專題05 電離平衡水的電離和溶液的pH（考點清單）（講+練）-2024-2025學年高二化學上學期期中考點大串講（人教版2019選擇性必修1）-試卷下載-教習網(wǎng)

▉考點01 弱電解質(zhì)的電離平衡及影響因素
1．強弱電解質(zhì)的比較
2．電離方程式的書寫
3．弱電解質(zhì)的電離平衡概念
（1）電離平衡的建立
在一定條件下(如溫度、壓強等)，當弱電解質(zhì)分子電離產(chǎn)生離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等時，電離過程達到了平衡。
（2）電離平衡的建立與特征
①開始時，v(電離)最大，而v(結(jié)合)為0。
②平衡的建立過程中，v(電離)＞v(結(jié)合)。
③當v(電離)＝v(結(jié)合)時，電離過程達到平衡狀態(tài)。
4．影響電離平衡的因素
電離平衡的移動符合勒夏特列原理。
以0.1 ml·L－1 CH3COOH溶液為例，填寫外界條件對CH3COOH(aq)CH3COO－(aq)＋H＋(aq) ΔH＞0的影響。
▉考點02 電離平衡常數(shù)及應用
1．概念
在一定條件下，弱電解質(zhì)達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度(冪次方)的乘積與溶液中未電離的分子濃度的比值是一個常數(shù)，這個常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡稱電離常數(shù)，用K(弱酸用Ka，弱堿用Kb)表示。
2．表達式
3.特點
（1）電離平衡常數(shù)與溫度有關(guān)，與濃度無關(guān)，升高溫度，K增大。
（2）電離平衡常數(shù)反映弱電解質(zhì)的相對強弱，K越大，表示弱電解質(zhì)越易電離，酸性或堿性越強。
（3）多元弱酸的各步電離常數(shù)的大小關(guān)系是K1?K2?K3……，故其酸性取決于第一步的電離。
4．電離度
（1）概念
在一定條件下的弱電解質(zhì)達到電離平衡時，已經(jīng)電離的電解質(zhì)分子數(shù)占原電解質(zhì)分子總數(shù)的百分比。
（2）表示方法
α＝eq \f(已電離的弱電解質(zhì)分子數(shù),溶液中原有弱電解質(zhì)的分子總數(shù))×100%，也可表示為α＝eq \f(弱電解質(zhì)的某離子濃度,弱電解質(zhì)的初始濃度)×100%。
（3）影響因素
①相同溫度下，同一弱電解質(zhì)，濃度越大，其電離度(α)越小。
②相同濃度下，同一弱電解質(zhì)，溫度越高，其電離度(α)越大。
【歸納總結(jié)】強酸與弱酸的比較
1．相同體積、相同物質(zhì)的量濃度的一元強酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較
2．相同體積、相同c(H＋)的一元強酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較
▉考點03 水的電離與水的離子積常數(shù)
1．水的電離
（1）水是極弱的電解質(zhì)，水的電離方程式為H2O＋H2OH3O＋＋OH－或簡寫為H2OH＋＋OH－。
（2）25 ℃時，純水中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7_ml·L－1；任何水溶液中，由水電離出的c(H＋)與c(OH－)都相等。
（3）特點：
eq \x(難)—極難電離，常溫下1 L水只有1×10－7 ml電離
eq \x(逆)—是可逆過程
eq \x(等)—電離出c(H＋) ＝ c(OH－)
eq \x(吸)—是吸熱過程
2．水的離子積常數(shù)
3．填寫外界條件對水的電離平衡的具體影響
▉考點04 溶液的酸堿性與pH
1．溶液呈酸堿性的本質(zhì)
溶液的酸堿性取決于c(H＋)和c(OH－)的相對大小
2．溶液酸堿性的一種表示——pH
（1）pH計算公式：pH＝－lg_c(H＋)。
（2）溶液的pH與c(H＋)及酸堿性的關(guān)系
3．溶液酸堿性的測定方法
4．溶液酸堿性的另外一種表示——pOH
①pOH＝－lgc(OH－)
②常溫下：pH＋pOH＝14
5．酸堿稀釋時pH變化的規(guī)律
6．水電離出的c(H＋)與c(OH—)的計算
（1）對于酸溶液，通常溶液的c(H＋)等于酸電離的c(H＋)，水電離出的c(OH－)(水)＝c(H＋)(水)＝ EQ \f(1.0×10－14,c(酸))。
（2）對于堿溶液，通常溶液的c(OH－)等于堿電離的c(OH－)，水電離出的c(H＋)(水)＝c(OH－)(水)＝ EQ \f(1.0×10－14,c(堿))。
【歸納總結(jié)】（1）單一溶液的pH計算。
①強酸溶液，如HnA，設物質(zhì)的量濃度為c ml·L－1，c(H＋)＝nc ml·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝－lg nc。
②強堿溶液，如B(OH)n，設濃度為c ml·L－1，c(H＋)＝eq \f(10－14,nc)ml·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg nc。
（2）混合溶液的計算(常溫下)。
▉考點05 酸堿中和滴定
1．概念
用已知濃度的酸(或堿)滴定未知濃度的堿(或酸)，根據(jù)中和反應的等量關(guān)系來測定堿(或酸)的濃度。
2．原理
c(待測)＝eq \f(c?標準?·V?標準?,V?待測?)。
3．滴定操作
（1）滴定管的使用方法
①滴定管使用前應檢查是否漏水。
②量取一定體積的下列液體時，哪些必須使用如下圖所示的滴定管盛裝？ce。
a．氨水 b．醋酸鈉溶液 c．氯化銨溶液 d．硫代硫酸鈉溶液 e．高錳酸鉀溶液
③潔凈的滴定管在加入酸、堿反應液之前，先用蒸餾水將滴定管洗滌干凈，然后用所要盛裝的溶液潤洗2～3次。
④將反應液加入相應的滴定管中，使液面位于“0”刻度以上2～3_mL處。
⑤調(diào)節(jié)活塞或擠壓玻璃球，使滴定管尖嘴部分充滿反應液，并使液面處于“0”刻度，并記錄讀數(shù)。
⑥滴定時的操作
（2）關(guān)于錐形瓶的使用
①錐形瓶用蒸餾水洗凈后，能否用待測液潤洗？否。
②中和滴定實驗中，錐形瓶內(nèi)盛放什么物質(zhì)？待測液(或標準液)、指示劑。
（3）關(guān)于滴定過程
①測定NaOH溶液的物質(zhì)的量濃度，若將滴有2滴酚酞的待測液置于錐形瓶中，滴定終點時，錐形瓶內(nèi)顏色變化為粉紅色變?yōu)闊o色。
若將滴有2滴酚酞的標準液置于錐形瓶中，描述滴定終點現(xiàn)象：當?shù)稳胱詈蟀氲未郎y液時，溶液由無色變?yōu)榉奂t色，30_s內(nèi)不褪去。
②待滴定管中液面穩(wěn)定后，記錄讀數(shù)。
【歸納總結(jié)】中和滴定指示劑的選擇與顏色變化
（4）數(shù)據(jù)處理
按上述操作重復2～3次，先算出每一次待測液的濃度，再求濃度的平均值。
4．酸堿中和滴定誤差分析
(以NaOH標準溶液滴定一定體積的待測HCl為例)
1．下列物質(zhì)屬于弱電解質(zhì)的是
A．KOHB．H2SO4C．H2OD．SO2
【答案】C
【解析】A．KOH是強堿，屬于強電解質(zhì)，故A不符合題意；
B．H2SO4是強酸，屬于強電解質(zhì)，故B不符合題意；
C．H2O屬于弱電解質(zhì)，故C符合題意；
D．SO2是非金屬氧化物，屬于非電解質(zhì)，故D不符合題意。
綜上所述，答案為C。
2．下列溶液導電能力最強的是
A．100 mL 0.1 ml·L-1的醋酸溶液B．100 mL 0.1 ml·L-1的氯化鈉溶液
C．100mL 0.1 ml·L-1的硫酸溶液D．100 mL0.1 ml·L-1的鹽酸溶液
【答案】C
【解析】A．CH3COOHCH3COO-+H+，故100 mL 0.1 ml·L-1的醋酸溶液中CH3COO-和H+，濃度均小于0.1ml/L；
B．已知NaCl=Na++Cl-，則100 mL 0.1 ml·L-1的氯化鈉溶液中Na+和Cl-的濃度等于0.1ml/L；
C．已知H2SO4=2H++，則100mL 0.1 ml·L-1的硫酸溶液中H+的濃度為0.2ml/L，的濃度為0.2ml/L；
D．已知HCl=H++Cl-，則100 mL0.1 ml·L-1的鹽酸溶液中H+和Cl-的濃度為0.1ml/L；
綜上所述，故0.1ml/L的硫酸溶液中的導電能力最強；
故答案為C。
3．對室溫下pH相同、體積相同的醋酸和鹽酸兩種溶液分別采取下列措施，有關(guān)敘述正確的是
A．加水稀釋相同的倍數(shù)后，兩溶液的pH：醋酸>鹽酸
B．使溫度都升高20℃后，兩溶液的pH均減小
C．加適量的醋酸鈉晶體后，兩溶液的pH均增大
D．加足量的鋅充分反應后，兩溶液中產(chǎn)生的氫氣：鹽酸多
【答案】C
【解析】A．醋酸中存在電離平衡，鹽酸中不存在氯化氫的電離平衡，加水稀釋后，促進醋酸的電離，所以鹽酸的pH變化程度大，溶液的pH：鹽酸>醋酸，故A錯誤；
B．鹽酸是強酸，不存在電離平衡，升高溫度不影響鹽酸的pH，pH不變，醋酸是弱酸，其水溶液中存在電離平衡，升高溫度，促進醋酸電離，導致醋酸溶液中氫離子濃度增大，所以醋酸的pH減小，故B錯誤；
C．向鹽酸中加入醋酸鈉晶體，醋酸鈉和鹽酸反應生成醋酸，導致溶液的pH增大，向醋酸中加入醋酸鈉，能抑制醋酸電離，導致其溶液的pH增大，故C正確；
D．pH相同、體積相同的醋酸和鹽酸，醋酸的物質(zhì)的量大于鹽酸，且二者都是一元酸，所以分別與足量的鋅反應，醋酸產(chǎn)生的氫氣比鹽酸多，故D錯誤；
故選C。
4．已知常溫下碳酸、亞硫酸、次氯酸的電離平衡常數(shù)如表：下列說法正確的是
A．Na2CO3溶液中通入少量SO2：2CO+SO2+H2O=2HCO+SO
B．相同條件下，同濃度的H2SO3溶液和H2CO3溶液的酸性，后者更強
C．NaClO溶液中通入少量CO2：2ClO-+CO2+H2O=2HClO+CO
D．向氯水中分別加入等濃度的NaHCO3和NaHSO3溶液，均可提高氯水中HClO的濃度
【答案】A
【分析】電離平衡常數(shù)可以表示酸性強弱，從電離平衡常數(shù)可以判斷出，酸性：H2SO3＞H2CO3＞HSO＞HClO＞HCO。
【解析】A．Na2CO3溶液中通入少量SO2，生成HCO和SO，因為酸性：H2CO3＞HSO，所以不能生成H2CO3和SO，故A正確；
B．酸性：H2SO3＞H2CO3，所以相同條件下，同濃度的H2SO3溶液和H2CO3溶液的酸性，前者更強，故B錯誤；
C．NaClO溶液中通入少量CO2：由于酸性：HClO＞HCO，所以不能生成HClO和CO，應該生成HClO和HCO：ClO-+CO2+H2O=HClO+ HCO，故C錯誤；
D．向氯水中加入NaHSO3溶液，NaHSO3能和氯水中HClO發(fā)生氧化還原反應而降低HClO的濃度，故D錯誤；
故選A。
5．已知室溫時，0.1 ml/L某一元酸HA在水中有0.1%發(fā)生電離，下列敘述錯誤的是
A．該溶液的pH=4
B．升高溫度，溶液的pH變小
C．由HA電離出的c(H+)約為水電離出的c(H+)的106倍
D．此酸的電離常數(shù)約為1×10-5
【答案】D
【解析】A．0.1 ml/L某一元酸HA在水中有0.1%發(fā)生電離，則c(H+)=0.1 ml/L×0.1%=1×10-4 ml/L，則該溶液的pH=4，A正確；
B．HA是弱酸，在溶液中存在電離平衡，升高溫度，電離平衡正向移動，導致溶液中c(H+)增大，因此該溶液的pH會變小，B正確；
C．0.1 ml/L某一元酸HA在水中有0.1%發(fā)生電離，則c(H+)=0.1 ml/L×0.1%=1×10-4 ml/L，室溫下水的離子積常數(shù)Kw=10-14，所以溶液中水電離產(chǎn)生的c(H+)水=c(OH-)=，由HA電離出的c(H+)約為水電離出的c(H+)的倍數(shù)是：，即由HA電離出的c(H+)約為水電離出的c(H+)的106倍，C正確；
D．電離平衡常數(shù)是弱電解質(zhì)達到電離平衡時電離產(chǎn)生的離子濃度的乘積與未電離的電解質(zhì)分子濃度的比，則該反應的電離平衡常數(shù)Ka=，D錯誤；
故合理選項是D。
6．在CH3COOH溶液中滴入過量稀氨水，溶液的導電能力發(fā)生變化，其電流強度(I)隨氨水的加入體積(V)的變化曲線(如圖)是
A．B．C．D．
【答案】A
【解析】醋酸是一元弱酸，在溶液中部分電離，溶液中離子濃度小，導電性弱，向溶液中加入稀氨水時，醋酸溶液與氨水反應生成醋酸銨，溶液中離子濃度增大，導電能力增強，當醋酸溶液恰好完全反應時，溶液中離子濃度最大，導電性最大，若繼續(xù)滴入氨水，溶液體積增大，一水合氨在溶液中部分電離，溶液的離子濃度減小，導電能力減弱，則圖A的曲線符合醋酸溶液中滴入過量稀氨水時，電流強度隨氨水的加入體積的變化，故選A。
7．一定溫度下，將一定質(zhì)量的冰醋酸加水稀釋過程中，溶液的導電能力變化如圖所示，下列說法正確的是( )
A．a(chǎn)、b、c三點溶液的pH：cc(HF) 2×10-6 升溫小于小于
CN-+CO2+H2O=HCN+HCO 測定等濃度的兩種酸的pH，氫氟酸的pH大或等濃度的兩種酸分別與Zn反應，初始氫氟酸冒氣泡慢
18．（2022·寧夏·永寧縣永寧中學高二期末）計算題
（1）某溶液中由水電離出的c(H+)=10-12 ml·L-1，則該溶液的pH為_______。
（2）某溫度下，純水中c(H+)=5.0×10-7 ml·L-1，則該溫度下的KW=_______，若溫度不變，0.005 ml·L-1的H2SO4溶液中，c(H+)=_______，由水電離出的c(H+)=_______。
（3）將pH=1的鹽酸稀釋1000倍后，pH為_______。
（4）將pH=1的CH3COOH溶液稀釋1000倍后，pH的范圍_______。
（5）25℃時，將0.1ml·L-1 NaOH溶液與0.06ml·L-1的H2SO4溶液等體積混合，(忽略混合后體積的變化)，求所得溶液的pH為_______。
（6）將pH=5的H2SO4稀釋1000倍后，c(H+)：c(SO)約為_______。
【答案】（1）2或者12
（2）2.5×10-13 0.01ml/L 2.5×10-11ml/L
（3）4
（4）1＜pH＜4
（5）2
（6）20:1
【解析】（1）某溶液中由水電離出的c(H+)=10-12 ml·L-1則可能是強酸溶液，則此溶液中c(OH-)aq=c(OH-)水=c(H+)水=10-12 ml·L-1，c(H+)aq==10-2ml/L，或者是強堿溶液，則此溶液中c(H+)aq= c(H+)水=10-12 ml·L-1，則該溶液的pH為2或者12，故答案為：2或者12；
（2）某溫度下，純水中c(H+)=5.0×10-7 ml·L-1，則該溫度下的KW=c(H+)c(OH-)=5.0×10-7×5.0×10-7=2.5×10-13，若溫度不變，0.005 ml·L-1的H2SO4溶液中，c(H+)=0.005ml/L×2=0.01ml/L，由水電離出的c(H+)==2.5×10-11ml/L，故答案為：2.5×10-13；0.01ml/L；2.5×10-11ml/L；
（3）根據(jù)強酸強堿有限稀釋的規(guī)律即強酸、強堿每稀釋10倍，其pH值向7靠近1個單位可知，將pH=1的鹽酸稀釋1000倍后，pH為4，故答案為：4；
（4）由于CH3OOH是弱酸，稀釋過程中能促進其電離，故將pH=1的CH3COOH溶液稀釋1000倍后，pH的范圍1＜pH＜4，故答案為：1＜pH＜4；
（5）25℃時，由反應2NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H2O可知，將0.1ml·L-1 NaOH溶液與0.06ml·L-1的H2SO4溶液等體積混合，硫酸過量，充分反應后溶液中的c(H+)==0.01ml/L，則所得溶液的pH為2，故答案為：2；
（6）將pH=5的H2SO4稀釋1000倍后，此時c(H+)≈10-7ml/L，而c(SO)==5×10-9ml/L，則c(H+)：c(SO)約為10-7：5×10-9=20:1，故答案為：20:1。
19．某溫度(t℃)時，測得0.01ml?L-1的NaOH溶液的pH=13，請回答下列問題：
（1）該溫度下水的Kw=___________。
（2）此溫度下，將pH=a的NaOH溶液VaL與pH=b的H2SO4溶液VbL混合(忽略體積變化)，若所得混合液為中性，且a=12，b=2，則Va：Vb=___________。
【答案】（1）1.0×10-15
（2）10：1
【解析】（1）0.01ml?L-1的NaOH溶液的pH=13，則c(H+)=10-13ml/L，氫氧化鈉是強堿，完全電離，所以氫氧根離子濃度等于氫氧化鈉濃度=0.01ml/L，則Kw=c(H+)×c(OH-)=10-13×10-2=1.0×10-15。
（2）混合溶液呈中性，且硫酸和氫氧化鈉都是強電解質(zhì)，所以酸中氫離子物質(zhì)的量和堿中氫氧根離子的物質(zhì)的量相等，pH=a的NaOH溶液中氫氧根離子濃度=10a-15ml/L，pH=b的H2SO4溶液氫離子濃度=10-bml/L，10a-15ml/L×VaL=10-bml/L×VbL且a=12，b=2，則Va：Vb=10：1。
考點01 弱電解質(zhì)的電離平衡及影響因素
考點02 電離平衡常數(shù)及應用
考點03 水的電離與水的離子積常數(shù)
考點04 溶液的酸堿性與pH
考點05 酸堿中和滴定
強電解質(zhì)
弱電解質(zhì)
相同點
在水溶液中都能電離，與溶解度無關(guān)
不同點
電離程度
完全電離
部分電離
溶質(zhì)粒子
存在形式
離子
只有電離出的陰陽離子
既有電離出的陰陽離子
分子
無電解質(zhì)分子
又有電解質(zhì)分子
表示方法
用“＝”表示
KCl＝K＋＋Cl－
用“”表示
NH3·H2ONHeq \\al(＋,4)＋OH—
結(jié)構(gòu)特點
離子化合物及具有強極性鍵的共價化合物
某些具有弱極性鍵的共價化合物
化合物類型
絕大多數(shù)鹽：NaCl、KNO3、AgCl
強酸：HCl、HNO3、H2SO4、HBr、HI
強堿：NaOH、KOH、Ba(OH)2
弱酸：HClO、HNO2
弱堿：NH3·H2O Cu(OH)2
水：H2O
少數(shù)鹽：HgCl2、PbAc2
強電解質(zhì)
完全電離用“＝”
弱電解質(zhì)
部分電離，用“”
多元弱酸
分步電離，以第一步電離為主(不可合并)
如：H2SH＋＋HS－，HS－H＋＋S2－
不能寫成：H2S2H＋＋S2－
多元弱堿
用一步電離表示
如：Cu(OH)2Cu2＋＋2OH－
兩性氫氧化物
雙向電離
如：H＋＋AlO2－＋H2OAl(OH)3Al3＋＋3OH－
Al(OH)3兩性按兩種方法電離
酸式電離：Al(OH)3AlO2－＋H2O＋H＋
堿式電離：Al(OH)3Al3＋＋3OH－
酸式鹽的電離
強酸的酸式鹽
在熔化和溶解條件下的電離方程式不同
NaHSO4溶于水：NaHSO4＝Na＋＋H＋＋SO42－
熔化：NaHSO4＝Na＋＋HSO4－
弱酸的酸式鹽
弱酸的酸式鹽受熱易分解，一般沒有熔化狀態(tài)，在溶解中電離時強中有弱
如NaHCO3強中有弱：NaHCO3＝Na＋＋HCO3－、HCO3－H＋＋CO32－。(NaHCO3熔化時只分解不電離)
弱
研究對象為弱電解質(zhì)
等
電離速率與離子結(jié)合成分子的速率相等
動
離子、分子的濃度保持一定
動
電離過程與離子結(jié)合成分子過程始終在進行
變
溫度、濃度等條件變化，平衡就被破壞，在新的條件下，建立新的平衡
濃度
溶液越稀，離子結(jié)合成分子機會越小，越有利于電離
溫度
電解質(zhì)電離要斷鍵，即電離是吸熱的，故升溫促進電離
同離子效應
即加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強電解質(zhì)，則能抑制電離
化學反應
加入能與弱電解質(zhì)電離出的離子反應的物質(zhì)時，則能促進電離
改變條件
平衡移動方向
n(H＋)
c(H＋)
導電能力
加水稀釋
向右
增大
減小
減弱
加入少量冰醋酸
向右
增大
增大
增強
通入HCl(g)
向左
增大
增大
增強
加NaOH(s)
向右
減小
減小
增強
加CH3COONa(s)
向左
減小
減小
增強
升高溫度
向右
增大
增大
增強
一元弱酸HA
一元弱堿BOH
電離方程式
HAH＋＋A－
BOHB＋＋OH－
電離常數(shù)表達式
Ka＝ EQ \f(c(H+)·c(A—),c(HA))
Kb＝EQ \f(c(B＋)·c(OH—),c(BOH))
比較項
目酸
c(H＋)
酸性
中和堿的能力
與足量活潑金屬反應產(chǎn)生H2的總量
與同一金屬反應時的起始反應速率
一元強酸
大
強
相同
相同
大
一元弱酸
小
弱
小
比較項目
酸
c(H＋)
酸性
中和堿的能力
與足量活潑金屬反應產(chǎn)生H2的總量
與同一金屬反應時的起始反應速率
一元強酸
相同
相同
小
少
相同
一元弱酸
大
多
改變條件
平衡移動方向
Kw
水的電離程度
c(OH－)
c(H＋)
HCl
逆
不變
減小
減小
增大
NaOH
逆
不變
減小
增大
減小
Na2CO3
正
不變
增大
增大
減小
NH4Cl
正
不變
增大
減小
增大
NaHSO4
逆
不變
減小
減小
增大
加熱
正
增大
增大
增大
增大
溶液的酸堿性
本質(zhì)
25℃
c(H＋)與c(OH－)比較
c(H＋)
酸性溶液
c(H＋)＞c(OH－)
＞10－7 ml·L－1
中性溶液
c(H＋)＝c(OH－)
＝10－7 ml·L－1
堿性溶液
c(H＋)＜c(OH－)
＜10－7 ml·L－1
意義
pH越大，溶液的堿性越強；pH越小，溶液的酸性越強
溶液酸堿性與pH的關(guān)系(常溫下)
pH＜7，為酸性溶液；pH＝7，為中性溶液；pH＞7，為堿性溶液
適用范圍
1×10－14 ml·L－1＜c(H＋)＜1 ml·L－1
pH試紙測定
操作
使用pH試紙的正確操作為取一小塊pH試紙于干燥潔凈的玻璃片或表面皿上，用干燥潔凈的玻璃棒蘸取試液點在試紙上，當試紙顏色變化穩(wěn)定后迅速與標準比色卡對照，讀出pH
類別
廣泛pH試紙：其pH范圍是1～14(最常用)，可以識別的pH差約為1
精密pH試紙：可判別0.2或0.3的pH差值
專用pH試紙：用于酸性、中性或堿性溶液的專用pH試紙
pH計測量
pH計也叫酸度計，該儀器可精密測量溶液的pH。其量程為0～14
稀釋前pH
稀釋100倍后pH
無限稀釋
HCl
2
pH＝4
pH接近7，小于7
CH3COOH
2
pH＜4
NaOH
12
pH＝10
pH接近7，大于7
NH3·H2O
12
pH＞10
溶液類型
相關(guān)計算
兩種強酸混合
eq \a\vs4\al(強酸：c1?H＋?強酸：c2?H＋?)?c(H＋)＝
eq \f(c1?H＋?V1＋c2?H＋?V2,V1＋V2)?pH
巧記：若pH之差≥2的兩種強酸等體積混合，pH＝pH?。?.3
兩種強堿混合
eq \a\vs4\al(強堿：c1?OH－?強堿：c2?OH－?)?c(OH－)＝
eq \f(c1?OH－?V1＋c2?OH－?V2,V1＋V2)?c(H＋)＝eq \f(Kw,c?OH－?)?pH
巧記：若pH之差≥2的兩種強堿等體積混合，pH＝pH大－0.3
酸
堿
混
合
恰好完全反應呈中性
pH＝7
酸過量
c(H＋)＝eq \f(c1?H＋?V1－c2?OH－?V2,V1＋V2)?pH
堿過量
c(OH－)＝eq \f(c2?OH－?V2－c1?H＋?V1,V1＋V2)?c(H＋)＝eq \f(Kw,c?OH－?)?pH
滴定種類
選用的
指示劑
滴定終點
顏色變化
指示劑
用量
滴定終點
判斷標準
強酸滴定強堿
甲基橙
黃色→橙色
2～3滴
當指示劑剛好變色并在半分鐘內(nèi)不恢復原色，即認為達到滴定終點
強堿滴定強酸
酚酞
無色→淺紅色
強堿滴定弱酸
酚酞
無色→粉紅色
強酸滴定弱堿
甲基橙
黃色→橙色
弱堿滴定強酸
紅色→橙色
操作及讀數(shù)
誤差分析
儀器的洗滌或潤洗
未用標準液潤洗滴定管
偏高
未用待測液潤洗移液管或所用的滴定管
偏低
用待測液潤洗錐形瓶
偏高
洗滌后錐形瓶未干燥
無影響
滴定時濺落液體
標準液漏滴在錐形瓶外一滴
偏高
待測液濺出錐形瓶外一滴
偏低
將移液管下部的殘留液吹入錐形瓶
偏高
尖嘴處有氣泡
滴前有氣泡，滴后無氣泡
偏高
讀數(shù)不正確
滴前仰視，滴后平視
偏低
滴前平視，滴后仰視
偏高
滴前仰視，滴后俯視
偏低
到達終點后，滴定管尖嘴處懸一滴標準液
偏高
H2CO3
H2SO3
HClO
K1=4.30×10-7
K2=5.61×10-11
K1=1.54×10-2
K2=1.02×10-7
K=2.95×10-8
化學式
電離常數(shù)

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