2019版高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 第8章 物質(zhì)在水溶液中的行為 第1節(jié) 水溶液 酸堿中和滴定學(xué)案 魯科版.doc

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第1節(jié)　水溶液　酸堿中和滴定 1．了解水的電離、離子積常數(shù)。 2．了解溶液pH的含義及其測定方法，能進行pH的簡單計算。 3．以上各部分知識的綜合應(yīng)用。 　水的電離 [知識梳理] 1．水的電離方程式：H2O＋H2OH3O＋＋OH－， 通?？珊唽憺?H2OOH－＋H＋。 2．關(guān)于純水的幾個重要數(shù)據(jù) 3．外界因素對水的電離平衡的影響 (1)溫度：溫度升高，促進水的電離，KW增大；溫度降低，抑制水的電離，KW減小。 (2)酸、堿：抑制水的電離。 (3)能水解的鹽：促進水的電離。 (4)能與水反應(yīng)的活潑金屬：促進水的電離。 4．外界條件對水的電離平衡影響的結(jié)果 體系變化 條件 平衡移動方向 KW 水的電離程度 [OH－] [H＋] 酸 逆向 不變 減小 減小 增大 堿 逆向 不變 減小 增大 減小 可水解的鹽 Na2CO3 正向 不變 增大 增大 減小 NH4Cl 正向 不變 增大 減小 增大 溫度 升溫 正向 增大 增大 增大 增大 降溫 逆向 減小 減小 減小 減小 其他，如加入Na 正向 不變 增大 增大 減小 (1)水的離子積常數(shù)KW＝[H＋][OH－]，不僅適用于純水，也適用于一切酸、堿、鹽的稀溶液。 (2)水的離子積常數(shù)說明在任何水溶液中均存在水的電離平衡，都有H＋和OH－存在。 (3)水的電離平衡遵循化學(xué)平衡的一般規(guī)律，歸納如下： (4)KW＝[H＋][OH－]，式中[H＋]、[OH－]均表示整個溶液中總物質(zhì)的量濃度。 [自我檢測] 1．判斷正誤，正確的打“√”，錯誤的打“” (1)在蒸餾水中滴加濃H2SO4，KW不變。(　　) (2)25 ℃與60 ℃時，水的pH相等。(　　) (3)25 ℃時NH4Cl溶液的KW小于100 ℃NaCl溶液的KW。(　　) (4)由水電離出的[H＋]＝110－14 molL－1的溶液中：Ca2＋、K＋、Cl－、HCO能大量共存。(　　) (5)常溫下，在pH＝2的鹽酸中由水電離出的[H＋]>[OH－]。(　　) 答案：(1)　(2)　(3)√　(4)　(5) 2．求算常溫下下列溶液中由H2O電離出的[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 molL－1　10－12 molL－1 (2)10－10 molL－1　10－10 molL－1 (3)10－2 molL－1　(4)10－4 molL－1 　(2015高考廣東卷)一定溫度下，水溶液中H＋和OH－的濃度變化曲線如圖。下列說法正確的是(　　) A．升高溫度，可能引起由c向b的變化 B．該溫度下，水的離子積常數(shù)為1.010－13 mol2L－2 C．該溫度下，加入FeCl3可能引起由b向a的變化 D．該溫度下，稀釋溶液可能引起由c向d的變化 [解析]　A．c點溶液中[OH－]＞[H＋]，溶液呈堿性，升溫，溶液中[OH－]不可能減小。B.由b點對應(yīng)[H＋]與[OH－]可知，KW＝[H＋][OH－]＝1.010－7 molL－11.010－7 molL－1＝1.010－14 mol2L－2。C.FeCl3溶液水解顯酸性，溶液中[H＋]增大，因一定溫度下水的離子積是常數(shù)，故溶液中[OH－]減小，因此加入FeCl3溶液可能引起由b向a的變化。D.c點溶液呈堿性，稀釋時[OH－]減小，同時[H＋]應(yīng)增大，故稀釋溶液時不可能引起由c向d的變化。 [答案]　C (1)a、b、c所在曲線的溶液溫度是多少？d點溫度與曲線溫度哪個高？ (2)b點代表純水嗎？ 答案：(1)25 ℃；曲線溫度高。 (2)不是。很多鹽(如強酸強堿鹽)的水溶液呈中性。 題組一　影響水電離平衡因素的定性分析 1．(2018湖南重點中學(xué)聯(lián)考)25 ℃時，水的電離達(dá)到平衡：H2OH＋＋OH－，下列敘述正確的是(　　) A．將純水加熱到95 ℃時，KW變大，pH不變，水仍呈中性 B．向純水中加入稀氨水，平衡逆向移動，[OH－]增大，KW變小 C．向純水中加入少量碳酸鈉固體，[H＋]減小，KW不變，水的電離平衡正向移動 D．向純水中加入醋酸鈉或鹽酸，均可抑制水的電離，KW不變 解析：選C。水的電離吸熱，將純水加熱，電離平衡正向移動，[H＋]、[OH－]均增大但仍相等，因此KW變大，pH變小，水仍呈中性，A錯；向純水中加入稀氨水，溶液中[OH－]增大，電離平衡逆向移動，但KW只與溫度有關(guān)，因此保持不變，B錯；向純水中加入少量Na2CO3固體，溶液中[H＋]減小，水的電離平衡正向移動，但KW不變，C對；當(dāng)向純水中加入醋酸鈉時，促進水的電離，D錯。 2．常溫下，某溶液中由水電離的[H＋]＝110－13 mol/L，該溶液可能是(　　) ①二氧化硫水溶液?、诼然@水溶液?、巯跛徕c水溶液 ④氫氧化鈉水溶液 A．①④　 B．①② C．②③　 D．③④ 解析：選A。常溫下，由水電離的[H＋]＝110－13 mol/L<10－7 mol/L，說明水電離受到抑制，溶液可能為酸溶液也可能為堿溶液，二氧化硫水溶液和氫氧化鈉水溶液符合，氯化銨水解促進水的電離，硝酸鈉為中性溶液，不影響水的電離平衡。 題組二　影響水電離平衡因素的定量分析 3．25 ℃時，在等體積的①pH＝0的H2SO4溶液、②0.05 molL－1的Ba(OH)2溶液、③pH＝10的Na2S溶液、④pH＝5的NH4NO3溶液中，由水電離的H＋的物質(zhì)的量之比是(　　 ) A．1∶10∶1010∶109 B．1∶5∶(5109)∶(5108) C．1∶20∶1010∶109 D．1∶10∶104∶109 解析：選A。25 ℃時，pH＝0的H2SO4溶液中由水電離出的[H＋]＝10－14 molL－1；0.05 molL－1的Ba(OH)2溶液中[OH－]＝0.05 molL－12＝0.1 molL－1，根據(jù)KW＝[H＋][OH－]＝1.010－14 mol2L－2得，由水電離出的[H＋]＝10－13 molL－1；pH＝10的Na2S溶液中由水電離出的[H＋]＝10－4molL－1；pH＝5的NH4NO3溶液中由水電離出的[H＋]＝10－5molL－1，故等體積上述溶液中由水電離的H＋的物質(zhì)的量之比為10－14∶10－13∶10－4∶10－5＝1∶10∶1010∶109。 4．現(xiàn)有常溫下的四種溶液：①0.01 mol/L的醋酸溶液?、?.01 mol/L的鹽酸?、踦H＝12的氨水?、躳H＝12的NaOH溶液。下列說法正確的是(　　) A．水的電離程度①中最小，③中最大 B．水的電離程度①中最大，②、③、④中相等 C．將②、③等體積混合，所得的溶液中由水電離出來的[OH－]>110－7 mol/L D．將①、③等體積混合，所得的溶液中由水電離出來的[OH－]>110－7 mol/L 解析：選B。①中[H＋]<0.01 mol/L，②中[H＋]＝0.01 mol/L，③、④中[OH－]＝0.01 mol/L，因此①對水的電離抑制程度最小，②、③、④對水的電離抑制程度相同，即①中水的電離程度最大，②、③、④中水的電離程度相等，A錯，B對；②、③等體積混合，得到氨水和氯化銨的混合溶液，溶液顯堿性，由水電離出的[OH－]<110－7 mol/L，C錯；①、③等體積混合，得到醋酸銨和氨水的混合溶液，溶液顯堿性，水的電離受到抑制，由水電離出的[OH－]<110－7 mol/L，D錯。 室溫下水電離產(chǎn)生[H＋]和[OH－]的計算類型 (1)中性溶液：[H＋]＝[OH－]＝10－7 molL－1。 (2)酸溶液——OH－來自水的電離，[OH－]＝。 (3)堿溶液——H＋來自水的電離，[H＋]＝。 (4)水解呈酸性的鹽溶液——H＋來自水的電離，[H＋]＝10－pH molL－1。 (5)水解呈堿性的鹽溶液——OH－來自水的電離，[OH－]＝ molL－1。 　溶液的酸堿性和pH [知識梳理] 1．溶液的酸堿性 (1)酸性溶液：[H＋]>[OH－]，常溫下，pH<7。 (2)中性溶液：[H＋]＝[OH－]，常溫下，pH＝7。 (3)堿性溶液：[H＋]<[OH－]，常溫下，pH>7。 2．pH及其測定方法 (1)計算公式：pH＝－lg__[H＋]。 (2)測定方法 ①pH試紙法：用鑷子夾取一小塊pH試紙放在潔凈的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待測溶液點在pH試紙的中央，變色后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對照，即可確定溶液的pH。 ②pH計測定法。 3．溶液的酸堿性與pH的關(guān)系 常溫下： 4．單一溶液的pH計算 (1)強酸溶液，如HnA，設(shè)濃度為c mol/L，[H＋]＝nc mol/L，pH＝－lg [H＋]＝－lg (nc)。 (2)強堿溶液(25 ℃)，如B(OH)n，設(shè)濃度為c mol/L，[H＋]＝ mol/L，pH＝－lg [H＋]＝14＋lg (nc)。 5．混合溶液的pH計算 (1)兩種強酸混合：直接求出[H＋]混，再據(jù)此求pH。[H＋]混＝。 (2)兩種強堿混合：先求出[OH－]混，再據(jù)KW求出[H＋]混，最后求pH。 [OH－]混＝。 (3)強酸、強堿混合：先判斷哪種物質(zhì)過量，再由下式求出溶液中H＋或OH－的濃度，最后求pH。 [H＋]混或[OH－]混＝。 (1)判斷溶液酸堿性要看[H＋]與[OH－]的相對大小，不能只看pH，一定溫度下pH＝6的溶液可能顯中性，也可能顯酸性，應(yīng)注意溫度。 (2)使用pH試紙測溶液pH時不能用蒸餾水潤濕。 (3)25 ℃時，pH＝12的溶液不一定為堿溶液，pH＝2的溶液不一定為酸溶液，也可能為能水解的鹽溶液。 (4)pH計算的4句口訣 酸按酸(H＋)，堿按堿(OH－)；同強相混直接算； 異強相混看過強；無限稀釋“7”為限。 [自我檢測] 1．判斷正誤，正確的打“√”，錯誤的打“” (1)[H＋]>[OH－]的溶液一定顯酸性。(　　) (2)常溫下，pH＝6的溶液一定是酸溶液。(　　) (3)將純水加熱，KW增大，pH不變，溶液顯中性。(　　) (4)用廣范pH試紙測得某溶液pH為3.1。(　　) (5)pH＝7的溶液中[OH－]＝10－7 molL－1。(　　) 答案：(1)√　(2)　(3)　(4)　(5) 2．判斷下列溶液在常溫下的酸堿性(在括號里填“酸性”“堿性”或“中性”)。 (1)相同濃度HCl溶液和NaOH溶液等體積混合。(　　) (2)相同濃度CH3COOH和NaOH溶液等體積混合。(　　) (3)相同濃度NH3H2O和HCl溶液等體積混合。(　　) (4)pH＝2的HCl和pH＝12的NaOH溶液等體積混合。(　　) (5)pH＝3的HCl和pH＝10的NaOH溶液等體積混合。(　　) (6)pH＝3的HCl和pH＝12的NaOH溶液等體積混合。(　　) (7)pH＝2的CH3COOH和pH＝12的NaOH溶液等體積混合。(　　) (8)pH＝2的HCl和pH＝12的NH3H2O等體積混合。(　　) 答案：(1)中性　(2)堿性　(3)酸性　(4)中性　(5)酸性 (6)堿性　(7)酸性　(8)堿性 3．求下列溶液的pH(常溫條件下，忽略混合溶液體積的變化)。 (1)0.005 molL－1的H2SO4溶液________。 (2)110－2 molL－1的KOH溶液________。 (3)常溫下，將pH＝5的鹽酸與pH＝9的NaOH溶液以體積比11∶9混合________。 (4)將pH＝3的鹽酸與pH＝3的H2SO4溶液等體積混合________。 (5)pH＝2的鹽酸加水稀釋到1 000倍________。 答案：(1)2　(2)12　(3)6　(4)3　(5)5 　(1)下列溶液一定呈中性的是________。 A．pH＝7的溶液 B．[H＋]＝10－7 molL－1的溶液 C．[H＋]/[OH－]＝10－14的溶液 D．氨水和氯化銨的混合液中[NH]＝[Cl－] (2)已知T ℃時，KW＝110－13 mol2L－2，則T ℃________25 ℃(填“>”“<”或“＝”)。在T ℃時將pH＝11的NaOH溶液a L與pH＝1的硫酸b L混合(忽略混合后溶液體積的變化)，若所得混合溶液的pH＝10，則a∶b＝________。 (3)25 ℃時，有pH＝x的鹽酸和pH＝y(tǒng)的氫氧化鈉溶液(x≤6，y≥8)，取a L該鹽酸與b L該氫氧化鈉溶液反應(yīng)，恰好完全中和，求： ①若x＋y＝14，則＝________(填數(shù)據(jù))； ②若x＋y＝13，則＝________(填數(shù)據(jù))； ③若x＋y>14，則＝________________(填表達(dá)式，用x、y表示)。 [解析]　(1)A.只有25 ℃時，pH＝7的溶液才呈中性，該選項沒有指明溫度，酸堿性無法確定，錯誤；B.只有25 ℃時，[H＋]＝10－7 molL－1的溶液才呈中性，該選項沒有指明溫度，酸堿性無法確定，錯誤；C.[H＋]/[OH－]＝10－14的溶液[H＋]<[OH－]，溶液呈堿性，錯誤；D.根據(jù)電荷守恒可得氨水和氯化銨的混合液中：[NH]＋[H＋]＝[Cl－]＋[OH－]，因為[NH]＝[Cl－]，可得[H＋]＝[OH－]，溶液呈中性，正確。 (2)溫度升高時KW增大，T ℃時KW>110－14 mol2L－2，即T ℃>25 ℃；NaOH溶液中n(OH－)＝0.01a mol，硫酸中n(H＋)＝0.1b mol，根據(jù)混合后溶液pH＝10，得10－3＝，解得a∶b＝101∶9。 (3)若兩溶液完全中和，則溶液中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，則＝0.1；③若x＋y>14，則＝10x＋y－14。 [答案]　(1)D　(2)>　101∶9 (3)①1?、?.1?、?0x＋y－14 (1)上述例題第(2)小題中，若將T ℃改為常溫，則a∶b＝________。 (2)上述例題第(3)小題中，該鹽酸與該氫氧化鈉溶液完全中和，則兩溶液的pH(x、y)的關(guān)系式x＋y＝________________(用a、b表示)。 (3)由水電離出的[H＋]＝10－7 molL－1的溶液________(填“一定”或“不一定”)呈中性。 解析：(1)NaOH溶液中n(OH－)＝0.001a mol，硫酸中n(H＋)＝0.1b mol，根據(jù)混合后溶液pH＝10，得10－4＝，解得a∶b＝1 001∶9。 (2)兩溶液完全中和時，則有＝10x＋y－14，即lg＝x＋y－14，解得x＋y＝14＋lg。 (3)水的電離受溫度、溶液酸堿性等因素的影響，25 ℃時，水電離出的[H＋]＝10－7molL－1，溶液呈中性；若溫度大于25 ℃，水電離出的[H＋]＝10－7 molL－1，則說明水的電離受到抑制，溶液可能呈酸性或堿性。 答案：(1)1 001∶9　(2)14＋lg　(3)不一定 題組一　溶液酸堿性的判斷 1．判斷溶液的酸堿性有多種方法。下列溶液中，一定呈堿性的是(　　) A．能夠使甲基橙呈現(xiàn)黃色的溶液 B．溶液的pH＞7 C．溶液中：[H＋]＜[OH－] D．溶液中：[H＋]＞110－7 molL－1 解析：選C。溶液酸堿性最本質(zhì)的判斷標(biāo)準(zhǔn)是看H＋和OH－濃度的相對大小，當(dāng)[H＋]＞[OH－]時，溶液呈酸性；當(dāng)[H＋]＝[OH－]時，溶液呈中性；當(dāng)[H＋]＜[OH－]時，溶液呈堿性。甲基橙的變色范圍是3.1～4.4，即pH＜3.1時呈現(xiàn)紅色，3.1＜pH＜4.4時呈現(xiàn)橙色，pH＞4.4時呈現(xiàn)黃色。所以，使甲基橙呈現(xiàn)黃色的溶液不一定顯堿性。溶液的pH與溫度有關(guān)，常溫下pH＞7的溶液一定顯堿性，但在不是常溫的情況下就不一定了。 2．(教材改編題)為更好地表示溶液的酸堿性，科學(xué)家提出了酸度(AG)的概念，AG＝lg ，則下列敘述不正確的是(　　) A．中性溶液的AG＝0 B．酸性溶液的AG>0 C．常溫下0.1 mol/L氫氧化鈉溶液的AG＝12 D．常溫下0.1 mol/L鹽酸的AG＝12 解析：選C。中性溶液，[H＋]＝[OH－]，故lg＝lg 1＝0；酸性溶液，[H＋]>[OH－]，故AG>0；常溫下，0.1 mol/L NaOH溶液，AG＝lg＝lg＝－12。 3．已知溫度T時水的離子積常數(shù)為KW，該溫度下，將濃度為a molL－1的一元酸HA與 b molL－1的一元堿BOH等體積混合，可判定混合溶液呈中性的依據(jù)是(　　) A．a(chǎn)＝b B．混合溶液的pH＝7 C．混合溶液中，[H＋]＝ D．混合溶液中，[H＋]＋[B＋]＝[OH－]＋[A－] 解析：選C。因為一元酸和一元堿的強弱未知，所以a＝b不能判斷混合液呈中性，A錯誤。只有25 ℃時中性溶液的pH＝7，B錯誤。C項，KW＝[H＋][OH－]，中性溶液中[H＋]＝[OH－]，所以[H＋]＝，C正確。D項，無論溶液顯酸性、堿性還是中性，根據(jù)電荷守恒都有[H＋]＋[B＋]＝[OH－]＋[A－]，D錯誤。 判斷溶液酸堿性的方法 (1)本質(zhì)標(biāo)準(zhǔn)是溶液中[H＋]和[OH－]的相對大小。 若[H＋]＝[OH－]，溶液一定顯中性； 若[H＋]>[OH－]，溶液一定顯酸性； 若[H＋]<[OH－]，溶液一定顯堿性。 (2)若用pH和[H＋]的大小來判斷溶液的酸堿性，必須指明溫度，如25 ℃時，pH＝7或[H＋]＝110－7 mol/L表示溶液顯中性。 題組二　溶液pH的簡單計算 4．(2018福建一模)常溫下，溶液的pH最大的是(　　) A．0.02 molL－1氨水與水等體積混合后的溶液 B．pH＝2的鹽酸與pH＝12的NaOH溶液等體積混合后的溶液 C．0.02 molL－1鹽酸與0.02 molL－1氨水等體積混合后的溶液 D．0.01 molL－1鹽酸與0.03 molL－1氨水等體積混合后的溶液 解析：選A。A項混合后得到0.01 molL－1氨水，NH3H2O不能完全電離，則[OH－]<0.01 molL－1，7b－n pH＝b－n 無限稀釋 pH趨向于7 　酸堿中和滴定 [知識梳理] 1．實驗原理 利用酸堿中和反應(yīng)，用已知濃度的酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)的實驗方法。以標(biāo)準(zhǔn)鹽酸溶液滴定待測NaOH溶液，待測NaOH溶液的物質(zhì)的量濃度為c(NaOH)＝。 酸堿中和滴定的關(guān)鍵： (1)準(zhǔn)確測定標(biāo)準(zhǔn)液的體積。 (2)準(zhǔn)確判斷滴定終點。 2．實驗用品 (1)儀器 酸式滴定管(圖A)、堿式滴定管(圖B)、滴定管夾、鐵架臺、錐形瓶。 (2)試劑 標(biāo)準(zhǔn)液、待測液、指示劑、蒸餾水。 (3)滴定管的使用 ①酸性、氧化性試劑一般用酸式滴定管，因為酸性和氧化性物質(zhì)易腐蝕橡膠管。 ②堿性試劑一般用堿式滴定管，因為堿性物質(zhì)易腐蝕玻璃，致使活塞無法打開。 3．實驗操作 實驗操作以標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定待測NaOH溶液為例 (1)滴定前的準(zhǔn)備 ①滴定管：查漏→洗滌→潤洗→裝液→調(diào)液面→記錄。 ②錐形瓶：注堿液→記體積→加指示劑。 (2)滴定 (3)終點判斷 等到滴入最后一滴標(biāo)準(zhǔn)液，指示劑變色，且在半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原來的顏色，視為滴定終點并記錄標(biāo)準(zhǔn)液的體積。 (4)數(shù)據(jù)處理 按上述操作重復(fù)二至三次，求出用去標(biāo)準(zhǔn)鹽酸體積的平均值，根據(jù)c(NaOH)＝計算。 4．常用酸堿指示劑及變色范圍 指示劑 變色范圍的pH 石蕊 <5.0紅色 5.0～8.0紫色 >8.0藍(lán)色 甲基橙 <3.1紅色 3.1～4.4橙色 >4.4黃色 酚酞 <8.2無色 8.2～10.0淺紅色 >10.0紅色 5.常用量器的讀數(shù) (1)平視讀數(shù)(如圖1)：實驗室中用量筒、移液管或滴定管量取一定體積的液體，讀取液體體積時，視線應(yīng)與凹液面最低點保持水平，視線與刻度的交點即為讀數(shù)(即“凹液面定視線，視線定讀數(shù)”)。 (2)俯視讀數(shù)(如圖2)：當(dāng)用量筒測量液體的體積時，由于俯視視線向下傾斜，尋找切點的位置在凹液面的上側(cè)，讀數(shù)高于正確的刻度線位置，即讀數(shù)偏大。 (3)仰視讀數(shù)(如圖3)：讀數(shù)時，由于視線向上傾斜，尋找切點的位置在凹液面的下側(cè)，因滴定管刻度標(biāo)法與量筒不同，這樣仰視讀數(shù)偏大。 (1)滴定管要用待裝液潤洗。滴定管不潤洗相當(dāng)于對所盛裝溶液的稀釋，錐形瓶不需潤洗，潤洗后相當(dāng)于所盛裝溶液的物質(zhì)的量增大。 (2)滴定管盛裝標(biāo)準(zhǔn)溶液時，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，但一定要記錄下滴定前液面的讀數(shù)。滴定管的精確度為0.01 mL。 [自我檢測] 1．判斷正誤，正確的打“√”，錯誤的打“” (1)滴定管裝滴定液前應(yīng)先用待裝液潤洗。(　　) (2)“中和滴定”實驗中，錐形瓶用蒸餾水洗凈后即可使用，滴定管用蒸餾水洗凈后，須經(jīng)潤洗后方可使用。(　　) (3)滴定終點就是酸堿恰好中和的點。(　　) (4)可用堿式滴定管量取KMnO4(H＋)溶液。(　　) (5)酸堿恰好中和時，溶液呈中性。(　　) 答案：(1)√　(2)√　(3)　(4)　(5) 2．判斷滴定誤差(標(biāo)準(zhǔn)酸溶液滴定未知濃度的堿溶液) 步驟 操作 V(標(biāo)準(zhǔn)) c(待測) 洗滌 酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)溶液潤洗 變大 ______ 堿式滴定管未用待測溶液潤洗 變小 ______ 錐形瓶用待測溶液潤洗 變大 ______ 錐形瓶洗凈后還留有蒸餾水 ______ ______ 取液 放出堿液的滴定管開始有氣泡，放出液體后氣泡消失 變小 ______ 滴定 酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定終點時氣泡消失 變大 ______ 振蕩錐形瓶時部分液體濺出 變小 ______ 部分酸液滴出錐形瓶外 變大 ______ 讀數(shù) 滴定前讀數(shù)正確，滴定后俯視讀數(shù)(或前仰后俯) 變小 ______ 滴定前讀數(shù)正確，滴定后仰視讀數(shù)(或前俯后仰) 變大 ______ 答案：偏高　偏低　偏高　不變　無影響　偏低　偏高　偏低　偏高　偏低　偏高 　為測定NaOH溶液的濃度，進行如下實驗：用鹽酸標(biāo)準(zhǔn)溶液進行滴定。 (1)配制100 mL 0.100 0 molL－1鹽酸標(biāo)準(zhǔn)溶液時，所需儀器除量筒、小燒杯、玻璃棒、膠頭滴管外，還需要____________________。 (2)用______________量取20.00 mL待測NaOH溶液放入錐形瓶中，滴加2～3滴酚酞溶液作指示劑，用鹽酸標(biāo)準(zhǔn)溶液進行滴定。為減小實驗誤差，進行了三次實驗，假設(shè)每次所取NaOH溶液的體積均為20.00 mL，三次實驗結(jié)果如表所示： 實驗次數(shù) 第一次 第二次 第三次 消耗鹽酸標(biāo)準(zhǔn)溶液體積/mL 19.00 23.00 23.04 該NaOH溶液的濃度約為_________________________________________。 (3)滴定時邊滴邊搖動錐形瓶，眼睛應(yīng)__________________。 (4)下列操作會造成測定結(jié)果偏低的有________(填字母)。 A．配制標(biāo)準(zhǔn)溶液定容時，加水超過刻度 B．錐形瓶水洗后直接裝待測液 C．酸式滴定管水洗后未用鹽酸標(biāo)準(zhǔn)溶液潤洗 D．滴定到達(dá)終點時，俯視讀出滴定管讀數(shù) E．滴定前酸式滴定管尖嘴部分有氣泡，滴定后消失 F．搖動錐形瓶時有少量液體濺出瓶外 (5)中和滴定的裝置和相似操作可用來做其他實驗，如根據(jù)反應(yīng)I2＋2S2O===2I－＋S4O，可以用碘水滴定Na2S2O3溶液，應(yīng)選________作指示劑；根據(jù)反應(yīng)2KMnO4＋5H2C2O4＋3H2SO4===K2SO4＋10CO2↑＋2MnSO4＋8H2O，可以用酸性KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液，KMnO4溶液應(yīng)裝在________(填“酸式”或“堿式”)滴定管中。 [解析]　(1)配制一定物質(zhì)的量濃度的溶液需要一定規(guī)格的容量瓶。 (2)NaOH能腐蝕玻璃，量取NaOH溶液要用堿式滴定管。第一次實驗數(shù)據(jù)誤差太大，應(yīng)舍去，取后兩次數(shù)據(jù)的平均值進行計算。 (3)滴定時，眼睛應(yīng)注視錐形瓶內(nèi)溶液顏色的變化，防止滴入過量的標(biāo)準(zhǔn)溶液。 (4)導(dǎo)致所用標(biāo)準(zhǔn)液體積偏小的操作會造成所測溶液濃度偏低。 (5)用碘水滴定Na2S2O3溶液，用淀粉溶液可指示終點，反應(yīng)到達(dá)終點時，滴入的碘水(I2)過量，錐形瓶中的溶液會突顯藍(lán)色。酸性高錳酸鉀溶液有強氧化性，能腐蝕橡膠，應(yīng)置于酸式滴定管中。 [答案]　(1)100 mL容量瓶　(2)堿式滴定管(或移液管)　0.115 1 molL－1　(3)注視錐形瓶內(nèi)溶液顏色的變化　(4)DF　(5)淀粉溶液　酸式 (1)滴定終點就是酸堿恰好中和的點嗎？試歸納恰好反應(yīng)、恰好中和、滴定終點與溶液呈中性的關(guān)系。 (2)某25 mL滴定管中液面在10 mL刻度線處，全部放出后的溶液體積是15 mL嗎？說明理由。 (3)在處理所得數(shù)據(jù)時，如何判斷某些數(shù)據(jù)是否舍棄？ 答案：(1)滴定終點是指示劑顏色發(fā)生突變的點，不一定是酸堿恰好中和的點。恰好反應(yīng)＝恰好中和≠滴定終點≠溶液呈中性。 (2)不是；滴定管下端有一小部分無刻度，故全部放出后的溶液體積大于15 mL。 (3)數(shù)據(jù)明顯偏大或偏小的，屬于操作錯誤引起，應(yīng)舍棄。 題組一　酸堿中和滴定中儀器、指示劑的選擇 1．實驗室現(xiàn)有3種酸堿指示劑，其pH變色范圍如下： 甲基橙：3.1～4.4　石蕊：5.0～8.0　酚酞：8.2～10.0 用0.100 0 molL－1NaOH溶液滴定未知濃度的CH3COOH溶液，反應(yīng)恰好完全時，下列敘述中正確的是(　　) A．溶液呈中性，可選用甲基橙或酚酞作指示劑 B．溶液呈中性，只能選用石蕊作指示劑 C．溶液呈堿性，可選用甲基橙或酚酞作指示劑 D．溶液呈堿性，只能選用酚酞作指示劑 解析：選D。NaOH溶液和CH3COOH溶液恰好反應(yīng)生成CH3COONa時，CH3COO－水解顯堿性，而酚酞的變色范圍為8.2～10.0，比較接近。 2．用已知濃度的NaOH溶液測定某H2SO4溶液的濃度，參考如圖所示試劑從下表中選出正確選項(　　) 選項 錐形瓶中溶液 滴定管中溶液 選用指示劑 選用滴定管 A 堿 酸 石蕊 乙 B 酸 堿 酚酞 甲 C 堿 酸 甲基橙 乙 D 酸 堿 酚酞 乙 解析：選D。解答本題的關(guān)鍵：①明確酸、堿式滴定管使用時的注意事項；②指示劑的變色范圍。酸式滴定管不能盛放堿，而堿式滴定管不能盛放酸或強氧化性溶液，指示劑應(yīng)選擇顏色變化明顯的酚酞或甲基橙，不能選用石蕊，另外還要注意在酸堿中和滴定中，無論是標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定待測溶液，還是待測溶液滴定標(biāo)準(zhǔn)溶液，只要操作正確，都能得到正確的結(jié)果。 題組二　酸堿中和滴定操作及遷移應(yīng)用 3．某燒堿樣品中含有少量不與酸作用的雜質(zhì)，為了測定其純度，進行以下滴定操作： A．用250 mL的容量瓶配制250 mL燒堿溶液； B．用移液管(或堿式滴定管)量取25.00 mL燒堿溶液于錐形瓶中并加幾滴甲基橙指示劑； C．在天平上準(zhǔn)確稱取燒堿樣品w g，在燒杯中加蒸餾水溶解； D．將物質(zhì)的量濃度為m molL－1的標(biāo)準(zhǔn)H2SO4溶液裝入酸式滴定管，調(diào)整液面，記下開始刻度數(shù)為V1 mL； E．在錐形瓶下墊一張白紙，滴定到終點，記錄終點刻度數(shù)為V2 mL。 回答下列問題： (1)正確的操作步驟順序是(填寫字母)： ________→________→________→D→________。 (2)操作中錐形瓶下墊一張白紙的作用是 ________________。 (3)操作D中液面應(yīng)調(diào)整到___________________________； 尖嘴部分應(yīng)________________。 (4)滴定到終點時錐形瓶內(nèi)溶液的顏色變化是__________________。 (5)若酸式滴定管沒用標(biāo)準(zhǔn)H2SO4溶液潤洗，會對測定結(jié)果有何影響？________(填“偏高”“偏低”或“無影響”，其他操作均正確)。 (6)該燒堿樣品的純度計算式是________________。 解析：(1)本題應(yīng)先配制250 mL NaOH溶液，取25.00 mL于錐形瓶中，用標(biāo)準(zhǔn)H2SO4溶液進行滴定，故正確的操作步驟是C→A→B→D→E。 (2)放一白紙便于準(zhǔn)確判斷滴定終點時溶液的顏色變化情況。 (3)調(diào)整液面至“0”刻度或“0”刻度以下某一刻度。尖嘴部分應(yīng)充滿溶液，無氣泡。 (4)終點時溶液顏色由黃色變?yōu)槌壬? (5)若酸式滴定管沒用標(biāo)準(zhǔn)H2SO4溶液潤洗，則滴定時消耗標(biāo)準(zhǔn)H2SO4溶液的體積偏大，所測燒堿濃度會偏高。 (6)滴定時消耗溶質(zhì)H2SO4的物質(zhì)的量為 mol。 NaOH的純度為 100% ＝%。 答案：(1)C　A　B　E (2)便于準(zhǔn)確判斷滴定終點時溶液顏色的變化 (3)“0”刻度或“0”刻度以下的某一刻度　充滿溶液，無氣泡 (4)由黃色變?yōu)槌壬? (5)偏高 (6)% 4．(2017高考全國卷Ⅱ，28，15分)水中的溶解氧是水生生物生存不可缺少的條件。某課外小組采用碘量法測定學(xué)校周邊河水中的溶解氧。實驗步驟及測定原理如下： Ⅰ.取樣、氧的固定 用溶解氧瓶采集水樣。記錄大氣壓及水體溫度。將水樣與Mn(OH)2堿性懸濁液(含有KI)混合，反應(yīng)生成MnO(OH)2，實現(xiàn)氧的固定。 Ⅱ.酸化、滴定 將固氧后的水樣酸化，MnO(OH)2被I－還原為Mn2＋，在暗處靜置5 min，然后用標(biāo)準(zhǔn)Na2S2O3溶液滴定生成的I2(2S2O＋I(xiàn)2===2I－＋S4O)。 回答下列問題： (1)取水樣時應(yīng)盡量避免擾動水體表面，這樣操作的主要目的是________________________________________________________________________。 (2)“氧的固定”中發(fā)生反應(yīng)的化學(xué)方程式為 ________________________________________________________________________。 (3)Na2S2O3溶液不穩(wěn)定，使用前需標(biāo)定。配制該溶液時需要的玻璃儀器有燒杯、玻璃棒、試劑瓶和__________；蒸餾水必須經(jīng)過煮沸、冷卻后才能使用，其目的是殺菌、除________及二氧化碳。 (4)取100.00 mL水樣經(jīng)固氧、酸化后，用a molL－1 Na2S2O3溶液滴定，以淀粉溶液作指示劑，終點現(xiàn)象為____________________；若消耗Na2S2O3溶液的體積為b mL，則水樣中溶解氧的含量為__________mgL－1。 (5)上述滴定完成時，若滴定管尖嘴處留有氣泡會導(dǎo)致測定結(jié)果偏________(填“高”或“低”)。 解析：(1)取水樣時避免擾動水體表面，這樣能保證所取水樣中溶解氧量與水體中實際溶解氧量基本相同，以減小實驗誤差。(2)根據(jù)水樣與Mn(OH)2堿性懸濁液反應(yīng)生成MnO(OH)2，可寫出固氧的反應(yīng)為O2＋2Mn(OH)2===2MnO(OH)2。(3)由于Na2S2O3溶液不穩(wěn)定，使用前需標(biāo)定，配制該溶液時無需用容量瓶，只需粗略配制，故配制Na2S2O3溶液時，還需要用到的玻璃儀器為量筒；所用蒸餾水必須經(jīng)過煮沸、冷卻后才能使用，這樣能除去水中溶解的氧氣和CO2，且能殺菌。(4)根據(jù)Ⅱ可知MnO(OH)2能將水樣中的I－氧化為I2，滴定過程中用淀粉溶液作指示劑，在滴定終點前I2遇淀粉變藍(lán)，達(dá)到滴定終點時，I2完全被消耗，溶液藍(lán)色剛好褪去。根據(jù)關(guān)系式O2～2MnO(OH)2～2I2～4Na2S2O3，結(jié)合消耗n(Na2S2O3)＝a molL－1b10－3 L＝ab10－3 mol，可求出100.00 mL水樣中溶解氧的質(zhì)量為ab10－3 mol32 gmol－1＝8ab10－3 g＝8ab mg，則該水樣中溶解氧的含量為8ab mg0.100 00 L＝80ab mgL－1。(5)滴定完成時，滴定管尖嘴處留有氣泡，會導(dǎo)致讀取的Na2S2O3標(biāo)準(zhǔn)液體積偏小，根據(jù)關(guān)系式O2～4Na2S2O3，可知測定的溶解氧的含量偏低。 答案：(1)使測定值與水體中的實際值保持一致，避免產(chǎn)生誤差 (2)O2＋2Mn(OH)2===2MnO(OH)2 (3)量筒　氧氣 (4)藍(lán)色剛好褪去　80ab (5)低 5．用沉淀滴定法快速測定NaI等碘化物溶液中c(I－)，實驗過程包括準(zhǔn)備標(biāo)準(zhǔn)溶液和滴定待測溶液。 Ⅰ.準(zhǔn)備標(biāo)準(zhǔn)溶液 a．準(zhǔn)確稱取AgNO3基準(zhǔn)物4.246 8 g(0.025 0 mol)后，配制成250 mL標(biāo)準(zhǔn)溶液，放在棕色試劑瓶中避光保存，備用。 b．配制并標(biāo)定100 mL 0.100 0 molL－1 NH4SCN標(biāo)準(zhǔn)溶液，備用。 Ⅱ.滴定的主要步驟 a．取待測NaI溶液25.00 mL于錐形瓶中。 b．加入25.00 mL 0.100 0 molL－1 AgNO3溶液(過量)，使I－完全轉(zhuǎn)化為AgI沉淀。 c．加入NH4Fe(SO4)2溶液作指示劑。 d．用0.100 0 molL－1 NH4SCN溶液滴定過量的Ag＋，使其恰好完全轉(zhuǎn)化為AgSCN沉淀后，體系出現(xiàn)淡紅色，停止滴定。 e．重復(fù)上述操作兩次。三次測定數(shù)據(jù)如下表： 實驗序號 1 2 3 消耗NH4SCN 標(biāo)準(zhǔn)溶液體積/mL 10.24 10.02 9.98 f.數(shù)據(jù)處理。 回答下列問題： (1)將稱得的AgNO3配制成標(biāo)準(zhǔn)溶液，所使用的儀器除燒杯和玻璃棒外還有________________________________________________________________________。 (2)AgNO3標(biāo)準(zhǔn)溶液放在棕色試劑瓶中避光保存的原因是________________________________________________________________________。 (3)滴定應(yīng)在pH＜0.5的條件下進行，其原因是 ________________________________________________________________________。 (4)b和c兩步操作是否可以顛倒________________________________________________________________________，說明理由： ________________________________________________________________________。 (5)所消耗的NH4SCN標(biāo)準(zhǔn)溶液平均體積為________mL，測得c(I－)＝________molL－1。 (6)在滴定管中裝入NH4SCN標(biāo)準(zhǔn)溶液的前一步，應(yīng)進行的操作為________________________________________________________________________。 (7)判斷下列操作對c(I－)測定結(jié)果的影響：(填“偏高”“偏低”或“無影響”) ①若在配制AgNO3標(biāo)準(zhǔn)溶液時，燒杯中的溶液有少量濺出，則測定結(jié)果________。 ②若在滴定終點讀取滴定管刻度時，俯視標(biāo)準(zhǔn)液液面，則測定結(jié)果________。 解析：(1)配制一定物質(zhì)的量濃度的標(biāo)準(zhǔn)溶液，除燒杯和玻璃棒外，還需用到的儀器有250 mL(棕色)容量瓶、膠頭滴管。(2)AgNO3見光容易分解，因此需要保存在棕色試劑瓶中。(3)滴定實驗中用NH4Fe(SO4)2溶液作指示劑，F(xiàn)e3＋容易發(fā)生水解，影響滴定終點判斷，因此控制pH<0.5。(4)Fe3＋能與I－發(fā)生氧化還原反應(yīng)：2Fe3＋＋2I－===2Fe2＋＋I(xiàn)2，因此b、c不能顛倒，否則指示劑耗盡，無法判斷滴定終點。(5)第1組數(shù)據(jù)誤差較大，舍去，取第2組、第3組實驗數(shù)據(jù)的平均值，消耗NH4SCN標(biāo)準(zhǔn)溶液的體積為(10.02＋9.98) mL＝10.00 mL。根據(jù)滴定原理，則n(Ag＋)＝n(I－)＋n(SCN－)，故n(I－)＝n(Ag＋)－n(SCN－)＝0.025 L0.100 0 molL－1－0.01 L0.100 0 molL－1＝0.001 5 mol，則c(I－)＝＝0.060 0 molL－1。(6)在滴定管中裝入NH4SCN標(biāo)準(zhǔn)溶液之前，要先用NH4SCN標(biāo)準(zhǔn)溶液潤洗滴定管。(7)①配制AgNO3標(biāo)準(zhǔn)溶液時，若燒杯中溶液有少量濺出，配制的AgNO3標(biāo)準(zhǔn)溶液的濃度偏低，則滴定時消耗的NH4SCN標(biāo)準(zhǔn)溶液的體積偏小，測得的c(I－)偏高。②滴定管0刻度在上，讀數(shù)時從上往下讀數(shù)，讀取體積偏小，計算所用NH4SCN的物質(zhì)的量偏低，測得的c(I－)偏高。 答案：(1)250 mL(棕色)容量瓶、膠頭滴管 (2)AgNO3見光分解 (3)防止因Fe3＋的水解而影響滴定終點的判斷(或抑制Fe3＋的水解) (4)否(或不能)　若顛倒，F(xiàn)e3＋與I－反應(yīng)，指示劑耗盡，無法判斷滴定終點 (5)10.00　0.060 0 (6)用NH4SCN標(biāo)準(zhǔn)溶液進行潤洗 (7)①偏高?、谄? 題組三　中和滴定曲線及滴定實驗 6．(2018廣州模擬)常溫下，用0.10 molL－1 NaOH溶液分別滴定20.00 mL 0.10 molL－1HCl溶液和20.00 mL 0.10 molL－1CH3COOH溶液，得到兩條滴定曲線，如圖所示，則下列說法正確的是(　　) A．圖2是滴定鹽酸的曲線 B．a(chǎn)與b的關(guān)系是ac(Na＋)>c(H＋)>c(OH－) D．這兩次滴定都可以用甲基橙作為指示劑 解析：選C。如果酸為強酸，則0.10 molL－1酸的pH為1，根據(jù)酸的初始pH知，圖1為鹽酸滴定曲線，故A錯誤；根據(jù)圖1知，a點氫氧化鈉溶液的體積是20.00 mL，酸和堿的物質(zhì)的量相等，二者恰好反應(yīng)生成強酸強堿鹽，其溶液呈中性；醋酸溶液中滴入氫氧化鈉溶液，醋酸鈉溶液呈堿性，所以b點氫氧化鈉溶液的體積小于20.00 mL，a>b，故B錯誤；E點溶液的成分為醋酸鈉和醋酸，溶液呈酸性，說明醋酸的電離程度大于醋酸鈉的水解程度，鹽類水解程度較小，則溶液中離子濃度可能為c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)，故C正確；氫氧化鈉和鹽酸反應(yīng)恰好呈中性，可以選擇甲基橙或酚酞作指示劑；氫氧化鈉和醋酸恰好反應(yīng)生成醋酸鈉溶液呈堿性，只能選擇酚酞，故D錯誤。 7．室溫下，用0.10 molL－1的鹽酸滴定20.00 mL 0.10 molL－1的某堿BOH溶液得到的滴定曲線如圖，下列判斷不正確的是(　　) A．a(chǎn)點時，溶液呈堿性，溶液中c(B＋)＞c(Cl－) B．b點時溶液的pH＝7 C．當(dāng)c(Cl－)＝c(B＋)時，V(HCl)＜20 mL D．c點時溶液中c(H＋)約為0.03 molL－1 解析：選B。首先應(yīng)該判斷BOH堿性的強弱，濃度為0.10 molL－1，如為強堿，其pH＝13，而從圖中可看出其pH＜12，故該堿為弱堿。再看b點，此時n(HCl)＝n(BOH)，酸堿恰好中和，此時恰好生成BCl，為強酸弱堿鹽，水解呈酸性，pH＜7。a點加入鹽酸的量不夠，為BOH、BCl的混合溶液，該溶液呈堿性，說明電離大于水解，故c(B＋)＞c(Cl－)。c點鹽酸過量，為BCl、HCl的混合溶液，其中c(H＋)可以根據(jù)過量的酸的物質(zhì)的量除以體積來計算，加入鹽酸為40 mL時，c(H＋)＝(0.140－0.120)60≈0.03 (molL－1)。當(dāng)c(Cl－)＝c(B＋)時，c(H＋)＝c(OH－)，溶液pH＝7，V(HCl)＜20 mL。 (1)中和滴定誤差分析關(guān)鍵看c(A)＝(A為待測液，B為標(biāo)準(zhǔn)液)，c(B)、VA為恒定量，可變量為VB，可知：VB→大，c(A)→大。即標(biāo)準(zhǔn)液消耗量增大，則待測液的濃度比實際值要大，結(jié)果偏高。 (2)滴定終點判斷的方法 當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏螛?biāo)準(zhǔn)溶液，溶液變成色，且半分鐘內(nèi)顏色不恢復(fù)原來顏色。 (3)氧化還原滴定3要點 ①原理：以氧化劑或還原劑為滴定劑，直接滴定一些具有還原性或氧化性的物質(zhì)。 ②試劑：常見的用于滴定的氧化劑有KMnO4、K2Cr2O7等；常見的用于滴定的還原劑有亞鐵鹽、草酸、維生素C等。 ③指示劑：氧化還原滴定法的指示劑有三類。a.氧化還原指示劑；b.專用指示劑，如在碘量法滴定中，可溶性淀粉溶液遇碘溶液變藍(lán)；c.自身指示劑，如高錳酸鉀標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定草酸時，滴定終點為溶液由無色變?yōu)闇\紅色。 (4)沉淀滴定2要點 ①概念：沉淀滴定法是利用沉淀反應(yīng)進行滴定、測量分析的方法。生成沉淀的反應(yīng)很多，但符合條件的卻很少，實際上應(yīng)用最多的是銀量法，即利用Ag＋與鹵素離子的反應(yīng)來測定Cl－、Br－、I－濃度。 ②原理：沉淀滴定所用的指示劑本身就是一種沉淀劑，滴定劑與被滴定物反應(yīng)的生成物的溶解度要比滴定劑與指示劑反應(yīng)的生成物的溶解度小，否則不能用這種指示劑。如用AgNO3溶液滴定溶液中Cl－的含量時常以CrO為指示劑，這是因為AgCl比Ag2CrO4更難溶。 [課后達(dá)標(biāo)檢測] 一、選擇題 1．加入下列溶液對水的電離平衡不產(chǎn)生影響的是(　　) A．NaHSO4溶液 B．KF溶液 C．KAl(SO4)2溶液 D．NaI溶液 解析：選D。A項，NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO，溶液中[H＋]增大，抑制水的電離；B項，KF===K＋＋F－，F(xiàn)－＋H2OHF＋OH－，促進水的電離；C項，KAl(SO4)2===K＋＋Al3＋＋2SO，Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋，促進水的電離；D項，NaI===Na＋＋I(xiàn)－，不影響水的電離。 2．(2018合肥一模)欲證明一瓶無色液體是純水，可靠的實驗方法是(　　) A．1.01105 Pa時沸點為100 ℃ B．測得其pH＝7 C．遇鈉生成氫氣 D．電解時得到H2與O2的體積比為2∶1 解析：選A。根據(jù)1.01105 Pa時沸點為100 ℃，可以證明該液體為純水，A項符合題意；pH＝7的液體不一定是純水，如NaCl溶液，B項不符合題意；遇金屬鈉生成氫氣的液體不一定是純水，如乙醇，C項不符合題意；電解時得到H2和O2的體積比為2∶1的液體不一定是純水，如Na2SO4溶液，D項不符合題意。 3．(2018河北衡水中學(xué)一調(diào))下列溶液一定顯酸性的是(　　) A．由水電離出的[H＋]＝10－9 molL－1的溶液(室溫) B．[OH－]<[H＋]的溶液 C．pH<7的溶液 D．能與金屬Al反應(yīng)放出H2的溶液 解析：選B。A項，室溫下，由水電離出的[H＋]＝10－9molL－1<10－7 molL－1，水的電離受到抑制，可能為酸溶液也可能為堿溶液，錯誤；B項，[OH－]<[H＋]，則溶液顯酸性，正確；C項，pH<7的溶液不一定顯酸性，如100 ℃時，純水的pH＝6，此時溶液呈中性，錯誤；D項，強堿溶液也能與鋁反應(yīng)生成氫氣，錯誤。 4.如圖所示，在一支25 mL的酸式滴定管中盛入0.1 molL－1的HCl溶液，其液面恰好在5 mL刻度處，若把滴定管中的溶液全部放入燒杯中，然后以0.1 molL－1 NaOH溶液進行中和，則所需NaOH溶液的體積(　　) A．大于20 mL B．小于20 mL C．等于20 mL D．等于5 mL 解析：選A。滴定管下端無刻度線部分直至尖嘴底部均充滿溶液，因而把溶液全部放入燒杯中，其體積大于20 mL，用等濃度的NaOH溶液中和，所需NaOH溶液的體積應(yīng)大于20 mL。應(yīng)注意的是滴定管的量程小于滴定管的最大實際容量。 5．(2018吳忠模擬)已知NaHSO4在水中的電離方程式為NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。某溫度下，向[H＋]＝110－6 molL－1的蒸餾水中加入NaHSO4晶體，保持溫度不變，測得溶液的[H＋]＝110－2 molL－1。下列對該溶液的敘述不正確的是(　　) A．該溫度高于25 ℃ B．由水電離出來的H＋的濃度為110－10 molL－1 C．加入NaHSO4晶體抑制水的電離 D．取該溶液加水稀釋100倍，溶液中的[OH－]減小 解析：選D。A項，由于該溫度下，蒸餾水的[H＋]＝110－6 molL－1>110－7 molL－1(室溫)，故溫度高于25 ℃，正確；B項，[H＋]＝110－2 molL－1，則由水電離出的[H＋]H2O＝[OH－]H2O＝＝＝110－10 molL－1，正確；C項，加入NaHSO4晶體，[H＋]增大，抑制水的電離，正確；D項，稀釋時[H＋]減小，則[OH－]＝增大，錯誤。 6．下列四種溶液中，室溫下由水電離生成的H＋濃度之比(①∶②∶③∶④)是(　　) ①pH＝0的鹽酸?、?.1 molL－1的鹽酸?、?.01 molL－1的NaOH溶液?、躳H＝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 解析：選A。①中[H＋]＝1 molL－1，由水電離出的[H＋]與溶液中[OH－]相等，等于1.010－14 molL－1；②中[H＋]＝0.1 molL－1，由水電離出的[H＋]＝1.010－13 molL－1；③中[OH－]＝1.010－2 molL－1，由水