2020年高考化學(xué)一輪總復(fù)習(xí)文檔第八章第25講水的電離和溶液的pH

第25講水的電離和溶液的pH一、水的電離1．電離方程式水是一種極弱的電解質(zhì)，電離方程式為2H2Oeq\o(□,\s\up5(01))H3O＋＋OH－，簡寫為eq\o(□,\s\up5(02))H2OH＋＋OH－。2．水的離子積常數(shù)Kw＝c(H＋)·c(OH－)。(1)室溫下：Kw＝eq\o(□,\s\up5(03))10－14_(mol·L－1)2。(2)影響因素：只與eq\o(□,\s\up5(04))溫度有關(guān)，升高溫度，Kweq\o(□,\s\up5(05))增大。(3)適用范圍：Kw不僅適用于純水，也適用于稀的eq\o(□,\s\up5(06))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，Kweq\o(□,\s\up5(07))不變。3．外界因素對水的電離平衡的影響結(jié)論：(1)加熱，eq\o(□,\s\up5(33))促進水的電離，Kweq\o(□,\s\up5(34))增大。(2)加入酸或堿，eq\o(□,\s\up5(35))抑制水的電離，Kweq\o(□,\s\up5(36))不變。二、溶液的酸堿性1．溶液的酸堿性取決于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相對大小。c(H＋)>c(OH－)，溶液呈eq\o(□,\s\up5(01))酸性，25℃時，pHeq\o(□,\s\up5(02))<7。c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈eq\o(□,\s\up5(03))中性，25℃時，pHeq\o(□,\s\up5(04))＝7。c(H＋)<c(OH－)，溶液呈eq\o(□,\s\up5(05))堿性，25℃時，pHeq\o(□,\s\up5(06))>7。2．溶液的pH(1)定義式：pH＝eq\o(□,\s\up5(07))－lg_c(H＋)。(2)溶液的酸堿性跟pH的關(guān)系室溫下：(3)pH的測定①用pH試紙測定把小片試紙放在eq\o(□,\s\up5(10))表面皿上，用eq\o(□,\s\up5(11))玻璃棒蘸取待測液點在干燥的pH試紙上，試紙變色后，與eq\o(□,\s\up5(12))標(biāo)準比色卡對比即可確定溶液的pH。注意：a.pH試紙使用前不能用蒸餾水濕潤，否則待測液因被稀釋可能會產(chǎn)生誤差。b．用廣泛pH試紙讀出的pH只能是整數(shù)。②pH計測定：可精確測定溶液的pH。三、中和滴定1．實驗原理利用酸堿eq\o(□,\s\up5(01))中和反應(yīng)，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。以標(biāo)準鹽酸滴定待測的NaOH溶液，待測的NaOH溶液的物質(zhì)的量濃度為c(NaOH)＝eq\o(□,\s\up5(02))eq\f(cHCl·VHCl,VNaOH)。酸堿中和滴定的關(guān)鍵：(1)準確測定參加反應(yīng)的酸、堿溶液的eq\o(□,\s\up5(03))體積。(2)選取適當(dāng)指示劑，準確判斷eq\o(□,\s\up5(04))滴定終點。2．實驗用品(1)儀器：eq\o(□,\s\up5(05))酸式滴定管(如圖A)、eq\o(□,\s\up5(06))堿式滴定管(如圖B)、滴定管夾、鐵架臺、燒杯、eq\o(□,\s\up5(07))錐形瓶。(2)試劑：標(biāo)準液、待測液、指示劑、蒸餾水。(3)滴定管特征和使用要求①構(gòu)造：“0”刻度線在上方，尖嘴部分無刻度。②精確度：讀數(shù)可估計到eq\o(□,\s\up5(08))mL。③洗滌：先用蒸餾水洗滌，再用eq\o(□,\s\up5(09))待裝液潤洗2～3次。④排氣泡：酸、堿式滴定管中的液體在滴定前均要排出尖嘴中的氣泡。⑤滴定管的選用酸性、氧化性的試劑用eq\o(□,\s\up5(10))酸式滴定管，因為酸性和氧化性物質(zhì)易eq\o(□,\s\up5(11))腐蝕橡膠。堿性的試劑用eq\o(□,\s\up5(12))堿式滴定管，因為堿性物質(zhì)易eq\o(□,\s\up5(13))腐蝕玻璃，致使eq\o(□,\s\up5(14))玻璃活塞無法打開。3．實驗操作(以標(biāo)準鹽酸滴定待測NaOH溶液為例)(1)滴定準備“八動詞”(2)滴定過程“三動作”(3)終點判斷“兩數(shù)據(jù)”①最后一滴：滴入最后一滴，溶液顏色發(fā)生突變。②半分鐘：顏色突變后，經(jīng)振蕩半分鐘內(nèi)不復(fù)原，視為滴定終點。(4)數(shù)據(jù)處理按上述操作重復(fù)2～3次，求出用去標(biāo)準鹽酸體積的eq\o(□,\s\up5(21))平均值，根據(jù)c(NaOH)＝eq\f(cHCl·VHCl溶液,VNaOH溶液)計算。4．常用酸堿指示劑及變色范圍1．判斷正誤，正確的畫“√”，錯誤的畫“×”，并指明錯因。(1)溫度一定時，水的電離常數(shù)與水的離子積常數(shù)相等。(×)錯因：Kw＝K電離·c(H2O)。(2)進行中和滴定實驗時，滴定管、錐形瓶均用待測液潤洗。(×)錯因：進行中和滴定實驗時，錐形瓶不能用待測液洗，否則會使測得結(jié)果偏高。(3)用蒸餾水潤濕的pH試紙測溶液的pH，一定會使結(jié)果偏低。(×)錯因：當(dāng)待測液呈中性或酸性時，用濕潤的pH試紙測的pH結(jié)果不會偏低。(4)用廣范pH試紙測得某溶液的pH為3.4。(×)錯因：廣范pH試紙測得溶液的pH為整數(shù)值。(5)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。(√)錯因：__________________________________________________________(6)某溶液的c(H＋)＞10－7mol·L－1，則該溶液呈酸性。(×)錯因：當(dāng)溫度大于25_℃時，純水的c(H＋)>10－7_mol·L－1，呈中性。(7)100℃的純水中c(H＋)＝1×10－6mol·L－1，此時水呈酸性。(×)錯因：純水呈中性。2．教材改編題(據(jù)人教選修四P52T6)常溫下pH為3的稀鹽酸，其中由水電離出的c(H＋)為()A．0.1mol/L B．0.3mol/LC．10－3mol/L D．10－11mol/L答案D3．教材改編題(據(jù)人教選修四P52T4)用標(biāo)準鹽酸滴定未知濃度的NaOH溶液，下列各操作中會引起實驗誤差的是()A．滴定前酸式滴定管需用標(biāo)準鹽酸潤洗B．用蒸餾水洗凈錐形瓶后，立即裝入一定體積的NaOH溶液后進行滴定C．往盛有20.00mLNaOH溶液的錐形瓶中，滴入幾滴酚酞指示劑后進行滴定D．用蒸餾水洗凈錐形瓶后，再用NaOH溶液潤洗，然后裝入一定體積的NaOH溶液答案D考點eq\a\vs4\al(一)水的電離及水的離子積常數(shù)[典例1](2018·北京東城區(qū)質(zhì)檢)如圖表示水中c(H＋)和c(OH－)的關(guān)系，下列判斷錯誤的是()A．兩條曲線上任意點均有c(H＋)·c(OH－)＝KwB．M區(qū)域內(nèi)任意點均有c(H＋)<c(OH－)C．圖中T1<T2D．XZ線上任意點均有pH＝7解析由水的離子積的定義知兩條曲線上任意點均有c(H＋)·c(OH－)＝Kw，A項正確；由圖中縱、橫軸的大小可知M區(qū)域內(nèi)任意點均有c(H＋)<c(OH－)，B項正確；溫度越高，水的電離程度越大，電離出的c(H＋)與c(OH－)越大，所以T2>T1，C項正確；XZ線上任意點都有c(H＋)＝c(OH－)，只有當(dāng)c(H＋)＝10－7mol·L－1時，才有pH＝7，D項錯誤。答案D名師精講1．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(xiàn)曲線上點之間的轉(zhuǎn)化需保持溫度不變，改變酸堿性；實現(xiàn)曲線上點與曲線外點之間的轉(zhuǎn)化一定得改變溫度。2．溶液中由水電離出的c(H＋)永遠等于由水電離出的c(OH－)(1)酸溶液中：c(H＋)水＝c(OH－)。(2)堿溶液中：c(OH－)水＝c(H＋)。例如：室溫下，pH＝3的鹽酸，由水電離出的c(H＋)水＝c(OH－)水＝eq\f(10－14,10－3)mol·L－1＝10－11mol·L－1。3．酸或堿對水的電離均起抑制作用(1)只要酸的pH相等(不論強弱、不論幾元)對水的抑制程度相等，堿也同理。(2)若酸溶液的c(H＋)與堿溶液的c(OH－)相等，則兩種溶液中水的電離程度相等。1．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)說法中正確的是()A．若從a點到c點，可采用在水中加入酸的方法B．b點對應(yīng)的醋酸中由水電離出的c(H＋)＝10－6mol·L－1C．c點對應(yīng)溶液的Kw大于d點對應(yīng)溶液的KwD．T℃時，0.05mol·L－1Ba(OH)2溶液的pH＝11答案D解析a點對應(yīng)的c(H＋)和c(OH－)相等，c點對應(yīng)的c(H＋)和c(OH－)也相等，溶液一定呈中性，從a點到c點，可以采用升溫的方法，A錯誤；Kw只與溫度有關(guān)，同溫度下不同酸堿性溶液的Kw相同，a點和b點的Kw都是10－14，c點和d點的Kw都是10－12，酸和堿溶液都會抑制水的電離，酸溶液中由水電離出的c水(H＋)與溶液中的c(OH－)相等，即b點時c水(H＋)＝c(OH－)＝10－8mol·L－1，B、C均錯誤；T℃時，Kw＝10－12,0.05mol·L－1Ba(OH)2溶液中c(H＋)＝10－11mol·L－1，pH＝11，D正確。2．水的電離過程為H2OH＋＋OH－，在不同溫度下其離子積為Kw(25℃×10－14，Kw(35℃×10－14，則下列敘述正確的是()A．c(H＋)隨溫度的升高而降低B．35℃時，c(H＋)>c(OH－)C．溶液pH：pH(35℃)>pH(25℃)D．35℃×10－7mol·L－1答案D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；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?？键ceq\a\vs4\al(二)溶液酸堿性及pH計算[典例2](2018·長沙模擬)Ⅰ.在25℃時，有一pH＝12的NaOH溶液100mL，欲使它的pH降為11(忽略混合后溶液體積變化)：(1)如果加入蒸餾水，就加入________mL。(2)如果加入pH＝10的NaOH溶液，應(yīng)加入________mL。(3)如果加入0.008mol·L－1HCl溶液，應(yīng)加入________mL。Ⅱ.在25℃時，有pH為a的鹽酸和pH為b的NaOH溶液等體積混合：(4)若a＋b＝14，則溶液呈________性。(5)若a＋b＝13，則溶液呈________性。(6)若a＋b>14，則溶液呈________性。解析Ⅰ.(1)pH＝12的NaOH溶液中，c(OH－)＝0.01mol·L－1，pH＝11的NaOH溶液中，c(OH－)＝0.001mol·L－1，設(shè)加入水的體積是V1,0.01mol·L－1×0.1L＝0.001mol·L－1×(0.1＋V1)L，V1＝eq\f(0.01mol·L－1×0.1L,0.001mol·L－1)－0.1L＝0.9L＝900mL。(2)pH＝12的NaOH溶液中c(OH－)＝0.01mol·L－1，pH＝10的NaOH溶液中c(OH－)＝0.0001mol·L－1，設(shè)加入pH＝10的NaOH溶液的體積是V2,0.01mol·L－1×0.1L＋0.0001mol·L－1×V2＝0.001mol·L－1×(0.1＋V2)，V2＝1L＝1000mL。(3)0.008mol·L－1HCl溶液中c(H＋)＝0.008mol·L－1，設(shè)加入鹽酸的體積為V3，c(OH－)＝eq\f(0.01mol·L－1×0.1L－0.008mol·L－1×V3,0.1L＋V3)＝0.001mol·L－1，解得：V3＝0.1L＝100mL。Ⅱ.pH＝a的鹽酸中c(H＋)＝10－amol·L－1，pH＝b的NaOH溶液中c(OH－)＝10b－14mol·L－1，兩溶液等體積混合后：(4)若a＋b＝14，c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性。(5)若a＋b＝13，c(H＋)>c(OH－)，溶液呈酸性。(6)若a＋b>14，c(H＋)<c(OH－)，溶液呈堿性。答案Ⅰ.(1)900(2)1000(3)100Ⅱ.(4)中(5)酸(6)堿名師精講1．溶液酸堿性的判斷規(guī)律(1)判斷溶液酸堿性的依據(jù)是c(H＋)與c(OH－)的相對大小，若c(H＋)＝c(OH－)，則溶液呈中性。(2)pH＝7或c(H＋)＝10－7mol·L－1的溶液不一定呈中性，因水的電離平衡與溫度有關(guān)。常溫時，pH＝7呈中性；100℃時，pH＝6呈中性。(3)等濃度等體積一元酸與一元堿混合的溶液(4)室溫下，已知酸和堿pH之和的溶液等體積混合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；一元弱酸和一元強堿等體積混合呈酸性。2．溶液稀釋的pH計算注意室溫下，酸溶液稀釋時，pH增大，但無論稀釋多大倍數(shù)，pH只會無限接近于7，不會大于7或等于7。堿溶液稀釋時，pH減小，但無論稀釋多大倍數(shù)，pH只會無限接近于7，不會小于或等于7。3．混合溶液的pH計算(1)兩強酸混合后pH的計算由c(H＋)混＝eq\f(cH＋1V1＋cH＋2V2,V1＋V2)先求出混合后的c(H＋)混，再根據(jù)公式pH＝－lgc(H＋)求pH。若兩強酸溶液等體積混合，可采用速算方法：混合后溶液的pH等于混合前溶液pH小的加0.3。如pH＝3和pH＝5的鹽酸等體積混合后，pH＝3.3。(2)兩強堿混合后pH的計算由c(OH－)混＝eq\f(cOH－1V1＋cOH－2V2,V1＋V2)先求出混合后的c(OH－)混，再通過Kw求出混合后c(H＋)，最后求pH。若兩強堿溶液等體積混合，可采用速算方法：混合后溶液的pH等于混合前溶液pH大的減0.3。如pH＝9和pH＝11的燒堿溶液等體積混合后，pH＝10.7。(3)強酸與強堿混合后pH的計算強酸與強堿混合的實質(zhì)是中和反應(yīng)即H＋＋OH－=H2O，中和后溶液的pH有以下三種情況：①若恰好中和，pH＝7(常溫下)。②若剩余酸，先求中和后的c(H＋)，再求pH。③若剩余堿，先求中和后的c(OH－)，再通過Kw求出c(H＋)，最后求pH。3．T℃時水的離子積常數(shù)為Kw，該溫度下，將濃度為amol·L－1的H2SO4與bmol·L－1的一元堿AOH等體積混合。則可判斷溶液呈中性的是()A．混合溶液的pH＝7B.eq\f(1,2)c(SOeq\o\al(2－,4))＝c(A＋)C．混合溶液中c(H＋)·c(OH－)＝KwD．混合溶液中c(OH－)＝eq\r(Kw)mol·L－1答案D解析因溫度不一定是25℃，故pH＝7時溶液不一定呈中性；由電荷守恒可知，當(dāng)溶液呈中性時c(H＋)＝c(OH－)，即c(SOeq\o\al(2－,4))＝eq\f(1,2)c(A＋)；無論溶液呈酸性、中性還是堿性，混合溶液中總存在c(H＋)·c(OH－)＝Kw；混合溶液中c(OH－)＝eq\r(Kw)mol·L－1說明混合溶液中c(H＋)＝c(OH－)，則溶液一定呈中性。4．計算下列溶液的pH。(1)常溫下，pH＝2的HCl與pH＝4的H2SO4溶液等體積混合后，溶液的pH＝________。(2)常溫下，pH＝8的NaOH溶液與pH＝10的KOH溶液等體積混合后，溶液的pH＝________。(3)常溫下，pH＝5的鹽酸與pH＝9的NaOH溶液以體積比11∶9混合后，溶液的pH＝________。(4)常溫下，將0.1mol·L－1的鹽酸與0.06mol·L－1的Ba(OH)2溶液等體積混合后，溶液的pH＝________。(5)常溫下，將0.02mol·L－1的Ba(OH)2溶液100mL和0.02mol·L－1NaHSO4溶液100mL混合，忽略溶液體積變化，則混合后溶液的pH＝________。(6)室溫下，取濃度相同的NaOH和HCl溶液，以3∶2體積比混合，所得溶液的pH＝12，則原溶液的濃度為________。答案(1)2.3(2)9.7(3)6(4)12(5)12(6)0.05mol·L－1解析(1)pH＝2的HCl中，c(H＋)＝10－2mol·L－1，pH＝4的H2SO4中，c(H＋)＝10－4mol·L－1，兩者等體積混合后，c(H＋)＝eq\f(10－2＋10－4,2)mol·L－1≈0.005mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)≈2.3。(2)pH＝8，c(OH－)＝10－6mol·L－1，pH＝10，c(OH－)＝10－4mol·L－1，兩者等體積混合后，c(OH－)＝eq\f(10－6＋10－4,2)mol·L－1≈eq\f(10－4,2)mol·L－1，c(H＋)＝2×10－10mol·L－1，pH≈9.7。(3)pH＝5的鹽酸中，c(H＋)＝10－5mol·L－1，pH＝9的NaOH溶液中，c(OH－)＝10－5mol·L－1，兩者以體積比11∶9混合，鹽酸過量，c(H＋)＝eq\f(10－5×11V－10－5×9V,11V＋9V)mol·L－1＝1×10－6mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝6。(4)兩者混合后堿過量，c(OH－)＝eq\f(0.06mol·L－1×2－0.1mol·L－1,2)＝0.01mol·L－1，c(H＋)＝1×10－12mol·L－1，pH＝12。(5)兩者混合后堿過量，c(OH－)＝eq\f(0.1L×0.02mol·L－1×2－0.1L×0.02mol·L－1,0.2L)＝0.01mol·L－1，pH＝12。(6)混合溶液的pH＝12，說明反應(yīng)的NaOH過量，設(shè)原溶液的濃度為c，則eq\f(3c－2c,3＋2)＝0.01mol·L－1，c＝0.05mol·L－1。考點eq\a\vs4\al(三)酸堿中和滴定[典例3]現(xiàn)用中和滴定來測定某燒堿溶液的濃度。(1)該實驗應(yīng)選用________作指示劑。(2)滴定：用________式滴定管盛裝cmol·L－1鹽酸標(biāo)準液。右圖表示第2次滴定時50mL滴定管中前后液面的位置。有關(guān)數(shù)據(jù)記錄如下：將表格中第2次滴定數(shù)據(jù)補充完整。根據(jù)所給數(shù)據(jù)，寫出計算燒堿溶液的物質(zhì)的量濃度的表達式c＝__________________________________(不必化簡)。(3)對下列幾種假定情況進行討論(填“無影響”“偏高”或“偏低”)：①若滴定前用蒸餾水沖洗錐形瓶，則會使測定結(jié)果____________。②讀數(shù)時，若滴定前仰視，滴定后俯視，則會使測定結(jié)果________。③若在滴定過程中不慎將數(shù)滴酸液滴在錐形瓶外，則會使測定結(jié)果________。④滴加鹽酸速度過快，未充分振蕩，則看到溶液變色，立刻停止滴定，則會使測定結(jié)果________。解析(1)酚酞的變色范圍與7接近且變色明顯。(2)盛裝鹽酸用酸式滴定管；運用c(H＋)·V(H＋)＝c(OH－)·V(OH－)，c(OH－)＝eq\f(cH＋·VH＋,VOH－)，消耗鹽酸的體積取平均值，但要注意第2次數(shù)據(jù)和其他兩次相差較大，應(yīng)舍去。(3)c(OH－)＝eq\f(cH＋·VH＋,VOH－)，主要分析對V(H＋)的影響。①不影響V(H＋)，無影響；②V(H＋)偏小，結(jié)果偏低；③V(H＋)偏大，結(jié)果偏高；④V(H＋)偏小，結(jié)果偏低。答案(1)酚酞eq\f(\f(25.35mL＋25.30mL,2)·cmol·L－1,VmL)(3)①無影響②偏低③偏高④偏低名師精講1．中和滴定的兩個易錯點(1)分清完全中和與恰好為中性①完全中和強調(diào)的是酸、堿恰好反應(yīng)生成鹽，根據(jù)酸堿的強弱不同，溶液可能為中性，也可能為酸性或堿性。②酸堿反應(yīng)恰好為中性則強調(diào)的是反應(yīng)后溶液為中性，而酸、堿不一定正好反應(yīng)?？赡芩岵蛔悖部赡芩徇^量，也可能恰好反應(yīng)。這取決于酸堿的相對強弱。(2)酸堿中和滴定指示劑的選擇①指示劑的變色點與滴定終點的pH越接近越好。②指示劑在滴定終點時顏色變化明顯，指示準確。③石蕊的“紅色→紫色”“紫色→藍色”的顏色變化不夠明顯，所以石蕊不能作為酸堿中和反應(yīng)的指示劑。2．酸堿中和滴定中常見誤差分析(1)誤差分析的方法依據(jù)原理c(標(biāo)準)·V(標(biāo)準)＝c(待測)·V(待測)，所以c(待測)＝eq\f(c標(biāo)準·V標(biāo)準,V待測)，因c(標(biāo)準)與V(待測)已確定，因此只要分析出不正確的操作引起V(標(biāo)準)的變化，即分析出結(jié)果。V(標(biāo)準)變大，則c(待測)偏高；V(標(biāo)準)變小，則c(待測)偏低。(2)常見誤差分析以標(biāo)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：5．某學(xué)生用已知物質(zhì)的量濃度的鹽酸來測定未知物質(zhì)的量濃度的NaOH溶液時，選擇甲基橙作指示劑。請?zhí)顚懴铝锌瞻祝?1)用標(biāo)準的鹽酸滴定待測的NaOH溶液時，左手握酸式滴定管的活塞，右手搖動錐形瓶，眼睛注視________________，直到加入最后一滴鹽酸后，溶液由黃色變?yōu)槌壬?，并__________________________。(2)下列操作中可能使所測NaOH溶液的濃度數(shù)值偏低的是________(填字母序號)。A．酸式滴定管未用標(biāo)準鹽酸潤洗就直接注入標(biāo)準鹽酸B．滴定前盛放NaOH溶液的錐形瓶用蒸餾水洗凈后沒有干燥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，開始仰視讀數(shù)，滴定結(jié)束時俯視讀數(shù)(3)某學(xué)生根據(jù)3次實驗分別記錄有關(guān)數(shù)據(jù)如下表：依據(jù)上表數(shù)據(jù)列式計算該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)eq\x\to(V)＝eq\f(26.11mL＋26.09mL,2)＝26.10mL，c(NaOH)＝eq\f(0.1000mol·L－1×26.10mL,25.00mL)＝0.1044mol·L－1解析在求c(NaOH)和進行誤差分析時應(yīng)依據(jù)公式：c(NaOH)＝eq\f(cHCl·V[HClaq],V[NaOHaq])。欲求c(NaOH)，須先求V[(HCl)aq]，再代入公式；進行誤差分析時，要考慮實際操作對V[(HCl)aq]和V[(NaOH)aq]的影響，進而影響c(NaOH)。(3)先算出耗用標(biāo)準鹽酸的平均值：eq\x\to(V)＝eq\f(26.11mL＋26.09mL,2)＝26.10mL(第二次偏差太大，舍去)，c(NaOH)＝eq\f(0.1000mol·L－1×26.10mL,25.00mL)＝0.1044mol·L－1。考點eq\a\vs4\al(四)酸堿中和滴定曲線分析[典例4](2018·棗莊一模)室溫下，將1.000mol·L－1鹽酸逐滴滴入20.00mL1.000mol·L－1氨水中。溶液的pH和溫度隨加入鹽酸的體積變化曲線如圖所示。下列說法不正確的是()A．a(chǎn)點由水電離出的c(H＋×10－14mol·L－1B．b點時存在c(NHeq\o\al(＋,4))＋c(NH3·H2O)＝c(Cl－)C．c點以后溶液溫度下降的原因是鹽酸的持續(xù)加入D．在整個過程中可能會出現(xiàn)的離子濃度關(guān)系：c(NHeq\o\al(＋,4))＝c(Cl－)>c(H＋)＝c(OH－)解析a點V[HCl(aq)]＝0，氨水的pH<14，該溶液中H＋全部來源于水的電離，則a點由水電離出的c(H＋×10－14mol·L－1，A錯誤；b點的V[HCl(aq)]＝20mL，鹽酸和氨水恰好完全反應(yīng)生成NH4Cl，據(jù)物料守恒可得：c(NHeq\o\al(＋,4))＋c(NH3·H2O)＝c(Cl－)，B正確；中和反應(yīng)為放熱反應(yīng)，NH3·H2O電離為吸熱過程，c點鹽酸和氨水恰好完全反應(yīng)，放出熱量最多，再加入鹽酸后溫度降低，主要是加入鹽酸的溫度低于溶液的溫度，C正確；據(jù)電荷守恒可得：c(NHeq\o\al(＋,4))＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)；溶液的pH＝7時，c(H＋)＝c(OH－)，則有c(NHeq\o\al(＋,4))＝c(Cl－)，D正確。答案A名師精講滴定曲線分析的方法(1)分析步驟：首先看縱坐標(biāo)，搞清楚是酸加入堿中，還是堿加入酸中；其次看起點，起點可以看出酸性或堿性的強弱，這在判斷滴定終點時至關(guān)重要；再次找滴定終點和pH＝7的中性點，判斷滴定終點的酸堿性，然后確定中性點(pH＝7)的位置；最后分析其他的特殊點(如滴定一半點，過量一半點等)，分析酸、堿過量情況。(2)滴定過程中的定量關(guān)系：①電荷守恒關(guān)系在任何時候均存在；②物料守恒可以根據(jù)加入酸的物質(zhì)的量和加入堿的物質(zhì)的量進行確定，但不一定為等量關(guān)系。6．常溫下，用pH＝m的鹽酸滴定20mLpH＝n的MOH溶液，且m＋n＝14。混合溶液的pH與鹽酸體積V的關(guān)系如圖所示。下列說法正確的是()A．a(chǎn)點：c(Cl－)>c(M＋)>c(OH－)>c(H＋)B．b點：MOH和HCl恰好完全反應(yīng)C．c點：c(H＋)＝c(OH－)＋c(MOH)D．a(chǎn)點到d點：水電離的c(H＋)·c(OH－)先變大，后變小答案D解析m＋n＝14，從圖像看出，b點時，鹽酸體積與MOH溶液體積相等，溶液呈堿性，說明混合溶液中MOH過量，MOH繼續(xù)電離，說明MOH是弱堿。A項，a點對應(yīng)的溶液呈堿性，溶液中離子濃度大小順序為c(M＋)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)，錯誤；B項，b點對應(yīng)的溶液中MOH未完全反應(yīng)，溶液呈堿性，錯誤；C項，c點對應(yīng)的溶液顯中性，c(H＋)＝c(OH－)，錯誤；D項，在堿溶液中滴加鹽酸，水的電離程度逐漸增大，當(dāng)堿與酸恰好完全反應(yīng)時，水的電離程度最大，然后隨著鹽酸的不斷加入，水的電離受到抑制，則水電離的c(H＋)·c(OH－)先變大，后變小，正確。7．(2018·福州市期末考試)25℃時，往HA溶液中滴加NaOH溶液，溶液中HA和A－二者中各自所占的物質(zhì)的量分數(shù)(α)隨溶液pH變化的關(guān)系如圖所示。下列說法正確的是()A．在pH＝5的溶液中，c(A－)＝c(HA)，c(OH－)＝c(H＋)B．pH＝7的溶液中，α(HA)＝0，α(A－C．25℃時，Ka(HA)＝1×10－5D．pH＝5時，溶液中水電離產(chǎn)生的c(H＋)＝1×10－5mol·L－1答案C解析25℃時，pH＝5的溶液呈酸性，c(H＋)＞c(OH－)，A項錯誤；HA溶液中含HA分子，說明HA為弱酸，根據(jù)題意，pH＝7的溶液應(yīng)該為HA和NaA的混合液，α(HA)≠0，B項錯誤；25℃時，根據(jù)圖像信息，pH＝5時，c(HA)＝c(A－)，Ka＝eq\f(cA－·cH＋,cHA)＝c(H＋)＝1×10－5，C項正確；pH＝5時為HA和NaA的混合溶液，存在三個平衡：HAH＋＋A－，H2OH＋＋OH－，A－＋H2OHA＋OH－，可以看出溶液中c(H＋)來自水和HA的電離，而c(OH－)完全來自水，則溶液中的水電離產(chǎn)生的c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－9mol·L－1，D項錯誤。微專題中和滴定的拓展應(yīng)用中和滴定操作不僅適用于酸堿中和反應(yīng)，也可以遷移應(yīng)用于氧化還原反應(yīng)及沉淀反應(yīng)。1氧化還原滴定法(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(zhì)。(2)實例①酸性KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液②Na2S2O3溶液滴定碘液[典例1](2018·全國卷Ⅱ節(jié)選)(3)測定三草酸合鐵酸鉀(K3[Fe(C2O4)3]·3H2O)中鐵的含量。①稱量mg樣品于錐形瓶中，溶解后加稀H2SO4酸化，用cmol·L－1KMnO4溶液滴定至終點。滴定終點的現(xiàn)象是________________________。②向上述溶液中加入過量鋅粉至反應(yīng)完全后，過濾、洗滌，將濾液及洗滌液全部收集到錐形瓶中。加稀H2SO4酸化，用cmol·L－1KMnO4溶液滴定至終點，消耗KMnO4溶液VmL。該晶體中鐵的質(zhì)量分數(shù)的表達式為______________。解析(3)①高錳酸鉀氧化草酸根離子而自身被還原，達到滴定終點時高錳酸鉀不再被還原，故溶液變紫色。②cVcVmol，則該晶體中鐵的質(zhì)量分數(shù)的表達式為cV×56,m)×100%＝eq\f(5cV×56,1000m)×100%。答案(3)①溶液變紫色且半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原色②eq\f(5cV×56,1000m)×100%[體驗1](2018·天津高考節(jié)選)Ⅱ.NOx含量的測定將VL氣樣通入適量酸化的H2O2溶液中，使NOx完全被氧化為NOeq\o\al(－,3)，加水稀釋至100.00mL。量取20.00mL該溶液，加入V1mLc1mol·L－1FeSO4標(biāo)準溶液(過量)，充分反應(yīng)后，用c2mol·L－1K2Cr2O7標(biāo)準溶液滴定剩余的Fe2＋，終點時消耗V2mL。(5)NO被H2O2氧化為NOeq\o\al(－,3)的離子方程式是________________________。(6)滴定操作使用的玻璃儀器主要有________________。(7)滴定過程中發(fā)生下列反應(yīng)：3Fe2＋＋NOeq\o\al(－,3)＋4H＋=NO↑＋3Fe3＋＋2H2OCr2Oeq\o\al(2－,7)＋6Fe2＋＋14H＋=2Cr3＋＋6Fe3＋＋7H2O則氣樣中NOx折合成NO2的含量為________________mg·m－3。(8)若FeSO4標(biāo)準溶液部分變質(zhì)，會使測定結(jié)果________(填“偏高”“偏低”或“無影響”)。答案Ⅱ.(5)2NO＋3H2O2=2H＋＋2NOeq\o\al(－,3)＋2H2O(6)錐形瓶、酸式滴定管(7)eq\f(23c1V1－6c2V2,3V)×104(8)偏高解析Ⅱ.(5)NO被H2O2氧化為硝酸，所以反應(yīng)的離子方程式為：2NO＋3H2O2=2H＋＋2NOeq\o\al(－,3)＋2H2O。(6)滴定中使用酸式滴定管(本題中的試劑都只能使用酸式滴定管)和錐形瓶。(7)用c2mol·L－1K2Cr2O7標(biāo)準溶液滴定剩余的Fe2＋，終點時消耗V2mL，此時加入的Cr2Oeq\o\al(2－,7)為c2V2/1000mol；所以過量的Fe2＋為6c2V2/1000mol；則與硝酸根離子反應(yīng)的Fe2＋為(c1V1/1000－6c2V2/1000)mol；所以硝酸根離子為(c1V1/1000－6c2V2/1000)/3mol；根據(jù)氮原子守恒，硝酸根離子與NO2的物質(zhì)的量相等?？紤]到配制100mL溶液取出來20mL進行實驗，所以NO2為5(c1V1/1000－6c2V2/1000)/3mol，質(zhì)量為46×5(c1V1/1000－6c2V2/1000)/3g，即230(c1V1－6c2V2)/3mg。這些NO2是VL氣體中含有的，所以含量為230(c1V1－6c2V2)/3Vmg·L－1，即為1000×230(c1V1－6c2V2)/3Vmg·m－3。(8)若FeSO4標(biāo)準溶液部分變質(zhì)，一定是部分Fe2＋被空氣中的氧氣氧化，計算時仍然認為這部分被氧化的Fe2＋是被硝酸根離子氧化的，所以測定結(jié)果偏高。2沉淀滴定法(1)定義沉淀滴定是利用沉淀反應(yīng)進行定量分析的方法。生成沉淀的反應(yīng)很多，但符合定量分析條件的卻很少，實際上應(yīng)用最多的是銀量法，即利用Ag＋與鹵素離子的反應(yīng)來測定Cl－、Br－、I－的濃度。(2)沉淀滴定原理(以溶液中Cl－含量的測定為例)以鉻酸鉀為指示劑，在中性或弱堿性介質(zhì)中，用硝酸銀標(biāo)準溶液測定鹵素化合物含量。Ag＋＋Cl－=AgCl↓(白色)Ksp(AgCl)＝2×10－102Ag＋＋CrOeq\o\al(2－,4)=Ag2CrO4(磚紅色)Ksp(Ag2CrO4×10－12因為AgCl和Ag2CrO4的溶度積不同，因而發(fā)生分級沉淀，當(dāng)AgCl沉淀完全后，稍過量的AgNO3標(biāo)準溶液與K2CrO4指示劑反應(yīng)生成Ag2CrO4沉淀(磚紅色)。[典例2](2018·石家莊市質(zhì)檢一)亞硝酰氯(ClNO)純度的測定已知ClNO的沸點為－5.5℃，遇水生成一種氫化物和兩種氧化物。取實驗室制得的亞硝酰氯液體mg溶于水，配制成250mL溶液；取出25.00mL，以K2CrO4溶液為指示劑，用cmol/LAgNO3標(biāo)準溶液滴定至終點，消耗標(biāo)準溶液的體積為22.50mL。(已知：Ag2CrO4為磚紅色固體)(1)亞硝酰氯(ClNO)與水反應(yīng)的化學(xué)方程式為____________________。(2)亞硝酰氯(ClNO)的質(zhì)量分數(shù)為________(用代數(shù)式表示即可)。解析(1)亞硝酰氯與水反應(yīng)的化學(xué)方程式為2ClNO＋H2O=2HCl＋NO↑＋NO2↑。(2)根據(jù)2ClNO＋H2O=2HCl＋NO↑＋NO2↑和HCl＋AgNO3=AgCl↓＋HNO3得關(guān)系式ClNO～HCl～AgNO3，則消耗的AgNO3的物質(zhì)的量即25.00mL溶液中ClNO的物質(zhì)的量，亞硝酰氯(ClNO)的質(zhì)量分數(shù)為eq\f(c××10－3×10×65.5,m)×100%，化簡可得