2018届一轮复习人教版水溶液中的离子平衡和盐类的水解学案3(2) 20页

第二讲　水的电离和溶液的酸碱性 ‎[2017高考导航]‎ 考纲要求 真题统计 命题趋势 ‎1.了解水的电离、离子积常数。‎ ‎2．了解溶液pH的定义。了解测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。‎ ‎3．能根据中和滴定实验试题要求，分析或处理实验数据，得出合理结论。‎ ‎2015，卷Ⅰ 13T；‎ ‎2015，卷Ⅱ 26T(4)、28T(3)；‎ ‎2014，卷Ⅰ 12T(BC)；‎ ‎2014，卷Ⅱ 11T、28T(2)(5)；‎ ‎2013，卷Ⅰ 9T；‎ ‎2013，卷Ⅱ 9T(C)、13T ‎　　预计在2017年高考中，外界条件对水的电离平衡的影响仍是命题的重点。有关溶液pH的计算也应予以重视。运用数学工具(图表)进行推理类试题在今后的高考中出现的可能性较大，图表题的推理性可能会有所增强，应予以重视。复习备考时，注意化学平衡思想在水的电离平衡中的应用等。‎ 考点一　水的电离平衡[学生用书P182]‎ ‎1．水的电离 水是极弱的电解质，其电离方程式为2H2OH3O＋＋OH－或H2OH＋＋OH－。‎ ‎2．水的离子积常数 ‎(1)表达式：Kw＝c(H＋)·c(OH－)。室温下，Kw＝1×10－14。‎ ‎(2)影响因素：只与温度有关，水的电离是吸热过程，升高温度，Kw增大。‎ ‎(3)适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，Kw不变。‎ ‎3．影响水电离平衡的因素 ‎(1)升高温度，水的电离程度增大，Kw增大。‎ ‎(2)加入酸或碱，水的电离程度减小，Kw不变。‎ ‎(3)加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3)，水的电离程度增大，Kw不变。‎ ‎1．‎25 ℃‎时，相同物质的量浓度的下列溶液：①NaCl、②NaOH、③H2SO4、④(NH4)2SO4，其中水的电离程度按由大到小顺序排列的一组是(　　)‎ A．④>③>②>①　　　　　 B．②>③>①>④‎ C．④>①>②>③ D．③>②>①>④‎ 解析：选C。从四种物质分析可知②NaOH、③H2SO4抑制水的电离，①NaCl不影响水的电离平衡，④(NH4)2SO4促进水的电离(NH水解)，H2SO4为二元强酸，产生的c(H＋)大于NaOH产生的c(OH－)，抑制程度更大，故水的电离程度由大到小的顺序为④>①>②>③。‎ ‎2．(2016·德州模拟)室温下，在pH＝12的某溶液中，分别有甲、乙、丙、丁四位同学计算出由水电离出的c(OH－)的数据分别为甲：1.0×10－7 mol·L－1；乙：1.0×10－6 mol·L－1；丙：1.0×10－2 mol·L－1；丁：1.0×10－12 mol·L－1。其中你认为可能正确的数据是 (　　)‎ A．甲、乙 B．乙、丙 C．丙、丁 D．乙、丁 解析：选C。如果该溶液是一种强碱(如NaOH)溶液，则该溶液的OH－首先来自于碱(NaOH)的电离，水的电离被抑制，c(H＋)＝1×10－12 mol·L－1，所有这些H＋都来自于水的电离，水电离时当然同时提供相同物质的量的OH－，所以丁是对的。如果该溶液是一种强碱弱酸盐溶液，则该溶液之所以呈碱性是由于盐中弱酸根水解的缘故。水解时，弱酸根离子与水反应生成弱酸和OH－，使溶液中c(OH－)>c(H＋)，溶液中的OH－由水电离所得，所以丙也是正确的。‎ ‎3．求算下列溶液中由H2O电离出的c(H＋)和c(OH－)(‎25 ℃‎)。‎ ‎(1)pH＝2的H2SO4溶液，c(H＋)＝__________，c(OH－)＝____________。‎ ‎(2)pH＝10的NaOH溶液，c(H＋)＝__________，c(OH－)＝____________。‎ ‎(3)pH＝2的NH4Cl溶液，c(H＋)＝__________。‎ ‎(4)pH＝10的Na2CO3溶液，c(OH－)＝________________________________________________________________________。‎ 答案：(1)10－12 mol·L－1　10－12 mol·L－1‎ ‎(2)10－10 mol·L－1　10－10 mol·L－1‎ ‎(3)10－2 mol·L－1‎ ‎(4)10－4 mol·L－1‎ 名师点拨 ‎　计算水电离产生c(H＋)和c(OH－)的5种类型 任何水溶液中水电离产生的c(H＋)和c(OH－)总是相等的，有关计算有以下5种类型(以常温时的溶液为例)。‎ ‎(1)中性溶液：c(OH－)＝c(H＋)＝10－7 mol/L。‎ ‎(2)酸溶液——OH－全部来自水的电离。‎ 实例：pH＝2的盐酸中c(H＋)＝10－2 mol/L，则 c(OH－)＝1×10－12 mol/L，即水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12mol/L。‎ ‎(3)碱溶液——H＋全部来自水的电离。‎ 实例：pH＝12的NaOH溶液中c(OH－)＝10－2 mol/L，则c(H＋)＝1×10－12 mol/L，即水电离出的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12 mol/L。‎ ‎(4)水解呈酸性的盐溶液——H＋全部来自水的电离。‎ 实例：pH＝5的NH4Cl溶液中，由水电离出的 c(H＋)＝10－5 mol/L，因部分OH－与部分NH结合使溶液中 c(OH－)＝10－9 mol/L。‎ ‎(5)水解呈碱性的盐溶液——OH－全部来自水的电离。‎ 实例：pH＝12的Na2CO3溶液中，由水电离出的 c(OH－)＝10－2 mol/L，因部分H＋与部分CO结合使溶液中 c(H＋)＝10－12 mol/L。‎ ‎[归纳口诀]　酸中算“碱”，碱中算“酸”，盐中算大的(代表水的电离程度)。‎ ‎　已知：pOH＝－lg c(OH－)。不同温度下，水溶液中pH、pOH关系如图所示：‎ 下列推断不正确的是(　　)‎ A．MQ线上每一点对应的溶液都显中性 B．Q点对应的温度高于M点对应的温度 C．pH＝6.5的溶液不一定显酸性 D．M点对应的温度下，0.1 mol·L－1NaOH溶液pH＝12‎ ‎[解析]　MQ线上每一点均表示pH＝pOH，溶液呈中性，A正确；M点：Kw＝1.0×10－13，Q点：Kw＝1.0×10－14，水电离吸热，M点对应的温度高于Q点对应的温度，B错误；对于M点溶液，其pH＝6.5呈中性，Q点溶液pH＝7呈中性，C正确；c(H＋)＝mol·L－1＝1.0×10－12mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝12，D正确。‎ ‎[答案]　B 关于水的电离，甲同学认为在水中加入稀H2SO4，水的电离平衡向左移动，解释是加入稀H2SO4后c(H＋)增大，平衡左移。乙同学认为加入稀H2SO4后，水的电离平衡向右移动，解释为加入稀H2SO4后，c(H＋)浓度增大，H＋与OH－中和，平衡右移。你认为哪种说法正确？说明原因。‎ 答案：甲正确；温度不变，Kw是常数，加入H2SO4，c(H＋)增大，c(H＋)·c(OH－)>Kw，平衡左移。‎ 酸溶液或碱溶液中水的电离受到抑制，但由水电离出来的c(H＋)与c(OH－)是相等的。在可水解的盐溶液中，水的电离受到促进，溶液中的c(H＋)与c(OH－)不一定相等，但任何时候由水电离出来的n(H＋)和n(OH－)总是相等的。‎ ‎ ‎ 题组一　水的电离平衡的影响因素 ‎1．(2016·苏州质检)下列操作会促进H2O的电离，且使溶液pH>7的是(　　)‎ A．将纯水加热到‎90 ℃‎ B．向水中加少量NaOH溶液 C．向水中加少量Na2CO3溶液 D．向水中加少量FeCl3溶液 解析：选C。将纯水加热到‎90 ℃‎，水的电离程度增大，c(H＋)＝c(OH－)>10－7 mol·L－1，pH<7，A错；向水中加少量NaOH溶液，水中c(OH－)增大，pH>7，但水的电离平衡向逆方向移动，即水的电离受到抑制，B错；向水中加少量Na2CO3溶液，CO与H＋结合，水中c(H＋)减小，水的电离平衡向正方向移动，水中c(OH－)增大，c(OH－)>c(H＋)，pH>7，C对；向水中加少量FeCl3溶液，Fe3＋与OH－结合为弱电解质Fe(OH)3，水中c(OH－)减小，水的电离平衡向正方向移动，c(H＋)增大，c(H＋)>c(OH－)，pH<7，D错。‎ ‎2．(2015·高考广东卷)一定温度下，水溶液中H＋和OH－的浓度变化曲线如图。下列说法正确的是(　　)‎ A．升高温度，可能引起由c向b的变化 B．该温度下，水的离子积常数为1.0×10－13‎ C．该温度下，加入FeCl3可能引起由b向a的变化 D．该温度下，稀释溶液可能引起由c向d的变化 解析：选C。A.c点溶液中c(OH－)＞c(H＋)，溶液呈碱性，升温，溶液中c(OH－)不可能减小。B.由b点对应c(H＋)与c(OH－)可知，Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－7×1.0×10－7＝1.0×10－14。C.FeCl3溶液水解显酸性，溶液中c(H＋)增大，因一定温度下水的离子积是常数，故溶液中c(OH－)减小，因此加入FeCl3溶液可能引起由b向a的变化。D.c点溶液呈碱性，稀释时c(OH－)减小，同时c(H＋)应增大，故稀释溶液时不可能引起由c向d的变化。‎ 题组二　水电离的c(H＋)或c(OH－)的计算 ‎3．‎25 ℃‎时，在等体积的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，由水电离的H＋的物质的量之比是(　　 )‎ A．1∶10∶1010∶109‎ B．1∶5∶(5×109)∶(5×108)‎ C．1∶20∶1010∶109‎ D．1∶10∶104∶109‎ 解析：选A。‎25 ℃‎时，pH＝0的H2SO4溶液中由水电离出的c(H＋)＝10－14 mol·L－1；0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液中c(OH－)＝0.05 mol·L－1×2＝0.1 mol·L－1，根据Kw＝c(H＋)·c(OH－)可得，由水电离出的c(H＋)＝10－13 mol·L－1；pH＝10的Na2S溶液中由水电离出的c(H＋)＝10－4 mol·L－1；pH＝5的NH4NO3溶液中由水电离出的c(H＋)＝10－5 mol·L－1，故等体积上述溶液中水电离的H＋的物质的量之比为10－14∶10－13∶10－4∶10－5＝1∶10∶1010∶109，即选项A正确。‎ ‎(1)不管哪种溶液均有c(H＋)水＝c(OH－)水。‎ ‎(2)酸、碱、盐虽然影响水的电离平衡(不水解的盐除外)，造成水电离出的H＋或OH－的浓度发生变化，但在温度一定时Kw仍然不变，因为Kw只与温度有关。‎ ‎(3)水的离子积常数Kw＝c(H＋)·c(OH－)中H＋和OH－不一定是水电离出来的。c(H＋)和c(OH－)分别指溶液中的H＋和OH－的总浓度。这一关系适用于任何水溶液。‎ ‎(4)室温下，由水电离出的c(H＋)＝1×10－13 mol/L的溶液可能呈强酸性或强碱性，故该溶液中HCO、HSO均不能大量共存。‎ ‎ ‎ 考点二　溶液的酸碱性与pH[学生用书P183]‎ 一、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。(用“>”“＝”或“<”填空)‎ 酸性溶液中 中性溶液中 碱性溶液中 c(H＋)> c(OH－)‎ c(H＋)＝c(OH－)‎ c(H＋)< c(OH－)‎ 二、溶液的pH ‎1．定义式：pH＝－lg_c(H＋)。‎ ‎2．溶液的酸碱性与pH的关系 室温下：‎ ‎3．测量 ‎(1)pH试纸法：取一小块试纸放在玻璃片或表面皿上，用洁净干燥的玻璃棒蘸取待测溶液点在试纸的中央，变色后与标准比色卡对比，即可确定溶液的pH。‎ ‎(2)pH计测量法。‎ 三、常见溶液的pH计算 ‎1．单一溶液的pH计算 ‎ 强酸溶液，如HnA，设浓度为c mol/L，c(H＋)＝n c mol/L，pH＝－lg c(H＋)＝－lg (n c)。‎ 强碱溶液(‎25 ℃‎)，如B(OH)n，设浓度为c mol/L，c(H＋)＝ mol/L，pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg (n c)。‎ ‎2．混合溶液的pH计算 ‎(1)两种强酸混合：直接求出c(H＋)混，再据此求pH。c(H＋)混＝。‎ ‎(2)两种强碱混合：先求出c(OH－)混，再据Kw求出c(H＋)混，最后求pH。‎ c(OH－)混＝。‎ ‎(3)强酸、强碱混合：先判断哪种物质过量，再由下式求出溶液中H＋或OH－的浓度，最后求pH。‎ c(H＋)混或c(OH－)混＝。‎ ‎1．判断下列溶液在常温下的酸碱性(填“酸性”“碱性”或“中性”)。‎ ‎(1)相同浓度的HCl和NaOH溶液等体积混合________________________________________________________________________。‎ ‎(2)相同浓度的CH3COOH和NaOH溶液等体积混合________________________________________________________________________‎ ‎______________。‎ ‎(3)相同浓度的NH3·H2O和HCl溶液等体积混合________________________________________________________________________‎ ‎______________。‎ ‎(4)pH＝2的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合________________________________________________________________________‎ ‎______________。‎ ‎(5)pH＝3的HCl和pH＝10的NaOH溶液等体积混合________________________________________________________________________‎ ‎______________。‎ ‎(6)pH＝3的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合________________________________________________________________________‎ ‎______________。‎ ‎(7)pH＝2的CH3COOH 和pH＝12的NaOH溶液等体积混合________________________________________________________________________。　　　　　　　　　　　　‎ ‎(8)pH＝2的HCl和pH＝12的NH3·H2O溶液等体积混合______________。‎ 答案：(1)中性　(2)碱性　(3)酸性　(4)中性　(5)酸性　(6)碱性　(7)酸性　(8)碱性 ‎2．pH＝13的强碱溶液与pH＝2的强酸溶液混合，所得溶液pH＝11，则强碱溶液与强酸溶液的体积比是(　　)‎ A．11∶1　　　　　　　　 B．9∶1‎ C．1∶1 D．1∶9‎ 解析：选D。假设强碱溶液体积为V‎1 L，强酸溶液体积为V‎2 L，由已知可得，碱中c(OH－)＝0.1 mol/L，酸中c(H＋)＝0.01 mol/L，则反应前n(OH－)＝(0.1×V1) mol，n(H＋)＝(0.01×V2) mol，反应后c(OH－)＝0.001 mol/L。列出方程：0.1V1－0.01V2＝0.001(V1＋V2)，解得：V1/V2＝1/9。‎ ‎3．(1)1 mL pH＝5的盐酸，加水稀释到10 mL，pH＝________________________________________________________________________；‎ 加水稀释到100 mL，pH________7。‎ ‎(2)1 mL pH＝9的NaOH溶液，加水稀释到10 mL，pH＝__________；加水稀释到100 mL，pH________7。‎ 答案：(1)6　接近　(2)8　接近 名师点拨 ‎(1)溶液呈现酸、碱性的实质是c(H＋)与c(OH－)的相对大小不相等，不能只看pH，一定温度下pH＝6的溶液可能显中性，也可能显酸性，应注意温度。‎ ‎(2)使用pH试纸时不能用蒸馏水润湿。‎ ‎(3)广范pH试纸只能测出pH的整数值。‎ ‎　(2016·延安一中测试)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 ‎1×10－14‎ a ‎1×10－12‎ 试回答以下问题：‎ ‎(1)若25＜t1＜t2，则a________1×10－14(填“＞”“＜”或“＝”)，作此判断的理由是________________________________________________________________________。‎ ‎(2)‎25 ℃‎下，某Na2SO4溶液中c(SO)＝5×10－4 mol/L，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)在t2温度下测得某溶液pH＝7，该溶液显________(填“酸”“碱”或“中”)性。将此温度下pH＝11的NaOH溶液x L 与pH＝1的H2SO4溶液y L混合。‎ ‎①若所得混合液为中性，则x∶y＝______________。‎ ‎②若所得混合液pH＝2，则x∶y＝______________。‎ ‎[解析]　(1)水是弱电解质，存在电离平衡，电离吸热。所以温度升高，水的电离程度增大，离子积增大。‎ ‎(2)‎25 ℃‎时，某Na2SO4溶液中c(SO)＝5×10－4 mol/L，则溶液中钠离子浓度是1×10－3 mol/L。如果稀释10倍，则钠离子浓度是1×10－4 mol/L。但硫酸钠溶液是显中性的，所以c(Na＋)∶c(OH－)＝10－4∶10－7＝1 000∶1。‎ ‎(3)t2温度下水的离子积常数是1×10－12，所以在该温度下，pH ‎＝6时溶液是显中性的。因此pH＝7时溶液显碱性；此温度下pH＝11的NaOH溶液中OH－的浓度是0.1 mol/L，则①若所得混合液为中性，由于硫酸中氢离子的浓度也是0.1 mol/L，则x∶y＝1∶1。②所得混合溶液的pH＝2，说明稀硫酸过量，所以有＝0.01，解得x∶y＝9∶11。‎ ‎[答案]　(1)＞　温度升高，水的电离程度增大，离子积增大 ‎(2)1 000∶1　(3)碱　①1∶1　②9∶11‎ pH<7的溶液一定是酸性溶液吗？pH>7的溶液一定是碱性溶液吗？pH＝7的溶液一定是中性溶液吗？‎ 答案：不一定。上述说法只有在常温下才能满足。若在某温度下，水的离子积常数为1×10－12，此时pH＝6的溶液为中性溶液，pH>6的溶液为碱性溶液，pH<6的溶液为酸性溶液。‎ 将强酸、强碱溶液以某体积之比混合，若混合液呈中性，则c(H＋)∶c(OH－)、V碱∶V酸、pH酸＋pH碱有如下规律(‎25 ℃‎)：因c(H＋)酸·V酸＝c(OH－)碱·V碱，故有＝。在碱溶液中c(OH－)碱＝，将其代入上式得c(H＋)酸·c(H＋)碱＝，两边取负对数得pH酸＋pH碱＝14－lg。V酸∶V碱＝10pH酸＋pH碱－14。‎ 现举例如下：‎ V酸∶V碱 c(H＋)∶c(OH－)‎ pH酸＋pH碱 ‎10∶1‎ ‎1∶10‎ ‎15‎ ‎1∶1‎ ‎1∶1‎ ‎14‎ ‎1∶10‎ ‎10∶1‎ ‎13‎ m∶n n∶m ‎14＋lg 题组一　溶液酸碱性的判断 ‎1．(教材改编)室温时下列混合溶液的pH一定小于7的是(　　)‎ A．pH＝3的盐酸和pH＝11的氨水等体积混合 B．pH＝3的盐酸和pH＝11的氢氧化钡溶液等体积混合 C．pH＝3的醋酸溶液和pH＝11的氢氧化钡溶液等体积混合 D．pH＝3的硫酸溶液和pH＝11的氨水等体积混合 解析：选C。A项氨水过量，pH>7；B项pH＝7；C项CH3COOH过量，pH<7；D项氨水过量，pH>7。‎ ‎2．已知温度T时水的离子积常数为Kw，该温度下，将浓度为a mol·L－1的一元酸HA与b mol·L－1的一元碱BOH等体积混合，可判定该溶液呈中性的依据是(　　)‎ A．a＝b B．混合溶液的pH＝7‎ C．混合溶液中，c(H＋)＝ mol·L－1‎ D．混合溶液中，c(H＋)＋c(B＋)＝c(OH－)＋c(A－)‎ 解析：选C。溶液呈中性，说明c(H＋)＝c(OH－)，而水的离子积Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝c2(H ‎＋)，所以c(H＋)＝ mol·L－1，C正确。A项中a＝b，不知酸和碱的强弱，故不好判断溶液酸碱性；B项中没有指明在‎25 ℃‎时，pH＝7不能作为溶液呈中性的依据；D项为电荷守恒，不能判定该溶液呈中性。‎ 题组二　溶液pH的简单计算 ‎3．常温下，关于溶液的稀释下列说法正确的是(　　)‎ A．pH＝3的醋酸溶液稀释100倍，pH＝5‎ B．pH＝4的H2SO4溶液加水稀释100倍，溶液中由水电离产生的c(H＋)＝1.0×10－6 mol·L－1‎ C．将‎1 L 0.1 mol·L－1的Ba(OH)2溶液稀释为‎2 L，pH＝13‎ D．pH＝8的NaOH溶液稀释100倍，其pH＝6‎ 解析：选C。A项，pH＝3的醋酸溶液在稀释过程中电离平衡正向移动，稀释100倍时，34.4黄色 酚酞 ‎<8.2无色 ‎8.2～10.0粉(浅)红色 ‎>10.0红色 　酸碱中和滴定中一般不用石蕊作指示剂，因为其颜色变化不明显。‎ 三、实验用品 ‎1．仪器：酸式滴定管(如图A)、碱式滴定管(如图B)、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。‎ ‎2．试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。‎ ‎3．滴定管的选择 试剂性质 滴定管 原因 酸性、氧化性 酸式滴定管 酸性和氧化性物质易腐蚀橡胶 碱性 碱式滴定管 碱性物质易腐蚀玻璃，致使玻璃活塞无法打开 四、实验操作(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例)‎ ‎1．滴定前的准备 ‎(1)滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→调液面→记录。‎ ‎(2)锥形瓶：注碱液→记读数→加酚酞指示剂。‎ ‎2．滴定 ‎3．终点判断 等到滴入最后一滴标准液，溶液由红色变为无色，且在半分钟内不恢复原来的颜色，视为滴定终点并记录标准液的体积。‎ ‎4．操作步骤 ‎(1)仪器的洗涤 滴定管(或移液管)：自来水→蒸馏水→待装溶液润洗。‎ 锥形瓶：自来水→蒸馏水(禁止用待装溶液润洗)。‎ ‎(2)装液调整液面 向滴定管中装液，使液面一般高于“0”刻度，驱除玻璃尖嘴处的气泡。‎ ‎(3)读数 调整液面在“0”刻度或“0”刻度以下，读出初读数，记为“X.XX mL”，滴定终点，读出末读数，记为“YY.YY mL”，实际消耗滴定剂的体积为(YY.YY－X.XX) (用以上两读数表示)mL。‎ 五、数据处理 按上述操作重复二至三次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c(NaOH)＝计算。‎ 六、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的操作引起V(标准)的变化，即分析出结果。V(标准)变大，则c(待测)偏高；V(标准)变小，则c(待测)偏低。‎ ‎2．常见误差 以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液(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酸溶液润洗 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 变大 偏高 锥形瓶洗净后还留有蒸馏水 不变 无影响 取液 取碱液的滴定管开始有气泡，读数时气泡消失 变小 偏低 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 部分酸液滴在锥形瓶外 变大 偏高 读数 酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或前仰后俯)‎ 变小 偏低 酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或前俯后仰)‎ 变大 偏高 ‎1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)‎ ‎(1)‎25 ℃‎时，用醋酸溶液滴定等浓度NaOH溶液至pH＝7，V醋酸c(H＋)　　　 B．使酚酞显无色的溶液 C．溶液中含有OH－ D．pH>7的溶液 解析：选A。溶液酸碱性实质是溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小，故A选项正确；使酚酞显无色的溶液pH＜8.2，故B选项错误；水溶液中均含有OH－，‎ 故C选项错误；pH>7的溶液并不一定呈碱性，故D选项错误。‎ ‎2．(2016·安阳模拟)水的电离过程为H2OH＋＋OH－，在不同温度下其离子积为Kw(‎25 ℃‎)＝1.0×10－14，Kw(‎35 ℃‎)＝2.1×10－14，则下列叙述中正确的是(　　)‎ A．纯水中c(H＋)随温度的升高而降低 B．‎35 ℃‎时，纯水中c(H＋)>c(OH－)‎ C．纯水的pH：pH(‎35 ℃‎)>pH(‎25 ℃‎)‎ D．‎35 ℃‎时水电离出的H＋的浓度约为1.45×10－7 mol/L 解析：选D。由两种温度下水的离子积常数知水的电离是吸热的，温度高时水中c(H＋)较高，pH较小，但溶液中c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性，A、B、C错误；水电离生成的c(H＋) 及c(OH－)相等，利用水的离子积常数可判断D正确。‎ ‎3．在T ℃时，某NaOH稀溶液中c(H＋)＝10－a mol/L，c(OH－)＝10－b mol/L，已知a＋b＝12。向该溶液中逐滴加入pH＝c的盐酸(T ℃)，测得混合溶液的部分pH如下表所示：‎ 序号 NaOH溶液 的体积/mL 盐酸的体积/mL 溶液的pH ‎①‎ ‎20.00‎ ‎0.00‎ ‎8‎ ‎②‎ ‎20.00‎ ‎20.00‎ ‎6‎ 假设溶液混合前后的体积变化忽略不计，则c为(　　)‎ A．3 B．4‎ C．5 D．6‎ 解析：选B。据题意可知在该温度下水的离子积常数是1×10－12，而不是1×10－14，通过①可知，此NaOH溶液中c(OH－)＝1×10－4 mol/L。由②可知，加入20.00 mL盐酸后溶液的pH＝6，此时恰好完全中和，则c(H＋)＝＝1×10－4 mol/L，则c＝4。‎ ‎4．用滴定法测定Na2CO3(含NaCl杂质)的质量分数，下列操作会引起测定值偏高的是(　　)‎ A．试样中加入酚酞作指示剂，用标准酸液进行滴定 B．滴定管用蒸馏水洗涤后，直接注入标准酸液进行滴定 C．锥形瓶用蒸馏水洗涤后，直接加入待测液进行滴定 D．滴定管用蒸馏水洗涤后，直接注入待测液，取20.00 mL进行滴定 解析：选B。A项，酚酞变色的pH范围是8.2～10.0，用于滴定碳酸钠时，当碳酸钠转化成碳酸氢钠时溶液的颜色开始发生改变，此时V(酸)偏低；B项，滴定管用蒸馏水洗涤后未用标准液润洗，则标准液被稀释，V(酸)偏高，测定值偏高；C项对测定结果无影响；D项，直接注入待测液相当于将待测液稀释，测得待测液的浓度偏低。‎ ‎5．(2014·高考全国卷Ⅱ，11，6分)一定温度下，下列溶液的离子浓度关系式正确的是(　　)‎ A．pH＝5的H2S溶液中，c(H＋)＝c(HS－)＝1×10－5 mol·L－1‎ B．pH＝a的氨水溶液，稀释10倍后，其pH＝b，则a＝b＋1‎ C．pH＝2的H‎2C2O4溶液与pH＝12的NaOH溶液任意比例混合：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HC2O)‎ D．pH相同的①CH3COONa　②NaHCO3　③NaClO三种溶液的c(Na＋)：①>②>③‎ 解析：选D。A.pH＝5的H2S溶液中H＋的浓度为1×10－5 mol·L－1，但是HS－的浓度会小于H＋的浓度，H＋来自于H2S的第一步电离、HS－的电离和水的电离，故H＋的浓度大于HS－的浓度，故不正确。B.弱碱不完全电离，弱碱稀释10倍时，pH减小不到一个单位，a碳酸的酸性>次氯酸的酸性，根据越弱越水解的原则，pH相同的三种钠盐，浓度的大小关系为醋酸钠>碳酸氢钠>次氯酸钠，则钠离子的浓度为①>②>③，故正确。‎ ‎6．下图表示水溶液中c(H＋)和c(OH－)的关系，下列判断错误的是(　　)‎ A．两条曲线间任意点均有c(H＋)·c(OH－)＝Kw B．M区域内任意点均有c(H＋)＜c(OH－)‎ C．图中T1＜T2‎ D．XZ线上任意点均有pH＝7‎ 解析：选D。根据水的电离、水的离子积的影响因素以及pH的计算逐一分析各选项。A项水溶液中的c(H＋)与c(OH－)的乘积为一常数；B项由图看出M区域内c(H＋)＜c(OH－)；C项T2时c(H＋)·c(OH－)大于T1时c(H＋)·c(OH－)，因为水的电离过程是吸热的，温度越高，水的离子积越大，所以T2＞T1；D项pH＝－lg c(H＋)，XZ线上任意点的 c(H＋)＝c(OH－)，但pH不一定为7。‎ ‎7．现有pH＝5的CH3COOH溶液10 mL，要使其pH增大3，可采取的方法有(　　)‎ A．向溶液中加水稀释至‎10 L B．加入一定量的NaOH固体 C．加入一定量pH＝8的NaOH溶液 D．加入一定浓度的盐酸 解析：选B。由pH＝5增加3得pH＝8，说明溶液呈碱性，酸溶液无论如何稀释溶液也不会呈碱性，A项错误；因加入NaOH溶液的pH＝8，故酸碱无论怎样中和，pH也只能接近8，不会出现pH＝8，C项错误；因盐酸呈酸性，故无法实现，D项错误。‎ ‎8．常温下，将一元酸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如表：‎ 实验编号 c(HA)/mol·L－1‎ c(NaOH)/mol·L－1‎ 混合溶液的pH 甲 ‎0.1‎ ‎0.1‎ pH＝a 乙 ‎0.2‎ ‎0.2‎ pH＝9‎ 丙 c1‎ ‎0.2‎ pH＝7‎ 丁 ‎0.2‎ ‎0.1‎ pH<7‎ 下列判断正确的是(　　)‎ A．a>9‎ B．在乙组混合液中由水电离出的c(OH－)＝10－5 mol·L－1‎ C．c1＝0.2‎ D．丁组混合液：c(Na＋)>c(A－)>c(H＋)>c(OH－)‎ 解析：选B。由乙组实验可判断反应完全时溶液显碱性，因此确定生成的盐为强碱弱酸盐，即HA为弱酸，甲组也完全反应，但得到盐的浓度小于乙组，所以溶液：77，根据溶液碱性由弱到强，试纸颜色变化为绿→蓝→紫。而要精确测定溶液的pH，需要用pH计。pH计主要通过测定溶液的c(H＋)来测定溶液的pH。‎ ‎(1)已知水中存在平衡：H2OH＋＋OH－　ΔH>0，现要使平衡向右移动，且所得的溶液呈酸性，应选择的方法是________。‎ A．向水中加入NaHSO3固体 B．向水中加入Cu(NO3)2固体 C．加热水至‎90 ℃‎ D．向水中加入(NH4)2NO3‎ ‎(2)现要测定‎100 ℃‎沸水的pH及酸碱性，若用pH试纸测定，则试纸显________色，溶液呈________性(填“酸”“碱”或“中”)；若用pH计测定，则pH________7(填“>”“＝”或“<”)。‎ ‎(3)常温下，用预先润湿的pH试纸测得某氨基酸溶液的pH等于8，则原溶液的pH________8(填“>”“＝”或“<”)。‎ 解析：(1)要注意两点：一是促进水的电离，可排除A；二是使溶液呈酸性，可排除C。(2)‎100 ℃‎沸水仍呈中性，根据此时水的离子积常数可知，该温度下水的pH＝6。(3)根据题意可知，原氨基酸溶液显弱碱性，稀释后溶液的pH＝8，则原溶液的pH应大于8。‎ 答案：(1)BD　(2)浅绿　中　<　(3)>‎ ‎11．(2016·东莞高三检测)现有常温下的六份溶液：‎ ‎①0.01 mol/L CH3COOH溶液；‎ ‎②0.01 mol/L HCl溶液；‎ ‎③pH＝12的氨水；‎ ‎④pH＝12的NaOH溶液；‎ ‎⑤0.01 mol/L CH3COOH溶液与pH＝12的氨水等体积混合后所得溶液；‎ ‎⑥0.01 mol/L HCl溶液与pH＝12的NaOH溶液等体积混合后所得溶液。‎ ‎(1)其中水的电离程度最大的是________(填序号，下同)，水的电离程度相同的是________；‎ ‎(2)若将②、③混合后所得溶液pH＝7，则消耗溶液的体积：②________③(填“>”“<”或“＝”)；‎ ‎(3)将六份溶液同等稀释10倍后，溶液的pH：①________②，③________④，⑤________⑥(填“>”“<”或“＝”)；‎ ‎(4)将①、④混合，若有c(CH3COO－)>c(H＋)，则混合溶液可能呈________(填序号)。‎ A．酸性　　　 B．碱性　　　C．中性 解析：(1)酸和碱都会抑制水的电离，故只有⑥为NaCl溶液，对H2O的电离无抑制作用。②③和④对水的电离抑制程度相同。(2)因pH＝12的氨水中c(NH3·H2O)>0.01 mol/L，故②、③混合，欲使pH＝7，则需体积：②>③。(3)稀释同样的倍数后，溶液的pH：①>②；③>④；⑤>⑥。(4)由电荷守恒知：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，仅知道c(CH3COO－)>c(H＋)，无法比较c(H＋)与c(OH－)的相对大小，也就无法判断混合液的酸碱性，故选A、B、C。‎ 答案：(1)⑥　②③④　(2)>　(3)>　>　>‎ ‎(4)ABC ‎12．已知：常温下，A酸的溶液pH＝a，B碱的溶液pH＝b。‎ ‎(1)若A为盐酸，B为氢氧化钡，且a＝4，b＝12，两者等体积混合，溶液的pH________。‎ a．大于7 b．等于‎7 c．小于7‎ ‎(2)若A为醋酸，B为氢氧化钠，且a＝4，b＝12，那么A溶液中水电离出的氢离子浓度为________mol/L，B溶液中水电离出的氢离子浓度为________mol/L。‎ ‎(3)若A的化学式为HR，B的化学式为MOH，且a＋b＝14，两者等体积混合后溶液显碱性。则混合溶液中必定有一种离子能发生水解，其水解反应的离子方程式为________________________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ 解析：(1)pH＝4的盐酸与pH＝12的氢氧化钡溶液等体积混合，因c(OH－)＝10－2 mol/L大于c(H＋)＝10－4 mol/L，故混合后溶液应呈碱性，故应选a。‎ ‎(2)醋酸和氢氧化钠均抑制水的电离。‎ ‎(3)a＋b＝14的意义为酸中c(H＋)与碱中c(OH－)相等，二者等体积混合后溶液呈碱性，说明碱为弱碱，反应中碱过量，故弱碱阳离子M＋水解。‎ 答案：(1)a　(2)10－10　10－12‎ ‎(3)M＋＋H2OMOH＋H＋‎ ‎13．现有常温条件下甲、乙、丙三种溶液，甲为0.1 mol/L的NaOH溶液，乙为0.1 mol/L的HCl溶液，丙为0.1 mol/L的CH3COOH溶液，试回答下列问题：‎ ‎(1)甲溶液的pH＝__________；‎ ‎(2)丙溶液中存在的电离平衡为________________________________________________________________________‎ ‎________________(用电离平衡方程式表示)；‎ ‎(3)甲、乙、丙三种溶液中由水电离出的c(OH－)的大小关系为________________________；‎ ‎(4)某同学用甲溶液分别滴定20.00 mL乙溶液和20.00 mL丙溶液，得到如图所示两条滴定曲线，请完成有关问题：‎ ‎①甲溶液滴定丙溶液的曲线是________(填“图1”或“图2”)；‎ ‎②a＝________mL。‎ 解析：(1)c(OH－)＝0.1 mol/L，则c(H＋)＝10－13 mol/L，pH＝13。‎ ‎(2)CH3COOH溶液中存在CH3COOH和水的电离平衡。‎ ‎(3)酸、碱对水的电离具有抑制作用，c(H＋)或c(OH－)越大，水的电离程度越小，反之越大。‎ ‎(4)①氢氧化钠溶液滴定盐酸恰好中和时，pH＝7；氢氧化钠溶液滴定醋酸恰好中和时，‎ 生成醋酸钠溶液，pH>7。对照题中图示，图2符合题意。②a的数值是通过滴定管读数所确定的，因此读数应在小数点后保留两位。‎ 答案：(1)13　(2)CH3COOHCH3COO－＋H＋、H2OOH－＋H＋　(3)丙>甲＝乙 ‎(4)①图2　②20.00‎