2021届一轮复习人教版水的电离溶液的酸碱性学案

2021届一轮复习人教版水的电离溶液的酸碱性学案

第二节　水的电离　溶液的酸碱性 [高考备考指南] 考纲定位 1.了解水的电离，离子积常数。 2．了解溶液 pH 的定义及其测定方法。能进行 pH 的简单计算。 3．掌握酸碱中和滴定实验及其应用。 核心素养 1.平衡思想——认识水的电离有一定限度，是可以调控的。能多角度、动态 地分析水的电离，运用平衡移动原理解决实际问题。 2．证据推理——根据溶液中的 pH 进行推导 c(H＋)H2O 或 c(OH－)H2O 的大 小。 3．科学探究——利用中和滴定实验探究未知浓度的测定方法和原理。交流 实验成果和数据，进一步探究和改进实验设想。 4．科学精神——具有严谨求实的科学态度，不迷信权威数据。 　水的电离 (对应复习讲义第 93 页) 1．水的电离 (1)水是极弱的电解质，水的电离方程式为 H2O＋H2OH3O＋＋OH－或简写为 H2OH＋＋ OH－。 (2)25 ℃时，纯水中 c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7__mol·L－1；任何水溶液中，由水电离出的 c(H＋)与 c(OH－)都相等。 2．水的离子积常数 3．外界条件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(OH－) c(H＋) 加酸 逆 不变 减小 减小 增大 加碱 逆 不变 减小 增大 减小 加可水 解的盐 Na2CO3 正 不变 增大 增大 减小 NH4Cl 正 不变 增大 减小 增大 温度 升温 正 增大 增大 增大 增大 降温 逆 减小 减小 减小 减小 其他：如加 入 Na 正 不变 增大 增大 减小 　[提醒]　比较由 H2O 电离产生的 c(H＋)的大小时，可先对物质进行分类，酸碱抑制水的 电离，能水解的盐促进水的电离。 判断正误 (1)纯水中 c(H＋)随着温度的升高而降低。(　　) (2)25 ℃时，0.10 mol·L－1 NaHCO3 溶液加水稀释后，c(H＋)与 c(OH－)的乘积变大。(　　) (3)已知某温度下 CH3COOH 和 NH3·H2O 的电离常数相等，现向 10 mL 浓度为 0.1 mol·L －1 的 CH3COOH 溶液中滴加相同浓度的氨水，在滴加过程中水的电离程度始终增大。(　　) (4)在蒸馏水中滴加浓 H2SO4，Kw 不变。(　　) (5)向水中加入少量硫酸氢钠固体，促进了水的电离，c(H＋)增大，Kw 不变。(　　) (6)向水中加入 AlCl3 溶液对水的电离不产生影响。(　　) (7)100 ℃的纯水中 c(H＋)＝1×10－6mol·L－1，此时水呈酸性。(　　) [提示]　(1)×　(2)×　(3)×　(4)×　(5)×　(6)×　(7)× 角度 1　影响水的电离平衡的定性分析 1．一定温度下，水存在 H2OH＋＋OH－　ΔH＝Q(Q＞0)的平衡，下列叙述一定正确的是 (　　) A．向水中滴入少量稀盐酸，平衡逆向移动，Kw 减小 B．将水加热，Kw 增大，pH 不变 C．向水中加入少量金属 Na，平衡逆向移动，c(H＋)降低 D．向水中加入少量固体硫酸钠，c(H＋)和 Kw 均不变 D　[Kw 只与温度有关，A 错误；升高温度，Kw 变大，c(H＋)变大，pH 减小，B 错误；加 入 Na 后，c(H＋)减小，平衡右移，c(OH －)增大，C 错误；Na 2SO4 对水的电离无影响，D 正 确。] 2．一定温度下，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 C　[升高温度促进水的电离，c(H＋)和 c(OH－)都增大，A 错误；该温度下 Kw＝c(OH－)·c(H ＋)＝1×10－14，B 错误；加入 Fe3＋，Fe3＋水解促进水的电离，溶液中 c(H＋)增大，C 正确；稀 释时，若 c(OH－)减小，则 c(H＋)应变大，不可能由 c 向 d 变化，D 错误。] 角度 2　影响水的电离平衡的定量分析 3．在一定条件下，相同 pH 的硫酸和硫酸铁溶液中水电离出来的 c(H＋)分别是 1.0×10－ amol·L－1 和 1.0×10－bmol·L－1，在此温度下，下列说法正确的是(　　) A．a＜b B．a＝b C．水的离子积为 1.0×10－(7＋a) D．水的离子积为 1.0×10－(b＋a) D　[硫酸中水电离出来的 c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－amol·L－1，硫酸铁溶液中水电离出 来的 c(H＋)＝1.0×10－bmol·L－1，则硫酸中 c(H＋)＝1.0×10－bmol·L－1，则 Kw＝c(H＋)·c(OH －)＝1.0×10－b×1.0×10－a＝1.0×10－(a＋b)，故 D 正确。] 4．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 A　[①中 c(H＋)＝1 mol·L－1，由水电离出的 c(H＋)与溶液中 c(OH－)相等，等于 1.0×10－ 14mol·L－1；②中 c(H＋)＝0.1 mol·L－1，由水电离出的 c(H＋)＝1.0×10－13mol·L－1；③中 c(OH －)＝1.0×10－2mol·L－1，由水电离出的 c(H＋)与溶液中 c(H＋)相等，等于 1.0×10－12mol·L－ 1；④中 c(OH－)＝1.0×10－3mol·L－1，同③所述由水电离出的 c(H＋)＝1.0×10－11mol·L－1。 即(1.0×10－14)∶(1.0×10－13)∶(1.0×10－12)∶(1.0×10－11)＝1∶10∶100∶1 000。] 水电离的 c(H＋)或 c(OH－)的计算技巧(25 ℃时) (1)常温下，中性溶液 c(OH－)＝c(H＋)＝10－7mol·L－1 (2)溶质为酸的溶液 OH－全部来自水的电离，水电离产生的 c(H＋)H2O＝c(OH－)。 (3)溶质为碱的溶液 H＋全部来自水的电离，水电离产生的 c(OH－)＝c(H＋)。 (4)水解呈酸性或碱性的盐溶液 ①呈酸性：水电离出的 c(H＋)H2O＝c(H＋)。 ②呈碱性：水电离出的 c(OH－)H2O＝c(OH－)。 　溶液的酸碱性　pH 计算 1．溶液的酸碱性取决于溶液中 c(H＋)和 c(OH－)的相对大小：(用“＞”“＝”或“＜”填 空) 酸性溶液中 中性溶液中 碱性溶液中 c(H＋)＞c(OH－) c(H＋)＝c(OH－) c(H＋)＜c(OH－) 2.溶液的 pH 定义式：pH＝－lgc(H＋)。 3．溶液的酸碱性与 pH 的关系： 室温下(25 ℃时) 4．pH 的范围：0～14。 5．pH 的测量 (1)pH 试纸的使用 把小片试纸放在表面皿或玻璃片上，用洁净干燥的玻璃棒蘸取待测液滴在干燥的 pH 试纸 的中部，观察变化稳定后的颜色，与标准比色卡对比即可确定溶液的 pH。 (2)pH 计法 [提醒]　使用 pH 试纸时不能用蒸馏水润湿，广泛 pH 试纸只能测 pH 整数值。 判断正误 　(1)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。(　　) (2)某溶液的 c(H＋)＞10－7mol·L－1，则该溶液呈酸性。(　　) (3)用蒸馏水润湿的 pH 试纸测溶液的 pH，一定会使结果偏低。(　　) (4)一定温度下，pH＝a 的氨水，稀释 10 倍后，其 pH＝b，则 a＝b＋1。(　　) (5)常温常压时，pH＝11 的 NaOH 溶液与 pH＝3 的醋酸溶液等体积混合后，滴入石蕊试液 呈红色。(　　) [提示]　(1)√　(2)×　(3)×　(4)×　(5)√ 角度 1　pH 的判断与计算 【例 1】　(2019·衡水模拟)某温度下，水的离子积常数 Kw＝10－12①。该温度下，将 pH＝ 4 的盐酸与 pH＝9 的 Ba(OH)2 溶液混合并保持恒温②，欲使混合溶液的 pH＝7 ③，则盐酸与 Ba(OH)2 溶液的体积比为(　　) A．1∶10　　　　　　B．9∶1 C．10∶1 D．99∶21 B　[某温度下，水的离子积常数 Kw＝10－12，pH＝4 的盐酸中 c(H＋)＝10－4mol·L－1，该 温度下，pH＝9 的 Ba(OH)2 溶液中 c(OH－)＝10－3mol·L－1，混合溶液的 pH＝7，说明溶液中 c(H＋)＝10－7mol·L－1，此时 c(OH－)＝10－5mol·L－1，溶液呈碱性，设盐酸的体积为 Va， Ba(OH)2 溶液的体积为 Vb，则有10－3 × Vb－10－4 × Va Va＋Vb ＝10－5，Va∶Vb＝9∶1。] [思路点拨]　①不是室温，易根据室温计算导致错误； ②温度不变，则 Kw 保持不变； ③此温度下，pH＝7，溶液呈碱性。 [母题变式]　若题设条件改为室温时，其他条件不变，此时盐酸与 Ba(OH)2 溶液的体积比 为________。 [解析]　室温时，Kw＝1.0×10－14，混合后溶液 pH＝7，溶液呈中性。即 pH＝4 的盐酸 c(H ＋)＝10－4mol·L－1，pH＝9 的 Ba(OH)2 溶液 c(H＋)＝10－9mol·L－1，c(OH－)＝ Kw c（H＋）＝10－ 5mol·L－1，则有 Va×10－4＝Vb×10－5， Va Vb＝10－5 10－4＝ 1 10。 [答案]　1∶10 溶液 pH 的计算 可总结为：酸按酸 n(H＋)——先计算混合后的 c(H＋)。 碱按碱 n(OH－)——先计算混合后的 c(OH－)。 [对点训练]　 1．(2019·周口模拟)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－1H2SO4 溶液的 pH＝1 B．0.001 mol·L－1NaOH 溶液的 pH＝11 C．0.005 mol·L－1H2SO4 溶液与 0.01 mol·L－1NaOH 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 A　[0.05 mol·L－1H2SO4 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－1NaOH 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＋)＝1×10－9mol·L－1，故溶液的 pH＝9，B 错误。0.005 mol·L－ 1H2SO4 溶液与 0.01 mol·L－1NaOH 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＋)＝10－3mol·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。] 2．(2019·郑州检测)某温度下 Kw＝10－13，在此温度下，将 pH＝a 的 NaOH 溶液 VaL 与 pH ＝b 的 H2SO4 溶液 VbL 混合，下列说法正确的是(　　) A．若所得混合液为中性，且 a＝12，b＝2，则 Va∶Vb＝1∶1 B．若所得混合液为中性，且 a＋b＝12，则 Va∶Vb＝100∶1 C．若所得混合液 pH＝10，且 a＝12，b＝2，则 Va∶Vb＝1∶9 D．若所得混合液 pH＝10，且 a＝12，b＝2，则 Va∶Vb＝101∶99 C　[当所得混合液为中性时，V a·10a－13＝Vb·10－b，则 Va Vb＝1013－(a＋b) ，故 A 选项，Va∶ Vb＝1∶10，错误；B 选项，Va∶Vb＝10∶1，错误；当所得溶液 pH＝10 时， Va·10a－13－Vb·10－b Va＋Vb ＝10－3，即 Va Vb＝ 10－3＋10－b 10a－13－10－3，故 C 选项，Va∶Vb＝1∶9，正确；D 选项，Va∶Vb＝1∶9，错 误。] 角度 2　溶液酸碱性判断规律 【例 2】　常温时①，下列混合溶液，一定呈酸性②的是(　　) A．pH＝3 的盐酸和 pH＝11 的氨水等体积混合 B．pH＝3 的盐酸和 pH＝11 的氢氧化钡溶液等体积混合 C．pH＝3 的醋酸溶液和 pH＝11 的氢氧化钡溶液等体积混合 D．pH＝3 的硫酸溶液和 pH＝11 的氨水等体积混合 C　[A 项，pH＝3 的盐酸中 c(H＋)＝10－3mol/L，氨水是弱电解质，部分发生电离，pH＝11 时，c(H＋)＝10－11mol/L，c(OH－)＝10－3mol/L，则氨水过量，溶液呈碱性；B 项，c(H＋)＝c(OH －)，二者都是强电解质，溶液呈中性；同理，C 项中，CH 3COOH 过量，溶液呈酸性；D 项， 氨水过量，溶液呈碱性。] [思路点拨]　①常温时，Kw＝1×10－14； ②常温时，pH＜7，实质上 c(H＋)＞c(OH－)。 [母题变式]　(1)若已知 25 ℃时醋酸和一水合氨的电离平衡常数相等，则 pH＝3 的醋酸溶 液和 pH＝11 的氨水等体积混合时溶液呈________(填“酸性”“碱性”或“中性”)。 (2)若将温度升高到 100 ℃，此时 Kw＝1×10－12，则 pH＝3 的盐酸和 pH＝11 的氢氧化钡 溶液等体积混合后溶液呈________(填“酸性”“碱性”或“中性”)。 [解析]　(1)中性。pH＝3 的醋酸溶液和 pH＝11 的氨水等体积混合后溶液的溶质为醋酸铵， 由于醋酸和一水合氨的电离平衡常数相等，所以醋酸根和铵根的水解程度相等，溶液呈中性。 (2)碱性。pH＝3 的盐酸中 c(H＋)＝10－3mol·L－1，pH＝11 的氢氧化钡溶液中 c(OH－)＝ Kw/c(H＋)＝10－1mol·L－1，二者等体积混合后 OH－过量，溶液呈碱性。 [答案]　(1)中性　(2)碱性 混合溶液酸碱性的判断方法 1.等浓度、等体积的一元酸与一元碱混合的溶液： ——“谁强显谁性，同强显中性” 2．室温下，已知酸和碱的 pH 之和的溶液等体积混合： (1)两强混合。 ①若 pH 之和等于 14，则混合后溶液显中性，pH＝7。 ②若 pH 之和大于 14，则混合后溶液显碱性，pH＞7。 ③若 pH 之和小于 14，则混合后溶液显酸性，pH＜7。 (2)一强一弱混合——“谁弱显谁性”。 pH 之和等于 14 时，一元强酸(如 HCl)与一元弱碱(如氨水)等体积混合后溶液显碱性。 一元弱酸(如 CH3COOH)与一元强碱(如 NaOH)等体积混合后溶液显酸性。 [对点训练]　 1．已知 25 ℃时有关弱酸的电离平衡常数： 弱酸化学式 CH3COOH HCN H2CO3 电离平衡常数 1.8×10－5 4.9×10－10 K1＝4.3×10－7 K2＝5.6×10－11 现维持 25 ℃，下列有关说法正确的是(　　) A．等物质的量浓度的各溶液 pH 关系：pH(Na2CO3)>pH(CH3COONa)>pH(NaCN) B．NaHCO3 溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO－3 )＋c(CO2－3 )＋c(OH－) C．向 pH＝1 的醋酸溶液中加水稀释，醋酸溶液的电离度、pH 均先增大后减小 D．a mol·L－1HCN 溶液与 b mol·L－1NaOH 溶液等体积混合，若 pH＝7，则 a>b D　[由弱酸的电离平衡常数可知，酸性：CH3COOH>H2CO3>HCN>HCO－3 ，酸性越弱，形 成的强碱弱酸盐的水解程度越大，溶液碱性越强，故等物质的量浓度的各溶液 pH： pH(Na2CO3)>pH(NaCN)>pH(CH3COONa)，A 项错误；由电荷守恒得：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH －)＋c(HCO－3 )＋2c(CO2－3 )，B 项错误；加水稀释时，醋酸溶液的电离度、pH 均增大，当无限 稀释时，pH 接近 7 但小于 7，C 项错误；一元弱酸与一元强碱等体积混合，若 pH＝7，则酸 的浓度应大于碱的浓度，D 项正确。] 2．(2019·赣州模拟)常温下，下列溶液一定呈碱性的是(　　) A．能与金属铝反应放出 H2 的溶液 B. c（H＋） c（OH－）＝10－6 的溶液 C．pH＝2 的 CH3COOH 溶液与 pH＝12 的 NaOH 溶液等体积混合 D．0.01 mol·L－1 的氨水与 0.01 mol·L－1 的 HCl 溶液等体积混合 B　[A 项，溶液可能是强酸性溶液，也可能是强碱性溶液；B 项，c(H＋)＜c(OH－)，溶液 呈碱性；C 项，CH3COOH 是弱酸且过量，溶液呈酸性；D 项，二者恰好完全反应生成 NH4Cl 溶液，因水解呈酸性。] 3．(2019·绵阳模拟)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 C　[常温下，pH＝a 的 NaOH 溶液中 c(OH－)＝10a－14mol·L－1，pH＝b 的硫酸溶液中 c(H ＋)＝10－bmol·L－1，二者等体积混合所得溶液呈中性，则有 V L×10a－14mol·L－1＝10－ bmol·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 项正确。由于 a＋b＝14，若 a＝12，则有 b＝2，B 项正确。a、b 不 是固定值，只要满足 a＋b＝14，且 a＞7，b＜7 即可，C 项错误。由于 a＋b＝14，NaOH 溶液 中 H＋由水电离产生，则有 c(H＋)＝10－amol·L－1；硫酸溶液中 OH－由水电离产生，则有 c(H ＋)水电离＝c(OH－)＝10b－14mol·L－1＝10(14－a)－14mol·L－1＝10－amol·L－1，故两溶液中水电离 出的 c(H＋)相等，D 项正确。] 　酸碱中和滴定及其应用 1．实验原理 (1)酸碱中和滴定是利用酸碱中和反应，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。 (2)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(如图 A)、碱式滴定管(如图 B)、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。 (2)试剂的变色范围 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 (3)滴定管的使用 试剂性质 滴定管 原因 酸性、氧化性 酸式滴定管 氧化性物质易腐蚀橡胶管 碱性 碱式滴定管 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)滴定前的准备 检漏 检查滴定管活塞是否漏水 洗涤 先用蒸馏水“洗”，再用待装液“润洗” 滴定管 装、排 滴定管中“装”液至0 刻度以上，并 调、读 调整液面至0 或 0 刻度以下，并读数 注、加 将 20 mL NaOH 溶液注入锥形瓶，并加指 示剂酚酞 (2)滴定 (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)＝ c（HCl） × V（HCl） V（NaOH） 4．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)＝ c（标准）·V（标准） V（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。 [提醒]　一般不选用石蕊作指示剂，因颜色变化不明显。 判断正误 (1)酸性 KMnO4 溶液应用碱式滴定管盛装。(　　) (2)用碱式滴定管准确量取 20.00 mL 的 NaOH 溶液。(　　) (3)将液面在0 mL处的25 mL的酸式滴定管中的液体全部放出，液体的体积为25 mL。(　　) (4)用已知浓度的盐酸滴定未知浓度的氨水时应选择酚酞作指示剂。(　　) (5)用标准浓度的盐酸滴定未知浓度的 NaOH 溶液时，滴定时，部分酸液滴在锥形瓶外， 所测结果偏高。(　　) [提示]　(1)×　(2)√　(3)×　(4)×　(5)√ 角度 1　中和滴定原理、操作及相关应用 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(　　) 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 D　[解答本题的关键是：①明确酸式、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液，而碱式滴定管不能盛放酸液，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。] 2．某同学用 0.100 0 mol·L－1NaOH 溶液滴定 20.00 mL 某浓度的 CH3COOH 溶液。 (1)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 请选出上述操作过程中存在错误的序号：________。 上 述 实 验 与 配 制 一 定 物 质 的 量 浓 度 溶 液 实 验 中 用 到 的 相 同 仪 器 是 ________________________________________________________________________。 (2)某次滴定前滴定管液面如图所示，读数为________mL。 (3)根据正确实验结果所绘制的滴定曲线如图所示，其中点①所示溶液中 c(CH3COO－)＝ 1.7c(CH3COOH)，点③所示溶液中 c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝c(Na＋)。计算醋酸的电离常 数：______，该 CH3COOH 的物质的量浓度为________mol·L－1。 (4)上述错误操作中，对测定结果会引起相应误差，指出对应操作产生的误差(用“偏高”“偏 低”或“无影响”对应表示，如操作无错误，可以不填) 操作 结果 ① ② ③ (1)①②③　烧杯、胶头滴管 (2)0.29　(3)1.7×10－5　0.100 7 (4) 操作 结果 ① 偏高 ② 偏低 ③ 偏高 3．298 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＋4 )＝c(Cl－)＝c(H＋)＝c(OH－) D．N 点处的溶液中 pH<12 D　[A 项用 0.10 mol·L－1 盐酸滴定 20.0 mL 0.10 mol·L－1 氨水，二者恰好完全反应时生成 强酸弱碱盐 NH4Cl，应选用甲基橙作指示剂。B 项当 V(HCl)＝20.0 mL 时，二者恰好完全反应 生成 NH4Cl，此时溶液呈酸性，而图中 M 点溶液的 pH＝7，故 M 点对应盐酸的体积小于 20.0 mL。C 项 M 点溶液呈中性，则有 c(H＋)＝c(OH－)；据电荷守恒可得 c(H＋)＋c(NH＋4 )＝c(OH －)＋c(Cl－)，则有 c(NH＋4 )＝c(Cl－)，此时溶液中离子浓度关系为 c(NH＋4 )＝c(Cl－)>c(H＋)＝c(OH －)。D 项 NH3·H2O 为弱电解质，部分发生电离，N 点时 V(HCl)＝0，此时氨水的电离度为 1.32%，则有 c(OH －)＝0.10 mol·L －1×1.32%＝1.32×10 －3mol·L －1，c(H＋)＝ Kw c（OH－）＝ 1.0 × 10－14 1.32 × 10－3mol·L－1≈7.58×10－12mol·L－1，故 N 点处的溶液中 pH<12。] 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)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 Na 2SO3 溶液滴定 KMnO4 溶液时， KMnO4 颜色恰好褪去时即为滴定终点。 角度 2　中和滴定曲线分析 【例】　(2019·九江模拟)25 ℃时，向 100 mL 0.1 mol·L－1NH4HSO4 溶液中滴加 0.1 mol·L－ 1NaOH 溶液①得到的溶液 pH 与 NaOH 溶液体积的关系曲线如图所示。下列说法错误的是(　　) 　　 ② A．a 点时③溶液的 pH＜1 B．a 点到 b 点的过程中，溶液的导电能力④减弱 C．ab 段上的点(不包括 a 点)均满足关系式：c(NH＋4 )＋c(Na＋)＜2c(SO2－4 ) D．b 点时离子浓度大小顺序为：c(Na＋)＞c(SO2－4 )＞c(NH＋4 )＞c(H＋)＞c(OH－) D　[a 点为 0.1 mol·L－1NH4HSO4 溶液，电离产生的氢离子浓度为 0.1 mol·L－1，NH ＋4 水解 呈酸性，所以 a 点氢离子浓度大于 0.1 mol·L－1，故 A 正确；b 点加入的氢氧化钠恰好消耗完 H ＋，离子的物质的量不变，但溶液体积增大，浓度减小，导电能力减弱，故 B 正确；ab 段上 的点(不包括 a 点)，根据电荷守恒，均满足关系式：c(NH＋4 )＋c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(SO2－4 )＋c(OH －)，ab 段上的点显酸性 c(H＋)＞c(OH－)，所以 c(NH＋4 )＋c(Na＋)＜2c(SO2－4 )，故 C 正确；b 点 恰好消耗完 H＋，溶液中的溶质为等物质的量的(NH4)2SO4 与 Na2SO4，NH＋4 水解，c(Na＋)＝c(SO 2－4 )＞c(NH＋4 )＞c(H＋)＞c(OH－)，故 D 错误。] [思路点拨]　①滴加顺序 NaOH 溶液 ― ― →滴入 NH4HSO4 溶液，离子反应顺序为 H＋＋OH －===H2O，NH＋4 ＋OH－===NH3·H2O。 ②向 NH4HSO4 溶液中滴加 NaOH 溶液时，曲线沿 a→b→c→d→e 方向变化。 ③a 点是起始时，此时为 NH4HSO4 溶液；另外注意 c 点溶液 pH＝7。 ④溶液的导电能力主要与溶液中离子浓度大小有关。 巧抓“四点”突破滴定曲线分析 (1)抓反应“一半”点，判断是什么溶质的等量混合。 (2)抓“恰好反应”点，生成的溶质是什么？判断溶液的酸碱性。 (3)抓溶液的“中性”点，生成什么溶质，哪种物质过量或不足。 (4)抓反应的“过量”点，溶液中的溶质是什么？判断哪种物质过量。 [对点训练] 1. 常温下，向 100 mL 0.01 mol·L－1HA 溶液中逐滴加入 0.02 mol·L－1 的 MOH 溶液，如图中 所示曲线表示混合溶液的 pH 变化情况。下列说法中正确的是(　　) A．HA 为一元弱酸，MOH 为一元强碱 B．滴入 MOH 溶液的体积为 50 mL 时，c(M＋)＞c(A－) C．N 点水的电离程度大于 K 点水的电离程度 D．K 点时，c(MOH)＋c(M＋)＝0.02 mol·L－1 C　[0.01 mol·L －1 HA 溶液中 pH＝2，则 HA 是强酸，与 50 mL 0.02 mol·L －1 的碱溶液恰 好反应后，溶液呈酸性，与 51 mL 0.02 mol·L－1 碱溶液反应后溶液呈中性，说明碱为弱碱，A 错误；当滴入MOH溶液的体积为50 mL时，此时溶液显酸性，由电荷守恒c(M＋)＋c(H＋)＝c(OH －)＋c(A－)，因 c(H＋)＞c(OH－)，则 c(M＋)＜c(A－)，B 错误；由图像可知，N 点溶液呈中性， 水电离的 c(H＋)为 10－7mol·L－1，K 点溶液呈碱性，MOH 电离的 OH－抑制了水电离，水电 离的 c(H＋)小于 10－7mol·L－1，所以 N 点水的电离程度大于 K 点水的电离程度，C 正确；在 K 点时混合溶液体积是酸溶液的 2 倍，物质的量也是 HA 的 2 倍，所以 c(MOH)＋c(M＋)＝2c(A －)÷2＝0.01 mol·L－1，错误。] 2．(2019·怀化模拟)25 ℃时，向 20 mL 0.1 mol·L －1 盐酸中逐滴加入等浓度的氨水，溶液 中 pH 与 pOH[pOH＝－lgc(OH－)]的变化关系如图所示。下列说法正确的是(　　) A．b 点消耗氨水的体积为 20 mL B．pH＞7 时，溶液中都一定有：c(NH＋4 )＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋) C．a 点和 c 点所示溶液中水所电离出的 c(OH－)分别为 10－9mol·L－1 和 10－5mol·L－1 D．ab 段所示溶液中相关离子浓度关系可能为：c(NH＋4 )＞c(Cl－)＞c(NH3·H2O) D　[A 项，滴定过程中发生的反应为 NH3·H2O＋HCl===NH4Cl＋H2O。b 点 pH＝pOH＝ 7，溶液呈中性，若消耗氨水的体积为 20 mL，二者恰好反应生成 NH4Cl，溶液呈酸性，错误；B 项，pH＞7，说明溶液呈碱性，溶质为 NH4Cl 和 NH3·H2O，离子浓度可能是 c(NH＋4 )＞c(OH －)＞c(Cl－)＞c(H＋)，错误；C 项，a 点溶液显碱性，水电离出 c(H＋)＝10－9mol·L－1，c 点溶 液显酸性，溶质可能为 NH4Cl 和 HCl，水电离出的 c(H＋)＝10－9mol·L－1，错误；D 项，ab 段溶液显碱性，离子浓度可能是 c(NH＋4 )＞c(Cl－)＞c(NH3·H2O)，正确。]