【志鴻優(yōu)化設(shè)計(jì)】2014屆高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 第八章 物質(zhì)在水溶液中的行為第一節(jié)水溶液教學(xué)案 魯科版

第八章物質(zhì)在水溶液中的行為第一節(jié)水溶液考綱點(diǎn)擊1．了解水的電離、離子積常數(shù)、影響水電離平衡的因素。2．了解溶液的pH的定義。3．了解溶液的酸堿性與pH的關(guān)系。4．了解測(cè)定溶液pH的方法，能進(jìn)行pH的簡(jiǎn)單計(jì)算。一、水的電離1．電離方程式水是一種________的電解質(zhì)，H2O＋H2O____________ΔH＞0，簡(jiǎn)寫為_(kāi)___________ΔH＞0。2．水的離子積常數(shù)(1)符號(hào)：________。(2)公式：KW＝__________________，25℃時(shí)KW＝__________mol2·L－2。3．影響KW大小的因素(1)水的電離過(guò)程是個(gè)________的過(guò)程，故溫度升高，H2O的KW________。(2)水的離子積是水電離平衡時(shí)的性質(zhì)，不僅適用于純水，也適用于稀的________水溶液，只要________不變，KW就不變。4．影響水的電離平衡的因素水的電離平衡移動(dòng)c(H＋)c(OH－)水的電離程度KW升高溫度加鹽酸加燒堿加FeCl3溶液加純堿加金屬鈉特別提示：(1)水的離子積常數(shù)KW＝c(H＋)·c(OH－)，其實(shí)質(zhì)是水溶液中的H＋和OH－濃度的乘積，不一定是水電離出的H＋和OH－濃度的乘積，所以與其說(shuō)KW是水的離子積常數(shù)，不如說(shuō)是水溶液中的H＋和OH－的離子積常數(shù)。即KW不僅適用于水，還適用于酸性或堿性的稀溶液。不管哪種溶液均有c(H＋)H2O＝c(OH－)H2O。(2)水的離子積常數(shù)指出了在任何水溶液中均存在水的電離平衡，都有H＋和OH－共存，只是相對(duì)含量不同而已。(3)溶液中由H2O電離產(chǎn)生的c(H＋)的大小比較一般可先對(duì)物質(zhì)進(jìn)行分類，酸堿一類抑制水的電離，鹽分為能促進(jìn)水電離的鹽和強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽，然后對(duì)照選項(xiàng)可迅速解題。即時(shí)訓(xùn)練1能影響水的電離平衡，并使溶液中的c(H＋)＞c(OH－)的操作是()。A．向水中投入一小塊金屬鈉B．將水加熱煮沸C．向水中通入二氧化碳?xì)怏wD．向水中加食鹽晶體即時(shí)訓(xùn)練225℃時(shí)，相同物質(zhì)的量濃度的下列溶液：①NaCl②NaOH③H2SO4④(NH4)2SO4，其中水的電離程度按由大到小順序排列的一組是()。A．④＞③＞②＞①B．②＞③＞①＞④C．④＞①＞②＞③D．③＞②＞①＞④二、溶液的酸堿性與pH1．溶液的酸堿性溶液的酸堿性是由溶液中c(H＋)與c(OH－)的相對(duì)大小決定的：c(H＋)與c(OH－)的關(guān)系溶液酸堿性pHc(H＋)____c(OH－)酸性可能大于、小于或等于7，溫度為25℃時(shí)________7c(OH－)____c(H＋)堿性可能大于、小于或等于7，溫度為25℃時(shí)________7c(H＋)____c(OH－)中性可能大于、小于或等于7，溫度為25℃時(shí)________72．溶液的pH(1)計(jì)算公式：氫離子濃度的負(fù)對(duì)數(shù)，即pH＝________；同理pOH＝________。(2)適用范圍：________。(3)表示意義：表示溶液酸堿性的強(qiáng)弱，pH越____，酸性越強(qiáng)；pH越____，堿性越強(qiáng)。(4)pH測(cè)定方法：pH試紙(整數(shù)值)酸堿指示劑(pH范圍)pH計(jì)(精確值)(5)pH的換算關(guān)系3．pH試紙的使用方法用鑷子夾取一小塊pH試紙放在潔凈干燥的________(或________)上，用________蘸取一滴待測(cè)液點(diǎn)在pH試紙的中央，試紙變色后，與__________對(duì)比讀出溶液的pH(0～14整數(shù))。4．常溫下，溶液的酸堿性與c(H＋)、c(OH－)和pH的關(guān)系溶液的酸堿性eq\f(c(H＋),(mol·L－1))eq\f(c(OH－),(mol·L－1))pHeq\f(KW(25℃),(mol2·L－2))中性溶液____1×10－7____1×10－7____71×10－14酸性溶液____1×10－7____1×10－7____7堿性溶液____1×10－7____1×10－7____7特別提示：(1)溶液呈現(xiàn)酸、堿性的實(shí)質(zhì)是c(H＋)與c(OH－)的相對(duì)大小，不能只看pH，一定溫度下pH＝6的溶液也可能顯中性，也可能顯酸性，應(yīng)注意溫度。(2)pH試紙使用前不能用蒸餾水潤(rùn)濕，否則待測(cè)液因被稀釋可能產(chǎn)生誤差(相當(dāng)于對(duì)測(cè)定溶液的稀釋，測(cè)得結(jié)果對(duì)于酸性溶液pH偏大，對(duì)于中性溶液，不影響測(cè)定結(jié)果，對(duì)于堿性溶液pH偏小)；用pH試紙讀出的pH只能是整數(shù)。(3)25℃時(shí)，pH＝12的溶液不一定為堿溶液，pH＝2時(shí)溶液也不一定為酸溶液，還可能為能水解的鹽溶液。(4)不可以用pH試紙測(cè)定氯水的pH，因?yàn)槁人仕嵝缘耐瑫r(shí)呈現(xiàn)強(qiáng)氧化性(漂白性)。即時(shí)訓(xùn)練3下列說(shuō)法正確的是________。①如果c(H＋)不等于c(OH－)，則溶液一定呈酸性或堿性②若c(H＋)/c(OH－)的值越大，則溶液的酸性越強(qiáng)③對(duì)水升高溫度時(shí)，水的電離程度增大，pH變小，酸性增強(qiáng)④用pH表示任何溶液的酸堿性都很方便⑤c(H＋)＝10－6mol·L－1的溶液，pH＝6，一定呈酸性⑥一定條件下pH越大，溶液酸性越強(qiáng)⑦任何水溶液中都有H＋和OH－存在，且水電離出的H＋和OH－相等⑧pH相同的強(qiáng)酸與弱酸中，c(H＋)也相同即時(shí)訓(xùn)練4將純水加熱至80℃，下列敘述正確的是()。A．水的離子積不變B．水的pH變小，呈酸性C．水的pH變大，呈中性D．水中c(H＋)＝c(OH－)＞1×10－7mol·L－1一、影響水電離平衡的因素1．外界條件對(duì)水的電離平衡的影響特別提示：(1)水中加入不水解的鹽，水的電離不移動(dòng)，與純水相似。(2)溫度不同，水的電離程度不同。(3)溫度相同時(shí)：①相同pH的溶液，水的電離程度也可能不同(如pH＝4的鹽酸和pH＝4的AlCl3溶液)；②pH不同的溶液，水的電離程度也可能相同(如pH＝10的NaAc溶液和pH＝4的AlCl3溶液)。2．室溫下水電離出的c(H＋)或c(OH－)的計(jì)算規(guī)律(1)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7mol·L－1。(2)溶質(zhì)為酸的溶液H＋來(lái)源于酸電離和水電離，而OH－只來(lái)源于水。如計(jì)算pH＝2的鹽酸中水電離出的c(H＋)：方法是先求出溶液中的c(OH－)＝10－12mol·L－1，即水電離出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12mol·L－1。(3)溶質(zhì)為堿的溶液OH－來(lái)源于堿電離和水電離，而H＋只來(lái)源于水。如pH＝12的NaOH溶液中，c(H＋)＝10－12mol·L－1，即水電離產(chǎn)生的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12mol·L－1。(4)水解呈酸性或堿性的鹽溶液H＋和OH－均由水電離產(chǎn)生。如pH＝2的NH4Cl溶液中，水電離的c(H＋)＝10－2mol·L－1，水電離產(chǎn)生的OH－濃度也為10－2mol·L－1，但是因被NHeq\o\al(＋,4)結(jié)合，最終溶液中的OH－只有10－12mol·L－1。pH＝12的Na2CO3溶液中H＋、OH－濃度變化與之相似。3．水電離的c(H＋)或c(OH－)的計(jì)算(25℃時(shí))技巧酸溶液eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(c(H＋)＝c酸(H＋)＋c水(H＋),c(OH－)＝c水(OH－)＝c水(H＋)))堿溶液eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(c(OH－)＝c堿(OH－)＋c水(OH－),c(H＋)＝c水(H＋)＝c水(OH－)))鹽溶液eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(酸性\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(c(H＋)＝c水(H＋),c(OH－)＝\f(KW,c(H＋)))),堿性\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(c(OH－)＝c水(OH－),c(H＋)＝\f(KW,c(OH－)))),中性：c(H＋)＝c水(H＋)＝c(OH－)＝c水(OH－)))特別提示：溶液中的c溶液(H＋)和水電離出來(lái)的c水(H＋)是不同的：(1)室溫下水電離出的c水(H＋)＝1×10－7mol·L－1，若某溶液中水電離出的c水(H＋)＜1×10－7mol·L－1，則可判斷出該溶液中加入了酸或堿抑制了水的電離；若某溶液中水電離出的c水(H＋)＞1×10－7mol·L－1，則可判斷出該溶液中加入可以水解的鹽或活潑金屬促進(jìn)了水的電離。(2)室溫下，溶液中的c溶液(H＋)＞1×10－7mol·L－1，說(shuō)明該溶液是酸溶液或水解顯酸性的鹽溶液；溶液中的c溶液(H＋)＜1×10－7mol·L－1，說(shuō)明該溶液是堿溶液或水解顯堿性的鹽溶液。【例1】25℃時(shí)，水的電離達(dá)到平衡：H2OH＋＋OH－ΔH＞0，下列敘述正確的是()。A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移動(dòng)，c(OH－)減小B．向水中加入少量固體硫酸氫鈉，c(H＋)增大，KW不變C．向水中加入少量固體CH3COONa，平衡逆向移動(dòng)，c(H＋)減小D．向水中通入SO2氣體或加入NH4Cl固體，均使水電離出的c(H＋)增大二、溶液的pH求算和酸堿性判斷1．基本思路(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＋)＝eq\f(KW,c(OH－))求c(H＋)，最后求pH，也可以先求pOH{pOH＝－lgc(OH－)}，再由14－pOH求pH。2．類型及方法(室溫下)(1)強(qiáng)酸溶液如濃度為cmol·L－1的HnA溶液，c(H＋)＝ncmol·L－1，所以pH＝－lgnc。(2)強(qiáng)堿溶液如濃度為cmol·L－1的B(OH)n溶液，c(OH－)＝ncmol·L－1，c(H＋)＝eq\f(10－14,nc)mol·L－1，所以pH＝14＋lgnc。(3)酸堿混合pH的計(jì)算先計(jì)算混合溶液的c(H＋)或c(OH－)，然后再計(jì)算pH。①兩強(qiáng)酸混合：混合溶液中c(H＋)＝eq\f(c(H＋)1V1＋c(H＋)2V2,V1＋V2)②兩強(qiáng)堿混合：混合溶液中c(OH－)＝eq\f(c(OH－)1V1＋c(OH－)2V2,V1＋V2)③強(qiáng)酸、強(qiáng)堿混合(一者過(guò)量)酸過(guò)量：c(H＋)＝eq\f(c(H＋)酸V酸－c(OH－)堿V堿,V酸＋V堿)堿過(guò)量：c(OH－)＝eq\f(c(OH－)堿V堿－c(H＋)酸V酸,V酸＋V堿)(4)酸或堿加水稀釋后pH的計(jì)算：①?gòu)?qiáng)酸pH＝a，加水稀釋10n倍，則pH＝a＋n②弱酸pH＝a，加水稀釋10n倍，則pH＜a＋n③強(qiáng)堿pH＝b，加水稀釋10n倍，則pH＝b－n④弱堿pH＝b，加水稀釋10n倍，則pH＞b－n酸堿溶液無(wú)限稀釋時(shí)，pH只能趨近于7，酸不能大于7，堿不能小于7。3．溶液的酸堿性判定規(guī)律(1)pH相同的酸，某種酸的酸性越弱，則這種酸的物質(zhì)的量濃度越大；同樣，pH相同的堿，某種堿的堿性越弱，則這種堿的物質(zhì)的量濃度也越大。(2)酸與堿的pH之和為14，強(qiáng)酸與強(qiáng)堿等體積混合時(shí)，溶液的pH＝7；強(qiáng)酸與弱堿等體積混合，溶液的pH＞7；強(qiáng)堿與弱酸等體積混合，溶液的pH＜7。4．稀釋后溶液pH的變化規(guī)律(1)強(qiáng)酸溶液，被稀釋10n倍，溶液的pH增大n(溶液的pH不會(huì)大于7)。(2)強(qiáng)堿溶液，被稀釋10n倍，溶液的pH減小n(溶液的pH不會(huì)小于7)。(3)pH相同的強(qiáng)酸與弱酸(或強(qiáng)堿與弱堿)被稀釋相同倍數(shù)，則溶液的pH變化不同，強(qiáng)酸(或強(qiáng)堿)的pH變化大。(4)物質(zhì)的量濃度相同的強(qiáng)酸和弱酸，被稀釋相同倍數(shù)，則溶液的pH變化不同，強(qiáng)酸的pH增大得比弱酸快(強(qiáng)堿、弱堿類似)。5．將強(qiáng)酸、強(qiáng)堿溶液以某體積之比混合，若混合液呈中性，則c(H＋)∶c(OH－)、V堿∶V酸、pH酸＋pH堿有如下規(guī)律(25℃)：因c(H＋)酸·V酸＝c(OH－)堿·V堿，故有eq\f(c(H＋)酸,c(OH－)堿)＝eq\f(V堿,V酸)。在堿溶液中c(OH－)堿＝eq\f(10－14mol2·L－2,c(H＋)堿)，將其代入上式得：c(H＋)酸·c(H＋)堿＝eq\f(10－14mol2·L－2·V堿,V酸)，兩邊取負(fù)對(duì)數(shù)得：pH酸＋pH堿＝14－lgeq\f(V堿,V酸)。現(xiàn)具體舉例如下：V酸∶V堿c(H＋)∶c(OH－)pH酸＋pH堿10∶11∶10151∶11∶1141∶1010∶113m∶nn∶m14＋lgeq\f(m,n)6．強(qiáng)酸、強(qiáng)堿溶液兩兩等體積混合后溶液的pH計(jì)算規(guī)律混合物質(zhì)兩種溶液pH關(guān)系混合溶液pHA、B均為酸pHA＜pHBpHA＋0.3A、B均為堿pHA＜pHBpHB－0.3A是酸、B是堿pHA＋pHB＝147pHA＋pHB＜14(酸剩余)pHA＋0.3pHA＋pHB＞14(堿剩余)pHB－0.3特別提示：酸堿溶液的pH之差必須≥2，否則誤差較大?！纠?】(2012課標(biāo)全國(guó)理綜)已知溫度T時(shí)水的離子積常數(shù)為KW，該溫度下，將濃度為amol·L－1的一元酸HA與bmol·L－1的一元堿BOH等體積混合，可判定該溶液呈中性的依據(jù)是()。A．a(chǎn)＝bB．混合溶液的pH＝7C．混合溶液中，c(H＋)＝eq\r(KW)mol·L－1D．混合溶液中，c(H＋)＋c(B＋)＝c(OH－)＋c(A－)三、試紙的種類及其使用方法1．試紙的分類石蕊試紙(紅色、藍(lán)色)：定性檢驗(yàn)溶液或氣體的酸堿性。pH試紙：定量(粗測(cè))檢驗(yàn)酸堿性的強(qiáng)弱。品紅試紙：檢驗(yàn)SO2等有漂白性的物質(zhì)。KI淀粉試紙：檢驗(yàn)Cl2等有氧化性的物質(zhì)。醋酸鉛試紙：檢驗(yàn)H2S氣體或其溶液。2．試紙的使用方法試紙種類應(yīng)用使用方法注意石蕊試紙檢驗(yàn)酸堿性(定性)①檢驗(yàn)液體：取一小塊試紙放在表面皿或玻璃片上，用蘸有待測(cè)液的玻璃棒點(diǎn)在試紙的中部，觀察顏色變化。②檢驗(yàn)氣體：一般先用蒸餾水把試紙潤(rùn)濕，粘在玻璃棒的一端，用玻璃棒把試紙放到盛有待測(cè)氣體的試管口(注意不要接觸)，觀察顏色變化。①試紙不可伸入溶液中，也不能與管口接觸。②測(cè)溶液pH時(shí)，pH試紙不能先潤(rùn)濕，因?yàn)檫@相當(dāng)于將原溶液稀釋了，可能會(huì)造成測(cè)量結(jié)果的誤差，另外，通常用pH試紙所測(cè)的pH為整數(shù)。pH試紙檢驗(yàn)酸、堿性的強(qiáng)弱(定量)品紅試紙檢驗(yàn)SO2等漂白性物質(zhì)淀粉KI試紙檢驗(yàn)Cl2等有氧化性物質(zhì)【例3】某強(qiáng)酸溶液的pH＝a，強(qiáng)堿溶液的pH＝b，已知a＋b＝12，酸堿溶液混合后pH＝7。則酸溶液的體積V(酸)和堿溶液的體積V(堿)的正確關(guān)系為()。A．V(酸)＝102V(堿)B．V(酸)＝2V(堿)C．V(堿)＝102V(酸)D．V(堿)＝2V(酸)pH試紙的使用及pH的測(cè)定本節(jié)所涉及的實(shí)驗(yàn)主要是溶液pH的測(cè)定，溶液pH的測(cè)定有三種方法，分別是酸堿指示劑測(cè)定、pH試紙測(cè)定、pH計(jì)測(cè)定。目前中學(xué)較為常用的是前兩種，即用酸堿指示劑進(jìn)行定性和半定量測(cè)定及用pH試紙對(duì)溶液的pH進(jìn)行粗略的定量測(cè)定?！緦?shí)驗(yàn)典例】中學(xué)化學(xué)實(shí)驗(yàn)中，淡黃色的pH試紙常用于測(cè)定溶液的酸堿性。在25℃時(shí)，若溶液的pH＝7，試紙不變色；若pH＜7，試紙變紅色；若pH＞7，試紙變藍(lán)色。而要精確測(cè)定溶液的pH，需用pH計(jì)。pH計(jì)主要通過(guò)測(cè)定溶液中H＋濃度來(lái)測(cè)定溶液的pH。有一學(xué)生在實(shí)驗(yàn)室測(cè)某溶液的pH，實(shí)驗(yàn)時(shí)，他先用蒸餾水潤(rùn)濕pH試紙，然后用潔凈干燥的玻璃棒蘸取試樣進(jìn)行檢測(cè)：(1)該學(xué)生的操作是______(填“正確的”或“錯(cuò)誤的”)，其理由是_________________。(2)如不正確請(qǐng)分析是否一定有誤差？(3)若用此方法分別測(cè)定c(H＋)相等的鹽酸和醋酸溶液的pH，誤差較大的是______，原因是________________________________________________________________________。(4)已知水中存在如下平衡：H2O＋H2OH3O＋＋OH－ΔH＞0現(xiàn)欲使平衡向右移動(dòng)，且所得溶液呈酸性，選擇的方法是______(填字母)。A．向水中加入NaHSO4B．向水中加入Cu(NO3)2C．加熱水至100℃[其中c(H＋)＝1×10－6mol·L－1]D．向水中加入(NH4)2SO4(5)現(xiàn)欲測(cè)定100℃沸水的pH及酸堿性，若用pH試紙測(cè)定，則試紙顯______色，溶液呈______性(填“酸”“堿”或“中”)；若用pH計(jì)測(cè)定，則pH______7(填“＞”“＜”或“＝”)，溶液呈______性(填“酸”“堿”或“中”)。(6)只從下列試劑中選擇實(shí)驗(yàn)所需的試劑，你能否區(qū)分0.1mol·L－1的H2SO4和0.01mol·L－1的H2SO4，簡(jiǎn)述操作過(guò)程。試劑：①紫色石蕊溶液②酚酞溶液③甲基橙溶液④蒸餾水⑤BaCl2溶液⑥pH試紙1．下列說(shuō)法是正確的是________。(1)25℃時(shí)NH4Cl溶液的KW大于100℃時(shí)NaCl溶液的KW(2)4℃時(shí)，純水的pH＝7(3)由水電離的c(H＋)＝1×10－14mol·L－1的溶液中：Ca2＋、K＋、Cl－、HCOeq\o\al(－,3)能大量共存(4)100℃時(shí)，將pH＝2的鹽酸與pH＝12的NaOH溶液等體積混合，溶液顯中性(5)25℃時(shí)，某物質(zhì)的溶液pH＜7，則該物質(zhì)一定是酸或強(qiáng)酸弱堿鹽(6)25℃時(shí)，pH＝4.5的番茄汁中c(H＋)是pH＝6.5的牛奶中c(H＋)的100倍2．常溫下，某溶液中由水電離的c(H＋)＝1×10－13mol·L－1，該溶液可能是()。①二氧化硫水溶液②氯化銨水溶液③硝酸鈉水溶液④氫氧化鈉水溶液A．①④B．①②C．②③D．③④3．25℃時(shí)，在等體積的①pH＝0的H2SO4溶液、②0.05mol·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∶109B．1∶5∶(5×109)∶(5×108)C．1∶20∶1010∶109D．1∶10∶104∶1094．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(guān)于這兩種溶液酸堿性的描述正確的是()。①b不可能顯堿性②a可能顯酸性或堿性③a不可能顯酸性④b可能顯堿性或酸性A．①②B．③④C．①③D．②④5．室溫下，將1.000mol·L－1鹽酸滴入20.00mL1.000mol·L－1氨水中，溶液pH和溫度隨加入鹽酸體積變化曲線如下圖所示。下列有關(guān)說(shuō)法正確的是()。A．a(chǎn)點(diǎn)由水電離出的c(H＋)＝1.0×10－14mol·L－1B．b點(diǎn)：c(NHeq\o\al(＋,4))＋c(NH3·H2O)＝c(Cl－)C．c點(diǎn)：c(Cl－)＝c(NHeq\o\al(＋,4))D．d點(diǎn)后，溶液溫度略下降的主要原因是NH3·H2O電離吸熱

參考答案基礎(chǔ)梳理整合一、1．極弱H3O＋＋OH－H2OH＋＋OH－2．(1)KW(2)c(H＋)·c(OH－)1×10－143．(1)吸熱增大(2)電解質(zhì)溫度4．向右增大增大促進(jìn)增大向左增大減小抑制不變向左減小增大抑制不變向右增大減小促進(jìn)不變向右減小增大促進(jìn)不變向右減小增大促進(jìn)不變即時(shí)訓(xùn)練1C即時(shí)訓(xùn)練2C二、1．＞小于＞大于＝等于2．(1)－lgc(H＋)－lgc(OH－)(2)稀溶液(3)小大3．玻璃片表面皿玻璃棒標(biāo)準(zhǔn)比色卡4．＝＝＝＞＜＜＜＞＞即時(shí)訓(xùn)練3答案：①②⑦⑧即時(shí)訓(xùn)練4D核心歸納突破【例1】B解析：A項(xiàng)，加入稀氨水后水溶液中的c(OH－)增大，平衡逆向移動(dòng)；B項(xiàng)，NaHSO4溶于水，電離使c(H＋)增大，由于溫度不變，故KW不變；C項(xiàng)，水中加入固體CH3COONa，CH3COONa發(fā)生水解，促進(jìn)水的電離，使溶液呈堿性，c(H＋)減??；D項(xiàng)，SO2與H2O反應(yīng)生成H2SO3，抑制水的電離，NH4Cl電離出NHeq\o\al(＋,4)發(fā)生水解，促進(jìn)水的電離?！纠?】C解析：A項(xiàng)，酸與堿恰好中和，混合溶液的酸堿性取決于酸、堿的相對(duì)強(qiáng)弱，可能呈酸性、中性或堿性；B項(xiàng)，因溫度T不一定指常溫25℃，同樣也不能說(shuō)明溶液是中性的；C項(xiàng)，通過(guò)分析可知，題給條件實(shí)際上即c(H＋)＝c(OH－)，故溶液必然顯中性；D項(xiàng)，根據(jù)溶液中的電荷守恒，無(wú)論溶液呈酸性、堿性或中性都成立，故無(wú)法判斷。【例3】C解析：可以用計(jì)算的方法求得答案，即：eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(10－amol·L－1V(酸)＝10b－14mol·L－1V(堿),a＋b＝12))解得V(堿)＝102V(酸)即C選項(xiàng)正確。實(shí)驗(yàn)探究拓展實(shí)驗(yàn)典例答案：(1)錯(cuò)誤的測(cè)定pH前用蒸餾水潤(rùn)濕pH試紙，故該學(xué)生測(cè)得的是稀釋后溶液的pH(2)該學(xué)生操作錯(cuò)誤，但不一定有誤差。因?yàn)槿羧芤翰伙@中性，則H＋或OH－被稀釋，測(cè)得的不是原溶液對(duì)應(yīng)的pH，會(huì)產(chǎn)生誤差。若溶液顯中性，則不論稀釋與否，在一定的條件下，溶液中始終存在c(H＋)＝c(OH－)，此時(shí)則不產(chǎn)生誤差。(3)鹽酸在稀釋過(guò)程中，醋酸繼續(xù)電離產(chǎn)生H＋，使得該溶液中c(H＋)變化較鹽酸中c(H＋)變化小，故測(cè)量鹽酸pH變化較大，誤差較大(4)BD(5)淡黃中＜中(6)能；用玻璃棒分別蘸取兩種溶液滴在兩張pH試紙上，用標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較其pH，pH較大的為0.01mol·L－1的H2SO4。解析：本題主要考查pH試紙的使用、濃度對(duì)電離平衡的影響及相關(guān)知識(shí)的綜合應(yīng)用能力。(1)用pH試紙測(cè)量溶液pH時(shí)，試紙不能潤(rùn)濕，否則相當(dāng)于將原溶液稀釋。(2)若溶液呈現(xiàn)酸性或堿性，稀釋必然會(huì)造成誤差，若溶液呈中性，則不會(huì)造成誤差。(3)醋酸是弱電解質(zhì)，加水稀釋時(shí)，能促進(jìn)CH3COOH的電離，故對(duì)c(H＋)相同的鹽酸和醋酸來(lái)說(shuō)，加水稀釋相同的倍數(shù)，醋酸的pH變化小，誤差小。(4)A加入NaHSO4后，c(H＋)增大，水的電離平衡逆向移動(dòng)；B中加入Cu(NO3)2溶液消耗OH－，平衡正向移動(dòng)，溶液呈酸性；C中平衡正向移動(dòng)，但溶液依然為中性；D中加入(NH4)2SO4，消耗OH－，平衡正移且呈酸性。(5)沸水仍呈中性，故用pH試紙測(cè)定應(yīng)呈本來(lái)顏色；若用pH計(jì)測(cè)定，應(yīng)小于7。(6)分別測(cè)量?jī)蒆2SO4溶液的pH，其中pH大的是濃度小的H2SO4溶液。演練鞏固提升1．答案：(6)解析：升高溫度能促進(jìn)水的電離，即100℃時(shí)溶液的KW大于25℃時(shí)溶液的KW，(1)錯(cuò)；25℃時(shí)，純水的pH＝7，溫度降低，H2OH＋＋OH－平衡向左移動(dòng)，c(H＋)減小，pH增大，(2)錯(cuò)；由水電離的c(H＋)＝1×10－14mol·L－1，此時(shí)溶液顯強(qiáng)酸性或顯強(qiáng)堿性，HCOeq\o\al(－,3)在兩種溶液中都不能大量共存，(3)錯(cuò)；100℃時(shí)，水的離子積KW＝10－12mol2·L－2，HCl中c(H＋)＝10－2mol·L－1，NaOH中c(OH－)＝1mol·L－1，等體積混合后溶液顯堿性，(4)錯(cuò)；pH＜7的溶液可能是酸、強(qiáng)酸弱堿鹽或強(qiáng)酸形成的酸式鹽(如NaHSO4)，(5)錯(cuò)；pH＝4.5的溶液c(H＋)＝10－4.5mol·L－1，pH＝6.5的溶液c(H＋)＝10－6.5mol·L－1，由此可知(6)正確。2．A解析：某溶液中由水