考点14 溶液的酸碱性——备战2022年浙江新高考一轮复习化学考点一遍过 试卷

考点14 溶液的酸碱性

一、溶液的酸碱性与pH
1．溶液的酸碱性的实质(25 ℃时)
溶液的酸碱性
c(H+)与c(OH－)比较
c(H+)大小
pH
酸性溶液
c(H+)>c(OH－)
c(H+)>1×10－7mol·L－1
<7
中性溶液
c(H+)=c(OH－)
c(H+)=1×10－7mol·L－1
=7
碱性溶液
c(H+) c(H+)<1×10－7mol·L－1
>7
2．溶液的pH
（1）定义：pH=−lg c(H+)。
（2）pH 与溶液中c(H+)的关系

①25 ℃，纯水的pH=7，溶液呈中性；pH<7的溶液呈酸性；pH>7的溶液呈碱性。
②pH表示溶液的酸碱性及其强弱：25 ℃时，pH(<7)越小，溶液的酸性越强； pH(>7)越大，溶液的碱性越强。
（3）pH的适用范围
常温下，当溶液的酸碱性用pH表示时，一般情况下，1×10−14 mol·L−1pH>0。pH=0的溶液中并非无H+，而是c(H+)=1 mol·L−1；pH=14的溶液中并非无OH−，而是c(OH−)=1 mol·L−1。
当c(H+)>1 mol·L−1时，一般不用pH表示溶液的酸碱性，用c(H+)或c(OH−)直接表示溶液的酸碱性更方便。
注意：
（1）未指明温度时，pH=7不代表溶液呈中性，如100 ℃时，pH=6为中性溶液。
（2）溶液的酸碱性也可以用pOH表示：pOH=−lgc(OH−)。因为常温下，c(OH−)·c(H+)=10−14，若两边均取负对数得：pH+pOH=14。
3．pH的测定方法
（1）pH试纸法
pH试纸的使用方法：取一片pH试纸，放在洁净的表面皿或玻璃片上，用洁净干燥的玻璃棒蘸取待测液点于试纸中央，然后与标准比色卡对照读出数值。
pH试纸的种类：常用的pH试纸有广泛pH试纸(pH范围为1~14或0~10，可识别的pH差值约为1)和精密pH试纸(pH范围较窄，可识别的pH差值为0.2或 0.3)。
（2）pH计法
常用pH计来精确测量溶液的pH，读数时应保留两位小数。
（3）常用酸碱指示剂及其变色范围
指示剂
变色范围
石蕊
pH＜5红色
5～8紫色
＞8蓝色
酚酞
pH＜8.2无色
8.2～10浅红色
＞10红色
甲基橙
pH＜3.1红色
3.1～4.4橙色
＞4.4黄色
注意：
（1）pH试纸不能伸入待测液中。
（2）pH试纸不能事先润湿(润湿相当于将溶液稀释)。用pH试纸测定的是一个粗略结果。
（3）用广泛pH试纸测出溶液的pH是整数，而不会是3.1、5.2等小数。
二、溶液的酸碱性及pH的计算
1．溶液pH的计算
（1）基本思路

（2）类型方法
①单一溶液
溶液类型
相关计算
强酸（HnA）
设HnA的浓度为c mol/L，则c(H+)=nc mol/L，pH=−lgc(H+)=−lgnc
强碱［B(OH)n］
溶液
设B(OH)n的浓度为c mol/L，则c(OH−)=nc mol/L，c(H+)= mol/L，pH=−lgc(H+)=14+lgnc
②混合溶液
溶液类型
相关计算
两种强酸混合

两种强碱混合

强酸强碱混合
恰好完全反应
pH=7（25℃）
酸过量
c(H＋)=
碱过量
c(OH−)=
2．酸碱混合的有关规律
（1）等体积的强酸（pH1）与强碱（pH2）混合(25 ℃)
若混合前pH1+ pH2>14，则混合后溶液呈碱性，pH混>7；
若混合前pH1+ pH2=14，则混合后溶液呈中性，pH混=7；
若混合前pH1+ pH2<14，则混合后溶液呈酸性，pH混<7。
（2）强酸（pH1）与强碱（pH2）混合呈中性时，二者的体积关系(25 ℃)
若pH1+ pH2=14，则V酸=V碱；
若pH1+ pH2≠14，则。
（3）等体积的强酸（pH1）与弱碱（pH2）混合(25 ℃)，若pH1+ pH2=14，由于弱碱过量，pH混>7。
（4）等体积的弱酸（pH1）与强碱（pH2）混合(25 ℃)，若pH1+ pH2=14，由于弱酸过量，pH混<7。
注意事项
（1）一般情况下，若ΔpH（pH的差值）≥2的两种强酸溶液等体积混合，pH=pH小+0.3；若ΔpH≥2的两种强碱溶液等体积混合，pH=pH大−0.3(相当于把pH小的酸溶液或pH大的碱溶液稀释到了原来的2倍)。
（2）酸按酸，碱按碱，同强混合在之间；异强混合看过量。若是碱碱混合或者酸碱混合且碱过量，一定要先算c(OH−)，再算c(H＋)及pH，或先算c(OH−)，再算pOH、pH。
三、溶液稀释时pH的变化规律
1．常温下酸、碱的稀释规律
溶液
稀释前溶液pH
加水稀释到体积为原来的10n倍
稀释后溶液pH
酸
强酸
pH=a
pH=a+n
弱酸
a 碱
强碱
pH=b
pH=b−n
弱碱
b−n 注：表中a+n<7，b−n>7。
2．酸、碱的无限稀释规律
常温下任何酸或碱溶液无限稀释时，溶液的pH都不可能大于7或小于7，只能接近7。
注意：
（1）对于pH相同的强酸和弱酸（或强碱和弱碱）溶液稀释相同的倍数，强酸（或强碱）溶液的pH变化幅度大。这是因为强酸（或强碱）已完全电离，随着加水稀释，溶液中的H＋(或OH‒)的数目（水电离出的除外）不会增多，而弱酸（或弱碱）随着加水稀释，电离平衡向右移动，溶液中H＋(或OH‒)的数目还会增多。将pH相同的强酸和弱酸稀释后pH仍相同，则弱酸中所加的水比强酸中的多
（2）对于物质的量浓度相同的强酸和弱酸（或强碱和弱碱），稀释相同的倍数，pH的变化幅度不同，强酸（或强碱）稀释后pH的变化幅度大。
四、酸碱中和滴定
1．实验原理
利用酸碱中和反应，用已知浓度酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。以标准盐酸溶液滴定待测的NaOH溶液，待测的NaOH溶液的物质的量浓度为c(NaOH)=。
酸碱中和滴定的关键：
（1）准确测定标准液的体积。
（2）准确判断滴定终点。
2．实验用品
（1）仪器
酸式滴定管(如图A)、碱式滴定管(如图B)、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。

（2）试剂
标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。
（3）滴定管的使用
试剂性质
滴定管
原因
酸性、氧化性
酸式滴定管
氧化性物质易腐蚀橡胶管
碱性
碱式滴定管
碱性物质易腐蚀玻璃，致使玻璃活塞无法打开
3．实验操作(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例)
（1）滴定前的准备

（2）滴定

（3）终点判断
等到滴入最后一滴标准液，溶液由红色变为无色，且在半分钟内不恢复原来的颜色，视为滴定终点并记录标准液的体积。
注意：滴定终点是指示剂颜色的突变点，不是恰好中和的点，也不是pH等于7的点。
（4）数据处理
按上述操作重复二至三次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c(NaOH)=计算。
4．指示剂选择的基本原则与注意事项
常用酸碱指示剂及变色范围如下表所示：
指示剂
变色范围的pH
石蕊
<5.0红色
5.0～8.0紫色
>8.0蓝色
甲基橙
<3.1红色
3.1～4.4橙色
>4.4黄色
酚酞
<8.2无色
8.2～10.0粉红色
>10.0红色
选择指示剂时应遵循变色要灵敏，变色范围要小，使变色范围尽量与滴定终点溶液的酸碱性一致的原则。
注意事项如下：
（1）不能用石蕊作指示剂。
（2）滴定终点为碱性时，用酚酞作指示剂，例如用NaOH溶液滴定醋酸。
（3）滴定终点为酸性时，用甲基橙作指示剂，例如用盐酸滴定氨水。
（4）强酸滴定强碱一般用甲基橙，但用酚酞也可以。
（5）并不是所有的滴定都须使用指示剂，如用标准的Na2SO3溶液滴定KMnO4溶液时，KMnO4颜色恰好褪去时即为滴定终点。
五、酸碱中和滴定中常见误差分析
1．误差分析的方法
依据原理c(标准)·V(标准)=c(待测)·V(待测)，得c(待测)=，因为c(标准)与V(待测)已确定，所以只要分析出不正确操作引起V(标准)的变化，即分析出结果。
2．常见误差分析
以NaOH标准液滴定盐酸为例
类别
操作
结果
来自滴定管中产生的误差
滴定管用蒸馏水洗后，未用标准液润洗
偏高
滴定管未用待测液润洗
偏低
盛标准液的滴定管滴定前有气泡，滴定后无气泡
偏高
盛标准液的滴定管滴定前无气泡，滴定后有气泡
偏低
盛待测液的滴定管滴定前有气泡，滴定后无气泡
偏低
盛待测液的滴定管滴定前无气泡，滴定后有气泡
偏高
来自锥形瓶中产生的误差
锥形瓶用蒸馏水洗后又用待测液洗
偏高
锥形瓶未洗净，残留有与待测液中溶质反应的少量物质
偏低
待测液加水稀释
无影响
读数带来的误差
用滴定管量取待测液
先俯视后仰视
偏低
先仰视后俯视
偏高
标准液
先俯视后仰视
偏高
先仰视后俯视
偏低
来自配制标准液产生的误差
配制0.1 mol/L的NaOH溶液500 mL需要NaOH的质量为2.0 g
NaOH已部分潮解或称量时间过长
偏高
NaOH中含有杂质
杂质不与盐酸反应
偏高
所含杂质消耗1 mol HCl需质量大于40 g(例如Na2CO3、NaHCO3)
偏高
所含杂质消耗1 mol HCl需质量小于40 g(例如Na2O)
偏低
游码有油污
偏低
3．常用量器的读数

（1）平视读数(如图1)：实验室中用量筒、移液管或滴定管量取一定体积的液体，读取液体体积时，视线应与凹液面最低点保持水平，视线与刻度的交点即为读数(即“凹液面定视线，视线定读数”)。
（2）俯视读数(如图2)：当用量筒测量液体的体积时，由于俯视视线向下倾斜，寻找切点的位置在凹液面的上侧，读数高于正确的刻度线位置，即读数偏大。
（3）仰视读数(如图3)：读数时，由于视线向上倾斜，寻找切点的位置在凹液面的下侧，因滴定管刻度标法与量筒不同，这样仰视读数偏大。
六、酸碱中和滴定的拓展应用
中和滴定操作不仅适用于酸碱中和反应，还可以迁移应用于氧化还原反应、NaOH和Na2CO3混合溶液与盐酸的反应及沉淀反应。
1．氧化还原滴定法
（1）原理：以氧化剂或还原剂为滴定剂，直接滴定一些具有还原性或氧化性的物质。
（2）实例
①酸性KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液
原理：2+6H++5H2C2O410CO2↑+2Mn2++8H2O
指示剂：酸性KMnO4溶液本身呈紫色，不用另外选择指示剂，当滴入一滴酸性KMnO4溶液后，溶液由无色变为浅红色，且半分钟内不褪色，说明到达滴定终点。
②Na2S2O3溶液滴定碘液
原理：2Na2S2O3+I2Na2S4O6+2NaI
指示剂：用淀粉作指示剂，当滴入一滴Na2S2O3溶液后，溶液的蓝色褪去，且半分钟内不恢复原色，说明到达滴定终点。
2．双指示剂滴定法（以盐酸滴定NaOH和Na2CO3的混合溶液为例）
酚酞作指示剂：NaOH+HClNaCl+H2O
Na2CO3+HClNaCl+NaHCO3
甲基橙作指示剂：NaHCO3+HClNaCl+CO2↑+H2O
3．沉淀滴定法（利用生成沉淀的反应）
应用最多的是银量法，即利用Ag+与卤素离子的反应来测定Cl−、Br−或I−的含量。

考向一 溶液酸碱性的判断

典例1 室温时，下列混合溶液的pH一定小于7的是
A．pH＝3的醋酸和pH＝11的氢氧化钡溶液等体积混合
B．pH＝3的盐酸和pH＝11的氢氧化钠溶液等体积混合
C．pH＝3的盐酸和pH＝11的氨水等体积混合
D．pH＝3的硫酸和pH＝11的氨水等体积混合
【解析】A项，pH＝3的醋酸中c(H＋)＝1×10－3 mol·L－1，pH＝11的Ba(OH)2溶液中c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1，由于醋酸为弱酸，则醋酸过量，在室温下等体积混合后，pH＜7，正确；B项，pH＝3的盐酸中c(H＋)＝1×10－3 mol·L－1，pH＝11的NaOH溶液中c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1，酸碱都是强电解质，在室温下等体积混合后，pH＝7，错误；C项，pH＝3的盐酸中c(H＋)＝1×10－3 mol·L－1，pH＝11的氨水中c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1，由于NH3·H2O为弱碱，则碱过量，在室温下等体积混合后，pH＞7，错误；D项，pH＝3的硫酸中c(H＋)＝1×10－3 mol·L－1，pH＝11的氨水中c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1，由于NH3·H2O为弱碱，则碱过量，在室温下等体积混合后，pH＞7，错误。
【答案】A

1．为更好地表示溶液的酸碱性，科学家提出了酸度(AG)的概念，AG=lg，则下列叙述不正确的是
A．中性溶液的AG=0
B．酸性溶液的AG>0
C．常温下0.1 mol·L−1氢氧化钠溶液的AG=−12
D．常温下0.1 mol·L−1盐酸的AG=−12
【答案】D
【解析】中性溶液，c(H+)=c(OH−)，故lg=lg 1=0，A正确；酸性溶液，c(H+)>c(OH−)，故AG>0，B正确；0.1 mol·L−1 NaOH溶液，AG=lg=lg=−12，C正确；0.1 mol·L−1 HCl溶液，AG=lg=lg=12，D不正确。

溶液酸碱性判断时的易错提醒
（1）判断溶液酸碱性的依据是c(H+)与c(OH−)的相对大小，若c(H+)=c(OH−)，则溶液呈中性。
（2）pH=7或c(H+)=10−7mol·L−1的溶液不一定呈中性，因水的电离平衡与温度有关。常温时，pH=7呈中性；100 ℃时，pH=6呈中性。
（3）溶液中c(H+)越小，c(OH−)越大，溶液的酸性越弱，碱性越强；溶液中c(H+)越大，c(OH−)越小，溶液的酸性越强，碱性越弱。
（4）室温下，已知酸和碱pH之和的溶液等体积混合
①两强混合
a．若pH之和等于14，则混合后溶液显中性，pH＝7。
b．若pH之和大于14，则混合后溶液显碱性，pH>7。
c．若pH之和小于14，则混合后溶液显酸性，pH<7。
②一强一弱混合——“谁弱显谁性”
pH之和等于14时，一元强酸和一元弱碱等体积混合呈碱性；一元弱酸和一元强碱等体积混合呈酸性。

考向二 溶液pH的计算

典例1 （1）已知T ℃，Kw＝1×10－13，则T ℃________25 ℃(填“＞”“＜”或“＝”)。在T ℃时将pH＝11的NaOH溶液a L与pH＝1的硫酸b L混合(忽略混合后溶液体积的变化)，若所得混合溶液的pH＝10，则a∶b＝________。
（2）25 ℃时，有pH＝x的盐酸和pH＝y的氢氧化钠溶液(x≤6，y≥8)，取a L该盐酸与b L该氢氧化钠溶液反应，恰好完全中和，求：
①若x＋y＝14，则a/b＝________(填数据)；
②若x＋y＝13，则a/b＝________(填数据)；
③若x＋y＞14，则a/b＝________________(填表达式)。
④该盐酸与该氢氧化钠溶液完全中和，两溶液的pH(x、y)的关系式为________________(填表达式)。
【解析】（1）水的离子积常数随温度升高而增大，故T ℃＞25 ℃；T ℃下，pH＝11的氢氧化钠溶液，c(OH－)为0.01 mol·L－1；pH＝1的硫酸溶液c(H＋)＝0.1 mol·L－1，混合后所得溶液的pH＝10，＝10－3，a∶b＝101∶9；
（2）pH＝x的盐酸和pH＝y的氢氧化钠溶液(x≤6，y≥8)，取a L该盐酸与b L该氢氧化钠溶液反应，恰好完全中和，则有a×10－x＝b×10－14＋y；＝10－14＋x＋y，①x＋y＝14，则＝1；②x＋y＝13，则＝0.1；③x＋y＞14，则＝10－14＋x＋y；④盐酸与该氢氧化钠溶液完全中和，两溶液的pH(x、y)的关系式为x＋y＝14＋lg 。
【答案】（1）＞　101∶9
（2）①1　②0.1　③10x＋y－14
④x＋y＝14＋lg

2．求室温下，下列溶液的pH(忽略混合后溶液体积的变化，已知lg 2=0.3，lg 5=0.7)。
（1）pH=1的盐酸与等体积蒸馏水混合；
（2）pH=13的NaOH溶液与等体积蒸馏水混合；
（3）pH=13的NaOH溶液与pH=11的NaOH溶液等体积混合；
（4）pH=1的盐酸与pH=3的盐酸等体积混合；
（5）pH=3的盐酸与pH=13的NaOH溶液等体积混合；
（6）pH=1的盐酸与pH=11的NaOH溶液等体积混合。
【答案】（1）1.3　（2）12.7　（3）12.7
（4）1.3　（5）12.7 （6）1.3
【解析】（1）c(H+)= =5×10−2 mol·L−1，pH=−lg(5×10−2)=1.3。
（2）c(OH−)==5×10−2 mol·L−1，c(H+)= mol·L−1=2×10−13 mol·L−1，pH=12.7。
（3）c(OH−)=≈5×10−2 mol·L−1，则c(H+)= mol·L−1=2×10−13 mol·L−1，即pH=12.7。
（4）c(H+)= ≈5×10−2 mol·L−1，即pH=1.3。
（5）盐酸中：c(H+)=1×10−3 mol·L−1，NaOH溶液中：c(OH−)=0.1 mol·L−1，故两溶液等体积混合后，NaOH过量，c(OH−)= ≈5×10−2 mol·L−1即pH=12.7。
（6）盐酸过量，c(H+)≈=5×10−2 mol·L−1，即pH=1.3。

溶液pH计算的方法与类型
（1）计算方法
①酸按酸c(H+)：酸溶液→c(H+)→pH。
②碱按碱c(OH−)：碱溶液→c(OH−)→c(H+)→pH。
③同强相混0.3——即25 ℃时两强酸等体积混合，pH=pH小+0.3；两强碱等体积混合，pH=pH大−0.3。
④异强相混看过量——强酸强碱混合先判断过量。
⑤无限稀释“7”为限——酸碱无限稀释，最终溶液都接近中性。
（2）混合溶液pH的计算类型(混合后溶液体积变化忽略)
①两种强酸混合：直接求出c混(H+)，再据此求pH。c混(H+)= 。
②两种强碱混合：先求出c混(OH−)，再据KW求出 c混(H+)，最后求pH。c混(OH−)=
③强酸、强碱混合：先判断哪种物质过量，再由下式求出溶液中H+或OH−的浓度，最后求pH，c混(H+)或 c混(OH−)= 。

考向三 酸、碱中和滴定仪器、指示剂的选择

典例1 关于下列各实验或装置的叙述中，不正确的是

A．实验①可用于测溶液pH
B．实验②是用酸性KMnO4溶液滴定
C．装置③是滴定操作时手的操作
D．装置④中最后一滴NaOH标准液使溶液由无色变为红色，即达到滴定终点
【解析】A、B、C三项均正确；装置④中最后一滴NaOH标准液使溶液由无色变为红色，半分钟不恢复成原来的颜色，即达到滴定终点，D项错误。
【答案】D

3．用已知浓度的NaOH溶液测定某H2SO4溶液的浓度，参考如图所示仪器从下表中选出正确选项

选项
锥形瓶中溶液
滴定管中溶液
选用指示剂
选用滴定管
A
碱
酸
石蕊
乙
B
酸
碱
酚酞
甲
C
碱
酸
甲基橙
乙
D
酸
碱
酚酞
乙
【答案】D
【解析】由实验目的知锥形瓶中应放H2SO4溶液，滴定管中应盛碱液且用碱式滴定管(乙)，碱滴酸一般选择变色范围在碱性范围的，如酚酞。

中和滴定的两个易错点
（1）分清完全中和与恰好为中性
①完全中和强调的是酸、碱恰好反应生成盐，根据酸碱的强弱不同，溶液可能为中性，也可能为酸性或碱性。
②酸碱反应恰好为中性则强调的是反应后溶液为中性，而酸、碱不一定正好反应。可能酸不足，也可能酸过量，也可能恰好反应。这取决于酸碱的相对强弱。
（2）酸碱中和滴定指示剂的选择
①指示剂的变色点与滴定终点的pH越接近越好。
②指示剂在滴定终点时颜色变化明显，指示准确。
③石蕊的“红色→紫色”“紫色→蓝色”的颜色变化不够明显，所以石蕊不能作为酸碱中和反应的指示剂。

考向四 酸碱中和滴定实验操作与误差分析

典例1 欲测定某NaOH溶液的物质的量浓度，可用0.100 0 mol·L－1的盐酸标准溶液进行中和滴定(用甲基橙作指示剂)。
请回答下列问题：
（1）滴定时，盛装待测NaOH溶液的仪器名称为________。
（2）盛装标准盐酸的仪器名称为________。
（3）滴定至终点的颜色变化为________。
（4）若甲学生在实验过程中，记录滴定前滴定管内液面读数为0.50 mL，滴定后液面如图，则此时消耗标准溶液的体积为________。

（5）乙学生做了三组平行实验，数据记录如下：
实验
序号
待测NaOH溶液的体积/mL
0.100 0 mol·L－1 HCl溶液的体积/mL
滴定前刻度
滴定后刻度
1
25.00
0.00
26.29
2
25.00
1.00
31.00
3
25.00
1.00
27.31
选取上述合理数据，计算出待测NaOH溶液的物质的量浓度为________。(保留四位有效数字)
（6）下列哪些操作会使测定结果偏高________(填字母)。
A．锥形瓶用蒸馏水洗净后再用待测液润洗
B．酸式滴定管用蒸馏水洗净后再用标准液润洗
C．滴定前酸式滴定管尖端气泡未排除，滴定后气泡消失
D．滴定前读数正确，滴定后俯视滴定管读数
【解析】（1）待测NaOH溶液盛放于锥形瓶中。
（2）盛装标准盐酸的仪器名称为酸式滴定管。
（3）待测液是NaOH溶液，甲基橙在NaOH溶液中呈黄色，随着溶液的pH减小，当滴到溶液的pH小于4.4时，溶液颜色由黄色变成橙色，且半分钟不复原，滴定结束。
（4）滴定前滴定管内液面读数为0.50 mL，滴定后液面读数为27.40 mL，消耗标准溶液的体积为27.40 mL－0.50 mL＝26.90 mL。
（5）三次实验消耗标准溶液的体积依次为26.29 mL、30.00 mL、26.31 mL，第2组数据误差较大，舍去，则1、3组平均消耗V(盐酸)＝＝26.30 mL，
c(NaOH)＝＝0.105 2 mol·L－1。
（6）A项，锥形瓶用待测液润洗，会使锥形瓶内溶质的物质的量增大，造成V(标准)偏大，c(待测)偏高，正确；B项，酸式滴定管用蒸馏水洗净后再用标准液润洗，对V(标准)无影响，c(待测)不变，错误；C项，滴定前酸式滴定管尖端气泡末排除，滴定后气泡消失，造成V(标准)偏大，c(待测)偏高，正确；D项，滴定前读数正确，滴定后俯视滴定管读数，造成V(标准)偏小，c(待测)偏低，错误。
【答案】（1）锥形瓶　（2）酸式滴定管
（3）黄色变为橙色
（4）26.90 mL
（5）0.105 2 mol·L－1　（6）AC

4．绿矾（FeSO4•7H2O）是治疗缺铁性贫血药品的重要成分。某化学兴趣小组同学采用以下方法测定某绿矾样品纯度。实验步骤如下：
a．称取2.850 g绿矾产品，溶解，在250 mL容量瓶中定容；b．量取25.00 mL待测溶液于锥形瓶中；c．用硫酸酸化的0.01000 mol/L KMnO4溶液滴定至终点，消耗KMnO4溶液体积的平均值为20.00 mL。
（1）a步骤中定容时，如果仰视会使所配溶液浓度___________（填“偏高”“偏低”或“无影响”）。
（2）滴定时盛放KMnO4溶液的仪器为______（填仪器名称）。
（3）判断此滴定实验达到终点的方法是_______________。
（4）写出酸性高锰酸钾滴定Fe2+的离子反应方程式：_____________。
（5）计算上述样品中FeSO4·7H2O的质量分数为________（结果保留3位有效数字）。
【答案】（1）偏低
（2）酸式滴定管
（3）滴加最后一滴KMnO4溶液时，溶液变成浅红色且半分钟内不褪色
（4）5Fe2++MnO4-+8H+=5Fe3++Mn2++4H2O
（5）97.5%
【解析】（1）a步骤中定容时，如果仰视，则液面超过刻度线，因此会使所配溶液浓度偏低；
（2）高锰酸钾溶液具有强氧化性，一般用硫酸酸化，所以滴定时盛放KMnO4溶液的仪器为酸式滴定管；
（3）高锰酸钾溶液显红色，因此判断此滴定实验达到终点的方法是滴加最后一滴KMnO4溶液时，溶液变成浅红色且半分钟内不褪色。
（4）高锰酸钾能把亚铁离子氧化为铁离子，自身被还原为锰离子，Mn元素化合价从+7价降低到+2价，得到5个电子，铁元素化合价从+2价升高到+3价，失去1个电子，所以酸性高锰酸钾滴定Fe2+离子的反应方程式为5Fe2++MnO4-+8H+=5Fe3++Mn2++4H2O。
（5）反应中消耗高锰酸钾的物质的量是0.01000mol/L×0.02L＝0.0002mol，根据方程式5Fe2++MnO4-+8H+=5Fe3++Mn2++4H2O可知消耗亚铁离子是0.001mol，所以根据铁原子守恒可知上述样品中FeSO4·7H2O的质量分数为 。
考向五 酸碱中和反应中的pH曲线

典例1 已知某温度下CH3COOH的电离常数K＝1.6×10－5。该温度下向20 mL 0.01 mol·L－1 CH3COOH溶液中逐滴加入0.01 mol·L－1的KOH溶液，其pH变化曲线如图所示(忽略温度变化)。请回答有关问题：

（1）a点溶液中c(H＋)为________ mol·L－1。
（2）a、b、c三点中水的电离程度最大的是________。滴定过程中宜选用________作指示剂。
（3）若向20.00 mL稀氨水中逐滴加入等浓度的盐酸，下列变化趋势正确的是________。

【解析】（1）c(H＋)＝＝＝4×10－4(mol·L－1)。
（2）在水中加入酸能抑制水的电离，加入可水解的盐能促进水的电离，随着KOH的加入(c点时，KOH还未过量)，溶液中CH3COOK的量不断增多，因此水的电离程度不断增大。由于酸碱恰好完全反应时溶液显碱性，故应选择在碱性范围内变色的指示剂酚酞。
（3）由于氨水显碱性，因此首先排除选项A和C。考虑到两者恰好完全反应时溶液显酸性，排除选项D，故本题应选B。
【答案】（1）4×10－4
（2）c　酚酞
（3）B

5．用0.100 0 mol/L的标准盐酸分别滴定20.00 mL的0.100 0 mol/L氨水和20.00 mL的0.100 0 mol/L氢氧化钠溶液的滴定曲线如图所示，横坐标为滴定百分数（滴定用量/总滴定用量），纵坐标为滴定过程中溶液pH，甲基红是一种酸碱指示剂，变色范围为4.4~6.2，下列有关滴定过程说法正确的是

A．滴定氨水溶液当滴定分数为50%时，各离子浓度间存在关系：c()+c(H+)=c(OH−)
B．滴定分数为100%时，即为滴定过程中反应恰好完全的时刻
C．从滴定曲线可以判断，使用甲基橙作为滴定过程中的指示剂准确性更佳
D．滴定氨水溶液当滴定分数为150%时，所得溶液中离子浓度有大小关系c(Cl−)>c(H+)>c()>c(OH−)
【答案】B
【解析】A．溶液中存在的电荷守恒应为c()+c(H+)=c(OH−)+c(Cl−)，故A错误；B．滴定分数为100%时，酸与碱的物质的量相等，即为滴定过程中反应恰好完全的时刻，故B正确；C．从滴定曲线看甲基红变色范围更接近于滴定终点，使用甲基橙显示偏晚，故C错误；D．滴定分数为150%时，即加入盐酸30.00 mL，此时溶质是NH4Cl和HCl，物质的量之比为2∶1，故c()>c(H+)，故D错误；答案为B。




一、单选题
1．下列有关实验仪器或用品的使用正确的是( )
A．用10mL量筒量取8.20mL稀盐酸
B．在中和热测定实验中，用铁棒搅拌，以加快反应速率
C．用25mL酸式滴定管量取20.00mLKMnO4溶液
D．用pH试纸测定溶液的pH时，先用蒸馏水润湿试纸
2．下列叙述正确的是( )
A．pH=6的溶液一定是酸性溶液
B．用润湿的pH试纸测定1mol/L硫酸氢钠溶液的pH，结果偏高
C．一定温度下，pH=a的氨水，稀释10倍后，其pH=b，则a=b+1
D．由水电离出来的H+的浓度为1.0×10-10mol·L-1，则原溶液的pH=4
3．25℃时，向10mL0.1mol·L-1一元弱碱XOH溶液中逐滴滴加0.1mol·L-1的盐酸，溶液的AG[AG=lg]变化如图所示(溶液混合时体积变化忽略不计)。下列说法错误的是( )

A．若a=-8，则Kb(XOH)=10-5
B．M点表示盐酸和XOH恰好完全反应
C．M点到N点，水的电离程度先增大后减小
D．R点溶液中可能存在c(X＋)＋c(XOH)=c(Cl-)
4．在某温度时，水的离子积为1×10－12 mol2·L－2，若该温度下某溶液中H＋浓度为1×10－7 mol·L－1，则该溶液(　　)
①呈碱性　②呈酸性　③c(H＋)=100c(OH-)　④c(OH-)=100c(H＋) ⑤呈中性
A．①④ B．②
C．②③ D．⑤
5．在25 ℃时，某溶液由水电离出的H+的浓度为1×10-12 mol∙L-1，下列各组离子在溶液中有可能大量共存的是( )
A．K+、Na+、、Cl- B．Fe2+、K+、、
C．Na+、 K+、Al3+、F- D．、、Cl-、
6．在室温下，下列等体积的酸和碱溶液混合后，pH一定大于7的是( )
A．pH=3的HNO3与pH=11的KOH溶液
B．pH=3的醋酸与pH=11的NaOH溶液
C．pH=3的硫酸与pH=11的NaOH溶液
D．pH=3的盐酸与pH=11的氨水
7．室温下，向20.00 mL 0. 1000 mol/L盐酸中滴加0. 1000 mol/LINaOH溶液，溶液的pH随NaOH溶液体积的变化如图，下列说法中不正确的是

A．上述三种指示剂配制时都加入了乙醇增强溶解性
B．该实验可以选择图中三种指示剂
C．若将上述盐酸换成等浓度的醋酸可用酚酞作指示剂
D．若将上述NaOH溶液改成等浓度的氨水，可选用甲基橙作指示剂
8．下列有关实验操作的说法正确的是( )
A．使用容量瓶配制一定物质的量浓度溶液，定容时仰视，则所配溶液浓度偏高
B．中和热测定实验中可使用铜质搅拌棒使酸碱溶液混合均匀
C．用已知浓度盐酸滴定未知浓度的NaOH(NaOH置于锥形瓶中)，若酸式滴定管尖嘴部分气泡前有后无，则所测浓度偏高
D．使用广泛pH试纸测某盐酸pH值时，取小块pH试纸用蒸馏水润湿放于表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液点在试纸中部，待变色稳定后与标准比色卡对比，读出数据为3.6
9．常温下，用0.1 mol·L-1 NaOH溶液滴定10 mL 0.1 mol·L-1 HA溶液的滴定曲线如图所示，下列说法不正确的是( )

A．a≈3，说明HA属于弱酸
B．水的电离程度：d点>e点
C．c点溶液中：c(Na＋)=c(A-)＋c(HA)
D．b点溶液中粒子浓度大小： c(A-)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH-)
10．以酚酞为指示剂，用0.1000mol/L的NaOH溶液滴定20.00mL未知浓度的二元酸H2A溶液。溶液中，pH、分布系数δ随滴加NaOH溶液体积V(NaOH)的变化关系如图所示。

[比如A2-的分布系数：δ(A2-)=]
下列叙述不正确的是
A．曲线①代表δ(HA-)，曲线②代表δ(A2-)
B．HA-的电离常数K=1.0×10-5
C．H2A溶液的浓度为0.1000mol/L
D．滴定终点时，溶液中c(Na+)=2c(A2-)+2c(HA-)
11．下列说法正确的是( )
A．利用如右图所示的方法排出酸式滴定管中的气泡
B．利用新制的Cu(OH)2 悬浊液可以区别乙醇溶液和甘油溶液
C．实验室可以用加热氯化铵固体的方法制取氨气
D．用精密 pH 试纸测得某NaClO 溶液的 pH 为 8.5
12．下列说法正确的是
A．100℃时，将 pH＝2 的盐酸与 pH＝12 的 NaOH 溶液等体积混合，溶液显中性
B．相同温度下，pH 相等的氨水、CH3COONa 溶液中，水的电离程度相同
C．相同物质的量浓度的盐酸和醋酸分别加水稀释到相同 pH，醋酸中加水多
D．将浓度为 c1 的氨水和浓度为 c2 的盐酸等体积混合，若溶液呈中性，则一定有 c1＞ c2
13．常温下，在体积均为20mL、浓度均为0.lmol•L-1的HX溶液、HY溶液中分别滴加同浓度的NaOH溶液，反应后溶液中水电离的c(H+)的负对数[-lgc(H+)水]与滴加氢氧化钠溶液体积的关系如图所示：下列说法不正确的是（ ）

A．a、b、c三点溶液均显中性
B．a点溶液，c(Na+)=c(X-)>c(H＋)=c(OH-)
C．b点溶液中的离子总浓度大于d点溶液
D．常温下，Ka(HX)≈10-5
14．常温下，用不同浓度的NaOH溶液分别滴定20 mL与其同浓度的某弱酸HA（电离常数为Ka）溶液，滴定曲线如下图所示。下列说法不正确的是(　　)。


A．由图可知，c1＞c2＞c3
B．M点溶液中存在：c(H＋)=[c(A－)－c(HA)]＋c(OH－)
C．恰好中和时，三种溶液的pH相等
D．由pH=7的溶液计算得：Ka= (V0是消耗的NaOH溶液的体积)
15．在25℃时，向20.00mL0.10mol/L一元弱碱MOH溶液中滴0.10mol/LHCl溶液，混合溶液的pH、pOH变化曲线如图所示。已知pOH=-lgc(OH-)。下列说法错误的是（ ）

A．a+b=14
B．Q点消耗盐酸的体积小于20.00mL
C．M点和N点溶液中，相等
D．当V(HCl)=10.00mL时，c(M+)-c(MOH)=c(OH-)-c(H+)

16．甲胺（CH3NH2）的性质与氨气相似。已知pKb= - lgKb，pKb（CH3NH2·H2O）=3.4，pKb（NH3·H2O）=4.8。常温下，向10.00 mL 0.1000mol/L的甲胺溶液中滴加0.0500 mol/L的稀硫酸溶液中c（OH-）的负对数[pOH= -lgc（OH-）]与所加稀硫酸溶液的体积（V）的关系如图所示。

下列说法错误的是
A．甲胺溶于水后存在平衡：CH3NH2+H2OCH3NH+OH-
B．A、B、C三点对应的溶液中，水电离出来的c（H+）：C＞B＞A
C．A、B、C、D四点对应的溶液中，（CH3NH）的大小顺序：D＞C＞B＞A
D．B点对应的溶液的pOH＞3.4
17．当用酸滴定碱时，下列操作中会使测定结果（碱的浓度）偏低的是
A．酸式滴定管滴至终点后，俯视读数
B．碱液移入锥形瓶后，加了10 mL蒸馏水再滴定
C．酸式滴定管用蒸馏水润洗后，未用标准液润洗
D．酸式滴定管注入酸液后，尖嘴留有气泡即开始滴定，滴定终点时气泡消失

二、实验题
18．草酸亚铁晶体（FeC2O4·2H2O，相对分子质量为180）呈淡黄色，可用作照相显影剂。某实验小组对其进行了一系列探究。
I．纯净草酸亚铁晶体热分解产物的探究。
（1）气体产物成分的探究。小组成员采用如下装置（可重复选用）进行实验：

①装置D的名称为______。
②按照气流从左到右的方向，上述装置的连接顺序为_____→尾气处理装置（填仪器接口的字母编号）。
③实验前先通入一段时间N2，其目的为_______。
④实验证明了气体产物中含有CO，依据的实验现象为______。
（2）固体产物成分的探究。充分反应后，A处反应管中残留黑色固体。查阅资料可知，黑色固体可能为Fe或FeO。小组成员设计实验证明了其成分只有FeO，其操作及现象为___。
（3）依据（1）和（2）结论，可知A处反应管中发生反应的化学方程式为____。
Ⅱ．草酸亚铁晶体样品纯度的测定
工业制得的草酸亚铁晶体中常含有FeSO4杂质，测定其纯度的步骤如下：
步骤1：称取mg草酸亚铁晶体样品并溶于稀H2SO4中，配成250mL溶液。
步骤2：取上述溶液25.00mL，用c mol·L−1 KMnO4标准液滴定至终点，消耗标准液V1 mL；
步骤3：向反应后溶液中加入适量锌粉，充分反应后，加入适量稀H2SO4，再用c mol·L−1 KMnO4标准溶液滴定至终点，消耗标准液V2mL。
（4）步骤3中加入锌粉的目的为______。
（5）草酸亚铁晶体样品的纯度为_____；若步骤1配制溶液时部分Fe2+被氧化，则测定结果将______（填“偏高”、“偏低”或“不变”）。
19．现有常温下甲、乙、丙三种溶液，甲为0.1mol·L-1的NaOH溶液，乙为0.1mol·L-1的HCl溶液，丙为0.1mol·L-1的CH3COOH溶液，试回答下列问题：
（1）甲溶液的pH=___。
（2）丙溶液中存在的电离平衡为___(用电离平衡方程式表示)。
（3）常温下，用水稀释0.1mol·L-1的CH3COOH溶液，下列各量随水量的增加而增大的是___(填序号)。
①n(H＋) ②c(H＋) ③ ④c(OH-)
（4）甲、乙、丙三种溶液中由水电离出的c(OH-)最大的是___。
（5）某同学用甲溶液分别滴定20.00mL乙溶液和20.00mL丙溶液，得到如图所示的两条滴定曲线，则a=___。

（6）图___（填1或2）表示NaOH溶液滴定CH3COOH溶液的过程。
（7）图2中a点对应的溶液pH=8，原因是___（用离子方程式表示）。
20．在常温下，某水溶液M中。
（1）若M中存在的离子只有：Na+、CH3COO－、H+、OH－，下列关系合理的是______。
①c(Na+)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H+) ②c(Na+)＞c(OH－)＞c(CH3COO－)＞c(H+)
③c(H+)＞c(OH－)＞c(Na+)＞c(CH3COO－) ④c(Na+)＝c(CH3COO－)且c(OH－)＝c(H+)
（2）若M由两种相同物质的量浓度的溶液混合而成，其中只存在OH—、H＋、NH4＋、Cl－四种离子，且c(NH4＋)＞c(Cl－)＞c(OH—)＞c(H＋)，这两种溶液的溶质是______。
（3）若M为0.01 mol/L的氨水，向其中加入等体积pH＝2的盐酸溶液（忽略溶液体积变化），所得混合液中:c(NH4+)＋c(H+)－c(OH－)＝_________。
（4）若M为20 mL稀硫酸和盐酸混合液，向该混合酸溶液中逐滴加入pH＝13的Ba(OH)2溶液，生成BaSO4的量如图所示，当加入60 mL Ba(OH)2溶液时，C点溶液的pH＝7（忽略溶液体积变化），试计算：

（i）最初混合酸溶液中c(H2SO4)＝__________，c(HCl)＝____________。
（ii）B点溶液的pH为_________（写出计算过程。可能用到的数据：1g2＝0.30、1g3＝0.48）


浙江真题题组
1. (2020年7月浙江选考)．常温下，用氨水滴定浓度均为的和的混合液，下列说法不正确的是( )
A．在氨水滴定前，和的混合液中
B．当滴入氨水时，
C．当滴入氨水时，
D．当溶液呈中性时，氨水滴入量大于，
2．[2018年11月浙江选考]常温下，分别取浓度不同、体积均为20.00 mL的3种HCl溶液，分别滴入浓度为1.000 mol·L-1，0.1000 mol·L-1和0.01000 mol·L-1的NaOH溶液，测得3个反应体系的pH随V(NaOH)的变化的曲线如图，在V(NaOH)=20.00 mL前后出现突跃。下列说法不正确的是

A．3种HCl溶液的c(HCl)：最大的是最小的100倍
B．曲线a、b、c对应的c(NaOH)：a>b>c
C．当V(NaOH)=20.00mL时，3个体系中均满足：c(Na+)=c(Cl-)
D．当V(NaOH)相同时，pH突跃最大的体系中的c(H+)最大
3．[2018年11月浙江选考]下列说法不正确的是
A．测得0.1 mol·L－1的一元酸HA溶液pH＝3.0，则HA一定为弱电解质
B．25℃时，将0.1 mol·L-1的NaOH溶液加水稀释100倍，所得溶液的pH＝11.0
C．25℃时，将0.1 mol·L-1的HA溶液加水稀释至pH＝4.0，所得溶液c(OH－)＝1×10-10 mol·L-1
D．0.1 mol·L-1的HA溶液与0.1 mol·L-1的NaOH溶液等体积混合，所得溶液pH一定等于7.0
4．[2021年10月浙江选考]常温下，用浓度为0.100 mol·L－1的NaOH溶液分别逐滴加入到20.00 mL 0.100 0 mol·L－1的HX、HY溶液中，pH随NaOH溶液体积的变化如图。下列说法正确的是

A．V(NaOH)＝10.00 mL时，两份溶液中c(X－)＞c(Y－)
B．V(NaOH)＝10.00 mL时，c(X－)＞c(Na＋)＞c(HX)＞c(H＋)＞c(OH－)
C．V(NaOH)＝20.00 mL时，c(OH－)＞c(H＋)＞c(Na＋)＞c(X－)
D．pH＝7时，两份溶液中c(X－)＝c(Na＋)＝c(Y－)5. （2020年1月浙江选考）．．碘化锂（）在能源、医药等领域有重要应用，某兴趣小组制备和，流程如下：

已知：在75~80℃转变成，80~120℃转变成，300℃以上转变成无水。
b.易溶于水，溶解度随温度升高而增大。
c.在空气中受热易被氧化。
请回答：
(1)步骤II，调，为避免引入新的杂质，适宜加入的试剂为________。
(2)步骤III，包括蒸发浓缩、冷却结晶、过滤、洗涤、干燥等多步操作。
下列说法正确的是________。
A．为得到较大的晶体颗粒，宜用冰水浴快速冷却结晶
B．为加快过滤速度，得到较干燥的晶体，可进行抽滤
C．宜用热水洗涤
D．可在80℃鼓风干燥
(3)步骤IV，脱水方案为：将所得置入坩埚中，300℃加热，得样品。用沉淀滴定法分别测定所得、样品纯度，测定过程如下：称取一定量样品，溶解，定容于容量瓶，将容量瓶中的溶液倒入烧杯，用移液管定量移取烧杯中的溶液加入锥形瓶，调，用滴定管中的标准溶液滴定至终点，根据消耗的标准溶液体积计算，得、的纯度分别为99.96%，95.38%。纯度偏低。
①上述测定过程提及的下列仪器，在使用前一定不能润洗的是________。
A．容量瓶 B．烧杯 C．锥形瓶 D．滴定管
②测定过程中使用到移液管，选出其正确操作并按序列出字母：
蒸馏水洗涤→待转移溶液润洗→________→_______→_______→_______→洗净，放回管架。
a.移液管尖与锥形瓶内壁接触，边吹气边放液
b.放液完毕，停留数秒，取出移液管
c.移液管尖与锥形瓶内壁接触，松开食指放液设备
d.洗耳球吸溶液至移液管标线以上，食指堵住管口
e.放液完毕，抖动数下，取出移液管
f.放液至凹液面最低处与移液管标线相切，按紧管口
③纯度偏低，可能的主要杂质是________。

(4)步骤IV，采用改进的实验方案（装置如图），可以提高纯度。
①设备X的名称是________。
②请说明采用该方案可以提高纯度的理由________。
6. (2020年7月浙江选考)．硫代硫酸钠在纺织业等领域有广泛应用。某兴趣小组用下图装置制备。

合成反应：

滴定反应：
已知：易溶于水，难溶于乙醇，开始失结晶水。
实验步骤：
Ⅰ.制备：装置A制备的经过单向阀通入装置C中的混合溶液，加热、搅拌，至溶液约为7时，停止通入气体，得产品混合溶液。
Ⅱ.产品分离提纯：产品混合溶液经蒸发浓缩、冷却结晶、过滤洗涤、干燥，得到产品。
Ⅲ.产品纯度测定：以淀粉作指示剂，用产品配制的溶液滴定碘标准溶液至滴定终点，计算含量。
请回答：
(1)步骤Ⅰ:单向阀的作用是______；装置C中的反应混合溶液过高或过低将导致产率降低，原因是_______。
(2)步骤Ⅱ:下列说法正确的是_____。
A 快速蒸发溶液中水分，可得较大晶体颗粒
B 蒸发浓缩至溶液表面出现品晶膜时，停止加热
C 冷却结晶后的固液混合物中加入乙醇可提高产率
D 可选用冷的溶液作洗涤剂
(3)步骤Ⅲ
①滴定前，有关滴定管的正确操作为(选出正确操作并按序排列)：
检漏→蒸馏水洗涤→（______）→（______）→（______）→（______）→（______）→开始滴定。
A 烘干 B 装入滴定液至零刻度以上 C 调整滴定液液面至零刻度或零刻度以下D 用洗耳球吹出润洗液 E 排除气泡 F 用滴定液润洗2至3次 G 记录起始读数
②装标准碘溶液的碘量瓶(带瓶塞的锥形瓶)在滴定前应盖上瓶塞，目的是______。
③滴定法测得产品中含量为，则产品中可能混有的物质是________。

全国真题题组
1. （2020年全国1卷）．．以酚酞为指示剂，用0.1000 mol·L−1的NaOH溶液滴定20.00 mL未知浓度的二元酸H2A溶液。溶液中，pH、分布系数随滴加NaOH溶液体积VNaOH的变化关系如图所示。[比如A2−的分布系数：]

下列叙述正确的是
A．曲线①代表，曲线②代表
B．H2A溶液的浓度为0.2000 mol·L−1
C．HA−的电离常数Ka=1.0×10−2
D．滴定终点时，溶液中
2．[2021北京]实验测得0.5 mol·L−1CH3COONa溶液、0.5 mol·L−1 CuSO4溶液以及H2O的pH随温度变化的曲线如图所示。下列说法正确的是

A．随温度升高，纯水中c(H+)>c(OH−)
B．随温度升高，CH3COONa溶液的c(OH−)减小
C．随温度升高，CuSO4溶液的pH变化是Kw改变与水解平衡移动共同作用的结果
D．随温度升高，CH3COONa溶液和CuSO4溶液的pH均降低，是因为CH3COO−、Cu2+水解平衡移动方向不同
3．[2021新课标Ⅰ]298 K时，在20.0 mL 0.10 mol·L−1氨水中滴入0.10 mol·L−1的盐酸，溶液的pH与所加盐酸的体积关系如图所示。已知0.10 mol·L−1氨水的电离度为1.32%，下列有关叙述正确的是

A．该滴定过程应选择酚酞作为指示剂
B．M点对应的盐酸体积为20.0 mL
C．M点处的溶液中c()=c(Cl−)=c(H+)=c(OH−)
D．N点处的溶液中pH<12

4．[2021天津]室温下，用相同浓度的NaOH溶液，分别滴定浓度均为0.1 mol·L−1的三种酸(HA、HB和HD)溶液，滴定曲线如图所示，下列判断错误的是

A．三种酸的电离常数关系：KHA>KHB>KHD
B．滴定至P点时，溶液中：c(B−)>c(Na+)>c(HB)>c(H+)>c(OH−)
C．pH=7时，三种溶液中：c(A−)=c(B−)=c(D−)
D．当中和百分数达100%时，将三种溶液混合后： c(HA)+c(HB)+c(HD)=c(OH−)−c(H+)
5．[2021广东]准确移取20.00 mL某待测HCl溶液于锥形瓶中，用0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定。下列说法正确的是
A．滴定管用蒸馏水洗涤后，装入NaOH溶液进行滴定
B．随着NaOH溶液滴入，锥形瓶中溶液pH由小变大
C．用酚酞作指示剂，当锥形瓶中溶液由红色变无色时停止滴定
D．滴定达终点时，发现滴定管尖嘴部分有悬滴，则测定结果偏小
6．[2021海南]0.1 mol下列气体分别与1 L 0.l mol·L−1的NaOH溶液反应，形成的溶液pH最小的是
A．NO2 B．SO2 C．SO3 D．CO2
7．[2021新课标Ⅰ]浓度均为0.10 mol/L、体积均为V0的MOH和ROH溶液，分别加水稀释至体积V，pH随的变化如图所示，下列叙述错误的是

A．MOH的碱性强于ROH的碱性
B．ROH的电离程度：b点大于a点
C．若两溶液无限稀释，则它们的c(OH－)相等
D．当=2时，若两溶液同时升高温度，则增大

8. (2020年北京卷节选)．MnO2是重要的化工原料，山软锰矿制备MnO2的一种工艺流程如图：

资料：①软锰矿的主要成分为MnO2，主要杂质有Al2O3和SiO2
②全属离于沉淀的pH

Fe3+
Al3+
Mn2+
Fe2+
开始沉淀时
1.5
3.4
5.8
6.3
完全沉淀时
2.8
4.7
7.8
8.3
③该工艺条件下，MnO2与H2SO4反应。
(1)溶出
①溶出前，软锰矿需研磨。目的是____。
②溶出时，Fe的氧化过程及得到Mn2+的主要途径如图所示：

i.步骤II是从软锰矿中溶出Mn2+的主要反应，反应的离子方程式是____。
ii.若Fe2+全部来自于反应Fe+2H+=Fe2++H2↑，完全溶出Mn2+所需Fe与MnO2的物质的量比值为2。而实际比值(0.9)小于2，原因是____。
(2)纯化。已知：MnO2的氧化性与溶液pH有关。纯化时先加入MnO2，后加入NH3·H2O，调溶液pH≈5，说明试剂加入顺序及调节pH的原因：____。
(3)电解。Mn2+纯化液经电解得MnO2。生成MnO2的电极反应式是____。
(4)产品纯度测定。向ag产品中依次加入足量bgNa2C2O4和足量稀H2SO4，加热至充分反应。再用cmol·L-1KMnO4溶液滴定剩余Na2C2O4至终点，消耗KMnO4溶液的体积为dL(已知：MnO2及MnO均被还原为Mn2+。相对分子质量：MnO2-86.94；Na2C2O4-134.0)
产品纯度为____(用质量分数表示)。
(2020年江苏高考节选)．
(2)二氯异氰尿酸钠优质品要求有效氯大于60%。通过下列实验检测二氯异氰尿酸钠样品是否达到优质品标准。实验检测原理为

准确称取1.1200g样品，用容量瓶配成250.0mL溶液；取25.00mL上述溶液于碘量瓶中，加入适量稀硫酸和过量KI溶液，密封在暗处静置5min；用Na2S2O3标准溶液滴定至溶液呈微黄色，加入淀粉指示剂继续滴定至终点，消耗Na2S2O3溶液20.00mL。
①通过计算判断该样品是否为优质品_______。(写出计算过程， )
②若在检测中加入稀硫酸的量过少，将导致样品的有效氯测定值____________(填“偏高”或“偏低”)。
9. (2020年山东高考)．某同学利用Cl2氧化K2MnO4制备KMnO4的装置如下图所示(夹持装置略)：

已知：锰酸钾(K2MnO4)在浓强碱溶液中可稳定存在，碱性减弱时易发生反应：

回答下列问题：
(1)装置A中a的作用是______________；装置C中的试剂为________________；装置A中制备Cl2的化学方程为______________。
(2)上述装置存在一处缺陷，会导致KMnO4产率降低，改进的方法是________________。
(3)KMnO4常作氧化还原滴定的氧化剂，滴定时应将KMnO4溶液加入___________(填“酸式”或“碱式”)滴定管中；在规格为50.00mL的滴定管中，若KMnO4溶液起始读数为15.00mL，此时滴定管中KMnO4溶液的实际体积为______________(填标号)。
A.15.00 mL B.35.00mL C.大于35.00mL D.小于15.00m1
(4)某FeC2O4﹒2H2O样品中可能含有的杂质为Fe2(C2O4)3、H2C2O4﹒2H2O，采用KMnO4滴定法测定该样品的组成，实验步骤如下:
Ⅰ.取mg样品于锥形瓶中，加入稀H2SO4溶解，水浴加热至75℃。用 c mol﹒L-1的KMnO4溶液趁热滴定至溶液出现粉红色且30s内不褪色，消耗KMnO4溶液V1mL。
Ⅱ.向上述溶液中加入适量还原剂将Fe3+完全还原为Fe2+，加入稀H2SO4酸化后，在75℃继续用KMnO4溶液滴定至溶液出现粉红色且30s内不褪色，又消耗KMnO4溶液V2mL。
样品中所含的质量分数表达式为_________________。
下列关于样品组成分析的说法，正确的是__________(填标号)。
A.时，样品中一定不含杂质
B.越大，样品中含量一定越高
C.若步骤I中滴入KMnO4溶液不足，则测得样品中Fe元素含量偏低
D.若所用KMnO4溶液实际浓度偏低，则测得样品中Fe元素含量偏高