1、弱電解質的電離高考點擊|> "取新考明考向分析1 .認識弱電解質是存在電離平衡的，并會運用電離度、 平衡常數多角度分析弱電解質的電離平衡。2 .能運用平衡模型解釋化學現象，揭示現象的本質和 規律。3 .能發現和提出有探究價值的弱電解質電離平衡的問 題；能從問題和假設出發，確定探究目的，設計探究 方案，進行實驗探究；在探究中學會合作，面對“異 ?！爆F象敢于提出自己的見解。4 .應具有嚴謹求實的科學態度，具有探索未知、崇尚 真理的意識；贊賞化學對社會發展的重大貢獻，具有 可持續發展意識和綠色化學觀念，能對與電離平衡有 關的社會熱點問題做出正確的價值判斷。1 .重點考查弱電解質的電離

2、移動 和溶液酸堿性的判斷，常考查： (1)弱電解質電離平衡移動結果的 判斷。(2)酸、堿、能水解的鹽溶液中水 電離出c(H 燉c(OH )大小分析。2 .?？疾椋河蒏a或Kb求pH。(2)根據信息計算弱電解質的平衡 常數。(3)中和滴定原理的拓展與應用。高撅考點考點一 弱電解質的電離平衡Z真題感悟Zhen ti gan wu(課刖)H2A溶液的pH,溶液中的H2A、HA1.(2017全國n卷 1改變0.1mol 可二元弱酸A聯的物質的量分數 S(X隨pH的變化如圖所示已知S(X)=cX-2-。c H2A +c HA +c A2 J卜列敘述錯誤的是(D )A. pH =1.2 時，c(H2A)

3、= c(HA )B. lgK 2(H2A) =4.2C. pH =2.7 時，c(HA )>c(H2A) = c(A2 )D. pH = 4.2 時，c(HA )=c(A2 )=c(H + )解析本題考查水溶液中的離子平衡。解答本題的關鍵是明確8 (X巧溶液pH的對應關系，以及H2A、HA-、A"的濃度與pH的大小關系。從圖象中可以看出pH=1.2時，8 (HA)=S (HA ),則 c(H2A) = c(HA ), A 項正確；根據 HAc H+ cA2 ，從圖象中可以看出pH = 4.2時，S(HA) = c HAH + +A2 ,可確定K2(H2A)=(A ),則 c(H

4、A )=c(A2 ),即lgK2(H2A) =lgc(H+) = -4.2, B項正確；從圖象中可以看出pH = 2.7 時，8 (HA )> 8 (HA)= 8(*一),則 c(HA )>c(H2A) = c(A2 ), C 項正確；從圖象中可以看出pH = 4.2 時，8 (HA)=8(A),則 c(HA )=c(A2 )=0.05 mol 1% 而 c(H)=10 4.2mol - L1, D 項錯誤。2. (2015海南)下列曲線中，可以描述乙酸1.4X103)在水中的電離度與濃度關系的是(B(甲,Ka =1.8X10 5)和一氯乙酸(乙，Ka =留 臣 縣Sfcrfi;羲

5、 口法度解析因為濃度越大，弱電解質的電離程度越小，因此，隨著濃度增大，電離度逐漸減小，C、D不符合題意；等濃度時，弱電解質越弱，電離程度越小(即Ka越小，電離程度越小)，則A不符合題意，B符合題意。3. (2018天津 6)LiHPO4是制備電池的重要原料。室溫下,LiH 2PO4溶液的pH隨c初始(H2PO4)的變化如圖1所示，H3PO4溶液中H2PO4的分布分數8隨pH的變化如圖2所示c H 2PO4上c總含P元素的粒子。下列有關LiH 2PO4溶液的敘述正確的是(D )A.溶液中存在3個平衡B,含P元素的粒子有 H2P。4、HPO4一和PO3C.隨c初始(H2PO4)增大，溶液的pH明顯

6、變小D.用濃度大于1 mol L1的H3PO4溶液溶解Li2CO3,當pH達到4.66時，H3P。4幾乎 全部轉化為LiH 2PO4解析D對：H3PO4與Li2CO3反應生成 LiH2PO4和LiHCO 3,因為H3PO4濃度大于1 mol - L1,則可得到LiH 2PO4濃度也大于1 mol ”1。根據圖1可知：當LiH 2PO4的濃度大于1 mol "時其pH = 4.66;根據圖2可知當pH = 4.66時H2P。4的分布分數達到 0.994,即H3P。4幾乎全部轉化為 LiH2PO4。A錯：LiH 2PO4溶液中存在 H2PO4的電離平衡、HP。/的電離平衡、H2P。4的水

7、解平衡、H2O的電離平衡等至少 4個平衡。B錯：LiH 2P。4溶液中含P元素的粒子有 H2PO4、HPO4 > PO4和H3P。4。C錯：LiH2P。4溶液的pH隨著H2P。4初始濃度pH基本的增大逐漸減小，但當 H2P。4的濃度增大到10 1 mol "時，濃度再增大，溶液的不變。R.弱點突破uo dian tu po ''(課堂 )知能補漏1 .圖像法理解一強一弱的稀釋規律(1)相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸CH 1c 00"修水)a.加水稀釋相同的倍數，醋酸的 pH大。b.加水稀釋到相同的 pH,鹽酸加入的水多。(2)相同體積、相同pH值的鹽酸

8、、醋酸a.加水稀釋相同的倍數，鹽酸的b.加水稀釋到相同的 pH,醋酸加入的水多。2.有關電離平衡常數計算答題模板(以弱酸HX為例)HX起始/(mol L1): c(HX)平衡/(mol A+- L1)：c(HX) c(H )c2 H +0十c(H )0十c(H )c HX c H +由于弱酸只有極少一部分電離，c(H+)的數值很小，可做近似處理：c(HX) -c(H )c(HX) o一c2h+, i則 K= 口丫 或 c(H )= VK c HX 。 c HX3.弱電解質平衡移動的“三個不一定”Kw=c(H(1)稀醋酸加水稀釋時，溶液中不一定所有的離子濃度都減小。因為溫度不變,)c(OH -)

9、是定值，稀醋酸加水稀釋時，溶液中的 c(H )減小，故c(OH-)增大。(2)電離平衡右移，電解質分子的濃度不一定減小，離子的濃度不一定增大，電離程度 也不一定增大。(3)對于濃的弱電解質溶液加H2O稀釋的過程，弱電解質的電離程度逐漸增大，但離子濃度不一定減小，可能先增大后減小。備考驗證、中=Be i k a o y a n zh e(F后)1.室溫下，將10.00 mL 5.000 0 mol1 醛酸?入100.00 mL蒸儲水中，溶液中 c(H+)和溫度隨著加入醋酸體積的變化曲線如圖所示，下列有關說法正確的是(C )JANW常睡UeIA. ab段，醋酸電離過程為放熱過程B. cd段，c(H

10、+)增加，醋酸電離程度增大C. c點時，加入等體積等濃度的 NaOH溶液，則c(Na+) = c(CH3COO )+ c(CH3COOH)D. d 點時,c(H+)>c(CH 3COOH)解析ab段，醋酸電離過程為吸熱過程，電解質溶于水，擴散過程(電離)吸熱，水合過程(形成水合離子)放熱，A錯誤；cd段，醋酸濃度增大，c(H+)增加，醋酸電離程度 減小，B錯誤；c點時，加入等體積等濃度的 NaOH溶液，根據物料守恒，有c(Na+)=c(CH3COO 一)+c(CH3COOH) , C正確；醋酸是弱酸，電離是微弱的，在溶液中主要以分子的形式存在， 故 d 點時，c(H+)<c(CH3

11、COOH) , D 錯誤。2. (2018沈陽二模)常溫下，向20 mL某濃度的硫酸溶液中滴入0.1 mol ：1L氨水，溶液中水電離的氫離子濃度隨加入氨水的體積變化如圖。下列分析正確的是(D )A. V=40B. c 點所示溶液中： c(H+) c(OH ) = 2c(NH3 也O)C. NH32O的電離常數K=10 4D. d點所示溶液中：c(NH4) = 2c(SO4 )解析c點水的電離程度最大，說明此時c(NH 4)最大，對水的電離促進程度最大，氨水與硫酸恰好完全反應生成(NH4)2SO4,氨水體積為0時，水電離出c(H + )=1 X 10 13 mol - L1,水電離出 c(OH

12、 )= 1.0X 10 13 mol - L1,溶液中的 c(H+)=0.1 mol - L1, c(H2SO4)= 0.05 mol - L1,消耗氨水的體積也是 20 mL,即V = 20, A錯誤；c點所示溶液是(NH4”SO4溶液， 由質子守恒得c(H+)c(OH) = c(NH3 2O), B錯誤；根據題意，無法判斷NH3-I2O的電離 常數的大小，C錯誤；根據電荷守恒：c(H+)+c(NH4)= 2c(SO4 )+c(OH ),而溶液呈中性 c(OH ) = c(H +),所以 c(NH4) = 2c(SO4 ), D 正確。3.(新題預測)硼酸(H3BO3)溶液中存在如下反應：H

13、3BO3(aq) + H2O(l)B(OH) 4 (aq)+ H + (aq)o下列說法正確的是(D )化學式電置常數(298 K)硼酸K=5.7X10 10碳酸Ki=4.4X 10 7K2=4.7X 10 11醋酸K= 1.75X 10 5A .將一滴碳酸鈉溶液滴入硼酸溶液中一定能觀察到有氣泡產生B.將一滴醋酸溶液滴入碳酸鈉溶液中一定能觀察到有氣泡產生C.等物質的量濃度的碳酸溶液和硼酸溶液比較，pH:前者后者D.等物質的量濃度的碳酸溶液和醋酸溶液比較，pH:前者后者解析 由電離常數可知酸性：CH3COOH>H2CO3>H3BO3>HCO3°A項中應生成 HCO3；

14、 B項中CH3COOH少量，也只生成 HCO3；C項中碳酸溶液 pH?。籇項中CH3COOH比H2CO3 易電離，故醋酸溶液 pH小。考點二溶液的酸堿性7真題感悟H八用品、Zhen ti gan wu (果目)1. (2016 全國 I 卷 12)298 附，在 20.0 mL 0.10 mol 1氨水中滴入 0.10 mol Z1 的鹽 酸，溶液的pH與所加鹽酸的體積關系如圖所示。 已知0.10 mol I1氨水的電離度為1.32%, 下列有關敘述正確的是(D )A .該滴定過程應該選擇酚酬:作為指示劑B. M點對應的鹽酸體積為 20.0 mLC. M 點處的溶液中 c(NH4)= c(Cl

15、 ) = c(H+)= c(OH )D. N點處的溶液中pH<12解析該題考查了酸堿中和7定過程中溶液 pH變化和對平衡的分析，意在考查考生分析圖象的能力以及靈活運用所學知識解決問題的能力。當恰好完全中和時，生成NH4C1,而NH4C1溶液呈酸性，酚酬:的變色范圍為pH = 8.210.0,甲基橙的變色范圍為pH = 3.14.4,故應選甲基橙作指示劑，A項錯誤；當V(鹽酸)=20.0 mL時，恰好完全反應，溶液呈酸性，B項錯誤；M點時由溶液中電荷守恒知c(NH；)+c(H+)=c(C)+c(OH),而溶液呈中性，即 c(H+)=c(OH ),則 c(NH 4)=c(Cl ),但 c(N

16、H 4)=c(Cl )? c(H +)=c(OH ), C 項錯 誤；該溫度下，0.10 mol Q1 一元強堿溶液的pH=13,若0.10 moli1 一元弱堿溶液的電離 度為10%,則其pH=12,而0.10 mol 氨水的電離度小于 10%,故溶液的pH<12 , D項 正確。2. (2016上海跳證明乙酸是弱酸的實驗事實是(B )A. CH3COOH溶液與Zn反應放出H2B. 0.1 mol/L CH 3COONa 溶液的 pH 大于 7C. CH3COOH溶液與Na2CO3反應生成 CO2D. 0.1 mol/L CH 3COOH溶液可使紫色石蕊變紅解析A.只能證明乙酸具有酸性

17、，不能證明其酸性強弱，錯誤； B.該鹽水溶液顯 堿性，由于NaOH是強堿，故可以證明乙酸是弱酸，正確； C.可以證明乙酸的酸性比碳酸 強，但不能證明其是弱酸，錯誤； D.可以證明乙酸具有酸性，但是不能證明其酸性強弱， 錯誤。3 .(2017全國I 2茄選)下列事實中，不能比較氫硫酸與亞硫酸的酸性強弱的是_D_(填標號)。A .氫硫酸不能與碳酸氫鈉溶液反應，而亞硫酸可以B.氫硫酸的導電能力低于相同濃度的亞硫酸C. 0.10 mol 11的氫硫酸和亞硫酸的 pH分別為4.5和2.1D.氫硫酸的還原性強于亞硫酸解析根據較強酸制備較弱酸原理，氫硫酸不和碳酸氫鈉反應，亞硫酸與碳酸氫鈉反應，說明亞硫酸、碳

18、酸、氫硫酸的酸性依次減弱，A項正確；相同濃度，溶液的導電能力與離子總濃度有關，相同濃度下， 氫硫酸溶液導電能力弱，說明氫硫酸的電離能力較弱，即電離出的氫離子數較少， B項正確；相同濃度下，亞硫酸的pH較小，故它的酸性較強，C項正確；酸性強弱與還原性無關，酸性強調酸電離出氫離子的難易，而還原性強調還原劑失電 子的難易，D項錯誤。弱點突破廠(課堂)Ruo dian tu po4 .溶液中H+或OH的來源分析溶液為酸的溶液。溶液中的OH全部來自水的電離， 水電離產生的 c(H+)=c(OH)。如pH=2的鹽酸中，溶液中的 c(OH)=(Kw/io 2)mol - 1= 10 12 mol -i1,即

19、由水電離出的 c(H+)=c(OH )= 10 12 mol11。(2)溶質為堿的溶液。溶液中的H+全部來自水的電離， 水電離產生的c(OH)=c(H+)。如pH=12的NaOH溶 液中，溶液中的c(H + )= 10 12 mol ”,即由水電離出的 c(OH ) = c(H + )= 10 12 mol lo(3)水解呈酸性或堿性的鹽溶液。pH=5的NH4Cl溶液中，H全部來自水的電離，由水電離的c(H+) = 10 5 mol ”,因為部分OH與部分NH；結合，溶液中c(OH )= 10 9 mol 11。pH=12的Na2CO3溶液中，OH全部來自水的電離，由水電離出的 c(OH )=

20、 10 2 一 1mol L。5 .溶液酸堿性判斷中的常見誤區(1)誤認為溶液的酸堿性取決于pH。如pH = 7的溶液在溫度不同時，可能呈酸性或堿性，也可能呈中性。(2)誤認為酸堿恰好中和時溶液一定顯中性。如強酸和弱堿恰好中和時，溶液顯酸性； 強堿和弱酸恰好中和時，溶液顯堿性，強酸和強堿恰好中和時，溶液顯中性。(3)使用pH試紙測溶液酸堿性時，若先用蒸儲水潤濕，測量結果不一定偏小。先用蒸儲 水潤濕，相當于將待測液稀釋，若待測液為堿性溶液，則所測結果偏?。蝗舸郎y液為酸性溶液，則所測液為中性溶液，則所測結果沒有誤差。6 .有關pH計算的一般思維模型備考驗證：手、B e i k a o y a n

21、zh 6 能后 )1. (2018贛州一模)常溫下，下列溶液一定呈堿性的是(B )A.能與金屬鋁反應放出氫氣的溶液B.c Hc OH= 106的溶液C. pH = 2的CH3COOH溶液與pH = 12的NaOH溶液等體積混合D. 0.01 mol 71L的氨水與0.01 mol T的HCl溶液等體積混合解析能與金屬鋁反應放出氫氣的溶液可能呈酸性也可能呈強堿性,A錯誤;cHcOH=10 6<1, c(H+)<c(OH ),溶液呈堿性,B正確；CH3COOH為弱酸,NaOH為強堿，pH =2的CH3COOH為弱酸，NaOH為強堿，pH=2的CH3COOH溶液與pH= 12的NaOH溶

22、液等體積混合，CH3COOH過量，溶液呈酸性， C錯誤；0.01 mol ”1的氨水與0.01 mol 11的HCl溶液等體積混合恰好發生中和反應，生成的氯化錢水解使溶液呈酸性，D錯誤。2. 25 C時，Kw= 1.0X 10 14； 100 C時，Kw= 1X 1012,下列說法正確的是 (D )A. 100 C時，pH=10的NaOH溶液和pH = 2的H2SO4恰好中和，所得溶液的 pH = 7B. 25 c時，0.2 mol 7 Ba(OH)2溶液和0.2 mol n HCl等體積混合，所得溶液的pH=7C. 25 C時，0.2 mol 11 NaOH溶液與0.2 mol 7l CH3

23、COOH恰好中和，所得溶液的pH = 7D. 25 C時，pH = 12的氨水和pH = 2的H2SO4等體積混合，所得溶液的pH>7解析100 C時，NaOH和H2SO4恰好中和時，pH = 6, A錯誤；25 C時，c(OH )= 0.4 mol 匕c(H+) = 0.2 mol 匕 等體積混合后 pH大于7, B錯誤；C項，由于CH3COO 一的水解pH大于7,錯誤；D項，氨水過量，pH>7,正確。一一一一 c OH3. (2018臨沂一模)常溫下，0.1 mol - L1某一兀酸(HA)溶放中 一= 1X10 8,下列 c H敘述正確的是(B )A.該一元酸溶液的 pH=1

24、B.該溶液中由水電離出的c(H + )= 1X 10 11 mol11C.該溶液中水的離子積常數為1X1022D,用pH= 11的NaOH溶液V1 L和V2 L 0.1 mol 一：該一元酸(HA)溶液混合，若混合溶液的pH=7,則Vi<V2Kw1 X 10 14一解析將c(OH )=cK7代入原題關系式中可得=1X10 8,解得c(H + ) =1 X 10 3 mol - L1,所以該溶液的pH = 3, A項錯；酸溶液中水的電離看氫氧根離子，c(OH )1 X 10 141X 10 3mol - L1= 1 x 10 11 molT,所以由水電離出的c(H + )= 1X 10 1

25、1 mol - L1, B 項正確；溫度一定，水的離子積是一個常數，C項錯；由于HA是弱酸，二者等體積混合呈酸性，當pH=7時應有Vi>V2, D項錯。4. (2018成都二模)現有常溫下pH = a的NaOH溶液與pH=b的硫酸溶液，將二者等 體積混合，所得溶液為中性。則下列對兩溶液的相關分析不正確的是(C )A. Kw 均為 1X1014B,若 a=12,貝 U b= 2C. a、b為固定值D.水電離出的c(H )相等解析Kw只與溫度有關，常溫下，酸、堿稀溶液中Kw均為1X1014, A項正確；pH=a的NaOH與pH = b的H2SO4溶液等體積混合時，所得溶液呈中性，n(H+)=

26、n(OH ), 10b V酸=10a 14 V堿，V酸=V堿，故a+b= 14時即可使溶液呈中性， B項正確；a、b不為固定值，C項錯誤；酸的c(H+)與堿的c(OH)相等，故水電離出的 c(H+)相等，D項正確。考點三中和滴定原理的應用真題感悟二：.、中Zhen ti gan wu *' (課刖)1. (2018 全國出)用 0.100 mol = 1LAgNO 3 滴定 50.0 mL 0.050 0 mol1 qT溶液的滴定曲線如圖所示。下列有關描述錯誤的是(C )(wuhLTft r 0 5 lb 15 30 M i) 35 40 45 30VlA.根據曲線數據計算可知Ksp(

27、AgCl)的數量級為1010B.曲線上各點的溶液滿足關系式c(Ag +) c(Cl )= Ksp(AgCl)C.相同實驗條件下，若改為0.040 0 mol1Cl ,反應終點c移到aD.相同實驗條件下，若改為0.050 0 mol 1B/，反應終點c向b方向移動解析C錯：根據Ag +Cl =AgCl J可知，達到滴定終點時，消耗 AgNO3溶液的 0.040 0 mol 1 木 50.0 mL, .體積為滔”1= 20.0 mLoA對：由題圖可知，當AgNO3溶放的體積為 50.00.100 mol , LmL時，溶液中的c(C)略小于10 8 mol ”1,此時混合溶液中c(Ag+) =0.

28、100 mol 1 1/50.0 mL-0.050 0 mol11x50.0 mL100mL=2.5X10 2 mol L1,故 Ksp= c(Ag+ ) c(Cl )2.5X 10 2X 10 8= 2.5X 10 10o B對：因反應過程中有沉淀生成，溶液中必然存 在平衡 AgCl(s)Ag+(aq)+Cl (aq),故曲線上的各點均滿足 c(Ag +) c(Cl )= Ksp(AgCl)。D對：相同實驗條件下，沉淀相同量的C和BL消耗的AgNO3的量相同，由于 Ksp(AgBr) <Ksp(AgCl),當滴加相等量的 Ag+時，溶液中c(Br )<c(Cl ),故反應終點c向

29、b方向移動。2. (2016天津)水中溶氧量(DO)是衡量水體自凈能力的一個指標，通常用每升水中溶解 氧分子的質量表示，單位 mg-/1。我國地表水環境質量標準規定，生活飲用水源的DO不能低于5 mg-r1。某化學小組同學設計了下列裝置(夾持裝置略)，測定某河水的 DO。值向曲庫避氣翻單向檢FK排氣丁修K塞0一儻跳I .測定原理：堿性條件下，O2 將 Mn/氧化為 MnO(OH) 2 : 2Mn/ + O2+4OH =2MnO(OH) 2 J酸性條彳下，MnO(OH)2 將 I 氧化為 I2 ： MnO(OH) 2+I + 1>Mn 2+ + I2+H2O(未 配平)用Na2s2。3標準

30、溶液滴定生成的 I2 :2s2。£ + I2=S4O2 +2In .測定步驟：a.安裝裝置，檢3氣密性，充N2排盡空氣后，停止充 N2ob.向燒瓶中加入200 mL水樣。c.向燒瓶中依次迅速加入 1 mL MnSO 4無氧溶液(過量卜2 mL堿性KI無氧溶液(過量)， 開啟攪拌器，至反應完全。d.攪拌并向燒瓶中加入 2 mL H2SO4無氧溶液，至反應完全，溶液為中性或弱酸性。e.從燒瓶中取出40.00 mL溶液，以淀粉作指示劑，用 0.01000 mol=11Na2s2O3溶解進 行滴定，記錄數據。f.g.處理數據(忽略氧氣從水樣中的逸出量和加入試劑后水樣體積的變化)?；卮鹣铝袉栴}

31、：(1)配制以上無氧溶液時，除去所用溶劑水中氧的簡單操作為_將溶劑水煮沸后冷卻 _。(2)在橡膠塞處加入水樣及有關試劑應選擇的儀器是 。滴定管注射器量筒(3)攪拌的作用是 使溶液混合均勻，快速完成反應 。(4)配平反應的方程式，其化學計量數依次為1,2,4,1,1,3 。(5)步驟.為 重復步驟 e的操作2 3次 。(6)步驟e中達到滴定終點的標志為 溶液藍色褪去(半分鐘內不變色)。若某次滴定消 耗Na2s2O3溶液4.50 mL,水樣的DO = _90_mg ”1(保留一位小數)。作為飲用水源，此次 測得DO是否達標： 是(填“是”或“否”)。(7)步驟d中加入H2SO4溶液反應后，若溶液p

32、H過低，滴定時會產生明顯的誤差。 寫出 產生此誤差的原因(用離子方程式表示，至少寫出 2個)2HS2O3-=S J + SO2 T + H2O; SO廿 L廿 2HZO=4H +SQ4- +2I ； 4H +4I + Q2=2L2+ 2H2。(任寫其中 2 個)。解析(1)氣體的溶解度隨溫度的升高而減小，所以除去水中氧的簡單操作是將溶劑水進行煮沸。(2)向封閉式體系中添加液體試劑最宜選擇的儀器是注射器。(3)攪拌可使溶液混合均勻，使反應快速完成。（4）該反應是氧化還原反應，依據得失電子守恒、電荷守恒及原子守恒即可完成配平。（5）定量實驗要求重復進行23次，取平均值。（6）步驟e是向碘淀粉的藍色

33、溶液中滴加 Na2s2O3溶液，達到滴定終點時，溶液藍色褪去且半分鐘內不變色。根據題中所給的離子方程式可得：O22MnO（OH） 22I24s2O2一,即。24s202，40.00 mL5mol ,0.36pH過氧水樣最終消耗Na2/3的物質的量為OX。、。1，故其中氧氣的物質的量為竽X10一 一.4.5 一°_ _,質重為"4-X 10 5mol x 32 g mol1xi03 mg-g1=0.36 mg,則1 L水樣中氧氣的質重為 mg x 塔0： 9.0 mg,即DO = 9.0 mg - L1>5 mg . l1,作為飲用水源達標。（7）若溶液的低，則溶液酸性

34、過強。在酸性條件下，H+能與S2O3一發生反應生成SO2等；氧氣能將化，生成的碘單質能與生成的二氧化硫發生反應，使實驗產生誤差。3. 利用間接酸堿滴定法可測定Ba"的含量，實驗分兩步進行。已知：2CrO4 +2/=Cr2O7 +H2OBa2 + CrO2 =BaCrO4 J步驟I:移取x mL一定濃度的Na2CrO4溶液于錐形瓶中，加入酸堿指示劑， 用b mol - L 1鹽酸標準液滴定至終點，測得滴加鹽酸的體積為V0 mL。步驟n：移取y mL BaCl2溶液于錐形瓶中，加入 x mL與步驟I相同濃度的 Na2CrO4溶 液，待Ba2+完全沉淀后，再加入酸堿指示劑，用 b mol

35、L1鹽酸標準液滴定至終點，測得滴 加鹽酸的體積為 V1 mL。滴加鹽酸標準液時應使用酸式滴定管，“0刻度位于滴定管的上方（填“上方”或“下方” ）。BaCl2溶液的濃度為 32V0yLV_mol .若步驟n中滴加鹽酸時有少量待測液 濺出，Ba2+濃度測量值將 偏大（填“偏大”或“偏小”）。解析滴定管“0度位于滴定管的上方；由步驟I可知x mL Na2CrO4溶液中CrO2一的 物質的量為V°bX10-3 mol,步驟n中與Ba"形成沉淀的CrO4 一的物質的量為（V°bV1b）X103 mol ,則 y mL BaCl2 溶液中 Ba"的物質的量為 （V

36、ob V1b）X10 3 mol , c（BaCl2） =V0bV1b x 10 3 mol b V0-V1yX 10 3 Lmol - L1;若步驟n中滴加鹽酸時，有少量待測液濺出,造成V1的用量減小，所以b V0y-V1的測量值偏大。弱點突破（課堂）Ruo dian tu poI知能補漏1 .指示劑選擇的基本原則:變色要靈敏，變色范圍要小，使變色范圍盡量與滴定終點溶液的酸堿性一致。(1)不能用石蕊作指示劑。(2)滴定終點為堿性時，用酚酬:作指示劑，如用NaOH溶液滴定醋酸。(3)滴定終點為酸性時，用甲基橙作指示劑，如用鹽酸滴定氨水。(4)強酸滴定強堿一般用甲基橙，但用酚酗:也可以。(5)并

37、不是所有的滴定都使用指示劑，如用標準的Na2SO3溶液滴定 KMnO4溶液時，KMnO 4顏色恰好褪去時即為滴定終點。2 .氧化還原滴定的原理及指示劑的選擇：(1)原理：以氧化劑或還原劑為滴定劑，直接滴定一些具有還原性或氧化性的物質，或 者間接滴定一些本身并沒有還原性或氧化性，但能與某些還原劑或氧化劑反應的物質。(2)試劑：常見用于滴定的氧化劑有KMnO 4、K2Cr2O7等；常見用于滴定的還原劑有亞鐵鹽、草酸、維生素 C等。(3)指示劑：氧化還原滴定的指示劑有三類：氧化還原指示劑；專用指示劑，如在碘量法滴定中，可溶性淀粉溶液遇碘標準溶液變藍；自身指示劑，如高鎰酸鉀標準溶液滴定草酸時，滴定終點

38、為溶液由無色變為淺紅色。3 .沉淀滴定：(1)概念：沉淀滴定是利用沉淀反應進行滴定、 測量分析的方法。生成沉淀的反應很多， 但符合條件的卻很少，實際上應用最多的是銀量法，即利用Ag+與鹵素離子的反應來測定Cl、Br、I 濃度。(2)原理：沉淀滴定所用的指示劑本身就是一種沉淀劑，滴定劑與被滴定物反應的生成 物的溶解度要比滴定劑與指示劑反應的生成物的溶解度小，否則不能用這種指示劑。如用 AgNO3溶液測定溶液中 C的含量時常以 CrO4一為指示劑，這是因為 AgCl比AgCrO4更難 溶。拓展應用酸堿中和滴定及拓展應用正誤判斷，正確的打，錯誤的打“X¥記錄滴定終點讀數為 12.20 mL

39、。(X)(2)酸式滴定管裝標準溶液前，必'須先用該溶液潤洗。(，)(3)酸堿滴定實驗中，用待滴定溶液潤洗錐形瓶以減小實驗誤差。(X)欲測定NaOH溶液濃度，可選用滴定管、錐形瓶、燒杯、 NaOH溶液、0.100 0 mol - L1鹽酸達到實驗目的。(X)(V)(5)滴定前滴定管內無氣泡，終點讀數時有氣泡，所測體積偏小。(6)中和滴定實驗時，用待測液潤洗錐形瓶。(X)(7) “中和滴定”實驗中，容量瓶和錐形瓶用蒸儲水洗凈后即可使用，滴定管和移液管 用蒸儲水洗凈后，須經干燥或潤洗后方可使用。(，)(V)(8)酸堿滴定時，若加入待測液用待液潤洗錐形瓶，將導致測定結果偏高。麟或中和滴定(9)

40、(X)(10)可用25 mL堿式滴定管量取 20.00 mL KMnO 4溶液。(X )(V)(11)讀取滴定管內液體的體積，俯視讀數導致讀數偏小。備考驗證：Bei。y an zh/果后)1 .下列實驗誤差分析錯誤的是(B )A.用潤濕的pH試紙測稀堿溶液的 pH,測定值偏小8 .用容量瓶配制溶液，定容時俯視刻度線，所配溶液濃度偏小C.滴定前滴定管內無氣泡，終點讀數時有氣泡，所測體積偏小D.測定中和反應的反應熱時，將堿緩慢倒入酸中，所測溫度值偏小解析用潤濕的pH試紙會稀釋堿溶液，使溶液中氫氧根離子濃度減小，測定的溶液 堿性減弱，導致測定值偏小，故 A正確；定容時俯視刻度線，導致所配溶液的體積偏

41、小,結合c= V可知，所配溶液的濃度偏大，故 B錯誤；滴定前滴定管內無氣泡，終點讀數時有氣泡，氣體占據液體應占有的體積，使終點讀數偏小，會導致所測溶液體積偏小，故C正確；測定中和反應的反應熱時，將堿緩慢倒入酸中，導致熱量損失過大，所測溫度值偏小， 故D正確。9 .常溫下，濃度土勻為0.1 mol 口卜體積土勻為100 mL的兩種一元酸 HX、HY的溶液中， 分別加入NaOH固體，lgc(H*)/c(OH )隨加入NaOH的物質的量變化如圖所示。下列敘述正 確的是(C )A. HX的酸性弱于HYB. a點由水電離出的 c(H + ) = 10 12 mol11C. c 點溶液中：c(Y )>

42、;c(HY)D. b點時酸堿恰好完全反應+ + c Hc H解析未加氧化鈉時，相同濃度溶放中，HX的lgcOH =12,而HY的IgcOH <9, 由于c(H +)Xc(OH )=Kw,則HX溶液中氫離子濃度更大，故 HX的酸性強于HY ,故A錯 一 ，、 c H一*'一 一. 一，,灰；a點溶放 lgc oh =12,結合 c(H )Xc(OH )= 10,可知 c(OH )=10 13 mol - L1,故. c H., * 上 “，. 上 一， 一“B 錯誤；c 點溶放 lg 二 =6,結合 c(H )Xc(OH )= 10 14,可知 c(H )=10 4 mol - L

43、1, c OH溶液呈酸性，此時溶液為等濃度的 HY、NaY混合溶液，說明 HY的電離程度大于 丫一的水 解程度，則c點溶液中：c(Y )>c(HY),故C正確；HY為0.01 mol, b點加入 NaOH為0.008 mol,二者按物質的量 1 ： 1反應，故HY有剩余，故D錯誤。3. (2018丹陽一模)CuSO4溶液與K2c2。4溶液混合反應，產物之一是只含一種陰離子的 藍色鉀鹽水合物。通過下述實驗確定該晶體的組成。步驟a：稱取0.672 0 g樣品，放入錐形瓶，加入適量2 mol - L1稀硫酸，微熱使樣品溶解。再加入30 mL水加熱，用 0.200 0 mol 1 KMnO 4溶

44、液滴定至終點，消耗 8.00 mL。步驟b:接著將溶液充分加熱， 使淡紫紅色消失，溶液最終呈現藍色。 冷卻后，調節pH 并加入過量的KI固體，溶液變為棕色并產生白色沉淀 CuI。用0.250 0 mol汽Na2s2O3標準 溶液滴定至終點，消耗 8.00 mL。已知涉及的部分離子方程式為步驟 a： 2MnO4 + 5C2O4 + 16H+=2Mn2+ 8H2O+10CO2 T步驟 b: 2Cu2 + 4I =2CuI J + I2I2+2S2O2 =2I +S4O6(1)已知室溫下 CuI 的 Ksp= 1.27X1012,欲使溶液中 c(Cu + )<1.0x 10 6 mol - L

45、1,應保 持溶?中 c(I )>1.27X 10 6 mol L1o(2)MnO 4在酸性條件下，加熱能分解為。2,同時生成 Mn2+。該反應的離子方程式為+ An+ 4MnOr +12H =4Mn2 +5OzT + 6H2O 。若無該操作，則測定的 Cu2+的含量將會_偏直_(填“偏高” “偏低”或“不變” )。(3)步驟b用淀粉溶液作指示劑，則滴定終點觀察到的現象為_溶液由藍色變為無色，且半分鐘內不變色。(4)通過計算可確定樣品晶體的組成為 KgCu(C2O4” 2O 。解析(1)CuI 的 Ksp=1.27X10 12=c(Cu+)Xc(I ), c(I ) = KsV=1.27X

46、 10 12天(Cu+), c cu由于溶液中 c(Cu+)< 1.0X 10 6 mol L1,則 c(I )>1.27X 10 6 mol11。(2)Mn的化合價由+ 7降低到+ 2,降低了 5價；生成氧氣，氧元素的化合價由一 2升高 到0,升高了 4價，可配平方程式為 4MnO4 + 12H =4Mn2+ 502 T +6H2Oo若不加熱 除去高鎰酸根離子，高鎰酸根離子能夠氧化碘離子， 使得碘單質的物質的量增加，測定銅離 子含量偏高。(3)根據反應I2+ 2S2O3 =2I + S4O2 ,當反應結束時，溶液的藍色消失變成無色溶液, 所以滴定終點是溶液由藍色變為無色，且半分鐘

47、內不變色。(4)根據反應 2MnO 4 + 5C2O2 + 16H+=2Mn" + 8H2O 十 10CO2f、2Cu2+ + 4I =2CuI J + 12、 I2+ 2s2O2 =2I + S4O6可得關系式：2MnO 4 5c2O42s2O2I2 2Cu2+2522o +n(Cu2 )0.2X80.25X8x 10 3 moln(C2O4 ) x 10 3 moin(C2O2 )=4X10 3 mol、n(Cu2 )= 2x 10 3 mol,根據電荷守恒原理：n(K ) = 4X10 3 mol,根據質量守恒原理m(H2O) = 0.672 0- 39X 4X 10 364X

48、 2X 10 388X4X 10 3 =0.036(g), n(H2O) = 2X 10 3 mol, n(K ) ： n(Cu2+) : n(C2O2 ) : n(H2O) = 2 ： 1 ： 2： 1,化學式為 K2Cu(C2O4)2 也O。fW看熱點強化 ffIII ri t HI MJ 4 MAN CUUMR kiUAI I1. 下列說法不正確的是(B )A.強電解質在溶液中完全電離，不存在電離平衡B.導電能力強的溶液其溶質是強電解質C.溶質為同一弱電解質的溶液，當溫度不同時，其導電能力也不相同D.強電解質在液態時，有的導電，有的不導電解析在溶液中，比較電解質導電能力的強弱應在相同濃度

49、的條件下進行，故B項錯誤。2. (2018濰坊高密一模)H2s水溶液中存在電離平衡 H2sH+ + HS 和HS H + +S2 0若向H2s溶液中(C )A.加水，平衡向右移動，溶液中氫離子濃度增大B.通入過量SO2氣體，溶液pH增大C.滴加新制氯水，溶液 pH減小D.加入少量硫酸銅固體(忽略體積變化),溶液中所有離子濃度都減小解析加水稀釋，平衡向右移動，但c(H + )減小，A項錯誤；SO2過量會產生較多的H2SO3,而H2SO3的酸性比H2s強，溶液pH減小，B項錯誤；滴加新制氯水，Cl2+H2S=Sj + 2HC1 ,HCl的生成，使溶液pH減小，C項正確；加入少量 CuSO4固體，C

50、u2+ + H2S=CuS J + 2H + ,溶液中c(H + )增大，D項錯誤。)3. 25 C時，向0.2 mol的氨水中加水稀釋，則圖中的y軸可以表示(B )溶液的導電能力pH加水稀釋雖然促進了 NH 3 2O電離程度c(NH3120)NH3 也0的電離常數 Kbc(H*) c(OH )B.A.C.D.解析加水稀釋，NH3 I2O的電離程度增大，錯誤;的電離，但由于溶液體積增大得更多，故c(NH 3 20)、c(NH4)、c(OH)均減小，c(H+)增大,、正確，錯誤；溶液中離子濃度減小， 導電性減弱，正確；c(OH)減小，pH減小，正確；NH3 2O的電離常數 Kbc : 只與溫度有

51、關， 溫度不變，Kb不變，錯c NH 3 - 2O誤；c(H + ) c(OH -)=Kw,只受溫度影響，溫度不變，c(H*) c(OH-)保持不變，錯誤；綜上分析，B項正確。4. (2018山東沂水二模)高氯酸、硫酸、硝酸和鹽酸都是強酸，其酸性在水溶液中差別不大。以下是某溫度下這四種酸在冰醋酸中的電離常數，從表格中數據判斷以下說法中不正確的是(C )酸HClO4H2SO4HClHNO3Ka3.0X 10 86.3X10 91.6X 10 94.2 X 10 10A.在冰醋酸中這四種酸都沒有完全電離B.在冰醋酸中高氯酸是這四種酸中最強的酸C.在冰醋酸中硫酸的電離方程式為H2SO4=2H +SO

52、4D.水對于這四種酸的強弱沒有區分能力，但冰醋酸可以區分這四種酸的強弱解析根據電離常數知，在冰醋酸中這幾種酸都不完全電離，A正確；在冰醋酸中,高氯酸的電離常數最大，所以高氯酸的酸性最強，B正確；在冰醋酸中硫酸存在電離平衡，所以其電離方程式為 H2SO4H +HSO4, C不正確；這四種酸在水中都完全電離，在冰醋酸中電離程度不同， 所以水對于這四種酸的強弱沒有區分能力，但冰醋酸可以區分這四種酸的強弱，D正確。5. pH = 12的X、Y兩種堿溶液各10 mL,分別稀釋至1 000 mL,其pH與溶液體積(V)的關系如圖所示，下列說法正確的是(A )101 OCMJ VFklLA.若10<a

53、<12,則X、丫都是弱堿B. X、Y兩種堿的物質的量濃度一定相等C.完全中和pH相同的X、Y兩溶液時，消耗同濃度鹽酸的體積 V(X)>V(Y)D.稀釋后，X溶液的堿性比Y溶液的堿性強解析若X為強堿，則10 mL pH =12的X溶液稀釋至1 000 mL , pH應該為10,故 若10<a<12,則X、Y均為弱堿，A項正確；兩種堿稀釋相同倍數，pH變化不同，說明兩種堿的強弱不同，則pH相同時，二者的物質的量濃度一定不同，B項錯誤；當pH相同時，c(X)< c(Y),所以完全中和這兩種堿時，消耗相同濃度的鹽酸的體積：V(X)< V(Y) , C項錯誤；由圖像數

54、據可知，稀釋后Y溶液的pH比X溶液的pH大，故丫溶液的堿性強，D項錯誤。6. (2018海淀區期末)常溫下，下列有關兩種溶液的說法不正確的是(B )序號pH1212溶液氨水氫氧化鈉溶液A.兩溶液中c(OH)相等B.溶液的物質的量濃度為0.01 mol 71LC.兩溶液分別加水稀釋到原體積的10倍，稀釋后溶液的pH:D.等體積的、兩溶液分別與0.01 mol I的鹽酸完全中和，消耗鹽酸的體積：下解析常溫下，pH = 12的溶液中c(OH ) = 0.01 mol 11,但NH3 也。為弱電解質, 部分電離，其物質的量濃度大于0.01 mol ”1,故B錯誤。7. (2018武漢市高三調研)濃度均

55、為0.1 mol/L、體積均為 V。的HX、HY溶液，分別加 水稀釋至體積 V, pH隨lg：的變化關系如圖所示。下列敘述正確的是(B )A. HX、HY都是弱酸，且 HX的酸性比HY的弱B.常溫下，由水電離出的 c(H + ) c(OH ): a<bC.相同溫度下，電離常數 K(HX) ： a>b一D. Ig-V- = 3,若同時微熱兩種溶液 (不考慮HX、HY和H2O的揮發)，則2乙減小 V0c Y解析A項，由圖像可知當 用5= 0,即V= V。時，0.1 mol/L的HX溶液和HY溶液 的pH分別為2到3之間和1 ,所以HX是弱酸、HY是強酸，錯誤；B項，酸抑制水的電離， 所以酸性越弱、水的電離程度越大，即 pH越大，水電離出的c(H+) c(OH)越大，由已知圖 像可知，由水電離出的 c(H+)c(OH )：