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2020版化学新增分大一轮苏教（江苏）讲义：专题8 溶液中的离子反应第24讲
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第24讲 水的电离和溶液的pH
考纲要求 1.理解水的电离和水的离子积常数。2.了解溶液pH的定义，能进行溶液pH的简单计算。3.初步掌握中和滴定的原理和方法，初步掌握测定溶液pH的方法。
考点一 水的电离与水的离子积常数
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＝c(H＋)·c(OH－)。
(1)室温下：Kw＝1×10－14。
(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
填写外界条件对水电离平衡的具体影响
体系变化
条件
平衡移动方向
Kw
水的电离程度
c(OH－)
c(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
(1)温度一定时，水的电离常数与水的离子积常数相等(×)
(2)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H2SO4，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(√)
1．Kw＝c(H＋)·c(OH－)中，H＋和OH－一定由水电离出来的吗？
答案 不一定，如酸溶液中H＋由酸和水电离产生，碱溶液中OH－由碱和水电离产生，只要是水溶液必定有H＋和OH－，当溶液浓度不大时，总有Kw＝c(H＋)·c(OH－)。
2．25 ℃，pH＝3的某溶液中，H2O电离出的H＋浓度为多少？
答案 (1)若为水解呈酸性的盐溶液，促进水的电离，由水电离出的c水(H＋)＝1×10－3 mol·L－1。
(2)若为酸，抑制水的电离，由水电离出的
c水(H＋)＝c(OH－)＝＝ mol·L－1＝1×10－11 mol·L－1。
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 ②③分别为碱、酸，抑制水的电离；④中NH水解促进水的电离，①NaCl不影响水的电离。
2．25 ℃时，某溶液中由水电离产生的c(H＋)和c(OH－)的乘积为1×10－18，下列说法正确的是( )
A．该溶液的pH可能是5 B．此溶液不存在
C．该溶液的pH一定是9 D．该溶液的pH可能为7
答案 A
解析 由题意可知该溶液中由水电离产生的c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－9 mol·L－1，该溶液中水的电离受到抑制，可能是酸溶液，也可能是碱溶液。若为酸溶液，则pH＝5；若为碱溶液，则pH＝9，故A项正确。
3．如图表示水中c(H＋)和c(OH－)的关系，下列判断错误的是( )
A．两条曲线间任意点均有c(H＋)·c(OH－)＝Kw
B．M区域内任意点均有c(H＋)＜c(OH－)
C．图中T1>T2
D．XZ线上任意点均有pH＝7
答案 CD
解析 由水的离子积的定义知两条曲线间任意点均有c(H＋)·c(OH－)＝Kw，A项正确；由图中纵横轴的大小可知M区域内任意点均有c(H＋)＜c(OH－)，B项正确；温度越高，水的电离程度越大，电离出的c(H＋)与c(OH－)越大，所以T2＞T1，C项错误；XZ线上任意点都有c(H＋)＝c(OH－)，只有当c(H＋)＝10－7 mol·L－1时，才有pH＝7，D项错误。
正确理解水的电离平衡曲线
(1)曲线上任意点的Kw都相同，即c(H＋)·c(OH－)相同，温度相同。
(2)曲线外的任意点与曲线上任意点的Kw不同，温度不同。
(3)实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，改变酸碱性；实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定得改变温度。
题组二 水电离出的c(H＋)或c(OH－)的定量计算
4．已知NaHSO4在水中的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。某温度下，向c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的c(H＋)
＝1×10－2 mol·L－1。下列对该溶液的叙述不正确的是( )
A．该温度高于25 ℃
B．由水电离出来的H＋的浓度为1×10－10 mol·L－1
C．加入NaHSO4晶体抑制水的电离
D．取该溶液加水稀释100倍，溶液中的c(OH－)减小
答案 D
解析 A项，Kw＝1×10－6×1×10－6＝1×10－12，温度高于25 ℃；B、C项，NaHSO4电离出的H＋抑制H2O电离，c(H＋)H2O＝c(OH－)＝1×10－10 mol·L－1；D项，加H2O稀释，c(H＋)减小，而c(OH－)增大。
5．(2018·长沙市雅礼中学检测)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 H2SO4与Ba(OH)2抑制水的电离，Na2S与NH4NO3促进水的电离。25 ℃时，pH＝0的H2SO4溶液中：c(H2O)电离＝c(OH－)＝ mol·L－1＝10－14 mol·L－1；0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液中：c(H2O)电离＝c(H＋)＝ mol·L－1＝10－13 mol·L－1；pH＝10的Na2S溶液中：c(H2O)电离＝c(OH－)＝10－4 mol·L－1；pH＝5的NH4NO3的溶液中：c(H2O)电离＝c(H＋)＝10－5mol·L－1。它们的物质的量之比为10－14∶10－13∶10－4∶10－5＝1∶10∶1010∶109，故A正确。
水电离的c(H＋)或c(OH－)的计算技巧(25 ℃时)
(1)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7 mol·L－1。
(2)酸或碱抑制水的电离，水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＜10－7 mol·L－1，当溶液中的c(H＋)＜10－7 mol·L－1时就是水电离出的c(H＋)；当溶液中的c(H＋)＞10－7 mol·L－1时，就用10－14除以这个浓度即得到水电离的c(H＋)。
(3)可水解的盐促进水的电离，水电离的c(H＋)或c(OH－)均大于10－7 mol·L－1。若给出的c(H＋)＞10－7 mol·L－1，即为水电离的c(H＋)；若给出的c(H＋)＜10－7 mol·L－1，就用10－14除以这个浓度即得水电离的c(H＋)。
题组三 酸碱中和反应过程中水电离c(H＋)变化分析
6.常温下，向20 mL 0.1 mol·L－1氨水溶液中滴加盐酸，溶液中由水电离出的c(H＋)随加入盐酸体积的变化如图所示。则下列说法正确的是( )
A．b、d两点为恰好完全反应点
B．c点溶液中，c(NH)
c(Cl－)＞c(NH)，c(H＋)＞c(OH－)
D．常温下，0.1 mol·L－1氨水的电离常数K约为1×10－5
答案 BD
解析 向氨水中逐滴加入盐酸，水的电离程度由小逐渐变大，后又逐渐减小；b点表示过量氨水的电离与NH的水解程度相互“抵消”；随着NH的水解占优势，c点NH的水解程度达到最大，也是恰好反应点；再继续加入盐酸，盐酸过量抑制水的电离。根据以上分析可知，b点氨水过量，d点盐酸过量，A项错误；c点溶质是NH4Cl，因NH水解，故c(NH)＜c(Cl－)，B项正确；a、b之间氨水电离占优势，c(Cl－)＜c(NH)，c(H＋)＜c(OH－)，C项错误；a点，溶液中c(NH)≈c(OH－)，c(NH3·H2O)＝0.1 mol·L－1－0.001 mol·L－1≈0.1 mol·L－1，则氨水的电离常数K＝＝＝10－5，D项正确。
7．常温下，向20.00 mL 0.1 mol·L－1 HA溶液中滴入0.1 mol·L－1 NaOH溶液，溶液中由水电离出的氢离子浓度的负对数[－lg c水(H＋)]与所加NaOH溶液体积的关系如图所示，下列说法中不正确的是( )
A．常温下，Ka(HA)约为10－5
B．M、P两点溶液对应的pH＝7
C．b＝20.00
D．M点后溶液中均存在c(Na＋)＞c(A－)
答案 B
解析 0.1 mol·L－1 HA溶液中，－lg c水(H＋)＝11，c水(H＋)＝c水(OH－)＝10－11 mol·L－1，根据常温下水的离子积求出溶液中c(H＋)＝＝10－3 mol·L－1，HAH＋＋A－，c(H＋)＝c(A－)＝10－3 mol·L－1，Ka(HA)＝＝＝10－5，A项正确；N点水电离出的H＋浓度最大，说明HA与NaOH恰好完全反应生成NaA，P点溶质为NaOH和NaA，溶液显碱性，即P点pH不等于7，B项错误；0～b段水的电离程度逐渐增大，当达到b点时水的电离程度达到最大，即溶质为NaA，说明HA和NaOH恰好完全反应，b＝20.00，C项正确；M点溶液pH＝7，根据溶液呈电中性，存在c(Na＋)＝c(A－)，M点后，c(Na＋)＞c(A－)，D项正确。
考点二 溶液的酸碱性和pH
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。
(1)酸性溶液：c(H＋)>c(OH－)，常温下，pH<7。
(2)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)，常温下，pH＝7。
(3)碱性溶液：c(H＋)7。
2．pH及其测量
(1)计算公式：pH＝－lg_c(H＋)。
(2)测量方法
①pH试纸法
用镊子夹取一小块试纸放在洁净的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液点在试纸的中央，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
常温下：
3．溶液pH的计算
(1)单一溶液的pH计算
强酸溶液：如HnA，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝nc mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝－lg (nc)。
强碱溶液(25 ℃)：如B(OH)n，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝ mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg (nc)。
(2)混合溶液pH的计算类型
①两种强酸混合：直接求出c(H＋)混，再据此求pH。c(H＋)混＝。
②两种强碱混合：先求出c(OH－)混，再据Kw求出c(H＋)混，最后求pH。c(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。
c(H＋)混或c(OH－)混＝。
(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＋)＞10－7 mol·L－1，则该溶液呈酸性(×)
(3)pH减小，溶液的酸性一定增强(×)
(4)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(√)
(5)用蒸馏水润湿的pH试纸测溶液的pH，一定会使结果偏低(×)
(6)用广范pH试纸测得某溶液的pH为3.4(×)
(7)用pH计测得某溶液的pH为7.45(√)
(1)溶液呈现酸、碱性的实质是c(H＋)与c(OH－)不相等，不能只看pH，一定温度下pH＝6的溶液可能显中性，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)广范pH试纸只能测出pH的整数值。
1．1 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
2．常温下，两种溶液混合后酸碱性的判断(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H2SO4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H2SO4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
1．稀释规律
酸、碱溶液稀释相同倍数时，强电解质溶液比弱电解质溶液的pH变化幅度大，但不管稀释多少倍，最终都无限接近中性。
2．酸碱混合规律
(1)等浓度等体积一元酸与一元碱混合的溶液——“谁强显谁性，同强显中性”。
(2)25 ℃时，等体积pH之和等于14的一强一弱酸碱混合溶液——“谁弱谁过量，谁弱显谁性”。
(3)强酸、强碱等体积混合(25 ℃时)
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。
题组一 有关pH的简单计算
1．按要求计算下列溶液的pH(常温下，忽略溶液混合时体积的变化)：
(1)0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液(已知CH3COOH的电离常数Ka＝1.8×10－5)。
(2)0.1 mol·L－1的NH3·H2O(NH3·H2O的电离度α＝1%，电离度＝×100%)。
(3)pH＝2的盐酸与等体积的水混合。
(4)常温下，将0.1 mol·L－1氢氧化钠溶液与0.06 mol·L－1硫酸溶液等体积混合。
(5)25 ℃时，pH＝3的硝酸和pH＝12的氢氧化钡溶液按照体积比为9∶1混合。
答案 (1)2.9 (2)11 (3)2.3 (4)2 (5)10
解析 (1)CH3COOH CH3COO－ ＋ H＋
c(初始) 0.1 mol·L－1 0 0
c(电离) c(H＋) c(H＋) c(H＋)
c(平衡) 0.1－c(H＋) c(H＋) c(H＋)
则Ka＝＝1.8×10－5
解得c(H＋)≈1.3×10－3 mol·L－1，
所以pH＝－lg c(H＋)＝－lg (1.3×10－3)≈2.9。
(2) 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c(OH－)＝0.1×1% mol·L－1＝10－3mol·L－1
c(H＋)＝10－11 mol·L－1，所以pH＝11。
(3)c(H＋)＝ mol·L－1 pH＝－lg＝2＋lg2≈2.3。
(4)0.1 mol·L－1 NaOH溶液中c(OH－)＝0.1 mol·L－1,0.06 mol·L－1的硫酸溶液中c(H＋)
＝0.06 mol·L－1×2＝0.12 mol·L－1，二者等体积混合后溶液呈酸性，混合溶液中c(H＋)＝＝0.01 mol·L－1，则pH＝－lg 0.01＝2。
(5)pH＝3的硝酸溶液中c(H＋)＝10－3 mol·L－1，
pH＝12的Ba(OH)2溶液中c(OH－)＝ mol·L－1＝10－2 mol·L－1，二者以体积比9∶1混合，Ba(OH)2过量，溶液呈碱性，混合溶液中
c(OH－)＝
＝1×10－4 mol·L－1
则混合后c(H＋)＝＝ mol·L－1
＝1×10－10 mol·L－1
故pH＝－lg 10－10＝10。
2．根据要求解答下列问题(常温条件下)：
(1)pH＝5的H2SO4溶液，加水稀释到500倍，则稀释后c(SO)与c(H＋)的比值为__________。
(2)取浓度相同的NaOH和HCl溶液，以3∶2体积比相混合，所得溶液的pH等于12，求原溶液的浓度。
(3)在一定体积pH＝12的Ba(OH)2溶液中，逐滴加入一定物质的量浓度的NaHSO4溶液，当溶液中的Ba2＋恰好完全沉淀时，溶液pH＝11。若反应后溶液的体积等于Ba(OH)2溶液与NaHSO4溶液的体积之和，则Ba(OH)2溶液与NaHSO4溶液的体积比是________。
(4)将pH＝a的NaOH溶液Va L与pH＝b的稀盐酸Vb L混合，若所得溶液呈中性，且a＋b＝13，则＝______。
答案 (1) (2)0.05 mol·L－1 (3)1∶4 (4)10
解析 (1)稀释前c(SO)＝ mol·L－1，稀释后c(SO)＝ mol·L－1＝10－8 mol·L－1，c(H＋)稀释后接近10－7 mol·L－1，所以≈＝。
(2)＝0.01 mol·L－1，c＝0.05 mol·L－1。
(3)设氢氧化钡溶液体积为V1 L，硫酸氢钠溶液的体积为V2 L，依题意知，n(Ba2＋)＝n(SO)，由Ba(OH)2＋NaHSO4===BaSO4↓＋NaOH＋H2O知，生成的氢氧化钠的物质的量为n(NaOH)＝n[Ba(OH)2]＝0.5×10－2V1 mol，＝1×10－3 mol·L－1，则V1∶V2＝1∶4。
(4)pH＝a的NaOH溶液中c(OH－)＝10a－14 mol·L－1，pH＝b的稀盐酸中c(H＋)＝10－b mol·L－1，
根据中和反应H＋＋OH－===H2O，知c(OH－)·Va＝c(H＋)·Vb
＝＝＝1014－(a＋b)，a＋b＝13，则＝10。
溶液pH计算的一般思维模型
题组二 pH概念的拓展应用
3．某温度下，向一定体积0.1 mol·L－1的氨水中逐滴加入等浓度的盐酸，溶液中pOH[Poh
＝－lg c(OH－)]与pH的变化关系如下图所示。下列说法不正确的是( )
A．M点和N点溶液中H2O的电离程度相同
B．Q点溶液中，c(NH)＋c(NH3·H2O)＝c(Cl－)
C．M点溶液的导电性小于Q点溶液的导电性
D．N点溶液加水稀释，变大
答案 BD
解析 由于M点碱过量，N点酸过量，M点溶液中氢氧根离子浓度与N点溶液中氢离子浓度相同，对水的电离抑制能力相同，故两点水的电离程度相同，A正确；Q点时pH＝pOH，说明溶液呈中性，根据电荷守恒：c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，则c(NH)＝c(Cl－)，B错误；M点溶液中主要溶质为一水合氨，为弱电解质，在溶液中部分电离，溶液中离子浓度较小，Q点溶液中溶质主要为氯化铵，为强电解质，溶液中离子浓度较大，故M点溶液的导电能力小于Q点，C正确；N点溶液加水稀释，Kb＝，温度不变，Kb不变，加水稀释氢离子浓度减小，c(OH－)增大，所以变小，故D错误。
4．若用AG表示溶液的酸度，AG的定义为AG＝lg。室温下实验室中用0.01 mol·L－1的氢氧化钠溶液滴定20.00 mL 0.01 mol·L－1醋酸，滴定过程如图所示，下列叙述正确的是( )
A．室温下，醋酸的电离常数约为10－5
B．A点时加入氢氧化钠溶液的体积为20.00 mL
C．若B点为40 mL，所得溶液中：c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)
D．从A到B，水的电离程度逐渐变大
答案 A
解析 室温下，醋酸的AG＝lg＝7，即＝107，而水的离子积Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝10－14，两式联立可知：c(H＋)＝10－3.5 mol·L－1，而在醋酸溶液中，c(CH3COO－)≈c(H＋)
＝10－3.5 mol·L－1，故电离平衡常数Ka＝≈＝10－5，故A正确；A点的AG＝lg＝0，即＝1，则c(H＋)＝c(OH－)，溶液显中性，而当加入氢氧化钠溶液20.00 mL时，氢氧化钠和醋酸恰好完全中和，得到醋酸钠溶液，溶液显碱性，故B错误；当B点加入NaOH溶液40 mL时，所得溶液为等浓度的CH3COONa和NaOH的混合溶液，根据物料守恒可知，c(Na＋)＝2[c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)]，故C错误；A点之后，当V(NaOH)＞20 mL后，水的电离受到抑制，电离程度又会逐渐变小，D项错误。
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。以标准盐酸滴定待测的NaOH溶液，待测的NaOH溶液的物质的量浓度为c(NaOH)＝。
酸碱中和滴定的关键：
(1)准确测定标准液和待测液的体积；
(2)准确判断滴定终点。
2．实验用品
(1)仪器
图(A)是酸式滴定管、图(B)是碱式滴定管、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
①构造：“0”刻度线在上方，尖嘴部分无刻度。
②精确度：读数可精确到0.01 mL。
③洗涤：先用蒸馏水洗涤，再用待装液润洗。
④排泡：酸、碱式滴定管中的液体在滴定前均要排出尖嘴中的气泡。
⑤使用注意事项：
试剂性质
滴定管
原因
酸性、氧化性
酸式滴定管
氧化性物质易腐蚀橡胶管
碱性
碱式滴定管
碱性物质易腐蚀玻璃，致使玻璃活塞无法打开
3.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c(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
仪器、操作选项
(1)KMnO4溶液应用碱式滴定管盛装(×)
(2)用碱式滴定管准确量取20.00 mL的NaOH溶液(√)
(3)将液面在0 mL处的25 mL的酸式滴定管中的液体全部放出，液体的体积为25 mL(×)
(4)中和滴定操作中所需标准溶液越浓越好，指示剂一般加入2～3 mL(×)
(5)中和滴定实验时，滴定管、锥形瓶均用待测液润洗(×)
(6)滴定终点就是酸碱恰好中和的点(×)
(7)滴定管盛标准溶液时，调液面一定要调到“0”刻度(×)
滴定终点现象判断
(1)用a mol·L－1的盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液，用酚酞作指示剂，达到滴定终点的现象是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________；
若用甲基橙作指示剂，滴定终点的现象是____________________________________________
________________________________________________________________________。
答案 滴入最后一滴标准液，溶液由红色变为无色，且半分钟内不恢复红色 当滴入最后一滴标准液，溶液由黄色变为橙色，且半分钟内不恢复黄色
(2)用标准碘溶液滴定溶有SO2的水溶液，以测定水中SO2的含量，应选用____________作指示剂，达到滴定终点的现象是________________________________。
答案 淀粉溶液 当滴入最后一滴标准液，溶液由无色变为蓝色，且半分钟内不褪色
(3)用标准酸性KMnO4溶液滴定溶有SO2的水溶液，以测定水中SO2的含量，是否需要选用指示剂________(填“是”或“否”)，达到滴定终点的现象____________________________
________________________________________________________________________。
答案 否 当滴入最后一滴酸性KMnO4溶液，溶液由无色变为紫红色，且半分钟内不褪色
(4)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＋，再用KSCN溶液作指示剂，用NH4Fe(SO4)2标准溶液滴定Ti3＋至全部生成Ti4＋，滴定Ti3＋时发生反应的离子方程式为___________________________________________________________
________________________________________________________________________，
达到滴定终点时的现象是____________________________________________________
________________________________________________________________________。
答案 Ti3＋＋Fe3＋===Ti4＋＋Fe2＋ 当滴入最后一滴标准液，溶液变成红色，且半分钟内不褪色
题组一 滴定实验中指示剂的选择
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，恰好完全反应时，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溶液恰好完全反应时生成CH3COONa，CH3COO－水解显碱性，而酚酞的变色范围为8.2～10.0，比较接近。
2．下列滴定中，指示剂的选择或滴定终点颜色变化有错误的是( )
提示：2KMnO4＋5K2SO3＋3H2SO4===6K2SO4＋2MnSO4＋3H2O、I2＋Na2S===2NaI＋S↓
选项
滴定管中的溶液
锥形瓶中的溶液
指示剂
滴定终点颜色变化
A
NaOH溶液
CH3COOH溶液
酚酞
无色→浅红色
B
HCl溶液
氨水
酚酞
浅红色→无色
C
酸性KMnO4溶液
K2SO3溶液
无
无色→浅紫红色
D
碘水
亚硫酸溶液
淀粉
无色→蓝色
答案 B
解析 A项，锥形瓶中为酸，加入酚酞无色，达到滴定终点，溶液显碱性，溶液变为浅红色，故现象为无色→浅红色，正确；B项，锥形瓶中为碱，达到滴定终点，溶液显酸性，应选择指示剂甲基橙，现象是溶液由黄色变为红色，错误；C项，高锰酸钾为紫色，滴入高锰酸钾前溶液无色，到达滴定终点为浅紫红色，故现象为无色→浅紫红色，正确；D项，碘遇淀粉变蓝色，加入碘前无色，滴加碘反应至终点，碘遇淀粉呈蓝色，正确。
酸碱中和滴定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)强酸滴定强碱一般用甲基橙，但用酚酞也可以。
(2)滴定终点为碱性时，用酚酞作指示剂。
(3)滴定终点为酸性时，用甲基橙作指示剂。
题组二 酸碱中和滴定的操作及误差分析
3．某研究小组为测定食用白醋中醋酸的含量进行如下操作，正确的是( )
A．用碱式滴定管量取一定体积的待测白醋放入锥形瓶中
B．称取4.0 g NaOH放到1 000 mL容量瓶中，加水至刻度，配成1.00 mol·L－1 NaOH标准溶液
C．用NaOH溶液滴定白醋，使用酚酞作指示剂，溶液颜色恰好由无色变为浅红色，且半分钟内不褪色时，为滴定终点
D．滴定时眼睛要注视着滴定管内NaOH溶液的液面变化，防止滴定过量
答案 C
解析 量取白醋应用酸式滴定管，A错误；NaOH的溶解应在烧杯中完成，B错误；在滴定中操作时眼睛要注视锥形瓶内溶液颜色的变化。
4．中和滴定过程中，容易引起误差的主要是五个方面，请以“用已知浓度的盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液”为例，用“偏高”“偏低”或“无影响”填空。
(1)仪器润洗
①酸式滴定管未润洗就装标准液滴定，则滴定结果_____________________________。
②锥形瓶用蒸馏水冲洗后，再用待测液润洗，使滴定结果________。
(2)存在气泡
①滴定前酸式滴定管尖嘴处有气泡未排出，滴定后气泡消失，使滴定结果________。
②滴定管尖嘴部分滴定前无气泡，滴定终点有气泡，使滴定结果________。
(3)读数操作
①滴定前平视滴定管刻度线，滴定终点俯视刻度线，使滴定结果________。
②滴定前仰视滴定管刻度线，滴定终点俯视刻度线，使滴定结果________。
(4)指示剂选择：用盐酸滴定氨水，选用酚酞作指示剂，使滴定结果________。
(5)存在杂质
①用含NaCl杂质的NaOH配制成标准溶液来滴定盐酸，则测定的盐酸浓度将________。
②用含Na2O杂质的NaOH配制成标准溶液来滴定盐酸，则测定的盐酸浓度________。
答案 (1)①偏高 ②偏高 (2)①偏高 ②偏低
(3)①偏低 ②偏低 (4)偏低 (5)①偏高 ②偏低
解析 (2)①体积数＝末读数－初读数。滴定管尖嘴部分滴定前有气泡，滴定终点无气泡，读取的体积数比实际消耗标准溶液的体积大，结果偏高。(3)仰视读数时，读取的体积数偏大，俯视读数时，读取的体积数偏小。(4)用盐酸滴定氨水，选用酚酞作指示剂，由于酚酞变色时，溶液呈碱性，盐酸不足，氨水有剩余，消耗盐酸的体积数偏小，结果偏低。(5)用含NaCl杂质的NaOH配制成标准溶液来滴定盐酸，由于NaCl不与盐酸反应，消耗的溶液体积增大，结果偏高。用含Na2O杂质的NaOH配制成标准溶液来滴定盐酸，根据中和1 mol HCl所需Na2O质量为31 g，中和1 mol HCl所需NaOH质量为40 g，可知中和相同量盐酸时，所需含Na2O的NaOH的量比所需纯NaOH的量小，结果偏低。
中和滴定的误差分析方法
(1)依据公式c(待测)＝来判断。c(标准)和V(待测)在误差分析时是定值，因此只需分析使得所耗标准液体积V(标准)变大或变小的原因即可，V(标准)变大，则c(待测)偏高，V(标准)变小，则c(待测)偏低。
(2)滴定管读数要领
以凹液面的最低点为基准(如图)
正确读数(虚线部分)和错误读数(实线部分)
1．正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”
室温下，pH＝3的CH3COOH溶液与pH＝11的NaOH溶液等体积混合，溶液pH＞7(×)
(2015·江苏，11B)
2．(2018·江苏，18)碱式硫酸铝溶液可用于烟气脱硫。室温下向一定浓度的硫酸铝溶液中加入一定量的碳酸钙粉末，反应后经过滤得到碱式硫酸铝溶液，反应方程式为
(2－x)Al2(SO4)3＋3xCaCO3＋3xH2O===2[(1－x)Al2(SO4)3·xAl(OH)3]＋3xCaSO4↓＋3xCO2↑
生成物(1－x)Al2(SO4)3·xAl(OH)3中x值的大小影响碱式硫酸铝溶液的脱硫效率。
(1)制备碱式硫酸铝溶液时，维持反应温度和反应时间不变，提高x值的方法有_____________。
(2)碱式硫酸铝溶液吸收SO2过程中，溶液的pH______(填“增大”“减小”或“不变”)。
(3)通过测定碱式硫酸铝溶液中相关离子的浓度确定x的值，测定方法如下：
①取碱式硫酸铝溶液25.00 mL，加入盐酸酸化的过量BaCl2溶液充分反应，静置后过滤、洗涤，干燥至恒重，得固体2.330 0 g。
②取碱式硫酸铝溶液2.50 mL，稀释至25 mL，加入0.100 0 mol·L－1EDTA标准溶液25.00 mL，调节溶液pH约为4.2，煮沸，冷却后用0.080 00 mol·L－1CuSO4标准溶液滴定过量的EDTA至终点，消耗CuSO4标准溶液20.00 mL(已知Al3＋、Cu2＋与EDTA反应的化学计量数比均为1∶1)。
计算(1－x)Al2(SO4)3·xAl(OH)3中的x值(写出计算过程)。
答案 (1)适当增加CaCO3的量或加快搅拌速率
(2)减小
(3)25.00 mL溶液中：
n(SO)＝n(BaSO4)＝＝0.010 0 mol
2．50 mL溶液中：
n(Al3＋)＝n(EDTA)－n(Cu2＋)
＝0.100 0 mol·L－1×25.00 mL×10－3 L·mL－1－0.080 00 mol·L－1×20.00 mL×10－3 L·mL－1
＝9.000×10－4 mol
25．00 mL溶液中：
n(Al3＋)＝9.000×10－3 mol
1 mol (1－x)Al2(SO4)3·xAl(OH)3中：
n(Al3＋)＝(2－x) mol；n(SO)＝3(1－x) mol
＝＝
x≈0.41
解析 (1)要提高x值，就需要提高CaSO4的生成速率，因为碳酸钙是粉末，因此不能通过增大表面积的方式提高反应速率，可以通过增加CaCO3的量和搅拌加快CaSO4的生成速率，以提高x的值。(3)由题意知，Al3＋、Cu2＋与EDTA反应的化学计量数比均为1∶1，因此EDTA总物质的量应等于Al3＋和Cu2＋的物质的量之和，根据题给数值即可求算出x的值。
3．[2017·江苏，18(2)]碱式氯化铜有多种组成，可表示为Cua(OH)bClc·xH2O。为测定某碱式氯化铜的组成，进行下列实验：①称取样品1.116 0 g，用少量稀HNO3溶解后配成100.00 mL溶液A；②取25.00 mL溶液A，加入足量AgNO3溶液，得AgCl 0.172 2 g；③另取25.00 mL溶液A，调节pH 4～5，用浓度为0.080 00 mol·L－1的EDTA(Na2H2Y·2H2O)标准溶液滴定Cu2＋(离子方程式为Cu2＋＋H2Y2－===CuY2－＋2H＋)，滴定至终点，消耗标准溶液30.00 mL。通过计算确定该样品的化学式(写出计算过程)。
答案 n(Cl－)＝n(AgCl)×
＝×＝4.800×10－3mol
n(Cu2＋)＝n(EDTA)×＝0.080 00 mol·L－1×30.00 mL×10－3 L·mL－1×＝9.600×10－3mol
n(OH－)＝2n(Cu2＋)－n(Cl－)＝2×9.600×10－3mol－4.800×10－3mol＝1.440×10－2mol
m(Cl－)＝4.800×10－3mol×35.5 g·mol－1＝0.170 4 g
m(Cu2＋)＝9.600×10－3mol×64 g·mol－1＝0.614 4 g
m(OH－)＝1.440×10－2mol×17 g·mol－1＝0.244 8 g
n(H2O)＝＝4.800×10－3mol
a∶b∶c∶x＝n(Cu2＋)∶n(OH－)∶n(Cl－)∶n(H2O)＝2∶3∶1∶1
化学式为Cu2(OH)3Cl·H2O
一、单项选择题
1．下列操作会使H2O的电离平衡向正方向移动，且所得溶液呈酸性的是( )
A．向水中加入少量的CH3COONa
B．向水中加入少量的NaHSO4
C．加热水至100 ℃，pH＝6
D．向水中加少量的明矾
答案 D
解析 CH3COO－水解，溶液显碱性；NaHSO4电离出H＋抑制水的电离；100 ℃的水pH＝6，但c(H＋)＝c(OH－)，是中性；D项，Al3＋水解，促进水的电离，溶液显酸性，正确。
2．常温下，下列溶液的pH最大的是( )
A．0.02 mol·L－1氨水与水等体积混合后的溶液
B．pH＝2的盐酸与pH＝12的NaOH溶液等体积混合后的溶液
C．0.02 mol·L－1盐酸与0.02 mol·L－1氨水等体积混合后的溶液
D．0.01 mol·L－1盐酸与0.03 mol·L－1氨水等体积混合后的溶液
答案 A
解析 D项混合后得到0.01 mol·L－1氨水和0.005 mol·L－1 NH4Cl的混合溶液，相当于往A项溶液中加入NH4Cl，因而D的pH比A的小。
3．甲、乙、丙、丁四位同学通过计算得出室温下，在pH＝12的某溶液中，由水电离出的c(OH－)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(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，水电离出相同物质的量的OH－，所以丁正确；如果该溶液是一种强碱弱酸盐溶液，则该溶液呈碱性是由于盐中弱酸根水解。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，所以丙也正确。
4．常温下，关于溶液稀释的说法正确的是( )
A．将1 L 0.1 mol·L－1的Ba(OH)2溶液加水到体积为2 L，pH＝13
B．pH＝3的醋酸溶液加水稀释到原浓度的，pH＝5
C．pH＝4的H2SO4溶液加水稀释到原浓度的，溶液中由水电离产生的c(H＋)
＝1×10－6 mol·L－1
D．pH＝8的NaOH溶液加水稀释到原浓度的，其pH＝6
答案 A
解析 A项，c(OH－)＝0.2 mol·L－1，稀释1倍后c(OH－)＝0.1 mol·L－1，则pH＝13，正确；C项，稀释100倍后，H2SO4的pH＝6，则水电离的c水(H＋)＝10－8 mol·L－1，错误。
5．下列说法不正确的是( )
A．常温下，在0.1 mol·L－1的HNO3溶液中，由水电离出的c(H＋)＜
B．浓度为0.1 mol·L－1的NaHCO3溶液中：c(H2CO3)＞c(CO)
C．25 ℃时，AgCl固体在等物质的量浓度的NaCl、CaCl2溶液中溶度积相同
D．冰醋酸中逐滴加水，溶液的导电性、醋酸的电离程度、pH均先增大后减小
答案 D
解析 硝酸对水的电离起抑制作用，故由水电离的c(H＋)＜，A正确；NaHCO3溶液中由于HCO的水解程度大于其电离程度，故c(H2CO3)＞c(CO)，B正确；溶度积只与温度有关，C正确；冰醋酸中逐滴加水，溶液的导电性先增大后减小，醋酸的电离程度逐渐增大，pH先减小后增大，D不正确。
6．室温时，关于下列溶液的叙述正确的是( )
A．1.0×10－3 mol·L－1盐酸的pH＝3,1.0×10－8 mol·L－1盐酸的pH＝8
B．pH＝a的醋酸溶液稀释一倍后，溶液的pH＝b，则a＞b
C．pH＝12的氨水和pH＝2的盐酸等体积混合，混合液的pH＜7
D．1 mL pH＝1的盐酸与100 mL NaOH溶液混合后，溶液的pH＝7，则NaOH溶液的pH＝11
答案 D
解析 盐酸是强酸，则1.0×10－3 mol·L－1盐酸的pH＝3，室温下酸性溶液的pH不可能大于7，A错误；pH＝a的醋酸溶液稀释1倍后酸性降低，如果溶液的pH＝b，则a＜b，B错误；氨水是弱碱，pH＝12的氨水和pH＝2的盐酸等体积混合，氨水过量，溶液显碱性，所以混合液的pH＞7，C错误；1 mL pH＝1的盐酸与100 mL NaOH溶液混合后，溶液的pH＝7，这说明盐酸的物质的量与氢氧化钠的物质的量相等，则NaOH溶液的浓度是0.001 mol·L－1，所以溶液的pH＝11，D正确。
7.H2S2O3是一种弱酸，实验室欲用0.01 mol·L－1的Na2S2O3溶液滴定I2溶液，发生的反应为I2＋2Na2S2O3===2NaI＋Na2S4O6，下列说法合理的是( )
A．该滴定可用甲基橙作指示剂
B．Na2S2O3是该反应的还原剂
C．该滴定可选用如图所示装置
D．该反应中每消耗2 mol Na2S2O3，电子转移数为4NA
答案 B
解析 溶液中有单质碘，应加入淀粉溶液作指示剂，碘与硫代硫酸钠发生氧化还原反应，当反应到达终点时，单质碘消失，蓝色褪去，故A错误；Na2S2O3中S元素化合价升高被氧化，作还原剂，故B正确；Na2S2O3溶液显碱性，应该用碱式滴定管，故C错误；反应中每消耗2 mol Na2S2O3，电子转移数为2NA，故D错误。
8．已知Ag2CrO4是砖红色沉淀，下列滴定反应中，指示剂使用不正确的是( )
A．用标准FeCl3溶液滴定KI溶液，选择KSCN溶液
B．用I2溶液滴定Na2SO3溶液，淀粉作指示剂
C．用AgNO3溶液滴定NaCl溶液，Na2CrO4作指示剂
D．用H2O2溶液滴定KI溶液，淀粉作指示剂
答案 D
解析 铁离子与碘离子反应，生成亚铁离子和碘单质，KSCN溶液遇铁离子显红色，当溶液显红色时，说明碘离子反应完全，达到滴定终点，故A正确；淀粉遇碘单质显蓝色，当溶液显蓝色时，说明亚硫酸根离子已经被碘单质充分氧化，碘单质剩余，达到滴定终点，故B正确；Ag2CrO4是砖红色沉淀，当溶液中有砖红色沉淀时，待测液中的氯离子被充分沉淀，银离子剩余，故C正确；待测液中的碘离子被双氧水氧化生成碘单质，淀粉显蓝色，即开始滴定就出现蓝色，蓝色加深，碘离子反应完全时，蓝色不再加深，但是不易观察，不能判断滴定终点，故D错误。
二、不定项选择题
9．在不同温度下的水溶液中离子浓度曲线如图所示，下列说法不正确的是( )
A．向b点对应的醋酸溶液中滴加NaOH溶液至a点，此时c(Na＋)＝c(CH3COO－)
B．25 ℃时，加入CH3COONa可能引起由c向d的变化，升温可能引起由a向c的变化
C．T ℃时，将pH＝2的硫酸与pH＝10的KOH等体积混合后，溶液显酸性
D．b点对应的溶液中大量存在：K＋、Ba2＋、NO、I－
答案 CD
解析 A项，向b点对应的醋酸溶液中滴加NaOH溶液至a点，因为a点溶液呈中性，根据电荷守恒规律，所以c(Na＋)＝c(CH3COO－)，正确；B项，CH3COONa属于强碱弱酸盐，会发生水解使溶液显碱性，使得c(OH－)离子浓度增大，可能引起由c向d的变化，升温溶液中的c(OH－)和c(H＋)同时同等程度的增大，所以可能引起由a向c的变化，正确；C项，由图像知T ℃时Kw＝10－12，将pH＝2的硫酸与pH＝10的KOH等体积混合后，溶液显中性，错误；D项，由图像知b点对应的溶液呈酸性，溶液中NO、I－在酸性条件下发生氧化还原反应，因此K＋、Ba2＋、NO、I－不能大量存在，错误。
10.常温下，用0.1 mol·L－1的NaOH溶液滴定相同浓度的20 mL一元弱酸HA溶液，滴定过程中溶液的pH随滴定分数(滴定分数＝)的变化曲线如图所示(忽略中和热效应)，下列说法中不正确的是( )
A．HA溶液加水稀释后，溶液中的值减小
B．当滴定分数为1时，溶液中水的电离程度最大
C．当滴定分数大于1时，溶液中离子浓度关系一定是c(Na＋)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H＋)
D．当滴定分数为x时，HA的电离常数为K(HA)＝
答案 C
解析 在HA溶液中存在电离平衡：HAH＋＋A－，＝×c(H＋)＝×c(H＋)，加水稀释，c(H＋)减小，则溶液中的值减小，A项正确；当滴定分数为1时，二者恰好完全反应，溶液中的溶质为NaA，属于强碱弱酸盐，促进水的电离，溶液中水的电离程度最大，B项正确；当滴定分数大于1时，溶液中离子浓度关系可能是c(Na＋)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H＋)，也可能是c(Na＋)＞c(OH－)＞c(A－)＞c(H＋)，C项错误；HA的电离常数K(HA)＝＝，D项正确。
11．常温下，向浓度均为0.1 mol·L－1体积均为10 mL的两种一元酸(HX、HY)溶液中，分别滴入0.1 mol·L－1 NaOH溶液，pH的变化曲线如图所示。下列说法中错误的是( )
A．N点：c(Na＋)＝c(Y－)＋c(HY)
B．M点：c(X－)
HX溶液＞HY溶液
D．滴入10 mL NaOH溶液时，溶液中水的电离程度：HX溶液＜HY溶液
答案 AB
解析 据图可知，浓度均为0.1 mol·L－1的两种一元酸(HX、HY)溶液的pH都大于1，说明HX和HY均为弱酸，N点加入NaOH溶液的体积为15 mL，NaOH与HY的物质的量之比为3∶2，则根据物料守恒得2c(Na＋)＝3c(Y－)＋3c(HY)，A项错误；M点加入NaOH溶液的体积为5 mL，根据反应方程式：NaOH＋HX===NaX＋H2O可知，反应后所得溶液中HX和NaX的物质的量相等，此时溶液的pH＜7，说明HX的电离程度大于X－的水解程度，所以c(X－)＞c(Na＋)，B项错误；据图可知，浓度均为0.1 mol·L－1的两种一元酸HX、HY溶液的pH大小关系为pH(HX)＜pH(HY)，说明酸性HX＞HY，因酸性越弱其对应的阴离子水解程度越大，所以滴至pH＝7时，消耗NaOH溶液的体积：HX溶液＞HY溶液，C项正确；滴入10 mL NaOH溶液时，HX和HY均恰好完全反应分别得到NaX溶液和NaY溶液，因酸性HX＞HY，则X－的水解程度小于Y－的水解程度，溶液中水的电离程度：HX溶液＜HY溶液，D项正确。
12．(2019·天津质检)常温下，将NaOH溶液滴加到某一元酸(HA)溶液中，测得混合溶液的pH与离子浓度变化关系如图所示[已知：p ＝－lg ]。下列叙述不正确的是( )
A．Ka(HA)的数量级为10－5
B．滴加NaOH溶液过程中，保持不变
C．m点所示溶液中：c(H＋)＝c(HA)＋c(OH－)－c(Na＋)
D．n点所示溶液中：c(Na＋)＝c(A－)＋c(HA)
答案 D
解析 HAH＋＋A－，Ka(HA)＝，p ＝－lg ＝0时，Ka(HA)＝c(H＋)＝10－4.76，Ka(HA)的数量级为10－5，A项正确；＝＝Ka/Kw，故滴加NaOH溶液过程中，保持不变，B项正确；由电荷守恒可知，m点所示溶液中：c(H＋)＋c(Na＋)＝c(A－)＋c(OH－)，由A分析可知，m点时c(A－)＝c(HA)，则c(H＋)＝c(HA)＋c(OH－)－c(Na＋)，C项正确；n点溶液中根据电荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)，n点溶液呈酸性，c(H＋)＞c(OH－)，则c(Na＋)＜c(A－)，故不可能有c(Na＋)＝c(A－)＋c(HA)，D项错误。
三、非选择题
13．(2018·扬州高三月考)一种测定饮料中所有糖类物质含量(所有糖类物质以葡萄糖计算)的方法如下：
取某无色饮料20.00 mL加入稀硫酸充分煮沸，冷却，加入过量氢氧化钠溶液并稀释至100.00 mL。取10.00 mL稀释液，加入30.00 mL 0.015 00 mol·L－1 I2标准溶液，置于暗处15分钟，滴加2～3滴淀粉溶液，再用0.012 00 mol·L－1 Na2S2O3标准溶液滴定至终点，共消耗 Na2S2O3标准溶液25.00 mL。
已知：①I2在碱性条件下能与葡萄糖发生如下反应：
C6H12O6＋I2＋3NaOH===C6H11O7Na＋2NaI＋2H2O
②Na2S2O3与I2 能发生如下反应：I2＋2Na2S2O3===2NaI＋Na2S4O6
(1)配制100.00 mL 0.015 00 mol·L－1 I2标准溶液，所必需的玻璃仪器有烧杯、玻璃棒、 胶头滴管和________________________________________________________________________。
(2)向饮料中加入稀硫酸并充分煮沸的目的是_______________________________________
________________________________________________________________________。
(3)滴定终点的现象为_________________________________________________。
(4)计算该饮料中糖类物质的含量(单位：mg·mL－1)____________。
答案 (1)100 mL容量瓶
(2)将饮料中的糖类物质转化为葡萄糖(意思相近均可)
(3)(当滴入最后一滴标准液)溶液由蓝色刚好变为无色，且半分钟内不变色
(4)27.00 mg·mL－1
解析 本题考查溶液之间相互滴定的定量实验，包括一定物质的量浓度溶液的配制、滴定中注意的事项、滴定终点的判断及有关计算的知识点。糖类物质在稀硫酸的催化下发生水解，最终生成葡萄糖，加碱使溶液呈碱性，I2与葡萄糖反应，用淀粉作指示剂，最后用Na2S2O3滴定未完全反应的I2，溶液由蓝色变为无色，即达到终点。
(1)配制一定物质的量浓度的溶液，需要的玻璃仪器有100 mL容量瓶、烧杯、玻璃棒、胶头滴管。
(2)糖类物质在稀硫酸的催化下发生水解，生成葡萄糖，加热可使反应速率加快。
(3)I2与葡萄糖反应，用淀粉作指示剂，I2过量，溶液呈蓝色。最后用Na2S2O3滴定未完全反应的I2，当滴至最后一滴时溶液由蓝色变为无色且半分钟内不变色，即达到滴定终点。
(4)据②I2＋2Na2S2O3===2NaI＋Na2S4O6，Na2S2O3消耗的I2的物质的量为0.012 00 mol·L－1
×0.025 L×＝1.5×10－4 mol，葡萄糖消耗的I2的物质的量为0.03 L×0.015 00 mol·L－1－1.5×10－4 mol＝3×10－4 mol，根据①C6H12O6＋I2＋3NaOH===C6H11O7Na＋2NaI＋2H2O可得葡萄糖的物质的量为3×10－4 mol，稀释前葡萄糖的物质的量为3×10－4 mol×10＝3×10－3 mol，
质量为3×10－3 mol×180 g·mol－1＝540 mg，所以糖类物质的含量为＝27.00 mg·mL－1。
14．(2018·南京调研)直接氧化法制备混凝剂聚合硫酸铁[]m (n＞2，m≤10)的实验流程如下：
已知：盐基度＝×100%。式中n(OH－)、n(Fe)分别表示PFS中OH－和Fe3＋的物质的量。所得产品若要用于饮用水处理，需达到盐基度指标为 8.0%～16.0%。
(1)实验加入硫酸的作用是________________，取样分析Fe2＋浓度，其目的是____________。
(2)用pH试纸测定溶液pH的操作方法为_________________________________________
__________________________________________________________________，
若溶液的pH偏小，将导致聚合硫酸铁中铁的质量分数________(填“偏高”“偏低”“无影响”)。
(3)产品盐基度的测定方法：
Ⅰ.称取m g固体试样，置于400 mL聚乙烯烧杯中，加入25 mL盐酸标准溶液，再加20 mL煮沸后冷却的蒸馏水，摇匀，盖上表面皿。
Ⅱ.室温下放置10 min，再加入10 mL氟化钾溶液，摇匀，掩蔽Fe3＋，形成白色沉淀。
Ⅲ.加入5滴酚酞指示剂，立即用物质的量浓度为c mol·L－1的氢氧化钠标准液滴定至终点，消耗体积为V mL。
Ⅳ.向聚乙烯烧杯中，加入25 mL盐酸标准溶液，再加20 mL 煮沸后冷却的蒸馏水，摇匀，盖上表面皿。然后重复Ⅱ、Ⅲ做空白试验，消耗氢氧化钠标准液的体积为V0 mL。
①达到滴定终点的现象为________________________________________________
________________________________________________________________________。
②已知试样中Fe3＋的质量分数为a，则该试样的盐基度的计算表达式为__________________。
答案 (1)抑制Fe2＋水解 确定氧化Fe2＋所需H2O2的量
(2)将小片pH试纸放在点滴板(或表面皿)上，用干燥洁净的玻璃棒沾取少量待测液滴在试纸上，迅速与标准比色卡对照 偏低
(3)①加入最后一滴NaOH标准液，烧杯中液体变为浅红色，且30 s内不褪色
②×100%
解析 (1)Fe2＋易水解，实验加入硫酸的作用是抑制亚铁离子水解。取样分析Fe2＋浓度，是定量分析，其目的是确定氧化Fe2＋所需H2O2的量。
(2)依据pH试纸的操作方法分析：将小片pH试纸放在点滴板(或表面皿)上，用玻璃棒沾取少量待测液滴在试纸上，迅速与标准比色卡对照。若溶液的pH偏小，说明Fe2＋有部分水解了，将导致聚合硫酸铁中铁的质量分数偏低。
(3)①酚酞遇碱会变红，故达到滴定终点的现象为加入最后一滴NaOH标准液，烧杯中液体颜色恰好变为浅红色，且30 s内不变色。
②已知：盐基度＝×100%。式中n(OH－)、n(Fe)分别表示PFS中OH－和Fe3＋的物质的量。通过化学式计算，w＝×100%＝×100%。
考纲要求 1.理解水的电离和水的离子积常数。2.了解溶液pH的定义，能进行溶液pH的简单计算。3.初步掌握中和滴定的原理和方法，初步掌握测定溶液pH的方法。
考点一 水的电离与水的离子积常数
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＝c(H＋)·c(OH－)。
(1)室温下：Kw＝1×10－14。
(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
填写外界条件对水电离平衡的具体影响
体系变化
条件
平衡移动方向
Kw
水的电离程度
c(OH－)
c(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
(1)温度一定时，水的电离常数与水的离子积常数相等(×)
(2)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H2SO4，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(√)
1．Kw＝c(H＋)·c(OH－)中，H＋和OH－一定由水电离出来的吗？
答案 不一定，如酸溶液中H＋由酸和水电离产生，碱溶液中OH－由碱和水电离产生，只要是水溶液必定有H＋和OH－，当溶液浓度不大时，总有Kw＝c(H＋)·c(OH－)。
2．25 ℃，pH＝3的某溶液中，H2O电离出的H＋浓度为多少？
答案 (1)若为水解呈酸性的盐溶液，促进水的电离，由水电离出的c水(H＋)＝1×10－3 mol·L－1。
(2)若为酸，抑制水的电离，由水电离出的
c水(H＋)＝c(OH－)＝＝ mol·L－1＝1×10－11 mol·L－1。
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 ②③分别为碱、酸，抑制水的电离；④中NH水解促进水的电离，①NaCl不影响水的电离。
2．25 ℃时，某溶液中由水电离产生的c(H＋)和c(OH－)的乘积为1×10－18，下列说法正确的是( )
A．该溶液的pH可能是5 B．此溶液不存在
C．该溶液的pH一定是9 D．该溶液的pH可能为7
答案 A
解析 由题意可知该溶液中由水电离产生的c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－9 mol·L－1，该溶液中水的电离受到抑制，可能是酸溶液，也可能是碱溶液。若为酸溶液，则pH＝5；若为碱溶液，则pH＝9，故A项正确。
3．如图表示水中c(H＋)和c(OH－)的关系，下列判断错误的是( )
A．两条曲线间任意点均有c(H＋)·c(OH－)＝Kw
B．M区域内任意点均有c(H＋)＜c(OH－)
C．图中T1>T2
D．XZ线上任意点均有pH＝7
答案 CD
解析 由水的离子积的定义知两条曲线间任意点均有c(H＋)·c(OH－)＝Kw，A项正确；由图中纵横轴的大小可知M区域内任意点均有c(H＋)＜c(OH－)，B项正确；温度越高，水的电离程度越大，电离出的c(H＋)与c(OH－)越大，所以T2＞T1，C项错误；XZ线上任意点都有c(H＋)＝c(OH－)，只有当c(H＋)＝10－7 mol·L－1时，才有pH＝7，D项错误。
正确理解水的电离平衡曲线
(1)曲线上任意点的Kw都相同，即c(H＋)·c(OH－)相同，温度相同。
(2)曲线外的任意点与曲线上任意点的Kw不同，温度不同。
(3)实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，改变酸碱性；实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定得改变温度。
题组二 水电离出的c(H＋)或c(OH－)的定量计算
4．已知NaHSO4在水中的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。某温度下，向c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的c(H＋)
＝1×10－2 mol·L－1。下列对该溶液的叙述不正确的是( )
A．该温度高于25 ℃
B．由水电离出来的H＋的浓度为1×10－10 mol·L－1
C．加入NaHSO4晶体抑制水的电离
D．取该溶液加水稀释100倍，溶液中的c(OH－)减小
答案 D
解析 A项，Kw＝1×10－6×1×10－6＝1×10－12，温度高于25 ℃；B、C项，NaHSO4电离出的H＋抑制H2O电离，c(H＋)H2O＝c(OH－)＝1×10－10 mol·L－1；D项，加H2O稀释，c(H＋)减小，而c(OH－)增大。
5．(2018·长沙市雅礼中学检测)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 H2SO4与Ba(OH)2抑制水的电离，Na2S与NH4NO3促进水的电离。25 ℃时，pH＝0的H2SO4溶液中：c(H2O)电离＝c(OH－)＝ mol·L－1＝10－14 mol·L－1；0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液中：c(H2O)电离＝c(H＋)＝ mol·L－1＝10－13 mol·L－1；pH＝10的Na2S溶液中：c(H2O)电离＝c(OH－)＝10－4 mol·L－1；pH＝5的NH4NO3的溶液中：c(H2O)电离＝c(H＋)＝10－5mol·L－1。它们的物质的量之比为10－14∶10－13∶10－4∶10－5＝1∶10∶1010∶109，故A正确。
水电离的c(H＋)或c(OH－)的计算技巧(25 ℃时)
(1)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7 mol·L－1。
(2)酸或碱抑制水的电离，水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＜10－7 mol·L－1，当溶液中的c(H＋)＜10－7 mol·L－1时就是水电离出的c(H＋)；当溶液中的c(H＋)＞10－7 mol·L－1时，就用10－14除以这个浓度即得到水电离的c(H＋)。
(3)可水解的盐促进水的电离，水电离的c(H＋)或c(OH－)均大于10－7 mol·L－1。若给出的c(H＋)＞10－7 mol·L－1，即为水电离的c(H＋)；若给出的c(H＋)＜10－7 mol·L－1，就用10－14除以这个浓度即得水电离的c(H＋)。
题组三 酸碱中和反应过程中水电离c(H＋)变化分析
6.常温下，向20 mL 0.1 mol·L－1氨水溶液中滴加盐酸，溶液中由水电离出的c(H＋)随加入盐酸体积的变化如图所示。则下列说法正确的是( )
A．b、d两点为恰好完全反应点
B．c点溶液中，c(NH)
c(Cl－)＞c(NH)，c(H＋)＞c(OH－)
D．常温下，0.1 mol·L－1氨水的电离常数K约为1×10－5
答案 BD
解析 向氨水中逐滴加入盐酸，水的电离程度由小逐渐变大，后又逐渐减小；b点表示过量氨水的电离与NH的水解程度相互“抵消”；随着NH的水解占优势，c点NH的水解程度达到最大，也是恰好反应点；再继续加入盐酸，盐酸过量抑制水的电离。根据以上分析可知，b点氨水过量，d点盐酸过量，A项错误；c点溶质是NH4Cl，因NH水解，故c(NH)＜c(Cl－)，B项正确；a、b之间氨水电离占优势，c(Cl－)＜c(NH)，c(H＋)＜c(OH－)，C项错误；a点，溶液中c(NH)≈c(OH－)，c(NH3·H2O)＝0.1 mol·L－1－0.001 mol·L－1≈0.1 mol·L－1，则氨水的电离常数K＝＝＝10－5，D项正确。
7．常温下，向20.00 mL 0.1 mol·L－1 HA溶液中滴入0.1 mol·L－1 NaOH溶液，溶液中由水电离出的氢离子浓度的负对数[－lg c水(H＋)]与所加NaOH溶液体积的关系如图所示，下列说法中不正确的是( )
A．常温下，Ka(HA)约为10－5
B．M、P两点溶液对应的pH＝7
C．b＝20.00
D．M点后溶液中均存在c(Na＋)＞c(A－)
答案 B
解析 0.1 mol·L－1 HA溶液中，－lg c水(H＋)＝11，c水(H＋)＝c水(OH－)＝10－11 mol·L－1，根据常温下水的离子积求出溶液中c(H＋)＝＝10－3 mol·L－1，HAH＋＋A－，c(H＋)＝c(A－)＝10－3 mol·L－1，Ka(HA)＝＝＝10－5，A项正确；N点水电离出的H＋浓度最大，说明HA与NaOH恰好完全反应生成NaA，P点溶质为NaOH和NaA，溶液显碱性，即P点pH不等于7，B项错误；0～b段水的电离程度逐渐增大，当达到b点时水的电离程度达到最大，即溶质为NaA，说明HA和NaOH恰好完全反应，b＝20.00，C项正确；M点溶液pH＝7，根据溶液呈电中性，存在c(Na＋)＝c(A－)，M点后，c(Na＋)＞c(A－)，D项正确。
考点二 溶液的酸碱性和pH
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。
(1)酸性溶液：c(H＋)>c(OH－)，常温下，pH<7。
(2)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)，常温下，pH＝7。
(3)碱性溶液：c(H＋)
2．pH及其测量
(1)计算公式：pH＝－lg_c(H＋)。
(2)测量方法
①pH试纸法
用镊子夹取一小块试纸放在洁净的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液点在试纸的中央，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
常温下：
3．溶液pH的计算
(1)单一溶液的pH计算
强酸溶液：如HnA，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝nc mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝－lg (nc)。
强碱溶液(25 ℃)：如B(OH)n，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝ mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg (nc)。
(2)混合溶液pH的计算类型
①两种强酸混合：直接求出c(H＋)混，再据此求pH。c(H＋)混＝。
②两种强碱混合：先求出c(OH－)混，再据Kw求出c(H＋)混，最后求pH。c(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。
c(H＋)混或c(OH－)混＝。
(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＋)＞10－7 mol·L－1，则该溶液呈酸性(×)
(3)pH减小，溶液的酸性一定增强(×)
(4)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(√)
(5)用蒸馏水润湿的pH试纸测溶液的pH，一定会使结果偏低(×)
(6)用广范pH试纸测得某溶液的pH为3.4(×)
(7)用pH计测得某溶液的pH为7.45(√)
(1)溶液呈现酸、碱性的实质是c(H＋)与c(OH－)不相等，不能只看pH，一定温度下pH＝6的溶液可能显中性，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)广范pH试纸只能测出pH的整数值。
1．1 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
2．常温下，两种溶液混合后酸碱性的判断(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H2SO4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H2SO4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
1．稀释规律
酸、碱溶液稀释相同倍数时，强电解质溶液比弱电解质溶液的pH变化幅度大，但不管稀释多少倍，最终都无限接近中性。
2．酸碱混合规律
(1)等浓度等体积一元酸与一元碱混合的溶液——“谁强显谁性，同强显中性”。
(2)25 ℃时，等体积pH之和等于14的一强一弱酸碱混合溶液——“谁弱谁过量，谁弱显谁性”。
(3)强酸、强碱等体积混合(25 ℃时)
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。
题组一 有关pH的简单计算
1．按要求计算下列溶液的pH(常温下，忽略溶液混合时体积的变化)：
(1)0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液(已知CH3COOH的电离常数Ka＝1.8×10－5)。
(2)0.1 mol·L－1的NH3·H2O(NH3·H2O的电离度α＝1%，电离度＝×100%)。
(3)pH＝2的盐酸与等体积的水混合。
(4)常温下，将0.1 mol·L－1氢氧化钠溶液与0.06 mol·L－1硫酸溶液等体积混合。
(5)25 ℃时，pH＝3的硝酸和pH＝12的氢氧化钡溶液按照体积比为9∶1混合。
答案 (1)2.9 (2)11 (3)2.3 (4)2 (5)10
解析 (1)CH3COOH CH3COO－ ＋ H＋
c(初始) 0.1 mol·L－1 0 0
c(电离) c(H＋) c(H＋) c(H＋)
c(平衡) 0.1－c(H＋) c(H＋) c(H＋)
则Ka＝＝1.8×10－5
解得c(H＋)≈1.3×10－3 mol·L－1，
所以pH＝－lg c(H＋)＝－lg (1.3×10－3)≈2.9。
(2) 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c(OH－)＝0.1×1% mol·L－1＝10－3mol·L－1
c(H＋)＝10－11 mol·L－1，所以pH＝11。
(3)c(H＋)＝ mol·L－1 pH＝－lg＝2＋lg2≈2.3。
(4)0.1 mol·L－1 NaOH溶液中c(OH－)＝0.1 mol·L－1,0.06 mol·L－1的硫酸溶液中c(H＋)
＝0.06 mol·L－1×2＝0.12 mol·L－1，二者等体积混合后溶液呈酸性，混合溶液中c(H＋)＝＝0.01 mol·L－1，则pH＝－lg 0.01＝2。
(5)pH＝3的硝酸溶液中c(H＋)＝10－3 mol·L－1，
pH＝12的Ba(OH)2溶液中c(OH－)＝ mol·L－1＝10－2 mol·L－1，二者以体积比9∶1混合，Ba(OH)2过量，溶液呈碱性，混合溶液中
c(OH－)＝
＝1×10－4 mol·L－1
则混合后c(H＋)＝＝ mol·L－1
＝1×10－10 mol·L－1
故pH＝－lg 10－10＝10。
2．根据要求解答下列问题(常温条件下)：
(1)pH＝5的H2SO4溶液，加水稀释到500倍，则稀释后c(SO)与c(H＋)的比值为__________。
(2)取浓度相同的NaOH和HCl溶液，以3∶2体积比相混合，所得溶液的pH等于12，求原溶液的浓度。
(3)在一定体积pH＝12的Ba(OH)2溶液中，逐滴加入一定物质的量浓度的NaHSO4溶液，当溶液中的Ba2＋恰好完全沉淀时，溶液pH＝11。若反应后溶液的体积等于Ba(OH)2溶液与NaHSO4溶液的体积之和，则Ba(OH)2溶液与NaHSO4溶液的体积比是________。
(4)将pH＝a的NaOH溶液Va L与pH＝b的稀盐酸Vb L混合，若所得溶液呈中性，且a＋b＝13，则＝______。
答案 (1) (2)0.05 mol·L－1 (3)1∶4 (4)10
解析 (1)稀释前c(SO)＝ mol·L－1，稀释后c(SO)＝ mol·L－1＝10－8 mol·L－1，c(H＋)稀释后接近10－7 mol·L－1，所以≈＝。
(2)＝0.01 mol·L－1，c＝0.05 mol·L－1。
(3)设氢氧化钡溶液体积为V1 L，硫酸氢钠溶液的体积为V2 L，依题意知，n(Ba2＋)＝n(SO)，由Ba(OH)2＋NaHSO4===BaSO4↓＋NaOH＋H2O知，生成的氢氧化钠的物质的量为n(NaOH)＝n[Ba(OH)2]＝0.5×10－2V1 mol，＝1×10－3 mol·L－1，则V1∶V2＝1∶4。
(4)pH＝a的NaOH溶液中c(OH－)＝10a－14 mol·L－1，pH＝b的稀盐酸中c(H＋)＝10－b mol·L－1，
根据中和反应H＋＋OH－===H2O，知c(OH－)·Va＝c(H＋)·Vb
＝＝＝1014－(a＋b)，a＋b＝13，则＝10。
溶液pH计算的一般思维模型
题组二 pH概念的拓展应用
3．某温度下，向一定体积0.1 mol·L－1的氨水中逐滴加入等浓度的盐酸，溶液中pOH[Poh
＝－lg c(OH－)]与pH的变化关系如下图所示。下列说法不正确的是( )
A．M点和N点溶液中H2O的电离程度相同
B．Q点溶液中，c(NH)＋c(NH3·H2O)＝c(Cl－)
C．M点溶液的导电性小于Q点溶液的导电性
D．N点溶液加水稀释，变大
答案 BD
解析 由于M点碱过量，N点酸过量，M点溶液中氢氧根离子浓度与N点溶液中氢离子浓度相同，对水的电离抑制能力相同，故两点水的电离程度相同，A正确；Q点时pH＝pOH，说明溶液呈中性，根据电荷守恒：c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，则c(NH)＝c(Cl－)，B错误；M点溶液中主要溶质为一水合氨，为弱电解质，在溶液中部分电离，溶液中离子浓度较小，Q点溶液中溶质主要为氯化铵，为强电解质，溶液中离子浓度较大，故M点溶液的导电能力小于Q点，C正确；N点溶液加水稀释，Kb＝，温度不变，Kb不变，加水稀释氢离子浓度减小，c(OH－)增大，所以变小，故D错误。
4．若用AG表示溶液的酸度，AG的定义为AG＝lg。室温下实验室中用0.01 mol·L－1的氢氧化钠溶液滴定20.00 mL 0.01 mol·L－1醋酸，滴定过程如图所示，下列叙述正确的是( )
A．室温下，醋酸的电离常数约为10－5
B．A点时加入氢氧化钠溶液的体积为20.00 mL
C．若B点为40 mL，所得溶液中：c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)
D．从A到B，水的电离程度逐渐变大
答案 A
解析 室温下，醋酸的AG＝lg＝7，即＝107，而水的离子积Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝10－14，两式联立可知：c(H＋)＝10－3.5 mol·L－1，而在醋酸溶液中，c(CH3COO－)≈c(H＋)
＝10－3.5 mol·L－1，故电离平衡常数Ka＝≈＝10－5，故A正确；A点的AG＝lg＝0，即＝1，则c(H＋)＝c(OH－)，溶液显中性，而当加入氢氧化钠溶液20.00 mL时，氢氧化钠和醋酸恰好完全中和，得到醋酸钠溶液，溶液显碱性，故B错误；当B点加入NaOH溶液40 mL时，所得溶液为等浓度的CH3COONa和NaOH的混合溶液，根据物料守恒可知，c(Na＋)＝2[c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)]，故C错误；A点之后，当V(NaOH)＞20 mL后，水的电离受到抑制，电离程度又会逐渐变小，D项错误。
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。以标准盐酸滴定待测的NaOH溶液，待测的NaOH溶液的物质的量浓度为c(NaOH)＝。
酸碱中和滴定的关键：
(1)准确测定标准液和待测液的体积；
(2)准确判断滴定终点。
2．实验用品
(1)仪器
图(A)是酸式滴定管、图(B)是碱式滴定管、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
①构造：“0”刻度线在上方，尖嘴部分无刻度。
②精确度：读数可精确到0.01 mL。
③洗涤：先用蒸馏水洗涤，再用待装液润洗。
④排泡：酸、碱式滴定管中的液体在滴定前均要排出尖嘴中的气泡。
⑤使用注意事项：
试剂性质
滴定管
原因
酸性、氧化性
酸式滴定管
氧化性物质易腐蚀橡胶管
碱性
碱式滴定管
碱性物质易腐蚀玻璃，致使玻璃活塞无法打开
3.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c(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
仪器、操作选项
(1)KMnO4溶液应用碱式滴定管盛装(×)
(2)用碱式滴定管准确量取20.00 mL的NaOH溶液(√)
(3)将液面在0 mL处的25 mL的酸式滴定管中的液体全部放出，液体的体积为25 mL(×)
(4)中和滴定操作中所需标准溶液越浓越好，指示剂一般加入2～3 mL(×)
(5)中和滴定实验时，滴定管、锥形瓶均用待测液润洗(×)
(6)滴定终点就是酸碱恰好中和的点(×)
(7)滴定管盛标准溶液时，调液面一定要调到“0”刻度(×)
滴定终点现象判断
(1)用a mol·L－1的盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液，用酚酞作指示剂，达到滴定终点的现象是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________；
若用甲基橙作指示剂，滴定终点的现象是____________________________________________
________________________________________________________________________。
答案 滴入最后一滴标准液，溶液由红色变为无色，且半分钟内不恢复红色 当滴入最后一滴标准液，溶液由黄色变为橙色，且半分钟内不恢复黄色
(2)用标准碘溶液滴定溶有SO2的水溶液，以测定水中SO2的含量，应选用____________作指示剂，达到滴定终点的现象是________________________________。
答案 淀粉溶液 当滴入最后一滴标准液，溶液由无色变为蓝色，且半分钟内不褪色
(3)用标准酸性KMnO4溶液滴定溶有SO2的水溶液，以测定水中SO2的含量，是否需要选用指示剂________(填“是”或“否”)，达到滴定终点的现象____________________________
________________________________________________________________________。
答案 否 当滴入最后一滴酸性KMnO4溶液，溶液由无色变为紫红色，且半分钟内不褪色
(4)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＋，再用KSCN溶液作指示剂，用NH4Fe(SO4)2标准溶液滴定Ti3＋至全部生成Ti4＋，滴定Ti3＋时发生反应的离子方程式为___________________________________________________________
________________________________________________________________________，
达到滴定终点时的现象是____________________________________________________
________________________________________________________________________。
答案 Ti3＋＋Fe3＋===Ti4＋＋Fe2＋ 当滴入最后一滴标准液，溶液变成红色，且半分钟内不褪色
题组一 滴定实验中指示剂的选择
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，恰好完全反应时，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溶液恰好完全反应时生成CH3COONa，CH3COO－水解显碱性，而酚酞的变色范围为8.2～10.0，比较接近。
2．下列滴定中，指示剂的选择或滴定终点颜色变化有错误的是( )
提示：2KMnO4＋5K2SO3＋3H2SO4===6K2SO4＋2MnSO4＋3H2O、I2＋Na2S===2NaI＋S↓
选项
滴定管中的溶液
锥形瓶中的溶液
指示剂
滴定终点颜色变化
A
NaOH溶液
CH3COOH溶液
酚酞
无色→浅红色
B
HCl溶液
氨水
酚酞
浅红色→无色
C
酸性KMnO4溶液
K2SO3溶液
无
无色→浅紫红色
D
碘水
亚硫酸溶液
淀粉
无色→蓝色
答案 B
解析 A项，锥形瓶中为酸，加入酚酞无色，达到滴定终点，溶液显碱性，溶液变为浅红色，故现象为无色→浅红色，正确；B项，锥形瓶中为碱，达到滴定终点，溶液显酸性，应选择指示剂甲基橙，现象是溶液由黄色变为红色，错误；C项，高锰酸钾为紫色，滴入高锰酸钾前溶液无色，到达滴定终点为浅紫红色，故现象为无色→浅紫红色，正确；D项，碘遇淀粉变蓝色，加入碘前无色，滴加碘反应至终点，碘遇淀粉呈蓝色，正确。
酸碱中和滴定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)强酸滴定强碱一般用甲基橙，但用酚酞也可以。
(2)滴定终点为碱性时，用酚酞作指示剂。
(3)滴定终点为酸性时，用甲基橙作指示剂。
题组二 酸碱中和滴定的操作及误差分析
3．某研究小组为测定食用白醋中醋酸的含量进行如下操作，正确的是( )
A．用碱式滴定管量取一定体积的待测白醋放入锥形瓶中
B．称取4.0 g NaOH放到1 000 mL容量瓶中，加水至刻度，配成1.00 mol·L－1 NaOH标准溶液
C．用NaOH溶液滴定白醋，使用酚酞作指示剂，溶液颜色恰好由无色变为浅红色，且半分钟内不褪色时，为滴定终点
D．滴定时眼睛要注视着滴定管内NaOH溶液的液面变化，防止滴定过量
答案 C
解析 量取白醋应用酸式滴定管，A错误；NaOH的溶解应在烧杯中完成，B错误；在滴定中操作时眼睛要注视锥形瓶内溶液颜色的变化。
4．中和滴定过程中，容易引起误差的主要是五个方面，请以“用已知浓度的盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液”为例，用“偏高”“偏低”或“无影响”填空。
(1)仪器润洗
①酸式滴定管未润洗就装标准液滴定，则滴定结果_____________________________。
②锥形瓶用蒸馏水冲洗后，再用待测液润洗，使滴定结果________。
(2)存在气泡
①滴定前酸式滴定管尖嘴处有气泡未排出，滴定后气泡消失，使滴定结果________。
②滴定管尖嘴部分滴定前无气泡，滴定终点有气泡，使滴定结果________。
(3)读数操作
①滴定前平视滴定管刻度线，滴定终点俯视刻度线，使滴定结果________。
②滴定前仰视滴定管刻度线，滴定终点俯视刻度线，使滴定结果________。
(4)指示剂选择：用盐酸滴定氨水，选用酚酞作指示剂，使滴定结果________。
(5)存在杂质
①用含NaCl杂质的NaOH配制成标准溶液来滴定盐酸，则测定的盐酸浓度将________。
②用含Na2O杂质的NaOH配制成标准溶液来滴定盐酸，则测定的盐酸浓度________。
答案 (1)①偏高 ②偏高 (2)①偏高 ②偏低
(3)①偏低 ②偏低 (4)偏低 (5)①偏高 ②偏低
解析 (2)①体积数＝末读数－初读数。滴定管尖嘴部分滴定前有气泡，滴定终点无气泡，读取的体积数比实际消耗标准溶液的体积大，结果偏高。(3)仰视读数时，读取的体积数偏大，俯视读数时，读取的体积数偏小。(4)用盐酸滴定氨水，选用酚酞作指示剂，由于酚酞变色时，溶液呈碱性，盐酸不足，氨水有剩余，消耗盐酸的体积数偏小，结果偏低。(5)用含NaCl杂质的NaOH配制成标准溶液来滴定盐酸，由于NaCl不与盐酸反应，消耗的溶液体积增大，结果偏高。用含Na2O杂质的NaOH配制成标准溶液来滴定盐酸，根据中和1 mol HCl所需Na2O质量为31 g，中和1 mol HCl所需NaOH质量为40 g，可知中和相同量盐酸时，所需含Na2O的NaOH的量比所需纯NaOH的量小，结果偏低。
中和滴定的误差分析方法
(1)依据公式c(待测)＝来判断。c(标准)和V(待测)在误差分析时是定值，因此只需分析使得所耗标准液体积V(标准)变大或变小的原因即可，V(标准)变大，则c(待测)偏高，V(标准)变小，则c(待测)偏低。
(2)滴定管读数要领
以凹液面的最低点为基准(如图)
正确读数(虚线部分)和错误读数(实线部分)
1．正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”
室温下，pH＝3的CH3COOH溶液与pH＝11的NaOH溶液等体积混合，溶液pH＞7(×)
(2015·江苏，11B)
2．(2018·江苏，18)碱式硫酸铝溶液可用于烟气脱硫。室温下向一定浓度的硫酸铝溶液中加入一定量的碳酸钙粉末，反应后经过滤得到碱式硫酸铝溶液，反应方程式为
(2－x)Al2(SO4)3＋3xCaCO3＋3xH2O===2[(1－x)Al2(SO4)3·xAl(OH)3]＋3xCaSO4↓＋3xCO2↑
生成物(1－x)Al2(SO4)3·xAl(OH)3中x值的大小影响碱式硫酸铝溶液的脱硫效率。
(1)制备碱式硫酸铝溶液时，维持反应温度和反应时间不变，提高x值的方法有_____________。
(2)碱式硫酸铝溶液吸收SO2过程中，溶液的pH______(填“增大”“减小”或“不变”)。
(3)通过测定碱式硫酸铝溶液中相关离子的浓度确定x的值，测定方法如下：
①取碱式硫酸铝溶液25.00 mL，加入盐酸酸化的过量BaCl2溶液充分反应，静置后过滤、洗涤，干燥至恒重，得固体2.330 0 g。
②取碱式硫酸铝溶液2.50 mL，稀释至25 mL，加入0.100 0 mol·L－1EDTA标准溶液25.00 mL，调节溶液pH约为4.2，煮沸，冷却后用0.080 00 mol·L－1CuSO4标准溶液滴定过量的EDTA至终点，消耗CuSO4标准溶液20.00 mL(已知Al3＋、Cu2＋与EDTA反应的化学计量数比均为1∶1)。
计算(1－x)Al2(SO4)3·xAl(OH)3中的x值(写出计算过程)。
答案 (1)适当增加CaCO3的量或加快搅拌速率
(2)减小
(3)25.00 mL溶液中：
n(SO)＝n(BaSO4)＝＝0.010 0 mol
2．50 mL溶液中：
n(Al3＋)＝n(EDTA)－n(Cu2＋)
＝0.100 0 mol·L－1×25.00 mL×10－3 L·mL－1－0.080 00 mol·L－1×20.00 mL×10－3 L·mL－1
＝9.000×10－4 mol
25．00 mL溶液中：
n(Al3＋)＝9.000×10－3 mol
1 mol (1－x)Al2(SO4)3·xAl(OH)3中：
n(Al3＋)＝(2－x) mol；n(SO)＝3(1－x) mol
＝＝
x≈0.41
解析 (1)要提高x值，就需要提高CaSO4的生成速率，因为碳酸钙是粉末，因此不能通过增大表面积的方式提高反应速率，可以通过增加CaCO3的量和搅拌加快CaSO4的生成速率，以提高x的值。(3)由题意知，Al3＋、Cu2＋与EDTA反应的化学计量数比均为1∶1，因此EDTA总物质的量应等于Al3＋和Cu2＋的物质的量之和，根据题给数值即可求算出x的值。
3．[2017·江苏，18(2)]碱式氯化铜有多种组成，可表示为Cua(OH)bClc·xH2O。为测定某碱式氯化铜的组成，进行下列实验：①称取样品1.116 0 g，用少量稀HNO3溶解后配成100.00 mL溶液A；②取25.00 mL溶液A，加入足量AgNO3溶液，得AgCl 0.172 2 g；③另取25.00 mL溶液A，调节pH 4～5，用浓度为0.080 00 mol·L－1的EDTA(Na2H2Y·2H2O)标准溶液滴定Cu2＋(离子方程式为Cu2＋＋H2Y2－===CuY2－＋2H＋)，滴定至终点，消耗标准溶液30.00 mL。通过计算确定该样品的化学式(写出计算过程)。
答案 n(Cl－)＝n(AgCl)×
＝×＝4.800×10－3mol
n(Cu2＋)＝n(EDTA)×＝0.080 00 mol·L－1×30.00 mL×10－3 L·mL－1×＝9.600×10－3mol
n(OH－)＝2n(Cu2＋)－n(Cl－)＝2×9.600×10－3mol－4.800×10－3mol＝1.440×10－2mol
m(Cl－)＝4.800×10－3mol×35.5 g·mol－1＝0.170 4 g
m(Cu2＋)＝9.600×10－3mol×64 g·mol－1＝0.614 4 g
m(OH－)＝1.440×10－2mol×17 g·mol－1＝0.244 8 g
n(H2O)＝＝4.800×10－3mol
a∶b∶c∶x＝n(Cu2＋)∶n(OH－)∶n(Cl－)∶n(H2O)＝2∶3∶1∶1
化学式为Cu2(OH)3Cl·H2O
一、单项选择题
1．下列操作会使H2O的电离平衡向正方向移动，且所得溶液呈酸性的是( )
A．向水中加入少量的CH3COONa
B．向水中加入少量的NaHSO4
C．加热水至100 ℃，pH＝6
D．向水中加少量的明矾
答案 D
解析 CH3COO－水解，溶液显碱性；NaHSO4电离出H＋抑制水的电离；100 ℃的水pH＝6，但c(H＋)＝c(OH－)，是中性；D项，Al3＋水解，促进水的电离，溶液显酸性，正确。
2．常温下，下列溶液的pH最大的是( )
A．0.02 mol·L－1氨水与水等体积混合后的溶液
B．pH＝2的盐酸与pH＝12的NaOH溶液等体积混合后的溶液
C．0.02 mol·L－1盐酸与0.02 mol·L－1氨水等体积混合后的溶液
D．0.01 mol·L－1盐酸与0.03 mol·L－1氨水等体积混合后的溶液
答案 A
解析 D项混合后得到0.01 mol·L－1氨水和0.005 mol·L－1 NH4Cl的混合溶液，相当于往A项溶液中加入NH4Cl，因而D的pH比A的小。
3．甲、乙、丙、丁四位同学通过计算得出室温下，在pH＝12的某溶液中，由水电离出的c(OH－)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(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，水电离出相同物质的量的OH－，所以丁正确；如果该溶液是一种强碱弱酸盐溶液，则该溶液呈碱性是由于盐中弱酸根水解。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，所以丙也正确。
4．常温下，关于溶液稀释的说法正确的是( )
A．将1 L 0.1 mol·L－1的Ba(OH)2溶液加水到体积为2 L，pH＝13
B．pH＝3的醋酸溶液加水稀释到原浓度的，pH＝5
C．pH＝4的H2SO4溶液加水稀释到原浓度的，溶液中由水电离产生的c(H＋)
＝1×10－6 mol·L－1
D．pH＝8的NaOH溶液加水稀释到原浓度的，其pH＝6
答案 A
解析 A项，c(OH－)＝0.2 mol·L－1，稀释1倍后c(OH－)＝0.1 mol·L－1，则pH＝13，正确；C项，稀释100倍后，H2SO4的pH＝6，则水电离的c水(H＋)＝10－8 mol·L－1，错误。
5．下列说法不正确的是( )
A．常温下，在0.1 mol·L－1的HNO3溶液中，由水电离出的c(H＋)＜
B．浓度为0.1 mol·L－1的NaHCO3溶液中：c(H2CO3)＞c(CO)
C．25 ℃时，AgCl固体在等物质的量浓度的NaCl、CaCl2溶液中溶度积相同
D．冰醋酸中逐滴加水，溶液的导电性、醋酸的电离程度、pH均先增大后减小
答案 D
解析 硝酸对水的电离起抑制作用，故由水电离的c(H＋)＜，A正确；NaHCO3溶液中由于HCO的水解程度大于其电离程度，故c(H2CO3)＞c(CO)，B正确；溶度积只与温度有关，C正确；冰醋酸中逐滴加水，溶液的导电性先增大后减小，醋酸的电离程度逐渐增大，pH先减小后增大，D不正确。
6．室温时，关于下列溶液的叙述正确的是( )
A．1.0×10－3 mol·L－1盐酸的pH＝3,1.0×10－8 mol·L－1盐酸的pH＝8
B．pH＝a的醋酸溶液稀释一倍后，溶液的pH＝b，则a＞b
C．pH＝12的氨水和pH＝2的盐酸等体积混合，混合液的pH＜7
D．1 mL pH＝1的盐酸与100 mL NaOH溶液混合后，溶液的pH＝7，则NaOH溶液的pH＝11
答案 D
解析 盐酸是强酸，则1.0×10－3 mol·L－1盐酸的pH＝3，室温下酸性溶液的pH不可能大于7，A错误；pH＝a的醋酸溶液稀释1倍后酸性降低，如果溶液的pH＝b，则a＜b，B错误；氨水是弱碱，pH＝12的氨水和pH＝2的盐酸等体积混合，氨水过量，溶液显碱性，所以混合液的pH＞7，C错误；1 mL pH＝1的盐酸与100 mL NaOH溶液混合后，溶液的pH＝7，这说明盐酸的物质的量与氢氧化钠的物质的量相等，则NaOH溶液的浓度是0.001 mol·L－1，所以溶液的pH＝11，D正确。
7.H2S2O3是一种弱酸，实验室欲用0.01 mol·L－1的Na2S2O3溶液滴定I2溶液，发生的反应为I2＋2Na2S2O3===2NaI＋Na2S4O6，下列说法合理的是( )
A．该滴定可用甲基橙作指示剂
B．Na2S2O3是该反应的还原剂
C．该滴定可选用如图所示装置
D．该反应中每消耗2 mol Na2S2O3，电子转移数为4NA
答案 B
解析 溶液中有单质碘，应加入淀粉溶液作指示剂，碘与硫代硫酸钠发生氧化还原反应，当反应到达终点时，单质碘消失，蓝色褪去，故A错误；Na2S2O3中S元素化合价升高被氧化，作还原剂，故B正确；Na2S2O3溶液显碱性，应该用碱式滴定管，故C错误；反应中每消耗2 mol Na2S2O3，电子转移数为2NA，故D错误。
8．已知Ag2CrO4是砖红色沉淀，下列滴定反应中，指示剂使用不正确的是( )
A．用标准FeCl3溶液滴定KI溶液，选择KSCN溶液
B．用I2溶液滴定Na2SO3溶液，淀粉作指示剂
C．用AgNO3溶液滴定NaCl溶液，Na2CrO4作指示剂
D．用H2O2溶液滴定KI溶液，淀粉作指示剂
答案 D
解析 铁离子与碘离子反应，生成亚铁离子和碘单质，KSCN溶液遇铁离子显红色，当溶液显红色时，说明碘离子反应完全，达到滴定终点，故A正确；淀粉遇碘单质显蓝色，当溶液显蓝色时，说明亚硫酸根离子已经被碘单质充分氧化，碘单质剩余，达到滴定终点，故B正确；Ag2CrO4是砖红色沉淀，当溶液中有砖红色沉淀时，待测液中的氯离子被充分沉淀，银离子剩余，故C正确；待测液中的碘离子被双氧水氧化生成碘单质，淀粉显蓝色，即开始滴定就出现蓝色，蓝色加深，碘离子反应完全时，蓝色不再加深，但是不易观察，不能判断滴定终点，故D错误。
二、不定项选择题
9．在不同温度下的水溶液中离子浓度曲线如图所示，下列说法不正确的是( )
A．向b点对应的醋酸溶液中滴加NaOH溶液至a点，此时c(Na＋)＝c(CH3COO－)
B．25 ℃时，加入CH3COONa可能引起由c向d的变化，升温可能引起由a向c的变化
C．T ℃时，将pH＝2的硫酸与pH＝10的KOH等体积混合后，溶液显酸性
D．b点对应的溶液中大量存在：K＋、Ba2＋、NO、I－
答案 CD
解析 A项，向b点对应的醋酸溶液中滴加NaOH溶液至a点，因为a点溶液呈中性，根据电荷守恒规律，所以c(Na＋)＝c(CH3COO－)，正确；B项，CH3COONa属于强碱弱酸盐，会发生水解使溶液显碱性，使得c(OH－)离子浓度增大，可能引起由c向d的变化，升温溶液中的c(OH－)和c(H＋)同时同等程度的增大，所以可能引起由a向c的变化，正确；C项，由图像知T ℃时Kw＝10－12，将pH＝2的硫酸与pH＝10的KOH等体积混合后，溶液显中性，错误；D项，由图像知b点对应的溶液呈酸性，溶液中NO、I－在酸性条件下发生氧化还原反应，因此K＋、Ba2＋、NO、I－不能大量存在，错误。
10.常温下，用0.1 mol·L－1的NaOH溶液滴定相同浓度的20 mL一元弱酸HA溶液，滴定过程中溶液的pH随滴定分数(滴定分数＝)的变化曲线如图所示(忽略中和热效应)，下列说法中不正确的是( )
A．HA溶液加水稀释后，溶液中的值减小
B．当滴定分数为1时，溶液中水的电离程度最大
C．当滴定分数大于1时，溶液中离子浓度关系一定是c(Na＋)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H＋)
D．当滴定分数为x时，HA的电离常数为K(HA)＝
答案 C
解析 在HA溶液中存在电离平衡：HAH＋＋A－，＝×c(H＋)＝×c(H＋)，加水稀释，c(H＋)减小，则溶液中的值减小，A项正确；当滴定分数为1时，二者恰好完全反应，溶液中的溶质为NaA，属于强碱弱酸盐，促进水的电离，溶液中水的电离程度最大，B项正确；当滴定分数大于1时，溶液中离子浓度关系可能是c(Na＋)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H＋)，也可能是c(Na＋)＞c(OH－)＞c(A－)＞c(H＋)，C项错误；HA的电离常数K(HA)＝＝，D项正确。
11．常温下，向浓度均为0.1 mol·L－1体积均为10 mL的两种一元酸(HX、HY)溶液中，分别滴入0.1 mol·L－1 NaOH溶液，pH的变化曲线如图所示。下列说法中错误的是( )
A．N点：c(Na＋)＝c(Y－)＋c(HY)
B．M点：c(X－)
HX溶液＞HY溶液
D．滴入10 mL NaOH溶液时，溶液中水的电离程度：HX溶液＜HY溶液
答案 AB
解析 据图可知，浓度均为0.1 mol·L－1的两种一元酸(HX、HY)溶液的pH都大于1，说明HX和HY均为弱酸，N点加入NaOH溶液的体积为15 mL，NaOH与HY的物质的量之比为3∶2，则根据物料守恒得2c(Na＋)＝3c(Y－)＋3c(HY)，A项错误；M点加入NaOH溶液的体积为5 mL，根据反应方程式：NaOH＋HX===NaX＋H2O可知，反应后所得溶液中HX和NaX的物质的量相等，此时溶液的pH＜7，说明HX的电离程度大于X－的水解程度，所以c(X－)＞c(Na＋)，B项错误；据图可知，浓度均为0.1 mol·L－1的两种一元酸HX、HY溶液的pH大小关系为pH(HX)＜pH(HY)，说明酸性HX＞HY，因酸性越弱其对应的阴离子水解程度越大，所以滴至pH＝7时，消耗NaOH溶液的体积：HX溶液＞HY溶液，C项正确；滴入10 mL NaOH溶液时，HX和HY均恰好完全反应分别得到NaX溶液和NaY溶液，因酸性HX＞HY，则X－的水解程度小于Y－的水解程度，溶液中水的电离程度：HX溶液＜HY溶液，D项正确。
12．(2019·天津质检)常温下，将NaOH溶液滴加到某一元酸(HA)溶液中，测得混合溶液的pH与离子浓度变化关系如图所示[已知：p ＝－lg ]。下列叙述不正确的是( )
A．Ka(HA)的数量级为10－5
B．滴加NaOH溶液过程中，保持不变
C．m点所示溶液中：c(H＋)＝c(HA)＋c(OH－)－c(Na＋)
D．n点所示溶液中：c(Na＋)＝c(A－)＋c(HA)
答案 D
解析 HAH＋＋A－，Ka(HA)＝，p ＝－lg ＝0时，Ka(HA)＝c(H＋)＝10－4.76，Ka(HA)的数量级为10－5，A项正确；＝＝Ka/Kw，故滴加NaOH溶液过程中，保持不变，B项正确；由电荷守恒可知，m点所示溶液中：c(H＋)＋c(Na＋)＝c(A－)＋c(OH－)，由A分析可知，m点时c(A－)＝c(HA)，则c(H＋)＝c(HA)＋c(OH－)－c(Na＋)，C项正确；n点溶液中根据电荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)，n点溶液呈酸性，c(H＋)＞c(OH－)，则c(Na＋)＜c(A－)，故不可能有c(Na＋)＝c(A－)＋c(HA)，D项错误。
三、非选择题
13．(2018·扬州高三月考)一种测定饮料中所有糖类物质含量(所有糖类物质以葡萄糖计算)的方法如下：
取某无色饮料20.00 mL加入稀硫酸充分煮沸，冷却，加入过量氢氧化钠溶液并稀释至100.00 mL。取10.00 mL稀释液，加入30.00 mL 0.015 00 mol·L－1 I2标准溶液，置于暗处15分钟，滴加2～3滴淀粉溶液，再用0.012 00 mol·L－1 Na2S2O3标准溶液滴定至终点，共消耗 Na2S2O3标准溶液25.00 mL。
已知：①I2在碱性条件下能与葡萄糖发生如下反应：
C6H12O6＋I2＋3NaOH===C6H11O7Na＋2NaI＋2H2O
②Na2S2O3与I2 能发生如下反应：I2＋2Na2S2O3===2NaI＋Na2S4O6
(1)配制100.00 mL 0.015 00 mol·L－1 I2标准溶液，所必需的玻璃仪器有烧杯、玻璃棒、 胶头滴管和________________________________________________________________________。
(2)向饮料中加入稀硫酸并充分煮沸的目的是_______________________________________
________________________________________________________________________。
(3)滴定终点的现象为_________________________________________________。
(4)计算该饮料中糖类物质的含量(单位：mg·mL－1)____________。
答案 (1)100 mL容量瓶
(2)将饮料中的糖类物质转化为葡萄糖(意思相近均可)
(3)(当滴入最后一滴标准液)溶液由蓝色刚好变为无色，且半分钟内不变色
(4)27.00 mg·mL－1
解析 本题考查溶液之间相互滴定的定量实验，包括一定物质的量浓度溶液的配制、滴定中注意的事项、滴定终点的判断及有关计算的知识点。糖类物质在稀硫酸的催化下发生水解，最终生成葡萄糖，加碱使溶液呈碱性，I2与葡萄糖反应，用淀粉作指示剂，最后用Na2S2O3滴定未完全反应的I2，溶液由蓝色变为无色，即达到终点。
(1)配制一定物质的量浓度的溶液，需要的玻璃仪器有100 mL容量瓶、烧杯、玻璃棒、胶头滴管。
(2)糖类物质在稀硫酸的催化下发生水解，生成葡萄糖，加热可使反应速率加快。
(3)I2与葡萄糖反应，用淀粉作指示剂，I2过量，溶液呈蓝色。最后用Na2S2O3滴定未完全反应的I2，当滴至最后一滴时溶液由蓝色变为无色且半分钟内不变色，即达到滴定终点。
(4)据②I2＋2Na2S2O3===2NaI＋Na2S4O6，Na2S2O3消耗的I2的物质的量为0.012 00 mol·L－1
×0.025 L×＝1.5×10－4 mol，葡萄糖消耗的I2的物质的量为0.03 L×0.015 00 mol·L－1－1.5×10－4 mol＝3×10－4 mol，根据①C6H12O6＋I2＋3NaOH===C6H11O7Na＋2NaI＋2H2O可得葡萄糖的物质的量为3×10－4 mol，稀释前葡萄糖的物质的量为3×10－4 mol×10＝3×10－3 mol，
质量为3×10－3 mol×180 g·mol－1＝540 mg，所以糖类物质的含量为＝27.00 mg·mL－1。
14．(2018·南京调研)直接氧化法制备混凝剂聚合硫酸铁[]m (n＞2，m≤10)的实验流程如下：
已知：盐基度＝×100%。式中n(OH－)、n(Fe)分别表示PFS中OH－和Fe3＋的物质的量。所得产品若要用于饮用水处理，需达到盐基度指标为 8.0%～16.0%。
(1)实验加入硫酸的作用是________________，取样分析Fe2＋浓度，其目的是____________。
(2)用pH试纸测定溶液pH的操作方法为_________________________________________
__________________________________________________________________，
若溶液的pH偏小，将导致聚合硫酸铁中铁的质量分数________(填“偏高”“偏低”“无影响”)。
(3)产品盐基度的测定方法：
Ⅰ.称取m g固体试样，置于400 mL聚乙烯烧杯中，加入25 mL盐酸标准溶液，再加20 mL煮沸后冷却的蒸馏水，摇匀，盖上表面皿。
Ⅱ.室温下放置10 min，再加入10 mL氟化钾溶液，摇匀，掩蔽Fe3＋，形成白色沉淀。
Ⅲ.加入5滴酚酞指示剂，立即用物质的量浓度为c mol·L－1的氢氧化钠标准液滴定至终点，消耗体积为V mL。
Ⅳ.向聚乙烯烧杯中，加入25 mL盐酸标准溶液，再加20 mL 煮沸后冷却的蒸馏水，摇匀，盖上表面皿。然后重复Ⅱ、Ⅲ做空白试验，消耗氢氧化钠标准液的体积为V0 mL。
①达到滴定终点的现象为________________________________________________
________________________________________________________________________。
②已知试样中Fe3＋的质量分数为a，则该试样的盐基度的计算表达式为__________________。
答案 (1)抑制Fe2＋水解 确定氧化Fe2＋所需H2O2的量
(2)将小片pH试纸放在点滴板(或表面皿)上，用干燥洁净的玻璃棒沾取少量待测液滴在试纸上，迅速与标准比色卡对照 偏低
(3)①加入最后一滴NaOH标准液，烧杯中液体变为浅红色，且30 s内不褪色
②×100%
解析 (1)Fe2＋易水解，实验加入硫酸的作用是抑制亚铁离子水解。取样分析Fe2＋浓度，是定量分析，其目的是确定氧化Fe2＋所需H2O2的量。
(2)依据pH试纸的操作方法分析：将小片pH试纸放在点滴板(或表面皿)上，用玻璃棒沾取少量待测液滴在试纸上，迅速与标准比色卡对照。若溶液的pH偏小，说明Fe2＋有部分水解了，将导致聚合硫酸铁中铁的质量分数偏低。
(3)①酚酞遇碱会变红，故达到滴定终点的现象为加入最后一滴NaOH标准液，烧杯中液体颜色恰好变为浅红色，且30 s内不变色。
②已知：盐基度＝×100%。式中n(OH－)、n(Fe)分别表示PFS中OH－和Fe3＋的物质的量。通过化学式计算，w＝×100%＝×100%。
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