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第23讲　水的电离与滴定实验
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1.了解水的电离、离子积常数(Kw)。
2.了解溶液pH的含义及其测定方法，能进行pH的简单计算。
3.了解酸碱中和滴定的原理和滴定终点的判断方法，知道指示剂选择的方法。
4.掌握酸碱中和滴定的操作和数据处理误差分析方法。
5.掌握滴定法在定量测定中的应用。
考点一水的电离和溶液的pH
知识点一　水的电离与水的离子积常数
1．水的电离
(1)水是极弱的电解质，其电离过程吸热(填“吸热”或“放热”)。水的电离平衡常数的表达式为K＝。
(2)影响水的电离平衡的因素
①温度：温度升高，水的电离平衡向正方向移动，c(H＋)和c(OH－)均增大(填“增大”“减小”或“不变”)。
②加酸或碱会抑制(填“促进”或“抑制”)水的电离。
③加能水解的盐，可与水电离出的H＋或OH－结合，使水的电离平衡正向移动。
2．水的离子积
(1)表达式：Kw＝c(H＋)·c(OH－)。
(2)影响因素：一定温度时，Kw是个常数，Kw只与温度有关，温度越高，Kw越大。25℃时，Kw＝1×10－14，100℃时，Kw＝1×10－12。
(3)适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。
判断
(1)在蒸馏水中滴加浓H2SO4，Kw不变(×)
错因：浓硫酸滴入水中放热，溶液温度升高，Kw变大。
(2)温度一定时，在纯水中通入少量SO2，水的电离平衡不移动，Kw不变(×)
错因：二氧化硫与水反应生成的亚硫酸抑制水的电离。
(3)室温下，0.1mol·L－1的HCl溶液与0.1mol·L－1的NaOH溶液中水的电离程度相等(√)
(4)NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同(×)
错因：CH3COONH4溶液中的醋酸根离子和铵根离子均能水解，促进水的电离。
练习
1．填写外界条件对水的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
2．如何计算水电离的c(H＋)或c(OH－)
(1)任何情况下水电离产生的c(H＋)和c(OH－)总是相等的。
(2)当抑制水的电离时(如酸或碱溶液)
在溶液中c(H＋)、c(OH－)较小的数值是水电离出来的。具体见下表：
溶液(25℃)
c(H＋)
/(mol·L－1)
c(OH－)
/(mol·L－1)
c(H＋)水或c(OH－)水/(mol·L－1)
0.01mol·L－1盐酸
1.0×10－2
1.0×10－12
1.0×10－12
0.1mol·L－1NaOH溶液
1.0×10－13
1.0×10－1
1.0×10－13
(3)当促进水的电离时(如盐的水解)
在溶液中c(H＋)、c(OH－)较大的数值是水电离出来的。具体见下表：
溶液(25℃)
c(H＋)
/(mol·L－1)
c(OH－)
/(mol·L－1)
c(H＋)水或c(OH－)水/(mol·L－1)
pH＝5的NH4Cl溶液
1.0×10－5
1.0×10－9
1.0×10－5
pH＝10的Na2CO3溶液
1.0×10－10
1.0×10－4
1.0×10－4
小结
理清溶液中的H＋或OH－的来源是正确计算水电离c(H＋)水或c(OH－)水的关键
(1)溶质为酸的溶液
H＋来源于酸的电离和水的电离，而OH－只来源于水的电离：c(H＋)水＝c(OH－)溶液＝
(2)溶质为碱的溶液
H＋全部来源于水的电离，OH－来源于碱的电离和水的电离：c(OH－)水＝c(H＋)溶液＝。
(3)水解呈酸性的盐溶液
H＋或OH－全部来源于水的电离c(H＋)水＝c(OH－)水＝c(H＋)溶液。
(4)水解呈碱性的盐溶液
H＋或OH－全部来源于水的电离：c(OH－)水＝c(H＋)水＝c(OH－)溶液。
题组练习
题组一　影响水电离平衡的因素及结果判断
1．常温时，纯水中由水电离出的c(H＋)＝amol·L－1，pH＝1的盐酸中由水电离出的c(H＋)＝
bmol·L－1,0.1mol·L－1的盐酸与0.1mol·L－1的氨水等体积混合后，由水电离出的c(H＋)＝
cmol·L－1，则a、b、c的关系正确的是(　　)
A．a>b＝c
B．c>a>b
C．c>b>a
D．b>c>a
答案　B
解析　常温时，纯水中由水电离出的c(H＋)＝amol·L－1，pH＝1的盐酸中由水电离出的c(H＋)＝bmol·L－1，盐酸抑制水的电离，所以ba，故a、b、c的大小关系是c>a>b，B正确。
2．下图三条曲线表示不同温度下水的离子积常数，下列说法不正确的是(　　)
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A．图中温度：T3>T2>T1
B．图中pH关系：pH(B)＝pH(D)＝pH(E)
C．图中五点Kw间的关系：E>D>A＝B＝C
D．C点可能是显酸性的盐溶液
答案　D
解析　水的电离吸热，升高温度促进电离，则水中c(H＋)、c(OH－)及离子积常数均增大，根据图知，离子积常数：T3>T2>T1，所以温度：T3>T2>T1，故A正确；水的离子积常数只与温度有关，温度越高，离子积常数越大，同一曲线是相同温度，根据图知，温度高低点顺序是BD>A＝B＝C，故C正确；C点时，Kw＝1×10－14，c(OH－)＝1×10－6mol·L－1，溶液的pH＝8，显碱性，故D错误。
题组二　计算电解质溶液中水电离出的c(H＋)或c(OH－)
3．(2020·长沙市雅礼中学检测)25℃时，在等体积的①pH＝0的H2SO4溶液、②0.05mol·L－1的Ba(OH)2溶液、③pH＝10的Na2S溶液、④pH＝5的NH4NO3溶液中，发生电离的水的物质的量之比是(　　)
A．1∶10∶1010∶109
B．1∶5∶(5×109)∶(5×108)
C．1∶20∶1010∶109
D．1∶10∶104∶109
答案　A
解析　H2SO4与Ba(OH)2抑制水的电离，Na2S与NH4NO3促进水的电离。25
℃时，pH＝0的H2SO4溶液中：c(H2O)电离＝c(OH－)＝
mol·L－1＝10－14
mol·L－1；0.05
mol·L－1的Ba(OH)2溶液中：c(H2O)电离＝c(H＋)＝
mol·L－1＝10－13
mol·L－1；pH＝10的Na2S溶液中：c(H2O)电离＝c(OH－)＝10－4
mol·L－1；pH＝5的NH4NO3的溶液中：c(H2O)电离＝c(H＋)＝10－5mol·L－1。它们的物质的量之比为10－14∶10－13∶10－4∶10－5＝1∶10∶1010∶109，故A正确。
4．下表是不同温度下水的离子积数据：
温度/℃
25
t1
t2
水的离子积常数
1×10－14
Kw
1×10－12
试回答下列问题：
(1)若25＜t1＜t2，则Kw(填“＞”“＜”或“＝”)1×10－14，做出此判断的理由是
。
(2)在t1℃时，测得纯水中的c(H＋)＝2.4×10－7mol·L－1，则c(OH－)为
。该温度下，测得某H2SO4溶液中c(SO)＝5×10－6mol·L－1，该溶液中c(OH－)＝
mol·L－1。
答案　(1)＞　水的电离是吸热过程，升高温度，平衡向电离方向移动，c(H＋)增大，c(OH－)增大，Kw＝c(H＋)·c(OH－)，Kw增大(2)2.4×10－7mol·L－1　5.76×10－9
解析　(1)水是弱电解质，存在电离平衡，电离吸热，所以温度升高，水的电离程度增大，离子积增大。(2)水电离出的氢离子浓度和氢氧根离子浓度相同，某温度下纯水中的c(H＋)＝2.4×10－7
mol·L－1，则此时纯水中的c(OH－)＝2.4×10－7
mol·L－1，Kw＝2.4×10－7×2.4×10－7＝5.76×10－14。该温度下，某H2SO4溶液中c(SO)＝5×10－6
mol·L－1，则溶液中氢离子浓度是1×10－5
mol·L－1，c(OH－)＝
mol·L－1＝5.76×10－9
mol·L－1。
知识点二　溶液的酸碱性和pH
1．溶液的酸碱性
溶液的酸碱性取决于c(H＋)和c(OH－)的相对大小
溶液的酸碱性
c(H＋)与c(OH－)比较
常温下
c(H＋)大小
pH
酸性溶液
c(H＋)>c(OH－)
c(H＋)>1.0×10－7mol·L－1
<7
中性溶液
c(H＋)＝c(OH－)
c(H＋)＝1.0×10－7mol·L－1
＝7
碱性溶液
c(H＋)c(H＋)<1.0×10－7mol·L－1
>7
2．溶液的pH
(1)计算公式：pH＝－lgc(H＋)。
(2)溶液的酸碱性与pH的关系(25℃)：
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3．pH的测定方法
(1)pH试纸法
①适用范围：0～14。
②测定操作：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。
③常用的广范pH试纸只能读取1～14的整数。
(2)pH计测定：可精确测定溶液的pH，可读取一位或两位小数。
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
5.溶液pH的计算
(1)单一溶液pH的计算
强酸溶液：如HnA，设浓度为cmol·L－1，c(H＋)＝ncmol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝－lg
(nc)。
强碱溶液(25℃)：如B(OH)n，设浓度为cmol·L－1，c(H＋)＝mol·L－1，pH＝－lgc(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，再根据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＝。
判断
(1)pH＝7的溶液一定呈中性(×)
错因：水的电离受温度的影响，因而溶液的pH也与温度有关。
(2)用pH试纸测溶液的pH时，应先用蒸馏水润湿试纸(×)
错因：用蒸馏水润湿试纸，相当于稀释待测液。
(3)用广范pH试纸测得某溶液的pH为3.4(×)
错因：广范pH试纸只能读取1～14的整数。
(4)任何温度下，利用H＋和OH－浓度的相对大小均可判断溶液的酸碱性(√)
练习
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H2SO4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H2SO4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
小结
酸碱溶液混合后酸碱性的判断规律
(1)等浓度等体积的一元酸与一元碱混合的溶液——“谁强显谁性，同强显中性”。
(2)室温下c酸(H＋)＝c碱(OH－)，即pH之和等于14时，一强一弱等体积混合——“谁弱谁过量，谁弱显谁性”。
(3)已知强酸和强碱的pH，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。
题组练习
题组一　酸碱混合溶液酸碱性的判断
1．现有室温下四种溶液，有关叙述不正确的是(　　)
序号
①
②
③
④
pH
11
11
3
3
溶液
氨水
氢氧化钠溶液
醋酸
盐酸
A.③④中分别加入适量的醋酸钠晶体后，两溶液的pH均增大
B．②③两溶液等体积混合，所得溶液中c(H＋)＞c(OH－)
C．分别加水稀释10倍，四种溶液的pH：①＞②＞④＞③
D．V1L④与V2L①混合，若混合后溶液pH＝7，则V1＜V2
答案　D
解析　从平衡移动角度分析，CH3COONa电离出的CH3COO－与盐酸中的H＋结合生成CH3COOH，会使醋酸中平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋左移，两溶液中H＋浓度均减小，所以pH均增大，A项正确；假设均是强酸强碱，则物质的量浓度相同，等体积混合后溶液呈中性，但③醋酸是弱酸，其浓度远远大于②，即混合后醋酸过量，溶液显酸性，c(H＋)>c(OH－)，B项正确；分别加水稀释10倍，假设平衡不移动，那么①②溶液的pH均为10，但稀释氨水使平衡NH3·H2O??NH＋OH－右移，使①pH>10，同理醋酸稀释后pH＜4，C项正确；假设均是强酸强碱，混合后溶液呈中性，则V1＝V2，但①氨水是弱碱，其浓度远远大于④盐酸，所以需要的①氨水少，即V1>V2，D项错误。
2．常温下，关于溶液稀释的下列说法正确的是(　　)
A．pH＝3的醋酸溶液稀释100倍，pH＝5
B．pH＝4的H2SO4溶液加水稀释100倍，溶液中由水电离产生的c(H＋)＝1×10－6mol·L－1
C．将1L0.1mol·L－1的Ba(OH)2溶液稀释为2L，pH＝13
D．pH＝8的NaOH溶液稀释100倍，其pH＝6
答案　C
解析　A项，pH＝3的醋酸溶液在稀释过程中电离平衡正向移动，稀释100倍时，3mol·L－1，溶液中的c(OH－)水
＝
mol·L－1＝1×10－8
mol·L－1，c(H＋)水＝c(OH－)水＝1×10－8
mol·L－1；C项，1
L
0.1
mol·L－1
Ba(OH)2溶液稀释到2
L时，c(OH－)＝
mol·L－1＝0.1
mol·L－1，c(H＋)＝1×10－13
mol·L－1，pH＝13；D项，NaOH是强碱溶液，无论怎么稀释，pH在常温下不可能为6，只能无限接近于7。
3．常温下，pH＝10的X、Y两种碱溶液各1mL，分别加水稀释到100mL，其pH与溶液体积(V)的关系如图所示，下列说法正确的是(　　)
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A．稀释前，两种碱溶液中溶质的物质的量浓度一定相等
B．稀释后，X溶液的碱性比Y溶液的碱性强
C．完全中和X、Y溶液时，消耗同浓度盐酸的体积：VX>VY
D．若8答案　D
解析　由图像可知，pH＝10的碱稀释100倍，X的pH变化比Y的大，则Y一定是弱碱，X的碱性比Y强，Y的碱性弱，pH相同时，Y的浓度大，则稀释前，两种碱溶液中溶质的物质的量浓度不相等，故A错误；稀释后，Y中OH－浓度大，X溶液的碱性比Y溶液的碱性弱，故B错误；Y的碱性弱，pH相同时，Y的浓度大，等体积时Y的物质的量大，则完全中和X、Y溶液时，消耗同浓度盐酸的体积：VX小结
(1)常温下任何酸或碱溶液无限稀释时，溶液的pH都不可能大于或小于7，只能接近7。
(2)常温下，酸或碱溶液稀释过程的变化规律
溶液
稀释前溶液pH
加水稀释到体积为原来的10n倍
稀释后溶液pH
酸
强酸
pH＝a
pH＝a＋n
弱酸
a碱
强碱
pH＝b
pH＝b－n
弱碱
b－n注：表中a＋n＜7，b－n＞7。
题组二　有关pH的简单计算
4．25℃时，某溶液中由水电离产生的c(H＋)和c(OH－)的乘积为1×10－18，下列说法正确的是(　　)
A．该溶液的pH一定是9
B．该溶液的pH可能是5
C．该溶液中水的离子积为1×10－18
D．不会有这样的溶液
答案　B
5．按要求计算下列溶液的pH(常温下，忽略溶液混合时体积的变化)：
(1)0.1mol·L－1的CH3COOH溶液(已知CH3COOH的电离常数Ka＝1.8×10－5)。
(2)0.1mol·L－1的氨水(NH3·H2O的电离度α＝1%，电离度＝×100%)。
(3)pH＝2的盐酸与等体积的水混合。
(4)常温下，将0.1mol·L－1氢氧化钠溶液与0.06mol·L－1硫酸溶液等体积混合。
(5)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。
答案　(1)2.9　(2)11　(3)2.3　(4)2　(5)10
解析　(1)CH3COOH　　CH3COO－＋H＋
c(初始)
0.1mol·L－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＋)≈1.3×10－3mol·L－1，
所以pH＝－lgc(H＋)＝－lg
(1.3×10－3)≈2.9。
(2)　　　NH3·H2O　　
OH－　＋
　NH
c(初始)
0.1mol·L－1
0
0
c(电离)
0.1×1%mol·L－1
0.1×1%mol·L－1
0.1×1%mol·L－1
则c(OH－)＝0.1×1%mol·L－1＝10－3mol·L－1
c(H＋)＝10－11mol·L－1，所以pH＝11。
(3)c(H＋)＝mol·L－1，pH＝－lg＝2＋lg2≈2.3。
(4)0.1
mol·L－1
NaOH溶液中c(OH－)＝0.1
mol·L－1,0.06
mol·L－1的硫酸溶液中c(H＋)＝0.06
mol·L－1
×2＝0.12
mol·L－1，二者等体积混合后溶液呈酸性，混合溶液中c(H＋)＝＝0.01mol·L－1，则pH＝－lg0.01＝2。
(5)pH＝3的硝酸溶液中c(H＋)＝10－3mol·L－1，pH＝12的Ba(OH)2溶液中c(OH－)＝mol·L－1＝10－2mol·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－)＝＝1×10－4mol·L－1，则混合后c(H＋)＝＝mol·L－1＝1×10－10mol·L－1，故pH＝－lg10－10＝10。
6．根据要求解答下列问题(常温条件下)：
(1)pH＝5的H2SO4溶液，加水稀释到500倍，则稀释后c(SO)与c(H＋)的比值为
。
(2)取浓度相同的NaOH和HCl溶液，以3∶2体积比相混合，所得溶液的pH等于12，则原溶液的浓度为
。
(3)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
。
(4)将pH＝a的NaOH溶液VaL与pH＝b的稀盐酸VbL混合，若所得溶液呈中性，且a＋b＝13，则＝
。
答案　(1)　(2)0.05mol·L－1　(3)1∶4　(4)10
解析　(1)稀释前c(SO)＝mol·L－1，稀释后c(SO)＝mol·L－1＝10－8mol·L－1，c(H＋)稀释后接近10－7mol·L－1，所以≈＝。
(2)＝0.01mol·L－1，c＝0.05mol·L－1。
(3)设氢氧化钡溶液的体积为V1L，硫酸氢钠溶液的体积为V2L，依题意知，n(Ba2＋)＝n(SO)，由Ba(OH)2＋NaHSO4===BaSO4↓＋NaOH＋H2O知，生成的氢氧化钠的物质的量为n(NaOH)＝n[Ba(OH)2]＝5×10－3V1mol，＝1×10－3mol·L－1，则V1∶V2＝1∶4。
(4)pH＝a的NaOH溶液中c(OH－)＝10a－14mol·L－1，pH＝b的稀盐酸中c(H＋)＝10－bmol·L－1，
根据中和反应H＋＋OH－===H2O，知c(OH－)·Va＝c(H＋)·Vb，＝＝＝
1014－(a＋b)，a＋b＝13，则＝10。
溶液pH计算的一般思维模型
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考点三
强酸(碱)与弱酸(碱)的比较
弱酸与强酸的根本区别在于弱酸不完全电离，存在电离平衡，常涉及下列几种问题的比较。
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
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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的盐酸、醋酸
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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
3.判断弱酸或弱碱的方法
为了证明醋酸是弱电解质，甲、乙、丙、丁四人分别选用下列试剂进行实验：0.1mol·L－1醋酸溶液、0.1mol·L－1盐酸、pH＝3的盐酸、pH＝3的醋酸、CH3COONa晶体、NaCl晶体、CH3COONH4晶体、蒸馏水、锌粒、pH试纸、酚酞、NaOH溶液等。
(1)甲取出10mL0.1mol·L－1的醋酸溶液，用pH试纸测出其pH＝a，确定醋酸是弱电解质，则a应该满足的关系是，理由是
。
(2)乙分别取pH＝3的醋酸和盐酸各1mL，分别用蒸馏水稀释到100mL，然后用pH试纸分别测定两溶液的pH，则可认定醋酸是弱电解质，判断的依据是
。
(3)丙分别取pH＝3的盐酸和醋酸各10mL，然后加入质量相同的锌粒，醋酸放出H2的平均速率快，则认定醋酸是弱电解质，你认为这一方法正确吗？，请说明理由：
。
(4)丁用CH3COONa晶体、NaCl晶体、蒸馏水和酚酞做实验，也论证了醋酸是弱酸的事实，该同学的实验操作和现象是
。
答案　(1)a>1　醋酸是弱酸，不能完全电离　(2)盐酸的pH＝5，醋酸的pH＜5　(3)正确　由于醋酸是弱酸，随着反应的进行，醋酸不断电离，c(H＋)变化小，产生H2的平均速率醋酸比盐酸快　(4)将CH3COONa晶体、NaCl晶体分别溶于适量水配成溶液，再分别滴入酚酞溶液，CH3COONa溶液变浅红色，NaCl溶液不变色
小结
判断弱电解质的三个思维角度
角度一：弱电解质的定义，即弱电解质不能完全电离。
(1)测定一定浓度的HA溶液的pH。
(2)与同浓度盐酸比较导电性。
(3)与同浓度的盐酸比较和锌反应的快慢。
角度二：弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动。
(1)从一定pH的HA溶液稀释前后pH的变化判断。
(2)从升高温度后pH的变化判断。
(3)从等体积、等pH的HA溶液、盐酸分别与过量的锌反应生成H2的量判断。
角度三：弱电解质形成的盐类能水解，如判断CH3COOH为弱酸可用下面两个现象：
(1)配制某浓度的醋酸钠溶液，向其中加入几滴酚酞溶液。现象：溶液变为浅红色。
(2)用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在pH试纸上，测其pH。现象：pH＞7。
题组练习
题组一　判断弱酸或弱碱的方法
1．下列事实中不能证明CH3COOH是弱电解质的是(　　)
A．常温下某CH3COONa溶液的pH＝8
B．常温下0.1mol·L－1CH3COOH溶液的pH＝2.8
C．向CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固体，溶解后溶液的pH变大
D．0.1mol·L－1的乙酸溶液与同体积0.1mol·L－1的氢氧化钠溶液恰好反应
答案　D
解析　常温下，醋酸钠溶液的pH＝8，说明醋酸钠为强碱弱酸盐，水解呈碱性，可证明醋酸为弱酸，故A错误；测得0.1mol·L－1CH3COOH溶液的pH＝2.8，说明醋酸未完全电离，可证明醋酸为弱酸，故B错误；向CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固体，溶解后溶液的pH变大，说明CH3COOH存在电离平衡，则CH3COOH为弱酸，故C错误；酸与氢氧化钠溶液反应，与酸的强弱没有关系，则0.1mol·L－1的乙酸溶液与同体积0.1mol·L－1的氢氧化钠溶液恰好反应，不能说明乙酸是弱电解质，故D正确。
2．下列事实中，能说明MOH是弱碱的是(　　)
A．0.1mol·L－1MOH溶液可以使酚酞溶液变红
B．常温下，0.1mol·L－1MOH溶液中c(OH－)<0.1mol·L－1
C．MOH溶液的导电能力比NaOH溶液弱
D．等体积的0.1mol·L－1MOH溶液与0.1mol·L－1盐酸恰好完全反应
答案　B
解析　0.1mol·L－1MOH溶液可以使酚酞溶液变红，说明MOH能电离出氢氧根离子，但不能说明MOH的电离程度，所以不能说明MOH是弱电解质，A错误；常温下，0.1mol·L－1MOH溶液中，c(OH－)<0.1mol·L－1，说明MOH没有完全电离，则MOH为弱碱，B正确；等体积的0.1mol·L－1MOH溶液与0.1mol·L－1盐酸混合，无论MOH是强碱还是弱碱，都恰好完全反应，D错误。
题组二　强酸(碱)与弱酸(碱)的比较
3．在相同条件下将0.24gMg分别与0.2mol·L－180mL的盐酸、0.2mol·L－1100mL的醋酸反应，下列说法错误的是(　　)
A．两个反应开始时的反应速率：v(HCl)大于v(CH3COOH)
B．反应进行完全产生的气体的物质的量：n(HCl)等于n(CH3COOH)
C．在上述盐酸中加入少量的醋酸钠固体，不改变产生气体的物质的量，但能使该反应的化学反应速率降低
D．上述盐酸和醋酸的pH，前者小于后者
答案　B
4．相同体积、相同pH的某一元强酸溶液①和某一元中强酸溶液②分别与足量的锌粉发生反应，下列关于氢气体积(V)随时间(t)变化的示意图正确的是(　　)
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答案　C
解析　强酸完全电离，中强酸部分电离，随着反应的进行，中强酸会继续电离出H＋，所以溶液②产生氢气的体积多，在相同时间内，②的反应速率比①快。
5.(2020·烟台联考)两种一元碱MOH和ROH的溶液分别加水稀释，溶液pH的变化如图所示，下列叙述不正确的是(　　)
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A．MOH是一种弱碱
B．在x点，c(M＋)＝c(R＋)
C．稀释前，c(ROH)＝10c(MOH)
D．稀释前MOH溶液和ROH溶液中由水电离出的c(OH－)前者是后者的10倍
答案　C解析　A项，由图像可知稀释相同倍数，MOH的pH变化程度小，故MOH为弱碱；B项，在x点，c(OH－)＝c(M＋)＋c(H＋)＝c(R＋)＋c(H＋)，x点时MOH和ROH溶液中c(H＋)均为
10－11
mol·L－1，c(OH－)均为10－3
mol·L－1，故c(M＋)＝c(R＋)；C项，MOH为弱碱，若ROH为强碱，则稀释前c(ROH)＜10c(MOH)；D项，稀释前MOH溶液中由水电离出的c(OH－)＝10－12
mol·L－1；ROH溶液中由水电离出的c(OH－)＝10－13
mol·L－1，故前者是后者的10倍。
6．在一定温度下，有a.盐酸　b．硫酸　c．醋酸三种酸：
(1)当三种酸的物质的量浓度相同时，c(H＋)由大到小的顺序是
(用字母表示，下同)。
(2)同体积、同物质的量浓度的三种酸，中和NaOH的能力由大到小的顺序是
。
(3)若三者c(H＋)相同时，物质的量浓度由大到小的顺序是
。
(4)当三者c(H＋)相同且体积也相同时，分别放入足量的锌，相同状况下产生气体的体积由大到小的顺序是
。
(5)当三者c(H＋)相同且体积也相同时，同时加入形状、密度、质量完全相同的锌，若产生相同体积的H2(相同状况)，则开始时反应速率的大小关系为，反应所需时间的长短关系是
。
(6)将c(H＋)相同的三种酸均加水稀释至原来的100倍后，c(H＋)由大到小的顺序是
。
(7)将c(H＋)相同且体积也相同的三种酸，分别与等浓度的NaOH稀溶液反应至pH＝7，则消耗NaOH溶液的体积大小关系为
。
答案　(1)b>a>c　(2)b>a＝c　(3)c>a>b(4)c>a＝b　(5)a＝b＝c　a＝b>c　(6)c>a＝b(7)c>a＝b
解析　解答本题要注意以下三点：①HCl、H2SO4都是强酸，但H2SO4是二元酸；②CH3COOH是弱酸，在水溶液中不能完全电离；③醋酸溶液中存在CH3COOHCH3COO－＋H＋的电离平衡。
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精品试卷·第
2
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（共
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