課時25水的電離溶液的pH

1、課時25水的電離 溶液的pH【課時導(dǎo)航】課時25 水的電離溶液的pH(本課時對應(yīng)學(xué)生用書第108111頁)【課時導(dǎo)航】復(fù)習(xí)目標(biāo)1. 了解水的電離和水的離子積常數(shù)。2. 了解溶液pH的定義。3. 能進行溶液pH的簡單計算。知識網(wǎng)絡(luò)問題思考問題1pH<7的溶液一定顯酸性嗎?問題2用濕潤的pH試紙測溶液的pH，一定會產(chǎn)生誤差嗎?【自主學(xué)習(xí)】 考點1水的電離【基礎(chǔ)梳理】1. 水的電離：水是一種，能發(fā)生微弱的電離，其電離方程式為。2. 水的離子積常數(shù)Kw(1) 表達式：Kw=(25 )。(2) 影響因素：Kw只是溫度的函數(shù)，溫度不變，Kw，溫度升高，Kw。不同溫度下水的離子積常數(shù)T/0102025

2、405090100Kw/10-140.1340.2920.6811.012.925.4738.055.03. 影響水電離平衡H2OH+OH-H>0的因素條件平衡移動方向電離程度c(H+)c(OH-)pH酸堿性升溫正增大增大增大減小中性降溫逆減小減小減小增大中性加HCl或醋酸逆減小增大減小減小酸性加NaOH或氨水逆減小減小增大增大堿性加FeCl3正增大增大減小減小酸性加CH3COONa正增大減小增大增大堿性加NaHSO4逆減小增大減小減小酸性加NaHSO3逆減小增大減小減小酸性加NaHCO3正增大減小增大增大堿性【舉題說法】例題1(2015·淮安期中)25 時，水的電離達到平衡：

3、H2OH+OH-H>0，下列敘述正確的是()A. 向水中加入少量固體NaHSO4，c(H+)增大，Kw不變B. 向水中加入稀氨水，平衡逆向移動，c(OH-)降低C. 增加水的量，平衡正向移動D. 將水加熱，Kw增大，pH不變【答案】A【解析】向水中加入少量硫酸氫鈉，導(dǎo)致溶液中氫離子濃度增大，但溫度不變，水的離子積常數(shù)不變，A正確；向水中加入稀氨水，導(dǎo)致溶液中氫氧根離子濃度增大，抑制水的電離，B錯誤；增加水的量，氫離子和氫氧根離子濃度不變且相等，平衡不移動，C錯誤；將水加熱促進水電離，離子積常數(shù)增大，氫離子濃度增大，pH減小，D錯誤。變式1(2015·安徽二模)水的電離平衡曲線如

4、下圖所示，下列說法不正確的是()A. 圖中五點Kw間的關(guān)系：B>C>A=D=EB. 若從A點到D點，可采用在水中加入少量酸的方法C. 若從A點到C點，在溫度不變時向水中加入適量NH4Cl固體D. 若處在B點時，將pH=2的硫酸與pH=10的KOH溶液等體積混合，溶液顯中性【答案】C【解析】溫度升高，Kw增大，故五點間Kw間的關(guān)系：B>C>A=D=E，A正確；加酸，c(H+)變大，c(OH-)變小，但溫度不變，Kw不變，B正確；若從A點到C點，c(H+)變大，c(OH-)變大，Kw增大，應(yīng)升高溫度，C錯誤；B點Kw=1×10-12，pH=2的硫酸中c(H+)=1

5、0-2 mol·L-1，pH=10的KOH中c(OH-)=10-2 mol·L-1，等體積混合，恰好中和，溶液顯中性，D正確。關(guān)于水的電離的幾個規(guī)律1. 在任意溫度、任意物質(zhì)的水溶液中(含純水)，由水本身電離出的c(H+)水=c(OH-)水。2. 酸或堿對水的電離均起抑制作用。(1) 只要酸的pH相等(不論強弱、不論幾元)對水的抑制程度相等，堿也同理。(2) 若酸溶液的pH與堿溶液的pOH相等，則兩種溶液中水的電離程度相等。3. 酸式鹽對水的電離的影響舉例鹽的酸堿性對水電離的影響NaHSO4、KHSO4酸性抑制NaHSO3、KHC2O4酸性抑制NaHCO3、KHS堿性促進4

6、. 由水電離出的c(H+)或c(OH-)與溶液中的c(H+)或c(OH-)的大小規(guī)律(1) 酸溶液中c(OH-)等于由水電離出的 c(H+)。(2) 堿溶液中c(H+)等于由水電離出的 c(OH-)。(3) 強酸弱堿鹽溶液中的c(H+)等于由水電離出的c(H+)。(4) 強堿弱酸鹽溶液中的c(OH-)等于由水電離出的c(OH-)。 考點2溶液的pH及其計算【基礎(chǔ)梳理】定義pH= 意義粗略表示稀溶液酸堿性的強弱范圍一般在之間 規(guī)律pH越小，溶液的酸性越；pH越大，溶液的堿性越 測定方法把一小片pH試紙放在，用潔凈的玻璃棒蘸取溶液點在pH試紙中心，變色后，與標(biāo)準(zhǔn)比色卡

7、對比即可讀出溶液的pH 注意：使用pH試紙測溶液的pH時，試紙(填“能”或“不能”)用蒸餾水潤濕，記錄數(shù)據(jù)時只能是整數(shù)。若需精確測定溶液的pH，則應(yīng)使用 【舉題說法】例題2(2015·淮安模擬)下列敘述正確的是()A. 95 純水的pH<7，說明加熱可導(dǎo)致水呈酸性B. 常溫下，pH=3的醋酸溶液稀釋至10倍后pH=4C. 常溫下，0.2 mol·L-1鹽酸與等體積水混合后pH=1D. 常溫下，pH=3的醋酸溶液與pH=11的氫氧化鈉溶液等體積混合后pH=7【答案】C【解析】水的電離為吸熱過程，溫度升高，促進電離，溶液中c(H+)增大，pH減小，但仍

8、存在c(H+)=c(OH-)，溶液呈中性，A錯；醋酸為弱酸，加水稀釋促進電離，將pH=3的醋酸溶液稀釋至10倍后，3<pH<4，B錯；將0.2 mol·L-1鹽酸與等體積水混合，c(H+)=0.1 mol·L-1，則pH=1，C正確；pH=3的醋酸溶液與pH=11的氫氧化鈉溶液中：c(H+)=c(OH-)=1×10-3 mol·L-1，但醋酸為弱酸，不完全電離，醋酸濃度大，與pH=11的氫氧化鈉溶液等體積混合后，醋酸過量，溶液pH<7，D錯。變式2(2015·海淀期中)常溫下，pH=2的強酸溶液與pH=13的強堿溶液混合后，所

9、得溶液的pH=11，則強酸和強堿的體積比為()A. 19B. 91 C. 111D. 111【答案】B【解析】常溫下，pH=2的強酸溶液中c(H+)=0.01 mol·L-1，pH=13的強堿溶液中c(OH-)=0.1 mol·L-1，混合溶液的pH=11，溶液呈堿性，混合溶液中c(OH-)=0.001 mol·L-1，則V(酸)V(堿)=91。有關(guān)pH計算的一般思維模型 考點3溶液的酸堿性及酸堿中和滴定【基礎(chǔ)梳理】1. 溶液酸堿性的判斷標(biāo)準(zhǔn)是與的相對大小。2. 常溫下，溶液的酸堿性與c(H+)、c(OH-)和pH的關(guān)系溶液的酸堿性c(H+)/mol·L

10、-1c(OH-)/mol·L-1pHKw(25)中性溶液1×10-7 1×10-7 7 1×10-14酸性溶液1×10-7 1×10-7 7 堿性溶液1×10-7 1×10-7 7 3. 酸堿中和滴定(1) 概念：用已知物質(zhì)的量濃度的酸(或堿)來測定未知物質(zhì)的量濃度的堿(或酸)的方法，叫做酸堿中和滴定。(2) 原理：c(測)=(以一元酸、一元堿為例)(3) 酸堿中和滴定的關(guān)鍵準(zhǔn)確測定待測液的體積；選擇合適的指示劑，準(zhǔn)確判斷滴定

11、的終點。(4) 中和滴定操作主要儀器：、鐵架臺(帶滴定管夾)、大燒杯。試劑：標(biāo)準(zhǔn)液、待測液、酸堿指示劑。滴定前準(zhǔn)備 (5) 滴定(6) 終點判斷：滴入最后一滴反應(yīng)液，指示劑變色，且在半分鐘內(nèi)不能恢復(fù)原來的顏色，停止滴定，并記錄標(biāo)準(zhǔn)溶液的體積，重復(fù)上述操作23次。(7) 數(shù)據(jù)處理：求出消耗標(biāo)準(zhǔn)溶液的平均值，根據(jù)原理進行計算?！九e題說法】例題3(2015·鎮(zhèn)江一模)常溫下，用0.1 mol·L-1 NaOH溶液滴定20 mL 0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液的滴定曲線如右圖所示。下列說法正確的是()A. 點所示溶液中：c(Na+)>c(CH3COO-)

12、>c(CH3COOH)>c(H+)>c(OH-)B. 點所示溶液中：c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)+c(OH-)C. 點所示溶液中：c(CH3COO-)>c(Na+)>c(OH-)>c(H+)D. 在整個滴定過程中：溶液中始終不變【答案】D【解析】點所示溶液中含有等物質(zhì)的量的CH3COOH和CH3COONa，由于溶液呈酸性，故CH3COOH的電離程度大于CH3COO-的水解程度，故c(CH3COO-)>c(Na+)，A錯誤；B項考查溶液中的電荷守恒式，該式子中多了c(CH3COOH)，B錯誤；點所示溶液顯堿性，c(

13、OH-)>c(H+)，根據(jù)電荷守恒，則c(Na+)>c(CH3COO-)，C錯誤；D項中的式子是CH3COOH的電離平衡常數(shù)的倒數(shù)，由于溫度在滴定過程中未變，CH3COOH的電離常數(shù)不變，故該比值不變，D正確。變式3(2015·南通三模)常溫下，用0.10 mol·L-1 NaOH溶液分別滴定20.00 mL濃度均為0.10 mol·L-1的CH3COOH溶液和HCN溶液，所得滴定曲線如右圖。下列說法正確的是()A. 點和點所示溶液中：c(CH3COO-)<c(CN-)B. 點和點所示溶液中都有：c(Na+)>c(OH-)>c(CH3

14、COO-)>c(H+)C. 點和點所示溶液中：c(CH3COO-)-c(CN-)=c(HCN)-c(CH3COOH)D. 點和點所示溶液中都有：c(CH3COO-)+c(OH-)=c(CH3COOH)+c(H+)【答案】C【解析】由兩條圖像起點的縱坐標(biāo)可知，酸性：CH3COOH>HCN，在點溶液中相當(dāng)于含有等物質(zhì)的量的HCN和NaCN，由于該點所示溶液顯堿性，故CN-的水解程度大于HCN的電離程度，故c(Na+)>c(CN-)，在點溶液中相當(dāng)于含有等物質(zhì)的量的CH3COOH和CH3COONa，該點溶液顯酸性，故CH3COOH的電離程度大于CH3COO-的水解程度，故c(Na+

15、)<c(CH3COO-)，故c(CH3COO-)>c(CN-)，A項錯誤；點溶液pH=7，溶液呈中性，c(H+)=c(OH-)，點溶液中加入的NaOH溶液恰好與CH3COOH反應(yīng)生成CH3COONa，溶液中c(CH3COO-)>c(OH-)，B項錯誤；根據(jù)兩種酸的體積和濃度可知，在滴定過程中始終有n(HCN)+n(CN-)=n(CH3COOH)+n(CH3COO-)=2×10-3 mol，兩點加入了等體積的NaOH溶液，則所得溶液體積相等，故c(CH3COO-)+c(CH3COOH)=c(CN-)+c(HCN)，C項正確；根據(jù)電荷守恒可知，在兩點溶液中都有c(CH3

16、COO-)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+)，點溶液中c(CH3COO-)>c(Na+)>c(CH3COOH)，則c(CH3COO-)+c(OH-)>c(CH3COOH)+c(H+)，D項錯誤。酸堿中和滴定(1) 酸堿反應(yīng)曲線在酸堿反應(yīng)過程中，溶液的pH會發(fā)生變化，對于強酸、強堿的反應(yīng)，開始時由于被中和的酸或堿濃度較大，加入少量的酸或堿對其pH的影響不大。當(dāng)反應(yīng)接近反應(yīng)終點(pH7)時，很少量(一滴，約0.04 mL)的酸或堿就會引起溶液pH突變(如下圖所示)，酸、堿的濃度不同，pH突變范圍不同。(2) 選擇指示劑要考慮的主要因素變色范圍與終點pH吻合或接近。指示劑變色

17、范圍越窄越好。指示劑在滴定終點時顏色變化明顯，容易觀察，所以中和滴定時，一般選用酚酞或甲基橙，不用石蕊試液，因其顏色變化不明顯。中和滴定的指示劑及顏色變化見下表：滴定種類選用的指示劑達滴定終點時顏色變化滴定終點的判斷標(biāo)準(zhǔn)強酸滴定強堿甲基橙黃色橙色當(dāng)指示劑剛好變色，并在半分鐘內(nèi)不褪色，即認(rèn)為已達滴定終點酚酞紅色無色強酸滴定弱堿甲基橙黃色橙色強堿滴定強酸甲基橙紅色橙色酚酞無色粉紅色強堿滴定弱酸酚酞無色粉紅色說明：若生成的鹽顯酸性用甲基橙(3.14.4)；若生成的鹽顯堿性用酚酞(8.210.0)；若生成的鹽顯中性兩種指示劑都可以。(3) 恰好反應(yīng)=酸堿恰好完全反應(yīng)溶液呈中性滴定終點(生成強酸強堿鹽顯

18、中性、強酸弱堿鹽顯酸性、強堿弱酸鹽顯堿性)(4) 酸式滴定管與堿式滴定管的區(qū)別及使用。兩者構(gòu)造不同，不能混用，酸式滴定管能盛裝酸性、中性或強氧化性溶液，堿式滴定管只能盛裝堿性溶液。除用蒸餾水洗凈外，使用前還必須用待盛裝溶液潤洗。注意滴定管的刻度、讀數(shù)與量筒的區(qū)別。學(xué)會從滴定管中趕走氣泡的方法及實驗時的使用方法?！倦S堂檢測】1. (2015·常州期末)下列溶液一定呈中性的是()A. pH=7的溶液B. c(H+)=c(OH-)=10-6 mol·L-1的溶液C. 使酚酞試液呈無色的溶液D. 由強酸與強堿等物質(zhì)的量反應(yīng)得到的溶液【答案】B【解析】pH=7的溶液，不一定是常溫下，

19、水的離子積不一定是1×10-14，溶液中c(H+)、c(OH-)不一定相等，A錯誤；溶液的酸堿性取決于溶液中c(H+)與c(OH-)的相對大小，溶液中氫離子濃度等于氫氧根離子濃度，溶液一定顯中性，B正確；酚酞的變色范圍是8.210.0，酚酞顯示無色，溶液有可能顯酸性、中性或堿性，C錯誤；強酸與強堿物質(zhì)的量相等，但氫離子與氫氧根離子的物質(zhì)的量不一定相等，反應(yīng)后溶液不一定顯中性，D錯誤。2. 用0.2 mol·L-1鹽酸滴定0.2 mol·L-1 NaOH，如果到達滴定終點時不慎多加了1滴鹽酸(1滴溶液的體積約為0.05 mL)，繼續(xù)加水至100 mL，所得溶液的pH

20、是()A. 4B. 1C. 10D. 3.3【答案】A【解析】終點時不慎多加了1滴鹽酸，即0.05 mL，繼續(xù)加水至100 mL，反應(yīng)后溶液中c(H+)=×0.2 mol·L-1=10-4 mol·L-1，pH=-lg c(H+)=4，故選A。3. (2015·新課標(biāo)卷)濃度均為0.10 mol·L-1、體積均為V0的MOH和ROH溶液，分別加水稀釋至體積V，pH隨lg的變化如右圖所示，下列敘述錯誤的是()A. MOH的堿性強于ROH的堿性B. ROH的電離程度：b點大于a點C. 若兩溶液無限稀釋，則它們的c(OH-)相等D. 當(dāng)lg=2時，若

21、兩溶液同時升高溫度，則增大【答案】D【解析】c(MOH)=0.10 mol·L-1，pH=13，說明MOH是強堿，c(ROH)=0.10 mol·L-1，pH<13，說明ROH是弱堿，A正確；b點加水稀釋的倍數(shù)大于a點，弱電解質(zhì)的濃度越小電離程度越大，則ROH的電離程度：b點大于a點，B正確；若兩溶液無限稀釋，則它們的c(OH-)約等于水中的c(OH-)，C正確；MOH是強堿，在水溶液中完全電離，不存在電離平衡，升高溫度c(M+)不變，ROH是弱堿，在水溶液中存在電離平衡：ROHR+OH- ，升高溫度平衡正向移動，c(R+)增大，則減小，D錯。4. (2015

22、3;淮陰模擬)水的電離平衡曲線如右圖所示。(1) 若以A點表示25 時水的電離平衡的離子濃度，當(dāng)溫度升高到100 時，水的電離平衡狀態(tài)移動到B點，則此時水的離子積從變化到。(2) 將pH=8的Ba(OH)2溶液與pH=5的稀鹽酸混合，并保持100 的恒溫，致使混合溶液的pH=7，則Ba(OH)2和鹽酸的體積比為?！敬鸢浮?1) 10-1410-12(2) 29【解析】(1) 25 時純水中c(H+)=c(OH-)=10-7 mol·L-1，Kw=c(H+)·c(OH-)=10-14 ，當(dāng)溫度升高到100 ，純水中c(H+)=c(OH-)=10-6 mol·L-1，

23、Kw=c(H+)·c(OH-)=10-12 。(2) pH=8的Ba(OH)2溶液中c(OH-)=10-4 mol·L-1，pH=5的稀鹽酸中c(H+)=10-5 mol·L-1，設(shè)氫氧化鋇的體積為x L，鹽酸的體積為y L，混合溶液的pH=7，溶液呈堿性，c(OH-)= mol·L-1=10-5 mol·L-1，xy=29。【問題思考和基礎(chǔ)梳理答案】【參考答案】問題思考問題1溶液的酸堿性取決于溶液中c(H+)、c(OH-)的相對大小；pH的大小取決于溶液中的c(H+)的大小。25 時pH=7的溶液顯中性，pH<7的溶液顯酸性；但溫度不為

24、25 時，pH=7的溶液不顯中性，故pH<7的溶液不一定顯酸性。問題2不一定。若待測液顯酸性、堿性，則用濕潤的pH試紙測溶液的pH相當(dāng)于稀釋溶液，會產(chǎn)生誤差；若所測溶液為中性，則不會產(chǎn)生誤差。基礎(chǔ)梳理考點11. 弱電解質(zhì)H2OH+OH-2. (1) c(H+)·c(OH-)1×10-14(2) 不變增大考點2-lg c(H+)014強強表面皿或玻璃片上不能pH計考點31. c(H+)c(OH-)2. =><<<>>1. (4) 酸式滴定管堿式滴定管錐形瓶(5) 滴定管的活塞錐形瓶趁熱打鐵，事半功倍。請老師布置同學(xué)們完成配套檢測與評估

25、中的練習(xí)第4142頁。【課后檢測】課時25水的電離溶液的pH1. (2015·徐州期末)將純水加熱至較高溫度，下列敘述正確的是()A. 水的離子積變大、pH變小、呈酸性B. 水的離子積不變、pH不變、呈中性C. 水的離子積變小、pH變大、呈堿性D. 水的離子積變大、pH變小、呈中性2. 室溫下，在pH=12的某溶液中，由水電離產(chǎn)生的c(OH-)可能為()A. 1.0×10-7 mol·L-1B. 1.0×10-6 mol·L-1C. 1.0×10-12 mol·L-1D. 1.0×10-14 mol·L-

26、13. 相同條件下，在pH=2的CH3COOH溶液、pH=2的稀鹽酸、pH=12的氨水、pH=12的NaOH溶液中，下列說法不正確的是()A. 水電離的c(H+)：=B. 等體積的、溶液分別與足量鋁粉反應(yīng)，生成H2的量：>C. 若將、溶液混合后，pH=7，則消耗溶液的體積：>D. 將四種溶液分別稀釋100倍后，溶液的pH：>>>4. (2015·如皋模擬)水的電離過程為H2OH+OH-，在不同溫度下其平衡常數(shù)為Kw(25 )=1.0×10-14，Kw(35 )=2.1×10-14。則下列敘述正確的是()A. 水的電離是一個放熱過程B.

27、 35 時，c(H+)>c(OH-)C. 25 時，pH=3的鹽酸中由水電離產(chǎn)生的c(OH-)=1.0×10-3 mol·L-1D. 25 時，向水中加入稀氨水，平衡逆向移動，Kw不變5. (2015·常州期中)用標(biāo)準(zhǔn)NaOH溶液滴定未知濃度的鹽酸，選用酚酞為指示劑，下列操作會造成測定結(jié)果偏高的是()A. 未用標(biāo)準(zhǔn)液潤洗堿式滴定管B. 滴定終點讀數(shù)時，俯視滴定管的刻度C. 盛裝未知液的錐形瓶用蒸餾水洗過，未用待測液潤洗D. 滴定到終點讀數(shù)時發(fā)現(xiàn)滴定管尖嘴處懸掛一滴溶液6. (2015·無錫模擬)25 時，水的電離達到平衡：H2OH+OH-，下列敘述

28、正確的是()A. 將純水加熱到95 時，Kw變大，pH不變，水仍呈中性B. 向純水中加入稀氨水，平衡逆向移動，c(OH-)增大，Kw變小C. 向純水中加入少量碳酸鈉固體，c(H+)減小，Kw不變，影響水的電離平衡D. 向純水中加入醋酸鈉或鹽酸，均可抑制水的電離，Kw不變7. (2015·連云港模擬)25 時，水的電離達到平衡：H2OH+OH-H>0，下列敘述正確的是()A. 向水中加入稀氨水，平衡逆向移動，c(OH-)降低B. 向水中加入少量固體硫酸氫鈉，c(H+)增大，Kw不變C. 升高溫度，Kw變大，水顯酸性D. 向水中加入少量氫氧化鈉，c(OH-)增大，25 時Kw增大8

29、. (2015·安徽高考)25 時，在10 mL濃度均為0.1 mol·L-1的NaOH和NH3·H2O混合溶液中滴加0.1 mol·L-1鹽酸，下列有關(guān)溶液中粒子濃度關(guān)系正確的是()A. 未加鹽酸時：c(OH-)>c(Na+)=c(NH3·H2O)B. 加入10 mL鹽酸時：c(N)+c(H+)=c(OH-)C. 加入鹽酸至溶液pH=7時：c(Cl-)=c(Na+)D. 加入20 mL鹽酸時：c(Cl-)=c(N)+c(Na+)9. (2015·泰州二模)常溫下，一元酸HA溶液和NaOH溶液等體積混合(忽略體積變化)，實驗數(shù)據(jù)

30、如下表：實驗編號起始濃度/mol·L-1反應(yīng)后溶液的pHc(HA)c(NaOH)0.10.19x0.270.20.14.80.10.2y下列判斷正確的是()A. 實驗反應(yīng)后的溶液中： c(HA)約為 mol·L-1 B. 實驗反應(yīng)后的溶液中： c(HA)>c(Na+)=c(A-)>c(H+)=c(OH-)C. 實驗反應(yīng)后的溶液中： c(HA)+c(H+)=c(OH-)+c(A-)D. 實驗反應(yīng)后的溶液中： c(OH-)-c(H+)-c(HA)=0.05 mol·L-110. (2015·無錫模擬)常溫下，0.1 mol·L-1一元酸

31、HA與0.1 mol·L-1NaOH溶液等體積混合后，所得溶液pH>7，下列說法正確的是()A. 混合前一元酸HA的c(H+)=0.1 mol·L-1B. 該混合溶液中：c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+)C. HA在水溶液中的電離方程式：HAH+A-D. 該混合溶液中：c(A-)+c(HA)=0.1 mol·L-111. 已知NaHSO4在水中的電離方程式為NaHSO4Na+H+S。某溫度下，向pH=6的蒸餾水中加入NaHSO4晶體，保持溫度不變，測得溶液的pH為2。下列對該溶液的敘述不正確的是()A. 該溫度高于25B.

32、由水電離出的H+濃度是1.0×10-12mol·L-1C. 加入NaHSO4晶體抑制了水的電離D. 該溶液與等體積pH=10的NaOH溶液恰好反應(yīng)12. (2015·南京模擬)常溫下，用0.10 mol·L-1 KOH溶液滴定10.00 mL 0.10 mol·L-1 H2C2O4(二元弱酸)溶液所得滴定曲線如下圖(混合溶液的體積可看成混合前溶液的體積之和)。下列說法正確的是()A. 點所示溶液中：=1012B. 點所示溶液中：c(K+)+c(H+)=c(HC2)+c(C2)+c(OH-)C. 點所示溶液中：c(K+)>c(HC2)>

33、;c(C2)>c(H+)>c(OH-)D. 點所示溶液中：c(K+)+c(H2C2O4)+c(HC2)+c(C2)=0.10 mol·L-113. (2014·泰興模擬)下列敘述正確的是()A. 某醋酸溶液的pH=a，將此溶液稀釋1倍后，溶液的pH=b，則a>bB. pH = 4.5的番茄汁中c(H+)是pH = 6.5的牛奶中c(H+)的100倍C. 1.0×10-3mol·L-1鹽酸的pH=3.0，1.0×10-8mol·L-1鹽酸的pH=8.0D. 相同溫度下，1mol·L-1氨水與0.5mol

34、83;L-1氨水中，c(OH-)之比是2114. 如下圖，曲線a和b是鹽酸與氫氧化鈉溶液相互滴定的滴定曲線，下列敘述正確的是()A. 鹽酸的物質(zhì)的量濃度為1mol·L-1B. P點時恰好完全中和，溶液呈中性C. 曲線a是鹽酸滴定氫氧化鈉溶液的滴定曲線D. 酚酞不能用作本實驗的指示劑15. (1)現(xiàn)有濃度均為0.1mol·L-1的下列溶液：氫氧化鋇；醋酸；氫氧化鈉；鹽酸，四種溶液中由水電離出的OH-濃度的大小關(guān)系是(填序號)。(2)常溫下某強酸溶液pH=a，強堿溶液pH=b，已知a+b=12，酸堿溶液混合pH=7，則酸溶液體積V(酸)和堿溶液體積V(堿)的比值為。(3)已知1

35、00時Kw=10-12，若將此溫度下pH=8的Ba(OH)2溶液與pH=5的稀鹽酸混合，并保持100的恒溫，欲使混合溶液pH=7，則Ba(OH)2溶液與鹽酸的體積之比為。16. 某溫度(T )下的溶液中，c(H+)=10-x mol·L-1，c(OH-)=10-y mol·L-1，x與y的關(guān)系如下圖所示。請回答下列問題：(1)此溫度下，水的離子積Kw為，則該溫度T(填“>”、“<”或“=”)25。(2)在此溫度下，向Ba(OH)2溶液中逐滴加入pH=a的鹽酸，測得混合溶液的部分pH如下表所示。實驗序號Ba(OH)2溶液的體積/mL鹽酸的體積/mL溶液的pH22.

36、000.00822.0018.00722.0022.006假設(shè)溶液混合前后的體積變化忽略不計，則a=，實驗中由水電離產(chǎn)生的c(OH-)=mol·L-1。(3)在此溫度下，將0.1 mol·L-1的NaHSO4溶液與0.1 mol·L-1的Ba(OH)2溶液按下表中甲、乙、丙、丁不同方式混合：甲乙丙丁0.1 mol·L-1 Ba(OH)2溶液體積/mL101010100.1 mol·L-1 NaHSO4溶液體積/mL5101520按丁方式混合后，所得溶液顯(填“酸”、“堿”或“中”)性。寫出按乙方式混合后反應(yīng)的離子方程式：。按甲方式混合后，所得溶

37、液的pH為?！菊n后檢測答案】課時25水的電離溶液的pH1. D【解析】水的電離是吸熱過程，將純水加熱至較高溫度，促進了水的電離，生成的氫離子和氫氧根離子濃度增大，pH減小，水的離子積增大，但電離出的氫離子和氫氧根離子相等，所以水仍呈中性。2. C【解析】若為堿溶液，抑制水的電離，由水電離的c水(OH-)=c(H+)=10-12 mol·L-1，若為強堿弱酸鹽的溶液，鹽水解促進水的電離，由水電離的c水(OH-)=10-2 mol·L-1。3. B【解析】四種溶液中酸、堿產(chǎn)生的c(H+)或c(OH-)相等，對水的電離抑制程度相同，A正確；等體積等pH的醋酸和鹽酸，前者物質(zhì)的量大

38、于后者，分別與足量鋁粉反應(yīng)，前者生成氣體多于后者，B錯誤；若將等體積等pH的鹽酸和氨水混合，氨水過量，溶液呈堿性，若混合后溶液呈中性，則氨水的體積小于鹽酸的體積，C正確；將溶液稀釋100倍后，2<pH<4，pH=4，10<pH<12，pH=10，故溶液的pH：>>>，D正確。4. D【解析】溫度升高，水的離子積常數(shù)變大，即水的電離平衡向右移動，說明水的電離吸熱，A錯誤；無論在什么溫度下，水永遠顯中性，即c(H+)=c(OH-)，B錯誤；酸的存在抑制水的電離，故pH=3的鹽酸中，c(H+)=10-3 mol·L-1幾乎全部來自于酸的電離，而c(

39、OH-)=10-11 mol·L-1全部來自于水的電離，故由水電離產(chǎn)生的c(OH-)=1.0×10-11 mol·L-1，C錯誤；向水中加入氨水，c(OH-)增大，水的電離平衡向左移動，但Kw只受溫度的影響，溫度不變，Kw不變，D正確。5. AD【解析】c(待測)=，未用標(biāo)準(zhǔn)液潤洗堿式滴定管，標(biāo)準(zhǔn)液濃度偏小，滴定時消耗的NaOH偏多，則造成V(標(biāo)準(zhǔn))偏大，c(待測)偏高，A正確；滴定終點讀數(shù)時，俯視滴定管的刻度，則讀數(shù)偏小，造成V(標(biāo)準(zhǔn))偏小，c(待測)偏小，B錯誤；錐形瓶未用待測液潤洗，不影響測定結(jié)果，C錯誤；滴定到終點讀數(shù)時發(fā)現(xiàn)滴定管尖嘴處懸掛一滴溶液，則滴加

40、的標(biāo)準(zhǔn)溶液偏多，造成V(標(biāo)準(zhǔn))偏大，c(待測)偏高，D正確。6. C【解析】水的電離吸熱，將純水加熱，電離平衡正向移動，c(H+)、c(OH-)均增大但仍相等，因此Kw變大，pH變小，水仍呈中性，A錯；向純水中加入稀氨水，溶液中c(OH-)增大，電離平衡逆向移動，但Kw只與溫度有關(guān)，因此保持不變，B錯；向純水中加入少量Na2CO3固體，溶液中c(H+)減小，水的電離平衡正向移動，但Kw不變，C正確；當(dāng)向純水中加入醋酸鈉時，促進水的電離，D錯。7. B【解析】A項，加入稀氨水后c(OH-)增大，平衡逆向移動；B項，NaHSO4溶于水，電離使c(H+)增大，由于溫度不變，故Kw不變；C項，升高溫度

41、，促進水的電離，但是c(H+)=c(OH-)，水依然顯中性；D項，向水中加入少量氫氧化鈉，c(OH-)增大，Kw保持不變。8. B【解析】NaOH和NH3·H2O混合溶液中，NaOH完全電離，NH3·H2O部分電離，因此c(OH-)>0.1 mol·L-1，c(Na+)=0.1 mol·L-1，c(NH3·H2O)<0.1 mol·L-1，故c(OH-)>c(Na+)>c(NH3·H2O)，A錯；在此混合溶液中加入10 mL鹽酸，溶液中電荷守恒：c(N)+c(H+)+c(Na+)=c(OH-)+c(C

42、l-)，由于等體積等濃度混合，故c(Na+)=c(Cl-)，即c(N)+c(H+)=c(OH-)，B正確；加入鹽酸至pH=7，溶液呈中性，即c(H+)=c(OH-)，則c(N)+c(Na+)=c(Cl-)，即c(Cl-)>c(Na+)，C錯；加入20 mL鹽酸時，此時溶液恰好為氯化鈉與氯化銨的混合溶液，此時溶液呈酸性，即c(H+)>c(OH-)，則c(N)+c(Na+)<c(Cl-)，D錯。9. AD【解析】實驗中兩者恰好完全反應(yīng)生成NaA，因為溶液的pH=9，顯堿性，故HA是弱酸，反應(yīng)后c(HA)c(OH-)= mol·L-1，A正確；當(dāng)溶液的pH=7時，溶液顯中

43、性，故酸稍過量，故c(Na+)=c(A-)>c(HA)，B錯誤；實驗中得到等物質(zhì)的量的NaA和HA，因為溶液顯酸性，故HA的電離程度大于A-的水解程度， c(Na+)>c(HA)，結(jié)合電荷守恒式可知，c(HA)+c(H+)<c(OH-)+c(A-)，C錯誤；實驗中得到了等物質(zhì)的量的NaA和NaOH，電荷守恒式為c(Na+)+c(H+)=c(A-)+c(OH-)，物料守恒式為c(Na+)=2c(A-)+2c(HA)，由此兩式可得c(OH-)-c(H+)-c(HA)=c(Na+)=0.05 mol·L-1，D正確。10. B【解析】常溫下，等物質(zhì)的量的HA和NaOH混合

44、時二者恰好反應(yīng)生成NaA，混合溶液pH>7，說明NaA為強堿弱酸鹽，則HA為弱酸，在溶液中部分電離，所以混合前一元酸HA的c(H+)<0.1 mol·L-1，A錯誤；溶液呈堿性，則c(OH-)>c(H+)，根據(jù)電荷守恒得c(Na+)>c(A-)，鹽類水解較微弱，所以離子濃度大小順序是c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+)，B正確； HA是弱電解質(zhì)，在水溶液中部分電離：HAH+A-，C錯誤；等體積混合時溶液體積增大一倍，物質(zhì)的量濃度降為原來的一半，所以該混合溶液中：c(A-)+c(HA)=0.05 mol·L-1，D錯誤。

45、11. B【解析】25 時蒸餾水的pH=7，pH=6說明促進了水的電離，故T>25 ，A正確；pH=6，水的離子積常數(shù)為1×10-12，故由水電離出的c(H+)=1×10-10 mol·L-1，B錯誤；NaHSO4電離生成氫離子，對水的電離起抑制作用，水的電離程度減小，C正確；Kw=1×10-12，pH=2的硫酸氫鈉溶液中c(H+)和pH=10的氫氧化鈉溶液中c(OH-)相等，且兩種溶液的體積相等，則n(H+)=n(OH-)，所以酸和堿恰好反應(yīng)，D正確。12. D【解析】0.10 mol·L-1 H2C2O4(二元弱酸)不能完全電離，點pH1，則1012，故A項錯誤；點為混合溶液，由電荷守恒可知，c(K+)+c(H+)=c(HC2)+2c(C2)+c(OH-)，故B項錯誤；點溶液顯酸性，等體積等濃度反應(yīng)生成KHC2O4， HC2電離程度大于水解程度，則c(K+)>c(HC2)>c(H+)>c(