第08講水的電離和溶液的pH-【暑假彎道超車】2023年新高二化學暑假講義+習題(人教版2019選擇性必修1)(原卷版+解析)

第08講水的電離和溶液的pH1.變化觀念與平衡思想：認識水的電離存在電離平衡，了解水的電離平衡的影響因素，知道水的離子積常數(shù)，會分析水的電離平衡移動。了解酸堿中和滴定的原理，知道酸堿中和滴定中溶液pH的變化是判斷滴定終點的依據(jù)，了解指示劑的選擇方法。2.證據(jù)推理與模型認知：通過分析、推理等方法知道溶液pH的概念、溶液酸堿性與pH的關系，建立溶液酸堿性判斷的思維模型。3.科學探究與創(chuàng)新意識：知道酸堿中和滴定的主要儀器及用途，掌握酸堿中和滴定的實驗操作、數(shù)據(jù)處理、誤差分析及其在定量測定中的遷移應用。一、水的電離1．水的電離(1)水是一種極弱的電解質。(2)水的電離方程式為H2O＋H2OH3O＋＋OH－，簡寫為H2OH＋＋OH－。(3)水的電離是吸熱過程。2．水的離子積(1)Kw表達式：Kw＝c(H＋)·c(OH－)。(2)Kw數(shù)值：室溫下：Kw＝1×10－14；100℃時：Kw＝1×10－12。(3)Kw影響因素：只與溫度有關，升高溫度，Kw增大。(4)Kw適用范圍：Kw不僅適用于純水，也適用于稀的電解質水溶液。(5)Kw意義：Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要溫度不變，Kw不變。3．外界條件對水的電離平衡的影響分析下列條件的改變對水的電離平衡H2OH＋＋OH－ΔH>0的影響，并填寫下表：改變條件平衡移動方向c(H＋)c(OH－)水的電離程度Kw升高溫度右移增大增大增大增大加入HCl(g)左移增大減小減小不變加入NaOH(s)左移減小增大減小不變加入金屬Na右移減小增大增大不變加入NaHSO4(s)左移增大減小減小不變4.影響水的電離平衡的因素溫度溫度升高，水的電離平衡向正方向移動。加酸或堿會抑制(填“促進”或“抑制”)水的電離。加能水解的鹽可與水電離出的H＋或OH－結合，使水的電離平衡正向移動。加Na、K等活潑金屬會抑制(填“促進”或“抑制”)水的電離。二、溶液的酸堿性與pH1.溶液的酸堿性與氫離子、氫氧根離子濃度的關系(1)任何水溶液中都有H＋和OH－。(2)溶液的酸堿性取決于溶液中c(H＋)、c(OH－)的相對大小。溶液的酸堿性eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(酸性溶液：c(H＋)>c(OH－),中性溶液：c(H＋)＝c(OH－),堿性溶液：c(H＋)<c(OH－)))2．溶液的pH與c(H＋)及酸堿性的關系計算公式pH＝－lgc(H＋)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1×10－14mol·L－1＜c(H＋)＜1mol·L－1【方法技巧】pH計算公式中c(H＋)：若強酸溶液：c(H＋)＝n·c(HnA)若強堿溶液：c(H＋)＝eq\f(Kw,c(OH－))＝eq\f(Kw,n·c[B(OH)n])。3．溶液酸堿性的測定方法(1)利用pH試紙測定。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。①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。②精密pH試紙：可判別0.2或0.3的pH差值。③專用pH試紙：用于酸性、中性或堿性溶液的專用pH試紙。(2)用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。4．pH的應用pH在醫(yī)療、生活、環(huán)保、農業(yè)生產和科學實驗中都有重要的應用。溶液pH的控制常常是影響實驗結果或產品質量、產量的一個關鍵因素。三、溶液的稀釋與pH計算1．酸堿溶液稀釋時pH的變化圖像(1)pH相等的酸或堿溶液稀釋后溶液pH的變化示意圖(2)c相等的酸或堿溶液稀釋后溶液pH的變化示意圖可以看出無論是c相等還是pH相等，加水稀釋相同倍數(shù)pH變化大的都是強酸或強堿。2．酸堿溶液稀釋時pH的變化酸(pH＝a)堿(pH＝b)弱酸強酸弱堿強堿稀釋10n倍pH<a＋npH＝a＋npH>b－npH＝b－n無限稀釋pH趨向于73.溶液pH的計算(1)單一溶液的pH計算強酸溶液：如HnA，設濃度為cmol·L－1，c(H＋)＝ncmol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝－lg(nc)。強堿溶液(25℃)：如B(OH)n，設濃度為cmol·L－1，c(H＋)＝eq\f(10－14,nc)mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝14＋lg(nc)。(2)混合溶液pH的計算類型①兩種強酸混合：直接求出c(H＋)混，再據(jù)此求pH。c(H＋)混＝eq\f(c（H＋）1V1＋c（H＋）2V2,V1＋V2)。②兩種強堿混合：先求出c(OH－)混，再據(jù)Kw求出c(H＋)混，最后求pH。c(OH－)混＝eq\f(c（OH－）1V1＋c（OH－）2V2,V1＋V2)。③強酸、強堿混合：先判斷哪種物質過量，再由下式求出溶液中H＋或OH－的濃度，最后求pH。c(H＋)混或c(OH－)混＝eq\f(|c（H＋）酸V酸－c（OH－）堿V堿|,V酸＋V堿)?！疽?guī)律總結】1.稀釋規(guī)律：酸、堿溶液稀釋相同倍數(shù)時，強電解質溶液比弱電解質溶液的pH變化幅度大，但不管稀釋多少倍，最終都無限接近中性。2.酸堿混合規(guī)律(1)等濃度等體積一元酸與一元堿混合的溶液——“誰強顯誰性，同強顯中性”。(2)25℃時，等體積pH之和等于14的一強一弱酸堿混合溶液——“誰弱誰過量，誰弱顯誰性”。(3)強酸、強堿等體積混合(25℃時)①pH之和等于14呈中性；②pH之和小于14呈酸性；③pH之和大于14呈堿性。四、酸堿中和滴定實驗1．概念和原理(1)概念依據(jù)中和反應，用已知濃度的酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)的方法。(2)原理堿，則c(H＋)＝eq\f(c(OH－)·V堿,V酸)或c(OH－)＝eq\f(c(H＋)·V酸,V堿)。2．主要儀器使用(1)儀器：滴定管，鐵架臺，滴定管夾，錐形瓶，燒杯。儀器a是酸式滴定管，儀器b是堿式滴定管。精密度：0.01mL。(2)滴定管的使用方法①檢查儀器：使用前先檢查滴定管活塞是否漏水。②潤洗儀器：在加入溶液之前，潔凈的滴定管要用所要盛裝的溶液潤洗2～3遍。③加入溶液：分別將溶液加入到相應滴定管中，使液面位于滴定管0刻度線以上。④調節(jié)起始讀數(shù)：在滴定管下放一燒杯，調節(jié)活塞，使滴定管尖嘴部分充滿溶液，然后調節(jié)滴定管液面使其處于“0”刻度或“0”刻度以下的某一刻度。準確讀取數(shù)值并記錄。3．主要試劑(1)待測液；(2)標準液；(3)指示劑(一般用酚酞或甲基橙，一般不用石蕊，顏色改變不明顯)。4．指示劑的選擇(1)原理：由曲線可以看出，在酸、堿中和滴定過程中，溶液的pH在接近滴定終點時有一個突變過程，在此范圍內，滴加很少的酸(或堿)，溶液的pH就有很大的變化，能使指示劑的顏色變化明顯，所以即使酚酞、甲基橙的變色不在恰好中和的pH＝7的點上，但體積差距很小，可以忽略不計。圖：0.1000mol·L－1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol·L－1HCl溶液的滴定曲線。(2)酸堿指示劑法(只能測定溶液的pH范圍)常見酸堿指示劑的變色范圍：指示劑變色范圍(顏色與pH的關系)石蕊<5.0紅色5.0～8.0紫色>8.0藍色酚酞<8.2無色8.2～10.0淺紅色>10.0紅色甲基橙<3.1紅色3.1～4.4橙色>4.4黃色【特別提醒】若滴定終點為堿性時，選擇酚酞，酸性時，選擇甲基橙，中性時，酚酞、甲基橙都行，一般不選擇石蕊，變色現(xiàn)象不明顯。5．滴定操作特別提醒①滴速：先快后慢，當接近終點時，應一滴一搖，甚至半滴一搖，利用錐形瓶內壁承接尖嘴處懸掛的半滴溶液。②終點的判斷：滴入最后一滴標準液，指示劑變色，且在半分鐘內不變回原色，視為滴定終點。6．數(shù)據(jù)處理為減少實驗誤差，重復實驗2～3次，求出所用標準溶液體積的平均值，然后再計算待測液的物質的量濃度。五、中和滴定誤差分析1．分析依據(jù)c待測·V待測＝c標準·V標準c待測＝eq\f(c標準·V標準,V待測)c標準、V待測均為代入定值，誤差均體現(xiàn)在V標準的大小。2．常見的誤差分析以用標準鹽酸滴定待測氫氧化鈉溶液為例：步驟操作V標準c待測洗滌酸式滴定管未用標準溶液潤洗變大偏高堿式滴定管未用標準溶液潤洗變小偏低錐形瓶用待測溶液潤洗變大偏高錐形瓶洗凈后還留有蒸餾水不變無影響取液放出堿液的滴定管開始有氣泡，放出液體后氣泡消失變小偏低滴定酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定終點時氣泡消失變大偏高振蕩錐形瓶時部分液體濺出變小偏低部分酸液滴出錐形瓶外變大偏高溶液顏色較淺時滴入酸液過快，停止滴定后再加一滴NaOH溶液無變化變大偏高讀數(shù)滴定前讀數(shù)正確，滴定后俯視讀數(shù)(或前仰后俯)變小偏低滴定前讀數(shù)正確，滴定后仰視讀數(shù)(或前俯后仰)變大偏高【歸納總結】滴定管讀數(shù)誤差分析滴定管正確的讀數(shù)方法是視線、刻度線、凹液面最低點在同一水平線上。試分析下列圖示讀數(shù)對滴定結果的影響：(1)如圖Ⅰ，開始仰視讀數(shù)，滴定完畢俯視讀數(shù)，滴定結果會偏小。(2)如圖Ⅱ，開始俯視讀數(shù)，滴定完畢仰視讀數(shù)，滴定結果會偏大。考點一外界條件對水的電離平衡的影響例1．時，水的電離達到平衡：

，下列敘述正確的是A．將水加熱，增大，增大B．向水中加入少量硫酸氫鈉固體，增大C．在蒸餾水中滴加濃，不變，增大D．向水中滴入少量NaOH濃溶液，平衡逆向移動，降低考點二對水的離子積常數(shù)的理解及應用例2．水的電離常數(shù)如圖所示，下列說法錯誤的是A．曲線上的點都符合c(H+)?c(OH-)=KwB．圖中溫度：T1＞T2C．圖中五點Kw間的關系：B＞C＞A=D=ED．若處在B點時，將0.005mol?L-1的硫酸溶液與由水電離的c(H+)=1.0×10-12mol?L-1的KOH溶液等體積混合后，溶液顯中性考點三溶液的酸堿性的判斷與pH例3．下列敘述中正確的是A．某溶液由水電離出來的c(H+)=10-10mol·L-1，則該溶液一定為堿性B．95℃純水的pH<7，說明加熱可導致水呈酸性C．常溫下，純堿溶液的Kw>10-14D．常溫下，將0.2mol·L-1的鹽酸加水稀釋至體積為原來的兩倍，稀釋后溶液pH=1考點四溶液稀釋pH的變化規(guī)律例4．關于常溫下的溶液，下列說法不正確的是A．由水電離出的濃度約為B．C．加水稀釋使電離度增大，溶液減小D．加入少量固體，溶液酸性減弱考點五滴定操作及數(shù)據(jù)處理例5．用0.1000溶液滴定待測溶液，下列說法正確的是A．堿式滴定管用蒸餾水洗滌后，加入溶液，趕出氣泡，調節(jié)液面，記錄讀數(shù)B．用待測溶液潤洗錐形瓶后，準確滴入25.00待測溶液于錐形瓶中C．用酚酞作指示劑，當錐形瓶中溶液由無色變紅色時停止滴定D．其他操作正確，滴定過程中，有部分溶液滴在錐形瓶外，測定結果偏大考點六滴定誤差分析例6．準確移取20.00mL某待測HCl溶液于錐形瓶中，用0.1000mol?L-1NaOH溶液滴定。下列說法正確的是A．滴定管用蒸餾水洗滌后，裝入NaOH溶液進行滴定B．滴定達終點時，發(fā)現(xiàn)滴定管尖嘴部分有懸滴，則測定結果偏大C．用酚酞作指示劑，當?shù)稳胱詈笠坏稳芤?，錐形瓶中溶液由紅色變?yōu)闊o色且半分鐘不再改變，即達滴定終點D．隨著NaOH溶液滴入，錐形瓶中溶液pH由大變小考點七中和滴定圖像(曲線)例7．常溫下，用鹽酸滴定溶液，溶液中、、的分布分數(shù)隨變化曲線及滴定曲線如圖。下列說法正確的是已知：A． B．的的值為C．第一次突變，可選甲基橙作指示劑 D．溶液呈酸性1．用的鹽酸滴定25.00mL未知濃度的氫氧化鈉溶液，滴定達到終點時，滴定管中的液面如圖所示，正確的讀數(shù)為A．22.30mL B．22.35mL C．23.65mL D．23.70mL2．室溫下，下列各組離子在指定溶液中一定能大量共存的是A．溶液：、、、B．使試紙顯藍色的溶液：、、、C．水電離的的溶液：、、、D．與鋁反應生成的溶液：、、、3．下列關于水的電離平衡的相關說法正確的是A．將水加熱，Kw增大，但pH不變B．c(H+)=mol·L-1的溶液一定呈中性C．向水中加入少量硫酸氫鈉固體，溶液的c(H+)增大，Kw減小D．向0.1ml·L-1醋酸溶液中加水，溶液中水電離產生的c(H+)將減小4．水的離子積常數(shù)隨著溫度的變化關系如表：溫度/℃2550751001.05.520.056.0下列說法正確的是A．純水中的大小與溫度無關B．水的電離度a(50℃)<a(75℃)C．100℃時某溶液的，該溶液呈中性D．25℃時，溶液中，5．用一定濃度的NaOH標準溶液滴定未知濃度的醋酸溶液，下列情況會使測定的醋酸溶液物質的量濃度偏低的是A．堿式滴定管用蒸餾水洗凈后，直接注入NaOH標準溶液B．錐形瓶用蒸餾水洗凈后，直接裝入未知濃度的醋酸溶液C．滴定到終點讀數(shù)時，俯視刻度線(滴定前平視)D．堿式滴定管尖端滴定前有氣泡，滴定后氣泡消失6．KOH標準溶液的配制和標定，需經過KOH溶液配制，基準物質的稱量以及用KOH溶液滴定等操作。下列有關說法正確的是A．用經水濕潤的pH試紙測量KOH溶液的pHB．中和滴定時，錐形瓶用所盛裝的反應液潤洗2~3次C．用圖甲所示操作檢查堿式滴定管是否漏液D．用圖乙所示裝置以KOH待測液滴定溶液7．下列說法正確的是A．強電解質溶液的導電能力一定比弱電解質溶液的強B．0.1mol·L-1氨水加水不斷稀釋，c(NH)減小C．升高溫度，純水的pH不變D．若鹽酸中溶質濃度是醋酸中溶質濃度的2倍，則鹽酸中c(H+)也是醋酸中c(H+)的2倍8．25℃時，對于pH相同的鹽酸與醋酸溶液，下列說法正確的是A．水的電離程度：鹽酸>醋酸B．加水稀釋10倍后pH的大?。蝴}酸>醋酸C．與等量Zn粉反應，相同時間內產生的量：鹽酸>醋酸D．與足量NaOH溶液反應，消耗NaOH的量：鹽酸>醋酸9．工農業(yè)生產和科學實驗中常常涉及溶液的酸堿性，生活和健康也與溶液的酸堿性有密切關系。pH是表示溶液酸堿度的一種方法。下列說法不正確的是A．可以用pH試紙測量溶液的pH，也可以用酸度計來測量B．測量和調控溶液的pH，對工農業(yè)生產，科學研究都具有重要意義C．pH試紙可測量任何溶液的pH值D．酸堿指示劑是一些有機弱酸或弱堿，在溶液中存在電離平衡，指示劑的顏色變化在一定pH范圍內發(fā)生10．向25mL的滴定管中注入0.01NaOH溶液至10.00mL刻度處，再把管中的溶液全部放入錐形瓶中，需用15.00mL稀鹽酸才能恰好中和，則所用稀鹽酸的濃度為A．大于0.01 B．等于0.01C．小于0.01 D．無法確定11．室溫時，在由水電離出的c(H+)=1.0×10-13mol?L-1的無色溶液中，一定能大量共存的離子組是A．K+、Na+、HCO、Cl- B．K+、Fe3+、Br-、Cl-C．Na+、Cl-、NO、SO D．Al3+、NH、Cl-、SO12．下列說法正確的是A．常溫下，pH=13的溶液中，由水電離出的為B．常溫下，的鹽酸C．常溫下，當水電離出的為時，此溶液的pH可能為2或12D．常溫下，將pH=2的鹽酸和醋酸各1mL分別稀釋至100mL，所得醋酸的pH略大13．在25℃時，水的電離達到平衡：，下列敘述正確的是A．向水中加入稀氨水，平衡向左移動，溶液中降低B．向水中加入少量固體硫酸氫鈉，溶液中減小，不變C．向水中加入少量固體，溶液中增大，平衡向左移動D．將水加熱，增大，pH減小14．下列說法正確的是A．0.lmol?L?1CH3COOH加水稀釋，溶液中c(OH-)減小B．向CH3COONa溶液中加入少量CH3COONa(s)，溶液中的值減小C．1LpH=10的Na2S溶液中，發(fā)生電離的水的物質的量為10-4molD．pH=2的鹽酸與等體積的水混合后的pH=2.7(lg2=0.3)15．向100mL0.01mol/LBa(OH)2溶液中滴加0.1mol/LNaHCO3溶液，測得溶液電導率的變化如圖。下列說法錯誤的是

A．Ba(OH)2和NaHCO3都是強電解質B．A→B電導率下降的主要原因是發(fā)生了反應：C．B→C，溶液中的c(OH?)增大D．A、B、C三點水的電離程度：A<B<C16．25℃在等體積的①pH=0的H2SO4溶液，②0.05mol·L-1的Ba(OH)2溶液，③pH=10的Na2S溶液，④pH=5的NH4NO3溶液中，發(fā)生電離的水的物質的量之比是A．1∶10∶1010∶109 B．1∶5∶5×109∶5×109C．1∶20∶1010∶109 D．1∶10∶104∶10917．常溫下，下列各組離子在指定溶液中一定能大量共存的是A．溶液中：、、、B．由水電離出的的溶液中：、、、C．的溶液中：、、、D．使pH試紙顯藍色的溶液中：、、、18．常溫下，用的溶液分別滴定的溶液和的醋酸溶液，滴定曲線如下圖。下列有關說法正確的是A．實線表示滴定鹽酸的曲線B．酸的強弱是影響突躍范圍大小的重要因素C．ab段的離子反應式是D．兩個體系滴定終點的確定都可用甲基橙作指示劑19．NaHA在水中的電離方程式為NaHA=Na++H++A2-。某溫度下，向c(H+)=1×10-6mol·L-1的蒸餾水中加入NaHA晶體，保持溫度不變，測得溶液的c(H+)=1×10-2mol·L-1。下列對該溶液的敘述不正確的是A．該溫度高于25℃B．由水電離出來的H+濃度為1×10-10mol/LC．加入NaHA晶體抑制了水的電離D．取該溶液加水稀釋100倍，溶液中的c(OH-)減小20．在水的電離平衡中，c(H+)和c(OH-)的關系如圖所示：(1)A點水的離子積為，B點水的離子積為_______。造成水的離子積變化的原因是_______。(2)下列說法正確的是_______(填字母)。a．圖中A、B、D三點處Kw的大小關系：B＞A＞Db．AB線上任意點的溶液均顯中性c．B點溶液的pH=6，顯酸性d．圖中溫度T1＞T2(3)某校學生用中和滴定法測定某NaOH溶液的物質的量濃度，選酚酞作指示劑。①盛裝0.2000mol/L鹽酸標準液應該用_______式滴定管。②終點判斷方法：_______。③有關數(shù)據(jù)記錄如下：實驗序號待測液體積(mL)所消耗鹽酸標準液的體積(mL)實驗序號待測液體積(mL)所消耗鹽酸標準液的體積(mL)滴定前滴定后120.000.6020.70220.006.0025.90320.000.4023.20則NaOH溶液的物質的量濃度為_______mol/L。(保留四位有效數(shù)字)④若滴定時錐形瓶未干燥，則測定結果_______；(填“無影響”、“偏高”或“偏低”)。第08講水的電離和溶液的pH1.變化觀念與平衡思想：認識水的電離存在電離平衡，了解水的電離平衡的影響因素，知道水的離子積常數(shù)，會分析水的電離平衡移動。了解酸堿中和滴定的原理，知道酸堿中和滴定中溶液pH的變化是判斷滴定終點的依據(jù)，了解指示劑的選擇方法。2.證據(jù)推理與模型認知：通過分析、推理等方法知道溶液pH的概念、溶液酸堿性與pH的關系，建立溶液酸堿性判斷的思維模型。3.科學探究與創(chuàng)新意識：知道酸堿中和滴定的主要儀器及用途，掌握酸堿中和滴定的實驗操作、數(shù)據(jù)處理、誤差分析及其在定量測定中的遷移應用。一、水的電離1．水的電離(1)水是一種極弱的電解質。(2)水的電離方程式為H2O＋H2OH3O＋＋OH－，簡寫為H2OH＋＋OH－。(3)水的電離是吸熱過程。2．水的離子積(1)Kw表達式：Kw＝c(H＋)·c(OH－)。(2)Kw數(shù)值：室溫下：Kw＝1×10－14；100℃時：Kw＝1×10－12。(3)Kw影響因素：只與溫度有關，升高溫度，Kw增大。(4)Kw適用范圍：Kw不僅適用于純水，也適用于稀的電解質水溶液。(5)Kw意義：Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要溫度不變，Kw不變。3．外界條件對水的電離平衡的影響分析下列條件的改變對水的電離平衡H2OH＋＋OH－ΔH>0的影響，并填寫下表：改變條件平衡移動方向c(H＋)c(OH－)水的電離程度Kw升高溫度右移增大增大增大增大加入HCl(g)左移增大減小減小不變加入NaOH(s)左移減小增大減小不變加入金屬Na右移減小增大增大不變加入NaHSO4(s)左移增大減小減小不變4.影響水的電離平衡的因素溫度溫度升高，水的電離平衡向正方向移動。加酸或堿會抑制(填“促進”或“抑制”)水的電離。加能水解的鹽可與水電離出的H＋或OH－結合，使水的電離平衡正向移動。加Na、K等活潑金屬會抑制(填“促進”或“抑制”)水的電離。二、溶液的酸堿性與pH1.溶液的酸堿性與氫離子、氫氧根離子濃度的關系(1)任何水溶液中都有H＋和OH－。(2)溶液的酸堿性取決于溶液中c(H＋)、c(OH－)的相對大小。溶液的酸堿性eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(酸性溶液：c(H＋)>c(OH－),中性溶液：c(H＋)＝c(OH－),堿性溶液：c(H＋)<c(OH－)))2．溶液的pH與c(H＋)及酸堿性的關系計算公式pH＝－lgc(H＋)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1×10－14mol·L－1＜c(H＋)＜1mol·L－1【方法技巧】pH計算公式中c(H＋)：若強酸溶液：c(H＋)＝n·c(HnA)若強堿溶液：c(H＋)＝eq\f(Kw,c(OH－))＝eq\f(Kw,n·c[B(OH)n])。3．溶液酸堿性的測定方法(1)利用pH試紙測定。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。①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。②精密pH試紙：可判別0.2或0.3的pH差值。③專用pH試紙：用于酸性、中性或堿性溶液的專用pH試紙。(2)用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。4．pH的應用pH在醫(yī)療、生活、環(huán)保、農業(yè)生產和科學實驗中都有重要的應用。溶液pH的控制常常是影響實驗結果或產品質量、產量的一個關鍵因素。三、溶液的稀釋與pH計算1．酸堿溶液稀釋時pH的變化圖像(1)pH相等的酸或堿溶液稀釋后溶液pH的變化示意圖(2)c相等的酸或堿溶液稀釋后溶液pH的變化示意圖可以看出無論是c相等還是pH相等，加水稀釋相同倍數(shù)pH變化大的都是強酸或強堿。2．酸堿溶液稀釋時pH的變化酸(pH＝a)堿(pH＝b)弱酸強酸弱堿強堿稀釋10n倍pH<a＋npH＝a＋npH>b－npH＝b－n無限稀釋pH趨向于73.溶液pH的計算(1)單一溶液的pH計算強酸溶液：如HnA，設濃度為cmol·L－1，c(H＋)＝ncmol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝－lg(nc)。強堿溶液(25℃)：如B(OH)n，設濃度為cmol·L－1，c(H＋)＝eq\f(10－14,nc)mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝14＋lg(nc)。(2)混合溶液pH的計算類型①兩種強酸混合：直接求出c(H＋)混，再據(jù)此求pH。c(H＋)混＝eq\f(c（H＋）1V1＋c（H＋）2V2,V1＋V2)。②兩種強堿混合：先求出c(OH－)混，再據(jù)Kw求出c(H＋)混，最后求pH。c(OH－)混＝eq\f(c（OH－）1V1＋c（OH－）2V2,V1＋V2)。③強酸、強堿混合：先判斷哪種物質過量，再由下式求出溶液中H＋或OH－的濃度，最后求pH。c(H＋)混或c(OH－)混＝eq\f(|c（H＋）酸V酸－c（OH－）堿V堿|,V酸＋V堿)?！疽?guī)律總結】1.稀釋規(guī)律：酸、堿溶液稀釋相同倍數(shù)時，強電解質溶液比弱電解質溶液的pH變化幅度大，但不管稀釋多少倍，最終都無限接近中性。2.酸堿混合規(guī)律(1)等濃度等體積一元酸與一元堿混合的溶液——“誰強顯誰性，同強顯中性”。(2)25℃時，等體積pH之和等于14的一強一弱酸堿混合溶液——“誰弱誰過量，誰弱顯誰性”。(3)強酸、強堿等體積混合(25℃時)①pH之和等于14呈中性；②pH之和小于14呈酸性；③pH之和大于14呈堿性。四、酸堿中和滴定實驗1．概念和原理(1)概念依據(jù)中和反應，用已知濃度的酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)的方法。(2)原理堿，則c(H＋)＝eq\f(c(OH－)·V堿,V酸)或c(OH－)＝eq\f(c(H＋)·V酸,V堿)。2．主要儀器使用(1)儀器：滴定管，鐵架臺，滴定管夾，錐形瓶，燒杯。儀器a是酸式滴定管，儀器b是堿式滴定管。精密度：0.01mL。(2)滴定管的使用方法①檢查儀器：使用前先檢查滴定管活塞是否漏水。②潤洗儀器：在加入溶液之前，潔凈的滴定管要用所要盛裝的溶液潤洗2～3遍。③加入溶液：分別將溶液加入到相應滴定管中，使液面位于滴定管0刻度線以上。④調節(jié)起始讀數(shù)：在滴定管下放一燒杯，調節(jié)活塞，使滴定管尖嘴部分充滿溶液，然后調節(jié)滴定管液面使其處于“0”刻度或“0”刻度以下的某一刻度。準確讀取數(shù)值并記錄。3．主要試劑(1)待測液；(2)標準液；(3)指示劑(一般用酚酞或甲基橙，一般不用石蕊，顏色改變不明顯)。4．指示劑的選擇(1)原理：由曲線可以看出，在酸、堿中和滴定過程中，溶液的pH在接近滴定終點時有一個突變過程，在此范圍內，滴加很少的酸(或堿)，溶液的pH就有很大的變化，能使指示劑的顏色變化明顯，所以即使酚酞、甲基橙的變色不在恰好中和的pH＝7的點上，但體積差距很小，可以忽略不計。圖：0.1000mol·L－1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol·L－1HCl溶液的滴定曲線。(2)酸堿指示劑法(只能測定溶液的pH范圍)常見酸堿指示劑的變色范圍：指示劑變色范圍(顏色與pH的關系)石蕊<5.0紅色5.0～8.0紫色>8.0藍色酚酞<8.2無色8.2～10.0淺紅色>10.0紅色甲基橙<3.1紅色3.1～4.4橙色>4.4黃色【特別提醒】若滴定終點為堿性時，選擇酚酞，酸性時，選擇甲基橙，中性時，酚酞、甲基橙都行，一般不選擇石蕊，變色現(xiàn)象不明顯。5．滴定操作特別提醒①滴速：先快后慢，當接近終點時，應一滴一搖，甚至半滴一搖，利用錐形瓶內壁承接尖嘴處懸掛的半滴溶液。②終點的判斷：滴入最后一滴標準液，指示劑變色，且在半分鐘內不變回原色，視為滴定終點。6．數(shù)據(jù)處理為減少實驗誤差，重復實驗2～3次，求出所用標準溶液體積的平均值，然后再計算待測液的物質的量濃度。五、中和滴定誤差分析1．分析依據(jù)c待測·V待測＝c標準·V標準c待測＝eq\f(c標準·V標準,V待測)c標準、V待測均為代入定值，誤差均體現(xiàn)在V標準的大小。2．常見的誤差分析以用標準鹽酸滴定待測氫氧化鈉溶液為例：步驟操作V標準c待測洗滌酸式滴定管未用標準溶液潤洗變大偏高堿式滴定管未用標準溶液潤洗變小偏低錐形瓶用待測溶液潤洗變大偏高錐形瓶洗凈后還留有蒸餾水不變無影響取液放出堿液的滴定管開始有氣泡，放出液體后氣泡消失變小偏低滴定酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定終點時氣泡消失變大偏高振蕩錐形瓶時部分液體濺出變小偏低部分酸液滴出錐形瓶外變大偏高溶液顏色較淺時滴入酸液過快，停止滴定后再加一滴NaOH溶液無變化變大偏高讀數(shù)滴定前讀數(shù)正確，滴定后俯視讀數(shù)(或前仰后俯)變小偏低滴定前讀數(shù)正確，滴定后仰視讀數(shù)(或前俯后仰)變大偏高【歸納總結】滴定管讀數(shù)誤差分析滴定管正確的讀數(shù)方法是視線、刻度線、凹液面最低點在同一水平線上。試分析下列圖示讀數(shù)對滴定結果的影響：(1)如圖Ⅰ，開始仰視讀數(shù)，滴定完畢俯視讀數(shù)，滴定結果會偏小。(2)如圖Ⅱ，開始俯視讀數(shù)，滴定完畢仰視讀數(shù)，滴定結果會偏大?？键c一外界條件對水的電離平衡的影響例1．時，水的電離達到平衡：

，下列敘述正確的是A．將水加熱，增大，增大B．向水中加入少量硫酸氫鈉固體，增大C．在蒸餾水中滴加濃，不變，增大D．向水中滴入少量NaOH濃溶液，平衡逆向移動，降低【答案】B【解析】將純水加熱，Kw變大，pH變小，水仍呈中性，A錯誤；向水中加入少量固體硫酸氫鈉，c（H+）增大，抑制水的電離平衡，c（OH-）減小，增大，B正確；Kw隨溫度變化而變化，在蒸餾水中滴加濃H2SO4，溫度升高，Kw增大，增大，C錯誤；向水中加入少量NaOH濃溶液，平衡逆向移動，c（H+）降低，c（OH-）增大，D錯誤；故選B?？键c二對水的離子積常數(shù)的理解及應用例2．水的電離常數(shù)如圖所示，下列說法錯誤的是A．曲線上的點都符合c(H+)?c(OH-)=KwB．圖中溫度：T1＞T2C．圖中五點Kw間的關系：B＞C＞A=D=ED．若處在B點時，將0.005mol?L-1的硫酸溶液與由水電離的c(H+)=1.0×10-12mol?L-1的KOH溶液等體積混合后，溶液顯中性【答案】D【解析】曲線a、曲線b代表不同溫度下溶液中H+和OH-濃度的關系，故曲線上的點都符合c(H+)?c(OH-)=Kw，A正確；水的電離是吸熱反應，升高溫度促進水電離，則水中c(H+)、c(OH?)及離子積常數(shù)增大，根據(jù)圖知，T1曲線上離子積常數(shù)大于T2，所以T1＞T2，B正確；水的離子積常數(shù)只與溫度有關，溫度越高，離子積常數(shù)越大，同一曲線是相同溫度，根據(jù)圖知，溫度高低點順序是B＞C＞A=D=E，所以離子積常數(shù)大小順序是B＞C＞A=D=E，C正確；B點時，Kw=1×10?12，0.005mol?L-1的硫酸中c(H+)=0.01mol/L，由水電離的c(H+)=1.0×10-12mol?L-1的KOH溶液中c(OH?)=1mol/L，等體積混合堿剩余，溶液呈堿性，D錯誤；故答案為D?？键c三溶液的酸堿性的判斷與pH例3．下列敘述中正確的是A．某溶液由水電離出來的c(H+)=10-10mol·L-1，則該溶液一定為堿性B．95℃純水的pH<7，說明加熱可導致水呈酸性C．常溫下，純堿溶液的Kw>10-14D．常溫下，將0.2mol·L-1的鹽酸加水稀釋至體積為原來的兩倍，稀釋后溶液pH=1【答案】D【解析】酸或堿都會抑制水的電離，某溶液由水電離出來的c(H+)=10-10mol·L-1，則水的電離被抑制，該溶液可能為酸性或堿性，A錯誤；95℃純水的pH<7，但是水中氫離子等于氫氧根離子濃度，水仍為中性，只是說明加熱可促進水的電離，B錯誤；水的電離常數(shù)只是受溫度影響，常溫下，純堿溶液的Kw=10-14，C錯誤；鹽酸為強酸，在水溶液中完全電離，常溫下，將0.2mol·L-1的鹽酸加水稀釋至體積為原來的兩倍，稀釋后溶液中氫離子濃度為0.1mol·L-1，則pH=1，D正確；故選D?？键c四溶液稀釋pH的變化規(guī)律例4．關于常溫下的溶液，下列說法不正確的是A．由水電離出的濃度約為B．C．加水稀釋使電離度增大，溶液減小D．加入少量固體，溶液酸性減弱【答案】C【解析】磷酸是三元中強酸，在溶液中分步電離出的氫離子抑制水的電離，則常溫下pH=2的磷酸溶液中水電離出的氫離子濃度為=，故A正確；磷酸溶液中存在電荷守恒關系，故B正確；磷酸溶液加水稀釋時，電離平衡右移，但溶液中氫離子濃度減小，pH減小，故C錯誤；磷酸溶液中加入少量磷酸鈉固體，溶液中磷酸根離子濃度增大，電離平衡左移，溶液中氫離子濃度減小，酸性減弱，故D正確；故選C?？键c五滴定操作及數(shù)據(jù)處理例5．用0.1000溶液滴定待測溶液，下列說法正確的是A．堿式滴定管用蒸餾水洗滌后，加入溶液，趕出氣泡，調節(jié)液面，記錄讀數(shù)B．用待測溶液潤洗錐形瓶后，準確滴入25.00待測溶液于錐形瓶中C．用酚酞作指示劑，當錐形瓶中溶液由無色變紅色時停止滴定D．其他操作正確，滴定過程中，有部分溶液滴在錐形瓶外，測定結果偏大【答案】D【解析】堿式滴定管用蒸餾水洗滌后，要用0.1000mol/L的NaOH溶液潤洗2~3次，然后再加入NaOH溶液，趕出氣泡，調節(jié)液面，記錄讀數(shù)，故A錯誤；錐形瓶不能潤洗，潤洗錐形瓶會造成最終鹽酸濃度偏高，故B錯誤；用酚酞作指示劑，當?shù)稳胱詈蟀氲螛藴蔔aOH溶液時，錐形瓶中溶液由無色變淺紅色且搖動半分鐘顏色不褪去時停止滴定，故C錯誤；其他操作正確，滴定過程中，有部分NaOH溶液滴在錐形瓶外，導致標準NaOH溶液體積偏大，則測定結果偏大，故D正確；故選D。考點六滴定誤差分析例6．準確移取20.00mL某待測HCl溶液于錐形瓶中，用0.1000mol?L-1NaOH溶液滴定。下列說法正確的是A．滴定管用蒸餾水洗滌后，裝入NaOH溶液進行滴定B．滴定達終點時，發(fā)現(xiàn)滴定管尖嘴部分有懸滴，則測定結果偏大C．用酚酞作指示劑，當?shù)稳胱詈笠坏稳芤?，錐形瓶中溶液由紅色變?yōu)闊o色且半分鐘不再改變，即達滴定終點D．隨著NaOH溶液滴入，錐形瓶中溶液pH由大變小【答案】B【解析】滴定管使用時先檢漏，然后用蒸餾水洗滌，再用NaOH溶液潤洗2～3次，最后裝入NaOH溶液，故A錯誤；根據(jù)c待=，滴定終點時，滴定管尖嘴部分有懸滴，則消耗標準液的體積增大，即測定結果偏大，故B正確；酚酞與酸不顯色，遇堿顯紅色，因此用酚酞作指示劑，當?shù)稳胱詈笠坏稳芤?，錐形瓶中溶液由無色變?yōu)榧t色且半分鐘不再改變，說明滴定到終點，故C錯誤；錐形瓶中盛放鹽酸，c(H+)最大，隨著NaOH溶液的滴加，c(H+)減少，pH由小到大，故D錯誤；答案為B。考點七中和滴定圖像(曲線)例7．常溫下，用鹽酸滴定溶液，溶液中、、的分布分數(shù)隨變化曲線及滴定曲線如圖。下列說法正確的是已知：A． B．的的值為C．第一次突變，可選甲基橙作指示劑 D．溶液呈酸性【答案】A【分析】滴定過程中發(fā)生反應R2-+H+=HR-、HR-+H+=H2R，所以pH由12到8的過程中減少的微粒為R2?，增加的微粒為HR?，pH由8到4的過程中，減少的微粒為HR?，增加的微粒為H2R?！窘馕觥繐?jù)圖可知e點時恰好完全反應，溶液中溶質為H2R和NaCl，n(Na2R)=0.5n(Na+)=0.5n(Cl-)=0.1mol/L×0.04000L×0.5=0.002mol，所以c(Na2R)=0.002mol÷0.02000L=0.1mol/L，c(Na2R)=0.1mol/L，A正確；H2R的Ka1=，據(jù)圖可知當pH=6.38時，即c(H+)=10-6.38mol/L時，c(HR-)=c(H2R)，所以Ka1=10-6.38，B錯誤；根據(jù)圖知，第一次突變時溶液呈堿性，酚酞的變色范圍為8.2~10，所以第一次突變可選酚酞作指示劑，C錯誤；結合分析和圖可知，b點鹽酸和Na2R恰好反應生成NaHR，NaHR溶液的pH=8.32，溶液呈堿性，D錯誤；故選A。1．用的鹽酸滴定25.00mL未知濃度的氫氧化鈉溶液，滴定達到終點時，滴定管中的液面如圖所示，正確的讀數(shù)為A．22.30mL B．22.35mL C．23.65mL D．23.70mL【答案】B【解析】滴定管“0”刻度在上方，數(shù)值從上到下依次增大。根據(jù)圖示，滴定管中的液面的正確讀數(shù)為22.35mL，故選B。2．室溫下，下列各組離子在指定溶液中一定能大量共存的是A．溶液：、、、B．使試紙顯藍色的溶液：、、、C．水電離的的溶液：、、、D．與鋁反應生成的溶液：、、、【答案】B【解析】H+、NO會將Fe2+氧化成Fe3+，不能大量共存，故A不選；使試紙顯藍色的溶液顯堿性，、、、在堿性溶液中不反應，可以大量共存，故B選；水電離的的溶液中水的電離被抑制，該溶液可能是酸性也可能是堿性，不能在堿性溶液中大量存在，故C不選；與鋁反應生成的溶液可能是酸性也可能是堿性，不能在堿性溶液中大量存在，故D不選；故選B。3．下列關于水的電離平衡的相關說法正確的是A．將水加熱，Kw增大，但pH不變B．c(H+)=mol·L-1的溶液一定呈中性C．向水中加入少量硫酸氫鈉固體，溶液的c(H+)增大，Kw減小D．向0.1ml·L-1醋酸溶液中加水，溶液中水電離產生的c(H+)將減小【答案】B【解析】水的電離為吸熱反應，將水加熱，水的電離平衡正向移動，Kw增大，pH會減小，A錯誤；c(H+)=mol·L-1說明c(H+)=c(OH-)，溶液一定呈中性，B正確；Kw只受溫度影響，向水中加入少量硫酸氫鈉固體，溶液的c(H+)增大，但Kw不變，C錯誤；向0.1ml·L-1醋酸溶液中加水，溶液酸性減弱，對水的電離抑制程度減弱，則溶液中水電離產生的c(H+)將增大，D錯誤；故選B。4．水的離子積常數(shù)隨著溫度的變化關系如表：溫度/℃2550751001.05.520.056.0下列說法正確的是A．純水中的大小與溫度無關B．水的電離度a(50℃)<a(75℃)C．100℃時某溶液的，該溶液呈中性D．25℃時，溶液中，【答案】B【解析】由表中數(shù)據(jù)可知隨溫度的升高逐漸增大，則水的電離程度增大，電離產生的增大，故A錯誤；由表中數(shù)據(jù)可知隨溫度的升高逐漸增大，則水的電離程度增大，則a(50℃)<a(75℃)，故B正確；由表中數(shù)據(jù)可知，100℃時，，，則，溶液呈酸性，故C錯誤；由表中數(shù)據(jù)可知，25℃時，，溫度不變Kw不變，故D錯誤；故選B。5．用一定濃度的NaOH標準溶液滴定未知濃度的醋酸溶液，下列情況會使測定的醋酸溶液物質的量濃度偏低的是A．堿式滴定管用蒸餾水洗凈后，直接注入NaOH標準溶液B．錐形瓶用蒸餾水洗凈后，直接裝入未知濃度的醋酸溶液C．滴定到終點讀數(shù)時，俯視刻度線(滴定前平視)D．堿式滴定管尖端滴定前有氣泡，滴定后氣泡消失【答案】C【解析】堿式滴定管用蒸餾水洗凈后，直接注入NaOH標準溶液，NaOH標準溶液被稀釋，濃度減小，滴定完全時V(標準)偏大，根據(jù)，c（待測）偏高，故A不選；錐形瓶用蒸餾水洗凈后，直接裝入未知濃度的醋酸溶液，待測液的物質的量不變，V(標準)不變，根據(jù)，c（待測）不變，故B不選；滴定到終點讀數(shù)時，俯視刻度線(滴定前平視)，V(標準)偏小，根據(jù)，c（待測）偏低，故C選；堿式滴定管尖端滴定前有氣泡，滴定后氣泡消失，V(標準)偏大，根據(jù)，c（待測）偏高，故D不選；故選C。6．KOH標準溶液的配制和標定，需經過KOH溶液配制，基準物質的稱量以及用KOH溶液滴定等操作。下列有關說法正確的是A．用經水濕潤的pH試紙測量KOH溶液的pHB．中和滴定時，錐形瓶用所盛裝的反應液潤洗2~3次C．用圖甲所示操作檢查堿式滴定管是否漏液D．用圖乙所示裝置以KOH待測液滴定溶液【答案】D【解析】測量溶液的pH不能用經水濕潤的pH試紙，選項A錯誤；錐形瓶在用水洗后，不能用待裝液潤洗2~3次，選項B錯誤；將堿式滴定管的尖嘴向上是為了排出堿式滴定管中的氣泡，而不是檢查是否漏液，選項C錯誤；氫氧化鉀溶液放在堿式滴定管中滴定溶液，選項D正確；答案選D。7．下列說法正確的是A．強電解質溶液的導電能力一定比弱電解質溶液的強B．0.1mol·L-1氨水加水不斷稀釋，c(NH)減小C．升高溫度，純水的pH不變D．若鹽酸中溶質濃度是醋酸中溶質濃度的2倍，則鹽酸中c(H+)也是醋酸中c(H+)的2倍【答案】B【解析】溶液的導電能力與離子濃度有關，強電解質溶液的導電能力不一定比弱電解質溶液的強，如濃氨水的離子濃度大于稀氫氧化鈉溶液，導電性強于稀氫氧化鈉溶液，故A錯誤；氨水中存在電離平衡，加水稀釋時，電離平衡右移，銨根離子的物質的量增大，但離子濃度減小，故B正確；水的電離是吸熱過程，升高溫度，電離平衡右移，氫離子濃度增大，純水的pH減小，故C錯誤；鹽酸是強酸，在溶液中完全電離，醋酸是弱酸，在溶液中部分電離，所以若鹽酸中溶質濃度是醋酸中溶質濃度的2倍，則鹽酸中氫離子濃度比醋酸中氫離子濃度的2倍要大，故D錯誤；故選B。8．25℃時，對于pH相同的鹽酸與醋酸溶液，下列說法正確的是A．水的電離程度：鹽酸>醋酸B．加水稀釋10倍后pH的大小：鹽酸>醋酸C．與等量Zn粉反應，相同時間內產生的量：鹽酸>醋酸D．與足量NaOH溶液反應，消耗NaOH的量：鹽酸>醋酸【答案】B【解析】pH相同的鹽酸與醋酸溶液中，氫離子濃度相同，對水的電離抑制作用相同，水的電離程度相同，A項錯誤；pH相同的鹽酸與醋酸溶液，醋酸的物質的量濃度更大，且存在電離平衡，加水稀釋后溶液的pH更小，B項正確；與等量的Zn粉反應，醋酸邊反應邊電離，氫離子濃度較大，反應速率較快，相同時間內產生H2的量更多，C項錯誤；醋酸為弱酸，pH相同的鹽酸與醋酸中醋酸濃度較大，同體積的兩種酸與足量NaOH溶液反應消耗NaOH的量醋酸多，D項錯誤；故選B。9．工農業(yè)生產和科學實驗中常常涉及溶液的酸堿性，生活和健康也與溶液的酸堿性有密切關系。pH是表示溶液酸堿度的一種方法。下列說法不正確的是A．可以用pH試紙測量溶液的pH，也可以用酸度計來測量B．測量和調控溶液的pH，對工農業(yè)生產，科學研究都具有重要意義C．pH試紙可測量任何溶液的pH值D．酸堿指示劑是一些有機弱酸或弱堿，在溶液中存在電離平衡，指示劑的顏色變化在一定pH范圍內發(fā)生【答案】C【解析】可以用pH試紙測量溶液的pH，也可以用酸度計來測量，選項A正確；測試和調控溶液的pH對工農業(yè)生產、科學研究及日常生活和醫(yī)療保健都有重要意義，選項B正確；不是任何溶液的pH都能用pH試紙測，因為試紙有范圍要求，也不能測量氯水等溶液的pH，選項C不正確；酸堿指示劑是一些有機弱酸或弱堿，在溶液中存在電離平衡，指示劑的顏色變化在一定pH范圍內發(fā)生，選項D正確；答案選C。10．向25mL的滴定管中注入0.01NaOH溶液至10.00mL刻度處，再把管中的溶液全部放入錐形瓶中，需用15.00mL稀鹽酸才能恰好中和，則所用稀鹽酸的濃度為A．大于0.01 B．等于0.01C．小于0.01 D．無法確定【答案】A【解析】c（酸）V（酸）=c（堿）V（堿），，由題中信息可知

消耗堿的體積V（堿）>15ml，所以鹽酸濃度大于0.01，答案選A。11．室溫時，在由水電離出的c(H+)=1.0×10-13mol?L-1的無色溶液中，一定能大量共存的離子組是A．K+、Na+、HCO、Cl- B．K+、Fe3+、Br-、Cl-C．Na+、Cl-、NO、SO D．Al3+、NH、Cl-、SO【答案】C【分析】室溫時，在由水電離出的c(H+)=1.0×10-13mol?L-1，則水的電離受到了抑制，結合Kw=1×10-14，此時溶液可能顯酸性，pH=1，也可能顯堿性pH=13?！窘馕觥吭谌芤猴@堿性pH=13時，HCO3-可與OH-反應，無法大量共存，故A錯誤；Fe3+溶液顯黃色，不符合題目的無色溶液要求，故B錯誤；Na+、Cl-、NO3-、SO42-，四個離子均為無色，且無反應發(fā)生，能大量共存，故C正確；在溶液顯堿性pH=13時，Al3+、NH4+均可與OH-反應，無法大量共存，故D錯誤；故選C。12．下列說法正確的是A．常溫下，pH=13的溶液中，由水電離出的為B．常溫下，的鹽酸C．常溫下，當水電離出的為時，此溶液的pH可能為2或12D．常溫下，將pH=2的鹽酸和醋酸各1mL分別稀釋至100mL，所得醋酸的pH略大【答案】C【解析】pH=13的溶液并不一定是酸或堿液。也可能是鹽類，鹽類的水解本質酸堿性都是水電離的氫離子和氫氧根，所以由水電離出的為或者并不能妄下定論，故A錯誤；當鹽酸濃度很小時，水的電離會被促進，酸終究還是酸，不可能常溫下pH>7顯堿性，故B錯誤；常溫下，水電離出的c(H+)為1×10-12mol/L<1×10-7mol/L，水電離受到了抑制作用，可能是加入了酸，也可能是加入了堿，若加入酸，此溶液的pH為2；若加入堿，則該溶液的pH為12，故C正確；HCl是強酸，完全電離，將pH=2的鹽酸，c(H+)=10-2mol/L，將1mL稀釋至100mL，此時溶液中c(H+)=10-4mol/L，溶液pH=4；醋酸是弱酸，在溶液中存在電離平衡，主要以電解質分子存在，pH=2時，c(CH3COOH)>c(H+)=10-4mol/L，當將該溶液1mL稀釋至100mL，假設醋酸電離平衡不移動，此時溶液中c(H+)=10-4mol/L；稀釋時使醋酸的電離平衡正向移動，導致溶液中c(H+)>10-4mol/L，使溶液的pH<4，可見所得醋酸的pH略小，故D錯誤；故選C。13．在25℃時，水的電離達到平衡：，下列敘述正確的是A．向水中加入稀氨水，平衡向左移動，溶液中降低B．向水中加入少量固體硫酸氫鈉，溶液中減小，不變C．向水中加入少量固體，溶液中增大，平衡向左移動D．將水加熱，增大，pH減小【答案】D【解析】向水中加入稀氨水，水的電離平衡逆向移動，但增大，故A錯誤；只與溫度有關，向水中加入少量固體硫酸氫鈉，增大，不變，故B錯誤；向水中加入少量固體，醋酸根離子水解促進水的電離，水的電離平衡正向移動，增大，故C錯誤；，將水加熱，水的電離平衡正向移動，、增大，增大，pH減小，故D正確；故選D。14．下列說法正確的是A．0.lmol?L?1CH3COOH加水稀釋，溶液中c(OH-)減小B．向CH3COONa溶液中加入少量CH3COONa(s)，溶液中的值減小C．1LpH=10的Na2S溶液中，發(fā)生電離的水的物質的量為10-4molD．pH=2的鹽酸與等體積的水混合后的pH=2.7(lg2=0.3)【答案】C【解析】0.lmol?L?1CH3COOH加水稀釋，溶液酸性減弱，c(H+)減小，Kw不變，所以溶液中c(OH-)增大，故A錯誤；向CH3COONa溶液中加入少量CH3COONa(s)，CH3COONa濃度增大，溶液堿性增強，c(OH-)增大，Kw不變，c(H+)減小，醋酸的電離平衡常數(shù)K=不變，的值增大，故B錯誤；Na2S水解促進水電離，1LpH=10的Na2S溶液中，c(OH-)=1×10-4mol/L，氫氧根離子完全由水電離，發(fā)生電離的水的物質的量為1×10-4mol/L×1L=10-4mol，故C正確；pH=2的鹽酸中c(H+)=0.01mol/L，與等體積的水混合后c(H+)=0.005mol/L，pH=，故D錯誤；選C。15．向100mL0.01mol/LBa(OH)2溶液中滴加0.1mol/LNaHCO3溶液，測得溶液電導率的變化如圖。下列說法錯誤的是

A．Ba(OH)2和NaHCO3都是強電解質B．A→B電導率下降的主要原因是發(fā)生了反應：C．B→C，溶液中的c(OH?)增大D．A、B、C三點水的電離程度：A<B<C【答案】C【解析】Ba(OH)2和NaHCO3在溶液中均完全電離，均屬于強電解質，A正確；A→B加入NaHCO3的物質的量小于Ba(OH)2的物質的量，B點加入等量的NaHCO3，故該過程發(fā)生的反應為，B正確；B→C時加入的NaHCO3繼續(xù)消耗氫氧根離子，C點兩者恰好完全反應，因此B→C溶液中減小，C錯誤；酸或堿抑制水的電離，含有弱離子的鹽水解促進水的電離，A點溶液中全部是Ba(OH)2，水的電離受到抑制，電離程度最小，B點為反應一半點，氫氧化鋇還有剩余，C點Ba(OH)2和NaHCO3恰好完全反應，因此水的電離程度：A<B<C，D正確；故答案為C。16．25℃在等體積的①pH=0的H2SO4溶液，②0.05mol·L-1的Ba(OH)2溶液，③pH=10的Na2S溶液，④pH=5的NH4NO3溶液中，發(fā)生電離的水的物質的量之比是A．1∶10∶1010∶109 B．1∶5∶5×109∶5×109C．1∶20∶1010∶109 D．1∶10∶104∶109【答案】A【解析】①中pH=0的H2SO4中c(H＋)=1.0mol·L－1，c(OH－)=1.0×10－14mol·L－1，水電離程度為1.0×10－14mol·L－1；②中c(OH－)=0.1mol·L－1，c(H＋)=1.0×10－13mol·L－1，水電離程度為1.0×10－13mol·L－1；③中c(OH－)=1.0×10－4mol·L－1，水的電離程度為1.0×10－4mol·L－1；④中c(H＋)=1.0×10－5mol·L－1，水的電離程度為1.0×10－5mol·L－1；故①②③④中水的電離程度之比為：1.0×10－14mol·L－1：1.0×10－13mol·L－1：1.0×10－4mol·L－1：1.0×10－5mol·L－1=1:10:1010:109；答案選A。17．常溫下，下列各組離子在指定溶液中一定能大量共存的是A．溶液中：、、、B．由水電離出的的溶液中：、、、C．的溶液中：、、、D．使pH試紙顯藍色的溶液中：、、、【答案】A【解析】該組離子相互之間不反應，且都不與NaHCO3反應，在溶液中能夠大量共存，故A符合題意；常溫下，由水電離出的c(H+)=10?14mol?L?1的溶液中，水的電離受到抑制，溶液為酸溶液或堿溶液，在酸溶液中，氫離子與AlO2-、S2?反應而不能大量共存，故B不符合題意；的溶液呈酸性，氫離子與CH3COO-結合