《（江蘇專用）2022年高考化學一輪復習 專題8 水溶液中的離子平衡 2 第二單元 溶液的酸堿性教案》由會員分享，可在線閱讀，更多相關《（江蘇專用）2022年高考化學一輪復習 專題8 水溶液中的離子平衡 2 第二單元 溶液的酸堿性教案（23頁珍藏版）》請在裝配圖網(wǎng)上搜索。

1、（江蘇專用）2022年高考化學一輪復習 專題8 水溶液中的離子平衡 2 第二單元 溶液的酸堿性教案 1．了解水的電離、離子積常數(shù)。　2.了解溶液pH的含義及其測定方法，能進行pH的簡單計算。 　水的電離 [知識梳理] 1．水的電離 水是極弱的電解質(zhì)，電離方程式為H2O＋H2OH3O＋＋OH－或H2OH＋＋OH－。 2．水的離子積常數(shù) Kw＝c(H＋)·c(OH－)。 (1)室溫下：Kw＝1×10－14。 (2)影響因素：只與溫度有關，升高溫度，Kw增大。 (3)適用范圍：Kw不僅適用于純水，也適用于稀的電解質(zhì)水溶液。 (4)Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和

2、OH－，只要溫度不變，Kw不變。 3．影響水電離平衡的因素 (1)升高溫度，水的電離程度增大，Kw增大。 (2)加入酸或堿，水的電離程度減小，Kw不變。 (3)加入可水解的鹽(如FeCl3、Na2CO3)，水的電離程度增大，Kw不變。 [自我檢測] 1．判斷正誤，正確的打“√”，錯誤的打“×”。 (1)在蒸餾水中滴加濃H2SO4，Kw不變。(　　) (2)25 ℃與60 ℃時，水的pH相等。(　　) (3)25 ℃時NH4Cl溶液的Kw小于100 ℃時NaCl溶液的Kw。(　　) (4)室溫下由水電離的c(H＋)＝1×10－14 mol·L－1的溶液中：Ca2＋、K＋、Cl

3、－、HCO能大量共存。(　　) 答案：(1)×　(2)×　(3)√　(4)× 2．25 ℃時，相同物質(zhì)的量濃度的下列溶液：①NaCl、②NaOH、③H2SO4、④(NH4)2SO4，其中水的電離程度按由大到小順序排列的一組是(　　) A．④>③>②>①　　　　　 B．②>③>①>④ C．④>①>②>③ D．③>②>①>④ 解析：選C。從四種物質(zhì)分析可知②NaOH、③H2SO4抑制水的電離，①NaCl不影響水的電離平衡，④(NH4)2SO4促進水的電離(NH水解)，H2SO4為二元強酸，產(chǎn)生的c(H＋)大于NaOH產(chǎn)生的c(OH－)，抑制程度更大，故水的電離程度由大到小的順序為④>

4、①>②>③。 (1)Kw不僅適用于純水，還適用于中性、酸性或堿性的稀溶液，不管哪種溶液均有c(H＋)H2O＝c(OH－)H2O。如酸性溶液中：[c(H＋)酸＋c(H＋)H2O]·c(OH－)H2O＝Kw；堿性溶液中：[c(OH－)堿＋c(OH－)H2O]·c(H＋)H2O＝Kw。 (2)室溫下，由水電離出的c(H＋)＝1×10－14 mol·L－1的溶液可能呈強酸性或強堿性，故該溶液中HCO、HSO均不能大量共存。 　(2015·高考廣東卷)一定溫度下，水溶液中H＋和OH－的濃度變化曲線如圖。下列說法正確的是(　　) A．升高溫度，可能引起由c向b的變化 B．該溫度下，水

5、的離子積常數(shù)為1.0×10－13 C．該溫度下，加入FeCl3可能引起由b向a的變化 D．該溫度下，稀釋溶液可能引起由c向d的變化 [解析]　A．c點溶液中c(OH－)＞c(H＋)，溶液呈堿性，升溫，溶液中c(OH－)不可能減小。B.由b點對應c(H＋)與 c(OH－)可知，Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－7×1.0×10－7＝1.0×10－14。C.FeCl3溶液水解顯酸性，溶液中c(H＋)增大，因一定溫度下水的離子積是常數(shù)，故溶液中c(OH－)減小，因此加入FeCl3溶液可能引起由b向a的變化。D.c點溶液呈堿性，稀釋時c(OH－)減小，同時c(H＋)應增大，故稀釋溶液

6、時不可能引起由c向d的變化。 [答案]　C (1)水中加入NaHSO4溶液，水的電離平衡__________，溶液中的c(H＋)________，Kw________。 (2)水中加入KAl(SO4)2溶液，水的電離平衡__________，溶液中的c(H＋)________，Kw________。 答案：(1)逆向移動　增大　不變　(2)正向移動　增大 不變 　水的電離平衡及其影響因素 1．25 ℃時，水的電離達到平衡：H2OH＋＋OH－　ΔH＞0，下列敘述正確的是(　　) A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移動，c(OH－)降低 B．向水中加入少量固體NaHSO4

7、，c(H＋)增大，Kw不變 C．向水中加入少量固體CH3COONa，平衡逆向移動，c(H＋)降低 D．將水加熱，Kw增大，pH不變 解析：選B。根據(jù)平衡體系H2OH＋＋OH－，對各選項的分析如下： 選項 分析 結論 A 稀氨水是弱堿，加入水中后水溶液中c(OH－)增大，平衡逆向移動 錯誤 B NaHSO4溶于水后發(fā)生電離：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO，使c(H＋)增大，由于溫度不變，故Kw不變 正確 C 水中加入固體CH3COONa，CH3COO－發(fā)生水解，促進水的電離，平衡正向移動，使溶液呈堿性，c(H＋)降低 錯誤 D 升高溫度，水的電離程度增

8、大，Kw增大，pH變小 錯誤 2.下圖表示水中c(H＋)和c(OH－)的關系，下列判斷錯誤的是(　　) A．兩條曲線間任意點均有c(H＋)·c(OH－)＝Kw B．M區(qū)域內(nèi)任意點均有c(H＋)＜c(OH－) C．圖中T1＜T2 D．XZ線上任意點均有pH＝7 解析：選D。A.水中c(H＋)與c(OH－)的乘積為一常數(shù)。B.由圖看出M區(qū)域內(nèi)c(H＋)T1。D.pH＝－lg c(H＋)，XZ線上任意點的c(H＋)＝c(OH－)，但pH

9、不一定為7。 　水電離出的c(H＋)或c(OH－)的計算 3．(2018·泉州高三檢測)求算常溫下下列溶液中由H2O電離出的c(H＋)和 c(OH－)。 (1)pH＝2的H2SO4溶液，c(H＋)＝__________，c(OH－)＝__________。 (2)pH＝10的NaOH溶液，c(H＋)＝__________，c(OH－)＝__________。 (3)pH＝2的NH4Cl溶液，c(H＋)＝__________。 (4)pH＝10的Na2CO3溶液，c(OH－)＝__________。 解析：(1)pH＝2的H2SO4溶液，H＋來源有兩個：H2SO4的電離和H2O的電

10、離，而OH－只來源于水。應先求算溶液中c(OH－)，即為水電離出的c(H＋)或c(OH－)。　 (2)pH＝10的NaOH溶液中，OH－有兩個來源：H2O的電離和NaOH的電離，H＋只來源于水。應先求出溶液中c(H＋)，即為水電離出的c(OH－)或c(H＋)，溶液中c(OH－)＝10－4 mol·L－1，c(H＋)＝10－10 mol·L－1，則水電離出的 c(H＋)＝c(OH－)＝10－10 mol·L－1。 (3)～(4)水解的鹽溶液中的H＋或OH－均由水電離產(chǎn)生，水解顯酸性的鹽應計算其c(H＋)，水解顯堿性的鹽應計算其c(OH－)。pH＝2的NH4Cl溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H＋)＝

11、10－2 mol·L－1；pH＝10的Na2CO3溶液中由水電離產(chǎn)生的c(OH－)＝10－4 mol·L－1。 答案：(1)10－12 mol·L－1　10－12 mol·L－1 (2)10－10 mol·L－1　10－10 mol·L－1 (3)10－2 mol·L－1 (4)10－4 mol·L－1 理清溶液中H＋或OH－的來源 (1)常溫下，中性溶液 c(OH－)＝c(H＋)＝10－7 mol·L－1。 (2)溶質(zhì)為酸的溶液 ①OH－全部來自水的電離，水電離產(chǎn)生的c(H＋)＝c(OH－)。 ②實例 計算常溫下pH＝2的鹽酸中水電離出的c(H＋)，方法是先求出溶液

12、中的c(OH－)＝ mol·L－1＝10－12 mol·L－1，即水電離出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12 mol·L－1。 (3)溶質(zhì)為堿的溶液 ①H＋全部來自水的電離，水電離產(chǎn)生的c(OH－)＝c(H＋)。 ②實例 計算常溫下pH＝12的NaOH溶液中水電離出的c(OH－)，方法是先求出溶液中的c(H＋)＝10－12 mol·L－1，即水電離出的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12 mol·L－1。 (4)水解呈酸性或堿性的鹽溶液 ①常溫下pH＝5的NH4Cl溶液中H＋全部來自水的電離，由水電離出的c(H＋)＝10－5 mol·L－1，因為部分OH－與NH結合，c(OH－

13、)＝ mol·L－1＝10－9 mol·L－1。 ②常溫下pH＝12的Na2CO3溶液中OH－全部來自水的電離，由水電離出的c(OH－)＝ mol·L－1＝10－2 mol·L－1。 　溶液的酸堿性與pH [知識梳理] 一、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＋)7。 二、pH及其測量 1．計算公式：pH＝－lg__c(H＋)。 2．測量方法 (1)pH試紙

14、法：用鑷子夾取一小塊試紙放在玻璃片或表面皿上，用潔凈的玻璃棒蘸取待測溶液點在試紙的中央，變色后與標準比色卡對照，即可確定溶液的pH。 (2)pH計測量法。 3．溶液的酸堿性與pH的關系 室溫下： [自我檢測] 1．下列溶液一定顯酸性的是________。 ①pH<7的溶液 ②c(H＋)＝c(OH－)的溶液 ③c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1的溶液 ④c(H＋)>c(OH－)的溶液 ⑤0.1 mol·L－1的NH4Cl溶液 解析：題目沒有說明溫度，所以pH<7的溶液不一定是酸性溶液，只有c(H＋)>c(OH－)才是準確的判斷依據(jù)。NH4Cl溶液水解呈酸性。 答

15、案：④⑤ 2．判斷下列溶液在常溫下的酸堿性(填“酸性”“堿性”或“中性”)。 (1)相同濃度的HCl和NaOH溶液等體積混合：____________。 (2)相同濃度的CH3COOH和NaOH溶液等體積混合：____________。 (3)相同濃度的NH3·H2O和HCl溶液等體積混合：____________。 (4)pH＝2的HCl和pH＝12的NaOH溶液等體積混合：____________。 (5)pH＝3的HCl和pH＝10的NaOH溶液等體積混合：____________。 答案：(1)中性　(2)堿性　(3)酸性　(4)中性　(5)酸性 (1)溶液呈現(xiàn)酸性

16、或堿性決定于c(H＋)與c(OH－)的相對大小，不能只看pH，一定溫度下pH＝6的溶液可能顯中性，也可能顯酸性，應注意溫度。 (2)使用pH試紙時不能用蒸餾水潤濕。 (3)廣范pH試紙只能測出pH的整數(shù)值。 　(1)下列溶液一定呈中性的是________。 A．pH＝7的溶液 B．c(H＋)＝10－7 mol·L－1的溶液 C．c(H＋)/c(OH－)＝10－14的溶液 D．氨水和氯化銨的混合液中c(NH)＝c(Cl－) (2)已知T ℃，Kw＝1×10－13，則T ℃__________25 ℃(填“>”“<”或“＝”)。在T ℃時將pH＝11的NaOH溶液a L與pH＝

17、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，則a∶b＝________。 (3)25 ℃時，有pH＝x的鹽酸和pH＝y(tǒng)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： ①a/b＝________________(填表達式，用x、y表示)； ②若x＋y＝14，則a/b＝________(填數(shù)據(jù))； ③若x＋y＝13，則a/b＝________(填數(shù)據(jù))。 [解析]　(1)A.只有25 ℃時，pH＝7的溶液才呈中性，該選項沒有指明溫度，酸堿性無法確定，錯誤；B.只有25 ℃時，c(H＋)＝10－7 mol·L－

18、1的溶液才呈中性，該選項沒有指明溫度，酸堿性無法確定，錯誤；C.c(H＋)/c(OH－)＝10－14的溶液c(H＋)1×10－14，即T ℃>25 ℃；NaOH溶液中n(OH－)＝0.01a mol，硫酸中n(H＋)＝0.1b mol，根據(jù)混合后溶液pH＝10，得10－3＝，解得a∶b＝101∶9。 (3)若兩溶液完全中和，則溶液中n(H＋)＝

19、n(OH－)，即10－xa＝10y－14b，①整理得a/b＝10x＋y－14；②若x＋y＝14，則a/b＝1；③若x＋y＝13，則a/b＝0.1。 [答案]　(1)D　(2)>　101∶9 (3)①10x＋y－14?、?　③0.1 (1)上述例題的第(2)小題中，若將T ℃改為常溫，則a∶b為________。 (2)上述例題的第(3)小題中，該鹽酸與該氫氧化鈉完全中和，則兩溶液的pH(x、y)的關系式x＋y為________________(用a、b表示)。 (3)由水電離出的c(H＋)＝10－7 mol·L－1的溶液________(填“一定”或“不一定”)呈中性。 解析：

20、(1)NaOH溶液中n(OH－)＝0.001a mol，硫酸中n(H＋)＝0.1b mol，根據(jù)混合后溶液pH＝10，得10－4＝，解得a∶b＝1 001∶9。 (2)兩溶液完全中和時，則有＝10x＋y－14，即lg＝x＋y－14，解得x＋y＝14＋lg。 (3)水的電離受溫度、酸、堿等因素的影響，25 ℃時，水電離出的c(H＋)＝10－7mol·L－1，溶液呈中性；若溫度大于25 ℃，水電離出的c(H＋)＝10－7 mol·L－1，則說明水的電離受到抑制，溶液可能呈酸性或堿性。 答案：(1)1 001∶9　(2)14＋lg　(3)不一定 　多角度計算溶液的pH 1．已知在100

21、 ℃下，水的離子積Kw＝1×10－12，下列說法正確的是(　　) A．0.05 mol·L－1的H2SO4 溶液pH＝1 B．0.001 mol·L－1的NaOH溶液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，混合后溶液pH為6，溶液顯酸性 D．完全中和pH＝3的H2SO4 溶液50 mL，需要pH＝11的 NaOH溶液50 mL 解析：選A。A中，c(H＋)＝0.05 mol·L－1×2＝0.1 mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝－lg 0.1＝1，正確。B中，c(OH－)＝10－3 mol·L－1，則1

22、00 ℃時，c(H＋)＝＝ mol·L－1＝10－9 mol·L－1，pH＝9，錯誤。C中，c(H＋)＝2×0.005 mol·L－1＝0.01 mol·L－1，c(OH－)＝0.01 mol·L－1，等體積混合后c(H＋)＝c(OH－)＝10－6 mol·L－1，pH＝6，溶液呈中性，錯誤。D中，pH＝3的硫酸溶液中c(H＋)＝10－3 mol·L－1，pH＝11的氫氧化鈉溶液中c(H＋)＝10－11 mol·L－1，c(OH－)＝ mol·L－1＝0.1 mol·L－1，等體積混合時，NaOH過量，錯誤。 2．求室溫下下列溶液的pH，已知lg 2＝0.3。 (1)將pH＝8的NaOH溶

23、液與pH＝10的NaOH溶液等體積混合。 (2)將pH＝5的鹽酸與pH＝9的NaOH溶液以體積比11∶9混合。 (3)將pH＝3的HCl與pH＝3的H2SO4等體積混合。 (4)0.001 mol·L－1的NaOH溶液。 解析：(1)pH＝8的NaOH溶液中：c(H＋)＝10－8 mol·L－1，c(OH－)＝10－6 mol·L－1；pH＝10的NaOH溶液中：c(H＋)＝10－10 mol·L－1，c(OH－)＝10－4 mol·L－1；混合后溶液中：c(OH－)＝ mol·L－1≈5×10－5 mol·L－1，c(H＋)＝ mol·L－1＝2×10－10 mol·L－1，pH＝1

24、0－lg 2＝9.7。 (2)pH＝5的鹽酸中c(H＋)＝10－5 mol·L－1，pH＝9的NaOH溶液中c(OH－)＝10－5 mol·L－1，根據(jù)題意知二者混合后鹽酸過量，剩余的c(H＋)＝＝10－6 mol·L－1，pH＝6。 (3)pH相同的強酸溶液等體積混合后pH不變。 (4)c(H＋)＝ mol·L－1＝10－11 mol·L－1，pH＝11。 答案：(1)9.7　(2)6　(3)3　(4)11 3．將pH＝3的鹽酸a L分別與下列三種溶液混合后，混合液均呈中性，其中a、b、c、d的關系正確的是(　　) ①b L 1×10－3mol·L－1的氨水 ②c L c(OH

25、－)＝1×10－3mol·L－1的氨水 ③d L c(OH－)＝1×10－3mol·L－1的Ba(OH)2溶液 A．b>a＝d>c　　　　　　　 B．a(chǎn)＝b>c>d C．a(chǎn)＝b>d>c D．c>a＝d>b 解析：選A。pH＝3的鹽酸中c(H＋)＝1×10－3mol·L－1，與c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1的Ba(OH)2溶液混合，混合液呈中性時二者的體積相等，故a＝d；NH3·H2O為弱堿，若1×10－3mol·L－1的氨水與pH＝3的鹽酸等體積混合，則正好完全反應生成NH4Cl，NH水解使溶液呈酸性，故若要使溶液呈中性則應使b>a；c(OH－)＝1×10－3mol·L

26、－1的氨水中c(NH3·H2O)>1×10－3mol·L－1，故與pH＝3的鹽酸混合，若要使溶液呈中性，則應使a>c，故有b>a＝d>c。 溶液pH計算的方法 (1)單一溶液的pH計算 ①強酸溶液：如HnA，設濃度為c mol·L－1，c(H＋)＝nc mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝－lg(nc)。 ②強堿溶液(25 ℃)：如B(OH)n，設濃度為c mol·L－1，c(H＋)＝ mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg(nc)。 (2)混合溶液的pH計算 ①兩種強酸混合：直接求出c混(H＋)，再據(jù)此求pH。c混(H＋)＝。 ②兩種強堿混合：先求出c混

27、(OH－)，再據(jù)Kw求出c混(H＋)，最后求pH。 c混(OH－)＝。 ③強酸、強堿混合：先判斷哪種物質(zhì)過量，再由下式求出溶液中H＋或OH－的濃度，最后求pH。 c混(H＋)或c混(OH－) ＝。 　溶液稀釋后的pH計算 4．(1)1 mL pH＝5的鹽酸，加水稀釋到10 mL, pH＝______；加水稀釋到100 mL，pH________7。 (2)1 mL pH＝9的NaOH溶液，加水稀釋到10 mL，pH＝________；加水稀釋到100 mL，pH________7。 (3)pH＝5的H2SO4溶液，加水稀釋到500倍，則稀釋后c(SO)與c(H＋)的比值為__

28、______。 解析：(1)1 mL pH＝5的鹽酸，加水稀釋到10 mL，pH增大1，變?yōu)?；加水稀釋到100 mL，pH接近7。 (2)1 mL pH＝9的NaOH溶液，加水稀釋到10 mL，pH減小1，變?yōu)?；加水稀釋到100 mL，pH接近7。 (3)稀釋前c(SO)＝ mol/L；稀釋后c(SO)＝＝10－8 mol/L；c(H＋)接近10－7 mol/L，所以＝＝。 答案：(1)6　接近　(2)8　接近　(3) 5．(1)體積相同，濃度均為0.2 mol·L－1的鹽酸和CH3COOH溶液，分別加水稀釋10倍，溶液的pH分別變成m和n，則m與n的關系為___________

29、___________________。 (2)體積相同，濃度均為0.2 mol·L－1的鹽酸和CH3COOH溶液，分別加水稀釋m倍、n倍，溶液的pH都變成3，則m與n的關系為________________。 (3)體積相同，pH均等于1的鹽酸和CH3COOH溶液，分別加水稀釋m倍、n倍，溶液的pH都變成3，則m與n的關系為______________。 (4)體積相同，pH均等于13的氨水和NaOH溶液，分別加水稀釋m倍、n倍，溶液的pH都變成9，則m與n的關系為________________。 答案：(1)m＜n　(2)m＞n　(3)m＜n　(4)m＞n (1)弱酸、弱堿

30、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 pH＝a pH＝a＋n 弱酸 a7。 (2)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。 　酸堿中和滴定 [知識梳理] 一、實驗原理 利用酸堿中和反應，用已知濃度酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)的實驗方法。以標準鹽酸滴定待測NaOH溶液為例，待測NaOH溶液的物質(zhì)的量濃度為c(NaOH

31、)＝。 酸堿中和滴定的關鍵：準確測定消耗標準液的體積；準確判斷滴定終點。 二、實驗用品 1．儀器 酸式滴定管(如圖A)、堿式滴定管(如圖B)、滴定管夾、鐵架臺、錐形瓶。 2．試劑 標準液、待測液、指示劑、蒸餾水。 3．滴定管的使用 (1)酸性、強氧化性試劑一般用酸式滴定管，因為酸和強氧化性物質(zhì)易腐蝕橡膠管。 (2)堿性試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。 三、實驗操作 1．滴定前的準備 (1)滴定管：查漏→洗滌→潤洗→裝液→調(diào)液面→記錄。 (2)錐形瓶：注待測液→記體積→加指示劑。 2．滴定 3．終點判斷 等到滴入最后一滴標準

32、液，指示劑變色，且在半分鐘內(nèi)不恢復原來的顏色，視為滴定終點并記錄標準液的體積。 4．數(shù)據(jù)處理 按上述操作重復2～3次，求出用去標準鹽酸體積的平均值，根據(jù)c(NaOH)＝計算出NaOH溶液濃度。 四、常用酸堿指示劑及變色范圍 指示劑 變色范圍的pH 石蕊 <5.0紅色 5.0～8.0紫色 >8.0藍色 甲基橙 <3.1紅色 3.1～4.4橙色 >4.4黃色 酚酞 <8.2無色 8.2～10.0粉紅色 >10.0紅色 　一般不用石蕊作酸堿中和滴定的指示劑。 五、中和滴定的誤差分析 依據(jù)原理c(標準)·V(標準)＝c(待測)·V(待測)，則有c(待測)＝，因c

33、(標準)與V(待測)已確定，因此只要分析出不正確操作引起V(標準)的變化，即可分析出結果。 [自我檢測] 1．判斷正誤，正確的打“√”，錯誤的打“×”。 (1)滴定管裝滴定液前應先用蒸餾水洗凈，再用滴定液潤洗。(　　) (2)中和滴定實驗中，錐形瓶用蒸餾水洗凈后即可使用。(　　) (3)用0.200 0 mol·L－1 NaOH標準溶液滴定HCl與CH3COOH的混合液(混合液中兩種酸的濃度均約為0.1 mol·L－1)，至中性時，溶液中的酸未被完全中和。(　　) 答案：(1)√　(2)√　(3)√ 2．(2015·高考廣東卷)準確移取20.00 mL某待測HCl溶液于錐形瓶中，

34、用0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定。下列說法正確的是(　　) A．滴定管用蒸餾水洗滌后，裝入NaOH溶液進行滴定 B．隨著NaOH溶液滴入，錐形瓶中溶液pH由小變大 C．用酚酞作指示劑，當錐形瓶中溶液由紅色變無色時停止滴定 D．滴定達終點時，發(fā)現(xiàn)滴定管尖嘴部分有懸滴，則測定結果偏小 解析：選B。A.滴定管用蒸餾水洗滌后，需用待裝液潤洗才能裝入NaOH溶液進行滴定。B.隨著NaOH溶液的滴入，錐形瓶內(nèi)溶液中c(H＋)越來越小，故pH由小變大。C.用酚酞作指示劑，當錐形瓶內(nèi)溶液由無色變?yōu)闇\紅色，且半分鐘內(nèi)不褪去，說明達到滴定終點，應停止滴定。D.滴定達終點時，滴定管尖嘴部

35、分有懸滴，則所加標準NaOH溶液量偏多，使測定結果偏大。 (1)滴定管要用待裝液潤洗，滴定管不潤洗相當于對所盛裝溶液的稀釋。錐形瓶不需潤洗，潤洗后使所盛裝溶液的物質(zhì)的量增大。 (2)滴定管盛裝標準溶液時，其液面不一定要在“0”刻度。只要在“0”刻度或“0”刻度以下某刻度即可，但一定要記錄下滴定前液面的讀數(shù)。滴定管的精確度為 0.01 mL。 (3)選擇指示劑的三個要點 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。 ③指示劑在滴定終點時顏色變化明顯，容易觀察判斷。 　(2018·宜春模擬)現(xiàn)用鹽酸標準溶液來測定NaOH溶液的濃度。滴定時有下列操作： ①向溶

36、液中加入1～2滴指示劑。 ②取20.00 mL標準溶液放入錐形瓶中。 ③用氫氧化鈉溶液滴定至終點。 ④重復以上操作。 ⑤配制250 mL鹽酸標準溶液。 ⑥根據(jù)實驗數(shù)據(jù)計算氫氧化鈉的物質(zhì)的量濃度。 (1)以上各步中，正確的操作順序是_______________________________________ (填序號)，上述②中使用的儀器除錐形瓶外，還需要________，使用________作指示劑。 (2)如何判斷滴定終點？_____________________________________。 (3)滴定并記錄V(NaOH)的初、終讀數(shù)。數(shù)據(jù)記錄如下表： 滴定次數(shù)

37、 1 2 3 4 V(標準溶液)/mL 20.00 20.00 20.00 20.00 V(NaOH)/mL(初讀數(shù)) 0.10 0.30 0.00 0.20 V(NaOH)/mL(終讀數(shù)) 20.08 20.30 20.80 20.22 V(NaOH)/mL(消耗) 19.98 20.00 20.80 20.02 某同學在處理數(shù)據(jù)過程中計算得到平均消耗NaOH溶液的體積為V(NaOH)＝ mL＝20.20 mL。他的計算合理嗎？______。理由是_________。 [解析]　(1)在用未知濃度的堿滴定已知濃度的酸的操作中，正確的操作順序

38、是配制250 mL鹽酸標準溶液；取20.00 mL標準溶液放入錐形瓶中；向溶液中加入1～2滴指示劑；用氫氧化鈉溶液滴定至終點；重復以上操作；根據(jù)實驗數(shù)據(jù)計算氫氧化鈉的物質(zhì)的量濃度，故順序是⑤②①③④⑥。上述②取20.00 mL標準溶液放入錐形瓶中使用的儀器除錐形瓶外，還需要酸式滴定管；為了使滴定結果準確，使用的指示劑的顏色變化宜由淺到深，故使用酚酞，可以減少滴定誤差。 (3)他的計算不合理，原因是第3組數(shù)據(jù)明顯偏大，偏離真實值，誤差太大，不應采用。 [答案]　(1)⑤②①③④⑥　酸式滴定管　酚酞 (2)當?shù)稳胱詈笠坏蜰aOH溶液，溶液由無色變成粉紅色，且半分鐘內(nèi)不褪色 (3)不合理　第

39、3組數(shù)據(jù)明顯偏大，不應采用 (1)滴定終點就是酸堿恰好中和的點嗎？試歸納恰好反應、恰好中和、滴定終點與溶液呈中性的關系。 (2)某25 mL滴定管中液面在10 mL刻度線處，全部放出后的溶液體積是15 mL嗎？說明理由。 (3)在處理所得數(shù)據(jù)時，如何判斷某些數(shù)據(jù)是否舍棄？ 答案：(1)滴定終點是指示劑顏色發(fā)生突變的點，不一定是酸堿恰好中和的點。恰好反應＝恰好中和≠滴定終點≠溶液呈中性。 (2)不是；滴定管下端有一小部分無刻度，故全部放出后的溶液體積大于15 mL。 (3)數(shù)據(jù)明顯偏大或偏小的，屬于操作錯誤引起，應舍棄。 　酸堿中和滴定 1．用已知濃度的NaOH溶液測定某

40、H2SO4溶液的濃度，參考如圖所示儀器從下表中選出正確選項(　　) 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 選項 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 乙 B 酸 堿 酚酞 甲 C 堿 酸 甲基橙 乙 D 酸 堿 酚酞 乙 解析：選D。解答本題的關鍵：①明確酸、堿式滴定管使用時的注意事項；②指示劑的變色范圍。酸式滴定管不能盛放堿，而堿式滴定管不能盛放酸和強氧化性溶液，指示劑應選擇顏色變化明顯的酚酞或甲基橙，不能選用石蕊，另外還要注意在酸堿中和滴定中，無論是標準溶液滴定待測溶液，還是待測溶液

41、滴定標準溶液，只要操作正確，都能得到正確的結果。 2．實驗室現(xiàn)有3種指示劑，其pH變色范圍如下： 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 NaOH溶液滴定未知濃度的CH3COOH溶液，反應恰好完全時，下列敘述中正確的是(　　) A．溶液呈中性，可選用甲基橙或酚酞作指示劑 B．溶液呈中性，可選用石蕊作指示劑 C．溶液呈堿性，可選用甲基橙或酚酞作指示劑 D．溶液呈堿性，可選用酚酞作指示劑 解析：選D。首先明確石蕊不能作指示劑，原因一是變色范圍太寬，二是人眼對石蕊的顏色突變不敏感。當NaOH溶液和CH3COOH溶液恰好完全反

42、應時生成CH3COONa，水解呈堿性，因此宜選用在堿性范圍內(nèi)變色的指示劑，選項D正確。 3．實驗室用標準鹽酸滴定某濃度的NaOH溶液，用甲基橙作指示劑，下列操作中可能使測定結果偏低的是(　　) A．用量筒量取NaOH溶液時仰視讀數(shù) B．酸式滴定管用蒸餾水洗凈后，直接裝入標準鹽酸進行滴定 C．錐形瓶內(nèi)溶液顏色變化由黃色變橙色，立即記下滴定管液面所在刻度 D．盛NaOH溶液的錐形瓶滴定前用NaOH溶液潤洗2～3 次 解析：選C。 A項，應用堿式滴定管或移液管取NaOH溶液，且本操作實際取用NaOH溶液體積大于計算值，消耗的鹽酸增加，故導致測定結果偏高；B項，酸式滴定管未用標準液潤洗，測

43、出NaOH溶液濃度偏高；C項，由黃色變?yōu)槌壬赡苡捎诰植縞(H＋)變大引起的，振蕩后可能還會恢復黃色，應在振蕩后半分鐘內(nèi)顏色保持不變才能認為已達到滴定終點，故所用鹽酸的量比理論用量可能偏小，測出的NaOH溶液濃度可能偏低；D項，用NaOH溶液潤洗錐形瓶，直接導致鹽酸的用量偏大，故測定結果偏高。 圖解量器的讀數(shù)方法 (1)平視讀數(shù)(如圖1)：實驗室中用量筒、移液管或滴定管量取一定體積的液體，讀取液體體積時，視線應與凹液面最低點保持水平，視線與刻度的交點即為讀數(shù)(即凹液面定視線，視線定讀數(shù))。 (2)俯視讀數(shù)(如圖2)：當用量筒測量液體的體積時，由于俯視視線向下傾斜，尋找切點的位置在凹液

44、面的上側，讀數(shù)高于正確的刻度線位置，即讀數(shù)偏大。 (3)仰視讀數(shù)(如圖3)：讀數(shù)時，由于視線向上傾斜，尋找切點的位置在液面的下側，因滴定管刻度標法與量筒不同，故仰視讀數(shù)偏大。 至于俯視和仰視的誤差，還要結合具體儀器進行分析，因為量筒刻度從下到上逐漸增大；而滴定管刻度從下到上逐漸減小，并且滴定管中液體的體積是兩次體積讀數(shù)之差，在分析時還要看滴定前讀數(shù)是否正確，然后才能判斷實際量取的液體體積是偏大還是偏小。 [課后達標檢測] 一、選擇題 1．下列溶液一定呈中性的是(　　) A．c(H＋)＝c(OH－)＝10－6 mol·L－1的溶液 B．使酚酞呈無色的溶液 C．使石蕊試液呈紫

45、色的溶液 D．酸與堿恰好完全反應生成正鹽的溶液 解析：選A。溶液呈中性，則c(H＋)＝c(OH－)，A項正確；常溫下在pH<8.2的溶液中酚酞均呈無色，B項不正確；常溫下在pH＝5～8的溶液中石蕊均呈紫色，C項不正確；D項中生成的正鹽如果能夠水解，溶液有可能不呈中性，D項不正確。 2.用0.102 6 mol·L－1的鹽酸滴定25.00 mL未知濃度的氫氧化鈉溶液，滴定達終點時，滴定管中的液面如圖所示，正確的讀數(shù)為(　　) A．22.30 mL　　　　　　　　 B．22.35 mL C．23.65 mL D．23.70 mL 解析：選B。圖中液面在22～23 mL之間，分刻度有

46、10個，因而每刻度是0.1 mL，液體的凹液面讀數(shù)約為22.35 mL。 3．下列有關中和滴定的敘述正確的是(　　) A．滴定時，標準液的濃度一定越小越好 B．用鹽酸作標準液滴定NaOH溶液時，指示劑加入越多越好 C．滴定管在滴液前和滴液后均有氣泡一定不會造成誤差 D．滴定時眼睛應注視錐形瓶內(nèi)溶液的顏色變化而不應注視滴定管內(nèi)的液面變化 解析：選D。A項，標準液的濃度越小，要求待測液的體積越小，誤差越大；B項，指示劑的用量增多，會產(chǎn)生誤差；C項，滴定前后的氣泡大小可能不同，會產(chǎn)生誤差；只有選項D正確。 4．現(xiàn)有兩瓶溫度分別為15 ℃和45 ℃，pH均為1的硫酸溶液，下列有關說法不正

47、確的是(　　) A．兩溶液中的c(OH－)相同 B．兩溶液中的c(H＋)相同 C．等體積兩種溶液中和堿的能力相同 D．兩溶液中的c(H2SO4)基本相同 解析：選A。兩溶液中c(H＋)＝10－1 mol·L－1，依據(jù)Kw＝c(H＋)·c(OH－)，15 ℃時的Kw小于45 ℃時的Kw，所以，兩溶液中的c(OH－)前者小于后者，A選項錯誤；因為溶液中c(H＋)相同，所以c(H2SO4)、等體積兩種溶液中和堿的能力均相同。 5．水的電離過程為H2OH＋＋OH－，在不同溫度下其離子積為Kw(25 ℃)＝1.0×10－14，Kw(35 ℃)＝2.1×10－14，則下列敘述中正確的是(　

48、　) A．純水中c(H＋)隨溫度的升高而降低 B．35 ℃時，純水中c(H＋)>c(OH－) C．純水的pH：pH(35 ℃)>pH(25 ℃) D．35 ℃時水電離出的H＋的濃度約為1.45×10－7 mol/L 解析：選D。由兩種溫度下水的離子積常數(shù)知水的電離是吸熱的，溫度高時水中c(H＋)較高，pH較小，但溶液中c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性，A、B、C錯誤；水電離生成的c(H＋)及c(OH－)相等，利用水的離子積常數(shù)可判斷D正確。 6．室溫下，取100 mL某酸溶液，測得其pH等于1，下列敘述正確的是(　　) A．該溶液中的c(H＋)≥0.1 mol·L－1 B．

49、把該溶液稀釋成1 L后，pH≥2 C．把該溶液稀釋成1 L后，pH<2 D．完全中和此溶液需0.1 mol·L－1 NaOH溶液的體積≥100 mL 解析：選D。pH等于1的酸溶液中，c(H＋)＝0.1 mol·L－1，A項錯誤。把該溶液稀釋成1 L后，若酸為強酸，則pH＝2；若酸為弱酸，則pH<2，故稀釋后pH≤2，B、C項錯誤。若酸為強酸，則完全中和此溶液需0.1 mol·L－1NaOH溶液100 mL；若酸為弱酸，則所需NaOH溶液的體積大于100 mL，D項正確。 7．如圖曲線a和b是鹽酸與氫氧化鈉溶液相互滴定的滴定曲線，下列敘述正確的是(　　) A．鹽酸的物質(zhì)的量濃度為

50、1 mol·L－1 B．P點時恰好完全中和，溶液呈中性 C．曲線a是鹽酸滴定氫氧化鈉溶液的滴定曲線 D．酚酞不能用作本實驗的指示劑 解析：選B。由圖可知，鹽酸與氫氧化鈉溶液的濃度相等，都是0.1 mol·L－1，A項錯誤；P點時鹽酸與氫氧化鈉溶液的體積相等，恰好完全中和，溶液呈中性，B項正確；曲線a對應的溶液起點的pH等于1，故曲線a是氫氧化鈉溶液滴定鹽酸的滴定曲線，C項錯誤；強酸和強堿的中和滴定，達到終點時溶液為中性，指示劑選擇酚酞或甲基橙都可以，D項錯誤。 8．常溫下，向100 mL 0.01 mol·L－1HA溶液中逐滴加入0.02 mol·L－1MOH溶液，圖中所示曲線表示混

51、合溶液的pH變化情況(溶液體積變化忽略不計)。下列說法中不正確的是(　　) A．HA為一元強酸 B．MOH為一元弱堿 C．N點水的電離程度小于K點水的電離程度 D．若K點對應溶液的pH＝10，則有c(MOH)＋c(OH－)－c(H＋)＝0.005 mol·L－1 解析：選C。由于起始pH＝2，知0.01 mol·L－1HA溶液中HA完全電離，HA為強酸，A項正確；若MOH是強堿，中和至pH＝7時，需要V(MOH)＝50 mL，而實際消耗MOH溶液的體積為51 mL，故MOH為一元弱堿，B項正確；由于N點pH＝7，K點MOH過量，pH>7，MOH抑制水的電離，C項不正確；K點是MA

52、和MOH物質(zhì)的量1∶1的混合溶液，溶液呈堿性，其電荷守恒、物料守恒式分別為c(M＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)、2c(A－)＝c(M＋)＋c(MOH)＝0.01 mol·L－1，c(A－)＝0.005 mol·L－1，所以c(MOH)＋c(OH－)－c(H＋)＝c(A－)＝0.005 mol·L－1，D項正確。 9．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(chǎn)－lg 2 B．b－lg 2 C．a(chǎn)＋lg 2 D．b＋lg 2 解析：選B。兩種溶液中c(OH－)分別為10a－14mol/L

53、、10b－14 mol/L，等體積混合后c(OH－)＝[10a－14mol/L＋10b－14mol/L]/2＝[(101×10a－14)/2]mol/L，pOH＝(14－a)－lg 101＋lg 2≈12－a＋lg 2，pH＝14－pOH＝2＋a－lg 2＝b－lg 2。 10．常溫下，關于溶液稀釋的說法正確的是(　　) A．將1 L 0.1 mol·L－1的Ba(OH)2溶液加水稀釋為2 L，pH＝13 B．pH＝3的醋酸溶液加水稀釋100倍，pH＝5 C．pH＝4的H2SO4溶液加水稀釋100倍，溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1 D．pH＝8的NaOH

54、溶液加水稀釋100倍，其pH＝6 解析：選A。A.將1 L 0.1 mol·L－1的Ba(OH)2溶液加水稀釋為2 L，Ba(OH)2溶液的物質(zhì)的量濃度變?yōu)?.05 mol·L－1，氫氧根離子濃度為0.1 mol·L－1，pH＝13，正確；B.pH＝3的醋酸溶液加水稀釋100倍，促進醋酸的電離，因此稀釋100倍后，其pH<5，錯誤；C.pH＝4的H2SO4溶液加水稀釋100倍，溶液中的c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1，由水電離產(chǎn)生的c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－8 mol·L－1，錯誤；D.pH＝8的NaOH溶液加水稀釋100倍，其pH應接近7，但不會小于7，錯誤。 二、非選

55、擇題 11．已知醋酸是日常生活中常見的弱酸。 (1)用pH試紙測定醋酸pH的操作是_____________________________。 (2)常溫下在pH＝5的稀醋酸溶液中，醋酸電離出的c(H＋)的精確值是________mol·L－1。 (3)用0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定20.00 mL某濃度的CH3COOH溶液，部分操作如下： ①取一支用蒸餾水洗凈的堿式滴定管，加入標準氫氧化鈉溶液，記錄初始讀數(shù) ②用酸式滴定管放出一定量待測液，置于用蒸餾水洗凈的錐形瓶中，加入2滴甲基橙 ③滴定時，邊滴加邊振蕩，同時注視滴定管內(nèi)液面的變化 上述實驗過程中錯誤的步

56、驟是________(填序號)。 解析：(1)pH試紙不能潤濕且只能讀取整數(shù)值。 (2)在醋酸溶液中，H＋來源于醋酸的電離和水的電離，其中c(H＋)水＝ mol·L－1＝10－9mol·L－1，所以醋酸電離出的c(H＋)的精確值為(10－5－10－9) mol·L－1。 答案：(1)用鑷子夾取一小塊pH試紙放在干燥潔凈的表面皿或玻璃片上，用玻璃棒蘸取待測液點在試紙的中部，觀察顏色變化，與標準比色卡對比讀數(shù) (2)(10－5－10－9)　(3)①②③ 12．現(xiàn)有常溫條件下甲、乙、丙三種溶液，甲為0.1 mol/L的NaOH溶液，乙為0.1 mol/L的HCl溶液，丙為0.1 mol/L

57、的CH3COOH溶液，試回答下列問題： (1)甲溶液的pH＝__________。 (2)丙溶液中存在的電離平衡為__________________________(用電離平衡方程式表示)。 (3)甲、乙、丙三種溶液中由水電離出的c(OH－)的大小關系為________________________。 (4)某同學用甲溶液分別滴定20.00 mL乙溶液和20.00 mL丙溶液，得到如圖所示兩條滴定曲線，請完成有關問題： ①甲溶液滴定丙溶液的曲線是__________(填“圖1”或“圖2”)； ②a＝________mL。 解析：(1)c(OH－)＝0.1 mol/L，則c

58、(H＋)＝10－13 mol/L，pH＝13。 (2)CH3COOH溶液中存在CH3COOH和水的電離平衡。 (3)酸、堿對水的電離具有抑制作用，c(H＋)或c(OH－)越大，水的電離程度越小，反之越大。 (4)氫氧化鈉溶液滴定鹽酸恰好中和時，pH＝7；氫氧化鈉溶液滴定醋酸恰好中和時，生成醋酸鈉溶液，pH>7。對照題中圖示，圖2符合題意。a的數(shù)值是通過滴定管讀數(shù)所確定的，因此讀數(shù)應在小數(shù)點后保留兩位。 答案：(1)13　(2)CH3COOHCH3COO－＋H＋、H2OOH－＋H＋　(3)丙>甲＝乙　(4)①圖2 ②20.00 13．已知水的電離平衡曲線如圖所示： 試回

59、答下列問題： (1)圖中五點的Kw間的關系是__________________________________。 (2)若從A點到D點，可采用的措施是________。 a．升溫 b．加入少量的鹽酸 c．加入少量的NH4Cl (3)E點對應的溫度下，將pH＝9的NaOH溶液與pH＝4的H2SO4溶液混合，若所得混合溶液的pH＝7，則NaOH溶液與H2SO4溶液的體積比為________。 (4)B點對應的溫度下，若100體積pH1＝a的某強酸溶液與1體積pH2＝b的某強堿溶液混合后溶液呈中性，則混合前，該強酸的pH1與強堿的pH2之間應滿足的關系是________。 解析：(

60、1)Kw只與溫度有關，溫度升高，促進水的電離，Kw增大，因此有B>C>A＝D＝E。(2)從A點到D點，溶液由中性轉化為酸性，因此選項b和c均符合題意。(3)E點對應的溫度是25 ℃，反應后混合溶液的pH＝7，說明酸堿恰好完全反應，因此有n(OH－)＝n(H＋)，則V(NaOH)×10－5 mol·L－1＝V(H2SO4)×10－4 mol·L－1，得V(NaOH)∶V(H2SO4)＝10∶1。(4)B點對應的溫度是100 ℃，水的離子積為10－12，pH2＝b的某強堿溶液中c(OH－)＝10b－12 mol·L－1，由于反應后溶液呈中性，因此有100×10－a＝1×10b－12，即10－a＋2

61、＝10b－12，可得a＋b＝14或pH1＋pH2＝14。 答案：(1)B>C>A＝D＝E　(2)bc　(3)10∶1 (4)a＋b＝14(或pH1＋pH2＝14) 14．中華人民共和國國家標準(GB 2760-2011)規(guī)定葡萄酒中SO2最大使用量為0.25 g·L－1。某興趣小組用圖1裝置(夾持裝置略)收集某葡萄酒中SO2，并對其含量進行測定。 圖1 圖2 (1)儀器A的名稱是____________，水通入A的進口為______。 (2)B中加入300.00 mL葡萄酒和適量鹽酸，加熱使SO2全部逸出并與C中H2O2完全反應，其化學方程式為______________

62、____________________。 (3)除去C中過量的H2O2，然后用0.090 0 mol·L－1NaOH標準溶液進行滴定，滴定前排氣泡時，應選擇圖2中的________；若滴定終點時溶液的pH＝8.8，則選擇的指示劑為________；若用50 mL滴定管進行實驗，當?shù)味ü苤械囊好嬖诳潭取?0”處，則管內(nèi)液體的體積(填序號)________(①＝10 mL，②＝40 mL，③＜10 mL，④＞40 mL)。 (4)滴定至終點時，消耗NaOH溶液25.00 mL，該葡萄酒中SO2含量為________g·L－1。 (5)該測定結果比實際值偏高，分析原因并利用現(xiàn)有裝置提出改進措

63、施：________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 解

64、析：(1)A儀器的名稱為冷凝管或冷凝器；為使冷卻效果好，應將冷卻水從處于低處的b口通入。 (2)SO2具有強還原性，H2O2具有強氧化性，二者發(fā)生氧化還原反應：SO2＋H2O2===H2SO4。 (3)NaOH盛裝在堿式滴定管中，應將橡皮管向上彎曲以排出氣泡，選③。滴定至終點時溶液的pH＝8.8，在酚酞的變色范圍內(nèi)，故可選用酚酞作指示劑。液面在10 mL時滴定管中有刻度的液體為40 mL，因滴定管的下端有一段無刻度，故管內(nèi)液體的體積大于40 mL。 (4)SO2與NaOH存在如下關系： SO2　～　H2SO4　～　2NaOH 64 g 2 mol

65、 m(SO2) 0.090 0 mol·L－1×0.025 L 解得：m(SO2)＝＝0.072 g，故葡萄酒中SO2的含量為＝0.24 g·L－1。 (5)鹽酸為揮發(fā)性酸，揮發(fā)出的HCl消耗NaOH，使測量值偏大?？梢杂秒y揮發(fā)的稀硫酸代替鹽酸進行該實驗。 答案：(1)冷凝管(或冷凝器)　b (2)SO2＋H2O2===H2SO4 (3)③　酚酞?、堋?4)0.24 (5)原因：鹽酸的揮發(fā)；改進措施：用不揮發(fā)的強酸如硫酸代替鹽酸(或用蒸餾水代替葡萄酒進行對比實驗，扣除鹽酸揮發(fā)的影響) 15．KMnO4溶液常用作氧化還原反應滴定的標準液，由于KMnO4

66、的強氧化性，它的溶液很容易被空氣中或水中的某些少量還原性物質(zhì)還原，生成難溶性物質(zhì)MnO(OH)2，因此配制KMnO4標準溶液的操作如下所示： ①稱取稍多于所需量的KMnO4固體溶于水中，將溶液加熱并保持微沸1 h； ②用微孔玻璃漏斗過濾除去難溶的MnO(OH)2； ③過濾得到的KMnO4溶液貯存于棕色試劑瓶中并放在暗處； ④利用氧化還原滴定法，在70～80 ℃條件下用基準試劑(純度高、相對分子質(zhì)量較大、穩(wěn)定性較好的物質(zhì))溶液標定其濃度。 請回答下列問題： (1)準確量取一定體積的KMnO4溶液使用的儀器是________________。 (2)在下列物質(zhì)中，用于標定KMnO4溶液的基準試劑最好選用______(填序號)。 A．H2C2O4·2H2O　　　　　 B．FeSO4 C．濃鹽酸 D．Na2SO3 (3)若準確稱取W g你選的基準試劑溶于水配成500 mL溶液，取25.00 mL置于錐形瓶中，用KMnO4溶液滴定至終點，消耗KMnO4溶液V mL。KMnO4溶液的物質(zhì)的量濃度為________mol·L－1。 (4)若用放置兩周的KMnO4標準溶液去測