高考第一轮复习——水的电离和溶液的酸碱性 16页

年 级 高三 学 科 化学 版 本 人教新课标版 课程标题 高考第一轮复习——水的电离和溶液的酸碱性 编稿老师 刘学超 一校 林卉 二校 黄楠 审核 张美玲 一、考纲要求 ‎1. 理解水的电离平衡和离子积的概念，影响水电离平衡的因素。‎ ‎2. 了解溶液的酸碱性和pH的关系。‎ ‎3. 了解溶液pH的定义，初步掌握测定溶液pH的方法，能进行溶液pH的简单计算。知道pH的调控在工农业生产和科学研究中的重要作用。 ‎ ‎4. 初步了解中和滴定的原理和方法。‎ 二、考题规律 从近几年的高考试题来看，考查内容包括：‎ ‎1. 在新情景下，考查水的电离平衡及与Kw的关系，以及影响水的电离程度的因素。‎ ‎2. pH的简单计算和判断溶液的酸碱性。‎ ‎3. 根据溶液混合或稀释后的pH计算溶液的体积比。‎ ‎4. 中和滴定实验的有关知识。‎ 三、考向预测 ‎ 水的电离和溶液的酸碱性是高考考查的热点。从近几年的高考试题来看，出现了用字母表示溶液的pH，计算溶液的pH。溶液pH的计算中题设条件千变万化，有正向、逆向思维，数字与字母交替出现，与生物酸碱平衡相结合等。中和滴定实验终点的判断及其基本操作等。‎ 一、水的电离与溶液的酸碱性 二、水的离子积常数及影响水电离平衡的因素 ‎1. 水的离子积常数 水的离子积常数：KW=c(H+) ×c(OH－)。‎ ‎（1）室温下：KW＝1.0×10－14mol2·L－2。‎ ‎（2）影响因素：只与温度有关，升高温度KW增大。‎ ‎（3）适用范围：KW不仅适用于纯水，也适用于稀的酸碱盐溶液。‎ ‎2. 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。‎ ‎ ‎ H2OH＋＋OH－ ΔH>0‎ 条件变化 移动方向 c（H＋）‎ c（OH－）‎ KW 升高温度 向右 增大 增大 增大 加酸 向左 增大 减小 不变 加碱 向左 减小 增大 不变 加强酸弱碱盐 向右 增大 减小 不变 加强碱弱酸盐 向右 减小 增大 不变 ‎3. 室温下水电离出的c（H＋）或c（OH－）的计算规律 ‎（1）中性溶液：c（H＋）＝c（OH－）‎ ‎（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。‎ ‎（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。‎ ‎（4）水解呈酸性或碱性的盐溶液：H＋和OH－均由水电离产生。‎ 三、溶液的pH ‎1. 溶液酸、碱性的实质 溶液的酸碱性取决于溶液中c（H＋）和c（OH－）的相对大小。‎ ‎（1）酸性溶液，c（H＋）>c（OH－）， 常温下，pH<7。‎ ‎（2）中性溶液，c（H＋）=c（OH－），常温下，pH=7。‎ ‎（3）碱性溶液，c（H＋）7。‎ ‎2. pH的计算 ‎（1）单一溶液的pH计算 ‎①强酸溶液，如HnA，设其浓度为c mol·L－1，则c（H＋）＝nc mol·L－1，pH＝－lgc（H＋）＝－lgnc ‎②强碱溶液，如B（OH）n，设其浓度为c mol·L－1，则c（H＋）＝，pH＝－lgc（H＋）＝14＋lgnc ‎（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＋）＝‎ ‎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－）＝‎ ‎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。‎ ‎（3）酸或碱加水稀释后pH的计算：‎ ‎①强酸pH＝a，加水稀释10n 倍，则pH＝a＋n ‎②弱酸pH＝a，加水稀释10n 倍，则pH＜a＋n ‎③强碱pH＝b，加水稀释10n 倍，则pH＝b－n ‎④弱碱pH＝b，加水稀释10n 倍，则pH＞b－n ‎3. 溶液酸碱性的判断 ‎①利用c（H＋）和c（OH－）的相对大小判断 若c（H＋）>c（OH－），则溶液呈酸性；‎ 若c（H＋）＝c（OH－），则溶液呈中性；‎ 若c（H＋）7，则溶液呈碱性。‎ ‎4. pH试纸的使用 ‎（1）方法：把小块pH试纸放在玻璃片（或表面皿）上，用蘸有待测液的玻璃棒点滴在试纸的中央，试纸变色后，与标准比色卡比较以确定溶液的pH。‎ ‎（2）注意：pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则将可能产生误差。‎ 四、中和滴定 ‎1. 中和滴定所用仪器 ‎2. 酸碱指示剂的选择 ‎（1）常见滴定类型中指示剂的选择 ‎①强酸与弱碱在滴定终点时溶液呈酸性，可选用甲基橙为指示剂（变色点pH＝4.4）。‎ ‎②强碱与弱酸在滴定终点时溶液呈碱性，可选用酚酞为指示剂（变色点pH＝8.2）。‎ ‎③强酸与强碱在滴定终点时溶液呈中性，上述两种指示剂均可选用。‎ ‎（2）常见指示剂的变色范围 试 剂 pH范围对应的指示剂颜色 甲基橙 ‎ ‎ 石 蕊 ‎ ‎ 酚 酞 ‎ ‎ ‎3. 中和滴定操作（以稀盐酸滴定氢氧化钠溶液为例）‎ ‎（1）准备 ‎①滴定管 a. 检验酸式滴定管是否漏液；‎ b. 洗涤滴定管后再用标准液润洗2～3次；‎ c. 用漏斗注入标准液至“0”刻度以上2～3 cm处；‎ d. 排出酸式滴定管尖嘴处的气泡，将液面调节到“0”刻度，（或“0”刻度以下某一刻度），记下刻度值。‎ ‎②锥形瓶：只能用蒸馏水洗涤，不能用待测液润洗。‎ ‎（2）滴定 ‎①用碱式滴定管取一定体积待测液于锥形瓶中，滴入2～3滴指示剂；‎ ‎②用左手握活塞旋转开关，右手不断旋转、振荡锥形瓶，眼睛注视锥形瓶中溶液的颜色变化，至滴定终点时，记下刻度值。‎ ‎③每个样品滴定2～3次，取平均值求出结果。‎ ‎4. 酸碱中和滴定的误差分析 ‎（1）原理 cB＝，VB是准确量取的体积，cA是标准溶液的浓度，它们均为定值，所以cB的大小取决于VA的大小，VA大则cB大，VA小则cB小。‎ ‎（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 VA cB 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 变大 偏高 ‎ 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 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 ‎ 部分酸液滴出锥形瓶外 变大 偏高 ‎ 溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后返加一滴碱液颜色无变化 变大 偏高 读数 ‎ 滴定前读数正确，滴定后俯视读数（或前仰后俯）‎ 变小 偏低 ‎ 滴定前读数正确，滴定后仰视读数（或前俯后仰）‎ 变大 偏高 聚焦热点1: 水的电离 例1 25℃时，某溶液中由水电离出来的自由移动的H＋的浓度为1×10－a mol/L，以下说法中正确的是（ ）‎ A. a>7时，水的电离一定受到促进 B. a<7时，水的电离一定受到抑制 C. a>7时，溶液的pH为或（14－a）‎ D. a<7时，溶液的pH一定为 分析：常温下水的离子积是1×10－14，由水电离出来的H＋的浓度为1×10－7 mol/L，如果a>7肯定是水的电离受到了抑制，该溶液可能是酸溶液也可能是碱溶液。如果a<7时，水的电离一定受到促进，是盐的水解所起的作用。A、B答案正好相反，所以A、B都错。C选项，当a>7时，如果是碱溶液则此时溶液中所有的H＋都是由水电离出来的，此时溶液的pH＝a，如果是酸溶液，则此时溶液中所有的OH－都是由水电离产生的，此时溶液的pOH＝，pH＝（14－a）。D选项中，当a<7时，溶液呈酸性，溶液中的氢离子都是由水电离产生的，故pH=。‎ 答案：C D 点评：本题考查了水的电离及其影响因素，也联系到了盐类的水解，是一类综合性题目。考生易忽视溶液中H＋或OH－的来源以及条件变化，从而错选A、B。对于此类题可细究如下：‎ 根据水的电离方程式：H2OH＋＋OH－，水的电离受到外界因素的影响：①在酸或碱的溶液中，外界加入的H＋或OH－使得c（H＋）或c（OH－）增大，水的电离平衡向左移动，水的电离受到抑制。注意:由于水的电离是很微弱的，在酸溶液中，H＋绝大部分来自酸的电离，只有OH－全部来自于水，此时由水电离产生的c（H＋）等于该溶液中的c（OH－）；而在碱溶液中，H＋全部来自于水的电离，此时水电离产生的c（H＋）就是溶液中的c（H＋）。②如果溶液中有盐的水解，则情况正好相反，在强碱弱酸盐溶液中，由于弱酸的酸根离子结合了一些H＋，使水的电离平衡向右移动，c（OH－）增大，故此时的OH－全部来自于水，而此时溶液中的H＋只是水电离产生的H＋的一部分H+，另一部分和弱酸的酸根离子结合了。在弱碱强酸盐溶液中，由于弱碱的阳离子结合了一部分OH－，水的电离平衡同样向右移动，c（H＋）增大，此时溶液中的c（H＋）就是水电离出的c（H＋）。‎ 例2 25℃时，水的电离达到平衡：H2O H＋＋OH－ ΔH>0，则下列叙述正确的是（ ）‎ A. 向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c（OH－）降低 B. 向水中加入少量固体硫酸氢钠，c（H＋）增大，KW不变 C. 向水中加入少量固体CH3COONa，平衡逆向移动，c（H＋）降低 D. 将水加热，KW增大，pH不变 分析：加入稀氨水，平衡逆向移动，但c（OH－）增大；向水中加入少量固体硫酸氢钠，c（H＋）增大，平衡逆向移动，但温度没变，故KW不变；向水中加入少量固体CH3COONa，因为CH3COONa的水解，能促使平衡正向移动，因为CH3COO－结合了H＋，故c（H＋）降低；因为正反应是吸热反应，加热，平衡正向移动，KW增大，c（H＋）变大，pH变小。综上分析可知，本题选B项。‎ 答案：B ‎ 点评：H2O电离产生H＋、OH－，故能影响H＋、OH－浓度的因素均能使水的电离平衡发生移动，但是并不能影响水的离子积常数；加热既能促进H2O的电离，也能影响水的离子积常数。‎ 例3 在不同温度下的水溶液中，c（H＋）＝10x mol/L，c（OH－）＝10y mol/L，x与y的关系如图所示。请回答下列问题：‎ ‎（1）曲线Ⅰ代表的温度下，水的离子积为________，曲线Ⅰ所代表的温度________（填“高于”、“低于”或“等于”）曲线Ⅱ所代表的温度。你判断的依据是 。‎ ‎（2）曲线Ⅰ所代表的温度下，0.01 mol/L的NaOH溶液的pH为________。‎ 分析：（1）根据曲线对应的数据，可以知道曲线Ⅰ代表的温度下水的离子积为1×10－12，水的电离过程是吸热过程，温度越高，水的离子积就越大，曲线Ⅰ所代表的离子积比曲线Ⅱ的大，所以，曲线Ⅰ代表的温度高。‎ ‎（2）曲线Ⅰ所代表水的离子积为1×10－12，0.01 mol/L的NaOH溶液中，c（OH－）＝10－2 mol/L，则c（H＋）＝10－10 mol/L，pH＝10。‎ 答案：（1）1×10－12 高于 曲线Ⅱ所代表的离子积比曲线Ⅰ的小，由于水的电离过程是吸热过程，温度越高，其离子积越大，故曲线Ⅱ所代表的温度较低 （2）10‎ 点评：本题重点考查了水的离子积常数和溶液pH的计算，要明确水的离子积常数只受温度的影响。水的电离过程是吸热过程，温度越高，水的离子积就越大。‎ 聚焦热点2：溶液的pH 例1 常温下，将0.1 mol·L－1氢氧化钠溶液与0.06 mol·L－1硫酸溶液等体积混合，该混合溶液的pH等于（ ）‎ A. 1.7 B. 2.0 C. 12.0 D. 12.4‎ 分析：考查pH的计算，由方程式分析酸过量，设酸、碱均为1L，过量H＋的物质的量为0.02 mol，V＝2 L，c（H＋）＝0.01 mol·L－1，pH＝2.0。‎ 答案：B ‎ 点评：对于强酸与强碱混合液的pH的计算，首先应判断哪种物质过量，并计算出H＋或OH－的物质的量，容易忽视的是溶液体积的变化。‎ 例2 常温下，某强酸溶液的pH＝a，强碱溶液的pH＝b，已知a＋b＝12‎ ‎，两溶液混合后pH＝7，则酸溶液体积V（酸）和碱溶液体积V（碱）的正确关系是（ ）‎ A. V（酸）＝102V（碱） B. V（碱）＝102V（酸）‎ C. V（酸）＝2V（碱） D. V（碱）＝2V（酸）‎ 分析：酸碱溶液混合后pH＝7，则 c（H＋）酸·V（酸）＝c（OH－）碱·V（碱）‎ 即：10－a·V（酸）＝·V（碱）‎ 则＝10－14＋a＋b＝10－2‎ 即V（碱）＝102V（酸）。‎ 答案：B 点评：强酸与强碱混合液的计算，关键是根据题目给定的信息确定溶液中H＋或OH－的物质的量的关系。因此，首先应该判断哪种物质过量，酸过量要计算c（H＋），碱过量要计算c（OH－），借助含溶液体积的表达式来确定两者体积的关系。‎ 例3 下列叙述正确的是 A. 某醋酸溶液的，将此溶液稀释1倍后，溶液的，则 B. 在滴有酚酞溶液的氨水里，加入至溶液恰好无色，则此时溶液的 C. 盐酸的，盐酸的 D. 若1mL的盐酸与100mL溶液混合后，溶液的，则溶液的 分析：A.若稀释的是稀醋酸溶液，则c（H+）减小，pH增大，b＞a，故A错误；B.酚酞的变色范围是pH= 8.0～10.0（无色→红色），现红色褪去，则pH不一定小于7，可能在7～8之间，故B错误；C.常温下酸的pH不可能大于7，只能无限接近7；D.直接代入计算可知D项正确。也可用更一般的方法：设强酸的pH=a，体积为V1；强碱的pH=b，体积为V2，则有10－aV1=10－（14－b）V2，现知V1/V2=10－2，又知a=1，所以b=11‎ 答案：D 点评：考查弱电解质的稀释，强酸的无限稀释，指示剂的变色范围，强酸与强碱混合液的pH的计算等基本知识，提醒同学们在第一轮复习至第三轮复习期间注意基本问题的重要性。‎ 聚焦热点3: 酸碱中和滴定 例1 实验室现有3种酸碱指示剂，其pH的变色范围如下：‎ 甲基橙：3.1～4.4 石蕊：5.0～8.0 酚酞：8.2～10.0‎ 用0.1000 mol·L－1NaOH溶液滴定未知浓度的CH3COOH溶液，反应恰好完全时，下列叙述正确的是（ ）‎ A. 溶液呈中性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂 ‎ B. 溶液呈中性，只能选用石蕊作指示剂 ‎ C. 溶液呈碱性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂 D. 溶液呈碱性，只能选用酚酞作指示剂 分析：NaOH与CH3COOH恰好完全反应生成CH3COONa，CH3COONa为强碱弱酸盐，水解后溶液呈碱性，为了减少滴定误差，所选指示剂的pH范围应与CH3COONa溶液的pH接近，所以选择酚酞指示剂。‎ 答案：D 点评：酸碱指示剂可以用来指示反应过程中pH的变化，以确定滴定终点。通常指示剂的变色范围应尽量与滴定终点的溶液酸碱性一致。同时，指示剂的变色范围越窄越好。一般来说，指示剂颜色由浅变深较由深变浅易于观察。‎ 例2 如图是向100 mL的盐酸中逐渐加入NaOH溶液时，溶液pH变化的图象，根据图象所得的下列结论，正确的是（ ）‎ A. 原盐酸的物质的量浓度为0.1 mol/L B. x为0.1 mol的NaOH C. 原盐酸的物质的量浓度为1 mol/L D. x为1 mol的NaOH 分析：根据图象得知，当未加入NaOH溶液时，盐酸pH＝1，即c（H＋）＝c（HCl）＝0.1 mol/L，故当加入NaOH溶液至溶液显中性时，加入NaOH的物质的量为n（NaOH）＝n（HCl）＝0.1 mol/L×0.1 L＝0.01 mol。‎ 答案：A 点评：本题重点考查了中和滴定图象。要理解图象的含义。滴定终点是恰好反应点。‎ 例3 用中和滴定法测定某烧碱样品的纯度，试根据实验回答下列问题：‎ ‎（1）准确称量8.2 g含少量中性易溶杂质的样品，配成500 mL待测溶液。称量时，样品可放在________（填字母编号）称量。‎ A. 小烧杯中 B. 洁净纸片上 C. 托盘上 ‎（2）滴定时，用0.2000 mol·L－1的盐酸来滴定待测溶液，不可选用________（填字母编号）作指示剂。‎ A. 甲基橙 B. 石蕊 C. 酚酞 ‎（3）滴定过程中，眼睛应注视__________ __________________；‎ 在铁架台上垫一张白纸，其目的是_____________________________________。‎ ‎（4）根据下表数据，计算被测烧碱溶液的物质的量浓度是________mol·L－1，烧碱样品的纯度是__________。‎ 滴定次数 待测溶液体积（mL）‎ 标准酸体积 滴定前的刻度（mL）‎ 滴定后的刻度（mL）‎ 第一次 ‎10.00‎ ‎0.40‎ ‎20.50‎ 第二次 ‎10.00‎ ‎4.10‎ ‎24.00‎ ‎（5）下列实验操作会对滴定结果产生什么后果？（填“偏高”“偏低”或“无影响”）‎ ‎①观察酸式滴定管液面时，开始俯视，滴定终点平视，则滴定结果________________。‎ ‎②若将锥形瓶用待测液润洗，然后再加入10.00 mL待测液，则滴定结果____________。‎ 分析：（1）称量氢氧化钠等易潮解、腐蚀性强的试剂时，样品应放在小烧杯中；（2）酸碱中和滴定时，一般应选甲基橙、酚酞、甲基红等颜色变化较明显的指示剂，石蕊在酸或碱溶液中颜色比较淡（颜色变化不明显），易造成误差；（4）根据c待测＝分别求出第一、二次的值，再求平均值，解得c（NaOH）＝0.4000 mol·L－1；（5）①中V标偏大，故浓度偏高；②中V标偏大，则c待测也偏高。‎ 答案：（1）A （2）B （3）锥形瓶内溶液颜色的变化 便于观察锥形瓶内液体颜色的变化，减小滴定误差 （4）0.4000 97.56% （5）①偏高 ②偏高 点评：本题是一道考查中和滴定的综合性试题，要求考生熟悉中和滴定的过程及具体的操作和注意事项。‎ 一、强酸强碱发生中和反应的问题讨论 设一元强酸体积为Va，pH＝a，一元强碱体积为Vb，pH＝b。‎ 当二者恰好反应时a和b以及Va、Vb的关系如下：‎ ‎（1）若a＋b＝14 Va ＝Vb c（H＋）＝c（OH－）‎ ‎（2）若a＋b<14 Va14 Va>Vb碱浓酸稀 ‎（4）＝10a＋b－14‎ 二、强酸、强碱溶液两两等体积混合后溶液pH的计算规律 混合物质 两种溶液pH的关系 混合溶液的pH A、B均为酸 pHA14（碱剩余）‎ pHB－0.3‎ 注意：酸碱溶液的pH之差必须≥2，否则误差较大。‎ 下一讲我们将复习盐的水解和沉淀溶解平衡。主要复习1. 水解方程式的书写。2. 水解平衡的影响因素及水解平衡的移动。3. 溶液中离子浓度大小的比较。4. 溶度积常数的计算及判断。5. 沉淀溶解平衡的应用。‎ ‎（答题时间：60分钟）‎ 一、选择题 ‎1. 下列溶液一定呈中性的是（ ）‎ A. c（H＋）＝c（OH－）＝10－6 mol·L－1的溶液 B. pH＝7的溶液 C. 使石蕊试液显紫色的溶液 D. 酸与碱恰好完全反应生成正盐的溶液 ‎2. 对于常温下pH为1的硝酸溶液，下列叙述正确的是（ ）‎ A. 该溶液1 mL稀释至100 mL后，pH小于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＋）之比值为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 ‎3. 已知在100℃的温度下（本题涉及的溶液其温度均为100℃），水的离子积KW＝1×10－12。下列说法正确的是（ ）‎ A. 0.05 mol·L－1的H2SO4溶液pH＝1‎ B. 0.001 mol·L－1的NaOH溶液pH＝11‎ C. 0.005 mol·L－1的H2SO4溶液与0.01 mol·L－1的NaOH溶液等体积混合，混合溶液 的pH为6，溶液呈酸性 D. 完全中和pH＝3的H2SO4溶液50 mL，需要pH＝11的NaOH溶液50 mL ‎4. pH＝3的醋酸溶液加水冲稀为原溶液体积的3倍，则稀释后溶液的pH可能为（ ）‎ A. 3.2 B. 3.5 C. 3.7 D. 4‎ ‎*5. 如图所示为10 mL一定物质的量浓度的盐酸X，用一定浓度的NaOH溶液Y滴定的图象。依据图象，推出X和Y的物质的量浓度是（ ）‎ A B C D ‎0.12‎ ‎0.04‎ ‎0.03‎ ‎0.09‎ ‎0.04‎ ‎0.12‎ ‎0.09‎ ‎0.03‎ ‎6. 有人建议用AG表示溶液的酸度，AG的定义为AG＝lg[c（H＋）/c（OH－）]。下列表述正确的是（ ）‎ A. 在25℃时，若溶液呈中性，则pH＝7，AG＝1‎ B. 在25℃时，若溶液呈酸性，则pH<7，AG<0‎ C. 在25℃时，若溶液呈酸性，则pH>7，AG>0‎ D. 在25℃时，溶液的pH与AG的换算公式为：AG＝2（7－pH）‎ ‎7. 室温下，某溶液中水电离出的H＋和OH－的物质的量浓度乘积为1×10－26，该溶液中一 定不能大量存在的是（ ）[来源:Z|xx|k.Com]‎ A. Cl－ B. HCO C. Na＋ D. NO ‎*8. 在t℃时，某Ba（OH）2的稀溶液中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，测得混合溶液的部分pH如下表所示：‎ 序号 氢氧化钡溶液的体积/mL[来Z*X*X*K]‎ 盐酸的体积/mL 溶液的pH ‎①‎ ‎22.00‎ ‎0.00‎ ‎8‎ ‎②‎ ‎22.00‎ ‎18.00‎ ‎7‎ ‎③‎ ‎22.00‎ ‎22.00‎ ‎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 ‎9. 实验室用标准盐酸溶液测定某NaOH溶液的浓度，用甲基橙（其pH变色范围为3.1～4.4）作指示剂，下列操作中可能使测定结果偏低的是(（ ） ) A. 酸式滴定管在装酸液前未用标准盐酸润洗2～3次 B. 开始实验时酸式滴定管尖嘴部分有气泡，在滴定过程中气泡消失 C. 锥形瓶溶液颜色变化由黄色变橙色，立即记下滴定管液面所在刻度 D. 盛NaOH溶液的锥形瓶滴定前用NaOH溶液润洗2～3次 ‎10. 在25℃时，某溶液中由水电离出的c（H＋）＝1×10－12 mol/L，则该溶液的pH可能为（ ）‎ A. 10 B. 7 C. 6 D. 2‎ ‎11. 重水（D2O）在25℃时，KW＝10－12，定义p（D）＝－lg[c（D＋）]，p（OD）＝－lg[c（OD－）]，则下列说法正确的是（ ）‎ A. 25℃时，纯重水中p（D）＝7‎ B. 25℃时，0.1 mol/L NaCl的重水溶液的p（D）＝p（OD）＝7‎ C. 25℃时，1 mol/L DCl的重水溶液的p（D）＝0，p（OD）＝12‎ D. 25℃时，0.01 mol/L的NaOD溶液的p（OD）＝10‎ ‎12. 将pH为5的硫酸溶液稀释500倍，稀释后溶液中c（SO）∶c（H＋）约为（ ）‎ A. 1∶1 B. 1∶2 C. 1∶10 D. 10∶1‎ 二、非选择题 ‎13. 向等体积pH＝a的盐酸和pH＝b的醋酸溶液中分别加入100 mL pH＝12的NaOH溶液，充分反应后，两溶液均呈中性。则：‎ ‎（1）a与b的关系为a________b（填“大于”、“小于”或“等于”，下同）。‎ ‎（2）向等体积的该盐酸和醋酸溶液中分别加入足量的锌粉，充分反应后，产生H2的体 积关系为V（H2）盐酸________V（H2）醋酸；反应完成所需时间t（HCl）________t（CH3COOH）。‎ ‎（3）若盐酸的体积为10 mL，则盐酸的物质的量浓度为__________________。‎ ‎14. 某温度下的溶液中，c（H＋）＝10x mol/L，c（OH－）＝10y mol/L。x与y的关系如下图所示：‎ ‎[来源XK]‎ ‎（1）求该温度下，中性溶液的pH＝________。‎ ‎（2）求该温度下0.01 mol/L NaOH溶液的pH＝________。‎ ‎*15. 复分解反应是中学化学中常见的一种反应类型。‎ (（1）已知在常温下测得浓度均为0.1 mol/L的下列6种溶液的pH：‎ 溶质 CH3COONa NaHCO3‎ Na2CO3‎ NaClO NaCN C6H5ONa pH ‎8.8‎ ‎9.7‎ ‎11.6‎ ‎10.3‎ ‎11.1‎ ‎11.3‎ 复分解反应存在这样一个规律：一种较强酸与另一种较弱酸的盐可以自发地反应，生成较弱酸和较强酸的盐，如：2CH3COOH＋Na2CO3===2CH3COONa＋CO2↑＋H2O。若换个角度看，它同时揭示出另一条规律，即碱性较强的物质发生类似反应可以生成碱性较弱的物质。依照该规律，请判断下列反应不能成立的是________（填编号）。‎ A. CO2＋H2O＋2NaClO===Na2CO3＋2HClO B. CO2＋H2O＋NaClO===NaHCO3＋HClO C. CH3COOH＋NaCN===CH3COONa＋HCN ‎（2）根据上述信息判断，常温下浓度均为0.05 mol/L的下列5种物质的溶液中，pH最小的是________(（填编号），其pH为________（填数值）；pH最大的是________（填编号）。‎ ‎①HCN ②CH3COOH ③HClO4 ④HClO ⑤H2SO4‎ ‎（3）一些复分解反应的发生还遵循其他规律。下列转化都属于复分解反应：①工业上将石灰乳与纯碱溶液混合可制得苛性钠溶液；②侯氏制碱法中，向饱和碳酸氢铵溶液中加入饱和食盐水可获得小苏打晶体；③蒸发KCl和NaNO3的混合溶液，首先析出NaCl晶体。请根据上述反应，总结出复分解反应发生的另一规律：________。‎ ‎（4）根据（3）中的结论，现将KI溶液和AgCl固体混合搅拌，则可能会观察到的现象是________，反应的离子方程式为________。‎ ‎*16. 实验室中有一未知浓度的稀盐酸，某学生为测定盐酸的浓度在实验室中进行实验。请完成下列填空：‎ ‎（1）配制100 mL 0.10 mol·L－1 的NaOH标准溶液。‎ ‎①主要操作步骤：计算→称量→溶解→冷却后→________→洗涤(并将洗涤液移入容量瓶→________→________→将配制好的溶液倒入试剂瓶中，贴上标签。‎ ‎②称量______g氢氧化钠固体所需仪器有：托盘天平（带砝码）、（镊子）、______、________。‎ ‎（2）取20.00 mL待测盐酸放入锥形瓶中，并滴加2～3滴酚酞作指示剂，用配制好的NaOH标准溶液进行滴定。重复上述滴定操作2～3次，记录数据如下表。‎ 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）‎ 待测盐酸的体积（mL）‎ ‎1‎ ‎0.10‎ ‎22.62‎ ‎20.00‎ ‎2‎ ‎0.10‎ ‎22.72‎ ‎20.00‎ ‎3‎ ‎0.10‎ ‎22.80‎ ‎20.00‎ ‎①滴定达到终点的标志是_________________。‎ ‎②根据上表数据，可计算出该盐酸的浓度约为________（保留两位有效数字）。‎ ‎③排出碱式滴定管中气泡的方法应采用如图所示操作中的________，然后轻轻挤压玻璃球使尖嘴部分充满碱液。‎ ‎④在上述实验中，下列操作（其他操作正确）会造成测定结果偏高的有________。‎ A. 滴定终点读数时俯视 B. 酸式滴定管使用前，水洗后未用待测盐酸润洗 C. 锥形瓶水洗后未干燥 D. 碱式滴定管尖嘴部分有气泡，滴定后消失 ‎ ‎ ‎1. A 解析：溶液呈中性，则c（H＋）＝c（OH－），A项正确；如果升高温度，水的KW增大，pH＝7的溶液则会呈碱性，故B项不正确；C项中溶液可呈酸性或碱性；D项中生成的正盐如果能够水解，溶液有可能不呈中性。‎ ‎2. B 解析：A项，1 mL稀释至100 mL后，H＋浓度由0.1 mol/L变为10－3 mol/L，所以，pH由1变为3；B项，pH为13的氢氧化钡溶液中OH－浓度为0.1 mol/L，所以与等体积、pH为1的硝酸溶液（H＋浓度为0.1 mol/L）恰好完全反应；C项，水电离出的c（H＋）等于水电离的c（OH－），即mol/L＝10－13 mol/L，所以该溶液中硝酸电离出的c（H＋）与水电离出的c（H＋）之比值为＝1012；D项，pH＝1的硝酸溶液中水电离出的c（H＋）为10－13 mol/L，pH=3的硝酸溶液中水电离出的c（H＋）与水电离出的c（OH－）相等，即mol/L＝10－11 mol/L，所以该溶液中水电离出的c（H＋）是pH为3的硝酸溶液中水电离出的c（H＋）的＝倍。‎ ‎3. A 解析：0.05 mol·L－1的H2SO4溶液中c（H＋）＝0.10 mol·L－1，pH＝1。‎ ‎4. A 解析：将pH＝3的醋酸与pH＝3的强酸相比，若pH＝3的强酸冲稀3倍，则c（H＋）＝ mol/L，pH＝3＋lg3＝3.477，现将pH＝3的醋酸冲稀3倍，pH应小于3.477，只有A选项符合题意。‎ ‎*5. D 解析：观察图象知，当NaOH用至30 mL时已正好中和，根据c1V1＝c2V2，V1∶V2＝10∶30＝1∶3，则c1∶c2＝3∶1，故B、C选项被排除，但又由于加入NaOH 20 mL时，溶液pH已达到2，设HCl浓度为3x，则NaOH浓度为x。c（(H＋）)＝，x＝0.03 mol·L－1，3x＝0.09 mol·L－1。‎ ‎6. D 解析：根据AG的定义式可看出：中性溶液，c（H＋）＝c（OH－），AG＝0；酸性溶液，AG>0；碱性溶液，AG<0。故前三项均错，AG＝lg＝lg＝lgc（H＋）2＋14＝21gc（H＋）＋14＝2（7－pH）‎ ‎7. B 解析：由水电离出的H＋、OH－的浓度相等，所以c（H＋）水＝c（OH－）水＝ ＝1×10－13 mol/L，此溶液可能是pH＝1的酸溶液，也可能是pH＝13的碱溶液，所以HCO一定不能大量存在。‎ ‎*8. B 解析：本题考查了pH的综合计算和从图表中获取关键信息的能力。Ba（OH）2溶液的pH＝8，即a＝8，再根据a＋b＝12，得b＝4，该温度下KW＝10－12；当恰好完全中和时，溶液的pH＝6，即所加盐酸的体积为22.00 mL时，恰好完全中和，根据c（H＋）×22.00 mL＝c（OH－）×22.00 mL，又c（OH－）＝10－4 mol/L，则盐酸c（H＋）＝10－4 mol/L，pH＝4，即c＝4。‎ ‎9. C 解析： 中和滴定误差分析的依据是：，因c（HCl）、V（NaOH）都是代入值，故c（NaOH）的大小由V（HCl）来决定，当V（HCl）偏大时，c（NaOH）偏高，当V（HCl）偏小时，c（NaOH）偏低，因而只需分析错误操作对V（HCl）的影响便可知道c（NaOH）是偏高还是偏低，本题中A、B、D三个选项都将导致V（HCl）偏大，使测得的c（NaOH）偏高，而C项则使V（HCl）偏小，使测得的c ‎（NaOH）偏低。‎ ‎10. D 解析：在该溶液中，c（H＋）水＝c（OH－）水＝1×10－12mol/L。当溶液中c（H＋）溶液＝c（H＋）水＝1×10－12mol/L时，pH＝12；当溶液中c（OH－）溶液＝c（OH－）水＝1×10－12mol/L时，c（H＋）溶液＝（1×10－14）/（1×10－12）＝1×10－2mol/L，pH＝2。‎ ‎11. C 解析：由于重水的KW＝10－12，故纯重水的p（D）＝6，溶液的p（D）＋p（OD）＝12，中性溶液的p（D）＝p（OD）＝6。‎ ‎12. C 解析：pH＝5的硫酸溶液中，c（H＋）＝10－5mol·L－1，c（SO）＝5×10－6mol·L－1。将此溶液稀释500倍后，稀释液中c（SO）＝1×10－8mol·L－1，而c（H＋）趋近于1×10－7mol·L－1，则c（SO）∶c（H＋）约为1∶10，故选C。本题若不能很好地理解酸、碱溶液稀释后pH的计算，则很容易误选B。‎ ‎13. （1）小于 （2）小于 小于 （3）0.1 mol/L ‎ 解析：（1）醋酸是弱酸，只有一部分电离出H＋和CH3COO－，电离后还存在大量CH3COOH分子。n（NaOH）＝0.1 L×0.01 mol/L＝0.001 mol，NaOH＋HCl===NaCl＋H2O，n（HCl）＝0.001 mol，V（aq）×10－a mol/L＝0.001 mol，V（aq）＝10a－3 L。假设：醋酸中H＋正好与氢氧化钠完全中和，则溶液中CH3COOH会继续电离出H＋，导致溶液呈酸性，要使溶液呈中性，必须使氢氧化钠的物质的量大于醋酸已电离出的H＋的物质的量，即有10a－3×10－b<10－3，a－3－b<－3，aH2CO3>HClO>HCN>。A项中Na2CO3的碱性强于NaClO，故由题给信息知A中反应不成立。‎ ‎（3）复分解反应能够向生成更难溶(溶解度更小的物质的方向进行 ‎（4）白色固体变成黄色 I－＋AgCl===AgI＋Cl－‎ ‎*16. （1）①转移 定容 摇匀 ②0.4 烧杯（或表面皿）药匙（2）①最后一滴NaOH溶液加入，溶液由无色恰好变成浅红色及半分钟内红色不褪去 ②0.11 mol·L－1 ③丙 ④D 解析：（1）题目要求配制100 mL 0.10 mol·L－1 的NaOH标准液，应用天平称取0.1 L×0.1 mol/L×40 g·mol－1＝0.4 g的NaOH固体。由于NaOH属于腐蚀性药品，不能放在托盘天平上直接称量，应放在玻璃器皿（一般用烧杯或表面皿）中进行称量。‎ ‎（2）根据指示剂在酸性溶液或碱性溶液中的颜色变化，可以判断中和反应是否恰好进行完全。计算盐酸的浓度时，应取三次实验的平均值，因三次实验中NaOH标准液的浓度及待测液的体积一样，故只计算NaOH溶液体积的平均值即可。根据碱式滴定管的构造可知，弯曲其橡胶管即可将管中的气泡排出。‎