通用版高考化学微一轮复习水的电离及溶液的酸碱性学案20180510245
第27讲 水的电离及溶液的酸碱性
考纲要求
1.了解水的电离，离子积常数。
2.了解溶液pH的定义。了解测定溶液pH的方法。能进行pH的简单计算。
考点一 水的电离
1．水的电离方程式
H2O＋H2OH3O＋＋OH－，可简写为H2OH＋＋OH－。
2．水的离子积常数
(1)表达式：Kw＝c(H＋)·c(OH－)
(2)数值：室温下，纯水中c(H＋)＝1.0×10－7_mol·L－1，c(OH－)＝1.0×10－7_mol·L－1，Kw＝1.0×10－14。
(3)影响因素：只与温度有关，升高温度，Kw增大。
(4)适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质溶液。
【感悟测评】
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)×
1．影响水电离平衡的因素
2.水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算(25 ℃时)
(1)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7 mol/L。
(2)溶质为酸的溶液
H＋来源于酸电离和水电离，而OH－只来源于水。
如计算pH＝2的盐酸中水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12 mol/L。
(3)溶质为碱的溶液
OH－来源于碱电离和水电离，而H＋只来源于水。如pH＝12的NaOH溶液中，水电离产生的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12 mol/L。
(4)水解呈酸性或碱性的盐溶液
H＋和OH－均由水电离产生。
如pH＝2的NH4Cl溶液中由水电离出的c(H＋)＝10－2 mol/L；
pH＝12的Na2CO3溶液中由水电离出的c(OH－)＝10－2 mol/L。
考向一 影响水的电离平衡的因素及其结果判断
1．(2019·普兰店市模拟)等物质的量浓度的下列五种溶液：
①CH3COOH ②(NH4)2CO3 ③NaOH ④Ba(OH)2
溶液中水的电离程度由大到小排列是( )
A．②＞①＞③＞④ B.①＞③＞④＞②
C．②＞③＞①＞④ D.②＞③＞④＞①
解析：①CH3COOH、③NaOH、④Ba(OH)2均抑制H2O的电离，②(NH4)2CO3中NH和CO均促进H2O的电离，故②中H2O的电离程度最大，B错误，若四种溶液的物质的量浓度均为c，则①中c(H＋)
③>①，即水的电离程度：①>③>④，因此A正确，C、D错误。
答案：A
2．(2019·韶关模拟)已知NaHSO4在水中的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。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
解析：此温度下Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10－6×1×10－6＝1×10－12，说明该温度下促进了水的电离，故该温度高于25 ℃，A正确；由c(H＋)水＝c(OH－)＝Kw/c(H＋)＝1×10－10 mol·L－1，B正确；NaHSO4属于强酸的酸式盐，抑制水的电离，C正确；稀释后，溶液中c(H＋)减小，但水的离子积不变，故溶液中的c(OH－)增大，D不正确。
答案：D
【题后悟道】 外界条件对水电离的影响
考向二 水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算
3．(2019·重庆一中月考)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，发生电离的水的物质的量之比是( )
A．1∶10∶1010∶109 B.1∶5∶5×109∶5×108
C．1∶20∶1010∶109 D.1∶10∶104∶109
解析：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－)＝1.0×10－14，则由水电离出的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发生电离的水的物质的量之比为10－14∶10－13∶10－4∶10－5＝1∶10∶1010∶109，即选项A正确。
答案：A
4．(2019·辽宁模拟)常温下某溶液中由水电离产生的c(H＋)＝1×10－5 mol·L－1，则下列叙述正确的是( )
A．pH一定为5 B.一定是酸溶液
C．可能是强酸的酸式盐溶液 D.pH可能为9
解析：常温下某溶液中由水电离产生的c(H＋)＝1×10－5 mol·L－1，可能是能水解的盐的溶液，促进了水的电离，故pH可能是5，也可能是9，A错误、D正确；酸或强酸的酸式盐溶液都抑制水的电离，B、C错误。
答案：D
【题后悟道】 水电离的c(H＋)或c(OH－)的计算技巧(25 ℃时)
(1)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7 mol·L－1。
(2)酸或碱抑制水的电离，水电离出的c(H＋)＝c(OH－)<10－7 mol·L－1，当溶液为碱溶液时，溶液中的c(H＋)就是水电离出的c(H＋)或c(OH－)；当溶液为酸溶液时，溶液中 c(OH－)即为水电离的c(H＋)或 c(OH－)。
(3)可水解的盐促进水的电离，水电离的c(H＋)＝c(OH－)>10－7 mol·L－1。若给出的c(H＋)>10－7 mol·L－1，即为水电离的c(H＋)或c(OH－)；若给出的c(H＋)<10－7 mol·L－1，就用10－14除以这个浓度即得水电离的c(OH－)或c(H＋)。
考点二 溶液的酸碱性和pH
1．溶液的酸碱性
溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)与c(OH－)的相对大小
溶液酸碱性
c(H＋)与c(OH－
室温下
)的关系 c(H＋)
c(H＋)
pH
Kw
中性
c(H＋)＝c(OH－)
c(H＋)＝10－7_mol/L
＝7
10－14
酸性
c(H＋) >c(OH－)
c(H＋)>10－7 mol/L
<7
碱性
c(H＋)7
2.pH
(1)定义：pH＝－lg_c(H＋)。
(2)适用范围：通常应用于c(H＋)、c(OH－)都较小的稀溶液，小于1 mol/L。
(3)表示意义：溶液酸性越强，c(H＋)越大，pH越小；溶液碱性越强，c(H＋)越小，pH越大。
3．pH的测定
(1)用pH试纸测定，撕下一小片pH试纸放在表面皿或玻璃片上，用玻璃棒蘸取待测液点在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。
(2)用pH计测定：可精确测量溶液的pH。
4．常用酸碱指示剂及其变色范围
指示剂
变色范围(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
【多维思考】
1．pH＝7的溶液一定是中性溶液吗？
提示：pH＝7的溶液，不一定是中性溶液。因为温度不同，水的离子积不同，如100 ℃时，pH＝6的溶液为中性溶液，pH＝7时为碱性溶液。
2．用pH试纸测pH时应注意什么问题？记录数据时又要注意什么？是否可用pH试纸测定氯水的pH?
提示：pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则待测液因被稀释可能产生误差；用pH试纸读出的pH只能是整数；不能用pH试纸测定氯水的pH，因为氯水呈现强氧化性(漂白性)。
1．酸、碱溶液pH的计算
(1)强酸溶液，如HnA设浓度为c mol/L，c(H＋)＝nc mol/L，pH＝－lg c(H＋)＝－lg (nc)。
(2)强碱溶液，如B(OH)n设浓度为c mol/L，c(OH－)＝nc mol/L，则c(H＋)＝ mol/L，故pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg (nc)。
2．酸、碱混合pH的计算
(1)两强酸混合：c混(H＋)＝
(2)两强碱混合：c混(OH－)＝
(3)强酸、强碱混合
酸过量：c混(H＋)＝
碱过量：c混(OH－)＝
3．pH和等于14的酸碱混合问题的判断与计算
pH和等于14的意义：酸溶液中的氢离子浓度等于碱溶液中的氢氧根离子的浓度。
(1)已知酸、碱溶液的pH之和为14，则等体积混合时：
pH＝7
pH>7
pH<7
(2)已知酸、碱溶液的pH之和为14，若混合后溶液的pH为7，则溶液呈中性。
―→V酸∶V碱＝1∶1
―→V酸∶V碱>1∶1
―→V酸∶V碱<1∶1
考向一 溶液混合后酸碱性的判断
1．(2019·山西大同一中月考)在室温下等体积的酸和碱的溶液，混合后pH一定小于7的是( )
A．pH＝3的硝酸跟pH＝11的氢氧化钾溶液
B．pH＝3的盐酸跟pH＝11的氨水
C．pH＝3的硫酸跟pH＝11的氢氧化钠溶液
D．pH＝3的醋酸跟pH＝11的氢氧化钡溶液
解析：pH＝3的硝酸中c(H＋)＝1×10－3 mol/L，pH＝11的氢氧化钾溶液中c(OH－)＝1×10－3 mol/L，在室温下等体积混合后，pH＝7，故A错误；pH＝3的盐酸中c(H＋)＝1×10－3 mol/L，pH＝11的氨水中c(OH－)＝1×10－3 mol/L，由于氨水为弱碱溶液，c(NH3·H2O)>1×10－3 mol/L，则在室温下等体积混合后，氨水过量，pH＞7，故B错误；pH＝3的硫酸中c(H＋)＝1×10－3 mol/L，pH＝11的氢氧化钠溶液中c(OH－)＝1×10－3 mol/L，在室温下等体积混合后，pH＝7，故C错误；pH＝3的醋酸c(H＋)＝1×10－3 mol/L，pH＝11的氢氧化钡溶液中c(OH－)＝1×10－3 mol/L，由于醋酸为弱酸，c(CH3COOH)>1×10－3 mol/L，则在室温下等体积混合后，醋酸过量，pH＜7，故D正确。
答案：D
2．水
的电离平衡曲线如图所示，下列说法不正确的是( )
A．图中五点Kw间的关系：B>C>A＝D＝E
B．若从A点到D点，可采用在水中加入少量酸的方法
C．若从A点到C点，可采用温度不变时在水中加入适量NH4Cl固体的方法
D．若处在B点时，将pH＝2的硫酸与pH＝10的KOH溶液等体积混合后，溶液显中性
解析：水的离子积Kw与温度有关，而与浓度无关，且温度升高促进水的电离，Kw增大，所以，B>C>A＝D＝E，A正确；从A点到D点，温度不变，而H＋浓度增大，所以可以通过加入少量酸的方法实现，B正确；从A点到C点，H＋浓度增大，同时OH－浓度也增大，且两者相等，只能通过升高温度来实现，C错误；B点，pH＝2的硫酸中c(H＋)＝0.01 mol/L，pH＝10的KOH溶液中c(OH－)＝0.01 mol/L，等体积混合时，正好完全中和，溶液呈中性，D正确。
答案：C
考向二 溶液稀释时pH计算与判断
3．(2019·河南安阳滑县模拟)某温度下，pH＝11的氨水和NaOH溶液分别加水稀释100倍，溶液的pH随溶液体积变化的曲线如图所示。据图判断错误的是
A．a的数值一定大于9
B．Ⅰ为氢氧化钠溶液稀释时溶液的pH变化曲线
C．完全中和稀释后相同体积的两溶液时，消耗相同浓度的稀硫酸的体积V(NaOH溶液)＜V(氨水)
D．稀释后氨水中水的电离程度比NaOH溶液中水的电离程度大
解析：pH＝11的氢氧化钠溶液加水稀释100倍，pH＝9，而一水合氨为弱电解质，加水促进电离，则a的数值一定大于9，故A正确；由图可知，开始的pH相同，在稀释时由氨水的电离平衡可知，促进氨水的电离，则氨水中的离子浓度大，可知Ⅰ为氢氧化钠溶液稀释时溶液的pH变化曲线，故B正确；由于氨水浓度较大，则完全中和稀释后相同体积的两溶液时，消耗相同浓度的稀硫酸的体积V(NaOH溶液)＜V(氨水)，故C正确；稀释后氨水中氢氧根离子浓度较大，则水的电离程度较小，故D错误。
答案：D
4．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( )
A．1∶2 B.2∶1
C．1∶10 D.10∶1
解析：稀释前c(SO)＝ mol·L－1；稀释后c(SO)＝ mol·L－1＝10－8mol·L－1；c(H＋)接近10－7 mol·L－1，所以＝＝。
答案：C
【题后悟道】 溶液稀释时pH判断易错警示
警示一：不能正确理解酸、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。
警示二：不能正确理解弱酸、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。
考向三 溶液混合时pH的计算
5．(1)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＝________。
(2)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a/b＝________(填数据)；
②若x＋y＝13，则a/b＝________(填数据)；
③若x＋y>14，则a/b＝________(填表达式)。
解析：(1)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。
(2)若两溶液完全中和，则溶液中n(H＋)＝n(OH－)，即10－xa＝10y－14b，整理得a/b＝10x＋y－14，①若x＋y＝14，a/b＝1；
②若x＋y＝13，则a/b＝0.1；③若x＋y>14，则a/b＝10x＋y－14。
答案：(1)> 101∶9
(2)①1 ②0.1 ③10x＋y－14
6．(2019·成都模拟)常温下，pH＝a和pH＝b的两种NaOH溶液，已知b＝a＋2，则将两种溶液等体积混合后，所得溶液的pH接近于( )
A．a－lg 2 B.b－lg 2
C．a＋lg 2 D.b＋lg 2
解析：两种溶液中c(OH－)分别为10a－14 mol·L－1、10b－14 mol·L－1，等体积混合后c(OH
－)＝[10a－14 mol·L－1＋10b－14 mol·L－1]/2≈50×10a－14 mol·L－1，c(H＋)＝ mol·L－1＝2×10－(a＋2)mol·L－1＝2×10－b mol·L－1，即pH＝b－lg 2。
答案：B
【技法归纳】 pH计算的思维模板
考点三 酸、碱中和滴定
1．概念
用已知物质的量浓度的酸(或碱)来测定未知物质的量浓度的碱(或酸)的方法叫做酸碱中和滴定。
2．原理
c待＝(以一元酸与一元碱的滴定为例)。
3．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。
4．实验用品
(1)仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、铁架台和锥形瓶。
酸式 碱式
(2)试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。
(3)滴定管
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。
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操作注意事项：
a．强氧化性的试剂一般用酸式滴定管，因为氧化性物质易腐蚀橡胶管。
b．碱性的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。
c．读数时眼睛与凹液面最低点处在同一水平面上。若仰视，读数偏大；若俯视，读数偏小。
5．中和滴定实验操作
(以酚酞作指示剂，用盐酸滴定氢氧化钠溶液为例)
(1)滴定前的准备：
(2)滴定
滴定管活塞 颜色变化 锥形瓶
(3)终点判断：等到滴入最后一滴反应液，指示剂变色，且在半分钟
内不能恢复原来的颜色，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，根据原理计算。
c(NaOH)＝
【感悟测评】
判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)中和滴定实验，指示剂变色点pH不一定等于7。( )
(2)酸碱中和滴定实验时，待测液既可用滴定管，也可用量筒量取。( )
(3)当精确取用一定量KMnO4酸性溶液时，可用酸式或碱式滴定管。( )
(4)进行酸碱中和滴定时，眼睛要随时注意滴定管液面变化。( )
答案：(1)√ (2)× (3)× (4)×
中和滴定的误差分析
以标准酸溶液滴定未知浓度的碱(酚酞作指示剂)，填写因操作不当引起的V(标)及c(待测)的变化。
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
变大
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
偏高
未摇匀，出现局部变色或刚变色，未等待半分钟变色稳定，就停止滴定
变小
偏低
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
考向一 中和滴定仪器及指示剂的选择
选择指示剂的基本原则
(1)变色范围与终点pH吻合或接近。
(2)指示剂变色范围越窄越好。
(3)指示剂在滴定终点时颜色变化明显。
1．用已知浓度的NaOH溶液测定某H2SO4溶液的浓度，参考图甲、乙，下表中正确的选项是 ( )
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
甲
B
酸
碱
酚酞
甲
C
碱
酸
甲基橙
乙
D
酸
碱
酚酞
乙
解析：用已知浓度的NaOH溶液测定某H2SO4溶液的浓度时，可将H2SO4溶液滴入一定体积的NaOH溶液中，此种情况下滴定管中是H2SO4溶液，锥形瓶中是NaOH溶液，A选项指示剂选择错误，C选项滴定管选择错误。也可将NaOH溶液滴入一定体积的H2SO4溶液中，此种情况下滴定管中是NaOH溶液，锥形瓶中是H2SO4溶液，B错误、D正确。
答案：D
考向二 滴定终点的判断
判断滴定终点的答题模板
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。
说明：解答此类题目注意3个关键点。
(1)最后一滴：必须说明滴入“最后一滴”溶液。
(2)颜色变化：必须说明滴入“最后一滴”溶液后溶液“颜色的变化”。
(3)半分钟：必须说明溶液颜色变化后“半分钟内不再恢复原来颜色”。
2．(1)用a mol·L－1的HCl滴定未知浓度的NaOH溶液，用酚酞作指示剂，达到滴定终点的现象是__________________________；
若用甲基橙作指示剂，滴定终点现象是____________________
________________________________________________________。
(2)用标准碘溶液滴定溶有SO2的水溶液．以测定水中SO2的含量，应选用________作指示剂，达到滴定终点的现象是______________________________________________________。
(3)用标准酸性KMnO4溶液滴定溶有SO2的水溶液，以测定水中SO2的含量，是否需要选用指示剂________(填“是”或“否”)，达到滴定终点的现象是______________________________________
_______________________________________________________。
(4)用氧化还原滴定法测定TiO2的质量分数：一定条件下，将TiO2溶解并还原为Ti3＋，再以KSCN溶液作指示剂，用NH4Fe(SO4)2标准溶液滴定Ti3＋至全部生成Ti4＋。滴定Ti3＋时发生反应的离子方程式为 ____________________________________________。
达到滴定终点时的现象是______________________________。
答案：(1)滴入最后一滴标准液，溶液由红色变为无色，且半分钟内不恢复红色 当滴入最后一滴标准液，溶液由黄色变为橙色，且半分钟内不恢复黄色
(2)淀粉溶液 当滴入最后一滴标准液，溶液由无色变为蓝色，且半分钟内不褪色
(3)否 当滴入最后一滴酸性KMnO4溶液，溶液由无色变为紫红色，且半分钟内不褪色
(4)Ti3＋＋Fe3＋===Ti4＋＋Fe2＋ 当滴入最后一滴NH4Fe(SO4)2标准溶液后，溶液变成血红色，且半分钟内不恢复原来的颜色
考向三 滴定数据处理
角度一 滴定曲线的绘制和应用
3．海带中碘含量的测定
取0.010 0 mol·L－1的AgNO3标准溶液装入滴定管，取100.00 mL海带浸取原液至滴定池，用电势滴定法测定碘含量。测得的电动势(E)反映溶液中c(I－)的变化，部分数据如下表：
V(AgNO3)/mL
15.00
19.00
19.80
19.98
20.00
20.02
21.00
23.00
25.00
E/mV
－225
－200
－150
－100
50.0
175
275
300
325
(1)根据表中数据绘制滴定曲线：
(2)该次滴定终点时用去AgNO3溶液的体积为________mL，计算得海带中碘的百分含量为________%。
解析：实验到滴定终点时，消耗的AgNO3标准溶液为20.00 mL，若设所得海带浸取原液中I－浓度为x mol·L－1则0.010 0×20＝100x，x＝0.002 0，原样品中碘的物质的量为0.002 0 mol·L－1×500×10－3 L＝1×10－3 mol；质量为127 g·mol－1×1×10－3mol＝0.127 g；百分含量为×100%＝0.635%。
答案： (1)如图
(2)20.00 0.635
角度二 滴定所得数据的处理
4．某学生用0.200 0 mol·L－1的标准NaOH溶液滴定未知浓度的盐酸，滴定数据记录如下：
滴定次数
待测溶液
体积(mL)
标准NaOH溶液读数记录(mL)
滴定前读数
滴定后读数
第一次
20.00
0.40
20.40
第二次
20.00
4.00
24.00
第三次
20.00
2.00
24.10
请计算待测盐酸溶液的浓度为________。
解析：取前两次所用NaOH溶液体积的平均值(第三次误差较大，舍去)，然后代入公式进行计算：c(酸)·V(酸)＝c(碱)·V(碱)，故c(酸)＝。
答案：0.200 0 mol·L－1
角度三 误差分析
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)＝，因为c(标准)与V(待测)已确定，所以只要分析出不正确操作引起V(标准)的变化，即分析出结果。
5．(多选)一定物质的量浓度溶液的配制和酸碱中和滴定是中学化学中两个典型的定量实验。某研究性学习小组在实验室中配制1 mol/L的稀硫酸标准溶液，然后用其滴定某未知浓度的NaOH溶液。下列有关说法中正确的是( )
A．实验中所用到的滴定管、容量瓶，在使用前均需要检漏
B．如果实验中需用60 mL的稀硫酸标准溶液，配制时应选用100 mL容量瓶
C．容量瓶中含有少量蒸馏水，会导致所配标准溶液的浓度偏小
D．酸式滴定管用蒸馏水洗涤后，即装入标准浓度的稀硫酸，则测得的NaOH溶液的浓度将偏大
E．配制溶液时，若在最后一次读数时俯视读数，则导致实验结果偏大
F．中和滴定时，若在最后一次读数时俯视读数，则导致实验结果偏大
解析：A项，滴定管、容量瓶都为带塞容器，使用前检漏，正确；B项，实验室无60 mL容量瓶，选择容积比60 mL大而与之更接近的容量瓶配制，B正确；C项，容量瓶内有少量水对所配标准液浓度无影响；D项，酸式滴定管不用标准液润洗使所测NaOH浓度偏大，正确；E项，配制溶液时，最后一次读数时俯视，所配溶液浓度偏高，导致实验结果偏小；F项，导致实验结果偏小。
答案：ABD
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)(2019·高考海南卷，8C)滴定接近终点时，滴定管的尖嘴可以接触锥形瓶内壁 ( )
(2)(2019·高考重庆卷，3C)25 ℃时，等体积等浓度的硝 酸与氨水混合后，溶液pH＝7( )
(3)(2019·高考天津卷改编，5C)室温下，将0.05 mol Na2CO3固体溶于水配成100 mL溶液，再加入50 mL水，由水电离出的c(H＋)·c(OH－)不变 ( )
(4)(2019·高考天津卷，5D改编)室温下，将0.05 mol Na2CO3固体溶于水配成100 mL溶液，若再加入0.1 mol NaHSO4固体，反应完全后，溶液pH减小，c(Na＋)不变( )
(5)(2019·高考江苏卷，7B)中和滴定时，滴定管用所盛装的反应液润洗2～3次 ( )
答案：(1)√ (2)× (3)× (4)× (5)√
2．(2019·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．该滴定过程应该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：A.盐酸滴定氨水，滴定终点时溶液由碱性变为酸性，为减小滴定误差，在该滴定过程应该选择甲基橙作为指示剂，错误；B.M点pH＝7，如果二者恰好反应，生成的氯化铵是强酸弱碱盐，NH水解使溶液显酸性，因此M点对应的盐酸体积小于20.0 mL，错误；C.根据电荷守恒可得：c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)。由于M点处的溶液显中性，c(H＋)＝c(OH－)，所以c(NH)＝c(Cl－)。NH4Cl是强电解质，电离远远大于弱电解质水的电离程度，所以溶液中离子浓度关系是：c(NH)＝c(Cl－)＞c(H＋)＝c(OH－)，错误；D.N点氨水溶液中已经电离的一水合氨浓度等于溶液中氢氧根离子的浓度，c(OH－)＝0.1 mol/L×1.32%＝1.32×10－3mol/L，根据水的离子积常数可知：N处的溶液中氢离子浓度＝mol＝7.6×10－12mol/L，根据pH＝－1gc(H＋)可知此时溶液中pH＜12，正确。
答案：D
3．填空(高考组合)
(1)(2019·高考全国卷Ⅰ，26(5))取某甘氨酸(C2H5NO2)样品m克进行测定，滴定g中吸收液时消耗浓度为c mol·L－1的盐酸V mL，则样品中氮的质量分数为________%，样品的纯度≤________%。
(2)(2019·高考浙江卷，29(5))为测定产品的纯度，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测定时，先称取0.250 0 g无水MgBr2产品，溶解后，用0.050 0 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)。
(3)(高考江苏卷)①在向滴定管中注入K2Cr2O7标准溶液前，滴定管需要检漏、____________ 和____________。
②若滴定x mL滤液中的Fe2＋，消耗amol·L－1 K2Cr2O7标准溶液b mL，则滤液中c(Fe2＋)＝________mol·L－1。
答案：(1)
(2)①从滴定管上口加入少量待装溶液，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%
(3)①用蒸馏水洗净 用K2Cr2O7标准溶液润洗2～3次 ②
