2023版高三一輪總復習化學魯科版：第七章物質在水溶液中的行為教學設計

DIQIZHANG

i篇7宣物質在水溶液中的行為

第35講水與水溶液(基礎課)

澎復習目標

1.了解水的電離、水的離子積(Kw)及應用。

2.了解溶液的酸、堿性及pH,了解pH的定義、測定和有關計算。

3.了解酸、堿中和滴定的原理，實驗操作、數據處理和誤差分析。

知］識點一水的電離與水的離子積

梳理微SWU___________________________________________________

1.水的電離

⑴水是一種極弱的電解質，其電離方程式為H2O+H2O-H3O+OH,

可簡寫為H2O-H++OH。

(2)25C時，純水中c*(H+)=c*(OH1=1義10-7moi?L-i:任何水溶液中,

由水電離出的c平(H+)與c平(OH1都相等。

2.水的離子積

表達式Kw=c平(H)?cJ()H)

?只與溫度有關，隨著溫度的升高K、、.增

|影響|——"4—

一大。25C時，Kw=lX10mol12?L；

因素------------------

-H2

100℃Ht，Kw>1X10mol?L'

Kw適用于純水及稀的電解質水溶液，

____在稀的電解質水溶液中，Kw表達式中

?」一。平(H')和c?平(OH)均是溶液中的

|范圍|

H'、()H的總濃度而不是單指水電離

的H、OH的濃度

3.外界條件對水的電離平衡的影響

系變化平衡移水的電

Kwc“OH)c平(H+)

條件動方向離程度

外加酸逆不變減小減小增大

酸堿堿逆不變減小增大減小

外加可水Na2cCh正不變增大增大減小

解的鹽NH4CI正不變增大減小增大

升溫正增大增大增大增大

溫度

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

(?@@)酸性溶液中水的電離可能被促進也可能被抑制，若是酸溶液(電離

出H+)則抑制水的電離，若是水解呈酸性的鹽溶液則促進水的電離。

訓練踹眼=__________________

.題點。外界條件對水電離的影響

1.室溫時純水中存在電離平衡：H2O=H++OH，下列敘述正確的是

()

A.升高溫度，水的電離程度增大，c￡H+)增大，pH<7,溶液顯酸性

B.向水中加入少量氨水，平衡逆向移動，Kw減小，c平(OIF)增大

C.向水中加入少量硫酸，c平(H+)增大，由水電離出的c平(H+)>lX10-7

mobL1

D.向水中加入少量NH4cl固體，NHj結合水電離出的OH,由水電離出

1

的c平(H+)>1X10_7mol-L

D［升高溫度，水的電離程度增大，C"H+)增大，pH<7,c平(H+)=

-

c平(OH］,溶液顯中性，故A錯誤；加入氨水，NH3H2O-OH+NH4,堿性

增強，c平(OH1增大，水的電離逆向移動，Kw不變，故B錯誤；H2O=H++

OH\加入硫酸，氫離子濃度增大，抑制水的電離，水電離出氫離子濃度減小，

故C錯誤；向水中加入少量NH4a固體，NlN■結合水電離出的OH,促進水的

電離，使水電離出的cMH+)>lX10-7moi?L-i,故D正確。］

2.在不同溫度下，水溶液中c平(H+)與c平(OH1的關系如圖所示。

請回答

(1)T25(填“>”或“v”)。

⑵從c點分別呈_______性(填“酸”“堿”或“中”)o

(3)d點對應的溶液中cY(OH)=,水電離出的c￥(OH-)H2O=

(4)從a點到d點可采取的措施為_________________________________

［答案］⑴〉(2)酸、中(3)1X10-5mol-L11X105mol-L1^IX107

mol-L1(4)在加熱條件下加入堿性物質

【題點?1水溶液中c平(H+)H2O或c平(OIT)H2O的計算與判斷

3.已知NaHA在水中的電離方程式為NaHA=Na++H++A2,某溫度下,

向c平(H+)H2O=lX10-6moFL-i的蒸儲水中加入NaHA晶體，保持溫度不變，

測得溶液的c￡H+)=1X10-2moi1一1。下列對該溶液的敘述不正確的是()

A.該溫度高于25c

B.由水電離出來的H+的濃度為IXlO-iOmoFL-i

C.加入NaHA晶體抑制水的電離

D.取該溶液加水稀釋100倍，溶液中水電離出的c平(H+)HZ。減小

D［加H2O稀釋100倍，c平(H+)減小，H+對H2O電離的抑制減小，

+

c+(H)H2O增大，D錯誤。］

1

4.⑴在1C時,測得純水中的c平(H+)=2.4X10-7mol-L,則c平(OIT)

為o該溫度下，測得某H2s04溶液中c平(SOr)=5X10-6moFL-i,該溶

-1

液中c平(OH-)=mol-Lo

(2)Kw=lXl(Fi2mol2.L-2時，pH=10的NaOH溶液和NazCCh溶液中，水

電離出的c平(OIF)電。分別為和。

+101

(3)25℃,溶液中cY(H)H2O=1XIO-mol-L-的溶液的pH為；

+-41

溶液中cT(H)H2O=1xIOmol-L的溶液的pH為

［答案］(1)2.4X10-7mol-L15.76X10-9

(2)1X1010mobL11X102mobL1

(3)4或104或10

I題后歸納I

水電離的c平(H+)H,O或c￥(OH")H2O的計算技巧(25℃時)

7-1

(1)中性溶液:c平(H+)H2O=c￥(OH)H2O=1.0X10-molLo

(2)酸或堿溶液：計算出溶液中的c平(H+)和c平(OH1,數值小的為水電離的

+-

cT(H)H2O或cT(OH)H2O數值o

(3)可水解的鹽溶液：計算出溶液中的c平(H+)和cKOlT),數值大的為水電

+-

離的c^(H)H2O或c^(OH)H2O數值o

題點?平

中和反應過程中c(H+)H2O或c￥(OH-)H2O的變化

5.常溫下，向20.00mL0.1molL-1HA溶液中滴入0.1mol-L1NaOH溶液,

溶液中由水電離出的氫離子濃度的負對數［—lgC平(H+)Hzo］與所加NaOH溶液體

積的關系如圖所示，下列說法中不正確的是()

A.常溫下，&(HA)約為IO"mol?L

B.M、P兩點溶液對應的pH=7

C.*=20.00

D.M點后溶液中均存在c￡Na+)>c平(A］

B［向HA溶液中加入NaOH溶液，一坨c平(H+)%。先減小至N再變大，

說明C"H+)H20先增大，再減小。N點時c平(11+)比0最大，說明恰好反應。M點

為HA與NaA的混合物，為中性，pH=7,N為恰好反應，pH>7,P點為NaA

與NaOH的混合物，為堿性，pH>7,B錯誤。］

I思維模型I

酸、堿反應中水的電離程度變化

(以氨水中滴加鹽酸為例)

a水：a<b<c>d>e

性質：a點為堿性，b

0V點為中性，c、d、e點

為酸性，c點為

、恰好反應點

知識點二溶液的酸堿性與pH

梳理倦1s“一

i.溶液的酸堿性

溶液的酸堿性取決于溶液中C平(H+)和C平(OHD的相對大小。

⑴酸性溶液：c平(H+'c平(OH)常溫下，pH<7o

(2)中性溶液：c平(H+)三c平(OH],常溫下，pH三7。

(3)堿性溶液：c平(H+￡c平(OH)常溫下，pH>7o

2.溶液的pH

+

(1)定義式：pH=-lgcY(H)o

(2)溶液的酸堿性與pH的關系(室溫下)

c平(0H-)/(molLT)10T410-71

c平(H+)/(molL-i)1I2甲一

pH0714

酸性增強性堿性增強

-1

(微?第)pH一般表示c平(H+)W1mol-L的酸性溶液或c+(OH)^1

mobL-1的堿性溶液。

(3)測量

①pH試紙法

a.使用方法：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

測液點在pH試紙中央，試紙變色后，與標準比色卡對比即可確定溶液的pH。

b.分類：常用的pH試紙有廣泛pH試紙和精密pH試紙。廣泛pH試紙的

pH范圍是1?14(最常用)或0?10,可以識別的pH差約為1；精密pH試紙的

pH范圍較窄，可以判別0.2到0.3的pH差。

c.注意事項：i)pH試紙不能伸入待測液中測pH。

ii)用廣泛pH試紙測出溶液的pH是1?14的整數，讀數不會出現小數。

iii)pH試紙不能濕潤，若濕潤相當于對待測溶液稀釋，所測pH可能有誤差。

②pH計：又稱酸度計，可精密測量pH。

訓練~

【題點溶液的酸堿性與pH

1.判一判(正確的打“，錯誤的打“X”)。

(1)任何堿性溶液的c平(OH-)>lX10-7moi.Lr,pH>7。()

(2)中性溶液中的c平(H+)=CP(OH-)=4而。()

⑶用濕潤的pH試紙測某酸溶液的pH,結果偏小。()

(4)用pH試紙可以測量氯水的pH。()

⑸用廣泛pH試紙測定某溶液的pH=3.4。()

［答案］(1)X(2)V(3)X(4)X(5)X

2.用“酸性”“堿性”“中性”或“不確定”填空。

⑴相同濃度的HC1和NaOH溶液等體積混合0

(2)25℃時，相同濃度NH3H2O和HC1溶液等體積混合。

(3)25℃時，pH=3的HC1和pH=12的NaOH溶液等體積混合。

(4)25C時，pH=2的CH3COOH和pH=12的NaOH溶液等體積混合

(5)25℃時，pH=2的H2s04溶液和pH=12的氨水等體積混合。

(6)25℃時，0.2molL-1的氨水與0.1mol-L1的鹽酸等體積混合。

［答案］⑴中性⑵酸性(3)堿性(4)酸性⑸堿性⑹堿性

I題后歸納I

酸堿混合性質判斷

(1)等濃度等體積一元酸與一元堿混合的溶液性質——“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。即誰弱顯誰性，同強顯中性。

(3)酸、堿混合后生成的鹽與剩余的酸或堿濃度相同時，可根據酸、堿的反

或的確定酸堿性，若&或Kb>lXKT?moi.Lr(25C時)，由剩余的酸或堿決定。

(4)兩強等體相混時

①若pH之和大于14,則混合后溶液顯堿性，pH>7o

②若pH之和小于14,則混合后溶液顯酸性，pH<70

【題點?1pH計算與換算

I題前指導I

pH計算的類型

(1)單一溶液的pH計算

強酸溶液：如H〃A,設濃度為cmol?L-i,c^(H+)=ncmol-L-1,pH=

+

—lgcT(H)=—Ig(nc)o

10-14

強堿溶液(25C)：如B(OH)“，設濃度為cmoFL-i,c^(H+)=-^mol-L-

+

IpH=-1gcT(H)=14+lg(nc)o

(2)混合溶液pH的計算類型

①兩種強酸混合：直接求出c平(H+3，再據此求pHoc平(11+)混=

c平(H+)iVi+c平(H+?吻

V1+V2°

②兩種強堿混合：先求出c平(OIF”,再據Kw求出c平(H+)混，最后求pH。

/CTT-\"(OH-)1+c平(OH-)2吻

c平(OHV\+V2°

③強酸、強堿混合：先判斷哪種物質過量，再由下式求出溶液中H+或OIF

的濃度，最后求pH。

|c平(H+)酸%—c平(OH］堿V堿|

c平(H*)掘或c平(OH)混=

3.(1)常溫下，將0.1mol-L1氫氧化鈉溶液與0.06mol-L1硫酸溶液等體積

混合，混合液的pH為o

(2)25℃時，pH=3的硝酸和pH=12的氫氧化領溶液按照體積比為9：1混

合，混合液的pH為o

(3)T℃,純水中pH=6o該溫度下，pH=l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o

5g++0.06X2-0.11=l

［解析］(l)c+(H)a=?mobL0.01mobL,pH=2o

0.01X1=0.001X9

-14-1

⑵C平(OH)混mol,L=1X10mobL,平(H+)=

10

1X1O-10mol-L-1,pH=10o

_0.15X2-0.1

(3)c平(OH).?=?mobL1=0.1mobL1

乙

]X1012

c平(H+)=示jmobL1=1X1011mol-L1,pH=ll

U?JLo

［答案］(1)2⑵10⑶11

4.(1)25°C時，在一定體積pH=12的Ba(OH)2溶液中，逐滴加入一定物質

的量濃度的NaHSCh溶液，當溶液中的Ba2+恰好完全沉淀時，溶液pH=ll。若

反應后溶液的體積等于Ba(OH)2溶液與NaHSCh溶液的體積之和，則Ba(OH)2

溶液與NaHSCh溶液的體積比是o

(2)25℃時，100mLpH=a的稀硫酸與10mLpH=Z?的NaOH溶液混合,

溶液呈中性，則8的關系為o

［解析］(1)設氫氧化鎖溶液體積為ViL,硫酸氫鈉溶液的體積為V2L,依

2+

題意知，n(Ba)=n(SOD,由Ba(OH)2+NaHSO4=BaSO4!+NaOH+H2O

2

知，生成的氫氧化鈉的物質的量為n(NaOH)=n［Ba(OH)2］=0.5X10-Vimol,

0.5X10-2Vimol、，,

——=1X1O_3mol-L1,貝4％：吻=1：4。

(V1+V2)L

(2)混合后溶液呈中性，則混合前稀硫酸中H+的物質的量等于NaOH溶液中

OIF的物質的量，則100X10-3x10-0=10X10-3x10-14+〃，a+b=15o

［答案］(1)1：4(2)a+b=15

I思維模型I

酸堿混合呈中性的定量關系

25℃,pH=a的強酸溶液與pH=Z＞的強堿溶液，按必：上的體積比混合,

V.10—14+方

混合液呈中性。力、吻與〃的定量關系為黃=卞1=10-14+。+”

知識點三酸堿中和滴定

捺理麋―

i.實驗原理

(1)概念：利用中和反應，用已知濃度的酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)

的實驗方法。

⑵原理(以強酸與強堿反應為例)

-

①反應實質：H+OH=H2OO

②定量關系：恰好中和時，n(H+)=n(OH),即C(H+)V^=C(OIT)V堿。

⑶滴定曲線(pH曲線)

（以0,1000molL-1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000molL-1鹽酸為例）

一①開始時加入的堿對pH的影響較小

②當接近滴定終點時，很少量(0.02mL,

約半滴)堿引起pH的突變，導致指示

劑的變色即反應完全，達到終點

〔③終點后，加入的堿對pH的影響較小

2.滴定管的分類及使用

⑴滴定管分為酸式滴定管(含玻璃活塞)和堿式滴定管(由乳膠管、玻璃球組

成的閥)。

(2)滴定管的構造和精確度

①構造：“0”刻度線在上方，尖嘴部分無刻度。

②精確度：讀數可估讀到@mL。

⑶滴定管的使用方法

回)一檢杳滴定管是否漏水

I

④)一加入酸堿反應液之前.先用蒸播水將滴定管洗

?滌干凈，然后用所要盛裝的溶液潤洗2?3遍

(S)—將反應液加入相應的滴定管中，使液面位

|于“0”刻度以上2?3cm處

(X)—調節(jié)活塞或擠壓玻璃球.使滴定管尖嘴部

分充滿反應液，并使液面處于空刻度或

“0"刻度以卜'，并記錄讀取數值

(4)滴定管對所裝溶液的要求

①酸式滴定管不能盛裝堿性試劑，因為堿性物質易與玻璃中的SiO2反應，

造成玻璃活塞無法打開。

②堿式滴定管不能盛裝酸性、氧化性和有機試劑，因為酸性、氧化性試劑

腐蝕橡膠，有機試劑溶解橡膠。

3.酸堿指示劑的選擇

(1)終點為中性時，選擇酚酬或甲基橙。

(2)終點為酸性時，選擇甲基橙。

(3)終點為堿性時，選擇酚酬。

酸堿中和滴定一般不選擇石蕊，其理由是顏色變化不明顯，不易

確定終點。

4.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：查漏一洗滌一潤洗一裝液一趕氣泡一調液面一記錄。

②錐形瓶：洗滌一裝液一加指示劑。

(2)滴定

⑶滴定終點判斷的答題模板

操作(當滴入最后半滴XX標準溶液后)一現象(溶液由X義色變?yōu)閄X

色)一時間(且半分鐘內不變色)。

(4)數據處理

為減少實驗誤差，滴定時，要求重復實驗之支次，求出所用標準溶液體積

的平均值,然后再計算待測液的物質的量濃度。注意無效數據的取舍。

［示例］某學生根據3次實驗分別記錄有關數據如下表：

待測NaOH0.1000mol-L1鹽酸的體積/mL

滴定

溶液的體滴定前滴定后溶液體

次數

積/mL刻度刻度積/mL

第一次25.000.0026.1126.11

第二次25.001.5630.3028.74

第三次25.000.2226.3126.09

依據上表數3居列式計算該NaOH溶液的物,質的量濃度。

—26.11mL+26.09mL

［答案］V-2=26.101nL,c(NaOH)=

0.100。molL-1X26.10mL義10、L

=0.1044mobL1

25.00mLX10-3L

5.滴定誤差分析

依據原理c（標準）▽（標準）=c（待測）▽（待測），得c（待測）="標向篇,準）,

因為c（標準）與M待測）已確定，所以只要分析出不正確操作引起H標準）的變化,

即分析出結果。

（1）未用標準液潤洗滴定管，導致也標準）偏大，C（待測）偏大。

（2）用待測液潤洗錐形瓶，導致劣標準）偏大,c（待測）偏大。

（3）滴定過程中錐形瓶內的溶液濺出，導致W標準）偏小,c（待測）偏小。

（4）滴定前仰視，滴定后俯視，導致H標準）偏小，c（待測）偏小。

（5）量取待測液時，錐形瓶中有少量水，導致」標準）無影響,c（待測）無影響。

訓練濫加嬴訓

1.判一判（正確的打“，錯誤的打“義”）。

（1）酸堿中和滴定終點一定為中性。（）

（2）量取18.00mL雙氧水或KMnCh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處于10.00mL,則滴定管內液

體體積為15mLo（）

⑷標準NaOH溶液測定醋酸溶液的濃度可以選用甲基橙作指示劑。（）

（5）滴定管和錐形瓶在滴定前都應該用待裝溶液潤洗。（）

（6）錐形瓶洗凈后必須干燥無水。（）

［答案］⑴X（2）X（3）X（4）X（5）X（6）X

2.現使用酸堿中和滴定法測定市售白醋的總酸度（g/100mL）0

三

I.實驗步驟：M三

（1）量取10.00mL食用白醋，在燒杯中用水稀釋后轉移到100三

三

三

mL（填儀器名稱）中定容，搖勻即得待測白醋溶液。二

⑵用酸式滴定管取待測白醋溶液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-L1NaOH溶液的堿式滴定管的初始讀數。如果液

面位置如圖所示，則此時的讀數為mLo

（4）滴定終點的現象是____________________________________________

II.數據記錄:

滴定次數

1234

實驗數據

V(樣品)20.0020.0020.0020.00

V(NaOH)(消耗)15.9515.0015.0514.95

ni.數據處理：

某同學在處理數據時計算得：

平均消耗的NaOH溶液的體積V=(15.95+15.00+15.05+14.95)x1mL=

15.24mLo

指出他的計算的不合理之處：___________________________________

該白醋的總酸度為多少g/100mL?寫出計算步驟。

IV.誤差分析：

(5)下列說法中測定結果偏小的為(填序號)。

①若用甲基橙作指示劑

②滴定過程搖動錐形瓶時溶液濺出

③錐形瓶用待測液潤洗

④錐形瓶不干燥，有少量水

1

⑤配制0.1000mol-LNaOH溶液時，稱量的NaOH固體中有Na2O

⑥滴定前仰視，滴定后俯視讀數

［答案］1.(1)容量瓶(2)酚酰試液(3)0.70

(4)當滴加最后半滴NaOH溶液，溶液由無色恰好變?yōu)闇\紅色，并在半分鐘

內不變色

IIL第一組數據與后三組數據相差較大，屬于異常值，應舍去

——1

V=(15.00mL+15.05mL+14.95mL)X§=15.00mL,

-13

n(CH3COOH)=15.00XIO、LX0.1000mol-L=1.500X10-mol,貝！)100

、一Hi屹H07L500X10-3x60工64、-

mL該白醋中CHCOOH的質量為--------彳----X100g=4.5g,總酸度為4.5

310X需

g/100mL

⑸①②⑤⑥

L真題驗收,新題預測犒峨泮?？?/p>

真題，驗收

1.（2020?浙江7月選考，?、讼铝姓f法不正確的是（）

1

A.2.0XKE;mol-L的鹽酸中c（H+）=2.0X10-7mol.Li

B.將KC1溶液從常溫加熱至80℃,溶液的pH變小但仍保持中性

C.常溫下，NaCN溶液呈堿性，說明HCN是弱電解質

D.常溫下，pH為3的醋酸溶液中加入醋酸鈉固體，溶液pH增大

+（）＞（）

A[2.0x10-7mol.L-i的鹽酸中H2O也電離出H,故cH+2.0xl-7

mobL-1,A錯誤。]

2.（2021?湖南選擇性考試，T15）碳酸鈉俗稱純堿，是一種重要的化工原料。

以碳酸氫錢和氯化鈉為原料制備碳酸鈉，并測定產品中少量碳酸氫鈉的含量，

過程如下：

步驟I.Na2cCh的制備

蒸慵水碳酸氫鏤粉末

廠\------i---------------------廣濾液

_

氯化鈉一溶解.30-3黑（水浴-*自由|1nnr|

---------------------一L晶體-I群H流H酸鈉

步驟II.產品中NaHCO3含量測定

①稱取產品2.500g,用蒸鐲水溶解，定容于250mL容量瓶中；

②移取25.00mL上述溶液于錐形瓶，加入2滴指示劑M,用0.1000

moFL-i鹽酸標準溶液滴定，溶液由紅色變至近無色（第一滴定終點），消耗鹽酸

VimL；

③在上述錐形瓶中再加入2滴指示劑N,繼續(xù)用0.1000mol-L1鹽酸標準溶

液滴定至終點（第二滴定終點），又消耗鹽酸WmL；

④平行測定三次，%平均值為22.45,吻平均值為23.51。

已知：（i）當溫度超過35c時，NH4HCO3開始分解。

（五）相關鹽在不同溫度下的溶解度表（g/100gH2O）

溫度/℃0102030405060

NaCl35.735.836.036.336.637.037.3

NH4HCO311.915.821.027.0

NaHCCh6.98.29.611.112.714.516.4

NH4CI29.433.337.241.445.850.455.2

回答下列問題:

⑴步驟I中晶體A的化學式為,晶體A能夠析出的原因是

⑵步驟I中“300C加熱”所選用的儀器是(填標號);

(3)指示劑N為,描述第二滴定終點前后顏色變化；

⑷產品中NaHCO3的質量分數為(保留三位有效數字)；

(5)第一滴定終點時，某同學俯視讀數，其他操作均正確，則NaHCCh質量

分數的計算結果(填“偏大”“偏小”或“無影響”)o

［解析］(1)根據相關鹽在不同溫度下的溶解度可知，30?35℃,NaHCOa

的溶解度明顯小于NaCl、NH4HCO3和NH4a的溶解度，因此NaHCCh在步驟

I中結晶析出。(2)300℃給固體加熱選用的儀器應為培蝸。(3)本題中測定碳酸

氫鈉含量采用了雙指示劑滴定法，第一滴定過程以酚酶為指示劑，Na2c03轉化

為NaHCCh,第二滴定過程以甲基橙為指示劑，NaHCCh轉化為NaQ、CO2和

H2O,所以第二滴定終點前后溶液由黃色變?yōu)槌壬?，且半分鐘內不變色。⑷?3)

的分析過程可知，25.00mL待測液中所含NaHCCh的物質的量為0.1000mol?L

-1X(^-Vi)X10-3L,貝”2.500g產品中所含NaHCCh的質量為84g-rnol"

X0.1000mol-L-1X(23.51-22.45)X10-3L^0.089g,則產品中

?￡曾與mL

NaHCCh的質量分數=黑鬻義100%=3.56%。(5)第一次滴定終點時，俯視讀

數，導致測得的%偏小，NaHCCh質量分數的計算結果偏大。

［答案］(l)NaHC€>3在30~35℃時，NaHCCh的溶解度小于NaCl、

NH4HCO3和NH4a的溶解度(2)D(3)甲基橙溶液由黃色變?yōu)槌壬?，且?/p>

分鐘內不變色(4)3.56%(5)偏大

新題，預測

(雙選)某溫度下，向20mL一定濃度的NaOH溶液中

滴加1mol-L1甲酸(HCOOH,弱酸)溶液，溶液的pH和

pOH關系如圖所示。下列說法正確的是()

A.NaOH物質的量濃度為0.01mol-L1

B.N點對應甲酸溶液體積V=20.00mL

C.在M與N之間某點對應的溶液中水的電離程度最大

CY(HCOO)

D.溫度不變，加水稀釋P點溶液增大

CT(HCOOH)

CD［根據圖示，該NaOH溶液中pH+pOH=12,即一Igc平(H+)-Igc平

+

(OH)=12,lgc+(H)c+(OH)=-12,則Kw=l()r2起點處溶液的

+-12-1+_1

pH=12,c+(H)=10mobL,則c千(OH~)=Kw/c+(H)=1mobL,故NaOH

物質的量濃度為A項錯誤；N點pH=pOH=6,c平(H+)=c#OlT),

溶液呈中性，而甲酸溶液體積V=20.00mL時，NaOH和HCOOH恰好完全反

應，得到HCOONa溶液，HCOCT水解，溶液呈堿性，因此當溶液呈中性時，

甲酸溶液體積大于20.00mL,B項錯誤；當NaOH和甲酸完全反應時，得到0.5

moFL-iHCOONa溶液，此時水的電離程度最大，溶液呈堿性，位于M和N點

+-1

之間，C項正確；P點溶液pH=2,c+(H)=0.01mol-L,呈酸性，溫度不變，

加水稀釋P點溶液，酸性減弱，c平(H+)減小，°弋；:RR=

C平［HLUUHJC平)

Ka(HCOOH)不變，故駕整腎需增大,D項正確。］

C平(JtlLUUJHL)

第36講滴定曲線和中和滴定的拓展應

用（能力課）

床復習目標

1.理解滴定曲線的含義及各點的粒子濃度大小分析。

2.了解中和滴定的拓展應用——氧化還原滴定、沉淀滴定等。

考點一滴定曲線的分析

-突破猶4:

1.中和滴定曲線"5點"分析法

抓反應的“起始”點判斷酸、堿的相對強弱

抓反應“一半”點判斷是哪種溶質的等量混合

抓“恰好”反應點判斷生成的溶質成分及溶液的酸堿性

抓溶液的“中性”點判斷溶液中溶質的成分及哪種物質過量或不足

抓反應的“過量”點判斷溶液中的溶質，判斷哪種物質過量

例如：室溫下，向20mL0.1mol-L-1HA溶液中逐滴加入0.1mol-L1NaOH

溶液，溶液pH的變化如圖所示。

0102040V(NaOH)/mL

|起始點A10.1mol?LTHA溶液的pH>l,故HA為弱酸一

I——-I溶質為NaA和HA〔r———-1選更盧…、

一半點R/口+PH<7卜c平(A)>c平(Na)>

1~rP/MNaA)F(HA)]?----------1卜平(H+Wi()H-)

Irfa溶質為NaA和HA二溶/T；

|中性點C1(稍時景)fpH=7廣c平(Na+)=c￡A)>

n---------------------------|c平(H+)=%(OH-)

_____溶液中.

反舞DT溶質為NaAHI今然R)%然

---------------c平1uri平(ri)

u_______________________I溶液中：

過量點ET溶質為NaA、NaOH口pH>7卜C平(Na+)>c平(OH-)

>.(A-)>c平(H+)

2.沉淀滴定曲線分析

11

以某溫度下，向10mL0.01mol-LPbCl2溶液中滴加0.01mol-L的Na2s

溶液，滴加過程中一lgc(Pb2+)與Na2s溶液體積的關系如圖所示。

產叫.(①b點為恰好生成PbS

2822

/；I^sp(PbS)=10"mol-L-

14V：0②將c(NazS)改為0.02mol-LT,b點向

|——'-I左平移至“Na2s)=5mL

01020H(Na2s溶液)/mL

訓練濫加嬴訓

L(2021?山東六地市聯(lián)考)H2N2O2是化工上常用的二元酸，具有氧化性，室

溫下，向10mL0.01mol-L-1的H2N2O2溶液中滴加相同濃度的NaOH溶液，測

得溶液pH與滴加NaOH溶液的體積關系如圖所示。下列說法正確的是()

A.H2N2O2為二元弱酸，^ai>1.0X10-5mol-L1

B.b點溶液：c平(Na+)+c平(H2N2O2)=2c平(N2OH)+c平(HN2O3)

C.d點溶液：c平(Na+)>c平(N2OD>C平(OlT)>c平(HN2O5)

D.a點溶液的導電性強于d點

-1

C［根據室溫下0.01molLH2N2O2溶液的pH=4.3,可以估算出Kai=

1.0X10-66mol-L-1,A項錯誤；b點溶液顯中性，根據電荷守恒可以得出

c平(Na+)+c平(H+)=2c平(N2O廠)+C平(HN2()3)+C+(OH),因為c+(OH)=

c平(H+),所以C平(Na+)=2c“N2O乃+C“HN2O5),B項錯誤；d點恰好完全反

應，生成物為Na2N2O2,根據水解知識，可以得出d點溶液:c￥(Na+)>c+(N2OD>

c平(OlT)>c平(HN2O5),C項正確；a點溶液仍含有弱電解質H2N2O2,而d點溶

液溶質為強電解質Na2N2(h,d點溶液的導電性強于a點，D項錯誤。］

2.(2021?濰坊模擬)常溫下，向含少量鹽酸的0.1moFL-i的CrCb溶液中逐

滴滴加NaOH溶液，所加NaOH溶液的體積與溶液pH變化如圖所示。已知：

Cr(OH)3為灰綠色沉淀，當CZ+濃度為lO—moFL-i時，可認為沉淀完全，堿過

量時生成［Cr(OH)4「。下列說法正確的是()

104050y(NaOH)/mL

A.A5段發(fā)生反應的離子方程式為Cr3++3OH-=Cr(OH)3I

B.A到。過程中，溶液中水的電離程度先減小后增大

C.當溶液pH=5時，c平(CZ+)=moHTi

+

D.D點溶液中c平(C「)>c平(Na+)>c平[Cr(OH)4「>c平(OlT)>c￥(H)

C[溶液中含少量鹽酸，A5段首先發(fā)生的反應為H++OIT==H2O,A錯

誤；A5段肯定發(fā)生HC1和NaOH的中和反應，HC1的電離抑制水的電離，所

以該階段水的電離程度逐漸增大，B錯誤；C點之后pH發(fā)生突變，則該點應為

3+-5-+54-1

CZ+完全沉淀的點，jlLBfc+(Cr)=10mol-L\c+(H)=10-mol-L,則

常溫下，c平(Oir)=10F6mol-L1,如JKsp[Cr(OH)3]=c平(Cr3+)?c*(OH-)=10-3°s,

pH=5時c平(OH-)=l()-9moI<L-i,所以cmobL-1=10-3-8

mol-L-1,C正確；。點溶液顯堿性，所以NaOH過量，溶液中存在NaCU

Na[Cr(OH)4],故c"Na+)>cMC「)，D錯誤。]

3.某溫度下,分別向10mL濃度均為O.lmoHTi的CuC12L|

和ZnC12溶液中滴加0.1moFL-i的Na2s溶液，滴加過程中|3°

溶液中Tgc(Cu2+)和Tgc(Zn2+)與Na2s溶液體積⑺的關系J:[(；：駕)

如圖所示。[已知：Ksp(ZnS)>Ksp(CuS),1g3*0.5],下列說法Ja|__J_

1020

V(NaS)/mL

錯誤的是(2

A.溶液pH：a<b<e

B.a點的ZnCb溶液中：c(CF)<2[c(Zn2+)+c(H+)]

C.a—b—e為滴定CuCb溶液的曲線

D.d點縱坐標約為33.9

C[已知：Ksp(ZnS)>&p(CuS),故終點時一lgc(Zn2+)<-lgc(Cu2+),故

a—b—e表示ZnCb的滴定曲線，C錯誤。]

考點二中和滴定的拓展應用

突破齡上曲

1.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，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)試劑：常見用于滴定的氧化劑有KMn€>4、K2O2O7等；常見用于滴定的

還原劑有亞鐵鹽、草酸、維生素C等。

⑶指示劑：