江蘇專用2025版高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí)專題8溶液中的離子反應(yīng)第2單元溶液的酸堿性學(xué)案

PAGE21-其次單元溶液的酸堿性[課標(biāo)解讀]1.了解水的電離，離子積常數(shù)。2.了解溶液pH的定義及其測(cè)定方法，能進(jìn)行pH的簡(jiǎn)潔計(jì)算。3.駕馭酸堿中和滴定試驗(yàn)及其應(yīng)用。4.了解酸堿滴定曲線的應(yīng)用。水的電離與水的離子積學(xué)問梳理1．水的電離(1)水是極弱的電解質(zhì)，其電離方程式為H2O＋H2OH3O＋＋OH－，可簡(jiǎn)寫為H2OH＋＋OH－。(2)25℃時(shí)，純水中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7mol·L－1；任何水溶液中，由水電離出的c(H＋)與c(OH－)都相等。2．水的離子積[辨易錯(cuò)](1)任何水溶液中，水電離出的c(H＋)與c(OH－)肯定相等。 ()(2)純水中c(H＋)隨溫度上升而增大，水的酸性增加。 ()(3)酸溶液中水電離出的c(H＋)等于溶液中c(OH－)。 ()(4)Kw與溶液的酸堿性無關(guān)，與溫度有關(guān)。 ()[答案](1)√(2)×(3)√(4)√3．外界條件對(duì)水的電離平衡的影響體系改變條件平衡移動(dòng)方向Kw水的電離程度c(OH－)c(H＋)外加酸堿酸逆不變減小減小增大堿逆不變減小增大減小外加可水解的鹽Na2CO3正不變?cè)龃笤龃鬁p小NH4Cl正不變?cè)龃鬁p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?cè)龃笤龃鬁p小[深思索]1．甲同學(xué)認(rèn)為，在水中加入H2SO4，水的電離平衡向左移動(dòng)，說明是加入H2SO4后c(H＋)增大，平衡左移。乙同學(xué)認(rèn)為，加入H2SO4后，水的電離平衡向右移動(dòng)，說明為加入H2SO4后，c(H＋)增大，H＋與OH－中和，平衡右移。你認(rèn)為哪種說法正確？并說明緣由。[答案]甲正確，溫度不變，Kw是常數(shù)，加入H2SO4，c(H＋)增大，c(H＋)·c(OH－)>Kw，平衡左移?；蚣尤胨幔琀＋與OH－反應(yīng)生成H2O，水增多，實(shí)質(zhì)仍是水的電離左移。2．25℃時(shí)，pH＝4的醋酸溶液與NH4Cl溶液中c(H＋)H2O相等嗎？為什么？[答案]不相等，醋酸電離出的H＋抑制水的電離，而NH4Cl電離出的NHeq\o\al(＋,4)結(jié)合OH－，促進(jìn)了水的電離。學(xué)問應(yīng)用在不同溫度下，水溶液中c(H＋)與c(OH－)的關(guān)系如圖所示。請(qǐng)回答：(1)T25(填“>”或“<”)。(2)b、c點(diǎn)分別呈性(填“酸”“堿”或“中”)。(3)d點(diǎn)對(duì)應(yīng)的溶液中c(OH－)＝，水電離出的c(OH－)H2O＝。(4)從a點(diǎn)到d點(diǎn)可實(shí)行的措施為。[答案](1)>(2)酸、中(3)1×10－5mol·L－11×10－5mol·L－1或1×10－7mol·L－1(4)在加熱條件下加入堿性物質(zhì)命題點(diǎn)1水電離的影響因素及定量推斷1．下列有關(guān)水電離狀況的說法正確的是()A．100℃時(shí)，Kw＝10－12，此溫度下pH＝7的溶液肯定呈中性B．NH4Cl、CH3COONa、NaHCO3、NaHSO4溶于水，對(duì)水的電離都有促進(jìn)作用C．25℃時(shí)，pH＝12的燒堿溶液與純堿溶液，水的電離程度相同D．如圖為水的電離平衡曲線，若從A點(diǎn)到C點(diǎn)，可采納上升溫度的方法D[A項(xiàng)，100℃時(shí)pH＝7為堿性，錯(cuò)誤；B項(xiàng)，NaHSO4電離出H＋對(duì)水電離有抑制作用，錯(cuò)誤；C項(xiàng)，燒堿抑制水電離，純堿促進(jìn)水電離，錯(cuò)誤。]2．已知NaHSO4在水中的電離方程式為NaHSO4=Na＋＋H＋＋SOeq\o\al(2－,4)。某溫度下，向c(H＋)＝1×10－6mol·L－1的蒸餾水中加入NaHSO4晶體，保持溫度不變，測(cè)得溶液的c(H＋)＝1×10－2mol·L－1。下列對(duì)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1×10－10mol·L－1C．加入NaHSO4晶體抑制水的電離D．取該溶液加水稀釋100倍，溶液中的水電離出的c(H＋)減小D[A項(xiàng)，Kw＝1×10－6×1×10－6＝1×10－12，溫度高于25℃；B、C項(xiàng)，NaHSO4電離出的H＋抑制H2O電離，c(H＋)H2O＝c(OH－)＝1×10－10mol·L－1；D項(xiàng)，加H2O稀釋，c(H＋)減小，H＋對(duì)H2O電離的抑制減小，c(H＋)H2O增大。]3．下表是不同溫度下水的離子積數(shù)據(jù)：溫度/℃25t1t2水的離子積常數(shù)1×10－14Kw1×10－12試回答下列問題：(1)若25<t1<t2，則Kw(填“>”“<”或“＝”)1×10－14，做出此推斷的理由是。(2)在t1℃時(shí)，測(cè)得純水中的c(H＋)＝2.4×10－7mol·L－1，則c(OH－)為。該溫度下，測(cè)得某H2SO4溶液中c(SOeq\o\al(2－,4))＝5×10－6mol·L－1，該溶液中c(OH－)＝mol·L－1。(3)t2℃時(shí)，pH＝10的NaOH溶液和Na2CO3溶液中，水電離出的c(OH－)H2O分別為，(4)25℃，溶液中c(H＋)H2O＝1×10－10mol·L－1的溶液的pH為；溶液中c(H＋)H2O＝1×10－4mol·L－1的溶液的pH為。[答案](1)>上升溫度，促進(jìn)水電離，Kw＝c(H＋)·c(OH－)，Kw增大(2)2.4×10－7mol·L－15.76×10－9(3)1×10－10mol·L－11×10－2mol·L－1(4)4或104或10溶液中c(H＋)H2O或c(OH－)H2O的計(jì)算(1)酸溶液eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(cH＋＝c酸H＋＋cH＋H2O,cOH－H2O＝cH＋H2O＝cOH－))酸溶液中，H＋來源于酸的電離和水的電離，而OH－只來源于水的電離。(2)堿溶液eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(cOH－＝c堿OH－＋cOH－H2O,cH＋H2O＝cOH－H2O＝cH＋))堿溶液中，OH－來源于堿的電離和水的電離，而H＋只來源于水的電離。(3)水解呈酸性的鹽溶液：c(H＋)H2O＝c(OH－)H2O＝c(H＋)。水電離出的OH－部分結(jié)合弱堿離子生成弱堿而減小。(4)水解呈堿性的鹽溶液：c(OH－)H2O＝c(H＋)H2O＝c(OH－)。水電離出的H＋部分結(jié)合酸根生成弱酸而減小。留意：溶液的酸、堿性肯定要分清是酸、堿電離引起還是鹽水解引起。命題點(diǎn)2酸、堿反應(yīng)中c(H＋)H2O或c(OH－)H2O改變4．常溫下，向20.00mL0.1mol·L－1HA溶液中滴入0.1mol·L－1NaOH溶液，溶液中由水電離出的氫離子濃度的負(fù)對(duì)數(shù)[－lgc水(H＋A．常溫下，Ka(HA)約為10－5B．M、P兩點(diǎn)溶液對(duì)應(yīng)的pH＝7C．b＝20.00D．M點(diǎn)后溶液中均存在c(Na＋)＞c(A－)B[向HA溶液中加入NaOH溶液，－lgc水(H＋)先減小至N再變大，說明c水(H＋)先增大，再減小。N點(diǎn)時(shí)c水(H＋)最大，說明恰好反應(yīng)。M點(diǎn)為HA與NaA的混合物，為中性，pH＝7，N為恰好反應(yīng)，pH＞7，P點(diǎn)為NaA與NaOH的混合物，為堿性，pH＞7，B錯(cuò)誤。]酸、堿反應(yīng)中水的電離程度改變(以氨水中滴加鹽酸為例)溶液的酸堿性與pH學(xué)問梳理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(duì)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＋)＜c(OH－)，常溫下，pH＞7。2．溶液的pH(1)定義式：pH＝－lgc(H＋)。(2)溶液的酸堿性與pH的關(guān)系(室溫下)①由圖示關(guān)系知，pH越小，溶液的酸性越強(qiáng)。②pH一般表示c(H＋)≤1mol·L－1的酸溶液或c(OH－)≤1mol·L－1的堿溶液。(3)測(cè)量①pH試紙法pH試紙的運(yùn)用方法：把小片試紙放在表面皿或玻璃片上，用干燥的玻璃棒蘸取待測(cè)液點(diǎn)在pH試紙中心，試紙變色后，與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)比即可確定溶液的pH。②pH計(jì)法常用pH計(jì)精確測(cè)量溶液的pH，讀數(shù)時(shí)應(yīng)保留兩位小數(shù)。留意：①pH試紙不能伸入待測(cè)液中測(cè)pH。②用廣范pH試紙測(cè)出溶液的pH是1～14的整數(shù)，讀數(shù)不會(huì)出現(xiàn)小數(shù)。[辨易錯(cuò)](1)任何酸性溶液中c(H＋)大于c(OH－)，且c(H＋)＞1×10－7mol·L－1，pH<7。 ()(2)任何溫度下純水或中性溶液中c(H＋)＝eq\r(Kw)。 ()(3)測(cè)定醋酸鈉溶液pH時(shí)用玻璃棒蘸取溶液，點(diǎn)在潮濕的pH試紙上，所測(cè)pH偏小。 ()(4)用pH試紙可以測(cè)定氯水或酸性KMnO4溶液的pH。 ()[答案](1)×(2)√(3)√(4)×3．溶液pH的有關(guān)計(jì)算(1)單一溶液的pH計(jì)算強(qiáng)酸溶液：如HnA，設(shè)濃度為cmol·L－1，c(H＋)＝ncmol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝－lg(nc)。強(qiáng)堿溶液(25℃)：如B(OH)n，設(shè)濃度為cmol·L－1，c(H＋)＝eq\f(10－14,nc)mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝14＋lg(nc)。(2)混合溶液pH的計(jì)算類型①兩種強(qiáng)酸混合：干脆求出c(H＋)混，再據(jù)此求pH。c(H＋)混＝eq\f(cH＋1V1＋cH＋2V2,V1＋V2)。②兩種強(qiáng)堿混合：先求出c(OH－)混，再據(jù)Kw求出c(H＋)混，最終求pH。c(OH－)混＝eq\f(cOH－1V1＋cOH－2V2,V1＋V2)。③強(qiáng)酸、強(qiáng)堿混合：先推斷哪種物質(zhì)過量，再由下式求出溶液中H＋或OH－的濃度，最終求pH。c(H＋)混或c(OH－)混＝eq\f(|cH＋酸V酸－cOH－堿V堿|,V酸＋V堿)。學(xué)問應(yīng)用1．用潮濕的pH試紙測(cè)溶液的pH，有什么誤差？請(qǐng)分析。[答案]測(cè)定中性溶液，無誤差，酸性溶液偏大，堿性溶液偏小。2．25℃，pH＝3的HA溶液與pH＝11的NaOH溶液等體積混合，混合溶液呈什么性質(zhì)？請(qǐng)分析。[答案]當(dāng)HA為強(qiáng)酸時(shí)，酸、堿恰好反應(yīng)，溶液為中性；當(dāng)HA為弱酸時(shí)，HA濃度較大，酸過量，溶液為酸性。3．(1)25℃，0.01mol·L－1的BOH溶液[Kb＝1×10－8]的pH為。(2)25℃，pH＝2的鹽酸與醋酸分別稀釋100倍，前者pH為，后者pH為。(3)25℃，pH＝3的鹽酸與pH＝11的KOH溶液等體積混合，pH為。[答案](1)9(2)42<pH<4(3)7命題點(diǎn)1溶液酸、堿性的推斷1．用“酸性”“堿性”“中性”或“不確定”填空。(1)pH<7的溶液。(2)水電離出的c(H＋)＝1×10－4mol·L－1的溶液。(3)pH＝0的溶液(25℃)。(4)25℃時(shí)，eq\f(Kw,cH＋)＝1×10－10mol·L－1的溶液。(5)Kw＝1×10－13時(shí)，pH＝7的溶液。(6)相同濃度的HCl和NaOH溶液等體積混合。(7)25℃時(shí)，相同濃度NH3·H2O和HCl溶液等體積混合。(8)25℃時(shí)pH＝2的HCl和pH＝12的NaOH溶液等體積混合。(9)25℃時(shí)pH＝2的CH3COOH和pH＝12的NaOH溶液等體積混合。(10)25℃時(shí)，pH＝2的H2SO4溶液和pH＝12的氨水等體積混合。(11)25℃，0.2mol·L－1的氨水與0.1mol·L－1的鹽酸等體積混合，混合液呈。[答案](1)不確定(2)不確定(3)酸性(4)酸性(5)堿性(6)中性(7)酸性(8)中性(9)酸性(10)堿性(11)堿性酸堿混合性質(zhì)推斷(1)等濃度等體積一元酸與一元堿混合的溶液性質(zhì)——“誰強(qiáng)顯誰性，同強(qiáng)顯中性”。(2)25℃時(shí)，pH之和等于14時(shí)，一元強(qiáng)酸和一元弱堿等體積混合呈堿性；一元弱酸和一元強(qiáng)堿等體積混合呈酸性。即誰弱顯誰性，同強(qiáng)顯中性。(3)酸、堿混合后生成的鹽與剩余的酸或堿濃度相同時(shí)，可依據(jù)酸、堿的Ka或Kb確定酸堿性，若Ka或Kb>1×10－7(25℃時(shí))，由剩余的酸或堿確定。命題點(diǎn)2溶液pH計(jì)算與換算2．(1)常溫下，將0.1mol·L－1氫氧化鈉溶液與0.06mol·L－1硫酸溶液等體積混合，混合液的pH為。(2)25℃時(shí)，pH＝3的硝酸和pH＝12的氫氧化鋇溶液依據(jù)體積比為9∶1混合，混合液的pH為。(3)T℃，純水中pH＝6。該溫度下，pH＝1的稀硫酸與0.15mol·L－1的Ba(OH)2溶液等體積混合，混合液的pH為。[解析](1)c(H＋)混＝eq\f(0.06×2－0.1,2)mol·L－1＝0.01mol·L－1，pH＝2。(2)c(OH－)混＝eq\f(0.01×1－0.001×9,10)mol·L－1＝1×10－4mol·L－1，c(H＋)＝1×10－10mol·L－1，pH＝10。(3)c(OH－)混＝eq\f(0.15×2－0.1,2)mol·L－1＝0.1mol·L－1c(H＋)＝eq\f(1×10－12,0.1)mol·L－1＝1×10－11mol·L－1，pH＝11。[答案](1)2(2)10(3)113．依據(jù)要求解答下列問題(常溫條件下)：(1)在肯定體積pH＝12的Ba(OH)2溶液中，逐滴加入肯定物質(zhì)的量濃度的NaHSO4溶液，當(dāng)溶液中的Ba2＋恰好完全沉淀時(shí)，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。(2)25℃時(shí)，100mLpH＝a的稀硫酸與10mLpH＝b的NaOH溶液混合，溶液呈中性，則a、b的關(guān)系為。[解析](1)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(SOeq\o\al(2－,4))，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]＝0.5×10－2V1mol，eq\f(0.5×10－2V1mol,V1＋V2L)＝1×10－3mol·L－1，則V1∶V2＝1∶4。(2)100×10－a＝10×10－14＋b,10－a＋2＝10－14＋b＋1，故－a＋2＝－14＋b＋1，a＋b＝15。[答案](1)1∶4(2)a＋b＝154．某溫度下Kw＝10－13，在此溫度下，將pH＝a的NaOH溶液VaL與pH＝b的H2SO4溶液VbL混合，下列說法正確的是()A．若所得混合液為中性，且a＝12，b＝2，則Va∶Vb＝1∶1B．若所得混合液為中性，且a＋b＝12，則Va∶Vb＝100∶1C．若所得混合液pH＝10，且a＝12，b＝2，則Va∶Vb＝1∶9D．若所得混合液pH＝10，且a＝12，b＝2，則Va∶Vb＝101∶99C[若所得混合液為中性，則10－13＋aVa＝10－bVb，eq\f(Va,Vb)＝eq\f(10－b,10－13＋a)＝1013－a－b，A、B項(xiàng)錯(cuò)誤；eq\f(0.1×Va－0.01Vb,Va＋Vb)＝10－3，可知Va∶Vb＝1∶9，D錯(cuò)誤。]酸堿混合呈中性的定量關(guān)系25℃，pH＝a的強(qiáng)酸溶液與pH＝b的強(qiáng)堿溶液，按V1∶V2的體積比混合，混合液呈中性。V1、V2與a、b的定量關(guān)系為eq\f(V1,V2)＝eq\f(10－14＋b,10－a)＝10－14＋a＋b。酸堿中和滴定學(xué)問梳理1．試驗(yàn)原理利用酸堿中和反應(yīng)，用已知濃度酸(或堿)來測(cè)定未知濃度的堿(或酸)的試驗(yàn)方法。以標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定待測(cè)的NaOH溶液，待測(cè)的NaOH溶液的物質(zhì)的量濃度為c(NaOH)＝eq\f(cHCl·VHCl,VNaOH)。(1)酸堿中和滴定的關(guān)鍵：①精確讀取標(biāo)準(zhǔn)液與待測(cè)液的體積。②精確推斷滴定終點(diǎn)。(2)酸堿中和滴定過程中pH改變(pH曲線)(以0.1000mol·L－1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol·L－1鹽酸為例)2．試驗(yàn)用品(1)儀器：酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾、鐵架臺(tái)和錐形瓶。(2)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(jì)到0.01mL。③洗滌：先用蒸餾水洗滌，再用待裝液潤(rùn)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運(yùn)用留意事項(xiàng)：試劑性質(zhì)滴定管緣由酸性、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)酸堿指示劑的選擇①終點(diǎn)為中性時(shí)，選擇酚酞或甲基橙。②終點(diǎn)為酸性時(shí)，選擇甲基橙。③終點(diǎn)為堿性時(shí)，選擇酚酞。留意：酸堿中和滴定一般不選擇石蕊，其理由是顏色改變不明顯，不易確定終點(diǎn)。[辨易錯(cuò)](1)酸堿中和滴定的終點(diǎn)肯定為中性。 ()(2)量取18.00mL雙氧水或KMnO4溶液可選用堿式滴定管。 ()(3)25mL的滴定管，若溶液的凹液面最低點(diǎn)處于10.00mL，則滴定管內(nèi)液體體積為15mL。 ()(4)標(biāo)準(zhǔn)NaOH溶液測(cè)定醋酸溶液的濃度可以選用甲基橙作指示劑。 ()[答案](1)×(2)×(3)×(4)×3．試驗(yàn)操作(以標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定待測(cè)NaOH溶液為例)(1)滴定前的打算①滴定管：查漏→洗滌→潤(rùn)洗→裝液→趕氣泡→調(diào)液面→記錄。②錐形瓶：洗滌→裝液→加指示劑。(2)滴定(3)滴定終點(diǎn)推斷的答題模板操作(當(dāng)?shù)稳胱罱K一滴××標(biāo)準(zhǔn)溶液后)→現(xiàn)象(溶液由××色變?yōu)椤痢辽?→時(shí)間(且半分鐘內(nèi)不復(fù)原原色)。(4)數(shù)據(jù)處理按上述操作重復(fù)二至三次，求出消耗標(biāo)準(zhǔn)鹽酸體積的平均值，依據(jù)c(NaOH)＝eq\f(cHCl·VHCl,VNaOH)計(jì)算。4．滴定誤差分析依據(jù)原理c(標(biāo)準(zhǔn))·V(標(biāo)準(zhǔn))＝c(待測(cè))·V(待測(cè))，得c(待測(cè))＝eq\f(c標(biāo)準(zhǔn)·V標(biāo)準(zhǔn),V待測(cè))，因?yàn)閏(標(biāo)準(zhǔn))與V(待測(cè))已確定，所以只要分析出不正確操作引起V(標(biāo)準(zhǔn))的改變，即分析出結(jié)果。實(shí)例分析：以標(biāo)準(zhǔn)酸溶液滴定未知濃度的堿溶液(酚酞作指示劑)為例，常見的因操作不正確而引起的誤差分析：步驟操作V(標(biāo)準(zhǔn))c(待測(cè))洗滌酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)溶液潤(rùn)洗變大偏高堿式滴定管未用待測(cè)溶液潤(rùn)洗變小偏低錐形瓶用待測(cè)溶液潤(rùn)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起先有氣泡，放出液體后氣泡消逝變小偏低酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定終點(diǎn)時(shí)氣泡消逝變大偏高振蕩錐形瓶時(shí)部分液體濺出變小偏低滴定溶液顏色較淺時(shí)滴入酸液過快，停止滴定后反加一滴NaOH溶液無改變變大偏高讀數(shù)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)變小偏低學(xué)問應(yīng)用某學(xué)生依據(jù)3次試驗(yàn)分別記錄有關(guān)數(shù)據(jù)如下表：滴定次數(shù)待測(cè)NaOH溶液的體積/mL0.1000mol·L－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25.000.0026.1126.11其次次25.001.5630.3028.74第三次25.000.2226.3126.09依據(jù)上表數(shù)據(jù)列式計(jì)算該NaOH溶液的物質(zhì)的量濃度。[答案]eq\x\to(V)＝eq\f(26.11mL＋26.09mL,2)＝26.10mL，c(NaOH)＝eq\f(0.1000mol·L－1×26.10mL,25.00mL)＝0.1044mol·L－1。命題點(diǎn)1酸、堿中和滴定及誤差分析1.現(xiàn)運(yùn)用酸堿中和滴定法測(cè)定市售白醋的總酸度(g/100mL)。Ⅰ.試驗(yàn)步驟：(1)量取10.00mL食用白醋，在燒杯中用水稀釋后轉(zhuǎn)移到100mL(填儀器名稱)中定容，搖勻即得待測(cè)白醋溶液。(2)用酸式滴定管取待測(cè)白醋溶液20.00mL于錐形瓶中，向其中滴加2滴作指示劑。(3)讀取盛裝0.1000mol·L－1NaOH溶液的堿式滴定管的初始讀數(shù)。假如液面位置如圖所示，則此時(shí)的讀數(shù)為mL。(4)滴定。滴定終點(diǎn)的現(xiàn)象是。Ⅱ.數(shù)據(jù)記錄：滴定次數(shù)試驗(yàn)數(shù)據(jù)/mL1234V(樣品)20.0020.0020.0020.00V(NaOH)(消耗)15.9515.0015.0514.95Ⅲ.數(shù)據(jù)處理：某同學(xué)在處理數(shù)據(jù)的計(jì)算得：平均消耗的NaOH溶液的體積V＝(15.95＋15.00＋15.05＋14.95)×eq\f(1,4)mL＝15.24mL。指出他的計(jì)算的不合理之處：。該白醋的總酸度為多少g/100mL？寫出計(jì)算步驟。。Ⅳ.誤差分析(5)下列說法中測(cè)定結(jié)果偏小的為(填序號(hào))。①若用甲基橙作指示劑②滴定過程搖動(dòng)錐形瓶時(shí)溶液濺出③錐形瓶用待測(cè)液潤(rùn)洗④錐形瓶不干燥，有少量水⑤配制0.1000mol·L－1NaOH溶液時(shí)，稱量的NaOH固體中有Na2O⑥滴定前仰視，滴定后俯視讀數(shù)[答案]Ⅰ.(1)容量瓶(2)酚酞試液(3)0.70(4)溶液由無色恰好變?yōu)闇\紅色，并在半分鐘內(nèi)不變色Ⅲ.第一組數(shù)據(jù)與后三組數(shù)據(jù)相差較大，屬于異樣值，應(yīng)舍去eq\x\to(V)＝(15.00mL＋15.05mL＋14.95mL)×eq\f(1,3)＝15.00mLn(CH3COOH)＝15.00mL×10－3L/mL×0.1000mol·L－1＝1.500×10－3總酸度為eq\f(1.500×10－3×60,10×\f(20,100))×100g＝4.5g(5)①②⑤⑥命題點(diǎn)2中和滴定曲線的分析2．常溫下，用0.10mol·L－1NaOH溶液分別滴定20.00mL0.10mol·L－1HCl溶液和20.00mL0.10mol·L－1CH3COOH溶液，得到兩條滴定曲線，如圖所示，則下列說法正確的是()圖1圖2A．圖2是滴定鹽酸的曲線B．a(chǎn)與b的關(guān)系是a<bC．E點(diǎn)對(duì)應(yīng)離子濃度由大到小的依次可能為c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)D．這兩次滴定都宜用甲基橙作為指示劑C[A項(xiàng)，起先時(shí)，HCl溶液的pH較小，錯(cuò)誤；B項(xiàng)，a點(diǎn)的V(X)＝20mL，b點(diǎn)的V(X)<20mL，故a>b，錯(cuò)誤；D項(xiàng)，NaOH溶液滴定CH3COOH溶液，終點(diǎn)為堿性，應(yīng)選用酚酞作指示劑，錯(cuò)誤。]3．(2024·江蘇名校聯(lián)考)已知：pKa＝－lgKa，25℃時(shí)，H2SO3的pKa1＝1.85，pKa2＝7.19。常溫下，用0.1mol·L－1NaOH溶液滴定20mL0.1mol·L－1H2SO3溶液的滴定曲線如圖所示。下列說法不正確的是()A．A點(diǎn)所得溶液中：V0等于10mLB．B點(diǎn)所得溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(SOeq\o\al(2－,3))＋c(HSOeq\o\al(－,3))＋c(OH－)C．C點(diǎn)所得溶液中：c(Na＋)＞3c(HSOeq\o\al(－,3))D．D點(diǎn)所得溶液中水解平衡常數(shù)：Kh1＝10－6.81A[pH＝1.85時(shí)，溶液中c(H＋)＝10－1.85mol·L－1，由Ka1＝eq\f(cHSO\o\al(－,3)·cH＋,cH2SO3)＝10－1.85可得c(HSOeq\o\al(－,3))＝c(H2SO3)，若V0等于10mL，溶液為H2SO3、NaHSO3的混合溶液，且物質(zhì)的量相等，因Ka1>eq\f(Kw,Ka1)，溶液中c(HSOeq\o\al(－,3))>c(H2SO3)，則V0不等于10mL，故A錯(cuò)誤；B點(diǎn)時(shí)，加入NaOH的體積為20mL，此時(shí)剛好生成NaHSO3，依據(jù)溶液呈電中性可得，c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(SOeq\o\al(2－,3))＋c(HSOeq\o\al(－,3))＋c(OH－)，故B正確；pH＝7.19時(shí)，溶液中c(H＋)＝10－7.19，由Ka2＝eq\f(cSO\o\al(2－,3)·cH＋,cHSO\o\al(－,3))＝10－7.19可得c(HSOeq\o\al(－,3))＝c(SOeq\o\al(2－,3))，此時(shí)溶液呈堿性，則c(OH－)>c(H＋)，依據(jù)溶液呈電中性可得，c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(SOeq\o\al(2－,3))＋c(HSOeq\o\al(－,3))＋c(OH－)，求解可得，c(Na＋)＞3c(HSOeq\o\al(－,3))，故C正確；D點(diǎn)加入NaOH溶液體積為40mL時(shí)，溶質(zhì)為Na2SO3，由Kh1＝eq\f(Kw,Ka2)＝eq\f(10－14,10－7.19)＝10－6.81，故D正確。]4．(2024·山東名校聯(lián)考)常溫下，用0.10mol·L－1NaOH溶液分別滴定體積均為20.00mL、濃度均為0.10mol·L－1的CH3COOH溶液和HCN溶液，所得滴定曲線如圖所示。下列說法正確的是()A．上述CH3COOH溶液和HCN溶液的導(dǎo)電性：CH3COOH溶液<HCN溶液B．點(diǎn)③和點(diǎn)④所示溶液中水的電離程度：③>④C．點(diǎn)①和點(diǎn)②所示溶液中：c(CH3COO－)－c(CN－)＝c(HCN)－c(CH3COOH)D．點(diǎn)①和點(diǎn)②所示溶液中：c(CH3COO－)＜c(CN－)C[CH3COOH溶液和HCN溶液的濃度相同，由題圖可知，CH3COOH溶液的pH更小，說明電離程度CH3COOH>HCN，則等濃度時(shí)CH3COOH溶液中離子濃度更大，溶液導(dǎo)電性更強(qiáng)，故A錯(cuò)誤；點(diǎn)③所示溶液中溶質(zhì)為CH3COONa、CH3COOH，此時(shí)溶液的pH＝7，水的電離既不被抑制也不被促進(jìn)，點(diǎn)④所示溶液為CH3COONa溶液，對(duì)水的電離有促進(jìn)作用，故B錯(cuò)誤；點(diǎn)①所示溶液為等濃度的HCN和NaCN的混合溶液，溶液中存在2c(Na＋)＝c(HCN)＋c(CN－)，點(diǎn)②所示溶液為等濃度的CH3COOH和CH3COONa的混合溶液，溶液中存在2c(Na＋)＝c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)，點(diǎn)①、點(diǎn)②加入的NaOH溶液濃度、體積均相等，所以二者對(duì)應(yīng)溶液中c(Na＋)相等，整理上述兩式可得，c(HCN)－c(CH3COOH)＝c(CH3COO－)－c(CN－)，故C正確；點(diǎn)①所示溶液呈堿性，說明濃度相等時(shí)CN－的水解程度大于HCN的電離程度，點(diǎn)②所示溶液呈酸性，說明濃度相等時(shí)CH3COOH的電離程度大于CH3COO－的水解程度，結(jié)合上述分析，可知點(diǎn)①和點(diǎn)②所示溶液中：c(CH3COO－)>c(CN滴定曲線分析的方法(1)分析步驟：首先看橫、縱坐標(biāo)，搞清晰是酸加入堿中，還是堿加入酸中；其次看起點(diǎn)，起點(diǎn)可以看出酸性或堿性的強(qiáng)弱；再次找滴定終點(diǎn)和pH＝7的中性點(diǎn)，推斷滴定終點(diǎn)的酸堿性，然后確定中性點(diǎn)(pH＝7)的位置；最終分析其他的特別點(diǎn)(如滴定一半點(diǎn)，過量一半點(diǎn)等)，分析酸、堿過量狀況。但要留意中性點(diǎn)與恰好反應(yīng)點(diǎn)的區(qū)分。(2)滴定過程中的定量關(guān)系：①電荷守恒關(guān)系在任何時(shí)候均存在；②物料守恒可以依據(jù)加入酸的物質(zhì)的量和加入堿的物質(zhì)的量進(jìn)行確定。中和滴定的遷移應(yīng)用中和滴定是中學(xué)化學(xué)試驗(yàn)中重要定量試驗(yàn)之一，是測(cè)定酸、堿溶液濃度或物質(zhì)含量的重要試驗(yàn)手段。這種試驗(yàn)操作方法也適用于其他反應(yīng)的滴定操作，如氧化還原反應(yīng)滴定和沉淀滴定。中和滴定的遷移應(yīng)用在實(shí)際應(yīng)用中特別廣泛。因此近幾年高考試題關(guān)注度很高。此類試題很好地體現(xiàn)了“科學(xué)探究與創(chuàng)新意識(shí)、科學(xué)精神與社會(huì)責(zé)任”的核心素養(yǎng)。1．氧化還原滴定(1)原理：以氧化劑或還原劑為滴定劑，干脆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：①涉及I2的常用淀粉試液；②涉及Fe3＋的常用KSCN溶液；③涉及高錳酸鉀的不用指示劑。(4)示例：Na2S2O3溶液滴定碘液原理2Na2S2O3＋I(xiàn)2=Na2S4O6＋2NaI指示劑用淀粉作指示劑終點(diǎn)推斷當(dāng)?shù)稳胱罱K一滴Na2S2O3溶液后，溶液的藍(lán)色褪去，且半分鐘內(nèi)不復(fù)原原色，說明到達(dá)滴定終點(diǎn)2.沉淀滴定(1)概念：沉淀滴定是利用沉淀反應(yīng)進(jìn)行滴定、測(cè)量分析的方法，生成沉淀的反應(yīng)許多，但符合條件的卻很少，事實(shí)上應(yīng)用最多的是銀量法，即利用Ag＋與鹵素離子的反應(yīng)來測(cè)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(yīng)的生成物的溶解度要比滴定劑與指示劑反應(yīng)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(cè)定溶液中Cl－的含量時(shí)常以CrOeq\o\al(2－,4)為指示劑，這是因?yàn)锳gCl比Ag2CrO4更難溶的原因。3．滴定測(cè)定的兩種類型(1)干脆滴定法：利用標(biāo)準(zhǔn)液的量和方程式干脆求算待測(cè)物質(zhì)。(2)間接滴定法：①例如，測(cè)MnO2含量時(shí)，可在H2SO4溶液中加入過量的Na2C2O4標(biāo)準(zhǔn)溶液，待與MnO2作用完畢后，用KMnO4標(biāo)準(zhǔn)液滴定過量的C2Oeq\o\al(2－,4)。②某些非氧化性物質(zhì)，可以用間接滴定法進(jìn)行測(cè)定。例如，測(cè)Ca2＋含量時(shí)，先將Ca2＋沉淀為CaC2O4，再用稀硫酸將所得沉淀溶解，用KMnO4標(biāo)準(zhǔn)液滴定溶液中的C2Oeq\o\al(2－,4)，間接求得Ca2＋含量。1．氫氧化鈰溶于硫酸得到硫酸鈰，標(biāo)準(zhǔn)硫酸鈰溶液常作Fe2＋的滴定劑。為了測(cè)定KMnO4溶液濃度，進(jìn)行如下試驗(yàn)：取xmLKMnO4溶液于錐形瓶中，加入V1mLc1mol·L－1(NH4)2Fe(SO4)2溶液(過量)，充分反應(yīng)后，用c2mol·L－1標(biāo)準(zhǔn)Ce(SO4)2溶液滴定Fe2＋至終點(diǎn)，消耗V2mL標(biāo)準(zhǔn)Ce(SO4)2溶液(滴定反應(yīng)：Ce4＋＋Fe2＋=Ce3＋＋Fe3＋)。c(KMnO4)＝mol·L－1(用代數(shù)式表示)；若盛裝標(biāo)準(zhǔn)硫酸鈰溶液的滴定管沒有用待裝液潤(rùn)洗，則測(cè)得的結(jié)果(填“偏高”“偏低”或“無影響”)。[解析]依據(jù)得失電子守恒有：[c(KMnO4)·x×10－3×5＋c2V2×10－3]mol＝c1V1×10－3mol，c(KMnO4)＝eq\f(c1V1－c2V2,5x)mol·L－1。若滴定管未用待裝液潤(rùn)洗，則V2偏大，測(cè)得的結(jié)果偏低。[答案]eq\f(c1V1－c2V2,5x)偏低2．ClO2很不穩(wěn)定，需隨用隨制，產(chǎn)物用水汲取得到ClO2溶液。為測(cè)定所得溶液中ClO2的濃度，進(jìn)行了下列試驗(yàn)：步驟1：精確量取ClO2溶液10.00mL，稀釋成100.00mL試樣，量取V0mL試樣加入錐形瓶中；步驟2：用稀硫酸調(diào)整試樣的pH≤2.0，加入足量的KI晶體，靜置片刻；步驟3：加入指示劑，用cmol·L－1Na2S2O3溶液滴定至終點(diǎn)。重復(fù)2次，測(cè)得消耗Na2S2O3溶液平均值為V1mL。(已知2ClO2＋10I－＋8H＋=2Cl－＋5I2＋4H2O2Na2S2O3＋I(xiàn)2Na2S4O6＋2NaI)(1)指示劑可選，終點(diǎn)現(xiàn)象為。(2)計(jì)算該ClO2的濃度為g·L－1(用含字母的代數(shù)式表示，計(jì)算結(jié)果化簡(jiǎn))。(3)終點(diǎn)讀數(shù)時(shí)，仰視讀數(shù)，使測(cè)定結(jié)果(填“偏大”“偏小”或“無影響”)。[解析](1)涉及I2的反應(yīng)，可選用淀粉溶液作指示劑。(2)依據(jù)關(guān)系式：2ClO2～5I2～10Na2S2O3n(ClO2)＝eq\f(1,5)n(Na2S2O3)＝eq\f(1,5)×V1c×10－3molClO2的濃度為eq\f(\f(1,5)cV1×10－3×67.5,V0×10－3)×eq\f(100,10)g·L－1＝eq\f(135cV1,V0)g·L－1。(3)終點(diǎn)仰視讀數(shù)，讀數(shù)小，所用標(biāo)準(zhǔn)液偏多，測(cè)定結(jié)果偏大。[答案](1)淀粉溶液當(dāng)?shù)渭幼罱K一滴Na2S2O3溶液時(shí)，溶液的藍(lán)色消逝，且半分鐘不復(fù)原藍(lán)色(2)eq\f(135cV1,V0)(3)偏大3．(2024·江蘇模擬)[K3Fe(C2O4)3·xH2O](三草酸合鐵酸鉀晶體)是一種光敏材料，為測(cè)定該晶體中草酸根的含量和結(jié)晶水的含量，某試驗(yàn)小組進(jìn)行了如下試驗(yàn)：①稱量9.820g三草酸合鐵酸鉀晶體，配制成250mL溶液。②取所配溶液25.00mL于錐形瓶中，滴加KMnO4溶液至C2Oeq\o\al(2－,4)全部轉(zhuǎn)化成CO2時(shí)，恰好消耗24.00mL0.1000mol·L－1KMnO4溶液。計(jì)算該晶體的化學(xué)式，并寫出計(jì)算過程。[答案]消耗KMnO4的物質(zhì)的量為0.1000mol·L－1×0.024L＝0.0024mol，依據(jù)離子方程式：5C2Oeq\o\al(2－,4)＋2MnOeq\o\al(－,4)＋16H＋=2Mn2＋＋8H2O＋10CO2↑，可知：n(C2Oeq\o\al(2－,4))＝(0.0024mol÷2)×5＝0.006mol。250mL原溶液中C2Oeq\o\al(2－,4)的物質(zhì)的量為0.006mol×10＝0.06mol，則n(K3[Fe(C2O4)3])＝0.06mol×1/3＝0.02mol。9.820g三草酸合鐵酸鉀晶體中結(jié)晶水的質(zhì)量為9.820g－437g·mol－1×0.02mol＝1.08g，則n(H2O)＝eq\f(1.08g,18g·mol－1)＝0.06mol。故n[K3Fe(C2O4)3]∶n(H2O)＝1∶3，故該晶體的化學(xué)式為K3Fe(C2O4)3·3H2O。4．莫爾法是一種沉淀滴定法，以K2CrO4為指示劑，用標(biāo)準(zhǔn)硝酸銀溶液滴定待測(cè)液，進(jìn)行測(cè)定溶液中Cl－的濃度。已知：銀鹽性質(zhì)AgClAgBrAgCNAg2CrO4AgSCN顏色白淺黃白磚紅白溶解度(mol·L－1)1.34×10－67.1×10－71.1×10－86.5×10－51.0×10－6(1)滴定終點(diǎn)的現(xiàn)象是。(2)若用AgNO3溶液滴定NaSCN溶液，可選為滴定指示劑的是(填字母序號(hào))。A．NaClB．BaBr2C．Na2CrO[解析]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(yīng)的生成物的溶解度要比滴定劑與指示劑反應(yīng)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(cè)定溶液中Cl－的含量時(shí)常以CrOeq\o\al(2－,4)為指示劑，這是因?yàn)锳gCl比Ag2CrO4更難溶的原因。[答案](1)滴入最終一滴標(biāo)準(zhǔn)液時(shí)，生成磚紅色沉淀且半分鐘內(nèi)不溶解(2)C5．某溫度下，分別向10mL濃度均為0.1mol·L－1的CuCl2和ZnCl2溶液中滴加0.1mol·L－1的Na2S溶液，滴加過程中溶液中－lgc(Cu2＋)和－lgc(Zn2＋)與Na2S溶液體積(V)的關(guān)系如圖所示。[已知：Ksp(ZnS)>Ksp(CuS)，lg3≈0.5]，下列說法錯(cuò)誤的是()A．溶液pH：a<b<eB．a(chǎn)點(diǎn)的ZnCl2溶液中：c(Cl－)<2[c(Zn2＋)＋c(H＋)]C．a(chǎn)—b—e為滴定CuCl2溶液的曲線D．d點(diǎn)縱坐標(biāo)約為33.9C[Ksp(ZnS)>Ksp(CuS)，故終點(diǎn)時(shí)－lgc(Zn2＋)<－lgc(Cu2＋)，故a—b—e表示ZnCl2的滴定曲線，C錯(cuò)誤。對(duì)于D項(xiàng)，10mL濃度均為0.1mol·L－1的CuCl2和ZnCl2溶液中分別滴加10mL0.1mol·L－1Na2S溶液，達(dá)到滴定終點(diǎn)時(shí)，－lgc(Cu2＋)＝17.7，Ksp(CuS)＝10－35.4，d點(diǎn)時(shí)，c(S2－)約為eq\f(1,3)×0.1mol·L－1，c(Cu2＋)＝eq\f(10－35.4,\f(1,3)×0.1)mol·L－1＝10－33.9mol·L－1，故d點(diǎn)縱坐標(biāo)約為33.9，D項(xiàng)正確。][真題驗(yàn)收]1．(2024·全國(guó)卷Ⅰ)NaOH溶液滴定鄰苯二甲酸氫鉀(鄰苯二甲酸H2A的Ka1＝1.1×10－3，Ka2＝3.9×10－6A．混合溶液的導(dǎo)電實(shí)力與離子濃度和種類有關(guān)B．Na＋與A2－的導(dǎo)電實(shí)力之和大于HA－的C．b點(diǎn)的混合溶液pH＝7D．c點(diǎn)的混合溶液中，c(Na＋)>c(K＋)>c(OH－)C[A項(xiàng)，溶液導(dǎo)電實(shí)力的強(qiáng)弱與溶液中自由移動(dòng)的離子濃度和種類有關(guān)，正確；B項(xiàng)，由圖像知，a點(diǎn)到b點(diǎn)，HA－轉(zhuǎn)化為A2－，b點(diǎn)導(dǎo)電實(shí)力相對(duì)于a點(diǎn)增加，可推斷Na＋和A2－的導(dǎo)電實(shí)力之和大于HA－的，正確；C項(xiàng)，b點(diǎn)為反應(yīng)終點(diǎn)，發(fā)生的反應(yīng)為2KHA＋2NaOH=Na2A＋K2A＋2H2O。因?yàn)镠2A為弱酸，所以Na2A、K2A溶液顯堿性，pH>7，錯(cuò)誤；D項(xiàng)，c點(diǎn)為Na2A、K2A和NaOH的混合溶液，由圖像經(jīng)分析可知c(Na＋)>c2．(2024·全國(guó)卷Ⅲ)用0.100mol·L－1AgNO3滴定50.0mL0.0500mol·L－1Cl－溶液的滴定曲線如圖所示。下列有關(guān)描述錯(cuò)誤的是()A．依據(jù)曲線數(shù)據(jù)計(jì)算可知Ksp(AgCl)的數(shù)量級(jí)為10－10B．曲線上各點(diǎn)的溶液滿意關(guān)系式c(Ag＋)·c(Cl－)＝Ksp(AgCl)C．相同試驗(yàn)條件下，若改為0.0400mol·L－1Cl－，反應(yīng)終點(diǎn)c移到aD．相同試驗(yàn)條件下，若改為0.0500mol·L－1Br－，反應(yīng)終點(diǎn)c向b方向移動(dòng)C[依據(jù)滴定曲線，當(dāng)加入25mLAgNO3溶液時(shí)，Ag＋與Cl－剛好完全反應(yīng)，AgCl處于沉淀溶解平衡狀態(tài)，此時(shí)溶液中c(Ag＋)＝c(Cl－)＝10－4.75mol·L－1，Ksp(AgCl)＝c(Ag＋)·c(Cl－)＝10－9.5≈3.16×10－10，A項(xiàng)正確；曲線上各點(diǎn)都處于沉淀溶解平衡狀態(tài)，故符合c(Ag＋)·c(Cl－)＝Ksp(AgCl)，B項(xiàng)正確；依據(jù)圖示，Cl－濃度為0.0500mol·L－1時(shí)消耗25mLAgNO3溶液，則Cl－濃度為0.0400mol·L－1時(shí)消耗20mLAgNO3溶液，a點(diǎn)對(duì)應(yīng)AgNO3溶液體積為15mL，所以反應(yīng)終點(diǎn)不行能由c點(diǎn)移到a點(diǎn)，C項(xiàng)錯(cuò)誤；由于AgBr的Ksp小于AgCl的Ksp，初始c(Br－)與c(Cl－)相同時(shí)，反應(yīng)終點(diǎn)時(shí)消耗的AgNO3溶液體積相同，但Br－濃度小于Cl－濃度，即反應(yīng)終點(diǎn)從曲線上的c點(diǎn)向b點(diǎn)方向移動(dòng)，D項(xiàng)正確。]3．(2024·全國(guó)卷Ⅱ，節(jié)選)成品中S2－的含量可以用“碘量法”測(cè)得。稱取mg樣品，置于碘量瓶中，移取25.00mL0.1000mol·L－1的I2KI溶液于其中，并加入乙酸溶液，密閉，置暗處反應(yīng)5min，有單質(zhì)硫析出。以淀粉為指示劑，過量的I2用0.1000mol·L－1N