2019届一轮复习人教版水的电离和溶液的酸碱性学案(2)
第2节 水的电离和溶液的酸碱性
考试说明
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．了解定量研究方法是化学发展为一门科学的重要标志。
命题规律
本节内容是高考命题的重点与热点，主要考点有四个：一是影响水电离平衡的因素及Kw的应用；二是溶液的酸碱性的判断及pH的计算；三是滴定原理的应用及定量研究的计算；四是结合滴定曲线判断滴定过程中离子浓度的比较及计算等。考查形式有选择题也有填空题。
考点1 水的电离
1．电离方程式
水是一种极弱的电解质，电离方程式为2H2O??H3O＋＋OH－，简写为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，水的电离是吸热过程，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。
(1)任何情况下水电离产生的c(H＋)和c(OH－)总是相等的。升高温度，水的电离程度增大，c(H＋)增大，pH减小，但仍呈中性。
(2)水的离子积常数适用于任何酸、碱、盐的稀溶液。即Kw＝c(H＋)·c(OH－)中的c(H＋)、c(OH－)分别是溶液中H＋、OH－的总浓度，不一定是水电离出的c(H＋)和c(OH－)。
(3)水中加酸或碱对水的电离均有抑制作用，因此，室温下，若由水电离出的c(H＋)<1×10－7 mol·L－1，该溶液可能显酸性，也可能显碱性。
【基础辨析】
判断正误，正确的画“√”，错误的画“×”。
(1)将纯水加热到100 ℃，水的电离程度增大，c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1，pH＝6，此时纯水呈酸性。(×)
(2)向纯水中加入少量NaHSO4固体，c(H＋)增大，Kw不变。(√)
(3)在蒸馏水中滴加浓H2SO4，Kw不变。(×)
(4)由水电离出的c(H＋)＝10－14 mol·L－1的溶液中，Ca2＋、NH、Cl－、SiO可以大量共存。(×)
(5)c(H＋)/c(OH－)＝1012溶液中：NH、Cl－、ClO－、NO可以大量共存。(×)
1．一定温度下，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，加入盐酸可能引起由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
答案 C
解析 升温促进水的电离，升温后溶液不能由碱性变为中性，A错误；根据c(H＋)和c(OH－)可求出Kw＝1.0×10－14，B错误；加入盐酸后溶液呈酸性，可引起由b向a变化，C正确；温度不变，稀释溶液，Kw不变，而c和d对应的Kw不相等，D错误。
2．25 ℃时，水的电离达到平衡：H2O??H＋＋OH－ ΔH>0，下列叙述正确的是( )
A．向水中加入氢氧化钠固体，平衡逆向移动，c(H＋)减小，c(OH－)增大
B．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c(H＋)增大，Kw增大
C．向水中加入少量固体CH3COOH，平衡逆向移动，c(H＋)减小
D．将水加热，Kw增大，c(H＋)不变
答案 A
解析 向水中加入氢氧化钠固体，氢氧根离子浓度增大，平衡逆向移动，溶液中的氢氧根离子浓度增大，氢离子浓度减小，故A正确；硫酸氢钠是强电解质，加入后，溶液中的氢离子浓度增大，平衡逆向移动，温度不变，则Kw不变，故B错误；加入CH3COOH固体，溶液中氢离子浓度增大，平衡逆向移动，故C错误；ΔH>0，则反应吸热，温度升高，平衡正向移动，Kw增大，溶液中氢离子浓度增大，故D错误。
3．如图表示水中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－)，溶液呈酸性，25 ℃时，pH<7。
c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性，25 ℃时，pH＝7。
c(H＋)7。
2．溶液的pH
(1)定义式：pH＝－lg_c(H＋)。
(2)溶液的酸碱性跟pH的关系
室温下：
(3)pH的测定
①用pH试纸测定
把小片试纸放在表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液点在干燥的pH试纸上，试纸变色后，与标准比色卡对比即可确定溶液的pH。
②pH计测定：可精确测定溶液的pH。
3．溶液pH值的计算
(1)溶液稀释的pH计算
(2)混合溶液的pH计算
①两强酸混合后pH的计算
由c(H＋)混＝先求出混合后的c(H＋)混，再根据公式pH＝－lg c(H＋)求pH。
②两强碱混合后pH的计算
由c(OH－)混＝先求出混合后的c(OH－)混，再通过Kw求出混合后c(H＋)，最后求pH。
③强酸与强碱混合后pH的计算
强酸与强碱混合的实质是中和反应即H＋＋OH－===H2O，中和后溶液的pH有以下三种情况：
若恰好中和，pH＝7。
若剩余酸，先求中和后的c(H＋)，再求pH。
若剩余碱，先求中和后的c(OH－)，再通过Kw求出c(H＋)，最后求pH。
(1)溶液呈现酸、碱性的实质是c(H＋)与c(OH－)的相对大小，不能只看pH，一定温度下pH＝6的溶液也可能显中性，也可能显酸性，应注意温度。
(2)pH的取值范围为0～14，即只适用于c(H＋)≤1 mol·L－1或c(OH－)≤1 mol·L－1的溶液，当c(H＋)或c(OH－)≥1 mol·L－1时，直接用c(H＋)或c(OH－)表示溶液的酸碱性。
(3)也可以用pOH来表示溶液的酸碱度。pOH是OH－浓度的负对数，pOH＝－lg c(OH－)。因为常温下，c(OH－)·c(H＋)＝10－14，若两边均取负对数得：pH＋pOH＝14。
(4)酸溶液稀释时，pH增大，但无论稀释多大倍数，pH无限接近于7，却不会大于7或等于7。碱溶液稀释时，pH减小，但无论稀释多大倍数，pH无限接近于7，却不会小于或等于7。
(5)pH
试纸使用前不能用蒸馏水湿润，否则待测液因被稀释可能会产生误差；用广泛pH试纸读出的pH只能是整数。
【基础辨析】
判断正误，正确的画“√”，错误的画“×”。
(1)25 ℃时，用pH试纸测得某酸溶液的pH等于1.5。(×)
(2)用pH试纸测溶液的pH时，若用水湿润试纸一定会引起误差。(×)
(3)用pH试纸测得新制氯水的pH为2。(×)
(4)任何温度下，利用H＋和OH－浓度的相对大小均可判断溶液的酸碱性。(√)
(5)某溶液的c(H＋)>10－7 mol·L－1，则该溶液呈酸性。(×)
(6)pH＝6的溶液一定呈酸性，pH＝7的溶液一定呈中性。(×)
题组一 溶液酸碱性的判断
1．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，可判定该溶液呈中性的依据是( )
①a＝b ②混合溶液的pH＝7 ③混合溶液中c(OH－)＝10－7 mol·L－1 ④混合溶液中，c(H＋)＝ mol·L－1 ⑤混合溶液中，c(B＋)＝c(A－)
A．②③ B．④⑤ C．①④ D．②⑤
答案 B
解析 判断溶液的酸碱性，要根据H＋浓度和OH－浓度的相对大小。因为酸、碱的强弱未知，不能依据a＝b判断，①错误；温度不能确定为25 ℃，溶液的pH＝7，c(OH－)＝10－7 mol·L－1不能判断溶液呈中性，②、③错误；Kw＝c(H＋)·c(OH－)，当c(H＋)＝c(OH－)＝ mol·L－1时，溶液一定呈中性，④正确；根据电荷守恒c(H＋)＋c(B＋)＝c(A－)＋c(OH－)，当c(B＋)＝c(A－)时，c(H＋)＝c(OH－)，溶液一定呈中性，⑤正确。故选B。
2．判断下列溶液在常温下的酸碱性(在括号中填“酸性”“碱性”
或“中性”)。
(1)相同浓度的HCl和NaOH溶液等体积混合。( )
(2)pH＝2的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合。( )
(3)pH＝3的HCl和pH＝10的NaOH溶液等体积混合。( )
(4)pH＝3的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合。( )
(5)pH＝2的CH3COOH和pH＝12的NaOH溶液等体积混合。( )
(6)pH＝2的HCl和pH＝12的NH3·H2O等体积混合。( )
答案 (1)中性 (2)中性 (3)酸性 (4)碱性 (5)酸性 (6)碱性
解析 (1)两者混合，恰好生成NaCl溶液，呈中性；
(2)两者混合，恰好完全反应生成NaCl溶液，呈中性；
(3)两者混合，HCl过量，溶液呈酸性；
(4)两者混合，NaOH过量，溶液呈碱性；
(5)两者混合，CH3COOH过量，溶液呈酸性；
(6)两者混合，NH3·H2O过量，溶液呈碱性。
题组二 溶液pH的计算
3．已知：在100 ℃时，水的离子积Kw＝1×10－12，下列说法正确的是( )
A．0.05 mol·L－1 H2SO4溶液的pH＝1
B．0.001 mol·L－1 NaOH溶液的pH＝11
C．0.005 mol·L－1 H2SO4溶液与0.01 mol·L－1 NaOH溶液等体积混合，混合溶液的pH为5，溶液显酸性
D．完全中和50 mL pH＝3的H2SO4溶液，需要50 mL pH＝11的NaOH溶液
答案 A
解析 0.05 mol·L－1 H2SO4溶液中c(H＋)＝0.05 mol·L－1×2＝0.1 mol·L－1，则该溶液的pH ＝1，A正确；0.001 mol·L－1 NaOH溶液中c(OH－)＝0.001 mol·L－1，由于100 ℃时水的离子积Kw＝1×10－12，则溶液中c(H＋)＝1×10－9 mol·L－1，故溶液的pH＝9，B错误；
0.005 mol·L－1 H2SO4溶液与0.01 mol·L－1 NaOH溶液等体积混合，二者恰好完全反应生成Na2SO4，溶液呈中性，此时溶液的pH＝6，C错误；pH＝3的H2SO4溶液中c(H＋)＝10－3 mol·L－1，pH＝11的NaOH溶液中c(OH－)＝0.1 mol·L－1，根据中和反应：H＋＋OH－===H2O可知，完全中和50 mL pH＝3的H2SO4溶液，需要0.5 mL pH ＝11的NaOH溶液，D错误。
4．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若所得混合液为中性，且a＝12，b＝2，则Va∶Vb＝________。
②若所得混合液为中性，且a＋b＝12，则Va∶Vb＝________。
答案 (1)10－13 (2)①1∶10 ②10∶1
解析 (1)由题意知，溶液中c(H＋)＝10－11 mol·L－1，c(OH－)＝0.01 mol·L－1，故Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝10－13。
(2)①根据中和反应：H＋＋OH－===H2O。
c(H＋)·V酸＝c(OH－)·V碱
10－2·Vb＝10－13/10－12·Va
＝＝1∶10。
②根据中和反应H＋＋OH－===H2O
c(H＋)·Vb＝c(OH－)·Va
10－b·Vb＝10－13/10－a·Va
＝＝1013－(a＋b)＝10，即Va∶Vb＝10∶1。
溶液pH的计算方法
考点3 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)准确测定参加反应的酸、碱溶液的体积。
(2)选取适当指示剂，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、烧杯、锥形瓶。
(2)试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。
(3)滴定管特征和使用要求
①构造：“0”刻度线在上方，尖嘴部分无刻度。
②精确度：读数可估计到0.01 mL。
③洗涤：先用蒸馏水洗涤，再用待装液润洗2～3次。
④排泡：酸、碱式滴定管中的液体在滴定前均要排出尖嘴中的气泡。
⑤滴定管的选用
酸性、氧化性的试剂用酸式滴定管，因为酸性和氧化性物质易腐蚀橡胶。
碱性的试剂用碱式滴定管，因为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)滴定准备“八动词”
(2)滴定过程“三动作”
(3)终点判断“两数据”
①最后一滴：滴入最后一滴，溶液颜色发生突变。
②半分钟：颜色突变后，经振荡半分钟内不复原，视为滴定终点。
(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。
4．常用酸碱指示剂及变色范围
5．常见误差分析
以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液(酚酞作指示剂)为例，常见的因操作不正确而引起的误差有：
(1)恰好中和＝酸碱恰好完全反应≠滴定终点≠溶液呈中性。
(2)滴定终点是通过指示剂颜色变化而实际控制的停止滴定的“点”，滴定终点与恰好中和越吻合，测定误差越小。
(3)指示剂选择时要注意
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。
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Na2C2O4溶液滴定KMnO4溶液，当KMnO4颜色褪去时即为滴定终点。
【基础辨析】
判断正误，正确的画“√”，错误的画“×”。
(1)中和滴定操作中所需标准溶液越浓越好，指示剂一般加入2～3 mL。(×)
(2)中和滴定实验中，必须用待装标准液润洗滴定管，用待测液润洗锥形瓶。(×)
(3)用0.2000 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。(√)
(4)用碱式滴定管量取20.00 mL KMnO4溶液。(×)
(5)中和滴定时，眼睛必须注视滴定管中的液面变化。(×)
(6)在中和滴定实验中，滴定前盛标准液滴定管尖嘴部分有气泡，滴定后气泡消失，测定结果待测液浓度偏高。(√)
题组一 中和滴定仪器及指示剂的选择与使用
1．用已知浓度的NaOH溶液测定某H2SO4溶液的浓度，参考如图所示从下表中选出正确选项( )
答案 D
解析 解答本题的关键是：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，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。
2．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0.1000 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
答案 D
解析 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。因此答案为D。
题组二 酸碱中和滴定的数据处理和误差分析
3．准确移取20.00 mL某待测HCl溶液于锥形瓶中，用0.1000 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
答案 B
解析 滴定管用蒸馏水洗涤并用NaOH溶液润洗后，方可装入NaOH溶液，A错误；在滴定过程中，溶液的pH会由小逐渐变大，B正确；用酚酞作指示剂，当溶液由无色变为浅红色，且30 s内颜色不褪去，说明达到滴定终点，可停止滴定，C错误；滴定后，若滴定管尖嘴部分有悬滴，说明计算时代入的NaOH溶液体积的值比实际滴入的大，导致测定结果偏大，D错误。
4．某学生用已知物质的量浓度的盐酸来测定未知物质的量浓度的NaOH溶液时，选择甲基橙作指示剂。请填写下列空白：
(1)用标准的盐酸滴定待测的NaOH溶液时，左手握酸式滴定管的活塞，右手摇动锥形瓶，眼睛注视________________，直到因加入一滴盐酸后，溶液由黄色变为橙色，并________为止。
(2)下列操作中可能使所测NaOH溶液的浓度数值偏低的是________(填字母序号)。
A．酸式滴定管未用标准盐酸润洗就直接注入标准盐酸
B．滴定前盛放NaOH溶液的锥形瓶用蒸馏水洗净后没有干燥
C．酸式滴定管在滴定前有气泡，滴定后气泡消失
D．读取盐酸体积时，开始仰视读数，滴定结束时俯视读数
(3)若滴定开始和结束时，酸式滴定管中的液面如图所示，则起始读数为________mL，终点读数为________mL，所用盐酸溶液的体积为________mL。
(4)某学生根据3次实验分别记录有关数据如下表：
依据上表数据列式计算该NaOH溶液的物质的量浓度。
答案 (1)锥形瓶中溶液颜色变化 在半分钟内不变色
(2)D
(3)0.00 26.10 26.10
(4)＝＝26.10 mL，
c(NaOH)＝＝0.1044 mol·L－1
解析 在求c(NaOH)和进行误差分析时应依据公式：c(NaOH)＝。欲求c(NaOH)，须先求V[(HCl)aq]，再代入公式；进行误差分析时，要考虑实际操作对V[(HCl)aq]和V[(NaOH)aq]的影响，进而影响c(NaOH)。
(4)先算出耗用标准盐酸的平均值：
＝＝26.10 mL(第二次偏差太大，舍去)，
c(NaOH)＝＝0.1044 mol·L－1。
题组三 酸碱中和滴定曲线分析
5.常温下，用pH＝m的盐酸滴定20 mL pH＝n的MOH溶液，且m＋n＝14。混合溶液的pH与盐酸体积V的关系如图所示。下列说法正确的是( )
A．a点：c(Cl－)>c(M＋)>c(OH－)>c(H＋)
B．b点：MOH和HCl恰好完全反应
C．c点：c(H＋)＝c(OH－)＋c(MOH)
D．a点到d点：水电离的c(H＋)·c(OH－)先变大，后变小
答案 D
解析 m＋n＝14，从图像看出，b点时，盐酸体积与MOH溶液体积相等，溶液呈碱性，说明混合溶液中MOH过量，MOH继续电离，说明MOH是弱碱。a点对应的溶液呈碱性，溶液中离子浓度大小顺序为c(M＋)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)，A错误；b点对应的溶液中MOH未完全反应，溶液呈碱性，B错误；c点对应的溶液显中性，c(H＋)＝c(OH－)，C错误；在碱溶液中滴加盐酸，水的电离程度逐渐增大，当碱与酸恰好完全反应时，水的电离程度最大，然后随着盐酸的不断加入，水的电离受到抑制，则水电离的c(H＋)·c(OH－)先变大，后变小，D正确。
题组四 滴定原理在定量实验中的拓展应用
6．为了测定摩尔盐[(NH4)2SO4·FeSO4·6H2O]产品的纯度，称取a g样品溶于水，配制成500 mL溶液，用浓度为c mol·L－1的酸性KMnO4溶液滴定。每次所取待测液体积均为25.00 mL，实验结果记录如下：
实验次数
第一次
第二次
第三次
消耗高锰酸钾溶液体积/mL
25.52
25.02
24.98
滴定过程中发生反应的离子方程式为____________________________，滴定终点的现象是________________________________________________。
通过实验数据计算该产品的纯度：____________(用含字母a、c的式子表示)。上表第一次实验中记录的数据明显大于后两次，其原因可能是____________________。
A．实验结束时俯视刻度线读取滴定终点时酸性高锰酸钾溶液的体积
B．滴定前滴定管尖嘴有气泡，滴定结束无气泡
C．第一次滴定用的锥形瓶用待装液润洗过，后两次未润洗
D．该酸性高锰酸钾标准液保存时间过长，有部分变质，浓度降低
答案 MnO＋5Fe2＋＋8H＋===Mn2＋＋5Fe3＋＋4H2O
滴入最后一滴KMnO4溶液，溶液由无色变为浅紫色，且30 s不变色 ×100% BC
解析 滴定原理为MnO与Fe2＋发生氧化还原反应。到达滴定终点时，溶液由无色变为浅紫色，且30 s 不变色。第一次实验中数据偏差较大，应舍去，取后两次实验的平均值，消耗KMnO4溶液的体积为25.00 mL，根据关系式MnO～5Fe2＋得，所取25.00 mL待测液中n(Fe2＋)＝5n(MnO)＝5×0.025 L×c mol·L－1＝0.125c mol，则a g产品中n[(NH4)2SO4·FeSO4·6H2O]＝×n(Fe2＋)＝×0.125c mol＝2.5c mol，故该产品的纯度为×100%＝×100%。实验结束时俯视刻度线，读数偏小，导致记录数据偏小，A错误；滴定前滴定管尖嘴有气泡，滴定结束无气泡，则读取的体积偏大，B正确；锥形瓶用待装液润洗过，则消耗的酸性高锰酸钾溶液偏多，读取的体积偏大，C正确；三次使用的酸性高锰酸钾溶液相同，则消耗的体积应该相同，D错误。
7．莫尔法是一种沉淀滴定法，以K2CrO4为指示剂，用标准硝酸银溶液滴定待测液，进行测定溶液中Cl－的浓度。已知：
(1)滴定终点的现象是
________________________________________________________________________。
(2)若用AgNO3溶液滴定NaSCN溶液，可选为滴定指示剂的是________(填字母序号)。
A．NaCl B．BaBr2
C．Na2CrO4
刚好达到滴定终点时，发生的离子反应方程式为________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
答案 (1)滴入最后一滴标准溶液，生成砖红色沉淀
(2)C 2Ag＋＋CrO===Ag2CrO4↓
解析 (1)根据沉淀滴定法的原理，可知溶液中Ag＋和Cl－先反应，Cl－消耗完后再和指示剂反应生成Ag2CrO4砖红色沉淀，由此可知滴定终点时的颜色变化。
(2)当用AgNO3溶液滴定NaSCN溶液时，所选择的指示剂和Ag＋反应所生成沉淀的溶解度应大于AgSCN的溶解度，由题给数据可以看出溶解度比AgSCN大的有AgCl和Ag2CrO4，但是由于AgCl是白色沉淀，所以应选择Na2CrO4为指示剂，这样在滴定终点时沉淀的颜色发生明显的变化(白色→砖红色)以指示滴定刚好达到终点，此时的离子反应方程式为2Ag＋＋CrO===Ag2CrO4↓。
滴定实验误差分析的方法
依据原理c(标准)·V(标准)＝c(待测)·V(待测)，所以c(待测)＝，因c(标准)与V(待测)已确定，因此只要分析出不正确的操作引起V(标准)的变化，即分析出结果。V(标准)变大，则c(待测)偏高；V(标准)变小，则c(待测)偏低。
1.[高考集萃]判断正误，正确的画“√”，错误的画“×”。
(1)[2016·江苏高考]如图表示强碱滴定强酸的滴定曲线。( )
(2)[2015·江苏高考]用玻璃棒蘸取溶液点在水润湿的pH试纸上，测定该溶液的pH。( )
(3)[2015·江苏高考]室温下pH＝3的CH3COOH溶液与pH＝11的NaOH溶液等体积混合，溶液的pH>7。( )
(4)[全国卷Ⅰ]酸式滴定管装标准溶液前，必须先用该溶液润洗。( )
(5)[全国卷Ⅰ]酸碱滴定实验中，用待滴定溶液润洗锥形瓶以减小实验误差。( )
(6)[大纲卷]用蒸馏水润湿的试纸测溶液的pH，一定会使结果偏低。( )
答案 (1)√ (2)× (3)× (4)√ (5)× (6)×
解析 (1)在强酸中滴加入强碱，pH不断增大，当接近终点时，溶液中的pH会发生突变，正确；
(2)测定pH时，不能将pH试纸润湿，故错误；
(3)pH＝3的CH3COOH溶液与pH＝11的NaOH溶液等体积混合，反应后醋酸过量，溶液显酸性，错误；
(4)滴定管使用前，需先用标准溶液润洗，以减小实验误差，正确；
(5)酸碱滴定实验中，不能用待测液润洗锥形瓶，润洗会导致待测液增多，使实验误差增大，错误；
(6)当溶液本身呈中性时，用蒸馏水润湿pH，对测量结果不产生影响，错误。
2．[2017·全国卷Ⅲ]下列实验操作规范且能达到目的的是( )
答案 B
解析 A错：刻度以下部分还有盐酸，实际放入锥形瓶内的盐酸体积大于20.00 mL。B对：碘易溶于酒精，所以可用酒精清洗，又因为酒精与水互溶，所以再用水可清洗干净。C错：将溶液点在湿润的pH试纸上相当于稀释溶液，会造成醋酸钠溶液pH偏低，应用玻璃棒蘸取溶液点在干燥的pH试纸上。D错：配制一定物质的量浓度的溶液，应在烧杯中溶解固体，冷却至室温后再转移到容量瓶中定容。
3．[2017·全国卷Ⅱ]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”)
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
解析 (1)本实验为测定水样中的溶解氧，如果扰动水体表面，会增大水体与空气的接触面积，增大氧气在水中的溶解量。避免扰动水体表面是为了使测定值与水体中的实际值保持一致，避免产生误差。
(2)由题意知，反应物为O2和Mn(OH)2，生成物为
MnO(OH)2，因此该反应的化学方程式为O2＋2Mn(OH)2===2MnO(OH)2。
(3)配制溶液时还需要量筒量取液体体积；煮沸可以使蒸馏水中的氧气挥发，达到除去氧气的目的。
(4)由于混合液中含有碘单质，加入淀粉时，溶液为蓝色；滴定时，Na2S2O3与碘反应，当碘恰好完全反应时，溶液蓝色刚好褪去，且半分钟内颜色不恢复。由各反应关系可建立如下关系式：O2～2Mn(OH)2～2I2～4S2O，由题意知，滴定消耗Na2S2O3的物质的量为ab×10－3 mol，因此0.1 L水样中溶解氧的物质的量＝×10－3 mol，质量为×10－3 mol×32 g·mol－1＝8ab×10－3 g＝8ab mg，即溶解氧的含量为80ab mg·L－1。
(5)滴定完成时，滴定管尖嘴处留有气泡，会使最后的读数偏小，测得消耗Na2S2O3的体积偏小，所以测量结果偏低。
4．[2017·天津高考]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4.2468 g(0.0250 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 0.1000 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0.1000 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：
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________。
答案 (1)250 mL(棕色)容量瓶、胶头滴管
(2)避免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 0.0600
(6)用NH4SCN标准溶液进行润洗
(7)偏高 偏高
解析 (1)配制硝酸银溶液，所使用的仪器除烧杯和玻璃棒之外还需要250 mL(棕色)容量瓶和胶头滴管。
(2)AgNO3见光易分解，所以应保存在棕色试剂瓶中。
(3)Fe3＋易水解，所以滴定应在pH<0.5的强酸环境下进行。
(4)b和c两步操作不能颠倒，否则Fe3＋有强氧化性，I－有强还原性，二者会发生反应导致指示剂耗尽，无法判断滴定终点。
(5)根据实验数据，实验1与实验2、3差别很大，故舍去实验1，求实验2和实验3的平均值，所以标准溶液的平均体积为10.00 mL。根据滴定过程可知n(AgNO3)＝n(NaI)＋n(NH4SCN)，得：
25．00×10－3 L×0.1000 mol·L－1＝25.00×10－3 L×c(I－)＋10.00×10－3 L×0.1000 mol·L－1，解得
c(I－)＝0.0600 mol·L－1 。
(6)向滴定管中装标准溶液前应用标准溶液润洗。
(7)①在配制AgNO3标准溶液时，若有少量溅出，则配制的标准溶液浓度偏小，在滴定时消耗标准溶液的体积偏大，测得c(I－)浓度偏高。
②若在滴定终点读取滴定管刻度时，俯视标准液液面，读数偏小，计算出的标准液体积偏小，结合(5)中分析知c(I－)浓度偏高。
5．[高考集萃]按要求填空：
(1)[2016·浙江高考]为测定产品(无水MgBr2)的纯度，可用EDTA(简写为Y4－)标准溶液滴定，反应的离子方程式：Mg2＋＋Y4－
===MgY2－
①滴定前润洗滴定管的操作方法是________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
②测定前，先称取0.2500 g无水MgBr2产品，溶解后，用0.0500 mol·L－1的EDTA标准溶液滴定至终点，消耗EDTA标准溶液26.50 mL，则测得无水MgBr2产品的纯度是________(以质量分数表示)。
(2)[2015·山东高考]利用间接酸碱滴定法可测定Ba2＋的含量，实验分两步进行。
已知：2CrO＋2H＋===Cr2O＋H2O；
Ba2＋＋CrO===BaCrO4↓。
步骤Ⅰ：移取x mL一定浓度的Na2CrO4溶液于锥形瓶中，加入酸碱指示剂，用b mol·L－1盐酸标准液滴定至终点，测得滴加盐酸的体积为V0 mL。
步骤Ⅱ：移取y mL BaCl2溶液于锥形瓶中，加入x mL与步骤Ⅰ相同浓度的Na2CrO4溶液，待Ba2＋完全沉淀后，再加入酸碱指示剂，用b mol·L－1盐酸标准液滴定至终点，测得滴加盐酸的体积为V1 mL。
滴加盐酸标准液时应使用酸式滴定管，“0”刻度位于滴定管的________(填“上方”或“下方”)。BaCl2溶液的浓度为________mol·L－1。若步骤Ⅱ中滴加盐酸时有少量待测液溅出，Ba2＋浓度测量值将________(填“偏大”或“偏小”)。
(3)[2015·天津高考]若酸性FeCl2废液中c(Fe2＋)＝2.0×10－2 mol·L－1，c(Fe3＋)＝1.0×10－3 mol·L－1，c(Cl－)＝5.3×10－2 mol·L－1，则该溶液的pH约为________________________。
(4)[福建高考]葡萄酒常用Na2S2O5作抗氧化剂。测定某葡萄酒中抗氧化剂的残留量(以游离SO2计算)的方案如下：
已知：滴定时反应的化学方程式为SO2＋I2＋2H2O===H2SO4＋2HI
①按上述方案实验，消耗标准I2溶液25.00 mL，该次实验测得样品中抗氧化剂的残留量(以游离SO2计算)为________g·L－1。
②在上述实验过程中，若有部分HI被空气氧化，则测定结果________(填“偏高”“偏低”或“不变”)。
答案 (1)①从滴定管上口加入少量待装液，倾斜着转动滴定管，使液体润湿内壁，然后从下部放出，重复2～3次 ②97.5%
(2)上方 偏大
(3)2
(4)①0.16 ②偏低
解析 (1)①洗涤滴定管的方法为：从滴定管的上口加入少量待装液，倾斜着转动滴定管，使液体润湿内壁，然后从下部放出洗涤液，重复2～3次。
②n(EDTA)＝n(MgBr2)＝26.50 mL×0.0500 mol·L－1×10－3 L·mL－1＝0.001325 mol，
m(MgBr2)＝0.001325 mol×184 g·mol－1＝0.2438 g，纯度为×100%＝97.5%。
(2)由关系式：CrO～H＋、CrO～Ba2＋可知，与Ba2＋结合生成BaCrO4沉淀的Na2CrO4的物质的量等于(V0－V1) mL盐酸中HCl的物质的量，故BaCl2溶液的浓度为。若步骤Ⅱ中滴加盐酸时有少量待测液溅出，则步骤Ⅱ中测得滴加盐酸的体积偏小，导致Ba2＋浓度测量值偏大。
(3)根据电荷守恒：
2c(Fe2＋)＋3c(Fe3＋)＋c(H＋)＝c(Cl－)
c(H＋)＝c(Cl－)－2c(Fe2＋)－3c(Fe3＋)＝5.3×10－2 mol·L－1－2×2.0×10－2 mol·L－1－3×1.0×10－3 mol·L－1＝1.0×10－2 mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝2。
(4)①100.00 mL葡萄酒样品中抗氧化剂的残留量n(SO2)＝n(I2)＝0.01000 mol·L－1×25.00×10－3 L＝2.5×10－4 mol，则1 L样品中抗氧化剂的残留量为2.5×10－4 mol×10×64 g·mol－1＝0.16 g。
②若有部分HI被氧化，则实验过程中读数较实际消耗标准I2溶液偏少，测定结果会偏低。
时间：45分钟 满分：100分
一、选择题(每题7分，共70分)
1．某温度下，向c(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c(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c(OH－)减小
答案 D
解析 该温度下蒸馏水中c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1，大于25 ℃时纯水中c(H＋)，故温度高于25 ℃，A正确；此温度下Kw＝1×10－12，故该NaHSO4溶液中c(OH－)＝＝1×10－10 mol·L－1，由水电离出的c(H＋)与溶液中的c(OH－)相等，B正确；加入NaHSO4后，NaHSO4电离出的H＋抑制了水的电离，C正确；加水稀释时，c(H＋)减小，而Kw不变，故c(OH－)增大，D错误。
2．[2017·河北冀州中学期中统考]常温下，0.1 mol·L－1某一元酸
HA溶液中＝1×10－12，下列叙述正确的是( )
A．该溶液中由水电离出的c(H＋)＝1×10－10 mol·L－1
B．溶液中存在HA??H＋＋A－
C．与0.1 mol·L－1NaOH溶液等体积混合后所得溶液为中性
D．原溶液中加入一定量NaA晶体或加水稀释，溶液中c(OH－)均增大
答案 C
解析 常温下Kw＝1×10－14,0.1 mol·L－1HA溶液中＝1×10－12，则有c(H＋)＝0.1 mol·L－1，说明HA完全电离，故该溶液中由水电离出的c(H＋)＝1×10－13 mol·L－1，A错误。HA为强酸，其电离方程式为HA===H＋＋A－，不存在HA的电离平衡，B错误。与0.1 mol·L－1NaOH溶液等体积混合恰好完全反应，生成强酸强碱盐NaA，所得溶液为中性，C正确。HA溶液中加入一定量NaA晶体，溶液中c(OH－)不变；加水稀释时，溶液中c(H＋)减小，则c(OH－)增大，D错误。
3．常温下，若使pH＝3的盐酸与pH＝9的Ba(OH)2溶液混合使其成为pH＝7的溶液，混合时盐酸和Ba(OH)2溶液的体积比为( )
A．1∶60 B．3∶1 C．1∶100 D．100∶1
答案 C
解析 常温下，pH＝3的盐酸，c(H＋)＝1×10－3 mol·L－1，pH＝9的Ba(OH)2溶液，c(OH－)＝1×10－5 mol·L－1，两溶液混合后溶液的pH＝7，则n(H＋)＝n(OH－)，设盐酸体积为x L，Ba(OH)2溶液体积为y L，1×10－3 mol·L－1×x L＝1×10－5 mol·L－1×y L，解得：x∶y＝1∶100，即盐酸与Ba(OH)2溶液的体积之比为1∶100。
4．[2017·北京西城区期中]常温下，关于pH＝2的盐酸，下列说法不正确的是( )
A．溶液中c(H＋)＝1.0×10－2 mol·L－1
B．溶液中由水电离出的c(OH－)＝1.0×10－12 mol·L－1
C．加水稀释100倍后，溶液的pH＝4
D．加入等体积pH＝12的氨水，溶液呈中性
答案 D
解析 常温下pH＝2的盐酸中，c(H＋)＝10－pH mol·L－1＝1.0×10－2 mol·L－1，A正确；盐酸中OH－全部来源于水的电离，则由水电离出的c(OH－)＝1.0×10－12 mol·L－1，B正确；加水稀释100倍后，溶液中c(H＋)＝1.0×10－4 mol·L－1，则溶液的pH＝4，C正确；NH3·H2O是弱碱，pH＝12的氨水中c(NH3·H2O)>1.0×10－2 mol·L－1，与pH＝2的盐酸等体积混合后，氨水过量，溶液呈碱性，D错误。
5．现有常温下pH＝a的NaOH溶液与pH＝b的硫酸溶液，将二者等体积混合，所得溶液呈中性，则下列对两溶液的相关分析不正确的是( )
A．Kw均为1×10－14 B．若a＝12，则有b＝2
C．a、b为固定值 D．水电离出的c(H＋)相等
答案 C
解析 常温下，pH＝a的NaOH溶液中c(OH－)＝10a－14 mol·L－1，pH＝b的硫酸溶液中c(H＋)＝10－b mol·L－1，二者等体积混合所得溶液呈中性，则有V L×10a－14 mol·L－1＝10－b mol·L－1×V L，得出a＋b＝14。Kw只与温度有关，与溶液的酸碱性无关，故室温下两溶液中均有Kw＝1×10－14，A正确。由于a＋b＝14，若a＝12，则有b＝2，B正确。a、b不是固定值，只要满足a＋b＝14，且a>7，b<7即可，C错误。由于a＋b＝14，NaOH溶液中H＋由水电离产生，则有c(H＋)＝10－a mol·L－1；硫酸溶液中OH－由水电离产生，则有c(OH－)＝10b－14 mol·L－1＝10(14－a)－14 mol·L－1＝10－a mol·L－1，故两溶液中水电离出的c(H＋)相等，D正确。
6．[2018·苏州模拟]将pH＝1的盐酸平均分成两份，一份加入适量水，另一份加入与该盐酸物质的量浓度相同的适量NaOH溶液，pH都升高了1，则加入的水与NaOH溶液的体积比为( )
A．9 B．10 C．11 D．12
答案 C
解析 将pH＝1的盐酸加适量水，pH升高了1，说明所加的水是原溶液的9倍；另一份加入与该盐酸物质的量浓度相同的适量NaOH溶液后，pH升高了1，则10－1×1－10－1·x＝10－2·(1＋x)，解得x＝，则加入的水与NaOH溶液的体积比为9∶＝11∶1。
7．将纯水加热至较高温度，下列叙述正确的是( )
A．水的离子积变大、pH变小、呈酸性
B．水的离子积不变、pH不变、呈中性
C．水的离子积变小、pH变大、呈碱性
D．水的离子积变大、pH变小、呈中性
答案 D
解析 水的电离H2O??H＋＋OH－为吸热过程，升高温度平衡右移，H＋和OH－浓度都变大，故Kw＝c(H＋)·c(OH－)变大，pH＝－lg c(H＋)变小，但c(H＋)＝c(OH－)，故溶液呈中性。
8．[2017·安徽合肥质检]常温下，下列有关电解质溶液的叙述错误的是( )
A．某H2SO4溶液中＝1.0×10－8，由水电离出的c(H＋)＝1×10－11 mol·L－1
B．将0.02 mol·L－1 HCl溶液与0.02 mol·L－1 Ba(OH)2溶液等体积混合后，溶液pH约为12
C．将0.1 mol·L－1的NaOH溶液加水稀释后，由水电离产生的c(H＋)·c(OH－)保持不变
D．pH＝3的H2SO4溶液，稀释105倍后，溶液的pH<7
答案 C
解析 H2SO4溶液中＝1.0×10－8 mol·L－1，结合水的离子积常数1.0×10－14可知溶液中c(H＋)＝1.0×10－3 mol·L－1，H2SO4
溶液中水的电离受到抑制，由水电离出的c(H＋)＝1.0×10－11 mol·L－1，A正确；将0.02 mol·L－1 HCl溶液与0.02 mol·L－1 Ba(OH)2溶液等体积混合后，溶液中c(OH－)≈＝0.01 mol·L－1，溶液的pH≈12，B正确；稀释NaOH溶液时，水的电离程度增大，由水电离出的c(H＋)·c(OH－)增大，C错误；酸无论稀释多少倍仍呈酸性，pH<7，D正确。
9．下列叙述正确的是( )
A．无论是纯水，还是酸性、碱性或中性稀溶液，在常温下，其c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14
B．c(H＋)等于1×10－7 mol/L的溶液一定是中性溶液
C．0.2 mol/L CH3COOH溶液中的c(H＋)是0.1 mol/L CH3COOH溶液中的c(H＋)的2倍
D．任何浓度的溶液都可以用pH来表示其酸性的强弱
答案 A
解析 水的离子积只与温度有关，A正确；中性溶液是指c(H＋)＝c(OH－)，B错误；弱电解质的浓度越大，电离程度越小，则0.2 mol/L CH3COOH溶液中的c(H＋)小于0.1 mol/L CH3COOH溶液中的c(H＋)的2倍，C错误；pH值的范围为0～14，当c(H＋)或c(OH－)>1 mol/L时一般不用pH来表示溶液的酸碱度，D错误。
10．常温下，下列说法不正确的是( )
A．pH＝2与pH＝1的CH3COOH溶液中c(H＋)之比为1∶10
B．0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液中，由水电离的c(H＋)为1×10－13 mol·L－1
C．pH＝12的NaOH溶液和pH＝2的CH3COOH溶液等体积混合后溶液的pH<7
D．等体积pH＝2的H2SO4溶液和pH＝2的HCl溶液混合后溶液的pH＝2
答案 B
解析 pH＝2与pH＝1的CH3COOH溶液中c(H＋)分别为0.01
mol·L－1、0.1 mol·L－1，则两溶液中c(H＋)之比为1∶10，A正确；CH3COOH是弱电解质，0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液中c(H＋)<0.1 mol·L－1，由c(OH－)＝可知，该溶液中c(OH－)>1×10－13 mol·L－1，故由水电离的c水(H＋)＝c(OH－)>1×10－13 mol·L－1，B错误；pH＝12的NaOH溶液中c(OH－)＝0.01 mol·L－1，pH＝2的CH3COOH溶液中c(CH3COOH)>0.01 mol·L－1，二者等体积混合反应后，CH3COOH有剩余，溶液的pH<7，C正确；pH＝2的H2SO4溶液和pH＝2的HCl溶液中c(H＋)均为0.01 mol·L－1，则两溶液等体积混合后，溶液中c(H＋)仍为0.01 mol·L－1，故混合液的pH＝2，D正确。
二、非选择题(共30分)
11．(14分)某温度(T)下的溶液中，c(H＋)＝1.0×10－x mol·L－1，c(OH－)＝1.0×10－y mol·L－1，x与y的关系如图所示，请回答下列问题：
(1)此温度下，水的离子积Kw为________，则该温度T________25 ℃(填“>”“<”或“＝”)。
(2)在此温度下，向Ba(OH)2溶液中逐滴加入pH＝a的盐酸，测得混合溶液的部分pH如表所示。
假设溶液混合前后的体积不变，则a＝________，实验②所得溶液中由水电离产生的c(OH－)＝ ________mol·L－1。
(3)在此温度下，将0.1 mol·L－1的NaHSO4溶液与0.1 mol·L－1的Ba(OH)2溶液按下表中甲、乙、丙、丁不同方式混合：
①按丁方式混合后，所得溶液显________(填“酸”“碱”或“中”)性。
②写出按乙方式混合后，反应的离子方程式：________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
③按甲方式混合后，所得溶液的pH为________(混合时，忽略溶液体积的变化)。
答案 (1)1.0×10－12 > (2)4 1.0×10－7
(3)①中 ②Ba2＋＋OH－＋H＋＋SO===BaSO4↓＋H2O ③11
解析 (1)Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－(x＋y)，根据图像可知x＋
y＝12，故Kw＝1.0×10－12。根据温度越高，H2O的电离程度越大，Kw也越大，可知此时的T>25 ℃。
(2)此条件下，pH ＝6时溶液呈中性。根据表中实验①的数据可得c(OH－)＝1.0×10－4 mol·L－1，根据表中实验③的数据有22.00×10－3 L×1.0×10－4 mol·L－1＝22.00×10－3 L×1.0×10－a mol·L－1，可得a＝4，即pH＝4。实验②中，所得溶液pH＝7，Ba(OH)2过量，溶液呈碱性，由H2O电离产生的c(OH－)等于由水电离产生的c(H＋)，即由水电离产生的c(OH－)＝1.0×10－7 mol·L－1。
(3)①按丁方式混合时，Ba(OH)2提供的OH－与NaHSO4提供的H＋相等，混合后溶液呈中性。②按乙方式混合时，反应前：n(Ba2＋)＝1.0×10－3 mol，n(OH－)＝2.0×10－3 mol，n(H＋)＝n(SO)＝1.0×10－3 mol，实际反应的Ba2＋、OH－、H＋、SO均为1.0×10－3 mol，故反应的离子方程式为Ba2＋＋OH－＋H＋＋SO===BaSO4↓＋H2O。③按甲方式混合时，OH－过量，反应后溶液中c(OH－)＝ mol·L－1＝0.1 mol·L－1，c(H＋)＝1.0×10－11 mol·L－1，pH＝11。
12．(16分)(1)有一学生在实验室测某溶液的pH，实验时，他先用蒸馏水润湿pH试纸，然后用洁净干燥的玻璃棒蘸取试样进行检测：
①该学生的操作是________(填“正确的”或“错误的”)，其理由是______________________________________。
②若用此方法分别测定c(H＋)相等的盐酸和醋酸溶液的pH，误差较大的是________，原因是__________________________________ ______________________。
③该学生以上述方式测定下列溶液的pH，无误差的是( )
A．NaOH B．CH3COONa C．NaCl D．NaHSO4
(2)某温度时，测得0.01 mol·L－1的NaOH溶液的pH＝10。在此温度下，将0.01 mol·L－1的H2SO4溶液Va L与pH＝12的NaOH溶液Vb L混合，若所得混合液pH＝11，则Va∶Vb＝________。
(3)t ℃时，有pH＝2的稀硫酸和pH＝11的NaOH
溶液等体积混合后溶液呈中性，则该温度下水的离子积常数Kw＝________。
①该温度下(t ℃)，将100 mL 0.1 mol·L－1的稀H2SO4溶液与100 mL 0.4 mol·L－1的NaOH溶液混合后(溶液体积变化忽略不计)，溶液的pH＝____________。
②该温度下(t ℃)，1体积的稀硫酸和10体积的NaOH溶液混合后溶液呈中性，则稀硫酸的pH(pHa)与NaOH溶液的pH(pHb)的关系是________________。
答案 (1)①错误的 润湿后，稀释了原溶液，使其浓度减小，可能导致测量误差 ②盐酸 盐酸是强电解质，醋酸是弱电解质，在溶液中存在CH3COOH??CH3COO－＋H＋，稀释时平衡右移，继续电离出H＋，稀释时Δc(H＋)较小，ΔpH较小，故误差较小 ③C
(2)15∶2
(3)10－13 ①12 ②pHa＋pHb＝12
解析 (1)用pH试纸测定溶液酸碱性时，不能用水润湿。若润湿，会使待测液浓度减小，结果可能出现误差。但是用pH试纸测定中性溶液时，对结果一般没影响。
(2)溶液中c(OH－)＝10－2 mol·L－1、c(H＋)＝10－10 mol·L－1，所以Kw＝10－12，混合后溶液呈碱性，c(OH－)＝＝10－1 mol·L－1，Va∶Vb＝15∶2。
(3)t ℃时，有pH＝2的稀硫酸和pH＝11的NaOH溶液等体积混合后溶液呈中性，则0.01＝Kw/10－11，解得该温度下水的离子积常数Kw＝10－13。①硫酸和氢氧化钠的物质的量是0.01 mol和0.04 mol，则氢氧化钠是过量的，所以溶液中OH－浓度是(0.04 mol－0.02 mol)÷0.2 L＝0.1 mol·L－1，则溶液中氢离子浓度是1×10－12 mol·L－1，即pH＝12。②1体积的稀硫酸和10体积的NaOH溶液混合后溶液呈中性，则10－pHa＝10×10pHb－13，解得pHa＋pHb＝12。
