第2讲 水的电离和溶液的pH
【复习目标】
1.认识水的电离,了解水的离子积常数。
2.了解溶液pH的含义及其测定方法,能进行与pH有关的简单计算。
3.能通过实例说明溶液pH的调控在工农业生产和科学研究中的重要作用。
考点一 水的电离与Kw
1.水的电离
(1)水是极弱的电解质,其电离方程式为H2O+H2O 或简写为 ,其电离过程是 热的。
(2)25 ℃时,纯水中c(H+)=c(OH-)= mol·L-1;任何水溶液中,由水电离出的 c(H+) 与c(OH-)都相等。
2.水的离子积常数
3.外界条件对水的电离平衡的影响
改变 条件 对平衡体 系影响 移动 方向 Kw 电离 程度 c(OH-) c(H+)
HCl 增大 c(H+)
NaHSO4 增大 c(H+)
NaOH 增大 c(OH-)
Na2CO3 减小 c(H+)
NH4Cl 减小 c(OH-)
续 表
改变 条件 对平衡体 系影响 移动 方向 Kw 电离 程度 c(OH-) c(H+)
升温 增大 Kw
降温 减小 Kw
[理解·辨析] 判断正误
(1)在表达式Kw=c(H+)·c(OH-)中c(H+)、c(OH-)一定是水电离出的。( )
(2)室温下,0.1 mol·L-1HCl溶液与0.1 mol·L-1NaOH溶液中水的电离程度相等。( )
(3)某温度下,纯水中c(H+)=2.0×10-7 mol·L-1,则此时c(OH-)=5×10-8 mol·L-1。( )
(4)25 ℃时,加水稀释CH3COOH溶液,c(H+)、c(OH-)都减小,Kw减小。( )
(5)向0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液中逐滴滴加NaOH溶液,水的电离程度逐渐增大。( )
一、水的电离平衡及其拓展
1.25 ℃时,下列有关水的电离平衡的叙述正确的是( )
[A] 25 ℃与60 ℃时,水的pH相等
[B] 向水中加入稀氨水,水的电离平衡逆向移动,c(OH-) 减小
[C] 向水中加入少量固体硫酸氢钠,c(H+)增大,Kw不变
[D] 向水中加入少量固体CH3COONa,水的电离平衡逆向移动,c(H+)减小
2.已知液氨的性质与水相似。T ℃时,NH3+NH3N+N,N的平衡浓度为1×
10-15 mol·L-1。下列说法错误的是( )
[A] 在此温度下液氨的离子积为1×10-30
[B] 在液氨中加入金属钠,可生成NaNH2
[C] 恒温下,在液氨中加入NH4Cl,可使液氨的电离平衡逆向移动
[D] 降低温度,可使液氨的电离平衡逆向移动,且 c(N)
二、水的电离平衡曲线
3.一定温度下,水溶液中H+和OH-的浓度变化曲线如图。下列说法正确的是( )
[A] 升高温度,可能引起由c向b的变化
[B] 该温度下,水的离子积常数为1.0×10-14
[C] 该温度下,加入FeCl3可能引起由a向b的变化
[D] 该温度下,稀释溶液可能引起由c向d的变化
4.不同温度下水的离子积常数如图所示,下列说法不正确的是( )
[A] 图中温度:T3>T2>T1
[B] 图中pH关系:pH(B)=pH(D)=pH(E)
[C] 图中五点Kw间的关系:E>D>A=B=C
[D] C点可能是显酸性的盐溶液
1.同一曲线上任意点的Kw都相同,即c(H+)·c(OH-)相同、温度相同,如Kw(A)=Kw(D)。
2.曲线外任意点与曲线上任意点的Kw不同、温度不同,如Kw(A)3.实现曲线上点之间的转化需保持温度不变,改变溶液的酸碱性;实现曲线上点与曲线外点之间的转化必须改变温度。
三、水电离的c(H+)或c(OH-)的计算
5.25 ℃时,在等体积的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,发生电离的水的物质的量之比是( )
[A] 1∶10∶1010∶109
[B] 1∶5∶(5×109)∶(5×108)
[C] 1∶20∶1010∶109
[D] 1∶10∶104∶109
6.下表是不同温度下水的离子积数据:
温度/℃ 25 t1 t2
水的离子积常数 1×10-14 Kw 1×10-12
回答下列问题。
(1)若25”“<”或“=”)1×10-14,理由是 。
(2)在t1 ℃时,测得纯水中的c(H+)=2.4×10-7 mol·L-1,则c(OH-)= mol·L-1。该温度下,测得某H2SO4溶液中c(S)=5×10-6 mol·L-1,该溶液中c(OH-)= mol·L-1。
(3)25 ℃时,pH=10的NaOH溶液和Na2CO3溶液中,水电离出的c(OH-)分别为 mol·L-1和 mol·L-1。
计算水电离的c水(H+)或c水(OH-)的方法
1.溶质为酸的溶液:H+来源于酸的电离和水的电离,而OH-只来源于水的电离,c水(H+)=c溶液(OH-)=。
2.溶质为碱的溶液:H+全部来源于水的电离,OH-来源于碱的电离和水的电离,c水(OH-)=c溶液(H+)=。
考点二 溶液的酸碱性与pH
1.溶液的酸碱性与pH
(1)定义式:pH=-lg c(H+)。
(2)溶液的酸碱性取决于溶液中c(H+)和 c(OH-)的相对大小。
溶液的酸碱性 c(H+)与 c(OH-)比较 常温下 溶液pH
酸性溶液 c(H+) c(OH-) 7
中性溶液 c(H+) c(OH-) 7
碱性溶液 c(H+) c(OH-) 7
2.pH的测定
(1)酸碱指示剂法。
该法只能测其pH的大致范围,常见指示剂变色范围如下表:
指示剂 变色范围的pH
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 浅红色 >10.0红色
(2)pH试纸法。
①广泛pH试纸:其pH范围是 (最常用),可以识别约为1的pH差。
②精密pH试纸:可判别0.2或0.3的pH差。
③操作:用镊子夹取一小块试纸放在洁净的 或 上,用玻璃棒蘸取待测液点在试纸的中央,变色后与标准比色卡对照。
(3)pH计法。
pH计,也叫 ,可用来精密测量溶液的pH。
[理解·辨析] 判断正误
(1)溶液中c(H+)>10-7 mol·L-1,该溶液呈酸性。( )
(2)pOH=-lg c(OH-),常温下溶液中的pH+pOH=14,正常人的血液pH=7.3,则正常人血液(人的体温高于室温)的pOH等于6.7。( )
(3)用广泛pH试纸测得某溶液的pH为3.4,用pH计测得某溶液的pH为7.45。( )
(4)用湿润的pH试纸测溶液的pH,一定影响测量结果。( )
(5)pH试纸测定氯水的pH为2。( )
(6)常温下,将pH=3的酸和pH=11的碱等体积混合,所得溶液的pH=7。( )
一、酸碱混合后溶液酸碱性的判断
1.已知温度为T时水的离子积常数为Kw,该温度下,将浓度为a mol·L-1的一元酸HA溶液与浓度为 b mol·L-1 的一元碱BOH溶液等体积混合,可判断该溶液呈中性的依据是( )
①a=b
②混合溶液的pH=7
③混合溶液中c(OH-)=10-7 mol·L-1
④混合溶液中,c(H+)= mol·L-1
⑤混合溶液中,c(B+)=c(A-)
[A] ②③ [B] ④⑤ [C] ①④ [D] ②⑤
2.常温下,判断下列混合溶液的酸碱性(填“酸性”“碱性”或“中性”)。
(1)相同浓度的盐酸和NaOH溶液等体积混合: 。
(2)相同浓度的CH3COOH溶液和NaOH溶液等体积混合: 。
(3)相同浓度的氨水和盐酸等体积混合: 。
(4)pH=2的盐酸和pH=12的NaOH溶液等体积混合: 。
(5)pH=2的CH3COOH溶液和pH=12的NaOH溶液等体积混合: 。
(6)pH=2的盐酸和pH=12的氨水等体积混合: 。
酸碱混合后溶液酸碱性的判断方法
(1)等浓度、等体积的一元酸与一元碱混合的溶液——“谁强显谁性,同强显中性”。
(2)pH之和等于14的酸、碱溶液等体积混合(25 ℃时):一强一弱——“谁弱谁过量,谁弱显谁性”;两强——呈中性。
(3)已知强酸溶液和强碱溶液的pH,等体积混合(25 ℃时):
①pH之和小于14[c酸(H+)>c碱(OH-)],溶液呈酸性;
②pH之和大于14[c酸(H+)二、溶液pH的计算
3.按要求回答下列问题(常温下,忽略溶液混合时体积的变化)。
(1)将pH=3的硝酸溶液和pH=12的氢氧化钡溶液按照体积比为9∶1混合,混合溶液的pH= 。
(2)在一定体积pH=12的Ba(OH)2溶液中,逐滴加入一定物质的量浓度的NaHSO4溶液,当溶液中的Ba2+恰好完全沉淀时,溶液pH=11。则Ba(OH)2溶液与NaHSO4溶液的体积比是 。
(3)将Va L pH=a的NaOH溶液与Vb L pH=b的HCl溶液混合,若所得溶液呈中性,且a+b=13,则 = 。
混合溶液pH计算的一般思维模型
第2讲 水的电离和溶液的pH
考点一 水的电离与Kw
必备知识整合
1.(1)H3O++OH- H2OH++OH- 吸 (2)1×10-7
2.c(H+)·c(OH-) 1×10-14 增大 电解质
3.逆 不变 减小 减小 增大 逆 不变 减小 减小 增大 逆 不变 减小 增大 减小 正 不变 增大 增大 减小 正 不变 增大 减小 增大 正 增大 增大 增大 增大 逆 减小 减小 减小 减小
[理解·辨析] (1)× (2)√ (3)× (4)× (5)×
【提示】 (1)表达式Kw=c(H+)·c(OH-)中c(H+)、c(OH-)均表示溶液中的c(H+)、c(OH-),不一定是水电离出的。
(2)室温下,0.1 mol·L-1HCl溶液与0.1 mol·L-1 NaOH溶液中水电离出的c(H+)=c(OH-)=
1×10-13 mol·L-1。
(3)该温度下,纯水中c(H+)=c(OH-)=2×10-7 mol·L-1。
(4)加水稀释CH3COOH溶液,c(H+)减小,由于温度不变,Kw不变,c(OH-)增大。
(5)向0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液滴加NaOH溶液,水的电离程度先增大后减小。
关键能力提升
1.C 水的电离是吸热过程,温度升高,促进水的电离,Kw增大,c(H+)增大,pH减小,故25 ℃与 60 ℃ 时,水的pH不相等,故A错误;稀氨水呈碱性,能抑制水的电离,水的电离平衡逆向移动,但溶液中c(OH-)增大,故B错误;水的离子积常数只受温度的影响,所以温度不变,水的离子积常数不变,硫酸氢钠会电离出氢离子,故c(H+)增大,故C正确;CH3COONa水解促进水的电离,水的电离平衡正向移动,c(H+)减小,故D错误。
2.D 由电离方程式可知,N与N的平衡浓度相等,都为1×10-15 mol·L-1,根据水的离子积得液氨的离子积为 c(N)·c(N)=1×10-30,A正确;由钠与水反应可推知,2Na+2NH32NaNH2+H2↑,B正确;加入NH4Cl可使N的浓度增大,使液氨的电离平衡逆向移动,C正确;因为电离是吸热过程,所以降低温度使 NH3+NH3N+N平衡逆向移动,c(N)和c(N)同等程度地减小,即c(N)=c(N),D错误。
3.B 升高温度,c(H+)、c(OH-)同时增大,不可能引起由c向b的变化,A项错误;由b点对应c(H+)与c(OH-)可知,Kw=c(H+)·c(OH-)=1.0×10-14,B项正确;FeCl3水解使溶液显酸性,溶液中c(H+)增大,因一定温度下水的离子积是常数,故溶液中c(OH-)减小,因此加入FeCl3溶液可能引起由b向a的变化,C项错误;温度不变,水的离子积不变,稀释溶液后所表示的点还在曲线上,不可能引起由c向d的变化,D项错误。
4.D 水的电离吸热,升高温度促进电离,根据图知,离子积常数Kw(T3)>Kw(T2)>Kw(T1),所以温度T3>T2>T1,A正确;根据图知,B、D、E三点溶液中的氢离子浓度相等,则pH相等,B正确;温度越高,水的离子积常数越大,Kw间的关系E>D>A=B=C,C正确;C点时Kw=1×
10-14,c(OH-)=1×10-6.5 mol·L-1,c(H+)=1×10-7.5 mol·L-1,溶液显碱性,D错误。
5.A ①pH=0的H2SO4溶液中c(H+)=1 mol·L-1,c(OH-)=10-14 mol·L-1,H2SO4抑制H2O的电离,则由H2O电离出的c(H+)=10-14 mol·L-1;②0.05 mol·L-1的Ba(OH)2溶液中c(OH-)=
0.1 mol·L-1,c(H+)=10-13 mol·L-1,Ba(OH)2抑制H2O的电离,则由H2O电离出的c(H+)=
10-13 mol·L-1;③pH=10的Na2S溶液中,Na2S水解促进H2O的电离,由H2O电离出的c(H+)=10-4 mol·L-1;④pH=5的NH4NO3溶液中,NH4NO3水解促进H2O的电离,由H2O电离出的c(H+)=10-5 mol·L-1。4种溶液中发生电离的H2O的物质的量之比等于H2O电离产生的H+的物质的量之比为10-14∶10-13∶10-4∶10-5=1∶10∶1010∶109。
6.【答案】 (1)> 水的电离是吸热过程,升高温度,平衡向电离方向移动,c(H+)增大,c(OH-)增大,Kw=c(H+)·c(OH-),Kw增大
(2)2.4×10-7 5.76×10-9
(3)1×10-10 1×10-4
【解析】 (1)水是弱电解质,存在电离平衡,电离吸热,所以温度升高,水的离子积增大。(2)水电离出的c(H+)和 c(OH-)相等,Kw=2.4×10-7×2.4×10-7=5.76×10-14。该温度下,某H2SO4溶液中c(H+)=1×10-5 mol·L-1,c(OH-)= mol·L-1=5.76×10-9 mol·L-1。(3)pH=10的NaOH溶液中c(H+)=1×10-10 mol·L-1,c(H+)全部来源于水的电离,所以pH=10的NaOH溶液中水电离出的c(OH-)=1×10-10 mol·L-1;pH=10的Na2CO3溶液中 c(OH-)=10-4 mol·L-1,全部来自水的电离。
考点二 溶液的酸碱性与pH
必备知识整合
1.(2)> < = = < >
2.(2)①1～14 ③玻璃片 表面皿 (3)酸度计
[理解·辨析] (1)× (2)× (3)× (4)× (5)× (6)×
【提示】 (1)在25 ℃时,溶液中c(H+)>10-7 mol·L-1,溶液呈酸性,但在其他温度下,不一定显酸性,如100 ℃时可能显碱性。
(2)因人的体温高于室温,则正常人血液中水的离子积常数大于10-14,故pH+pOH<14,pOH<14-pH=6.7。
(3)测溶液pH时,广泛pH试纸精确到1,pH计精确到0.01。
(4)如果测中性溶液(如强酸强碱盐溶液)的pH,不会影响测量结果。
(5)氯水中的HClO有强氧化性,会漂白pH试纸,不能用pH试纸测氯水的pH。
(6)常温下,pH=3的酸中的c(H+)和pH=11的碱中的 c(OH-)都是1×10-3 mol·L-1,等体积混合,若酸、碱为强酸和强碱,溶液呈中性,若酸、碱为弱酸或弱碱,溶液的酸碱性不能确定。
关键能力提升
1.B 因为酸、碱的强弱未知,不能依据a=b判断,①错误;温度不能确定为25 ℃,溶液的pH=7、c(OH-)=10-7 mol·L-1均不能判断溶液呈中性,②、③错误;Kw=c(H+)·c(OH-),当c(H+)=c(OH-)= mol·L-1时,溶液一定呈中性,④正确;根据电荷守恒c(H+)+c(B+)=
c(A-)+c(OH-),当c(B+)=c(A-)时,c(H+)=c(OH-),溶液一定呈中性,⑤正确。综上所述,故选B。
2.(1)中性 (2)碱性 (3)酸性 (4)中性 (5)酸性 (6)碱性
3.【答案】 (1)10 (2)1∶4 (3)10
【解析】 (1)pH=3的硝酸溶液中c(H+)=1×10-3 mol·L-1,pH=12的Ba(OH)2溶液中 c(OH-)=
mol·L-1=1×10-2 mol·L-1,两者以体积比为 9∶1混合,Ba(OH)2过量,溶液呈碱性,混合溶液中c(OH-)==1×10-4 mol·L-1,则混合后c(H+)==
mol·L-1=1×10-10 mol·L-1,故pH=10。
(2)设Ba(OH)2溶液的体积为V1 L,NaHSO4溶液的体积为V2 L,依题意知,n(Ba2+)=n(S),由Ba(OH)2+NaHSO4BaSO4↓+NaOH+H2O知,生成的氢氧化钠的物质的量为 n(NaOH)=n[Ba(OH)2]=5×10-3V1 mol,两者混合所得溶液pH=11,可得=1×
10-3 mol·L-1,则V1∶V2=1∶4。
(3)pH=a的NaOH溶液中c(OH-)=10a-14 mol·L-1,pH=b的HCl溶液中c(H+)=10-b mol·L-1,根据中和反应H++OH-H2O,知c(OH-)·Va=c(H+)·Vb,===1014-(a+b),
a+b=13,则 =10。
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第2讲
水的电离和溶液的pH
1.认识水的电离,了解水的离子积常数。
2.了解溶液pH的含义及其测定方法,能进行与pH有关的简单计算。
3.能通过实例说明溶液pH的调控在工农业生产和科学研究中的重要作用。
1.水的电离
H3O++OH-
吸
(2)25 ℃时,纯水中c(H+)=c(OH-)= mol·L-1;任何水溶液中,由水电离出的 c(H+) 与c(OH-)都相等。
1×10-7
2.水的离子积常数
c(H+)·c(OH-)
1×10-14
增大
电解质
3.外界条件对水的电离平衡的影响
改变条件 对平衡体系影响 移动方向 Kw 电离程度 c(OH-) c(H+)
HCl 增大c(H+)
NaHSO4 增大c(H+)
NaOH 增大c(OH-)
Na2CO3 减小c(H+)
NH4Cl 减小c(OH-)
升温 增大Kw
降温 减小Kw
逆
不变
减小
减小
增大
逆
不变
减小
减小
增大
逆
不变
减小
增大
减小
正
不变
增大
增大
减小
正
不变
增大
增大
减小
正
增大
增大
增大
增大
逆
减小
减小
减小
减小
[理解·辨析] 判断正误
(1)在表达式Kw=c(H+)·c(OH-)中c(H+)、c(OH-)一定是水电离出的。( )
×
【提示】 (1)表达式Kw=c(H+)·c(OH-)中c(H+)、c(OH-)均表示溶液中的c(H+)、c(OH-),不一定是水电离出的。
(2)室温下,0.1 mol·L-1HCl溶液与0.1 mol·L-1NaOH溶液中水的电离程度相等。( )
√
【提示】 (2)室温下,0.1 mol·L-1HCl溶液与0.1 mol·L-1NaOH溶液中水电离出的c(H+)=c(OH-)=1×10-13 mol·L-1。
(3)某温度下,纯水中c(H+)=2.0×10-7 mol·L-1,则此时c(OH-)=5×10-8 mol·L-1。
( )
×
【提示】 (3)该温度下,纯水中c(H+)=c(OH-)=2×10-7 mol·L-1。
(4)25 ℃时,加水稀释CH3COOH溶液,c(H+)、c(OH-)都减小,Kw减小。
( )
×
【提示】 (4)加水稀释CH3COOH溶液,c(H+)减小,由于温度不变,Kw不变,
c(OH-)增大。
(5)向0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液中逐滴滴加NaOH溶液,水的电离程度逐渐增大。( )
×
【提示】 (5)向0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液滴加NaOH溶液,水的电离程度先增大后减小。
一、水的电离平衡及其拓展
1.25 ℃时,下列有关水的电离平衡的叙述正确的是( )
[A] 25 ℃与60 ℃时,水的pH相等
[B] 向水中加入稀氨水,水的电离平衡逆向移动,c(OH-) 减小
[C] 向水中加入少量固体硫酸氢钠,c(H+)增大,Kw不变
[D] 向水中加入少量固体CH3COONa,水的电离平衡逆向移动,c(H+)减小
C
【解析】 水的电离是吸热过程,温度升高,促进水的电离,Kw增大,c(H+)增大,
pH减小,故25 ℃与 60 ℃ 时,水的pH不相等,故A错误;稀氨水呈碱性,能抑制水的电离,水的电离平衡逆向移动,但溶液中c(OH-)增大,故B错误;水的离子积常数只受温度的影响,所以温度不变,水的离子积常数不变,硫酸氢钠会电离出氢离子,故c(H+)增大,故C正确;CH3COONa水解促进水的电离,水的电离平衡正向移动,c(H+)减小,故D错误。
D
[A] 在此温度下液氨的离子积为1×10-30
[B] 在液氨中加入金属钠,可生成NaNH2
[C] 恒温下,在液氨中加入NH4Cl,可使液氨的电离平衡逆向移动
二、水的电离平衡曲线
3.一定温度下,水溶液中H+和OH-的浓度变化曲线如图。下列说法正确的是
( )
[A] 升高温度,可能引起由c向b的变化
[B] 该温度下,水的离子积常数为1.0×10-14
[C] 该温度下,加入FeCl3可能引起由a向b的变化
[D] 该温度下,稀释溶液可能引起由c向d的变化
B
【解析】 升高温度,c(H+)、c(OH-)同时增大,不可能引起由c向b的变化,A项错误;由b点对应c(H+)与c(OH-)可知,Kw=c(H+)·c(OH-)=1.0×10-14,B项正确;
FeCl3水解使溶液显酸性,溶液中c(H+)增大,因一定温度下水的离子积是常数,故溶液中c(OH-)减小,因此加入FeCl3溶液可能引起由b向a的变化,C项错误;温度不变,水的离子积不变,稀释溶液后所表示的点还在曲线上,不可能引起由c向d的变化,D项错误。
4.不同温度下水的离子积常数如图所示,下列说法不正确的是( )
[A] 图中温度:T3>T2>T1
[B] 图中pH关系:pH(B)=pH(D)=pH(E)
[C] 图中五点Kw间的关系:E>D>A=B=C
[D] C点可能是显酸性的盐溶液
D
【解析】 水的电离吸热,升高温度促进电离,根据图知,离子积常数Kw(T3)>
Kw(T2)>Kw(T1),所以温度T3>T2>T1,A正确;根据图知,B、D、E三点溶液中的氢离子浓度相等,则pH相等,B正确;温度越高,水的离子积常数越大,Kw间的关系E>D>A=B=C,C正确;C点时Kw=1×10-14,c(OH-)=1×10-6.5 mol·L-1,
c(H+)=1×10-7.5 mol·L-1,溶液显碱性,D错误。
思维建模
1.同一曲线上任意点的Kw都相同,即c(H+)·c(OH-)
相同、温度相同,如Kw(A)=Kw(D)。
2.曲线外任意点与曲线上任意点的Kw不同、
温度不同,如Kw(A)3.实现曲线上点之间的转化需保持温度不变,改变溶液的酸碱性;实现曲线上点与曲线外点之间的转化必须改变温度。
三、水电离的c(H+)或c(OH-)的计算
5.25 ℃时,在等体积的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,发生电离的水的物质的量之比是( )
[A] 1∶10∶1010∶109
[B] 1∶5∶(5×109)∶(5×108)
[C] 1∶20∶1010∶109
[D] 1∶10∶104∶109
A
【解析】 ①pH=0的H2SO4溶液中c(H+)=1 mol·L-1,c(OH-)=10-14 mol·L-1,
H2SO4抑制H2O的电离,则由H2O电离出的c(H+)=10-14 mol·L-1;②0.05 mol·L-1的Ba(OH)2溶液中c(OH-)=0.1 mol·L-1,c(H+)=10-13 mol·L-1,Ba(OH)2抑制H2O的电离,则由H2O电离出的c(H+)=10-13 mol·L-1;③pH=10的Na2S溶液中,Na2S水解促进H2O的电离,由H2O电离出的c(H+)=10-4 mol·L-1;④pH=5的NH4NO3溶液中,NH4NO3水解促进H2O的电离,由H2O电离出的c(H+)=10-5 mol·L-1。4种溶液中发生电离的H2O的物质的量之比等于H2O电离产生的H+的物质的量之比为10-14∶10-13∶10-4∶10-5=1∶10∶1010∶109。
。
6.下表是不同温度下水的离子积数据:
温度/℃ 25 t1 t2
水的离子积常数 1×10-14 Kw 1×10-12
回答下列问题。
(1)若25”“<”或“=”)1×10-14,理由是
>
水的电离是吸热过程,升高温度,平衡向电离方向移动,c(H+)增大,c(OH-)增大,Kw=c(H+)·c(OH-),Kw增大
【解析】 (1)水是弱电解质,存在电离平衡,电离吸热,所以温度升高,水的离子积增大。
2.4×10-7
5.76×10-9
(3)25 ℃时,pH=10的NaOH溶液和Na2CO3溶液中,水电离出的c(OH-)分别为
mol·L-1和 mol·L-1。
1×10-10
1×10-4
【解析】(3)pH=10的NaOH溶液中c(H+)=1×10-10 mol·L-1,c(H+)全部来源于水的电离,所以pH=10的NaOH溶液中水电离出的c(OH-)=1×10-10 mol·L-1;
pH=10的Na2CO3溶液中 c(OH-)=10-4 mol·L-1,全部来自水的电离。
思维建模
计算水电离的c水(H+)或c水(OH-)的方法
溶液的酸碱性 c(H+)与c(OH-)比较 常温下溶液pH
酸性溶液 c(H+) c(OH-) 7
中性溶液 c(H+) c(OH-) 7
碱性溶液 c(H+) c(OH-) 7
1.溶液的酸碱性与pH
(1)定义式:pH=-lg c(H+)。
(2)溶液的酸碱性取决于溶液中c(H+)和 c(OH-)的相对大小。
>
<
=
=
<
>
2.pH的测定
(1)酸碱指示剂法。
该法只能测其pH的大致范围,常见指示剂变色范围如下表:
指示剂 变色范围的pH
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浅红色 >10.0红色
(2)pH试纸法。
①广泛pH试纸:其pH范围是 (最常用),可以识别约为1的pH差。
②精密pH试纸:可判别0.2或0.3的pH差。
③操作:用镊子夹取一小块试纸放在洁净的 或 上,用玻璃棒蘸取待测液点在试纸的中央,变色后与标准比色卡对照。
(3)pH计法。
pH计,也叫 ,可用来精密测量溶液的pH。
1～14
玻璃片
表面皿
酸度计
[理解·辨析] 判断正误
【提示】 (1)在25 ℃时,溶液中c(H+)>10-7 mol·L-1,溶液呈酸性,但在其他温度下,不一定显酸性,如100 ℃时可能显碱性。
(2)pOH=-lg c(OH-),常温下溶液中的pH+pOH=14,正常人的血液pH=7.3,则正常人血液(人的体温高于室温)的pOH等于6.7。( )
【提示】 (2)因人的体温高于室温,则正常人血液中水的离子积常数大于
10-14,故pH+pOH<14,pOH<14-pH=6.7。
(1)溶液中c(H+)>10-7 mol·L-1,该溶液呈酸性。( )
×
×
(3)用广泛pH试纸测得某溶液的pH为3.4,用pH计测得某溶液的pH为7.45。
( )
×
×
【提示】 (3)测溶液pH时,广泛pH试纸精确到1,pH计精确到0.01。
(4)用湿润的pH试纸测溶液的pH,一定影响测量结果。( )
【提示】 (4)如果测中性溶液(如强酸强碱盐溶液)的pH,不会影响测量结果。
(5)pH试纸测定氯水的pH为2。( )
×
【提示】 (5)氯水中的HClO有强氧化性,会漂白pH试纸,不能用pH试纸测氯水的pH。
(6)常温下,将pH=3的酸和pH=11的碱等体积混合,所得溶液的pH=7。( )
×
【提示】 (6)常温下,pH=3的酸中的c(H+)和pH=11的碱中的c(OH-)都是1×10-3 mol·L-1,等体积混合,若酸、碱为强酸和强碱,溶液呈中性,若酸、碱为弱酸或弱碱,溶液的酸碱性不能确定。
一、酸碱混合后溶液酸碱性的判断
1.已知温度为T时水的离子积常数为Kw,该温度下,将浓度为a mol·L-1的一元酸HA溶液与浓度为 b mol·L-1 的一元碱BOH溶液等体积混合,可判断该溶液呈中性的依据是
( )
①a=b
②混合溶液的pH=7
③混合溶液中c(OH-)=10-7 mol·L-1
B
⑤混合溶液中,c(B+)=c(A-)
[A] ②③ [B] ④⑤ [C] ①④ [D] ②⑤
2.常温下,判断下列混合溶液的酸碱性(填“酸性”“碱性”或“中性”)。
(1)相同浓度的盐酸和NaOH溶液等体积混合: 。
(2)相同浓度的CH3COOH溶液和NaOH溶液等体积混合: 。
(3)相同浓度的氨水和盐酸等体积混合: 。
(4)pH=2的盐酸和pH=12的NaOH溶液等体积混合: 。
(5)pH=2的CH3COOH溶液和pH=12的NaOH溶液等体积混合: 。
(6)pH=2的盐酸和pH=12的氨水等体积混合: 。
中性
碱性
酸性
中性
酸性
碱性
规律方法
酸碱混合后溶液酸碱性的判断方法
(1)等浓度、等体积的一元酸与一元碱混合的溶液——“谁强显谁性,同强显中性”。
(2)pH之和等于14的酸、碱溶液等体积混合(25 ℃时):一强一弱——“谁弱谁过量,谁弱显谁性”;两强——呈中性。
规律方法
(3)已知强酸溶液和强碱溶液的pH,等体积混合(25 ℃时):
①pH之和小于14[c酸(H+)>c碱(OH-)],溶液呈酸性;
②pH之和大于14[c酸(H+)二、溶液pH的计算
3.按要求回答下列问题(常温下,忽略溶液混合时体积的变化)。
(1)将pH=3的硝酸溶液和pH=12的氢氧化钡溶液按照体积比为9∶1混合,混合溶液的pH= 。
10
(2)在一定体积pH=12的Ba(OH)2溶液中,逐滴加入一定物质的量浓度的NaHSO4溶液,当溶液中的Ba2+恰好完全沉淀时,溶液pH=11。则Ba(OH)2溶液与NaHSO4溶液的体积比是 。
1∶4
10
思维建模
混合溶液pH计算的一般思维模型
要点剖析
要点一 酸碱中和滴定的含义
1.定义:依据中和反应,用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的方法。
要点二 仪器的选择与准备
1.主要仪器
上
0.01
酸式
碱式
酸性
强氧化性
2.滴定前准备
滴定管: →洗涤→ →装液→排气泡、调液面→记录。
锥形瓶:洗涤→装待测液→加指示剂。
查漏
润洗
3.滴定操作(以酸式滴定管为例)
管的活塞
滴定
锥形瓶内
溶液颜色
锥形瓶
4.滴定终点
滴入最后半滴标准液,溶液变色,且在半分钟内不恢复原来的颜色,停止滴定,并记录标准液的体积。
5.数据处理
按上述操作重复 次,根据每次所用标准液的体积计算待测液的物质的量浓度,最后求出待测液的物质的量浓度的 。
2～3
平均值
要点三 做好实验的关键
1.准确测定参加反应的酸、碱溶液的 。
2.选取适当的指示剂,准确判断 。
选取指示剂的要求:
(1)变色灵敏。
(2)颜色变化明显。
体积
滴定终点
要点四 实验误差分析
2.误差:若VA偏大→cB ;若VA偏小→cB 。
偏大
偏小
[示例] 某学生用已知物质的量浓度的盐酸来测定未知物质的量浓度的NaOH溶液时,选择甲基橙作指示剂。请回答下列问题。
(1)用标准盐酸滴定待测的NaOH溶液时,左手控制酸式滴定管的活塞,右手摇动锥形瓶,眼睛注视 ,直到加入半滴盐酸后,溶液由黄色变为橙色,并 为止。
锥形瓶中溶液颜色的变化
在半分钟内不变色
(2)下列操作可能使所测NaOH溶液的浓度数值偏小的是 (填字母)。
A.酸式滴定管未用标准盐酸润洗就直接注入标准盐酸
B.滴定前盛放NaOH溶液的锥形瓶用蒸馏水洗净后没有干燥
C.酸式滴定管在滴定前有气泡,滴定后气泡消失
D.读取盐酸体积时,开始仰视刻度线,滴定结束时俯视刻度线
D
(3)若滴定开始和结束时,酸式滴定管中的液面如图所示,则起始读数为
mL,终点读数为 mL,所用盐酸的体积为 mL。
0.00
26.10
26.10
(4)某学生根据3次实验分别记录有关数据如下表:
滴定 次数 待测NaOH 溶液的体积/mL 0.100 0 mol·L-1盐酸
滴定前 刻度/mL 滴定后 刻度/mL 溶液体
积/mL
第一次 25.00 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
依据上表数据列式计算该NaOH溶液的物质的量浓度: 。
0.104 4 mol·L-1
走向高考
1.(2021·广东卷,7)测定浓硫酸试剂中H2SO4含量的主要操作包括:①量取一定量的浓硫酸,稀释;②转移定容得待测液;③移取20.00 mL待测液,用
0.100 0 mol·L-1的NaOH溶液滴定。上述操作中,不需要用到的仪器为( )
[A] [B] [C] [D]
B
【解析】 题给实验操作中涉及溶液的配制,需要用到容量瓶;移取待测液,用0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液滴定,需要用到锥形瓶和碱式滴定管,不需要用到分液漏斗,故选B。
2.(2022·山东卷,6)实验室用基准Na2CO3配制标准溶液并标定盐酸浓度,应选甲基橙为指示剂,并以盐酸滴定Na2CO3标准溶液。下列说法错误的是( )
[A] 可用量筒量取25.00 mL Na2CO3标准溶液置于锥形瓶中
[B] 应选用配带塑料塞的容量瓶配制Na2CO3标准溶液
[C] 应选用烧杯而非称量纸称量Na2CO3固体
[D] 达到滴定终点时溶液显橙色
A
【解析】 量筒的精确度不高,不可用量筒量取Na2CO3标准溶液,应该用碱式滴定管或移液管量取 25.00 mL Na2CO3标准溶液置于锥形瓶中,A错误;
Na2CO3溶液显碱性,盛放Na2CO3溶液的容器不能用玻璃塞,以防腐蚀玻璃产生有黏性的硅酸钠溶液而将瓶塞粘住,故应选用配带塑料塞的容量瓶配制Na2CO3标准溶液,B正确;Na2CO3有吸水性且有一定的腐蚀性,故应选用烧杯而非称量纸称量Na2CO3固体,C正确;Na2CO3溶液显碱性,甲基橙滴入Na2CO3溶液中显黄色,当滴入最后半滴盐酸时,溶液由黄色突变为橙色且半分钟之内不变色即为滴定终点,故达到滴定终点时溶液显橙色,D正确。
3.(2024·浙江6月选考,20节选)纯化与分析:对粗产品(AlI3)纯化处理后得到产品,再采用银量法测定产品中I-含量以确定纯度。滴定原理为先用过量AgNO3标准溶液沉淀I-,再以NH4SCN标准溶液回滴剩余的Ag+。已知:
难溶电解质 AgI(黄色) AgSCN(白色) Ag2CrO4(红色)
溶度积常数Ksp 8.5×10-17 1.0×10-12 1.1×10-12
(1)从下列选项中选择合适的操作补全测定步骤。
称取产品1.020 0 g,用少量稀酸A溶解后转移至250 mL容量瓶,加水定容得待测溶液。取滴定管检漏、水洗→ →装液、赶气泡、调液面、读数→用移液管准确移取25.00 mL待测溶液加入锥形瓶→ → →加入稀酸B→用1.000×10-2 mol/L NH4SCN标准溶液滴定→ →读数。
a.润洗,从滴定管尖嘴放出液体
b.润洗,从滴定管上口倒出液体
c.滴加指示剂K2CrO4溶液
d.滴加指示剂硫酸铁铵[NH4Fe(SO4)2]溶液
e.准确移取25.00 mL 4.000×10-2 mol/L AgNO3标准溶液加入锥形瓶
f.滴定至溶液呈浅红色
g.滴定至沉淀变白色
a
e
d
f
【解析】 (1)润洗时,滴定管尖嘴部分也需要润洗;先加25.00 mL待测溶液,后加25.00 mL 4.000×10-2 mol/L AgNO3标准溶液,两者充分反应后,剩余的Ag+浓度较小,然后滴加硫酸铁铵[NH4Fe(SO4)2]溶液作指示剂,可以防止生成Ag2SO4沉淀;Ag2CrO4的溶度积常数与AgSCN的非常接近,因此,K2CrO4溶液不能用作指示剂,应该选用[NH4Fe(SO4)2]溶液,其中的Fe3+可以与过量的半滴NH4SCN标准溶液中的SCN-反应生成溶液呈红色的配合物,故滴定至溶液呈浅红色。综上所述,需要补全的操作步骤依次是a、e、d、f。
(2)加入稀酸B的作用是 。
抑制Fe3+发生水解反应,保证滴定终点的准确判断
【解析】(2)Fe3+和Al3+均易发生水解,[NH4Fe(SO4)2]溶液中含有Fe3+,为防止影响滴定终点的判断,必须抑制其发生水解,因此加入稀酸B的作用是抑制Fe3+发生水解反应,保证滴定终点的准确判断。
(3)三次滴定消耗NH4SCN标准溶液的平均体积为25.60 mL,则产品纯度为
。 [M(AlI3)=408 g/mol]
99.20%
【解析】 (3)由滴定步骤可知,25.00 mL 4.000×10-2 mol/L AgNO3标准溶液分别与AlI3溶液中的I-、1.000×10-2 mol/L NH4SCN标准溶液中的SCN-发生反应生成AgI和AgSCN,由Ag+守恒可知,n(AgI)+n(AgSCN)=n(AgNO3),则 n(AgI)=n(AgNO3)-n(AgSCN)=n(AgNO3)-n(NH4SCN);
1.氧化还原滴定
(1)原理。
以氧化剂(或还原剂)为滴定剂,直接滴定一些具有还原性(或氧化性)的物质,或者间接滴定一些本身并没有还原性或氧化性,但能与某些氧化剂或还原剂反应的物质。
(2)常用试剂。
①常见的用于滴定的氧化剂有KMnO4、I2、K2Cr2O7等。
②常见的用于滴定的还原剂有亚铁盐、草酸、维生素C、Na2S2O3等。
③指示剂:氧化还原滴定所用指示剂可归纳为三类,即
a.氧化还原指示剂。
b.专用指示剂,如在碘量法滴定中,淀粉溶液遇碘变蓝。
c.自身指示剂,如酸性高锰酸钾标准溶液滴定草酸时,滴定终点为溶液由无色变为浅红色。
(3)应用示例。
①酸性KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液。
②Na2S2O3溶液滴定碘液。
2.沉淀滴定
(1)原理。
利用离子间的沉淀反应进行滴定、测量的方法。
(2)试剂。
生成沉淀的离子反应很多,但适合沉淀滴定的很少。实际上应用最多的是银量法,即利用Ag+与卤素离子的反应来测定Cl-、Br-、I-浓度。
(3)指示剂。
3.配位滴定
(1)原理。
是以配体与金属离子以确定的比例发生配位反应为基础的一种滴定分析法,多用于金属离子含量的测定。
(2)试剂。
多用有机配位剂,如采用EDTA(乙二胺四乙酸)作配位剂测定金属离子。
(3)指示剂。
形成的配离子往往具有颜色或利用电学、光学方法以确定滴定终点。
4.返滴定
先加入一定量过量的滴定剂,等反应完成后,再用另一种标准溶液滴定剩余的滴定剂,这种滴定方式称为返滴定法。
针对训练
1.(2024·山东烟台月考)下列对几种具体的滴定分析(待测液置于锥形瓶内)中所用指示剂及滴定终点时的溶液颜色判断不正确的是( )
C
【解析】 Na2SO3溶液可使酸性KMnO4溶液褪色,当到达滴定终点时,溶液颜色由无色变为浅红色,不用另选指示剂,A正确;用Fe(NO3)3溶液作为指示剂,到达滴定终点时,Fe3+与SCN-反应生成Fe(SCN)3,溶液变为浅红色,B正确;
Fe3+与I-反应生成I2,淀粉遇I2变为蓝色,用淀粉溶液作为指示剂,溶液始终为蓝色,无法判定滴定终点,C不正确;盐酸中加入酚酞溶液,溶液为无色,当到达滴定终点时,酚酞遇碱溶液会变为浅红色,D正确。
2.“消洗灵”是具有消毒、杀菌、漂白和洗涤等综合功效的固体粉末,消毒原理与“84”消毒液相似,化学组成可以表示为Na10P3O13Cl·5H2O(磷酸三钠次氯酸钠)。实验室利用氯气与Na3PO4、Na2HPO4的混合液反应,制得Na10P3O13Cl·5H2O粗品。
已知:Na10P3O13Cl·5H2O 的摩尔质量为 656.5 g·mol-1。
产品纯度测定操作如下:
(ⅰ)取a g待测试样溶于蒸馏水配成250 mL溶液。
(ⅱ)取25.00 mL待测液于锥形瓶中,加入10 mL 2 mol·L-1稀硫酸、25 mL 0.1 mol·L-1碘化钾溶液(过量),此时溶液出现棕色。
(ⅲ)滴入3滴5%指示剂溶液,用0.05 mol·L-1硫代硫酸钠溶液滴定至终点,平行滴定三次,平均消耗20.00 mL。
淀粉溶液
当加入最后半滴硫代硫酸钠溶液后,溶液蓝色褪去且半分钟
内不恢复原色
偏大
3.乙二胺四乙酸二钠盐(EDTA)可以和Bi3+1∶1形成稳定的配合物。一种测定浸出液中Bi3+浓度的方法如下:取25 mL浸出液,调节pH=1,滴入 2滴二甲酚橙作指示剂(二甲酚橙:溶于水呈亮黄色,能和多种金属阳离子形成紫红色配合物),用0.010 00 mol/L的EDTA溶液滴定,到达滴定终点时,测得耗去标准液35.00 mL,则浸出液中Bi3+的浓度为 g/L,到达滴定终点的现象是
。
2.926
当滴入最后半滴EDTA溶液时,溶液由紫红色变为亮黄色,且半分钟内不恢复紫红色
【解析】 乙二胺四乙酸二钠盐(EDTA)和Bi3+ 1∶1形成稳定的配合物,
则n(EDTA)=n(Bi3+),得出c(EDTA)·V(EDTA)=c(Bi3+)·V(Bi3+),
0.010 00 mol/L×0.035 L=c(Bi3+)×0.025 L,
解得c(Bi3+)=0.014 mol/L=2.926 g/L,到达滴定终点,
Bi3+被消耗完全,颜色由紫红色变为亮黄色,
故到达滴定终点的现象为当滴入最后半滴EDTA溶液时,
溶液由紫红色变为亮黄色,且半分钟内不恢复紫红色。
思维建模
滴定终点判断
当滴入最后半滴××标准溶液后,溶液变成××色,且半分钟内不恢复原来的颜色。
解答此类题目注意三个关键点:
(1)最后半滴:必须说明是滴入“最后半滴”溶液。
(2)颜色变化:必须说明滴入“最后半滴”溶液后溶液“颜色的变化”。
(3)半分钟:必须说明溶液颜色变化后“半分钟内不再恢复原来的颜色”。
[A] 在等浓度的Na2A、NaHA溶液中,水的电离程度前者小于后者
[B] 向0.1 mol·L-1的H2A溶液中通入HCl气体(忽略溶液体积的变化)至pH=3,则H2A的电离度为0.013%
[C] 向H2A溶液中加入NaOH溶液至pH=11,则 c(A2-)>c(HA-)
[D] 取pH=a的H2A溶液10 mL,加蒸馏水稀释至 100 mL,则该溶液pH=a+1
B
阅读下列材料,完成2～4题。
①配制一定浓度的乙酸酐-苯溶液。
③加指示剂并用c mol·L-1NaOH-甲醇标准溶液滴定至终点,消耗标准溶液
V1 mL。
④在相同条件下,量取相同体积的乙酸酐-苯溶液,只加适量水使乙酸酐完全水解;加指示剂并用c mol·L-1NaOH-甲醇标准溶液滴定至终点,消耗标准溶液V2 mL。
2.(2023·山东卷,8)对于上述实验,下列做法正确的是( )
[A] 进行容量瓶检漏时,倒置一次即可
[B] 滴入半滴标准溶液,锥形瓶中溶液变色,即可判定达滴定终点
[C] 滴定读数时,应单手持滴定管上端并保持其自然垂直
[D] 滴定读数时,应双手一上一下持滴定管
C
【解析】 进行容量瓶检漏时,倒置一次,然后玻璃塞旋转180°后再倒置一次,故A错误;滴入半滴标准溶液,锥形瓶中溶液变色,且半分钟内不变回原色,才能判断到达滴定终点,故B错误;滴定读数时,应单手持滴定管上端无刻度处,并保持其自然垂直,故C正确,D错误。
3.(2023·山东卷,9)ROH样品中羟基含量(质量分数)计算正确的是( )
A
4.(2023·山东卷,10)根据上述实验原理,下列说法正确的是( )
[A] 可以用乙酸代替乙酸酐进行上述实验
[B] 若因甲醇挥发造成标准溶液浓度发生变化,将导致测定结果偏小
[C] 步骤③滴定时,不慎将锥形瓶内溶液溅出,将导致测定结果偏小
[D] 步骤④中,若加水量不足,将导致测定结果偏大
B
若甲醇挥发,则V1、V2都偏小,但V2偏小得多,故V2-V1偏小,则测定结果偏小,故B正确;步骤③滴定时,不慎将锥形瓶内溶液溅出,消耗氢氧化钠溶液的体积偏小,将导致测定结果偏大,故C错误;步骤④中,若加水量不足,生成乙酸的物质的量偏小,消耗氢氧化钠溶液的体积偏小,测定乙酸酐初始物质的量偏小,将导致测定结果偏小,故D错误。
5.(2023·广东卷,17节选)化学反应常伴随热效应。某些反应(如中和反应)的热量变化,其数值Q可通过量热装置测量反应前后体系温度变化,用公式Q=cρV总·ΔT计算获得。
盐酸浓度的测定:移取20.00 mL待测液,加入指示剂,用0.500 0 mol·L-1NaOH溶液滴定至终点,消耗NaOH溶液22.00 mL。
(1)上述滴定操作用到的仪器有 (填字母)。
AD
【解析】 (1)滴定操作需要用到的仪器有锥形瓶、酸式滴定管、碱式滴定管、铁架台等,故选A、D。
(2)该盐酸浓度为 mol·L-1。
0.550 0
6.(2022·河北卷,14)某研究小组为了更准确检测香菇中添加剂亚硫酸盐的含量,设计实验如下:
①三颈烧瓶中加入10.00 g香菇样品和400 mL水;锥形瓶中加入125 mL水、1 mL淀粉溶液,并预加 0.30 mL 0.010 00 mol·L-1的碘标准溶液,搅拌。
②以0.2 L·min-1流速通氮气,再加入过量磷酸,加热并保持微沸,同时用碘标准溶液滴定,至终点时滴定消耗了1.00 mL碘标准溶液。
③做空白实验,消耗了0.10 mL碘标准溶液。
④用适量Na2SO3替代香菇样品,重复上述步骤,测得SO2的平均回收率为95%。
回答下列问题。
(1)装置图中仪器a、b的名称分别为 、 。
(球形)冷凝管
酸式滴定管
【解析】 由题中信息可知,检测香菇中添加剂亚硫酸盐的含量的原理是用过量的磷酸与其中的亚硫酸盐反应生成SO2,用氮气将SO2排入锥形瓶中被水吸收,最后用碘标准溶液滴定,测出样品中亚硫酸盐含量。
(1)根据仪器a、b的结构可知,装置图中仪器
a、b的名称分别为球形冷凝管和酸式滴定管。
(2)三颈烧瓶适宜的规格为 (填字母)。
A.250 mL B.500 mL C.1 000 mL
C
。
(3)解释加入H3PO4,能够生成SO2的原因:
(4)滴定管在使用前需要 、洗涤、润洗;滴定终点时溶液的颜色为 ;滴定反应的离子方程式为 。
检验其是否漏水
蓝色
(5)若先加磷酸再通氮气,会使测定结果 (填“偏高”“偏低”或“无影响”)。
偏低
【解析】 (5)若先加磷酸再通氮气,则不能将装置中的空气及时排出,有部分亚硫酸盐和SO2被装置中的氧气氧化,碘标准溶液的消耗量将减少,因此会使测定结果偏低。
(6)该样品中亚硫酸盐含量为 mg·kg-1(以SO2计,结果保留三位有效数字)。
80.8
课时作业36 水的电离和溶液的pH
(时间:30分钟3 满分:100分)
一、选择题(共12小题,每小题6分,共72分)
1.(2024·江苏徐州期末)水的离子积常数随着温度的变化关系如下表:
温度/℃ 25 50 75 100
Kw/(×10-14) 1.0 5.5 20.0 56.0
下列说法正确的是( )
[A] 纯水中c(H+)的大小与温度无关
[B] 水的电离度α(50 ℃)<α(75 ℃)
[C] 100 ℃时某溶液的c(OH-)=1.0×10-7 mol·L-1,该溶液呈中性
[D] 25 ℃时,0.01 mol·L-1 NaOH溶液中,Kw(H2O)=1.0×10-12
B
2.(2024·山东临沂阶段检测)下列有关溶液的酸碱性与pH的说法错误的是
( )
[A] 溶液pH越小,酸性越强,反之,碱性越强
[B] pH<7的溶液可能呈酸性
[C] 当溶液中的c(H+)或c(OH-)较小时,用pH表示其酸碱性更为方便
[D] 用广泛pH试纸测得Na2CO3溶液的pH=10.6
D
【解析】 广泛pH试纸测得的pH为整数,D项错误。
3.常温下,下列溶液的pH最大的是( )
[A] 0.02 mol/L氨水与水等体积混合后的溶液
[B] pH=2的盐酸与pH=12的NaOH溶液等体积混合后的溶液
[C] 0.02 mol/L盐酸与0.02 mol/L氨水等体积混合后的溶液
[D] 0.01 mol/L盐酸与0.03 mol/L氨水等体积混合后的溶液
A
【解析】 D项混合后得到0.01 mol/L NH3·H2O和 0.005 mol/L NH4Cl的混合溶液,相当于向A项溶液中加入NH4Cl,因而D项溶液的pH比A项溶液的小。
4.(2024·山东潍坊期末)某温度下,向pH=6的蒸馏水中加入NaHSO4晶体,保持温度不变,测得溶液的pH为2。下列对该溶液的叙述正确的是( )
[A] 该温度高于25 ℃
[B] 由水电离出来的H+的浓度是1.0×10-12 mol/L
[C] 加入NaHSO4晶体促进了水的电离
[D] 该温度下加入等体积pH=12的NaOH溶液可使该溶液恰好呈中性
A
5.常温时,纯水中由水电离出的c(H+)=a mol·L-1,pH=1的盐酸中由水电离出的c(H+)=b mol·L-1,0.1 mol·L-1的盐酸与0.1 mol·L-1的氨水等体积混合后,由水电离出的c(H+)=c mol·L-1,则a、b、c的关系正确的是( )
[A] a>b=c [B] c>a>b
[C] c>b>a [D] b>c>a
B
【解析】 盐酸抑制水的电离,所以ba,故B正确。
6.在25 ℃时,关于下列溶液混合后溶液pH的说法中正确的是( )
[A] pH=10与pH=12的NaOH溶液等体积混合,溶液的pH约为11
[B] pH=5的盐酸稀释1 000倍,溶液的pH=8
[C] pH=2的H2SO4溶液与pH=12的NaOH溶液等体积混合,溶液的pH=7
[D] pH=12的NH3·H2O溶液与pH=2的HCl溶液等体积混合,溶液的pH=7
C
[A] 常温下,CH3COOH的电离常数约为10-5
[B] M点时加入氢氧化钠溶液的体积为20.00 mL
[C] 若N点为40 mL,所得溶液中:c(Na+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)
[D] 从M到N,水的电离程度逐渐变大
A
当N点加入NaOH溶液40 mL时,所得溶液为等浓度的CH3COONa和NaOH的混合溶液,根据元素守恒可得c(Na+)=2[c(CH3COO-)+c(CH3COOH)],C错误;M点之后,当V(NaOH溶液)>20 mL后,水的电离受到抑制,电离程度又会逐渐变小,D错误。
8.25 ℃时,体积为Va、pH=a的某一元强酸溶液与体积为Vb、pH=b的某一元强碱溶液均匀混合后,溶液的pH=7,已知b=6a,Va[A] a可能等于1
[B] a一定大于2
[C] a一定小于2
[D] a一定等于2
C
9.某温度时水的离子积常数Kw=10-13,在此温度下将同浓度的NaOH溶液与稀硫酸按体积比3∶1混合,若所得混合液pH=12,则原溶液的浓度为( )
[A] 0.40 mol/L [B] 0.20 mol/L
[C] 0.04 mol/L [D] 0.50 mol/L
A
10.T ℃时,水的离子积常数Kw=10-13,该温度下,V1 mL pH=12的Ba(OH)2稀溶液与V2 mL pH=2 的稀硫酸充分反应(混合后的体积变化忽略不计),恢复到
T ℃,测得混合溶液的pH=3,则V1∶V2的值为( )
[A] 9∶101 [B] 99∶101
[C] 1∶100 [D] 1∶10
A
11.(2024·辽宁大连模拟)常温下,向20 mL 1.0 mol·L-1 HA溶液中逐滴加入
1.0 mol·L-1的NaOH溶液,溶液中水电离出的H+浓度随加入NaOH溶液的体积变化如图所示,下列说法不正确的是( )
[A] HA的电离平衡常数约为10-8
[B] b点时加入NaOH溶液的体积小于10 mL
[C] c点溶液中离子浓度的大小关系为c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+)
[D] d点溶液的pH=7
D
12.常温下,往20 mL 0.1 mol/L CH3COOH溶液中滴加等浓度的NaOH溶液,由水电离出的氢氧根离子浓度随滴入NaOH溶液体积的变化如图所示。下列说法正确的是( )
[A] 该CH3COOH溶液的电离度为10%
[B] b、d两点溶液的pH相等
[C] V1>20
[D] c点对应溶液的pH为9
D
10∶1
二、非选择题(共2小题,共28分)
13.(12分,每空3分)已知水在25 ℃和100 ℃时,其电离平衡曲线如图所示:
(1)25 ℃时,将pH=9的NaOH溶液与pH=4的硫酸溶液混合,所得混合溶液的pH=7,则NaOH溶液与硫酸溶液的体积比为 。
【解析】 (1)25 ℃时,pH=9的NaOH溶液中 c(OH-)=10-5 mol/L,
pH=4的H2SO4溶液中 c(H+)=10-4 mol/L,若所得混合溶液的pH=7,
则c(OH-)·V(NaOH溶液)=c(H+)·V(H2SO4溶液),
故 V(NaOH溶液)∶V(H2SO4溶液)=c(H+)∶c(OH-)=10∶1。
(2)100 ℃时,若100体积pH=a的某强酸溶液与1体积pH=b的某强碱溶液混合后溶液呈中性,则a与b之间应满足的关系是 。
a+b=14
【解析】(2)100 ℃时,水的离子积常数Kw=10-12。100体积pH=a的某强酸溶液中c(H+)=10-a mol/L,1体积pH=b的某强碱溶液中c(OH-)=10b-12 mol/L,混合后溶液呈中性,100×10-a=1×10b-12,2-a=b-12,所以a+b=14。
(3)曲线A所对应的温度下,pH=2的HCl溶液和pH=11的BOH溶液中,若水的电离程度分别用α1、α2表示,则α1
(填“大于”“小于”或“等于”)α2。
小于
【解析】 (3)曲线A所对应的温度是25 ℃,pH=2的HCl溶液中,c水(H+)=
10-12 mol/L,pH=11的BOH溶液中,c水(H+)=10-11 mol/L,水电离产生的H+的浓度越大,水的电离程度就越大,则α1<α2。
(4)曲线B对应的温度下,将0.02 mol/L Ba(OH)2溶液与等物质的量浓度的NaHSO4溶液等体积混合后,混合溶液的
pH= 。
10
14.(16分,每空2分)回答下列问题。
(1)某温度(t ℃)时,水的Kw=1×10-12,则该温度 (填“>”“<”或“=”)
25 ℃,其理由是 。
>
【解析】 (1)常温(25 ℃)时,水的Kw=1×10-14,某温度(t ℃)时,水的Kw=
1×10-12,水的电离被促进,则该温度大于25 ℃,其理由是电离吸热,温度升高,Kw变大。
电离吸热,温度升高,Kw变大
(2)该温度下,c(H+)=1×10-7 mol/L的溶液呈 (填“酸性”“碱性”或“中性”);若该溶液中只存在NaOH溶质,则由H2O电离出来的c(OH-)=
。
碱性
1×10-7 mol/L
(3)实验室用Zn和稀硫酸制取H2,反应时溶液中水的电离平衡 (填
“向左”“向右”或“不”,下同)移动。在新制饱和氯水中加入少量NaCl固体,水的电离平衡 移动。
向右
向右
(4)25 ℃时,pH=4的盐酸中水的电离程度 (填“大于”“小于”或“等于”)
pH=10的Ba(OH)2溶液中水的电离程度。
等于
(5)将此温度(t ℃)下pH=1的H2SO4溶液a L与pH=11的NaOH溶液b L混合,若所得混合液pH=2,则a∶b= 。
11∶9
课时作业37 中和滴定及其拓展应用
(时间:30分钟 满分:70分)
一、选择题(共9小题,每小题6分,共54分)
1.下列有关滴定实验的说法正确的是( )
[A] 用碱式滴定管量取18.20 mL KMnO4溶液
[B] 用标准盐酸滴定待测氨水时,最好选用酚酞作指示剂
[C] 酸碱中和滴定的滴定终点一定是反应液的中性点
[D] 中和滴定时,盛装待测液的锥形瓶如果用待测液润洗,会使测定结果偏高
D
【解析】 碱式滴定管的下端为胶管,易被氧化,具有氧化性的KMnO4溶液应该用酸式滴定管量取,故A错误;用标准盐酸滴定待测氨水时,滴定终点时溶液呈酸性,最好选用甲基橙作指示剂,故B错误;滴定终点时酸和碱恰好完全反应,若是强酸、强碱反应,溶液呈中性,若是强酸、弱碱反应,溶液呈酸性,若是弱酸、强碱反应,溶液呈碱性,故C错误;中和滴定时,盛装待测液的锥形瓶如果用待测液润洗,滴定过程中消耗标准液体积偏大,导致测定结果偏高,故D正确。
2.(2024·天津和平区统考模拟)用标准盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液,下列各操作中,不会引起实验误差的是( )
[A] 用甲基橙作指示剂,当溶液由黄色变为橙色,立即读数,停止滴定
[B] 用蒸馏水洗净锥形瓶后,再用NaOH溶液润洗后装入一定体积的NaOH
溶液
[C] 取10.00 mL NaOH溶液放入洗净的锥形瓶中,再加入适量蒸馏水
[D] 取10.00 mL NaOH溶液放入锥形瓶后,把碱式滴定管尖嘴处液滴吹去
C
【解析】 当溶液由黄色变为橙色不能立即读数,必须等到溶液颜色半分钟内不再变化,才是滴定终点,故A错误;用蒸馏水洗净锥形瓶后,再用NaOH溶液润洗后装入一定体积的NaOH溶液,会使NaOH溶液的用量偏多,测定结果偏高,故B错误;取10.00 mL NaOH溶液放入锥形瓶后,把碱式滴定管尖嘴处液滴吹去,会使得取用的NaOH溶液偏少,测定结果偏低,故D错误。
3.常温下,用1.0 mol·L-1的NaOH溶液中和某浓度的H2SO4溶液,所得溶液的pH和所用NaOH溶液体积的关系如图所示,则原H2SO4溶液的物质的量浓度及完全反应后溶液的体积(忽略反应前后溶液体积的变化)分别是( )
[A] 1.0 mol·L-1,20 mL
[B] 0.5 mol·L-1,40 mL
[C] 0.5 mol·L-1,80 mL
[D] 1.0 mol·L-1,80 mL
C
【解析】 滴定前H2SO4溶液的pH=0,则 c(H2SO4)=0.5 mol·L-1,当pH=7时 V(NaOH)=40 mL,通过计算可知原H2SO4溶液的体积为40 mL,故两者完全反应后溶液的体积为80 mL。
4.(2024·广东珠海月考)实验室常用基准物质Na2C2O4标定KMnO4溶液的浓度。将Na2C2O4溶液置于锥形瓶中,并加入稀硫酸,反应时温度不宜过高。为增大初始速率,常滴加几滴MnSO4溶液。下列说法错误的是( )
[A] 应选用碱式滴定管量取Na2C2O4溶液
[B] 加MnSO4溶液的作用是作为催化剂
[C] 若溶液温度过高、酸性过强,生成的草酸易分解,将导致测定结果偏高
D
【解析】 Na2C2O4为强碱弱酸盐,溶液呈碱性,所以应选用碱式滴定管量取Na2C2O4溶液,A正确;为增大初始速率,常滴加几滴MnSO4溶液,表明MnSO4能增大反应速率,从而说明MnSO4溶液的作用是作为催化剂,B正确;若溶液温度过高、酸性过强,生成的草酸易分解,从而导致滴定所用 KMnO4溶液的体积偏小,KMnO4溶液的浓度测定值偏高,C正确;
①甲醛中常含有微量甲酸,应先除去。取甲醛 a mL 于锥形瓶,加入1～2滴指示剂,用浓度为 b mol·L-1 的NaOH溶液滴定,滴定管的初始读数为V1 mL,当锥形瓶内溶液呈微红色时,滴定管的读数为V2 mL。
②向锥形瓶中加入饱和食盐水试样c mL,静置 1 min。
③用上述滴定管中剩余的NaOH溶液继续滴定锥形瓶内溶液,至溶液呈微红色时,滴定管的读数为V3 mL。
C
下列说法不正确的是( )
[A] 步骤①中的指示剂可以选用酚酞溶液
[C] 步骤②若不静置会导致测定结果偏高
6.食醋中含有醋酸等有机酸及少量氨基酸。食醋的酸度是指每100 mL食醋中含酸
(均折合成醋酸计)的质量。国家标准规定酿造食醋酸度不得低于3.5 g/100 mL。可用滴定法测定食醋的酸度。某小组同学量取10.00 mL自制食醋样品稀释至250.00 mL
(溶液几乎无色),每次量取25.00 mL于锥形瓶中,加入3.00 mL中性甲醛溶液(掩蔽氨基的碱性),以酚酞为指示剂,用0.100 0 mol/L NaOH标准溶液滴定,滴定管读数记录如
下表。
NaOH溶液的体积 第一次 第二次 第三次
滴定前NaOH溶液的体积读数/mL 0.00 1.00 2.00
滴定后NaOH溶液的体积读数/mL 9.90 11.00 12.10
下列说法不正确的是( )
[A] 醋酸易溶于水与“醋酸分子和水分子之间能形成氢键”有关
[B] 锥形瓶中溶液由无色变为粉红色,且半分钟内不褪色时停止滴定
[C] 该自制食醋样品的酸度不符合国家标准
[D] 若不加甲醛溶液,测定结果会偏低
C
【解析】 醋酸分子与水分子间存在氢键,使得醋酸易溶于水,故A正确;
NaOH溶液滴定CH3COOH溶液,以酚酞为指示剂,滴定结束时溶液由无色变成粉红色,且半分钟内不褪色,故B正确;三次消耗的NaOH溶液的体积分别为9.90 mL、10.00 mL、10.10 mL,三次滴定数据均有效,
[A] b为滴定终点
[B] ab段电流减小是因为离子浓度降低
[C] 该反应可不用指示剂,根据电流就可以判断滴定情况
[D] 若碘液中含有38.1 g的I2,硫代硫酸钠溶液的浓度为0.5 mol·L-1
B
8.25 ℃时,用0.100 0 mol·L-1的NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L-1的一元强酸甲溶液和一元弱酸乙溶液,滴定曲线如图所示。下列有关判断正确的是( )
[A] 曲线Ⅰ代表的滴定最好选用甲基橙作指示剂
[B] 曲线Ⅱ为NaOH溶液滴定一元弱酸乙溶液
[C] 电离常数Ka(乙)=1.01×10-5
[D] 图像中的x>20.00
C
9.(2024·天津南开中学统练)实验小组用双指示剂法准确测定NaOH样品(杂质为Na2CO3)的纯度。步骤如下:
①称取m g样品,配制成100 mL溶液;
②取出25 mL溶液置于锥形瓶中,加入2滴酚酞溶液,用浓度为c mol·L-1的盐酸滴定至溶液恰好褪色(溶质为NaCl和NaHCO3),消耗盐酸体积为V1 mL;
③滴入2滴甲基橙溶液,继续滴定至终点,消耗盐酸体积为V2 mL。
下列说法正确的是( )
[A] ①中配制溶液时,需在容量瓶中加入 100 mL 水
C
[D] 配制溶液时放置时间过长,会导致最终测定结果偏高
二、非选择题(共1小题,共16分)
10.(16分,每空2分)(2024·湖南常德质量检测)为测定NaOH溶液的浓度,进行如下实验:用标准盐酸进行滴定。
(1)配制100 mL 0.100 0 mol/L标准盐酸所需仪器除量筒、小烧杯、玻璃棒、胶头滴管外,还需要 。
100 mL容量瓶
【解析】 (1)配制100 mL 0.100 0 mol/L标准盐酸,需要的仪器有量筒、小烧杯、玻璃棒、胶头滴管、100 mL容量瓶。
(2)用 量取20.00 mL待测NaOH溶液放入锥形瓶中,滴加2～3滴酚酞溶液作指示剂,用标准盐酸进行滴定。为减小实验误差,进行了三次实验,假设每次所取NaOH溶液体积均为20.00 mL,三次实验结果如下表:
实验次数 第一次 第二次 第三次
消耗盐酸溶液体积/mL 19.00 23.00 23.04
该NaOH溶液的浓度约为 。
0.115 1 mol/L
碱式滴定管
(3)滴定时边滴边摇动锥形瓶,眼睛 。判断到达滴定终点的实验现象是滴加最后半滴标准液,溶液由 ,且半分钟内不变色。
注视锥形瓶内溶液颜色的变化
浅红色变为无色
(4)下列操作会造成测定结果(待测NaOH溶液浓度值)偏低的有 (填字母)。
A.配制标准溶液定容时,加水超过刻度
B.锥形瓶水洗后直接装待测液
C.酸式滴定管水洗后未用标准盐酸润洗
D.滴定到达终点时,俯视读出滴定管读数
E.摇动锥形瓶时有少量液体溅出瓶外
DE
【解析】(4)配制标准溶液定容时,加水超过刻度,导致 c(HCl)减小,V(HCl)增大,c(NaOH)偏高,故A不符合题意;锥形瓶水洗后直接装待测液,对测定结果无影响,故B不符合题意;酸式滴定管水洗后未用标准盐酸润洗,导致c(HCl)减小,V(HCl)增大,c(NaOH)偏高,故C不符合题意;滴定到达终点时,俯视读出滴定管读数,导致V(HCl)减小,c(NaOH)偏低,故D符合题意;摇动锥形瓶时有少量液体溅出瓶外,相当于减少了氢氧化钠的量,消耗盐酸的体积偏小,
c(NaOH)偏低,故E符合题意。
淀粉溶液
酸式
【解析】 (5)淀粉遇I2显蓝色,可以选用淀粉溶液作为指示剂;高锰酸钾溶液有氧化性,能腐蚀碱式滴定管上的橡胶管,所以用酸性滴定管盛放高锰酸钾溶液。课时作业36 水的电离和溶液的pH
(时间:30分钟 满分:100分)
一、选择题(共12小题,每小题6分,共72分)
1.(2024·江苏徐州期末)水的离子积常数随着温度的变化关系如下表:
温度/℃ 25 50 75 100
Kw/(×10-14) 1.0 5.5 20.0 56.0
下列说法正确的是( )
[A] 纯水中c(H+)的大小与温度无关
[B] 水的电离度α(50 ℃)<α(75 ℃)
[C] 100 ℃时某溶液的c(OH-)=1.0×10-7 mol·L-1,该溶液呈中性
[D] 25 ℃时,0.01 mol·L-1 NaOH溶液中,Kw(H2O)=1.0×10-12
2.(2024·山东临沂阶段检测)下列有关溶液的酸碱性与pH的说法错误的是( )
[A] 溶液pH越小,酸性越强,反之,碱性越强
[B] pH<7的溶液可能呈酸性
[C] 当溶液中的c(H+)或c(OH-)较小时,用pH表示其酸碱性更为方便
[D] 用广泛pH试纸测得Na2CO3溶液的pH=10.6
3.常温下,下列溶液的pH最大的是( )
[A] 0.02 mol/L氨水与水等体积混合后的溶液
[B] pH=2的盐酸与pH=12的NaOH溶液等体积混合后的溶液
[C] 0.02 mol/L盐酸与0.02 mol/L氨水等体积混合后的溶液
[D] 0.01 mol/L盐酸与0.03 mol/L氨水等体积混合后的溶液
4.(2024·山东潍坊期末)某温度下,向pH=6的蒸馏水中加入NaHSO4晶体,保持温度不变,测得溶液的pH为2。下列对该溶液的叙述正确的是( )
[A] 该温度高于25 ℃
[B] 由水电离出来的H+的浓度是1.0×10-12 mol/L
[C] 加入NaHSO4晶体促进了水的电离
[D] 该温度下加入等体积pH=12的NaOH溶液可使该溶液恰好呈中性
5.常温时,纯水中由水电离出的c(H+)=a mol·L-1,pH=1的盐酸中由水电离出的c(H+)=
b mol·L-1,0.1 mol·L-1的盐酸与0.1 mol·L-1的氨水等体积混合后,由水电离出的c(H+)=
c mol·L-1,则a、b、c的关系正确的是( )
[A] a>b=c [B] c>a>b
[C] c>b>a [D] b>c>a
6.在25 ℃时,关于下列溶液混合后溶液pH的说法中正确的是( )
[A] pH=10与pH=12的NaOH溶液等体积混合,溶液的pH约为11
[B] pH=5的盐酸稀释1 000倍,溶液的pH=8
[C] pH=2的H2SO4溶液与pH=12的NaOH溶液等体积混合,溶液的pH=7
[D] pH=12的NH3·H2O溶液与pH=2的HCl溶液等体积混合,溶液的pH=7
7.若用AG表示溶液的酸度,AG的定义为AG=lg 。常温下实验室中用0.01 mol/L的氢氧化钠溶液滴定20.00 mL 0.01 mol/L CH3COOH溶液,滴定过程如图所示,下列叙述正确的是( )
[A] 常温下,CH3COOH的电离常数约为10-5
[B] M点时加入氢氧化钠溶液的体积为20.00 mL
[C] 若N点为40 mL,所得溶液中:c(Na+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)
[D] 从M到N,水的电离程度逐渐变大
8.25 ℃时,体积为Va、pH=a的某一元强酸溶液与体积为Vb、pH=b的某一元强碱溶液均匀混合后,溶液的pH=7,已知b=6a,Va[A] a可能等于1 [B] a一定大于2
[C] a一定小于2 [D] a一定等于2
9.某温度时水的离子积常数Kw=10-13,在此温度下将同浓度的NaOH溶液与稀硫酸按体积比3∶1混合,若所得混合液pH=12,则原溶液的浓度为( )
[A] 0.40 mol/L [B] 0.20 mol/L
[C] 0.04 mol/L [D] 0.50 mol/L
10.T ℃时,水的离子积常数Kw=10-13,该温度下,V1 mL pH=12的Ba(OH)2稀溶液与V2 mL pH=2的稀硫酸充分反应(混合后的体积变化忽略不计),恢复到T ℃,测得混合溶液的pH=3,则V1∶V2的值为( )
[A] 9∶101 [B] 99∶101
[C] 1∶100 [D] 1∶10
11.(2024·辽宁大连模拟)常温下,向20 mL 1.0 mol·L-1 HA溶液中逐滴加入1.0 mol·L-1的NaOH溶液,溶液中水电离出的H+浓度随加入NaOH溶液的体积变化如图所示,下列说法不正确的是( )
[A] HA的电离平衡常数约为10-8
[B] b点时加入NaOH溶液的体积小于10 mL
[C] c点溶液中离子浓度的大小关系为c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+)
[D] d点溶液的pH=7
12.常温下,往20 mL 0.1 mol/L CH3COOH溶液中滴加等浓度的NaOH溶液,由水电离出的氢氧根离子浓度随滴入NaOH溶液体积的变化如图所示。下列说法正确的是( )
[A] 该CH3COOH溶液的电离度为10%
[B] b、d两点溶液的pH相等
[C] V1>20
[D] c点对应溶液的pH为9
二、非选择题(共2小题,共28分)
13.(12分,每空3分)已知水在25 ℃和100 ℃时,其电离平衡曲线如图所示:
(1)25 ℃时,将pH=9的NaOH溶液与pH=4的硫酸溶液混合,所得混合溶液的pH=7,则NaOH溶液与硫酸溶液的体积比为 。
(2)100 ℃时,若100体积pH=a的某强酸溶液与1体积pH=b的某强碱溶液混合后溶液呈中性,则a与b之间应满足的关系是 。
(3)曲线A所对应的温度下,pH=2的HCl溶液和pH=11的BOH溶液中,若水的电离程度分别用α1、α2表示,则α1 (填“大于”“小于”或“等于”)α2。
(4)曲线B对应的温度下,将0.02 mol/L Ba(OH)2溶液与等物质的量浓度的NaHSO4溶液等体积混合后,混合溶液的pH= 。
14.(16分,每空2分)回答下列问题。
(1)某温度(t ℃)时,水的Kw=1×10-12,则该温度 (填“>”“<”或“=”)25 ℃,其理由是 。
(2)该温度下,c(H+)=1×10-7 mol/L的溶液呈 (填“酸性”“碱性”或“中性”);若该溶液中只存在NaOH溶质,则由H2O电离出来的 c(OH-)= 。
(3)实验室用Zn和稀硫酸制取H2,反应时溶液中水的电离平衡 (填“向左”“向右”或“不”,下同)移动。在新制饱和氯水中加入少量NaCl固体,水的电离平衡 移动。
(4)25 ℃时,pH=4的盐酸中水的电离程度 (填“大于”“小于”或“等于”)pH=10的Ba(OH)2溶液中水的电离程度。
(5)将此温度(t ℃)下pH=1的H2SO4溶液a L与pH=11的NaOH溶液b L混合,若所得混合液pH=2,则a∶b= 。
课时作业36 水的电离和溶液的pH
1.B 由表中数据可知随温度的升高,Kw逐渐增大,则水的电离程度增大,电离产生的c(H+)增大,故A错误;由表中数据可知随温度的升高,Kw逐渐增大,则水的电离程度增大,即α(50 ℃)<α(75 ℃),故B正确;由表中数据可知,100 ℃时,Kw=56.0×10-14,c(OH-)=1.0×10-7 mol·L-1,则 c(H+)= mol·L-1=5.6×10-6 mol·L-1>c(OH-),溶液呈酸性,故C错误;由表中数据可知,25 ℃时,Kw(H2O)=1.0×10-14,温度不变,Kw不变,故D错误。
2.D 广泛pH试纸测得的pH为整数,D项错误。
3.A D项混合后得到0.01 mol/L NH3·H2O和 0.005 mol/L NH4Cl的混合溶液,相当于向A项溶液中加入NH4Cl,因而D项溶液的pH比A项溶液的小。
4.A 某温度下蒸馏水的pH=6,所以Kw=1.0×10-12,25 ℃时的Kw=1.0×10-14,所以该温度高于25 ℃,故A正确;由pH为2可知,c(H+)=1.0×10-2 mol/L,则c水(H+)=c水(OH-)==
mol/L=1.0×10-10 mol/L,故B错误;NaHSO4能完全电离出氢离子,相当于一元强酸,抑制水的电离,故C错误;因为Kw=1.0×10-12,所以应加入等体积pH=10的NaOH溶液,才能使该溶液恰好呈中性,故D错误。
5.B 盐酸抑制水的电离,所以ba,故B正确。
6.C c混合(OH-)= mol/L≈5.0×10-3 mol/L,c混合(H+)= mol/L=2×10-12 mol/L,pH=-lg (2×10-12)=12-lg 2≈11.7,A错误;pH=5的盐酸稀释1 000倍后,溶液的pH<7,B错误;pH=2的H2SO4溶液中 c(H+)=0.01 mol/L,pH=12的NaOH溶液中 c(OH-)=0.01 mol/L,两者等体积混合所得溶液pH=7,C正确;pH=12的NH3·H2O溶液中,NH3·H2O 部分电离,c(NH3·H2O)>0.01 mol/L,pH=2的HCl溶液中,c(H+)=0.01 mol/L,两者等体积混合后有NH3·H2O剩余,溶液pH>7,D错误。
7.A 常温下,CH3COOH溶液的AG=lg =7,即=107,而Kw=c(H+)·c(OH-)=10-14,两式联立可得 c(H+)=10-3.5 mol/L,即在CH3COOH溶液中,c(CH3COO-)≈c(H+)=10-3.5 mol/L,故CH3COOH的电离常数Ka=≈=10-5,A正确;M点的AG=lg =0,即=1,则c(H+)=c(OH-),溶液显中性,而当加入NaOH溶液20.00 mL时,NaOH和CH3COOH恰好完全中和,得到醋酸钠溶液,溶液应显碱性,B错误;当N点加入NaOH溶液40 mL时,所得溶液为等浓度的CH3COONa和NaOH的混合溶液,根据元素守恒可得c(Na+)=2[c(CH3COO-)+c(CH3COOH)],C错误;M点之后,当V(NaOH溶液)>20 mL 后,水的电离受到抑制,电离程度又会逐渐变小,D错误。
8.C 由b=6a>7得a>,由混合溶液的pH=7得n(H+)=n(OH-),即Va×10-a=Vb×1,得=10a+b-14,由于Va9.A 某温度时水的离子积常数Kw=10-13,设NaOH溶液与稀硫酸的浓度均为c,体积分别为3V和V,NaOH溶液中 c(OH-)=c,硫酸中c(H+)=2c,所得混合液pH=12,即 c混(H+)=10-12 mol/L,c混(OH-)== mol/L=0.1 mol/L,碱过量,混合后c混(OH-)==0.1 mol/L,解得c=0.40 mol/L。
10.A T ℃时,水的离子积常数Kw=10-13,该温度下,V1 mL pH=12的Ba(OH)2稀溶液中c(H+)=10-12 mol·L-1,则c(OH-)=10-1 mol·L-1;V2 mL pH=2的稀硫酸中 c(H+)=10-2 mol·L-1,二者反应后恢复到 T ℃,测得混合溶液的pH=3,c(H+)=10-3 mol·L-1,说明酸过量,则c(H+)= mol·L-1=10-3 mol·L-1,解得V1∶V2=9∶101。
11.D a点表示1.0 mol·L-1 HA溶液中由水电离出氢离子浓度为10-10 mol·L-1,则 c(OH-)=
10-10 mol·L-1,c(H+)=10-4 mol·L-1,则HA的电离常数约为=10-8,A正确;当加入10 mL NaOH溶液时,溶液为等物质的量浓度的NaA和HA的混合溶液,HA的电离常数为10-8,A-的水解常数为=10-6,则A-的水解程度大于HA的电离程度,此时溶液显碱性,而b点溶液显中性,则b点时加入NaOH溶液的体积小于10 mL,B正确;c点恰好为NaA溶液,A-水解使溶液显碱性,此时溶液中离子浓度的大小关系为c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+),
C正确;d点溶液显碱性,pH>7,D错误。
12.D 没有加入NaOH溶液时,水电离出的c(OH-)=1×10-11 mol/L,则溶液中c(H+)=1×10-3 mol/L,该醋酸溶液的电离度为×100%=1%,A错误;分析题图可知,b点溶液的pH为7,d点溶液的pH大于9,b、d两点溶液的pH不相等,B错误;c点水电离出的c(OH-)最大,即溶液溶质为CH3COONa,酸、碱恰好完全反应,则 V1=20,C错误;c点水电离出的c(OH-)=1×10-5 mol/L,溶液中c(H+)=1×10-9 mol/L,pH=9,D正确。
13.【答案】 (1)10∶1 (2)a+b=14 (3)小于 (4)10
【解析】 (1)25 ℃时,pH=9的NaOH溶液中 c(OH-)=10-5 mol/L,pH=4的H2SO4溶液中 c(H+)=10-4 mol/L,若所得混合溶液的pH=7,则c(OH-)·V(NaOH溶液)=c(H+)·V(H2SO4溶液),故 V(NaOH溶液)∶V(H2SO4溶液)=c(H+)∶c(OH-)=10∶1。
(2)100 ℃时,水的离子积常数Kw=10-12。100体积pH=a的某强酸溶液中c(H+)=10-a mol/L,1体积pH=b的某强碱溶液中c(OH-)=10b-12 mol/L,混合后溶液呈中性,100×10-a=1×10b-12,2-a=b-12,所以a+b=14。
(3)曲线A所对应的温度是25 ℃,pH=2的HCl溶液中,c水(H+)=10-12 mol/L,pH=11的BOH溶液中,c水(H+)=10-11 mol/L,水电离产生的H+的浓度越大,水的电离程度就越大,则α1<α2。
(4)混合溶液中c(OH-)= mol/L=0.01 mol/L,由于该温度下水的离子积常数 Kw=10-12,所以c(H+)=10-10 mol/L,所得混合溶液的pH=10。
14.【答案】 (1) > 电离吸热,温度升高,Kw变大
(2)碱性 1×10-7 mol/L
(3)向右 向右
(4)等于
(5)11∶9
【解析】 (1)常温(25 ℃)时,水的Kw=1×10-14,某温度(t ℃)时,水的Kw=1×10-12,水的电离被促进,则该温度大于25 ℃,其理由是电离吸热,温度升高,Kw变大。
(2)该温度下,c(H+)=1×10-7 mol/L的溶液中,c(OH-)== mol/L=10-5 mol/L,c(OH-)>
c(H+),溶液呈碱性;若该溶液中只存在NaOH溶质,则由H2O电离出来的c(OH-)=c(H+)=
1×10-7 mol/L。
(3)酸溶液中水的电离被抑制,氢离子浓度越大,酸性越强,水电离程度越小。实验室用Zn和稀硫酸制取H2,消耗氢离子,则有利于水电离,即反应时溶液中水的电离平衡向右移动。在新制饱和氯水中存在Cl2+H2OH++Cl-+HClO,加入少量NaCl固体,增大氯离子浓度,Cl2+H2OH++Cl-+HClO的平衡向左移动,氢离子浓度下降,有利于水电离,即水的电离平衡向右移动。
(4)25 ℃时,pH=4的盐酸中c(OH-)== mol/L=10-10 mol/L,则由H2O电离出来的c(H+)=c(OH-)=10-10 mol/L,pH=10的Ba(OH)2溶液中H2O电离出来的c(H+)=10-10 mol/L,则二者中水的电离程度相等。
(5)pH=1的H2SO4溶液中c(H+)=0.1 mol/L,t ℃下pH=11的NaOH溶液中 c(OH-)==
mol/L=0.1 mol/L,混合后所得溶液pH=2,则混合溶液c(H+)=0.01 mol/L,则=0.01 mol/L,则a∶b=11∶9。
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