水的電離和溶液的酸堿性學案(共3課時)

1、高二化學第3章學案 時間：2010年11月26日【 第二節(jié) 】 水的電離和溶液的酸堿性第1課時學習目標：1、使學生了解水的電離和水的離子積2、生了解溶液的酸堿性與pH的關(guān)系3、通過水的離子積和溶液酸堿性等內(nèi)容的教學，對學生進行矛盾的對立統(tǒng)一、 事物間的相互關(guān)系和相互制約等辨證唯物主義觀點的教育學習重點：水的離子積，溶液酸堿性和溶液pH值的關(guān)系學習難點：水的離子積 【舊知回顧】1、寫出下列物質(zhì)在水溶液中的電離方程式KHCO3                    &#

2、160;           KAl(SO4)2H2SO4                                 H2SCa(OH)2                  

3、             NH3H2O2、思考 我們通常會說純水不導電，那么水是不是電解質(zhì)？它能電離嗎？如能請寫出水的電離方程式。    純水中有哪些微粒？根據(jù)所學的弱電解質(zhì)的電離平衡，請列舉出可能會影響水的電離的因素?！拘轮v解】一、水的離子積閱讀P45：1水的電離：水是           電解質(zhì)，發(fā)生           電離，電離

4、過程             水的電離平衡常數(shù)的表達式為                            。2思考： 實驗測得，在室溫下1L H2O（即         mol）中只有1×10-7 mol H2O電離，則室溫下C(H+)和C(OH-)分別為多少?3

5、水的離子積 水的離子積表達式：KW=                   。一定溫度時，KW是個常數(shù)，KW只與            有關(guān)，             越高KW越       。25時，KW=        

6、0;          ，100時，KW=10-12。注意：（1）KW不僅適用于純水，也適用于酸、堿、鹽的稀溶液。 任何水溶液中，由水所電離而生成的c (H+)           c (OH-)。思考：pH = 7 的溶液一定是酸性嗎？（2）25時，任何水溶液中，H+ 離子濃度和OH- 離子的濃度乘積都為 1×10- 14二、溶液的酸堿性和pH1影響水的電離平衡的因素 （1）溫度：溫度升高，水的電離度     &#

7、160;   ，水的電離平衡向          方向移動，C(H+)和C(OH-)             ，KW               。（2）溶液的酸、堿度：改變?nèi)芤旱乃?、堿度均可使水的電離平衡發(fā)生移動。 例題1： 在0.01mol/LHCl溶液中, C(H+)=       

8、        ， C(OH-)=               ，由水電離出的H+濃度=            ，由水電離出的OH-濃度=            。, 在0.01mol/LNaOH溶液中，C(OH-)=       

9、60;      ，C(H+)=              ，由水電離出的H+濃度=            ，由水電離出的OH-濃度=            。 在0.01mol/LNaCl溶液中， C(OH-)=         

10、0;     ，C(H+)=                ，由水電離出的H+濃度=            ，由水電離出的OH-濃度=            。小結(jié) 根據(jù)上面的計算，填寫下表（影響水的電離平衡的因素）條件變化平衡移動方向 c（H+）c（OH -）水的電離程度 Kw 

11、;升高溫度加入HCl 加入NaOH   結(jié)論：（1）升高溫度，促進水的電離KW增大（2）酸、堿抑制水的電離例題2：常溫下，某溶液中由水電離的c(H+)=1×10-13molL-1，該溶液可能是 ( ) 二氧化硫水溶液   氯化銨水溶液    硝酸鈉水溶液   氫氧化鈉水溶液A              B              C   

12、;           D2溶液的酸堿性討論： 在酸性溶液中是否有OH -，在堿性溶液中是否存在H+，試說明原因。       決定溶液酸堿性的因素是什么？小結(jié)：溶液的酸堿性：   常溫（25） C(H+)C(OH-)Kw中性溶液酸性溶液堿性溶液3溶液的pH：    pH=lgc(H+)      注意：當溶液中H+或OH-大于1mol/L時，不用pH表示溶液的酸堿性?！据p松做答】（1）C(H+)1×10-6mol/

13、L    pH=_； C(H+)1×10-3mol/L    pH= C(H+)1×10-mmol/L   pH=_ ； C(OH-)1×10-6mol/L  pH=_   C(OH-)1×10-10mol/L   pH=_ ； C(OH-)1×10- nmol/L   pH=_  _ （2） pH=2    C(H+)_  ； pH=8 

14、0;c(H+)_  歸納：pH與溶液酸堿性的關(guān)系(25時)pH        溶液的酸堿性pH<7        溶液呈     性，pH越小，溶液的酸性       pH=7        溶液呈     性pH>7        溶液呈     

15、;性，pH越大，溶液的堿性       【知識拓展】   1、溶液的pOH = _   2、證明：在25時，pH + pOH = 14 說明：如果題目中沒有指明溫度，則默認為常溫（25）【基礎(chǔ)訓練】 1純水在25和80時的氫離子濃度，前者和后者的關(guān)系是A、前者大 B、相等 C、前者小 D、不能肯定來源:21世紀教育網(wǎng)2給蒸餾水中滴入少量鹽酸后，下列說法中錯誤的是A、H OH- 乘積不變 B、pH增大了 C、OH- 降低了 D、水電離出的H 增加了3常溫下，下列溶液中酸性最弱的是A、pH=4 B、H =1×

16、10-3 mol·L-1 C、OH- =1×10-11 mol·L-1 D、H ·OH- = 1×10-14 4、下列說法中正確的是                                    A在25的純水中，C(H+)c(OH)107 mol/L，呈中性 B溶液中若c(H+)107 mol/L，

17、則c(H+)c(OH)，溶液顯酸性 Cc(H+)越大，則pH值越大，溶液的堿性越強 DpH值為0的溶液中c(H+) = 0 mol/L【能力提高】5.常溫下，某溶液中，由水電離出的c(H+)1.0×1011mol/L，該溶液pH可能為                        A11B3C8D76、體積相同、pH相同的鹽酸和醋酸，與堿中和時消耗的量    A相同    B鹽酸多

18、60;   C醋酸多   D無法比較7、在水電離出的c(H+)1014mol/L的溶液中，一定能大量共存的 AK、Na、HCO3、Cl            BK、Br、AlO2、ClCSO42、Na、NO3、Cl       DSO42、NH4、Al3、Cl8、pH相同的等體積的兩份溶液A和B；A為鹽酸，B為醋酸，分別和鋅反應，若最后僅有一份溶液中存在鋅，且放出氫氣的質(zhì)量相同，則下列說法正確是的    

19、                                         反應所需要的時間BA開始反應時的速率AB參加反應的鋅的物質(zhì)的量AB反應過程的平均速率BA鹽酸里有鋅剩余醋酸里有鋅剩余ABC   D9、將pH8的NaOH溶液與pH10的NaOH溶液等體積混合后，溶液中c(H+)最接近于 

20、;       A1/2 (1081010) mol/L      B(1081010) mol/LC（1.0×10145×105）mol/L       D2×1010 mol/L【 第二節(jié) 】 水的電離和溶液的酸堿性 第 2 課時【學習目標】了解溶液的酸堿性和pH的關(guān)系 掌握有關(guān)混合溶液值的簡單計算 3.了解溶液稀釋時pH的變化規(guī)律【學習重點】1.值與溶液酸堿性的關(guān)系 有關(guān)溶液值的計算【學習難點】值的計算 【舊知回顧】溶液的酸堿性和pH定義：

21、PH=                        ，廣泛pH的范圍為014。注意：當溶液中H+或OH-大于1mol/L時，不用pH表示溶液的酸堿性。意義：溶液的酸堿性             常溫（25） C(H+)C(OH-)pHKw中性溶液酸性溶液堿性溶液    【新知講解】一、溶液PH的測定方法（1）酸堿指示

22、劑法說明：常用的酸堿指示劑有石蕊、甲基橙、酚酞試液。常用酸堿指示劑的變色范圍指示劑        變色范圍的石蕊        <紅色        58紫色        >8藍色甲基橙        <3.1紅色        3.14.4橙色        >4.4黃色酚酞  &

23、#160;     <8無色        810淺紅色        >10紅色（2）試紙法使用方法：                                             &#

24、160;                   （3）PH計法二、有關(guān)pH的計算（一）單一溶液的PH計算例1 分別求0.05mol/LH2SO4溶液和0.05mol/L Ba(OH)2溶液的PH值。例2 已知常溫下濃度為0.01mol/L的CH3COOH溶液的電離度為1%，求該溶液的PH值。（二）酸堿混合溶液的PH計算例3 將PH=2的H2SO4溶液與PH=4的H2SO4溶液等體積混合后,求溶液的PH值。例4 將PH=8的NaOH溶液與PH=10的NaOH溶液等體積混合后,求溶

25、液的PH值。例5 常溫下PH=4的HCl和PH=10的NaOH分別按體積比為1:1、11:9、9:11混合，分別求三種情況下溶液的PH值。 , , .。小結(jié) 有關(guān)pH計算的解題規(guī)律（1）單一溶液的pH計算    強酸溶液，如HnA，設濃度為c molL1，則                  c（H+）= nc molL1，pH= lgc（H+）= lg nc 強堿溶液，如B(OH)n，設濃度為c molL1，則     &#

26、160;            c（H+）= 1014/nc molL1，pH= lgc（H+）=14+lg nc（2）酸堿混合pH計算 適用于兩種強酸混合   c(H+)混 = c(H+)1V1+ c(H+)2V2 /（V1+ V2）。 適用于兩種強堿混合   c(OH)混 = c(OH)1V1+ c(OH)2V2 /（V1+ V2） 適用于酸堿混合，酸過量時：        c(H+)混=c(H+)酸V酸 c(OH)堿V堿

27、/V酸 + V堿說明：  若兩種強酸（pH之差大于2）等體積混合，混合液pH = pH小 + 0.3若兩種強堿（pH之差大于2）等體積混合，混合液pH = pH大 0.3 恰好完全反應，則c(H+)酸V酸 = c(OH)堿V堿（三）酸、堿加水稀釋后溶液的PH值例6 常溫下，將PH=1的H2SO4溶液和PH=13的NaOH溶液分別稀釋1000倍，求所得溶液的PH值。思考：若在常溫下，將PH=1的CH3COOH溶液和PH=13的NH3H2O溶液分別稀釋1000倍，則所得溶液的PH值在什么范圍之內(nèi)。小結(jié) 稀釋后溶液pH的變化規(guī)律（1） 酸堿溶液無限稀釋，pH只能無限接近于7，不可

28、能大于或小于7（2）  對于pH = a 的強酸和弱酸溶液，每稀釋10n 倍，強酸的pH就增大n個單位， 即pH = a + n  ( a + n 7 ) ，弱酸的pH范圍是：a pH a + n 。練習 畫出酸溶液在稀釋過程中pH的變化圖（3）        對于pH = b的強堿和弱堿溶液，每稀釋10n 倍，強堿的pH就減小n個單位，即pH =b - n  ( b - n 7 ) ，弱堿的pH范圍是：b - n pH b 。練習 畫出堿溶液在稀釋過程中pH的變化圖 （4） 對于物質(zhì)的量濃度相同的強酸和

29、弱酸稀釋相同倍數(shù)，強酸pH變化程度比弱酸的大（強堿和弱堿也類似）說明：弱酸、弱堿在稀釋過程中有濃度的變化，又有電離平衡的移動，不能求得具體的數(shù)值，只能確定其pH范圍?！疽患壞繕恕?將pH為5的硫酸溶液稀釋500倍，稀釋后溶液中c(SO42)和c(H)之比約為A、1:1 B、1:2 C、1:10 D、10:1 2求下列溶液混合后的pH：(1) 把pH2和pH=4的兩種強酸溶液等體積混合，其pH          。(2) 把pH12和pH14的兩種強堿溶液等體積混合，其pH=       

30、;   。(3) 把pH5的H2SO4溶液和pH8的NaOH溶液等體積混合，其pH           。320 mL 0.01molL KOH溶液的pH為         ；30 mL 0.005molL H2SO4溶液的pH為         ；兩溶液混合后，溶液的pH為            。3在室溫

31、下，等體積的酸和堿的溶液混合后，pH一定少于7的是（ ）。（A）pH=3的HNO3跟pH=11的KOH溶液 （B）pH=3的鹽酸跟pH=11的氨水（C）pH=3硫酸跟pH=11的氫氧化鈉溶液 （D）pH=3的醋酸跟pH=11的氫氧化鋇溶液4下列敘述中，正確的是（ ）。（A）中和10 mL 0.1mol·L-1 醋酸與中和100 mL 0.01mol·L-1 的醋酸所需同種堿溶液的量不同（B）等體積pH=3的酸溶液pH=11的堿溶液相混合后，溶液的pH=7（C）體積相等, pH相等的鹽酸和硫酸溶液中, H+離子的物質(zhì)的量相等（D）pH=3的甲酸溶液的c(H)與pH=11的氨水

32、溶液的c(OH)相等【二級目標】1、下列試紙使用時, 不宜先用水潤濕的是 ( ) A、pH試紙 B、紅色石蕊試紙 C、淀粉碘化鉀試紙 D、藍色石蕊試紙2將pH=1的鹽酸平均分成2份，l份加適量水，另1份加入與該鹽酸物質(zhì)的量濃度相同的適量NaOH溶液后，pH都升高了1，則加入的水與NaOH溶液的體積比為 ( )A9             B10           C11       

33、     D12 3 對室溫下pH相同、體積相同的氨水和氫氧化鈉溶液分別采取下列措施，有關(guān)敘述正確的是 ( )A加入適量的氯化銨晶體后，兩溶液的pH均堿小B溫度下降10oC，兩溶液的pH均不變C分別加水稀釋10倍，兩溶液的pH仍相等D用鹽酸中和，消耗的鹽酸體積相同4. 25時，向V ml PH=a的鹽酸中滴加PH=b的NaOH溶液10V ml，反應后的溶液中 c(Cl)=nc(Na)，則此時a+b的值為 ( )        A12           B13

34、60;          C14           D155pH=2的兩種一元酸HX和HY的溶液分別取50mL，加入過量的鎂粉，充分反應后，收集H2的體積在相同狀況下分別為V1和V2，若V1>V2，下列說法正確的是AHX一定是弱酸            BNaX水溶液的堿性弱于NaY水溶液的堿性CHX一定是強酸          

35、  D反應開始時二者生成H2的速率相同6將一元酸HA的溶液與一元堿BOH的溶液等體積混合，若所得溶液顯酸性，下列有關(guān)判斷正確的是 ( )A若混合前酸、堿pH之和等于14，則HA肯定是弱酸B若混合前酸、堿物質(zhì)的量濃度相同，則HA肯定是弱酸C溶液中水的電離程度：混合溶液純水BOH溶液D混合溶液中離子濃度一定滿足：c(B)c(A)c(H)c(OH)7甲酸和乙酸都是弱酸，當他們的濃度均為0.10molL1時，甲酸中的c（H+）約為乙酸中c（H+）的3倍?，F(xiàn)有甲酸溶液a和乙酸溶液b，經(jīng)測定他們的pH：pHa = pHb。由此可知  (  )   Ac (甲酸)=

36、3c (乙酸)    Bc (甲酸)=1/3 c (乙酸)        C兩溶液中水電離出的c（OH）相同      D等體積的a、b溶液用NaOH溶液中和時，消耗NaOH的物質(zhì)的量ab8下列敘述正確的是 （    ）A95純水的pH<7，說明加熱可導致水呈酸性BpH=3的醋酸溶液，稀釋至10倍后pH=4C0.2mol/L的鹽酸，與等體積水混合后pH=1DpH=3的醋酸溶液，與pH=11的氫氧化鈉溶液等體積混合后pH=79設水的電離平衡線如右圖所示。 c(OH)（1）若以A點表

37、示25°時水在電離平衡時的粒子濃度，當溫度升高到100°時，水的電離平衡狀態(tài)到B點，則此時水的離子 10-6 B積從_增加到_；10-7 A（2）將PH=8的Ba(OH)2溶液與PH=5的稀鹽酸混合，并保持10-7 10-6 C(H+)在100°的恒溫，欲使混合溶液的PH=7，則Ba(OH)2溶液和鹽酸的體積比為_ 。10在25時，有pH為a的鹽酸和pH為b的NaOH溶液，取VaL該鹽酸，同該NaOH溶液中和，需Vb L NaOH溶液，填空：（1）若a+b=14，則Va :Vb=_（填數(shù)字）。（2）若a+b=13，則Va :Vb=_（填數(shù)字）。（3）若a+b>

38、;14，則Va :Vb=_（填表達式），且Va_ Vb（填：>、<、=）（題中a6、b8）。來源:21世紀教育網(wǎng)11 25時，水的離子積為1014；100時，水的離子積為1012。若在100時，將pH11的NaOH溶液a L與pHl的H2SO4溶液b L混合，請?zhí)羁眨?(1) 100比25時水的離子積較大的原因是： _ _ (2) 若所得溶液為中性，則ab_； 若所得混合溶液的pH2，則ab_ 【 第二節(jié) 】 水的電離和溶液的酸堿性 第3課時： 酸堿中和滴定【學習目標】1、理解酸堿中和滴定的基本原理。2、初步學會中和滴定的基本操作方法。3、掌握酸堿中和的有關(guān)計算和簡單誤差分析?！緦W

39、習重點】掌握中和滴定的方法【學習難點】中和滴定的操作技術(shù)和實驗誤差分析?！九f知回顧】  測定溶液酸堿性的方法有哪些？   【新知講解】一、酸堿中和滴定的原理1、酸堿中和實質(zhì)：H+OH-H2O2、概念：_叫“中和滴定”。2、 中和滴定操作3、 1、儀器：酸式滴定管、堿式滴定管、燒杯、滴定管夾、錐形瓶、鐵架臺。 酸式滴定管可盛裝_ 堿式滴定管不能盛裝_2、試劑：標準濃度的溶液，待測濃度的溶液，指示劑。3、滴定前準備（1）檢查滴定管是否漏液（2）玻璃儀器洗滌： 水洗    用標準液潤洗裝標準液的滴定管    用

40、待測液潤洗裝待測液的滴定管（3）向用標準液潤洗過的滴定管中裝入標準液。調(diào)整液面到0刻度或0刻度以下（注意O刻度在上方），排除滴定管尖嘴部分氣泡，記下刻度讀數(shù)。（4）往錐形瓶中加入一定體積(一般為20.00mL)的待測液。（5）向錐形瓶中加入2-3滴指示劑。 指示劑的選擇 指示劑的顏色變化要靈敏，變色范圍最好接近等當點，且在滴定終點一般由淺色變深色，即： 堿滴定酸宜用酚酞作指示劑，酸滴定堿宜用甲基橙作指示劑（滴定過程中一般 不 能用石蕊作指示劑）。 4、滴定操作 左手操作 ，右手 ，眼睛注意觀察 ， 到最后一滴剛好使指示劑顏色發(fā)生改變，且半分鐘不再變化為止，記下刻度讀數(shù)。再重復上述操作一次或兩次

41、。（定量分析的基本要求）終點的判斷方法： 。5、數(shù)據(jù)的處理取兩次操作或叁次操作所耗實際試液體積的 進行計算。（如果有偏差太大的要舍去）三、中和滴定誤差分析造成滴定誤差的關(guān)鍵因素是： 標準液濃度是否準確   待測液體積   滴定時耗標準液的體積。因此，滴定時引起誤差的錯誤操作常有以下幾點：用標準鹽酸滴定未知濃度的氫氧化鈉溶液（氫氧化鈉放于錐形瓶中）下列操作（其它操作均正確），對氫氧化鈉溶液濃度有什么影響？未用標準鹽酸標準液潤洗酸式滴定管 （ ）滴定管內(nèi)壁不干凈，滴定后，酸式滴定管內(nèi)壁掛水珠 （ ）滴定管尖嘴處有氣泡，滴定后氣泡消失 （ ）滴定操作時，有少量

42、鹽酸滴于錐形瓶外 （ ）滴定前仰視刻度，滴定后俯視刻度 （ ）錐形瓶內(nèi)用蒸餾水洗滌后，再用待測氫氧化鈉潤洗 2-3次，將潤洗液倒掉，再裝NaOH溶液 （ ）錐形瓶用蒸餾水洗后未倒盡即裝NaOH溶液 （ ）滴定過程中搖動錐形瓶，不慎將瓶內(nèi)的溶液濺出一部分。 （ ）指示劑滴加過多 （ ）堿式滴定管用水洗后，未用待測液潤洗 （ ）取待測液時，未將盛待測液的堿式滴定管尖嘴的氣泡排除，取液后滴定管尖嘴充滿溶液 （ ）在配制待測氫氧化鈉溶液過程中，稱取一定質(zhì)量的氫氧化鈉時，內(nèi)含少量的氫氧化鉀，用標準鹽酸溶液進行滴定。 （ ）同上情況，若氫氧化鈉中含有少量的碳酸鈉，結(jié)果如何 （ ）注意：（1）酸式滴定管可以

43、盛裝酸性或強氧化性等液體，但一定不能盛裝堿液，堿式滴定管只能盛裝堿性或?qū)ο鹉z無腐蝕性液體，一定不能盛裝酸性或強氧化性液體。（2）滴定管使用時，下端沒有刻度部分液體不能用于滴定。（3）滴定管規(guī)格常有25.00mL和50.00mL兩種。（4）滴定完成后，應即時排除滴定管中廢液，用水洗凈，倒夾在滴定管架上。（5）中和滴定的終點是指示劑變色點，故溶液一定不是中性。而酸、堿恰剛巧完全中和時，溶液不一定呈中性。例1 準確量取25.00mL KMnO4溶液可以選用的儀器是 （   ）A、50mL量筒   B、10mL量筒     

44、0;C、50mL酸式滴定管    D、50mL堿式滴定管例2 在一支25mL的酸式滴定管中盛入0.1mol/L HCl溶液，其液面恰好在5mL刻度處。若把滴定管內(nèi)溶液全部放入燒杯中,再用0.1mol/L NaOH溶液進行中和，則所需NaOH溶液的體積                        （    ）        A大于20mL        B小

45、于20mL        C等于20mL         D等于5mL【一級目標】1.下列儀器中，沒有“0”刻度線的是 （   ）A、溫度計        B、量筒           C、滴定管          D、容量瓶2、一支25mL滴定管，內(nèi)盛溶液液面在15.00mL刻度處，當將滴定管內(nèi)液

46、體全部排出時，所得液體的體積是 （ ）A、10.00mL       B、15.00mL        C、小于10.00mL      D、大于10.00mL3實驗室用標準鹽酸溶液測定某NaOH溶液的濃度，用甲基橙作指示劑，下列操作中可能使測定結(jié)果偏低的是  （ ）                      A酸式滴定管在裝酸液前未用標

47、準鹽酸溶液潤洗23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錐形瓶內(nèi)溶液顏色變化由黃色變橙色，立即記下滴定管液面所在刻度        D盛NaOH溶液的錐形瓶滴定前用NaOH溶液潤洗23次4實驗室有一瓶混有氯化鈉的氫氧化鈉固體試劑，經(jīng)測定NaOH的質(zhì)量分數(shù)約為82.0%，為了驗證其純度，用濃度為0.2mol/L的鹽酸進行滴定，試回答下列問題：（1）托盤天平稱量5.0g固體試劑，用蒸餾水溶解于燒杯中，并振蕩，然后立即直接轉(zhuǎn)入

48、 500mL容量瓶中，恰好至刻度線，配成待測液備用。請指出以上操作中出現(xiàn)的五處錯誤。（2）將標準鹽酸裝在25.00mL      滴定管中，調(diào)節(jié)液面位置在          處，并記下刻度。（3）取20.00mL待測液，待測定。該項實驗操作的主要儀器有_。 用 _試劑作指示劑時，滴定到溶液顏色由_ 剛好至_ 色時為止。（4）滴定達終點后，記下鹽酸用去20.00mL，計算NaOH的質(zhì)量分數(shù)為          

49、60;。（5）試分析滴定誤差可能由下列哪些實驗操作引起的 。A轉(zhuǎn)移待測液至容量瓶時，未洗滌燒杯B酸式滴定管用蒸餾水洗滌后，直接裝鹽酸C滴定時，反應容器搖動太激烈，有少量液體濺出D滴定到終點時，滴定管尖嘴懸有液滴    E讀滴定管開始時仰視，讀終點時俯視【二級目標】5、將含有雜質(zhì)的4.0g NaOH配成1000mL溶液，取20mL置于錐形瓶中，用0.1molL1的鹽酸滴定。用甲基橙作指示劑，滴定達終點時，耗酸19.0mL，則NaOH中含有的雜質(zhì)不可能為 ( )A、NaCl            B

50、、Na2CO3          C、NaHCO3           D、Ca(OH)26、已知常溫常壓下，飽和CO2的水溶液pH=3.9，則可推斷用標準鹽酸滴定NaHCO3溶液時，適量選擇的指示劑及終點顏色變化的情況是 （    ） A、石蕊，由藍變紅                      B、甲基橙，由橙變黃C、酚酞，由紅變淺紅                    D、甲基橙，由黃變橙6、用0.01mol/L NaOH溶液滴定0.01mol/L的H