高考化學二輪復習 水溶液中的離子平衡 8 酸堿中和滴定學案
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專題：水溶液中的離子平衡 第八講 酸堿中和滴定 1．滴定原理 (1)定義：用已知濃度的酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)濃度的實驗方法。 (2)原理： H+ + OH- = H2O 1mol 1mol C1V1 C2V2 C1V1=C2V2 C2= 其中C1、V2已知，只要測量出V1，即可得未知酸或堿溶液的濃度C2。 說明：①完全中和的含義為：nH+=nOH—，而不是pH=7 HClNaOH H2SO42NaOH H3PO43NaOH ②待測液可以放在滴定管中也可以放在錐形瓶中 2．滴定終點的確定：選擇合適的指示劑 指示劑選取的原則：指示劑變色的pH值范圍盡可能與生成鹽的水解 得到溶液的pH值吻合 3．使用儀器 儀器： (1)酸式滴定管(不能盛放堿液、水解呈堿性的鹽溶液、氫氟酸) (2)堿式滴定管(不能盛放酸性溶液和強氧化性溶液) 說明： ①滴定管讀數(shù)保留小數(shù)點后兩位，量筒和天平小數(shù)點后保留一位 ②量取液體時滴定管和量筒的區(qū)別 0刻度 平視 仰視 俯視 滴定管 上 5.00 偏低(＜5.00) 偏高(＞5.00) 量筒 無 5.0 偏高(＞5.0) 偏低(＜5.0) ③滴定管的尖嘴部分充滿液體，但不在計量范圍內(nèi)；自零點將溶液 放空，體積大于量程。 ④讀數(shù)方法：應平視，液體凹面與刻度線相切。 (2)錐形瓶、鐵架臺、滴定管夾等 試劑 標準溶液、待測溶液、指示劑 4．終點的判斷 溶液顏色發(fā)生變化且在半分鐘內(nèi)不再變色，多次測定求各體積的平均值 【例題講解】 例1．用0.1mol/L NaOH溶液滴定0.1mol/L鹽酸，如達到滴定終點時 不慎多加了1滴NaOH(1滴溶液的體積約為0.05mL)，繼續(xù)加水 至50mL，所得溶液的pH是 A． 4 B．7.2 C．10 D．11.3 例2．用已知濃度的NaOH溶液測定某H2SO4溶液的濃度，參考右圖， 從下表中選出正確選項 例3．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0.1000mol/L 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 例4．已知常溫、常壓下，飽和CO2的水溶液的pH=3.9，則可推斷用標 準的鹽酸溶液滴定NaHCO3水溶液時，適宜選用的指示劑及滴定終點 時顏色變化的情況是 A．石蕊，由藍變紅 B．甲基橙，由橙變黃 C．酚酞，紅色褪去 D．甲基橙，由黃變橙 例5．有一支50mL酸式滴定管，其中盛有溶液，液面恰好在10.00mL 刻度處。把滴定管中的溶液全部流下排出，盛接在量筒中，量筒中內(nèi) 的溶液的體積 A．大于40.0mL B．40.0mL C．小于40.0mL D．10.0mL 例6．在室溫下進行中和滴定，酸和堿恰好完全反應時以下說法一定正 確的是 A．參加反應的酸和堿的物質(zhì)的量相等 B．參加反應的酸中的氫離子總量和堿中氫氧根離子總量相等 C．反應混合液的pH=7 D．能用適當?shù)乃釅A指示劑來判斷 例7．25℃時，在25mLNaOH溶液中，逐滴加入0.2molL-1CH3COOH 溶液， 溶液pH的變化曲線如下圖所示。下列分析中正確的是 A．原溶液中：c(NaOH)=0.2molL-1 B．曲線上A到B間任意一點，溶液中都有： c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(OH-)＞c(H+) C．在B點處一定c(CH3COO-)=c(Na+) D．a(chǎn) = 12.5 例8．常溫下，用 0.1000 molLNaOH溶液滴定 20.00mL 0.1000molLCH3COOH溶液所得滴定曲線如圖。下列說法正確的是 A．點①所示溶液中： B．點②所示溶液中： C．點③所示溶液中： D．滴定過程中可能出現(xiàn)： 例9．下列說法正確的是 A．常溫下醋酸分子不可能存在于pH＞7的堿性溶液中 B．稀釋濃度均為0.1mol/LCH3COOH和CH3COONa溶液，兩溶液 中所有微粒濃度均減小 C．25℃時，pH=4.75濃度均為0.1 molL－1的CH3COOH、CH3COONa 混合溶液：c(CH3COO－)+c(OH－)下載提示(請認真閱讀)
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