（新課改省份專用）2022年高考化學一輪復習 第八章 第二節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性學案（含解析）

《（新課改省份專用）2022年高考化學一輪復習 第八章 第二節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性學案（含解析）》由會員分享，可在線閱讀，更多相關《（新課改省份專用）2022年高考化學一輪復習 第八章 第二節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性學案（含解析）（21頁珍藏版）》請在裝配圖網上搜索。

1、（新課改省份專用）2022年高考化學一輪復習 第八章 第二節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性學案（含解析） 考點(一)　水的電離 【精講精練快沖關】 [知能學通] 1．水的電離 (1)水是極弱的電解質，水的電離方程式為H2O＋H2OH3O＋＋OH－或簡寫為H2OH＋＋OH－。 (2)25 ℃時，純水中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7_mol·L－1；任何水溶液中，由水電離出的c(H＋)與c(OH－)都相等。 2．水的離子積常數 3．影響水的電離平衡的因素 項目 平衡 移動 溶液中 c(H＋) 溶液中 c(OH－) pH 溶液的 酸堿性 Kw 升高溫

2、度 右移 增大 增大 減小 中性 增大 加入 酸堿 加酸 左移 增大 減小 減小 酸性 不變 加堿 左移 減小 增大 增大 堿性 不變 加入鹽 Na2CO3 右移 減小 增大 增大 堿性 不變 NH4Cl 右移 增大 減小 減小 酸性 不變 加入金屬Na 右移 減小 增大 增大 堿性 不變 [題點練通] 1.25 ℃時，水的電離達到平衡：H2OH＋＋OH－，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硫酸氫鈉，c(H＋)增大，Kw不

3、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　A項，向水中加入稀氨水，NH3·H2O電離出NH和OH－，c(OH－)增大，平衡逆向移動，錯誤；B項，向水中加入少量固體NaHSO4，NaHSO4電離出Na＋、H＋和SO，c(H＋)增大，平衡逆向移動，溫度不變，Kw不變，正確；C項，向水中加入少量固體CH3COONa，CH3COONa電離出CH3COO－和Na＋，CH3COO－與H＋結合成弱酸CH3COOH，c(H＋)降低，平衡正向移動，錯誤；D項，水的電離是吸熱過程，將水加熱促進水的電離，Kw增大，pH減小，D項錯誤

4、。 2．(2015·廣東高考)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，水的離子積常數為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：選C　A項，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，錯誤；B項，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，錯誤；C項，FeCl3溶液水解顯酸性，溶液中c(

5、H＋)增大，因一定溫度下水的離子積是常數，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，正確；D項，c點溶液呈堿性，稀釋時c(OH－)減小，同時c(H＋)應增大，故稀釋溶液時不可能引起由c向d的轉化，錯誤。 3．如圖三條曲線表示不同溫度下水的離子積常數，下列說法不正確的是(　　) A．圖中溫度：T3>T2>T1 B．圖中pH關系：pH(B)＝pH(D)＝pH(E) C．圖中五點Kw間的關系：E>D>A＝B＝C D．C點可能是顯酸性的鹽溶液 解析：選D　A項，水的電離是吸熱過程，升高溫度促進水電離，則水中c(H＋)、c(OH－)及離子積常數增大，根據題圖

6、知，離子積常數：T3>T2>T1，所以溫度：T3>T2>T1，正確；B項，三點溶液的氫離子濃度相等，則pH相等，正確；C項，溫度高低順序是A＝B＝CD>A＝B＝C，正確；D項，C點時，Kw＝1×10－14，c(OH－)＝1×10－6，溶液的pH＝8，顯堿性，錯誤。 正確理解水的電離平衡曲線 (1)曲線上的任意點的Kw都相同，即c(H＋)·c(OH－)相同，溫度相同。 (2)曲線外的任意點與曲線上任意點的Kw不同，溫度不同。 (3)實現曲線上點之間的轉化需保持溫度相同，改變酸堿性；實現曲線上點與曲線外點之

7、間的轉化一定改變溫度。　　　　 4.室溫下，檸檬水溶液的pH是3，則其中由水電離出的c(H＋)是(　　) A．1×10－11 mol·L－1　　　B．1×10－3 mol·L－1 C．1×10－7 mol·L－1 D．0.1 mol·L－1 解析：選A　溶液的pH是3，則溶液中OH－的濃度是1×10－11 mol·L－1。酸是抑制水的電離的，所以溶液中由水電離出的c(H＋)等于溶液中水電離出的c(OH－)。 5．25 ℃時，在等體積的下列溶液中，發(fā)生電離的水的物質的量之比是(　　) ①pH＝0的H2SO4溶液?、?.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液?、踦H

8、＝10的Na2S溶液?、躳H＝5的NH4NO3溶液 A．1∶10∶1010∶109 B．1∶5∶5×109∶5×108 C．1∶20∶1010∶109 D．1∶10∶104∶109 解析：選A　設溶液的體積為1 L，①中pH＝0的H2SO4溶液中c(H＋)＝1 mol·L－1，c(OH－)＝10－14 mol·L－1，電離的水的物質的量為10－14 mol; ②中c(OH－)＝0.1 mol·L－1，c(H＋)＝10－13 mol·L－1，電離的水的物質的量為10－13 mol；③中c(OH－)＝10－4 mol·L－1，電離的水的物質的量為10－4 mol；④中c(

9、H＋)＝10－5 mol·L－1，電離的水的物質的量為10－5 mol；故①②③④中電離的水的物質的量之比為10－14∶10－13∶10－4∶10－5＝1∶10∶1010∶109。 6．思考并填空： 溶液(25 ℃) 水電離出來的 c(H＋)或c(OH－) mol·L－1 (1)pH＝2的鹽酸 (2)pH＝13的NaOH溶液 (3)pH＝5的NH4Cl溶液 (4)pH＝10的Na2CO3溶液 答案：(1)10－2　10－12　10－12　(2)10－13　10－1　10－13　 (3)10－5　10－9　10－5　(

10、4)10－10　10－4　10－4 水電離出的c(H＋)或c(OH－)的計算技巧 (1)在任何溶液中水電離出來的c(H＋)與c(OH－)始終相等。 (2)溶液中的H＋濃度與水電離的H＋濃度區(qū)別： ①酸溶液中：c(H＋)溶液＝c(H＋)酸＋c(H＋)水≈c(H＋)酸； ②堿溶液中：c(H＋)溶液＝c(H＋)水。 (3)溶液中的OH－濃度與水電離的OH－濃度區(qū)別： ①堿溶液中：c(OH－)溶液＝c(OH－)堿＋c(OH－)水≈c(OH－)堿； ②酸溶液中：c(OH－)溶液＝c(OH－)水?！　　　? 考點(二)　溶液的酸堿性與pH 【點多面廣精細研】 1．溶

11、液的酸堿性 溶液的酸堿性與c(H＋)、c(OH－)的關系： 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＋)>1×10－7 mol·L－1 中性溶液 c(H＋)＝c(OH－) c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1 堿性溶液 c(H＋)

12、解質溶液，當c(H＋)或c(OH－)≥1 mol·L－1時，直接用c(H＋)或c(OH－)表示溶液的酸堿性。 (3)溶液的酸堿性與pH的關系(25 ℃) 3．pH的測定方法 (1)pH試紙測定 ①使用方法：取一小片試紙放在潔凈的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待測液點在試紙的中央，變色穩(wěn)定后與標準比色卡對照，即可確定溶液的pH。 ②注意事項：pH試紙使用前不能用蒸餾水潤濕，否則待測液因被稀釋可能會產生誤差；用廣范pH試紙讀出的pH只能是整數。 (2)pH計測定：可精確測定溶液的pH。 [小題練微點] 1．判斷下列說法的正誤(正確的打“√”，錯誤的打“×”)。 (

13、1)溶液中c(H＋)>10－7 mol·L－1，該溶液呈酸性(　　) (2)任何溫度下，利用H＋和OH－濃度的相對大小均可判斷溶液的酸堿性(　　) (3)pH＝7的溶液一定呈中性(　　) (4)用pH試紙測得某溶液的pH為3.4(　　) (5)用濕潤的pH試紙測溶液的pH，一定影響測量結果(　　) (6)常溫下，將pH＝3的酸和pH＝11的堿等體積混合，所得溶液的pH＝7(　　) 答案：(1)×　(2)√　(3)×　(4)×　(5)×　(6)× 2．計算下列溶液的pH(25 ℃)。 (1)0.05 mol·L－1的稀硫酸溶液pH＝________。 (2)0.05 mol·L

14、－1的Ba(OH)2溶液pH＝________。 (3)等體積等物質的量濃度的稀硫酸與Ba(OH)2溶液混合后pH＝________。 答案：(1)1　(2)13　(3)7 [學霸微提醒] (1)溶液中c(H＋)越大，c(OH－)越小，溶液的酸性越強，堿性越弱；溶液中c(H＋)越小，c(OH－)越大，溶液的堿性越強，酸性越弱。 (2)根據pH判斷溶液酸堿性時，需考慮溶液的溫度。pH＝7或c(H＋)＝10－7 mol·L－1的溶液不一定呈中性，因水的電離與溫度有關，常溫時pH＝7溶液呈中性，100 ℃ 時pH＝6呈中性。 1.(2012·全國卷)已知溫度T時水的離

15、子積常數為Kw，該溫度下，將濃度為a mol·L－1的一元酸HA與b mol·L－1的一元堿BOH等體積混合，可判定該溶液呈中性的依據是(　　) 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：選C　選項A，a＝b只能說明酸堿恰好完全反應，生成鹽和水，由于酸堿強弱未知，不能說明溶液呈中性，錯誤；選項B，題給溫度未指明是25℃，所以pH＝7并不能說明溶液呈中性，錯誤；選項C，由于混合溶液中c(H＋)＝，結合Kw＝c(H＋)·c(OH－)，可推斷出c(H＋)＝c(OH－)，所以溶液一

16、定呈中性，正確；選項D是正確的電荷守恒表達式，無論溶液是否呈中性都滿足此式，錯誤。 2．常溫下，下列溶液一定呈堿性的是(　　) A．能與金屬鋁反應放出氫氣的溶液 B.＝10－6的溶液 C．pH＝2的CH3COOH溶液與pH＝12的NaOH溶液等體積混合 D．0.01 mol·L－1的氨水與0.01 mol·L－1的HCl溶液等體積混合 解析：選B　能與金屬鋁反應放出氫氣的溶液可能呈酸性也可能呈強堿性，A錯誤；＝10－6<1，c(H＋)＜c(OH－)，溶液呈堿性，B正確；CH3COOH為弱酸，NaOH為強堿，pH＝2的CH3COOH溶液與pH＝12的NaOH溶液等體積混合，CH3CO

17、OH過量，溶液呈酸性，C錯誤；0.01 mol·L－1的氨水與0.01 mol·L－1的HCl 溶液等體積混合恰好發(fā)生中和反應，生成的NH4Cl水解使溶液呈酸性，D錯誤。 [方法規(guī)律] 溶液酸堿性的判斷方法 (1)根據c(H＋)和c(OH－)的相對大小 c(H＋)>c(OH－)，呈酸性；c(H＋)＝c(OH－)，呈中性；c(H＋)

18、等體積混合酸堿性分析 ①兩強混合 a．若pH之和等于14，則混合后溶液顯中性，pH＝7。 b．若pH之和大于14，則混合后溶液顯堿性，pH>7。 c．若pH之和小于14，則混合后溶液顯酸性，pH<7。 ②一強一弱混合——“誰弱顯誰性” pH之和等于14時，一元強酸和一元弱堿等體積混合呈堿性；一元強堿和一元弱酸等體積混合呈酸性。 3.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：選C　將pH＝

19、1的鹽酸加適量水，pH升高了1，說明所加的水是原溶液的9倍；另一份加入與該鹽酸物質的量濃度相同的適量NaOH溶液后，pH升高了1，則10－1×1－10－1·x＝10－2·(1＋x)，解得x＝，則加入的水與NaOH溶液的體積比為9∶＝11∶1。 4．(2018·浙江11月選考)下列說法不正確的是(　　) A．測得0.1 mol·L－1的一元酸HA溶液pH＝3.0，則HA一定為弱電解質 B．25 ℃時，將0.1 mol·L－1的NaOH溶液加水稀釋100倍，所得溶液的pH＝11.0 C．25 ℃時，將0.1 mol·L－1的HA溶液加水稀釋至pH＝4.0，所得溶液c(OH－)＝1×10－1

20、0 mol·L－1 D．0.1 mol·L－1的HA溶液與0.1 mol·L－1的NaOH溶液等體積混合，所得溶液pH一定等于7.0 解析：選D　A選項，0.1 mol·L－1一元酸HA溶液pH＝3.0，說明HA部分電離，為弱電解質，正確；B選項，0.1 mol·L－1NaOH溶液pH＝13.0，加水稀釋100倍，pH＝11.0，正確；C選項，25 ℃時，pH＝4.0，c(H＋)＝1×10－4 mol·L－1，c(OH－)＝1×10－10 mol·L－1，正確；D選項，若HA為弱酸，與NaOH溶液恰好反應生成NaA，為強堿弱酸鹽，常溫下溶液呈堿性，錯誤。 5．(2013·全國卷Ⅱ)室溫時

21、，M(OH)2(s) M2＋(aq)＋2OH－(aq)　Ksp＝a。c(M2＋)＝b mol·L－1時，溶液的pH等于(　　) A.lg B.lg C．14＋lg D．14＋lg 解析：選C　根據M(OH)2的Ksp＝c(M2＋)·c2(OH－)，則溶液中c(OH－)＝＝ mol·L－1，則pH＝－lg c(H＋)＝－lg(10－14÷ )＝－－14－lg＝14＋lg。 [方法規(guī)律] 1．溶液pH計算的一般思維模型 2．溶液pH的計算方法 (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＝

22、－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pH計算的3大類型 ①兩種強酸混合：直接求出c(H＋)混，再據此求pH。c(H＋)混＝。 ②兩種強堿混合：先求出 c(OH－)混，再據Kw求出 c(H＋)混，最后求pH。c(OH－)混＝。 ③強酸、強堿混合：先判斷哪種物質過量，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．(2019·上海崇明模擬)室溫下，0.1 mol 下列物質分別與1

23、L 0.2 mol·L－1 NaOH溶液反應，所得溶液pH最小的是(　　) A．SO3　　　　B．CO2 C．Al2O3 D．SO2 解析：選A　NaOH是0.2 mol。A項，0.1 mol SO3與0.2 mol NaOH恰好反應生成Na2SO4和H2O，溶液顯中性；B項，0.1 mol CO2 與0.2 mol NaOH恰好反應生成Na2CO3和H2O，CO水解，溶液顯堿性；C項，0.1 mol Al2O3與0.2 mol NaOH 恰好反應生成NaAlO2和H2O，AlO水解，溶液顯堿性；D項，0.1 mol SO2與0.2 mol NaOH恰好反應生成Na2SO3和

24、H2O，SO水解，溶液顯堿性。 2．(2019·汕頭模擬)下列實驗過程中，溶液的pH增大的是(　　) A．向NaOH溶液中加水 B．向NaCl溶液中滴加稀鹽酸 C．向NaOH溶液中滴加稀鹽酸 D．向稀鹽酸中滴加NaOH溶液 解析：選D　A項，向NaOH溶液中加入水時，稀釋了NaOH，OH－濃度減小，溶液的pH減??；B項，NaCl溶液為中性，鹽酸顯酸性，向NaCl溶液中滴加稀鹽酸，溶液顯酸性，pH減小；C項，NaOH顯堿性，向NaOH溶液中滴加稀鹽酸時，發(fā)生酸堿中和反應，OH－濃度減小，溶液的pH一定減小；D項，鹽酸顯酸性，向稀鹽酸中滴加NaOH溶液，發(fā)生酸堿中和反應，OH－濃度增大

25、，溶液的pH一定增大。 3．(2019·西安模擬)25 ℃時，向V mL pH＝a的中滴加pH＝b的NaOH溶液V mL時，兩者恰好完全反應，下列說法正確的是(　　) A．反應前醋酸和NaOH對水的電離影響程度一樣 B．反應后溶液呈中性 C．反應后溶液中由水電離的c(H＋)小于10－7 mol·L－1 D．此時 注意：①醋酸為弱酸，部分電離，c(H＋)7，則a＋b>14?！　　　? 解析：選D　醋酸溶液中H＋濃度小于NaOH溶液中OH－濃度，對水的抑制程度小，反應前醋酸和NaOH對水

26、的電離影響程度不一樣，A錯誤；25 ℃時，向V mL pH＝a的醋酸中滴加pH＝b的NaOH溶液V mL時，兩者恰好完全反應生成醋酸鈉，溶液顯堿性，即c(H＋)

27、的硫酸和pH＝11的NaOH溶液 解析：選C　A項，pH＝3的HNO3和pH＝11的KOH溶液，c(H＋)＝c(OH－)＝10－3 mol·L－1，等體積混合恰好反應生成硝酸鉀，溶液為中性，錯誤；B項，pH＝3的鹽酸和pH＝11的氨水，c(H＋)＝10－3 mol·L－1，氨水濃度大于10－3 mol·L－1，等體積混合時堿過量，溶液pH大于7，錯誤；C項，pH＝3的醋酸，醋酸的濃度大于10－3mol·L－1，pH＝11的Ba(OH)2溶液中c(OH－)＝10－3 mol·L－1，等體積混合時酸過量，pH一定小于7，正確；D項，pH＝3的硫酸和pH＝11的NaOH溶液，c(H＋)＝c(OH－

28、)＝10－3 mol·L－1，等體積混合恰好反應生成硫酸鈉，溶液為中性，錯誤。 5．(2019·鄭州模擬)25 ℃時，向濃度均為0.1 mol·L－1、體積均為100 mL的兩種一元酸HX、HY溶液中加入NaOH固體，溶液中隨n(NaOH)的變化如圖所示。下列說法不正確的是(　　) A．HX為強酸，HY為弱酸 B．b點時溶液呈中性 C．水的電離程度：d>c D．c點時溶液的pH＝4 謹記：在酸性溶液中，lg>0，且數值越大，酸性越強；中性溶液中，lg＝0；堿性溶液中，lg<0，且數值越小，堿性越強?！　　　? 解析：選C　A項，根據圖像0.1 mol·L－1 HX溶液中l(wèi)g

29、＝12，＝1×1012，c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14，解得c(H＋)＝0.1 mol·L－1，HX為強酸，0.1 mol·L－1 HY溶液中l(wèi)g<12，HY為弱酸，正確；B項，b點時溶液中l(wèi)g＝0，溶液中c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性，正確；C項，d點、c點加入5×10－3 mol的NaOH固體，d點得到等物質的量濃度的NaX和HX的混合液，HX電離出H＋使d點溶液呈酸性，c點得到等物質的量濃度的NaY和HY的混合液，c點溶液呈酸性，HY的電離程度大于Y－的水解程度，d點溶液中c(H＋)大于c點，d點溶液中H＋對水電離的抑制程度大于c點，水的電離程度：c>d，錯誤；D項，c

30、點溶液中l(wèi)g＝6，＝1×106，c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14，解得c(H＋)＝1×10－4 mol·L－1，c點溶液的pH＝4，正確。 6．求常溫條件下，下列溶液的pH(已知lg 1.3＝0.1，lg 2＝0.3，混合溶液忽略體積的變化)。 (1)0.005 mol·L－1的H2SO4溶液________。 (2)0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液________(已知CH3COOH的電離常數Ka＝1.8×10－5)。 (3)0.001 mol·L－1的NaOH溶液________。 (4)pH＝2的鹽酸與等體積的水混合________。 (5)pH＝2的鹽酸加

31、水稀釋到1 000倍________。 (6)將pH＝8的NaOH與pH＝10的NaOH溶液等體積混合________。 (7)將pH＝3的HCl與pH＝3的H2SO4等體積混合________。 (8)將pH＝5的鹽酸與pH＝9的NaOH溶液以體積比11∶9混合________。 pH計算的注意事項 ①酸(堿)無論稀釋多少倍，都不可能顯堿(酸)性。 ②若為弱酸、弱堿，計算時要考慮電離平衡。 ③兩種堿混合，先計算混合溶液的c(OH－)，再根據c(H＋)＝計算。　　　　 解析：(1)c(H2SO4)＝0.005 mol·L－1，c(H＋)＝2c(H2SO4)＝0.01 mol

32、·L－1，pH＝2。(2)＝Ka＝1.8×10－5，作近似計算，可得＝1.8×10－5，c2(H＋)＝1.8×10－6，c(H＋)≈1.34×10－3 mol·L－1，pH≈2.9。(3)c(NaOH)＝0.001 mol·L－1，c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1，c(H＋)＝ mol·L－1＝10－11 mol·L－1，pH＝11。(4)由pH＝2得c(H＋)＝10－2 mol·L－1，加入等體積水后，c(H＋)＝×10－2 mol·L－1，pH＝2.3。(5)pH＝2的鹽酸加水稀釋到1 000倍，所得溶液的pH＝2＋3＝5。(6)由pH＝8、pH＝10可得兩溶液中OH－濃度分別為

33、10－6 mol·L－1、10－4 mol·L－1，混合后溶液中c(OH－)＝ mol·L－1＝×10－6 mol·L－1，c(H＋)＝ mol·L－1≈2.0×10－10 mol·L－1，pH＝9.7。(7)兩溶液中pH＝3，則混合后溶液的pH＝3。(8)由 pH＝5得c(H＋)＝10－5 mol·L－1，由pH＝9得c(OH－)＝10－5 mol·L－1，按體積比11∶9混合時，酸過量，混合后c(H＋)＝ mol·L－1＝10－6 mol·L－1，pH＝6。 答案：(1)2　(2)2.9　(3)11　(4)2.3　(5)5　(6)9.7 (7)3　(8)6 考點(三)　酸堿中和滴

34、定 【多角探明無盲點】 酸堿中和滴定是利用酸堿中和反應，通過溶液的變色來確定終點，然后根據各物質間反應的比例關系，來計算出待測物質的含量，在高考中占有非常重要的地位。 氧化還原滴定是利用氧化還原反應，沉淀滴定主要是利用不同的難溶物的溶度積不同及沉淀和轉化。 1.實驗原理 (1)酸堿中和滴定是利用酸堿中和反應，用已知濃度的酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)的實驗方法。 (2)以標準鹽酸溶液滴定待測的NaOH溶液，待測NaOH溶液的物質的量濃度為c(NaOH)＝。 (3)酸堿中和滴定的關鍵 ①準確測定標準液的體積；②準確判斷滴定終點。 2．實驗用品 (1)儀器 酸

35、式滴定管(圖A)、堿式滴定管(圖B)、滴定管夾、鐵架臺、錐形瓶。 [注意]?、俚味ü艿木_度為0.01 mL。 ②酸性、氧化性的試劑一般用酸式滴定管，因為酸性和氧化性物質易腐蝕橡膠管。 ③堿性的試劑一般用堿式滴定管，因為堿性物質易腐蝕玻璃，致使活塞無法打開。 (2)試劑 標準液、待測液、指示劑、蒸餾水。 (3)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淺紅色 >10.0紅色 3.中和滴定實驗操作

36、 以酚酞作指示劑，用標準鹽酸滴定氫氧化鈉溶液： (1)滴定前的準備 (2)滴定 (3)終點判斷 等到滴入最后一滴標準液(鹽酸)，溶液由紅色變?yōu)闊o色，且在半分鐘內不恢復原來的顏色，視為滴定終點，并記錄標準液的體積。 (4)數據處理 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c(NaOH)＝計算。 [對點練] 1．(2019·洛陽質量檢測)用已知濃度的鹽酸滴定未知濃度的NaOH溶液時，下列操作中正確的是(　　) A．酸式滴定管用蒸餾水洗凈后，直接加入已知濃度的鹽酸 B．錐形瓶用蒸餾水洗凈，必須干燥后才能加入一定體積未知濃度的NaOH溶液 C．滴定時沒有

37、排出滴定管中的氣泡 D．讀數時視線與滴定管內液體凹液面最低處保持水平 解析：選D　A項，滴定管在裝液之前必須要用標準液潤洗，否則將稀釋標準液，錯誤；B項，錐形瓶用蒸餾水洗凈，不必干燥就能加入一定體積未知濃度的NaOH溶液，瓶中殘留的蒸餾水對測定結果無影響，錯誤；C項，在滴定之前必須排盡滴定管下端的氣泡，然后記錄讀數，進行滴定，錯誤；D項，讀數時視線必須和凹液面最低處保持水平，正確。 2．現用中和滴定測定某鹽酸的濃度，有關數據記錄如表： 滴定 序號 待測液 體積/mL 所消耗燒堿標準液的體積/mL 滴定前 滴定后 消耗的體積 1 25.00 0.50 25.12

38、24.62 2 25.00 3 25.00 5.00 29.58 24.58 (1)實驗中有石蕊和酚酞兩種指示劑，該實驗應選用_______作指示劑。用________式滴定管盛裝0.250 0 mol·L－1燒堿標準液，錐形瓶中裝有25.00 mL待測鹽酸溶液。 (2)如圖表示第二次滴定時50 mL滴定管中滴定前后液面的位置。該次滴定所用標準燒堿溶液體積為________mL。 (3)根據所給數據，計算出該鹽酸的物質的量濃度(注意保留合適的有效數字)，c(HCl)＝________。 解析：(1)石蕊變色范圍較大，而且顏色變化不易觀察，不能作酸堿指示劑，

39、因此該實驗應選用酚酚作指示劑；NaOH溶液是堿性溶液，應盛放在堿性滴定管中。(2)滴定前讀數為0.30 mL，滴定后讀數為24.90 mL，消耗燒堿溶液的體積為24.60 mL。(3)消耗燒堿溶液的平均體積為V(NaOH)＝mL＝24.60 mL，則c(HCl)＝＝＝0.246 0 mol·L－1。 答案：(1)酚酞　堿　(2)24.60　(3)0.246 0 mol·L－1 1．指示劑的選擇 (1)不能用石蕊作指示劑。 (2)滴定終點為堿性時，用酚酞作指示劑，例如用NaOH溶液滴定醋酸。 (3)滴定終點為酸性時，用甲基橙作指示劑，例如用鹽酸滴定氨水。 (4)強酸滴定強堿一般用

40、甲基橙，但用酚酞也可以。 (5)并不是所有的滴定都需使用指示劑，如用標準KMnO4溶液滴定Na2SO3溶液時，KMnO4顏色由無色變淺紅色時即為滴定終點。 2．滴定終點的判斷答題模板 當滴入最后一滴××標準溶液后，溶液由××色變成××色，且半分鐘內不恢復原來的顏色。 1.誤差分析的方法 依據原理c(標準)·V(標準)＝c(待測)·V(待測)，得c(待測)＝，因為c(標準)與V(待測)已確定，所以只要分析出不正確操作引起V(標準)的變化，即分析出結果。 2．常見誤差分析 以標準酸溶液滴定未知濃度的堿溶液(酚酞作指示劑)為例，常見的因操作不正確而引起的誤差有： 步驟 操作

41、V(標準) c(待測) 洗滌 酸式滴定管未用標準溶液潤洗 變大 偏高 堿式滴定管未用待測溶液潤洗 變小 偏低 錐形瓶用待測溶液潤洗 變大 偏高 錐形瓶洗凈后還留有蒸餾水 不變 無影響 取液 放出堿液的滴定管開始有氣泡，放出液體后氣泡消失 變小 偏低 滴定 酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定終點時氣泡消失 變大 偏高 振蕩錐形瓶時部分液體濺出 變小 偏低 部分酸液滴出錐形瓶外 變大 偏高 溶液顏色較淺時滴入酸液過快，停止滴定后反加一滴NaOH溶液無變化 變大 偏高 讀數 酸式滴定管滴定前讀數正確，滴定后俯視讀數(或前仰后俯)

42、 變小 偏低 酸式滴定管滴定前讀數正確，滴定后仰視讀數(或前俯后仰) 變大 偏高 [對點練] 3．用標準的 KOH 溶液滴定未知濃度的鹽酸，若測定結果偏低，其原因可能是(　　) A．配制標準溶液的固體 KOH 中混有 NaOH 雜質 B．滴定到終點讀數時，仰視滴定管的刻度，其他操作正確 C．部分KOH溶液滴到錐形瓶外 D．滴定到終點讀數時，發(fā)現滴定管尖嘴處懸掛一滴溶液 解析：選A　A項將會使標準堿液的 c(OH－)偏大，滴定時耗用的 V(標準) 偏小，導致結果偏低，正確；B項滴定終點時仰視讀數，將使讀取堿液的體積偏大，測定結果偏高，錯誤；C項KOH溶液的體積偏大，使測定

43、結果偏高，錯誤；D項尖嘴處懸掛溶液將使讀取的標準液體積偏大，測定結果偏高，錯誤。 4．氧化還原滴定實驗同中和滴定類似(用已知濃度的氧化劑溶液滴定未知濃度的還原劑溶液或反之)?，F用0.001 mol·L－1酸性KMnO4溶液滴定未知濃度的無色Na2SO3溶液，反應的離子方程式如下： 2MnO＋5SO＋6H＋===2Mn2＋＋5SO＋3H2O (1)該滴定實驗所需儀器為下列中的________(填標號)。 A．酸式滴定管(50 mL)　B．堿式滴定管(50 mL) C．量筒(10 mL)　D．錐形瓶　E．鐵架臺　F．滴定管夾 G．燒杯　H．白紙　I．膠頭滴管　J．漏斗 (2)不用__

44、_____(填“酸”或“堿”)式滴定管盛放高錳酸鉀溶液，原因是_________________________________________。 (3)該實驗選何種指示劑，說明理由：_________________________________________。 (4)滴定前平視KMnO4溶液液面，刻度為a mL，滴定后俯視液面刻度為b mL，則(b－a)mL 比實際消耗KMnO4溶液體積________(填“大”或“小”)。根據(b－a)mL計算得到的待測溶液濃度比實際濃度________(填“大”或“小”)。 解析：(1)酸性KMnO4溶液具有強氧化性，要放在酸式滴定管中，取用

45、待測Na2SO3溶液要用堿式滴定管，滴定過程還需要燒杯、錐形瓶、白紙、滴定管夾和鐵架臺。(3)MnO全部被還原為Mn2＋后溶液由紫色變?yōu)闊o色。(4)俯視讀得的數值偏小，則(b－a)mL比實際消耗KMnO4溶液體積小，造成V(標準)偏小，根據c(待測)＝分析，c(待測)偏小。 答案：(1)ABDEFGH　(2)堿　酸性高錳酸鉀溶液能腐蝕橡膠管　(3)不用指示劑，因為MnO全部轉化為Mn2＋時，溶液紫色褪去，現象明顯　(4)小　小 中和滴定曲線的“5點”分析法 (1)抓反應的“起始”點：判斷酸、堿的相對強弱。 (2)抓反應“一半”點：判斷是哪種溶質的等量混合。 (3)抓“恰好”反應點

46、：判斷生成的溶質成分及溶液的酸堿性。 (4)抓溶液的“中性”點：判斷溶液中溶質的成分及哪種物質過量或不足。 (5)抓反應的“過量”點：判斷溶液中的溶質，判斷哪種物質過量。 例如：室溫下，向20 mL 0.1 mol·L－1 HA溶液中逐滴加入0.1 mol·L－1 NaOH溶液，溶液pH的變化如圖所示。 [對點練] 5.(2019·武昌調研)室溫下，用0.100 mol·L－1 NaOH溶液分別滴定20.00 mL 0.100 mol·L－1的鹽酸和醋酸，滴定曲線如圖所示，下列說法正確的是(　　) A．Ⅰ表示的是滴定鹽酸的曲線 B．pH＝7時，滴定醋酸消耗的V(NaO

47、H)小于20 mL C．V(NaOH)＝20 mL時，兩份溶液中c(Cl－)＝c(CH3COO－) D．V(NaOH)＝10 mL時，醋酸溶液中c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(H＋)>c(OH－) 解析：選B　醋酸是弱電解質，HCl是強電解質，相同濃度的醋酸和HCl溶液的pH：醋酸>鹽酸，所以Ⅰ是滴定醋酸的曲線，A錯誤；pH＝7時，溶液呈中性，但醋酸鈉溶液呈堿性，要使溶液呈中性，則醋酸的體積稍微大于NaOH溶液的體積，所以滴定醋酸消耗的V(NaOH)小于20 mL，B正確；V(NaOH)＝20.00 mL，兩種溶液中的溶質分別是醋酸鈉和NaCl，CH3COO－水解，Cl－不水解，

48、所以c(Cl－)>c(CH3COO－)，C錯誤；V(NaOH)＝10.00 mL時，醋酸溶液中的溶質為等物質的量濃度的CH3COOH、CH3COONa，醋酸電離程度大于CH3COO－水解程度，溶液呈酸性，則c(H＋)>c(OH－)，再結合電荷守恒得c(Na＋)

49、)>c(B＋)>c(BOH)>c(OH－)>c(H＋) C．pH＝7時，三種溶液中c(Cl－)相等 D．當中和百分數達100%時，將三種溶液混合后，c(AOH)＋c(BOH)＋c(DOH)＝c(H＋)－c(OH－) 解析：選D　A項，酸溶液和堿溶液都抑制水的電離，鹽類水解促進水的電離，隨著鹽酸溶液的滴入，溶液由堿溶液變?yōu)辂}溶液再變?yōu)樗崛芤?，水電離出的c(H＋)先增大后減小，錯誤；B項，滴定至P點時，溶質為等物質的量的BOH和BCl，溶液呈堿性，BOH的電離程度大于B＋的水解程度，因此c(B＋)>c(Cl－)>c(BOH)>c(OH－)>c(H＋)，錯誤；C項，pH＝7時，三種溶液中陽離子

50、的水解程度不同，加入的鹽酸的體積不同，則三種溶液中Cl－濃度不等，錯誤；D項，當中和百分數達100%時，將三種溶液混合后的質子守恒為c(AOH)＋c(BOH)＋c(DOH)＝c(H＋)－c(OH－)，正確。 1.氧化還原滴定 (1)原理：以氧化劑(或還原劑)為滴定劑，直接滴定一些具有還原性(或氧化性)的物質。 (2)實例 ①酸性KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液 原理 2MnO＋6H＋＋5H2C2O4===10CO2↑＋2Mn2＋＋8H2O 指示劑 酸性KMnO4溶液本身呈紫色，不用另外選擇指示劑 終點判斷 當滴入最后一滴酸性KMnO4溶液后，溶液由無色變淺紅色，且半分

51、鐘內不褪色，說明到達滴定終點 ②Na2S2O3溶液滴定碘液 原理 2Na2S2O3＋I2===Na2S4O6＋2NaI 指示劑 淀粉溶液 終點判斷 當滴入最后一滴Na2S2O3溶液后，溶液的藍色褪去，且半分鐘內不恢復原色，說明到達滴定終點 2.沉淀滴定(利用生成沉淀的反應) 應用最多的是銀量法，即利用Ag＋與鹵素離子的反應來測定Cl－、Br－、I－或Ag＋。 [對點練] 7．(2018·天津高考節(jié)選)NOx含量的測定 將v L氣樣通入適量酸化的H2O2溶液中，使NOx完全被氧化成NO，加水稀釋至100.00 mL。量取20.00 mL該溶液，加入v1 mL c1 mol

52、·L－1 FeSO4標準溶液(過量)，充分反應后，用c2 mol·L－1 K2Cr2O7標準溶液滴定剩余的Fe2＋，終點時消耗v2 mL。 (1)NO被H2O2氧化為NO的離子方程式為____________________________________。 (2)滴定操作使用的玻璃儀器主要有_____________________________。 (3)滴定過程中發(fā)生下列反應： 3Fe2＋＋NO＋4H＋===NO↑＋3Fe3＋＋2H2O Cr2O＋6Fe2＋＋14H＋===2Cr3＋＋6Fe3＋＋7H2O 則氣樣中NOx折合成NO2的含量為___________ mg·m－

53、3。 (4)判斷下列情況對NOx含量測定結果的影響(填“偏高”“偏低”或“無影響”)。 若FeSO4標準溶液部分變質，會使測定結果________。 解析：(1)NO被H2O2氧化為NO，H2O2的還原產物為H2O，離子方程式為2NO＋3H2O2===2H＋＋2NO＋2H2O。(2)滴定操作使用的玻璃儀器主要有錐形瓶、滴定管，因為FeSO4標準溶液呈酸性，K2Cr2O7標準溶液具有氧化性，所以選用酸式滴定管。(3)根據題給信息，與Cr2O反應的Fe2＋的物質的量為6c2v2×10－3 mol，標準液中Fe2＋的物質的量為c1v1×10－3 mol，則與NO反應的Fe2＋的物質的量為(c1

54、v1－6c2v2)×10－3mol，NO的物質的量為 mol，則v L氣樣中折合成NO2的含量為 mol×46 g·mol－1××1 000 mg·g－1×1 000 L·m－3＝×104 mg·m－3。(4)若FeSO4標準溶液部分變質，溶液中的Fe2＋濃度減小，消耗的K2Cr2O7標準溶液體積減小，使測定結果偏高。 答案：(1)2NO＋3H2O2===2H＋＋2NO＋2H2O (2)錐形瓶、酸式滴定管 (3)×104 (4)偏高 8．莫爾法是一種沉淀滴定法，以K2CrO4為指示劑，用標準硝酸銀溶液滴定待測液，進而測定溶液中Cl－的濃度。已知： 銀 鹽 性 質 A

55、gCl AgBr AgCN Ag2CrO4 AgSCN 顏色 白 淺黃 白 磚紅 白 溶解度/ (mol·L－1) 1.34×10－6 7.1×10－7 1.1×10－8 6.5×10－5 1.0×10－6 (1)滴定終點的現象是_________________________________________。 (2)若用AgNO3溶液滴定NaSCN溶液，可選為滴定指示劑的是________(填標號)。 A．NaCl　　　　B．BaBr2　　　　C．Na2CrO4 剛好達到滴定終點時，發(fā)生反應的離子方程式為_______________________

56、_________________________________________________。 解析：(1)根據沉淀滴定法原理可知，溶液中Ag＋和Cl－先反應，Cl－消耗完后再和指示劑反應生成Ag2CrO4磚紅色沉淀，因此滴定終點時的顏色變化為生成磚紅色沉淀。(2)當用AgNO3溶液滴定NaSCN溶液時，所選擇的指示劑和Ag＋反應所生成沉淀的溶解度應大于AgSCN的溶解度，由題給數據可以看出，溶解度比AgSCN大的有AgCl和Ag2CrO4，但是由于AgCl是白色沉淀，所以應選擇Na2CrO4為指示劑，這樣在滴定終點時沉淀的顏色發(fā)生明顯的變化(白色→磚紅色)，以指示滴定剛好達到終點，此

57、時發(fā)生反應的離子方程式為2Ag＋＋CrO===Ag2CrO4↓。 答案：(1)滴入最后一滴標準溶液，生成磚紅色沉淀 (2)C　2Ag＋＋CrO===Ag2CrO4↓ 9．(2014·全國卷Ⅱ)某小組以CoCl2·6H2O、NH4Cl、H2O2、濃氨水為原料，在活性炭催化下，合成了橙黃色晶體X。為確定其組成，進行如下實驗。 ①氨的測定：精確稱取w g X，加適量水溶解，注入如圖所示的三頸瓶中，然后逐滴加入足量10%NaOH溶液，通入水蒸氣，將樣品液中的氨全部蒸出，用V1 mL c1 mol·L－1的鹽酸標準溶液吸收。蒸氨結束后取下接收瓶，用c2 mol·L－1 NaOH標準溶液滴定過剩的

58、HCl，到終點時消耗V2 mL NaOH溶液。 ②氯的測定：準確稱取樣品X，配成溶液后用AgNO3標準溶液滴定，K2CrO4溶液為指示劑，至出現淡紅色沉淀不再消失為終點(Ag2CrO4為磚紅色)。 回答下列問題： (1)裝置中安全管的作用原理是__________________________________________。 (2)用NaOH標準溶液滴定過剩的HCl時，應使用______式滴定管，可使用的指示劑為__________。 (3)樣品中氨的質量分數表達式為_______________________。 (4)測定氨前應該對裝置進行氣密性檢驗，若氣密性不好測定結

59、果將__________(填“偏高”或“偏低”)。 (5)測定氯的過程中，使用棕色滴定管的原因是______________________________；滴定終點時，若溶液中c(Ag＋)＝2.0×10－5 mol·L－1，c(CrO)為____________mol·L－1。[已知：Ksp(Ag2CrO4)＝1.12×10－12] (6)經測定，樣品X中鈷、氨和氯的物質的量之比為1∶6∶3，鈷的化合價為__________。制備X的化學方程式為________________________________________________________； X的制備過程中溫度不能過高的

60、原因是______________________________________。 解析：(1)當A中壓力過大時，安全管中液面上升，使A瓶中壓力穩(wěn)定。(2)盛裝氫氧化鈉溶液應使用堿式滴定管，強堿滴定強酸，可以使用酚酞，也可以使用甲基紅作指示劑。(3)總的鹽酸的物質的量減去氫氧化鈉的物質的量即為氨氣物質的量，所以氨的質量分數的表達式為×100%。(4)氣密性不好，會有一部分氨逸出，使測定結果偏低。(5)因為硝酸銀見光易分解，所以使用棕色滴定管；由題意，c2(Ag＋)×c(CrO)＝4.0×10－10×c(CrO)＝1.12×10－12，c(CrO)＝2.8×10－3mol·L－1。(6)由題

61、給條件可以寫出X的化學式為[Co(NH3)6]Cl3，所以Co的化合價為＋3，制備X的化學方程式為2CoCl2＋2NH4Cl＋10NH3＋H2O2===2[Co(NH3)6]Cl3＋2H2O，反應物中有NH3和H2O2，溫度過高，會使過氧化氫分解、氨氣逸出，不利于X的制備。 答案：(1)當A中壓力過大時，安全管中液面上升，使A瓶中壓力穩(wěn)定　(2)堿　酚酞(或甲基紅) (3)×100%　(4)偏低 (5)防止硝酸銀見光分解　2.8×10－3 (6)＋3　2CoCl2＋2NH4Cl＋10NH3＋H2O2===2[Co(NH3)6]Cl3＋2H2O　溫度過高過氧化氫分解、氨氣逸出