2021届高考化学一轮复习第8章水溶液中的离子平衡第25讲水的电离和溶液的pH教学案新人教版

2021届高考化学一轮复习第8章水溶液中的离子平衡第25讲水的电离和溶液的pH教学案新人教版

第25讲　水的电离和溶液的pH 一、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＝10－14 (mol·L－1)2。‎ ‎(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．外界因素对水的电离平衡的影响 体系变化条件 平衡移动方向 Kw 水的电离程度 c(H＋)‎ c(OH－)‎ 升高温度 正 增大 增大 增大 增大 加HCl(aq)‎ 逆 不变 减小 增大 减小 加NaOH(s)‎ 逆 不变 减小 减小 增大 结论：‎ ‎(1)加热，促进水的电离，Kw增大。‎ ‎(2)加入酸或碱，抑制水的电离，Kw不变。‎ 二、溶液的酸碱性 ‎1．溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。‎ 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 - 25 -‎ ‎(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。‎ 注意　(1)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。‎ ‎(2)用广范pH试纸读出的pH只能是整数。‎ ‎②pH计测定：可精确测定溶液的pH。‎ 三、中和滴定 ‎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。‎ - 25 -‎ ‎(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排气泡：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 ‎(2)滴定过程 ‎(3)终点判断 - 25 -‎ ‎①滴入最后一滴，溶液颜色发生突变。‎ ‎②颜色突变后，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 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 ‎1.判断正误，正确的画“√”，错误的画“×”，并指明错因。‎ ‎(1)温度一定时，水的电离常数与水的离子积常数相等。(×)‎ 错因：Kw＝K电离·c(H2O)。‎ ‎(2)进行中和滴定实验时，滴定管、锥形瓶均用待测液润洗。(×)‎ 错因：进行中和滴定实验时，锥形瓶不能用待测液洗，否则会使测得结果偏高。‎ ‎(3)用蒸馏水润湿的pH试纸测溶液的pH，一定会使结果偏低。(×)‎ 错因：当待测液呈中性或酸性时，用湿润的pH试纸测的pH结果不会偏低。‎ ‎(4)用广范pH试纸测得某溶液的pH为3.4。(×)‎ 错因：广范pH试纸测得溶液的pH为整数值。‎ ‎(5)某溶液的c(H＋)＞10－7 mol·L－1，则该溶液呈酸性。(×)‎ 错因：当温度大于25 ℃时，纯水的c(H＋)>10－7 mol·L－1，呈中性。‎ ‎2．教材改编题 ‎(据人教选修四P52T6)常温下pH为3的稀盐酸，其中由水电离出的c(H＋)为(　　)‎ A．0.1 mol/L B．0.3 mol/L C．10－3 mol/L D．10－11 mol/L 答案　D 解析　稀盐酸中由HCl与H2O共同提供的c(H＋)＝10－3 mol/L，由Kw可知由水提供的H＋或OH－的浓度为＝10－11 mol/L。‎ - 25 -‎ 考点一　水的电离及水的离子积常数 ‎[解析]　由水的离子积的定义知两条曲线上任意点均有c(H＋)·c(OH－)＝Kw，A正确；由图中纵、横轴的大小可知M区域内任意点均有c(H＋)T1，C正确；XZ线上任意点都有c(H＋)＝c(OH－)，只有当c(H＋)＝10－7 mol·L－1时，才有pH＝7，D错误。‎ ‎[答案]　D ‎ ‎1．正确理解水的电离平衡曲线 ‎(1)曲线上的任意点的Kw都相同，即温度相同，c(H＋)·c(OH－)相同。‎ ‎(2)曲线外的任意点与曲线上任意点的Kw不同，即温度不同，Kw不同。‎ ‎(3)实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，改变酸碱性；实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定得改变温度。‎ ‎2．溶液中由水电离出的c(H＋)永远等于由水电离出的c(OH－)‎ ‎(1)酸溶液中：OH－全部来源于水的电离，c水(H＋)＝c溶液(OH－)。‎ ‎(2)碱溶液中：H＋全部来源于水的电离，c水(OH－)＝c溶液(H＋)。‎ 例如：室温下，pH＝3的盐酸，由水电离出的c水(H＋)＝c(OH－)＝ mol·L－1＝10－11 mol·L－1。‎ ‎3．酸或碱对水的电离均起抑制作用 ‎(1)只要酸的pH相等(不论强弱、不论几元)对水的抑制程度相等，碱也同理。‎ ‎(2)若酸溶液的c(H＋)与碱溶液的c(OH－)相等，则两种溶液中水的电离程度相等。‎ ‎1．(2019·泉州模拟)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 ℃‎ - 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　由蒸馏水中的c(H＋)＝10－6 mol·L－1可知，温度高于25 ℃，A正确；由于该温度下Kw＝10－12，所以，该温度下c(H＋)＝10－2 mol·L－1的NaHSO4溶液中水电离出的H＋浓度等于溶液中的OH－的浓度，等于＝10－10，B正确；NaHSO4电离出来的H＋抑制水的电离，C正确；取该溶液加水稀释100倍，溶液中的c(H＋)减小，c(OH－)增大，D错误。‎ ‎2．在不同温度下，水溶液中c(H＋)与c(OH－)的关系如图所示。下列有关说法中正确的是(　　)‎ A．若从a点到c点，可采用在水中加入酸的方法 B．b点对应的醋酸中由水电离出的c(H＋)＝10－6 mol·L－1‎ C．c点对应溶液的Kw大于d点对应溶液的Kw D．T ℃时，0.05 mol·L－1 Ba(OH)2溶液的pH＝11‎ 答案　D 解析　a点对应的c(H＋)和c(OH－)相等，c点对应的c(H＋)和c(OH－)也相等，溶液一定呈中性，从a点到c点，可以采用升温的方法，A错误；Kw只与温度有关，同温度下不同酸碱性溶液的Kw相同，a点和b点的Kw都是10－14，c点和d点的Kw都是10－12，酸和碱溶液都会抑制水的电离，酸溶液中由水电离出的c水(H＋)与溶液中的c(OH－)相等，即b点时c水(H＋)＝c(OH－)＝10－8 mol·L－1，B、C均错误；T ℃时，Kw＝10－12,0.05 mol·L－1Ba(OH)2溶液中c(H＋)＝10－11 mol·L－1，pH＝11，D正确。‎ 考点二　溶液酸碱性及pH计算 - 25 -‎ ‎[解析]　(1)pH＝12的NaOH溶液中，c(OH－)＝0.01 mol·L－1，pH＝11的NaOH溶液中，c(OH－)＝0.001 mol·L－1，设加入水的体积是V1,0.01 mol·L－1×0.1 L＝0.001 mol·L－1×(0.1＋V1)L，V1＝－0.1 L＝0.9 L＝900 mL。‎ ‎(2)pH＝12的NaOH溶液中c(OH－)＝0.01 mol·L－1，pH＝10的NaOH溶液中c(OH－)＝0.0001 mol·L－1，设加入pH＝10的NaOH溶液的体积是V2,0.01 mol·L－1×0.1 L＋0.0001 mol·L－1×V2＝0.001 mol·L－1×(0.1＋V2)，V2＝1 L＝1000 mL。‎ ‎(3)0.008 mol·L－1 HCl溶液中c(H＋)＝0.008 mol·L－1，设加入盐酸的体积为V3，‎ c(OH－)＝＝0.001 mol·L－1，解得：V3＝0.1 L＝100 mL。‎ ‎[答案]　(1)900　(2)1000　(3)100‎ ‎1．溶液酸碱性的判断规律 ‎(1)判断溶液酸碱性的依据是c(H＋)与c(OH－)的相对大小，若c(H＋)＝c(OH－)，则溶液呈中性。‎ ‎(2)pH＝7或c(H＋)＝10－7mol·L－1的溶液不一定呈中性，因水的电离平衡与温度有关。常温时，pH＝7呈中性；100 ℃时，pH＝6呈中性。‎ ‎(3)等浓度等体积一元酸与一元碱混合的溶液 中和反应 反应后所得溶液的酸碱性 强酸与强碱 中性 强酸与弱碱 酸性 弱酸与强碱 碱性 ‎(4)室温下，已知酸和碱pH之和的溶液等体积混合 ‎①两强混合 a．若pH之和等于14，则混合后溶液显中性，pH＝7。‎ b．若pH之和大于14，则混合后溶液显碱性，pH>7。‎ c．若pH之和小于14，则混合后溶液显酸性，pH<7。‎ - 25 -‎ ‎②一强一弱混合——“谁弱显谁性”‎ pH之和等于14时，一元强酸和一元弱碱等体积混合呈碱性；一元弱酸和一元强碱等体积混合呈酸性。‎ ‎2．溶液稀释的pH计算 ‎(1)pH＝a的酸 ‎(2)pH＝b的碱 注意　室温下，酸溶液稀释时，pH增大，但无论稀释多大倍数，pH只会无限接近于7，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只会无限接近于7，不会小于或等于7。‎ ‎3．混合溶液的pH计算 ‎(1)‎ ‎(2)两种强酸或两种强碱溶液的pH差值在2或2以上，等体积混合时混合液的pH：酸溶液的pH为pH小＋0.3，碱溶液的pH为pH大－0.3。‎ 如pH＝3和pH＝5的盐酸等体积混合后，pH＝3.3。pH＝9和pH＝11的烧碱溶液等体积混合后，pH＝10.7。‎ ‎3．T ℃时水的离子积常数为Kw，该温度下，将浓度为a mol·L－1的H2SO4与b mol·L－1的一元碱AOH等体积混合。则可判断溶液呈中性的是(　　)‎ A．混合溶液的pH＝7‎ B.c(SO)＝c(A＋)‎ C．混合溶液中c(H＋)·c(OH－)＝Kw D．混合溶液中c(OH－)＝ mol·L－1‎ - 25 -‎ 答案　D 解析　因温度不一定是25 ℃，故pH＝7时溶液不一定呈中性；由电荷守恒可知，当溶液呈中性时c(H＋)＝c(OH－)，即c(SO)＝c(A＋)；无论溶液呈酸性、中性还是碱性，混合溶液中总存在c(H＋)·c(OH－)＝Kw；混合溶液中c(OH－)＝ mol·L－1说明混合溶液中c(H＋)＝c(OH－)，则溶液一定呈中性。‎ ‎4．计算下列溶液的pH。‎ ‎(1)常温下，pH＝2的HCl与pH＝4的H2SO4溶液等体积混合后，溶液的pH＝________。‎ ‎(2)常温下，pH＝8的NaOH溶液与pH＝10的KOH溶液等体积混合后，溶液的pH＝________。‎ ‎(3)常温下，pH＝5的盐酸与pH＝9的NaOH溶液以体积比11∶9混合后，溶液的pH＝________。‎ ‎(4)常温下，将0.1 mol·L－1的盐酸与0.06 mol·L－1的Ba(OH)2溶液等体积混合后，溶液的pH＝________。‎ ‎(5)常温下，将0.02 mol·L－1的Ba(OH)2溶液100 mL和0.02 mol·L－1 NaHSO4溶液100 mL混合，忽略溶液体积变化，则混合后溶液的pH＝________。‎ ‎(6)室温下，取浓度相同的NaOH和HCl溶液，以3∶2体积比混合，所得溶液的pH＝12，则原溶液的浓度为________。‎ 答案　(1)2.3　(2)9.7　(3)6　(4)12　(5)12‎ ‎(6)0.05 mol·L－1‎ 解析　(1)pH＝2的HCl中，c(H＋)＝10－2 mol·L－1，pH＝4的H2SO4中，c(H＋)＝10－4 mol·L－1，两者等体积混合后，c(H＋)＝ mol·L－1≈＝0.005 mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)≈2.3。‎ ‎(2)pH＝8，c(OH－)＝10－6 mol·L－1，pH＝10，c(OH－)＝10－4 mol·L－1，两者等体积混合后，c(OH－)＝ mol·L－1≈ mol·L－1，c(H＋)＝2×10－10 mol·L－1，pH≈9.7。‎ ‎(3)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－1，两者以体积比11∶9混合，盐酸过量，c(H＋)＝ mol·L－1＝1×10－6 mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝6。‎ ‎(4)两者混合后碱过量，c(OH－)＝‎ ＝0.01 mol·L－1，c(H＋)＝1×10－12 mol·L－1，pH＝12。‎ - 25 -‎ ‎(5)两者混合后碱过量，c(OH－)＝‎ ‎＝0.01 mol·L－1，c(H＋)＝1×10－12 mol·L－1，pH＝12。‎ ‎(6)混合溶液的pH＝12，说明反应的NaOH过量，设原溶液的浓度为c，则＝0.01 mol·L－1，c＝0.05 mol·L－1。‎ 考点三　酸碱中和滴定 ‎[解析]　(1)盛装盐酸用酸式滴定管；运用c(H＋)·V(H＋)＝c(OH－)·V(OH－)，c(OH－)＝，消耗盐酸的体积取平均值，但要注意第2次数据和其他两次相差较大，应舍去。‎ ‎(2)c(OH－)＝，主要分析对V(H＋)的影响。①不影响V(H＋)，无影响；②V(H＋)偏小，结果偏低；③V(H＋)偏大，结果偏高；④V(H＋)偏小，结果偏低。‎ ‎[答案]　(1)酸　0.30　24.90　24.60　 ‎(2)①无影响　②偏低　③偏高　④偏低 ‎1．中和滴定的两个易错点 ‎(1)分清完全中和与恰好为中性 ‎①完全中和强调的是酸、碱恰好反应生成盐，根据酸碱的强弱不同，溶液可能为中性，也可能为酸性或碱性。‎ - 25 -‎ ‎②酸碱反应恰好为中性则强调的是反应后溶液为中性，而酸、碱不一定正好反应。可能酸不足，也可能酸过量，也可能恰好反应。这取决于酸碱的相对强弱。‎ ‎(2)酸碱中和滴定指示剂的选择 ‎①指示剂的变色点与滴定终点的pH越接近越好。‎ ‎②指示剂在滴定终点时颜色变化明显，指示准确。‎ ‎③石蕊的“红色→紫色”“紫色→蓝色”的颜色变化不够明显，所以石蕊不能作为酸碱中和反应的指示剂。‎ ‎2．酸碱中和滴定中常见误差分析 ‎(1)误差分析的方法 依据原理c(标准)·V(标准)＝c(待测)·V(待测)，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。‎ ‎(2)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：‎ 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 偏高 碱式滴定管未用待测溶液润洗 变小 偏低 锥形瓶用待测溶液润洗 变大 偏高 锥形瓶洗净后还留有蒸馏水 不变 无影响 取液 放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失 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 部分酸液滴出锥形瓶外 变大 偏高 溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后反加一滴NaOH溶液无变化 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 - 25 -‎ ‎5．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－1 NaOH溶液滴定未知浓度的CH3COOH溶液，恰好完全反应时，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。‎ ‎6．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________________，直到加入最后一滴盐酸后，溶液由黄色变为橙色，并__________________________。‎ ‎(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)某学生根据3次实验分别记录有关数据如下表：‎ 滴定次数 待测NaOH溶液的体积/mL ‎0.1000 mol·L－1盐酸的体积/mL 滴定前刻度 滴定后刻度 溶液体积/mL 第一次 ‎25.00‎ ‎0.00‎ ‎26.11‎ ‎26.11‎ 第二次 ‎25.00‎ ‎1.56‎ ‎30.30‎ ‎28.74‎ 第三次 ‎25.00‎ ‎0.22‎ ‎26.31‎ ‎26.09‎ 则该NaOH溶液的物质的量浓度为________mol·L－1。‎ 答案　(1)锥形瓶中溶液颜色变化　在半分钟内不变色 ‎(2)D　(3)0.1044‎ 解析　在求c(NaOH)和进行误差分析时应依据公式：c(NaOH)＝ - 25 -‎ ‎。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)。‎ ‎(3)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。‎ 考点四　酸碱中和滴定曲线分析 ‎[解析]　加水稀释，氨水中NH、OH－浓度均减小，因而导电能力减弱，A正确；b点氨水剩余，NH3·H2O的电离程度大于NH水解程度，溶液显碱性，B正确：c点呈中性，因而V(HCl)略小于20.00 mL，C正确；d点对应的温度较高，其水的离子积常数较大，D错误。‎ ‎[答案]　D ‎1．滴定曲线分析的方法 ‎(1)分析步骤：首先看纵坐标，搞清楚是酸加入碱中，还是碱加入酸中；其次看起点，起点可以看出酸性或碱性的强弱，这在判断滴定终点时至关重要；再次找滴定终点和pH＝7的中性点，判断滴定终点的酸碱性，然后确定中性点(pH＝7)的位置；最后分析其他的特殊点(如滴定一半点，过量一半点等)，分析酸、碱过量情况。‎ ‎(2)滴定过程中的定量关系：①电荷守恒关系在任何时候均存在；②物料守恒可以根据加入酸的物质的量和加入碱的物质的量进行确定，但不一定为等量关系。‎ ‎2．常见的中和滴定过程中的pH曲线 ‎(1)图示强酸与强碱滴定过程中pH曲线 ‎(以0.1000 mol·L－1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.1000 mol·L－1盐酸为例)‎ - 25 -‎ ‎(2)强碱滴定强酸、弱酸与强酸滴定强碱、弱碱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)‎ 特别提醒　恰好中和＝酸碱恰好完全反应≠滴定终点≠溶液呈中性。‎ ‎7．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 - 25 -‎ 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项，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＋)，错误；B项，b点对应的溶液中MOH未完全反应，溶液呈碱性，错误；C项，c点对应的溶液显中性，c(H＋)＝c(OH－)，错误；D项，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，正确。‎ ‎8．25 ℃时，往HA溶液中滴加NaOH溶液，溶液中HA和A－二者中各自所占的物质的量分数(α)随溶液pH变化的关系如图所示。下列说法正确的是(　　)‎ A．在pH＝5的溶液中，c(A－)＝c(HA)，c(OH－)＝c(H＋)‎ B．pH＝7的溶液中，α(HA)＝0，α(A－)＝1.0‎ C．25 ℃时，Ka(HA)＝1×10－5‎ D．pH＝5时，溶液中水电离产生的c(H＋)＝1×10－5 mol·L－1‎ 答案　C 解析　25 ℃时，pH＝5的溶液呈酸性，c(H＋)＞c(OH－)，A错误；HA溶液中含HA分子，说明HA为弱酸，根据题意，pH＝7的溶液应该为HA和NaA的混合液，α(HA)≠0，B错误；25 ℃时，根据图像信息，pH＝5时，c(HA)＝c(A－)，Ka＝＝c(H＋)＝1×10－5，C正确；pH＝5时为HA和NaA的混合溶液，存在三个平衡：HAH＋＋A－，H2OH＋＋OH－，A－＋H2OHA＋OH－，可以看出溶液中c(H＋)来自水和HA的电离，而c(OH－)完全来自水，则溶液中的水电离产生的c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－9 mol·L－1，D错误。‎ ‎ 中和滴定的拓展应用 中和滴定操作不仅适用于酸碱中和反应，也可以迁移应用于氧化还原反应及沉淀反应。‎ ‎ ‎ ‎(1)原理：以氧化剂(或还原剂)为滴定剂，直接滴定一些具有还原性(或氧化性)的物质。‎ ‎(2)实例 ‎①酸性KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液 原理 ‎2MnO＋6H＋＋5H2C2O4===10CO2↑＋2Mn2＋＋8H2O - 25 -‎ 指示剂 酸性KMnO4溶液本身呈紫色，不用另外选择指示剂 终点判断 当滴入最后一滴酸性KMnO4溶液后，溶液由无色变为紫色，且半分钟内不褪色，说明到达滴定终点 ‎②Na2S2O3溶液滴定碘液 原理 ‎2Na2S2O3＋I2===Na2S4O6＋2NaI 指示剂 用淀粉作指示剂 终点 判断 当滴入最后一滴Na2S2O3溶液后，溶液的蓝色褪去，且半分钟内不恢复原色，说明到达滴定终点 ‎[解析]　(3)①高锰酸钾氧化草酸根离子而自身被还原，达到滴定终点时高锰酸钾不再被还原，故溶液变紫色。‎ ‎②铜把铁离子还原为亚铁离子，酸性高锰酸钾溶液又把亚铁离子氧化为铁离子。反应中消耗高锰酸钾0.001cV mol，Mn元素化合价从＋7价降低到＋2价，所以根据得失电子守恒可知铁离子的物质的量是0.005cV mol，则该晶体中铁的质量分数的表达式为×100%＝×100%。‎ ‎[答案]　(3)①溶液变紫色且半分钟内不恢复原色 ‎②×100%‎ ‎[体验1]　(2018·天津高考节选)Ⅱ.NOx含量的测定 将V L气样通入适量酸化的H2O2溶液中，使NOx完全被氧化为NO，加水稀释至100.00 mL。量取20.00 mL该溶液，加入V1 mL c1 mol·L－1 FeSO4标准溶液(过量)，充分反应后，用c2 mol·L－1 K2Cr2O7标准溶液滴定剩余的Fe2＋，终点时消耗V2 mL。‎ ‎(5)NO被H2O2氧化为NO的离子方程式是________________________。‎ - 25 -‎ ‎(6)滴定操作使用的玻璃仪器主要有________________。‎ ‎(7)滴定过程中发生下列反应：‎ ‎3Fe2＋＋NO＋4H＋===NO↑＋3Fe3＋＋2H2O Cr2O＋6Fe2＋＋14H＋===2Cr3＋＋6Fe3＋＋7H2O 则气样中NOx折合成NO2的含量为________________mg·m－3。‎ ‎(8)若FeSO4标准溶液部分变质，会使测定结果________(填“偏高”“偏低”或“无影响”)。‎ 答案　Ⅱ.(5)2NO＋3H2O2===2H＋＋2NO＋2H2O ‎(6)锥形瓶、酸式滴定管　(7)×104　(8)偏高 解析　Ⅱ.(7)用c2 mol·L－1 K2Cr2O7标准溶液滴定剩余的Fe2＋，终点时消耗V2 mL，此时加入的Cr2O为c2V2×10－3 mol；所以过量的Fe2＋为6c2V2×10－3 mol；则与硝酸根离子反应的Fe2＋为(c1V1×10－3－6c2V2×10－3) mol；所以硝酸根离子为(c1V1×10－3－6c2V2×10－3)÷3 mol；根据氮原子守恒，硝酸根离子与NO2的物质的量相等。考虑到配制100 mL溶液取出来20 mL进行实验，所以NO2为5(c1V1×10－3－6c2V2×10－3)÷3 mol，质量为46×5(c1V1×10－3－6c2V2×10－3)÷3 g，即230(c1V1－6c2V2)÷3 mg。这些NO2是V L气体中含有的，所以含量为230(c1V1－6c2V2)÷3V mg·L－1，即为1000×230(c1V1－6c2V2)÷3V mg·m－3。‎ ‎(8)若FeSO4标准溶液部分变质，一定是部分Fe2＋被空气中的氧气氧化，计算时仍然认为这部分被氧化的Fe2＋是被硝酸根离子氧化的，所以测定结果偏高。‎ ‎ ‎ ‎(1)定义 沉淀滴定是利用沉淀反应进行定量分析的方法。生成沉淀的反应很多，但符合定量分析条件的却很少，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－的浓度。‎ ‎(2)沉淀滴定原理(以溶液中Cl－含量的测定为例)‎ 以铬酸钾为指示剂，在中性或弱碱性介质中，用硝酸银标准溶液测定卤素化合物含量。‎ Ag＋＋Cl－===AgCl↓(白色)　Ksp(AgCl)＝2×10－10‎ ‎2Ag＋＋CrO===Ag2CrO4(砖红色)‎ Ksp(Ag2CrO4)＝1.12×10－12‎ 因为AgCl和Ag2CrO4的溶度积不同，因而发生分级沉淀，当AgCl沉淀完全后，稍过量的AgNO3标准溶液与K2CrO4指示剂反应生成Ag2CrO4沉淀(砖红色)。‎ - 25 -‎ ‎[解析]　(1)滴定时发生的离子反应为SCN－＋Ag＋===AgSCN↓，以Fe(NO3)3为指示剂，SCN－与Fe3＋反应使溶液呈红色。当滴入最后一滴AgNO3溶液时，红色恰好褪去，且半分钟内颜色不恢复，即为终点。‎ ‎(2)20.00 mL 0.1000 mol/L AgNO3溶液中，n(Ag＋)＝0.1000 mol/L×0.02 L＝0.002 mol，根据滴定时发生的离子反应为SCN－＋Ag＋===AgSCN↓，可知20.00 mL中n(SCN－)＝0.002 mol，则1000 mL中n(SCN－)为0.1 mol，KSCN的质量分数为97.0 g/mol×0.1 mol÷10 g×100%＝97.0%。‎ ‎[答案]　(1)当滴入最后一滴AgNO3溶液时，红色恰好褪去，且半分钟内颜色不恢复 ‎(2)97.0%‎ ‎[体验2]　亚硝酰氯(ClNO)纯度的测定 已知ClNO的沸点为－5.5 ℃，遇水生成一种氢化物和两种氧化物。取实验室制得的亚硝酰氯液体m g溶于水，配制成250 mL溶液；取出25.00 mL，以K2CrO4溶液为指示剂，用c mol/L AgNO3标准溶液滴定至终点，消耗标准溶液的体积为22.50 mL。(已知：Ag2CrO4为砖红色固体)‎ ‎(1)亚硝酰氯(ClNO)与水反应的化学方程式为____________________。‎ ‎(2)亚硝酰氯(ClNO)的质量分数为________(用代数式表示即可)。‎ 答案　(1)2ClNO＋H2O===2HCl＋NO↑＋NO2↑‎ ‎(2)×100%‎ 解析　(2)根据2ClNO＋H2O===2HCl＋NO↑＋NO2↑和HCl＋AgNO3===AgCl↓＋HNO3得关系式ClNO～HCl～AgNO3，则消耗的AgNO3的物质的量即25.00 mL溶液中ClNO的物质的量，亚硝酰氯(ClNO)的质量分数为×100%，化简可得×100%。‎ - 25 -‎ ‎　　建议用时：40分钟　　　满分：100分 一、选择题(每题6分，共72分)‎ ‎1．水中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 答案　D 解析　NaHSO4在溶液中电离出H＋，抑制水的电离；KF在水溶液中电离出的F－结合水电离出的H＋生成弱酸HF而发生水解；KAl(SO4)2在溶液中电离出的Al3＋与水电离出的OH－结合生成Al(OH)3而发生水解，所以F－和Al3＋均促进水的电离；HI是强酸，I－不水解，对水的电离平衡不影响。‎ ‎2．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，则下列叙述正确的是(　　)‎ A．c(H＋)随温度的升高而降低 B．35 ℃时，c(H＋)>c(OH－)‎ C．溶液pH：pH(35 ℃)>pH(25 ℃)‎ D．35 ℃时已电离的水的浓度约为1.45×10－7 mol·L－1‎ 答案　D 解析　由两种温度下水的离子积常数值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；已电离的水的浓度与电离生成的c(H＋)及c(OH－)相等，利用水的离子积常数可判断D正确。‎ ‎3．在25 ℃时，某稀溶液中由水电离产生的H＋浓度为1×10－13 mol·L－1，下列有关该溶液的叙述，正确的是(　　)‎ A．该溶液可能呈酸性 B．该溶液一定呈碱性 C．该溶液的pH一定是1‎ D．该溶液的pH不可能为13‎ 答案　A 解析　25 ℃时，由水电离产生的c(H＋)＝1×10－13 mol·L－1，溶液可能显酸性，pH＝1，可能显碱性，pH＝13。‎ ‎4．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(　　)‎ - 25 -‎ 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。‎ ‎5．下列实验操作，对实验结果不会产生影响的是(　　)‎ A．用酸碱中和滴定法测待测液浓度时，装标准液的滴定管用水洗后未用标准液润洗 B．用酸碱中和滴定法测待测液浓度时，装待测液的锥形瓶用水洗后用待测液润洗2～3次 C．测定中和反应的反应热时，将碱溶液缓慢倒入酸溶液中 D．用蒸馏水润湿的pH试纸测定硫酸钠溶液的pH 答案　D 解析　滴定管用蒸馏水洗后未用标准液润洗就装标准液滴定，标准液浓度偏小，造成V(标准)偏大，可以知道c(待测)偏大，故A错误；用待测液润洗锥形瓶，则待测液的物质的量增大，造成V(标准)偏大，可以知道c(待测)偏大，故B错误；测定中和反应的反应热时，将碱缓慢倒入酸中，导致热量损失过大，所测温度值偏小，故C错误；pH试纸湿润后，若测定中性溶液，不影响结果，所以D正确。‎ ‎6．一定温度下，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 答案　C - 25 -‎ 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FeCl3，Fe3＋水解溶液呈酸性，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。‎ ‎7．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(　　)‎ A．a＝b B．混合溶液的pH＝7‎ C．混合溶液中，c(H＋)＝ mol·L－1‎ D．混合溶液中，c(H＋)＋c(B＋)＝c(OH－)＋c(A－)‎ 答案　C 解析　判断溶液呈中性的依据是溶液中c(H＋)＝c(OH－)。混合溶液中c(H＋)＝ mol·L－1，则c(H＋)＝c(OH－)，可判定该溶液呈中性。‎ ‎8．液氨与纯水相似，也存在着微弱的电离：2NH3NH＋NH，据此判断以下叙述中错误的是(　　)‎ A．NH3、NH、NH的电子数相等，化学性质也相同 B．一定温度下，液氨中c(NH)·c(NH)是一个常数 C．液氨的电离达到平衡时c(NH3)≠c(NH)＝c(NH)‎ D．加入其他物质，可能不变 答案　A 解析　NH3、NH、NH均含有10个电子，由于三种粒子的电性不同，则其化学性质不同，A错误；类似于水的离子积常数Kw＝c(H＋)·c(OH－)，液氨的离子积常数K＝c(NH)·c(NH)，只与温度有关，温度一定时，c(NH)·c(NH)为定值，是一个常数，B正确；液氨与纯水相似，存在着微弱的电离，故达到电离平衡时c(NH)＝c(NH)T2‎ B．图中五点Kw间的关系：B>C>A＝D＝E C．曲线a、b均代表纯水的电离情况 D．若处在B点时，将pH＝2的硫酸溶液与pH＝12的KOH溶液等体积混合后，溶液显碱性 答案　C 解析　由图像可知，A点在T2时的曲线上，而B点在T1时的曲线上，因为A、B点水电离产生的氢离子与氢氧根离子的浓度相等，所以是纯水的电离，B点的电离程度大于A点，所以温度T1>T2，故A正确；由图像可知，A、E、D都是T2时曲线上的点，Kw只与温度有关，温度相同时Kw相同，温度升高，促进水的电离，Kw增大，则B>A＝D＝E，由C点c(OH－)·c(H＋)可知，C点的Kw大于A点小于B点，则B>C>A＝D＝E，故B正确；由E和D点c(H＋)≠c(OH－)可知其不是纯水的电离，故C错误；B点时，Kw＝1×10－12，pH＝2的硫酸中c(H＋)＝0.01 mol·L－1，与pH＝12的KOH溶液中c(OH－)＝1 mol·L－1‎ - 25 -‎ 等体积混合后，溶液显碱性，故D正确。‎ ‎12．(2018·深圳一调)常温下，浓度均为0.1 mol·L－1、体积均为100 mL的两种一元酸HX、HY的溶液中，分别加入NaOH固体，lg随加入NaOH的物质的量的变化如图所示。下列叙述正确的是(　　)‎ A．HX的酸性弱于HY B．a点由水电离出的c(H＋)＝10－12 mol·L－1‎ C．c点溶液中：c(Y－)>c(HY)‎ D．b点时酸碱恰好完全反应 答案　C 解析　根据题图知，0.1 mol·L－1 HX溶液的lg＝12，则c(H＋)＝0.1 mol·L－1，HX为强酸，同理可推知，HY为弱酸，A错误；a点HX溶液中c(H＋)＝0.1 mol·L－1，由水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－13 mol·L－1，B错误；c点时加入n(NaOH)＝0.005 mol，此时得到等物质的量浓度的HY和NaY的混合溶液，lg＝6，则c(H＋)＝10－4 mol·L－1，溶液呈酸性，说明HY的电离程度大于NaY的水解程度，故c(Y－)>c(HY)，C正确；b点时n(NaOH)＝0.008 mol，而n(HY)＝0.01 mol，故HY过量，D错误。‎ 二、非选择题(共28分)‎ ‎13．(2017·天津高考)(14分)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 0.1000 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＋‎ - 25 -‎ ‎，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________。‎ 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　(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－)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－)偏高。‎ ‎14．(14分)已知水在25 ℃和95 ℃时，其电离平衡曲线如图所示：‎ - 25 -‎ ‎(1)25 ℃时水的电离平衡曲线应为________(填“A”或“B”)。‎ ‎(2)25 ℃时，将pH＝9的NaOH溶液与pH＝4的盐酸混合，若所得混合溶液的pH＝7，则NaOH溶液与盐酸溶液的体积比为________。‎ ‎(3)95 ℃时，若100体积pH＝a的某强酸溶液与1体积pH＝b的某强碱溶液混合后溶液呈中性，则混合前，a与b之间应满足的关系是________。‎ ‎(4)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)。‎ 答案　(1)A　(2)10∶1　(3)a＋b＝14‎ ‎(4)①1　②0.1　③10x＋y－14‎ 解析　(1)温度越高，水的电离程度越大，25 ℃时对应曲线为A。‎ ‎(2)pH＝7说明n(H＋)＝n(OH－)，即10－5 V1＝10－4 V2，故V1∶V2＝10∶1。‎ ‎(3)100×10－a＝1×10－12＋b，故a＋b＝14。‎ ‎(4)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。‎ - 25 -‎