資源簡介

第三章　水溶液中的離子反應與平衡
第二節　水的電離和溶液的pH
第2課時　溶液的酸堿性與pH
基礎過關練
題組一　　溶液酸堿性的判斷
1.下列說法正確的是 (　　)
A.強堿的水溶液中不存在H+
B.pH=0的溶液是酸性最強的溶液
C.在溫度不變時,水溶液中c(H+)和c(OH-)不能同時增大
D.某溫度下,純水中c(H+)=2×10-7 mol·L-1,其呈酸性
2.下列關于溶液酸堿性的說法中,正確的是 (　　)
A.c(OH-)很小的溶液不可能呈堿性
B.c(H+)=的溶液一定呈中性
C.pH=6.5的溶液一定呈酸性
D.不能使酚酞試液變紅的溶液一定呈中性
題組二　　溶液pH的測定
3.(經典題)關于pH的測定,下列說法正確的是 (　　)
A.pH試紙在使用之前應用蒸餾水潤濕
B.不存在pH=0的溶液
C.用廣泛pH試紙測得某鹽酸的pH=2.3
D.pH計是精密測定溶液pH的儀器
4.用pH試紙測定某溶液的pH,正確的是 (　　)
A.將pH試紙浸入溶液中,觀察其顏色變化并與標準比色卡對照
B.用廣泛pH試紙測得新制氯水的pH為2
C.用干燥、潔凈的玻璃棒蘸取溶液,滴在pH試紙上,觀察其顏色并與標準比色卡對照
D.用干燥、潔凈的玻璃棒蘸取溶液,滴在濕潤的pH試紙上,測量的pH一定偏低
題組三　　與pH有關的計算
5.25 ℃時,將25 mL 12 mol·L-1的鹽酸與100 mL 2 mol·L-1 NaOH溶液混合后,再稀釋至200 mL,該溶液的pH為(已知:lg5≈0.7) (　　)
A.0.3　　　B.1.3　　　C.0.7　　　D.1.7
6.已知在100 ℃下(本題涉及的溶液溫度均為100 ℃),水的離子積KW=1×10-12。下列說法正確的是 (　　)
A.0.005 mol·L-1的H2SO4溶液的pH=2
B.0.001 mol·L-1的NaOH溶液的pH=11
C.0.005 mol·L-1的H2SO4溶液與0.01 mol·L-1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
7.(經典題)某溫度下,KW=1×10-13,該溫度下pH=12的NaOH溶液與pH=2的HCl溶液按一定比例混合,所得溶液pH=11,則NaOH溶液與HCl溶液的體積比為 (　　)
A.2∶9　　B.1∶9　　C.11∶9　　D.11∶2
8.下列條件下溶液中的相關計算正確的是(混合溶液時忽略體積的變化)(　　)
A.常溫下1 mL pH=8的NaOH溶液加水至100 mL,pH為6
B.常溫下0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液pH為1
C.某溫度下KW=1×10-13,溶液中由水電離出的c(H+)=1×10-11 mol·L-1,則該溶液的pH為11或3
D.常溫下pH=11的氨水和pH=1的鹽酸等體積混合后剛好完全反應,則原氨水中N約占含氮微粒總數的1%
能力提升練
題組一　　溶液稀釋問題的分析
1.下列關于常溫下,體積均為10 mL,pH均為4的HCl溶液(a)和CH3COOH溶液(b)的有關說法錯誤的是(　　)
A.兩溶液分別與足量Zn反應,HCl溶液放出的H2多
B.稀釋至相同pH后,VaC.溶液加水稀釋至體積均擴大為原來的105倍,則pHa≈pHb≈7
D.HCl溶液和CH3COOH溶液對水的電離的抑制程度相同
2.常溫下,將初始體積均為V0 L、濃度均為0.1 mol·L-1的H3PO2(一元弱酸)溶液和HBF4溶液,分別加水稀釋至體積為V L,兩溶液的pH變化如圖所示。下列說法不正確的是(　　)
A.L1代表H3PO2溶液
B.水的電離程度C>B>A
C.降低溫度,L1向上移動
D.向C、D點溶液中分別加入NaOH固體至恰好完全反應,消耗的NaOH的質量:C題組二　　溶液pH的綜合計算
3.某溫度下,重水(D2O)的離子積KW=1.6×10-15,規定pD=-lg c(D+)。下列說法錯誤的是 (　　)
A.重水是極弱的電解質,將NaOD加入重水中(溫度不變),重水的電離程度增大
B.該溫度下,重水的pD=8-2lg2
C.該溫度下,2 L含0.01 mol D2SO4的溶液,其pD=2
D.該溫度下,在100 mL 0.4 mol·L-1 DCl溶液中加入100 mL 0.2 mol·L-1 NaOD溶液,充分反應后溶液的pD=1(忽略溶液體積的變化)
4.請回答下列問題:
(1)某溫度下,某水溶液中的c(H+)=10y mol·L-1,c(OH-)=10x mol·L-1,x和y的關系如圖所示。
①該溫度下,若鹽酸中c(H+)=5×10-4 mol·L-1,則由水電離產生的c(H+)=　　　　mol·L-1。
②該溫度下,將pH=a的Ba(OH)2溶液V1 L與1×10-b mol·L-1的NaHSO4溶液V2 L混合(忽略溶液體積變化),若溶液混合后BaSO4恰好沉淀完全,且a=12,b=3,則混合后溶液的pH為　　　　。(已知lg3≈0.5)
(2)25 ℃時,將pH=9的Ba(OH)2溶液與pH=4的H2SO4溶液混合,若所得混合溶液的pH=7,則Ba(OH)2溶液與H2SO4溶液的體積比為　　　　。
(3)100 ℃時(KW=1×10-12),pH=2的鹽酸和pH=11的NaOH溶液按體積比9∶1混合,混合溶液的pH=　　　　。
(4)25 ℃時,將一小塊金屬鈉投入100 mL水中,收集到氣體的體積為1.12 L(已換算為標準狀況下),忽略其他因素,此時溶液體積仍為100 mL,反應后溶液的pH=　　　　。
答案與分層梯度式解析
基礎過關練
1.C 2.B 3.D 4.C 5.A 6.A 7.A 8.D
1.C　已知H2O H++OH-,則強堿的水溶液中存在H+,A錯誤;pH=0的溶液是指c(H+)=1 mol·L-1的溶液,不是酸性最強的溶液,B錯誤;溫度不變時,KW不變,故水溶液中c(H+)和c(OH-)不能同時增大,C正確;某溫度下,純水中c(OH-)=c(H+)=2×10-7 mol·L-1,其呈中性,D錯誤。
2.B　c(H+)3.D　pH試紙使用前不能用蒸餾水潤濕,否則可能會造成實驗誤差,A錯誤;pH=0的溶液是指c(H+)=1.0 mol/L的溶液,存在pH=0的溶液,B錯誤;廣泛pH試紙只能讀取整數,C錯誤;pH計是精密測定溶液pH的儀器,D正確。
4.C　pH試紙直接浸入待測液中,會污染溶液,A錯誤;新制氯水有強氧化性,pH試紙會被漂白,應用pH計測定新制氯水的pH,B錯誤;測定溶液pH的正確操作方法為用干燥、潔凈的玻璃棒蘸取待測液滴到放在玻璃片或表面皿上的pH試紙上,顯色后,與標準比色卡對照,C正確;濕潤的pH試紙測定的pH不一定偏低,如用濕潤的pH試紙測定氯化鈉溶液的pH,測定結果不變,D錯誤。
5.A　25 mL 12 mol·L-1的鹽酸中n(HCl)=25×10-3 L×12 mol·L-1=0.3 mol,100 mL 2 mol·L-1的NaOH溶液中n(NaOH)=100×10-3 L×2 mol·L-1=0.2 mol,則混合后溶液中剩余0.1 mol HCl,稀釋至200 mL,c(H+)==0.5 mol·L-1,pH=-lg0.5=1-lg5=1-0.7=0.3。
6.A　A項,0.005 mol·L-1的H2SO4溶液中,c(H+)=0.005 mol·L-1×2=1×10-2 mol·L-1,pH=-lg c(H+)=-lg(1×10-2)=2,正確;B項,0.001 mol·L-1的NaOH溶液中,c(OH-)=0.001 mol·L-1,pH=-lg=9,錯誤;C項,100 ℃下KW=1×10-12,pH=6時,c(H+)=c(OH-),溶液呈中性,錯誤;D項,pH=3的H2SO4溶液中c(H+)=1×10-3 mol·L-1,pH=9的NaOH溶液中c(OH-)=1×10-3 mol·L-1,二者等體積混合恰好完全中和,錯誤。
7.A　該溫度下,KW=1×10-13,則pH=12的NaOH溶液中c(OH-)=0.1 mol·L-1,pH=2的HCl溶液中c(H+)=0.01 mol·L-1,混合后溶液的pH=11,即c(OH-)=0.01 mol·L-1,則
=0.01 mol·L-1,可得=。
8.D　常溫下,堿溶液加水稀釋,pH只能無限接近7但不能等于或小于7,A錯誤。醋酸是弱酸,部分電離,所以該溶液中c(H+)小于0.1 mol·L-1,則常溫下0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液的pH>1,B錯誤。若溶液呈堿性,溶液中的H+全部來自水的電離,溶液pH=-lg10-11=11;若溶液呈酸性,溶液中的OH-全部來自水的電離,故溶液中c(OH-)=10-11 mol·L-1,題述溫度下KW=1×10-13,則c(H+)=10-2 mol·L-1,溶液pH=-lg10-2=2,C錯誤。常溫下pH=11的氨水和pH=1的鹽酸等體積混合剛好反應生成NH4Cl,原氨水中c(NH3·H2O)+c(N)=c(Cl-)=c(HCl)=0.1 mol·L-1,氨水中c(N)≈c(OH-)=10-3 mol·L-1,則原氨水中N約占含氮微粒總數的×100%=1%,D正確。
能力提升練
1.A 2.D 3.A
1.A　pH均為4的HCl溶液和CH3COOH溶液中氫離子濃度相同,但CH3COOH為弱酸,存在未電離的CH3COOH,二者分別與足量Zn反應,CH3COOH溶液放出的H2多,A錯誤;CH3COOH溶液中含未電離的CH3COOH,稀釋至相同的pH,CH3COOH溶液需要加入更多的水,所以Va2.D　0.1 mol·L-1的酸溶液,pH=1,說明酸完全電離,為強酸,pH>1,說明酸部分電離,為弱酸。lg=0時,=1,即V=V0,此時還沒有加水稀釋,可知L1代表H3PO2溶液,A正確;縱坐標為pH,常溫下中性溶液pH等于7,酸溶液抑制水的電離,pH越小,酸性越強,水的電離程度越小,B正確;電離是吸熱過程,因此降低溫度弱酸的電離平衡逆向移動,溶液中氫離子濃度降低,pH增大,因此L1向上移動,C正確;兩種酸濃度、體積均相同,二者均為一元酸,恰好中和時所需氫氧化鈉質量相等,D錯誤。
3.A　重水是極弱的電解質,存在電離平衡:D2O OD-+D+,加入NaOD溶液中OD-濃度增大,重水電離平衡逆向移動,重水的電離程度減小,A錯誤;重水(D2O)的離子積KW=1.6×10-15,則c(D+)=c(OD-)=4×10-8 mol·L-1,pD=-lg c(D+)=-lg4×10-8=8-2lg2,B正確;2 L含0.01 mol D2SO4的溶液中c(D+)=0.01 mol·L-1,pD=-lg0.01=2,C正確;100 mL 0.4 mol·L-1 DCl溶液中加入100 mL 0.2 mol·L-1 NaOD溶液,DCl過量,c(D+)==0.1 mol·L-1,則pD=1,D正確。
4.答案　(1)①2×10-12　②11.5　(2)10∶1　(3)9　(4)14
解析　(1)①該溫度下,KW=1×10-15,若鹽酸中c(H+)=5×10-4 mol·L-1,則由水電離產生的c水(H+)=c水(OH-)== mol·L-1=2×10-12 mol·L-1。②由題意可知,Ba(OH)2溶液中c(OH-)、NaHSO4溶液中c(H+)都是1×10-3 mol·L-1,而c[Ba(OH)2]=5×10-4 mol·L-1,根據Ba(OH)2+NaHSO4 BaSO4↓+NaOH+H2O和溶液混合后BaSO4恰好沉淀完全,可知V1=2V2,混合后c(OH-)= mol·L-1= mol·L-1=×10-3 mol·L-1,c(H+)= mol·L-1=3×10-12 mol·L-1,pH=12-lg3≈11.5。(2)混合溶液的pH=7,說明Ba(OH)2與H2SO4恰好完全反應,設Ba(OH)2、H2SO4溶液的體積分別為V1 L、V2 L,10-5×V1=10-4×V2,解得V1∶V2=10∶1。(3)100 ℃時,pH=2的鹽酸中c(H+)=10-2 mol·L-1,pH=11的NaOH溶液中c(OH-)=0.1 mol·L-1,鹽酸和NaOH溶液按體積比9∶1混合,充分反應后NaOH過量,設鹽酸和NaOH溶液的體積分別為9 L、1 L,則混合后溶液中c(OH-)==10-3 mol·L-1,則c(H+)=10-9 mol·L-1,此時溶液的pH=9。(4)根據反應2Na+2H2O 2NaOH+H2↑可知,n(NaOH)=2n(H2)=2×=0.1 mol,反應后溶液中c(OH-)==1 mol·L-1,則溶液中c(H+)=10-14 mol·L-1,溶液的pH=14。
9第三章　水溶液中的離子反應與平衡
第二節　水的電離和溶液的pH
第3課時　酸堿中和滴定
基礎過關練
題組一　　滴定管的使用
1.如圖利用滴定管進行實驗,下列說法錯誤的是(　　)
A.滴定管潤洗后,潤洗液應從滴定管下口流出
B.聚四氟乙烯滴定管可以盛裝0.1 mol·L-1鹽酸或0.1 mol·L-1 NaOH溶液
C.在使用前,若滴定管旋塞處存在輕微漏水現象,可在旋塞處涂抹適量凡士林
D.用0.1 mol·L-1 NaOH溶液測定鹽酸的濃度時可利用題圖裝置
2.(經典題)下列敘述正確的是　 (　　)
　　 　
圖1 圖2 圖3 圖4
A.可用圖1裝置進行KMnO4標準溶液滴定未知濃度的FeSO4溶液的實驗
B.如圖2所示,記錄滴定終點讀取的體積為19.90 mL
C.圖3為酸式滴定管,使用后需洗滌干凈,并輕輕放入烘箱烘干
D.堿式滴定管排氣泡的操作方法如圖4,然后輕輕擠壓玻璃球使尖嘴充滿堿液
題組二　　酸堿中和滴定的實驗基本操作及指示劑選擇
3.(易錯題)下列關于酸、堿中和滴定實驗操作的敘述有錯誤的是 (　　)
①取一錐形瓶,用待測NaOH溶液潤洗2~3次;②在錐形瓶中加入25.00 mL待測NaOH溶液;③向錐形瓶中加入2滴石蕊溶液做指示劑;④取一支酸式滴定管,洗滌干凈后直接向酸式滴定管中注入標準HCl溶液,進行滴定;⑤左手控制酸式滴定管的旋塞,右手搖動錐形瓶;⑥兩眼注視滴定管內的鹽酸液面的下降。
A.④⑤⑥　　　　B.①④⑤⑥
C.③④⑤　　　　D.①③④⑥
4.用鹽酸標準液滴定未知濃度的氫氧化鈉溶液,用甲基橙做指示劑。下列說法不正確的是 (　　)
A.可以用酚酞代替甲基橙做指示劑
B.滴定前不能用待測液潤洗錐形瓶
C.若氫氧化鈉吸收少量CO2,不影響滴定結果
D.可用量筒量取25.00 mL NaOH待測液置于錐形瓶中
題組三　　酸堿中和滴定的誤差分析
5.用酚酞做指示劑,以0.100 0 mol·L-1的NaOH溶液測定錐形瓶中一定體積的鹽酸的物質的量濃度。下列操作將導致測定值高于實際值的是 (　　)
A.標準液液面在“0”刻度線以上,未調整就開始滴定
B.滴定過程中振蕩時,錐形瓶中有液滴濺出
C.滴定前俯視讀數
D.用酚酞做指示劑,錐形瓶中溶液由無色變為粉紅色時立即停止滴定
6.用NaOH標準溶液滴定未知濃度的鹽酸,若測定結果偏低,其原因可能是 (　　)
A.配制標準溶液時,稱取的NaOH固體中混有KOH
B.滴定用的錐形瓶,先用蒸餾水洗,再用待測液潤洗
C.開始實驗時堿式滴定管尖嘴部分無氣泡,實驗結束時有氣泡
D.滴定終點讀數時,仰視滴定管讀數
題組四　　酸堿中和滴定實驗與數據處理
7.國家標準規定,釀造的食醋中醋酸的含量不得低于3.5 g/100 mL,即每100 mL食醋中,折算成醋酸的含量不得低于3.5 g。選擇酚酞做指示劑,用標準NaOH溶液測定白醋中醋酸(假設白醋中的酸均為醋酸)含量,以檢測白醋是否符合國家標準。測定過程如圖所示:
(1)①滴定達到終點時的現象是滴入半滴標準NaOH溶液后,　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
圖甲
②某次實驗滴定開始和結束時堿式滴定管中的液面如圖甲所示,則消耗NaOH溶液的體積為　　　　mL。
③已知實驗所用標準NaOH溶液的濃度為0.060 0 mol·L-1,根據上述滴定結果可知該白醋　　　(填“符合”或“不符合”)國家標準。
(2)若用0.1 mol·L-1 NaOH溶液分別滴定體積均為20.00 mL、濃度均為0.1 mol·L-1的鹽酸和醋酸,得到滴定過程中pH隨加入NaOH溶液體積變化的兩條滴定曲線如圖乙所示。
圖乙
滴定醋酸的曲線是　　　　(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)。
8.如圖是用0.100 0 mol·L-1的鹽酸滴定某未知濃度的NaOH溶液的示意圖和某次滴定前、后盛放鹽酸的滴定管中液面的位置。
請回答下列問題:
(1)儀器A的名稱是　　　　。
(2)滴定前讀數為　　　mL,滴定后讀數為　　　　mL。
(3)某實驗小組同學三次實驗的實驗數據如下表所示。根據表中數據計算出待測NaOH溶液的濃度是　　　　mol·L-1(保留四位有效數字)。
實驗 編號 待測NaOH溶液的體積/mL 鹽酸滴定前讀數/mL 鹽酸滴定后讀數/mL
1 20.00 1.20 23.22
2 20.00 1.21 29.21
3 20.00 1.50 23.48
(4)對下列幾種情況進行討論:
①盛標準液的滴定管,滴定前滴定管尖端有氣泡,滴定后氣泡消失,會使測定結果　　　(填“偏高”“偏低”或“不變”,下同)。
②若錐形瓶中有少量蒸餾水,會使測定結果　　　　。
③標準液讀數時,若滴定前俯視,滴定后仰視,會使測定結果　　。
能力提升練
題組一　　酸堿中和滴定曲線分析
1.(經典題)常溫下,用0.100 0 mol/L NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol/L鹽酸過程中的pH變化如圖所示(已知lg5≈0.7)。下列說法錯誤的是(　　)
A.接近b點時,加入極少量NaOH溶液就會引起pH突變
B.滴定過程中,水的電離程度不斷減小
C.滴加NaOH溶液30.00 mL時,pH=12.3
D.選指示劑時,其變色范圍應在4.3~9.7之間
2.如圖曲線a和曲線b是常溫下鹽酸與氫氧化鈉溶液的相互滴定的曲線,下列敘述正確的是 (　　)
A.酚酞不能用作本實驗的指示劑
B.鹽酸的物質的量濃度為1 mol·L-1
C.曲線a為鹽酸滴定氫氧化鈉溶液
D.P點時恰好反應完全,溶液呈中性
3.如圖是用0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液滴定10.00 mL未知濃度的硫酸溶液(酚酞做指示劑)的曲線,已知lg5≈0.7。下列說法正確的是 (　　)
A.水電離出的氫離子濃度:a>b
B.硫酸溶液的物質的量濃度為0.100 0 mol·L-1
C.當滴加NaOH溶液為10.00 mL時,該混合液的pH=1
D.當滴入最后半滴標準NaOH溶液時,溶液恰好由無色變為粉紅色,且在半分鐘內不變色,說明硫酸與NaOH恰好完全反應
題組二　　酸堿中和滴定原理的遷移應用
4.電流滴定法(電壓10~100 mV)是根據電流情況判斷滴定終點,如圖所示,僅I2、I-同時存在時才能產生電流。可用此法來測定Na2S2O3溶液的濃度,已知:2S2+2I-。下列說法錯誤的是 (　　)
A.儀器X的名稱為堿式滴定管
B.a點為滴定終點
C.若滴定結束后仰視讀數,則測定Na2S2O3溶液的濃度偏小
D.若碘液中含有0.15 mol I2,硫代硫酸鈉溶液的濃度為0.5 mol·L-1
5.某化學興趣小組利用滴定原理進行無水堿式氯化銅[Cux(OH)yClz]組成的測定:稱取樣品12.870 0 g,加稀硝酸溶解,并加水定容至500 mL,得到待測液。
(1)銅的測定:取50.00 mL待測液,加入足量的氫氧化鈉溶液,經過濾、洗滌、低溫烘干、稱量,得到的藍色固體質量為1.176 0 g。則稱取的樣品中n(Cu2+)為　　　　mol。
(2)采用沉淀滴定法測定氯,步驟如下:
a.準確量取25.00 mL待測液于錐形瓶中,加入20.00 mL 0.200 0 mol/L AgNO3溶液,充分反應;
b.向其中加入少量硝基苯,使沉淀表面被有機物覆蓋(防止AgCl沉淀轉化為AgSCN沉淀);
c.加入指示劑,用0.100 0 mol/L NH4SCN標準溶液滴定過量的AgNO3溶液;
d.重復實驗操作三次,平均消耗NH4SCN標準溶液的體積為10.00 mL。
①滴定選用的指示劑是　　　　　　。
②如果不加硝基苯,可能造成所測含氯量　　　　(填“偏大”或“偏小”)。
(3)根據上述實驗結果可推知該堿式氯化銅的化學式為　　　。
6.維生素C又稱為抗壞血酸,是一種可以添加在食品中的抗氧化劑,實驗室可用直接碘量法測定果蔬中維生素C的含量。
實驗原理:C6H8O6(維生素C)+I2C6H6O6+2HI
實驗步驟:
Ⅰ.配制和標定I2溶液
配制I2溶液:稱取3.3 g I2和5 g KI置于研缽中(在通風櫥內進行),加入少量蒸餾水研磨,待I2全部溶解后,將溶液轉入250 mL棕色容量瓶中,定容后充分搖勻。
I2溶液濃度的標定:取I2溶液20.00 mL,置于錐形瓶中,用標準濃度的Na2S2O3溶液滴定至溶液呈淺黃色(反應的離子方程式為I2+2S2),加入少許淀粉做指示劑,繼續滴定使溶液恰好呈無色,并半分鐘內不變色,平行滴定3次,記錄數據如表1:
表1
實驗項目 1 2 3
c(Na2S2O3溶液)/(mol·L-1) 0.100 0
V(Na2S2O3溶液)/mL 19.98 20.02 19.82
Ⅱ.果蔬樣品的處理:用粉碎機將果蔬樣品打成糊狀,用干燥的小燒杯準確稱取100 g樣品,轉入250 mL錐形瓶中,并用少量蒸餾水沖洗小燒杯1~2次,沖洗液并入錐形瓶中。
Ⅲ.樣品分析:在Ⅱ中錐形瓶中加入10 mL 2 mol·L-1醋酸和少量淀粉溶液,用Ⅰ中I2溶液滴定至終點,平行滴定3次,記錄數據如表2:
表2
實驗項目 1 2 3
V(I2)/mL 8.92 8.93 8.91
回答下列問題:
(1)配制I2溶液,使用容量瓶為棕色的原因是　　　　　　　　。
(2)Ⅲ中達到滴定終點時的現象是　　　　　　　　　　　　。
(3)若沖洗液沒有并入錐形瓶,會使測量結果　　　　(填“偏大”“偏小”或“無影響”,下同);果蔬樣品放置在空氣中時間過長,會使測量結果　　　　。
(4)c(I2)=　　　　,樣品中維生素C的含量是　　　　mg/100 g。
答案與分層梯度式解析
基礎過關練
1.D 2.D 3.D 4.D 5.C 6.C
1.D　滴定管潤洗后,潤洗液應從下口自然流出,A正確;聚四氟乙烯屬于有機高分子材料,不會被鹽酸和氫氧化鈉溶液腐蝕,可以盛裝鹽酸或氫氧化鈉溶液,B正確;旋塞處涂抹凡士林可以潤滑、防止液體滲出,若滴定管旋塞處存在輕微漏水現象,可在旋塞處涂抹適量凡士林,C正確;用0.1 mol·L-1 NaOH溶液測定鹽酸的濃度時,NaOH溶液應盛裝在堿式滴定管中,題給裝置中的滴定管為酸式滴定管,不能盛裝NaOH溶液,D錯誤。
2.D　KMnO4溶液具有氧化性,應盛裝在酸式滴定管中,A錯誤;滴定管的0刻度在上面,故圖2中滴定終點讀取的體積為18.10 mL,B錯誤;滴定管用蒸餾水清洗干凈后,可倒置自然晾干,也可放入通風櫥柜風干,不能放入烘箱烘干,C錯誤;將堿式滴定管下端向上傾斜,并擠壓橡膠管中的玻璃球,就可將氣泡排出,然后輕輕擠壓玻璃球使尖嘴充滿堿液,D正確。
3.D　錐形瓶不能用待測液潤洗(易錯點),①錯誤;一般不用石蕊溶液做酸堿中和滴定的指示劑,③錯誤;滴定管需用標準液潤洗后再注入標準液,④錯誤;滴定時兩眼應注視錐形瓶中溶液顏色的變化,⑥錯誤。
4.D　用鹽酸標準液滴定未知濃度的氫氧化鈉溶液,可選甲基橙或酚酞做指示劑,A正確;若滴定前用待測液潤洗錐形瓶,NaOH的物質的量增大,消耗鹽酸的體積偏大,滴定結果偏高,所以滴定前不能用待測液潤洗錐形瓶,B正確;氫氧化鈉吸收少量二氧化碳后變為碳酸鈉,甲基橙做指示劑,用鹽酸進行滴定,最后生成氯化鈉,消耗的HCl的物質的量等于NaOH的物質的量,因此氫氧化鈉吸收少量CO2不影響滴定結果,C正確;量筒只能精確到0.1 mL,量取25.00 mL NaOH待測液,應該用堿式滴定管,D錯誤。
5.C　由c(HCl)=可知,標準液液面在“0”刻度線以上,未調整就開始滴定,導致V(NaOH)偏小,測定值偏低,A錯誤;滴定過程中振蕩時,錐形瓶中有液滴濺出,導致V(NaOH)偏小,測定值偏低,B錯誤;滴定前俯視讀數,導致V(NaOH)比實際值偏大,測定值偏高,C正確;錐形瓶中溶液由無色變為粉紅色時立即停止滴定,可能HCl并未完全反應,V(NaOH)偏小,測定值偏低,D錯誤。
6.C　KOH的摩爾質量大于NaOH的摩爾質量,稱取的NaOH固體中混有KOH會使所配制的NaOH標準溶液中OH-的濃度偏低,滴定時消耗的NaOH標準溶液的體積偏大,根據c(HCl)=可知,測定結果偏高,A錯誤;錐形瓶如果用待測液潤洗會使n(HCl)偏大,消耗NaOH標準溶液的體積偏大,根據c(HCl)=可知,測定結果偏高,B錯誤;滴定前無氣泡,滴定后有氣泡,導致讀取的NaOH標準溶液的體積偏小,根據c(HCl)=可知,測定結果偏低,C正確;滴定終點時仰視滴定管讀數,導致讀取的NaOH標準溶液的體積偏大,根據c(HCl)=可知,測定結果偏高,D錯誤。
7.答案　(1)①溶液由無色變為淺紅色,且半分鐘內不變色　②26.10　③符合
(2)Ⅰ
解析　(1)②根據圖甲中所示滴定前后堿式滴定管液面可知,消耗標準NaOH溶液的體積為26.10 mL。③實驗所用標準NaOH溶液的濃度為0.060 0 mol·L-1,則稀釋后溶液中醋酸濃度為==0.062 64 mol·L-1,則白醋中醋酸濃度為0.062 64 mol·L-1×10=0.626 4 mol·L-1,100 mL白醋中醋酸的質量為0.626 4 mol·L-1×0.1 L×60 g·mol-1≈3.76 g>3.5 g,故該白醋符合國家標準。
(2)醋酸是弱酸,鹽酸是強酸,相同濃度的鹽酸和醋酸溶液,醋酸溶液的pH較大,則滴定醋酸溶液的曲線是Ⅰ。
8.答案　(1)酸式滴定管　(2)0.80　22.80
(3)0.110 0　(4)①偏高　②不變　③偏高
解析　(3)第2次實驗消耗鹽酸的體積與其他兩次實驗差別較大,應舍去,第1次和第3次消耗鹽酸的體積分別為22.02 mL、21.98 mL,平均體積為 mL=22.00 mL,c(NaOH)== mol·L-1=0.110 0 mol·L-1。(4)①會使V(HCl)偏大,測定的c(NaOH)偏高;②對測定結果無影響;③會使V(HCl)偏大,測定的c(NaOH)偏高。
能力提升練
1.B 2.D 3.B 4.B
1.B　b點為反應終點,接近b點時,極少量NaOH溶液就會引起pH突變,A正確;HCl抑制水的電離,隨著NaOH溶液加入,水的電離程度增大,恰好完全反應后再滴加NaOH溶液,水的電離程度減小,B錯誤;滴加NaOH溶液30.00 mL時,溶液中c(OH-)= mol/L=0.02 mol/L,則c(H+)= mol/L=5×10-13 mol/L,故溶液的pH=-lg c(H+)=13-lg5=12.3,C正確;指示劑的變色范圍應在突變范圍內,由題圖可知,選指示劑時,其變色范圍應在4.3~9.7之間,D正確。
2.D　酚酞的變色范圍是8.2~10,且變色現象較明顯,所以該中和滴定實驗可以用酚酞做指示劑,A錯誤;曲線a所表示的中和反應剛開始時溶液的pH=1,說明被滴定的溶液是鹽酸,所以曲線a表示的是氫氧化鈉溶液滴定鹽酸,故c(HCl)=c(H+)=0.1 mol·L-1,B、C錯誤;P點時二者恰好完全反應,生成氯化鈉和H2O,溶液呈中性,D正確。
3.B　由題圖知當滴加NaOH溶液的體積為20.00 mL時,硫酸與NaOH剛好完全反應,則a點剩余硫酸的濃度比b點大,a點對水電離的抑制作用比b點大,所以水電離出的氫離子濃度:a4.B　根據題圖中儀器X外觀構造可知其為堿式滴定管,A正確;根據“僅I2、I-同時存在時才能產生電流”知,滴定終點時無I2,電流應為0,a點不是滴定終點,B錯誤;仰視讀數造成讀取的Na2S2O3溶液的體積偏大,則測定的Na2S2O3溶液的濃度偏小,C正確;n(Na2S2O3)=2n(I2)=0.3 mol,V(Na2S2O3)=0.6 L,所以硫代硫酸鈉溶液的濃度為c===0.5 mol·L-1,D正確。
5.答案　(1)0.12　(2)①Fe(NO3)3溶液　②偏小　(3)Cu2(OH)3Cl
解析　(1)取50.00 mL待測液,加入足量的NaOH溶液,經過濾、洗滌、低溫烘干、稱量,得到1.176 0 g藍色固體Cu(OH)2,則n[Cu(OH)2]==0.012 mol,則稱取的樣品中n(Cu2+)=×0.012 mol=0.12 mol。(2)①滴定時,SCN-與Ag+結合生成AgSCN沉淀,當多余的Ag+被沉淀完全,再滴入NH4SCN標準溶液,可利用Fe3+與SCN-反應生成血紅色物質而觀察到溶液變色,則應選用的指示劑為Fe(NO3)3溶液。②滴加NH4SCN標準溶液前,先加入硝基苯使AgCl沉淀表面被有機物覆蓋,如果不加硝基苯,部分AgCl沉淀轉化為AgSCN沉淀,消耗NH4SCN溶液體積偏大,導致計算的轉化為AgCl沉淀消耗的AgNO3溶液的體積偏小,則測得樣品中氯元素的含量偏小。(3)12.870 0 g無水堿式氯化銅中,含n(Cu2+)=0.12 mol;10.00 mL 0.100 0 mol/L NH4SCN溶液中含n(NH4SCN)=0.001 mol,共加入20.00 mL 0.200 0 mol/L AgNO3溶液,由NH4SCN~AgNO3可知,與Cl-反應的n(AgNO3)=0.02 L×0.200 0 mol/L-0.001 mol=0.003 mol,由Cl-~Ag+可知,n(Cl-)=0.003 mol,則樣品中n(Cl-)=0.003 mol×=0.06 mol;根據化合物中元素化合價代數和為0可知,2n(Cu2+)=n(Cl-)+n(OH-),即2×0.12 mol=0.06 mol+n(OH-),解得n(OH-)=0.18 mol,則無水堿式氯化銅中n(Cu2+)∶n(OH-)∶n(Cl-)=0.12 mol∶0.18 mol∶0.06 mol=2∶3∶1,即無水堿式氯化銅的化學式為Cu2(OH)3Cl。
6.答案　(1)碘易升華,需要避光
(2)溶液恰好由無色變為藍色,且半分鐘內不褪色
(3)偏小　偏小　(4)0.050 0 mol·L-1　78.5
解析　(2)碘遇淀粉變藍,所以達到滴定終點時的現象為溶液恰好由無色變為藍色,且半分鐘內不褪色。
(3)若沖洗液未并入錐形瓶,導致n(維生素C)偏小,滴定時消耗的I2溶液的體積偏小,測定結果偏小;果蔬樣品長時間置于空氣中,部分維生素C被氧氣氧化,導致滴定時消耗I2溶液的體積偏小,測定結果偏小。
(4)表1中第三組數據與前兩組相差較多,舍去,1、2兩組平均消耗Na2S2O3溶液體積為 mL=20 mL,根據c(I2)=,c(I2)= mol·L-1=0.050 0 mol·L-1,維生素C含量為≈78.5 mg/100 g。
16第三章　水溶液中的離子反應與平衡
第二節　水的電離和溶液的pH
第1課時　水的電離
基礎過關練
題組一　　水的電離
1.科學家們通過精確的導電性實驗證明,純水中除了大量的水分子,還存在極少量的H3O+和OH-。根據信息推斷,下列敘述錯誤的是 (　　)
A.水中存在極少量的H3O+和OH-,說明水是一種極弱的電解質
B.常溫下,水的電離需要通電才能進行
C.若液氨的電離與水相似,則液氨的電離方程式可以表示為2NH3 N
D.蒸餾水也能導電,只是導電能力非常弱
2.(經典題)25 ℃時,水的電離達到平衡:H2O H++OH-,下列敘述正確的是 (　　)
A.向平衡體系中加水,c(H+)增大
B.向水中通入少量HCl氣體,增大
C.將水加熱,c(H+)增大,pH增大
D.向水中加入少量NaOH固體,平衡正向移動,c(H+)減小
3.下列措施能影響水的電離平衡,并使溶液中的c(H+)>c(OH-)的是 (　　)
A.向純水中投入少量Na2O2
B.將水加熱煮沸
C.向水中通入CO2
D.向水中加入NaCl
4.25 ℃時,若溶液中由水電離產生的c(H+)=1×10-12 mol·L-1,則下列說法正確的是 (　　)
A.該溶液中水的電離被促進
B.該溶液的pH一定為12
C.該溶液一定是NaOH溶液
D.該溶液中K+、Na+、Cl-、N可能大量共存
題組二　　水的離子積
5.(經典題)如圖表示水中c(H+)和c(OH-)的關系,下列判斷錯誤的是 (　　)
A.圖中T1B.M區域內(不包括邊界)任意點均有c(H+)>c(OH-)
C.XZ線上任意點均有c(H+)=c(OH-)
D.兩條曲線間任意點均有c(H+)·c(OH-)=KW
6.已知水的電離平衡曲線如圖所示:
回答下列問題:
(1)圖中C點水的離子積常數為　　　　。
(2)A、B、C、D四點KW的關系是　　　　　。
(3)從A點到D點,可采取的措施是　　　　(填字母)。
a.升溫　　　　b.加入少量鹽酸
c.降溫　　　　d.加入少量NaOH
答案與分層梯度式解析
基礎過關練
1.B 2.B 3.C 4.D 5.B
1.B　純水中存在極少量的H3O+和OH-,說明水發生了電離,純水中還存在大量的水分子,則水為弱電解質,A正確;常溫下水的電離是自發過程,不需要通電,B錯誤;純水中存在極少量的H3O+和OH-,說明水的電離方程式為2H2O H3O++OH-,若液氨的電離與水相似,則液氨的電離方程式為2NH3 N+N,C正確;蒸餾水可發生微弱電離,能導電,離子濃度小,導電能力非常弱,D正確。
2.B　向平衡體系中加水,溫度不變,c(H+)不變,A錯誤;向水中通入少量HCl氣體,c(H+)增大,水的電離平衡逆向移動,c(OH-)減小,所以增大,B正確;將水加熱,促進水的電離,c(H+)增大,pH減小,C錯誤;向水中加入少量NaOH固體,c(OH-)增大,平衡逆向移動,c(H+)減小,D錯誤。
3.C　A項,Na2O2與H2O反應可生成NaOH,使溶液顯堿性,c(OH-)>c(H+);B項,加熱可促進水的電離,但c(H+)=c(OH-);C項,CO2可與水反應生成H2CO3,H2CO3為弱酸,在水中可電離出H+,抑制水的電離,溶液中c(H+)>c(OH-);D項,NaCl對水的電離無影響;故C項符合題意。
4.D　25 ℃時,水電離產生的c(H+)=1×10-12 mol·L-1的溶液中水的電離受到抑制,A錯誤;該溶液可能呈酸性也可能呈堿性,B、C錯誤;在酸性或堿性條件下,K+、Na+、Cl-、N相互之間不反應,可能大量共存,D正確。
5.B　水的電離是吸熱過程,升高溫度平衡右移,KW增大,由題圖可知X點的KW小于Z點的KW,所以T16.答案　(1)1×10-12　(2)C>B>A=D　(3)b
解析　(1)圖中C點水的離子積常數KW=c(H+)·c(OH-)=1×10-6×1×10-6=1×10-12。
(2)水的電離為吸熱過程,溫度越高,水的電離程度越大,KW越大,溫度相同時,KW相等,則A、B、C、D四點KW的關系是C>B>A=D。
(3)從A點到D點,溫度不變,c(H+)增大,c(OH-)減小,則采取的措施可為加入少量鹽酸,故b正確。
反思升華　(1)相同溫度下,水的電離平衡曲線上的任意點的KW都相同,即c(H+)·c(OH-)相同。(2)水的電離平衡曲線外的任意點與曲線上任意點的KW不同,溫度不同。(3)實現水的電離平衡曲線上點之間的轉化需改變c(H+)、c(OH-);實現水的電離平衡曲線上點與曲線外點之間的轉化需改變溫度。
5(共31張PPT)
第二節 水的電離和溶液的pH
知識點 1 水的電離
必備知識 清單破
1.水的電離

2.水的離子積常數
(1)概念
在一定溫度下,當水的電離達到平衡時,電離產物H+和OH-濃度之積是一個常數,稱為水的離
子積常數,簡稱水的離子積,用KW表示。
(2)表達式
KW=c(H+)·c(OH-)。
(3)影響因素
只與溫度有關,溫度升高,KW增大;25 ℃時,KW=1×10-14。
(4)適用范圍
KW適用于純水及稀的電解質溶液。
特別提醒 改變c(H+)或c(OH-),只能改變水的電離程度,不能改變KW;改變溫度,KW和水的電離
程度都改變。
(1)KW可由實驗測得,也可通過理論計算求得。
(2)不同溶液中,c(H+)、c(OH-)可能不同,但任何溶液中水電離出的c(H+)與c(OH-)總是相等的。
(3)對于稀電解質溶液,KW表達式中的c(H+)、c(OH-)均指整個稀溶液中H+、OH-的總物質的量
濃度,而不是指由水電離出的H+、OH-的物質的量濃度。
3.外界條件對水電離平衡的影響
條件變化 平衡移動方向 c(H+) c(OH-) KW 電離程度
升高溫度 右移 增大 增大 增大 增大
加酸 左移 增大 減小 不變 減小
加堿 左移 減小 增大 不變 減小
4.KW的應用【詳見定點1】
知識點 2 溶液的酸堿性與pH
1.溶液的酸堿性與溶液中c(H +)、 c(OH-)的關系
溶液的酸堿性 c(H+)與c(OH-)比較 常溫下 c(H+)大小 pH
酸性溶液 c(H+)>c(OH-) c(H+)>1.0×10-7 mol·L-1 <7
中性溶液 c(H+)=c(OH-) c(H+)=1.0×10-7 mol·L-1 =7
堿性溶液 c(H+)7
特別提醒 任何情況下,均可根據溶液中c(H+)、c(OH-)的相對大小來判斷溶液的酸堿性;只
有在常溫時才能利用c(H+)與1×10-7 mol·L-1的相對大小來判斷溶液的酸堿性。
2.溶液的pH
(1)計算公式:pH=-lg c(H+)。
(2)溶液的酸堿性與pH的關系(常溫下):

特別提醒 常溫下的溶液可能存在pH<0或pH>14的情況,這種溶液用pH表示其酸性或堿性
不如直接用c(H+)或c(OH-)表示方便。
3.pH的測定方法
(1)酸堿指示劑法
　　酸堿指示劑法可粗略測定溶液的pH范圍,不能準確測定溶液的pH。幾種常用指示劑的
變色范圍和顏色變化如表:
指示劑 變色范圍(顏色與pH的關系) 石蕊 <5.0紅色 5.0~8.0紫色 >8.0藍色
酚酞 <8.2無色 8.2~10.0淺紅色 >10.0紅色
甲基橙 <3.1紅色 3.1~4.4橙色 >4.4黃色
(2)pH試紙法
①測定操作:用鑷子夾取一小塊試紙放在干燥、潔凈的玻璃片或表面皿上,用干燥、潔凈的
玻璃棒蘸取待測液點在試紙上,將試紙顯示的顏色與標準比色卡對照,讀出pH。
②常用的廣泛pH試紙只能讀取1~14的整數。
(3)pH計測定:可用來精密測量溶液的pH,其量程為0~14,可讀取一位或兩位小數。
特別提醒 (1)不能用濕潤的玻璃棒蘸取待測液,也不能將pH試紙用水潤濕,否則會將溶液稀
釋,可能導致所測定的pH不準確(使酸性溶液的pH變大,堿性溶液的pH變小,但中性溶液pH不
受影響)。(2)若某溶液具有漂白性,則不能用酸堿指示劑測定該溶液的酸堿性,也不能用pH試
紙測定其pH。(3)不能用pH試紙測c(H+)>1 mol·L-1或c(OH-)>1 mol·L-1的溶液的pH。
4.溶液pH的計算【詳見定點2】
知識點 3 酸堿中和滴定
1.概念和原理
(1)概念:依據中和反應,用已知濃度的酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)的方法。
(2)原理:在中和反應中,酸提供的H+與堿提供的OH-的物質的量相等,即mc酸·V酸=nc堿·V堿(m、n
分別代表酸、堿的元數)。
2.主要儀器及使用方法
(1)儀器:滴定管、鐵架臺、滴定管夾、錐形瓶、燒杯。
(2)使用方法
①滴定管:查漏→洗滌→潤洗→裝液→排氣泡→調液面→記錄。
②錐形瓶:注液→記體積→加指示劑。
3.指示劑的選擇
　　酸堿中和滴定時,通常選用變色明顯、變色的pH范圍與終點pH接近的酸堿指示劑確定
滴定終點。常見的滴定種類與指示劑選擇如表:
滴定種類 選用的指示劑 滴定終點顏色變化 指示劑用量
強酸滴定強堿 甲基橙 黃色→橙色 2~3滴
酚酞 紅色→無色 強酸滴定弱堿 甲基橙 黃色→橙色 強堿滴定強酸 酚酞 無色→粉紅色 強堿滴定弱酸 酚酞 無色→粉紅色 4.滴定操作
特別提醒 ①滴速:先快后慢,當接近滴定終點時,改為滴加半滴標準溶液(利用錐形瓶內壁承
接尖嘴處懸掛的半滴溶液)。②終點的判斷:滴入最后半滴標準液,指示劑變色,且在半分鐘內
不變色,視為滴定終點。
5.數據處理
　　為減少實驗誤差,重復實驗2~3次,取消耗標準液體積的平均值,計算出待測液的物質的
量濃度。
6.誤差分析
(1)分析依據:c(待測)= ,若V(標準)偏大 c(待測)偏大;若V(標準)偏小 c(待測)
偏小。
步驟 操作 V(標準) c(待測)
洗滌 酸式滴定管未用標準溶液潤洗 偏大 偏高
堿式滴定管未用待測溶液潤洗 偏小 偏低
錐形瓶用待測溶液潤洗 偏大 偏高
錐形瓶洗凈后還留有蒸餾水 不變 無影響
取液 放出堿液的滴定管開始有氣泡,放出液體后氣泡消失 偏小 偏低
(2)以標準強酸溶液滴定未知濃度的強堿溶液(酚酞作指示劑)為例分析誤差
步驟 操作 V(標準) c(待測)
滴定 酸式滴定管滴定前有氣泡,滴定終點時氣泡消失 偏大 偏高
振蕩錐形瓶時部分液體濺出 偏小 偏低
部分酸液滴到錐形瓶外 偏大 偏高
溶液顏色較淺時滴入酸液過快,停止滴定后加一滴 NaOH溶液無變化 偏大 偏高
讀數 酸式滴定管滴定前讀數正確,滴定后俯視液面讀數 偏小 偏低
酸式滴定管滴定前讀數正確,滴定后仰視液面讀數 偏大 偏高
注意 (1)滴定管讀數及誤差分析的關系
　　測定標準液的體積,讀數時應平視,視線與滴定管內凹液面的最低點相切。
(2)誤讀方式及結果
　　若起始平視,滴定結束時仰視,則V(標準)偏大,c(待測)偏大;若起始平視,滴定結束時俯視,
則V(標準)偏小,c(待測)偏小;若起始仰視,滴定結束時俯視,則V(標準)偏小,c(待測)偏小;若起
始俯視,滴定結束時仰視,則V(標準)偏大,c(待測)偏大。
知識辨析
1.常溫下,水電離出的c(H+)=1×10-6 mol/L的溶液一定呈酸性,這種說法對嗎
2.一定溫度下,加水稀釋鹽酸,溶液中的c(H+)、c(OH-)都減小,這種說法對嗎
3.稀電解質溶液中KW=c(H+)×c(OH-),其中的c(H+)、c(OH-)都是由水電離出來的,這種說法對嗎
4.某同學用pH試紙測量新制氯水的pH為1,這種說法對嗎
5.KMnO4溶液應用堿式滴定管盛裝,這種說法對嗎
6.酸堿中和滴定實驗中,快達到滴定終點時,眼睛要注視滴定管中液體的體積變化,這種說法
對嗎
7.中和滴定達到滴定終點時,所得溶液一定為中性,這種說法對嗎
8.中和滴定實驗時,滴定管、錐形瓶均要用待盛液潤洗,這種說法對嗎
一語破的
1.不對。常溫下,純水中水電離出的c(H+)=1×10-7 mol/L,當溶液中水電離出的c(H+)=1×10-6 mol/L
時,溶液的pH可能是6或8,該溶液可能呈酸性也可能呈堿性。
2.不對。稀釋鹽酸,溶液中的c(H+)減小,因為溫度不變,KW不變,所以c(OH-)增大。
3.不對。稀電解質溶液中KW=c(H+)×c(OH-),式中的c(H+)、c(OH-)分別指溶液中H+、OH-的總
物質的量濃度。
4.不對。新制氯水具有漂白性,不能使用pH試紙測定其pH。
5.不對。高錳酸鉀溶液能腐蝕堿式滴定管的橡膠管,應用酸式滴定管盛裝。
6.不對。在酸堿中和滴定實驗中,滴定時,左手控制滴定管的活塞,右手搖動錐形瓶,眼睛要注
視錐形瓶內溶液的顏色變化,以便于確定滴定終點。
7.不對。滴定終點溶液的酸堿性主要看反應產物的成分,溶液不一定呈中性。
8.不對。錐形瓶不能用待盛液潤洗。
關鍵能力 定點破
定點 1 KW 的應用
1.水的電離平衡曲線的識別與理解(常溫下)
(1)曲線上的任意點(如a、b、c)的KW都相同,即c(H+)·
c(OH-)相同,溫度相同。
(2)曲線外的任意點(如d)與曲線上任意點的KW不同,溫度
不同。
(3)實現曲線上點之間的轉化需保持溫度不變,改變酸堿性;
實現曲線上點與曲線外點之間的轉化需改變溫度。
2.分析溶液中水電離出的c(H+)或c(OH-)
KW表達式中c(H+)、c(OH-)均表示整個溶液中H+、OH-總物質的量濃度,但是一般情況下有:
(1)酸溶液中KW=c溶液(H+)·c水(OH-)[計算時忽略水電離出的H+的濃度,即c溶液(H+)=c酸(H+)]。
(2)堿溶液中KW=c水(H+)·c溶液(OH-)[計算時忽略水電離出的OH-的濃度,即c溶液(OH-)=c堿(OH-)]。
特別提醒 (1)外界條件改變,水的電離平衡可能發生移動,但由水電離出的c(H+)與水電離出
的c(OH-)一定相等。
(2)常溫下,由水電離出的c(H+)=1×10-13 mol·L-1的溶液可能呈酸性,也可能呈堿性。
定點 2 溶液pH的計算
1.單一溶液pH的計算
　　計算思路:酸 H+ pH;堿 OH- c(H+)→pH。
(1)c mol·L-1HnA(強酸)溶液的pH(25 ℃)
①c(H+)=nc mol·L-1;②pH=-lgnc。
(2)c mol·L-1B(OH)n(強堿)溶液的pH(25 ℃)
①c(OH-)=nc mol·L-1;②c(H+)= = mol·L-1;③pH=14+lgnc。
2.混合溶液pH的計算方法
　　計算思路:酸混合溶液 H+ pH;堿混合溶液 OH- c混(H+)→pH;
酸溶液與堿溶液混合,按“誰過量就先求誰”的原則[即酸過量先求c混(H+),堿過量先求c混(OH-)]
進行計算。
(1)兩強酸溶液混合(混合后溶液的體積變化忽略不計)
c混(H+)= ,然后再求pH。
(2)兩強堿溶液混合(混合后溶液的體積變化忽略不計)
　　首先計算混合液中c混(OH-)= ,然后求c混(H+)= ,最后求pH。
(3)強酸溶液與強堿溶液混合(混合后溶液的體積變化忽略不計)
①恰好完全反應,混合溶液呈中性,pH=7(25 ℃)。
②若酸過量:先求反應后混合溶液中的c混(H+)= ,再求pH。
③若堿過量:先求反應后混合溶液中的c混(OH-)= ,再求
C混(H+)= ,最后求pH。
類型 稀釋至10n倍 無限稀釋
強酸 c(H+)減小為原來的 ,pH增大n個單位,pH=pH原+n<7 此時要考慮水的電離,pH只
能接近于7(略小于7)
弱酸 c(H+)減小的程度比同濃度同類型的強酸小,pH增大不到n個單位,pH7 此時要考慮水的電離,pH只
能接近于7(略大于7)
弱堿 c(OH-)減小的程度比強堿的小,pH減小不到n個單位, pH>pH原-n>7 3.25 ℃時酸或堿稀釋后溶液pH的計算
定點 3 滴定曲線的分析與應用
1.強酸與強堿滴定過程中pH曲線變化
(以0.100 0 mol·L-1NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L-1鹽酸為例)

2.強酸(堿)滴定弱堿(酸)pH曲線比較
氫氧化鈉溶液滴定等濃度等體積的鹽酸、醋酸的滴定曲線 鹽酸滴定等濃度等體積的氫氧化鈉溶液、氨水的滴定曲線

曲線起點不同:強堿滴定強酸、弱酸的曲線,強酸起點低;強酸滴定強堿、弱堿的曲線,強堿起點高 突躍點變化范圍不同:強堿與強酸(強酸與強堿)反應的突躍點變化范圍大于強堿與弱酸(強酸與弱堿)反應的突躍點變化范圍 特別提醒 恰好中和=酸堿恰好完全反應≠溶液呈中性。
典例 25 ℃時,等體積的兩種一元酸HA和HB的溶液分別用等濃度的NaOH溶液滴定,滴定曲
線如圖所示。下列說法正確的是 (　 )
A.酸性:HAB.HB的電離度約為0.5%
C.起始濃度:c(HA)=0.1 mol/L,c(HB)=10-3 mol/L
D.用NaOH溶液滴定HB溶液可用甲基橙做指示劑
思路點撥 首先看橫、縱坐標,搞清楚是酸滴定堿,還是堿滴定酸;然后看起點,起點可以看出
酸性或堿性的強弱,這在判斷滴定終點時至關重要;最后找滴定終點和pH=7的點,判斷滴定終
點的酸堿性。
B
解析 由題圖可以看出,達滴定終點時,HB消耗的NaOH多,表明c(HB)>c(HA),而起始時pH
(HB)>pH(HA),說明酸性:HA>HB,A錯誤;HB是弱酸,部分電離,對應的pH=3,則電離部分c電離
(HB)=c(H+)=10-3 mol/L,由題圖可知,滴定HA的終點pH=7,則HA是強酸,c(HA)=c(H+)=0.1 mol/L,
等體積的HA、HB溶液與NaOH溶液完全反應時,HB溶液消耗的氫氧化鈉是HA溶液的兩
倍,則c初始(HB)=2c(HA)=0.2 mol/L,則酸HB的電離度為 ×100%=0.5%,B正確、C錯誤;
甲基橙的變色范圍為3.1~4.4,由題圖可知該pH范圍內NaOH溶液滴定HB溶液未發生突躍,不
可用甲基橙做指示劑,D錯誤。
特別提醒 滴定終點的判斷(以用標準鹽酸滴定未知濃度的NaOH溶液為例):
a.若用酚酞做指示劑,當滴入最后半滴鹽酸時,溶液的顏色由粉紅色突變為無色,且半分鐘內
不再變化,說明達到滴定終點。
b.若用甲基橙做指示劑,當滴入最后半滴鹽酸時,溶液的顏色由黃色變為橙色,且半分鐘內不
再變化,說明達到滴定終點。
定點 4 酸堿中和滴定原理的遷移運用
1.氧化還原滴定
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
實例 酸性KMnO4溶液作氧化劑常用于滴定含H2C2O4、Fe2+的溶液,其反應原理是2Mn +
5H2C2O4+6H+ 2Mn2++10CO2↑+8H2O、Mn +5Fe2++8H+ Mn2++5Fe3++4H2O
指示 劑的 選擇 指示劑有三類:(1)氧化還原指示劑;(2)專用指示劑,如Na2S2O3溶液滴定含I2的溶液時,以淀粉溶液為指示劑;(3)自身作指示劑,如用酸性KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液或含
Fe2+的溶液時,不需另加指示劑
計算 根據化學方程式、離子方程式或關系式列比例式或運用原子守恒、得失電子守恒等列式進行計算
應用 廣泛應用于溶液濃度的測定、物質純度的測定、食品和藥品成分的檢測等定量分析
2.沉淀滴定
(1)概念:沉淀滴定是以沉淀反應為基礎的一種滴定分析方法。生成沉淀的反應很多,但符合
沉淀滴定條件的卻很少,實際上應用最多的是銀量法,即利用Ag+與鹵素離子反應來測定Cl-、
Br-、I-的濃度。
(2)原理: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得到的生成物
的溶解度要比滴定劑與指示劑反應得到的生成物的溶解度小,否則不能用這種指示劑。如用
AgNO3溶液測定溶液中Cl-的含量時常以K2CrO4為指示劑,這是因為AgCl比Ag2CrO4更難溶。

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