2019届一轮复习人教版水的电离和溶液的酸碱性学案

2019届一轮复习人教版水的电离和溶液的酸碱性学案

第32讲　水的电离和溶液的酸碱性 考纲要求 考情分析 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。‎ ‎2017，天津卷，9T ‎2016，全国卷甲，26T ‎2016，全国卷乙，12T ‎2016，天津卷，6T ‎2016，江苏卷，13T 预计在2019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，应予以重视。‎ 分值：4～6分 考点一　水的电离(见学用讲义P157)‎ ‎1．电离方程式 水是一种极弱的电解质，电离方程式为2H2O??__H3O＋＋OH－__，简写为__H2O??H＋＋OH－__。‎ ‎2．水的离子积常数 Kw＝c(H＋)·c(OH－)。‎ ‎(1)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。‎ ‎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__。‎ 外界条件对水的电离平衡的影响 ‎　　　体系变化 条件　　　‎ 平衡移动方向 Kw 水的电离程度 c(OH－)‎ c(H＋)‎ 酸 逆 不变 减小 减小 增大 碱 逆 不变 减小 增大 减小 可水解的盐 Na2CO3‎ 正 不变 增大 增大 减小 NH4Cl 正 不变 增大 减小 增大 温度 升温 正 增大 增大 增大 增大 降温 逆 减小 减小 减小 减小 ‎1．判断正误，正确的划“√”，错误的划“×”。‎ ‎(1)将纯水加热到‎100 ℃‎，水的电离平衡右移，Kw变大，pH不变，水仍呈中性。(　×　)‎ ‎(2)向纯水中加入少量醋酸钠或盐酸，均可抑制水的电离，Kw不变。 (　×　)‎ ‎(3)向纯水中加入少量(NH4)2SO4固体，c(H＋)减小，Kw不变，影响水的电离平衡。 (　×　)‎ ‎(4)由水电离出的c(H＋)＝10－14mol·L－1的溶液中，Ca2＋、NH、Cl－、SiO可以大量共存。 (　×　)‎ ‎2．向纯水中加入少量下列物质或改变下列条件，能促进水的电离，并能使溶液中c(OH－)>c(H＋)的操作是 (　A　)‎ ‎①稀硫酸　②金属钠　③氨气　④FeCl3固体　⑤NaClO固体 ‎⑥将水加热煮沸 A．②⑤　　 B．①④‎ C．③④⑥　　 D．④‎ ‎　水电离产生c(H＋)和c(OH－)计算的五种类型 任何水溶液中水电离产生的c(H＋)和c(OH－)总是相等的，有关计算有以下五种类型(以常温时的溶液为例)。‎ ‎1．中性溶液：c(OH－)＝c(H＋)＝10－7 mol·L－1。‎ ‎2．酸的溶液：OH－全部来自水的电离。‎ 实例：pH＝2的盐酸中c(H＋)＝10－2 mol·L－1，则c(OH－)＝Kw/10－2＝1×10－12 mol·L－1，即水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12 mol·L－1。‎ ‎3．碱的溶液：H＋全部来自水的电离。‎ 实例：pH＝12的NaOH溶液中c(OH－)＝10－2 mol·L－1，则c(H＋)＝Kw/10－2＝1×10－12mol·L－1，即水电离出的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12 mol·L－1。‎ ‎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－1，因部分OH－与部分NH结合使c(OH－)＝10－9 mol·L－1。‎ ‎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－1，因部分H＋与部分CO结合使c(H＋)＝10－12 mol·L－1。‎ ‎[例1]‎25 ℃‎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，发生电离的水的物质的量之比是(　A　)‎ A．1∶10∶1010∶109‎ B．1∶5∶5×109∶5×109‎ C．1∶20∶1010∶109‎ D．1∶10∶104∶109‎ 解析 ①中pH＝0的H2SO4中c(H＋)＝1.0 mol·L－1，c(OH－)＝1.0×10－14mol·L－1，水电离出的离子浓度为1.0×10－14 mol·L－1。②中c(OH－)＝0.1 mol·L－1，c(H＋)＝1.0×10－13 mol·L－1，水电离出的离子浓度为1.0×10－13 mol·L－1。③中c(OH－)＝1.0×10－4mol·L－1，水电离出的离子浓度为1.0×10－4 mol·L－1。④中c(H＋)＝1.0×10－5 mol·L－1，水电离出的离子浓度为1.0×10－5 mol·L－1。故①②③④中水电离出的离子浓度之比为1.0×10－14 mol·L－1∶1.0×10－13 mol·L－1∶1.0×10－4 mol·L－1∶1.0×10－5 mol·L－1＝1∶10∶1010∶109，即发生电离的水的物质的量为1∶10∶1010∶109，A项正确。‎ ‎[例1]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 ‎[答题送检]来自阅卷名师报告 错误 致错原因 扣分 D 没看出来c、d两点纵坐标相同，即两点c(H＋)相同，导致错误 ‎－4‎ ‎[解析] 升高温度，水的电离平衡右移，c(H＋)、c(OH－)均增大，而c→b，c(OH－)减小，A项错误；由b点可求算该温度下水的离子积常数为1×10－14，B项错误；加入氯化铁，Fe3＋发生水解，结合水电离出的OH－，促进水的电离，c(H＋)增大，而c(OH－)减小，满足b→a的变化，C项正确；温度不变时，水的离子积常数不变，而c→d，c(H＋)不变，c(OH－)减小，两者的乘积发生变化，D项错误。‎ ‎[答案] C ‎1．下列实验事实不能用平衡移动原理解释的是(　C　)‎ A．‎ B．‎ t/℃‎ ‎25‎ ‎50‎ ‎100‎ Kw/×10－14‎ ‎1.01‎ ‎5.47‎ ‎55.0‎ C．‎ D．‎ c(氨水)/(mol·L－1)‎ ‎0.1‎ ‎0.01‎ pH ‎11.1‎ ‎10.6‎ 解析 用温度变化来解释化学平衡的移动，A项正确；离子积随着温度的升高而增大，即温度升高，水的电离平衡正向移动，B项正确；催化剂对化学反应速率有影响，与化学平衡无关，C项错误；浓度与溶液pH的关系说明浓度对NH3·H2O的电离平衡的影响，D项正确。‎ ‎1．判断正误，正确的划“√”，错误的划“×”。‎ ‎(1)在蒸馏水中滴加浓H2SO4，Kw不变。(　×　)‎ ‎(2)NaCl溶液和醋酸铵溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同。(　×　)‎ ‎(3)水的离子积常数Kw随着温度的升高而增大，说明水的电离是放热反应。 (　×　)‎ ‎2．如图表示水中c(H＋)和c(OH－)的关系，下列判断错误的是(　D　)‎ 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－)，溶液呈__酸__性，‎25 ℃‎时，pH__＜__7。‎ c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈__中__性，‎25 ℃‎时，pH__＝__7。‎ c(H＋)Vy C．y为弱酸，VxVy 解析 由图像可知x稀释10倍，pH变化1个单位，故x为强酸；而y稀释10倍，pH变化小于1个单位，故y为弱酸，故A、D项错误；pH都为2的x和y，前者物质的量浓度为0.01 mol/L，而后者物质的量浓度大于0.01 mol/L，故滴加NaOH溶液中和至pH＝7时，后者消耗碱的体积大，故C项正确，B项错误。‎ 二　溶液pH计算的思路和类型 ‎1．单一溶液的pH计算 强酸溶液(‎25 ℃‎)：如HnA，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝nc mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝－lgnc。‎ 强碱溶液(‎25 ℃‎)：如B(OH)n，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝ mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝14＋lgnc。‎ ‎2．混合溶液pH的计算类型 ‎(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＝。‎ 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)三者有如下规律(‎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。‎ ‎[例2]在一定体积pH＝12的Ba(OH)2溶液中，逐滴加入一定物质的量浓度的NaHSO4溶液，当溶液中的Ba2＋恰好完全沉淀时，溶液pH＝11。若反应后溶液的体积等于Ba(OH)2溶液与NaHSO4溶液的体积之和，则Ba(OH)2溶液与NaHSO4溶液的体积比是(　D　)‎ A．1∶9　　 B．1∶‎1　‎　　‎ C．1∶2　　 D．1∶4‎ 解析 设Ba(OH)2溶液的体积为V‎1 L，NaHSO4溶液的体积为V‎2 L，依题意知，n(Ba2＋)＝n(SO)，由Ba(OH)2＋NaHSO4===BaSO4↓＋NaOH＋H2O知，生成的NaOH的物质的量为n(NaOH)＝n[Ba(OH)2]＝0.005 V1 mol，＝1×10－3 mol·L－1，则V1∶V2＝1∶4。‎ ‎[例1](2016·北京卷)在两份相同的Ba(OH)2溶液中，分别滴入物质的量浓度相等的H2SO4、NaHSO4溶液，其导电能力随滴入溶液体积变化的曲线如图所示。‎ 下列分析不正确的是(　　)‎ A．①代表滴加H2SO4溶液的变化曲线 B．b点，溶液中大量存在的离子是Na＋、OH－‎ C．c点，两溶液中含有相同量的OH－‎ D．a、d两点对应的溶液均显中性 ‎[答题送检]来自阅卷名师报告 错误 致错原因 扣分 B 从图没有分析出a、b两点的横坐标相同的信息，即a、b两点表示H2SO4、NaHSO4的物质的量相等，导致错误 ‎－6‎ ‎[解析] 向Ba(OH)2溶液中加入等物质的量浓度的H2SO4溶液，发生反应：H2SO4＋Ba(OH)2===BaSO4↓＋2H2O，当加入的H2SO4的物质的量与Ba(OH)2的物质的量相等时，溶液中的离子浓度最低，导电能力最弱，对应①中a点，继续滴加H2SO4溶液，导电能力逐渐增强，故①代表滴加H2SO4溶液的曲线。另一份溶液，当加入少量NaHSO4溶液时，发生反应：NaHSO4＋Ba(OH)2===BaSO4↓＋H2O＋NaOH，当加入的NaHSO4的物质的量与Ba(OH)2的物质的量相等时，反应后混合液的主要溶质为NaOH，此时对应②中b点，B项正确；继续滴加NaHSO4溶液，发生反应NaOH＋NaHSO4===Na2SO4＋H2O，当加入的NaHSO4的物质的量与Ba(OH)2的总物质的量之比为2∶1时，发生反应：2NaHSO4＋Ba(OH)2===BaSO4↓＋Na2SO4＋H2O，溶质为Na2SO4，对应②中d点。c点两溶液导电能力相同，但是①中主要溶质为H2SO4，溶液显酸性，②中主要溶质为NaOH和Na2SO4，溶液显碱性，C项错误；a点溶液几乎为纯水，d点主要溶质为Na2SO4，a、d两点溶液均显中性，D项正确。‎ ‎[答案] C ‎1．室温时，M(OH)2(s)??M2＋(aq)＋2OH－(aq)，Ksp＝a。c(M2＋)＝b mol·L－1时，溶液的pH等于(　C　)‎ A．lg 　　 B．lg C．14＋lg 　　 D．14＋lg 解析 Ksp＝c(M2＋)×c2(OH－)＝b×c2(OH－)＝a，则c(OH－)＝，有c(H＋)＝＝，pH＝－lgc(H＋)＝14＋lg，C项正确。‎ ‎1．判断正误，正确的划“√”，错误的划“×”。‎ ‎(1)用玻璃棒蘸取溶液点在水润湿的pH试纸上，测定该溶液的pH。(　×　)‎ ‎(2)室温下pH＝3的CH3COOH溶液与pH＝11的NaOH溶液等体积混合，溶液的pH>7。(　×　)‎ ‎(3)酸式滴定管装标准溶液前，必须先用该溶液润洗。(　√　)‎ ‎2．0.1 mol下列气体分别与‎1 L 0.1 mol·L－1的NaOH溶液反应，形成的溶液pH最小的是(　C　)‎ A．NO2　　 B．SO2‎ C．SO3　　 D．CO2‎ 解析 A项，0.1 mol NaOH与0.1 mol NO2发生反应：2NO2＋2NaOH===NaNO3＋NaNO2＋H2O，反应的溶液中溶质为0.05 mol NaNO3、0.05 mol NaNO2，NO水解使溶液呈碱性；B项，0.1 mol SO2与0.1 mol NaOH完全反应生成0.1 mol NaHSO3，HSO的电离程度大于水解程度，溶液呈弱酸性；C项，0.1 mol SO3与0.1 mol NaOH完全反应生成0.1mol NaHSO4，NaHSO4完全电离生成Na＋、H＋、SO，溶液中c(H＋)＝0.1 mol·L－1，溶液pH＝1；D项，0.1 mol CO2与0.1 mol NaOH完全反应生成0.1 mol NaHCO3，HCO的水解程度大于电离程度，溶液呈弱碱性。综上所述，C项形成的溶液pH最小。‎ ‎3．(双选)室温下，甲、乙两烧杯均盛有5 mL pH＝3的某一元酸溶液，向乙烧杯中加水稀释至pH＝4。下列关于甲、乙两烧杯中溶液的描述正确的是(　AD　)‎ A．溶液的体积：10V甲≤V乙 B．水电离出的OH－浓度：‎10c(OH－)甲≤c(OH－)乙 C．若分别用等浓度的NaOH溶液完全中和，所得溶液的pH：甲≤乙 D．若分别与5 mL pH＝11的NaOH溶液反应，所得溶液的pH：甲≤乙 解析 若酸为强酸，则稀释过程中氢离子物质的量不变，5 mL×10－3＝V×10－4，解得V＝50 mL，则10V甲＝V乙，若酸为弱酸，加水稀释时，促进弱酸的电离，电离产生的氢离子增多，要使pH仍然为4，加入的水应该多一些，所以10V甲8.0蓝色 甲基橙 ‎<3.1红色 ‎3.1～4.4橙色 ‎>4.4黄色 酚酞 ‎<8.2无色 ‎8.2～10.0浅红色 ‎>10.0红色 ‎1．判断正误，正确的划“√”，错误的划“×”。‎ ‎(1)中和滴定操作中所需标准溶液越浓越好，指示剂一般加入2～3 mL。(　×　)‎ ‎(2)‎25 ℃‎时，用醋酸溶液滴定等浓度NaOH溶液至pH＝7，V(醋酸)KHB>KHD B．滴定至P点时，溶液中：c(B－)>c(Na＋)>c(HB)>c(H＋)>c(OH－)‎ C．pH＝7时，三种溶液中：c(A－)＝c(B－)＝c(D－)‎ D．当中和百分数达100%时，将三种溶液混合后：c(HA)＋c(HB)＋c(HD)＝c(OH－)－c(H＋)‎ ‎[答题送检]来自阅卷名师报告 错误 致错原因 扣分 B 中和百分数为50%的P点，pH<5，溶质为等物质的量的HB和NaB，由物料守恒得到c(HB)＋c(B－)＝2(Na＋)，不能继续运用电荷守恒找到c(B－)与c(Na＋)的关系 ‎－6‎ ‎[解析] 由题图可知，未滴加NaOH溶液时，0.1 mol·L－1的三种酸(HA、HB和HD)的pH关系为pH(HD)>pH(HB)>pH(HA)，说明三种酸的强弱关系为HA>HB>HD，故三种酸的电离常数关系为KHA>KHB>KHD，A项正确；P点的中和百分数为50%，此时溶液为等浓度的NaB和HB的混合液，溶液的pH<5，说明HB的电离程度大于NaB的水解程度，故溶液中的离子浓度关系为c(B－)>c(Na＋)>c(HB)>c(H＋)>c(OH－)，B项正确；由图可知，当溶液的pH＝7时，因三种溶液中阴离子的水解程度不同，加入的NaOH溶液的体积不同，三种阴离子浓度分别等于钠离子浓度，但三种溶液中钠离子浓度不等，C项错误；当中和百分数达100%时，三种酸均与NaOH溶液恰好完全反应生成相应的钠盐(NaA、NaB和NaD)，三种溶液混合后，据电荷守恒可得c(A－)＋c(B－)＋c(D－)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)，据物料守恒可得c(A－)＋c(B－)＋c(D－)＋c(HA)＋c(HB)＋c(HD)＝c(Na＋)，上述两式联立可得c(HA)＋c(HB)＋c(HD)＝c(OH－)－c(H＋)，D项正确。‎ ‎[答案] C ‎1．中华人民共和国国家标准(GB2760－2011)规定葡萄酒中SO2最大使用量为‎0.25 g·L－‎ ‎1。某兴趣小组用图甲装置(夹持装置略)收集某葡萄酒中SO2，并对其含量进行测定。‎ ‎(1)B中加入300.00 mL葡萄酒和适量盐酸，加热使SO2全部逸出并与C中H2O2完全反应，其化学方程式为__SO2＋H2O2===H2SO4__。‎ ‎(2)除去C中过量的H2O2，然后用0.090 0 mol·L－1 NaOH标准溶液进行滴定，滴定前排气泡时，应选择图乙中的__③__；若滴定终点时溶液的pH＝8.8，则选择的指示剂为__酚酞__。‎ ‎(3)滴定至终点时，消耗NaOH溶液25.00 mL，该葡萄酒中SO2含量为__0.24__g·L－1。‎ ‎(4)该测定结果比实际值偏高，分析原因并利用现有装置提出改进措施：__原因：盐酸的挥发，改进措施：用不挥发的强酸硫酸代替盐酸，或用蒸馏水代替葡萄酒进行对比实验，扣除盐酸挥发的影响__。‎ 解析 (1)SO2被H2O2氧化为H2SO4，反应的化学方程式为SO2＋H2O2===H2SO4。(2)NaOH标准溶液应盛装在碱式滴定管中，故排除①②，③是排碱式滴定管中的气泡，④是从碱式滴定管中放液，故应选③；滴定终点时溶液的pH＝8.8，正好在酚酞的变色范围(8.2～10)之内，故指示剂选用酚酞。(3)根据SO2～H2SO4～2NaOH，得n(SO2)＝n(NaOH)＝×0.090 0 mol·L－1×‎0.025 L＝0.001 125 mol，则该葡萄酒中SO2的含量为0.001 125 mol×‎64 g·mol－1÷‎0.3 L＝‎0.24 g·L－1。(4)由于实验中用的盐酸具有挥发性，挥发到锥形瓶中的HCl会消耗NaOH标准溶液，导致滴定结果偏高，为避免这种情况，可选用无挥发性的硫酸代替盐酸。‎ ‎1．(2017·江苏卷节选)H3AsO3和H3AsO4水溶液中含砷的各物种的分布分数(平衡时某物种的浓度占各物种浓度之和的分数)与pH的关系分布如图1和图2所示。‎ ‎(1)以酚酞为指示剂(变色范围pH 8.0～10.0)，将NaOH溶液逐滴加入到H3AsO3溶液中，‎ 当溶液由无色变为浅红色时停止滴加。该过程中主要反应的离子方程式为__OH－＋H3AsO3===H2AsO＋H2O__。‎ ‎(2)H3AsO4第一步电离方程式H3AsO4??H2AsO＋H＋的电离常数为Ka1，则pKa1＝__2.2__(pKa1＝－lgKa1)。‎ 解析 (1)观察图1知，在pH为8～10之间，H3AsO3的分布分数逐渐减小，H2AsO的分布分数逐渐增大，故该过程中，NaOH与H3AsO3反应生成NaH2AsO3和水，离子方程式为OH－＋H3AsO3===H2AsO＋H2O。(2)由H3AsO4的第一步电离方程式知，Ka1＝，观察图2知，当pH＝2.2，即c(H＋)＝10－2.2 mol/L时，H3AsO4的分布分数和H2AsO的分布分数相等，即Ka1＝10－2.2，故pKa1＝－lgKa1＝－lg10－2.2＝2.2。‎ ‎2．(2016·全国卷乙节选)元素铬(Cr)在溶液中主要以Cr3＋(蓝紫色)、Cr(OH)(绿色)、Cr2O(橙红色)、CrO(黄色)等形式存在。Cr(OH)3为难溶于水的灰蓝色固体。回答下列问题：‎ ‎(1)Cr3＋与Al3＋的化学性质相似。在Cr2(SO4)3溶液中逐滴加入NaOH溶液直至过量，可观察到的现象是__蓝紫色溶液变浅，同时有灰蓝色沉淀生成，然后沉淀逐渐溶解形成绿色溶液__。‎ ‎(2)CrO和Cr2O在溶液中可相互转化。室温下，初始浓度为1.0 mol·L－1的Na2CrO4溶液中c(Cr2O)随c(H＋)的变化如图所示。‎ ‎①用离子方程式表示Na2CrO4溶液中的转化反应：__2CrO＋2H＋??Cr2O＋H2O__。‎ ‎②由图可知，溶液酸性增大，CrO的平衡转化率__增大__(填“增大”“减小”或“不变”)。根据A点数据，计算出该转化反应的平衡常数为__1.0×1014__。‎ ‎③升高温度，溶液中CrO的平衡转化率减小，则该反应的ΔH__小于__0(填“大于”“小于”或“等于”)。‎ ‎(3)在化学分析中采用K2CrO4为指示剂，以AgNO3标准溶液滴定溶液中的Cl－，利用Ag＋与CrO生成砖红色沉淀，指示到达滴定终点。当溶液中Cl－恰好沉淀完全(浓度等于1.0×10－5 mol·L－1)时，溶液中c(Ag＋)为__2.0×10－5__mol·L－1，此时溶液中c(CrO)等于__5.0×10－3__mol·L－1。(已知Ag2CrO4、AgCl的Ksp分别为2.0×10－12和2.0×10－10)‎ 解析 (1)根据题意可知，在硫酸铬溶液中逐滴加入氢氧化钠溶液时，首先发生反应：Cr3‎ ‎＋＋3OH－===Cr(OH)3↓，蓝紫色溶液逐渐变浅，同时产生灰蓝色沉淀，当氢氧化钠溶液过量时，灰蓝色沉淀逐渐溶解，发生反应：Cr(OH)3＋OH－===Cr(OH)，最终得到绿色溶液。(2)①从图像看出，铬酸根离子在酸性条件下逐渐转化成重铬酸根离子，离子方程式为2CrO＋2H＋??Cr2O＋H2O。②从图像看出，酸性越强，c(Cr2O)越大，说明CrO的平衡转化率越大；A点对应的离子浓度：c(Cr2O)＝0.25 mol·L－1，c(H＋)＝1.0×10－7 mol·L－1。c(CrO)＝1.0 mol·L－1－0.25 mol·L－1×2＝0.5 mol·L－1。平衡常数K＝＝＝1.0×1014。③升高温度，CrO的平衡转化率减小，说明平衡向左移动，根据平衡移动原理，正反应是放热反应，ΔH<0。(3)根据溶度积计算：c(Ag＋)＝＝ mol·L－1＝2.0×10－5 mol·L－1，故c(CrO)＝＝ mol·L－1＝5.0×10－3 mol·L－1。‎ ‎3．(2016·浙江卷节选)为测定产品(无水MgBr2)的纯度，可用EDTA(简写为Y4－)标准溶液滴定，反应的离子方程式：‎ Mg2＋＋Y4－===MgY2－‎ ‎(1)滴定前润洗滴定管的操作方法是__从滴定管上口加入少量待装液，倾斜着转动滴定管，使液体润湿内壁，然后从下部放出，重复2～3次__。‎ ‎(2)测定时，先称取0.250 ‎0 g无水MgBr2产品，溶解后，用0.050 0 mol·L－1的EDTA标准溶液滴定至终点，消耗EDTA标准溶液26.50 mL，则测得无水MgBr2产品的纯度是__97.5%__(以质量分数表示)。‎ 解析 (2)由Mg2＋～Y4－可知n(MgBr2)＝0.050 0 mol/L×26.50×10－‎3 L＝0.001 325 mol，所以无水MgBr2产品的纯度为×100%＝97.5%。‎ 课时达标　第29讲(见课时达标P45)‎ ‎1．对水的电离平衡不产生影响的粒子是(　B　)‎ A．　　 B．‎ C．‎26M3‎＋　　 D．HCO 解析 酸和碱在溶液中都能抑制水的电离；“强酸强碱盐”中的酸根离子和金属离子对水的电离平衡没有影响；“弱酸弱碱盐”中的弱酸根离子和金属离子能发生水解，会促进水的电离。‎ ‎2．下列关于溶液酸碱性的说法正确的是(　C　)‎ A．c(H＋)很小的溶液一定呈碱性 B．pH＝7的溶液一定呈中性 C．c(OH－)＝c(H＋)的溶液一定呈中性 D．不能使酚酞溶液变红的溶液一定呈酸性 解析 A项，c(H＋)很小的溶液，c(OH－)也可能很小，如：纯水和“强酸强碱盐”的溶液中，c(H＋)＝c(OH－)，溶液成中性，错误；B项，pH＝7的溶液只有在常温下才是中性的，错误；D项，常温下，酚酞溶液的变色范围为pH＝8.2～10，故pH<8.2的溶液都不能使酚酞溶液变红，即溶液可能为酸性、中性或碱性，错误。‎ ‎3．‎25 ℃‎时，水的电离达到平衡：H2O??H＋＋OH－。下列叙述正确的是(　C　)‎ A．将纯水加热到‎95 ℃‎时，Kw变大，pH不变，水仍呈中性 B．向纯水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH－)增大，Kw变小 C．向纯水中加入少量固体碳酸钠，c(H＋)减小，Kw不变，促进水的电离 D．向纯水中加入醋酸钠或盐酸，均可抑制水的电离，Kw不变 解析 水的电离为吸热过程，升温时水中c(H＋)增大，pH减小，但仍呈中性，A项错误；Kw只与温度有关，B项错误；向纯水中加入少量Na2CO3固体，水的电离受到促进，溶液呈碱性，C项正确；向纯水中加入醋酸钠可促进水的电离，D项错误。‎ ‎4．室温时，将x mL pH＝a的稀NaOH溶液与y mL pH＝b的稀盐酸充分反应。下列关于反应后溶液pH的判断，正确的是(　D　)‎ A．若x＝y，且a＋b＝14，则pH＞7‎ B．若10x＝y，且a＋b＝13，则pH＝7‎ C．若ax＝by，且a＋b＝13，则pH＝7‎ D．若x＝10y，且a＋b＝14，则pH>7‎ 解析 当a＋b＝14时，说明NaOH与HCl的物质的量浓度相同，若等体积混合，恰好完全反应，pH＝7，A项错误；当a＋b＝13时，说明酸浓碱稀，且酸的浓度是碱的10倍，若10x＝y，酸的体积大，该溶液必呈酸性，pH＜7，B项错误；若ax＝by时，且a＋b＝13，a＞7，b＜7，则x＜y，酸浓且体积多，pH＜7，C项错误；若x＝10y，且a＋b＝14，酸、碱浓度相等，碱的体积大，溶液呈碱性，D项正确。‎ ‎5．对于常温下，pH为1的HNO3溶液，下列叙述错误的是(　D　)‎ A．1 mL该溶液稀释至100 mL后，pH等于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＋)的比值为1012‎ 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 解析 pH为3的硝酸中水电离出的c(H＋)为10－11 mol/L，＝10－2，D项错误。‎ ‎6．下列叙述正确的是(　D　)‎ A．某醋酸溶液的pH＝a，将此溶液稀释1倍后，溶液的pH＝b，则a＞b B．在滴有酚酞溶液的氨水中，加入NH4Cl至溶液恰好无色，则此时溶液的pH＜7‎ C．1.0×10－3 mol·L－1 盐酸的pH＝3.0,1.0×10－8 mol·L－1盐酸的pH＝8.0‎ D．常温下，若1 mL pH＝1的盐酸与100 mL NaOH溶液混合后，溶液的pH＝7，则NaOH溶液的pH＝11‎ 解析 A项，醋酸稀释后，c(H＋)减小，则pH增大；B项，酚酞的变色范围是8.2～10.0，即pH<8溶液为无色；C项，1.0×10－8 mol·L－1盐酸的pH应小于7；D项，pH＝7则1×10－‎3 L×0.1 mol·L－1＝‎0.1 L×c(OH－)，c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1，pH＝11，正确。‎ ‎7．水的电离平衡曲线如图所示，下列说法不正确的是(　C　)‎ A．图中五点Kw的关系：B>C>A＝D＝E B．若从A点到D点，可采用温度不变，向水中加入少量的酸 C．若从A点到C点，可采用温度不变，向水中加入适量的NH4Cl固体 D．当处在B点时，将pH＝2的硫酸与pH＝10的KOH溶液等体积混合后，溶液显中性 解析 Kw只与温度有关，温度相同时，Kw相同，温度越高，Kw越大，A项正确；从A点到D点，溶液中c(H＋)增大，c(OH－)减小，可采取温度不变，向水中加入少量酸的措施，B项正确；从A点到C点，溶液中c(H＋)、c(OH－)同时增大，Kw增大，应采用升温的方法，C项错误；B点时Kw＝10－12，若处在B点时，将pH＝2的硫酸与pH＝10的KOH溶液等体积混合后，溶液显中性，D项正确。‎ ‎8．下列说法不正确的是(　A　)‎ A．pH计不能用于酸碱中和滴定终点的判断 B．滴定前滴定管内无气泡，终点读数时有气泡，所测体积偏小 C．用0.200 0 mol/L NaOH标准溶液滴定CH3COOH与HCl的混合液(混合液中两种酸的浓度均约为0.1 mol/L)，至中性时，溶液中的酸未被完全中和 D．“中和滴定”实验中，容量瓶和锥形瓶用蒸馏水洗净后即可使用，滴定管和移液管用蒸馏水洗净后，须经干燥或润洗后方可使用 解析 A项，酸碱中和滴定过程中，溶液的pH在不断变化，完全反应时的pH为定值，因此可用pH计确定滴定终点，错误；B 项，滴定前滴定管内无气泡，终点读数时有气泡，所测体积偏小，也就是读数偏小，正确；C项，强酸与强碱溶液正好完全中和时，所得溶液pH＝7，而强碱与弱酸正好完全中和时，溶液的pH>7，若所得溶液的pH＝7，则碱不足，正确；D项，容量瓶、锥形瓶不用润洗，但滴定管或移液管须润洗或干燥后使用，正确。‎ ‎9．已知NaHSO4在水中的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。某温度下，向c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的c(H＋)＝1×10－2 mol·L－1。下列对该溶液的叙述不正确的是(　D　)‎ A．该温度高于‎25 ℃‎ B．由水电离出来的H＋的浓度为1×10－10 mol·L－1‎ C．加入NaHSO4晶体抑制了水的电离 D．取该溶液加水稀释100倍，溶液中的c(OH－)减小 解析 某温度下，蒸馏水中的c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1>1×10－7 mol·L－1，且此温度下Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－6×1.0×10－6＝1.0×10－12，说明该温度下促进了水的电离，故该温度高于‎25 ℃‎，A项正确；由c(H＋)水＝c(OH－)＝＝1×10－10 mol·L－1，B项正确；NaHSO4属于强酸的酸式盐，抑制了水的电离，C项正确；稀释后，溶液中c(H＋)减小，但水的离子积不变，故溶液中的c(OH－)增大，D项不正确。‎ ‎10．室温下，将1.000 mol·L－1盐酸滴入20.00 mL 1.000 mol·L－1氨水中，溶液的pH和温度随加入的盐酸体积的变化曲线如图所示。下列有关说法正确的是(　C　)‎ A．a点由水电离出的c(H＋)＝1.0×10－14 mol·L－1‎ B．b点：c(NH)＋c(NH3·H2O)＝c(Cl－)‎ C．c点：c(Cl－)＝c(NH)‎ D．d点后，溶液温度略下降的主要原因是NH3·H2O电离吸热 解析 pH＝14或0时，由水电离出的c(H＋)＝1.0×10－14 mol·L－1，a点：71.0×10－14 mol·L－1，A项错误；b点不能确定氨水是否与HCl恰好反应，若未恰好反应，该关系式不成立，B项错误；根据电荷守恒：c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，在c点pH＝7，即c(H＋)＝c(OH－)，故有c(NH)＝c(Cl－)，C项正确；d点时盐酸和氨水恰好完全反应，放热最多，再加盐酸温度降低是加入盐酸的温度低于溶液温度，这是温度下降的主要原因，D项错误。‎ ‎11．室温下，用0.10 mol·L－1的NaOH溶液滴定10.00 mL 0.10 mol·L－1的CH3COOH 溶液，水的电离程度随NaOH溶液体积的变化曲线如图所示。下列说法正确的是(　C　)‎ A．该滴定过程应该选择甲基橙作为指示剂 B．从P点到N点，溶液中水的电离程度逐渐增大 C．M点对应的NaOH溶液的体积为10.00 mL D．N点溶液中c(OH－)＝c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＋c(H＋)‎ 解析 甲基橙的变色范围为3.1HY>HZ，则酸性强弱顺序为HXc(X－)，C项错误；HY和HZ混合，达到平衡时，据电荷守恒有c(H＋)＝c(Y－)＋c(Z－)＋c(OH－)，对于弱酸HY来说，Ka(HY)＝c(H＋)·c(Y－)/c(HY)，则有c(Y－)＝Ka(HY)·c(HY)/c(H＋)，故c(H＋)＝Ka(HY)·c(HY)/c(H＋)＋c(Z－)＋c(OH－)，D项错误。‎ ‎13．在‎25 ℃‎时，向50.00 mL未知浓度的CH3COOH溶液中逐滴加入0.5 mol·L－1的NaOH溶液。滴定过程中，溶液的pH与滴入NaOH溶液体积的关系如图所示。‎ 则下列说法不正确的是(　C　)‎ A．①点所示溶液的导电能力弱于②点 B．图中点③所示溶液中，c(CH3COO－)c(H＋)＝c(OH－)的关系存在 解析 溶液中自由移动的离子浓度越大，溶液的导电性就越强，由于醋酸是弱酸，当向其中加入NaOH溶液发生中和反应后溶液中自由移动的离子浓度增大，所以溶液的导电性增强，因此①点所示溶液的导电能力弱于②点，A项正确；图中点③所示溶液pH＝8，c(H＋)＝10－8 mol/L，c(OH－)＝10－6 mol/L，由电荷守恒有c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)，因c(OH－)>c(H＋)，则c(CH3COO－)c(H＋)＝c(OH－)，D项正确。‎ ‎14．在‎25 ℃‎时，向10 mL 0.01 mol·L－1 NaCN溶液中逐滴加入0.01 mol·L－1的盐酸，滴定曲线如图甲所示，CN－、HCN浓度所占分数(α)随pH变化的关系如图乙所示，下列表述正确的是(　B　)‎ A．b点时，溶液中微粒浓度大小的关系：c(CN－)>c(Cl－)>c(HCN)>c(OH－)>c(H＋)‎ B．d点溶液存在的关系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCN)＋c(OH－)＋‎2c(CN－)‎ C．图乙中的e点对应图甲中的c点 D．在滴定过程中选用酚酞试剂比选用甲基橙试剂作指示剂误差更小 解析 b点时溶液中的溶质是NaCl、HCN、NaCN，且三者的物质的量相等，b点时溶液显碱性，说明CN－的水解程度大于HCN的电离程度，微粒浓度大小关系：c(HCN)>c(Cl－)>c(CN－)>c(OH－)>c(H＋)，A项错误；d点时二者恰好完全反应，溶质为NaCl、HCN，且二者物质的量相等，根据电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CN－)＋c(Cl－)，根据物料守恒：c(Cl－)＝c(HCN)＋c(CN－)，二者联立得c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCN)＋c(OH－)＋‎2c(CN－)，B项正确；图乙中e点溶液中的溶质是NaCl、NaCN、HCN，CN－的水解程度大于HCN的电离程度，但水解的程度是非常微弱的，如果c(HCN)＝c(CN－)，NaCN的物质的量应略大于HCN的，即盐酸体积小于5 mL，在b点左端，C项错误；指示剂的选择应与反应后溶液的pH一致，反应后该溶液显酸性，应选取甲基橙作指示剂，选择酚酞作指示剂误差偏大，D项错误。‎ ‎15．现有室温下的四种溶液，下列有关叙述不正确的是(　C　)‎ 编号 ‎①‎ ‎②‎ ‎③‎ ‎④‎ pH ‎11‎ ‎11‎ ‎3‎ ‎3‎ 溶液 氨水 氢氧化钠溶液 醋酸溶液 盐酸 A．相同体积的③、④溶液分别与NaOH完全反应，消耗NaOH的物质的量：③>④‎ B．分别加水稀释10倍，四种溶液的pH：①>②>④>③‎ C．①、④两溶液等体积混合，所得溶液中：c(Cl－)>c(NH)>c(OH－)>c(H＋)‎ D．Va L ④溶液与Vb L ②溶液混合[近似认为混合溶液体积＝(Va＋Vb)L]，‎ 若混合后溶液的pH＝4，则Va∶Vb＝11∶9‎