2021高考化学考点突破训练：8-2溶液的酸碱性.docx

重 点 突 破
锁定高考热点　探究规律方法
考点1
影响水电离平衡的因素和水电离的c(H＋)或c(OH－)的计算
1.外界条件对水电离的影响

2．水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算(25 ℃时)
(1)中性溶液。
c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7 mol/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pH＝2的盐酸中水电离出的c(H＋)＝c(OH－)
＝10－12 mol/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，水电离产生的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12 mol/L。
(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溶液中由水电离出的c(H＋)＝10－2 mol/L; pH＝12的Na2CO3溶液中由水电离出的c(OH－)＝10－2 mol/L。
特殊提示　溶质为酸或碱的溶液中：
(1)当酸电离出的H＋远大于水电离出的H＋时，水电离出的H＋可忽视不计。
(2)当碱电离出的OH－远大于水电离出的OH－时，水电离出的OH－可忽视不计。
题组训练
1．(2022·湖南重点中学联考)25℃时，水的电离达到平衡：H2OH＋＋OH－，下列叙述正确的是(　　)
A．将纯水加热到95 ℃时，Kw变大，pH不变，水仍呈中性
B．向纯水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH－)增大，Kw变小
C．向纯水中加入少量碳酸钠固体，c(H＋)减小，Kw不变，影响水的电离平衡
D．向纯水中加入醋酸钠或盐酸，均可抑制水的电离，Kw不变
解析　水的电离吸热，将纯水加热，电离平衡正向移动，c(H＋)、c(OH－)均增大但仍相等，因此Kw变大，pH变小，水仍呈中性，A项错；向纯水中加入稀氨水，溶液中c(OH－)增大，电离平衡逆向移动，但Kw只与温度有关，因此保持不变，B项错；向纯水中加入少量Na2CO3固体，溶液中c(H＋)减小，水的电离平衡正向移动，但Kw不变，C项对；当向纯水中加入醋酸钠时，促进水的电离，D项错。
答案　C
2．(2021·新课标全国Ⅰ)短周期元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，其简洁离子都能破坏水的电离平衡的是(　　)
A．W2－、X＋ B．X＋、Y3＋
C．Y3＋、Z2－ D．X＋、Z2－
解析　A选项W在X的上一周期，所以X为第3周期，分别为O、Na；B选项X可能为Li或Na、Y为Al；D选项X可能为Li或Na、Z可能为O或S；上述选项中的Na＋均不影响水的电离平衡；C选项Y只能为Al、Z只能为S，Al3＋、S2－均影响水的电离平衡。
答案　C
3．(2021·全国)如图表示水中c(H＋)和c(OH－)的关系，下列推断错误的是(　　)

A．两条曲线间任意点均有c(H＋)×c(OH－)＝Kw
B．M区域内任意点均有c(H＋)<c(OH－)
C．图中T1<T2
D．XZ线上任意点均有pH＝7
解析　由水的离子积的定义知两条曲线间任意点均有c(H＋)×c(OH－)＝Kw，A项正确；由图中纵横轴的大小可知M区域内任意点均有c(H＋)<c(OH－)，B项正确；温度越高水的电离程度越大，电离出的c(H＋)与c(OH－)越大，所以T2>T1，C项正确；XZ线上任意点都有c(H＋)＝c(OH－)，只有当c(H＋)＝10－7 mol·L－1时，才有pH＝7，D项错误。
答案　D
4．25 ℃时，在等体积的①pH＝0的H2SO4溶液　②0.05 mol/L的Ba(OH)2溶液　③pH＝10的Na2S溶液　④pH＝5的NH4NO3溶液中，发生电离的水的物质的量之比是(　　)
A．1：10：1010：109
B．1：5：5×109：5×108
C．1：20：1010：109
D．1：10：104：109
解析　本题考查酸、碱、盐对水电离的影响及Kw与溶液中c(H＋)、c(OH－)之间的换算。①pH＝0的H2SO4溶液中c(H＋)＝1 mol/L，c(OH－)＝10－14 mol/L，H2SO4溶液抑制H2O的电离，则由H2O电离出的c(H＋)＝10－14 mol/L；②0.05 mol/L的Ba(OH)2溶液中c(OH－)＝0.1 mol/L，c(H＋)＝10－13 mol/L，Ba(OH)2溶液抑制H2O的电离，则由水电离出的c(H＋)＝10－13 mol/L；③pH＝10的Na2S溶液促进H2O的电离，由H2O电离出的c(H＋)＝10－4 mol/L；④pH＝5的NH4NO3溶液促进H2O的电离，由H2O电离出的c(H＋)＝10－5 mol/L。4种溶液中电离的H2O的物质的量等于H2O电离产生的H＋的物质的量，其比为：10－14:10－13:10－4:10－5＝1:10:1010:109。
答案　A
考点2
溶液的酸碱性和pH的计算
1.溶液的酸碱性
c(H＋)与c(OH－)
的关系
溶液酸
碱性
pH
c(H＋)>c(OH－)
酸性
可能大于、小于或等于7，温度为25 ℃时小于7
c(OH－)>c(H＋)
碱性
可能大于、小于或等于7，温度为25 ℃时大于7
c(H＋)＝c(OH－)
中性
可能大于、小于或等于7，温度为25 ℃时等于7
2.溶液的酸碱性判定规律
(1)pH相同的酸，某种酸的酸性越弱，则这种酸的物质的量浓度越大；同样，pH相同的碱，某种碱的碱性越弱，则这种碱的物质的量浓度也越大。
(2)酸与碱的pH之和为14，强酸与强碱等体积混合时，溶液的pH＝7；强酸与弱碱等体积混合，溶液的pH>7；强碱与弱酸等体积混合，溶液的pH<7。
3．稀释后溶液pH的变化规律
(1)强酸溶液，被稀释10n倍，溶液的pH增大n(溶液的pH不会大于7)。
(2)强碱溶液，被稀释10n倍，溶液的pH减小n(溶液的pH不会小于7)。
(3)pH相同的强酸与弱酸(或强碱与弱碱)被稀释相同倍数，则溶液的pH变化不同，强酸(或强碱)的pH变化大。
(4)物质的量浓度相同的强酸和弱酸，被稀释相同倍数，则溶液的pH变化不同，强酸的pH增大得比弱酸快(强碱、弱碱类似)。
4．单一溶液的pH计算
强酸溶液：如HnA，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝nc mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝－lgnc。
强碱溶液：如B(OH)n，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝ mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝14＋lgnc。
5．混合溶液pH的计算
(1)两种强酸混合：直接求出c(H＋)混，再据此求pH。
c(H＋)混＝
(2)两种强碱混合：先求出c(OH－)混，再据Kw求出c(H＋)混，最终求pH。
c(OH－)混＝
强酸、强碱混合：先推断哪种物质过量，再由下式求出溶液中H＋或OH－的浓度，再求pH。
c(H＋)混或c(OH－)混＝

将强酸、强碱溶液以某体积之比混合，若混合液呈中性，则c(H＋)c(OH－)、V碱V酸、pH酸＋pH碱有如下规律
(25 ℃)：因c(H＋)酸·V酸＝c(OH－)碱·V碱，故有＝。在碱溶液中c(OH－)碱＝，将其代入上式得：
c(H＋)酸·c(H＋)碱＝，两边取负对数得：pH酸＋pH碱＝14－lg。现具体举例如下：
V酸:V碱
c(H＋):c(OH－)
pH酸＋pH碱
10:1
1:10
15
1:1
1:1
14
1:10
10:1
13
M:n
N:m
14＋lg m/n
题组训练
5.(2022·桂林高三诊断)下列四种溶液中确定显酸性的是(　　)
A．滴加紫色石蕊试液后变红色的溶液
B．溶液中c(OH－)>c(H＋)
C．溶液中c(H＋)＝10－6 mol/L
D．pH<7的溶液
解析　pH<7或c(H＋)>10－7 mol·L－1的溶液显酸性仅适用于常温时对溶液酸碱性的推断，C、D项错误；可使紫色石蕊试液变红，则该溶液确定显酸性，A项正确。
答案　A
6．(2021·新课标)室温时，M(OH)2(s)M2＋(aq)＋2OH－(aq)　Ksp＝a。c(M2＋)＝b mol·L－1时，溶液的pH等于(　　)
A.lg B.lg
C．14＋lg D．14＋lg
解析　依据M(OH)2的Ksp＝c(M2＋)·c2(OH－)，则溶液中c(OH－)＝ ＝，则pH＝－lg c(H＋)＝－lg(10－14÷)＝－(－14－lg)＝14＋lg。
答案　C
7．(2022·成都二诊)常温下，pH＝a和pH＝b的两种NaOH溶液，已知b＝a＋2，则将两种溶液等体积混合后，所得溶液的pH接近于(　　)
A．a－lg2 B．b－lg2
C．a＋lg2 D．b＋lg2
解析　两种溶液中c(OH－)分别为10a－14mol/L、10b－14mol/L，等体积混合后c(OH－)＝[10a－14 mol/L＋10b－14 mol/L]/2＝[(101×10a－14)/2] mol/L，pOH＝(14－a)－lg101＋lg2≈12－a＋lg2，pH＝14－pOH＝2＋a－lg2＝b－lg2。
答案　B
8．(2022·辽宁师大附中月考)已知水在25 ℃和95 ℃时，其电离平衡曲线如图所示。

(1)25 ℃时水的电离平衡曲线应为________(填“A”或“B”)，请说明理由____________，25 ℃时，将pH＝9的NaOH溶液与pH＝4的H2SO4溶液混合，若所得混合溶液的pH＝7，则NaOH溶液与H2SO4溶液的体积比为________。
(2)95 ℃时，若100体积pH＝a的某强酸溶液与1体积pH＝b的某强碱溶液混合后溶液呈中性，则a与b之间应满足的关系是________。
(3)曲线A所对应的温度下，pH＝2的HCl溶液和pH＝11的某BOH溶液中，若水的电离程度分别用α1、α2表示，则α1________α2(填“大于”“小于”“等于”或“无法确定”，下同)，若将二者等体积混合，则混合溶液的pH________7，推断的理由是__________________。
(4)在曲线B所对应的温度下，将0.02 mol/L的Ba(OH)2溶液与等物质的量浓度的NaHSO4溶液等体积混合，所得混合液的pH＝________。
解析　(1)25 ℃时，pH＝9的NaOH溶液中c(OH－)＝1×10－5 mol/L，pH＝4的硫酸中c(H＋)＝1×10－4 mol/L，当二者恰好反应完时有1×10－5 V(碱)＝1×10－4 V(酸)，V(碱):V(酸)＝10:1。
(2)95℃时，Kw＝1×10－12，pH＝a的强酸溶液中，c(H＋)＝1×10－amol/L，pH＝b的强碱溶液中，c(OH－)＝10b－12 mol/L,100×10－a＝1×10b－12,2－a＝b－12，a＋b＝14。
(3)由于盐酸中c(H＋)>碱BOH溶液中c(OH－)，结合水的电离方程式知二者对水电离程度的抑制力气前者较强，故α1小于α2。若BOH是强碱，等体积混合时酸过量，此时pH<7，若BOH是弱碱，则无法确定碱与酸的物质的量的相对多少，故无法确定反应后溶液的pH。
(4)等体积混合时，溶液中Ba2＋反应完毕，但此时OH－消耗掉一半，故混合溶液中c(OH－)＝0.01 mol/L，c(H＋)＝1×10－10 mol/L，故pH＝10。
答案　(1)A　水电离需要吸热，温度越高Kw越大　10:1
(2)a＋b＝14
(3)小于　无法确定　若BOH是弱碱，无法确定酸碱的物质的量的相对多少
(4)10
归纳总结
加水稀释时pH值的变化规律
1．等物质的量浓度的盐酸(a)与醋酸(b)

物质的量浓度相同的强酸和弱酸稀释相同倍数，溶液的pH变化不同，强酸的pH增大快；若加水稀释到相同pH，强酸加水多。
2．等pH的盐酸(a)与醋酸(b)

pH相同的强酸与弱酸，加水稀释相同倍数，溶液的pH变化不同，强酸的pH变化大；若加水稀释到相同pH，弱酸加水多。
考点3
酸碱中和滴定及误差分析
1.原理：中和反应
2.

(1)滴定管的“0”刻度在仪器的上端，注入液体后，仰视读数数值偏大，俯视读数数值偏小。
(2)滴定管读数时，可记录到小数点后两位，而量筒可记录到小数点后一位。
(3)使用滴定管的第一步操作是查漏。
(4)滴定时一般选用酚酞、甲基橙作指示剂，而不用石蕊(因变色不明显)。强酸滴定强碱或强碱滴定强酸，可选用酚酞或甲基橙作指示剂；强酸滴定弱碱，用甲基橙作指示剂(强酸弱碱盐水解呈酸性)；强碱滴定弱酸，用酚酞作指示剂(强碱弱酸盐水解呈碱性)。
3．操作步骤：(以0.1 mol/L的盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液为例)
(1)查漏、洗涤、润洗。
(2)装液、赶气泡、调液面、注液(向锥形瓶中)。
(3)滴定：眼睛凝视锥形瓶中溶液颜色的变化，当滴加到最终一滴，溶液颜色变化且半分钟内不恢复原色即为滴定终点。
4．误差分析
用滴定法测待测液的浓度时，消耗标准溶液多，则结果偏高；消耗标准溶液少，则结果偏低。从计算式分析，当酸碱恰好中和时，有关系式：c标·V标·n标＝c待·V待·n待(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)。故c待＝，由于c标、n标、V待、n待均为定值，所以c待的大小取决于V标的大小，V标大，则c待大；V标小，则c待小。以标准酸溶液滴定未知浓度的碱为例，常见的因操作不对而引起的误差：
(1)未用标准酸润洗滴定管，则测量值偏高。
(2)滴定管尖嘴部分有气泡，滴定后消逝，则测量值偏高。
(3)滴定前读数正确，滴定后俯视读数， 则测量值偏低。
(4)滴定前读数正确，滴定后仰视读数，则测量值偏高。
(5)滴定前，用待测液洗锥形瓶，则测量值偏高。
(6)未用待测液洗移液管，则测量值偏低。
题组训练
9．试验室中有一未知浓度的稀盐酸，某同学用0.10 mol·L－1 NaOH标准溶液进行测定盐酸的浓度的试验。请完成下列填空：
取20.00 mL待测盐酸放入锥形瓶中，并滴加2～3滴酚酞作指示剂，用自己配制的NaOH标准溶液进行滴定。重复上述滴定操作2～3次，记录数据如下。
试验
编号
NaOH溶
液的浓度
(mol·L－1)
滴定完成时，
NaOH溶液滴
入的体积(mL)
待测盐酸的
体积(mL)
1
0.10
22.62
20.00
2
0.10
22.72
20.00
3
0.10
22.80
20.00
(1)滴定达到终点的标志是______________________________。
(2)依据上述数据，可计算出该盐酸的浓度约为______________
(保留两位有效数字)。
(3)排去碱式滴定管中气泡的方法应接受如图所示操作中的________，然后轻轻挤压玻璃球使尖嘴部分布满碱液。

(4)在上述试验中，下列操作(其他操作正确)会造成测定结果偏高的有________(填选项字母)。
A．滴定终点读数时俯视
B．酸式滴定管使用前，水洗后未用待测盐酸润洗
C．锥形瓶水洗后未干燥
D．称量NaOH固体中混有Na2CO3固体
E．碱式滴定管尖嘴部分有气泡，滴定后消逝
解析　依据指示剂在酸性溶液或碱性溶液中的颜色变化，我们可以推断中和反应是否恰好进行完全。计算盐酸的浓度时，应计算三次中和滴定的平均值，因NaOH标准液浓度及待测液的体积也一样，故只算NaOH溶液体积的平均值即可。依据碱式滴定管的构造可知，弯曲橡胶管即可将管中的气泡排出。
答案　(1)最终一滴NaOH溶液加入，溶液由无色恰好变成浅红色且半分钟内不褪色
(2)0.11 mol·L－1　(3)丙　(4)DE
10．氧化还原滴定试验与中和滴定类似(用已知浓度的氧化剂溶液滴定未知浓度的还原剂溶液或反之)。
现有0.001 mol/L KMnO4酸性溶液和未知浓度的无色NaHSO3溶液。反应的离子方程式是2MnO＋5HSO＋H＋===2Mn2＋＋5SO＋3H2O。
填空完成以下问题：
(1)该滴定试验所需仪器有下列中的________。
A．酸式滴定管(50 mL)　B．碱式滴定管(50 mL)
C．量筒(10 mL)　D．锥形瓶　E．铁架台
F．滴定管夹　G．烧杯　H．白纸　I．胶头滴管
J．漏斗
(2)不用________(填“酸”或“碱”)式滴定管盛放高锰酸钾溶液。试分析缘由_________________________________________。
(3)选何种指示剂，说明理由___________________________。
(4)滴定前平视KMnO4液面，刻度为a mL，滴定后俯视液面刻度为b mL，则(b－a) mL比实际消耗KMnO4溶液体积________(填“多”或“少”)。依据(b－a) mL计算得到的待测浓度，比实际浓度________(填“大”或“小”)。
解析　(1)由于氧化还原滴定试验类似于中和滴定，由中和滴定试验所需仪器的选用进行迁移可得出正确答案。
(2)由于KMnO4具有强氧化性，能腐蚀橡胶管，故不能用碱式滴定管盛放KMnO4溶液。
(3)MnO为紫色，Mn2＋为无色，可用这一明显的颜色变化来推断滴定终点。
(4)滴定后俯视液面，所读体积偏小，所测浓度比实际浓度偏小。
答案　(1)ADEFH
(2)碱　高锰酸钾能腐蚀橡胶管
(3)不用指示剂，由于MnO―→Mn2＋时紫色褪去
(4)少　小
归纳总结
1.滴定终点的推断答题模板
当滴入最终一滴××××××标准溶液后，溶液变成××××××色，且半分钟内不恢复原来的颜色。
说明：解答此类题目留意三个关键点：
(1)最终一滴：必需说明是滴入“最终一滴”溶液。
(2)颜色变化：必需说明滴入“最终一滴”溶液后溶液“颜色的变化”。
(3)半分钟：必需说明溶液颜色变化后“半分钟内不再恢复原来的颜色”。
2．图解量器的读数方法
(1)平视读数(如图1)：试验室中用量筒、移液管或滴定管量取确定体积的液体；读取液体体积时，视线应与凹液面最低点保持水平，视线与刻度的交点即为读数(即凹液面定视线，视线定读数)。

(2)俯视读数(如图2)：俯视：当用量筒测量液体的体积时，由于俯视视线向下倾斜，查找切点的位置在凹液面的上侧，读数高于正确的刻度线位置，即读数偏大。
(3)仰视读数(如图3)：读数时，由于视线向上倾斜，查找切点的位置在液面的下侧，因滴定管刻度标法与量筒不同，这样仰视读数偏大。
至于俯视和仰视的误差，还要结合具体仪器进行分析，由于量筒刻度从下到上渐渐增大；而滴定管刻度从下到上渐渐减小，并且滴定管中液体的体积是两次体积读数之差，在分析时还要看滴定前读数是否正确，然后才能推断实际量取的液体体积是偏大还是偏小。
名 师 究 错
易错追根溯源　挑战高考满分
【典例】　(2022·聊城模拟)已知在100 ℃的温度下，水的离子积Kw＝1×10－12，本题涉及的溶液其温度均为100 ℃。下列说法中正确的是(　　)
A．0.005 mol/L的H2SO4溶液，pH＝2
B．0.001 mol/L的NaOH溶液，pH＝11
C．0.005 mol/L的H2SO4溶液与0.01 mol/L的NaOH溶液等体积混合，混合溶液的pH为6，溶液显酸性
D．完全中和pH＝3的H2SO4溶液50 mL，需要pH＝9的NaOH溶液100 mL
【错因分析】　错选C项的主要缘由是思维定式，忽视了温度上升，水的电离程度增大，按常温下处理问题，由题意知，溶液处于100 ℃，Kw＝1×10－12，pH＝6时溶液显中性；本题还简洁错选D项，缘由是将“pH＝3的H2SO4溶液”的浓度错误计算为0.001 mol/L，而事实上其中c(H＋)＝0.001 mol/L，完全中和只需要NaOH溶液50 mL。
【解析】　本题考查的主要内容是有关Kw＝c(H＋)·c(OH－)、pH＝－lgc(H＋)和酸碱中和反应的计算，c(H＋)、pH与溶液酸碱性的关系。A项，0.005 mol/L的H2SO4溶液中，c(H＋)＝0.005 mol/L×2＝0.01 mol/L，pH＝－lgc(H＋)＝－lg0.01＝2。此计算与Kw值无关，不要受Kw＝1×10－12的干扰。B项，0.001 mol/L的NaOH溶液中，c(OH－)＝0.001 mol/L，c(H＋)＝＝ mol/L＝1×10－9 mol/L，pH＝－lg(1×10－9)＝9。
【答案】　A
纠错训练
25 ℃时，下列说法正确的是(　　)
A．pH＝12的NaOH溶液中，c(H＋)＝10－12 mol·L－1，将溶液稀释为原体积的10倍后c(H＋)＝ mol·L－1＝10－13 mol·L－1
B．pH＝3的CH3COOH溶液与pH＝11的NaOH溶液等体积混合后，因生成的CH3COONa水解，所以由水电离出的c(H＋)>10－7 mol·L－1
C．pH＝2的盐酸、pH＝2的醋酸中由水电离出的c(H＋)均为10－12 mol·L－1
D．pH＝11和pH＝13的NaOH溶液等体积混合后，溶液中的c(H＋)＝ mol·L－1
解析　NaOH溶液中的H＋是由水电离产生的，当稀释时，由于NaOH溶液的浓度发生变化，对H2O电离的抑制程度会转变，水的电离平衡会发生移动，因而将其当成不变的值进行计算是错误的，即A项错；B项中CH3COOH电离出的H＋即可将NaOH完全中和，而绝大多数的CH3COOH是没电离的，即CH3COOH远远过量，混合溶液呈酸性，对水的电离起抑制作用，B项错；C项中pH＝2的盐酸、pH＝2的醋酸中c(H＋)均为10－2 mol·L－1，再结合水的离子积常数可求出c(OH－)均为10－12 mol·L－1，由水电离出的c(H＋)也均为10－12 mol·L－1，C项正确。pH＝11的NaOH溶液中c(OH－)＝10－3 mol·L－1，pH＝13的NaOH溶液中c(OH－)＝10－1 mol·L－1，等体积混合后c(OH－)＝≈5×10－2 mol·L－1，再结合离子积常数求得c(H＋)＝2×10－13 mol·L－1，D项错。
答案　C