專題五電離及水解平衡pH值計(jì)算

1、 專題五專題五 電離及水解平衡電離及水解平衡 pH值計(jì)算值計(jì)算二二 專題點(diǎn)金專題點(diǎn)金 ( (四四) )、重難點(diǎn)分析、重難點(diǎn)分析一一 考點(diǎn)簡析考點(diǎn)簡析(一一)、命題焦點(diǎn)、命題焦點(diǎn)( (二二) )、應(yīng)考策略、應(yīng)考策略( (三三) )、知識歸納、知識歸納1 .(1) 電離方程式的書寫 , 影響電離平衡的因素 , 酸、堿、鹽溶液中水的電離(3)考題精練(2)點(diǎn)題剖析2.(1) pH的計(jì)算(2)點(diǎn)題剖析(3)考題精練3.(1)溶液中的微粒種類及其濃度的大小關(guān)系(2)點(diǎn)題剖析(3)考題精練 1了解電解質(zhì)和非電解質(zhì)、強(qiáng)電解 質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念。 2理解電解質(zhì)的電離平衡概念。 3了解水的電離、溶液pH等概念。

2、 4掌握有關(guān)溶液pH與氫離子濃度、 氫氧根離子濃度的簡單計(jì)算。(一一)、命題焦點(diǎn)、命題焦點(diǎn) 本專題是高中化學(xué)重要的基礎(chǔ)理論之一，是教學(xué)大綱要求學(xué)生必須掌握的理論?？v觀近幾年高考試卷，考查的內(nèi)容和知識點(diǎn)覆蓋面廣，同時(shí)強(qiáng)化重點(diǎn)知識的考查。從能力層次方面來看，大都是考理解能力和分析綜合能力，并逐漸向應(yīng)用等更高能力發(fā)展。試題的創(chuàng)意是穩(wěn)中求變，變中求新，新中求活，總的意圖是讓試題真正達(dá)到考查學(xué)生的能力。預(yù)計(jì)2005年高考會(huì)保持相對的穩(wěn)定。常見內(nèi)容有：關(guān)于溶液的離子濃度，溶液導(dǎo)電能力的關(guān)于溶液的離子濃度，溶液導(dǎo)電能力的判斷；關(guān)于溶液酸堿性的判斷；關(guān)于溶液判斷；關(guān)于溶液酸堿性的判斷；關(guān)于溶液pH及其及其性質(zhì)

3、的判斷；關(guān)于混合溶液性質(zhì)的判斷；關(guān)于性質(zhì)的判斷；關(guān)于混合溶液性質(zhì)的判斷；關(guān)于pH計(jì)算、估計(jì)及應(yīng)用；電離平衡移動(dòng)、水解平衡移動(dòng)及計(jì)算、估計(jì)及應(yīng)用；電離平衡移動(dòng)、水解平衡移動(dòng)及其原理應(yīng)用，解釋實(shí)際問題；中和滴定操作、誤差分其原理應(yīng)用，解釋實(shí)際問題；中和滴定操作、誤差分析及原理應(yīng)用；溶液中離子濃度大小的比較等。析及原理應(yīng)用；溶液中離子濃度大小的比較等。( (二二) )、應(yīng)考策略、應(yīng)考策略 （1）弱電解質(zhì)的電離平衡及水解平衡、PH值計(jì)算是中學(xué)化學(xué)三大理論之一的重要組成部分，有關(guān)知識是歷屆高考必考內(nèi)容，近來常以下列知識點(diǎn)命題：根據(jù)電離平衡及影響因素解釋某些問題。水的電離和溶液PH值計(jì)算。PH值大小及離子

4、濃度大小比較。鹽類水解及應(yīng)用。各知識點(diǎn)間的綜合應(yīng)用。（2）學(xué)習(xí)本專題知識，應(yīng)將電離平衡和水解平衡與化學(xué)平衡聯(lián)系起來，它們均遵從勒夏特列原理。將化學(xué)平衡的概念、特征、化學(xué)平衡的移動(dòng)等方面知識遷移到電離平衡及水解平衡并加以應(yīng)用。水的電離平衡受溫度、酸、堿及能水解的鹽的影響而發(fā)生移動(dòng)，但一定溫度下，稀溶液中的Kw=c（H+）c（OH-）數(shù)值不發(fā)生變化，25,Kw=10-14。強(qiáng)酸稀釋或混合后先計(jì)算c(H+)，再求pH；強(qiáng)堿稀釋或混合后先計(jì)算c(OH-)，根據(jù)Kw=c（H+） c （OH-）求c(H+)，再求pH；強(qiáng)酸強(qiáng)堿混合要先判斷酸堿誰過量，若酸過量，先求混合液的c(H+)，再求pH；若堿過量，求

5、混合液的c(OH-)，再由Kw求c(H+)，最后求pH；若酸堿恰好完全反應(yīng)，則pH=7。（3）重視電解質(zhì)溶液中“幾種程度大小”問題：弱電解質(zhì)溶液中未電離分子多于已電離的分子。鹽溶液中未水解的離子多于已水解的離子。通常弱酸與同酸根的弱酸鹽等濃度混合時(shí)，酸電離強(qiáng)于鹽水解，顯酸性；弱堿與同弱堿陽離子的鹽等濃度混合時(shí)，堿的電離強(qiáng)于鹽的水解顯堿性。酸式酸根離子通常是水解強(qiáng)于電離，其溶液顯堿性。但HSO4-、HSO3-和H2PO4-電離強(qiáng)于水解，顯酸性。( (三三) )、知識歸納、知識歸納1 1基本概念基本概念 電解質(zhì)既不是電解質(zhì)又不是非單質(zhì)行多元弱酸的電離分步進(jìn)電離方程式用存在電離平衡部分電離水弱堿包括

6、弱酸弱電解質(zhì)電離方程式用電離過程不可逆完全電離難溶鹽可溶鹽鹽強(qiáng)堿包括強(qiáng)酸強(qiáng)電解質(zhì)電離分按能否全部電解質(zhì)非電解質(zhì)電離分按能否化合物:)4() 3(,)2(,) 1 () 3(,)2(),(,) 1 (2 2弱電解質(zhì)的電離平衡弱電解質(zhì)的電離平衡原理平衡移動(dòng)符合勒夏特列離子濃度分子濃度溫度影響因素用表示方法兩性氫氧化物、水弱酸、中強(qiáng)酸、弱堿、物質(zhì)類型發(fā)生移動(dòng)平衡破壞條件改變變離子濃度保持一定分子條件一定定結(jié)合電離等動(dòng)特征達(dá)到電離平衡率相等時(shí)與離子結(jié)合成分子的速子的速率弱電解質(zhì)分子電離成離下如溫度、濃度在一定條件意義:,:)3(,:)2(0)()(:,) 1 (,)(:3 3水的電離水的電離（1）極弱

7、電離：H2O H+OH（2）（3）意義：水的電離是酸、堿、鹽稀溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的本質(zhì)原因不一定來自水的電離濃度濃度和指溶液中常溫下水的離子積,OHH)OH(),H()3(14101,)2()OH()H() 1 (ccKccKww堿性越強(qiáng)越大酸性越強(qiáng)越小溶液呈堿性溶液呈中性溶液呈酸性水溶液的酸堿性,pH,pH),OH()H(),OH()H(),OH()H()4(cccccc鹽的水解促進(jìn)水的電離加強(qiáng)堿弱酸鹽促進(jìn)水的電離加強(qiáng)酸弱堿鹽抑制水的電離加強(qiáng)酸酸式鹽不影響水的電離加強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽抑制水的電離加堿抑制水的電離加酸增大促進(jìn)水的電離升溫以純水的電離為例影響因素,)()5(wK4 4鹽類的水解鹽類的水解

8、溶液呈現(xiàn)不同的堿性使鹽促進(jìn)水的電離結(jié)合生成弱電解質(zhì)或鹽的離子與水電離出的實(shí)質(zhì),OHH:) 1 (弱堿陽離子鹽中有弱酸根陰離子或可溶于水的鹽條件)2(規(guī)律)3(nHOHMOnHnMHMOHOHMn)(,)3()2(,) 1 (22水溶液呈酸性強(qiáng)酸弱堿鹽水解強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽不水解存在水解平衡一般鹽的水解程序很弱水解程度越大生成的弱電解質(zhì)越弱水溶液呈堿性強(qiáng)堿弱酸鹽水解,)5() 1(,)4(22OHnHAOHnAOHHAOHA促進(jìn)或抑制鹽的水解或增大了溶液中外加酸堿水解程度增大加水稀釋鹽的濃度促進(jìn)鹽的水解升溫溫度影響因素),OH()H(:)3(,:)2(,:) 1 ()4(cc化學(xué)問題解釋生產(chǎn)生活中的某些

9、制備某些鹽或無水物制與保存某些易水解的鹽溶液配類及其濃度大小關(guān)系確定鹽溶液中的微粒種判斷鹽溶液的酸堿性應(yīng)用)5()4()3()2() 1 ()5( (四四) )重難點(diǎn)分析重難點(diǎn)分析 本專題涉及到的知識點(diǎn)多而且比較抽象是中學(xué)化學(xué)中的一個(gè)難點(diǎn)，也是高考中必考內(nèi)容。學(xué)習(xí)時(shí)，要將電離平衡與化學(xué)平衡知識相聯(lián)系，尤其要將化學(xué)平衡的特征與平衡移動(dòng)原理遷移到電離平衡中。在理解原理的基礎(chǔ)上，要加強(qiáng)練習(xí)可以選擇有關(guān)本專題的高考試題加以練習(xí)，做到舉一反三。 1 1電離方程式的書寫電離方程式的書寫 電離方程式是用來表示電解質(zhì)在溶液中(或受熱熔化時(shí))電離成自由移動(dòng)離子過程的式子，書寫時(shí)應(yīng)注意： (1)電離方程式應(yīng)符合質(zhì)

10、量守恒和電荷守恒。電離方程式應(yīng)符合質(zhì)量守恒和電荷守恒。(2)強(qiáng)電解質(zhì)在溶液中全部電離，用強(qiáng)電解質(zhì)在溶液中全部電離，用“”表表示；弱電解質(zhì)在溶液中部分電離，存在電離示；弱電解質(zhì)在溶液中部分電離，存在電離平衡，用平衡，用“ ” 表示：表示：(5)難溶的強(qiáng)電解質(zhì)如CaCO3在溶液中存在溶解平衡，表示為：CaCO3(s) Ca2+CO32-；其電離方程式表示為：CaCO3(aq)Ca2+CO32-，兩者應(yīng)區(qū)分開。 (3)多元弱酸分步電離，以第一步電離為主，應(yīng)分步寫出其電離方程式，不能合并，如碳酸的電離： H2CO3 H+HCO3-；HCO3- H+CO32- (4)兩性氫氧化物在溶液中既存在酸式電離，

11、又存在堿式電離；如氫氧化鋁： H+AlO2-+H2O A1(OH)3 Al3+30H-(6)KHSO4等強(qiáng)酸的酸式鹽在稀溶液中的電離方程式可以表示為：KHSO4K+H+ SO42-；在熔化狀態(tài)下的電離方程式為：KHSO4(熔融)K+HSO4-因其在熔化狀態(tài)下只有離子鍵被破壞。(7)NaHCO3，等弱酸的酸式鹽在溶液中的電離方程式表示為：NaHCO3 Na+HCO3-；HCO3- H+CO32-，NaHCO3為強(qiáng)電解質(zhì)，第一步全部電離，但第二步部分電離，程度很小。 2 2 . 影響電離平衡的因素影響電離平衡的因素 電離平衡屬于動(dòng)態(tài)平衡，同樣適用于勒夏特列原理，以0.1molL-1 的醋酸溶液中存

12、在的電離平衡為例：CH3COOH CH3COO- + H+；H0改變條件改變條件平衡移動(dòng)方向平衡移動(dòng)方向 H+數(shù)目數(shù)目 c(H+) 導(dǎo)電性導(dǎo)電性 適當(dāng)升溫適當(dāng)升溫 向右向右 增大增大 增大增大 增強(qiáng)增強(qiáng) 加少量濃鹽酸加少量濃鹽酸 向左向左 增大增大 增大增大 增強(qiáng)增強(qiáng) 加少量加少量NaOH固體固體 向右向右 減小減小 減小減小增強(qiáng)增強(qiáng) 加少量加少量Na2CO3固體固體 向右向右 減小減小 減小減小增強(qiáng)增強(qiáng) 加少量金屬鎂加少量金屬鎂 向右向右 減小減小 減小減小增強(qiáng)增強(qiáng) 加少量冰醋酸加少量冰醋酸 向右向右 增大增大 增大增大 增強(qiáng)增強(qiáng) 加少量加少量CH3COONa固體固體 向左向左 減小減小 減

13、小減小增強(qiáng)增強(qiáng) 加水稀釋加水稀釋 向右向右 增大增大 減小減小減弱減弱 溶液中溶液中H H+ +濃濃度度(molL-1 )溶液中溶液中0H0H- -濃度濃度(molL-1 ) 水電離出水電離出H+或或0H0H- -濃度濃度(molL-1 ) 結(jié)論結(jié)論 pH=4pH=4的的HClHCl 1010-4-41010-10-10 1010-10-10抑制水抑制水電離電離 pH=4pH=4的的NHNH4 4ClCl 1010-4-41010-10-10 1010-4-4促進(jìn)水促進(jìn)水電離電離 pH=lOpH=lO的的NaOHNaOH 1010-10-101010-4-41010-10-10 抑制水抑制水電

14、離電離 pH=1OpH=1O的的NaCNNaCN 1010-10-10 1010-4-41010-4-4促進(jìn)水促進(jìn)水電離電離 3 3 酸、堿、鹽溶液中水的電離酸、堿、鹽溶液中水的電離 指出：酸溶液中指出：酸溶液中H+來源于酸電離，來源于酸電離，OH-來源于水電離；堿溶液中來源于水電離；堿溶液中H+來源于水電離來源于水電離OH-來源于堿電離；鹽溶液中來源于堿電離；鹽溶液中H+、OH-均來源于水均來源于水電離只是鹽水解時(shí)，電離只是鹽水解時(shí)，H或或OH-被消耗。被消耗。例1(03 全國)在甲燒杯中放人鹽酸乙燒杯中放人醋酸，兩種溶液的體積和pH都相等，向兩燒杯中同時(shí)加入質(zhì)量不等的鋅粒，反應(yīng)結(jié)束后得到等

15、量的氫氣，下列說法正確的是 A甲燒杯中放入鋅的質(zhì)量比乙燒杯中放人鋅的質(zhì)量大 B甲燒杯中的酸過量 C. 兩燒杯中參加反應(yīng)的鋅等量 D反應(yīng)開始后乙燒杯中的c(H+)始終比甲燒杯中的c(H+)小分析點(diǎn)撥：反應(yīng)前，鹽酸與醋酸溶液中H+的物質(zhì)的量相等，加入鋅粒后，H+不斷被還原為H+，促進(jìn)了醋酸的電離而鹽酸已完全電離在產(chǎn)生等量的氫氣條件下醋酸中c(H+)始終比鹽酸中c(H+)大，反應(yīng)消耗的鋅粒質(zhì)量相等。因反應(yīng)加入的鋅粒質(zhì)量不相等故反應(yīng)后甲中鹽酸不足乙中醋酸過量，甲中加入的鋅粒質(zhì)量大。本題重點(diǎn)考查了強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的區(qū)別、弱電解質(zhì)的電離平衡以及pH等知識，要求學(xué)生解題時(shí)將定量計(jì)算與定性分析相結(jié)合，透過表

16、面現(xiàn)象看清問題的本質(zhì)，考查了學(xué)生思維的嚴(yán)密性與邏輯性 【答案】AC例2 .(00 全國)室溫下在pH=12的某溶液中由水電離的c(OH-)為 A1.0107 molL-1 B 1. 0 10 -6molL-1C 1.010-2molL-1 D. 1.010-12molL-1 分析點(diǎn)撥：pH為12的溶液為堿性溶液若為堿溶液則溶液中c(OH- )=10-2molL-1 則水電離為：c(OH- )= 10-12molL-1為C，若為酸溶液則溶液中OH-全部由水電離出選D，故選C、D。答案：CD考題精練1.(04 湖南) 將O.1 molL-1醋酸溶液加水稀釋，下列說法正確的是 A.溶液中c(H+)和

17、c(OH-)都減小 B.溶液中c(H+)增大C.醋酸電離平衡向左移動(dòng) D.溶液的pH增大2.(04 廣東）pH相同的鹽酸和醋酸兩種溶液中，它們的A. H+的物質(zhì)的量相同 B. 物質(zhì)的量濃度相同 C. H+的物質(zhì)的量濃度不同 D. H+的物質(zhì)的量濃度相同DD3.(04 廣東）甲酸和乙酸都是弱酸當(dāng)它們的濃度均為0.10 molL-1時(shí)，甲酸中的c(H+)約為乙酸中c(H+)的3倍一現(xiàn)有兩種濃度不等的甲酸溶液a和b，以及0.10 molL-1的乙酸，經(jīng)測定它們的pH從大到小依次為a、乙酸，b。由此可知 Aa的濃度必小于乙酸的濃度 B. a的濃度必大于乙酸的濃度 Cb的濃度必小于乙酸的濃度 D. b的

18、濃度必大于乙酸的濃度A4. (04 江蘇）用pH均為2的鹽酸和醋酸溶液，分別中和等體積、等物質(zhì)的量濃度的氫氧化鈉溶液，當(dāng)氫氧化鈉恰好被完全中和時(shí)消耗鹽酸和醋酸溶液的體積分別為Vl和V2，則Vl和V2的關(guān)系正確的是 A .VlV2l c( OH -) c(NH4+) c(Ba2+) B. c(NO3-) c(Ba2+) c( OH -) c(NH4+) C. c(Ba2+) c(NO3-) c( OH -) c(NH4+) D. c(NO3-) c(Ba2+) c(NH4+) c( OH -)AB6. （02 全國）下列事實(shí)可證明氨水是弱堿的是 A.氨水能跟氯化亞鐵溶液反應(yīng)生成氫氧化亞鐵 B.

19、銨鹽受熱易分解 C. 0.l molL -1氨水可以使酚酞試液變紅 D0.1 molL -1氯化氨溶液的pH約為57. (00 上海) 等物質(zhì)的量濃度的下列溶液中NH4+的濃度最大的是 A. NH4Cl B. NH4HCO3 C. NH4HS04 D. NH4NO3 DC8. (00 上海）取pH均等于2的鹽酸和醋酸各100mL分別稀釋2倍后再分別加入0.03 g鋅粉，在相同條件下充分反應(yīng)，有關(guān)敘述正確的是 A . 醋酸與鋅反應(yīng)放出氫氣多 B鹽酸和醋酸分別與鋅反應(yīng)放出的氫氣一樣多 C. 醋酸與鋅反應(yīng)速率大 D. 鹽酸和醋酸分別與鋅反應(yīng)的速率一樣大9. (01 廣東) 將0.1 molL-1CH

20、3COOH溶液加水稀釋或加入少量CH3COONa晶體時(shí)，都會(huì)引起 A溶液的pH增加 B. CH3COOH電離程度變大 C溶液的導(dǎo)電能力減弱 D.溶液中c(OH-)減少BCA10.(01 廣東) pH=3的酸溶液和pH=11的堿溶液等體積混合后溶液呈酸性，其原因可能是A. 生成了一種強(qiáng)酸弱堿鹽 B. 弱酸溶液和強(qiáng)堿溶液反應(yīng) C.強(qiáng)酸溶液和弱堿溶液反應(yīng) D. 一元強(qiáng)酸溶液和一元強(qiáng)堿溶液反應(yīng)11.(99 上海）0.05mol Na0H固體分別加入到100mL下列液體中，溶液的導(dǎo)電能力變化最小的是A .自來水 B . 0.5molL-1鹽酸 C . 0.5molL-1 CH3COOH 溶液 D . 0

21、.5molL-1 KCl溶液BB 4 4、pHpH的計(jì)算的計(jì)算 (1)當(dāng)溶液中c(H+)=ml0-nmolL-1時(shí)，pH=n-lgm; 在c molL-1的強(qiáng)酸HnA溶液中： c(H+)=nc molL-1，pH=-lgnc；在 c molL-1的弱酸溶液中： c(H+)-lgc。 (2) c molL-1的強(qiáng)堿B(OH)n 溶液， c(OH-)=nc molL-1，pH=14+lgc； c molL-1的弱堿溶液, c(OH-) c molL-1，pH14+lgc; (3)強(qiáng)酸或強(qiáng)堿混合的pH計(jì)算。兩種強(qiáng)酸混合：c(H+)混= n (H+) V總=(c 1V1+ c 2V2)/（V1+V2）

22、兩種強(qiáng)堿混合：c(OH-)混= n (OH-) V總=(c 1V1+ c 2V2)/（V1+V2）再由c(H+)混=換算，求出pH。強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合，發(fā)生反應(yīng)：H+0H-H2O，若強(qiáng)酸過量：c(H+)混= (C酸V酸C堿V堿)/（V酸+ V堿 ) ；若強(qiáng)堿過量：c(OH-)混= (C堿V堿C酸V酸) /（V酸+V堿） ； 若恰好反應(yīng)，則混合溶液呈中性，pH=7。 (4)酸或堿溶液加水稀釋后pH的計(jì)算強(qiáng)酸溶液pH=a,加水稀釋，溶液中H+的物質(zhì)的量不變。若加水稀釋10倍，則pH=。弱酸溶液pH=a，加水稀釋溶液中H+的物質(zhì)的量增大，但c(H+)卻減小。若加水稀釋10倍，則apH ( a+n ) 。

23、強(qiáng)堿溶液pH=b，加水稀釋，溶液中OH-的物質(zhì)的量不變。若加水稀釋10倍，則pH= ( b-n ) ：弱堿溶液pH=b，加水稀釋，溶液中OH-的物質(zhì)的量增大，但c(OH-)卻增大。若加水稀釋10倍，則( b-n ) pHb。酸或堿溶液無限稀釋時(shí)，pH只能約等于或接近于7，酸的pH不可能大于7，堿的pH不可能小于7。此時(shí)需考慮水的電離否則會(huì)得出錯(cuò)誤結(jié)論。 例1 (02 全國)有人曾建議用AG表示溶液的酸度，AG的定義為：AG=lgc(H+)c(OH-). 下列表述正確的是A .在25時(shí),若溶液呈中性,則pH=7, AG=lB.在25時(shí),若溶液呈酸性,則pH7, AG7, AG0D.在25時(shí),溶液

24、的pH與AG的換算公式為： AG=2(7-pH)分析點(diǎn)撥： 中性溶液，c(H+)=c(OH-)，AG=1gc(H+)C(OH-)=lgl=0；酸性溶液c(H+)c(OH-)，AG=lgc(H+)c(OH-) lgl；堿性溶液，c(H+)c(OH-)。AG=lgc(H+)c(OH-)lgl。25時(shí)，pH+p0H=14，AG=lgc(H+)-lgc(OH-)=-pH+pOH=- pH14pH=142pH 本題考查了溶液的酸堿性、pH、c(H+)、c(OH-)間的關(guān)系借助新信息重點(diǎn)考查了學(xué)生閱讀信息、接受信息、運(yùn)用信息的能力。【答案】D例2 (98 上海)某強(qiáng)酸溶液pH=a強(qiáng)堿溶液pH=b已知a+b

25、=12酸堿溶液混合后pH=7，測酸溶液體積V（酸）和堿溶液體積V（堿）的正確關(guān)系為 AV（酸）=102V（堿） B. V（堿）=102V（酸） C. V（酸）=2V（堿） D . V（堿）=2V（酸） 分析點(diǎn)撥: 本題最簡便方法為賦值法求解。設(shè)：強(qiáng)堿的pH為8,則酸為pH為4；因兩者混合后pH=7，則有V（堿）c(OH-)=V（酸）c（H+）即V（堿）10-6=V（酸）10-4V（堿）=V（酸）=102V（酸）答案：B1. (04 全國）l體積的鹽酸與10體積某一元強(qiáng)堿溶液恰好完全反應(yīng),則該堿溶液的pH等于 A9.0 B9.5 C10.5 D2. (04 江西）常溫時(shí)，以下4種溶液pH最小的是

26、A0.0l molL-1醋酸溶液BO.02 molL-1醋酸與0.02molL-1 NaOH溶液等體積混合液C0.03 molL-1叫醋酸與0.01molL-1 NaOH溶液等體積混合液DpH=2的鹽酸與pH=12的Na0H溶液等體積混合液 C3. (04 湖南）物質(zhì)的量濃度相同的下列溶液中，符合按pH由小到大順序排列的是 Na2CO3 NaHCO3 NaCl NH4Cl BNa2CO3 NaHCO3 NH4Cl NaCl (NH4)2SO4 NH4Cl NaNO3 Na2S D. NH4Cl (NH4)2SO4 Na2S NaNO3C 4.(04 西北地區(qū)）若1體積硫酸恰好與10體積pH=1

27、1的氫氧化鈉溶液完全反應(yīng)，則二者物質(zhì)的量濃度之比應(yīng)為 A.10:1 B.5:1 C.1:1 D.1:105.(03 全國) 用0.0l molL-1NaOH溶液完全中和pH=3的下列溶液各100 mL。需NaOH溶液體積最大的是 A.鹽酸 B.硫酸 C.高氯酸 D.醋酸BD6.(01 全國) 將pH=1的鹽酸平均分成2份，1份加適量水，另1份加入與該鹽酸物質(zhì)的量濃度相同的適量NaOH溶液后，pH都升高了l，則加入的水與NaOH溶液的體積比為A9 B10 C11 D127.(99 全國) 用0.1molL-1NaOH溶液滴定0.1molL-1鹽酸，如達(dá)到滴定的終點(diǎn)時(shí)不慎多加了1滴NaOH溶液(1

28、滴溶液的體積為0.05mL)，繼續(xù)加水至50mL，所得溶液的pH是 CC8. (01上海)為更好地表示溶液的酸堿性科學(xué)家提出了酸度(AG)的概念，AG=lg ；則下列敘述正確的是A.中性溶液的AG=0 B.酸性溶液的AG c(CH3COO-) c(OH-) c(CH3COOH) c(H+)。從質(zhì)量守恒關(guān)系得出： c(Na+)= c(CH3COO-)+ c(CH3COOH)；從電荷守恒關(guān)系得出： c(Na+)+ c(H+)= c(CH3COO-)+ c(OH-)；（2）NaS溶液溶液電離：NaS2Na+S2- H2O H+OH-水解：S2-+H2O HS-+OH- HS-+H2O H2S+OH-

29、故有Na+、S-、H+、OH-、HS-、H2S、H2O等。c(Na+) c(S2-) c(OH-) c(HS-) c(H+)c(Na+)=2 c(S2-)+2 c(HS-)+2 c(H2S)c(Na+)+ c(H+)+2 c(S2-)+ c(HS-)+ c(OH-)（3）NaHCO3溶液溶液電離：NaHCO3Na+HCO3- HCO3- H+CO32- H2O H+OH-水解：HCO3-+H2O H2CO3+OH-故有Na+、HCO3-、CO32-、H+、OH-、HCO3、H2O等.因HCO3-的水解程度大于其電離程度，溶液呈堿性，故有：c(Na+) c(HCO3-) c(OH-) c(H+)

30、 c(CO32-)c(Na+)= c(HCO3-)+ c(CO32-)+ c(H2CO3)c(Na+)+ c(H+)= c(HCO3-)+2 c(CO32-)+ c(OH-)（4）molL-1 CH3COONa溶液與溶液與molL-1 HNO3溶液等體溶液等體積混合后，溶液呈酸性。積混合后，溶液呈酸性。發(fā)生的離子反應(yīng)為：CH3COO-+H+CH3COOH，計(jì)算知：CH3COO-過量，反應(yīng)后余下CH3COO-濃度為0.1molL-1,生成CH3COOH濃度為0.1molL-1,c(Na+)=0.2molL-1,c(NO3-)為0.1molL-1。此時(shí)溶液中CH3COOH的電離與CH3COO-的水

31、解互相抑制，溶液呈酸性，表明CH3COOH的電離大于CH3COO-的水解。c(CH3COO)0.1molL-1 c(CH3COOH), c(H+)c(OH-),故有： c(Na+) c(CH3COO-) c(NO3-) c(CH3COOH) c(H+) c(OH-)c(Na+)= c(CH3COO-)+ c(CH3molL-1c(Na+)+ c(H+)= c(NO3-)+ c(OH-)+ c(CH3COO-)a6 6、酸堿混合后溶液的酸堿性、酸堿混合后溶液的酸堿性 酸堿混合后溶液的酸堿性，與混合前酸堿的強(qiáng)弱以及酸堿的物質(zhì)的量等有關(guān)，（1）混合后溶液呈中性有以下三種情況）混合后溶液呈中性有以下三

32、種情況： 強(qiáng)酸與強(qiáng)堿恰好完全反應(yīng) 強(qiáng)酸與弱堿反應(yīng)，弱堿稍過量 強(qiáng)堿與弱酸反應(yīng)，弱酸稍過量 若是一元酸HA與一元堿ROH混合后溶液呈中性，則有c(A-)= c(R+) c(H+)= c(OH-)(由電荷守恒推知)。（2）混合后溶液呈酸性，有以下三種情）混合后溶液呈酸性，有以下三種情況況： 強(qiáng)酸與強(qiáng)堿反應(yīng),強(qiáng)酸過量 強(qiáng)酸與弱堿反應(yīng),強(qiáng)酸過量或恰好反應(yīng)生成強(qiáng)酸弱堿鹽,水解使溶液呈酸性 弱酸與強(qiáng)堿反應(yīng),弱酸大量剩余 若一元酸HA與一元堿ROH，混合后溶液呈酸性，則有c(A-) c(R+)；（3）混合后溶液呈堿性有以下三種情況）混合后溶液呈堿性有以下三種情況： 強(qiáng)酸與強(qiáng)堿反應(yīng)，強(qiáng)堿過量 強(qiáng)酸與弱堿反應(yīng)，

33、弱堿大量剩余 弱酸與強(qiáng)堿反應(yīng)，強(qiáng)堿過量或恰好反應(yīng)生成強(qiáng)堿弱酸鹽水解使溶液呈堿性。 若一元酸HA與一元堿ROH，混合后溶液呈堿性，則有c(A-) c(R+)。 思考思考： pH=X的酸溶液與pH=Y的堿溶液 (X十Y=14)等體積混合后，什么情況下溶液呈酸性?什么情況下溶液呈中性?什么情況下溶液呈堿性?例1 (03 全國)將0.2 molL-1HCN溶液和0.1 molL-1的NaOH溶液等體積混合后，溶液顯堿性下列關(guān)系式中正確的是 A. c(HCN) c(CN-) C. c(HCN)- c(CN-)= c(OH-) D. c(HCN)+ c(CN-)=0.lmolL-1 分析點(diǎn)撥： HCN與N

34、aOH混合后發(fā)生如下反應(yīng) HCN+NaOHNaCN+H2 O 通過計(jì)算可知：HCN過量，得到的是0.05 molL-1的HCN與0.05 molL-1 NaCN的混合溶液，由于此溶液顯堿性，故NaCN的水解程度大于HCN的電離程度，按照CN+H20 HCN+OH-分析，CN-濃度略小于0.05 molL-1，HCN分子濃度略大于0.05 molL-1混合液中各種微粒的物質(zhì)的量濃度由大到小的順序?yàn)椋?c(HCN)c(Na+) c(CN-) c(OH-) c(H) 依質(zhì)量守恒得： c(HCN)+ c(CN-)=0.1 molL-1 依電荷守恒得： c(Na+)+ c(H+)= c(CN-)十c(O

35、H-) 【答案】BD 例2 (02 上海)常溫下,10 mL pH=l0的KOH溶中，加入pH=4的一元酸HA溶液至pH剛好等于7(假設(shè)反應(yīng)前后體積不變)，則對反應(yīng)后溶液的敘述正確的是 A. c(A-)=c(K) B. c(H)=c(OH-)c(K) c(H +)= c(OH -) 若HA為強(qiáng)酸酸溶液中H +的濃度等于酸的濃度完全中和l0mLpH=10的KOH溶液，需酸l0 mL，V總=20 mL；若HA為弱酸，酸溶液中H +的濃度小于酸的濃度，故需酸體積小于l0mL，V總 c(NH4+) c(OH-) c(H+) LNHCl溶液與L NaOH溶液混合， c(Na+)= c(Cl-) c(OH

36、-) c(H+)10mL0.1 molL CHCOOH溶液與5mL0.2 molL NaOH溶液混合, c(Na+)= c(CH3COO-) c(OH-) c(H+) C. L CHCOONa溶液與6mL 1 molL鹽酸混合， c(Cl-) c(Na+) c(OH-) c(H+)B2.(04 北京）已知0.1 mo1L-1的二元酸H2A溶液的，則下列說法中正確的是 A.在Na2A、NaHA兩溶液中，離子種類不相同B.在溶質(zhì)物質(zhì)的量相等的Na2A、NaHA兩溶液中， 陰離子總數(shù)相等C.在NaA溶液中一定有： c(Na+)+ c(H+)= c(HA-)+ c(OH-)+2 c(A2-)D.在Na

37、A溶液中一定有：c(Na+) c(A2-) c(H+) c(OH-) C3.(04 江蘇)草酸是二元弱酸，草酸氫鉀溶液呈酸性。在0.1molL-1KHC2O4溶液中，下列關(guān)系正確的是A. c(K+)+ c(H+)= c(HC2O4-)+ c(OH-)+ c(C2O42-) B. c(HC2O4-)+ c(C2O42-)=0.l molL-1 C. c(C2O42-) c(H2C2O4) D. c(K+)= c(H2C2O4)+ c(HC2O4-)+ c(C2O42-)C D4.(03 上海) 在l0mL 0.1 molL-1NaOH溶液中加入同體積、同濃度的CH3COOH溶液，反應(yīng)后溶液中各微粒的濃度關(guān)系錯(cuò)誤的是A. c(Na+) c(CH3COO-) c(H+) c(OH-) B. c(Na+) c(CH3COO-) c(OH