8.2水溶液 酸碱中和滴定

(2)酸碱pH之和等于14的溶液混合后酸碱性判断。 酸碱溶液pH之和等于14的意义：常温下，酸溶液中的 氢离子浓度等于碱溶液中的氢氧根离子浓度。 ①等体积混合时：
②若混合后pH为7，则溶液呈中性。
2.pH计算的总体原则：
(1)若溶液为酸性，先求[H+]，再求pH。
(2)若溶液为碱性，先求[OH-]，再由[H+]= [H+]，最后求pH。
【解析】选B。溶液中由水电离产生的[OH-]=1×
10-14mol·L-1，表示溶液可能显酸性，可能显碱性。
A中Al3+在碱性条件下不能大量共存；C中[Al(OH)4]在酸性条件下不能大量共存；D中 NH 在碱性条件下 4 不能大量共存。
3.室温下，在pH=12的某溶液中，分别有甲、乙、丙、
[OH-]增大，错误。
2.若溶液中由水电离产生的[OH-]=1×10-14mol·L-1， 满足此条件的溶液中一定可以大量共存的离子组是 (
A.Al3+ Na+ NO3
)
Cl-
B.K+
Na+
Cl-
NO
3
C.K+ Na+
Cl- [Al(OH)4] NO3
2 D.K+ NH SO 4 4
【解析】选C。分析四种物质的性质可知，Na2SO4不影 响水的电离平衡，HCl和Ba(OH)2能抑制水的电离， AlCl3能促进水的电离。Ba(OH)2为二元强碱，溶液中 的[OH-]大于同浓度盐酸中的[H+]，对水电离的抑制程
度更大。
2.(2016·吴忠模拟)已知NaHSO4在水中的电离方程式
体系变化 平衡移 条件 动方向 改变 温度 升温 降温 正 逆 正
KW 增大 减小 不变
水的电 [OH-] [H+] 离程度 增大 减小 增大 增大 增大 减小 减小 增大 减小
其他：如加入 Na
【高考模拟精练】
1.(2016·烟台模拟)25℃时，相同物质的量浓度的下列
溶液：①Na2SO4 A.④>③>②>① C.④>①>②>③ ②HCl ③Ba(OH)2 ④AlCl3，其中 ) 水的电离程度按由大到小顺序排列的一组是( B.②>③>①>④ D.③>②>①>④
酸
碱
(3)适用范围：pH的取值范围为0～14，即只适用于 [H+]≤1 mol·L-1或[OH-]≤1 mol·L-1的电解质溶液，当 [H+]或[OH-]≥1 mol·L-1时，直接用[H+]或[OH-]表示溶 液的酸碱性。
表面皿 上，用洁 (4)pH试纸的使用：把小片试纸放在_______ 玻璃棒 蘸取待测液滴在干燥的pH试纸的中 净干燥的_______ 与标准比色卡对比 即可 部，观察变化稳定后的颜色，_________________ 确定溶液的pH。
进行分类，酸碱抑制水的电离，能水解的盐促进水的
电离。
(4)在不同溶液中，[H+]、[OH-]可能不同，但任何溶 液中由水电离产生的[H+]、[OH-]总是相等的。在KW的 表达式中，[H+]、[OH-]均表示整个溶液中H+、OH-总的 物质的量浓度而不是单指由水电离出的[H+]、[OH-]。
【方法规律】外界条件对水的电离平衡的影响 体系变化 平衡移 条件 动方向 加酸 加碱 加可水 Na2CO3 解的盐 NH4Cl 逆 逆 正 正 KW 不变 不变 不变 不变 水的电 [OH-] [H+] 离程度 减小 减小 增大 增大 减小 增大 增大 减小 增大 减小 减小 增大
1.0×10-14，B不正确；加入FeCl3，三价铁离子水解会
促进水的电离平衡正向移动，导致氢离子浓度变大，
氢氧根离子浓度减小，C正确；温度不变的情况下，稀
释不会改变水的离子积常数，应在曲线上进行移动， D 不正确。
【加固训练】1.(2016·宁德模拟)下列说法正确的
是(
)
A.水的电离方程式：H2O====H++OHB.pH=7的溶液一定是中性溶液 C.升高温度，水的电离程度增大 D.将稀醋酸加水稀释时，[H+]减小，[OH-]也减小
+[OH-]，故[CH3COO-]<[Na+]，B项错误；M点溶液呈酸
性，其pOH=b，由水电离出的[OH-]=10-bmol·L-1；N点
+]= 为NaHSO4====Na++H++ SO2 。某温度下，向 [H 4
1×10-6mol·L-1的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温 度不变，测得溶液的[H+]=1×10-2mol·L-1。下列对该
溶液的叙述不正确的是(
)
A.该温度高于25℃
B.由水电离出来的H+的浓度为1×10-10mol·L-1
的数据是正确的。如果该溶液是一种强碱弱酸盐的溶
液，则该溶液之所以呈碱性是由于盐中弱酸根水解，
水解时，弱酸根离子与水反应生成弱酸和OH-，使溶液 中[OH-]>[H+]，溶液中的OH-由水电离所得，所以丙的 数据也是正确的。
4.常温下，某溶液中由水电离出的[H+]和[OH-]的乘积
是1×10-20，下列说法中正确的是(
【特别提醒】 (1)判断溶液酸碱性的依据是[H+]与[OH-]的相对大小， 若[H+]=[OH-]，则溶液呈中性。 (2)pH=7的溶液不一定呈中性，因水的电离平衡与温度 有关。常温时，pH=7呈中性；100℃时，pH=6呈中性。 (3)溶液中[H+]越小，[OH-]越大，溶液的酸性越弱， 碱性越强；溶液中[H+]越大，[OH-]越小，溶液的酸性 越强，碱性越弱。
C.加入NaHSO4晶体抑制水的电离 D.取该溶液加水稀释100倍，溶液中的[OH-]减小
【解析】选D。某温度下，蒸馏水中的[H+]=1×
10-6mol·L-1>1×10-7mol·L-1，且此温度下KW=
[H+]·[OH-]=1×10-6×1×10-6=1×10-12，说明该温度
下促进了水的电离，故该温度高于25℃，A正确；由
促进 水的电离。 (4)能与水反应的活泼金属：_____
【特别提醒】
(1)水的离子积常数Kw=[H+]·[OH-]，不仅适用于纯水，
也适用于一切酸、碱、盐的稀溶液。 (2)水的离子积常数说明在任何水溶液中均存在水的电 离平衡，都有H+和OH-存在。
(3)比较由H2O电离产生的[H+]的大小时，可先对物质
2.(2013·山东高考)某温度下，向一定体积
0.1 mol·L-1的醋酸溶液中逐滴加入等浓度的NaOH溶液，
溶液中pOH(pOH=-lg[OH-])与pH的变化关系如图所示， 则( )
A.M点所示溶液的导电能力强于Q点 B.N点所示溶液中[CH3COO-]>[Na+] C.M点和N点所示溶液中水的电离程度相同 D.Q点消耗NaOH溶液的体积等于醋酸溶液的体积
丁四位同学计算出由水电离出的[OH-]的数据分别为甲：
1.0×10-7mol·L-1；乙：1.0×10-6mol·L-1；丙： 1.0×10-2mol·L-1；丁：1.0×10-12mol·L-1。其中你认 为可能正确的数据是( A.甲、乙 C.丙、丁 ) B.乙、丙 D.乙、丁
【解析】选C。如果该溶液是一种强碱(如NaOH)溶液， 则该溶液的OH-首先来自碱(NaOH)的电离，水的电离被 抑制，[H+]=1×10-12mol·L-1，所有这些H+都来自水的 电离，水电离时同时提供相同物质的量的OH-，所以丁
第 2节
水溶液 H3O++OH-， 1.水的电离方程式：H2O+H2O
++OHH O H 2 通常可简写为_________________ 。
2.关于纯水的几个重要数据： 10-7 mol·L-1
10-14
3.外界因素对水的电离平衡的影响： 促进 水的电离，Kw_____ 增大 ； (1)温度：温度升高，_____ 抑制 水的电离，Kw_____ 减小 。 温度降低，_____ 抑制 水的电离。 (2)酸、碱：_____ 促进 水的电离。 (3)能水解的盐：_____
A.升高温度，可能引起由c向b的变化 B.该温度下，水的离子积常数为1.0×10-13 C.该温度下，加入FeCl3可能引起由b向a的变化 D.该温度下，稀释溶液可能引起由c向d的变化
【解析】选C。升高温度，水的离子积常数会变大，变
化后不会还在曲线上，A不正确；根据水的离子积常数
的计算公式，结合b点的数据可得水的离子积常数为
(4)使用pH试纸测定pH时不能用蒸馏水润湿。
(5)常温下任何酸或碱溶液无限稀释时，溶液的pH都不
可能大于7或小于7，只能接近7。
【方法规律】 1.溶液酸碱性的判断规律： (1)NaHA溶液的酸碱性。 ①若H2A为强酸，NaHA在溶液中完全电离出H+，相当于
一元强酸，显酸性。
②若H2A为弱酸——
【解析】选C。醋酸为弱酸，溶液中自由移动的离子浓 度小，加入等浓度的NaOH溶液后生成CH3COONa为强电 解质，溶液中自由移动的离子浓度增大，溶液导电能 力增强，A项错误；由图示可知，Q点时pH=pOH，即
[H+]=[OH-]，继续加入NaOH溶液，溶液呈碱性，故N点
时[H+]<[OH-]，根据电荷守恒可知[H+]+[Na+]=[CH3COO-]
A.该溶液的溶质不可能是NaHCO3 B.该溶液的pH一定是10 C.该溶液的溶质不可能是NaHSO4 D.该溶液的溶质可能是正盐