2019版高考化學(xué)大一輪復(fù)習(xí) 專題8 水溶液中的離子反應(yīng) 第2講 水的電離和溶液的酸堿性學(xué)案 蘇教版.doc
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第2講 水的電離和溶液的酸堿性 【2019備考】 最新考綱：1.了解水的電離和水的離子積常數(shù)。2.了解溶液pH的定義。3.了解測(cè)定溶液pH的方法，能進(jìn)行pH的簡(jiǎn)單計(jì)算。 考點(diǎn)一 水的電離 (頻數(shù)：★★☆ 難度：★★☆) 1．水的電離 水是極弱的電解質(zhì)，水的電離方程式為H2O＋H2OH3O＋＋OH－或H2OH＋＋OH－。 2．水的離子積常數(shù) Kw＝c(H＋)c(OH－)。 (1)室溫下：Kw＝110－14。 (2)影響因素：只與溫度有關(guān)，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。 4．填寫(xiě)外界條件對(duì)水電離平衡的具體影響 體系變化 條件 平衡移 動(dòng)方向 Kw 水的電 離程度 c(OH－) c(H＋) HCl 逆 不變 減小 減小 增大 NaOH 逆 不變 減小 增大 減小 可水解 的鹽 Na2CO3 正 不變 增大 增大 減小 NH4Cl 正 不變 增大 減小 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 增大 增大 減小 水的離子積常數(shù)Kw＝c(H＋)c(OH－)，其實(shí)質(zhì)是水溶液中的H＋和OH－濃度的乘積，不一定是水電離出的H＋和OH－濃度的乘積，所以與其說(shuō)Kw是水的離子積常數(shù)，不如說(shuō)是水溶液中的H＋和OH－的離子積常數(shù)。即Kw不僅適用于水，還適用于酸性或堿性的稀溶液。不管哪種溶液均有c(H＋)H2O＝c(OH－)H2O。 1．教材基礎(chǔ)知識(shí)判斷 (1)在蒸餾水中滴加濃H2SO4，Kw不變( ) (2)NaCl溶液和CH3COONH4溶液均顯中性，兩溶液中水的電離程度相同( ) (3)室溫下，0.1 molL－1的HCl溶液與0.1 molL－1的NaOH溶液中水的電離程度相同( ) (4)25 ℃和60 ℃的水的pH，前者大于后者，但都顯中性( ) (5)室溫下，pH值相同的NaOH溶液與CH3COONa溶液，水的電離程度后者大( ) (6)常溫下，pH＝5的NH4Cl溶液與pH＝9的CH3COONa溶液中，水的電離程度相同( ) 答案 (1) (2) (3)√ (4)√ (5)√ (6)√ 2．教材知識(shí)探究 甲同學(xué)認(rèn)為，在水中加入H2SO4，水的電離平衡向左移動(dòng)，解釋是加入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)，解釋為加入H2SO4后，c(H＋)濃度增大，H＋與OH－中和，平衡右移。你認(rèn)為哪種說(shuō)法正確？并說(shuō)明原因。水的電離平衡移動(dòng)后，溶液中c(H＋)c(OH－)是增大還是減??？ 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。 c(H＋)c(OH－)不變，因?yàn)镵w僅與溫度有關(guān)，溫度不變，則Kw不變，與外加酸、堿、鹽無(wú)關(guān)。 3．(溯源題)(2015廣東理綜，11)一定溫度下，水溶液中H＋和OH－的濃度變化曲線如圖，判斷下列說(shuō)法是否正確 (1)升高溫度，可能引起由c向b的變化( ) (2)該溫度下，水的離子積常數(shù)為1.010－13( ) (3)該溫度下，加入FeCl3可能引起由b向a的變化( ) (4)該溫度下，稀釋溶液可能引起由c向d的變化( ) 答案 (1) (2) (3)√ (4) 探源：本考題源于教材RJ選修4 P46“表3－2不同溫度下水的離子積常數(shù)”及其拓展，對(duì)水的電離的影響因素進(jìn)行了考查。 題組一 水電離平衡的影響因素 1．(2018廈門月考)能促進(jìn)水的電離，并使溶液中c(H＋)＞c(OH－)的操作是( ) ①將水加熱煮沸 ②向水中投入一小塊金屬鈉?、巯蛩型–O2?、芟蛩型∟H3?、菹蛩屑尤朊鞯\晶體?、尴蛩屑尤隢aHCO3固體?、呦蛩屑覰aHSO4固體 A．①③⑥⑦ B．①③⑥ C．⑤⑦ D．⑤ 解析?、賹⑺訜嶂蠓心艽龠M(jìn)水的電離，但是c(H＋)＝c(OH－)；②向水中投入一小塊金屬鈉，反應(yīng)后生成NaOH，溶液中c(H＋)＜c(OH－)；③向水中通CO2，CO2與水反應(yīng)生成H2CO3，溶液中c(H＋)＞c(OH－)，但是這是碳酸電離的結(jié)果，并未促進(jìn)水的電離，反而是抑制水的電離；④向水中通NH3，生成NH3H2O電離出OH－水的電離被抑制，并且c(H＋)＜c(OH－)；⑤向水中加入明礬晶體，明礬中鋁離子水解，促進(jìn)了水的電離，并且c(H＋)＞c(OH－)；⑥向水中加入NaHCO3固體，HCO水解能促進(jìn)水的電離，但是c(H＋)＜c(OH－)；⑦NaHSO4電離出的H＋抑制了水的電離，且c(H＋)＞c(OH－)，所以選D。 答案 D 2．水的電離過(guò)程為H2OH＋＋OH－，在不同溫度下其離子積為Kw(25 ℃)＝1.010－14，Kw(35 ℃)＝2.110－14，則下列敘述正確的是( ) A．c(H＋)隨溫度的升高而降低 B．35 ℃時(shí)，c(H＋)>c(OH－) C．溶液pH：pH(35 ℃)>pH(25 ℃) D．35 ℃時(shí)已電離的水的濃度約為1.4510－7 molL－1 解析 由兩種溫度下水的離子積常數(shù)值知水的電離是吸熱的，溫度高時(shí)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(cuò)誤；已電離的水的濃度與電離生成的c(H＋)及c(OH－)相等，利用水的離子積常數(shù)可判斷D正確。 答案 D 題組二 水電離出的c(H＋)或c(OH－)的定量計(jì)算 3．(2018吉林大學(xué)附中月考)室溫時(shí)，pH＝10的氨水和Na2CO3溶液中，水電離產(chǎn)生的c(H＋)前者與后者之比為( ) A．1∶1 B．10－10∶10－4 C．10－4∶10－10 D．10－10∶10－7 解析 pH＝10的氨水中水電離出的氫氧根離子濃度等于水電離出的氫離子濃度，為10－10 molL－1，pH＝10的碳酸鈉溶液中水電離產(chǎn)生的c(H＋)＝10－4 molL－1，前者與后者之比為10－10∶10－4。 答案 B 4．在不同溫度下，水溶液中c(H＋)與c(OH－)的關(guān)系如圖所示。下列有關(guān)說(shuō)法中正確的是( ) A．若從a點(diǎn)到c點(diǎn)，可采用在水中加入酸的方法 B．b點(diǎn)對(duì)應(yīng)的醋酸中由水電離出的c(H＋)＝10－6 molL－1 C．c點(diǎn)對(duì)應(yīng)溶液的Kw大于d點(diǎn)對(duì)應(yīng)溶液的Kw D．T ℃時(shí)，0.05 molL－1 Ba(OH)2溶液的pH＝11 解析 a點(diǎn)對(duì)應(yīng)的c(H＋)和c(OH－)相等，c點(diǎn)對(duì)應(yīng)的c(H＋)和c(OH－)也相等，溶液一定呈中性，從a點(diǎn)到c點(diǎn)，可以采用升溫的方法，A錯(cuò)誤；Kw只與溫度有關(guān)，同溫度下不同酸堿性溶液的Kw相同，a點(diǎn)和b點(diǎn)的Kw都是10－14，c點(diǎn)和d點(diǎn)的Kw都是10－12，酸和堿溶液都會(huì)抑制水的電離，酸溶液中由水電離出的c水(H＋)與溶液中的c(OH－)相等，即b點(diǎn)時(shí)c水(H＋)＝c(OH－)＝10－8 molL－1，B、C均錯(cuò)誤；T ℃時(shí)，Kw＝10－12，0.05 molL－1 Ba(OH)2溶液中c(H＋)＝10－11 molL－1，pH＝11，D正確。 答案 D 【方法技巧】 理清溶液中H＋或OH－的來(lái)源 (1)常溫下，中性溶液 c(OH－)＝c(H＋)＝10－7 molL－1 (2)溶質(zhì)為酸的溶液 ①來(lái)源 OH－全部來(lái)自水的電離，水電離產(chǎn)生的c(H＋)＝c(OH－)。 ②實(shí)例 如計(jì)算pH＝2的鹽酸溶液中由水電離出的c(H＋)，方法是先求出溶液中的c(OH－)＝(Kw/10－2) molL－1＝10－12 molL－1，即由水電離出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12 molL－1。 (3)溶質(zhì)為堿的溶液 ①來(lái)源 H＋全部來(lái)自水的電離，水電離產(chǎn)生的c(OH－)＝c(H＋)。 ②實(shí)例 如計(jì)算pH＝12的NaOH溶液中由水電離出的c(OH－)，方法是知道溶液中的c(H＋)＝10－12 molL－1，即由水電離出的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12 molL－1。 (4)水解呈酸性或堿性的鹽溶液 ①pH＝5的NH4Cl溶液中H＋全部來(lái)自水的電離，由水電離的c(H＋)＝10－5 molL－1，因?yàn)椴糠諳H－與部分NH結(jié)合，溶液中c(OH－)＝10－9 molL－1。 ②pH＝12的Na2CO3溶液中OH－全部來(lái)自水的電離，由水電離出的c(OH－)＝10－2 molL－1。 考點(diǎn)二 溶液的酸堿性 (頻數(shù)：★☆☆ 難度：☆☆☆) 1．溶液的酸堿性 常溫下，溶液的酸堿性與c(H＋)、c(OH－)的關(guān)系： 溶液的酸堿性 c(H＋)與c(OH－)比較 c(H＋)大小 酸性溶液 c(H＋)＞c(OH－) c(H＋)＞110－7molL－1 中性溶液 c(H＋)＝c(OH－) c(H＋)＝110－7molL－1 堿性溶液 c(H＋)＜c(OH－) c(H＋)＜110－7molL－1 2.溶液的pH (1)表達(dá)式為pH＝－lgc(H＋)。 (2)使用范圍：pH的取值范圍為0～14，即只適用于c(H＋)≤1 molL－1或c(OH－)≤1 molL－1的電解質(zhì)溶液，當(dāng)c(H＋)或c(OH－)≥1 molL－1時(shí)，直接用c(H＋)或c(OH－)表示溶液的酸堿性。 3．pH試紙的使用 把小片試紙放在表面皿或玻璃片上，用潔凈干燥的玻璃棒蘸取待測(cè)液滴在干燥的pH試紙的中部，觀察變化穩(wěn)定后的顏色，與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)比即可確定溶液的pH。 溶液pH的計(jì)算 (1)單一溶液的pH計(jì)算 強(qiáng)酸溶液：如HnA，設(shè)濃度為c molL－1，c(H＋)＝nc molL－1，pH＝－lgc(H＋)＝－lg(nc)。 強(qiáng)堿溶液(25 ℃)：如B(OH)n，設(shè)濃度為c molL－1，c(H＋)＝ molL－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：直接求出c(H＋)混，再據(jù)此求pH。c(H＋)混＝。 ②兩種強(qiáng)堿混合：先求出c(OH－)混，再據(jù)Kw求出c(H＋)混，最后求pH。 c(OH－)混＝。 ③強(qiáng)酸、強(qiáng)堿混合：先判斷哪種物質(zhì)過(guò)量，再由下式求出溶液中H＋或OH－的濃度，最后求pH。 c(H＋)混或c(OH－)混＝ 1．教材基礎(chǔ)知識(shí)填空 判斷下列溶液在常溫下的酸堿性(在括號(hào)中填“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NH3H2O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( ) (6)pH＝3的HCl和pH＝12的NaOH溶液等體積混合( ) (7)pH＝2的CH3COOH和pH＝12的NaOH溶液等體積混合( ) (8)pH＝2的HCl和pH＝12的NH3H2O等體積混合( ) 答案 (1)中性 (2)堿性 (3)酸性 (4)中性 (5)酸性 (6)堿性 (7)酸性 (8)堿性 2．(溯源題)(山東理綜)某溫度下，向一定體積0.1 molL－1的醋酸溶液中逐滴加入等濃度的NaOH溶液，溶液中pOH(pOH＝－lg[OH－])與pH的變化關(guān)系如圖所示，判斷下列說(shuō)法是否正確： (1)M點(diǎn)所示溶液的導(dǎo)電能力強(qiáng)于Q點(diǎn)( ) (2)N點(diǎn)所示溶液中c(CH3COO－)>c(Na＋)( ) (3)M點(diǎn)和N點(diǎn)所示溶液中水的電離程度相同( ) (4)Q點(diǎn)消耗NaOH溶液的體積等于醋酸溶液的體積( ) 答案 (1) (2) (3)√ (4) 探源：本考題源于教材RJ選修4 P46“思考與交流”對(duì)pH的概念理解進(jìn)行了拓展考查。 題組一 溶液酸堿性判斷 1．下列說(shuō)法中正確的是( ) A．25 ℃時(shí)NH4Cl溶液的Kw大于100 ℃時(shí)NaCl的Kw B．常溫下，pH均為5的醋酸和硫酸鋁兩種溶液中，由水電離出的氫離子濃度之比為1∶104 C．根據(jù)溶液的pH與酸堿性的關(guān)系，推出pH＝6.8的溶液一定顯酸性 D．100 ℃時(shí)，將pH＝2的鹽酸與pH＝12的NaOH溶液等體積混合，溶液顯中性 解析 水的離子積常數(shù)只與溫度有關(guān)，溫度越高，Kw越大，A錯(cuò)；醋酸中水電離出的c(H＋)＝溶液中的c(OH－)＝10－9molL－1，硫酸鋁溶液中水電離出的c(H＋)等于溶液中的c(H＋)＝10－5molL－1，B正確；C選項(xiàng)不知溫度，無(wú)法判斷，錯(cuò)誤；100 ℃時(shí)Kw＝110－12，所以將pH＝2的鹽酸與pH＝12的NaOH溶液等體積混合后，溶液顯堿性，D錯(cuò)。 答案 B 2．(2017包頭模擬)室溫時(shí)，下列混合溶液的pH一定小于7的是( ) A．pH＝3的醋酸和pH＝11的氫氧化鋇溶液等體積混合 B．pH＝3的鹽酸和pH＝11的氫氧化鈉溶液等體積混合 C．pH＝3的鹽酸和pH＝11的氨水等體積混合 D．pH＝3的硫酸和pH＝11的氨水等體積混合 解析 A項(xiàng)，pH＝3的醋酸中c(H＋)＝110－3 molL－1，pH＝11的Ba(OH)2溶液中c(OH－)＝110－3 molL－1，由于醋酸為弱酸，則醋酸過(guò)量，在室溫下等體積混合后，pH＜7，正確；B項(xiàng)，pH＝3的鹽酸中c(H＋)＝110－3 molL－1，pH＝11的NaOH溶液中c(OH－)＝110－3 molL－1，酸堿都是強(qiáng)電解質(zhì)，在室溫下等體積混合后，pH＝7，錯(cuò)誤；C項(xiàng)，pH＝3的鹽酸中c(H＋)＝110－3 molL－1，pH＝11的氨水中c(OH－)＝110－3 molL－1，由于NH3H2O為弱堿，則堿過(guò)量，在室溫下等體積混合后，pH＞7，錯(cuò)誤；D項(xiàng)，pH＝3的硫酸中c(H＋)＝110－3 molL－1，pH＝11的氨水中c(OH－)＝110－3 molL－1，由于NH3H2O為弱堿，則堿過(guò)量，在室溫下等體積混合后，pH＞7，錯(cuò)誤。 答案 A 【練后歸納】 室溫下，已知酸和堿pH之和的溶液等體積混合酸堿性分析 (1)兩強(qiáng)混合： ①若pH之和等于14，則混合后溶液顯中性，pH＝7。 ②若pH之和大于14，則混合后溶液顯堿性，pH＞7。 ③若pH之和小于14，則混合后溶液顯酸性，pH＜7。 (2)一強(qiáng)一弱混合——“誰(shuí)弱顯誰(shuí)性”。 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；一元強(qiáng)堿和一元弱酸等體積混合呈酸性。 題組二 溶液pH的計(jì)算 3．(2017雅安模擬)常溫下，若使pH＝3的鹽酸與pH＝9的Ba(OH)2溶液混合使其成為pH＝7的溶液，混合時(shí)鹽酸和Ba(OH)2溶液的體積比為( ) A．1∶60 B．3∶1 C．1∶100 D．100∶1 解析 常溫下，pH＝3的鹽酸，c(H＋)＝110－3 molL－1，pH＝9的Ba(OH)2溶液，c(OH－)＝110－5 molL－1，兩溶液混合后溶液的pH＝7，則n(H＋)＝n(OH－)，設(shè)鹽酸體積為x L，Ba(OH)2溶液體積為y L，110－3 molL－1x L＝110－5 molL－1y L，解得：x∶y＝1∶100，即鹽酸與Ba(OH)2溶液的體積之比為1∶100。 答案 C 4．將pH＝1的鹽酸平均分成兩份，一份加入適量水，另一份加入與該鹽酸物質(zhì)的量濃度相同的適量NaOH溶液，pH都升高了1，則加入的水與NaOH溶液的體積比為( ) A．9 B．10 C．11 D．12 解析 將pH＝1的鹽酸加適量水，pH升高了1，說(shuō)明所加的水是原溶液的9倍；另1份加入與該鹽酸物質(zhì)的量濃度相同的適量NaOH溶液后，pH升高了1，設(shè)加入NaOH溶液的體積是x L，則10－11－10－1x＝10－2(1＋x)，解得x＝，則加入的水與NaOH溶液的體積比為9∶＝11∶1。 答案 C 5．25 ℃時(shí)，將體積為Va、pH＝a的某一元強(qiáng)堿與體積為Vb、pH＝b的某二元強(qiáng)酸混合。 (1)若所得溶液的pH＝11，且a＝13，b＝2，則Va∶Vb＝________。 (2)若所得溶液的pH＝7，且已知Va＞Vb，b＝0.5a，b值是否可以等于4________(填“是”或“否”)。 解析 (1)混合后溶液pH為11，說(shuō)明堿過(guò)量，則10－3＝可計(jì)算出＝1∶9。(2)強(qiáng)酸強(qiáng)堿恰好中和則符合公式：a＋b＝14＋lg，由于Vb＜Va，故a＋b＜14，又由于b＝0.5a，可推知b＜，故b值可以等于4。 答案 (1)1∶9 (2)是 【思維建?！? 溶液pH計(jì)算的思維模板 拓展 兩種強(qiáng)酸或兩種強(qiáng)堿溶液的pH差值在2或2以上，等體積混合時(shí)混合液的pH：酸溶液的pH為pH?。?.3，堿溶液的pH為pH大－0.3。 考點(diǎn)三 酸、堿中和滴定 (頻數(shù)：★☆☆ 難度：★★☆) 1．概念：用已知物質(zhì)的量濃度的酸(或堿)來(lái)測(cè)定未知物質(zhì)的量濃度的堿(或酸)的方法。 2．原理：c待＝(以一元酸與一元堿的滴定為例)。 3．酸堿中和滴定的關(guān)鍵 (1)準(zhǔn)確測(cè)定參加反應(yīng)的酸、堿溶液的體積。 (2)選取適當(dāng)指示劑，準(zhǔn)確判斷滴定終點(diǎn)。 4．實(shí)驗(yàn)用品 (1)儀器 圖(A)是酸式滴定管，圖B是堿式滴定管、滴定管夾、鐵架臺(tái)、錐形瓶。 (2)試劑 標(biāo)準(zhǔn)液、待測(cè)液、指示劑、蒸餾水。 附：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(lán)色 甲基橙 <3.1紅色 3.1～4.4橙色 >4.4黃色 酚酞 <8.2無(wú)色 8.2～10.0淺紅色 >10.0紅色 ①滴定管的精確度為0.01 mL。 ②酸性、氧化性的試劑一般用酸式滴定管，因?yàn)樗嵝院脱趸晕镔|(zhì)易腐蝕橡膠管。 ③堿性的試劑一般用堿式滴定管，因?yàn)閴A性物質(zhì)易腐蝕玻璃，致使活塞無(wú)法打開(kāi)。5.中和滴定實(shí)驗(yàn)操作(以酚酞作指示劑，用鹽酸滴定氫氧化鈉溶液)。 (1)滴定前的準(zhǔn)備。 (2)滴定。 (3)終點(diǎn)判斷：等到滴入最后一滴反應(yīng)液，指示劑變色，且在半分鐘內(nèi)不能恢復(fù)原來(lái)的顏色，視為滴定終點(diǎn)，并記錄標(biāo)準(zhǔn)液的體積。 (4)數(shù)據(jù)處理：按上述操作重復(fù)2～3次，求出用去標(biāo)準(zhǔn)鹽酸體積的平均值，根據(jù)原理計(jì)算。 c(NaOH)＝ 1．(SJ選修4P284 改編)用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定未知濃度的NaOH溶液，下列各操作中會(huì)引起實(shí)驗(yàn)誤差的是( ) A．滴定前酸式滴定管需用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸潤(rùn)洗 B．用蒸餾水洗凈錐形瓶后，立即裝入一定體積的NaOH溶液后進(jìn)行滴定 C．往盛有20.00 mL NaOH溶液的錐形瓶中，滴入幾滴酚酞指示劑后進(jìn)行滴定 D．用蒸餾水洗凈錐形瓶后，再用NaOH溶液潤(rùn)洗，然后裝入一定體積的NaOH溶液 解析 錐形瓶?jī)?nèi)存有少量蒸餾水，但待測(cè)液的物質(zhì)的量不變，消耗標(biāo)準(zhǔn)液的體積不變，B不會(huì)引起誤差；錐形瓶不能用待測(cè)液潤(rùn)洗，否則會(huì)使測(cè)定結(jié)果偏高。 答案 D 2．教材知識(shí)拓展 (1)酸式滴定管怎樣查漏？ __________________________________________________________________ __________________________________________________________________ _________________________________________________________________。 (2)寫(xiě)出下列反應(yīng)過(guò)程的指示劑達(dá)到終點(diǎn)時(shí)顏色改變 ①用標(biāo)準(zhǔn)酸性KMnO4溶液滴定Na2SO3溶液以測(cè)量其濃度，指示劑：KMnO4，終點(diǎn)現(xiàn)象：___________________________________________________。 ②利用“Ag＋＋SCN－===AgSCN↓”原理，可用標(biāo)準(zhǔn)KSCN溶液測(cè)量AgNO3溶液濃度，指示劑：Fe(NO3)3，終點(diǎn)現(xiàn)象：________________________________。 ③利用OH－＋H＋===H2O來(lái)測(cè)量某鹽酸的濃度時(shí)，指示劑：酚酞，終點(diǎn)現(xiàn)象：____________________________________________________________。 答案 (1)將旋塞關(guān)閉，滴定管里注入一定量的水，把它固定在滴定管夾上，放置10分鐘，觀察滴定管口及旋塞兩端是否有水滲出，旋塞不滲水才可使用 (2)①溶液出現(xiàn)淺紅色?、谌芤鹤?yōu)榧t色?、廴芤撼霈F(xiàn)淺紅色 3．(溯源題)(2015廣東理綜，12)準(zhǔn)確移取20.00 mL某待測(cè)HCl溶液于錐形瓶中，用0.100 0 molL－1NaOH溶液滴定，判斷下列說(shuō)法正誤。 (1)滴定管用蒸餾水洗滌后，裝入NaOH溶液進(jìn)行滴定( ) (2)隨著NaOH溶液滴入，錐形瓶中溶液pH由小變大( ) (3)用酚酞作指示劑，當(dāng)錐形瓶中溶液由紅色變無(wú)色時(shí)停止滴定( ) (4)滴定達(dá)終點(diǎn)時(shí)，發(fā)現(xiàn)滴定管尖嘴部分有懸滴，則測(cè)定結(jié)果偏小( ) 答案 (1) (2)√ (3) (4) 探源：本考題源于教材SJ選修4 P75“活動(dòng)與探究”對(duì)酸堿中和滴定實(shí)驗(yàn)中所用儀器、操作步驟及誤差分析進(jìn)行了考查。 題組一 儀器的使用及指示劑選擇 1．實(shí)驗(yàn)室現(xiàn)有3種酸堿指示劑，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 molL－1 NaOH溶液滴定未知濃度的CH3COOH溶液，恰好完全反應(yīng)時(shí)，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，只能選用石蕊作指示劑 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，只能選用酚酞作指示劑 解析 NaOH溶液和CH3COOH溶液恰好完全反應(yīng)時(shí)生成CH3COONa，CH3COO－水解顯堿性，而酚酞的變色范圍為8.2～10.0，比較接近。因此答案為D。 答案 D 2．H2S2O3是一種弱酸，實(shí)驗(yàn)室欲用0.01 molL－1的Na2S2O3溶液滴定I2溶液，發(fā)生的反應(yīng)為I2＋2Na2S2O3===2NaI＋Na2S4O6，下列說(shuō)法合理的是( ) A．該滴定可用甲基橙作指示劑 B．Na2S2O3是該反應(yīng)的還原劑 C．該滴定可選用如圖所示裝置 D．該反應(yīng)中每消耗2 mol Na2S2O3，電子轉(zhuǎn)移數(shù)為4 mol 解析 溶液中有單質(zhì)碘，應(yīng)加入淀粉溶液作指示劑，碘與硫代硫酸鈉發(fā)生氧化還原反應(yīng)，當(dāng)反應(yīng)終點(diǎn)時(shí)，單質(zhì)碘消失，藍(lán)色褪去，故A錯(cuò)誤；Na2S2O3中S元素化合價(jià)升高被氧化，作還原劑，故B正確；Na2S2O3溶液顯堿性，應(yīng)該用堿式滴定管，故C錯(cuò)誤；反應(yīng)中每消耗2 mol Na2S2O3，電子轉(zhuǎn)移的物質(zhì)的量為2 mol，故D錯(cuò)誤。 答案 B 題組二 誤差分析的全面突破 3．用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸溶液滴定未知濃度的NaOH溶液(酚酞作指示劑)，用“偏高”、“偏低”或“無(wú)影響”填空。 (1)酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)溶液潤(rùn)洗( ) (2)錐形瓶用待測(cè)溶液潤(rùn)洗( ) (3)錐形瓶洗凈后還留有蒸餾水( ) (4)放出堿液的滴定管開(kāi)始有氣泡，放出液體后氣泡消失( ) (5)酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定終點(diǎn)時(shí)氣泡消失( ) (6)部分酸液滴出錐形瓶外( ) (7)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)( ) (8)酸式滴定管滴定前讀數(shù)正確，滴定后仰視讀數(shù)(或前俯后仰)( ) 答案 (1)偏高 (2)偏高 (3)無(wú)影響 (4)偏低 (5)偏高 (6)偏高 (7)偏低 (8)偏高 【反思?xì)w納】 誤差分析的方法 依據(jù)原理c(標(biāo)準(zhǔn))V(標(biāo)準(zhǔn))＝c(待測(cè))V(待測(cè))，所以c(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))的變化，即分析出結(jié)果。 題組三 滴定曲線全面分析 4．(2018山東名校聯(lián)盟期末考試)已知25 ℃時(shí)，Ka(CH3COOH)＝1.710－5。該溫度下用0.1 molL－1的醋酸滴定10.00 mL 0.1 molL－1的堿MOH，滴定過(guò)程中加入醋酸的體積(V)與溶液中l(wèi)g的關(guān)系如圖所示。下列說(shuō)法中錯(cuò)誤的是( ) A．MOH的電離方程式為MOH===M＋＋OH－ B．a(chǎn)點(diǎn)V(CH3COOH)＝10.00 mL C．25 ℃時(shí)，CH3COO－的水解平衡常數(shù)為10－9 D．b點(diǎn)：[CH3COO－]＞[M＋]＞[H＋]＞[OH－] 解析 開(kāi)始時(shí)0.1 molL－1的MOH的＝10－12，則c(H＋)＝10－13 molL－1，c(OH－)＝0.1 molL－1，MOH是強(qiáng)堿，完全電離，A項(xiàng)正確；當(dāng)加入V(CH3COOH)＝10.00 mL，CH3COOH和MOH恰好反應(yīng)生成CH3COOM溶液，由于醋酸根離子的水解溶液顯堿性，而a點(diǎn)＝0，說(shuō)明c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性，B項(xiàng)錯(cuò)誤；因?yàn)樗馄胶獬?shù)Kh＝＝＝10－9，C項(xiàng)正確；當(dāng)?shù)稳隫(CH3COOH)＝20.00 mL時(shí)，溶液中是等濃度的CH3COOH和CH3COOM，根據(jù)電荷守恒得：c(H＋)＋c(M＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，由于醋酸的電離大于CH3COO－的水解，溶液顯酸性，故c(CH3COO－)＞c(M＋)＞c(H＋)＞c(OH－)，D項(xiàng)正確。 答案 B 5.已知某溫度下CH3COOH的電離常數(shù)K＝1.610－5。該溫度下，向20 mL 0.01 molL－1 CH3COOH溶液中逐滴加入0.01 molL－1 KOH溶液，其pH變化曲線如圖所示(忽略溫度變化)。請(qǐng)回答下列有關(guān)問(wèn)題：(已知lg4＝0.6) (1)a點(diǎn)溶液中c(H＋)為_(kāi)_______，pH約為_(kāi)_______。 (2)a、b、c、d四點(diǎn)中水的電離程度最大的是________點(diǎn)，滴定過(guò)程中宜選用________作指示劑，滴定終點(diǎn)在________(填“c點(diǎn)以上”或“c點(diǎn)以下”)。 (3)若向20 mL稀氨水中逐滴加入等濃度的鹽酸，則下列變化趨勢(shì)正確的是________(填字母)。 解析 (1)電離消耗的醋酸在計(jì)算醋酸的電離平衡濃度時(shí)可以忽略不計(jì)。由K＝得，c(H＋)≈ molL－1＝410－4 molL－1。pH＝－lg(H＋)＝3.4。(2)酸或堿抑制水的電離a、b點(diǎn)溶液呈酸性，d點(diǎn)溶液呈堿性，都抑制水的電離，c點(diǎn)呈中性，水自然電離，故電離程度最大。由于酸堿恰好完全反應(yīng)時(shí)溶液顯堿性，故應(yīng)該選擇在堿性范圍內(nèi)變色的指示劑酚酞。滴定終點(diǎn)應(yīng)在c點(diǎn)以上。(3)由于稀氨水顯堿性，首先排除選項(xiàng)A和C；兩者恰好反應(yīng)時(shí)溶液顯酸性，排除選項(xiàng)D。 答案 (1)410－4 molL－1 3.4 (2)c 酚酞 c點(diǎn)以上 (3)B 題組四 酸堿中和滴定拓展應(yīng)用 6．[氧化還原滴定]某學(xué)習(xí)小組用“間接碘量法”測(cè)定某CuCl2晶體試樣的純度，試樣不含其他能與I－發(fā)生反應(yīng)的氧化性雜質(zhì)，已知：2Cu2＋＋4I－===2CuI↓＋I(xiàn)2，I2＋2S2O===S4O＋2I－。取m g試樣溶于水，加入過(guò)量KI固體，充分反應(yīng)，用0.100 0 molL－1Na2S2O3標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定，部分實(shí)驗(yàn)儀器和讀數(shù)如圖所示。 下列說(shuō)法正確的是( ) A．試樣在甲中溶解，滴定管選乙 B．選用淀粉作指示劑，當(dāng)甲中溶液由藍(lán)色變?yōu)闊o(wú)色時(shí)，即達(dá)到滴定終點(diǎn) C．丁圖中滴定前，滴定管的讀數(shù)為a－0.50 mL D．對(duì)裝有標(biāo)準(zhǔn)液的滴定管讀數(shù)時(shí)，滴定前后讀數(shù)方式如丁圖所示，則測(cè)得的結(jié)果偏小 解析 A項(xiàng)，甲中盛裝的是含有I2的溶液，則滴定管中盛裝的為Na2S2O3標(biāo)準(zhǔn)溶液，該溶液顯堿性，應(yīng)選用堿式滴定管(丙)，不正確；B項(xiàng)，溶液變色且經(jīng)過(guò)30 s左右溶液不恢復(fù)原來(lái)的顏色，視為滴定終點(diǎn)，不正確；C項(xiàng)，滴定管“0”刻度在上端，故滴定前的讀數(shù)為(a＋0.50) mL，不正確；D項(xiàng)，滴定后俯視讀數(shù)，將導(dǎo)致讀數(shù)偏小，故測(cè)得的結(jié)果偏小，正確。 答案 D 7．[沉淀滴定]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) AgCl AgBr AgCN Ag2CrO4 AgSCN 顏色 白 淺黃 白 磚紅 白 1.34 10－6 7.1 10－7 1.1 10－8 6.5 10－5 1.0 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________。 A．NaCl B．BaBr2 C．Na2CrO4 剛好達(dá)到滴定終點(diǎn)時(shí)，發(fā)生的離子反應(yīng)方程式為_(kāi)______________________ ______________________________________________________________。 解析 (1)根據(jù)沉淀滴定法的原理，可知溶液中Ag＋和Cl－先反應(yīng)，Cl－消耗完后再和指示劑反應(yīng)生成Ag2CrO4磚紅色沉淀，由此可知滴定終點(diǎn)時(shí)的顏色變化。 (2)當(dāng)用AgNO3溶液滴定NaSCN溶液時(shí)，所選擇的指示劑和Ag＋反應(yīng)所生成沉淀的溶解度應(yīng)大于AgSCN的溶解度，由題給數(shù)據(jù)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，所以應(yīng)選擇Na2CrO4為指示劑，這樣在滴定終點(diǎn)時(shí)沉淀的顏色發(fā)生明顯的變化(白色→磚紅色)以指示滴定剛好達(dá)到終點(diǎn)，此時(shí)的離子反應(yīng)方程式為2Ag＋＋CrO===Ag2CrO4↓。 答案 (1)滴入最后一滴標(biāo)準(zhǔn)溶液，生成磚紅色沉淀 (2)C 2Ag＋＋CrO===Ag2CrO4↓ 【練后歸納】 沉淀滴定法 (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)很多，但符合條件的卻很少，實(shí)際上應(yīng)用最多的是銀量法，即利用Ag＋與鹵素離子的反應(yīng)來(lái)測(cè)定Cl－、Br－、I－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CrO為指示劑，這是因?yàn)锳gCl比Ag2CrO4更難溶的緣故。 [試題分析] (2016全國(guó)理綜Ⅰ，12)298 K時(shí)，在20.0 mL 0.10 molL－1氨水中滴入0.10 molL－1的鹽酸，溶液的pH與所加鹽酸的體積關(guān)系如圖所示。已知0.10 molL－1氨水的電離度為1.32%，下列有關(guān)敘述正確的是( ) A．該滴定過(guò)程應(yīng)該選擇酚酞作為指示劑 B．M點(diǎn)對(duì)應(yīng)的鹽酸體積為20.0 mL C．M點(diǎn)處的溶液中c(NH)＝c(Cl－)＝c(H＋)＝c(OH－) D．N點(diǎn)處的溶液中pH<12 解題思路： 我的答案： 考查意圖：本題以鹽酸滴定氨水為題材，圍繞電解質(zhì)溶液中的離子反應(yīng)以及中和滴定曲線而設(shè)計(jì)。從知識(shí)層面考查考生對(duì)中和滴定中指示劑的選擇和方程式的簡(jiǎn)單計(jì)算、弱電解質(zhì)的電離平衡和電離度的相關(guān)計(jì)算、電解質(zhì)溶液中的守恒問(wèn)題以及溶液pH的計(jì)算等相關(guān)知識(shí)的掌握情況。從能力層面考查考生對(duì)強(qiáng)酸強(qiáng)堿滴定的知識(shí)遷移水平、讀圖和從圖中獲取、使用信息的能力以及分析問(wèn)題、解決問(wèn)題的能力。 解題思路：鹽酸滴定氨水時(shí)，滴定終點(diǎn)溶液為NH4Cl溶液，呈酸性，故指示劑應(yīng)選甲基橙，錯(cuò)誤；一水合氨屬于弱堿，與鹽酸正好反應(yīng)生成NH4Cl時(shí)溶液呈酸性，故二者等濃度反應(yīng)時(shí)，若溶液的pH＝7，鹽酸的體積應(yīng)小于氨水的體積，即小于20.0 mL，錯(cuò)誤；根據(jù)電荷守恒可知溶液中：c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，M點(diǎn)溶液的pH＝7，即c(H＋)＝c(OH－)，則c(NH)＝c(Cl－)，由于水的電離是微弱的，故c(NH)＝c(Cl－)＞c(H＋)＝c(OH－)，錯(cuò)誤；由圖可知，N點(diǎn)即為0.10 molL－1氨水，由其電離度為1.32%，可知0.10 molL－1氨水中c(OH－)＝0.001 32 molL－1，故該氨水中11下載提示(請(qǐng)認(rèn)真閱讀)
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