【正文】 0－≈10－10，A項正確；曲線上各點都處于沉淀溶解平衡狀態(tài)，故符合c(Ag＋)全國卷Ⅲ) molL－ mol鄭州模擬)常溫下，將NaOH溶液滴加某一元酸(HA)溶液中，測得混合溶液的pH與離子濃度變化關系如圖所示[已知：p＝－lg]。因1Ka1Ka2，則－ lgKa1－lgKa2。2．圖像示例(1)pOH—pH曲線?(2)常溫下，二元弱酸H2Y溶液中滴加NaOH溶液，所得混合溶液的pH與離子濃度變化的關系如圖所示：?(3)常溫下將KOH溶液滴加二元弱酸(H2X)溶液中，混合溶液的pH與離子濃度變化的關系圖：?[典例導航](2017L－1＝ 10－ mol]4．某溫度下，分別向10 molL－1，D錯誤。L－ mL molL－1。L－1 mL 0 mol(3)滴定測定的兩種類型①直接滴定法：利用標準液的量和方程式直接求算待測物質(zhì)。A．NaCl　　B．BaBr2　　C．Na2CrO4[解析]　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。[解析]　根據(jù)得失電子守恒有：[c(KMnO4)Na2S2O3的純度為100%＝100%。(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。L－ mL、 mol指出他的計算的不合理之處：__________________________________________________________________________________________________________。Ⅰ.實驗步驟：(1) mL食用白醋，在燒杯中用水稀釋后轉(zhuǎn)移到100 mL________(填儀器名稱)中定容，搖勻即得待測白醋溶液。V(待測)，得c(待測)＝，因為c(標準)與V(待測)已確定，所以只要分析出不正確操作引起V(標準)的變化，即分析出結(jié)果。③洗滌：先用蒸餾水洗滌，再用待裝液潤洗。②準確判斷滴定終點。(4)稀釋相同倍數(shù)，氨水的pH變化較小，故mn。(2)體積相同， molL－1的Ba(OH)2溶液加水稀釋為2 L，pH＝13B．pH＝3的醋酸溶液加水稀釋100倍，pH＝5C．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＋)＝110－6 molb．若為堿的溶液混合，則先求c(OH－)混＝?再求c(H＋)＝?最后求pH。L－1＝ mol[解析]　(1)c(H＋)混＝ mol即誰弱顯誰性，同強顯中性。(7)25 ℃時，相同濃度NH3(1)pH7的溶液________。L－1氨水等體積混合后的溶液A　[ molL－1 NaOH溶液的pH＝________。(　　)(6)用pH試紙可以測定氯水或酸性KMnO4溶液的pH。(3)用廣泛pH試紙測出溶液的pH是1～14的整數(shù)，讀數(shù)不會出現(xiàn)小數(shù)。(2)溶液的酸堿性與pH的關系(室溫下)①由圖示關系知，pH越小，溶液的酸性越強。(1)酸性溶液：c(H＋)＞c(OH－)，常溫下，pH＜7。則下列說法正確的是(　　)A．常溫下，NH3(3)水解呈酸性的鹽溶液：c(H＋)H2O＝c(OH－)H2O＝c(H＋)。L－1的溶液的pH為________；溶液中c(H＋)H2O＝110－4 molL－1的蒸餾水中加入NaHSO4晶體，保持溫度不變，測得溶液的c(H＋)＝110－2 molL－1C．c點對應溶液的Kw大于d點對應溶液的KwD．T ℃時， mol乙同學認為，加入H2SO4后，水的電離平衡向右移動，解釋為加入H2SO4后，c(H＋)濃度增大，H＋與OH－中和，平衡右移。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＋)外加酸堿酸逆不變減小減小增大堿逆不變減小增大減小外加可水解的鹽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)純水中c(H＋)隨溫度升高而增大，pH小于7；水呈酸性。 水的電離1．水的電離(1)水是極弱的電解質(zhì)，其電離方程式為H2O＋H2OH3O＋＋OH－，可簡寫為H2OH＋＋OH－。②實現(xiàn)曲線上點之間的轉(zhuǎn)化需保持溫度不變，改變酸堿性；實現(xiàn)曲線上點與曲線外點之間的轉(zhuǎn)化一定改變溫度。(　　)[答案]　(1)　(2)　(3)√　(4)　(5)　(6)√1．甲同學認為，在水中加入H2SO4，水的電離平衡向左移動，解釋是加入H2SO4后c(H＋)增大，平衡左移。下列有關說法中正確的是(　　)A．若從a點到c點，可采用在水中加入酸的方法B．b點對應的醋酸中由水電離出的c(H＋)＝10－6 mol某溫度下，向c(H＋)＝110－6 mol(3)25 ℃，溶液中c(H＋)H2O＝110－10 mol(2)堿溶液堿溶液中，OH－來源于堿的電離和水的電離，而H＋只來源于水的電離。L－1氨水中滴加一定濃度的稀鹽酸，溶液中由水電離出的氫離子濃度隨加入鹽酸體積的變化如圖所示。]酸、堿反應過程中某些性質(zhì)的變化(以氨水中滴加鹽酸為例)? 溶液的酸堿性與pH1．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。2．溶液的pH(1)定義式：pH＝－lg_c(H＋)。(2)pH試紙不能事先潤濕，用潤濕的試紙測酸性溶液pH偏大，測堿性溶液pH偏小。(　　)(5)25 ℃，pH＝6的稀鹽酸稀釋100倍，溶液的pH＝8。(3)T ℃，純水中pH＝6，則該溫度下， molL－ mol]2．用“酸性”“堿性”“中性”或“不確定”填空。(6)相同濃度的HCl和NaOH溶液等體積混合________。(2)25 ℃時，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。L－1的Ba(OH)2溶液等體積混合，混合液的pH為________。(3)c(OH－)混＝ mol](1)酸、堿液混合的計算思路①同性混合：a．若為酸的溶液混合，則先求c(H＋)混＝?再求pH。聊城模擬)常溫下，關于溶液稀釋的說法正確的是(　　)A．將1 L molL－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的關系為________。(3)稀釋相同倍數(shù)，CH3COOH溶液的pH變化較小，故mn。(1)酸堿中和滴定的關鍵：①準確測定標準液與待測液的體積。②精確度： mL。V(標準)＝c(待測)(　　)[答案]　(1)　(2)　(3)　(4)　(5)　(6)√現(xiàn)使用酸堿中和滴定法測定市售白醋的總酸量(g/100 mL)。Ⅱ.數(shù)據(jù)記錄：　　　　　滴定次數(shù)實驗數(shù)據(jù)/mL　　　　1234V(樣品)V(NaOH)(消耗)Ⅲ.數(shù)據(jù)處理：某同學在處理數(shù)據(jù)的計算得：平均消耗的NaOH溶液的體積V＝(＋＋＋) mL＝ mL。成都畢業(yè)班摸底考試) 0 mol(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。[解析]　根據(jù)化學方程式可知n(Na2S2O3)＝2n(I2)＝2nV10－3 mol。L－1(用代數(shù)式表示)；若盛裝標準硫酸鈰溶液的滴定管沒有用待裝液潤洗，則測得的結(jié)果________(填“偏高”“偏低”或“無影響”)。(2)若用AgNO3溶液滴定NaSCN溶液，可選為滴定指示劑的是________(填字母序號)。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。突破點1　常規(guī)滴定曲線分析1．中和滴定曲線(pH曲線)的說明( 0 mol請回答下列有關問題：(已知lg 4＝)(1)a點溶液中c(H＋)為410－4_molL－ mL molL－1D　[X點溶液中pH7，HSO的電離為主，c(H＋)H2O＝c(OH－)＝10－ molc(Y－)]/c(HY)＝(10－410－4)/＝10－7，故B錯誤；V(NaOH)＝20 mL時，兩種溶液恰好反應分別生成起始等量的NaX和NaY，Y－發(fā)生水解，所以溶液中c(X－)c(Y－)，故D錯誤。L－1，c(Cu2＋)＝ mol(3)AG＝lg ，氫離子濃度與氫氧根離子濃度比的對數(shù)；規(guī)律是：AG越大，酸性越強，中性時AG＝0。同理，由HX－H＋＋X2－可得：pH2＝－lgKa2＋lg 。[答案]　(1)－　(2)[突破訓練]5．(2019廣州模擬)25 ℃時，在20 mL mol]2．(2018L－1，Ksp(AgCl)＝c(Ag＋)L－1的I2KI溶液于其中，并加入乙酸溶液，密閉，置暗處反應5 min，有單質(zhì)硫析出。L－1V10－3 L則n1＝V 010－3 mol設樣品中S2－的含量為w，則由反應I2＋S2－===2I－＋S↓可得：I2　　　　　～　　　　　　　　　　S2－1 mol 32 g25．0010－3 L 0 mol然后用硫代硫酸鈉樣品溶液滴定至淡黃綠色，發(fā)生反應：I2＋2S2O===S4O＋2I－。全國卷Ⅱ)水中的溶解氧是水生生物生存不可缺少的條件。(3)Na2S2O3溶液不穩(wěn)定，使用前需標定。(2)由題意知，反應物為O2和Mn(OH)2，生成物為MnO(OH)2，因此該反應的化學方程式為O2＋2Mn(OH)2===2MnO(O