資源簡介

作業30　第一、二單元重點題型突破
(選擇題1～13題，每小題5分，共65分)
題組一　溶液稀釋或混合后的pH變化
1．如下圖所示，能表示人體大量喝水時，胃液的pH變化的圖像是(　　)
2．(2023·廈門高二檢測)常溫下，關于pH＝2的鹽酸，下列說法不正確的是(　　)
A．溶液中c(H＋)＝1.0×10－2 mol·L－1
B．加水稀釋100倍后，溶液的pH＝4
C．此溶液中由水電離出的H＋和OH－的濃度均為1.0×10－12 mol·L－1
D．加入等體積pH＝12的Ba(OH)2溶液，溶液呈堿性
3.pH＝2的a、b兩種酸溶液各1 mL，分別加水稀釋到1 000 mL，其中pH與溶液體積V的關系如圖所示。下列說法正確的是(　　)
A．a、b兩酸溶液的物質的量濃度一定相等
B．稀釋后，a酸溶液的酸性比b酸溶液的強
C．x＝6時，a是強酸，b是弱酸
D．若a、b都是弱酸，則2＜x＜5
題組二　酸堿中和反應的計算與滴定曲線
4．常溫下，將pH＝2的鹽酸與pH＝13的Ba(OH)2溶液混合后，所得溶液的pH＝11，則鹽酸與Ba(OH)2溶液的體積比為(　　)
A．1∶11 B．11∶1
C．1∶9 D．9∶1
5．某溫度下，水的離子積常數Kw＝1×10－12。該溫度下，將pH＝4的H2SO4溶液與pH＝9的NaOH溶液混合并保持恒溫，忽略混合前后溶液體積變化。欲使混合溶液pH＝6，則硫酸溶液與NaOH溶液的體積比為(　　)
A．1∶10 B．9∶1 C．1∶9 D．10∶1
6.如圖曲線a和b是鹽酸與氫氧化鈉溶液相互滴定的滴定曲線，下列敘述正確的是(　　)
A．鹽酸的物質的量濃度為1 mol·L－1
B．P點時恰好完全反應，溶液呈中性
C．曲線a是鹽酸滴定氫氧化鈉溶液的滴定曲線
D．酚酞不能用作本實驗的指示劑
7．如圖是向100 mL鹽酸中逐滴加入NaOH溶液時，溶液的pH變化圖像，下列結論正確的是(　　)
A．原鹽酸的物質的量濃度為0.1 mol·L－1
B．NaOH溶液的濃度為0.1 mol·L－1
C．原鹽酸的物質的量濃度為1 mol·L－1
D．NaOH溶液的濃度為0.01 mol·L－1
題組三　氧化還原滴定
8．實驗室用標準KMnO4溶液滴定未知濃度的FeSO4溶液，下列說法或操作正確的是(　　)
A．盛FeSO4溶液的錐形瓶滴定前用FeSO4溶液潤洗2～3次
B．選堿式滴定管量取標準KMnO4溶液，并用碘化鉀淀粉溶液作指示劑
C．滴定前仰視讀數，滴定后俯視讀數會導致滴定結果偏低
D．錐形瓶內溶液顏色變化由淺綠色變為淺紫紅色，立即記下滴定管液面所在刻度
9．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－發生反應的氧化性雜質，已知：2Cu2＋＋4I－===2CuI↓＋I2，I2＋2S2O===S4O＋2I－。取m g試樣溶于水，加入過量KI固體，充分反應，用0.100 0 mol·L－1 Na2S2O3標準溶液(呈堿性)滴定，部分實驗儀器和讀數如圖所示。
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為無色時，即達到滴定終點
C．丁圖中，滴定前滴定管的讀數為(a－0.50)mL
D．對裝有標準液的滴定管讀數時，滴定前后讀數方式如丁圖所示，則測得的結果偏小
10．(2024·西安高二月考)甲、乙為兩種醋酸稀溶液，甲的pH＝a，乙的pH＝a＋1，下列判斷正確的是(　　)
A．甲中由水電離出來的H＋的物質的量濃度是乙的
B．甲、乙兩溶液物質的量濃度之間的關系：c(甲)＝10c(乙)
C．用甲、乙分別中和含有等物質的量的NaOH溶液，兩者的體積(V)之間的關系為10V(甲)>V(乙)
D．甲中的c(OH－)為乙中的c(OH－)的10倍
11．用0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L－1 HCl溶液過程中的pH變化如圖所示。下列說法錯誤的是(　　)
A．b點時，加入極少量NaOH溶液都會引起pH的突變
B．選指示劑時，其變色范圍應在4.30～9.70之間
C．若將HCl換成同濃度的CH3COOH，曲線ab段將會上移
D．都使用酚酞作指示劑，若將NaOH溶液換成同濃度的氨水，所消耗氨水的體積較NaOH溶液小
12．工業上常向葡萄酒中加入Na2S2O5進行抗氧化。測定某葡萄酒中Na2S2O5殘留量的方法：取50.00 mL葡萄酒樣品，用0.010 0 mol·L－1的碘標準液滴定至終點，消耗標準液10.00 mL(已知S2O＋I2＋H2O―→SO＋I－＋H＋，反應未配平)。則該樣品中Na2S2O5的殘留量為(　　)
A．0.001 g·L－1 B．0.002 g·L－1
C．0.064 g·L－1 D．0.19 g·L－1
13．常溫下，pH＝10的X、Y兩種堿溶液各1 mL，分別加水稀釋到100 mL，其pH與溶液體積(V)的關系如圖所示，下列說法正確的是(　　)
A．稀釋前，兩種堿溶液中溶質的物質的量濃度一定相等
B．稀釋后，X溶液的堿性比Y溶液的堿性強
C．完全中和X、Y溶液時，消耗同濃度鹽酸的體積：VX>VY
D．若814．(14分)現有常溫下的六份溶液：
①0.01 mol·L－1 CH3COOH溶液
②0.01 mol·L－1鹽酸
③pH＝12的氨水
④pH＝12的NaOH溶液
⑤0.01 mol·L－1 CH3COOH溶液與pH＝12的氨水等體積混合后所得溶液
⑥0.01 mol·L－1鹽酸與pH＝12的NaOH溶液等體積混合后所得溶液
(1)其中水的電離程度最大的是________(填序號，下同)，水的電離程度相同的是________。
(2)若使②③混合后所得溶液pH＝7，則消耗溶液的體積②________(填“＞”“＜”或“＝”，下同)③。
(3)將六份溶液同等稀釋10倍后，溶液的pH：①______②，③______④，⑤______⑥。
15．(21分)我國國標推薦的食品藥品中Ca元素含量的測定方法之一為利用Na2C2O4將處理后的樣品中的Ca2＋沉淀，過濾洗滌，然后將所得CaC2O4固體溶于過量的強酸，最后使用已知濃度的KMnO4溶液通過滴定來測定溶液中Ca2＋的含量。針對該實驗中的滴定過程，回答以下問題：
(1)試寫出滴定過程中發生反應的離子方程式：__________________________________
________________________________________________________________________。
(2)滴定終點的顏色變化為溶液由________色變為________色。
(3)以下操作會導致測定的結果偏高的是________(填字母)。
a．裝入KMnO4溶液前未潤洗滴定管
b．滴定結束后俯視讀數
c．滴定結束后，滴定管尖端懸有一滴溶液
d．滴定過程中，振蕩時將待測液灑出
(4)某同學對上述實驗方案進行了改進并用于測定某品牌的鈣片(主要成分為CaCO3)中鈣元素的含量，其實驗過程如下：取2.00 g樣品放入錐形瓶中，用酸式滴定管向錐形瓶內加入20.00 mL濃度為0.10 mol·L－1的鹽酸(鹽酸過量)，充分反應一段時間，用酒精燈將錐形瓶內液體加熱至沸騰(HCl揮發可忽略)，數分鐘后，冷卻至室溫，加入2～3滴酸堿指示劑，用濃度為0.10 mol·L－1的NaOH溶液滴定至終點，消耗NaOH溶液8.00 mL。[提示：Ca(OH)2微溶于水，pH較低時不會產生沉淀]據此回答：
①為使現象明顯、結果準確，滴定過程中的酸堿指示劑應選擇________(填“石蕊”“甲基橙”或“酚酞”)溶液。
②實驗過程中將錐形瓶內液體煮沸的目的是____________________________________
________________________________________________________________________。
③此2.00 g鈣片中CaCO3的質量為__________________________________________ g。
作業30　第一、二單元重點題型突破
1．A
2．D　[稀釋100倍后，溶液中c(H＋)＝ mol·L－1＝1.0×10－4 mol·L－1，即pH＝4，A、B正確；常溫下，鹽酸中的c(OH－)＝＝ mol·L－1＝1.0×10－12 mol·L－1，水電離出的H＋和OH－的濃度均為1.0×10－12 mol·L－1，C正確；pH＝12的Ba(OH)2溶液中c(OH－)＝10－2 mol·L－1，等體積混合后，H＋和OH－恰好完全反應，溶液為中性，D錯誤。]
3．D　[由圖可知，稀釋過程中，b酸的pH變化小，則b酸酸性較a酸弱，兩者pH相等時，物質的量濃度一定不同，A項錯誤；由圖知稀釋后a溶液的pH大于b溶液的pH，則a中c(H＋)小于b中c(H＋)，a酸溶液的酸性比b酸溶液的酸性弱，B項錯誤；pH＝2的a酸溶液稀釋1 000倍，pH不可能增加4，C項錯誤；若a、b都是弱酸，稀釋1 000倍后，a、b兩溶液pH均要增大，且增加量均小于3，故2＜x<5，D項正確。]
4．D　[25 ℃時，pH＝2的鹽酸中c(H＋)＝0.01 mol·L－1，pH＝13的Ba(OH)2溶液中c(OH－)＝0.1 mol·L－1，兩溶液混合后溶液的pH＝11，此時c(OH－)＝0.001 mol·L－1，設鹽酸的體積為x L，Ba(OH)2溶液的體積為y L，則0.001 mol·L－1＝ mol·L－1，解得x∶y＝9∶1。]
5．D　[某溫度下，水的離子積常數Kw＝1×10－12，則pH＝4的H2SO4溶液中c(H＋)＝10－4 mol·L－1，pH＝9的NaOH溶液中c(OH－)＝10－3 mol·L－1，當混合溶液的pH＝6時，溶液呈中性，即c(H＋)＝c(OH－)。設硫酸溶液的體積為a L，氫氧化鈉溶液的體積為b L，則a L×10－4 mol·L－1＝b L×10－3 mol·L－1，得a∶b＝10∶1，選D。]
6．B　[當曲線a所表示的中和反應剛開始時，溶液的pH＝1，說明原溶液是鹽酸，所以曲線a表示的是氫氧化鈉溶液滴定鹽酸的滴定曲線，故c(HCl)＝c(H＋)＝0.1 mol·L－1，A、C項錯誤；P點時二者恰好完全中和，生成氯化鈉，則溶液呈中性，B項正確；甲基橙的變色范圍是3.1～4.4，酚酞的變色范圍是8.2～10.0，且變色現象較明顯，所以該中和滴定實驗可以用酚酞或甲基橙作指示劑，D項錯誤。]
7．A　[原鹽酸的pH＝1，則c(HCl)＝0.1 mol·L－1，A正確、C錯誤；滴定終點時加入NaOH的物質的量為0.01 mol，但其濃度與體積都無法計算，B、D錯誤。]
8．C　[滴定操作時錐形瓶只需水洗干凈即可，不能用待測液潤洗，A項錯誤；標準KMnO4溶液應用酸式滴定管量取，不用添加任何指示劑，B項錯誤；讀數前仰后俯，導致讀數體積小于實際消耗標準溶液的體積，所測溶液濃度將偏低，C項正確；當加入最后半滴標準KMnO4溶液后，溶液由淺綠色變為淺紫紅色，且30 s內溶液顏色不再發生變化，才可以確定滴定終點，D項錯誤。]
9．D　[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，應選用堿式滴定管(丙)，不正確；B項，溶液由藍色變為無色且30 s內溶液不恢復原來的顏色，視為滴定終點，不正確；C項，滴定管“0”刻度在上端，故滴定前的讀數為(a＋0.50)mL，不正確；D項，滴定后俯視讀數，將導致讀數偏小，故測得的結果偏小，正確。]
10．A　[c(H＋)＝10－pH mol·L－1，所以c甲(H＋)＝10－a mol·L－1，c乙(H＋)＝10－(a＋1) mol·L－1，c甲(H＋)＝10c乙(H＋)，酸溶液中水電離出的c水(H＋)＝c水(OH－)＝，所以10c甲(OH－)＝c乙(OH－)，則水電離出的氫離子濃度為10c甲(H＋)＝c乙(H＋)，A正確，D錯誤；酸的濃度越大，酸的電離程度越小，c(甲)>10c(乙)，B錯誤；由于c(甲)>10c(乙)，所以與等量NaOH反應消耗酸的體積，10V(甲)11．D　[b點在突變范圍內，極少量NaOH溶液會引起pH的突變，A正確；圖中反應終點的pH在4.30～9.70之間，故選擇指示劑的變化范圍應與反應終點的pH范圍一致，B正確；醋酸是弱酸，等濃度醋酸的pH大于鹽酸，曲線ab段將上移，C正確；使用酚酞作指示劑，用同濃度氨水代替NaOH溶液，滴定終點時溶液由無色變為淺紅色，則氨水需過量，則消耗氨水的體積大于NaOH溶液，D錯誤。]
12．D　[根據題目信息可知反應的離子方程式為S2O＋2I2＋3H2O===2SO＋4I－＋6H＋，消耗碘的物質的量是0.000 1 mol，碘單質和Na2S2O5的物質的量之比為2∶1，所以Na2S2O5的殘留量是＝0.19 g·L－1。]
13．D　[由圖像可知，pH＝10的堿稀釋100倍，X的pH變化比Y的大，則Y一定是弱堿，X的堿性比Y強，Y的堿性弱，pH相同時，Y的濃度大，則稀釋前，兩種堿溶液中溶質的物質的量濃度不相等，故A錯誤；稀釋后，Y中OH－濃度大，X溶液的堿性比Y溶液的堿性弱，故B錯誤；Y的堿性弱，pH相同時，Y的濃度大，等體積時Y的物質的量大，則完全中和X、Y溶液時，消耗同濃度鹽酸的體積：VX14．(1)⑥　②③④　(2)＞　(3)＞　＞　＞
解析　(1)酸和堿都會抑制水的電離，⑥為NaCl溶液，對H2O的電離無抑制作用，②③④對水的電離抑制程度相同。
(2)因pH＝12的氨水中c(NH3·H2O)＞0.01 mol·L－1，故②③混合，欲使pH＝7，則所需溶液體積：②＞③。
15．(1)2MnO＋5H2C2O4＋6H＋===2Mn2＋＋10CO2↑＋8H2O　(2)無　淺紫紅　(3)ac　(4)①甲基橙　②將溶解在溶液中的CO2氣體趕出　③0.06
解析　(2)KMnO4溶液本身可以作為指示劑，終點的顏色變化為無色變為淺紫紅色。(4)實驗過程中將錐形瓶內液體煮沸的目的是將溶解的CO2氣體趕出；該滴定若用酚酞作指示劑，它的變色范圍為8.2～10.0，則Ca(OH)2可能會形成沉淀析出，造成較大誤差。CaCO3＋2HCl===CaCl2＋H2O＋CO2↑，HCl＋NaOH===NaCl＋H2O。CaCO3所消耗的HCl的物質的量為20.00×10－3 L×0.10 mol·L－1－8.00×10－3 L×0.10 mol·L－1＝1.2×10－3 mol，m(CaCO3)＝×100 g·mol－1＝0.06 g。第一、二單元重點題型突破
[核心素養發展目標]　1.掌握弱酸(堿)稀釋時pH的變化規律。2.會計算復雜情景中有關酸堿中和反應的計算問題。3.掌握氧化還原反應滴定的原理和計算方法。
一、弱酸(堿)稀釋時pH的變化規律
例1　某化學學習小組為研究HA、HB和MOH的酸堿性的相對強弱，設計以下實驗：將pH＝2的兩種酸溶液HA、HB和pH＝12的MOH堿溶液各1 mL，分別加水稀釋到1 000 mL，其pH的變化與溶液體積的關系如圖，根據所給的數據，請回答下列問題：
(1)HA為________(填“強”或“弱”，下同)酸，HB為________酸。
(2)若c＝9，則將pH＝2的HB與pH＝12的MOH等體積混合后，溶液呈________(填“酸”“堿”或“中”)性。
(3)若c＝9，常溫下稀釋后的三種溶液中，由水電離的氫離子濃度的大小順序為________________________________________________________________________
________________________________________________________________________(用酸、堿化學式表示)。
(4)常溫下，取pH＝2的HA、HB各100 mL，向其中分別加入適量的Zn粒，反應后兩溶液的pH均變為4，設HA中加入的Zn質量為m1，HB中加入的Zn質量為m2，則m1________(填“<”“＝”或“>”)m2。
對于pH相同的強酸和弱酸(或強堿和弱堿)溶液稀釋相同的倍數，強酸(或強堿)溶液的pH變化幅度大(如圖所示)。這是因為強酸(或強堿)已完全電離，隨著加水稀釋，溶液中H＋(或OH－)的物質的量(水電離的除外)不會增多，而弱酸(或弱堿)隨著加水稀釋，電離程度增大，H＋(或OH－)的物質的量會不斷增多。
例2　濃度均為0.1 mol·L－1鹽酸、弱酸HB(Ka＝1×10－3)，將它們均稀釋10倍，請在下圖中畫出其pH的變化曲線。
濃度相等的酸或堿溶液稀釋后溶液pH的變化示意圖
無論是濃度相等還是pH相等，加水稀釋相同倍數pH變化大的都是強酸或強堿。
1.常溫下，將pH均為3，體積均為V0的HA溶液和HB溶液，分別加水稀釋至體積V，pH隨lg 的變化如圖所示。下列說法不正確的是(　　)
A．稀釋相同倍數時：c(A－)B．水的電離程度：b＝c＞a
C．a點酸的濃度小于c點酸的濃度
D．HA為強酸，HB為弱酸
2.常溫下，兩種一元堿MOH和ROH的溶液分別加水稀釋，溶液pH的變化如圖所示，下列敘述不正確的是(　　)
A．MOH是一種弱堿
B．在x點，c(M＋)＝c(R＋)
C．稀釋前，c(ROH)＝10c(MOH)
D．稀釋前MOH溶液和ROH溶液中由水電離出的c(OH－)前者是后者的10倍
二、酸堿中和反應的有關計算　滴定曲線
例1　100 mL 0.2 mol·L－1 H2SO4溶液和CH3COOH溶液分別用0.2 mol·L－1 NaOH溶液滴定至恰好完全中和時，二者消耗NaOH溶液的體積分別為V1、V2，則V1、V2的大小關系為(　　)
A．V1>2V2 B．V1＝2V2
C．2V2>V1 D．V1＝V2
例2　如圖為10 mL一定物質的量濃度的鹽酸用一定濃度的NaOH溶液滴定的圖示。
(1)鹽酸的濃度為_______________________________________________________________。
(2)NaOH溶液的濃度為___________________________________________________。
(3)當滴加NaOH溶液至26 mL時，溶液的pH為__________。
例3　在25 ℃時，有pH為a的HCl溶液和pH為b的NaOH溶液，取Va L該HCl溶液用該NaOH溶液中和，需Vb L NaOH溶液。請回答下列問題：
(1)若a＋b＝14，則Va∶Vb＝_____________________________________________________。
(2)若a＋b＝13，則Va∶Vb＝_____________________________________________________。
(3)若a＋b>14，則Va∶Vb＝__________，且Va____(填“>”“<”或“＝”)Vb。
(1)等體積強酸(pH1)和強堿(pH2)混合(常溫時)
(2)常溫時，強酸(pH1)與強堿(pH2)混合呈中性時，二者的體積關系有如下規律：
①若pH1＋pH2＝14，則V酸＝V堿。
②若pH1＋pH2≠14，則＝。
三、氧化還原滴定法
滴定操作不僅適用于酸堿中和反應，還可應用于氧化還原反應的定量測定。
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，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的物質。
2．滴定方式及應用
(1)直接滴定法：許多還原性物質Fe2＋、NO、H2O2等可用直接滴定法，如5H2O2＋2MnO＋6H＋===5O2↑＋2Mn2＋＋8H2O。
(2)返滴定法：例如，測MnO2含量時，可在H2SO4溶液中加入過量的Na2C2O4標準溶液，待與MnO2作用完畢后，用KMnO4標準液滴定過量的C2O。
MnO2＋C2O＋4H＋===Mn2＋＋2CO2↑＋2H2O,2MnO＋5C2O＋16H＋===2Mn2＋＋10CO2↑＋8H2O。
(3)間接滴定法：某些非氧化性物質，可以用間接滴定法進行測定。例如，測Ca2＋含量時，先將Ca2＋沉淀為CaC2O4，再用稀硫酸將所得沉淀溶解，用KMnO4標準液滴定溶液中的H2C2O4，間接求得Ca2＋含量。
CaC2O4＋2H＋===H2C2O4＋Ca2＋，2MnO＋6H＋＋5H2C2O4===2Mn2＋＋10CO2↑＋8H2O。
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，淀粉溶液遇碘標準溶液________。
(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________色變為________色。
4．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。
5．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________色，不用另外選擇指示劑
終點判斷 當滴入最后半滴酸性KMnO4溶液后，溶液由______色變為____________色，且半分鐘內不褪色，說明到達滴定終點
(2)Na2S2O3溶液滴定含碘溶液
原理 2Na2S2O3＋I2===Na2S4O6＋2NaI
指示劑 用________溶液作為指示劑
終點判斷 當滴入最后半滴Na2S2O3溶液后，溶液的________褪去，且半分鐘內不恢復原色，說明到達滴定終點
6.計算依據
依據化學方程式或離子方程式或關系式列比例式，或運用原子守恒、電荷守恒、得失電子守恒等列式進行計算。
7．誤差分析
類比酸堿中和滴定處理。
1．某興趣小組同學用0.100 0 mol·L－1酸性高錳酸鉀標準溶液滴定試樣中的過氧化氫，反應原理為2MnO＋5H2O2＋6H＋===2Mn2＋＋8H2O＋5O2↑。
(1)滴定達到終點的現象是_________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)用移液管吸取25.00 mL試樣置于錐形瓶中，重復滴定四次，每次消耗酸性KMnO4標準溶液的體積如表所示：
第一次 第二次 第三次 第四次
體積/mL 17.10 18.10 18.00 17.90
計算試樣中過氧化氫的濃度為________ mol·L－1。
(3)若滴定前尖嘴中有氣泡，滴定后消失，則測定結果____________(填“偏高”“偏低”或“不變”)。
2．實驗室有一瓶未知濃度的Na2S2O3溶液，通過下列實驗測定其濃度。
①取10.00 mL Na2S2O3溶液于錐形瓶中，滴入2～3滴指示劑。
②取一滴定管，依次查漏，洗滌，用0.01 mol·L－1 I2標準溶液潤洗，然后注入該標準溶液，調整液面，記下讀數。
③將錐形瓶置于滴定管下進行滴定，發生的反應為I2＋2Na2S2O3===2NaI＋Na2S4O6。
請回答下列問題：
(1)步驟①加入的指示劑是______________________________________________________。
(2)步驟③達到滴定終點的判斷：____________________________________________
________________________________________________________________________。
(3)已知實驗數據如下表：
實驗次數 開始讀數/mL 結束讀數/mL
1 0.10 19.20
2 1.85 20.75
3 0.00 24.06
則Na2S2O3溶液的物質的量濃度為___________________________________________。
(4)下列操作會導致測定結果偏高的是______________________________________(填字母)。
A．滴定管在裝液前未用標準溶液潤洗
B．滴定過程中，錐形瓶振蕩得太劇烈，錐形瓶內有液滴濺出
C．裝標準溶液的滴定管尖嘴部分在滴定前沒有氣泡，滴定終點時發現氣泡
D．達到滴定終點時，仰視讀數
第一、二單元重點題型突破
一、
例1　(1)強　弱　(2)酸　(3)MOH＝HA>HB　(4)<
解析　(1)將pH＝2的酸溶液稀釋1 000倍，強酸溶液稀釋后溶液pH為5，弱酸溶液稀釋過程中促進弱酸電離，稀釋后溶液pH小于5，由圖可知，HA是強酸、HB是弱酸。
(2)將pH＝12的堿溶液稀釋1 000倍，強堿溶液稀釋后溶液pH為9，若c＝9 ，由圖可知MOH是強堿，將pH＝2的弱酸HB與pH＝12的強堿MOH等體積混合時，弱酸HB溶液過量，溶液呈酸性。
(3)由圖可知，稀釋后的溶液中，HB溶液中氫離子濃度大于HA溶液中氫離子濃度，HA溶液中氫離子濃度等于MOH溶液中氫氧根離子濃度，則對水的電離抑制程度為MOH＝HAHB。
例2　
應用體驗
1．C
2．C　[A項，由圖像可知稀釋相同倍數，MOH的pH變化小，故MOH為弱堿；B項，在x點時MOH和ROH溶液中c(OH－)相等，故c(M＋)＝c(R＋)；C項，MOH為弱堿，ROH為強堿，則稀釋前c(ROH)＜10c(MOH)；D項，稀釋前MOH溶液中由水電離出的c(OH－)＝10－12 mol·L－1，ROH溶液中由水電離出的c(OH－)＝10－13 mol·L－1，故前者是后者的10倍。]
二、
例1　B
例2　(1)0.09 mol·L－1　(2)0.03 mol·L－1　(3)2＋lg 3
解析　(1)設該鹽酸、NaOH溶液的物質的量濃度分別為c(HCl)、c(NaOH)，當NaOH溶液體積為20 mL，結合圖可知，酸過量，則：c(H＋)＝＝0.01 mol·L－1①，當NaOH溶液體積為30 mL，結合圖可知，溶液呈中性，恰好完全反應，即10c(HCl)＝30c(NaOH)②，聯立①②解得：c(HCl)＝0.09 mol·L－1、c(NaOH)＝0.03 mol·L－1。(3)當滴加NaOH溶液至26 mL時，據圖可知，混合液一定為酸性，則混合液中氫離子濃度為＝×10－2 mol·L－1，混合液的pH＝－lg(×10－2)＝2＋lg 3。
例3　(1)1∶1　(2)1∶10　(3)10a＋b－14　>
解析　發生中和反應時：n(H＋)＝n(OH－)，即10－a×Va＝×Vb，Va∶Vb＝10a＋b－14。a＋b＝14時，Va∶Vb＝1∶1；a＋b＝13時，Va∶Vb＝1∶10；a＋b>14時，Va∶Vb＝10a＋b－14>1，且Va>Vb。
三、
3．(2)變藍　(3)無　淺紅
5．(1)紫紅　無　淺紅　(2)淀粉　藍色
應用體驗
1．(1)當滴入最后半滴標準液后，錐形瓶內溶液顏色恰好由無色變為淺紫紅色，且30 s內溶液不褪色　(2)0.180 0　(3)偏高
2．(1)淀粉溶液　(2)滴入最后半滴標準液時，溶液由無色變成藍色，且半分鐘內不褪色　(3)0.038 mol·L－1　(4)AD
解析　(1)本滴定實驗原理為利用I2＋2Na2S2O3===2NaI＋Na2S4O6測定消耗I2的量，從而確定Na2S2O3的物質的量濃度，故所用指示劑用來指示溶液中是否含I2，應用淀粉溶液作指示劑。(3)從表中數據可知，三組數據分別為19.10 mL、18.90 mL、24.06 mL,24.06 mL誤差太大，舍去；根據反應I2＋2Na2S2O3===2NaI＋Na2S4O6，分別求出其他2次的c(Na2S2O3)，最后求出c(Na2S2O3)的平均值。(4)依據c(待測)＝進行分析。滴定管未用標準溶液潤洗會導致c(標準)偏小，則V(標準)偏大，故導致測定結果偏高，A正確；滴定過程中，錐形瓶振蕩得太劇烈，錐形瓶內有液滴濺出，導致待測溶液的溶質質量減小，消耗標準溶液的體積偏小，導致測定結果偏低，B錯誤；滴定前滴定管尖嘴中沒有氣泡，滴定終點時發現氣泡，由于氣泡占有空間，則會導致V(標準)偏小，使測定結果偏低，C錯誤；達到滴定終點時，仰視讀數，導致V(標準)偏大，會導致測定結果偏高，D正確。(共87張PPT)
第一、二單元重點題型突破
專題3　
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1.掌握弱酸(堿)稀釋時pH的變化規律。
2.會計算復雜情景中有關酸堿中和反應的計算問題。
3.掌握氧化還原反應滴定的原理和計算方法。
核心素養
發展目標
一、弱酸(堿)稀釋時pH的變化規律
二、酸堿中和反應的有關計算　滴定曲線
課時對點練
內容索引
三、氧化還原滴定法
弱酸(堿)稀釋時pH的變化規律
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一
例1　某化學學習小組為研究HA、HB和MOH的酸堿性的相對強弱，設計以下實驗：將pH＝2的兩種酸溶液HA、HB和pH＝12的MOH堿溶液各1 mL，分別加水稀釋到1 000 mL，其pH的變化與溶液體積的關系如圖，根據所給的數據，請回答下列問題：
(1)HA為_____(填“強”或“弱”，下同)酸，
HB為_____酸。
一
弱酸(堿)稀釋時pH的變化規律
強
弱
將pH＝2的酸溶液稀釋1 000倍，強酸溶液稀釋后溶液pH為5，弱酸溶液稀釋過程中促進弱酸電離，稀釋后溶液pH小于5，由圖可知，HA是強酸、HB是弱酸。
(2)若c＝9，則將pH＝2的HB與pH＝12的MOH等體積混合后，溶液呈________(填“酸”“堿”或“中”)性。
酸
將pH＝12的堿溶液稀釋1 000倍，強堿溶液稀釋后溶液pH為9，若c＝9 ，由圖可知MOH是強堿，將pH＝2的弱酸HB與pH＝12的強堿MOH等體積混合時，弱酸HB溶液過量，溶液呈酸性。
(3)若c＝9，常溫下稀釋后的三種溶液中，由水電離的氫離子濃度的大小順序為_________________
(用酸、堿化學式表示)。
MOH＝HA>HB
由圖可知，稀釋后的溶液中，HB溶液中氫離子濃度大于HA溶液中氫離子濃度，HA溶液中氫離子濃度等于MOH溶液中氫氧根離子濃度，則對水的電離抑制程度為MOH＝HAHB。
(4)常溫下，取pH＝2的HA、HB各100 mL，向其中分別加入適量的Zn粒，反應后兩溶液的pH均變為4，設HA中加入的Zn質量為m1，HB中加入的Zn質量為m2，則m1________(填“<”“＝”或“>”)m2。
<
歸納總結
對于pH相同的強酸和弱酸(或強堿和弱堿)溶液稀釋相同的倍數，強酸(或強堿)溶液的pH變化幅度大(如圖所示)。這是因為強酸(或強堿)已完全電離，隨著加水稀釋，溶液中H＋(或OH－)的物質的量(水電離的除外)不會增多，而弱酸(或弱堿)隨著加水稀釋，電離程度增大，H＋(或OH－)的物質的量會
不斷增多。
例2　濃度均為0.1 mol·L－1鹽酸、弱酸HB(Ka＝1×10－3)，將它們均稀釋10倍，請在下圖中畫出其pH的變化曲線。
答案　
歸納總結
濃度相等的酸或堿溶液稀釋后溶液pH的變化示意圖
無論是濃度相等還是pH相等，加水稀釋相同倍數pH變化大的都是強酸或強堿。
1.常溫下，將pH均為3，體積均為V0的HA溶液和HB溶液，分別加水稀釋至體積V，pH隨 的變化如圖所示。下列說法不正確的是
A.稀釋相同倍數時：c(A－)B.水的電離程度：b＝c＞a
C.a點酸的濃度小于c點酸的濃度
D.HA為強酸，HB為弱酸
√
根據圖像，當 ＝2時，HA溶液：pH＝5，HB溶
液：3＜pH＜5，故HA為強酸，HB為弱酸，根據
圖像，稀釋相同倍數時，溶液的pH：HA溶液＞
HB溶液，pH大者氫離子濃度小，酸根離子濃度
小，則溶液中c(A－)＜c(B－)，A、D項正確；
酸抑制水的電離，酸中c(H＋)越大，其抑制水電離程度越大，c(H＋)：a＞b＝c，則水的電離程度：b＝c＞a，B項正確；
未稀釋前兩個酸的pH均為3，HA是強酸，HB是
弱酸，則物質的量濃度不同，HB的物質的量的
濃度遠大于HA，a、c點溶液體積相同，故稀釋
相同倍數后溶液的物質的量濃度仍然是HB大，
即a點酸的濃度大于c點酸的濃度，C項錯誤。
2.常溫下，兩種一元堿MOH和ROH的溶液分別加水稀釋，溶液pH的變化如圖所示，下列敘述不正確的是
A.MOH是一種弱堿
B.在x點，c(M＋)＝c(R＋)
C.稀釋前，c(ROH)＝10c(MOH)
D.稀釋前MOH溶液和ROH溶液中由水電離出的c(OH－)前者是后者的10倍
√
A項，由圖像可知稀釋相同倍數，MOH的pH變化小，
故MOH為弱堿；
B項，在x點時MOH和ROH溶液中c(OH－)相等，故
c(M＋)＝c(R＋)；
C項，MOH為弱堿，ROH為強堿，則稀釋前c(ROH)＜10c(MOH)；
D項，稀釋前MOH溶液中由水電離出的c(OH－)＝10－12 mol·L－1，ROH溶液中由水電離出的c(OH－)＝10－13 mol·L－1，故前者是后者的10倍。
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酸堿中和反應的有關計算　滴定曲線
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二
例1　100 mL 0.2 mol·L－1 H2SO4溶液和CH3COOH溶液分別用0.2 mol·L－1
NaOH溶液滴定至恰好完全中和時，二者消耗NaOH溶液的體積分別為V1、V2，則V1、V2的大小關系為
A.V1>2V2 B.V1＝2V2
C.2V2>V1 D.V1＝V2
二
酸堿中和反應的有關計算　滴定曲線
√
由H2SO4＋2NaOH===Na2SO4＋2H2O可知，等濃度的H2SO4與NaOH完全中和時，兩者的體積比為1∶2；由CH3COOH＋NaOH===CH3COONa＋H2O可知，等濃度的CH3COOH與NaOH完全中和時，兩者的體積比為1∶1，因此可推知V1＝2V2，故選B。
例2　如圖為10 mL一定物質的量濃度的鹽酸用一定濃度的NaOH溶液滴定的圖示。
(1)鹽酸的濃度為______________。
0.09 mol·L－1
(2)NaOH溶液的濃度為______________。
(3)當滴加NaOH溶液至26 mL時，溶液的pH為
__________。
0.03 mol·L－1
2＋lg 3
例3　在25 ℃時，有pH為a的HCl溶液和pH為b的NaOH溶液，取Va L該HCl溶液用該NaOH溶液中和，需Vb L NaOH溶液。請回答下列問題：
(1)若a＋b＝14，則Va∶Vb＝________。
(2)若a＋b＝13，則Va∶Vb＝________。
(3)若a＋b>14，則Va∶Vb＝__________，且Va____(填“>”“<”或“＝”)Vb。
1∶1
1∶10
10a＋b－14
>
歸納總結
(1)等體積強酸(pH1)和強堿(pH2)混合(常溫時)
歸納總結
(2)常溫時，強酸(pH1)與強堿(pH2)混合呈中性時，二者的體積關系有如下規律：
①若pH1＋pH2＝14，則V酸＝V堿。
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氧化還原滴定法
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三
滴定操作不僅適用于酸堿中和反應，還可應用于氧化還原反應的定量測定。
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，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的物質。
三
氧化還原滴定法
2.滴定方式及應用
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，淀粉溶液遇碘標準溶液 。
(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
色變為 色。
變藍
無
淺紅
4.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。
5.實例
(1)酸性KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液
原理 ＋6H＋＋5H2C2O4===10CO2↑＋2Mn2＋＋8H2O
指示劑 酸性KMnO4溶液本身呈 色，不用另外選擇指示劑
終點 判斷 當滴入最后半滴酸性KMnO4溶液后，溶液由 色變為____
色，且半分鐘內不褪色，說明到達滴定終點
紫紅
無
淺紅
(2)Na2S2O3溶液滴定含碘溶液
原理 2Na2S2O3＋I2===Na2S4O6＋2NaI
指示劑 用 溶液作為指示劑
終點 判斷 當滴入最后半滴Na2S2O3溶液后，溶液的 褪去，且半分鐘內不恢復原色，說明到達滴定終點
淀粉
藍色
6.計算依據
依據化學方程式或離子方程式或關系式列比例式，或運用原子守恒、電荷守恒、得失電子守恒等列式進行計算。
7.誤差分析
類比酸堿中和滴定處理。
1.某興趣小組同學用0.100 0 mol·L－1酸性高錳酸鉀標準溶液滴定試樣中的過氧化氫，反應原理為 ＋5H2O2＋6H＋===2Mn2＋＋8H2O＋5O2↑。
(1)滴定達到終點的現象是_____________________________________
______________________________________________。
當滴入最后半滴標準液后，錐形瓶內溶液顏色恰好由無色變為淺紫紅色，且30 s內溶液不褪色
(2)用移液管吸取25.00 mL試樣置于錐形瓶中，重復滴定四次，每次消耗酸性KMnO4標準溶液的體積如表所示：
第一次 第二次 第三次 第四次
體積/mL 17.10 18.10 18.00 17.90
計算試樣中過氧化氫的濃度為________ mol·L－1。
0.180 0
由于第一次數據誤差過大，故舍去；根據反應 ＋5H2O2＋6H＋===2Mn2＋＋8H2O＋5O2↑，分別求出其他三次的c(H2O2)，最后求出c(H2O2)的平均值。
(3)若滴定前尖嘴中有氣泡，滴定后消失，則測定結果________(填“偏高”“偏低”或“不變”)。
偏高
滴定前尖嘴中有氣泡，滴定后消失，導致讀取的消耗的標準液的體積偏大，測定結果偏高。
2.實驗室有一瓶未知濃度的Na2S2O3溶液，通過下列實驗測定其濃度。
①取10.00 mL Na2S2O3溶液于錐形瓶中，滴入2～3滴指示劑。
②取一滴定管，依次查漏，洗滌，用0.01 mol·L－1 I2標準溶液潤洗，然后注入該標準溶液，調整液面，記下讀數。
③將錐形瓶置于滴定管下進行滴定，發生的反應為I2＋2Na2S2O3===
2NaI＋Na2S4O6。
請回答下列問題：
(1)步驟①加入的指示劑是________。
淀粉溶液
本滴定實驗原理為利用I2＋2Na2S2O3===2NaI＋Na2S4O6測定消耗I2的量，從而確定Na2S2O3的物質的量濃度，故所用指示劑用來指示溶液中是否含I2，應用淀粉溶液作指示劑。
(2)步驟③達到滴定終點的判斷：________________________________
______________________________。
滴入最后半滴標準液時，溶液由無
色變成藍色，且半分鐘內不褪色
(3)已知實驗數據如下表：
0.038 mol·L－1
實驗次數 開始讀數/mL 結束讀數/mL
1 0.10 19.20
2 1.85 20.75
3 0.00 24.06
則Na2S2O3溶液的物質的量濃度為______________。
從表中數據可知，三組數據分別為19.10 mL、18.90 mL、24.06 mL,
24.06 mL誤差太大，舍去；根據反應I2＋2Na2S2O3===2NaI＋Na2S4O6，分別求出其他2次的c(Na2S2O3)，最后求出c(Na2S2O3)的平均值。
(4)下列操作會導致測定結果偏高的是_____(填字母)。
A.滴定管在裝液前未用標準溶液潤洗
B.滴定過程中，錐形瓶振蕩得太劇烈，錐形瓶內有液滴濺出
C.裝標準溶液的滴定管尖嘴部分在滴定前沒有氣泡，滴定終點時發現
氣泡
D.達到滴定終點時，仰視讀數
AD
依據c(待測)＝ 進行分析。滴定管未用標準溶液潤洗會導致c(標準)偏小，則V(標準)偏大，故導致測定結果偏高，A正確；
滴定過程中，錐形瓶振蕩得太劇烈，錐形瓶內有液滴濺出，導致待測溶液的溶質質量減小，消耗標準溶液的體積偏小，導致測定結果偏低，B錯誤；
滴定前滴定管尖嘴中沒有氣泡，滴定終點時發現氣泡，由于氣泡占有空間，則會導致V(標準)偏小，使測定結果偏低，C錯誤；
達到滴定終點時，仰視讀數，導致V(標準)偏大，會導致測定結果偏高，D正確。
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課時對點練
對點訓練
題組一　溶液稀釋或混合后的pH變化
1.如下圖所示，能表示人體大量喝水時，胃液的pH變化的圖像是
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對點訓練
2.(2023·廈門高二檢測)常溫下，關于pH＝2的鹽酸，下列說法不正確的是
A.溶液中c(H＋)＝1.0×10－2 mol·L－1
B.加水稀釋100倍后，溶液的pH＝4
C.此溶液中由水電離出的H＋和OH－的濃度均為1.0×10－12 mol·L－1
D.加入等體積pH＝12的Ba(OH)2溶液，溶液呈堿性
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對點訓練
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pH＝12的Ba(OH)2溶液中c(OH－)＝10－2 mol·L－1，等體積混合后，H＋和OH－恰好完全反應，溶液為中性，D錯誤。
對點訓練
3.pH＝2的a、b兩種酸溶液各1 mL，分別加水稀釋到1 000 mL，其中pH與溶液體積V的關系如圖所示。下列說法正確的是
A.a、b兩酸溶液的物質的量濃度一定相等
B.稀釋后，a酸溶液的酸性比b酸溶液的強
C.x＝6時，a是強酸，b是弱酸
D.若a、b都是弱酸，則2＜x＜5
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對點訓練
由圖可知，稀釋過程中，b酸的pH變化小，則b酸酸性
較a酸弱，兩者pH相等時，物質的量濃度一定不同，
A項錯誤；
由圖知稀釋后a溶液的pH大于b溶液的pH，則a中c(H＋)
小于b中c(H＋)，a酸溶液的酸性比b酸溶液的酸性弱，B項錯誤；
pH＝2的a酸溶液稀釋1 000倍，pH不可能增加4，C項錯誤；
若a、b都是弱酸，稀釋1 000倍后，a、b兩溶液pH均要增大，且增加量均小于3，故2＜x<5，D項正確。
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對點訓練
題組二　酸堿中和反應的計算與滴定曲線
4.常溫下，將pH＝2的鹽酸與pH＝13的Ba(OH)2溶液混合后，所得溶液的pH＝11，則鹽酸與Ba(OH)2溶液的體積比為
A.1∶11 B.11∶1
C.1∶9 D.9∶1
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對點訓練
5.某溫度下，水的離子積常數Kw＝1×10－12。該溫度下，將pH＝4的H2SO4溶液與pH＝9的NaOH溶液混合并保持恒溫，忽略混合前后溶液體積變化。欲使混合溶液pH＝6，則硫酸溶液與NaOH溶液的體積比為
A.1∶10 B.9∶1 C.1∶9 D.10∶1
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對點訓練
某溫度下，水的離子積常數Kw＝1×10－12，則pH＝4的H2SO4溶液中c(H＋)＝10－4 mol·L－1，pH＝9的NaOH溶液中c(OH－)＝10－3 mol·L－1，當混合溶液的pH＝6時，溶液呈中性，即c(H＋)＝c(OH－)。設硫酸溶液的體積為a L，氫氧化鈉溶液的體積為b L，則a L×10－4 mol·L－1＝b L×10－3 mol·L－1，得a∶b＝10∶1，選D。
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對點訓練
6.如圖曲線a和b是鹽酸與氫氧化鈉溶液相互滴定的滴定曲線，下列敘述正確的是
A.鹽酸的物質的量濃度為1 mol·L－1
B.P點時恰好完全反應，溶液呈中性
C.曲線a是鹽酸滴定氫氧化鈉溶液的滴定曲線
D.酚酞不能用作本實驗的指示劑
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當曲線a所表示的中和反應剛開始時，溶液的pH＝1，說明原溶液是鹽酸，所以曲線a表示的是氫氧化鈉溶液滴定鹽酸的滴定曲線，故c(HCl)＝c(H＋)＝0.1 mol·L－1，
A、C項錯誤；
P點時二者恰好完全中和，生成氯化鈉，則溶液呈中性，B項正確；
甲基橙的變色范圍是3.1～4.4，酚酞的變色范圍是8.2～10.0，且變色現象較明顯，所以該中和滴定實驗可以用酚酞或甲基橙作指示劑，D項錯誤。
對點訓練
7.如圖是向100 mL鹽酸中逐滴加入NaOH溶液時，溶液的pH變化圖像，下列結論正確的是
A.原鹽酸的物質的量濃度為0.1 mol·L－1
B.NaOH溶液的濃度為0.1 mol·L－1
C.原鹽酸的物質的量濃度為1 mol·L－1
D.NaOH溶液的濃度為0.01 mol·L－1
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原鹽酸的pH＝1，則c(HCl)＝0.1 mol·L－1，A正確、C錯誤；
滴定終點時加入NaOH的物質的量為0.01 mol，但其濃度與體積都無法計算，B、D錯誤。
對點訓練
題組三　氧化還原滴定
8.實驗室用標準KMnO4溶液滴定未知濃度的FeSO4溶液，下列說法或操作正確的是
A.盛FeSO4溶液的錐形瓶滴定前用FeSO4溶液潤洗2～3次
B.選堿式滴定管量取標準KMnO4溶液，并用碘化鉀淀粉溶液作指示劑
C.滴定前仰視讀數，滴定后俯視讀數會導致滴定結果偏低
D.錐形瓶內溶液顏色變化由淺綠色變為淺紫紅色，立即記下滴定管液面
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滴定操作時錐形瓶只需水洗干凈即可，不能用待測液潤洗，A項錯誤；
標準KMnO4溶液應用酸式滴定管量取，不用添加任何指示劑，B項錯誤；
讀數前仰后俯，導致讀數體積小于實際消耗標準溶液的體積，所測溶液濃度將偏低，C項正確；
當加入最后半滴標準KMnO4溶液后，溶液由淺綠色變為淺紫紅色，且30 s內溶液顏色不再發生變化，才可以確定滴定終點，D項錯誤。
9.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－發生反應的氧化性雜質，已知：2Cu2＋＋4I－===2CuI↓＋I2，I2＋
＋2I－。取m g試樣溶于水，加入過量KI固體，充分反應，用0.100 0 mol·
L－1 Na2S2O3標準溶液(呈堿性)滴定，部分實驗儀器和讀數如圖所示。
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為無色時，即達到滴定終點
C.丁圖中，滴定前滴定管的讀數為(a－0.50)mL
D.對裝有標準液的滴定管讀數時，滴定前后讀數方式
如丁圖所示，則測得的結果偏小
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對點訓練
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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，
應選用堿式滴定管(丙)，不正確；
B項，溶液由藍色變為無色且30 s內溶液不恢
復原來的顏色，視為滴定終點，不正確；
C項，滴定管“0”刻度在上端，故滴定前的讀數為(a＋0.50)mL，不正確；
D項，滴定后俯視讀數，將導致讀數偏小，故測得的結果偏小，正確。
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對點訓練
10.(2024·西安高二月考)甲、乙為兩種醋酸稀溶液，甲的pH＝a，乙的pH＝a＋1，下列判斷正確的是
A.甲中由水電離出來的H＋的物質的量濃度是乙的
B.甲、乙兩溶液物質的量濃度之間的關系：c(甲)＝10c(乙)
C.用甲、乙分別中和含有等物質的量的NaOH溶液，兩者的體積(V)之間
的關系為10V(甲)>V(乙)
D.甲中的c(OH－)為乙中的c(OH－)的10倍
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c(H＋)＝10－pH mol·L－1，所以c甲(H＋)＝10－a mol·L－1，c乙(H＋)＝
10－(a＋1) mol·L－1，c甲(H＋)＝10c乙(H＋)，酸溶液中水電離出的c水(H＋)＝
c水(OH－)＝ ，所以10c甲(OH－)＝c乙(OH－)，則水電離出的氫離子濃度為10c甲(H＋)＝c乙(H＋)，A正確，D錯誤；
酸的濃度越大，酸的電離程度越小，c(甲)>10c(乙)，B錯誤；
由于c(甲)>10c(乙)，所以與等量NaOH反應消耗酸的體積，10V(甲)綜合強化
綜合強化
11.用0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L－1 HCl溶液過程中的pH變化如圖所示。下列說法錯誤的是
A.b點時，加入極少量NaOH溶液都會引起pH的突變
B.選指示劑時，其變色范圍應在4.30～9.70之間
C.若將HCl換成同濃度的CH3COOH，曲線ab段將會
上移
D.都使用酚酞作指示劑，若將NaOH溶液換成同濃度的氨水，所消耗氨
水的體積較NaOH溶液小
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b點在突變范圍內，極少量NaOH溶液會引起pH的
突變，A正確；
圖中反應終點的pH在4.30～9.70之間，故選擇指
示劑的變化范圍應與反應終點的pH范圍一致，B正確；
醋酸是弱酸，等濃度醋酸的pH大于鹽酸，曲線ab段將上移，C正確；
使用酚酞作指示劑，用同濃度氨水代替NaOH溶液，滴定終點時溶液由無色變為淺紅色，則氨水需過量，則消耗氨水的體積大于NaOH溶液，D錯誤。
綜合強化
12.工業上常向葡萄酒中加入Na2S2O5進行抗氧化。測定某葡萄酒中Na2S2O5殘留量的方法：取50.00 mL葡萄酒樣品，用0.010 0 mol·L－1的碘標準液滴定至終點，消耗標準液10.00 mL(已知 ＋I2＋H2O―→
＋I－＋H＋，反應未配平)。則該樣品中Na2S2O5的殘留量為
A.0.001 g·L－1 B.0.002 g·L－1
C.0.064 g·L－1 D.0.19 g·L－1
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13.常溫下，pH＝10的X、Y兩種堿溶液各1 mL，分別加水稀釋到100 mL，其pH與溶液體積(V)的關系如圖所示，下列說法正確的是
A.稀釋前，兩種堿溶液中溶質的物質的量濃度一定相等
B.稀釋后，X溶液的堿性比Y溶液的堿性強
C.完全中和X、Y溶液時，消耗同濃度鹽酸的體積：
VX>VY
D.若81
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由圖像可知，pH＝10的堿稀釋100倍，X的pH變化比Y
的大，則Y一定是弱堿，X的堿性比Y強，Y的堿性弱，
pH相同時，Y的濃度大，則稀釋前，兩種堿溶液中溶質
的物質的量濃度不相等，故A錯誤；
稀釋后，Y中OH－濃度大，X溶液的堿性比Y溶液的堿性弱，故B錯誤；
Y的堿性弱，pH相同時，Y的濃度大，等體積時Y的物質的量大，則完全中和X、Y溶液時，消耗同濃度鹽酸的體積：VX若a＝8，則X為強堿，若8綜合強化
14.現有常溫下的六份溶液：
①0.01 mol·L－1 CH3COOH溶液
②0.01 mol·L－1鹽酸
③pH＝12的氨水
④pH＝12的NaOH溶液
⑤0.01 mol·L－1 CH3COOH溶液與pH＝12的氨水等體積混合后所得溶液
⑥0.01 mol·L－1鹽酸與pH＝12的NaOH溶液等體積混合后所得溶液
(1)其中水的電離程度最大的是________(填序號，下同)，水的電離程度相同的是________。
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②③④
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酸和堿都會抑制水的電離，⑥為NaCl溶液，對H2O的電離無抑制作用，②③④對水的電離抑制程度相同。
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(2)若使②③混合后所得溶液pH＝7，則消耗溶液的體積②________(填“＞”“＜”或“＝”，下同)③。
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因pH＝12的氨水中c(NH3·H2O)＞0.01 mol·L－1，故②③混合，欲使pH＝7，則所需溶液體積：②＞③。
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(3)將六份溶液同等稀釋10倍后，溶液的pH：①______②，③______④，⑤______⑥。
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15.我國國標推薦的食品藥品中Ca元素含量的測定方法之一為利用Na2C2O4將處理后的樣品中的Ca2＋沉淀，過濾洗滌，然后將所得CaC2O4固體溶于過量的強酸，最后使用已知濃度的KMnO4溶液通過滴定來測定溶液中Ca2＋的含量。針對該實驗中的滴定過程，回答以下問題：
(1)試寫出滴定過程中發生反應的離子方程式：______________________
___________________________。
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===2Mn2＋＋10CO2↑＋8H2O
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(2)滴定終點的顏色變化為溶液由____色變為_______色。
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無
淺紫紅
KMnO4溶液本身可以作為指示劑，終點的顏色變化為無色變為淺紫紅色。
綜合強化
(3)以下操作會導致測定的結果偏高的是____(填字母)。
a.裝入KMnO4溶液前未潤洗滴定管
b.滴定結束后俯視讀數
c.滴定結束后，滴定管尖端懸有一滴溶液
d.滴定過程中，振蕩時將待測液灑出
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ac
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(4)某同學對上述實驗方案進行了改進并用于測定某品牌的鈣片(主要成分為CaCO3)中鈣元素的含量，其實驗過程如下：取2.00 g樣品放入錐形瓶中，用酸式滴定管向錐形瓶內加入20.00 mL濃度為0.10 mol·L－1的鹽酸(鹽酸過量)，充分反應一段時間，用酒精燈將錐形瓶內液體加熱至沸騰(HCl揮發可忽略)，數分鐘后，冷卻至室溫，加入2～3滴酸堿指示劑，用濃度為0.10 mol·L－1的NaOH溶液滴定至終點，消耗NaOH溶液8.00 mL。[提示：Ca(OH)2微溶于水，pH較低時不會產生沉淀]據此回答：
①為使現象明顯、結果準確，滴定過程中的酸堿指示劑應選擇________
(填“石蕊”“甲基橙”或“酚酞”)溶液。
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甲基橙
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②實驗過程中將錐形瓶內液體煮沸的目的是________________________
______。
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將溶解在溶液中的CO2氣體
趕出
③此2.00 g鈣片中CaCO3的質量為______ g。
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實驗過程中將錐形瓶內液體煮沸的目的是將溶解的CO2氣體趕出；該滴定若用酚酞作指示劑，它的變色范圍為8.2～10.0，則Ca(OH)2可能會形成沉淀析出，造成較大誤差。CaCO3＋2HCl===CaCl2＋H2O＋CO2↑，HCl＋NaOH===NaCl＋H2O。CaCO3所消耗的HCl的物質的量為20.00×
10－3 L×0.10 mol·L－1－8.00×10－3 L×0.10 mol·L－1＝1.2×10－3 mol，m(CaCO3)＝ ×100 g·mol－1＝0.06 g。
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