高中化學魯科版選修4教學案：第3章 第1節(jié) 第2課時 溶液的酸堿性與pH Word版含解析

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1、 精品資料 第2課時 溶液的酸堿性與pH [課標要求] 1．了解溶液的酸堿性與溶液中[H＋]和[OH－]的關系。 2．知道pH的定義，了解溶液的酸堿性與pH的關系。 3．能夠進行有關pH的簡單計算。 1．在水溶液中，[H＋]＝[OH－]，溶液呈中性；[H＋]>[OH－]，溶液呈酸性； [H＋]<[OH－]，溶液呈堿性。 2．室溫下[H＋]＝10－7 mol·L－1，溶液呈中性；[H＋]>10－7 mol·L－1，溶液呈酸性；[H＋]<10－7 mol·L－1，溶液呈堿性。[H＋]越大，溶液酸性越強，[OH－]越

2、大，溶液堿性越強。 3．溶液的pH＝－lg[H＋]。利用pH判斷溶液酸堿性時要注意溫度，室溫下，pH＝7，溶液呈中性；pH<7，溶液呈酸性；pH>7，溶液呈堿性。 4．強酸或強堿稀釋10n倍，pH變化n個單位；弱酸或弱堿稀釋10n倍，pH變化小于n個單位；酸或堿無論怎樣稀釋，酸不會變?yōu)閴A，堿也不會變?yōu)樗帷? 1．溶液的酸堿性 任何水溶液中都既有H＋也有OH－，溶液的酸堿性與它們的數值無關，由它們濃度的相對大小決定，溶液酸堿性的判斷標準是[H＋]與[OH－]的相對大小。 2．溶液的酸堿性與溶液中[H＋]和[OH－]的關系 (1)[H＋]＝[OH－]，溶液呈中性。

3、(2)[H＋]>[OH－]，溶液呈酸性，且[H＋]越大，酸性越強。 (3)[H＋]<[OH－]，溶液呈堿性，且[OH－]越大，堿性越強。 3．室溫時溶液酸堿性的判斷 (1)[H＋]＝1.0×10－7 mol·L－1，溶液呈中性。 (2)[H＋]>1.0×10－7 mol·L－1，溶液呈酸性。 (3)[H＋]<1.0×10－7mol·L－1，溶液呈堿性。 4．溶液的酸堿性與pH (1)pH的定義式 pH＝－lg[H＋]。 (2)pH與[H＋]及溶液酸堿性的關系(室溫下) ①圖示： ②關系： a．中性溶液：[H＋]＝[OH－]＝1.0×10－7 mol·L－1， p

4、H＝7。 b．酸性溶液：[H＋]＞[OH－]，[H＋]＞1.0×10－7 mol·L－1，pH＜7，酸性越強，pH越小。 c．堿性溶液：[H＋]＜[OH－]，[H＋]＜1.0×10－7mol·L－1，pH＞7，堿性越強，pH越大。 (3)pH的測定方法 ①粗略測定：酸堿指示劑，pH試紙。 ②精確測定：酸度計。 [特別提醒] (1)一定溫度下的溶液中KW＝[H＋][OH－]是一定值，當[H＋]增大時，[OH－]減小，反之亦然，此增彼減。 (2)[H＋]＝10－7mol·L－1溶液不一定呈中性，只有在常溫下，[H＋]＝10－7mol·L－1的溶液才呈中性，而在其他溫度下不呈中性。

5、 1．某溶液的pH＝6，則該溶液一定顯酸性嗎？同樣，某溶液的pH＝7，則該溶液一定顯中性嗎？ 提示：pH＝6的溶液不一定顯酸性，如100 ℃時蒸餾水的pH＝6，但呈中性；pH＝7的溶液不一定顯中性，如100 ℃時，pH＝7的溶液呈堿性。 2．pH試紙使用前能否用蒸餾水濕潤？若用濕潤的pH試紙測量溶液的pH對結果有何影響？ 提示：使用pH試紙不能用蒸餾水濕潤，濕潤后相當于稀釋了溶液。若是酸性溶液，則濕潤后測得pH偏大；若為堿性溶液，則濕潤后測得pH偏??；若為中性溶液，則無影響。 1．溶液酸堿性的判斷依據 2．溶液酸堿性的測定方法 (1)酸堿指示劑法 該法只能測其酸

6、堿性，即pH的大致范圍，不能測出具體數值，常見的酸堿指示劑的顏色范圍為： (2)pH試紙法 ①種類 a．廣泛pH試紙：其pH范圍是1～14(最常用)。 b．精密pH試紙：其pH范圍較窄，可判別0.2或0.3的pH差值。 c．專用pH試紙：用于酸性、中性和堿性溶液的專用pH試紙。 ②使用方法：把小片試紙放在表面皿或玻璃片上，用玻璃棒蘸取待測溶液點在干燥的pH試紙上，試紙變色后，與標準比色卡對比，即確定溶液的pH。 (3)pH計法 精確測定溶液的pH時使用pH計，測量時可以從pH計上直接讀出溶液的pH。 1．正誤判斷(正確的打“√”，錯誤的打“×”)。 (1)[H＋]＝

7、10－6mol·L－1的溶液一定是酸性溶液(　　) (2)水溶液中若[OH－]>[H＋]，一定是堿性溶液(　　) (3)滴加紫色石蕊溶液后變紅的溶液一定顯酸性(　　) (4)鹽的水溶液中若[H＋]＝[OH－]，一定顯中性(　　) 答案：(1)×　(2)√　(3)√　(4)√ 2．下列溶液一定顯酸性的是(　　) A．溶液中[OH－]>[H＋] B．溶液中[H＋]>[OH－] C．溶液中[H＋]＝10－6mol·L－1 D．非電解質溶于水得到的溶液 解析：選B　判斷溶液酸堿性的關鍵看[H＋]和[OH－]的相對大小，若[H＋]>[OH－]，溶液呈酸性；[H＋]<10－7mol·L

8、－1，僅適用于常溫時，若溫度不確定，就不能用來判斷溶液的酸堿性。而D項中，如NH3溶于水得NH3·H2O，其溶液顯堿性。 1．計算步驟 25 ℃(室溫下)溶液pH計算的： 解題步驟圖示如下： 2．單一溶液pH的計算 (1)強酸溶液，如HnA溶液，設溶質的物質的量濃度為 c mol·L－1，[H＋]＝nc mol·L－1，pH＝－lg[H＋]＝－lg nc。 (2)強堿溶液，如B(OH)n溶液，設溶質的物質的量濃度為c mol·L－1，[H＋]＝ mol· L－1，pH＝－lg[H＋]＝14＋lg nc。 3．混合溶液pH的計算 (1)兩強酸混合后pH的計

9、算 由[H＋]混＝先求出混合后的[H＋]混，再根據公式pH＝－lg[H＋]求pH。 (2)兩強堿混合后pH的計算： 由[OH－]混＝先求出混合后的[OH－]混，再通過KW求出混合后的 [H＋]，最后求pH。 (3)強酸與強堿溶液混合后pH的計算： 強酸與強堿混合的實質是中和反應，即H＋＋OH－===H2O，中和后溶液的pH有以下三種情況： ①若恰好中和，pH＝7。 ②若剩余酸，先求中和后的[H＋]，再求pH。 [H＋]混＝， ③若剩余堿，先求中和后的[OH－]，再通過KW求出[H＋]，[H＋]＝，最后求pH。 [OH－]混＝ 4．溶液稀釋時pH的變化 (1)對于強酸溶

10、液，每稀釋10倍體積，pH增大1個單位；對于弱酸溶液，每稀釋10倍體積，pH增大不足1個單位。對于強堿溶液，每稀釋10倍體積，pH減小1個單位。對于弱堿溶液，每稀釋10倍體積，pH減小不足1個單位。無論稀釋多少倍，酸溶液的pH不能等于或大于7，堿溶液的pH不能等于或小于7，只能趨近于7。 (2)pH相同的強酸和弱酸稀釋相同倍數后，強酸的pH變化大，弱酸的pH變化小；pH相同的強堿和弱堿稀釋相同倍數后，強堿的pH變化大，弱堿的pH變化小。故利用pH變化大小可判斷酸、堿的強弱。 1．下列溶液的pH一定等于2的是(　　) A．0.01 mol·L－1硫酸500 mL B．0.01 mol

11、·L－1鹽酸500 mL C．0.01 mol·L－1醋酸1 L D．pH＝1的酸溶液稀釋10倍 解析：選B　A中[H＋]＝2[H2SO4]＝0.02 mol·L－1，pH＝2－lg 2<2；B中[H＋]＝0.01 mol· L－1，則pH＝2；C中CH3COOH部分電離，[H＋]<0.01 mol·L－1，則pH>2；D中若為強酸，稀釋10倍pH增大1則pH＝2，但若為弱酸，每稀釋10倍，pH增大不足1個單位，即其pH不一定為2。 2．常溫下，將pH＝4和pH＝2的兩種稀硫酸等體積混合后，下列結論正確的是(　　) A．[H＋]＝1×10－3 mol·L－1 B．[OH－]＝1×

12、10－12 mol·L－1 C．pH＝2.3 D．pH＝3 解析：選C　假設混合前酸溶液的體積均為1 L，[H＋]混＝ mol·L－1＝5.05×10－3 mol·L－1，pH混＝－lg(5.05×10－3)≈2.3，[OH－]混＝ mol·L－1≈2×10－12mol·L－1，只有C項正確。 3．室溫下，將0.1 mol·L－1的鹽酸和0.06 mol·L－1的Ba(OH)2溶液以等體積混合后，該混合溶液的pH是(　　) A．1.7　　　　　　　　　 B．12.3 C．12 D．2 解析：選C　酸堿反應時堿過量，則[OH－]＝＝0.01 mol·L－1，[H＋]＝＝10－1

13、2 mol·L－1，pH＝－lg [H＋]＝12。 [三級訓練·節(jié)節(jié)過關]　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 1．下列說法正確的是(　　) A．強堿的水溶液中不存在H＋ B．pH＝0的溶液是酸性最強的溶液 C．在溫度不變時，水溶液中[H＋]和[OH－]不能同時增大 D．某溫度下，純水中[H＋]＝2×10－7mol·L－1，其呈酸性 解析：選C　任何物質的水溶液中都存在H2O的電離平衡，既有H＋也有OH－；pH＝0的溶液[H＋]＝1 mol·L－1，不是最強的酸性溶液；溫度不變，KW不變，[H＋]和[OH－]不能同時增大；純水中[H＋

14、]＝[OH－]，呈中性。 2．下列溶液一定呈中性的是(　　) A．pH＝7的溶液 B．[H＋]＝[OH－]的溶液 C．由強酸、強堿等物質的量反應得到的溶液 D．非電解質溶于水得到的溶液 解析：選B　溶液呈中性的根本標志是[H＋]＝[OH－]。當pH＝7時，只說明[H＋]＝1.0× 10－7mol·L－1，當溫度升高時，中性溶液中的[H＋]>1.0×10－7mol·L－1，即pH<7，故A錯誤。等物質的量的強酸與強堿，由于它們所含的H＋和OH－的物質的量未知，因此無法判斷它們混合后溶液的酸堿性，故C錯誤。非電解質只是它本身不能直接電離產生離子，當它溶于水時可能與水反應生成能電離的物

15、質，使溶液顯酸性或堿性，如SO2溶于水生成H2SO3，溶液顯酸性；NH3溶于水生成NH3·H2O，溶液顯堿性，故D錯誤。 3．常溫下，pH＝13的強堿溶液與pH＝2的強酸溶液混合，所得混合液的pH＝11，則強堿與強酸的體積比是(　　) A．11∶1　　　　　　　 B．9∶1 C．1∶11 D．1∶9 解析：選D　可根據溶液混合反應后剩余的OH－的濃度列式求解，以下標1表示酸，下標2表示堿，則混合前堿中[OH－]2＝0.1 mol·L－1，酸中[H＋]1＝0.01 mol·L－1，則[OH－]余＝1.0×10－3mol·L－1＝。解得V2∶V1＝1∶9。 4．常溫下，下列關于溶液的

16、稀釋說法正確的是(　　) A．將pH＝3的醋酸溶液稀釋100倍，溶液pH＝5 B．將pH＝4的H2SO4溶液加水稀釋100倍，溶液中由水電離產生的[H＋]＝1×10－4mol· L－1 C．將1 L 0.1 mol·L－1的Ba(OH)2溶液稀釋為2 L，pH＝13 D．將pH＝8的NaOH溶液稀釋100倍，其pH＝6 解析：選C　A項，pH＝3的醋酸溶液在稀釋過程中電離平衡正向移動，稀釋100倍后，3<溶液pH<5，錯誤。B項，pH＝4的H2SO4(aq)加水稀釋100倍后，pH＝6，則[OH－]＝10－8mol·L－1，即[OH－]水＝[H＋]水＝10－8mol·L－1，錯誤；

17、C項，1 L 0.1 mol·L－1的Ba(OH)2溶液稀釋為2 L后，[OH－]＝0.1 mol·L－1則[H＋]＝10－13mol·L－1，故pH＝13，正確；D項中，NaOH溶液是堿溶液，無論怎樣稀釋，在常溫下pH不可能為6，只能無限接近于7，可巧記為“酸為酸，堿為堿，無限稀釋性不變”。 5．有100 mL pH＝12的NaOH溶液，欲使它的pH降為11。 (1)如果加入蒸餾水，應加入________mL。 (2)如果加入pH＝10的NaOH溶液，應加入________mL。 (3)如果加入0.008 mol·L－1的鹽酸，應加入________mL。 解析：pH＝12的NaO

18、H溶液中[OH－]＝10－2 mol·L－1，當pH＝11時，[OH－]＝10－3 mol· L－1。 (1)若加入水，溶液體積應為1 000 mL，則加入水的體積為900 mL。 (2)設需加NaOH溶液的體積為x， ＝10－3 mol·L－1，x＝1 L＝1 000 mL。 (3)設需加鹽酸的體積為y ＝10－3 mol·L－1，y＝0.1 L＝100 mL。 答案：(1)900　(2)1 000　(3)100 1．溶液的酸堿性取決于(　　) A．溶液pH的大小 B．溶液中[H＋]與[OH－]的相對大小 C．溶液中[H＋] D．酸與堿是否恰好完全反應

19、解析：選B　溶液的酸堿性取決于[H＋]與[OH－]的相對大小，當[H＋]＞[OH－]時，溶液顯酸性，當[H＋]＝[OH－]時，溶液顯中性，當[H＋]＜[OH－]時，溶液顯堿性。 2．313 K時，水的離子積KW＝2.9×10－14 mol2·L－2，則在313 K時，[H＋]＝10－7 mol· L－1的溶液(　　) A．呈酸性　　　　　 B．呈中性 C．呈堿性 D．無法判斷 解析：選C　由KW＝[H＋][OH－]可得：[OH－]＝＝ ＝2.9×10－7 mol·L－1，[H＋]<[OH－]，溶液呈堿性。 3．下列溶液一定顯酸性的是(　　) A．溶液中[OH－]>[H＋]

20、B．滴加紫色石蕊溶液后變紅色的溶液 C．溶液中[H＋]＝10－6 mol·L－1 D．pH>7的溶液 解析：選B　判斷溶液酸堿性的關鍵看[H＋]和[OH－]的相對大小，若[H＋]>[OH－]，溶液呈酸性；而pH<7或[H＋]>10－7 mol·L－1，僅適用于常溫時，若溫度不確定，就不能用來判斷溶液的酸堿性。而B項中可使紫色石蕊溶液變紅的溶液一定顯酸性。 4．25 ℃時的下列溶液中，堿性最強的是(　　) A．pH＝11的溶液 B．[OH－]＝0.12 mol·L－1的溶液 C．1 L含有4 g NaOH的溶液 D．[H＋]＝1×10－10 mol·L－1的溶液 解析：選B　常

21、溫下，可以根據pH或[H＋]比較溶液的酸堿性，也可以根據[OH－]的大小來比較。在此為了計算方便，可求出A、C、D三個選項中溶液的[OH－]，依次為1×10－3 mol·L－1、0.1 mol·L－1、1×10－4 mol·L－1，然后再與B項溶液中的[OH－]相比，就會發(fā)現(xiàn)B項溶液中的[OH－]最大，堿性最強。 5．100 ℃時，水中的H＋的物質的量濃度為1×10－6mol·L－1，若把0.01 mol NaOH固體溶于100 ℃水中配成1 L溶液，則溶液的pH為(　　) A．4 B．10 C．2 D．12 解析：選B　100 ℃時，水中[H＋]＝1×10－6mol·L－1，

22、則[OH－]＝1×10－6 mol·L－1，可求知KW＝[H＋][OH－]＝1×10－12 mol2·L－2，當把0.01 mol NaOH固體溶于水配成1 L溶液時，[OH－]＝0.01 mol·L－1，[H＋]＝ mol·L－1＝1×10－10 mol·L－1，所以溶液pH＝10。 6．在100 ℃時，水的離子積等于1.0×10－12，若該溫度下某溶液中的[H＋]＝1×10－7 mol· L－1，則該溶液(　　) A．呈堿性　　　　　　 B．呈酸性 C．呈中性 D．[H＋]＝[OH－] 解析：選A　100 ℃時，該溶液中[H＋]＝1×10－7 mol·L－1，[OH－]＝1×

23、10－5 mol·L－1，[H＋]<[OH－]，該溶液呈堿性。 7．取濃度相同的NaOH和HCl溶液，以3∶2體積比相混合，所得溶液的pH等于12，則原溶液的濃度為(　　) A．0.01 mol·L－1 B．0.017 mol·L－1 C．0.05 mol·L－1 D．0.50 mol·L－1 解析：選C　設NaOH、HCl溶液的濃度均為c，以3∶2體積比相混合后溶液的[OH－]＝0.01 mol·L－1，故NaOH過量，反應后[OH－]＝(3c－2c)/5＝0.01 mol·L－1，解得c＝0.05 mol· L－1。 8．將pH＝8的NaOH溶液與pH＝10的NaOH溶液等

24、體積混合后，溶液的pH最接近于(lg 2＝0.3)(　　) A．8.3 B．8.7 C．9.3 D．9.7 解析：選D　對于強堿溶液混合要首先求混合溶液中的[OH－]，再由KW求混合溶液中的[H＋]，最后求出pH。[OH－]混＝，本題中[OH－]1＝1.0×10－6 mol· L－1，[OH－]2＝1.0×10－4 mol·L－1，V1＝V2，則[OH－]混＝(10－6＋10－4)mol·L－1＝5.05×10－5 mol· L－1。 所以[H＋]混＝＝ mol·L－1≈2×10－10 mol·L－1，pH＝10－lg 2＝9.7。 9．某溫度下純水的pH＝6。請據此回答

25、下列問題： (1)pH＝7的溶液呈________(填“酸性”“中性”或“堿性”)。 (2)該溫度下0.1 mol·L－1的鹽酸的pH＝________。 (3)0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液的pH＝________。 解析：(1)純水中的[H＋]＝[OH－]，pH＝6，[H＋]＝[OH－]＝1×10－6 mol·L－1，KW＝1× 10－6 mol·L－1×1×10－6 mol·L－1＝1×10－12 mol2·L－2，pH＝7的溶液中[H＋]＝1×10－7mol·L－1，[OH－]＝＝1×10－5mol·L－1，[OH－]>[H＋]，溶液呈堿性。(2)0.1 mol

26、·L－1的鹽酸中，[H＋]＝0.1 mol·L－1，pH＝－lg[H＋]＝1。(3)0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液中，[OH－]＝0.05 mol·L－1×2＝0.1 mol·L－1，[H＋]＝10－11mol·L－1，pH＝－lg[H＋]＝11。 答案：(1)堿性　(2)1　(3)11 10．(1)常溫下0.01 mol·L－1 HCl溶液： ①由水電離出的[H＋]＝________。 ②pH＝________。 ③加水稀釋100倍，pH＝________。 (2)常溫下0.01 mol·L－1 NaOH溶液： ①pH＝________。 ②加水稀釋100倍，p

27、H＝________。 解析：(1)①0.01 mol·L－1 HCl溶液中的OH－只來源于水的電離，且[OH－]水＝[H＋]水，H＋來源于水和HCl的電離，由于水的電離程度很小，計算時水電離的H＋可忽略，[H＋]＝0.01 mol·L－1，[OH－]＝[OH－]水＝[H＋]水＝＝10－12 mol·L－1。 ②pH＝－lg10－2＝2。 ③加水稀釋100倍，[H＋]變?yōu)樵瓉淼?，即[H＋]＝10－4 mol·L－1，pH＝4。 (2)①0.01 mol·L－1的NaOH溶液中的OH－來源于水和NaOH的電離，由于水的電離程度很小，計算時可忽略，即[OH－]＝10－2 mol·L－1，所

28、以[H＋]＝＝1.0×10－12 mol·L－1，pH＝12； ②加水稀釋100倍，[OH－]＝10－4 mol·L－1，所以[H＋]＝＝1.0×10－10 mol·L－1，pH＝10。 答案：(1)①1.0×10－12 mol·L－1?、??、? (2)①12?、?0 1．將純水加熱至較高溫度，下列敘述正確的是(　　) A．水的離子積變大、pH變小、呈酸性 B．水的離子積不變、pH不變、呈中性 C．水的離子積變小、pH變大、呈堿性 D．水的離子積變大、pH變小、呈中性 解析：選D　將純水加熱，平衡H2OH＋＋OH－向右移動，[H＋]、[OH－]均變大，但仍然相等，所

29、以KW變大、pH變小，仍然呈中性。 2．用pH試紙測定溶液pH的正確操作是(　　) A．將一小塊試紙放在表面皿上，用玻璃棒蘸取少量待測液點在試紙上，再與標準比色卡對照 B．將一小塊試紙用蒸餾水潤濕后放在表面皿上，用玻璃棒蘸取少量待測液點在試紙上，再與標準比色卡對照 C．將一小塊試紙在待測液中蘸一下，取出后放在表面皿上，與標準比色卡對照 D．將一小塊試紙先用蒸餾水潤濕，再在待測液中蘸一下，取出后與標準比色卡對照 解析：選A　pH試紙在使用前不能用蒸餾水潤濕，也不能直接放到待測液中去測定，故B、C、D項均錯。 3．25 ℃時，某稀溶液中由水電離產生的[H＋]＝10－13 mol·L－

30、1，下列有關該溶液的敘述正確的是(　　) A．該溶液一定呈酸性 B．該溶液一定呈堿性 C．該溶液的pH可能約為1 D．該溶液的pH可能約為12 解析：選C　根據水的離子積常數，可知由水電離出的[H＋]水＝[OH－]水＝10－13 mol·L－1，這是由于在酸性或堿性溶液中，水的電離受到抑制。若溶液呈酸性，則溶液中OH－只來自水的電離，[H＋]水＝[OH－]水＝[OH－]總＝10－13 mol·L－1，由KW＝[H＋]總[OH－]總得[H＋]總＝10－14/ 10－13＝10－1 mol·L－1，pH＝1；若溶液呈堿性，則溶液中H＋只來自水的電離，[H＋]總＝[H＋]水＝10－13

31、mol·L－1，pH＝13。 4．如下圖表示水中[H＋]和[OH－]的關系，下列判斷錯誤的是(　　) A．兩條曲線間任意點均有[H＋][OH－]＝KW B．M區(qū)域內任意點均有[H＋]<[OH－] C．圖中T1

32、000 mL，其pH與溶液體積(V)的關系如圖所示，下列說法不正確的是(　　) A．A、B兩種酸溶液的物質的量濃度一定相等 B．稀釋后，A溶液的酸性比B溶液的弱 C．若a＝4，則A是強酸，B是弱酸 D．若1c(A)，A項錯誤；稀釋后，A溶液的pH大于B溶液的pH，故A溶液的[H＋]小于B溶液的[H＋]，A溶液的酸性較弱，B項正確；若是pH＝1的強酸溶液稀釋1 000倍，則pH＝4，弱酸中因存在弱酸的電離平衡

33、，加水稀釋，電離平衡右移，故1[OH－]的任意水溶液 解析：選D　能與金屬Al反應放出H2的溶液可能呈酸性，也可能呈堿性，故A項錯誤；加酚酞后顯無色的溶液，可

34、能呈酸性、中性或弱堿性，故B項錯誤；未指明溫度，pH＝6的溶液不一定呈酸性，故C項錯誤；[H＋]>[OH－]的任意水溶液一定呈酸性，故D項正確。 8．有一學生在實驗室測某溶液的pH。實驗時，他先用蒸餾水潤濕pH試紙，然后用潔凈干燥的玻璃棒蘸取試樣進行檢測。 (1)該學生的操作是________(填“正確的”或“錯誤的”)，其理由是________________________________________________________________________。 (2)若用此法分別測定[H＋]相等的鹽酸和醋酸溶液的pH，誤差較大的是________，其理由是_________

35、_______________________________________________________________。 (3)用濕潤的pH試紙測定下列溶液的pH，測定結果不變的是________。 A．HCl溶液　　　　　　　　 B．NaOH溶液 C．Na2SO4溶液 D．氨水 (4)能否用pH試紙測定新制氯水的pH？為什么？ (5)有兩瓶pH＝2的酸溶液，一瓶是強酸，一瓶是弱酸，現(xiàn)只有石蕊溶液、酚酞溶液、pH試紙和蒸餾水，簡述如何用最簡便的實驗方法來判斷哪瓶是強酸。 解析：(1)若用蒸餾水潤濕試紙，則會導致溶液被稀釋，有可能測得的pH出現(xiàn)誤差。(2)若用此法測定[H

36、＋]相等的鹽酸和醋酸溶液的pH，在稀釋過程中，醋酸繼續(xù)電離產生氫離子，使得溶液中的氫離子的濃度比鹽酸溶液中氫離子濃度大，則誤差較小。 答案：(1)錯誤的　溶液被稀釋可能出現(xiàn)誤差　(2)鹽酸　稀釋相同倍數，鹽酸的pH變化較大　(3)C　(4)不能，因為新制的氯水中含有HClO，HClO會將試紙漂白。 (5)各取等體積酸溶液，用蒸餾水分別稀釋1 000倍，然后用pH試紙分別測定，pH變化大的是強酸。 9．已知水在25 ℃和100 ℃時，其電離平衡曲線如圖所示： (1)100 ℃時水的電離平衡曲線應為________(填“A”或“B”)，理由是______________________

37、__________________________________________________。 (2)25 ℃時，將pH＝9的NaOH溶液與pH＝4的H2SO4溶液混合，若所得混合溶液的pH＝7，則NaOH溶液與H2SO4溶液的體積之比為________。 (3)100 ℃時，若100體積pH1＝a的某強酸溶液與1體積pH2＝b的某強堿溶液混合后溶液呈中性，則混合前，該強酸的pH與強堿的pH之間應滿足的關系式為______________。 (4)曲線B對應溫度下，pH＝2的某HA溶液和pH＝10的NaOH溶液等體積混合后，混合溶液的pH＝5。原因是_______________

38、_____________________________________。 解析：(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，但溶液仍呈中性。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100 ℃時水的電離平衡曲線為B，理由為水的電離是吸熱過程，升高溫度，水的電離程度增大，[H＋]、[OH－]均增大。(2)25 ℃時所得混合溶液的pH＝7，溶液呈中性，即酸堿恰好中和，即[H＋]＝[OH－]，V(NaOH)×10－5 mol·L－1＝V(H2SO4)× 10－4 mol·L－1，得V(NaOH)∶V(H2SO4

39、)＝10∶1。(3)要注意100 ℃時，水的離子積為10－12 mol2·L－2，即[H＋][OH－]＝10－12 mol2·L－2。根據100 ℃時混合后溶液呈中性知，100×10－a＝1×10b－12，即10－a＋2＝10b－12，得以下關系：a＋b＝14或pH1＋pH2＝14。(4)在曲線B對應溫度下，因pH1＋pH2＝2＋10＝12，可得酸、堿兩溶液中[H＋]＝[OH－]，如果是強酸、強堿，兩溶液等體積混合后溶液呈中性；現(xiàn)pH＝5，即等體積混合后溶液顯酸性，說明酸過量，所以HA是弱酸。 答案：(1)B　水的電離是吸熱過程，溫度升高時，電離程度大，[H＋]、[OH－]都增大　(2)10∶1　(3)a＋b＝14或pH1＋pH2＝14　(4)HA為弱酸，HA中和NaOH后，混合溶液中還剩余較多的HA分子，可繼續(xù)電離出H＋，使溶液pH＝5