2020届高考化学二轮复习水的电离和溶液的酸碱性学案

2020届高考化学二轮复习水的电离和溶液的酸碱性学案

‎【知识精讲】‎ 一、体系构建 二、水的电离与水的离子积常数 ‎1.水的电离 水是极弱的电解质，水的电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－或H2OH＋＋OH－。‎ ‎2.水的离子积常数 Kw＝c(H＋)·c(OH－)。‎ ‎(1)室温下：Kw＝1×10－14。‎ ‎(2)影响因素：只与温度有关，升高温度，Kw增大。‎ ‎(3)适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。‎ ‎(4)Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，Kw不变。‎ 易错提醒：1．水的离子积常数Kw＝c(H＋)·c(OH－)，不仅适用于纯水，也适用于一切酸、碱、盐的稀溶液。在任何酸、碱、盐的稀溶液中，只要温度一定，Kw就一定。2．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－)。3．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。4．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 ℃。‎ ‎3.影响水电离平衡的因素 填写外界条件对水电离平衡的具体影响 体系变化 条件 平衡移动方向 Kw 水的电离程度 c(OH－)‎ c(H＋)‎ HCl 逆 不变 减小 减小 增大 NaOH 逆 不变 减小 增大 减小 可水解的盐 Na2CO3‎ 正 不变 增大 增大 减小 NH4Cl 正 不变 增大 减小 增大 温度 升温 正 增大 增大 增大 增大 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 三、溶液的酸碱性和pH ‎1.溶液的酸碱性 溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。‎ ‎(1)酸性溶液：c(H＋)>c(OH－)，常温下，pH<7。‎ ‎(2)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)，常温下，pH＝7。‎ ‎(3)碱性溶液：c(H＋)7。‎ 易错提醒：溶液显酸碱性的实质是溶液中c(H＋)与c(OH－)的相对大小。利用c(H＋)大于、小于或等于1×10－7 mol·L－1或pH大于、小于或等于7来判断溶液的酸碱性，利用pH判断前提条件是在常温下。‎ ‎2.pH及其测量 ‎(1)计算公式：pH＝－lg c(H＋)。‎ ‎(2)测量方法 ‎①pH试纸法 用镊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。‎ 易错提醒：1．使用pH试纸测溶液pH时用蒸馏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。‎ ‎②pH计测量法 ‎(3)溶液的酸碱性与pH的关系 常温下：‎ ‎3.溶液pH的计算 ‎(1)单一溶液的pH计算 强酸溶液：如HnA，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝nc mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝－lg (nc)。‎ 强碱溶液(25 ℃)：如B(OH)n，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝ mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg (nc)。‎ ‎(2)混合溶液pH的计算类型 ‎①两种强酸混合：直接求出c(H＋)混，再据此求pH。c(H＋)混＝。‎ ‎②两种强碱混合：先求出c(OH－)混，再据Kw求出c(H＋)混，最后求pH。c(OH－)混＝。‎ ‎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。‎ c(H＋)混或c(OH－)混＝。‎ 四、酸碱中和滴定 ‎1.实验原理 利用酸碱中和反应，用已知浓度酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。以标准盐酸滴定待测的NaOH溶液，待测的NaOH溶液的物质的量浓度为c(NaOH)＝。‎ 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。‎ ‎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、蒸馏水。‎ ‎(3)滴定管 ‎①构造：“0”刻度线在上方，尖嘴部分无刻度。‎ ‎②精确度：读数可精确到0.01 mL。‎ ‎③洗涤：先用蒸馏水洗涤，再用待装液润洗。‎ ‎④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。‎ ‎⑤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 ‎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→洗涤→润洗→装液→调液面→记录。‎ ‎②锥形瓶：注碱液→记体积→加指示剂。‎ ‎(2)滴定 ‎(3)终点判断 等到滴入最后一滴标准液，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，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c(NaOH)＝计算。‎ ‎4.常用酸碱指示剂及变色范围 指示剂 变色范围的pH 石蕊 ‎＜5.0红色 ‎5.0～8.0紫色 ‎>8.0蓝色 甲基橙 ‎＜3.1红色 ‎3.1～4.4橙色 ‎>4.4黄色 酚酞 ‎＜8.2无色 ‎8.2～10.0浅红色 ‎>10.0红色 注：中和滴定中指示剂的选择原则 指示剂选择的基本原则是：变色要灵敏，变色范围要小，使变色范围尽量与滴定终点溶液的酸碱性一致，指示剂的用量不宜过多，温度不宜过高。‎ ‎(1)不能用石蕊作指示剂，原因是石蕊溶液变色范围较宽，且在滴定终点时颜色的变化不易区分。‎ ‎(2)滴定终点溶液为碱性时，用酚酞作指示剂，例如用NaOH溶液滴定醋酸。‎ ‎(3)滴定终点溶液为酸性时，用甲基橙作指示剂，例如用盐酸滴定氨水。‎ ‎(4)强酸滴定强碱或强碱滴定强酸用甲基橙或酚酞都可以。‎ ‎5、误差分析 ‎(1)误差分析的方法 依据原理c(标准)·V(标准)＝c(待测)·V(待测)，得c(待测)＝，因为c(标准)与V(待测)已确定，所以只要分析出不正确操作引起V(标准)的变化，即分析出结果。‎ ‎(2)常见误差分析 以标准酸溶液滴定未知浓度的碱(酚酞作指示剂)为例，常见的因操作不正确而引起的误差有：‎ 步骤 操作 V(标准)‎ c(待测)‎ 洗涤 酸式滴定管未用标准溶液润洗 变大 偏高 碱式滴定管未用待测溶液润洗 变小 偏低 锥形瓶用待测溶液润洗 变大 偏高 锥形瓶洗净后还留有蒸馏水 不变 无影响 取液 放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失 变小 偏低 步骤 操作 V(标准)‎ c(待测)‎ 洗涤 酸式滴定管未用标准溶液润洗 变大 偏高 碱式滴定管未用待测溶液润洗 变小 偏低 锥形瓶用待测溶液润洗 变大 偏高 锥形瓶洗净后还留有蒸馏水 不变 无影响 取液 放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失 变小 偏低 特别提醒：‎ ‎1．中和滴定终点是指示剂颜色发生突变的点，但不一定是酸碱恰好中和的点。通常有一定误差(允许误差)。‎ ‎2．滴定停止后，必须等待1～2分钟，待附着在滴定管内壁的溶液流下后，再进行读数。‎ ‎【典题精练】‎ 考点1、考查外界条件对水的电离平衡的影响 例1．25 ℃时，水的电离达到平衡：H2OH＋＋OH－　ΔH>0，下列叙述正确的是(　　)‎ A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH－)降低 B．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c(H＋)增大，KW不变 C．向水中加入少量盐酸，平衡逆向移动，c(OH－)增大 D．将水加热，KW增大，pH不变，呈中性 解析：A．向水中加入稀氨水，由于氨水在溶液中存在电离平衡：NH3·H2ONH＋OH－，电离产生的OH－使溶液中c(OH－)增大，水的电离平衡逆向移动，c(OH－)增大，错误；B.向水中加入少量固体硫酸氢钠，盐电离产生的H＋使溶液中c(H＋)增大，温度不变，所以KW不变，正确；C.向水中加入少量HCl，电离产生的H＋使水的电离平衡逆向移动，但是平衡移动的趋势是微弱的，溶液中酸电离产生的离子浓度增大的趋势大于平衡移动使离子浓度减小的趋势，所以c(H＋)增大，c(OH－)减小，错误；D.将水加热，KW增大，c(H＋)增大，pH减小，溶液仍然呈中性，错误。‎ 答案：B 名师助学：外界条件对水的电离平衡的影响 考点2、考查水电离出的c(H＋)和c(OH－)的计算 例2．在一定条件下，相同pH的硫酸和硫酸铁溶液中水电离出来的c(H＋)分别是1.0×10－a mol·L－1和1.0×10－b mol·L－1，在此温度下，则下列说法正确的是(　　)‎ A．ab，A和B选项错误；由题意可知，两种溶液的pH＝b，即硫酸溶液中c(H＋)是1.0×10－b mol·L－1，而水电离产生的c(H＋)等于水电离产生的c(OH－)，所以硫酸溶液中c(OH－)是1.0×10－a mol·L－1，KW＝1.0×10－(b＋a)，D选项正确。‎ 答案：D 方法技巧：水电离的c(H＋)或c(OH－)的计算技巧(25 ℃时)‎ ‎(1)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7 mol·L－1。‎ ‎(2)酸或碱抑制水的电离，水电离出的c(H＋)＝c(OH－)<10－7 mol·L－1，当溶液中的c(H＋)<10－7 mol·L－1时就是水电离出的c(H＋)；当溶液中的c(H＋)>10－7 mol·L－1时，就用10－14除以这个浓度即得到水电离的c(H＋)。‎ ‎(3)可水解的盐促进水的电离，水电离的c(H＋)或c(OH－)均大于10－7 mol·L－1。若给出的c(H＋)>10－7 mol·L－1，即为水电离的c(H＋)；若给出的c(H＋)<10－7 mol·L－1，就用10－14除以这个浓度即得水电离的c(OH－)。‎ 考点3、考查混合溶液酸碱性的判断 例3．常温下，下列叙述不正确的是(　　)‎ A．c(H＋)>c(OH－)的溶液一定显酸性 B．pH＝3的弱酸溶液与pH＝11的强碱溶液等体积混合后溶液呈酸性 C．pH＝5的硫酸溶液稀释到原来的500倍，稀释后c(SO)与c(H＋)之比约为1∶10‎ D．中和10 mL 0.1 mol·L－1醋酸与100 mL 0.01 mol·L－1醋酸所需NaOH的物质的量不同 解析：B项，pH＝3的弱酸溶液与pH＝11的强碱溶液等体积混合，弱酸浓度大，有大量剩余，反应后溶液显酸性。C项，pH＝5的硫酸溶液稀释到原来的500倍，则溶液接近于中性，c(H＋)约为10－7 mol·L－1，c(SO)＝10－5/(2×500)＝10－8 mol·L－1，则c(SO)∶c(H＋)＝1∶10。D项，两份醋酸的物质的量相同，则所需NaOH的物质的量相同，错误。‎ 答案：D 方法技巧：混合溶液酸碱性的判断方法 ‎(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”‎ 中和反应 反应后所得溶液的酸碱性 强酸与强碱 中性 强酸与弱碱 酸性 弱酸与强碱 碱性 ‎(2)室温下，已知酸和碱pH之和的溶液等体积混合 ‎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>7。‎ 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——“谁弱显谁性”。‎ pH之和等于14时，一元强酸和一元弱碱等体积混合呈碱性；一元弱酸和一元强碱等体积混合呈酸性。‎ 考点4、考查溶液pH的计算 例4．求下列常温条件下溶液的pH(已知lg 1.3＝0.1，lg 2＝0.3，混合溶液忽略体积的变化)。‎ ‎(1)0.005 mol·L－1的H2SO4溶液 ‎(2)0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液(已知CH3COOH的电离常数Ka＝1.8×10－5)‎ ‎(3)0.1 mol·L－1NH3·H2O溶液(NH3·H2O的电离度为α＝1%，电离度＝×100%)‎ ‎(4)将pH＝8的NaOH与pH＝10的NaOH溶液等体积混合 ‎(5)常温下，将pH＝5的盐酸与pH＝9的NaOH溶液以体积比11∶9混合 ‎(6)取10mLpH=2的盐酸溶液加水稀释到1000mL 解析：(1)c(H＋)＝0.005 mol·L－1×2＝0.01 mol·l－1，pH＝－lgc(H＋)＝－lg(1×10－2)＝2‎ ‎(2)CH3COOH　　CH3COO－＋H＋‎ c(初始) 0.1 0 0‎ c(电离) c(H＋) c(H＋) c(H＋)‎ c(平衡) 0.1－c(H＋) c(H＋) c(H＋)‎ 则Ka＝＝1.8×10－5‎ 解得c(H＋)＝1.3×10－3 mol·L－1，‎ 所以pH＝－lg c(H＋)＝－lg(1.3×10－3)＝2.9。‎ ‎(3)　　 NH3·H2O　　OH－　＋　NH c(初始) 0.1 mol·L－1 0 0‎ c(电离) 则c(OH－)＝0.1×1% mol·L－1＝10－3 mol·L－1‎ c(H＋)＝10－11 mol·L－1，所以pH＝11。‎ ‎(4)将pH＝8的NaOH与pH＝10的NaOH溶液等体积混合后，溶液中c(H＋)很明显可以根据pH来算，可以根据经验公式来求算pH＝10－lg 2(即0.3)，所以答案为9.7。‎ ‎(5)pH＝5的盐酸溶液中c(H＋)＝10－5 mol·L－1，pH＝9的氢氧化钠溶液中c(OH－)＝10－5 mol·L－1，两者以体积比11∶9混合，则酸过量，混合液的pH小于7。c(H＋)＝ mol·L－1＝1.0×10－6 mol·L－1，pH＝－lg(1.0×10－6)＝6。‎ ‎(6)根据稀释前后溶质的量不变规律可知，取10mLpH=2的HCl溶液加水稀释到1000mL，稀释后溶液的氢离子浓度为10-2/(1000/10)=10-4mol/L，pH=4；‎ 答案：(1)2　(2)2.9　(3)11　(4)9.7　(5)6 (6)4‎ 方法归纳：溶液pH的计算方法 ‎(1)总体原则 ‎①若溶液为酸性，先求c(H＋)⇨再求pH＝－lg c(H＋)。‎ ‎②若溶液为碱性，先求c(OH－)⇨再求c(H＋)＝KW/c(OH－)⇨最后求pH。‎ ‎(2)单一类的计算方法 ‎①浓度为c的强酸(HnA)：由c(H＋)＝nc可求pH。‎ ‎②浓度为c的强碱[B(OH)n]：由c(OH－)＝nc可推c(H＋)＝⇨再求pH。‎ ‎(3)混合类的计算方法 ‎①同性混合 a．若为酸的溶液混合，则先求c(H＋)混＝[c(H＋)1V1＋c(H＋)2V2]/(V1＋V2)⇨再求pH。‎ b．若为碱的溶液混合，则先求c(OH－)混＝[c(OH－)1V1＋c(OH－)2V2]/(V1＋V2)⇨再求c(H＋)＝KW/c(OH－)混⇨最后求pH。‎ ‎②异性混合 a．若酸过量，则先求c(H＋)过＝[c(H＋)酸V酸－c(OH－)碱V碱]/(V酸＋V碱)⇨再求pH。‎ b．若碱过量，则先求c(OH－)过＝[c(OH－)碱V碱－c(H＋)酸V酸]/(V酸＋V碱)⇨再求c(H＋)＝KW/c(OH－)过⇨最后求pH。‎ ‎(4)常温下任何酸或碱溶液无限稀释时，溶液的pH都不可能大于7或小于7，只能接近7。‎ 考点5、考查中和滴定仪器及指示剂的选择 例5．用已知浓度的NaOH溶液测定某H2SO4溶液的浓度，参考如图所示从下表中选出正确选项(　　)‎ 解析：解答本题的关键是：①明确酸、碱式滴定管使用时的注意事项，②指示剂的变色范围。酸式滴定管不能盛放碱，而碱式滴定管不能盛放酸，指示剂应选择颜色变化明显的酚酞或甲基橙，不能选用石蕊。‎ 答案：D 名师归纳：‎ ‎1、酸式滴定管和碱式滴定管的构造不同，不能混用，酸式滴定管只能盛装酸性、中性或强氧化性溶液；碱式滴定管只能盛装碱性溶液。‎ ‎2、指示剂选择的基本原则 变色要灵敏，变色范围要小，使变色范围尽量与滴定终点溶液的酸碱性一致。‎ ‎(1)不能用石蕊作指示剂。‎ ‎(2)滴定终点为碱性时，用酚酞作指示剂，例如用NaOH溶液滴定醋酸。‎ ‎(3)滴定终点为酸性时，用甲基橙作指示剂，例如用盐酸滴定氨水。‎ ‎(4)强酸滴定强碱一般用甲基橙，但用酚酞也可以。‎ ‎(5)并不是所有的滴定都须使用指示剂，如用标准的Na2SO3溶液滴定KMnO4溶液时，KMnO4颜色恰好褪去时即为滴定终点。‎ 考点6、滴定终点的规范描述 例6．(1)用a mol·L－1的HCl滴定未知浓度的NaOH溶液，用酚酞作指示剂，达到滴定终点的现象是___________；若用甲基橙作指示剂，滴定终点现象是____________________。‎ ‎(2)用标准碘溶液滴定溶有SO2的水溶液，以测定水中SO2的含量，应选用________作指示剂，达到滴定终点的现象是____________________________。‎ ‎(3)用标准酸性KMnO4溶液滴定溶有SO2的水溶液，以测定水中SO2的含量，是否需要选用指示剂________(填“是”或“否”)，达到滴定终点的现象是__________________。‎ ‎(4)用氧化还原滴定法测定TiO2的质量分数：一定条件下，将TiO2溶解并还原为Ti3＋，再用KSCN溶液作指示剂，用NH4Fe(SO4)2标准溶液滴定Ti3＋至全部生成Ti4＋，滴定Ti3＋时发生反应的离子方程式为__________________，达到滴定终点时的现象是_____________________。‎ 答案：(1)滴入最后一滴标准液，溶液由红色变为无色，且半分钟内不恢复红色　当滴入最后一滴标准液，溶液由黄色变为橙色，且半分钟内不恢复黄色 ‎(2)淀粉溶液　当滴入最后一滴标准液，溶液由无色变为蓝色，且半分钟内不褪色 ‎(3)否　当滴入最后一滴酸性KMnO4溶液，溶液由无色变为紫红色，且半分钟内不褪色 ‎(4)Ti3＋＋Fe3＋===Ti4＋＋Fe2＋　当滴入最后一滴标准液，溶液变成血红色，且半分钟内不褪色 思维建模：‎ 滴定终点的判断答题模板：当滴入最后一滴××××××标准溶液后，溶液变成××××××色，且半分钟内不恢复原来的颜色。‎ 解答此类题目注意三个关键点：‎ ‎(1)最后一滴：必须说明是滴入“最后一滴”溶液。‎ ‎(2)颜色变化：必须说明滴入“最后一滴”溶液后溶液的颜色变化。‎ ‎(3)半分钟：必须说明溶液颜色变化后“半分钟内不恢复原来的颜色”。‎ 考点7、考查中和滴定的数据处理 例7.某学生根据3次中和滴定实验分别记录有关数据如表所示：‎ 依据表中数据列式计算该NaOH溶液的物质的量浓度。‎ 解析：先算出耗用标准盐酸的平均值＝＝26.10 mL(第二次偏差太大，舍去)，c(NaOH)＝＝0.104 4 mol·L－1。‎ 答案：0.104 4 mol·L－1‎ 易错提醒：要注意某个数值与其他数据相差较大时，可以舍去，否则计算结果错误。‎ 考点8、考查酸碱中和滴定中的误差分析 例8．准确移取20.00 mL某待测HCl溶液于锥形瓶中，用0.1000 mol·L－1 NaOH溶液滴定。下列说法正确的是(　　)‎ A．滴定管用蒸馏水洗涤后，装入NaOH溶液进行滴定 B．随着NaOH溶液滴入，锥形瓶中溶液pH由小变大 C．用酚酞作指示剂，当锥形瓶中溶液由红色变无色时停止滴定 D．滴定达终点时，发现滴定管尖嘴部分有悬滴，则测定结果偏小 解析：A．滴定管用蒸馏水洗涤后，需用待装液润洗才能装入NaOH溶液进行滴定。B.随着NaOH溶液的滴入，锥形瓶内溶液中c(H＋)越来越小，故pH由小变大。C.用酚酞作指示剂，当锥形瓶内溶液由无色变为浅红色，且半分钟内不褪去，说明达到滴定终点，应停止滴定。D.滴定达终点时，滴定管尖嘴部分有悬滴，则所加标准NaOH溶液量偏多，使测定结果偏大。‎ 答案：B 考点9、考查酸碱中和滴定曲线分析 例9.25℃时，用0.1 mol·L－1NaOH溶液分别滴定20.00mL 0.1 mol·L－1的盐酸和醋酸，滴定曲线如图所示，下列说法正确的是 A.Ⅰ、Ⅱ分别表示盐酸和醋酸的滴定曲线 B.pH=7时，滴定盐酸和醋酸消耗NaOH溶液的体积相等 C.V(NaOH)=10.00mL时，醋酸溶液中c(CH3COO-)> c(Na+)> c(H+)> c(OH-)‎ D.V(NaOH)=20.00mL时，两溶液中c(CH3COO-)> c(Cl-)‎ 解析：A．根据图示可知，Ⅰ的起始pH较大，Ⅱ的起始pH较小，则Ⅰ表示的是醋酸，Ⅱ表示盐酸，选项A错误；B．醋酸为弱酸，溶液体积相同时，醋酸和氯化氢的物质的量相等，醋酸与氢氧化钠反应生成醋酸钠，溶液呈碱性，而盐酸与氢氧化钠反应生成氯化钠溶液呈中性；若pH=7时，醋酸消耗的NaOH溶液体积应该稍小，选项B错误；C．V（NaOH）=10.00mL时，反应后为等物质的量浓度的醋酸和醋酸钠的混合液，醋酸的电离程度大于醋酸钠的水解程度，溶液呈酸性，则c（H+）＞c（OH-），反应后溶液中离子浓度大小为：c（CH3COO-）＞c（Na+）＞c（H+）＞c（OH-），选项C正确；D．V（NaOH）=20.00mL时，两溶液都恰好反应得到等物质的量浓度的醋酸钠和NaCl溶液，由于醋酸根离子部分水解，则两溶液中 c（CH3COO-）＜c（Cl-），选项D错误；答案选C。‎ 答案：C 名师归纳：酸碱中和滴定曲线图是以所滴入的酸或碱溶液的体积为横坐标、以中和反应后溶液的pH为纵坐标体现中和滴定过程的曲线图。（1）强酸与强碱互相滴定的曲线图，前半部分与后半部分形状变化不大，但中间突跃大(即酸或碱溶液一滴之差，溶液pH变化大，出现突变)。分析强酸与强碱互相滴定时的离子浓度大小，只要关注水的电离平衡即可，没有其它平衡影响。（2）强酸滴定弱碱或强碱滴定弱酸的曲线图，突跃小，较平缓；强酸滴定弱碱的起点低(因弱碱pH相对较小)，前半部分形状有差异；强碱滴弱酸的起点高(因弱酸pH相对较大)，前半部分形状有差异。分析强碱滴定弱酸或强酸滴定弱碱时的离子浓度大小，不仅要考虑生成盐的水解平衡，而且还要考虑过量弱酸或弱碱的电离平衡与水的电离平衡。‎ ‎【名校新题】‎ ‎1．（2019·山东高三开学考试）实验测得0.1mol·L-1NH3·H2O溶液、0.1mol·L-1NH4Cl溶液以及H2O的pH随温度的变化曲线如图所示。下列说法正确的是（ ）‎ A．随温度升高，H2O逐渐由弱碱性转变为酸性 B．25℃时，NH3·H2O的电离常数 Kb≈10-5‎ C．水的离子积常数：a点＞b点＞c点 D．NH3·H2O溶液和NH4Cl溶液pH随温度变化趋势不同，是因为平衡移动方向不同 ‎【答案】B ‎【解析】A. 随温度升高，H2O的pH值减小，但水电离出的氢离子浓度始终等于氢氧根离子浓度，始终为中性。A错误；B. 25℃时，NH3·H2O的pH=11，即c（H+）=10-11，c（OH-）=10-3电离产生的c（NH4+）= c（OH-）则电离常数 Kb=10-3ⅹ10-3/10-1≈10-5，B正确；C. 相同温度下，水的离子积常数不变：a点=b点=c点，C错误；D. NH3·H2O溶液和NH4Cl溶液pH随温度变化趋势不同，是因为NH3·H2O溶液以电离为主，溶液显碱性；NH4Cl溶液是水解平衡，溶液显酸性。平衡移动方向是相同的，D错误；答案选B。‎ ‎2．（2019·山东师范大学附中高考模拟）25℃时，将浓度均为0.1 mol·L-1、体积分别为Va和Vb的HX溶液与NH3·H2O溶液按不同体积比混合，保持Va+Vb=100mL，Va、Vb与混合液的pH的关系如图所示。下列说法不正确的是 A．Ka(HX)的值与Kb(NH3·H2O)的值相等 B．b点，c(NH4+)+c(HX)=0.05 mol·L-1‎ C．a→c点过程中， 值不变 D．a、b、c三点，c点时水电离出的c(H＋)最大 ‎【答案】D ‎【解析】A.b点加入等体积等浓度的HX和氨水，两者恰好完全反应生成NH4X，b点溶液的pH=7，说明X-‎ 与NH4+的水解程度相等，则Ka(HX)的值与Kb(NH3·H2O)的值相等，故A正确；B.由图可知0.1 mol·L-1的HX溶液的pH=3，HX为弱酸，因为b点的pH=7，所以b点c(X-)=c(NH4+)，，根据物料守恒c(X-)+c(HX)=0.1mol/L×0.05L/0.1L=0.05mol/L，则c(NH4+)+c(HX)=0.05 mol·L-1，故B正确； C. a→ c点过程中，，水解平衡常数只与温度有关，温度不变，则值不变，故C正确；D. b点加入等体积等浓度的HX和氨水，两者恰好完全反应生成NH4X，NH4X是弱酸弱碱盐，促进水电离，则a、b、c三点，b 点时水电离出的c(H＋)最大，故D错误。答案选D。‎ ‎3．（2019·山东省实验中学高考模拟）常温下，体积都为V0mL、浓度都为0.1mol·L-1的MC1、NaR、MR三种盐溶液，加入蒸馏水稀释至VmL，溶液的pH与1g(V／V0)的关系如图所示。下列说法不正确的是 A．曲线X代表NaR溶液，其中c(OH-)=c(H+)+c(HR)‎ B．曲线Y中任何两点，水的电离程度都相同 C．将等体积等物质的量浓度的MC1和NaR溶液混合后，c(M+)=c(R－)‎ D．常温下，HR的电离常数Ka≈1×10-5‎ ‎【答案】B ‎【解析】A. 曲线X代表NaR溶液，为强碱弱酸盐，其中存在质子守恒，c(OH-)=c(H+)+c(HR)，故正确；B. 曲线Y为MR，弱酸弱碱盐，溶液呈中性，说明弱酸根离子和弱碱的阳离子水解程度相同，但促进水电离，向溶液中加水稀释，水解程度增大，即水的电离程度增加，故错误；C. 将等体积等物质的量浓度的MC1和NaR溶液混合后M+、R-的水解程度相同，则有c(M+)=c(R－)。故正确；D. 0.1mol·L-1NaR的pH=9，水解平衡常数约为，根据电离平衡常数和水解平衡常数的关系KW=Ka×Kh分析，常温下，HR的电离常数Ka≈1×10-5，故正确。故选B。‎ ‎4．（2019·山东高考模拟）电导率是衡量电解质溶液导电能力大小的物理量。常温下，将相同体积的盐酸和氨水分别加水稀释，溶液的电导率随加入水的体积V(H2O)变化的曲线如图所示，下列说法正确的是 A.曲线I表示盐酸加水稀释过程中溶液电导率的变化 B.a、b、c三点溶液的pH：a>b>c C.将a、b两点溶液混合，所得溶液中：c（Cl－）=c(NH4+)+c(NH3·H2O)‎ D.氨水稀释过程中，c(NH4+)/ c(NH3·H2O)不断减小 ‎【答案】B ‎【解析】A.加水稀释时，一水合氨进一步电离，导电能力变化较小，则曲线I为氨水稀释曲线，故A错误；B.盐酸显酸性，氨水显碱性，导电能力越大，说明离子浓度越大，则a、b、c三点溶液的pH：a>b>c，故B正确；C. 将a、b两点溶液混合，由于氨水浓度大于盐酸浓度，反应后氨水过量，所以溶液显碱性，c（Cl－） c(Cl−) > c(H+) > c(OH−)‎ C．b、d点溶液中都满足c(NH4+)=c(Cl−)‎ D．c点代表两溶液恰好完全反应 ‎【答案】D ‎【解析】A.常温下，0.1mol/L的氨水溶液中水电离的c(H+)=10-11mol/L，氨水溶液中H+全部来自水电离，则溶液中c(H+)=10-11mol/L，c(OH-)=mol/L=10-3mol/L，Ka==mol/L=110-5mol/L，A错误；B.a、b之间的任意一点，水电离的c（H+）<1×10-7mol/L，溶液都呈碱性，则c(H+) c(H+)=10-3mol/L，NaOH是一元强碱，NaOH溶液的pH=11，则c(OH-) =10-3mol/L，c(NaOH)= c(OH-) =10-3mol/L，两种溶液等体积混合，醋酸过量，溶液显酸性，B错误；‎ C.在CH3COOH溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO-+H+，还存在着水的电离平衡H2OH++OH-，根据电离产生的离子关系可知：c(H+)>c(CH3COO-)>c(OH-)，C正确；D.在该混合溶液中存在电荷守恒：c(CH3COO-)+c(OH-)=c(H+)+c(Na+)，由于c(CH3COO-)=c(Na+)，所以c(OH-)=c(H+)，溶液显中性，D错误；故合理选项是C。‎ ‎12．（2019·天津高考模拟）下列有关实验的描述正确的是：‎ A.要量取15.80mL溴水，须使用棕色的碱式滴定管 B.用pH试纸检测气体的酸碱性时，需要预先润湿 C.溴苯中混有溴，加入KI溶液，振荡，用汽油萃取出碘 D.中和热测定时环形玻璃搅拌棒要不断顺时针搅拌，主要目的是为了充分反应 ‎【答案】B ‎【解析】A．溴水可氧化橡胶，应选酸式滴定管，故A错误；B．气体溶于水后才能显示一定的酸碱性，因此，用pH试纸检测气体的酸碱性时，需要预先润湿，故B正确；C．溴与KI反应生成的碘易溶于溴苯，汽油与溴苯互溶，无法萃取，应选NaOH溶液充分洗涤、分液，故C错误；D．环形玻璃搅拌棒应该上下移动，进行搅拌，温度计插在玻璃环中间，无法旋转搅拌棒，故D错误；答案选B。‎ ‎13．（2014·全国高三专题练习）下表是不同温度下水的离子积常数：‎ 温度/℃‎ ‎25‎ T1‎ T2‎ 水的离子积常数 ‎1×10－14‎ a ‎1×10－12‎ 试回答以下问题：‎ ‎(1)若25”、“<”或“＝”)，做此判断的理由是______________________________________。‎ ‎(2)25℃时，某Na2SO4溶液中c(SO42—)＝5×10－4 mol/L，取该溶液1 mL加水稀释至10 mL，则稀释后溶液中c(Na＋)∶c(OH－)＝__________。‎ ‎(3)T2℃时，将pH＝11的苛性钠溶液V1 L与pH＝1的稀硫酸V2 L混合(设混合后溶液的体积为原两溶液体积之和)，所得混合溶液的pH＝2，则V1∶V2＝__________。此溶液中各种离子的浓度由大到小的顺序是____________________________。‎ ‎(4)常温下，设某pH值的硫酸中水电离出的c(H＋)＝1.0×10－a mol/L，设相同pH值的硫酸铝中水电离出的c(H＋)＝1.0×10－b mol/L，(a、b都是小于14的正数)，那么a、b之间满足的关系式是________________。‎ ‎【答案】(1)>　水的电离吸热， 温度升高，水的电离程度增大，所以水的离子积增大 ‎ ‎ (2)1000　(3)9∶11　c(Na＋)>c(SO42—)>c(H＋)>c(OH－)　(4)a＋b＝14‎ ‎【解析】(1)温度升高水的电离程度增大KW增大，a>1×10－14，(2)Na2SO4溶液中c(Na＋)＝1×10－3，稀释后为1×10－4，c(OH－)＝1×10－7，所以c(Na＋)∶c(OH－)＝1000，(3)＝10－2,10－1V2－10－1V1＝10－2V2＋10－2V1，即9×10－2V2＝11×10－2V1，，所以c(Na＋)>c(SO42—)>c(H＋)>c(OH－)，(4)硫酸的pH为－lg，硫酸铝的pH＝－lg1.0×10－b，＝1.0×10－b，所以a＋b＝14。‎ ‎14．（2019·河北衡水中学高三开学考试）硫代硫酸钠晶体（）又名大苏打、海波，易溶于水，难溶于乙醇，在中性或碱性溶液中稳定，广泛应用于日常生产生活中。回答下列问题：‎ I.硫代硫酸钠的结构与性质 ‎（1）的结构式如图所示，其中的化合价为____。‎ ‎（2）在酸性条件下性质不稳定。取少量溶液于试管中，滴入少量6的盐酸，发生反应的离子方程式为____。‎ II.硫代硫酸钠晶体的制备 ‎（3）在圆底烧瓶中加入12g、60mL水、4g硫黄，加热1小时后，趁热减压过滤；再用乙醇洗涤晶体、干燥后得到晶体。‎ ‎①写出制备的化学方程式：____。‎ ‎②用乙醇洗涤晶体的原因是________。‎ III.晶体含量的测定 ‎（4）准确称取1.5g产品，加入20mL煮沸并冷却后的水使其完全溶解，以淀粉作指示剂，用0.1000 碘的标准溶液滴定。已知：（无色）+，杂质与碘水不反应。‎ ‎①碘的标准溶液应盛放在____（填“酸式”或“碱式”）滴定管中。‎ ‎②判断滴定终点的现象为____。‎ ‎③第一次滴定开始和结束时，滴定管中的液面如图所示，则第一次消耗碘的标准溶液的体积为____mL。‎ ‎④重复上述操作两次，记录数据如下表，则产品中的含量为____%（结果保留1位小数）。‎ 滴定次数 滴定前读数/mL 滴定后读数/mL 第二次 ‎1.56‎ ‎30.30‎ 第三次 ‎0.22‎ ‎26.31‎ ‎【答案】（1）+4 （2） （3）① ② 易溶于水，难溶于乙醇，减小的溶解损失 （4）①酸式 ②当滴入最后一滴碘的标准溶液时，溶液由无色变为蓝色，且半分钟内不褪色 ③ 26.10 ④ 86.3 ‎ ‎【解析】（1）根据的结构式可知硫硫键是非极性键，硫氧之间氧电负性更强，氧显-2价，显-2价，的化合价为+4价。‎ ‎（2）由已知信息在中性或碱性溶液中稳定，在酸性溶液中发生自身歧化反应，离子方程式为。‎ ‎（3）①制备的化学方程式为。②由已知信息可知，用乙醇洗涤晶体的原因是易溶于水，难溶于乙醇，减小的溶解损失。‎ ‎（4）①碘有强氧化性，应盛放在酸式滴定管中。②淀粉遇碘变蓝，判断滴定终点的现象为当滴入最后一滴碘的标准溶液时，溶液由无色变为蓝色，且半分钟内不褪色。③‎ 由图可知，第一次滴定开始读数为0.00mL，结束读数为26.10mL，则第一次消耗碘的标准溶液的体积为26.10mL。④碘的标准溶液的体积第一次测量数据为26.10mL，第二次测量数据为28.74mL，第三次测量数据为26.09mL，第二次测量数据与其他两次相差2mL以上，应舍去，第一次和第三次数据的平均值为26.10mL。根据反应，可知2，根据关系式法，列式100。‎