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第2节　水的电离和溶液的pH
第10章
课标要求
1.认识水的电离,了解水的离子积常数,认识溶液的酸碱性及pH,掌握检测溶液pH的方法。
2.能从电离、离子反应、化学平衡的角度分析溶液的酸碱性。
3.能进行溶液pH的简单计算,能正确测定溶液pH,能调控溶液的酸碱性。能选择实例说明溶液pH的调控在工农业生产和科学研究中的重要作用。
备考指导
1.高考对本部分知识的考查主要有三方面:(1)水的电离平衡及影响因素;(2)溶液的pH及pH计算;(3)溶液的酸碱性、酸碱中和滴定实验。题型以选择题为主,难度适中。
2.对溶液酸碱性判断和pH计算的复习,注意化学平衡的思想在水的电离平衡中的应用等,注意酸碱中和滴定的拓展延伸,如氧化还原反应滴定。
内容索引
01
02
03
第一环节　必备知识落实
第二环节　关键能力形成
第三环节　核心素养提升
04
实验探源
第一环节　必备知识落实
知识点1
水的电离
知识筛查
1.水的电离
2.关于纯水的几个重要数据
3.外界因素对水的电离平衡的影响
(1)温度:温度升高,促进水的电离,KW增大;温度降低,抑制水的电离,KW
减小。
(2)酸、碱:抑制水的电离。
(3)能水解的盐:促进水的电离。
(4)能与水反应的活泼金属:促进水的电离。
4.外界条件对水的电离平衡影响的结果
条件 平衡移 动方向 KW 水的电 离程度 c(OH-) c(H+)
酸 逆向 不变 减小 减小 增大
碱 逆向 不变 减小 增大 减小
可水解 的盐 Na2CO3 正向 不变 增大 增大 减小
NH4Cl 正向 不变 增大 减小 增大
温度 升温 正向 增大 增大 增大 增大
降温 逆向 减小 减小 减小 减小
其他,如加入Na 正向 不变 增大 增大 减小
特别提醒(1)水的离子积常数KW=c(H+)·c(OH-),不仅适用于纯水,也适用于一切酸、碱、盐的稀溶液。溶液中c(H+)和c(OH-)分别表示溶液中H+总浓度(包括水电离出的H+和加入酸时酸电离出的H+)和OH-总浓度(包括水电离出的OH-和加入碱时碱电离出的OH-)。
(2)水的离子积常数说明在任何水溶液中均存在水的电离平衡,都有H+和OH-存在。
(3)水的电离平衡遵循化学平衡的一般规律,归纳如下:
知识巩固
1.判断正误,正确的画“√”,错误的画“×”。
(1)温度一定时,水的电离常数与水的离子积常数相等。(　　)
(2)在100 ℃的纯水中,c(H+)=1×10-6 mol·L-1,此时水呈酸性。(　　)
(3)在蒸馏水中滴加浓硫酸,KW不变。(　　)
(4)NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性,两溶液中水的电离程度相同。(　　)
(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)任何水溶液中均存在H+和OH-,且水电离出的c(H+)和c(OH-)相等。(　　)
×
×
×
×
√
√
2.25 ℃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-)减小
B.向水中加入少量稀硫酸,c(H+)增大,KW不变
C.向水中加入少量金属钠,平衡逆向移动,c(H+)减小
D.将水加热,KW增大,pH不变
B
解析:向水中加入稀氨水,平衡逆向移动,但c(OH-)增大,A项错误。向水中加入少量稀硫酸,平衡逆向移动,但c(H+)增大,温度不变,KW不变,B项正确。金属钠与水电离产生的H+反应,因而使水的电离平衡正向移动,最终c(H+)减小,c(OH-)增大,C项错误。将水加热,KW增大,pH减小,D项错误。
知识点2
溶液的酸碱性与pH
知识筛查
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。
2.pH
(1)定义式:pH=-lg c(H+)。
(2)溶液的酸碱性与pH的关系。
室温下:
(3)适用范围:pH为0~14。
3.溶液pH的测量
(1)酸碱指示剂:酸碱指示剂只能测出溶液pH的大致范围,不能准确测定pH。常见指示剂的变色范围和颜色变化如下表。
(2)溶液pH的粗略测量——pH试纸。
(3)精确测量——pH计(酸度计)(中学阶段不要求掌握)。
知识巩固
1.判断正误,正确的画“√”,错误的画“×”。
(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)pH减小,溶液的酸性一定增强。(　　)
(4)用蒸馏水润湿的pH试纸测溶液的pH,一定会使结果偏低。(　　)
(5)用广泛pH试纸测得某溶液的pH为3.4。(　　)
√
×
×
×
×
2.(1)下列溶液一定呈中性的是　　　　。
A.pH=7的溶液
B.c(H+)=10-7mol·L-1的溶液
(2)已知温度为T时,KW=1×10-13,则T　　　　(填“>”“<”或“=”)25 ℃。在温度为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:
答案:(1)D　(2)>　101∶9　(3)①1　②0.1　③10x+y-14
第二环节　关键能力形成
能力点1
从定性和定量两个角度判断水的电离程度的能力
整合建构
问题引领
如何计算水电离出的c(H+)和c(OH-)
点拨计算水电离出的c(H+)和c(OH-)可用如下方法:
(1)中性溶液——c(H+)=c(OH-)。
训练突破
1.某温度下,水的KW=10-13,已知该温度下某浓度Na2CO3溶液的pH=10,则该溶液中由水电离出的c(OH-)是(　　)。
A.1×10-10 mol·L-1 B.1×10-3 mol·L-1
C.1×10-4 mol·L-1 D.1×10-7 mol·L-1
B
解析:Na2CO3溶液的pH=10,则该温度下溶液中c(H+)=1×10-10mol·L-1,
2.25 ℃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
A
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+)=10-13mol·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,A项正确。
能力点2
熟练进行溶液pH的简单计算的能力
整合建构
1.单一溶液的pH计算
(1)强酸溶液:如HnA,设浓度为a mol·L-1,c(H+)=na mol·L-1,pH=-lg c(H+)= -lg na。
(2)强碱溶液(25 ℃):如B(OH)n,设浓度为b mol·L-1,
2.混合溶液的pH计算
(1)两种强酸混合:直接求出c混(H+),再据此求pH。
(3)强酸、强碱混合:先判断哪种物质过量,再求出溶液中H+或OH-的浓度,最后求pH。
问题引领
(1)用广泛pH试纸和pH计测定溶液的pH时,所得数据有什么不同 用pH试纸测定溶液的pH有什么缺点
(2)溶液pH计算的一般思维模型是怎样的
点拨(1)用广泛pH试纸测定溶液的pH时,只能得到整数值,而用pH计测定溶液的pH时,所得数据更精确,可以得到小数点后两位的数值。用pH试纸无法测定具有漂白性的溶液的pH。
(2)溶液pH计算的一般思维模型如图所示。
训练突破
1.将pH=1的盐酸平均分成两份,一份加入适量水,另一份加入与该盐酸物质的量浓度相同的适量NaOH溶液,pH都升高了1,则加入的水与NaOH溶液的体积比为(　　)。
A.9∶1 B.10∶1
C.11∶1 D.12∶1
C
2.25 ℃时,将体积为Va、pH=a的某一元强碱与体积为Vb、pH=b的某二元强酸混合。
(1)若所得溶液的pH=11,且a=13,b=2,则Va∶Vb=　　　　。
(2)若所得溶液的pH=7,且已知Va>Vb,b=0.5a,b值是否可以等于4 　　(填“是”或“否”)。
答案:(1)1∶9　(2)是
能力点3
分析解决滴定图像问题的能力
整合建构
1.分布计量数图像
分布曲线是指以pH为横坐标、分布计量数(即组分的平衡浓度占总浓度的分数)为纵坐标的关系曲线。
2.酸碱中和滴定曲线
用氢氧化钠溶液滴定等浓度等体积的盐酸、醋酸的滴定曲线 用盐酸滴定等浓度等体积的氢氧化钠溶液、氨水的滴定曲线

曲线起点不同:一般情况下,用强碱滴定强酸、弱酸的曲线,强酸起点低;用强酸滴定强碱、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) 室温下pH=7不一定是终点:强碱与强酸反应时,终点是pH=7;强碱与弱酸(强酸与弱碱)反应时,终点不是pH=7(强碱与弱酸反应终点是pH>7,强酸与弱碱反应终点是pH<7) 问题引领
分析酸碱中和滴定曲线时,一般需要关注哪些内容
点拨分析酸碱中和滴定曲线时,一般需要关注起点(可确定酸和碱的基本信息:酸碱的强弱、起始浓度等)、滴定终点(酸碱恰好中和的点)、溶液显中性的点(图像中pH=7的点)。
训练突破
1.常温下,向10 mL 0.1 mol·L-1的HR溶液中逐滴加入0.1 mol·L-1的氨水,所得溶液pH及导电能力变化如图。下列分析正确的是(　　)。
A.各点溶液中的阳离子浓度总和
大小关系:D>C>B>A
B.常温下,R-的水解平衡常数数量
级为10-9
C.A点和D点溶液中,水的电离程度相等
D.D点的溶液中,粒子浓度关系:
c(R-)+2c(HR)=c(NH3·H2O)
B
2.(2024湖南卷)常温下Ka(HCOOH)=1.8×10-4,向20 mL 0.10 mol·L-1 NaOH溶液中缓慢滴入相同浓度的HCOOH溶液,混合溶液中某两种离子的浓度随加入HCOOH溶液体积的变化关系如图所示,
下列说法错误的是(　　)。
A.水的电离程度:MB.M点:2c(OH-)=c(Na+)+c(H+)
C.当V(HCOOH)=10 mL时,
c(OH-)=c(H+)+2c(HCOOH)+c(HCOO-)
D.N点:
c(Na+)>c(HCOO-)>c(OH-)>c(H+)>c(HCOOH)
B
解析:结合起点和终点,向20 mL 0.10 mol·L-1 NaOH溶液中滴入相同浓度的HCOOH溶液,发生浓度改变的微粒有Na+、OH-和HCOO-等,当V(HCOOH)=0 mL,溶液中存在的微粒有Na+、OH-等,随着HCOOH的加入,OH-被消耗,浓度逐渐减小,最终变为0,即经过M点呈下降趋势的曲线表示的是OH-浓度的变化;反应过程中产生HCOO-,即经过M点、N点呈上升趋势的曲线表示的是HCOO-浓度的变化。M点时,V(HCOOH)=10 mL,溶液中溶质的浓度为c(HCOONa)∶c(NaOH)=1∶1,溶液中仍剩余有未反应的NaOH,抑制水的电离,N点HCOOH溶液与NaOH溶液恰好反应生成HCOONa,HCOONa的水解促进水的电离,此时水的电离程度最大,A项正确;
M点时,V(HCOOH)=10 mL,溶液中溶质为c(HCOONa)∶c(NaOH)=1∶1,根据电荷守恒有c(Na+)+c(H+)=c(HCOO-)+c(OH-),M点为交点,可知c(HCOO-) =c(OH-),联合可得2c(OH-)=c(Na+)+c(H+),B项正确;当V(HCOOH)=10 mL时,溶液中溶质为c(HCOONa)∶c(NaOH)=1∶1,根据电荷守恒有c(Na+)+c(H+)=c(HCOO-)+c(OH-),根据元素守恒有c(Na+)=2c(HCOO-) +2c(HCOOH),联立可得c(OH-)=c(H+)+2c(HCOOH)+c(HCOO-),C项正确;N点HCOOH溶液与NaOH溶液恰好反应生成HCOONa,HCOO-发生水解使溶液显碱性,因此c(Na+)>c(HCOO-)及c(OH-)>c(H+),观察图中N点可知, c(HCOO-)≈0.05 mol·L-1,根据Ka(HCOOH)==1.8×10-4,可知c(HCOOH)>c(H+),D项错误。
第三环节　核心素养提升
【高考真题剖析】
【例题】 (2020全国Ⅰ)以酚酞为指示剂,用0.100 0 mol·L-1的NaOH溶液滴定20.00 mL未知浓度的二元酸H2A溶液。溶液中,pH、分布系数δ随滴加NaOH溶液体积V(NaOH溶液)的变化关系如下图所示。
下列叙述正确的是(　　)。
A.曲线①代表δ(H2A),曲线②代表δ(HA-)
B.H2A溶液的浓度为0.200 0 mol·L-1
C.HA-的电离常数Ka=1.0×10-2
D.滴定终点时,溶液中c(Na+)<2c(A2-)+c(HA-)
C
【核心素养考查点剖析】本题是以酸碱中和滴定为情景命制的,旨在考查考生利用弱电解质的电离平衡、酸碱中和反应等有关知识解决实际问题的能力,较好考查了考生的“变化观念与平衡思想”以及“宏观辨识与微观探析”等素养。本题的难点是判断H2A的电离,根据pH的突变和粒子分布系数的变化确定H2A的电离方程式为H2A══H++HA-,HA- H++A2-;同时注意题中是双纵坐标,左边纵坐标代表粒子分布系数,右边纵坐标代表pH,图像中δ(HA-)=δ(A2-)时溶液的pH≠5,而是pH=2。
解析:由图示滴定曲线中只有一个明显的滴定终点且终点时消耗氢氧化钠溶液的体积为40 mL,以及起点时溶液pH=1,可确定酸H2A第一步是完全电离的,其浓度是0.100 0 mol·L-1,所以曲线①代表δ(HA-)、曲线②代表
δ(A2-),A、B两项错误。曲线①②交点时δ(HA-)=δ(A2-),此时V(NaOH溶液)
=25 mL,再根据曲线③可知此时溶液pH=2,由Ka= ,得Ka=1.0×10-2,C项正确。利用电荷守恒,因为是强碱滴定弱酸,滴定终点时溶液呈碱性,c(H+)2c(A2-)+c(HA-),D项错误。
【典题训练】
1.(2023湖南卷改编)常温下,用浓度为0.020 0 mol·L-1的NaOH标准溶液滴定浓度均为0.020 0 mol·L-1的HCl和CH3COOH的混合溶液,滴定过程中溶液的pH随η[η= ]的变化曲线如图所示。
下列说法错误的是(　　)。
A.Ka(CH3COOH)约为10-4.76
B.点A:c(Na+)=c(Cl-)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)
C.点B:c(CH3COOH)D.水的电离程度:AD
点A对应的溶液中的溶质组成为c(NaCl)∶c(CH3COOH)=1∶1,根据元素守恒有c(Na+)=c(Cl-)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH),B项正确;
点B对应η=1.50, CH3COOH被中和一半,此时溶液中的溶质组成为c(NaCl)∶c(CH3COOH)∶c(CH3COONa)=2∶1∶1,由图像可知溶液呈酸性,说明CH3COOH的电离程度大于CH3COO-的水解程度,则c(CH3COOH)η=2.00时,NaOH恰好将HCl和CH3COOH中和完全,η=0→η=2.00过程中,水的电离程度逐渐增大,所以A2.00时NaOH过量,水的电离被抑制,故点D水的电离程度小于点C,D项错误。
2.下列说法不正确的是(　　)。
A.2.0×10-7 mol·L-1的盐酸中c(H+)=2.0×10-7 mol·L-1
B.将KCl溶液从常温加热至80 ℃,溶液的pH变小但仍保持中性
C.常温下,NaCN溶液呈碱性,说明HCN是弱电解质
D.常温下,向pH为3的醋酸中加入醋酸钠固体,溶液pH增大
A
解析:盐酸的浓度为2.0×10-7 mol·L-1,完全电离,接近中性,溶剂水电离的氢离子浓度的数量级与溶质HCl电离的氢离子浓度相差不大,则计算溶液中氢离子浓度时,不能忽略水中的氢离子浓度,其数值应大于2.0×10-7 mol·L-1,故A项错误。KCl溶液为中性溶液,常温下pH=7,加热到80 ℃时,水的离子积KW增大,对应溶液的氢离子浓度随温度升高而增大,pH减小,但溶液溶质仍为KCl,则仍呈中性,故B项正确。NaCN溶液呈碱性,说明该溶质为弱酸强碱盐,即CN-对应的酸HCN为弱电解质,故C项正确。醋酸在溶液中会发生电离平衡:CH3COOH CH3COO-+H+,向溶液中加入醋酸钠固体,根据同离子效应可知,该平衡会向生成弱电解质分子的方向(逆向)移动,使溶液中的氢离子浓度减小,pH增大,故D项正确。
3.实验测得0.5 mol·L-1 CH3COONa溶液、0.5 mol·L-1 CuSO4溶液以及H2O的pH随温度变化的曲线如图所示。下列说法正确的是(　　)。
A.随温度升高,纯水中c(H+)>c(OH-)
B.随温度升高,CH3COONa溶液的c(OH-)减小
C.随温度升高,CuSO4溶液的pH变化是KW改变
与水解平衡移动共同作用的结果
D.随温度升高,CH3COONa溶液和CuSO4溶液
的pH均降低,是因为CH3COO-、Cu2+水解平衡
移动方向不同
C
解析:随温度升高,KW增大,但纯水中的c(H+)仍然等于c(OH-),A项错误;随温度升高,CH3COONa水解平衡和水的电离平衡均会正向移动,c(OH-)增大,图中pH略有减小,应是水的电离平衡正向移动所致,B项错误;随温度升高,CuSO4水解程度增大,c(H+)增大,pH减小,而且升温也会导致水的电离平衡正向移动,KW增大,C项正确;随水温升高,CH3COO-、Cu2+水解平衡均正向移动,D项错误。
【新情境模拟训练】
常温下,在体积均为20 mL、浓度均为0.1 mol·L-1的HX溶液和HY溶液中分别滴加同浓度的NaOH溶液,反应后溶液中水电离的c(H+)表示为pH水=-lg c水(H+)。pH水与滴加氢氧化钠溶液体积的
关系如图所示。
下列推断正确的是(　　)。
A.HX的电离方程式为HX══H++X-
B.T点时c(Na+)=c(Y-)>c(H+)=c(OH-)
C.常温下用蒸馏水分别稀释N、P点溶液,pH都降低
D
解析:根据图像可知,HX和HY是两种一元弱酸。加入氢氧化钠溶液,水的电离程度增大,溶液由酸性逐渐变为中性,当恰好完全反应时,溶液呈碱性且水的电离程度最大。HX为弱酸,故A项错误。T、P点对应的溶液都呈碱性,故B项错误。N点溶液呈中性,加入蒸馏水稀释中性溶液,稀释后溶液仍呈中性,故C项错误。取M点对应数值计算电离常数,c(H+)=c(OH-)=
实验探源
【必备知识归纳】
强酸与强碱的中和滴定
【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。
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。
【实验用品】
(1)仪器。
酸式滴定管(图A)、碱式滴定管(图B)、
滴定管夹、铁架台、锥形瓶、洗瓶。
(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、氧化性试剂一般用酸式滴定管,因为酸性和氧化性物质易腐蚀乳胶管。
②碱性试剂一般用碱式滴定管,因为碱性物质易腐蚀玻璃,致使玻璃活塞无法打开。
1.实验操作(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。
①滴定管:查漏→洗涤→润洗→装液→调液面→记录。
②锥形瓶:注碱液→记体积→加酚酞指示剂。
(2)滴定。
(3)滴定终点判断。
等到滴入最后一滴标准液,溶液由红色变为无色,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
2.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,视线应与液体凹液面的最低处保持水平,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,这样仰视读数偏大。
特别提醒(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进行稀释。锥形瓶不需润洗,润洗后相当于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。
【易错细节筛查】
1.判断正误,正确的画“√”,错误的画“×”。
(1)滴定管装滴定液前应先用待装液润洗。(　　)
(2)“中和滴定”实验中,锥形瓶用蒸馏水洗净后即可使用,滴定管用蒸馏水洗净后须经润洗后方可使用。(　　)
(3)滴定终点就是酸碱恰好中和的点。(　　)
(4)可用碱式滴定管量取KMnO4(H+)溶液。(　　)
(5)酸碱恰好中和时,溶液一定呈中性。(　　)
√
√
×
×
×
2.判断滴定误差(标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液)。
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 　　
碱式滴定管未用待测溶液润洗 变小 　　
锥形瓶用待测溶液润洗 变大 　　
锥形瓶洗净后还留有蒸馏水 　　 　　
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 　　
滴定 酸式滴定管滴定前有气泡,滴定终点时气泡消失 变大 　　
振荡锥形瓶时部分液体溅出 变小 　　
部分酸液滴出锥形瓶外 变大 　　
读数 滴定前读数正确,滴定后俯视读数(或前仰后俯) 变小 　　
滴定前读数正确,滴定后仰视读数(或前俯后仰) 变大 　　
偏高　
偏低　
偏高　
不变
偏高　
偏低　
偏高　
偏低　
偏高
无影响
偏低
【实验能力形成】
1.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-1 NaOH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
D
解析:NaOH溶液与CH3COOH溶液恰好反应生成CH3COONa时,CH3COO-水解显碱性,而酚酞的变色范围为8.2~10.0,比较接近,故D项正确。
2.取未知浓度的硫酸、盐酸和醋酸各25.00 mL,分别用0.10 mol·L-1的NaOH溶液或0.10 mol·L-1的氨水滴定得如图所示曲线。下列说法正确的是(　　)。
A.由图可知曲线c为NaOH溶液滴定硫酸
B.由图可知硫酸的物质的量浓度大于盐酸的物质的量浓度
C.曲线b、c的滴定实验可用酚酞作指示剂
D.由图可知滴定前醋酸电离百分比约为1.67%
D
解析:由题图可知,加入NaOH溶液或氨水时,曲线a的pH在开始阶段变化较大,应为碱滴定弱酸的变化曲线,则曲线b、c为硫酸、盐酸的滴定曲线,由于浓度未知,则不能确定曲线b、c表示的滴定过程,A项错误。硫酸和盐酸都是强酸,图中纵坐标为pH,不能确定其浓度大小,B项错误。曲线c达到终点时溶液呈酸性,应选用甲基橙作指示剂,C项错误。滴定前,醋酸的pH=3,则c(H+)=1×10-3 mol·L-1,滴定终点时消耗15 mL NaOH溶液,则有c(CH3COOH)×0.025 L=0.10 mol·L-1×0.015 L,解得c(CH3COOH)=
3.某烧碱样品中含有少量不与酸作用的杂质,为了测定其纯度,进行以下滴定操作:
A.用250 mL的容量瓶配制250 mL的烧碱溶液;
B.用移液管(或碱式滴定管)量取25.00 mL的烧碱溶液放入锥形瓶中并加几滴甲基橙作指示剂;
C.在天平上准确称取烧碱样品w g,在烧杯中加蒸馏水溶解;
D.将物质的量浓度为m mol·L-1的标准H2SO4溶液装入酸式滴定管,调整液面,记下开始刻度数为a mL;
E.在锥形瓶下垫一张白纸,滴定到终点,记录终点刻度数为b mL。
请回答下列问题:
(1)正确的操作步骤顺序是(填写字母):　　　→　　　→　　　→D → 　　　。
(2)操作中锥形瓶下垫一张白纸的作用是　　　　　　　　　　　　。
(3)操作D中液面应调整到　　　　　　　　　　　　　　　;尖嘴部分应　　　　　　　　　。
(4)滴定到终点时锥形瓶内溶液的颜色变化是　　　　　　　　　。
(5)若酸式滴定管没用标准H2SO4溶液润洗,会对测定结果有何影响
　　　　(填“偏高”“偏低”或“无影响”,其他操作均正确)。
(6)该烧碱样品的纯度计算式是　　　　　　　。
答案:(1)C　A　B　E　(2)便于准确判断滴定终点时溶液颜色的变化　(3)“0”刻度或“0”刻度以下的某一刻度　充满溶液,无气泡　(4)由黄色变为橙色　(5)偏高　
解析:(1)本题应先配制250 mL NaOH溶液,取25.00 mL放入锥形瓶中,用标准H2SO4溶液进行滴定,故正确的操作步骤是C→A→B→D→E。
(2)放一张白纸便于准确判断滴定终点时溶液的颜色变化情况。
(3)调整液面至0刻度或0刻度以下某一刻度。尖嘴部分应充满溶液,无气泡。
(4)终点时溶液颜色由黄色变为橙色。
(5)若酸式滴定管没用标准H2SO4溶液润洗,则滴定时消耗标准H2SO4溶液的体积偏大,所测烧碱浓度会偏高。

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