2013届高三化学一轮复习第八章 水溶液中的电离方向第25讲水的电离和溶液的酸碱性

5．误差分析 (1)误差分析方法：中和滴定实验中，不同的错 误操作引起不同的量的偏差，分析时应注意思 维的有序性，首先依题意列出计算式，再区别 计算过程中不变量和变化量，然后紧紧抓住变 化量对实验结果的影响进行分析。
c(待)=
c 标 V 标 n 标 V 待 n 待
－
4. 常 温 下 ， 某 溶 液 中 由 水 电 离 的 c(OH- ） 为 1.0×10-12mol· -1 ，下列离子在该溶液中一定能 L 大量共存的是( C )
A ． NH +、 Na 、 SO 2-、 Cl 4 4
B ． Ba 2 、 K 、 ClO 、 NO 3 C ． Ba 2 、 K 、 Cl 、 NO 3 D ． Na 、 Ca 2 、 Cl 、 AlO 2
-
V1 V 2
→pH混
V1 V 2
→c混(H+)→pH混
若是等体积混合，且DpH≥2，则pH 混 =pH 大 -0.3。
(3)强酸和强碱混合，可能情况有三种 ①若强酸和强碱恰好中和，pH=7；
②若强酸过量，求出过量的c(H+)，再求pH值；
③若强碱过量，求出过量的c(OH-)，再求出c(H+) 后求pH值。 特例：若强酸与强碱等体积混合 ①若pH酸+pH碱=14，则完全中和pH=7； ②若pH酸+pH碱＞14，则碱过量pH≈pH碱-0.3； ③若pH酸+pH碱＜14，则酸过量pH≈pH酸+0.3。
续表
(3)中和滴定原理在其他定量实验中的应用 滴定，不仅仅是酸碱中和滴定，当然也不仅仅 用于测定未知溶液的物质的量浓度，只要两种物 质在溶液中能够发生反应，而且反应完全时有明 显的现象(一般是溶液颜色的变化)，都可以称之 为滴定。滴定时一般要根据反应物或生成物的性 质加入指示剂，但对于反应物或生成物本身就有 明显颜色的反应可以不用指示剂，比如KMnO4有 参加的反应。
【解析】 NaOH 溶液放置于空气中， N，故溶液的 pH 减小。用 H2SO4 滴定 Na2CO3 溶液，反应分两个阶段进行： ①H
＋ ＋ － 2－ ＋CO3 ===HCO3 (此时溶液呈弱碱性) －
②H ＋HCO3 ===CO2↑＋H2O(此时溶液呈弱酸性) 滴定过程中，按哪种反应进行，取决于选择的指示剂。
例1常温下，某溶液中由水电离出来的 c(H+)=1.0×10-13 mol· -1，该溶液可能是( A ) L ①二氧化硫水溶液 ②氯化铵水溶液
③硝酸钠水溶液
A．①④ C．②③
④氢氧化钠水溶液
B．①② D．③④
【解析】 由水电离出来的c(H+)=1.0×10-13 mol· -1 ，说明水的电离受到抑制。某溶液中 L 由水电离出来的c(H+)=1.0×10-13 mol· -1，说明 L 溶液既可能呈酸性，也有可能呈碱性。 SO 2 ①
【解析】 因为两种酸溶液的pH相等，若HB为弱 酸，则其浓度较HA的浓度大，所以消耗的体积较 小，即V1＞V2。
考点3 酸碱中和滴定
1．仪器和试剂 滴定管、铁架台(滴定管夹)、锥形瓶、烧杯、 标准液和待测液、指示剂 2．操作步骤：①检查滴定管是否漏水(操作方 法)；②蒸馏水洗涤；③标准液或待测液润洗滴 定管2～3次；④装液和赶气泡调零；⑤滴定； ⑥读数。
4.数据的记录和处理：数据的记录应精确到小 数点后两位，如：24.00 mL、23.38mL，最后 一位是估计值。滴定至少要做两次，如果两次 滴定所耗的标准液的体积相差不到0.20 mL， 则取两次记录数据的平均值进行计算；如果两 次滴定体积相差超过0.20 mL，则要继续滴定， 直到相邻两次滴定所耗的标准液的体积相差不 到0.20 mL为止。
(4)水解呈酸性或碱性的盐溶液 H+和OH-均由水电离产生。如pH=2的NH4Cl溶液 中，水电离的c(H+)=10-2mol· -1 ，水电离产生的 L OH- 浓度也为10-2mol· -1 ，但是因被NH结合，最 L 终 溶 液 中 的 OH- 只 有 10-12mol· -1 。 pH=12 的 L Na2CO3溶液中H+、OH-浓度变化与之相似。
C．6∶1
D．5∶1
【解析】 体积、硫酸由 pH＝1 加水稀释到 pH＝2，应加水 9 体积；pH＝1 的体积硫酸与相 同物质的量浓度的 NaOH 反应， c(NaOH)＝0.05 则 10 1V－0.05VNaOH － － mol· 1 ，有 10 2 ＝ L ，所以 V＋VNaOH NaOH 的 体 积 为 硫 酸 体 积 的 1.5 倍 ， 即 V(H2O)∶V(NaOH)＝9∶1.5＝6∶1。
，(c、V、n分别表示溶
液 物质的量浓度、溶液体积、酸或碱的元数)
在实际计算时，标准液浓度和待测液体积按 已知数据计算，是不变量。只有滴定管中所消耗 的标准溶液体积V(标)随不同操作而变化。从上述 计算式可知V(标)与c(待)成正比。以上实验中，只 要使V(标)增大的操作所得待测液浓度都偏大。
(2)常见误差 以标准酸溶液滴定未知浓度的碱(酚酞作指示剂)为 例，常见的因操作不正确而引起的误差有：
3．溶液的混合(忽略混合过程中体积的变化) (1)强酸与强酸混合
c混(H+)=
c1 H V1 c 2 H V 2
+ +
若 是 等 体 积 混 合 ， 且 DpH≥2 ， 则 pH 混 =pH 小 +0.3(注：lg2≈0.3)。 (2)强碱与强碱混合 c混(OH-)=
c1 (OH ) V1 c 2 (OH ) V 2
【解析】 A若是稀醋酸溶液稀释则c(H+)减小， pH增大，b＞a，故A错误；B酚酞的变色范围是 pH=8.0～10.0(无色→红色)，现在使红色褪去， pH不一定小于7，可能在7～8之间，故B错误；C
常温下酸的pH不可能大于7，只能无限的接近7；
D正确，直接代入计算可得正确，也可用更一般 的式子：设强酸pH=a，体积为V1 ；强碱的pH=b， 体积为V2， 10a+b-14，现在V 则有10 -a V
2013届高三化学一轮复习
第25讲 水的电离和溶液的酸碱性
考点1 水的电离和溶液的酸碱性判断
室温下水电离出的c(H+)或c(OH-)的计算规律： (1)中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7mol· -1。 L (2)溶质为酸的溶液：H+ 来源于酸电离和水电离，而 OH- 只 来 源 于 水 。 如 计 算 pH=2 的 盐 酸 中 水 电 离 出 的 c(H+)：方法是先求出溶液中的c(OH-)=10-12mol· -1 ，即 L 水电离出的c(H+)=c(OH-)=10-12mol· -1。 L (3)溶质为碱的溶液OH- 来源于碱电离和水电离，而H+ 只 来 源 于 水 。 如 pH=12 的 NaOH 溶 液 中 ， c(H+)=1012mol· -1，即水电离产生的c(OH-)=c(H+)=10-12mol· -1。 L L
1/V2 1
=10 -(14-b) V
2⇒
V1
=10-2，又知a=1，所以b=11。
V2
=
6.在 25℃时，某溶液中由水电离出的 c(H )＝ 1×10
－12
＋
mol· 1，则该溶液的 pH 可能是( AD ) L B．7 D．2
25℃，体积为V1的强酸与体积为V2的强碱混 合后，溶液呈中性，则混合前pH酸、pH碱的关系 为： pH酸+pH碱=14+lg
若酸与碱溶液的pH之和等于14，酸、碱中 有一强、一弱，则酸、碱溶液混合后，谁弱显 谁性。这是因为酸和碱已电离的H+和OH-恰好中 和，谁弱谁的H+或OH-有储备，中和后还能电离， 显出酸、碱性来。
2.用Na2CO3 标准溶液滴定未知浓度盐酸，导致测 定结果偏高的操作有( D ) A．滴定前锥形瓶用蒸馏水润洗过 B．滴定前锥形瓶中加入待测盐酸后又加蒸馏水 C．滴定前读数方法正确，滴定后俯视读数 D．滴定前尖嘴中气泡未排除即进行滴定，滴定后 尖嘴无气泡
3. 常温下，将pH=1的硫酸溶液平均分成两等份， 一份加入适量水，另一份加入与该硫酸溶液物 质的量浓度相同的氢氧化钠溶液，两者pH都升 高了1，则加入水和加入NaOH溶液的体积比约 为( ) C A．11∶1 B．10∶1
H 2O SO
2 3
H 2 SO 3， H 2 SO 3

HSO 3 H ， HSO 3



H ， 溶 液 呈 酸 性 ； ④ NaOH Na
OH ， 溶 液 呈 碱 性 。
考点2 溶液的pH的应用和计算 1．计算原则 (1)若溶液为酸性，先求c(H+)，再求pH； KW -)，再由c(H+)= (2)若溶液为碱性，先求c(OH ， cO H +)，最后求pH。 求c(H 2．溶液稀释 酸、碱加水稀释时pH的计算 (1)强酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH=a+n。 (2)弱酸pH=a，加水稀释10n倍，则a＜pH＜a+n。 (3)强碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH=b-n。 (4)弱碱pH=b，加水稀释10n倍，则b-n＜pH＜b。 (5)酸、碱溶液无限稀释，pH只能接近于7，酸不 能大于7，碱不能小于7。
3．指示剂选用：①变色要灵敏，变色范围要小， 且变色范围尽量与所生成盐的溶液酸碱性一致(因 此中和滴定一般选用酚酞、甲基橙，而不用石蕊 试液)。②强酸滴定强碱一般用甲基橙，但用酚酞 也可以。③用酸滴定Na2CO3 溶液，酚酞作指示剂， 终点产物为NaHCO3和NaCl，而用甲基橙作指示剂， 终点产物为NaCl、H2O、CO2。 ④终点判断 指示剂 甲基橙 酚酞 强酸滴定强碱 黄色变成橙色 红色变成无色 强碱滴定强酸 红色变成橙色 无色变成浅红