《（通用版）2022年高考化學一輪復習 第八章 水溶液中的離子平衡 第2節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性學案 新人教版》由會員分享，可在線閱讀，更多相關(guān)《（通用版）2022年高考化學一輪復習 第八章 水溶液中的離子平衡 第2節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性學案 新人教版（23頁珍藏版）》請在裝配圖網(wǎng)上搜索。

1、（通用版）2022年高考化學一輪復習 第八章 水溶液中的離子平衡 第2節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性學案 新人教版 【考綱要求】 了解水的電離、離子積常數(shù)?！?了解溶液pH的含義及其測定方法，能進行pH的簡單計算。 考點一　水的電離 1．水的電離方程式 水是極弱的電解質(zhì)，其電離方程式為H2O＋H2OH3O＋＋OH－，可簡寫為H2OH＋＋OH－。 2．水的離子積常數(shù) (1)室溫下：Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14。 (2)影響因素：只與溫度有關(guān)，升高溫度，Kw增大。 (3)適用范圍：Kw不僅適用于純水，也適用于稀的電解質(zhì)水溶液。 (4)Kw揭示了在任何

2、水溶液中均存在H＋和OH－，只要溫度不變，Kw不變。 3．水的電離平衡的影響因素 (1)溫度：溫度升高，促進水的電離；溫度降低，抑制水的電離。 (2)酸、堿：抑制水的電離。 (3)能水解的鹽：促進水的電離。 4．外界條件對水的電離平衡的影響 　體系變化 條件　　　 平衡移 動方向 Kw 水的電 離程度 c(OH－) c(H＋) 酸 逆 不變 減小 減小 增大 堿 逆 不變 減小 增大 減小 可水解 的鹽 Na2CO3 正 不變 增大 增大 減小 NH4Cl 正 不變 增大 減小 增大 溫度 升溫 正 增

3、大 增大 增大 增大 降溫 逆 減小 減小 減小 減小 其他，如加入Na 正 不變 增大 增大 減小 1．在蒸餾水中滴加濃H2SO4，Kw不變(　　) 2．NaCl溶液和CH3COONH4溶液均顯中性，兩溶液中水的電離程度相同(　　) 3．25 ℃與60 ℃時，水的pH相等(　　) 4．常溫下，pH為2的鹽酸中由H2O電離出的 c(H＋)＝1.0×10－12 mol/L(　　) 5．25 ℃時NH4Cl溶液的Kw大于100 ℃時NaCl溶液的Kw(　　) 6．室溫下，0.1 mol·L－1的HCl溶液與0.1 mol·L－1的NaOH溶液中水的電離

4、程度相同(　　) 答案：1.×　2.×　3.×　4.√　5.×　6.√ 題組一　考查水的電離平衡的影響因素 1．一定溫度下，水存在H2OH＋＋OH－　ΔH>0的平衡，下列敘述一定正確的是(　　) A．向水中滴入少量稀鹽酸，平衡逆向移動，Kw減小 B．將水加熱，Kw增大，pH減小 C．向水中加入少量固體CH3COONa，平衡逆向移動，c(H＋) 降低 D．向水中加入少量固體硫酸鈉，c(H＋)＝10－7 mol·L－1，Kw不變 解析：選B。A項，Kw應不變；C項，平衡應正向移動；D項，由于沒有指明溫度，c(H＋)不一定等于10－7 mol·L－1。 2．一定溫度下，水溶

5、液中H＋和OH－的濃度變化曲線如圖。下列說法正確的是(　　) A．升高溫度，可能引起由c向b的變化 B．該溫度下，水的離子積常數(shù)為1.0×10－13 C．該溫度下，加入FeCl3可能引起由b向a的變化 D．該溫度下，稀釋溶液可能引起由c向d的變化 解析：選C。A.c點溶液中c(OH－)＞c(H＋)，溶液呈堿性，升溫，溶液中c(OH－)不可能減小。B.由b點對應 c(H＋)與c(OH－)可知，Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－7×1.0×10－7＝1.0×10－14。C.FeCl3溶液水解顯酸性，溶液中c(H＋)增大，因一定溫度下水的離子積是常數(shù)，故溶液中c(OH－)減

6、小，因此加入FeCl3溶液可能引起由b向a的變化。D.c點溶液呈堿性，稀釋時c(OH－)減小，同時c(H＋)應增大，故稀釋溶液時不可能引起由c向d的變化。 題組二　考查水電離出的c(H＋)和c(OH－)的計算 3．室溫下，pH＝11的某溶液中水電離出的c(OH－)為(　　) ①1.0×10－7 mol/L　　　?、?.0×10－6 mol/L ③1.0×10－3 mol/L ④1.0×10－11 mol/L A．③ B．④ C．①或③ D．③或④ 解析：選D。該溶液中c(OH－)＝10－3 mol/L，c(H＋)＝10－11 mol/L，若是堿溶液，則H＋是由H2O電離出的

7、，水電離出的OH－與H＋濃度均為10－11 mol/L；若是鹽溶液(如Na2CO3)，則OH－是由H2O電離出的，即水電離出的c(OH－)＝10－3 mol/L。 4．25 ℃時，在等體積的①pH＝0的H2SO4溶液、②0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液、③pH＝10的Na2S溶液、④pH＝5的NH4NO3溶液中，由水電離的H＋的物質(zhì)的量之比是(　　 ) A．1∶10∶1010∶109　　　 B．1∶5∶(5×109)∶(5×108) C．1∶20∶1010∶109 D．1∶10∶104∶109 解析：選A。25 ℃時，pH＝0的H2SO4溶液中由水電離出的c(H＋)

8、＝10－14 mol·L－1；0.05 mol·L－1的Ba(OH)2 溶液中c(OH－)＝0.05 mol·L－1×2＝0.1 mol·L－1，根據(jù)Kw＝c(H＋)·c(OH－)可得，由水電離出的c(H＋)＝10－13 mol·L－1；pH＝10的Na2S溶液中由水電離出的c(H＋)＝10－4 mol·L－1；pH＝5的NH4NO3溶液中由水電離出的c(H＋)＝10－5 mol·L－1，故等體積上述溶液中水電離的H＋的物質(zhì)的量之比為10－14∶10－13∶10－4∶10－5＝1∶10∶1010∶109，即選項A正確。 突破“五類”由水電離產(chǎn)生c(H＋) 和c(OH－)的計算 常溫下

9、，任何溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H＋)和c(OH－)總是相等的。 (1)中性溶液：c(OH－)＝c(H＋)＝10－7 mol/L。 (2)酸的溶液——OH－全部來自水的電離 實例：pH＝2的鹽酸溶液中c(H＋)＝10－2 mol/L，則 c(OH－)＝Kw/10－2＝10－12 (mol/L)，即水電離出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12 mol/L。 (3)堿的溶液——H＋全部來自水的電離 實例：pH＝12的NaOH溶液中c(OH－)＝10－2 mol/L，則 c(H＋)＝Kw/10－2＝10－12 (mol/L)，即水電離出的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12 mol/L。

10、 (4)水解呈酸性的鹽溶液——H＋全部來自水的電離 實例：pH＝5的NH4Cl溶液中，由水電離出的c(H＋)＝10－5 mol/L，因部分OH－與部分NH結(jié)合使c(OH－)＝10－9 mol/L。 (5)水解呈堿性的鹽溶液——OH－全部來自水的電離 實例：pH＝12的Na2CO3溶液中，由水電離出的 c(OH－)＝10－2 mol/L。因部分H＋與部分CO結(jié)合使c(H＋)＝10－12 mol/L。　 考點二　溶液的酸堿性和pH[學生用書P122] 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。 (1)c(H＋)＞c(OH－)，溶液呈酸性，常溫

11、下pH<7。 (2)c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性，常溫下pH＝7。 (3)c(H＋)＜c(OH－)，溶液呈堿性，常溫下pH>7。 2．pH及其測量 (1)定義式：pH＝－lg c(H＋)。 (2)溶液的酸堿性與pH的關(guān)系(常溫下) (3)測量方法 ①pH試紙法：把小片試紙放在一潔凈的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待測溶液點在干燥的pH試紙的中央，試紙變色后，與標準比色卡對照即可確定溶液的pH。 ②pH計測量法。 3．溶液pH的計算 (1)單一溶液的pH計算 強酸溶液：如HnA，設(shè)濃度為c mol·L－1，c(H＋)＝nc mol·L－1，pH＝－lg c(H

12、＋)＝－lg (nc)。 強堿溶液(25 ℃)：如B(OH)n，設(shè)濃度為c mol·L－1，c(H＋)＝ mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg (nc)。 (2)混合溶液pH的計算類型 ①兩種強酸混合：直接求出c混(H＋)，再據(jù)此求pH。 c混(H＋)＝。 ②兩種強堿混合：先求出c混(OH－)，再據(jù)Kw求出c混(H＋)，最后求pH。c混(OH－)＝ 。 ③強酸、強堿混合：先判斷哪種物質(zhì)過量，再由下式求出溶液中H＋或OH－的濃度，最后求pH。 c混(H＋)或c混(OH－)＝。 1．用濕潤的pH試紙測稀堿液的pH，測定值偏小(　　) 2．相同濃度的CH3CO

13、OH和NaOH溶液等體積混合后溶液顯堿性(　　) 3．常溫下pH＝2的鹽酸與等體積pH＝12的氨水混合后所得溶液顯酸性(　　) 4．100 ℃時，將pH＝2的鹽酸與pH＝12的NaOH溶液等體積混合，溶液呈中性(　　) 5．pH＝3的HCl和pH＝12的NaOH溶液等體積混合，溶液顯酸性(　　) 6．用廣泛pH試紙測得0.10 mol/L NH4Cl溶液的pH＝ 5.2(　　) 7．用pH試紙測定氯水的pH為3(　　) 答案：1.√　2.√　3.×　4.×　5.×　6.×　7.× 題組一　考查溶液稀釋時pH的判斷 1．1 mL pH＝9的NaOH溶液，加水稀釋到10 mL，

14、pH＝ ；加水稀釋到100 mL，pH 7。 答案：8　接近 2．pH＝5的H2SO4溶液，加水稀釋到500倍，則稀釋后c(SO)與c(H＋)的比值為 。 解析：稀釋前c(SO)＝ mol/L；稀釋后 c(SO)＝ mol/L＝10－8 mol/L；c(H＋)接近10－7 mol/L，所以＝＝。 答案： 3．(1)體積相同，濃度均為0.2 mol·L－1的鹽酸和CH3COOH溶液，分別加水稀釋10倍，溶液的pH分別變成m和n，則m與n的關(guān)系為 。 (2)體積相同，濃度均為0.2 mol·L－1的鹽酸和CH3COOH溶液，分別加水稀釋m倍、n倍，溶液的pH都變

15、成3，則m與n的關(guān)系為 。 (3)體積相同，pH均等于1的鹽酸和CH3COOH溶液，分別加水稀釋m倍、n倍，溶液的pH都變成3，則m與n的關(guān)系為 。 (4)體積相同，pH均等于13的氨水和NaOH溶液，分別加水稀釋m倍、n倍，溶液的pH都變成9，則m與n的關(guān)系為 。 答案：(1)m＜n　(2)m>n　(3)m＜n　(4)m>n 酸、堿稀釋時的兩個誤區(qū) (1)不能正確理解酸、堿的無限稀釋規(guī)律 常溫下，任何酸或堿溶液無限稀釋時，溶液的pH都不可能大于7或小于7，只能接近7。 (2)不能正確理解弱酸、弱堿的稀釋規(guī)律 溶液 稀釋前溶液pH

16、 加水稀釋到體積為原來的10n倍 稀釋后溶液pH 酸 強酸 pH＝a pH＝a＋n 弱酸 a＜pH＜a＋n 堿 強堿 pH＝b pH＝b－n 弱堿 b－n＜pH＜b 注：表中a＋n＜7，b－n＞7。　 題組二　考查pH的計算 4．計算常溫時下列溶液的pH (忽略溶液混合時體積的變化)： (1)pH＝2的鹽酸與等體積的水混合； (2)pH＝2的鹽酸加水稀釋到1 000倍； (3)0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液(已知CH3COOH的電離常數(shù)K＝1.8×10－5)； (4)0.1 mol·L－1 NH3·H2O溶液(NH3·H2O的電離度為α＝

17、1%，電離度＝×100%)； (5)常溫下，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。 解析：(1)c(H＋)＝ mol·L－1，pH＝－lg＝2＋lg 2＝2.3。 (2)c(H＋)＝ mol·L－1＝10－5 mol·L－1，pH＝5。 (3)　　　 CH3COOHCH3COO－ ＋　H＋ c(初始)　　 0.1　　　　　　0　　　　　0 c(電離)　　c(H＋)　　　　c(H＋)　　　c(H＋) c(平衡)　0.1－c(H＋)　 　 c(H＋)　　　c(H＋) 則K＝＝1.8×10－5， 解得c(H＋)＝1.3×10－3 mo

18、l·L－1， 所以pH＝－lg c(H＋)＝－lg (1.3×10－3)＝2.9。 (4)　　　NH3·H2OOH－　 ＋　NH c(初始)　0.1 mol·L－1　　0　　　　　0 c(電離)　0.1×1%　 　0.1×1%　　0.1×1% 　 　mol·L－1　　 mol·L－1　 mol·L－1 則c(OH－)＝0.1×1% mol·L－1＝10－3 mol·L－1，c(H＋)＝10－11 mol·L－1，所以pH＝11。 (5)c(H＋)＝＝0.01 mol·L－1，所以pH＝2。 答案： (1)2.3　　(2)5　　(3)2.9　　(4)11　　(5)2 5．在

19、某溫度時，測得0.01 mol·L－1NaOH溶液的pH為11。 (1)該溫度下水的離子積常數(shù)Kw＝ 。 (2)在此溫度下，將pH＝a的NaOH溶液Va L與pH＝b的硫酸Vb L混合。 ①若所得混合液為中性，且a＝12，b＝2，則Va∶Vb＝ ； ②若所得混合液為中性，且a＋b＝12，則Va∶Vb＝ 。 解析：(1)由題意知，溶液中c(H＋)＝10－11 mol·L－1，c(OH－)＝0.01 mol·L－1，故Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝10－13。 (2)①根據(jù)中和反應：H＋＋OH－===H2O c(H＋)·V酸＝c(OH－)·V堿 10－2·Vb＝

20、10－13/10－12·Va 所以，Va∶Vb＝10－2∶10－1＝1∶10。 ②根據(jù)中和反應：H＋＋OH－===H2O c(H＋)·Vb＝c(OH－)·Va 10－b·Vb＝10－13/10－a·Va 所以，Va/Vb＝10－b/10a－13＝1013－(a＋b)＝10 即Va∶Vb＝10∶1。 答案：(1)10－13　(2)①1∶10　②10∶1 考點三　酸堿中和滴定[學生用書P123] 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(jù)中和反應的等量關(guān)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，表示反應已完全，指示滴定終

21、點。 指示劑 變色范圍的pH 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.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(zhì) 滴定管 原因 酸性、氧化性 酸式滴定管 氧化性物質(zhì)易腐蝕橡膠管 堿性 堿式滴定管 堿性物質(zhì)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NaO

22、H溶液為例) (1)滴定前的準備 (2)滴定操作 (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(nèi)不恢復原來的顏色，視為滴定終點并記錄標準液的體積。 4．數(shù)據(jù)處理 按上述操作重復2～3次，求出用去標準鹽酸體積的平均值，根據(jù)c(NaOH)＝計算。 1．滴定終點就是酸堿恰好中和的點(　　) 2．若滴定前滴定管內(nèi)無氣泡，終點讀數(shù)時有氣泡，則所測體積偏小(　　) 3．用0.200 0 mol/L NaOH標準溶液滴定HCl與CH3COOH的混合液(混合液中兩種酸的濃度均約為0.1 mol/L)，至中性時，溶液中的酸未被完全中和(　　) 4．中和滴

23、定實驗時，滴定管、錐形瓶均用待測液潤洗(　　) 5．溴水應放在酸式滴定管中，Na2CO3溶液應放在堿式滴定管中(　　) 6．滴定接近終點時，滴定管的尖嘴可以接觸錐形瓶內(nèi)壁(　　) 答案：1.×　2.√　3.√　4.×　5.√　6.√ 題組一　考查酸堿中和滴定中儀器、指示劑的選擇 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：3.1～4.4　石蕊：5.0～8.0　酚酞：8.2～10.0 用0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定未知濃度的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

24、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8.2～10.0，比較接近。 2．用已知濃度的NaOH溶液測定某H2SO4溶液的濃度，參考下圖，從下表中選出正確的指示劑和儀器(　　) 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

25、解析：選D。解答本題的關(guān)鍵：①明確酸、堿式滴定管使用時的注意事項，②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，另外還要注意在酸堿中和滴定中，無論是標準溶液滴定待測溶液，還是待測溶液滴定標準液，只要操作正確，都能得到正確的結(jié)果。 正確選擇指示劑的基本原則 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，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，如用鹽酸滴定氨水。 (4)強酸滴定強堿一般用甲

26、基橙，但用酚酞也可以。 (5)并不是所有的滴定都必須使用指示劑，如用標準的Na2SO3滴定KMnO4溶液時，KMnO4顏色褪去時即為滴定終點?！? 題組二　考查酸堿中和滴定的誤差分析及數(shù)據(jù)處理 3．用標準鹽酸溶液滴定未知濃度的NaOH溶液(酚酞作指示劑)，用“偏高”“偏低”或“無影響”填空。 (1)酸式滴定管未用標準溶液潤洗(　　) (2)錐形瓶用待測溶液潤洗(　　) (3)錐形瓶洗凈后還留有蒸餾水(　　) (4)盛裝堿液的滴定管放液體前有氣泡，放出液體后氣泡消失(　　) (5)酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定終點時氣泡消失(　　) (6)部分酸液滴出錐形瓶外(　　) (7)酸

27、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)(　　) (8)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)(　　) 答案：(1)偏高　(2)偏高　(3)無影響　(4)偏低　(5)偏高　(6)偏高　(7)偏低　(8)偏高 4．某學生用已知物質(zhì)的量濃度的鹽酸來測定未知物質(zhì)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 ，直到因加入最后一滴鹽酸后，溶液由黃色變?yōu)槌壬? 為止。 (2)下列操作中可能使所測NaOH溶液的濃度偏低的是

28、 。 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(jié)束時俯視讀數(shù) (3)若滴定開始和結(jié)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。 (4)某學生根據(jù)三次實驗分別記錄有關(guān)數(shù)據(jù)如下表： 滴定次數(shù) 待測NaOH溶 液的體積/mL 0.100 0 mol·L－1鹽酸的體積/mL 滴定前 刻度 滴定后 刻度 溶液 體積 第一次 25.00

29、0.00 26.11 26.11 第二次 25.00 1.56 30.30 28.74 第三次 25.00 0.22 26.31 26.09 依據(jù)上表數(shù)據(jù)列式計算該NaOH溶液的物質(zhì)的量濃度。 解析：在求c(NaOH)和進行誤差分析時應依據(jù)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)考查由于不正確操作引起的誤差分析。酸式滴定管未用標準鹽酸潤洗，內(nèi)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

30、偏大，結(jié)果偏高；用堿式滴定管取出的待測NaOH溶液的物質(zhì)的量一旦確定，倒入錐形瓶后，水的加入不影響OH－的物質(zhì)的量，也就不影響結(jié)果；若排出氣泡，液面會下降，故讀取V酸偏大，結(jié)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，結(jié)果偏低。 (3)讀數(shù)時，以凹液面的最低點為基準。 (4)先算出消耗標準鹽酸的平均值： ＝＝26.10 mL(第二次偏差太大，舍去)， c(NaOH)＝＝0.104 4 mol·L－1。 答案：(1)錐形瓶中溶液顏色變化　在半分鐘內(nèi)不變色　(2)D (3)0.00　26.10　26.10 (4)＝＝26.10 mL， c(NaOH)＝＝0.10

31、4 4 mol·L－1。 常用量器的讀數(shù)方法 (1)平視讀數(shù)(如圖1)：實驗室中用量筒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(cè)，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(cè)，讀數(shù)低于正確的刻度線位置，因滴定管刻度標法與量筒不同，這樣仰視讀數(shù)偏大?！? 題組三　考查滴定終點的規(guī)范描述 5．(1)用a mol·L－

32、1的HCl滴定未知濃度的NaOH溶液，用酚酞作指示劑，達到滴定終點的現(xiàn)象是 ； 若用甲基橙作指示劑，滴定終點的現(xiàn)象是 。 (2)用標準碘溶液滴定溶有SO2的水溶液，以測定水中SO2的含量，應選用 作指示劑，達到滴定終點的現(xiàn)象是 。 (3)用標準酸性KMnO4溶液滴定溶有SO2的水溶液，以測定水中SO2的含量，是否需要選用指示劑？ (填“是”或“否”)，達到

33、滴定終點的現(xiàn)象是 。 (4)用氧化還原滴定法測定TiO2的質(zhì)量分數(shù)：一定條件下，將TiO2溶解并還原為Ti3＋，再用KSCN溶液作指示劑，用NH4Fe(SO4)2標準溶液滴定Ti3＋至全部生成Ti4＋，滴定Ti3＋時發(fā)生反應的離子方程式為 ，達到滴定終點的現(xiàn)象是 。 答案：(1)當?shù)稳胱詈笠坏螛藴室?，溶液由紅色變?yōu)闊o色，且半分鐘內(nèi)不恢復紅色　當?shù)稳胱詈笠?/p>

34、滴標準液，溶液由黃色變?yōu)槌壬?，且半分鐘?nèi)不恢復黃色 (2)淀粉溶液　當?shù)稳胱詈笠坏螛藴室?，溶液由無色變?yōu)樗{色，且半分鐘內(nèi)不褪色 (3)否　當?shù)稳胱詈笠坏嗡嵝訩MnO4溶液，溶液由無色變?yōu)闇\紫紅色，且半分鐘內(nèi)不褪色 (4)Ti3＋＋Fe3＋===Ti4＋＋Fe2＋　當?shù)稳胱詈笠坏螛藴室?，溶液變成淺紅色，且半分鐘內(nèi)不褪色 題組四　考查滴定曲線的圖像分析 6．如圖曲線a和b是鹽酸與氫氧化鈉相互滴定的滴定曲線，下列敘述正確的是(　　) A．鹽酸的物質(zhì)的量濃度為1 mol/L B．P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

35、 解析：選B。根據(jù)曲線a知，沒有滴定前鹽酸的pH＝1，c(HCl)＝0.1 mol/L，A項錯誤；P點表示鹽酸與氫氧化鈉恰好完全中和，溶液呈中性，B項正確；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項錯誤；強酸與強堿滴定，可以用酚酞作指示劑，D項錯誤。 7．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)丙溶液中存在的電離平衡為

36、 (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(guān)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(guān)問題： ①甲溶液滴定丙溶液的曲線是 (填“圖1”或“圖2”)； ②a＝ mL。 解析：(1)甲溶液中，c(OH－)＝0.1 mol/L，則c(H＋)＝10－13 mol/L，pH＝13。 (2)CH3COOH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－)

37、越大，水的電離程度越小，反之越大。 (4)①氫氧化鈉溶液滴定鹽酸恰好中和時，pH＝7；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。②a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)CH3COOHCH3COO－＋H＋、H2OOH－＋H＋　(3)丙>甲＝乙 (4)①圖2　②20.00 [學生用書P125] 1．(2014·高考海南卷)NaOH溶液滴定鹽酸的實驗中，不必用到的是(　　) A．酚酞　　　　　　　 B．圓底燒瓶 C．錐形瓶 D．堿式滴定管 解析：選B。滴定終點需要依據(jù)指示劑顏

38、色變化來確定，可以選擇酚酞(由無色變?yōu)榉奂t色)，A不符合題意；整個實驗中用不到圓底燒瓶，所以圓底燒瓶為非必需儀器，B符合題意；在滴定過程中，鹽酸需要盛放在錐形瓶中，C不符合題意；氫氧化鈉溶液滴定鹽酸，所以需要用堿式滴定管盛裝氫氧化鈉溶液，D不符合題意。 2．(2016·高考全國卷Ⅰ，12，6分)298 K時，在20.0 mL 0.10 mol·L－1氨水中滴入0.10 mol·L－1的鹽酸，溶液的pH與所加鹽酸的體積關(guān)系如圖所示。已知0.10 mol·L－1氨水的電離度為1.32%，下列有關(guān)敘述正確的是(　　) A．該滴定過程應選擇酚酞作為指示劑 B．M點對應的鹽酸體積為20.0 m

39、L C．M點處的溶液中c(NH)＝c(Cl－)＝c(H＋)＝c(OH－)　 D．N點處的溶液中pH<12 解析：選D。當恰好完全中和時，生成NH4Cl，而NH4Cl溶液呈酸性，酚酞的變色范圍為pH＝8.2～10.0，甲基橙的變色范圍為pH＝3.1～4.4，故應選甲基橙作指示劑，A項錯誤；當V(鹽酸)＝20.0 mL時，恰好完全反應，溶液呈酸性，B項錯誤；M點時由溶液中電荷守恒知c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，而溶液呈中性，即c(H＋)＝c(OH－)，則c(NH)＝c(Cl－)，但c(NH)＝c(Cl－)?c(H＋)＝c(OH－)，C項錯誤；該溫度下，0.10 mol·

40、L－1一元強堿溶液的pH＝13，若0.10 mol·L－1一元弱堿溶液的電離度為10%，則其pH＝12，而0.10 mol·L－1氨水的電離度小于10%，故溶液的pH<12，D項正確。 3．(2015·高考廣東卷)準確移取20.00 mL某待測HCl溶液于錐形瓶中，用0.100 0 mol·L－1NaOH溶液滴定。下列說法正確的是(　　) A．滴定管用蒸餾水洗滌后，裝入NaOH溶液進行滴定 B．隨著NaOH溶液滴入，錐形瓶中溶液pH由小變大 C．用酚酞作指示劑，當錐形瓶中溶液由紅色變無色時停止滴定 D．滴定達終點時，發(fā)現(xiàn)滴定管尖嘴部分有懸滴，則測定結(jié)果偏小 解析：選B。A項未對滴定

41、管進行潤洗；B項隨著NaOH溶液滴入，鹽酸逐漸被中和，所以對應的pH逐漸變大；C項滴定終點應該是溶液由無色變成淺紅色且半分鐘內(nèi)不褪色；D項實驗測得的標準溶液的體積偏大，所以測定結(jié)果偏大。 4．(2015·高考山東卷)室溫下向10 mL 0.1 mol·L－1NaOH溶液中加入0.1 mol·L－1的一元酸HA，溶液pH的變化曲線如圖所示。下列說法正確的是(　　) A．a(chǎn)點所示溶液中c(Na＋)>c(A－)>c(H＋)>c(HA) B．a(chǎn)、b兩點所示溶液中水的電離程度相同 C．pH＝7時，c(Na＋)＝c(A－)＋c(HA) D．b點所示溶液中c(A－)>c(HA) 解析：選D。

42、A.a點時NaOH與HA恰好完全反應，溶液的pH為8.7，呈堿性，說明HA為弱酸，NaA發(fā)生水解反應，則溶液中粒子濃度：c(Na＋)>c(A－)>c(HA)>c(H＋)，錯誤；B.b點時為NaA和HA的混合溶液，a點NaA發(fā)生水解反應，促進了水的電離，b點HA抑制了水的電離，所以a點水的電離程度大于b點，錯誤；C.根據(jù)電荷守恒，c(H＋)＋c(Na＋)＝c(OH－)＋c(A－)，pH＝7，則c(H＋)＝c(OH－)，所以c(Na＋)＝c(A－)，錯誤；D.b點HA過量，溶液呈酸性，HA的電離程度大于NaA的水解程度，所以c(A－)>c(HA)，正確。 5．(2015·高考山東卷)利用間接酸堿

43、滴定法可測定Ba2＋的含量，實驗分兩步進行。 已知：2CrO＋2H＋===Cr2O＋H2O　Ba2＋＋CrO===BaCrO4↓ 步驟Ⅰ：移取x mL一定濃度的Na2CrO4溶液于錐形瓶中，加入酸堿指示劑，用b mol·L－1鹽酸標準液滴定至終點，測得滴加鹽酸的體積為V0 mL。 步驟Ⅱ：移取y mL BaCl2溶液于錐形瓶中，加入x mL與步驟Ⅰ相同濃度的Na2CrO4溶液，待Ba2＋完全沉淀后，再加入酸堿指示劑，用b mol·L－1鹽酸標準液滴定至終點，測得滴加鹽酸的體積為V1 mL。 滴加鹽酸標準液時應使用酸式滴定管，“0”刻度位于滴定管的 (填“上方”或“下方”)。BaC

44、l2溶液的濃度為 mol·L－1。若步驟Ⅱ中滴加鹽酸時有少量待測液濺出，Ba2＋濃度測量值將 (填“偏大”或“偏小”)。 解析：由方程式2CrO＋2H＋===Cr2O＋H2O知，步驟Ⅰ中加入的CrO的總物質(zhì)的量為b mol·L－1× L＝ mol。步驟Ⅱ中，加入BaCl2充分反應后，剩余的CrO的物質(zhì)的量為b mol·L－1× L＝ mol，與Ba2＋反應的CrO的物質(zhì)的量為 mol－ mol＝ mol，由方程式Ba2＋＋CrO===BaCrO4↓得，n(Ba2＋)＝n(CrO)，所以BaCl2溶液的濃度：c(BaCl2)＝＝ mol·L－1。若步驟Ⅱ中滴加鹽酸時，有少量待測液濺

45、出，造成V1的用量減小，所以的測量值將偏大。 答案：上方　　偏大 [學生用書P286(單獨成冊)] 一、選擇題 1．下列說法正確的是(　　) A．水的電離方程式：H2O===H＋＋OH－ B．pH＝7的溶液一定是中性溶液 C．升高溫度，水的電離程度增大 D．將稀醋酸加水稀釋時，c(H＋)減小，c(OH－)也減小 解析：選C。A.水是弱電解質(zhì)，電離方程式應該使用可逆號，H2OH＋＋OH－，錯誤。B.若溶液的溫度不是室溫，則pH＝7的溶液不一定是中性溶液，錯誤。C.水是弱電解質(zhì)，電離吸收熱量，所以升高溫度，水的電離程度增大，正確。D.將稀醋酸加水稀釋時，c(H＋)減小，由

46、于存在水的電離平衡，所以c(OH－)增大，錯誤。 2．25 ℃時，水的電離達到平衡：H2OH＋＋OH－。下列敘述錯誤的是(　　) A．向水中通入氨氣，平衡逆向移動，c(OH－)增大 B．向水中加入少量稀硫酸，c(H＋)增大，Kw不變 C．將水加熱平衡正向移動，Kw變大 D．升高溫度，平衡正向移動，c(H＋)增大，pH不變 解析：選D。向水中通入NH3，c(OH－)增大，平衡左移，A正確；向水中加入少量稀H2SO4，c(H＋)增大，但溫度不變，Kw不變，B正確；將水加熱，水的電離平衡正向移動，Kw變大，C正確；升高溫度，能促進水的電離，c(H＋)增大，pH減小，D錯誤。 3．與

47、純水的電離相似，液氨中也存在著微弱的電離：2NH3NH＋NH，據(jù)此判斷以下敘述中錯誤的是(　　) A．液氨中含有NH3、NH、NH等微粒 B．一定溫度下液氨中c(NH)·c(NH)是個常數(shù) C．液氨的電離達到平衡時：c(NH3)＝c(NH)＝c(NH)　 D．只要不加入其他物質(zhì)，液氨中c(NH)＝c(NH) 解析：選C。此題要求將水的電離遷移應用于NH3。NH3分子電離產(chǎn)生H＋和NH，H＋與NH3結(jié)合生成NH，液氨電離產(chǎn)生等量的NH與NH，一定溫度下離子濃度乘積為一常數(shù)；NH類似于H＋，NH類似于OH－。 4．水的電離常數(shù)如下圖兩條曲線所示，曲線中的點都符合c(H＋)·c(OH

48、－)＝常數(shù)，下列說法錯誤的是(　　) A．圖中溫度T1 >T2 B．圖中五點Kw間的關(guān)系：B＞C＞A＝D＝E C．曲線a、b均代表純水的電離情況 D．若處在B點時，將pH＝2的硫酸溶液與pH＝12的KOH溶液等體積混合后，溶液顯堿性 解析：選C。D項，B點Kw＝10－12，H2SO4中c(H＋)＝10－2 mol·L－1，KOH中c(OH－)＝ mol·L－1＝1 mol·L－1，等體積混合后，KOH過量，溶液呈堿性，正確。 5．常溫下，0.1 mol·L－1某一元酸(HA)溶液中＝1×10－8，下列敘述正確的是(　　) A．該一元酸溶液的pH＝1 B．該溶液中由水電離出的

49、c(H＋)＝1×10－11 mol·L－1 C．該溶液中水的離子積常數(shù)為1×10－22 D．用pH＝11的NaOH溶液V1 L和V2 L 0.1 mol·L－1該一元酸(HA)溶液混合，若混合溶液的pH＝7，則V1＜V2 解析：選B。將c(OH－)＝代入原題關(guān)系式中可得＝1×10－8，解得c(H＋)＝1×10－3 mol·L－1，所以該溶液的pH＝3，A項錯誤；酸溶液中水的電離看氫氧根離子，c(OH－)＝ mol·L－1＝1×10－11 mol·L－1，所以由水電離出的c(H＋)＝1×10－11 mol·L－1，B項正確；常溫下，水的離子積是一個常數(shù)，為1×10－14，C項錯誤；由于HA

50、是弱酸，二者等體積混合呈酸性，當pH＝7時應有V1＞V2，D項錯誤。 6．常溫下，關(guān)于溶液稀釋的說法正確的是(　　) A．將1 L 0.1 mol·L－1的Ba(OH)2溶液加水稀釋為2 L，pH＝13 B．pH＝3的醋酸溶液加水稀釋100倍，pH＝5 C．pH＝4的H2SO4溶液加水稀釋100倍，溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1 D．pH＝8的NaOH溶液加水稀釋100倍，其pH＝6 解析：選A。A.將1 L 0.1 mol·L－1的Ba(OH)2溶液加水稀釋為2 L，Ba(OH)2溶液的物質(zhì)的量濃度變?yōu)?.05 mol·L－1，氫氧根離子濃度為0.1

51、 mol·L－1，pH＝13，正確；B.pH＝3的醋酸溶液加水稀釋100倍，促進醋酸的電離，因此稀釋100倍后，其pH<5，錯誤；C.pH＝4的H2SO4溶液加水稀釋100倍，溶液中的c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1，由水電離產(chǎn)生的c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－8 mol·L－1，錯誤；D.pH＝8的NaOH溶液加水稀釋100倍，其pH應接近7，但不會小于7，錯誤。 7．下列說法中正確的是(　　) A．25 ℃時NH4Cl溶液的Kw大于100 ℃時NaCl溶液的Kw B．常溫下，pH均為5的醋酸和硫酸鋁兩種溶液中，由水電離出的氫離子濃度之比為1∶104 C．根據(jù)溶液的pH

52、與酸堿性的關(guān)系，推出pH＝6.8的溶液一定顯酸性 D．100 ℃時，將pH＝2的鹽酸與pH＝12的NaOH溶液等體積混合，溶液顯中性 解析：選B。水的離子積常數(shù)只與溫度有關(guān)，溫度越高，Kw越大，A錯誤；醋酸中由水電離出的c(H＋)＝溶液中的 c(OH－)＝10－9 mol·L－1，硫酸鋁溶液中由水電離出的 c(H＋)＝溶液中的c(H＋)＝10－5 mol·L－1，B正確；C選項中未指明溫度，無法判斷溶液pH與酸堿性的關(guān)系，C錯誤；100 ℃時Kw＝1×10－12，所以將pH＝2的鹽酸與pH＝12的NaOH溶液等體積混合后，溶液顯堿性，D錯誤。 8．實驗室用標準鹽酸測定某NaOH溶液的濃度

53、，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．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2～3次 解析：選C。A項，所用的鹽酸的實際用量大于理論用量，故導致測定結(jié)果偏高；B項，這種操作會導致鹽酸讀數(shù)偏大，測出NaOH溶液濃度偏高；C項，由黃色變?yōu)槌壬赡苡捎诰植縞(H＋)變大引起的，振蕩后可能還會恢復黃色，應在振蕩后半分鐘內(nèi)顏色保持不變才能認為已達到滴定終點，故所用鹽酸的量比理論用量偏

54、小，測出的NaOH溶液濃度偏低；D項，用NaOH溶液潤洗錐形瓶，直接導致鹽酸的用量偏大，故測定NaOH溶液濃度偏高。 9．在T ℃時，某NaOH稀溶液中c(H＋)＝10－a mol·L－1，c(OH－)＝10－b mol·L－1，已知a＋b＝12。向該溶液中逐滴加入pH＝c的鹽酸(T ℃)，測得混合溶液的部分pH如下表所示： 序號 NaOH溶液體積 鹽酸體積 溶液pH ① 20.00 0.00 8 ② 20.00 20.00 6 假設(shè)溶液混合前后的體積變化忽略不計，則c為(　　) A．1　　　　　　　　　 B．4 C．5 D．6 解析：選B。據(jù)題意可知在該溫

55、度下水的離子積常數(shù)是1×10－12，而不是1×10－14。通過①可知，此NaOH溶液中c(OH－)＝10－4 mol·L－1。由②可知，加入20 mL鹽酸后溶液的pH＝6，此時恰好完全中和。則c(H＋)＝＝1×10－4 mol·L－1，則c＝4。 10．25 ℃時，體積為Va、pH＝a的某一元強酸溶液與體積為Vb、pH＝b的某一元強堿溶液均勻混合后，溶液的pH＝7，已知b＝6a，Va7得：a>7/6；由混合后溶液的pH＝7得：n(H＋)＝n(O

56、H－)，即：Va×10－a＝Vb×10b－14，得：＝10a＋b－14；由于Va

57、離程度最大的是 (填序號，下同)，水的電離程度相同的是 。 (2)若將②③混合后所得溶液的pH＝7，則消耗溶液的體積：② (填“＞”“＜”或“＝”)③。 (3)將六份溶液同等稀釋10倍后，溶液的pH：① ②，③ ④，⑤ ⑥。(填“＞”“＜”或“＝”) (4)將①④混合，若有c(CH3COO－)＞c(H＋)，則混合溶液可能呈 (填字母)。 A．酸性　　　 B．堿性　　　 C．中性 解析：(1)酸和堿都會抑制水的電離，故只有⑥(NaCl溶液)對H2O的電離無抑制作用。②③④對水的電離抑制程度相同。 (2)因pH＝12的氨水中c(NH3·H

58、2O)＞0.01 mol· L－1，故②③混合，欲使pH＝7，則需體積：②＞③。 (3)稀釋同樣的倍數(shù)后，溶液的pH：①＞②；③＞④；⑤＞⑥。 (4)由電荷守恒知：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－), 僅知道c(CH3COO－)＞c(H＋)，無法比較c(H＋)與c(OH－)的相對大小，也就無法判斷混合液的酸堿性，故選ABC。 答案：(1)⑥?、冖邰堋?2)＞　(3)＞　＞?。尽?4)ABC 12．(1)不同溫度下水的離子積的數(shù)據(jù)為25 ℃：1×10－14；t1：a; t2：1×10－12。 試回答以下問題： ①若25＜t1＜t2，則a 1×10－14

59、(填“＞”“＜”或“＝”)，做此判斷的理由是 。 ②25 ℃時，某Na2SO4溶液中c(SO)＝5×10－4 mol/L，取該溶液1 mL加水稀釋至10 mL，則稀釋后溶液中c(Na＋)∶c(OH－)＝ 。 ③在t2溫度下測得某溶液pH＝7，該溶液顯 (填“酸”“堿”或“中”)性。 (2)在一定溫度下，有a.醋酸　b．硫酸　c．鹽酸三種酸。 ①當三種酸物質(zhì)的量濃度相同時，三種溶液中水的電離程度由大到小的順序是 (用a、b、c表示，下同)。 ②將c(H＋)相同的三種酸均加水稀釋至原來的100倍后，c

60、(H＋)由大到小的順序是 。 解析：(1)①水是弱電解質(zhì)，存在電離平衡，電離吸熱，所以溫度升高，水的電離程度增大，離子積增大；②25 ℃時，某Na2SO4溶液中c(SO)＝5×10－4 mol/L，則溶液中鈉離子濃度是1×10－3 mol/L。如果稀釋10倍，則鈉離子濃度是1×10－4 mol/L。但硫酸鈉溶液是顯中性的，所以c(Na＋)∶c(OH－)＝10－4∶10－7＝1 000∶1；③t2溫度下水的離子積常數(shù)是1×10－12，所以在該溫度下，pH＝6是顯中性的。因此某溶液pH＝7，該溶液顯堿性。(2)①鹽酸是一元強酸，硫酸是二元強酸，醋酸是一元弱酸，所以當三種酸物質(zhì)的量濃度相等時

61、，溶液中c(H＋)由大到小的順序是b>c>a，氫離子濃度越大，水的電離程度越小，三種溶液中水的電離程度由大到小的順序為a>c>b；②醋酸在稀釋過程中會促進電離，所以氫離子的物質(zhì)的量增加，氫離子的濃度變化程度小，硫酸和鹽酸溶液中氫離子物質(zhì)的量不變且相等，所以c(H＋)由大到小的順序為a>b＝c。 答案：(1)①＞　溫度升高，水的電離程度增大，離子積增大 ②1 000∶1?、蹓A (2)①a＞c＞b?、赼＞b＝c 13．已知水在25 ℃和95 ℃時，其電離平衡曲線如圖所示： (1)95 ℃時，水的電離平衡曲線應為B，請說明理由： 。25 ℃時，將pH＝9的NaOH溶液與

62、pH＝4的硫酸溶液混合，所得混合溶液的pH＝7，則NaOH溶液與硫酸溶液的體積比為 。 (2)95 ℃時，若100體積pH＝a的某強酸溶液與1體積pH＝b的某強堿溶液混合后溶液呈中性，則a與b之間應滿足的關(guān)系是 。 (3)曲線A所對應的溫度下，pH＝2的HCl溶液和pH＝11的某BOH溶液中，若水的電離程度分別用α1、α2表示，則α1 α2(填“大于”“小于”“等于”或“無法確定”)。 (4)曲線B對應溫度下，將0.02 mol/L Ba(OH)2溶液與等物質(zhì)的量濃度的NaHSO4溶液等體積混合后，混合溶液的pH＝ 。 解析：(1)水的

63、電離是吸熱過程，溫度高時，電離程度大，c(H＋)、c(OH－)均增大，95 ℃時，水的電離平衡曲線應為B；25 ℃時，pH＝9的NaOH溶液，c(OH－)＝10－5 mol/L；pH＝4的H2SO4溶液，c(H＋)＝10－4 mol/L；若所得混合溶液的pH＝7，n(OH－)＝n(H＋)。則c(OH－)·V(NaOH)＝c(H＋)·V(H2SO4)。故NaOH溶液與H2SO4溶液的體積比為V(NaOH)∶V(H2SO4)＝c(H＋)∶c(OH－)＝10∶1。(2)95 ℃時，水的離子積常數(shù)是Kw＝10－12。若100體積pH＝a的某強酸溶液中n(H＋)＝100×10－a mol＝102－a m

64、ol，1體積pH＝b的某強堿溶液n(OH－)＝10－12÷10－b＝10b－12mol?；旌虾笕芤撼手行?，102－amol＝10b－12mol。2－a＝b－12，所以a＋b＝14。(3)曲線A所對應的溫度是室溫。在室溫下，pH＝2的HCl溶液，c水(H＋)＝10－12 mol/L；pH＝11的某BOH溶液中，c水(H＋)＝10－11 mol/L；水電離產(chǎn)生的H＋的濃度越大，水的電離程度就越大。若水的電離程度分別用α1、α2表示，則α1<α2。(4)曲線B所對應的溫度是95 ℃，該溫度下水的離子積常數(shù)是Kw＝10－12，在曲線B所對應的溫度下，將0.02 mol/L的Ba(OH)2溶液與等物質(zhì)的

65、量濃度的NaHSO4溶液等體積混合，則反應后溶液中c(OH－)＝0.02 mol÷2 L＝0.01 mol/L。由于該溫度下水的離子積常數(shù)是Kw＝10－12，所以c(H＋)＝10－10 mol/L，所得混合液的pH＝10。 答案：(1)水的電離是吸熱過程，溫度高時，電離程度大， c(H＋)、c(OH－)均增大　10∶1 (2)a＋b＝14　(3)小于　(4)10 14．Ⅰ.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?，F(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：

66、 。 結(jié)論：此白色固體是鈉鹽。 (2)陰離子的確定 ①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(chǎn)生無色氣體，此氣體能使溴水褪色。 ②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。 Ⅱ.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溶液來確定變質(zhì)固體中X的含量，具體步驟如下： 步驟ⅰ　稱取樣品1.000 g。 步驟ⅱ　將樣品溶解后，完全轉(zhuǎn)移到250 mL容量瓶中，定容，充分搖勻。 步驟?！∫迫?5.00 mL樣品溶液于250 mL錐形瓶中，用0.01 mol·L－1 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ⅲ所發(fā)生反應的離子方程式： 。 (2)在配制0.01 mol·L－1 KMnO4標準溶液時若仰視定容，則最終測得變質(zhì)固體中X的