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  • 2021-08-24 发布

2021届新高考选考化学一轮复习苏教版溶液的酸碱性学案

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第二单元 溶液的酸碱性 ‎[考点分布]‎ 知识内容 考试要求 ‎2016年 ‎2017年 ‎2018年 ‎2019年 ‎2020年 ‎4月 ‎10月 ‎4月 ‎11月 ‎4月 ‎11月 ‎4月 ‎1月 ‎(1)水的离子积常数 b T30(3)①②‎ ‎(2)溶液的酸碱性与溶液中c(H+)、c(OH-)的大小关系 a T21‎ T9‎ T18‎ T21‎ T17‎ ‎(3)pH的概念,pH的大小与溶液酸碱性的关系 a T18、T23‎ T18‎ T18‎ T18‎ T18‎ T23‎ ‎(4)pH的简单计算 c T18‎ T23‎ ‎(5)测定溶液酸碱性的方法,用pH试纸、pH计测定溶液的pH b T9‎ ‎(6)中和滴定原理及其操作方法 b T31(5)‎ T23‎ T23‎ ‎(7)几种常见酸碱指示剂的变色范围 a T26(3)‎ T18‎ T23‎ ‎ 水的离子积常数 ‎1.水的电离 水是极弱的电解质,水的电离方程式为 ‎2H2OH3O++OH-或H2OH++OH-。‎ ‎2.水的离子积常数:Kw=c(H+)·c(OH-)。‎ ‎(1)室温下:Kw=1.0×10-14。‎ ‎(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.影响水电离平衡的因素 ‎(1)升高温度,水的电离程度增大,Kw增大。‎ ‎(2)加入酸或碱,水的电离程度减小,Kw不变。‎ ‎(3)加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3),水的电离程度增大,Kw不变。‎ ‎4.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 题组一影响水电离平衡的因素及结果判断 ‎1.25 ℃时,相同物质的量浓度的下列溶液:①NaCl;②NaOH;‎ ‎③H2SO4;④(NH4)2SO4。其中水的电离程度按由大到小顺序排列的一组是(  )‎ A.④>③>②>①     B.②>③>①>④‎ C.④>①>②>③ D.③>②>①>④‎ 解析:选C。分析四种物质可知②NaOH、③H2SO4抑制水的电离,①NaCl不影响水的电离平衡,④(NH4)2SO4促进水的电离(NH水解),在②③中H2SO4为二元强酸,产生的c(H+‎ ‎)大于NaOH产生的c(OH-),抑制程度更大,故顺序为④>①>②>③。‎ ‎2.(2020·嘉兴一中高二期中)在不同温度下,水溶液中c(H+)与c(OH-)的关系如图所示。下列有关说法中正确的是(  )‎ A.若从a点到c点,可采用在水中入酸的方法 B.b点对应的醋酸中由水电离的c(H+)=10-6 mol/L C.c点对应溶液的Kw大于d点对应溶液的Kw D.T ℃时,0.05 mol/L的Ba(OH)2溶液的pH=11‎ 解析:选D。 a点对应的c(H+)和c(OH-)相等,同理 c点对应的c(H+)和c(OH-)也相等,溶液一定呈中性,从a点到c点,可以采用升温的方法,若加酸,则导致c(H+)和c(OH-)不再相等,A项错误;Kw只与温度有关,同温度下不同酸碱性溶液的Kw相同,a点和b点的Kw都是1.0×10-14,c点和d点的Kw都是1.0×10-12,C项错误;酸溶液中由水电离的c(H+)与溶液中的c(OH-)相等,即c水(H+)=c(OH-)=10-8mol/L,B项错误;T ℃时,Kw=1.0×10-12,0.05 mol/L的Ba(OH)2溶液的c(H+)=10-11 mol/L,pH=11,D项正确。‎ ‎3.[2019·浙江4月选考,T30(3)①②]水在高温高压状态下呈现许多特殊的性质。当温度、压强分别超过临界温度(374.2 ℃)、临界压强(22.1 MPa)时的水称为超临界水。‎ ‎(1)与常温常压的水相比,高温高压液态水的离子积会显著增大。解释其原因:________________________________________________________________________。‎ ‎(2)如果水的离子积Kw从1.0×10-14增大到1.0×10-10,则相应的电离度是原来的________倍。‎ 解析:水的电离度α=,水的离子积Kw=c(H+)·c(OH-),对纯水来说c(H+)=c(OH-),Kw从1.0×10-14增大到1.0×10-10,则相应的电离度是原来的100倍。‎ 答案:(1)水的电离为吸热过程,升高温度有利于电离平衡正向移动(压强对电离平衡影响不大) (2)100‎ 题组二水电离的c(H+)或c(OH-)的计算 ‎4.(2020·衢州校级期末)求算下列常温下溶液中由H2O电离的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溶液中,H+来源有两个:H2SO4的电离和H2O的电离,而OH-只来源于水。应先求算c(OH-),水电离的c(H+)=c(OH-)。(2)pH=10的NaOH溶液中,OH-有两个来源:H2O的电离和NaOH的电离,H+只来源于水。应先求出c(H+),水电离的c(OH-)=c(H+)。(3)~(4)水解的盐溶液中的H+或OH-均由水电离产生,水解显酸性的盐应计算其c(H+),水解显碱性的盐应计算其c(OH-)。pH=2的NH4Cl中由水电离产生的c(H+)=10-2 mol·L-1;pH=10的Na2CO3溶液中由水电离产生的c(OH-)=10-4 mol·L-1。‎ 答案:(1)10-12 mol·L-1 10-12mol·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 ‎5.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 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 解析:选A。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。‎ 理清溶液中H+或OH-的来源 ‎(1)常温下中性溶液 c(OH-)=c(H+)=10-7 mol·L-1。‎ ‎(2)溶质为酸的溶液 ‎①OH-全部来自水的电离,水电离产生的c(H+)=c(OH-)。‎ ‎②实例 计算常温下pH=2的盐酸中水电离出的c(H+),方法是先求出溶液中的c(OH-)= mol·L-1=10-12 mol·L-1,即水电离出的c(H+)=c(OH-)=10-12 mol·L-1。‎ ‎(3)溶质为碱的溶液 ‎①H+全部来自水的电离,水电离产生的c(OH-)=c(H+)。‎ ‎②实例 计算常温下pH=12的NaOH溶液中水电离出的c(OH-),方法是先求出溶液中的c(H+)=10-12 mol·L-1,即水电离出的c(OH-)=c(H+)=10-12 mol·L-1。‎ ‎(4)水解呈酸性或碱性的盐溶液 ‎①常温下pH=5的NH4Cl溶液中H+全部来自水的电离,由水电离出的c(H+)=10-5 mol·L-1,因为部分OH-与NH结合,c(OH-)= mol·L-1=10-9 mol·L-1。‎ ‎②常温下pH=12的Na2CO3溶液中OH-全部来自水的电离,由水电离出的c(OH-)= mol·L-1=10-2 mol·L-1。 ‎ ‎ 溶液的酸碱性和pH ‎1.溶液的酸碱性与溶液中c(H+)、c(OH-)的关系 溶液的酸碱性取决于溶液中c(H+)和c(OH-)的相对大小。‎ ‎(1)酸性溶液:c(H+)>c(OH-),常温下,pH<7。‎ ‎(2)中性溶液:c(H+)=c(OH-),常温下,pH=7。‎ ‎(3)碱性溶液:c(H+)7。‎ ‎2.pH的概念,pH与溶液酸碱性的关系 ‎(1)计算公式:pH=-lg__c(H+)。‎ ‎(2)pH与溶液的酸碱性的关系 常温下:‎ ‎3.pH的简单计算 ‎(1)单一溶液pH的计算 强酸溶液:如HnA,设浓度为c mol·L-1,c(H+)=nc mol·L-1,pH=-lg c(H+)=-lg(nc)。‎ 强碱溶液(25 ℃):如B(OH)n,设浓度为c mol·L-1,c(H+)= mol·L-1,pH=-lg c(H+)=14+lg(nc)。‎ ‎(2)混合溶液pH的计算 ‎①两种强酸混合:直接求出c混(H+),再据此求pH。c混(H+)=。‎ ‎②两种强碱混合:先求出c混(OH-),再据Kw求出c混(H+),最后求pH。‎ c混(OH-)=。‎ ‎③强酸、强碱混合:先判断哪种物质过量,再由下式求出溶液中H+或OH-的浓度,最后求pH。‎ c混(H+)或c混(OH-)=。‎ ‎4.测定溶液酸碱性的方法(pH试纸、pH计测定溶液的pH)‎ ‎(1)pH试纸法:用镊子夹取一小块试纸放在洁净的玻璃片或表面皿上,用玻璃棒蘸取待测溶液点在试纸的中央,变色后与标准比色卡对照,即可确定溶液的pH。‎ ‎(2)pH计测量法。‎ 题组一溶液酸碱性的判断 ‎1.下列溶液一定显酸性的是________。‎ ‎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:题目没有说明温度,所以pH<7的溶液不一定是酸性溶液,只有c(H+)>c(OH-)才是准确的判断依据。NH4Cl溶液水解呈酸性。‎ 答案:④⑤‎ ‎2.判断下列溶液在常温下的酸碱性(填“酸性”“碱性”或“中性”)。‎ ‎(1)相同浓度的HCl和NaOH溶液等体积混合:‎ ‎____________。‎ ‎(2)相同浓度的CH3COOH和NaOH溶液等体积混合:____________。‎ ‎(3)相同浓度的NH3·H2O和HCl溶液等体积混合:____________。‎ ‎(4)pH=2的HCl和pH=12的NaOH溶液等体积混合:____________。‎ ‎(5)pH=3的HCl和pH=10的NaOH溶液等体积混合:____________。‎ 答案:(1)中性 (2)碱性 (3)酸性 (4)中性 (5)酸性 题组二多角度计算溶液的pH ‎3.已知在100 ℃下,水的离子积Kw=1×10-12,下列说法正确的是(  )‎ 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 溶液与0.01 mol·L-1的NaOH 溶液等体积混合,混合后溶液pH为6,溶液显酸性 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:选A。A中,c(H+)=0.05 mol·L-1×2=0.1 mol·L-1,pH=-lg c(H+)=-lg 0.1=1,正确。B中,c(OH-)=10-3 mol·L-1,则100 ℃时,c(H+)== mol·L-1=10-9 mol·L-1,pH=9,错误。C中,c(H+)=2×0.005 mol·L-1=0.01 mol·L-1,c(OH-)=0.01 mol·L-1,等体积混合后c(H+)=c(OH-)=10-6 mol·L-1,pH=6,溶液呈中性,错误。D中,pH=3的硫酸溶液中c(H+)=10-3 mol·L-1,pH=11的氢氧化钠溶液中c(H+)=10-11 mol·L-1,c(OH-)= mol·L-1=0.1 mol·L-1,等体积混合时,NaOH过量,错误。‎ ‎4.求室温下下列溶液的pH,已知lg 2=0.3。‎ ‎(1)将pH=8的NaOH溶液与pH=10的NaOH溶液等体积混合。‎ ‎(2)将pH=5的盐酸与pH=9的NaOH溶液以体积比11∶9混合。‎ ‎(3)将pH=3的HCl与pH=3的H2SO4等体积混合。‎ ‎(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=10-lg 2=9.7。‎ ‎(2)pH=5的盐酸中c(H+)=10-5 mol·L-1,pH=9的NaOH溶液中c(OH-)=10-5 mol·L-1,根据题意知二者混合后盐酸过量,剩余的c(H+)=‎ =10-6 mol·L-1,pH=6。‎ ‎(3)pH相同的强酸溶液等体积混合后pH不变。‎ ‎(4)c(H+)= mol·L-1=10-11 mol·L-1,pH=11。‎ 答案:(1)9.7 (2)6 (3)3 (4)11‎ 题组三溶液稀释后的pH计算 ‎5.(2018·浙江11月选考,T18)下列说法不正确的是(  )‎ A.测得0.1 mol·L-1的一元酸HA溶液pH=3.0,则HA一定为弱电解质 B.25 ℃时,将0.1 mol·L-1的NaOH溶液加水稀释100倍,所得溶液的pH=11.0‎ C.25 ℃时,将0.1 mol·L-1的HA溶液加水稀释至pH=4.0,所得溶液c(OH-)=1×10-10 mol·L-1‎ D.0.1 mol·L-1的HA溶液与0.1 mol·L-1的NaOH溶液等体积混合,所得溶液pH一定等于7.0‎ 解析:选D。A项,测得0.1 mol·L-1的一元酸HA溶液pH=3.0,说明HA只有部分电离,若为强酸则pH=1.0,因此HA一定为弱电解质,故A正确;B项,25 ℃时,将0.1 mol·L-1的NaOH溶液加水稀释100倍,c(OH-)=0.001 mol·L-1,因此所得溶液的pH=11.0,故B正确;C项,25 ℃时,将0.1 mol·L-1的HA溶液加水稀释至pH=4.0,说明所得溶液中c(H+)=1×10-4 mol·L-1,则c(OH-)=1×10-10 mol·L-1,故C正确;D项,0.1 mol·L-1的HA溶液与0.1 mol·L-1的NaOH溶液等体积混合,如果HA是强酸,则反应后溶液pH等于7.0,如果HA是弱酸,则反应后溶液pH大于7.0,故D不正确。‎ ‎6.(1)体积相同,浓度均为0.2 mol·L-1的盐酸和CH3COOH溶液,分别加水稀释10倍,溶液的pH分别变成m和n,则m与n的关系为________________。‎ ‎(2)体积相同,浓度均为0.2 mol·L-1的盐酸和CH3COOH溶液,分别加水稀释m倍、n倍,溶液的pH都变成3,则m与n的关系为________________。‎ ‎(3)体积相同,pH均等于1的盐酸和CH3COOH溶液,分别加水稀释m倍、n倍,溶液的pH都变成3,则m与n的关系为________________。‎ ‎(4)体积相同,pH均等于13的氨水和NaOH溶液,分别加水稀释m倍、n倍,溶液的pH都变成9,则m与n的关系为________________。‎ 解析:(1)等浓度的盐酸和醋酸稀释过程的图像如图甲所示:分别加水稀释10倍后,二者的浓度仍相同,由于HCl是强电解质,CH3COOH是弱电解质,HCl的电离程度大于CH3COOH的电离程度,因此盐酸中的氢离子浓度大于醋酸中的氢离子浓度,因此有mn。(3)由于醋酸中存在电离平衡,在稀释过程中CH3COOH会继续电离出H+,其稀释过程中的图像如图乙所示。若稀释后溶液的pH都变成3(画一条平行于x轴的水平线),易得mn。‎ 答案:(1)mn (3)mn ‎(1)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 a7。‎ ‎(2)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。 ‎ ‎ 中和滴定原理及其操作方法 ‎1.实验原理 ‎(1)利用酸碱中和反应,用已知浓度酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。以标准盐酸滴定待测的NaOH溶液,待测的NaOH溶液的物质的量浓度为c(NaOH)=。‎ ‎(2)酸碱中和滴定的关键 ‎①准确测定消耗标准液的体积。‎ ‎②准确判断滴定终点。‎ ‎2.实验用品 ‎(1)仪器 酸式滴定管(A)、碱式滴定管(B)、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。‎ ‎(3)滴定管的使用 ‎①酸性、强氧化性的试剂一般用酸式滴定管,因为酸性和强氧化性物质易腐蚀橡胶管。‎ ‎②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。‎ ‎3.实验操作 实验操作以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例:‎ ‎(1)滴定前的准备 ‎①滴定管:查漏→洗涤→润洗→装液→调液面→记录。‎ ‎②锥形瓶:注碱液→记体积→加指示剂。‎ ‎(2)滴定 ‎(3)终点判断 等到滴入最后一滴标准液,指示剂变色,且在半分钟内不恢复原来的颜色,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c(NaOH)=计算。‎ ‎4.几种常见酸碱指示剂的变色范围 ‎(1)常见酸碱指示剂及变色范围 指示剂 变色范围的pH 石蕊 ‎<5.0红色 ‎5.0~8.0紫色 ‎>8.0蓝色 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 ‎(2)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,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,如用盐酸滴定氨水。‎ ‎④强酸滴定强碱一般用甲基橙,但用酚酞也可以。‎ ‎⑤并不是所有的滴定都须使用指示剂,如用标准的Na2SO3溶液滴定KMnO4溶液时,KMnO4颜色褪去时即为滴定终点。‎ 题组一中和滴定原理及误差分析 ‎1.用已知浓度的NaOH溶液测定某H2SO4溶液的浓度,参考如图所示仪器从下表中选出正确选项(  )‎ ‎                     ‎ 选项 锥形瓶 中溶液 滴定管 中溶液 选用指 示剂 选用 滴定管 A 碱 酸 石蕊 乙 B 酸 碱 酚酞 甲 C 碱 酸 甲基橙 乙 D 酸 碱 酚酞 乙 解析:选D。解答本题的关键:①明确酸、碱式滴定管使用时的注意事项;②指示剂的变色范围。酸式滴定管不能盛放碱,而碱式滴定管不能盛放酸和强氧化性溶液,指示剂应选择颜色变化明显的酚酞或甲基橙,不能选用石蕊,另外还要注意在酸碱中和滴定中,无论是标准溶液滴定待测溶液,还是待测溶液滴定标准溶液,只要操作正确,都能得到正确的结果。‎ ‎2.(2020·嘉兴选考模拟)实验室用标准盐酸滴定某浓度的NaOH溶液,用甲基橙作指示剂,下列操作中可能使测定结果偏低的是(  )‎ A.用量筒量取NaOH溶液时仰视读数 B.酸式滴定管用蒸馏水洗净后,直接装入标准盐酸进行滴定 C.锥形瓶内溶液颜色变化由黄色变橙色,立即记下滴定管液面所在刻度 D.盛NaOH溶液的锥形瓶滴定前用NaOH溶液润洗2~3 次 解析:选C。 A项,应用碱式滴定管或移液管取NaOH溶液,且本操作实际取用NaOH溶液体积大于计算值,消耗的盐酸增加,故导致测定结果偏高;B项,酸式滴定管未用标准液润洗,测出NaOH溶液浓度偏高;C项,由黄色变为橙色可能由于局部c(H+)变大引起的,振荡后可能还会恢复黄色,应在振荡后半分钟内颜色保持不变才能认为已达到滴定终点,故所用盐酸的量比理论用量可能偏小,测出的NaOH溶液浓度可能偏低;D项,用NaOH溶液润洗锥形瓶,直接导致盐酸的用量偏大,故测定结果偏高。‎ 图解量器的读数方法 ‎(1)平视读数(如图1):实验室中用量筒、移液管或滴定管量取一定体积的液体,读取液体体积时,视线应与凹液面最低点保持水平,视线与刻度的交点即为读数(即凹液面定视线,视线定读数)。‎ ‎(2)俯视读数(如图2):当用量筒测量液体的体积时,由于俯视视线向下倾斜,‎ 寻找切点的位置在凹液面的上侧,读数高于正确的刻度线位置,即读数偏大。‎ ‎(3)仰视读数(如图3):读数时,由于视线向上倾斜,寻找切点的位置在液面的下侧,因滴定管刻度标法与量筒不同,故仰视读数偏大。‎ 至于俯视和仰视的误差,还要结合具体仪器进行分析,因为量筒刻度从下到上逐渐增大;而滴定管刻度从下到上逐渐减小,并且滴定管中液体的体积是两次体积读数之差,在分析时还要看滴定前读数是否正确,然后才能判断实际量取的液体体积是偏大还是偏小。 ‎ ‎3.某学生用已知物质的量浓度的盐酸来测定未知物质的量浓度的NaOH溶液时,选择甲基橙作指示剂。请填写下列空白:‎ ‎(1)用标准的盐酸滴定待测的NaOH溶液时,左手握酸式滴定管的活塞,右手摇动锥形瓶,眼睛注视________________,直到因加入一滴盐酸后,溶液由黄色变为橙色,并______________为止。‎ ‎(2)下列操作中可能使所测NaOH溶液的浓度数值偏低的是________(填字母)。‎ A.酸式滴定管未用标准盐酸润洗就直接注入标准盐酸 B.滴定前盛放NaOH溶液的锥形瓶用蒸馏水洗净后没有干燥 C.酸式滴定管在滴定前有气泡,滴定后气泡消失 D.读取盐酸体积时,开始仰视读数,滴定结束时俯视读数 ‎(3)若滴定开始和结束时,酸式滴定管中的液面如图所示,则起始读数为________mL,终点读数为________mL,所用盐酸溶液的体积为________mL。‎ ‎(4)某学生根据3次实验分别记录有关数据如下表:‎ 滴定 次数 待测NaOH溶液的体积/mL ‎0.100 0 mol·L-1盐酸的体积/mL 滴定前刻度 滴定后刻度 溶液体积 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 依据上表数据列式计算该NaOH溶液的物质的量浓度。‎ 解析:在求c(NaOH)和进行误差分析时应依据公式:c(NaOH)=。欲求c(NaOH),须先求V(HCl)再代入公式;进行误差分析时,要考虑实际操作对每一个量即V(HCl)和V(NaOH)的影响,进而影响 c(NaOH)。‎ 答案:(1)锥形瓶中溶液颜色变化 在半分钟内不变色 ‎(2)D (3)0.00 26.10 26.10‎ ‎(4)V==26.10 mL,‎ c(NaOH)==0.104 4 mol·L-1。‎ 滴定终点的判断 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“颜色的变化”。‎ ‎(3)半分钟:必须说明溶液颜色变化后“半分钟内不再恢复原来的颜色”。 ‎ 题组二中和滴定曲线分析 ‎4.(2020·浙江1月选考,T23)室温下,向20.00 mL 0.100 0 mol·L-1盐酸中滴加0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液,溶液的pH随NaOH溶液体积的变化如图。已知lg 5=0.7。下列说法不正确的是(  )‎ A.NaOH与盐酸恰好完全反应时,pH=7‎ B.选择变色范围在pH突变范围内的指示剂,可减小实验误差 C.选择甲基红指示反应终点,误差比甲基橙的大 D.V(NaOH)=30.00 mL时,pH=12.3‎ 答案:C ‎5.(2018·浙江11月选考,T23)常温下,分别取浓度不同、体积均为 20.00 mL 的3种HCl溶液,分别滴入浓度为1.000 mol·L-1、0.100 0 mol·L-1和0.010 00 mol·L-1的NaOH溶液,测得3个反应体系的pH随V(NaOH)变化的曲线如图,在V(NaOH)=20.00 mL 前后pH出现突跃。下列说法不正确的是(  )‎ A.3种HCl溶液的c(HCl):最大的是最小的100倍 B.曲线a、b、c对应的c(NaOH):a>b>c C.当V(NaOH)=20.00 mL时,3个体系中均满足:c(Na+)=c(Cl-)‎ D.当V(NaOH)相同时,pH突跃最大的体系中的c(H+)最大 解析:选D。A项,我们只要观察起始时三种HCl溶液的pH可发现HCl溶液浓度分别为1.000 mol·L-1,0.100 0 mol·L-1和 0.010 00 mol·L-1,最大的是最小的100倍,故A正确;B项,由于曲线a、b、c对应的HCl溶液的c(HCl)大小顺序是a>b>c,因此对应的c(NaOH)大小顺序是a>b>c,故B正确;C项,当V(NaOH)=20.00 mL时,恰好达到反应终点,这时溶液显中性,所以3个体系中均满足c(Na+)=c(Cl-),故C正确;D项,当V(NaOH)相同时,达到反应终点前,pH突跃最大的体系中的c(H+)最大,达到反应终点后,pH突跃最大的体系中的c(H+)最小,故D错误。‎ 题组三滴定法的拓展应用——氧化还原滴定 ‎6.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________(填字母)。‎ 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,可以用酸式滴定管或移液管量取。(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;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,测定的结果将偏高。‎ 答案:(1)酸式滴定管(或移液管) (2)A (3) ‎(4)偏高 氧化还原滴定三要点 ‎(1)原理:以氧化剂或还原剂为滴定剂,直接滴定一些具有还原性或氧化性的物质,或者间接滴定一些本身并没有还原性或氧化性,但能与某些还原剂或氧化剂反应的物质。‎ ‎(2)试剂:常见的用于滴定的氧化剂有KMnO4、‎ K2Cr2O7等;常见的用于滴定的还原剂有亚铁盐、草酸、维生素C等。‎ ‎(3)指示剂:氧化还原滴定法的指示剂有三类:①氧化还原指示剂;②专用指示剂,如在碘量法滴定中,可溶性淀粉溶液遇碘标准溶液变蓝;③自身指示剂,如高锰酸钾标准溶液滴定草酸时,滴定终点为溶液由无色变为浅红色。 ‎ 课后达标检测 一、选择题 ‎1.(2017·浙江11月选考,T9)下列物质的水溶液不能使酚酞变红的是(  )‎ A.NaOH          B.Na2CO3‎ C.NaCl D.NH3‎ 答案:C ‎2.(2020·绍兴一中选考模拟)常温下0.1 mol·L-1醋酸溶液的pH=a,下列能使溶液pH=(a+1)的措施是(  )‎ A.将溶液稀释到原体积的10倍 B.加入适量的醋酸钠固体 C.加入等体积0.2 mol·L-1盐酸 D.提高溶液的温度 答案:B ‎3.(2017·浙江11月选考,T18)下列说法不正确的是(  )‎ A.pH<7的溶液不一定呈酸性 B.在相同温度下,物质的量浓度相等的氨水、NaOH溶液,c(OH-)相等 C.在相同温度下,pH相等的盐酸、CH3COOH溶液,c(Cl-)=c(CH3COO-)‎ D.氨水和盐酸反应后的溶液,若c(Cl-)=c(NH),则溶液呈中性 答案:B ‎4.(2020·浙江“超级全能生”选考科目联考)下列叙述中正确的是(  )‎ A.Kw是常数,它不受溶液浓度和温度的影响 B.1 mL 0.1 mol/L氨水与10 mL 0.1 mol/L的氨水中,所含OH-的数目相等 C.滴入甲基橙显红色的溶液一定是酸溶液 D.稀释过程中,如果c(H+)减小,则c(OH-)必然增大 答案:D ‎5.(2020·浙江1月选考,T17)下列说法不正确的是(  )‎ A.pH >7的溶液不一定呈碱性 B.中和pH和体积均相等的氨水、NaOH溶液,所需HCl的物质的量相同 C.相同温度下,pH相等的盐酸、CH3COOH溶液中,c(OH-)相等 D.氨水和盐酸反应后的溶液,若溶液呈中性,则c(Cl-)=c(NH)‎ 答案:B ‎6.已知室温时,0.1 mol·L-1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离,下列叙述错误的是 (  )‎ A.该溶液的pH=4‎ B.升高温度,溶液的pH增大 C.此酸的电离平衡常数约为1×10-7‎ D.由HA电离出的c(H+)约为水电离出的c(H+)的106倍 解析:选B。根据HA在水中的电离度可算出c(H+)=0.1%×0.1 mol·L-1=10-4 mol·L-1,所以pH=4,A正确;因HA在水中存在电离平衡,升高温度促进平衡向电离的方向移动,所以c(H+)将增大,pH会减小,B错误;可由平衡常数表达式算出Ka=≈=1×10-7,C正确;溶液中c(H+)≈c酸(H+)=10-4 mol·L-1,所以c水(H+)=c(OH-)=10-10 mol·L-1,c酸(H+)约是c水(H+)的106倍,D正确。‎ ‎7.(2020·台州高二月考)准确移取20.00 mL某待测HCl溶液于锥形瓶中,用0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液滴定。下列说法正确的是(  )‎ A.滴定管用蒸馏水洗涤后,装入NaOH溶液进行滴定 B.随着NaOH溶液滴入,锥形瓶中溶液pH由小变大 C.用酚酞作指示剂,当锥形瓶中溶液由红色变无色时停止滴定 D.滴定达终点时,发现滴定管尖嘴部分有悬滴,则测定结果偏小 解析:选B。A.滴定管用蒸馏水洗涤后,需用待装液润洗才能装入NaOH溶液进行滴定。B.随着NaOH溶液的滴入,锥形瓶内溶液中c(H+)越来越小,故pH由小变大。C.用酚酞作指示剂,当锥形瓶内溶液由无色变为浅红色,且半分钟内不褪去,说明达到滴定终点,应停止滴定。D.滴定达终点时,滴定管尖嘴部分有悬滴,则所加标准NaOH溶液量偏多,使测定结果偏大。‎ ‎8.下列变化使所得溶液的pH=7的是(  )‎ A.将25 ℃ pH=7的NaCl溶液加热至80 ℃‎ B.常温下,pH=2的NaHSO4溶液与pH=12的NaOH溶液等体积混合 C.常温下,pH=2的CH3COOH溶液与pH=12的NaOH溶液等体积混合 D.常温下,0.1 mol·L-1的NaAlO2溶液和0.1 mol·L-1的HCl溶液按体积比1∶4混合 解析:选B。A项中加热促进水的电离,NaCl溶液中c(H+)=c(OH-)>10-7 mol·L-1,pH<7。C项中pH=2的CH3COOH溶液中,CH3COOH的浓度大于10-2 mol·L-1,与pH=12的NaOH溶液等体积混合后,酸过量,溶液呈酸性,pH<7。D项中发生反应:NaAlO2+4HCl===AlCl3+NaCl+2H2O,AlCl3为强酸弱碱盐,水解呈酸性,pH<7。‎ ‎9.下图表示水溶液中c(H+)和c(OH-)的关系,下列判断错误的是(  )‎ A.两条曲线间任意点均有c(H+)·c(OH-)=Kw B.M区域内任意点均有c(H+)<c(OH-)‎ C.图中T1<T2‎ D.XZ线上任意点均有pH=7‎ 解析:选D。根据水的电离、水的离子积的影响因素以及pH的计算逐一分析各选项。A项水溶液中的c(H+)与c(OH-)的乘积为一常数;B项由图看出M区域内c(H+)<c(OH-);C项T2时c(H+)·c(OH-)大于T1时c(H+)·c(OH-),因为水的电离过程是吸热的,温度越高,‎ 水的离子积越大,所以T2>T1;D项pH=-lg c(H+),XZ线上任意点的c(H+)=c(OH-),但pH不一定为7。‎ ‎10.(2020·舟山中学高三检测)常温下,下列有关电解质溶液的叙述正确的是(  )‎ A.等浓度等体积的强酸与强碱溶液混合后,溶液的pH=7‎ B.将10 mL pH=a的盐酸与100 mL pH=b的Ba(OH)2溶液混合后恰好中和,则a+b=13‎ C.pH=10的Ba(OH)2溶液和pH=13的NaOH溶液等体积混合后溶液的pH=10.7(已知lg 2=0.3)‎ D.pH=2的盐酸与pH=12的氨水等体积混合后所得溶液显中性 解析:选B。由于不知道是几元酸和几元碱,则等浓度等体积的强酸和强碱溶液混合后,pH的大小不能确定,A项错误;两溶液混合后恰好中和,则10-a mol·L-1×0.01 L=10-14+b mol·L-1×0.1 L,则-a-2=-14+b-1,则a+b=13,B项正确;c(OH-)=≈5×10-2 mol·L-1,c(H+)=Kw/c(OH-)=2×10-13 mol·L-1,pH=12.7,C项错误;pH=2的盐酸与pH=12的氨水等体积混合后所得溶液显碱性,D项错误。‎ ‎11.(2020·温州选考适应性测试)如图曲线a和b是盐酸与氢氧化钠溶液相互滴定的滴定曲线,下列叙述正确的是(  )‎ A.盐酸的物质的量浓度为1 mol·L-1‎ B.P点时反应恰好完全,溶液呈中性 C.曲线a是盐酸滴定氢氧化钠溶液的滴定曲线 D.酚酞不能用作本实验的指示剂 解析:选B。根据曲线a知,滴定前盐酸的pH=1,c(HCl)=0.1 mol·L-1,A项错误;P点表示盐酸与氢氧化钠溶液恰好完全中和,溶液呈中性,B项正确;曲线a是氢氧化钠溶液滴定盐酸的曲线,曲线b是盐酸滴定氢氧化钠溶液的曲线,C项错误;强酸与强碱滴定,可以用酚酞作指示剂,D项错误。‎ 二、非选择题 ‎12.现有常温条件下甲、乙、丙三种溶液,甲为0.1 mol·L-1的NaOH溶液,乙为0.1 mol·L-1的HCl溶液,丙为0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液,试回答下列问题:‎ ‎(1)甲溶液的pH=________;‎ ‎(2)丙溶液中存在电离平衡为____________________________________(‎ 用电离平衡方程式表示);‎ ‎(3)甲、乙、丙三种溶液中由水电离出的c(OH-)的大小关系为________________;‎ ‎(4)某同学用甲溶液分别滴定20.00 mL乙溶液和20.00 mL 丙溶液,得到如图所示两条滴定曲线,请完成有关问题:‎ ‎①甲溶液滴定丙溶液的曲线是______(填“图1”或“图2”);‎ ‎②a=________mL。‎ 解析:(1)c(OH-)=0.1 mol·L-1,则c(H+)=10-13 mol·L-1,pH=13。(2)CH3COOH溶液中存在CH3COOH和水的电离平衡。(3)酸、碱对水的电离具有抑制作用,水溶液中c(H+)或c(OH-)越大,水的电离程度越小,反之越大。(4)0.1 mol·L-1的HCl溶液pH=1,0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液pH>1,对照题中图示,可知图2是甲溶液滴定丙溶液的曲线;氢氧化钠溶液滴定盐酸恰好中和时,pH=7,二者浓度相等,体积相等,a=20.00 mL;氢氧化钠溶液滴定醋酸恰好中和时,生成醋酸钠溶液,pH>7。‎ 答案:(1)13 (2)CH3COOHCH3COO-+H+、H2OOH-+H+ (3)丙>甲=乙 (4)①图2‎ ‎②20.00‎ ‎13.现有常温下的六份溶液:‎ ‎①0.01 mol·L-1 CH3COOH溶液;‎ ‎②0.01 mol·L-1 HCl溶液;‎ ‎③pH=12的氨水;‎ ‎④pH=12的NaOH溶液;‎ ‎⑤0.01 mol·L-1 CH3COOH溶液与pH=12的氨水等体积混合后所得溶液;‎ ‎⑥0.01 mol·L-1 HCl溶液与pH=12的NaOH溶液等体积混合后所得溶液。‎ ‎(1)其中水的电离程度最大的是________(填序号,下同),水的电离程度相同的是________;‎ ‎(2)若将②③混合后所得溶液pH=7,则消耗溶液的体积:②________③(填“>”“<”或“=”);‎ ‎(3)将六份溶液同等稀释10倍后,溶液的pH:‎ ‎①________②,③________④,⑤________⑥;(填“>”“<”或“=”)‎ ‎(4)将①④混合,若有c(CH3COO-)>c(H+),则混合溶液可能呈________(填字母)。‎ A.酸性   B.碱性   C.中性 解析:(1)酸和碱都会抑制水的电离,故只有⑥反应后为NaCl溶液,对H2O的电离无抑制作用。⑤反应后,氨水过量,①②③④⑤对水的电离都有抑制作用。其中②③和④对水的电离抑制程度相同。(2)因pH=12的氨水中c(NH3·H2O)>0.01 mol·L-1,欲使②、③混合后的pH=7,需消耗的体积:②>③。(3)稀释同样的倍数后,溶液的pH:①>②;③>④;⑤>⑥。(4)由电荷守恒知:c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-),仅知道c(CH3COO-)>c(H+),无法比较c(H+)与c(OH-)的相对大小,也就无法判断混合液的酸碱性,故选项A、B、C都有可能。‎ 答案:(1)⑥ ②③④ (2)> (3)> > > (4)ABC ‎14.(2020·温州中学选考模拟)某学习小组用“间接碘量法”测定含有CuCl2·2H2O晶体试样(不含能与I-发生反应的氧化性杂质)的纯度,过程如下:取0.36 g试样溶于水,加入过量KI固体,充分反应,生成白色沉淀。用0.100 0 mol·L-1 Na2S2O3标准溶液滴定,到达滴定终点时,消耗Na2S2O3标准溶液20.00 mL。‎ 已知:I2+2S2O===S4O+2I-。‎ ‎(1)可选用________作滴定指示剂,滴定终点的现象是____________________________。‎ ‎(2)CuCl2溶液与KI反应的离子方程式为__________________________________。‎ ‎(3)该试样中CuCl2·2H2O的质量分数为________________________________。‎ 解析:(1)“间接碘量法”测定含有CuCl2·2H2O晶体试样的纯度的基本原理是CuCl2氧化I-生成I2,用Na2S2O3标准溶液滴定生成的I2,而淀粉溶液遇I2显蓝色,故可用淀粉溶液作指示剂,达到滴定终点的现象是滴入最后一滴Na2S2O3标准溶液,溶液由蓝色变成无色,且半分钟内溶液不恢复原来的颜色。(2)CuCl2与KI发生氧化还原反应,离子方程式为2Cu2++4I-===2CuI↓+I2。(3)由题给信息可得关系式:2Cu2+~I2~2S2O,则有n(CuCl2·2H2O)=n(Cu2+)=n(S2O)=0.100 0 mol·L-1×20.00×10-3 L=2.000×10-3 mol,m(CuCl2·2H2O)=2.000×10-3 mol×171 g·mol-1=0.342 g。试样中CuCl2·2H2O的质量分数为×100%=95%。‎ 答案:(1)淀粉溶液 滴入最后一滴Na2S2O3标准溶液,蓝色褪去,且半分钟内不恢复原来的颜色 ‎(2)2Cu2++4I-===2CuI↓+I2 (3)95%‎ ‎15.(2020·金丽衢十二校联考)过氧碳酸钠(Na2CO3·xH2O2)是一种新型氧系漂白剂,无毒无味,无环境污染。它的使用带来漂染行业的一次“工业革命”。某同学用以下流程合成过氧碳酸钠。‎ a.称取6.0 g无水碳酸钠于三口烧瓶中,用去离子水配成碳酸钠溶液约25 mL;‎ b.依次加入稳定剂硫酸镁0.12 g、硅酸钠0.21 g,充分溶解;‎ c.量取12 mL 30%H2O2溶液,加入滴液漏斗中;‎ d.控制反应液温度低于15 ℃,滴入H2O2溶液,15 min滴完;‎ e.滴完后量取80 mL异丙醇加入溶液中,抽滤,常温下干燥得产物6.72 g。‎ ‎(1)本实验中的Na2CO3必须采用分析纯试剂,水必须为去离子水,原因是________________________________________________________________________。‎ ‎(2)过氧碳酸钠相对于过氧化氢的优点是_________________________________。‎ ‎(3)加入异丙醇的作用是_______________________________________________。‎ ‎(4)称取0.200 0 g产物,溶于水中,将溶液小心酸化,用0.05 mol·L-1 KMnO4溶液进行滴定,消耗KMnO4溶液13.60 mL。‎ ‎①该滴定操作达到终点的现象是_____________________________________。‎ ‎②计算x的值:________。‎ ‎③从文献中查得x=1.50,则发生该偏差的原因(不考虑分析误差)最可能是________________________________________________________________________。‎ ‎(5)过硼酸钠(Na2H4B2O8)为另一常见漂白剂,其中B为+3价,则当x=1.50时,等物质的量的过硼酸钠与过氧碳酸钠相比,漂白能力是后者的______倍。‎ 解析:(1)采用分析纯试剂Na2CO3和去离子水主要是为了防止Na2CO3和水中的杂质催化H2O2分解。(2)过氧化氢不稳定,受热、光照均易分解,过氧碳酸钠稳定性高,且储存、运输方便。(3)异丙醇的作用是减小过氧碳酸钠的溶解度,促使其析出,提高产品产率。(4)①用高锰酸钾溶液滴定至终点的现象是溶液由无色变为粉红色,且半分钟内不褪色。②设0.200 0 g产物中H2O2的物质的量为a mol,则 ‎2MnO+6H++5H2O2===2Mn2++5O2↑+8H2O ‎ 2 5‎ ‎0.05×0.013 6 a =,解得a=0.001 7,则 n (Na2CO3)= mol=0.001 34 mol。1∶x=0.001 34∶0.001 7,解得x=1.27。③与文献中所查得的x=1.50 相比,计算得到的x的值偏小,说明产品中含有杂质,则最可能的原因是加入异丙醇的量过大,使部分Na2CO3与产物共同析出。(5)根据化合物中元素化合价之和为0可知,1个Na2H4B2O8的8个O中,4个O的化合价为-2,4个O的化合价为-1,则1 mol 过硼酸钠作漂白剂时,转移4 mol电子。1 mol Na2CO3·1.5H2O2作漂白剂时,转移3 mol 电子。故过硼酸钠与过氧碳酸钠相比,漂白能力是后者的倍。‎ 答案:(1)Na2CO3和水中的杂质可能催化H2O2分解 ‎(2)储存、运输方便,久置不易分解 ‎(3)减小过氧碳酸钠的溶解度,促使其析出 ‎(4)①溶液由无色变为粉红色,且半分钟内不褪色 ‎②1.27 ③加入异丙醇的量过大,使部分Na2CO3与产物共同析出 ‎(5)