2021届一轮复习鲁科版水的电离和溶液的酸碱性学案

2021届一轮复习鲁科版水的电离和溶液的酸碱性学案

第1讲　水的电离和溶液的酸碱性 学习指导意见 核心素养 ‎1.了解水的电离、离子积常数(Kw)。‎ ‎2.认识溶液的酸碱性及pH，掌握溶液pH的测定方法，能够进行pH的简单计算。‎ ‎3.能调控溶液的酸、碱性、pH，能实例说明溶液pH的调控在工农业生产和科学研究中的应用。‎ ‎1.变化观念与平衡思想：认识水的电离有一定限度。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.科学探究与创新意识：能发现和提出酸碱中和滴定中有探究价值的问题，设计探究方案，进行实验探究；在探究中面对“异常”现象提出自己的见解，进行误差分析。‎ 考点一　水的电离 ‎[学在课内]‎ ‎1.水的电离 水是极弱的电解质，水的电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－或H2OH＋＋OH－。‎ ‎2.水的离子积常数 ‎3.影响水电离平衡的因素及影响结果 ‎　　　 体系变化 条件　　　‎ 平衡移 动方向 Kw 水的电 离程度 ‎[OH－]‎ ‎[H＋]‎ HCl 逆 不变 减小 减小 增大 NaOH 逆 不变 减小 增大 减小 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 ‎[考在课外]‎ 教材延伸 判断正误 ‎(1)25 ℃和60 ℃的水的pH，前者大于后者，但都显中性(√)‎ ‎(2)升高温度，水电离平衡右移，H＋浓度增大，呈酸性(×)‎ ‎(3)在蒸馏水中滴加浓H2SO4，Kw不变(×)‎ ‎(4)任何水溶液中均存在H＋和OH－，且水电离出的[H＋]和[OH－]相等(√)‎ ‎(5)室温下，0.1 mol·L－1的HCl溶液与0.1 mol·L－1的NaOH溶液中水的电离程度相等(√)‎ ‎(6)室温下，pH相同的NaOH溶液与CH3COONa溶液，水的电离程度一样大(×)‎ ‎(7)25 ℃时，加水稀释醋酸溶液，[H＋]、[OH－]都减小，Kw减小(×)‎ 拓展应用 请仿照纯水电离方程式2H2OH3O＋＋OH－写出液氨、纯硫酸的电离方程式_____________________________________________________________‎ ‎_____________________________________________________________。‎ 答案　2NH3NH＋NH　2H2SO4H3SO＋HSO 思维探究 向0.1 mol·L－1的醋酸中逐滴滴加NaOH溶液，水的电离程度如何变化？‎ 答案 ‎[基础点巩固]‎ ‎1.能影响水的电离平衡，并使溶液中的[H＋]＞[OH－]的措施是(　　)‎ A.向水中通入SO2‎ B.将水加热煮沸 C.向纯水中投入一小块金属钠 D.向水中加入NaCl 答案　A ‎2.100 ℃时向pH＝6的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的pH＝2，下列叙述不正确的是(　　)‎ A.此时水的离子积Kw＝1.0×10－12‎ B.溶液中水电离出的[H＋]＝1.0×10－10mol·L－1‎ C.水的电离度随温度升高而增大 D.[H＋]<[SO]‎ 解析　D项，由于NaHSO4电离出的[H＋]与[SO]相同，而水电离出少量H＋，所以[H＋]略大于[SO]。‎ 答案　D ‎3.0.1 mol·L－1的下列物质的水溶液，从常温加热到90 ℃，溶液的pH几乎不变的是(　　)‎ A.氯化钠 B.氢氧化钾 C.硫酸 D.硫酸铵 解析　加热时Kw增大，A项中[H＋]增大，pH减小；B项中[OH－]几乎不变，[H＋]＝增大，故pH减小；C项中[H＋]几乎不变，pH不变；D项促进NH水解，[H＋]增大，pH减小。‎ 答案　C ‎4.某温度下，有pH相同的H2SO4溶液和Al2(SO4)3溶液，在H2SO4溶液中由水电离的H＋浓度为10－a mol·L－1，在Al2(SO4)3溶液中由水电离的H＋浓度为10－b mol·L－1，则此温度下的Kw为(　　)‎ A.10－14 B.10－2a C.10－(a＋b) D.10－(7＋a)‎ 解析　设该温度下Kw＝10－x，则H2SO4溶液中[H＋]＝10a－x mol·L－1，由题意知a－x＝－b，即x＝a＋b，选项C正确。‎ 答案　C ‎[名师点拨]‎ 水电离出的[H＋]水或[OH－]水的定量计算 溶液 计算原则 实例(25 ℃)‎ 中性溶液 ‎[OH－]水＝[H＋]水 ‎[OH－]水＝[H＋]水＝10－7 mol·L－1‎ 酸的溶液 OH－全部来自水的电离 pH＝2的盐酸中[H＋]＝10－2 mol·L－1，则[OH－]＝Kw/10－2＝1×10－12(mol·L－1)，即水电离出的[H＋]水＝[OH－]水＝10－12 mol·L－1‎ 碱的溶液 H＋全部来自水的电离 pH＝12的NaOH溶液中[H＋]＝10－12 mol·L－1，即水电离出的[OH－]水＝[H＋]水＝10－12 mol·L－1。‎ 水解呈酸性的盐溶液 H＋全部来自水的电离 pH＝5的NH4Cl溶液中，由水电离出的[H＋]水＝10－5 mol·L－1，因部分OH－与部分NH结合使[OH－]＝10－9 mol·L－1‎ 水解呈碱性的盐溶液 OH－全部来自水的电离 pH＝12的Na2CO3溶液中，由水电离出的[OH－]水＝10－2 mol·L－1，因部分H＋与部分CO结合使[H＋]＝10－12 mol·L－1‎ ‎[能力点提升]‎ ‎5.水的电离常数如图两条曲线所示，曲线中的点都符合[H＋]·[OH－]＝常数，下列说法错误的是(　　)‎ A.图中温度T1>T2‎ B.图中五点的Kw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，溶液呈碱性 解析　B点Kw＝10－12，H2SO4中[H＋]＝10－2 mol·L－1，KOH中[OH－]＝＝1 mol·L－1，等体积混合后，KOH过量，溶液呈碱性，D项正确；只有C项错误。‎ 答案　C ‎6.如图表示水中[H＋]和[OH－]的关系，下列判断错误的是(　　)‎ A.两条曲线间任意点均有[H＋]·[OH－]＝Kw B.M区域内任意点均有[H＋]<[OH－]‎ C.图中T1T1，C正确；XZ线上任意点都有[H＋]＝[OH－]，只有 当[H＋]＝10－7mol·L－1时，才有pH＝7，D错误。‎ 答案　D ‎7.一定温度下，水溶液中H＋和OH－的浓度变化曲线如图所示，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 解析　A项，升高温度，促进水的电离平衡，则c(H＋)和c(OH－)都同等程度地增大，若由c向b变化，则c(H＋)增大，c(OH－)将变小，错误；B项，根据b点对应的c(H＋)和c(OH－)都为1.0×10－7 mol/L，所以该温度下，水的离子积常数Kw＝1.0×10－7×1.0×10－7＝1.0×10－14，错误；C项，加入FeCl3发生水解反应：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋，破坏水的电离平衡，c(H＋)增大、Kw不变，c(OH－)变小，则可能引起由b向a变化，正确；D项，c点对应的溶液呈碱性，稀释溶液，c(OH－)变小，Kw不变，c(H＋)增大，故可引起由c向b的变化，而不是向d变化，错误。‎ 答案　C ‎8.25 ℃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　①pH＝0的H2SO4溶液中c(H＋)＝1 mol·L－1，c(OH)＝10－14 mol·L－1，H2SO4溶液抑制H2O的电离，则由H2O电离出的c(H＋)＝10－14 mol·L－1；②0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液中c(OH－)＝0.1 mol·L－1，c(H＋)＝10－13 mol·L－1，Ba(OH)2溶液抑制H2O的电离，则由H2O电离出的c(H＋)＝10－13 mol·L－1；③pH＝10的Na2S溶液促进H2O的电离，由H2O电离出的c(H＋)＝10－4 mol·L－1；④pH＝5的NH4NO3溶液促进H2O的电离，由H2O电离出的c(H＋)＝10－5 mol·L－1。4种溶液中电离的H2O的物质的量等于H2O电离产生的H的物质的量，其比为10－14∶10－13∶10－4∶10－5＝1∶10∶1010∶109。‎ 答案　A 考点二　溶液的酸、碱性与pH ‎[学在课内]‎ ‎1.溶液的酸碱性 溶液的酸碱性取决于溶液中[H＋]和[OH－]的相对大小。用“>”“<”或“＝”填下表：‎ 溶液的酸碱性 ‎[H＋]与[OH－]比较 ‎[H＋]大小(25 ℃)‎ 酸性溶液 ‎[H＋]＞[OH－]‎ ‎[H＋]＞1×10－7mol·L－1‎ 中性溶液 ‎[H＋]＝[OH－]‎ ‎[H＋]＝1×10－7mol·L－1‎ 碱性溶液 ‎[H＋]＜[OH－]‎ ‎[H＋]＜1×10－7mol·L－1‎ ‎2.溶液的pH ‎(1)表达式为pH＝－lg[H＋]。‎ ‎(2)使用范围：pH的取值范围为0～14，即只适用于[H＋]≤1 mol·L－1或[OH－]≤1 mol·L－1的电解质溶液，当[H＋]或[OH－]＞1 mol·L－1时，直接用[H＋]或[OH－]表示溶液的酸碱性。‎ ‎(3)溶液的酸碱性与pH的关系(25 ℃)‎ ‎3.溶液酸碱性及pH的测定 ‎(1)酸碱性的判定 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浅红色 ‎>10.0红色 ‎(2)pH的测定 ‎①pH试纸法：粗略测定溶液的pH。广范pH试纸可测出pH的整数值。‎ pH试纸的使用 a.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。‎ b.检验气体的酸碱性：先把试纸润湿，粘在玻璃棒的一端，再送到盛有待测气体的容器口附近，观察颜色的变化，判断气体的性质。‎ ‎②pH计：精确测定溶液的pH。‎ ‎[考在课外]‎ 教材延伸 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pH＝7，该溶液一定显中性(×)‎ ‎(3)任一溶液的酸碱度均可用pH表示(×)‎ ‎(4)用广泛pH试纸测得某溶液的pH为3.4(×)‎ ‎(5)用pH计测得某溶液的pH为7.45(√)‎ ‎(6)一定温度下，pH＝a的氨水，稀释10倍后，其pH＝b，则a＝b＋1(×)‎ ‎(7)100 ℃时，Kw＝1.0×10－12，0.01 mol·L－1盐酸的pH＝2，0.01 mol·L－1的NaOH溶液的pH＝10(√)‎ 拓展应用 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)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(　　)‎ ‎(6)pH＝3的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合(　　)‎ ‎(7)pH＝2的CH3COOH和pH＝12的NaOH溶液等体积混合(　　)‎ ‎(8)pH＝2的HCl和pH＝12的NH3·H2O等体积混合(　　)‎ 答案　(1)中性　(2)碱性　(3)酸性　(4)中性　(5)酸性　(6)碱性　(7)酸性　(8)碱性 思维探究 ‎(1)是否可用pH试纸测定氯水的pH?‎ 答案　不能，氯水中含HClO，用pH试纸测其pH时，现象为先变红后退色，无法测出其pH。‎ ‎(2)pH试纸测溶液的pH时不能润湿，如润湿是否一定有误差？‎ 答案　不一定，酸性、碱性溶液稀释[H＋]、[OH－‎ ‎]减小，有误差，中性溶液无误差。pH＝a的HCl、CH3COOH、NH4Cl，与pH＝b的NaOH、氨水、CH3COONa分别用湿润的pH试纸测pH时，HCl、NaOH误差大，CH3COOH、NH4Cl、氨水、CH3COONa，误差小。‎ ‎[基础点巩固]‎ ‎1.有甲、乙两种溶液，甲溶液的pH是乙溶液pH的2倍，则甲溶液中[H＋]与乙溶液中[H＋]的关系是(　　)‎ A.2∶1 B.100∶1 ‎ C.1∶100 D.无法确定 解析　由于溶液具体的pH未知，所以无法确定氢离子浓度的倍数关系。‎ 答案　D ‎2.常温下用pH为3的某酸溶液分别与pH均为11的氨水、氢氧化钠溶液等体积混合得到a、b两种溶液，关于这两种溶液酸碱性的描述正确的是(　　)‎ A.b不可能显碱性 B.a显酸性或碱性 C.a不可能显酸性 D.b可能显碱性或酸性 解析　a溶液分为四种情况：①若酸为强酸，则反应后氨水有剩余，溶液呈碱性；②若酸为弱酸且酸的电离程度比氨水还弱，则溶液呈酸性；③若酸为弱酸且酸的电离程度比氨水强，则溶液呈碱性；④若酸为弱酸且酸的电离程度与氨水相同，则溶液呈中性。b溶液分为两种情况：①若酸为强酸，则二者恰好反应生成强酸强碱盐，溶液呈中性；②若酸为弱酸，则反应后酸有剩余，溶液呈酸性。‎ 答案　A ‎3.常温时，将V1 mL c1 mol·L－1的氨水滴加到V2 mL c2 mol·L－1的盐酸中，下列结论中正确的是(　　)‎ A.若混合溶液的pH＝7，则c1V1>c2V2‎ B.若V1＝V2，c1＝c2，则溶液中[NH]＝[Cl－]‎ C.若混合溶液的pH＝7，则溶液中[NH]>[Cl－]‎ D.若V1＝V2，且混合液的pH<7，则一定有c1＝c2‎ 解析　常温下氨水与盐酸恰好中和(即c1V1＝c2V2‎ ‎)生成氯化铵溶液为强酸弱碱盐溶液，溶液呈酸性，pH<7，混合溶液的pH＝7，则说明氨水相对过量，即c1V1>c2V2，A正确；V1＝V2，c1＝c2，即c1V1＝c2V2，恰好中和，溶液呈酸性，[H＋]>[OH－]，则[NH]<[Cl－]，B错误；混合溶液的pH＝7，则溶液[H＋]＝[OH－]，则[NH]＝[Cl－]，C错误；混合液的pH<7，则溶液呈酸性，酸过量、恰好中和或酸不足都有可能满足混合液的pH<7，故c1、c2的相对大小不能确定。‎ 答案　A ‎[名师点拨]‎ ‎1.等浓度等体积一元酸与一元碱混合溶液的酸碱性 中和反应 混合溶液的酸碱性 强酸与强碱 中性 强酸与弱碱 酸性 弱酸与强碱 碱性 简记为：谁强显谁性，同强显中性。‎ ‎2.室温下，已知酸和碱pH之和的溶液，等体积混合后溶液的酸碱性 ‎(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 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。简记为：谁弱显谁性。‎ ‎[能力点提升]‎ ‎4.已知：pOH＝－lg [OH－]，在常温下溶液中的pH＋pOH＝14，又已知正常人(人的体温高于室温)的血液pH＝7.3，则正常人血液的pOH(　　)‎ A.大于6.7 B.小于6.7‎ C.等于6.7 D.无法判断 解析　因人的体温高于室温，则正常人血液中水的离子积常数大于10－14，故pH＋pOH<14，pOH<14－pH＝6.7，B项正确。‎ 答案　B ‎5.25 ℃，某浓度的盐酸、氯化铵溶液中由水电离出的氢离子浓度分别为1.0×10－amol·L－1、1.0×10－bmol·L－1，这两种溶液的pH之和为(　　)‎ A.14－a＋b B.14＋a＋b C.14－a－b D.14＋a－b 解析　盐酸中水电离出的H＋与溶液中的OH－浓度相同，故该浓度的盐酸中[H＋]＝mol·L－1＝1.0×10－14＋amol·L－1，故其pH＝14－a；氯化铵溶液中H＋完全来自水的电离，即[H＋]＝1.0×10－bmol·L－1，故其pH＝b，因此两种溶液的pH之和为14－a＋b，即A项正确。‎ 答案　A ‎6.已知水在25 ℃和95 ℃时，其电离平衡曲线如图所示：‎ ‎(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)。‎ 解析　(2)pH＝7说明n(H＋)＝n(OH－)，即10－5V1＝10－4V2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。‎ 答案　(1)A　(2)10∶1‎ ‎(3)a＋b＝14‎ ‎(4)①1　②0.1　③10x＋y－14‎ ‎[名师点拨]‎ 溶液pH计算的思维模板 ‎(1)‎ ‎(2)强酸(pH酸)与强碱(pH碱)混合至中性 二者的体积与pH的关系如下(温度为25 ℃时)：‎ 若pH酸＋pH碱＝14，浓度相等，V酸∶V碱＝1∶1；‎ 若pH酸＋pH碱>14，碱浓度大，V酸∶V碱＝10pH酸＋pH碱－14∶1；‎ 若pH酸＋pH碱<14，酸浓度大，V酸∶V碱＝1∶1014－pH酸－pH碱。‎ 特别提醒：以上均为25 ℃时，解答时要注意温度是否为25 ℃，KW是否等于1×10－14。‎ ‎7.298 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项，盐酸滴定氨水时，滴定终点溶液为NH4Cl溶液，呈酸性，故指示剂应选甲基橙，错误；B项，一水合氨属于弱碱，与盐酸正好反应生成NH4Cl时溶液呈酸性，故二者等浓度反应时，若溶液的pH＝7，盐酸的体积应小于氨水的体积，即小于20.0 mL，错误；C项，根据电荷守恒可知溶液中：c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，M点溶液的pH＝7，即c(H＋)＝c(OH－)，则c(NH)＝c(Cl－)，由于水的电离是微弱的，故c(NH)＝c(Cl－)＞c(H＋)＝c(OH－)，错误；D项，由图可知，N点即为0.10 mol·L－1氨水，由其电离度为1.32%，可知0.10 mol·L－1氨水中c(OH－)＝0.001 32 mol·L－1，故该氨水中11b>c C.当V(NaOH)＝20.00 mL时，3个体系中均满足：‎ c(Na＋)＝c(Cl－)‎ D.当V(NaOH)相同时，pH突跃最大的体系中的c(H＋)最大 解析　根据滴加NaOH之前，溶液的pH，可以推断a、c曲线对应的盐酸物质的量浓度分别为1 mol·L－1，0.01 mol·L－1，A项正确；根据突跃变化，应是浓度接近的相互滴定，B项正确；当V(NaOH)＝20.00 mL时，溶液呈中性，所以c(Na＋)＝c(Cl－)，C项正确；当V(NaOH)相同，在突跃之前，pH突跃最大的体系中c(H＋)最大，而在突跃之后，pH突跃最大的体系中c(H＋)又最小，D项错误。‎ 答案　D ‎10.室温下向10 mL 0.1 mol·L－1NaOH溶液中加入0.1 mol·L－1的一元酸HA，溶液pH的变化曲线如图所示。下列说法正确的是(　　)‎ A.a点所示溶液中c(Na＋)>c(A－)>c(H＋)>c(HA)‎ B.a、b两点所示溶液中水的电离程度相同 C.pH＝7时，c(Na＋)＝c(A－)＋c(HA)‎ D.b点所示溶液中c(A－)>c(HA)‎ 解析　A项，a点NaOH与HA恰好完全反应，溶液的pH为8.7，呈碱性，说明HA为弱酸，NaA发生了水解反应，则溶液中c(Na＋)>c(A－)>c(OH－)>c(HA)>c(H＋)，错误；B项，a点NaA发生了水解反应，促进了水的电离，b点为NaA和HA的混合溶液，主要由于HA的电离而使溶液呈酸性，抑制了水的电离，所以a点水的电离程度大于b点，错误；C项，根据电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)，pH＝7，则c(H＋)＝c(OH－)，可得c(Na＋)＝c(A－)，错误；D项，b点溶液中溶质为等物质的量NaA和HA，溶液呈酸性，说明HA的电离程度大于NaA的水解程度，所以c(A－)>c(HA)，正确。‎ 答案　D ‎11.硫代硫酸钠晶体(Na2S2O3·5H2O，M＝248 g·mol－1)可用作定影剂、还原剂。回答下列问题：‎ 利用K2Cr2O7标准溶液定量测定硫代硫酸钠的纯度。测定步骤如下：‎ ‎①溶液配制：称取1.200 0 g某硫代硫酸钠晶体样品，用新煮沸并冷却的蒸馏水在烧杯中溶解，完全溶解后，全部转移至100 mL的容量瓶中，加蒸馏水至刻度线。‎ ‎②滴定：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　利用I2遇淀粉溶液显蓝色来判断滴定终点时，当溶液蓝色退去，且半分钟内不恢复即可说明达到滴定终点。根据题中反应可得：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　蓝色退去且30 s内不恢复　95.0‎ 滴定原理的拓展应用　提升学生的“科学探究”素养 素养说明：以酸、碱中和滴定为模板结合具体实验目的设计新的实验探究方案类题目是近几年高考的热点。在解答过程中，针对实验中的“异常”点，批判性地提出自己的见解、改进、优化实验方案，提升学生的科学探究素养。‎ ‎1.氧化还原滴定法：‎ ‎(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)滴定方式及应用：‎ 滴定方式 实例 直接滴 定法 许多还原性物质Fe2＋、NO、H2O2、C2O等可用直接滴定法 ‎5H2O2＋2MnO＋6H＋===5O2↑＋2Mn2＋＋8H2O 返滴 定法 氧化性物质可用返滴定法。‎ 例如，测MnO2含量时，可在H2SO4溶液中加入过量的Na2C2O4标准溶液，待与MnO2作用完毕后，用KMnO4标准液滴定过量的C2O。‎ MnO2＋C2O＋4H＋===Mn2＋＋2CO2↑＋2H2O，‎ ‎2MnO＋5C2O＋16H＋===2Mn2＋＋10CO2↑＋8H2O 间接 滴定法 某些非氧化性物质，可以用间接滴定法进行测定。例如，测Ca2＋含量时，先将Ca2＋沉淀为CaC2O4，再用稀硫酸将所得沉淀溶解，用KMnO4标准液滴定溶液中的H2C2O4，间接求得Ca2＋含量。‎ CaC2O4＋2H＋===H2C2O4＋Ca2＋，‎ ‎2MnO＋6H＋＋5H2C2O4===2Mn2＋＋10CO2↑＋8H2O ‎2.沉淀滴定法：‎ 概念 沉淀滴定是利用沉淀反应进行滴定、测量分析的方法。应用最多的是银量法 原理 沉淀滴定所用的指示剂本身就是一种沉淀剂。滴定剂与被滴定物反应的生成物的溶解度要比滴定剂与指示剂反应的生成物的溶解度小，否则不能用这种指示剂 实例 用AgNO3标准溶液滴定溶液中的Cl－，利用Ag＋与CrO生成红色的Ag2CrO4沉淀指示滴定终点，这是因为AgCl比Ag2CrO4更难溶 ‎[题组训练]‎ ‎1.用0.100 mol·L－1 AgNO3滴定50.0 mL 0.050 0 mol·L－1 Cl－溶液的滴定曲线如图所示。下列有关描述错误的是(　　)‎ A.根据曲线数据计算可知Ksp(AgCl)的数量级为10－10‎ B.曲线上各点的溶液满足关系式c(Ag＋)·c(Cl－)＝Ksp(AgCl)‎ C.相同实验条件下，若改为0.040 0 mol·L－1 Cl－，反应终点c移到a D.相同实验条件下，若改为0.050 0 mol·L－1 Br－，反应终点c向b方向移动 解析　根据滴定曲线，当加入25 mL AgNO3溶液时，Ag＋与Cl－刚好完全反应，AgCl处于沉淀溶解平衡状态，此时溶液中c(Ag＋)＝c(Cl－)＝10－4.75 mol·L－1，Ksp(AgCl)＝c(Ag＋)·c(Cl－)＝10－9.5＝3.16×10－10，A项正确；曲线上各点都处于沉淀溶解平衡状态，故符合c(Ag＋)·c(Cl－)＝Ksp(AgCl)，B项正确；根据图示，Cl－浓度为0.050 0 mol·L－1时消耗25 mL AgNO3溶液，则Cl－浓度为0.040 0 mol·L－1时消耗20 mL AgNO3溶液，a点对应AgNO3溶液体积为15 mL，所以反应终点不可能由c点移到a点，C项错误；由于AgBr的Ksp小于AgCl的Ksp，初始c(Br－)与 c(Cl－)相同时，反应终点时消耗的AgNO3溶液体积相同，但Br－浓度小于Cl－浓度，即反应终点从曲线上的c点向b点方向移动，D项正确。‎ 答案　C ‎2.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4.246 8 g(0.025 0 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 0.100 0 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0.100 0 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：‎ ‎ 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________。‎ 解析　(1)配制AgNO3标准溶液，所使用的仪器除烧杯和玻璃棒外还有250 mL(棕色)容量瓶、胶头滴管。(2)因AgNO3见光易分解，所以AgNO3标准溶液应放在棕色细口试剂瓶中并避光保存。(3)NH4Fe(SO4)2为强酸弱碱盐，且Fe3＋的水解程度很大，为防止因Fe3＋的水解而影响滴定终点的判断(或抑制Fe3＋的水解)，所以滴定应在pH＜0.5的条件下进行。(4)因Fe3＋能与I－发生氧化还原反应，而使指示剂耗尽，无法判断滴定终点，所以b和c两步操作不能颠倒。(5)由三次测定数据可知，第1组数据误差较大，应舍去，所以消耗的NH4SCN标准溶液平均体积为＝10.00 mL，测得c(I－)＝[n(AgNO3)－n(NH4SCN)]/V[NaI(aq)]＝(25.00×10－3 L×0.100 0 mol·L－1－10.00×10－3 L×0.100 0 mol·L－1)/25.00×10－3 L＝0.060 0 mol·L－1。(6)在滴定管中装入NH4SCN标准溶液的前一步，用NH4SCN标准溶液润洗滴定管2～3次。(7)①若在配制AgNO3标准溶液时，烧杯中的溶液有少量溅出，造成溶质减少，则使配制AgNO3标准溶液的浓度偏低，则使消耗的n(NH4SCN)偏小，由c(I－)＝[n(AgNO3)－n(NH4SCN)]/V[NaI(aq)]可推断，对c(I－)测定结果影响将偏高。②若在滴定终点读取滴定管刻度时，俯视标准液液面，使读取的NH4SCN标准溶液的体积偏低，由c(I－)＝[n(AgNO3)－n(NH4SCN)]/V[NaI(aq)]可推断，对c(I－)测定结果影响将偏高。‎ 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　0.060 0‎ ‎(6)用NH4SCN标准溶液润洗滴定管2～3次 ‎(7)偏高　偏高 ‎3.H2O2是医药、卫生行业上广泛使用的消毒剂。某课外小组采用滴定法测定某医用消毒剂中H2O2的浓度。实验步骤如下：‎ ‎①标准液的配制和标定：称取一定量KMnO4固体溶于水，避光放置6～10天，过滤并取滤液于滴定管中待用，称取m g Na2C2O4固体于锥形瓶中，加水溶解，再加H2SO4酸化，滴定至终点，消耗KMnO4溶液的体积V1 mL。滴定过程中发生的一个反应为：5H2C2O4＋2MnO＋6H＋===2Mn2＋＋10CO2↑＋8H2O。‎ ‎②H2O2浓度的测定：取待测样品25 mL稀释至500 mL，再移取10.00 mL于锥形瓶中，加H2SO4酸化，用上述KMnO4标准液滴定至终点，消耗溶液的体积V2mL。‎ 回答下列问题：‎ ‎(1)②中移取10.00 mL待测液所用主要仪器名称为________。‎ ‎(2)配制KMnO4标准液时需要久置并过滤掉变质生成的MnO2，该过滤操作需用________。‎ a.普通漏斗和滤纸 b.布氏漏斗和滤纸 c.不需滤纸的微孔玻璃漏斗 ‎(3)标定KMnO4标准液时需要控制温度为75～85 ℃，温度过低反应较慢，温度过高可能会因________而导致KMnO4标准液的标定浓度偏高，在恒定温度下进行滴定操作时，开始时反应速率较慢，随后加快，导致速率加快的原因是_____________________________________________________________。‎ ‎(4)KMnO4标准液滴定H2O2的离子方程式为________________________‎ ‎_____________________________________________________________；‎ 当滴定到_____________________________________________________________‎ 可以认为已达到滴定终点。‎ ‎(5)该医生消毒剂中H2O2的物质的量浓度为________mol·L－1。‎ ‎(6)②中若用盐酸代替H2SO4测定结果将________(填“偏高”“偏低”或“无影响”)。‎ 解析　(1)由于移取的H2O2溶液有强氧化性，故不能选用碱式滴定管，选用酸式滴定管或移液管。‎ ‎(2)由于KMnO4需避光放置，不能见光，故不能见光过滤，所以选c。‎ ‎(3)温度过高，对温度较敏感的物质则会受到影响，H2C2O4‎ 受热分解。反应开始时较慢，随后加快，考虑影响反应速率的因素：浓度、温度、催化剂、压强等。首先排除浓度、压强，又恒定温度下，可排除温度，故反应中生成了对反应有催化作用的物质，对比分析可知为Mn2＋。(4)KMnO4滴定H2O2时发生的离子方程式为2MnO＋5H2O2＋6H＋===2Mn2＋＋5O2↑＋8H2O；当KMnO4过量时，即到达滴定终点，故溶液由无色变为浅紫色，且半分钟内不退色。‎ ‎(5)由①中滴定可知：KMnO4标准液的浓度为×÷(V1×10－3)，由②中滴定可知[H2O2]＝＝(mol·L－1)‎ ‎(6)②中用盐酸代替H2SO4，由于盐酸可被KMnO4氧化，导致标准液用量偏多，故测定结果偏高。‎ 答案　(1)移液管或酸式滴定管　(2)c　(3)草酸分解　反应中生成了对反应有催化作用的Mn2＋　(4)2MnO＋5H2O2＋6H＋===2Mn2＋＋5O2↑＋8H2O　溶液由无色变为浅紫色，且半分钟内不退色 ‎(5)　(6)偏高 ‎4.纳米TiO2在涂料、光催化、化妆品等领域有着极其广泛的应用。‎ 制备纳米TiO2的方法之一是TiCl4水解生成TiO2·xH2O，经过滤、水洗除去其中的Cl－，再烘干，焙烧除去水分得到粉状TiO2。‎ 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＋。‎ 请回答下列问题：‎ ‎(1)检验TiO2·xH2O中Cl－是否被除净的方法是_______________________‎ ‎_____________________________________________________________。‎ ‎(2)滴定终点的现象是______________________________________‎ ‎_____________________________________________________________。‎ ‎(3)滴定分析时，称取TiO2(摩尔质量为M g·mol－1)试样w g，消耗c mol·L－1‎ ‎ NH4Fe(SO4)2标准溶液V mL，则TiO2质量分数表达式为____________________。‎ ‎(4)判断下列操作对TiO2质量分数测定结果的影响(填“偏高”“偏低”或“无影响”)。‎ ‎①若在配制标准溶液过程中，烧杯中的NH4Fe(SO4)2溶液有少量溅出，使测定结果________。‎ ‎②若在滴定终点读取滴定管刻度时，俯视标准液液面，使测定结果________。‎ 解析　检验Cl－是否被除净可以取最后一次洗涤液少量，滴加AgNO3溶液，如果没有白色沉淀产生，则说明Cl－已经被除净。滴定达到终点时，Fe3＋与SCN－结合使溶液变为红色；根据氧化还原反应中得失电子的关系可知：Fe3＋～Ti3＋～TiO2，因此TiO2的物质的量等于Fe3＋的物质的量cV/1 000 mol，TiO2的质量分数为(或%)；在配制NH4Fe(SO4)2时有少量溶液溅出，则所配制溶液的浓度偏小，导致测定的TiO2的物质的量偏大，质量分数偏高；若在滴定终点时俯视标准液液面，则所读溶液体积偏小，导致测定的TiO2的物质的量偏小，质量分数偏低。‎ 答案　(1)取少量最后一次水洗液，滴加AgNO3溶液，不产生白色沉淀，说明Cl－已被除净　(2)溶液变为红色，且半分钟内不退色　(3)(或%)　(4)①偏高　②偏低