高中化学58个考点精讲31-35电离平衡 36页

高中化学58个考点精讲 ‎31、电离平衡 ‎1．复习重点 ‎1．强、弱电解质的概念及电离方程式的书写；‎ ‎2．弱电解质的电离平衡；电离平衡常数。‎ ‎2．难点聚焦 ‎（一）强电解质、弱电解质 ‎ 1．相互关系 能否 ‎ 电离 是否 ‎ 完全 ‎ 否——非电解质 ‎ 化合物 是——强电解质 ‎ 能 ‎ ‎ 否——弱电解质 热或水的作用 ‎ 电解质 自由移动离子 ‎ 电离 ‎ 思考：一种物质的水溶液能导电，原物质一定是电解质吗？‎ 分析：不一定！关键要分清发生电离散是否要原物质本身。有可能溶于水时就发生了化学变化 如（1）Cl2 氯水 ‎ ↓ ↓‎ 即不是电解质 HCl.HclO 又不是非电解质 发生电离 ‎（2）CO2 碳酸溶液 ‎ ↓ ↓‎ ‎ 非电解质 H2CO3电离 ‎（3）Na2O NO2OH溶液 ‎ ↓ ↓ ‎ 虽不是本身电离子 NaOH电离 但可在熔融态电离，故它属强电解质 ‎2．比较强、弱电解质 强电解质 弱电解质 电离程度 完全 部分 电离平衡 不、不可逆 有、可能 过程表示 溶液中存在的微粒 ‎（水分子不计）‎ ‎====‎ 只有电离出的阴、阳离子，不存在电解质分子 即有电离出的阴、阳离子（少部分），又有电解质分子（大部分）。‎ 电离方程式 H2SO4====2H++SO42—‎ CaCl2====Ca2++2Cl—‎ NH3·H2O NH4++OH—‎ H2S H++HS—，HS— H++S2—‎ 实例 绝大多数的盐（包括难溶性盐）；‎ 强酸：H2SO4、HCl、HclO4等；‎ 强碱：Ba(OH)2、Ca(OH)2等。‎ 注意：多元强酸电离一步完成且完全 如 HnA====Nh++An—‎ 而多元弱酸的电离是分步进行的，且第二步电离比第一步电离困难，第三步电离比第二步电离更困难，但每步电离都存在相应的电离平衡，因此应分步书写电离方程式。例如磷酸的电离方程式应写三步：‎ H3PO4 H++H2PO4—， H2PO4— H++HPO42— ‎ ‎ HPO42— H++PO43—，不能合并成H3PO4 3H++PO43—。 由于磷酸溶液中的[H+]主要由第一步电离决定，因此磷酸的电离方程式有时也可只写第一步。‎ 对HnA弱酸而言，电离方程式可只考虑：‎ HnA H++Hn+A—‎ 想一想：为什么多元的酸电离下一步比上一步困难，电离程度小得多，甚至可忽略？‎ ‎（二）弱电解质的电离平衡 ‎（1）概念 弱电解质的电离平衡是指在一定条件下（湿度、浓度），弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等的状态。‎ ‎（2）特点 ‎①动——动态平衡：V（闻子化）=V（分子化）≠0。在电离方程式中用“ ”表示。‎ ‎②定——平衡时各组成成分一定，即平衡时溶液中离子浓度和分子浓度保持不变 ‎③变——条件改变，平衡被打破。‎ ‎（3）影响电离平衡的因素 与化学平衡一样，外界条件的改变也会引起移动.‎ 以0.1mol/1 CH3COOH溶液为例：‎ 项目 ‎ 变化 项目 加水 升温 加入固体 NaOH 加入无水 CH3COONa 通入气体 HCl 加入等浓度的CH3COOH 平衡移动 右移 右移 右移 左移 左移 不移动 H+的物质的量（mol）‎ 增大 增大 减小 减小 增大 增大 ‎[H+]浓度(mol) ‎ 减小 增大 减小 减小 增大 不变 PH值 增大 减小 增大 增大 减小 不变 导电能力 减弱 增强 增强 增强 增强 不变 ‎（三）电解质溶液导电能力的强弱与电解质强弱影响溶液导电能力的因素：‎ ‎①自由移动离子浓度的大小。（主要决定因素）湿度一定，离子浓度越在，导电能力越强。‎ ‎②湿度：湿度越高，导电能力越强。（与金属导电相反）‎ ‎③离子电荷数：电荷数越高，导电能力越强。‎ 由此可知：强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质强。‎ 如 较浓醋酸的导电能力可比极稀HCl溶液强。 CaCO3虽为强电解质，但溶于水所得溶液极稀，导电能力极差。‎ 思考：若在某溶液中加入一种物质，出现沉淀，则溶液的导电能力一定减弱吗？（湿度不变）‎ 分析：不一定。关键要看溶液中离子浓度有无显著变化。如：‎ ‎（1）若在H2SO4溶液中加Ba(OH)2，因生成BaSO4沉淀和极难电离的水，使溶液中离子浓度降低，导电能力降低。‎ ‎（2）若在H2SO4溶液中加BaCl2，虽有沉淀BaSO4生成，但同时生成了HCl，相当于1molSO42—被2molCl—代替，故导电能力有所增强。‎ ‎（3）若在HCl溶液中加AgNO3，则导电能力几乎不变。‎ ‎（四）水的电离平衡 1． 实验证明，纯水微弱的导电性，是极弱的电解质：‎ 2． ‎25℃‎‎1LH2O的物质的量n(H2O)==55.6(mol)共有10—7mol发生电离 H2O H++OH—‎ ‎ 起始(mol) 55.6 0 0‎ ‎ 电离(mol) 10—7 10—7 10—7‎ ‎ 平衡(mol)55.6－10—7 10—7 10—7‎ ‎ ‎25℃‎[H+]·[OH—]= 10—7=10—14=Kw的离子积常数。‎ ‎2．影响Kw的因素 Kw与溶液中[H+]、[OH—]无关，与湿度有关。‎ 水的电离为吸热过程，所以当湿度升高时，水的电离程度增大，Kw也增大。‎ 例如100℃，1LH2O有10—6mol电离，此时水的离子积常数为Kw=10—6·10—6=10—12.‎ ‎3．影响水的电离平衡因素 ‎（1）湿度，升湿度促进水的电离，降温则相反 ‎（2）向纯水中引入H+或OH—，会抑制水的电离 ‎（3）向纯水中引入弱酸酸根阴离子或弱碱阳离子，将促进水的电离，此乃为盐类水解的实质。‎ 3． 酸、碱、盐溶液中水电离的定量计算。（列表比较如下：）‎ ‎[H+]水与[OH—]水关系 x的计算式 室温x值 对水电离影响 纯水 ‎[H+]水=[OH—]水 x=‎ x=1×10—7mol/L 对水电离影响 酸溶液 x=‎ x＜1×10—7mol/L 碱溶液 x=‎ 抑制 正 盐 溶 液 强酸弱碱盐 强碱弱酸盐 强碱强酸盐 x=[H+]‎ x＞1×10—7mol/L 促进 x=[OH—]‎ x=‎ x=1×10—7mol/L 无 注[H+]水、[OH—]水指水电离出的H+、OH—浓度 ‎ [H+]水、[OH—]指指溶液中的H+、OH—浓度 由上表可得重要规律：‎ ‎（1）在任意湿度、任意物质的水溶液中（含纯水）的水本身电离出的[H+]水≡[OH—]水 ‎（2）酸和碱对水的电离均起抑制作用 ‎①只要碱的pH值相等（不论强弱、不论几元）对水的抑制程度相等，碱也同理。‎ ‎②若酸溶液的pH值与碱溶液的pOH值相等，则两种溶液中水的电离度相等。‎ 如pH=3的盐酸溶液与pH=11的氨水溶液在室温下，由水电离出的 ‎ [H+]水=[OH—]水==10—11mol/L ‎（3）在凡能水解的盐溶液中，水的电离均受到促进，且当强酸弱的碱盐的pH和强碱弱酸盐的pOH值相等时（同一湿度），则促进程度相等。‎ ‎（4）较浓溶液中水电离出[H+]的大小：‎ ‎①酸溶液中[OH—]等于水电离的[H+]‎ ‎②碱溶液中[H+]等于水电离的[H+]‎ ‎③强酸弱碱盐溶液中的[H+]等于水电离出[H+]‎ ‎④强碱弱酸盐溶液中的[OH—]等于水电离出的[H+]‎ 如pH=4的NH4Cl溶液与pH=10的NaAc溶液中，（室温）由水电离出的 ‎[H+]水=[OH—]水==10—4mol/L ‎3．例题精讲 例1．下列四种溶液中，由水电离出的[H+]之比（依次）为（ ）‎ ‎①pH=0的盐酸 ②0.1mol/L的盐酸 ③0.01mol/L的NaOH溶液 ④pH=11的NaOH溶液 ‎（A）1 ：10 ：100 ：1000 （B）0 ：1 ：12 ：11‎ ‎（C）14 ：13 ：12 ：11 （D） 14 ：13 ：2 ：3‎ 解析①[H+]=1mol/L [H+]水=[OH—]=1×10—14mol/L ‎②[H+]=1mol/L [H+]水==1×10—13mol/L ‎③[OH—]=1×10—2mol/L [H+]水==1×10—12mol/L ‎④[OH—]=1×10—3mol/L [H+]水==1×10—11mol/L 例2．某湿度下，纯水中的[H+]=2×10—7mol/L，则此时[OH—]=______，若湿度不变，滴入稀硫酸使[H+]=5×10—6mol/L，则[OH—]=_______，由水电离出[H+]为，该纯水的PH值_______（填＞、＜、=＝‎ 解析 纯水中 H2O H++OH—‎ ‎ mol/L 2×10—7 2×10—7‎ 加酸后，水的电离平衡逆向移动，使[OH—]减小，可由Kw、[H+]求出[OH—]，此湿度下Kw值为2×10—7 ×2×10—7= 4×1—14‎ ‎[OH—]==8×10—9mol/L 由水电离的[H+]=[OH—]=8×10—11mol/L 该湿度下Ph= －lg×10—7= 7―lg2＜7.‎ 例3．常温下某溶液中，由水电离出的[H+]为1×10—12mol/L，该溶液中一定能大量共存的离子组是（ ）‎ A．K+、Na+、SO42—、NO3— B．Na+、K+、S2—、CO32— ‎ C．Fe2+、Mg2+、Cl—、SO42— D．NH4+、Cl—、K+、SO32—‎ 解析 常温、由水电离出的[H+]=×10—11mol/L＜1×10—7mol/L说明水的电离受到抑制。此溶液可能是pH=1酸溶液，也可能为pH=13的碱溶液，选项B、D中的S2—、CO32—、SO32—不能存在于强酸性溶液中，C中的Fe2+、Mg2+、D中的NH42+、D中的NH4+与OH—均不能大量存共存，故本题答案A。‎ 例4．在图（1）所示的装置中，烧杯中盛放的是Ba(OH)2溶液，当从滴定管中逐渐加入某种溶液（A）时，溶液的导电性的变化趋势如图（2）所示。‎ ‎ 图1 图2‎ 该根据离子反应的特点分析：A溶液中含有的溶质可能是_________或__________（至少写出两种），并写出相应的离子反应的离子方程式：‎ ‎________________________________、____________________________‎ 解析：从图2可分析知，随着A的加入溶液导电能力迅速降低，说明A必定能与Ba(OH)2发生反应，使溶液中离子浓度变得极小，故不仅与Ba2+反应转化为沉淀，还要与OH—反应生成水或其它弱电解质，当反应完全后，过量A的加入，导电能力又显著上升，说明A应为强电解质，故A可能是H2SO4或CuSO4或MgSO4或(NH4)2SO4等。‎ 离子方程式：2H++SO42—+Ba2++2OH—=BaSO4↓+2H2O ‎ Mg2++SO42—+Ba2++2OH—=BaSO4↓+Mg(OH)2‎ 想一想：A可否为Na2SO4或H2CO3溶液？为什么？‎ ‎4．实战演练 一、选择题（‎ ‎1.在含有酚酞的0．1　mol·L－1氨水中加入少量的NH4Cl晶体，则溶液颜色 A.变蓝色 B.变深 C.变浅 D.不变 ‎2.当不考虑水的电离时，在氢硫酸溶液中，下列的离子浓度关系中正确的是 A.c(H＋)=c(HS－)＋‎2c(S2－)B.c(H＋)=c(HS－)＋c(S2－)C‎.2c(S2－)=c(H＋)D.c(S2－)=c(HS－) ‎3.在无土栽培中，需配制一定量含50 mol NH4Cl，24 mol K2SO4的营养液。若用KCl,NH4Cl和（NH4）2SO4三种固体为原料来配制，三者的物质的量依次是（单位为mol） A.2,64,24 B.48,2,24 C.32,50,12 D.16,50,24 ‎4.在浓度均为1 mol·L－1的(NH4)2SO4、（NH4）2CO3、（NH4）2Fe(SO4)2三种溶液中，若测得其中c(NH)分别为a、b、c(mol·L－1)，则下列判断正确的是 A.a=b=c B.c＞a＞b C.b＞a＞c D.a＞c＞b ‎5.甲酸的下列性质中可以证明它是弱电解质的是 A.1 mol·L－1的甲酸溶液的c（H＋）约为0.01 mol·L－1‎ B.甲酸与水以任意比例互溶 C.10 mL 1 mol·L－1甲酸恰好与10 mL 1 mol·L－1NaOH溶液完全反应 D.在相同条件下，甲酸的导电性比一元强酸溶液的弱 ‎6.用水稀释0.1 mol·L－1氨水时，溶液中随着水量的增加而减小的是 A.c（OH－）／c（NH3·H2O）B.c（NH3·H2O）／c（OH－） C.c（H＋）和c（OH－）的乘积D.OH－的物质的量 ‎7.下列各电离方程式中书写正确的是 A.CH3COOHH＋＋CH3COO－B.KHSO4K＋＋H＋＋SO C.Al(OH)3Al3＋＋3OH－D.NaH2PO4Na＋＋H2PO ‎8.当溶液中HS－＋H2OS2－＋H3O＋达到平衡时，欲使c(S2－)增大，应加入 A.Cu2＋ B.CO C.H2O D.HCl ‎9.在RNH2·H2ORNH＋OH－形成的平衡中，要使RNH2·H2O的电离程度及c（OH－）都增大，可采取的措施是 A.通入HCl  B.加少量NaOH固体 C.加水 D.升温 二、非选择题(共55分) ‎10.(12分）用实验确定某酸HA是弱电解质。两同学的方案是： 甲：①称取一定质量的HA配制0.1 mol·L－1的溶液　100 mL；②用pH试纸测出该溶液的pH，即可证明HA是弱电解质。 乙：①用已知物质的量浓度的HA溶液、盐酸，分别配制pH＝1的两种酸溶液各100 mL；②分别取这两种溶液各10 mL，加水稀释为100 mL；③各取相同体积的两种稀释液装入两个试管，同时加入纯度相同的锌粒，观察现象，即可证明HA是弱电解质。 ‎（1）在两个方案的第①步中，都要用到的定量仪器是 。‎ ‎（2）甲方案中，说明HA是弱电解质的理由是测得溶液的pH 1（选填＞、＜、＝）。‎ 乙方案中，说明HA是弱电解质的现象是 （多选扣分） a.装HCl溶液的试管中放出H2的速率快； b.装HA溶液的试管中放出H2的速率快； c.两个试管中产生气体速率一样快： ‎（3）请你评价乙方案中难以实现之处和不妥之处。 ‎（4）请你再提出一个合理而比较容易进行的方案（药品可任取），作简明扼要表述。‎ ‎11.(9分)如下图，在一烧杯中盛有200 mL 0.1 mol·L－1的H3ＰO4溶液，同时一光滑小球悬浮在液体中间。 ‎(1)合上电键K时，电流计指针向 边偏转。 ‎(2)向烧杯里逐滴滴入0.4 mol·L－1的Ba(OH)2溶液至刚好完全反应，可观察到的现象有：‎ ‎① ，② ，③ 。‎ ‎(3)磷酸可用磷矿石［Ca3（ＰO4）2］来制取，写出该反应的化学方程式： ‎ ‎12.(12分)已知多元弱酸在水溶液中的电离是分步进行的，且第一步电离程度大于第二步电离程度，第二步电离程度远大于第三步电离程度…… 今有HA、H2B、H3C三种一元、二元、三元弱酸，根据“较强酸＋较弱酸盐＝较强酸盐＋较弱酸”的反应规律，它们之间能发生下列反应：①HA＋HC2－(少量)===A－＋H2C－②H2B（少量）＋2A－===B2－＋2HA ③H2B（少量）＋H2C－===HB－＋H3C 回答下列问题： ‎(1)相同条件下，HA、H2B、H‎3C三种酸中酸性最强的是 。‎ ‎(2)A－、B2－、C3－、HB－、H‎2C－、HC种离子中，最易结合质子的是 ，最难结合质子的是 。‎ ‎(3)判断下列反应的离子方程式中正确的是(填写标号) 。‎ A.H‎3C＋‎3A－===‎3HA＋C3－ B.HB－＋A－===HA＋B2－C.H‎3C＋B2－===HB－＋H‎2C－ ‎(4)完成下列反应的离子方程式。A.H‎3C＋OH－（过量） ；‎ B.HA（过量）＋C3－ 。‎ ‎13.（8分）在稀氨水中存在平衡：NH3＋H2ONH＋OH－,如进行下列操作，则NH3、NH、H＋、OH－浓度如何变化？试用“增大”“减小”“不变”填写。 ‎（1）通适量HCl气体时，c(NH3) ,c(H＋) 。‎ ‎（2）加入少量NaOH固体时，c(NH) ,c(OH－) 。 ‎（3）加入NH4Cl晶体时，c(NH) ,c(OH－) 。 ‎14.（8分）在a、b两支试管中，分别装上形态相同、质量相等的一颗锌粒，然后向两支试管中分别加入相同物质的量、相同体积的稀盐酸和稀醋酸。填写下列空白： ‎（1）a、b两支试管中的现象：相同点是 ；不同点是 。原因是 。‎ ‎（2）a、b两支试管中生成气体的体积开始时是a 于b，反应完毕后生成气体的总体积是a b，原因是 。‎ ‎15.（6分）为测定人呼出气体中二氧化碳的含量，将1000 mL呼出的气体通入50.0 mL氢氧化钡溶液中，使其完全吸收，过滤后取20.0 mL澄清溶液，用0.100 mol·L－1盐酸滴定，当耗去20.4 mL盐酸时恰好完全反应。另取20.0 mL原氢氧化钡溶液，用同种盐酸滴定，耗去36.4 mL盐酸时，恰好反应完全。试计算人呼出气体中二氧化碳的体积百分含量（气体体积在标准状况下测定）。‎ 附参考答案 一、1.解析：c(NH)增大，平衡逆向移动。答案：C 2.A 3.B 4.B 5.AD 6.B 7.A 8.B 9.D 二、10.（1）100 mL容量瓶（2）＞ b ‎（3）配制pH=1的HA溶液难以实现，不妥之处在于加入的锌粒难以做到表面积相同。‎ ‎（4）配制NaA溶液，测其pH＞7，即证明HA是弱电解质。 ‎11.(1)右(2)①小球下沉到烧杯底部 ②产生白色沉淀 (3)Ca3（PO4）2＋3H2SO4===2H3PO4＋3CaSO4‎ ‎ ③电流计指针偏转幅度不断变小，最后指针 回到中央 ‎12.(1)H2Ｂ （2）C3－ HB－ (3)BC ‎(4)H‎3C＋3OH－===C3－＋3H2O ‎2HＡ＋C3－===2Ａ－＋H‎2C－‎ ‎13.（1）减小 增大 （2）减小 增大 （3）增大 减小 ‎14.（1）都产生气泡，Zn溶解 a产生气泡、Zn溶解速度都快 HCl完全电离，‎ HCl中的c(H+)大于CH3COOH中的c(H+) ‎（2）大 等于 a中c(H+)大于b中的c(H+),而酸的总量相等 ‎ ‎15.4.48‎‎% 高中化学58个考点精讲 ‎32、水的电离和溶液的PH ‎1．复习重点 ‎1．通过对水的电离、离子积、pH定义等重要知识和方法迁移应用的练习，提高认知能力；‎ ‎2．灵活解答水的电离平衡的相关问题；‎ ‎3．掌握混合溶液pH计算的方法，并能运用数学工具解决一些有关pH计算的综合问题 ‎4．培养学习过程中探究、总结的习惯。‎ ‎2．难点聚焦 ‎（一）溶液的酸碱性及pH的值 ‎ 溶液呈的酸碱性何性，取决于溶液中[H+]、[OH—]的相对大小：pH值的大小取决于溶液中的[H+]大小 pH=－lg[H+]，pOH=－lgKw=pKw 溶液酸碱性 ‎[H+]与[OH—]关系 任意湿度 室温（mol/L）‎ pH值（室温）‎ 酸性 ‎[H+]＞[OH—]‎ ‎[H+]＞1×10—7‎ ‎＜7‎ 中性 ‎[H+]=[OH—]‎ ‎[H+]=[OH—]=1×10—7‎ ‎=7‎ 碱性 ‎[H+]＜[OH—]‎ ‎[H+]＞1×与10—7‎ ‎＞7‎ ‎（1）酸性越强，pH值越小，碱性越强，pH值越大，pH值减小一个单位，[H+]就增大到原来的10倍，pH值减小n个单位，[H+]的增大到原来的10n倍.‎ ‎（2）任意水溶液中[H+]≠0，但pH可为0，此时[H+]=1mol/L，一般[H+]＞1mol/L时，pH＜0，故直接用[H+]表示.‎ ‎（3）判断溶液呈中性的依据为：[H0]= [OH—]或pH=pOH=pKw 只有当室温时，Kw=1×10—14‎ ‎ [H+]=[OH—]=10—7mol/L 溶液呈中性 pH=pOH=pKw=7‎ ‎ 分析 原因：H2O H++OH－Q ‎ 由于水的电离是吸热的，湿度越高，电离程度越大，kw越大. ‎ ‎ 中性：pH=pOH=pKw T↗→Kw↗→pH+pOH↘‎ T↘→Kw↘→pH=pOH↗‎ ‎ 如：‎100℃‎，KW=1×10—12.. pKw=12.‎ 中性时Ph=pKw=6＜7.‎ 图示：不同湿度（T1＞T2）时溶液中[H+]与[OH—]，pH与pOH关系 ‎ 图一 图二想一想：图一与图二有哪些不同？为何不同？‎ 提示：（①形状 ②T1、T2相对位置）‎ ‎ ③简平分钱划分的两个区域酸碱性不同。建议以[H+]、[OH—]=Kw，和pH+pOH=pKw两个关系或考虑，并注意湿度不同时Kw的影响。）‎ ‎ （4）溶液pH的测定方法：‎ ‎ ①酸碱指示剂 ②pH试纸 ③pH计其中①只传判定pH范围 ‎ ②pH试纸也只能确定在某个值左右（对照标准比色卡），无法精确到小数点后1倍。另外使用时不能预先润湿试纸。否则相当于又稀释了待测液，测定结果误差大。‎ ‎ ③pH计测定较精确.‎ ‎ （二）酸碱溶液的稀释前后pH值的变化。‎ ‎ 由于强酸或强碱在水中完全电离，加水稀释后不会有溶质进一步电离，故仅仅是体积增大的因素导致酸溶液中的[H+]或碱溶液中的[OH—]减小.‎ ‎ 弱酸或弱碱由于在水中不完全电离，加水稀释同时，能促使其分子进一步电离，故导致相应[H+]或[OH—]减小的幅度降低。‎ ‎ 例如 ①等物质的量浓度的盐酸和醋酸，氢氧化钠和氨水分别加水稀释。溶液的pH值变化，图示如下：‎ ‎ ‎ ‎ ②若把上述问题，换成等pH值，图示又怎样呢？‎ ‎ ‎ ‎ 强酸弱酸稀释 强、弱碱稀释 ‎ 前后 前后 pH=a pH(HCl)=a+n＜7 pH=b Ph(NaOH)=b－n＞7‎ pH(HAC)＜a+n＜7 pH(NH3·H‎2C)＞b－n＞7‎ ‎△pH(HCl)=n △pH(NaOH)=n ‎△pH(HAC)＜n △pH(NH3·H2O)＜n ‎△pH(HCl)＞△pH(HAC) △pH(NaOH)＞△pH(NH3·H2O)‎ ‎ 注意：‎ ‎ ①酸无论怎样稀释，不可能成为碱性；若无限稀释，则pH只能无限接近7且小于7.‎ ‎②碱无论怎样稀释，不可能成为酸性；若无限稀释，则pH只能无限接近7且大于7‎ ‎③当起始强酸、弱酸的pH相同，稀释后为达仍相同，则稀释倍数一定是弱酸大小强酸（强碱、弱碱类同）‎ ‎（三）有关pH的计算 ‎ 1．溶液简单混合（不发生反应，忽略混合时体积变化）‎ ‎ 强酸：pH=pH小+0.3‎ ‎ 若等体积混合，且△pH≥2 ‎ ‎ 强碱：pH=pH大－0.3‎ ‎ 若不等体积混合，物质的量浓度 强酸[H+]总=‎ ‎ 分别为M1、M2体积分别为 强碱[OH—]总=‎ ‎ V1、V2的一元强酸或强碱 注意：强酸直接由[H+]总求pH值 ‎ 强碱由[OH—]总求pOH，后再求pH值.‎ ‎2．强酸和强碱混合（发生中和反应，忽略体积变化）可能情况有三种：‎ ‎①若酸和碱恰好中和. 即nH+=nOH—，pH=7.‎ ‎②若酸过量，求出过量的[H+]，再求pH值.‎ ‎③若碱过量，求出过量的[OH—]，求出pOH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 讨论：‎ pH=a的HCl溶液和pH=b的NaOH溶液按体积比V1 ：V2混合.当混合液分别呈中性、酸性、碱性时，且V1 ：V2=10n时，a+b分别为多少？‎ 分析 ①呈中性：即pH=7.‎ ‎ nH+=nOH—‎ ‎ 10—a·V1=10—（14－b）·V2‎ ‎ V1 ：V2=10—14+a+b ‎ 10n=‎10a+b－14 ‎ ‎ n=a+b－14‎ ‎ a+b=14+n ‎ ‎ ②若呈酸性. 即pH＜7‎ ‎ nH+＞nOH—‎ ‎ 10—a·V1＞10—（14－b）·V2‎ ‎ V1 ：V2＞10—14+a+b ‎ 10n＞10－14+ a+b ‎ ‎ a+b＜14+n　‎ ‎　　　　　　　　　③若呈碱性，即pH＞7，同理可知 ‎ a+b＞14+n ‎ ‎ 想一想：若V1 ：V2=1 ：10n=10—n，三种情况的结果又如何呢？‎ ‎ 3．关于酸、碱混合时的定性判断（常温）‎ ‎ 酸与碱混合时发生中和反应，但不一定恰好完呈中和。即使恰好完全中和，也不一定溶液呈中性，由生成的盐能否水解及水解情况而定，另外酸碱的强弱不同，提供反应物的量不同也影响着反应后溶液的性质。一般酸或碱过量化生成的盐水解对溶液的酸碱性影响大。‎ ‎ 下面把常见的几种情况分列出来.‎ ‎ ①等物质的量浓度的一元弱酸一元强碱溶液等体积混合溶液pH＞7（由生成的强碱弱酸盐水解决定）‎ ‎②等物质的量浓度的一元强酸与一元弱碱溶液等体积混合后溶液pH＜7（由生成的强酸弱碱盐水解决定）‎ ‎③等物质的量浓度的一元强酸与强碱溶液等体积混合后溶液pH=7（因生成强酸强碱盐不水解）‎ 想一想：若酸或碱之一是多元，情况又怎样？‎ ‎④当pH=pOH的强酸与强碱溶液以等体积混合后pH=7（与酸、碱的几元性无尖）‎ ‎⑤当pH=3的某一元酸溶液与pH=11的一元强碱以等体积混合后pH≤7。（考虑酸有强弱之分，若分弱酸，制反应后酸过量）‎ ‎⑥当pH=3的某一元强酸pH=11的一元碱溶液的以等体积混合后pH≥7（同理⑤，弱碱过量）‎ ‎⑦将pH=3的酸溶液和pH=11的碱溶液以等体积混合后溶液pH=无法确定.‎ 再想一想：⑤⑥⑦与酸、碱的几元性有无关系？‎ ‎3．精讲 知识点一：水的电离 ‎【例1】（1）与纯水的电离相似，液氨中也存在着微弱的电离：2NH3 NH4++NH2-‎ 据此判断以下叙述中错误的是 （ ）‎ ‎ A．液氨中含有NH3、NH4+、NH2-等微粒 B．一定温度下液氨中C(NH4+)·C(NH2-)是一个常数 C．液氨的电离达到平衡时C(NH3) = C(NH4+) = C(NH2-)‎ D．只要不加入其他物质，液氨中C(NH4+) = C(NH2-)‎ ‎ （2）完成下列反应方程式 ‎①在液氨中投入一小块金属钠，放出气体————————————————————————————‎ ‎②NaNH2溶于水的反应——————————————————————————————————‎ ‎③类似于“H++OH—=H2O”的反应————————————————————————————‎ 解析：此题要求掌握水自偶的实质(水分子电离产生的H+与H2O结合形成H3O+)以及水的电离平衡,并能迁移应用于对于NH3电离的认识：NH3分子电离产生H+和NH2—,H+与NH3结合生成NH4+，液氨电离产生等量的NH2—与NH4+，一定温度下离子浓度乘积为一常数；NH4+类似于H+，NH2—类似于OH—。具备上述知识后，就可顺利完成解题。 ‎ 答案：（1）C ‎ （2）①2Na+2NH3=H2↑+2NaNH2‎ ‎②NaNH2+H2O=NaOH+NH3↑或NH2—+H2O=OH—+NH3↑‎ ‎③NH2—+NH4+ =2NH3↑或NH4Cl+NaNH2=2NH3↑+NaCl 知识点二：水的离子积 ‎【例2】某温度下纯水中C(H+) = 2×10-7 mol/L，则此时溶液中的C(OH-) = ___________。‎ 若温度不变，滴入稀盐酸使C(H+) = 5×10-6 mol/L，则此时溶液中的C(OH-) = ___________。‎ 解析：由水电离产生的H+与OH-量始终相等，知纯水中C(H+) = C(OH-)。根据纯水中C(H+) 与C(OH-)可求出此温度下水的Kw的值，由Kw的性质（只与温度有关，与离子浓度无关），若温度不变，稀盐酸中Kw仍为此值，利用此值可求出盐酸中的C(OH-)。‎ ‎ 答案：纯水中 C(OH-) = C(H+) = 2×10-7 mol/L ‎ Kw = C(H+)·C(OH-) = 2×10-7×2×10-7 = 4×10-14‎ ‎ 稀盐酸中 C(OH-) = Kw / C(H+) = (4×10-14) / (5×10-6) = 8×10-9 mol/L ‎ 【例3】 .难溶化合物的饱和溶液存在着溶解平衡，例如： AgCl(s) Ag++Cl—,Ag2CrO4(s) 2Ag++CrO42—,在一定温度下，难溶化合物饱和溶液离子浓度的乘积为一常数，这个常数用Ksp表示。 已知：Ksp(AgCl)=[Ag+][Cl-]=1.8×10-10 Ksp(Ag2CrO4)=[Ag+]2[CrO42-]=1.9×10-12 现有0.001摩/升AgNO3溶液滴定0.001摩/升KCl和0.001摩/升的K2CrO4的混和溶液，试通过计算回答： (1)Cl-和CrO42-中哪种先沉淀?‎ ‎(2)当CrO42-以Ag2CrO4形式沉淀时，溶液中的Cl-离子浓度是多少? CrO42-与Cl-能否达到有效的分离?(设当一种离子开始沉淀时，另一种离子浓度小于10-5mol/L时，则认为可以达到有效分离)‎ 解析：（1）当溶液中某物质离子浓度的乘积大于Ksp时，会形成沉淀。几种离子共同沉淀某种离子时，根据各离子积计算出所需的离子浓度越小越容易沉淀。（2）由Ag2CrO4沉淀时所需Ag+浓度求出此时溶液中Cl—的浓度可判断是否达到有效分离。‎ 解答：（1）AgCl饱和所需 Ag+浓度[Ag+]1=1.8×10-7摩/升 Ag2CrO4饱和所需Ag+浓度[Ag+]2==4.36×10-5摩/升 ‎ [Ag+]1<[Ag+]2，Cl-先沉淀。 （2） Ag2CrO4开始沉淀时[Cl-]==4.13×10-6<10-5，所以能有效地分离。‎ 知识点三：水的电离平衡的移动 ‎ 【例4】 ：某溶液中由水电离出来的C(OH—)=10-12mol/L，则该溶液中的溶质不可能是（ ）‎ A、HCl B、NaOH C、NH4Cl D、H2SO4‎ 解析：由水电离反应式知：此溶液水电离产生的C(H+)=C(OH—) =10-12mol/L，若溶液中的H+全部来自水的电离，则此溶液显碱性，是因溶有碱类物质所致，若溶液中的H+不仅为水电离所产生，则此溶液显酸性，为酸性物质电离所致。NH4Cl不可能电离产生H+。‎ 解答：C 下列两题为上题的变式，分析一下变在何处？解题方法、思路与上题是否一样？差异何在？‎ ‎（1）室温下，在纯水中加入某物质后，测得溶液中由水电离产生的C(H+)=10-12mol/L，则加入的物质可能是（假设常温下碳酸、氢硫酸的第一步电离度为0.1%） （ ）‎ A、通入CO2 B、通入H2S C、通入NH3 D、加入NaHSO4‎ ‎（2）某溶液中水电离产生的C(H+)=10-3mol/L，,该溶液中溶质可能是（ ）‎ ‎ ①Al2(SO4)3 ②NaOH ③NH4Cl ④NaHSO4‎ A、①② B、①③ C、②③ D、①④‎ ‎【例5】能促进水的电离，并使溶液中C(H+)>C(OH—)的操作是 （ ）‎ ‎（1）将水加热煮沸 （2）向水中投入一小块金属钠 （3）向水中通CO2 （4）向水中通NH3 （5）向水中加入明矾晶体 （6）向水中加入NaHCO3固体 （7）向水中加NaHSO4固体 A、（1）（3）（6）（7） B、（1）（3）（6） C、（5）（7） D、（5）‎ 解析：本题主要考查外界条件对水的电离平衡的影响，请按如下思路完成本题的解：本题涉及到哪些条件对水的电离平衡的影响？各自对水的电离平衡如何影响？结果任何（C(H+)与C(OH—)相对大小）？归纳酸、碱、盐对水的电离平衡的影响。‎ 解答： D 知识点四：pH的定义方法 ‎【例6】、下列溶液，一定呈中性的是 （ ） ‎ A.由等体积、等物质的量浓度的一元酸跟氢氧化钠溶液混合后所形成的溶液 B.[H+]=1×10-7mol·L-1的溶液 ‎ C.pH=14-pOH 的溶液 ‎ D.pH=pOH 的溶液 （2000年化学试测题） ‎ 解析：此题要求将教材中定义pH方法迁移应用于表示pOH以及pH与pOH的关系，根据pH的定义方法，可定义pOH= ―lgC(OH―)，将室温下水的离子积的表达式C(H+)×C(OH—)=10―14两边取负对数，―lgC(H+)―lgC(OH―)= ―lg10―14，整理得pH+pOH=14。应用所得关系式分析可得答案。‎ 解答：D 点评：pOH= ―lgC(OH―)、pH+pOH=14两个关系式及其应用均不在教学大纲和考纲范围内，我们不一定要掌握，但将教材中的知识、方法加以迁移应用，进行探究发现是教学大纲和考纲提出的能力要求。此题作为全国高考化学测试题具有重要的指导意义，值得大家认真去领悟，在随后的2001年上海高考题以及2002年全国理科综合高考题中又出现了类似的题目。‎ 为更好地表示溶液的酸碱性，科学 家提出了酸度（AG）的概念，AG＝，则下列叙述正确的是 A 中性溶液的AG＝0‎ B 酸性溶液的AG＜0‎ C 常温下0.lmol/L氢氧化钠溶液的AG＝12‎ D 常温下0.lmol/L盐酸溶液的AG＝12( 2001年上海)‎ 有人曾建议用AG表示溶液的酸度（acidity arede），AG的定义为AG＝lg（[H＋]/[OH－]）。下列表述正确的是 A 在‎25℃‎时，若溶液呈中性，则pH＝7，AG＝1‎ B 在‎25℃‎时，若溶液呈酸性，则pH＜7，AG＜0‎ C 在‎25℃‎时，若溶液呈碱性，则pH＞7，AG＞0‎ D 在‎25℃‎时，溶液的pH与AG的换算公式为AG＝2(7－pH) (2002理科综合)‎ 知识点五：溶液pH的计算 ‎【例7】室温下将n体积pH=10和m体积pH=13两种NaOH溶液混合得pH=12的NaOH溶液，则n：m=——————————————‎ 解析：此题是关于两种不反应的溶液混合后溶液pH值的计算，根据混合前后溶质(NaOH)量守恒，列式求解 解答：pH=10 C(H+)=10-10mol/L C(OH—) =10-4mol/L ‎ pH=‎13 C(H+)=10-13mol/L C(OH—) =10-1mol/L ‎ pH=‎12 C(H+)=10-12mol/L C(OH—) =10-2mol/L ‎ 10-4·n + 10-1·m = (n+m) ×10-2‎ ‎ n ：m = 100 ：11‎ 规律： 有关混合溶液的pH计算，题设条件可千变万化，正向、逆向思维，数字与字母交替出现，但基本题型只有两种：（1）混合后不反应，（2）混合后反应。对于溶液的稀释，可将水作为浓度为0的溶液，仍属混合后不反应一类，这一类混合溶液的pH应介于两种溶液的pH之间，因而酸、碱溶液无论加多少水稀释，其最终pH均不可能等于纯水的pH（即常温不可能为7）。‎ ‎ 混合溶液pH的计算方法也很简单，即设法求出混合溶液的C(H+)，若是溶液显碱性，则必须先求出溶液的C(OH—)，然后再换算为C(H+)或按OH—量守恒列式求解。‎ ‎【例8】25ºC，若10体积的某强碱溶液与1体积的某强酸溶液混合后，溶液呈中性，则混合之前，该碱的pH与强酸的pH之间该满足的关系是_______________________‎ 分析：由题意知，本题为酸、碱混合后完全中和，根据中和反应的实质可知，酸中n(H+)与碱中n(OH-)相等，故有C(H+)酸V酸 == C(OH-)碱V碱，由此关系列式可求得结果。‎ 解答：设酸的pH为a，C(H+)酸=10-a，碱的pH为b，C(OH-)碱=10-14 / 10-b=10- (14 - b)‎ 因为混合后溶液呈中性，所以C(H+)酸V酸 == C(OH-)碱V碱 ‎ 10-a ×V = 10 - (14 - b) ×10V = 10 - (13 - b) ×V ‎ ‎10-a = 10 - (13 - b)‎ 两边取负对数：-lg10-a = -lg10 - (13 - b)，a=13-b a+b=13‎ 即酸的pH与碱的pH之和为13‎ 点评：上面解法尽管可顺利地得出本题的解，但题中的酸碱体积比可以任意变换，则每一变换都得重新求解，这就启发我们能否找出酸、碱pH与两者体积比之间的关系呢？同时若混合后不显中性其关系又会怎样呢？‎ 将上面的解改为：‎ C(H+)酸V酸 == C(OH-)碱V碱 ‎10-a ×V酸 = 10 - (14 - b) ×V碱 ‎10-a·10-b=10-14·（V碱 / V酸）‎ 两边取负对数得：a+b=14―lg（V碱 / V酸）‎ 若混合后溶液显酸性————————————————————————：‎ 若混合后溶液显碱性—————————————————————————：‎ 同学们在学习中要善于总结、积累，把自己积累的经验、成果用于指导自己的学习。例如掌握了上述关系后，解下列题目就很轻松。‎ 在20℃时，有PH值为x（x£6）的盐酸和PH值为y（y³8）的NaOH溶液，取Vx升该盐酸同该NaOH溶液中和，需Vy升NaOH溶液 ‎ （1）若x+y=14时，则= （2）若x+y=13时，则= （3）若x+y>14时，则= （表达式），且Vx Vy（填<、>或=） ‎ ‎4．实战演练 一 选择题 ‎ ‎1.水是一种极弱的电解质,在室温下平均每n个水分子只有一个水分子能电离，则n是（ ）‎ A.1×10-4 B. 55.6×‎107 ‎ C. 1×107 D. 6.02×1021‎ ‎2．将1mol·L-1H2SO4溶液100mL与质量分数为10%的NaOH溶液‎50g混合均匀后，滴入甲基橙指示剂，此时溶液的颜色是 （ ）‎ A．浅紫色 B．黄色 C．红色 D．无色 ‎3.pH定义为pH=-lg｛c(H＋)｝，pOH定义为pOH=-lg｛c(OH-)｝，Kw表示‎25℃‎时水的离子积常数，则弱酸性溶液中的c(H＋)可表示为 ( )‎ A、Kw/pOH mol/L B、10pOH-14 mol/L C、10 14-pOH mol/L D、10-pOH mol/L ‎4．能使水的电离平衡正向移动，而且所得溶液呈酸性的是 （ ）‎ A．将水加热到‎100℃‎时，水的pH=6 B．向水中滴加少量稀硫酸 C．向水中滴加少量NaHCO3 D．向水中加入少量明矾晶体 ‎5. 常温下某溶液中水电离出的C(H+) = 1×10-13 mol/L，则下列说法中正确的是 （ ）‎ A．该溶液一定呈酸性 B．该溶液一定呈碱性 C．该溶液中一定有C(OH-) = 0.1mol/L D．该溶液的pH值为1或13‎ ‎6．‎25℃‎时，在水电离出的C(H+)=1×10-5摩/升的溶液中，一定能大量共存的是 ( ) A.Al3+、NH4+、SO42-、Cl- B. Mg2+、K+、SO42-、HCO3- C.K+、Na+、Cl-、SO42- D.Ba2+、Cl-、Na+、PO43-‎ ‎7.有①、②、③三瓶体积相等，浓度都是1mol/L的HCl溶液，将①加热蒸发至体积减小一半，在②中加入CH3COONa固体(加入后溶液仍呈酸性)，③不作改变，然后以酚 酞作指示剂，用溶液滴定上述三种溶液，消耗的NaOH溶液的体积是 ( )‎ A、①=③>② B、③>②>① C、①=②=③ D、①<②=③‎ ‎8．NH4Cl溶于重水(D2O)生成一水合氨和水合离子的化学式为 （ ）‎ A、NH3·D2O和HD2O+ B、NH3·HDO和D3O+ C、NH2D·D2O和DH2O+ D、NH2D·HDO和D3O+ ‎ ‎ 9.室温时，pH=10的氨水和Na2CO3溶液中，水电离产生的C(H+)前者与后者之比 （ ）‎ A．1∶1 B．10¯10∶10¯‎4 C．10¯4∶10¯10 D10¯10∶10¯7‎ ‎10.25℃‎‎，向VmLpH = a的NaOH溶液中滴加pH = b的盐酸10VmL时，溶液中Cl—的物质的量恰好等于加入Na+的物质的量，则此时（a+b）的值为 ( ）‎ A、13 B、‎14 C、15 D、无法判断 ‎11．在医院中，为酸中毒病人输液不应采用 （ ）‎ A 0.9％氯化钠溶液 B 0.9％氯化铵溶液 C 1.25％碳酸氢钠溶液 D 5％葡萄糖溶液 ‎ ‎12.若室温时PH=a的氨水与PH=b的盐酸等体积混和，恰好完全反应，则该氨水的电离度可表示为 ( ) A.10(a+b-12)% B.10(a+b-14)% C.10(12-a-b)% D.10(14-a-b)%‎ ‎13.把40毫升Ba(OH)2溶液加入到120毫升盐酸中，所得的溶液的PH值为2。如果混和前Ba(OH)2和盐酸两种溶液PH值之和为14，则盐酸的物质的量浓度接近于 ( )‎ ‎ A.0.015‎摩/升 B.0.02摩/升 C.0.03摩/升 D.0.04摩/升 ‎14．已知NaHSO4在水中的电离方程式为NaHSO4 =Na+ +H+ + SO42—。某温度下，向pH=6的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液pH为2，对于该溶液，下列叙述不正确的是 （ ）‎ A、该温度高于‎25℃‎ B、水电离出来的c (H+)=1.0×10-10 mol/L C、c (H+)= c (OH—)+C(SO42—) D、该温度下加入等体积pH值为12的NaOH溶液可使反应后的溶液恰好呈中性 ‎15．能表示人体大量喝水时，胃液的pH变化的是 （ ）‎ ‎ pH pH pH pH ‎ ‎7 7 7 7 ‎ ‎ ‎ ‎ 0 V(H2O) 0 V(H2O) 0 V(H2O) 0 V(H2O)‎ ‎ A B C D ‎16．4体积pH=9的Ca(OH)2溶液跟1体积pH=13的NaOH溶液混合后，溶液中氢离子浓度为 （ ）‎ ‎ A．5×10-13mol/L B．2×10-12mol/L C．1/5（4×10-9 + 1×10-13）mol/L D．1/5（4×10-5 + 1×10-1）mol/L ‎17.a、b、c、d四种溶液PH值都小于7，已知四种溶液中[H+]和[OH-]之和由大到小的顺序是b>a>d>c，则这四种溶液PH值由大到小的顺序是 ( ) A.c>d>a>b B.b>a>d>c C.a>b>c>d D.无法确定 ‎18. 有下列四种溶液：(1)HCl (2)AlCl3(3)NaOH (4)Na2CO3，此四种溶液中水的电离度分别为a1、a2、a3、a4已知a1=a3，a2=a4且=106，则四种溶液的PH值不可能是 （ ） ‎ A、5 5 10 10 B、4 4 10 ‎10 ‎ C、3 5 11 9 D、5 3 9 11‎ ‎19．NaH是—种离子化合物，它跟水反应的方程式为：NaH＋H2O→NaOH＋H2↑，它也能跟液氨、乙醇等发生类似的反应，并都产生氢气。下列有关NaH的叙述错误的是 （ ）‎ A 跟水反应时，水作氧化剂 B NaH中H－半径比Li＋半径小 C 跟液氨反应时，有NaNH2生成 D 跟乙醇反应时，NaH被氧化 ‎20、常温下某溶液，水电离出的c (OH-)=1.0×10-4 mol/L,该溶液中溶质可能是 ( )‎ ‎①Al2(SO4)3 ②NaOH ③NH4Cl ④NaHSO4‎ A、①② B、①③ C、②③ D、①④‎ 二 填空题 A B ‎10-6 ‎ ‎10-7 ‎ ‎ ‎ ‎10-7 10‎-6 c(H+)mol/L c(OH-) mol/L ‎21．测得某溶液的pH = 6.5，且氢离子与氢氧根离子物质的量相等，此溶液呈_____性。测定温度______室温（填高于、低于或等于），其理由是 。 将此温度下pH=11的NaOH溶液aL与pH=1的H2SO4溶液bL混合。‎ ‎（1）若所得混合液为中性，则a︰b 。‎ ‎（2）若所得混合液的pH=2，则a︰b 。 ‎ ‎22、水的电离平衡曲线如图所示。‎ (1) 若以A点表示25℃时水的电离平衡的离子浓度，当温度升高 到100℃时，水的电离平衡状态移动到B点，则此时水的离子积从________‎ 变化到_________。‎ (2) 将pH=8的Ba(OH)2溶液与pH=5的稀盐酸混合，并保持100℃的恒温，‎ 致使混合溶液的pH=7，则Ba(OH)2和盐酸的体积比为__________________。‎ (3) 已知AnBm的离子积为[c(Am+)]n[c(Bn-)]m，若某温度下Ca(OH)2的溶解度为0.74g，设饱和溶液的密度为1g/mL，其离子积约为______________。‎ 三 计算题 ‎23、某温度下的溶液中c (H+)=1.0×10x mol/L，c (OH-)=1.0×10y mol/L。x与y的关系如右图所示；‎ ‎ -10–5 0 x ‎ 0‎ ‎ Y ‎ ‎ -5‎ ‎ -10‎ ‎ -15‎ ‎(1)求该温度下，中性溶液的pH。 ‎ ‎ ‎ ‎(2)求该温度下0.01mol/LnaOH溶液的PH ‎ ‎ ‎ ‎ ‎ ‎（3）该温度下，pH=a的醋酸溶液与pH=b的NaOH溶液等体积混合，恰好完全反应， ‎ 求此醋酸溶液中醋酸的电离度。 ‎ ‎ ‎ ‎24．（7分）向50ml0.018mol/L的AgNO3溶液中加入50ml0.02mol/L的盐酸，生成了沉淀。如果溶液中C(Ag+)和C(Cl—)的乘积是一个常数，C(Ag+)· C(Cl—)=1.0×10—10，当溶液中C(Ag+)· C(Cl—)>常数，则有沉淀产生，反之沉淀溶解，求（1）沉淀生成后溶液中C(Ag+)是多少？‎ ‎（2）如果向沉淀生成后的溶液中再加入50mL0.001mol/L的盐酸，是否产生沉淀，为什么？‎ 答案 ‎ ‎1 B ‎2 C 3 B 4D 5 D ‎6 AC 7 D 8 B 9 B ‎10 C 11 B ‎12 A 13 B 14 D ‎ 15 D ‎16 A ‎17 A ‎18 A 19 B 20 B ‎21 中， 高于 。 水的离解反应：H2O=H+ +OH- 吸热反应，升温有利于水的离解，使Kw ‎ 增大 （1）10︰1 （2）9︰2 ‎ ‎ 22 (1) 10-14 10-12 (2) 2 ：9 (3) 4×10-3‎ ‎23（1） 7.5 （2）13 （3）1017－a－b% ‎ ‎24．解：⑴由Ag++Cl—=AgCl 可知沉淀后C(Cl-)=（0.02—0.018）50/（50+50）=0.001mol/L 所以C(Ag+)=1×10-10/0.001=1×10—7mol/L ‎⑵再加入50mL盐酸后 C(Ag+)=1×10-7×100/（100+50）=2/3×10-7mol/L C(Cl-)=0.001mol/L C(Ag+)×C(Cl-)=2/3×10-7х10-3=2/3•10-14<1×10-12‎ 所以不产生沉淀 ‎ 高中化学58个考点精讲 ‎33、盐类的水解 ‎1．复习重点 ‎1．盐类的水解原理及其应用 ‎2．溶液中微粒间的相互关系及守恒原理 ‎2．难点聚焦 （一） 盐的水解实质 ‎ H2O H++OH—‎ ‎ ‎ AB== Bn— + An+‎ ‎ HB（n—1）— A(OH)n 水解 ‎ 中和 ‎ 当盐AB能电离出弱酸阴离子（Bn—）或弱碱阳离子（An+），即可与水电离出的H+或OH—结合成电解质分子，从而促进水进一步电离.‎ ‎ 与中和反应的关系：盐+水 酸+碱（两者至少有一为弱） ‎ 由此可知，盐的水解为中和反应的逆反应，但一般认为中和反应程度大，大多认为是完全以应，但盐类的水解程度小得多，故为万逆反应，真正发生水解的离子仅占极小比例。‎ ‎（二）水解规律 简述为：有弱才水解，无弱不水解 越弱越水解，弱弱都水解 谁强显谁性，等强显中性 ‎ 具体为：‎ ‎ 1．正盐溶液 ‎①强酸弱碱盐呈酸性 ②强碱弱酸盐呈碱性 ③强酸强碱盐呈中性④弱酸碱盐不一定 如 NH4CN CH3CO2NH4 NH4F ‎ 碱性 中性 酸性 取决于弱酸弱碱 相对强弱 ‎ 2．酸式盐 ‎①若只有电离而无水解，则呈酸性（如NaHSO4）‎ ‎②若既有电离又有水解，取决于两者相对大小 ‎ 电离程度＞水解程度，呈酸性 电离程度＜水解程度，呈碱性 强碱弱酸式盐的电离和水解.‎ 水解 ‎ 电离 ‎ a) 以HmAn—表示弱酸酸式盐阴离子的电离和水解平衡.‎ ‎ Hm+‎1A(n—1)—+OH— HmAn—1 + H2O Hm—‎1A(n+1)—+ H+‎ ‎ 抑制水解 抑制电离 ‎ 增大[OH—] 促进电离 促进水离 [H+]增大 ‎ 仅能存在于一定pH值范围 如H3PO4及其三种阴离子随溶液pH变化可相互转化：‎ ‎ pH值增大 ‎ H3PO4 H2PO4— HPO42— PO43— ‎ pH减小 ‎③常见酸式盐溶液的酸碱性 碱性：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4、NaHS. 酸性：NaHSO3、NaH2PO4、NaHSO4‎ ‎（三）影响水解的因素 内因：盐的本性.‎ 外因：浓度、湿度、溶液碱性的变化 ‎（1）温度不变，浓度越小，水解程度越大.‎ ‎（2）浓度不变，湿度越高，水解程度 越大.‎ ‎（3）改变溶液的pH值，可抑制或促进水解。‎ ‎（四）比较外因对弱电解质电离和盐水解的影响.‎ ‎ HA H++A——Q A—+H2O HA+OH——Q 温度（T）T↑→α↑ T↑→h↑‎ 加水 平衡正移，α↑ 促进水解，h↑‎ 增大[H+] 抑制电离，α↑ 促进水解，h↑‎ 增大[OH—]促进电离，α↑ 抑制水解，h↑‎ 增大[A—] 抑制电离，α↑ 水解程度，h↑‎ 注：α—电离程度 h—水解程度 ‎ 思考：①弱酸的电离和弱酸根离子的水解互为可逆吗？‎ ‎②在CH3COOH和CH3COONO2的溶液中分别加入少量冰醋酸，对CH3COOH电离程度 和CH3COO—水解程度各有何影响？‎ ‎ （五）盐类水解原理的应用 ‎ 1．判断或解释盐溶液的酸碱性 ‎ ‎ 例如：①正盐KX、KY、KZ的溶液物质的量浓度相同，其pH值分别为7、8、9，则HX、HY、HZ的酸性强弱的顺序是________________‎ ‎②相同条件下，测得①NaHCO3 ②CH3COONa ③NaAlO2三种溶液的pH值相同。那实验么它们的物质的量浓度由大到小的顺序是_______________.‎ 因为电离程度CH3COOH＞HAlO2所以水解程度NaAlO2＞NaHCO3＞CH3COON2在相同条件下，要使三种溶液pH值相同，只有浓度②＞①＞③‎ ‎2．分析盐溶液中微粒种类.‎ 例如 Na2S和NaHS溶液溶液含有的微粒种类相同，它们是Na+、S2—、HS—、H2S、OH—、H+、H2O，但微粒浓度大小关系不同.‎ ‎3．比较盐溶液中离子浓度间的大小关系.‎ ‎（1）一种盐溶液中各种离子浓度相对大小 ‎①当盐中阴、阳离子等价时 ‎[不水解离子] ＞[水解的离子] ＞[水解后呈某性的离子（如H+或OH—）] ＞[显性对应离子如OH—或H+]‎ 实例：aCH3COONa. bNH4Cl ‎ a.[Na+]＞[CH3COO—] ＞[OH—] ＞[H+] b.[Cl—] ＞[NH4+]＞[OH—]‎ ‎②当盐中阴、阳离子不等价时。‎ 要考虑是否水解，水解分几步，如多元弱酸根的水解，则是“几价分几步，为主第一步”，实例Na2S水解分二步 S2—+H2O HS—+OH—（主要） ‎ HS—+H2O H2S+OH—（次要）‎ 各种离子浓度大小顺序为：‎ ‎[Na+]＞[S2—] ＞[OH—] ＞[HS—] ＞[H+]‎ ‎（2）两种电解质溶液混合后各种离子浓度的相对大小.‎ ‎①若酸与碱恰好完全以应，则相当于一种盐溶液.‎ ‎②若酸与碱反应后尚有弱酸或弱碱剩余，则一般弱电解质的电离程度＞盐的水解程度.‎ ‎4．溶液中各种微粒浓度之间的关系 以Na2S水溶液为例来研究 ‎（1）写出溶液中的各种微粒 阳离子：Na+、H+ 阴离子：S2—、HS—、OH—‎ ‎（2）利用守恒原理列出相关方程.‎ ‎10电荷守恒：[Na+]+[H+]=2[S2—]+[HS—]+[OH—]‎ ‎20物料守恒： Na2S=2Na++S2—‎ 若S2—已发生部分水解，S原子以三种微粒存在于溶液中。[S2—]、[HS—]，根据S原子守恒及Na+的关系可得.‎ ‎[Na+]=2[S2—]+2[HS—]+2[H2S]‎ ‎30质子守恒 H2O H++OH—‎ 由H2O电离出的[H+]=[OH—]，水电离出的H+部分被S2—结合成为HS—、H2S，根据H+（质子）守恒，可得方程：‎ ‎[OH—]=[H+]+[HS—]+2[H2S]‎ 想一想：若将Na2S改为NaHS溶液，三大守恒的关系式与Na2S对应的是否相同？为什么？‎ 提示：由于两种溶液中微粒种类相同，所以阴、阳离子间的电荷守恒方程及质子守恒是一致的。但物料守恒方程不同，这与其盐的组成有关，若NaHS只考虑盐本身的电离而不考虑HS—的进一步电离和水解，则[Na+]=[HS—]，但不考虑是不合理的。正确的关系为[Na+]=[HS—]+[S2—]+[H2S]‎ 小结：溶液中的几个守恒关系 ‎（1）电荷守恒：电解质溶液呈电中性，即所有阳离子所带的正电荷总数与所有阴离子所带的负电荷总数代数和为零。‎ ‎（2）物料守恒（原子守恒）：即某种原子在变化过程（水解、电离）中数目不变。‎ ‎（3）质子守恒：即在纯水中加入电解质，最后溶液中[H+]与其它微粒浓度之间的关系式（由电荷守恒及质子守恒推出）‎ 练一练！写出0.1mol/L Na2CO3溶液中微粒向后三天守恒关系式。‎ 参考答案：‎ ‎①[Na+]+[H+]=[OH—]+[HCO3—]+2[CO32—]‎ ‎②[HCO3—]+[CO32—]+[H2CO3]=0.1‎ ‎③[OH—]=[H+]+[HCO3—]+2[H2CO3]‎ ‎5．判断加热浓缩至盐干溶液能否得到同溶质固体。‎ 例1．AlCl3+3H2O Al(OH)3+HCl △H＞0（吸热）‎ ‎ ①升温，平衡右移 加热至干 ‎②升温，促成HCl挥发，使水解完全 AlCl3+3H2O Al(OH)3+3HCl↑‎ ‎ ↓灼烧 ‎ Al2O3‎ ‎ 例2．Al2(SO4)3+6H2O 2Al(OH)3+3H2SO4 △H＞0（吸热）‎ ‎ ①升温，平衡右移 ‎②H2SO4难挥发，随C(H2SO4)增大，将抑制水解 综合①②结果，最后得到Al2SO4‎ 从例1例2可小结出，加热浓缩或蒸干盐溶液，是否得到同溶质固体，由对应酸的挥发性而定.‎ 结论：‎ ‎①弱碱易挥发性酸盐 氢氧化物固体（除铵盐） ‎ ‎② 弱碱难挥发性酸盐同溶质固体 ‎6．某些盐溶液的配制、保存 ‎ 在配制FeCl3、AlCl3、CuCl2、SnCl2等溶液时为防止水解，常先将盐溶于少量相应的酸中，再加蒸馏水稀释到所需浓度.‎ Na2SiO3、Na2CO3、NH‎4F等不能贮存磨口玻璃塞的试剂瓶中，因Na2SiO3、Na2CO3水解呈碱性，产生较多OH—，NH‎4F水解产生HF，OH—、HF均能腐蚀玻璃.‎ ‎7．某些离子间因发生又水解而在溶液中不大量共存，如 ‎①Al3+与S2—、HS—、CO32—、HCO3—、AlO2，SiO32—、ClO—、C6H5O—等不共存 ‎②Fe3与CO32—、HCO3—、AlO2—、ClO—等不共存 ‎△‎ ‎③NH4+与ClO—、SiO32—、AlO2—等不共存 想一想：Al2S3为何只能用干法制取？（2Al+2S Al2S3）‎ 小结：能发生双水解反应，首先是因为阴、阳离子本身单一水解程度相对较大，其次水解一方产生较多，H+，另一方产生较多OH—，两者相互促进，使水解进行到底。‎ 例如：‎ ‎ 3HCO3— + 3H2O 3H2CO3 + 3OH—‎ ‎ Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H+‎ 促进水解进行到底 ‎ 总方程式： 3H2O ‎ 3HCO3—+Al3+===Al(OH)3↓+3CO2↑‎ ‎8．泡沫灭火器内反应原理.‎ ‎ NaHCO3和Al2(SO4)3混合可发生双水解反应： 2HCO3—+Al3+==Al(OH3)↓+3CO2↑‎ ‎ 生成的CO2将胶状Al(OH)3吹出可形成泡沫 ‎9．制备胶体或解释某些盐有净水作用 ‎ FeCl3、Kal2(SO4)2·12H2O等可作净水剂.‎ ‎ 原因：Fe3+、Al3+水解产生少量胶状的Fe(OH)3、Al(OH)3，结构疏松、表面积大、吸附能力强，故它们能吸附水中悬浮的小颗粒而沉降，从而起到净水的作用.‎ ‎10．某些化学肥料不能混合使用 如铵态（NH4+）氮肥、过磷酸钙[含Ca(HPO4)2]均不能与草木灰（主要成分K2CO3）‎ 混合使用.2NH4++CO32—==2NH3↑+CO2↑+H2O ‎ ↑‎ ‎ 损失氮的肥效 Ca2++2H2PO4—+2CO32—== CaHPO4↓+2HCO3—+HPO42—‎ ‎ 难溶物，不能被值物吸收 ‎11．热的纯碱液去油污效果好.‎ 加热能促进纯碱Na2CO3水解，产生的[OH—]较大，而油污中的油脂在碱性较强的条件下，水解受到促进，故热的比不冷的效果好.‎ ‎12．在NH4Cl溶液中加入Mg粉，为何有H2放出？‎ ‎ NH4++H2O NH3·H2O+H+‎ ‎ Mg+2H+===Mg2++H2↑‎ ‎13．除杂 ‎ 例：除去MgCl2溶液中的Fe3+可在加热搅拌条件下，加入足量MgO或MgCO3或Mg(OH)2，搅拌充分反应，后过滤除去。‎ 想一想：为何不能用NaOH或Na2CO3等溶液？‎ ‎3．例题精讲 例1浓度为0.1mol/L的8种溶液：①HNO3 ②H2SO4③HCOOH ④Ba(OH)2 ⑤NaOH ⑥CH3COONa ⑦KCl ⑧NH4Cl溶液pH值由小到大的顺序是（填写编号）____________.‎ ‎【解析】相同的物质的量浓度的各种电解溶液的pH值大小比较有以下一般规律：‎ ‎（1）同物质的量浓度的酸及水解呈酸性的盐溶液，其pH值的关系一般是：二元强酸＜一元强酸＜弱酸＜水解显酸性的盐溶液.‎ ‎（2）同物质的量浓度的碱及水解呈碱性的盐溶液，其pH值的关系一般是：二元强碱＞一元强碱＞弱碱＞水解呈碱性的盐溶液。‎ ‎（3）强酸弱碱盐，碱越丝状，水溶液酸性越强；弱酸强碱盐，酸越弱，溶液碱性越强。‎ ‎（4）同物质的量浓度的多元弱酸及其盐水溶液的pH关系是：以H2PO4为例：＜H3PO4＜NaH2PO4＜NaHPO4＜Na3PO4. 答案：②①③⑧⑦⑥⑤④。‎ 例2若pH=3的酸溶液和pH=11的碱溶液等体积混合后溶液呈酸性，其原因可能 A．生成一种强酸弱碱盐 B．弱酸溶液和强碱溶液 ‎ C．弱酸与弱碱溶液反应 D．一元强酸溶液与一元强碱溶液反应 ‎［解析］‎ 本题考查同学们思维的敏捷性与严密性。若酸、碱均是强酸、强碱，则由pH知酸溶液的c(H+)=碱溶液的c(OH-)，故等体积混合时恰好中和生成强酸强碱盐，该盐不水解，溶液呈中性，与题意不符，故D选项错误；若酸是弱酸，碱是强碱，则等体积混合后，酸明显剩余，其物质的量远大于所生成的弱酸强碱盐，因此，盐水解导致的碱性远小于酸电离产生的酸性，所以B项正确 。A项具有极强的干扰性，很多同学错选了A，原因是只注意到了A项中明显的“强酸弱碱盐”水解产生的酸性，而忽视了该条件时弱碱大过量对溶液性质的决定性影响。‎ 答案：B 例3下列反应的离子方程式正确的是 ‎ A．硫酸铝溶液和小苏打溶液反应 Al3++3HCO3－==3CO2↑+Al(OH)3↓‎ B．向Ca(ClO)2溶液中通入二氧化硫 Ca2++2ClO－+ SO2+ H2O == CaSO3¯+2HClO ‎ C．硫化亚铁中加入盐酸 S2－+2H+==H2S↑‎ D．钠和冷水反应Na+2H2O==Na++H2↑+2OH－‎ ‎［解析］Al3+、HCO3-分别为弱碱阳离子和弱酸阴离子，在溶液中存在各自的水解平衡：Al3+ + HCO3- Al(OH)3 + 3H+、HCO3- + H2O H2CO3 + OH-，因Al3+、HCO3-分别且有结合水电离出的OH-、H+的强烈趋势，所以，含有上述两种离子的溶液一旦混合，两者水解产生的H+、OH-分别为HCO3-、Al3+结合而迅速消耗，使得各自的水解平衡均正向移动，并最终因Al(OH)3↓、CO2↑而进行完全，故A项正确；因CaSO3易被氧化，而HClO又具有强氧化性，故两者将迅速发生氧化还原反应生成CaSO4和HCl，B项错误；C项中的硫化亚铁是难溶性的物质，不能拆开；D选项的书写没有遵守电荷守恒。‎ 答案：A ‎［点评］‎ 盐类水解的离子方程式在书写时应按如下原则进行：多元弱酸根分步写、多元弱碱阳离子合并写；一般水解用，“↑”“↓”不能标；完全进行用“=”，标记“↑”“↓”。‎ 例4．明矾溶于水所得溶液中离子浓度关系正确的是（ ）‎ A．[SO42—]=[K+]=[Al3+]＞[H+]＞[OH—]‎ B．[SO42—]＞2[K+]＞[Al3+]＞[OH—] ＞[H+]‎ C．[SO42—]＞2[K+]＞[Al3+]＞[OH—] ＞[H+]‎ D．[SO42—]+[OH—]=[K+]+[Al3+]+[H+]‎ 解析：明矾为KAl(SO4)2·12H2O，溶于水店，K+，SO42—均不水解，但Al3+要水解，故[K+]＞[Al3+]，溶液呈酸性，结合该盐的组成，可知C正确，溶液中阴、阳离子电荷守恒的方程式为：2[SO42—]+[OH—]=[K+]+3[Al3+]+[H+]故D错误。‎ 例5．普通泡沫灭火器的换铜里装着一只小玻璃筒，玻璃筒内盛装硫酸铝溶液，铁铜里盛装碳酸氢钠饱和溶液。使用时，倒置灭火器，两种药液相混合就会喷出含二氧化碳的白色泡沫。‎ ‎（1）产生此现象的离子方程式是________.‎ ‎（2）不能把硫酸铝溶液装在铁铜里的主要原因是_________________‎ ‎（3）一般不用碳酸钠代替碳酸氢钠，是因为__________________。‎ 解析：（1）Al3+与HCO3—发生双水解反应。‎ ‎ Al3+3HCO3—===Al(OH)3↓+3CO2↑‎ ‎（2）Al2(SO4)3溶液因水解呈酸性，含腐蚀铁铜， Al3++3H2O Al(OH)3+3H+ +Fe↓+Fe2++H2↑‎ ‎ （3）与酸反应返率NaHCO3＞Na2CO3；产生等量CO2时，消耗Al3+量：Na2CO3＞NaHCO3；等质量的NaCO3、Na2HCO3分别与足量Al3+反应，生成CO2量NaHCO3＞Na2CO3‎ ‎ 例6．①碳酸钾与水溶液蒸干得到固体物质是__________原因是________________。‎ ‎②Kal(SO4)2溶液蒸干得到的固体物质是______________，原因是___________________。‎ ‎③碳酸钠溶液蒸干得到的固体物质是__________，原因是_______________。‎ ‎④亚硫酸钠溶液蒸干得到的固体物质是___________，原因是__________________。‎ ‎⑤氯化铝溶液蒸干得到的固体物质是____________，原因是___________________。‎ ‎⑥盐酸与硫酸各1mol/L的混合酸10mL，加热浓缩至1mL，最后的溶液为_________，原因是____________。‎ 解析：本题涉及的知识范围较广，除了盐的水解外，还应考虑到盐的热稳定性，还原性等。‎ ‎①K2CO3，原因是尽管加热过程促进水解，但生成的KHCO3和KOH反应后又生成K2CO3。‎ ‎△ ‎ ‎②KAl(SO4)2·2H2O，原因是尽管Al3+水解，但由于H2SO4为难挥发酸，最后仍然为结晶水合物。注意湿度过度，会脱去结晶水。‎ ‎③BaCO3 Ba2(HCO3)2 BaCO3↓+CO2↑+H2O ‎④Na2SO4，2Na2SO3+O2===2Na2SO4‎ ‎⑤Al(OH)3， 加热，使HCl挥发，促进水解进行到底 ‎⑥H2SO4溶液，HCl挥发.‎ ‎4．实战演练 一、选择题 ‎1. 常温下，将甲酸和氢氧化钠溶液混合，所得溶液pH=7，则此溶液中 A.c(HCOO－)＞c(Na＋) B.c(HCOO－)＜c(Na＋) C.c(HCOO－)=c(Na＋) D.无法确定c（HCOO－）与c（Na＋）的关系 ‎2.在常温下10 mL pH=10的KOH溶液中，加入pH=4的一元酸HA溶液至pH刚好等于7（假设反应前后体积不变），则对反应后溶液的叙述正确的是 A.c(A－)=c(K＋)B.c(H＋)=c(OH－)＜c(K＋)＜c(A－)C.V后≥20 mLD.V后≤20 mL ‎3.物质的量浓度相同(0.1 mol·L－1)的弱酸HX与NaＸ溶液等体积混合后，溶液中粒子浓度关系错误的是 A.c（Na＋）＋c（H＋）＝c（Ｘ－）＋c（OH－） B.若混合液呈酸性，则c（Ｘ－）＞c（Na＋）＞c（HＸ）＞c（H＋）＞c（OH－） C.c（HＸ）＋c（Ｘ－）＝‎2c（Na＋） D.若混合液呈碱性，则c（Na＋）＞c（HＸ）＞c（Ｘ－）＞c（OH－）＞c（H＋）‎ ‎4.将相同物质的量浓度的某弱酸HX溶液与NaＸ溶液等体积混合，测得混合后溶液中c（Na＋）＞c（Ｘ－），则下列关系正确的是 A.c（OH－）＜c（H＋） B.c（HX）＜c（X－） C.c（Ｘ－）＋c（HＸ）＝‎2c（Na＋） D.c（HＸ）＋c（H＋）＝c（Na＋）＋c（OH－）‎ ‎5.某酸的酸式盐NaHＹ在水溶液中，HＹ－的电离程度小于HＹ－的水解程度。有关的叙述正确的是 A.H2Ｙ的电离方程式为：H2Ｙ＋H2OH3O＋＋HＹ－‎ B.在该酸式盐溶液中c（Na＋）＞c（Ｙ2－）＞c（HＹ－）＞c（OH－）＞c（H＋）‎ C.HＹ－的水解方程式为HＹ－＋H2OH3O＋＋Ｙ2－‎ D.在该酸式盐溶液中c（Na＋）＞c（HＹ－）＞c（OH－）＞c（H＋）‎ ‎6.将0.1 mol·L－1的醋酸钠溶液20 mL与0.1 mol·L－1盐酸10 mL混合后，溶液显酸性，则溶液中有关粒子的浓度关系正确的是 A.c(CH3COO－)＞c(Cl－)＞c(H＋)＞c(CH3COOH)B.c(CH3COO－)＞c(Cl－)＞c(CH3COOH)＞c(H＋) C.c(CH3COO－)=c(Cl－)＞c(H＋)＞c(CH3COOH)D.c(Na＋)＋c(H＋)＞c(CH3COO－)＋c(Cl－)＋c(OH－)‎ ‎7.物质的量浓度相同的下列溶液中，NH浓度最大的是 A.NH4NO3 B.NH4HSO4C.CH3COONH4 D.NH4HCO3‎ ‎8.CH3COOH与CH3COONa以等物质的量混合配制成的稀溶液，pH为4.7，下列说法错误的是 A.CH3COOH的电离作用大于CH3COONa的水解作用B.CH3COONa的水解作用大于CH3COOH的电离作用 C.CH3COOH的存在抑制了CH3COONa的水解 D.CH3COONa的存在抑制了CH3COOH的电离 ‎9.已知0.1 mol·L－1的NaHCO3溶液的pH=8，同浓度的NaAlO2溶液的pH=11，将两种溶液等体积混合，并且发生了反应，可能较大量生成的物质是 A.CO2 B.Al（OH）3 C.CO D.Al3＋‎ 二、非选择题(共55分)‎ ‎10.(12分)(1)碳酸钾的水溶液蒸干得到的固体物质是 ，原因是 。‎ ‎(2)KAl（SO4）2溶液蒸干得到的固体物质是 ，原因是 。‎ ‎(3)碳酸氢钡溶液蒸干得到的固体物质是 ，原因是 。‎ ‎(4)亚硫酸钠溶液蒸干得到的固体物质是 ，原因是 。‎ ‎(5)氯化铝溶液蒸干得到的固体物质是 ，原因是 。‎ ‎(6)盐酸与硫酸浓度各为1 mol·L－1的混合酸10 mL，加热浓缩至1 mL，最后得到的溶液是 ，原因是 。‎ ‎11.(12分)用离子方程式表示下列反应： ‎(1)某可溶性盐的化学式ＸｍＹn（是最简结构ｍ≠ｎ），将一定量的该盐溶于足量的水中，若测得溶液的pH为3，该盐水解的离子方程式可能为 。若测得溶液的pH为11，则该盐与水反应的离子方程式可能为 。‎ ‎(2)NH4Cl溶液与Na反应 。‎ ‎(3)AlCl3溶液与NaAlO2溶液反应 。‎ ‎(4)CｕSO4溶液与Na2S溶液反应 。‎ ‎(5)NaHSO4溶液与NaHCO3溶液反应 。‎ ‎ (6)FeCl3溶液与NaI溶液反应 。‎ ‎12.(10分)‎25℃‎时，将0.01 mol CH3COONa和0.002 mol HCl溶于水，形成‎1 L混合溶液：‎ ‎(1)该溶液中存在着三个平衡体系，用电离方程式或离子方程式表示： ‎① ；‎ ‎② ；‎ ‎③ 。‎ ‎(2)溶液中共有 种不同的粒子(指分子和离子)。‎ ‎(3)在这些粒子中，浓度为0.01 mol·L－1的是 ，浓度为0.002 mol·L－1的是 。‎ ‎(4) 和 两种粒子物质的量之和等于0.01 mol。 ‎(5) 和 两种粒子物质的量之和比氢离子数量多0.008 mol。‎ ‎13.(9分)某试剂厂用银(含杂质铜)和硝酸(含杂质Fe3＋)反应制取硝酸银，步骤如下： 依据上述步骤，完成下列填空： ‎(1)溶解银的硝酸应该用 硝酸(填“浓”或“稀”)，原因是 。‎ a.减少过程中产生NOｘ的量b.减少原料银的消耗量c.节省硝酸物质的量 ‎(2)步骤B加热保温的作用是 。‎ a.有利于加快反应速率b.有利于未反应的硝酸挥发c.有利于硝酸充分反应，降低溶液中c（H＋） ‎ (3)步骤C是为了除去Fe3＋、Cｕ2＋等杂质。冲稀静置时发生的化学反应是 。‎ a.置换反应b.水解反应c.氧化还原反应 产生的沉淀物化学式是 。‎ ‎14.(6分)某二元弱酸(简写为H‎2A)溶液，按下式发生一级和二级电离： H‎2AH＋＋HA－，HA－H＋＋A2－ 已知相同浓度时的电离度α（H2A）＞α（HA－），设有下列四种溶液：‎ A.0.01‎‎ mol·L－1的H‎2A溶液 C.0.02 mol·L－1的HCl与0.04 mol·L－1的NaHA溶液的等体积混合液 B.0.01 mol·L－1的NaHA溶液D.0.02 mol·L－1的NaOH与0.02 mol·L－1的NaHA溶液的等体积混合液据此，填写下列空白(填代号)： ‎(1)c（H＋）最大的是 ，最小的是 。‎ ‎(2)c（H‎2A）最大的是 ，最小的是 。‎ ‎(3)c（A2－）最大的是 ，最小的是 。 ‎15.(6分）已知（1）Cu2＋、Fe2＋在pH为 4～5的条件下不水解，而这一条件下Fe3＋几乎全部水解。 ‎（2）双氧水（H2O2）是强氧化剂，在酸性条件下，它的还原产物是H2O。 现用粗氧化铜（CuO中含少量Fe)制取CuCl2溶液的过程如下： ‎①取50 mL纯净的盐酸，加入一定量的粗CuO加热搅拌、充分反应后过滤，测知滤液的pH=3。 ‎②向滤液中加入双氧水、搅拌。 ③调节②中溶液的pH至4，过滤。④把③所得滤液浓缩。 回答以下问题： ‎（1）②中发生反应的离子方程式是 。‎ ‎（2）③中使pH升高到4，采取的措施是：加入过量的 并微热、搅拌。‎ A.NaOH B.氨水 C.CuCl2 D.CuO ‎(3)③中过滤后滤渣的成分是 。‎ 附参考答案 一、1.C 2.AD 3.D 4.C 5.AD 6.B 7.B 8.BD 9.BC 二、10.(1)K2CO3 尽管加热过程促进了K2CO3的水解，但生成的KHCO3和KOH反应后仍为K2CO3 ‎(2)明矾 尽管Ａl3＋水解，因H2SO4为高沸点酸，最后仍得结晶水合物明矾 ‎(3)BaCO3 Ba（HCO3）2在溶液中受热就会分解，而得到BaCO3 ‎(4)Na2SO4 Na2SO3在蒸干的过程中不断被空气氧化而变成Na2SO4 ‎(5)Ａl（OH）3和Ａl2O3 ＡlCl3水解生成Ａl（OH）3和HCl，由于HCl挥发，促进了水解，‎ 得到Ａl（OH）3，Ａl（OH）3部分分解得Ａl2O3 ‎(6)10 mol·Ｌ－1　H2SO4溶液 蒸发浓缩过程中HCl挥发，最后剩余为较浓H2SO4溶液 ‎11.(1)Ｘｎ＋＋ｎH2OＸ（OH）ｎ＋ｎH＋Ｙm－＋H2OHＹ（m－1）－＋OH－ ‎(提示：多元弱酸根水解，以第一步为主，故Ｙm－水解第一步只能得到HＹ（m－1）－，而不能写成HmＹ)‎ ‎(2)2NH＋2Na===2Na＋＋2NH3↑＋H2↑(3)Ａl3＋＋3ＡlO＋6H2O===4Ａl（OH）3↓ ‎(4）Cｕ2＋＋S2－===CｕS↓ （5）HCO＋H＋===H2O＋CO2↑（6）2Fe3＋＋2Ｉ－===2Fe2＋＋Ｉ2 ‎12.(1)①CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－②CH3COOHCH3COO－＋H＋③H2OH＋＋OH－ ‎（2）7 （3）Na＋ Cl－ （4）CH3COOH CH3COO－ （5）CH3COO－ OH－ ‎13.(1)稀 ac (2)ac (3)b Fe（OH）3、Cｕ（OH）2 ‎14.(1)A D (2)C D (3)D A ‎15.（1）2Fe2＋+H2O2+2H+===2Fe3++2H2O（2）D（3）Fe（OH）3、CuO 高中化学58个考点精讲 ‎34、酸碱中和滴定 ‎1．复习重点 1、 理解中和滴定的基本原理 2、 掌握滴定的正确步骤，了解所用仪器的结构（两种滴定管）。‎ 3、 理解指示剂的选用原则和终点颜色变化判定。‎ 4、 学会误差分析及成因 ‎2．难点聚焦 一、中和反应及中和滴定原理 ‎1、中和反应：酸+碱 正盐+水 如：①Hcl+NaOH===NaCl+H2O ‎②H2SO4+2NaOH====Na2SO4+2H2O ‎③N3PO4+3NaOH====Na3PO4+3H2O 注意：①酸和碱恰好完全中和，溶液不一定呈中性，由生成的盐性质而定。‎ ‎②由于所用指示剂变色范围的限制，滴定至终点不一定是恰好完全反应时，但应尽量减少误差。‎ ‎2、中和滴定原理 由于酸、碱发生中和反应时，反应物间按一定的物质的量之比进行，基于此，可用滴定的方法确定未知酸或碱的浓度。‎ 对于反应： HA + BOH====BA+H2O ‎ 1mol 1mol ‎ C(HA).V(HA) C(BOH).V(BOH)‎ 即可得 C(HA).V(HA)=== C(BOH).V(BOH)‎ ‎ ‎ 若取一定量的HA溶液（V足），用标准液BOH[已知准确浓度C（标）]来滴定，至终点时消耗标准液的体积可读出（V读）代入上式即可计算得C（HA）‎ 若酸滴定碱，与此同理 若酸为多元酸， HnA + nBOH===BnA+nH2O ‎ 1mol nmol ‎ C(HA).V(HA) C(BOH).V(BOH)‎ 则有关系：‎ ‎3、滴定方法的关键 ‎ （1）准确测定两种反应物的溶液体积 ‎（2）确保标准液、待测液浓度的准确 ‎（3）滴定终点的准确判定（包括指示剂的合理选用）‎ ‎4、滴定实验所用的仪器和操作要点 ‎ （1）仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹（带铁架台）、锥形瓶（或烧杯+玻棒）、量筒（或移液管）。‎ ‎（2）操作：①滴定前的准备：查漏、洗涤、润洗、充液（赶气泡）调液面、读数。‎ ‎②滴定：移液、滴加指示剂、滴定至终点、读数。③计算。‎ ‎（3）滴定管“0”刻度在上。‎ 二、滴定曲线和指示剂的选择 随着标准液的滴入，溶液的PH在发生变化，这种变化有何特征？为何能用指示剂判定终点是否到达？如何选用合适的指示剂？‎ ‎1、滴定曲线 请看两个实例 实例1：用0.10mol/L NaOH溶液滴定0.10mol/L HCl溶液20.00mL ‎ ‎ 加入的VNaOH ‎(mL)‎ 余VHCl ‎(mL)‎ 过量VNaOH ‎(mL)‎ PH ‎0.00‎ ‎20.00‎ ‎1.0‎ ‎18.00‎ ‎2.00‎ ‎2.3‎ ‎19.80‎ ‎0.20‎ ‎3.3‎ ‎19.98‎ ‎0.02‎ ‎4.3‎ ‎20.00‎ ‎0.00‎ ‎7.0 突跃范围 ‎20.02‎ ‎0.02‎ ‎9.7‎ ‎20.20‎ ‎0.20‎ ‎10.7‎ ‎22.00‎ ‎2.00‎ ‎11.7‎ ‎40.00‎ ‎20.00‎ ‎12.5‎ 实例2：用0.01mol/L NaOH滴定20mL 0.10mol/L CH3COOH溶液 ‎ 加入的VNaOH ‎(mL)‎ 余VHCl ‎(mL)‎ 过量VNaOH ‎(mL)‎ PH ‎0.00‎ ‎20.00‎ ‎2.9‎ ‎18.00‎ ‎2.00‎ ‎5.7‎ ‎19.80‎ ‎0.20‎ ‎6.7‎ ‎19.98‎ ‎0.02‎ ‎7.7‎ ‎20.00‎ ‎0.00‎ ‎8.7 突跃范围 ‎20.02‎ ‎0.02‎ ‎9.7‎ ‎20.20‎ ‎0.20‎ ‎10.7‎ ‎22.00‎ ‎2.00‎ ‎11.7‎ ‎40.00‎ ‎20.00‎ ‎12.6‎ 由上表数据可看出：在滴定接近终点时，少加或多加0.02mL NaOH溶液，即一滴之差造成的误差在允许范围内，但pH值出现突变，因此选择指示剂时，应选择变色范围与滴定时pH值突跃范围相吻合的指示剂。‎ 现将几种典型的滴定曲线画出如下图。‎ ‎2、酸碱指示剂 ‎（1）酸碱指示剂的变色范围（PH值）‎ 甲基 ‎3.1<‎ ‎3.1~4.4‎ ‎>4.4‎ 红 橙 黄 酚酞 ‎5<‎ ‎8~10‎ ‎>10‎ 无色 浅红 红 石蕊 ‎8<‎ ‎5~8‎ ‎>8‎ 红 紫 蓝 ‎（2）根据滴定曲线和指示剂的发色范围选用指示剂。‎ 从上面滴定曲线图可依次看出 ‎①0.1mol/L NaOH 滴定盐酸，酚酞和甲基均可使用，当然两者测定结果不同。‎ ‎②0.1mol/L NaOH溶液滴定0.1mol/L CH3COOH溶液 恰好中和生成CH3COOCa,溶液呈弱碱性,选酚酞为指示剂,PH=8~10浅红色,误差小。‎ ‎③用HCl滴定NH3.H2O ‎ 恰好中和生成NH4Cl,溶液呈弱酸性,选甲基橙为指示剂,3.1~4.4橙色，误差小。‎ ‎④用HCl滴定0.1mol/L Na2CO3溶液 第一步生成N aHCO3时，可选用酚酞为指示剂，由红色→浅红→无色。化学方程式为：‎ Na2CO3+HCl===NaHCO3+NaOH 第二步生成碳酸（CO2↑+H2O），可选用甲基橙为指示剂，由黄色→橙色，化学方程式为：‎ NaHCO3+HCl===NaCl+H2O+CO2↑‎ 小 结：（1）指示剂的选择：（由滴定曲线可知）‎ ‎①强酸强碱相互滴定，可选用甲基橙或酚酞。‎ ‎②若反应生成强酸弱碱盐溶液呈酸性，则选用酸性变色范围的指示剂（甲基橙）；若反应生成强碱弱酸盐，溶液呈碱性，则选用碱性变色范围的指示剂（酚酞）‎ ‎③石蕊试液因颜色变化不明显，且变色范围过宽，一般不作滴定指示剂。‎ ‎（2）终点判断：（滴入最后一滴，溶液变色后，半分钟内不复原）‎ ‎ 指示剂 操 作 酚酞 甲基橙 强碱滴定强酸 无色变为浅红色 橙色变为黄色 强酸滴定强碱 浅红色变为无色 黄色变为橙色 一、 误差分析 以一元酸和一元碱的中的滴定为例 ‎ 因C标、V定分别代表标准液浓度、所取待测液体积，均为定值，代入上式计算。‎ 但是实际中C标、V定都可能引起误差，一般可把各因素引起的误差转嫁到V读上，若 V读偏大，则测定结果偏大；若V读偏小，则测定结果偏小，故通过分析V读的变化情况，可分析滴定的误差。‎ 引起误差可能因素有以下几种：‎ ‎（1）视（读数）‎ 误读及结果：‎ 若起始平视，终仰视，则V读偏大C测偏大 若起始平视，终俯视，则V读偏小C测偏小 若先仰后俯，则V读偏小，C测偏小 若先俯后仰，则V读偏小，C测偏大 上 ‎0‎ ‎ ‎ 俯视：看小 平视：正确 仰视：看大 刻度由小到大 ‎ ‎ 下 注意：①滴定管中液体读数时精确到0.01mL ②一般需滴定2-3次，取其平均值 ‎（2）洗（仪器洗涤）‎ 正确洗法：‎ 二管二洗——滴定管和移液管先用蒸馏水清洗多次，再用待装液润洗几次。‎ 一瓶一洗——锥形瓶只能用蒸馏水洗。‎ 注意：一般滴定管装标准液，锥形瓶里装待测液。‎ 错误洗法导致结果：‎ ‎①滴定管仅用水洗，使标准液变稀，故消耗标准液体积一定变大，V读变大，结果偏大。‎ ‎②移液管仅用水洗，则待测液变稀，所取待测液溶质物质的量变少，V读变小，结果偏小。‎ ‎③锥形瓶用待测液洗过，则瓶内待测液的溶质量偏多，V读偏大，结果偏大。‎ ‎④第一次滴定完后，锥形瓶内液体倒去后，尚未清洗，接着第二次滴定，滴定结果如何，取决于上次滴定情况如何。‎ ‎（3）漏（液体溅漏）‎ ‎①滴定过程中锥形瓶内液体溅出，则结果偏小。‎ ‎②终点已到，滴定管下端尖中级有液滴，则V读偏大，测定结果偏大。‎ ‎（4）泡（滴定管尖嘴气泡）‎ 正确操作应在滴定前把尖嘴管中的气泡赶尽，最后也不能出现气泡。如滴定开始有气泡，后气泡消失，则结果偏大。若先无气泡，后有气泡，则结果偏小。‎ ‎（5）色（指示剂变色控制与选择）‎ 滴定时，眼睛应紧盯着锥形瓶内溶液的颜色变化。指示剂变色后应半分钟内不复原。如变色后立即复原，则结果偏小。另外，同一种滴定，选择的指示剂不同，测定结果不同。‎ ‎（6）杂（标准物含杂）‎ 用于配制标准液的固体应该是纯净物。但其中有可能混有杂质，称量时又按需标准物固体质量来称取的，帮一般均会产生误差，在此杂质又分两种情况：‎ ‎①杂质与待测液不反应 如NaOH中含NaCl，所配的NaOH溶液浓度变小，滴定盐酸时，NaCl不参与反应，所需标准液的体积偏大，故测定结果偏大。‎ ‎②若杂质与待测液反应，则应作具体分析。关键：比较与等物质的量的待测物反应消耗的杂质质量和标准物的质量。若消耗杂质的质量较大，则相当于削弱了原标准液的作用能力，故与一定量待测物反应时，消耗的标准体积变大，测定结果偏大。‎ 或者可用等质量的杂质、标准物分别与待测物反应，根据消耗的待测物质量的多少来判断。如杂质作用待测物质量越多，说明作用能力被增强，故测定结果偏小。‎ ‎3．例题精讲 例1：图示为10mL一定物质的量浓度的盐酸x，用一定浓度的NaOH溶液y滴定。根据图示推出x和y的物质的量浓度是（ ）‎ A B C D X浓度（mol/L）‎ ‎0.12‎ ‎0.04‎ ‎0.03‎ ‎0.09‎ Y浓度（mol/L）‎ ‎0.04‎ ‎0.12‎ ‎0.09‎ ‎0.03‎ ‎ PH值 ‎ ‎ 解析：（1）x 10ml、y 30ml时恰好中。‎ ‎30y-10x . A、B合适 ‎（2）加入y 20ml时，PH=2 代入 ‎ PH=2 ∴选 D。‎ 例2．用0.01 mol/L H2SO4滴定0.01mol/L NaOH溶液，中和后加水至100ml，若滴定时终点判断有误差：①多加1滴H2SO4；②少加1滴H2SO4；（设1滴为0.05ml）则①和②[H+]的比值是（ ）‎ A、10 B、‎50 C、5×103 D、104‎ 解析：①多一滴H2SO4[H+]=‎ ‎②少一滴即OH过量，[OH-]=10-5 mol/L.[H+]=10-9 mol/L ① 与②[H+]比值。故选D。‎ 例3：草酸晶体的组成可用H2C2O4·xH2O表示，为了测定x值，进行如下实验：‎ ‎ 称取Wg草酸晶体，配成100.00mL水溶液 ‎（1）称25.00mL所配制的草酸溶液置于锥形瓶内，加入适量稀H2SO4后，用浓度为amol·L-1的KMnO4溶液滴定到KMnO4不再褪色为止，所发生的反应 ‎2KMnO4+5H‎2C2O4+3H2SO4=K2SO4+10CO2↑+2MnSO4+8H2O 试回答：（1）实验中不需要的仪器有（填序号）_________，还缺少的仪器有（填名称）_____________________。‎ a.托盘天平（带砝码，镊子）b.滴定管 c.100mL量筒 d.100mL容量瓶 e.烧杯 f.漏斗 g.锥形瓶 h.玻璃棒球 i.药匙 j.烧瓶 ‎（2）实验中，标准液KMnO4溶液应装在_____________________式滴定管中，因为________________‎ ‎______________________________________________________。‎ ‎（3）若在接近滴定终点时，用少量蒸馏水将锥形瓶内壁冲洗一下，再继续滴定至终点，则所测得的x值会__________________________（偏大、偏小、无影响）‎ ‎（4）在滴定过程中若用amol·L-1的KMnO4溶液VmL，则所配制的草酸溶液的物质的量浓度为_____‎ ‎___________________mol·L-1，由此可计算x的值是____________。‎ 解析：该题涉及到气化还原滴定，虽然基于反应原理与中和滴定不同，但实验原理及操作和所用仪器等类似。由于该反应有明显的颜色变化，故可不可用指示剂。‎ ‎（1）c , f , j 还缺少铁架台（带滴定管夹），胶头滴管（定容时用）‎ ‎（2）用酸式滴定管，因KMnO4溶液有强氧化性，能腐蚀橡皮管。‎ ‎（3）无影响。因当初所取的待测液的物质的量一定。‎ ‎（4） 2KMnO4 ~ 5H2C2O4‎ ‎ 2mol 5mol ‎ aV×10-3mol 0.025×Cmol ‎ ‎ ‎ H‎2C2O4·xH2O ~ H‎2C2O4 ~ xH2O ‎ 1mol 18xg ‎ ‎ ‎ ‎ ‎4．实战演练 一、选择题 ‎1、下列是实验操作中，能达到实验目的是（ ）‎ A、 用100mL量筒量取5.2mL盐酸 ‎ B、 用托盘天平称取25.20g氯化钠 C、 用100mL容量瓶配制50mL 0.1mol·L-1盐酸 D、 用25.00mL碱式滴定管量取14.80mL NaOH溶液 ‎2、有已知浓度的盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液时，下列操作正确的是（ ）‎ A、 酸式滴定管用蒸馏水洗净后，直接加入已知浓度的盐酸 A、 锥形瓶用蒸馏水洗净后，再用未知浓度的NaOH待测液荡洗2~3次 B、 滴定前没有排除滴定管尖嘴处的气泡 C、 读数时视线与滴定管内液体的凹液面最低处保持水平 ‎3、用盐酸滴定NaOH溶液的实验中，以甲基橙为指示剂，滴定到终点时，溶液颜色的变化是（ ）‎ A、 由黄色变为红色 B、 由黄色变为橙色 C、 由橙色变为红色 D、 由红色变为橙色 ‎4、用0.1mol·L-1NaOH溶液滴定0.1mol·L-1盐酸，如达到滴定终点时不慎多加了1滴NaOH（1滴溶液的体积约为0.05mL），继续加水至50mL，所得溶液的PH是（ ）‎ A、4 B、‎7.2 C、10 D、11.3‎ ‎5、准确量取25.00mL高锰酸钾溶液，可选用的仪器是（ ）‎ A、50mL量筒 B、10mL量筒 C、50mL酸式滴定管 D、50mL碱式滴定管 ‎6、下列仪器中，没有“‎0”‎刻度线的是（ ）‎ A、温度计 B、量筒 C、酸式滴定管 D、托盘天平游码刻度尺 ‎7、用移液管取10ml烧碱溶液注入25ml洁净的碱式滴定管中，则液面读数应（ ）‎ A、在10mL——15mL之间 B、恰好在15mL处 C、小于15mL D、大于15mL ‎8、对于锥形瓶在中和滴定中的作用和使用方法的有关说法正确的是（ ）‎ A、 可有来盛装被滴定的溶液 B、 可蒸馏水洗净后还应用被滴定的溶液润洗 C、 滴定中不能向锥形瓶中加入蒸馏水 D、 滴定时应用左手顺时针方向旋摇 ‎9、有①、②、③三瓶体积相等，浓度都是1mol·L-1的HCl溶液，将①加热蒸发体积至体积减少一半，在②中加入少量CH3COONa固体，加入后溶液仍呈强酸性，③不作改变。然后以酚酞作指示剂，用NaOH溶液滴定上述三种溶液，可观察到所消耗的NaOH溶液体积是（ ）‎ A、①=③>② B、③>②>① C、③=②>① D、①=②=③‎ ‎10、有甲、乙、丙三种等体积等物质的量浓度的NaOH溶液。若将甲蒸发一半水，在乙中通入少量CO2，丙不变，然后用等浓度的H2SO4溶液滴定，用甲基橙作指示剂。完全反应后，所需溶液体积是（ ）‎ A、甲=丙>乙 B、丙>乙>甲 C、乙>丙>甲 D、甲=乙=丙 ‎11、用0.01mol·L-1H2SO4滴定1mol·L-1NaOH溶液，中和后加水至100.00mL。若滴定终点判断有误：（1）多加了1滴H2SO4；（2）少加了1滴H2SO4（设1滴H2SO4的体积为0.05mL）。则（1）与（2）溶液中H+离子的物质的量浓度之比为（ ）‎ A、10 B、‎50 C、5×103 D、104‎ ‎12、已知NH4Cl浓度小于0.1mol/L时，溶液PH>5.1现用0.1mol/L HCl溶液来滴定10mL 0.05mol/L氨水，用甲基橙作指示剂，达到终点时所用盐酸的体积（ ）‎ A、=10mL B、=5mL C、>5mL D、<5mL ‎13、中和一定量的某种醋酸溶液耗ag NaOH。若先在该醋酸溶液中溶于少量CH3COONa，再用NaOH中和滴定，耗bgNaOH。则a和b的关系是（ ）‎ A、a>b B、a