2019届一轮复习苏教版水的电离和溶液的酸碱性学案

2019届一轮复习苏教版水的电离和溶液的酸碱性学案

第2讲　水的电离和溶液的酸碱性 ‎【2019·备考】‎ 最新考纲：1.理解水的电离和水的离子积常数。2.了解溶液pH的定义，能进行溶液pH的简单计算。3.初步掌握中和滴定的原理和方法。4.初步掌握测定溶液pH的方法。‎ 最新考情：水的电离和溶液的酸碱性一般以选择题形式呈现，一是结合离子共存问题考查溶液的酸碱性，如2017年T9；二是在原理小综合题中考查溶液的酸碱性和pH的计算，如2015年T11B；三是在以图像形式考查滴定曲线，如2016年T10D，还有就是在选择题T14中结合盐类水解知识考查等等。预测2019年高考延续这一命题特点，就是在选择题某一选项中以文字或者图像的形式出现。‎ 考点一　水的电离 ‎[知识梳理]‎ ‎1．水的电离 H2O＋H2OH3O＋＋OH－，‎ 可简写为H2OH＋＋OH－。‎ ‎2．水的离子积常数 Kw＝c(H＋)·c(OH－)。‎ ‎(1)室温下：Kw＝1×10－14。‎ ‎(2)影响因素：只与温度有关，升高温度，Kw增大。‎ ‎(3)适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。‎ ‎(4)Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，Kw不变。‎ ‎3．外界条件对水的电离平衡的影响 ‎　　　 体系变化 条件　　　‎ 平衡移动方向 Kw 水的电离程度 c(OH－)‎ c(H＋)‎ 酸 逆 不变 减小 减小 增大 碱 逆 不变 减小 增大 减小 可水解的盐 Na2CO3‎ 正 不变 增大 增大 减小 NH4Cl 正 不变 增大 减小 增大 温度 升温 正 增大 增大 增大 增大 降温 逆 减小 减小 减小 减小 其他：如加入Na 正 不变 增大 增大 减小 名师助学：①水的离子积常数Kw＝c(H＋)·c(OH－)，其实质是水溶液中的H＋和OH－浓度的乘积，不一定是水电离出的H＋和OH－浓度的乘积，所以与其说Kw是水的离子积常数，不如说是水溶液中的H＋和OH－的离子积常数。即Kw不仅适用于水，还适用于酸性或碱性的稀溶液。不管哪种溶液均有c(H＋)H2O＝c(OH－)H2O。‎ ‎②水的离子积常数显示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H＋和OH－共存，只是相对含量不同而已。‎ ‎③比较由H2O电离产生的c(H＋)的大小时，可先对物质进行分类，酸碱抑制水的电离，能水解的盐促进水的电离。‎ ‎[题组诊断]‎ ‎　外界条件对水的电离平衡的影响 ‎1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”‎ ‎(1)纯水中c(H＋)随着温度的升高而降低(×)‎ ‎(2)‎25 ℃‎时，0.10 mol·L－1NaHCO3溶液加水稀释后，n(H＋)与n(OH－)的乘积变大(√)‎ ‎(3)已知某温度下CH3COOH和NH3·H2O的电离常数相等，现向10 mL浓度为0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液中滴加相同浓度的氨水，在滴加过程中水的电离程度始终增大(×)‎ ‎(4)在蒸馏水中滴加浓H2SO4，Kw不变(×)‎ ‎(5)向水中加入少量硫酸氢钠固体，促进了水的电离，c(H＋)增大，Kw不变(×)‎ ‎(6)向水中加入AlCl3溶液对水的电离不产生影响(×)‎ ‎(7)‎100 ℃‎的纯水中c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1，此时水呈酸性(×)‎ ‎(8)将水加热，Kw增大，pH减小(√)‎ ‎2．一定温度下，水溶液中H＋和OH－‎ 的浓度变化曲线如图，下列说法正确的是(　　)‎ A．升高温度，可能引起由c向b的变化 B．该温度下，水的离子积常数为1.0×10－13‎ C．该温度下，加入FeCl3可能引起由b向a的变化 D．该温度下，稀释溶液可能引起由c向d的变化 解析　c点、b点对应相同的温度，A项错误；根据b点对应的纵坐标和横坐标都为1.0×10－7 mol·L－1可知，水的离子积常数为1.0×10－14，B项错误；FeCl3为强酸弱碱盐，可水解使溶液呈酸性，C项正确；c、d点对应的c(H＋)相同，c(OH－)不同，但由于Kw只与温度有关，所以温度不变时，稀释溶液不可能引起c向d的变化，D项错误。‎ 答案　C ‎【方法技巧】‎ ‎(1)任何情况下水电离产生的c(H＋)和c(OH－)总是相等的。‎ ‎(2)酸、碱、盐虽然影响水的电离平衡(不水解的盐除外)，造成水电离出的H＋或OH－的浓度发生变化，但在‎25 ℃‎ 时Kw仍然不变，因为Kw只与温度有关。‎ ‎(3)水的离子积常数Kw＝c(H＋)·c(OH－)中H＋和OH－不一定是水电离出来的。c(H＋)和c(OH－)均指溶液中的H＋或OH－的总浓度。这一关系适用于任何稀的水溶液。‎ ‎(4)室温下，由水电离出的c(H＋)＝1×10－13 mol·L－1 的溶液可能呈强酸性或强碱性，故在该溶液中HCO、HSO均不能大量共存。‎ ‎　水电离出的c(H＋)和c(OH－)的计算 ‎3．下列四种溶液中，室温下由水电离生成的H＋浓度之比(①∶②∶③∶④)是(　　)‎ ‎①pH＝0的盐酸　②0.1 mol·L－1的盐酸　③0.01 mol·L－1的NaOH溶液　④‎ pH＝11的NaOH溶液 A．1∶10∶100∶1 000 B．0∶1∶12∶11‎ C．14∶13∶12∶11 D．14∶13∶2∶3‎ 解析　①中c(H＋)＝1 mol·L－1，由水电离出的c(H＋)与溶液中c(OH－)相等，等于1.0×10－14 mol·L－1；②中c(H＋)＝0.1 mol·L－1，由水电离出的c(H＋)＝1.0×10－13 mol·L－1；③中c(OH－)＝1.0×10－2 mol·L－1，由水电离出的c(H＋)与溶液中c(H＋)相等，等于1.0×10－12 mol·L－1；④中c(OH－)＝1.0×10－3 mol·L－1，同③所述由水电离出的c(H＋)＝1.0×10－11 mol·L－1。即(1.0×10－14)∶(1.0×10－13)∶(1.0×10－12)∶(1.0×10－11)＝1∶10∶100∶1 000，A项正确。 ‎ 答案　A ‎4．某温度下(Kw＝1×10－12 mol2·L－2)，计算下列溶液中水电离出的c(H＋)或 c(OH－)。‎ ‎(1)蒸馏水中c(H＋)水＝________。‎ ‎(2)0.1 mol·L－1NaOH溶液中c(OH－)水＝________。‎ ‎(3)pH＝11 Na2CO3溶液中c(OH－)水＝________。‎ 解析　(1)c(H＋)水＝ ‎＝1×10－6mol·L－1。‎ ‎(2)c(OH－)＝0.1 mol·L－1，‎ c(H＋)＝ mol·L－1＝1×10－11mol·L－1，‎ c(OH－)水＝c(H＋)水＝c(H＋)＝1×10－11mol·L－1。‎ ‎(3)pH＝11，c(H＋)＝1×10－11mol·L－1，‎ c(OH－)＝mol·L－1＝0.1 mol·L－1。‎ 答案　(1)1×10－6mol·L－1　(2)1×10－11mol·L－1　(3)0.1 mol·L－1‎ ‎【方法技巧】‎ 水电离的c(H＋)或c(OH－)的计算技巧(‎25 ℃‎时)：‎ ‎(1)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7mol·L－1。‎ ‎(2)酸或碱抑制水的电离，水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＜10－7mol·L－1，当溶液中的c(H＋)＜10－7mol·L－1时就是水电离出的c(H＋)；当溶液中的c(H＋)＞10－7mol·L－1时，就用10－14除以这个浓度即得到水电离的c(H＋)。‎ ‎(3)可水解的盐促进水的电离，水电离的c(H＋)或c(OH－)均大于10－7mol·L－1。若给出的c(H＋)＞10－7mol·L－1，即为水电离的c(H＋)；若给出的c(H＋)＜10－7mol·L－1，就用10－14除以这个浓度即得水电离的c(OH－)。‎ 考点二　溶液的酸碱性与pH ‎[知识梳理]‎ ‎1．溶液的酸碱性 常温下，溶液的酸碱性与c(H＋)、c(OH－)的关系：‎ 溶液的酸碱性 c(H＋)与c(OH－)比较 c(H＋)大小 酸性溶液 c(H＋)＞c(OH－)‎ c(H＋)＞1×10－7mol·L－1‎ 中性溶液 c(H＋)＝c(OH－)‎ c(H＋)＝1×10－7mol·L－1‎ 碱性溶液 c(H＋)＜c(OH－)‎ c(H＋)＜1×10－7mol·L－1‎ ‎2.溶液的pH ‎(1)表达式为pH＝－lgc(H＋)。‎ ‎(2)使用范围：pH的取值范围为0～14，即只适用于c(H＋)≤1 mol·L－1或c(OH－)≤1 mol·L－1的电解质溶液，当c(H＋)或c(OH－)≥1 mol·L－1时，直接用c(H＋)或 c(OH－)表示溶液的酸碱性。‎ ‎3．pH试纸的使用 把小片试纸放在表面皿或玻璃片上，用洁净干燥的玻璃棒蘸取待测液滴在干燥的pH试纸的中部，观察变化稳定后的颜色，与标准比色卡对比即可确定溶液的pH。‎ 名师助学：①溶液呈现酸性或碱性决定于c(H＋)与c(OH－)的相对大小，不能只看pH，一定温度下pH＝6的溶液也可能显中性，也可能显酸性，应注意温度。‎ ‎②使用pH试纸时不能用蒸馏水润湿。‎ ‎③广泛pH试纸只能测出pH的整数值。‎ ‎[题组诊断]‎ ‎　溶液酸碱性及pH的概念理解 ‎1．基础知识判断(正确的打“√”，错误的打“×”)。‎ ‎(1)任何温度下，利用H＋和OH－浓度的相对大小均可判断溶液的酸碱性(√)‎ ‎(2)某溶液的c(H＋)>10－7mol·L－1，则该溶液呈酸性(×)‎ ‎(3)用蒸馏水润湿的pH试纸测溶液的pH，一定会使结果偏低(×)‎ ‎(4)一定温度下，pH＝a的氨水，稀释10倍后，其pH＝b，则a＝b＋1(×)‎ ‎(5)常温常压时，pH＝11的NaOH溶液与pH＝3的醋酸溶液等体积混合后，滴入石蕊溶液呈红色(√)‎ ‎(6)根据溶液的pH判断该溶液的酸碱性(×)‎ ‎(7)把pH＝2与pH＝12的酸、碱溶液等体积混合后，所得溶液的pH＝7(×)‎ ‎(8)任何浓度的溶液都可以用pH来表示其酸性的强弱(×)‎ ‎2．判断下列溶液在常温下的酸、碱性(在括号中填“酸性”“碱性”或“中性”)。‎ ‎(1)相同浓度的盐酸和NaOH溶液等体积混合(　　)‎ ‎(2)相同浓度的CH3COOH溶液和NaOH溶液等体积混合(　　)‎ ‎(3)相同浓度氨水和盐酸等体积混合(　　)‎ ‎(4)pH＝2的盐酸和pH＝12的NaOH溶液等体积混合(　　)‎ ‎(5)pH＝3的盐酸和pH＝10的NaOH溶液等体积混合(　　)‎ ‎(6)pH＝3的盐酸和pH＝12的NaOH溶液等体积混合(　　)‎ ‎(7)pH＝2的CH3COOH溶液和pH＝12的NaOH溶液等体积混合(　　)‎ ‎(8)pH＝2的盐酸和pH＝12的氨水等体积混合(　　)‎ 解析　(1)相同浓度的盐酸和NaOH溶液等体积混合，恰好中和，溶液呈中性。‎ ‎(2)相同浓度的CH3COOH溶液和NaOH溶液等体积混合，生成强碱弱酸盐，CH3COO－水解使溶液呈碱性。‎ ‎(3)相同浓度氨水和盐酸等体积混合，生成强酸弱碱盐，NH 水解使溶液呈酸性。‎ ‎(4)pH＝2的盐酸和pH＝12的NaOH溶液等体积混合，恰好中和，溶液呈中性。‎ ‎(5)pH＝3的盐酸和pH＝10的NaOH溶液等体积混合，HCl过量，溶液呈酸性。‎ ‎(6)pH＝3的盐酸和pH＝12的NaOH溶液等体积混合，NaOH过量，溶液呈碱性。‎ ‎(7)pH＝2的CH3COOH溶液和pH＝12的NaOH溶液等体积混合，CH3COOH过量，溶液呈酸性。‎ ‎(8)pH＝2的盐酸和pH＝12的氨水等体积混合，氨水过量，溶液呈碱性。‎ 答案　(1)中性　(2)碱性　(3)酸性　(4)中性　(5)酸性　(6)碱性　(7)酸性　(8)碱性 ‎【归纳总结】‎ 室温下，已知酸和碱pH之和的溶液等体积混合酸碱性分析 ‎(1)两强混合：‎ ‎①若pH之和等于14，则混合后溶液显中性，pH＝7。‎ ‎②若pH之和大于14，则混合后溶液显碱性，pH＞7。‎ ‎③若pH之和小于14，则混合后溶液显酸性，pH＜7。‎ ‎(2)一强一弱混合——“谁弱显谁性”。‎ pH之和等于14时，一元强酸和一元弱碱等体积混合呈碱性；一元强碱和一元弱酸等体积混合呈酸性。‎ ‎　溶液pH的计算 ‎3．(2018·苏州模拟)将pH＝1的盐酸平均分成两份，一份加入适量水，另一份加入与该盐酸物质的量浓度相同的适量NaOH溶液，pH都升高了1，则加入的水与NaOH溶液的体积比为(　　)‎ A．9 B．‎10 ‎C．11 D．12‎ 解析　将pH＝1的盐酸加适量水，pH升高了1，说明所加的水是原溶液的9倍；另1份加入与该盐酸物质的量浓度相同的适量NaOH溶液后，pH升高了1，则10－1×1－10－1·x＝10－2·(1＋x)，解得x＝，则加入的水与NaOH溶液的体积比为9∶＝11∶1。‎ 答案　C ‎4．某温度下Kw＝10－13，在此温度下，将pH＝a的NaOH溶液Va L与pH＝b的H2SO4溶液Vb L混合，下列说法正确的是(　　)‎ A．若所得混合液为中性，且a＝12，b＝2，则Va∶Vb＝1∶1‎ B．若所得混合液为中性，且a＋b＝12，则Va∶Vb＝100∶1‎ C．若所得混合液pH＝10，且a＝12，b＝2，则Va∶Vb＝1∶9‎ D．若所得混合液pH＝10，且a＝12，b＝2，则Va∶Vb＝101∶99‎ 解析　当所得混合液为中性时，Va·‎10a－13＝Vb·10－b，则＝1013－(a＋b)，故A选项，Va∶Vb＝1∶10，错误；B选项，Va∶Vb＝10∶1，错误；当所得溶液pH＝10时，＝10－3，即＝，故C选项，Va∶Vb＝1∶9，正确；D选项，Va∶Vb＝1∶9，错误。‎ 答案　C ‎【方法技巧】‎ 溶液pH计算的思维模板 ‎　溶液稀释时pH的判断 ‎5．下列有关pH的计算一定正确的是 (　　)‎ ‎①pH＝a的强酸溶液，加水稀释10n倍，则pH＝a＋n ‎②pH＝a的弱酸溶液，加水稀释10n倍，则pHb－n(b－n>7)‎ A．①② B．②③ C．③④ D．②④‎ 解析　强酸、强碱溶液稀释时，对其浓度影响较大的离子分别为H＋、OH－，故酸稀释后pH的计算方法与碱稀释后pH的计算方法不同。若为pH＝a的强酸溶液，c(H＋)＝10－a mol·L－1，加水稀释10n倍，稀释后c(H＋)＝10－(a＋n) mol·L－1‎ ‎，则pH＝n＋a，但这在溶液稀释程度不大且水的电离可忽略的情况下成立，当a＋n≥7时，必须考虑水的电离，此时pH≠a＋n，①错误；若为pH＝b的强碱溶液，则c(H＋)＝10－b mol·L－1，即c(OH－)＝10－14＋b mol·L－1，加水稀释10n倍后，溶液中c(OH－)＝10－14＋b－n mol·L－1，即c(H＋)＝10n－b mol·L－1，pH＝b－n，同理，当稀释程度很大时，应考虑水的电离，此时pH≠b－n，③错误；弱酸与弱碱溶液稀释时还要考虑稀释对弱酸、弱碱的电离的促进，②④正确。D项正确。‎ 答案　D ‎6．(1)pH＝2的某酸稀释100倍，pH________4，pH＝12的某碱稀释100倍，pH________10。‎ ‎(2)室温时，将pH＝5的H2SO4溶液稀释10倍，c(H＋)∶c(SO)＝________，将稀释后的溶液再稀释100倍，c(H＋)∶c(SO)＝________。‎ ‎(3)MOH和ROH两种一元碱的溶液分别加水稀释时，pH变化如图所示。下列叙述中不正确的是(　　)‎ A．MOH是一种弱碱 B．在x点，MOH完全电离 C．在x点，c(M＋)＝c(R＋)‎ D．稀释前ROH溶液中c(OH－)是MOH溶液中c(OH－)的10倍 解析　(1)若某酸为强酸，则pH＝4，若为弱酸，则pH<4；同理，对pH＝12的某碱稀释100倍，pH≥10。(2)pH＝5的H2SO4稀释10倍，c(H＋)和c(SO)同等倍数减小，所以c(H＋)∶c(SO)＝2∶1，若将稀释后的溶液再稀释100倍，其pH≈7，而c(SO)＝ mol·L－1＝5×10－9 mol·L－1，所以c(H＋)∶c(SO)＝10－7∶(5×10－9)＝20∶1。‎ ‎(3)由图知，稀释100倍后ROH的pH变化为2，为强碱，MOH的pH变化为1，为弱碱，A项正确；MOH为弱碱，在任何点都不能完全电离，B项错误；x点时ROH与MOH的c(OH－)相等，故c(M＋)与c(R＋)相等，C项正确；稀释前ROH的c(OH－)＝0.1 mol·L－1，MOH的c(OH－)＝0.01 mol·L－1，D项正确。‎ 答案　(1)≤　≥　(2)2∶1　20∶1　(3)B ‎【误区警示】‎ 误区1：不能正确理解酸、碱的无限稀释规律 常温下任何酸或碱溶液无限稀释时，溶液的pH都不可能大于7或小于7，只能接近7。‎ 误区2：不能正确理解弱酸、弱碱的稀释规律 溶液 稀释前溶液pH 加水稀释到体积为原来的10n倍 稀释后溶液pH 酸 强酸 pH＝a pH＝a＋n 弱酸 a＜pH＜a＋n 碱 强碱 pH＝b pH＝b－n 弱碱 b－n＜pH＜b 注：表中a＋n＜7，b－n＞7。‎ 考点三　酸、碱中和滴定 ‎[知识梳理]‎ ‎1．概念：用已知物质的量浓度的酸(或碱)来测定未知物质的量浓度的碱(或酸)的方法。‎ ‎2．原理：c待＝(以一元酸与一元碱的滴定为例)。‎ ‎3．酸碱中和滴定的关键 ‎(1)准确测定参加反应的酸、碱溶液的体积。‎ ‎(2)选取适当指示剂，准确判断滴定终点。‎ ‎4．实验用品 ‎(1)仪器 图(A)是酸式滴定管，图B是碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。‎ ‎(2)试剂 标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。‎ 名师助学：①滴定管的精确度为0.01 mL。‎ ‎②酸性、氧化性的试剂一般用酸式滴定管，因为酸性和氧化性物质易腐蚀橡胶管。‎ ‎③碱性的试剂一般用碱式滴定管，因为碱性物质易腐蚀玻璃，致使活塞无法打开。‎ ‎④常用酸碱指示剂及变色范围 指示剂 变色范围的pH 甲基橙 ‎<3.1红色 ‎3.1～4.4橙色 ‎>4.4黄色 酚酞 ‎<8.2无色 ‎8.2～10.0浅红色 ‎>10.0红色 ‎5.中和滴定实验操作(以酚酞作指示剂，用盐酸滴定氢氧化钠溶液)。‎ ‎(1)滴定前的准备。‎ ‎(2)滴定。‎ ‎(3)终点判断：等到滴入最后一滴反应液，指示剂变色，且在半分钟内不能恢复原来的颜色，视为滴定终点，并记录标准液的体积。‎ ‎(4)数据处理：按上述操作重复2～3次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据原理计算。‎ c(NaOH)＝ ‎[题组诊断]‎ ‎　仪器的使用及指示剂选择 ‎1．实验室现有3种酸碱指示剂，其pH变色范围如下：‎ 甲基橙：3.1～4.4　石蕊：5.0～8.0　酚酞：8.2～10.0‎ 用0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定未知浓度的CH3COOH溶液，恰好完全反应时，下列叙述中正确的是(　　)‎ A．溶液呈中性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂 B．溶液呈中性，只能选用石蕊作指示剂 C．溶液呈碱性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂 D．溶液呈碱性，只能选用酚酞作指示剂 解析　NaOH溶液和CH3COOH溶液恰好完全反应时生成CH3COONa，‎ CH3COO－水解显碱性，而酚酞的变色范围为8.2～10.0，比较接近。因此答案为D。‎ 答案　D ‎2．现使用酸碱中和滴定法测定市售白醋的总酸量(g/100 mL)。‎ Ⅰ.实验步骤：‎ ‎(1)量取10.00 mL食用白醋，在烧杯中用水稀释后转移到100 mL________(填仪器名称)中定容，摇匀即得待测白醋溶液。‎ ‎(2)用酸式滴定管取待测白醋溶液20.00 mL于锥形瓶中，向其中滴加2滴________作指示剂。‎ ‎(3)读取盛装0.100 0 mol/L NaOH溶液的碱式滴定管的初始读数。如果液面位置如图所示，则此时的读数为________mL。‎ ‎(4)滴定。滴定终点的现象是_________________________________________。‎ Ⅱ.数据记录：‎ ‎　　　　滴定次数 实验数据/mL　　　　‎ ‎1‎ ‎2‎ ‎3‎ ‎4‎ V(样品)‎ ‎20.00‎ ‎20.00‎ ‎20.00‎ ‎20.00‎ V(NaOH)(消耗)‎ ‎15.95‎ ‎15.00‎ ‎15.05‎ ‎14.95‎ Ⅲ.数据处理：‎ 某同学在处理数据的计算得：‎ 平均消耗的NaOH溶液的体积V＝(15.95＋15.00＋15.05＋14.95)/4 mL＝15.24 mL。‎ 指出他的计算的不合理之处：____________________________________________‎ ‎_____________________________________________________________________‎ 答案　Ⅰ.(1)容量瓶　(2)酚酞试液　(3)0.70‎ ‎(4)溶液由无色恰好变为浅红色，并在半分钟内不褪色 Ⅲ.第一组数据与后三组数据相差较大，属于异常值，应舍去 ‎【归纳总结】‎ 指示剂选择的基本原则 变色要灵敏，变色范围要小，使变色范围尽量与滴定终点溶液的酸碱性一致。‎ ‎(1)不能用石蕊作指示剂。‎ ‎(2)滴定终点为碱性时，用酚酞作指示剂，例如用NaOH溶液滴定醋酸。‎ ‎(3)滴定终点为酸性时，用甲基橙作指示剂，例如用盐酸滴定氨水。‎ ‎(4)强酸与强碱间进行滴定时，用甲基橙和酚酞都可以。‎ ‎(5)并不是所有的滴定都须使用指示剂，如用标准的Na2SO3滴定KMnO4溶液时，KMnO4颜色恰好褪去时即为滴定终点。‎ ‎　酸碱中和滴定误差分析 ‎3．用标准的KOH溶液滴定未知浓度的盐酸，若测定结果偏低，其原因可能是(　　)‎ A．配制标准溶液的固体KOH中混有NaOH杂质 B．滴定到终点读数时，仰视滴定管的刻度，其他操作正确 C．盛装未知液的锥形瓶用蒸馏水洗过后再用未知液润洗 D．滴定到终点读数时，发现滴定管尖嘴处悬挂一滴溶液 解析　A项将会使标准碱液的c(OH－)偏大，滴定时耗用的V(OH－)偏小，导致结果偏低，A项正确；滴定终点时仰视读数，将使读取碱液的体积偏大，测定结果偏高，B项错误；用未知液润洗锥形瓶将使测定结果偏高，C项错误；尖嘴处悬挂溶液将使读取的标准液体积偏大，测定结果偏高，D项错误。‎ 答案　A ‎4．下面是中和滴定过程中，容易引起误差的五个方面，根据题意，用“偏高”“偏低”或“无影响”填空。‎ ‎(1)仪器润洗：锥形瓶用蒸馏水冲洗后，再用待测液润洗，使滴定结果________。‎ ‎(2)存在气泡：滴定管尖嘴部分滴定前无气泡，滴定终了有气泡，使滴定结果________。‎ ‎(3)读数操作：①滴定前平视滴定管刻度线，滴定终点俯视刻度线，使滴定结果________。‎ ‎②滴定前仰视滴定管刻度线，滴定终点俯视刻度线，使滴定结果________。‎ ‎(4)指示剂选择：用盐酸滴定氨水，选用酚酞作指示剂，使滴定结果________。‎ ‎(5)存在杂质：①用含NaCl杂质的NaOH配制成标准溶液来滴定盐酸，则测定的盐酸浓度将________；‎ ‎②用含Na2O杂质的NaOH配制成标准溶液来滴定盐酸，则测定的盐酸浓度________。‎ 解析　(1)锥形瓶用蒸馏水冲洗后，再用待测液润洗，待测溶液溶质的物质的量增大，消耗标准溶液的体积增大，结果偏高。‎ ‎(2)体积数＝末读数－初读数。滴定管尖嘴部分滴定前无气泡，滴定终点有气泡，读取的体积数比实际消耗标准溶液的体积小，结果偏低。‎ ‎(3)仰视读数时，读取的体积数偏大，俯视读数时，读取的体积数偏小。‎ ‎(4)用盐酸滴定氨水，选用酚酞作指示剂，由于酚酞变色时，溶液呈碱性，盐酸不足，氨水有剩余，消耗盐酸的体积数偏小，结果偏低。‎ ‎(5)用含NaCl杂质的NaOH配制成标准溶液来滴定盐酸，由于NaCl不与盐酸反应，消耗的溶液体积增大，结果偏高。用含Na2O杂质的NaOH配制成标准溶液来滴定盐酸，根据中和1 mol HCl所需Na2O质量为‎31 g，中和1 mol HCl所需NaOH质量为‎40 g可知中和相同量盐酸时，所需含Na2‎ O的NaOH的量比所需纯NaOH的量小，结果偏低。‎ 答案　(1)偏高　(2)偏低　(3)偏低　偏低　(4)偏低　(5)偏高　偏低 ‎【方法技巧】‎ 误差分析的方法 依据原理c(标准)·V(标准)＝c(待测)·V(待测)，所以c(待测)＝，因为c(标准)与V(待测)已确定，所以只要分析出不正确操作引起V(标准)的变化，即分析出结果。‎ 常见误差分析 以标准酸溶液滴定未知浓度的碱(酚酞作指示剂)为例，常见的因操作不正确而引起的误差有：‎ 步骤 操作 V(标准)‎ c(待测)‎ 洗涤 酸式滴定管未用标准溶液润洗 变大 偏高 碱式滴定管未用待测溶液润洗 变小 偏低 锥形瓶用待测溶液润洗 变大 偏高 锥形瓶洗净后还留有蒸馏水 不变 无影响 取液 放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失 变小 偏低 滴定 酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失 变大 偏高 振荡锥形瓶时部分液体溅出 变小 偏低 部分酸液滴出锥形瓶外 变大 偏高 溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后反加一滴NaOH溶液无变化 变大 偏高 读数 酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或前仰后俯)‎ 变小 偏低 酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或前俯后仰)‎ 变大 偏高 ‎　中和滴定曲线 ‎5．常温下，用一定浓度的氨水滴定一定体积未知浓度的土壤浸出溶液，溶液的pH变化与滴入氨水体积的关系如图所示。下列有关说法不正确的是(　　)‎ A．该土壤是酸性土壤 B．当溶液中c(H＋)＝c(OH－)时，消耗氨水的体积为9 mL C．M、N点由水电离出的氢离子浓度一定相等 D．将20 mL 此氨水与10 mL同浓度的盐酸混合，充分反应后存在：c(NH)> c(Cl－)>c(NH3·H2O)>c(OH－)>c(H＋)‎ 解析　由图可知，加入氨水之前溶液呈酸性，故该土壤是酸性土壤，A项正确；当溶液中c(H＋)＝c(OH－)时，溶液呈中性，由图像不难看出，B项正确；M点时由于溶液显酸性，此时溶液可能为酸溶液或水解呈酸性的盐溶液，水的电离受到抑制或促进，而在N点时由于氨水过量而显碱性，水的电离受到抑制，故M、N点水电离出的氢离子浓度不一定相等，C项错误；混合后得到浓度相同的NH4Cl、NH3·H2O，由于NH3·H2O的电离大于NH的水解，此时溶液显碱性且c(NH)>c (Cl－)，NH3·H2O的电离程度很小，故c(Cl－)>c(NH3·H2O)>c(OH－)，D项正确。‎ 答案　C ‎6．(2017·江苏苏北三市三模)常温下用0.100 0 mol·L－1的盐酸分别逐滴加入到20.00 mL 0.100 0 mol·L－1的三种一元碱MOH、XOH、YOH溶液中，溶液的pH随加入盐酸体积的变化如图所示。下列说法正确的是(　　)‎ A．分别加入盐酸10 mL时：c(X＋)>c(M＋)>c(Y＋)>c(Cl－)‎ B．分别加入盐酸15 mL时：c(Cl－)>c(X＋)>c(MOH)>c(YOH)‎ C．分别加入盐酸至pH＝7时：c(X＋)＝c(M＋)＝c(Y＋)‎ D．将分别加入盐酸20 mL后的三种溶液混合：c(H＋)＋c(Y＋)＝c(OH－)＋c(X＋)＋c(MOH)‎ 解析　0.1 mol·L－1的XOH对应的pH＝13，则XOH为强碱，MOH的碱性比YOH强，反应后Y＋的水解程度最大，故反应：c(X＋)>c(M＋)>(Y＋)，反应后n(YCl)∶n(YOH)＝1∶1，n(Cl－)＝[n(Y＋)＋n(HY)]÷2，由图知，在加入10 mL HCl时，YOH中对应的pH>7，即YOH的电离大于Y＋的水解，所以有n(Y＋)>n(Cl－) >n(HY)，A项正确；n(X＋)＝0.02×0.1 mol＝0.002 mol，n(Cl－)＝0.015×0.1 mol＝0.001 5 mol，X＋不水解，则n(X＋)>n(Cl－)，Y＋水解程度比M＋大，故生成的YOH比MOH多，B项错误；XOH与HCl等量混合后，pH＝7，MOH和YOH与HCl反应后，生成的MCl和YCl水解显酸性，若pH＝7，则加入的HCl少一些，Y＋水解程度大，加入的HCl要更少，由电荷守恒：c(X＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(Cl－)，pH＝7，则c(X＋)＝c(Cl－)1，另c(M＋)＝c(Cl－)2，c(Y＋)＝c(Cl－)3，所以c(X＋)>c(M＋)>c(Y＋)，C项错误；反应后溶液中n(XCl)∶n(MCl)∶n(YCl)＝1∶1∶1，电荷守恒：c(X＋)＋c(Y＋)＋c(M＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(Cl－)①，物料守恒：c(X＋)＋c(M＋)＋c(MOH)＋c(Y＋)＋c(YOH)＝c(Cl－)②，物料守恒：c(X＋)＝‎ c(Y＋)＋c(YOH)③， c(X＋)＝c(M＋)＋c(MOH)④，用①－②－③，可得c(H＋)＋c(Y＋)＝c(OH－)＋‎ c(X＋)＋c(MOH)，D项正确。‎ 答案　AD ‎7.‎ 已知某温度下CH3COOH的电离常数K＝1.6×10－5。该温度下，向20 mL 0.01 mol·L－1 CH3COOH溶液中逐滴加入0.01 mol·L－1 KOH溶液，其pH变化曲线如图所示(忽略温度变化)。请回答下列有关问题：(已知lg4＝0.6)‎ ‎(1)a点溶液中c(H＋)为________，pH约为________。‎ ‎(2)a、b、c、d四点中水的电离程度最大的是________点，滴定过程中宜选用________作指示剂，滴定终点在________(填“c点以上”或“c点以下”)。‎ ‎(3)若向20 mL稀氨水中逐滴加入等浓度的盐酸，则下列变化趋势正确的是________(填字母)。‎ 解析　(1)电离消耗的醋酸在计算醋酸的电离平衡浓度时可以忽略不计。由K＝得，c(H＋)≈ mol·L－1＝4×10－4 mol·L－1。(2)a点是醋酸溶液，b点是醋酸和少量CH3COOK的混合溶液，c点是CH3COOK和少量醋酸的混合溶液，d点是CH3COOK和KOH的混合溶液，酸、碱均能抑制水的电离，所以c点溶液中水的电离程度最大。由于酸碱恰好完全反应时溶液显碱性，故应该选择在碱性范围内变色的指示剂酚酞。滴定终点应在c点以上。(3)由于稀氨水显碱性，首先排除选项A和C；两者恰好反应时溶液显酸性，排除选项D。‎ 答案　(1)4×10－4 mol·L－1　3.4　(2)c　酚酞　c点以上　(3)B ‎【归纳总结】‎ 酸碱中和滴定曲线类试题是近几年高考的热点和难点，试题以酸碱滴定过程为基础，考查滴定曲线的绘制，离子浓度大小比较，溶液中的守恒关系等，这类试题的难点在于整个过程为动态过程，在解题的过程中，可以化动为静，巧抓几点，采取极端假设的方法进行判断解题探究。‎ ‎　氧化还原反应的拓展应用 ‎8．KMnO4溶液常用作氧化还原反应滴定的标准液，由于KMnO4的强氧化性，它的溶液很容易被空气中或水中的某些少量还原性物质还原，生成难溶性物质MnO(OH)2，因此配制KMnO4标准溶液的操作如下所示：‎ ‎①称取稍多于所需量的KMnO4固体溶于水中，将溶液加热并保持微沸1 h；②用微孔玻璃漏斗过滤除去难溶的MnO(OH)2；③将过滤得到的KMnO4溶液贮存于棕色试剂瓶并放在暗处；④利用氧化还原滴定方法，在70～‎80 ℃‎条件下用基准试剂(纯度高、相对分子质量较大、稳定性较好的物质)溶液标定其浓度。‎ 请回答下列问题：‎ ‎(1)准确量取一定体积的KMnO4溶液需要使用的仪器是________。‎ ‎(2)在下列物质中，用于标定KMnO4溶液的基准试剂最好选用________(填序号)。‎ A．H‎2C2O4·2H2O B．FeSO4‎ C．浓盐酸 D．Na2SO3‎ ‎(3)若准确称取W g你选的基准试剂溶于水配成500 mL溶液，取25.00 mL置于锥形瓶中，用KMnO4溶液滴定至终点，消耗KMnO4溶液V mL。KMnO4溶液的物质的量浓度为________ mol·L－1。‎ ‎(4)若用放置两周的KMnO4标准溶液去测定水样中Fe2＋的含量，测得的浓度值将________(填“偏高”“偏低”或“无影响”)。‎ 解析　(1)KMnO4溶液具有强氧化性，能将碱式滴定管下端的橡胶管腐蚀，所以不能用碱式滴定管量取，可以用酸式滴定管量取。‎ ‎(2)H‎2C2O4·2H2O在常温常压下是稳定的结晶水合物；FeSO4在空气中不稳定易被氧化，铁元素的化合价从＋2价升高到＋3价；浓盐酸易挥发；Na2SO3在空气中不稳定易被氧化成Na2SO4。‎ ‎(3)根据得失电子守恒原理有关系式：5(H‎2C2O4·2H2O)～2KMnO4，则KMnO4溶液的浓度为c(KMnO4)＝＝ mol·L－1。‎ ‎(4)在放置过程中，由于空气中还原性物质的作用，使KMnO4溶液的浓度变小了，再去滴定水样中的Fe2＋时，消耗KMnO4溶液(标准溶液)的体积会增大，导致计算出来的c(Fe2＋)会增大，测定的结果偏高。‎ 答案　(1)酸式滴定管　(2)A　(3)　(4)偏高 ‎9．莫尔法是一种沉淀滴定法，以K2CrO4为指示剂，用标准硝酸银溶液滴定待测液，进行测定溶液中Cl－的浓度。已知：‎ ‎　 银盐 性质　 ‎ AgCl AgBr AgCN Ag2CrO4‎ AgSCN 颜色 白 浅黄 白 砖红 白 ‎1.34×10－6‎ ‎7.1×10－7‎ ‎1.1×10－8‎ ‎6.5×10－5‎ ‎1.0×10－6‎ ‎(1)滴定终点的现象是________________。‎ ‎(2)若用AgNO3溶液滴定NaSCN溶液，可选为滴定指示剂的是________。‎ A．NaCl　　　B．BaBr‎2　‎　　C．Na2CrO4‎ 刚好达到滴定终点时，发生的离子反应方程式为__________________________‎ ‎____________________________________________________________________。‎ 解析　(1)根据沉淀滴定法的原理，可知溶液中Ag＋和Cl－先反应，Cl－消耗完后再和指示剂反应生成Ag2CrO4砖红色沉淀，由此可知滴定终点时的颜色变化。‎ ‎(2)当用AgNO3溶液滴定NaSCN溶液时，所选择的指示剂和Ag＋反应所生成沉淀的溶解度应大于AgSCN的溶解度，由题给数据可以看出溶解度比AgSCN大的有AgCl和Ag2CrO4，但是由于AgCl是白色沉淀，所以应选择Na2CrO4为指示剂，这样在滴定终点时沉淀的颜色发生明显的变化(白色→砖红色)以指示滴定刚好达到终点，此时的离子反应方程式为2Ag＋＋CrO===Ag2CrO4↓。‎ 答案　(1)滴入最后一滴标准溶液，生成砖红色沉淀 ‎(2)C　2Ag＋＋CrO===Ag2CrO4↓‎ ‎【方法技巧】‎ 滴定终点的判断答题模板 当滴入最后一滴××××××标准溶液后，溶液变成××××××色，且半分钟内不恢复原来的颜色。‎ 解答此类题目注意三个关键点：‎ ‎(1)最后一滴：必须说明是滴入“最后一滴”溶液。‎ ‎(2)颜色变化：必须说明滴入“最后一滴”溶液后溶液的颜色变化。‎ ‎(3)半分钟：必须说明溶液颜色变化后“半分钟内不恢复原来的颜色”。‎ ‎【归纳总结】‎ 常用的指示剂及滴定终点时颜色的变化情况如表所示：‎ 滴定方式 指示剂 颜色变化 还原剂滴定KMnO4溶液 KMnO4‎ 粉(浅)红色→无色 KMnO4溶液滴定还原剂 KMnO4‎ 无色→粉(浅)红色 碘水滴定还原剂 淀粉 无色→蓝色 还原剂滴定碘水 淀粉 蓝色→无色 ‎【知识网络回顾】‎ ‎1．水的电离过程为H2OH＋＋OH－，在不同温度下其离子积为Kw(‎25 ℃‎)＝1.0×10－14，Kw(‎35 ℃‎)＝2.1×10－14，则下列叙述正确的是(　　)‎ A．c(H＋)随温度的升高而降低 B．‎35 ℃‎时，c(H＋)>c(OH－)‎ C．溶液pH：pH(‎35 ℃‎)>pH(‎25 ℃‎)‎ D．‎35 ℃‎时已电离的水的浓度约为1.45×10－7 mol·L－1‎ 解析　由两种温度下水的离子积常数值知水的电离是吸热的，温度高时水中 c(H＋)较高，pH较小，但溶液中c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性，A、B、C错误；已电离的水的浓度与电离生成的c(H＋)及c(OH－)相等，利用水的离子积常数可判断D正确。‎ 答案　D ‎2．‎25 ℃‎时，水的电离达到平衡：H2OH＋＋OH－。下列叙述错误的是(　　)‎ A．向水中通入氨气，平衡逆向移动，c(OH－)增大 B．向水中加入少量稀硫酸，c(H＋)增大，Kw不变 C．将水加热平衡正向移动，Kw变大 D．升高温度，平衡正向移动，c(H＋)增大，pH不变 解析　向水中通入NH3，c(OH－)增大，平衡左移，A正确；向水中加入少量稀H2SO4，c(H＋)增大，但温度不变，Kw不变，B正确；将水加热，水的电离平衡正向移动，Kw变大，C正确；升高温度，能促进水的电离，c(H＋)增大，pH减小，D错误。‎ 答案　D ‎3．在一定条件下，相同pH的硫酸和硫酸铁溶液中水电离出来的c(H＋)分别是1.0×10－amol·L－1和1.0×10－bmol·L－1，在此温度下，则下列说法正确的是(　　)‎ A．ab，A和B选项错误；由题意可知，两种溶液的pH＝b，即硫酸溶液中c(H＋)是1.0×10－bmol·L－1，而水电离产生的c(H＋)等于水电离产生的c(OH－)，所以硫酸溶液中c(OH－)是1.0×10－amol·L－1，Kw＝1.0×10－(b＋a)，D选项正确。‎ 答案　D ‎4．某温度下，水的离子积常数Kw＝1×10－12。该温度下，将pH＝4的H2SO4溶液与pH＝9的NaOH溶液混合并保持恒温，欲使混合溶液的pH＝7，则稀硫酸与NaOH溶液的体积比为(　　)‎ A．1∶10 B．9∶1 ‎ C．1∶9 D．99∶21‎ 解析　设稀硫酸的体积为a，NaOH溶液的体积为b，则10－3b－10－‎4a＝10－5(a＋b)，a∶b＝9∶1。‎ 答案　B 一、选择题 ‎1．下列溶液肯定呈酸性的是(　　)‎ A．含H＋的溶液 B．能使酚酞显无色的溶液 C．pH<7的溶液 D．c(OH－)T2‎ B．图中五点Kw间的关系：B>C>A＝D＝E C．曲线a、b均代表纯水的电离情况 D．若处在B点时，将pH＝2的硫酸溶液与pH＝12的KOH溶液等体积混合后，溶液显碱性 解析　D项，B点Kw＝10－12，H2SO4中c(H＋)＝10－2mol·L－1，KOH中c(OH－)＝mol·L－1＝1 mol·L－1，等体积混合后，KOH过量，溶液呈碱性，正确。‎ 答案　C ‎6．已知温度T时水的离子积常数为KW，该温度下，将浓度为a mol·L－1的一元酸HA与b mol·L－1一元碱BOH等体积混合，可判定该溶液呈中性的依据是(　　)‎ A．a＝b B．混合溶液的pH＝7‎ C．混合溶液中，c(H＋)＝ mol·L－1‎ D．混合溶液中，c(H＋)＋c(B＋)===c(OH－)＋c(A－)‎ 解析　因酸碱的强弱未知，a＝b，只能说明酸与碱恰好完全反应，但如为强酸弱碱盐或强碱弱酸盐，则溶液不呈中性，A项错误；因温度未知，则pH＝7不一定为中性，B项错误；混合溶液中，c(H＋)＝ mol·L－1，根据c(H＋)·c(OH－)＝KW可知，溶液中c(H＋)＝c(OH－)＝ mol·L－1，溶液呈中性，C项正确；任何溶液都存在电荷守恒，即c(H＋)＋c(B＋)＝c(OH－)＋c(A－)，但不能由此确定溶液的酸碱性，D项错误。‎ 答案　C ‎7．用标准盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液，下列各操作中，会引起实验误差的是(　　)‎ A．取干燥洁净的酸式滴定管立即装入标准盐酸 B．用蒸馏水洗净锥形瓶后，立即装入一定体积的NaOH溶液后进行滴定 C．往盛有20.00 mL NaOH溶液的锥形瓶中，滴入几滴酚酞指示剂后进行滴定 D．用蒸馏水洗净锥形瓶后，再用NaOH溶液润洗，然后装入一定体积的NaOH溶液 解析　‎ 滴定管若干燥洁净，不必用水洗涤，故也不需用标准液润洗，A不会引起误差；锥形瓶内存有少量蒸馏水，但待测液的物质的量不变，消耗标准液的体积不变，B不会引起误差；锥形瓶不能用待测液润洗，否则会使测定结果偏高。‎ 答案　D ‎8．常温下，用0.10 mol·L－1 NaOH溶液分别滴定20.00 mL 0.10 mol·L－1 HCl溶液和20.00 mL 0.10 mol·L－1 CH3COOH溶液，得到2条滴定曲线，如图所示，则下列说法正确的是(　　)‎ A．图2是滴定盐酸的曲线 B．a与b的关系是：a＜b C．E点对应离子浓度由大到小的顺序为：c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)‎ D．这两次滴定都可以用甲基橙作为指示剂 解析　如果酸为强酸，则0.1 000 mol·L－1酸的pH为1，根据酸的初始pH知，图1为盐酸滴定曲线，A项错误；根据图1知，a点氢氧化钠溶液的体积是20 mL，酸和碱的物质的量相等，二者恰好反应生成强酸强碱盐，其溶液呈中性；醋酸溶液中滴入的氢氧化钠溶液，醋酸钠溶液呈碱性，所以氢氧化钠溶液的体积小于20.00 ml，a＞b，B项错误；E点溶液的成分为醋酸钠和醋酸，溶液呈酸性，说明醋酸的电离程度大于醋酸钠的水解程度，盐类水解程度较小，则溶液中离子浓度为c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)，C项正确；氢氧化钠和盐酸反应恰好呈中性，可以选择甲基橙或酚酞；氢氧化钠和醋酸恰好反应生成醋酸钠溶液呈碱性，只能选择酚酞，D项错误。‎ 答案　C ‎9.室温下，pH相差1的两种一元碱溶液A和B，分别加水稀释时，溶液的pH变化如图所示。下列说法正确的是(　　)‎ A．稀释前两溶液中H＋浓度的大小关系：A＝10B B．稀释前，A溶液中由水电离出的OH－的浓度大于10－7mol·L－1‎ C．取等体积M点的A、B两种碱液，加入同浓度的硫酸溶液至恰好完全反应时，所消耗硫酸溶液的体积相同 D．用醋酸中和A溶液至恰好完全反应时，溶液的pH不一定大于7 ‎ ‎ 解析　 从pH的图像变化来看，随着溶液稀释倍数的增大，A溶液的pH减小较快，而B溶液的pH减小要缓慢得多，说明A的碱性比B的碱性强，稀释前两溶液中H＋浓度的大小关系应为‎10A＝B，A项错误；在碱溶液中水的电离受到抑制，由水电离出的c(OH－)水＝c(H＋)＜10－7mol·L－1，B项错误；虽然M点的A、B两种碱液的pH相等，但溶液的浓度不相等，所消耗H2SO4溶液的体积不一定相同，C项错误；一元碱A与CH3COOH电离程度的大小无法确定，故无法分析形成的盐的水解过程，也就无法判断溶液的pH是否大于7，D项正确。‎ 答案　D ‎10．‎25 ℃‎时，下列说法正确的是(　　)‎ A．pH＝12的NaOH溶液中，c(H＋)＝10－12 mol·L－1，将溶液稀释为原体积的10倍后c(H＋)＝ mol·L－1＝10－13 mol·L－1‎ B．pH＝3的CH3COOH溶液与pH＝11的NaOH溶液等体积混合后，因生成的CH3COONa水解，所以由水电离出的c(H＋)>10－7mol·L－1‎ C．pH＝2的盐酸、pH＝2的醋酸中由水电离出的c(H＋)均为10－12 mol·L－1‎ D．pH＝11和pH＝13的NaOH溶液等体积混合后，溶液中的c(H＋)＝ mol·L－1‎ 解析　NaOH溶液中的H＋是由水电离产生的，当稀释时，由于NaOH溶液的浓度发生变化，对H2O电离的抑制程度会改变，水的电离平衡会发生移动，因而将H＋的量当成不变的值进行计算是错误的，A项错误；B项中CH3‎ COOH已电离出的H＋即可将NaOH完全中和，而绝大多数的CH3COOH是没电离的，即CH3COOH过量，混合溶液呈酸性，对水的电离起抑制作用，B项错误；C项中pH＝2的盐酸、pH＝2的醋酸中c(H＋)均为10－2 mol·L－1，再结合水的离子积常数可求出 c(OH－)均为10－12 mol·L－1，由水电离出的c(H＋)也均为10－12 mol·L－1，C项正确；pH＝11的NaOH溶液中c(OH－)＝10－3 mol·L－1，pH＝13的NaOH溶液中c(OH－)＝10－1 mol·L－1，等体积混合后c(OH－)＝ mol·L－1≈5×10－2 mol·L－1，再结合离子积常数求得c(H＋)＝2×10－13mol·L－1，D项错误。‎ 答案　C ‎11．(2017·江苏南京模拟)已知：pKa＝－lgKa，‎25 ℃‎时，H2SO3的pKa1＝1.85，pKa2＝7.19。用0.1 mol·L－1 NaOH溶液滴定20 mL 0.1 mol·L－1 H2SO3溶液的滴定曲线如图所示(曲线上的数字为pH)。下列说法正确的是(　　)‎ A．a点所得溶液中：‎2c(H2SO3)＋c(SO)＝0.1 mol·L－1‎ B．b点所得溶液中：c(H2SO3)＋c(H＋)＝c(SO)＋c(OH－)‎ C．c点所得溶液中：c(Na＋)<‎3c(HSO)‎ D．d点所得溶液中：c(Na＋)>c(SO)>c(HSO)‎ 解析　a点加入氢氧化钠溶液的体积为10 mL，反应后n(NaHSO3)∶n(H2SO3)＝1∶1，由于溶液的体积增大，据“S”原子守恒得c(H2SO3)＋c(HSO)＋c(SO)＜0.1 mol·L－1，若c(H2SO3)＝c(HSO)，也只有‎2c(H2SO3)＋c(SO)＜0.1 mol·‎ L－1，A项错误；b点反应后恰好得到NaHSO3溶液，该式满足其质子守恒，B项正确；c点加入氢氧化钠溶液的体积为30 mL，反应后得n(NaHSO3)∶n(Na2SO3)＝1∶1，根据“Na”与“S”之间量的关系，再根据HSO发生水解和电离，则有 c(Na＋)＞‎3c(HSO)，C项错误；据图d点所得溶液中n(Na2SO3)＞n(NaHSO3)，则有c(Na＋)>c(SO)>c(HSO)，D项正确。‎ 答案　BD 二、填空题 ‎12．学生用 0.1 mol/L KOH溶液滴定未知浓度的盐酸，其操作可分解为如下几步：‎ ‎(A)移取25.00 mL 待测的盐酸于锥形瓶中，加入1～2滴酚酞试剂 ‎(B)用标准溶液润洗滴定管2～3次 ‎(C)把盛有标准溶液的碱式滴定管固定好，调节液面使滴定管尖嘴充满溶液 ‎(D)取标准KOH溶液注入碱式滴定管至0刻度以上2～‎‎3 cm ‎(E)调节液面至0或0刻度以下，记下读数 ‎(F)锥形瓶放在滴定管的下面，用标准KOH溶液滴定至终点，记下滴定管液面的刻度 完成以下填空：‎ ‎(1)正确操作的顺序是(用序号字母填写)________，本实验中的标准溶液装在图中的________中，若某实验中需要用高锰酸钾溶液进行滴定，则选择图中的________。‎ ‎(2)上述(B)操作的目的是______________________________________________。‎ ‎(3)上述(A)操作之前，如先用待测液润洗锥形瓶，则对测定结果的影响是________(填“偏大”“偏小”或“不变”，下同)。‎ ‎(4)实验中用左手控制________________(填仪器及部位)，眼睛注视________，直至滴定终点。判断到达终点的现象是______________________________________‎ ‎____________________________________________________________________。‎ ‎(5)若称取一定量的 KOH固体(含少量NaOH)配制标准溶液并用来滴定上述盐酸，则对测定结果的影响是________。‎ ‎(6)滴定结束后如仰视观察滴定管中液面刻度，则对滴定结果的影响是________。‎ ‎(7)滴定结果 滴定次数 待测溶液的体积/mL 标准溶液的体积/mL 滴定前刻度 滴定后刻度 ‎1‎ ‎25.00‎ ‎1.02‎ ‎21.03‎ ‎2‎ ‎25.00‎ ‎2.00‎ ‎21.99‎ ‎3‎ ‎25.00‎ ‎0.20‎ ‎20.20‎ 则该盐酸的浓度为________。‎ 解析　(1)中和滴定按照检漏、洗涤、润洗、装液、取待测液并加指示剂、滴定等顺序操作，则正确的顺序为BDCEAF；碱性溶液盛放在碱式滴定管中，所以KOH溶液用碱式滴定管(乙)盛放，酸性或强氧化性溶液盛放在酸式滴定管中，则高锰酸钾溶液用酸式滴定管(甲)盛放；(2)上述(B)操作的目的是防止将标准液稀释；(3)上述(A)操作之前，如先用待测液润洗锥形瓶，待测液的物质的量偏大，则消耗的标准液体积偏大，根据c(待测)＝分析，可知c(待测)偏大；(4)滴定过程中，用左手控制碱式滴定管橡皮管玻璃珠处，右手摇动锥形瓶，两眼应该注视锥形瓶内溶液的颜色变化；滴定时，锥形瓶中溶液的颜色由无色变浅红色且保持30秒内不褪色，可说明达到滴定终点；(5)若称取一定量的KOH固体(含少量NaOH)配制标准溶液并用来滴定上述盐酸，等质量的NaOH和KOH固体来中和酸时，NaOH消耗的盐酸多，所以会造成V(标)偏小，根据c(待测)＝分析，可知c(待测)偏小；(6)仰视观察滴定管中液面刻度，读数偏大，标准液的体积偏大，根据c(待测)＝分析，可知c(待测)偏大；(7)标准溶液的体积平均值为20.00 mL，c(待测)＝＝0.08 mol/L。‎ 答案　(1)BDCEAF　乙　甲　(2)防止将标准液稀释　(3)偏大　(4)碱式滴定管橡皮管玻璃珠处　锥形瓶中溶液的颜色变化　锥形瓶中溶液的颜色由无色变浅红色且保持30秒内不褪色　(5)偏小　(6)偏大　(7)0.08 mol/L ‎13．过氧乙酸(CH3‎ COOOH)用作纺织品漂白剂，可通过下列方法制备：向烧瓶中依次加入乙酸、42.5%过氧化氢溶液、浓硫酸。控制反应温度为‎25 ℃‎，搅拌4小时，静置15小时，得过氧乙酸溶液。‎ ‎(1)制备‎20 g 38%过氧乙酸溶液至少需要42.5%过氧化氢溶液质量为________。‎ ‎(2)过氧乙酸含量测定。准确称取0.500 ‎0 g过氧乙酸样液，定容于100 mL容量瓶中。取5.00 mL上述溶液于100 mL碘量瓶中，再加入5.0 mL 2 mol·L－1 H2SO4溶液，用0.01 mol·L－1 KMnO4溶液滴定至溶液出现浅红色(以除去过氧乙酸试样中剩余H2O2)，随即加入过量KI溶液，摇匀，用0.010 00 mol·L－1 Na2S2O3标准液滴定至终点，消耗Na2S2O3溶液25.00 mL。‎ 已知：CH3COOOH＋2I－＋2H＋===I2＋CH3COOH＋H2O；‎ ‎2S2O＋I2===2I－＋S4O。‎ ‎①加入过量KI溶液前，需除去H2O2的原因是(用离子方程式表示)__________________________________________________________________‎ ‎____________________________________________________________________。‎ ‎②计算过氧乙酸样液中过氧乙酸的质量分数(写出计算过程)。‎ ‎③用该法测定过氧乙酸含量比实际含量偏高的原因是(不考虑实验操作产生的误差)__________________________________________________________________‎ ‎___________________________________________________________________。‎ 解析　(1)根据题意得反应方程式为CH3COOH＋H2O2CH3COOOH＋H2O，据此可计算至少需要42.5%过氧化氢溶液的质量为＝‎8 g。(2)①由于H2O2也会氧化I－生成I2：2I－＋H2O2＋2H＋===I2＋2H2O，会对测定造成干扰。② 详细计算过程见参考答案。③在测定过程中，过量的KMnO4氧化I－生成I2或在酸性溶液中I－会被空气中氧气氧化为I2等均会导致所测结果偏高。‎ 答案　(1)‎‎8 g ‎(2)①2I－＋H2O2＋2H＋===I2＋2H2O ‎②n(S2O)＝0.010 00 mol·L－1×0.025 ‎00 L＝2.5×10－4 mol CH3COOOH～I2～2S2O n(CH3COOOH)＝1/2n(S2O)＝1/2×2.5×10－4 mol＝1.25×10－4 mol w(CH3COOOH)＝×100%＝38.0%‎ ‎③过量的KMnO4氧化I－生成I2或在酸性溶液中I－会被空气中氧气氧化为I2等 ‎14．(1)已知下表数据：‎ 化学式 电离平衡常数(‎25 ℃‎)‎ HCN K＝5.0×10－10‎ CH3COOH K＝1.8×10－5‎ H2CO3‎ K1＝4.4×10－7，K2＝4.7×10－11‎ ‎①‎25 ℃‎时，等浓度的四种溶液：a.NaCN溶液 b．Na2CO3溶液　c．CH3COONa溶液　d．NaHCO3溶液，pH由大到小的顺序为________________(填序号)。‎ ‎②将0.2 mol·L－1HCN溶液和0.1 mol·L－1的NaOH溶液等体积混合后，溶液显碱性，则c(HCN)、c(H＋)、c(OH－)、c(CN－)、c(Na＋)浓度排序为________________，c(HCN)＋c(CN－)________(填“>”“<”或“＝”)0.1 mol·L－1。‎ ‎③相同条件下，取等体积等pH的a.HCN溶液 b．CH3COOH溶液　c．H2CO3溶液，各稀释100倍，稀释后的溶液，其pH大小关系为________(填序号)。‎ ‎④‎25 ℃‎时，将体积为Va，pH＝13的某一元强碱与体积为Vb，pH＝2的某二元强酸混合，若所得溶液的pH＝11，则Va∶Vb＝________。‎ ‎(2)温度为T ℃时水的离子积常数为Kw，该温度下，将浓度为a mol·L－1的H2SO4与b mol·L－1的一元碱AOH等体积混合。则可判断溶液呈中性的是________(填序号)。‎ ‎①混合溶液的pH＝7‎ ‎②c(SO)＝c(A＋)‎ ‎③混合溶液中c(H＋)·c(OH－)＝KW ‎④混合溶液中c(OH－)＝ mol·L－1‎ 解析　(1)①由表中电离平衡常数可知酸性大小：CH3COOH>H2CO3>HCN>HCO(相应的酸根离子分别为CH3COO－、HCO、CN－、CO)，酸性越强，其盐溶液中酸根离子水解程度越大，故等浓度的四种溶液：a.NaCN溶液、b.Na2CO3溶液、c.CH3COONa溶液、d.NaHCO3溶液，pH由大到小的顺序为b>a>d>c。②反应后得到等浓度的HCN与NaCN的混合溶液，由溶液显碱性可推知CN－水解程度大于HCN的电离程度，故溶液中有关微粒的浓度大小为c(HCN)>c(Na＋)>‎ c(CN－)>c(OH－)>c(H＋)；等体积混合后有关粒子的浓度变为原来的一半，根据原子守恒可知c(HCN)＋c(CN－)＝0.1 mol·L－1。③酸越弱，稀释同样倍数，其pH改变越小，因此相同条件下，取等体积等pH的a.HCN溶液，b.CH3COOH溶液，c.H2CO3溶液，各稀释100倍，稀释后的溶液pH大小关系为b>c>a。④混合后溶液pH＝11，说明混合后溶液中c(OH－)＝10－3mol·L－1，故由题意得＝10－3，解得Va∶Vb＝1∶9。(2)因温度不一定是‎25 ℃‎，故pH＝7时溶液不一定呈中性；由c(SO)＝c(A＋)及电荷守恒可知溶液中c(H＋)＝c(OH－)，则溶液一定呈中性；无论溶液呈酸性、中性还是碱性，混合溶液中总存在c(H＋)·c(OH－)＝Kw；混合溶液中c(OH－)＝ mol·L－1，可说明混合溶液中c(H＋)＝c(OH－)，则溶液一定呈中性。‎ 答案　(1)①b>a>d>c ‎②c(HCN)>c(Na＋)>c(CN－)>c(OH－)>c(H＋)　＝‎ ‎③b>c>a　④1∶9‎ ‎(2)②④‎