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2019版高考化学一轮精选教师用书鲁科专用：第8章物质在水溶液中的行为第1节 水溶液 酸碱中和滴定
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第1节 水溶液 酸碱中和滴定
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。
3．以上各部分知识的综合应用。
水的电离
[知识梳理]
1．水的电离方程式：H2O＋H2OH3O＋＋OH－，
通常可简写为 H2OOH－＋H＋。
2．关于纯水的几个重要数据
3．外界因素对水的电离平衡的影响
(1)温度：温度升高，促进水的电离，KW增大；温度降低，抑制水的电离，KW减小。
(2)酸、碱：抑制水的电离。
(3)能水解的盐：促进水的电离。
(4)能与水反应的活泼金属：促进水的电离。
4．外界条件对水的电离平衡影响的结果
体系变化
条件
平衡移动方向
KW
水的电离程度
[OH－]
[H＋]
酸
逆向
不变
减小
减小
增大
碱
逆向
不变
减小
增大
减小
可水解的盐
Na2CO3
正向
不变
增大
增大
减小
NH4Cl
正向
不变
增大
减小
增大
温度
升温
正向
增大
增大
增大
增大
降温
逆向
减小
减小
减小
减小
其他，如加入Na
正向
不变
增大
增大
减小
(1)水的离子积常数KW＝[H＋][OH－]，不仅适用于纯水，也适用于一切酸、碱、盐的稀溶液。
(2)水的离子积常数说明在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H＋和OH－存在。
(3)水的电离平衡遵循化学平衡的一般规律，归纳如下：
(4)KW＝[H＋][OH－]，式中[H＋]、[OH－]均表示整个溶液中总物质的量浓度。
[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 ℃NaCl溶液的KW。( )
(4)由水电离出的[H＋]＝1×10－14 mol·L－1的溶液中：Ca2＋、K＋、Cl－、HCO能大量共存。( )
(5)常温下，在pH＝2的盐酸中由水电离出的[H＋]>[OH－]。( )
答案：(1)× (2)× (3)√ (4)× (5)×
2．求算常温下下列溶液中由H2O电离出的[H＋]和[OH－]。
(1)pH＝2的H2SO4溶液
[H＋]＝____________，[OH－]＝____________。
(2)pH＝10的NaOH溶液
[H＋]＝____________，[OH－]＝____________。
(3)pH＝2的NH4Cl溶液
[H＋]＝____________。
(4)pH＝10的Na2CO3溶液
[OH－]＝____________。
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
(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 mol2·L－2
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[OH－]＞[H＋]，溶液呈碱性，升温，溶液中[OH－]不可能减小。B.由b点对应[H＋]与[OH－]可知，KW＝[H＋][OH－]＝1.0×10－7 mol·L－1×1.0×10－7 mol·L－1＝1.0×10－14 mol2·L－2。C.FeCl3溶液水解显酸性，溶液中[H＋]增大，因一定温度下水的离子积是常数，故溶液中[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[OH－]减小，同时[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)a、b、c所在曲线的溶液温度是多少？d点温度与曲线温度哪个高？
(2)b点代表纯水吗？
答案：(1)25 ℃；曲线温度高。
(2)不是。很多盐(如强酸强碱盐)的水溶液呈中性。
题组一 影响水电离平衡因素的定性分析
1．(2018·湖南重点中学联考)25 ℃时，水的电离达到平衡：H2OH＋＋OH－，下列叙述正确的是( )
A．将纯水加热到95 ℃时，KW变大，pH不变，水仍呈中性
B．向纯水中加入稀氨水，平衡逆向移动，[OH－]增大，KW变小
C．向纯水中加入少量碳酸钠固体，[H＋]减小，KW不变，水的电离平衡正向移动
D．向纯水中加入醋酸钠或盐酸，均可抑制水的电离，KW不变
解析：选C。水的电离吸热，将纯水加热，电离平衡正向移动，[H＋]、[OH－]均增大但仍相等，因此KW变大，pH变小，水仍呈中性，A错；向纯水中加入稀氨水，溶液中[OH－]增大，电离平衡逆向移动，但KW只与温度有关，因此保持不变，B错；向纯水中加入少量Na2CO3固体，溶液中[H＋]减小，水的电离平衡正向移动，但KW不变，C对；当向纯水中加入醋酸钠时，促进水的电离，D错。
2．常温下，某溶液中由水电离的[H＋]＝1×10－13 mol/L，该溶液可能是( )
①二氧化硫水溶液 ②氯化铵水溶液 ③硝酸钠水溶液
④氢氧化钠水溶液
A．①④ B．①②
C．②③ D．③④
解析：选A。常温下，由水电离的[H＋]＝1×10－13 mol/L<10－7 mol/L，说明水电离受到抑制，溶液可能为酸溶液也可能为碱溶液，二氧化硫水溶液和氢氧化钠水溶液符合，氯化铵水解促进水的电离，硝酸钠为中性溶液，不影响水的电离平衡。
题组二 影响水电离平衡因素的定量分析
3．25 ℃时，在等体积的①pH＝0的H2SO4溶液、②0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液、③pH＝10的Na2S溶液、④pH＝5的NH4NO3溶液中，由水电离的H＋的物质的量之比是( )
A．1∶10∶1010∶109
B．1∶5∶(5×109)∶(5×108)
C．1∶20∶1010∶109
D．1∶10∶104∶109
解析：选A。25 ℃时，pH＝0的H2SO4溶液中由水电离出的[H＋]＝10－14 mol·L－1；0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液中[OH－]＝0.05 mol·L－1×2＝0.1 mol·L－1，根据KW＝[H＋][OH－]＝1.0×10－14 mol2·L－2得，由水电离出的[H＋]＝10－13 mol·L－1；pH＝10的Na2S溶液中由水电离出的[H＋]＝10－4mol·L－1；pH＝5的NH4NO3溶液中由水电离出的[H＋]＝10－5mol·L－1，故等体积上述溶液中由水电离的H＋的物质的量之比为10－14∶10－13∶10－4∶10－5＝1∶10∶1010∶109。
4．现有常温下的四种溶液：①0.01 mol/L的醋酸溶液 ②0.01 mol/L的盐酸 ③pH＝12的氨水 ④pH＝12的NaOH溶液。下列说法正确的是( )
A．水的电离程度①中最小，③中最大
B．水的电离程度①中最大，②、③、④中相等
C．将②、③等体积混合，所得的溶液中由水电离出来的[OH－]>1×10－7 mol/L
D．将①、③等体积混合，所得的溶液中由水电离出来的[OH－]>1×10－7 mol/L
解析：选B。①中[H＋]<0.01 mol/L，②中[H＋]＝0.01 mol/L，③、④中[OH－]＝0.01 mol/L，因此①对水的电离抑制程度最小，②、③、④对水的电离抑制程度相同，即①中水的电离程度最大，②、③、④中水的电离程度相等，A错，B对；②、③等体积混合，得到氨水和氯化铵的混合溶液，溶液显碱性，由水电离出的[OH－]<1×10－7 mol/L，C错；①、③等体积混合，得到醋酸铵和氨水的混合溶液，溶液显碱性，水的电离受到抑制，由水电离出的[OH－]<1×10－7 mol/L，D错。
室温下水电离产生[H＋]和[OH－]的计算类型
(1)中性溶液：[H＋]＝[OH－]＝10－7 mol·L－1。
(2)酸溶液——OH－来自水的电离，[OH－]＝。
(3)碱溶液——H＋来自水的电离，[H＋]＝。
(4)水解呈酸性的盐溶液——H＋来自水的电离，[H＋]＝10－pH mol·L－1。
(5)水解呈碱性的盐溶液——OH－来自水的电离，[OH－]＝ mol·L－1。
溶液的酸碱性和pH
[知识梳理]
1．溶液的酸碱性
(1)酸性溶液：[H＋]>[OH－]，常温下，pH<7。
(2)中性溶液：[H＋]＝[OH－]，常温下，pH＝7。
(3)碱性溶液：[H＋]<[OH－]，常温下，pH>7。
2．pH及其测定方法
(1)计算公式：pH＝－lg__[H＋]。
(2)测定方法
①pH试纸法：用镊子夹取一小块pH试纸放在洁净的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待测溶液点在pH试纸的中央，变色后与标准比色卡对照，即可确定溶液的pH。
②pH计测定法。
3．溶液的酸碱性与pH的关系
常温下：
4．单一溶液的pH计算
(1)强酸溶液，如HnA，设浓度为c mol/L，[H＋]＝nc mol/L，pH＝－lg [H＋]＝－lg (nc)。
(2)强碱溶液(25 ℃)，如B(OH)n，设浓度为c mol/L，[H＋]＝ mol/L，pH＝－lg [H＋]＝14＋lg (nc)。
5．混合溶液的pH计算
(1)两种强酸混合：直接求出[H＋]混，再据此求pH。[H＋]混＝。
(2)两种强碱混合：先求出[OH－]混，再据KW求出[H＋]混，最后求pH。
[OH－]混＝。
(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。
[H＋]混或[OH－]混＝。
(1)判断溶液酸碱性要看[H＋]与[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试纸测溶液pH时不能用蒸馏水润湿。
(3)25 ℃时，pH＝12的溶液不一定为碱溶液，pH＝2的溶液不一定为酸溶液，也可能为能水解的盐溶液。
(4)pH计算的4句口诀
酸按酸(H＋)，碱按碱(OH－)；同强相混直接算；
异强相混看过强；无限稀释“7”为限。
[自我检测]
1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”
(1)[H＋]>[OH－]的溶液一定显酸性。( )
(2)常温下，pH＝6的溶液一定是酸溶液。( )
(3)将纯水加热，KW增大，pH不变，溶液显中性。( )
(4)用广范pH试纸测得某溶液pH为3.1。( )
(5)pH＝7的溶液中[OH－]＝10－7 mol·L－1。( )
答案：(1)√ (2)× (3)× (4)× (5)×
2．判断下列溶液在常温下的酸碱性(在括号里填“酸性”“碱性”或“中性”)。
(1)相同浓度HCl溶液和NaOH溶液等体积混合。( )
(2)相同浓度CH3COOH和NaOH溶液等体积混合。( )
(3)相同浓度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。( )
(6)pH＝3的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合。( )
(7)pH＝2的CH3COOH和pH＝12的NaOH溶液等体积混合。( )
(8)pH＝2的HCl和pH＝12的NH3·H2O等体积混合。( )
答案：(1)中性 (2)碱性 (3)酸性 (4)中性 (5)酸性
(6)碱性 (7)酸性 (8)碱性
3．求下列溶液的pH(常温条件下，忽略混合溶液体积的变化)。
(1)0.005 mol·L－1的H2SO4溶液________。
(2)1×10－2 mol·L－1的KOH溶液________。
(3)常温下，将pH＝5的盐酸与pH＝9的NaOH溶液以体积比11∶9混合________。
(4)将pH＝3的盐酸与pH＝3的H2SO4溶液等体积混合________。
(5)pH＝2的盐酸加水稀释到1 000倍________。
答案：(1)2 (2)12 (3)6 (4)3 (5)5
(1)下列溶液一定呈中性的是________。
A．pH＝7的溶液
B．[H＋]＝10－7 mol·L－1的溶液
C．[H＋]/[OH－]＝10－14的溶液
D．氨水和氯化铵的混合液中[NH]＝[Cl－]
(2)已知T ℃时，KW＝1×10－13 mol2·L－2，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：
①若x＋y＝14，则＝________(填数据)；
②若x＋y＝13，则＝________(填数据)；
③若x＋y>14，则＝________________(填表达式，用x、y表示)。
[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，[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.[H＋]/[OH－]＝10－14的溶液[H＋]<[OH－]，溶液呈碱性，错误；D.根据电荷守恒可得氨水和氯化铵的混合液中：[NH]＋[H＋]＝[Cl－]＋[OH－]，因为[NH]＝[Cl－]，可得[H＋]＝[OH－]，溶液呈中性，正确。
(2)温度升高时KW增大，T ℃时KW>1×10－14 mol2·L－2，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，整理得＝10x＋y－14，①若x＋y＝14，＝1; ②若x＋y＝13，则＝0.1；③若x＋y>14，则＝10x＋y－14。
[答案] (1)D (2)> 101∶9
(3)①1 ②0.1 ③10x＋y－14
(1)上述例题第(2)小题中，若将T ℃改为常温，则a∶b＝________。
(2)上述例题第(3)小题中，该盐酸与该氢氧化钠溶液完全中和，则两溶液的pH(x、y)的关系式x＋y＝________________(用a、b表示)。
(3)由水电离出的[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、溶液酸碱性等因素的影响，25 ℃时，水电离出的[H＋]＝10－7mol·L－1，溶液呈中性；若温度大于25 ℃，水电离出的[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
题组一 溶液酸碱性的判断
1．判断溶液的酸碱性有多种方法。下列溶液中，一定呈碱性的是( )
A．能够使甲基橙呈现黄色的溶液
B．溶液的pH＞7
C．溶液中：[H＋]＜[OH－]
D．溶液中：[H＋]＞1×10－7 mol·L－1
解析：选C。溶液酸碱性最本质的判断标准是看H＋和OH－浓度的相对大小，当[H＋]＞[OH－]时，溶液呈酸性；当[H＋]＝[OH－]时，溶液呈中性；当[H＋]＜[OH－]时，溶液呈碱性。甲基橙的变色范围是3.1～4.4，即pH＜3.1时呈现红色，3.1＜pH＜4.4时呈现橙色，pH＞4.4时呈现黄色。所以，使甲基橙呈现黄色的溶液不一定显碱性。溶液的pH与温度有关，常温下pH＞7的溶液一定显碱性，但在不是常温的情况下就不一定了。
2．(教材改编题)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氢氧化钠溶液的AG＝12
D．常温下0.1 mol/L盐酸的AG＝12
解析：选C。中性溶液，[H＋]＝[OH－]，故lg＝lg 1＝0；酸性溶液，[H＋]>[OH－]，故AG>0；常温下，0.1 mol/L NaOH溶液，AG＝lg＝lg＝－12。
3．已知温度T时水的离子积常数为KW，该温度下，将浓度为a mol·L－1的一元酸HA与 b mol·L－1的一元碱BOH等体积混合，可判定混合溶液呈中性的依据是( )
A．a＝b
B．混合溶液的pH＝7
C．混合溶液中，[H＋]＝
D．混合溶液中，[H＋]＋[B＋]＝[OH－]＋[A－]
解析：选C。因为一元酸和一元碱的强弱未知，所以a＝b不能判断混合液呈中性，A错误。只有25 ℃时中性溶液的pH＝7，B错误。C项，KW＝[H＋][OH－]，中性溶液中[H＋]＝[OH－]，所以[H＋]＝，C正确。D项，无论溶液显酸性、碱性还是中性，根据电荷守恒都有[H＋]＋[B＋]＝[OH－]＋[A－]，D错误。
判断溶液酸碱性的方法
(1)本质标准是溶液中[H＋]和[OH－]的相对大小。
若[H＋]＝[OH－]，溶液一定显中性；
若[H＋]>[OH－]，溶液一定显酸性；
若[H＋]<[OH－]，溶液一定显碱性。
(2)若用pH和[H＋]的大小来判断溶液的酸碱性，必须指明温度，如25 ℃时，pH＝7或[H＋]＝1×10－7 mol/L表示溶液显中性。
题组二 溶液pH的简单计算
4．(2018·福建一模)常温下，溶液的pH最大的是( )
A．0.02 mol·L－1氨水与水等体积混合后的溶液
B．pH＝2的盐酸与pH＝12的NaOH溶液等体积混合后的溶液
C．0.02 mol·L－1盐酸与0.02 mol·L－1氨水等体积混合后的溶液
D．0.01 mol·L－1盐酸与0.03 mol·L－1氨水等体积混合后的溶液
解析：选A。A项混合后得到0.01 mol·L－1氨水，NH3·H2O不能完全电离，则[OH－]<0.01 mol·L－1，7
(1)①的pH为多少？②的pH为多少？
(2)2 mL ①与3 mL ②混合后，溶液的pH为多少？
(3)3 mL ①与2 mL ②混合后，溶液的pH为多少？
(4)若将①溶液稀释106倍后，溶液的pH为多少？
(5)若将②溶液稀释106倍后，溶液的pH为多少？
答案：(1)2 12 (2)11＋lg 2 (3)3－lg 2 (4)接近于7，但小于7 (5)接近于7，但大于7
酸碱溶液稀释时pH的变化
酸(pH＝a)
碱(pH＝b)
弱酸
强酸
弱碱
强碱
稀释10n倍
pH
pH>b－n
pH＝b－n
无限稀释
pH趋向于7
酸碱中和滴定
[知识梳理]
1．实验原理
利用酸碱中和反应，用已知浓度的酸(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NaOH溶液，待测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(图A)、碱式滴定管(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、氧化性试剂一般用酸式滴定管，因为酸性和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。
3．实验操作
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
①滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→调液面→记录。
②锥形瓶：注碱液→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．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浅红色
>10.0红色
5.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。
(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，润洗后相当于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。
[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待装液润洗。( )
(2)“中和滴定”实验中，锥形瓶用蒸馏水洗净后即可使用，滴定管用蒸馏水洗净后，须经润洗后方可使用。( )
(3)滴定终点就是酸碱恰好中和的点。( )
(4)可用碱式滴定管量取KMnO4(H＋)溶液。( )
(5)酸碱恰好中和时，溶液呈中性。( )
答案：(1)√ (2)√ (3)× (4)× (5)×
2．判断滴定误差(标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液)
步骤
操作
V(标准)
c(待测)
洗涤
酸式滴定管未用标准溶液润洗
变大
______
碱式滴定管未用待测溶液润洗
变小
______
锥形瓶用待测溶液润洗
变大
______
锥形瓶洗净后还留有蒸馏水
______
______
取液
放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失
变小
______
滴定
酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失
变大
______
振荡锥形瓶时部分液体溅出
变小
______
部分酸液滴出锥形瓶外
变大
______
读数
滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或前仰后俯)
变小
______
滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或前俯后仰)
变大
______
答案：偏高 偏低 偏高 不变 无影响 偏低 偏高 偏低 偏高 偏低 偏高
为测定NaOH溶液的浓度，进行如下实验：用盐酸标准溶液进行滴定。
(1)配制100 mL 0.100 0 mol·L－1盐酸标准溶液时，所需仪器除量筒、小烧杯、玻璃棒、胶头滴管外，还需要____________________。
(2)用______________量取20.00 mL待测NaOH溶液放入锥形瓶中，滴加2～3滴酚酞溶液作指示剂，用盐酸标准溶液进行滴定。为减小实验误差，进行了三次实验，假设每次所取NaOH溶液的体积均为20.00 mL，三次实验结果如表所示：
实验次数
第一次
第二次
第三次
消耗盐酸标准溶液体积/mL
19.00
23.00
23.04
该NaOH溶液的浓度约为_________________________________________。
(3)滴定时边滴边摇动锥形瓶，眼睛应__________________。
(4)下列操作会造成测定结果偏低的有________(填字母)。
A．配制标准溶液定容时，加水超过刻度
B．锥形瓶水洗后直接装待测液
C．酸式滴定管水洗后未用盐酸标准溶液润洗
D．滴定到达终点时，俯视读出滴定管读数
E．滴定前酸式滴定管尖嘴部分有气泡，滴定后消失
F．摇动锥形瓶时有少量液体溅出瓶外
(5)中和滴定的装置和相似操作可用来做其他实验，如根据反应I2＋2S2O===2I－＋S4O，可以用碘水滴定Na2S2O3溶液，应选________作指示剂；根据反应2KMnO4＋5H2C2O4＋3H2SO4===K2SO4＋10CO2↑＋2MnSO4＋8H2O，可以用酸性KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液，KMnO4溶液应装在________(填“酸式”或“碱式”)滴定管中。
[解析] (1)配制一定物质的量浓度的溶液需要一定规格的容量瓶。
(2)NaOH能腐蚀玻璃，量取NaOH溶液要用碱式滴定管。第一次实验数据误差太大，应舍去，取后两次数据的平均值进行计算。
(3)滴定时，眼睛应注视锥形瓶内溶液颜色的变化，防止滴入过量的标准溶液。
(4)导致所用标准液体积偏小的操作会造成所测溶液浓度偏低。
(5)用碘水滴定Na2S2O3溶液，用淀粉溶液可指示终点，反应到达终点时，滴入的碘水(I2)过量，锥形瓶中的溶液会突显蓝色。酸性高锰酸钾溶液有强氧化性，能腐蚀橡胶，应置于酸式滴定管中。
[答案] (1)100 mL容量瓶 (2)碱式滴定管(或移液管) 0.115 1 mol·L－1 (3)注视锥形瓶内溶液颜色的变化 (4)DF (5)淀粉溶液 酸式
(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。
题组一 酸碱中和滴定中仪器、指示剂的选择
1．实验室现有3种酸碱指示剂，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－1NaOH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，只能选用石蕊作指示剂
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，只能选用酚酞作指示剂
解析：选D。NaOH溶液和CH3COOH溶液恰好反应生成CH3COONa时，CH3COO－水解显碱性，而酚酞的变色范围为8.2～10.0，比较接近。
2．用已知浓度的NaOH溶液测定某H2SO4溶液的浓度，参考如图所示试剂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或强氧化性溶液，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。
题组二 酸碱中和滴定操作及迁移应用
3．某烧碱样品中含有少量不与酸作用的杂质，为了测定其纯度，进行以下滴定操作：
A．用250 mL的容量瓶配制250 mL烧碱溶液；
B．用移液管(或碱式滴定管)量取25.00 mL烧碱溶液于锥形瓶中并加几滴甲基橙指示剂；
C．在天平上准确称取烧碱样品w g，在烧杯中加蒸馏水溶解；
D．将物质的量浓度为m mol·L－1的标准H2SO4溶液装入酸式滴定管，调整液面，记下开始刻度数为V1 mL；
E．在锥形瓶下垫一张白纸，滴定到终点，记录终点刻度数为V2 mL。
回答下列问题：
(1)正确的操作步骤顺序是(填写字母)：
________→________→________→D→________。
(2)操作中锥形瓶下垫一张白纸的作用是
________________。
(3)操作D中液面应调整到___________________________；
尖嘴部分应________________。
(4)滴定到终点时锥形瓶内溶液的颜色变化是__________________。
(5)若酸式滴定管没用标准H2SO4溶液润洗，会对测定结果有何影响？________(填“偏高”“偏低”或“无影响”，其他操作均正确)。
(6)该烧碱样品的纯度计算式是________________。
解析：(1)本题应先配制250 mL NaOH溶液，取25.00 mL于锥形瓶中，用标准H2SO4溶液进行滴定，故正确的操作步骤是C→A→B→D→E。
(2)放一白纸便于准确判断滴定终点时溶液的颜色变化情况。
(3)调整液面至“0”刻度或“0”刻度以下某一刻度。尖嘴部分应充满溶液，无气泡。
(4)终点时溶液颜色由黄色变为橙色。
(5)若酸式滴定管没用标准H2SO4溶液润洗，则滴定时消耗标准H2SO4溶液的体积偏大，所测烧碱浓度会偏高。
(6)滴定时消耗溶质H2SO4的物质的量为
mol。
NaOH的纯度为
×100%
＝%。
答案：(1)C A B E
(2)便于准确判断滴定终点时溶液颜色的变化
(3)“0”刻度或“0”刻度以下的某一刻度 充满溶液，无气泡
(4)由黄色变为橙色
(5)偏高
(6)%
4．(2017·高考全国卷Ⅱ，28，15分)水中的溶解氧是水生生物生存不可缺少的条件。某课外小组采用碘量法测定学校周边河水中的溶解氧。实验步骤及测定原理如下：
Ⅰ.取样、氧的固定
用溶解氧瓶采集水样。记录大气压及水体温度。将水样与Mn(OH)2碱性悬浊液(含有KI)混合，反应生成MnO(OH)2，实现氧的固定。
Ⅱ.酸化、滴定
将固氧后的水样酸化，MnO(OH)2被I－还原为Mn2＋，在暗处静置5 min，然后用标准Na2S2O3溶液滴定生成的I2(2S2O＋I2===2I－＋S4O)。
回答下列问题：
(1)取水样时应尽量避免扰动水体表面，这样操作的主要目的是________________________________________________________________________。
(2)“氧的固定”中发生反应的化学方程式为
________________________________________________________________________。
(3)Na2S2O3溶液不稳定，使用前需标定。配制该溶液时需要的玻璃仪器有烧杯、玻璃棒、试剂瓶和__________；蒸馏水必须经过煮沸、冷却后才能使用，其目的是杀菌、除________及二氧化碳。
(4)取100.00 mL水样经固氧、酸化后，用a mol·L－1 Na2S2O3溶液滴定，以淀粉溶液作指示剂，终点现象为____________________；若消耗Na2S2O3溶液的体积为b mL，则水样中溶解氧的含量为__________mg·L－1。
(5)上述滴定完成时，若滴定管尖嘴处留有气泡会导致测定结果偏________(填“高”或“低”)。
解析：(1)取水样时避免扰动水体表面，这样能保证所取水样中溶解氧量与水体中实际溶解氧量基本相同，以减小实验误差。(2)根据水样与Mn(OH)2碱性悬浊液反应生成MnO(OH)2，可写出固氧的反应为O2＋2Mn(OH)2===2MnO(OH)2。(3)由于Na2S2O3溶液不稳定，使用前需标定，配制该溶液时无需用容量瓶，只需粗略配制，故配制Na2S2O3溶液时，还需要用到的玻璃仪器为量筒；所用蒸馏水必须经过煮沸、冷却后才能使用，这样能除去水中溶解的氧气和CO2，且能杀菌。(4)根据Ⅱ可知MnO(OH)2能将水样中的I－氧化为I2，滴定过程中用淀粉溶液作指示剂，在滴定终点前I2遇淀粉变蓝，达到滴定终点时，I2完全被消耗，溶液蓝色刚好褪去。根据关系式O2～2MnO(OH)2～2I2～4Na2S2O3，结合消耗n(Na2S2O3)＝a mol·L－1×b×10－3 L＝ab×10－3 mol，可求出100.00 mL水样中溶解氧的质量为ab×10－3 mol×32 g·mol－1＝8ab×10－3 g＝8ab mg，则该水样中溶解氧的含量为8ab mg÷0.100 00 L＝80ab mg·L－1。(5)滴定完成时，滴定管尖嘴处留有气泡，会导致读取的Na2S2O3标准液体积偏小，根据关系式O2～4Na2S2O3，可知测定的溶解氧的含量偏低。
答案：(1)使测定值与水体中的实际值保持一致，避免产生误差
(2)O2＋2Mn(OH)2===2MnO(OH)2
(3)量筒 氧气
(4)蓝色刚好褪去 80ab
(5)低
5．用沉淀滴定法快速测定NaI等碘化物溶液中c(I－)，实验过程包括准备标准溶液和滴定待测溶液。
Ⅰ.准备标准溶液
a．准确称取AgNO3基准物4.246 8 g(0.025 0 mol)后，配制成250 mL标准溶液，放在棕色试剂瓶中避光保存，备用。
b．配制并标定100 mL 0.100 0 mol·L－1 NH4SCN标准溶液，备用。
Ⅱ.滴定的主要步骤
a．取待测NaI溶液25.00 mL于锥形瓶中。
b．加入25.00 mL 0.100 0 mol·L－1 AgNO3溶液(过量)，使I－完全转化为AgI沉淀。
c．加入NH4Fe(SO4)2溶液作指示剂。
d．用0.100 0 mol·L－1 NH4SCN溶液滴定过量的Ag＋，使其恰好完全转化为AgSCN沉淀后，体系出现淡红色，停止滴定。
e．重复上述操作两次。三次测定数据如下表：
实验序号
1
2
3
消耗NH4SCN
标准溶液体积/mL
10.24
10.02
9.98
f.数据处理。
回答下列问题：
(1)将称得的AgNO3配制成标准溶液，所使用的仪器除烧杯和玻璃棒外还有________________________________________________________________________。
(2)AgNO3标准溶液放在棕色试剂瓶中避光保存的原因是________________________________________________________________________。
(3)滴定应在pH＜0.5的条件下进行，其原因是
________________________________________________________________________。
(4)b和c两步操作是否可以颠倒________________________________________________________________________，说明理由：
________________________________________________________________________。
(5)所消耗的NH4SCN标准溶液平均体积为________mL，测得c(I－)＝________mol·L－1。
(6)在滴定管中装入NH4SCN标准溶液的前一步，应进行的操作为________________________________________________________________________。
(7)判断下列操作对c(I－)测定结果的影响：(填“偏高”“偏低”或“无影响”)
①若在配制AgNO3标准溶液时，烧杯中的溶液有少量溅出，则测定结果________。
②若在滴定终点读取滴定管刻度时，俯视标准液液面，则测定结果________。
解析：(1)配制一定物质的量浓度的标准溶液，除烧杯和玻璃棒外，还需用到的仪器有250 mL(棕色)容量瓶、胶头滴管。(2)AgNO3见光容易分解，因此需要保存在棕色试剂瓶中。(3)滴定实验中用NH4Fe(SO4)2溶液作指示剂，Fe3＋容易发生水解，影响滴定终点判断，因此控制pH<0.5。(4)Fe3＋能与I－发生氧化还原反应：2Fe3＋＋2I－===2Fe2＋＋I2，因此b、c不能颠倒，否则指示剂耗尽，无法判断滴定终点。(5)第1组数据误差较大，舍去，取第2组、第3组实验数据的平均值，消耗NH4SCN标准溶液的体积为(10.02＋9.98) mL×＝10.00 mL。根据滴定原理，则n(Ag＋)＝n(I－)＋n(SCN－)，故n(I－)＝n(Ag＋)－n(SCN－)＝0.025 L×0.100 0 mol·L－1－0.01 L×0.100 0 mol·L－1＝0.001 5 mol，则c(I－)＝＝0.060 0 mol·L－1。(6)在滴定管中装入NH4SCN标准溶液之前，要先用NH4SCN标准溶液润洗滴定管。(7)①配制AgNO3标准溶液时，若烧杯中溶液有少量溅出，配制的AgNO3标准溶液的浓度偏低，则滴定时消耗的NH4SCN标准溶液的体积偏小，测得的c(I－)偏高。②滴定管0刻度在上，读数时从上往下读数，读取体积偏小，计算所用NH4SCN的物质的量偏低，测得的c(I－)偏高。
答案：(1)250 mL(棕色)容量瓶、胶头滴管
(2)AgNO3见光分解
(3)防止因Fe3＋的水解而影响滴定终点的判断(或抑制Fe3＋的水解)
(4)否(或不能) 若颠倒，Fe3＋与I－反应，指示剂耗尽，无法判断滴定终点
(5)10.00 0.060 0
(6)用NH4SCN标准溶液进行润洗
(7)①偏高 ②偏高
题组三 中和滴定曲线及滴定实验
6．(2018·广州模拟)常温下，用0.10 mol·L－1 NaOH溶液分别滴定20.00 mL 0.10 mol·L－1HCl溶液和20.00 mL 0.10 mol·L－1CH3COOH溶液，得到两条滴定曲线，如图所示，则下列说法正确的是( )
A．图2是滴定盐酸的曲线
B．a与b的关系是a
c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)
D．这两次滴定都可以用甲基橙作为指示剂
解析：选C。如果酸为强酸，则0.10 mol·L－1酸的pH为1，根据酸的初始pH知，图1为盐酸滴定曲线，故A错误；根据图1知，a点氢氧化钠溶液的体积是20.00 mL，酸和碱的物质的量相等，二者恰好反应生成强酸强碱盐，其溶液呈中性；醋酸溶液中滴入氢氧化钠溶液，醋酸钠溶液呈碱性，所以b点氢氧化钠溶液的体积小于20.00 mL，a>b，故B错误；E点溶液的成分为醋酸钠和醋酸，溶液呈酸性，说明醋酸的电离程度大于醋酸钠的水解程度，盐类水解程度较小，则溶液中离子浓度可能为c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)，故C正确；氢氧化钠和盐酸反应恰好呈中性，可以选择甲基橙或酚酞作指示剂；氢氧化钠和醋酸恰好反应生成醋酸钠溶液呈碱性，只能选择酚酞，故D错误。
7．室温下，用0.10 mol·L－1的盐酸滴定20.00 mL 0.10 mol·L－1的某碱BOH溶液得到的滴定曲线如图，下列判断不正确的是( )
A．a点时，溶液呈碱性，溶液中c(B＋)＞c(Cl－)
B．b点时溶液的pH＝7
C．当c(Cl－)＝c(B＋)时，V(HCl)＜20 mL
D．c点时溶液中c(H＋)约为0.03 mol·L－1
解析：选B。首先应该判断BOH碱性的强弱，浓度为0.10 mol·L－1，如为强碱，其pH＝13，而从图中可看出其pH＜12，故该碱为弱碱。再看b点，此时n(HCl)＝n(BOH)，酸碱恰好中和，此时恰好生成BCl，为强酸弱碱盐，水解呈酸性，pH＜7。a点加入盐酸的量不够，为BOH、BCl的混合溶液，该溶液呈碱性，说明电离大于水解，故c(B＋)＞c(Cl－)。c点盐酸过量，为BCl、HCl的混合溶液，其中c(H＋)可以根据过量的酸的物质的量除以体积来计算，加入盐酸为40 mL时，c(H＋)＝(0.1×40－0.1×20)÷60≈0.03 (mol·L－1)。当c(Cl－)＝c(B＋)时，c(H＋)＝c(OH－)，溶液pH＝7，V(HCl)＜20 mL。
(1)中和滴定误差分析关键看c(A)＝(A为待测液，B为标准液)，c(B)、VA为恒定量，可变量为VB，可知：VB→大，c(A)→大。即标准液消耗量增大，则待测液的浓度比实际值要大，结果偏高。
(2)滴定终点判断的方法
当滴入最后一滴×××标准溶液，溶液变成×××色，且半分钟内颜色不恢复原来颜色。
(3)氧化还原滴定3要点
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试剂：常见的用于滴定的氧化剂有KMnO4、K2Cr2O7等；常见的用于滴定的还原剂有亚铁盐、草酸、维生素C等。
③指示剂：氧化还原滴定法的指示剂有三类。a.氧化还原指示剂；b.专用指示剂，如在碘量法滴定中，可溶性淀粉溶液遇碘溶液变蓝；c.自身指示剂，如高锰酸钾标准溶液滴定草酸时，滴定终点为溶液由无色变为浅红色。
(4)沉淀滴定2要点
①概念：沉淀滴定法是利用沉淀反应进行滴定、测量分析的方法。生成沉淀的反应很多，但符合条件的却很少，实际上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－、I－浓度。
②原理：沉淀滴定所用的指示剂本身就是一种沉淀剂，滴定剂与被滴定物反应的生成物的溶解度要比滴定剂与指示剂反应的生成物的溶解度小，否则不能用这种指示剂。如用AgNO3溶液滴定溶液中Cl－的含量时常以CrO为指示剂，这是因为AgCl比Ag2CrO4更难溶。
[课后达标检测]
一、选择题
1．加入下列溶液对水的电离平衡不产生影响的是( )
A．NaHSO4溶液 B．KF溶液
C．KAl(SO4)2溶液 D．NaI溶液
解析：选D。A项，NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO，溶液中[H＋]增大，抑制水的电离；B项，KF===K＋＋F－，F－＋H2OHF＋OH－，促进水的电离；C项，KAl(SO4)2===K＋＋Al3＋＋2SO，Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋，促进水的电离；D项，NaI===Na＋＋I－，不影响水的电离。
2．(2018·合肥一模)欲证明一瓶无色液体是纯水，可靠的实验方法是( )
A．1.01×105 Pa时沸点为100 ℃
B．测得其pH＝7
C．遇钠生成氢气
D．电解时得到H2与O2的体积比为2∶1
解析：选A。根据1.01×105 Pa时沸点为100 ℃，可以证明该液体为纯水，A项符合题意；pH＝7的液体不一定是纯水，如NaCl溶液，B项不符合题意；遇金属钠生成氢气的液体不一定是纯水，如乙醇，C项不符合题意；电解时得到H2和O2的体积比为2∶1的液体不一定是纯水，如Na2SO4溶液，D项不符合题意。
3．(2018·河北衡水中学一调)下列溶液一定显酸性的是( )
A．由水电离出的[H＋]＝10－9 mol·L－1的溶液(室温)
B．[OH－]<[H＋]的溶液
C．pH<7的溶液
D．能与金属Al反应放出H2的溶液
解析：选B。A项，室温下，由水电离出的[H＋]＝10－9mol·L－1<10－7 mol·L－1，水的电离受到抑制，可能为酸溶液也可能为碱溶液，错误；B项，[OH－]<[H＋]，则溶液显酸性，正确；C项，pH<7的溶液不一定显酸性，如100 ℃时，纯水的pH＝6，此时溶液呈中性，错误；D项，强碱溶液也能与铝反应生成氢气，错误。
4.如图所示，在一支25 mL的酸式滴定管中盛入0.1 mol·L－1的HCl溶液，其液面恰好在5 mL刻度处，若把滴定管中的溶液全部放入烧杯中，然后以0.1 mol·L－1 NaOH溶液进行中和，则所需NaOH溶液的体积( )
A．大于20 mL B．小于20 mL
C．等于20 mL D．等于5 mL
解析：选A。滴定管下端无刻度线部分直至尖嘴底部均充满溶液，因而把溶液全部放入烧杯中，其体积大于20 mL，用等浓度的NaOH溶液中和，所需NaOH溶液的体积应大于20 mL。应注意的是滴定管的量程小于滴定管的最大实际容量。
5．(2018·吴忠模拟)已知NaHSO4在水中的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。某温度下，向[H＋]＝1×10－6 mol·L－1的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的[H＋]＝1×10－2 mol·L－1。下列对该溶液的叙述不正确的是( )
A．该温度高于25 ℃
B．由水电离出来的H＋的浓度为1×10－10 mol·L－1
C．加入NaHSO4晶体抑制水的电离
D．取该溶液加水稀释100倍，溶液中的[OH－]减小
解析：选D。A项，由于该温度下，蒸馏水的[H＋]＝1×10－6 mol·L－1>1×10－7 mol·L－1(室温)，故温度高于25 ℃，正确；B项，[H＋]＝1×10－2 mol·L－1，则由水电离出的[H＋]H2O＝[OH－]H2O＝＝＝1×10－10 mol·L－1，正确；C项，加入NaHSO4晶体，[H＋]增大，抑制水的电离，正确；D项，稀释时[H＋]减小，则[OH－]＝增大，错误。
6．下列四种溶液中，室温下由水电离生成的H＋浓度之比(①∶②∶③∶④)是( )
①pH＝0的盐酸 ②0.1 mol·L－1的盐酸 ③0.01 mol·L－1的NaOH溶液 ④pH＝11的NaOH溶液
A．1∶10∶100∶1 000 B．0∶1∶12∶11
C．14∶13∶12∶11 D．14∶13∶2∶3
解析：选A。①中[H＋]＝1 mol·L－1，由水电离出的[H＋]与溶液中[OH－]相等，等于1.0×10－14 mol·L－1；②中[H＋]＝0.1 mol·L－1，由水电离出的[H＋]＝1.0×10－13 mol·L－1；③中[OH－]＝1.0×10－2 mol·L－1，由水电离出的[H＋]与溶液中[H＋]相等，等于1.0×10－12 mol·L－1；④中[OH－]＝1.0×10－3 mol·L－1，同③所述由水电离出的[H＋]＝1.0×10－11 mol·L－1。即水电离生成的H＋浓度之比为(1.0×10－14)∶(1.0×10－13)∶(1.0×10－12)∶(1.0×10－11)＝1∶10∶100∶1 000。
7．(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，且半分钟内不退去，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。
8．如图为室温下，对10 mL一定物质的量浓度的盐酸X用一定物质的量浓度的NaOH溶液Y滴定的图像，依据图像推出X和Y的物质的量浓度是下表内各组中的( )
选项
A
B
C
D
X/mol·L－1
0.12
0.04
0.03
0.09
Y/mol·L－1
0.04
0.12
0.09
0.03
解析：选D。由图知，30 mL NaOH溶液恰好中和10 mL盐酸，即3[Y]＝[X]，表中A、D属此种情况，但A组中[X]＝0.12 mol·L－1，[H＋]＝0.12 mol·L－1，pH<1，不符合图像，D组中[X]＝0.09 mol·L－1，pH>1，加入20 mL NaOH溶液后溶液的[H＋]＝
＝
1×10－2 mol·L－1，pH＝－lg(1×10－2)＝2，符合题意。
9．如图表示水中[H＋]和[OH－]的关系，下列判断错误的是( )
A．两条曲线间任意点均有[H＋][OH－]＝KW
B．M区域内任意点均有[H＋]＜[OH－]
C．图中T1＜T2
D．XZ线上任意点均有pH＝7
解析：选D。A.水中[H＋]与[OH－]的乘积为一常数。B.由图看出M区域内[H＋]<[OH－]。C.T2时[H＋][OH－]大于T1时[H＋][OH－]，因为水的电离过程是吸热的，温度越高，水的离子积常数越大，所以T2>T1。D.pH＝－lg[H＋]，XZ线上任意点的[H＋]＝[OH－]，但pH不一定为7。
10．25 ℃时，某浓度的盐酸、氯化铵溶液中由水电离出的氢离子浓度分别为1.0×10－a mol·L－1、1.0×10－b mol·L－1，这两种溶液的pH之和为( )
A．14－a＋b B．14＋a＋b
C．14－a－b D．14＋a－b
解析：选A。盐酸中[H＋]＝ mol·L－1＝1.0×10－14＋a mol·L－1，故其pH＝14－a；氯化铵溶液中[H＋]＝1.0×10－b mol·L－1，故其pH＝b，因此两种溶液的pH之和为14－a＋b，即A项正确。
11．(2018·亳州模拟)25 ℃时纯水的电离度为α1，pH＝2的醋酸溶液中水的电离度为α2，pH＝12的氢氧化钠溶液中水的电离度为α3。若将上述醋酸与氢氧化钠溶液等体积混合，所得溶液中水的电离度为α4。下列关系式中正确的是( )
A．α2＝α3<α4<α1 B．α3＝α2<α1<α4
C．α2<α3<α1<α4 D．α1<α2<α3<α4
解析：选A。pH＝2的醋酸溶液中[H＋]和pH＝12的NaOH溶液中[OH－]均为10－2 mol·L－1，故二者对水的电离抑制程度相同，即α2＝α3；等体积的pH＝2的醋酸与pH＝12的NaOH溶液混合后，醋酸过量，故溶液呈酸性，抑制水的电离，由于[H＋]<10－2 mol·L－1，故α4>α2＝α3。
二、非选择题
12．水的电离平衡曲线可用下图表示。
(1)若以A点表示25 ℃时水电离平衡时的粒子浓度，当温度升高到100 ℃时，水的电离平衡状态为B点，则此时水的离子积从____________增加到____________。
(2)将pH＝8的Ba(OH)2溶液与pH＝5的盐酸混合，并保持在100 ℃，欲使混合溶液的pH＝7，则Ba(OH)2溶液和盐酸的体积比为________。
解析：(1)KW＝[H＋][OH－]，则从25 ℃升高到100 ℃时，水的离子积从10－14 mol2·L－2增加到10－12 mol2·L－2。(2)100 ℃时，混合溶液pH＝7，溶液显碱性，[OH－]＝＝＝10－5 mol·L－1，设Ba(OH)2溶液、盐酸的体积分别为V1 L、V2 L，则10－5 mol·L－1＝ mol·L－1，解得 V1∶V2＝2∶9。
答案：(1)10－14 mol2·L－2 10－12 mol2·L－2 (2)2∶9
13．在某温度时，测得0.01 mol·L－1的NaOH溶液的pH＝11。
(1)该温度下水的离子积常数KW＝_______________________________。
(2)在此温度下，将pH＝a的NaOH溶液Va L与pH＝b的硫酸Vb L混合。
①若所得混合液呈中性，且a＝12，b＝2，则Va∶Vb＝________。
②若所得混合液呈中性，且a＋b＝12，则Va∶Vb＝________。
解析：(1)由题意知，溶液中[H＋]＝10－11 mol·L－1，[OH－]＝0.01 mol·L－1，故KW＝[H＋][OH－]＝10－13 mol2·L－2。
(2)①[H＋]Vb＝[OH－]Va，
10－2 mol·L－1×Vb＝(10－13/10－12)mol·L－1×Va，
＝＝1∶10。
②[H＋]Vb＝[OH－]Va，
10－b mol·L－1×Vb＝(10－13/10－a)mol·L－1×Va，
＝＝1013－(a＋b)＝10，即Va∶Vb＝10∶1。
答案：(1)10－13 mol2·L－2 (2)①1∶10 ②10∶1
14．(1)将0.15 mol·L－1稀硫酸V1 mL与0.1 mol·L－1 NaOH溶液V2 mL混合，所得溶液的pH为1，则V1∶V2＝________(溶液体积变化忽略不计)。
(2)室温下，某水溶液中存在的离子有Na＋、A－、H＋、OH－，则：
①若由0.1 mol·L－1 HA溶液与0.1 mol·L－1NaOH溶液等体积混合而得，则溶液的pH不可能________7(填“>”“<”或“＝”，下同)。
②若溶液pH>7，则[Na＋]________[A－]，理由是
_________________________________________。
③若溶液由pH＝3的HA溶液V1 mL与pH＝11的NaOH溶液V2 mL混合而得，则下列说法正确的是________(填字母)。
A．若反应后溶液呈中性，则[H＋]＋[OH－]＝2×10－7 mol·L－1
B．若V1＝V2，反应后溶液pH一定等于7
C．若反应后溶液呈酸性，则V1一定大于V2
D．若反应后溶液呈碱性，则V1一定小于V2
解析：(1)根据混合溶液的pH为1，可得 mol·L－1＝0.1 mol·L－1，解得V1∶V2＝1∶1。
(2)①0.1 mol·L－1 HA溶液与0.1 mol·L－1 NaOH溶液等体积混合时，若HA是强酸，则所得溶液pH＝7；若HA是弱酸，则得到的盐水解使溶液显碱性：pH>7。③若反应后溶液呈中性，则[H＋]＋[OH－]＝2×10－7 mol·L－1，故A正确。等体积反应，若HA是强酸，溶液呈中性，pH＝7；若HA是弱酸，溶液呈酸性，pH<7，故B错误。反应后溶液呈酸性，V1不一定大于V2，故C错误。反应后溶液呈碱性，如果HA是强酸，说明NaOH过量，V1一定小于V2；若HA是弱酸，HA不完全电离，未电离部分也消耗NaOH，V1一定小于V2，故D正确。
答案：(1)1∶1 (2)①< ②> 根据电荷守恒有[H＋]＋[Na＋]＝[OH－]＋[A－]，由于[OH－]>[H＋]，故[Na＋]>[A－] ③AD
15．(2016·高考天津卷)水中溶氧量(DO)是衡量水体自净能力的一个指标，通常用每升水中溶解氧分子的质量表示，单位 mg·L－1。我国《地表水环境质量标准》规定，生活饮用水源的DO不能低于5 mg·L－1。某化学小组同学设计了下列装置(夹持装置略)，测定某河水的DO。
Ⅰ.测定原理：
碱性条件下，O2将Mn2＋氧化为MnO(OH)2：①2Mn2＋＋O2＋4OH－===2MnO(OH)2↓
酸性条件下，MnO(OH)2将I－氧化为I2：②MnO(OH)2＋I－＋H＋―→Mn2＋＋I2＋H2O(未配平)
用Na2S2O3标准溶液滴定生成的I2：③2S2O＋I2===S4O＋2I－
Ⅱ.测定步骤：
a．安装装置，检验气密性，充N2排尽空气后，停止充N2。
b．向烧瓶中加入200 mL水样。
c．向烧瓶中依次迅速加入1 mL MnSO4无氧溶液(过量)、2 mL碱性KI无氧溶液(过量)，开启搅拌器，至反应①完全。
d．搅拌并向烧瓶中加入2 mL H2SO4无氧溶液，至反应②完全，溶液为中性或弱酸性。
e．从烧瓶中取出40.00 mL溶液，以淀粉作指示剂，用0.010 00 mol·L－1Na2S2O3溶液进行滴定，记录数据。
f．……
g．处理数据(忽略氧气从水样中的逸出量和加入试剂后水样体积的变化)。
回答下列问题：
(1)配制以上无氧溶液时，除去所用溶剂水中氧的简单操作为________________。
(2)在橡胶塞处加入水样及有关试剂应选择的仪器是________。
①滴定管 ②注射器 ③量筒
(3)搅拌的作用是________________________________________。
(4)配平反应②的方程式，其化学计量数依次为
________________。
(5)步骤f为______________________________。
(6)步骤e中达到滴定终点的标志为__________________________________________。
若某次滴定消耗Na2S2O3溶液4.50 mL，水样的DO＝________mg·L－1(保留一位小数)。作为饮用水源，此次测得DO是否达标：________(填“是”或“否”)。
(7)步骤d中加入H2SO4溶液反应后，若溶液pH过低，滴定时会产生明显的误差。写出产生此误差的原因(用离子方程式表示，至少写出2个)_______________________。
解析：(1)气体的溶解度随温度的升高而减小，所以除去水中氧的简单操作是将溶剂水进行煮沸。(2)向封闭式体系中添加液体试剂最宜选择的仪器是注射器。(3)搅拌可使溶液混合均匀，使反应快速完成。(4)该反应是氧化还原反应，依据得失电子守恒、电荷守恒及原子守恒即可完成配平。(5)定量实验要求重复进行2～3次，取平均值。(6)步骤e是向碘淀粉的蓝色溶液中滴加Na2S2O3溶液，达到滴定终点时，溶液蓝色退去且半分钟内不变色。根据题中所给的离子方程式可得：O2～2MnO(OH)2～2I2～4S2O，即O2～4S2O。40.00 mL水样最终消耗Na2S2O3的物质的量为4.5×10－5 mol，故其中氧气的物质的量为×10－5 mol，质量为×10－5 mol×32 g·mol－1×103 mg·g－1＝0.36 mg，则1 L水样中氧气的质量为0.36 mg×＝9.0 mg，即DO＝9.0 mg·L－1>5 mg·L－1，作为饮用水源达标。(7)若溶液的pH过低，则溶液酸性过强。在酸性条件下，H＋能与S2O发生反应生成SO2等；氧气能将I－氧化，生成的碘单质能与生成的二氧化硫发生反应，使实验产生误差。
答案：(1)将溶剂水煮沸后冷却
(2)②
(3)使溶液混合均匀，快速完成反应
(4)1，2，4，1，1，3
(5)重复步骤e的操作2～3次
(6)溶液蓝色退去(半分钟内不变色) 9.0 是
(7)2H＋＋S2O===S↓＋SO2↑＋H2O、SO2＋I2＋2H2O===4H＋＋SO＋2I－、4H＋＋4I－＋O2===2I2＋2H2O(任写其中2个)
第1节 水溶液 酸碱中和滴定
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。
3．以上各部分知识的综合应用。
水的电离
[知识梳理]
1．水的电离方程式：H2O＋H2OH3O＋＋OH－，
通常可简写为 H2OOH－＋H＋。
2．关于纯水的几个重要数据
3．外界因素对水的电离平衡的影响
(1)温度：温度升高，促进水的电离，KW增大；温度降低，抑制水的电离，KW减小。
(2)酸、碱：抑制水的电离。
(3)能水解的盐：促进水的电离。
(4)能与水反应的活泼金属：促进水的电离。
4．外界条件对水的电离平衡影响的结果
体系变化
条件
平衡移动方向
KW
水的电离程度
[OH－]
[H＋]
酸
逆向
不变
减小
减小
增大
碱
逆向
不变
减小
增大
减小
可水解的盐
Na2CO3
正向
不变
增大
增大
减小
NH4Cl
正向
不变
增大
减小
增大
温度
升温
正向
增大
增大
增大
增大
降温
逆向
减小
减小
减小
减小
其他，如加入Na
正向
不变
增大
增大
减小
(1)水的离子积常数KW＝[H＋][OH－]，不仅适用于纯水，也适用于一切酸、碱、盐的稀溶液。
(2)水的离子积常数说明在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H＋和OH－存在。
(3)水的电离平衡遵循化学平衡的一般规律，归纳如下：
(4)KW＝[H＋][OH－]，式中[H＋]、[OH－]均表示整个溶液中总物质的量浓度。
[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 ℃NaCl溶液的KW。( )
(4)由水电离出的[H＋]＝1×10－14 mol·L－1的溶液中：Ca2＋、K＋、Cl－、HCO能大量共存。( )
(5)常温下，在pH＝2的盐酸中由水电离出的[H＋]>[OH－]。( )
答案：(1)× (2)× (3)√ (4)× (5)×
2．求算常温下下列溶液中由H2O电离出的[H＋]和[OH－]。
(1)pH＝2的H2SO4溶液
[H＋]＝____________，[OH－]＝____________。
(2)pH＝10的NaOH溶液
[H＋]＝____________，[OH－]＝____________。
(3)pH＝2的NH4Cl溶液
[H＋]＝____________。
(4)pH＝10的Na2CO3溶液
[OH－]＝____________。
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
(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 mol2·L－2
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[OH－]＞[H＋]，溶液呈碱性，升温，溶液中[OH－]不可能减小。B.由b点对应[H＋]与[OH－]可知，KW＝[H＋][OH－]＝1.0×10－7 mol·L－1×1.0×10－7 mol·L－1＝1.0×10－14 mol2·L－2。C.FeCl3溶液水解显酸性，溶液中[H＋]增大，因一定温度下水的离子积是常数，故溶液中[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[OH－]减小，同时[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)a、b、c所在曲线的溶液温度是多少？d点温度与曲线温度哪个高？
(2)b点代表纯水吗？
答案：(1)25 ℃；曲线温度高。
(2)不是。很多盐(如强酸强碱盐)的水溶液呈中性。
题组一 影响水电离平衡因素的定性分析
1．(2018·湖南重点中学联考)25 ℃时，水的电离达到平衡：H2OH＋＋OH－，下列叙述正确的是( )
A．将纯水加热到95 ℃时，KW变大，pH不变，水仍呈中性
B．向纯水中加入稀氨水，平衡逆向移动，[OH－]增大，KW变小
C．向纯水中加入少量碳酸钠固体，[H＋]减小，KW不变，水的电离平衡正向移动
D．向纯水中加入醋酸钠或盐酸，均可抑制水的电离，KW不变
解析：选C。水的电离吸热，将纯水加热，电离平衡正向移动，[H＋]、[OH－]均增大但仍相等，因此KW变大，pH变小，水仍呈中性，A错；向纯水中加入稀氨水，溶液中[OH－]增大，电离平衡逆向移动，但KW只与温度有关，因此保持不变，B错；向纯水中加入少量Na2CO3固体，溶液中[H＋]减小，水的电离平衡正向移动，但KW不变，C对；当向纯水中加入醋酸钠时，促进水的电离，D错。
2．常温下，某溶液中由水电离的[H＋]＝1×10－13 mol/L，该溶液可能是( )
①二氧化硫水溶液 ②氯化铵水溶液 ③硝酸钠水溶液
④氢氧化钠水溶液
A．①④ B．①②
C．②③ D．③④
解析：选A。常温下，由水电离的[H＋]＝1×10－13 mol/L<10－7 mol/L，说明水电离受到抑制，溶液可能为酸溶液也可能为碱溶液，二氧化硫水溶液和氢氧化钠水溶液符合，氯化铵水解促进水的电离，硝酸钠为中性溶液，不影响水的电离平衡。
题组二 影响水电离平衡因素的定量分析
3．25 ℃时，在等体积的①pH＝0的H2SO4溶液、②0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液、③pH＝10的Na2S溶液、④pH＝5的NH4NO3溶液中，由水电离的H＋的物质的量之比是( )
A．1∶10∶1010∶109
B．1∶5∶(5×109)∶(5×108)
C．1∶20∶1010∶109
D．1∶10∶104∶109
解析：选A。25 ℃时，pH＝0的H2SO4溶液中由水电离出的[H＋]＝10－14 mol·L－1；0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液中[OH－]＝0.05 mol·L－1×2＝0.1 mol·L－1，根据KW＝[H＋][OH－]＝1.0×10－14 mol2·L－2得，由水电离出的[H＋]＝10－13 mol·L－1；pH＝10的Na2S溶液中由水电离出的[H＋]＝10－4mol·L－1；pH＝5的NH4NO3溶液中由水电离出的[H＋]＝10－5mol·L－1，故等体积上述溶液中由水电离的H＋的物质的量之比为10－14∶10－13∶10－4∶10－5＝1∶10∶1010∶109。
4．现有常温下的四种溶液：①0.01 mol/L的醋酸溶液 ②0.01 mol/L的盐酸 ③pH＝12的氨水 ④pH＝12的NaOH溶液。下列说法正确的是( )
A．水的电离程度①中最小，③中最大
B．水的电离程度①中最大，②、③、④中相等
C．将②、③等体积混合，所得的溶液中由水电离出来的[OH－]>1×10－7 mol/L
D．将①、③等体积混合，所得的溶液中由水电离出来的[OH－]>1×10－7 mol/L
解析：选B。①中[H＋]<0.01 mol/L，②中[H＋]＝0.01 mol/L，③、④中[OH－]＝0.01 mol/L，因此①对水的电离抑制程度最小，②、③、④对水的电离抑制程度相同，即①中水的电离程度最大，②、③、④中水的电离程度相等，A错，B对；②、③等体积混合，得到氨水和氯化铵的混合溶液，溶液显碱性，由水电离出的[OH－]<1×10－7 mol/L，C错；①、③等体积混合，得到醋酸铵和氨水的混合溶液，溶液显碱性，水的电离受到抑制，由水电离出的[OH－]<1×10－7 mol/L，D错。
室温下水电离产生[H＋]和[OH－]的计算类型
(1)中性溶液：[H＋]＝[OH－]＝10－7 mol·L－1。
(2)酸溶液——OH－来自水的电离，[OH－]＝。
(3)碱溶液——H＋来自水的电离，[H＋]＝。
(4)水解呈酸性的盐溶液——H＋来自水的电离，[H＋]＝10－pH mol·L－1。
(5)水解呈碱性的盐溶液——OH－来自水的电离，[OH－]＝ mol·L－1。
溶液的酸碱性和pH
[知识梳理]
1．溶液的酸碱性
(1)酸性溶液：[H＋]>[OH－]，常温下，pH<7。
(2)中性溶液：[H＋]＝[OH－]，常温下，pH＝7。
(3)碱性溶液：[H＋]<[OH－]，常温下，pH>7。
2．pH及其测定方法
(1)计算公式：pH＝－lg__[H＋]。
(2)测定方法
①pH试纸法：用镊子夹取一小块pH试纸放在洁净的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待测溶液点在pH试纸的中央，变色后与标准比色卡对照，即可确定溶液的pH。
②pH计测定法。
3．溶液的酸碱性与pH的关系
常温下：
4．单一溶液的pH计算
(1)强酸溶液，如HnA，设浓度为c mol/L，[H＋]＝nc mol/L，pH＝－lg [H＋]＝－lg (nc)。
(2)强碱溶液(25 ℃)，如B(OH)n，设浓度为c mol/L，[H＋]＝ mol/L，pH＝－lg [H＋]＝14＋lg (nc)。
5．混合溶液的pH计算
(1)两种强酸混合：直接求出[H＋]混，再据此求pH。[H＋]混＝。
(2)两种强碱混合：先求出[OH－]混，再据KW求出[H＋]混，最后求pH。
[OH－]混＝。
(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。
[H＋]混或[OH－]混＝。
(1)判断溶液酸碱性要看[H＋]与[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试纸测溶液pH时不能用蒸馏水润湿。
(3)25 ℃时，pH＝12的溶液不一定为碱溶液，pH＝2的溶液不一定为酸溶液，也可能为能水解的盐溶液。
(4)pH计算的4句口诀
酸按酸(H＋)，碱按碱(OH－)；同强相混直接算；
异强相混看过强；无限稀释“7”为限。
[自我检测]
1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”
(1)[H＋]>[OH－]的溶液一定显酸性。( )
(2)常温下，pH＝6的溶液一定是酸溶液。( )
(3)将纯水加热，KW增大，pH不变，溶液显中性。( )
(4)用广范pH试纸测得某溶液pH为3.1。( )
(5)pH＝7的溶液中[OH－]＝10－7 mol·L－1。( )
答案：(1)√ (2)× (3)× (4)× (5)×
2．判断下列溶液在常温下的酸碱性(在括号里填“酸性”“碱性”或“中性”)。
(1)相同浓度HCl溶液和NaOH溶液等体积混合。( )
(2)相同浓度CH3COOH和NaOH溶液等体积混合。( )
(3)相同浓度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。( )
(6)pH＝3的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合。( )
(7)pH＝2的CH3COOH和pH＝12的NaOH溶液等体积混合。( )
(8)pH＝2的HCl和pH＝12的NH3·H2O等体积混合。( )
答案：(1)中性 (2)碱性 (3)酸性 (4)中性 (5)酸性
(6)碱性 (7)酸性 (8)碱性
3．求下列溶液的pH(常温条件下，忽略混合溶液体积的变化)。
(1)0.005 mol·L－1的H2SO4溶液________。
(2)1×10－2 mol·L－1的KOH溶液________。
(3)常温下，将pH＝5的盐酸与pH＝9的NaOH溶液以体积比11∶9混合________。
(4)将pH＝3的盐酸与pH＝3的H2SO4溶液等体积混合________。
(5)pH＝2的盐酸加水稀释到1 000倍________。
答案：(1)2 (2)12 (3)6 (4)3 (5)5
(1)下列溶液一定呈中性的是________。
A．pH＝7的溶液
B．[H＋]＝10－7 mol·L－1的溶液
C．[H＋]/[OH－]＝10－14的溶液
D．氨水和氯化铵的混合液中[NH]＝[Cl－]
(2)已知T ℃时，KW＝1×10－13 mol2·L－2，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：
①若x＋y＝14，则＝________(填数据)；
②若x＋y＝13，则＝________(填数据)；
③若x＋y>14，则＝________________(填表达式，用x、y表示)。
[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，[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.[H＋]/[OH－]＝10－14的溶液[H＋]<[OH－]，溶液呈碱性，错误；D.根据电荷守恒可得氨水和氯化铵的混合液中：[NH]＋[H＋]＝[Cl－]＋[OH－]，因为[NH]＝[Cl－]，可得[H＋]＝[OH－]，溶液呈中性，正确。
(2)温度升高时KW增大，T ℃时KW>1×10－14 mol2·L－2，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，整理得＝10x＋y－14，①若x＋y＝14，＝1; ②若x＋y＝13，则＝0.1；③若x＋y>14，则＝10x＋y－14。
[答案] (1)D (2)> 101∶9
(3)①1 ②0.1 ③10x＋y－14
(1)上述例题第(2)小题中，若将T ℃改为常温，则a∶b＝________。
(2)上述例题第(3)小题中，该盐酸与该氢氧化钠溶液完全中和，则两溶液的pH(x、y)的关系式x＋y＝________________(用a、b表示)。
(3)由水电离出的[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、溶液酸碱性等因素的影响，25 ℃时，水电离出的[H＋]＝10－7mol·L－1，溶液呈中性；若温度大于25 ℃，水电离出的[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
题组一 溶液酸碱性的判断
1．判断溶液的酸碱性有多种方法。下列溶液中，一定呈碱性的是( )
A．能够使甲基橙呈现黄色的溶液
B．溶液的pH＞7
C．溶液中：[H＋]＜[OH－]
D．溶液中：[H＋]＞1×10－7 mol·L－1
解析：选C。溶液酸碱性最本质的判断标准是看H＋和OH－浓度的相对大小，当[H＋]＞[OH－]时，溶液呈酸性；当[H＋]＝[OH－]时，溶液呈中性；当[H＋]＜[OH－]时，溶液呈碱性。甲基橙的变色范围是3.1～4.4，即pH＜3.1时呈现红色，3.1＜pH＜4.4时呈现橙色，pH＞4.4时呈现黄色。所以，使甲基橙呈现黄色的溶液不一定显碱性。溶液的pH与温度有关，常温下pH＞7的溶液一定显碱性，但在不是常温的情况下就不一定了。
2．(教材改编题)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氢氧化钠溶液的AG＝12
D．常温下0.1 mol/L盐酸的AG＝12
解析：选C。中性溶液，[H＋]＝[OH－]，故lg＝lg 1＝0；酸性溶液，[H＋]>[OH－]，故AG>0；常温下，0.1 mol/L NaOH溶液，AG＝lg＝lg＝－12。
3．已知温度T时水的离子积常数为KW，该温度下，将浓度为a mol·L－1的一元酸HA与 b mol·L－1的一元碱BOH等体积混合，可判定混合溶液呈中性的依据是( )
A．a＝b
B．混合溶液的pH＝7
C．混合溶液中，[H＋]＝
D．混合溶液中，[H＋]＋[B＋]＝[OH－]＋[A－]
解析：选C。因为一元酸和一元碱的强弱未知，所以a＝b不能判断混合液呈中性，A错误。只有25 ℃时中性溶液的pH＝7，B错误。C项，KW＝[H＋][OH－]，中性溶液中[H＋]＝[OH－]，所以[H＋]＝，C正确。D项，无论溶液显酸性、碱性还是中性，根据电荷守恒都有[H＋]＋[B＋]＝[OH－]＋[A－]，D错误。
判断溶液酸碱性的方法
(1)本质标准是溶液中[H＋]和[OH－]的相对大小。
若[H＋]＝[OH－]，溶液一定显中性；
若[H＋]>[OH－]，溶液一定显酸性；
若[H＋]<[OH－]，溶液一定显碱性。
(2)若用pH和[H＋]的大小来判断溶液的酸碱性，必须指明温度，如25 ℃时，pH＝7或[H＋]＝1×10－7 mol/L表示溶液显中性。
题组二 溶液pH的简单计算
4．(2018·福建一模)常温下，溶液的pH最大的是( )
A．0.02 mol·L－1氨水与水等体积混合后的溶液
B．pH＝2的盐酸与pH＝12的NaOH溶液等体积混合后的溶液
C．0.02 mol·L－1盐酸与0.02 mol·L－1氨水等体积混合后的溶液
D．0.01 mol·L－1盐酸与0.03 mol·L－1氨水等体积混合后的溶液
解析：选A。A项混合后得到0.01 mol·L－1氨水，NH3·H2O不能完全电离，则[OH－]<0.01 mol·L－1，7
(1)①的pH为多少？②的pH为多少？
(2)2 mL ①与3 mL ②混合后，溶液的pH为多少？
(3)3 mL ①与2 mL ②混合后，溶液的pH为多少？
(4)若将①溶液稀释106倍后，溶液的pH为多少？
(5)若将②溶液稀释106倍后，溶液的pH为多少？
答案：(1)2 12 (2)11＋lg 2 (3)3－lg 2 (4)接近于7，但小于7 (5)接近于7，但大于7
酸碱溶液稀释时pH的变化
酸(pH＝a)
碱(pH＝b)
弱酸
强酸
弱碱
强碱
稀释10n倍
pH
pH>b－n
pH＝b－n
无限稀释
pH趋向于7
酸碱中和滴定
[知识梳理]
1．实验原理
利用酸碱中和反应，用已知浓度的酸(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NaOH溶液，待测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(图A)、碱式滴定管(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、氧化性试剂一般用酸式滴定管，因为酸性和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。
3．实验操作
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
①滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→调液面→记录。
②锥形瓶：注碱液→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．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浅红色
>10.0红色
5.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。
(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，润洗后相当于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。
[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待装液润洗。( )
(2)“中和滴定”实验中，锥形瓶用蒸馏水洗净后即可使用，滴定管用蒸馏水洗净后，须经润洗后方可使用。( )
(3)滴定终点就是酸碱恰好中和的点。( )
(4)可用碱式滴定管量取KMnO4(H＋)溶液。( )
(5)酸碱恰好中和时，溶液呈中性。( )
答案：(1)√ (2)√ (3)× (4)× (5)×
2．判断滴定误差(标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液)
步骤
操作
V(标准)
c(待测)
洗涤
酸式滴定管未用标准溶液润洗
变大
______
碱式滴定管未用待测溶液润洗
变小
______
锥形瓶用待测溶液润洗
变大
______
锥形瓶洗净后还留有蒸馏水
______
______
取液
放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失
变小
______
滴定
酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失
变大
______
振荡锥形瓶时部分液体溅出
变小
______
部分酸液滴出锥形瓶外
变大
______
读数
滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或前仰后俯)
变小
______
滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或前俯后仰)
变大
______
答案：偏高 偏低 偏高 不变 无影响 偏低 偏高 偏低 偏高 偏低 偏高
为测定NaOH溶液的浓度，进行如下实验：用盐酸标准溶液进行滴定。
(1)配制100 mL 0.100 0 mol·L－1盐酸标准溶液时，所需仪器除量筒、小烧杯、玻璃棒、胶头滴管外，还需要____________________。
(2)用______________量取20.00 mL待测NaOH溶液放入锥形瓶中，滴加2～3滴酚酞溶液作指示剂，用盐酸标准溶液进行滴定。为减小实验误差，进行了三次实验，假设每次所取NaOH溶液的体积均为20.00 mL，三次实验结果如表所示：
实验次数
第一次
第二次
第三次
消耗盐酸标准溶液体积/mL
19.00
23.00
23.04
该NaOH溶液的浓度约为_________________________________________。
(3)滴定时边滴边摇动锥形瓶，眼睛应__________________。
(4)下列操作会造成测定结果偏低的有________(填字母)。
A．配制标准溶液定容时，加水超过刻度
B．锥形瓶水洗后直接装待测液
C．酸式滴定管水洗后未用盐酸标准溶液润洗
D．滴定到达终点时，俯视读出滴定管读数
E．滴定前酸式滴定管尖嘴部分有气泡，滴定后消失
F．摇动锥形瓶时有少量液体溅出瓶外
(5)中和滴定的装置和相似操作可用来做其他实验，如根据反应I2＋2S2O===2I－＋S4O，可以用碘水滴定Na2S2O3溶液，应选________作指示剂；根据反应2KMnO4＋5H2C2O4＋3H2SO4===K2SO4＋10CO2↑＋2MnSO4＋8H2O，可以用酸性KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液，KMnO4溶液应装在________(填“酸式”或“碱式”)滴定管中。
[解析] (1)配制一定物质的量浓度的溶液需要一定规格的容量瓶。
(2)NaOH能腐蚀玻璃，量取NaOH溶液要用碱式滴定管。第一次实验数据误差太大，应舍去，取后两次数据的平均值进行计算。
(3)滴定时，眼睛应注视锥形瓶内溶液颜色的变化，防止滴入过量的标准溶液。
(4)导致所用标准液体积偏小的操作会造成所测溶液浓度偏低。
(5)用碘水滴定Na2S2O3溶液，用淀粉溶液可指示终点，反应到达终点时，滴入的碘水(I2)过量，锥形瓶中的溶液会突显蓝色。酸性高锰酸钾溶液有强氧化性，能腐蚀橡胶，应置于酸式滴定管中。
[答案] (1)100 mL容量瓶 (2)碱式滴定管(或移液管) 0.115 1 mol·L－1 (3)注视锥形瓶内溶液颜色的变化 (4)DF (5)淀粉溶液 酸式
(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。
题组一 酸碱中和滴定中仪器、指示剂的选择
1．实验室现有3种酸碱指示剂，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－1NaOH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，只能选用石蕊作指示剂
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，只能选用酚酞作指示剂
解析：选D。NaOH溶液和CH3COOH溶液恰好反应生成CH3COONa时，CH3COO－水解显碱性，而酚酞的变色范围为8.2～10.0，比较接近。
2．用已知浓度的NaOH溶液测定某H2SO4溶液的浓度，参考如图所示试剂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或强氧化性溶液，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。
题组二 酸碱中和滴定操作及迁移应用
3．某烧碱样品中含有少量不与酸作用的杂质，为了测定其纯度，进行以下滴定操作：
A．用250 mL的容量瓶配制250 mL烧碱溶液；
B．用移液管(或碱式滴定管)量取25.00 mL烧碱溶液于锥形瓶中并加几滴甲基橙指示剂；
C．在天平上准确称取烧碱样品w g，在烧杯中加蒸馏水溶解；
D．将物质的量浓度为m mol·L－1的标准H2SO4溶液装入酸式滴定管，调整液面，记下开始刻度数为V1 mL；
E．在锥形瓶下垫一张白纸，滴定到终点，记录终点刻度数为V2 mL。
回答下列问题：
(1)正确的操作步骤顺序是(填写字母)：
________→________→________→D→________。
(2)操作中锥形瓶下垫一张白纸的作用是
________________。
(3)操作D中液面应调整到___________________________；
尖嘴部分应________________。
(4)滴定到终点时锥形瓶内溶液的颜色变化是__________________。
(5)若酸式滴定管没用标准H2SO4溶液润洗，会对测定结果有何影响？________(填“偏高”“偏低”或“无影响”，其他操作均正确)。
(6)该烧碱样品的纯度计算式是________________。
解析：(1)本题应先配制250 mL NaOH溶液，取25.00 mL于锥形瓶中，用标准H2SO4溶液进行滴定，故正确的操作步骤是C→A→B→D→E。
(2)放一白纸便于准确判断滴定终点时溶液的颜色变化情况。
(3)调整液面至“0”刻度或“0”刻度以下某一刻度。尖嘴部分应充满溶液，无气泡。
(4)终点时溶液颜色由黄色变为橙色。
(5)若酸式滴定管没用标准H2SO4溶液润洗，则滴定时消耗标准H2SO4溶液的体积偏大，所测烧碱浓度会偏高。
(6)滴定时消耗溶质H2SO4的物质的量为
mol。
NaOH的纯度为
×100%
＝%。
答案：(1)C A B E
(2)便于准确判断滴定终点时溶液颜色的变化
(3)“0”刻度或“0”刻度以下的某一刻度 充满溶液，无气泡
(4)由黄色变为橙色
(5)偏高
(6)%
4．(2017·高考全国卷Ⅱ，28，15分)水中的溶解氧是水生生物生存不可缺少的条件。某课外小组采用碘量法测定学校周边河水中的溶解氧。实验步骤及测定原理如下：
Ⅰ.取样、氧的固定
用溶解氧瓶采集水样。记录大气压及水体温度。将水样与Mn(OH)2碱性悬浊液(含有KI)混合，反应生成MnO(OH)2，实现氧的固定。
Ⅱ.酸化、滴定
将固氧后的水样酸化，MnO(OH)2被I－还原为Mn2＋，在暗处静置5 min，然后用标准Na2S2O3溶液滴定生成的I2(2S2O＋I2===2I－＋S4O)。
回答下列问题：
(1)取水样时应尽量避免扰动水体表面，这样操作的主要目的是________________________________________________________________________。
(2)“氧的固定”中发生反应的化学方程式为
________________________________________________________________________。
(3)Na2S2O3溶液不稳定，使用前需标定。配制该溶液时需要的玻璃仪器有烧杯、玻璃棒、试剂瓶和__________；蒸馏水必须经过煮沸、冷却后才能使用，其目的是杀菌、除________及二氧化碳。
(4)取100.00 mL水样经固氧、酸化后，用a mol·L－1 Na2S2O3溶液滴定，以淀粉溶液作指示剂，终点现象为____________________；若消耗Na2S2O3溶液的体积为b mL，则水样中溶解氧的含量为__________mg·L－1。
(5)上述滴定完成时，若滴定管尖嘴处留有气泡会导致测定结果偏________(填“高”或“低”)。
解析：(1)取水样时避免扰动水体表面，这样能保证所取水样中溶解氧量与水体中实际溶解氧量基本相同，以减小实验误差。(2)根据水样与Mn(OH)2碱性悬浊液反应生成MnO(OH)2，可写出固氧的反应为O2＋2Mn(OH)2===2MnO(OH)2。(3)由于Na2S2O3溶液不稳定，使用前需标定，配制该溶液时无需用容量瓶，只需粗略配制，故配制Na2S2O3溶液时，还需要用到的玻璃仪器为量筒；所用蒸馏水必须经过煮沸、冷却后才能使用，这样能除去水中溶解的氧气和CO2，且能杀菌。(4)根据Ⅱ可知MnO(OH)2能将水样中的I－氧化为I2，滴定过程中用淀粉溶液作指示剂，在滴定终点前I2遇淀粉变蓝，达到滴定终点时，I2完全被消耗，溶液蓝色刚好褪去。根据关系式O2～2MnO(OH)2～2I2～4Na2S2O3，结合消耗n(Na2S2O3)＝a mol·L－1×b×10－3 L＝ab×10－3 mol，可求出100.00 mL水样中溶解氧的质量为ab×10－3 mol×32 g·mol－1＝8ab×10－3 g＝8ab mg，则该水样中溶解氧的含量为8ab mg÷0.100 00 L＝80ab mg·L－1。(5)滴定完成时，滴定管尖嘴处留有气泡，会导致读取的Na2S2O3标准液体积偏小，根据关系式O2～4Na2S2O3，可知测定的溶解氧的含量偏低。
答案：(1)使测定值与水体中的实际值保持一致，避免产生误差
(2)O2＋2Mn(OH)2===2MnO(OH)2
(3)量筒 氧气
(4)蓝色刚好褪去 80ab
(5)低
5．用沉淀滴定法快速测定NaI等碘化物溶液中c(I－)，实验过程包括准备标准溶液和滴定待测溶液。
Ⅰ.准备标准溶液
a．准确称取AgNO3基准物4.246 8 g(0.025 0 mol)后，配制成250 mL标准溶液，放在棕色试剂瓶中避光保存，备用。
b．配制并标定100 mL 0.100 0 mol·L－1 NH4SCN标准溶液，备用。
Ⅱ.滴定的主要步骤
a．取待测NaI溶液25.00 mL于锥形瓶中。
b．加入25.00 mL 0.100 0 mol·L－1 AgNO3溶液(过量)，使I－完全转化为AgI沉淀。
c．加入NH4Fe(SO4)2溶液作指示剂。
d．用0.100 0 mol·L－1 NH4SCN溶液滴定过量的Ag＋，使其恰好完全转化为AgSCN沉淀后，体系出现淡红色，停止滴定。
e．重复上述操作两次。三次测定数据如下表：
实验序号
1
2
3
消耗NH4SCN
标准溶液体积/mL
10.24
10.02
9.98
f.数据处理。
回答下列问题：
(1)将称得的AgNO3配制成标准溶液，所使用的仪器除烧杯和玻璃棒外还有________________________________________________________________________。
(2)AgNO3标准溶液放在棕色试剂瓶中避光保存的原因是________________________________________________________________________。
(3)滴定应在pH＜0.5的条件下进行，其原因是
________________________________________________________________________。
(4)b和c两步操作是否可以颠倒________________________________________________________________________，说明理由：
________________________________________________________________________。
(5)所消耗的NH4SCN标准溶液平均体积为________mL，测得c(I－)＝________mol·L－1。
(6)在滴定管中装入NH4SCN标准溶液的前一步，应进行的操作为________________________________________________________________________。
(7)判断下列操作对c(I－)测定结果的影响：(填“偏高”“偏低”或“无影响”)
①若在配制AgNO3标准溶液时，烧杯中的溶液有少量溅出，则测定结果________。
②若在滴定终点读取滴定管刻度时，俯视标准液液面，则测定结果________。
解析：(1)配制一定物质的量浓度的标准溶液，除烧杯和玻璃棒外，还需用到的仪器有250 mL(棕色)容量瓶、胶头滴管。(2)AgNO3见光容易分解，因此需要保存在棕色试剂瓶中。(3)滴定实验中用NH4Fe(SO4)2溶液作指示剂，Fe3＋容易发生水解，影响滴定终点判断，因此控制pH<0.5。(4)Fe3＋能与I－发生氧化还原反应：2Fe3＋＋2I－===2Fe2＋＋I2，因此b、c不能颠倒，否则指示剂耗尽，无法判断滴定终点。(5)第1组数据误差较大，舍去，取第2组、第3组实验数据的平均值，消耗NH4SCN标准溶液的体积为(10.02＋9.98) mL×＝10.00 mL。根据滴定原理，则n(Ag＋)＝n(I－)＋n(SCN－)，故n(I－)＝n(Ag＋)－n(SCN－)＝0.025 L×0.100 0 mol·L－1－0.01 L×0.100 0 mol·L－1＝0.001 5 mol，则c(I－)＝＝0.060 0 mol·L－1。(6)在滴定管中装入NH4SCN标准溶液之前，要先用NH4SCN标准溶液润洗滴定管。(7)①配制AgNO3标准溶液时，若烧杯中溶液有少量溅出，配制的AgNO3标准溶液的浓度偏低，则滴定时消耗的NH4SCN标准溶液的体积偏小，测得的c(I－)偏高。②滴定管0刻度在上，读数时从上往下读数，读取体积偏小，计算所用NH4SCN的物质的量偏低，测得的c(I－)偏高。
答案：(1)250 mL(棕色)容量瓶、胶头滴管
(2)AgNO3见光分解
(3)防止因Fe3＋的水解而影响滴定终点的判断(或抑制Fe3＋的水解)
(4)否(或不能) 若颠倒，Fe3＋与I－反应，指示剂耗尽，无法判断滴定终点
(5)10.00 0.060 0
(6)用NH4SCN标准溶液进行润洗
(7)①偏高 ②偏高
题组三 中和滴定曲线及滴定实验
6．(2018·广州模拟)常温下，用0.10 mol·L－1 NaOH溶液分别滴定20.00 mL 0.10 mol·L－1HCl溶液和20.00 mL 0.10 mol·L－1CH3COOH溶液，得到两条滴定曲线，如图所示，则下列说法正确的是( )
A．图2是滴定盐酸的曲线
B．a与b的关系是a
c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)
D．这两次滴定都可以用甲基橙作为指示剂
解析：选C。如果酸为强酸，则0.10 mol·L－1酸的pH为1，根据酸的初始pH知，图1为盐酸滴定曲线，故A错误；根据图1知，a点氢氧化钠溶液的体积是20.00 mL，酸和碱的物质的量相等，二者恰好反应生成强酸强碱盐，其溶液呈中性；醋酸溶液中滴入氢氧化钠溶液，醋酸钠溶液呈碱性，所以b点氢氧化钠溶液的体积小于20.00 mL，a>b，故B错误；E点溶液的成分为醋酸钠和醋酸，溶液呈酸性，说明醋酸的电离程度大于醋酸钠的水解程度，盐类水解程度较小，则溶液中离子浓度可能为c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)，故C正确；氢氧化钠和盐酸反应恰好呈中性，可以选择甲基橙或酚酞作指示剂；氢氧化钠和醋酸恰好反应生成醋酸钠溶液呈碱性，只能选择酚酞，故D错误。
7．室温下，用0.10 mol·L－1的盐酸滴定20.00 mL 0.10 mol·L－1的某碱BOH溶液得到的滴定曲线如图，下列判断不正确的是( )
A．a点时，溶液呈碱性，溶液中c(B＋)＞c(Cl－)
B．b点时溶液的pH＝7
C．当c(Cl－)＝c(B＋)时，V(HCl)＜20 mL
D．c点时溶液中c(H＋)约为0.03 mol·L－1
解析：选B。首先应该判断BOH碱性的强弱，浓度为0.10 mol·L－1，如为强碱，其pH＝13，而从图中可看出其pH＜12，故该碱为弱碱。再看b点，此时n(HCl)＝n(BOH)，酸碱恰好中和，此时恰好生成BCl，为强酸弱碱盐，水解呈酸性，pH＜7。a点加入盐酸的量不够，为BOH、BCl的混合溶液，该溶液呈碱性，说明电离大于水解，故c(B＋)＞c(Cl－)。c点盐酸过量，为BCl、HCl的混合溶液，其中c(H＋)可以根据过量的酸的物质的量除以体积来计算，加入盐酸为40 mL时，c(H＋)＝(0.1×40－0.1×20)÷60≈0.03 (mol·L－1)。当c(Cl－)＝c(B＋)时，c(H＋)＝c(OH－)，溶液pH＝7，V(HCl)＜20 mL。
(1)中和滴定误差分析关键看c(A)＝(A为待测液，B为标准液)，c(B)、VA为恒定量，可变量为VB，可知：VB→大，c(A)→大。即标准液消耗量增大，则待测液的浓度比实际值要大，结果偏高。
(2)滴定终点判断的方法
当滴入最后一滴×××标准溶液，溶液变成×××色，且半分钟内颜色不恢复原来颜色。
(3)氧化还原滴定3要点
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试剂：常见的用于滴定的氧化剂有KMnO4、K2Cr2O7等；常见的用于滴定的还原剂有亚铁盐、草酸、维生素C等。
③指示剂：氧化还原滴定法的指示剂有三类。a.氧化还原指示剂；b.专用指示剂，如在碘量法滴定中，可溶性淀粉溶液遇碘溶液变蓝；c.自身指示剂，如高锰酸钾标准溶液滴定草酸时，滴定终点为溶液由无色变为浅红色。
(4)沉淀滴定2要点
①概念：沉淀滴定法是利用沉淀反应进行滴定、测量分析的方法。生成沉淀的反应很多，但符合条件的却很少，实际上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－、I－浓度。
②原理：沉淀滴定所用的指示剂本身就是一种沉淀剂，滴定剂与被滴定物反应的生成物的溶解度要比滴定剂与指示剂反应的生成物的溶解度小，否则不能用这种指示剂。如用AgNO3溶液滴定溶液中Cl－的含量时常以CrO为指示剂，这是因为AgCl比Ag2CrO4更难溶。
[课后达标检测]
一、选择题
1．加入下列溶液对水的电离平衡不产生影响的是( )
A．NaHSO4溶液 B．KF溶液
C．KAl(SO4)2溶液 D．NaI溶液
解析：选D。A项，NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO，溶液中[H＋]增大，抑制水的电离；B项，KF===K＋＋F－，F－＋H2OHF＋OH－，促进水的电离；C项，KAl(SO4)2===K＋＋Al3＋＋2SO，Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋，促进水的电离；D项，NaI===Na＋＋I－，不影响水的电离。
2．(2018·合肥一模)欲证明一瓶无色液体是纯水，可靠的实验方法是( )
A．1.01×105 Pa时沸点为100 ℃
B．测得其pH＝7
C．遇钠生成氢气
D．电解时得到H2与O2的体积比为2∶1
解析：选A。根据1.01×105 Pa时沸点为100 ℃，可以证明该液体为纯水，A项符合题意；pH＝7的液体不一定是纯水，如NaCl溶液，B项不符合题意；遇金属钠生成氢气的液体不一定是纯水，如乙醇，C项不符合题意；电解时得到H2和O2的体积比为2∶1的液体不一定是纯水，如Na2SO4溶液，D项不符合题意。
3．(2018·河北衡水中学一调)下列溶液一定显酸性的是( )
A．由水电离出的[H＋]＝10－9 mol·L－1的溶液(室温)
B．[OH－]<[H＋]的溶液
C．pH<7的溶液
D．能与金属Al反应放出H2的溶液
解析：选B。A项，室温下，由水电离出的[H＋]＝10－9mol·L－1<10－7 mol·L－1，水的电离受到抑制，可能为酸溶液也可能为碱溶液，错误；B项，[OH－]<[H＋]，则溶液显酸性，正确；C项，pH<7的溶液不一定显酸性，如100 ℃时，纯水的pH＝6，此时溶液呈中性，错误；D项，强碱溶液也能与铝反应生成氢气，错误。
4.如图所示，在一支25 mL的酸式滴定管中盛入0.1 mol·L－1的HCl溶液，其液面恰好在5 mL刻度处，若把滴定管中的溶液全部放入烧杯中，然后以0.1 mol·L－1 NaOH溶液进行中和，则所需NaOH溶液的体积( )
A．大于20 mL B．小于20 mL
C．等于20 mL D．等于5 mL
解析：选A。滴定管下端无刻度线部分直至尖嘴底部均充满溶液，因而把溶液全部放入烧杯中，其体积大于20 mL，用等浓度的NaOH溶液中和，所需NaOH溶液的体积应大于20 mL。应注意的是滴定管的量程小于滴定管的最大实际容量。
5．(2018·吴忠模拟)已知NaHSO4在水中的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。某温度下，向[H＋]＝1×10－6 mol·L－1的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的[H＋]＝1×10－2 mol·L－1。下列对该溶液的叙述不正确的是( )
A．该温度高于25 ℃
B．由水电离出来的H＋的浓度为1×10－10 mol·L－1
C．加入NaHSO4晶体抑制水的电离
D．取该溶液加水稀释100倍，溶液中的[OH－]减小
解析：选D。A项，由于该温度下，蒸馏水的[H＋]＝1×10－6 mol·L－1>1×10－7 mol·L－1(室温)，故温度高于25 ℃，正确；B项，[H＋]＝1×10－2 mol·L－1，则由水电离出的[H＋]H2O＝[OH－]H2O＝＝＝1×10－10 mol·L－1，正确；C项，加入NaHSO4晶体，[H＋]增大，抑制水的电离，正确；D项，稀释时[H＋]减小，则[OH－]＝增大，错误。
6．下列四种溶液中，室温下由水电离生成的H＋浓度之比(①∶②∶③∶④)是( )
①pH＝0的盐酸 ②0.1 mol·L－1的盐酸 ③0.01 mol·L－1的NaOH溶液 ④pH＝11的NaOH溶液
A．1∶10∶100∶1 000 B．0∶1∶12∶11
C．14∶13∶12∶11 D．14∶13∶2∶3
解析：选A。①中[H＋]＝1 mol·L－1，由水电离出的[H＋]与溶液中[OH－]相等，等于1.0×10－14 mol·L－1；②中[H＋]＝0.1 mol·L－1，由水电离出的[H＋]＝1.0×10－13 mol·L－1；③中[OH－]＝1.0×10－2 mol·L－1，由水电离出的[H＋]与溶液中[H＋]相等，等于1.0×10－12 mol·L－1；④中[OH－]＝1.0×10－3 mol·L－1，同③所述由水电离出的[H＋]＝1.0×10－11 mol·L－1。即水电离生成的H＋浓度之比为(1.0×10－14)∶(1.0×10－13)∶(1.0×10－12)∶(1.0×10－11)＝1∶10∶100∶1 000。
7．(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，且半分钟内不退去，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。
8．如图为室温下，对10 mL一定物质的量浓度的盐酸X用一定物质的量浓度的NaOH溶液Y滴定的图像，依据图像推出X和Y的物质的量浓度是下表内各组中的( )
选项
A
B
C
D
X/mol·L－1
0.12
0.04
0.03
0.09
Y/mol·L－1
0.04
0.12
0.09
0.03
解析：选D。由图知，30 mL NaOH溶液恰好中和10 mL盐酸，即3[Y]＝[X]，表中A、D属此种情况，但A组中[X]＝0.12 mol·L－1，[H＋]＝0.12 mol·L－1，pH<1，不符合图像，D组中[X]＝0.09 mol·L－1，pH>1，加入20 mL NaOH溶液后溶液的[H＋]＝
＝
1×10－2 mol·L－1，pH＝－lg(1×10－2)＝2，符合题意。
9．如图表示水中[H＋]和[OH－]的关系，下列判断错误的是( )
A．两条曲线间任意点均有[H＋][OH－]＝KW
B．M区域内任意点均有[H＋]＜[OH－]
C．图中T1＜T2
D．XZ线上任意点均有pH＝7
解析：选D。A.水中[H＋]与[OH－]的乘积为一常数。B.由图看出M区域内[H＋]<[OH－]。C.T2时[H＋][OH－]大于T1时[H＋][OH－]，因为水的电离过程是吸热的，温度越高，水的离子积常数越大，所以T2>T1。D.pH＝－lg[H＋]，XZ线上任意点的[H＋]＝[OH－]，但pH不一定为7。
10．25 ℃时，某浓度的盐酸、氯化铵溶液中由水电离出的氢离子浓度分别为1.0×10－a mol·L－1、1.0×10－b mol·L－1，这两种溶液的pH之和为( )
A．14－a＋b B．14＋a＋b
C．14－a－b D．14＋a－b
解析：选A。盐酸中[H＋]＝ mol·L－1＝1.0×10－14＋a mol·L－1，故其pH＝14－a；氯化铵溶液中[H＋]＝1.0×10－b mol·L－1，故其pH＝b，因此两种溶液的pH之和为14－a＋b，即A项正确。
11．(2018·亳州模拟)25 ℃时纯水的电离度为α1，pH＝2的醋酸溶液中水的电离度为α2，pH＝12的氢氧化钠溶液中水的电离度为α3。若将上述醋酸与氢氧化钠溶液等体积混合，所得溶液中水的电离度为α4。下列关系式中正确的是( )
A．α2＝α3<α4<α1 B．α3＝α2<α1<α4
C．α2<α3<α1<α4 D．α1<α2<α3<α4
解析：选A。pH＝2的醋酸溶液中[H＋]和pH＝12的NaOH溶液中[OH－]均为10－2 mol·L－1，故二者对水的电离抑制程度相同，即α2＝α3；等体积的pH＝2的醋酸与pH＝12的NaOH溶液混合后，醋酸过量，故溶液呈酸性，抑制水的电离，由于[H＋]<10－2 mol·L－1，故α4>α2＝α3。
二、非选择题
12．水的电离平衡曲线可用下图表示。
(1)若以A点表示25 ℃时水电离平衡时的粒子浓度，当温度升高到100 ℃时，水的电离平衡状态为B点，则此时水的离子积从____________增加到____________。
(2)将pH＝8的Ba(OH)2溶液与pH＝5的盐酸混合，并保持在100 ℃，欲使混合溶液的pH＝7，则Ba(OH)2溶液和盐酸的体积比为________。
解析：(1)KW＝[H＋][OH－]，则从25 ℃升高到100 ℃时，水的离子积从10－14 mol2·L－2增加到10－12 mol2·L－2。(2)100 ℃时，混合溶液pH＝7，溶液显碱性，[OH－]＝＝＝10－5 mol·L－1，设Ba(OH)2溶液、盐酸的体积分别为V1 L、V2 L，则10－5 mol·L－1＝ mol·L－1，解得 V1∶V2＝2∶9。
答案：(1)10－14 mol2·L－2 10－12 mol2·L－2 (2)2∶9
13．在某温度时，测得0.01 mol·L－1的NaOH溶液的pH＝11。
(1)该温度下水的离子积常数KW＝_______________________________。
(2)在此温度下，将pH＝a的NaOH溶液Va L与pH＝b的硫酸Vb L混合。
①若所得混合液呈中性，且a＝12，b＝2，则Va∶Vb＝________。
②若所得混合液呈中性，且a＋b＝12，则Va∶Vb＝________。
解析：(1)由题意知，溶液中[H＋]＝10－11 mol·L－1，[OH－]＝0.01 mol·L－1，故KW＝[H＋][OH－]＝10－13 mol2·L－2。
(2)①[H＋]Vb＝[OH－]Va，
10－2 mol·L－1×Vb＝(10－13/10－12)mol·L－1×Va，
＝＝1∶10。
②[H＋]Vb＝[OH－]Va，
10－b mol·L－1×Vb＝(10－13/10－a)mol·L－1×Va，
＝＝1013－(a＋b)＝10，即Va∶Vb＝10∶1。
答案：(1)10－13 mol2·L－2 (2)①1∶10 ②10∶1
14．(1)将0.15 mol·L－1稀硫酸V1 mL与0.1 mol·L－1 NaOH溶液V2 mL混合，所得溶液的pH为1，则V1∶V2＝________(溶液体积变化忽略不计)。
(2)室温下，某水溶液中存在的离子有Na＋、A－、H＋、OH－，则：
①若由0.1 mol·L－1 HA溶液与0.1 mol·L－1NaOH溶液等体积混合而得，则溶液的pH不可能________7(填“>”“<”或“＝”，下同)。
②若溶液pH>7，则[Na＋]________[A－]，理由是
_________________________________________。
③若溶液由pH＝3的HA溶液V1 mL与pH＝11的NaOH溶液V2 mL混合而得，则下列说法正确的是________(填字母)。
A．若反应后溶液呈中性，则[H＋]＋[OH－]＝2×10－7 mol·L－1
B．若V1＝V2，反应后溶液pH一定等于7
C．若反应后溶液呈酸性，则V1一定大于V2
D．若反应后溶液呈碱性，则V1一定小于V2
解析：(1)根据混合溶液的pH为1，可得 mol·L－1＝0.1 mol·L－1，解得V1∶V2＝1∶1。
(2)①0.1 mol·L－1 HA溶液与0.1 mol·L－1 NaOH溶液等体积混合时，若HA是强酸，则所得溶液pH＝7；若HA是弱酸，则得到的盐水解使溶液显碱性：pH>7。③若反应后溶液呈中性，则[H＋]＋[OH－]＝2×10－7 mol·L－1，故A正确。等体积反应，若HA是强酸，溶液呈中性，pH＝7；若HA是弱酸，溶液呈酸性，pH<7，故B错误。反应后溶液呈酸性，V1不一定大于V2，故C错误。反应后溶液呈碱性，如果HA是强酸，说明NaOH过量，V1一定小于V2；若HA是弱酸，HA不完全电离，未电离部分也消耗NaOH，V1一定小于V2，故D正确。
答案：(1)1∶1 (2)①< ②> 根据电荷守恒有[H＋]＋[Na＋]＝[OH－]＋[A－]，由于[OH－]>[H＋]，故[Na＋]>[A－] ③AD
15．(2016·高考天津卷)水中溶氧量(DO)是衡量水体自净能力的一个指标，通常用每升水中溶解氧分子的质量表示，单位 mg·L－1。我国《地表水环境质量标准》规定，生活饮用水源的DO不能低于5 mg·L－1。某化学小组同学设计了下列装置(夹持装置略)，测定某河水的DO。
Ⅰ.测定原理：
碱性条件下，O2将Mn2＋氧化为MnO(OH)2：①2Mn2＋＋O2＋4OH－===2MnO(OH)2↓
酸性条件下，MnO(OH)2将I－氧化为I2：②MnO(OH)2＋I－＋H＋―→Mn2＋＋I2＋H2O(未配平)
用Na2S2O3标准溶液滴定生成的I2：③2S2O＋I2===S4O＋2I－
Ⅱ.测定步骤：
a．安装装置，检验气密性，充N2排尽空气后，停止充N2。
b．向烧瓶中加入200 mL水样。
c．向烧瓶中依次迅速加入1 mL MnSO4无氧溶液(过量)、2 mL碱性KI无氧溶液(过量)，开启搅拌器，至反应①完全。
d．搅拌并向烧瓶中加入2 mL H2SO4无氧溶液，至反应②完全，溶液为中性或弱酸性。
e．从烧瓶中取出40.00 mL溶液，以淀粉作指示剂，用0.010 00 mol·L－1Na2S2O3溶液进行滴定，记录数据。
f．……
g．处理数据(忽略氧气从水样中的逸出量和加入试剂后水样体积的变化)。
回答下列问题：
(1)配制以上无氧溶液时，除去所用溶剂水中氧的简单操作为________________。
(2)在橡胶塞处加入水样及有关试剂应选择的仪器是________。
①滴定管 ②注射器 ③量筒
(3)搅拌的作用是________________________________________。
(4)配平反应②的方程式，其化学计量数依次为
________________。
(5)步骤f为______________________________。
(6)步骤e中达到滴定终点的标志为__________________________________________。
若某次滴定消耗Na2S2O3溶液4.50 mL，水样的DO＝________mg·L－1(保留一位小数)。作为饮用水源，此次测得DO是否达标：________(填“是”或“否”)。
(7)步骤d中加入H2SO4溶液反应后，若溶液pH过低，滴定时会产生明显的误差。写出产生此误差的原因(用离子方程式表示，至少写出2个)_______________________。
解析：(1)气体的溶解度随温度的升高而减小，所以除去水中氧的简单操作是将溶剂水进行煮沸。(2)向封闭式体系中添加液体试剂最宜选择的仪器是注射器。(3)搅拌可使溶液混合均匀，使反应快速完成。(4)该反应是氧化还原反应，依据得失电子守恒、电荷守恒及原子守恒即可完成配平。(5)定量实验要求重复进行2～3次，取平均值。(6)步骤e是向碘淀粉的蓝色溶液中滴加Na2S2O3溶液，达到滴定终点时，溶液蓝色退去且半分钟内不变色。根据题中所给的离子方程式可得：O2～2MnO(OH)2～2I2～4S2O，即O2～4S2O。40.00 mL水样最终消耗Na2S2O3的物质的量为4.5×10－5 mol，故其中氧气的物质的量为×10－5 mol，质量为×10－5 mol×32 g·mol－1×103 mg·g－1＝0.36 mg，则1 L水样中氧气的质量为0.36 mg×＝9.0 mg，即DO＝9.0 mg·L－1>5 mg·L－1，作为饮用水源达标。(7)若溶液的pH过低，则溶液酸性过强。在酸性条件下，H＋能与S2O发生反应生成SO2等；氧气能将I－氧化，生成的碘单质能与生成的二氧化硫发生反应，使实验产生误差。
答案：(1)将溶剂水煮沸后冷却
(2)②
(3)使溶液混合均匀，快速完成反应
(4)1，2，4，1，1，3
(5)重复步骤e的操作2～3次
(6)溶液蓝色退去(半分钟内不变色) 9.0 是
(7)2H＋＋S2O===S↓＋SO2↑＋H2O、SO2＋I2＋2H2O===4H＋＋SO＋2I－、4H＋＋4I－＋O2===2I2＋2H2O(任写其中2个)
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