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第二十三讲 水的电离和溶液的酸碱性
1．理解水的电离、离子积常数以及影响水电离平衡的因素。
2．了解溶液pH的定义，能进行溶液pH的简单计算。
3．初步掌握中和滴定的原理和方法，初步掌握测定溶液pH的方法(强酸、强碱)。
一、水的电离
1．电离方程式
水是一种极弱的电解质，电离方程式为2H2O ，简写为 。
2．水的离子积常数
Kw＝c(H＋)·c(OH－)。
(1)室温下：Kw＝ 。
(2)影响因素：只与温度有关，水的电离是 过程，升高温度，Kw 。
(3)适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的 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 。
3．关于纯水的几个重要数据
4．影响水的电离平衡的因素和影响Kw的因素
改变条件
水电离平衡移动方向
Kw
升高温度
向 移动

加少量HCl(aq)
向 移动

通少量SO2(g)
向 移动

加少量NaOH(aq)
向 移动

加少量NaHSO4(s)
向 移动

加少量NaCl(s)
移动

加少量Na2CO3(s)
向 移动

加少量Na(s)
向 移动

结论：
(1)加热， 水的电离，Kw 。
(2)加入酸或碱， 水的电离，Kw 。
(3)①加入强酸强碱的正盐， 水的电离。
②加入强酸的酸式盐， 水的电离。
③加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3、NH4Cl)， 水的电离。
(4)加入与水反应的活泼金属(如Na、K)， 水的电离。
二、溶液的酸碱性与pH的计算
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。
c(H＋)>c(OH－)，溶液呈 性，25 ℃时，pH 7。
c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈 性，25 ℃时，pH 7。
c(H＋)2．溶液的pH
(1)定义式：pH＝ 。
(2)溶液的酸碱性跟pH的关系
室温下：
(3)pH的测定
①用pH试纸测定
把小片试纸放在 上，用 蘸取待测液点在干燥的pH试纸上，试纸变色后，与 对比即可确定溶液的pH。
注意：a.pH试纸使用前不能用蒸馏水湿润，否则待测液因被稀释可能会产生误差。
b．用广泛pH试纸读出的pH只能是 。
②pH计测定：可精确测定溶液的pH。
(1)溶液呈现酸、碱性的实质是c(H＋)与c(OH－)的相对大小，不能只看pH，一定温度下pH＝6的溶液也可能显中性，也可能显酸性，应注意温度。
(2)pH的取值范围为0～14，即只适用于c(H＋)≤1 mol·L－1或c(OH－)≤1 mol·L－1的电解质溶液，当c(H＋)或c(OH－)≥1 mol·L－1时，直接用c(H＋)或c(OH－)表示溶液的酸碱性。
(3)也可以用pOH来表示溶液的酸碱度。pOH是OH－浓度的负对数，pOH＝－lgc(OH－)。因为常温下，c(OH－)·c(H＋)＝10－14，若两边均取负对数得：pH＋pOH＝14。
三、酸碱中和滴定
1．实验原理
利用酸碱 ，用已知浓度酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。以标准盐酸溶液滴定待测的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 。
(2)准确判断 。
2．实验用品
(1)试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。
(2)仪器： 滴定管(如图A)、 滴定管(如图B)、滴定管夹、铁架台、烧杯、锥形瓶。
(3)滴定管特征和使用要求
①“0”刻度在上，精确度 mL。
②查漏—洗涤—润洗—装液。
③禁止混用酸式滴定管和碱式滴定管。
④滴定管的选用
酸性、氧化性的试剂一般用 ，因为酸性和氧化性物质易 。
碱性的试剂一般用 ，因为碱性物质易 ，致使 无法打开。
3．实验操作(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例)
(1)滴定准备“八动词”
(2)滴定过程“三动作”
(3)终点判断“两数据”
①最后一滴：滴入 ，溶液颜色发生突变。
②半分钟：颜色突变后，经振荡 内不复原，视为滴定终点。
(4)数据处理
按上述操作重复2～3次，求出用去标准盐酸体积的 ，根据
c(NaOH)＝计算。
(5)误差分析
①原理
依据原理c(标准)·V(标准)＝c(待测)·V(待测)，所以c(待测)＝，因c(标准)与V(待测)已确定，因此只要分析出不正确的操作引起V(标准)的变化，即分析出结果。V(标准)变大，则c(待测) ；V(标准)变小，则c(待测) 。
②常见误差
以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液(酚酞作指示剂)为例，常见的因操作不正确而引起的误差有：
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
>8.0蓝色
甲基橙
<3.1
3.1～4.4橙色
>4.4黄色
酚酞
<8.2无色
8.2～10.0
>10.0
5．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颜色褪去时即为滴定终点。
1.任何情况下水电离产生的c(H＋)和c(OH－)总是相等的。
2.水的离子积常数适用于任何酸、碱、盐的稀溶液。即Kw＝c(H＋)·c(OH－)中的c(H＋)、c(OH－)分别是溶液中H＋、OH－的总浓度，不一定是水电离出的c(H＋)和c(OH－)。
3.水中加酸或碱对水的电离均有抑制作用，因此，室温下，若由水电离出的c(H＋)<1×10－7 mol·L－1，该溶液可能显酸性，也可能显碱性。
4.滴定管和量筒读数的区别
(1)滴定管“0”刻度在上方，数值从上到下依次增大，因此仰视时读数偏大，俯视时读数偏小。量筒无“0”刻度，数值从下到上依次增大，因此仰视时读数偏小，俯视时读数偏大。
(2)记录数据时，滴定管的读数应记录到小数点后两位，如20.00 mL；量筒的读数最多记录到小数点后一位，如8.0 mL。
5.恰好中和＝酸碱恰好完全反应≠滴定终点≠溶液呈中性。
6.滴定终点是通过指示剂颜色变化而实际控制的停止滴定的“点”，滴定终点与恰好中和越吻合，测定误差越小。
考向一 水的电离
典例1：25 ℃时，相同物质的量浓度的下列溶液：①NaCl ②NaOH　③H2SO4　④(NH4)2SO4，其中水的电离程度按由大到小顺序排列的一组是(　　)
A．④>③>②>① B．②>③>①>④
C．④>①>②>③ D．③>②>①>④
变式训练1.25 ℃时，水的电离达到平衡：H2OH＋＋OH－。下列叙述错误的是(　　)
A．向水中通入氨气，平衡逆向移动，c(OH－)增大
B．向水中加入少量稀硫酸，c(H＋)增大，Kw不变
C．升高温度，平衡正向移动，Kw变大
D．升高温度，c(H＋)增大，pH不变
考向二 溶液酸碱性的判断
典例2：已知温度T时水的离子积常数为Kw，该温度下，将浓度为a mol·L－1的一元酸HA与b mol·L－1一元碱BOH等体积混合，可判定该溶液呈中性的依据是(　　)
A．a＝b
B．混合溶液的pH＝7
C．混合溶液中，c(H＋)＝ mol·L－1
D．混合溶液中，c(H＋)＋c(B＋)＝c(OH－)＋c(A－)
变式训练2.下列溶液肯定呈酸性的是(　　)
A．含H+的溶液 B．加酚酞显无色的溶液
C．pH＜7的溶液 D．c(OH+)＜c(H+)的溶液
考向三 溶液的稀释、混合与pH变化的关系
典例3：在某温度时，测得0.01 mol·L－1的NaOH溶液的pH＝11。
(1)该温度下水的离子积常数Kw＝______________。
(2)在此温度下，将pH＝a的NaOH溶液Va L与pH＝b的硫酸Vb L混合。
①若所得混合液为中性，且a＝12，b＝2，则Va∶Vb＝______________________________。
②若所得混合液为中性，且a＋b＝12，则Va∶Vb＝____________________________。
变式训练3.常温下，下列关于pH同为3的盐酸与醋酸两种溶液的说法正确的是(　　)
A．醋酸溶液的浓度大于盐酸溶液的浓度
B．相同体积的两溶液能中和等物质的量的氢氧化钠
C．两溶液稀释100倍，pH都为5
D．两溶液中分别加入少量对应的钠盐，c(H+) 均明显增大
考向四 中和滴定仪器、指示剂的选择与使用及中和滴定曲线
典例4：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(　　)
变式训练4.室温下，用0.10 mol·L－1的盐酸滴定20.00 mL 0.10 mol·L－1的某碱BOH溶液得到的滴定曲线如图，下列判断不正确的是(　　)
A．a点时，溶液呈碱性，溶液中c(B＋)＞c(Cl－)
B．b点时溶液的pH＝7
C．当c(Cl－)＝c(B＋)时，V(HCl)＜20 mL
D．c点时溶液中c(H＋)约为0.03 mol·L－1
1【2018北京卷】测定0.1 mol·L-1 Na2SO3溶液先升温再降温过程中的pH，数据如下。
时刻
①
②
③
④
温度/℃
25
30
40
25
pH
9.66
9.52
9.37
9.25
实验过程中，取①④时刻的溶液，加入盐酸酸化的BaCl2溶液做对比实验，④产生白色沉淀多。
下列说法不正确的是
A．Na2SO3溶液中存在水解平衡：+H2O+OH?
B．④的pH与①不同，是由于浓度减小造成的
C．①→③的过程中，温度和浓度对水解平衡移动方向的影响一致
D．①与④的Kw值相等
2.【2018江苏卷】根据下列图示所得出的结论不正确的是
A．图甲是CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)的平衡常数与反应温度的关系曲线，说明该反应的ΔH<0
B．图乙是室温下H2O2催化分解放出氧气的反应中c(H2O2 )随反应时间变化的曲线，说明随着反应的进行H2O2分解速率逐渐减小
C．图丙是室温下用0.1000 mol·L?1NaOH溶液滴定20.00 mL 0.1000 mol·L?1某一元酸HX的滴定曲线，说明HX是一元强酸
D．图丁是室温下用Na2SO4除去溶液中Ba2+达到沉淀溶解平衡时，溶液中c(Ba2+ )与c(SO42?)的关系曲线，说明溶液中c(SO42? )越大c(Ba2+ )越小
3.【2018新课标Ⅲ卷】用0.100 mol·L-1 AgNO3滴定50.0 mL 0.0500 mol·L-1 Cl-溶液的滴定曲线如图所示。下列有关描述错误的是

A．根据曲线数据计算可知Ksp(AgCl)的数量级为10-10
B.曲线上各点的溶液满足关系式c(Ag+)·c(Cl-)=Ksp(AgCl)
C.相同实验条件下，若改为0.0400 mol·L-1 Cl-，反应终点c移到a
D.相同实验条件下，若改为0.0500 mol·L-1 Br-，反应终点c向b方向移动
4.【2017新课标Ⅱ卷】改变0.1二元弱酸溶液的pH，溶液中的、、的物质的量分数随pH的变化如图所示[已知]。
下列叙述错误的是（ ）
A．pH=1.2时，
B．
C．pH=2.7时，
D．pH=4.2时，
5.【2017新课标Ⅰ卷】常温下将NaOH溶液滴加到己二酸（H2X）溶液中，混合溶液的pH与离子浓度变化的关系如图所示。下列叙述错误的是（ ）

A．Ka2（H2X）的数量级为10–6
B．曲线N表示pH与的变化关系
C．NaHX溶液中
D．当混合溶液呈中性时，
6.【2016新课标Ⅰ卷】298 K时，在20.0 mL 0.10 mol/L氨水中滴入0.10 mol/L的盐酸，溶液的pH与所加盐酸的体积关系如图所示。已知0.10 mol/L氨水的电离度为1.32%，下列有关叙述正确的是（ ）

A．该滴定过程应该选择酚酞作为指示剂
B．M点对应的盐酸体积为20.0 mL
C．M点处的溶液中c(NH4＋)＝c(Cl－)＝c(H＋)＝c(OH－)
D．N点处的溶液中pH＜12
7.【2016天津卷】室温下，用相同浓度的NaOH溶液，分别滴定浓度均为0.1mol·L－1的三种酸(HA、HB和HD)溶液，滴定的曲线如图所示，下列判断错误的是( )
A．三种酸的电离常数关系：KHA＞KHB＞KHD
B．滴定至P点时，溶液中：c(B－)＞c(Na＋)＞c(HB)＞c(H＋)＞c(OH－)
C．pH=7时，三种溶液中：c(A－)=c(B－)=c(D－)
D．当中和百分数达100%时，将三种溶液混合后：c(HA)＋c(HB)＋c(HD)=c(OH－)－c(H＋)
8．【2016北京卷】在两份相同的Ba(OH)2溶液中，分别滴入物质的量浓度相等的H2SO4、NaHSO4溶液，其导电能力随滴入溶液体积变化的曲线如图所示．下列分析不正确的是(　　)

A．①代表滴加H2SO4溶液的变化曲线
B．b点，溶液中大量存在的离子是Na+、OH﹣
C．c点，两溶液中含有相同量的OH﹣
D．a、d两点对应的溶液均显中性
9．【2016高考?新课标Ⅲ】下列有关电解质溶液的说法正确的是(　　)
A．向0.1mol?L﹣1 CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中减小
B．将CH3COONa溶液从20℃升温至30℃，溶液中增大
C．向盐酸中加入氨水至中性，溶液中＞1
D．向AgCl、AgBr的饱和溶液中加入少量AgNO3，溶液中不变
　
10．【2016江苏卷】H2C2O4为二元弱酸。20℃时，配制一组c（H2C2O4）+ c（HC2O4–）+ c（C2O42–）=0.100 mol·L–1的H2C2O4和NaOH混合溶液，溶液中部分微粒的物质的量浓度随pH的变化曲线如图所示。下列指定溶液中微粒的物质的量浓度关系一定正确的是（ ）
A．pH=2.5的溶液中：c（H2C2O4）+c（C2O42–）＞c（HC2O4–）
B．c（Na+）=0.100 mol·L–1的溶液中：c（H+）+c（H2C2O4）=c（OH–）+c（C2O42–）
C．c（HC2O4–）=c（C2O42–）的溶液中：c（Na+）＞0.100 mol·L–1+c（HC2O4–）
D．pH=7的溶液中：c（Na+）＞2c（C2O42–）
11．【2016天津卷】室温下，用相同浓度的NaOH溶液，分别滴定浓度均为0.1mol·L－1的三种酸(HA、HB和HD)溶液，滴定的曲线如图所示，下列判断错误的是( )
A．三种酸的电离常数关系：KHA＞KHB＞KHD
B．滴定至P点时，溶液中：c(B－)＞c(Na＋)＞c(HB)＞c(H＋)＞c(OH－)
C．pH=7时，三种溶液中：c(A－)=c(B－)=c(D－)
D．当中和百分数达100%时，将三种溶液混合后：c(HA)＋c(HB)＋c(HD)=c(OH－)－c(H＋)
第二十三讲 水的电离和溶液的酸碱性
1．理解水的电离、离子积常数以及影响水电离平衡的因素。
2．了解溶液pH的定义，能进行溶液pH的简单计算。
3．初步掌握中和滴定的原理和方法，初步掌握测定溶液pH的方法(强酸、强碱)。
一、水的电离
1．电离方程式
水是一种极弱的电解质，电离方程式为2H2OH3O＋＋OH－，简写为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，水的电离是吸热过程，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。
3．关于纯水的几个重要数据
4．影响水的电离平衡的因素和影响Kw的因素
改变条件
水电离平衡移动方向
Kw
升高温度
向右移动
增大
加少量HCl(aq)
向左移动
不变
通少量SO2(g)
向左移动
不变
加少量NaOH(aq)
向左移动
不变
加少量NaHSO4(s)
向左移动
不变
加少量NaCl(s)
不移动
不变
加少量Na2CO3(s)
向右移动
不变
加少量Na(s)
向右移动
不变
结论：
(1)加热，促进水的电离，Kw增大。
(2)加入酸或碱，抑制水的电离，Kw不变。
(3)①加入强酸强碱的正盐，不影响水的电离。
②加入强酸的酸式盐，抑制水的电离。
③加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3、NH4Cl)，促进水的电离。
(4)加入与水反应的活泼金属(如Na、K)，促进水的电离。
二、溶液的酸碱性与pH的计算
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。
c(H＋)>c(OH－)，溶液呈酸性，25 ℃时，pH<7。
c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性，25 ℃时，pH＝7。
c(H＋)7。
2．溶液的pH
(1)定义式：pH＝－lg c(H＋)。
(2)溶液的酸碱性跟pH的关系
室温下：
(3)pH的测定
①用pH试纸测定
把小片试纸放在表 面 皿 上，用玻 璃 棒蘸取待测液点在干燥的pH试纸上，试纸变色后，与标准比色卡对比即可确定溶液的pH。
注意：a.pH试纸使用前不能用蒸馏水湿润，否则待测液因被稀释可能会产生误差。
b．用广泛pH试纸读出的pH只能是整数。
②pH计测定：可精确测定溶液的pH。
(1)溶液呈现酸、碱性的实质是c(H＋)与c(OH－)的相对大小，不能只看pH，一定温度下pH＝6的溶液也可能显中性，也可能显酸性，应注意温度。
(2)pH的取值范围为0～14，即只适用于c(H＋)≤1 mol·L－1或c(OH－)≤1 mol·L－1的电解质溶液，当c(H＋)或c(OH－)≥1 mol·L－1时，直接用c(H＋)或c(OH－)表示溶液的酸碱性。
(3)也可以用pOH来表示溶液的酸碱度。pOH是OH－浓度的负对数，pOH＝－lgc(OH－)。因为常温下，c(OH－)·c(H＋)＝10－14，若两边均取负对数得：pH＋pOH＝14。
三、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。以标准盐酸溶液滴定待测的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)准确测定标准液的体积。
(2)准确判断滴定终点。
2．实验用品
(1)试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。
(2)仪器：酸式滴定管(如图A)、碱式滴定管(如图B)、滴定管夹、铁架台、烧杯、锥形瓶。
(3)滴定管特征和使用要求
①“0”刻度在上，精确度0.01 mL。
②查漏—洗涤—润洗—装液。
③禁止混用酸式滴定管和碱式滴定管。
④滴定管的选用
酸性、氧化性的试剂一般用酸式滴定管，因为酸性和氧化性物质易腐蚀橡胶。
碱性的试剂一般用碱式滴定管，因为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)滴定准备“八动词”
(2)滴定过程“三动作”
(3)终点判断“两数据”
①最后一滴：滴入最后一滴，溶液颜色发生突变。
②半分钟：颜色突变后，经振荡半分钟内不复原，视为滴定终点。
(4)数据处理
按上述操作重复2～3次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据
c(NaOH)＝计算。
(5)误差分析
①原理
依据原理c(标准)·V(标准)＝c(待测)·V(待测)，所以c(待测)＝，因c(标准)与V(待测)已确定，因此只要分析出不正确的操作引起V(标准)的变化，即分析出结果。V(标准)变大，则c(待测)偏高；V(标准)变小，则c(待测)偏低。
②常见误差
以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液(酚酞作指示剂)为例，常见的因操作不正确而引起的误差有：
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．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颜色褪去时即为滴定终点。
1.任何情况下水电离产生的c(H＋)和c(OH－)总是相等的。
2.水的离子积常数适用于任何酸、碱、盐的稀溶液。即Kw＝c(H＋)·c(OH－)中的c(H＋)、c(OH－)分别是溶液中H＋、OH－的总浓度，不一定是水电离出的c(H＋)和c(OH－)。
3.水中加酸或碱对水的电离均有抑制作用，因此，室温下，若由水电离出的c(H＋)<1×10－7 mol·L－1，该溶液可能显酸性，也可能显碱性。
4.滴定管和量筒读数的区别
(1)滴定管“0”刻度在上方，数值从上到下依次增大，因此仰视时读数偏大，俯视时读数偏小。量筒无“0”刻度，数值从下到上依次增大，因此仰视时读数偏小，俯视时读数偏大。
(2)记录数据时，滴定管的读数应记录到小数点后两位，如20.00 mL；量筒的读数最多记录到小数点后一位，如8.0 mL。
5.恰好中和＝酸碱恰好完全反应≠滴定终点≠溶液呈中性。
6.滴定终点是通过指示剂颜色变化而实际控制的停止滴定的“点”，滴定终点与恰好中和越吻合，测定误差越小。
考向一 水的电离
典例1：25 ℃时，相同物质的量浓度的下列溶液：①NaCl ②NaOH　③H2SO4　④(NH4)2SO4，其中水的电离程度按由大到小顺序排列的一组是(　　)
A．④>③>②>① B．②>③>①>④
C．④>①>②>③ D．③>②>①>④
【答案】　C
【解析】　分析四种物质可知②NaOH、③H2SO4抑制水的电离，①NaCl不影响水的电离平衡，④(NH4)2SO4促进水的电离(NH水解)，在②③中H2SO4为二元强酸，产生的c(H＋)大于NaOH产生的c(OH－)，抑制程度更大，故顺序为④>①>②>③。
★总结提升
突破“五类”水电离产生的c(H＋)和c(OH－)的计算
任何水溶液中水电离产生的c(H＋)和c(OH－)总是相等的，有关计算有以下5种类型(以常温时的溶液为例)。
(1)中性溶液：c(OH－)＝c(H＋)＝10－7 mol/L。
(2)酸的溶液——OH－全部来自水的电离。
实例：pH＝2的盐酸中c(H＋)＝10－2 mol/L，则c(OH－)＝ mol/L＝1×10－12 mol/L，即水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12 mol/L。
(3)碱的溶液——H＋全部来自水的电离。
实例：pH＝12的NaOH溶液中c(H＋)＝1×10－12 mol/L，即水电离出的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12 mol/L。
(4)水解呈酸性的盐溶液——H＋全部来自水的电离。
实例：pH＝5的NH4Cl溶液中，由水电离出的 c(H＋)＝10－5 mol/L，因部分OH－与部分NH结合使
c(OH－)＝10－9 mol/L。
(5)水解呈碱性的盐溶液——OH－全部来自水的电离。
实例：pH＝12的Na2CO3溶液中，由水电离出的c(OH－)＝10－2 mol/L，因部分H＋与部分CO结合使
c(H＋)＝10－12 mol/L。
[归纳口诀]　酸中算“碱”，碱中算“酸”，盐中算大的(代表水的电离程度)。
变式训练1.25 ℃时，水的电离达到平衡：H2OH＋＋OH－。下列叙述错误的是(　　)
A．向水中通入氨气，平衡逆向移动，c(OH－)增大
B．向水中加入少量稀硫酸，c(H＋)增大，Kw不变
C．升高温度，平衡正向移动，Kw变大
D．升高温度，c(H＋)增大，pH不变
【答案】D
【解析】
A.向水中通入NH3，c(OH－)增大，平衡逆向移动，A正确；
B.向水中加入少量稀H2SO4，c(H＋)增大，但温度不变，Kw不变，B正确；
C.升高温度，水的电离平衡正向移动，Kw变大，C正确；
D.升高温度，能促进水的电离，c(H＋)增大，pH减小，D错误。
考向二 溶液酸碱性的判断
典例2：已知温度T时水的离子积常数为Kw，该温度下，将浓度为a mol·L－1的一元酸HA与b mol·L－1一元碱BOH等体积混合，可判定该溶液呈中性的依据是(　　)
A．a＝b
B．混合溶液的pH＝7
C．混合溶液中，c(H＋)＝ mol·L－1
D．混合溶液中，c(H＋)＋c(B＋)＝c(OH－)＋c(A－)
【答案】C
【解析】
A项，因酸碱的强弱未知，a＝b，只能说明酸与碱恰好完全反应，但如为强酸弱碱盐或强碱弱酸盐，则溶液不呈中性，错误；
B项，因温度未知，则pH＝7不一定为中性，错误；
C项，混合溶液中，c(H＋)＝ mol·L－1，根据c(H＋)·c(OH－)＝Kw可知，溶液中c(H＋)＝c(OH－)＝ mol·L－1，溶液呈中性，正确；
D项，任何溶液都存在电荷守恒，即c(H＋)＋c(B＋)＝c(OH－)＋c(A－)，但不能由此确定溶液的酸碱性，错误。
★总结提升
混合溶液酸碱性的判断规律
(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”
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”
变式训练2.下列溶液肯定呈酸性的是(　　)
A．含H+的溶液 B．加酚酞显无色的溶液
C．pH＜7的溶液 D．c(OH+)＜c(H+)的溶液
【答案】D
【解析】
A．酸、碱、盐溶液中同时存在氢离子和氢氧根离子，故A错误；
B．酚酞遇酸性和中性溶液都不变色，遇碱性溶液变红，故B错误；
C．溶液的酸碱性是由氢离子和氢氧根离子浓度的相对大小决定的，而不在于氢离子浓度或氢氧根浓度绝对值大小，即PH值大小，故C错误；
D．溶液的酸碱性与氢离子和氢氧根离子浓度的相对大小决定，如果氢离子浓度大于氢氧根浓度，该溶液一定呈酸性，故D正确；故选D。
考向三 溶液的稀释、混合与pH变化的关系
典例3：在某温度时，测得0.01 mol·L－1的NaOH溶液的pH＝11。
(1)该温度下水的离子积常数Kw＝______________。
(2)在此温度下，将pH＝a的NaOH溶液Va L与pH＝b的硫酸Vb L混合。
①若所得混合液为中性，且a＝12，b＝2，则Va∶Vb＝______________________________。
②若所得混合液为中性，且a＋b＝12，则Va∶Vb＝____________________________。
【答案】　(1)10－13　(2)①1∶10　②10∶1
【解析】　
(1)由题意知，溶液中c(H＋)＝10－11mol·L－1，c(OH－)＝0.01 mol·L－1，故Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝10－13。
(2)①根据中和反应：H＋＋OH－===H2O。
c(H＋)·Vb＝c(OH－)·Va
10－2·Vb＝10－13/10－12·Va
＝＝1∶10。
②根据中和反应H＋＋OH－===H2O
c(H＋)·Vb＝c(OH－)·Va
10－b·Vb＝10－13/10－a·Va
＝＝1013－(a＋b)＝10，即Va∶Vb＝10∶1。
★总结提升
溶液pH计算口诀
酸按酸(H＋)——先计算混合后的c(H＋)。
碱按碱(OH－)——先计算混合后的c(OH－)。
同强相混弱点三——即25 ℃时两强酸等体积混合，pH＝pH小＋0.3；两强碱等体积混合，
pH＝pH大－0.3。
异强相混看过量——强酸强碱混合先判断过量。
无限稀释“7”为限——酸、碱无限稀释，最终溶液都接近中性。
变式训练3.常温下，下列关于pH同为3的盐酸与醋酸两种溶液的说法正确的是(　　)
A．醋酸溶液的浓度大于盐酸溶液的浓度
B．相同体积的两溶液能中和等物质的量的氢氧化钠
C．两溶液稀释100倍，pH都为5
D．两溶液中分别加入少量对应的钠盐，c(H+) 均明显增大
【答案】A
【解析】
A．pH=3的两种酸溶液中氢离子浓度均为0.001mol/L，但醋酸为弱电解质，不能完全电离，HCl为强电解质，能完全电离，故两溶液中醋酸的浓度大于盐酸，故A正确；
B．pH=3的醋酸溶液和盐酸溶液的浓度醋酸更大，则相同体积的两溶液的物质的量醋酸更大，则中和氢氧化钠时，醋酸消耗的氢氧化钠更多，故B错误；
C．当加水稀释100倍时，盐酸中的氢离子浓度直线下降，故pH=5；而醋酸中的电离平衡被促进，会电离出新的氢离子，故醋酸溶液中的氢离子浓度下降较慢，则稀释后pH小于5，故C错误；
D．盐酸中无电离平衡，故向盐酸溶液中加入氯化钠固体，故溶液的c(H+) 无影响；而醋酸溶液中存在电离平衡，加入醋酸钠后电离平衡左移，故c(H+) 下降，故D错误；故选A。
考向四 中和滴定仪器、指示剂的选择与使用及中和滴定曲线
典例4：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(　　)
【答案】D
【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。
★总结提升
中和滴定中指示剂的选择和使用
指示剂变色要灵敏，变色范围要小，酸碱恰好完全反应时，终点溶液的pH应在指示剂的变色范围内。
(1)强酸和强碱的滴定一般常用甲基橙、酚酞作指示剂。
(2)强酸溶液和弱碱溶液的相互滴定应选用甲基橙作指示剂，例如用盐酸滴定氨水。
(3)强碱溶液和弱酸溶液的相互滴定应选用酚酞作指示剂，例如用NaOH溶液滴定醋酸。
(4)石蕊试液由于颜色变化不明显，不易辨别，在滴定过程中不宜使用。
注意：
①用量不能太多，常用2～3滴，因指示剂本身也是有机弱酸或有机弱碱，若用量太多，会使中和滴定中需要的酸或碱的量增多或减少。
②指示剂的变色：最好由浅到深，这样对比明显。如用强碱滴定强酸用酚酞作指示剂较好，当溶液从无色变为粉红色(或浅红色)且半分钟内不褪色时即达到滴定终点。
③其他滴定实验的指示剂应根据溶液的颜色变化或生成沉淀的现象来选择。如用硫代硫酸钠溶液滴定含碘的溶液时选淀粉作指示剂；用酸性KMnO4溶液滴定含SO的溶液时，不用另加指示剂。
变式训练4.室温下，用0.10 mol·L－1的盐酸滴定20.00 mL 0.10 mol·L－1的某碱BOH溶液得到的滴定曲线如图，下列判断不正确的是(　　)
A．a点时，溶液呈碱性，溶液中c(B＋)＞c(Cl－)
B．b点时溶液的pH＝7
C．当c(Cl－)＝c(B＋)时，V(HCl)＜20 mL
D．c点时溶液中c(H＋)约为0.03 mol·L－1
【答案】B
【解析】首先应该判断BOH碱性的强弱，浓度为0.10 mol·L－1，如为强碱，其pH＝13，而从图中可看出其pH＜12，故该碱为弱碱。再看b点，此时n(HCl)＝n(BOH)，酸碱恰好中和，此时恰好生成BCl，为强酸弱碱盐，水解呈酸性，pH＜7。a点加入盐酸的量不够，为BOH、BCl的混合溶液，该溶液呈碱性，说明电离大于水解，故c(B＋)＞c(Cl－)。c点盐酸过量，为BCl、HCl的混合溶液，其中c(H＋)可以根据过量的酸的物质的量除以体积来计算，加入盐酸为40 mL时，c(H＋)＝(0.1×40－0.1×20)÷60≈0.03 mol·L－1。当c(Cl－)＝c(B＋)时，c(H＋)＝c(OH－)，溶液pH＝7，V(HCl)＜20 mL。
1【2018北京卷】测定0.1 mol·L-1 Na2SO3溶液先升温再降温过程中的pH，数据如下。
时刻
①
②
③
④
温度/℃
25
30
40
25
pH
9.66
9.52
9.37
9.25
实验过程中，取①④时刻的溶液，加入盐酸酸化的BaCl2溶液做对比实验，④产生白色沉淀多。
下列说法不正确的是
A．Na2SO3溶液中存在水解平衡：+H2O+OH?
B．④的pH与①不同，是由于浓度减小造成的
C．①→③的过程中，温度和浓度对水解平衡移动方向的影响一致
D．①与④的Kw值相等
【答案】C
【解析】
Na2SO3属于强碱弱酸盐，SO32-存在水解平衡：SO32-+H2OHSO3-+OH-、
HSO3-+H2OH2SO3+OH-，A项正确；
取①④时刻的溶液，加入盐酸酸化的BaCl2溶液做对比实验，④产生白色沉淀多，说明实验过
程中部分Na2SO3被氧化成Na2SO4，①与④温度相同，④与①对比，SO32-浓度减小，溶液中c（OH-），④的pH小于①，即④的pH与①不同，是由于SO32-浓度减小造成的，B项正确；
盐类水解为吸热过程，①→③的过程，升高温度SO32-水解平衡正向移动，c（SO32-）减小，水
解平衡逆向移动，温度和浓度对水解平衡移动方向的影响相反，C项错误；
D项，Kw只与温度有关，①与④温度相同，Kw值相等；答案选C。
2.【2018江苏卷】根据下列图示所得出的结论不正确的是
A．图甲是CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)的平衡常数与反应温度的关系曲线，说明该反应的ΔH<0
B．图乙是室温下H2O2催化分解放出氧气的反应中c(H2O2 )随反应时间变化的曲线，说明随着反应的进行H2O2分解速率逐渐减小
C．图丙是室温下用0.1000 mol·L?1NaOH溶液滴定20.00 mL 0.1000 mol·L?1某一元酸HX的滴定曲线，说明HX是一元强酸
D．图丁是室温下用Na2SO4除去溶液中Ba2+达到沉淀溶解平衡时，溶液中c(Ba2+ )与c(SO42?)的关系曲线，说明溶液中c(SO42? )越大c(Ba2+ )越小
【答案】C
【解析】
升高温度，lgK减小，平衡向逆反应方向移动，逆反应为吸热反应，正反应为放热反应，该反
应的ΔH0,正确；
根据图像，随着时间的推移，c（H2O2）变化趋于平缓，随着反应的进行H2O2分解速率逐渐减
小，正确；
根据图像，没有滴入NaOH溶液时，0.1000mol/LHX溶液的pH1，HX为一元弱酸，错误；D项，根据图像可见横坐标越小，纵坐标越大，-lgc（SO42-）越小，-lgc（Ba2+）越大，说明c（SO42-）
越大c（Ba2+）越小，正确。
答案选C
3.【2018新课标Ⅲ卷】用0.100 mol·L-1 AgNO3滴定50.0 mL 0.0500 mol·L-1 Cl-溶液的滴定曲线如图所示。下列有关描述错误的是

A．根据曲线数据计算可知Ksp(AgCl)的数量级为10-10
B.曲线上各点的溶液满足关系式c(Ag+)·c(Cl-)=Ksp(AgCl)
C.相同实验条件下，若改为0.0400 mol·L-1 Cl-，反应终点c移到a
D.相同实验条件下，若改为0.0500 mol·L-1 Br-，反应终点c向b方向移动
【答案】C
【解析】本题应该从题目所给的图入手，寻找特定数据判断题目中的沉淀滴定的具体过程。注意：横坐标是加入的硝酸银溶液的体积，纵坐标是氯离子浓度的负对数。
C．滴定的过程是用硝酸银滴定氯离子，所以滴定的终点应该由原溶液中氯离子的物质的量决定，将50mL 0.05mol/L的Cl-溶液改为50mL 0.04mol/L的Cl-溶液，此时溶液中的氯离子的物质的量是原来的0.8倍，所以滴定终点需要加入的硝酸银的量也是原来的0.8倍，因此应该由c点的25mL变为25×0.8=20mL，而a点对应的是15mL，选项C错误。

4.【2017新课标Ⅱ卷】改变0.1二元弱酸溶液的pH，溶液中的、、的物质的量分数随pH的变化如图所示[已知]。
下列叙述错误的是（ ）
A．pH=1.2时，
B．
C．pH=2.7时，
D．pH=4.2时，
【答案】D
【解析】A、根据图像，pH=1.2时，H2A和HA?相交，则有c(H2A)=c(HA?)，故A说法正确；B、pH=4.2时，c(A2?)=c(HA?)，根据第二步电离HA?H＋＋A2?，得出：K2(H2A)=c(H+)×c(A2?)/c(HA?)= c(H+)=10?4.2，故B说法正确；C、根据图像，pH=2.7时，H2A和A2?相交，则有，故C说法正确；D、由图知，pH=4.2时，c(HA?)=c(A2?)，H2A电离出一个HA?时释放出一个H+，电离出一个A2?时，释放出2个H+，同时水也会电离出H+，因此c(H+)＞c(HA?)=c(A2?)，错误。
5.【2017新课标Ⅰ卷】常温下将NaOH溶液滴加到己二酸（H2X）溶液中，混合溶液的pH与离子浓度变化的关系如图所示。下列叙述错误的是（ ）

A．Ka2（H2X）的数量级为10–6
B．曲线N表示pH与的变化关系
C．NaHX溶液中
D．当混合溶液呈中性时，
【答案】D
【解析】
己二酸是二元弱酸，第二步电离小于第一步，即Ka1=＞Ka2=，所以
当pH相等即氢离子浓度相等时＞，因此曲线N表示pH与的变化关系，则曲线M是己二酸的第二步电离，根据图像取－0.6和4.8点， =10－0.6 mol·L－1，c(H＋)=10－4.8 mol·L－1，代入Ka2得到Ka2=10－5.4，因此Ka2（H2X）的数量级为10–6，A正确；
B.根据以上分析可知曲线N表示pH与的关系，B正确；
C. 曲线N是己二酸的第一步电离，根据图像取0.6和5.0点， =100.6 mol·L－1，c(H＋)=10－5.0 mol·L－1，代入Ka1得到Ka1=10－4.4，因此HX－的水解常数是=10－14/10－4.4＜Ka2，所以NaHX溶液显酸性，即c(H＋)＞c(OH－)，C正确；
D.根据图像可知当＝0时溶液显酸性，因此当混合溶液呈中性时，＞0，即c(X2–)＞c(HX–)，D错误；答案选D。
6.【2016新课标Ⅰ卷】298 K时，在20.0 mL 0.10 mol/L氨水中滴入0.10 mol/L的盐酸，溶液的pH与所加盐酸的体积关系如图所示。已知0.10 mol/L氨水的电离度为1.32%，下列有关叙述正确的是（ ）

A．该滴定过程应该选择酚酞作为指示剂
B．M点对应的盐酸体积为20.0 mL
C．M点处的溶液中c(NH4＋)＝c(Cl－)＝c(H＋)＝c(OH－)
D．N点处的溶液中pH＜12
【答案】D
【解析】
A、向氨水当中滴加稀盐酸，两者等物质的量反应则达到滴定终点，产物为NH4Cl，其溶液显酸性，应选择在酸性范围内变色的指示剂，如甲基橙的变色范围为3.1~4.4。而酚酞的变色范围是8.2~10.0，在碱性范围内变色，不能作为该滴定的指示剂，故A项错误。
B、盐酸体积为20.0 mL时恰好反应生成NH4Cl，NH4＋发生水解，导致其溶液pH小于7，而M点处pH=7，故B项错误。
C、因为溶液pH=7，所以，又由于电荷守恒，可得，二者浓度约为，远大于，故C错误。
D、若开始时pH为12，则，此时对应氨水的电离度为10%，由于题中给出氨水电离度为1.32%，远低于10%，则pH应小于12，故D正确。
因此，本题选D。
7.【2016天津卷】室温下，用相同浓度的NaOH溶液，分别滴定浓度均为0.1mol·L－1的三种酸(HA、HB和HD)溶液，滴定的曲线如图所示，下列判断错误的是( )
A．三种酸的电离常数关系：KHA＞KHB＞KHD
B．滴定至P点时，溶液中：c(B－)＞c(Na＋)＞c(HB)＞c(H＋)＞c(OH－)
C．pH=7时，三种溶液中：c(A－)=c(B－)=c(D－)
D．当中和百分数达100%时，将三种溶液混合后：c(HA)＋c(HB)＋c(HD)=c(OH－)－c(H＋)
【答案】C
【解析】
根据图像，0.1mol·L－1的三种酸(HA、HB和HD)溶液中HA的起始pH最小，酸性最强，HD的pH最大，酸性最弱，酸性越强，电离平衡常数越大，三种酸的电离常数关系：KHA＞KHB＞KHD，正确；
B．滴定至P点时溶质为等物质的量浓度的HB和NaB，溶液显酸性，HB的电离为主，但电离程度较小，因此c(B－)＞c(Na＋)＞c(HB)＞c(H＋)＞c(OH－) ，正确；
C．pH=7时，三种溶液中阴离子的水解程度不同，加入的氢氧化钠的体积不同，三种离子浓度分别与钠离子浓度相等，但三种溶液中钠离子浓度不等，错误；
D．此为混合溶液的质子守恒关系式，c(HA)＋c(HB)＋c(HD)=c(OH－)－c(H＋)，正确；
故选C。
8．【2016北京卷】在两份相同的Ba(OH)2溶液中，分别滴入物质的量浓度相等的H2SO4、NaHSO4溶液，其导电能力随滴入溶液体积变化的曲线如图所示．下列分析不正确的是(　　)

A．①代表滴加H2SO4溶液的变化曲线
B．b点，溶液中大量存在的离子是Na+、OH﹣
C．c点，两溶液中含有相同量的OH﹣
D．a、d两点对应的溶液均显中性
【答案】C
【解析】
A．Ba(OH)2溶液和H2SO4、NaHSO4溶液反应方程式分别为H2SO4+Ba(OH)2=BaSO4↓+2H2O、NaHSO4+Ba(OH)2=BaSO4↓+NaOH+H2O，2NaHSO4+Ba(OH)2=BaSO4↓+Na2SO4+2H2O，溶液导电能力与离子浓度成正比，根据图知，曲线①在a点溶液导电能力接近0，说明该点溶液离子浓度最小，应该为Ba(OH)2溶液和H2SO4的反应，则曲线②为Ba(OH)2溶液和NaHSO4溶液的反应，即①代表滴加H2SO4溶液的变化曲线，故A正确；
B．根据图知，a点为Ba(OH)2溶液和H2SO4恰好反应，H2SO4、NaHSO4溶液的物质的量浓度相等，则b点溶液溶质为NaOH，所以b点，溶液中大量存在的离子是Na+、OH﹣，故B正确；
C．c点，①中稀硫酸过量，溶质为硫酸，②中反应后溶液中溶质为NaOH、Na2SO4，因为硫酸根离子浓度相同，②中钠离子浓度大于①中氢离子浓度，所以溶液中氢氧根离子浓度不同，故C错误；
D．a点①中硫酸和氢氧化钡恰好完全反应，溶液中只含水；d点②中溶质为Na2SO4，水和硫酸钠溶液都呈中性，故D正确；故选C。
9．【2016高考?新课标Ⅲ】下列有关电解质溶液的说法正确的是(　　)
A．向0.1mol?L﹣1 CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中减小
B．将CH3COONa溶液从20℃升温至30℃，溶液中增大
C．向盐酸中加入氨水至中性，溶液中＞1
D．向AgCl、AgBr的饱和溶液中加入少量AgNO3，溶液中不变
【答案】D
荷守恒可知，溶液中=1，故C错误；D．向AgCl、AgBr的饱和溶液中加入少量AgNO3，c(Ag+)相同，=，Ksp只与温度有关，而温度不变，则溶液中不变，故D正确；故选D。　
10．【2016江苏卷】H2C2O4为二元弱酸。20℃时，配制一组c（H2C2O4）+ c（HC2O4–）+ c（C2O42–）=0.100 mol·L–1的H2C2O4和NaOH混合溶液，溶液中部分微粒的物质的量浓度随pH的变化曲线如图所示。下列指定溶液中微粒的物质的量浓度关系一定正确的是（ ）
A．pH=2.5的溶液中：c（H2C2O4）+c（C2O42–）＞c（HC2O4–）
B．c（Na+）=0.100 mol·L–1的溶液中：c（H+）+c（H2C2O4）=c（OH–）+c（C2O42–）
C．c（HC2O4–）=c（C2O42–）的溶液中：c（Na+）＞0.100 mol·L–1+c（HC2O4–）
D．pH=7的溶液中：c（Na+）＞2c（C2O42–）
【答案】BD
【解析】
A.从图像中明显看出PH=2.5的溶液中c（H2C2O4）+c（C2O42–）＜?c（HC2O4-），A错误；
B.因c（H2C2O4）+?c（HC2O4-）+?c（C2O42–）=0.100 mol·L-1，当c（Na+）=0.100 mol·L-1时，利用溶液中的电荷守恒和物料守恒，可以推出c（H+）+c（H2C2O4）=c（OH-）+?c（C2O42–），B选项正确；
C.若有c（HC2O4-）=?c（C2O42–），则c（Na+）＜0.100 mol·L-1+?c（HC2O4-），C是错误的；
D.当pH=7的中性溶液中，恰好是Na2C2O4溶液，其C2O42–会发生水解，即c（Na+）>2c（C2O42–）,D选项正确
故BD正确。
11．【2016天津卷】室温下，用相同浓度的NaOH溶液，分别滴定浓度均为0.1mol·L－1的三种酸(HA、HB和HD)溶液，滴定的曲线如图所示，下列判断错误的是( )
A．三种酸的电离常数关系：KHA＞KHB＞KHD
B．滴定至P点时，溶液中：c(B－)＞c(Na＋)＞c(HB)＞c(H＋)＞c(OH－)
C．pH=7时，三种溶液中：c(A－)=c(B－)=c(D－)
D．当中和百分数达100%时，将三种溶液混合后：c(HA)＋c(HB)＋c(HD)=c(OH－)－c(H＋)
【答案】C
【解析】
A.根据图像，0.1mol·L－1的三种酸(HA、HB和HD)溶液中HA的起始pH最小，酸性最强，HD的pH最大，酸性最弱，酸性越强，电离平衡常数越大，三种酸的电离常数关系：KHA＞KHB＞KHD，正确；
B．滴定至P点时溶质为等物质的量浓度的HB和NaB，溶液显酸性，HB的电离为主，但电离程度较小，因此c(B－)＞c(Na＋)＞c(HB)＞c(H＋)＞c(OH－) ，正确；
C．pH=7时，三种溶液中阴离子的水解程度不同，加入的氢氧化钠的体积不同，三种离子浓度分别与钠离子浓度相等，但三种溶液中钠离子浓度不等，错误；
D．此为混合溶液的质子守恒关系式，c(HA)＋c(HB)＋c(HD)=c(OH－)－c(H＋)，正确；
故选C。
第二十三讲 水的电离和溶液的酸碱性
1．理解水的电离、离子积常数以及影响水电离平衡的因素。
2．了解溶液pH的定义，能进行溶液pH的简单计算。
3．初步掌握中和滴定的原理和方法，初步掌握测定溶液pH的方法(强酸、强碱)。
一、水的电离
1．电离方程式
水是一种极弱的电解质，电离方程式为2H2O ，简写为 。
2．水的离子积常数
Kw＝c(H＋)·c(OH－)。
(1)室温下：Kw＝ 。
(2)影响因素：只与温度有关，水的电离是 过程，升高温度，Kw 。
(3)适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的 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 。
3．关于纯水的几个重要数据
4．影响水的电离平衡的因素和影响Kw的因素
改变条件
水电离平衡移动方向
Kw
升高温度
向 移动

加少量HCl(aq)
向 移动

通少量SO2(g)
向 移动

加少量NaOH(aq)
向 移动

加少量NaHSO4(s)
向 移动

加少量NaCl(s)
移动

加少量Na2CO3(s)
向 移动

加少量Na(s)
向 移动

结论：
(1)加热， 水的电离，Kw 。
(2)加入酸或碱， 水的电离，Kw 。
(3)①加入强酸强碱的正盐， 水的电离。
②加入强酸的酸式盐， 水的电离。
③加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3、NH4Cl)， 水的电离。
(4)加入与水反应的活泼金属(如Na、K)， 水的电离。
二、溶液的酸碱性与pH的计算
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。
c(H＋)>c(OH－)，溶液呈 性，25 ℃时，pH 7。
c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈 性，25 ℃时，pH 7。
c(H＋)2．溶液的pH
(1)定义式：pH＝ 。
(2)溶液的酸碱性跟pH的关系
室温下：
(3)pH的测定
①用pH试纸测定
把小片试纸放在 上，用 蘸取待测液点在干燥的pH试纸上，试纸变色后，与 对比即可确定溶液的pH。
注意：a.pH试纸使用前不能用蒸馏水湿润，否则待测液因被稀释可能会产生误差。
b．用广泛pH试纸读出的pH只能是 。
②pH计测定：可精确测定溶液的pH。
(1)溶液呈现酸、碱性的实质是c(H＋)与c(OH－)的相对大小，不能只看pH，一定温度下pH＝6的溶液也可能显中性，也可能显酸性，应注意温度。
(2)pH的取值范围为0～14，即只适用于c(H＋)≤1 mol·L－1或c(OH－)≤1 mol·L－1的电解质溶液，当c(H＋)或c(OH－)≥1 mol·L－1时，直接用c(H＋)或c(OH－)表示溶液的酸碱性。
(3)也可以用pOH来表示溶液的酸碱度。pOH是OH－浓度的负对数，pOH＝－lgc(OH－)。因为常温下，c(OH－)·c(H＋)＝10－14，若两边均取负对数得：pH＋pOH＝14。
三、酸碱中和滴定
1．实验原理
利用酸碱 ，用已知浓度酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。以标准盐酸溶液滴定待测的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 。
(2)准确判断 。
2．实验用品
(1)试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。
(2)仪器： 滴定管(如图A)、 滴定管(如图B)、滴定管夹、铁架台、烧杯、锥形瓶。
(3)滴定管特征和使用要求
①“0”刻度在上，精确度 mL。
②查漏—洗涤—润洗—装液。
③禁止混用酸式滴定管和碱式滴定管。
④滴定管的选用
酸性、氧化性的试剂一般用 ，因为酸性和氧化性物质易 。
碱性的试剂一般用 ，因为碱性物质易 ，致使 无法打开。
3．实验操作(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例)
(1)滴定准备“八动词”
(2)滴定过程“三动作”
(3)终点判断“两数据”
①最后一滴：滴入 ，溶液颜色发生突变。
②半分钟：颜色突变后，经振荡 内不复原，视为滴定终点。
(4)数据处理
按上述操作重复2～3次，求出用去标准盐酸体积的 ，根据
c(NaOH)＝计算。
(5)误差分析
①原理
依据原理c(标准)·V(标准)＝c(待测)·V(待测)，所以c(待测)＝，因c(标准)与V(待测)已确定，因此只要分析出不正确的操作引起V(标准)的变化，即分析出结果。V(标准)变大，则c(待测) ；V(标准)变小，则c(待测) 。
②常见误差
以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液(酚酞作指示剂)为例，常见的因操作不正确而引起的误差有：
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
>8.0蓝色
甲基橙
<3.1
3.1～4.4橙色
>4.4黄色
酚酞
<8.2无色
8.2～10.0
>10.0
5．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颜色褪去时即为滴定终点。
1.任何情况下水电离产生的c(H＋)和c(OH－)总是相等的。
2.水的离子积常数适用于任何酸、碱、盐的稀溶液。即Kw＝c(H＋)·c(OH－)中的c(H＋)、c(OH－)分别是溶液中H＋、OH－的总浓度，不一定是水电离出的c(H＋)和c(OH－)。
3.水中加酸或碱对水的电离均有抑制作用，因此，室温下，若由水电离出的c(H＋)<1×10－7 mol·L－1，该溶液可能显酸性，也可能显碱性。
4.滴定管和量筒读数的区别
(1)滴定管“0”刻度在上方，数值从上到下依次增大，因此仰视时读数偏大，俯视时读数偏小。量筒无“0”刻度，数值从下到上依次增大，因此仰视时读数偏小，俯视时读数偏大。
(2)记录数据时，滴定管的读数应记录到小数点后两位，如20.00 mL；量筒的读数最多记录到小数点后一位，如8.0 mL。
5.恰好中和＝酸碱恰好完全反应≠滴定终点≠溶液呈中性。
6.滴定终点是通过指示剂颜色变化而实际控制的停止滴定的“点”，滴定终点与恰好中和越吻合，测定误差越小。
考向一 水的电离
典例1：25 ℃时，相同物质的量浓度的下列溶液：①NaCl ②NaOH　③H2SO4　④(NH4)2SO4，其中水的电离程度按由大到小顺序排列的一组是(　　)
A．④>③>②>① B．②>③>①>④
C．④>①>②>③ D．③>②>①>④
变式训练1.25 ℃时，水的电离达到平衡：H2OH＋＋OH－。下列叙述错误的是(　　)
A．向水中通入氨气，平衡逆向移动，c(OH－)增大
B．向水中加入少量稀硫酸，c(H＋)增大，Kw不变
C．升高温度，平衡正向移动，Kw变大
D．升高温度，c(H＋)增大，pH不变
考向二 溶液酸碱性的判断
典例2：已知温度T时水的离子积常数为Kw，该温度下，将浓度为a mol·L－1的一元酸HA与b mol·L－1一元碱BOH等体积混合，可判定该溶液呈中性的依据是(　　)
A．a＝b
B．混合溶液的pH＝7
C．混合溶液中，c(H＋)＝ mol·L－1
D．混合溶液中，c(H＋)＋c(B＋)＝c(OH－)＋c(A－)
变式训练2.下列溶液肯定呈酸性的是(　　)
A．含H+的溶液 B．加酚酞显无色的溶液
C．pH＜7的溶液 D．c(OH+)＜c(H+)的溶液
考向三 溶液的稀释、混合与pH变化的关系
典例3：在某温度时，测得0.01 mol·L－1的NaOH溶液的pH＝11。
(1)该温度下水的离子积常数Kw＝______________。
(2)在此温度下，将pH＝a的NaOH溶液Va L与pH＝b的硫酸Vb L混合。
①若所得混合液为中性，且a＝12，b＝2，则Va∶Vb＝______________________________。
②若所得混合液为中性，且a＋b＝12，则Va∶Vb＝____________________________。
变式训练3.常温下，下列关于pH同为3的盐酸与醋酸两种溶液的说法正确的是(　　)
A．醋酸溶液的浓度大于盐酸溶液的浓度
B．相同体积的两溶液能中和等物质的量的氢氧化钠
C．两溶液稀释100倍，pH都为5
D．两溶液中分别加入少量对应的钠盐，c(H+) 均明显增大
考向四 中和滴定仪器、指示剂的选择与使用及中和滴定曲线
典例4：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(　　)
变式训练4.室温下，用0.10 mol·L－1的盐酸滴定20.00 mL 0.10 mol·L－1的某碱BOH溶液得到的滴定曲线如图，下列判断不正确的是(　　)
A．a点时，溶液呈碱性，溶液中c(B＋)＞c(Cl－)
B．b点时溶液的pH＝7
C．当c(Cl－)＝c(B＋)时，V(HCl)＜20 mL
D．c点时溶液中c(H＋)约为0.03 mol·L－1
1【2018北京卷】测定0.1 mol·L-1 Na2SO3溶液先升温再降温过程中的pH，数据如下。
时刻
①
②
③
④
温度/℃
25
30
40
25
pH
9.66
9.52
9.37
9.25
实验过程中，取①④时刻的溶液，加入盐酸酸化的BaCl2溶液做对比实验，④产生白色沉淀多。
下列说法不正确的是
A．Na2SO3溶液中存在水解平衡：+H2O+OH?
B．④的pH与①不同，是由于浓度减小造成的
C．①→③的过程中，温度和浓度对水解平衡移动方向的影响一致
D．①与④的Kw值相等
2.【2018江苏卷】根据下列图示所得出的结论不正确的是
A．图甲是CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)的平衡常数与反应温度的关系曲线，说明该反应的ΔH<0
B．图乙是室温下H2O2催化分解放出氧气的反应中c(H2O2 )随反应时间变化的曲线，说明随着反应的进行H2O2分解速率逐渐减小
C．图丙是室温下用0.1000 mol·L?1NaOH溶液滴定20.00 mL 0.1000 mol·L?1某一元酸HX的滴定曲线，说明HX是一元强酸
D．图丁是室温下用Na2SO4除去溶液中Ba2+达到沉淀溶解平衡时，溶液中c(Ba2+ )与c(SO42?)的关系曲线，说明溶液中c(SO42? )越大c(Ba2+ )越小
3.【2018新课标Ⅲ卷】用0.100 mol·L-1 AgNO3滴定50.0 mL 0.0500 mol·L-1 Cl-溶液的滴定曲线如图所示。下列有关描述错误的是

A．根据曲线数据计算可知Ksp(AgCl)的数量级为10-10
B.曲线上各点的溶液满足关系式c(Ag+)·c(Cl-)=Ksp(AgCl)
C.相同实验条件下，若改为0.0400 mol·L-1 Cl-，反应终点c移到a
D.相同实验条件下，若改为0.0500 mol·L-1 Br-，反应终点c向b方向移动
4.【2017新课标Ⅱ卷】改变0.1二元弱酸溶液的pH，溶液中的、、的物质的量分数随pH的变化如图所示[已知]。
下列叙述错误的是（ ）
A．pH=1.2时，
B．
C．pH=2.7时，
D．pH=4.2时，
5.【2017新课标Ⅰ卷】常温下将NaOH溶液滴加到己二酸（H2X）溶液中，混合溶液的pH与离子浓度变化的关系如图所示。下列叙述错误的是（ ）

A．Ka2（H2X）的数量级为10–6
B．曲线N表示pH与的变化关系
C．NaHX溶液中
D．当混合溶液呈中性时，
6.【2016新课标Ⅰ卷】298 K时，在20.0 mL 0.10 mol/L氨水中滴入0.10 mol/L的盐酸，溶液的pH与所加盐酸的体积关系如图所示。已知0.10 mol/L氨水的电离度为1.32%，下列有关叙述正确的是（ ）

A．该滴定过程应该选择酚酞作为指示剂
B．M点对应的盐酸体积为20.0 mL
C．M点处的溶液中c(NH4＋)＝c(Cl－)＝c(H＋)＝c(OH－)
D．N点处的溶液中pH＜12
7.【2016天津卷】室温下，用相同浓度的NaOH溶液，分别滴定浓度均为0.1mol·L－1的三种酸(HA、HB和HD)溶液，滴定的曲线如图所示，下列判断错误的是( )
A．三种酸的电离常数关系：KHA＞KHB＞KHD
B．滴定至P点时，溶液中：c(B－)＞c(Na＋)＞c(HB)＞c(H＋)＞c(OH－)
C．pH=7时，三种溶液中：c(A－)=c(B－)=c(D－)
D．当中和百分数达100%时，将三种溶液混合后：c(HA)＋c(HB)＋c(HD)=c(OH－)－c(H＋)
8．【2016北京卷】在两份相同的Ba(OH)2溶液中，分别滴入物质的量浓度相等的H2SO4、NaHSO4溶液，其导电能力随滴入溶液体积变化的曲线如图所示．下列分析不正确的是(　　)

A．①代表滴加H2SO4溶液的变化曲线
B．b点，溶液中大量存在的离子是Na+、OH﹣
C．c点，两溶液中含有相同量的OH﹣
D．a、d两点对应的溶液均显中性
9．【2016高考?新课标Ⅲ】下列有关电解质溶液的说法正确的是(　　)
A．向0.1mol?L﹣1 CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中减小
B．将CH3COONa溶液从20℃升温至30℃，溶液中增大
C．向盐酸中加入氨水至中性，溶液中＞1
D．向AgCl、AgBr的饱和溶液中加入少量AgNO3，溶液中不变
　
10．【2016江苏卷】H2C2O4为二元弱酸。20℃时，配制一组c（H2C2O4）+ c（HC2O4–）+ c（C2O42–）=0.100 mol·L–1的H2C2O4和NaOH混合溶液，溶液中部分微粒的物质的量浓度随pH的变化曲线如图所示。下列指定溶液中微粒的物质的量浓度关系一定正确的是（ ）
A．pH=2.5的溶液中：c（H2C2O4）+c（C2O42–）＞c（HC2O4–）
B．c（Na+）=0.100 mol·L–1的溶液中：c（H+）+c（H2C2O4）=c（OH–）+c（C2O42–）
C．c（HC2O4–）=c（C2O42–）的溶液中：c（Na+）＞0.100 mol·L–1+c（HC2O4–）
D．pH=7的溶液中：c（Na+）＞2c（C2O42–）
11．【2016天津卷】室温下，用相同浓度的NaOH溶液，分别滴定浓度均为0.1mol·L－1的三种酸(HA、HB和HD)溶液，滴定的曲线如图所示，下列判断错误的是( )
A．三种酸的电离常数关系：KHA＞KHB＞KHD
B．滴定至P点时，溶液中：c(B－)＞c(Na＋)＞c(HB)＞c(H＋)＞c(OH－)
C．pH=7时，三种溶液中：c(A－)=c(B－)=c(D－)
D．当中和百分数达100%时，将三种溶液混合后：c(HA)＋c(HB)＋c(HD)=c(OH－)－c(H＋)
第二十三讲 水的电离和溶液的酸碱性
1．理解水的电离、离子积常数以及影响水电离平衡的因素。
2．了解溶液pH的定义，能进行溶液pH的简单计算。
3．初步掌握中和滴定的原理和方法，初步掌握测定溶液pH的方法(强酸、强碱)。
一、水的电离
1．电离方程式
水是一种极弱的电解质，电离方程式为2H2OH3O＋＋OH－，简写为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，水的电离是吸热过程，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。
3．关于纯水的几个重要数据
4．影响水的电离平衡的因素和影响Kw的因素
改变条件
水电离平衡移动方向
Kw
升高温度
向右移动
增大
加少量HCl(aq)
向左移动
不变
通少量SO2(g)
向左移动
不变
加少量NaOH(aq)
向左移动
不变
加少量NaHSO4(s)
向左移动
不变
加少量NaCl(s)
不移动
不变
加少量Na2CO3(s)
向右移动
不变
加少量Na(s)
向右移动
不变
结论：
(1)加热，促进水的电离，Kw增大。
(2)加入酸或碱，抑制水的电离，Kw不变。
(3)①加入强酸强碱的正盐，不影响水的电离。
②加入强酸的酸式盐，抑制水的电离。
③加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3、NH4Cl)，促进水的电离。
(4)加入与水反应的活泼金属(如Na、K)，促进水的电离。
二、溶液的酸碱性与pH的计算
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。
c(H＋)>c(OH－)，溶液呈酸性，25 ℃时，pH<7。
c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性，25 ℃时，pH＝7。
c(H＋)7。
2．溶液的pH
(1)定义式：pH＝－lg c(H＋)。
(2)溶液的酸碱性跟pH的关系
室温下：
(3)pH的测定
①用pH试纸测定
把小片试纸放在表 面 皿 上，用玻 璃 棒蘸取待测液点在干燥的pH试纸上，试纸变色后，与标准比色卡对比即可确定溶液的pH。
注意：a.pH试纸使用前不能用蒸馏水湿润，否则待测液因被稀释可能会产生误差。
b．用广泛pH试纸读出的pH只能是整数。
②pH计测定：可精确测定溶液的pH。
(1)溶液呈现酸、碱性的实质是c(H＋)与c(OH－)的相对大小，不能只看pH，一定温度下pH＝6的溶液也可能显中性，也可能显酸性，应注意温度。
(2)pH的取值范围为0～14，即只适用于c(H＋)≤1 mol·L－1或c(OH－)≤1 mol·L－1的电解质溶液，当c(H＋)或c(OH－)≥1 mol·L－1时，直接用c(H＋)或c(OH－)表示溶液的酸碱性。
(3)也可以用pOH来表示溶液的酸碱度。pOH是OH－浓度的负对数，pOH＝－lgc(OH－)。因为常温下，c(OH－)·c(H＋)＝10－14，若两边均取负对数得：pH＋pOH＝14。
三、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。以标准盐酸溶液滴定待测的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)准确测定标准液的体积。
(2)准确判断滴定终点。
2．实验用品
(1)试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。
(2)仪器：酸式滴定管(如图A)、碱式滴定管(如图B)、滴定管夹、铁架台、烧杯、锥形瓶。
(3)滴定管特征和使用要求
①“0”刻度在上，精确度0.01 mL。
②查漏—洗涤—润洗—装液。
③禁止混用酸式滴定管和碱式滴定管。
④滴定管的选用
酸性、氧化性的试剂一般用酸式滴定管，因为酸性和氧化性物质易腐蚀橡胶。
碱性的试剂一般用碱式滴定管，因为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)滴定准备“八动词”
(2)滴定过程“三动作”
(3)终点判断“两数据”
①最后一滴：滴入最后一滴，溶液颜色发生突变。
②半分钟：颜色突变后，经振荡半分钟内不复原，视为滴定终点。
(4)数据处理
按上述操作重复2～3次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据
c(NaOH)＝计算。
(5)误差分析
①原理
依据原理c(标准)·V(标准)＝c(待测)·V(待测)，所以c(待测)＝，因c(标准)与V(待测)已确定，因此只要分析出不正确的操作引起V(标准)的变化，即分析出结果。V(标准)变大，则c(待测)偏高；V(标准)变小，则c(待测)偏低。
②常见误差
以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液(酚酞作指示剂)为例，常见的因操作不正确而引起的误差有：
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．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颜色褪去时即为滴定终点。
1.任何情况下水电离产生的c(H＋)和c(OH－)总是相等的。
2.水的离子积常数适用于任何酸、碱、盐的稀溶液。即Kw＝c(H＋)·c(OH－)中的c(H＋)、c(OH－)分别是溶液中H＋、OH－的总浓度，不一定是水电离出的c(H＋)和c(OH－)。
3.水中加酸或碱对水的电离均有抑制作用，因此，室温下，若由水电离出的c(H＋)<1×10－7 mol·L－1，该溶液可能显酸性，也可能显碱性。
4.滴定管和量筒读数的区别
(1)滴定管“0”刻度在上方，数值从上到下依次增大，因此仰视时读数偏大，俯视时读数偏小。量筒无“0”刻度，数值从下到上依次增大，因此仰视时读数偏小，俯视时读数偏大。
(2)记录数据时，滴定管的读数应记录到小数点后两位，如20.00 mL；量筒的读数最多记录到小数点后一位，如8.0 mL。
5.恰好中和＝酸碱恰好完全反应≠滴定终点≠溶液呈中性。
6.滴定终点是通过指示剂颜色变化而实际控制的停止滴定的“点”，滴定终点与恰好中和越吻合，测定误差越小。
考向一 水的电离
典例1：25 ℃时，相同物质的量浓度的下列溶液：①NaCl ②NaOH　③H2SO4　④(NH4)2SO4，其中水的电离程度按由大到小顺序排列的一组是(　　)
A．④>③>②>① B．②>③>①>④
C．④>①>②>③ D．③>②>①>④
【答案】　C
【解析】　分析四种物质可知②NaOH、③H2SO4抑制水的电离，①NaCl不影响水的电离平衡，④(NH4)2SO4促进水的电离(NH水解)，在②③中H2SO4为二元强酸，产生的c(H＋)大于NaOH产生的c(OH－)，抑制程度更大，故顺序为④>①>②>③。
★总结提升
突破“五类”水电离产生的c(H＋)和c(OH－)的计算
任何水溶液中水电离产生的c(H＋)和c(OH－)总是相等的，有关计算有以下5种类型(以常温时的溶液为例)。
(1)中性溶液：c(OH－)＝c(H＋)＝10－7 mol/L。
(2)酸的溶液——OH－全部来自水的电离。
实例：pH＝2的盐酸中c(H＋)＝10－2 mol/L，则c(OH－)＝ mol/L＝1×10－12 mol/L，即水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12 mol/L。
(3)碱的溶液——H＋全部来自水的电离。
实例：pH＝12的NaOH溶液中c(H＋)＝1×10－12 mol/L，即水电离出的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12 mol/L。
(4)水解呈酸性的盐溶液——H＋全部来自水的电离。
实例：pH＝5的NH4Cl溶液中，由水电离出的 c(H＋)＝10－5 mol/L，因部分OH－与部分NH结合使
c(OH－)＝10－9 mol/L。
(5)水解呈碱性的盐溶液——OH－全部来自水的电离。
实例：pH＝12的Na2CO3溶液中，由水电离出的c(OH－)＝10－2 mol/L，因部分H＋与部分CO结合使
c(H＋)＝10－12 mol/L。
[归纳口诀]　酸中算“碱”，碱中算“酸”，盐中算大的(代表水的电离程度)。
变式训练1.25 ℃时，水的电离达到平衡：H2OH＋＋OH－。下列叙述错误的是(　　)
A．向水中通入氨气，平衡逆向移动，c(OH－)增大
B．向水中加入少量稀硫酸，c(H＋)增大，Kw不变
C．升高温度，平衡正向移动，Kw变大
D．升高温度，c(H＋)增大，pH不变
【答案】D
【解析】
A.向水中通入NH3，c(OH－)增大，平衡逆向移动，A正确；
B.向水中加入少量稀H2SO4，c(H＋)增大，但温度不变，Kw不变，B正确；
C.升高温度，水的电离平衡正向移动，Kw变大，C正确；
D.升高温度，能促进水的电离，c(H＋)增大，pH减小，D错误。
考向二 溶液酸碱性的判断
典例2：已知温度T时水的离子积常数为Kw，该温度下，将浓度为a mol·L－1的一元酸HA与b mol·L－1一元碱BOH等体积混合，可判定该溶液呈中性的依据是(　　)
A．a＝b
B．混合溶液的pH＝7
C．混合溶液中，c(H＋)＝ mol·L－1
D．混合溶液中，c(H＋)＋c(B＋)＝c(OH－)＋c(A－)
【答案】C
【解析】
A项，因酸碱的强弱未知，a＝b，只能说明酸与碱恰好完全反应，但如为强酸弱碱盐或强碱弱酸盐，则溶液不呈中性，错误；
B项，因温度未知，则pH＝7不一定为中性，错误；
C项，混合溶液中，c(H＋)＝ mol·L－1，根据c(H＋)·c(OH－)＝Kw可知，溶液中c(H＋)＝c(OH－)＝ mol·L－1，溶液呈中性，正确；
D项，任何溶液都存在电荷守恒，即c(H＋)＋c(B＋)＝c(OH－)＋c(A－)，但不能由此确定溶液的酸碱性，错误。
★总结提升
混合溶液酸碱性的判断规律
(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”
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”
变式训练2.下列溶液肯定呈酸性的是(　　)
A．含H+的溶液 B．加酚酞显无色的溶液
C．pH＜7的溶液 D．c(OH+)＜c(H+)的溶液
【答案】D
【解析】
A．酸、碱、盐溶液中同时存在氢离子和氢氧根离子，故A错误；
B．酚酞遇酸性和中性溶液都不变色，遇碱性溶液变红，故B错误；
C．溶液的酸碱性是由氢离子和氢氧根离子浓度的相对大小决定的，而不在于氢离子浓度或氢氧根浓度绝对值大小，即PH值大小，故C错误；
D．溶液的酸碱性与氢离子和氢氧根离子浓度的相对大小决定，如果氢离子浓度大于氢氧根浓度，该溶液一定呈酸性，故D正确；故选D。
考向三 溶液的稀释、混合与pH变化的关系
典例3：在某温度时，测得0.01 mol·L－1的NaOH溶液的pH＝11。
(1)该温度下水的离子积常数Kw＝______________。
(2)在此温度下，将pH＝a的NaOH溶液Va L与pH＝b的硫酸Vb L混合。
①若所得混合液为中性，且a＝12，b＝2，则Va∶Vb＝______________________________。
②若所得混合液为中性，且a＋b＝12，则Va∶Vb＝____________________________。
【答案】　(1)10－13　(2)①1∶10　②10∶1
【解析】　
(1)由题意知，溶液中c(H＋)＝10－11mol·L－1，c(OH－)＝0.01 mol·L－1，故Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝10－13。
(2)①根据中和反应：H＋＋OH－===H2O。
c(H＋)·Vb＝c(OH－)·Va
10－2·Vb＝10－13/10－12·Va
＝＝1∶10。
②根据中和反应H＋＋OH－===H2O
c(H＋)·Vb＝c(OH－)·Va
10－b·Vb＝10－13/10－a·Va
＝＝1013－(a＋b)＝10，即Va∶Vb＝10∶1。
★总结提升
溶液pH计算口诀
酸按酸(H＋)——先计算混合后的c(H＋)。
碱按碱(OH－)——先计算混合后的c(OH－)。
同强相混弱点三——即25 ℃时两强酸等体积混合，pH＝pH小＋0.3；两强碱等体积混合，
pH＝pH大－0.3。
异强相混看过量——强酸强碱混合先判断过量。
无限稀释“7”为限——酸、碱无限稀释，最终溶液都接近中性。
变式训练3.常温下，下列关于pH同为3的盐酸与醋酸两种溶液的说法正确的是(　　)
A．醋酸溶液的浓度大于盐酸溶液的浓度
B．相同体积的两溶液能中和等物质的量的氢氧化钠
C．两溶液稀释100倍，pH都为5
D．两溶液中分别加入少量对应的钠盐，c(H+) 均明显增大
【答案】A
【解析】
A．pH=3的两种酸溶液中氢离子浓度均为0.001mol/L，但醋酸为弱电解质，不能完全电离，HCl为强电解质，能完全电离，故两溶液中醋酸的浓度大于盐酸，故A正确；
B．pH=3的醋酸溶液和盐酸溶液的浓度醋酸更大，则相同体积的两溶液的物质的量醋酸更大，则中和氢氧化钠时，醋酸消耗的氢氧化钠更多，故B错误；
C．当加水稀释100倍时，盐酸中的氢离子浓度直线下降，故pH=5；而醋酸中的电离平衡被促进，会电离出新的氢离子，故醋酸溶液中的氢离子浓度下降较慢，则稀释后pH小于5，故C错误；
D．盐酸中无电离平衡，故向盐酸溶液中加入氯化钠固体，故溶液的c(H+) 无影响；而醋酸溶液中存在电离平衡，加入醋酸钠后电离平衡左移，故c(H+) 下降，故D错误；故选A。
考向四 中和滴定仪器、指示剂的选择与使用及中和滴定曲线
典例4：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(　　)
【答案】D
【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。
★总结提升
中和滴定中指示剂的选择和使用
指示剂变色要灵敏，变色范围要小，酸碱恰好完全反应时，终点溶液的pH应在指示剂的变色范围内。
(1)强酸和强碱的滴定一般常用甲基橙、酚酞作指示剂。
(2)强酸溶液和弱碱溶液的相互滴定应选用甲基橙作指示剂，例如用盐酸滴定氨水。
(3)强碱溶液和弱酸溶液的相互滴定应选用酚酞作指示剂，例如用NaOH溶液滴定醋酸。
(4)石蕊试液由于颜色变化不明显，不易辨别，在滴定过程中不宜使用。
注意：
①用量不能太多，常用2～3滴，因指示剂本身也是有机弱酸或有机弱碱，若用量太多，会使中和滴定中需要的酸或碱的量增多或减少。
②指示剂的变色：最好由浅到深，这样对比明显。如用强碱滴定强酸用酚酞作指示剂较好，当溶液从无色变为粉红色(或浅红色)且半分钟内不褪色时即达到滴定终点。
③其他滴定实验的指示剂应根据溶液的颜色变化或生成沉淀的现象来选择。如用硫代硫酸钠溶液滴定含碘的溶液时选淀粉作指示剂；用酸性KMnO4溶液滴定含SO的溶液时，不用另加指示剂。
变式训练4.室温下，用0.10 mol·L－1的盐酸滴定20.00 mL 0.10 mol·L－1的某碱BOH溶液得到的滴定曲线如图，下列判断不正确的是(　　)
A．a点时，溶液呈碱性，溶液中c(B＋)＞c(Cl－)
B．b点时溶液的pH＝7
C．当c(Cl－)＝c(B＋)时，V(HCl)＜20 mL
D．c点时溶液中c(H＋)约为0.03 mol·L－1
【答案】B
【解析】首先应该判断BOH碱性的强弱，浓度为0.10 mol·L－1，如为强碱，其pH＝13，而从图中可看出其pH＜12，故该碱为弱碱。再看b点，此时n(HCl)＝n(BOH)，酸碱恰好中和，此时恰好生成BCl，为强酸弱碱盐，水解呈酸性，pH＜7。a点加入盐酸的量不够，为BOH、BCl的混合溶液，该溶液呈碱性，说明电离大于水解，故c(B＋)＞c(Cl－)。c点盐酸过量，为BCl、HCl的混合溶液，其中c(H＋)可以根据过量的酸的物质的量除以体积来计算，加入盐酸为40 mL时，c(H＋)＝(0.1×40－0.1×20)÷60≈0.03 mol·L－1。当c(Cl－)＝c(B＋)时，c(H＋)＝c(OH－)，溶液pH＝7，V(HCl)＜20 mL。
1【2018北京卷】测定0.1 mol·L-1 Na2SO3溶液先升温再降温过程中的pH，数据如下。
时刻
①
②
③
④
温度/℃
25
30
40
25
pH
9.66
9.52
9.37
9.25
实验过程中，取①④时刻的溶液，加入盐酸酸化的BaCl2溶液做对比实验，④产生白色沉淀多。
下列说法不正确的是
A．Na2SO3溶液中存在水解平衡：+H2O+OH?
B．④的pH与①不同，是由于浓度减小造成的
C．①→③的过程中，温度和浓度对水解平衡移动方向的影响一致
D．①与④的Kw值相等
【答案】C
【解析】
Na2SO3属于强碱弱酸盐，SO32-存在水解平衡：SO32-+H2OHSO3-+OH-、
HSO3-+H2OH2SO3+OH-，A项正确；
取①④时刻的溶液，加入盐酸酸化的BaCl2溶液做对比实验，④产生白色沉淀多，说明实验过
程中部分Na2SO3被氧化成Na2SO4，①与④温度相同，④与①对比，SO32-浓度减小，溶液中c（OH-），④的pH小于①，即④的pH与①不同，是由于SO32-浓度减小造成的，B项正确；
盐类水解为吸热过程，①→③的过程，升高温度SO32-水解平衡正向移动，c（SO32-）减小，水
解平衡逆向移动，温度和浓度对水解平衡移动方向的影响相反，C项错误；
D项，Kw只与温度有关，①与④温度相同，Kw值相等；答案选C。
2.【2018江苏卷】根据下列图示所得出的结论不正确的是
A．图甲是CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)的平衡常数与反应温度的关系曲线，说明该反应的ΔH<0
B．图乙是室温下H2O2催化分解放出氧气的反应中c(H2O2 )随反应时间变化的曲线，说明随着反应的进行H2O2分解速率逐渐减小
C．图丙是室温下用0.1000 mol·L?1NaOH溶液滴定20.00 mL 0.1000 mol·L?1某一元酸HX的滴定曲线，说明HX是一元强酸
D．图丁是室温下用Na2SO4除去溶液中Ba2+达到沉淀溶解平衡时，溶液中c(Ba2+ )与c(SO42?)的关系曲线，说明溶液中c(SO42? )越大c(Ba2+ )越小
【答案】C
【解析】
升高温度，lgK减小，平衡向逆反应方向移动，逆反应为吸热反应，正反应为放热反应，该反
应的ΔH0,正确；
根据图像，随着时间的推移，c（H2O2）变化趋于平缓，随着反应的进行H2O2分解速率逐渐减
小，正确；
根据图像，没有滴入NaOH溶液时，0.1000mol/LHX溶液的pH1，HX为一元弱酸，错误；D项，根据图像可见横坐标越小，纵坐标越大，-lgc（SO42-）越小，-lgc（Ba2+）越大，说明c（SO42-）
越大c（Ba2+）越小，正确。
答案选C
3.【2018新课标Ⅲ卷】用0.100 mol·L-1 AgNO3滴定50.0 mL 0.0500 mol·L-1 Cl-溶液的滴定曲线如图所示。下列有关描述错误的是

A．根据曲线数据计算可知Ksp(AgCl)的数量级为10-10
B.曲线上各点的溶液满足关系式c(Ag+)·c(Cl-)=Ksp(AgCl)
C.相同实验条件下，若改为0.0400 mol·L-1 Cl-，反应终点c移到a
D.相同实验条件下，若改为0.0500 mol·L-1 Br-，反应终点c向b方向移动
【答案】C
【解析】本题应该从题目所给的图入手，寻找特定数据判断题目中的沉淀滴定的具体过程。注意：横坐标是加入的硝酸银溶液的体积，纵坐标是氯离子浓度的负对数。
C．滴定的过程是用硝酸银滴定氯离子，所以滴定的终点应该由原溶液中氯离子的物质的量决定，将50mL 0.05mol/L的Cl-溶液改为50mL 0.04mol/L的Cl-溶液，此时溶液中的氯离子的物质的量是原来的0.8倍，所以滴定终点需要加入的硝酸银的量也是原来的0.8倍，因此应该由c点的25mL变为25×0.8=20mL，而a点对应的是15mL，选项C错误。

4.【2017新课标Ⅱ卷】改变0.1二元弱酸溶液的pH，溶液中的、、的物质的量分数随pH的变化如图所示[已知]。
下列叙述错误的是（ ）
A．pH=1.2时，
B．
C．pH=2.7时，
D．pH=4.2时，
【答案】D
【解析】A、根据图像，pH=1.2时，H2A和HA?相交，则有c(H2A)=c(HA?)，故A说法正确；B、pH=4.2时，c(A2?)=c(HA?)，根据第二步电离HA?H＋＋A2?，得出：K2(H2A)=c(H+)×c(A2?)/c(HA?)= c(H+)=10?4.2，故B说法正确；C、根据图像，pH=2.7时，H2A和A2?相交，则有，故C说法正确；D、由图知，pH=4.2时，c(HA?)=c(A2?)，H2A电离出一个HA?时释放出一个H+，电离出一个A2?时，释放出2个H+，同时水也会电离出H+，因此c(H+)＞c(HA?)=c(A2?)，错误。
5.【2017新课标Ⅰ卷】常温下将NaOH溶液滴加到己二酸（H2X）溶液中，混合溶液的pH与离子浓度变化的关系如图所示。下列叙述错误的是（ ）

A．Ka2（H2X）的数量级为10–6
B．曲线N表示pH与的变化关系
C．NaHX溶液中
D．当混合溶液呈中性时，
【答案】D
【解析】
己二酸是二元弱酸，第二步电离小于第一步，即Ka1=＞Ka2=，所以
当pH相等即氢离子浓度相等时＞，因此曲线N表示pH与的变化关系，则曲线M是己二酸的第二步电离，根据图像取－0.6和4.8点， =10－0.6 mol·L－1，c(H＋)=10－4.8 mol·L－1，代入Ka2得到Ka2=10－5.4，因此Ka2（H2X）的数量级为10–6，A正确；
B.根据以上分析可知曲线N表示pH与的关系，B正确；
C. 曲线N是己二酸的第一步电离，根据图像取0.6和5.0点， =100.6 mol·L－1，c(H＋)=10－5.0 mol·L－1，代入Ka1得到Ka1=10－4.4，因此HX－的水解常数是=10－14/10－4.4＜Ka2，所以NaHX溶液显酸性，即c(H＋)＞c(OH－)，C正确；
D.根据图像可知当＝0时溶液显酸性，因此当混合溶液呈中性时，＞0，即c(X2–)＞c(HX–)，D错误；答案选D。
6.【2016新课标Ⅰ卷】298 K时，在20.0 mL 0.10 mol/L氨水中滴入0.10 mol/L的盐酸，溶液的pH与所加盐酸的体积关系如图所示。已知0.10 mol/L氨水的电离度为1.32%，下列有关叙述正确的是（ ）

A．该滴定过程应该选择酚酞作为指示剂
B．M点对应的盐酸体积为20.0 mL
C．M点处的溶液中c(NH4＋)＝c(Cl－)＝c(H＋)＝c(OH－)
D．N点处的溶液中pH＜12
【答案】D
【解析】
A、向氨水当中滴加稀盐酸，两者等物质的量反应则达到滴定终点，产物为NH4Cl，其溶液显酸性，应选择在酸性范围内变色的指示剂，如甲基橙的变色范围为3.1~4.4。而酚酞的变色范围是8.2~10.0，在碱性范围内变色，不能作为该滴定的指示剂，故A项错误。
B、盐酸体积为20.0 mL时恰好反应生成NH4Cl，NH4＋发生水解，导致其溶液pH小于7，而M点处pH=7，故B项错误。
C、因为溶液pH=7，所以，又由于电荷守恒，可得，二者浓度约为，远大于，故C错误。
D、若开始时pH为12，则，此时对应氨水的电离度为10%，由于题中给出氨水电离度为1.32%，远低于10%，则pH应小于12，故D正确。
因此，本题选D。
7.【2016天津卷】室温下，用相同浓度的NaOH溶液，分别滴定浓度均为0.1mol·L－1的三种酸(HA、HB和HD)溶液，滴定的曲线如图所示，下列判断错误的是( )
A．三种酸的电离常数关系：KHA＞KHB＞KHD
B．滴定至P点时，溶液中：c(B－)＞c(Na＋)＞c(HB)＞c(H＋)＞c(OH－)
C．pH=7时，三种溶液中：c(A－)=c(B－)=c(D－)
D．当中和百分数达100%时，将三种溶液混合后：c(HA)＋c(HB)＋c(HD)=c(OH－)－c(H＋)
【答案】C
【解析】
根据图像，0.1mol·L－1的三种酸(HA、HB和HD)溶液中HA的起始pH最小，酸性最强，HD的pH最大，酸性最弱，酸性越强，电离平衡常数越大，三种酸的电离常数关系：KHA＞KHB＞KHD，正确；
B．滴定至P点时溶质为等物质的量浓度的HB和NaB，溶液显酸性，HB的电离为主，但电离程度较小，因此c(B－)＞c(Na＋)＞c(HB)＞c(H＋)＞c(OH－) ，正确；
C．pH=7时，三种溶液中阴离子的水解程度不同，加入的氢氧化钠的体积不同，三种离子浓度分别与钠离子浓度相等，但三种溶液中钠离子浓度不等，错误；
D．此为混合溶液的质子守恒关系式，c(HA)＋c(HB)＋c(HD)=c(OH－)－c(H＋)，正确；
故选C。
8．【2016北京卷】在两份相同的Ba(OH)2溶液中，分别滴入物质的量浓度相等的H2SO4、NaHSO4溶液，其导电能力随滴入溶液体积变化的曲线如图所示．下列分析不正确的是(　　)

A．①代表滴加H2SO4溶液的变化曲线
B．b点，溶液中大量存在的离子是Na+、OH﹣
C．c点，两溶液中含有相同量的OH﹣
D．a、d两点对应的溶液均显中性
【答案】C
【解析】
A．Ba(OH)2溶液和H2SO4、NaHSO4溶液反应方程式分别为H2SO4+Ba(OH)2=BaSO4↓+2H2O、NaHSO4+Ba(OH)2=BaSO4↓+NaOH+H2O，2NaHSO4+Ba(OH)2=BaSO4↓+Na2SO4+2H2O，溶液导电能力与离子浓度成正比，根据图知，曲线①在a点溶液导电能力接近0，说明该点溶液离子浓度最小，应该为Ba(OH)2溶液和H2SO4的反应，则曲线②为Ba(OH)2溶液和NaHSO4溶液的反应，即①代表滴加H2SO4溶液的变化曲线，故A正确；
B．根据图知，a点为Ba(OH)2溶液和H2SO4恰好反应，H2SO4、NaHSO4溶液的物质的量浓度相等，则b点溶液溶质为NaOH，所以b点，溶液中大量存在的离子是Na+、OH﹣，故B正确；
C．c点，①中稀硫酸过量，溶质为硫酸，②中反应后溶液中溶质为NaOH、Na2SO4，因为硫酸根离子浓度相同，②中钠离子浓度大于①中氢离子浓度，所以溶液中氢氧根离子浓度不同，故C错误；
D．a点①中硫酸和氢氧化钡恰好完全反应，溶液中只含水；d点②中溶质为Na2SO4，水和硫酸钠溶液都呈中性，故D正确；故选C。
9．【2016高考?新课标Ⅲ】下列有关电解质溶液的说法正确的是(　　)
A．向0.1mol?L﹣1 CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中减小
B．将CH3COONa溶液从20℃升温至30℃，溶液中增大
C．向盐酸中加入氨水至中性，溶液中＞1
D．向AgCl、AgBr的饱和溶液中加入少量AgNO3，溶液中不变
【答案】D
荷守恒可知，溶液中=1，故C错误；D．向AgCl、AgBr的饱和溶液中加入少量AgNO3，c(Ag+)相同，=，Ksp只与温度有关，而温度不变，则溶液中不变，故D正确；故选D。　
10．【2016江苏卷】H2C2O4为二元弱酸。20℃时，配制一组c（H2C2O4）+ c（HC2O4–）+ c（C2O42–）=0.100 mol·L–1的H2C2O4和NaOH混合溶液，溶液中部分微粒的物质的量浓度随pH的变化曲线如图所示。下列指定溶液中微粒的物质的量浓度关系一定正确的是（ ）
A．pH=2.5的溶液中：c（H2C2O4）+c（C2O42–）＞c（HC2O4–）
B．c（Na+）=0.100 mol·L–1的溶液中：c（H+）+c（H2C2O4）=c（OH–）+c（C2O42–）
C．c（HC2O4–）=c（C2O42–）的溶液中：c（Na+）＞0.100 mol·L–1+c（HC2O4–）
D．pH=7的溶液中：c（Na+）＞2c（C2O42–）
【答案】BD
【解析】
A.从图像中明显看出PH=2.5的溶液中c（H2C2O4）+c（C2O42–）＜?c（HC2O4-），A错误；
B.因c（H2C2O4）+?c（HC2O4-）+?c（C2O42–）=0.100 mol·L-1，当c（Na+）=0.100 mol·L-1时，利用溶液中的电荷守恒和物料守恒，可以推出c（H+）+c（H2C2O4）=c（OH-）+?c（C2O42–），B选项正确；
C.若有c（HC2O4-）=?c（C2O42–），则c（Na+）＜0.100 mol·L-1+?c（HC2O4-），C是错误的；
D.当pH=7的中性溶液中，恰好是Na2C2O4溶液，其C2O42–会发生水解，即c（Na+）>2c（C2O42–）,D选项正确
故BD正确。
11．【2016天津卷】室温下，用相同浓度的NaOH溶液，分别滴定浓度均为0.1mol·L－1的三种酸(HA、HB和HD)溶液，滴定的曲线如图所示，下列判断错误的是( )
A．三种酸的电离常数关系：KHA＞KHB＞KHD
B．滴定至P点时，溶液中：c(B－)＞c(Na＋)＞c(HB)＞c(H＋)＞c(OH－)
C．pH=7时，三种溶液中：c(A－)=c(B－)=c(D－)
D．当中和百分数达100%时，将三种溶液混合后：c(HA)＋c(HB)＋c(HD)=c(OH－)－c(H＋)
【答案】C
【解析】
A.根据图像，0.1mol·L－1的三种酸(HA、HB和HD)溶液中HA的起始pH最小，酸性最强，HD的pH最大，酸性最弱，酸性越强，电离平衡常数越大，三种酸的电离常数关系：KHA＞KHB＞KHD，正确；
B．滴定至P点时溶质为等物质的量浓度的HB和NaB，溶液显酸性，HB的电离为主，但电离程度较小，因此c(B－)＞c(Na＋)＞c(HB)＞c(H＋)＞c(OH－) ，正确；
C．pH=7时，三种溶液中阴离子的水解程度不同，加入的氢氧化钠的体积不同，三种离子浓度分别与钠离子浓度相等，但三种溶液中钠离子浓度不等，错误；
D．此为混合溶液的质子守恒关系式，c(HA)＋c(HB)＋c(HD)=c(OH－)－c(H＋)，正确；
故选C。

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