一輪復(fù)習(xí)學(xué)案第八單元第2節(jié)水溶液酸堿中和滴定

第2節(jié)水溶液酸堿中和滴定備考要點素養(yǎng)要求1.認(rèn)識水是一種極弱的電解質(zhì),能用化學(xué)用語正確表示水的電離平衡。2.結(jié)合離子積常數(shù),能從電離平衡的角度分析溶液的性質(zhì),如酸堿性等。能調(diào)控溶液的酸堿性。3.能正確測定溶液pH,能進(jìn)行溶液pH的簡單計算。4.結(jié)合真實實例,能分析和說明溶液pH的調(diào)控在工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)、科學(xué)研究,以及日常生活和醫(yī)療保健等方面的重要作用。1.變化觀念與平衡思想:認(rèn)識水的電離和水的離子積常數(shù),能多角度、動態(tài)地分析水的電離平衡,并運用平衡移動原理解決實際問題。2.證據(jù)推理與模型認(rèn)知:建立溶液酸堿性與pH的關(guān)系模型。理解酸堿中和滴定實驗的原理以及滴定終點判斷方法。3.科學(xué)探究與創(chuàng)新意識:通過酸堿中和滴定實驗,能客觀地進(jìn)行記錄、收集實驗證據(jù),基于現(xiàn)象和數(shù)據(jù)進(jìn)行分析并得出結(jié)論,發(fā)現(xiàn)誤差并能分析產(chǎn)生誤差的原因?？键c一水的電離必備知識自主預(yù)診知識梳理1.水的電離水是極弱的電解質(zhì),水的電離方程式為,其電離過程(填“吸熱”或“放熱”)。任何水溶液中水電離出的H+和OH-都是相等的,25℃純水中[H+]=[OH-]=。

2.水的離子積常數(shù)微點撥水的離子積常數(shù)KW=[H+][OH-],其實質(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KW是水的離子積常數(shù),不如說是水溶液中的H+和OH-的離子積常數(shù)。即KW不僅適用于純水,還適用于酸性或堿性的以水為溶劑的稀溶液。3.水的電離平衡影響因素的定性判斷條件平衡移動溶液中[H+]溶液中[OH-]pH溶液的酸堿性KW升高溫度右移增大增大減小中性增大加酸左移

加堿左移

Na2CO3右移

NH4Cl右移

加入金屬Na右移

微點撥水中加酸或堿對水的電離均有抑制作用,因此,在常溫下,若由水電離出的[H+]<1×10-7mol·L-1,該溶液可能顯酸性,也可能顯堿性。自我診斷1.判斷正誤,正確的打“√”,錯誤的打“×”。(1)25℃時,0.10mol·L-1NaHCO3溶液加水稀釋后,[H+]與[OH-]的乘積變大。()(2)向水中加入少量硫酸氫鈉固體,促進(jìn)了水的電離,[H+]增大,KW不變。()(3)向水中加入AlCl3溶液對水的電離不產(chǎn)生影響。()(4)100℃的純水中[H+]=1×10-6mol·L-1,此時水呈酸性。()(5)將水加熱,KW增大,pH減小。()(6)已知某溫度下CH3COOH和NH3·H2O的電離常數(shù)相等,現(xiàn)向10mL濃度為0.1mol·L-1的CH3COOH溶液中滴加相同濃度的氨水,在滴加過程中水的電離程度始終增大。()2.某溫度下(KW=1×10-12mol2·L-2),計算下列溶液中水電離出的[H+]或[OH-]。(1)蒸餾水中[H+]水=。

(2)0.1mol·L-1NaOH溶液中[OH-]水=。

(3)pH=11Na2CO3溶液中[OH-]水=。

關(guān)鍵能力考向突破考向1影響水電離平衡的因素【典例1】如圖三條曲線表示不同溫度下水的離子積常數(shù),下列說法不正確的是()A.圖中溫度:T3>T2>T1B.圖中pH關(guān)系:pH(B)=pH(D)=pH(E)C.圖中五點KW間的關(guān)系:E>D>A=B=CD.C點可能是顯酸性的鹽溶液對點演練1(2020北京平谷一模)某同學(xué)探究溫度對溶液pH的影響,加熱一組試液并測量pH后得到如表數(shù)據(jù)(溶液濃度均為0.1mol·L-1)。下列說法正確的是()溫度/℃10203040pH純水7.307.106.956.74NaOH溶液13.5013.1112.8712.50CH3COOH溶液2.902.892.872.85CH3COONa溶液9.199.008.768.62A.隨溫度升高,純水的KW逐漸減小B.隨溫度升高,NaOH溶液pH變化主要受水電離平衡變化影響C.隨溫度升高,CH3COOH的電離促進(jìn)了水的電離D.隨溫度升高,CH3COONa溶液的pH減小,說明水解程度減小,[CH3COO-]增大考向2水電離出的[H+]或[OH-]及其計算【典例2】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(zhì)的量之比是()A.1∶10∶1010∶109B.1∶5∶(5×109)∶(5×108)C.1∶20∶1010∶109D.1∶10∶104∶109對點演練2(2020山東德州一模)常溫下,向VmL0.1mol·L-1HA溶液中滴入0.1mol·L-1NaOH溶液,溶液中由水電離出的氫離子濃度的負(fù)對數(shù)(-lg[H+]水)與所加NaOH溶液的體積的關(guān)系如圖所示。下列說法不正確的是()A.常溫下,Ka(HA)約為10-5mol·L-1B.P點溶液對應(yīng)的pH>7C.M點溶液中存在:[Na+]=[A-]+[HA]D.N點溶液中存在:[Na+]>[A-]>[OH-]>[H+]深度指津水電離出的[H+]水或[OH-]水的相關(guān)計算(25℃)(1)中性溶液:[H+]=[OH-]=1.0×10-7mol·L-1。(2)溶質(zhì)為酸的溶液。①來源。OH-全部來自水的電離,水電離產(chǎn)生的[H+]水=[OH-]。②實例。如計算pH=2的鹽酸中由水電離出的[H+]水,方法是先求出溶液中的[OH-]=KW10-2mol·L-1=10-12mol·L-1,即由水電離出的[H+]水=[OH-]=10-12(3)溶質(zhì)為堿的溶液。①來源。H+全部來自水的電離,水電離產(chǎn)生的[OH-]水=[H+]。②實例。如計算pH=12的NaOH溶液中由水電離出的[OH-]水,方法是根據(jù)溶液中的[H+]=10-12mol·L-1,推出由水電離出的[OH-]水=[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,由水電離出的[H+]水=10-5mol·L-1,因為部分OH-與部分NH4+結(jié)合,溶液中[OH-]=10-9mol·L②pH=12的Na2CO3溶液中OH-全部來自水的電離,由水電離出的[OH-]水=10-2mol·L-1。考點二溶液的酸堿性與pH必備知識自主預(yù)診知識梳理1.溶液的酸堿性溶液的酸堿性取決于溶液中[H+]和[OH-]的。

將“>”“=”或“<”填在下表空格中:溶液[H+]、[OH-]大小比較常溫/25℃數(shù)值pH中性溶液[H+]

[OH-][H+]=[OH-]=1×10-7mol·L-17

酸性溶液[H+]

[OH-][H+]

1×10-7mol·L-17

堿性溶液[H+]

[OH-][H+]

1×10-7mol·L-17

2.溶液的pH(1)表達(dá)式為pH=。

(2)溶液的酸堿性與pH的關(guān)系(25℃)。3.pH的測定(1)pH試紙:迅速測定溶液的pH。常用的pH試紙有廣泛pH試紙和精密pH試紙,廣泛pH試紙可以識別的pH差約為。pH試紙的使用方法如下:

①測定溶液的pH:把小片試紙放在(或玻璃片)上,用潔凈干燥的蘸取待測液滴在干燥的pH試紙的中部,觀察變化穩(wěn)定后的顏色,與對比即可確定溶液的pH。

②檢驗氣體的酸堿性:先把試紙,粘在的一端,再送到盛有待測氣體的容器口附近,觀察顏色的變化,判斷氣體的性質(zhì)。

(2)pH計:精密測量溶液的pH。自我診斷1.判斷正誤,正確的打“√”,錯誤的打“×”。(1)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。()(2)某溶液的pH=7,該溶液一定顯中性。()(3)用蒸餾水潤濕過的pH試紙測溶液的pH,一定會使結(jié)果偏低。()(4)用廣泛pH試紙測得某溶液的pH為3.4。()(5)一定溫度下,pH=a的氨水稀釋10倍后,其pH=b,則a=b+1。()2.(1)pH=5的H2SO4溶液,加水稀釋到體積為原來的500倍,則稀釋后[SO42-]與[H+](2)取濃度相同的NaOH和HCl溶液,以3∶2體積比相混合,所得溶液的pH等于12,則原溶液的濃度為。

關(guān)鍵能力考向突破考向1溶液的酸堿性【典例1】(2020年1月浙江選考,17)下列說法不正確的是()A.pH>7的溶液不一定呈堿性B.中和pH和體積均相等的氨水、NaOH溶液,所需HCl的物質(zhì)的量相同C.相同溫度下,pH相等的鹽酸、CH3COOH溶液中,[OH-]相等D.氨水和鹽酸反應(yīng)后的溶液,若溶液呈中性,則[Cl-]=[NH4對點演練1已知溫度T時水的離子積常數(shù)為KW,該溫度下,將濃度為amol·L-1的一元酸HA溶液與bmol·L-1的一元堿BOH溶液等體積混合,可判定該溶液呈中性的依據(jù)是()A.a=bB.混合溶液的pH=7C.混合溶液中,[H+]=KWmol·LD.混合溶液中,[H+]+[B+]=[OH-]+[A-]歸納總結(jié)溶液酸堿性的兩種判斷方法(1)根據(jù)pH、pOH、pKWpH<pKW<pOH,溶液呈酸性;pH=pOH=pKW,溶液呈中性;pOH<pK其中:pOH=-lg[OH-],pKW=-lgKW,pH+pOH=2p(2)常溫下,已知pH之和的酸、堿溶液等體積混合所得溶液的酸堿性分析。①兩強(qiáng)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(qiáng)一弱混合pH之和等于14時,一元強(qiáng)酸溶液和一元弱堿溶液等體積混合呈堿性;一元強(qiáng)堿溶液和一元弱酸溶液等體積混合呈酸性?？枷?pH的計算【典例2】在25℃時,關(guān)于下列溶液混合后溶液pH的說法中正確的是()A.pH=10與pH=12的NaOH溶液等體積混合,溶液的pH約為11B.pH=5的鹽酸稀釋1000倍,溶液的pH=8C.pH=2的H2SO4溶液與pH=12的NaOH溶液等體積混合,混合液pH=7D.pH=12的NH3·H2O溶液與pH=2的HCl溶液等體積混合,混合液pH=7對點演練2(2020北京西城二模)常溫時,下列說法正確的是()A.pH=11的氨水和pH=11的Na2CO3溶液中,由水電離產(chǎn)生的[OH-]均為1×10-11mol·L-1B.分別把100mLpH=11的NaOH溶液和pH=11的氨水加水稀釋至1L,所得溶液pH均為10C.分別向等體積的0.1mol·L-1HCl溶液和0.1mol·L-1CH3COOH溶液中加入等濃度的NaOH溶液,恰好為中性時,消耗NaOH溶液的體積相等D.分別向1mLpH=3的鹽酸和pH=3的CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固體,兩溶液的pH均增大深度指津(1)在做關(guān)于溶液pH計算的題目時,要抓住“問題的主要方面”。溶液顯酸性用溶液中的[H+]來計算;溶液顯堿性先求溶液中的[OH-],再求溶液中的[H+]?？谠E:酸按酸[H+],堿按堿[OH-],酸堿中和求過量,無限稀釋7為限。步驟:先判斷溶液

的酸堿性(2)注意近似計算:當(dāng)兩數(shù)相加、減,兩數(shù)值相差較大時,則小的數(shù)值可以忽略,如1000+0.1≈1000。考點三酸堿中和滴定必備知識自主預(yù)診知識梳理1.定義:用已知濃度的來測定未知濃度的的方法。

2.原理:c待=c標(biāo)×V標(biāo)3.酸堿中和滴定的關(guān)鍵(1)準(zhǔn)確測定參加反應(yīng)的酸、堿溶液的。

(2)選取適當(dāng)?shù)闹甘緞?準(zhǔn)確判斷。

4.【必做實驗】強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的中和滴定【實驗?zāi)康摹?1)練習(xí)中和滴定的實驗操作;理解中和滴定的原理;探究酸堿中和反應(yīng)過程中pH的變化特點。(2)通過實驗進(jìn)一步掌握數(shù)據(jù)分析的方法,體會定量實驗在化學(xué)研究中的作用?！緦嶒炗闷贰克崾降味ü?、堿式滴定管、滴定管夾、燒杯、錐形瓶、鐵架臺。0.1000mol·L-1HCl溶液、0.1000mol·L-1左右的NaOH溶液、酚酞溶液、蒸餾水。【實驗步驟】(一)練習(xí)使用滴定管(1)滴定管的構(gòu)造。圖(A)是,圖(B)是

(2)滴定管的使用方法。操作名稱具體操作檢查儀器在使用滴定管前,首先要檢查活塞,在確保不漏水后方可使用

潤洗儀器在加入酸、堿之前,潔凈的酸式滴定管和堿式滴定管要分別用所要盛裝的酸、堿潤洗次。方法是:從滴定管上口加入3~5mL所要盛裝的酸或堿,傾斜著轉(zhuǎn)動滴定管,使液體全部滴定管內(nèi)壁。然后,一手控制活塞(輕輕轉(zhuǎn)動酸式滴定管的,或者輕輕擠壓堿式滴定管中的),將液體從滴定管下部放入預(yù)置的燒杯中

續(xù)表操作名稱具體操作加入反應(yīng)液分別將酸、堿加到酸式滴定管、堿式滴定管中,使液面位于滴定管“0”刻度以上處,并將滴定管垂直固定在滴定管夾上

調(diào)節(jié)起始讀數(shù)在滴定管下放一個燒杯,調(diào)節(jié)活塞,使滴定管尖嘴部分(如果滴定管內(nèi)部有氣泡,應(yīng)以趕出氣泡;趕出堿式滴定管乳膠管中氣泡時,將橡膠管斜向上,然后擠壓),并使液面處于“0”刻度,準(zhǔn)確記錄讀數(shù)

放出反應(yīng)液根據(jù)實驗需要從滴定管中逐滴放出一定量的反應(yīng)液微點撥(1)滴定管的精確度為0.01mL。(2)酸性、強(qiáng)氧化性的試劑一般用酸式滴定管盛裝,因為酸性和強(qiáng)氧化性物質(zhì)易腐蝕橡膠管。(3)堿性的試劑一般用堿式滴定管盛裝,因為堿性物質(zhì)易腐蝕玻璃,致使活塞無法打開。(4)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,故容量為25.00mL的滴定管,若滴定過程中用去10.00mL的液體,則滴定管中剩余液體體積大于15mL。(二)用已知濃度的強(qiáng)酸滴定未知濃度的強(qiáng)堿(以酚酞為指示劑,鹽酸滴定氫氧化鈉溶液)(1)滴定前的準(zhǔn)備。①向潤洗過的酸式滴定管中加入0.1000mol·L-1HCl溶液,趕出氣泡、調(diào)節(jié)液面至“0”刻度后準(zhǔn)確記錄讀數(shù)。②向潤洗過的堿式滴定管中加入待測濃度的NaOH溶液,趕出氣泡、調(diào)節(jié)液面至“0”刻度后,用堿式滴定管向錐形瓶中滴入25.00mL待測溶液,再向其中滴加2滴酚酞溶液,這時溶液呈紅色。(2)滴定。(3)滴定終點判斷。接近滴定終點時,改為滴加半滴酸,直到加入半滴標(biāo)準(zhǔn)液后,溶液由粉紅色剛好變?yōu)闊o色,且半分鐘內(nèi)不變色,這表示已經(jīng)到達(dá)滴定終點,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)兩次,并記錄相關(guān)數(shù)據(jù),根據(jù)[NaOH]=[HCl(三)問題和討論(1)在進(jìn)行中和滴定時,為什么要用酸(或堿)潤洗酸式(或堿式)滴定管2~3次?(2)滴定用的錐形瓶是否也要用待測的堿(或酸)潤洗?錐形瓶裝待測液前是否需要保持干燥?為什么?微點撥(1)酸、堿恰好中和與中和至中性的意義不同,酸、堿恰好中和所得溶液不一定呈中性,而中和至中性,酸、堿也不一定恰好反應(yīng)。溶液的酸堿性取決于酸、堿中和反應(yīng)后所得鹽的特點。(2)滴定終點是通過指示劑顏色變化而實際控制的停止滴定的“點”,滴定終點與恰好中和越吻合,測定誤差越小。自我診斷1.判斷正誤,正確的打“√”,錯誤的打“×”。(1)酸性KMnO4溶液應(yīng)用堿式滴定管盛裝。()(2)用堿式滴定管準(zhǔn)確移取20.00mL的NaOH溶液。()(3)將液面在0刻度處的25.00mL的酸式滴定管中的液體全部放出,液體的體積為25mL。()(4)中和滴定操作中所需標(biāo)準(zhǔn)溶液越濃越好,指示劑一般加入2~3mL。()(5)中和滴定實驗時,滴定管、錐形瓶均用待測液潤洗。()(6)滴定終點就是酸、堿恰好中和的點。()2.滴定終點現(xiàn)象判斷。(1)用amol·L-1的鹽酸滴定未知濃度的NaOH溶液,用酚酞作為指示劑,達(dá)到滴定終點的現(xiàn)象是;若用甲基橙作為指示劑,滴定終點的現(xiàn)象是。

(2)用標(biāo)準(zhǔn)酸性KMnO4溶液滴定溶有SO2的水溶液,以測定水中SO2的含量,是否需要選用指示劑(填“是”或“否”),達(dá)到滴定終點的現(xiàn)象是。

關(guān)鍵能力考向突破考向1酸堿中和滴定操作及誤差分析【典例1】(2020年1月浙江選考,23)室溫下,向20.00mL0.1000mol·L-1鹽酸中滴加0.1000mol·L-1NaOH溶液,溶液的pH隨NaOH溶液體積的變化如圖。已知lg5=0.7。下列說法不正確的是()A.NaOH與鹽酸恰好完全反應(yīng)時,pH=7B.選擇變色范圍在pH突變范圍內(nèi)的指示劑,可減小實驗誤差C.選擇甲基紅指示反應(yīng)終點,誤差比甲基橙的大D.V(NaOH溶液)=30.00mL時,pH=12.3對點演練1(2020天津?qū)W業(yè)水平等級適應(yīng)性考試)下列實驗操作會使最終結(jié)果偏高的是()A.配制100mL1.00mol·L-1NaCl溶液,定容時俯視刻度線B.用0.1000mol·L-1鹽酸滴定20.00mLNaOH溶液,起始讀數(shù)時仰視C.用濕潤的pH試紙測定NaOH溶液的pHD.測定中和熱的數(shù)值時,將0.5mol·L-1NaOH溶液倒入鹽酸后,立即讀數(shù)對點演練2(2020年1月浙江選考,27)為測定FeC2O4·2H2O(M=180g·mol-1)樣品的純度,用硫酸溶解6.300g樣品,定容至250mL。取25.00mL溶液,用0.1000mol·L-1KMnO4標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定至終點。重復(fù)實驗,數(shù)據(jù)如下:序號滴定前讀數(shù)/mL滴定終點讀數(shù)/mL10.0019.9821.2622.4031.5421.56已知:3MnO4-+5FeC2O4·2H2O+24H+3Mn2++5Fe3++10CO2↑+22H2假設(shè)雜質(zhì)不參加反應(yīng)。該樣品中FeC2O4·2H2O的質(zhì)量分?jǐn)?shù)是%(保留小數(shù)點后一位);

寫出簡要計算過程:

歸納總結(jié)指示劑選擇的基本原則變色要靈敏,變色范圍要小,變色的pH范圍盡量與滴定終點時溶液的酸堿性一致。(1)不能用石蕊作為指示劑。(2)滴定終點為堿性時,用酚酞作為指示劑,例如用NaOH溶液滴定醋酸。(3)滴定終點為酸性時,用甲基橙作為指示劑,例如用鹽酸滴定氨水。(4)強(qiáng)酸與強(qiáng)堿互滴,用甲基橙和酚酞都可?？枷?酸堿中和滴定曲線分析【典例2】(2020山東等級考模擬一)25℃時,向10mL0.10mol·L-1的一元弱酸HA(Ka=1.0×10-3mol·L-1)溶液中逐滴加入0.10mol·L-1NaOH溶液,溶液pH隨加入NaOH溶液的體積V的變化關(guān)系如圖所示。下列說法正確的是()A.a點時,[HA]+[OH-]=[Na+]+[H+]B.溶液在a點水的電離程度大于b點時水的電離程度C.b點時,[Na+]=[HA]+[A-]+[OH-]D.V=10mL時,[Na+]>[A-]>[H+]>[HA]對點演練3(2020山東煙臺一模)298K時,向20mL0.1000mol·L-1CH3COOH溶液中滴入0.1000mol·L-1NaOH溶液,滴定曲線如圖所示(忽略溫度變化)。下列說法不正確的是()A.該滴定過程應(yīng)該選擇酚酞作為指示劑B.由c點數(shù)值可求醋酸的電離平衡常數(shù)為1.66×10-5mol·L-1C.b點溶液中各微粒濃度關(guān)系為2[H+]+[CH3COOH]=[CH3COO-]+2[OH-]D.中和同體積同pH的醋酸和鹽酸所用氫氧化鈉的物質(zhì)的量,后者多歸納總結(jié)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,起點可以看出酸或堿的強(qiáng)弱,這對于判斷滴定終點至關(guān)重要;再次找滴定終點和pH=7的中性點,判斷滴定終點時溶液的酸堿性,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)的量或加入堿的物質(zhì)的量進(jìn)行確定,但不一定為等量關(guān)系。深度指津酸堿中和滴定中常見的誤差分析(1)要依據(jù)公式c(待測)=c(標(biāo)準(zhǔn))·V(標(biāo)準(zhǔn))V(待測)來判斷。c(標(biāo)準(zhǔn))和V(待測)在誤差分析時是定值,因此只需分析各種原因使得所耗標(biāo)準(zhǔn)液體積V(標(biāo)準(zhǔn))變大或變小即可,V(標(biāo)準(zhǔn))變大,則c(待測)偏高,(2)以標(biāo)準(zhǔn)酸溶液滴定未知濃度的堿溶液(酚酞作為指示劑)為例,常見的因操作不正確而引起的誤差分析如下:步驟操作V(標(biāo)準(zhǔn))c(待測)洗滌酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)酸溶液潤洗變大偏高量取堿溶液的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取堿液的滴定管開始有氣泡,放出液體后氣泡消失變小偏低續(xù)表步驟操作V(標(biāo)準(zhǔn))c(待測)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在錐形瓶外變大偏高溶液顏色較淺時滴入酸液過快,停止滴定后再加一滴NaOH溶液無變化變大偏高續(xù)表步驟操作V(標(biāo)準(zhǔn))c(待測)讀數(shù)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)變小偏低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)變大偏高網(wǎng)絡(luò)構(gòu)建核心速記1.3種式子H2OH++OH-;KW=[H+][OH-];pH=-lg[H+]。2.3種關(guān)系(1)[H+]>[OH-],溶液呈酸性;(2)[H+]=[OH-],溶液呈中性;(3)[H+]<[OH-],溶液呈堿性。3.pH計算的口訣酸按酸(H+),堿按堿(OH-),酸堿中和求過量,無限稀釋7為限。4.滴定管使用的四個步驟查漏→洗滌→潤洗→裝液。5.酸堿中和滴定的兩個關(guān)鍵(1)準(zhǔn)確讀取標(biāo)準(zhǔn)液的體積。(2)準(zhǔn)確判斷滴定終點。08學(xué)科素養(yǎng)提升滴定原理的拓展及應(yīng)用素養(yǎng)解讀中和滴定是中學(xué)化學(xué)的重要實驗,也是高考的熱點,作為選擇題出現(xiàn)時,并不單純是實驗題,通常是給出中和滴定曲線,再以滴定的各個階段的溶液的混合情況來考查電解質(zhì)溶液的各項規(guī)律;作為填空題出現(xiàn)時,往往是中和滴定實驗的遷移應(yīng)用,即氧化還原滴定和沉淀滴定,這就要求學(xué)生能在熟悉反應(yīng)規(guī)律的前提下進(jìn)行判斷,并能運用反應(yīng)的關(guān)系式進(jìn)行計算,培養(yǎng)學(xué)生證據(jù)推理的化學(xué)核心素養(yǎng)。案例探究硫代硫酸鈉,又名次亞硫酸鈉、大蘇打、海波,是無色透明的單斜晶體。因其有還原性,可用作去氯劑和分析試劑。例如滴定碘:2S2O32-+I2S4O62-+2I-因硫代硫酸鈉水溶液可以溶解溴化銀和氯化銀,可用于照相定影劑:AgCl(s)+2S2O32-(aq)[Ag(S2O3)2]3-(aq)+Cl硫代硫酸鈉還可用于鞣制皮革、從礦石中提取銀;在臨床上,以靜脈注射的方式治療皮膚瘙癢癥、性蕁麻疹、藥疹、氰化物、鉈中毒和砷中毒等?！镜淅?2017天津理綜,9)用沉淀滴定法快速測定NaI等碘化物溶液中[I-],實驗過程包括準(zhǔn)備標(biāo)準(zhǔn)溶液和滴定待測溶液。Ⅰ.準(zhǔn)備標(biāo)準(zhǔn)溶液a.準(zhǔn)確稱取AgNO3基準(zhǔn)物4.2468g(0.0250mol)后,配制成250mL標(biāo)準(zhǔn)溶液,放在棕色試劑瓶中避光保存,備用。b.配制并標(biāo)定100mL0.1000mol·L-1NH4SCN標(biāo)準(zhǔn)溶液,備用。Ⅱ.滴定的主要步驟a.取待測NaI溶液25.00mL于錐形瓶中。b.加入25.00mL0.1000mol·L-1AgNO3溶液(過量),使I-完全轉(zhuǎn)化為AgI沉淀。c.加入NH4Fe(SO4)2溶液作為指示劑。d.用0.1000mol·L-1NH4SCN溶液滴定過量的Ag+,使其恰好完全轉(zhuǎn)化為AgSCN沉淀后,體系出現(xiàn)淡紅色,停止滴定。e.重復(fù)上述操作兩次。三次測定數(shù)據(jù)如下表:實驗序號123消耗NH4SCN標(biāo)準(zhǔn)溶液體積/mL10.2410.029.98f.數(shù)據(jù)處理?；卮鹣铝袉栴}:(1)將稱得的AgNO3配制成標(biāo)準(zhǔn)溶液,所使用的儀器除燒杯和玻璃棒外還有。

(2)AgNO3標(biāo)準(zhǔn)溶液放在棕色試劑瓶中避光保存的原因是。

(3)滴定應(yīng)在pH<0.5的條件下進(jìn)行,其原因是。

(4)b和c兩步操作是否可以顛倒?,說明理由:。

(5)所消耗的NH4SCN標(biāo)準(zhǔn)溶液的平均體積為mL,測得[I-]=mol·L-1。

(6)在滴定管中裝入NH4SCN標(biāo)準(zhǔn)溶液的前一步,應(yīng)進(jìn)行的操作為。

(7)判斷下列操作對[I-]測定結(jié)果的影響(填“偏高”“偏低”或“無影響”)。①若在配制AgNO3標(biāo)準(zhǔn)溶液時,燒杯中的溶液有少量濺出,則測定結(jié)果。

②若在滴定終點讀取滴定管刻度時,俯視標(biāo)準(zhǔn)液液面,則測定結(jié)果。

解析(1)配制溶液所用的玻璃儀器有250mL(棕色)容量瓶、燒杯、玻璃棒、膠頭滴管。(2)AgNO3受熱或光照易分解,故存放在棕色試劑瓶中。(3)Fe3+易水解,若pH過大,會促進(jìn)Fe3+水解,影響終點的判斷。(4)NH4Fe(SO4)2中Fe3+有氧化性,可以將I-氧化,本身被還原為Fe2+,失去指示劑的作用,同時會影響AgNO3溶液的用量。(5)第一次實驗數(shù)據(jù)與第二、三次實驗數(shù)據(jù)相差過大,不能使用。取第二、三次實驗數(shù)據(jù)的平均值,所消耗NH4SCN標(biāo)準(zhǔn)溶液的平均體積為10.00mL。[I-]=0.1000×(25.00-10.00(6)滴定管使用前要水洗、潤洗。潤洗是為了防止滴定管內(nèi)殘留的水將滴定管內(nèi)所裝溶液稀釋。(7)[I-]=[AgN①使配制AgNO3標(biāo)準(zhǔn)溶液的實際濃度偏小,則消耗NH4SCN溶液的體積偏小,V(NH4SCN)偏小,結(jié)果偏高;②俯視讀數(shù)會使V(NH4SCN)偏小,結(jié)果偏高。答案(1)250mL(棕色)容量瓶、膠頭滴管(2)AgNO3見光易分解(3)防止因Fe3+的水解而影響滴定終點的判斷(或抑制Fe3+的水解)(4)否(或不能)若顛倒,Fe3+與I-反應(yīng),指示劑耗盡,無法判斷滴定終點(5)10.000.0600(6)用NH4SCN標(biāo)準(zhǔn)溶液進(jìn)行潤洗(7)①偏高②偏高方法規(guī)律兩大拓展滴定法1.沉淀滴定法(1)定義:沉淀滴定是利用沉淀反應(yīng)進(jìn)行滴定、測量分析的方法,生成沉淀的反應(yīng)很多,但符合條件的卻很少,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)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(yīng)的生成物的溶解度要比滴定劑與指示劑反應(yīng)的生成物的溶解度小,否則不能用這種指示劑。如用AgNO3溶液測定溶液中Cl-的含量時常以CrO42-為指示劑,這是因為AgCl比Ag22.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),或者間接滴定一些本身并沒有還原性或氧化性、但能與某些還原劑或氧化劑反應(yīng)的物質(zhì)。(2)試劑:常用于滴定的氧化劑有KMnO4、K2Cr2O7等;常用于滴定的還原劑有亞鐵鹽、草酸、維生素C等。(3)實例。①用酸性KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液。原理:2MnO4-+6H++5H2C2O410CO2↑+2Mn2++8H2O指示劑及終點判斷:酸性KMnO4溶液本身呈紫色,不用另外選擇指示劑,當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏嗡嵝訩MnO4溶液后,溶液剛好由無色變淺紅色,且半分鐘內(nèi)不變色,說明到達(dá)滴定終點。②用Na2S2O3溶液滴定碘液。原理:2Na2S2O3+I2Na2S4O6+2NaI。指示劑及終點判斷:用淀粉作為指示劑,當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏蜰a2S2O3溶液后,溶液的藍(lán)色剛好退去,且半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原色,說明到達(dá)滴定終點。素養(yǎng)提升1.(2020江蘇南京三模)碘是人體必需的微量元素之一,我國以前在食鹽中加KI加工碘鹽。(1)目前加碘食鹽中,不用KI的主要原因是。

(2)將Fe3I8加入到K2CO3溶液中,生成Fe3O4、KI和一種氣體,該反應(yīng)的化學(xué)方程式為。

(3)準(zhǔn)確稱取某KI樣品3.5000g,配制成100mL溶液;移取25.00mL所配溶液置于錐形瓶中,加入15.00mL0.1000mol·L-1K2Cr2O7酸性溶液(Cr2O72-轉(zhuǎn)化為Cr3+),充分反應(yīng)后,煮沸除去生成的I2;冷卻后加入過量KI,用0.2000mol·L-1Na2S2O3標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定至終點(I2和S2O32-反應(yīng)生成I-和S4O62-),消耗Na2S2O3標(biāo)準(zhǔn)溶液242.(2020江蘇蘇北四市模擬)某硫酸鹽在工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)上有廣泛用途。它的組成可表達(dá)為KxFey(SO4)z·nH2O(其中Fe為+2價)。為測定它的組成可通過下列實驗:步驟Ⅰ:稱取22.80g樣品,配制成100mL溶液A。步驟Ⅱ:移取25.00mL溶液A,用0.3000mol·L-1酸性KMnO4溶液滴定至終點(滴定過程中MnO4-與Fe2+反應(yīng)生成Mn2+和Fe3+),消耗酸性KMnO4溶液10.步驟Ⅲ:移取25.00mL溶液A,加入足量的四苯硼酸鈉{Na[B(C6H5)4]}溶液至沉淀完全,得白色固體四苯硼酸鉀(摩爾質(zhì)量為358g·mol-1)10.74g。該反應(yīng)的離子方程式為K++[B(C6H5)4]-K[B(C6H5)4]↓?；卮鹣铝袉栴}:(1)判斷步驟Ⅱ滴定終點的現(xiàn)象是,寫出步驟Ⅱ中的離子反應(yīng)方程式:。

(2)已知常溫下K[B(C6H5)4]的Ksp=2.0×10-13mol2·L-2,欲使溶液中[K+]≤1.0×10-5mol·L-1,此時溶液中{[B(C6H5)4]-}≥mol·L-1。

(3)通過計算確定樣品的化學(xué)式(寫出計算過程)。3.(2020江蘇淮安第三次學(xué)情調(diào)查)工廠化驗員檢驗含有KBrO3、KBr及惰性物質(zhì)的某樣品?；瀱T稱取了該固體樣品1.000g,加水溶解后配成100mL溶液X。Ⅰ.移取25.00mL溶液X,加入稀硫酸,然后用Na2SO3將BrO3-還原為BrⅡ.除去過量的SO32Ⅲ.加入K2CrO4作為指示劑,用0.1000mol·L-1AgNO3標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定Br-至終點,消耗AgNO3標(biāo)準(zhǔn)溶液11.25mL;Ⅳ.再移取25.00mL溶液X,酸化后加熱,再用堿液調(diào)至中性,測定剩余Br-,消耗上述AgNO3標(biāo)準(zhǔn)溶液3.75mL。已知:①25℃時,Ag2CrO4(磚紅色)的Ksp=1.12×10-12mol3·L-3,AgBr(淺黃色)的Ksp=5.0×10-15mol2·L-2;②Ⅳ中酸化時發(fā)生反應(yīng):BrO3-+5Br-+6H+3Br2+3H2O請回答:(1)步驟Ⅰ中,反應(yīng)的離子方程式為。

(2)步驟Ⅲ中,滴定終點的現(xiàn)象為。

(3)步驟Ⅳ中,加熱的目的是。

(4)計算試樣中KBrO3的質(zhì)量分?jǐn)?shù)。(寫出計算過程,結(jié)果保留三位有效數(shù)字)第2節(jié)水溶液酸堿中和滴定考點一水的電離必備知識·自主預(yù)診1.H2OH++OH-吸熱1×10-7mol·L-12.[H+][OH-]1×10-14mol2·L-2增大電解質(zhì)3.增大減小減小酸性不變減小增大增大堿性不變減小增大增大堿性不變增大減小減小酸性不變減小增大增大堿性不變自我診斷1.答案(1)×(2)×(3)×(4)×(5)√(6)×2.答案(1)1×10-6mol·L-1(2)1×10-11mol·L-1(3)0.1mol·L-1關(guān)鍵能力·考向突破典例1D水的電離是吸熱過程,升高溫度促進(jìn)水電離,則水中[H+]、[OH-]及離子積常數(shù)增大,根據(jù)題圖知,離子積常數(shù):T3>T2>T1,所以溫度:T3>T2>T1,A項正確;B、D、E三點溶液的氫離子濃度相等,則pH相等,B項正確;溫度高低順序是A=B=C<D<E,水的離子積常數(shù)只與溫度有關(guān),溫度越高,離子積常數(shù)越大,KW的關(guān)系:E>D>A=B=C,C項正確;C點時,KW=1×10-14mol2·L-2,[OH-]=1×10-6mol·L-1,溶液的pH=8,顯堿性,D項錯誤。對點演練1B升高溫度,促進(jìn)水的電離,由溶液pH變化可知,隨溫度升高,純水的KW逐漸增大,A錯誤;加熱NaOH溶液,pH減小,原因是升溫促進(jìn)水的電離,氫離子濃度增大,B正確;加熱促進(jìn)醋酸的電離,但醋酸電離抑制水的電離,C錯誤;醋酸鈉的水解為吸熱過程,加熱促進(jìn)其水解,D錯誤。典例2AH2SO4與Ba(OH)2抑制水的電離,Na2S與NH4NO3促進(jìn)水的電離。25℃時,pH=0的H2SO4溶液中:[H2O]電離=[OH-]=10-14100mol·L-1=10-14mol·L-1;0.05mol·L-1的Ba(OH)2溶液中:[H2O]電離=[H+]=10-140.1mol·L-1=10-13mol·L-1;pH=10的Na2S溶液中:[H2O]電離=[OH-]=10-4mol·L-1;pH=5的NH4NO3的溶液中:[H2O]電離=[H+]=10-5mol·L-1。則發(fā)生電離的水的物質(zhì)的量之比為10-14∶10-13∶10-4∶10-5=1對點演練2C由示意圖可知,0.1mol·L-1HA溶液中水電離出的氫離子濃度為10-11mol·L-1,水電離出的氫氧根離子濃度為10-11mol·L-1,溶液中氫離子濃度為10-3mol·L-1,HA為弱酸,N點水電離出的氫離子濃度的負(fù)對數(shù)最小,水電離出的氫離子濃度最大,說明HA溶液與NaOH溶液恰好完全反應(yīng)生成NaA,則M點為HA和NaA的混合溶液,P點為NaA和NaOH的混合溶液。0.1mol·L-1HA溶液中水電離出的氫離子濃度為10-11mol·L-1,水電離出的氫氧根離子濃度為10-11mol·L-1,溶液中氫離子濃度為10-3mol·L-1,則Ka(HA)=[H+][A-][HA]≈1×10-3×1×10-30.1mol·L-1=10-5mol·L-1,A正確;P點為NaA和NaOH混合液,溶液呈堿性,溶液的pH>7,B正確;M點為HA和NaA的混合液,溶液呈中性,溶液中[OH-]=[H+],由電荷守恒[Na+]+[H+]=[A-]+[OH-]可知,溶液中[Na+]=[A-],C考點二溶液的酸堿性與pH必備知識·自主預(yù)診1.相對大小==>><<<>2.(1)-lg[H+]3.(1)1①表面皿玻璃棒標(biāo)準(zhǔn)比色卡②潤濕玻璃棒自我診斷1.答案(1)√(2)×(3)×(4)×(5)×2.答案(1)110(2)0.05mol·L關(guān)鍵能力·考向突破典例1BA項,pH與溫度有關(guān),正確;B項,pH相等的氨水和NaOH溶液,氨水的濃度比NaOH濃度大,所以等體積的兩者,氨水消耗的HCl多,錯誤;C項,相同溫度下,pH相等的鹽酸和CH3COOH溶液,[H+]相等,根據(jù)水的離子積KW=[H+][OH-]知,[OH-]相等,正確;D項,根據(jù)溶液中電荷守恒知,[H+]+[NH4+]=[OH-]+[Cl-],溶液呈中性,[H+]=[OH-],則[NH4+對點演練1C選項A,a=b只能說明酸、堿恰好完全反應(yīng),生成鹽和水,由于酸、堿強(qiáng)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℃或常溫,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[H+]=KWmol·L-1,結(jié)合KW=[H+][OH-],可推斷出[H+]=[OH-],所以溶液一定呈中性,正確;選項D是正確的電荷守恒表達(dá)式,無論溶液是否呈中性都滿足此式,典例2C[OH-]混合=10-4+10-22mol·L-1≈5.0×10-3mol·L-1,[H+]混合=1.0×10-145.0×10-3mol·L-1=2×10-12mol·L-1,pH=-lg(2×10-12)=12-lg2≈11.7,A項錯誤;pH=5的鹽酸稀釋1000倍后,溶液的pH<7,B項錯誤;pH=2的H2SO4溶液中[H+]=0.01mol·L-1,pH=12的NaOH溶液中[OH-]=0.01mol·L-1,二者等體積混合所得溶液pH=7,C項正確;pH=12的NH3·H2O溶液中,NH3·H2O部分電離,[NH3·H2O]>0.01mol·L-1,pH=2的對點演練2D氨水抑制水的電離,pH=11的氨水中水電離產(chǎn)生的[OH-]為1×10-11mol·L-1,碳酸鈉促進(jìn)水的電離,pH=11的Na2CO3溶液中由水電離產(chǎn)生的[OH-]為1×10-3mol·L-1,A錯誤;加水稀釋促進(jìn)一水合氨的電離,氨水中氫氧根離子的物質(zhì)的量會增大,所以把100mLpH=11的氨水加水稀釋至1L,所得溶液pH大于10,B錯誤;向等體積的0.1mol·L-1HCl溶液和0.1mol·L-1CH3COOH溶液中加入等濃度的NaOH溶液,恰好中和時分別生成NaCl和醋酸鈉,NaCl溶液顯中性,醋酸鈉溶液顯堿性,若要使含醋酸鈉的溶液顯中性,則要減少氫氧化鈉的加入量,所以二者消耗的氫氧化鈉溶液的體積不同,C錯誤;向1mLpH=3的鹽酸中加醋酸鈉,鹽酸與醋酸鈉反應(yīng)生成弱酸醋酸,溶液的pH會增大,在醋酸溶液中加醋酸鈉,醋酸鈉電離的醋酸根離子能抑制醋酸的電離,溶液的pH增大,D正確?？键c三酸堿中和滴定必備知識·自主預(yù)診1.酸(或堿)堿(或酸)3.(1)體積(2)滴定終點4.【實驗步驟】(一)(1)酸式滴定管堿式滴定管(2)是否漏水2~3潤濕活塞玻璃球2~3mL充滿反應(yīng)液快速放液玻璃球(三)(1)提示滴定管用蒸餾水潤濕后,滴定管中殘留蒸餾水,再加酸(或堿)時,相當(dāng)于稀釋了溶液,使?jié)舛冉档汀?2)提示錐形瓶不能用待測的堿(或酸)溶液潤洗,潤洗后錐形瓶內(nèi)殘留堿(或酸)液,再加堿(或酸)時,堿(或酸)的物質(zhì)的量增多,消耗的酸(或堿)的物質(zhì)的量也增多。錐形瓶裝待測液前不必要保持干燥,瓶里有水并不影響堿(或酸)的物質(zhì)的量,消耗的酸(或堿)的物質(zhì)的量不變。自我診斷1.答案(1)×(2)√(3)×(4)×(5)×(6)×2.答案(1)滴入最后一滴標(biāo)準(zhǔn)液,溶液由粉紅色剛好變?yōu)闊o色,且半分鐘內(nèi)不變色當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏螛?biāo)準(zhǔn)液,溶液剛好由黃色變?yōu)槌壬?且半分鐘內(nèi)不變色(2)否當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏嗡嵝訩MnO4溶液,溶液剛好由無色變?yōu)樽霞t色,且半分鐘內(nèi)不退色關(guān)鍵能力·考向突破典例1CA項,NaOH和HCl均為強(qiáng)電解質(zhì),當(dāng)兩者恰好完全反應(yīng)時,溶液中的溶質(zhì)為NaCl,溶液為中性,正確;B項,反應(yīng)達(dá)到終點時,若指示劑的顏色能發(fā)生變化,就是合適的指示劑,在滴定終點時,顏色變化越明顯實驗誤差越小,正確;C項,從圖中看,甲基紅在突變范圍內(nèi),所以誤差比用甲基橙小,錯誤;D項,當(dāng)V(NaOH溶液)=30.00mL時,NaOH過量,溶液中[OH-]=10.00×10-3L×0.1000mol·L-150.00×10-3L=0.0200mol·L-1,[H對點演練1A定容時俯視刻度線,所配溶液體積偏小,濃度偏大,A項正確;中和滴定起始仰視刻度線,使起始溶液體積數(shù)值偏大,導(dǎo)致最終所消耗的鹽酸體積偏小,計算出的NaOH溶液濃度偏小,B項錯誤;濕潤的pH試紙會對NaOH溶液起到稀釋作用,所測溶液的pH偏小,C項錯誤;中和熱測定,需要測量的是最高溫度,而加入NaOH溶液后立即讀數(shù),反應(yīng)未完全,溫度較低,D項錯誤。對點演練2答案95.20.1000mol·L解析表中三組數(shù)據(jù),第一組用去V(KMnO4溶液)=19.98mL-0.00mL=19.98mL,第二組用去V(KMnO4溶液)=22.40mL-1.26mL=21.14mL,第三組用去V(KMnO4溶液)=21.56mL-1.54mL=20.02mL,顯然第二組數(shù)據(jù)與另兩組數(shù)據(jù)偏差較大,故應(yīng)舍去,第1、3組數(shù)據(jù)求平均值為19.98mL+20.02mL2=20.00mL。由KMnO4的濃度和消耗體積,可以求出消耗的KMnO4的物質(zhì)的量,由“3MnO4-~5FeC2O4·2H2O”,可以計算出樣品中FeC2O4·2H2O的物質(zhì)的量,滴定實驗中只取出110來實驗,故要擴(kuò)大10倍后,再計算6.300g樣品中FeC典例2Aa點處的溶質(zhì)為HA和NaA,a點處溶液中電荷守恒為[A-]+[OH-]=[Na+]+[H+],溶液中HA的弱電解質(zhì)電離平衡常數(shù)為Ka=[A-][H+][HA]=1.0×10-3mol·L-1,a點處,pH=3,[H+]=1.0×10-3mol·L-1,代入Ka,得[A-]=[HA],所以電荷守恒式可以換為[HA]+[OH-]=[Na+]+[H+],A項正確;a點溶質(zhì)為HA和NaA,pH=3,以HA對水的電離抑制為主,b點溶質(zhì)為NaOH和NaA,pH=11,以NaOH對水的電離抑制為主,二者pH之和為14,所以兩點水的電離程度相等,B項錯誤;b處的溶質(zhì)為NaOH和NaA,b處的電荷守恒方程式為[A-]+[OH-]=[Na+]+[H+],則[Na+]=[A-]+[OH-]-[H+],假設(shè)C選項成立,則[A-]+[OH-]-[H+]=[HA]+[A-]+[OH-],推出[HA]+[H+]=0,故假設(shè)不成立,C項錯誤;當(dāng)V=10mL時,溶液中的溶質(zhì)為NaA,A-水解顯堿性,A-+H2OHA+OH-,[HA]≈[OH-]>[H+],則有對點演練3D由圖可知,醋酸和氫氧化鈉中和滴定的滴定終點為堿性,而酚酞的變色pH范圍為8.2~10.0,符合要求,應(yīng)選用酚酞作為指示劑,A項正確;c點時,溶液呈中性,則有[H+]=[OH-],溶液中存在電荷守恒[Na+]+[H+]=[OH-]+[CH3COO-],則[Na+]=[CH3COO-]=0.1000×19.8820+19.88mol·L-1,[CH3COOH]=0.1×(20-19.88)20+19.88mol·L-1,故醋酸的電離平衡常數(shù)K(CH3COOH)=[H+][CH3COO-][CH3COOH]=10-7×0.1×19.8820+19.880學(xué)科素養(yǎng)提升8素養(yǎng)提升1.答案(1)KI的I-有很強(qiáng)的還原性,易被氧化成I2(2)Fe3I8+4K2CO3Fe3O4+8KI+4CO2↑(3)由Cr2O72-+6I-+14H+2Cr3++3I2+7H2O、I2+2S2O32-2I-+S4O62-知,與過量KI反應(yīng)的Kn1(K2Cr2O7)=16n(S2O32-)=16×0.2000mol·L-1×24.00mL×10-3L·mL-1=8.與樣品中KI反應(yīng)的K2Cr2O7的物質(zhì)的量:n2(K2Cr2O7)=0.1000mol·L-1×15.00mL×10-3L·mL-1-8.000×10-4mol=7.000×10-4mol3.5000gKI樣品中所含KI的物質(zhì)的量:n(KI)=6n2(K2Cr2O7)×100mL25.00mL=6×7.000×10-4mol×4=1.680×w(KI)=1.680×1解析(1)目前加碘食鹽中,不用KI的主要原因是碘離子具有很強(qiáng)的還原性,易被氧化成單質(zhì)碘。(2)將Fe3I8加入到K2CO3溶液中,生成Fe3O4、KI和一種氣體,反應(yīng)中沒有化合價的升降,再根據(jù)元素守恒得出另一種物質(zhì)為含碳的化合物即二氧化碳,因此該反應(yīng)的化學(xué)方程式為Fe3I8+4K2CO3Fe3O4+8KI+4CO2↑。(3)由Cr2O72-+6I-+14H+2Cr3++3I2+7H2O、I2+2S2O32-2I-+S4O62-知,得出Cr2O72-~3I2~6S2O32-,與過量KI反應(yīng)的K2Cr2O7的物質(zhì)的量:n1(K2Cr2O7)=16n(S2O32-)=16×0.2000mol·L-1×24.00mL×10-3L·mL-1=8.000×10-4mol,與樣品中KI反應(yīng)的K2Cr2O7的物質(zhì)的量:n2(K2Cr2O7)=0.1000mol·L-1×15.00mL×10-3L·mL-1-8.000×10-4mol=7.000×10-4mol,3.5000gKI樣品中所含KI的物質(zhì)的量:n(KI)=6n2(K2Cr2O7)×100mL25.00mL=6×7.2.答案(1)溶液由無色變?yōu)?淺)紅色且半分鐘內(nèi)不變色5Fe2++MnO4-+8H+5Fe3++Mn2++4H2(2)2.0×10-8(3)溶液中n(K+)=10.74g358g·mol