3.2 水的電離和溶液的PH-2024-2025學年高二化學講義解題大招（人教版）

PAGE13.2水的電離和溶液的PH【八大必考點+十大秒殺招+六大題型+分層訓練】課前預習課前預習+知識精講知識點01水的電離1.水的電離（1）水是一種極弱的電解質，能發(fā)生微弱的電離，其電離方程式為H2OH＋＋OH－，也可以寫為2H2OH3O＋＋OH－。①1L純水的物質的量是55·6mol，水的電離平衡常數表達式為K＝EQ\f(c(H＋)·c(OH－),c(H2O))。②實驗測得25℃時，1L水中發(fā)生電離的水只有1×10－7mol，c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7mol·L－1，K＝EQ\f(1.0×10－7mol·L－1×1.0×10－7mol·L－1,c(H2O))＝EQ\f(1.0×10－14,c(H2O))。2．水的離子積表達式Kw＝c(H＋)·c(OH－)影響因素只是溫度的函數，溫度不變，Kw不變，溫度升高，Kw增大25℃時，Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14(定值)適應范圍Kw不僅適用于純水，也適用酸、堿、鹽的稀溶液意義Kw提示了在任何水溶液中均存在H＋、OH－，只要溫度不變，Kw不變【數據支持】不同溫度下，水的離子積常數如表所示：溫度/℃0102025Kw/mol2·L-20.1140.2920.6811.01溫度/℃405090100Kw/mol2·L-22.925.4738.055.03．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酸左移增大減小減小不變加入堿左移減小增大減小不變加入活潑金屬(如Na)右移減小增大增大不變知識點02溶液的酸堿性與pH1.溶液酸堿性的判斷溶液酸堿性的判斷標準：任何水溶液中都存在H＋、OH－，溶液的酸堿性與c(H＋)和c(OH－)的相對大小有關。2．溶液的酸堿性與c(H＋)和c(OH－)的關系c(H＋)與c(OH－)相對大小c(H＋)/mol·L－1的范圍(25℃)中性溶液c(OH－)＝c(H＋)c(H＋)＝1.0×10－7酸性溶液c(OH－)<c(H＋)c(H＋)>1.0×10－7堿性溶液c(OH－)>c(H＋)c(H＋)<1.0×10－73．溶液的pH與c(H＋)及酸堿性的關系(1)溶液的pH：水溶液中氫離子濃度的負對數，表達式是pH＝－lgc(H＋)。(2)溶液的pH、c(H＋)及酸堿性的關系圖(25℃)：(3)pH的使用范圍pH的取值范圍為0～14，即只適用于c(H＋)≤1mol·L－1或c(OH－)≤1mol·L－1的電解質溶液，當c(H＋)或c(OH－)≥1mol·L－1時，直接用c(H＋)或c(OH－)表示溶液的酸堿性。4．溶液酸堿性的測定方法(1)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(2)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。(3)利用pH計測定。儀器pH計可精確測定試液的pH(讀至小數點后2位)。知識點03pH的相關計算1.單一溶液的pH計算:①強酸溶液直接利用公式進行計算；比如：cmol·L-1HnA強酸溶液eq\o(→,\s\up7(電離))c(H＋)＝ncmol·L-1→pH＝－lgnc。②強堿溶液pH＝14－lgc(OH－)，或者強堿溶液應先通過Kw求出溶液中c(H+),然后利用公式計算溶液的pH。比如：0.05mol·L-1的Ba(OH)2，c(H+)=Kw0.05×2mol/L2.混合溶液pH的計算類型:①兩強酸混合：直接求出c(H+)混，然后代入公式求pH。c(H+)混=c②兩強堿混合：先求出c(OH-)混，再據Kw求出c(H+)混，代入公式求pH。c(OH-)混=c③強酸與強堿混合：若恰好中和，pH＝7；若酸剩余，先求中和后剩余的c(H＋)，再求pH；若堿剩余，先求中和后剩余的c(OH－)，再通過KW求出c(H＋)，最后求pH。3.已知常溫下CH3COOH和NH3·H2O的電離平衡常數分別為Ka＝1.8×10－5、Kb＝1.8×10－5類型類型溶液中c(H＋)或c(OH－)pH說明單一溶液一元強酸0.1mol·L－1HClc(H＋)＝0.1mol·L－11pH＝－lg(H＋)一元弱酸0.1mol·L－1CH3COOHc(H＋)＝eq\r(,0.1Ka)約等于3一元強堿0.1mol·L－1NaOHc(OH－)＝0.1mol·L－113pH＝－lg(H＋)一元弱堿0.1mol·L－1NH3·H2Oc(OH－)＝eq\r(,0.1Kb)約等于11混合溶液兩種一元強酸0.1mol·L－1HCl、0.001mol·L－1HCl等體積混合c(H＋)＝0.05mol·L－11.3先求混合后溶液中的c(H＋)兩種二元強酸0.1mol·L－1H2SO4、0.001mol·L－1等體積H2SO4混合c(H＋)＝0.1mol·L－11兩種一元強堿0.1mol·L－1NaOH、0.001mol·L－1NaOH等體積混合c(OH－)＝0.05mol·L－112.7提示：先求溶液混合后的c(OH－)，再利用c(H＋)＝eq\f(Kw,c溶液(OH－))，求pH強酸、強堿中和(恰好反應)10mLpH＝3的HCl與10mLpH＝11的NaOH混合c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol·L－17強酸、強堿中和(酸過量)9mLpH＝3的HCl與1mLpH＝11的NaOH混合c(H＋)＝8×10－4mol·L－13.1先求混合后溶液中的c(H＋)強酸、強堿中和(堿過量)1mLpH＝3的HCl與9mLpH＝11的NaOH混合c(OH－)＝8×10－4mol·L－110.9提示：先求溶液混合后的c(OH－)，再利用c(H＋)＝eq\f(Kw,c溶液(OH－))求pH知識點04水電離出的c(H＋)與c(OH—)的計算Kw表達式中，c(H＋)和c(OH－)是指整個溶液中的H＋、OH－總物質的量濃度，而不僅僅是由水電離出的。即酸溶液中Kw=c(H＋)酸·c(OH－)水，堿溶液中Kw=c(H＋)水·c(OH－)堿。不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水電離出c(H＋)水=c(OH－)水。1.對于酸溶液，通常溶液的c(H＋)等于酸電離的c(H＋)，水電離出的c(OH—)(水)＝c(H＋)(水)＝EQ\f(1.0×10－14,c(酸))。2.對于堿溶液，通常溶液的c(OH—)等于堿電離的c(OH—)，水電離出的c(H＋)(水)＝c(OH—)(水)＝EQ\f(1.0×10－14,c(堿))。知識點05酸堿中和滴定1．概念和原理(1)概念是利用中和反應，用已知濃度的酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)的實驗方法。(2)原理在中和反應中，酸提供的H＋與堿提供的OH－之間的物質的量相等。即：c(H＋)·V(酸)＝c(OH－)·V(堿)，則c(H＋)＝eq\f(cOH－·V堿,V酸)或c(OH－)＝eq\f(cH＋·V酸,V堿)。2．主要儀器使用(1)儀器：酸式滴定管、堿式滴定管、鐵架臺(帶滴定管夾)、錐形瓶、大燒杯。儀器a是酸式滴定管，儀器b是堿式滴定管。(2)滴定管的使用方法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)。4．實驗操作(1)實驗前的準備工作錐形瓶：洗滌→裝待測液→記體積→加指示劑(2)滴定(3)終點的判斷：等到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，視為滴定終點并記錄標準液的體積。比如：鹽酸滴定氫氧化鈉，當滴入最后一滴HCl溶液時，溶液由黃色變成橙色，且半分鐘內不恢復原來的顏色停止滴定，并記錄HCl溶液的體積，重復上述操作2～3次(4)數據處理：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。如：求出消耗HCl溶液的平均值(若三次滴定分分別消耗鹽酸的體積為20.02mL、19.98mL、23.00mL，則23.00mL與其他數據相差較大，要舍去)，根據原理進行計算知識點06常見酸堿指示劑及變色范圍1.三種重要的酸堿指示劑指示劑變色范圍和pH石蕊甲基橙酚酞2.指示劑的變色特點指示劑酚酞甲基橙溫馨提醒強酸滴定強堿粉紅色變?yōu)闊o色黃色變?yōu)槌壬偈锊挥米髦甘緞虎诮K點顏色變化后要強調“半分鐘內不褪色或不變色”強堿滴定強酸無色變?yōu)榉奂t色紅色變?yōu)槌壬R點07酸堿中和滴定誤差分析1．誤差分析依據(一元酸、堿的中和滴定)中和滴定實驗中，產生誤差的途徑主要有操作不當、讀數不準等，分析誤差要根據計算式分析，c待測＝eq\f(c標準·V標準,V待測)，當用標準酸溶液滴定待測堿溶液時，c標準、V待測均為定值，c待測的大小取決于V標準的大小。2．常見的誤差分析用標準鹽酸滴定待測氫氧化鈉溶液為例：步驟操作c(NaOH)洗滌未用標準溶液潤洗滴定管偏高錐形瓶用待測溶液潤洗偏高未用待測液潤洗取用待測液的滴定管偏低錐形瓶洗凈后瓶內殘留有少量蒸餾水無影響讀數滴定前仰視讀數或滴定后俯視讀數偏低滴定前俯視讀數或滴定后仰視讀數偏高滴定滴定完畢后立即讀數，半分鐘后顏色又褪去偏低滴定前滴定管尖嘴部分有氣泡，滴定后氣泡消失偏高滴定過程中振蕩時有液滴濺出偏低滴定過程中，錐形瓶內加少量蒸餾水無影響3.滴定管讀數誤差分析滴定管正確的讀數方法是視線、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對滴定結果的影響：(1)如圖Ⅰ，開始仰視讀數，滴定完畢俯視讀數，滴定結果會偏小。(2)如圖Ⅱ，開始俯視讀數，滴定完畢仰視讀數，滴定結果會偏大。知識點08氧化還原滴定1.以氧化還原反應為基礎的滴定分析法原理以氧化劑或還原劑為滴定劑，直接滴定一些具有還原性或氧化性的物質，或者間接滴定本身并沒有還原性或氧化性但能與某些還原劑或氧化劑反應的物質試劑常見用于滴定的氧化劑：KMnO4、K2Cr2O7、I2等常見用于滴定的還原劑：亞鐵鹽、草酸、維生素C等指示劑氧化還原指示劑專用指示劑，如淀粉可用作碘量法的指示劑自身指示劑，如KMnO4溶液可自身指示滴定終點2.典型氧化還原滴定有關反應方程式指示劑滴定終點顏色變化酸性KMnO4溶液滴定Na2C2O4溶液2MnO－＋5C2O2—＋16H＋＝2Mn2＋＋10CO2↑＋8H2O不需另加指示劑無色恰好變?yōu)闇\紫紅色Na2C2O4溶液滴定酸性KMnO4溶液溶液淺紫紅色恰好變?yōu)闊o色Na2S2O3溶液滴定碘水I2＋2S2O2－＝2I－＋S4O2－淀粉溶液藍色恰好變?yōu)闊o色碘水滴定Na2S2O3溶液無色恰好變?yōu)樗{色解題大招解題大招大招01水的電離及其微弱，室溫下純水中c(H＋)＝c(OH－)=10-7mol/L，說明1LH2O（1000g，）中，只有10-7mol發(fā)生電離，即，可見電離前后水的物質的量幾乎不變，因此水是一種極弱的電解質。（2）特點：①可逆、吸熱、極弱。②水的電離過程是一個可逆過程，類似于化學反應平衡。大招02水的電離易錯點（1）水的電離平衡遵循化學平衡的一般規(guī)律。（2）常溫時，Kw＝1.0×10－14，不僅適用于純水，還適用于酸、堿、鹽的稀溶液。（3）改變c(H＋)或c(OH－)，只能夠改變水的電離程度，不能夠改變Kw；改變溫度，則Kw和水電離的程度均改變。（4）應用：在一定溫度下，任何稀的電解質溶液中的H＋和OH－濃度的乘積都是常數。若知道了溶液中的c(H＋)就可以求出c(OH－)；同樣，若知道了溶液中的c(OH－)就可以求出c(H＋)。大招03溶液的酸堿性與c(H＋)和c(OH－)的關系（1）c(H＋)和c(OH－)的相對大小是判斷溶液酸堿性的唯一標準。用c(H＋)、c(OH－)的相對大小來判斷溶液酸堿性，不受溫度影響。（2）c(H＋)＞c(OH－)，溶液呈酸性，但不一定是酸溶液，只有當溶質電離出的陽離子全部是Ｈ＋時才是酸溶液。（3）用c(H＋)、c(OH－)與1×10－7mol·L－1比較，或者pH與7相對大小判斷溶液酸堿性時，要注意溫度。如溫度升高到100℃時，pH＝6，但仍為中性，pH＜6顯酸性，pH＞6顯堿性；若溶液未注明溫度，一般認為是常溫，以pH＝7為中性。大招04①常溫下，pH=0的溶液，并不是沒有H+，而是c(H＋)=1.0mol·L－1；②pH=14的溶液中并非沒有OH－，而是c(OH－)=1.0mol/L。大招05溶液酸堿性的測定方法易錯點①pH試紙使用前不能用蒸餾水潤濕，如用濕潤pH試紙測堿性溶液，則結果偏??；如用濕潤pH試紙測酸性溶液，則結果偏大；但測中性溶液結果不變，其實質是待測溶液被稀釋。②若某溶液具有漂白性或強氧化性時，則不能用pH試紙測量其pH，比如：不能測定氯水、次氯酸鈉溶液的pH。③用廣泛pH試紙測量溶液pH時，讀出的數值只能是整數。④pH試紙不能伸入待測液中。大招06①某溫度下，純水中的c(H＋)＝2.0×10－7mol·L－1，則此時溶液的c(OH－)為2.0×10－7mol·L－1mol·L－1；若溫度不變，在純水中滴入稀鹽酸使c(H＋)＝5.0×10－6mol·L－1，則c(OH－)8.0×10－9mol·L－1。②25℃時，分析下列溶液的氫離子和氫氧根離子濃度純水0.1mol·L－1NaOH溶液0.1mol·L－1鹽酸c(H＋)/mol·L－11×10－71×10－130.1c(OH－)/mol·L－11×10－70.11×10－13c(H＋)、c(OH－)的相對大小c(H＋)＝c(OH－)c(H＋)＜c(OH－)c(H＋)＞c(OH－)溶液的酸堿性中性堿性酸性大招07酸堿中和滴定易錯點①精確度是百分之一。即可精確到0.01mL?、谧x數時，視線、刻度、液面的凹面最低點在同一水平線上。③滴定管洗凈后必須待裝液潤洗，而錐形瓶則不能用待盛液潤洗大招08滴定終點判斷當滴入最后半滴×××標準溶液后，溶液變成×××色，且半分鐘內不恢復原來的顏色。解答此類題目注意三個關鍵點：①最后半滴：必須說明是滴入“最后半滴”溶液。②顏色變化：必須說明滴入“最后半滴”溶液后溶液“顏色的變化”。③半分鐘：必須說明溶液顏色變化后“半分鐘內不再恢復原來的顏色”。③滴定管洗凈后必須待裝液潤洗，而錐形瓶則不能用待盛液潤洗大招09Na2CO3與H＋反應，選用的指示劑不同，發(fā)生的反應也不同：Na2CO3eq\o(\s\up4(eq\o(\s\up2(鹽酸),\s\do4(→))),\s\do5(酚酞))NaHCO3、Na2CO3eq\o(\s\up4(eq\o(\s\up2(鹽酸),\s\do4(→))),\s\do5(甲基橙))CO2。大招10強酸與強堿恰好中和時pH＝7，而甲基橙、酚酞的變色均不在pH＝7時，為什么還可以用它們作指示劑指示滴定終點？【分析】以0.1000mol·L－1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol·L－1HCl溶液的滴定曲線為例。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。(1)錐形瓶在裝待測液前不能用待測液潤洗。(2)酸式滴定管不能盛放堿性溶液，堿式滴定管不能盛放酸性或氧化性溶液。(3)滴定管量取液體讀數記錄到0.01mL。題型分類題型分類題型01水的電離與水的離子積【例1】常溫下，水中存在電離平衡：，下列說法正確的是A．向水中加入固體，增加，促進水的電離B．向水中加入固體，減少，抑制水的電離C．向水中加入固體，增加，促進水的電離D．向水中加入固體，加熱，，呈中性【答案】D【解析】A．向水中加入少量NaOH固體，c(OH-)增大，抑制水的電離平衡，故A錯誤；B．向水中加入CH3COOH固體，c(H+)增大，抑制水的電離平衡，故B錯誤；C．向水中加入CH3COONa固體，醋酸根離子水解促進水的電離，溶液顯堿性，c(OH-)增大，c(H+)減小，故C錯誤；D．向水中加入NaCl固體，水的電離平衡不受影響；水的電離是吸熱反應，升高溫度促進水電離，導致純水中c(H+)增大，pH＜7，但c(H+)=c(OH-)，故溶液呈中性，故D正確；故選D?！咀兪?-1】水的電離過程為H2O?H++OH﹣，在不同溫度下其離子積為Kw(25℃)=1.0×10-14，Kw(35℃)=2.1×10-14，則下列敘述正確的是A．c(H+)隨著溫度的升高而降低B．在35℃的純水中時，c(H+)>c(OH﹣)C．水的電離常數Kw(25℃)>Kw(35℃)D．水的電離是一個吸熱過程【答案】D【解析】A．水的電離為吸熱的過程，升高溫度，促進水的電離，c(H+)逐漸增大，A錯誤；B．純水為中性物質，說明c(H+)=c(OH﹣)，B錯誤；C．根據題干信息可知，水的電離常數Kw(25℃)＜Kw(35℃)，C錯誤；D．隨著溫度升高，水的離子積常數逐漸增大，說明升高溫度促進水的電離，則水的電離為吸熱過程，D正確；答案選D?！咀兪?-2】下列措施能影響水的電離平衡，并使溶液中的的是A．向水中通入SO2 B．將水加熱煮沸C．向水中投入少量NaCl D．向水中通入NH3【答案】A【解析】A．向水中通入SO2，生成酸，溶液中的c(H＋)＞c(OH-)，酸對水的電離起抑制作用，A符合題意；B．加熱時促進水的電離，但是氫離子和氫氧根濃度依然相等，溶液仍然呈中性，B不符合題意；C．NaCl在水中電離出鈉離子與氯離子，兩者都不能結合水電離的氫離子或氫氧根離子，不能使氫離子或氫氧根離子濃度變化，平衡不移動，不影響水的電離，溶液呈中性，C不符合題意；D．NH3和水反應生成氨水，氫氧根濃度提高，堿性增強，c(H＋)＜c(OH-)，水的電離平衡受到抑制，D不符合題意；故選A。題型02水電離出的c(H【例2】常溫下，pH=11的氫氧化鋇溶液中，由水電離的c(OH-)為A．1×10-11mol·L-1 B．1×10-3mol·L-1 C．2×10-3mol·L-1 D．5×10-12mol·L-1【答案】A【解析】在堿溶液中有：c(OH-)(aq)=c(OH-)堿+c(OH-)水，c(H+)(aq)=c(H+)水，c(OH-)水=c(H+)水，故有常溫下，pH=11的氫氧化鋇溶液中，由水電離出的等于水電離出的c(H+)，也等于溶液中的H+濃度，故水電離的c(OH-)為1.0×10-11，故本題選A?！咀兪?-1】在某溫度下，水的離子積常數為1×10-12，該溫度下等體積的①pH=0的H2SO4溶液、②0.05?mol·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(①∶②∶③∶④)是A．1∶10∶1010∶107 B．1∶5∶5×109∶5×106C．1∶20∶1010∶107 D．1∶10∶102∶107【答案】A【解析】水的離子積常數，因為各溶液體積相等，假設溶液為1L：①pH=0的H2SO4溶液中，氫氧根完全來源于水的電離，所以電離的水的物質的量為10-12mol；②0.05mol·L-1的Ba(OH)2溶液中，氫離子完全來源于水的電離，所以電離的水的物質的量為10-11mol；③pH=10的Na2S溶液中，，氫氧根完全來源于水的電離，所以電離的水的物質的量為10-2mol；④pH=5的NH4NO3溶液中，氫離子完全來源于水的電離，所以電離的水的物質的量為10-5mol；所以四種溶液中發(fā)生電離的水的物質的量之比是，也就等于1∶10∶1010∶107，A正確；故選A?！咀兪?-2】常溫下，0.005mol?L-1的H2SO4溶液中由水電離出的OH-的物質的量濃度為A．0.1mol?L-1 B．1.0×10-12mol?L-1 C．1.0×10-7mol?L-1 D．無法確定【答案】B【解析】常溫下，0.005mol·L-1的H2SO4溶液中氫離子-的物質的量濃度為：0.005mol·L-1×2=0.01mol·L-1，故溶液中的氫氧根濃度為：=10-12mol/L，而溶液中的氫氧根離子全部水電離產生，故由水電離出的OH-的物質的量濃度為10-12mol/L，故選B。題型03溶液的酸堿性【例3】下列溶液一定呈中性的是A．的溶液B．mol?L的純水C．滴加酚酞試液呈無色的溶液D．水電離出的氫離子的物質的量濃度為mol/L【答案】B【解析】A．蒸餾水是中性的，常溫下pH=7，升高到一定溫度，pH=6，依然是中性溶液，A不符合題意；B．純水中，c(H+)=c(OH-)，升高到一定溫度，c(H+)=1×10?6mol?L?1，B符合題意；C．酚酞試液遇到酸溶液或中性溶液均不變色，C不符合題意；D．水電離出的氫離子物質的量濃度為10?7mol/L，未說明溫度，不知道水的離子積常數故不能求算氫氧根的濃度，該溶液不一定是中性，D不符合題意；故選B?！咀兪?-1】水是最寶貴的資源之一，下列表述正確的是A．c(H+)=1×10?6mol·L?1的水一定呈酸性B．溫度升高，純水中的c(H+)增大，c(OH-)減小C．一定溫度下，向水中加入酸，可抑制水的電離D．一定溫度下，向水中加入堿，可使水的離子積減小【答案】C【解析】A．水是弱電解質，為中性，常溫下pH=7，加熱促進水的電離，電離出的氫離子濃度增大，pH=6，說明溫度高于常溫，但水始終為中性，故A錯誤；B．溫度升高，促進水電離，純水中的c(H+)增大，c(OH-)也增大，故B錯誤；C．一定溫度下，向水中加入酸，氫離子濃度增大，可抑制水的電離，故C正確；D．一定溫度下，向水中加入堿，氫氧根離子濃度增大，可抑制水的電離，但水的離子積不變，故D錯誤；故選C。【變式3-2】下列說法正確的是A．pH=7的溶液一定顯中性 B．pH=6的溶液一定顯酸性C．c(H+)<c(OH-)的溶液一定顯堿性 D．c(OH-)=1×10-6mol·L-1的溶液一定顯堿性【答案】C【解析】A．當c(H+)=c(OH-)，溶液呈中性．常溫下，水的離子積Kw=1×10-14，所以pH＜7，溶液呈酸性；pH=7，溶液呈中性；pH＞7，溶液呈堿性；Kw受溫度影響，水的電離是吸熱的，溫度越高Kw越大，如100℃時，水的離子積常數是1×10-12，當pH=6時溶液呈中性，此時pH=7時溶液呈堿性，該選項中pH=7的溶液，不一定是在常溫下，溶液中c(H+)、c(OH-)不一定相等，故A錯誤；B．由A項知，100℃時，水的離子積常數是1×10-12，當pH=6時溶液呈中性，故B錯誤；C．溶液的酸堿性是根據溶液中氫離子濃度和氫氧根離子濃度的相對大小判斷的，當溶液中氫氧根離子濃度小于氫離子濃度時，溶液呈堿性，故C正確；D．100℃時，水的離子積常數是1×10-12，純水中c(H+)=c(OH-)=1×10-6mol/L，呈中性，故D錯誤；故選C。題型04溶液的稀釋規(guī)律【例4】常溫下，關于溶液的稀釋下列說法正確的是A．pH=3的醋酸溶液稀釋100倍，pH>5B．pH=2的溶液加水稀釋100倍，溶液中由水電離產生的C．將的溶液稀釋為2L，pH=1D．pH=8的NaOH溶液稀釋1000倍，其pH=5【答案】C【解析】A．醋酸是弱酸，稀釋促進其電離，則pH=3的醋酸溶液稀釋100倍后溶液的pH＜5，故A錯誤；B．pH=2的H2SO4溶液加水稀釋100倍后溶液的pH=4，溶液中由水電離產生的c(H+)等于溶液中的c(OH-)，即由水電離產生的c(H+)=mol/L=1×10-10mol?L-1，故B錯誤；C．將1L0.1mol?L-1的H2SO4溶液稀釋為2L時c(H2SO4)=×0.1mol/L=0.05mol/L，溶液中c(H+)=2c(H2SO4)=0.1mol/L，pH=-lg0.1=1，故C正確；D．堿溶液稀釋后仍呈堿性，即pH=8的NaOH溶液稀釋1000倍后其pH＞7，但接近7，不可能轉變?yōu)樗嵝?，故D錯誤；故選：C?！咀兪?-1】人體口腔內唾液的pH通常約為7，在進食過程的最初10min，酸性逐漸增強，之后酸性逐漸減弱，至40min趨于正常，與上述事實最接近的圖像是A． B．C． D．【答案】B【解析】在進食過程的最初10分鐘，酸性逐漸增強，溶液的pH應該減小，之后酸性逐漸減弱，溶液的PH應該增大，B圖中的曲線變化符合這一情況，綜上所述，故選B。【變式4-2】室溫下，關于等體積、pH均為4的醋酸和鹽酸兩種溶液說法正確的是A．兩溶液的微?？倲迪嗤珺．兩溶液中和氫氧化鈉的能力相同C．兩溶液中水的電離程度相同D．將兩溶液稀釋至pH均為5所需加入的水的體積相同【答案】C【解析】A．醋酸是弱電解質，其溶液中存在醋酸分子、醋酸根離子、氫離子、氫氧根離子、水分子共五種微粒，HCl是強電解質，鹽酸溶液中存在氫離子、氯離子、水分子、氫氧根離子共四種微粒，故兩種溶液的微?？倲挡幌嗤?，故A錯誤；B．醋酸為弱酸，只能部分電離出氫離子，pH均為4時醋酸的濃度大于鹽酸，等體積的兩溶液中醋酸的物質的量大于氯化氫，則中和氫氧化鈉的能力醋酸>鹽酸，故B錯誤；C．pH均為4的醋酸和鹽酸均抑制了水的電離，pH相同，兩溶液中氫離子濃度相同，則兩溶液對水的電離的抑制程度相同，則兩溶液中水的電離程度相同，故C正確；D．等體積、pH均為4的醋酸和鹽酸兩種溶液稀釋至pH均為5，稀釋后醋酸的電離程度增大，則醋酸溶液中加入水的體積更大，故D錯誤；答案為C題型05（混合）溶液的PH計算【例5】回答下列問題：(1)0.1mol/LHCl溶液和0.05mol/LH2SO4溶液等體積混合，pH=。(2)在25℃下，將pH=3的強酸溶液和pH=12強堿溶液混合，當混合溶液的pH=11時，強酸溶液和強堿溶液的體積比是。(3)某溫度(t℃)時，測得0.01mol/L的NaOH溶液的pH=11，則該溫度下水的Kw=。在此溫度下，將pH=a的NaOH溶液VaL與pH=b的H2SO4溶液VbL混合。①若所得混合液為中性，且a=12，b=2，則Va：Vb=。②若所得混合液為中性，且a+b=12，則Va：Vb=。③若所得混合液的pH=10，且a=12，b=2，則Va：Vb=。(4)水溶液呈酸性的原因是的水解程度電離程度(填大于或小于)。(5)相同溫度下，相同物質的量濃度的下列溶液：①、②、③、④⑤、⑥按由大到小的排列為：(填序號)?！敬鸢浮?1)1(2)9：2(3)10-131：1010：11：9(4)小于(5)⑥>⑤>①>③>②>④【解析】（1）鹽酸與硫酸均為強酸，0.1mol/lHCl溶液和0.05mol/LH2SO4溶液等體積混合，其；（2）在25℃下，pH=3的強酸溶液中c(H+)=10-3mol/L，pH=12強堿溶液中c(OH-)=10-2mol/L,當混合溶液的pH=11時，有，求得；（3）測得0.01mol/L的NaOH溶液的pOH=2，其pH=11，則有pKW=pH+pOH=13，則t℃時KW=10-13；①

將pH=12的NaOH溶液（即0.1mol/LNaOH溶液）VaL與pH=2的H2SO4溶液（即5×10-3mol/LH2SO4溶液）VbL混合，混合溶液為中性則，；②

將pH=a的NaOH溶液（即10a-13mol/LNaOH溶液）VaL與pH=b的H2SO4溶液（即溶液）VbL混合，其中a+b=12，則有，；③

將pH=12的NaOH溶液（即0.1mol/LNaOH溶液）VaL與pH=2的H2SO4溶液（即5×10-3mol/LH2SO4溶液）VbL混合，混合溶液pH=10則，；（4）水解方程式為，的電離方程式為，水溶液呈酸性說明的水解程度小于電離程度；（5）溶液呈堿性，溶液呈酸性，溶液呈中性溶液呈酸性，溶液呈堿性，溶液呈堿性，上述酸性溶液中是銨根離子水解導致，而因此等濃度時酸性；堿性溶液中是醋酸根離子水解導致，而NaOH為強堿，因此同濃度溶液堿性，因此相同物質的量濃度的上述溶液pH由大到小順序為⑥>⑤>①>③>②>④?！咀兪?-1】回答下列問題：(1)某溫度下，純水中的c(H＋)=3×10－7mol/L，滴入稀H2SO4使c(H＋)=5×10-6mol/L，則c(OH－)=，由水電離出的c(H＋)為。(2)現(xiàn)有常溫下的五份溶液：①0.01mol·L-1CH3COOH溶液；

②0.01mol·L-1HCl溶液；③pH=12的氨水；

④pH=12的NaOH溶液；⑤0.01mol·L-1HCl溶液與pH=12的NaOH溶液等體積混合所得溶液。(a)其中水的電離程度相同的是(填序號)。(b)若將②、③混合后所得溶液pH=7，則消耗溶液的體積：②③(填“>”、“<”或“=”)。(c)將前四份溶液同等稀釋10倍后，溶液的pH：③④(填“>”、“<”或“=”)。(3)現(xiàn)有九種物質：①蔗糖②熔融NaCl③鹽酸④銅絲⑤NaOH固體⑥液氯⑦CuSO4固體⑧酒精⑨氯水a.上述物質中可導電的是（填序號，以下同）。b.上述物質中屬于非電解質的是?！敬鸢浮?1)1.8×10-8mol/L1.8×10-8mol/L(2)②③④>>(3)②③④⑨①⑧【解析】（1）某溫度下水的離子積為Kw=3×10-7×3×10-7=9×10-14；稀硫酸中c(OH-)=KW/c(H+)=1.8×10-8mol/L；水電離出的c(H＋)等于c(OH-)為1.8×10-8mol/L；（2）(a)酸或堿抑制水電離，①中c(H＋)<0.01mol·L-1，②中c(H＋)=0.01mol·L-1，③和④中c(OH-)=0.01mol·L-1，⑤中兩溶液混合后顯中性。當酸中氫離子濃度和堿中氫氧根離子濃度相等時，對水的抑制作用相同，則水的電離程度相同，②在氫離子濃度和③④中氫氧根離子濃度相等，所以水的電離程度相同的是②③④；(b)一水合氨是弱電解質，pH=12的氨水濃度大于0.01mol/L，所以②的濃度小于③，若等體積混合，堿過量混合后溶液顯堿性，現(xiàn)所得溶液pH=7，則消耗溶液的體積：②>③；(c)將這幾種溶液稀釋相同的倍數時，加水稀釋促進弱電解質的電離，③④中氫氧根離子濃度相等，加水稀釋促進一水合氨電離，導致③中氫氧根離子濃度大于④，所以溶液的pH：③>④；（3）a．②熔融的NaCl中有自由移動的離子，所以能導電；③鹽酸中含有自由移動的氫離子和氯離子，能夠導電；④銅絲中有自由電子，所以能導電；⑨氯水中含有自由移動的氫離子和氯離子等離子，所以能導電是②③④⑨，故答案為：②③④⑨；b．非電解質包括一些非金屬氧化物、氨氣、大多數有機物(如蔗糖、酒精等)，所以①蔗糖、⑧酒精是非電解質；故答案為：①⑧?！咀兪?-2】回答下列問題。(1)常溫下，pH=5的H2SO4溶液，加水稀釋到體積為原來的500倍，則稀釋后c(SO)與c(H＋)的比值為。(2)25℃時，取濃度相同的NaOH和HCl溶液，以3∶2體積比相混合，所得溶液的pH等于12，則原溶液的濃度為。(3)計算25℃時下列溶液的pH：①0.1mol·L-1的CH3COOH溶液(已知CH3COOH的電離常數Ka=1.8×10-5)，其pH=。②0.1mol·L-1的氨水(NH3·H2O的電離度α=1%)，其pH=。③pH=2的鹽酸與等體積的水混合，其pH=(已知lg2≈0.3)。④常溫下，將0.1mol·L-1氫氧化鈉溶液與0.06mol·L-1硫酸溶液等體積混合，其pH=。⑤25℃時，pH=3的硝酸和pH=12的氫氧化鋇溶液按照體積比為9∶1混合，其pH=。【答案】(1)(2)0.05mol·L-1(3)2.9112.3210【解析】（1）H2SO4溶液的pH=5，，則稀釋前，稀釋后，c(H＋)稀釋后接近水電離出的c(H＋)，約為，所以。（2）由題意可知，所得溶液的pH等于12，說明氫氧化鈉溶液過量，設原溶液的濃度為cmol/L，則，解得。（3）①，假設達到電離平衡時c(H+)=xmol/L，則c(CH3COO-)=xmol/L，c(CH3COOH)=(0.1-x)mol/L，所以Ka==1.8×10-5，解得，所以pH=-lgc(H+)=-lg(1.3×10-3)≈2.9；②一水合氨在溶液中存在電離平衡，由于其電離度為1%，所以達到電離平衡時溶液中c(OH-)=0.1mol/L×1%=10-3mol/L，c(H+)=mol/L=10-11mol/L，所以pH=-lgc(H+)=11；③pH=2的鹽酸與水等體積混合后，酸溶液中H+的濃度酸c(H＋)=mol/L，=2＋lg2≈2.3；④0.1mol/LNaOH溶液中c(OH-)=0.1mol/L，0.06mol/L的硫酸溶液中c(H+)=0.06mol/L×2=0.12mol/L，所以二者等體積混合后溶液呈酸性，混合溶液中，則pH=-lg0.01=2；⑤pH=3的硝酸溶液中c(H+)=10－3mol/L，pH=12的Ba(OH)2溶液中c(OH-)=10-2mol/L，二者以體積比9∶1混合，Ba(OH)2過量，溶液呈堿性，混合溶液中c(OH-)==1×10－4mol/L，則混合后c(H＋)=＝mol·L－1=1×10－10mol/L，則pH=-lg10-10=10。題型06酸堿中和滴定【例6】某研究性學習小組用濃度為的鹽酸標準液滴定未知濃度的氫氧化鈉溶液。(1)準確量取待測液需要使用的儀器是(選填酸式、堿式)滴定管。(2)若滴定開始和結束時，滴定管中的液面如圖所示，則消耗鹽酸標準液的體積為。(3)滴定過程中，左手輕輕旋動滴定管中的活塞，右手搖動錐形瓶，眼睛始終注視。(4)滴定時，若以酚酞為指示劑，滴定達到終點的標志是。(5)滴定前讀數及滴定后讀數如下表所示。滴定次數待測液體積()鹽酸體積()滴定前讀數滴定后讀數第一次第二次第三次由實驗數據可知，氫氧化鈉溶液的物質的量濃度為。(6)下列操作會導致測得的待測液的溶液濃度偏大的是(填字母)。a．用待測溶液潤洗錐形瓶b．錐形瓶洗凈后還留有蒸餾水c．部分標準液滴出錐形瓶外(7)利用(5)測定值計算，待測液中加入鹽酸標準液，充分反應后溶液變?yōu)?3?！敬鸢浮?1)堿式(2)26.10(3)錐形瓶內溶液的顏色變化(4)滴入最后一滴標準液，溶液由紅色變?yōu)闊o色，且半分鐘內不恢復紅色(5)0.12mol/L(6)ac(7)2【解析】（1）待測液為NaOH溶液，用堿式滴定管量取；（2）從圖中可以看出，滴定開始時讀數為0，結束時讀數為26.10，則消耗鹽酸標準液的體積為26.10mL；（3）用鹽酸標準液滴定待測NaOH溶液時，左手握酸式滴定管的活塞，右手搖動錐形瓶，眼睛始終注視錐形瓶內溶液的顏色變化；（4）鹽酸標準液滴定待測NaOH溶液時，以酚酞做指示劑，滴定達到終點的標志是：滴入最后一滴標準液，溶液由紅色變?yōu)闊o色，且半分鐘內不恢復紅色；（5）從表中數據可得出，三次實驗所用鹽酸的體積分別為19.90mL、20.10mL、20.00mL，則平均所用鹽酸的體積為20.00mL，c(NaOH)==0.12mol/L；（6）a．用待測溶液潤洗錐形瓶，則n(NaOH)偏大，消耗V(HCl)偏大，c(NaOH)偏大，a符合題意；b．錐形瓶洗凈后還留有蒸餾水，對標準液的用量沒有影響，c(NaOH)不變，b不合題意；c．部分標準液滴出錐形瓶外，則V(HCl)偏大，c(NaOH)偏大，c符合題意；故選ac；（7）為13時，c(H+)=1×10-13mol/L，則c(OH-)=1×10-1mol/L，則有，解V(HCl)=2mL?！咀兪?-1】現(xiàn)用中和滴定來測定某NaOH溶液的濃度。(1)滴定：用式滴定管盛裝cmol·L-1鹽酸標準液。如圖表示某次滴定時50mL滴定管中前后液面的位置。把用去的標準鹽酸的體積填入表格中，此次滴定結束后的讀數為mL，滴定管中剩余液體的體積為，可用作指示劑。(2)排出堿式滴定管中氣泡的方法應采用下圖(填“甲”“乙”或“丙”)的操作，然后擠壓玻璃球使尖嘴部分充滿堿液。(3)有關數據記錄如下：滴定序號待測液體積/mL所消耗鹽酸標準液的體積/mL滴定前滴定后消耗的體積1V0.5025.8025.302V-3V6.0031.3525.35根據所給數據，寫出計算NaOH溶液的物質的量濃度的表達式：(不必化簡)。【答案】(1)酸24.90大于25.10mL酚酞或甲基橙(2)丙(3)【解析】（1）鹽酸是酸，要盛放在酸式滴定管中；由圖可知，滴定前體積為0.30mL，滴定后體積為24.90mL；由于該滴定管是50mL滴定管，在尖嘴部分存在液體，但是無刻度，所以滴定管中剩余液體的體積大于25.10mL；滴定終點為中性氯化鈉溶液，因此指示劑可以是酚酞或甲基橙。（2）排出堿式滴定管中氣泡的方法應采用如圖所示操作中的丙，才能順利使氣泡往上排除。（3）由圖可知，滴定前體積為0.30mL，滴定后體積為24.90mL，所以滴定過程消耗的氫氧化鈉標準液的體積為：24.90mL-0.30mL=24.60mL，可知與序號1，3的數據誤差較大，應當為異常數據剔除掉，則1，3兩次滴定過程消耗的氫氧化鈉溶液進行計算：。【變式6-2】Ⅰ．已知在25℃和T℃時，水的電離平衡曲線如圖所示：(1)由圖可知，則該溫度T(填“>”、“＜”、“=”)25℃。圖中四點Kw由大到小的順序為：(用A、B、C、D及“>”、“＜”或“=”表示)。(2)T℃時，將pH=9的稀NaOH溶液與pH=4的稀硫酸溶液混合，若所得混合溶液的pH=7(忽略溶液混合時的體積變化)，則稀硫酸與稀NaOH溶液的體積比為。Ⅱ．某學生用已知濃度為0.1000mol?L-1的NaOH標準溶液來測定未知物質的量濃度的稀鹽酸時，選擇酚酞作指示劑。請回答下列問題：(3)滴定操作可分解為如下幾步：①裝標準溶液和待測液并調整液面(記錄初始讀數)②取一定體積的待測液于錐形瓶中③用標準溶液潤洗盛標準溶液的滴定管，用待測液潤洗盛待測液的滴定管④檢查滴定管是否漏水⑤用蒸餾水洗滌玻璃儀器⑥滴定操作正確的操作順序為：。(4)盛裝NaOH標準溶液的儀器名稱為，若滴定開始和結束時，該儀器中溶液讀數如圖所示，所用NaOH標準溶液的體積為mL。滴定過程中邊滴加邊搖動錐形瓶，直到加入最后半滴NaOH溶液后，，表明已經到達滴定終點。(5)某學生根據3次實驗分別記錄有關數據如表所示：滴定次數待測鹽酸的體積/mL標準NaOH溶液體積滴定前的刻度/mL滴定后的刻度/mL第一次25.000.0025.92第二次25.001.5629.06第三次25.000.2226.10依據表中數據計算該鹽酸的物質的量濃度為mol?L-1(保留4位有效數字)。(6)在上述實驗中，下列操作會造成測定結果偏高的是。a．滴定結束后盛裝標準液的滴定管有氣泡b．堿式滴定管水洗后未用標準溶液潤洗c．若錐形瓶盛裝標準溶液，滴定管內為待測溶液，并滴定終點時俯視讀數d．錐形瓶先用蒸餾水洗滌，再用待測液潤洗后，最后注入待測液進行滴定【答案】(1)>B>A=C=D(2)9:1(3)④⑤③①②⑥(4)堿式滴定管25.80溶液由無色變?yōu)闇\紅色，且半分鐘內不褪色(5)0.1036(6)bcd【解析】（1）25℃，Kw=1×10-14，T℃，Kw=1×10-12，水的電離是吸熱反應，升高溫度，Kw增大，則T>25℃；Kw只和溫度有關，則圖中四點Kw由大到小的順序為B>A=C=D；（2）T℃時，Kw=1×10-12，pH=9的稀NaOH溶液，c(OH-)=1×10-3mol/L，pH=4的稀硫酸溶液，c(H+)=1×10-4mol/L，若所得混合溶液的pH=7，說明堿過量，溶液中c(OH-)=mol/L=1×10-5mol/L，設稀硫酸與稀NaOH溶液的體積分別為a和b，則，即a：b=9：1；（3）滴定操作主要有檢漏、洗滌、潤洗、裝液、排氣泡、調節(jié)液面，記錄數據、取待測液、加指示劑、用標液滴定，因此正確的操作順序為④⑤③①②⑥；（4）NaOH溶液為堿性溶液，因此盛裝NaOH標準溶液的儀器名稱為堿式滴定管，若滴定開始和結束時讀書分別為0.30mL、26.10mL，所用NaOH標準溶液的體積為25.80mL；酚酞與鹽酸無現(xiàn)象，酚酞遇見氫氧化鈉溶液顯紅色，滴定過程中邊滴加邊搖動錐形瓶，直到加入最后一滴NaOH溶液后，溶液由無色變?yōu)闇\紅色，且半分鐘內不褪色，表明已經到達滴定終點；（5）三次實驗消耗氫氧化鈉的體積分別為25.92mL、27.50mL、25.88mL，第二次數據誤差較大舍去，因此剩余兩次的平均值為25.90mL，則該鹽酸的物質的量濃度為；（6）a．滴定結束后盛裝標準液的滴定管有氣泡，讀出數據偏大，消耗標準液體積減小，測定結果偏低，故a不選；b．堿式滴定管水洗后未用標準溶液潤洗，堿液濃度偏低，消耗的標液體積偏大，測定濃度偏高；故b選；c．若錐形瓶盛裝標準溶液，滴定管內為待測溶液，并滴定終點時俯視讀數，讀數偏大，消耗待測液體積偏小，測定濃度偏高，故c選；d．錐形瓶先用蒸餾水洗滌，再用待測液潤洗，則會消耗更多的標準液，測定濃度偏高，故d選；故選bcd。跟蹤訓練跟蹤訓練【基礎過關】1．用代表阿伏加德羅常數的值，下列說法正確的是A．pH=2的鹽酸中的總數為0.01B．7.8g中的離子總數為0.4C．標準狀況下，5.6L所含鍵的數目為0.5D．2.3gNa和足量氧氣反應轉移電子數一定為0.1【答案】D【詳解】A．未告知溶液體積，無法計算溶液中所含溶質的粒子數目，故A錯誤；B．7.8g過氧化鈉的物質的量為：=0.1mol，0.1mol過氧化鈉中含有0.2mol鈉離子、0.1mol過氧根離子，總共含有0.3mol離子，含有的離子總數為0.3NA，故B錯誤；C．標況下水并非氣體，不能用氣體摩爾體積計算，5.6L所含鍵的數目遠大于0.5，故C錯誤；D．2.3gNa物質的量為0.1mol，2.3g鈉變?yōu)镹a+，轉移電子0.1NA，故D正確；故答案為D。2．下列實驗中，操作正確能達到實驗目的的是A．測溶液的B．取用氫氧化鈉溶液C．準確測量中和反應反應熱D．測定一定時間內生成的反應速率A．A B．B C．C D．D【答案】D【詳解】A．不能將pH試紙直接伸入待測液，且NaClO溶液具有漂白性，不能用pH試紙測NaClO溶液的pH，A不符合題意；B．不能用酸式滴定管盛裝呈堿性的氫氧化鈉溶液，B不符合題意；C．金屬材質的銀質攪拌器、純銅杯蓋都具有良好的導熱性，實驗過程中會導致熱量損失，不能準確測量中和反應反應熱，C不符合題意；D．測定一定時間內生成的反應速率，需要記錄反應時間和測定生成的體積，圖中有測定體積的裝置和記錄反應時間的儀器，可以實現(xiàn)實驗目的，D符合題意；故選D。3．等物質的量的HCl溶液分別中和pH為12和11的氨水，設消耗氨水的體積分別為Va和Vb，則兩者關系正確的是A．Vb>10Va B．Va=10Vb C．Va＜10Vb D．Va>10Vb【答案】A【詳解】如果用pH=12和pH=11的NaOH中和等物質的量的HCl溶液，10-2Va=10-3Vb，則10Va=Vb，由于氨水為弱電解質，且濃度越小，電離程度越大，故前者的濃度大于后者10倍，所以應有：10Va＜Vb，故選A。4．許多化學反應都是在水溶液中進行。下列說法正確的是A．常溫下，1LpH=1的H2SO4溶液中氫離子物質的量為0.2molB．pH=1的鹽酸溶液中氫離子濃度是pH=2的鹽酸溶液中的2倍C．加水稀釋氨水，NH數目增多，NH3·H2O數目減少，因此增大D．中和等體積、等物質的量濃度的鹽酸和醋酸，前者所需氫氧化鈉的物質的量多【答案】C【詳解】A．常溫下，1LpH=1的H2SO4溶液中氫離子物質的量為1L×0.1mol/L=0.1mol，A錯誤；B．pH=1的鹽酸溶液中氫離子濃度是pH=2的鹽酸溶液中的0.1mol/L÷0.01mol/L=10倍，B錯誤；C．加水稀釋氨水，溶液濃度減小，促進一水合氨電離，NH數目增多，NH3·H2O數目減少，增大，C正確；D．等體積、等物質的量濃度的鹽酸和醋酸中溶質物質的量相同，則中和等體積、等物質的量濃度的鹽酸和醋酸，所需氫氧化鈉的物質的量相同，D錯誤；故選C。5．下列溶液一定呈中性的是A．的溶液 B．不能大量存在的溶液C．的溶液 D．能與固體反應的溶液【答案】C【詳解】A．常溫下，水的離子積，的溶液呈中性，水的電離是吸熱的，溫度越高越大，當溫度低于常溫時，的溶液可能呈酸性，A錯誤；B．在強酸性或強堿性溶液中均不能大量存在?，B錯誤；C．氫離子濃度和氫氧根離子濃度的相對大小是判斷溶液酸堿性的依據，所以的溶液一定呈中性，C正確；D．能與Al(OH)3固體反應的溶液主要有酸性和堿性溶液，不能說明溶液一定呈中性，D錯誤；故選C。6．向10mL氨水中加入蒸餾水，將其稀釋到1L后，下列說法中不正確的是A．NH3·H2O的電離程度增大 B．增大C．的數目增多 D．溶液中所有離子濃度都減小【答案】D【分析】在氨水中存在電離平衡：NH3·H2O+OH-，根據平衡移動原理分析解答。【詳解】A．將氨水加水稀釋，NH3·H2O的電離平衡正向移動，電離的NH3·H2O分子數增加，故NH3·H2O的電離程度增大，A正確；B．加水稀釋時，若電離平衡不移動，c(NH3·H2O)、c()減小倍數相同，不變，但稀釋使電離平衡正向移動，導致c(NH3·H2O)減小的倍數大于c()，因此最終達到平衡時增大，B正確；C．在氨水中存在電離平衡：NH3·H2O+OH-，加水稀釋，NH3·H2O電離平衡正向移動，NH3·H2O的電離程度增大，最終使溶液中的數目增多，C正確；D．將氨水加水稀釋時，NH3·H2O電離產生的OH-的濃度c(OH-)減小，由于在溶液中水的離子積Kw=c(OH-)·c(H＋)不變，所以c(OH-)減小，則溶液中c(H＋)增大，D錯誤；故選D。7．常溫下，下列各組離子在指定溶液中可能大量共存的是A．的溶液中：、、、B．水電離出來的的溶液：、、、C．含有氣體的溶液中：、、、D．滴加甲基橙顯紅色的水溶液中：、、、【答案】B【詳解】A．為酸性條件，會發(fā)生反應，A錯誤；B．水電離出來的的溶液可能為酸性也可能為堿性，在?性條件下，四種離子可大量共存，B正確；C．具有強氧化性會與發(fā)生氧化還原反應，C錯誤；D．滴加甲基橙顯紅色的溶液為酸性，在酸性條件下會與發(fā)生氧化還原反應，D錯誤；故選B。8．水的離子積常數KW與溫度的變化曲線如圖所示。下列有關純水的電離說法錯誤的是A．水的電離為吸熱過程B．a點時，該溫度下C．a點水的電離程度小于b點水的電離程度D．向水中加入少量固體，平衡向正反應方向移動，【答案】D【詳解】A．水的發(fā)生電離：，溫度升高，KW增大，說明升高溫度，水的電離平衡正向移動，則水的電離為吸熱過程，A正確；B．不管溫度如何變化，純水中，始終存在，圖中信息顯示，a點時，B正確；C．水的電離是一個吸熱過程，溫度越高，水的電離程度越大，則a點時水的電離程度小于b點時水的電離程度，C正確；D．向水中加入少量固體，溶液中、不變，因此水的電離平衡不移動，最終溶液中與仍然相等，D錯誤；故選D。9．時，用溶液分別滴定的鹽酸和醋酸，滴定曲線如圖所示，下列說法錯誤的是A．Ⅰ、Ⅱ分別表示醋酸和鹽酸的滴定曲線B．Ⅱ可以選擇酚酞或者甲基橙作為指示劑C．完全中和時，鹽酸消耗的溶液體積大于醋酸消耗的溶液體積D．滴定過程中，眼睛需注視錐形瓶內溶液顏色的變化，而非滴定管【答案】C【詳解】A．0.1mol/L的醋酸和鹽酸，醋酸是弱電解質而部分電離、HCl是強電解質而完全電離，則醋酸的pH＞1、鹽酸的pH=1，根據圖知，I曲線開始時pH＞1、II曲線開始時pH=1，則Ⅰ、Ⅱ分別表示醋酸和鹽酸的滴定曲線，故A正確；B．Ⅱ表示鹽酸的滴定曲線，可以選擇酚酞或者甲基橙作為指示劑，故B正確；C．HCl的物質的量與醋酸的物質的量相等，完全中和時，鹽酸消耗的溶液體積等于醋酸消耗的溶液體積，故C錯誤；D．滴定過程中，眼睛需注視錐形瓶內溶液顏色的變化，根據錐形瓶中溶液顏色變化判斷終點，故D正確；答案選C。10．下列敘述正確的是A．向水中加入少量固體，水的電離平衡逆向移動，減小B．的溶液一定是中性溶液C．無論是純水，還是酸性、堿性或中性稀溶液，在常溫下其D．將水加熱，增大，不變【答案】C【詳解】A．向水中加入少量固體，電離出H+，H+的濃度增大導致水的電離平衡逆向移動，由于溫度不變，則Kw不變，A錯誤；B．25℃時c(H+)=1×10-7mol·L-1的溶液是中性溶液，溫度高于25℃時c(H+)=1×10-7mol·L-1的溶液呈堿性，B錯誤；C．水的離子積[Kw=c(H+)c(OH-)]只與溫度有關，溫度不變，水的離子積不變，無論是純水，還是酸性、堿性或中性稀溶液，在常溫下溶液中其c(H+)c(OH-)=1×10-14，C正確；D．水的電離是吸熱過程，將水加熱，促進水的電離，c(H+)、c(OH-)均增大，增大，pH減小，D錯誤；故選C。11．（多選）水的電離平衡曲線如圖所示，下列說法正確的是A．圖中五點Kw間的關系：B>C>A=D=EB．若從D點到A點，可采用在水中加入少量酸的方法C．若從A點到C點，可采用溫度不變時在水中加入適量NaOH固體的方法D．若從B點到A點，可以采用降溫的方法【答案】AD【詳解】A．Kw=c(H＋)c(OH-)，只與溫度有關，溫度越高，Kw越大，ADE都處于25℃時，Kw相等，B點溫度高于C高于A，則B>C>A=D=E，A正確；B．在純水中加入酸，溶液中c(H＋)變大，Kw不變，c(OH－)變小，與圖像不符，B錯誤；C．從A點到C點，c(H+)變大，c(OH-)變大，Kw增大，溫度應升高，C錯誤；D．從B點到A點，Kw減小，可以采用降溫的方法，D正確；故選AD。12．（多選）下列實驗誤差分析不正確的是A．用潤濕的pH試紙測稀堿溶液的pH，測定值偏大B．測定中和反應的反應熱時，將堿緩慢倒入酸中，所測溫度值偏小C．滴定前滴定管內無氣泡，終點讀數時有氣泡，讀取數值偏小D．用沾有水珠的錐形瓶盛裝待測液進行滴定，測定濃度偏小【答案】AD【詳解】A．濕潤的pH試紙測稀堿溶液pH，堿溶液被稀釋，氫氧根離子濃度減小，則測定pH值偏小，A錯誤；B．測定中和反應的反應熱時，將堿緩慢倒入酸中，操作時間過長，導致熱量損失偏多，所測溫度值偏小，B正確；C．滴定前無氣泡，滴定后有氣泡，相對于無氣泡來說，終點讀數偏小，C正確；D．錐形瓶中的水珠對待測液中溶質的含量無影響，故對其濃度測定無影響，D錯誤；故答案選AD。13．（多選）基于虛擬軟件可測定鹽酸與碳酸鈉溶液相互滴定的圖像，下圖為反應過程中微粒濃度以及隨溶液總體積變化曲線(已知草酸酸性大于碳酸)。下列說法正確的是A．上圖是碳酸鈉溶液滴定鹽酸的曲線變化圖B．C．碳酸的電離平衡常數數量級是D．若用同濃度溶液代替溶液，A點下移【答案】BD【分析】鹽酸滴定碳酸鈉溶液則逐步反應，先生成碳酸氫鈉后生成二氧化碳；碳酸鈉溶液滴定鹽酸則直接生成二氧化碳；結合圖中曲線關系分析可知，曲線①有兩個突變點，應是對應溶液pH值，則該圖表示的是鹽酸滴定碳酸鈉溶液。隨著鹽酸滴定碳酸鈉溶液，溶液中先后發(fā)生反應：H++=，H++=H2CO3；故曲線②代表，曲線③代表，曲線④代表?！驹斀狻緼．據分析，上圖是鹽酸滴定碳酸鈉溶液的變化曲線，A錯誤；B．由圖可知，碳酸鈉溶液的體積是，A是第1個滴定終點，，B是第2個滴定終點，，B正確；C．由曲線③④交點可知，碳酸和碳酸氫根離子的濃度相等，可得，此時，所以，由此可知數量級是，C錯誤；D．若用同濃度溶液代替溶液，A是第一個滴定終點，產物為草酸氫鈉，已知草酸酸性大于碳酸，則相同濃度的草酸氫鈉溶液的小于碳酸氫鈉溶液，A點下移，D正確；故選BD。14．已知水的電離平衡曲線如圖所示：試回答下列問題：(1)圖中(用“>”、“<”、“=”回答)(2)圖中五點的間的關系是。(3)若從A點到E點，可采用的措施是。a.升溫

b.加入少量的鹽酸

c.加入少量的NaOH溶液(4)點E對應的溫度下，將的NaOH溶液與的溶液混合，若所得混合溶液的，則NaOH溶液與溶液的體積比為。(5)點B對應的溫度下，若100體積的某強酸溶液與1體積的某強堿溶液混合后溶液呈中性，則混合前，該強酸的與強堿的之間應滿足的關系是。(6)寫出用pH試紙測溶液pH的操作?！敬鸢浮?1)>(2)B>C>A=D=E(3)c(4)10:1(5)a+b=10(6)用玻璃棒蘸取待測液滴于pH試紙上，再將變色后的pH與標準比色卡對比，讀出pH值【詳解】（1）因為水的電離是吸熱的，故溫度越高，Kw越大，即T1>T2。（2）Kw只與溫度有關，溫度越高，Kw越大。五點的溫度大小關系為B>C>A=D=E，故五點的Kw的關系是B>C>A=D=E。（3）從A點到E點，氫氧根離子濃度增大，氫離子濃度減小，故可以是加入少量的氫氧化鈉溶液，選c。a項，升溫，氫氧根離子和氫離子濃度成相同倍數增大；b項，加放少量鹽酸，使氫離子濃度增大，氫氧根離子濃度減小，都不符合題意。（4）點E對應的溫度下，Kw=1×10-14，故將pH=9的NaOH溶液中，氫氧根離子濃度為1×10-5mol/L，pH=4的H2SO4溶液中氫離子濃度為1×10-4mol/L，混合后溶液的pH=7，即呈中性，兩種溶液當中氫氧根離子和氫離子的物質的量相等，即nOH-=nH+。設NaOH溶液與H2SO4溶液的體積分別為V1和V2，則V1?1×10-5mol/L=V2?1×10-4mol/L，則V1：V2=10：1。（5）點E對應的溫度下，Kw=1×10-12，故pH1=a的某強酸溶液中氫離子的濃度為1×10-amol/L，pH2=b的某強堿溶液中氫氧根離子的濃度為1×10b-12mol/L，若100體積pH1=a的某強酸溶液與1體積pH2=b的某強堿溶液混合后溶液呈中性，即100?1×10-amol/L=1?1×10b-12mol/L，即該強酸的pH1與強堿的pH2之間應滿足的關系為a+b=10。（6）用玻璃棒蘸取待測液滴于pH試紙上，再將變色后的pH與標準比色卡對比，讀出pH值。15．回答下列問題(1)甲醇既是基本有機原料，又可作為燃料用于替代礦物燃料。以下是工業(yè)上合成甲醇的兩個反應：反應Ⅰ：CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)反應Ⅱ：CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)上述反應符合“原子經濟”原則的是(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)(2)已知在常溫常壓下：①2CH3OH(l)+3O2(g)=2CO2(g)+4H2O(g)

ΔH1②2CO(g)+O2(g)=2CO2(g)

ΔH2③H2O(g)=H2O(l)

ΔH3則反應CH3OH(l)+O2(g)=CO(g)+2H2O(l)的ΔH=。(3)水的離子積常數，是表示溶液中氫氧離子和H2O的比例關系的常數。它和溫度的關系如表所示：溫度/℃25t1水的離子積Kw1×10-141×10-12①t1℃時，水的離子積Kw=1×10-12，則t1(填“>”“=”或“<”)25，其判斷依據是。②25℃時，5.0×10-5mol/L的硫酸溶液，其pH=，其中由水電離產生的c(H+)=。③25℃時，某Na2SO4溶液中c(SO)=5×10-4mol/L，取該溶液1mL加水稀釋至10mL，則稀釋后溶液中c(Na+):c(OH-)=。(4)在t1℃溫度下，某溶液的pH=7，則該溶液___________(填字母)。A．呈中性 B．呈堿性 C．呈酸性 D．c(OH-)=100c(H+)【答案】(1)Ⅰ(2)×(ΔH1-ΔH2+4ΔH3)(3)>升高溫度，促進水的電離，Kw增大410-10mol/L1000(4)BD【詳解】（1）反應I中所用原材料原子均轉化到最終產物中，原子利用率為100%最經濟，反應Ⅰ符合“原子經濟”。（2）根據蓋斯定律，由×(①-②+4×③)可得反應CH3OH(l)+O2(g)=CO(g)+2H2O(l)的ΔH=×(ΔH1-ΔH2+4ΔH3)。（3）①由于水的電離過程為吸熱過程，溫度越高，水的電離程度越大，水的離子積Kw越大，t1℃時，水的離子積Kw=1×10-12>1×10-14，則t1>25；②25℃時，5.0×10-5mol/L的硫酸溶液中c(H+)=5.0×10-5mol/L×2=1×10-4mol/L，其pH=-lgc(H+)=4，溶液中的氫氧根全部是由水電離出來的，則由水電離產生的c(H+)=c(OH-)=mol/L=10-10mol/L；③25℃時，某Na2SO4溶液中c()=5×10-4mol/L，則溶液中鈉離子濃度是5×10-4mol/L×2=1×10-3mol/L，如果稀釋10倍，則鈉離子濃度是1×10-4mol/L；但硫酸鈉溶液是顯中性的，所以c(Na+)∶c(OH-)=10-4∶10-7=1000∶1。（4）在t1℃溫度下，某溶液的pH=7，溶液中c(H+)=10-7mol/L，c(OH-)=mol/L=10-5mol/L，c(OH-)=100c(H+)，溶液呈堿性，故選BD?！灸芰μ嵘?．生產和實驗中廣泛采用甲醛法測定飽和食鹽水樣品中的NH含量。利用的反應原理為4＋6HCHO=(CH2)6N4H＋(一元酸)＋3H＋＋6H2O。實驗步驟如下：①甲醛中常含有微量甲酸，應先除去。取甲醛amL于錐形瓶，加入1～2滴指示劑，用濃度為bmol·L-1的NaOH溶液滴定，滴定管的初始讀數為V1mL，當錐形瓶內溶液呈微紅色時，滴定管的讀數為V2mL。②向錐形瓶中加入飽和食鹽水試樣cmL，靜置1分鐘。③用上述滴定管中剩余的NaOH溶液繼續(xù)滴定錐形瓶內溶液，至溶液呈微紅色時，滴定管的讀數為V3mL。下列說法不正確的是A．步驟①中的指示劑可以選用酚酞溶液B．步驟②中靜置的目的是使NH和HCHO完全反應C．步驟②若不靜置會導致測定結果偏高D．飽和食鹽水中的【答案】C【詳解】A．步驟①中用NaOH溶液滴定甲酸，滴定終點時生成甲酸鈉，溶液呈堿性，酚酞的變色范圍為8.2～10.0，所以指示劑可選用酚酞溶液，故A正確；B．步驟②中靜置1分鐘的目的是使和HCHO完全反應，從而減小實驗誤差，故B正確；C．步驟②若不靜置，沒有完全反應，導致消耗標準液體積偏小，測定結果偏低，故C錯誤；D．反應4＋6HCHO=(CH2)6N4H＋(一元酸)＋3H＋＋6H2O中產生的H＋消耗NaOH溶液的體積為(V3-V2)mL，則飽和食鹽水中的，故D正確；答案選C。2．常溫下，將一定濃度的鹽酸和醋酸加水稀釋，溶液的導電能力隨溶液體積變化的曲線如圖所示，下列說法中正確的是A．兩溶液稀釋前的濃度相同B．a點的Kw值比b點的Kw值大C．a點水電離的c(H+)大于c點水電離的c(H+)D．a、b、c三點溶液的pH由大到小順序為c>a>b【答案】C【分析】稀釋之前，兩種溶液導電能力相等，說明離子濃度相等，由于醋酸為弱電解質，不能完全電離，則醋酸濃度大于鹽酸濃度，加水稀釋時，醋酸進一步電離，所以稀釋過程中，醋酸導電能力大于鹽酸，則Ⅰ為醋酸稀釋曲線，Ⅱ為鹽酸稀釋曲線?！驹斀狻緼．稀釋之前，兩種溶液導電能力相等，說明離子濃度相等，由于醋酸為弱電解質，不能完全電離，則醋酸濃度大于鹽酸濃度，故A錯誤；B．相同溫度下，Kw相同，a點的Kw等于b點的Kw值，故B錯誤；C．c點導電能力大于a點，則c點氫離子濃度大于a點，氫離子濃度越大，對水的電離抑制程度就越大，則c點水電離的H+物質的量濃度小于a點水電離的H+物質的量濃度，故C正確；D．導電能力越大，說明離子濃度越大，酸性越強，pH越小，則a、b、c三點溶液的pH大小順序為b>a>c，故D錯誤；答案選C。3．在常溫下，有關下列溶液的敘述中錯誤的是①pH=11的氨水②pH=11的氫氧化鉀溶液③pH=3的醋酸④pH=3的硫酸A．將aL②與bL④混合，忽略溶液體積變化，若所得溶液的pH=5，則a：b=199：101B．將①、②分別加水稀釋1000倍后，溶液的pH：①>②C．向③、④中分別加入醋酸鈉晶體后，兩種溶液的pH均增大D．將①、③等體積混合后溶液呈中性，該溶液中：c()=c(CH3COO?)【答案】A【詳解】A．常溫下，pH=11的KOH溶液中，pH=3的硫酸中c(H+)=10-3mol/L，將aL②與bL④混合，忽略溶液體積變化，所得溶液的pH=5，說明酸過量，則，解得a∶b=99∶101，A錯誤；B．pH=11的氨水中一水合氨在稀釋過程中還能繼續(xù)電離出氫氧根，加水稀釋1000倍后，pH減小不足3個單位，即pH>8；pH=11的氫氧化鉀溶液加水稀釋1000倍后，pH減小3個單位，即pH=11-3=8，則稀釋后溶液的pH：①>②，B正確；C．向醋酸中加入醋酸鈉晶體，醋酸根離子濃度增大，使醋酸的電離平衡逆向移動，氫離子濃度減小，pH增大；向硫酸中加入醋酸鈉晶體，醋酸根離子和氫離子會結合生成醋酸，氫離子濃度減小，pH增大，C正確；D．將①、③等體積混合后恰好完全反應生成醋酸銨，醋酸銨完全電離出醋酸根離子和銨根離子，由電荷守恒得：c()+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)，因混合后溶液呈中性，即c(H+)=c(OH-)，則該溶液中：c()=c(CH3COO-)，D正確；故選A。4．常溫下，某一元強酸溶液與某一元強堿溶液按的體積比混合后，測得溶液中，則混合前，該強酸的與強堿的之和約為(不考慮溶液混合時體積和溫度的變化，)A．12.2 B．13.5 C．13.3 D．14.7【答案】C【詳解】設強酸的為a，強堿的為b，由題意可得：，解得，則強酸的與強堿的之和約為13.3，故選C。5．下列實驗中，對現(xiàn)象的解釋正確的是AB裝置及操作現(xiàn)象氣體紅棕色先變深，再變淺溶液血紅色加深解釋壓強增大，平衡先逆向移動，再正向移動增大反應物濃度，平衡正向移動CD裝置及操作現(xiàn)象蒸餾水的小于的等體積等濃度的醋酸與鹽酸分別與足量溶液生成等量的水，前者放出的熱量小于后者解釋溫度升高，水的電離平衡正向移動醋酸是弱酸，不能完全反應A．A B．B C．C D．D【答案】C【詳解】A．壓縮體積，物質濃度變大，顏色變深；反應為氣體分子數減小的反應，平衡正向移動，顏色變淺，故A錯誤；B．原反應中KSCN過量，滴加更濃的FeCl3溶液，繼續(xù)反應生成，溶液顏色加深，故B錯誤；C．溫度升高，水的電離平衡正向移動，氫離子濃度增大，pH減小，故C正確；D．醋酸是弱酸，電離過程吸熱，與氫氧化鈉反應放出的熱量較少，故D錯誤；故選C。6．下列說法中正確的是A．在時，pH約為6的純水呈酸性B．在常溫下，將鹽酸溶液稀釋100倍，所得溶液的pH為8C．的溶液一定顯堿性D．當的氫氧化鈉溶液和氨水各1mL分別稀釋100倍，所得氨水的pH略小【答案】C【詳解】A．升溫促進水的電離，在時，pH約為6的純