2019届二轮复习水的电离和溶液的酸碱性学案（全国通用）
水的电离和溶液的酸碱性
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。
练习题
（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
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：
（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
练习题答案
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。
