《2019-2020年高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 專題8 溶液中的離子反應(yīng) 第二單元 溶液的酸堿性學(xué)案 蘇教版.doc》由會(huì)員分享,可在線閱讀,更多相關(guān)《2019-2020年高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 專題8 溶液中的離子反應(yīng) 第二單元 溶液的酸堿性學(xué)案 蘇教版.doc(26頁(yè)珍藏版)》請(qǐng)?jiān)谘b配圖網(wǎng)上搜索。
2019-2020年高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 專題8 溶液中的離子反應(yīng) 第二單元 溶液的酸堿性學(xué)案 蘇教版
[考試標(biāo)準(zhǔn)]
知識(shí)條目
必考要求
加試要求
1.水的離子積常數(shù)
b
2.溶液的酸堿性與溶液中c(H+)、c(OH-)的關(guān)系
a
a
3.pH的概念,pH與溶液酸堿性的關(guān)系
a
a
4.pH的簡(jiǎn)單計(jì)算
b
c
5.測(cè)定溶液酸堿性的方法(pH試紙、pH計(jì)測(cè)定溶液的pH)
a
b
6.中和滴定原理及其操作方法
b
7.幾種常見酸堿指示劑的變色范圍
a
1.水的電離
水是極弱的電解質(zhì),水的電離方程式為H2O+H2OH3O++OH-或H2OH++OH-。
2.水的離子積常數(shù)(加試)
Kw=c(H+)c(OH-)。
(1)室溫下:Kw=110-14。
(2)影響因素:只與溫度有關(guān),升高溫度,Kw增大。
(3)適用范圍:Kw不僅適用于純水,也適用于稀的電解質(zhì)水溶液。
(4)Kw揭示了在任何水溶液中均存在H+和OH-,只要溫度不變,Kw不變。
注意 (1)水的離子積常數(shù)Kw=c(H+)c(OH-),其實(shí)質(zhì)是水溶液中的H+和OH-濃度的乘積,不一定是水電離出的H+和OH-濃度的乘積,所以與其說(shuō)Kw是水的離子積常數(shù),不如說(shuō)是水溶液中的H+和OH-的離子積常數(shù)。即Kw不僅適用于水,還適用于酸性或堿性的稀溶液。不管哪種溶液均有
(2)水的離子積常數(shù)顯示了在任何水溶液中均存在水的電離平衡,都有H+和OH-共存,只是相對(duì)含量不同而已。
3.影響水電離平衡的因素
(1)升高溫度,水的電離程度增大,Kw增大。
(2)加入酸或堿,水的電離程度減小,Kw不變。
(3)加入可水解的鹽(如FeCl3、Na2CO3),水的電離程度增大,Kw不變。
4.外界條件對(duì)水的電離平衡的影響
體系變化
條件
平衡移動(dòng)方向
Kw
水的電離程度
c(OH-)
c(H+)
酸
逆
不變
減小
減小
增大
堿
逆
不變
減小
增大
減小
可水解的鹽
Na2CO3
正
不變
增大
增大
減小
NH4Cl
正
不變
增大
減小
增大
溫度
升溫
正
增大
增大
增大
增大
降溫
逆
減小
減小
減小
減小
其他:如加入Na
正
不變
增大
增大
減小
注意 在水中加入H2SO4,水的電離平衡向左移動(dòng),是因?yàn)榧尤際2SO4后,c(H+)增大,平衡左移。
題組一 影響水電離平衡的因素及結(jié)果判斷
1.一定溫度下,水存在H2OH++OH- ΔH>0的平衡,下列敘述一定正確的是( )
A.向水中滴入少量稀鹽酸,平衡逆向移動(dòng),Kw減小
B.將水加熱,Kw增大,pH減小
C.向水中加入少量固體CH3COONa,平衡逆向移動(dòng),c(H+)降低
D.向水中加入少量固體硫酸鈉,c(H+)=10-7 molL-1,Kw不變
答案 B
解析 A項(xiàng),Kw應(yīng)不變;C項(xiàng),平衡應(yīng)正向移動(dòng);D項(xiàng),由于沒(méi)有指明溫度,c(H+)不一定等于10-7 molL-1。
2.常溫下,向盛水燒杯中加2 g生石灰(如右圖)。攪拌后再恢復(fù)到原溫,在此過(guò)程中,下列說(shuō)法正確的是(注:對(duì)水的電離平衡的影響,H+或OH-濃度的變化大于溫度的變化)( )
A.該過(guò)程中水的電離常數(shù)不變
B.Ca(OH)2 的電離程度先變大后變小最后不變
C.水的電離平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)最后不變
D.水的電離度將會(huì)先變小然后變大最后不變
答案 C
解析 生石灰和水反應(yīng)生成Ca(OH)2,Ca(OH)2電離出OH-,OH-能抑制水的電離,所以水的電離平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng),當(dāng)Ca(OH)2飽和后,水的電離平衡不再移動(dòng)。
題組二 水電離出的c(H+)或c(OH-)的定性比較
3.(1)25 ℃時(shí),相同物質(zhì)的量濃度的下列溶液中:①NaCl ②NaOH ③H2SO4?、?NH4)2SO4,其中水的電離程度由大到小順序______________________________________(填序號(hào))。
答案 ④>①>②>③
(2)物質(zhì)的量濃度相同的NaOH溶液與鹽酸溶液中,水的電離程度____________;常溫下,pH=5的NH4Cl溶液與pH=9的CH3COONa溶液中,水的電離程度____________。(均填“前者大”、“后者大”或“相同”)
答案 相同 相同
題組三 水電離出的c(H+)或c(OH-)的定量計(jì)算(加試)
4.求算下列常溫下溶液中由H2O電離的c(H+)和c(OH-)。
(1)pH=2的H2SO4溶液
c(H+)=__________,c(OH-)=__________。
(2)pH=10的NaOH溶液
c(H+)=__________,c(OH-)=__________。
(3)pH=2的NH4Cl溶液
c(H+)=__________。
(4)pH=10的Na2CO3溶液
c(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
解析 (1)pH=2的H2SO4溶液中,H+來(lái)源有兩個(gè):H2SO4的電離和H2O的電離,而OH-只來(lái)源于水。應(yīng)先求算 c(OH-),即為水電離的c(H+)或c(OH-)。
(2)pH=10的NaOH溶液中,OH-有兩個(gè)來(lái)源:H2O的電離和NaOH的電離,H+只來(lái)源于水。應(yīng)先求出c(H+),即為水電離的c(OH-)或c(H+),c(OH-)=10-4 molL-1,c(H+)=10-10 molL-1,則水電離的c(H+)=c(OH-)=10-10 molL-1。
(3)、(4)水解的鹽溶液中的H+或OH-均由水電離產(chǎn)生,水解顯酸性的鹽應(yīng)計(jì)算其 c(H+),水解顯堿性的鹽應(yīng)計(jì)算其c(OH-)。pH=2的NH4Cl中由水電離產(chǎn)生的c(H+)=10-2 molL-1;pH=10的Na2CO3溶液中由水電離產(chǎn)生的 c(OH-)=10-4 molL-1。
5.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
③0.01 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
答案 A
解析 ①中c(H+)=1 molL-1,由水電離出的c(H+)與溶液中c(OH-)相等,等于1.010-14 molL-1;
②中c(H+)=0.1 molL-1,由水電離出的c(H+)=1.010-13 molL-1;
③中c(OH-)=1.010-2 molL-1,由水電離出的c(H+)與溶液中c(H+)相等,等于1.010-12 molL-1;
④中c(OH-)=1.010-3 molL-1,同③所述由水電離出的c(H+)=1.010-11 molL-1。
即(1.010-14)∶(1.010-13)∶(1.010-12)∶(1.010-11)=1∶10∶100∶1 000。
理清溶液中H+或OH-的來(lái)源
1.常溫下,中性溶液
c(OH-)=c(H+)=10-7 molL-1
2.溶質(zhì)為酸的溶液
(1)來(lái)源
OH-全部來(lái)自水的電離,水電離產(chǎn)生的c(H+)=c(OH-)。
(2)實(shí)例
如計(jì)算pH=2的鹽酸溶液中由水電離出的c(H+),方法是先求出溶液中的c(OH-)=(Kw/10-2) molL-1=10-12 molL-1,即由水電離出的c(H+)=c(OH-)=10-12 molL-1。
3.溶質(zhì)為堿的溶液
(1)來(lái)源
H+全部來(lái)自水的電離,水電離產(chǎn)生的c(OH-)=c(H+)。
(2)實(shí)例
如計(jì)算pH=12的NaOH溶液中由水電離出的c(OH-),方法是知道溶液中的c(H+)=10-12 molL-1,即由水電離出的c(OH-)=c(H+)=10-12 molL-1。
4.水解呈酸性或堿性的鹽溶液
(1)pH=5的NH4Cl溶液中H+全部來(lái)自水的電離,由水電離的c(H+)=10-5 molL-1,因?yàn)椴糠諳H-與部分NH結(jié)合,溶液中c(OH-)=10-9 molL-1。
(2)pH=12的Na2CO3溶液中OH-全部來(lái)自水的電離,由水電離出的c(OH-)=10-2 molL-1。
考點(diǎn)二 溶液的酸堿性和pH
1.溶液的酸堿性
溶液的酸堿性取決于溶液中c(H+)和c(OH-)的相對(duì)大小。
(1)酸性溶液:c(H+)>c(OH-),常溫下,pH<7。
(2)中性溶液:c(H+)=c(OH-),常溫下,pH=7。
(3)堿性溶液:c(H+)
7。
2.pH及其測(cè)量
(1)計(jì)算公式:pH=-lgc(H+)。
(2)測(cè)量方法
①pH試紙法:用鑷子夾取一小塊試紙放在潔凈的玻璃片或表面皿上,用玻璃棒蘸取待測(cè)液點(diǎn)在試紙的中央,變色后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)照,即可確定溶液的pH。
pH試紙使用注意事項(xiàng):
pH試紙使用前不能用蒸餾水潤(rùn)濕,否則待測(cè)液因被稀釋可能產(chǎn)生誤差;用pH試紙讀出的pH值只能是整數(shù);不能用pH試紙測(cè)定氯水的pH,因?yàn)槁人仕嵝缘耐瑫r(shí)呈現(xiàn)強(qiáng)氧化性(漂白性)。
②pH計(jì)測(cè)量法。
(3)溶液的酸堿性與pH的關(guān)系
常溫下:
題組一 溶液酸堿性的判斷
1.用“酸性”、“堿性”、“中性”或“不確定”填空。
(1)pH<7的溶液( )
(2)pH=7的溶液( )
(3)c(H+)=c(OH-)的溶液( )
(4)c(H+)=110-7molL-1的溶液( )
(5)c(H+)>c(OH-)的溶液( )
(6)0.1 molL-1的NH4Cl溶液( )
(7)0.1 molL-1的NaHCO3溶液( )
(8)0.1 molL-1的NaHSO3溶液( )
答案 (1)不確定 (2)不確定 (3)中性 (4)不確定 (5)酸性 (6)酸性 (7)堿性 (8)酸性
題組二 溶液混合酸堿性判斷規(guī)律
2.判斷下列溶液在常溫下的酸堿性(在括號(hào)中填“酸性”、“堿性”或“中性”)。
(1)相同濃度的HCl和NaOH溶液等體積混合( )
(2)相同濃度的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
1.溶液呈現(xiàn)酸堿性的實(shí)質(zhì)是c(H+)與c(OH-)的相對(duì)大小,不能只看pH,一定溫度下pH=6的溶液也可能顯中性,也可能顯酸性,應(yīng)注意溫度。
2.使用pH試紙測(cè)溶液pH時(shí)不能用蒸餾水潤(rùn)濕。
3.25 ℃ 時(shí),pH=12的溶液不一定為堿溶液,pH=2的溶液也不一定為酸溶液,也可能為能水解的鹽溶液。
4.等濃度等體積一元酸與一元堿混合的溶液——“誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性,同強(qiáng)顯中性”
(1)強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合呈中性;
(2)強(qiáng)酸與弱堿混合呈酸性;
(3)弱酸與強(qiáng)堿混合呈堿性。
5.常溫下,已知酸和堿pH之和的溶液等體積混合
(1)兩強(qiáng)混合:
①若pH之和等于14,則混合后溶液顯中性,pH=7;
②若pH之和大于14,則混合后溶液顯堿性,pH>7;
③若pH之和小于14,則混合后溶液顯酸性,pH<7。
(2)一強(qiáng)一弱混合——“誰(shuí)弱顯誰(shuí)性”。
pH之和等于14時(shí),一元強(qiáng)酸和一元弱堿等體積混合溶液呈堿性;一元弱酸和一元強(qiáng)堿等體積混合溶液呈酸性。
題組三 走出溶液稀釋時(shí)pH值的判斷誤區(qū)
3.1 mL pH=9的NaOH溶液,加水稀釋到10 mL,pH=________;加水稀釋到100 mL,pH________7。
答案 8 接近
4.pH=5的H2SO4溶液,加水稀釋到500倍,則稀釋后c(SO)與c(H+)的比值為__________。
答案
解析 稀釋前c(SO)= molL-1,稀釋后c(SO)= molL-1=10-8 molL-1,c(H+)接近10-7 molL-1,所以==。
5.(1)體積相同,濃度均為0.2 molL-1的鹽酸和CH3COOH溶液,分別加水稀釋10倍,溶液的pH分別變成m和n,則m與n的關(guān)系為________。
(2)體積相同,濃度均為0.2 molL-1的鹽酸和CH3COOH溶液,分別加水稀釋m倍、n倍,溶液的pH都變成3,則m與n的關(guān)系為________________。
(3)體積相同,pH均等于1的鹽酸和CH3COOH溶液,分別加水稀釋m倍、n倍,溶液的pH都變成3,則m與n的關(guān)系為________________。
(4)體積相同,pH均等于13的氨水和NaOH溶液,分別加水稀釋m倍、n倍,溶液的pH都變成9,則m與n的關(guān)系為________________。
答案 (1)mn (3)mn
題組四 多角度計(jì)算溶液的pH值
6.求下列常溫條件下溶液的pH(已知lg1.3=0.1,lg2=0.3,混合溶液忽略體積的變化)。
(1)0.005 molL-1的H2SO4溶液
(2)0.1 molL-1的CH3COOH溶液(已知CH3COOH的電離常數(shù)Ka=1.810-5)
(3)0.1 molL-1NH3H2O溶液(NH3H2O的電離度為α=1%,電離度=100%)
(4)將pH=8的NaOH與pH=10的NaOH溶液等體積混合
(5)常溫下,將pH=5的鹽酸與pH=9的NaOH溶液以體積比11∶9混合
(6)將pH=3的HCl與pH=3的H2SO4等體積混合
(7)0.001 molL-1的NaOH溶液
(8)pH=2的鹽酸與等體積的水混合
(9)pH=2的鹽酸加水稀釋到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 0 0
c(電離) c(H+) c(H+) c(H+)
c(平衡) 0.1 molL-1-c(H+) c(H+) c(H+)
則Ka==1.810-5
解得c(H+)=1.310-3 molL-1,
所以pH=-lg c(H+)=-lg(1.310-3)=2.9。
(3) NH3H2O OH- ?。? NH
c(初始) 0.1 molL-1 0 0
c(電離) (0.11%)molL-1 (0.11%)molL-1 (0.11%)molL-1
則c(OH-)=(0.11%)molL-1=10-3molL-1
c(H+)=10-11 molL-1,所以pH=11。
(4)將pH=8的NaOH與pH=10的NaOH溶液等體積混合后,溶液中c(H+)很明顯可以根據(jù)pH來(lái)算,可以根據(jù)經(jīng)驗(yàn)公式來(lái)求算pH=10-lg2(即0.3),所以答案為9.7。
(5)pH=5的鹽酸溶液中c(H+)=10-5 molL-1,pH=9的氫氧化鈉溶液中c(OH-)=10-5 molL-1,兩者以體積比11∶9混合,則酸過(guò)量,混合液的pH小于7。
c(H+)= molL-1=1.010-6 molL-1,
pH=-lg(1.010-6)=6。
1.酸堿稀釋時(shí)兩個(gè)誤區(qū)
誤區(qū)一:不能正確理解酸、堿的無(wú)限稀釋規(guī)律
常溫下任何酸或堿溶液無(wú)限稀釋時(shí),溶液的pH都不可能大于7或小于7,只能接近7。
誤區(qū)二:不能正確理解弱酸、弱堿的稀釋規(guī)律
溶液
稀釋前溶液pH
加水稀釋到體積為原來(lái)的10n倍
稀釋后溶液pH
酸
強(qiáng)酸
pH=a
pH=a+n
弱酸
a<pH<a+n
堿
強(qiáng)堿
pH=b
pH=b-n
弱堿
b-n<pH<b
注:表中a+n<7,b-n>7。
2.pH計(jì)算的類型
(1)單一溶液的pH計(jì)算
強(qiáng)酸溶液:如HnA,設(shè)濃度為c molL-1,c(H+)=nc molL-1,pH=-lgc(H+)=-lg (nc)。
強(qiáng)堿溶液(25 ℃):如B(OH)n,設(shè)濃度為c molL-1,c(H+)= molL-1,pH=-lgc(H+)=14+lg(nc)。
(2)混合溶液pH的計(jì)算類型
(1)兩種強(qiáng)酸混合:直接求出c(H+)混,再據(jù)此求pH。c(H+)混=。
(2)兩種強(qiáng)堿混合:先求出c(OH-)混,再據(jù)Kw求出c(H+)混,最后求pH。c(OH-)混=。
(3)強(qiáng)酸、強(qiáng)堿混合:先判斷哪種物質(zhì)過(guò)量,再由下式求出溶液中H+或OH-的濃度,最后求pH。
c(H+)混或c(OH-)混=。
考點(diǎn)三 酸堿中和滴定(加試)
1.實(shí)驗(yàn)原理
利用酸堿中和反應(yīng),用已知濃度酸(或堿)來(lái)測(cè)定未知濃度的堿(或酸)的實(shí)驗(yàn)方法。以標(biāo)準(zhǔn)鹽酸溶液滴定待測(cè)的NaOH溶液,待測(cè)的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(cè)定標(biāo)準(zhǔn)液和待測(cè)液的體積;
(2)準(zhǔn)確判斷滴定終點(diǎn)。
2.實(shí)驗(yàn)用品
(1)儀器
圖A是酸式滴定管,圖B是堿式滴定管、滴定管夾、鐵架臺(tái)、錐形瓶。
(2)試劑
標(biāo)準(zhǔn)液、待測(cè)液、指示劑、蒸餾水。
(3)滴定管的使用
①酸性、氧化性的試劑一般用酸式滴定管,因?yàn)樗嵝院脱趸晕镔|(zhì)易腐蝕橡膠管。
②堿性的試劑一般用堿式滴定管,因?yàn)閴A性物質(zhì)易腐蝕玻璃,致使活塞無(wú)法打開。
3.實(shí)驗(yàn)操作
實(shí)驗(yàn)操作以標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定待測(cè)NaOH溶液為例
(1)滴定前的準(zhǔn)備
①滴定管:查漏→洗滌→潤(rùn)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(diǎn)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(lái)的顏色,視為滴定終點(diǎn)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(jì)算。
4.幾種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(wú)色
8.2~10.0粉紅色
>10.0紅色
5.指示劑選擇的基本原則
變色要靈敏,變色范圍要小,使變色范圍盡量與滴定終點(diǎn)溶液的酸堿性一致。
(1)不能用石蕊作指示劑。
(2)滴定終點(diǎn)為堿性時(shí),用酚酞作指示劑,例如用NaOH溶液滴定醋酸。
(3)滴定終點(diǎn)為酸性時(shí),用甲基橙作指示劑,例如用鹽酸滴定氨水。
(4)強(qiáng)酸滴定強(qiáng)堿一般用甲基橙,但用酚酞也可以。
(5)并不是所有的滴定都須使用指示劑,如用標(biāo)準(zhǔn)的Na2SO3溶液滴定KMnO4溶液時(shí),KMnO4顏色褪去時(shí)即為滴定終點(diǎn)。
注意 (1)強(qiáng)氧化性溶液、酸性溶液應(yīng)盛放在酸式滴定管中,堿性溶液應(yīng)盛放在堿式滴定管中。
即酸性KMnO4溶液、溴水、稀鹽酸應(yīng)盛放在酸式滴定管中,Na2CO3溶液應(yīng)盛放在堿式滴定管中。
(2)酸式滴定管的查漏方法:
將旋塞關(guān)閉,滴定管里注入一定量的水,把它固定在滴定管夾上,放置10分鐘,觀察滴定管口及旋塞兩端是否有水滲出,旋塞不滲水才可使用。
(3)滴定終點(diǎn)是指示劑顏色發(fā)生突變的點(diǎn),不一定是酸堿恰好中和的點(diǎn)。
題組一 誤差分析的全面突破
1.用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸溶液滴定未知濃度的NaOH溶液(酚酞作指示劑),用“偏高”、“偏低”或“無(wú)影響”填空。
(1)酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)溶液潤(rùn)洗( )
(2)錐形瓶用待測(cè)溶液潤(rùn)洗( )
(3)錐形瓶洗凈后還留有蒸餾水( )
(4)放出堿液的滴定管開始有氣泡,放出液體后氣泡消失( )
(5)酸式滴定管滴定前有氣泡,滴定終點(diǎn)時(shí)氣泡消失( )
(6)部分酸液滴出錐形瓶外( )
(7)酸式滴定管滴定前讀數(shù)正確,滴定后俯視讀數(shù)(或前仰后俯)( )
(8)酸式滴定管滴定前讀數(shù)正確,滴定后仰視讀數(shù)(或前俯后仰)( )
答案 (1)偏高 (2)偏高 (3)無(wú)影響 (4)偏低 (5)偏高 (6)偏高 (7)偏低 (8)偏高
題組二 指示劑、儀器的準(zhǔn)確選擇
2.實(shí)驗(yàn)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-1 NaOH溶液滴定未知濃度的CH3COOH溶液,反應(yīng)恰好完全時(shí),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
答案 D
解析 NaOH溶液和CH3COOH溶液恰好完全反應(yīng)時(shí)生成CH3COONa,由于CH3COO-水解顯堿性,而酚酞的變色范圍為8.2~10.0,比較接近。因此答案為D。
3.用已知濃度的NaOH溶液滴定某H2SO4溶液的濃度(如圖所示),下表中正確的選項(xiàng)是( )
選項(xiàng)
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
答案 D
題組三 滴定終點(diǎn)的規(guī)范描述
4.(1)用a molL-1的HCl滴定未知濃度的NaOH溶液,用酚酞作指示劑,達(dá)到滴定終點(diǎn)的現(xiàn)象是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________;
若用甲基橙作指示劑,滴定終點(diǎn)現(xiàn)象是___________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)用標(biāo)準(zhǔn)碘溶液滴定溶有SO2的水溶液,以測(cè)定水中SO2的含量,應(yīng)選用____________作指示劑,達(dá)到滴定終點(diǎn)的現(xiàn)象是________________________________。
(3)用標(biāo)準(zhǔn)酸性KMnO4溶液滴定溶有SO2的水溶液,以測(cè)定水中SO2的含量,是否需要選用指示劑________(填“是”或“否”),達(dá)到滴定終點(diǎn)的現(xiàn)象是______________________
________________________________________________________________________。
(4)用氧化還原滴定法測(cè)定TiO2的質(zhì)量分?jǐn)?shù):一定條件下,將TiO2溶解并還原為Ti3+,再用KSCN溶液作指示劑,用NH4Fe(SO4)2標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定Ti3+至全部生成Ti4+,滴定Ti3+時(shí)發(fā)生反應(yīng)的離子方程式為__________________________,達(dá)到滴定終點(diǎn)時(shí)的現(xiàn)象是__________________________。
答案 (1)滴入最后一滴標(biāo)準(zhǔn)液,溶液由紅色變?yōu)闊o(wú)色,且半分鐘內(nèi)不恢復(fù)紅色 當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏螛?biāo)準(zhǔn)液,溶液由黃色變?yōu)槌壬?,且半分鐘?nèi)不恢復(fù)黃色
(2)淀粉溶液 當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏螛?biāo)準(zhǔn)液,溶液由無(wú)色變?yōu)樗{(lán)色,且半分鐘內(nèi)不褪色
(3)否 當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏嗡嵝訩MnO4溶液,溶液由無(wú)色變?yōu)樽霞t色,且半分鐘內(nèi)不褪色
(4)Ti3++Fe3+===Ti4++Fe2+ 當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏螛?biāo)準(zhǔn)液,溶液變成血紅色,且半分鐘內(nèi)不褪色
題組四 酸堿中和滴定曲線分析
5.已知某溫度下CH3COOH的電離常數(shù)Ka=1.610-5。該溫度下,向20 mL 0.01 molL-1 CH3COOH溶液中逐滴加入0.01 molL-1 KOH溶液,其pH變化曲線如圖所示(忽略溫度變化)。請(qǐng)回答下列有關(guān)問(wèn)題:(已知lg4=0.6)
(1)a點(diǎn)溶液中c(H+)為________,pH約為________。
(2)a、b、c、d四點(diǎn)中水的電離程度最大的是________點(diǎn),滴定過(guò)程中宜選用__________作指示劑,滴定終點(diǎn)在________(填“c點(diǎn)以上”或“c點(diǎn)以下”)。
(3)若向20 mL稀氨水中逐滴加入等濃度的鹽酸,則下列變化趨勢(shì)正確的是________(填字母)。
答案 (1)410-4 molL-1 3.4
(2)c 酚酞 c點(diǎn)以上
(3)B
解析 (1)電離消耗的醋酸在計(jì)算醋酸的電離平衡濃度時(shí)可以忽略不計(jì)。由Ka=得,c(H+)≈ molL-1=410-4 molL-1。(2)a點(diǎn)是醋酸溶液,b點(diǎn)是醋酸和少量CH3COOK的混合溶液,c點(diǎn)是CH3COOK和少量醋酸的混合溶液,d點(diǎn)是CH3COOK和KOH的混合溶液,酸、堿均能抑制水的電離,CH3COOK水解促進(jìn)水的電離,所以c點(diǎn)溶液中水的電離程度最大。由于酸、堿恰好完全反應(yīng)時(shí)溶液顯堿性,故應(yīng)該選擇在堿性范圍內(nèi)變色的指示劑酚酞。滴定終點(diǎn)應(yīng)在c點(diǎn)以上。(3)由于稀氨水顯堿性,首先排除選項(xiàng)A和C;兩者恰好反應(yīng)時(shí)溶液顯酸性,排除選項(xiàng)D。
題組五 全面突破酸堿中和滴定
6.某學(xué)生用已知物質(zhì)的量濃度的鹽酸來(lái)測(cè)定未知物質(zhì)的量濃度的NaOH溶液時(shí),選擇甲基橙作指示劑。請(qǐng)?zhí)顚懴铝锌瞻祝?
(1)用標(biāo)準(zhǔn)的鹽酸滴定待測(cè)的NaOH溶液時(shí),左手握酸式滴定管的活塞,右手搖動(dòng)錐形瓶,眼睛注視________________________________________,直到因加入一滴鹽酸后,溶液由黃色變?yōu)槌壬?,并________________________________________為止。
(2)下列操作中可能使所測(cè)NaOH溶液的濃度數(shù)值偏低的是________(填字母)。
A.酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸潤(rùn)洗就直接注入標(biāo)準(zhǔn)鹽酸
B.滴定前盛放NaOH溶液的錐形瓶用蒸餾水洗凈后沒(méi)有干燥
C.酸式滴定管在滴定前有氣泡,滴定后氣泡消失
D.讀取鹽酸體積時(shí),開始仰視讀數(shù),滴定結(jié)束時(shí)俯視讀數(shù)
(3)若滴定開始和結(jié)束時(shí),酸式滴定管中的液面如圖所示,則起始讀數(shù)為________mL,終點(diǎn)讀數(shù)為______mL,所用鹽酸溶液的體積為______mL。
(4)某學(xué)生根據(jù)3次實(shí)驗(yàn)分別記錄有關(guān)數(shù)據(jù)如下表:
滴定次數(shù)
待測(cè)NaOH溶液的體積/mL
0.100 0 molL-1鹽酸的體積/mL
滴定前刻度
滴定后刻度
溶液體積/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
依據(jù)上表數(shù)據(jù)列式計(jì)算該NaOH溶液的物質(zhì)的量濃度。
答案 (1)錐形瓶中溶液顏色變化 在半分鐘內(nèi)不變色
(2)D (3)0.00 26.10 26.10
(4)==26.10 mL,c(NaOH)==0.104 4 molL-1
解析 在求c(NaOH)和進(jìn)行誤差分析時(shí)應(yīng)依據(jù)公式:c(NaOH)=。欲求c(NaOH),須先求V[(HCl)aq]再代入公式;進(jìn)行誤差分析時(shí),要考慮實(shí)際操作對(duì)每一個(gè)量即V[(HCl)aq]和V[(NaOH)aq]的影響,進(jìn)而影響c(NaOH)。
(1)考查酸堿中和滴定實(shí)驗(yàn)的規(guī)范操作。
(2)考查由于不正確操作引起的誤差分析。滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸潤(rùn)洗,內(nèi)壁附著一層水,可將加入的鹽酸稀釋,中和相同量的堿,所需鹽酸的體積偏大,結(jié)果偏高;用堿式滴定管取出的待測(cè)NaOH溶液的物質(zhì)的量一旦確定,倒入錐形瓶后,水的加入不影響OH-的物質(zhì)的量,也就不影響結(jié)果;若排出氣泡,液面會(huì)下降,故讀取V酸偏大,結(jié)果偏高;正確讀數(shù)(虛線部分)和錯(cuò)誤讀數(shù)(實(shí)線部分)如圖所示:
(3)讀數(shù)時(shí),以凹液面的最低點(diǎn)為基準(zhǔn)。
(4)先算出耗用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸的平均值
==26.10 mL(第二次偏差太大,舍去),
c(NaOH)==0.104 4 molL-1。
1.誤差分析的方法
依據(jù)原理c(標(biāo)準(zhǔn))V(標(biāo)準(zhǔn))=c(待測(cè))V(待測(cè)),所以c(待測(cè))=,因?yàn)閏(標(biāo)準(zhǔn))與V(待測(cè))已確定,所以只要分析出不正確操作引起V(標(biāo)準(zhǔn))的變化,即分析出結(jié)果。
2.滴定終點(diǎn)的判斷答題模板
當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏螛?biāo)準(zhǔn)溶液后,溶液變成色,且半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原來(lái)的顏色。
解答此類題目注意三個(gè)關(guān)鍵點(diǎn):
(1)最后一滴:必須說(shuō)明是滴入“最后一滴”溶液。
(2)顏色變化:必須說(shuō)明滴入“最后一滴”溶液后溶液“顏色的變化”。
(3)半分鐘:必須說(shuō)明溶液顏色變化后“半分鐘內(nèi)不再恢復(fù)原來(lái)的顏色”。
3.圖解量器的讀數(shù)方法
(1)平視讀數(shù)(如圖1):實(shí)驗(yàn)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(shí),視線應(yīng)與凹液面最低點(diǎn)保持水平,視線與刻度的交點(diǎn)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(cè)量液體的體積時(shí),由于俯視視線向下傾斜,尋找切點(diǎn)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(shí),由于視線向上傾斜,尋找切點(diǎn)的位置在液面的下側(cè),因滴定管刻度標(biāo)法與量筒不同,這樣仰視讀數(shù)偏大。
至于俯視和仰視的誤差,還要結(jié)合具體儀器進(jìn)行分析,因?yàn)榱客部潭葟南碌缴现饾u增大;而滴定管刻度從下到上逐漸減小,并且滴定管中液體的體積是兩次體積讀數(shù)之差,在分析時(shí)還要看滴定前讀數(shù)是否正確,然后才能判斷實(shí)際量取的液體體積是偏大還是偏小。
1.判斷正誤,正確的劃“√”,錯(cuò)誤的劃“”
(1)用0.200 0 molL-1 NaOH標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定HCl與CH3COOH的混合液(混合液中兩種酸的濃度均約為0.1 molL-1),至中性時(shí),溶液中的酸未被完全中和( )
(xx浙江理綜,12C)
(2)常溫下,將pH=3的醋酸溶液稀釋到原體積的10倍后,溶液的pH=4( )
(xx浙江理綜,12A)
(3)“中和滴定”實(shí)驗(yàn)中,容量瓶和錐形瓶用蒸餾水洗凈后即可使用,滴定管和移液管用蒸餾水洗凈后,須經(jīng)干燥或潤(rùn)洗后方可使用( )
(xx浙江理綜,8C)
(4)已知一定溫度下,醋酸溶液的物質(zhì)的量濃度為c,電離度為α,Ka=。若加入少量CH3COONa固體,則電離平衡CH3COOHCH3COO-+H+向左移動(dòng),α減小,Ka變小( )
(xx浙江理綜,12B)
答案 (1)√ (2) (3)√ (4)
解析 (1)強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液正好完全中和時(shí),所得溶液pH=7,而強(qiáng)堿與弱酸正好完全中和時(shí),溶液的pH>7,若所得溶液的pH=7,則堿不足。(2)稀釋10倍后,3110-7molL-1,故pH<7的溶液可能呈酸性,也可能呈中性或堿性。
2.室溫時(shí),下列混合溶液的pH一定小于7的是( )
A.pH=3的鹽酸和pH=11的氨水等體積混合
B.pH=3的鹽酸和pH=11的氫氧化鋇溶液等體積混合
C.pH=3的醋酸和pH=11的氫氧化鋇溶液等體積混合
D.pH=3的硫酸和pH=11的氨水等體積混合
答案 C
解析 A項(xiàng),混合后氨水過(guò)量,溶液顯堿性,pH>7;B項(xiàng),混合后鹽酸與Ba(OH)2恰好反應(yīng),溶液呈中性,pH=7;C項(xiàng),混合后醋酸過(guò)量,溶液顯酸性,pH<7;D項(xiàng),混合后氨水過(guò)量,溶液顯堿性,pH>7。
3.下列對(duì)于溶液的酸堿性說(shuō)法正確的是( )
A.c(H+)很小的溶液一定呈堿性
B.pH=7的溶液一定呈中性
C.c(H+)=c(OH-)的溶液一定呈中性
D.不能使酚酞溶液變紅的溶液一定呈酸性
答案 C
解析 c(H+)很小的溶液不一定呈堿性,只有氫離子濃度小于氫氧根離子濃度時(shí)溶液才能顯堿性,A錯(cuò)誤;pH=7的溶液不一定呈中性,與溫度有關(guān),在100 ℃時(shí)顯堿性,B錯(cuò)誤;c(H+)=c(OH-)的溶液一定呈中性,C正確;不能使酚酞溶液變紅的溶液不一定呈酸性,因?yàn)榉犹淖兩秶?.2~10.0,D錯(cuò)誤。
4.(xx海南,3)0.1 mol下列氣體分別與1 L 0.1 molL-1的NaOH溶液反應(yīng),形成的溶液pH最小的是( )
A.NO2 B.SO2
C.SO3 D.CO2
答案 C
解析 A項(xiàng),0.1 mol NO2與0.1 mol NaOH發(fā)生歧化反應(yīng):2NO2+2NaOH===NaNO3+NaNO2+H2O,生成的NaNO2是弱酸強(qiáng)堿鹽,發(fā)生水解使溶液呈堿性;B項(xiàng),0.1 mol SO2與0.1 mol NaOH恰好反應(yīng)生成NaHSO3,由于HSO的電離程度大于HSO的水解程度,故溶液呈酸性;C項(xiàng),0.1 mol SO3與0.1 mol NaOH恰好反應(yīng)生成NaHSO4,該鹽是強(qiáng)酸強(qiáng)堿的酸式鹽,完全電離使溶液顯酸性,相當(dāng)于一元強(qiáng)酸,所以其酸性比NaHSO3溶液的強(qiáng),其pH更??;D項(xiàng),0.1 mol CO2與0.1 mol NaOH恰好反應(yīng)生成NaHCO3,由于HCO的水解程度大于HCO的電離程度,溶液呈堿性。故選C。
5.現(xiàn)有兩瓶溫度分別為15 ℃和45 ℃,pH均為1的硫酸溶液,下列有關(guān)說(shuō)法不正確的是( )
A.兩溶液中的c(OH-)相等
B.兩溶液中的c(H+)相同
C.等體積兩種溶液中和堿的能力相同
D.兩溶液中的c(H2SO4)基本相同
答案 A
解析 兩溶液中c(H+)=10-1molL-1,依據(jù)Kw=c(H+)c(OH-),45 ℃時(shí)的Kw大于15 ℃時(shí)的Kw,所以,兩溶液中的c(OH-)前者大于后者,A選項(xiàng)錯(cuò)誤;因?yàn)槿芤褐衏(H+)相同,所以c(H2SO4)、中和堿的能力均相同。
6.欲證明一瓶無(wú)色液體是純水,可靠的實(shí)驗(yàn)方法是( )
A.測(cè)得其pH=7
B.電解時(shí)得到H2與O2的體積比為2∶1
C.遇鈉生成氫氣
D.1.01 105 Pa時(shí)沸點(diǎn)為100 ℃
答案 D
解析 A項(xiàng),未指明是否是常溫測(cè)定;B項(xiàng),電解某些鹽溶液、酸溶液及堿溶液(如:Na2SO4、H2SO4、NaOH)均得到H2和O2的體積比為2∶1;C項(xiàng),水溶液與Na反應(yīng)均生成H2。
7.在常溫下,將pH=8的NaOH溶液與pH=10的NaOH溶液等體積混合后,溶液的pH最接近于( )
A.8.3 B.8.7 C.9 D.9.7
答案 D
解析 稀溶液混合,總體積近似等于兩種溶液體積之和。強(qiáng)堿溶液混合,應(yīng)按c(OH-)計(jì)算:c混(OH-)==5.0510-5molL-1,c混(H+)=≈210-10molL-1,pH=9.7。
8.常溫時(shí),將pH=13的強(qiáng)堿溶液和pH=2的強(qiáng)酸溶液混合,所得溶液的pH=11,則強(qiáng)堿溶液和強(qiáng)酸溶液的體積之比為( )
A.1∶9 B.9∶1
C.10∶1 D.1∶10
答案 A
解析 pH=13的強(qiáng)堿溶液c(OH-)=10-1molL-1,pH=2的強(qiáng)酸溶液c(H+)=10-2molL-1,根據(jù)題意,設(shè)堿的體積X L,酸的體積為Y L,=10-3 molL-1,則X∶Y=1∶9。
9.常溫下,將0.1 molL-1鹽酸和0.06 molL-1氫氧化鋇溶液等體積混合后,該混合溶液的pH是( )
A.1.7 B.12.3
C.12 D.2
答案 C
解析 酸堿中和時(shí)誰(shuí)過(guò)量先計(jì)算誰(shuí),最后根據(jù)pH=-lg c(H+)計(jì)算溶液的pH。0.1 molL-1鹽酸和0.06 molL-1氫氧化鋇溶液混合,根據(jù)中和反應(yīng)H++OH-===H2O可知堿過(guò)量,先計(jì)算混合后溶液中的OH-的濃度,c(OH-)===0.01 molL-1。c(H+)==1.010-12 molL-1,所得溶液的pH=-lg c(H+)=12。
10.常溫下,1體積pH=2.5的鹽酸與10體積某一元強(qiáng)堿溶液恰好完全反應(yīng), 則該堿溶液的pH等于( )
A.9.0 B.9.5
C.10.5 D.11.0
答案 C
解析 據(jù)題意,一元強(qiáng)酸和一元強(qiáng)堿恰好反應(yīng),故有H+與OH-的物質(zhì)的量相等,設(shè)強(qiáng)酸的體積為V,則強(qiáng)堿的體積為10V,有V10-2.5 molL-1=10V10pH-14 molL-1,解得pH=10.5,故選C。
11.(加試題)水的電離過(guò)程為H2OH++OH-,在不同溫度下其平衡常數(shù)為K(25 ℃)=1.010-14,K(35 ℃)=2.110-14。則下列敘述正確的是( )
A.c(H+)隨著溫度的升高而降低
B.在35 ℃時(shí),c(H+)>c(OH-)
C.水的電離度α(25 ℃)>α(35 ℃)
D.水的電離是吸熱的
答案 D
解析 由題給條件可以看出:溫度升高后,K值增大。25 ℃時(shí),c(H+)=c(OH-)=1.010-7molL-1;35 ℃時(shí),c(H+)=c(OH-)=1.4510-7molL-1。溫度升高,c(H+)和c(OH-)都增大,且仍然相等,水的電離度也增大。因溫度升高,平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng),故水的電離為吸熱反應(yīng)。
12.(加試題)關(guān)于水的離子積常數(shù),下列說(shuō)法不正確的是( )
A.100 ℃的水中,c(H+)c(OH-)=110-14
B.純水中,25 ℃時(shí),c(H+)c(OH-)=110-14
C.25 ℃時(shí),任何以水為溶劑的稀溶液中c(H+)c(OH-)=110-14
D.Kw值隨溫度升高而增大
答案 A
解析 Kw只與溫度有關(guān),升高溫度,Kw增大。25 ℃時(shí),純水和任何物質(zhì)的水溶液中均有Kw=c(H+)c(OH-)=110-14。
13.25 ℃ 時(shí),下列溶液中水的電離程度最小的是( )
A.0.01 molL-1鹽酸
B. 0.01 molL-1 Na2CO3溶液
C.pH=4 NaHSO3溶液
D.
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