2018届高考一轮复习人教版水溶液中的离子平衡水的电离和溶液的酸碱性学案(4)

2018届高考一轮复习人教版水溶液中的离子平衡水的电离和溶液的酸碱性学案(4)

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