第27講水的電離及溶液的酸堿性

1、第2講 水的電離及溶液的酸堿性考綱要求1了解水的電離，離子積常數(shù)。2了解溶液pH的定義。了解測定溶液pH的方法。能進行pH的簡單計算?？键c一水的電離1. 水的電離方程式H2O +出0 H3O十+ 0H _，可簡寫為 出0 H+ 0H2. 水的離子積常數(shù)(1) 表達式：Kw = c(H+) c(OH _)(2) 數(shù)值：室溫下，純水中 c(H ) = 1.0X 10_ mol L_ , c(OH_)7114=10X 10 _molL , Kw = 10X 10。(3) 影響因素：只與溫度有關，升高溫度，Kw增大。(4) 適用范圍：Kw不僅適用于純水，也適用于稀的電解質(zhì)溶液。【感悟測評】判斷正誤(正

2、確的打“，錯誤的打“X”)(1) 在蒸餾水中滴加濃H2SO4, Kw不變。()(2) 25 C與60 C時，水的pH相等。()(3) 25 C時NH4Cl溶液的Kw小于100 °C NaCl溶液的Kw。()(4) 由水電離的 c(H +) = 1X 10_14 molL_1 的溶液中：Ca2+、K +、Cl_、HCO3能大量共存。()答案：(1)x (2)X (3)V (4)X考點闡釋»l1.影響水電離平衡的因素平籥移 動片向X H亠)d Hr 與/的艾系心水的電 離稗度溶液的酸堿性加人酸逆減小增大c(H丄>不變減小帔性加人堿逆增大減小Ml廣>不變減小堿性町水解

3、 的鹽EMX減小MH)不變增大堿性NHtCliE減小增人川 » lCOH- >不變增大酸性溫度升溫止增大增大Ml廣)=心)|廠)增大增大中性逆減小減小起H+>減小申性其他t如加人NaE增大減小rXH1 X.CUH-、堿性2水電離出的c(H +)或c(OH )的計算(25 C時)(1) 中性溶液：c(H+ )= c(OH 一)= 1.0 X 10_7 mol/L。(2) 溶質(zhì)為酸的溶液H*來源于酸電離和水電離，而 OH -只來源于水。如計算 pH = 2的鹽酸中水電離出的c(H +) = c(OH 一)= 10-12mol/L。(3)溶質(zhì)為堿的溶液OH-來源于堿電離和水電離

4、，而 H +只來源于水。如pH = 12的豐12NaOH溶液中，水電離產(chǎn)生的 c(OH ) = c(H ) = 10 mol/L。水解呈酸性或堿性的鹽溶液 H +和OH 均由水電離產(chǎn)生。如pH = 2的NH4Cl溶液中由水電離出的c(H + )= 102 mol/L; pH = 12的Na2CO3溶液中由水電離出的 c(OH )= 10 2 mol/L典題示例考向一 影響水的電離平衡的因素及其結果判斷1. (2018普蘭店市模擬)等物質(zhì)的量濃度的下列五種溶液: CH3COOH (NH4)2CO3 NaOH Ba(OH) 2溶液中水的電離程度由大到小排列是()A .'B.C .'

5、D.'解析：CH3COOH、NaOH、Ba(OH)2均抑制 出0的電離，(NH4)2CO3中NH4禾口 CO3-均促進 出0的電離，故 中 出0的電 離程度最大，B錯誤，若四種溶液的物質(zhì)的量濃度均為 c,則中c(H + )c,中c(OH) = c,中c(OH)= 2c,故對H2O電離的抑制程 度：，即水的電離程度：丄，因此A正確，C、D 錯誤。答案： A2 . (2018韶關模擬)已知NaHSO4在水中的電離方程式為 NaHSO4=Na+ + H 十 + SO：。某溫度下，向 c(H +) = 1X 10_6 mol L - 1的蒸餾水中加入NaHSO4晶體，保持溫度不變，測得溶液的

6、c(H+) =1X10-2 molL -1。下列對該溶液的敘述不正確的是()A .該溫度高于25 CB.由水電離出來的 日+的濃度為1X 10-10 mol L一1C .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-)減小解析：此溫度下 Kw= c(H +) c(OH-)= 1X 10-6X 1X 10-6= 1X 10一12,說明該溫度下促進了水的電離，故該溫度高于25 °C , A正確；+ - + - 10- 1由 c(H )水=c(OH -) = Kw/c(H )= 1X 10- mol L , B 正確；NaHSOq 屬于強酸的酸式鹽,抑制水

7、的電離, C 正確；稀釋后,溶液中 c(H+) 減小，但水的離子積不變，故溶液中的 c(OH-)增大，D不正確。答案： D【題后悟道】 外界條件對水電離的影響f升高溫度|促進電離|一-加入可消耗H+ (或()1廠)的物質(zhì) f加入可水解的鹽 廣降低溫度抑制電聞+加入酸卜加入堿加入某些鹽如NaHSO4考向二 水電離出的c(H+)或c(OH)的計算3. (2018重慶一中月考)25 C時，在等體積的pH = 0的H2SO4溶液、005 molL 的Ba(OH)2溶液、pH = 10的NazS溶液、pH=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 :1010:109B.

8、1 ： 5 :5X 109 : 5X108C. 1 : 20 :1010:109D.1 : 10: 104 : 109解析：25 C時，pH = 0的H2SO4溶液中由水電離出的 c(H+ )=10- mol L ; 0 05 molL的 BaQH"溶液中 c(OH )= 0.05 mol L1 X2= 0.1 molL 1,根據(jù) Kw= c(H+) c(OH )= 1.0X 1014,則由水電+131離出的c(H ) = 10 molL ; pH = 10的Na2S溶液中由水電離出的 c(H +) = 104 mol L1; pH = 5 的 NH4NO3溶液中由水電離出的 c(H

9、+)=10 5 mol L j故等體積上述溶液中發(fā)生電離的水的物質(zhì)的量之比為 1014 : 1013 : 10 4 : 105 = 1 : 10 : 1010 : 109，即選項 A 正確。答案：A4. (2018遼寧模擬)常溫下某溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H +)=1X 10 5 mol LS則下列敘述正確的是()A. pH 一定為5B.定是酸溶液C .可能是強酸的酸式鹽溶液D.pH可能為9解析：常溫下某溶液中由水電離產(chǎn)生的 c(H+) = 1X 10_5 mol Lt ,可能是能水解的鹽的溶液，促進了水的電離，故pH可能是5,也可能是9, A錯誤、B、C錯誤。答案：DD正確；酸或強酸的酸式鹽

10、溶液都抑制水的電離，【題后悟道】(1)中性溶液：水電離的c(H +)或c(OH一)的計算技巧(25 C時)+ 7 1c(H )= c(OH ) = 1.0X 10 7 mol L 1o(2)酸或堿抑制水的電離，水電離出的c(H +) = c(OH _)V10 -molL 1，當溶液為堿溶液時，溶液中的c(H +)就是水電離出的c(H+)或c(OH J 當溶液為酸溶液時，溶液中 c(OH)即為水電離的c(H+)或 c(OH一)。(3)可水解的鹽促進水的電離，水電離的c(H + )= c(OH _)>10-7mol L-1。若給出的 c(H“>10-7 mol L-即為水電離的 c(H

11、 + )或 c(OH 一)；若給出的c(Hjv10_7 mol L-1就用10_14除以這個濃度即得水 電離的c(OH一)或c(H+)?？键c二溶液的酸堿性和pH知識整合1. 溶液的酸堿性溶液的酸堿性取決于溶液中 c(H +)與c(OH一)的相對大小溶液酸堿性c(H +)與 c(OH)的關系室溫下c(H +)pHKw中性c(H +)三c(OH )c(H + ) = 10_7 mol/L=71410酸性c(H j >c(OH )c(H j>107 mol/L<7堿性c(H + )<c(OH )c(H j<107 mol/L>72. pH(1) 定義：pH = -

12、 lg c(H+)。(2) 適用范圍：通常應用于c(H + )、c(OH-)都較小的稀溶液，小于 1 mol/L。(3) 表示意義：溶液酸性越強，c(H +)越大，pH越小；溶液堿性 越強，c(H+)越小，pH越大。3. pH的測定(1)用pH試紙測定，撕下一小片pH試紙放在表面皿或玻璃片上， 用玻璃棒蘸取待測液點在pH試紙上，試紙變色后，與標準比色卡對 比即可確定溶液的pH。(2)用 pH計測定：可精確測量溶液的pH4.常用酸堿指示劑及其變色范圍指示劑變色范圍(pH)石蕊<50紅色5.08.0紫色>8.0藍色甲基橙<3.1紅色31 4.4橙色>4.4黃色酚酞<8

13、2無色8.210.0淺紅色>10.0紅色【多維思考】1. pH = 7的溶液一定是中性溶液嗎？提示：pH = 7的溶液，不一定是中性溶液。因為溫度不同，水的離子積不同，如100 C時，pH = 6的溶液為中性溶液，pH = 7時 為堿性溶液。2. 用pH試紙測pH時應注意什么問題？記錄數(shù)據(jù)時又要注意 什么？是否可用pH試紙測定氯水的pH?提示：pH試紙使用前不能用蒸餾水潤濕，否則待測液因被稀釋 可能產(chǎn)生誤差；用pH試紙讀出的pH只能是整數(shù)；不能用pH試紙 測定氯水的pH，因為氯水呈現(xiàn)強氧化性(漂白性)。Issues1.酸、堿溶液pH的計算(1) 強酸溶液，如 HnA 設濃度為 c mol

14、/L, c(H+)= nc mol/L, pH =-lg c(H )= Ig (nc)。(2) 強堿溶液,如 B(OH)n 設濃度為 c moI/L,c(OH )= nc moI/L,10 14則 c(H ) = 一 moI/L，故 pH = Ig c(H )= 14+ Ig (nc)。nc2.酸、堿混合pH的計算(1)兩強酸混合：G H + V1 + QH+ V2 c混(H )=V1 + V2(2)兩強堿混合：C| OH V1+ c2 OH V2 c 混(OH )=V1 + V2強酸、強堿混合酸過量：+0酸(H V酸c®(OH)V堿c混(H )=V酸+V堿堿過量：c®(

15、OH )V堿c酸 H )V酸c 混(OH )=V酸 + V堿3. pH和等于14的酸堿混合問題的判斷與計算pH和等于14的意義：酸溶液中的氫離子濃度等于堿溶液中的 氫氧根離子的濃度。(1)已知酸、堿溶液的pH之和為14,則等體積混合時： 恰好中和強酸、強堿|> pH = 7堿過量 強酸、弱堿|> pH>7酸過量 弱酸、強堿|> pH<7(2)已知酸、堿溶液的pH之和為14，若混合后溶液的pH為7,則溶液呈中性。強酸、強堿|> V酸：V堿=1 : 1強酸、弱堿|> V酸：V堿>1 : 1弱酸、強堿> V酸：V堿<1 : 1典題示例考向一

16、 溶液混合后酸堿性的判斷1. (2018 西大同一中月考)在室溫下等體積的酸和堿的溶液， 混合后pH 一定小于7的是()A. pH = 3的硝酸跟pH = 11的氫氧化鉀溶液B. pH = 3的鹽酸跟pH = 11的氨水C. pH = 3的硫酸跟pH = 11的氫氧化鈉溶液D. pH = 3的醋酸跟pH = 11的氫氧化鋇溶液解析：pH = 3 的硝酸中 c(H +) = 1X 10_3 mol/L, pH = 11 的氫氧 化鉀溶液中c(OH )= 1 X 103 mol/L,在室溫下等體積混合后，pH = 7,故 A 錯誤；pH = 3 的鹽酸中 c(H ) = 1X 10 mol/L,

17、pH = 11 的 氨水中c(OH 一)= 1 X 10 一 3 mol/L ,由于氨水為弱堿溶液， c(NH3 H2O)>1 X 10 3 mol/L，則在室溫下等體積混合后，氨水過量， pH > 7,故 B 錯誤；pH = 3 的硫酸中 c(H + )= 1X 103 mol/L, pH = 11的氫氧化鈉溶液中c(OH) = 1 X 103 mol/L,在室溫下等體積混合 后，pH = 7,故 C 錯誤；pH = 3 的醋酸 c(H +) = 1X 10 3 mol/L, pH=11的氫氧化鋇溶液中c(OH_)= 1X 10_3 mol/L，由于醋酸為弱酸， c(CH3COO

18、H)>1 X 103 mol/L ,則在室溫下等體積混合后，醋酸過量,pH V 7,故D正確答案：D2. 水c(OH_)/(mol Lr)IO-7 10%(H+)/(mobL-1)的電離平衡曲線如圖所示，下列說法不正確的是 (A.圖中五點Kw間的關系：B>C>A = D = EB.若從A點到D點，可采用在水中加入少量酸的方法C .若從A點到C點，可采用溫度不變時在水中加入適量 NH 4CI固體的方法D.若處在B點時，將pH = 2的硫酸與pH = 10的KOH溶液等 體積混合后，溶液顯中性解析：水的離子積Kw與溫度有關，而與濃度無關，且溫度升高 促進水的電離，Kw增大，所以，

19、B>C>A = D = E, A正確；從A點 到D點，溫度不變，而H +濃度增大，所以可以通過加入少量酸的方 法實現(xiàn)，B正確；從A點到C點，H +濃度增大，同時OH 一濃度也增 大，且兩者相等，只能通過升高溫度來實現(xiàn)，C錯誤；B點，pH = 2的硫酸中 c(H + )= 0.01 mol/L, pH = 10 的 KOH 溶液中 c(OH )= 0.01 mol/L，等體積混合時，正好完全中和，溶液呈中性，D正確。答案：C考向二 溶液稀釋時pH計算與判斷3.（2018河南安陽滑縣模擬）某溫度下，pH = 11的氨水和NaOH 溶液分別加水稀釋100倍，溶液的pH隨溶液體積變化的曲線

20、如圖所 示。據(jù)圖判斷錯誤的是A. a的數(shù)值一定大于9B .1為氫氧化鈉溶液稀釋時溶液的 pH變化曲線C .完全中和稀釋后相同體積的兩溶液時，消耗相同濃度的稀硫酸的體積V（NaOH溶液）v V（氨水）D. 稀釋后氨水中水的電離程度比 NaOH溶液中水的電離程度大解析：pH = 11的氫氧化鈉溶液加水稀釋100倍，pH = 9,而一 水合氨為弱電解質(zhì)，加水促進電離，則a的數(shù)值一定大于9,故A正 確；由圖可知，開始的pH相同，在稀釋時由氨水的電離平衡可知， 促進氨水的電離，則氨水中的離子濃度大，可知I為氫氧化鈉溶液稀 釋時溶液的pH變化曲線，故B正確；由于氨水濃度較大，則完全中 和稀釋后相同體積的兩

21、溶液時，消耗相同濃度的稀硫酸的體積 V（NaOH溶液）v V（氨水），故C正確；稀釋后氨水中氫氧根離子濃度 較大，則水的電離程度較小，故 D錯誤。答案：D4. pH = 5的H2SO4溶液，加水稀釋到500倍，則稀釋后c（SO2_） 與c（H +）的比值為（）B.2 : 1D 10 : 1C. 1 : 10解析：稀釋前c(S& )=5101n _mol L ;稀釋后 c(SO4 )=102X 500mol L 1 = 108mol L 1; c(H十)接近 107 mol L 所以 C S°4 =CH )8 110 mol L110 mol L10°答案：C【題后悟

22、道】溶液稀釋時pH判斷易錯警示警示一：不能正確理解酸、堿的無限稀釋規(guī)律。常溫下任何酸或堿溶液無限稀釋時，溶液的pH都不可能大于7或小于7，只能接近7。警示二：不能正確理解弱酸、弱堿的稀釋規(guī)律。溶液稀釋前溶液pH加水稀釋到體積為原來的10n倍稀釋后溶液pH酸強酸ApH = apH = a+ n弱酸avpHva + n堿強堿pH = bpH = bn弱堿b nvpHvb注：表中 a+ n<7, b n>7。考向三溶液混合時pH的計算5. (1)已知 TC,Kw= 1X 1013，則 T C25 C (填 “>”“ V”或“=”）。在T C時將pH = 11的NaOH溶液a L與p

23、H = 1的硫酸 b L混合（忽略混合后溶液體積的變化），若所得混合溶液的pH = 10, 貝H a : b=。（2）25 C時，有pH = x的鹽酸和pH = y的氫氧化鈉溶液（x<6, y>8）,取a L該鹽酸與b L該氫氧化鈉溶液反應，恰好完全中和， 求： 若x + y= 14,則a/b=傾數(shù)據(jù)）； 若x + y= 13,則a/b=傾數(shù)據(jù)）； 若x + y>14，則a/b=傾表達式）。解析：（1）NaOH 溶液中 n（OH 一）= 0.01a mol,硫酸中 n（H + ）= 0.1bmol，根據(jù)混合后溶液pH = 10,得 10_3 =0.01a 01ba+ b解得a

24、 : b =101 : 9。(2)若兩溶液完全中和，則溶液中n(H +) = n(OH ),即10 xa= 10y 14b,整理得 a/b= 10x+ y14,若 x+ y= 14, a/b= 1;若 x + y= 13,貝S a/b = 0.1;若 x+ y>14，貝S a/b= 10x+y14。答案：(1)>101 : 9(2) 1 0.1 10x+y 146. (2018成都模擬)常溫下，pH = a和pH = b的兩種NaOH溶 液，已知b= a+ 2,則將兩種溶液等體積混合后，所得溶液的 pH接 近于()A. a lg 2Bb Ig 2C. a+ lg 2Db+ lg 2

25、解析：兩種溶液中 c(OH )分別為 10a14 molL1> 10b14 molL mol L1 ,等體積混合后 c(OH ) = 10a 14 mol L 1 + 10b 141a -14- 1+1X 10i1 /250x 10a 14 mol L , c(H ) = 50氷 10a-14 mol L = 2X 102) mol L1 = 2x 10b molL1，即 pH = b Ig 2。答案：B【技法歸納】pH計算的思維模板考點三酸、堿中和滴定判圧協(xié)懿溶液酸堿性知識整合1. 概念用已知物質(zhì)的量濃度的酸（或堿）來測定未知物質(zhì)的量濃度的堿 （或酸）的方法叫做酸堿中和滴定。2. 原理

26、c標x V標c 待=（以一元酸與一元堿的滴定為例）。V待3. 酸堿中和滴定的關鍵（1）準確測定參加反應的酸、堿溶液的體積。選取適當指示劑，準確判斷滴定終點。4. 實驗用品（1）儀器：酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾、鐵架臺和錐形 瓶。酸式 堿式獨滴定管址滴定管(2) 試劑：標準液、待測液、指示劑、蒸餾水。(3) 滴定管 構造：“ 0刻度線在上方，尖嘴部分無刻度。 精確度：讀數(shù)可估計到 0.01 mL。 洗滌：先用蒸餾水洗滌，再用待裝液潤洗。 排氣泡：酸、堿式滴定管中的液體在滴定前均要排出尖嘴中的 氣泡。 操作注意事項：a.強氧化性的試劑一般用酸式滴定管，因為氧化性物質(zhì)易腐蝕 橡膠管。b堿性的試

27、劑一般用堿式滴定管，因為堿性物質(zhì)易腐蝕玻璃 致使活塞無法打開。c.讀數(shù)時眼睛與凹液面最低點處在同一水平面上。若仰視，讀 數(shù)偏大若俯視，讀數(shù)偏小丄5. 中和滴定實驗操作(以酚酞作指示劑，用鹽酸滴定氫氧化鈉溶液為例 )(1) 滴定前的準備：査1檢査滴定骨活塞是否漏水，在確保不漏水后方可使用用蒸謂水洗滌滴定管2“3次用待裝液潤洗滴定管2J次將酸、堿溶液分別注入相應的滴定管，并使液面位于空 刻度以上2十3 nd處調(diào)節(jié)滴定管活塞”使尖嘴部分充滿溶液,并使液面位丁滴定滴定管活塞顏色變化錐形瓶(3) 終點判斷：等到滴入最后一滴反應液，指示劑變色，且在半_ 分鐘內(nèi)不能恢復原來的顏色，視為滴定終點，并記錄標準液

28、的體積。刻度或刻度以下某一刻度處(4) 數(shù)據(jù)處理：按上述操作重復23次，求出用去標準鹽酸體積 的平均值，根據(jù)原理計算。c(HCI)x V(HCI )C(Na0H) = VNaOH【感悟測評】判斷正誤(正確的打“，錯誤的打“x” )(1) 中和滴定實驗，指示劑變色點 pH不一定等于7。()(2) 酸堿中和滴定實驗時，待測液既可用滴定管，也可用量筒量取。()(3) 當精確取用一定量KMnO4酸性溶液時，可用酸式或堿式滴定 管。()(4) 進行酸堿中和滴定時，眼睛要隨時注意滴定管液面變化。( )答案："(2)X (3)X (4)X考點闡釋中和滴定的誤差分析以標準酸溶液滴定未知濃度的堿(酚酞

29、作指示劑)，填寫因操作不當引起的V(標)及 c(待測)的變化。步驟操作V(標 準)c(待測)洗滌酸式滴疋管未用標準溶液潤洗變大偏高堿式滴定管未用待測溶液潤洗變小偏低錐形瓶用待測溶液潤洗變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變小偏低滴定酸式滴疋管滴疋前有氣泡，滴疋變大偏終點時氣泡消失高振蕩錐形瓶時部分液體濺出變小偏低部分酸液滴出錐形瓶外變大偏高溶液顏色較淺時滴入酸液過快，停止滴定后反加一滴NaOH溶液無變化變大偏高未搖勻，出現(xiàn)局部變色或剛變 色，未等待半分鐘變色穩(wěn)定，就停止 滴定變小偏低讀數(shù)酸式滴疋管滴疋前讀數(shù)正確，滴 定后俯視讀數(shù)（或前仰后

30、俯）變小偏低酸式滴疋管滴疋前讀數(shù)正確，滴定后仰視讀數(shù)（或前俯后仰）變大偏高典題示例考向一 中和滴定儀器及指示劑的選擇選擇指示劑的基本原則（1）變色范圍與終點pH吻合或接近。（2）指示劑變色范圍越窄越好。指示劑在滴定終點時顏色變化明顯。1.用已知濃度的NaOH溶液測定某H2SO4溶液的濃度，參考圖甲、乙，下表中正確的選項是（）錐形瓶中溶液滴定管中溶液選用指示劑選用滴定管A堿酸石蕊甲B酸堿酚酞甲C堿酸甲基橙乙D酸堿酚酞乙解析：用已知濃度的NaOH溶液測定某H2SO4溶液的濃度時， 可將H2SO4溶液滴入一定體積的NaOH溶液中，此種情況下滴定管 中是H2SO4溶液，錐形瓶中是NaOH溶液，A選項指

31、示劑選擇錯誤， C選項滴定管選擇錯誤。也可將 NaOH溶液滴入一定體積的H2SO4 溶液中，此種情況下滴定管中是 NaOH溶液，錐形瓶中是H2SO4溶 液，B錯誤、D正確。答案：D考向二滴定終點的判斷判斷滴定終點的答題模板當?shù)稳胱詈笠坏蝬xx標準溶液，溶液變成xxx色，且半分鐘內(nèi)顏色不恢復原來顏色。說明：解答此類題目注意 3 個關鍵點。(1)最后一滴：必須說明滴入“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)不再恢復原來 顏色”。2.用a molL 1的HCI滴定未知濃度的NaOH溶液，用酚酞作指示劑，達

32、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 O(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 選 用 作 指 示 劑 ， 達 到 滴 定 終 點 的 現(xiàn) 象 是(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 (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Ti02 溶解并還原為Ti3:再以KSCN溶液作指示劑，用NH4Fe(SO4)2標 準溶液滴定Ti3+至全部生成Ti4十。滴定Ti3 +時發(fā)生反應的離子方程式 為 。_半分鐘內(nèi)不恢復黃色(

33、2) 淀粉溶液當?shù)稳胱詈笠坏螛藴室?，溶液由無色變?yōu)樗{色，且半分鐘內(nèi)不褪色(3) 否 當?shù)稳胱詈笠坏嗡嵝?KMnO 4溶液，溶液由無色變?yōu)樽霞t 色，且半分鐘內(nèi)不褪色(4) Ti3+ + Fe3+=Ti4十 + Fe2+ 當?shù)稳胱詈笠坏?NH4Fe(SO4)2 標 準溶液后，溶液變成血紅色，且半分鐘內(nèi)不恢復原來的顏色考向三 滴定數(shù)據(jù)處理角度一滴定曲線的繪制和應用3.海帶中碘含量的測定干海帶20.00 g儀細(定容取0.010 0 molL-1的AgN03標準溶液裝入滴定管，取10000 mL海帶浸取原液至滴定池，用電勢滴定法測定碘含量。測得的電動勢(E)反映溶液中c()的變化，部分數(shù)據(jù)如下表:V

34、(AgN O3)/m L15.0019.0019.8019.9820.0020.0221.0023.0025.00E1一一一51233/mV2252001501000.075750025(1)根據(jù)表中數(shù)據(jù)繪制滴定曲線:V(AgNOa)/mL(2)該次滴定終點時用去 AgNO3溶液的體積為 mL,計算得海帶中碘的百分含量為%。解析：實驗到滴定終點時，消耗的AgNO3標準溶液為20.00 mL,若設所得海帶浸取原液中 濃度為x mol L-1則0.010 0X 20= 100x, x= 0.002 0,原樣品中碘的物質(zhì)的量為 0002 0 molL - X 500X 10 L =1X 10 mol

35、;質(zhì)量為 127 g mol X 1X 10 mol= 0.127 g;百分含 量為 20*00 gx 100% = 0.635%。答案：(1)如圖35025015 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25-150-250(2)20.00 0.635角度二 滴定所得數(shù)據(jù)的處理4.某學生用0.200 0 molL：1的標準NaOH溶液滴定未知濃度的鹽酸，滴定數(shù)據(jù)記錄如下:滴定次數(shù)待測溶液體積（mL）標準NaOH溶液讀數(shù)記錄（mL）滴定前讀數(shù)滴定后讀數(shù)第一次20.000.4020.40第二次20.004.0024.00第三次20.002.0024.10請計算待測鹽酸溶液的濃度為。

36、解析：取前兩次所用NaOH溶液體積的平均值（第三次誤差較大,舍去），然后代入公式進行計算：c（酸）V（酸）=c（堿）V（堿），故c（酸）答案:-10.200 0 molL - 1角度三誤差分析誤差分析的方法依據(jù)原理c（標準）V（標準）=c（待測）V（待測），所以c（待測）= c標準待測標準，因為C（標準）與 V（待測）已確定，所以只要分析出不 正確操作引起V（標準）的變化，即分析出結果。5.（多選）一定物質(zhì)的量濃度溶液的配制和酸堿中和滴定是中學化學中兩個典型的定量實驗。某研究性學習小組在實驗室中配制1mol/L的稀硫酸標準溶液，然后用其滴定某未知濃度的NaOH溶液。 下列有關說法中正確的是（）

37、A .實驗中所用到的滴定管、容量瓶，在使用前均需要檢漏B.如果實驗中需用60 mL的稀硫酸標準溶液，配制時應選用100 mL容量瓶C .容量瓶中含有少量蒸餾水，會導致所配標準溶液的濃度偏小D .酸式滴定管用蒸餾水洗滌后，即裝入標準濃度的稀硫酸，則 測得的NaOH溶液的濃度將偏大E. 配制溶液時，若在最后一次讀數(shù)時俯視讀數(shù)，則導致實驗結 果偏大F. 中和滴定時，若在最后一次讀數(shù)時俯視讀數(shù)，則導致實驗結 果偏大解析：A項，滴定管、容量瓶都為帶塞容器，使用前檢漏，正確； B項，實驗室無60 mL容量瓶，選擇容積比60 mL大而與之更接近 的容量瓶配制，B正確；C項，容量瓶內(nèi)有少量水對所配標準液濃度

38、無影響；D項，酸式滴定管不用標準液潤洗使所測 NaOH濃度偏大， 正確；E項，配制溶液時，最后一次讀數(shù)時俯視，所配溶液濃度偏高， 導致實驗結果偏?。籉項，導致實驗結果偏小。答案：ABD真題通準1.判斷正誤（正確的打“，錯誤的打“X”）（1）（2016高考海南卷，8C）滴定接近終點時，滴定管的尖嘴可以 接觸錐形瓶內(nèi)壁（）（2）（2015高考重慶卷，3C）25 C時，等體積等濃度的硝酸與氨水混合后，溶液pH = 7（）（3）（2015高考天津卷改編，5C）室溫下，將0.05 mol W2CO3 固體溶于水配成100 mL溶液，再加入50 mL水，由水電離出的c（H）c（OH ）不變（）（2015高考天津卷，5D改編）室溫下，將0.05 molW2CO3固體溶于水配成100 mL溶液，若再加入0.1 mol NaHSO4固體，反 應完全后，溶液pH減小，c(Na+)不變()(5)(2