高考化学一轮复习：水的电离和溶液的酸碱性（讲义）（解析版）

第29讲水的电离和溶液的酸碱性

目录

考情分析【提升•必考题型归纳】

网络构建考向1考查溶液酸碱性的判断

1考点一水的电离与离子积常数考向2考查pH的计算

【夯基・必备基础知识梳理】

3考点三酸碱中和滴定及其应用

知识点1水的电离

【夯基・必备基础知识梳理】

知识点2水的离子积常数

知识点1中和滴定

【提升•必考题型归纳】

知识点2氧化还原滴定

考向1考查水的电离平衡的影响因素

知识点3沉淀滴定

考向2考查水电离出的c(H+厢c(OH-)的

【提升•必考题型归纳】

计算

考向1考查中和滴定的操作与指示剂的选

2考点二溶液的酸碱性、pH计算择

【夯基•必备基础知识梳理】考向2考查中和滴定误差分析

知识点1溶液的酸碱性考向3考查中和滴定的应用

知识点2pH及其测量

真题感悟

知识点3溶液pH的计算

考点要求考题统计考情分析

2023湖南卷12题，3分分析近三年高考试题，高考命题在本讲有以下规律：

水的电离与离子积2022浙江1月卷17题，2分1.从考查题型和内容上看，高考命题以选择题和非

常数2021浙江6月卷23题，2分选择题呈现，考查内容主要有以下两个方面：

2023浙江1月卷13题，2分(1)以电解质溶液为背景，考查水的电离程度变化或比

溶液的酸碱性、pH

2022浙江1月卷1题，2分较等；

计算

2021浙江1月卷17题，2分(2)与物质制备相结合，考查中和滴定及拓展滴定。

2.从命题思路上看，侧重以电解质溶液图像、综合

实验、化工流程为载体，考查水的电离程度、溶液酸

碱性、pH计算、滴定分析。

2023湖南卷12题，3分3.根据高考命题的特点和规律，复习时要注意以下几

酸碱中和滴定2022浙江6月卷23题，2分个方面：

2021湖南卷9题，4分(1)强化电离平衡理论的理解，运用化学平衡移动原理

和化学平衡常数对电离平衡进行定性和定量分析；

(2)强化电离平衡常数的运用，特别是电离常数的计算

以及电解质溶液图像的分析，能够试图求K。

(1)酸性溶液：c(H+)>c(OH-)f常温下，

pH<7o

溶

液酸(2)中性溶液：4H+)=c(OH-),常温下,

的

电离方程式碱性pH二7。

断

)|水的电离平衡判

吸热过程(3)碱性溶液：c(H+)<c(OH-)f常温下，

pH>7。

温度

酸

单一溶液的pH计算

碱影响水的

电离平衡混合溶液的计算

水的电离和pH

盐的因素

溶液的pH测量方法

与水反应的金属

原理

表达式

实验用品

数值

滴定前的准备

影响因素

/水的离子积滴定

适用范围中和滴XE步骤

滴定终点的判断

意义

数据处理

应用

考点一水的电离与离子积常数

础知识推理

知识点1水的电离

1.水是极弱的电解质

简写为+

①水的电离方程式为H2O+H2OHcZ+oirH2OH+OH«

②水的电离常数表达式H(H；(a，H)。

【易错提醒】任何情况下，水电离产生的c(H+)、C(OIT)总是相等的。25℃时，纯水中C(H+)=C(OIT)=1X10

mol-L

2.水的电离过程吸热

3.影响水的电离平衡的因素

温度温度升高，水的电离平衡向正方向移动。

加酸或碱会抑制(填“促进”或“抑制”)水的电离。

加能水解

可与水电离出的H+或OJT结合，使水的电离平衡正向移动。

的盐

加Na、K等

会抑制(填“促进”或“抑制”)水的电离。

活泼金属

4.外界条件对水电离平衡的具体影响

系变化

平移方向Kw水的电离程度c(OH)c(H+)

条件

HC1逆不变减小减小增大

NaOH逆不变减小增大减小

Na2cO3正不变增大增大减小

水解盐

NH4CI正不变增大减小增大

升温正增大增大增大增大

温度

降温逆减小减小减小减小

加入Na正不变增大增大减小

【易错提醒】(1)给水加热，水的电离程度增大，c(H+)>10_7molL-1,pH<7,但水仍显中性。

(2)酸、碱能抑制水的电离，故室温下，酸、碱溶液中水电离产生的c(H+)<lxl()-7moi.L-i,而能水解的盐溶

液中水电离产生的c(H+)[或c(OH")]>lxlO_7molL-1«

知识点2水的离子积常数

l.Kw表达式：在一定温度下，当水的电离达到平衡时，电离产物H+和OH「浓度之积是一个常数，记作品

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

2.Kw数值:室温下：品=1x10-4；100℃时:Kw=1x10-12。

3.Kw影响因素：只与温度有关，升高温度，Kw增大。

4.Kw适用范围：心不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。

5.Kw意义：人揭示了在任何水溶液中均存在H+和OH,只要温度不变，降不变。

6.Kw曲线分析

如图两条曲线表示两个不同温度下，水溶液中c(H+)与c(OIF)的关系图。

nc(H+)/(mol/L)

①由于水的电离是吸热过程，升高温度促进水电离，水的离子积常数增大，所以T>25℃。

②两条曲线上任意点均有Kw=c(H+)-c(OH」)。

③a点和c点溶液：c(H+)=C(OH-)，呈中性。

④b点溶液：c(H+)>C(OH\呈酸性。

⑤d点溶液：c(OH)>c(H+),呈碱性。

⑥升高温度不能使a点(中性)变为d点(碱性)。

【易错警示】⑴在不同溶液中,c(H+)、c(OH-)可能不同，但任何溶液中由水电离产生的c(H+)、c(OH-)总是相等

的。在Kw的表达式中,c(H+)、c(OH-)均表示整个溶液中H+、OH总的物质的量浓度而不是单指由水电离出

的c(H+)、C(OH)O

(2)水的离子积常数显示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H+和OH-共存，只是相对含量不同而已。

(3)水的电离是吸热过程，升高温度，水的电离平衡向电离方向移动,c(H+)和c(OH-)都增大，故Kw增大，但溶液仍

呈中性;对于Kw,若未注明温度，一般认为在常温下，即25℃o

・■提升•必考题型归纳

考向1考查水的电离平衡的影响因素

例1.(2023・广西统考二模)常温常压下，某同学向20.00mLcomol・L-i氨水中逐滴加入O.lOOOmoM/i的盐酸,

实验测得溶液的pH随加入盐酸体积的变化如图所示，其中N点为反应终点(此时盐酸与氨水恰好完全反应),

此时消耗盐酸的体积为17.20mL。下列说法中正确的是

A.选择甲基橙作指示剂，比选用酚酰作指示剂的误差大

B.M点的溶液中存在：C(NH3«H2O)>C(C1-)>C(NH)

+

C.N点溶液中:C(H)-C(OH)<C(C1-)-C(NH3«H2O)

D.P、M、N三点对应溶液中水的电离程度最大的为M点

【分析】N点溶质是NH4CI,M点消耗盐酸的体积是N点的一半，则溶液的溶质是NH3-H2O和NH4C1,并

且物质的量相等。

【解析】A.盐酸滴定氨水，生成氯化镂，溶液偏酸性，故用甲基橙做指示剂比酚酰做指示剂误差小，故A

错误；B.根据图像，M点溶液显碱性，说明NH3H2O的电离程度大于NH：的水解程度,

c(NH：)>C(C1-)>C(NH3.H2O),故B错误；C.N点为反应终点，盐酸与氨水恰好完全反应得到NH4cl溶液,

+

根据电荷守恒：c(H)+c(NH：)=c(OH-)+c(Cl-),此时溶液呈酸性，c(NH：)>c(NH3-H2O),则

++

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

的电离抑制水的电离，加入盐酸后生成NH4CI,NH：的水解促进水的电离，N点为反应终点，P、M、N三

点对应溶液中水的电离程度最大的为N点，故D错误；故答案为：Co

【答案】C

【变式训练】(2023•天津•校联考模拟预测)25℃时，向lOOmLOOlmoLL-的NaHA

溶液中分别加入浓度均为O.Olmol•17'的NaOH溶液和盐酸，混合溶液的pH随所

加溶液体积的变化如图所示(忽略过程中的体积变化)。下列说法不正确的是

A.25℃时，H2A的第二步电离平衡常数约为10-6

B.水的电离程度：N>M>P

C.随着盐酸的不断滴入，最终溶液的pH小于2

D.M点时溶液中存在：2c(A2)+c(HA)=c(Na+)

【分析】NaHA溶液中加入NaOH溶液，发生NaHA+NaOH=Na2A+H2O,pH随着NaOH溶液的加入逐步增

大，M曲线代表加入NaOH,NaHA溶液中加入HC1,发生NaHA+HCkNaCl+HzA,pH随着盐酸的加入逐

步减小，P曲线代表加入HC1；

【解析】A.起点时，O.Olmol/LNaHA溶液的pH=4,溶液显酸性，电离方程式为HA-UIT+A〉，

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

+24V6

c(H)=c(A-)=10-mol/L,c(HA)=0.01mol/L,因此第二步电离方程式为Ka2=\=--------=10,

clHAJ0.01

故A说法正确；B.根据上述分析，加入NaOH溶液体积0〜100mL,水的电离程度逐渐增大，当加入

lOOmLNaOH时，此时溶液溶质为NazA,水的电离程度达到最大，加入盐酸溶液，抑制水的电离，因此水

的电离程度为N>M>P,故B说法正确；C.盐酸为强酸，完全电离，假设HA-完全电离，溶液中c(H+)=

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

(100+V)10

O.Olmol/L,最终溶液的pH不会小于2,故C说法错误；D.根据电荷守恒有

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

说法正确；答案为C。

【答案】C

【名师助学】外界条件对水的电离平衡的影响

系变化平衡移水的电

条件、Kwc(OH-)c(H+)

动方向离程度

酸逆不变减小减小增大

碱逆不变减小增大减小

可水解Na2CO3正不变增大增大减小

的盐

NH4Cl正不变增大减小增大

升温正增大增大增大增大

温度

降温逆减小减小减小减小

其他：如加入Na正不变增大增大减小

考向2考查水电离出的c(H+)和c(OH-)的计算

例2.(2023•江西上饶•校联考二模)25。(2时,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随加入NaOH溶液体积的变化关系如图所示，下列说法正确的是

A.a点时,c(H+)+0.1=c(HA)+c(OH-)

B.b点时水电离出的c(OH-)=10-2mol-L1

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

D.c点时,c(Na+)-c(A-)-c(H+)=c(OH)

【分析】由图可知,a点溶液pH为2,由HA的电离常数黑)

=1.0x10—2可知，溶液中A一离子浓度与HA的浓度相等，则反应所得溶液为NaA和HA的混合溶液；由电

离常数K*c(A,c(H,)可知，NaA的水解常数为K/,=c(HA)c(OH)=}=1.0x1°：=1.0xl(F%由图可知，

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

b点溶液pH为12,则溶液中A一离子浓度是HA的浓度的10"倍，反应所得溶液为NaA和NaOH的混合溶

液。

【解析】A.由分析可知，a点为A—离子浓度与HA的浓度相等的NaA和HA的混合溶液，溶液中存在电

0.10moVLxlQ-3VL

荷守恒关系c(Na+)+c(H+)=c(A—)+c(OH-),溶液中钠离子浓度为#0.1moVL,则溶液中

(20+V)xW3L

(H+)+0.1^c(HA)+c(0H3，故A错误；B.由分析可知，b点为NaA和NaOH的混合溶液，则溶液中水电

离出的氢氧根离子浓度小于10、mol/L,故B错误;C.若溶液中离子浓度的关系为c(H+)>c2>c(Na+)>c

(OH),溶液中阳离子的电荷总数大于阴离子电荷总数，不符合电荷守恒的原则，所以滴加氢氧化钠溶液过

程中，溶液中不存在c(H+)>c(A-)>c(Na+)>c(OH)故C正确；D.由图可知，c点时溶液pH为7,溶

液中氢离子浓度与氢氧根离子浓度相等，则由电荷守恒关系c(Na+)+c(H+)=c(A—)+c(OH—)可知，溶液中离

子浓度的关系为c(Na+)=c(A.)>c(H+)=c(OH),故D错误；故选C。

【答案】C

【变式训练】(2023•福建泉州•福建省泉州第一中学校考模拟预测)25℃时，用0.10mol/L的氨水滴定

10.00mL0.05mol/L二元酸H2A溶液，滴定过程中加入氨水的体积(V)与

c(OH)

溶液中坨告身的关系如图所示。下列说法正确的是

A.H2A属于二元弱酸

2

B.O点溶液中,c(NH：)+c(NH3-H2O)=2C(A')

C.N点溶液中，水电离c(H+)=l(T6moi/L

5585

D.P点溶液中，c(NH3.H2O)=(lO-IO)mol/L

c(OH)

【分析】起点M点lg'\/=一12,根据c(H+)xc(OH-尸Kw,得出c(H+)=0.1mol/L,说明二元酸为强酸，P

CH

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

cH

【解析】A.从M点分析，c(H+)=0.1mol/L,0.05mol/L二元酸应该为强酸，故A错误；B.。点呈中性，根

据电荷守恒有C(NH；)+C(H+)=2C(A2)+C(OH),c(H+)=c(OH-),得出c(NH：)=2c(A2'),故B选项错误；C.N

点酸过量，水电离受到抑制，水电离的H+浓度小于lO-mol/L,故C错误；D.P点加氨水为10ml,酸碱正

c(OH)

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

c(H)

存在质子守恒即C(H+)=C(OH)+C(NH3.HQ),得出故D正确；答案

选D。

【答案】D

【技巧归纳】水电离的c(H+)或c(OJT)的计算技巧(25℃时)

⑴中性溶液：c(H+)=c(OH)=LOxKF?moll—。

(2)酸或碱溶液：酸、碱抑制水的电离，酸溶液中求c(OH),即C(H+)HQ=C(OH-)H,O=C(OJT),碱溶液

中求c(H+),即C(OH「)H,O=C(H+)HQ=C(H+),计算出溶液中的c(H+)和C(OJT),数值小的为水电离的C(H

+)或c(OJT)数值。

(3)可水解的盐溶液：水解的盐促进水的电离，故C(H+)HQ等于显性离子的浓度，计算出溶液中的c(H+)和

c(OH"),数值大的为水电离的c(H+)或c(OJT)数值。

(3)酸式盐溶液

酸式根以电离为主：C(H+)H,。=c(OH)HiO=c(OH).

酸式根以水解为主：C(H+)HQ=C(OH-)HQ=C(OH3O

考点二溶液的酸碱性、pH计算

夯基•必备基础知识梳理

知识点1溶液的酸碱性

溶液的酸碱性取决于溶液中c(H+)和c(OlT)的相对大小。

1.酸性溶液：任意温度，C(H+)>C(OJT)或c(H+)>后mol.L-i,常温下，pH<7。

2.中性溶液：任意温度，C(H+)=C(OFF)或c(H+)=同常温下，pH=7。

3.碱性溶液：任意温度，C(H+)<C(OJT)或c(H+)<痛mol.L」常温下，pH>7。

【易错提醒】(1)溶液中c(H+)越大，C(OIT)越小，溶液的酸性越强，碱性越弱；溶液中c(H+)越小，c(OH)

越大，溶液的碱性越强，酸性越弱。

(2)pH=7或c(H+)=l()-7molL-i的溶液不一定呈中性，因水的电离与温度有关，常温时，pH=7的溶液呈

中性，100°C时，pH=6的溶液呈中性。

知识点2PH及其测量

1.计算公式：pH=—lgc(H+)o

2.测量方法

①pH试纸法：迅速测定溶液的pHo

常用的pH试纸有广泛pH试纸和精密pH试纸，广泛pH试纸可以识别的pH差约为1。

pH试纸的使用方法如下：

a.测定溶液的pH：用镶子夹取一小块试纸放在洁净的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液点在试纸的

中央，变色后与标准比色卡对照，即可确定溶液的pH。

b.检验气体的酸碱性：先把试纸润湿，粘在玻璃棒的一端，再送到盛有待测气体的容器口附近，观察颜色的

变化，判断气体的性质。

【易错提醒】1.使用pH试纸测溶液pH时用蒸储水润湿相当于将待测液稀释；

2.不能用pH试纸测定“漂白性”溶液的pH；

3.使用pH试纸测溶液的pH,读数只读取整数，如pH=2；

4.pH的使用范围0〜14。

②pH计测量法:精密测量溶液的pH。

3.溶液的酸碱性与pH的关系(常温下)：

c(OH-)/mol-LT10-141(尸1

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

1________________|,

pH0714

蔽性增强中碱性增城

性

4.溶液pH的计算

(1)单一溶液的pH计算

强酸溶液：如H〃A,设浓度为cmoLL「i,c(H+)=wcmol-L_1,pH=-lgc(H+)=-lg(nc)o

10-14

强碱溶液(25℃)：如B(OH》”设浓度为cmolL-1,c(H+)=-^-mol-L1,pH=-1gc(H+)=14+lg(MC)»

(2)混合溶液pH的计算类型

①两种强酸混合：直接求出c(H+)海，再据此求pH。c(H+)混=，(才)小；：」『)2"。

Vid-V2

②两种强碱混合:先求出C(OIT)源,再据Kw求出c(H+)海,最后求pH°c(OHF=。9H，2勺

VI十V2

③强酸、强碱混合：先判断哪种物质过量，再由下式求出溶液中H+或OH-的浓度，最后求pH。

..+、一,一、\c(H+)®V®-C(OH)碱V»|

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

【规律总结】稀释规律：酸、碱溶液稀释相同倍数时，强电解质溶液比弱电解质溶液的pH变化幅度大，但

不管稀释多少倍，最终都无限接近中性。

5.酸碱混合规律

(1)等浓度等体积一元酸与一元碱混合的溶液——“谁强显谁性，同强显中性”。

(2)25℃时，等体积pH之和等于14的一强一弱酸碱混合溶液一“谁弱谁过量，谁弱显谁性”。

(3)强酸、强碱等体积混合(25℃时)

①pH之和等于14呈中性；

②pH之和小于14呈酸性；

③pH之和大于14呈碱性。

.提升•必考题型归纳

考向1考查溶液酸碱性的判断

例1.(2023•上海黄浦•二模)下列溶液一定呈中性的是

A.PH=7的溶液B.等物质的量的强酸和强碱反应得到的溶液

C.c(H+)=c(OH—)的溶液D.紫色石蕊试液不变色的溶液

【解析】A.pH=7的溶液不一定呈中性，如100℃时，水的离子积常数是IO-%溶液pH=6时呈中性，当

pH=7时溶液呈碱性，故A错误；B.等物质的量的强酸和强碱反应得到的溶液不一定呈中性，如等物质的

量的二元强酸硫酸与一元强碱氢氧化钠混合反应时，硫酸溶液过量，溶液呈酸性，故B错误；C.氢离子浓

度与氢氧根离子浓度相等的溶液一定呈中性，故C正确；D.紫色石蕊试液不变色的溶液pH在5—8范围

间，溶液可能为酸性，或中性，或碱性，故D错误；故选C。

【答案】C

【变式训练】(2023•陕西西安・陕西师大附中校考模拟预测)常温下，向某一元酸HR溶液中滴加一元碱BOH

c(B+)C(R]/、

溶液，混合溶液的或1g濡♦与pH变化的关系如图所示。下列叙述正确的是()

c(R-)1g0

A.M线表示1g示益随pH的变化gc(BOH)

或

B.BR溶液呈碱性山

BC(HR)

C.若温度升高，两条线均向上平移

D.常温下，0.1mol•IJlNaR溶液的pH=10pH

c(B+),、c(B+)cR

【解析】根据J，、xcOH-=不可知:晨么J根据扁xc(H+)=Ka可知:

c(BOH)'>bc(BOH)cOH

C(R)+

1g湍c今=lgKb-lgc(OH-)的值逐渐减小，1cg=lgKa-lgc(H)

=则随着pH增大,

c(HR)cH

c(B+)C(R]

的值逐渐增大，所以M线表示lgq；o:)随pH的变化，N线表示1g力石随pH的变化。

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

A.根据分析可知，M线表示lgJ,、随pH的变化,故A错误；B.当lgJ，坨)^时,

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

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

根据图象可知，pH<7,溶液呈酸性，则cH+>cOK,贝U

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

c(R),、c(B+),、

+

-^4-xcH=Ka>/\xcOH-=Kb,则BR溶液呈酸性，故B错误；C.升高温度，酸碱的电离平

c(B+)c(R)

衡常数都变大，则lgJ/、和都增大,两条线均向上平移，故C正确；D.对于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线上的点可知Ka=10-5,故常温下水解常数Kb===10-9,则工=10-9,解得：x=io-mol/L,

40.1

c(H+)=10-9mol/L,pH=9,故D错误；故选C。

【答案】C

【思维建模】溶液酸碱性的两种判断方法

(1)根据pH、pOH、进行判断

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

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

(2)常温下，已知pH之和的酸、碱溶液等体积混合所得溶液的酸碱性分析

①两强混合

a.若pH之和等于14,则混合后溶液显中性，pH=7。

b.若pH之和大于14,则混合后溶液显碱性，pH>7o

c.若pH之和小于14,则混合后溶液显酸性，pH<7»

②一强一弱混合

pH之和等于14时，一元强酸溶液和一元弱碱溶液等体积混合呈碱性；一元强碱溶液和一元弱酸溶液等体

积混合呈酸性。

考向2考查pH的计算

11

例2.(2023•河南新乡・统考二模)常温下，用0.11mol-L-NaOH溶液滴定40mL0.025mol-LCuSO4和0.025

1

mol-LMgCl2的混合溶液(含有少量抑制金属离子水解的硫酸)，pH变化曲线如图所示[已知：Cu(OH)2和

Mg(OH)2的Ksp分别为2.2x10-2。、5.6x10-12,当

c(X2+)Wl(P5moi[T时认为X2+沉淀完全，lg22=1.34,

lg56=1.75]„下列说法错误的是

+

A.a~b段主要发生反应：H+OH=H2O

B.c点时，溶液的pH=6.67

C.能通过调节pH分离Cu2+和Mg2+

D.d~e段生成的沉淀为CU(OH)2

【分析】从图中可以看出，a~b段主要发生硫酸与NaOH的反应，b~c段主要发生CM+与的反应，d~e

段主要发生Mg2+与OH-的反应。

【解析】A.CuSO4和MgCb的混合溶液中含有少量抑制金属离子水解的硫酸，滴加NaOH时，首先与硫酸

+

发生反应，所以a~b段主要发生反应：H+OH=H2O,A正确；B.c点时，溶液中的CM+完全沉淀，此时

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

Vl.OxlO-52

pH=14-7.34=6.67,B正确；C.b~c段主要发生CP与OH的反应，d~e段主要发生Mg2+与0日的反应，两

段曲线溶液的pH相差较大，则能通过调节pH分离CiP+和Mg2+,C正确；D.因为Ksp[Cu(OH)2]=2.2xl(?2。、

2

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

【答案】D

【变式训练】(2023.浙江.校联考模拟预测)下列说法不E砸的是

A.相同温度下，PH相等的氨水、NaOH溶液中，C(OH)相等

B.pH=4的醋酸溶液的物质的量浓度大于pH=5的醋酸溶液的10倍

C.pH均为4的盐酸和氯化锈溶液等体积混合后，所得溶液的pH=4

D.用同浓度的NaOH溶液分别与等体积、等pH的盐酸和醋酸溶液恰好完全反应，盐酸消耗NaOH溶液的

体积更大

【解析】A.相同温度下，水的离子积相等，PH相等的氨水、NaOH溶液中，c(H。相等，则溶液中C(OH)

相等，A正确；B.醋酸为弱酸，不能完全电离，浓度越大，电离程度越小，PH=4的醋酸溶液的物质的量

浓度为一mol.L-(%为电离度)，pH=5的醋酸溶液的物质的量浓度为一mol•!>(a?为电离度)，故前者比

oqa2

后者的10倍还大，B正确；C.pH均为4的盐酸和氯化铁溶液等体积混合的瞬间，c(H+)=1.0x107mol.匚，

不发生变化，钱根离子和一水合氨的浓度瞬间变为原来的二分之一，则二者的比值不变，故所得溶液中水

的电离平衡没有移动，氯化俊的水解平衡没有移动，混合溶液中c(H+)=LOxl(T4moi1一，PH=4,C正确；

D.醋酸是弱酸，等体积、等pH的盐酸和醋酸溶液中醋酸的物质的量大于盐酸的物质的量，则用同浓度的

NaOH溶液分别与等体积、等PH的盐酸和醋酸溶液恰好完全反应，醋酸消耗NaOH溶液的体积更大，D错

误。

故选D。

【答案】D

【思维建模】1.溶液pH的计算总原则

①若溶液为酸性，先求c(H+)o再求pH=—lgc(H+)„

②若溶液为碱性，先求c(OlT)n再求C(H+)=KW/C(OIT)O最后求pH。

2.溶液pH计算的一般思维模型

考点三酸碱中和滴定及其应用

・夯基•必备基础知识梳理

知识点1中和滴定

1.实验原理

(1)用已知浓度的酸(或碱)滴定未知浓度的碱(或酸)，根据中和反应的等量关系来测定酸(或碱)的浓度。

(2)利用酸碱指示剂明显的颜色变化，表示反应已完全，指示滴定终点。

(3)酸碱中和滴定的关键：

①准确测定标准液和待测液的体积；

②准确判断滴定终点。

(4)常用酸碱指示剂及变色范围

指示剂变色范围的pH

<5.05.0〜8.0>8.0

石蕊

红色紫色蓝色

<3.13.1-4.4>4.4

甲基橙

红色橙色黄色

<8.28.2—10.0>10,0

酚st

无色浅红色红色

【规律总结】酸碱中和滴定指示剂选择的基本原则

①强酸滴定强碱可以用甲基橙或酚酰。

②滴定终点为碱性时，用酚酸作指示剂。

③滴定终点为酸性时，用甲基橙作指示剂。

④石蕊不能做酸碱中和滴定的指示剂。

2.实验用品

(1)仪器

图(A)是酸式滴定管、图(B)是碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。

(2)试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸储水。

(3)滴定管

①构造：“0”刻度线在上方，尖嘴部分无刻度；精确度：读数可精确到0.01mL。

②滴定管使用前应检查是否漏水。

③洗涤：先用蒸储水洗涤，再用待装液润洗。

④将反应液加入相应的滴定管中，使液面位于“0”刻度以上2〜3mL处。

⑤排泡：酸、碱式滴定管中的液体在滴定前均要排出尖嘴中的气泡，并使液面处于“0”刻度，并记录读数。

⑥滴定时滴定管的操作

控制酸式遹定菅适塞或碱式滴定管中的

玻璃球

轻轻摇动锥形瓶

注视锥形瓶内溶液颜色变化

⑦使用注意事项：

试剂性质滴定管原因

酸性、氧化性酸式滴定管氧化性物质易腐蚀橡胶管

碱性碱式滴定管碱性物质易腐蚀玻璃，致使玻璃活塞无法打开

(4)关于锥形瓶的使用

①锥形瓶用蒸储水洗净后，能否用待测液润洗？否。

②中和滴定实验中，锥形瓶内盛放什么物质？待测液(或标准液)、指示剂。

3.实验操作

以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例

(1)滴定前的准备

①滴定管：查漏一洗涤一润洗一装液一调液面一记录。

硒「检告滴定管活塞是否漏水,在确保不漏水后

苧一方可使用

⑥一用蒸端水洗涤滴定管2〜3次

国)一用待/液润洗滴定管2〜3次

将酸、碱溶液分别注入树应的滴定管.并使

牛‘液面位于"0"刻度以上2〜3mL处

春—调节滴定管.使尖嘴部分充满溶液,并使液

专尸面位于-0"刻度或「广刻度以下某•刻度处

一记录初始液面刻度

②锥形瓶：注碱液一记体积一加指示剂。

(2)滴定

q一眼睛注视链

左手控制滴——.T形瓶内溶液

定管的活塞

的颜色变化

右手摇动/

锥形菽"

(3)终点判断

等到滴入最后半滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内不恢复原来的颜色，视为滴定终点并记录标准液的

体积。

(4)数据处理

按上述操作重复二至三次，根据所得数据，舍去相差较大的数据，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据

c(HC1)-V(HC1)

c(NaOH)=v(NaOH)计算。

4.滴定曲线

（1）在酸碱中和滴定过程中，开始时由于被滴定的酸（或碱）浓度较大，滴入少量的碱（或酸）对其pH的影响

不大。当滴定接近终点（pH=7）时,很少量（一滴，约0.05mL）的碱（或酸）就会引起溶液pH的突变（如图为NaOH

滴定盐酸的滴定曲线）

610~20~~30~40

V(NaOH溶液)/mL

（2）图示强酸与强碱滴定过程中pH曲线

以0.1000mol-L-1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol-L1盐酸为例:

①开始时加入的碱对pH

的影响较小

②当接近滴定终点时，很

少量（0.04mL,约一

滴）碱引起pH的突变，

导致指示剂的变色即反

应完全，达到终点

③终点后，加入的碱对pH

的影响较小

V(NaOH)/mL

（3）强酸（碱）滴定弱碱（酸）pH曲线比较

氢氧化钠滴定等浓度等体积的盐酸、醋酸的盐酸滴定等浓度等体积的氢氧化钠、氨水的

滴定曲线滴定曲线

14^♦pH