2021届一轮复习苏教版专题8第二单元　溶液的酸碱性学案（江苏专用）

2021届一轮复习苏教版专题8第二单元　溶液的酸碱性学案（江苏专用）

第二单元　溶液的酸碱性 学习任务1　水的电离 ‎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 ‎(1)表达式：Kw＝c(H＋)·c(OH－)。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。‎ ‎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。‎ ‎3．求算下列5种类型溶液中的c水(H＋)和c水(OH－)(25 ℃)。‎ ‎(1)pH＝2的H2SO4溶液，c水(H＋)＝__________，c水(OH－)＝____________。‎ ‎(2)pH＝10的NaOH溶液，c水(H＋)＝__________，c水(OH－)＝____________。　‎ ‎(3)pH＝2的NH4Cl溶液，c水(H＋)＝__________。‎ ‎(4)pH＝10的Na2CO3溶液，c水(OH－)＝__________________________________。‎ ‎(5)NaCl溶液中，c水(H＋)＝__________________，c水(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 ‎(5)10－7 mol·L－1　10－7mol·L－1‎ ‎ ‎(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cH2O(H＋)＝cH2O(OH－)。如酸性溶液中：[c酸(H＋)＋cH2O(H＋)]·cH2O(OH－)＝Kw；碱性溶液中：[c碱(OH－)＋cH2O(OH－)]·cH2O(H＋)＝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。 ‎ 提升一　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.(双选)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－)‎ C．图中T1>T2‎ D．XZ线上任意点均有pH＝7‎ 解析：选CD。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。‎ 提升二　水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算 ‎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c(H＋)＝10－14 mol·L－1；0.05 mol·L－1的Ba(OH)2 溶液中c(OH－)＝0.05 mol·L－1×2＝0.1 mol·L－1，根据Kw＝c(H＋)·c(OH－)可得，由水电离出的 c(H＋)＝10－13 mol·L－1；pH＝10的Na2S溶液中由水电离出的c(H＋)＝10－4 mol·L－1；pH＝5的NH4NO3溶液中由水电离出的c(H＋)＝10－5 mol·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，即选项A正确。‎ 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。 ‎ 学习任务2　溶液的酸碱性与pH ‎1．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。‎ ‎2．pH及其测量 ‎(1)计算公式：pH＝－lg__c(H＋)。‎ ‎(2)测量方法 ‎①pH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。‎ ‎②pH计测量法。‎ ‎(3)溶液的酸碱性与pH的关系 室温下：‎ ‎3．溶液pH的计算 ‎(1)计算公式：pH＝－lg__c(H＋)。‎ ‎(2)单一溶液pH的计算 ‎①强酸溶液，如HnA，设其浓度为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，设其浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝ mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg (nc)。‎ ‎(3)混合溶液pH的计算(忽略溶液混合时的体积变化)‎ ‎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－)＝。‎ ‎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的溶液可能呈中性，也可能呈酸性，应注意温度。‎ ‎(2)使用pH试纸测定溶液的pH时不能用蒸馏水润湿。‎ ‎(3)广范pH试纸只能测出pH的整数值。 ‎ 提升一　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，溶液呈酸性 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．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。‎ 提升二　溶液稀释后的pH计算 ‎3．(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) ‎4．(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 a7。‎ ‎(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。 ‎ 提升三　pH的拓展应用 ‎5．(双选)(2020·南京模拟)某温度下，向一定体积0.1 mol·L－1的氨水中逐滴加入等浓度的盐酸，溶液中pOH[pOH＝－lgc(OH－)]与pH的变化关系如图所示。下列说法不正确的是(　　)‎ A．M点和N点溶液中H2O的电离程度不同 B．Q点溶液中，c(NH)＋c(NH3·H2O)＝c(Cl－)‎ C．M点溶液的导电性小于Q点溶液的导电性 D．N点溶液加水稀释，变小 解析：选AB。由题图可知，M点碱过量，N点酸过量，M点溶液中氢氧根离子浓度与N点溶液中氢离子浓度相同，对水的电离抑制能力相同，故两点水的电离程度相同，A错误；Q点时pH＝pOH，说明溶液呈中性，根据电荷守恒：c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，则c(NH)＝c(Cl－)，B错误；M点溶液中主要溶质为一水合氨，为弱电解质，在溶液中部分电离，溶液中离子浓度较小，Q点溶液中溶质主要为氯化铵，为强电解质，溶液中离子浓度较大，故M点溶液的导电能力小于Q点，C正确；N点溶液中溶质是NH4Cl、HCl，加水稀释，Kh＝，温度不变，Kh不变，加水稀释氢离子浓度减小，所以变小，D正确。‎ ‎6．(2020·连云港模拟)若用AG表示溶液的酸度，AG的定义为AG＝lg。室温下实验室中用0.01 mol·L－1的氢氧化钠溶液滴定20.00 mL 0.01 mol·L－1醋酸，滴定过程如图所示，下列叙述正确的是(　　)‎ A．室温下，醋酸的电离平衡常数约为10－5‎ B．A点时加入氢氧化钠溶液的体积为20.00 mL C．若B点为40 mL，所得溶液中：c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)‎ D．从A到B，水的电离程度逐渐变大 解析：选A。室温下，醋酸的AG＝lg＝7，即＝107，而水的离子积Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝10－14，两式联立可知，c(H＋)＝10－3.5 mol·L－1，而在醋酸溶液中，c(CH3COO－)≈c(H＋)＝10－3.5 mol·L－1，故电离平衡常数Ka＝≈ ‎＝10－5，故A正确；A点的AG＝lg＝0，即＝1，即c(H＋)＝c(OH－)，溶液显中性，而当加入氢氧化钠溶液20.00 mL 时，氢氧化钠和醋酸恰好完全中和，得到醋酸钠溶液，溶液显碱性，故B错误；当B点加入NaOH溶液40 mL时，所得溶液为等浓度的CH3COONa和NaOH的混合溶液，根据物料守恒可知，c(Na＋)＝2[c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)]，故C错误；A点之后，当V(NaOH)＞20 mL时，水的电离受到抑制，电离程度会逐渐变小，D项错误。‎ 学习任务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。‎ ‎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 ‎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。‎ ‎3．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。‎ 酸式滴定管的查漏：向滴定管中装入一定体积的水，固定在滴定管夹上直立静置两分钟，观察有无水滴滴下，然后将活塞旋转180°，再静置两分钟，观察有无水滴滴下，若均不漏水，滴定管即可使用。‎ ‎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。‎ ‎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粉红色 ‎>10.0红色 一般不用石蕊做酸碱中和滴定的指示剂。‎ ‎5．误差分析 ‎(1)原理 依据c(标准)·V(标准)＝c(待测)·V(待测)可知，c(待测)＝，而c(标准)与V(待测)已确定，因此只要分析出不正确操作引起的V(标准)的变化，即可分析出其对测定结果的影响。V(标准)变大，则c(待测)偏高；V(标准)变小，则c(待测)偏低。‎ ‎(2)常见误差 以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液(酚酞做指示剂)为例，常见的因操作不正确而引起的误差如下表。‎ 步骤 操作 V(标准)‎ c(待测)‎ 洗涤 酸式滴定管未用标准酸溶液润洗 变大 偏高 碱式滴定管未用待测液润洗 变小 偏低 锥形瓶用待测液润洗 变大 偏高 锥形瓶洗净后还留有蒸馏水 不变 无影响 取液 取碱液的滴定管开始有气泡，读数时气泡消失 变小 偏低 滴定 酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失 变大 偏高 振荡锥形瓶时部分液体溅出 变小 偏低 部分酸液滴在锥形瓶外 变大 偏高 读数 酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或前仰后俯)‎ 变小 偏低 酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或前俯后仰)‎ 变大 偏高 ‎6.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，由于仰视视线向上倾斜，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，故读数偏大。‎ ‎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．(2018·浙江11月选考)(1)下列关于滴定分析，正确的是________。‎ A．图1中，应将凡士林涂在旋塞的a端和旋塞套内的c端 B．滴定前，锥形瓶和滴定管均须用标准溶液润洗 C．将标准溶液装入滴定管时，应借助烧杯或漏斗等玻璃仪器转移 D．滴定时，通常用左手控制旋塞滴加溶液，右手摇动锥形瓶，使溶液向同一方向旋转 E．滴定前滴定管尖嘴内无气泡，滴定后尖嘴内有气泡，则测得的体积比实际消耗的小 ‎(2)图2中显示滴定终点时的读数是________mL。‎ 解析：(1)A.酸式滴定管涂凡士林的方法为把酸式滴定管旋塞取出，将旋塞和旋塞套内擦干，然后分别在旋塞的大头表面上和旋塞套小口内壁周围均匀地涂一层薄薄的凡士林，然后把旋塞插入旋塞套内，向同一方向旋转使油膜在旋塞内均匀透明，且旋塞转动灵活。B.滴定管既需清洗干净，还需用标准溶液润洗，锥形瓶只需清洗干净，不能用标准溶液润洗。C.标准溶液转移至滴定管时，一定要用试剂瓶直接倾倒，决不可以借助其他仪器(如滴管、漏斗、烧杯等)完成。D.滴定操作时，左手控制旋塞滴加溶液，右手摇动锥形瓶，沿同一方向做圆周运动。E.滴定前无气泡，滴定后有气泡，则所测体积小于实际消耗体积。‎ ‎(2)滴定管从上往下进行读数，保留两位小数，所以答案为20.60。‎ 答案：(1)ADE　(2)20.60‎ ‎ ‎(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。 ‎ 提升一　酸碱中和滴定中指示剂的选择、操作及误差分析 ‎1．(指示剂的选择)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做指示剂 B．溶液呈中性，只能选用石蕊做指示剂 C．溶液呈碱性，可选用甲基橙或酚酞做指示剂 D．溶液呈碱性，只能选用酚酞做指示剂 解析：选D。NaOH溶液和CH3COOH溶液恰好完全反应时生成CH3COONa，CH3COO－水解显碱性，而酚酞的变色范围为8.2～10.0，比较接近。‎ 酸碱中和滴定中指示剂选择的基本原则 变色要灵敏，变色范围要小，变色范围尽量与滴定终点溶液的酸碱性一致。‎ ‎(1)强酸滴定强碱一般用甲基橙做指示剂，但用酚酞也可以。‎ ‎(2)滴定终点为碱性时，用酚酞做指示剂。‎ ‎(3)滴定终点为酸性时，用甲基橙做指示剂。 ‎ ‎2．(滴定操作)某研究小组为测定食用白醋中醋酸的含量进行如下操作，正确的是(　　)‎ A．用碱式滴定管量取一定体积的待测白醋放入锥形瓶中 B．称取4.0 g NaOH，放入1 000 mL容量瓶中，加水至刻度线，配成1.00 mol·L－1 NaOH标准溶液 C．用NaOH溶液滴定白醋，使用酚酞做指示剂，溶液颜色恰好由无色变为浅红色，且半分钟内不褪色时，为滴定终点 D．滴定时眼睛要注视滴定管内NaOH溶液的液面变化，防止滴定过量 解析：选C。量取白醋应用酸式滴定管，A错误；NaOH的溶解应在烧杯中完成，B错误；在酸碱中和滴定时眼睛要注视锥形瓶内溶液颜色的变化，D错误。‎ ‎3．(滴定误差分析)中和滴定过程中，容易引起误差的操作有以下几种，用“偏高”“偏低”或“无影响”填空。‎ ‎(1)请以“用已知浓度的盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液”为例。‎ ‎①仪器润洗 a．酸式滴定管未润洗就装标准液滴定，使滴定结果________。‎ b．锥形瓶用蒸馏水冲洗后，再用待测液润洗，使滴定结果________。‎ ‎②存在气泡 a．滴定前酸式滴定管尖嘴处有气泡未排出，滴定后气泡消失，使滴定结果________。‎ b．滴定管尖嘴部分滴定前无气泡，滴定终点有气泡，使滴定结果________。‎ ‎③读数操作 a．滴定前平视滴定管刻度线，滴定终点俯视刻度线，使滴定结果________。‎ b．滴定前仰视滴定管刻度线，滴定终点俯视刻度线，使滴定结果________。‎ ‎(2)指示剂选择 用盐酸滴定氨水，选用酚酞做指示剂，使滴定结果________。‎ ‎(3)存在杂质 ‎①用含NaCl杂质的NaOH配制成标准溶液来滴定盐酸，则测定的盐酸浓度将________。‎ ‎②用含Na2O杂质的NaOH配制成标准溶液来滴定盐酸，则测定的盐酸浓度将________。‎ 解析：(1)②a.体积数＝末读数－初读数。滴定管尖嘴部分滴定前有气泡，滴定终点无气泡，读取的体积数比实际消耗标准溶液的体积大，结果偏高。③仰视读数时，读取的体积数偏大，俯视读数时，读取的体积数偏小。(2)用盐酸滴定氨水，选用酚酞做指示剂，由于酚酞变色时，溶液呈碱性，盐酸不足，氨水有剩余，消耗盐酸的体积偏小，结果偏低。(3)①用含NaCl杂质的NaOH配制成标准溶液来滴定盐酸，由于NaCl不与盐酸反应，消耗的标准液体积增大，结果偏高。②用含Na2O杂质的NaOH配制成标准溶液来滴定盐酸，根据中和1 mol HCl所需Na2O质量为31 g，中和1 mol HCl所需NaOH质量为40 g，可知中和相同量盐酸时，所需含Na2O的NaOH的量比所需纯NaOH的量小，结果偏低。‎ 答案：(1)①a.偏高　b．偏高　②a.偏高　b．偏低 ‎③a.偏低　b．偏低　(2)偏低　(3)①偏高　②偏低 提升二　滴定曲线分析 ‎4．(双选)室温下，用0.1 mol·L－1 NaOH溶液分别滴定体积均为20 mL、浓度均为0.1 mol·L－1的HCl溶液和HX溶液，溶液的pH随加入NaOH溶液体积的变化如图所示，下列说法不正确的是(　　)‎ A．HX为弱酸 B．M点c(HX)－c(X－)c(HX)＝c(Cl－)>c(X－)‎ 解析：选BC。0.1 mol·L－1 HCl溶液是强酸溶液，HCl完全电离，所以溶液的pH＝1；而0.1 mol·L－1 HX溶液的pH>1说明HX是弱酸，A项正确；M点是等浓度的HX和NaX的混合溶液，溶液呈碱性，说明X－的水解程度大于HX的电离程度，所以M点c(HX)>c(X－)，根据电荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(X－)，结合物料守恒2c(Na＋)＝c(HX)＋c(X ‎－)可知，c(HX)－c(X－)＝2c(OH－)－2c(H＋)，所以c(HX)－c(X－)>c(OH－)－c(H＋)，B项错误；P点溶液中NaCl、HCl物质的量相等，N点为NaX溶液，且NaX物质的量为HCl的2倍，混合后为NaCl、NaX、HX混合溶液，且溶液中NaX与HX浓度相等，由于X－的水解程度大于HX的电离程度，呈碱性，C项错误；向N点的溶液中通入HCl至pH＝7，此时溶液中有HX、NaCl和NaX，其中HX的浓度大于NaX，根据电荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(X－)＋c(Cl－)，结合物料守恒c(Na＋)＝c(HX)＋c(X－)及溶液pH＝7可知，溶液中c(Na＋)>c(HX)＝c(Cl－)>c(X－)，D项正确。‎ ‎5．(2020·宿迁模拟)室温下，向a点(pH＝a)的20.00 mL 1.000 mol·L－1氨水中滴入1.000 mol·L－1盐酸，溶液pH和温度随加入盐酸体积的变化曲线如图所示。下列有关说法错误的是(　　)‎ A．将此氨水稀释，溶液的导电能力减弱 B．b点溶液中离子浓度大小可能存在：c(NH)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)‎ C．c点时消耗盐酸体积V(HCl)<20.00 mL D．a、d两点的溶液，水的离子积Kw(a)>Kw(d)‎ 解析：选D。加水稀释，氨水中NH、OH－浓度均减小，因而导电能力减弱，A项正确；b点氨水剩余，NH3·H2O的电离程度大于NH的水解程度，溶液显碱性，B项正确；c点呈中性，因而V(HCl)略小于20.00 mL，C项正确；d点对应的温度较高，其水的离子积常数较大，D项错误。‎ ‎1．强酸与强碱滴定过程中的pH曲线 ‎(以0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L－1盐酸为例)‎ ‎2．强酸(碱)滴定弱碱(酸)的pH曲线比较 氢氧化钠滴定等浓度、等体积的盐酸、醋酸的滴定曲线 盐酸滴定等浓度、等体积的氢氧化钠、氨水的滴定曲线 曲线起点不同：强碱滴定强酸、弱酸的曲线，强酸起点低；强酸滴定强碱、弱碱的曲线，强碱起点高 突跃点变化范围不同：强碱与强酸反应(强酸与强碱反应)的突跃点变化范围大于强碱与弱酸反应(强酸与弱碱反应)的突跃点变化范围 ‎　 ‎ ‎1.(2016·高考全国卷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(NH)＝c(Cl－)＝c(H＋)＝c(OH－)　‎ D．N点处的溶液中pH<12‎ 解析：选D。当恰好完全中和时，生成NH4Cl，而NH4Cl溶液呈酸性，酚酞的变色范围为pH＝8.2～10.0，甲基橙的变色范围为pH＝3.1～4.4，故应选甲基橙作为指示剂，A项错误；当V(盐酸)＝20.0 mL时，恰好完全反应，溶液呈酸性，B项错误；M点时由溶液中电荷守恒知，c(NH) ＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，298 K时，pH为7的溶液呈中性，即 c(H＋)＝c(OH－)，则c(NH)＝c(Cl－)，但c(NH)＝c(Cl－)≫c(H＋)＝c(OH－)，C项错误；该温度下，0.10 mol·L－1一元强碱溶液的pH＝13，若0.10 mol·L－1一元弱碱溶液的电离度为10%，则其pH＝12，而0.10 mol·L－1氨水的电离度小于10%，故溶液的pH<12，D项正确。‎ ‎2．(2018·高考全国卷Ⅱ)测定三草酸合铁酸钾{K3[Fe(C2O4)3]·3H2O}中铁的含量。‎ ‎(1)称量m g样品于锥形瓶中，溶解后加稀H2SO4酸化，用c mol·L－1 KMnO4溶液滴定至终点。滴定终点的现象是_______________________________________________。‎ ‎(2)向上述溶液中加入过量锌粉至反应完全后，过滤、洗涤，将滤液及洗涤液全部收集到锥形瓶中。加稀H2SO4酸化，用c mol·L－1 KMnO4溶液滴定至终点，消耗KMnO4 溶液V mL。该晶体中铁的质量分数的表达式为________。‎ 解析：(1)KMnO4能将样品溶液中的C2O氧化成CO2，达到滴定终点时，KMnO4稍过量 ‎，溶液中出现粉红色。(2)加入过量锌粉能将溶液中Fe3＋还原为Fe2＋，酸化后Fe2＋与KMnO4溶液反应，根据化合价变化可找出关系式为5Fe2＋～MnO，根据消耗KMnO4溶液的浓度和体积可知，溶液中n(Fe2＋)＝c mol·L－1×V×10－3 L×5＝5×10－3cV mol，则该晶体中铁元素的质量分数为×100%＝×100%。‎ 答案：(1)当滴入最后一滴KMnO4溶液，溶液变为粉红色，且半分钟内不变色　(2)×100%‎ ‎3．(2018·高考全国卷Ⅲ改编)称取1.200 0 g某硫代硫酸钠晶体(Na2S2O3·5H2O，M＝248 g·mol－1)，用100 mL容量瓶配成样品溶液。取0.009 50 mol·L－1的K2Cr2O7标准溶液20.00 mL，硫酸酸化后加入过量KI，发生反应：Cr2O＋6I－＋14H＋===3I2＋2Cr3＋＋7H2O。然后用硫代硫酸钠样品溶液滴定至淡黄绿色，发生反应：I2＋2S2O===S4O＋2I－。加入淀粉溶液作为指示剂，继续滴定，当溶液______________________，即为终点。平行滴定3次，样品溶液的平均用量为24.80 mL，则样品纯度为________%(保留1位小数)。‎ 解析：加入淀粉溶液做指示剂，淀粉遇I2变蓝色，加入的Na2S2O3样品与I2反应，当I2消耗完后，溶液蓝色褪去，且半分钟内不恢复原色即可说明达到滴定终点。根据题中反应可得关系式：Cr2O～3I2～6S2O，则1.200 0 g 样品中含有Na2S2O3·5H2O的质量＝××248 g·mol－1＝1.140 g，样品纯度＝×100%＝95.0%。‎ 答案：蓝色褪去，且半分钟内不恢复原色　95.0‎ 一、单项选择题 ‎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pH<8.2的溶液中酚酞均呈无色，B项不正确；常温下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，溶液可能不呈中性，D项不正确。‎ ‎2．现有两瓶温度分别为15 ℃和45 ℃，pH均为1的硫酸，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pH均为1、等体积两种溶液中和碱的能力均相同，两溶液中的c(H2SO4)基本相同。‎ ‎3．(2020·綦江模拟)常温下，将pH＝a的NaOH溶液与pH＝b的醋酸溶液等体积混合后，两者恰好完全反应，则该温度下醋酸的电离平衡常数约为(　　)‎ A．1014－a－2b　　　　　　　 B．10a＋b－14‎ C．10a－2b D．10a－2b＋14‎ 解析：选A。pH＝b的醋酸溶液中c(H＋)＝c(CH3COOO－)＝10－b mol/L，pH＝a的NaOH溶液中c(OH－)＝c(NaOH)＝10a－14 mol/L，将两者等体积混合，恰好完全反应，则说明醋酸的物质的量浓度等于NaOH的物质的量浓度，由题知二者等体积，故c(CH3COOH)＝10a－14 mol/L，故该温度下醋酸的电离平衡常数为1014－a－2b。‎ ‎4．(2020·苏州模拟)已知液氨的性质与水相似。T ℃时，NH3＋NH3NH＋NH，NH的平衡浓度为1×10－15 mol/L，则下列说法中正确的是(　　)‎ A．在此温度下液氨的离子积为1×10－17‎ B．在液氨中放入金属钠，可生成NaNH2‎ C．恒温下，在液氨中加入NH4Cl，可使液氨的离子积减小 D．降温，可使液氨电离平衡逆向移动，且c(NH)b>c，因此对应的c(NaOH)大小顺序是a>b>c，故B正确；C项，当V(NaOH)＝20.00 mL时，恰好达到反应终点，这时溶液显中性，所以3个体系中均满足c(Na＋)＝c(Cl－)，故C正确；D项，当V(NaOH)相同时，达到反应终点前，pH突跃最大的体系中的c(H＋)最大，达到反应终点后，pH突跃最大的体系中的c(H＋)最小，故D错误。‎ 二、不定项选择题 ‎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0.1 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AB。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项正确；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．(2020·南通模拟)25 ℃时，下列说法正确的是(　　)‎ A．pH＝12的NaOH溶液中，c(H＋)＝10－12 mol·L－1，将溶液稀释为原体积的10倍后c(H＋)＝ mol·L－1＝10－13 mol·L－1‎ B．pH＝3的CH3COOH溶液与pH＝11的NaOH溶液等体积混合后，因生成的CH3COONa水解，所以由水电离出的c(H＋)>10－7 mol·L－1‎ C．pH＝2的盐酸、pH＝2的醋酸溶液中由水电离出的c(H＋)均为10－12 mol·L－1‎ D．pH＝11和pH＝13的NaOH溶液等体积混合后，溶液中的c(H＋)＝ mol·L－1‎ 解析：选C。NaOH溶液中的H＋是由水电离产生的，当稀释时，NaOH溶液的浓度减小，对H2O电离的抑制程度减弱，因而c(H＋)＝10－12 mol·L－1×10＝10－11 mol·L－1，A错误；CH3COOH已电离出的H＋可将NaOH完全中和，而绝大多数的CH3COOH是没电离的，即CH3COOH过量，混合溶液呈酸性，对水的电离起抑制作用，B错误；pH＝11的NaOH溶液中c(OH－)＝10－3mol·L－1，pH＝13的NaOH溶液中c(OH－)＝10－1 mol·L－1，等体积混合后c(OH－)＝ mol·L－1≈5×10－2 mol·L－1，再结合水的离子积常数求得c(H＋)＝2×10－13 mol·L－1，D错误。‎ ‎9．下列有关中和滴定的说法正确的是(　　)‎ A．用25 mL滴定管进行中和滴定时，用去标准液的体积为21.7 mL B．用标准的KOH溶液滴定未知浓度的盐酸，配制标准溶液的固体KOH中有NaOH杂质，则结果偏低 C．用c1 mol/L酸性高锰酸钾溶液滴定V2 mL未知浓度的H2C2O4溶液至滴定终点，用去酸性高锰酸钾溶液体积为V1 mL，则H2C2O4溶液的浓度为mol/L D．用未知浓度的盐酸滴定已知浓度的NaOH溶液时，若读数时，滴定前仰视，滴定到终点后俯视，会导致测定结果偏低 解析：选B。A.滴定管的精确度为0.01 mL，故A错误；B.若配制标准溶液的固体KOH中有NaOH杂质，使KOH浓度偏高，滴定未知浓度的盐酸时，则使消耗标准液的体积偏小，使测得的盐酸浓度偏低，故B正确；C.酸性高锰酸钾溶液滴定未知浓度的H2C2O4溶液，发生反应：2KMnO4＋5H2C2O4＋3H2SO4===K2SO4＋2MnSO4＋10CO2↑＋8H2O，n(KMnO4)∶n(H2C2O4)＝2∶5，则H2C2O4溶液的浓度为 mol/L，故C错误；D.用未知浓度的盐酸滴定已知浓度的NaOH溶液时，若读数时，滴定前仰视，滴定到终点后俯视，‎ 使测得的盐酸溶液体积偏小，导致测定结果偏高，故D错误。‎ 三、非选择题 ‎10．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：(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 ‎11.Ⅰ.已知某温度下CH3COOH的电离常数Ka＝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 KOH溶液，其pH变化曲线如图所示(忽略温度变化)。请回答下列有关问题：(已知lg 4＝0.6)‎ ‎(1)a点溶液中c(H＋)为________，pH约为________。‎ ‎(2)a、b、c、d四点中水的电离程度最大的是________点，滴定过程中宜选用________做指示剂，滴定终点在________(填“c点以上”或“c点以下”)。‎ Ⅱ.(3)若向20 mL稀氨水中逐滴加入等浓度的盐酸，则下列变化趋势正确的是________(填字母)。‎ 解析：Ⅰ.(1)电离消耗的醋酸在计算醋酸的电离平衡浓度时可以忽略不计。由Ka＝得，c(H＋)≈ mol·L－1＝4×10－4 mol·L－1。(2)a点是醋酸溶液，b点是醋酸和少量CH3COOK的混合溶液，c点是CH3COOK和少量醋酸的混合溶液，d点是CH3COOK和KOH的混合溶液，酸、碱均能抑制水的电离，CH3COOK水解促进水的电离，所以c点溶液中水的电离程度最大。由于酸碱恰好完全反应时溶液显碱性，故应该选择在碱性范围内变色的指示剂酚酞。滴定终点应在c点以上。Ⅱ.(3)由于稀氨水显碱性，首先排除选项A和C；两者恰好反应时溶液显酸性，排除选项D。‎ 答案：Ⅰ.(1)4×10－4 mol·L－1　3.4　(2)c　酚酞　c点以上　Ⅱ.(3)B ‎12．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 ‎13．(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＋)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