資源簡介

第2課時　酸堿中和滴定
基礎過關練
題組一　　酸堿中和滴定實驗
1.牛奶酸度(以乳酸計,乳酸為弱酸)是反映牛奶新鮮度的重要指標。某小組以酚酞做指示劑,用0.100 mol/L NaOH溶液滴定純牛奶測定其酸度。下列敘述正確的是(　　)
A.洗滌儀器,用待測牛奶潤洗錐形瓶
B.用量筒量取10.00 mL牛奶倒入錐形瓶
C.滴定至終點時,溶液變淺紅且pH大于7
D.滴定過程中眼睛應緊盯著滴定管液面變化
2.用0.100 0 mol/L NaOH溶液滴定20.00 mL的稀醋酸,測定稀醋酸的濃度。下列說法錯誤的是(　　)
A.潤洗滴定管的方法:從滴定管上口加入3~5 mL所要盛裝的酸或堿,傾斜著轉動滴定管,使液體潤濕全部滴定管內壁,然后將液體從滴定管上口放入預置的燒杯中
B.趕出堿式滴定管乳膠管中氣泡的方法如圖所示
C.該滴定實驗可選用酚酞做指示劑
D.當加入半滴NaOH溶液后,溶液變色,立即讀數,可能導致測定結果偏小
3.常溫下,用2 mol·L-1 NaOH溶液中和某濃度的硫酸溶液時,溶液的pH和所加NaOH溶液的體積關系如圖所示,則原硫酸溶液的物質的量濃度和反應后溶液的總體積(體積變化忽略不計)分別是(　　)
A.0.5 mol·L-1、120 mL 　　　　　　B.0.5 mol·L-1、80 mL
C.0.8 mol·L-1、90 mL　　　　　　　D.1.0 mol·L-1、60 mL
題組二　　酸堿中和滴定誤差分析
4.實驗室用標準鹽酸測定NaOH溶液的濃度,用甲基橙做指示劑,下列操作中可能使測定結果偏低的是(　　)
A.酸式滴定管在裝酸液前未用標準鹽酸潤洗2~3次
B.開始實驗時酸式滴定管尖嘴部分有氣泡,在滴定過程中氣泡消失
C.往錐形瓶中加NaOH溶液,滴定管讀數時,開始時俯視,滴定后平視
D.盛NaOH溶液的錐形瓶滴定前用NaOH溶液潤洗2~3次
5.常溫下,向20.00 mL 0.100 0 mol·L-1鹽酸中滴加0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液,溶液的pH隨NaOH溶液體積的變化如圖所示。已知:①lg5=0.7;②甲基紅是一種常用的酸堿指示劑,pH在4.4~6.2之間時呈橙色,pH<4.4時呈紅色,pH>6.2時呈黃色。下列說法不正確的是(　　)
A.滴定時,邊搖動錐形瓶邊觀察錐形瓶中溶液的顏色變化
B.NaOH與鹽酸恰好完全反應時,pH=7
C.選擇甲基紅指示反應終點,誤差比甲基橙的大
D.V(NaOH)=30.00 mL時,所得溶液的pH=12.3
題組三　　酸堿中和滴定曲線分析
6.如圖,曲線a和b是常溫下鹽酸與氫氧化鈉溶液相互滴定的滴定曲線,下列敘述正確的是　(　　)
A.鹽酸的物質的量濃度為1 mol·L-1
B.P點時恰好完全反應,溶液呈中性
C.曲線a是鹽酸滴定氫氧化鈉溶液的滴定曲線
D.酚酞不能用作本實驗的指示劑
7.在25 ℃時,用0.125 mol·L-1的標準鹽酸滴定25.00 mL未知濃度的NaOH溶液所得滴定曲線如圖所示,圖中K點代表的pH為(　　)
A.13　　　B.12　　　C.10　　　D.11
8.室溫下,用0.100 mol·L-1 的NaOH溶液分別滴定20.00 mL等物質的量濃度的鹽酸和醋酸溶液,滴定曲線如圖所示。下列說法不正確的是　(　　)
A.Ⅱ表示的是滴定鹽酸的曲線
B.pH=7時,滴定醋酸溶液消耗的V(NaOH)等于20.00 mL
C.初始時鹽酸的濃度為0.10 mol·L-1
D.滴定醋酸溶液、鹽酸時,均可選擇酚酞作為指示劑
9.Ⅰ.已知某溫度下CH3COOH的電離常數Ka=1.6×10-5。該溫度下,向20 mL 0.01 mol·L-1 CH3COOH溶液中逐滴加入0.01 mol·L-1 KOH溶液,其pH變化曲線如圖所示(忽略溫度變化)。請回答下列問題(已知lg4≈0.6)。
(1)a點溶液中c(H+)為　　　　,pH約為　　　。
(2)a、b、c、d四點中水的電離程度最大的是　　　　點,滴定過程中宜選用　　　　作為指示劑,滴定終點在　　　　(填“c點以上”或“c點以下”)。
Ⅱ.若向20 mL稀氨水中逐滴加入等濃度的鹽酸,則下列變化趨勢正確的是　　　　(填字母)。
能力提升練
題組　　滴定實驗及其誤差分析
1.雙指示劑可用來測定NaOH、NaHCO3、Na2CO3中的一種或兩種物質組成的混合物時各成分的質量分數。具體的做法是:先向待測溶液中加入酚酞,用標準鹽酸滴定,當NaOH或Na2CO3被轉化為NaCl或NaHCO3時,酚酞由紅色褪為無色,消耗V1 mL鹽酸;然后滴加甲基橙,繼續用標準鹽酸滴定,當NaHCO3轉化為NaCl時,溶液由黃色變為橙色,消耗鹽酸V2 mL。當V1=V2≠0時,原溶液中溶質為(　　)
A.Na2CO3　　　　　　 B.NaOH和Na2CO3
C.NaHCO3　　　　　　 D.Na2CO3和NaHCO3
2.下列有關滴定操作的說法正確的是(　　)
A.用25 mL滴定管進行中和滴定時,用去標準液的體積為21.7 mL
B.用標準KOH溶液滴定未知濃度的鹽酸,洗凈堿式滴定管后直接取標準KOH溶液進行滴定,則測定結果偏低
C.用標準KOH溶液滴定未知濃度的鹽酸,配制標準溶液的固體KOH中含有NaOH雜質,則測定結果偏高
D.用未知濃度的鹽酸滴定標準KOH溶液,若讀數時,滴定前仰視,滴定達到終點后俯視,會導致測定結果偏高
3.下列有關實驗操作的敘述正確的是(　　)
A.中和滴定實驗中指示劑不宜加入過多,通?？刂圃?~2 mL
B.用50 mL酸式滴定管可準確量取25.00 mL KMnO4溶液
C.用量筒量取5.00 mL 1.00 mol·L-1鹽酸于50 mL容量瓶中,加水稀釋至刻度,可配制0.100 mol·L-1鹽酸
D.酸堿中和滴定時,錐形瓶需用待測液潤洗2次,再加入待測液
4.某學生欲用0.100 0 mol·L-1的氫氧化鈉溶液滴定未知濃度的鹽酸(做滴定實驗時用錐形瓶盛放),以酚酞作為指示劑。請回答下列問題:
(1)排出酸式滴定管中的氣泡應采用如圖所示操作中的　　　　,然后小心操作使尖嘴部分充滿酸液。
(2)用標準的氫氧化鈉溶液滴定待測的鹽酸時,眼睛注視　　　　　　　　　　　　。
(3)下列操作中可能使所測鹽酸的濃度偏低的是　　　　。
A.堿式滴定管在滴定前有氣泡,滴定后氣泡消失
B.滴定前盛放鹽酸的錐形瓶用蒸餾水洗凈后沒有干燥
C.量取一定體積的待測液最后讀數時滴定管尖嘴處懸掛一滴溶液
D.讀取氫氧化鈉溶液體積時,開始仰視讀數,滴定結束時俯視讀數
(4)第一次滴定開始和結束時,堿式滴定管中的液面如圖所示。
第二、三、四次滴定消耗的NaOH溶液的體積分別為26.30 mL、26.08 mL、26.12 mL,每次滴定準確量取鹽酸25.00 mL,則該鹽酸的物質的量濃度c(HCl)=　　　　　。
(5)請簡述滴定終點的判定方法:　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
5.(經典題)實驗室中有一未知濃度的稀鹽酸,某學生為測定鹽酸的濃度,在實驗室中進行如下實驗:
①配制100 mL 0.10 mol/L NaOH標準溶液。
②取20.00 mL待測稀鹽酸放入錐形瓶中,并滴加2~3滴酚酞作為指示劑,用自己配制的標準NaOH溶液進行滴定。重復上述滴定操作2次,記錄數據如下。
實驗 編號 NaOH溶 液的濃度/ (mol/L) 滴定完成時, NaOH溶液滴 入的體積/mL 待測鹽酸的 體積/mL
1 0.10 22.62 20.00
2 0.10 22.72 20.00
3 0.10 22.80 20.00
請完成下列填空:
(1)滴定達到終點的現象是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　,此時錐形瓶內溶液的pH范圍為　　　　。
(2)根據上述數據,可計算出該鹽酸的濃度約為　　　　　　(保留兩位有效數字)。
(3)在上述實驗中,下列操作(其他操作正確)會造成測定結果偏高的有　　　　。
A.滴定終點讀數時俯視
B.酸式滴定管水洗后未用待測鹽酸潤洗
C.滴定前滴定管液面在0刻度以下
D.稱量前NaOH固體中混有Na2CO3固體
E.堿式滴定管尖嘴部分滴定前有氣泡,滴定后消失
6.乙二酸(HOOC—COOH)俗名草酸,是一種有還原性的有機弱酸,在化學上應用廣泛。
(1)甲同學在做“研究溫度對化學反應速率的影響”實驗時,往A、B兩支試管中均加入4 mL 0.01 mol·L-1的酸性KMnO4溶液和2 mL 0.01 mol·L-1 H2C2O4(乙二酸)溶液,振蕩,A試管置于熱水中,B試管置于冷水中,記錄溶液褪色所需的時間。褪色所需時間tA　　　tB(填“>”“=”或“<”)。寫出該反應的離子方程式:　　　　　　　　　　　　　　　　。
(2)實驗室有一瓶混有雜質(雜質不與高錳酸鉀反應)的乙二酸樣品,乙同學利用上述反應的原理來測定其含量,具體操作如下:
①配制250 mL溶液:準確稱量5.000 g乙二酸樣品,配成250 mL溶液。配制溶液需要的玻璃儀器有燒杯、玻璃棒、　　　　　　、 　　　　　　。
②滴定:準確量取25.00 mL所配溶液放入錐形瓶中,加少量酸酸化,將0.100 0 mol·L-1 KMnO4標準溶液裝入　　　　(填“酸式”或“堿式”)滴定管,進行滴定操作。判斷到達滴定終點的實驗現象: 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
在實際滴定過程中發現,剛滴下少量KMnO4標準溶液時,溶液紫紅色并沒有馬上褪去。將錐形瓶搖動一段時間后,紫紅色才慢慢消失;再繼續滴加時,紫紅色就很快褪去,可能的原因是　　　　　　　　　　　　　　　　。
③計算:重復上述操作2次,記錄實驗數據如下表,則此樣品的純度為　　　　。
序號 滴定前讀數 滴定后讀數
1 0.00 20.01
2 1.00 20.99
3 1.10 21.10
④誤差分析:下列操作會導致測定結果偏高的是　　　　。
A.未用KMnO4標準溶液潤洗滴定管
B.滴定前錐形瓶內有少量水
C.滴定前滴定管尖嘴部分有氣泡,滴定后氣泡消失
D.觀察讀數時,滴定前仰視,滴定后俯視
答案與分層梯度式解析
第2課時　酸堿中和滴定
基礎過關練
1.C　錐形瓶無需潤洗,A錯誤;用酸式滴定管量取10.00 mL牛奶移入錐形瓶,B錯誤;酚酞變色的pH范圍為8.2~10.0,滴定至終點時溶液變淺紅,此時溶液pH大于7,C正確;滴定過程中眼睛應觀察錐形瓶內溶液顏色的變化,D錯誤。
2.A　潤洗滴定管的方法:從滴定管上口加入3~5 mL所要盛裝的酸或堿,傾斜著轉動滴定管,使液體潤濕全部滴定管內壁,然后將液體從滴定管下口放入預置的燒杯中,A錯誤;題圖所示趕出堿式滴定管乳膠管中氣泡的方法正確,需將乳膠管斜向上彎曲排出氣泡,B正確;NaOH溶液滴定稀醋酸,可選用酚酞做指示劑,C正確;當加入半滴NaOH溶液后,溶液變色,立即讀數,可能導致測定結果偏小,應等待半分鐘,顏色不恢復再讀數,D正確。
3.A　滴入NaOH溶液前,H2SO4溶液的pH=0,c(H+)=1 mol·L-1,則 c(H2SO4)=×c(H+)=×1 mol·L-1=0.5 mol·L-1;當加入NaOH溶液體積為40 mL時,溶液的pH=7,表明H2SO4和NaOH恰好完全反應,NaOH和H2SO4以2∶1反應,n(NaOH)=2 mol·L-1×0.040 L=0.080 mol, n(H2SO4)=0.040 mol,V(H2SO4)=0.040 mol÷0.5 mol·L-1=0.08 L= 80 mL,反應后溶液的總體積為80 mL+40 mL=120 mL。
4.C　酸式滴定管裝酸液前未用標準酸液潤洗,導致標準酸液被稀釋,則消耗標準酸液的體積變大,使測定結果偏高,A項不符合題意;滴定前有氣泡,滴定后氣泡消失,氣泡計入標準液的體積中,導致消耗標準液的體積增大,使測定結果偏高,B項不符合題意;滴定前俯視,導致讀數偏小,滴定后平視無影響,所以向錐形瓶中加入待測液的體積偏小,消耗的標準液偏少,所以測定結果偏低,C項符合題意;盛NaOH溶液的錐形瓶滴定前用NaOH溶液潤洗,導致瓶內氫氧化鈉的物質的量增大,則消耗標準液的體積增大,使測定結果偏高,D項不符合題意。
5.C　滴定實驗中,眼睛要注視錐形瓶中溶液顏色的變化,因為要根據顏色變化判斷是否還要繼續滴定,A正確;NaOH與HCl完全反應生成NaCl,溶液顯中性,則兩者恰好完全反應時,pH=7,B正確;由圖示知,甲基紅的變色范圍更接近于中性,選擇甲基紅做指示劑,較甲基橙誤差更小些,C錯誤;V(NaOH)=30.00 mL時,堿過量,c(OH-)= mol·L-1=0.02 mol·L-1易錯點,c(H+)= mol·L-1=5×10-13 mol·L-1,pH=-lg(5×10-13)=13-lg5=13-0.7=12.3,D正確。
6.B　由題圖可知,鹽酸與氫氧化鈉溶液的濃度相等,都是0.1 mol·L-1,A項錯誤;P點時鹽酸與氫氧化鈉溶液的體積相等,恰好完全反應,溶液呈中性,B項正確;曲線a對應的溶液起點的pH等于1,故曲線a是氫氧化鈉溶液滴定鹽酸的滴定曲線,C項錯誤;強酸和強堿的中和滴定,達到終點時溶液呈中性,可選用酚酞作為指示劑,D項錯誤。
7.A　由圖示可知,在V(HCl)=20.00 mL時,pH=7,HCl與NaOH恰好完全反應,由c(HCl)·V(HCl)=c(NaOH)·V(NaOH),知c(NaOH)===0.1 mol·L-1,c(OH-)=0.1 mol·L-1,c(H+)=10-13 mol·L-1,pH=13。
8.B　醋酸是弱電解質,HCl是強電解質,相同濃度的醋酸溶液和HCl溶液,醋酸溶液的pH大于鹽酸,所以Ⅰ表示滴定醋酸溶液的曲線,Ⅱ表示滴定鹽酸的曲線,A項正確;pH=7時,溶液呈中性,醋酸鈉溶液呈堿性,要使溶液呈中性,則醋酸溶液的體積稍大于NaOH溶液的體積,滴定醋酸溶液消耗的V(NaOH)小于20.00 mL,B項錯誤;由題圖可知消耗20.00 mL NaOH溶液時,NaOH與HCl恰好完全反應,則初始時鹽酸的濃度為0.10 mol·L-1,C項正確;滴定醋酸溶液、鹽酸時,均可選擇酚酞作為指示劑,D項正確。
9.答案?、?(1)4×10-4 mol·L-1　3.4
(2)c　酚酞　c點以上
Ⅱ.B
解析?、?(1)由Ka=得c(H+)≈ mol·L-1= 4×10-4 mol·L-1。(2)a點是醋酸溶液,b點是醋酸和CH3COOK的混合溶液,c點是CH3COOK和少量醋酸的混合溶液,d點是CH3COOK和KOH的混合溶液,酸、堿均能抑制水的電離,CH3COOK水解促進水的電離,所以c點溶液中水的電離程度最大。由于醋酸和KOH恰好完全反應時溶液呈堿性,故應選酚酞作為指示劑,滴定終點應在c點以上。
Ⅱ.由于稀氨水顯堿性,首先排除選項A和C;稀氨水和鹽酸恰好反應時溶液顯酸性,排除選項D。
能力提升練
1.A　由于NaOH、NaHCO3能夠發生反應,NaOH、NaHCO3、Na2CO3有五種組合:①NaOH,②NaOH和Na2CO3,③Na2CO3,④Na2CO3和NaHCO3, ⑤NaHCO3破題關鍵。用標準鹽酸滴定時,先向待測溶液中加入酚酞后加入甲基橙指示劑,消耗鹽酸的體積分別為V1和V2,有以下五種情況:①只有NaOH時,V1>V2=0;②有NaOH和Na2CO3時,V1>V2>0;③只有Na2CO3時,V1=V2>0;④有Na2CO3和NaHCO3時,V2>V1>0;⑤只有NaHCO3時,V2>V1=0;因此當V1=V2≠0時,溶液中溶質只有Na2CO3,故選A。
2.D　滴定管讀數時應保留小數點后2位,A項錯誤;用標準KOH溶液滴定未知濃度的鹽酸,洗凈堿式滴定管后直接取標準KOH溶液進行滴定,由于沒有用標準液潤洗,使滴定管中標準液濃度偏小,消耗標準液的體積偏大,則測定結果偏高,B項錯誤;KOH中混有NaOH,相同質量的氫氧化鈉和氫氧化鉀,氫氧化鈉的物質的量大于氫氧化鉀的物質的量,故所配溶液中OH-濃度偏大,導致消耗標準液的體積V堿偏小,根據c酸=c堿×可知測定結果偏低,C項錯誤;用未知濃度的鹽酸滴定標準KOH溶液,若滴定前仰視,滴定至終點后俯視,導致讀取的鹽酸體積偏小,根據c酸=c堿×可知測定結果偏高,D項正確。
3.B　酸堿指示劑(如酚酞、甲基橙等)本身就有一定的酸堿性,加入量過多會帶來較大的誤差,因此通常控制在幾滴,A錯誤;酸式滴定管可用來量取酸性或氧化性試劑,B正確;量筒是粗略量取液體的儀器,只能精確到0.1 mL,不能精確到0.01 mL,此外不能在容量瓶里進行溶質的溶解或溶液的稀釋,C錯誤;酸堿中和滴定時,錐形瓶不需要用待測液潤洗,D錯誤。
4.答案　(1)②
(2)錐形瓶中溶液顏色的變化
(3)CD
(4)0.104 4 mol·L-1　
(5)當滴入最后半滴NaOH溶液后,溶液由無色變為淺紅色,且半分鐘內不褪色
解析　(2)滴定時,兩眼注視錐形瓶中溶液顏色的變化,以便準確判斷終點。(3)堿式滴定管在滴定前有氣泡,滴定后氣泡消失,導致消耗的標準液體積偏大,測定結果偏高,A項錯誤;滴定前盛放鹽酸的錐形瓶用蒸餾水洗凈后沒有干燥,對HCl的物質的量沒有影響,不影響滴定結果,B項錯誤;量取一定體積的待測液最后讀數時滴定管尖嘴處懸掛一滴溶液,導致待測液的體積偏小,消耗標準液的體積偏小,測定結果偏低,C項正確;讀取氫氧化鈉溶液體積時,開始仰視讀數,滴定結束時俯視讀數,導致標準液體積偏小,測定結果偏低,D項正確。 (4)根據題圖中的刻度可知,滴定前讀數為0.00 mL,滴定后讀數為 26.10 mL,所以第一次滴定時NaOH標準溶液的體積為26.10 mL,第二次數據舍去,第一、三、四次滴定消耗NaOH溶液的平均體積為 26.10 mL,c(HCl)===0.104 4 mol·L-1。(5)NaOH溶液滴定鹽酸,以酚酞作為指示劑,滴定終點的判定方法為滴入最后半滴NaOH溶液后,溶液由無色變為淺紅色,且半分鐘內不褪色。
5.答案　(1)當最后半滴NaOH溶液滴入時,溶液由無色變為淺紅色,且半分鐘內不褪色　8.2~10.0　(2)0.11 mol/L　(3)DE
解析　(2)平均消耗氫氧化鈉溶液22.71 mL,可計算出該鹽酸的濃度為≈0.11 mol/L。(3)A項,終點讀數偏小,氫氧化鈉溶液體積偏小,測定結果偏低;B項,鹽酸被稀釋,消耗氫氧化鈉溶液體積減小,測定結果偏低;C項,不影響測定結果;D項,氫氧化鈉溶液中和能力減弱,消耗氫氧化鈉溶液體積增大,測定結果偏高;E項,氫氧化鈉溶液體積偏大,測定結果偏高。
6.答案　(1)<　5H2C2O4+2Mn+6H+ 10CO2↑+2Mn2++8H2O
(2)①250 mL容量瓶　膠頭滴管
②酸式　滴入最后半滴KMnO4標準溶液,溶液由無色變為淺紅色,且半分鐘內不褪色　生成的Mn2+有催化作用而導致反應速率加快
③90%　
④AC
解析　(1)溫度越高反應速率越快,A試管置于熱水中,A中的反應速率更快,則褪色所用時間更短,所以所需時間tA2(共36張PPT)
1.25 ℃時,c(H+)、pH與溶液酸堿性的關系
(1)中性溶液:c(H+)=c(OH-)=1×10-7 mol·L-1,pH=7;
(2)酸性溶液:c(H+)>1×10-7 mol·L-1>c(OH-),pH<7;
(3)堿性溶液:c(H+)<1×10-7 mol·L-17。
第二單元 溶液的酸堿性
必備知識 清單破
知識點 1 溶液的酸堿性與pH
指示劑 變色的pH范圍和顏色 石蕊 <5.0 紅色 5.0~8.0 紫色 >8.0
藍色
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 粉紅色 >10.0
紅色
2.溶液的酸堿性測定方法
(1)用酸堿指示劑如石蕊、甲基橙、酚酞等判斷溶液酸堿性。常見酸堿指示劑的變色范圍:
(2)利用pH試紙能粗略測定溶液的pH。pH試紙的使用方法:把pH試紙放在潔凈的干燥表面
皿(或玻璃片)上,用玻璃棒蘸取一滴待測液點在pH試紙的中部,待變色后與比色卡對比,讀出
pH。注意:pH試紙不能伸入待測液中,也不能先潤濕(若潤濕相當于將溶液稀釋)。
(3)用pH計(酸度計)能精確測量溶液的pH。
1.計算酸溶液或酸性溶液的pH,直接求氫離子濃度的負對數。
2.計算堿溶液或堿性溶液的pH,需先求出溶液中c(OH-),再結合溶液的溫度和水的離子積,計
算溶液中c(H+),然后可求出溶液的pH。
知識點 2 pH的計算
1.滴定原理
　　酸提供的H+與堿提供的OH-的物質的量相等,即c(H+)·V酸=c(OH-)·V堿。
c(H+)= ;
c(OH-)= 。
2.主要玻璃儀器
　　酸(堿)式滴定管、錐形瓶、燒杯。
知識點 3 酸堿中和滴定
(2)滴定管的讀數
滴定管讀數保留小數點后兩位,滴定管的“0”刻度在儀器的上方,因此讀數時仰視,讀數偏
大;讀數時俯視,讀數偏小。
3.注意事項
(1)滴定管的選擇
酸式滴定管不能盛放堿溶液、氫氟酸等;堿式滴定管不能盛放酸溶液和強氧化性溶液等。
②石蕊試液不宜做酸堿中和滴定的指示劑。
(4)終點的判斷
加入最后半滴溶液后,溶液顏色發生變化且在半分鐘內不再變色。
4.操作
(1)滴定管的使用:①查漏、②潤洗、③裝液、④調液面記數據。
(2)實驗操作:洗滌、取液、滴定、讀數、記錄、計算。
(3)選擇合適的指示劑
①指示劑的變色范圍與酸堿中和后的溶液的pH越接近越好,且顏色變化要明顯。
滴定種類 指示劑
強酸滴強堿 酚酞或甲基紅
強酸滴弱堿 甲基橙
強堿滴弱酸 酚酞
知識辨析
1.純水由25 ℃升溫至80 ℃時,水的電離平衡正向移動,電離度增大,電離常數增大,c(H+)增大,
但溶液仍為中性,pH=7。這種說法對嗎
2.酸式滴定管可用于量取所有酸性溶液和氧化性試劑如酸性KMnO4溶液。這種說法對嗎
3.可以用pH試紙測定新制氯水的pH。這種說法對嗎
4.常溫下,相同體積、相同pH的醋酸溶液和鹽酸分別與大小相同的足量鋅粒反應,鹽酸與鋅
粒反應速率快。這種說法對嗎
5.酸溶液加水稀釋,pH會增大,堿溶液加水稀釋,pH會減小。常溫下,pH=8的NaOH溶液稀釋至
原體積的100倍,pH=6。這種說法對嗎
6.用25 mL的酸式滴定管量取25.00 mL的溶液,若初始的凹液面在“0”刻度,可將滴定管中的
液體全部放出。這種說法對嗎
一語破的
1.不對。水的電離是吸熱過程,升高溫度,平衡正向移動,電離度增大,電離常數增大,水電離出
的c(H+)和c(OH-)相等,溶液仍為中性,但水電離出的c(H+)增大,pH小于7。
2.不對。酸式滴定管不能盛裝氫氟酸。
3.不對。氯水中含次氯酸,會漂白pH試紙。
4.不對。pH相同的鹽酸和醋酸溶液中的c(H+)在反應起始時相同,所以開始時反應速率相等,
隨著反應進行,醋酸會繼續電離出H+,醋酸溶液中c(H+)相對較大,速率較快。
5.不對。常溫下,酸溶液加大量水稀釋,pH無限接近7,且始終小于7,堿溶液加大量水稀釋,pH
無限接近7,且始終大于7。所以,常溫下,pH=8的NaOH溶液稀釋至原體積的100倍,pH只能接
近7,不可能為6。
6.不對。不能全部放出,只能放至“25”刻度線處,因為滴定管的最下部還有一段無刻度,若
全部放出,則溶液體積大于25.00 mL。

1.酸或堿稀釋至10n倍后pH變化
關鍵能力 定點破
定點 1 溶液的稀釋與pH變化
酸(pH=a) 弱酸 pH強酸 pH=a+n<7
堿(pH=b) 弱堿 pH>b-n>7
強堿 pH=b-n>7
2.pH相同的強酸、弱酸、強堿、弱堿稀釋過程中的pH變化

特別注意 酸、堿無限稀釋時其pH趨向于7;同等倍數地稀釋pH相同的強酸(強堿)、弱酸(弱
堿),強酸(強堿)的pH變化大,弱酸(弱堿)的pH變化小。
典例 某溫度下,將pH和體積均相同的鹽酸和醋酸溶液分別加水稀釋,其pH隨加水體積的變化
如圖所示。下列敘述正確的是(　 )

A.曲線Ⅱ代表鹽酸的稀釋過程
B.溶液中水的電離程度:b點>c點
C.從b點到d點,溶液中 保持不變
D.該溫度下,b點KW比e點大
C
思路點撥：pH相同的一元酸稀釋相同倍數,酸性越弱的,pH變化越小;一定溫度下弱酸稀釋過
程中電離平衡常數不變。
解析：HCl是強酸,醋酸是弱酸,pH和體積均相同的鹽酸和醋酸溶液分別加水稀釋相同倍數,
鹽酸pH變化大于醋酸溶液,曲線Ⅱ代表醋酸溶液的稀釋過程,故A錯誤;b點pH小于c點,說明b
點氫離子濃度大于c點,b點氫離子對水電離抑制作用大于c點,溶液中水的電離程度:b點故B錯誤;從b點到d點,溫度不變,所以溶液中 保持不變,故C正確;溫度不變,
則KW不變,該溫度下,b點KW等于e點,故D錯誤。
1.強酸、強堿單一溶液pH的計算
(1)計算c mol·L-1 HnA強酸溶液的pH(25 ℃)
①c(H+)=nc mol·L-1;
②pH=-lgc(H+)=-lgnc。
(2)計算c mol·L-1 B(OH)n強堿溶液的pH(25 ℃)
①c(OH-)=nc mol·L-1;
②c(H+)= = mol·L-1;
③pH=-lgc(H+)=14+lgnc。
定點 2 酸、堿溶液pH的計算
(1)兩強酸溶液混合(混合后溶液的體積變化忽略不計)
c混(H+)= ,然后再求pH。
(2)兩強堿溶液混合(混合后溶液的體積變化忽略不計)
先計算c混(OH-)= ,再求c混(H+)= ,最后求pH。
(3)強酸溶液與強堿溶液混合(混合后溶液的體積變化忽略不計)
①恰好完全反應,溶液呈中性,pH=7(25 ℃)。
②酸過量:先求c余(H+)= ,再求pH。
③堿過量:先求c余(OH-)= ,再求c(H+)= ,最后求pH。
2.酸、堿溶液混合后pH的計算(稀溶液總體積變化忽略)
典例 按要求回答下列問題(常溫下,混合后溶液的體積變化忽略不計)。
(1)0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液的pH為　　　 (已知:CH3COOH的電離常數Ka=1.8×10-5)。
(2)0.1 mol·L-1的氨水的pH為　　　 (NH3·H2O的電離度α=1%)。
(3)pH=2的鹽酸與等體積的水混合后pH為　　　 。
(4)將0.1 mol·L-1氫氧化鈉溶液與0.06 mol·L-1硫酸溶液等體積混合后,溶液的pH為　　　 。
(5)pH=3的硝酸溶液和pH=12的氫氧化鋇溶液按照體積比9∶1混合后,溶液的pH為　　 。
2.9
11
2.3
2
10
思路點撥 ：

解析： (1)Ka= =1.8×10-5,解得c(H+)≈1.3×10-3 mol·L-1,所以pH=-lgc(H+)=
-lg(1.3×10-3)≈2.9。
(2)NH3·H2O的電離度α=1%,則c(OH-)=1%×0.1 mol·L-1=10-3 mol·L-1,c(H+)=10-11 mol·L-1,所以pH=11。
(3)c(H+)= mol·L-1,則pH=-lg =2+lg2≈2.3。
(4)0.1 mol·L-1 NaOH溶液中c(OH-)=0.1 mol·L-1,0.06 mol·L-1的硫酸溶液中c(H+)=
0.06 mol·L-1×2=0.12 mol·L-1,二者等體積混合后溶液呈酸性,混合溶液中c(H+)= =0.01 mol·L-1,則pH=-lg0.01=2。
=1×10-4 mol·L-1,則混合后溶液中c(H+)= = mol·L-1=1×10-10 mol·L-1,故pH=-lg10-10=10。
(5)pH=3的硝酸溶液中c(H+)=10-3 mol·L-1,pH=12的Ba(OH)2溶液中c(OH-)= mol·L-1=
10-2 mol·L-1,二者以體積比9∶1混合,Ba(OH)2溶液過量,混合后溶液呈堿性,混合溶液中c(OH-)=
1.酸堿中和滴定曲線
(1)強酸與強堿滴定過程中pH-V曲線
以0.100 0 mol·L-1 NaOH標準溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L-1鹽酸為例。

定點 3 滴定曲線及誤差分析
(2)強酸(堿)滴定強堿(酸)、弱堿(酸)pH曲線比較
①氫氧化鈉溶液滴定等濃度等體積的鹽酸、醋酸溶液

②鹽酸滴定等濃度等體積的氫氧化鈉溶液、氨水

曲線起點不同:強堿滴定強酸、弱酸的曲線,強酸起點低;強酸滴定強堿、弱堿的曲線,強堿起
點高。
突變范圍不同:強堿與強酸反應的突變范圍大于強堿與弱酸或強酸與弱堿反應的突變范圍。
已知:c2= (c1:鹽酸標準液濃度,V1:消耗的鹽酸標準液體積,c2:NaOH待測液濃度,V2:NaOH待測
液體積)。
操作 具體內容 V1 c2
儀器 洗滌 酸式滴定管未用標準鹽酸潤洗 偏大 偏大
堿式滴定管未用NaOH溶液潤洗 偏小 偏小
錐形瓶用NaOH待測溶液洗滌 偏大 偏大
錐形瓶內壁上的NaOH溶液加水沖入瓶內 不變 無影響
2.常見的中和滴定誤差分析
以“用0.10 mol/L鹽酸滴定未知濃度的NaOH溶液”為例分析(將待測液放入錐形瓶中)。
氣泡 處理 盛標準液的滴定管滴
定前有氣泡,滴定后
無氣泡 偏大 偏大
滴定 鹽酸滴出瓶外 偏大 偏大
振蕩時瓶內溶液濺出 偏小 偏小
讀數(標準液) 前仰后平 偏小 偏小
前平后仰 偏大 偏大
前仰后俯 偏小 偏小
前俯后仰 偏大 偏大
其他 滴定終點時滴定管尖
嘴懸一滴溶液 偏大 偏大
指示劑變色立即停止
滴定 偏小 偏小
3.氧化還原反應滴定
(1)酸性KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液
原理:2Mn +6H++5H2C2O4 10CO2↑+2Mn2++8H2O。
指示劑:酸性KMnO4溶液本身呈紫紅色,不用另外選擇指示劑,當滴入最后半滴KMnO4溶液后,
溶液由無色變為淺紅色,且半分鐘內不褪色,說明到達滴定終點。
(2)Na2S2O3溶液滴定碘液
原理:2S2 +I2 S4 +2I-。
指示劑:用淀粉作指示劑,當滴入最后半滴Na2S2O3溶液后,溶液的藍色褪去,且半分鐘內不恢復
原色,說明到達滴定終點。
典例 某工廠廢水中含游離態氯,通過下列實驗測定其濃度。
①取水樣10.00 mL于錐形瓶中,加入10.00 mL KI溶液(足量),滴入指示劑2~3滴。
②將堿式滴定管依次用自來水、蒸餾水洗凈,然后注入0.010 mol·L-1 Na2S2O3溶液,調整液面,
記下讀數。
③將錐形瓶置于滴定管下進行滴定,發生的反應為I2+2Na2S2O3 2NaI+Na2S4O6。
試回答下列問題:
(1)步驟①加入的指示劑是　　　　　 。
(2)實驗中,Cl2的測定濃度比實際濃度偏大,造成誤差的原因是　　　　　　　　
　　　　 　　　　　　 　　　　 。
淀粉溶液
步驟②中堿式滴定管用蒸餾水洗凈后未用標準液潤洗
(3)如圖表示50 mL滴定管中液面的位置,若A與C刻度間相差1 mL,A處的刻度為25.00 mL,滴
定管中液面讀數應為　　　 mL,設此時液體體積讀數為a mL,滴定管中液體的體積V　
(50-a) mL(填“<”“=”或“>”)。
(4)滴定結束時俯視刻度線讀取滴定終點時Na2S2O3溶液的體積,會導致測定結果　　　 (填
“偏大”“偏小”或“不影響”)。
(5)判斷到達滴定終點的現象是　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 。
(6)若耗去Na2S2O3溶液20.00 mL,則廢水中Cl2的物質的量濃度為　　 　 。
25.40
>
偏小
滴入最后半滴溶液,錐形瓶中溶液由藍色變無色,且30秒內不恢復
0.010 mol·L-1
思路點撥：氧化還原反應滴定的關鍵是理解氧化還原反應原理,找出氧化劑與還原劑的比例
關系,明確滴定終點指示劑的顏色變化。
解析：(1)加入KI溶液與Cl2反應生成I2,加入淀粉溶液作指示劑,溶液呈藍色,I2與Na2S2O3發生
氧化還原反應,當反應到達終點時,藍色褪去。(2)Cl2的測定濃度比實際濃度偏大,造成誤差的
原因是步驟②中堿式滴定管未用標準液潤洗,使Na2S2O3溶液濃度變小,滴定時消耗Na2S2O3溶
液的體積增大。(3)滴定管刻度兩個小格之間相差0.10 mL,A處的刻度為25.00 mL,滴定管的
刻度由上到下逐漸增大,則此時讀數為25.40 mL。(4)滴定結束時俯視刻度線使讀取的Na2S2O3
溶液的體積偏小,測得I2的物質的量偏小,則游離態氯的濃度偏小。(5)滴定時,眼睛應注視錐
形瓶中溶液顏色變化,反應開始時溶液呈藍色,隨反應的進行碘逐漸被消耗,當碘被完全消耗
時,溶液由藍色變為無色,說明反應到達終點,所以滴定終點的實驗現象是滴入最后半滴溶液,
錐形瓶中溶液由藍色變為無色,且半分鐘內不恢復。(6)根據反應Cl2+2I- 2Cl-+I2,I2+
2Na2S2O3 2NaI+Na2S4O6,可得:Cl2~2Na2S2O3,則n(Cl2)= =0.000 1 mol,
c(Cl2)= =0.010 mol·L-1。
情境探究
　　正常人血液的pH維持在7.35~7.45之間。如果pH變化超出這一范圍,機體的酸堿平衡將
被打破,嚴重時可危及人的生命。正常情況下,人體內的代謝過程不斷產生酸或堿,但是這些
酸或堿進入血液并沒有引起血液的pH發生明顯的變化,這是什么原因呢
研究表明,人體血液中存在的H2CO3-NaHCO3等體系,可通過化學平衡的移動,起到維持血液
pH穩定的作用。
素養 變化觀念與平衡思想、證據推理與模型認知——外界因素對電離平衡的影響
學科素養 情境破
問題1 人體血液中存在平衡:H2CO3 H++HC ,當人體代謝產生的酸進入血液時,該平衡
將會發生怎樣的移動以維持血液的pH基本不變
提示 當人體代謝產生的酸進入血液時,血液中的氫離子濃度增大,為維持血液的pH基本不
變,平衡會逆向移動。
問題2 當人體代謝產生的堿進入血液時,上述平衡將會發生怎樣的移動以維持血液的pH基本
不變
提示 當人體代謝產生的堿進入血液時,氫離子濃度減小,為維持血液的pH基本不變,平衡會
正向移動。
問題3 試用簡單的實驗證明在醋酸溶液中存在著CH3COOH CH3COO-+H+的電離平衡(寫
出簡要操作、實驗現象)。
提示 在醋酸溶液中滴入石蕊溶液,溶液呈紅色,加熱溶液顏色明顯變深,說明溶液中存在醋
酸的電離平衡,加熱能促進醋酸的電離。
講解分析
1.影響弱電解質電離度的因素
(1)不同的弱電解質由于結構不同,電離度也不同,通常電解質越弱,電離度越小。
(2)電離度也受外界條件影響。加水稀釋,電離平衡向電離方向移動,電離度變大,即溶液濃度
越小,電離度越大;電解質的電離過程是吸熱過程,故溫度升高,電離度增大。

2.冰醋酸的稀釋
向冰醋酸中加水稀釋,c(H+)先變大,后變小,導電能力先變強,后變弱。向冰醋酸中加水之前,
醋酸分子尚未電離,c(H+)=0。加水稀釋,醋酸開始電離,隨著水的加入,c(H+)增大,溶液導電能
力增強,A點c(H+)達到最大,溶液導電能力最強。A點后再加水稀釋,醋酸的電離程度進一步
增大,但由于加入水的量增大,c(H+)逐漸減小,所以B點c(H+)小于A點,導電能力也弱于A點。
3.電離度的應用
　　根據相同條件下(溫度、濃度)電離度的大小來判斷不同弱電解質的相對強弱。例如:
25 ℃時,0.1 mol·L-1的氫氟酸的α=7.8%,0.1 mol·L-1的醋酸的α=1.3%,所以酸性:HF>CH3COOH。
典例呈現
例題 對于常溫下0.1 mol·L-1氨水和0.1 mol·L-1醋酸溶液,下列說法正確的是 (　 )
A.0.1 mol·L-1氨水的pH=13
B.向0.1 mol·L-1氨水中加入少量水,溶液中 增大
C.0.1 mol·L-1醋酸溶液中:c(H+)=c(CH3COO-)
D.向0.1 mol·L-1醋酸溶液中加入少量水,醋酸電離平衡正向移動
D
素養解讀：本題考查電離平衡,結合平衡原理探究外界條件變化對電離平衡的影響,可培養
學生變化觀念與平衡思想、證據推理與模型認知的核心素養。
信息提取：NH3·H2O、醋酸都是弱電解質,解題時需用平衡思想、守恒思想,通過平衡理論模
型、電離平衡模型、電離平衡常數進行分析。
解題思路：NH3·H2O是弱電解質,電離程度小,0.1 mol·L-1氨水中的c(OH-)小于0.1 mol·L-1,所以pH<13,A錯誤;NH3·H2O的電離常數Kb= ,溫度不變,Kb不變,B錯誤;醋酸溶液中存
在電荷守恒:c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-),則c(H+)>c(CH3COO-),C錯誤;向0.1 mol·L-1醋酸溶液中
加入少量水,醋酸的濃度減小,電離程度增大,即醋酸電離平衡正向移動,D正確。
思維升華
　　弱電解質電離平衡移動過程中某些離子濃度比值的變化常用三種方法分析:
第一種方法:將濃度轉化為物質的量進行比較,這樣分析起來可以忽略溶液體積的變化,只需
分析微粒數目的變化。
第二種方法:“湊常數”。解題時將表達式分子、分母同時乘或除以某種離子的濃度,使該
表達式轉化為常數或某常數與某種離子濃度相乘或相除。
第三種方法:“假設法”,如 ,假設醋酸無限稀釋,c(CH3COO-)逐漸減小,趨于0,
c(H+)趨于10-7 mol·L-1,故比值變小。第二單元　溶液的酸堿性
第1課時　溶液的酸堿性
基礎過關練
題組一　　溶液的酸堿性
1.某溫度時,KW=1.0×10-12,若在該溫度時,某溶液中的c(H+)=1.0×10-7 mol/L,則該溶液(　　)
A.呈酸性　　　　　　B.呈堿性
C.呈中性　　　　　　D.=100
2.下列溶液一定呈中性的是(　　)
A.pH=7的溶液
B.c(H+)=的溶液
C.不能使酚酞顯紅色的溶液
D.25 ℃條件下將pH=3的酸溶液與pH=11的堿溶液等體積混合后的溶液
3.(經典題)下列關于溶液的酸堿性說法正確的是(　　)
A.常溫下,若某溶液中水電離出的c(OH-)=1.0×10-11 mol·L-1,則該溶液的pH一定為11
B.中性溶液中一定有c(H+)=1.0×10-7 mol·L-1
C.在100 ℃時,純水的pH<7,因此顯酸性
D.等體積pH=2的HX和HY溶液分別與足量的鋅反應,HX溶液中放出的H2多,說明Ka(HX)題組二　　溶液pH的計算
4.T ℃時,水中的H+的物質的量濃度為10-6 mol·L-1,若把0.01 mol的NaOH固體溶解于T ℃水中配成1 L溶液,則溶液的pH為(　　)
A.4　　　B.10　　　C.2　　　D.12
5.常溫下,下列有關溶液pH的說法正確的是(已知lg5=0.7)(　　)
A.將pH=11的NaOH溶液加水稀釋至100倍,溶液中c(H+)=1× 10-13 mol/L
B.將pH=9的NaOH溶液和pH=13的Ba(OH)2溶液等體積混合,所得混合溶液的pH=11
C.將0.1 mol/L的H2SO4溶液和pH=5的HCl溶液等體積混合,所得混合溶液的pH=1
D.pH=13的Ba(OH)2溶液和pH=1的鹽酸等體積混合,由于Ba(OH)2過量,所得溶液的pH>7
題組三　　酸堿稀釋后的pH變化規律
6.pH=2的弱酸HCOOH溶液加水稀釋至pH=3,下列說法正確的是(　　)
A.水的電離程度減小
B.稀釋后溶液體積大于原溶液體積的10倍
C.溶液中所有微粒的濃度均減小
D.減小
7.下列說法不正確的是(　　)
A.25 ℃時,測得0.1 mol/L一元堿MOH溶液的pH=11,則MOH一定為弱堿
B.25 ℃時,將pH=1的H2SO4溶液加水稀釋至10倍,所得溶液中c(S)為0.02 mol/L
C.25 ℃時,將0.1 mol/L的一元堿MOH溶液加水稀釋至pH=10,所得溶液中c(OH-)=10-4 mol/L
D.25 ℃時,pH=12的一元堿MOH溶液與pH=2的鹽酸等體積混合,所得溶液的pH≥7
題組四　　溶液pH的測定
8.關于pH的測定,下列說法正確的是(　　)
A.pH試紙在使用之前應用蒸餾水潤濕
B.用廣范pH試紙測得某鹽酸的pH=2.3
C.利用酸堿指示劑可以測溶液的pH
D.pH計是精確測定溶液pH的儀器
能力提升練
題組一　　溶液的酸堿性判斷
1.下列關于溶液酸堿性說法不正確的是(　　)
A.25 ℃ pH=3的H2SO4溶液與pH=11的氨水等體積混合后,溶液顯 酸性
B.25 ℃,pH=5的氯化銨溶液,由水電離出的c(H+)=10-5 mol/L
C.某溫度下純水中c(OH-)=4×10-7 mol/L,則該溫度下0.1 mol/L的鹽酸的pH=1
D.313 K時,KW=2.9×10-14,則pH=7時,溶液呈堿性
2.25 ℃時,下列關于pH=3的CH3COOH溶液的敘述正確的是(　　)
A.溶液中H2O電離出的c(OH-)=1.0×10-3 mol·L-1
B.加0.1 mol·L-1 CH3COONa溶液使pH>7,則c(CH3COO-)=c(Na+)
C.加入少量CH3COONa固體后,溶液pH增大
D.與等體積pH=11的NaOH溶液混合,所得溶液呈中性
題組二　　有關溶液pH的計算
3.常溫下,兩種不同濃度的NaOH溶液,pH分別為14和10。將這兩溶液等體積混合后(混合過程中忽略溶液體積變化),所得溶液中的c(H+)為(　　)
A.1×(10-14+10-10) mol/L
B. mol/L
C.2×10-10 mol/L
D.2×10-14 mol/L
4.下列敘述正確的是(　　)
A.某醋酸溶液的pH=a,將此溶液稀釋至10倍后,溶液的pH=b,則b=a+1
B.常溫下,某溶液中由水電離出的c(OH-)=1×10-11 mol·L-1,則此溶液一定呈酸性
C.25 ℃時,將pH=5的鹽酸稀釋至1 000倍,溶液的pH=8
D.25 ℃時,pH=13的強堿溶液與pH=2的強酸溶液混合,若所得混合液的pH=7,則強堿與強酸的體積比是1∶10
5.常溫下,將pH=1的硫酸分成兩等份,一份加入適量水,另一份加入與該硫酸物質的量濃度相同的NaOH溶液,兩者pH都升高了1,則加入水和加入NaOH溶液的體積比為(忽略溶液體積變化)(　　)
A.11∶1　　　B.10∶1　　　C.6∶1　　　D.5∶1
6.常溫下,某一元強酸HX溶液與某一元強堿MOH溶液按2∶5的體積比混合后,測得溶液中c(M+)=c(X-),則混合前,該強酸的pH與強堿的pH之和約為(已知:不考慮溶液混合時體積和溫度的變化,lg2≈0.3)(　　)
A.13.3　　　B.13.6　　　C.13.9　　　D.14.2
7.某溫度下的溶液中c(H+)=10x mol/L,c(OH-)= 10y mol/L,x與y的關系如圖所示,下列說法正確的是(　　)
A.該溫度高于25 ℃
B.圖中a點溶液呈酸性
C.該溫度下,0.01 mol/L HCl溶液中由水電離出的H+濃度為10-13 mol/L
D.該溫度下,等體積濃度均為0.01 mol/L鹽酸與NaOH溶液混合,所得溶液pH=7
答案與分層梯度式解析
第二單元　溶液的酸堿性
第1課時　溶液的酸堿性
基礎過關練
1.B　溶液的酸堿性可依據H+與OH-的相對大小判斷。溶液中的c(H+)=1.0×10-7 mol/L,則c(OH-)=1.0×10-5 mol/L,所以c(H+)< c(OH-),溶液呈堿性,B正確;=10-2,D錯誤。
2.B　當溶液中c(H+)=c(OH-)時,溶液呈中性。溫度為25 ℃時,pH=7的溶液呈中性,A錯誤;KW=c(H+)·c(OH-),當c(H+)=時,c(H+)=c(OH-),該溶液一定呈中性,B正確;不能使酚酞顯紅色的溶液不一定是中性溶液,C錯誤;25 ℃條件下將pH=3的酸溶液與pH=11的堿溶液等體積混合,所得溶液不一定呈中性,D錯誤。
3.D　常溫下,若某溶液中水電離出的c(OH-)=1.0×10-11 mol·L-1,水的電離受到抑制,該溶液可能是酸溶液也可能是堿溶液,則該溶液的pH可能為3或11易錯點,A項錯誤;25 ℃時,中性溶液中一定有c(H+)= 1.0×10-7 mol·L-1,B項錯誤;在100 ℃時KW>10-14,純水的pH<7,但顯中性,C項錯誤;等體積等pH的兩種酸分別與足量的鋅反應,HX溶液中放出的H2多,則HX的物質的量濃度更大,HX的酸性更弱,Ka(HX)< Ka(HY),D項正確。
4.B　T ℃時,水中的H+的物質的量濃度為10-6 mol·L-1,所以該溫度下水的離子積常數是1×10-12。0.01 mol的NaOH固體溶解于T ℃水中配成1 L溶液,溶液中OH-的濃度是0.01 mol·L-1,則c(H+)= 10-10 mol·L-1,故pH=10。
5.C　pH=11的NaOH溶液中c(OH-)為10-3 mol/L,加水稀釋至100倍,溶液中c(OH-)是10-5 mol/L,則c(H+)=10-9 mol/L,A錯誤;NaOH和Ba(OH)2都是強電解質,所以兩種溶液等體積混合時,混合溶液中c(OH-)=×(10-5+10-1) mol/L≈0.05 mol/L,所以c(H+)=2×10-13 mol/L,則溶液的pH大于11,B錯誤;0.1 mol/L的H2SO4溶液中氫離子濃度為0.2 mol/L,氯化氫和硫酸都是強電解質,兩種溶液等體積混合時,混合溶液中的c(H+)等于0.1 mol/L,則混合溶液的pH=1,C正確;pH=13的Ba(OH)2溶液和pH=1的鹽酸等體積混合,H+和OH-的物質的量相等,所以H+和OH-恰好反應,溶液呈中性,pH=7,D錯誤。
6.B　HCOOH溶液從pH=2稀釋至pH=3,溶液中c(H+)減小,對水電離的抑制作用減弱,則水的電離程度增大,A項錯誤;pH=2的HCOOH溶液體積稀釋至原來的10倍時,由于“越稀越電離”,稀釋后pH<3,則稀釋至pH=3時溶液體積大于原溶液體積的10倍,B項正確;加水稀釋溶液中c(H+)減小,但水的離子積常數不變,則c(OH-)增大,C項錯誤;加水稀釋c(HCOO-)減小,溫度不變則電離常數Ka不變,則=增大,D項錯誤。
7.B　25 ℃時,測得0.1 mol/L一元堿MOH溶液的pH=11,說明 c(OH-)=10-3 mol/L,MOH部分電離,則MOH一定為弱堿,A項正確; 25 ℃時,pH=1的H2SO4溶液中c(H+)=0.1 mol/L,c(S)=0.05 mol/L,加水稀釋至10倍,所得溶液中c(S)為0.005 mol/L,B項錯誤; 25 ℃時,將0.1 mol/L的一元堿MOH溶液加水稀釋至pH=10,所得溶液中c(H+)=10-10 mol/L,則c(OH-)=10-4 mol/L,C項正確;25 ℃時,pH= 12的一元堿MOH溶液與pH=2的鹽酸等體積混合,若MOH為強堿,MOH和鹽酸恰好反應生成MCl,溶液呈中性,若MOH為弱堿,MOH和鹽酸反應后,MOH有剩余,溶液呈堿性,所以所得溶液的pH≥7,D項正確。
8.D　pH試紙在使用之前用蒸餾水潤濕,會使溶液濃度偏低,測定結果可能會有誤差,A項錯誤;廣范pH試紙可粗略測定溶液的pH,測定數值為整數,不能為小數,B項錯誤;酸堿指示劑不能測定溶液的pH,C項錯誤;pH計是精確測定溶液pH的儀器,D項正確。
能力提升練
1.A　25 ℃ pH=3的H2SO4溶液與pH=11的氨水等體積混合后,溶液顯堿性,A項錯誤;pH=5的氯化銨溶液中,H+均由水電離產生,由水電離出的c(H+)=10-5 mol/L,B項正確;0.1 mol/L的鹽酸中c(H+)=0.1 mol/L,pH= -lgc(H+)=-lg 0.1=1,C項正確;313 K、pH=7時,溶液中c(H+)=1.0× 10-7 mol/L,則c(OH-)==2.9×10-7 mol/L,c(H+)2.C　25 ℃時,pH=3的CH3COOH溶液中c(H+)為10-3 mol·L-1,是由醋酸電離產生的,而溶液中的OH-由水電離提供,由KW=c(H+)·c(OH-)可求得c(OH-)== mol·L-1=10-11 mol·L-1,A項錯誤;加入醋酸鈉后,溶液中存在電荷守恒c(CH3COO-)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+),因為25 ℃時該溶液的pH>7,即c(OH-)>c(H+),所以c(CH3COO-)3.D　常溫下,pH為14即c(H+)為1×10-14 mol/L,該NaOH溶液中c(OH-)=1 mol/L;pH為10即c(H+)為1×10-10 mol/L,該NaOH溶液中c(OH-)=10-4 mol/L。將兩種溶液等體積混合,假設每種溶液的體積為1 L,混合過程中忽略溶液體積變化,則根據混合前后溶質的物質的量不變,可知混合溶液中c(OH-)=≈0.5 mol/L,則該溶液中c(H+)= mol/L=2×10-14 mol/L,故選D。
4.D　某醋酸溶液的pH=a,將此溶液稀釋至10倍后,醋酸電離平衡正向移動,電離出更多氫離子,溶液的pH=b,則b5.C　設每份硫酸的體積為1 L,pH=1的硫酸中c(H+)=0.1 mol·L-1, c(H2SO4)==0.05 mol·L-1,pH升高了1,則溶液中c(H+)=0.01 mol·L-1, ①加水稀釋時,設加入水的體積為x L,根據溶液稀釋前后溶質的物質的量不變,1 L×0.1 mol·L-1=(1+x)L×0.01 mol·L-1,x=9,②加入與該硫酸物質的量濃度相同的氫氧化鈉溶液時,設加入氫氧化鈉溶液的體積為y L,則1 L×0.1 mol·L-1-y L×0.05 mol·L-1=0.01 mol·L-1× (1+y)L,y=1.5,則加入水和加入NaOH溶液的體積比為9∶1.5=6∶1。
6.B　設強酸的pH為a,強堿的pH為b,由題意可得:10-a mol/L× 2 L=10-14+b mol/L×5 L,解得10-14+b+a≈0.4,則a+b≈13.6,選B。
7.C　由題圖可知,該溫度下a點溶液中c(H+)=10-15 mol/L、c(OH-)= 1 mol/L,則KW=1×10-15。該溫度下KW=1×10-15<1×10-14,水的電離過程吸熱,可推知該溫度低于25 ℃,A錯誤;由以上分析知a點溶液中c(H+)=10-15 mol/L、c(OH-)=1 mol/L,c(OH-)>c(H+),溶液呈堿性,B錯誤;由水電離出的c(H+)等于c(OH-),該溫度下KW=1×10-15,0.01 mol/L鹽酸中c(H+)=1×10-2 mol/L,則由水電離出的c(H+)= mol/L=1× 10-13 mol/L,C正確;該溫度下水的離子積常數KW=1×10-15,則該溫度下,等體積濃度均為0.01 mol/L的鹽酸與氫氧化鈉溶液混合,所得溶液呈中性,此時溶液的pH為7.5,D錯誤。
1

展開更多......

收起↑