2019年高考化學講與練 第8章 第2講 水的電離和溶液的pH（含解析）新人教版.doc

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第8章第2講水的電離和溶液的pH 李仕才 考綱要求　1.了解水的電離、離子積常數(shù)(Kw)。2.了解溶液pH的含義及其測定方法，能進行pH的簡單計算。 考點一　水的電離 1．水的電離 水是極弱的電解質(zhì)，水的電離方程式為H2O＋H2O??H3O＋＋OH－或H2O??H＋＋OH－。 2．水的離子積常數(shù) Kw＝c(H＋)c(OH－)。 (1)室溫下：Kw＝110－14。 (2)影響因素：只與溫度有關(guān)，升高溫度，Kw增大。 (3)適用范圍：Kw不僅適用于純水，也適用于稀的電解質(zhì)水溶液。 (4)Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要溫度不變，Kw不變。 3．影響水電離平衡的因素 (1)升高溫度，水的電離程度增大，Kw增大。 (2)加入酸或堿，水的電離程度減小，Kw不變。 (3)加入可水解的鹽(如FeCl3、Na2CO3)，水的電離程度增大，Kw不變。 (1)溫度一定時，水的電離常數(shù)與水的離子積常數(shù)相等() (2)水的電離平衡移動符合勒夏特列原理(√) (3)100℃的純水中c(H＋)＝110－6molL－1，此時水呈酸性() (4)在蒸餾水中滴加濃H2SO4，Kw不變() (5)NaCl溶液和CH3COONH4溶液均顯中性，兩溶液中水的電離程度相同() (6)室溫下，0.1molL－1的HCl溶液與0.1molL－1的NaOH溶液中水的電離程度相等(√) (7)任何水溶液中均存在H＋和OH－，且水電離出的c(H＋)和c(OH－)相等(√)  填寫外界條件對水電離平衡的具體影響 　　　體系變化 條件　　　 平衡移動方向 Kw 水的電離程度 c(OH－) c(H＋) HCl 逆 不變 減小 減小 增大 NaOH 逆 不變 減小 增大 減小 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 題組一　影響水電離平衡的因素及結(jié)果判斷 1．25℃時，相同物質(zhì)的量濃度的下列溶液：①NaCl?、贜aOH?、跦2SO4　④(NH4)2SO4，其中水的電離程度按由大到小順序排列的一組是(　　) A．④＞③＞②＞① B．②＞③＞①＞④ C．④＞①＞②＞③ D．③＞②＞①＞④ 答案　C 解析?、冖鄯謩e為堿、酸，抑制水的電離；④中NH水解促進水的電離，①NaCl不影響水的電離。 2．25℃時，某溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H＋)和c(OH－)的乘積為110－18，下列說法正確的是(　　) A．該溶液的pH可能是5 B．此溶液不存在 C．該溶液的pH一定是9 D．該溶液的pH可能為7 答案　A 解析　由題意可知該溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H＋)＝c(OH－)＝110－9 molL－1，該溶液中水的電離受到抑制，可能是酸溶液，也可能是堿溶液。若為酸溶液，則pH＝5；若為堿溶液，則pH＝9，故A項正確。 3．(2018北京東城區(qū)質(zhì)檢)如圖表示水中c(H＋)和c(OH－)的關(guān)系，下列判斷錯誤的是(　　) A．兩條曲線間任意點均有c(H＋)c(OH－)＝Kw B．M區(qū)域內(nèi)任意點均有c(H＋)＜c(OH－) C．圖中T1＜T2 D．XZ線上任意點均有pH＝7 答案　D 解析　由水的離子積的定義知兩條曲線間任意點均有c(H＋)c(OH－)＝Kw，A項正確；由圖中縱橫軸的大小可知M區(qū)域內(nèi)任意點均有c(H＋)＜c(OH－)，B項正確；溫度越高，水的電離程度越大，電離出的c(H＋)與c(OH－)越大，所以T2＞T1，C項正確；XZ線上任意點都有c(H＋)＝c(OH－)，只有當c(H＋)＝10－7 molL－1時，才有pH＝7，D項錯誤。 正確理解水的電離平衡曲線 (1)曲線上的任意點的Kw都相同，即c(H＋)c(OH－)相同，溫度相同。 (2)曲線外的任意點與曲線上任意點的Kw不同，溫度不同。 (3)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)化一定得改變溫度。 題組二　水電離出的c(H＋)或c(OH－)的定量計算 4．(2017韶關(guān)模擬)已知NaHSO4在水中的電離方程式為NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。某溫度下，向c(H＋)＝110－6molL－1的蒸餾水中加入NaHSO4晶體，保持溫度不變，測得溶液的c(H＋)＝110－2molL－1。下列對該溶液的敘述不正確的是(　　) A．該溫度高于25℃ B．由水電離出來的H＋的濃度為110－10molL－1 C．加入NaHSO4晶體抑制水的電離 D．取該溶液加水稀釋100倍，溶液中的c(OH－)減小 答案　D 解析　A項，Kw＝110－6110－6＝110－12，溫度高于25 ℃；B、C項，NaHSO4電離出的H＋抑制H2O電離，＝c(OH－)＝110－10 molL－1；D項，加H2O稀釋，c(H＋)減小，而c(OH－)增大。 5．(2017長沙市雅禮中學檢測)25℃時，在等體積的①pH＝0的H2SO4溶液、②0.05molL－1的Ba(OH)2溶液、③pH＝10的Na2S溶液、④pH＝5的NH4NO3溶液中，發(fā)生電離的水的物質(zhì)的量之比是(　　) A．1∶10∶1010∶109 B．1∶5∶(5109)∶(5108) C．1∶20∶1010∶109 D．1∶10∶104∶109 答案　A 解析　H2SO4與Ba(OH)2抑制水的電離，Na2S與NH4NO3促進水的電離。25 ℃時，pH＝0的H2SO4溶液中：c(H2O)電離＝c(OH－)＝ molL－1＝10－14 molL－1；0.05 molL－1的Ba(OH)2溶液中：c(H2O)電離＝c(H＋)＝ molL－1＝10－13 molL－1；pH＝10的Na2S溶液中：c(H2O)電離＝c(OH－)＝10－4 molL－1；pH＝5的NH4NO3的溶液中：c(H2O)電離＝c(H＋)＝10－5molL－1。它們的物質(zhì)的量比值為10－14∶10－13∶10－4∶10－5＝1∶10∶1010∶109，故A正確。 水電離的c(H＋)或c(OH－)的計算技巧(25℃時) (1)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1.010－7molL－1。 (2)酸或堿抑制水的電離，水電離出的c(H＋)＝c(OH－)＜10－7 molL－1，當溶液中的c(H＋)＜10－7 molL－1時就是水電離出的c(H＋)；當溶液中的c(H＋)＞10－7 molL－1時，就用10－14除以這個濃度即得到水電離的c(H＋)。 (3)可水解的鹽促進水的電離，水電離的c(H＋)或c(OH－)均大于10－7 molL－1。若給出的c(H＋)＞10－7 molL－1，即為水電離的c(H＋)；若給出的c(H＋)＜10－7 molL－1，就用10－14除以這個濃度即得水電離的c(H＋)。 考點二　溶液的酸堿性和pH 1．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：c(H＋)>c(OH－)，常溫下，pH<7。 (2)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)，常溫下，pH＝7。 (3)堿性溶液：c(H＋)7。 2．pH及其測量 (1)計算公式：pH＝－lgc(H＋)。 (2)測量方法 ①pH試紙法 用鑷子夾取一小塊試紙放在潔凈的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待測液點在試紙的中央，變色后與標準比色卡對照，即可確定溶液的pH。 ②pH計測量法。 (3)溶液的酸堿性與pH的關(guān)系 常溫下： 3．溶液pH的計算 (1)單一溶液的pH計算 強酸溶液：如HnA，設(shè)濃度為cmolL－1，c(H＋)＝ncmolL－1，pH＝－lgc(H＋)＝－lg (nc)。 強堿溶液(25℃)：如B(OH)n，設(shè)濃度為cmolL－1，c(H＋)＝molL－1，pH＝－lgc(H＋)＝14＋lg (nc)。 (2)混合溶液pH的計算類型 ①兩種強酸混合：直接求出c(H＋)混，再據(jù)此求pH。c(H＋)混＝。 ②兩種強堿混合：先求出c(OH－)混，再據(jù)Kw求出c(H＋)混，最后求pH。c(OH－)混＝。 ③強酸、強堿混合：先判斷哪種物質(zhì)過量，再由下式求出溶液中H＋或OH－的濃度，最后求pH。 c(H＋)混或c(OH－)混＝。 溶液酸堿性及pH概念選項判斷 (1)任何溫度下，利用H＋和OH－濃度的相對大小均可判斷溶液的酸堿性(√) (2)某溶液的c(H＋)＞10－7molL－1，則該溶液呈酸性() (3)某溶液的pH＝7，該溶液一定顯中性() (4)100℃時Kw＝1.010－12,0.01molL－1鹽酸的pH＝2,0.01molL－1的NaOH溶液的pH＝10(√) (5)用蒸餾水潤濕的pH試紙測溶液的pH，一定會使結(jié)果偏低() (6)用廣范pH試紙測得某溶液的pH為3.4() (7)用pH計測得某溶液的pH為7.45(√) (8)一定溫度下，pH＝a的氨水，稀釋10倍后，其pH＝b，則a＝b＋1() 1．常溫下，兩種溶液混合后酸堿性的判斷(在括號中填“酸性”“堿性”或“中性”)。 (1)相同濃度的HCl和NaOH溶液等體積混合(　　) (2)相同濃度的CH3COOH和NaOH溶液等體積混合(　　) (3)相同濃度的NH3H2O和HCl溶液等體積混合(　　) (4)pH＝2的HCl和pH＝12的NaOH溶液等體積混合(　　) (5)pH＝3的HCl和pH＝10的NaOH溶液等體積混合(　　) (6)pH＝3的HCl和pH＝12的NaOH溶液等體積混合(　　) (7)pH＝2的CH3COOH和pH＝12的NaOH溶液等體積混合(　　) (8)pH＝2的HCl和pH＝12的NH3H2O等體積混合(　　) 答案　(1)中性　(2)堿性　(3)酸性　(4)中性　(5)酸性　(6)堿性　(7)酸性　(8)堿性 2．1mLpH＝9的NaOH溶液，加水稀釋到10mL，pH＝；加水稀釋到100mL，pH7。 答案　8　接近 1．稀釋規(guī)律 酸、堿溶液稀釋相同倍數(shù)時，強電解質(zhì)溶液比弱電解質(zhì)溶液的pH變化幅度大，但不管稀釋多少倍，最終都無限接近中性。 2．酸堿混合規(guī)律 (1)等濃度等體積一元酸與一元堿混合的溶液——“誰強顯誰性，同強顯中性”。 (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。即誰弱誰過量，顯誰性。 (3)強酸、強堿等體積混合(25℃時) ①pH之和等于14呈中性；②pH之和小于14呈酸性；③pH之和大于14呈堿性。 題組一　有關(guān)pH的簡單計算 1．計算下列溶液的pH或濃度(常溫下，忽略溶液混合時體積的變化)： (1)0.1molL－1的CH3COOH溶液(已知CH3COOH的電離常數(shù)Ka＝1.810－5)。 (2)0.1molL－1NH3H2O溶液(NH3H2O的電離度α＝1%，電離度＝100%)。 (3)pH＝2的鹽酸與等體積的水混合。 (4)常溫下，將0.1molL－1氫氧化鈉溶液與0.06molL－1硫酸溶液等體積混合。 (5)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，求原溶液的濃度。 答案　(1)2.9　(2)11　(3)2.3　(4)2.0(5)0.05molL－1 解析　(1)CH3COOH　??　CH3COO－＋ H＋ c(初始) 0.1 molL－10 0 c(電離) c(H＋) c(H＋) c(H＋) c(平衡) 0.1－c(H＋) c(H＋) c(H＋) 則Ka＝＝1.810－5 解得c(H＋)≈1.310－3 molL－1， 所以pH＝－lg c(H＋)＝－lg (1.310－3)≈2.9。 (2)　　　NH3H2O　??　OH－?。H c(初始) 0.1 molL－10 0 c(電離) 0.11%molL－10.11%molL－10.11%molL－1 則c(OH－)＝0.11% molL－1＝10－3molL－1 c(H＋)＝10－11 molL－1，所以pH＝11。 (3)c(H＋)＝molL－1 pH＝－lg＝2＋lg2＝2.3。 (4)c(H＋)＝＝0.01 molL－1。 (5)＝0.01 molL－1，c＝0.05 molL－1。 2．(1)pH＝5的H2SO4溶液，加水稀釋到500倍，則稀釋后c(SO)與c(H＋)的比值為。 (2)常溫下，在一定體積pH＝12的Ba(OH)2溶液中，逐滴加入一定物質(zhì)的量濃度的NaHSO4溶液，當溶液中的Ba2＋恰好完全沉淀時，溶液pH＝11。若反應(yīng)后溶液的體積等于Ba(OH)2溶液與NaHSO4溶液的體積之和，則Ba(OH)2溶液與NaHSO4溶液的體積比是。 答案　(1)　(2)1∶4 解析　(1)稀釋前c(SO)＝molL－1，稀釋后c(SO)＝molL－1＝10－8molL－1，c(H＋)稀釋后接近10－7molL－1，所以＝＝。 (2)設(shè)氫氧化鋇溶液體積為V1L，硫酸氫鈉溶液的體積為V2L，依題意知，n(Ba2＋)＝n(SO)，由Ba(OH)2＋NaHSO4===BaSO4↓＋NaOH＋H2O知，生成的氫氧化鈉的物質(zhì)的量為n(NaOH)＝n[Ba(OH)2]＝0.510－2V1mol，＝110－3molL－1，則V1∶V2＝1∶4。 題組二　pH概念的拓展應(yīng)用 3．(2018南陽等六市聯(lián)考)某溫度下，向一定體積0.1molL－1的氨水中逐滴加入等濃度的鹽酸，溶液中pOH[pOH＝－lg c(OH－)]與pH的變化關(guān)系如下圖所示。下列說法不正確的是(　　) A．M點和N點溶液中H2O的電離程度相同 B．Q點溶液中，c(NH)＋c(NH3H2O)＝c(Cl－) C．M點溶液的導(dǎo)電性小于Q點溶液的導(dǎo)電性 D．N點溶液加水稀釋，變小 答案　B 解析　由于M點堿過量，N點酸過量，M點溶液中氫氧根離子濃度與N點溶液中氫離子濃度相同，對水的電離抑制能力相同，故兩點水的電離程度相同，A正確；Q點時pH＝pOH，說明溶液呈中性，根據(jù)電荷守恒：c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，則c(NH)＝c(Cl－)，B錯誤；M點溶液中主要溶質(zhì)為一水合氨，為弱電解質(zhì)，在溶液中部分電離，溶液中離子濃度較小，Q點溶液中溶質(zhì)主要為氯化銨，為強電解質(zhì)，溶液中離子濃度較大，故M點溶液的導(dǎo)電能力小于Q點，C正確；N點溶液加水稀釋，Kb＝，溫度不變，Kb不變，加水稀釋氫離子濃度減小，c(OH－)增大，所以變小，故D正確。 4．(2017邯鄲一中一模)若用AG表示溶液的酸度，AG的定義為AG＝lg。室溫下實驗室中用0.01molL－1的氫氧化鈉溶液滴定20.00mL0.01molL－1醋酸，滴定過程如圖所示，下列敘述正確的是(　　) A．室溫下，醋酸的電離常數(shù)約為10－5 B．A點時加入氫氧化鈉溶液的體積為20.00mL C．若B點為40mL，所得溶液中： c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH) D．從A到B，水的電離程度逐漸變大 答案　A 解析　室溫下，醋酸的AG＝lg＝7，即＝107，而水的離子積Kw＝c(H＋)c(OH－)＝10－14，兩式聯(lián)立可知：c(H＋)＝10－3.5 molL－1，而在醋酸溶液中，c(CH3COO－)≈c(H＋)＝10－3.5 molL－1，故電離平衡常數(shù)Ka＝≈＝10－5，故A正確；A點的AG＝lg＝0，即＝1，即c(H＋)＝c(OH－)，溶液顯中性，而當加入氫氧化鈉溶液20.00 mL時，氫氧化鈉和醋酸恰好完全中和，得到醋酸鈉溶液，溶液顯堿性，故B錯誤；當B點加入NaOH溶液40 mL時，所得溶液為等濃度的CH3COONa和NaOH的混合溶液，根據(jù)物料守恒可知，c(Na＋)＝2[c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)]，故C錯誤；A點之后，當V(NaOH)＞20 mL后，水的電離受到抑制，電離程度又會逐漸變小，D項錯誤。 考點三　酸、堿中和滴定 1．實驗原理 利用酸堿中和反應(yīng)，用已知濃度酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)的實驗方法。以標準鹽酸溶液滴定待測的NaOH溶液，待測的NaOH溶液的物質(zhì)的量濃度為c(NaOH)＝。 酸堿中和滴定的關(guān)鍵： (1)準確測定標準液和待測液的體積； (2)準確判斷滴定終點。 2．實驗用品 (1)儀器 圖(A)是酸式滴定管、圖(B)是堿式滴定管、滴定管夾、鐵架臺、錐形瓶。 (2)試劑：標準液、待測液、指示劑、蒸餾水。 (3)滴定管 ①構(gòu)造：“0”刻度線在上方，尖嘴部分無刻度。 ②精確度：讀數(shù)可估計到0.01mL。 ③洗滌：先用蒸餾水洗滌，再用待裝液潤洗。 ④排泡：酸、堿式滴定管中的液體在滴定前均要排出尖嘴中的氣泡。 ⑤使用注意事項： 試劑性質(zhì) 滴定管 原因 酸性、氧化性 酸式滴定管 氧化性物質(zhì)易腐蝕橡膠管 堿性 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 3.實驗操作 以標準鹽酸滴定待測NaOH溶液為例 (1)滴定前的準備 ①滴定管：查漏→洗滌→潤洗→裝液→調(diào)液面→記錄。 ②錐形瓶：注堿液→記體積→加指示劑。 (2)滴定 (3)終點判斷 等到滴入最后一滴標準液，指示劑變色，且在半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原來的顏色，視為滴定終點并記錄標準液的體積。 (4)數(shù)據(jù)處理 按上述操作重復(fù)二至三次，求出用去標準鹽酸體積的平均值，根據(jù)c(NaOH)＝計算。 4．常用酸堿指示劑及變色范圍 指示劑 變色范圍的pH 石蕊 ＜5.0紅色 5.0～8.0紫色 >8.0藍色 甲基橙 ＜3.1紅色 3.1～4.4橙色 >4.4黃色 酚酞 ＜8.2無色 8.2～10.0淺紅色 >10.0紅色 儀器、操作選項判斷 (1)KMnO4溶液應(yīng)用堿式滴定管盛裝() (2)用堿式滴定管準確量取20.00mL的NaOH溶液(√) (3)將液面在0mL處的25mL的酸式滴定管中的液體全部放出，液體的體積為25mL() (4)中和滴定操作中所需標準溶液越濃越好，指示劑一般加入2～3mL() (5)中和滴定實驗時，滴定管、錐形瓶均用待測液潤洗() (6)滴定終點就是酸堿恰好中和的點() (7)滴定管盛標準溶液時，調(diào)液面一定要調(diào)到“0”刻度() (8)滴定接近終點時，滴定管的尖嘴可以接觸錐形瓶內(nèi)壁(√) (1)用amolL－1的HCl滴定未知濃度的NaOH溶液，用酚酞作指示劑，達到滴定終點的現(xiàn)象是； 若用甲基橙作指示劑，滴定終點現(xiàn)象是 。 答案　滴入最后一滴標準液，溶液由紅色變?yōu)闊o色，且半分鐘內(nèi)不恢復(fù)紅色　當?shù)稳胱詈笠坏螛藴室?，溶液由黃色變?yōu)槌壬?，且半分鐘?nèi)不恢復(fù)黃色 (2)用標準碘溶液滴定溶有SO2的水溶液，以測定水中SO2的含量，應(yīng)選用作指示劑，達到滴定終點的現(xiàn)象是。 答案　淀粉溶液　當?shù)稳胱詈笠坏螛藴室海芤河蔁o色變?yōu)樗{色，且半分鐘內(nèi)不褪色 (3)用標準酸性KMnO4溶液滴定溶有SO2的水溶液，以測定水中SO2的含量，是否需要選用指示劑(填“是”或“否”)，達到滴定終點的現(xiàn)象是。 答案　否　當?shù)稳胱詈笠坏嗡嵝訩MnO4溶液，溶液由無色變?yōu)樽霞t色，且半分鐘內(nèi)不褪色 (4)用氧化還原滴定法測定TiO2的質(zhì)量分數(shù)：一定條件下，將TiO2溶解并還原為Ti3＋，再用KSCN溶液作指示劑，用NH4Fe(SO4)2標準溶液滴定Ti3＋至全部生成Ti4＋，滴定Ti3＋時發(fā)生反應(yīng)的離子方程式為 ，達到滴定終點時的現(xiàn)象是 。 答案　Ti3＋＋Fe3＋===Ti4＋＋Fe2＋　當?shù)稳胱詈笠坏螛藴室?，溶液變成紅色，且半分鐘內(nèi)不褪色 題組一　酸堿中和滴定的數(shù)據(jù)處理及誤差分析 1．某學生用已知物質(zhì)的量濃度的鹽酸來測定未知物質(zhì)的量濃度的NaOH溶液時，選擇甲基橙作指示劑。請?zhí)顚懴铝锌瞻祝? (1)用標準的鹽酸滴定待測的NaOH溶液時，左手握酸式滴定管的活塞，右手搖動錐形瓶，眼睛注視，直到因加入一滴鹽酸后，溶液由黃色變?yōu)槌壬?，并為止? (2)下列操作中可能使所測NaOH溶液的濃度數(shù)值偏低的是(填字母)。 A．酸式滴定管未用標準鹽酸潤洗就直接注入標準鹽酸 B．滴定前盛放NaOH溶液的錐形瓶用蒸餾水洗凈后沒有干燥 C．酸式滴定管在滴定前有氣泡，滴定后氣泡消失 D．讀取鹽酸體積時，開始仰視讀數(shù)，滴定結(jié)束時俯視讀數(shù) (3)若滴定開始和結(jié)束時，酸式滴定管中的液面如圖所示，則起始讀數(shù)為mL，終點讀數(shù)為mL，所用鹽酸溶液的體積為mL。 (4)某學生根據(jù)3次實驗分別記錄有關(guān)數(shù)據(jù)如下表： 滴定次數(shù) 待測NaOH溶液的體積/mL 0.1000molL－1鹽酸的體積/mL 滴定前刻度 滴定后刻度 溶液體積/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 依據(jù)上表數(shù)據(jù)列式計算該NaOH溶液的物質(zhì)的量濃度。 答案　(1)錐形瓶中溶液顏色變化　在半分鐘內(nèi)不變色(2)D　(3)0.00　26.10　26.10 (4)＝＝26.10 mL，c(NaOH)＝＝0.104 4 molL－1 解析　在求c(NaOH)和進行誤差分析時應(yīng)依據(jù)公式：c(NaOH)＝。欲求c(NaOH)，須先求V[(HCl)aq]再代入公式；進行誤差分析時，要考慮實際操作對每一個量即V[(HCl)aq]和V[(NaOH)aq]的影響，進而影響c(NaOH)。 (1)考查酸堿中和滴定實驗的規(guī)范操作。 (2)考查由于不正確操作引起的誤差分析。滴定管未用標準鹽酸潤洗，內(nèi)壁附著一層水，可將加入的鹽酸稀釋，中和相同量的堿，所需鹽酸的體積偏大，結(jié)果偏高；用堿式滴定管取出的待測NaOH溶液的物質(zhì)的量一旦確定，倒入錐形瓶后，水的加入不影響OH－的物質(zhì)的量，也就不影響結(jié)果；若排出氣泡，液面會下降，故讀取V酸偏大，結(jié)果偏高；正確讀數(shù)(虛線部分)和錯誤讀數(shù)(實線部分)如圖所示： (3)讀數(shù)時，以凹液面的最低點為基準。 (4)先算出耗用標準鹽酸的平均值 ＝＝26.10mL(第二次偏差太大，舍去)， c(NaOH)＝＝0.1044molL－1。 2．(誤差分析)用標準鹽酸溶液滴定未知濃度的NaOH溶液(酚酞作指示劑)，用“偏高”“偏低”或“無影響”填空。 (1)酸式滴定管未用標準溶液潤洗(　　) (2)錐形瓶用待測溶液潤洗(　　) (3)錐形瓶洗凈后還留有蒸餾水(　　) (4)放出堿液的滴定管開始有氣泡，放出液體后氣泡消失(　　) (5)酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定終點時氣泡消失(　　) (6)部分酸液滴出錐形瓶外(　　) (7)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)(　　) (8)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)(　　) 答案　(1)偏高　(2)偏高　(3)無影響　(4)偏低(5)偏高　(6)偏高　(7)偏低　(8)偏高 題組二　滴定曲線的分析 3．(2018山西大同模擬)常溫下，用0.10molL－1NaOH溶液分別滴定20.00mL0.10molL－1HCl溶液和20.00mL0.10molL－1CH3COOH溶液，得到兩條滴定曲線，如圖所示，則下列說法正確的是(　　) A．圖2是滴定鹽酸的曲線 B．a(chǎn)與b的關(guān)系是a＜b C．E點對應(yīng)離子濃度由大到小的順序可能為c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－) D．這兩次滴定都可以用甲基橙作為指示劑 答案　C 解析　如果酸為強酸，則0.10 molL－1酸的pH為1，根據(jù)酸的初始pH知，圖1為鹽酸的滴定曲線，故A錯誤；根據(jù)圖1知，a點氫氧化鈉溶液的體積是20.00 mL，酸和堿的物質(zhì)的量相等，二者恰好反應(yīng)生成強酸強堿鹽，其溶液呈中性；醋酸溶液中滴入氫氧化鈉溶液，醋酸鈉溶液呈堿性，所以氫氧化鈉溶液的體積小于20.00 mL，a＞b，故B錯誤；E點溶液的成分為醋酸鈉和醋酸，溶液呈酸性，說明醋酸的電離程度大于醋酸鈉的水解程度，鹽類水解程度較小，則溶液中離子濃度可能為c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)，故C正確；氫氧化鈉和鹽酸恰好反應(yīng)呈中性，可以選擇甲基橙或酚酞；氫氧化鈉和醋酸恰好反應(yīng)生成醋酸鈉溶液呈堿性，只能選擇酚酞，故D錯誤。 4．(2017江西省九江市質(zhì)檢)某同學用0.1000molL－1NaOH溶液滴定20.00mL某濃度的CH3COOH溶液。 (1)部分操作如下： ①取一支用蒸餾水洗凈的堿式滴定管，加入標準氫氧化鈉溶液，記錄初始讀數(shù) ②用酸式滴定管放出一定量待測液，置于用蒸餾水洗凈的錐形瓶中，加入2滴甲基橙 ③滴定時，邊滴加邊振蕩，同時注視滴定管內(nèi)液面的變化請選出上述操作過程中存在錯誤的序號：。 (2)某次滴定前滴定管液面如圖1所示，讀數(shù)為mL。 (3)根據(jù)正確實驗結(jié)果所繪制的滴定曲線如圖2所示，其中點①所示溶液中c(CH3COO－)＝1.7c(CH3COOH)，點③所示溶液中c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝c(Na＋)。計算醋酸的電離常數(shù)：，該CH3COOH的物質(zhì)的量濃度為molL－1。 答案　(1)①②③　(2)0.30　(3)1.710－5　0.1007 解析　(1)①滴定管應(yīng)潤洗；②由于CH3COONa水解呈堿性，應(yīng)用酚酞作指示劑；③滴定時應(yīng)注視錐形瓶內(nèi)溶液顏色的變化。 (2)滴定管精確度為0.01 mL，又因為滴定管的刻度自上而下是逐漸增大的，所以根據(jù)液面的位置可知正確的讀數(shù)。 (3)①點溶液中氫離子濃度是10－5 molL－1，所以醋酸的電離平衡常數(shù)是＝＝1.710－5。點③所示溶液中c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝c(Na＋)，所以恰好滿足物料守恒，即點③處溶液中溶質(zhì)是醋酸鈉，這說明兩者恰好完全反應(yīng)，所以根據(jù)消耗氫氧化鈉溶液的體積是20.14 mL可知，醋酸的濃度是0.100 0 molL－1＝0.100 7 molL－1。 微專題　氧化還原滴定 1．原理：以氧化劑或還原劑為滴定劑，直接滴定一些具有還原性或氧化性的物質(zhì)，或者間接滴定一些本身并沒有還原性或氧化性，但能與某些還原劑或氧化劑反應(yīng)的物質(zhì)。 2．試劑：常見用于滴定的氧化劑有KMnO4、K2Cr2O7等；常見用于滴定的還原劑有亞鐵鹽、草酸、維生素C等。 3．指示劑：氧化還原滴定的指示劑有三類： (1)氧化還原指示劑。 (2)專用指示劑，如在碘量法滴定中，可溶性淀粉溶液遇碘標準溶液變藍。 (3)自身指示劑，如高錳酸鉀標準溶液滴定草酸時，滴定終點為溶液由無色變?yōu)闇\紅色。 4．實例 (1)酸性KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液 原理：2MnO＋6H＋＋5H2C2O4===10CO2↑＋2Mn2＋＋8H2O。 指示劑：酸性KMnO4溶液本身呈紫色，不用另外選擇指示劑，當?shù)稳胱詈笠坏嗡嵝訩MnO4溶液后，溶液由無色變淺紅色，且半分鐘內(nèi)不褪色，說明到達滴定終點。 (2)Na2S2O3溶液滴定碘液 原理：2Na2S2O3＋I2===Na2S4O6＋2NaI。 指示劑：用淀粉作指示劑，當?shù)稳胱詈笠坏蜰a2S2O3溶液后，溶液的藍色褪去，且半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原色，說明到達滴定終點。 專題訓(xùn)練 1．已知Ag2CrO4是磚紅色沉淀，下列滴定反應(yīng)中，指示劑使用不正確的是(　　) A．用標準FeCl3溶液滴定KI溶液，選擇KSCN溶液 B．用I2溶液滴定Na2SO3溶液，淀粉作指示劑 C．用AgNO3溶液滴定NaCl溶液，Na2CrO4作指示劑 D．用H2O2溶液滴定KI溶液，淀粉作指示劑 答案　D 解析　鐵離子與碘離子反應(yīng)，生成亞鐵離子和碘單質(zhì)，KSCN溶液遇鐵離子顯紅色，當溶液顯紅色時，說明碘離子反應(yīng)完全，達到滴定終點，故A正確；淀粉遇碘單質(zhì)顯藍色，當溶液顯藍色時，說明亞硫酸根離子已經(jīng)被碘單質(zhì)充分氧化，碘單質(zhì)剩余，達到滴定終點，故B正確；Ag2CrO4是磚紅色沉淀，當溶液中有磚紅色沉淀時，待測液中的氯離子被充分沉淀，銀離子剩余，故C正確；待測液中的碘離子被雙氧水氧化生成碘單質(zhì)，淀粉顯藍色，即開始滴定就出現(xiàn)藍色，藍色加深，碘離子反應(yīng)完全時，藍色不再加深，但是不易觀察，不能判斷滴定終點，故D錯誤。 2．某學習小組用“間接碘量法”測定某CuCl2晶體試樣的純度，試樣不含其他能與I－發(fā)生反應(yīng)的氧化性雜質(zhì)，已知：2Cu2＋＋4I－===2CuI↓＋I2，I2＋2S2O===S4O＋2I－。取mg試樣溶于水，加入過量KI固體，充分反應(yīng)，用0.1000molL－1Na2S2O3標準溶液滴定，部分實驗儀器和讀數(shù)如圖所示。 下列說法正確的是(　　) A．試樣在甲中溶解，滴定管選乙 B．選用淀粉作指示劑，當甲中溶液由藍色變?yōu)闊o色時，即達到滴定終點 C．丁圖中，滴定前滴定管的讀數(shù)為a－0.50mL D．對裝有標準液的滴定管讀數(shù)時，滴定前后讀數(shù)方式如丁圖所示，則測得的結(jié)果偏小 答案　D 解析　A項，甲中盛裝的是含有I2的溶液，則滴定管中盛裝的為Na2S2O3標準溶液，該溶液顯堿性，應(yīng)選用堿式滴定管(丙)，不正確；B項，溶液變色且經(jīng)過30 s左右溶液不恢復(fù)原來的顏色，視為滴定終點，不正確；C項，滴定管“0”刻度在上端，故滴定前的讀數(shù)為a＋0.50 mL，不正確；D項，滴定后俯視讀數(shù)，將導(dǎo)致讀數(shù)偏小，故測得的結(jié)果偏小，正確。 3．(2018太原模擬)將2.25g鐵礦石樣品經(jīng)一系列化學處理，制得鐵元素全部為Fe2＋的待測液250mL，利用反應(yīng)6Fe2＋＋Cr2O＋14H＋===6Fe3＋＋2Cr3＋＋7H2O對鐵礦石中鐵元素的含量進行測定。 (1)現(xiàn)有燒杯、玻璃棒、量筒、膠頭滴管，要配制0.0150molL－1K2Cr2O7溶液100mL，還需要的玻璃儀器是。 (2)取25.00mL待測液進行滴定，平均消耗K2Cr2O7溶液體積為25.00mL，則鐵礦石中鐵元素的百分含量是(Fe的相對原子質(zhì)量為56)。 (3)在本實驗的滴定過程中，下列操作會使測定結(jié)果偏小的是(填寫序號)。 a．未用標準K2Cr2O7溶液潤洗滴定管 b．錐形瓶中加入待測溶液后，再加少量水 c．錐形瓶在滴定過程中劇烈搖動，有少量液體流出 答案　(1)100mL容量瓶　(2)56%　(3)c 解析　(1)準確配制一定物質(zhì)的量濃度的溶液可以用容量瓶來配制，準確度高。(2)根據(jù)反應(yīng)6Fe2＋＋Cr2O＋14H＋===6Fe3＋＋2Cr3＋＋7H2O，可得出6Fe2＋～Cr2O，消耗K2Cr2O7溶液體積為25.00 mL時，物質(zhì)的量為0.015 0 molL－10.025 L＝0.000 375 mol，鐵礦石中鐵元素的百分含量：100%＝56%。(3)a項，未用標準K2Cr2O7溶液潤洗滴定管，則消耗的標準K2Cr2O7溶液偏多；b項，錐形瓶中加入待測溶液后，再加少量水，不影響滴定結(jié)果；c項，錐形瓶在滴定過程中劇烈搖動，有少量液體濺出，則消耗的標準K2Cr2O7溶液偏少。 1．(2015廣東理綜，12)準確移取20.00mL某待測HCl溶液于錐形瓶中，用0.1000molL－1NaOH溶液滴定，下列說法正確的是(　　) A．滴定管用蒸餾水洗滌后，裝入NaOH溶液進行滴定 B．隨著NaOH溶液滴入，錐形瓶中溶液pH由小變大 C．用酚酞作指示劑，當錐形瓶中溶液由紅色變無色時停止滴定 D．滴定達終點時，發(fā)現(xiàn)滴定管尖嘴部分有懸滴，則測定結(jié)果偏小 答案　B 解析　A項，滴定管用水洗滌后，還要用待裝溶液潤洗，否則將要引起誤差，錯誤；B項，在用NaOH溶液滴定鹽酸的過程中，錐形瓶內(nèi)溶液由酸性逐漸變?yōu)橹行?，溶液的pH由小變大，正確；C項，用酚酞作指示劑，錐形瓶中溶液應(yīng)由無色變?yōu)榉奂t色，且半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原色時才能停止滴定，錯誤；D項，滴定達終點時，發(fā)現(xiàn)滴定管尖嘴部分有懸滴，則堿液的體積偏大，測定結(jié)果偏大，錯誤。 2．(2016全國卷Ⅰ，12)298K時，在20.0mL0.10molL－1氨水中滴入0.10molL－1的鹽酸，溶液的pH與所加鹽酸的體積關(guān)系如圖所示。已知0.10molL－1氨水的電離度為1.32%，下列有關(guān)敘述正確的是(　　) A．該滴定過程應(yīng)該選擇酚酞作為指示劑 B．M點對應(yīng)的鹽酸體積為20.0mL C．M點處的溶液中c(NH)＝c(Cl－)＝c(H＋)＝c(OH－) D．N點處的溶液中pH<12 答案　D 解析　A項，鹽酸滴定氨水時，滴定終點溶液為NH4Cl溶液，呈酸性，故指示劑應(yīng)選甲基橙，錯誤；B項，一水合氨屬于弱堿，與鹽酸正好反應(yīng)生成NH4Cl時溶液呈酸性，故二者等濃度反應(yīng)時，若溶液的pH＝7，鹽酸的體積應(yīng)小于氨水的體積，即小于20.0mL，錯誤；C項，根據(jù)電荷守恒可知溶液中：c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，M點溶液的pH＝7，即c(H＋)＝c(OH－)，則c(NH)＝c(Cl－)，由于水的電離是微弱的，故c(NH)＝c(Cl－)＞c(H＋)＝c(OH－)，錯誤；D項，由圖可知，N點即為0.10 molL－1氨水，由其電離度為1.32%，可知0.10 molL－1氨水中c(OH－)＝0.001 32 molL－1，故該氨水中11c(A－)>c(H＋)>c(HA) B．a(chǎn)、b兩點所示溶液中水的電離程度相同 C．pH＝7時，c(Na＋)＝c(A－)＋c(HA) D．b點所示溶液中c(A－)>c(HA) 答案　D 解析　A項，a點NaOH與HA恰好完全反應(yīng)，溶液的pH為8.7，呈堿性，說明HA為弱酸，NaA發(fā)生了水解反應(yīng)，則溶液中：c(Na＋)>c(A－)>c(OH－)>c(HA)>c(H＋)，錯誤；B項，a點NaA發(fā)生了水解反應(yīng)，促進了