《2019-2020年高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 專題8 溶液中的離子反應(yīng) 第二單元 溶液的酸堿性學(xué)案 蘇教版.doc》由會(huì)員分享，可在線閱讀，更多相關(guān)《2019-2020年高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 專題8 溶液中的離子反應(yīng) 第二單元 溶液的酸堿性學(xué)案 蘇教版.doc（26頁(yè)珍藏版）》請(qǐng)?jiān)谘b配圖網(wǎng)上搜索。

2019-2020年高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 專題8 溶液中的離子反應(yīng) 第二單元 溶液的酸堿性學(xué)案 蘇教版 [考試標(biāo)準(zhǔn)] 知識(shí)條目 必考要求 加試要求 1.水的離子積常數(shù) b 2.溶液的酸堿性與溶液中c(H＋)、c(OH－)的關(guān)系 a a 3.pH的概念，pH與溶液酸堿性的關(guān)系 a a 4.pH的簡(jiǎn)單計(jì)算 b c 5.測(cè)定溶液酸堿性的方法(pH試紙、pH計(jì)測(cè)定溶液的pH) a b 6.中和滴定原理及其操作方法 b 7.幾種常見(jiàn)酸堿指示劑的變色范圍 a 1．水的電離 水是極弱的電解質(zhì)，水的電離方程式為H2O＋H2OH3O＋＋OH－或H2OH＋＋OH－。 2．水的離子積常數(shù)(加試) 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。 注意　(1)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 (2)水的離子積常數(shù)顯示了在任何水溶液中均存在水的電離平衡，都有H＋和OH－共存，只是相對(duì)含量不同而已。 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．外界條件對(duì)水的電離平衡的影響 　　　 體系變化 條件 平衡移動(dòng)方向 Kw 水的電離程度 c(OH－) c(H＋) 酸 逆 不變 減小 減小 增大 堿 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 注意　在水中加入H2SO4，水的電離平衡向左移動(dòng)，是因?yàn)榧尤際2SO4后，c(H＋)增大，平衡左移。 題組一　影響水電離平衡的因素及結(jié)果判斷 1．一定溫度下，水存在H2OH＋＋OH－　ΔH>0的平衡，下列敘述一定正確的是(　　) A．向水中滴入少量稀鹽酸，平衡逆向移動(dòng)，Kw減小 B．將水加熱，Kw增大，pH減小 C．向水中加入少量固體CH3COONa，平衡逆向移動(dòng)，c(H＋)降低 D．向水中加入少量固體硫酸鈉，c(H＋)＝10－7 molL－1，Kw不變 答案　B 解析　A項(xiàng)，Kw應(yīng)不變；C項(xiàng)，平衡應(yīng)正向移動(dòng)；D項(xiàng)，由于沒(méi)有指明溫度，c(H＋)不一定等于10－7 molL－1。 2．常溫下，向盛水燒杯中加2 g生石灰(如右圖)。攪拌后再恢復(fù)到原溫，在此過(guò)程中，下列說(shuō)法正確的是(注：對(duì)水的電離平衡的影響，H＋或OH－濃度的變化大于溫度的變化)(　　) A．該過(guò)程中水的電離常數(shù)不變 B．Ca(OH)2 的電離程度先變大后變小最后不變 C．水的電離平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)最后不變 D．水的電離度將會(huì)先變小然后變大最后不變 答案　C 解析　生石灰和水反應(yīng)生成Ca(OH)2，Ca(OH)2電離出OH－，OH－能抑制水的電離，所以水的電離平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)，當(dāng)Ca(OH)2飽和后，水的電離平衡不再移動(dòng)。 題組二　水電離出的c(H＋)或c(OH－)的定性比較 3．(1)25 ℃時(shí)，相同物質(zhì)的量濃度的下列溶液中：①NaCl　②NaOH?、跦2SO4?、?NH4)2SO4，其中水的電離程度由大到小順序______________________________________(填序號(hào))。 答案　④＞①＞②＞③ (2)物質(zhì)的量濃度相同的NaOH溶液與鹽酸溶液中，水的電離程度____________；常溫下，pH＝5的NH4Cl溶液與pH＝9的CH3COONa溶液中，水的電離程度____________。(均填“前者大”、“后者大”或“相同”) 答案　相同　相同 題組三　水電離出的c(H＋)或c(OH－)的定量計(jì)算(加試) 4．求算下列常溫下溶液中由H2O電離的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－)＝__________。 答案　(1)10－12 molL－1　10－12 molL－1 (2)10－10 molL－1　10－10 molL－1　(3)10－2 molL－1 (4)10－4 molL－1 解析　(1)pH＝2的H2SO4溶液中，H＋來(lái)源有兩個(gè)：H2SO4的電離和H2O的電離，而OH－只來(lái)源于水。應(yīng)先求算 c(OH－)，即為水電離的c(H＋)或c(OH－)。 (2)pH＝10的NaOH溶液中，OH－有兩個(gè)來(lái)源：H2O的電離和NaOH的電離，H＋只來(lái)源于水。應(yīng)先求出c(H＋)，即為水電離的c(OH－)或c(H＋)，c(OH－)＝10－4 molL－1，c(H＋)＝10－10 molL－1，則水電離的c(H＋)＝c(OH－)＝10－10 molL－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(yīng)計(jì)算其 c(H＋)，水解顯堿性的鹽應(yīng)計(jì)算其c(OH－)。pH＝2的NH4Cl中由水電離產(chǎn)生的c(H＋)＝10－2 molL－1；pH＝10的Na2CO3溶液中由水電離產(chǎn)生的 c(OH－)＝10－4 molL－1。 5．下列四種溶液中，室溫下由水電離生成的H＋濃度之比(①∶②∶③∶④)是(　　) ①pH＝0的鹽酸?、?.1 molL－1的鹽酸 ③0.01 molL－1的NaOH溶液　④pH＝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 答案　A 解析?、僦衏(H＋)＝1 molL－1，由水電離出的c(H＋)與溶液中c(OH－)相等，等于1.010－14 molL－1； ②中c(H＋)＝0.1 molL－1，由水電離出的c(H＋)＝1.010－13 molL－1； ③中c(OH－)＝1.010－2 molL－1，由水電離出的c(H＋)與溶液中c(H＋)相等，等于1.010－12 molL－1； ④中c(OH－)＝1.010－3 molL－1，同③所述由水電離出的c(H＋)＝1.010－11 molL－1。 即(1.010－14)∶(1.010－13)∶(1.010－12)∶(1.010－11)＝1∶10∶100∶1 000。 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 (1)pH＝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。 (2)pH＝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　溶液的酸堿性和pH 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＋)7。 2．pH及其測(cè)量 (1)計(jì)算公式：pH＝－lgc(H＋)。 (2)測(cè)量方法 ①pH試紙法：用鑷子夾取一小塊試紙放在潔凈的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待測(cè)液點(diǎn)在試紙的中央，變色后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)照，即可確定溶液的pH。 pH試紙使用注意事項(xiàng)： pH試紙使用前不能用蒸餾水潤(rùn)濕，否則待測(cè)液因被稀釋可能產(chǎn)生誤差；用pH試紙讀出的pH值只能是整數(shù)；不能用pH試紙測(cè)定氯水的pH，因?yàn)槁人仕嵝缘耐瑫r(shí)呈現(xiàn)強(qiáng)氧化性(漂白性)。 ②pH計(jì)測(cè)量法。 (3)溶液的酸堿性與pH的關(guān)系 常溫下： 題組一　溶液酸堿性的判斷 1．用“酸性”、“堿性”、“中性”或“不確定”填空。 (1)pH<7的溶液(　　) (2)pH＝7的溶液(　　) (3)c(H＋)＝c(OH－)的溶液(　　) (4)c(H＋)＝110－7molL－1的溶液(　　) (5)c(H＋)>c(OH－)的溶液(　　) (6)0.1 molL－1的NH4Cl溶液(　　) (7)0.1 molL－1的NaHCO3溶液(　　) (8)0.1 molL－1的NaHSO3溶液(　　) 答案　(1)不確定　(2)不確定　(3)中性　(4)不確定 (5)酸性　(6)酸性　(7)堿性　(8)酸性 題組二　溶液混合酸堿性判斷規(guī)律 2．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 1．溶液呈現(xiàn)酸堿性的實(shí)質(zhì)是c(H＋)與c(OH－)的相對(duì)大小，不能只看pH，一定溫度下pH＝6的溶液也可能顯中性，也可能顯酸性，應(yīng)注意溫度。 2．使用pH試紙測(cè)溶液pH時(shí)不能用蒸餾水潤(rùn)濕。 3．25 ℃ 時(shí)，pH＝12的溶液不一定為堿溶液，pH＝2的溶液也不一定為酸溶液，也可能為能水解的鹽溶液。 4．等濃度等體積一元酸與一元堿混合的溶液——“誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，同強(qiáng)顯中性” (1)強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合呈中性； (2)強(qiáng)酸與弱堿混合呈酸性； (3)弱酸與強(qiáng)堿混合呈堿性。 5．常溫下，已知酸和堿pH之和的溶液等體積混合 (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溶液呈堿性；一元弱酸和一元強(qiáng)堿等體積混合溶液呈酸性。 題組三　走出溶液稀釋時(shí)pH值的判斷誤區(qū) 3．1 mL pH＝9的NaOH溶液，加水稀釋到10 mL，pH＝________；加水稀釋到100 mL，pH________7。 答案　8　接近 4．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_(kāi)_________。 答案　 解析　稀釋前c(SO)＝ molL－1，稀釋后c(SO)＝ molL－1＝10－8 molL－1，c(H＋)接近10－7 molL－1，所以＝＝。 5．(1)體積相同，濃度均為0.2 molL－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(guān)系為_(kāi)_______。 (2)體積相同，濃度均為0.2 molL－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(guān)系為_(kāi)_______________。 (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(guān)系為_(kāi)_______________。 (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(guān)系為_(kāi)_______________。 答案　(1)mn　(3)mn 題組四　多角度計(jì)算溶液的pH值 6．求下列常溫條件下溶液的pH(已知lg1.3＝0.1，lg2＝0.3，混合溶液忽略體積的變化)。 (1)0.005 molL－1的H2SO4溶液 (2)0.1 molL－1的CH3COOH溶液(已知CH3COOH的電離常數(shù)Ka＝1.810－5) (3)0.1 molL－1NH3H2O溶液(NH3H2O的電離度為α＝1%，電離度＝100%) (4)將pH＝8的NaOH與pH＝10的NaOH溶液等體積混合 (5)常溫下，將pH＝5的鹽酸與pH＝9的NaOH溶液以體積比11∶9混合 (6)將pH＝3的HCl與pH＝3的H2SO4等體積混合 (7)0.001 molL－1的NaOH溶液 (8)pH＝2的鹽酸與等體積的水混合 (9)pH＝2的鹽酸加水稀釋到1 000倍 答案　(1)2　(2)2.9　(3)11　(4)9.7　(5)6　(6)3 (7)11　(8)2.3　(9)5 解析　(2)CH3COOH　　　CH3COO－ ＋ H＋ c(初始) 0.1 0 0 c(電離) c(H＋) c(H＋) c(H＋) c(平衡) 0.1 molL－1－c(H＋) c(H＋) c(H＋) 則Ka＝＝1.810－5 解得c(H＋)＝1.310－3 molL－1， 所以pH＝－lg c(H＋)＝－lg(1.310－3)＝2.9。 (3)　 　　 NH3H2O　　 OH－ ?。? NH c(初始) 0.1 molL－1 0 0 c(電離) (0.11%)molL－1 (0.11%)molL－1 (0.11%)molL－1 則c(OH－)＝(0.11%)molL－1＝10－3molL－1 c(H＋)＝10－11 molL－1，所以pH＝11。 (4)將pH＝8的NaOH與pH＝10的NaOH溶液等體積混合后，溶液中c(H＋)很明顯可以根據(jù)pH來(lái)算，可以根據(jù)經(jīng)驗(yàn)公式來(lái)求算pH＝10－lg2(即0.3)，所以答案為9.7。 (5)pH＝5的鹽酸溶液中c(H＋)＝10－5 molL－1，pH＝9的氫氧化鈉溶液中c(OH－)＝10－5 molL－1，兩者以體積比11∶9混合，則酸過(guò)量，混合液的pH小于7。 c(H＋)＝ molL－1＝1.010－6 molL－1， pH＝－lg(1.010－6)＝6。 1.酸堿稀釋時(shí)兩個(gè)誤區(qū) 誤區(qū)一：不能正確理解酸、堿的無(wú)限稀釋規(guī)律 常溫下任何酸或堿溶液無(wú)限稀釋時(shí)，溶液的pH都不可能大于7或小于7，只能接近7。 誤區(qū)二：不能正確理解弱酸、弱堿的稀釋規(guī)律 溶液 稀釋前溶液pH 加水稀釋到體積為原來(lái)的10n倍 稀釋后溶液pH 酸 強(qiáng)酸 pH＝a pH＝a＋n 弱酸 a＜pH＜a＋n 堿 強(qiáng)堿 pH＝b pH＝b－n 弱堿 b－n＜pH＜b 注：表中a＋n＜7，b－n＞7。 2．pH計(jì)算的類型 (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＝。 考點(diǎn)三　酸堿中和滴定(加試) 1．實(shí)驗(yàn)原理 利用酸堿中和反應(yīng)，用已知濃度酸(或堿)來(lái)測(cè)定未知濃度的堿(或酸)的實(shí)驗(yàn)方法。以標(biāo)準(zhǔn)鹽酸溶液滴定待測(cè)的NaOH溶液，待測(cè)的NaOH溶液的物質(zhì)的量濃度為c(NaOH)＝。 酸堿中和滴定的關(guān)鍵： (1)準(zhǔn)確測(cè)定標(biāo)準(zhǔn)液和待測(cè)液的體積； (2)準(zhǔn)確判斷滴定終點(diǎn)。 2．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。 (3)滴定管的使用 ①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。 ②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)。 3．實(shí)驗(yàn)操作 實(shí)驗(yàn)操作以標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定待測(cè)NaOH溶液為例 (1)滴定前的準(zhǔn)備 ①滴定管：查漏→洗滌→潤(rùn)洗→裝液→調(diào)液面→記錄。 ②錐形瓶：注堿液→記體積→加指示劑。 (2)滴定 (3)終點(diǎn)判斷 等到滴入最后一滴標(biāo)準(zhǔn)液，指示劑變色，且在半分鐘內(nèi)不恢復(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)二至三次，求出用去標(biāo)準(zhǔn)鹽酸體積的平均值，根據(jù)c(NaOH)＝計(jì)算。 4．幾種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粉紅色 >10.0紅色 5.指示劑選擇的基本原則 變色要靈敏，變色范圍要小，使變色范圍盡量與滴定終點(diǎn)溶液的酸堿性一致。 (1)不能用石蕊作指示劑。 (2)滴定終點(diǎn)為堿性時(shí)，用酚酞作指示劑，例如用NaOH溶液滴定醋酸。 (3)滴定終點(diǎn)為酸性時(shí)，用甲基橙作指示劑，例如用鹽酸滴定氨水。 (4)強(qiáng)酸滴定強(qiáng)堿一般用甲基橙，但用酚酞也可以。 (5)并不是所有的滴定都須使用指示劑，如用標(biāo)準(zhǔn)的Na2SO3溶液滴定KMnO4溶液時(shí)，KMnO4顏色褪去時(shí)即為滴定終點(diǎn)。 注意　(1)強(qiáng)氧化性溶液、酸性溶液應(yīng)盛放在酸式滴定管中，堿性溶液應(yīng)盛放在堿式滴定管中。 即酸性KMnO4溶液、溴水、稀鹽酸應(yīng)盛放在酸式滴定管中，Na2CO3溶液應(yīng)盛放在堿式滴定管中。 (2)酸式滴定管的查漏方法： 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。 (3)滴定終點(diǎn)是指示劑顏色發(fā)生突變的點(diǎn)，不一定是酸堿恰好中和的點(diǎn)。 題組一　誤差分析的全面突破 1．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 題組二　指示劑、儀器的準(zhǔn)確選擇 2．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，反應(yīng)恰好完全時(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 答案　D 解析　NaOH溶液和CH3COOH溶液恰好完全反應(yīng)時(shí)生成CH3COONa，由于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。 3．用已知濃度的NaOH溶液滴定某H2SO4溶液的濃度(如圖所示)，下表中正確的選項(xiàng)是(　　) 選項(xiàng) 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 答案　D 題組三　滴定終點(diǎn)的規(guī)范描述 4．(1)用a molL－1的HCl滴定未知濃度的NaOH溶液，用酚酞作指示劑，達(dá)到滴定終點(diǎn)的現(xiàn)象是________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________； 若用甲基橙作指示劑，滴定終點(diǎn)現(xiàn)象是___________________________________________ ________________________________________________________________________。 (2)用標(biāo)準(zhǔn)碘溶液滴定溶有SO2的水溶液，以測(cè)定水中SO2的含量，應(yīng)選用____________作指示劑，達(dá)到滴定終點(diǎn)的現(xiàn)象是________________________________。 (3)用標(biāo)準(zhǔn)酸性KMnO4溶液滴定溶有SO2的水溶液，以測(cè)定水中SO2的含量，是否需要選用指示劑________(填“是”或“否”)，達(dá)到滴定終點(diǎn)的現(xiàn)象是______________________ ________________________________________________________________________。 (4)用氧化還原滴定法測(cè)定TiO2的質(zhì)量分?jǐn)?shù)：一定條件下，將TiO2溶解并還原為T(mén)i3＋，再用KSCN溶液作指示劑，用NH4Fe(SO4)2標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定Ti3＋至全部生成Ti4＋，滴定Ti3＋時(shí)發(fā)生反應(yīng)的離子方程式為_(kāi)_________________________，達(dá)到滴定終點(diǎn)時(shí)的現(xiàn)象是__________________________。 答案　(1)滴入最后一滴標(biāo)準(zhǔn)液，溶液由紅色變?yōu)闊o(wú)色，且半分鐘內(nèi)不恢復(fù)紅色　當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏螛?biāo)準(zhǔn)液，溶液由黃色變?yōu)槌壬野敕昼妰?nèi)不恢復(fù)黃色 (2)淀粉溶液　當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏螛?biāo)準(zhǔn)液，溶液由無(wú)色變?yōu)樗{(lán)色，且半分鐘內(nèi)不褪色 (3)否　當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏嗡嵝訩MnO4溶液，溶液由無(wú)色變?yōu)樽霞t色，且半分鐘內(nèi)不褪色 (4)Ti3＋＋Fe3＋===Ti4＋＋Fe2＋　當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏螛?biāo)準(zhǔn)液，溶液變成血紅色，且半分鐘內(nèi)不褪色 題組四　酸堿中和滴定曲線分析 5．已知某溫度下CH3COOH的電離常數(shù)Ka＝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)。 答案　(1)410－4 molL－1　3.4 (2)c　酚酞　c點(diǎn)以上 (3)B 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Ka＝得，c(H＋)≈ molL－1＝410－4 molL－1。(2)a點(diǎn)是醋酸溶液，b點(diǎn)是醋酸和少量CH3COOK的混合溶液，c點(diǎn)是CH3COOK和少量醋酸的混合溶液，d點(diǎn)是CH3COOK和KOH的混合溶液，酸、堿均能抑制水的電離，CH3COOK水解促進(jìn)水的電離，所以c點(diǎn)溶液中水的電離程度最大。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。 題組五　全面突破酸堿中和滴定 6．某學(xué)生用已知物質(zhì)的量濃度的鹽酸來(lái)測(cè)定未知物質(zhì)的量濃度的NaOH溶液時(shí)，選擇甲基橙作指示劑。請(qǐng)?zhí)顚?xiě)下列空白： (1)用標(biāo)準(zhǔn)的鹽酸滴定待測(cè)的NaOH溶液時(shí)，左手握酸式滴定管的活塞，右手搖動(dòng)錐形瓶，眼睛注視________________________________________，直到因加入一滴鹽酸后，溶液由黃色變?yōu)槌壬_______________________________________為止。 (2)下列操作中可能使所測(cè)NaOH溶液的濃度數(shù)值偏低的是________(填字母)。 A．酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸潤(rùn)洗就直接注入標(biāo)準(zhǔn)鹽酸 B．滴定前盛放NaOH溶液的錐形瓶用蒸餾水洗凈后沒(méi)有干燥 C．酸式滴定管在滴定前有氣泡，滴定后氣泡消失 D．讀取鹽酸體積時(shí)，開(kāi)始仰視讀數(shù)，滴定結(jié)束時(shí)俯視讀數(shù) (3)若滴定開(kāi)始和結(jié)束時(shí)，酸式滴定管中的液面如圖所示，則起始讀數(shù)為_(kāi)_______mL，終點(diǎn)讀數(shù)為_(kāi)_____mL，所用鹽酸溶液的體積為_(kāi)_____mL。 (4)某學(xué)生根據(jù)3次實(shí)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/mL 0.100 0 molL－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 25.00 0.00 26.11 26.11 第二次 25.00 1.56 30.30 28.74 第三次 25.00 0.22 26.31 26.09 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　(1)錐形瓶中溶液顏色變化　在半分鐘內(nèi)不變色 (2)D　(3)0.00　26.10　26.10 (4)＝＝26.10 mL，c(NaOH)＝＝0.104 4 molL－1 解析　在求c(NaOH)和進(jìn)行誤差分析時(shí)應(yīng)依據(jù)公式：c(NaOH)＝。欲求c(NaOH)，須先求V[(HCl)aq]再代入公式；進(jìn)行誤差分析時(shí)，要考慮實(shí)際操作對(duì)每一個(gè)量即V[(HCl)aq]和V[(NaOH)aq]的影響，進(jìn)而影響c(NaOH)。 (1)考查酸堿中和滴定實(shí)驗(yàn)的規(guī)范操作。 (2)考查由于不正確操作引起的誤差分析。滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸潤(rùn)洗，內(nèi)壁附著一層水，可將加入的鹽酸稀釋，中和相同量的堿，所需鹽酸的體積偏大，結(jié)果偏高；用堿式滴定管取出的待測(cè)NaOH溶液的物質(zhì)的量一旦確定，倒入錐形瓶后，水的加入不影響OH－的物質(zhì)的量，也就不影響結(jié)果；若排出氣泡，液面會(huì)下降，故讀取V酸偏大，結(jié)果偏高；正確讀數(shù)(虛線部分)和錯(cuò)誤讀數(shù)(實(shí)線部分)如圖所示： (3)讀數(shù)時(shí)，以凹液面的最低點(diǎn)為基準(zhǔn)。 (4)先算出耗用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸的平均值 ＝＝26.10 mL(第二次偏差太大，舍去)， c(NaOH)＝＝0.104 4 molL－1。  1．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。 2．滴定終點(diǎn)的判斷答題模板 當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏螛?biāo)準(zhǔn)溶液后，溶液變成色，且半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原來(lái)的顏色。 解答此類題目注意三個(gè)關(guān)鍵點(diǎn)： (1)最后一滴：必須說(shuō)明是滴入“最后一滴”溶液。 (2)顏色變化：必須說(shuō)明滴入“最后一滴”溶液后溶液“顏色的變化”。 (3)半分鐘：必須說(shuō)明溶液顏色變化后“半分鐘內(nèi)不再恢復(fù)原來(lái)的顏色”。 3．圖解量器的讀數(shù)方法 (1)平視讀數(shù)(如圖1)：實(shí)驗(yàn)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(shí)，視線應(yīng)與凹液面最低點(diǎn)保持水平，視線與刻度的交點(diǎn)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(dāng)用量筒測(cè)量液體的體積時(shí)，由于俯視視線向下傾斜，尋找切點(diǎn)的位置在凹液面的上側(cè)，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(shí)，由于視線向上傾斜，尋找切點(diǎn)的位置在液面的下側(cè)，因滴定管刻度標(biāo)法與量筒不同，這樣仰視讀數(shù)偏大。 至于俯視和仰視的誤差，還要結(jié)合具體儀器進(jìn)行分析，因?yàn)榱客部潭葟南碌缴现饾u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(shí)還要看滴定前讀數(shù)是否正確，然后才能判斷實(shí)際量取的液體體積是偏大還是偏小。 1．判斷正誤，正確的劃“√”，錯(cuò)誤的劃“” (1)用0.200 0 molL－1 NaOH標(biāo)準(zhǔn)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 molL－1)，至中性時(shí)，溶液中的酸未被完全中和(　　) (xx浙江理綜，12C) (2)常溫下，將pH＝3的醋酸溶液稀釋到原體積的10倍后，溶液的pH＝4(　　) (xx浙江理綜，12A) (3)“中和滴定”實(shí)驗(yàn)中，容量瓶和錐形瓶用蒸餾水洗凈后即可使用，滴定管和移液管用蒸餾水洗凈后，須經(jīng)干燥或潤(rùn)洗后方可使用(　　) (xx浙江理綜，8C) (4)已知一定溫度下，醋酸溶液的物質(zhì)的量濃度為c，電離度為α，Ka＝。若加入少量CH3COONa固體，則電離平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋向左移動(dòng)，α減小，Ka變小(　　) (xx浙江理綜，12B) 答案　(1)√　(2)　(3)√　(4) 解析　(1)強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液正好完全中和時(shí)，所得溶液pH＝7，而強(qiáng)堿與弱酸正好完全中和時(shí)，溶液的pH>7，若所得溶液的pH＝7，則堿不足。(2)稀釋10倍后，3110－7molL－1，故pH<7的溶液可能呈酸性，也可能呈中性或堿性。 2．室溫時(shí)，下列混合溶液的pH一定小于7的是(　　) A．pH＝3的鹽酸和pH＝11的氨水等體積混合 B．pH＝3的鹽酸和pH＝11的氫氧化鋇溶液等體積混合 C．pH＝3的醋酸和pH＝11的氫氧化鋇溶液等體積混合 D．pH＝3的硫酸和pH＝11的氨水等體積混合 答案　C 解析　A項(xiàng)，混合后氨水過(guò)量，溶液顯堿性，pH>7；B項(xiàng)，混合后鹽酸與Ba(OH)2恰好反應(yīng)，溶液呈中性，pH＝7；C項(xiàng)，混合后醋酸過(guò)量，溶液顯酸性，pH<7；D項(xiàng)，混合后氨水過(guò)量，溶液顯堿性，pH>7。 3．下列對(duì)于溶液的酸堿性說(shuō)法正確的是(　　) A．c(H＋)很小的溶液一定呈堿性 B．pH＝7的溶液一定呈中性 C．c(H＋)＝c(OH－)的溶液一定呈中性 D．不能使酚酞溶液變紅的溶液一定呈酸性 答案　C 解析　c(H＋)很小的溶液不一定呈堿性，只有氫離子濃度小于氫氧根離子濃度時(shí)溶液才能顯堿性，A錯(cuò)誤；pH＝7的溶液不一定呈中性，與溫度有關(guān)，在100 ℃時(shí)顯堿性，B錯(cuò)誤；c(H＋)＝c(OH－)的溶液一定呈中性，C正確；不能使酚酞溶液變紅的溶液不一定呈酸性，因?yàn)榉犹淖兩秶?.2～10.0，D錯(cuò)誤。 4．(xx海南，3)0.1 mol下列氣體分別與1 L 0.1 molL－1的NaOH溶液反應(yīng)，形成的溶液pH最小的是(　　) A．NO2 B．SO2 C．SO3 D．CO2 答案　C 解析　A項(xiàng)，0.1 mol NO2與0.1 mol NaOH發(fā)生歧化反應(yīng)：2NO2＋2NaOH===NaNO3＋NaNO2＋H2O，生成的NaNO2是弱酸強(qiáng)堿鹽，發(fā)生水解使溶液呈堿性；B項(xiàng)，0.1 mol SO2與0.1 mol NaOH恰好反應(yīng)生成NaHSO3，由于HSO的電離程度大于HSO的水解程度，故溶液呈酸性；C項(xiàng)，0.1 mol SO3與0.1 mol NaOH恰好反應(yīng)生成NaHSO4，該鹽是強(qiáng)酸強(qiáng)堿的酸式鹽，完全電離使溶液顯酸性，相當(dāng)于一元強(qiáng)酸，所以其酸性比NaHSO3溶液的強(qiáng)，其pH更?。籇項(xiàng)，0.1 mol CO2與0.1 mol NaOH恰好反應(yīng)生成NaHCO3，由于HCO的水解程度大于HCO的電離程度，溶液呈堿性。故選C。 5．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(guān)說(shuō)法不正確的是(　　) A．兩溶液中的c(OH－)相等 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 答案　A 解析　兩溶液中c(H＋)＝10－1molL－1，依據(jù)Kw＝c(H＋)c(OH－)，45 ℃時(shí)的Kw大于15 ℃時(shí)的Kw，所以，兩溶液中的c(OH－)前者大于后者，A選項(xiàng)錯(cuò)誤；因?yàn)槿芤褐衏(H＋)相同，所以c(H2SO4)、中和堿的能力均相同。 6．欲證明一瓶無(wú)色液體是純水，可靠的實(shí)驗(yàn)方法是(　　) A．測(cè)得其pH＝7 B．電解時(shí)得到H2與O2的體積比為2∶1 C．遇鈉生成氫氣 D．1.01 105 Pa時(shí)沸點(diǎn)為100 ℃ 答案　D 解析　A項(xiàng)，未指明是否是常溫測(cè)定；B項(xiàng)，電解某些鹽溶液、酸溶液及堿溶液(如：Na2SO4、H2SO4、NaOH)均得到H2和O2的體積比為2∶1；C項(xiàng)，水溶液與Na反應(yīng)均生成H2。 7．在常溫下，將pH＝8的NaOH溶液與pH＝10的NaOH溶液等體積混合后，溶液的pH最接近于(　　) A．8.3 B．8.7 C．9 D．9.7 答案　D 解析　稀溶液混合，總體積近似等于兩種溶液體積之和。強(qiáng)堿溶液混合，應(yīng)按c(OH－)計(jì)算：c混(OH－)＝＝5.0510－5molL－1，c混(H＋)＝≈210－10molL－1，pH＝9.7。 8．常溫時(shí)，將pH＝13的強(qiáng)堿溶液和pH＝2的強(qiáng)酸溶液混合，所得溶液的pH＝11，則強(qiáng)堿溶液和強(qiáng)酸溶液的體積之比為(　　) A．1∶9 B．9∶1 C．10∶1 D．1∶10 答案　A 解析　pH＝13的強(qiáng)堿溶液c(OH－)＝10－1molL－1，pH＝2的強(qiáng)酸溶液c(H＋)＝10－2molL－1，根據(jù)題意，設(shè)堿的體積X L，酸的體積為Y L，＝10－3 molL－1，則X∶Y＝1∶9。 9．常溫下，將0.1 molL－1鹽酸和0.06 molL－1氫氧化鋇溶液等體積混合后，該混合溶液的pH是(　　) A．1.7 B．12.3 C．12 D．2 答案　C 解析　酸堿中和時(shí)誰(shuí)過(guò)量先計(jì)算誰(shuí)，最后根據(jù)pH＝－lg c(H＋)計(jì)算溶液的pH。0.1 molL－1鹽酸和0.06 molL－1氫氧化鋇溶液混合，根據(jù)中和反應(yīng)H＋＋OH－===H2O可知堿過(guò)量，先計(jì)算混合后溶液中的OH－的濃度，c(OH－)＝＝＝0.01 molL－1。c(H＋)＝＝1.010－12 molL－1，所得溶液的pH＝－lg c(H＋)＝12。 10．常溫下，1體積pH＝2.5的鹽酸與10體積某一元強(qiáng)堿溶液恰好完全反應(yīng)， 則該堿溶液的pH等于(　　) A．9.0 B．9.5 C．10.5 D．11.0 答案　C 解析　據(jù)題意，一元強(qiáng)酸和一元強(qiáng)堿恰好反應(yīng)，故有H＋與OH－的物質(zhì)的量相等，設(shè)強(qiáng)酸的體積為V，則強(qiáng)堿的體積為10V，有V10－2.5 molL－1＝10V10pH－14 molL－1，解得pH＝10.5，故選C。 11．(加試題)水的電離過(guò)程為H2OH＋＋OH－，在不同溫度下其平衡常數(shù)為K(25 ℃)＝1.010－14，K(35 ℃)＝2.110－14。則下列敘述正確的是(　　) A．c(H＋)隨著溫度的升高而降低 B．在35 ℃時(shí)，c(H＋)>c(OH－) C．水的電離度α(25 ℃)>α(35 ℃) D．水的電離是吸熱的 答案　D 解析　由題給條件可以看出：溫度升高后，K值增大。25 ℃時(shí)，c(H＋)＝c(OH－)＝1.010－7molL－1；35 ℃時(shí)，c(H＋)＝c(OH－)＝1.4510－7molL－1。溫度升高，c(H＋)和c(OH－)都增大，且仍然相等，水的電離度也增大。因溫度升高，平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)，故水的電離為吸熱反應(yīng)。 12．(加試題)關(guān)于水的離子積常數(shù)，下列說(shuō)法不正確的是(　　) A．100 ℃的水中，c(H＋)c(OH－)＝110－14 B．純水中，25 ℃時(shí)，c(H＋)c(OH－)＝110－14 C．25 ℃時(shí)，任何以水為溶劑的稀溶液中c(H＋)c(OH－)＝110－14 D．Kw值隨溫度升高而增大 答案　A 解析　Kw只與溫度有關(guān)，升高溫度，Kw增大。25 ℃時(shí)，純水和任何物質(zhì)的水溶液中均有Kw＝c(H＋)c(OH－)＝110－14。 13．25 ℃ 時(shí)，下列溶液中水的電離程度最小的是(　　) A．0.01 molL－1鹽酸 B. 0.01 molL－1 Na2CO3溶液 C．pH＝4 NaHSO3溶液 D．