8.2第二節(jié)--水的電離和溶液的酸堿性課件

1、第二節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性三年13考 高考指數(shù):1.了解水的電離、離子積常數(shù)。2.了解溶液pH的定義，能進(jìn)行簡單計算。3.了解測定溶液pH的方法。一、水的電離1.電離方程式水是一種極弱的電解質(zhì)，H2O+H2O H3O+OH-，可簡寫為_。H2O H+OH-2.幾個重要數(shù)據(jù)3.Kw的影響因素Kw只與溫度有關(guān)，溫度升高，Kw _。室溫下純水c(H+)=c(OH-)=_Kw=c(OH+)c(OH-)=_pH=710-7molL-110-14變大二、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。(1)酸性溶液中：c(H+)_c(OH-)；(2)中性溶

2、液中：c(H+)_c(OH-)；(3)堿性溶液中：c(H+)_c(OH-)。=2.pH(1)定義式：pH=_。(2)溶液的酸堿性跟pH的關(guān)系：室溫下：(3)適用范圍：014-lgc(H+)中性（酸性）增強(qiáng)（堿性）增強(qiáng)c(OH-)/mol/Lc(H+)/mol/LPH071410-1410-710-7110-1413.pH試紙的使用(1)方法把小片試紙放在_上，用_蘸取待測液點在干燥的pH試紙上，試紙變色后，_即可確定溶液的pH。(2)注意試紙使用前不能用蒸餾水潤濕，否則待測液因被稀釋可能會產(chǎn)生誤差。廣泛pH試紙只能測出整數(shù)值。表面皿玻璃棒與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對比三、酸堿中和滴定1.原理利用中和反應(yīng)，用

3、已知濃度的酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)的實驗方法。2.常用酸堿指示劑及其變色范圍指示劑變色范圍的pH石蕊8.0藍(lán)色甲基橙4.4黃色酚酞10.0紅色3.實驗用品儀器：_(如圖A)、_ (如圖B)、滴定管夾、鐵架臺、_。酸式滴定管堿式滴定管錐形瓶試劑：標(biāo)準(zhǔn)液、待測液、_、蒸餾水。滴定管的使用指示劑試劑性質(zhì)滴定管原 因酸性、氧化性_堿性_酸式滴定管氧化性物質(zhì)易腐蝕橡膠管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4.實驗操作(以標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定待測NaOH溶液為例)(1)滴定前的準(zhǔn)備滴定管：_洗滌_裝液排氣泡調(diào)液面記錄。錐形瓶：注堿液記讀數(shù)加指示劑。查漏潤洗(2)滴定(3)終點判斷等到滴入

4、最后一滴標(biāo)準(zhǔn)液，指示劑變色，且_，視為滴定終點，并記錄消耗標(biāo)準(zhǔn)液的體積。 在半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原來的顏色(4)操作步驟儀器的洗滌滴定管(或移液管)：自來水蒸餾水_。錐形瓶：自來水蒸餾水(禁止用所裝溶液洗滌)。裝液調(diào)整液面裝液，使液面一般高于“_”刻度：驅(qū)除玻璃尖嘴處的氣泡。讀數(shù)調(diào)整液面在“0”刻度或“0”刻度以下，讀出初讀數(shù)，記為“X.XX mL”，滴定終點，讀出末讀數(shù)，記為“Y.YY mL”，實際消耗滴定劑的體積為：_mL。所裝溶液潤洗0(Y.YY-X.XX)5.數(shù)據(jù)處理按上述操作重復(fù)二至三次，求出用去標(biāo)準(zhǔn)鹽酸體積的平均值，根據(jù)c(NaOH)=_計算。 1.pH=7的某溶液一定為中性溶液。( )

5、【分析】溫度不同，水的離子積不同，如100 ，Kw=10-12，pH=6的溶液為中性溶液，pH=7的溶液為堿性溶液。2.pH=2的鹽酸中，由水電離出的c(H+)=0.01 mol/L。( )【分析】pH=2，說明溶液中c(H+)=0.01 mol/L，由c(OH-)= =10-12 mol/L,c(H+)水=c(OH-)=10-12 mol/L。3.pH試紙使用之前，一定要用蒸餾水潤濕，否則無法使用。 ( )【分析】pH試紙使用時不能潤濕，否則可能產(chǎn)生誤差。4.盛放待測液的錐形瓶一定要潤洗，否則產(chǎn)生實驗誤差。( )【分析】錐形瓶不能潤洗，否則導(dǎo)致所測待測液的濃度偏高。5.c(H+)=c(OH-

6、)的溶液一定為中性溶液。( )【分析】只要溶液中滿足c(H+)=c(OH-)，溶液就一定呈中性。 水的電離1.影響水電離的因素條件改變加HClNaOH(s)升溫加Na2CO3平衡移動方向向左向左向右向右減小增大增大增大增大增大減小減小增大不變不變不變c(OH-)c(H+)Kw2.由水電離的c(OH-)和c(H+)的計算(1)中性溶液c(OH-)=c(H+)=10-7 mol/L(2)溶質(zhì)為酸的溶液來源OH-全部來自水的電離，水電離產(chǎn)生的c(H+)=c(OH-)。實例如計算pH=2的鹽酸溶液中水電離出的c(H+)，方法是先求出溶液的c(OH-)=Kw/10-2=10-12 (mol/L)，即水電

7、離出的c(H+)= c(OH-)=10-12 mol/L。(3)溶質(zhì)為堿的溶液來源H+全部來自水的電離，水電離產(chǎn)生的c(OH-)=c(H+)。實例如計算pH=12的NaOH溶液中水電離出的c(OH-)，方法是先求出溶液的c(H+)=Kw/10-2=10-12 (mol/L)，即水電離出的c(OH-)=c(H+)=10-12 mol/L。(4)水解呈酸性或堿性的鹽溶液pH=5的NH4Cl溶液中H+全部來自水的電離，由水電離的c(H+)=10-5 mol/L，c(OH-)=10-9 mol/L，是因為部分OH-與部分NH4+結(jié)合；pH=12的Na2CO3溶液中OH-全部來自水的電離，由水電離出的c

8、(OH-)=10-2 mol/L。【高考警示鐘】(1)注意區(qū)分溶液組成和性質(zhì)的關(guān)系酸性溶液不一定是酸溶液，堿性溶液不一定是堿溶液。(2)溫度相同、pH相同的溶液對水的電離程度影響并不一定相同。如pH=3的鹽酸和NH4Cl溶液，前者抑制水的電離，后者反而促進(jìn)水的電離；pH=10的NaOH溶液和CH3COONa溶液，前者抑制水的電離，后者反而促進(jìn)水的電離。(3)常溫時，由水電離產(chǎn)生的c(H+)10-7 mol/L的溶液，因水的電離受到抑制，可能是酸性溶液也可能是堿性溶液?！镜淅?】下列操作中，能使電離平衡H2O H+OH-向右移動且溶液呈酸性的是( )A向水中加入NaHSO4溶液B向水中加入Al2

9、(SO4)3溶液C向水中加入Na2CO3溶液D將水加熱到100 ，使pH6【解題指南】解答本題時應(yīng)注意以下兩點：(1)水的電離程度增大，c(H+)不一定增大。(2)NaHSO4=Na+H+SO42-，它相當(dāng)于一元強(qiáng)酸。【解析】選B。 A項，加入NaHSO4溶液顯酸性，但抑制水的電離，A錯誤；加入Al2(SO4)3溶液，Al3+水解促進(jìn)水的電離，同時水解使溶液顯酸性，B正確；加入Na2CO3溶液，CO32-水解顯堿性，C錯誤；將水加熱促進(jìn)其電離，氫離子濃度增加，但水依然是中性的，D錯誤?！净犹骄俊?1)在上述溶液中，由水電離出的c(H+)=10-5 mol/L的可能是哪些？(2)100 時，c

10、(OH-)=10-5 mol/L的溶液，pH是多少？提示：(1)由水電離出的c(H+)=10-5 mol/L，則由水電離出的c(OH-)也是10-5 mol/L，水的電離受到促進(jìn)。Al2(SO4)3溶液和Na2CO3溶液均有可能。(2)100 時，Kw=10-12，c(H+)=10-12/10-5=10-7 (mol/L)，pH=7。 關(guān)于pH的計算1.總體原則(1)若溶液為酸性，先求c(H+)，再求pH=-lgc(H+)。(2)若溶液為堿性，先求c(OH-)，再求c(H+)=Kw/c(OH-)，最后求pH。2.類型及方法(1)酸、堿溶液pH的計算方法強(qiáng)酸溶液如HnA，設(shè)濃度為c mol/L，

11、c(H)=nc mol/L，pH=lgc(H)=lg(nc)。強(qiáng)堿溶液如B(OH)n，設(shè)濃度為c mol/L，c(H)= mol/L，pH=lgc(H) =14lg(nc)。(2)酸堿混合溶液pH的計算兩強(qiáng)酸混合：直接求c混(H+)，代入公式pH=-lgc混(H+)計算。兩強(qiáng)堿混合：先求c混(OH-)，再根據(jù)Kw=c(H+)c(OH-)計算，求c混(H+)，由c混(H+)求pH。強(qiáng)酸、強(qiáng)堿混合a.恰好完全中和：pH=7b.酸過量：c.堿過量：【高考警示鐘】(1)強(qiáng)酸(或強(qiáng)堿)溶液稀釋后性質(zhì)不會改變：對于酸溶液中的c(H+)，每稀釋10n倍，pH增大n個單位，但增大后不超過7，酸仍為酸。對于堿溶

12、液中的c(OH-)，每稀釋10n倍，pH減小n個單位，但減小后不小于7，堿仍為堿。(2)pH相同的強(qiáng)酸與弱酸(或強(qiáng)堿與弱堿)，稀釋相同的倍數(shù)，強(qiáng)酸(或強(qiáng)堿)pH變化大，弱酸(或弱堿)pH變化小。【拓展延伸】已知酸和堿溶液的pH之和，判斷等體積混合后的溶液的pH(1)若強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液的pH之和大于14，則混合后顯堿性，pH大于7。(2)若強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液的pH之和等于14，則混合后顯中性，pH等于7。(3)若強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液的pH之和小于14，則混合后顯酸性，pH小于7。(4)若酸與堿溶液的pH之和等于14，酸、堿中有一強(qiáng)、一弱，則酸、堿溶液混合后，誰弱顯誰性。這是因為酸和堿已電離的H+和OH-恰好

13、中和，誰弱誰的H+或OH-有儲備，中和后還能電離，顯出酸、堿性來?！镜淅?】已知在100 的溫度下，水的離子積Kw=110-12，本題涉及的溶液溫度均為100 。下列說法中正確的是( )A.0.005 mol/L的H2SO4溶液，pH=2B.0.001 mol/L的NaOH溶液，pH=11C.0.005 mol/L的H2SO4溶液與0.01 mol/L的NaOH溶液等體積混合，混合溶液的pH為6，溶液顯酸性D.完全中和pH=3的H2SO4溶液50 mL，需要pH=9的NaOH溶液100 mL【解題指南】解答本題時應(yīng)注意以下三點：(1)首先判斷混合后溶液的酸堿性。(2)若為酸性，計算剩余H+的濃

14、度，再求出pH。(3)若為堿性，先計算剩余OH-的濃度，再通過Kw求出c(H+)，最后求pH。【解析】選A。A項，0.005 mol/L的H2SO4溶液中，c(H+)=0.005 mol/L2=0.01 mol/L，pH=-lgc(H+)=-lg0.01=2。此計算與Kw值無關(guān)，不要受Kw=110-12的干擾。B項，0.001 mol/L的NaOH溶液中，c(OH-)=0.001 mol/L，pH=-lg(110-9)=9。C項中，pH=6時，c(H+)=c(OH-)，溶液呈中性。D項中，pH=3的溶液中c(H+)=10-3 mol/L，pH=9的溶液中c(OH-)=10-3 mol/L，二者

15、等體積混合恰好完全中和?！炯记牲c撥】求算c(H+)的兩種方法無論是單一溶液還是混合溶液，計算溶液的pH，實質(zhì)就是求溶液中的c(H+)，求c(H+)有兩種方法：(1)酸性溶液中 (酸酸混合)或 (2)堿性溶液中利用c(H+)=Kw/c(OH-)計算?！咀兪接?xùn)練】T 時，將體積為VA L、濃度為a mol/L的一元酸HA與體積為VB L、濃度為b mol/L的一元堿BOH混合，混合液恰好呈中性，則下列判斷正確的是( )A混合液的pH7BabC混合液中Kwc(H)2Dab，VAVB【解析】選C。T 時HA與BOH混合后恰好呈中性，說明溶液中c(H)c(OH-)，但溶液的pH不一定等于7，而Kwc(H

16、)c(OH)c(H)2；由于不知道a、b關(guān)系，故無法確定VA和VB的關(guān)系。【變式備選】某探究小組在某溫度下測定溶液的pH時發(fā)現(xiàn)，0.01 molL1的NaOH溶液中，由水電離出的c(H+)c(OH)=1022，則該小組在該溫度下測得0.1 molL1的NaOH溶液的pH應(yīng)為( )A.13 B.12 C.11 D.10【解析】選B。 在0.01 molL1的NaOH溶液中，由水電離出的c(H+)c(OH)=1022，c(H+)=10-11 molL1，該溫度下水的離子積為10110.01=10-13。所以該溫度下0.1 molL1的NaOH溶液中c(H+)=10-13/0.1 molL1=10-

17、12 molL1，故pH=12，B項正確。 酸堿中和滴定的誤差分析1.酸堿中和滴定的誤差分析(以一元強(qiáng)酸和一元強(qiáng)堿的滴定為例)(1)原理：其中VB準(zhǔn)確量取的待測液的體積， cA標(biāo)準(zhǔn)溶液的濃度，故VA大cB大VA小cB小2.常見誤差以標(biāo)準(zhǔn)酸溶液滴定未知濃度的堿溶液(酚酞作指示劑)為例，常見的因操作不正確而引起的誤差有：步驟洗滌取液酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)酸溶液潤洗堿式滴定管未用待測溶液潤洗錐形瓶用待測溶液潤洗錐形瓶洗凈后還留有蒸餾水取堿液的滴定管開始有氣泡,放出液體后氣泡消失操 作VAcB變大變大變小變小不變偏高偏高偏低無影響偏低步驟操 作VAcB酸式滴定管滴定前有氣泡,滴定終點時氣泡消失振蕩錐形瓶時

18、部分液體濺出部分酸液滴在錐形瓶外酸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)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)滴定讀數(shù)變大變大變小變小變大偏高偏高偏高偏低偏低【高考警示鐘】(1)答題時注意題目要求，防止答非所問，如要求答“偏高”、“偏低”，容易誤答成“偏大”、“偏小”。(2)分析誤差時要看清是標(biāo)準(zhǔn)液(在滴定管中)還是待測液(在錐形瓶中)。(3)滴定終點中和反應(yīng)恰好進(jìn)行完全溶液呈中性。中和反應(yīng)恰好進(jìn)行完全，得到的溶液不一定呈中性，有可能呈酸性或堿性。【典例3】.現(xiàn)用物質(zhì)的量濃度為a mol/L的標(biāo)準(zhǔn)鹽酸去測定 V mL NaOH 溶液的物質(zhì)的量濃度，請?zhí)顚懴铝锌瞻祝?/p>

19、(1)酸式滴定管用蒸餾水洗凈后，還應(yīng)該進(jìn)行的操作是_。(2)如圖是酸式滴定管中液面在滴定前后的讀數(shù)：c(NaOH)=_mol/L。(3)若在滴定前滴定管尖嘴部分留有氣泡，滴定后滴定管尖嘴部分氣泡消失，則測定的NaOH物質(zhì)的量濃度_(填“偏大”、“偏小”或“無影響”)。.如圖是鹽酸與氫氧化鈉的滴定曲線a和b，試認(rèn)真分析后填空：(4)曲線a是用_溶液滴定_溶液。(5)P點的坐標(biāo)為_；鹽酸的物質(zhì)的量濃度為_mol/L?！窘忸}指南】解答本題應(yīng)注意以下兩點：(1)滴定管精度及讀數(shù)方法；(2)滴定前后氣泡對結(jié)果的影響。【解析】.(1)滴定管先用蒸餾水洗凈后，必須再用待盛裝液體潤洗。(2)注意滴定管上的讀數(shù)

20、“0”刻度在最上端，自上而下，讀數(shù)變大。所以所用鹽酸的體積應(yīng)為(V2-V1)mL。(3)滴定前尖嘴部分有氣泡，滴定后氣泡消失，使所用標(biāo)準(zhǔn)液的體積增大，待測液濃度偏大。.一定要理解圖中具體坐標(biāo)點的意義。a曲線pH隨滴定的進(jìn)行而增大，則說明其為堿滴定酸的過程，且V堿=0時，pH=1說明該鹽酸的濃度為0.1 mol/L，同理b曲線是酸滴定堿的過程，且該氫氧化鈉溶液的濃度為0.1 mol/L。答案：.(1)用a mol/L的標(biāo)準(zhǔn)鹽酸潤洗2至3次(2) (3)偏大.(4)NaOH HCl (5)(15,7) 0.1【技巧點撥】中和滴定誤差分析的基本思路中和滴定的誤差分析，都要依據(jù)公式c(待測)=c(標(biāo)準(zhǔn)

21、)V(標(biāo)準(zhǔn))/V(待測)來判斷。c(標(biāo)準(zhǔn))和V(待測)在誤差分析時是定值，因各種原因使得所耗標(biāo)準(zhǔn)液體積V(標(biāo)準(zhǔn))變大或變小，V(標(biāo)準(zhǔn))變大則c(待測)偏高，V(標(biāo)準(zhǔn))變小則c(待測)偏低?！咀兪接?xùn)練】一定物質(zhì)的量濃度溶液的配制和酸堿中和滴定是中學(xué)化學(xué)中兩個典型的定量實驗。某研究性學(xué)習(xí)小組在實驗室中配制1 mol/L稀硫酸標(biāo)準(zhǔn)溶液。然后用其滴定某未知濃度的NaOH溶液。下列有關(guān)說法中正確的是_(填序號)。A實驗中所用到的滴定管、容量瓶在使用前均需要查漏B.若選用100 mL容量瓶配制標(biāo)準(zhǔn)酸溶液，需用密度為1.84 g/mL、98%的濃硫酸5.43 mLC容量瓶中有少量的蒸餾水，會導(dǎo)致所配標(biāo)準(zhǔn)溶液

22、的濃度偏小D酸式滴定管用蒸餾水洗滌后，即裝入標(biāo)準(zhǔn)濃度的稀硫酸，則測得的NaOH溶液的濃度將偏大E若配制標(biāo)準(zhǔn)酸溶液在定容時俯視讀數(shù)，則導(dǎo)致所測的NaOH溶液濃度偏大F中和滴定實驗，若滴定前平視讀數(shù)、滴定結(jié)束俯視讀數(shù)，則導(dǎo)致實驗結(jié)果偏大【解析】C項，因在洗滌及定容時，都要往容量瓶中加蒸餾水，故容量瓶中有少量的蒸餾水，不影響標(biāo)準(zhǔn)溶液的濃度；E項，在配制定容時俯視讀數(shù)，導(dǎo)致標(biāo)準(zhǔn)液的濃度偏大，當(dāng)用之滴定堿液時，所用酸液的體積比實際情況偏小，故所測得堿液的濃度偏小。答案：A、B、D【答題要領(lǐng)6】滴定終點的判斷答題模板 【典例】2010天津高考T9(5)改編納米TiO2在涂料、光催化、化妝品等領(lǐng)域有著極其廣

23、泛的應(yīng)用。用氧化還原滴定法測定TiO2的質(zhì)量分?jǐn)?shù)：一定條件下，將TiO2溶解并還原為Ti3+，再以KSCN溶液作指示劑，用NH4Fe(SO4)2標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定Ti3+至全部生成Ti4+。請回答：如何判斷滴定終點_?！境闃臃治觥?考生甲 考生乙 抽樣試卷 當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏蜰H4Fe(SO4)2標(biāo)準(zhǔn)溶液后，根據(jù)溶液顏色變化判斷 當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏蜰H4Fe(SO4)2標(biāo)準(zhǔn)溶液后，溶液變成紅色 分析點評 沒有明確的結(jié)論 顏色變化后，沒有強(qiáng)調(diào)“半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原來的顏色” 【規(guī)范答案】當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏蜰H4Fe(SO4)2標(biāo)準(zhǔn)溶液后，溶液變成淺紅色，且半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原來的顏色答題要領(lǐng)當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏蝬xxxxx標(biāo)準(zhǔn)

24、溶液后，溶液變成xxxxxx色，且半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原來的顏色。說明：解答此類題目注意三個關(guān)鍵點：(1)最后一滴：必須說明是滴入“最后一滴”溶液。(2)顏色變化：必須說明滴入“最后一滴”溶液后溶液“顏色的變化”。(3)半分鐘：必須說明溶液顏色變化后“半分鐘內(nèi)不再恢復(fù)原來的顏色”。 測定平衡常數(shù)對定量認(rèn)識化學(xué)反應(yīng)具有重要意義。已知：I2能與I-反應(yīng)生成I3-，并在溶液中建立如下平衡：I2+I- I3-。通過測定平衡體系中c(I2)、c(I-)和c(I3-)，就可求得該反應(yīng)的平衡常數(shù)。某同學(xué)為測定上述平衡體系中c(I2)，采用如下方法：取V1 mL平衡混合溶液，用c mol/L的Na2S2O3溶液進(jìn)行

25、滴定(反應(yīng)為I2+2Na2S2O3=2NaI+Na2S4O6)，消耗V2 mL的Na2S2O3溶液。根據(jù)V1、V2和c可求得c(I2)。上述滴定時，可采用_作指示劑，滴定終點的現(xiàn)象是_。答案：淀粉 當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏蜰a2S2O3溶液后，溶液由藍(lán)色變無色，且半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原來的顏色 1.下列粒子對水的電離平衡不產(chǎn)生影響的是( )A.H3O+ B.Cl- C.NH4+ D.OH-【解析】選B。H3O+和OH-能抑制水的電離，NH4+能促進(jìn)水的電離，Cl-不水解，對水的電離平衡無影響，故選B項。2.(2012長葛模擬)25 時，水的電離達(dá)到平衡：H2O HOH H0，下列敘述正確的是( )A向水中加入

26、稀氨水，平衡逆向移動，c(OH)降低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，c(H)降低D將水加熱，Kw增大，pH不變【解析】選B。A項，稀氨水是弱堿，加入后水溶液中的c(OH-)增大，平衡逆向移動；B項，NaHSO4固體溶于水中電離使c(H)增大。由于溫度不變，故Kw不變；C項，水中加入CH3COONa，CH3COONa發(fā)生水解，促進(jìn)水的電離，使溶液呈堿性，c(H+)降低；D項，升高溫度，水的電離程度增大，Kw變大，pH變小。3.常溫下，下列各組離子在指定溶液中能大量共存的是( )ApH=1的溶液中：Fe2+、NO3-、SO42

27、-、Na+B由水電離的c(H+)=110-14 molL-1的溶液中：Ca2+、K+、Cl-、HCO3-Cc(H+)/c(OH-)=1012的溶液中：NH4+、Al3+、NO3-、Cl-Dc(Fe3+)=0.1 molL-1的溶液中：K+、ClO-、SO42-、SCN-【解析】選C。本題主要從溶液的酸堿性角度進(jìn)行考查，必須判斷出溶液是酸性還是堿性。A項，pH=1的溶液中含有大量H+，大量H+存在時，NO3-能將Fe2+氧化，A項錯；B項，由水電離的c(H+)=110-14 molL-1，水的電離受到抑制，可能是酸性溶液也可能是堿性溶液，HCO3-既能與酸反應(yīng)，也能與堿反應(yīng)，B項錯；C項，由c(

28、H+)/c(OH-)=1012和c(H+)c(OH-)=10-14,可知c(H+)=10-1 molL-1，溶液為酸性溶液，NH4+、Al3+、NO3-、Cl-與H+之間相互不反應(yīng)，C項可以大量共存；D項，F(xiàn)e3+與SCN-發(fā)生絡(luò)合反應(yīng)，D項錯?！菊`區(qū)警示】本題易忽視大量H+存在時，NO3-能將Fe2+氧化而錯選A；或忽視Fe3+與SCN-發(fā)生絡(luò)合反應(yīng)而錯選D。4.室溫下，下列溶液等體積混合后的pH一定大于7的是( )A0.1 mol/L的鹽酸和0.1 mol/L的氫氧化鈉溶液BpH4的鹽酸和pH10的氫氧化鋇溶液CpH4的醋酸溶液和pH10的氫氧化鈉溶液DpH4的鹽酸和pH10的氨水 【解析】選D。A