2010-2011學(xué)年高中化學(xué) 第三章 第二節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性同步學(xué)案 新人教版選修4

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1、 第二節(jié)　水的電離和溶液的酸堿性 重難點(diǎn)一 影響水的電離平衡的因素 1．溫度 因水的電離是吸熱過(guò)程，故升高溫度，水的電離平衡向右移動(dòng)，c(H＋)和c(OH－)同時(shí)增大，但因由水電離出的c(H＋)和c(OH－)始終相等，故溶液呈中性。 2．加入酸或堿 向純水中加入酸(或堿)，由于酸(或堿)電離產(chǎn)生H＋(或OH－)，使水中c(H＋)[或c(OH－)]增大，水的電離平衡向左移動(dòng)，達(dá)到新平衡時(shí)，溶液中c(H＋)[或c(OH－)]增大，水的電離程度減小，但溫度未變，則KW不變。 3．加入活潑金屬 向純水中加入活潑金屬，如金屬鈉，由于活潑金屬可與水電離產(chǎn)生的H＋直接發(fā)生置換反應(yīng)，產(chǎn)

2、生H2，使水的電離平衡向右移動(dòng)。 重難點(diǎn)二 溶液酸堿性的判斷 溶液呈酸性、堿性還是中性，應(yīng)看c(H＋)和c(OH－)的相對(duì)大小，判斷溶液酸堿性的依據(jù)主要有三點(diǎn)： 判據(jù)1　在25℃時(shí)的溶液中： c(H＋)>1×10－7 mol/L　溶液呈酸性 c(H＋)＝1×10－7 mol/L　溶液呈中性 c(H＋)<1×10－7 mol/L　溶液呈堿性 常溫下，c(H＋)>10－7 mol/L時(shí)，溶液呈酸性，且c(H＋)越大，酸性越強(qiáng)；c(OH－)越大，堿性越強(qiáng)。 判據(jù)2　在25℃時(shí)的溶液中： pH<7　溶液呈酸性 pH＝7　溶液呈中性 pH>7　溶液呈堿性 判據(jù)3　在任意溫度下的溶

3、液中： c(H＋)>c(OH－)　溶液呈酸性 c(H＋)＝c(OH－)　溶液呈中性 c(H＋)6顯堿性，所以使用pH時(shí)需注明溫度，若未注明溫度，一般認(rèn)為是常溫，就以pH＝7為中性。 重難點(diǎn)三 pH試紙的使用 1．使用pH試紙測(cè)量溶液的pH時(shí)，一般先把一小片試紙放在潔凈干燥的表面器皿或玻璃片上，用沾有待測(cè)液的玻璃棒點(diǎn)在試紙的中部，不能把試紙放在待測(cè)液中測(cè)定。2．使用pH試紙測(cè)量溶液pH時(shí)，不能用水將pH試紙潤(rùn)濕。

4、因?yàn)檫@樣做，已將溶液稀釋，導(dǎo)致測(cè)定的pH不準(zhǔn)確。 3．用廣泛pH試紙測(cè)出的溶液pH只是整數(shù)值，而不會(huì)是3.1、5.2等小數(shù)值。 重難點(diǎn)四 有關(guān)pH的計(jì)算 1．單一溶液pH的計(jì)算 強(qiáng)酸溶液(HnA)，其物質(zhì)的量濃度為c mol/L，則：c(H＋)＝nc mol/L，pH＝－lgc(H＋)＝－lgnc；強(qiáng)堿溶液[B(OH)n]，其物質(zhì)的量濃度為c mol/L，則c(OH－)＝nc mol/L，c(H＋)＝ mol/L，pH＝－lgc(H＋)＝14＋lgnc。 2．強(qiáng)酸、強(qiáng)堿混合液的pH計(jì)算 (1)強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合求pH ①非等體積混合 c(H＋)＝，然后再求pH。 ②等體積混合可近

5、似計(jì)算pH＝pH?。?.3 (2)強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合求pH ①非等體積混合 先計(jì)算：c(OH－)＝， 再求c(H＋)＝，最后求pH。 ②等體積混合，可近似計(jì)算pH＝pH大－0.3。 (3)強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合 ①恰好完全反應(yīng)，溶液呈中性，pH＝7。 ②酸過(guò)量： 先求c(H＋)余＝，再求pH。 ③堿過(guò)量： 先求c(OH－)余＝，再求c(H＋)＝，然后求pH。 3．稀釋后溶液pH的變化規(guī)律 (1)對(duì)于強(qiáng)酸溶液(pH＝a)每稀釋10n倍，pH增大n個(gè)單位，即pH＝a＋n(a＋n<7)。 (2)對(duì)于強(qiáng)堿溶液(pH＝b)每稀釋10n倍，pH減小n個(gè)單位，即pH＝b－n(b－n>7)。

6、 (3)對(duì)于弱酸溶液(pH＝a)每稀釋10n倍，pH的范圍是：a

7、：最后一滴恰好使指示劑顏色發(fā)生明顯的改變且半分鐘內(nèi)不變色，讀出V(標(biāo))記錄。 (3)在滴定過(guò)程中，左手控制活塞或玻璃小球，右手搖動(dòng)錐形瓶，兩眼注視錐形瓶?jī)?nèi)溶液顏色的變化。 4．誤差分析 中和滴定實(shí)驗(yàn)中，產(chǎn)生誤差的途徑主要有操作不當(dāng)、讀數(shù)不準(zhǔn)等，分析誤差要根據(jù)計(jì)算式分析，c待測(cè)＝，當(dāng)用標(biāo)準(zhǔn)酸溶液滴定待測(cè)堿溶液時(shí)，c標(biāo)準(zhǔn)、V待測(cè)均為定值，c待測(cè)的大小取決于V標(biāo)準(zhǔn)的大小。 下列為不正確操作導(dǎo)致的實(shí)驗(yàn)結(jié)果偏差： (1)儀器洗滌 ①酸式滴定管水洗后，未潤(rùn)洗(偏高)；②酸式滴定管水洗后，誤用待測(cè)液潤(rùn)洗(偏高)；③堿式滴定管水洗后，未潤(rùn)洗(偏低)；④錐形瓶水洗后，用待測(cè)液潤(rùn)洗(偏高)。 (2)

8、量器讀數(shù) ①滴定前俯視酸式滴定管，滴定后平視(偏高)； ② 滴定前仰視酸式滴定管，滴定后俯視(偏低)如圖所示； ③滴定完畢后，立即讀數(shù)，半分鐘后顏色又褪去(偏低)。 (3)操作不當(dāng) ①滴定前酸式滴定管尖嘴部分有氣泡，滴定結(jié)束后氣泡消失(偏高)； ②滴定過(guò)程中，振蕩錐形瓶時(shí)，不小心將溶液濺出(偏低)； ① 滴定過(guò)程中，錐形瓶?jī)?nèi)加少量蒸餾水(無(wú)影響)。 例1　25℃時(shí)，把1 mL 0.1 mol/L的稀H2SO4加入水稀釋制成2 L溶液，在此溶液中由水電離產(chǎn)生的H＋，其濃度接近于(　　) A．1×10－4 mol/L　　　　　　 B．1×

9、10－8 mol/L C．1×10－11 mol/L D．1×10－10 mol/L 答案　D 解析　向水中加硫酸，水中c(H＋)顯然增大，由于KW為常數(shù)，c(OH－)顯然減小，c(OH－)只能由水電離產(chǎn)生，故只要先求c(OH－)，便知道由H2O電離產(chǎn)生的c(H＋)；稀釋后c(H＋)＝×2＝1×10－4 mol/L 由水電離產(chǎn)生的 c(H＋)＝c(OH－)＝ mol/L＝1×10－10 mol/L。 例2　下列溶液一定顯酸性的是(　　) A．溶液中c(OH－)>c(H＋) B．滴加紫色石蕊試液后變紅色的溶液 C．溶液中c(H

10、＋)＝10－6 mol/L D．pH<7的溶液 答案　B 解析　判斷溶液酸堿性的關(guān)鍵看c(H＋)和c(OH－)相對(duì)大小，若c(H＋)>c(OH－)，溶液呈酸性；而pH<7或c(H＋)>10－7 mol/L，僅適用于常溫時(shí)，若溫度不確定，就不能用來(lái)判斷溶液的酸堿性。而B項(xiàng)中可使紫色石蕊試液變紅，則該溶液為酸性。 例3　某溫度(t℃)時(shí)，水的離子積為KW＝1×10－13，則該溫度(填“大于”、“小于”或“等于”)____________25℃，其理由是______________________________________________________________________

11、__。 若將此溫度下pH＝11的苛性鈉溶液a L與pH＝1的稀硫酸b L混合(設(shè)混合后溶液體積的微小變化忽略不計(jì))，試通過(guò)計(jì)算填寫以下不同情況時(shí)兩種溶液的體積比： (1)若所得混合液為中性，則a∶b＝________。 (2)若所得混合液的pH＝2，則a∶b＝E。此溶液中各種離子的濃度由大到小排列順序是________________________________________________________________________。 答案　大于　室溫時(shí)水的KW＝1×10－14<1×10－13，水的電離是吸熱的，升溫時(shí)水的電離平衡正向移動(dòng)，KW增大 (1)10∶1 (2

12、)9∶2　c(H＋)>c(SO)>c(Na＋)>c(OH－) 解析　KW隨溫度升高而增大，本題溫度為高于25℃。 (1)H2SO4中，c(H＋)＝0.1 mol/L，則NaOH溶液中c(OH－)＝＝0.01 mol/L[0．01 mol×a L＝0.1 mol/L×b L a∶b＝10∶1 離子濃度關(guān)系：c(Na＋)>c(SO)>c(H＋)＝c(OH－) (2)若pH＝2，則 c(H＋)混＝ ＝0.01 mol/L a∶b＝9∶2 離子濃度關(guān)系：假如原來(lái)NaOH溶液為9 L、H2SO4溶液則為2 L，則： n(Na＋)＝0.01 mol/L×9 L＝0.09 mol 剩余

13、n(H＋)＝0.01 mol/L×(9 L＋2 L)＝0.11 mol[ n(SO)＝×2 L＝0.1 mol 所以：c(H＋)>c(SO)>c(Na＋)>c(OH－) 例4　 如圖為對(duì)10 mL一定物質(zhì)的量濃度的鹽酸X用一定物質(zhì)的量濃度的NaOH溶液Y滴定的圖象，依據(jù)圖象推出X和Y的物質(zhì)的量濃度是下表內(nèi)各組中的(　　) A B C D X/mol/L 0.12 0.04 0.03 0.09 Y/mol/L 0.04 0.12 0.09 0.03 答案　D 解析　由圖知，30 mL NaOH溶液恰好中和10 mL 鹽酸，即3Y＝X，表中A、D屬此

14、種情況，但A組中X＝0.12 mol/L，c(H＋)＝0.12 mol/L，pH＜1，不符合圖象，D組中X＝0.09 mol/L，pH＞1，加入20 mL NaOH后溶液的 c(H＋)＝ ＝1×10－2mol/L pH＝－lg(1×10－2)＝2，正好符合題意。所以選D。 　根據(jù)室溫時(shí)水的電離平衡，運(yùn)用平衡移動(dòng)原理分析下列問(wèn)題。 1．酸或堿的稀溶液的密度與純水相近，1 L酸或堿的稀溶液約為1 000 g，其中H2O的物質(zhì)的量近似為1 000 g÷18.0 g/mol＝55.6 mol。此時(shí)，發(fā)生電離的水是否仍為純水狀態(tài)時(shí)的1.0×10－7 mol? 點(diǎn)撥　在酸或堿的稀溶

15、液中，酸電離產(chǎn)生的H＋或堿電離產(chǎn)生的OH－對(duì)H2O H＋＋OH－的影響是使平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)，故發(fā)生電離的水比純水狀態(tài)時(shí)的要少。 1． 比較下列情況下，c(H＋)和c(OH－)的值或變化趨勢(shì)(增加或減少)： 純水中的離子濃度 加少量鹽酸 加少量氫氧化鈉 c(H＋) c(OH－) c(H＋)和 c(OH－)大 小比較 c(H＋)＝ c(OH－) 點(diǎn)撥　 純水中的離子濃度 加少量鹽酸 加少量氫氧化鈉 c(H＋) 1.0×10－7 增加 減少 c(OH－) 1.0×10－7 減少 增加 c

16、(H＋)和 c(OH－)大 小比較 c(H＋)＝ c(OH－) c(H＋)＞ c(OH－) c(H＋)＜ c(OH－) 3.酸性溶液中是否有OH－存在？堿性溶液中是否有H＋存在？試解釋原因。 點(diǎn)撥　根據(jù)水的電離平衡可知，加入酸或加入堿會(huì)使平衡發(fā)生移動(dòng)，但只要溫度不變，KW就不變，即c(H＋)·c(OH－)為一定值，故酸性溶液中仍存在OH－，堿性溶液中仍存在H＋。 1．③④①②?、冖佗堍? 2．NH、OH－、NH3·H2O、NH3、H2O、H＋ 3．C　4.C　5.D　6.D　7.A　8.AD 9．一般地，各溶液pH如下(品牌不同，pH可能不同) 物品 醋

17、 醬油 酒 洗滌靈 84消毒液 pH 5 6 7 8 12 c(H＋)/(mol/L) 10－5 10－6 10－7 10－8 10－12 續(xù)表 洗發(fā)液 潔廁劑 洗衣液 柔軟劑 6 1 8 6 10－6 10－1 10－8 10－6 10. 樣品號(hào) A B C D E c(H＋)/ (mol/L) 6.3×10－5 7.2×10－6 8.5×10－7 5.6×10－8 2.1×10－8 pH 4.2 5.1 6.1 7.3 7.7 適種 作物 馬鈴薯、蘋果、草莓、煙草 水稻、玉米、大豆、

18、油菜、棉花、洋蔥、生菜、蘋果、香蕉、草莓、水仙花、玫瑰、煙草 小麥、棉花、薄荷、草莓 棉花、薄荷、 改良 建議 加適量熱石灰至中性 11. (1) 酸性　(2)10　1×10－10　(3)9 mL 1．下列酸溶液的pH相同時(shí)，其物質(zhì)的量濃度最小的是(　　)　　　　　　　　　　　　　　　　　　 A．H2SO3 B．H2SO4 C．CH3COOH D．HNO3 答案　B 解析　對(duì)于弱酸H2SO3和CH3COOH來(lái)說(shuō)電離程度較小。在pH

19、相同的情況下濃度均大于相應(yīng)的強(qiáng)酸；而對(duì)于H2SO4、HNO3來(lái)說(shuō)，H2SO4是二元強(qiáng)酸，HNO3是一元強(qiáng)酸，所以H2SO4的濃度最小。 2．下列說(shuō)法正確的是(　　) A．HCl溶液中無(wú)OH－ B．NaOH溶液中無(wú)H＋ C．NaCl溶液中既無(wú)OH－也無(wú)H＋ D．常溫下，任何物質(zhì)的水溶液中都有H＋和OH－，且KW＝c(H＋)·c(OH－)＝10－14 答案　D 解析　任何水溶液中都存在水的電離，也存在H＋和OH－，在常溫下，c(H＋)·c(OH－)不變，答案為D。 3．下列說(shuō)法正確的是(　　) A．pH<7的溶液一定是酸溶液 B．pH＝5的溶液和pH＝3的溶液相比，前者c(OH

20、－)是后者的100倍 C．室溫下，每1×107個(gè)水分子中只有一個(gè)水分子發(fā)生電離 D．在1 mol/L的氨水中，改變外界條件使c(NH)增大，則溶液的pH一定增大 答案　B 解析　A．溶液顯酸堿性的本質(zhì)為c(H＋)與c(OH－)的相對(duì)大小，當(dāng)c(H＋)>c(OH－)時(shí)溶液才呈酸性。例如：在100℃時(shí)，KW＝1×10－12，此時(shí)pH＝6時(shí)為中性，小于7，由于c(H＋)＝c(OH－)仍呈中性。所以不能用pH＝7作為判斷溶液酸堿性的標(biāo)準(zhǔn)，當(dāng)然室溫下可以；B.pH＝5，c(OH－)＝1×10－9 mol/L，pH＝3，c(OH－)＝1×10－11 mol/L，前者c(OH－)是后者100倍，故B

21、正確；C.室溫時(shí)，每升水有1×10－7 mol水分子發(fā)生電離，即＝55.6 mol水分子中只有1×10－7 mol水分子電離；1×107個(gè)水分子中只有個(gè)水分子電離，故C錯(cuò)；D.氨水中存在NH3·H2ONH＋OH－平衡，當(dāng)加NH4Cl晶體時(shí)，c(NH)增大，平衡向左移動(dòng)，c(OH－)減小，pH減小，故D錯(cuò)。 4．準(zhǔn)確量取25.00 mL高錳酸鉀溶液，可選用的儀器是(　　) 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 A．50 mL 量筒　　　　　　 B．10 mL 量筒 C．50 mL 酸式滴定管 D．50 mL 堿式滴

22、定管 答案　C 解析　酸式和堿式滴定管的結(jié)構(gòu)不同，KMnO4有強(qiáng)氧化性可腐蝕橡膠，而量筒精確度不高，故答案為C。 5. 用1.0 mol/L的NaOH溶液中和某濃度的H2SO4溶液，其水溶液的pH和所用NaOH溶液的體積關(guān)系變化如圖所示，則原H2SO4溶液的物質(zhì)的量濃度和完全反應(yīng)后溶液的大致體積是(　　) A．1.0 mol/L,20 mL B．0.5 mol/L,40 mL C．0.5 mol/L,80 mL D．1.0 mol/L,80 mL 答案　C 解析　滴定前稀H2SO4的pH＝0

23、，則c(H2SO4)＝0.5 mol/L，當(dāng)pH＝7時(shí)V(NaOH)＝40 mL，通過(guò)計(jì)算原溶液為40 mL，故答案為C。 6．在25℃時(shí)，有pH＝a(a≤6)的鹽酸VaL和pH＝b(b≥8)的NaOH溶液VbL。二者混合恰好完全中和。問(wèn)： (1)若a＋b＝14時(shí)，則＝________(填數(shù)值)； (2)若a＋b＝13時(shí)，則＝________(填數(shù)值)； (3)若a＋b＞14時(shí)，則＝________(填表達(dá)式)，且VaEVb(填“＞”“＜”或“＝”)。 答案　(1)1　(2)　(3)10a＋b－14?。? 解析　pH＝a的鹽酸c(H＋)＝10－a mol/L，pH＝b的NaOH溶液c

24、(OH－)＝＝10b－14 mol/L。 鹽酸與NaOH恰好完全中和，即n(H＋)＝n(OH－)，則有：Va·10－a＝Vb·10b－14，所以＝10a＋b－14。 (1)當(dāng)a＋b＝14時(shí)，＝100＝1； (2)當(dāng)a＋b＝13時(shí)，＝10－1＝； (3)當(dāng)a＋b＞14時(shí)，＝10a＋b－14， 又因?yàn)閍＋b＞14時(shí)，＞1，Va＞Vb。 7．某學(xué)生用標(biāo)準(zhǔn)的0.20 mol/L的鹽酸滴定待測(cè)的NaOH溶液，其實(shí)驗(yàn)操作如下： A．用堿式滴定管取待測(cè)的NaOH溶液放入錐形瓶中，滴加2～3滴指示劑 B．用待測(cè)的NaOH溶液潤(rùn)洗堿式滴定管 C．把滴定管用蒸餾水洗干凈 D．取下酸式滴定管，用

25、標(biāo)準(zhǔn)的鹽酸潤(rùn)洗后，將標(biāo)準(zhǔn)的鹽酸溶液注入酸式滴定管至刻度0以上2～3 cm處，再把酸式滴定管固定好，調(diào)節(jié)液面 E．檢查滴定管是否漏水，并分別固定在滴定管夾兩邊 F．另取錐形瓶，再重復(fù)滴定操作一次 G．把錐形瓶放在滴定管下面，瓶下墊一張白紙，邊滴定邊搖動(dòng)錐形瓶，直到加入一滴酸后溶液顏色突變并在半分鐘內(nèi)不再變色為止，記下滴定管液面所在的刻度 根據(jù)上述滴定操作填空： (1)滴定操作的正確順序是(用字母填空) E→E→E→B→E→E→E。 (2)G步操作中在錐形瓶底下墊一張白紙的作用是 ___________________________________________________

26、_____________________。 (3)D步操作中液面應(yīng)調(diào)節(jié)到__________；尖嘴部分應(yīng)__________。 (4)酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)的鹽酸潤(rùn)洗，待測(cè)的NaOH溶液濃度的測(cè)定值會(huì)____________；在D操作中尖嘴部分若滴定前有氣泡，滴定后氣泡消失，待測(cè)的NaOH溶液濃度的測(cè)定值會(huì)__________；若堿式滴定管未用待測(cè)的NaOH溶液潤(rùn)洗，待測(cè)NaOH溶液濃度的測(cè)定值會(huì)________。 答案　(1)C　D　A　G　F (2)便于觀察溶液的顏色變化(或便于判斷滴定終點(diǎn)) (3)“0”或“0”以下某一刻度　充滿溶液且無(wú)氣泡 (4)偏高　偏高　偏低 解析　酸

27、式滴定管未潤(rùn)洗，使標(biāo)準(zhǔn)液濃度降低，消耗標(biāo)準(zhǔn)液的體積增大，誤差偏高；在滴定前酸式滴定管尖嘴部分有氣泡，滴定后氣泡消失，會(huì)使標(biāo)準(zhǔn)液的讀數(shù)變大，誤差偏高；堿式滴定管未用待測(cè)液潤(rùn)洗，盛裝NaOH溶液，使NaOH溶液的濃度變小，消耗標(biāo)準(zhǔn)液的體積變小，誤差偏低。 第1課時(shí)　水的電離 1．如果25℃時(shí)，K w＝10－14,100℃時(shí)，K w＝10－12，這說(shuō)明(　　) A．100℃時(shí)水的電離常數(shù)較大 B．前者c(H＋)較后者大 C．水的電離過(guò)程是一個(gè)吸熱過(guò)程 D．KW和K無(wú)直接關(guān)系 答案　C 解析　由題意知，溫度較高KW較大。KW較大，即

28、c(H＋)·c(OH－)較大。c(OH＋)·c(OH－)較大，說(shuō)明H2OH＋＋OH－向右進(jìn)行的程度大，水的電離是吸熱的?！　　　　　　　　　　　　　　　　　? 2．室溫下，某溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H＋)等于10－10 mol/L，該溶液的溶質(zhì)不可能是(　　) A．NaHSO4 B．NaCl C．HCl D．Ba(OH)2 答案　B 解析　此時(shí)c(H＋)小于常溫下純水電離產(chǎn)生的c(H＋)，說(shuō)明水的電離受到了抑制，NaHSO4、HCl、Ba(OH)2對(duì)水的電離都起抑制作用。 3．某溫度下，純水的c(H＋)＝2.0×10－7 m

29、ol/L，則此時(shí)c(OH－)為__________________，KW＝________，溫度不變，向水中滴入稀鹽酸，使c(H＋)＝5.0×10－5 mol/L，則c(OH－)為__________。 答案　2.0×10－7 mol/L　4.0×10－14　8.0×10－10 mol/L 解析　純水中水電離的c(H＋)＝c(OH－)，所以c(OH－)＝2.0×10－7 mol/L，KW＝c(H＋)·c(OH－)＝(2.0×10－7)2＝4.0×10－14; 若向水中加入鹽酸，則c(OH－)＝＝＝8.0×10－10 mol/L。 1．在某溫度時(shí)，測(cè)得純水中的c(H＋)＝2.4

30、×10－7 mol/L，則c(OH－)為(　　)　　　　　　　　　　　　　　　　　　 A．2.4×10－7 mol/L　　　　　 B．1.0×10－7 mol/L C. mol/L D．c(OH－)無(wú)法確定 答案　A 解析　無(wú)論在什么溫度下，純水中H＋和OH－濃度都應(yīng)相等，可見，選項(xiàng)A是惟一答案，其他選項(xiàng)都是干擾項(xiàng)。 本題考查學(xué)生對(duì)水的電離的理解。值得注意的是，本題所給出的測(cè)得數(shù)據(jù)并不是水在常溫下的氫離子濃度。一些學(xué)生受到平時(shí)根據(jù)常溫時(shí)的水的離子積換算c(H＋)和c(OH－)的思維定勢(shì)的影響，錯(cuò)選C項(xiàng)。這說(shuō)明在平時(shí)的學(xué)習(xí)中，既要深刻領(lǐng)會(huì)

31、概念的內(nèi)涵和外延，還要養(yǎng)成良好的思維習(xí)慣。 2．在由水電離產(chǎn)生的H＋的濃度為1×10－13 mol/L的溶液中，一定能大量共存的離子組是(　　) ① K＋、Cl－、NO、S2－?、?K＋、Fe2＋、I－、SO ③ Na＋、Cl－、NO、SO?、躈a＋、Ca2＋、Cl－、HCO ⑤ K＋、Ba2＋、Cl－、NO A．①③ B．③⑤ C．③④ D．②⑤ 答案　B 解析　本題為常考查的題型——離子共存題，題干中由水電離產(chǎn)生的c(H＋)小于純水中電離產(chǎn)生的c(H＋)，則溶液為酸或堿溶液，在此溶液中，①中S2－在酸溶液中不共存

32、；②中Fe2＋在堿溶液中不共存；④中HCO在酸或堿溶液中都不共存；③⑤組在酸或堿溶液中都可共存。 3．能影響水的電離平衡，并使溶液中的c(H＋)＞c(OH－)的操作是(　　) A．向水中投入一小塊金屬鈉 B．將水加熱煮沸 C．向水中通入CO2氣體 D．向水中加食鹽晶體 答案　C 解析　A項(xiàng)中加入Na，Na與H2O反應(yīng)生成NaOH，使c(OH－)＞c(H＋)；B項(xiàng)中c(H＋)＝c(OH－)；C項(xiàng)中通入CO2，CO2＋H2O===H2CO3，故c(H＋)＞c(OH－)；而D項(xiàng)中c(H＋)＝c(OH－)，故選C項(xiàng)。 4．室溫

33、下，在0.01 mol/L H2SO4溶液中，由水電離出的氫離子濃度是(　　) A．5×10－13 mol/L B．0.02 mol/L C．1×10－7 mol/L D．1×10－12 mol/L 答案　A 解析　在0.01 mol/L的H2SO4溶液中，c(H＋)＝0.02 mol/L，c(OH－)＝＝5×10－13 mol/L，根據(jù)H2O H＋＋OH－，c(H＋)H2O＝c(OH－)＝5×10－13 mol/L。 5．常溫下，下列四種溶液：①pH＝0的鹽酸，②0.1 mol·L－1的鹽酸，③0.01 mol/L的NaOH溶液，④pH＝11

34、的NaOH溶液中，由水電離生成的H＋的物質(zhì)的量濃度之比為(　　) A．1∶10∶100∶1000 B．0∶1∶12∶11 C．14∶13∶12∶11 D．14∶13∶2∶1 答案　A 解析　在鹽酸中，由水電離產(chǎn)生的c(H＋)等于溶液中的c(OH－)：①c(H＋)水＝c(OH－)＝1×10－14 mol·L－1?、赾(H＋)水＝c(OH－)＝1×10－13 mol·L－1；在NaOH溶液中，由水電離產(chǎn)生的c(H＋)等于溶液中的c(H＋)?、踓(H＋)＝1×10－12 mol·L－1?、躢(H＋)＝1×10－11

35、mol·L－1。因此，四種溶液中由水電離出的H＋的濃度的比為：10－14∶10－13∶10－12 ∶10－11 ＝1∶10∶100∶1000。 6．水的電離過(guò)程為H2OH＋＋OH－。在25℃時(shí)，水的離子積：KW＝1.0×10－14；在35℃時(shí)，水的離子積：KW＝2.1×10－14，則下列敘述正確的是(　　) A．c(H＋)隨著溫度的升高而減小 B．35℃時(shí)，c(H＋)＜c(OH－) C．35℃時(shí)的水比25℃時(shí)的水電離程度小 D．水的電離是吸熱的 答案　D 7．將0.1 mol/L醋酸溶液加水稀釋，下列說(shuō)法正確的是(　　) A．溶液中c(H＋)和c(OH－)都減小

36、 B．溶液中c(H＋)增大 C．醋酸電離平衡向左移動(dòng) D．水的離子積不變 答案　D 解析　0.1 mol/L的醋酸溶液加水稀釋，醋酸電離平衡右移，c(H＋)減小，由于溫度不變，KW不變，所以c(OH－)增大。 8．下列敘述正確的是(　　) A．無(wú)論是純水，還是酸性、堿性或中性稀溶液，在常溫下，其c(H＋)×c(OH－)＝1×10－14 B．c(H＋)等于1×10－7 mol/L的溶液一定是中性溶液 C．0.2 mol/L CH3COOH溶液中的c(H＋)是0.1 mol/L CH3COOH溶液中的c(H＋)的2倍 D．任何濃度的溶液

37、都可以用pH來(lái)表示其酸性的強(qiáng)弱 答案　A 解析　KW＝c(H＋)·c(OH－) ，且KW只與溫度有關(guān)，所以，在常溫下，純水，酸性、堿性或中性稀溶液，其KW＝1×10－14；在溫度不確定時(shí)，中性溶液里的c(H＋)不一定等于1×10－7 mol/L；0.2 mol/L CH3COOH溶液中的CH3COOH電離程度比0.1 mol/L CH3COOH溶液中的CH3COOH電離程度小，所以，0.2 mol/L CH3COOH溶液中的c(H＋)小于0.1 mol/L CH3COOH溶液中的c(H＋)的2倍；當(dāng)c(H＋)或c(OH－)大于1 mol/L時(shí)，用pH表示溶液的酸堿性就不簡(jiǎn)便了，所以，當(dāng)c(

38、H＋)或c(OH－)大于1 mol/L時(shí)，一般不用pH表示溶液的酸堿性，而是直接用c(H＋)或c(OH－)來(lái)表示。 9．有人建議用AG表示溶液的酸度，AG的定義為AG＝lg[c(H＋)/c(OH－)]。下列表述正確的是(　　) A．在25℃時(shí)，若溶液呈中性，則pH＝7，AG＝1 B．在25℃時(shí)，若溶液呈酸性，則pH＜7，AG＜0 C．在25℃時(shí)，若溶液呈堿性，則pH＞7，AG＞0 D．在25℃時(shí)，溶液的pH與AG的換算公式為： AG＝2(7－pH) 答案　D 解析　根據(jù)定義式可看出：中性溶液中c(H＋)＝c(OH－)，AG＝0；酸性溶液，AG＞0; 堿性溶液，AG＜0。前三項(xiàng)均

39、錯(cuò) AG＝lg＝lg＝lgc(H＋)2＋14 ＝2lgc(H＋)＋14＝2(7－pH)。 10．室溫下，在pH＝11的某溶液中，由水電離的c(OH－)為(　　) ①1.0×10－7 mol·L－1　②1.0×10－6 mol·L－1 ③1.0×10－3 mol·L－1?、?.0×10－11 mol·L－1　　　　　　　　　　　　　　　　　 A．③ B．④ C．①③ D．③④ 答案　D 解析　pH＝11即c(OH－)＝10－3 mol·L－1是堿性溶液，堿性溶液有兩種情況：一是堿溶液，一是強(qiáng)堿弱酸鹽的溶液。解

40、此題要注意一個(gè)關(guān)鍵問(wèn)題，由水電離出的c(H＋)始終等于由水電離出的c(OH－)。若為堿溶液，由水電離出的c(OH－)＝c(H＋)＝＝10－11 mol·L－1；若為強(qiáng)堿弱酸鹽的溶液，由水電離出的c(OH－)＝10－3 mol·L－1。 11．在一定溫度下有：a.鹽酸　b．硫酸　c．醋酸三種酸(用a、b、c來(lái)回答)。 (1)當(dāng)其物質(zhì)的量濃度相同時(shí)，c(H＋)由大到小的順序是____________。 (2)同體積、同物質(zhì)的量濃度的三種酸溶液，中和NaOH的能力由大到小的順序是____________。 (3)當(dāng)c(H＋)相同時(shí)，物質(zhì)的量濃度由大到小的順序?yàn)開_______________

41、。 (4)當(dāng)c(H＋)相同、體積相同時(shí)，分別加入足量鋅，相同狀況下產(chǎn)生的氣體體積由大到小的順序?yàn)開_________________________________________________________________。 答案　(1)b>a>c　(2)b>a＝c　(3)c>a>b (4)c>a＝b 解析　(1)鹽酸和硫酸是強(qiáng)酸完全電離，硫酸又是二元酸，而醋酸是一元酸，不完全電離，所以物質(zhì)的量濃度相同時(shí)c(H＋)大小關(guān)系為：b>a>c；(2)酸中和堿的能力是依據(jù)酸與堿反應(yīng)的方程式系數(shù)來(lái)決定的，所以同體積、同濃度的鹽酸、醋酸中和NaOH的能力相等，且小于硫酸；(3)c(H＋)相等

42、，因醋酸為弱酸，其物質(zhì)的量濃度遠(yuǎn)大于溶液中的c(H＋)，鹽酸是一元強(qiáng)酸，硫酸是二元強(qiáng)酸，所以物質(zhì)的量濃度：c>a>b；(4)鋅足量，產(chǎn)生氫氣的體積由n(H＋)決定，所以c>a＝b。 12．某溫度下，純水中c(H＋)＝2.0×10－7 mol/L，則此時(shí)c(OH－)＝________，溫度不變，向水中滴入鹽酸使c(H＋)＝5.0 mol/L，則溶液中c(OH－)＝____________。 答案　2.0×10－7 mol/L　8.0×10－15 mol/L 解析　純水中c(H＋)始終等于c(OH－)，所以c(OH－)＝2.0×10－7 mol/L，此溫度下，KW＝c(H＋)·c(OH－)＝

43、4.0×10－14 。向水中滴加鹽酸，KW不變，c(OH－)＝＝ mol/L＝8.0×10－15 mol/L。 13．實(shí)驗(yàn)表明，液態(tài)時(shí)，純硫酸的電離能力強(qiáng)于純硝酸，純硫酸的導(dǎo)電性也顯著強(qiáng)于純水。又知液態(tài)純酸都像水那樣進(jìn)行自身電離(H2O＋H2O H3O＋＋OH－)而建立平衡，且在一定溫度下都有各自的離子積常數(shù)。據(jù)此回答： (1)純硫酸在液態(tài)時(shí)自身電離的方程式是 ________________________________________________________________________。[來(lái) (2)25℃時(shí)，液態(tài)純硫酸的離子積常數(shù)K(H2SO4)E1×1

44、0－14(填“＞”、“＜”或“＝”)。 (3)在純硫酸與純硝酸的液態(tài)混合酸中，存在的陰離子主要是____________，這是因?yàn)榛旌纤嶂胁粌H存在硫酸和硝酸各自電離的兩個(gè)電離平衡，而且還因硫酸的酸度大于硝酸，又在無(wú)水條件下，混合酸中必然發(fā)生 ________________________________________________________________________ (寫離子方程式)反應(yīng)而造成的。 答案　(1)2H2SO4 H3SO＋HSO (2)＞　(3)HSO　H＋＋NO===HNO3 解析　信息告訴我們純硫酸存在著電離平衡，且電離程度強(qiáng)

45、于硝酸和水，仿照純水的電離方式，可以推知純硫酸的電離方程式為2H2SO4 H3SO＋HSO。由于在純硫酸和純硝酸的液態(tài)混合酸中2H2SO4 H3SO＋HSO為主要的電離方式，而純硝酸電離受到純硫酸電離出的H＋的抑制，因此，在純硫酸和純硝酸的液態(tài)混合酸中，存在的陰離子主要是HSO。同時(shí)，無(wú)水條件下，混合酸中必然發(fā)生H＋＋NO===HNO3的反應(yīng)。 第2課時(shí)　溶液的酸堿性和pH 1．下列溶液一定呈中性的是(　　) A．pH＝7的溶液 B．c(H＋)＝c(OH－)的溶液 C．由強(qiáng)酸、強(qiáng)堿等物質(zhì)的量反應(yīng)得到的溶液 D．非電解質(zhì)溶于水得到的溶液

46、答案　B 解析　A中pH＝7，說(shuō)明c(H＋)＝10－7 mol/L，當(dāng)溫度升高時(shí)，中性溶液中的c(H＋)＞10－7 mol/L，即pH＜7，故A錯(cuò)誤；等物質(zhì)的量的強(qiáng)酸與強(qiáng)堿，由于它們所含H＋和OH－的物質(zhì)的量未知，因此無(wú)法判斷它們混合后溶液的酸堿性，故C錯(cuò)誤；非電解質(zhì)溶于水，可以使溶液顯酸性、堿性、中性，如SO2溶于水生成H2SO3溶液顯酸性，NH3溶于水生成NH3·H2O溶液顯堿性，乙醇、蔗糖等溶于水，溶液顯中性，故D錯(cuò)誤。 2．將0.1 mol/L的HCl和0.06 mol/L的Ba(OH)2溶液以等體積混合后，該混合溶液的pH是(　　)　　　　　　　　　　　　　　　　　　 A．1.

47、7 B．12.3 C．12 D．2 答案　C 解析　設(shè)體積為V，混合前n(H＋)＝0.1 mol/L×V L＝0.1 V mol，n(OH－)＝0.06 mol/L×2＝0.12 V mol，因?yàn)閚(OH－)＞n(H＋)，所以等體積混合后：c(OH－)混＝＝0.01 mol/L，所以pOH＝2?pH＝12。 方法點(diǎn)擊　求溶液的pH，必須要明確，就是求溶液里c(H＋)的負(fù)對(duì)數(shù)，即pH＝－lgc(H＋)。不同的溶液求c(H＋)的方法不盡相同。酸溶液可以直接求出c(H＋)；堿溶液必須先求出c(OH－)，然后才能求出c(H＋)

48、；酸、堿混合溶液，要先弄明白混合之后的溶液是酸溶液、堿溶液還是鹽溶液，然后才能求c(H＋)或c(OH－)。 3．在25℃時(shí)，某溶液中，由水電離出的c(H＋)水＝1.0×10－12 mol/L，則該溶液的pH可能為(　　) A．12 B．7 C．6 D．2 答案　AD 解析　25℃時(shí)，向純水中加入酸或堿，水的電離平衡左移，水電離的c(H＋)水和c(OH－)水相應(yīng)減小，但c(H＋)水＝c(OH－)水。若溶液為酸，c(OH－)溶液＝c(OH－)水＝c(H＋)水＝1×10－12 mol/L，水的離子積：KW＝c(H

49、＋)溶液·c(OH－)溶液＝c(OH－)水·c(H＋)溶液，c(H＋)溶液＝＝1.0×10－2 mol/L，pH＝2；若溶液為堿，c(H＋)溶液＝c(H＋)水＝1.0×10－12 mol/L，pH＝12。 4．把體積相同、pH相同的兩份溶液，甲為HCl，乙為CH3COOH，分別與鋅反應(yīng)，若反應(yīng)后放出H2一樣多，有一份中鋅有剩余，以下判斷正確的是(　　) ①反應(yīng)所需時(shí)間乙＞甲?、陂_始反應(yīng)速率甲＞乙　③參加反應(yīng)的鋅的質(zhì)量甲＝乙?、苷麄€(gè)階段平均反應(yīng)速率乙＞甲 ⑤盛HCl的溶液中鋅有剩余?、奘⒋姿岬娜芤褐袖\有剩余 A．①②③ B．①③⑥ C．②③⑥

50、 D．③④⑤ 答案　D 解析　體積相同，pH相同，CH3COOH為弱酸，不能完全電離，則n(CH3COOH)＞n(HCl)，它們都是一元酸，所以盛HCl的溶液中Zn有剩余。開始時(shí)c(H＋)相同，則開始時(shí)反應(yīng)速率甲＝乙，隨著反應(yīng)的進(jìn)行會(huì)破壞CH3COOH的電離平衡使溶液中c(H＋)乙＞c(H＋)甲，從而使反應(yīng)的平均速率v(乙)＞v(甲)，所以反應(yīng)時(shí)間乙＜甲，反應(yīng)放出H2一樣多，則參加反應(yīng)的鋅甲＝乙。 規(guī)律　強(qiáng)酸與弱酸的比較 1．相同物質(zhì)的量濃度、相同體積的一元強(qiáng)酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較 比較項(xiàng)目 酸 c(H＋) pH 中和堿 的能力 與活潑金屬

51、 (足量)產(chǎn)生H2的量 開始與金屬 反應(yīng)的速率 一元強(qiáng)酸 大 小 相同 相同] 大 強(qiáng)酸與一元弱酸的比較 比較項(xiàng)目 酸 c(H＋) pH 中和堿 的能力 與活潑金屬 反應(yīng)產(chǎn)生H2 的量 開始與金屬 反應(yīng)的速率 一元強(qiáng)酸 相同 相同 小 少 相同 一元弱酸 大 多 1．25℃時(shí)的下列溶液中，堿性最強(qiáng)的是(　　) A．pH＝11的溶液 B．c(OH－)＝0.12 mol/L的溶液 C．1 L含有4 g NaOH的溶液 D．c(H＋)＝1×10－10 mol/L的溶液 答案　B 解析　c(OH－

52、)越大，溶液的堿性越強(qiáng)。 2．下列說(shuō)法不正確的是(　　) A．25℃時(shí)水的離子積為10－14 B．向純水中加入少量NaHSO4，H＋濃度增大，KW將增大 C．100℃時(shí)，pH＝7的水溶液呈堿性 D．純水呈中性是因?yàn)閏(H＋)＝c(OH－) 答案　B 解析　此題考查水的電離問(wèn)題，B中溫度不變，故KW不變，B項(xiàng)錯(cuò)誤；100℃，KW＝10－12，中性時(shí)pH＝6，當(dāng)pH＝7時(shí)溶液顯堿性，C正確。 3．將pH＝6的CH3COOH溶液加水稀釋1 000倍后，溶液中的(　　) A．pH＝9 B．c(OH－)≈10－5mol/L C．pH≈7

53、 D．c(OH－)≈10－7 mol/L 答案　CD 解析　此題是電解質(zhì)無(wú)限稀釋問(wèn)題，酸或堿無(wú)限稀釋時(shí)，pH接近7，c(H＋)≈c(OH－)≈1×10－7mol/L。 4．在25℃的條件下，將體積都為10 mL，pH都等于3的醋酸和鹽酸，加水稀釋到a mL和b mL，測(cè)得稀釋后溶液的pH均為5，則稀釋時(shí)加入水的體積(　　)　　　　　　　　　　　　　　　　　 A．a(chǎn)＝b＝10 mL B．a(chǎn)＝b>10 mL C．a(chǎn)b 答案　D 解析　在溶液

54、中，HCl電離是不可逆的，而CH3COOH的電離是可逆的，存在電離平衡，在加水稀釋的過(guò)程中，HCl溶液里c(H＋)的主要變化只有一個(gè)，即減?。籆H3COOH溶液里c(H＋)的主要變化有兩個(gè)，即減小和增大。若a＝b，稀釋后的CH3COOH溶液pH<5，若使CH3COOH溶液pH＝5，就必須加水稀釋，即a>b。 5．為更好地表示溶液的酸堿性，科學(xué)家提出了酸度(AG)的概念，AG＝lg，則下列敘述正確的是(　　) A．中性溶液的AG＝0 B．酸性溶液的AG＜0 C．常溫下0.1 mol/L NaOH溶液的AG＝12 D．常溫下0.1 mol/L鹽酸溶液的AG＝12 答案　AD 解析　中

55、性溶液中＝1，AG＝0；酸性溶液中，＞1，AG＞0；常溫下0.1 mol/L 氫氧化鈉溶液中，＝10－12，AG＝－12；常溫下0.1 mol/L 鹽酸溶液中，＝1012，AG＝12。 6．將pH試紙測(cè)定某無(wú)色溶液的pH時(shí)，規(guī)范的操作是(　　) A．用pH試紙放入溶液中，觀察其顏色變化，跟標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較 B．將溶液倒在pH試紙上跟標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較 C．用干燥的潔凈玻璃棒蘸取溶液，滴在pH試紙上，跟標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較 D．在試管內(nèi)放入少量溶液，煮沸，把pH試紙放在管口，觀察顏色，跟標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較 答案　C 7．pH＝13的強(qiáng)堿溶液與pH＝2的強(qiáng)酸溶液混合，所得混合液的pH＝11，則強(qiáng)堿與

56、強(qiáng)酸的體積比是(　　) A．11∶1 B．9∶1 C．1∶11 D．1∶9 答案　D 解析　本題是求兩溶液的體積比，實(shí)際上考查的是pH的計(jì)算，且屬于酸堿混合堿過(guò)量的情況。可根據(jù)溶液混合反應(yīng)后剩余的c(OH－)列式求解。設(shè)強(qiáng)堿的體積為V2，強(qiáng)酸的體積為V1。則混合前堿中c(OH－)＝0.1 mol/L，酸中c(H＋)＝0.01 mol/L，則：c(OH－)余＝10－3 mol/L＝＝＝0.001；解得V2∶V1＝1∶9，故選項(xiàng)D正確。 8．下列敘述正確的是(　　) A．0.1 mol·L－1氨水中，c(OH－)＝c(NH) B

57、．10 mL 0.02 mol·L－1 HCl溶液與10 mL 0.02 mol·L－1 Ba(OH)2溶液充分混合，若混合后溶液的體積為20 mL，則溶液的pH＝12 C．在0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液中，c(OH－)＝c(H＋) D．0.1 mol·L－1某二元弱酸強(qiáng)堿鹽NaHA溶液中，c(Na＋)＝2c(A2－)＋c(HA－)＋c(H2A) 答案　B 9．某溫度下的水溶液中，c(H＋)＝10x mol/L，c(OH－)＝10y mol/L，x和y的關(guān)系如圖所示。計(jì)算： (1)該溫度下水的離子積為多少？ (2)該溫度下，0.01 mol/L的NaOH溶液的p

58、H為多少？ 答案　(1)1.0×10－15　(2)13 解析　(1)由圖象知，KW＝c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10x＋y＝1.0×10－15 (2)在0.01 mol/L NaOH溶液中c(OH－)＝0.01 mol/L，c(H＋)＝＝ mol/L＝1×10－13 mol/L，pH＝－lgc(H＋)＝13。 10．(1)某溫度時(shí)，測(cè)得0.01 mol·L－1的NaOH溶液的pH為11，則該溫度下水的離子積常數(shù)KW＝________。 (2)在此溫度下，將pH＝a的NaOH溶液Va L與pH＝b的硫酸Vb L混合。 ①若所得混合液為中性，且a＝12，b＝2，則Va∶Vb＝

59、________________________________________________________________________。 ②若所得混合液的pH＝10，且a＝12，b＝2，則Va∶Vb＝__________。 答案　(1)1.0×10－13　(2)①1∶10?、?∶9 解析　(1)0.01 mol·L－1NaOH溶液的pH＝11，則KW＝c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－11×0.01＝1.0×10－13。(2)pH＝a的NaOH溶液中，c(OH－)＝KW/c(H＋)＝10－13＋amol/L，pH＝b的H2SO4中，c(H＋)＝10－b mol/L。兩者混

60、合后：①若呈中性，則10－13＋a·Va＝10－b·Vb，將a＝12，b＝2代入，得Va∶Vb＝1∶10。②若pH＝10，則呈堿性，c(OH－)混＝＝10－3 mol/L，而c(OH－)混＝，將a＝12，b＝2代入，得Va∶Vb＝1∶9。 點(diǎn)撥　(1)已知酸的pH＝b，則c(H＋)一定為10－b mol/L，而不論酸是幾元酸；(2)只要是堿過(guò)量(呈堿性)，都務(wù)必要依c(OH－)列式，而不可直接由c(H＋)列式；(3)本題考查非常溫條件下酸、堿混合的有關(guān)計(jì)算，KW是一個(gè)重要的“紐帶”。 11．有一學(xué)生在實(shí)驗(yàn)室測(cè)某溶液的pH。實(shí)驗(yàn)時(shí)，他先用蒸餾水潤(rùn)濕pH試紙，然后用潔凈干燥的玻璃棒蘸取試樣進(jìn)行

61、檢測(cè)。 (1)該學(xué)生的操作是__________(填“正確”或“錯(cuò)誤”)的，其理由是 ________________________________________________________________________。 (2)如不正確，請(qǐng)分析是否一定有誤差？ ________________________________________________________________________。 (3)若用此法分別測(cè)定c(H＋)相等的鹽酸和醋酸溶液的pH，誤差較大的是__________，原因是__________________________________

62、______________________________________。 答案　(1)錯(cuò)誤　該生測(cè)得的是稀釋后溶液的pH (2)不一定有誤差，若溶液不顯中性，則H＋或OH－被稀釋，測(cè)得的不是原溶液對(duì)應(yīng)的pH；當(dāng)溶液為中性時(shí)，則不產(chǎn)生誤差 (3)鹽酸　因?yàn)橄♂屵^(guò)程中，醋酸繼續(xù)電離產(chǎn)生H＋，使得該溶液中c(H＋)較鹽酸中c(H＋)大，測(cè)得鹽酸pH較大，誤差較大 解析　本題考查pH試紙的使用，pH試紙使用不能用蒸餾水潤(rùn)濕，若潤(rùn)濕相當(dāng)于對(duì)待測(cè)液稀釋。對(duì)于不同性質(zhì)的溶液造成的影響不同；若溶液為中性則測(cè)得結(jié)果無(wú)誤差，若為酸性，測(cè)得結(jié)果偏大，若為堿性，測(cè)得結(jié)果偏小。

63、 第3課時(shí)　pH的應(yīng)用 1．能表示人體大量喝水時(shí)，胃液的pH變化的圖像是(　　) 答案　A 解析　胃液中由于鹽酸的存在而呈強(qiáng)酸性。人體大量喝水將稀釋鹽酸，胃液中c(H＋)減小，pH逐漸增大，但溶液的pH只能接近于7，不能等于或大于7，故答案為A。 2．有一支50 mL酸式滴定管，其中盛有溶液，液面恰好在10.0 mL刻度處，把滴定管的溶液全部流下排出，盛接在量筒中，量筒內(nèi)溶液的體積是(　　)　　　　　　　　　　　　　　　　 A．大于40.0 mL B．為40.0 mL C．大于10.0 mL D．為10.0 mL 答案　A 解

64、析　滴定管的“0”刻度在上，滿刻度在下(量筒的刻度與此相反)，滿刻度以下還有一段空間沒有刻度，因此，將裝到10 mL刻度處的溶液全部放出，除由10.0 mL刻度處到50.0 mL刻度處之間有40.0 mL溶液外，還有滿刻度以下的溶液也一并放出，其總量超過(guò)40.0 mL。 3．pH＝5的鹽酸和pH＝9的氫氧化鈉溶液以體積比11∶9混合，則混合液的pH為(　　) A．7.2 B．8 C．6 D．無(wú)法計(jì)算 答案　C 解析　pH＝5的鹽酸溶液中c(H＋)＝10－5 mol·L－1，pH＝9的氫氧化鈉溶液中c(OH

65、－)＝10－5 mol·L－1，兩者以體積比11∶9混合，則酸過(guò)量，混合液的pH小于7。 1．噴墨打印機(jī)墨汁的pH為7.5～9.0。當(dāng)墨汁噴在紙上時(shí)，與酸性物質(zhì)作用生成不溶于水的固體。由此可知(　　) ①墨汁偏堿性　②墨汁偏酸性 ③紙張偏酸性?、芗垙埰珘A性　　　　　　　　　　　　　　　　　 A．①③ B．②④ C．①④ D．②③ 答案　A 解析　墨汁的pH為7.5～9.0已說(shuō)明偏堿性，②、④錯(cuò)。故選A。 2．用已知濃度的NaOH溶液測(cè)定某H2SO4溶液的濃度，參考下圖，從下表中選出正確選項(xiàng)(　　)

66、錐形瓶中溶液 滴定管中溶液 選用指示劑 選用滴定管 A 堿 酸 石蕊 (甲) B 酸 堿 酚酞 (甲) C 堿 酸 甲基橙 (甲) D 酸 堿 酚酞 (乙) 　 　 答案　CD 解析　此題考察中和滴定的一部分操作和滴定管結(jié)構(gòu)，(甲)為酸式滴定管，(乙)為堿式滴定管； 2NaOH＋H2SO4===Na2SO4＋2H2O c(H2SO4)＝ 若錐形瓶裝入一定體積的NaOH溶液，則選用(甲)，滴定管內(nèi)裝H2SO4溶液。若錐形瓶中裝入一定體積的H2SO4溶液(待測(cè)液)，則選用(乙)，滴定管內(nèi)裝NaOH溶液。 3．下列有關(guān)滴定操作的順序正確的是(　　) ①用標(biāo)準(zhǔn)溶液潤(rùn)洗滴定管　②往滴定管內(nèi)注入標(biāo)準(zhǔn)溶液?、蹤z查滴定管是否漏水?、艿味ā、菹礈臁　　　　　　　　　　　　　　　　　? A．⑤①②③④ B．③⑤①②④ C．⑤②③①④ D．②①③⑤④ 答案　B 4．某學(xué)生用堿式滴定 管量取0.1 mol/L的NaOH溶液，開始時(shí)仰視液面讀數(shù)為1.00 mL，取出部分溶液后，俯視液