浙江省高考化學(xué)考點14 溶液的酸堿性（含解析）

考點14溶液的酸堿性

知識整學(xué)

一、溶液的酸堿性與pH

1.溶液的酸堿性的實質(zhì)(25C時)

溶液的酸堿性con與c(om比較c(H')大小pH

酸性溶液cW)>c(0H-)c(H)>1X10"mol?L-1<7

中性溶液c(H)=c(OH-)c(H)=1X10-7mol?L-1=7

堿性溶液c(H')<c(0K)c(H)<1X10-7mol?L-1>7

2.溶液的pH

(1)定義:pH=-lgc(H')o

(2)pH與溶液中c(H')的關(guān)系

c(H*)10°10-*10-210-3IO410-s10^10-71(H10-910-'010-**10-1210-'3IO-14

pH01234567891011121314

酸性中性堿性

①25℃,純水的pH=7,溶液呈中性；p*7的溶液呈酸性；pH>7的溶液呈堿性。

②pH表示溶液的酸堿性及其強弱：25c時，川(<7)越小，溶液的酸性越強；pH(>7)越大，溶液的堿

性越強。

(3)pH的適用范圍

常溫下，當(dāng)溶液的酸堿性用pH表示時,一般情況下，1X10*1noi?「用OTXlmol?！/,即14>pH>0。

pH=O的溶液中并非無H',而是c(H')=lmol?L；pH=14的溶液中并非無0H,而是c(OH)=lmol?L、

當(dāng)cW)>lmol-1/時，一般不用pH表示溶液的酸堿性，用c(H')或c(OH)直接表示溶液的酸堿性更方

便。

注意：

(1)未指明溫度時，pH=7不代表溶液呈中性，如100C時，pH=6為中性溶液。

(2)溶液的酸堿性也可以用pOH表示：pOH=Tgc(OH)。因為常溫下,c(01D?。時)=10號若兩邊均

取負(fù)對數(shù)得：pH+pOH=14o

3.pH的測定方法

(1)pH試紙法

P：T試紙的使用方法：取一片pH試紙，放在潔凈的表面皿或玻璃片上，用潔凈干燥的玻璃棒蘸取待測液

點于試紙中央，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對照讀出數(shù)值。

P：T試紙的種類：常用的pH試紙有廣泛pH試紙(pH范圍為廣14或0~10,可識別的pH差值約為D和精

密pH試紙(pH范圍較窄，可識別的pH差值為0.2或0.3)。

(2)pH計法

常用pH計來精確測量溶液的pH,讀數(shù)時應(yīng)保留兩位小數(shù)。

(3)常用酸堿指示劑及其變色范圍

指示劑變色范圍

石蕊pHV5紅色5?8紫色>8藍(lán)色

酚獻pH<8.2無色8.2?10淺紅色>10紅色

甲基橙pH<3.1紅色3.1?4.4橙色>4.4黃色

注意：

CDpH試紙不能伸入待測液中。

[2)pH試紙不能事先潤濕(潤濕相當(dāng)于將溶液稀釋)。用pH試紙測定的是一個粗略結(jié)果。

13)用廣泛pH試紙測出溶液的pH是整數(shù)，而不會是3.1、5.2等小數(shù)。

二、溶液的酸堿性及pH的計算

1.溶液pH的計算

(1)基本思路

：2)類型方法

①單一溶液

溶液類型相關(guān)計算

強酸(IU)設(shè)ILA的濃度為。mol/L,則cW)=ncmol/L,pH=-lgc(H*)=Tg〃c

K[0x]()~14

強堿[B(OH)J設(shè)B(OH)〃的濃度為cmol/L,則c(0lD=/7t?mol/L,c(H')=------=--------

c(OH)nc

溶液

mol/L,pH=Tgc(H")=14+lg〃c

②混合溶液

溶液類型相關(guān)計算

強酸：c;(H，)、

兩種強酸混合

強酸：G(H+),

強堿：c-(OH)'

兩種強堿混合Lc(OH)=G(°H……=.)="=pH

c(OH)

強堿：C2(OH)Vi+V2

恰好完全

pH=7(25°C)

反應(yīng)

遇酸

遇堿酸過量

K+匕

混合

c6H>G9H-)%FH+R=,冏、)=上「pH

堿過量

K+匕c(OH)

2.酸堿混合的有關(guān)規(guī)律

(1)等體積的強酸(pH.)與強堿(p&)混合(25"C)

若混合前pHi+pH2>14,則混合后溶液呈堿性，pH衣>7；

若混合前plh+plL=14,則混合后溶液呈中性，pH程=7；

若混合前pH"pH2<14,則混合后溶液呈酸性，pH混<7。

(2)強酸(pH.)與強堿(pH2)混合呈中性時，二者的體積關(guān)系(25°C)

若pH】+pHE4,則3%；

若pH】+pH2W14,則強="(0H)=10P%14=]0p.+pH2-i4。

/曦(H+)10-pH|

(3)等體積的強酸(pH,)與弱堿(pH2)混合等5℃),若pHi+PHF14,由于弱堿過量,pHQ7。

[4）等體積的弱酸（pH,）與強堿（pH2）混合（25℃）,若pHi+pHE4,由于弱酸過量,pH水7。

注意事項

（1）一般情況下,若ApH（pH的差值）22的兩種強酸溶液等體積混合，pH=pH小+0.3；若ApH22

的兩種強堿溶液等體積混合，pH=pH大"0.3（相當(dāng)于把pH小的酸溶液或pH大的堿溶液稀釋到了原來的2倍）。

（2）酸按酸，堿按堿，同強混合在之間；異強混合看過量。若是堿堿混合或者酸堿混合且堿過量，一

定要先算c（OH）,再算c（H+）及pH,或先算c（OH）,再算pOH、pH。

三、溶液稀釋時pH的變化規(guī)律

1.常溫下酸、堿的稀釋規(guī)律

溶液稀釋前溶液pH稀釋后溶液pH

強酸pH=a+/7

酸pH二a

弱酸加水稀釋到體積為水pH<K〃

原來的10"倍

強堿

堿pH=b

弱堿Z?^r?<pH<Z?

注：表中a+/K7,b-n>lo

2.酸、堿的無限稀釋規(guī)律

常溫下任何酸或堿溶液無限稀釋時，溶液的pH都不可能大于7或小于7,只能接近7。

注意：

（1）對于pH相同的強酸和弱酸（或強堿和弱堿）溶液稀釋相同的倍數(shù)，強酸（或強堿）溶液的pH變

化幅度大。這是因為強酸（或強堿）已完全電離，隨著加水稀釋，溶液中的H+（或0H）的數(shù)目（水電離出的

除外）不會增多，而弱酸（或弱堿）隨著加水稀釋，電離平衡向右移動，溶液中仁（或0H）的數(shù)目還會增多。

將pH相同的強酸和弱酸稀釋后pH仍相同，則弱酸中所加的水比強酸中的多

（2）對于物質(zhì)的量濃度相同的強酸和弱酸（或強堿和弱堿），稀釋相同的倍數(shù)，pH的變化幅度不同，

強酸：或強堿）稀釋后pH的變化幅度大。

四、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(biāo)準(zhǔn)鹽酸溶液滴

定待測的NaOH溶液，待測的NaOH溶液的物質(zhì)的量濃度為c(NaOH)=------------

V(NaOH)

酸堿中和滴定的關(guān)鍵：

(1)準(zhǔn)確測定標(biāo)準(zhǔn)液的體積。

(2)準(zhǔn)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。

對

朝

d

a

J

n

w

t

n

v

AB

⑵試劑

標(biāo)準(zhǔn)液、待測液、指示劑、蒸儲水。

C3)滴定管的使用

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(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定待測NaOH溶液為例)

(1)滴定前的準(zhǔn)備

隔漏—檢查滴定管活塞是否漏水

I

|洗滌I—光一?儲水“洗”.再川待裝液“潤洗”滴定管

I

黑桐一滴定管中“裝”液至0刻度以上.并“排”氣泡

I

調(diào)、閡一調(diào)整液面至?；?刻度以下?并讀數(shù)

I

注、加I一—20mL堿液注入錐形瓶?并加指示劑

(2)滴定

左手控制滴定管活塞

薦j右手搖動錐形瓶

彳眼睛注視錐形瓶

內(nèi)溶液顏色變化

（3）終點判斷

等到滴入最后一滴標(biāo)準(zhǔn)液，溶液由紅色變?yōu)闊o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(biāo)準(zhǔn)液的體積。

注意：滴定終點是指示劑顏色的突變點，不是恰好中和的點，也不是pH等于7的點。

（4）數(shù)據(jù)處理

按上述操作重復(fù)二至三次，求出用去標(biāo)準(zhǔn)鹽酸體積的平均值，根據(jù)MNatwJ'HCDW+Cl）計算。

V（NaOH）

4.指示劑選擇的基本原則與注意事項

常用酸堿指示劑及變色范圍如下表所示：

指示劑變色范圍的pH

石蕊<5.0紅色5.0-8.0紫色〉8.0藍(lán)色

甲基橙<3.1紅色3.1?4.4橙色>4.4黃色

酚取<8.2無色8.2?10.0粉紅色>10.0紅色

選擇指示劑時應(yīng)遵循變色要靈敏，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的原

則。

注意事項如下：

（1）不能用石蕊作指示劑。

（2）滴定終點為堿性時，用酚酸作指示劑，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，但用酚取也可以。

（5）并不是所有的滴定都須使用指示劑，如用標(biāo)準(zhǔn)的Na2s溶液滴定KMnO：溶液時，KMnO」顏色恰好褪

去時即為滴定終點。

五、酸堿中和滴定中常見誤差分析

1.誤差分析的方法

《標(biāo)準(zhǔn),V（標(biāo)準(zhǔn)）

依據(jù)原理。（標(biāo)準(zhǔn)）?P（標(biāo)準(zhǔn)）=。（待測）-/（待測），得。（待測）=一伙待測）—，因為。（標(biāo)準(zhǔn)）與

/（待刑）已確定，所以只要分析出不正確操作引起K標(biāo)準(zhǔn)）的變化，即分析出結(jié)果。

2.常見誤差分析

以NaOH標(biāo)準(zhǔn)液滴定鹽酸為例

類別操作結(jié)果

滴定管用蒸儲水洗后，未用標(biāo)準(zhǔn)液潤洗偏高

滴定管未用待測液潤洗偏低

來自滴定

盛標(biāo)準(zhǔn)液的滴定管滴定前有氣泡，滴定后無氣泡偏高

管中產(chǎn)生

盛標(biāo)準(zhǔn)液的滴定管滴定前無氣泡，滴定后有氣泡偏低

的誤差

盛待測液的滴定管滴定前有氣泡，滴定后無氣泡偏低

盛待測液的滴定管滴定前無氣泡，滴定后有氣泡偏高

來自錐形錐形瓶用蒸儲水洗后乂用待測液洗偏高

瓶中產(chǎn)生錐形瓶未洗凈，殘留有與待測液中溶質(zhì)反應(yīng)的少量物質(zhì)偏低

的誤差待測液加水稀釋無影響

用滴定管量取待先俯視后仰視偏低

讀數(shù)帶來測液先仰視后俯視偏高

的誤差先俯視后仰視偏高

標(biāo)準(zhǔn)液

先仰視后俯視偏低

NaOH已部分潮解或稱量時間過長偏高

雜質(zhì)不與鹽酸反應(yīng)偏高

配制0.1mol/L

來自配制NaOH中

的NaOH溶液500所含雜質(zhì)消耗1molHC1需質(zhì)量大于

標(biāo)準(zhǔn)液產(chǎn)含有雜偏高

40g（例如NazCOs、NaHCO）

mL需要NaOH的3

生的誤差質(zhì)

質(zhì)量為2.0g所含雜質(zhì)消耗1molHC1需質(zhì)量小于

偏低

40晨例如Na?。）

游碼有油污偏低

3.常用量器的讀數(shù)

平視

4--

㈠）平視讀數(shù)（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(yīng)與凹液面最低點保持水平，視線與刻度的交點即為讀數(shù)（即“凹液面定視線，視線定讀數(shù)”）。

（2）俯視讀數(shù)（如圖2）：當(dāng)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(cè)，讀數(shù)高于正確的刻度線位置，即讀數(shù)偏大。

（3）仰視讀數(shù)（如圖3）：讀數(shù)時，由于視線向上傾斜，尋找切點的位置在凹液面的下側(cè)，因滴定管刻

度標(biāo)法與量筒不同，這樣仰視讀數(shù)偏大。

六、酸堿中和滴定的拓展應(yīng)用

中和滴定操作不僅適用于酸堿中和反應(yīng)，還可以遷移應(yīng)用于氧化還原反應(yīng)、NaOH和Na￡O3混合溶液與

鹽酸的反應(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KMnOi溶液滴定H2c2?！谷芤?/p>

2

原理：2MnO；+6H*+5H2C20I=10C02t+2Mn*+8H2O

指示劑：酸性KMnOi溶液本身呈紫色，不用另外選擇指示劑，當(dāng)?shù)稳胍坏嗡嵝訩MnO,溶液后，溶液由無

色變?yōu)闇\紅色，且半分鐘內(nèi)不褪色，說明到達(dá)滴定終點。

②Na2s2O3溶液滴定碘液

原理：2Na2s203+L==Na2Sa+2NaI

指示劑：用淀粉作指示劑，當(dāng)?shù)稳胍坏蜰a2s2口溶液后，溶液的藍(lán)色褪去，且半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原色，說

明到達(dá)滴定終點。

2.雙指示劑滴定法（以鹽酸滴定NaOH和Na2cOs的混合溶液為例）

酚猷作指示劑：Na0H+HCl^=NaCl+H20

Na2c（VHCl=NaCl+NaHCO3

甲基橙作指示劑：NaHCO3+HCl^=NaCl+CO21+H，0

3.沉淀滴定法（利用生成沉淀的反應(yīng)）

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C「、Br或「的含量。

考向一溶液酸堿性的判斷

典例引領(lǐng)

典例1室溫時，下列混合溶液的pH一定小于7的是

A.pH=3的醋酸和pH=ll的氫氧化鋼溶液等體積混合

B.pH=3的鹽酸和pH=ll的氫氧化鈉溶液等體積混合

C.pH=3的鹽酸和pH=ll的氨水等體積混合

D.pH=3的硫酸和pH=ll的氨水等體積混合

【解析】A項,pH=3的醋酸中c(H+)=lX10-3mol?L_1,pH=ll的Ba(0H)2溶液中c(0H")=1X10-3

mol?L-1,由于醋酸為弱酸，則醋酸過量，在室溫下等體積混合后，pH<7,正確；B項，pH=3的鹽酸中

c(H+)=lX10_3mol-f1,pH=11的NaOH溶液中。(010=1X10-3moi?「,酸堿都是強電解質(zhì),在室溫

下等體積混合后,pH=7,錯誤；C項，pH=3的鹽酸中。(H+)=1X107mo]?「'pH=ll的氨水中°(0曠)

=1X1O_3mol-L_1,由于NHs?H力為弱堿,則堿過量，在室溫下等體積混合后，pH>7,錯誤；D項，pH

=3的硫酸中c(H+)=lX10-3mol?L_1,pH=ll的氨水中c(OH-)=1X10-3mol?L-1,由于NIVH中為弱

堿，則堿過量，在室溫下等體積混合后，pH>7,錯誤。

【答案】A

變式拓展

1.為更好地表示溶液的酸堿性，科學(xué)家提出了酸度(AG)的概念，AG=lg|黯，則下列敘述不正確的是

A.中性溶液的AG=O

B.酸性溶液的AG>0

C.常溫下0.1mol?I/氫氧化鈉溶液的AG=-12

D,常溫下0.1mol?1/鹽酸的AG=T2

溶液酸堿性判斷時的易錯提醒

(1)判斷溶液酸堿性的依據(jù)是cOO與c(OHj的相對大小，若c(H)=c(0H),則溶液呈中性。

(2)川=7或。(卬)=103。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，川=7呈

中性；100℃時，pH=6呈中性。

(3)溶液中。(斤)越小，c(0H)越大，溶液的酸性越弱，堿性越強；溶液中c(H')越大，c(0H)越小，

溶液的酸性越強，堿性越弱。

(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=7o

b.若pH之和大于14,則混合后溶液顯堿性，pH>7o

c.若pH之和小于14,則混合后溶液顯酸性，pH<7o

②一強一弱混合一一“誰弱顯誰性”

加之和等于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。

考向二溶液pH的計算

典例引領(lǐng)

S________r

典例1(1)已知T。M=1X1()T3,則Tr259(填“V”或“=”)。在7C時將

pH=U的NaOH溶液aL與pH=l的硫酸AL混合(忽略混合后溶液體積的變化)，若所得混合溶液的

pH=10,則a：6=________o

(2)25C時，有pH=x的鹽酸和pH=y的氫氧化鈉溶液(xW6,y28),取aL該鹽酸與bL該氫氧

化鈉溶液反應(yīng)，恰好完全中和，求：

①若x+y=14,則a/b=(填數(shù)據(jù))；

②若x+y=13,則a1b=(填數(shù)據(jù))；

③若x-\-y>14,則a/b=(填表達(dá)式)。

④該鹽酸與該氫氧化鈉溶液完全中和，兩溶液的pH(x、。的關(guān)系式為(填表達(dá)式)。

【解析1(1)水的離子積常數(shù)隨溫度升高而增大，故rC>25℃；下，pH=ll的氫氧化鈉溶液，

c(01T)為0.01mol?L-'；pH=l的硫酸溶液c(H')=0.1mol?L-1,混合后所得溶液的pH=10,

0.01Xa-0.IXb

a+bno",a：5=101：9；

(2坨11=*的鹽酸和pH=y的氫氧化鈉溶液(xW6,介8),取aL該鹽酸與該氫氧化鈉溶液反應(yīng)，

aaa

恰好完全中和，則有aX10^=6X1027%=10一"":①x+y=14,則％=1；②x+y=13,則％=0.1；

③彳+/>14,則2④鹽酸與該氫氧化鈉溶液完全中和，兩溶液的pH(小。的關(guān)系式為x+y=14

a

+lgb-

【答案】(1)>101：9

(2)①1②0.1③10"i

a

④x+y=14+lg%

變式拓展

2.求室溫下，下列溶液的間(忽略混合后溶液體積的變化，己加1g2=0.3,1g5=0.7)o

C)pH=l的鹽酸與等體積蒸儲水混合；

(2)pH=13的NaOH溶液與等體積蒸儲水混合；

(3)pH=13的NaOH溶液與pH=ll的NaOH溶液等體積混合；

(4)pll=l的鹽酸與pll=3的鹽酸等體積混合；

(5)pH=3的鹽酸與pH=13的NaOH溶液等體積混合；

(6)pH=l的鹽酸與pH=ll的NaOH溶液等體積混合。

.

溶液PH計算的方法與類型

(1)計算方法

①酸按酸cOO：酸溶液f，(H')-pH。

②堿按堿c(0H)：堿溶液一c(0H)fc(H')-pH。

③同強相混0.3——即25℃時兩強酸等體積混合，pH=pH小+0.3；兩強堿等體積混合，pH二pH人■().3。

④異強相混看過量一一強酸強堿混合先判斷過量。

⑤無限稀釋“7”為限一一酸堿無限稀釋，最終溶液都接近中性。

(2)混合溶液pH的計算類型(混合后溶液體積變化忽略)

①兩種強酸混合：直接求出?；?H),再據(jù)此求pH。。鼠H'):生旦斗士泮必。

K+匕

G（OH-）K+C2（OH）K

②兩種強堿混合：先求出?；?0H),再據(jù)所求出c混(H),最后求pH。c濕(0H)=

乂+匕

③強酸、強堿混合：先判斷哪種物質(zhì)過量，再由下式求出溶液中I「或0H的濃度，最后求pH,。泥(1「)

信(H+)嗑-％

或c?（OH0=

考向三酸、堿中和滴定儀器、指示劑的選擇

典例引領(lǐng)

典例1關(guān)于下列各實驗或裝置的敘述中，不正確的是

齡性KMnO

/溶液

□]\Na.SO,

溶液

鹽酸和酚酗

④

A.實驗①可用于測溶液pH

B.實驗②是用酸性KMnOi溶液滴定

C.裝置③是滴定操作時手的操作

D.裝置④中最后一滴NaOII標(biāo)準(zhǔn)液使溶液由無色變?yōu)榧t色，即達(dá)到滴定終點

【解析】A、B、C三項均正確；裝置④中最后一滴NaOH標(biāo)準(zhǔn)液使溶液由無色變?yōu)榧t色，半分鐘不恢復(fù)

成原來的顏色，即達(dá)到滴定終點，D項錯誤。

【答案】D

變式拓展

3.用已知濃度的NaOH溶液測定某H2s0,溶液的濃度，參考如圖所示儀器從下表中選出正確選項

TI

甲乙

選項錐形瓶中溶液滴定管中溶液選用指不劑選用滴定管

A堿酸石蕊乙

B酸堿酚儆甲

C堿酸甲基橙乙

D酸堿酚瞅；乙

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?，也可

能酸過量，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(zhǔn)確。

③石蕊的“紅色一紫色紫色一藍(lán)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。

考向四酸堿中和滴定實驗操作與誤差分析

典例引領(lǐng)

典例1欲測定某NaOH溶液的物質(zhì)的量濃度，可用0.1000mol?的鹽酸標(biāo)準(zhǔn)溶液進行中和滴定(用甲基

橙作指示劑)。

請回答下列問題:

11）滴定時,盛裝待測NaOH溶液的儀器名稱為________。

12）盛裝標(biāo)準(zhǔn)鹽酸的儀器名稱為________o

（3）滴定至終點的顏色變化為o

14）若甲學(xué)生在實驗過程中，記錄滴定前滴定管內(nèi)液面讀數(shù)為0.50mL,滴定后液面如圖，則此時消

耗標(biāo)準(zhǔn)溶液的體積為o

-=27mL

二28mL

15）乙學(xué)生做了三組平行實驗，數(shù)據(jù)記錄如下：

實驗待測NaOH溶液0.1000mol-L-1HC1溶液的體積/mL

序號的體積/mL滴定前刻度滴定后刻度

125.000.0026.29

225.001.0031.00

325.001.0027.31

選取上述合理數(shù)據(jù)，計算出待測NaOH溶液的物質(zhì)的量濃度為°（保留四位有效數(shù)字）

（6）下列哪些操作會使測定結(jié)果偏高_(dá)_______（填字母）。

A.錐形瓶用蒸儲水洗凈后再用待測液潤洗

B.酸式滴定管用蒸儲水洗凈后再用標(biāo)準(zhǔn)液潤洗

C.滴定前酸式滴定管尖端氣泡未排除，滴定后氣泡消失

D.滴定前讀數(shù)正確，滴定后俯視滴定管讀數(shù)

【解析】（1）待測NaOH溶液盛放于錐形瓶中。

（2）盛裝標(biāo)準(zhǔn)鹽酸的儀器名稱為酸式滴定管。

（3）待測液是NaOH溶液，甲基橙在NaOH溶液中呈黃色，隨著溶液的pH減小，當(dāng)?shù)蔚饺芤旱膒H小于

4.4時，溶液顏色由黃色變成橙色，且半分鐘不愛原，滴定結(jié)束。

（4）滴定前滴定管內(nèi)液面讀數(shù)為0.53mL,滴定后液面讀數(shù)為27.40mL,消耗標(biāo)準(zhǔn)溶液的體積為27.40

mL—0.50mL=26.90mL。

（5）三次實驗消耗標(biāo)準(zhǔn)溶液的體積依次為26.29mL、30.00mL、26.31nL,第2組數(shù)據(jù)誤差較大，舍

26.29mL+26.31mL

去，則1、3組平均消耗K鹽酸）=2=26.30mL,

0.0263LXO.1000mol?

c（NaOH）=o.025L=0.1052mol,L_1o

（6）A項，錐形瓶用待測液潤洗，會使錐形瓶內(nèi)溶質(zhì)的物質(zhì)的量增大，造成，（標(biāo)準(zhǔn)）偏大，c（待測）偏

高，正確：B項，酸式滴定管用蒸儲水洗凈后再用標(biāo)準(zhǔn)液潤洗，對/（標(biāo)準(zhǔn)）無影響，。（待測）不變，錯誤；C

項，滴定前酸式滴定管尖端氣泡末排除，滴定后氣泡消失，造成火標(biāo)準(zhǔn)）偏大，。（待測）偏高，正確；D

項，滴定前讀數(shù)正確，滴定后俯視滴定管讀數(shù)，造成網(wǎng)標(biāo)準(zhǔn)）偏小，。（待測）偏低，錯誤。

【答案】（1）錐形瓶（2）酸式滴定管

（3）黃色變?yōu)槌壬?/p>

（4）26.90mL

（5）0.1052mol?f（6）AC

變式拓展

4.綠研（FeS04-7H20）是治療缺鐵性貧血藥品的重要成分。某化學(xué)興趣小組同學(xué)采用以下方法測定某綠磯

樣品純度。實驗步驟如下：

a.稱取2.850g綠磯產(chǎn)品，溶解，在250mL容量瓶中定容；b.量取25.00mL待測溶液于錐形瓶中；

c.用硫酸酸化的0.01000mol/LKMnC溶液滴定至終點，消耗KMnO,溶液體積的平均值為20.00mL.

（Da步驟中定容時，如果仰視會使所配溶液濃度（填“偏高”“偏低”或“無影響”）。

（2）滴定時盛放KMn（h溶液的儀器為______（填儀器名稱）。

（3）判斷此滴定實驗達(dá)到終點的方法是。

（4）寫出酸性高鐳酸鉀滴定Fe?’的離子反應(yīng)方程式：o

（5）計算上述樣品中FeS04?7H2的質(zhì)量分?jǐn)?shù)為（結(jié)果保留3位有效數(shù)字）。

考向五酸堿中和反應(yīng)中的pH曲線

典例引領(lǐng)

典例1已知某溫度下CHaCOOH的電離常數(shù)K=\.6XIO-%該溫度下向20mL0.01mol?L-1CH3COOH溶液

中逐滴加入0.01mol-L」的KOH溶液，其pH變化曲線如圖所示（忽略溫度變化）。請回答有關(guān)問題：

一

”V(KOHi容液)/mL

(1)a點溶液中c(H+)為mol?L-Io

(2)a、b、。三點中水的電離程度最大的是。滴定過程中宜選用作指示劑。

(3)若向20.00mL稀氨水中逐滴加入等濃度的鹽酸，下列變化趨勢正確的是。

ABCD

+-5--1

［解析］(1)c(H)=y］Kit?c=yjl.6X10X0.01=4X10*(mol,L).

(2)在水中加入酸能抑制水的電離，加入可水解的鹽能促進水的電離，隨著KOH的加入(c點時，KOH

還未過量)，溶液中QhCOOK的量不斷增多，因此水的電離程度不斷增大。由于酸堿恰好完全反應(yīng)時溶液顯

堿性，故應(yīng)選擇在堿性范圍內(nèi)變色的指示劑酚酣。

(3)由于氨水顯堿性，因此首先排除選項A和C?？紤]到兩者恰好完全反應(yīng)時溶液顯酸性，排除選項

D,故本題應(yīng)選B。

【答案】(1)4X10-

(2)c酚配

(3)B

、變式_拓展

5.用0.1000mol/L的標(biāo)準(zhǔn)鹽酸分別滴定20.00mL的0.1000mol/L氨水和20.00mL的0.1000mol/L

氫氧化鈉溶液的滴定曲線如圖所示，橫坐標(biāo)為滴定百分?jǐn)?shù)(滴定用量/總滴定用量)，縱坐標(biāo)為滴定過程

中溶液pH,甲基紅是一種酸堿指示劑，變色范圍為4.4~6.2,下列有關(guān)滴定過程說法正確的是

A.滴定氨水溶液當(dāng)?shù)味ǚ謹(jǐn)?shù)為50%時，各離子濃度間存在關(guān)系：c(NH：)+c(H*)=c(0H)

B.滴定分?jǐn)?shù)為100%時，即為滴定過程中反應(yīng)恰好完全的時刻

C.從滴定曲線可以判斷，使用甲基橙作為滴定過程中的指示劑準(zhǔn)確性更佳

D.滴定氨水溶液當(dāng)?shù)味ǚ謹(jǐn)?shù)為150%時，所得溶液中離子濃度有大小關(guān)系C(CO>C(H4)>C(NH；)>C(0ID

.亨點沖關(guān)貨七

1.能說明溶液呈中性的最可靠依據(jù)是

A.pH=7B.c(H+)=c(0H-)C.pH試紙不變色D.石蕊試液不變色

2.常溫下，取濃度相同的NaOH和HC1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

A.0.01mol-L_*B.0.17mol?L-1C.0.05mol?L-1D.0.50mol?L-1

3.室溫下，有關(guān)pH計算結(jié)果一定正確的是

①強酸pH=a,加水稀釋到10"倍，則pH=a9

②弱酸pH=a,加水稀釋到100倍，則pH<a+〃(a%<7)

③強堿pH=b,加水稀釋到10"倍，則PH=8F

④弱堿pH=b,加水稀釋到100倍，則^X>b-n(b-n>7)

A.?@B.②③C.③?D.??

4.用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定未知濃度的NaOH溶液，下列操作不會引起實驗誤差的是

A.用蒸儲水洗凈酸式滴定管后，裝入標(biāo)準(zhǔn)鹽酸迸行滴定

B.用蒸儲水洗凈錐形瓶后，再用NaOH溶液潤洗，后裝入NaOH溶液進行滴定

C.將NaOH溶液放入用蒸儲水洗凈的隹形瓶中，加入少量的蒸儲水后進行痛定

D.用酚猷作指示劑滴至紅色剛變無色時即停止加鹽酸

5.下列敘述正確的是

A.95c時純水的pH<7,說明加熱可導(dǎo)致水呈酸性

B.室溫下，pH=5的鹽酸溶液，加水稀釋至溶液的體積為原溶液體積的IO?倍后pH=8

C.pH=l的鹽酸與等體積pH=3的鹽酸混合后pH=2

D.25℃時，刖=3的醋酸溶液與pll=U的氫氧化鈉溶液等體積混合后p]K7

6.常溫下，關(guān)于溶液的稀釋下列說法正確的是

A.將pH=3的CH￡OOH溶液稀釋100倍后，pH=5

B.將pH=4的H2s溶液加水稀釋100倍，溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H)=1.0X10"mol?1/

C.將1L0.1mol?/的Ba(OH)2溶液稀釋至2L,pH=13

D.將pH=8的NaOH溶液稀釋100倍后,pH=6

7.取未知濃度的硫酸、鹽酸和醋酸各25.00mL,分別用0.10mol?的NaOH溶液或0.10moi?L-1的

稀氨水滴定得下圖。下列說法正確的是

IIIIIIIIT~|

12------------------------------

H)二二士二二±二二一二

B二二二二二二二二￡二

6二-2_________

W二二二二二二二二

2====/==____

01()2()3044)50

NaOH或氨水的體積(n】L)

A.由圖可知曲線c為NaOH滴定硫酸

B.由圖可知硫酸的物質(zhì)的量濃度大于鹽酸的物質(zhì)的量濃度

C.曲線b、c的滴定實驗可用酚酸做指示劑

D.由圖可知滴定前醋酸電離度約為1.67%

8.常溫條件下，向20mL0.01mol?L-1CH3COOH溶液中逐滴加入0.01mol的NaOH溶液，溶液中水

電離的。田十)隨加入NaOH溶液的體積變化如圖所示，下列說法正確的是

水電離的c(HMmol?Lb

?!?

G102040V(NaOH)/mL

A.b、d兩點溶液的pH相同

B.從a到。對醋酸的電離既有促進作用也有抑制作用

+-1

C.e點所示溶液中，c(Na)=2c(CH3COO-)+2c(CH3C00H)=0.01mol?L

D.從a-c的過程中，存在pH=7的點

9.利用電導(dǎo)率傳感器可繪制電導(dǎo)率曲線圖，圖為用0.1mol/LNaOH溶液滴定10mL0.1mol/L鹽酸過程

A.電導(dǎo)率傳感器能用于判斷酸堿中和滴定的終點

D.該過程中，a點所示溶液的導(dǎo)電性最強

C.c點電導(dǎo)率最小是因為此時溶液中導(dǎo)電微粒數(shù)目最少

D.d點所示溶液中存在：c(Cl-)4-c(0H-)=c(H+)+c(Na+)

10.現(xiàn)有室溫下四種溶液，有關(guān)敘述不正確的是

序號①②③④

溶液氨水氫氧化鈉溶液醋酸鹽酸

pH111133

A.③④中分別加入適量的醋酸鈉晶體后，兩溶液的pH均增大

B.②③兩溶液等體積混合，所得溶液中c(H')>c(0H)

C.匕L④和七L②混合，若混合后溶液pH=7,則匕二七

D.分別加水稀釋10倍，四種溶液的pH：①>②>③>④

11.常溫下，兩種一元堿MOH和ROH的溶液分別加水稀釋，溶液pH的變化如圖所示，下列敘述不正確的是

A.MOH是一種弱堿

B.在x點，c(M")=c(R)

C.稀釋前，c(R0H)=10c(M0H)

D.稀釋前MO