2019版高考化学一轮精选教师用书苏教专用：专题82第二单元　溶液的酸碱性

第二单元　溶液的酸碱性

1．了解水的电离、离子积常数。　2.了解溶液pH的含义及其测定方法，能进行pH的简单计算。
　水的电离

[知识梳理]
1．水的电离
水是极弱的电解质，电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－或H2OH＋＋OH－。
2．水的离子积常数
Kw＝c(H＋)·c(OH－)。
(1)室温下：Kw＝1×10－14。
(2)影响因素：只与温度有关，升高温度，Kw增大。
(3)适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。
(4)Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，Kw不变。
3．影响水电离平衡的因素
(1)升高温度，水的电离程度增大，Kw增大。
(2)加入酸或碱，水的电离程度减小，Kw不变。
(3)加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3)，水的电离程度增大，Kw不变。
[自我检测]
1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)在蒸馏水中滴加浓H2SO4，Kw不变。(　　)
(2)25 ℃与60 ℃时，水的pH相等。(　　)
(3)25 ℃时NH4Cl溶液的Kw小于100 ℃时NaCl溶液的Kw。(　　)
(4)室温下由水电离的c(H＋)＝1×10－14 mol·L－1的溶液中：Ca2＋、K＋、Cl－、HCO能大量共存。(　　)
答案：(1)×　(2)×　(3)√　(4)×
2．25 ℃时，相同物质的量浓度的下列溶液：①NaCl、②NaOH、③H2SO4、④(NH4)2SO4，其中水的电离程度按由大到小顺序排列的一组是(　　)
A．④>③>②>①　　　　　 B．②>③>①>④
C．④>①>②>③ D．③>②>①>④
解析：选C。从四种物质分析可知②NaOH、③H2SO4抑制水的电离，①NaCl不影响水的电离平衡，④(NH4)2SO4促进水的电离(NH水解)，H2SO4为二元强酸，产生的c(H＋)大于NaOH产生的c(OH－)，抑制程度更大，故水的电离程度由大到小的顺序为④>①>②>③。

(1)Kw不仅适用于纯水，还适用于中性、酸性或碱性的稀溶液，不管哪种溶液均有c(H＋)H2O＝c(OH－)H2O。如酸性溶液中：[c(H＋)酸＋c(H＋)H2O]·c(OH－)H2O＝Kw；碱性溶液中：[c(OH－)碱＋c(OH－)H2O]·c(H＋)H2O＝Kw。
(2)室温下，由水电离出的c(H＋)＝1×10－14 mol·L－1的溶液可能呈强酸性或强碱性，故该溶液中HCO、HSO均不能大量共存。

　(2015·高考广东卷)一定温度下，水溶液中H＋和OH－的浓度变化曲线如图。下列说法正确的是(　　)

A．升高温度，可能引起由c向b的变化
B．该温度下，水的离子积常数为1.0×10－13
C．该温度下，加入FeCl3可能引起由b向a的变化
D．该温度下，稀释溶液可能引起由c向d的变化
[解析]　A．c点溶液中c(OH－)＞c(H＋)，溶液呈碱性，升温，溶液中c(OH－)不可能减小。B.由b点对应c(H＋)与 c(OH－)可知，Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－7×1.0×10－7＝1.0×10－14。C.FeCl3溶液水解显酸性，溶液中c(H＋)增大，因一定温度下水的离子积是常数，故溶液中c(OH－)减小，因此加入FeCl3溶液可能引起由b向a的变化。D.c点溶液呈碱性，稀释时c(OH－)减小，同时c(H＋)应增大，故稀释溶液时不可能引起由c向d的变化。
[答案]　C

(1)水中加入NaHSO4溶液，水的电离平衡__________，溶液中的c(H＋)________，Kw________。
(2)水中加入KAl(SO4)2溶液，水的电离平衡__________，溶液中的c(H＋)________，Kw________。
答案：(1)逆向移动　增大　不变　(2)正向移动　增大
不变

　水的电离平衡及其影响因素
1．25 ℃时，水的电离达到平衡：H2OH＋＋OH－　ΔH＞0，下列叙述正确的是(　　)
A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH－)降低
B．向水中加入少量固体NaHSO4，c(H＋)增大，Kw不变
C．向水中加入少量固体CH3COONa，平衡逆向移动，c(H＋)降低
D．将水加热，Kw增大，pH不变
解析：选B。根据平衡体系H2OH＋＋OH－，对各选项的分析如下：
选项
分析
结论
A
稀氨水是弱碱，加入水中后水溶液中c(OH－)增大，平衡逆向移动
错误
B
NaHSO4溶于水后发生电离：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO，使c(H＋)增大，由于温度不变，故Kw不变
正确
C
水中加入固体CH3COONa，CH3COO－发生水解，促进水的电离，平衡正向移动，使溶液呈碱性，c(H＋)降低
错误
D
升高温度，水的电离程度增大，Kw增大，pH变小
错误
2.下图表示水中c(H＋)和c(OH－)的关系，下列判断错误的是(　　)

A．两条曲线间任意点均有c(H＋)·c(OH－)＝Kw
B．M区域内任意点均有c(H＋)＜c(OH－)
C．图中T1＜T2
D．XZ线上任意点均有pH＝7
解析：选D。A.水中c(H＋)与c(OH－)的乘积为一常数。B.由图看出M区域内c(H＋)T1。D.pH＝－lg c(H＋)，XZ线上任意点的c(H＋)＝c(OH－)，但pH不一定为7。
　水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算
3．(2018·泉州高三检测)求算常温下下列溶液中由H2O电离出的c(H＋)和 c(OH－)。
(1)pH＝2的H2SO4溶液，c(H＋)＝__________，c(OH－)＝__________。
(2)pH＝10的NaOH溶液，c(H＋)＝__________，c(OH－)＝__________。
(3)pH＝2的NH4Cl溶液，c(H＋)＝__________。
(4)pH＝10的Na2CO3溶液，c(OH－)＝__________。
解析：(1)pH＝2的H2SO4溶液，H＋来源有两个：H2SO4的电离和H2O的电离，而OH－只来源于水。应先求算溶液中c(OH－)，即为水电离出的c(H＋)或c(OH－)。　
(2)pH＝10的NaOH溶液中，OH－有两个来源：H2O的电离和NaOH的电离，H＋只来源于水。应先求出溶液中c(H＋)，即为水电离出的c(OH－)或c(H＋)，溶液中c(OH－)＝10－4 mol·L－1，c(H＋)＝10－10 mol·L－1，则水电离出的 c(H＋)＝c(OH－)＝10－10 mol·L－1。
(3)～(4)水解的盐溶液中的H＋或OH－均由水电离产生，水解显酸性的盐应计算其c(H＋)，水解显碱性的盐应计算其c(OH－)。pH＝2的NH4Cl溶液中由水电离产生的c(H＋)＝10－2 mol·L－1；pH＝10的Na2CO3溶液中由水电离产生的c(OH－)＝10－4 mol·L－1。
答案：(1)10－12 mol·L－1　10－12 mol·L－1
(2)10－10 mol·L－1　10－10 mol·L－1
(3)10－2 mol·L－1
(4)10－4 mol·L－1

理清溶液中H＋或OH－的来源
(1)常温下，中性溶液
c(OH－)＝c(H＋)＝10－7 mol·L－1。
(2)溶质为酸的溶液
①OH－全部来自水的电离，水电离产生的c(H＋)＝c(OH－)。
②实例
计算常温下pH＝2的盐酸中水电离出的c(H＋)，方法是先求出溶液中的c(OH－)＝ mol·L－1＝10－12 mol·L－1，即水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12 mol·L－1。
(3)溶质为碱的溶液
①H＋全部来自水的电离，水电离产生的c(OH－)＝c(H＋)。
②实例
计算常温下pH＝12的NaOH溶液中水电离出的c(OH－)，方法是先求出溶液中的c(H＋)＝10－12 mol·L－1，即水电离出的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12 mol·L－1。
(4)水解呈酸性或碱性的盐溶液
①常温下pH＝5的NH4Cl溶液中H＋全部来自水的电离，由水电离出的c(H＋)＝10－5 mol·L－1，因为部分OH－与NH结合，c(OH－)＝ mol·L－1＝10－9 mol·L－1。
②常温下pH＝12的Na2CO3溶液中OH－全部来自水的电离，由水电离出的c(OH－)＝ mol·L－1＝10－2 mol·L－1。
　溶液的酸碱性与pH

[知识梳理]
一、溶液的酸碱性
溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。
1．酸性溶液：c(H＋)>c(OH－)，常温下，pH<7。
2．中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)，常温下，pH＝7。
3．碱性溶液：c(H＋)7。
二、pH及其测量
1．计算公式：pH＝－lg__c(H＋)。
2．测量方法
(1)pH试纸法：用镊子夹取一小块试纸放在玻璃片或表面皿上，用洁净的玻璃棒蘸取待测溶液点在试纸的中央，变色后与标准比色卡对照，即可确定溶液的pH。
(2)pH计测量法。
3．溶液的酸碱性与pH的关系
室温下：

[自我检测]
1．下列溶液一定显酸性的是________。
①pH<7的溶液
②c(H＋)＝c(OH－)的溶液
③c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1的溶液
④c(H＋)>c(OH－)的溶液
⑤0.1 mol·L－1的NH4Cl溶液
解析：题目没有说明温度，所以pH<7的溶液不一定是酸性溶液，只有c(H＋)>c(OH－)才是准确的判断依据。NH4Cl溶液水解呈酸性。
答案：④⑤
2．判断下列溶液在常温下的酸碱性(填“酸性”“碱性”或“中性”)。
(1)相同浓度的HCl和NaOH溶液等体积混合：____________。
(2)相同浓度的CH3COOH和NaOH溶液等体积混合：____________。
(3)相同浓度的NH3·H2O和HCl溶液等体积混合：____________。
(4)pH＝2的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合：____________。
(5)pH＝3的HCl和pH＝10的NaOH溶液等体积混合：____________。
答案：(1)中性　(2)碱性　(3)酸性　(4)中性　(5)酸性

(1)溶液呈现酸性或碱性决定于c(H＋)与c(OH－)的相对大小，不能只看pH，一定温度下pH＝6的溶液可能显中性，也可能显酸性，应注意温度。
(2)使用pH试纸时不能用蒸馏水润湿。
(3)广范pH试纸只能测出pH的整数值。

　(1)下列溶液一定呈中性的是________。
A．pH＝7的溶液
B．c(H＋)＝10－7 mol·L－1的溶液
C．c(H＋)/c(OH－)＝10－14的溶液
D．氨水和氯化铵的混合液中c(NH)＝c(Cl－)
(2)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＝________。
(3)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：
①a/b＝________________(填表达式，用x、y表示)；
②若x＋y＝14，则a/b＝________(填数据)；
③若x＋y＝13，则a/b＝________(填数据)。
[解析]　(1)A.只有25 ℃时，pH＝7的溶液才呈中性，该选项没有指明温度，酸碱性无法确定，错误；B.只有25 ℃时，c(H＋)＝10－7 mol·L－1的溶液才呈中性，该选项没有指明温度，酸碱性无法确定，错误；C.c(H＋)/c(OH－)＝10－14的溶液c(H＋) (2)温度升高时Kw增大，T ℃时Kw>1×10－14，即T ℃>25 ℃；NaOH溶液中n(OH－)＝0.01a mol，硫酸中n(H＋)＝0.1b mol，根据混合后溶液pH＝10，得10－3＝，解得a∶b＝101∶9。
(3)若两溶液完全中和，则溶液中n(H＋)＝n(OH－)，即10－xa＝10y－14b，①整理得a/b＝10x＋y－14；②若x＋y＝14，则a/b＝1；③若x＋y＝13，则a/b＝0.1。
[答案]　(1)D　(2)>　101∶9
(3)①10x＋y－14　②1　③0.1

(1)上述例题的第(2)小题中，若将T ℃改为常温，则a∶b为________。
(2)上述例题的第(3)小题中，该盐酸与该氢氧化钠完全中和，则两溶液的pH(x、y)的关系式x＋y为________________(用a、b表示)。
(3)由水电离出的c(H＋)＝10－7 mol·L－1的溶液________(填“一定”或“不一定”)呈中性。
解析：(1)NaOH溶液中n(OH－)＝0.001a mol，硫酸中n(H＋)＝0.1b mol，根据混合后溶液pH＝10，得10－4＝，解得a∶b＝1 001∶9。
(2)两溶液完全中和时，则有＝10x＋y－14，即lg＝x＋y－14，解得x＋y＝14＋lg。
(3)水的电离受温度、酸、碱等因素的影响，25 ℃时，水电离出的c(H＋)＝10－7mol·L－1，溶液呈中性；若温度大于25 ℃，水电离出的c(H＋)＝10－7 mol·L－1，则说明水的电离受到抑制，溶液可能呈酸性或碱性。
答案：(1)1 001∶9　(2)14＋lg　(3)不一定

　多角度计算溶液的pH
1．已知在100 ℃下，水的离子积Kw＝1×10－12，下列说法正确的是(　　)
A．0.05 mol·L－1的H2SO4 溶液pH＝1
B．0.001 mol·L－1的NaOH溶液pH＝11
C．0.005 mol·L－1的H2SO4 溶液与0.01 mol·L－1的NaOH 溶液等体积混合，混合后溶液pH为6，溶液显酸性
D．完全中和pH＝3的H2SO4 溶液50 mL，需要pH＝11的 NaOH溶液50 mL
解析：选A。A中，c(H＋)＝0.05 mol·L－1×2＝0.1 mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝－lg 0.1＝1，正确。B中，c(OH－)＝10－3 mol·L－1，则100 ℃时，c(H＋)＝＝ mol·L－1＝10－9 mol·L－1，pH＝9，错误。C中，c(H＋)＝2×0.005 mol·L－1＝0.01 mol·L－1，c(OH－)＝0.01 mol·L－1，等体积混合后c(H＋)＝c(OH－)＝10－6 mol·L－1，pH＝6，溶液呈中性，错误。D中，pH＝3的硫酸溶液中c(H＋)＝10－3 mol·L－1，pH＝11的氢氧化钠溶液中c(H＋)＝10－11 mol·L－1，c(OH－)＝ mol·L－1＝0.1 mol·L－1，等体积混合时，NaOH过量，错误。
2．求室温下下列溶液的pH，已知lg 2＝0.3。
(1)将pH＝8的NaOH溶液与pH＝10的NaOH溶液等体积混合。
(2)将pH＝5的盐酸与pH＝9的NaOH溶液以体积比11∶9混合。
(3)将pH＝3的HCl与pH＝3的H2SO4等体积混合。
(4)0.001 mol·L－1的NaOH溶液。
解析：(1)pH＝8的NaOH溶液中：c(H＋)＝10－8 mol·L－1，c(OH－)＝10－6 mol·L－1；pH＝10的NaOH溶液中：c(H＋)＝10－10 mol·L－1，c(OH－)＝10－4 mol·L－1；混合后溶液中：c(OH－)＝ mol·L－1≈5×10－5 mol·L－1，c(H＋)＝ mol·L－1＝2×10－10 mol·L－1，pH＝10－lg 2＝9.7。
(2)pH＝5的盐酸中c(H＋)＝10－5 mol·L－1，pH＝9的NaOH溶液中c(OH－)＝10－5 mol·L－1，根据题意知二者混合后盐酸过量，剩余的c(H＋)＝＝10－6 mol·L－1，pH＝6。
(3)pH相同的强酸溶液等体积混合后pH不变。
(4)c(H＋)＝ mol·L－1＝10－11 mol·L－1，pH＝11。
答案：(1)9.7　(2)6　(3)3　(4)11
3．将pH＝3的盐酸a L分别与下列三种溶液混合后，混合液均呈中性，其中a、b、c、d的关系正确的是(　　)
①b L 1×10－3mol·L－1的氨水
②c L c(OH－)＝1×10－3mol·L－1的氨水
③d L c(OH－)＝1×10－3mol·L－1的Ba(OH)2溶液
A．b>a＝d>c　　　　　　　 B．a＝b>c>d
C．a＝b>d>c D．c>a＝d>b
解析：选A。pH＝3的盐酸中c(H＋)＝1×10－3mol·L－1，与c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1的Ba(OH)2溶液混合，混合液呈中性时二者的体积相等，故a＝d；NH3·H2O为弱碱，若1×10－3mol·L－1的氨水与pH＝3的盐酸等体积混合，则正好完全反应生成NH4Cl，NH水解使溶液呈酸性，故若要使溶液呈中性则应使b>a；c(OH－)＝1×10－3mol·L－1的氨水中c(NH3·H2O)>1×10－3mol·L－1，故与pH＝3的盐酸混合，若要使溶液呈中性，则应使a>c，故有b>a＝d>c。

溶液pH计算的方法
(1)单一溶液的pH计算
①强酸溶液：如HnA，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝nc mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝－lg(nc)。
②强碱溶液(25 ℃)：如B(OH)n，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝ mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg(nc)。
(2)混合溶液的pH计算
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－)
＝。
　溶液稀释后的pH计算
4．(1)1 mL pH＝5的盐酸，加水稀释到10 mL, pH＝______；加水稀释到100 mL，pH________7。
(2)1 mL pH＝9的NaOH溶液，加水稀释到10 mL，pH＝________；加水稀释到100 mL，pH________7。
(3)pH＝5的H2SO4溶液，加水稀释到500倍，则稀释后c(SO)与c(H＋)的比值为________。
解析：(1)1 mL pH＝5的盐酸，加水稀释到10 mL，pH增大1，变为6；加水稀释到100 mL，pH接近7。
(2)1 mL pH＝9的NaOH溶液，加水稀释到10 mL，pH减小1，变为8；加水稀释到100 mL，pH接近7。
(3)稀释前c(SO)＝ mol/L；稀释后c(SO)＝＝10－8 mol/L；c(H＋)接近10－7 mol/L，所以＝＝。
答案：(1)6　接近　(2)8　接近　(3)
5．(1)体积相同，浓度均为0.2 mol·L－1的盐酸和CH3COOH溶液，分别加水稀释10倍，溶液的pH分别变成m和n，则m与n的关系为______________________________。
(2)体积相同，浓度均为0.2 mol·L－1的盐酸和CH3COOH溶液，分别加水稀释m倍、n倍，溶液的pH都变成3，则m与n的关系为________________。
(3)体积相同，pH均等于1的盐酸和CH3COOH溶液，分别加水稀释m倍、n倍，溶液的pH都变成3，则m与n的关系为______________。
(4)体积相同，pH均等于13的氨水和NaOH溶液，分别加水稀释m倍、n倍，溶液的pH都变成9，则m与n的关系为________________。
答案：(1)m＜n　(2)m＞n　(3)m＜n　(4)m＞n

(1)弱酸、弱碱的稀释规律
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。
　酸碱中和滴定

[知识梳理]
一、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。以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例，待测NaOH溶液的物质的量浓度为c(NaOH)＝。
酸碱中和滴定的关键：准确测定消耗标准液的体积；准确判断滴定终点。
二、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
(1)酸性、强氧化性试剂一般用酸式滴定管，因为酸和强氧化性物质易腐蚀橡胶管。
(2)碱性试剂一般用碱式滴定管，因为碱性物质易腐蚀玻璃，致使活塞无法打开。
三、实验操作
1．滴定前的准备
(1)滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→调液面→记录。
(2)锥形瓶：注待测液→记体积→加指示剂。
2．滴定

3．终点判断
等到滴入最后一滴标准液，指示剂变色，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。
4．数据处理
按上述操作重复2～3次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c(NaOH)＝计算出NaOH溶液浓度。
四、常用酸碱指示剂及变色范围
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
　一般不用石蕊作酸碱中和滴定的指示剂。
五、中和滴定的误差分析
依据原理c(标准)·V(标准)＝c(待测)·V(待测)，则有c(待测)＝，因c(标准)与V(待测)已确定，因此只要分析出不正确操作引起V(标准)的变化，即可分析出结果。
[自我检测]
1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)滴定管装滴定液前应先用蒸馏水洗净，再用滴定液润洗。(　　)
(2)中和滴定实验中，锥形瓶用蒸馏水洗净后即可使用。(　　)
(3)用0.200 0 mol·L－1 NaOH标准溶液滴定HCl与CH3COOH的混合液(混合液中两种酸的浓度均约为0.1 mol·L－1)，至中性时，溶液中的酸未被完全中和。(　　)
答案：(1)√　(2)√　(3)√
2．(2015·高考广东卷)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
解析：选B。A.滴定管用蒸馏水洗涤后，需用待装液润洗才能装入NaOH溶液进行滴定。B.随着NaOH溶液的滴入，锥形瓶内溶液中c(H＋)越来越小，故pH由小变大。C.用酚酞作指示剂，当锥形瓶内溶液由无色变为浅红色，且半分钟内不褪去，说明达到滴定终点，应停止滴定。D.滴定达终点时，滴定管尖嘴部分有悬滴，则所加标准NaOH溶液量偏多，使测定结果偏大。

(1)滴定管要用待装液润洗，滴定管不润洗相当于对所盛装溶液的稀释。锥形瓶不需润洗，润洗后使所盛装溶液的物质的量增大。
(2)滴定管盛装标准溶液时，其液面不一定要在“0”刻度。只要在“0”刻度或“0”刻度以下某刻度即可，但一定要记录下滴定前液面的读数。滴定管的精确度为 0.01 mL。
(3)选择指示剂的三个要点
①变色范围与终点pH吻合或接近。
②指示剂变色范围越窄越好。
③指示剂在滴定终点时颜色变化明显，容易观察判断。

　(2018·宜春模拟)现用盐酸标准溶液来测定NaOH溶液的浓度。滴定时有下列操作：
①向溶液中加入1～2滴指示剂。
②取20.00 mL标准溶液放入锥形瓶中。
③用氢氧化钠溶液滴定至终点。
④重复以上操作。
⑤配制250 mL盐酸标准溶液。
⑥根据实验数据计算氢氧化钠的物质的量浓度。
(1)以上各步中，正确的操作顺序是_______________________________________
(填序号)，上述②中使用的仪器除锥形瓶外，还需要________，使用________作指示剂。
(2)如何判断滴定终点？_____________________________________。
(3)滴定并记录V(NaOH)的初、终读数。数据记录如下表：
滴定次数
1
2
3
4
V(标准溶液)/mL
20.00
20.00
20.00
20.00
V(NaOH)/mL(初读数)
0.10
0.30
0.00
0.20
V(NaOH)/mL(终读数)
20.08
20.30
20.80
20.22
V(NaOH)/mL(消耗)
19.98
20.00
20.80
20.02
某同学在处理数据过程中计算得到平均消耗NaOH溶液的体积为V(NaOH)＝ mL＝20.20 mL。他的计算合理吗？______。理由是_________。
[解析]　(1)在用未知浓度的碱滴定已知浓度的酸的操作中，正确的操作顺序是配制250 mL盐酸标准溶液；取20.00 mL标准溶液放入锥形瓶中；向溶液中加入1～2滴指示剂；用氢氧化钠溶液滴定至终点；重复以上操作；根据实验数据计算氢氧化钠的物质的量浓度，故顺序是⑤②①③④⑥。上述②取20.00 mL标准溶液放入锥形瓶中使用的仪器除锥形瓶外，还需要酸式滴定管；为了使滴定结果准确，使用的指示剂的颜色变化宜由浅到深，故使用酚酞，可以减少滴定误差。
(3)他的计算不合理，原因是第3组数据明显偏大，偏离真实值，误差太大，不应采用。
[答案]　(1)⑤②①③④⑥　酸式滴定管　酚酞
(2)当滴入最后一滴NaOH溶液，溶液由无色变成粉红色，且半分钟内不褪色
(3)不合理　第3组数据明显偏大，不应采用

(1)滴定终点就是酸碱恰好中和的点吗？试归纳恰好反应、恰好中和、滴定终点与溶液呈中性的关系。
(2)某25 mL滴定管中液面在10 mL刻度线处，全部放出后的溶液体积是15 mL吗？说明理由。
(3)在处理所得数据时，如何判断某些数据是否舍弃？
答案：(1)滴定终点是指示剂颜色发生突变的点，不一定是酸碱恰好中和的点。恰好反应＝恰好中和≠滴定终点≠溶液呈中性。
(2)不是；滴定管下端有一小部分无刻度，故全部放出后的溶液体积大于15 mL。
(3)数据明显偏大或偏小的，属于操作错误引起，应舍弃。

　酸碱中和滴定
1．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
解析：选D。解答本题的关键：①明确酸、碱式滴定管使用时的注意事项；②指示剂的变色范围。酸式滴定管不能盛放碱，而碱式滴定管不能盛放酸和强氧化性溶液，指示剂应选择颜色变化明显的酚酞或甲基橙，不能选用石蕊，另外还要注意在酸碱中和滴定中，无论是标准溶液滴定待测溶液，还是待测溶液滴定标准溶液，只要操作正确，都能得到正确的结果。
2．实验室现有3种指示剂，其pH变色范围如下：
甲基橙：3.1～4.4　石蕊：5.0～8.0　酚酞：8.2～10.0
用0.100 0 mol/L NaOH溶液滴定未知浓度的CH3COOH溶液，反应恰好完全时，下列叙述中正确的是(　　)
A．溶液呈中性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂
B．溶液呈中性，可选用石蕊作指示剂
C．溶液呈碱性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂
D．溶液呈碱性，可选用酚酞作指示剂
解析：选D。首先明确石蕊不能作指示剂，原因一是变色范围太宽，二是人眼对石蕊的颜色突变不敏感。当NaOH溶液和CH3COOH溶液恰好完全反应时生成CH3COONa，水解呈碱性，因此宜选用在碱性范围内变色的指示剂，选项D正确。
3．实验室用标准盐酸滴定某浓度的NaOH溶液，用甲基橙作指示剂，下列操作中可能使测定结果偏低的是(　　)
A．用量筒量取NaOH溶液时仰视读数
B．酸式滴定管用蒸馏水洗净后，直接装入标准盐酸进行滴定
C．锥形瓶内溶液颜色变化由黄色变橙色，立即记下滴定管液面所在刻度
D．盛NaOH溶液的锥形瓶滴定前用NaOH溶液润洗2～3 次
解析：选C。 A项，应用碱式滴定管或移液管取NaOH溶液，且本操作实际取用NaOH溶液体积大于计算值，消耗的盐酸增加，故导致测定结果偏高；B项，酸式滴定管未用标准液润洗，测出NaOH溶液浓度偏高；C项，由黄色变为橙色可能由于局部c(H＋)变大引起的，振荡后可能还会恢复黄色，应在振荡后半分钟内颜色保持不变才能认为已达到滴定终点，故所用盐酸的量比理论用量可能偏小，测出的NaOH溶液浓度可能偏低；D项，用NaOH溶液润洗锥形瓶，直接导致盐酸的用量偏大，故测定结果偏高。

图解量器的读数方法
(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，寻找切点的位置在液面的下侧，因滴定管刻度标法与量筒不同，故仰视读数偏大。

至于俯视和仰视的误差，还要结合具体仪器进行分析，因为量筒刻度从下到上逐渐增大；而滴定管刻度从下到上逐渐减小，并且滴定管中液体的体积是两次体积读数之差，在分析时还要看滴定前读数是否正确，然后才能判断实际量取的液体体积是偏大还是偏小。
[课后达标检测]
一、选择题
1．下列溶液一定呈中性的是(　　)
A．c(H＋)＝c(OH－)＝10－6 mol·L－1的溶液
B．使酚酞呈无色的溶液
C．使石蕊试液呈紫色的溶液
D．酸与碱恰好完全反应生成正盐的溶液
解析：选A。溶液呈中性，则c(H＋)＝c(OH－)，A项正确；常温下在pH<8.2的溶液中酚酞均呈无色，B项不正确；常温下在pH＝5～8的溶液中石蕊均呈紫色，C项不正确；D项中生成的正盐如果能够水解，溶液有可能不呈中性，D项不正确。
2.用0.102 6 mol·L－1的盐酸滴定25.00 mL未知浓度的氢氧化钠溶液，滴定达终点时，滴定管中的液面如图所示，正确的读数为(　　)
A．22.30 mL　　　　　　　　 B．22.35 mL
C．23.65 mL D．23.70 mL
解析：选B。图中液面在22～23 mL之间，分刻度有10个，因而每刻度是0.1 mL，液体的凹液面读数约为22.35 mL。
3．下列有关中和滴定的叙述正确的是(　　)
A．滴定时，标准液的浓度一定越小越好
B．用盐酸作标准液滴定NaOH溶液时，指示剂加入越多越好
C．滴定管在滴液前和滴液后均有气泡一定不会造成误差
D．滴定时眼睛应注视锥形瓶内溶液的颜色变化而不应注视滴定管内的液面变化
解析：选D。A项，标准液的浓度越小，要求待测液的体积越小，误差越大；B项，指示剂的用量增多，会产生误差；C项，滴定前后的气泡大小可能不同，会产生误差；只有选项D正确。
4．现有两瓶温度分别为15 ℃和45 ℃，pH均为1的硫酸溶液，下列有关说法不正确的是(　　)
A．两溶液中的c(OH－)相同
B．两溶液中的c(H＋)相同
C．等体积两种溶液中和碱的能力相同
D．两溶液中的c(H2SO4)基本相同
解析：选A。两溶液中c(H＋)＝10－1 mol·L－1，依据Kw＝c(H＋)·c(OH－)，15 ℃时的Kw小于45 ℃时的Kw，所以，两溶液中的c(OH－)前者小于后者，A选项错误；因为溶液中c(H＋)相同，所以c(H2SO4)、等体积两种溶液中和碱的能力均相同。
5．水的电离过程为H2OH＋＋OH－，在不同温度下其离子积为Kw(25 ℃)＝1.0×10－14，Kw(35 ℃)＝2.1×10－14，则下列叙述中正确的是(　　)
A．纯水中c(H＋)随温度的升高而降低
B．35 ℃时，纯水中c(H＋)>c(OH－)
C．纯水的pH：pH(35 ℃)>pH(25 ℃)
D．35 ℃时水电离出的H＋的浓度约为1.45×10－7 mol/L
解析：选D。由两种温度下水的离子积常数知水的电离是吸热的，温度高时水中c(H＋)较高，pH较小，但溶液中c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性，A、B、C错误；水电离生成的c(H＋)及c(OH－)相等，利用水的离子积常数可判断D正确。
6．室温下，取100 mL某酸溶液，测得其pH等于1，下列叙述正确的是(　　)
A．该溶液中的c(H＋)≥0.1 mol·L－1
B．把该溶液稀释成1 L后，pH≥2
C．把该溶液稀释成1 L后，pH<2
D．完全中和此溶液需0.1 mol·L－1 NaOH溶液的体积≥100 mL
解析：选D。pH等于1的酸溶液中，c(H＋)＝0.1 mol·L－1，A项错误。把该溶液稀释成1 L后，若酸为强酸，则pH＝2；若酸为弱酸，则pH<2，故稀释后pH≤2，B、C项错误。若酸为强酸，则完全中和此溶液需0.1 mol·L－1NaOH溶液100 mL；若酸为弱酸，则所需NaOH溶液的体积大于100 mL，D项正确。
7．如图曲线a和b是盐酸与氢氧化钠溶液相互滴定的滴定曲线，下列叙述正确的是(　　)

A．盐酸的物质的量浓度为1 mol·L－1
B．P点时恰好完全中和，溶液呈中性
C．曲线a是盐酸滴定氢氧化钠溶液的滴定曲线
D．酚酞不能用作本实验的指示剂
解析：选B。由图可知，盐酸与氢氧化钠溶液的浓度相等，都是0.1 mol·L－1，A项错误；P点时盐酸与氢氧化钠溶液的体积相等，恰好完全中和，溶液呈中性，B项正确；曲线a对应的溶液起点的pH等于1，故曲线a是氢氧化钠溶液滴定盐酸的滴定曲线，C项错误；强酸和强碱的中和滴定，达到终点时溶液为中性，指示剂选择酚酞或甲基橙都可以，D项错误。
8．常温下，向100 mL 0.01 mol·L－1HA溶液中逐滴加入0.02 mol·L－1MOH溶液，图中所示曲线表示混合溶液的pH变化情况(溶液体积变化忽略不计)。下列说法中不正确的是(　　)

A．HA为一元强酸
B．MOH为一元弱碱
C．N点水的电离程度小于K点水的电离程度
D．若K点对应溶液的pH＝10，则有c(MOH)＋c(OH－)－c(H＋)＝0.005 mol·L－1
解析：选C。由于起始pH＝2，知0.01 mol·L－1HA溶液中HA完全电离，HA为强酸，A项正确；若MOH是强碱，中和至pH＝7时，需要V(MOH)＝50 mL，而实际消耗MOH溶液的体积为51 mL，故MOH为一元弱碱，B项正确；由于N点pH＝7，K点MOH过量，pH>7，MOH抑制水的电离，C项不正确；K点是MA和MOH物质的量1∶1的混合溶液，溶液呈碱性，其电荷守恒、物料守恒式分别为c(M＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)、2c(A－)＝c(M＋)＋c(MOH)＝0.01 mol·L－1，c(A－)＝0.005 mol·L－1，所以c(MOH)＋c(OH－)－c(H＋)＝c(A－)＝0.005 mol·L－1，D项正确。
9．常温下，pH＝a和pH＝b的两种NaOH溶液，已知b＝a＋2，则将两种溶液等体积混合后，所得溶液的pH接近于(　　)
A．a－lg 2 B．b－lg 2
C．a＋lg 2 D．b＋lg 2
解析：选B。两种溶液中c(OH－)分别为10a－14mol/L、10b－14 mol/L，等体积混合后c(OH－)＝[10a－14mol/L＋10b－14mol/L]/2＝[(101×10a－14)/2]mol/L，pOH＝(14－a)－lg 101＋lg 2≈12－a＋lg 2，pH＝14－pOH＝2＋a－lg 2＝b－lg 2。
10．常温下，关于溶液稀释的说法正确的是(　　)
A．将1 L 0.1 mol·L－1的Ba(OH)2溶液加水稀释为2 L，pH＝13
B．pH＝3的醋酸溶液加水稀释100倍，pH＝5
C．pH＝4的H2SO4溶液加水稀释100倍，溶液中由水电离产生的c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1
D．pH＝8的NaOH溶液加水稀释100倍，其pH＝6
解析：选A。A.将1 L 0.1 mol·L－1的Ba(OH)2溶液加水稀释为2 L，Ba(OH)2溶液的物质的量浓度变为0.05 mol·L－1，氢氧根离子浓度为0.1 mol·L－1，pH＝13，正确；B.pH＝3的醋酸溶液加水稀释100倍，促进醋酸的电离，因此稀释100倍后，其pH<5，错误；C.pH＝4的H2SO4溶液加水稀释100倍，溶液中的c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1，由水电离产生的c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－8 mol·L－1，错误；D.pH＝8的NaOH溶液加水稀释100倍，其pH应接近7，但不会小于7，错误。
二、非选择题
11．已知醋酸是日常生活中常见的弱酸。
(1)用pH试纸测定醋酸pH的操作是_____________________________。
(2)常温下在pH＝5的稀醋酸溶液中，醋酸电离出的c(H＋)的精确值是________mol·L－1。
(3)用0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定20.00 mL某浓度的CH3COOH溶液，部分操作如下：
①取一支用蒸馏水洗净的碱式滴定管，加入标准氢氧化钠溶液，记录初始读数
②用酸式滴定管放出一定量待测液，置于用蒸馏水洗净的锥形瓶中，加入2滴甲基橙
③滴定时，边滴加边振荡，同时注视滴定管内液面的变化
上述实验过程中错误的步骤是________(填序号)。
解析：(1)pH试纸不能润湿且只能读取整数值。
(2)在醋酸溶液中，H＋来源于醋酸的电离和水的电离，其中c(H＋)水＝ mol·L－1＝10－9mol·L－1，所以醋酸电离出的c(H＋)的精确值为(10－5－10－9) mol·L－1。
答案：(1)用镊子夹取一小块pH试纸放在干燥洁净的表面皿或玻璃片上，用玻璃棒蘸取待测液点在试纸的中部，观察颜色变化，与标准比色卡对比读数
(2)(10－5－10－9)　(3)①②③
12．现有常温条件下甲、乙、丙三种溶液，甲为0.1 mol/L的NaOH溶液，乙为0.1 mol/L的HCl溶液，丙为0.1 mol/L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)甲、乙、丙三种溶液中由水电离出的c(OH－)的大小关系为________________________。
(4)某同学用甲溶液分别滴定20.00 mL乙溶液和20.00 mL丙溶液，得到如图所示两条滴定曲线，请完成有关问题：

①甲溶液滴定丙溶液的曲线是__________(填“图1”或“图2”)；
②a＝________mL。
解析：(1)c(OH－)＝0.1 mol/L，则c(H＋)＝10－13 mol/L，pH＝13。
(2)CH3COOH溶液中存在CH3COOH和水的电离平衡。
(3)酸、碱对水的电离具有抑制作用，c(H＋)或c(OH－)越大，水的电离程度越小，反之越大。
(4)氢氧化钠溶液滴定盐酸恰好中和时，pH＝7；氢氧化钠溶液滴定醋酸恰好中和时，生成醋酸钠溶液，pH>7。对照题中图示，图2符合题意。a的数值是通过滴定管读数所确定的，因此读数应在小数点后保留两位。
答案：(1)13　(2)CH3COOHCH3COO－＋H＋、H2OOH－＋H＋　(3)丙>甲＝乙　(4)①图2
②20.00
13．已知水的电离平衡曲线如图所示：

试回答下列问题：
(1)图中五点的Kw间的关系是__________________________________。
(2)若从A点到D点，可采用的措施是________。
a．升温
b．加入少量的盐酸
c．加入少量的NH4Cl
(3)E点对应的温度下，将pH＝9的NaOH溶液与pH＝4的H2SO4溶液混合，若所得混合溶液的pH＝7，则NaOH溶液与H2SO4溶液的体积比为________。
(4)B点对应的温度下，若100体积pH1＝a的某强酸溶液与1体积pH2＝b的某强碱溶液混合后溶液呈中性，则混合前，该强酸的pH1与强碱的pH2之间应满足的关系是________。
解析：(1)Kw只与温度有关，温度升高，促进水的电离，Kw增大，因此有B>C>A＝D＝E。(2)从A点到D点，溶液由中性转化为酸性，因此选项b和c均符合题意。(3)E点对应的温度是25 ℃，反应后混合溶液的pH＝7，说明酸碱恰好完全反应，因此有n(OH－)＝n(H＋)，则V(NaOH)×10－5 mol·L－1＝V(H2SO4)×10－4 mol·L－1，得V(NaOH)∶V(H2SO4)＝10∶1。(4)B点对应的温度是100 ℃，水的离子积为10－12，pH2＝b的某强碱溶液中c(OH－)＝10b－12 mol·L－1，由于反应后溶液呈中性，因此有100×10－a＝1×10b－12，即10－a＋2＝10b－12，可得a＋b＝14或pH1＋pH2＝14。
答案：(1)B>C>A＝D＝E　(2)bc　(3)10∶1
(4)a＋b＝14(或pH1＋pH2＝14)
14．中华人民共和国国家标准(GB 2760­2011)规定葡萄酒中SO2最大使用量为0.25 g·L－1。某兴趣小组用图1装置(夹持装置略)收集某葡萄酒中SO2，并对其含量进行测定。

图1

图2
(1)仪器A的名称是____________，水通入A的进口为______。
(2)B中加入300.00 mL葡萄酒和适量盐酸，加热使SO2全部逸出并与C中H2O2完全反应，其化学方程式为__________________________________。
(3)除去C中过量的H2O2，然后用0.090 0 mol·L－1NaOH标准溶液进行滴定，滴定前排气泡时，应选择图2中的________；若滴定终点时溶液的pH＝8.8，则选择的指示剂为________；若用50 mL滴定管进行实验，当滴定管中的液面在刻度“10”处，则管内液体的体积(填序号)________(①＝10 mL，②＝40 mL，③＜10 mL，④＞40 mL)。
(4)滴定至终点时，消耗NaOH溶液25.00 mL，该葡萄酒中SO2含量为________g·L－1。
(5)该测定结果比实际值偏高，分析原因并利用现有装置提出改进措施：________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
解析：(1)A仪器的名称为冷凝管或冷凝器；为使冷却效果好，应将冷却水从处于低处的b口通入。
(2)SO2具有强还原性，H2O2具有强氧化性，二者发生氧化还原反应：SO2＋H2O2===H2SO4。
(3)NaOH盛装在碱式滴定管中，应将橡皮管向上弯曲以排出气泡，选③。滴定至终点时溶液的pH＝8.8，在酚酞的变色范围内，故可选用酚酞作指示剂。液面在10 mL时滴定管中有刻度的液体为40 mL，因滴定管的下端有一段无刻度，故管内液体的体积大于40 mL。
(4)SO2与NaOH存在如下关系：
SO2　～　H2SO4　～　2NaOH
64 g 2 mol
m(SO2) 0.090 0 mol·L－1×0.025 L
解得：m(SO2)＝＝0.072 g，故葡萄酒中SO2的含量为＝0.24 g·L－1。
(5)盐酸为挥发性酸，挥发出的HCl消耗NaOH，使测量值偏大。可以用难挥发的稀硫酸代替盐酸进行该实验。
答案：(1)冷凝管(或冷凝器)　b
(2)SO2＋H2O2===H2SO4
(3)③　酚酞　④　(4)0.24
(5)原因：盐酸的挥发；改进措施：用不挥发的强酸如硫酸代替盐酸(或用蒸馏水代替葡萄酒进行对比实验，扣除盐酸挥发的影响)
15．KMnO4溶液常用作氧化还原反应滴定的标准液，由于KMnO4 的强氧化性，它的溶液很容易被空气中或水中的某些少量还原性物质还原，生成难溶性物质MnO(OH)2，因此配制KMnO4标准溶液的操作如下所示：
①称取稍多于所需量的KMnO4固体溶于水中，将溶液加热并保持微沸1 h；
②用微孔玻璃漏斗过滤除去难溶的MnO(OH)2；
③过滤得到的KMnO4溶液贮存于棕色试剂瓶中并放在暗处；
④利用氧化还原滴定法，在70～80 ℃条件下用基准试剂(纯度高、相对分子质量较大、稳定性较好的物质)溶液标定其浓度。
请回答下列问题：
(1)准确量取一定体积的KMnO4溶液使用的仪器是________________。
(2)在下列物质中，用于标定KMnO4溶液的基准试剂最好选用______(填序号)。
A．H2C2O4·2H2O　　　　　 B．FeSO4
C．浓盐酸 D．Na2SO3
(3)若准确称取W g你选的基准试剂溶于水配成500 mL溶液，取25.00 mL置于锥形瓶中，用KMnO4溶液滴定至终点，消耗KMnO4溶液V mL。KMnO4溶液的物质的量浓度为________mol·L－1。
(4)若用放置两周的KMnO4标准溶液去测定水样中Fe2＋的含量，测得的浓度值将________(填“偏高”“偏低”或“无影响”)。
解析：(1)KMnO4溶液具有强氧化性，能将碱式滴定管下端的橡胶管腐蚀，所以不能用碱式滴定管量取，可以用酸式滴定管量取。
(2)H2C2O4·2H2O在常温常压下是稳定的结晶水合物；FeSO4在空气中不稳定易被氧化；浓盐酸易挥发；Na2SO3在空气中不稳定易被氧化成Na2SO4。
(3)根据得失电子守恒原理有关系式：5(H2C2O4·2H2O)～2KMnO4，则KMnO4溶液的浓度为c(KMnO4)
＝＝ mol·L－1。
(4)在放置过程中，由于空气中还原性物质的作用，使KMnO4 溶液的浓度变小了，再去滴定水样中的Fe2＋时，消耗KMnO4溶液(标准溶液)的体积会增大，导致计算出来的c(Fe2＋)会增大，测定的结果偏高。
答案：(1)酸式滴定管　(2)A　(3)　(4)偏高