-+-7-c(H )c(OH ), c(H )0 mol/L。(pH10-7mol/L ;酸性溶液：+-+-7c(H )c(OH ), c(H )1 0 mol/L ;思考：c(H+)1 M0-7mol/L3、溶液的pH表示方法+ -pHp

10、H=-lgc(H )c(H )=10 ppOH=-lgc(OH -)c(OH-)=10-pOH常温下，pH+pOH=-lgc(H +)-lgc(OH -)=-lgc(H +) c(0H-)=14。溶液的酸碱性与pH的关系(常温时) 中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1 10-7mol L-1, pH=7。 酸性溶液：c(H+)i 10-7mol L-1c(OH -), pH7，酸性越强，pH 越小。 碱性溶液：c(H+)0-7mol L-1c(OH -), pH7，碱性越强，pH 越大。思考：1、甲溶液的pH是乙溶液的2倍，则两者的c(H+)是什么关系？2、pH0-14mol L-1c(H+

11、) 1mol -或c(OH-) 1mol -时，用物质的量浓度直接表示更方便。 溶液pH的测定方法酸碱指示剂法：只能测出pH的范围，一般不能准确测定pH。指示剂甲基橙石蕊酚酞变色范围pH3.1 4.45.0 8.08.2 10.00为苑ME” Z 出v卿.僦耳决.wf溶液颜色红T橙T黄红T紫T蓝无色T浅红T红pH试纸法：粗略测定溶液的pH。pH试纸的使用方法：取一小块pH试纸放在玻璃片（或表面皿）上，用洁净的玻璃棒蘸取 待测液滴在试纸的中部，随即（30s内）与标准比色卡比色对照，确定溶液的pH。测定溶液pH时，pH试剂不能用蒸馏水润湿（否则相当于将溶液稀释，使非中性溶液的pH测定产生误差）；不

12、能将pH试纸伸入待测试液中，以免污染试剂。标准比色卡的颜色 按pH从小到大依次是：红（酸性），蓝（碱性）。 pH计法：精确测定溶液pH。4、有关pH的计算基本原则：一看常温，二看强弱（无强无弱，无法判断），三看浓度（pH or c）酸性先算c（H+），碱性先算c（OH ）单一溶液的pH计算 由强酸强碱浓度求 pH 已知pH求强酸强碱浓度例5：同浓度同体积的 HCI、H2SO4、HAc中c（H+）、中和NaOH量及与Zn反应快慢和 H2 产量比较？同pH同体积的HCI、H2SO4、HAc中c（H+）、中和NaOH量及与Zn反应 快慢和H2产量比较？加水稀释计算 强酸pH=a，加水稀释10n倍，贝

13、U pH=a+n。 弱酸pH=a，加水稀释10n倍，则pHb-n。 酸、碱溶液无限稀释时，pH只能约等于或接近于 7,酸的pH不能大于7,碱的pH 不能小于7。 对于浓度（或pH）相同的强酸和弱酸，稀释相同倍数，强酸的 pH变化幅度大。例6: PH=2的两种一元酸 HX , HY各1ml,分别加水稀释至100ml，其PH值分别变为a,b, 且ab,则下列说法不正确的是A .酸的相对强弱是：HXHYB .相同温度，相同浓度的NaX , NaY溶液，其PH值前者大。C.与足量锌粉反应产生氢气的体积在相同条件下HY比HX多。D .若a=4,则为HX强酸，HY为弱酸。酸碱混合计算8两种强酸混合c(H

14、)混=c(H )iVi c(H VVHBHC，则相同浓度的 NaA、NaB、NaC溶液的碱性逐渐增强，pH逐渐增大。CO32-和HCO3-所对应的弱酸分别是 HCO3-和H2CO3, HCO3-比H2CO3的电离程度小得多,相同浓度时Na2CO3溶液的pH比NaHC03的大。离子水解所生成的 0H-都弱双水解：当溶液中同时存在弱酸根阴离子和弱碱阳离子时, NH4+与S2-、HCO3-、CO32-、CH3COO-等虽然相互促进，水解程度仍然很小，离子间能大量共存。 彻底双水解离子间不能大量共存。Al 3+与 S2、HS 、AIO 2 CO32、HCO33+2Fe 与 AIO2、CO3、HCO3N

15、H4% AIO2、SiO323+2如：2AI +3S -+6H2O=2AI(OH) 3J +3HSf3+Al +3HCO 3-=AI(OH) 3 +3COf 泡沫灭火器原理)2+FeCb和Na2S溶液发生氧化还原反应（生成Fe2、S）Na2S和CuS04溶液发生复分解反应 （Na2S+CuSO4=CuSj +NaS04）生成更难溶物FeCl3 和 KSCN 溶液发生络合反应FeCI 3+3KSCN=Fe（SCN） 3+3KCI4、影响盐类水解的因素主要因素：是盐本身的性质（对应的酸碱越弱，水解程度就越大）。外界条件：（1）温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。（2）浓度：稀释盐

16、溶液，可以促进水解，盐的浓度越小，水解程度越大。（3）外加酸碱盐：外加酸碱能促进或抑制盐的水解。下面分析不同条件对 FeCb水解平衡的影响情况：3+Fe +3H2OFe（OH）3+3H （正反应为吸热反应）条件移动方向数pHFe3+水解程度现象升高温度向右增加降低增大颜色变深（黄f红褐）加H2O向右增加升高增大颜色变浅通HCI向左增加降低减小颜色变浅加NaOH溶液向右减小升高增大产生红褐色沉淀加CaCO3固体向右减少升高增大产生红褐色沉淀、无色气体加NaHCO3溶向右减少升高增大产生红褐色沉淀、一般水解程度很小，用可逆符号，不标“J或“f,”不写分解产物形式(如H2CO3等)。NH4+H2ON

17、H3H2O+H*HCO3-+H2OH2CO3+OH-+NH4 +CH 3COO +H2ONH3 H2O+CH 3COOH多元弱酸根分步水解，弱碱阳离子一步到位。能进行完全的双水解反应写总的离子方程式，用“=且标注和“f。”3 +2AI +3CO3+3H2O=2AI(OH) 3J +3CQf注意区别酸式盐的阴离子的电离和水解HS-+H2O H3O+S2-即 HS-HS-+H2O= H2S+OH-6、离子浓度比较守恒关系 电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。r:、- 、_ r+2如 NaHCO3溶液中：c (Na )+ c (H )= c (HCO3)

18、 + 2c (CO3 ) + c(OH )Na2CO3溶液中：c(Na +) + c(H +) = 2c(CO3 -) + c(OH -) + c(HCO 3-) 物料守恒：离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。女口，0.1mol/L CH 3COONa 和 0.1mol/L CH 3COOH 混合溶液，c(CH3COO-)+c(CH 3COOH)=0.2moI/LNa2S溶液中，c(S -)+c(HS-)+c(H 2S)= 1/2c(Na );在 NaHS 溶液中，c(HS-)+c(S -)+c(H 2S)=c(Na )” 水的电离守恒(也称质子守恒)：是指溶液中，由水所电离的H

19、 +与0H 量相等。1如: 0.1mol L二 的 Na2S溶液中：c(OH一)= c(H +)+ c(HS一)+ 2c(H2S)例1:(四川高考题)25C时，将稀氨水逐滴加入到稀硫酸中，当溶液的pH=7时，下列关系正确的是()。+2-+ 2-A . c(NH4)=c(SO4 )B. c(NH4 )c(S04 )+2-2-+ +A . c(NH4 ) H2O的离子；b.浓度大小决定于水解程度； c.OH 和H+决定于酸碱性练:0.1mol/L的Na2C03中微粒浓度大小关系？ O.1mol/L的(NH4)2S04中微粒浓度大小关系？ 弱酸酸式盐溶液例题0.1mol/L的NaHS03微粒中浓度大

20、小关系电离水解，则电离产生离子水解产生的离子练习0.1mol/L的NaHC0 3中微粒浓度大小关系电离v水解，则电离产生离子v水解产生的离子1例2：已知某温度下0.1mol L的NaHB(强电解质)溶液中c(H + ) c(OH -)，则下列有关说法或关系式一定正确的是()HB -的水解程度小于 HB 的电离程度;c(Na+)=0.1mol1 c(B_);溶液的pH=1 ; c(Na+)= c(HB )+2 c(B 2-)+ c(OH 一)、A、B、C、D、例3:已知某酸的酸式盐 NaHY的水溶液的pH=8，则下列说法中正确的是()A、在Na2Y、NaHY、H2Y的溶液中，阴离子的种类不同B、

21、 NaHY 的溶液中，离子浓度大小顺序为：c(Na+) c(Y ) c(HY ) c(OH ) c(H +)D、相同物质的量浓度的 Na2Y和NaHY溶液，前者的pH大于后者两种溶液混合 分析反应，判断过量，确定溶质。 两个微弱”：弱酸(碱)溶液中分子是主要的，盐溶液中盐电离产生的离子是主要的。 主要离子和少量的离子分别结合溶质物质的量、电离水解程度和溶液的酸碱性分析。例4:用物质的量都是 0.1 mol的CH3C00H与CHsCOONa配成1 L混合溶液，已知其中 c(CH3COO-)大于c(Na+),对该混合溶液下列判断正确的是 ()+ A、c(H )c(OH )B、c(CH3COOH)

22、+ c(CH3COO )= 0.2 mol L-1C、c(CH3COOH) c(CH 3COO-)D、c(CH3COO-) + c(OH-)= 0.1 mol L：例5: CH3COOH与CH3COONa等物质的量混合配制成稀溶液，pH值为4.7,下列说法错误的()A、 CH3COOH的电离作用大于 CH3COONa的水解作用B、CH3COOH的存在抑制了 CH3COONa的水解C、CH3COONa的水解作用大于 CH3COOH的电离作用D、 CH3COONa的存在抑制了 CH3COOH的电离例6:等体积等浓度的醋酸与 NaOH溶液相混合，所得溶液中离子浓度由大到小的顺序是()+ - _ -

23、+A、c(Na ) c(Ac ) c(OH ) c(H )+ - _ - +B、c(Na ) = c(Ac )c(OH )c(H )+ - - +C、c(Na )c(OH )c(Ac )c(H )+ - + -D、c(Na )c(OH )c(H )c(Ac )如果一定量的醋酸和氢氧化钠混合后，溶液的pH=7，则各离子浓度的关系为(+ -A、c(Na ) c(Ac )+ -C、c(Na )c(H )1 1例7:将0.2mol L- CH3COOK与0.1 mol L：盐酸等体积混合后，溶液的pH V7,则溶液中下列微粒的物质的量浓度的关系正确的是()- - +A、c(CH3COO ) = c(C

24、l )= c(H ) c(CH 3COOH)- - +B、c(CH3COO) = c(CI ) c(CH 3COOH) c(H )- - +C、c(CH3COO) c(CI )c(H )c(CH3COOH)- - +D、c(CH3COO ) c(CI ) c(CH3COOH) c(H )例8:将pH=2的盐酸与pH=12的氨水等体积混合，在所得的混合溶液中，下列关系式正确的是()- + - +A、c(CI ) c(NH4 )c(OH ) c(H )- + + -C、c(CI ) = c(NH 4 ) c(H ) = c(OH )不同溶液中同一离子的比较例9 :物质的量浓度相同的下列溶+ - -

25、 +B、c(NH4)c(CI ) c(OH )c(H )+ _ - + _ -D、c(NH4 ) c(CI ) c(H ) c(OH )液(NH 4)2CO3 (NH 4)2SO4 NH4HCO3 NH4HSO4NH4CINH3H2OCH3COONH4；按c(NH 4+)由小至U大的排列顺序正确的是()A.B.C.D.1B 2A 3D 4AB 5C 6A B 7D 8B 9B7、盐类水解的应用溶液酸碱性的判断 等浓度不同类型物质溶液 pH :多元强碱一元强碱弱碱强碱弱酸盐水强酸弱碱盐弱酸一元强酸多元强酸 对应酸(碱)越弱，水解程度越大，碱 (酸)性越强。常见酸的强弱： H2SO3H3PO4HF

26、HAc H 2CO3 H2S HClO HCNHCO 3HS 弱酸酸式盐溶液当电离程度大于水解程度时，溶液成酸性，如HS03、H2PO4(般只此两种)一2当水解程度大于电离程度时，溶液成碱性，如HCO3、HPO3 、HS等 同pH溶液浓度比较相同条件下，测得：NaHCOsCHsCOONaNaCIONazCOs四种盐溶液pH相同，那么它们的物质的量浓度由大到小顺序为 。盐溶液蒸干所得到的固体 将挥发性酸对应的盐(AICI 3、FeBr3、Fe(NO3)3等)的溶液加热蒸干，得不到盐本身。AICI 3 溶液中，AICI 3+3H2OAI(OH) 3+3HCI2AI(OH) 3Al 2O3+ 3Hz

27、O 如果水解生成的酸难挥发，则可以得到原固体，如AI2(SO4)3、Fe2(SO4)3等。 强碱弱酸盐的溶液蒸干可以得到原固体，如K2CO3、Na2CO3等 不稳定的盐的溶液：发生分解，如Ba(HCO3)2溶液蒸干得到BaCO3。 具有强还原性盐的溶液：发生氧化反应，如2Na2SO3+O2=2Na2SO4o 由易水解变质的盐的结晶水合物得至到水物，应在抑制其水解的氛围中加热脱水。MgCI 2 6H2O 加热：MgCI 2 6H2O Mg(OH)CI+HCI f +5f0MgCI 2 6H2OMgO+2HCf +5H 2O)在干燥的HCI气流中加热便能得到无水 MgCI 20配制盐溶液，需考虑抑

28、制盐的水解。如配制FeCl3、SnCb等溶液，可滴入几滴盐酸或直接将固体溶解在盐酸中再稀释到所需 浓度。试剂的贮存要考虑盐的水解。如Na2CO3、NaHCO3溶液不能用带玻璃塞的试剂瓶贮存，必须用带橡皮塞的试剂瓶保存。化肥的合理使用，有时要考虑盐类水解。过磷酸钙不能与草木灰混合使用Mg、Zn等较活泼金属溶于强酸弱碱盐 （如NH4CI、AICI 3、FeCh等）溶液中，产生 出。某些盐的分离除杂要考虑盐类的水解。如为了除去氯化镁酸性溶液中的Fe3+可在加热搅拌条件下加入氧化镁判断离子共存时要考虑盐的水解。AI3+ 与 CO32-、HCO3-、S2-、HS-、AI0 2等， Fe3+与 CO32-

29、、HCO3-、AIO 2-等。无法在溶液中制取 AI 2S3，只能由单质直接反应制取。分析溶液中粒子的种数要考虑盐的水解。工农业生产、日常生活中，常利用盐的水解知识。 泡沫灭火器产生泡沫是利用了AI 2（SO4）3和NaHCO 3相混合发生双水解反应：3+AI +3HCO f=AI（OH） 3 J +3COf。 日常生活中用热碱液洗涤油污物品比冷碱液效果好。 水垢的主要成分是 CaCO3和Mg（OH） 2，基本上不会生成 MgCO 3，是因为MgCO 3微溶于水，受热时水解生成更难溶的Mg（OH） 2。 用盐（铁盐、铝盐等）作净水剂时需考虑盐类的水解。（一）典型例题【例2】室温下，在pH=12

30、的某溶液中，由水电离生成的c（OH ）为（）7161A.1.0 TO mol L -B.1.0 W mol 2 1_ 12_ 1C. 1.0 *0 mol LD.1.0 10 mol 【分析】本题以水的离子积为知识依托，考查学生对不同条件下水电离程度的认识，同时考查了思维的严密性。错解分析：pH=12的溶液，可能是碱溶液，也可能是盐溶液。忽略了强碱弱酸盐的水解，就会漏选D。解题思路：先分析 pH=12的溶液中c(H +卜c(OH )的大小。由c(H + )=10-pH得：12 1 2 1c(H + )=1.0 10 mol c(OH )=1.0 10 mol L 再考虑溶液中的溶质：可能是碱，

31、也可能是强碱弱酸盐。最后进行讨论：(1)若溶质为碱，则溶液中的H +都是水电离生成的：c水(OH -)=c水(H + )=1.0 10-12 mol 1(2)若溶质为2 1强碱弱酸盐，则溶液中的OH 都是水电离生成的：c水(OH )=1.0 10 mol 。【答案】CD【例3】室温下，把1mL0.1mol/L的H2SO4加水稀释成2L溶液，在此溶液中由水电离 产生的H + ,其浓度接近于()-4-8A. 1 10 mol/LB. 1 10 mol/L-11-10C. 1 10 mol/LD. 1 10 mol/L【分析】温度不变时，水溶液中氢离子的浓度和氢氧根离子的浓度乘积是一个常数。在酸溶液

32、中氢氧根离子完全由水电离产生，而氢离子则由酸和水共同电离产生。当酸的浓度不是极小的情况下，由酸电离产生的氢离子总是远大于由水电离产生的(常常忽略水电离的部分)，而水电离产生的氢离子和氢氧根离子始终一样多。所以，酸溶液中的水电离的氢离子 的求算通常采用求算氢氧根离子。稀释后 c(H+)= (1M0-3L X0.1mol/L ) /2L = 1 10-4mol/L-14-4-10c(OH ) = 1 10 /1 10 = 1 10 mol/L【答案】D2 +【例4】将pH为5的硫酸溶液稀释500倍，稀释后溶液中c (SO4 ): c (H )约为()A、 1： 1B、 1: 2C、 1： 10D、

33、 10： 1【分析】根据定量计算，稀释后c(H +)=2 10-8mol L-1, c(SO42-)=10-8 mol L-1，有同学受到思维定势，很快得到答案为B。其实，题中设置了酸性溶液稀释后，氢离子浓度的最小值不小于1 Xl0-7mol L-1。所以，此题稀释后氢离子浓度只能近似为1 10-7mol L-1。【答案】C【例6】将体积均为10 mL、pH均为3的盐酸和醋酸，加入水稀释至a mL和b mL ,测得稀释后溶液的 pH均为5，则稀释后溶液的体积()A. a=b=100 mLB.a=b=1000 mLC.av bD.a b【分析】盐酸是强电解质，完全电离。在加水稀释过程中盐酸电离出

34、的H+离子的物质的量不会增加。溶液中 c(H+)与溶液体积成反比，故加水稀释时，c(H+)会随着水的加入而变小。醋酸是弱电解质，发生部分电离。在加水稀释过程中未电离的醋酸分子发生电离，从而使溶液中日+离子的物质的量增加，而c(H+)与溶液体积同样成反比，这就使得此溶液中c(H+)受到n(H+)的增加和溶液体积 V增加的双重影响。很明显，若将盐酸和醋酸同等程度的稀释 到体积都为a，则盐酸的c(H+)比醋酸的c(H+)小。若要稀释到两溶液的c(H+)相等，则醋酸应该继续稀释，则有 b a。【答案】C【例7】99mL0.1mol/L的盐酸和101mL0.05mol/L氢氧化钡溶液混合后，溶液的c(H

35、+)为( )(不考虑混合时的体积变化)。/ -8-10、/ -8 -10、A. 0.5(10 +10) mol/LB. (10+10)mol/L-14-5-11C. 1 XI0 -5 (0) mol/LD. 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 盐酸溶液恰好完全反应，这样就相当于将 2mL0.05mol/L的Ba(OH) 2加水稀释至200mL ,先 求溶液中的OH-，然后再化成H+，故应选D。答案D【例8】将pH=8的NaOH溶液与pH=10的NaOH溶液等体积混合后，溶液的 pH值最接近于()。A. 8.

36、3B. 8.C. 9D. 9.7解析同种溶质的酸或碱溶液混合后溶液的pH值约为大的pH减去0.3 (两溶液的pH值必须相差2以上)。答案D【例9】室温下xL pH= a的盐酸溶液和yL pH= b的电离度为a的氨水恰好完全中和，则x/y的值为()-14-a-ba+b-14a-b,A.1B. 10/ a C. 10/ a D.10 / a【分析】c(HCI)= c(H+)=10-amol L-1 ,盐酸的物质的量=10-a/ mol L-1 , c(NH3 H2O) o=c(OH-)=10b-14 mol L-1, NH3 H2O 物质的量为 10b-14-ay mol L-1。根据题意：-ab

37、-14a+b-14,10 x=10+a% 得 x/y=10/ a【答案】C【例10】若在室温下pH=a的氨水与pH=b的盐酸等体积混合，恰好完全反应，则该氨 水的电离度可表示为()a+b-12a+b-1412-a-b14-a-bA.10%B. 10%C. 10%D. 10%【分析】设氨水和盐酸各取1L。氨水电离出的c(OH-)=10-14+10-a mol L-1=10a-14mol L-1 即氨水电离出的 OH-的物质的量为10a-14mol，而NH3 H2O的物质的量=盐酸的物质的量 =10-bmol L-1 X1L=10-bmol;所以氨水的电离度为10a+b-12 %。【答案】A【例1

38、1】用0.01mol/LH 2SO4滴定0.01mol/LNaOH溶液，中和后加水至100mL。若滴定 时终点判断有误差： 多加了 1滴H2SO4；少加了 1滴H2SO4(设1滴为0.05mL)。则和 c(H+)之比为()3 4A. 10 B. 50 C. 5 1 B.C.=D.二二【分析】本题着重考查酸碱中和、溶液的酸碱性判断及抽象思维能力。对加热蒸发，由于 HCI的挥发性比水大，故蒸发后溶质可以认为没有，消耗的NaOH 溶液的体积最少。在中加入 CHsCOONa固体，发生反应：HCI+CH 3COONa=CH 3COOH+NaCI，当以酚酞作指示剂时，HCI、CHsCOOH 被 NaOH

39、中和：HCI+NaOH=NaCI+H 2O , CHsCOOH+NaOH=CH sCOONa+H 2O，此过程中被中和的 H+物质的量与相同。若改用甲基橙作指示剂，因为甲基橙的变色范围(pH )为3.14.4，此时，部分CH3COOH不能被NaOH完全中和，三种溶液所消耗的NaOH溶液体积为 。【答案】C【例13】以标准的盐酸溶液滴定未知的氢氧化钠为例，判断以下操作所引起的误差(填偏大”偏小”或无影响”读数：滴定前俯视或滴定后仰视；（）未用标准液润洗滴定管；（）用待测液润洗锥形瓶；（）滴定前滴定管尖嘴有气泡，滴定后尖嘴气泡消失；（）不小心将标准液滴在锥形瓶的外面；（）指示剂用量过多。（）【分析】本题主要考查学生的实验操作规范及误差分析能力。（1）滴定前俯视或滴定后仰视会导致标准