第八章水溶液中的離子平衡第二節(jié)溶液的酸堿性與pH計算

1、第8章 水溶液中的離子平衡第8章 水溶液中的離子平衡第二節(jié)溶液的酸堿性與pH計算考點一 溶液的酸堿性與pH教材知識層面1溶液的酸堿性溶液的酸堿性取決于溶液中c(H)和c(OH)的相對大小(將“”“”或“”填在下表的空格中)。酸性溶液中中性溶液中堿性溶液中c(H)c(OH)c(H)c(OH)c(H)c(OH)2溶液的pH(1)定義式：pHlg c(H)。(2)溶液的酸堿性跟pH的關系：室溫下：(3)pH試紙的適用范圍：014(4)pH試紙的使用：方法：把小片試紙放在表面皿上，用玻璃棒蘸取待測液點在干燥的pH試紙上，試紙變色后，與標準比色卡對比即可確定溶液的pH。注意：pH試紙使用前不能用蒸餾水潤

2、濕，否則待測液因被稀釋可能會產生誤差。廣泛pH試紙只能測出整數(shù)值。高考考查層面命題點1混合溶液酸堿性的判斷規(guī)律1等濃度等體積一元酸與一元堿混合的溶液“誰強顯誰性，同強顯中性”中和反應反應后所得溶液的酸堿性強酸與強堿中性強酸與弱堿酸性弱酸與強堿堿性2室溫下，已知酸和堿pH之和的溶液等體積混合(1)兩強混合：若pH之和等于14，則混合后溶液顯中性，pH7。若pH之和大于14，則混合后溶液顯堿性，pH7。若pH之和小于14，則混合后溶液顯酸性，pH7。(2)一強一弱混合“誰弱顯誰性”。pH之和等于14時，一元強酸和一元弱堿等體積混合呈堿性；一元弱酸和一元強堿等體積混合呈酸性。典題示例判斷下列溶液在常

3、溫下的酸堿性(在括號中填“酸性”“堿性”或“中性”)。(1)相同濃度的HCl和NaOH溶液等體積混合。()(2)相同濃度的CH3COOH和NaOH溶液等體積混合。()(3)相同濃度氨水和HCl溶液等體積混合。()(4)pH2的HCl和pH12的NaOH溶液等體積混合。()(5)pH3的HCl和pH10的NaOH溶液等體積混合。()(6)pH3的HCl和pH12的NaOH溶液等體積混合。()(7)pH2的CH3COOH和pH12的NaOH溶液等體積混合。()(8)pH2的HCl和pH12的氨水等體積混合。()解析：(1)相同濃度的HCl和NaOH溶液等體積混合，恰好中和，溶液呈中性。(2)相同濃

4、度的CH3COOH和NaOH溶液等體積混合，生成強堿弱酸鹽，CH3COO水解使溶液呈堿性。(3)相同濃度氨水和HCl溶液等體積混合，生成強酸弱堿鹽，NH水解使溶液呈酸性。(4)pH2的HCl和pH12的NaOH溶液等體積混合，恰好中和，溶液呈中性。(5)pH3的HCl和pH10的NaOH溶液等體積混合，HCl過量，溶液呈酸性。(6)pH3的HCl和pH12的NaOH溶液等體積混合，NaOH過量，溶液呈堿性。(7)pH2的CH3COOH和pH12的NaOH溶液等體積混合，CH3COOH過量，溶液呈酸性。(8)pH2的HCl和pH12的氨水等體積混合，氨水過量，溶液呈堿性。答案：(1)中性(2)堿

5、性(3)酸性(4)中性(5)酸性(6)堿性(7)酸性(8)堿性命題點2關于pH的計算解答有關pH的計算時，首先要注意溫度，明確是25 還是非25 ，然后判斷溶液的酸堿性，再根據“酸按酸”，“堿按堿”的原則進行計算。1總體原則(1)若溶液為酸性，先求c(H)，再求pH；(2)若溶液為堿性，先求c(OH)，再由c(H)求c(H)，最后求pH。2分類剖析(室溫時)(1)強酸溶液：如濃度為c mol/L的HnA溶液，c(H)nc mol/L，所以pHlg nc。(2)強堿溶液：如濃度為c mol/L的B(OH)n溶液，c(OH)nc mol/L，c(H) mol/L，所以pH14lg nc。(3)酸堿

6、混合溶液pH的計算：兩強酸溶液混合：c混(H)；兩強堿溶液混合：c混(OH)；強酸、強堿溶液混合：若酸過量：c混(H)，若堿過量：c混(OH)。(4)酸堿溶液稀釋時pH的變化：酸(pHa)堿(pHb)弱酸強酸弱堿強堿稀釋10n倍ananbnbn無限稀釋pH趨向于7典題示例常溫下，有如下兩種溶液：0.01 mol·L1的鹽酸；0.01 mol·L1的NaOH溶液。則：(1)的pH為多少？的pH為多少？(2)2 mL與3 mL混合后溶液的pH為多少？(3)3 mL與2 mL混合后溶液的pH為多少？(4)若將溶液稀釋106后，溶液的pH為多少？(5)若將溶液稀釋106后，溶液的p

7、H為多少？答案：(1)212 (2)11lg 2(3)3lg 2(4)接近于7，但小于7(5)接近于7，但大于7考點達標層面1現(xiàn)有pH5的CH3COOH溶液10 mL，要使其pH增大3，可采取的方法有()A向溶液中加水稀釋至10 LB加入一定量的NaOH固體C加入一定量pH8的NaOH溶液D加入一定濃度的鹽酸解析：選B由pH5增大3得pH8，說明溶液呈堿性，酸溶液無論如何稀釋溶液也不會呈堿性，A項錯誤；C項，因加入NaOH溶液的pH8，故酸堿無論怎樣中和，pH也只能接近8，不會出現(xiàn)pH8，C錯；D項，因鹽酸呈酸性，故無法實現(xiàn)。2(2015·蘇州模擬)將pH1的鹽酸平均分成兩份，一份加

8、入適量水，另一份加入與該鹽酸物質的量濃度相同的適量NaOH溶液，pH都升高了1，則加入的水與NaOH溶液的體積比為()A9B10C11 D12解析：選C將pH1的鹽酸加適量水，pH升高了1，說明所加的水是原溶液的9倍；另1份加入與該鹽酸物質的量濃度相同的適量NaOH溶液后，pH升高了1，則101×1101·x102·(1x)，解得x，則加入的水與NaOH溶液的體積比為9111。考點二 酸堿中和滴定教材知識層面1實驗原理(1)用已知濃度的酸(或堿)滴定未知濃度的堿(或酸)，根據中和反應的等量關系來測定酸(或堿)的濃度。(2)利用酸堿指示劑明顯的顏色變化，表示反應已完

9、全，指示滴定終點。指示劑變色范圍的pH石蕊5.0紅色5.08.0紫色8.0藍色甲基橙3.1紅色3.14.4橙色4.4黃色酚酞8.2無色8.210.0粉紅色10.0紅色2實驗用品(1)儀器：酸式滴定管(如圖A)、堿式滴定管(如圖B)、滴定管夾、鐵架臺、錐形瓶。(2)試劑：標準液、待測液、指示劑、蒸餾水。(3)滴定管的使用：試劑性質滴定管 原 因 酸性、氧化性酸式滴定管氧化性物質易腐蝕橡膠管堿性堿式滴定管堿性物質易腐蝕玻璃，致使玻璃活塞無法打開3實驗操作(以標準鹽酸滴定待測NaOH溶液為例)(1)滴定前的準備：(2)滴定：(3)終點判斷：等到滴入最后一滴標準液，溶液由紅色變?yōu)闊o色，且在半分鐘內不恢

10、復原來的顏色，視為滴定終點并記錄標準液的體積。(4)操作步驟：儀器的洗滌：滴定管(或移液管)：自來水蒸餾水待裝溶液潤洗。錐形瓶：自來水蒸餾水(禁止用所裝溶液洗滌)。裝液調整液面：裝液，使液面一般高于“0”刻度，驅除玻璃尖嘴處的氣泡。讀數(shù)：調整液面在“0”刻度或“0”刻度以下，讀出初讀數(shù)，記為“X.XX mL”，滴定終點，讀出末讀數(shù)，記為“YY.YY mL”，實際消耗滴定劑的體積為(YY.YYX.XX) mL。4數(shù)據處理按上述操作重復二至三次，求出用去標準鹽酸體積的平均值，根據c(NaOH)計算。高考考查層面命題點1酸堿中和滴定中儀器、指示劑的選擇1滴定管的選擇盛放強氧化性溶液、酸性溶液時選擇酸

11、式滴定管，如酸性高錳酸鉀溶液、硝酸溶液、稀硫酸等。盛放堿溶液、堿性溶液時選擇堿式滴定管，如NaOH溶液、Na2CO3溶液等。2指示劑選擇的基本原則變色要靈敏，變色范圍要小，使變色范圍盡量與滴定終點溶液的酸堿性一致。(1)不能用石蕊作指示劑。(2)滴定終點為堿性時，用酚酞作指示劑，例如用NaOH溶液滴定醋酸。(3)滴定終點為酸性時，用甲基橙作指示劑，例如用鹽酸滴定氨水。(4)強酸滴定強堿一般用甲基橙，但用酚酞也可以。典題示例1實驗室現(xiàn)有3種酸堿指示劑，其pH變色范圍如下：甲基橙：3.14.4石蕊：5.08.0酚酞：8.210.0用0. 100 0 mol·L1 NaOH溶液滴定未知濃度

12、的CH3COOH溶液，反應恰好完全時，下列敘述中正確的是()A溶液呈中性，可選用甲基橙或酚酞作指示劑B溶液呈中性，只能選用石蕊作指示劑C溶液呈堿性，可選用甲基橙或酚酞作指示劑D溶液呈堿性，只能選用酚酞作指示劑解析：選D NaOH溶液和CH3COOH溶液恰好反應生成CH3COONa時，CH3COO水解顯堿性，而酚酞的變色范圍為8.210.0，比較接近。因此答案為D。2用已知濃度的NaOH溶液測定某H2SO4溶液的濃度，參考如圖所示從下表中選出正確選項()選項錐形瓶中溶液滴定管中溶液選用指示劑選用滴定管A堿酸石蕊乙B酸堿酚酞甲C堿酸甲基橙乙D酸堿酚酞乙解析：選D解答本題的關鍵是：明確酸、堿式滴定管

13、使用時的注意事項，指示劑的變色范圍。酸式滴定管不能盛放堿，而堿式滴定管不能盛放酸，指示劑應選擇顏色變化明顯的酚酞或甲基橙，不能選用石蕊。命題點2酸堿中和滴定中的誤差分析1酸堿中和滴定原理依據原理c(標準)·V(標準)c(待測)·V(待測)，所以c(待測)，因c(標準)與V(待測)已確定，因此只要分析出不正確操作引起V(標準)的變化，即分析出結果。2常見誤差以標準酸溶液滴定未知濃度的堿(酚酞作指示劑)為例，常見的因操作不正確而引起的誤差有：步驟操作V(標準)c(待測)洗滌酸式滴定管未用標準溶液潤洗變大偏高堿式滴定管未用待測溶液潤洗變小偏低錐形瓶用待測溶液潤洗變大偏高錐形瓶洗凈

14、后還留有蒸餾水不變無影響取液放出堿液的滴定管開始有氣泡，放出液體后氣泡消失變小偏低滴定酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定終點時氣泡消失變大偏高振蕩錐形瓶時部分液體濺出變小偏低部分酸液滴出錐形瓶外變大偏高溶液顏色較淺時滴入酸液過快，停止滴定后反加一滴NaOH溶液無變化變大偏高讀數(shù)酸式滴定管滴定前讀數(shù)正確，滴定后俯視讀數(shù)(或前仰后俯)變小偏低酸式滴定管滴定前讀數(shù)正確，滴定后仰視讀數(shù)(或前俯后仰)變大偏高3.量器的讀數(shù)方法(1)平視讀數(shù)(如圖1)：實驗室中用量筒、移液管或滴定管量取一定體積的液體；讀取液體體積時，視線應與凹液面最低點保持水平，視線與刻度的交點即為讀數(shù)(即凹液面定視線，視線定讀數(shù))。(2)俯

15、視讀數(shù)(如圖2)：當用量筒測量液體的體積時，由于俯視視線向下傾斜，尋找切點的位置在凹液面的上側，讀數(shù)高于正確的刻度線位置，即讀數(shù)偏大。(3)仰視讀數(shù)(如圖3)：讀數(shù)時，由于視線向上傾斜，尋找切點的位置在液面的下側，因滴定管刻度標法與量筒不同，這樣仰視讀數(shù)偏大。典題示例1用已知濃度的鹽酸測定未知濃度NaOH溶液的物質的量濃度，待測液放在錐形瓶中。中和滴定時下列操作會使測定結果偏低的是(錐形瓶中溶液用滴定管量取)()A堿式滴定管未用待測堿液潤洗B酸式滴定管未用標準鹽酸潤洗C滴定過程中滴定管內不慎有標準液濺出D滴定前俯視讀數(shù)，滴定后讀數(shù)正確解析：選AA項堿式滴定管未用待測堿液潤洗，導致實際取用的堿少

16、，則消耗的酸少，結果偏低；B項酸式滴定管未用標準鹽酸潤洗，會造成消耗的酸多，結果偏高；C項偏高；D項計算出消耗的酸將會偏多，結果偏高(滴定管的“0”刻度在上面)。2某學生用已知物質的量濃度的鹽酸來測定未知物質的量濃度的NaOH溶液時，選擇甲基橙作指示劑。請?zhí)顚懴铝锌瞻祝?1)用標準的鹽酸滴定待測的NaOH溶液時，左手握酸式滴定管的活塞，右手搖動錐形瓶，眼睛注視_，直到因加入一滴鹽酸后，溶液由黃色變?yōu)槌壬為止。(2)下列操作中可能使所測NaOH溶液的濃度數(shù)值偏低的是_。A酸式滴定管未用標準鹽酸潤洗就直接注入標準鹽酸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

17、氣泡，滴定后氣泡消失D讀取鹽酸體積時，開始仰視讀數(shù)，滴定結束時俯視讀數(shù)(3)若滴定開始和結束時，酸式滴定管中的液面如圖所示，則起始讀數(shù)為_mL，終點讀數(shù)為_mL，所用鹽酸溶液的體積為_mL。 解析：在求c(NaOH)和進行誤差分析時應依據公式：c(NaOH)。欲求c(NaOH)，須先求V(HCl)再代入公式；進行誤差分析時，要考慮實際操作對V(HCl)的影響，進而影響c(NaOH)。(1)考查酸堿中和滴定實驗的規(guī)范操作。(2)滴定管未用標準鹽酸潤洗，內壁附著一層水，可將加入的鹽酸稀釋，消耗相同量的堿，所需鹽酸的體積偏大，結果偏高；用堿式滴定管取出的待測NaOH溶液的物質的量一旦確定，倒入錐形瓶

18、后，水的加入不影響OH的物質的量，也就不影響結果；若排出氣泡，液面會下降，故讀取V酸偏大，結果偏高；正確讀數(shù)(虛線部分)和錯誤讀數(shù)(實線部分)如圖所示，讀取V酸酸偏小，結果偏低。(3)讀數(shù)時，以凹液面的最低點為基準。 答案：(1)錐形瓶中溶液顏色變化在半分鐘內不恢復原色(2)D(3)0.0026.1026.10命題點3中和滴定原理的拓展應用1沉淀滴定(1)概念：沉淀滴定是利用沉淀反應進行滴定、測量分析的方法。生成沉淀的反應很多，但符合條件的卻很少，實際上應用最多的是銀量法，即利用Ag與鹵素離子的反應來測定Cl、Br、I濃度。(2)原理：沉淀滴定所用的指示劑本身就是一種沉淀劑，滴定劑與被滴定物反

19、應的生成物的溶解度要比滴定劑與指示劑反應的生成物的溶解度小，否則不能用這種指示劑。如用AgNO3溶液測定溶液中Cl的含量時常以CrO為指示劑，這是因為AgCl比Ag2CrO4更難溶的緣故。2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。(2)實例：酸性KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液原理：2MnO6H5H2C2O4=10CO22Mn28H2O指示劑：酸性KMnO4溶液本身呈紫色，不用另外選擇指示劑，當?shù)稳胍坏嗡嵝訩MnO4溶液后，溶液由無色變淺紅色，且半分鐘內不褪色，說明到達滴定終點。Na2S2O3溶液滴定碘液原理：2Na2S2O3I2=Na2S4O

20、62NaI指示劑：用淀粉作指示劑，當?shù)稳胍坏蜰a2S2O3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。典題示例(1)(2013·江蘇高考節(jié)選)用0.040 00 mol/L的EDTA(Na2H2Y)標準溶液滴定硫酸鎳銨(NH4)xNiy(SO4)m·nH2O樣品溶液中的Ni2(離子方程式為Ni2H2Y2=NiY22H )，消耗EDTA 標準溶液31.25 mL。若滴定管在使用前未用EDTA標準溶液潤洗，測得的Ni2含量將_(填“偏高”“偏低”或“不變”)。(2)(2013·山東高考節(jié)選)利用I2的氧化性可測定鋼鐵中硫的含量。做法是將鋼樣中的硫轉

21、化成H2SO3，然后用一定濃度的I2溶液進行滴定，所用指示劑為_，滴定反應的離子方程式為_。(3)(2011·上海高考節(jié)選)已知：CuSO42NaOH=Cu(OH)2Na2SO4，稱取0.100 0 g提純后的CuSO4·5H2O試樣于錐形瓶中，加入0.100 0 mol/L氫氧化鈉溶液28.00 mL，反應完全后，過量的氫氧化鈉用0.100 0 mol/L鹽酸滴定至終點，耗用鹽酸20.16 mL。上述滴定中，滴定管在注入鹽酸之前，先用蒸餾水洗凈，再用_。(4)(2009·浙江高考節(jié)選)四氯化硅粗產品經精餾后，得到的殘留物中常含有鐵元素，為了分析殘留物中鐵元素的含

22、量，先將殘留物預處理，使鐵元素還原成Fe2 ，再用KMnO4標準溶液在酸性條件下進行氧化還原滴定，反應的離子方程式5Fe2MnO8H=5Fe3Mn24H2O。滴定前是否要滴加指示劑？_(填“是”或“否”)，請說明理由：_。解析：(1)滴定管未潤洗，則滴定時所需標準溶液EDTA的量將增多，故測得的Ni2含量偏高。(2)利用淀粉溶液遇碘顯藍色的原理，可選用淀粉溶液作指示劑。滴定反應的離子方程式為I2H2SO3H2O=4H2ISO。 (3)滴定管用蒸餾水洗凈后，需再用標準鹽酸溶液潤洗23次。(4)因MnO本來有顏色，故不再需其他指示劑。答案：(1)偏高(2)淀粉溶液H2SO3I2H2O=4HSO2I

23、(3)標準鹽酸溶液潤洗23次(4)否MnO有色，故不需其他指示劑考點達標層面.實驗室有一瓶失去標簽的某白色固體X，已知其成分可能是碳酸或亞硫酸的鈉鹽或鉀鹽，且其成分單一。現(xiàn)某化學小組通過如下步驟來確定其成分：(1)陽離子的確定：實驗方法及現(xiàn)象：_。結論：此白色固體是鈉鹽。(2)陰離子的確定：取少量白色固體于試管中，然后向試管中加入稀鹽酸，白色固體全部溶解，產生無色氣體，此氣體能使溴水褪色。要進一步確定其成分需補做如下實驗：取適量白色固體配成溶液，取少許溶液于試管中，加入BaCl2溶液，出現(xiàn)白色沉淀。.確認其成分后，由于某些原因，此白色固體部分被空氣氧化，該化學小組想用已知濃度的酸性KMnO4溶

24、液來確定變質固體中X的含量，具體步驟如下：步驟：稱取樣品1.000 g。步驟：將樣品溶解后，完全轉移到250 mL容量瓶中，定容，充分搖勻。步驟：移取25.00 mL樣品溶液于250 mL錐形瓶中，用0.01 mol·L1 KMnO4標準溶液滴定至終點。按上述操作方法再重復2次。(1)寫出步驟所發(fā)生反應的離子方程式_。(2)在配制0.01 mol·L1 KMnO4溶液時若仰視定容，則最終測得變質固體中X的含量_(填“偏大”“偏小”或“無影響”)。(3)滴定結果如下表所示：滴定次數(shù)待測溶液的體積/mL標準溶液的體積滴定前刻度/mL滴定后刻度/mL125.001.0221.03

25、225.002.0021.99325.002.2020.20則該變質固體中X的質量分數(shù)為_。解析：題中一個關鍵點是白色固體成分單一，由陽離子檢驗可知該鹽是鈉鹽，由實驗可知該鹽是亞硫酸鹽或亞硫酸氫鹽，由實驗可排除該鹽是亞硫酸氫鹽，該鹽應是Na2SO3，Na2SO3易在空氣中被氧化生成Na2SO4。配制0.01 mol·L1 KMnO4溶液時若仰視定容，使c(KMnO4)減小，則在進行滴定操作時消耗V (KMnO4)會變大，導致所測Na2SO3含量偏大。分析滴定數(shù)據，第三組數(shù)據明顯偏小，滴定中誤差較大，計算時應舍去。答案：.(1)取固體少許，進行焰色反應實驗，焰色為黃色.(1)2MnO5

26、SO6H=2Mn25SO3H2O(2)偏大(3)63%以“一元酸的稀釋”為載體串聯(lián)溶液酸堿性知識高考載體(2010·重慶高考T13)pH2的兩種一元酸x和y，體積均為100 mL，稀釋過程中pH與溶液體積的關系如圖所示。分別滴加NaOH溶液(c0.1 mol/L)至pH7，消耗NaOH溶液的體積為Vx、Vy，則知識串聯(lián)設計(1)一元酸x是強酸還是弱酸？_。(2)通過題圖比較一元酸x與一元酸y的相對強弱：x_(填“強于”或“弱于”)y。(3)室溫下，一元酸y與NaOH溶液恰好完全中和時溶液的pH_(填“大于”“等于”或“小于”)7。(4)體積相同、物質的量濃度相同的一元酸x、y中和Na

27、OH的能力是否相同？_。pH2的一元酸x與pH12的NaOH溶液等體積混合，溶液呈_(填“酸”“堿”或“中”)性。pH2的一元酸y與pH12的NaOH溶液等體積混合，溶液呈_(填“酸”“堿”或“中”)性。(5)1體積pH2的一元酸x與9體積pH11的NaOH溶液混合，混合溶液的pH是_(忽略溶液混合時溶液體積的變化)。(6)試比較Vx和Vy的大小：Vx_(填“大于”“等于”或“小于”)Vy。答案：(1)強酸(2)強于(3)大于(4)相同中酸(5)4(6)小于1(2015·商丘模擬)已知：pOHlg c(OH)，在常溫下溶液中的pHpOH14，又已知正常人(人的體溫高于室溫)的血液pH

28、7.3，則正常人血液的pOH是()A大于6.7B小于6.7C等于6.7 D無法判斷解析：選B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1014，故pHpOH14，pOH14pH6.7，B項正確。2(2015·響水中學月考)常溫下，下列敘述不正確的是()Ac(H)>c(OH)的溶液一定顯酸性BpH3的弱酸溶液與pH11的強堿溶液等體積混合后溶液呈酸性CpH5的硫酸溶液稀釋到原來的500倍，稀釋后c(SO)與c(H)之比約為110D中和10 mL 0.1 mol/L醋酸與100 mL 0.01 mol/L醋酸所需NaOH的物質的量不同解析：選DB項，pH3的弱酸溶液與pH

29、11的強堿溶液等體積混合，弱酸濃度大，有大量剩余，反應后溶液顯酸性。C項，pH5的硫酸溶液稀釋到原來的500倍，則溶液接近于中性，c(H)約為107 mol/L，c(SO)105/(2×500)108 mol/L，則c(SO)c(H)110。D項，兩份醋酸的物質的量相同，則所需NaOH的物質的量相同，錯誤。3常溫下，將0.1 mol/L氫氧化鈉溶液與0.06 mol/L硫酸溶液等體積混合，該混合溶液的pH等于()A1.7 B2.0C12.0 D12.4解析：選Bc(H)0.01 mol/L，pH2。4用標準鹽酸溶液滴定待測濃度的堿溶液時，下列操作中會引起堿溶液濃度的測定值偏大的是()

30、A錐形瓶里溶液在滴定過程中濺出B滴定管裝液后尖嘴部位有氣泡，滴定后氣泡消失C指示劑變色15 s后又恢復為原來的顏色便停止滴定D錐形瓶用蒸餾水沖洗后未用待測液潤洗解析：選B根據c(B)判斷，A項中，V(B)的實際量減少，導致V(A)減少，測定值偏小，B項使液體充滿氣泡，導致V(A)增大，測定值偏大，C項未到滴定終點，偏小，D項，不影響測定結果。5(2015·瑞安中學)常溫下用pH為3的某酸溶液分別與pH都為11的氨水、氫氧化鈉溶液等體積混合得到a、b兩種溶液，關于這兩種溶液酸堿性的描述正確的是()Aa不可能顯酸性 Bb不可能顯中性Ca可能顯酸性或堿性 Db可能顯堿性或者酸性解析：選C由

31、于不知道酸的酸性強弱程度，所以與氨水混合后酸堿性不定。與氫氧化鈉溶液混合后，可能為中性(強酸)或酸性(弱酸)。故答案為C。6(2012·全國卷)已知溫度T時水的離子積常數(shù)為Kw，該溫度下，將濃度為a mol·L1的一元酸HA與b mol·L1的一元堿BOH等體積混合，可判定該溶液呈中性的依據是()AabB混合溶液的pH7C混合溶液中，c(H) mol·L1D混合溶液中，c(H)c(B)c(OH)c(A)解析：選C因為一元酸和一元堿的強弱未知，所以不可依據ab判斷，A錯誤。只有25 時中性溶液的pH7，所以B項錯誤。C項，Kwc(H)·c(OH)

32、，中性溶液中c(H)c(OH)，所以c(H) mol·L1，C項正確。D項，無論溶液呈酸性、堿性還是中性，根據電荷守恒都有c(H)c(B)c(OH)c(A)，D 錯誤。7在25 時，向V mL pHm的HNO3中滴加pHn的KOH溶液10V mL時，溶液中NO的物質的量恰好等于加入的K的物質的量，則mn的值為()A13 B14C15 D不能確定解析：選A溶液中NO的物質的量恰好等于加入K的物質的量，說明反應HNO3KOH=KNO3H2O恰好完全進行，溶液呈中性，故n(HNO3)n(KOH)，即V×103×10m10V×103×10n14，解得：

33、mn13。825 時，Kw1.0×1014；100 時，Kw1×1012，下列說法正確的是()A100 時，pH10的NaOH溶液和pH2的H2SO4恰好中和，所得溶液的pH7B25 時，0.2 mol/L Ba(OH)2溶液和0.2 mol/L HCl等體積混合，所得溶液的pH7C25 時，0.2 mol/L NaOH溶液與0.2 mol/L CH3COOH恰好中和，所得溶液的pH7D25 時，pH12的氨水和pH2的H2SO4等體積混合，所得溶液的pH7解析：選D100 時，NaOH和H2SO4恰好中和時，pH6，A錯誤；25 時，c(OH)0.4 mol/L，c(H)

34、0.2 mol/L，等體積混合后pH大于7，B錯誤；C項，由于CH3COO的水解，pH大于7，C錯誤；D項，氨水過量pH7，正確。9用標準的KOH溶液滴定未知濃度的鹽酸，若測定結果偏低，其原因可能是()A配制標準溶液的固體KOH中混有NaOH雜質B滴定到終點讀數(shù)時，仰視滴定管的刻度，其他操作正確C盛裝未知液的錐形瓶用蒸餾水洗過后再用未知液潤洗D滴定到終點讀數(shù)時，發(fā)現(xiàn)滴定管尖嘴處懸掛一滴溶液解析：選AA項將會使標準堿液的c(OH)偏大，滴定時耗用的V(OH)偏小，導致結果偏低，故正確；滴定終點時仰視讀數(shù)，將使讀取堿液的體積偏大，測定結果偏高，B項錯誤；用未知液潤洗錐形瓶將使測定結果偏高，C項錯誤

35、；尖嘴處懸掛溶液將使讀取的標準液體積偏大，測定結果偏高，D項錯誤。10(2015·珠海模擬)下圖曲線a和b是鹽酸與氫氧化鈉的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/LBP點時反應恰好完全，溶液呈中性C曲線a是鹽酸滴定氫氧化鈉的滴定曲線D酚酞不能用作本實驗的指示劑解析：選B根據曲線a知，滴定前鹽酸的pH1，c(HCl)0.1 mol/L，A錯誤；P點表示鹽酸與氫氧化鈉恰好完全中和，溶液呈中性，B正確；曲線a是氫氧化鈉溶液滴定鹽酸的曲線，曲線b是鹽酸滴定氫氧化鈉溶液的曲線，C錯誤；強酸與強堿滴定，可以用酚酞作指示劑，D錯誤。11(2015·諸城

36、模擬)現(xiàn)有常溫條件下甲、乙、丙三種溶液，甲為0.1 mol/L 的NaOH溶液，乙為0.1 mol/L的HCl溶液，丙為0.1 mol/L的CH3COOH溶液，試回答下列問題：(1)甲溶液的pH_；(2)丙溶液中存在電離平衡為_(用電離平衡方程式表示)；(3)甲、乙、丙三種溶液中由水電離出的c(OH)的大小關系為_；(4)某同學用甲溶液分別滴定20.00 mL乙溶液和20.00 mL丙溶液，得到如圖所示兩條滴定曲線，請完成有關問題：甲溶液滴定丙溶液的曲線是_(填“圖1”或“圖2”)；a_mL。解析：(1)c(OH)0.1 mol/L，則c(H)1013 mol/L，pH13。(2)CH3COO

37、H溶液中存在CH3COOH和水的電離平衡。(3)酸、堿對水的電離具有抑制作用，c(H)或c(OH)越大，水的電離程度越小，反之越大。(4)氫氧化鈉溶液滴定鹽酸恰好中和時，pH7；氫氧化鈉溶液滴定醋酸恰好中和時，生成醋酸鈉溶液，pH>7。對照題中圖示，圖2符合題意。a的數(shù)值是通過滴定管讀數(shù)所確定的，因此讀數(shù)應在小數(shù)點后保留兩位。答案：(1)13(2)CH3COOHCH3COOHH2OOHH(3)丙>甲乙(4)圖220.0012.(2015·煙臺模擬)已知水在25 和95 時，其電離平衡曲線如右圖所示：(1)則25 時水的電離平衡曲線應為_(填“A”或“B”)，請說明理由_。

38、(2)25 時，將pH9的NaOH溶液與pH4的H2SO4溶液混合，若所得混合溶液的pH7，則NaOH溶液與pH4的H2SO4溶液的體積比為_。(3)95 時，若100體積pH1a 的某強酸溶液與1體積pH2b的某強堿溶液混合后溶液呈中性，則混合前，該強酸的pH1與強堿的pH2之間應滿足的關系是_。(4)曲線B對應溫度下，pH2的某HA溶液和pH10的NaOH溶液等體積混合后，混合溶液的pH5。請分析其原因：_。解析：本題的關鍵是搞清楚溫度對水的電離平衡、水的離子積和溶液pH的影響。(1)當溫度升高時，促進水的電離，水的離子積也增大，水中氫離子濃度、氫氧根離子濃度都增大，水的pH減小，但溶液仍然呈中性。因此結合圖像中A、B曲線變化情況及氫離子濃度、氫氧根離子濃度可以判斷，25 時水的電離平衡曲線應為A，理由為水的電離是吸熱過程，升高溫度，水的電離程度增大。(2)25 時所得混合溶液的pH7，溶液呈中性即酸堿恰好中和，即n(OH)n(H)，則V(NaOH)·105 mol/LV(H2SO4)·104 mol/L，得V(NaOH)V(H2SO4)101。(3)要注意的是95 時，水的離子積為1×1012，即c(H)·c(OH)1×10