第35講溶液的酸堿性(基礎課)1.了解溶液的酸、堿性及pH，了解pH的定義、測定和有關計算。2.了解酸、堿中和滴定的原理，實驗操作、數據處理和誤差分析。eq\a\vs4\al(溶液的酸堿性與pH)1．溶液的酸堿性溶液的酸堿性取決于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相對大小。(1)酸性溶液：c(H＋)＞c(OH－)，常溫下，pH＜7。(2)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)，常溫下，pH＝7。(3)堿性溶液：c(H＋)＜c(OH－)，常溫下，pH＞7。2．溶液的pH(1)定義式：pH＝－lgc(H＋)。(2)溶液的酸堿性與pH的關系(室溫下)pH一般表示c(H＋)≤1mol·L－1的酸溶液或c(OH－)≤1mol·L－1的堿溶液。(3)測量①pH試紙法a．使用方法：把小片試紙放在表面皿或玻璃片上，用干燥的玻璃棒蘸取待測液點在pH試紙中央，試紙變色后，與標準比色卡對比即可確定溶液的pH。b．分類：常用的pH試紙有廣范pH試紙和精密pH試紙。廣范pH試紙的pH范圍是1～14(最常用)或0～10，可以識別的pH差約為1；精密pH試紙的pH范圍較窄，可以判別0.2到0.3的pH差。c．注意事項：ⅰ)pH試紙不能伸入待測液中測pH。ⅱ)用廣范pH試紙測出溶液的pH是1～14的整數，讀數不會出現小數。ⅲ)pH試紙不能濕潤，若濕潤相當于對待測溶液稀釋，所測pH可能有誤差。②pH計：又稱酸度計，可精密測量pH。溶液的酸堿性與pH1．判一判(正確的打“√”，錯誤的打“×”)。(1)任何堿性溶液的c(OH－)>1×10－7mol·L－1，pH>7。 ()(2)中性溶液中的c(H＋)＝c(OH－)＝eq\r(Kw)。 ()(3)用濕潤的pH試紙測某酸溶液的pH，結果偏小。 ()(4)用pH試紙可以測量氯水的pH。 ()(5)用廣范pH試紙測定某溶液的pH＝3.4。 ()[答案](1)×(2)√(3)×(4)×(5)×2．用“酸性”“堿性”“中性”或“不確定”填空。(1)相同濃度的HCl和NaOH溶液等體積混合。(2)25℃時，相同濃度NH3·H2O和HCl溶液等體積混合(3)25℃時，pH＝3的HCl和pH＝12的NaOH溶液等體積混合(4)25℃時，pH＝2的CH3COOH和pH＝12的NaOH溶液等體積混合(5)25℃時，pH＝2的H2SO4溶液和pH＝12的氨水等體積混合(6)25℃時，0.2mol·L－1的氨水與0.1mol·L－1的鹽酸等體積混合[答案](1)中性(2)酸性(3)堿性(4)酸性(5)堿性(6)堿性酸堿混合性質判斷(1)等濃度等體積一元酸與一元堿混合的溶液性質——“誰強顯誰性，同強顯中性”。(2)25℃時，pH之和等于14時，一元強酸和一元弱堿等體積混合呈堿性；一元弱酸和一元強堿等體積混合呈酸性。即誰弱顯誰性，(3)酸、堿混合后生成的鹽與剩余的酸或堿濃度相同時，可根據酸、堿的Ka或Kb確定酸堿性，若Ka或Kb>1×10－7(25℃時)，(4)兩強等體相混時①若pH之和大于14，則混合后溶液顯堿性，pH>7。②若pH之和小于14，則混合后溶液顯酸性，pH<7。pH計算與換算pH計算的類型(1)單一溶液的pH計算強酸溶液：如HnA，設濃度為cmol·L－1，c(H＋)＝ncmol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝－lg(nc)。強堿溶液(25℃)：如B(OH)n，設濃度為cmol·L－1，c(H＋)＝eq\f(10－14,nc)mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝14＋lg(nc)。(2)混合溶液pH的計算類型①兩種強酸混合：直接求出c(H＋)混，再據此求pH。c(H＋)混＝eq\f(c(H＋)1V1＋c(H＋)2V2,V1＋V2)。②兩種強堿混合：先求出c(OH－)混，再據Kw求出c(H＋)混，最后求pH。c(OH－)混＝eq\f(c(OH－)1V1＋c(OH－)2V2,V1＋V2)。③強酸、強堿混合：先判斷哪種物質過量，再由下式求出溶液中H＋或OH－的濃度，最后求pH。c(H＋)混或c(OH－)混＝eq\f(|c(H＋)酸V酸－c(OH－)堿V堿|,V酸＋V堿)。3．(1)常溫下，將0.1mol·L－1氫氧化鈉溶液與0.06mol·L－1硫酸溶液等體積混合，混合液的pH為。(2)25℃時，pH＝3的硝酸和pH＝12的氫氧化鋇溶液按照體積比為9∶1混合，混合液的pH為(3)T℃，純水中pH＝6。該溫度下，pH＝1的稀硫酸與0.15mol·L－1的Ba(OH)2溶液等體積混合，混合液的pH為。[解析](1)c(H＋)混＝eq\f(0.06×2－0.1,2)mol·L－1＝0.01mol·L－1，pH＝2。(2)c(OH－)混＝eq\f(0.01×1－0.001×9,10)mol·L－1＝1×10－4mol·L－1，c(H＋)＝1×10－10mol·L－1，pH＝10。(3)c(OH－)混＝eq\f(0.15×2－0.1,2)mol·L－1＝0.1mol·L－1c(H＋)＝eq\f(1×10－12,0.1)mol·L－1＝1×10－11mol·L－1，pH＝11。[答案](1)2(2)10(3)114．(1)25℃時，在一定體積pH＝12的Ba(OH)2溶液中，逐滴加入一定物質的量濃度的NaHSO4溶液，當溶液中的Ba2＋恰好完全沉淀時，溶液pH＝11。若反應后溶液的體積等于Ba(OH)2溶液與NaHSO4溶液的體積之和，則Ba(OH)2溶液與NaHSO4溶液的體積比是(2)25℃時，100mLpH＝a的稀硫酸與10mLpH＝b的NaOH溶液混合，溶液呈中性，則a、b的關系為[解析](1)設氫氧化鋇溶液體積為V1L，硫酸氫鈉溶液的體積為V2L，依題意知，n(Ba2＋)＝n(SOeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(4)))，由Ba(OH)2＋NaHSO4=BaSO4↓＋NaOH＋H2O知，生成的氫氧化鈉的物質的量為n(NaOH)＝n[Ba(OH)2]＝0.5×10－2V1mol，eq\f(0.5×10－2V1mol,(V1＋V2)L)＝1×10－3mol·L－1，則V1∶V2＝1∶4。(2)混合后溶液呈中性，則混合前稀硫酸中H＋的物質的量等于NaOH溶液中OH－的物質的量，則100×10－3×10－a＝10×10－3×10－14＋b，a＋b＝15。[答案](1)1∶4(2)a＋b＝15酸堿混合呈中性的定量關系25℃，pH＝a的強酸溶液與pH＝b的強堿溶液，按V1∶V2的體積比混合，混合液呈中性。V1、V2與a、b的定量關系為eq\f(V1,V2)＝eq\f(10－14＋b,10－a)＝10－14＋a＋b。eq\a\vs4\al(酸堿中和滴定)1．實驗原理(1)概念：利用中和反應，用已知濃度的酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)的實驗方法。(2)原理(以強酸與強堿反應為例)①反應實質：H＋＋OH－=H2O。②定量關系：恰好中和時，n(H＋)＝n(OH－)，即c(H＋)V酸＝c(OH－)V堿。(3)滴定曲線(pH曲線)(以0.1000mol·L－1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol·L－1鹽酸為例)2．滴定管的分類及使用(1)滴定管分為酸式滴定管(含玻璃活塞)和堿式滴定管(由乳膠管、玻璃球組成的閥)。(2)滴定管的構造和精確度①構造：“0”刻度線在上方，尖嘴部分無刻度。②精確度：讀數可估讀到0.01mL。(3)滴定管的使用方法(4)滴定管對所裝溶液的要求①酸式滴定管不能盛裝堿性試劑，因為堿性物質易與玻璃中的SiO2反應，造成玻璃活塞無法打開。②堿式滴定管不能盛裝酸性、氧化性和有機試劑，因為酸性、氧化性試劑腐蝕橡膠，有機試劑溶解橡膠。3．酸堿指示劑的選擇(1)終點為中性時，選擇酚酞或甲基橙。(2)終點為酸性時，選擇甲基橙。(3)終點為堿性時，選擇酚酞。酸堿中和滴定一般不選擇石蕊，其理由是顏色變化不明顯，不易確定終點。4．實驗操作(以標準鹽酸滴定待測NaOH溶液為例)(1)滴定前的準備①滴定管：查漏→洗滌→潤洗→裝液→趕氣泡→調液面→記錄。②錐形瓶：洗滌→裝液→加指示劑。(2)滴定(3)滴定終點判斷的答題模板操作(當滴入最后半滴××標準溶液后)→現象(溶液由××色變為××色)→時間(且半分鐘內不恢復)。(4)數據處理為減少實驗誤差，滴定時，要求重復實驗2～3次，求出所用標準溶液體積的平均值，然后再計算待測液的物質的量濃度。注意無效數據的取舍。[示例]某學生根據3次實驗分別記錄有關數據如下表：滴定次數待測NaOH溶液的體積/mL0.1000mol·L－1鹽酸的體積/mL滴定前刻度滴定后刻度溶液體積/mL第一次25.000.0026.1126.11第二次25.001.5630.3028.74第三次25.000.2226.3126.09依據上表數據列式計算該NaOH溶液的物質的量濃度。[答案]eq\x\to(V)＝eq\f(26.11mL＋26.09mL,2)＝26.10mL，c(NaOH)＝eq\f(0.1000mol·L－1×26.10mL×10－3L,25.00mL×10－3L)＝0.1044mol·L－1。5．滴定誤差分析依據原理c(標準)·V(標準)＝c(待測)·V(待測)，得c(待測)＝eq\f(c(標準)·V(標準),V(待測))，因為c(標準)與V(待測)已確定，所以只要分析出不正確操作引起V(標準)的變化，即分析出結果。(1)未用標準液潤洗滴定管，導致V(標準)偏大，c(待測)偏大。(2)用待測液潤洗錐形瓶，導致V(標準)偏大，c(待測)偏大。(3)滴定過程中錐形瓶內的溶液濺出，導致V(標準)偏小，c(待測)偏小。(4)滴定前仰視，滴定后俯視，導致V(標準)偏小，c(待測)偏小。(5)量取待測液時，錐形瓶中有少量水，導致V(標準)無影響，c(待測)無影響。1．判一判(正確的打“√”，錯誤的打“×”)。(1)酸堿中和滴定終點一定為中性。 ()(2)量取18.00mL雙氧水或KMnO4溶液可選用堿式滴定管。 ()(3)25mL的滴定管，若溶液的凹液面最低點處于10.00mL，則滴定管內液體體積為15mL。 ()(4)標準NaOH溶液測定醋酸溶液的濃度可以選用甲基橙作指示劑。 ()(5)滴定管和錐形瓶在滴定前都應該用待裝溶液潤洗。 ()(6)錐形瓶洗凈后必須干燥無水。 ()[答案](1)×(2)×(3)×(4)×(5)×(6)×2.現使用酸堿中和滴定法測定市售白醋的總酸度(g/100mL)。Ⅰ.實驗步驟：(1)量取10.00mL食用白醋，在燒杯中用水稀釋后轉移到100mL(填儀器名稱)中定容，搖勻即得待測白醋溶液。(2)用酸式滴定管取待測白醋溶液20.00mL于錐形瓶中，向其中滴加2滴作指示劑。(3)讀取盛裝0.1000mol·L－1NaOH溶液的堿式滴定管的初始讀數。如果液面位置如圖所示，則此時的讀數為mL。(4)滴定終點的現象是。Ⅱ.數據記錄：滴定次數實驗數據/mL1234V(樣品)20.0020.0020.0020.00V(NaOH)(消耗)15.9515.0015.0514.95Ⅲ.數據處理：某同學在處理數據時計算得：平均消耗的NaOH溶液的體積V＝(15.95＋15.00＋15.05＋14.95)×eq\f(1,4)mL＝15.24mL。指出他的計算的不合理之處：。該白醋的總酸度為多少g/100mL？寫出計算步驟。。Ⅳ.誤差分析：(5)下列說法中測定結果偏小的為(填序號)。①若用甲基橙作指示劑②滴定過程搖動錐形瓶時溶液濺出③錐形瓶用待測液潤洗④錐形瓶不干燥，有少量水⑤配制0.1000mol·L－1NaOH溶液時，稱量的NaOH固體中有Na2O⑥滴定前仰視，滴定后俯視讀數[答案]Ⅰ.(1)容量瓶(2)酚酞試液(3)0.70(4)當滴加最后半滴NaOH溶液，溶液由無色恰好變為淺紅色，并在半分鐘內不變色Ⅲ.第一組數據與后三組數據相差較大，屬于異常值，應舍去V＝(15.00mL＋15.05mL＋14.95mL)×eq\f(1,3)＝15.00mL，n(CH3COOH)＝15.00×10－3L×0.1000mol·L－1＝1.500×10－3mol，則100mL該白醋中CH3COOH的質量為eq\f(1.500×10－3×60,10×\f(20,100))×100g＝4.5g，總酸度為4.5g/100mL(5)①②⑤⑥1．(2020·浙江7月選考，T17)下列說法不正確的是()A．2.0×10－7mol·L－1的鹽酸中c(H＋)＝2.0×10－7mol·L－1B．將KCl溶液從常溫加熱至80℃，C．常溫下，NaCN溶液呈堿性，說明HCN是弱電解質D．常溫下，pH為3的醋酸溶液中加入醋酸鈉固體，溶液pH增大A[2.0×10－7mol·L－1的鹽酸中H2O也電離出H＋，故c(H＋)>2.0×10－7mol·L－1，A錯誤。]2．(2021·湖南選擇性考試，T15)碳酸鈉俗稱純堿，是一種重要的化工原料。以碳酸氫銨和氯化鈉為原料制備碳酸鈉，并測定產品中少量碳酸氫鈉的含量，過程如下：步驟Ⅰ.Na2CO3的制備步驟Ⅱ.產品中NaHCO3含量測定①稱取產品2.500g，用蒸餾水溶解，定容于250mL容量瓶中；②移取25.00mL上述溶液于錐形瓶，加入2滴指示劑M，用0.1000mol·L－1鹽酸標準溶液滴定，溶液由紅色變至近無色(第一滴定終點)，消耗鹽酸V1mL；③在上述錐形瓶中再加入2滴指示劑N，繼續用0.1000mol·L－1鹽酸標準溶液滴定至終點(第二滴定終點)，又消耗鹽酸V2mL；④平行測定三次，V1平均值為22.45，V2平均值為23.51。已知：(ⅰ)當溫度超過35℃時，NH4HCO3(ⅱ)相關鹽在不同溫度下的溶解度表eq\b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\co1(g/100gH2O))溫度/℃0102030405060NaCl35.735.836.036.336.637.037.3NH4HCO311.915.821.027.0NaHCO36.98.29.611.112.714.516.4NH4Cl29.433.337.241.445.850.455.2回答下列問題：(1)步驟Ⅰ中晶體A的化學式為，晶體A能夠析出的原因是；(2)步驟Ⅰ中“300℃加熱”所選用的儀器是ABCD(3)指示劑N為，描述第二滴定終點前后顏色變化；(4)產品中NaHCO3的質量分數為(保留三位有效數字)；(5)第一滴定終點時，某同學俯視讀數，其他操作均正確，則NaHCO3質量分數的計算結果(填“偏大”“偏小”或“無影響”)。[解析](1)根據相關鹽在不同溫度下的溶解度可知，30～35℃，NaHCO3的溶解度明顯小于NaCl、NH4HCO3和NH4Cl的溶解度，因此NaHCO3在步驟Ⅰ中結晶析出。(2)300℃給固體加熱選用的儀器應為坩堝。(3)本題中測定碳酸氫鈉含量采用了雙指示劑滴定法，第一滴定過程以酚酞為指示劑，Na2CO3轉化為NaHCO3，第二滴定過程以甲基橙為指示劑，NaHCO3轉化為NaCl、CO2和H2O，所以第二滴定終點前后溶液由黃色變為橙色，且半分鐘內不變色。(4)由(3)的分析過程可知，25.00mL待測液中所含NaHCO3的物質的量為0.1000mol·L－1×(V2－V1)×10－3L，則2.500g產品中所含NaHCO3的質量為84g·mol－1×eq\f(250mL,25.00mL)×0.1000mol·L－1×(23.51－22.45)×10－3L≈0.089g，則產品中NaHCO3的質量分數＝eq\f(0.089g,2.500g)×100%＝3.56%。(5)第一次滴定終點時