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3-1-1 电离平衡（第一课时）
[教学目标]
1．知识目标
（1）电解质与非电解质定义与实例。
（2）强电解质和弱电解质概念。从分类标准角度电解质和非电解质、强电解质和弱电解质跟共价化合物、离子化合物等不同分类之间的关系。
（3）理解电离度、电离平衡等含义。
2．能力和方法目标
（1）通过电解质、非电解质、强电解质、弱电解质等分类关系的认识，理解分类方法在化学学习中的作用，掌握用不同分类标准对同一对象进行分类的方法。
（2）通过有关实验，提高从化学实验探究化学本质的能力。
3．情感和价值观目标
由弱电解质的电离、阴阳离子共存等特征，体会矛盾体双方相附相存的对立统一关系。通过电离平衡中电解质分子的电离、离子间的结合这种动态平衡关系，进一步体验化学平衡的“动”、“定”、“变”等特征。
[重点与难点]
本课时的重点是电解质、非电解质的概念，强电解质和弱电解质的概念。
本课时的难点是弄清化合物不同分类之间的关系。
[教学过程]
见ppt文件。
课堂练习：
1．下列各组物质全部是弱电解质的是（ ）。
（A）H2O、NH3·H2O、H3PO4、HF
（B）Cu(OH)2、 CH3COOH、C2H5OH、CH3COONa
（C）H2SO3、Ba(OH)2、BaSO4
（D）H2SiO3、H2S、CO2
2．下列物质的水溶液中，除水分子外，不存在其它分子的是（ ）。
（A）NaF （B）NaHS （C）HNO3 （D）HClO
3．医院里用HgCl2的稀溶液作手术刀的消毒剂，HgCl2熔融时不导电，熔点低。HgS难
溶于水，易溶于氯化钠饱和溶液中。关于HgCl2的描述合理的是（ ）。
（A）是难溶的共价化合物 （B）是离子化合物
（C）是一种强电解质 （D）是一种弱电解质
4．下列物质中，导电性能最差的是（ ）
（A）熔融氢氧化钠 （B）石墨棒
（C）盐酸溶液 （D）固体氯化钠
5．下列物质容易导电的是（ ）。
（A）熔融的氯化钠 （B）硝酸钾溶液
（C）硫酸铜晶体 （D）无水乙醇
6．将0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液稀释10倍，下列微粒浓度减小得最多的是（ ）。
（A）CH3COO- （B）OH- （C）H+ （D）CH3COOH
7．浓度与体积都相同的盐酸和醋酸，在相同条件下分别与足量的碳酸钙固体（颗粒大
小均相同）反应，下列说法中正确的是（ ）。
（A）盐酸的反应速率大于醋酸的反应速率
（B）盐酸的反应速率等于醋酸的反应速率
（C）盐酸产生的二氧化碳气体比醋酸更多
（D）盐酸与醋酸产生的二氧化碳气体一样多
8．关于强电解质和弱电解质的区别，正确的叙述是（ ）。
（A）强电解质溶液的导电性强于弱电解质溶液的导电性
（B）强电解质在溶液中的电离度大于弱电解质在溶液中的电离度
（C）强电解质在任何浓度的溶液中都100%以离子的形态存在，而弱电解质则大多数以
分子的形态存在于溶液中
（D）在一般的浓度下，强电解质的一级电离是不可逆的，而弱电解质的电离是可逆的
9．在一定温度下，在冰醋酸加水稀释的过程中，溶液的导电能力（I）随着加入水的体
积V变化的曲线如图所示。请回答：
（1）“O”点导电能力为0的理由_________________；
（2）a、b、c三点处，溶液的c(H＋)由小到大的顺序
为__________；
（3）a、b、c三点处，电离度最大的是_______；
（4）若要使c点溶液中c(Ac-)增大，溶液的c(H＋)减小，
可采取的措施是_______、________、_________。
10．试用简单的实验证明，在醋酸溶液中存在着：
CH3COOHH++CH3COO-的电离平衡。要求从促进和抑制CH3COOH电离两个方
面写出简要操作、现象及实验所能说明的问题或结论。
课堂练习答案
1A，2C，3D，4D，5AB，6D，7AD。8D。
9．（1）在“O”点处还未加水，是纯醋酸，纯醋酸中醋酸分子没有电离，无自由移动的离子，所以导电能力为0。 （2）c10．（1）在醋酸溶液中滴入紫色石蕊试液，变红色；（2）将上述溶液加热，发现溶液红色明显加深，因为弱电解质的电离过程是吸热反应，升温使电离程度增大，H+浓度增大，故溶液红色加深，说明在醋酸溶液中存在着电离平衡。（3）向（1）中加入醋酸铵固体，振荡后溶液红色明显变浅，是由于醋酸铵溶解后，CH3COO-增大，平衡向左移动，即电离程度减小，H+减小，故溶液红色变浅。说明在醋酸溶液中存在着电离平衡。
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- 1 -(共11张PPT)
电离平衡
第一节
（第二课时）
可逆反应有什么特征？化学平衡有什么特征？
若在纯水滴加冰醋酸，试分析一下所形成的水溶液中发生哪些变化？
以醋酸为例，研究弱电解质的电离过程中实质上包含着哪几个过程？
弱电解质的电离过程中包含：
（1）分子电离成离子；
（2）离子结合成分子。
二、电离平衡
v
t’
t
v电离
v分子化
电离平衡
电离平衡和化学平衡一样，当外界条件改变时符合勒沙特列原理。
影响电离平衡有哪些因素
（1）温度
电离过程是吸热过程，平衡温度升高向电离方向移动。
（2）浓度
浓度越大，电离程度越小。
（3）其他因素
讨论：
1、在盐酸中加少量 NaCl固体，在醋酸溶液中加少量 NaAc固体，将分别对两种酸的电离有怎样的影响？
2、在0.1mol/L醋酸溶液分别：加热、加入少量盐酸、加入少量氢氧化钠、加入醋酸铵晶体，电离平衡会怎样移动？溶液中c(H+)怎样变化？
3、强电解质溶液中有无可能存在电离平衡？
问题：怎样定量的比较弱电解质的相对强弱？电离程度相对大小怎么比较？
三、电离平衡常数（K）
看课本自学相关内容并思考：
（1）什么叫电离平衡常数？
（2）电离平衡常数的化学含义是什么？
（3）怎样用电离平衡常数比较弱电解质的相对强弱？
（4）影响电离平衡常数的因素是什么？
弱电解质电离程度相对大小的参数一
电离平衡常数（K）
对于一元弱酸 HA H++A-，平衡时
Ka=
c ( H+) .c( A-)
c(HA)
对于一元弱碱 MOH M++OH-，平衡时
Kb=
c ( M+).c( OH- )
c(MOH)
意义：K值越大，电离程度越大，相应酸 (或碱)的酸(或碱)性越强。K值只随温度变化。
已知多元弱酸在水溶液中的电离是分步的。
例：H2CO3 H++HCO3- 一(1)
HCO3- H++CO32- 一(2)
每一步的电离程度是不一样的。
(9)写出H3PO4在水溶液中的电离方程式。
H3PO4
H+ + H2PO4- 一(1)
H2PO4-
H+ + HPO42- 一(2)
HPO42-
H+ + PO43- 一(3)
就电离本身而言，你推测每一步的电离程度如何变化，为什么？
对于多元酸：
多元弱酸是分步电离的，K1》K2（一般要相差105）。
多元弱酸的酸性由第一步电离决定。
试根据课本中“一些弱酸和弱碱的电离平衡常数”比较它们的相对强弱。
弱电解质电离程度相对大小的另一种参数-------
电离度α
α =
已电离的分子数
弱电解质分子总数
讨论：根据 以上定义式，你还能得出哪些计算α的关系式？(共8张PPT)
电离平衡
第一节
（第一课时）
电解质：
在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物。
非电解质：
在水溶液里或熔融状态下不能够导电的化合物。
讨论：把化合物分成电解质与非电解质的根本标准是什么？
一定条件下能否电离：
水溶液里或熔化状态能电离-----电解质
水溶液里或熔化状态不能电离----非电解质
为什么有的化合物能电离？ 有的化合物不能电离？为什么化合物中有的部位能电离？有的部位不能电离？
化合物中原子间都是以共价键或离子键结合在一起。离子键都能电离，但只有部分共价键能电离。
水溶液中：离子键、部分共价键能电离。熔化状态下：离子键能电离。
试分析：NaHSO4、Na2CO3、NH3.H2O等物质的电离情况。
(1)下列物质中是否含有离子？
NaCl晶体、熔融NaCl、NaOH溶液、HCl气体、液态HCl、盐酸、蔗糖(C12H22O11)、冰醋酸、SiO2晶体、酒精、SO3晶体、H2SO4溶液。
(2)下列物质是否属于电解质？
HNO3、KOH、Ba(OH)2、KCl、 Na2O、Na2O2 NH4Cl、H2O、SO2、SO3、NH3、Cl2、Cu。
(3)根据你的体会，理清共价化合物、离子化合物与电解质、非电解质之间的关系。理清酸、碱、盐、氧化物等跟电解质、非电解质之间的关系。
强电解质：
弱电解质：
在水溶液里或熔融状态下全部电离成离子的电解质(其离子无 分子化倾向)。包括大多数盐类、强酸、强碱。
在水溶液里部分电离成离子的电解质(其离子有分子化倾向)包括弱酸(如HAc、H2S)、弱碱(如NH3·H2O)、水。
NaCl = Na++Cl-
HAc H++Ac-
强电解质和弱电解质
强电解质 弱电解质
物质结构 离子键、
极性键 极性键
物质类别 大多数盐类、强酸、强碱 弱酸、弱碱、水等
电离条件 熔融或溶于水 溶于水
电离程度 完全 部分
溶液中粒子 离子 离子分子共存
讨论：
1、硫酸钡、氢氧化铁、氢氧化铝等难溶物质属于弱电解质还是强电解质？
2、NH3、NH3.H2O，SO2、H2SO3分别属于弱电解质质还是强电解质？
溶液的导电能力跟电解质的强弱有无必然的联系？
电离方程式书写跟离子方程式书写有哪些差别？PAGE
3—1—2 电离平衡（第二课时）
[教学目标]
1．知识目标
（1）常识性了解电离平衡常数概念。
（2）理解强、弱电解质分类跟电离平衡的本质联系。
（3）了解碳酸、醋酸、亚硫酸、一水合氨等常见弱酸和弱碱的电离常数大小，能比较它们的电离能力强弱。
2．能力和方法目标
（1）用电离常数比较电解质的电离强弱的方法，提高根据电离强弱判断相关的离子反应能否进行的能力。
（2）通过用运用化学平衡原理解决弱电解质的电离平衡问题，提高综合运用能力。
[教学重点和难点]
教学重点电离平衡移动的分析，教学难点是电离平衡移动原理的应用。
[教学过程]
见ppt文件。
课堂练习：
1．与50 mL 0.5 mol·L-1 (NH4)2SO4溶液中，[NH4+]浓度相同的溶液是（ ）。
（A）100 mL 1 mol·L-1的氨水
（B）200 mL 0.5 mol·L-1的NH4 Cl溶液
（C）50 mL 0.5 mol·L-1 的CH3 COONH4 溶液
（D）200 mL 1 mol·L-1的NH4 NO3 溶液
2．有两种一元弱酸的钠盐溶液，其物质的量浓度相等。现向这两种盐的溶液中分别通入
适量的CO2，发生的反应如下：
NaR + CO2 + H2O = HR+NaHCO3 2NaR/ + CO2 + H2O = 2HR/+Na2CO3
比较HR和HR/酸性的强弱，正确的是（ ）。
（A）HR较弱 （B）HR/较弱 （C）两者相差不大 （D）无法比较
3．某二元酸（简写为H2A）溶液，按下式发生一级和二级电离：
H2A = H++HA- HA- H+ + A2-
测得25℃时0.1 mol·L-1的H2A溶液中c(H+)=0.11 mol·L-1，则该条件下，HA-离子的电离
度是（ ）。
（A）1% （B）9.1% （C）10% （D）20%
4． 20℃时，1LH2S的饱和溶液，浓度约为0.1mol/L，其电离方程式为：
第一步：H2S H+ + HS- 第二步：HS- S2-+H+
若要使该溶液的pH增大的同时c(S2-)减小，可采用的措施是（ ）。
（A）加入适量氢氧化钠固体 （B）加入适量水
（C）通入适量二氧化硫 （D）加入适量硫酸铜固体
5．在RNH2·H2O RNH3++OH-的平衡中，要使RNH2·H2O的电离度及c(OH-)都增大，
可采取的措施是（ ）。
（A）通入氯化氢 （B）加少量氢氧化钠固体
（C）加水 （D）升温
6．关于弱电解质的电离度（）的叙述：①值随温度升高而增大；②与溶液的浓度无关；③在相同条件下，的大小表示的弱电解质的相对强弱；④值增大，相应的离子数目随之增大；⑤值增大，相应原离子浓度一定增大。其中正确的是（ ）。
（A）①②③ （B）①③④ （C）③④⑤ （D）②③⑤
7．某二元酸（简写为H2A）溶液，按下式发生一级和二级电离：
H2A H++HA- HA- H+ + A2-
已知相同浓度时的电离度(H2A)>(HA-)。设有下列四种溶液：
（A）0.01mol/L的H2A溶液 （B）0.01mol/L的NaHA溶液
（C）0.02mol/L的HCl与0.04mol/L的NaHA溶液等体积混合溶液
（D）0.02mol/L的NaOH与0.02mol/L的NaHA溶液等体积混合溶液
据此，填写下列空白（填代号）：
（1）c(H+)最大的是_______，最小的是_________。
（2）c(H2A)最大的是_______，最小的是_________。
（3）c(A2-)最大的是_______，最小的是_________。
8．氢硫酸溶液里存在着下列平衡：H2SH++HS-，HS-H++S2-。
（1）当向其中加入硫酸铜溶液时，电离平衡向______________移动；H+浓度
________________；S2-浓度__________________。
（2）当向其加入氢氧化钠固体时，电离平衡向____移动；H+浓度_______；
S2-浓度________。
（3）若将溶液加热至沸腾，H2S浓度__________________。
（4）若要增大溶液中S2-，最好加入_________________。
课堂练习答案
1D，2B，3C，4BC，5D，6B。
7．（1）A，D。（2）C，D。（3）D，A。
8．（1）右；增大；减小。（2）右；减小；增大。（3）减小。（4）氢氧化钠。
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《电离平衡》复习
[教学目标]
1．知识目标
巩固本章知识，使知识形成网络，促进知识的系统化。
2．能力和方法目标
培养知识的综合运用能力。
[教学过程]
1．电离、水解之间的联系
知识内容 与化学平衡之间的联系
弱电解质的电离 电离平衡实质上就是一种化学平衡，可以用化学平衡移动原理对弱电解质的电离平衡作定性的、或定量的分析。根据电离度大小可比较弱电解质相对强弱，根据相应盐的水解程度也可比较弱电解质的相对强弱。
水的电离 水是一种很弱的电解质，加酸、加碱会抑制水的电离，升高温度会促进水的电离。Kw=[OH-][H+]是水的电离平衡的定量表现，H+、OH-浓度可以用这个关系进行换算。
盐类水解 盐类水解（如F- + H2O HF + OH-）实质上可看成是两个电离平衡移动的综合结果：①水的电离平衡向正方向移动（H2OH++OH-），②另一种弱电解质的电离平衡向逆方向移动（HF F-+H+）。也可以看成是中和反应的逆反应，升高温度会促进水解。
中和滴定 水的电离程度很小， H++OH-=H2O的反应程度很大，所以可以利用这个反应进行中和滴定实验，测定酸或碱溶液的浓度。
原电池反应和电解反应 原电池反应和电解反应实质是氧化还原反应，其特点是一个氧化还原反应分成了两个电极反应（却氧化反应、还原反应分别在不同的电极发生反应）。一些原电池的电极反应（如钢铁的吸氧腐蚀正极的电极反应O2+2H2O+4e = 4OH-）涉及到水的电离平衡移动造成pH变化。电解硫酸、氢氧化钠、氯化钠等溶液过程中，在阴极或阳极附近由于电极反应而使水的电离平衡发生移动造成pH变化。
2．溶液中微粒数目多少的比较
电解质的电离、盐类水解、中和反应、原电池和电解池中的有关反应都遵循“守恒”规律，不同的情况下可从不同角度挖掘守恒关系。以Na2S溶液为例，可以挖掘出以下恒等式和不等式：
3．从中和滴定的反应原理入手分析迁移
中和滴定是利用酸碱中和反应来测定强酸或强碱溶液的浓度。这是由于强酸、强碱之间的中和反应符合如下几个条件：①反应程度大，H+和OH-之间能完全反应，可根据n(H+)=n(OH-)进行计算；②可通过酸碱指示剂的颜色变化来快速判断反应的终点。
实际上在化学研究、实际生产中除了中和滴定、氧化还原滴定以外，还有多种滴定实验，如络合滴定实验（利用络合反应进行滴定实验）、沉淀滴定（利用反应中生成沉淀的反应进行滴定实验）实验等等。
从反应终点判断角度入手分析迁移
双指示剂法分阶段判断反应终点。如，为了测定碳酸钠和氢氧化钠混合溶液中碳酸钠、氢氧化钠的浓度，实验室常用双指示剂法进行滴定。即先在待测的混合溶液中加几滴酚酞，再用标准的酸溶液滴定，滴至浅红色刚好褪去，记下用去酸溶液的体积（V1）；再在混合溶液中加入甲基橙，继续用标准酸溶液滴定，滴到溶液变成橙色，记下用去酸溶液的体积（V2）。根据V1、V2就可计算出混合溶液中碳酸钠和氢氧化钠的浓度。
反应物本身作指示剂判断反应终点。有的反应中，可利用反应物本身的颜色来判断反应终点。如，在用标准的高锰酸钾溶液滴定某种亚铁盐溶液时，由于高锰酸钾显较深的紫红色，开始阶段滴入的高锰酸钾立刻反应掉，溶液不变色。当滴定到终点后，再滴入一滴高锰酸钾溶液可使溶液显紫红色，根据这一点就可快速判断反应的终点。因此，在这类滴定实验中，高锰酸钾本身就可起到了指示剂的作用。
其它方法判断反应终点。中和滴定实验一般用酸碱指示剂来判断反应的终点，在滴定实验中还会用其它一些方法来判断反应终点。如，有关I2跟Na2S2O3的滴定实验中，就是用淀粉作指示剂，通过稍过量的I2可跟淀粉呈明显的蓝色来判断。再如，把Ba(OH)2溶液逐滴滴入磷酸溶液中时，反应分步进行先生成Ba(H2PO4)2、再生成BaHPO4、最后生成Ba3(PO4)2，由于BaHPO4和Ba3(PO4)2难溶于水、Ba(H2PO4)2易溶于水，所以在用标准Ba(OH)2溶液滴定未知浓度的磷酸溶液时，不需加酸碱指示剂，滴到刚生成白色沉淀振荡不溶解就可判断出第一步反应的终点。有的滴定实验中也可用测定溶液的导电性方法来判断反应的终点。
从实验的方法和技巧角度入手分析迁移
间接滴定法。如实验室直接测定NH4+离子浓度比较困难，化学实验中就用以下方法来间接地测定：先在待测溶液中加入足量的甲醛溶液，发生如下反应
4NH4+ + 6HCHO (CH2)6N4+4H++6H2O
再用标准强碱溶液滴定所得溶液，可测定出反应所生成的H+浓度，进而就可计算出原试样中铵根离子的浓度。
类似的化学研究中经常用这种方法来测定硼酸的浓度（在硼酸溶液中加甘油溶液，再用标准强碱溶液来滴定）。
反滴定法。测定NH4+的浓度也可以用下列方法：先在待测溶液中加入过量的一定体积的标准碱溶液，加热使生成NH3挥发除去，再用标准酸溶液来滴定加热后溶液中剩余的过量碱。从而计算出NH4+的浓度。化学研究中常用这种方法来测定一些物质的浓度。
[复习练习]
1．用实验确定某酸HA是弱电解质。两同学的方案分别是：
甲：①称取一定质量的HA配制0.1 mol·L-1的溶液100mL；②用pH试纸测出该溶液的pH，即证明HA是弱电解质。
乙：①用已知物质的量浓度的HA溶液、盐酸，分别配制pH=1的两种溶液各100mL；②分别取这两种溶液各10mL，加水稀释为100mL；③各取相同体积的两种稀释液装入两个试管，同时加入纯度相同的锌粒，观察现象，即可证明HA是弱电解质。
（1）在两个方案的第①步中，都要用到的定量仪器是________________________。
（2）甲方案中，说明HA是弱电解质的理由是测得溶液的pH________1（填>、<、=）；乙方案中，说明HA是弱电解质的现象是________（多选扣分）。
（a）装HCl溶液的试管中放出H2的速率快； （b）装HA溶液的试管中放出H 2的速率快；（c）两个试管中产生气体速率一样快。
（3）请你评价：乙方案中难以实现之处和不妥之处。
（4）请你再提出一个合理而比较容易进行的方案（药品可任取），作简明扼要表述。
2．用中和滴定方法测定氢氧化钠和碳酸钠混合溶液中两种溶质的物质的量浓度。有以下两个实验方案：
[实验Ⅰ]步骤①：取混合溶液VmL，加入足量BaCl2溶液后，以酚酞为指示剂，再用浓度为c1mol· L-1 的标准盐酸滴定，到滴定终点时耗用盐酸V1mL。
步骤②：再取混合溶液VmL，以甲基橙为指示剂，用上述盐酸滴定，到滴定终点时，耗用盐酸V2mL。
[实验Ⅱ]操作步骤同实验Ⅰ。但步骤①以甲基橙为指示剂，步骤②以酚酞为指示剂。
试评价两个方案的合理性，若合理，只写出计算c(NaOH)和c(Na2CO3)(mol· L-1) 的数学表达式；若不合理，简要说明理由。
（1）实验Ⅰ：______________________________________________。
（2）实验Ⅱ：______________________________________________。
3．某烧碱样品中含有少量不与酸作用的杂质，为了测定其纯度，进行以下滴定操作：
（A）在250mL的容量瓶中定容配制250mL烧碱溶液；
（B）用移液管移取25mL烧碱溶液于锥形瓶中，并滴入几滴甲基橙作指示剂；
（C）在托盘天平上准确称取烧碱样品Wg ，在烧杯中用蒸馏水溶解；
（D）将物质的量浓度为cmol·L-1的标准硫酸溶液装入已润洗过的酸式滴定管中，调整液面并记下起始读数为V1mL；
（E）在锥形瓶下垫一张白纸，滴定至橙色为止，记下读数为V2mL。
就此完成下列问题：
（1）正确操作步骤是（用编号字母填空）___→____→____→D→____；
（2）观察滴定管里液面的高度时应注意：______________________________________。
（3）E步骤的操作中在锥形瓶下垫一张白纸的作用是____________________。
（4）D步骤的操作中液面应调整到___________________________________，尖嘴部分应该________________________。
（5）某学生实验时把锥形瓶用待测烧碱溶液润洗，则测定的烧碱溶液的浓度偏高还是偏低________；其原因是_______________________________________________。
（6）该烧碱样品纯度的计算公式是________________________。
4．某同学用物质的量浓度一定的碳酸钠溶液测定未知盐酸的浓度。实验的主要操作步骤如下：配制碳酸钠溶液250mL。用固体碳酸钠（不含结晶水）来配制标准溶液，固体碳酸钠的质量用托盘天平称量，已知称量时，右盘中有5g、2g、1g的砝码各一个，游码位置如图所示：
滴定操作共进行了三次，每次所得到的实验数据记录如下：
实验编号 待测盐酸溶液的体积（mL） 滴入碳酸钠溶液的体积(mL)
1 20.0 24.8
2 20.0 23.1
3 20.0 22.9
（1） 滴定中误差较大的是第__________次实验。造成这种误差的三个可能原因是：
__________________、___________________、______________________________。
（2） 计算未知盐酸的浓度（数据精确到0.1）。
练习题答案
1．（1）配制一定物质的量浓度的溶液所必需的定量仪器是100mL容量瓶。
（2）甲方案中，在0.1 mol·L-1的弱酸HA溶液中，由于HA只有部分电离，H+离子浓度必定小于0.1 mol·L-1，pH应该大于1。
乙方案中，在两种稀溶液中同时加入纯度相同的锌粒，盐酸稀释体积变大，但H+的物质的量不会增加，pH变化的幅度较大。弱酸HA稀释后，电离度增大，H+的物质的量增加，因此，pH变化的幅度较小。加入锌粒后，装HA溶液的试管中因H+的物质的量浓度大，所以放出H2的速率快。所以选取b。
（3）乙方案中，要求配制某一定pH的弱酸溶液，但影响溶液pH的因素很多，如温度变化等，导致配制的溶液的pH变化不稳定。因此配制pH=1的弱酸HA溶液较难实现。不妥之处是，因为是液体与固体反应，固体的表面积对反应速率的影响较大，仅仅用反应产生的气体的速率来判断溶液中H+浓度的大小，说服力不强。
（4）要证明某酸是弱酸还有很多方法。如：配制NaA的盐溶液，再测量溶液的pH，pH>7，说明HA是弱酸（其它合理的方法也同样可以）
2．实验Ⅰ：计算公式为：c(NaOH)=，c(Na2CO3)=。
实验Ⅱ，步骤①中以甲基橙为指示剂，滴定到终点的pH在3.1~4.4，此时会有部分碳酸钡溶解参加反应。所以，这种方案不合理。
3．（1）C→A→B→D→E；
（2）眼睛平视液面最低点；（3）便于观察溶液颜色变化；（4）零刻度稍靠下的某一确定刻度；充满溶液；（5）偏高；碱的物质的量浓度大于确定体积所给定的值，导致多消耗标准酸溶液；（6）%。
4．（1）第1组实验结果有较大的误差。原因可能有：碱式滴定管未用碳酸钠溶液润洗；滴定前管尖嘴内有气泡，滴定后气泡消失；滴定过程中有渗漏现象；锥形瓶用待测盐酸润洗过；未等半分钟后就读数（附着液未流下）……（2）0.9 mol·L-1 。
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