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第一节　弱电解质的电离平衡
1.从电离、离子反应、化学平衡的角度认识电解质水溶液的组成、性质和反应，如酸碱性、导电性等。
2.认识弱电解质在水溶液中存在电离平衡，了解电离平衡常数的含义。
3.能运用化学用语正确表示水溶液中的离子反应与平衡，能通过实验证明水溶液中存在的离子平衡，能举例说明离子反应与平衡在生产、生活中的应用。
考点一　弱电解质的电离平衡
　　
1.电离平衡的概念
在一定条件下（如温度、压强等），当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到平衡状态。
2.电离平衡的建立与特征
（1）开始时，v（电离）最大，而v（结合）为0。
（2）平衡的建立过程中，v（电离）＞v（结合）。
（3）当v（电离）＝v（结合）时，电离过程达到平衡状态。
3.外界条件对电离平衡的影响
以0.1 mol· CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOHCH3COO－＋H＋　ΔH＞0的影响。
改变 条件 移动 方向 n（H＋） c（H＋） c（CH3COO－） 电离程度
加水 稀释 正向 增大 减小 减小 增大
加冰 醋酸 正向 增大 增大 增大 减小
通入 HCl（g） 逆向 增大 增大 减小 减小
加醋酸 钠固体 逆向 减小 减小 增大 减小
升高 温度 正向 增大 增大 增大 增大
　　
1.正误判断（正确的打“√”，错误的打“×”）。
（1）CaCO3难溶于水，其属于弱电解质。（　　）
（2）强电解质的导电能力一定比弱电解质的导电能力强。（　　）
（3）离子化合物一定是强电解质，共价化合物一定是弱电解质。（　　）
（4）氨气溶于水，当NH3·H2O电离出的c（OH－）＝c（N）时，表明NH3·H2O电离处于平衡状态。（　　）
（5）弱电解质的电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小，离子浓度一定增大。（　　）
（6）室温下，由0.1 mol·L－1一元碱BOH的pH＝10，可知溶液中存在BOHB＋＋OH－。（　　）
答案：（1）×　（2）×　（3）×　（4）×　（5）×　（6）×
2.H2S水溶液中存在电离平衡H2SH＋＋HS－和HS－H＋＋S2－。下列说法正确的是（　　）
A.加水，平衡向右移动，溶液中氢离子浓度增大
B.通入过量SO2气体，平衡向左移动，溶液pH增大
C.滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液pH减小
D.加入少量硫酸铜固体（忽略体积变化），溶液中所有离子浓度都减小
解析：C　向H2S溶液中加水，平衡向右移动，但溶液体积增大，溶液中H＋浓度减小，A错误；通入SO2，可发生反应：2H2S＋SO23S↓＋2H2O，平衡向左移动，SO2过量时，SO2与水反应生成的H2SO3酸性比氢硫酸强，因此溶液pH减小，B错误；滴加新制氯水，发生反应：H2S＋Cl22HCl＋S↓，H2S浓度减小，平衡向左移动，反应生成的盐酸为强酸，溶液酸性增强，pH减小，C正确；加入少量CuSO4固体，发生反应：CuSO4＋H2SCuS↓＋H2SO4，溶液中S2－浓度减小，H＋浓度增大，D错误。
3.常温下，①100 mL 0.01 mol·L－1的CH3COOH溶液，②10 mL 0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液。用“＞”“＝”或“＜”回答下列问题。
（1）c（CH3COO－）：①　　　　②。
（2）电离程度：①　　　　②。
（3）在上述两种溶液中加入足量锌片。开始时的反应速率：①　　　　②，反应结束生成相同状况下H2的体积：①　　　　②。
（4）与同浓度的NaOH溶液完全反应消耗NaOH溶液的体积：①　　　　②。
答案：（1）＜　（2）＞　（3）＜　＝　（4）＝
考点二　电离平衡常数
1.概念
在一定条件下，当弱电解质达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度（幂次方）的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K（弱酸用Ka，弱碱用Kb）表示。
2.表达式
一元弱酸HA 一元弱碱BOH
电离方 程式 HAH＋＋A－ BOHB＋＋OH－
电离常数 表达式 Ka＝ Kb＝
3.特点
（1）电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K增大。
（2）电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，K越大，表示弱电解质越易电离。
（3）多元弱酸的各步电离常数的大小关系是Ka1 Ka2 Ka3……，故其酸性取决于第一步的电离。
4.电离度
（1）概念
在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质分子总数的百分比。
（2）表示方法
α＝×100%，也可表示为α＝×100%。
（3）影响因素
①相同温度下，同一弱电解质，浓度越大，其电离度（α）越小。
②相同浓度下，同一弱电解质，温度越高，其电离度（α）越大。
1.正误判断（正确的打“√”，错误的打“×”）。
（1）H2CO3的电离平衡常数表达式可表示为Ka＝。（　　）
（2）弱电解质的电离平衡右移，电离平衡常数一定增大。（　　）
（3）电离平衡常数大的酸溶液中的c（H＋）一定比电离平衡常数小的酸溶液中的c（H＋）大。（　　）
（4）向CH3COOH溶液中滴加相同浓度的氨水，
先增大再减小。（　　）
（5）某一弱电解质，电离度越大，电离常数就越大。（　　）
答案：（1）×　（2）×　（3）×　（4）×　（5）×
2.下列关于电解质的说法正确的是（　　）
A.向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中减小
B.室温下向10 mL 0.1 mol·L－1的氨水中加水稀释后，溶液中不变
C.等体积、等物质的量浓度的Na2CO3和NaHCO3溶液混合：＜
D.将浓度为0.1 mol·L－1 HF溶液加水不断稀释过程中，电离平衡常数Ka（HF）保持不变，始终增大
解析：B　A项，加水稀释，促进电离，增大，即增大，错误；B项，NH3·H2O的电离常数Kb＝，温度不变，Kb不变，正确；C项，等体积、等物质的量浓度的Na2CO3和NaHCO3溶液混合，根据电离常数有Ka1＝＞Ka2＝，同一溶液中c（H＋）相等，则＞，错误；D项，0.1 mol·L－1的HF加水稀释，当接近中性时，c（F－）趋近于0，而c（H＋）趋于不变（10－7 mol·L－1），故变小，错误。
3.部分弱酸的电离平衡常数如表：
弱酸 电离平衡常数（25 ℃）
HCOOH Ka＝1.77×10－4
H2S Ka1＝1.1×10－7 Ka2＝1.3×10－13
H2CO3 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11
HClO Ka＝4.0×10－8
按要求回答下列问题：
（1）HCOOH、H2S、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为　　　　　　　　　　　　 　。
（2）相同浓度的HCOO－、HS－、S2－、HC、C、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序为　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
（3）运用上述电离常数及物质的特性判断下列化学方程式不正确的是　　　　（填序号）。
①次氯酸与NaHCO3溶液的反应：HClO＋HCClO－＋H2O＋CO2↑
②少量CO2通入NaClO溶液中：CO2＋H2O＋2ClO－C＋2HClO
③少量CO2通入NaClO溶液中：CO2＋H2O＋ClO－HC＋HClO
④硫化氢通入NaClO溶液中：H2S＋ClO－HS－＋HClO
⑤碳酸钠滴入足量甲酸溶液中：2HCOOH＋C2HCOO－＋CO2↑＋H2O
答案：（1）HCOOH＞H2CO3＞H2S＞HClO
（2）S2－＞C＞ClO－＞HS－＞HC＞HCOO－
（3）①②④
考点三　强酸（碱）与弱酸（碱）的比较
　　
1.一元强酸（HCl）与一元弱酸（CH3COOH）的比较
（1）相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较
　 　比较项目 酸　　 c（H＋） pH 中和碱 的能力 与活泼金属反应产生H2的量 开始与金属反应的速率
盐酸 大 小 相同 相同 大
醋酸溶液 小 大 小
（2）相同pH、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较
　 　比较项目 酸　　 c（H＋） c（酸） 中和碱 的能力 与足量活 泼金属反应产生H2的量 开始与金属反应的 速率
盐酸 相同 小 小 少 相同
醋酸溶液 大 大 多
2.一元强酸（HCl）与一元弱酸（CH3COOH）稀释图像比较
（1）相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸
加水稀释相同的倍数，醋酸的pH大 加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多
（2）相同体积、相同pH值的盐酸、醋酸
加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大 加水稀释到相同的pH，醋酸加入的水多
1.相同温度下，关于盐酸和醋酸两种溶液的比较，下列说法正确的是（　　）
A.pH相等的两溶液中：c（CH3COO－）＝c（Cl－）
B.分别中和pH相等、体积相等的两溶液，所需NaOH的物质的量相同
C.相同浓度的两溶液，分别与金属镁反应，反应速率相同
D.相同浓度的两溶液，分别与NaOH固体反应后呈中性的溶液中（忽略溶液体积变化）：c（CH3COO－）＝c（Cl－）
解析：A　在盐酸中存在电荷守恒：c（Cl－）＋c（OH－）＝c（H＋），可推得c（Cl－）＝c（H＋）－c（OH－），同理在醋酸溶液中存在：c（CH3COO－）＝c（H＋）－c（OH－），由于两者pH相等，即c（H＋）－c（OH－）相同，故c（Cl－）＝c（CH3COO－），A项正确；由于盐酸为强酸，在水溶液中完全电离，醋酸为弱酸，在水溶液中部分电离，故pH相等、体积相等的两溶液，n（CH3COOH）＞n（HCl），故醋酸溶液所需NaOH的物质的量较大，B项错误；相同浓度的两溶液中醋酸溶液的c（H＋）小于盐酸的c（H＋），故与金属镁反应，反应速率不同，C项错误；当醋酸恰好与NaOH反应时，CH3COO－水解使溶液呈碱性，则中性溶液为CH3COOH和CH3COONa，则c（CH3COO－）＜c（Cl－），D项错误。
2.关于pH相同的醋酸和盐酸，下列叙述不正确的是（　　）
A.取等体积的醋酸和盐酸分别稀释至原溶液的m倍和n倍，结果两溶液的pH仍然相同，则m＞n
B.取等体积的两种酸溶液分别与完全一样的足量锌粒反应，开始时反应速率盐酸大于醋酸
C.取等体积的两种酸溶液分别中和NaOH溶液，醋酸消耗NaOH的物质的量比盐酸多
D.两种酸溶液中c（CH3COO－）＝c（Cl－）
解析：B　A项，由于弱酸溶液中存在电离平衡，故稀释相同倍数时，弱酸的pH变化小，现pH变化相等，则弱酸稀释的倍数大，正确；B项，由于两者的pH相同，故开始时反应速率相等，不正确；C项，pH相同的情况下，醋酸的浓度远大于盐酸，故等体积时醋酸消耗的氢氧化钠多，正确；D项，根据电离关系可知，正确。
3.已知常温时HClO的Ka＝3.0×10－8，HF的Ka＝3.5×10－4，现将pH和体积都相同的次氯酸和氢氟酸溶液分别加蒸馏水稀释，pH随溶液体积的变化如图所示，下列叙述正确的是（　　）
A.曲线Ⅱ为氢氟酸稀释时pH变化曲线
B.取a点的两种酸溶液，中和相同体积、相同浓度的NaOH溶液，消耗氢氟酸的体积较小
C.b点溶液中水的电离程度比c点溶液中水的电离程度小
D.从b点到d点，溶液中保持不变（HR代表HClO或HF）
解析：D　A项，酸性越强，加水稀释时溶液pH变化越大，HF酸性强于HClO，加水稀释时pH变化大，所以曲线Ⅰ代表氢氟酸稀释时pH变化曲线，错误；B项，pH相同的两种酸，HClO酸性弱于HF，越弱的酸其浓度越大，所以中和相同体积、相同浓度的NaOH溶液，消耗HClO的体积较小，错误；C项，酸越弱，电离出H＋趋势越小，对水的电离抑制程度越低，所以b点溶液中水的电离程度比c点溶液中水的电离程度大，错误；D项，溶液中＝＝，Ka和Kw只随温度的改变而改变，所以从b点到d点，溶液中保持不变，正确。
4.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（N）＋c（NH3·H2O）
D.氨水稀释过程中，不断减小
解析：B　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表示氨水加水稀释过程中溶液电导率的变化，A错误；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，B正确；将a、b两点溶液混合，由于氨水浓度大于盐酸浓度，反应后溶液中的溶质为NH4Cl和过量的NH3·H2O，则c（Cl－）＜c（N）＋c（NH3·H2O），C错误；氨水稀释过程中，Kb不变，＝，c（OH－）减小，所以不断增大，D错误。
电离常数的相关计算
　　
1.甘氨酸（NH2CH2COOH）是人体必需氨基酸之一。在25 ℃时，NCH2COOH、NCH2COO－和NH2CH2COO－的分布分数与溶液pH关系如图。下列说法错误的是（　　）
A.甘氨酸具有两性
B.曲线c代表NH2CH2COO－
C.NCH2COO－＋H2ONCH2COOH＋OH－的平衡常数K＝10－11.65
D.c2（NCH2COO－）＜c（NCH2COOH）·c（NH2CH2COO－）
解析：D　NH2CH2COOH中存在—NH2和—COOH，所以甘氨酸既有酸性又有碱性，A正确；氨基具有碱性，在酸性较强时会结合氢离子，羧基具有酸性，在碱性较强时会与氢氧根离子反应，故曲线a表示NCH2COOH的分布分数随溶液pH的变化，曲线b表示NCH2COO－的分布分数随溶液pH的变化，曲线c表示NH2CH2COO－的分布分数随溶液pH的变化，B正确；NCH2COO－＋H2ONCH2COOH＋OH－的平衡常数K＝，25 ℃时，根据a、b曲线交点坐标（2.35，0.50）可知，pH＝2.35时，c（NCH2COO－）＝c（NCH2COOH），则K＝c（OH－）＝＝10－11.65，C正确；由C项分析可知，＝，根据b、c曲线交点坐标（9.78，0.50）分析可得电离平衡NCH2COO－NH2CH2COO－＋H＋的电离常数为K1＝10－9.78，则＝＝，则×＝×＜1，即c2（NCH2COO－）＞c（NCH2COOH）·c（NH2CH2COO－），D错误。
2.赖氨酸[H3N＋（CH2）4CH（NH2）COO－，用HR表示]是人体必需氨基酸，其盐酸盐（H3RCl2）在水溶液中存在如下平衡：H3R2＋H2R＋HRR－。向一定浓度的H3RCl2溶液中滴加NaOH溶液，溶液中H3R2＋、H2R＋、HR和R－的分布系数δ（x）随pH变化如图所示。已知δ（x）＝，下列表述不正确的是（　　）
A.＜
B.M点，c（Cl－）＋c（OH－）＋c（R－）＝2c（H2R＋）＋c（Na＋）＋c（H＋）
C.O点，pH＝
D.P点，c（Na＋）＞c（Cl－）＞c（OH－）＞c（H＋）
解析：B　向H3RCl2溶液中滴加NaOH溶液，依次发生离子反应：H3R2＋＋OH－H2R＋＋H2O、H2R＋＋OH－HR＋H2O、HR＋OH－R－＋H2O，溶液中H3R2＋逐渐减小，H2R＋和HR先增大后减小，R－逐渐增大。K1＝，K2＝，K3＝，M点c（H3R2＋）＝c（H2R＋），由此可知K1＝10－2.2，N点c（HR）＝c（H2R＋），则K2＝10－9.1，P点c（HR）＝c（R－），则K3＝10－10.8。A项，＝＝10－6.9，＝＝10－1.7，因此＜，正确；B项，M点存在电荷守恒：c（R－）＋c（OH－）＋c（Cl－）＝2c（H3R2＋）＋c（H2R＋）＋c（H＋）＋c（Na＋），此时c（H3R2＋）＝c（H2R＋），因此c（R－）＋c（OH－）＋c（Cl－）＝3c（H2R＋）＋c（H＋）＋c（Na＋），错误；C项，O点c（H2R＋）＝c（R－），因此＝1，即＝＝1，因此c（H＋）＝，溶液pH＝－lg c（H＋）＝，正确；D项，P点溶质为NaCl、HR、NaR，此时溶液呈碱性，因此c（OH－）＞c（H＋），溶质浓度大于水解和电离所产生微粒浓度，因此c（Na＋）＞c（Cl－）＞c（OH－）＞c（H＋），D正确。
1.关于电离平衡常数的计算（以弱酸HX为例）
　　　　　　　 HX　 　 　 　 H＋　＋　X－
起始/
（mol·L－1）　 c（HX）　　　　 0　　　　0
平衡/
（mol·L－1） c（HX）－c（H＋） c（H＋） 　c（H＋）
则Ka＝。
（1）已知c（HX）和c（H＋），求电离平衡常数
由于弱酸只有极少一部分电离，c（H＋）的数值很小，可做近似处理：c（HX）－c（H＋）≈c（HX），则Ka＝，代入数值求解即可。
（2）已知c（HX）和电离平衡常数，求c（H＋）
由于K值很小，c（H＋）的数值很小，可做近似处理：c（HX）－c（H＋）≈c（HX），则c（H＋）＝ ，代入数值求解即可。
2.分布系数图像中K的计算
分布曲线指以pH为横坐标，分布系数（即组分的平衡浓度占总浓度的分数）为纵坐标的关系曲线。
一元弱酸（以CH3COOH为例） 二元弱酸（以草酸H2C2O4为例）
Ka＝ 交点：c（CH3COO－）＝ c（CH3COOH），故Ka＝c（H＋）＝10－4.76 Ka1＝ A点：c（HC2）＝ c（H2C2O4），故Ka1＝ c（H＋）＝10－1.2；Ka2＝ B点：c（C2）＝c（HC2）故Ka2＝10－4.2
1.已知室温时，0.1 mol·L－1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，下列叙述错误的是（　　）
A.该溶液的pH＝4
B.升高温度，溶液的pH增大
C.此酸的电离平衡常数约为1×10－7
D.由HA电离出的c（H＋）约为水电离出的c（H＋）的106倍
解析：B　根据HA在水中的电离度可算出c（H＋）＝0.1%×0.1 mol·L－1＝10－4 mol·L－1，所以pH＝4，A正确；因HA在水中有电离平衡，升高温度，促进平衡向电离的方向移动，所以c（H＋）将增大，pH会减小，B错误；由平衡常数表达式算出Ka＝＝1×10－7，C正确；c（H＋）＝10－4 mol·L－1，所以c水（H＋）＝10－10 mol·L－1，前者是后者的106倍，D正确。
2.已知常温下二元弱酸H2A溶液中，H2A、HA－、A2－的分布分数（δ）随pH变化如图所示
，下列说法错误的是（　　）
A.曲线x代表H2A，曲线z代表A2－
B.pH从3升高至4，的值一直减小
C.n点对应的溶液中水电离出的c（H＋）＝10－12.7 mol·L－1
D.将浓度均为0.05 mol·L－1的NaHA溶液与Na2A溶液等体积混合后，所得溶液pH＞4.3
解析：B　根据二元弱酸的两步电离平衡判断，当加入碱后促进第一步电离，故曲线x代表H2A，曲线z代表A2－，A正确；＝，当pH从3升高至4时，Ka1保持不变，通过图像判断HA－在减小，故增大，B错误；n点对应的溶液中，pH＝1.3，则根据Kw得c（OH－）＝10－12.7 mol·L－1，故水电离出的c（H＋）＝10－12.7 mol·L－1，C正确；根据图像中m点判断HA－和A2－的浓度相同时，溶液的pH＝4.3，根据图像n点计算出Ka1＝10－1.3，m点计算出Ka2＝10－4.3，则Kh1＝＝10－9.7，Kh2＝＝10－12.7，当将浓度均为0.05 mol·L－1的NaHA溶液与Na2A溶液等体积混合后，因为HA－的电离大于A2－的水解，导致溶液中HA－的浓度小于A2－的浓度，根据图像判断pH＞4.3，D正确。
3.常温下，向20 mL 0.2 mol·L－1 H2X溶液中滴加0.2 mol·L－1 NaOH溶液，溶液中各微粒的物质的量分数随pH的变化如图所示，以下说法不正确的是（　　）
A.由图可推测，H2X为弱酸
B.滴加过程中发生的反应有：H2X＋OH－HX－＋H2O，HX－＋OH－X2－＋H2O
C.水的电离程度：a点与b点大致相等
D.若常温下Ka（HY）＝1.1×10－2，HY与少量Na2X发生的反应是：2HY＋X2－H2X＋2Y－
解析：C　由图像可知当X2－的浓度最大时酸碱恰好反应，溶液显碱性，说明盐是强碱弱酸盐，故H2X为弱酸，A正确；由图像可知滴加过程中发生的反应有：H2X＋OH－HX－＋H2O，HX－＋OH－X2－＋H2O，B正确；由图像可知a点的溶质组成为等量的H2X和NaHX的混合溶液，b点为等量的NaHX和Na2X的混合溶液，H2X是酸抑制水的电离，Na2X为强碱弱酸盐促进水的电离，由此可知b点水的电离程度大于a点水的电离程度，C错误；由
图可得a点Ka1（H2X）＝＝c（H＋）＝10－7，b点Ka2（H2X）＝＝c（H＋）＝10－11，若常温下Ka（HY）＝1.1×10－2，则酸性：HY＞H2X＞HX－，根据强酸制弱酸的原则，HY与少量Na2X发生的反应是：2HY＋X2－H2X＋2Y－，D正确。
　　
　某离子化合物MCl（s）在水中溶解并发生电离，该过程的微观示意图如图。已知NA为阿伏加德罗常数的值。下列相关说法正确的是（　　）
A.1 mol MCl中含有NA对共用电子对
B.MCl为弱电解质，在水中仅部分电离
C.M＋和Cl－均与水分子中的氧原子结合形成水合离子
D.MCl在水作用下的溶解和电离过程是物理变化
解析：D　MCl为离子化合物，通过阴、阳离子之间的静电作用形成化学键，不存在共用电子对，A错误；MCl为离子化合物，故MCl为强电解质，在水中完全电离，B错误；M＋带正电荷，与水分子中的显负电性的氧原子结合形成水合离子，Cl－带负电荷，与水分子中显正电性的氢原子结合形成水合离子，C错误；MCl在水作用下的溶解和电离过程中没有新物质生成，是物理变化，D正确。
　在两个密闭的锥形瓶中，0.05 g形状相同的镁条（过量）分别与2 mL 2 mol·L－1的盐酸和醋酸反应，测得容器内压强随时间的变化曲线如图。下列说法正确的是（　　）
A.①代表的是盐酸与镁条反应时容器内压强随时间的变化曲线
B.任意相同时间段内，盐酸与Mg反应的化学反应速率均快于醋酸与Mg反应的化学反应速率
C.反应中醋酸的电离被促进，两种溶液最终产生的氢气总量基本相等
D.1 mol·L－1 NaOH溶液完全中和上述两种酸溶液，盐酸消耗NaOH溶液的体积更大
解析：C　盐酸为一元强酸，醋酸为一元弱酸，则2 mL 2 mol·L－1的盐酸和醋酸中，盐酸中c（H＋）大，与镁条反应的速率大，相同时间内产生的氢气多，容器内压强大，反应速率快，反应先结束，故②代表的是盐酸与镁条反应时容器内压强随时间的变化曲线，A错误；可以通过曲线的斜率比较二者的反应速率，从图像可以看出，100 s后，醋酸与镁条的反应速率更大，此时盐酸与镁条的反应已接近结束，c（H＋）较小，反应速率小，B错误；由于盐酸和醋酸的浓度和体积均相同，则二者物质的量相同，故反应结束时，产生的氢气总量基本相等，C正确；由于盐酸和醋酸的物质的量相同，故用1 mol·L－1 NaOH溶液完全中和上述两种酸溶液时，盐酸与醋酸消耗NaOH溶液的体积相等，D错误。
　　
1.（2022·湖北高考）根据酸碱质子理论，给出质子（H＋）的物质是酸，给出质子的能力越强，酸性越强。已知：N2＋NH3N＋N2H4，N2H4＋CH3COOHN2＋CH3COO－。下列酸性强弱顺序正确的是（　　）
A.N2＞N2H4＞N
B.N2＞CH3COOH＞N
C.NH3＞N2H4＞CH3COO－
D.CH3COOH＞N2＞N
解析：D　根据复分解反应的规律，强酸能制得弱酸，根据酸碱质子理论，给出质子（H＋）的物质是酸，则反应N2H4＋CH3COOHN2＋CH3COO－中，酸性：CH3COOH＞N2，反应N2＋NH3N＋N2H4中，酸性：N2＞N，故酸性：CH3COOH＞N2＞N，选D。
2.（2022·海南高考）NaClO溶液具有漂白能力，已知25 ℃时，Ka（HClO）＝4.0×10－8。下列关于NaClO溶液说法不正确的是（　　）
A.0.01 mol·L－1溶液中，c（ClO－）＜0.01 mol·L－1
B.长期露置在空气中，释放Cl2，漂白能力减弱
C.通入过量SO2，反应的离子方程式为SO2＋ClO－＋H2O2H＋＋S＋Cl－
D.25 ℃，pH＝7.0的NaClO和HClO的混合溶液中，c（HClO）＞c（ClO－）＝c（Na＋）
解析：B　NaClO溶液中ClO－会水解，故0.01 mol·L－1 NaClO溶液中c（ClO－）＜0.01 mol·L－1，A正确；次氯酸钠溶液中的ClO－会发生水解生成HClO，HClO长期露置在空气中会分解为HCl和O2，不会释放Cl2，B错误；将过量的SO2通入NaClO溶液中，SO2被氧化：SO2＋ClO－＋H2OCl－＋S＋2H＋，C正确；25 ℃，pH＝7.0的NaClO和HClO的混合溶液中，存在电荷守恒：c（ClO－）＋c（OH－）＝c（H＋）＋c（Na＋），则c（ClO－）＝c（Na＋），又c（HClO）＞c（ClO－），所以c（HClO）＞c（ClO－）＝c（Na＋），D正确。
3.（2022·全国乙卷）常温下，一元酸HA的Ka（HA）＝1.0×10－3。在某体系中，H＋与A－离子不能穿过隔膜，未电离的HA可自由穿过该膜（如图所示）。设溶液中c总（HA）＝c（HA）＋c（A－），当达到平衡时，下列叙述正确的是（　　）
　　　　　溶液Ⅰ　　　膜　　　溶液Ⅱ
pH＝7.0 H＋＋A－HA　　　 pH＝1.0 HAH＋＋A－
A.溶液Ⅰ中c（H＋）＝c（OH－）＋c（A－）
B.溶液Ⅱ中HA的电离度为
C.溶液Ⅰ和Ⅱ中的c（HA）不相等
D.溶液Ⅰ和Ⅱ中的c总（HA）之比为10－4
解析：B　溶液Ⅰ中pH＝7.0，呈中性，c（H＋）＝c（OH－），若c（H＋）＝c（OH－）＋c（A－），则c（A－）＝0，明显不符合实际情况，A项错误；溶
液Ⅱ中＝＝＝＝＝，B项正确；HA可以自由通过隔膜，溶液Ⅰ、Ⅱ中c（HA）应相等，C项错误；溶液Ⅰ、Ⅱ中c（HA）相等，由Ka（HA）＝，可得cⅠ平衡（A－）·cⅠ平衡（H＋）＝cⅡ平衡（A－）·cⅡ平衡（H＋），则＝＝＝106，由B项分析，溶液Ⅰ中，＝≈1，cⅠ总（HA）＝cⅠ平衡（A－），溶液Ⅱ中，cⅡ总（HA）＝101cⅡ平衡（A－），故＝＝≈104，D项错误。
4.（2021·浙江6月选考）某同学拟用pH计测定溶液pH以探究某酸HR是否为弱电解质。下列说法正确的是（　　）
A.25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1 NaR溶液pH＝7，则HR是弱酸
B.25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1HR溶液pH＞2且pH＜7，则HR是弱酸
C.25 ℃时，若测得HR溶液pH＝a，取该溶液10.0 mL，加蒸馏水稀释至100.0 mL，测得pH＝b，b－a＜1，则HR是弱酸
D.25 ℃时，若测得NaR溶液pH＝a，取该溶液10.0 mL，升温至50 ℃，测得pH＝b，a＞b，则HR是弱酸
解析：B　25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1 NaR溶液pH＝7，可知NaR为强酸强碱盐，则HR为强酸，A错误；25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1HR溶液pH＞2且pH＜7，可知溶液中c（H＋）＜0.01 mol·L－1，所以HR未完全电离，HR为弱酸，B正确；假设HR为强酸，取pH＝6的该溶液10.0 mL，加蒸馏水稀释至100.0 mL测得此时溶液pH＜7，C错误；假设HR为强酸，则NaR为强酸强碱盐，溶液呈中性，升温至50 ℃，促进水的电离，水的离子积常数增大，pH减小，D错误。
一、选择题：本题包括11个小题，每小题仅有1个选项符合题意。
1.常温下，下列实验事实能证明醋酸是一元酸的是（　　）
A.0.1 mol·L－1醋酸溶液pH＝3
B.向醋酸钠溶液中滴加酚酞溶液，溶液变红
C.完全中和25 mL 0.1 mol·L－1醋酸溶液需要25 mL 0.1 mol·L－1 NaOH溶液
D.等物质的量浓度时，醋酸溶液的导电性弱于盐酸
解析：C　0.1 mol·L－1醋酸溶液pH＝3只能说明醋酸的一级电离不完全，不能说明其为几元酸，A不符合题意；向醋酸钠溶液中滴加酚酞溶液，溶液变红，水解呈碱性，只能说明醋酸为弱酸，不能说明其为几元酸，B不符合题意；完全中和25 mL 0.1 mol·L－1醋酸溶液需要25 mL 0.1 mol·L－1 NaOH溶液，说明醋酸和NaOH按物质的量1∶1混合恰好完全反应，说明醋酸为一元酸，C符合题意；等物质的量浓度时，醋酸溶液的导电性弱于盐酸，只能说明醋酸为弱酸，不能说明其为几元酸，D不符合题意。
2.在0.1 mol·L－1的HCN溶液中存在电离平衡：HCNH＋＋CN－。对该平衡，下列叙述正确的是（　　）
A.加入少量NaOH固体，平衡正向移动
B.加水，平衡逆向移动
C.滴加少量0.1 mol·L－1 HCl溶液，溶液中c（H＋）减小
D.加入少量NaCN固体，平衡正向移动
解析：A　加入NaOH固体，NaOH和H＋反应而使溶液中c（H＋）减小，从而促进HCN电离，则平衡正向移动，A正确；加水稀释促进弱电解质的电离，所以平衡正向移动，B错误；加入少量相同浓度的HCl溶液，HCl是强电解质，完全电离，导致溶液中c（H＋）增大，C错误；加入少量NaCN固体，导致溶液中c（CN－）增大，平衡逆向移动，D错误。
3.溴甲基蓝（用HBb表示）指示剂是一元弱酸，HBb为黄色，Bb－为蓝色。下列叙述正确的是（　　）
A.0.01 mol·L－1 HBb溶液的pH＝2
B.HBb溶液的pH随温度升高而减小
C.向NaOH溶液中滴加HBb指示剂，溶液显黄色
D.0.01 mol·L－1 NaBb溶液中，c（H＋）＋c（Na＋）＝c（Bb－）＋c（HBb）
解析：B　由于HBb为弱酸，0.01 mol·L－1 HBb溶液中氢离子浓度小于0.01 mol·L－1，故溶液的pH＞2，A错误；升温促进电离，HBb溶液的pH随温度升高而减小，B正确；向NaOH溶液中滴加HBb指示剂，溶液含有Bb－为蓝色，C错误；0.01 mol·L－1 NaBb溶液中，存在物料守恒c（Na＋）＝c（Bb－）＋c（HBb），D错误。
4.相同温度下，根据下列三种酸的电离常数，以下说法正确的是（　　）
酸 HX HY HZ
电离常数Ka 9×10－7 9×10－6 1×10－2
A.三种酸的强弱关系：HX＞HY＞HZ
B.反应HZ＋Y－HY＋Z－能够发生
C.相同温度下，0.1 mol·L－1的NaX、NaY、NaZ溶液，NaZ溶液pH最大
D.相同温度下，1 mol·L－1 HX溶液的电离常数大于0.1 mol·L－1 HX溶液的电离常数
解析：B　表中电离常数大小关系：HZ＞HY＞HX，所以三种酸的酸性强弱为HZ＞HY＞HX，A、C不正确；电离常数只与温度有关，与溶液浓度无关，D不正确。
5.醋酸为一元弱酸，25 ℃时，其电离常数Ka＝1.75×10－5。下列说法错误的是（　　）
A.0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液的pH在2～3范围内
B.CH3COONa溶液中，c（CH3COOH）＋c（H＋）＝c（OH－）
C.将0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，其电离常数和均不变
D.等体积的0.1 mol·L－1 NaOH溶液和0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液混合后，溶液pH＞7，且c（Na＋）＞c（CH3COO－）＞c（OH－）＞c（H＋）
解析：C　Ka＝＝1.75×10－5，c（H＋）≈c（CH3COO－），则c（H＋）＝＝ mol·L－1＝×10－3 mol·L－1，pH＝－lg（×10－3）＝3－lg，因2＝3－lg＜3－lg＜3－lg＝3，则溶液的pH在2～3范围内，A正确；CH3COONa溶液中，根据质子守恒得：c（CH3COOH）＋c（H＋）＝c（OH－），B正确；温度不变，则电离常数不变，将0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，c（CH3COO－）减小，Ka＝，增大，C错误；等体积的0.1 mol·L－1 NaOH溶液和0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液混合后，溶液溶质为CH3COONa，pH＞7，则c（Na＋）＞c（CH3COO－）＞c（OH－）＞c（H＋），D正确。
6.室温下，向10 mL pH＝3的CH3COOH溶液中加入下列物质，对所得溶液的分析正确的是（　　）
加入的物质 对所得溶液的分析
A 90 mL H2O 由水电离出的c（H＋）＝10－10 mol·L－1
B 0.1 mol CH3COONa固体 c（OH－）比原CH3COOH溶液中的大
C 10 mL pH＝1 的H2SO4溶液 CH3COOH的电离程度不变
D 10 mL pH＝11的NaOH溶液 c（Na＋）＝c（CH3COO－）＞c（OH－）＝c（H＋）
解析：B　向10 mL pH＝3的CH3COOH溶液中加入90 mL H2O，醋酸的电离平衡正向移动，则c（H＋）＞10－4 mol·L－1，故由水电离出的c（H＋）＜10－10 mol·L－1，A错误；向10 mL pH＝3的CH3COOH溶液中加入0.1 mol CH3COONa固体，醋酸根离子浓度增大，酸的电离平衡逆向移动，c（H＋）减小，故c（OH－）比原CH3COOH溶液中的大，B正确；向10 mL pH＝3的CH3COOH溶液中加入10 mL pH＝1 的H2SO4溶液，氢离子浓度增大，抑制醋酸的电离，CH3COOH的电离程度减小，C错误；向10 mL pH＝3的CH3COOH溶液中加入10 mL pH＝11的NaOH溶液，醋酸过量，所得溶液呈酸性，故c（CH3COO－）＞c（Na＋）＞c（H＋）＞c（OH－），D错误。
7.二甲胺[（CH3）2NH]可用作橡胶硫化促进剂，是一元弱碱，在水中的电离与氨相似，可与盐酸反应生成（CH3）2NH2Cl。下列说法错误的是（　　）
A.常温下，0.001 mol·L－1二甲胺溶液的pH＝11
B.向二甲胺溶液中加入NaOH固体会抑制二甲胺的电离
C.加水稀释（CH3）2NH2Cl溶液，减小
D.（CH3）2NH2Cl溶液中：c（H＋）＋c[（CH3）2N]＝c（OH－）＋c（Cl－ ）
解析：A　二甲胺[（CH3）2NH]是一元弱碱，只发生部分电离，则常温下，0.001 mol·L－1二甲胺溶液的c（OH－）＜0.001 mol·L－1，pH＜11，A错误；在二甲胺溶液中存在电离平衡：（CH3）2NH＋H2O（CH3）2N＋OH－，加入NaOH固体后，平衡逆向移动，从而抑制二甲胺的电离，B正确；在（CH3）2NH2Cl溶液中存在平衡：（CH3）2N＋H2O（CH3）2NH·H2O＋H＋，加水稀释（CH3）2NH2Cl溶液，平衡正向移动，则减小，C正确；（CH3）2NH2Cl溶液中，存在下列四种离子c（H＋） 、c[（CH3）2N]、c（OH－）、c（Cl－ ），阴、阳离子之间存在电荷守恒：c（H＋）＋c[（CH3）2N]＝c（OH－）＋c（Cl－ ），D正确。
8.根据下表提供的数据，判断下列离子方程式或化学方程式正确的是（　　）
化学式 电离常数
HClO Ka＝3×10－8
H2CO3 Ka1＝4×10－7　Ka2＝6×10－11
A.向Na2CO3溶液中滴加少量氯水：C＋2Cl2＋H2O2Cl－＋2HClO＋CO2↑
B.向NaHCO3溶液中滴加少量氯水：2HC＋Cl2Cl－＋ClO－＋2CO2↑＋H2O
C.向NaClO溶液中通少量CO2：CO2＋NaClO＋H2ONaHCO3＋HClO
D.向NaClO溶液中通过量CO2：CO2＋2NaClO＋H2ONa2CO3＋2HClO
解析：C　依据电离常数分析可知酸性：H2CO3＞HClO＞HC，根据强酸可以制取弱酸分析。向Na2CO3溶液中滴加少量氯水，溶液中碳酸钠过量，盐酸和碳酸钠反应生成碳酸氢钠，次氯酸和碳酸钠反应生成碳酸氢钠和次氯酸钠，正确的离子方程式应为2C＋Cl2＋H2OCl－＋ClO－＋2HC，A错误；向NaHCO3溶液中滴加少量氯水，氯水中的盐酸和碳酸氢钠反应生成氯化钠、二氧化碳和水，次氯酸不能与碳酸氢钠反应，正确的离子方程式为HC＋Cl2Cl－＋HClO＋CO2↑，B错误；向NaClO溶液中通入少量CO2，反应生成碳酸氢钠和次氯酸，反应的化学方程式为CO2＋NaClO＋H2ONaHCO3＋HClO，C正确；向NaClO溶液中通入足量CO2，反应生成碳酸氢钠和次氯酸，正确的化学方程式为CO2＋NaClO＋H2ONaHCO3＋HClO，D错误。
9.常温下，浓度均为0. 10 mol·L－1，体积均为V0的MOH和ROH溶液，分别加水稀释至体积为V，溶液pH值随lg的变化如图所示。已知：pKb＝－lg Kb，pOH＝－lg c（OH－），下列说法不正确的是（　　）
A.ROH为强碱，MOH是弱碱
B.稀释104倍后对应两溶液中水的电离程度：a＜b
C.0.10 mol·L－1的RCl溶液中存在：c（Cl－ ）＝c（R＋）＋c（ROH）
D.向MOH溶液中加入稀盐酸，混合溶液中＝1
解析：C　由图可知，0.10 mol·L－1 ROH稀释1 000倍时，溶液pH由13减小为10，故ROH为强碱，而MOH是弱碱，A项正确；由图可知，稀释后对应的两溶液pH：a＞b，故水的电离程度：a＜b，B项正确；RCl为强酸强碱盐，R＋不水解，则溶液中不存在ROH分子，C项错误；＝＝，lg＝lg＝pOH－pKb（MOH），故＝1，D项正确。
10.利用电导法测定某浓度醋酸电离的ΔH。Ka随温度变化曲线如图所示。已知整个电离过程包括氢键断裂、醋酸分子解离、离子水合。下列有关说法中不正确的是（　　）
A.理论上ΔH＝0时，Ka最大
B.25 ℃时，c（CH3COOH）最大
C.电离的热效应较小是因为分子解离吸收的能量与离子水合放出的能量相当
D.CH3COOH溶液中存在氢键是ΔH随温度升高而减小的主要原因
解析：B　理论上ΔH＝0时，电离程度最大，H＋和CH3COO－浓度最大，Ka最大，A项正确；25 ℃时，Ka最大，电离程度最大，平衡时醋酸分子的浓度最小，B项错误；分子解离吸收的能量与离子水合放出的能量相当时，即拆开化学键吸收的能量与水合放出的能量相当，电离的热效应较小，C项正确；拆开氢键需要吸收能量，但随温度的升高，氢键的作用越来越小，CH3COOH溶液中存在氢键是ΔH随温度升高而减小的主要原因，D项正确。
11.常温下向20 mL均为0.1 mol·L－1的HCl、CH3COOH混合液中滴加0.1 mol·L－1的氨水，测得混合液的导电能力与加入的氨水溶液的体积（V）关系如图所示，下列说法错误的是（　　）
A.a→b时反应为H＋＋NH3·H2ON＋H2O
B.b→d过程溶液中水的电离程度：先增大后减小
C.b点离子浓度大小：c（Cl－）＞c（N）＞c（H＋）＞c（CH3COO－）
D.c点溶液呈中性
解析：D　a→b时溶液导电能力一直减小，为氨水与盐酸反应，离子数量不变但溶液体积增大，故发生反应为H＋＋NH3·H2ON＋H2O，A正确；b→d过程溶液导电能力先增大后减小，为氨水与醋酸反应至氨水过量，对水的电离抑制程度先减小后增大，故水的电离程度：先增大后减小，B正确；b点氨水与盐酸完全反应，为氯化铵和醋酸以1∶1形成的溶液，离子浓度大小：c（Cl－）＞c（N）＞c（H＋）＞c（CH3COO－），C正确；c点为氯化铵和醋酸铵以1∶1形成的溶液，氯化铵为强酸弱碱盐水解呈酸性，醋酸铵为弱酸弱碱盐水解呈中性，故溶液呈酸性，D错误。
二、非选择题：本题包括3个小题。
12.磷能形成多种含氧酸。
（1）次磷酸（H3PO2）是一种精细化工产品，向10 mL H3PO2溶液中加入10 mL等物质的量浓度的NaOH溶液后，所得的溶液中只有H2P、OH－两种阴离子。
①写出H3PO2溶液与足量NaOH 溶液反应后形成的正盐的化学式：　　　　，该正盐溶液中各离子浓度由大到小的顺序为　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
②若25 ℃时，K（H3PO2）＝1×10－2，则0.02 mol · L－1的H3PO2溶液的pH＝　　　　。
（2）亚磷酸（H3PO3）是二元中强酸，25 ℃时亚磷酸的电离常数为Ka1＝1×10－2、Ka2＝2.6×10－7。
①试从电离平衡移动的角度解释Ka1、Ka2数据的差异　　　　　　　　　　　　　　　　。
②NaH2PO3溶液显　　　　性（填“酸”“碱”或“中”）。
（3） 25 ℃时，HF的电离常数为Ka＝3.6×10－4； H3PO4的电离常数为Ka1＝7.5×10－3，Ka2＝6.2×10－8，Ka3＝4.4×10－13。足量NaF溶液和H3PO4溶液反应的离子方程式为　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
（4）相同温度下，等物质的量浓度的上述三种磷的含氧酸中。c（H＋）由大到小的顺序为　　　　　　　　　　　　　　　　（用酸的分子式表示）。
解析：（1）①H3PO2是一元酸，与足量NaOH 溶液反应后形成的正盐的化学式：NaH2PO2，NaH2PO2是强碱弱酸盐，溶液中各离子浓度由大到小的顺序为c（Na＋）＞c（H2P）＞c（OH－）＞c（H＋）；②＝＝1×10－2，c（H＋）＝1×10－2 mol·L－1，所以0.01 mol · L－1的H3PO2溶液的pH＝2。
（2）①H3PO3第一步电离出的H＋对第二步电离起到抑制作用，所以Ka1＞Ka2；②H2P电离平衡常数是Ka2＝2.6×10－7，H2P水解平衡常数是＝＝10－12，电离大于水解，所以溶液呈酸性。
（3）HF的电离常数为K＝3.6×10－4小于H3PO4的第一步电离常数为Ka1＝7.5×10－3，大于H3PO4的第二步电离常数Ka2＝6.2×10－8，所以足量NaF溶液和H3PO4溶液反应生成HF和NaH2PO4，离子方程式是F－＋H3PO4HF＋H2P。
（4）H3PO4的第一步电离常数为Ka1＝7.5×10－3；亚磷酸是二元酸，第一步电离常数为Ka1＝1×10－2；次磷酸的电离平衡常数是Ka（H3PO2）＝1×10－2，所以酸性：亚磷酸＞次磷酸＞磷酸；所以相同温度下，等物质的量浓度的三种磷的含氧酸中，c（H＋）由大到小的顺序为H3PO3＞H3PO2 ＞H3PO4。
答案：（1）①NaH2PO2　c（Na＋）＞c（H2P）＞c（OH－）＞c（H＋）　②2
（2）①H3PO3第一步电离出的H＋对第二步电离起到抑制作用　②酸
（3）F－＋H3PO4HF＋H2P
（4）H3PO3＞H3PO2 ＞H3PO4
13.食醋是烹饪美食的调味品，有效成分主要为醋酸（用HAc表示）。HAc的应用与其电离平衡密切相关。25 ℃时，HAc的Ka＝1.75×10－5＝10－4.76。
（1）某小组研究25 ℃下HAc电离平衡的影响因素。
[提出假设]　稀释HAc溶液或改变Ac－浓度，HAc电离平衡会发生移动。
[设计方案并完成实验]　用浓度均为0.1 mol·L－1的HAc和NaAc溶液，按下表配制总体积相同的系列溶液；测定pH，记录数据。
①根据表中信息，补充数据：a＝　　　　，b＝　　　　。
②由实验Ⅰ和Ⅱ可知，稀释HAc溶液，电离平衡　　　　　　　　（填“正”或“逆”）向移动；结合表中数据，给出判断理由：　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
③由实验Ⅱ～Ⅷ可知，增大Ac－浓度，HAc电离平衡逆向移动。
[实验结论]　假设成立。
（2）小组分析上表数据发现：随着的增加，c（H＋）的值逐渐接近HAc的Ka。
查阅资料获悉：一定条件下，按＝1配制的溶液中，c（H＋）的值等于HAc的Ka。
对比数据发现，实验Ⅷ中pH＝4.65与资料数据Ka＝10－4.76存在一定差异；推测可能由物质浓度准确程度不够引起，故先准确测定HAc溶液的浓度再验证。
①移取20.00 mL HAc溶液，加入2滴酚酞溶液，用0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定至终点，消耗体积为22.08 mL，则该HAc溶液的浓度为　　　　mol·L－1。画出上述过程的滴定曲线示意图并标注滴定终点。
②用上述HAc溶液和0.100 0 mol·L－1NaOH溶液，配制等物质的量的HAc与NaAc混合溶液，测定pH，结果与资料数据相符。
（3）小组进一步提出：如果只有浓度均约为0.1 mol·L－1的HAc和NaOH溶液，如何准确测定HAc的Ka？小组同学设计方案并进行实验。请完成下表中Ⅱ的内容。
Ⅰ 移取20.00 mL HAc溶液，用NaOH溶液滴定至终点，消耗NaOH溶液V1 mL
Ⅱ 　　　　　　　　，测得溶液的pH为4.76
[实验总结]　得到的结果与资料数据相符，方案可行。
解析：（1）①实验Ⅶ中，n（NaAc）∶n（HAc）＝3∶4，两种溶液的浓度相等，当V（HAc）＝4.00 mL时，V（NaAc）＝3.00 mL，为保证溶液的总体积为40.00 mL，则V（H2O）＝40.00 mL－4.00 mL－3.00 mL＝33.00 mL。②由实验Ⅰ、Ⅱ的数据分析，实验Ⅱ中HAc的浓度为实验Ⅰ中的，但是pH没有从2.86变为3.86，H＋浓度相对变大（实际pH为3.36），说明稀释HAc时，促进了HAc的电离。（2）NaOH 与HAc以物质的量为1∶1反应，则c（HAc）·V（HAc）＝c（NaOH）·V（NaOH），c（HAc）＝0.100 0 mol·L－1×22.08 mL÷20.00 mL＝0.110 4 mol·L－1。NaOH与HAc完全反应时，生成强碱弱酸盐（NaAc），滴定终点时，溶液显碱性，所以加入22.08 mL NaOH溶液时，对应的滴定终点溶液的pH＞7。（3）醋酸的电离平衡：HAcH＋＋Ac－，平衡常数Ka＝，当c（Ac－）＝c（HAc）时，Ka＝c（H＋），故在Ⅱ中，向20.00 mL HAc溶液中加入 mL NaOH溶液，反应后的溶液中Ac－和HAc浓度相等，测定溶液的pH，即可得出Ka。
答案：（1）①3.00　33.00　②正　实验Ⅱ中的HAc的浓度为实验Ⅰ中的，稀释10倍后，假设电离平衡不移动，理论pH为3.86，实际pH为3.36，说明稀释HAc时，促进了HAc的电离　
（2）0.110 4
（3）移取20.00 mL HAc溶液，向其中加入 mL NaOH溶液
14.已知：
酸 电离平衡常数Ka
H2C2O4 Ka1＝5.9×10－2 Ka2＝6.4×10－5
HF 未知
H2CO3 Ka1＝4.2×10－7 Ka2＝5.6×10－11
H3BO3 5.8×10－10
（1）为了证明HF是弱酸，甲、乙、丙三位同学分别设计以下实验进行探究。
①甲同学取一定体积的HF溶液，滴入2滴紫色石蕊试液，显红色，再加入NaF固体观察到的现象是　　　　　　　　　　　　　　　　，则证明HF为弱酸。
②乙同学取10 mL未知浓度的HF溶液，测其pH为a，然后用蒸馏水稀释至1 000 mL。再测其pH为b，若要认为HF为弱酸，则a、b应满足的关系是b＜　　　　（用含a的代数式表示）。
③丙同学用pH试纸测得室温下0.10 mol·L－1的HF溶液的pH为2，则测定HF为弱酸，由丙同学的实验数据可得室温下HF的电离平衡常数约为　　　　。
（2）25 ℃时，调节2.0×10－3 mol·L－1氢氟酸水溶液的pH（忽略体积变化），得到c（HF）、c（F－）与溶液pH的变化关系如图所示。请结合图中信息回答下列问题：
HF电离平衡常数的表达式：Ka＝　　　　。室温下，向HF溶液中滴加NaOH溶液至pH＝3.4时，c（F－）∶c（HF）＝　　　　。HF的电离常数值为　　　　　　　　　　　　　　　　。
解析：（1）①HF在溶液中电离出氢离子和氟离子，溶液显酸性，滴入2滴紫色石蕊试液，显红色，再加入NaF固体，c（F－）增大，HF的电离平衡向逆反应方向移动，氢离子浓度减小，溶液的红色变浅，证明HF存在电离平衡，即HF为弱酸；②乙同学取10 mL未知浓度的HF 溶液，测其pH为a，然后用蒸馏水稀释至1 000 mL，体积增大102倍，弱酸加水稀释会促进弱酸的电离，稀释102倍，pH变化小于2个单位，所以稀释后pH＝b＜a＋2；③用pH试纸测得室温下0.10 mol·L－1的HF 溶液的pH为2，则c（H＋）＝0.01 mol·L－1，则Ka＝＝≈1.1×10－3。
（2）HF电离方程式为HFF－＋H＋，因此平衡常数的表达式：Ka＝。由图像可知，当pH＝3.4时，c（H＋）＝10－3.4 mol·L－1，c（HF）＝c（F－），即c（F－）∶c（HF）＝1∶1，则Ka（HF）＝＝c（H＋）＝10－3.4。
答案：（1）①红色变浅　②a＋2　③1.1×10－3
（2）　1∶1　10－3.4
第二节　水的电离和溶液的酸碱性
1.认识水的电离，了解水的离子积常数，认识溶液的酸碱性及pH，掌握检测溶液pH的方法。
2.能进行溶液pH的简单计算，能正确测定溶液的pH，能调控溶液的酸、碱性。能选择实例说明溶液pH的调控在工农业生产和科学研究中的重要作用。
考点一　水的电离
　　
1.水的电离方程式
（1）水是极弱的电解质，水的电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－，可简写为H2OH＋＋OH－。
（2）25 ℃时，纯水中c（H＋）＝c（OH－）＝1×10－7 mol·L－1；任何水溶液中，由水电离出的c（H＋）与c（OH－）都相等。
2.水的离子积常数
（1）常温下：Kw＝c（H＋）·c（OH－）＝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。
3.影响水电离平衡的因素
填写外界条件对H2OH＋＋OH－　ΔH＞0的具体影响
　　体系变化 条件　　　　 移动 方向 Kw 电离程度 c（OH－） c（H＋）
加HCl 逆 不变 减小 减小 增大
加NaOH 逆 不变 减小 增大 减小
加可水 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
　1.正误判断（正确的打“√”，错误的打“×”）。
（1）在蒸馏水中滴加浓H2SO4，Kw不变。（　　）
（2）NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同。（　　）
（3）25 ℃与60 ℃时，水的pH相等。（　　）
（4）25 ℃时NH4Cl溶液的Kw小于100 ℃时NaCl溶液的Kw。（　　）
（5）室温下，0.1 mol·L－1的HCl溶液与0.1 mol·L－1的NaOH溶液中水的电离程度不同。（　　）
答案：（1）×　（2）×　（3）×　（4）√　（5）×
2.一定温度下，水存在H2OH＋＋OH－　ΔH＞0的平衡，下列叙述一定正确的是（　　）
A.向水中滴入少量稀盐酸，平衡逆向移动，Kw减小
B.将水加热，Kw增大，pH减小
C.向水中加入少量固体CH3COONa，平衡逆向移动，c（H＋）降低
D.向水中加入少量固体硫酸钠，c（H＋）＝10－7 mol·L－1，Kw不变
解析：B　A项，温度不变，Kw应不变，错误；C项，平衡应正向移动，错误；D项，由于没有指明温度，c（H＋）不一定等于10－7 mol·L－1，错误。
3.水的电离平衡曲线如图所示，回答下列问题。
（1）图中A、B、C、D、E五点Kw间的关系：　　　　　　　　 　。
（2）在水中加少量酸，可实现A点向　　　　　　点移动。
（3）ABE形成的区域中的点都呈现　　　　　性。
（4）若在B点温度下，pH＝2的硫酸溶液中，c水（H＋）＝　　　　 mol·L－1。
答案：（1）B＞C＞A＝E＝D　（2）D　（3）碱
（4）1×10－10
4.室温下，计算下列溶液中水电离出的c水（H＋）。
（1）0.01 mol·L－1的盐酸中，c水（H＋）＝　　　　　　　　　　　　　　　　 　。
（2）pH＝4的亚硫酸溶液中，c水（H＋）＝　　　　　　　　　　　　　　　　 　。
（3）pH＝10的KOH溶液中，c水（H＋）＝　　　　　　　　　　　　　　　　 　。
（4）pH＝4的NH4Cl溶液中，c水（H＋）＝　　　　　　　　　　　　　　　　　。
（5）pH＝10的CH3COONa溶液中，c水（H＋）＝　　　　　　　　　　　　　　　。
答案：（1）1×10－12 mol·L－1　（2）1×10－10 mol·L－1　（3）1×10－10 mol·L－1　（4）1×10－4 mol·L－1
（5）1×10－4 mol·L－1
　　溶液中c水（H＋）或c水（OH－）的计算及应用（以室温为例）
　（1）酸、碱抑制水的电离，酸溶液中求c（OH－），即c水（H＋）＝c水（OH－）＝c（OH－），碱溶液中求c（H＋），即c水（OH－）＝c水（H＋）＝c（H＋）。
（2）水解的盐促进水的电离，故c水（H＋）等于显性离子的浓度。
（3）酸式盐溶液
酸式酸根离子以电离为主：c水（H＋）＝c水（OH－）＝c（OH－）。
酸式酸根离子以水解为主：c水（H＋）＝c水（OH－）＝c（OH－）。
考点二　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）c（H＋）＞c（OH－），溶液呈酸性，常温下pH＜7。
（2）c（H＋）＝c（OH－），溶液呈中性，常温下pH＝7。
（3）c（H＋）＜c（OH－），溶液呈碱性，常温下pH＞7。
2.pH及其测量
（1）定义式：pH＝－lg c（H＋）。
（2）测量方法
①酸碱指示剂法：该法只能测其pH的大致范围，常见指示剂变色范围如表：
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
②pH试纸法：把小片试纸放在一洁净的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待测溶液点在干燥的pH试纸的中央，试纸变色后，与标准比色卡对照即可确定溶液的pH。
③pH计测量法。
1.正误判断（正确的打“√”，错误的打“×”）。
（1）某溶液的pH＝7，该溶液一定显中性。（　　）
（2）用湿润的pH试纸测稀碱液的pH，测定值偏大。（　　）
（3）用广泛pH试纸测得0.10 mol·L－1 NH4Cl溶液的pH＝ 5.2。（　　）
（4）用pH试纸测定氯水的pH为3。（　　）
（5）一定温度下，pH＝a的氨水，稀释10倍后，其pH＝b，则a＝b＋1。（　　）
答案：（1）×　（2）×　（3）×　（4）×　（5）×
2.常温下，两种溶液混合后酸碱性的判断（在括号中填“酸性”“碱性”或“中性”）。
（1）相同浓度的HCl和NaOH溶液等体积混合。（　　）
（2）相同浓度的CH3COOH和NaOH溶液等体积混合。（　　）
（3）相同浓度的NH3·H2O和HCl溶液等体积混合。（　　）
（4）pH＝2的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合。（　　）
（5）pH＝3的HCl和pH＝10的NaOH溶液等体积混合。（　　）
（6）pH＝3的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合。（　　）
（7）pH＝2的CH3COOH和pH＝12的NaOH溶液等体积混合。（　　）
（8）pH＝2的HCl和pH＝12的NH3·H2O等体积混合。（　　）
答案：（1）中性　（2）碱性　（3）酸性　（4）中性
（5）酸性　（6）碱性　（7）酸性　（8）碱性
3.计算25 ℃时下列溶液的pH（忽略溶液混合时体积的变化）。
（1）0.005 mol·L－1的H2SO4溶液的pH＝　　　　　。
（2）0.001 mol·L－1的NaOH溶液的pH＝　　　　　　。
（3）pH＝2的盐酸加水稀释到1 000倍，溶液的pH＝　　　　　。
（4）将pH＝8的NaOH溶液与pH＝10的NaOH溶液等体积混合，混合溶液的pH＝　　　　　。
（5）常温下，将0.1 mol·L－1氢氧化钠溶液与0.06 mol·L－1硫酸溶液等体积混合，溶液的pH＝　　　　。
解析：（1）c（H2SO4）＝0.005 mol·L－1，c（H＋）＝2×c（H2SO4）＝0.01 mol·L－1，pH＝2。（2）c（OH－）＝1×10－3 mol·L－1，c（H＋）＝ mol·L－1＝10－11 mol·L－1，pH＝11。（3）pH＝2的盐酸加水稀释到1 000倍，所得溶液的pH＝5。（4）由pH＝8、pH＝10可得两溶液等体积混合后，c（OH－）＝ mol·L－1＝×10－6 mol·L－1，c（H＋）＝ mol·L－1≈2.0×10－10 mol·L－1，pH≈9.7。（5）c（H＋）＝
＝0.01 mol·L－1，所以pH＝2。
答案：（1）2　（2）11　（3）5　（4）9.7　（5）2
4.按要求计算下列各题（常温下，忽略溶液混合时体积的变化）。
（1）25 ℃时，pH＝3的硝酸和pH＝12的氢氧化钡溶液按照体积比为9∶1混合，混合溶液的pH＝　　　　。
（2）在一定体积pH＝12的Ba（OH）2溶液中，逐滴加入一定物质的量浓度的NaHSO4溶液，当溶液中的Ba2＋恰好完全沉淀时，溶液pH＝11。若反应后溶液的体积等于Ba（OH）2溶液与NaHSO4溶液的体积之和，则Ba（OH）2溶液与NaHSO4溶液的体积比是　　　　　。
（3）将pH＝a的NaOH溶液Va L与pH＝b的稀盐酸Vb L混合，若所得溶液呈中性，且a＋b＝13，则＝　　　　　。
解析：（1）pH＝3的硝酸溶液中c（H＋）＝10－3 mol·L－1，pH＝12的Ba（OH）2溶液中c（OH－）＝ mol·L－1＝10－2 mol·L－1，二者以体积比9∶1混合，Ba（OH）2过量，溶液呈碱性，混合溶液中c（OH－）＝＝1×10－4 mol·L－1，则混合后c（H＋）＝＝ mol·L－1＝1×10－10 mol·L－1，故pH＝10。（2）设氢氧化钡溶液的体积为V1 L，硫酸氢钠溶液的体积为V2 L，依题意知，n（Ba2＋）＝n（S），由Ba（OH）2＋NaHSO4BaSO4↓＋NaOH＋H2O知，生成的氢氧化钠的物质的量为n（NaOH）＝n[Ba（OH）2]＝5×10－3 V1 mol，则有＝1×10－3 mol·L－1，则V1∶V2＝1∶4。（3）pH＝a的NaOH溶液中c（OH－）＝10a－14 mol·L－1，pH＝b的稀盐酸中c（H＋）＝10－b mol·L－1，根据所得溶液呈中性，知c（OH－）·Va＝c（H＋）·Vb，＝＝＝1014－（a＋b），a＋b＝13，则＝10。
答案：（1）10　（2）1∶4　（3）10
溶液pH计算的一般思维模型
考点三　酸碱中和滴定
　　
1.实验原理
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.实验用品
（1）仪器：酸式滴定管（如图1）、碱式滴定管（如图2）、滴定管夹、铁架台、锥形瓶、烧杯。
（2）试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。
（3）滴定管的使用
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（以标准盐酸溶液滴定待测NaOH溶液为例）
（1）滴定前的准备
（2）滴定操作
（3）终点判断
若滴入最后半滴标准液，溶液由红色变为无色，且在半分钟内不变色，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2～3次，求出用去标准盐酸溶液的体积的平均值，根据c（NaOH）＝计算。
　　
1.用已知浓度的NaOH溶液测定某H2SO4溶液的浓度，参考下图，从下表中选出正确的指示剂和仪器（　　）
选项 锥形瓶 中溶液 滴定管 中溶液 选用 指示剂 选用 滴定管
A 碱 酸 石蕊 乙
B 酸 碱 酚酞 甲
C 碱 酸 甲基橙 乙
D 酸 碱 酚酞 乙
解析：D　解答本题的关键：①明确酸、碱式滴定管使用时的注意事项；②明确指示剂的变色范围。酸式滴定管不能盛装碱性溶液，而碱式滴定管不能盛装酸性溶液，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，另外还要注意在酸碱中和滴定中，无论是标准液滴定待测液，还是待测液滴定标准液，只要操作正确，都能得到正确的结果。
2.滴定终点的规范描述
（1）用a mol·L－1的HCl溶液滴定未知浓度的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，滴定终点的现象是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
（2）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　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　。
（3）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　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　，达到滴定终点的现象是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
答案：（1）当滴入最后半滴标准液，溶液由红色变为无色，且半分钟内不恢复红色　当滴入最后半滴标准液，溶液由黄色变为橙色，且半分钟内不恢复黄色
（2）否　当滴入最后半滴酸性KMnO4溶液，溶液由无色变为浅紫红色，且半分钟内不褪色
（3）Ti3＋＋Fe3＋Ti4＋＋Fe2＋　当滴入最后半滴标准液，溶液变成浅红色，且半分钟内不褪色
3.以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例，分析实验误差（填“偏低”“偏高”或“无影响”）：
步骤 操作 c（NaOH）
洗涤 未用标准溶液润洗酸式滴定管
锥形瓶用待测溶液润洗
未用待测溶液润洗取用待测液的滴定管
锥形瓶洗净后瓶内还残留少量蒸馏水
取液 取碱液的滴定管尖嘴部分有气泡且取液结束前气泡消失
滴定 滴定完毕后立即读数，半分钟后颜色又变红
滴定前滴定管尖嘴部分有气泡，滴定后消失
滴定过程中振荡时有液滴溅出
滴定过程中，向锥形瓶内加少量蒸馏水
读数 滴定前仰视读数或滴定后俯视读数
滴定前俯视读数或滴定后仰视读数
答案：偏高　偏高　偏低　无影响　偏低　偏低　偏高　偏低　无影响　偏低　偏高
关于量器读数的误差分析
　（1）平视读数（如图1）：实验室中用量筒或滴定管量取一定体积的液体，读取液体体积时，视线应与凹液面最低点保持水平，视线与刻度的交点即为读数（即凹液面定视线，视线定读数）。
（2）俯视读数（如图2）：当用量筒测量液体的体积时，由于视线向下倾斜，寻找切点的位置在凹液面的上侧，读数高于正确的刻度线位置，即读数偏大。
（3）仰视读数（如图3）：当用滴定管量取一定量液体的体积时，由于视线向上倾斜，寻找切点的位置在液面的下侧，读数低于正确的刻度线位置，因滴定管刻度标法与量筒不同，这样仰视读数偏大。
酸碱中和滴定的拓展应用
（2020·江苏高考）次氯酸钠溶液和二氯异氰尿酸钠（C3N3O3Cl2Na）都是常用的杀菌消毒剂。NaClO可用于制备二氯异氰尿酸钠。
（1）NaClO溶液可由低温下将Cl2缓慢通入NaOH溶液中而制得。制备NaClO的离子方程式为　　　　　　　　　　　　　　；用于环境杀菌消毒的NaClO溶液须稀释并及时使用，若在空气中暴露时间过长且见光，将会导致消毒作用减弱，其原因是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
（2）二氯异氰尿酸钠优质品要求有效氯大于60%。通过下列实验检测二氯异氰尿酸钠样品是否达到优质品标准。实验检测原理为
C3N3O3C＋H＋＋2H2OC3H3N3O3＋2HClO
HClO＋2I－＋H＋I2＋Cl－＋H2O　
I2＋2S2S4＋2I－
准确称取1.120 0 g样品，用容量瓶配成250.0 mL溶液；取25.00 mL上述溶液于碘量瓶中，加入适量稀硫酸和过量KI溶液，密封在暗处静置5 min；用0.100 0 mol·L－1 Na2S2O3标准溶液滴定至溶液呈微黄色，加入淀粉指示剂，继续滴定至终点，消耗Na2S2O3溶液20.00 mL。
①通过计算判断该样品是否为优质品。
（写出计算过程，该样品的有效氯＝×100%）
②若在检测中加入稀硫酸的量过少，将导致样品的有效氯测定值　　　　（填“偏高”或“偏低”）。
解析：（1）Cl2与NaOH反应生成NaCl、NaClO和H2O。HClO的酸性弱于H2CO3，则NaClO溶液露置于空气中，与空气中CO2反应产生HClO，HClO见光易分解，故会导致消毒作用减弱。（2）①依据三个反应得出关系式：C3N3O3C～2HClO～2I2～4S2，根据Na2S2O3的消耗量，可以计算出测定中转化为HClO的氯的物质的量，进而得出氯元素的质量，再由有效氯的计算公式×100%，可计算出有效氯。②加入的稀硫酸的量过少，则生成的I2少，消耗Na2S2O3的量减少，则计算出的HClO的量偏少，导致样品的有效氯测定值偏低。
答案：（1）Cl2＋2OH－ClO－＋Cl－＋H2O
NaClO溶液吸收空气中的CO2后产生HClO，HClO见光分解
（2）①n（S2）＝0.100 0 mol·L－1×0.020 00 L＝2.000×10－3 mol
根据物质转换和得失电子守恒关系：C3N3O3C～2HClO～2I2～4S2得n（Cl）＝0.5n（S2）＝1.000 ×10－3 mol
氯元素的质量：
m（Cl）＝1.000×10－3 mol×35.5 g·mol－1＝0.035 50 g
该样品的有效氯为×2×100%≈63.39%
该样品的有效氯大于60%，故该样品为优质品
②偏低
1.原理：以氧化剂（或还原剂）为滴定剂，直接滴定一些具有还原性（或氧化性）的物质。
2.试剂
常用于滴定的氧化剂 酸性KMnO4溶液、K2Cr2O7溶液等
常用于滴定的还原剂 亚铁盐、草酸、维生素C等
氧化还原 指示剂 ①自身指示剂，如高锰酸钾标准溶液滴定草酸时，滴定终点为溶液由无色变为浅红色
②专用指示剂，如在碘量法滴定中，可溶性淀粉溶液遇碘变蓝
3.实例
（1）酸性KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液
原理 2Mn＋6H＋＋5H2C2O410CO2↑＋2Mn2＋＋8H2O
指示剂 酸性KMnO4溶液本身呈紫色，不用另外选择指示剂
终点 判断 当滴入最后半滴酸性KMnO4溶液后，溶液由无色变浅红色，且半分钟内不褪色，说明到达滴定终点
（2）Na2S2O3溶液滴定碘液
原理 2Na2S2O3＋I2Na2S4O6＋2NaI
指示剂 用淀粉溶液作指示剂
终点 判断 当滴入最后半滴Na2S2O3溶液后，溶液的蓝色褪去，且半分钟内不恢复原色，说明到达滴定终点
1.亚氯酸钠（NaClO2）是重要漂白剂。测定某产品中NaClO2纯度的实验操作如下：准确称取1.00 g样品，加入适量蒸馏水和过量的KI晶体，在酸性条件下发生反应：Cl＋4I－＋4H＋2H2O＋2I2＋Cl－。将所得混合液稀释成100 mL待测溶液。用　　　　（填“酸式”或“碱式”）滴定管量取25.00 mL待测溶液置于锥形瓶中，加入淀粉溶液作指示剂，用0.500 0 mol·L－1 Na2S2O3标准液滴定（已知：I2＋2S22I－＋S4），当　　　　　　　　　　　　　　，即为滴定终点；平行滴定3次，测得消耗标准溶液体积的平均用量为20.00 mL。所称取的样品中NaClO2质量百分含量为　　　　。
解析：该混合溶液是在酸性条件下反应的，则选用酸式滴定管量取待测液；已知反应：Cl＋4I－＋4H＋2H2O＋2I2＋Cl－，用Na2S2O3标准液滴定的原理：I2＋2S22I－＋S4，滴定终点现象是：当滴入最后半滴标准液，锥形瓶内溶液由蓝色变为无色，且半分钟内不变色；通过测定碘单质的含量来计算NaClO2的含量，由反应的关系式：
NaClO2～2I2～4S2
1 mol 4 mol
n 0.500 0 mol·L－1×20.00×10－3 L，
解得n＝2.5×10－3 mol，则100 mL样品溶液中的物质的量为2.5×10－3 mol×＝0.01 mol，则1.00 g样品中NaClO2质量百分含量为×100%＝90.5%。
答案：酸式　当滴入最后半滴标准液，锥形瓶内溶液由蓝色变为无色，且半分钟内不变色　90.50%
2.测定亚硝酰硫酸NOSO4H的纯度：准确称取1.500 g产品放入250 mL的碘量瓶中，加入0.100 0 mol·L－1、60.00 mL的KMnO4标准溶液和10.00 mL 25% H2SO4溶液，然后摇匀。用0.250 0 mol·L－1草酸钠标准溶液滴定，消耗草酸钠溶液的体积为20.0 mL。
已知：2KMnO4＋5NOSO4H＋2H2OK2SO4＋2MnSO4＋5HNO3＋2H2SO4；
2Mn＋5C2＋16H＋2Mn2＋＋10CO2↑＋8H2O。
达到滴定终点时的现象为　　　　　　　　　　　　　　　　　　，亚硝酰硫酸的纯度为　　　　（精确到0.1%）。
解析：加入的草酸滴定剩余的KMnO4，滴定终点KMnO4反应完毕，达到滴定终点时的现象为当滴入最后半滴草酸钠标准溶液，溶液恰好由紫红色变为无色，且半分钟内不恢复；由2Mn＋5C2＋16H＋2Mn2＋＋10CO2↑＋8H2O可知，氧化NOSO4H后剩余的KMnO4为0.250 0 mol·L－1×0.020 00 L×＝0.002 mol，则与NOSO4H反应的高锰酸钾物质的量＝0.100 0 mol·L－1×0.060 0 L －0.002 mol＝0.004 mol，由2KMnO4＋5NOSO4H＋2H2OK2SO4＋2MnSO4＋5HNO3＋2H2SO4，可知n（NOSO4H）＝×0.004 mol＝0.01 mol，亚硝酰硫酸的纯度＝×100%≈84.7%。
答案：当滴入最后半滴草酸钠标准溶液，溶液恰好由紫红色变为无色，且半分钟内不恢复　84.7%
3.“消洗灵”是具有消毒、杀菌、漂白和洗涤等综合功效的固体粉末，消毒原理与“84消毒液”相似，化学组成可以表示为Na10P3O13Cl·5H2O（磷酸三钠次氯酸钠）。实验室利用氯气与Na3PO4、Na2HPO4的混合液反应，制得Na10P3O13Cl·5H2O粗品。
已知：Na10P3O13Cl·5H2O的摩尔质量为656.5 g·mol－1，产品纯度测定操作如下：
（1）取a g待测试样溶于蒸馏水配成250 mL溶液。
（2）取25.00 mL待测液于锥形瓶中，加入10 mL 2 mol·L－1稀硫酸、25 mL 0.1 mol·L－1碘化钾溶液（过量），此时溶液出现棕色。
（3）滴入3滴5%指示剂溶液，用0.05 mol·L－1硫代硫酸钠溶液滴定至终点，平行滴定三次，平均消耗20.00 mL。已知：2S2＋I2S4＋2I－，需用的指示剂是　　　　，达到滴定终点的现象为　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　，产品的纯度为　　　　（用含a的代数式表示）。若滴定前滴定管中含有气泡，滴定结束无气泡会造成纯度测定值　　　　（填“偏大”“偏小”或“不变”）。
解析：需用的指示剂是淀粉溶液，因为碘单质遇到淀粉溶液变蓝，达到滴定终点的现象为当加入最后半滴硫代硫酸钠溶液后，溶液蓝色褪去且半分钟内不恢复原色；Na10P3O13Cl·5H2O～I2又因为2S2＋I2S4＋2I－，则Na10P3O13Cl·5H2O～2S2，产品的纯度为×100%＝%；若滴定前滴定管中含有气泡，滴定结束无气泡会造成滴定液体积偏大，纯度测定值偏大。
答案：（3）淀粉溶液　当加入最后半滴硫代硫酸钠溶液后，溶液蓝色褪去且半分钟内不恢复原色　%　偏大
　　
1.人体内的液体由水及溶解在水中的无机盐、有机化合物一起构成，统称体液。保持体液容量、分布和组成的动态平衡，是保证细胞正常代谢、维持各种器官生理功能的必需条件。
已知人体体液中存在如下平衡：CO2＋H2OH2CO3H＋＋HC，以维持体液pH的相对稳定。下列说法不合理的是（　　）
A.当强酸性物质进入体液后，上述平衡向左移动，以维持体液pH的相对稳定
B.当强碱性物质进入体液后，上述平衡向右移动，以维持体液pH的相对稳定
C.若静脉滴注大量生理盐水，则体液的pH减小
D.进行呼吸活动时，如果CO2进入血液，会使体液的pH减小
解析：C　若静脉滴注大量生理盐水，则血液被稀释，平衡虽然正向移动，但根据勒夏特列原理，c（H＋）减小，c（OH－）增大，故体液的pH增大。
2.亚硝酸钠（NaNO2）是一种无色、无味晶体，具有防腐和抗氧化作用，常用作食品添加剂。
已知：HNO2是一种弱酸，酸性比醋酸略强，性质不稳定，易分解生成NO和NO2；能被常见强氧化剂氧化；但在酸性溶液中它也是一种氧化剂，如能把I－氧化成I2。
为了测定某样品中NaNO2的含量，某同学进行如下实验：①称取样品a g，加水溶解，配制成100 mL溶液；②取25.00 mL溶液于锥形瓶中，用0.020 0 mol·L－1 KMnO4标准溶液（酸性）进行滴定，滴定结束后消耗KMnO4溶液V mL。
（1）上述实验①所需玻璃仪器除玻璃棒、胶头滴管、量筒之外还有　　　　　　　　　　　　。
（2）在进行滴定操作时，KMnO4溶液盛装在　　　　　（填“酸式”或“碱式”）滴定管中。当滴入最后半滴溶液，　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　时到达滴定终点。
（3）滴定过程中发生反应的离子方程式是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　；测得该样品中NaNO2的质量分数为　　　　。
（4）若滴定过程中刚出现颜色变化就停止滴定，则测定结果　　　　　　　　（填“偏大”“偏小”或“无影响”）。
解析：（1）上述实验①是配制一定物质的量浓度的溶液，所需玻璃仪器除玻璃棒、胶头滴管、量筒之外还有烧杯、100 mL容量瓶。
（2）在进行滴定操作时，因酸性KMnO4溶液具有强氧化性，会腐蚀橡皮管，所以应盛装在酸式滴定管内；当滴入最后半滴溶液，锥形瓶中无色溶液变成浅紫（红）色，且半分钟内不褪色，到达滴定终点。
（3）滴定过程中发生反应的离子方程式是5N＋2Mn＋6H＋5N＋2Mn2＋＋3H2O；NaNO2与KMnO4发生反应的关系式为
5NaNO2　　　 　～　　 　　2KMnO4
5　　　　　　　　　　　　2
0.01×10－3V×5 mol　　　0.02×10－3V mol
该样品中NaNO2的质量分数为
×100%＝%。
（4）若滴定过程中刚出现颜色变化就停止滴定，则KMnO4的用量偏小，测定结果偏小。
答案：（1）烧杯、100 mL容量瓶　（2）酸式　锥形瓶中无色溶液变成浅紫（红）色，且半分钟内不褪色
（3）5N＋2Mn＋6H＋5N＋2Mn2＋＋3H2O　%　（4）偏小
　　
1.（2021·广东高考）测定浓硫酸试剂中H2SO4含量的主要操作包括：①量取一定量的浓硫酸，稀释；②转移定容得待测液；③移取20.00 mL待测液，用0.100 0 mol·L－1的NaOH溶液滴定。上述操作中，不需要用到的仪器为（　　）
解析：B　该实验操作中涉及溶液的配制，需要用到容量瓶；移取待测液，用0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定，需要用到锥形瓶和碱式滴定管，不需要用到分液漏斗。
2.（2022·山东高考）实验室用基准Na2CO3配制标准溶液并标定盐酸浓度，应选甲基橙为指示剂，并以盐酸滴定Na2CO3标准溶液。下列说法错误的是（　　）
A.可用量筒量取25.00 mL Na2CO3标准溶液置于锥形瓶中
B.应选用配带塑料塞的容量瓶配制Na2CO3标准溶液
C.应选用烧杯而非称量纸称量Na2CO3固体
D.达到滴定终点时溶液显橙色
解析：A　量筒的精确度不高，不可用量筒量取Na2CO3标准溶液，应该用碱式滴定管或移液管量取25.00 mL Na2CO3标准溶液置于锥形瓶中，A错误。
3.（2022·北京高考）25 ℃时，向20 mL浓度均为0.1 mol·L－1的盐酸和醋酸的混合溶液中逐滴加入0.1 mol·L－1的NaOH溶液（醋酸的Ka＝1.8×10－5；用0.1 mol·L－1的NaOH溶液滴定20 mL等浓度的盐酸，滴定终点的pH突跃范围4.3～9.7）。下列说法不正确的是（　　）
A.恰好中和时，溶液呈碱性
B.滴加NaOH溶液至pH＝4.3的过程中，发生反应的离子方程式为H＋＋OH－H2O
C.滴定过程中，c（Cl－）＝c（CH3COO－）＋c（CH3COOH）
D.pH＝7时，c（Na＋）＞c（Cl－）＞c（CH3COO－）＞c（CH3COOH）
解析：B　恰好中和时，生成NaCl、醋酸钠，CH3COO－水解显碱性，A项正确；加入20 mL NaOH溶液时，溶液为NaCl和CH3COOH的混合溶液，此时溶液中c（H＋）≈＝ mol·L－1＝3×10－3.5 mol·L－1＞1×10－4.3 mol·L－1，因此滴加NaOH溶液至pH＝4.3的过程中，盐酸、醋酸均与NaOH发生反应，其中CH3COOH为弱电解质，在离子方程式书写中用化学式表示，B项错误；滴定过程中，n（Cl－）＝n（CH3COO－）＋n（CH3COOH），则c（Cl－）＝c（CH3COO－）＋c（CH3COOH），C项正确；加入20 mL NaOH溶液时，溶液为NaCl和CH3COOH的混合溶液，呈酸性，则需要再加入NaOH溶液使溶液呈中性，则c（Na＋）＞c（Cl－），由物料守恒 c（Cl－）＝c（CH3COO－）＋c（CH3COOH）知，c（Cl－）＞c（CH3COO－），由Ka＝＝1.8×10－5可知，pH＝7时，＝＞1，则c（CH3COO－）＞c（CH3COOH），D项正确。
4.（2022·河北高考）某研究小组为了更准确检测香菇中添加剂亚硫酸盐的含量，设计实验如下：
①三颈烧瓶中加入10.00 g香菇样品和400 mL水；锥形瓶中加入125 mL水、1 mL淀粉溶液，并预加0.30 mL 0.010 00 mol·L－1 的碘标准溶液，搅拌。
②以0.2 L·min－1 流速通氮气，再加入过量磷酸，加热并保持微沸，同时用碘标准溶液滴定，至终点时滴定消耗了1.00 mL碘标准溶液。
③做空白实验，消耗了0.10 mL碘标准溶液。
④用适量Na2SO3替代香菇样品，重复上述步骤，测得SO2的平均回收率为95%。
已知：Ka1（H3PO4）＝7.1×10－3，Ka1（H2SO3）＝1.3×10－2。
回答下列问题：
（1）装置图中仪器a、b的名称分别为　　　　、　　　　。
（2）三颈烧瓶适宜的规格为　　　　（填字母）。
A.250 mL　　　　B.500 mL　　　　C.1 000 mL
（3）解释加入H3PO4，能够生成SO2的原因：

　。
（4）滴定管在使用前需要　　　　、洗涤、润洗；滴定终点时溶液的颜色为　　　　；滴定反应的离子方程式为　　　　　　　　　　　　　　　　　。
（5）若先加磷酸再通氮气，会使测定结果　　　　（填“偏高”“偏低”或“无影响”）。
（6）该样品中亚硫酸盐含量为　　　　mg·kg－1（以SO2计，结果保留三位有效数字）。
解析：（2）三颈烧瓶中加入10.00 g香菇样品和400 mL水，向其中加入H3PO4溶液的体积不超过10 mL。在加热时，三颈烧瓶中的液体不能超过其容积的。因此，三颈烧瓶适宜的规格为1 000 mL，选C。（3）虽然Ka1（H3PO4）＝7.1×10－3＜Ka1 （H2SO3）＝1.3×10－2，但是H3PO4为难挥发性的酸，而H2SO3易分解为SO2和水，SO2的溶解度随着温度升高而减小，SO2逸出后，促进了化学平衡H2SO3SO2＋H2O向右移动。（4）滴定管在使用前需要检验其是否漏水、洗涤、润洗；滴定过程中，溶液中的碘单质被SO2还原为碘离子，溶液的颜色为无色，滴定至终点时，过量的半滴碘标准溶液使淀粉溶液变为蓝色且半分钟内不变色，因此，滴定终点时溶液为蓝色；滴定反应的离子方程式为I2＋SO2＋2H2O2I－＋4H＋＋S。（5）若先加磷酸再通氮气，则不能将装置中的空气及时排出，有部分亚硫酸盐和SO2被装置中的氧气氧化，碘标准溶液的消耗量将减少，因此会使测定结果偏低。（6）实验中SO2消耗的碘标准溶液的体积为0.30 mL＋1.00 mL＝1.30 mL，减去空白实验消耗的0.10 mL，则实际消耗碘标准溶液的体积为1.20 mL，根据反应I2＋SO2＋2H2O2I－＋4H＋＋S可以计算出 n（SO2）＝n（I2）＝1.20 mL×10－3L·mL－1×0.010 00 mol· L－1＝1.20×10－5 mol，由于SO2的平均回收率为95%，则实际生成的n（SO2）＝≈1.263×10－5 mol，则根据S原子守恒可知，该样品中亚硫酸盐含量为
≈80.8 mg·kg －1。
答案：（1）（球形）冷凝管　酸式滴定管　（2）C
（3）加入H3PO4后，溶液中存在化学平衡H2SO3SO2＋H2O，SO2的溶解度随着温度升高而减小，SO2逸出后，促进了化学平衡H2SO3SO2＋H2O向右移动　（4）检验其是否漏水　蓝色　I2＋SO2＋2H2O2I－＋4H＋＋S
（5）偏低　（6）80.8
　　
一、选择题：本题包括12个小题，每小题仅有1个选项符合题意。
1.下列有关溶液的酸碱性与pH的说法错误的是（　　）
A.溶液pH越小，酸性越强，反之，碱性越强
B.pH＜7的溶液，可能呈酸性
C.当溶液中的c（H＋）或c（OH－）较小时，用pH表示其酸碱性更为方便
D.把pH试纸直接插入待测溶液中，测其pH
解析：D　用pH试纸测溶液pH时，不能把pH试纸直接插入待测溶液中测pH，正确的做法为取一小片pH试纸，放在洁净的表面皿上或玻璃片上，用玻璃棒蘸取待测液点于试纸中央，然后与标准比色卡对照读取数据。
2.25 ℃时水的电离达到平衡：H2OH＋＋OH－　ΔH＞0，下列叙述不正确的是（　　）
A.将水加热，Kw增大，pH减小
B.向水中加入少量硫酸氢钠固体，增大
C.在蒸馏水中滴加浓H2SO4，Kw不变，c（H＋）增大
D.向水中滴入少量NaOH溶液，平衡逆向移动，c（H＋）降低
解析：C　水的电离是吸热过程，升高温度，平衡正向移动，Kw增大，c（H＋）增大，pH减小，A正确；向水中加入少量硫酸氢钠固体，c（H＋）增大，平衡逆向移动，增大，B正确；在蒸馏水中滴加浓H2SO4，c（H＋）增大，温度升高，Kw增大，C错误；向水中滴入少量NaOH溶液，c（OH－）增大，平衡逆向移动，c（H＋）降低，D正确。
3.已知液氨的性质与水相似。T ℃时，NH3＋NH3N＋N ，N的平衡浓度为1×10－15 mol·L－1，则下列说法中正确的是（　　）
A.在此温度下液氨的离子积为1×10－17
B.在液氨中放入金属钠，可生成NaNH2
C.恒温下，在液氨中加入NH4Cl，可使液氨的离子积减小
D.降温，可使液氨电离平衡逆向移动，且c（N）＜c（N）
解析：B　由电离方程式知， N与N的平衡浓度相等都为1×10－15 mol·L－1，根据水的离子积得液氨的离子积K＝c（N）·c（N）＝1×10－30，A错误；由钠与水反应可推知，2Na＋2NH32NaNH2＋H2↑，B正确；虽然加入NH4Cl可使平衡向逆反应方向移动， N的浓度增大，但离子积的大小只与温度有关，与离子浓度无关，C错误；因为电离是吸热反应，所以降温使NH3＋NH3N＋N平衡逆向移动，但c（N）＝c（N），D错误。
4.下列滴定中，指示剂的选择或滴定终点颜色变化有错误的是（　　）
提示：2KMnO4＋5K2SO3＋3H2SO46K2SO4＋2MnSO4＋3H2O、I2＋Na2S2NaI＋S↓
选项 滴定管中的溶液 锥形瓶中的溶液 指示剂 滴定终点颜色变化
A NaOH溶液 CH3COOH溶液 酚酞 无色→浅红色
B HCl溶液 氨水 酚酞 浅红色→无色
C 酸性KMnO4 溶液 K2SO3溶液 无 无色→浅紫红色
D 碘水 Na2S溶液 淀粉 无色→蓝色
解析：B　B项，锥形瓶中的溶液为弱碱，达到滴定终点时溶液显酸性，应选择甲基橙指示剂，现象是溶液由黄色变为橙色，错误。
5.如图表示水中c（H＋）和c（OH－）的关系，下列判断错误的是（　　）
A.两条曲线间任意点均有c（H＋）·c（OH－）＝Kw
B.M区域内任意点均有c（H＋）＜c（OH－）
C.图中T1＜T2
D.XZ线上任意点均有pH＝7
解析：D　由水的离子积的定义知两条曲线间任意点均有c（H＋）·c（OH－）＝Kw，A项正确；由图中纵横轴的大小可知M区域内任意点均有c（H＋）＜c（OH－），B项正确；温度越高，水的电离程度越大，电离出的c（H＋）与c（OH－）越大，所以T2＞T1，C项正确；XZ线上任意点都有c（H＋）＝c（OH－），只有当 c（H＋）＝10－7 mol·L－1时，才有pH＝7，D项错误。
6.某温度时水的离子积常数Kw＝10－13，此温度下将同浓度的NaOH溶液与稀硫酸按体积比 3∶1混合，若所得混合液pH＝12，则原溶液的浓度为（　　）
A.0.40 mol·L－1 B. 0.20 mol·L－1
C.0.04 mol·L－1 D.0.50 mol·L－1
解析：A　某温度时水的离子积常数Kw＝10－13，设NaOH溶液与稀硫酸的浓度为c，体积分别为3V和V，则NaOH溶液中c（OH－）＝c，硫酸中c（H＋）＝2c，所得混合液pH＝12，c（H＋）＝10－12 mol·L－1，c（OH－）＝＝ mol·L－1＝0.1 mol·L－1，则碱过量，混合后c（OH－）＝＝0.25c＝0.1 mol·L－1，则c＝0.40 mol·L－1。
7.实验室用标准盐酸测定某NaOH溶液的浓度，用甲基橙作指示剂，下列操作中可能使测定结果偏低的是（　　）
A.酸式滴定管在装酸液前未用标准盐酸润洗2～3次
B.开始实验时酸式滴定管尖嘴部分有气泡，在滴定过程中气泡消失
C.锥形瓶内溶液颜色变化由黄色变橙色，立即记下滴定管液面所在刻度
D.盛NaOH溶液的锥形瓶滴定前用NaOH溶液润洗2～3次
解析：C　A项，所用的盐酸的实际用量大于理论用量，导致测定结果偏高；B项，这种操作会导致盐酸读数偏大，导致测定结果偏高；C项，由黄色变为橙色可能由于局部c（H＋）变大引起的，振荡后可能还会恢复黄色，应在振荡后半分钟内颜色保持不变才能认为已达到滴定终点，所用盐酸的量比理论用量偏小，测出的NaOH溶液浓度偏低，导致测定结果偏低；D项，用NaOH溶液润洗锥形瓶，直接导致盐酸的用量偏大，导致测定结果偏高。
8.在T ℃时，某NaOH稀溶液中c（H＋）＝10－a mol·L－1，c（OH－）＝10－b mol·L－1，已知a＋b＝12。向该溶液中逐滴加入pH＝c的盐酸（T ℃），测得混合溶液的部分pH如下表所示：
序号 NaOH溶 液体积/mL 盐酸体 积/mL 溶液pH
① 20.00 0.00 8
② 20.00 20.00 6
假设溶液混合前后的体积变化忽略不计，则c为（　　）
A.1 B.4
C.5 D.6
解析：B　据题意可知在该温度下水的离子积常数是1×10－12，而不是1×10－14。通过①可知，此NaOH溶液中c（OH－）＝10－4 mol·L－1，由②可知，加入20 mL盐酸后溶液的pH＝6，此时恰好完全中和，则c（H＋）＝＝1×10－4 mol·L－1，则c＝4。
9.若往20 mL 0.01 mol·L－1 CH3COOH溶液中逐滴加入一定浓度的烧碱溶液，测得混合溶液的温度变化如图所示，下列有关说法不正确的是（　　）
A.c点时，水的电离程度最大，溶液呈碱性
B.若b点混合溶液显酸性，则2c（Na＋）＝c（CH3COO－）＋c（CH3COOH）
C.混合溶液中水的电离程度：b＞c＞d
D.由图可知，该反应的中和反应反应热保持不变
解析：C　c点时，CH3COOH和NaOH恰好完全反应，得到CH3COONa溶液，由于CH3COO－水解，溶液呈碱性，A项正确；b点时，反应得到等物质的量浓度的CH3COOH、CH3COONa的混合溶液，根据物料守恒得2c（Na＋）＝c（CH3COOH）＋c（CH3COO－），B项正确；b点为等物质的量浓度的CH3COOH、CH3COONa的混合溶液，c点为CH3COONa溶液，d点为等物质的量浓度的NaOH、CH3COONa的混合溶液，故c点水的电离程度最大，C项错误；中和热与酸碱的用量无关，中和热保持不变，D项正确。
10.常温下，向20 mL 1.0 mol·L－1 HA溶液中逐滴加入1.0 mol·L－1的NaOH溶液，溶液中水电离出的H＋浓度随加入NaOH溶液的体积变化如图所示，下列说法不正确的是（　　）
A.HA的电离平衡常数约为10－8
B.b点时加入NaOH溶液的体积小于10 mL
C.c点溶液中离子浓度的大小关系为c（Na＋）＞c（A－）＞c（OH－）＞c（H＋）
D.d点溶液的pH＝7
解析：D　a点表示1.0 mol·L－1 HA溶液中由水电离出氢离子浓度为10－10 mol·L－1，则c（OH－）＝10－10 mol·L－1，c（H＋）＝10－4 mol·L－1，则HA的电离平衡常数约为＝10－8，A正确；当加入10 mL NaOH溶液时，溶液中为等物质的量浓度的NaA和HA，HA的电离常数为10－8，A－的水解常数为＝10－6，则A－的水解程度大于HA的电离程度，此时溶液显碱性，而b点溶液显中性，则b点时加入NaOH溶液的体积小于10 mL，B正确；c点恰好为NaA溶液，A－水解使溶液显碱性，此时溶液中离子浓度的大小关系为c（Na＋）＞c（A－）＞c（OH－）＞c（H＋），C正确；d点溶液显碱性，pH＞7，D错误。
11.若用AG表示溶液的酸度，AG的定义为AG＝lg。室温下实验室中用0.01 mol·L－1的氢氧化钠溶液滴定20.00 mL 0.01 mol·L－1醋酸，滴定过程如图所示，下列叙述正确的是（　　）
A.室温下，醋酸的电离平衡常数约为10－5
B.A点时加入氢氧化钠溶液的体积为20.00 mL
C.若B点为40 mL，所得溶液中：c（Na＋）＝c（CH3COO－）＋c（CH3COOH）
D.从A到B，水的电离程度逐渐变大
解析：A　室温下，醋酸的AG＝lg＝7，即＝107，而水的离子积Kw＝c（H＋）·c（OH－）＝10－14，两式联立可得：c（H＋）＝10－3.5 mol·L－1，而在醋酸溶液中，c（CH3COO－）≈c（H＋）＝10－3.5 mol·L－1，故醋酸的电离平衡常数Ka＝＝＝10－5，A正确；A点的AG＝lg＝0，即＝1，即c（H＋）＝c（OH－），溶液显中性，而当加入氢氧化钠溶液20.00 mL时，氢氧化钠和醋酸恰好完全中和，得到醋酸钠溶液，溶液显碱性，B错误；当B点加入NaOH溶液40 mL时，所得溶液为等浓度的CH3COONa和NaOH的混合溶液，根据物料守恒可知，c（Na＋）＝2[c（CH3COO－）＋c（CH3COOH）]，C错误；A点之后，当V（NaOH）＞20 mL后，水的电离受到抑制，电离程度又会逐渐变小，D错误。
12.碘水中存在可逆反应： I2（aq）＋I－ （aq）（aq），为测定该反应的平衡常数K进行实验。
实验ⅰ测定平衡体系中I2和总浓度
实验ⅱ测定饱和碘水中I2浓度
已知：I2＋2Na2S2O32NaI＋Na2S4O6；实验ⅰ和实验ⅱ中I2浓度近似相等。
下列说法错误的是（　　）
A.滴定过程中应使用碱式滴定管
B.淀粉的特征反应为常温下，淀粉遇碘变蓝
C.实验ⅰ中平衡体系中浓度为（2.5V1×10－4－5V2×10－5） mol·L－1
D.K＝
解析：D　由实验ⅰ可得，c（）＋c（I2）＝＝2.5V1×10－4 mol·L－1，由实验ⅱ可得，c（I2）＝＝5 V2×10－5 mol·L－1。由于Na2S2O3呈碱性，所以滴定过程中应使用碱式滴定管，A正确；检验溶液中的I2时，通常使用淀粉作试剂，因为常温下，淀粉遇碘变蓝，B正确；利用分析时的数据，实验ⅰ中平衡体系中c（）＝[c（）＋c（I2）]－c（I2）＝（2.5V1×10－4－5V2×10－5）mol·L－1，C正确；由C中分析可知，实验ⅰ平衡时c（）＝[c（）＋c（I2）]－c（I2）＝（2.5V1×10－4－5V2×10－5）mol·L－1，c（I－）＝0.01 mol·L－1－c（）＝[0.01－（2.5V1×10－4－5V2×10－5）]mol·L－1，K＝＝，D错误。
二、非选择题：本题包括3个小题。
13.（1）不同温度下水的离子积为25 ℃：1×10－14；t1：a； t2：1×10－12。试回答以下问题：
①若25＜t1＜t2，则a　　　　1×10－14（填“＞”“＜”或“＝”），做此判断的理由是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
②25 ℃时，某Na2SO4溶液中c（S）＝5×10－4 mol·L－1，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在t2温度下测得某溶液pH＝7，该溶液显　　　　（填“酸”“碱”或“中”）性。
（2）在一定温度下，有a.醋酸，b.硫酸，c.盐酸三种酸。
①当三种酸物质的量浓度

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