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第2讲　水溶液和溶液的pH
[考纲要求]　1.了解水的电离、离子积常数、影响水电离平衡的因素。2.了解溶液的酸碱性与pH的关系。3.能进行pH的简单计算。4.了解测定溶液pH的方法(强酸、强碱)。
考点一　水的电离
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
Kw＝[H＋]·[OH－]_mol2·L－2。
(1)室温下：Kw＝1×10－14mol2·L－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．影响水电离平衡的因素
(1)升高温度，水的电离程度增大，Kw增大。
(2)加入酸或碱，水的电离程度减小，Kw不变。
(3)加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3)，水的电离程度增大，Kw不变。
4．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 [OH－] [H＋]
酸 逆 不变 减小 减小 增大
碱 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
深度思考
1．水的离子积常数Kw＝[H＋]·[OH－]中H＋和OH－一定是水电离出来的吗？
答案　不一定。[H＋]和[OH－]均指溶液中的H＋或OH－的总浓度。这一关系适用于任何稀水溶液，即任何稀水溶液中都存在这一关系。因此，在酸溶液中酸本身电离出来的H＋会抑制水的电离，而在碱溶液中，碱本身电离出来的OH－也会抑制水的电离。
2．在pH＝2的盐酸溶液中由水电离出来的[H＋]与[OH－]之间的关系是什么？
答案　外界条件改变，水的电离平衡发生移动，但任何时候水电离出[H＋]和[OH－]总是相等的。
3．甲同学认为，在水中加入H2SO4，水的电离平衡向左移动，解释是加入H2SO4后c(H＋)增大，平衡左移。乙同学认为，加入H2SO4后，水的电离平衡向右移动，解释为加入H2SO4后，c(H＋)浓度增大，H＋与OH－中和，平衡右移。你认为哪种说法正确？说明原因。水的电离平衡移动后，溶液中c(H＋)·c(OH－)增大还是减小？
答案　甲正确，温度不变，Kw是常数，加入H2SO4，c(H＋)增大，c(H＋)·c(OH－)>Kw，平衡左移。
不变，因为Kw仅与温度有关，温度不变，则Kw不变，与外加酸、碱、盐无关。
反思归纳
　 (1)水的离子积常数Kw＝[H＋]·[OH－]，其实质是水溶液中的H＋和OH－浓度的乘积，不一定是水电离出的H＋和OH－浓度的乘积，所以与其说Kw是水的离子积常数，不如说是水溶液中的H＋和OH－的离子积常数。即Kw不仅适用于水，还适用于酸性或碱性的稀溶液。不管哪种溶液均有[H＋]H2O＝[OH－]H2O。
(2)水的离子积常数显示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H＋和OH－共存，只是相对含量不同而已。
题组一　影响水电离平衡的因素及结果判断
1．25 ℃时，相同物质的量浓度的下列溶液：①NaCl　②NaOH
③H2SO4　④(NH4)2SO4，其中水的电离程度按由大到小顺序排列的一组是 (　　)
A．④>③>②>① B．②>③>①>④
C．④>①>②>③ D．③>②>①>④
答案　C
解析　从四种物质分析可知②NaOH、③H2SO4抑制水的电离，①NaCl不影响水的电离平衡，④(NH4)2SO4促进水的电离(NH水解)，在②③中H2SO4为二元强酸、产生的[H＋]大于NaOH产生的[OH－]，抑制程度更大，故顺序为(由大→小)④>①>②>③。
2．下列操作会促进H2O的电离，且使溶液pH>7的是 (　　)
A．将纯水加热到90 ℃
B．向水中加少量NaOH溶液
C．向水中加少量Na2CO3溶液
D．向水中加少量FeCl3溶液
答案　C
解析　将纯水加热到90 ℃，水的电离程度增大，[H＋]＝[OH－]>10－7 mol·L－1，pH<7，A错；向水中加少量NaOH溶液，水中OH－的浓度增大，pH>7，但水的电离平衡向逆方向移动，即水的电离受到抑制，B错；向水中加少量Na2CO3溶液，CO与H＋结合，水中H＋的浓度减小，水的电离平衡向正方向移动，OH－的浓度增大，[OH－]>[H＋]，pH>7，C对；向水中加少量FeCl3溶液，Fe3＋与OH－结合为弱电解质Fe(OH)3，水中OH－的浓度减小，水的电离平衡向正方向移动，H＋的浓度增大，[H＋]>[OH－]，pH<7，D错。
3．25 ℃时，水中存在电离平衡：H2OH＋＋OH－　ΔH>0。下列叙述正确的是(　　)
A．将水加热，Kw增大，pH不变
B．向水中加入少量NaHSO4固体，[H＋]增大，Kw不变
C．向水中加入少量NaOH固体，平衡逆向移动，[OH－]降低
D．向水中加入少量NH4Cl固体，平衡正向移动，[OH－]增大
答案　B
解析　将水加热时，电离平衡右移，电离出的[H＋]、[OH－]均增大，pH减小，A项错误；加入NaHSO4，[H＋]增大，平衡逆向移动，温度未变化，Kw不变，B项正确；加入NaOH，[OH－]增大，平衡逆向移动，C项错误；加入NH4Cl，NH水解使平衡正向移动，[OH－]减小，D项错误。
题组二　水电离的[H＋]或[OH－]的计算
4．求算下列溶液中H2O电离的[H＋]和[OH－]。
(1)pH＝2的H2SO4溶液
[H＋]＝______________，[OH－]＝______________。
(2)pH＝10的NaOH溶液
[H＋]＝______________，[OH－]＝______________。
(3)pH＝2的NH4Cl溶液
[H＋]＝______________。
(4)pH＝10的Na2CO3溶液
[OH－]＝______________。
答案　(1)10－12 mol·L－1　10－12 mol·L－1　(2)10－10 mol·L－1　10－10 mol·L－1　
(3)10－2 mol·L－1　(4)10－4 mol·L－1
解析　(1)pH＝2的H2SO4溶液中H＋来源有两个：H2SO4的电离和H2O的电离，而OH－只来源于水。应先求算[OH－]，即为水电离的[H＋]或[OH－]。[H＋]＝10－2 mol·L－1，则
[OH－]＝10－12 mol·L－1，则水电离的[H＋]＝[OH－]＝10－12 mol·L－1。
(2)pH＝10的NaOH溶液中，OH－有两个H2O的电离和NaOH的电离，H＋只来源于水。应先求出[H＋]，即为水电离的[OH－]或[H＋]，[OH－]＝10－4 mol·L－1，[H＋]＝
10－10 mol·L－1，则水电离的[H＋]＝[OH－]＝10－10 mol·L－1。
(3)水解的盐，H＋或OH－均由水电离产生，水解显酸性的盐应计算其[H＋]，水解显碱性的盐应计算其[OH－]。pH＝2的NH4Cl中由水电离产生的[H＋]＝10－2 mol·L－1；pH＝10的Na2CO3溶液中由水电离产生的[OH－]＝10－4 mol·L－1。
5．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
答案　A
解析　①中[H＋]＝1 mol·L－1，由水电离出的[H＋]与溶液中[OH－]相等，等于1.0×
10－14 mol·L－1；
②中[H＋]＝0.1 mol·L－1，由水电离出的[H＋]＝1.0×10－13 mol·L－1；
③中[OH－]＝1.0×10－2 mol·L－1，由水电离出的[H＋]与溶液中[H＋]相等，等于1.0×
10－12 mol·L－1；
④中[OH－]＝1.0×10－3 mol·L－1，同③所述由水电离出的[H＋]＝1.0×10－11 mol·L－1。
即(1.0×10－14)∶(1.0×10－13)∶(1.0×10－12)∶(1.0×10－11)＝1∶10∶100∶1 000。
6．室温下，在pH＝12的某溶液中，分别有甲、乙、丙、丁四位同学计算出由水电离出的[OH－]的数据分别为甲：1.0×10－7 mol·L－1；乙：1.0×10－6 mol·L－1；丙：1.0×
10－2 mol·L－1；丁：1.0×10－12 mol·L－1。其中你认为可能正确的数据是 (　　)
A．甲、乙 B．乙、丙 C．丙、丁 D．乙、丁
答案　C
解析　如果该溶液是一种强碱(例如NaOH)溶液，则该溶液的OH－首先来自于碱(NaOH)的电离，水的电离被抑制，c(H＋)＝1×10－12 mol·L－1，所有这些H＋都来自于水的电离，水电离时当然同时提供相同物质的量的OH－，所以丁是对的。如果该溶液是一种强碱弱酸盐溶液，则该溶液之所以呈碱性是由于盐中弱酸根水解的缘故。水解时，弱酸根离子与水反应生成弱酸和OH－，使溶液中c(OH－)>c(H＋)，溶液中的OH－由水电离所得，所以丙也是正确的。
方法技巧
(1)常温下，中性溶液[OH－]＝[H＋]＝10－7 mol·L－1
(2)溶质为酸的溶液
①来源
OH－全部来自水的电离，水电离产生的[H＋]＝[OH－]。
②实例
如计算pH＝2的盐酸溶液中水电离出的[H＋]，方法是先求出溶液的[OH－]＝
Kw/10－2(mol·L－1)＝10－12 mol·L－1，即水电离出的[H＋]＝[OH－]＝10－12 mol·L－1。
(3)溶质为碱的溶液
①来源
H＋全部来自水的电离，水电离产生的[OH－]＝[H＋]。
②实例
如计算pH＝12的NaOH溶液中水电离出的[OH－]，方法是先求出溶液的[H＋]＝
Kw/10－2(mol·L－1)＝10－12 mol·L－1，即水电离出的[OH－]＝[H＋]＝10－12 mol·L－1。
(4)水解呈酸性或碱性的盐溶液
①pH＝5的NH4Cl溶液中H＋全部来自水的电离，由水电离的[H＋]＝10－5 mol·L－1，[OH－]＝10－9 mol·L－1，是因为部分OH－与部分NH结合；
②pH＝12的Na2CO3溶液中OH－全部来自水的电离，由水电离出的[OH－]＝
10－2 mol·L－1。
考点二　溶液的酸碱性和pH值
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。
(1)酸性溶液：[H＋]>[OH－]，常温下，pH<7。
(2)中性溶液：[H＋]＝[OH－]，常温下，pH＝7。
(3)碱性溶液：[H＋]<[OH－]，常温下，pH>7。
2．pH及其测量
(1)计算公式：pH＝－lg[H＋]。
(2)测量方法
①pH试纸法：用镊子夹取一小块试纸放在玻璃片或表面皿上，用洁净的玻璃棒蘸取待测溶液点在试纸的中央，变色后与标准比色卡对照，即可确定溶液的pH。
②pH计测量法。
(3)溶液的酸碱性与pH的关系
室温下：
深度思考
1．pH<7的溶液一定是酸性溶液吗？ pH>7的溶液一定是碱性溶液吗？pH＝7的溶液一定是中性吗？
答案　不一定。上述说法只有在常温下才能满足。如在某温度下，水的离子积常数为1×10－12，此时pH＝6的溶液为中性溶液，pH>6时为碱性溶液，pH<6时为酸性溶液。
2．下列溶液一定显酸性的是________。
①pH<7的溶液
②[H＋]＝[OH－]的溶液
③[H＋]＝1×10－7 mol·L－1
④[H＋]>[OH－]的溶液
⑤0.1 mol·L－1的NH4Cl溶液
答案　④⑤
解析　题目没有说明温度，所以pH<7的溶液不一定是酸性溶液，只有[H＋]>[OH－]才是可靠的判断依据。NH4Cl水解呈酸性。
3．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
答案　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，因为氯水呈酸性的同时呈现强氧化性(漂白性)。
反思归纳
(1)溶液呈现酸、碱性的实质是[H＋]与[OH－]的相对大小，不能只看pH，一定温度下pH＝6的溶液也可能显中性，也可能显酸性，应注意温度。
(2)使用pH试纸时不能用蒸馏水润湿。
(3)25 ℃时，pH＝12的溶液不一定为碱溶液，pH＝2时溶液也不一定为酸溶液，还可能为能水解的盐溶液。
题组一　溶液酸、碱性的判断
1．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
规律方法
(1)等体积等浓度的一元强酸，一元强碱混合呈中性。
(2)等体积等浓度的一元弱酸，一元强碱混合呈碱性。
(3)强酸、强碱等体积混合
①pH之和等于14呈中性；②pH之和小于14呈酸性；③pH之和大于14呈碱性。
(4)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。
题组二　pH的稀释规律及一强一弱的比较
(一)pH的稀释规律
2．1 mL pH＝5的盐酸，加水稀释到10 mL pH＝______；加水稀释到100 mL，pH________7。
答案　6　接近
3．1 mL pH＝9的NaOH溶液，加水稀释到10 mL，pH＝________；加水稀释到100 mL，pH________7。
答案　8　接近
4．pH＝5的H2SO4溶液，加水稀释到500倍，则稀释后[SO]与[H＋]的比值为__________。
答案　
解析　稀释前[SO]＝ mol·L－1；稀释后[SO]＝＝10－8 mol·L－1；[H＋]接近10－7 mol·L－1，所以＝＝。
规律方法
(1)强酸溶液，被稀释10n倍，溶液的pH增大n(溶液的pH不会大于7)。
(2)强碱溶液，被稀释10n倍，溶液的pH减小n(溶液的pH不会小于7)。
(二)一强一弱的比较
5．在体积均为1 L、pH均等于2的盐酸和醋酸溶液中，分别投入0.23 g Na，则图中比较符合反应事实的曲线是 (　　)
答案　B
解析　A、B都是关于溶液pH的变化问题，1 L、pH＝2的盐酸刚好与0.23 g Na反应，反应完全后溶液呈中性，故pH＝7，而1 L、pH＝2的醋酸溶液则相对于0.23 g Na是过量的，反应完全后溶液呈酸性，pH<7，因此A错，B对；Na可以与盐酸、醋酸和水反应产生氢气，由题知在两溶液中产生氢气的体积都取决于钠的质量，最后两溶液中产生氢气的体积是相同的，显然C不对；D项看起来盐酸与醋酸最后产生的氢气体积相同，但从细节上看，Na在盐酸中的反应比在醋酸中的快，这点不对，因为条件是“pH均等于2”，反应开始后醋酸中的氢离子浓度比盐酸中的氢离子浓度大，反应当然较快。
6． 物质A～E都是由下表中的离子组成的，常温下将各物质的溶液从1 mL稀释到1 000 mL，pH的变化关系如图甲所示，其中A与D反应得到E。请回答下列问题。
阳离子 NH、H＋、Na＋
阴离子 OH－、CH3COO－、Cl－
(1)根据pH的变化关系，写出物质的化学式：B___________，C__________。
(2)写出A与C反应的离子方程式：_______________________________________。
答案　(1)NaOH　HCl
(2)NH3·H2O＋H＋===NH＋H2O
解析　根据各物质的溶液从1 mL稀释到1 000 mL，pH的变化图像知，B和C溶液的pH变化为3，A和D溶液的pH变化小于3，则B为强碱，A为弱碱或强碱弱酸盐，C为强酸，D为弱酸或强酸弱碱盐，可先确定B为NaOH，C为HCl。结合A与D反应得到E，而E的pH不变，则E可能是NaCl或醋酸铵，结合B为NaOH，C为HCl，则推出E只能为醋酸铵，所以A为NH3·H2O，B为NaOH，C为HCl，D为CH3COOH。
规律总结
加水稀释时pH值的变化规律
(1)等物质的量浓度的盐酸(a)与醋酸(b)
物质的量浓度相同的强酸和弱酸稀释相同倍数，溶液的pH变化不同，强酸的pH增大快；若加水稀释到相同pH，强酸加水多。
(2)等pH的盐酸(a)与醋酸(b)
pH相同的强酸与弱酸，加水稀释相同倍数，溶液的pH变化不同，强酸的pH变化大；若加水稀释到相同pH，弱酸加水多。
题组三　溶液pH的计算
7．求下列溶液的pH(常温条件下)(已知lg2＝0.3)
(1)0.005 mol·L－1的H2SO4溶液
(2)已知CH3COOH的电离常数
Ka＝1.8×10－5mol·L－1,0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液
(3)0.1 mol·L－1NH3·H2O溶液(NH3·H2O的电离度为α＝1%，电离度＝
×100%)
(4)将pH＝8的NaOH与pH＝10的NaOH溶液等体积混合
(5)常温下，将pH＝5的盐酸与pH＝9的NaOH溶液以体积比11∶9混合
(6)将pH＝3的HCl与pH＝3的H2SO4等体积混合
(7)0.001 mol·L－1的NaOH溶液
(8)pH＝2的盐酸与等体积的水混合
(9)pH＝2的盐酸加水稀释到1 000倍
答案　(1)2　(2)2.9　(3)11　(4)9.7　(5)6　(6)3 (7)11　(8)2.3　(9)5
解析　(2) CH3COOH 　CH3COO－ ＋ H＋
c(初始) 0.1 mol·L－1 0 0
c(电离) [H＋] [H＋] [H＋]
c(平衡) 0.1－[H＋] [H＋] [H＋]
则Ka＝＝1.8×10－5 mol·L－1
解得[H＋]＝1.3×10－3 mol·L－1，
所以pH＝－lg [H＋]＝－lg(1.3×10－3)＝2.9。
(3)　 　　NH3·H2O　?　OH－ 　＋ 　 NH
c(初始) 0.1 mol·L－1 0 0
c(电离) 0.1×1% mol·L－1 0.1×1% mol·L－1 0.1×1% mol·L－1
则[OH－]＝0.1×1% mol·L－1＝10－3mol·L－1
[H＋]＝10－11 mol·L－1，所以pH＝11。
(4)将pH＝8的NaOH与pH＝10的NaOH溶液等体积混合后，溶液中[H＋]很明显可以根据pH来算，可以根据经验公式来求算pH＝10－lg2(即0.3)，所以答案为9.7。
(5)pH＝5的盐酸溶液中[H＋]＝10－5 mol·L－1，pH＝9的氢氧化钠溶液中[OH－]＝
10－5 mol·L－1，两者以体积比11∶9混合，则酸过量，混合液的pH小于7。
[H＋]＝ mol·L－1＝1.0×10－6 mol·L－1，
pH＝－lg(1.0×10－6)＝6。
8．在某温度时，测得0.01 mol·L－1的NaOH溶液的pH＝11。
(1)该温度下水的离子积常数Kw＝______________。
(2)在此温度下，将pH＝a的NaOH溶液Va L与pH＝b的硫酸Vb L混合。
①若所得混合液为中性，且a＝12，b＝2，则Va∶Vb＝_________________________。
②若所得混合液为中性，且a＋b＝12，则Va∶Vb＝___________________________。
答案　(1)10－13 mol2·L－2　(2)①1∶10　②10∶1
解析　(1)由题意知，溶液中[H＋]＝10－11 mol·L－1，[OH－]＝0.01 mol·L－1，故Kw＝[H＋]·
[OH－]＝10－13 mol2·L－2。
(2)①根据中和反应：H＋＋OH－===H2O。
[H＋]·V酸＝[OH－]·V碱
10－2·Vb＝10－13/10－12·Va
＝＝1∶10。
②根据中和反应H＋＋OH－===H2O
[H＋]·Vb＝[OH－]·Va
10－b·Vb＝10－13/10－a·Va
＝＝1013－(a＋b)＝10，即Va∶Vb＝10∶1。
规律方法
1 . 单一溶液的pH计算
强酸溶液：如HnA，设浓度为c mol·L－1，[H＋]＝nc mol·L－1，pH＝－lg[H＋]＝－lgnc。
强碱溶液(25 ℃)：如B(OH)n，设浓度为c mol·L－1，[H＋]＝ mol·L－1，pH＝－lg[H＋]＝14＋lgnc。
2．混合溶液pH的计算类型
(1)两种强酸混合：直接求出[H＋]混，再据此求pH。[H＋]混＝。
(2)两种强碱混合：先求出[OH－]混，再据Kw求出[H＋]混，最后求pH。
[OH－]混＝。
(3)强酸、强碱混合：先判断哪种物质过量，再由下式求出溶液中H＋或OH－的浓度，最后求pH。
[H＋]混或[OH－]混＝
将强酸、强碱溶液以某体积之比混合，若混合液呈中性，则[H＋]∶[OH－]、V碱∶V酸、
pH酸＋pH碱有如下规律(25 ℃)：因[H＋]酸·V酸＝[OH－]碱·V碱，故有＝。在碱溶液中[OH－]碱＝，将其代入上式得[H＋]酸·[H＋]碱＝，两边取负对数得pH酸＋
pH碱＝14－lg。现举例如下：
V酸∶V碱 [H＋]∶[OH－] pH酸＋pH碱
10∶1 1∶10 15
1∶1 1∶1 14
1∶10 10∶1 13
m∶n n∶m 14＋lgm/n
考点三　酸碱中和滴定
1．实验原理
利用酸碱中和反应，用已知浓度酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。以标准盐酸溶液滴定待测的NaOH溶液，待测的NaOH溶液的物质的量浓度为[NaOH]＝。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
标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。
(3)滴定管的使用
①酸性、氧化性的试剂一般用酸式滴定管，因为酸和氧化性物质易腐蚀橡胶管。
②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。
3．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→记读数→加指示剂。
(2)滴定
(3)终点判断
等到滴入最后一滴标准液，指示剂变色，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
按上述操作重复二至三次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据[NaOH]＝计算。
4．常用酸碱指示剂及变色范围
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浅红色 >10.0红色
5.中和滴定的误差分析
(1)原理
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操作引起V(标准)的变化，即分析出结果。
(2)常见误差
以标准酸溶液滴定未知浓度的碱(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
深度思考
1．酸式滴定管怎样查漏？
答案　向已洗净的滴定管中装上一定体积的水，安置在滴定管夹上直立静置两分钟，观察有无水滴漏下。然后将活塞旋转180°，再静置两分钟，观察有无水滴漏下，如均不漏水，滴定管即可使用。
2．容量为25 mL的滴定管，滴定过程中用去10.00 mL的液体，此时滴定管中剩余液体的体积为15 mL吗？
答案　由于滴定管的“0”刻度在滴定管的上方；滴定管下端是没有刻度的，故剩余液体体积大于15 mL。
3．(1)滴定管为什么要润洗？锥形瓶需要润洗吗？
(2)读数时为什么要平视凹液面？
(3)滴定管排空气的目的是什么？
答案　(1)滴定管不润洗相当于对所盛装溶液的稀释，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)仰视读数偏大，俯视读数偏小。
(3)如不排空气，取液时体积变小，滴定时体积变大。
4．KMnO4(H＋)溶液、溴水、Na2CO3溶液、稀盐酸应分别盛放在哪种滴定管中？
答案　强氧化性溶液、酸性溶液应盛放在酸式滴定管中，碱性溶液应盛放在碱式滴定
管中。
即酸性KMnO4溶液、稀盐酸、溴水应盛放在酸式滴定管中，Na2CO3溶液应盛放在碱式滴定管中。
5．滴定管盛标准溶液时，其液面一定要在0刻度吗？
答案　不一定。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开始前液面的读数。
6．(1)中和滴定的关键是什么？
(2)滴定终点就是酸碱恰好中和的点吗？
答案　(1)中和滴定的关键：①准确测定两种反应物溶液的体积；②确保标准液浓度的准确；③滴定终点的准确判定(包括指示剂的合理选用)。
(2)滴定终点是指示剂颜色发生突变的点，不一定是酸碱恰好中和的点。
7．下图为室温时向25 mL某浓度的NaOH溶液中逐滴滴加0.2 mol·L－1的CH3COOH溶液的过程中pH的变化曲线。
(1)图中NaOH的物质的量浓度为__________mol·L－1。
(2)G点溶液呈中性，则二者恰好完全反应的点是在FG区间还是GH区间？________
区间。
答案　(1)0.1　(2)FG
解析　向NaOH溶液中滴加醋酸，起点pH＝13，NaOH的浓度为0.1 mol·L－1。二者恰好完全反应时，生成CH3COONa，此时溶液呈碱性，应该在FG之间。
题组一　中和滴定仪器及指示剂的选择
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
　　
答案　D
解析　解答本题的关键是：①明确酸、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，而碱式滴定管不能盛放酸，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，另外还要注意在酸碱中和滴定中，无论是标准溶液滴定待测溶液，还是待测溶液滴定标准液，只要操作正确，都能得到正确的结果。
2．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
答案　D
解析　NaOH溶液和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。因此答案为D。
反思归纳
　指示剂选择的基本原则
变色要灵敏，变色范围要小，使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Na2SO3滴定KMnO4溶液时，KMnO4颜色褪去时即为滴定终点。
题组二　酸、碱中和滴定的误差分析及数据处理
3．实验室中有一未知浓度的稀盐酸，某学生用0.10 mol·L－1 NaOH标准溶液进行测定盐酸的浓度的实验。请完成下列填空：
取20.00 mL待测盐酸放入锥形瓶中，并滴加2～3滴酚酞作指示剂，用自己配制的NaOH标准溶液进行滴定。重复上述滴定操作2～3次，记录数据如下。
实验编号 NaOH溶液的浓度(mol·L－1) 滴定完成时，NaOH溶液滴入的体积(mL) 待测盐酸的体积(mL)
1 0.10 22.62 20.00
2 0.10 22.72 20.00
3 0.10 22.80 20.00
(1)滴定达到终点的标志是______________________________________________。
(2)根据上述数据，可计算出该盐酸的浓度约为_____________________________(保留两位有效数字)。
(3)排去碱式滴定管中气泡的方法应采用如图所示操作中的________，然后轻轻挤压玻璃球使尖嘴部分充满碱液。
(4)在上述实验中，下列操作(其他操作正确)会造成测定结果偏高的有________(填字母
序号)。
A．滴定终点读数时俯视
B．酸式滴定管使用前，水洗后未用待测盐酸润洗
C．锥形瓶水洗后未干燥
D．称量NaOH固体中混有Na2CO3固体
E．碱式滴定管尖嘴部分有气泡，滴定后消失
答案　(1)最后一滴NaOH溶液加入，溶液由无色恰好变成浅红色且半分钟内不褪色　(2)0.11 mol·L－1　(3)丙　(4)DE
解析　根据指示剂在酸性溶液或碱性溶液中的颜色变化，我们可以判断中和反应是否恰好进行完全。计算盐酸的浓度时，应计算三次中和滴定的平均值，因NaOH标准液浓度及待测液的体积也一样，故只算NaOH溶液体积的平均值即可。根据碱式滴定管的构造可知，弯曲橡胶管即可将管中的气泡排出。
4．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________，直到因加入一滴盐酸后，溶液由黄色变为橙色，并______为止。
(2)下列操作中可能使所测NaOH溶液的浓度数值偏低的是________。
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)若滴定开始和结束时，酸式滴定管中的液面如图所示，则起始读数为________mL，终点读数为________mL，所用盐酸溶液的体积为________mL。
(4)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 0.100 0 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
依据上表数据列式计算该NaOH溶液的物质的量浓度。
答案　(1)锥形瓶中溶液颜色变化　在半分钟内不变色　(2)D　(3)0.00　26.10　26.10
(4)＝＝26.10 mL，[NaOH]＝＝
0.104 4 mol·L－1
解析　在求[NaOH]和进行误差分析时应依据公式：[NaOH]＝。欲求[NaOH]，须先求V[(HCl)aq]再代入公式；进行误差分析时，要考虑实际操作对每一个量即V[(HCl)aq]和V[(NaOH)aq]的影响，进而影响[NaOH]。
(1)考查酸碱中和滴定实验的规范操作。
(2)考查由于不正确操作引起的误差分析。滴定管未用标准盐酸润洗，内壁附着一层水，可将加入的盐酸稀释，消耗相同量的碱，所需盐酸的体积偏大，结果偏高；用碱式滴定管取出的待测NaOH溶液的物质的量一旦确定，倒入锥形瓶后，水的加入不影响OH－的物质的量，也就不影响结果；若排出气泡，液面会下降，故读取V酸偏
大，结果偏高；正确读数(虚线部分)和错误读数(实线部分)如图所示。
(3)读数时，以凹液面的最低点为基准。
(4)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)，
[NaOH]＝＝0.104 4 mol·L－1。
规律方法
1. 滴定终点的判断答题模板
当滴入最后一滴××××××标准溶液后，溶液变成××××××色，且半分钟内不恢复原来的颜色。
说明：解答此类题目注意三个关键点：
(1)最后一滴：必须说明是滴入“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的颜色”。
2．图解量器的读数方法
(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，视线应与凹液面最低点保持水平，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)：俯视：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。
至于俯视和仰视的误差，还要结合具体仪器进行分析，因为量筒刻度从下到上逐渐增大；而滴定管刻度从下到上逐渐减小，并且滴定管中液体的体积是两次体积读数之差，在分析时还要看滴定前读数是否正确，然后才能判断实际量取的液体体积是偏大还是偏小。
题组三　中和滴定的拓展应用
5．莫尔法是一种沉淀滴定法，以K2CrO4为指示剂，用标准硝酸银溶液滴定待测液，进行测定溶液中Cl－的浓度。已知：
AgCl AgBr AgCN Ag2CrO4 AgSCN
颜色 白 浅黄 白 砖红 白
溶解度(mol·L－1) 1.34×10－6 7.1×10－7 1.1×10－8 6.5×10－5 1.0×10－6
(1)滴定终点的现象是_________________________________________________。
(2)若用AgNO3溶液滴定NaSCN溶液，可选为滴定指示剂的是__________。
A．NaCl B．BaBr2 C．Na2CrO4
刚好达到滴定终点时，发生的离子反应方程式为_________________________。
答案　(1)滴入最后一滴标准溶液，生成砖红色沉淀
(2)C　2Ag＋＋CrO===Ag2CrO4↓
解析　(1)根据沉淀滴定法的原理，可知溶液中Ag＋和Cl－先反应，Cl－消耗完后再和指示剂反应生成Ag2CrO4砖红色沉淀，由此可知滴定终点时的颜色变化。
(2)当用AgNO3溶液滴定NaSCN溶液时，所选择的指示剂和Ag＋反应所生成沉淀的溶解度应大于AgSCN的溶解度，由题给数据可以看出溶解度比AgSCN大的有AgCl和Ag2CrO4，但是由于AgCl是白色沉淀，所以应选择Na2CrO4为指示剂，这样在滴定终点时沉淀的颜色发生明显的变化(白色→砖红色)以指示滴定刚好达到终点，此时的离子反应方程式为2Ag＋＋CrO===Ag2CrO4↓。
6．KMnO4溶液常用作氧化还原反应滴定的标准液，由于KMnO4的强氧化性，它的溶液很容易被空气中或水中的某些少量还原性物质还原，生成难溶性物质MnO(OH)2，因此配制KMnO4标准溶液的操作如下所示：
①称取稍多于所需量的KMnO4固体溶于水中，将溶液加热并保持微沸1 h；②用微孔玻璃漏斗过滤除去难溶的MnO(OH)2；③过滤得到的KMnO4溶液贮存于棕色试剂瓶并放在暗处；④利用氧化还原滴定方法，在70～80 ℃条件下用基准试剂(纯度高、相对分子质量较大、稳定性较好的物质)溶液标定其浓度。
请回答下列问题：
(1)准确量取一定体积的KMnO4溶液需要使用的仪器是____________。
(2)在下列物质中，用于标定KMnO4溶液的基准试剂最好选用________(填序号)。
A．H2C2O4·2H2O B．FeSO4
C．浓盐酸 D．Na2SO3
(3)若准确称取W g你选的基准试剂溶于水配成500 mL溶液，取25.00 mL置于锥形瓶中，用KMnO4溶液滴定至终点，消耗KMnO4溶液V mL。KMnO4溶液的物质的量浓度为________mol·L－1。
(4)若用放置两周的KMnO4标准溶液去测定水样中Fe2＋的含量，测得的浓度值将________(填“偏高”、“偏低”或“无影响”)。
答案　(1)酸式滴定管　(2)A　(3)　(4)偏高
解析　(1)KMnO4溶液具有强氧化性，能将碱式滴定管下端的橡胶管腐蚀，所以不能用碱式滴定管量取，可以用酸式滴定管量取。
(2)H2C2O4·2H2O在常温常压下是稳定的结晶水合物；
FeSO4在空气中不稳定易被氧化，铁元素的化合价从＋2升高到＋3；浓盐酸易挥发；Na2SO3在空气中不稳定易被氧化成Na2SO4。
(3)根据得失电子守恒原理有关系式：5(H2C2O4·2H2O)～2KMnO4，则KMnO4溶液的浓
度为
[KMnO4]＝
＝ mol·L－1。
(4)在放置过程中，由于空气中还原性物质的作用，使KMnO4溶液的浓度变小了，再去滴定水样中的Fe2＋时，消耗KMnO4溶液(标准溶液)的体积会增大，导致计算出来的
[Fe2＋]会增大，测定的结果偏高。
方法归纳
1. 沉淀滴定法
(1)概念：沉淀滴定法是利用沉淀反应进行滴定、测量分析的方法。生成沉淀的反应很多，但符合条件的却很少，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－浓度。
(2)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。如用AgNO3溶液滴定溶液中的Cl－的含量时常以CrO为指示剂，这是因为AgCl比Ag2CrO4更难溶的缘故。
2．氧化还原滴定
以氧化还原反应为基础的分析方法。它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；或者间接滴定一些本身并没有氧化性或还原性，但能与某些氧化剂或还原剂起反应的物质。氧化滴定剂有高锰酸钾溶液、重铬酸钾溶液、碘水溶液等；还原滴定剂有亚铁盐溶液、抗坏血酸水溶液(即维生素C)等。
1．判断正误，正确的划“√”，错误的划“×”
(1)25 ℃与60 ℃时，水的pH相等 (×)
(2012·福建理综，10B)
解析　水的电离是吸热反应，升温，促进水的电离，[H＋]增大。
(2)中和等体积、等物质的量浓度的盐酸和醋酸所消耗的n(NaOH)相等 (√)
(2012·福建理综，10C)
(3)“中和滴定”实验中，容量瓶和锥形瓶用蒸馏水洗净后即可使用，滴定管和移液管用蒸馏水洗净后，须经干燥或润洗后方可使用 (√)
(2011·浙江理综，8C)
解析　容量瓶、锥形瓶不用润洗，但滴定管或移液管须润洗或干燥后使用。
(4)用0.200 0 mol·L－1 NaOH标准溶液滴定HCl与CH3COOH的混合液(混合液中两种酸的浓度均约为0.1 mol·L－1)，至中性时，溶液中的酸未被完全中和 (√)
(2012·浙江理综，12C)
解析　强酸与强碱溶液正好完全中和时，所得溶液pH＝7，而强碱与弱酸正好完全中和时，溶液的pH>7，若所得溶液的pH＝7，则碱不足。
(5)已知一定温度下，醋酸溶液的物质的量浓度为c，电离度为α，Ka＝。若加入少量CH3COONa固体，则电离平衡CH3COOH??CH3COO－＋H＋向左移动，α减小，Ka变小 (×)
(2011·浙江理综，12B)
解析　醋酸溶液中加入少量CH3COONa固体，溶液中c(CH3COO－)增大，平衡左移，α减小，由于温度不变，Ka不变。
(6)常温下，将pH＝3的醋酸溶液稀释到原体积的10倍后，溶液的pH＝4(×)
(2012·浙江理综，12A)
解析　稀释10倍后，3(7)25 ℃时NH4Cl溶液的Kw大于100 ℃时NaCl溶液的Kw (×)
(2011·天津理综，5A)
解析　温度越高，Kw越大。
(8)100 ℃时，将pH＝2的盐酸与pH＝12的NaOH溶液等体积混合，溶液显中性(×)
(2011·天津理综，5D)
解析　由于100 ℃时，Kw>10－14，所以pH＝12的NaOH过量，呈碱性。
(9)中和滴定实验时，用待测液润洗锥形瓶 (×)
(2012·山东理综，11A)
解析　锥形瓶不能润洗。
2．(2012·上海，7)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电离生成的H＋能抑制水的电离，选项A错误；KF电离生成的F－能水解生成弱电解质HF，从而促进水的电离，选项B错误；KAl(SO4)2电离出的Al3＋能水解生成Al(OH)3，从而促进水的电离，选项C错误；NaI是强酸强碱盐，不水解，且电离出的Na＋和I－对水的电离平衡没有影响，选项D正确。
3． (2011·四川理综，9)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
答案　A
解析　25 ℃时，pH＝0的H2SO4溶液中由水电离出的[H＋]＝10－14mol·L－1；0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液中[OH－]＝0.05 mol·L－1×2＝0.1 mol·L－1，根据Kw＝[H＋]·[OH－]＝1.0×
10－14mol2·L－2，则由水电离出的[H＋]＝10－13 mol·L－1；pH＝10的Na2S溶液中由水电离出的[H＋]＝10－4 mol·L－1；pH＝5的NH4NO3溶液中由水电离出的[H＋]＝10－5mol·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。
4．(2012·新课标全国卷，11)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－ z1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，[H＋]＝ mol·L－1
D．混合溶液中，[H＋]＋[B＋]＝[OH－]＋[A－]
答案　C
解析　判断溶液呈中性的依据是[H＋]＝[OH－]。A项中，a＝b，酸碱恰好完全反应生成正盐和水，由于酸碱强弱未知，不能确定溶液的酸碱性；B项中未说明温度为25 ℃，故混合溶液的pH＝7时不一定呈中性；C项混合溶液中，[H＋]·[OH－]＝Kw，因为[H＋]＝
mol·L－1，则[OH－]＝ mol·L－1，[H＋]＝[OH－]，故溶液呈中性；D项中[H＋]＋
[B＋]＝[OH－]＋[A－]，只能说明溶液中电荷守恒，无法判断溶液的酸碱性。
5．(2011·上海，19改编)常温下用pH为3的某酸溶液分别与pH都为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可能显碱性 B．a可能显酸性或碱性
C．a不可能显酸性 D．b可能显碱性或酸性
答案　B
解析　常温下pH为3的某酸溶液可能是强酸溶液也可能是弱酸溶液。若是强酸溶液，与pH为11的氨水等体积混合，得到的a溶液显碱性；若是弱酸溶液，与pH为11的氨水等体积混合，得到的a溶液的酸碱性由弱酸和氨水的电离程度的相对大小决定，因此可能显酸性，也可能显碱性。总之：a溶液可能显酸性，也可能显碱性，故B项正确，C项错误。同理可分析得知，b溶液显中性或酸性，故A项不正确，D项错误。
6．[2010·山东理综，28(3)]实验室用Zn和稀硫酸制取H2，反应时溶液中水的电离平衡________移动(填“向左”、“向右”或“不”)；若加入少量下列试剂中的________，产生H2的速率将增大。
a．NaNO3　　　　 b．CuSO4 c．Na2SO4 d．NaHSO3
答案　向右　b
解析　反应过程中消耗H＋，[H＋]减小，水的电离平衡向右移动。
a、c对反应无影响，b项Zn置换出Cu，形成Cu－Zn原电池，反应速率增大，d使反应速率变慢。
7．[2012·浙江理综，26(3)]已知：I2＋2S2O===S4O＋2I－。
某学习小组用“间接碘量法”测定含有CuCl2·2H2O晶体的试样(不含能与I－发生反应的氧化性杂质)的纯度，过程如下：取0.36 g试样溶于水，加入过量KI固体，充分反应，生成白色沉淀。用0.100 0 mol·L－1 Na2S2O3标准溶液滴定，到达滴定终点时，消耗Na2S2O3标准溶液20.00 mL。
①可选用________作滴定指示剂，滴定终点的现象是__________________________。
②CuCl2溶液与KI反应的离子方程式为_________________________________。
③该试样中CuCl2·2H2O的质量百分数为__________。
答案　①淀粉溶液　蓝色褪去，放置一定时间后不复色
②2Cu2＋＋4I－===2CuI↓＋I2　③95%
解析　①“间接碘量法”测定含有CuCl2·2H2O晶体试样的纯度的基本原理是CuCl2氧化I－生成I2，用Na2S2O3标准溶液滴定生成的I2，而淀粉溶液遇I2显蓝色，故可用淀粉溶液作指示剂，达到滴定终点时，溶液由蓝色变成无色，且半分钟内溶液不恢复原来的
颜色。
②CuCl2与KI发生氧化还原反应，离子方程式为2Cu2＋＋4I－===2CuI↓＋I2。
③由题给信息可得关系式：2Cu2＋～I2～2S2O，则有
n(CuCl2·2H2O)＝n(Cu2＋)＝n(S2O)＝0.100 0 mol·L－1×20.00×10－3 L＝2.000×10－3 mol，m(CuCl2·2H2O)＝2.000×10－3 mol×171 g·mol－1＝0.342 g。试样中CuCl2·2H2O的质量分数为×100%＝95%。
8．[2009·浙江理综，28(4)]四氯化硅粗产品经精馏后，得到的残留物中常含有铁元素，为了分析残留物中铁元素的含量，先将残留物预处理，使铁元素还原成Fe2＋ ，再用KMnO4标准溶液在酸性条件下进行氧化还原滴定，反应的离子方程式5Fe2＋＋MnO＋8H＋===5Fe3＋＋Mn2＋＋4H2O
①滴定前是否要滴加指示剂？________(填“是”或“否”)，请说明理由：________。
②某同学称取5.000 g残留物，经预处理后在容量瓶中配制成100 mL溶液，移取25.00 mL试样溶液，用1.000×10－2 mol· L－1 KMnO4标准溶液滴定。达到滴定终点时，消耗标准溶液20.00 mL，则残留物中铁元素的质量分数是________。
答案　①否　MnO有色，故不需其他指示剂　②4.48%
解析　①因MnO本来有颜色，故不再需其他指示剂。
②由关系式
5Fe2＋　～　MnO
5 1
n(Fe2＋) 20.00×10－3 L×1.000×10－2 mol·L－1
可求出25.00 mol试样溶液中n(Fe2＋)＝0.001 mol，所以残留物中铁元素的质量分数
w(Fe)＝×100%＝4.48%
9．(2009·四川理综，26Ⅰ)过氧化氢是重要的氧化剂、还原剂，它的水溶液又称为双氧水，常用作消毒、杀菌、漂白等。某化学兴趣小组取一定量的过氧化氢溶液，准确测定了过氧化氢的含量，并探究了过氧化氢的性质。
测定过氧化氢的含量
请填写下列空白：
(1)移取10.00 mL密度为ρ g·mL－1的过氧化氢溶液至250 mL________(填仪器名称)中，加水稀释至刻度，摇匀。移取稀释后的过氧化氢溶液25.00 mL至锥形瓶中，加入稀硫酸酸化，用蒸馏水稀释，作被测试样。
(2)用高锰酸钾标准溶液滴定被测试样，其反应的离子方程式如下，请将相关物质的化学计量数及化学式填写在方框里。
MnO＋H2O2＋H＋===Mn2＋＋H2O＋
(3)滴定时，将高锰酸钾标准溶液注入____________(填“酸式”或“碱式”)滴定管中。滴定到达终点的现象是_________。
(4)重复滴定三次，平均耗用c mol·L－1 KMnO4标准溶液V mL，则原过氧化氢溶液中过氧化氢的质量分数为_________________________________________________。
(5)若滴定前滴定管尖嘴中有气泡，滴定后气泡消失，则测定结果________(填“偏高”或“偏低”或“不变”)。
答案　(1)容量瓶
(2)2　5　6　2　8　5　O2
(3)酸式　滴入一滴高锰酸钾溶液，溶液呈浅红色，且30秒内不褪色
(4)
(5)偏高
解析　(1)仪器的选用根据题意应该选用容量瓶。
(2)残缺方程式配平首先应确定缺什么，分析可知缺的是O2，根据电子转移守恒，配平化学方程式。
(3)由于高锰酸钾标准溶液具有强氧化性，所以只能使用酸式滴定管。滴定到达终点的现象是：滴入一滴高锰酸钾溶液，溶液呈浅红色，且30秒内不褪色。
(4)根据配平的化学方程式计算出过氧化氢的量，最后计算出原过氧化氢溶液中过氧化氢的质量分数为。
2(5)若滴定前滴定管尖嘴中有气泡，滴定后气泡消失，有一部分溶液占据了气泡的体积，并没有滴入锥形瓶，则测定结果偏高。
1．对H2O的电离平衡不产生影响的粒子是 (　　)
A．HCl B．13X3＋ C．CH3COO－ D.
答案　D
解析　HCl是强电解质，溶于水电离出的H＋抑制水的电离，A错误；B、C中的粒子都能发生水解，从而促进水的电离，故B、C错误。
2．向纯水中加入少量下列物质或改变下列条件，能促进水的电离，并能使溶液中[OH－]>
[H＋]的操作是 (　　)
①稀硫酸　②金属钠　③氨气　④FeCl3固体　⑤NaClO固体　⑥将水加热煮沸
A．②⑤ B．①④ C．③④⑥ D．④
答案　A
解析　①稀硫酸，抑制水的电离；②金属Na和H＋反应，促进水的电离，[OH－]>[H＋]；③NH3溶于水呈碱性，抑制水的电离；④FeCl3固体水解呈酸性，促进水的电离；⑤NaClO水解呈碱性，促进水的电离；⑥加热水，促进水的电离，呈中性。
3．在25 ℃时，向V mL pH＝m的HNO3中滴加pH＝n的KOH溶液10V mL时，溶液中NO的物质的量恰好等于加入的K＋的物质的量，则m＋n的值为 (　　)
A．13 B．14 C．15 D．不能确定
答案　A
解析　溶液中NO的物质的量恰好等于加入K＋的物质的量，说明反应HNO3＋KOH===KNO3＋H2O恰好完全进行，溶液呈中性，故n(HNO3)＝n(KOH)，即V×10－3×
10－m＝10V×10－3×10n－14，解得：m＋n＝13。
4．常温下，pH＝12的氢氧化钠和pH＝4的醋酸等体积混合后恰好中和，忽略混合后溶液体积的变化，下列说法中正确的是 (　　)
A．混合前的醋酸约1%发生电离
B．混合后的溶液中[Na＋]＝[CH3COO－]
C．氢氧化钠和醋酸的浓度不相等
D．混合后的溶液呈中性
答案　A
解析　V(NaOH)·[NaOH]＝V(CH3COOH)·[CH3COOH]。[CH3COOH]＝[NaOH]＝
10－2 mol·L－1，所以混合前CH3COOH发生电离的百分数为×100%＝1%，
A正确；混合后，由于CH3COO－的水解，呈碱性，则[Na＋]>[CH3COO－]，B错误。
5．关于pH相同的醋酸和盐酸溶液，下列叙述不正确的是 (　　)
A．取等体积的两种酸分别与完全一样的足量锌粒反应，开始时反应速率盐酸大于醋酸
B．取等体积的两种酸溶液分别稀释至原溶液的m倍和n倍，稀释后两溶液的pH仍然相同，则m>n
C．取等体积的两种酸溶液分别与足量的锌粒反应，生成氢气的体积醋酸大于盐酸
D．取等体积的两种酸溶液分别与NaOH溶液中和，消耗NaOH的物质的量醋酸大于
盐酸
答案　A
解析　A项，由于[H＋]相同，开始时反应速率相等，不正确；B项，当pH相同，加水稀释到相同的pH值，醋酸加水多。由于CH3COOH的浓度大于盐酸的浓度，所以CH3COOH中和碱的能力强，和足量金属反应，CH3COOH放出H2多，C、D正确。
6．25 ℃时，Kw＝1.0×10－14mol2·L－2；100 ℃时，Kw＝1×10－12mol2·L－2，下列说法正确的是 (　　)
A．100 ℃时，pH＝10的NaOH溶液和pH＝2的H2SO4恰好中和，所得溶液的pH＝7
B．25 ℃时，0.2 mol·L－1 Ba(OH)2溶液和0.2 mol·L－1 HCl等体积混合，所得溶液的pH
＝7
C．25 ℃时，0.2 mol·L－1 NaOH溶液与0.2 mol·L－1 CH3COOH恰好中和，所得溶液的pH
＝7
D．25 ℃时，pH＝12的氨水和pH＝2的H2SO4等体积混合，所得溶液的pH>7
答案　D
解析　100 ℃时，NaOH和H2SO4恰好中和时，pH＝6，A错误；25 ℃时，[OH－]＝
0.4 mol·L－1，[H＋]＝0.2 mol·L－1，等体积混合后pH大于7，B错误；C项，由于
CH3COO－的水解pH大于7；D项，氨水过量pH>7，正确。
7.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的关系：B>C>A＝D＝E
B．若从A点到D点，可采用：温度不变向水中加入少量的酸
C．若从A点到C点，可采用：温度不变向水中加入适量的NH4Cl固体
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
答案　C
解析　Kw只与温度有关，温度相同时，Kw相同；温度越高，Kw越大，A项正确；从A点到D点，溶液中[H＋]增大，可采取温度不变向水中加入少量酸的措施。从A点到C点，溶液中[H＋]、[OH－]同时增大，Kw增大，应采用升温的方法，C项错误；B点时Kw＝10－12 mol2·L－2，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。
8．下列操作，妥当的是 (　　)
A．用托盘天平称量氢氧化钠固体时，需在左、右托盘上各放一块质量相等的滤纸
B．用25 mL滴定管量取25 mL的氢氧化钠溶液时，需将调好零点的滴定管内所有液体放出
C．用25 mL滴定管量取10 mL氢氧化钠溶液时，下端玻璃导管尖嘴悬挂的液滴不需
处理
D．用量筒量取一定量体积的液体配制一定物质的量浓度的溶液时，不要用蒸馏水洗涤量筒后，再将洗涤液移入容量瓶
答案　D
解析　A项，称量NaOH应用烧杯或表面皿；B项，所有液体放出时，体积大于25 mL；C项，悬挂的液滴应属于10 mL NaOH溶液。
9. 如图曲线a和b是盐酸与氢氧化钠相互滴定的滴定曲线，下列叙述正确的是(　　)
A．盐酸的物质的量浓度为1 mol·L－1
B．P点时恰好完全反应，溶液呈中性
C．曲线a是盐酸滴定氢氧化钠的滴定曲线
D．酚酞不能用作本实验的指示剂
答案　B
解析　由滴定起始时pH＝1可知盐酸的浓度为0.1 mol·L－1，A错；曲线a起始时溶液pH＝1，可知是NaOH溶液滴定盐酸的曲线；酸碱中和滴定操作中可选用酚酞或甲基橙作为指示剂。
10．(1)水的电离平衡曲线如图所示，若A点表示25 ℃时水的电离达平衡时的离子浓度，B点表示100 ℃时水的电离达平衡时的离子浓度。则100 ℃时1 mol·L－1的NaOH溶液中，由水电离出的[H＋]________mol·L－1，Kw(25 ℃)________Kw(100 ℃)(填“>”、“<”或“＝”)。25 ℃时，向水的电离平衡体系中加入少量NH4Cl固体，对水的电离平衡的影响是________(填“促进”、“抑制”或“不影响”)。
(2)电离平衡常数是衡量弱电解质电离程度强弱的量。已知如表数据。
化学式 电离平衡常数(25 ℃)
HCN K＝4.9×10－10mol·L－1
CH3COOH K＝1.8×10－5mol·L－1
H2CO3 K1＝4.3×10－7mol·L－1、K2＝5.6×10－11mol·L－1
①25 ℃时，有等浓度的NaCN溶液、Na2CO3溶液、CH3COONa溶液，三种溶液的pH由大到小的顺序为______________________________________________________。
②25 ℃时，等浓度的CH3COOH溶液和NaOH溶液等体积混合，所得溶液显碱性，则
[Na＋]______[CH3COO－](填“>”、“<”或“＝”)。
③向NaCN溶液中通入少量CO2，所发生反应的化学方程式为__________________。
答案　(1)1×10－12　<　促进
(2)①Na2CO3>NaCN>CH3COONa
②>　③NaCN＋H2O＋CO2===HCN＋NaHCO3
解析　(1)100 ℃时，Kw＝10－12mol2·L－2,1 mol·L－1的NaOH溶液中，[H＋]＝1×
10－12 mol·L－1。25 ℃时，Kw＝10－14mol2·L－2，Kw(25 ℃)(2)①从电离平衡常数大小可知酸性：CH3COOH>HCN>HCO，根据越弱越水解原理，可确定溶液的碱性：Na2CO3>NaCN>CH3COONa。②混合后的溶液中，电荷守恒式为
[Na＋]＋[H＋]＝[CH3COO－]＋[OH－]，因为溶液显碱性，即[H＋]<[OH－]，所以
[Na＋]>[CH3COO－]。③根据酸性：H2CO3>HCN>HCO，则反应的化学方程式为NaCN＋H2O＋CO2===HCN＋NaHCO3。
11．某温度(T ℃)下的溶液中，[H＋]＝10－x mol·L－1，[OH－]＝10－y mol·L－1，x与y的关系如图所示，请回答下列问题：
(1)此温度下，水的离子积Kw为________，则该温度T______25(填“>”、“<”或“＝”)。
(2)在此温度下，向Ba(OH)2溶液中逐滴加入pH＝a的盐酸，测得混合溶液的部分pH如表所示。
实验序号 Ba(OH)2溶液的体积/mL 盐酸的体积/mL 溶液的pH
① 22.00 0.00 8
② 22.00 18.00 7
③ 22.00 22.00 6
假设溶液混合前后的体积变化忽略不计，则a＝________，实验②中由水电离产生的
[OH－]＝______mol·L－1。
(3)在此温度下，将0.1 mol·L－1的NaHSO4溶液与0.1 mol·L－1的Ba(OH)2溶液按下表中甲、乙、丙、丁不同方式混合：
甲 乙 丙 丁
0.1 mol·L－1 Ba(OH)2溶液体积/mL 10 10 10 10
0.1 mol·L－1 NaHSO4溶液体积/mL 5 10 15 20
①按丁方式混合后，所得溶液显________(填“酸”、“碱”或“中”)性。
②写出按乙方式混合后，反应的离子方程式：__________________________。
③按甲方式混合后，所得溶液的pH为__________。
答案　(1)1×10－12 mol2·L－2　>　(2)4　10－7
(3)①中　②Ba2＋＋OH－＋H＋＋SO===BaSO4↓＋H2O
③11
解析　(1)Kw＝[H＋]·[OH－]＝10－x mol·L－1·10－y mol·L－1＝10－(x＋y) mol2·L－2，根据图示可知当x＝12时，[OH－]＝1 mol·L－1，当y＝12时，[H＋]＝1 mol·L－1，故Kw＝1×
10－12 mol2·L－2。根据温度越高H2O的电离程度越大，Kw也随之越大，可知此时的T>25。
(2)此条件下，pH＝6时，溶液呈中性。根据表中实验①的数据可得[OH－]＝10－4 mol·L－1，根据表中实验③的数据有22.00×10－3 L×10－4 mol·L－1＝22.00×10－3 L×10－a mol·L－1，可得a＝4，即pH＝4。实验②中，所得溶液pH＝7，Ba(OH)2过量，溶液呈碱性，由H2O电离产生的[OH－]等于由水电离产生的[H＋]，即由水电离产生的[OH－]＝10－7 mol·L－1。
(3)①按丁方式混合时，Ba(OH)2提供的OH－与NaHSO4提供的H＋相等，混合后溶液呈中性。②按乙方式混合时，反应前：n(Ba2＋)＝10－3 mol，n(OH－)＝2×10－3 mol，n(H＋)＝n(SO)＝10－3 mol，实际反应的Ba2＋、OH－、H＋、SO均为10－3 mol，故反应的离子方程式为Ba2＋＋OH－＋H＋＋SO===BaSO4↓＋H2O。③按甲方式混合时，OH－过量，反应后溶液中[OH－]＝ mol·L－1＝0.1 mol·L－1，[H＋]＝10－11 mol·L－1，pH＝11。
12．已知醋酸是日常生活中常见的弱酸。
(1)用pH试纸测定醋酸pH的操作是____________。
(2)常温下在pH＝5的醋酸稀溶液中，醋酸电离出的[H＋]的精确值是__________mol·L－1。
(3)用0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定20.00 mL某浓度的CH3COOH溶液，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
请选出上述实验过程中的错误之处______________(填序号)。上述实验与一定物质的量浓度溶液配制实验中用到的相同仪器是______________。
答案　(1)用镊子夹取一小块试纸放在干燥洁净的表面皿或玻璃片上，用玻璃棒蘸取待测液点在试纸的中部，观察颜色变化，与标准比色卡比对读数
(2)10－5－10－9
(3)①②③　烧杯(或烧杯和胶头滴管)
解析　(1)pH试纸不能润湿且只能读取整数值。
(2)在醋酸溶液中，H＋来源于醋酸的电离和水的电离，其中[H＋]水＝ mol·L－1＝
10－9 mol·L－1，所以醋酸电离出的[H＋]的精确值为10－5－10－9 mol·L－1。
(3)①滴定管应润洗。②由于CH3COONa水解呈碱性，应用酚酞作指示剂。③滴定时应注视锥形瓶内溶液颜色的变化。中和滴定、配制溶液均用到烧杯和胶头滴管。
13．氧化还原反应在生产、生活中具有广泛的用途，贯穿古今。
(1)下列生产、生活中的事例中发生了氧化还原反应的是(　　)
(2)水是人体的重要组成部分，是人体中含量最多的一种物质。而“四种基本反应类型与氧化还原反应的关系”也可用如图表达。
试写出有水参加、水为还原剂且为类型Ⅳ的一个化学方程式：___________________。
(3)NaNO2是一种食品添加剂，它能致癌。酸性KMnO4溶液与NaNO2的反应离子方程式是____MnO＋____NO＋____===____Mn2＋＋____NO＋____H2O
Ⅰ.请补充完整，配平方程式并标出电子转移方向和数目。
Ⅱ.某同学称取了7.9 g KMnO4固体，欲配制100 mL溶液。回答下列问题：
该实验中，使用容量瓶时要检查是否漏水，其操作是_________________________。
Ⅲ.不规范的实验操作会导致实验结果出现误差。分析下列操作使实验结果偏小的是__________(填序号)。
①在溶解过程中有少量液体溅出烧杯外
②定容时仰视仪器上的刻度线
③定容后，将容量瓶振荡摇匀后，静置发现液面低于刻度线，于是又加入少量水至刻
度线
Ⅳ.最后所得的溶液应存放在试剂瓶中，并贴上标签，请你填写该标签(如图)。
Ⅴ.某同学用上述配好的KMnO4溶液滴定未知浓度的NaNO2溶液：取20 mL未知浓度的NaNO2溶液于锥形瓶；取上述配好的KMnO4溶液于________(“酸式”或“碱式”)滴定管。滴定完成后消耗KMnO4溶液10 mL，则NaNO2溶液的浓度为__________。
答案　(1)D　(2)F2＋2H2O===4HF＋O2
(3)Ⅰ.2MnO＋5N10e－O＋6H＋===2Mn2＋＋5NO＋3H2O
Ⅱ.往容量瓶中加入少量的蒸馏水，盖上瓶塞，倒置，看瓶塞是否漏水，放正，瓶塞旋转180度，重新倒置，看是否漏水。
Ⅲ.①②③
Ⅳ.0.5 mol·L－1　KMnO4
Ⅴ.酸式　0.625 mol·L－1
解析　本题考查了氧化还原反应，配制一定物质的量的浓度溶液及氧化还原反应滴定。
(1)A、B、C均属于物理变化。
(2)水作还原剂的反应比较特殊，氧化性应大于O2的氧化性，即F2＋2H2O===4HF＋O2。
(3)Ⅰ.用化合价升降法配平，根据电荷守恒，反应物应补充H＋。
Ⅱ.检查容量瓶是否漏水，应注意检查两次。
Ⅲ.①溶解时，少量液体溅出，造成溶质损失；②定容时仰视刻度，造成所配溶液体积偏大；③再加水，造成体积偏大。
Ⅳ.写标签时，应注明浓度和名称。
[KMnO4]＝0.5 mol·L－1。
Ⅴ.KMnO4溶液具有强氧化性，应放入酸式滴定管。根据2MnO＋5NO＋6H＋===
2Mn2＋＋5NO＋3H2O，×2＝[KMnO4]·V(KMnO4)，[NaNO2]＝
＝＝0.625 mol·L－1。
14．重铬酸铵[(NH4)2Cr2O7]是一种橘黄色晶体，可用作有机合成催化剂、实验室制纯净的N2及Cr2O3等。实验室可由工业级铬酸钠(Na2CrO4)制取重铬酸铵。有关物质的溶解度如图所示。实验步骤如下：
步骤1：将铬酸钠溶于适量的水，加入一定量浓硫酸酸化，使铬酸钠转化为重铬酸钠。
步骤2：将上述溶液蒸发结晶，并趁热过滤。
步骤3：将步骤2得到的晶体再溶解，再蒸发结晶并趁热过滤。
步骤4：将步骤2、3得到的滤液冷却至40 ℃左右进行结晶，用水洗涤，获得重铬酸钠晶体。
步骤5：将步骤4得到的重铬酸钠和氯化铵按物质的量之比1∶2溶于适量的水中，加热至105～110 ℃，让其充分反应。
(1)步骤1是一个可逆反应，该反应的离子方程式为_______________________。
(2)步骤2、3的主要目的是_____________________________________________。
(3)步骤4在40 ℃左右结晶，其主要目的是_______________________________。
(4)步骤5获得(NH4)2Cr2O7还需补充的操作有______________________________。
(5)(NH4)2Cr2O7受热分解制取Cr2O3的化学方程式为
________________________________________________________________________。
(6)对上述产品进行检验和含量测定。
①检验产品中是否含有K＋的实验方法是________________________________。
②为了测定上述产品中(NH4)2Cr2O7的含量，称取样品0.150 0 g，置于锥形瓶中，加50 mL水，再加入2 g KI(过量)及稍过量的稀硫酸溶液，摇匀，暗处放置10 min，然后加150 mL蒸馏水并加入3 mL 0.5%淀粉溶液，用0.100 0 mol·L－1 Na2S2O3标准溶液滴定至终点，消耗Na2S2O3标准溶液30.00 mL，则上述产品中(NH4)2Cr2O7的纯度为__________(假定杂质不参加反应，已知：Cr2O＋6I－＋14H＋===2Cr3＋＋3I2＋7H2O，I2＋2S2O===2I－＋S4O)。
答案　(1)2CrO＋2H＋??Cr2O＋H2O
(2)除去硫酸钠杂质　(3)尽量使Na2SO4不析出
(4)冷却结晶、过滤、冰水洗涤及干燥
(5)(NH4)2Cr2O7Cr2O3＋N2↑＋4H2O
(6)①用洁净的铂丝在酒精灯外焰上灼烧至无色，然后沾取晶体或蘸其溶液少许，在酒精灯外焰上灼烧，透过蓝色的钴玻璃观察，若火焰显紫色说明含有K＋，否则不含　②84.0%
解析　(1)加入浓硫酸后，铬酸钠会转化为重铬酸钠，此可逆反应的离子方程式为2CrO＋2H＋Cr2O＋H2O。
(2)步骤2、3采用了重结晶法，目的是除去溶液中可溶性的杂质，应该是硫酸钠。
(3)由图像可看出40 ℃时硫酸钠的溶解度最大，此时主产品结晶并尽可能地避免杂质硫酸钠结晶析出。
(4)由图像可看出重铬酸铵随着温度升高，溶解度增大，则要得到重铬酸铵，需要将所得溶液进行冷却结晶、过滤、洗涤(最好是用冰水洗涤以减少损失)和干燥。
(6)①K＋的检验采用的是焰色反应，且要透过蓝色的钴玻璃观察火焰颜色，焰色为紫色。
②根据题给反应得出：
(NH4)2Cr2O7～3I2～6Na2S2O3
252 g 6 mol
x 0.100 0 mol·L－1×0.03 L
解得x＝0.126 0 g，则(NH4)2Cr2O7的纯度为×100%＝84.0%。

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