第七章 水溶液中的离子平衡 第二节 水溶液 酸碱中和滴定
考纲·网络—掌控全局 考纲点击 网络构建 1.了解水的电离、离子积常数。 2.了解溶液pH的定义。 3.了解测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。 4.分析或处理实验数据，得出合理结论。
梳理·判断—突破点面 梳理基础 一、水的电离 1．电离方程式。 水是一种极弱的电解质，电离方程式为__________________________，简写为___________________。 2．纯水在室温下的有关数据。 (1)c(H＋)＝c(OH－)＝________ mol·L－1。 (2)KW＝c(H＋)·c(OH－)＝________。 (3)pH＝7。 H2O＋H2OH3O＋＋OH－ H2OH＋＋OH－ 10－7 10－14
3．KW的影响因素。 KW只与温度有关，温度不变，KW________；温度升高，KW________，反之，KW________。 二、溶液的酸碱性 1．溶液的酸碱性。 溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。 (1)c(H＋)________c(OH－)，溶液呈酸性。 (2)c(H＋)________c(OH－)，溶液呈中性。 (3)c(H＋)________c(OH－)，溶液呈碱 不变 增大 减小 ＞ ＝ ＜
2．pH。 (1)定义式：________________。 (2)数值范围(室温下)：________。 3．pH试纸的使用方法。 把一小片pH试纸放在___________上，用____________蘸取待测液滴在干燥的pH试纸上，试纸变色后，与____________对比，即可确定溶液的pH。 pH＝－lgc(H＋) 1～14 干净玻璃片 玻璃棒 标准比色卡
1．概念。 利用________反应，用已知浓度的________来测定未知浓度的________的实验方法。 2．用品。 试剂：_________、________、__________、蒸馏水。 仪器：________滴定管、________滴定管、滴定管夹、铁架台、烧杯、________。 中和 酸(或碱) 碱(或酸) 标准溶液 待测溶液 酸碱指示剂 碱式 酸式 锥形瓶
3．操作(以用标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例)。 (1)滴定前的准备。 ①滴定管：a.查漏，b.洗涤，c.润洗，d.装液，e.排气，f.调液面，g.记录。 ②锥形瓶：a.注碱液，b.记读数，c.加指示剂。
(2)滴定。 左手___________，右手__________________，眼睛注视_________________________，滴定至终点时，记录标准液的体积。 控制活塞 不断地摇动锥形瓶 锥形瓶中溶液颜色的变化 4．数据处理。 将上述操作重复2～3次，求出用去标准盐酸体积的平均 值，根据c(NaOH)＝ 计算。
正确的打“√”，错误的打“×”。 1．(2012·福建高考)25 ℃与60 ℃时，水的pH相等( ) × 解析：水的离子积常数随温度的升高而增大，对应pH随温度升高而减小，错误。 2．(2012·浙江高考)用0.200 0 mol/L NaOH标准溶液滴定HCl与CH3COOH的混合液(混合液中两种酸的浓度均约为0.1 mol/L)，至中性时，溶液中的酸未被完全中和 ( ) √ 解析：若恰好完全反应，生成NaCl和CH3COONa，呈碱性，要使溶液呈中性，则酸过量，所以没有完全中和，正确。
3．(2012·重庆高考)稀醋酸加水稀释，醋酸电离程度增大，溶液的pH减小 ( ) × 解析：稀醋酸加水稀释，电离平衡正向移动，醋酸电离程度增大，c(H＋)减小，pH增大，错误。 4．(2012·天津高考)同浓度、同体积的强酸与强碱溶液混合后，溶液的pH＝7 ( ) × 解析：不知强酸、强碱是几元酸、几元碱而无法判断混合溶液的pH，如同浓度、同体积的H2SO4与NaOH溶液混合后溶液pH＜7，错误。
5．25 ℃时NH4Cl溶液的KW大于100 ℃时NaCl溶液的KW ( ) × 解析：水的离子积常数KW只与温度有关，温度越高，KW越大，错误。 6．100 ℃时，将pH＝2的盐酸与pH＝12的NaOH溶液等体积混合，溶液显中性 ( ) × 解析：100 ℃时，水的离子积常数KW＝1×10－12，所以将pH＝2的盐酸与pH＝12的NaOH溶液等体积混合后，溶液显碱性，错误。
× 7．用水湿润pH试纸测量某溶液的pH ( ) 8．将浓度为0.1 mol·L－1HF溶液加水不断稀释， 始 终保持增大 ( ) 9．对滴有酚酞试液的CH3COONa溶液加热，溶液颜色变深 ( ) 解析：PH试纸使用时不能润湿，错误。 √ 解析：加水不断稀释的过程中，HF的电离程度不断增大，H＋的数目不断增多，HF分子数目不断减少， 始终保持增大，正确。 √ 解析：CH3COONa水解是吸热反应，升高温度，水解平衡右移，碱性增强，溶液颜色变深，正确。
热点·典例—融会贯通 影响水电离平衡的因素以及水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算 热点一 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。如计算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。 ♨特别提醒 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＋可忽略不计。 (2)当碱电离出的OH－远大于水电离出的OH－时，水电离出的OH－可忽略不计。
【例1】 将纯水加热至较高温度，下列叙述正确的是( ) A．水的离子积变大、pH变小、呈酸性 B．水的离子积不变、pH不变、呈中性 C．水的离子积变小、pH变大、呈碱性 D．水的离子积变大、pH变小、呈中性
思维点拨：溶液呈酸、碱性的本质是H＋与OH－浓度的相对大小，而pH与7、c(H＋)与1×10－7 mol/L的相对大小作为判断溶液酸碱性的依据，适用在25 ℃时比较。 解析：H2O的电离为吸热反应，将纯水加热至较高温度，电离平衡向正反应方向移动，c(H＋)、c(OH－)均增大，则水的离子积KW＝c(H＋)·c(OH－)增大，pH＝－lg c(H＋)减小。c(H＋)＝c(OH－)，呈中性。故D项正确。 答案：D
溶液的酸碱性判断 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
1．下列溶液一定呈碱性的是( ) A．能使甲基橙变黄色的溶液 B．c(OH－)＞1×10－7 mol/L的溶液 C．含有OH－的溶液 D．c(OH－)＞c(H＋)的溶液 解析：当pH＞4.4时，溶液使甲基橙变黄色，故A项错误；当温度升高时，纯水的c(OH－)＝c(H＋)＞10－7mol/L，故B项错误；当c(OH－)＞c(H＋)时，溶液一定呈碱性，D项正确。 答案：D
热点二 pH试纸的使用及pH的测定 溶液pH的测定有三种方法，分别是酸碱指示剂测定、pH试纸测定、pH计测定。目前中学较为常用的是前两种，即用酸碱指示剂进行定性和半定量测定及用pH试纸对溶液的pH进行粗略的定量测定。 【例2】 有一学生在实验室测某溶液的pH值，实验时，他先用蒸馏水润湿pH试纸，然后用洁净干燥的玻璃棒蘸取试样进行检测： (1)该学生的操作是________(填“正确的”或“错误的”)，其理由是________________________。
(2)如不正确请分析是否一定有误差？________。 (3)若用此方法分别测定c(H＋)相等的盐酸和醋酸溶液的pH，误差较大的是________，原因是________________________________________________。 (4)只从下列试剂中选择实验所需的试剂，你能否区分0.1 mol·L－1的H2SO4和0.01 mol·L－1的H2SO4？简述操作过程。 试剂：①紫色石蕊试液 ②酚酞试液 ③甲基橙溶液 ④蒸馏水 ⑤BaCl2溶液 ⑥pH试纸
解析：本题主要考查pH试纸的使用、浓度对电离平衡的影响及相关知识的综合应用能力。(1)用pH试纸测量溶液pH时，试纸不能润湿，否则相当于将原溶液稀释。(2)若溶液呈现酸性或碱性，稀释必然会造成误差，若溶液呈中性，则不会造成误差。(3)醋酸是弱电解质，加水稀释时，能促进CH3COOH的电离，故对c(H＋)相同的盐酸和醋酸来说，加水稀释相同的倍数，醋酸的pH变化较小，误差较小。(4)分别测量两H2SO4溶液的pH，其中pH大的是0.01 mol·L－1的H2SO4。
答案：(1)错误的 该学生测得的是稀释后溶液的pH (2)该学生操作错误，但不一定有误差。因为若溶液不显中性，则H＋或OH－被稀释，测得的不是原溶液对应的pH，会产生误差。若溶液显中性，则不论稀释与否，在一定的条件下，溶液中c(H＋)、c(OH－)始终为一定值，此时则不产生误差 (3)盐酸 在稀释过程中，醋酸继续电离产生H＋，使得该溶液中c(H＋)变化较盐酸中c(H＋)变化小，测量盐酸pH变化较大，误差较大 (4)能，用玻璃棒分别蘸取两种溶液滴在两张pH试纸上，用标准比色卡比较其pH，pH较大的为0.01 mol·L－1的H2SO4
【例3】 下表是不同温度下水的离子积数据： 温度/℃ 25 t1 t2 水的离子积常数 1×10－14 α 1×10－12 试回答以下问题： (1)若25＜t1＜t2，则α________(填“＜”、“＞”或“＝”)1×10－14，作出此判断的理由是________________________________________________。 (2)25 ℃下，某Na2SO4溶液中c( )＝5×10－4 mol·L－1，取该溶液1 mL，加水稀释至10 mL，则稀释后溶液中c(Na＋) :c(OH－)＝__________。
(3)t2 ℃下，将pH＝11的苛性钠溶液V1 L与pH＝1的稀硫酸V2 L混合(设混合后溶液的体积为原两溶液体积之和)，所得混合溶液的pH＝2，则V1 : V2＝__________。此溶液中各种离子的浓度由大到小的排列顺序是________________。 解析：(3)据 ＝10－2， ＝ 。设NaOH、H2SO4的体积分别为9 L、11 L，则混合溶液中n(Na＋)＝0.1 mol·L－1×9 L＝0.9 mol，n( )＝×11 L＝0.55 mol，n(H＋)＝0.01 mol·L－1×20 L＝0.2 mol，故离子浓度由大到小排列顺序为：c(Na＋)＞c( )＞c(H＋)＞c(OH－)。 答案：(1)＞ 温度升高，水的电离程度增大，离子积增大 (2)1 000 (3)9:11 c(Na＋)＞c(SO)＞c(H＋)＞c(OH－)
规律方法 溶液pH计算中的换算关系[室温下，Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14，则pKw＝14]
2．(2012·广州六校联考)已知水在25 ℃和95 ℃时，其电离平衡曲线如图所示： (1)则25 ℃时水的电离平衡曲线应为________(填“A”或“B”)。 (2)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________。
(3)95 ℃时，若100体积pH1＝a的某强酸溶液与1体积pH2＝b的某强碱溶液混合后溶液呈中性，则混合前，该强酸的pH1与强碱的pH2之间应满足的关系是____________。 (4)曲线B对应温度下，pH＝2的某HA溶液和pH＝10的NaOH溶液等体积混合后，混合溶液的pH＝5。请分析其原因______________________________________________。 解析：(1)当温度升高时，促进水的电离，水的离子积增大，水中H＋浓度、OH－浓度都增大，水的pH减小，但溶液仍然呈中性。因此结合图象中A、B曲线变化情况及H＋浓度、OH－浓度可以判断，25 ℃时水的电离平衡曲线应为A。
(2)25 ℃时所得混合溶液的pH＝7，溶液呈中性即酸碱恰好中和，即n(OH－)＝n(H＋)。则V(NaOH)·10－5 mol/L＝V(H2SO4)·10－4 mol/L，得V(NaOH):V(H2SO4)＝10:1。(3)95 ℃时，水的离子积为10－12，即：等体积的强酸、强碱反应至中性时pH(酸)＋pH(碱)＝12。根据95 ℃时混合后溶液呈中性，pH2＝b的某强碱溶液中c(OH－)＝10b－12mol/L，有100×10－a＝1×10b－12，即10－a＋2＝10b－12，所以有以下关系：a＋b＝14或pH1＋pH2＝14。(4)在曲线B对应温度下，pH(酸)＋pH(碱)＝12，如是强酸、强碱，两溶液等体积混合后溶液呈中性，即pH＝6；现混合溶液的pH＝5，即等体积混合后溶液显酸性，说明酸过量，所以酸HA是弱酸。
答案：(1)A (2)10:1 (3)a＋b＝14(或pH1＋pH2＝14) (4)曲线B对应95 ℃，此时水的离子积为10－12，HA为弱酸，HA中和NaOH后，混合溶液中还剩余较多的HA分子，可继续电离出H＋，使溶液pH＝5
实验·操作—提高素养 实验课题：酸碱中和滴定 1．实验目的。 用0.10 mol/L的标准氢氧化钠溶液测定稀盐酸的浓度。 2．实验原理。 (1)酚酞在盐酸中无色，在NaOH溶液中显红色。 (2)由NaOH＋HCl===NaCl＋H2O可知，酚酞变红时，恰好完全反应，c(HCl)＝ 。
3．探究活动。 (1)滴定准备。 ①检查仪器：滴定管使用前，应首先检查是否漏水。 ②润洗仪器：滴定管在加入酸、碱溶液之前，分别要用待盛溶液润洗2～3次。 ③装液：分别将酸、碱溶液加入酸式滴定管、碱式滴定管中，使液面位于滴定管刻度“0”以上2～3 mL处，并将滴定管垂直固定在滴定管夹上。
④调节起始读数：在滴定管下放一烧杯，调节活塞(或玻璃球)，使滴定管尖嘴部分充满反应液(如滴定管内部有气泡，应快速放液赶出气泡，以免引起实验误差)，并使液面处于某一刻度，准确读数并记录。 (2)滴定。 从酸式滴定管中向锥形瓶内释放一定体积的盐酸溶液，把锥形瓶放在盛有标准NaOH溶液的碱式滴定管尖嘴的下边(为减少视觉误差，锥形瓶下可放一张白纸)，记录起始标准碱液的体积。左手控制碱式滴定管的玻璃球，开始让碱液滴下，右手不断旋转振荡锥形瓶，眼睛注视锥形瓶中溶液颜色变化，当滴入最后一滴碱液时，锥形瓶中溶液颜色由无色变为浅红色且半分钟内不褪去，说明已达滴定终点，记录终点时标准溶液的体积。
重复上述滴定操作2～3次，所得数据如下表： 实验 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 1 0.10 22.62 20.00 2 22.72 3 22.80 4.操作提示。 (1)锥形瓶不能用待测液润洗。 (2)滴速要先快后慢，但不能成流，应一滴一滴地滴加，当接近终点时，应一滴一摇。
(3)滴定过程中，锥形瓶口不能碰滴定管下端尖嘴，且眼睛注视锥形瓶中溶液颜色的变化。 (4)当最后一滴滴入使指示剂恰好变色且半分钟内不褪色，表示达到滴定终点。 (5)一旦滴过了，可返滴，须再记录待测液的体积。 5．实验小结。 待测盐酸的浓度为：0.11 mol/L。
6．中和滴定的误差分析。 (1)原理。 依据原理c(标准)·V(标准)＝c(待测)·V(待测)，所以c(待测)＝ ，因c(标准)与V(待测)已确定，因此只要分析出不正确操作引起V(标准)的变化，即分析出结果。 (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：
步骤 操作 V(标准) c(待测) 洗涤 酸式滴定管未用标准溶液润洗 变大 偏高 碱式滴定管未用待测溶液润洗 变小 偏低 锥形瓶用待测溶液润洗 锥形瓶洗净后还留有蒸馏水 不变 无影响 取液 放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失
步骤 操作 V(标准) c(待测) 滴定 酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失 变大 偏高 振荡锥形瓶时部分液体溅出 变小 偏低 部分酸液滴出锥形瓶外 溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后反加一滴NaOH溶液无变化 读数 滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或前仰后俯) 滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或前俯后仰)
♨特别提醒 (1)利用误差来源及分析结果，可以解决酸碱中和滴定或氧化还原滴定的误差分析问题，要注意间接变量是如何影响直接变量(滴定过程中从滴定管中流出液体体积)的。 (2)恰好中和＝滴定终点＝酸碱恰好完全反应≠溶液呈中性。
【例4】 某学生欲用已知物质的量浓度的盐酸来测定未知物质的量浓度的NaOH溶液，选择甲基橙作指示剂。请填写下列空白：
A．酸式滴定管未用标准盐酸润洗就直接注入标准盐酸 B．滴定前盛放NaOH溶液的锥形瓶用蒸馏水洗净后没有干燥 C．酸式滴定管在滴定前有气泡，滴定后气泡消失 D．读取盐酸体积时，开始仰视读数，滴定结束时俯视读数 (3)若滴定开始和结束时，酸式滴定管中的液面如下图所示，则起始读数为________mL，终点读数为________mL，所用盐酸溶液的体积为________mL。
解析：(1)滴定实验中规范操作为“左控塞，右摇瓶，眼睛注视锥形瓶内溶液颜色的变化”。 (2)误差分析应根据c(NaOH)＝ 分析。酸式滴定管未用标准盐酸润洗，内壁附着水，可将加入的盐酸冲稀，消耗相同量的碱，所需盐酸的体积偏大，结果偏高；用碱式滴定管取出的待测NaOH的物质的量一旦确定，倒入锥形瓶后，加水不影响OH－的物质的量，也就不影响滴定结果；若排出气泡，液面下降，故读取的V酸偏大，结果偏高。
正确读数和错误读数(实线部分)如下图所示。 (3)读数时，以凹液面的最低点为基准。 答案：(1)锥形瓶内溶液颜色的变化 半分钟内不褪色 (2)D (3)0.00 25.90 25.90
规律方法 中和滴定的误差分析，都要依据公式c待＝ 来判断。其中V待为准确量取的待测液体积，c标为准确配制的标准液浓度，这二者在误差分析时看为定值；因各种原因使得所耗标准液体积V标变大或变小，V标变大，则c待偏高，V标变小，则c待偏低。
3．现使用酸碱中和滴定法测定市售白醋的总酸量(g/100 mL)。 Ⅰ.实验步骤。 (1)量取10.00 mL食用白醋，在烧杯中用水稀释后转移到100 mL________(填仪器名称)中定容，摇匀即得待测白醋溶液。 (2)用酸式滴定管取待测白醋溶液20.00 mL于锥形瓶中，向其中滴加2滴__________作指示剂。 (3)读取盛装0.100 0 mol·L－1NaOH溶液的碱式滴定管的初始读数。如果液面位置如右图所示，则此时的读数为________mL。
(4)滴定，当________________________________时，停止滴定，并记录NaOH溶液的终读数。重复滴定3次，数据如下： 滴定次数 实验数据/mL 1 2 3 4 V(样品) 20.00 V(NaOH)(消耗) 15.95 15.00 15.05 14.95 Ⅱ.实验记录。 (1)某同学在处理数据时计算得： 平均消耗的NaOH溶液的体积V＝(15.95＋15.00＋15.05＋14.95)/4 mL＝15.24 mL。
指出他的计算的不合理之处：_______________________________________________；按正确数据处理，可得市售白醋总酸量＝________g/100 mL(结果保留四位有效数字)。 (2)在本实验的滴定过程中，下列操作会使实验结果偏大的是________(填写序号)。 a．碱式滴定管在滴定时未用标准NaOH溶液润洗 b．碱式滴定管的尖嘴在滴定前有气泡，滴定后气泡消失 c．锥形瓶中加入待测白醋溶液后，再加少量水 d．锥形瓶在滴定时剧烈摇动，有少量液体溅出
解析：Ⅰ.(1)定容容器为容量瓶。 (2)滴定终点时生成醋酸钠，水解显碱性，因此选用的指示剂应为酚酞试液，其变色范围为8～10，在滴定终点时可观察到由无色变红色的明显变化。 (3)从图示中读出为0.70 mL，注意要读到小数点后两位数字。 (4)滴定终点时溶液由无色恰好变为红色，并在半分钟内不褪色。
Ⅱ. (1)第一组数据与后三组数据相差较大，属异常值，应舍去，根据后三组数据求得平均消耗NaOH溶液的体积V＝ mL＝15 Ⅱ.(1)第一组数据与后三组数据相差较大，属异常值，应舍去，根据后三组数据求得平均消耗NaOH溶液的体积V＝ mL＝15.00 mL，则白醋溶液的浓度为0.100 0 mol·L－1× ＝0.075 mol·L－1，原10.00 mL食用白醋所含白醋的量为0.075 mol·L－1×100 mL＝0.007 5 mol，质量为0.45 g，则100 mL食用白醋所含的酸量为4.500 g。
(2)a项造成NaOH标准液浓度偏小，则消耗标准液偏多；b项读数偏大；c项无影响；d项消耗的标准液偏少。 答案：Ⅰ.(1)容量瓶 (2)酚酞试液 (3)0.70 (4)溶液由无色恰好变为红色，并在半分钟内不褪色 Ⅱ.(1)第一组数据与后三组数据相差较大，属异常值，应舍去 4.500 (2)ab
巩固·演练—基础达标 1．(双选)对于常温下pH为1的HNO3溶液，下列叙述正确的是( ) A．该溶液由1 mL稀释至100 mL后，pH等于3 B．向该溶液中加入等体积pH为13的氢氧化钡溶液恰好完全中和 C．该溶液中硝酸电离出的c(H＋)与水电离出的c(H＋)的比值为10－12 D．该溶液中水电离出的c(H＋)是pH为3的硝酸中水电离出的c(H＋)的100倍
答案：AB
2．室温下，水的电离达到平衡：H2OH＋＋OH－。下列叙述正确的是( ) A．将水加热，平衡正向移动，KW变小 B．向水中加入少量NaOH固体，平衡逆向移动，c(OH－)增大 C．新制氯水久置后，水的电离平衡正向移动，c(OH－)增大 D．向水中加入少量CH3COONa固体，平衡正向移动，KW增大
解析：A项，加热后KW变大，不正确；C项，新制氯水久置后，水的电离平衡向左移动，c(OH－)减小，不正确；D项，KW不变，不正确。 答案：B
3．下列液体均处于25 ℃，有关叙述正确的是( ) A．某物质的溶液pH＜7，则该物质一定是酸或强酸弱碱盐 B．pH＝10的氨水中c(H＋)是pH＝12的氢氧化钠溶液中c(H＋)的100倍 C．加酸或加碱可使水的离子积减小 D．中和相同浓度的强酸与弱酸，弱酸所消耗的碱多
解析：A项，该物质也可能是NaHSO4这种盐，不正确；B项正确；C项，加酸或加碱，相同温度下水的离子积不变，不正确；D项，中和相同浓度的强酸与弱酸，若两者均为一元酸，则两者消耗的碱一样多，不正确。
4．常温下，已知0.1 mol/L的NaX、NaY、NaZ溶液，其pH值分别为8、9、10，则HX、HY、HZ的酸性强弱排列正确的是( ) A．HX>HY>HZ B．HY>HX>HZ C．HZ>HY>HX D．HZ>HX>HY
解析：酸越弱，阴离子的水解程度越大，溶液的pH越大，根据pH的大小可推知Z－水解程度最大，HZ的酸性最弱，而HX的酸性最强，则三种酸的酸性由强到弱的顺序为HX>HY>HZ。 答案：A
5．常温下，将某一元酸HA和NaOH溶液等体积混合，两种溶液的浓度和混合后所得溶液的pH如下表： 实验 编号 HA物质的量 浓度/mol·L－1 NaOH物质的量 混合溶液的pH ① 0.2 ＝a ② c ＝7 ③ 0.1 ＜7 ④ ＝9 请回答： (1)从①组实验分析，HA是_______(“强酸”或“弱酸”)。
(2)②组实验表明，c________(选填“大于”、“小于”或“等于”)0 (2)②组实验表明，c________(选填“大于”、“小于”或“等于”)0.2。混合液中离子浓度c(A－)与c(Na＋)的大小关系是________________________。 (3)从③组实验结果分析，说明HA的电离程度________________NaA的水解程度(选填“大于”、“小于”或“等于”)，该混合溶液中离子浓度由大到小的顺序是________________。 (4)①组实验所得混合溶液中由水电离出的c(OH－)＝__________mol·L－1。写出该混合溶液中下列算式的精确结果(不能作近似计算)：c(Na＋)－c(A－)＝________mol·L－1；c(OH－)－c(HA)＝________mol·L－1。
解析：(1)一元酸HA和NaOH溶液等体积等浓度混合后所得溶液的pH＝9>7，所以HA为弱酸。(2)由(1)问可知，②中的c(HA)>0.2 mol·L－1，由于溶液的pH＝7，即c(H＋)＝c(OH－)，由电荷守恒可知c(A－)＝c(Na＋)。(3)在等浓度的NaA和HA的混合溶液中，pH<7，说明HA的电离程度大于A－的水解程度。由电荷守恒可知溶液中离子浓度的大小关系。 (4)①组由水电离出的c(OH－)＝ mol·L－1＝10－5 mol·L－1，由电荷守恒知c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)，所以c(Na＋)－c(A－)＝c(OH－)－c(H＋)＝(10－5－10－9) mol·L－1；由物料守恒得：c(Na＋)＝c(A－)＋c(HA)，两个守恒式结合可得c(OH－)－c(HA)＝c(H＋)＝10－9 mol·L－1。
答案：(1)弱酸 (2)大于 c(A－)＝c(Na＋) (3)大于 c(A－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－) (4)10－5 10－5－10－9 10－9