考點27 水的電離和溶液的pH（原卷版）-2023年高考化學一輪復(fù)習

考點27水的電離和溶液的pH

本考點在高考中屬于必考點，且試題難度一般較大，常結(jié)合鹽類水解、電離平衡以及離子濃度大小比

較等進行綜合命題，常見的命題形式：(1)結(jié)合圖像考查溶液的酸堿性判斷、pH的計算，以及離子濃度的大

小比較等；(2)以酸堿中和滴定為載體，考查“強”滴“弱”過程中微粒濃度的變化以及其他相關(guān)知識；(3)以滴

定為基礎(chǔ)，考查相關(guān)操作和計算等。

預(yù)測2023年本考點依然會結(jié)合圖像,考查水的電離平衡與溶液酸堿性的關(guān)系，以及pH的相關(guān)計算等；

還會基于中和滴定，考查氧化還原滴定、沉淀滴定等有關(guān)計算，注意滴定終點判斷的規(guī)范表達。

重點考向

一、水的電離

二、溶液的酸堿性與pH

水是極弱的電解質(zhì)，其電離方程式為2H2c>^=^H3O++OH-或H2O?^H'+OH。

2.水的離子積常數(shù)

(1)表達式:Kw=c(H,c(OH)室溫下，降=1x10-140

(2)影響因素：只與溫度有關(guān)，水的電離是吸熱過程，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(zhì)水溶液。在任何水溶液中均存在H+和OH,

只要溫度不變，K”,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FeC”、Na2co3),水的電離程度增大，K、、,不變。

【小試牛刀】

請判斷下列說法的正誤(正確的打'7”,錯誤的打"x”)

(1)溫度一定時，水的電離常數(shù)與水的離子積常數(shù)相等()

(2)100℃的純水中以1廣)=1x11)6moiL-,此時水呈酸性()

(3)在蒸儲水中滴加濃H2so4，Kw不變()

(4)NaCl溶液和CH3coONHi溶液均顯中性，兩溶液中水的電離程度相同()

(5)室溫下，0.1molLi的HC1溶液與0.1mol-L1的NaOH溶液中水的電離程度相等()

(6)任何水溶液中均存在H卡和OH,且水電離出的c(H*)和c(OH)相等()

(7)25C時,0.1mohL-i的NaOH溶液中Kw=lxl013mol2-L-2()

iOx114mcl2」一2

(8)某溫度下，純水中的c(H+)=2xl()-7molLr,則c(OH-)=f^~萬丁()

zxiumoi-c

(9)25℃時，0.01moLL-i的鹽酸中，c(OH-)=1.0xlO-l2mol-L_|()

【典例】

例125K時，水的電離達到平衡：H2O=^H++OH,下列敘述不正確的是()

A.將純水加熱到95℃時，Kw變大，pH減小，水仍呈中性

B.向純水中加入稀氨水，平衡逆向移動，c(OH-)增大，Kw不變

C.向水中加入少量固體硫酸氫鈉，c(H+)增大，平衡逆向移動，Kw不變

D.向水中通入HC1氣體，平衡逆向移動，溶液導電能力減弱

【答案】D

【解析】A項，水加熱到95℃,水的離子積常數(shù)變大，氫離子濃度增大，pH減小，但以H+)=c(OH),

因此仍呈中性，A不符合題意；B項，向純水中加入稀氨水，水的電離平衡逆向移動，溶液中c(OH)增大,

但由于溫度不變，所以水的離子積常數(shù)Kw不變，B不符合題意；C項，水中加入硫酸氫鈉，硫酸氫鈉電離

產(chǎn)生H+,使溶液中c(H+)增大，水的電離平衡逆向移動，但水溫度不變，因此水的離子積常數(shù)人不變，C

不符合題意；D項，水中通入氯化氫，HC1電離產(chǎn)生H+,使溶液中c(H+)增大，水的電離平衡逆向移動，由

于溶液中自由移動的離子濃度增大，因此溶液的導電性增強，D符合題意：故選D。

例225℃時，在等體積的①pH=O的H2SO4溶液、②0.05mo\L'的Ba(0H)2溶液、③pH=10的Na2s

溶液、④pH=5的NH4NO3溶液中，由水電離的H'的物質(zhì)的量之比是()

A.1：10：1010：109B.1：5：(5xl09)：(5x108)

C.1：20：1010：109D.1：10：104：1()9

【答案】A

【解析】25℃時，pH=O的H2s04溶液中由水電離出的c(H')=1014mol-L'；0.05moLL?的Ba(0H)2

溶液中c(OH)=0.05molL-,x2=0.1mol-L-',根據(jù)K、、=c(H')《0才河得，由水電離出的c(H')=10-13

mol-L*；pH=10的Na2s溶液中由水電離出的c(H+)=l()rmol-L'；pH=5的NH4NO3溶液中由水電離出

的C(H+)=l()rmol.L-|,故等體積上述溶液中水電離的H上的物質(zhì)的量之比為10—14:|013:10-4:1()-5=1:

10：10'°：10〉即選項A正確。

【對點提升】

對點125℃時，水存在平衡狀態(tài)：H2O=^H++OH—AH>0,下列敘述正確的是()

A.加熱，Kw增大，c(OH)增大

B.滴入稀氨水，平衡向左移動，c(OH-)減小，Kw減小

C.加少量NaHSCU固體，平衡向左移動，c(H*)減小，Kw不變

D.加少量金屬Na,平衡向右移動，c(H+)增大

對點2常溫下，向20.00mLO.lHA溶液中滴入0.1mol-L」NaOH溶液，溶液中由水電離出

的氫離子濃度的負對數(shù)［一lgc(H+)木］與所加NaOH溶液體積的關(guān)系如圖所示，下列說法中不正確的是()

MNaOH溶液)/mL

A.常溫下，Ka(HA)約為10—5B.M、P兩點溶液對應(yīng)的pH=7

C.6=20.00D.M點后溶液中均存在c(Na+)>c(A)

【巧學妙記】

外界條件對水電離平衡的具體影響

平衡移動方向Kw水的電離程度c(OH)c(H+)

HC1逆不變減小減小增大

NaOH逆不變減小增大減小

可水解Na2CO3正不變增大增大減小

的鹽NH4CI正不變增大減小增大

升溫正增大增大增大增大

溫度

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

1.溶液的酸堿性是由溶液中c(H')與c(OH)的相對大小決定的。請?zhí)顚懴卤?

以酎)與c(OH")相對大小c(H+)的范圍(25℃)

中性溶液c(OH")=c(H+)c(H+)=1.0x107mol-L-1

酸性溶液c(OH")<c(H)c(H)>1.0xl0-7molL1

堿性溶液c(OH~)>c(H+)c(H")<1.0xl0-7mol-L1

2.溶液的pH

(1)定義：pH是c(H+)的負對數(shù)，其表達式是pH=-lgc(H+)。

(2)pH大小能反映出溶液中c(H-)的大小，即能表示溶液的酸堿性強弱。

C(H+)110-'10-210-310-410-5lO^lxl^KHlO-MO-^lO-'MO-^lO-^IO-'4

pH(0)(1)(2)(3)(4)(5)(6)(7)(8)(9)(10)(i1)(12)(13)(14)r

-仲性)---------------------?

(酸性越強)---------------(堿性越強)

在25℃時，pH>7,表示溶液呈堿性，pH越大，溶液的堿性越強，pH每增加1個單位，

c(OH-)增大到原來的10倍；pH=7,溶液呈中性；pH<7,表示溶液呈酸性，pH越小，溶液酸性越強，

pH每減小1個單位，溶液中。(丁)增大到原來的10倍。

(3)pH的取值范圍為0-14,即只適用于c(H'月mol-L_1或c(OH)<1molf1的電解質(zhì)溶液，當c(H+)

或c(OH-)>lmol-L"1時，直接用c(H+)或COH)表示溶液的酸堿性。

3.溶液酸堿性的測定方法

(1)酸堿指示劑法(只能測定溶液的pH范圍)。常見酸堿指示劑的變色范圍：

指示劑變色范圍(顏色與pH的關(guān)系)

石蕊紅色-5.0紫色8.0一藍色

酚獻無色—8.2粉紅色10.0—紅色

甲基橙紅色—3.1橙色4.4—黃色

(2)利用pH試紙測定，使用的正確操作為取一小片pH試紙，放在潔凈的表面皿上或玻璃片上，用干燥

潔凈的玻璃棒蘸取試液點在試紙上，當試紙顏色變化穩(wěn)定后迅速與標準比色卡對照，讀出pH。

(3)利用pH計測定，儀器pH計可精確測定試液的pH(讀至小數(shù)點后2位)。

【小試牛刀】

請判斷下列說法的正誤(正確的打’7"，錯誤的打“x”)

(1)如果c(H+)女'(OH-),則溶液一定呈一定的酸堿性()

(2)任何水溶液中都有c(H+)和c(OH-)()

(3)c(H.)等于lO+mol.L」的溶液一定呈現(xiàn)酸性()

(4)pH<7的溶液一定呈酸性()

(5)在任何條件下，純水都呈中性()

(6)25°C時，純水和燒堿溶液中水的離子積常數(shù)不相等()

(7)在100℃時，純水的pH>7()

(8)如果c(H*)/c(OH-)的值越大，則酸性越強()

(9)升高溫度，水的電離程度增大，酸性增強()

(10)25℃時，0.01mol-L1的KOH溶液的pH=12()

(11)任何溫度下，利用H'和OIF濃度的相對大小均可判斷溶液的酸堿性()

(12)某溶液的以H+)>10-7moi.L-i,則該溶液呈酸性()

(13)pH減小，溶液的酸性一定增強()

(14)100℃時Kw=1.0x1012mopL2,001mo1,L?鹽酸的pH=2,0.01mol-L?的NaOH溶液的pH=

10()

(15)用蒸饋水潤濕的pH試紙測溶液的pH,一定會使結(jié)果偏低()

(16)用廣范pH試紙測得某溶液的pH為3.4()

(17)用pH計測得某溶液的pH為7.45()

(18)1.0x10rmol「鹽酸的pH=3,1610-8moi『鹽酸的pH=8()

(19)pH=a的醋酸溶液稀釋一倍后，溶液的pH=/>,則”>仇)

【典例】

例1(2022.浙江省1月選考)水溶液呈酸性的鹽是()

A.NH4clB.BaChC.H2SO4D.Ca(OH)2

【答案】A

【解析】A項，NH4cl鹽溶液存在NH4++H2ONH3H2O+H+而顯酸性，A符合題意；B項，BaCh

溶液中Ba?*和Cl-均不水解，是強酸強堿鹽，溶液顯中性，B不符合題意：C項，H2s04屬于酸，不是鹽類，

C不符合題意；D項，Ca(OH”是堿類物質(zhì)，溶液顯堿性，D不符合題意；故選A。

7l5

例2(2022?浙江省1月選考)已知25℃時二元酸H2A的Kal=1.3xl0-,Ka2=7.1xl0o下列說法正確的

是()

A.在等濃度的Na?A、NaHA溶液中，水的電離程度前者小于后者

B.向O.lmolL」的H2A溶液中通入HC1氣體(忽略溶液體積的變化)至pH=3,則H2A的電離度為0.013%

C.向H2A溶液中加入NaOH溶液至pH=ll,則c(A2')>c(HA)

D.取pH=a的H2A溶液10mL,加蒸D水稀釋至100mL,則該溶液pH=a+l

【答案】B

【解析】A項，在等濃度的NazA、NaHA溶液中，A?一的水解程度大于HA,水的電離程度前者大于后

者，故A錯誤；B項，向O.lmoLL」的H2A溶液中通入HC1氣體(忽略溶液體積的變化)至pH=3,

103xc(HA)rc(HA)

=1.3xl07,則H2A的電離度———^xlOO%=1.3xlO^4xlOO%=0.013%,故B正確；C項,

<H2A)C(H2A)

10"xc(A2)

=7.1xl()T5,

向H2A溶液中加入NaOH溶液至pH=ll,則c(A2-)<c(HA)故C錯誤；D項,

H2A是弱酸，取pH=a的H2A溶液10mL,加蒸儲水稀釋至100mL,H2A的電離平衡正向移動，則該溶液

pH<a+l,故D錯誤；故選B。

【對點提升】

對點1已知溫度T時水的離子積常數(shù)為人,該溫度下，將濃度為amol-L^1的一元酸HA與方mol-L-

?的一元堿BOH等體積混合，可判定該溶液呈中性的依據(jù)是()

A.a=b

B.混合溶液的pH=7

C.混合溶液中，c(H+)=<^.mol-L,

D.混合溶液中，c(H+)+c(B+)=c(OH)+c(A)

對點2在T℃時，某NaOH稀溶液中C(H+)=1(T"mol/L,c(OH)=10-femol/L,已知0+〃=12。向

該溶液中逐滴加入pH=c的鹽酸(T℃),測得混合溶液的部分pH如下表所示：

序號NaOH溶液的體積/mL鹽酸的體積/mL溶液的pH

①20.000.008

②20.0020.006

假設(shè)溶液混合前后的體積變化忽略不計，則。為()

A.3B.4C.5D.6

【巧學妙記】

溶液pH計算的一般思維模型

初步判斷最終溶液的酸堿性

|酸性,溶液||堿性.溶液|

酸的酸與酸酸與減堿與堿堿的

稀釋的混合的混合的混合稀釋

先求最終溶液中〃(H，)，先求最終溶液中〃(OH)

再根據(jù)最終溶液的體積再求[OH1最后再根據(jù)

[H上盤j求出[H+]

(V)求[W]=

|求pH=-lg[H，]]

酸堿中和滴定

1.實驗原理

利用酸堿中和反應(yīng)，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)=^端揩11

酸堿中和滴定的關(guān)鍵：

(1)準確測定標準液和待測液的體積;

(2)準確判斷滴定終點。

2.實驗用品

⑴儀器

圖(A)是酸式滴定管、圖(B)是堿式滴定管、滴定管夾、鐵架臺、錐形瓶。

(2)試劑：標準液、待測液、指示劑、蒸儲水。

(3)滴定管

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)可精確到0.01mL。

③洗滌：先用蒸儲水洗滌，再用待裝液潤洗。

④排泡：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使用注意事項：

試劑性質(zhì)滴定管原因

酸性、氧化性酸式滴定管氧化性物質(zhì)易腐蝕橡膠管

堿性堿式滴定管堿性物質(zhì)易腐蝕玻璃，致使玻璃活塞無法打開

3.實驗操作

以標準鹽酸滴定待測NaOH溶液為例

⑴滴定前的準備

①滴定管：查漏一洗滌一潤洗一裝液一調(diào)液面一記錄。

②錐形瓶：注堿液一記體積一加指示劑。

⑵滴定

左手泡即宜q-眼睛注視錐

定管的活塞形瓶內(nèi)溶液

的顏色變化

右手搖動

錐形菽"

(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(nèi)不恢復(fù)原來的顏色，視為滴定終點并記錄標準

液的體積。

(4)數(shù)據(jù)處理

按上述操作重復(fù)二至三次，求出用去標準鹽酸體積的平均值，根據(jù)c(NaOH)=以甯@器;)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

酚酷<8.2無色8.2?10.0淺紅色>10.0紅色

5.中和滴定原理的拓展應(yīng)用

(1)沉淀滴定

概念：沉淀滴定是利用沉淀反應(yīng)進行滴定、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濃度。

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AgNCh溶液測定溶液中C1的含量

時常以er。，為指示劑，這是因為AgCl比Ag2CrO4更難溶的緣故。

(2)氧化還原滴定

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)。

實例：

①酸性KMnO4溶液滴定H2c2。4溶液

+2+

原理：2MnC)4+6H+5H2c2。4=1OCO2T+2Mn+8H2O

指示劑：酸性KMnCU溶液本身呈紫色，不用另外選擇指示劑，當?shù)稳胍坏嗡嵝訩MnCU溶液后，溶液

由無色變淺紅色，且半分鐘內(nèi)不褪色，說明到達滴定終點。

②Na2s2O3溶液滴定碘液

原理：2Na2szCh+k=Na2sO6+2NaI

指示劑：用淀粉作指示劑，當?shù)稳胍坏蜰a2s2O3溶液后，溶液的藍色褪去，且半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原色，說

明到達滴定終點。

【小試牛刀】

請判斷下列說法的正誤(正確的打錯誤的打“X”)

(1)滴定終點就是酸堿恰好中和的點()

(2)滴定管盛標準溶液時，調(diào)液面一定要調(diào)到“0”刻度()

(3)KMnO4溶液應(yīng)用堿式滴定管盛裝()

(4)用堿式滴定管準確量取20.00mL的NaOH溶液()

(5)將液面在0mL處的25mL的酸式滴定管中的液體全部放出，液體的體積為25mL()

(6)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()

(7)中和滴定實驗時，滴定管、錐形瓶均用待測液潤洗()

(8)用標準HC1溶液滴定NaHCCh溶液來測定其濃度，選擇酚酬為指示劑()

(9)滴定接近終點時，滴定管的尖嘴可以接觸錐形瓶內(nèi)壁()

(10)用稀NaOH滴定鹽酸，用酚獻作指示劑，當錐形瓶中溶液由紅色變無色時停止滴定()

(11)25℃時，用醋酸溶液滴定等濃度NaOH溶液至pH=7,V?K<VNaoH()

(12)等體積、等物質(zhì)的量濃度的鹽酸和醋酸分別與NaOH溶液反應(yīng)，得到pH=7的溶液所消耗的"(NaOH)

相等()

(13)用NaOH溶液滴定白醋，使用酚醐作指示劑，溶液顏色恰好由無色變?yōu)闇\紅色，且半分鐘內(nèi)不褪色

時為滴定終點()

【典例】

例1（2020?浙江1月選考）室溫下，向20.00mLO.lOOOmol-L1鹽酸中滴加O.lOOOmoLLTNaOH溶液,

溶液的pH隨NaOH溶液體積的變化如圖。己知lg5=0.7。下列說法不正確的是（)

l(NaOH)/ml.

A.NaOH與鹽酸恰好完全反應(yīng)時，pH=7

B.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)=30.00mL時，pH=12.3

【答案】C

【解析】A項，NaOH與鹽酸恰好完全反應(yīng)時溶液中的溶質(zhì)為NaCL呈中性，室溫卜pH=7,故A正

確；B項，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，B正確；C項，甲基橙的變色范圍

在pH突變范圍外，誤差更大，故C錯誤；D項，V（NaOH）=30.00mL時，溶液中的溶質(zhì)為氯化鈉和氫

......,,30mLx0.1000mol/L-20mLx0.1OOOmol/L.

氧化鈉，且c(NaOH)=-----------------------------------------------------------=0.02mol/L,即溶液中c(OH)=0.02mol,

20mL+30mL

則c(H+)=5xl()T3moi/L,pH=-lgc(H+)=12.3,故D正確；故選C。

例2（2020?新課標I卷）以酚酷為指示劑，用0.1000mol-L1的NaOH溶液滴定20.00mL未知濃度的二

元酸H2A溶液。溶液中，pH、分布系數(shù)6隨滴加NaOH溶液體積VNaOH的變化關(guān)系如圖所示。［比如A?-的

c(A2')

分布系數(shù)：5（A2'）=■]

2

C(H2A)+C(HA')+C(A')

下列敘述正確的是()

A.曲線①代表3(H2A),曲線②代表6(HA-)

B.H2A溶液的濃度為0.2000mol-L1

C.HA-的電離常數(shù)K,=1.0x10-2

D.滴定終點時，溶液中c(Na+)<2c(A2-)+c(HA-)

【答案】C

【解析】根據(jù)圖像，曲線①代表的粒子的分布系數(shù)隨著NaOH的滴入逐漸減小，曲線②代表的粒子的

分布系數(shù)隨著NaOH的滴入逐漸增大，粒子的分布系數(shù)只有I個交點；當加入40mLNaOH溶液時，溶液的

pH在中性發(fā)生突變，且曲線②代表的粒子達到最大值接近1；沒有加入NaOH時，pH約為1,說明H2A第

一步完全電離，第二步部分電離，曲線①代表5(HA),曲線②代表5(A2-)>根據(jù)反應(yīng)2NaOH+H?A=Na2A+2H8,

K

c(H2A)=("(WnwiLX40mL=0]000moi/L。A項，根據(jù)分析，曲線①代表3(HA),曲線②代表B(A2-),A錯誤；B

2x20.00mL

項，當加入40.0()mLNaOH溶液時，溶液的pH發(fā)生突變，說明恰好完全反應(yīng)，結(jié)合分析，根據(jù)反應(yīng)

2NaOH+H2A=Na2A+2H2O,c(H?A)=°」皿加時叱40mL=().1000moi/L,B錯誤；C項，根據(jù)曲線當5(HA-)=3(A”)

2x20.00mL

時溶液的pH=2,則HA-的電離平衡常數(shù)Ka，應(yīng)山J=c(H+)=1xl0-2,c正確；D項，用酚酸作指示劑，酚釀

C(HA)

變色的pH范圍為8.2~10,終點時溶液呈堿性，c(OH)>c(H+),溶液中的電荷守恒為

c(Na+)+c(H+)=2c(A2)+c(HA)+c(OH),則c(Na+)>2c(A2-)+c(HA)D錯誤:故選C。

【對點提升】

對點1下列滴定中，指示劑的選擇或滴定終點顏色變化有錯誤的是()

提示：2KMnO4+5K2so3+3H2so4=6K2SCl?+2MnSO4+3H2O、L+Na2s=2Nal+SJ

選項滴定管中的溶液錐形瓶中的溶液指示劑滴定終點顏色變化

ANaOH溶液CH3COOH溶液酚獻無色T淺紅色

BHC1溶液氨水酚配淺紅色T無色

C酸性KMnCU溶液K2s。3溶液無無色T淺紫紅色

D碘水亞硫酸溶液淀粉無色―藍色

對點2生產(chǎn)和實驗中廣泛采用甲醛法測定飽和食鹽水樣品中的NHj含量，利用的反應(yīng)原理為

4NH：+6HCHO=（CH2）6N4H+（一元酸）+3H++6H20。實驗步驟如下：

①甲醛中常含有微量甲酸，應(yīng)先除去。取甲醛amL于錐形瓶，加入1~2滴指示劑，用濃度為6molL“

的NaOH溶液滴定，滴定管的初始讀數(shù)為-mL,當錐形瓶內(nèi)溶液呈微紅色時，滴定管的讀數(shù)為?mL。

②向錐形瓶中加入飽和食鹽水試樣cmL,靜置1分鐘。

③用上述滴定管中剩余的NaOH溶液繼續(xù)滴定錐形瓶內(nèi)溶液，至溶液呈微紅色時，滴定管的讀數(shù)為匕

mLo

下列說法不正確的是（）?

A.步驟①中的指示劑可以選用酚醐試液

B.步驟②中靜置的目的是使NH：和HCHO完全反應(yīng)

C.步驟②若不靜置會導致測定結(jié)果偏高

D.飽和食鹽水中的c（NH1）=蛆？2moiL"

【巧學妙記】

1.酸堿中和滴定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）強酸滴定強堿一般用甲基橙，但用酚酥也可以。

（2）滴定終點為堿性時，用酚醐做指示劑。

（3）滴定終點為酸性時，用甲基橙做指示劑。

2.中和滴定的誤差分析方法

（1）依據(jù)公式以待測）="標像然'隹）來判斷。c,（標準）和v（待測）在誤差分析時是定值，因此只需分析使

V（付於J）

得所耗標準液體積"標準）變大或變小的原因即可，*標準）變大，則C（待測）偏高，H標準）變小，則C（待測）

偏低。

（2）滴定管讀數(shù)要領(lǐng)

以凹液面的最低點為基準（如圖）

正確讀數(shù)（虛線部分）和錯誤讀數(shù)（實線部分）③終點后，加入的堿對pH的

影響較小

3.滴定曲線的分析

（1）圖示強酸與強堿滴定過程中pH曲線

（以0.1000molL-1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000molL-1鹽酸為例）

①開始時加入的堿對pH的

影響較小

②當接近滴定終點時，很少

量（0.04mL.約一滴）堿

引起pH的突變，導致指示

劑的變色即反應(yīng)完全，達到

終點

（2）強酸（堿）滴定弱堿（酸）pH曲線比較I

氫氧化鈉滴定等濃度等體積的鹽酸、醋鹽酸滴定等濃度等體積的氫氧化鈉、氨水的

酸的滴定曲線滴定曲線

曲線起點不同：強堿滴定強酸、弱酸的曲線，強酸起點低；強酸滴定強堿、弱堿的曲

線，強堿起點高

突躍點變化范圍不同：強堿與強酸反應(yīng)（強酸與強堿反應(yīng)）的突躍點變化范圍大于強堿

與弱酸反應(yīng)（強酸與弱堿反應(yīng)）

經(jīng)典好題

+

I.25。(2時，水的電離達到平衡：H2O=H+OH-,下列敘述不正確的是()

A.將純水加熱到950c時，Kw變大，pH減小，水仍呈中性

B.向純水中加入稀氨水，平衡逆向移動，c(OH-)增大，Kw不變

C.向水中加入少量固體硫酸氫鈉，c(H+)增大，平衡逆向移動，Kw不變

D.向水中通入HC1氣體，平衡逆向移動，溶液導電能力減弱

2.25℃,下列溶液的pH值最小的是()

A.O.OlmolL'HClB.pH=2的H2sO4溶液

C.c(OH)=10-13mol-L-'D.pH=l溶液加水稀釋1倍

3.一定溫度下，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(shù)為1.0x1013

C.該溫度下，加入FeCb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

A.兩條曲線間任意點均有c(H+)c(OH-)=Kw

B.”區(qū)域內(nèi)任意點均有c(H+)<c(OH-)

C.圖中A〈不

D.XZ線上任意點均有pH=7

+++6

5.已知NaHSCU在水中的電離方程式為NaHSO4=Na+H+SOF?某溫度下，向c(H)=lxlOmol.L

r的蒸儲水中加入NaHSO4晶體，保持溫度不變，測得溶液的山+]=1'10?mol.L'o下列對該溶液的敘述不

正確的是（）

A.該溫度?用于25℃

B.由水電離出來的H+的濃度為IxlOiOmolL-i

C.加入NaHSO4晶體抑制水的電離

D.取該溶液加水稀釋100倍，溶液中的c（OFT）減小

6.常溫下，下列各組離子在指定溶液中能大量共存的是（）

A.常溫時,在-11+）=相的溶液:Na+、AF+、Cl-.S2-

B.由水電離的C（H+）=1（H4moiL-i的溶液中:Ca2\K+.C「、HCOj-

+

c.C（OH-）/C（H+）=IOF的溶液中：NH4,AP\NO3,cr

D.加入金屬鋁能放出大量H2的溶液：NH4\K+、HCO3,CH3COO

7.某溫度時水的離子積常數(shù)Kw=10一%將此溫度下將同濃度的NaOH溶液與稀硫酸按一定體積比3:

1混合，若所得混合液pH=12,則原溶液的濃度為（）

A.0.40mol-L-1B.0.20mol-L^1C.0.04molLD.0.50mol-L-1

8.實驗室現(xiàn)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酚儆：8.2~10.0

用0.1000moH/iNaOH溶液滴定未知濃度的CH3coOH溶液，恰好完全反應(yīng)時，下列敘述中正確的

是（）

A.溶液呈中性，可選用甲基橙或酚獻做指示劑

B.溶液呈中性，只能選用石蕊做指示劑

C.溶液呈堿性，可選用甲基橙或酚醐做指示劑

D.溶液呈堿性，只能選用酚酬做指示劑

9.準確移取20.00mL某待測HC1溶液于錐形瓶中，用0.1000molL-NaOH溶液滴定，下列說法正

確的是（）

A.滴定管用蒸儲水洗滌后，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.用酚儆作指示劑，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(xiàn)滴定管尖嘴部分有懸滴，則測定結(jié)果偏小

10.在不同溫度下的水溶液中離子濃度曲線如圖所示，下列說法不正確的是（）

A.向b點對應(yīng)的醋酸溶液中滴加NaOH溶液至a點,此時（Na*）=（CH3coe）一）

B.25℃時，加入CH3coONa可能引起由c向d的變化，升溫可能引起由。向c的變化

C.時，將pH=2的硫酸與pH=10的KOH等體積混合后，溶液顯中性

D.6點對應(yīng)的溶液中大量存在：K+、Ba2+.NO；.I

11.室溫下，向20.00mL0.1000molLT鹽酸中滴加0.1000mol加tNaOH溶液,溶液的pH隨NaOH溶

液體積的變化如圖，已知電3=0.5。下列說法不正確的是（）

A.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

B.用移液管量取20.00mL0.1000molLT鹽酸時，移液管水洗后需用待取液潤洗

C.NaOH標準溶液濃度的準確性直接影響分析結(jié)果的可靠性，因此需用鄰苯二甲酸氫鉀標定NaOH溶

液的濃度，標定時采用甲基橙為指示劑

D.V（NaOH）=10.00mL時，pH約為1.5

12.常溫下，向濃度均為0.1molLT體積均為10mL的兩種一元酸（HX、HY）溶液中，分別滴入0.1mol-L

rNaOH溶液，pH的變化曲線如圖所示。下列說法中錯誤的是（）

A.N點：(Na+)=(Y-)+(HY)

B.M點：(X")>(Na+)

C.滴至pH=7時，消耗NaOH溶液的體積：HX溶液,HY溶液

D.滴入lOmLNaOH溶液時，溶液中水的電離程度：HX溶液VHY溶液

13.甲胺(CH3NH2)的性質(zhì)與氨相似，25<)C時向lOmLO.lmo卜L-的甲胺中逐滴滴入O.lmol-LT稀鹽酸。

溶液中水電離出的氫離子濃度的負對數(shù)［用pC表示，pC=-lgj(H,)］與加入鹽酸體積的關(guān)系如圖所示。下列

敘述錯誤的是()

A.KMCH3NH2)的數(shù)量級為IO"

+

B.甲胺的電離方程式：CH3NH2H2O=CH3NH3+OH

C.b點溶液的pH>7

++

D.e點溶液：c(Cl)>C(CH3NH3)>c(H)>c(OH-)

14.常溫常壓下，將CL緩慢通入100mL水中至飽和，然后向所得飽和氯水中逐滴加入0.1mol?L」NaOH

溶液，整個過程溶液中pH的變化如圖所示，下列有關(guān)敘述正確的是()

A.②處溶液中存在平衡常數(shù)K=

B.曲線②至③段，n(HC10)+n(C10-)始終逐漸增大

C.曲線②至④段，③處表示溶液中水的電離程度最大

D.④處表示C12與NaOH溶液恰好完全反應(yīng)，共轉(zhuǎn)移了O.lmol電子

15.化學中常用AG表示溶液的酸度(AG=lg凹D)。室溫下，向20.00mL0.1000mol-L"的某一元堿

c(OH)

MOH溶液中滴加未知濃度的稀硫酸溶液，混合溶液的溫度與酸度AG隨加入稀硫酸體積的變化如圖所示。

下列說法正確的是()

T/℃AG

8

0

-8

01020304050

V(稀硫酸)/mL

A.室溫下MOH的電離常數(shù)Kb=1.0x10-6

B.當AG=0時，溶液中存在C(SO42-)>C(M*)>C(H+)=C(OH)

C.a點對應(yīng)的溶液中：C(M+)+C(MOH>8C(SO42)

D.b、c、d三點對應(yīng)的溶液中，水的電離程度大小關(guān)系：c>b=d

c(H+)c(H+)

16.常溫下，用NaOH溶液滴定H2c2O4溶液，溶液中-1g—-7-^~J和-1gc(HC2O4)或-lg—~

c

(H2C2O4)c(Hcq)

和-lgC(C2。；)關(guān)系如圖所示，下列說法正確的是()

F

o

o

)

M。

一

笛

Q

O

U

H

)

。

8

一

，

A.水的電離程度：M點>f4點

+

B.滴定過程中，當pH=5時，c(Na)-3c(HC2O4)>0

C.若c(HC2O4-)>c(C2O42-)>c(H2c2O4),則pH范圍為3.5<pH<5

+2

D.NaHCzCh溶液中:C(H)+C(C2O4-)=C(H2C2O4)+C(OH-)

c(R')

17.25℃時,0.1molL-RSCh溶液加水稀釋，混合溶液中-lg與Igc(OH)的關(guān)系如圖所示。

c(ROH)

下列說法錯誤的是()

Igc(OH-)

A.(ROH)=1017

cR+

B.P、Q點對應(yīng)溶液中一一的值：P<Q

c”)

C.若將溶液無限稀釋，溶液中c(R+戶C(SO42-)

D.相同條件下，若改為c(R2so4)=02mol-LLP點移至W點

18.25℃時，用HC1調(diào)節(jié)NasR溶液的pH,混合溶液的pH與離子濃度的關(guān)系如圖所示。

C(H2R-)_C(H3R)

一加三千丁或一棺c(HR?-產(chǎn)—gMHzR-j

下列說法正確的是()

溶液滴定