第八章　第3講　酸堿中和反應及中和滴定-2025年高中化學高考備考

第八章水溶液中的離子反應與平衡第3講酸堿中和反應及中和滴定課標要求核心考點五年考情核心素養(yǎng)對接1.了解溶液pH的調控在工農業(yè)生產和科學研究中的應用。2.學生必做實驗：強酸與強堿的中和滴定酸堿中和滴定實驗及誤差分析2023湖南，T12；2022年6月浙江，T23；2020年1月浙江，T23；2020全國Ⅰ，T13；2020上海，T19；2019年4月浙江，T21；2019上海，T13證據推理與模型認知：建立強酸（堿）溶液滴定強堿（酸）溶液的滴定模型，根據實驗結果能分析誤差產生的原因；由酸堿溶液的滴定模型遷移應用到氧化還原滴定、沉淀滴定模型，知道氧化還原滴定、沉淀滴定的原理，并能進行誤差分析酸堿中和滴定的拓展應用2023山東，T8、T9、T10；2023上海，T19；2023年6月浙江，T20；2022年1月浙江，T23命題分析預測1.高考常以滴定為基礎，考查酸堿中和滴定、氧化還原滴定相關操作和計算等，涉及滴定類的定量計算常見的有物質制備中物質含量的定量計算、物質分離提純中物質純度的定量計算。2.預計2025年高考非選擇題中利用滴定原理測定某物質的濃度及滴定操作出現的概率仍較大考點1酸堿中和滴定實驗及誤差分析1.實驗原理（1）用已知濃度的酸（堿）來測定未知濃度的堿（酸）的實驗方法叫作酸堿中和滴定。（2）對于強酸、強堿的中和，開始時由于被滴定的酸（堿）濃度較大，滴入少量的堿（酸）對其pH的影響不大。當滴定接近終點（pH＝7）時，很少量的堿（酸）就會引起溶液pH突變（如圖所示）。注意酸堿恰好中和時溶液不一定呈中性，最終溶液的酸堿性取決于生成的鹽的性質，強酸強堿鹽的溶液呈中性，強堿弱酸鹽的溶液呈堿性，強酸弱堿鹽的溶液呈酸性。2.實驗用品（1）主要儀器和試劑儀器酸式滴定管（如圖試劑：標準液、待測液、指示劑、蒸餾水。圖1圖2圖3（2）滴定管的使用①酸式滴定管下端為玻璃活塞，能耐酸和氧化劑的腐蝕，可用于盛裝酸性或氧化性溶液，但不能盛裝堿性溶液。②堿式滴定管下端為橡膠管和玻璃珠，橡膠易被酸性或氧化性溶液腐蝕，所以堿式滴定管一般盛裝堿性溶液。拓展聚四氟乙烯滴定管既可以盛裝酸性溶液也可以盛裝堿性溶液，是因為其活塞材質為聚四氟乙烯，不怕酸堿腐蝕。3.常用指示劑指示劑變色的pH范圍甲基橙酚酞甲基紅拓展石蕊溶液作指示劑時，變色范圍較寬，且顏色變化不明顯，所以酸堿中和滴定時一般不選用石蕊為指示劑。4.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→排氣泡→調液面→記錄。②錐形瓶：洗滌→裝液→加指示劑。（2）滴定（3）終點判斷、讀數當滴入[16]最后半滴標準液，溶液變色，且[17]半分鐘（4）數據處理按上述操作重復[19]2～3次，求出用去標準鹽酸體積的平均值，根據c（NaOH）＝[20]c（HCl5.誤差分析（1）誤差分析依據當酸堿恰好中和時，有關系式：c待＝γc標·V標V待，c標、V待、γ均為已知量，所以c待的大小取決于V標的大小，V標偏大，則c待（2）常見的誤差分析（以0.1mol/LNaOH標準溶液滴定鹽酸為例）誤差來源c（HCl）滴定管中產生的誤差滴定管用蒸餾水洗滌后，未用標準液潤洗偏高滴定管未用待測液潤洗偏低盛標準液的滴定管滴定前有氣泡，滴定后無氣泡[21]偏高盛標準液的滴定管滴定前無氣泡，滴定后有氣泡[22]偏低盛待測液的滴定管使用前有氣泡，使用后無氣泡偏低盛待測液的滴定管使用前無氣泡，使用后有氣泡[23]偏高錐形瓶中產生的誤差錐形瓶用蒸餾水洗滌后又用待測液洗[24]偏高錐形瓶未洗凈，殘留有與待測液中溶質反應的少量物質[25]偏低錐形瓶洗凈后瓶內殘留有少量蒸餾水無影響讀數產生的誤差用滴定管量取待測液先俯視后仰視[26]偏低先仰視后俯視[27]偏高用滴定管量取標準液先俯視后仰視[28]偏高先仰視后俯視[29]偏低配制標準液產生的誤差配制500mL0.1mol/LNaOH溶液，需要2.0gNaOHNaOH已部分潮解[30]偏高NaOH中所含雜質雜質不與鹽酸反應[31]偏高所含雜質消耗1molHCl所需質量大于40g（如Na2CO3、NaHCO3）[32]偏高所含雜質消耗1molHCl所需質量小于40g（如Na2O）[33]偏低1.易錯辨析。（1）酸性KMnO4溶液應用堿式滴定管盛裝。（?）（2）可用堿式滴定管準確移取20.00mLNaOH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準溶液越濃越好，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。（?）2.[指示劑的選擇]利用滴定實驗測定待測溶液濃度時指示劑的選擇：（1）強酸（強堿）滴定強堿（強酸）時選擇甲基橙或酚酞溶液。（2）強酸滴定弱堿時選擇甲基橙溶液。（3）強堿滴定弱酸時選擇酚酞溶液。（4）Na2S2O3溶液滴定碘水時選擇淀粉溶液。提示選擇酸堿指示劑時，應選擇變色明顯、變色的pH范圍小且與滴定終點溶液的pH相接近的指示劑，以減小誤差。3.[滴定終點的判斷]利用滴定實驗測定待測溶液濃度時，滴定終點的準確判斷可以減小誤差。（1）用amol·L－1的鹽酸滴定未知濃度的NaOH溶液，用酚酞作指示劑，達到滴定終點的現象是滴入最后半滴標準溶液，溶液由粉紅色變?yōu)闊o色，且半分鐘內不恢復原色；若用甲基橙作指示劑，達到滴定終點的現象是滴入最后半滴標準溶液，溶液由黃色變?yōu)槌壬野敕昼妰炔换謴驮?。?）用強酸標準溶液滴定弱堿溶液時，以甲基橙為指示劑，達到滴定終點的現象為滴入最后半滴標準溶液時，溶液由黃色變?yōu)槌壬?，且半分鐘內不恢復原色。?）用強堿標準溶液滴定弱酸溶液時，以酚酞為指示劑，達到滴定終點的現象為滴入最后半滴標準溶液時，溶液由無色變?yōu)闇\紅色，且半分鐘內不恢復原色。（4）用Na2S2O3標準溶液滴定碘水時，以淀粉溶液為指示劑，達到滴定終點的現象為滴入最后半滴標準溶液時，溶液由藍色變?yōu)闊o色，且半分鐘內不恢復原色。（5）用酸性KMnO4標準溶液滴定H2O2溶液時，達到滴定終點的現象為滴入最后半滴標準溶液時，溶液由無色變?yōu)闇\紅色，且半分鐘內不恢復原色。內不恢復原色，視為滴定達到終點并記錄消耗標準液的體積。讀數時，視線要[18]與凹液面最低處相切。4.[誤差分析]利用滴定實驗測定待測溶液的濃度時，操作規(guī)范可以減小誤差。以NaOH標準溶液滴定未知濃度的鹽酸為例：（1）若堿式滴定管未潤洗，所測c（HCl）偏大。（填“偏大”“偏小”或“不變”，下同）（2）若取鹽酸時，酸式滴定管尖嘴處有氣泡，取一定體積后氣泡消失，所測c（HCl）偏小。（3）若滴定結束時讀取NaOH標準溶液俯視液面，所測c（HCl）偏小。（4）錐形瓶用水洗滌后未干燥，所測c（HCl）不變。提示依據公式c（HCl）＝c（N命題點酸堿中和滴定指示劑選擇及誤差分析1.[浙江高考]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（C）A.NaOH與鹽酸恰好完全反應時，pH＝7B.選擇變色范圍在pH突變范圍內的指示劑，可減小實驗誤差C.選擇甲基紅指示反應終點，誤差比甲基橙的大D.V（NaOH溶液）＝30.00mL時，pH＝12.3解析氫氧化鈉與鹽酸恰好完全反應生成氯化鈉和水，氯化鈉屬于強酸強堿鹽，溶液呈中性，即室溫下pH＝7，A正確；指示劑的變色范圍在pH突變范圍內，可減小實驗誤差，B正確；指示劑的變色范圍越接近反應的理論終點，實驗誤差越小，從題圖可知，甲基紅的變色范圍更接近反應終點（pH＝7），誤差更小，C錯誤；當加入NaOH溶液的體積為30.00mL時，鹽酸不足，過量的n（NaOH）＝30.00×10－3L×0.1000mol·L－1－20.00×10－3L×0.1000mol·L－1＝10－3mol，所以溶液中c（NaOH）＝10－3mol0.050L＝0.02mol·L－1，c（H＋）＝10－140.02mol·L－1＝命題拓展[選項拓展]下列說法正確的是（A）A.V（NaOH溶液）＝16.36mL時，pH＝2B.V（NaOH溶液）＝40.00mL時，c（Cl－）＝c（OH－）＋c（H＋）C.V（NaOH溶液）從0增至40.00mL的滴定過程中，水的電離程度先減小后增大解析V（NaOH溶液）＝16.36mL時，鹽酸過量，過量的V（鹽酸）＝20.00mL－16.36mL＝3.64mL，V總＝16.36mL＋20.00mL＝36.36mL，溶液中c（H＋）＝3.64×10－3L×0.1000mol·L－136.36×10－3L≈0.0100mol·L－1，則溶液pH＝2，A項正確。V（NaOH溶液）＝40.00mL時，n（Na＋）＝2n（Cl－），則c（Na＋）＝2c（Cl－），根據電荷守恒：c（Na＋）＋c（H＋）＝c（OH－）＋c（Cl－），則2c（Cl－）＋c（H＋）＝c（OH－）＋c（Cl－），可得c（Cl－）＋c（H＋）＝c（OH－），B項錯誤。V（NaOH溶液）從02.[指示劑選擇][廣東高考]準確移取20.00mL某待測HCl溶液于錐形瓶中，用0.1000mol·L－1NaOH溶液滴定。下列說法正確的是（B）A.滴定管用蒸餾水洗滌后，裝入NaOH溶液進行滴定B.隨著NaOH溶液滴入，錐形瓶中溶液pH由小變大C.用酚酞作指示劑，當錐形瓶中溶液由紅色變無色時停止滴定D.滴定達終點時，發(fā)現滴定管尖嘴部分有懸滴，則測定結果偏小解析滴定管用蒸餾水洗滌并用NaOH溶液潤洗后，方可裝入NaOH溶液進行滴定，A項錯誤；在滴定過程中，錐形瓶中溶液的pH由小變大，B項正確；用酚酞作指示劑，當溶液由無色變?yōu)闇\紅色，且30s內顏色不褪去，說明達到滴定終點，可停止滴定，C項錯誤；滴定后，若滴定管尖嘴部分有懸滴，說明計算時代入的NaOH溶液體積的值比實際滴入的大，導致測定結果偏大，D項錯誤?？键c2酸堿中和滴定的拓展應用中和滴定操作不僅適用于酸堿中和反應，也適用于氧化還原反應和沉淀反應等。類型滴定過程滴定原理滴定實例指示劑終點顏色變化酸堿中和滴定（包括返滴定）強酸滴定強堿甲基橙溶液由黃色變?yōu)槌壬獺＋＋OH－H2強堿滴定強酸酚酞溶液由無色變?yōu)闇\紅色測定NaOH和Na2CO3的混合物中NaOH的含量時，可先在混合溶液中加過量BaCl2溶液，使Na2CO3完全變成BaCO3沉淀，過濾后用標準鹽酸滴定濾液甲基橙溶液由黃色變?yōu)槌壬趸€原滴定Na2S2O3溶液滴定未知濃度的碘水淀粉溶液溶液由藍色變?yōu)闊o色2Na2S2O3＋I2Na2S4O6＋酸性KMnO4溶液滴定H2O2（或H2C2O4）溶液不需要指示劑溶液由無色變?yōu)闇\紅色2MnO4－＋5H2O2＋6H＋5O2↑＋2Mn2＋＋8H2O（或5H2C2O4＋2MnO4－＋6H＋2Mn2＋＋10CO2沉淀滴定AgNO3溶液滴定含Cl－或I－的溶液K2CrO4溶液出現淡紅色沉淀（Ag2CrO4為磚紅色沉淀）Ag＋＋Cl－AgCl↓或Ag＋＋I－拓展（1）沉淀滴定是利用沉淀反應進行滴定、分析的方法。常見的有銀量法，即利用Ag＋與鹵素離子的反應來測定Cl－、Br－、I－的濃度。（2）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溶液測定溶液中Cl－的含量時常以K2CrO4為指示劑，這是因為AgCl比Ag2CrO4難溶。1.[氧化還原滴定]用0.01mol·L－1酸性KMnO4溶液測定Na2SO3溶液的濃度。（1）反應原理：5SO32－＋2MnO4－＋6H＋2Mn2＋＋5SO（2）酸式滴定管用水洗滌后，還需要用0.01mol·L－1酸性KMnO4溶液潤洗。用堿式滴定管量取xmLNa2SO3溶液于錐形瓶中。該實驗為什么不需要指示劑？KMnO4溶液為紫紅色，產物中Mn2＋無色，利用其顏色變化指示終點。（3）滴定終點的現象是滴入最后半滴酸性KMnO4溶液時，溶液由無色變?yōu)闇\紅色，且半分鐘內不褪色，滴定操作重復3次，該滴定實驗數據如下：123V（KMnO4溶液）/mL10.029.809.98V（Na2SO3溶液）/mL15.0215.0014.98c（Na2SO3）＝0.0167mol·L－1。2.[沉淀滴定][2023浙江改編][Al2（OH）aClb]m的絮凝效果可用鹽基度衡量，鹽基度＝aa＋b。測定產品[Al2（OH）aClbCl－的定量測定：稱取一定量樣品，配成溶液，移取25.00mL溶液于錐形瓶中，調pH＝6.5～10.5，滴加指示劑K2CrO4溶液。在不斷搖動下，用0.1000mol·L－1AgNO3標準溶液滴定至淺紅色（有Ag2CrO4沉淀），30秒內不褪色。平行測試3次，平均消耗AgNO3標準溶液22.50mL。另測得上述樣品溶液中c（Al3＋）＝0.1000mol·L－1。產品的鹽基度為0.7。命題點1氧化還原滴定1.[天津高考改編]煙道氣中的NOx是主要的大氣污染物之一，為了監(jiān)測其含量，選用一定的采樣和檢測方法。回答下列問題：NOx含量的測定將vL氣樣通入適量酸化的H2O2溶液中，使NOx完全被氧化成NO3－，加水稀釋至100.00mL。量取20.00mL該溶液，加入v1mLc1mol·L－1FeSO4標準溶液（過量），充分反應后，用c2mol·L－1K2Cr2O7標準溶液滴定剩余的Fe2＋，終點時消耗v2（1）NO被H2O2氧化為NO3－的離子方程式為2NO＋3H2O22H＋＋2NO3－＋（2）滴定操作使用的玻璃儀器主要有錐形瓶、酸式滴定管。（3）滴定過程中發(fā)生下列反應：3Fe2＋＋NO3－＋4H＋NO↑＋3Fe3＋＋Cr2O72－＋6Fe2＋＋14H＋2Cr3＋＋6Fe3＋則氣樣中NOx折合成NO2的含量為23×（c1v1－6c解析（1）NO被H2O2氧化為NO3－，則H2O2被還原為H2O，配平離子方程式為2NO＋3H2O22NO3－＋2H＋＋2H2O。（2）K2Cr2O7標準溶液具有強氧化性，能氧化堿式滴定管下端的橡膠部分，因此滴定操作使用的玻璃儀器主要有錐形瓶、酸式滴定管。（3）根據滴定原理，可得原溶液中NO3－消耗的n（Fe2＋）＝（c1mol·L－1×v1×10－3L－c2mol·L－1×v2×10－3L×6）×100.0020.00＝5（c1v1－6c2v2）×10－3mol，則n（NO3－）＝13n（Fe2＋）＝53（c1v1－6c2v2）×10－3mol，故氣樣中NOx折合成NO2的含量為53（c1v1－6c2v2）×10－3mol×46000mg·mol－1÷命題點2沉淀滴定2.[天津高考]用沉淀滴定法快速測定NaI等碘化物溶液中c（I－），實驗過程包括準備標準溶液和滴定待測溶液。Ⅰ.準備標準溶液a.準確稱取AgNO3基準物4.2468g（0.0250mol）后，配制成250mL標準溶液，放在棕色試劑瓶中避光保存，備用。b.配制并標定100mL0.1000mol·L－1NH4SCN標準溶液，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－完全轉化為AgI沉淀。c.加入NH4Fe（SO4）2溶液作指示劑。d.用0.1000mol·L－1NH4SCN溶液滴定過量的Ag＋，使其恰好完全轉化為AgSCN沉淀后，體系出現淡紅色，停止滴定。e.重復上述操作兩次。三次測定數據如下表：實驗序號123消耗NH4SCN標準溶液體積/mL10.2410.029.98f.數據處理。回答下列問題：（1）滴定應在pH＜0.5的條件下進行，其目的是防止因Fe3＋的水解而影響滴定終點的判斷（或抑制Fe3＋的水解）。（2）b和c兩步操作是否可以顛倒否（或不能），說明理由若顛倒，Fe3＋與I－反應，指示劑耗盡，無法判斷滴定終點。（3）所消耗的NH4SCN標準溶液平均體積為10.00mL，測得c（I－）＝0.0600mol·L－1。（4）在滴定管中裝入NH4SCN標準溶液的前一步，應進行的操作為用NH4SCN標準溶液進行潤洗。（5）判斷下列操作對c（I－）測定結果的影響（填“偏高”“偏低”或“無影響”）。①若在配制AgNO3標準溶液時，燒杯中的溶液有少量濺出，則測定結果偏高。②若在滴定終點讀取滴定管刻度時，俯視標準液液面，則測定結果偏高。解析（1）滴定實驗中用NH4Fe（SO4）2溶液作指示劑，Fe3＋容易發(fā)生水解，影響滴定終點判斷，因此控制pH＜0.5，目的是抑制Fe3＋的水解。（2）Fe3＋能與I－發(fā)生氧化還原反應：2Fe3＋＋2I－2Fe2＋＋I2，因此b、c不能顛倒，否則指示劑耗盡，無法判斷滴定終點。（3）第1組數據誤差較大，舍去，取第2組、第3組實驗數據的平均值，則消耗NH4SCN標準溶液的體積為（10.02＋9.98）mL×12＝10.00mL。根據滴定原理，則n（Ag＋）＝n（I－）＋n（SCN－），故n（I－）＝n（Ag＋）－n（SCN－）＝0.025L×0.1000mol·L－1－0.01L×0.1000mol·L－1＝0.0015mol，則c（I－）＝0.0015mol0.025L＝0.0600mol·L－1。（4）在滴定管中裝入NH4SCN標準溶液之前，要先用NH4SCN標準溶液潤洗滴定管。（5）①配制AgNO3標準溶液時，若燒杯中溶液有少量濺出，配制的AgNO3標準溶液的濃度偏低，則滴定時消耗的NH4SCN標準溶液的體積偏小，測得的c（I－）偏高。②滴定管“0”1.[2023山東]閱讀下列材料，完成（1）～（3）題。一定條件下，乙酸酐[（CH3CO）2O]醇解反應[（CH3CO）2O＋ROHCH3COOR＋CH3COOH]可進行完全，利用此反應定量測定有機醇（ROH①配制一定濃度的乙酸酐－苯溶液。②量取一定體積乙酸酐－苯溶液置于錐形瓶中，加入mgROH樣品，充分反應后，加適量水使剩余乙酸酐完全水解：（CH3CO）2O＋H2O2CH3COOH③加指示劑并用cmol·L－1NaOH－甲醇標準溶液滴定至終點，消耗標準溶液V1mL。④在相同條件下，量取相同體積的乙酸酐－苯溶液，只加適量水使乙酸酐完全水解；加指示劑并用cmol·L－1NaOH－甲醇標準溶液滴定至終點，消耗標準溶液V2mL。（1）對于上述實驗，下列做法正確的是（C）A.進行容量瓶檢漏時，倒置一次即可B.滴入半滴標準溶液，錐形瓶中溶液變色，即可判定達滴定終點C.滴定讀數時，應單手持滴定管上端并保持其自然垂直D.滴定讀數時，應雙手一上一下持滴定管解析容量瓶檢漏時，需先倒置看是否漏水，不漏水，再將容量瓶正放，旋轉活塞180度，再倒置一次看是否漏水，因此進行容量瓶檢漏時，需倒置兩次，A錯誤；滴入半滴標準溶液，錐形瓶中溶液變色，且半分鐘內溶液顏色不變化，才可判定達到滴定終點，B錯誤；滴定讀數時，應單手持滴定管上端并保持其自然垂直，C正確，D錯誤。（2）ROH樣品中羥基含量（質量分數）計算正確的是（A）A.c（V2－V1）×171C.0.5c（V2－V1解析用cmol·L－1NaOH－甲醇標準溶液進行滴定，根據反應CH3COOH＋NaOHCH3COONa＋H2O，結合步驟④可得關系式：乙酸酐[（CH3CO）2O]～2CH3COOH～2NaOH，則n（乙酸酐）＝0.5cV2×10－3mol，根據反應（CH3CO）2O＋ROHCH3COOR＋CH3COOH，結合步驟②，設樣品中ROH為xmol，則x＋2×（0.5cV2×10－3－x）＝cV1×10－3，解得x＝c（V2－V1）×10－3，又因ROH樣品的質量為mg，則ROH樣品中羥基的質量分數為c（V2－（3）根據上述實驗原理，下列說法正確的是（B）A.可以用乙酸代替乙酸酐進行上述實驗B.若因甲醇揮發(fā)造成標準溶液濃度發(fā)生變化，將導致測定結果偏小C.步驟③滴定時，不慎將錐形瓶內溶液濺出，將導致測定結果偏小D.步驟④中，若加水量不足，將導致測定結果偏大解析由于乙酸酐能發(fā)生醇解反應生成羧酸和酯，生成的羧酸可用NaOH－甲醇標準溶液進行滴定，因此不能用乙酸代替乙酸酐進行上述實驗，A錯誤；NaOH－甲醇標準溶液中甲醇揮發(fā)會造成標準溶液濃度增大，所消耗體積偏小，將導致測定結果偏小，B正確；步驟③滴定時，不慎將錐形瓶內溶液濺出，將使測定的V1減小，導致測定結果偏大，C錯誤；步驟④中，若加水量不足，則乙酸酐不能完全轉化為乙酸，使測得的V2減小，導致測定結果偏小，D錯誤。2.[中和滴定曲線應用][2022浙江]某同學在兩個相同的特制容器中分別加入20mL0.4mol·L－1Na2CO3溶液和40mL0.2mol·L－1NaHCO3溶液，再分別用0.4mol·L－1鹽酸滴定，利用pH計和壓力傳感器檢測，得到如下曲線：下列說法正確的是（C）A.圖中甲、丁線表示向NaHCO3溶液中滴加鹽酸，乙、丙線表示向Na2CO3溶液中滴加鹽酸B.當滴加鹽酸的體積為V1mL時（a點、b點），所發(fā)生的反應用離子方程式表示為HCO3－＋H＋CO2↑＋C.根據pH－V（HCl）圖，滴定分析時，c點可用酚酞、d點可用甲基橙作指示劑指示滴定終點D.Na2CO3和NaHCO3溶液中均滿足：c（H2CO3）－c（CO32－）＝c（OH－）－c（解析因為CO32－比HCO3－的水解程度大，且Na2CO3溶液濃度比NaHCO3溶液大，故Na2CO3溶液的初始pH較大，甲線表示向Na2CO3溶液中滴加鹽酸，向Na2CO3溶液中滴加鹽酸時，CO32－→HCO3－→H2CO3→CO2，開始加入鹽酸時沒有CO2產生，故丁線表示向Na2CO3溶液中滴加鹽酸，A項錯誤；從圖像可以看出，b點尚未放出CO2，此時反應的離子方程式是HCO3－＋H＋H2CO3，B項錯誤；圖像顯示c點pH在8～10，則可以用酚酞作指示劑，d點pH在3～4，則可以用甲基橙作指示劑，C項正確；根據質子守恒，Na2CO3溶液中c（OH－）＝c（H＋）＋c（HC3.[2021山東改編]賴氨酸[H3N＋（CH2）4CH（NH2）COO－，用HR表示]是人體必需氨基酸，其鹽酸鹽（H3RCl2）在水溶液中存在如下平衡：H3R2＋k1H2R＋k2HRk向一定濃度的H3RCl2溶液中滴加NaOH溶液，溶液中H3R2＋、H2R＋、HR和R－的分布系數δ（x）隨pH變化如圖所示。已知δ（x）＝c（x）c（A.K2KB.M點，c（Cl－）＋c（OH－）＋c（R－）＝2c（H2R＋）＋c（Na＋）＋c（H＋）C.O點，pH＝－D.P點，c（Cl－）＞c（Na＋）＞c（OH－）＞c（H＋）解析向H3RCl2溶液中加入NaOH溶液，依次發(fā)生反應：H3R2＋＋OH－H2R＋＋H2O、H2R＋＋OH－HR＋H2O、HR＋OH－R－＋HM點，c（H3R2＋）＝c（H2R＋），根據電荷守恒得c（Cl－）＋c（OH－）＋c（R－）＝2c（H3R2＋）＋c（H2R＋）＋c（Na＋）＋c（H＋），代入c（H3R2＋）＝c（H2R＋），得c（Cl－）＋c（OH－）＋c（R－）＝3c（H2R＋）＋c（Na＋）＋c（H＋），B項錯誤；P點溶液呈堿性，c（OH－）＞c（H＋），且此時HR的分布系數呈減小趨勢，說明所加NaOH的物質的量多于H3RCl2的2倍，則c（Na＋）＞c（Cl－），故c（Na＋）＞c（Cl－）＞c（OH－）＞c（H＋），D項錯誤。4.[浙江高考]室溫下，取20mL0.1mol·L－1某二元酸H2A，滴加0.2mol·L－1NaOH溶液。已知：H2AH＋＋HA－，HA－?H＋＋A2－。下列說法不正確的是（BA.0.1mol·L－1H2A溶液中有c（H＋）－c（OH－）－c（A2－）＝0.1mol·L－1B.當滴加至中性時，溶液中c（Na＋）＝c（HA－）＋2c（A2－），用去NaOH溶液的體積小于10mLC.當用去NaOH溶液體積10mL時，溶液的pH＜7，此時溶液中有c（A2－）＝c（H＋）－c（OH－）D.當用去NaOH溶液體積20mL時，此時溶液中有c（Na＋）＝2c（HA－）＋2c（A2－）解析解答本題的關鍵是審清已知信息中二元酸H2A第一步是完全電離的，這就導致HA－只電離不水解，且溶液中不存在H2A分子。對于0.1mol·L－1H2A溶液而言，根據電荷守恒可知c（H＋）＝c（OH－）＋c（HA－）＋2c（A2－），根據物料守恒可知c（H2A）＋c（HA－）＋c（A2－）＝0.1mol·L－1，又H2A第一步完全電離，故c（H2A）＝0，將c（HA－）＋c（A2－）＝0.1mol·L－1代入c（H＋）＝c（OH－）＋c（HA－）＋2c（A2－）可得c（H＋）＝c（OH－）＋c（A2－）＋0.1mol·L－1，故c（H＋）－c（OH－）－c（A2－）＝0.1mol·L－1，A項正確；當溶液呈中性時c（H＋）＝c（OH－），由電荷守恒可得c（Na＋）＝c（HA－）＋2c（A2－），若用去的NaOH溶液體積為10mL，此時溶液的溶質為NaHA，由于HA－只電離不水解，故此時溶液呈酸性，要使溶液呈中性，則NaOH溶液的體積必須大于10mL，B項錯誤；當用去NaOH溶液體積10mL時，溶液pH＜7，由HA－?H＋＋A2－，H2O?H＋＋OH－，根據質子守恒得c（H＋）＝c（OH－）＋c（A2－），故c（A2－）＝c（H＋）－c（OH－），C項正確；當用去NaOH溶液體積20mL時，根據物料守恒可知c（Na＋）＝2c（HA－）＋2c（1.[2022山東]實驗室用基準Na2CO3配制標準溶液并標定鹽酸濃度，應選甲基橙為指示劑，并以鹽酸滴定Na2CO3標準溶液。下列說法錯誤的是（A）A.可用量筒量取25.00mLNa2CO3標準溶液置于錐形瓶中B.應選用配帶塑料塞的容量瓶配制Na2CO3標準溶液C.應選用燒杯而非稱量紙稱量Na2CO3固體D.達到滴定終點時溶液顯橙色解析量取25.00mLNa2CO3標準溶液應選擇堿式滴定管或移液管，A項錯誤；Na2CO3溶液呈堿性，能與玻璃中的二氧化硅反應，因此應選用配帶塑料塞的容量瓶配制Na2CO3標準溶液，B項正確；碳酸鈉有吸濕性和一定的腐蝕性，稱量碳酸鈉固體時應選用燒杯，C項正確；達到滴定終點時溶液呈酸性，顯橙色，D項正確。2.[2023雅安中學月考]某同學進行酸堿中和滴定實驗，操作如下：①取一錐形瓶，用待測鹽酸潤洗兩次；②向錐形瓶中加入25.00mL待測鹽酸，并加入幾滴酚酞溶液；③另取一支堿式滴定管，檢漏后用蒸餾水洗滌2～3次，向堿式滴定管中注入標準堿液；④調整堿式滴定管中液面至“0”刻度；⑤邊滴加堿液，邊搖動錐形瓶；⑥兩眼注視滴定管內液面變化；⑦直至加入半滴標準液，溶液從無色變?yōu)榉奂t色且半分鐘內不褪色，達到滴定終點。實驗中存在的錯誤共有（C）A.1處 B.2處C.3處 D.4處解析錐形瓶用待測鹽酸潤洗會導致測定結果偏大，①錯誤；滴定管在用蒸餾水洗滌后要用標準液潤洗，否則會導致測定結果偏大，③錯誤；滴定過程中眼睛觀察錐形瓶內溶液顏色的變化，⑥錯誤。綜上分析，C項符合題意。3.[2023北京海淀區(qū)期末]食醋中含有醋酸等有機酸及少量氨基酸。食醋的酸度是指每100mL食醋中含酸（均折合成醋酸）的質量。國家標準規(guī)定釀造食醋酸度不得低于3.5g/100mL?？捎玫味ǚy定食醋的酸度。某小組同學量取10.00mL自制食醋樣品稀釋至250.00mL（溶液幾乎無色），每次量取25.00mL于錐形瓶中，加入3.00mL中性甲醛溶液（掩蔽氨基的堿性），以酚酞為指示劑，用0.1000mol·L－1NaOH標準溶液滴定，滴定管讀數記錄如表。第一次第二次第三次滴定前NaOH溶液的體積讀數/mL0.001.002.00滴定后NaOH溶液的體積讀數/mL9.9011.0012.10下列說法不正確的是（C）A.醋酸易溶于水與“醋酸分子和水分子之間能形成氫鍵”有關B.錐形瓶中溶液由無色變?yōu)榉奂t色，且半分鐘內不褪色時停止滴定C.該自制食醋樣品的酸度不符合國家標準D.若不加甲醛溶液，測定結果會偏低解析CH3COOH分子中的—OH和水分子間易形成氫鍵，使得醋酸易溶于水，A正確；用NaOH溶液滴定醋酸，以酚酞為指示劑，則達到滴定終點時，錐形瓶內溶液由無色變?yōu)榉奂t色，且半分鐘內不褪色，B正確；由表中數據知，滴定時平均消耗NaOH溶液的體積為10.00mL，根據CH3COOH＋NaOHCH3COONa＋H2O可計算稀釋后CH3COOH的濃度為0.1000mol·L－1×10.00mL25.00mL＝0.04mol·L－1，則原10.00mL樣品中CH3COOH的物質的量為0.04mol·L－1×250.00×10－3L＝0.01mol，質量為0.01mol4.[2024福州一檢]室溫下，將0.1mol·L－1NaOH溶液滴入10mL0.1mol·L－1HCl和0.1mol·L－1HA（Ka＝10－3）的混合溶液中，測得混合溶液的pH隨滴加的V（NaOH溶液）的變化關系如圖所示。下列說法正確的是（B）A.a點時，c（Cl－）＞c（A－）＞c（HA）B.b點時，c（Cl－）＝0.05mol·L－1C.c點時，c（Na＋）＝c（A－）＋c（HA）D.a→d過程中，水的電離程度大小關系為：c＞b＞a＞d解析HCl為強酸，在溶液中完全電離，HA為弱酸（Ka＝10－3），在溶液中部分電離，且HCl電離出的H＋抑制HA的電離，所以a點c（HA）＞c（A－），A項錯誤；b點加入10mLNaOH溶液，溶液總體積變?yōu)樵瓉淼膬杀?，則c（Cl－）減小為0.05mol·L－1，B項正確；c點溶液為等物質的量的NaCl和NaA的混合溶液，存在物料守恒：c（Na＋）＝c（A－）＋c（HA）＋c（Cl－），C項錯誤；由上述分析可知，a點水的電離程度小于d點，D項錯誤。5.[2023湖北武漢檢測]電位滴定法是根據滴定過程中指示電極電位的變化來確定滴定終點的一種分析方法。在化學計量點附近，待測離子濃度發(fā)生突躍，指示電極電位（ERC）也產生突躍，進而確定滴定終點的位置。常溫下，利用cmol/LHCl標準溶液滴定VmL某純堿樣品溶液中NaHCO3的含量（其他雜質不參與反應），電位滴定曲線如圖所示。下列說法錯誤的是（D）A.水的電離程度：a＞cB.a點對應溶液中存在：c（Na＋）＞c（HCO3－）＋c（CO32－）＋c（C.VmL該純堿樣品溶液中含有NaHCO3的質量為0.084cgD.c點指示的是第二滴定終點，b點到c點的過程中存在c（Na＋）＜c（Cl－）解析6.[2024上海交大附屬中學開學考]滴定法是重要的化學定量分析方法，可將樣品配成溶液，用酸堿中和滴定法測定市售白醋的總酸度（總酸度單位：g/100mL）。（1）配制500mL0.1000mol·L－1NaOH標準溶液需要準確稱取2.0g固體NaOH。（2）準備與滴定①待測液的準備：用移液管吸取白醋樣品25.00mL置于錐形瓶（填儀器名稱）中。②標準溶液的準備：用滴定管盛裝NaOH標準溶液。③滴定：向待測液中加入2滴酚酞溶液作為指示劑，將NaOH標準溶液逐滴滴入樣品中，當滴入最后半滴NaOH標準溶液后溶液由無色變成淺紅色，且半分鐘內不恢復原色，即達到滴定終點。（3）數據處理與計算重復上述操作，四次測定數據如表：實驗序號1234消耗NaOH標準溶液體積/mL20.0119.9717.2720.02①計算得出白醋的總酸度為0.48g/100mL。（白醋的溶質為CH3COOH）②下列使測得的白醋的總酸度偏小的是A（填標號，下同）。A.移液管洗凈后沒有用白醋潤洗B.裝NaOH標準溶液的滴定管尖嘴處滴定前有氣泡，滴定結束后無氣泡C.用含有KOH雜質的NaOH固體配制標準溶液D.配制NaOH標準溶液時，定容時仰視刻度線（4）滴定曲線分析①常溫下，用0.1000mol·L－1NaOH溶液滴定20.00mL0.10mol·L－1CH3COOH溶液的曲線如圖所示。下列說法正確的是D。A.a點溶液中：c（CH3COO－）＋c（OH－）＝c（Na＋）B.b點溶液中：c（CH3COO－）＋c（CH3COOH）＝c（Na＋）C.c點溶液中：c（Na＋）＞c（OH－）＞c（CH3COO－）＞c（H＋）D.滴定過程中可能出現：c（CH3COOH）＞c（CH3COO－）＞c（H＋）＞c（Na＋）＞c（OH－）②向c點溶液中滴加少量的稀鹽酸，溶液中c（CH3COOH）c（CH3COO－解析（1）配制500mL0.1000mol·L－1NaOH標準溶液，需要n（NaOH）＝cV＝0.5L×0.1000mol·L－1＝0.05mol，m（NaOH）＝nM＝0.05mol×40g·mol－1＝2.0g。（2）①滴定實驗中，待測液置于錐形瓶中。③醋酸鈉是強堿弱酸鹽，溶液呈堿性，用酚酞溶液作指示劑，將NaOH標準溶液逐滴滴入樣品中，當滴入最后半滴NaOH標準溶液，溶液由無色變成淺紅色，且半分鐘內不恢復