大一輪及課時分組練第八章 第2講 水的電離和溶液的pH含答案

學必求其心得，業(yè)必貴于專精學必求其心得，業(yè)必貴于專精學必求其心得，業(yè)必貴于專精第2講水的電離和溶液的pH［考綱要求]1.了解水的電離及離子積常數。2.了解溶液pH的定義。認識溶液的酸堿性、溶液中c（H+）和c（OH-）、pH三者之間的關系，并能進行簡單計算。3.了解測定溶液pH的方法（強酸、強堿）.考點一水的電離1．水的電離水是極弱的電解質，水的電離方程式為H2O＋H2OH3O＋＋OH－或H2OH＋＋OH－.2．水的離子積常數Kw＝c(H＋）·c（OH－）.（1)室溫下:Kw＝1×10－14。（2）影響因素；只與溫度有關，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．外界條件對水的電離平衡的影響體系變化條件平衡移動方向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深度思考1．水的離子積常數Kw＝c(H＋）·c(OH－）中H＋和OH－一定是水電離出來的嗎？答案不一定。c(H＋）和c（OH－)均指溶液中的H＋或OH－的總濃度。這一關系適用于任何稀水溶液，即任何稀水溶液中都存在這一關系。因此，在酸溶液中酸本身電離出來的H＋會抑制水的電離，而在堿溶液中，堿本身電離出來的OH－也會抑制水的電離.2．在pH＝2的鹽酸溶液中由水電離出來的c(H＋）與c（OH－)之間的關系是什么?答案外界條件改變，水的電離平衡發(fā)生移動，但任何時候水電離出c（H＋）和c（OH－）總是相等的.3．甲同學認為，在水中加入H2SO4,水的電離平衡向左移動，解釋是加入H2SO4后c(H＋）增大，平衡左移。乙同學認為,加入H2SO4后，水的電離平衡向右移動，解釋為加入H2SO4后，c(H＋）濃度增大，H＋與OH－中和，平衡右移.你認為哪種說法正確?說明原因.水的電離平衡移動后，溶液中c（H＋)·c（OH－）增大還是減??？答案甲正確，溫度不變，Kw是常數，加入H2SO4,c(H＋)增大，c（H＋)·c(OH－)〉Kw，平衡左移。不變，因為Kw僅與溫度有關，溫度不變，則Kw不變，與外加酸、堿、鹽無關。（1)水的離子積常數Kw＝c(H＋）·c(OH－），其實質是水溶液中的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Kw是水的離子積常數,不如說是水溶液中的H＋和OH－的離子積常數。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。(2）水的離子積常數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,只是相對含量不同而已。題組一影響水電離平衡的因素及結果判斷1．25℃時，相同物質的量濃度的下列溶液：①NaCl②NaOH③H2SO4④(NH4）2SO其中水的電離程度按由大到小順序排列的一組是 （）A．④>③>②〉① B．②>③>①>④C．④〉①>②〉③ D．③〉②〉①>④答案C解析從四種物質分析可知②NaOH、③H2SO4抑制水的電離，①NaCl不影響水的電離平衡，④（NH4)2SO4促進水的電離(NHeq\o\al（＋,4)水解)，在②③中H2SO4為二元強酸、產生的c(H＋）大于NaOH產生的c（OH－),抑制程度更大，故順序為（由大→小)④>①〉②>③。2．下列操作會促進H2O的電離，且使溶液pH〉7的是 （）A．將純水加熱到90B．向水中加少量NaOH溶液C．向水中加少量Na2CO3溶液D．向水中加少量FeCl3溶液答案C解析將純水加熱到90℃，水的電離程度增大,c(H＋)＝c(OH－）>10－7mol·L－1，pH<7,A錯；向水中加少量NaOH溶液,水中c（OH－)增大，pH〉7，但水的電離平衡向逆方向移動，即水的電離受到抑制，B錯；向水中加少量Na2CO3溶液,COeq\o\al(2－，3）與H＋結合，水中c(H＋）減小，水的電離平衡向正方向移動，c（OH－）增大，c（OH－)>c(H＋)，pH〉7,C對；向水中加少量FeCl3溶液，Fe3＋與OH－結合為弱電解質Fe(OH)3，水中c(OH－)減小，水的電離平衡向正方向移動，c(H＋）增大，c（H＋)>c(OH－），pH〈7，D錯.3．25℃時,水中存在電離平衡：H2OH＋＋OH－ΔH〉0。A．將水加熱,Kw增大,pH不變B．向水中加入少量NaHSO4固體，c(H＋）增大，Kw不變C．向水中加入少量NaOH固體，平衡逆向移動,c（OH－）降低D．向水中加入少量NH4Cl固體，平衡正向移動,c（OH－）增大答案B解析將水加熱時，電離平衡右移,電離出的c(H＋)、c（OH－)均增大,pH減小,A項錯誤；加入NaHSO4，c(H＋)增大，平衡逆向移動，溫度未變化，Kw不變，B項正確；加入NaOH，c(OH－）增大,平衡逆向移動，C項錯誤;加入NH4Cl，NHeq\o\al（＋,4）水解使平衡正向移動，c(OH－)減小，D項錯誤.題組二水電離的c(H＋)或c(OH－）的計算4．求算下列溶液中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)10－12mol·L－110－12mol·L－1（2)10－10mol·L－110－10mol·L－1(3)10－2mol·L－1（4)10－4mol·L－1解析（1)pH＝2的H2SO4溶液中H＋來源有兩個：H2SO4的電離和H2O的電離,而OH－只來源于水.應先求算c(OH－）,即為水電離的c(H＋）或c(OH－)。c（H＋)＝10－2mol·L－1,則c（OH－)＝10－12mol·L－1,則水電離的c(H＋)＝c（OH－）＝10－12mol·L－1。（2)pH＝10的NaOH溶液中，OH－有兩個來源：H2O的電離和NaOH的電離，H＋只來源于水.應先求出c（H＋)，即為水電離的c（OH－)或c(H＋)，c（OH－)＝10－4mol·L－1,c(H＋)＝10－10mol·L－1，則水電離的c（H＋)＝c(OH－）＝10－10mol·L－1。(3)水解的鹽，H＋或OH－均由水電離產生，水解顯酸性的鹽應計算其c（H＋），水解顯堿性的鹽應計算其c（OH－).pH＝2的NH4Cl中由水電離產生的c(H＋）＝10－2mol·L－1；pH＝10的Na2CO3溶液中由水電離產生的c（OH－)＝10－4mol·L－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②0.1mol·L－1的鹽酸③0。01mol·L－1的NaOH溶液④pH＝11的NaOH溶液A．1∶10∶100∶1000 B．0∶1∶12∶11C．14∶13∶12∶11 D．14∶13∶2∶3答案A解析①中c(H＋）＝1mol·L－1，由水電離出的c（H＋)與溶液中c(OH－)相等，等于1.0×10－14mol·L－1；②中c（H＋）＝0.1mol·L－1，由水電離出的c(H＋)＝1。0×10－13mol·L－1；③中c（OH－)＝1。0×10－2mol·L－1，由水電離出的c（H＋)與溶液中c(H＋）相等，等于1。0×10－12mol·L－1；④中c（OH－）＝1.0×10－3mol·L－1，同③所述由水電離出的c（H＋）＝1。0×10－11mol·L－1。即(1.0×10－14）∶（1.0×10－13)∶（1.0×10－12)∶（1。0×10－11)＝1∶10∶100∶1000。6．室溫下,在pH＝12的某溶液中，分別有甲、乙、丙、丁四位同學計算出由水電離出的c(OH－)的數據分別為甲：1。0×10－7mol·L－1;乙：1。0×10－6mol·L－1；丙：1。0×10－2mol·L－1;?。?。0×10－12mol·L－1.其中你認為可能正確的數據是 （）A．甲、乙 B．乙、丙 C．丙、丁 D．乙、丁答案C解析如果該溶液是一種強堿（例如NaOH）溶液，則該溶液的OH－首先來自于堿(NaOH）的電離，水的電離被抑制,c(H＋)＝1×10－12mol·L－1，所有這些H＋都來自于水的電離，水電離時當然同時提供相同物質的量的OH－,所以丁是對的。如果該溶液是一種強堿弱酸鹽溶液,則該溶液之所以呈堿性是由于鹽中弱酸根水解的緣故。水解時,弱酸根離子與水反應生成弱酸和OH－，使溶液中c（OH－)>c(H＋)，溶液中的OH－由水電離所得，所以丙也是正確的。(1)常溫下,中性溶液c（OH－)＝c（H＋）＝10－7mol·L－1（2)溶質為酸的溶液①來源OH－全部來自水的電離，水電離產生的c(H＋）＝c(OH－）。②實例如計算pH＝2的鹽酸溶液中水電離出的c(H＋）,方法是先求出溶液的c(OH－）＝Kw/10－2＝10－12mol·L－1,即水電離出的c(H＋）＝c(OH－）＝10－12mol·L－1.(3）溶質為堿的溶液①來源H＋全部來自水的電離,水電離產生的c（OH－）＝c（H＋)。②實例如計算pH＝12的NaOH溶液中水電離出的c(OH－）,方法是先求出溶液的c（H＋）＝Kw/10－2＝10－12mol·L－1，即水電離出的c(OH－）＝c(H＋)＝10－12mol·L－1。(4）水解呈酸性或堿性的鹽溶液①pH＝5的NH4Cl溶液中H＋全部來自水的電離，由水電離的c（H＋)＝10－5mol·L－1，c（OH－）＝10－9mol·L－1,是因為部分OH－與部分NHeq\o\al(＋，4）結合;②pH＝12的Na2CO3溶液中OH－全部來自水的電離,由水電離出的c（OH－)＝10－2mol·L－1。考點二溶液的酸堿性和pH值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＋)<c（OH－)，常溫下,pH〉7。2．pH及其測量(1)計算公式：pH＝－lgc(H＋)。（2)測量方法①pH試紙法：用鑷子夾取一小塊試紙放在玻璃片或表面皿上，用潔凈的玻璃棒蘸取待測溶液點在試紙的中央，變色后與標準比色卡對照，即可確定溶液的pH.②pH計測量法.（3)溶液的酸堿性與pH的關系室溫下：深度思考1．pH〈7的溶液一定是酸性溶液嗎？pH>7的溶液一定是堿性溶液嗎？pH＝7的溶液一定是中性嗎？答案不一定。上述說法只有在常溫下才能滿足。如在某溫度下,水的離子積常數為1×10－12，此時pH＝6的溶液為中性溶液，pH〉6時為堿性溶液，pH<6時為酸性溶液.2．下列溶液一定顯酸性的是________。①pH<7的溶液②c（H＋)＝c（OH－）的溶液③c(H＋）＝1×10－7mol·L－1④c（H＋)>c(OH－）的溶液⑤0.1mol·L－1的NH4Cl溶液答案④⑤解析題目沒有說明溫度，所以pH〈7的溶液不一定是酸性溶液，只有c（H＋)〉c（OH－)才是可靠的判斷依據.NH4Cl水解呈酸性.3．用pH試紙測pH時應注意什么問題?記錄數據時又要注意什么？是否可用pH試紙測定氯水的pH？答案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產生誤差;用pH試紙讀出的pH只能是整數；不能用pH試紙測定氯水的pH，因為氯水呈酸性的同時呈現強氧化性（漂白性)。

(1）溶液呈現酸、堿性的實質是c(H＋）與c（OH－）的相對大小，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，應注意溫度。(2）使用pH試紙時不能用蒸餾水潤濕。（3)25℃題組一溶液酸、堿性的判斷1．判斷下列溶液在常溫下的酸、堿性(在括號中填“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NH3·H2O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NH3·H2O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)等體積等濃度的一元強酸,一元強堿混合呈中性.(2）等體積等濃度的一元弱酸,一元強堿混合呈堿性。（3)強酸、強堿等體積混合①pH之和等于14呈中性；②pH之和小于14呈酸性；③pH之和大于14呈堿性.（4）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。題組二pH的稀釋規(guī)律及一強一弱的比較(一）pH的稀釋規(guī)律2．1mLpH＝5的鹽酸，加水稀釋到10mLpH＝______;加水稀釋到100mL，pH________7。答案6接近3．1mLpH＝9的NaOH溶液，加水稀釋到10mL，pH＝________；加水稀釋到100mL，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(SOeq\o\al(2－，4))與c(H＋）的比值為__________。答案eq\f(1,10）解析稀釋前c（SOeq\o\al(2－,4))＝eq\f(10－5，2)mol·L－1；稀釋后c（SOeq\o\al（2－,4）)＝eq\f（10－5，2×500）＝10－8mol·L－1；c(H＋)接近10－7mol·L－1，所以eq\f(cSO\o\al(2－，4)，cH＋)＝eq\f（10－8mol·L－1，10－7mol·L－1)＝eq\f（1,10）.（1）強酸溶液，被稀釋10n倍，溶液的pH增大n(溶液的pH不會大于7)。（2）強堿溶液，被稀釋10n倍,溶液的pH減小n（溶液的pH不會小于7）。（二）一強一弱的比較5．在體積均為1L、pH均等于2的鹽酸和醋酸溶液中，分別投入0。23gNa答案B解析A、B都是關于溶液pH的變化問題,1L、pH＝2的鹽酸剛好與0。23gNa反應，反應完全后溶液呈中性，故pH＝7,而1L6．物質A～E都是由下表中的離子組成的，常溫下將各物質的溶液從1mL稀釋到1000mL,pH的變化關系如圖甲所示，其中A與D反應得到E。請回答下列問題.陽離子NHeq\o\al(＋,4)、H＋、Na＋陰離子OH－、CH3COO－、Cl－(1）根據pH的變化關系，寫出物質的化學式：B__________，C__________。(2）寫出A與C反應的離子方程式：___________________________________。答案（1）NaOHHCl（2)NH3·H2O＋H＋=NHeq\o\al(＋，4）＋H2O解析根據各物質的溶液從1mL稀釋到1000mL，pH的變化圖像知，B和C溶液的pH變化為3,A和D溶液的pH變化小于3,則B為強堿，A為弱堿或強堿弱酸鹽，C為強酸，D為弱酸或強酸弱堿鹽，可先確定B為NaOH，C為HCl。結合A與D反應得到E,而E的pH不變，則E可能是NaCl或醋酸銨,結合B為NaOH,C為HCl，則推出E只能為醋酸銨，所以A為NH3·H2O，B為NaOH，C為HCl，D為CH3COOH。

加水稀釋時pH值的變化規(guī)律(1）等物質的量濃度的鹽酸（a）與醋酸(b)物質的量濃度相同的強酸和弱酸稀釋相同倍數，溶液的pH變化不同，強酸的pH增大快；若加水稀釋到相同pH，強酸加水多。（2)等pH的鹽酸(a）與醋酸(b）pH相同的強酸與弱酸，加水稀釋相同倍數，溶液的pH變化不同，強酸的pH變化大；若加水稀釋到相同pH，弱酸加水多。題組三溶液pH的計算7．求下列溶液的pH(常溫條件下)(已知lg2＝0.3)(1）0.005mol·L－1的H2SO4溶液（2）已知CH3COOH的電離常數Ka＝1。8×10－5，0。1mol·L－1的CH3COOH溶液（3）0.1mol·L－1NH3·H2O溶液（NH3·H2O的電離度為α＝1％,電離度＝eq\f（已電離的弱電解質濃度，弱電解質的初始濃度）×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）0.001mol·L－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1000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)CH3COOHCH3COO－＋H＋c（初始)0。1mol·L－1 0 0c（電離）c(H＋) c（H＋) c(H＋)c（平衡）0.1－c（H＋） c(H＋） c（H＋）則Ka＝eq\f（c2H＋，0.1－cH＋)＝1。8×10－5解得c（H＋）＝1.3×10－3mol·L－1，所以pH＝－lgc（H＋)＝－lg(1。3×10－3)＝2.9。（3）NH3·H2OOH－＋NHeq\o\al（＋，4)c(初始)0。1mol·L－1 0 0c（電離）0。1×1% 0。1×1% 0.1×1％mol·L－1 mol·L－1 mol·L－1則c（OH－)＝0。1×1％mol·L－1＝10－3mol·L－1c（H＋）＝10－11mol·L－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pH來算，可以根據經驗公式來求算pH＝10－lg2（即0.3)，所以答案為9.7.(5）pH＝5的鹽酸溶液中c(H＋)＝10－5mol·L－1,pH＝9的氫氧化鈉溶液中c（OH－)＝10－5mol·L－1，兩者以體積比11∶9混合，則酸過量,混合液的pH小于7。c（H＋)＝eq\f(10－5×11－10－5×9,11＋9)＝1。0×10－6mol·L－1，pH＝－lg（1。0×10－6）＝6。8．在某溫度時，測得0.01mol·L－1的NaOH溶液的pH＝11.（1)該溫度下水的離子積常數Kw＝______________.(2)在此溫度下，將pH＝a的NaOH溶液VaL與pH＝b的硫酸VbL混合。①若所得混合液為中性,且a＝12，b＝2,則Va∶Vb＝________________________。②若所得混合液為中性，且a＋b＝12，則Va∶Vb＝_______________________。答案(1）10－13（2）①1∶10②10∶1解析（1)由題意知，溶液中c（H＋）＝10－11mol·L－1，c(OH－)＝0.01mol·L－1,故Kw＝c(H＋）·c（OH－)＝10－13。(2)①根據中和反應：H＋＋OH－=H2O。c(H＋)·V酸＝c(OH－）·V堿10－2·Vb＝10－13/10－12·Vaeq\f(Va,Vb）＝eq\f(10－2，10－1）＝1∶10.②根據中和反應H＋＋OH－=H2Oc(H＋)·Vb＝c(OH－)·Va10－b·Vb＝10－13/10－a·Vaeq\f（Va，Vb）＝eq\f（10－b,10a－13）＝1013－（a＋b)＝10，即Va∶Vb＝10∶1。1。單一溶液的pH計算強酸溶液：如HnA，設濃度為cmol·L－1,c(H＋)＝ncmol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝－lgnc。強堿溶液(25℃)：如B(OH）n，設濃度為cmol·L－1，c（H＋)＝eq\f（10－14,nc）mol·L－1，pH＝－lgc(H＋）＝14＋lgnc。2．混合溶液pH的計算類型（1)兩種強酸混合：直接求出c（H＋)混，再據此求pH。c(H＋）混＝eq\f(cH＋1V1＋cH＋2V2，V1＋V2)。(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＝eq\f（cOH－1V1＋cOH－2V2，V1＋V2)。（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＝eq\f（|cH＋酸V酸－cOH－堿V堿|,V酸＋V堿)將強酸、強堿溶液以某體積之比混合，若混合液呈中性，則c(H＋)∶c(OH－）、V堿∶V酸、pH酸＋pH堿有如下規(guī)律(25℃)：因c(H＋）酸·V酸＝c(OH－)堿·V堿,故有eq\f(cH＋酸,cOH－堿）＝eq\f（V堿，V酸)。在堿溶液中c(OH－）堿＝eq\f(10－14，cH＋堿)，將其代入上式得c(H＋)酸·c（H＋)堿＝eq\f(10－14·V堿,V酸)，兩邊取負對數得pH酸＋pH堿＝14－lgeq\f（V堿，V酸).現舉例如下：V酸∶V堿c（H＋）∶c(OH－）pH酸＋pH堿10∶11∶10151∶11∶1141∶1010∶113m∶nn∶m14＋lgm/n

考點三酸堿中和滴定1．實驗原理利用酸堿中和反應，用已知濃度酸(或堿）來測定未知濃度的堿(或酸)的實驗方法。以標準鹽酸溶液滴定待測的NaOH溶液，待測的NaOH溶液的物質的量濃度為c(NaOH）＝eq\f（cHCl·VHCl，VNaOH）。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）儀器酸式滴定管[如圖（A)]、堿式滴定管［如圖（B）］、滴定管夾、鐵架臺、錐形瓶。（2)試劑標準液、待測液、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，因為酸和氧化性物質易腐蝕橡膠管.②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。3．實驗操作實驗操作(以標準鹽酸滴定待測NaOH溶液為例）(1)滴定前的準備①滴定管：查漏→洗滌→潤洗→裝液→調液面→記錄。②錐形瓶：注堿液→記讀數→加指示劑。（2）滴定(3）終點判斷等到滴入最后一滴標準液,指示劑變色，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二至三次，求出用去標準鹽酸體積的平均值，根據c(NaOH)＝eq\f（cHCl·VHCl,VNaOH)計算.4．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5．中和滴定的誤差分析（1）原理依據原理c（標準)·V（標準)＝c（待測)·V（待測）,所以c(待測)＝eq\f（c標準·V標準,V待測)，因c(標準)與V(待測）已確定，因此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）常見誤差以標準酸溶液滴定未知濃度的堿(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）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）變大偏高深度思考1．酸式滴定管怎樣查漏？答案向已洗凈的滴定管中裝上一定體積的水，安置在滴定管夾上直立靜置兩分鐘,觀察有無水滴漏下。然后將活塞旋轉180°，再靜置兩分鐘，觀察有無水滴漏下，如均不漏水，滴定管即可使用.2．容量為25mL的滴定管，滴定過程中用去10。00mL的液體，此時滴定管中剩余液體的體積為15mL嗎？答案由于滴定管的“0”刻度在滴定管的上方；滴定管下端是沒有刻度的，故剩余液體體積大于15mL。3．(1）滴定管為什么要潤洗？錐形瓶需要潤洗嗎？（2）讀數時為什么要平視凹液面？（3)滴定管排空氣的目的是什么？答案（1）滴定管不潤洗相當于對所盛裝溶液的稀釋，錐形瓶不需潤洗，潤洗后相當于所盛裝溶液的物質的量增大.(2)仰視讀數偏大，俯視讀數偏小。（3）如不排空氣，取液時體積變小，滴定時體積變大。4．KMnO4(H＋)溶液、溴水、Na2CO3溶液、稀鹽酸應分別盛放在哪種滴定管中？答案強氧化性溶液、酸性溶液應盛放在酸式滴定管中，堿性溶液應盛放在堿式滴定管中。即酸性KMnO4溶液、稀鹽酸、溴水應盛放在酸式滴定管中，Na2CO3溶液應盛放在堿式滴定管中.5．滴定管盛標準溶液時，其液面一定要在0刻度嗎?答案不一定.只要在0刻度或0刻度以下某刻度即可，但一定要記錄下滴定開始前液面的讀數.6．（1)中和滴定的關鍵是什么？（2)滴定終點就是酸堿恰好中和的點嗎？答案（1)中和滴定的關鍵:①準確測定兩種反應物溶液的體積;②確保標準液濃度的準確;③滴定終點的準確判定（包括指示劑的合理選用）。（2)滴定終點是指示劑顏色發(fā)生突變的點，不一定是酸堿恰好中和的點。7．右圖為室溫時向25mL某濃度的NaOH溶液中逐滴滴加0。2mol·L－1的CH3COOH溶液的過程中pH的變化曲線。(1)圖中NaOH的物質的量濃度為__________mol·L－1。（2)G點溶液呈中性，則二者恰好完全反應的點是在FG區(qū)間還是GH區(qū)間？________區(qū)間。答案(1)0.1(2)FG解析向NaOH溶液中滴加醋酸，起點pH＝13，NaOH的濃度為0.1mol·L－1.二者恰好完全反應時,生成CH3COONa，此時溶液呈堿性，應該在FG之間。題組一中和滴定儀器及指示劑的選擇1．用已知濃度的NaOH溶液測定某H2SO4溶液的濃度，參考如圖所示從下表中選出正確選項 （)選項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解析解答本題的關鍵是:①明確酸、堿式滴定管使用時的注意事項，②指示劑的變色范圍。酸式滴定管不能盛放堿，而堿式滴定管不能盛放酸，指示劑應選擇顏色變化明顯的酚酞或甲基橙，不能選用石蕊，另外還要注意在酸堿中和滴定中，無論是標準溶液滴定待測溶液，還是待測溶液滴定標準液，只要操作正確，都能得到正確的結果。2．實驗室現有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。1000mol·L－1NaOH溶液滴定未知濃度的CH3COOH溶液，反應恰好完全時,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溶液恰好反應生成CH3COONa時，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.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溶液的酸堿性一致。（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，如用標準的Na2SO3滴定KMnO4溶液時,KMnO4顏色褪去時即為滴定終點。題組二酸、堿中和滴定的誤差分析及數據處理3．實驗室中有一未知濃度的稀鹽酸，某學生用0.10mol·L－1NaOH標準溶液進行測定鹽酸的濃度的實驗。請完成下列填空:取20。00mL待測鹽酸放入錐形瓶中,并滴加2～3滴酚酞作指示劑,用自己配制的NaOH標準溶液進行滴定。重復上述滴定操作2～3次，記錄數據如下。實驗編號NaOH溶液的濃度（mol·L－1）滴定完成時，NaOH溶液滴入的體積(mL）待測鹽酸的體積(mL)10。1022.6220。0020。1022。7220.0030。1022。8020.00(1)滴定達到終點的標志是________________________________________________________________________________________________________________。（2)根據上述數據，可計算出該鹽酸的濃度約為______________________________（保留兩位有效數字）.(3)排去堿式滴定管中氣泡的方法應采用如圖所示操作中的________,然后輕輕擠壓玻璃球使尖嘴部分充滿堿液。（4)在上述實驗中，下列操作(其他操作正確)會造成測定結果偏高的有________(填字母序號）。A．滴定終點讀數時俯視B．酸式滴定管使用前，水洗后未用待測鹽酸潤洗C．錐形瓶水洗后未干燥D．稱量NaOH固體中混有Na2CO3固體E．堿式滴定管尖嘴部分有氣泡，滴定后消失答案(1）最后一滴NaOH溶液加入，溶液由無色恰好變成淺紅色且半分鐘內不褪色(2)0。11mol·L－1（3)丙(4)DE解析根據指示劑在酸性溶液或堿性溶液中的顏色變化，我們可以判斷中和反應是否恰好進行完全。計算鹽酸的濃度時，應計算三次中和滴定的平均值，因NaOH標準液濃度及待測液的體積也一樣，故只算NaOH溶液體積的平均值即可。根據堿式滴定管的構造可知,彎曲橡膠管即可將管中的氣泡排出。4．某學生用已知物質的量濃度的鹽酸來測定未知物質的量濃度的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________，直到因加入一滴鹽酸后,溶液由黃色變?yōu)槌壬?并______為止。(2）下列操作中可能使所測NaOH溶液的濃度數值偏低的是________。A．酸式滴定管未用標準鹽酸潤洗就直接注入標準鹽酸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，滴定結束時俯視讀數（3）若滴定開始和結束時,酸式滴定管中的液面如圖所示，則起始讀數為________mL，終點讀數為________mL,所用鹽酸溶液的體積為________mL。(4)某學生根據3次實驗分別記錄有關數據如下表:滴定次數待測NaOH溶液的體積/mL0。1000mol·L－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。000。0026.1126。11第二次25。001。5630.3028。74第三次25。000.2226。3126.09依據上表數據列式計算該NaOH溶液的物質的量濃度。答案（1）錐形瓶中溶液顏色變化在半分鐘內不變色(2）D(3)0。0026.1026.10（4)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依據公式：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，要考慮實際操作對每一個量即V［(HCl）aq］和V[(NaOH）aq]的影響，進而影響c(NaOH）。（1）考查酸堿中和滴定實驗的規(guī)范操作。(2）考查由于不正確操作引起的誤差分析。滴定管未用標準鹽酸潤洗，內壁附著一層水，可將加入的鹽酸稀釋，消耗相同量的堿，所需鹽酸的體積偏大,結果偏高;用堿式滴定管取出的待測NaOH溶液的物質的量一旦確定，倒入錐形瓶后,水的加入不影響OH－的物質的量，也就不影響結果；若排出氣泡,液面會下降，故讀取V酸偏大，結果偏高；正確讀數（虛線部分）和錯誤讀數（實線部分）如圖所示。（3）讀數時，以凹液面的最低點為基準.(4)先算出耗用標準鹽酸的平均值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。

1.滴定終點的判斷答題模板當滴入最后一滴××××××標準溶液后，溶液變成××××××色，且半分鐘內不恢復原來的顏色。說明：解答此類題目注意三個關鍵點:(1)最后一滴：必須說明是滴入“最后一滴”溶液.（2)顏色變化：必須說明滴入“最后一滴”溶液后溶液“顏色的變化"。(3）半分鐘:必須說明溶液顏色變化后“半分鐘內不再恢復原來的顏色”。2．圖解量器的讀數方法（1)平視讀數(如圖1)：實驗室中用量筒、移液管或滴定管量取一定體積的液體；讀取液體體積時，視線應與凹液面最低點保持水平，視線與刻度的交點即為讀數（即凹液面定視線,視線定讀數）。(2）俯視讀數(如圖2)：俯視：當用量筒測量液體的體積時，由于俯視視線向下傾斜，尋找切點的位置在凹液面的上側,讀數高于正確的刻度線位置,即讀數偏大。（3）仰視讀數（如圖3)：讀數時，由于視線向上傾斜，尋找切點的位置在液面的下側，因滴定管刻度標法與量筒不同，這樣仰視讀數偏大。至于俯視和仰視的誤差，還要結合具體儀器進行分析，因為量筒刻度從下到上逐漸增大；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之差，在分析時還要看滴定前讀數是否正確,然后才能判斷實際量取的液體體積是偏大還是偏小.題組三中和滴定的拓展應用5．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,進行測定溶液中Cl－的濃度。已知：銀鹽性質AgClAgBrAgCNAg2CrO4AgSCN顏色白淺黃白磚紅白溶解度(mol·L－1）1。34×10－67.1×10－71.1×10－86。5×10－51。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__________。A．NaCl B．BaBr2 C．Na2CrO剛好達到滴定終點時，發(fā)生的離子反應方程式為_________________________.答案(1）滴入最后一滴標準溶液,生成磚紅色沉淀(2)C2Ag＋＋CrOeq\o\al（2－，4）=Ag2CrO4↓解析(1)根據沉淀滴定法的原理,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，由此可知滴定終點時的顏色變化.(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，此時的離子反應方程式為2Ag＋＋CrOeq\o\al(2－，4)=Ag2CrO4↓。6．KMnO4溶液常用作氧化還原反應滴定的標準液,由于KMnO4的強氧化性,它的溶液很容易被空氣中或水中的某些少量還原性物質還原，生成難溶性物質MnO(OH）2，因此配制KMnO4標準溶液的操作如下所示：①稱取稍多于所需量的KMnO4固體溶于水中，將溶液加熱并保持微沸1h；②用微孔玻璃漏斗過濾除去難溶的MnO（OH）2；③過濾得到的KMnO4溶液貯存于棕色試劑瓶并放在暗處；④利用氧化還原滴定方法，在70～80℃條件下用基準試劑(純度高、相對分子質量較大、穩(wěn)定性較好的物質）請回答下列問題：(1)準確量取一定體積的KMnO4溶液需要使用的儀器是____________。(2）在下列物質中,用于標定KMnO4溶液的基準試劑最好選用________（填序號）。A．H2C2O4·2H2O B．FeSOC．濃鹽酸 D．Na2SO3（3)若準確稱取Wg你選的基準試劑溶于水配成500mL溶液，取25。00mL置于錐形瓶中，用KMnO4溶液滴定至終點，消耗KMnO4溶液VmL。KMnO4溶液的物質的量濃度為________mol·L－1。(4)若用放置兩周的KMnO4標準溶液去測定水樣中Fe2＋的含量，測得的濃度值將________（填“偏高”、“偏低”或“無影響"）。答案(1）酸式滴定管(2）A(3）eq\f（10W，63V)(4）偏高解析(1）KMnO4溶液具有強氧化性,能將堿式滴定管下端的橡膠管腐蝕，所以不能用堿式滴定管量取，可以用酸式滴定管量取。（2)H2C2O4·2H2FeSO4在空氣中不穩(wěn)定易被氧化，鐵元素的化合價從＋2升高到＋3；濃鹽酸易揮發(fā);Na2SO3在空氣中不穩(wěn)定易被氧化成Na2SO4。（3）根據得失電子守恒原理有關系式：5（H2C2O4·2H2O）～2KMnO4,則KMnO4c(KMnO4）＝eq\f（\f(Wg，126g·mol－1)×\f（25。00mL,500mL)×\f（2,5）,V×10－3L）＝eq\f(10W，63V)mol·L－1。（4)在放置過程中,由于空氣中還原性物質的作用,使KMnO4溶液的濃度變小了，再去滴定水樣中的Fe2＋時，消耗KMnO4溶液(標準溶液）的體積會增大，導致計算出來的c（Fe2＋)會增大,測定的結果偏高.1.沉淀滴定法（1)概念：沉淀滴定法是利用沉淀反應進行滴定、測量分析的方法。生成沉淀的反應很多，但符合條件的卻很少，實際上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－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的生成物的溶解度要比滴定劑與指示劑反應的生成物的溶解度小，否則不能用這種指示劑.如用AgNO3溶液滴定溶液中的Cl－的含量時常以CrOeq\o\al（2－，4)為指示劑，這是因為AgCl比Ag2CrO4更難溶的緣故.2．氧化還原滴定以氧化還原反應為基礎的分析方法。它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；或者間接滴定一些本身并沒有氧化性或還原性，但能與某些氧化劑或還原劑起反應的物質。氧化滴定劑有高錳酸鉀溶液、重鉻酸鉀溶液、碘水溶液等；還原滴定劑有亞鐵鹽溶液、抗壞血酸水溶液(即維生素C）等。1．判斷正誤,正確的劃“√”，錯誤的劃“×"(1）25℃與60℃時，水的pH相等（2012·福建理綜，10B）解析水的電離是吸熱反應，升溫，促進水的電離，c(H＋)增大。（2）中和等體積、等物質的量濃度的鹽酸和醋酸所消耗的n（NaOH）相等 (√)(2012·福建理綜，10C)(3)“中和滴定”實驗中，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，須經干燥或潤洗后方可使用 (√）（2011·浙江理綜，8C)解析容量瓶、錐形瓶不用潤洗，但滴定管或移液管須潤洗或干燥后使用。（4)用0。2000mol·L－1NaOH標準溶液滴定HCl與CH3COOH的混合液（混合液中兩種酸的濃度均約為0。1mol·L－1)，至中性時，溶液中的酸未被完全中和 （√）(2012·浙江理綜，12C）解析強酸與強堿溶液正好完全中和時，所得溶液pH＝7，而強堿與弱酸正好完全中和時，溶液的pH>7，若所得溶液的pH＝7，則堿不足。(5）已知一定溫度下，醋酸溶液的物質的量濃度為c，電離度為α,Ka＝eq\f（cα2,c1－α)。若加入少量CH3COONa固體，則電離平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋向左移動，α減小，Ka變小 （×)（2011·浙江理綜，12B）解析醋酸溶液中加入少量CH3COONa固體，溶液中c(CH3COO－)增大，平衡左移，α減小，由于溫度不變,Ka不變。（6）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 (×)(2012·浙江理綜，12A)解析稀釋10倍后，3〈pH<4。(7)25℃時NH4Cl溶液的Kw大于100℃時NaCl溶液的Kw (2011·天津理綜，5A）解析溫度越高，Kw越大。(8)100℃時，將pH＝2的鹽酸與pH＝12的NaOH溶液等體積混合，溶液顯中性(（2011·天津理綜，5D)解析由于100℃時，Kw〉10(9)中和滴定實驗時，用待測液潤洗錐形瓶 （×)（2012·山東理綜，11A）解析錐形瓶不能潤洗。2．（2011·四川理綜，9）25℃時，在等體積的①pH＝0的H2SO4溶液、②0.05mol·L－1的Ba（OH)2溶液、③pH＝10的Na2S溶液、④pH＝5的NH4NO3溶液中，發(fā)生電離的水的物質的量之比是A．1∶10∶1010∶109B．1∶5∶5×109∶5×108C．1∶20∶1010∶109D．1∶10∶104∶109答案A解析25℃時，pH＝0的H2SO4溶液中由水電離出的c(H＋)＝10－14mol·L－1；0.05mol·L－1的Ba(OH)2溶液中c(OH－)＝0。05mol·L－1×2＝0。1mol·L－1，根據Kc(H＋)·c（OH－)＝1。0×10－14，則由水電離出的c（H＋)＝10－13mol·L－1;pH＝10的Na2S溶液中由水電離出的c(H＋)＝10－4mol·L－1;pH＝5的NH4NO3溶液中由水電離出的c(H＋）＝10－5mol·L－1,故等體積上述溶液中發(fā)生電離的水的物質的量之比為10－14∶10－13∶10－4∶10－5＝1∶10∶1010∶109，即選項A正確.3．（2012·上海，7)水中加入下列溶液對水的電離平衡不產生影響的是 (）A．NaHSO4溶液 B．KF溶液C．KAl(SO4)2溶液 D．NaI溶液答案D解析NaHSO4電離生成的H＋能抑制水的電離，選項A錯誤;KF電離生成的F－能水解生成弱電解質HF，從而促進水的電離，選項B錯誤；KAl(SO4)2電離出的Al3＋能水解生成Al（OH）3，從而促進水的電離，選項C錯誤；NaI是強酸強堿鹽，不水解，且電離出的Na＋和I－對水的電離平衡沒有影響，選項D正確。4．(2012·新課標全國卷，11)已知溫度T時水的離子積常數為Kw,該溫度下，將濃度為amol·L－1的一元酸HA與bmol·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＝bB．混合溶液的pH＝7C．混合溶液中,c(H＋)＝eq\r(Kw）mol·L－1D．混合溶液中,c(H＋)＋c（B＋)＝c（OH－)＋c(A－）答案C解析判斷溶液呈中性的依據是c(H＋）＝c（OH－)。A項中，a＝b，酸堿恰好完全反應生成正鹽和水，由于酸堿強弱未知，不能確定溶液的酸堿性;B項中未說明溫度為25℃，故混合溶液的pH＝7時不一定呈中性；C項混合溶液中，c(H＋）·c(OH－）＝Kw，因為c（H＋)＝eq\r（Kw)mol·L－1，則c（OH－)＝eq\r（Kw)mol·L－1，c(H＋）＝c(OH－），故溶液呈中性;D項中c(H＋）＋c（B＋)＝c(OH－）＋c(A－）,只能說明溶液中電荷守恒，無法判斷溶液的酸堿性.5．(2011·上海，19改編）常溫下用pH為3的某酸溶液分別與pH都為11的氨水、氫氧化鈉溶液等體積混合得到a、b兩種溶液，關于這兩種溶液酸堿性的描述正確的是（)A．b可能顯堿性 B．a可能顯酸性或堿性C．a不可能顯酸性 D．b可能顯堿性或酸性答案B解析常溫下pH為3的某酸溶液可能是強酸溶液也可能是弱酸溶液。若是強酸溶液,與pH為11的氨水等體積混合,得到的a溶液顯堿性；若是弱酸溶液，與pH為11的氨水等體積混合,得到的a溶液的酸堿性由弱酸和氨水的電離程度的相對大小決定，因此可能顯酸性,也可能顯堿性?？傊篴溶液可能顯酸性,也可能顯堿性，故B項正確,C項錯誤。同理可分析得知，b溶液顯中性或酸性,故A項不正確，D項錯誤。6．[2010·山東理綜，28（3)］實驗室用Zn和稀硫酸制取H2，反應時溶液中水的電離平衡________移動(填“向左”、“向右”或“不”)；若加入少量下列試劑中的________，產生H2的速率將增大。a．NaNO3 b．CuSO4c．Na2SO4 d．NaHSO3答案向右b解析反應過程中消耗H＋，c(H＋）減小，水的電離平衡向右移動。a、c對反應無影響，b項Zn置換出Cu，形成Cu－Zn原電池，反應速率增大,d使反應速率變慢。7．（2009·四川理綜,26Ⅰ）過氧化氫是重要的氧化劑、還原劑，它的水溶液又稱為雙氧水，常用作消毒、殺菌、漂白等.某化學興趣小組取一定量的過氧化氫溶液，準確測定了過氧化氫的含量，并探究了過氧化氫的性質.測定過氧化氫的含量請?zhí)顚懴铝锌瞻?(1）移取10。00mL密度為ρg·mL－1的過氧化氫溶液至250mL________(填儀器名稱）中,加水稀釋至刻度，搖勻.移取稀釋后的過氧化氫溶液25.00mL至錐形瓶中，加入稀硫酸酸化，用蒸餾水稀釋,作被測試樣。(2)用高錳酸鉀標準溶液滴定被測試樣，其反應的離子方程式如下，請將相關物質的化學計量數及化學式填寫在方框里.eq\x(）MnOeq\o\al（－,4）＋eq\x（）H2O2＋eq\x()H＋=eq\x(）Mn2＋＋eq\x（）H2O＋eq\x（)eq\x(）(3)滴定時，將高錳酸鉀標準溶液注入____________(填“酸式”或“堿式")滴定管中。滴定到達終點的現象是___________________________________________________________________________________________________________________。(4）重復滴定三次，平均耗用cmol·L－1KMnO4標準溶液VmL，則原過氧化氫溶液中過氧化氫的質量分數為_______________________________________________。(5）若滴定前滴定管尖嘴中有氣泡，滴定后氣泡消失,則測定結果________(填“偏高"或“偏低"或“不變”）。答案(1）容量瓶(2）256285O2(3）酸式滴入一滴高錳酸鉀溶液，溶液呈淺紅色,且30秒內不褪色(4）eq\f(17cV，200ρ)（5）偏高解析（1）儀器的選用根據題意應該選用容量瓶。（2）殘缺方程式配平首先應確定缺什么，分析可知缺的是O2，根據電子轉移守恒，配平化學方程式.(3）由于高錳酸鉀標準溶液具有強氧化性，所以只能使用酸式滴定管.滴定到達終點的現象是：滴入一滴高錳酸鉀溶液，溶液呈淺紅色,且30秒內不褪色。（4)根據配平的化學方程式計算出過氧化氫的量，最后計算出原過氧化氫溶液中過氧化氫的質量分數為eq\f（17cV，200ρ).(5）若滴定前滴定管尖嘴中有氣泡，滴定后氣泡消失，有一部分溶液占據了氣泡的體積，并沒有滴入錐形瓶，則測定結果偏高。8．［2009·浙江理綜，28（4）]四氯化硅粗產品經精餾后，得到的殘留物中常含有鐵元素，為了分析殘留物中鐵元素的含量，先將殘留物預處理，使鐵元素還原成Fe2＋，再用KMnO4標準溶液在酸性條件下進行氧化還原滴定,反應的離子方程式5Fe2＋＋MnOeq\o\al（－，4）＋8H＋=5Fe3＋＋Mn2＋＋4H2O①滴定前是否要滴加指示劑?________（填“是"或“否”)，請說明理由：_____________________________________________________________________。②某同學稱取5.000g殘留物，經預處理后在容量瓶中配制成100mL溶液，移取25。00mL試樣溶液，用1.000×10－2mol·L－1KMnO4標準溶液滴定。達到滴定終點時，消耗標準溶液20。00mL,答案①否MnOeq\o\al(－，4)有色，故不需其他指示劑②4。48%解析①因MnOeq\o\al(－,4）本來有顏色,故不再需其他指示劑。②由關系式5Fe2＋～MnOeq\o\al(－,4）5 1n（Fe2＋)20.00×10－3L×1。000×10－2mol·L可求出25。00mol試樣溶液中n（Fe2＋）＝0.001mol，所以殘留物中鐵元素的質量分數w(Fe）＝eq\f（0.001mol×\f（100mL，25.00mL）×56g·mol－1,5.00g)×100％＝4。48％9．[2012·浙江理綜，26（3）］已知：I2＋2S2Oeq\o\al（2－，3)=S4Oeq\o\al（2－,6）＋2I－。某學習小組用“間接碘量法”測定含有CuCl2·2H2O晶體的試樣(不含能與I－發(fā)生反應的氧化性雜質)的純度,過程如下：取0.36g試樣溶于水，加入過量KI固體，充分反應，生成白色沉淀。用0。1000mol·L－1Na2S2O3標準溶液滴定，到達滴定終點時，消耗Na2S2O3標準溶液20.00①可選用________作滴定指示劑，滴定終點的現象是_____________________。②CuCl2溶液與KI反應的離子方程式為_________________________________。③該試樣中CuCl2·2H2O的質量百分數為__________。答案①淀粉溶液藍色褪去，放置一定時間后不復色②2Cu2＋＋4I－=2CuI↓＋I2③95%解析①“間接碘量法”測定含有CuCl2·2H2O晶體試樣的純度的基本原理是CuCl2氧化I－生成I2，用Na2S2O3標準溶液滴定生成的I2，而淀粉溶液遇I2顯藍色，故可用淀粉溶液作指示劑，達到滴定終點時，溶液由藍色變成無色，且半分鐘內溶液不恢復原來的顏色。②CuCl2與KI發(fā)生氧化還原反應，離子方程式為2Cu2＋＋4I－=2CuI↓＋I2.③由題給信息可得關系式:2Cu2＋～I2～2S2Oeq\o\al(2－，3）,則有n（CuCl2·2H2O）＝n（Cu2＋）＝n(S2Oeq\o\al（2－，3）)＝0.1000mol·L－1×20.00×10－3L＝2。000×10－3mol，m（CuCl2·2H2O）＝2。000×10－3mol×171g·mol－1＝0.342g。試樣中CuCl2·2H2O的質量分數為eq\f（0。342g，0。36g)×100％＝95％。1．對H2O的電離平衡不產生影響的粒子是 （)A．HCl B．13X3＋C．CH3COO－ D。答案D解析HCl是強電解質，溶于水電離出的H＋抑制水的電離,A錯誤；B、C中的粒子都能發(fā)生水解，從而促進水的電離,故B、C錯誤。2．向純水中加入少量下列物質或改變下列條件，能促進水的電離，并能使溶液中c（OH－)〉c(H＋）的操作是 ()①稀硫酸②金屬鈉③氨氣④FeCl3固體⑤NaClO固體⑥將水加熱煮沸A．②⑤ B．①④ C．③④⑥ D．④答案A解析①稀硫酸，抑制水的電離；②金屬Na和H＋反應，促進水的電離，c(OH－）〉c(H＋）；③NH3溶于水呈堿性,抑制水的電離；④FeCl3固體水解呈酸性,促進水的電離;⑤NaClO水解呈堿性，促進水的電離；⑥加熱水,促進水的電離，呈中性.3．在25℃時，向VmLpH＝m的HNO3中滴加pH＝n的KOH溶液10VmL時，溶液中NOeq\o\al（－,3）的物質的量恰好等于加入的K＋的物質的量,則m＋n的值為 ()A．13 B．14 C．15 D．答案A解析溶液中NOeq\o\al(－,3)的物質的量恰好等于加入K＋的物質的量，說明反應HNO3＋KOH=KNO3＋H2O恰好完全進行,溶液呈中性，故n(HNO3)＝n（KOH），即V×10－3×10－m＝10V×10－3×10n－14,解得：m＋n＝13.4．常溫下，pH＝12的氫氧化鈉和pH＝4的醋酸等體積混合后恰好中和，忽略混合后溶液體積的變化，下列說法中正確的是 (）A．混合前的醋酸約1％發(fā)生電離B．混合后的溶液中c（Na＋)＝c(CH3COO－）C．氫氧化鈉和醋酸的濃度不相等D．混合后的溶液呈中性答案A解析V(NaOH)·c（NaOH)＝V(CH3COOH)·c（CH3COOH)。c（CH3COOH）＝c（NaOH)＝10－2mol·L－1,所以混合前CH3COOH發(fā)生電離的百分數為eq\f（10－4mol·L－1,10－2mol·L－1）×100%＝1%,A正確；混合后，由于CH3COO－的水解,呈堿性，則c（Na＋）〉c(CH3COO－），B錯誤。5．關于pH相同的醋酸和鹽酸溶液,下列敘述不正確的是 (）A．取等體積的兩種酸分別與完全一樣的足量鋅粒反應，開始時反應速率鹽酸大于醋酸B．取等體積的兩種酸溶液分別稀釋至原溶液的m倍和n倍，稀釋后兩溶液的pH仍然相同，則m〉nC．取等體積的兩種酸溶液分別與足量的鋅粒反應,生成氫氣的體積醋酸大于鹽酸D．取等體積的兩種酸溶液分別與NaOH溶液中和,消耗NaOH的物質的量醋酸大于鹽酸答案A解析A項，由于c(H＋）相同，開始時反應速率相等，不正確；B項,當pH相同，加水稀釋到相同的pH值，醋酸加水多。由于CH3COOH的濃度大于鹽酸的濃度，所以CH3COOH中和堿的能力強,和足量金屬反應,CH3COOH放出H2多,C、D正確.6．25℃時，Kw＝1。0×10－14；100℃時,Kw＝1×10－12A．100℃時,pH＝10的NaOH溶液和pH＝2的H2SO4恰好中和，所得溶液的pHB．25℃時，0。2mol·L－1Ba(OH）2溶液和0。2mol·L－1HCl等體積混合,所得溶液的pHC．25℃時，0.2mol·L－1NaOH溶液與0.2mol·L－1CH3COOH恰好中和,所得溶液的pHD．25℃時,pH＝12的氨水和pH＝2的H2SO4等體積混合答案D解析100℃時,NaOH和H2SO4恰好中和時，pH＝6,A錯誤；25℃時，c（OH－）＝0.4mol·L－1,c（H＋)＝0。2mol·L－1，等體積混合后pH大于7，B錯誤;C項,由于CH7．水的電離平衡曲線如圖所示，下列說法不正確的是（）A．圖中五點Kw的關系：B>C>A＝D＝EB．若從A點到D點，可采用：溫度不變向水中加入少量的酸C．若從A點到C點，可采用：溫度不變向水中加入適量的NH4Cl固體D．若處在B點時，將pH＝2的硫酸與pH＝10的KOH溶液等體積混合后,溶液顯中性答案C解析Kw只與溫度有關，溫度相同時，Kw相同；溫度越高，Kw越大，A項正確；從A點到D點，溶液中c(H＋)增大，可采取溫度不變向水中加入少量酸的措施.從A點到C點，溶液中c（H＋）、c（OH－)同時增大，Kw增大，應采用升溫的方法，C項錯誤；B點時Kw＝10－12，若處在B點時，將pH＝2的硫酸與pH＝10的KOH溶液等體積混合后，溶液顯中性。8．下列操作,妥當的是 ()A．用托盤天平稱量氫氧化鈉固體時，需在左、右托盤上各放一塊質量相等的濾紙B．用25mL滴定管量取25mL的氫氧化鈉溶液時，需將調好零點的滴定管內所有液體放出C．用25mL滴定管量取10mL氫氧化鈉溶液時,下端玻璃導管尖嘴懸掛的液滴不需處理D．用量筒量取一定量體積的液體配制一定物質的量濃度的溶液時,不要用蒸餾水洗滌量筒后，再將洗滌液移入容量瓶答案D解析A項,稱量NaOH應用燒杯或表面皿；B項，所有液體放出時，體積大于25mL；C項，懸掛的液滴應屬于10mLNaOH溶液。9．如圖曲線a和b是鹽酸與氫氧化鈉相互滴定的滴定曲線，下列敘述正確的是 (）A．鹽酸的物質的量濃度為1mol·L－1B．P點時恰好完全反應，溶液呈中性C．曲線a是鹽酸滴定氫氧化鈉的滴定曲線D．酚酞不能用作本實驗的指示劑答案B解析由滴定起始時pH＝1可知鹽酸的濃度為0.1mol·L－1,A錯；曲線a起始時溶液pH＝1,可知是NaOH溶液滴定鹽酸的曲線；酸堿中和滴定操作中可選用酚酞或甲基橙作為指示劑。10．(1）水的電離平衡曲線如圖所示，若A點表示25時水的電離達平衡時的離子濃度，B點表示100時水的電離達平衡時的離子濃度。則100℃mol·L－1的NaOH溶液中，由水電離出的c(H＋）________mol·L－1，Kw（25℃）________Kw(100 ℃）（填“〉”、“〈"或“＝”)。25℃固體，對水的電離平衡的影響是________（填“促進"、“抑制”或“不影響”)。(2）電離平衡常數是衡量弱電解質電離程度強弱的量。已知如表數據。化學式電離平衡常數（25HCNK＝4.9×10－10CH3COOHK＝1。8×10－5H2CO3K1＝4。3×10－7、K2＝5。6×10－11①25℃時，有等濃度的NaCN溶液、Na2CO3溶液、CH3COONa溶液，②25℃時，等濃度的CH3COOH溶液和NaOH溶液等體積混合，所得溶液顯堿性，則c（Na＋）______c(CH3COO－)（填“>”、“<”或“＝③向NaCN溶液中通入少量CO2，所發(fā)生反應的化學方程式為_______________。答案(1）1×10－12<促進(2）①Na2CO3>NaCN〉CH3COONa②>③NaCN＋H2O＋CO2=HCN＋NaHCO3解析(1)100℃時，Kw＝10－12，1mol·L－1的NaOH溶液中，c(H＋)＝1×10mol·L－1。25℃時，Kw＝10－14,Kw(25℃)〈Kw(100℃)。NH4Cl溶液中，NHeq\o\al(＋，（2)①從電離平衡常數大小可知酸性:CH3COOH〉HCN>HCOeq\o\al（－，3）,根據越弱越水解原理，可確定溶液的堿性:Na2CO3〉NaCN〉CH3COONa。②混合后的溶液中，電荷守恒式為c（Na＋)＋c(H＋）＝c(CH3COO－）＋c(OH－)，因為溶液顯堿性，即c(H＋）<c（OH－)，所以c（Na＋)>c（CH3COO－)。③根據酸性:H2CO3>HCN>HCOeq\o\al（－，3），則反應的化學方程式為NaCN＋H2O＋CO2=HCN＋NaHCO3。11．某溫度(T℃)下的溶液中，c（H＋）＝10－xmol·L－1，c（OH－）＝10－ymol·L－1，x與y的關系如圖所示，請回答下列問題：(1)此溫度下，水的離子積Kw為________，則該溫度T______25（填“〉”、“〈”或“＝”)。(2)在此溫度下，向Ba（OH)2溶液中逐滴加入pH＝a的鹽酸，測得混合溶液的部分pH如表所示。實驗序號Ba(OH）2溶液的體積/mL鹽酸的體積/mL溶液的pH①22.000.008②22.0018。007③22.0022。006假設溶液混合前后的體積變化忽略不計，則a＝________，實驗②中由水電離產生的c（OH－）＝______mol·L－1.(3)在此溫度下，將0。1mol·L－1的NaHSO4溶液與0。1mol·L－1的Ba（OH)2溶液按下表中甲、乙、丙、丁不同方式混合:甲乙丙丁0。1mol·L－1Ba（OH)2溶液體積/mL101010100。1mol·L－1NaHSO4溶液體積/mL5101520①按丁方式混合后，所得溶液顯________（填“酸"、“堿”或“中”）性。②寫出按乙方式混合后，反應的離子方程式：____________________________。③按甲方式混合后,所得溶液的pH為__________。答案（1)1×10－12〉（2）410－7(3）①中②Ba2＋＋OH－＋H＋＋SOeq\o\al（2－,4)=BaSO4↓＋H2O③11解析（1）Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝10－x·10－y＝10－(x＋y）,根據圖示可知當x＝12時，c(OH－）＝1mol·L－1，當y＝12時，c（H＋)＝1mol·L－1,故Kw＝1×10－12。根據溫度越高H2O的電離程度越大,Kw也隨之越大，可知此時的T>25.（2)此條件下，pH＝6時，溶液呈中性。根據表中實驗①的數據可得c(OH－）＝10－4mol·L－1，根據表中實驗③的數據有22.00×10－3L×10－4mol·L－1＝22.00×10－3L×10－amol·L－1，可得a＝4,即pH＝4。實驗②中，所得溶液pH＝7，Ba（OH)2過量，溶液呈堿性,由H2O電離產生的c（OH－）等于由水電離產生的c（H＋),即由水電離產生的c（OH－)＝10－7（3)①按丁方式混合時，Ba(OH)2提供的OH－與NaHSO4提供的H＋相等,混合后溶液呈中性。②按乙方式混合時,反應前：n(Ba2＋）＝10－3mol,n(OH－）＝2×10－3mol，n(H＋）＝n（SOeq\o\al（2－，4）)＝10－3mol，實際反應的Ba2＋、OH－、H＋、SOeq\o\al（2－,4)均為10－3mol，故反應的離子方程式為Ba2＋＋OH－＋H＋＋SOeq\o\al（2－,4）=BaSO4↓＋H2O。③按甲方式混合時，OH－過量,反應后溶液中c(OH－)＝eq\f(2×0。1×10－0.1×5,15)mol·L－1＝0。1mol·L－1，c(H＋）＝10－11mol·L－1，pH＝11。12．已知醋酸是日常生活中常見的弱酸.（1）用pH試紙測定醋酸pH的操作是____________。(2)常溫下在pH＝5的醋酸稀溶液中,醋酸電離出的c(H＋)的精確值是__________mol·L－1。(3)用0.1000mol·L－1NaOH溶液滴定20.00mL某濃度的CH3COOH溶液，部分操作如下：①取一支用蒸餾水洗凈的堿式滴定管，加入標準氫氧化鈉溶液,記錄初始讀數②用酸式滴定管放出一定量待測液,置于用蒸餾水洗凈的錐形瓶中,加入2滴甲基橙③滴定時，邊滴加邊振蕩,同時注視滴定管內液面的變化請選出上述實驗過程中的錯誤之處______________(填序號)。上述實驗與一定物質的量濃度溶液配制實驗中用到的相同儀器______________。答案（1)用鑷子夾取一小塊試紙放在干燥潔凈的表面皿或玻璃片上,用玻璃棒蘸取待測液點在試紙的中部，觀察顏色變化，與標準比色卡比對讀數(2）10－5－10－9(3）①②③燒杯(或燒杯和膠頭滴管)解析(1）pH試紙不能潤濕且只能讀取