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)在滴定過程中，左手控制活塞或玻璃小球，右手搖動錐形瓶，兩眼注視錐形瓶內(nèi)溶液顏色的變化。
4．誤差分析
中和滴定實驗中，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)計算式分析，c待測＝，當(dāng)用標(biāo)準(zhǔn)酸溶液滴定待測堿溶液時，c標(biāo)準(zhǔn)、V待測均為定值，c待測的大小取決于V標(biāo)準(zhǔn)的大小。
下列為不正確操作導(dǎo)致的實驗結(jié)果偏差：
(1)儀器洗滌
①酸式滴定管水洗后，未潤洗(偏高)；②酸式滴定管水洗后，誤用待測液潤洗(偏高)；③堿式滴定管水洗后，未潤洗(偏低)；④錐形瓶水洗后，用待測液潤洗(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滴定過程中，振蕩錐形瓶時，不小心將溶液濺出(偏低)；
① 滴定過程中，錐形瓶內(nèi)加少量蒸餾水(無影響)。
例1 25℃時，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，若溫度不確定，就不能用來判斷溶液的酸堿性。而B項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，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)，試通過計算填寫以下不同情況時兩種溶液的體積比：
(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 室溫時水的KW＝1×10－14<1×10－13，水的電離是吸熱的，升溫時水的電離平衡正向移動，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)室溫時水的電離平衡，運用平衡移動原理分析下列問題。
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，發(fā)生電離的水是否仍為純水狀態(tài)時的1.0×10－7 mol?
點撥 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H2O
H＋＋OH－的影響是使平衡向逆反應(yīng)方向移動，故發(fā)生電離的水比純水狀態(tài)時的要少。
1． 比較下列情況下，c(H＋)和c(OH－)的值或變化趨勢(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。
點撥 根據(jù)水的電離平衡可知，加入酸或加入堿會使平衡發(fā)生移動，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 ②①④③
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
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，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 對于弱酸H2SO3和CH3COOH來說電離程度較小。在pH
19、相同的情況下濃度均大于相應(yīng)的強酸；而對于H2SO4、HNO3來說，H2SO4是二元強酸，HNO3是一元強酸，所以H2SO4的濃度最小。
2．下列說法正確的是( )
A．HCl溶液中無OH－
B．NaOH溶液中無H＋
C．NaCl溶液中既無OH－也無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個水分子中只有一個水分子發(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－)的相對大小，當(dāng)c(H＋)>c(OH－)時溶液才呈酸性。例如：在100℃時，KW＝1×10－12，此時pH＝6時為中性，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，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個水分子中只有個水分子電離，故C錯；D.氨水中存在NH3·H2ONH＋OH－平衡，當(dāng)加NH4Cl晶體時，c(NH)增大，平衡向左移動，c(OH－)減小，pH減小，故D錯。
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V(NaOH)＝40 mL，通過計算原溶液為40 mL，故答案為C。
6．在25℃時，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：
(1)若a＋b＝14時，則＝________(填數(shù)值)；
(2)若a＋b＝13時，則＝________(填數(shù)值)；
(3)若a＋b＞14時，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，＝100＝1；
(2)當(dāng)a＋b＝13時，＝10－1＝；
(3)當(dāng)a＋b＞14時，＝10a＋b－14，
又因為a＋b＞14時，＞1，Va＞Vb。
7．某學(xué)生用標(biāo)準(zhǔn)的0.20 mol/L的鹽酸滴定待測的NaOH溶液，其實驗操作如下：
A．用堿式滴定管取待測的NaOH溶液放入錐形瓶中，滴加2～3滴指示劑
B．用待測的NaOH溶液潤洗堿式滴定管
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)的鹽酸潤洗，待測的NaOH溶液濃度的測定值會____________；在D操作中尖嘴部分若滴定前有氣泡，滴定后氣泡消失，待測的NaOH溶液濃度的測定值會__________；若堿式滴定管未用待測的NaOH溶液潤洗，待測NaOH溶液濃度的測定值會________。
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)
(3)“0”或“0”以下某一刻度 充滿溶液且無氣泡
(4)偏高 偏高 偏低
解析 酸
27、式滴定管未潤洗，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液潤洗，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 水的電離
1．如果25℃時，K w＝10－14,100℃時，K w＝10－12，這說明( )
A．100℃時水的電離常數(shù)較大 B．前者c(H＋)較后者大
C．水的電離過程是一個吸熱過程 D．KW和K無直接關(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，說明H2OH＋＋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c(H＋)小于常溫下純水電離產(chǎn)生的c(H＋)，說明水的電離受到了抑制，NaHSO4、HCl、Ba(OH)2對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，測得純水中的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－)無法確定
答案 A
解析 無論在什么溫度下，純水中H＋和OH－濃度都應(yīng)相等，可見，選項A是惟一答案，其他選項都是干擾項。
本題考查學(xué)生對水的電離的理解。值得注意的是，本題所給出的測得數(shù)據(jù)并不是水在常溫下的氫離子濃度。一些學(xué)生受到平時根據(jù)常溫時的水的離子積換算c(H＋)和c(OH－)的思維定勢的影響，錯選C項。這說明在平時的學(xué)習(xí)中，既要深刻領(lǐng)會
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－ ② 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?？疾榈念}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項中加入Na，Na與H2O反應(yīng)生成NaOH，使c(OH－)＞c(H＋)；B項中c(H＋)＝c(OH－)；C項中通入CO2，CO2＋H2O===H2CO3，故c(H＋)＞c(OH－)；而D項中c(H＋)＝c(OH－)，故選C項。
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＋) ③c(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．水的電離過程為H2OH＋＋OH－。在25℃時，水的離子積：KW＝1.0×10－14；在35℃時，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，c(H＋)＜c(OH－)
C．35℃時的水比25℃時的水電離程度小
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 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來表示其酸性的強弱
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，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，用pH表示溶液的酸堿性就不簡便了，所以，當(dāng)c(
38、H＋)或c(OH－)大于1 mol/L時，一般不用pH表示溶液的酸堿性，而是直接用c(H＋)或c(OH－)來表示。
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，若溶液呈中性，則pH＝7，AG＝1
B．在25℃時，若溶液呈酸性，則pH＜7，AG＜0
C．在25℃時，若溶液呈堿性，則pH＞7，AG＞0
D．在25℃時，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。前三項均
39、錯
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?、?.0×10－6 mol·L－1
③1.0×10－3 mol·L－1 ④1.0×10－11 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，一是強堿弱酸鹽的溶液。解
40、此題要注意一個關(guān)鍵問題，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來回答)。
(1)當(dāng)其物質(zhì)的量濃度相同時，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，物質(zhì)的量濃度由大到小的順序為________________
41、。
(4)當(dāng)c(H＋)相同、體積相同時，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為__________________________________________________________________。
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＋)，鹽酸是一元強酸，硫酸是二元強酸，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．實驗表明，液態(tài)時，純硫酸的電離能力強于純硝酸，純硫酸的導(dǎo)電性也顯著強于純水。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)時自身電離的方程式是
________________________________________________________________________。[來
(2)25℃時，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____________，這是因為混合酸中不僅存在硫酸和硝酸各自電離的兩個電離平衡，而且還因硫酸的酸度大于硝酸，又在無水條件下，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
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，無水條件下，混合酸中必然發(fā)生H＋＋NO===HNO3的反應(yīng)。
第2課時 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．由強酸、強堿等物質(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，說明c(H＋)＝10－7 mol/L，當(dāng)溫度升高時，中性溶液中的c(H＋)＞10－7 mol/L，即pH＜7，故A錯誤；等物質(zhì)的量的強酸與強堿，由于它們所含H＋和OH－的物質(zhì)的量未知，因此無法判斷它們混合后溶液的酸堿性，故C錯誤；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，因為n(OH－)＞n(H＋)，所以等體積混合后：c(OH－)混＝＝0.01 mol/L，所以pOH＝2?pH＝12。
方法點擊 求溶液的pH，必須要明確，就是求溶液里c(H＋)的負(fù)對數(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，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，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€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c(H＋)相同，則開始時反應(yīng)速率甲＝乙，隨著反應(yīng)的進(jìn)行會破壞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、相同體積的一元強酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較
比較項目
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
一元強酸
大
小
相同
相同]
大
強酸與一元弱酸的比較
比較項目
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
一元強酸
相同
相同
小
少
相同
一元弱酸
大
多
1．25℃時的下列溶液中，堿性最強的是( )
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。
2．下列說法不正確的是( )
A．25℃時水的離子積為10－14
B．向純水中加入少量NaHSO4，H＋濃度增大，KW將增大
C．100℃時，pH＝7的水溶液呈堿性
D．純水呈中性是因為c(H＋)＝c(OH－)
答案 B
解析 此題考查水的電離問題，B中溫度不變，故KW不變，B項錯誤；100℃，KW＝10－12，中性時pH＝6，當(dāng)pH＝7時溶液顯堿性，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)無限稀釋問題，酸或堿無限稀釋時，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，測得稀釋后溶液的pH均為5，則稀釋時加入水的體積( )
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，在加水稀釋的過程中，HCl溶液里c(H＋)的主要變化只有一個，即減?。籆H3COOH溶液里c(H＋)的主要變化有兩個，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試紙測定某無色溶液的pH時，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的強堿溶液與pH＝2的強酸溶液混合，所得混合液的pH＝11，則強堿與
56、強酸的體積比是( )
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，實際上考查的是pH的計算，且屬于酸堿混合堿過量的情況?？筛鶕?jù)溶液混合反應(yīng)后剩余的c(OH－)列式求解。設(shè)強堿的體積為V2，強酸的體積為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，測得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 ②1∶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)計算，KW是一個重要的“紐帶”。
11．有一學(xué)生在實驗室測某溶液的pH。實驗時，他先用蒸餾水潤濕pH試紙，然后用潔凈干燥的玻璃棒蘸取試樣進(jìn)行
61、檢測。
(1)該學(xué)生的操作是__________(填“正確”或“錯誤”)的，其理由是
________________________________________________________________________。
(2)如不正確，請分析是否一定有誤差？
________________________________________________________________________。
(3)若用此法分別測定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)錯誤 該生測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，測得的不是原溶液對應(yīng)的pH；當(dāng)溶液為中性時，則不產(chǎn)生誤差
(3)鹽酸 因為稀釋過程中，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濕，若潤濕相當(dāng)于對待測液稀釋。對于不同性質(zhì)的溶液造成的影響不同；若溶液為中性則測得結(jié)果無誤差，若為酸性，測得結(jié)果偏大，若為堿性，測得結(jié)果偏小。
63、
第3課時 pH的應(yīng)用
1．能表示人體大量喝水時，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．無法計算
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，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?、谀嵝? 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已說明偏堿性，②、④錯。故選A。
2．用已知濃度的NaOH溶液測定某H2SO4溶液的濃度，參考下圖，從下表中選出正確選項( )
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)溶液潤洗滴定管?、谕味ü軆?nèi)注入標(biāo)準(zhǔn)溶液?、蹤z查滴定管是否漏水 ④滴定?、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，開始時仰視液面讀數(shù)為1.00 mL，取出部分溶液后，俯視液
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
