資源簡介

第2講　水的電離和溶液的pH
【復(fù)習(xí)目標(biāo)】
1.認(rèn)識(shí)水的電離,了解水的離子積常數(shù)。
2.了解溶液pH的含義及其測定方法,能進(jìn)行與pH有關(guān)的簡單計(jì)算。
3.能通過實(shí)例說明溶液pH的調(diào)控在工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和科學(xué)研究中的重要作用。
考點(diǎn)一　水的電離與Kw
1.水的電離
(1)水是極弱的電解質(zhì),其電離方程式為H2O+H2O　　　　　或簡寫為　　　　　　　　,其電離過程是　　　　熱的。
(2)25 ℃時(shí),純水中c(H+)=c(OH-)=　　　　 mol·L-1;任何水溶液中,由水電離出的 c(H+) 與c(OH-)都相等。
2.水的離子積常數(shù)
3.外界條件對(duì)水的電離平衡的影響
改變 條件 對(duì)平衡體 系影響 移動(dòng) 方向 Kw 電離 程度 c(OH-) c(H+)
HCl 增大 c(H+) 　 　 　 　 　
NaHSO4 增大 c(H+) 　 　 　 　 　
NaOH 增大 c(OH-) 　 　 　 　 　
Na2CO3 減小 c(H+) 　 　 　 　 　
NH4Cl 減小 c(OH-) 　 　 　 　 　
續(xù)　表
改變 條件 對(duì)平衡體 系影響 移動(dòng) 方向 Kw 電離 程度 c(OH-) c(H+)
升溫 增大 Kw 　 　 　 　 　
降溫 減小 Kw 　 　 　 　 　
[理解·辨析] 判斷正誤
(1)在表達(dá)式Kw=c(H+)·c(OH-)中c(H+)、c(OH-)一定是水電離出的。(　　)
(2)室溫下,0.1 mol·L-1HCl溶液與0.1 mol·L-1NaOH溶液中水的電離程度相等。(　　)
(3)某溫度下,純水中c(H+)=2.0×10-7 mol·L-1,則此時(shí)c(OH-)=5×10-8 mol·L-1。(　　)
(4)25 ℃時(shí),加水稀釋CH3COOH溶液,c(H+)、c(OH-)都減小,Kw減小。(　　)
(5)向0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液中逐滴滴加NaOH溶液,水的電離程度逐漸增大。(　　)
一、水的電離平衡及其拓展
1.25 ℃時(shí),下列有關(guān)水的電離平衡的敘述正確的是(　　)
[A] 25 ℃與60 ℃時(shí),水的pH相等
[B] 向水中加入稀氨水,水的電離平衡逆向移動(dòng),c(OH-) 減小
[C] 向水中加入少量固體硫酸氫鈉,c(H+)增大,Kw不變
[D] 向水中加入少量固體CH3COONa,水的電離平衡逆向移動(dòng),c(H+)減小
2.已知液氨的性質(zhì)與水相似。T ℃時(shí),NH3+NH3N+N,N的平衡濃度為1×
10-15 mol·L-1。下列說法錯(cuò)誤的是(　　)
[A] 在此溫度下液氨的離子積為1×10-30
[B] 在液氨中加入金屬鈉,可生成NaNH2
[C] 恒溫下,在液氨中加入NH4Cl,可使液氨的電離平衡逆向移動(dòng)
[D] 降低溫度,可使液氨的電離平衡逆向移動(dòng),且 c(N)二、水的電離平衡曲線
3.一定溫度下,水溶液中H+和OH-的濃度變化曲線如圖。下列說法正確的是(　　)
[A] 升高溫度,可能引起由c向b的變化
[B] 該溫度下,水的離子積常數(shù)為1.0×10-14
[C] 該溫度下,加入FeCl3可能引起由a向b的變化
[D] 該溫度下,稀釋溶液可能引起由c向d的變化
4.不同溫度下水的離子積常數(shù)如圖所示,下列說法不正確的是(　　)
[A] 圖中溫度:T3>T2>T1
[B] 圖中pH關(guān)系:pH(B)=pH(D)=pH(E)
[C] 圖中五點(diǎn)Kw間的關(guān)系:E>D>A=B=C
[D] C點(diǎn)可能是顯酸性的鹽溶液
1.同一曲線上任意點(diǎn)的Kw都相同,即c(H+)·c(OH-)相同、溫度相同,如Kw(A)=Kw(D)。
2.曲線外任意點(diǎn)與曲線上任意點(diǎn)的Kw不同、溫度不同,如Kw(A)3.實(shí)現(xiàn)曲線上點(diǎn)之間的轉(zhuǎn)化需保持溫度不變,改變?nèi)芤旱乃釅A性;實(shí)現(xiàn)曲線上點(diǎn)與曲線外點(diǎn)之間的轉(zhuǎn)化必須改變溫度。
三、水電離的c(H+)或c(OH-)的計(jì)算
5.25 ℃時(shí),在等體積的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,發(fā)生電離的水的物質(zhì)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
6.下表是不同溫度下水的離子積數(shù)據(jù):
溫度/℃ 25 t1 t2
水的離子積常數(shù) 1×10-14 Kw 1×10-12
回答下列問題。
(1)若25”“<”或“=”)1×10-14,理由是　 　。
(2)在t1 ℃時(shí),測得純水中的c(H+)=2.4×10-7 mol·L-1,則c(OH-)=　　　　 mol·L-1。該溫度下,測得某H2SO4溶液中c(S)=5×10-6 mol·L-1,該溶液中c(OH-)=　　　 mol·L-1。
(3)25 ℃時(shí),pH=10的NaOH溶液和Na2CO3溶液中,水電離出的c(OH-)分別為　　　　 mol·L-1和　　　　 mol·L-1。
計(jì)算水電離的c水(H+)或c水(OH-)的方法
1.溶質(zhì)為酸的溶液:H+來源于酸的電離和水的電離,而OH-只來源于水的電離,c水(H+)=c溶液(OH-)=。
2.溶質(zhì)為堿的溶液:H+全部來源于水的電離,OH-來源于堿的電離和水的電離,c水(OH-)=c溶液(H+)=。
考點(diǎn)二　溶液的酸堿性與pH
1.溶液的酸堿性與pH
(1)定義式:pH=-lg c(H+)。
(2)溶液的酸堿性取決于溶液中c(H+)和 c(OH-)的相對(duì)大小。
溶液的酸堿性 c(H+)與 c(OH-)比較 常溫下 溶液pH
酸性溶液 c(H+)　　c(OH-) 　　7
中性溶液 c(H+)　　c(OH-) 　　7
堿性溶液 c(H+)　　c(OH-) 　　7
2.pH的測定
(1)酸堿指示劑法。
該法只能測其pH的大致范圍,常見指示劑變色范圍如下表:
指示劑 變色范圍的pH
石蕊 <5.0紅色 5.0～8.0 紫色 >8.0藍(lán)色
甲基橙 <3.1紅色 3.1～4.4 橙色 >4.4黃色
酚酞 <8.2無色 8.2～10.0 淺紅色 >10.0紅色
(2)pH試紙法。
①廣泛pH試紙:其pH范圍是　　　　(最常用),可以識(shí)別約為1的pH差。
②精密pH試紙:可判別0.2或0.3的pH差。
③操作:用鑷子夾取一小塊試紙放在潔凈的　　　　或　　　　上,用玻璃棒蘸取待測液點(diǎn)在試紙的中央,變色后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)照。
(3)pH計(jì)法。
pH計(jì),也叫　　　　,可用來精密測量溶液的pH。
[理解·辨析] 判斷正誤
(1)溶液中c(H+)>10-7 mol·L-1,該溶液呈酸性。(　　)
(2)pOH=-lg c(OH-),常溫下溶液中的pH+pOH=14,正常人的血液pH=7.3,則正常人血液(人的體溫高于室溫)的pOH等于6.7。(　　)
(3)用廣泛pH試紙測得某溶液的pH為3.4,用pH計(jì)測得某溶液的pH為7.45。(　　)
(4)用濕潤的pH試紙測溶液的pH,一定影響測量結(jié)果。(　　)
(5)pH試紙測定氯水的pH為2。(　　)
(6)常溫下,將pH=3的酸和pH=11的堿等體積混合,所得溶液的pH=7。(　　)
一、酸堿混合后溶液酸堿性的判斷
1.已知溫度為T時(shí)水的離子積常數(shù)為Kw,該溫度下,將濃度為a mol·L-1的一元酸HA溶液與濃度為 b mol·L-1 的一元堿BOH溶液等體積混合,可判斷該溶液呈中性的依據(jù)是(　　)
①a=b
②混合溶液的pH=7
③混合溶液中c(OH-)=10-7 mol·L-1
④混合溶液中,c(H+)= mol·L-1
⑤混合溶液中,c(B+)=c(A-)
[A] ②③ [B] ④⑤ [C] ①④ [D] ②⑤
2.常溫下,判斷下列混合溶液的酸堿性(填“酸性”“堿性”或“中性”)。
(1)相同濃度的鹽酸和NaOH溶液等體積混合:　　　　。
(2)相同濃度的CH3COOH溶液和NaOH溶液等體積混合:　　　　。
(3)相同濃度的氨水和鹽酸等體積混合:　　　　。
(4)pH=2的鹽酸和pH=12的NaOH溶液等體積混合:　　　　。
(5)pH=2的CH3COOH溶液和pH=12的NaOH溶液等體積混合:　　　　。
(6)pH=2的鹽酸和pH=12的氨水等體積混合:　　　　。
酸堿混合后溶液酸堿性的判斷方法
(1)等濃度、等體積的一元酸與一元堿混合的溶液——“誰強(qiáng)顯誰性,同強(qiáng)顯中性”。
(2)pH之和等于14的酸、堿溶液等體積混合(25 ℃時(shí)):一強(qiáng)一弱——“誰弱誰過量,誰弱顯誰性”;兩強(qiáng)——呈中性。
(3)已知強(qiáng)酸溶液和強(qiáng)堿溶液的pH,等體積混合(25 ℃時(shí)):
①pH之和小于14[c酸(H+)>c堿(OH-)],溶液呈酸性;
②pH之和大于14[c酸(H+)二、溶液pH的計(jì)算
3.按要求回答下列問題(常溫下,忽略溶液混合時(shí)體積的變化)。
(1)將pH=3的硝酸溶液和pH=12的氫氧化鋇溶液按照體積比為9∶1混合,混合溶液的pH=　　　　。
(2)在一定體積pH=12的Ba(OH)2溶液中,逐滴加入一定物質(zhì)的量濃度的NaHSO4溶液,當(dāng)溶液中的Ba2+恰好完全沉淀時(shí),溶液pH=11。則Ba(OH)2溶液與NaHSO4溶液的體積比是　　　　。
(3)將Va L pH=a的NaOH溶液與Vb L pH=b的HCl溶液混合,若所得溶液呈中性,且a+b=13,則 =　　　　。
混合溶液pH計(jì)算的一般思維模型
第2講　水的電離和溶液的pH
考點(diǎn)一　水的電離與Kw
必備知識(shí)整合
1.(1)H3O++OH-　H2OH++OH-　吸　(2)1×10-7
2.c(H+)·c(OH-)　1×10-14　增大　電解質(zhì)
3.逆　不變　減小　減小　增大　逆　不變　減小　減小　增大　逆　不變　減小　增大　減小　正　不變　增大　增大　減小　正　不變　增大　減小　增大　正　增大　增大　增大　增大　逆　減小　減小　減小　減小
[理解·辨析] (1)×　(2)√　(3)×　(4)×　(5)×
【提示】 (1)表達(dá)式Kw=c(H+)·c(OH-)中c(H+)、c(OH-)均表示溶液中的c(H+)、c(OH-),不一定是水電離出的。
(2)室溫下,0.1 mol·L-1HCl溶液與0.1 mol·L-1 NaOH溶液中水電離出的c(H+)=c(OH-)=
1×10-13 mol·L-1。
(3)該溫度下,純水中c(H+)=c(OH-)=2×10-7 mol·L-1。
(4)加水稀釋CH3COOH溶液,c(H+)減小,由于溫度不變,Kw不變,c(OH-)增大。
(5)向0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液滴加NaOH溶液,水的電離程度先增大后減小。
關(guān)鍵能力提升
1.C　水的電離是吸熱過程,溫度升高,促進(jìn)水的電離,Kw增大,c(H+)增大,pH減小,故25 ℃與 60 ℃ 時(shí),水的pH不相等,故A錯(cuò)誤;稀氨水呈堿性,能抑制水的電離,水的電離平衡逆向移動(dòng),但溶液中c(OH-)增大,故B錯(cuò)誤;水的離子積常數(shù)只受溫度的影響,所以溫度不變,水的離子積常數(shù)不變,硫酸氫鈉會(huì)電離出氫離子,故c(H+)增大,故C正確;CH3COONa水解促進(jìn)水的電離,水的電離平衡正向移動(dòng),c(H+)減小,故D錯(cuò)誤。
2.D　由電離方程式可知,N與N的平衡濃度相等,都為1×10-15 mol·L-1,根據(jù)水的離子積得液氨的離子積為 c(N)·c(N)=1×10-30,A正確;由鈉與水反應(yīng)可推知,2Na+2NH32NaNH2+H2↑,B正確;加入NH4Cl可使N的濃度增大,使液氨的電離平衡逆向移動(dòng),C正確;因?yàn)殡婋x是吸熱過程,所以降低溫度使 NH3+NH3N+N平衡逆向移動(dòng),c(N)和c(N)同等程度地減小,即c(N)=c(N),D錯(cuò)誤。
3.B　升高溫度,c(H+)、c(OH-)同時(shí)增大,不可能引起由c向b的變化,A項(xiàng)錯(cuò)誤;由b點(diǎn)對(duì)應(yīng)c(H+)與c(OH-)可知,Kw=c(H+)·c(OH-)=1.0×10-14,B項(xiàng)正確;FeCl3水解使溶液顯酸性,溶液中c(H+)增大,因一定溫度下水的離子積是常數(shù),故溶液中c(OH-)減小,因此加入FeCl3溶液可能引起由b向a的變化,C項(xiàng)錯(cuò)誤;溫度不變,水的離子積不變,稀釋溶液后所表示的點(diǎn)還在曲線上,不可能引起由c向d的變化,D項(xiàng)錯(cuò)誤。
4.D　水的電離吸熱,升高溫度促進(jìn)電離,根據(jù)圖知,離子積常數(shù)Kw(T3)>Kw(T2)>Kw(T1),所以溫度T3>T2>T1,A正確;根據(jù)圖知,B、D、E三點(diǎn)溶液中的氫離子濃度相等,則pH相等,B正確;溫度越高,水的離子積常數(shù)越大,Kw間的關(guān)系E>D>A=B=C,C正確;C點(diǎn)時(shí)Kw=1×
10-14,c(OH-)=1×10-6.5 mol·L-1,c(H+)=1×10-7.5 mol·L-1,溶液顯堿性,D錯(cuò)誤。
5.A　①pH=0的H2SO4溶液中c(H+)=1 mol·L-1,c(OH-)=10-14 mol·L-1,H2SO4抑制H2O的電離,則由H2O電離出的c(H+)=10-14 mol·L-1;②0.05 mol·L-1的Ba(OH)2溶液中c(OH-)=
0.1 mol·L-1,c(H+)=10-13 mol·L-1,Ba(OH)2抑制H2O的電離,則由H2O電離出的c(H+)=
10-13 mol·L-1;③pH=10的Na2S溶液中,Na2S水解促進(jìn)H2O的電離,由H2O電離出的c(H+)=10-4 mol·L-1;④pH=5的NH4NO3溶液中,NH4NO3水解促進(jìn)H2O的電離,由H2O電離出的c(H+)=10-5 mol·L-1。4種溶液中發(fā)生電離的H2O的物質(zhì)的量之比等于H2O電離產(chǎn)生的H+的物質(zhì)的量之比為10-14∶10-13∶10-4∶10-5=1∶10∶1010∶109。
6.【答案】 (1)>　水的電離是吸熱過程,升高溫度,平衡向電離方向移動(dòng),c(H+)增大,c(OH-)增大,Kw=c(H+)·c(OH-),Kw增大
(2)2.4×10-7　5.76×10-9
(3)1×10-10　1×10-4
【解析】 (1)水是弱電解質(zhì),存在電離平衡,電離吸熱,所以溫度升高,水的離子積增大。(2)水電離出的c(H+)和 c(OH-)相等,Kw=2.4×10-7×2.4×10-7=5.76×10-14。該溫度下,某H2SO4溶液中c(H+)=1×10-5 mol·L-1,c(OH-)= mol·L-1=5.76×10-9 mol·L-1。(3)pH=10的NaOH溶液中c(H+)=1×10-10 mol·L-1,c(H+)全部來源于水的電離,所以pH=10的NaOH溶液中水電離出的c(OH-)=1×10-10 mol·L-1;pH=10的Na2CO3溶液中 c(OH-)=10-4 mol·L-1,全部來自水的電離。
考點(diǎn)二　溶液的酸堿性與pH
必備知識(shí)整合
1.(2)>　<　=　=　<　>
2.(2)①1～14　③玻璃片　表面皿　(3)酸度計(jì)
[理解·辨析] (1)×　(2)×　(3)×　(4)×　(5)×　(6)×
【提示】 (1)在25 ℃時(shí),溶液中c(H+)>10-7 mol·L-1,溶液呈酸性,但在其他溫度下,不一定顯酸性,如100 ℃時(shí)可能顯堿性。
(2)因人的體溫高于室溫,則正常人血液中水的離子積常數(shù)大于10-14,故pH+pOH<14,pOH<14-pH=6.7。
(3)測溶液pH時(shí),廣泛pH試紙精確到1,pH計(jì)精確到0.01。
(4)如果測中性溶液(如強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽溶液)的pH,不會(huì)影響測量結(jié)果。
(5)氯水中的HClO有強(qiáng)氧化性,會(huì)漂白pH試紙,不能用pH試紙測氯水的pH。
(6)常溫下,pH=3的酸中的c(H+)和pH=11的堿中的 c(OH-)都是1×10-3 mol·L-1,等體積混合,若酸、堿為強(qiáng)酸和強(qiáng)堿,溶液呈中性,若酸、堿為弱酸或弱堿,溶液的酸堿性不能確定。
關(guān)鍵能力提升
1.B　因?yàn)樗帷A的強(qiáng)弱未知,不能依據(jù)a=b判斷,①錯(cuò)誤;溫度不能確定為25 ℃,溶液的pH=7、c(OH-)=10-7 mol·L-1均不能判斷溶液呈中性,②、③錯(cuò)誤;Kw=c(H+)·c(OH-),當(dāng)c(H+)=c(OH-)= mol·L-1時(shí),溶液一定呈中性,④正確;根據(jù)電荷守恒c(H+)+c(B+)=
c(A-)+c(OH-),當(dāng)c(B+)=c(A-)時(shí),c(H+)=c(OH-),溶液一定呈中性,⑤正確。綜上所述,故選B。
2.(1)中性　(2)堿性　(3)酸性　(4)中性　(5)酸性　(6)堿性
3.【答案】 (1)10　(2)1∶4　(3)10
【解析】 (1)pH=3的硝酸溶液中c(H+)=1×10-3 mol·L-1,pH=12的Ba(OH)2溶液中 c(OH-)=
mol·L-1=1×10-2 mol·L-1,兩者以體積比為 9∶1混合,Ba(OH)2過量,溶液呈堿性,混合溶液中c(OH-)==1×10-4 mol·L-1,則混合后c(H+)==
mol·L-1=1×10-10 mol·L-1,故pH=10。
(2)設(shè)Ba(OH)2溶液的體積為V1 L,NaHSO4溶液的體積為V2 L,依題意知,n(Ba2+)=n(S),由Ba(OH)2+NaHSO4BaSO4↓+NaOH+H2O知,生成的氫氧化鈉的物質(zhì)的量為 n(NaOH)=n[Ba(OH)2]=5×10-3V1 mol,兩者混合所得溶液pH=11,可得=1×
10-3 mol·L-1,則V1∶V2=1∶4。
(3)pH=a的NaOH溶液中c(OH-)=10a-14 mol·L-1,pH=b的HCl溶液中c(H+)=10-b mol·L-1,根據(jù)中和反應(yīng)H++OH-H2O,知c(OH-)·Va=c(H+)·Vb,===1014-(a+b),
a+b=13,則 =10。
(
第
1
頁
)(共170張PPT)
第2講
水的電離和溶液的pH
1.認(rèn)識(shí)水的電離,了解水的離子積常數(shù)。
2.了解溶液pH的含義及其測定方法,能進(jìn)行與pH有關(guān)的簡單計(jì)算。
3.能通過實(shí)例說明溶液pH的調(diào)控在工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和科學(xué)研究中的重要作用。
1.水的電離
H3O++OH-
吸
(2)25 ℃時(shí),純水中c(H+)=c(OH-)= mol·L-1;任何水溶液中,由水電離出的 c(H+) 與c(OH-)都相等。
1×10-7
2.水的離子積常數(shù)
c(H+)·c(OH-)
1×10-14
增大
電解質(zhì)
3.外界條件對(duì)水的電離平衡的影響
改變條件 對(duì)平衡體系影響 移動(dòng)方向 Kw 電離程度 c(OH-) c(H+)
HCl 增大c(H+) 　 　 　 　 　
NaHSO4 增大c(H+) 　 　 　 　 　
NaOH 增大c(OH-) 　 　 　 　 　
Na2CO3 減小c(H+) 　 　 　 　 　
NH4Cl 減小c(OH-) 　 　 　 　 　
升溫 增大Kw 　 　 　 　 　
降溫 減小Kw 　 　 　 　 　
逆
不變
減小
減小
增大
逆
不變
減小
減小
增大
逆
不變
減小
增大
減小
正
不變
增大
增大
減小
正
不變
增大
增大
減小
正
增大
增大
增大
增大
逆
減小
減小
減小
減小
[理解·辨析] 判斷正誤
(1)在表達(dá)式Kw=c(H+)·c(OH-)中c(H+)、c(OH-)一定是水電離出的。(　　)
×
【提示】 (1)表達(dá)式Kw=c(H+)·c(OH-)中c(H+)、c(OH-)均表示溶液中的c(H+)、c(OH-),不一定是水電離出的。
(2)室溫下,0.1 mol·L-1HCl溶液與0.1 mol·L-1NaOH溶液中水的電離程度相等。(　 　)
√
【提示】 (2)室溫下,0.1 mol·L-1HCl溶液與0.1 mol·L-1NaOH溶液中水電離出的c(H+)=c(OH-)=1×10-13 mol·L-1。
(3)某溫度下,純水中c(H+)=2.0×10-7 mol·L-1,則此時(shí)c(OH-)=5×10-8 mol·L-1。
(　 　)
×
【提示】 (3)該溫度下,純水中c(H+)=c(OH-)=2×10-7 mol·L-1。
(4)25 ℃時(shí),加水稀釋CH3COOH溶液,c(H+)、c(OH-)都減小,Kw減小。
(　 　)
×
【提示】 (4)加水稀釋CH3COOH溶液,c(H+)減小,由于溫度不變,Kw不變,
c(OH-)增大。
(5)向0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液中逐滴滴加NaOH溶液,水的電離程度逐漸增大。(　 　)
×
【提示】 (5)向0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液滴加NaOH溶液,水的電離程度先增大后減小。
一、水的電離平衡及其拓展
1.25 ℃時(shí),下列有關(guān)水的電離平衡的敘述正確的是(　　)
[A] 25 ℃與60 ℃時(shí),水的pH相等
[B] 向水中加入稀氨水,水的電離平衡逆向移動(dòng),c(OH-) 減小
[C] 向水中加入少量固體硫酸氫鈉,c(H+)增大,Kw不變
[D] 向水中加入少量固體CH3COONa,水的電離平衡逆向移動(dòng),c(H+)減小
C
【解析】 水的電離是吸熱過程,溫度升高,促進(jìn)水的電離,Kw增大,c(H+)增大,
pH減小,故25 ℃與 60 ℃ 時(shí),水的pH不相等,故A錯(cuò)誤;稀氨水呈堿性,能抑制水的電離,水的電離平衡逆向移動(dòng),但溶液中c(OH-)增大,故B錯(cuò)誤;水的離子積常數(shù)只受溫度的影響,所以溫度不變,水的離子積常數(shù)不變,硫酸氫鈉會(huì)電離出氫離子,故c(H+)增大,故C正確;CH3COONa水解促進(jìn)水的電離,水的電離平衡正向移動(dòng),c(H+)減小,故D錯(cuò)誤。
D
[A] 在此溫度下液氨的離子積為1×10-30
[B] 在液氨中加入金屬鈉,可生成NaNH2
[C] 恒溫下,在液氨中加入NH4Cl,可使液氨的電離平衡逆向移動(dòng)
二、水的電離平衡曲線
3.一定溫度下,水溶液中H+和OH-的濃度變化曲線如圖。下列說法正確的是
(　　)
[A] 升高溫度,可能引起由c向b的變化
[B] 該溫度下,水的離子積常數(shù)為1.0×10-14
[C] 該溫度下,加入FeCl3可能引起由a向b的變化
[D] 該溫度下,稀釋溶液可能引起由c向d的變化
B
【解析】 升高溫度,c(H+)、c(OH-)同時(shí)增大,不可能引起由c向b的變化,A項(xiàng)錯(cuò)誤;由b點(diǎn)對(duì)應(yīng)c(H+)與c(OH-)可知,Kw=c(H+)·c(OH-)=1.0×10-14,B項(xiàng)正確;
FeCl3水解使溶液顯酸性,溶液中c(H+)增大,因一定溫度下水的離子積是常數(shù),故溶液中c(OH-)減小,因此加入FeCl3溶液可能引起由b向a的變化,C項(xiàng)錯(cuò)誤;溫度不變,水的離子積不變,稀釋溶液后所表示的點(diǎn)還在曲線上,不可能引起由c向d的變化,D項(xiàng)錯(cuò)誤。
4.不同溫度下水的離子積常數(shù)如圖所示,下列說法不正確的是(　　)
[A] 圖中溫度:T3>T2>T1
[B] 圖中pH關(guān)系:pH(B)=pH(D)=pH(E)
[C] 圖中五點(diǎn)Kw間的關(guān)系:E>D>A=B=C
[D] C點(diǎn)可能是顯酸性的鹽溶液
D
【解析】 水的電離吸熱,升高溫度促進(jìn)電離,根據(jù)圖知,離子積常數(shù)Kw(T3)>
Kw(T2)>Kw(T1),所以溫度T3>T2>T1,A正確;根據(jù)圖知,B、D、E三點(diǎn)溶液中的氫離子濃度相等,則pH相等,B正確;溫度越高,水的離子積常數(shù)越大,Kw間的關(guān)系E>D>A=B=C,C正確;C點(diǎn)時(shí)Kw=1×10-14,c(OH-)=1×10-6.5 mol·L-1,
c(H+)=1×10-7.5 mol·L-1,溶液顯堿性,D錯(cuò)誤。
思維建模
1.同一曲線上任意點(diǎn)的Kw都相同,即c(H+)·c(OH-)
相同、溫度相同,如Kw(A)=Kw(D)。
2.曲線外任意點(diǎn)與曲線上任意點(diǎn)的Kw不同、
溫度不同,如Kw(A)3.實(shí)現(xiàn)曲線上點(diǎn)之間的轉(zhuǎn)化需保持溫度不變,改變?nèi)芤旱乃釅A性;實(shí)現(xiàn)曲線上點(diǎn)與曲線外點(diǎn)之間的轉(zhuǎn)化必須改變溫度。
三、水電離的c(H+)或c(OH-)的計(jì)算
5.25 ℃時(shí),在等體積的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,發(fā)生電離的水的物質(zhì)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
A
【解析】 ①pH=0的H2SO4溶液中c(H+)=1 mol·L-1,c(OH-)=10-14 mol·L-1,
H2SO4抑制H2O的電離,則由H2O電離出的c(H+)=10-14 mol·L-1;②0.05 mol·L-1的Ba(OH)2溶液中c(OH-)=0.1 mol·L-1,c(H+)=10-13 mol·L-1,Ba(OH)2抑制H2O的電離,則由H2O電離出的c(H+)=10-13 mol·L-1;③pH=10的Na2S溶液中,Na2S水解促進(jìn)H2O的電離,由H2O電離出的c(H+)=10-4 mol·L-1;④pH=5的NH4NO3溶液中,NH4NO3水解促進(jìn)H2O的電離,由H2O電離出的c(H+)=10-5 mol·L-1。4種溶液中發(fā)生電離的H2O的物質(zhì)的量之比等于H2O電離產(chǎn)生的H+的物質(zhì)的量之比為10-14∶10-13∶10-4∶10-5=1∶10∶1010∶109。
　 　。
6.下表是不同溫度下水的離子積數(shù)據(jù):
溫度/℃ 25 t1 t2
水的離子積常數(shù) 1×10-14 Kw 1×10-12
回答下列問題。
(1)若25”“<”或“=”)1×10-14,理由是
>
水的電離是吸熱過程,升高溫度,平衡向電離方向移動(dòng),c(H+)增大,c(OH-)增大,Kw=c(H+)·c(OH-),Kw增大
【解析】 (1)水是弱電解質(zhì),存在電離平衡,電離吸熱,所以溫度升高,水的離子積增大。
2.4×10-7
5.76×10-9
(3)25 ℃時(shí),pH=10的NaOH溶液和Na2CO3溶液中,水電離出的c(OH-)分別為
　　　　 mol·L-1和　　 　　 mol·L-1。
1×10-10
1×10-4
【解析】(3)pH=10的NaOH溶液中c(H+)=1×10-10 mol·L-1,c(H+)全部來源于水的電離,所以pH=10的NaOH溶液中水電離出的c(OH-)=1×10-10 mol·L-1;
pH=10的Na2CO3溶液中 c(OH-)=10-4 mol·L-1,全部來自水的電離。
思維建模
計(jì)算水電離的c水(H+)或c水(OH-)的方法
溶液的酸堿性 c(H+)與c(OH-)比較 常溫下溶液pH
酸性溶液 c(H+) c(OH-) 7
中性溶液 c(H+) c(OH-) 7
堿性溶液 c(H+) c(OH-) 7
1.溶液的酸堿性與pH
(1)定義式:pH=-lg c(H+)。
(2)溶液的酸堿性取決于溶液中c(H+)和 c(OH-)的相對(duì)大小。
>
<
=
=
<
>
2.pH的測定
(1)酸堿指示劑法。
該法只能測其pH的大致范圍,常見指示劑變色范圍如下表:
指示劑 變色范圍的pH
石蕊 <5.0紅色 5.0～8.0紫色 >8.0藍(lán)色
甲基橙 <3.1紅色 3.1～4.4橙色 >4.4黃色
酚酞 <8.2無色 8.2～10.0淺紅色 >10.0紅色
(2)pH試紙法。
①廣泛pH試紙:其pH范圍是 (最常用),可以識(shí)別約為1的pH差。
②精密pH試紙:可判別0.2或0.3的pH差。
③操作:用鑷子夾取一小塊試紙放在潔凈的 或 上,用玻璃棒蘸取待測液點(diǎn)在試紙的中央,變色后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)照。
(3)pH計(jì)法。
pH計(jì),也叫 ,可用來精密測量溶液的pH。
1～14
玻璃片
表面皿
酸度計(jì)
[理解·辨析] 判斷正誤
【提示】 (1)在25 ℃時(shí),溶液中c(H+)>10-7 mol·L-1,溶液呈酸性,但在其他溫度下,不一定顯酸性,如100 ℃時(shí)可能顯堿性。
(2)pOH=-lg c(OH-),常溫下溶液中的pH+pOH=14,正常人的血液pH=7.3,則正常人血液(人的體溫高于室溫)的pOH等于6.7。(　 　)
【提示】 (2)因人的體溫高于室溫,則正常人血液中水的離子積常數(shù)大于
10-14,故pH+pOH<14,pOH<14-pH=6.7。
(1)溶液中c(H+)>10-7 mol·L-1,該溶液呈酸性。(　 　)
×
×
(3)用廣泛pH試紙測得某溶液的pH為3.4,用pH計(jì)測得某溶液的pH為7.45。
(　 　)
×
×
【提示】 (3)測溶液pH時(shí),廣泛pH試紙精確到1,pH計(jì)精確到0.01。
(4)用濕潤的pH試紙測溶液的pH,一定影響測量結(jié)果。(　 　)
【提示】 (4)如果測中性溶液(如強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽溶液)的pH,不會(huì)影響測量結(jié)果。
(5)pH試紙測定氯水的pH為2。(　 　)
×
【提示】 (5)氯水中的HClO有強(qiáng)氧化性,會(huì)漂白pH試紙,不能用pH試紙測氯水的pH。
(6)常溫下,將pH=3的酸和pH=11的堿等體積混合,所得溶液的pH=7。(　　)
×
【提示】 (6)常溫下,pH=3的酸中的c(H+)和pH=11的堿中的c(OH-)都是1×10-3 mol·L-1,等體積混合,若酸、堿為強(qiáng)酸和強(qiáng)堿,溶液呈中性,若酸、堿為弱酸或弱堿,溶液的酸堿性不能確定。
一、酸堿混合后溶液酸堿性的判斷
1.已知溫度為T時(shí)水的離子積常數(shù)為Kw,該溫度下,將濃度為a mol·L-1的一元酸HA溶液與濃度為 b mol·L-1 的一元堿BOH溶液等體積混合,可判斷該溶液呈中性的依據(jù)是
(　　)
①a=b
②混合溶液的pH=7
③混合溶液中c(OH-)=10-7 mol·L-1
B
⑤混合溶液中,c(B+)=c(A-)
[A] ②③ [B] ④⑤ [C] ①④ [D] ②⑤
2.常溫下,判斷下列混合溶液的酸堿性(填“酸性”“堿性”或“中性”)。
(1)相同濃度的鹽酸和NaOH溶液等體積混合:　　 　　。
(2)相同濃度的CH3COOH溶液和NaOH溶液等體積混合:　　　 　。
(3)相同濃度的氨水和鹽酸等體積混合:　　　 　。
(4)pH=2的鹽酸和pH=12的NaOH溶液等體積混合:　　　 　。
(5)pH=2的CH3COOH溶液和pH=12的NaOH溶液等體積混合:　　 　　。
(6)pH=2的鹽酸和pH=12的氨水等體積混合:　　　　。
中性
堿性
酸性
中性
酸性
堿性
規(guī)律方法
酸堿混合后溶液酸堿性的判斷方法
(1)等濃度、等體積的一元酸與一元堿混合的溶液——“誰強(qiáng)顯誰性,同強(qiáng)顯中性”。
(2)pH之和等于14的酸、堿溶液等體積混合(25 ℃時(shí)):一強(qiáng)一弱——“誰弱誰過量,誰弱顯誰性”;兩強(qiáng)——呈中性。
規(guī)律方法
(3)已知強(qiáng)酸溶液和強(qiáng)堿溶液的pH,等體積混合(25 ℃時(shí)):
①pH之和小于14[c酸(H+)>c堿(OH-)],溶液呈酸性;
②pH之和大于14[c酸(H+)二、溶液pH的計(jì)算
3.按要求回答下列問題(常溫下,忽略溶液混合時(shí)體積的變化)。
(1)將pH=3的硝酸溶液和pH=12的氫氧化鋇溶液按照體積比為9∶1混合,混合溶液的pH=　　　　。
10
(2)在一定體積pH=12的Ba(OH)2溶液中,逐滴加入一定物質(zhì)的量濃度的NaHSO4溶液,當(dāng)溶液中的Ba2+恰好完全沉淀時(shí),溶液pH=11。則Ba(OH)2溶液與NaHSO4溶液的體積比是　　 　　。
1∶4
10
思維建模
混合溶液pH計(jì)算的一般思維模型
要點(diǎn)剖析
要點(diǎn)一　酸堿中和滴定的含義
1.定義:依據(jù)中和反應(yīng),用已知濃度的酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)的方法。
要點(diǎn)二　儀器的選擇與準(zhǔn)備
1.主要儀器
上
0.01
酸式
堿式
酸性
強(qiáng)氧化性
2.滴定前準(zhǔn)備
滴定管: →洗滌→ →裝液→排氣泡、調(diào)液面→記錄。
錐形瓶:洗滌→裝待測液→加指示劑。
查漏
潤洗
3.滴定操作(以酸式滴定管為例)
管的活塞
滴定
錐形瓶內(nèi)
溶液顏色
錐形瓶
4.滴定終點(diǎn)
滴入最后半滴標(biāo)準(zhǔn)液,溶液變色,且在半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原來的顏色,停止滴定,并記錄標(biāo)準(zhǔn)液的體積。
5.數(shù)據(jù)處理
按上述操作重復(fù) 次,根據(jù)每次所用標(biāo)準(zhǔn)液的體積計(jì)算待測液的物質(zhì)的量濃度,最后求出待測液的物質(zhì)的量濃度的 。
2～3
平均值
要點(diǎn)三　做好實(shí)驗(yàn)的關(guān)鍵
1.準(zhǔn)確測定參加反應(yīng)的酸、堿溶液的 。
2.選取適當(dāng)?shù)闹甘緞?準(zhǔn)確判斷 。
選取指示劑的要求:
(1)變色靈敏。
(2)顏色變化明顯。
體積
滴定終點(diǎn)
要點(diǎn)四　實(shí)驗(yàn)誤差分析
2.誤差:若VA偏大→cB ;若VA偏小→cB 。
偏大
偏小
[示例] 某學(xué)生用已知物質(zhì)的量濃度的鹽酸來測定未知物質(zhì)的量濃度的NaOH溶液時(shí),選擇甲基橙作指示劑。請(qǐng)回答下列問題。
(1)用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定待測的NaOH溶液時(shí),左手控制酸式滴定管的活塞,右手搖動(dòng)錐形瓶,眼睛注視　　　　　　　 　　　,直到加入半滴鹽酸后,溶液由黃色變?yōu)槌壬?并　　 　　　　　　為止。
錐形瓶中溶液顏色的變化
在半分鐘內(nèi)不變色
(2)下列操作可能使所測NaOH溶液的濃度數(shù)值偏小的是　　　(填字母)。
A.酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸潤洗就直接注入標(biāo)準(zhǔn)鹽酸
B.滴定前盛放NaOH溶液的錐形瓶用蒸餾水洗凈后沒有干燥
C.酸式滴定管在滴定前有氣泡,滴定后氣泡消失
D.讀取鹽酸體積時(shí),開始仰視刻度線,滴定結(jié)束時(shí)俯視刻度線
D
(3)若滴定開始和結(jié)束時(shí),酸式滴定管中的液面如圖所示,則起始讀數(shù)為
　　　　 mL,終點(diǎn)讀數(shù)為　　　　 mL,所用鹽酸的體積為　　　　 mL。
0.00
26.10
26.10
(4)某學(xué)生根據(jù)3次實(shí)驗(yàn)分別記錄有關(guān)數(shù)據(jù)如下表:
滴定 次數(shù) 待測NaOH 溶液的體積/mL 0.100 0 mol·L-1鹽酸
滴定前 刻度/mL 滴定后 刻度/mL 溶液體
積/mL
第一次 25.00 0.00 26.11 26.11
第二次 25.00 1.56 30.30 28.74
第三次 25.00 0.22 26.31 26.09
依據(jù)上表數(shù)據(jù)列式計(jì)算該NaOH溶液的物質(zhì)的量濃度: 　。
0.104 4 mol·L-1
走向高考
1.(2021·廣東卷,7)測定濃硫酸試劑中H2SO4含量的主要操作包括:①量取一定量的濃硫酸,稀釋;②轉(zhuǎn)移定容得待測液;③移取20.00 mL待測液,用
0.100 0 mol·L-1的NaOH溶液滴定。上述操作中,不需要用到的儀器為(　　)
[A] [B] [C] [D]
B
【解析】 題給實(shí)驗(yàn)操作中涉及溶液的配制,需要用到容量瓶;移取待測液,用0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液滴定,需要用到錐形瓶和堿式滴定管,不需要用到分液漏斗,故選B。
2.(2022·山東卷,6)實(shí)驗(yàn)室用基準(zhǔn)Na2CO3配制標(biāo)準(zhǔn)溶液并標(biāo)定鹽酸濃度,應(yīng)選甲基橙為指示劑,并以鹽酸滴定Na2CO3標(biāo)準(zhǔn)溶液。下列說法錯(cuò)誤的是(　　)
[A] 可用量筒量取25.00 mL Na2CO3標(biāo)準(zhǔn)溶液置于錐形瓶中
[B] 應(yīng)選用配帶塑料塞的容量瓶配制Na2CO3標(biāo)準(zhǔn)溶液
[C] 應(yīng)選用燒杯而非稱量紙稱量Na2CO3固體
[D] 達(dá)到滴定終點(diǎn)時(shí)溶液顯橙色
A
【解析】 量筒的精確度不高,不可用量筒量取Na2CO3標(biāo)準(zhǔn)溶液,應(yīng)該用堿式滴定管或移液管量取 25.00 mL Na2CO3標(biāo)準(zhǔn)溶液置于錐形瓶中,A錯(cuò)誤;
Na2CO3溶液顯堿性,盛放Na2CO3溶液的容器不能用玻璃塞,以防腐蝕玻璃產(chǎn)生有黏性的硅酸鈉溶液而將瓶塞粘住,故應(yīng)選用配帶塑料塞的容量瓶配制Na2CO3標(biāo)準(zhǔn)溶液,B正確;Na2CO3有吸水性且有一定的腐蝕性,故應(yīng)選用燒杯而非稱量紙稱量Na2CO3固體,C正確;Na2CO3溶液顯堿性,甲基橙滴入Na2CO3溶液中顯黃色,當(dāng)?shù)稳胱詈蟀氲嘻}酸時(shí),溶液由黃色突變?yōu)槌壬野敕昼娭畠?nèi)不變色即為滴定終點(diǎn),故達(dá)到滴定終點(diǎn)時(shí)溶液顯橙色,D正確。
3.(2024·浙江6月選考,20節(jié)選)純化與分析:對(duì)粗產(chǎn)品(AlI3)純化處理后得到產(chǎn)品,再采用銀量法測定產(chǎn)品中I-含量以確定純度。滴定原理為先用過量AgNO3標(biāo)準(zhǔn)溶液沉淀I-,再以NH4SCN標(biāo)準(zhǔn)溶液回滴剩余的Ag+。已知:
難溶電解質(zhì) AgI(黃色) AgSCN(白色) Ag2CrO4(紅色)
溶度積常數(shù)Ksp 8.5×10-17 1.0×10-12 1.1×10-12
(1)從下列選項(xiàng)中選擇合適的操作補(bǔ)全測定步驟。
稱取產(chǎn)品1.020 0 g,用少量稀酸A溶解后轉(zhuǎn)移至250 mL容量瓶,加水定容得待測溶液。取滴定管檢漏、水洗→　 　→裝液、趕氣泡、調(diào)液面、讀數(shù)→用移液管準(zhǔn)確移取25.00 mL待測溶液加入錐形瓶→　 → 　　→加入稀酸B→用1.000×10-2 mol/L NH4SCN標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定→　 　　　→讀數(shù)。
a.潤洗,從滴定管尖嘴放出液體
b.潤洗,從滴定管上口倒出液體
c.滴加指示劑K2CrO4溶液
d.滴加指示劑硫酸鐵銨[NH4Fe(SO4)2]溶液
e.準(zhǔn)確移取25.00 mL 4.000×10-2 mol/L AgNO3標(biāo)準(zhǔn)溶液加入錐形瓶
f.滴定至溶液呈淺紅色
g.滴定至沉淀變白色
a
e
d
f
【解析】 (1)潤洗時(shí),滴定管尖嘴部分也需要潤洗;先加25.00 mL待測溶液,后加25.00 mL 4.000×10-2 mol/L AgNO3標(biāo)準(zhǔn)溶液,兩者充分反應(yīng)后,剩余的Ag+濃度較小,然后滴加硫酸鐵銨[NH4Fe(SO4)2]溶液作指示劑,可以防止生成Ag2SO4沉淀;Ag2CrO4的溶度積常數(shù)與AgSCN的非常接近,因此,K2CrO4溶液不能用作指示劑,應(yīng)該選用[NH4Fe(SO4)2]溶液,其中的Fe3+可以與過量的半滴NH4SCN標(biāo)準(zhǔn)溶液中的SCN-反應(yīng)生成溶液呈紅色的配合物,故滴定至溶液呈淺紅色。綜上所述,需要補(bǔ)全的操作步驟依次是a、e、d、f。
(2)加入稀酸B的作用是 　　　　 　　　。
抑制Fe3+發(fā)生水解反應(yīng),保證滴定終點(diǎn)的準(zhǔn)確判斷
【解析】(2)Fe3+和Al3+均易發(fā)生水解,[NH4Fe(SO4)2]溶液中含有Fe3+,為防止影響滴定終點(diǎn)的判斷,必須抑制其發(fā)生水解,因此加入稀酸B的作用是抑制Fe3+發(fā)生水解反應(yīng),保證滴定終點(diǎn)的準(zhǔn)確判斷。
(3)三次滴定消耗NH4SCN標(biāo)準(zhǔn)溶液的平均體積為25.60 mL,則產(chǎn)品純度為
　。 [M(AlI3)=408 g/mol]
99.20%
【解析】 (3)由滴定步驟可知,25.00 mL 4.000×10-2 mol/L AgNO3標(biāo)準(zhǔn)溶液分別與AlI3溶液中的I-、1.000×10-2 mol/L NH4SCN標(biāo)準(zhǔn)溶液中的SCN-發(fā)生反應(yīng)生成AgI和AgSCN,由Ag+守恒可知,n(AgI)+n(AgSCN)=n(AgNO3),則 n(AgI)=n(AgNO3)-n(AgSCN)=n(AgNO3)-n(NH4SCN);
1.氧化還原滴定
(1)原理。
以氧化劑(或還原劑)為滴定劑,直接滴定一些具有還原性(或氧化性)的物質(zhì),或者間接滴定一些本身并沒有還原性或氧化性,但能與某些氧化劑或還原劑反應(yīng)的物質(zhì)。
(2)常用試劑。
①常見的用于滴定的氧化劑有KMnO4、I2、K2Cr2O7等。
②常見的用于滴定的還原劑有亞鐵鹽、草酸、維生素C、Na2S2O3等。
③指示劑:氧化還原滴定所用指示劑可歸納為三類,即
a.氧化還原指示劑。
b.專用指示劑,如在碘量法滴定中,淀粉溶液遇碘變藍(lán)。
c.自身指示劑,如酸性高錳酸鉀標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定草酸時(shí),滴定終點(diǎn)為溶液由無色變?yōu)闇\紅色。
(3)應(yīng)用示例。
①酸性KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液。
②Na2S2O3溶液滴定碘液。
2.沉淀滴定
(1)原理。
利用離子間的沉淀反應(yīng)進(jìn)行滴定、測量的方法。
(2)試劑。
生成沉淀的離子反應(yīng)很多,但適合沉淀滴定的很少。實(shí)際上應(yīng)用最多的是銀量法,即利用Ag+與鹵素離子的反應(yīng)來測定Cl-、Br-、I-濃度。
(3)指示劑。
3.配位滴定
(1)原理。
是以配體與金屬離子以確定的比例發(fā)生配位反應(yīng)為基礎(chǔ)的一種滴定分析法,多用于金屬離子含量的測定。
(2)試劑。
多用有機(jī)配位劑,如采用EDTA(乙二胺四乙酸)作配位劑測定金屬離子。
(3)指示劑。
形成的配離子往往具有顏色或利用電學(xué)、光學(xué)方法以確定滴定終點(diǎn)。
4.返滴定
先加入一定量過量的滴定劑,等反應(yīng)完成后,再用另一種標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定剩余的滴定劑,這種滴定方式稱為返滴定法。
針對(duì)訓(xùn)練
1.(2024·山東煙臺(tái)月考)下列對(duì)幾種具體的滴定分析(待測液置于錐形瓶內(nèi))中所用指示劑及滴定終點(diǎn)時(shí)的溶液顏色判斷不正確的是(　　)
C
【解析】 Na2SO3溶液可使酸性KMnO4溶液褪色,當(dāng)?shù)竭_(dá)滴定終點(diǎn)時(shí),溶液顏色由無色變?yōu)闇\紅色,不用另選指示劑,A正確;用Fe(NO3)3溶液作為指示劑,到達(dá)滴定終點(diǎn)時(shí),Fe3+與SCN-反應(yīng)生成Fe(SCN)3,溶液變?yōu)闇\紅色,B正確;
Fe3+與I-反應(yīng)生成I2,淀粉遇I2變?yōu)樗{(lán)色,用淀粉溶液作為指示劑,溶液始終為藍(lán)色,無法判定滴定終點(diǎn),C不正確;鹽酸中加入酚酞溶液,溶液為無色,當(dāng)?shù)竭_(dá)滴定終點(diǎn)時(shí),酚酞遇堿溶液會(huì)變?yōu)闇\紅色,D正確。
2.“消洗靈”是具有消毒、殺菌、漂白和洗滌等綜合功效的固體粉末,消毒原理與“84”消毒液相似,化學(xué)組成可以表示為Na10P3O13Cl·5H2O(磷酸三鈉次氯酸鈉)。實(shí)驗(yàn)室利用氯氣與Na3PO4、Na2HPO4的混合液反應(yīng),制得Na10P3O13Cl·5H2O粗品。
已知:Na10P3O13Cl·5H2O 的摩爾質(zhì)量為 656.5 g·mol-1。
產(chǎn)品純度測定操作如下:
(ⅰ)取a g待測試樣溶于蒸餾水配成250 mL溶液。
(ⅱ)取25.00 mL待測液于錐形瓶中,加入10 mL 2 mol·L-1稀硫酸、25 mL 0.1 mol·L-1碘化鉀溶液(過量),此時(shí)溶液出現(xiàn)棕色。
(ⅲ)滴入3滴5%指示劑溶液,用0.05 mol·L-1硫代硫酸鈉溶液滴定至終點(diǎn),平行滴定三次,平均消耗20.00 mL。
淀粉溶液
當(dāng)加入最后半滴硫代硫酸鈉溶液后,溶液藍(lán)色褪去且半分鐘
內(nèi)不恢復(fù)原色
偏大
3.乙二胺四乙酸二鈉鹽(EDTA)可以和Bi3+1∶1形成穩(wěn)定的配合物。一種測定浸出液中Bi3+濃度的方法如下:取25 mL浸出液,調(diào)節(jié)pH=1,滴入 2滴二甲酚橙作指示劑(二甲酚橙:溶于水呈亮黃色,能和多種金屬陽離子形成紫紅色配合物),用0.010 00 mol/L的EDTA溶液滴定,到達(dá)滴定終點(diǎn)時(shí),測得耗去標(biāo)準(zhǔn)液35.00 mL,則浸出液中Bi3+的濃度為　　 　g/L,到達(dá)滴定終點(diǎn)的現(xiàn)象是
　 。
2.926
當(dāng)?shù)稳胱詈蟀氲蜤DTA溶液時(shí),溶液由紫紅色變?yōu)榱咙S色,且半分鐘內(nèi)不恢復(fù)紫紅色
【解析】 乙二胺四乙酸二鈉鹽(EDTA)和Bi3+ 1∶1形成穩(wěn)定的配合物,
則n(EDTA)=n(Bi3+),得出c(EDTA)·V(EDTA)=c(Bi3+)·V(Bi3+),
0.010 00 mol/L×0.035 L=c(Bi3+)×0.025 L,
解得c(Bi3+)=0.014 mol/L=2.926 g/L,到達(dá)滴定終點(diǎn),
Bi3+被消耗完全,顏色由紫紅色變?yōu)榱咙S色,
故到達(dá)滴定終點(diǎn)的現(xiàn)象為當(dāng)?shù)稳胱詈蟀氲蜤DTA溶液時(shí),
溶液由紫紅色變?yōu)榱咙S色,且半分鐘內(nèi)不恢復(fù)紫紅色。
思維建模
滴定終點(diǎn)判斷
當(dāng)?shù)稳胱詈蟀氲巍痢翗?biāo)準(zhǔn)溶液后,溶液變成××色,且半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原來的顏色。
解答此類題目注意三個(gè)關(guān)鍵點(diǎn):
(1)最后半滴:必須說明是滴入“最后半滴”溶液。
(2)顏色變化:必須說明滴入“最后半滴”溶液后溶液“顏色的變化”。
(3)半分鐘:必須說明溶液顏色變化后“半分鐘內(nèi)不再恢復(fù)原來的顏色”。
[A] 在等濃度的Na2A、NaHA溶液中,水的電離程度前者小于后者
[B] 向0.1 mol·L-1的H2A溶液中通入HCl氣體(忽略溶液體積的變化)至pH=3,則H2A的電離度為0.013%
[C] 向H2A溶液中加入NaOH溶液至pH=11,則 c(A2-)>c(HA-)
[D] 取pH=a的H2A溶液10 mL,加蒸餾水稀釋至 100 mL,則該溶液pH=a+1
B
閱讀下列材料,完成2～4題。
①配制一定濃度的乙酸酐-苯溶液。
③加指示劑并用c mol·L-1NaOH-甲醇標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定至終點(diǎn),消耗標(biāo)準(zhǔn)溶液
V1 mL。
④在相同條件下,量取相同體積的乙酸酐-苯溶液,只加適量水使乙酸酐完全水解;加指示劑并用c mol·L-1NaOH-甲醇標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定至終點(diǎn),消耗標(biāo)準(zhǔn)溶液V2 mL。
2.(2023·山東卷,8)對(duì)于上述實(shí)驗(yàn),下列做法正確的是( 　　)
[A] 進(jìn)行容量瓶檢漏時(shí),倒置一次即可
[B] 滴入半滴標(biāo)準(zhǔn)溶液,錐形瓶中溶液變色,即可判定達(dá)滴定終點(diǎn)
[C] 滴定讀數(shù)時(shí),應(yīng)單手持滴定管上端并保持其自然垂直
[D] 滴定讀數(shù)時(shí),應(yīng)雙手一上一下持滴定管
C
【解析】 進(jìn)行容量瓶檢漏時(shí),倒置一次,然后玻璃塞旋轉(zhuǎn)180°后再倒置一次,故A錯(cuò)誤;滴入半滴標(biāo)準(zhǔn)溶液,錐形瓶中溶液變色,且半分鐘內(nèi)不變回原色,才能判斷到達(dá)滴定終點(diǎn),故B錯(cuò)誤;滴定讀數(shù)時(shí),應(yīng)單手持滴定管上端無刻度處,并保持其自然垂直,故C正確,D錯(cuò)誤。
3.(2023·山東卷,9)ROH樣品中羥基含量(質(zhì)量分?jǐn)?shù))計(jì)算正確的是(　　)
A
4.(2023·山東卷,10)根據(jù)上述實(shí)驗(yàn)原理,下列說法正確的是(　　)
[A] 可以用乙酸代替乙酸酐進(jìn)行上述實(shí)驗(yàn)
[B] 若因甲醇揮發(fā)造成標(biāo)準(zhǔn)溶液濃度發(fā)生變化,將導(dǎo)致測定結(jié)果偏小
[C] 步驟③滴定時(shí),不慎將錐形瓶內(nèi)溶液濺出,將導(dǎo)致測定結(jié)果偏小
[D] 步驟④中,若加水量不足,將導(dǎo)致測定結(jié)果偏大
B
若甲醇揮發(fā),則V1、V2都偏小,但V2偏小得多,故V2-V1偏小,則測定結(jié)果偏小,故B正確;步驟③滴定時(shí),不慎將錐形瓶內(nèi)溶液濺出,消耗氫氧化鈉溶液的體積偏小,將導(dǎo)致測定結(jié)果偏大,故C錯(cuò)誤;步驟④中,若加水量不足,生成乙酸的物質(zhì)的量偏小,消耗氫氧化鈉溶液的體積偏小,測定乙酸酐初始物質(zhì)的量偏小,將導(dǎo)致測定結(jié)果偏小,故D錯(cuò)誤。
5.(2023·廣東卷,17節(jié)選)化學(xué)反應(yīng)常伴隨熱效應(yīng)。某些反應(yīng)(如中和反應(yīng))的熱量變化,其數(shù)值Q可通過量熱裝置測量反應(yīng)前后體系溫度變化,用公式Q=cρV總·ΔT計(jì)算獲得。
鹽酸濃度的測定:移取20.00 mL待測液,加入指示劑,用0.500 0 mol·L-1NaOH溶液滴定至終點(diǎn),消耗NaOH溶液22.00 mL。
(1)上述滴定操作用到的儀器有　　　 　(填字母)。
AD
【解析】 (1)滴定操作需要用到的儀器有錐形瓶、酸式滴定管、堿式滴定管、鐵架臺(tái)等,故選A、D。
(2)該鹽酸濃度為　　 　　mol·L-1。
0.550 0
6.(2022·河北卷,14)某研究小組為了更準(zhǔn)確檢測香菇中添加劑亞硫酸鹽的含量,設(shè)計(jì)實(shí)驗(yàn)如下:
①三頸燒瓶中加入10.00 g香菇樣品和400 mL水;錐形瓶中加入125 mL水、1 mL淀粉溶液,并預(yù)加 0.30 mL 0.010 00 mol·L-1的碘標(biāo)準(zhǔn)溶液,攪拌。
②以0.2 L·min-1流速通氮?dú)?再加入過量磷酸,加熱并保持微沸,同時(shí)用碘標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定,至終點(diǎn)時(shí)滴定消耗了1.00 mL碘標(biāo)準(zhǔn)溶液。
③做空白實(shí)驗(yàn),消耗了0.10 mL碘標(biāo)準(zhǔn)溶液。
④用適量Na2SO3替代香菇樣品,重復(fù)上述步驟,測得SO2的平均回收率為95%。
回答下列問題。
(1)裝置圖中儀器a、b的名稱分別為　　 　　　、　　　　　　。
(球形)冷凝管
酸式滴定管
【解析】 由題中信息可知,檢測香菇中添加劑亞硫酸鹽的含量的原理是用過量的磷酸與其中的亞硫酸鹽反應(yīng)生成SO2,用氮?dú)鈱O2排入錐形瓶中被水吸收,最后用碘標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定,測出樣品中亞硫酸鹽含量。
(1)根據(jù)儀器a、b的結(jié)構(gòu)可知,裝置圖中儀器
a、b的名稱分別為球形冷凝管和酸式滴定管。
(2)三頸燒瓶適宜的規(guī)格為　　　(填字母)。
A.250 mL B.500 mL C.1 000 mL
C
　。
(3)解釋加入H3PO4,能夠生成SO2的原因:
(4)滴定管在使用前需要　　　　　　　 　、洗滌、潤洗;滴定終點(diǎn)時(shí)溶液的顏色為 　;滴定反應(yīng)的離子方程式為　　 　　　　　　　　　　　。
檢驗(yàn)其是否漏水
藍(lán)色
(5)若先加磷酸再通氮?dú)?會(huì)使測定結(jié)果　 　(填“偏高”“偏低”或“無影響”)。
偏低
【解析】 (5)若先加磷酸再通氮?dú)?則不能將裝置中的空氣及時(shí)排出,有部分亞硫酸鹽和SO2被裝置中的氧氣氧化,碘標(biāo)準(zhǔn)溶液的消耗量將減少,因此會(huì)使測定結(jié)果偏低。
(6)該樣品中亞硫酸鹽含量為　　 　　mg·kg-1(以SO2計(jì),結(jié)果保留三位有效數(shù)字)。
80.8
課時(shí)作業(yè)36　水的電離和溶液的pH
(時(shí)間:30分鐘3　滿分:100分)
一、選擇題(共12小題,每小題6分,共72分)
1.(2024·江蘇徐州期末)水的離子積常數(shù)隨著溫度的變化關(guān)系如下表:
溫度/℃ 25 50 75 100
Kw/(×10-14) 1.0 5.5 20.0 56.0
下列說法正確的是(　　)
[A] 純水中c(H+)的大小與溫度無關(guān)
[B] 水的電離度α(50 ℃)<α(75 ℃)
[C] 100 ℃時(shí)某溶液的c(OH-)=1.0×10-7 mol·L-1,該溶液呈中性
[D] 25 ℃時(shí),0.01 mol·L-1 NaOH溶液中,Kw(H2O)=1.0×10-12
B
2.(2024·山東臨沂階段檢測)下列有關(guān)溶液的酸堿性與pH的說法錯(cuò)誤的是
(　　)
[A] 溶液pH越小,酸性越強(qiáng),反之,堿性越強(qiáng)
[B] pH<7的溶液可能呈酸性
[C] 當(dāng)溶液中的c(H+)或c(OH-)較小時(shí),用pH表示其酸堿性更為方便
[D] 用廣泛pH試紙測得Na2CO3溶液的pH=10.6
D
【解析】 廣泛pH試紙測得的pH為整數(shù),D項(xiàng)錯(cuò)誤。
3.常溫下,下列溶液的pH最大的是(　　)
[A] 0.02 mol/L氨水與水等體積混合后的溶液
[B] pH=2的鹽酸與pH=12的NaOH溶液等體積混合后的溶液
[C] 0.02 mol/L鹽酸與0.02 mol/L氨水等體積混合后的溶液
[D] 0.01 mol/L鹽酸與0.03 mol/L氨水等體積混合后的溶液
A
【解析】 D項(xiàng)混合后得到0.01 mol/L NH3·H2O和 0.005 mol/L NH4Cl的混合溶液,相當(dāng)于向A項(xiàng)溶液中加入NH4Cl,因而D項(xiàng)溶液的pH比A項(xiàng)溶液的小。
4.(2024·山東濰坊期末)某溫度下,向pH=6的蒸餾水中加入NaHSO4晶體,保持溫度不變,測得溶液的pH為2。下列對(duì)該溶液的敘述正確的是(　　)
[A] 該溫度高于25 ℃
[B] 由水電離出來的H+的濃度是1.0×10-12 mol/L
[C] 加入NaHSO4晶體促進(jìn)了水的電離
[D] 該溫度下加入等體積pH=12的NaOH溶液可使該溶液恰好呈中性
A
5.常溫時(shí),純水中由水電離出的c(H+)=a mol·L-1,pH=1的鹽酸中由水電離出的c(H+)=b mol·L-1,0.1 mol·L-1的鹽酸與0.1 mol·L-1的氨水等體積混合后,由水電離出的c(H+)=c mol·L-1,則a、b、c的關(guān)系正確的是(　　)
[A] a>b=c [B] c>a>b
[C] c>b>a [D] b>c>a
B
【解析】 鹽酸抑制水的電離,所以ba,故B正確。
6.在25 ℃時(shí),關(guān)于下列溶液混合后溶液pH的說法中正確的是(　　)
[A] pH=10與pH=12的NaOH溶液等體積混合,溶液的pH約為11
[B] pH=5的鹽酸稀釋1 000倍,溶液的pH=8
[C] pH=2的H2SO4溶液與pH=12的NaOH溶液等體積混合,溶液的pH=7
[D] pH=12的NH3·H2O溶液與pH=2的HCl溶液等體積混合,溶液的pH=7
C
[A] 常溫下,CH3COOH的電離常數(shù)約為10-5
[B] M點(diǎn)時(shí)加入氫氧化鈉溶液的體積為20.00 mL
[C] 若N點(diǎn)為40 mL,所得溶液中:c(Na+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)
[D] 從M到N,水的電離程度逐漸變大
A
當(dāng)N點(diǎn)加入NaOH溶液40 mL時(shí),所得溶液為等濃度的CH3COONa和NaOH的混合溶液,根據(jù)元素守恒可得c(Na+)=2[c(CH3COO-)+c(CH3COOH)],C錯(cuò)誤;M點(diǎn)之后,當(dāng)V(NaOH溶液)>20 mL后,水的電離受到抑制,電離程度又會(huì)逐漸變小,D錯(cuò)誤。
8.25 ℃時(shí),體積為Va、pH=a的某一元強(qiáng)酸溶液與體積為Vb、pH=b的某一元強(qiáng)堿溶液均勻混合后,溶液的pH=7,已知b=6a,Va[A] a可能等于1
[B] a一定大于2
[C] a一定小于2
[D] a一定等于2
C
9.某溫度時(shí)水的離子積常數(shù)Kw=10-13,在此溫度下將同濃度的NaOH溶液與稀硫酸按體積比3∶1混合,若所得混合液pH=12,則原溶液的濃度為(　　)
[A] 0.40 mol/L [B] 0.20 mol/L
[C] 0.04 mol/L [D] 0.50 mol/L
A
10.T ℃時(shí),水的離子積常數(shù)Kw=10-13,該溫度下,V1 mL pH=12的Ba(OH)2稀溶液與V2 mL pH=2 的稀硫酸充分反應(yīng)(混合后的體積變化忽略不計(jì)),恢復(fù)到
T ℃,測得混合溶液的pH=3,則V1∶V2的值為(　　)
[A] 9∶101 [B] 99∶101
[C] 1∶100 [D] 1∶10
A
11.(2024·遼寧大連模擬)常溫下,向20 mL 1.0 mol·L-1 HA溶液中逐滴加入
1.0 mol·L-1的NaOH溶液,溶液中水電離出的H+濃度隨加入NaOH溶液的體積變化如圖所示,下列說法不正確的是(　　)
[A] HA的電離平衡常數(shù)約為10-8
[B] b點(diǎn)時(shí)加入NaOH溶液的體積小于10 mL
[C] c點(diǎn)溶液中離子濃度的大小關(guān)系為c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+)
[D] d點(diǎn)溶液的pH=7
D
12.常溫下,往20 mL 0.1 mol/L CH3COOH溶液中滴加等濃度的NaOH溶液,由水電離出的氫氧根離子濃度隨滴入NaOH溶液體積的變化如圖所示。下列說法正確的是(　　)
[A] 該CH3COOH溶液的電離度為10%
[B] b、d兩點(diǎn)溶液的pH相等
[C] V1>20
[D] c點(diǎn)對(duì)應(yīng)溶液的pH為9
D
10∶1
二、非選擇題(共2小題,共28分)
13.(12分,每空3分)已知水在25 ℃和100 ℃時(shí),其電離平衡曲線如圖所示:
(1)25 ℃時(shí),將pH=9的NaOH溶液與pH=4的硫酸溶液混合,所得混合溶液的pH=7,則NaOH溶液與硫酸溶液的體積比為　　　　。
【解析】 (1)25 ℃時(shí),pH=9的NaOH溶液中 c(OH-)=10-5 mol/L,
pH=4的H2SO4溶液中 c(H+)=10-4 mol/L,若所得混合溶液的pH=7,
則c(OH-)·V(NaOH溶液)=c(H+)·V(H2SO4溶液),
故 V(NaOH溶液)∶V(H2SO4溶液)=c(H+)∶c(OH-)=10∶1。
(2)100 ℃時(shí),若100體積pH=a的某強(qiáng)酸溶液與1體積pH=b的某強(qiáng)堿溶液混合后溶液呈中性,則a與b之間應(yīng)滿足的關(guān)系是　 。
a+b=14
【解析】(2)100 ℃時(shí),水的離子積常數(shù)Kw=10-12。100體積pH=a的某強(qiáng)酸溶液中c(H+)=10-a mol/L,1體積pH=b的某強(qiáng)堿溶液中c(OH-)=10b-12 mol/L,混合后溶液呈中性,100×10-a=1×10b-12,2-a=b-12,所以a+b=14。
(3)曲線A所對(duì)應(yīng)的溫度下,pH=2的HCl溶液和pH=11的BOH溶液中,若水的電離程度分別用α1、α2表示,則α1
　　　　(填“大于”“小于”或“等于”)α2。
小于
【解析】 (3)曲線A所對(duì)應(yīng)的溫度是25 ℃,pH=2的HCl溶液中,c水(H+)=
10-12 mol/L,pH=11的BOH溶液中,c水(H+)=10-11 mol/L,水電離產(chǎn)生的H+的濃度越大,水的電離程度就越大,則α1<α2。
(4)曲線B對(duì)應(yīng)的溫度下,將0.02 mol/L Ba(OH)2溶液與等物質(zhì)的量濃度的NaHSO4溶液等體積混合后,混合溶液的
pH=　　　 　。
10
14.(16分,每空2分)回答下列問題。
(1)某溫度(t ℃)時(shí),水的Kw=1×10-12,則該溫度　　　 　(填“>”“<”或“=”)
25 ℃,其理由是　 。
>
【解析】 (1)常溫(25 ℃)時(shí),水的Kw=1×10-14,某溫度(t ℃)時(shí),水的Kw=
1×10-12,水的電離被促進(jìn),則該溫度大于25 ℃,其理由是電離吸熱,溫度升高,Kw變大。
電離吸熱,溫度升高,Kw變大
(2)該溫度下,c(H+)=1×10-7 mol/L的溶液呈　　　 　(填“酸性”“堿性”或“中性”);若該溶液中只存在NaOH溶質(zhì),則由H2O電離出來的c(OH-)=
　　　　　　　　。
堿性
1×10-7 mol/L
(3)實(shí)驗(yàn)室用Zn和稀硫酸制取H2,反應(yīng)時(shí)溶液中水的電離平衡　　　　 (填
“向左”“向右”或“不”,下同)移動(dòng)。在新制飽和氯水中加入少量NaCl固體,水的電離平衡　　　　移動(dòng)。
向右
向右
(4)25 ℃時(shí),pH=4的鹽酸中水的電離程度　　 　(填“大于”“小于”或“等于”)
pH=10的Ba(OH)2溶液中水的電離程度。
等于
(5)將此溫度(t ℃)下pH=1的H2SO4溶液a L與pH=11的NaOH溶液b L混合,若所得混合液pH=2,則a∶b=　　　　。
11∶9
課時(shí)作業(yè)37　中和滴定及其拓展應(yīng)用
(時(shí)間:30分鐘　滿分:70分)
一、選擇題(共9小題,每小題6分,共54分)
1.下列有關(guān)滴定實(shí)驗(yàn)的說法正確的是(　　)
[A] 用堿式滴定管量取18.20 mL KMnO4溶液
[B] 用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定待測氨水時(shí),最好選用酚酞作指示劑
[C] 酸堿中和滴定的滴定終點(diǎn)一定是反應(yīng)液的中性點(diǎn)
[D] 中和滴定時(shí),盛裝待測液的錐形瓶如果用待測液潤洗,會(huì)使測定結(jié)果偏高
D
【解析】 堿式滴定管的下端為膠管,易被氧化,具有氧化性的KMnO4溶液應(yīng)該用酸式滴定管量取,故A錯(cuò)誤;用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定待測氨水時(shí),滴定終點(diǎn)時(shí)溶液呈酸性,最好選用甲基橙作指示劑,故B錯(cuò)誤;滴定終點(diǎn)時(shí)酸和堿恰好完全反應(yīng),若是強(qiáng)酸、強(qiáng)堿反應(yīng),溶液呈中性,若是強(qiáng)酸、弱堿反應(yīng),溶液呈酸性,若是弱酸、強(qiáng)堿反應(yīng),溶液呈堿性,故C錯(cuò)誤;中和滴定時(shí),盛裝待測液的錐形瓶如果用待測液潤洗,滴定過程中消耗標(biāo)準(zhǔn)液體積偏大,導(dǎo)致測定結(jié)果偏高,故D正確。
2.(2024·天津和平區(qū)統(tǒng)考模擬)用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定未知濃度的NaOH溶液,下列各操作中,不會(huì)引起實(shí)驗(yàn)誤差的是(　　)
[A] 用甲基橙作指示劑,當(dāng)溶液由黃色變?yōu)槌壬?立即讀數(shù),停止滴定
[B] 用蒸餾水洗凈錐形瓶后,再用NaOH溶液潤洗后裝入一定體積的NaOH
溶液
[C] 取10.00 mL NaOH溶液放入洗凈的錐形瓶中,再加入適量蒸餾水
[D] 取10.00 mL NaOH溶液放入錐形瓶后,把堿式滴定管尖嘴處液滴吹去
C
【解析】 當(dāng)溶液由黃色變?yōu)槌壬荒芰⒓醋x數(shù),必須等到溶液顏色半分鐘內(nèi)不再變化,才是滴定終點(diǎn),故A錯(cuò)誤;用蒸餾水洗凈錐形瓶后,再用NaOH溶液潤洗后裝入一定體積的NaOH溶液,會(huì)使NaOH溶液的用量偏多,測定結(jié)果偏高,故B錯(cuò)誤;取10.00 mL NaOH溶液放入錐形瓶后,把堿式滴定管尖嘴處液滴吹去,會(huì)使得取用的NaOH溶液偏少,測定結(jié)果偏低,故D錯(cuò)誤。
3.常溫下,用1.0 mol·L-1的NaOH溶液中和某濃度的H2SO4溶液,所得溶液的pH和所用NaOH溶液體積的關(guān)系如圖所示,則原H2SO4溶液的物質(zhì)的量濃度及完全反應(yīng)后溶液的體積(忽略反應(yīng)前后溶液體積的變化)分別是(　　)
[A] 1.0 mol·L-1,20 mL
[B] 0.5 mol·L-1,40 mL
[C] 0.5 mol·L-1,80 mL
[D] 1.0 mol·L-1,80 mL
C
【解析】 滴定前H2SO4溶液的pH=0,則 c(H2SO4)=0.5 mol·L-1,當(dāng)pH=7時(shí) V(NaOH)=40 mL,通過計(jì)算可知原H2SO4溶液的體積為40 mL,故兩者完全反應(yīng)后溶液的體積為80 mL。
4.(2024·廣東珠海月考)實(shí)驗(yàn)室常用基準(zhǔn)物質(zhì)Na2C2O4標(biāo)定KMnO4溶液的濃度。將Na2C2O4溶液置于錐形瓶中,并加入稀硫酸,反應(yīng)時(shí)溫度不宜過高。為增大初始速率,常滴加幾滴MnSO4溶液。下列說法錯(cuò)誤的是(　　)
[A] 應(yīng)選用堿式滴定管量取Na2C2O4溶液
[B] 加MnSO4溶液的作用是作為催化劑
[C] 若溶液溫度過高、酸性過強(qiáng),生成的草酸易分解,將導(dǎo)致測定結(jié)果偏高
D
【解析】 Na2C2O4為強(qiáng)堿弱酸鹽,溶液呈堿性,所以應(yīng)選用堿式滴定管量取Na2C2O4溶液,A正確;為增大初始速率,常滴加幾滴MnSO4溶液,表明MnSO4能增大反應(yīng)速率,從而說明MnSO4溶液的作用是作為催化劑,B正確;若溶液溫度過高、酸性過強(qiáng),生成的草酸易分解,從而導(dǎo)致滴定所用 KMnO4溶液的體積偏小,KMnO4溶液的濃度測定值偏高,C正確;
①甲醛中常含有微量甲酸,應(yīng)先除去。取甲醛 a mL 于錐形瓶,加入1～2滴指示劑,用濃度為 b mol·L-1 的NaOH溶液滴定,滴定管的初始讀數(shù)為V1 mL,當(dāng)錐形瓶內(nèi)溶液呈微紅色時(shí),滴定管的讀數(shù)為V2 mL。
②向錐形瓶中加入飽和食鹽水試樣c mL,靜置 1 min。
③用上述滴定管中剩余的NaOH溶液繼續(xù)滴定錐形瓶內(nèi)溶液,至溶液呈微紅色時(shí),滴定管的讀數(shù)為V3 mL。
C
下列說法不正確的是(　　)
[A] 步驟①中的指示劑可以選用酚酞溶液
[C] 步驟②若不靜置會(huì)導(dǎo)致測定結(jié)果偏高
6.食醋中含有醋酸等有機(jī)酸及少量氨基酸。食醋的酸度是指每100 mL食醋中含酸
(均折合成醋酸計(jì))的質(zhì)量。國家標(biāo)準(zhǔn)規(guī)定釀造食醋酸度不得低于3.5 g/100 mL。可用滴定法測定食醋的酸度。某小組同學(xué)量取10.00 mL自制食醋樣品稀釋至250.00 mL
(溶液幾乎無色),每次量取25.00 mL于錐形瓶中,加入3.00 mL中性甲醛溶液(掩蔽氨基的堿性),以酚酞為指示劑,用0.100 0 mol/L NaOH標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定,滴定管讀數(shù)記錄如
下表。
NaOH溶液的體積 第一次 第二次 第三次
滴定前NaOH溶液的體積讀數(shù)/mL 0.00 1.00 2.00
滴定后NaOH溶液的體積讀數(shù)/mL 9.90 11.00 12.10
下列說法不正確的是(　　)
[A] 醋酸易溶于水與“醋酸分子和水分子之間能形成氫鍵”有關(guān)
[B] 錐形瓶中溶液由無色變?yōu)榉奂t色,且半分鐘內(nèi)不褪色時(shí)停止滴定
[C] 該自制食醋樣品的酸度不符合國家標(biāo)準(zhǔn)
[D] 若不加甲醛溶液,測定結(jié)果會(huì)偏低
C
【解析】 醋酸分子與水分子間存在氫鍵,使得醋酸易溶于水,故A正確;
NaOH溶液滴定CH3COOH溶液,以酚酞為指示劑,滴定結(jié)束時(shí)溶液由無色變成粉紅色,且半分鐘內(nèi)不褪色,故B正確;三次消耗的NaOH溶液的體積分別為9.90 mL、10.00 mL、10.10 mL,三次滴定數(shù)據(jù)均有效,
[A] b為滴定終點(diǎn)
[B] ab段電流減小是因?yàn)殡x子濃度降低
[C] 該反應(yīng)可不用指示劑,根據(jù)電流就可以判斷滴定情況
[D] 若碘液中含有38.1 g的I2,硫代硫酸鈉溶液的濃度為0.5 mol·L-1
B
8.25 ℃時(shí),用0.100 0 mol·L-1的NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L-1的一元強(qiáng)酸甲溶液和一元弱酸乙溶液,滴定曲線如圖所示。下列有關(guān)判斷正確的是(　　)
[A] 曲線Ⅰ代表的滴定最好選用甲基橙作指示劑
[B] 曲線Ⅱ?yàn)镹aOH溶液滴定一元弱酸乙溶液
[C] 電離常數(shù)Ka(乙)=1.01×10-5
[D] 圖像中的x>20.00
C
9.(2024·天津南開中學(xué)統(tǒng)練)實(shí)驗(yàn)小組用雙指示劑法準(zhǔn)確測定NaOH樣品(雜質(zhì)為Na2CO3)的純度。步驟如下:
①稱取m g樣品,配制成100 mL溶液;
②取出25 mL溶液置于錐形瓶中,加入2滴酚酞溶液,用濃度為c mol·L-1的鹽酸滴定至溶液恰好褪色(溶質(zhì)為NaCl和NaHCO3),消耗鹽酸體積為V1 mL;
③滴入2滴甲基橙溶液,繼續(xù)滴定至終點(diǎn),消耗鹽酸體積為V2 mL。
下列說法正確的是(　　)
[A] ①中配制溶液時(shí),需在容量瓶中加入 100 mL 水
C
[D] 配制溶液時(shí)放置時(shí)間過長,會(huì)導(dǎo)致最終測定結(jié)果偏高
二、非選擇題(共1小題,共16分)
10.(16分,每空2分)(2024·湖南常德質(zhì)量檢測)為測定NaOH溶液的濃度,進(jìn)行如下實(shí)驗(yàn):用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸進(jìn)行滴定。
(1)配制100 mL 0.100 0 mol/L標(biāo)準(zhǔn)鹽酸所需儀器除量筒、小燒杯、玻璃棒、膠頭滴管外,還需要　　　　 　　　。
100 mL容量瓶
【解析】 (1)配制100 mL 0.100 0 mol/L標(biāo)準(zhǔn)鹽酸,需要的儀器有量筒、小燒杯、玻璃棒、膠頭滴管、100 mL容量瓶。
(2)用　　　　　　量取20.00 mL待測NaOH溶液放入錐形瓶中,滴加2～3滴酚酞溶液作指示劑,用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸進(jìn)行滴定。為減小實(shí)驗(yàn)誤差,進(jìn)行了三次實(shí)驗(yàn),假設(shè)每次所取NaOH溶液體積均為20.00 mL,三次實(shí)驗(yàn)結(jié)果如下表:
實(shí)驗(yàn)次數(shù) 第一次 第二次 第三次
消耗鹽酸溶液體積/mL 19.00 23.00 23.04
該NaOH溶液的濃度約為　　　 　　　　。
0.115 1 mol/L
堿式滴定管
(3)滴定時(shí)邊滴邊搖動(dòng)錐形瓶,眼睛　　　　　　　　　　　　　　。判斷到達(dá)滴定終點(diǎn)的實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象是滴加最后半滴標(biāo)準(zhǔn)液,溶液由　　　　 　　　,且半分鐘內(nèi)不變色。
注視錐形瓶內(nèi)溶液顏色的變化
淺紅色變?yōu)闊o色
(4)下列操作會(huì)造成測定結(jié)果(待測NaOH溶液濃度值)偏低的有　　　　(填字母)。
A.配制標(biāo)準(zhǔn)溶液定容時(shí),加水超過刻度
B.錐形瓶水洗后直接裝待測液
C.酸式滴定管水洗后未用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸潤洗
D.滴定到達(dá)終點(diǎn)時(shí),俯視讀出滴定管讀數(shù)
E.搖動(dòng)錐形瓶時(shí)有少量液體濺出瓶外
DE
【解析】(4)配制標(biāo)準(zhǔn)溶液定容時(shí),加水超過刻度,導(dǎo)致 c(HCl)減小,V(HCl)增大,c(NaOH)偏高,故A不符合題意;錐形瓶水洗后直接裝待測液,對(duì)測定結(jié)果無影響,故B不符合題意;酸式滴定管水洗后未用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸潤洗,導(dǎo)致c(HCl)減小,V(HCl)增大,c(NaOH)偏高,故C不符合題意;滴定到達(dá)終點(diǎn)時(shí),俯視讀出滴定管讀數(shù),導(dǎo)致V(HCl)減小,c(NaOH)偏低,故D符合題意;搖動(dòng)錐形瓶時(shí)有少量液體濺出瓶外,相當(dāng)于減少了氫氧化鈉的量,消耗鹽酸的體積偏小,
c(NaOH)偏低,故E符合題意。
淀粉溶液
酸式
【解析】 (5)淀粉遇I2顯藍(lán)色,可以選用淀粉溶液作為指示劑;高錳酸鉀溶液有氧化性,能腐蝕堿式滴定管上的橡膠管,所以用酸性滴定管盛放高錳酸鉀溶液。課時(shí)作業(yè)36　水的電離和溶液的pH
(時(shí)間:30分鐘　滿分:100分)
一、選擇題(共12小題,每小題6分,共72分)
1.(2024·江蘇徐州期末)水的離子積常數(shù)隨著溫度的變化關(guān)系如下表:
溫度/℃ 25 50 75 100
Kw/(×10-14) 1.0 5.5 20.0 56.0
下列說法正確的是(　　)
[A] 純水中c(H+)的大小與溫度無關(guān)
[B] 水的電離度α(50 ℃)<α(75 ℃)
[C] 100 ℃時(shí)某溶液的c(OH-)=1.0×10-7 mol·L-1,該溶液呈中性
[D] 25 ℃時(shí),0.01 mol·L-1 NaOH溶液中,Kw(H2O)=1.0×10-12
2.(2024·山東臨沂階段檢測)下列有關(guān)溶液的酸堿性與pH的說法錯(cuò)誤的是(　　)
[A] 溶液pH越小,酸性越強(qiáng),反之,堿性越強(qiáng)
[B] pH<7的溶液可能呈酸性
[C] 當(dāng)溶液中的c(H+)或c(OH-)較小時(shí),用pH表示其酸堿性更為方便
[D] 用廣泛pH試紙測得Na2CO3溶液的pH=10.6
3.常溫下,下列溶液的pH最大的是(　　)
[A] 0.02 mol/L氨水與水等體積混合后的溶液
[B] pH=2的鹽酸與pH=12的NaOH溶液等體積混合后的溶液
[C] 0.02 mol/L鹽酸與0.02 mol/L氨水等體積混合后的溶液
[D] 0.01 mol/L鹽酸與0.03 mol/L氨水等體積混合后的溶液
4.(2024·山東濰坊期末)某溫度下,向pH=6的蒸餾水中加入NaHSO4晶體,保持溫度不變,測得溶液的pH為2。下列對(duì)該溶液的敘述正確的是(　　)
[A] 該溫度高于25 ℃
[B] 由水電離出來的H+的濃度是1.0×10-12 mol/L
[C] 加入NaHSO4晶體促進(jìn)了水的電離
[D] 該溫度下加入等體積pH=12的NaOH溶液可使該溶液恰好呈中性
5.常溫時(shí),純水中由水電離出的c(H+)=a mol·L-1,pH=1的鹽酸中由水電離出的c(H+)=
b mol·L-1,0.1 mol·L-1的鹽酸與0.1 mol·L-1的氨水等體積混合后,由水電離出的c(H+)=
c mol·L-1,則a、b、c的關(guān)系正確的是(　　)
[A] a>b=c [B] c>a>b
[C] c>b>a [D] b>c>a
6.在25 ℃時(shí),關(guān)于下列溶液混合后溶液pH的說法中正確的是(　　)
[A] pH=10與pH=12的NaOH溶液等體積混合,溶液的pH約為11
[B] pH=5的鹽酸稀釋1 000倍,溶液的pH=8
[C] pH=2的H2SO4溶液與pH=12的NaOH溶液等體積混合,溶液的pH=7
[D] pH=12的NH3·H2O溶液與pH=2的HCl溶液等體積混合,溶液的pH=7
7.若用AG表示溶液的酸度,AG的定義為AG=lg 。常溫下實(shí)驗(yàn)室中用0.01 mol/L的氫氧化鈉溶液滴定20.00 mL 0.01 mol/L CH3COOH溶液,滴定過程如圖所示,下列敘述正確的是(　　)
[A] 常溫下,CH3COOH的電離常數(shù)約為10-5
[B] M點(diǎn)時(shí)加入氫氧化鈉溶液的體積為20.00 mL
[C] 若N點(diǎn)為40 mL,所得溶液中:c(Na+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)
[D] 從M到N,水的電離程度逐漸變大
8.25 ℃時(shí),體積為Va、pH=a的某一元強(qiáng)酸溶液與體積為Vb、pH=b的某一元強(qiáng)堿溶液均勻混合后,溶液的pH=7,已知b=6a,Va[A] a可能等于1 [B] a一定大于2
[C] a一定小于2 [D] a一定等于2
9.某溫度時(shí)水的離子積常數(shù)Kw=10-13,在此溫度下將同濃度的NaOH溶液與稀硫酸按體積比3∶1混合,若所得混合液pH=12,則原溶液的濃度為(　　)
[A] 0.40 mol/L [B] 0.20 mol/L
[C] 0.04 mol/L [D] 0.50 mol/L
10.T ℃時(shí),水的離子積常數(shù)Kw=10-13,該溫度下,V1 mL pH=12的Ba(OH)2稀溶液與V2 mL pH=2的稀硫酸充分反應(yīng)(混合后的體積變化忽略不計(jì)),恢復(fù)到T ℃,測得混合溶液的pH=3,則V1∶V2的值為(　　)
[A] 9∶101 [B] 99∶101
[C] 1∶100 [D] 1∶10
11.(2024·遼寧大連模擬)常溫下,向20 mL 1.0 mol·L-1 HA溶液中逐滴加入1.0 mol·L-1的NaOH溶液,溶液中水電離出的H+濃度隨加入NaOH溶液的體積變化如圖所示,下列說法不正確的是(　　)
[A] HA的電離平衡常數(shù)約為10-8
[B] b點(diǎn)時(shí)加入NaOH溶液的體積小于10 mL
[C] c點(diǎn)溶液中離子濃度的大小關(guān)系為c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+)
[D] d點(diǎn)溶液的pH=7
12.常溫下,往20 mL 0.1 mol/L CH3COOH溶液中滴加等濃度的NaOH溶液,由水電離出的氫氧根離子濃度隨滴入NaOH溶液體積的變化如圖所示。下列說法正確的是(　　)
[A] 該CH3COOH溶液的電離度為10%
[B] b、d兩點(diǎn)溶液的pH相等
[C] V1>20
[D] c點(diǎn)對(duì)應(yīng)溶液的pH為9
二、非選擇題(共2小題,共28分)
13.(12分,每空3分)已知水在25 ℃和100 ℃時(shí),其電離平衡曲線如圖所示:
(1)25 ℃時(shí),將pH=9的NaOH溶液與pH=4的硫酸溶液混合,所得混合溶液的pH=7,則NaOH溶液與硫酸溶液的體積比為　　　　。
(2)100 ℃時(shí),若100體積pH=a的某強(qiáng)酸溶液與1體積pH=b的某強(qiáng)堿溶液混合后溶液呈中性,則a與b之間應(yīng)滿足的關(guān)系是　 。
(3)曲線A所對(duì)應(yīng)的溫度下,pH=2的HCl溶液和pH=11的BOH溶液中,若水的電離程度分別用α1、α2表示,則α1　　　　(填“大于”“小于”或“等于”)α2。
(4)曲線B對(duì)應(yīng)的溫度下,將0.02 mol/L Ba(OH)2溶液與等物質(zhì)的量濃度的NaHSO4溶液等體積混合后,混合溶液的pH=　　　　。
14.(16分,每空2分)回答下列問題。
(1)某溫度(t ℃)時(shí),水的Kw=1×10-12,則該溫度　　(填“>”“<”或“=”)25 ℃,其理由是　 。
(2)該溫度下,c(H+)=1×10-7 mol/L的溶液呈　　　　(填“酸性”“堿性”或“中性”);若該溶液中只存在NaOH溶質(zhì),則由H2O電離出來的 c(OH-)=　　　　　　　　。
(3)實(shí)驗(yàn)室用Zn和稀硫酸制取H2,反應(yīng)時(shí)溶液中水的電離平衡　　　　(填“向左”“向右”或“不”,下同)移動(dòng)。在新制飽和氯水中加入少量NaCl固體,水的電離平衡　　　　移動(dòng)。
(4)25 ℃時(shí),pH=4的鹽酸中水的電離程度　　　　(填“大于”“小于”或“等于”)pH=10的Ba(OH)2溶液中水的電離程度。
(5)將此溫度(t ℃)下pH=1的H2SO4溶液a L與pH=11的NaOH溶液b L混合,若所得混合液pH=2,則a∶b=　　　　。
課時(shí)作業(yè)36　水的電離和溶液的pH
1.B　由表中數(shù)據(jù)可知隨溫度的升高,Kw逐漸增大,則水的電離程度增大,電離產(chǎn)生的c(H+)增大,故A錯(cuò)誤;由表中數(shù)據(jù)可知隨溫度的升高,Kw逐漸增大,則水的電離程度增大,即α(50 ℃)<α(75 ℃),故B正確;由表中數(shù)據(jù)可知,100 ℃時(shí),Kw=56.0×10-14,c(OH-)=1.0×10-7 mol·L-1,則 c(H+)= mol·L-1=5.6×10-6 mol·L-1>c(OH-),溶液呈酸性,故C錯(cuò)誤;由表中數(shù)據(jù)可知,25 ℃時(shí),Kw(H2O)=1.0×10-14,溫度不變,Kw不變,故D錯(cuò)誤。
2.D　廣泛pH試紙測得的pH為整數(shù),D項(xiàng)錯(cuò)誤。
3.A　D項(xiàng)混合后得到0.01 mol/L NH3·H2O和 0.005 mol/L NH4Cl的混合溶液,相當(dāng)于向A項(xiàng)溶液中加入NH4Cl,因而D項(xiàng)溶液的pH比A項(xiàng)溶液的小。
4.A　某溫度下蒸餾水的pH=6,所以Kw=1.0×10-12,25 ℃時(shí)的Kw=1.0×10-14,所以該溫度高于25 ℃,故A正確;由pH為2可知,c(H+)=1.0×10-2 mol/L,則c水(H+)=c水(OH-)==
mol/L=1.0×10-10 mol/L,故B錯(cuò)誤;NaHSO4能完全電離出氫離子,相當(dāng)于一元強(qiáng)酸,抑制水的電離,故C錯(cuò)誤;因?yàn)镵w=1.0×10-12,所以應(yīng)加入等體積pH=10的NaOH溶液,才能使該溶液恰好呈中性,故D錯(cuò)誤。
5.B　鹽酸抑制水的電離,所以ba,故B正確。
6.C　c混合(OH-)= mol/L≈5.0×10-3 mol/L,c混合(H+)= mol/L=2×10-12 mol/L,pH=-lg (2×10-12)=12-lg 2≈11.7,A錯(cuò)誤;pH=5的鹽酸稀釋1 000倍后,溶液的pH<7,B錯(cuò)誤;pH=2的H2SO4溶液中 c(H+)=0.01 mol/L,pH=12的NaOH溶液中 c(OH-)=0.01 mol/L,兩者等體積混合所得溶液pH=7,C正確;pH=12的NH3·H2O溶液中,NH3·H2O 部分電離,c(NH3·H2O)>0.01 mol/L,pH=2的HCl溶液中,c(H+)=0.01 mol/L,兩者等體積混合后有NH3·H2O剩余,溶液pH>7,D錯(cuò)誤。
7.A　常溫下,CH3COOH溶液的AG=lg =7,即=107,而Kw=c(H+)·c(OH-)=10-14,兩式聯(lián)立可得 c(H+)=10-3.5 mol/L,即在CH3COOH溶液中,c(CH3COO-)≈c(H+)=10-3.5 mol/L,故CH3COOH的電離常數(shù)Ka=≈=10-5,A正確;M點(diǎn)的AG=lg =0,即=1,則c(H+)=c(OH-),溶液顯中性,而當(dāng)加入NaOH溶液20.00 mL時(shí),NaOH和CH3COOH恰好完全中和,得到醋酸鈉溶液,溶液應(yīng)顯堿性,B錯(cuò)誤;當(dāng)N點(diǎn)加入NaOH溶液40 mL時(shí),所得溶液為等濃度的CH3COONa和NaOH的混合溶液,根據(jù)元素守恒可得c(Na+)=2[c(CH3COO-)+c(CH3COOH)],C錯(cuò)誤;M點(diǎn)之后,當(dāng)V(NaOH溶液)>20 mL 后,水的電離受到抑制,電離程度又會(huì)逐漸變小,D錯(cuò)誤。
8.C　由b=6a>7得a>,由混合溶液的pH=7得n(H+)=n(OH-),即Va×10-a=Vb×1,得=10a+b-14,由于Va9.A　某溫度時(shí)水的離子積常數(shù)Kw=10-13,設(shè)NaOH溶液與稀硫酸的濃度均為c,體積分別為3V和V,NaOH溶液中 c(OH-)=c,硫酸中c(H+)=2c,所得混合液pH=12,即 c混(H+)=10-12 mol/L,c混(OH-)== mol/L=0.1 mol/L,堿過量,混合后c混(OH-)==0.1 mol/L,解得c=0.40 mol/L。
10.A　T ℃時(shí),水的離子積常數(shù)Kw=10-13,該溫度下,V1 mL pH=12的Ba(OH)2稀溶液中c(H+)=10-12 mol·L-1,則c(OH-)=10-1 mol·L-1;V2 mL pH=2的稀硫酸中 c(H+)=10-2 mol·L-1,二者反應(yīng)后恢復(fù)到 T ℃,測得混合溶液的pH=3,c(H+)=10-3 mol·L-1,說明酸過量,則c(H+)= mol·L-1=10-3 mol·L-1,解得V1∶V2=9∶101。
11.D　a點(diǎn)表示1.0 mol·L-1 HA溶液中由水電離出氫離子濃度為10-10 mol·L-1,則 c(OH-)=
10-10 mol·L-1,c(H+)=10-4 mol·L-1,則HA的電離常數(shù)約為=10-8,A正確;當(dāng)加入10 mL NaOH溶液時(shí),溶液為等物質(zhì)的量濃度的NaA和HA的混合溶液,HA的電離常數(shù)為10-8,A-的水解常數(shù)為=10-6,則A-的水解程度大于HA的電離程度,此時(shí)溶液顯堿性,而b點(diǎn)溶液顯中性,則b點(diǎn)時(shí)加入NaOH溶液的體積小于10 mL,B正確;c點(diǎn)恰好為NaA溶液,A-水解使溶液顯堿性,此時(shí)溶液中離子濃度的大小關(guān)系為c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+),
C正確;d點(diǎn)溶液顯堿性,pH>7,D錯(cuò)誤。
12.D　沒有加入NaOH溶液時(shí),水電離出的c(OH-)=1×10-11 mol/L,則溶液中c(H+)=1×10-3 mol/L,該醋酸溶液的電離度為×100%=1%,A錯(cuò)誤;分析題圖可知,b點(diǎn)溶液的pH為7,d點(diǎn)溶液的pH大于9,b、d兩點(diǎn)溶液的pH不相等,B錯(cuò)誤;c點(diǎn)水電離出的c(OH-)最大,即溶液溶質(zhì)為CH3COONa,酸、堿恰好完全反應(yīng),則 V1=20,C錯(cuò)誤;c點(diǎn)水電離出的c(OH-)=1×10-5 mol/L,溶液中c(H+)=1×10-9 mol/L,pH=9,D正確。
13.【答案】 (1)10∶1　(2)a+b=14　(3)小于　(4)10
【解析】 (1)25 ℃時(shí),pH=9的NaOH溶液中 c(OH-)=10-5 mol/L,pH=4的H2SO4溶液中 c(H+)=10-4 mol/L,若所得混合溶液的pH=7,則c(OH-)·V(NaOH溶液)=c(H+)·V(H2SO4溶液),故 V(NaOH溶液)∶V(H2SO4溶液)=c(H+)∶c(OH-)=10∶1。
(2)100 ℃時(shí),水的離子積常數(shù)Kw=10-12。100體積pH=a的某強(qiáng)酸溶液中c(H+)=10-a mol/L,1體積pH=b的某強(qiáng)堿溶液中c(OH-)=10b-12 mol/L,混合后溶液呈中性,100×10-a=1×10b-12,2-a=b-12,所以a+b=14。
(3)曲線A所對(duì)應(yīng)的溫度是25 ℃,pH=2的HCl溶液中,c水(H+)=10-12 mol/L,pH=11的BOH溶液中,c水(H+)=10-11 mol/L,水電離產(chǎn)生的H+的濃度越大,水的電離程度就越大,則α1<α2。
(4)混合溶液中c(OH-)= mol/L=0.01 mol/L,由于該溫度下水的離子積常數(shù) Kw=10-12,所以c(H+)=10-10 mol/L,所得混合溶液的pH=10。
14.【答案】 (1) >　電離吸熱,溫度升高,Kw變大
(2)堿性　1×10-7 mol/L
(3)向右　向右
(4)等于
(5)11∶9
【解析】 (1)常溫(25 ℃)時(shí),水的Kw=1×10-14,某溫度(t ℃)時(shí),水的Kw=1×10-12,水的電離被促進(jìn),則該溫度大于25 ℃,其理由是電離吸熱,溫度升高,Kw變大。
(2)該溫度下,c(H+)=1×10-7 mol/L的溶液中,c(OH-)== mol/L=10-5 mol/L,c(OH-)>
c(H+),溶液呈堿性;若該溶液中只存在NaOH溶質(zhì),則由H2O電離出來的c(OH-)=c(H+)=
1×10-7 mol/L。
(3)酸溶液中水的電離被抑制,氫離子濃度越大,酸性越強(qiáng),水電離程度越小。實(shí)驗(yàn)室用Zn和稀硫酸制取H2,消耗氫離子,則有利于水電離,即反應(yīng)時(shí)溶液中水的電離平衡向右移動(dòng)。在新制飽和氯水中存在Cl2+H2OH++Cl-+HClO,加入少量NaCl固體,增大氯離子濃度,Cl2+H2OH++Cl-+HClO的平衡向左移動(dòng),氫離子濃度下降,有利于水電離,即水的電離平衡向右移動(dòng)。
(4)25 ℃時(shí),pH=4的鹽酸中c(OH-)== mol/L=10-10 mol/L,則由H2O電離出來的c(H+)=c(OH-)=10-10 mol/L,pH=10的Ba(OH)2溶液中H2O電離出來的c(H+)=10-10 mol/L,則二者中水的電離程度相等。
(5)pH=1的H2SO4溶液中c(H+)=0.1 mol/L,t ℃下pH=11的NaOH溶液中 c(OH-)==
mol/L=0.1 mol/L,混合后所得溶液pH=2,則混合溶液c(H+)=0.01 mol/L,則=0.01 mol/L,則a∶b=11∶9。
(
第
4
頁
)

展開更多......

收起↑