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第2课时　酸碱中和滴定
基础过关练
题组一　　酸碱中和滴定实验
1.牛奶酸度(以乳酸计,乳酸为弱酸)是反映牛奶新鲜度的重要指标。某小组以酚酞做指示剂,用0.100 mol/L NaOH溶液滴定纯牛奶测定其酸度。下列叙述正确的是(　　)
A.洗涤仪器,用待测牛奶润洗锥形瓶
B.用量筒量取10.00 mL牛奶倒入锥形瓶
C.滴定至终点时,溶液变浅红且pH大于7
D.滴定过程中眼睛应紧盯着滴定管液面变化
2.用0.100 0 mol/L NaOH溶液滴定20.00 mL的稀醋酸,测定稀醋酸的浓度。下列说法错误的是(　　)
A.润洗滴定管的方法:从滴定管上口加入3~5 mL所要盛装的酸或碱,倾斜着转动滴定管,使液体润湿全部滴定管内壁,然后将液体从滴定管上口放入预置的烧杯中
B.赶出碱式滴定管乳胶管中气泡的方法如图所示
C.该滴定实验可选用酚酞做指示剂
D.当加入半滴NaOH溶液后,溶液变色,立即读数,可能导致测定结果偏小
3.常温下,用2 mol·L-1 NaOH溶液中和某浓度的硫酸溶液时,溶液的pH和所加NaOH溶液的体积关系如图所示,则原硫酸溶液的物质的量浓度和反应后溶液的总体积(体积变化忽略不计)分别是(　　)
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
题组二　　酸碱中和滴定误差分析
4.实验室用标准盐酸测定NaOH溶液的浓度,用甲基橙做指示剂,下列操作中可能使测定结果偏低的是(　　)
A.酸式滴定管在装酸液前未用标准盐酸润洗2~3次
B.开始实验时酸式滴定管尖嘴部分有气泡,在滴定过程中气泡消失
C.往锥形瓶中加NaOH溶液,滴定管读数时,开始时俯视,滴定后平视
D.盛NaOH溶液的锥形瓶滴定前用NaOH溶液润洗2~3次
5.常温下,向20.00 mL 0.100 0 mol·L-1盐酸中滴加0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液,溶液的pH随NaOH溶液体积的变化如图所示。已知:①lg5=0.7;②甲基红是一种常用的酸碱指示剂,pH在4.4~6.2之间时呈橙色,pH<4.4时呈红色,pH>6.2时呈黄色。下列说法不正确的是(　　)
A.滴定时,边摇动锥形瓶边观察锥形瓶中溶液的颜色变化
B.NaOH与盐酸恰好完全反应时,pH=7
C.选择甲基红指示反应终点,误差比甲基橙的大
D.V(NaOH)=30.00 mL时,所得溶液的pH=12.3
题组三　　酸碱中和滴定曲线分析
6.如图,曲线a和b是常温下盐酸与氢氧化钠溶液相互滴定的滴定曲线,下列叙述正确的是　(　　)
A.盐酸的物质的量浓度为1 mol·L-1
B.P点时恰好完全反应,溶液呈中性
C.曲线a是盐酸滴定氢氧化钠溶液的滴定曲线
D.酚酞不能用作本实验的指示剂
7.在25 ℃时,用0.125 mol·L-1的标准盐酸滴定25.00 mL未知浓度的NaOH溶液所得滴定曲线如图所示,图中K点代表的pH为(　　)
A.13　　　B.12　　　C.10　　　D.11
8.室温下,用0.100 mol·L-1 的NaOH溶液分别滴定20.00 mL等物质的量浓度的盐酸和醋酸溶液,滴定曲线如图所示。下列说法不正确的是　(　　)
A.Ⅱ表示的是滴定盐酸的曲线
B.pH=7时,滴定醋酸溶液消耗的V(NaOH)等于20.00 mL
C.初始时盐酸的浓度为0.10 mol·L-1
D.滴定醋酸溶液、盐酸时,均可选择酚酞作为指示剂
9.Ⅰ.已知某温度下CH3COOH的电离常数Ka=1.6×10-5。该温度下,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变化曲线如图所示(忽略温度变化)。请回答下列问题(已知lg4≈0.6)。
(1)a点溶液中c(H+)为　　　　,pH约为　　　。
(2)a、b、c、d四点中水的电离程度最大的是　　　　点,滴定过程中宜选用　　　　作为指示剂,滴定终点在　　　　(填“c点以上”或“c点以下”)。
Ⅱ.若向20 mL稀氨水中逐滴加入等浓度的盐酸,则下列变化趋势正确的是　　　　(填字母)。
能力提升练
题组　　滴定实验及其误差分析
1.双指示剂可用来测定NaOH、NaHCO3、Na2CO3中的一种或两种物质组成的混合物时各成分的质量分数。具体的做法是:先向待测溶液中加入酚酞,用标准盐酸滴定,当NaOH或Na2CO3被转化为NaCl或NaHCO3时,酚酞由红色褪为无色,消耗V1 mL盐酸;然后滴加甲基橙,继续用标准盐酸滴定,当NaHCO3转化为NaCl时,溶液由黄色变为橙色,消耗盐酸V2 mL。当V1=V2≠0时,原溶液中溶质为(　　)
A.Na2CO3　　　　　　 B.NaOH和Na2CO3
C.NaHCO3　　　　　　 D.Na2CO3和NaHCO3
2.下列有关滴定操作的说法正确的是(　　)
A.用25 mL滴定管进行中和滴定时,用去标准液的体积为21.7 mL
B.用标准KOH溶液滴定未知浓度的盐酸,洗净碱式滴定管后直接取标准KOH溶液进行滴定,则测定结果偏低
C.用标准KOH溶液滴定未知浓度的盐酸,配制标准溶液的固体KOH中含有NaOH杂质,则测定结果偏高
D.用未知浓度的盐酸滴定标准KOH溶液,若读数时,滴定前仰视,滴定达到终点后俯视,会导致测定结果偏高
3.下列有关实验操作的叙述正确的是(　　)
A.中和滴定实验中指示剂不宜加入过多,通常控制在1~2 mL
B.用50 mL酸式滴定管可准确量取25.00 mL KMnO4溶液
C.用量筒量取5.00 mL 1.00 mol·L-1盐酸于50 mL容量瓶中,加水稀释至刻度,可配制0.100 mol·L-1盐酸
D.酸碱中和滴定时,锥形瓶需用待测液润洗2次,再加入待测液
4.某学生欲用0.100 0 mol·L-1的氢氧化钠溶液滴定未知浓度的盐酸(做滴定实验时用锥形瓶盛放),以酚酞作为指示剂。请回答下列问题:
(1)排出酸式滴定管中的气泡应采用如图所示操作中的　　　　,然后小心操作使尖嘴部分充满酸液。
(2)用标准的氢氧化钠溶液滴定待测的盐酸时,眼睛注视　　　　　　　　　　　　。
(3)下列操作中可能使所测盐酸的浓度偏低的是　　　　。
A.碱式滴定管在滴定前有气泡,滴定后气泡消失
B.滴定前盛放盐酸的锥形瓶用蒸馏水洗净后没有干燥
C.量取一定体积的待测液最后读数时滴定管尖嘴处悬挂一滴溶液
D.读取氢氧化钠溶液体积时,开始仰视读数,滴定结束时俯视读数
(4)第一次滴定开始和结束时,碱式滴定管中的液面如图所示。
第二、三、四次滴定消耗的NaOH溶液的体积分别为26.30 mL、26.08 mL、26.12 mL,每次滴定准确量取盐酸25.00 mL,则该盐酸的物质的量浓度c(HCl)=　　　　　。
(5)请简述滴定终点的判定方法:　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
5.(经典题)实验室中有一未知浓度的稀盐酸,某学生为测定盐酸的浓度,在实验室中进行如下实验:
①配制100 mL 0.10 mol/L NaOH标准溶液。
②取20.00 mL待测稀盐酸放入锥形瓶中,并滴加2~3滴酚酞作为指示剂,用自己配制的标准NaOH溶液进行滴定。重复上述滴定操作2次,记录数据如下。
实验 编号 NaOH溶 液的浓度/ (mol/L) 滴定完成时, NaOH溶液滴 入的体积/mL 待测盐酸的 体积/mL
1 0.10 22.62 20.00
2 0.10 22.72 20.00
3 0.10 22.80 20.00
请完成下列填空:
(1)滴定达到终点的现象是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　,此时锥形瓶内溶液的pH范围为　　　　。
(2)根据上述数据,可计算出该盐酸的浓度约为　　　　　　(保留两位有效数字)。
(3)在上述实验中,下列操作(其他操作正确)会造成测定结果偏高的有　　　　。
A.滴定终点读数时俯视
B.酸式滴定管水洗后未用待测盐酸润洗
C.滴定前滴定管液面在0刻度以下
D.称量前NaOH固体中混有Na2CO3固体
E.碱式滴定管尖嘴部分滴定前有气泡,滴定后消失
6.乙二酸(HOOC—COOH)俗名草酸,是一种有还原性的有机弱酸,在化学上应用广泛。
(1)甲同学在做“研究温度对化学反应速率的影响”实验时,往A、B两支试管中均加入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,振荡,A试管置于热水中,B试管置于冷水中,记录溶液褪色所需的时间。褪色所需时间tA　　　tB(填“>”“=”或“<”)。写出该反应的离子方程式:　　　　　　　　　　　　　　　　。
(2)实验室有一瓶混有杂质(杂质不与高锰酸钾反应)的乙二酸样品,乙同学利用上述反应的原理来测定其含量,具体操作如下:
①配制250 mL溶液:准确称量5.000 g乙二酸样品,配成250 mL溶液。配制溶液需要的玻璃仪器有烧杯、玻璃棒、　　　　　　、 　　　　　　。
②滴定:准确量取25.00 mL所配溶液放入锥形瓶中,加少量酸酸化,将0.100 0 mol·L-1 KMnO4标准溶液装入　　　　(填“酸式”或“碱式”)滴定管,进行滴定操作。判断到达滴定终点的实验现象: 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
在实际滴定过程中发现,刚滴下少量KMnO4标准溶液时,溶液紫红色并没有马上褪去。将锥形瓶摇动一段时间后,紫红色才慢慢消失;再继续滴加时,紫红色就很快褪去,可能的原因是　　　　　　　　　　　　　　　　。
③计算:重复上述操作2次,记录实验数据如下表,则此样品的纯度为　　　　。
序号 滴定前读数 滴定后读数
1 0.00 20.01
2 1.00 20.99
3 1.10 21.10
④误差分析:下列操作会导致测定结果偏高的是　　　　。
A.未用KMnO4标准溶液润洗滴定管
B.滴定前锥形瓶内有少量水
C.滴定前滴定管尖嘴部分有气泡,滴定后气泡消失
D.观察读数时,滴定前仰视,滴定后俯视
答案与分层梯度式解析
第2课时　酸碱中和滴定
基础过关练
1.C　锥形瓶无需润洗,A错误;用酸式滴定管量取10.00 mL牛奶移入锥形瓶,B错误;酚酞变色的pH范围为8.2~10.0,滴定至终点时溶液变浅红,此时溶液pH大于7,C正确;滴定过程中眼睛应观察锥形瓶内溶液颜色的变化,D错误。
2.A　润洗滴定管的方法:从滴定管上口加入3~5 mL所要盛装的酸或碱,倾斜着转动滴定管,使液体润湿全部滴定管内壁,然后将液体从滴定管下口放入预置的烧杯中,A错误;题图所示赶出碱式滴定管乳胶管中气泡的方法正确,需将乳胶管斜向上弯曲排出气泡,B正确;NaOH溶液滴定稀醋酸,可选用酚酞做指示剂,C正确;当加入半滴NaOH溶液后,溶液变色,立即读数,可能导致测定结果偏小,应等待半分钟,颜色不恢复再读数,D正确。
3.A　滴入NaOH溶液前,H2SO4溶液的pH=0,c(H+)=1 mol·L-1,则 c(H2SO4)=×c(H+)=×1 mol·L-1=0.5 mol·L-1;当加入NaOH溶液体积为40 mL时,溶液的pH=7,表明H2SO4和NaOH恰好完全反应,NaOH和H2SO4以2∶1反应,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,反应后溶液的总体积为80 mL+40 mL=120 mL。
4.C　酸式滴定管装酸液前未用标准酸液润洗,导致标准酸液被稀释,则消耗标准酸液的体积变大,使测定结果偏高,A项不符合题意;滴定前有气泡,滴定后气泡消失,气泡计入标准液的体积中,导致消耗标准液的体积增大,使测定结果偏高,B项不符合题意;滴定前俯视,导致读数偏小,滴定后平视无影响,所以向锥形瓶中加入待测液的体积偏小,消耗的标准液偏少,所以测定结果偏低,C项符合题意;盛NaOH溶液的锥形瓶滴定前用NaOH溶液润洗,导致瓶内氢氧化钠的物质的量增大,则消耗标准液的体积增大,使测定结果偏高,D项不符合题意。
5.C　滴定实验中,眼睛要注视锥形瓶中溶液颜色的变化,因为要根据颜色变化判断是否还要继续滴定,A正确;NaOH与HCl完全反应生成NaCl,溶液显中性,则两者恰好完全反应时,pH=7,B正确;由图示知,甲基红的变色范围更接近于中性,选择甲基红做指示剂,较甲基橙误差更小些,C错误;V(NaOH)=30.00 mL时,碱过量,c(OH-)= mol·L-1=0.02 mol·L-1易错点,c(H+)= mol·L-1=5×10-13 mol·L-1,pH=-lg(5×10-13)=13-lg5=13-0.7=12.3,D正确。
6.B　由题图可知,盐酸与氢氧化钠溶液的浓度相等,都是0.1 mol·L-1,A项错误;P点时盐酸与氢氧化钠溶液的体积相等,恰好完全反应,溶液呈中性,B项正确;曲线a对应的溶液起点的pH等于1,故曲线a是氢氧化钠溶液滴定盐酸的滴定曲线,C项错误;强酸和强碱的中和滴定,达到终点时溶液呈中性,可选用酚酞作为指示剂,D项错误。
7.A　由图示可知,在V(HCl)=20.00 mL时,pH=7,HCl与NaOH恰好完全反应,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　醋酸是弱电解质,HCl是强电解质,相同浓度的醋酸溶液和HCl溶液,醋酸溶液的pH大于盐酸,所以Ⅰ表示滴定醋酸溶液的曲线,Ⅱ表示滴定盐酸的曲线,A项正确;pH=7时,溶液呈中性,醋酸钠溶液呈碱性,要使溶液呈中性,则醋酸溶液的体积稍大于NaOH溶液的体积,滴定醋酸溶液消耗的V(NaOH)小于20.00 mL,B项错误;由题图可知消耗20.00 mL NaOH溶液时,NaOH与HCl恰好完全反应,则初始时盐酸的浓度为0.10 mol·L-1,C项正确;滴定醋酸溶液、盐酸时,均可选择酚酞作为指示剂,D项正确。
9.答案　Ⅰ.(1)4×10-4 mol·L-1　3.4
(2)c　酚酞　c点以上
Ⅱ.B
解析　Ⅰ.(1)由Ka=得c(H+)≈ mol·L-1= 4×10-4 mol·L-1。(2)a点是醋酸溶液,b点是醋酸和CH3COOK的混合溶液,c点是CH3COOK和少量醋酸的混合溶液,d点是CH3COOK和KOH的混合溶液,酸、碱均能抑制水的电离,CH3COOK水解促进水的电离,所以c点溶液中水的电离程度最大。由于醋酸和KOH恰好完全反应时溶液呈碱性,故应选酚酞作为指示剂,滴定终点应在c点以上。
Ⅱ.由于稀氨水显碱性,首先排除选项A和C;稀氨水和盐酸恰好反应时溶液显酸性,排除选项D。
能力提升练
1.A　由于NaOH、NaHCO3能够发生反应,NaOH、NaHCO3、Na2CO3有五种组合:①NaOH,②NaOH和Na2CO3,③Na2CO3,④Na2CO3和NaHCO3, ⑤NaHCO3破题关键。用标准盐酸滴定时,先向待测溶液中加入酚酞后加入甲基橙指示剂,消耗盐酸的体积分别为V1和V2,有以下五种情况:①只有NaOH时,V1>V2=0;②有NaOH和Na2CO3时,V1>V2>0;③只有Na2CO3时,V1=V2>0;④有Na2CO3和NaHCO3时,V2>V1>0;⑤只有NaHCO3时,V2>V1=0;因此当V1=V2≠0时,溶液中溶质只有Na2CO3,故选A。
2.D　滴定管读数时应保留小数点后2位,A项错误;用标准KOH溶液滴定未知浓度的盐酸,洗净碱式滴定管后直接取标准KOH溶液进行滴定,由于没有用标准液润洗,使滴定管中标准液浓度偏小,消耗标准液的体积偏大,则测定结果偏高,B项错误;KOH中混有NaOH,相同质量的氢氧化钠和氢氧化钾,氢氧化钠的物质的量大于氢氧化钾的物质的量,故所配溶液中OH-浓度偏大,导致消耗标准液的体积V碱偏小,根据c酸=c碱×可知测定结果偏低,C项错误;用未知浓度的盐酸滴定标准KOH溶液,若滴定前仰视,滴定至终点后俯视,导致读取的盐酸体积偏小,根据c酸=c碱×可知测定结果偏高,D项正确。
3.B　酸碱指示剂(如酚酞、甲基橙等)本身就有一定的酸碱性,加入量过多会带来较大的误差,因此通常控制在几滴,A错误;酸式滴定管可用来量取酸性或氧化性试剂,B正确;量筒是粗略量取液体的仪器,只能精确到0.1 mL,不能精确到0.01 mL,此外不能在容量瓶里进行溶质的溶解或溶液的稀释,C错误;酸碱中和滴定时,锥形瓶不需要用待测液润洗,D错误。
4.答案　(1)②
(2)锥形瓶中溶液颜色的变化
(3)CD
(4)0.104 4 mol·L-1　
(5)当滴入最后半滴NaOH溶液后,溶液由无色变为浅红色,且半分钟内不褪色
解析　(2)滴定时,两眼注视锥形瓶中溶液颜色的变化,以便准确判断终点。(3)碱式滴定管在滴定前有气泡,滴定后气泡消失,导致消耗的标准液体积偏大,测定结果偏高,A项错误;滴定前盛放盐酸的锥形瓶用蒸馏水洗净后没有干燥,对HCl的物质的量没有影响,不影响滴定结果,B项错误;量取一定体积的待测液最后读数时滴定管尖嘴处悬挂一滴溶液,导致待测液的体积偏小,消耗标准液的体积偏小,测定结果偏低,C项正确;读取氢氧化钠溶液体积时,开始仰视读数,滴定结束时俯视读数,导致标准液体积偏小,测定结果偏低,D项正确。 (4)根据题图中的刻度可知,滴定前读数为0.00 mL,滴定后读数为 26.10 mL,所以第一次滴定时NaOH标准溶液的体积为26.10 mL,第二次数据舍去,第一、三、四次滴定消耗NaOH溶液的平均体积为 26.10 mL,c(HCl)===0.104 4 mol·L-1。(5)NaOH溶液滴定盐酸,以酚酞作为指示剂,滴定终点的判定方法为滴入最后半滴NaOH溶液后,溶液由无色变为浅红色,且半分钟内不褪色。
5.答案　(1)当最后半滴NaOH溶液滴入时,溶液由无色变为浅红色,且半分钟内不褪色　8.2~10.0　(2)0.11 mol/L　(3)DE
解析　(2)平均消耗氢氧化钠溶液22.71 mL,可计算出该盐酸的浓度为≈0.11 mol/L。(3)A项,终点读数偏小,氢氧化钠溶液体积偏小,测定结果偏低;B项,盐酸被稀释,消耗氢氧化钠溶液体积减小,测定结果偏低;C项,不影响测定结果;D项,氢氧化钠溶液中和能力减弱,消耗氢氧化钠溶液体积增大,测定结果偏高;E项,氢氧化钠溶液体积偏大,测定结果偏高。
6.答案　(1)<　5H2C2O4+2Mn+6H+ 10CO2↑+2Mn2++8H2O
(2)①250 mL容量瓶　胶头滴管
②酸式　滴入最后半滴KMnO4标准溶液,溶液由无色变为浅红色,且半分钟内不褪色　生成的Mn2+有催化作用而导致反应速率加快
③90%　
④AC
解析　(1)温度越高反应速率越快,A试管置于热水中,A中的反应速率更快,则褪色所用时间更短,所以所需时间tA2(共36张PPT)
1.25 ℃时,c(H+)、pH与溶液酸碱性的关系
(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)碱性溶液:c(H+)<1×10-7 mol·L-17。
第二单元 溶液的酸碱性
必备知识 清单破
知识点 1 溶液的酸碱性与pH
指示剂 变色的pH范围和颜色 石蕊 <5.0 红色 5.0~8.0 紫色 >8.0
蓝色
甲基橙 <3.1 红色 3.1~4.4 橙色 >4.4
黄色
酚酞 <8.2 无色 8.2~10.0 粉红色 >10.0
红色
2.溶液的酸碱性测定方法
(1)用酸碱指示剂如石蕊、甲基橙、酚酞等判断溶液酸碱性。常见酸碱指示剂的变色范围:
(2)利用pH试纸能粗略测定溶液的pH。pH试纸的使用方法:把pH试纸放在洁净的干燥表面
皿(或玻璃片)上,用玻璃棒蘸取一滴待测液点在pH试纸的中部,待变色后与比色卡对比,读出
pH。注意:pH试纸不能伸入待测液中,也不能先润湿(若润湿相当于将溶液稀释)。
(3)用pH计(酸度计)能精确测量溶液的pH。
1.计算酸溶液或酸性溶液的pH,直接求氢离子浓度的负对数。
2.计算碱溶液或碱性溶液的pH,需先求出溶液中c(OH-),再结合溶液的温度和水的离子积,计
算溶液中c(H+),然后可求出溶液的pH。
知识点 2 pH的计算
1.滴定原理
　　酸提供的H+与碱提供的OH-的物质的量相等,即c(H+)·V酸=c(OH-)·V碱。
c(H+)= ;
c(OH-)= 。
2.主要玻璃仪器
　　酸(碱)式滴定管、锥形瓶、烧杯。
知识点 3 酸碱中和滴定
(2)滴定管的读数
滴定管读数保留小数点后两位,滴定管的“0”刻度在仪器的上方,因此读数时仰视,读数偏
大;读数时俯视,读数偏小。
3.注意事项
(1)滴定管的选择
酸式滴定管不能盛放碱溶液、氢氟酸等;碱式滴定管不能盛放酸溶液和强氧化性溶液等。
②石蕊试液不宜做酸碱中和滴定的指示剂。
(4)终点的判断
加入最后半滴溶液后,溶液颜色发生变化且在半分钟内不再变色。
4.操作
(1)滴定管的使用:①查漏、②润洗、③装液、④调液面记数据。
(2)实验操作:洗涤、取液、滴定、读数、记录、计算。
(3)选择合适的指示剂
①指示剂的变色范围与酸碱中和后的溶液的pH越接近越好,且颜色变化要明显。
滴定种类 指示剂
强酸滴强碱 酚酞或甲基红
强酸滴弱碱 甲基橙
强碱滴弱酸 酚酞
知识辨析
1.纯水由25 ℃升温至80 ℃时,水的电离平衡正向移动,电离度增大,电离常数增大,c(H+)增大,
但溶液仍为中性,pH=7。这种说法对吗
2.酸式滴定管可用于量取所有酸性溶液和氧化性试剂如酸性KMnO4溶液。这种说法对吗
3.可以用pH试纸测定新制氯水的pH。这种说法对吗
4.常温下,相同体积、相同pH的醋酸溶液和盐酸分别与大小相同的足量锌粒反应,盐酸与锌
粒反应速率快。这种说法对吗
5.酸溶液加水稀释,pH会增大,碱溶液加水稀释,pH会减小。常温下,pH=8的NaOH溶液稀释至
原体积的100倍,pH=6。这种说法对吗
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,可将滴定管中的
液体全部放出。这种说法对吗
一语破的
1.不对。水的电离是吸热过程,升高温度,平衡正向移动,电离度增大,电离常数增大,水电离出
的c(H+)和c(OH-)相等,溶液仍为中性,但水电离出的c(H+)增大,pH小于7。
2.不对。酸式滴定管不能盛装氢氟酸。
3.不对。氯水中含次氯酸,会漂白pH试纸。
4.不对。pH相同的盐酸和醋酸溶液中的c(H+)在反应起始时相同,所以开始时反应速率相等,
随着反应进行,醋酸会继续电离出H+,醋酸溶液中c(H+)相对较大,速率较快。
5.不对。常温下,酸溶液加大量水稀释,pH无限接近7,且始终小于7,碱溶液加大量水稀释,pH
无限接近7,且始终大于7。所以,常温下,pH=8的NaOH溶液稀释至原体积的100倍,pH只能接
近7,不可能为6。
6.不对。不能全部放出,只能放至“25”刻度线处,因为滴定管的最下部还有一段无刻度,若
全部放出,则溶液体积大于25.00 mL。

1.酸或碱稀释至10n倍后pH变化
关键能力 定点破
定点 1 溶液的稀释与pH变化
酸(pH=a) 弱酸 pH强酸 pH=a+n<7
碱(pH=b) 弱碱 pH>b-n>7
强碱 pH=b-n>7
2.pH相同的强酸、弱酸、强碱、弱碱稀释过程中的pH变化

特别注意 酸、碱无限稀释时其pH趋向于7;同等倍数地稀释pH相同的强酸(强碱)、弱酸(弱
碱),强酸(强碱)的pH变化大,弱酸(弱碱)的pH变化小。
典例 某温度下,将pH和体积均相同的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释,其pH随加水体积的变化
如图所示。下列叙述正确的是(　 )

A.曲线Ⅱ代表盐酸的稀释过程
B.溶液中水的电离程度:b点>c点
C.从b点到d点,溶液中 保持不变
D.该温度下,b点KW比e点大
C
思路点拨：pH相同的一元酸稀释相同倍数,酸性越弱的,pH变化越小;一定温度下弱酸稀释过
程中电离平衡常数不变。
解析：HCl是强酸,醋酸是弱酸,pH和体积均相同的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释相同倍数,
盐酸pH变化大于醋酸溶液,曲线Ⅱ代表醋酸溶液的稀释过程,故A错误;b点pH小于c点,说明b
点氢离子浓度大于c点,b点氢离子对水电离抑制作用大于c点,溶液中水的电离程度:b点故B错误;从b点到d点,温度不变,所以溶液中 保持不变,故C正确;温度不变,
则KW不变,该温度下,b点KW等于e点,故D错误。
1.强酸、强碱单一溶液pH的计算
(1)计算c mol·L-1 HnA强酸溶液的pH(25 ℃)
①c(H+)=nc mol·L-1;
②pH=-lgc(H+)=-lgnc。
(2)计算c mol·L-1 B(OH)n强碱溶液的pH(25 ℃)
①c(OH-)=nc mol·L-1;
②c(H+)= = mol·L-1;
③pH=-lgc(H+)=14+lgnc。
定点 2 酸、碱溶液pH的计算
(1)两强酸溶液混合(混合后溶液的体积变化忽略不计)
c混(H+)= ,然后再求pH。
(2)两强碱溶液混合(混合后溶液的体积变化忽略不计)
先计算c混(OH-)= ,再求c混(H+)= ,最后求pH。
(3)强酸溶液与强碱溶液混合(混合后溶液的体积变化忽略不计)
①恰好完全反应,溶液呈中性,pH=7(25 ℃)。
②酸过量:先求c余(H+)= ,再求pH。
③碱过量:先求c余(OH-)= ,再求c(H+)= ,最后求pH。
2.酸、碱溶液混合后pH的计算(稀溶液总体积变化忽略)
典例 按要求回答下列问题(常温下,混合后溶液的体积变化忽略不计)。
(1)0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液的pH为　　　 (已知:CH3COOH的电离常数Ka=1.8×10-5)。
(2)0.1 mol·L-1的氨水的pH为　　　 (NH3·H2O的电离度α=1%)。
(3)pH=2的盐酸与等体积的水混合后pH为　　　 。
(4)将0.1 mol·L-1氢氧化钠溶液与0.06 mol·L-1硫酸溶液等体积混合后,溶液的pH为　　　 。
(5)pH=3的硝酸溶液和pH=12的氢氧化钡溶液按照体积比9∶1混合后,溶液的pH为　　 。
2.9
11
2.3
2
10
思路点拨 ：

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的电离度α=1%,则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,则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-1,二者等体积混合后溶液呈酸性,混合溶液中c(H+)= =0.01 mol·L-1,则pH=-lg0.01=2。
=1×10-4 mol·L-1,则混合后溶液中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-1,二者以体积比9∶1混合,Ba(OH)2溶液过量,混合后溶液呈碱性,混合溶液中c(OH-)=
1.酸碱中和滴定曲线
(1)强酸与强碱滴定过程中pH-V曲线
以0.100 0 mol·L-1 NaOH标准溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L-1盐酸为例。

定点 3 滴定曲线及误差分析
(2)强酸(碱)滴定强碱(酸)、弱碱(酸)pH曲线比较
①氢氧化钠溶液滴定等浓度等体积的盐酸、醋酸溶液

②盐酸滴定等浓度等体积的氢氧化钠溶液、氨水

曲线起点不同:强碱滴定强酸、弱酸的曲线,强酸起点低;强酸滴定强碱、弱碱的曲线,强碱起
点高。
突变范围不同:强碱与强酸反应的突变范围大于强碱与弱酸或强酸与弱碱反应的突变范围。
已知:c2= (c1:盐酸标准液浓度,V1:消耗的盐酸标准液体积,c2:NaOH待测液浓度,V2:NaOH待测
液体积)。
操作 具体内容 V1 c2
仪器 洗涤 酸式滴定管未用标准盐酸润洗 偏大 偏大
碱式滴定管未用NaOH溶液润洗 偏小 偏小
锥形瓶用NaOH待测溶液洗涤 偏大 偏大
锥形瓶内壁上的NaOH溶液加水冲入瓶内 不变 无影响
2.常见的中和滴定误差分析
以“用0.10 mol/L盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液”为例分析(将待测液放入锥形瓶中)。
气泡 处理 盛标准液的滴定管滴
定前有气泡,滴定后
无气泡 偏大 偏大
滴定 盐酸滴出瓶外 偏大 偏大
振荡时瓶内溶液溅出 偏小 偏小
读数(标准液) 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 滴定终点时滴定管尖
嘴悬一滴溶液 偏大 偏大
指示剂变色立即停止
滴定 偏小 偏小
3.氧化还原反应滴定
(1)酸性KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液
原理:2Mn +6H++5H2C2O4 10CO2↑+2Mn2++8H2O。
指示剂:酸性KMnO4溶液本身呈紫红色,不用另外选择指示剂,当滴入最后半滴KMnO4溶液后,
溶液由无色变为浅红色,且半分钟内不褪色,说明到达滴定终点。
(2)Na2S2O3溶液滴定碘液
原理:2S2 +I2 S4 +2I-。
指示剂:用淀粉作指示剂,当滴入最后半滴Na2S2O3溶液后,溶液的蓝色褪去,且半分钟内不恢复
原色,说明到达滴定终点。
典例 某工厂废水中含游离态氯,通过下列实验测定其浓度。
①取水样10.00 mL于锥形瓶中,加入10.00 mL KI溶液(足量),滴入指示剂2~3滴。
②将碱式滴定管依次用自来水、蒸馏水洗净,然后注入0.010 mol·L-1 Na2S2O3溶液,调整液面,
记下读数。
③将锥形瓶置于滴定管下进行滴定,发生的反应为I2+2Na2S2O3 2NaI+Na2S4O6。
试回答下列问题:
(1)步骤①加入的指示剂是　　　　　 。
(2)实验中,Cl2的测定浓度比实际浓度偏大,造成误差的原因是　　　　　　　　
　　　　 　　　　　　 　　　　 。
淀粉溶液
步骤②中碱式滴定管用蒸馏水洗净后未用标准液润洗
(3)如图表示50 mL滴定管中液面的位置,若A与C刻度间相差1 mL,A处的刻度为25.00 mL,滴
定管中液面读数应为　　　 mL,设此时液体体积读数为a mL,滴定管中液体的体积V　
(50-a) mL(填“<”“=”或“>”)。
(4)滴定结束时俯视刻度线读取滴定终点时Na2S2O3溶液的体积,会导致测定结果　　　 (填
“偏大”“偏小”或“不影响”)。
(5)判断到达滴定终点的现象是　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 。
(6)若耗去Na2S2O3溶液20.00 mL,则废水中Cl2的物质的量浓度为　　 　 。
25.40
>
偏小
滴入最后半滴溶液,锥形瓶中溶液由蓝色变无色,且30秒内不恢复
0.010 mol·L-1
思路点拨：氧化还原反应滴定的关键是理解氧化还原反应原理,找出氧化剂与还原剂的比例
关系,明确滴定终点指示剂的颜色变化。
解析：(1)加入KI溶液与Cl2反应生成I2,加入淀粉溶液作指示剂,溶液呈蓝色,I2与Na2S2O3发生
氧化还原反应,当反应到达终点时,蓝色褪去。(2)Cl2的测定浓度比实际浓度偏大,造成误差的
原因是步骤②中碱式滴定管未用标准液润洗,使Na2S2O3溶液浓度变小,滴定时消耗Na2S2O3溶
液的体积增大。(3)滴定管刻度两个小格之间相差0.10 mL,A处的刻度为25.00 mL,滴定管的
刻度由上到下逐渐增大,则此时读数为25.40 mL。(4)滴定结束时俯视刻度线使读取的Na2S2O3
溶液的体积偏小,测得I2的物质的量偏小,则游离态氯的浓度偏小。(5)滴定时,眼睛应注视锥
形瓶中溶液颜色变化,反应开始时溶液呈蓝色,随反应的进行碘逐渐被消耗,当碘被完全消耗
时,溶液由蓝色变为无色,说明反应到达终点,所以滴定终点的实验现象是滴入最后半滴溶液,
锥形瓶中溶液由蓝色变为无色,且半分钟内不恢复。(6)根据反应Cl2+2I- 2Cl-+I2,I2+
2Na2S2O3 2NaI+Na2S4O6,可得:Cl2~2Na2S2O3,则n(Cl2)= =0.000 1 mol,
c(Cl2)= =0.010 mol·L-1。
情境探究
　　正常人血液的pH维持在7.35~7.45之间。如果pH变化超出这一范围,机体的酸碱平衡将
被打破,严重时可危及人的生命。正常情况下,人体内的代谢过程不断产生酸或碱,但是这些
酸或碱进入血液并没有引起血液的pH发生明显的变化,这是什么原因呢
研究表明,人体血液中存在的H2CO3-NaHCO3等体系,可通过化学平衡的移动,起到维持血液
pH稳定的作用。
素养 变化观念与平衡思想、证据推理与模型认知——外界因素对电离平衡的影响
学科素养 情境破
问题1 人体血液中存在平衡:H2CO3 H++HC ,当人体代谢产生的酸进入血液时,该平衡
将会发生怎样的移动以维持血液的pH基本不变
提示 当人体代谢产生的酸进入血液时,血液中的氢离子浓度增大,为维持血液的pH基本不
变,平衡会逆向移动。
问题2 当人体代谢产生的碱进入血液时,上述平衡将会发生怎样的移动以维持血液的pH基本
不变
提示 当人体代谢产生的碱进入血液时,氢离子浓度减小,为维持血液的pH基本不变,平衡会
正向移动。
问题3 试用简单的实验证明在醋酸溶液中存在着CH3COOH CH3COO-+H+的电离平衡(写
出简要操作、实验现象)。
提示 在醋酸溶液中滴入石蕊溶液,溶液呈红色,加热溶液颜色明显变深,说明溶液中存在醋
酸的电离平衡,加热能促进醋酸的电离。
讲解分析
1.影响弱电解质电离度的因素
(1)不同的弱电解质由于结构不同,电离度也不同,通常电解质越弱,电离度越小。
(2)电离度也受外界条件影响。加水稀释,电离平衡向电离方向移动,电离度变大,即溶液浓度
越小,电离度越大;电解质的电离过程是吸热过程,故温度升高,电离度增大。

2.冰醋酸的稀释
向冰醋酸中加水稀释,c(H+)先变大,后变小,导电能力先变强,后变弱。向冰醋酸中加水之前,
醋酸分子尚未电离,c(H+)=0。加水稀释,醋酸开始电离,随着水的加入,c(H+)增大,溶液导电能
力增强,A点c(H+)达到最大,溶液导电能力最强。A点后再加水稀释,醋酸的电离程度进一步
增大,但由于加入水的量增大,c(H+)逐渐减小,所以B点c(H+)小于A点,导电能力也弱于A点。
3.电离度的应用
　　根据相同条件下(温度、浓度)电离度的大小来判断不同弱电解质的相对强弱。例如:
25 ℃时,0.1 mol·L-1的氢氟酸的α=7.8%,0.1 mol·L-1的醋酸的α=1.3%,所以酸性:HF>CH3COOH。
典例呈现
例题 对于常温下0.1 mol·L-1氨水和0.1 mol·L-1醋酸溶液,下列说法正确的是 (　 )
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,醋酸电离平衡正向移动
D
素养解读：本题考查电离平衡,结合平衡原理探究外界条件变化对电离平衡的影响,可培养
学生变化观念与平衡思想、证据推理与模型认知的核心素养。
信息提取：NH3·H2O、醋酸都是弱电解质,解题时需用平衡思想、守恒思想,通过平衡理论模
型、电离平衡模型、电离平衡常数进行分析。
解题思路：NH3·H2O是弱电解质,电离程度小,0.1 mol·L-1氨水中的c(OH-)小于0.1 mol·L-1,所以pH<13,A错误;NH3·H2O的电离常数Kb= ,温度不变,Kb不变,B错误;醋酸溶液中存
在电荷守恒:c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-),则c(H+)>c(CH3COO-),C错误;向0.1 mol·L-1醋酸溶液中
加入少量水,醋酸的浓度减小,电离程度增大,即醋酸电离平衡正向移动,D正确。
思维升华
　　弱电解质电离平衡移动过程中某些离子浓度比值的变化常用三种方法分析:
第一种方法:将浓度转化为物质的量进行比较,这样分析起来可以忽略溶液体积的变化,只需
分析微粒数目的变化。
第二种方法:“凑常数”。解题时将表达式分子、分母同时乘或除以某种离子的浓度,使该
表达式转化为常数或某常数与某种离子浓度相乘或相除。
第三种方法:“假设法”,如 ,假设醋酸无限稀释,c(CH3COO-)逐渐减小,趋于0,
c(H+)趋于10-7 mol·L-1,故比值变小。第二单元　溶液的酸碱性
第1课时　溶液的酸碱性
基础过关练
题组一　　溶液的酸碱性
1.某温度时,KW=1.0×10-12,若在该温度时,某溶液中的c(H+)=1.0×10-7 mol/L,则该溶液(　　)
A.呈酸性　　　　　　B.呈碱性
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.不能使酚酞显红色的溶液
D.25 ℃条件下将pH=3的酸溶液与pH=11的碱溶液等体积混合后的溶液
3.(经典题)下列关于溶液的酸碱性说法正确的是(　　)
A.常温下,若某溶液中水电离出的c(OH-)=1.0×10-11 mol·L-1,则该溶液的pH一定为11
B.中性溶液中一定有c(H+)=1.0×10-7 mol·L-1
C.在100 ℃时,纯水的pH<7,因此显酸性
D.等体积pH=2的HX和HY溶液分别与足量的锌反应,HX溶液中放出的H2多,说明Ka(HX)题组二　　溶液pH的计算
4.T ℃时,水中的H+的物质的量浓度为10-6 mol·L-1,若把0.01 mol的NaOH固体溶解于T ℃水中配成1 L溶液,则溶液的pH为(　　)
A.4　　　B.10　　　C.2　　　D.12
5.常温下,下列有关溶液pH的说法正确的是(已知lg5=0.7)(　　)
A.将pH=11的NaOH溶液加水稀释至100倍,溶液中c(H+)=1× 10-13 mol/L
B.将pH=9的NaOH溶液和pH=13的Ba(OH)2溶液等体积混合,所得混合溶液的pH=11
C.将0.1 mol/L的H2SO4溶液和pH=5的HCl溶液等体积混合,所得混合溶液的pH=1
D.pH=13的Ba(OH)2溶液和pH=1的盐酸等体积混合,由于Ba(OH)2过量,所得溶液的pH>7
题组三　　酸碱稀释后的pH变化规律
6.pH=2的弱酸HCOOH溶液加水稀释至pH=3,下列说法正确的是(　　)
A.水的电离程度减小
B.稀释后溶液体积大于原溶液体积的10倍
C.溶液中所有微粒的浓度均减小
D.减小
7.下列说法不正确的是(　　)
A.25 ℃时,测得0.1 mol/L一元碱MOH溶液的pH=11,则MOH一定为弱碱
B.25 ℃时,将pH=1的H2SO4溶液加水稀释至10倍,所得溶液中c(S)为0.02 mol/L
C.25 ℃时,将0.1 mol/L的一元碱MOH溶液加水稀释至pH=10,所得溶液中c(OH-)=10-4 mol/L
D.25 ℃时,pH=12的一元碱MOH溶液与pH=2的盐酸等体积混合,所得溶液的pH≥7
题组四　　溶液pH的测定
8.关于pH的测定,下列说法正确的是(　　)
A.pH试纸在使用之前应用蒸馏水润湿
B.用广范pH试纸测得某盐酸的pH=2.3
C.利用酸碱指示剂可以测溶液的pH
D.pH计是精确测定溶液pH的仪器
能力提升练
题组一　　溶液的酸碱性判断
1.下列关于溶液酸碱性说法不正确的是(　　)
A.25 ℃ pH=3的H2SO4溶液与pH=11的氨水等体积混合后,溶液显 酸性
B.25 ℃,pH=5的氯化铵溶液,由水电离出的c(H+)=10-5 mol/L
C.某温度下纯水中c(OH-)=4×10-7 mol/L,则该温度下0.1 mol/L的盐酸的pH=1
D.313 K时,KW=2.9×10-14,则pH=7时,溶液呈碱性
2.25 ℃时,下列关于pH=3的CH3COOH溶液的叙述正确的是(　　)
A.溶液中H2O电离出的c(OH-)=1.0×10-3 mol·L-1
B.加0.1 mol·L-1 CH3COONa溶液使pH>7,则c(CH3COO-)=c(Na+)
C.加入少量CH3COONa固体后,溶液pH增大
D.与等体积pH=11的NaOH溶液混合,所得溶液呈中性
题组二　　有关溶液pH的计算
3.常温下,两种不同浓度的NaOH溶液,pH分别为14和10。将这两溶液等体积混合后(混合过程中忽略溶液体积变化),所得溶液中的c(H+)为(　　)
A.1×(10-14+10-10) mol/L
B. mol/L
C.2×10-10 mol/L
D.2×10-14 mol/L
4.下列叙述正确的是(　　)
A.某醋酸溶液的pH=a,将此溶液稀释至10倍后,溶液的pH=b,则b=a+1
B.常温下,某溶液中由水电离出的c(OH-)=1×10-11 mol·L-1,则此溶液一定呈酸性
C.25 ℃时,将pH=5的盐酸稀释至1 000倍,溶液的pH=8
D.25 ℃时,pH=13的强碱溶液与pH=2的强酸溶液混合,若所得混合液的pH=7,则强碱与强酸的体积比是1∶10
5.常温下,将pH=1的硫酸分成两等份,一份加入适量水,另一份加入与该硫酸物质的量浓度相同的NaOH溶液,两者pH都升高了1,则加入水和加入NaOH溶液的体积比为(忽略溶液体积变化)(　　)
A.11∶1　　　B.10∶1　　　C.6∶1　　　D.5∶1
6.常温下,某一元强酸HX溶液与某一元强碱MOH溶液按2∶5的体积比混合后,测得溶液中c(M+)=c(X-),则混合前,该强酸的pH与强碱的pH之和约为(已知:不考虑溶液混合时体积和温度的变化,lg2≈0.3)(　　)
A.13.3　　　B.13.6　　　C.13.9　　　D.14.2
7.某温度下的溶液中c(H+)=10x mol/L,c(OH-)= 10y mol/L,x与y的关系如图所示,下列说法正确的是(　　)
A.该温度高于25 ℃
B.图中a点溶液呈酸性
C.该温度下,0.01 mol/L HCl溶液中由水电离出的H+浓度为10-13 mol/L
D.该温度下,等体积浓度均为0.01 mol/L盐酸与NaOH溶液混合,所得溶液pH=7
答案与分层梯度式解析
第二单元　溶液的酸碱性
第1课时　溶液的酸碱性
基础过关练
1.B　溶液的酸碱性可依据H+与OH-的相对大小判断。溶液中的c(H+)=1.0×10-7 mol/L,则c(OH-)=1.0×10-5 mol/L,所以c(H+)< c(OH-),溶液呈碱性,B正确;=10-2,D错误。
2.B　当溶液中c(H+)=c(OH-)时,溶液呈中性。温度为25 ℃时,pH=7的溶液呈中性,A错误;KW=c(H+)·c(OH-),当c(H+)=时,c(H+)=c(OH-),该溶液一定呈中性,B正确;不能使酚酞显红色的溶液不一定是中性溶液,C错误;25 ℃条件下将pH=3的酸溶液与pH=11的碱溶液等体积混合,所得溶液不一定呈中性,D错误。
3.D　常温下,若某溶液中水电离出的c(OH-)=1.0×10-11 mol·L-1,水的电离受到抑制,该溶液可能是酸溶液也可能是碱溶液,则该溶液的pH可能为3或11易错点,A项错误;25 ℃时,中性溶液中一定有c(H+)= 1.0×10-7 mol·L-1,B项错误;在100 ℃时KW>10-14,纯水的pH<7,但显中性,C项错误;等体积等pH的两种酸分别与足量的锌反应,HX溶液中放出的H2多,则HX的物质的量浓度更大,HX的酸性更弱,Ka(HX)< Ka(HY),D项正确。
4.B　T ℃时,水中的H+的物质的量浓度为10-6 mol·L-1,所以该温度下水的离子积常数是1×10-12。0.01 mol的NaOH固体溶解于T ℃水中配成1 L溶液,溶液中OH-的浓度是0.01 mol·L-1,则c(H+)= 10-10 mol·L-1,故pH=10。
5.C　pH=11的NaOH溶液中c(OH-)为10-3 mol/L,加水稀释至100倍,溶液中c(OH-)是10-5 mol/L,则c(H+)=10-9 mol/L,A错误;NaOH和Ba(OH)2都是强电解质,所以两种溶液等体积混合时,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,则溶液的pH大于11,B错误;0.1 mol/L的H2SO4溶液中氢离子浓度为0.2 mol/L,氯化氢和硫酸都是强电解质,两种溶液等体积混合时,混合溶液中的c(H+)等于0.1 mol/L,则混合溶液的pH=1,C正确;pH=13的Ba(OH)2溶液和pH=1的盐酸等体积混合,H+和OH-的物质的量相等,所以H+和OH-恰好反应,溶液呈中性,pH=7,D错误。
6.B　HCOOH溶液从pH=2稀释至pH=3,溶液中c(H+)减小,对水电离的抑制作用减弱,则水的电离程度增大,A项错误;pH=2的HCOOH溶液体积稀释至原来的10倍时,由于“越稀越电离”,稀释后pH<3,则稀释至pH=3时溶液体积大于原溶液体积的10倍,B项正确;加水稀释溶液中c(H+)减小,但水的离子积常数不变,则c(OH-)增大,C项错误;加水稀释c(HCOO-)减小,温度不变则电离常数Ka不变,则=增大,D项错误。
7.B　25 ℃时,测得0.1 mol/L一元碱MOH溶液的pH=11,说明 c(OH-)=10-3 mol/L,MOH部分电离,则MOH一定为弱碱,A项正确; 25 ℃时,pH=1的H2SO4溶液中c(H+)=0.1 mol/L,c(S)=0.05 mol/L,加水稀释至10倍,所得溶液中c(S)为0.005 mol/L,B项错误; 25 ℃时,将0.1 mol/L的一元碱MOH溶液加水稀释至pH=10,所得溶液中c(H+)=10-10 mol/L,则c(OH-)=10-4 mol/L,C项正确;25 ℃时,pH= 12的一元碱MOH溶液与pH=2的盐酸等体积混合,若MOH为强碱,MOH和盐酸恰好反应生成MCl,溶液呈中性,若MOH为弱碱,MOH和盐酸反应后,MOH有剩余,溶液呈碱性,所以所得溶液的pH≥7,D项正确。
8.D　pH试纸在使用之前用蒸馏水润湿,会使溶液浓度偏低,测定结果可能会有误差,A项错误;广范pH试纸可粗略测定溶液的pH,测定数值为整数,不能为小数,B项错误;酸碱指示剂不能测定溶液的pH,C项错误;pH计是精确测定溶液pH的仪器,D项正确。
能力提升练
1.A　25 ℃ pH=3的H2SO4溶液与pH=11的氨水等体积混合后,溶液显碱性,A项错误;pH=5的氯化铵溶液中,H+均由水电离产生,由水电离出的c(H+)=10-5 mol/L,B项正确;0.1 mol/L的盐酸中c(H+)=0.1 mol/L,pH= -lgc(H+)=-lg 0.1=1,C项正确;313 K、pH=7时,溶液中c(H+)=1.0× 10-7 mol/L,则c(OH-)==2.9×10-7 mol/L,c(H+)2.C　25 ℃时,pH=3的CH3COOH溶液中c(H+)为10-3 mol·L-1,是由醋酸电离产生的,而溶液中的OH-由水电离提供,由KW=c(H+)·c(OH-)可求得c(OH-)== mol·L-1=10-11 mol·L-1,A项错误;加入醋酸钠后,溶液中存在电荷守恒c(CH3COO-)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+),因为25 ℃时该溶液的pH>7,即c(OH-)>c(H+),所以c(CH3COO-)3.D　常温下,pH为14即c(H+)为1×10-14 mol/L,该NaOH溶液中c(OH-)=1 mol/L;pH为10即c(H+)为1×10-10 mol/L,该NaOH溶液中c(OH-)=10-4 mol/L。将两种溶液等体积混合,假设每种溶液的体积为1 L,混合过程中忽略溶液体积变化,则根据混合前后溶质的物质的量不变,可知混合溶液中c(OH-)=≈0.5 mol/L,则该溶液中c(H+)= mol/L=2×10-14 mol/L,故选D。
4.D　某醋酸溶液的pH=a,将此溶液稀释至10倍后,醋酸电离平衡正向移动,电离出更多氢离子,溶液的pH=b,则b5.C　设每份硫酸的体积为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,则溶液中c(H+)=0.01 mol·L-1, ①加水稀释时,设加入水的体积为x L,根据溶液稀释前后溶质的物质的量不变,1 L×0.1 mol·L-1=(1+x)L×0.01 mol·L-1,x=9,②加入与该硫酸物质的量浓度相同的氢氧化钠溶液时,设加入氢氧化钠溶液的体积为y L,则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,则加入水和加入NaOH溶液的体积比为9∶1.5=6∶1。
6.B　设强酸的pH为a,强碱的pH为b,由题意可得:10-a mol/L× 2 L=10-14+b mol/L×5 L,解得10-14+b+a≈0.4,则a+b≈13.6,选B。
7.C　由题图可知,该温度下a点溶液中c(H+)=10-15 mol/L、c(OH-)= 1 mol/L,则KW=1×10-15。该温度下KW=1×10-15<1×10-14,水的电离过程吸热,可推知该温度低于25 ℃,A错误;由以上分析知a点溶液中c(H+)=10-15 mol/L、c(OH-)=1 mol/L,c(OH-)>c(H+),溶液呈碱性,B错误;由水电离出的c(H+)等于c(OH-),该温度下KW=1×10-15,0.01 mol/L盐酸中c(H+)=1×10-2 mol/L,则由水电离出的c(H+)= mol/L=1× 10-13 mol/L,C正确;该温度下水的离子积常数KW=1×10-15,则该温度下,等体积浓度均为0.01 mol/L的盐酸与氢氧化钠溶液混合,所得溶液呈中性,此时溶液的pH为7.5,D错误。
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