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高考化学（人教）大一轮学考复习考点突破课件：第八章 水溶液中的离子平衡 第27讲
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这是一份高考化学（人教）大一轮学考复习考点突破课件：第八章 水溶液中的离子平衡 第27讲，共60页。PPT课件主要包含了考点一水的电离，课时作业，×10－14，电解质，10∶1，a＋b＝14，无法确定，－lgcH＋，玻璃片，表面皿等内容，欢迎下载使用。
考纲要求1.了解水的电离、离子积常数。2.了解溶液pH的含义及其测定方法，能进行pH的简单计算。
考点三 酸、碱中和滴定
考点二 溶液的酸碱性和pH
微专题27 关系式法在氧化还原滴定法中的应用
考能提升 探究高考 明确考向
1.水的电离水是极弱的电解质，水的电离方程式为 或 。2.水的离子积常数Kw＝c(H＋)·c(OH－)。(1)室温下：Kw＝ 。(2)影响因素：只与 有关，升高温度，Kw 。(3)适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的 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。
H2O＋H2OH3O＋＋OH－
H2OH＋＋OH－
3.影响水电离平衡的因素(1)升高温度，水的电离程度 ，Kw 。(2)加入酸或碱，水的电离程度 ，Kw 。(3)加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3)，水的电离程度 ，Kw 。
4.填写外界条件对水电离平衡的具体影响
1.正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”(1)在pH＝2的盐酸溶液中由水电离出c(H＋)和c(OH－)总是相等的( )(2)在蒸馏水中滴加浓H2SO4，Kw不变( )(3)NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同( )(4)室温下，0.1 ml·L－1的HCl溶液与0.1 ml·L－1的NaOH溶液中水的电离程度相同( )
(5)25 ℃和60 ℃的水的pH，前者大于后者，但都显中性( )(6)室温下，pH值相同的NaOH溶液与CH3COONa溶液，水的电离程度后者大( )(7)常温下，pH＝5的NH4Cl溶液与pH＝9的CH3COONa 溶液中，水的电离程度相同( )
2.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？并说明原因。水的电离平衡移动后，溶液中c(H＋)·c(OH－)是增大还是减小？
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。c(H＋)·c(OH－)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。
1.水的离子积常数Kw＝c(H＋)·c(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 。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1.一定温度下，水存在H2OH＋＋OH－ ΔH>0的平衡，下列叙述一定正确的是A.向水中滴入少量稀盐酸，平衡逆向移动，Kw减小B.将水加热，Kw增大，pH减小C.向水中加入少量固体CH3COONa，平衡逆向移动，c(H＋)降低D.向水中加入少量固体硫酸钠，c(H＋)＝10－7 ml·L－1，Kw不变
A项，Kw应不变；C项，平衡应正向移动；D项，由于没有指明温度，c(H＋)不一定等于10－7 ml·L－1。
2.一定温度下，水溶液中H＋和OH－的浓度变化曲线如图，下列说法正确的是A.升高温度，可能引起由c向b的变化B.该温度下，水的离子积常数为1.0×10－13C.该温度下，加入FeCl3可能引起由b向a的变化D.该温度下，稀释溶液可能引起由c向d的变化
A项，升高温度，促进水的电离平衡，则c(H＋)和c(OH－)都同等程度地增大，若由c向b变化，则c(H＋)增大，c(OH－)将变小，错误；B项，根据b点对应的c(H＋)和c(OH－)都为1.0×10－7 ml·L－1，所以该温度下，水的离子积常数Kw＝1.0×10－7×1.0×10－7＝1.0×10－14，错误；C项，加入FeCl3发生水解反应：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋，破坏水的电离平衡，c(H＋)增大、Kw不变，c(OH－)变小，则可能引起由b向a变化，正确；D项，c点对应的溶液呈碱性，稀释溶液，c(OH－)变小，Kw不变，c(H＋)增大，故可引起由c向b的变化，而不是向d变化，错误。
3.已知水在25 ℃和95 ℃时，其电离平衡曲线如图所示。(1)25 ℃时水的电离平衡曲线应为____(填“A”或“B”)，请说明理由___________________________________，25 ℃时，将pH＝9的NaOH溶液与pH＝4的H2SO4溶液混合，若所得混合溶液的pH＝7，则NaOH溶液与H2SO4溶液的体积比为________。
水电离需要吸热，温度越高Kw越大
25 ℃时，pH＝9的NaOH溶液中c(OH－)＝1×10－5 ml·L－1，pH＝4的硫酸中c(H＋)＝1×10－4 ml·L－1，当二者恰好反应完时有1×10－5V(碱)＝1×10－4V(酸)，V(碱)∶V(酸)＝10∶1。
(2)95 ℃时，若100体积pH＝a的某强酸溶液与1体积pH＝b的某强碱溶液混合后溶液呈中性，则a与b之间应满足的关系是_________。
95 ℃时，Kw＝1×10－12，pH＝a的强酸溶液中，c(H＋)＝1×10－a ml·L－1，pH＝b的强碱溶液中，c(OH－)＝10b－12 ml·L－1 ，100×10－a＝1×10b－12 ，2－a＝b－12，a＋b＝14。
(3)曲线A所对应的温度下，pH＝2的HCl溶液和pH＝11的某BOH溶液中，若水的电离程度分别用α1、α2表示，则α1______α2(填“大于”、“小于”、“等于”或“无法确定”，下同)，若将二者等体积混合，则混合溶液的pH___________7，判断的理由是_______________________________________________。
若BOH是弱碱，无法确定酸碱的物质的量的相对多少
由于盐酸中c(H＋)>BOH溶液中c(OH－)，结合水的电离方程式知二者对水电离程度的抑制能力前者较强，故α1小于α2。若BOH是强碱，等体积混合时酸过量，此时pH＜7，若BOH是弱碱，则无法确定碱与酸的物质的量的相对多少，故无法确定反应后溶液的pH。
(4)在曲线B所对应的温度下，将0.02 ml·L－1的Ba(OH)2溶液与等物质的量浓度的NaHSO4溶液等体积混合，所得混合液的pH＝____。
等体积混合时，溶液中Ba2＋反应完毕，但此时OH－消耗掉一半，故混合溶液中c(OH－)＝0.01 ml·L－1，c(H＋)＝1×10－10 ml·L－1，故pH＝10。
题组二 水电离出的c(H＋)或c(OH－)的定量计算4.求算下列常温下溶液中由H2O电离的c(H＋)和c(OH－)。(1)pH＝2的H2SO4溶液c(H＋)＝_____________，c(OH－)＝____________。
10－12 ml·L－1
10－12 ml·L－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c(OH－)，即为水电离的c(H＋)或c(OH－)。
(2)pH＝10的NaOH溶液c(H＋)＝_____________，c(OH－)＝______________。
10－10 ml·L－1
pH＝10的NaOH溶液中，OH－有两个来源：H2O的电离和NaOH的电离，H＋只来源于水。应先求出c(H＋)，即为水电离的c(OH－)或c(H＋)，c(OH－)＝10－4 ml·L－1，c(H＋)＝10－10 ml·L－1，则水电离的c(H＋)＝c(OH－)＝10－10 ml·L－1。
(3)pH＝2的NH4Cl溶液c(H＋)＝____________。
10－2 ml·L－1
(4)pH＝10的Na2CO3溶液c(OH－)＝____________。
10－4 ml·L－1
水解的盐溶液中的H＋或OH－均由水电离产生，水解显酸性的盐应计算其c(H＋)，水解显碱性的盐应计算其c(OH－)。pH＝2的NH4Cl溶液中由水电离产生的c(H＋)＝10－2 ml·L－1；pH＝10的Na2CO3溶液中由水电离产生的c(OH－)＝10－4 ml·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 ml·L－1的盐酸③0.01 ml·L－1的NaOH溶液 ④pH＝11的NaOH溶液A.1∶10∶100∶1 000 B.0∶1∶12∶11C.14∶13∶12∶11 D.14∶13∶2∶3
①中c(H＋)＝1 ml·L－1，由水电离出的c(H＋)与溶液中c(OH－)相等，等于1.0×10－14 ml·L－1；②中c(H＋)＝0.1 ml·L－1，由水电离出的c(H＋)＝1.0×10－13 ml·L－1；③中c(OH－)＝1.0×10－2 ml·L－1，由水电离出的c(H＋)与溶液中c(H＋)相等，等于1.0×10－12 ml·L－1；④中c(OH－)＝1.0×10－3 ml·L－1，同③所述由水电离出的c(H＋)＝1.0×10－11 ml·L－1。即(1.0×10－14)∶(1.0×10－13)∶(1.0×10－12)∶(1.0×10－11)＝1∶10∶100∶1 000。
理清溶液中H＋或OH－的来源(1)常温下，中性溶液c(OH－)＝c(H＋)＝10－7 ml·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c(H＋)＝c(OH－)。②实例如计算pH＝2的盐酸溶液中由水电离出的c(H＋)，方法是先求出溶液中的c(OH－)＝(Kw/10－2) ml·L－1＝10－12 ml·L－1，即由水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12 ml·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c(OH－)＝c(H＋)。②实例如计算pH＝12的NaOH溶液中由水电离出的c(OH－)，方法是知道溶液中的c(H＋)＝10－12 ml·L－1，即由水电离出的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12 ml·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c(H＋)＝10－5 ml·L－1，因为部分OH－与部分 结合，溶液中c(OH－)＝10－9 ml·L－1。②pH＝12的Na2CO3溶液中OH－全部来自水的电离，由水电离出的c(OH－)＝10－2 ml·L－1。
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＋) c(OH－)，常温下，pH 7。2.pH及其测量(1)计算公式：pH＝ 。
(2)测量方法①pH试纸法：用镊子夹取一小块试纸放在洁净的 或 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 ml·L－1，c(H＋)＝nc ml·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝－lg (nc)。强碱溶液(25 ℃)：如B(OH)n，设浓度为c ml·L－1，c(H＋)＝ ml·L－1，pH＝－lgc(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.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)相同浓度的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( )
2.用pH试纸测溶液的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?
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值只能是整数；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)。
特别提醒(1)溶液呈现酸、碱性的实质是c(H＋)与c(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试纸测溶液pH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的溶液也不一定为酸溶液，也可能为能水解的盐溶液。
2.pH＝5的H2SO4溶液，加水稀释到500倍，则稀释后c( )与c(H＋)的比值为______。
题组一 走出溶液稀释时pH值的判断误区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。
3.(1)体积相同，浓度均为0.2 ml·L－1的盐酸和CH3COOH溶液，分别加水稀释10倍，溶液的pH分别变成m和n，则m与n的关系为______。(2)体积相同，浓度均为0.2 ml·L－1的盐酸和CH3COOH溶液，分别加水稀释m倍、n倍，溶液的pH都变成3，则m与n的关系为______。(3)体积相同，pH均等于1的盐酸和CH3COOH溶液，分别加水稀释m倍、n倍，溶液的pH都变成3，则m与n的关系为_______。(4)体积相同，pH均等于13的氨水和NaOH溶液，分别加水稀释m倍、n倍，溶液的pH都变成9，则m与n的关系为______。
酸、碱稀释时两个误区(1)不能正确理解酸、碱的无限稀释规律常温下任何酸或碱溶液无限稀释时，溶液的pH都不可能大于7或小于7，只能接近7。
(2)不能正确理解弱酸、弱碱的稀释规律
注：表中a＋n＜7，b－n＞7。
题组二 溶液pH的计算4.按要求计算：常温时下列溶液的pH或浓度(忽略溶液混合时体积的变化)：(1)0.1 ml·L－1的CH3COOH溶液(已知CH3COOH的电离常数Ka＝1.8×10－5)
CH3COOH CH3COO－ ＋ H＋c(初始) 0.1 0 0c(电离) c(H＋) c(H＋) c(H＋)c(平衡) 0.1－c(H＋) c(H＋) c(H＋)
解得c(H＋)＝1.3×10－3 ml·L－1，所以pH＝－lg c(H＋)＝－lg(1.3×10－3)＝2.9。
NH3·H2O OH－ ＋ c(初始) 0.1 ml·L－1 0 0 0.1×1% 0.1×1% 0.1×1% ml·L－1 ml·L－1 ml·L－1则c(OH－)＝0.1×1% ml·L－1＝10－3ml·L－1c(H＋)＝10－11 ml·L－1，所以pH＝11。
(3)pH＝2的盐酸与等体积的水混合
(4)pH＝2的盐酸加水稀释到1 000倍
(5)常温下，将0.1 ml·L－1氢氧化钠溶液与0.06 ml·L－1硫酸溶液等体积混合。
(6)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。
0.05 ml·L－1
题组三 强酸、强碱混合呈中性pH与体积关系5.在某温度时，测得0.01 ml·L－1的NaOH溶液的pH＝11。(1)该温度下水的离子积常数Kw＝______。
由题意知，溶液中c(H＋)＝10－11 ml·L－1，c(OH－)＝0.01 ml·L－1，故Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝10－13。
(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＝_______。
根据中和反应：H＋＋OH－===H2O。c(H＋)·Vb＝c(OH－)·Va10－2·Vb＝10－13/10－12·Va
根据中和反应H＋＋OH－===H2Oc(H＋)·Vb＝c(OH－)·Va10－b·Vb＝10－13/10－a·Va
②若所得混合液为中性，且a＋b＝12，则Va∶Vb＝________。
有关pH计算的一般思维模型
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c(NaOH)＝。酸碱中和滴定的关键：(1)准确测定 ；(2)准确判断。
2.实验用品(1)仪器图(A)是 ，图B是 、滴定管夹、铁架台、 。
(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，因为酸性和氧化性物质易 。②碱性的试剂一般用 滴定管，因为碱性物质易 ，致使 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→记体积→加指示剂。(2)滴定
控制滴定管的活塞
锥形瓶内溶液的颜色变化
摇动锥形瓶
(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 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 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
5.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必须使用指示剂，如用标准的Na2SO3溶液滴定KMnO4溶液时，KMnO4颜色褪去时即为滴定终点。
1.正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”(1)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( )(2)中和滴定实验时，滴定管、锥形瓶均用待测液润洗( )(3)滴定终点就是酸碱恰好中和的点( )(4)滴定管盛标准溶液时，调液面一定要调到“0”刻度( )(5)滴定接近终点时，滴定管的尖嘴可以接触锥形瓶内壁( )(2016·海南，8C)
2.KMnO4(H＋)溶液、溴水、Na2CO3溶液、稀盐酸应分别盛放在哪种滴定管中？
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、溴水、稀盐酸应盛放在酸式滴定管中，Na2CO3溶液应盛放在碱式滴定管中。
3.酸式滴定管怎样查漏？
将旋塞关闭，滴定管里注入一定量的水，把它固定在滴定管夹上，放置10分钟，观察滴定管口及旋塞两端是否有水渗出，旋塞不渗水才可使用。
题组一 误差分析的全面突破1.用标准盐酸溶液滴定未知浓度的NaOH溶液(酚酞作指示剂)，用“偏高”、“偏低”或“无影响”填空。(1)酸式滴定管未用标准溶液润洗( )(2)锥形瓶用待测溶液润洗( )(3)锥形瓶洗净后还留有蒸馏水( )(4)放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失( )(5)酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失( )
(6)部分酸液滴出锥形瓶外( )(7)酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或前仰后俯)( )(8)酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或前俯后仰)( )
题组二 指示剂、仪器的准确选择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 ml·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
NaOH溶液和CH3COOH溶液恰好完全反应时生成CH3COONa，由于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。
3.用已知浓度的NaOH溶液滴定某H2SO4溶液的浓度(如图所示)，下表中正确的选项是
题组三 滴定终点的规范描述及数据处理4.(1)用a ml·L－1的HCl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，滴定终点现象是_________________________________________________________________。(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____________________________________________________________。
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
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是________________________________________________________________________。(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______________________________________________________。
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
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
5.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。
在求c(NaOH)和进行误差分析时应依据公式：c(NaOH)＝ 。欲求c(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c(NaOH)。考查酸碱中和滴定实验的规范操作。
(2)下列操作中可能使所测NaOH溶液的浓度数值偏低的是________(填字母)。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
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，中和相同量的碱，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)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。
读数时，以凹液面的最低点为基准。
(4)某学生根据3次实验分别记录有关数据如下表：
依据上表数据列式计算该NaOH溶液的物质的量浓度。
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。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”。
题组四 滴定曲线的图像分析6.酸碱中和滴定曲线是以酸碱滴定过程中滴加碱(或酸)的量或中和百分数为横坐标，以溶液pH为纵坐标，绘出溶液pH随碱(或酸)的滴加量而变化的曲线。它描述了滴定过程中溶液pH的变化情况，特别是滴定终点附近溶液pH的突变情况。右图为某浓度的NaOH溶液滴定10.00 mL一定浓度的盐酸的示意图。根据图像分析：(1)HCl溶液的浓度是______________，NaOH溶液的浓度是________________；(2)x＝______。
0.050 00 ml·L－1
0.100 0 ml·L－1
由图可知，未滴定时，pH＝1，说明盐酸中H＋浓度为0.100 0 ml·L－1，即盐酸浓度为0.100 0 ml·L－1，而加入20.00 mL NaOH溶液可以中和10.00 mL 0.100 0 ml·L－1盐酸，说明NaOH溶液浓度为0.050 0 ml·L－1，n(NaOH)＝0.050 00 ml·L－1×0.02 L＝0.001 ml。
7.已知某温度下CH3COOH的电离常数K＝1.6×10－5。该温度下，向20 mL 0.01 ml·L－1 CH3COOH溶液中逐滴加入0.01 ml·L－1 KOH溶液，其pH变化曲线如图所示(忽略温度变化)。请回答下列有关问题：(已知lg4＝0.6)(1)a点溶液中c(H＋)为_______________，pH约为___。
4×10－4 ml·L－1
(2)a、b、c、d四点中水的电离程度最大的是___点，滴定过程中宜选用______作指示剂，滴定终点在________(填“c点以上”或“c点以下”)。
a点是醋酸溶液，b点是醋酸和少量CH3COOK的混合溶液，c点是CH3COOK和少量醋酸的混合溶液，d点是CH3COOK和KOH的混合溶液，酸、碱均能抑制水的电离，CH3COOK水解促进水的电离，所以c点溶液中水的电离程度最大。由于酸碱恰好完全反应时溶液显碱性，故应该选择在碱性范围内变色的指示剂酚酞。滴定终点应在c点以上。
(3)若向20 mL稀氨水中逐滴加入等浓度的盐酸，则下列变化趋势正确的是________(填字母)。
由于稀氨水显碱性，首先排除选项A和C；两者恰好反应时溶液显酸性，排除选项D。
氧化还原滴定法滴定操作不仅适用于酸碱中和反应，也可迁移应用于氧化还原反应进行物质含量的测定，计算方法主要用“关系式”法。(1)原理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。(2)实例 ①酸性KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液原理：2 ＋6H＋＋5H2C2O4===10CO2↑＋2Mn2＋＋8H2O。指示剂：酸性KMnO4溶液本身呈紫色，不用另外选择指示剂，当滴入最后一滴酸性KMnO4溶液后，溶液由无色变浅红色，且半分钟内不褪色，说明到达滴定终点。
②Na2S2O3溶液滴定碘液原理：2Na2S2O3＋I2===Na2S4O6＋2NaI。指示剂：用淀粉作指示剂，当滴入一滴Na2S2O3溶液后，溶液的蓝色褪去，且半分钟内不恢复原色，说明到达滴定终点。
1.(2016·天津理综，9)水中溶氧量(DO)是衡量水体自净能力的一个指标，通常用每升水中溶解氧分子的质量表示，单位mg·L－1，我国《地表水环境质量标准》规定，生活饮用水源的DO不能低于5 mg·L－1。某化学小组同学设计了下列装置(夹持装置略)，测定某河水的DO。Ⅰ.测定原理：碱性条件下，O2将Mn2＋氧化为MnO(OH)2：①2Mn2＋＋O2＋4OH－===2MnO(OH)2↓
酸性条件下，MnO(OH)2将I－氧化为I2：②MnO(OH)2＋I－＋H＋―→Mn2＋＋I2＋H2O(未配平)用Na2S2O3标准溶液滴定生成的I2：③。Ⅱ.测定步骤：a.安装装置，检验气密性，充N2排尽空气后，停止充N2。b.向烧瓶中加入200 mL水样。c.向烧瓶中依次迅速加入1 mL MnSO4无氧溶液(过量)、2 mL碱性KI无氧 溶液(过量)，开启搅拌器，至反应①完全。d.搅拌并向烧瓶中加入2 mL H2SO4无氧溶液，至反应②完全，溶液为中 性或弱酸性。
e.从烧瓶中取出40.00 mL溶液，以淀粉作指示剂，用0.010 00 ml·L－1 Na2S2O3溶液进行滴定，记录数据。f.……g.处理数据(忽略氧气从水样中的逸出量和加入试剂后水样体积的变化)。回答下列问题：(1)配制以上无氧溶液时，除去所用溶剂水中氧的简单操作为________。
气体在水中的溶解度随着温度升高而减小，将溶剂水煮沸可以除去所用溶剂水中氧气。
(2)在橡胶塞处加入水样及有关试剂应选择的仪器为____。①滴定管 ②注射器 ③量筒
搅拌可以使溶液混合均匀，加快反应速率。
(3)搅拌的作用是______________________________。
在橡胶塞处加入水样及有关试剂，应选择注射器。
使溶液混合均匀，快速完成反应
(4)配平反应②的方程式，其化学计量数依次为_________。
1,2,4,1,1,3
Mn元素的化合价由＋4价降低到＋2价，碘元素的化合价由－1价升高到0价，根据化合价升降总数相等，反应②配平后化学方程式为MnO(OH)2＋2I－＋4H＋===Mn2＋＋I2＋3H2O，故其化学计量数依次为1,2,4,1,1,3。
(5)步骤f为_______________________。
(6)步骤e中达到滴定终点的标志为________________________________。若某次滴定消耗Na2S2O3溶液4.50 mL，水样的DO＝_____mg·L－1(保留一位小数)。作为饮用水源，此次测得DO是否达标：____(填“是”或“否”)。
重复步骤e的操作2～3次
溶液蓝色褪去且半分钟内不恢复原色
为了减小实验的误差，滴定操作一般需要重复操作2～3次，因此步骤f为重复步骤e的操作2～3次。
I－被氧化为I2后，再用Na2S2O3溶液滴定，将I2还原为I－，因此滴定结束时，溶液的蓝色消失且半分钟不恢复原色；n(Na2S2O3)＝0.010 00 ml·L－1×0.004 5 L＝4.5×10－5 ml，根据反应①②③有O2～2MnO(OH)2～ 2I2～4 ，n(O2)＝ n(Na2S2O3)＝1.125×10－5 ml，该河水的DO＝ mg·L－1＝9.0 mg·L－1＞5 mg·L－1，此次测得的DO达标。
(7)步骤d中加入H2SO4溶液反应后，若溶液pH过低，滴定时会产生明显的误差，写出产生此误差的原因(用离子方程式表示，至少写出2个)___________________________________________________________________________________________________________。
Na2S2O3在酸性条件下发生歧化反应，生成的SO2也能够被生成的I2氧化，同时空气中的O2也能够将I－氧化，反应的离子方程式有2H＋＋ ===S↓＋SO2↑＋H2O，SO2＋I2＋2H2O===4H＋＋ ＋2I－，4H＋＋4I－＋O2===2I2＋ 2H2O。
2.为测定某石灰石中CaCO3的质量分数，称取W g石灰石样品，加入过量的浓度为6 ml·L－1的盐酸，使它完全溶解，加热煮沸，除去溶解的CO2，再加入足量的草酸铵[(NH4)2C2O4]溶液后，慢慢加入氨水可降低溶液的酸度，则析出草酸钙沉淀：C2O ＋Ca2＋===CaC2O4↓，过滤出CaC2O4后，用稀硫酸溶解：CaC2O4＋H2SO4===H2C2O4＋CaSO4，再用蒸馏水稀释至V0 mL，取出V1 mL，用a ml·L－1的酸性KMnO4溶液滴定，此时发生反应2MnO ＋5H2C2O4＋6H＋===2Mn＋＋10CO2↑＋8H2O，若达到滴定终点时消耗a ml·L－1的KMnO4溶液V2 mL，计算样品中CaCO3的质量分数：___________。
本题涉及的化学方程式或离子方程式为CaCO3＋2HCl===CaCl2＋H2O＋CO2↑， ＋Ca2＋===CaC2O4↓，CaC2O4＋H2SO4===H2C2O4＋CaSO4, ＋5H2C2O4＋6H＋===2Mn2＋＋10CO2↑＋8H2O，由此得出相应的关系式：5CaCO3～5H2C2O4～5 ml 2 mln(CaCO3) a ml·L－1×V2×10－3 L解得：n(CaCO3)＝2.5aV2×10－3 ml则原溶液中w(CaCO3) ＝×100%＝ %。
3.某实验小组称取重铬酸钾试样2.40 g配成250 mL溶液，取出25.00 mL于碘量瓶中，加入稀硫酸和足量碘化钾(铬被还原为Cr3＋)并放于暗处6min左右，然后加入适量水和数滴淀粉指示剂，用0.24 ml·L－1Na2S2O3标准溶液滴定至终点(发生反应：I2＋2 ===2I－＋ ，杂质不参与反应)，共用去Na2S2O3标准溶液20.00 mL。求所得产品中重铬酸钾的质量分数(写出计算过程)。
称取重铬酸钾试样2.40 g配成250 mL溶液，取出25.00 mL于碘量瓶中，加入稀硫酸和足量碘化钾(铬被还原为Cr3＋)并放于暗处6 min左右，反应为 ＋6I－＋14H＋===2Cr3＋＋3I2＋7H2O，然后加入适量水和数滴淀粉指示剂，用0.24 ml·L－1Na2S2O3标准溶液滴定至终点，发生反应：I2＋2 ===2I－＋ ，共用Na2S2O3标准溶液20.00 mL，依据反应的定量关系为 ～ 3I2 ～ 6Na2S2O3 1 6 0.24 ml·L－1×0.020 0 L n
4.(2016·辽宁高三一模)KMnO4是一种用途广泛的氧化剂，可由软锰矿(主要成分为MnO2)通过下列方法制备：a.软锰矿与过量KOH、KClO3固体熔融生成K2MnO4；b.溶解、过滤后将滤液酸化，使K2MnO4完全转化为MnO2和KMnO4；c.滤去MnO2，将滤液浓缩、结晶得到深紫色的KMnO4产品。(1)溶液酸化时，K2MnO4转变为MnO2和KMnO4的离子方程式是_________________________________________；
由滤液酸化后，K2MnO4转变为MnO2和KMnO4，则反应为3MnO ＋4H＋===MnO2↓＋2MnO ＋2H2O。
(2)测定KMnO4产品的纯度可用标准Na2S2O3溶液进行滴定。①配制250 mL 0.100 ml·L－1标准Na2S2O3溶液，需准确称取Na2S2O3固体的质量为______g；
n＝cV＝0.100 ml·L－1×0.250 L＝0.025 ml，m＝nM＝0.025 0 ml×158 g·ml－11＝3.950 g；
②取上述制得的KMnO4产品0.600 0 g，酸化后用0.100 ml·L－1标准Na2S2O3溶液进行滴定，滴定至终点消耗Na2S2O3溶液20.00 mL。计算该KMnO4产品的纯度(写出计算过程)。(有关离子方程式为未配平)
由化学方程式： ，设样品中KMnO4物质的量为n ml，可知8KMnO4～5n 0.100 ml·L－1×20.00 mL×10－3L所以n(KMnO4)＝ ×0.100 ml·L－1×20.00 mL×10－3 L＝3.2×10－3 ml所以m(KMnO4)＝nM＝3.2×10－3ml×158 g·ml－1＝0.505 6 g，KMnO4产品的纯度为 ×100%≈84.27%。
1.(2015·广东理综，12)准确移取20.00 mL某待测HCl溶液于锥形瓶中，用0.100 0 ml·L－1NaOH溶液滴定。下列说法正确的是A.滴定管用蒸馏水洗涤后，装入NaOH溶液进行滴定B.随着NaOH溶液滴入，锥形瓶中溶液pH由小变大C.用酚酞作指示剂，当锥形瓶中溶液由红色变无色时停止滴定D.滴定达终点时，发现滴定管尖嘴部分有悬滴，则测定结果偏小
A项，滴定管用水洗涤后，还要用待装溶液润洗，否则将引起误差，错误；B项，在用NaOH溶液滴定盐酸的过程中，锥形瓶内溶液由酸性逐渐变为中性，溶液的pH由小变大，正确；C项，用酚酞作指示剂，锥形瓶中溶液应由无色变为粉红色，且半分钟内不恢复原色时才能停止滴定，错误；D项，滴定达终点时，发现滴定管尖嘴部分有悬滴，则碱液的体积偏大，测定结果偏大，错误。
2.(2015·山东理综，13)室温下向10 mL 0.1 ml·L－1NaOH溶液中加入0.1 ml·L－1的一元酸HA，溶液pH的变化曲线如图所示。下列说法正确的是A.a点所示溶液中c(Na＋)>c(A－)>c(H＋)>c(HA)B.a、b两点所示溶液中水的电离程度相同C.pH＝7时，c(Na＋)＝c(A－)＋c(HA)D.b点所示溶液中c(A－)>c(HA)
A项，a点NaOH与HA恰好完全反应，溶液的pH为8.7，呈碱性，说明HA为弱酸，NaA发生了水解反应，则溶液中：c(Na＋)>c(A－)>c(OH－)>c(HA) >c(H＋)，错误；B项，a点NaA发生了水解反应，促进了水的电离，b点主要由于HA的电离而使溶液呈酸性，抑制了水的电离，所以a点水的电离程度大于b点水的电离程度，错误；C项，根据电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)，pH＝7，则c(H＋)＝c(OH－)，可得c(Na＋)＝c(A－)，错误；D项，b点溶液中溶质为等物质的量NaA和HA，溶液呈酸性，说明HA的电离程度大于NaA的水解程度，所以c(A－)>c(HA)，正确。
3.(2013·新课标全国卷Ⅱ，13)室温时，M(OH)2(s)M2＋(aq)＋2OH－(aq) Ksp＝a，c(M2＋)＝b ml·L－1时，溶液的pH等于
由Ksp＝c(M2＋)·c2(OH－)得c(OH－)＝ ml·L－1，Kw＝c(H＋)·c(OH－)得c(H＋)＝ ml·L－1，pH＝－lg ＝14＋ 。
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 ml·L－1的一元酸HA与b ml·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＝bB.混合溶液的pH＝7C.混合溶液中，c(H＋)＝ ml·L－1D.混合溶液中，c(H＋)＋c(B＋)＝c(OH－)＋c(A－)
判断溶液呈中性的依据是c(H＋)＝c(OH－)。A项，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，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，c(H＋)·c(OH－)＝Kw，因为c(H＋)＝ ml·L－1，则c(OH－)＝ ml·L－1，c(H＋)＝c(OH－)，故溶液呈中性；D项，c(H＋)＋c(B＋)＝c(OH－)＋c(A－)，只能说明溶液中电荷守恒，无法判断溶液的酸碱性。
5.[2015·山东理综，31(3)]利用间接酸碱滴定法可测定Ba2＋的含量，实验分两步进行。
步骤Ⅰ：移取x mL一定浓度的Na2CrO4溶液于锥形瓶中，加入酸碱指示剂，用b ml·L－1盐酸标准液滴定至终点，测得滴加盐酸体积为V0 mL。步骤Ⅱ：移取y mL BaCl2溶液于锥形瓶中，加入x mL与步骤Ⅰ相同浓度的Na2CrO4溶液，待Ba2＋完全沉淀后，再加入酸碱指示剂，用b ml·L－1盐酸标准液滴定至终点，测得滴加盐酸的体积为V1 mL。
滴加盐酸标准液时应用酸式滴定管，“0”刻度位于滴定管的_____ (填“上方”或“下方”)。BaCl2溶液的浓度为___________ml·L－1，若步骤Ⅱ中滴加盐酸时有少量待测液溅出，Ba2＋浓度测量值将______(填“偏大”或“偏小”)。
“0”刻度位于滴定管的上方。由题意可得关系式BaCl2～ ～H＋，则有c(BaCl2)×y×10－3L＝b ml·L－1×(V0－V1)×10－3 L，解得c(BaCl2)＝ ml·L－1。若步骤Ⅱ中滴加盐酸时有少量待测液溅出，则V1变小，Ba2＋浓度测量值将偏大。
1.(2016·绵阳诊断)25 ℃时，水的电离达到平衡：H2OH＋＋OH－。下列叙述错误的是A.向水中通入氨气，平衡逆向移动，c(OH－)增大B.向水中加入少量稀硫酸，c(H＋)增大，Kw不变C.将水加热平衡正向移动，Kw变大D.升高温度，平衡正向移动，c(H＋)增大，pH不变
向水中通入NH3，c(OH－)增大，平衡左移，A正确；向水中加入少量稀H2SO4，c(H＋)增大，但温度不变，Kw不变，B正确；将水加热，水的电离平衡正向移动，Kw变大，C正确；升高温度，能促进水的电离，c(H＋)增大，pH减小，D错误。
2.水的电离常数如下图两条曲线所示，曲线中的点都符合c(H＋)·c(OH－)＝常数，下列说法错误的是 A.图中温度T1 >T2B.图中五点Kw间的关系：B＞C＞A＝D＝EC.曲线a、b均代表纯水的电离情况D.若处在B点时，将pH＝2的硫酸溶液与pH＝ 12的KOH溶液等体积混合后，溶液显碱性
D项，B点Kw＝10－12，H2SO4中c(H＋)＝10－2 ml·L－1，KOH中c(OH－)＝ ml·L－1＝1 ml·L－1，等体积混合后，KOH过量，溶液呈碱性，正确。
3.(2017·岳阳检测)某温度下，水的离子积常数Kw＝1×10－12。该温度下，将pH＝4的H2SO4溶液与pH＝9的NaOH溶液混合并保持恒温，欲使混合溶液的pH＝7，则稀硫酸与NaOH溶液的体积比为A.1∶10 B.9∶1C.1∶9 D.99∶21
设稀硫酸的体积为a，NaOH溶液的体积为b，则10－3b－10－4a＝10－5(a＋b)，a∶b＝9∶1。
4.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 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
溶液中 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。
5.25 ℃时，Kw＝1.0×10－14；100 ℃时，Kw＝1×10－12，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＝7B.25 ℃时，0.2 ml·L－1 Ba(OH)2溶液和0.2 ml·L－1 HCl等体积混合，所得 溶液的pH＝7C.25 ℃时，0.2 ml·L－1 NaOH溶液与0.2 ml·L－1 CH3COOH恰好中和，所 得溶液的pH＝7D.25 ℃时，pH＝12的氨水和pH＝2的H2SO4等体积混合，所得溶液的 pH>7
100 ℃时，NaOH和H2SO4恰好中和时，pH＝6，A错误；25 ℃时，c(OH－)＝0.4 ml·L－1，c(H＋)＝0.2 ml·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。
6.将一定体积的NaOH溶液分成两等份，一份用pH＝2的一元酸HA溶液中和，消耗酸溶液的体积为V1；另一份用pH＝2的一元酸HB溶液中和，消耗酸溶液的体积为V2；则下列叙述正确的是A.若V1＞V2，则说明HA的酸性比HB的酸性强B.若V1＞V2，则说明HA的酸性比HB的酸性弱C.因为两种酸溶液的pH相等，故V1一定等于V2D.HA、HB分别和NaOH中和后，所得的溶液都一定呈中性
中和等量的氢氧化钠需要等量的一元酸，若V1＞V2，说明HA的浓度小，比HB的电离程度大，HA的酸性强，A正确、B错误；C项，因为酸的电离程度不一定相同，所以需要的体积不一定相同，错误；D项，因为不能确定酸的强弱，不能确定盐溶液的酸碱性，错误。
7.(2016·郑州模拟)常温下，0.1 ml·L－1某一元酸(HA)溶液中 ＝1×10－8，下列叙述正确的是A.该一元酸溶液的pH＝1B.该溶液中由水电离出的c(H＋)＝1×10－11ml·L－1C.该溶液中水的离子积常数为1×10－22D.用pH＝11的NaOH溶液V1 L和V2 L 0.1·ml·L－1该一元酸(HA)溶液混合， 若混合溶液的pH＝7，则V1＜V2
将c(OH－)＝ 代入原题关系式中可得 ＝1×10－8，解得c(H＋)＝1×10－3 ml·L－1，所以该溶液的pH＝3，A项错；酸溶液中水的电离看氢氧根离子，c(OH－)＝ ml·L－1＝1×10－11 ml·L－1，所以由水电离子出的c(H＋)＝1×10－11ml·L－1，B项正确；温度一定，水的离子积是一个常数，C项错误；由于HA是弱酸，二者等体积混合呈酸性，当pH＝7时应有V1＞V2，D项错。
8.(2016·昆明四校联考)用标准盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液，下列各操作中会引起实验误差的是A.滴定前酸式滴定管需用标准盐酸润洗B.用蒸馏水洗净锥形瓶后，立即装入一定体积的NaOH溶液后进行滴定C.往盛有20.00 mL NaOH溶液的锥形瓶中，滴入几滴酚酞指示剂后进行 滴定D.用蒸馏水洗净锥形瓶后，再用NaOH溶液润洗，然后装入一定体积的 NaOH溶液
锥形瓶内存有少量蒸馏水，但待测液的物质的量不变，消耗标准液的体积不变，B不会引起误差；锥形瓶不能用待测液润洗，否则会使测定结果偏高。
9.(2016·烟台检测)中和滴定是一种操作简单、准确度高的定量分析方法。实际工作中也可利用物质间的氧化还原反应、沉淀反应进行类似的滴定分析，这些滴定分析均需要通过指示剂来确定滴定终点。下列对几种具体的滴定分析(待测液置于锥形瓶内)中所用指示剂及滴定终点时的溶液颜色的判断不正确的是A.用标准酸性KMnO4溶液滴定Na2SO3溶液以测量其浓度：KMnO4——浅红色B.利用a“Ag＋＋SCN－===AgSCN↓”原理，可用标准KSCN溶液测量AgNO3溶 液浓度：Fe(NO3)3——红色C.利用“2Fe3＋＋2I－===I2＋2Fe2＋”，用FeCl3溶液测量KI样品中KI的百分含量： 淀粉——蓝色D.利用OH－＋H＋===H2O来测量某盐酸的浓度时：酚酞——浅红色
滴定反应一旦开始就有I2生成，溶液就呈现蓝色，故无法判断终点。
10.向盛有10 mL NaOH溶液的烧杯中逐滴滴加稀盐酸，下列图像能够体现溶液pH变化情况的是
原溶液为NaOH溶液，pH＞7，当向其中逐滴加入盐酸时，pH会减小，当接近中和反应终点时，pH突变，而后pH不断减小并趋于不变，本题选C。
11.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 ml·L－1B.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
P点表示盐酸与氢氧化钠恰好完全中和，溶液呈中性，B正确。
12.(2016·安徽“江南十校”联考)常温下向25 mL 0.1 ml·L－1NaOH溶液中逐滴滴加0.2 ml·L－1的HN3(叠氮酸)溶液，pH的变化曲线如图所示(溶液混合时体积的变化忽略不计，叠氮酸的Ka＝10－4.7)。下列说法正确的是A.水电离出的c(H＋)：A点小于B点B.在B点，离子浓度大小为c(OH－)＞c(H＋)＞ c(Na＋)＞c(N )C.在C点，滴加的V(HN3)＝12.5 mLD.在D点，c(Na＋)＝2c(HN3)＋2c(N )
叠氮酸HN3的Ka＝10－4.7，说明HN3是一元弱酸。NaOH抑制水的电离，NaOH溶液的物质的量浓度：A点大于B点，则水电离出c(H＋)；A点小于B点，A项正确；B点溶液中，c(Na＋)＞c( )＞c(OH－)＞c(H＋)，B项错误；NaN3属于强碱弱酸盐，NaN3溶液因 发生水解而呈碱性，C点溶液呈中性，说明此时HN3过量，V(HN3)＞12.5 mL，C项错误；D点溶液中，根据物料守恒，2c(Na＋)＝c( )＋c( )，D项错误。
13.Ⅰ.现有常温下的六份溶液：①0.01 ml· L－1 CH3COOH溶液；②0.01 ml· L－1 HCl溶液；③pH＝12的氨水；④pH＝12的NaOH溶液；⑤0.01 ml· L－1 CH3COOH溶液与pH＝12的氨水等体积混合后所得溶液；⑥0.01 ml· L－1 HCl溶液与pH＝12的NaOH溶液等体积混合所得溶液。(1)其中水的电离程度最大的是____(填序号，下同)，水的电离程度相同的是_______。
酸和碱都会抑制水的电离，故只有⑥(NaCl溶液)对H2O的电离无抑制作用。②③④对水的电离抑制程度相同。
(2)若将②③混合后所得溶液的pH＝7，则消耗溶液的体积：②____(填“＞”、“＜”或“＝”)③。
因pH＝12的氨水中c(NH3·H2O)＞0.01 ml·L－1，故②③混合，欲使pH＝7，则需体积②＞③。
(3)将六份溶液同等稀释10倍后，溶液的pH：①____②，③____④，⑤____⑥(填“＞”、“＜”或“＝”)。
稀释同样的倍数后，溶液的pH：①＞②；③＞④；⑤＞⑥。
(4)将①④混合，若有c(CH3COO－)＞c(H＋)，则混合溶液可能呈____________(填字母)。A.酸性 B.碱性 C.中性
由电荷守恒知：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－), 仅知道c(CH3COO－)＞c(H＋)，无法比较c(H＋)与c(OH－)的相对大小，也就无法判断混合液的酸碱性，故选ABC。
Ⅱ.下表中是不同温度下水的离子积的数据：
试回答以下问题：(1)若25＜t1＜t2，则a_____(填“>”、“＜”或“＝”)1×10－14，作此判断的理由是_______________________________________。
温度升高，水的电离程度增大，离子积增大
升高温度，促进水的电离，水的离子积常数增大。
(2)25 ℃时，某Na2SO4溶液中c( )＝5×10－4 ml·L－1，取该溶液1 mL加水稀释至10 mL，则稀释后溶液中c(Na＋)∶c(OH－)＝________。
c(Na＋)＝ ＝1.0×10－4 ml·L－1，而25 ℃时c(OH－)＝1.0×10－7 ml·L－1，所以c(Na＋)∶c(OH－)＝(1.0×10－4 ml·L－1)∶(1.0×10－7 ml·L－1)＝1 000∶1。
(3)在t2温度下测得某溶液pH＝7，该溶液显____(填“酸”、“碱”或“中”)性。将此温度下pH＝11的NaOH溶液a L与pH＝1的H2SO4溶液b L混合。 ①若所得混合液呈中性，则a∶b＝______。
t2温度下，pH＝6的溶液呈中性，则pH＝7的溶液显碱性。若所得混合液呈中性，即n(H＋)＝n(OH－)，1×10－1 ml·L－1×b L＝ ml·L－1×a L，则a∶b＝1∶1。
考纲要求1.了解水的电离、离子积常数。2.了解溶液pH的含义及其测定方法，能进行pH的简单计算。
考点三 酸、碱中和滴定
考点二 溶液的酸碱性和pH
微专题27 关系式法在氧化还原滴定法中的应用
考能提升 探究高考 明确考向
1.水的电离水是极弱的电解质，水的电离方程式为 或 。2.水的离子积常数Kw＝c(H＋)·c(OH－)。(1)室温下：Kw＝ 。(2)影响因素：只与 有关，升高温度，Kw 。(3)适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的 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。
H2O＋H2OH3O＋＋OH－
H2OH＋＋OH－
3.影响水电离平衡的因素(1)升高温度，水的电离程度 ，Kw 。(2)加入酸或碱，水的电离程度 ，Kw 。(3)加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3)，水的电离程度 ，Kw 。
4.填写外界条件对水电离平衡的具体影响
1.正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”(1)在pH＝2的盐酸溶液中由水电离出c(H＋)和c(OH－)总是相等的( )(2)在蒸馏水中滴加浓H2SO4，Kw不变( )(3)NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同( )(4)室温下，0.1 ml·L－1的HCl溶液与0.1 ml·L－1的NaOH溶液中水的电离程度相同( )
(5)25 ℃和60 ℃的水的pH，前者大于后者，但都显中性( )(6)室温下，pH值相同的NaOH溶液与CH3COONa溶液，水的电离程度后者大( )(7)常温下，pH＝5的NH4Cl溶液与pH＝9的CH3COONa 溶液中，水的电离程度相同( )
2.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？并说明原因。水的电离平衡移动后，溶液中c(H＋)·c(OH－)是增大还是减小？
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。c(H＋)·c(OH－)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。
1.水的离子积常数Kw＝c(H＋)·c(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 。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1.一定温度下，水存在H2OH＋＋OH－ ΔH>0的平衡，下列叙述一定正确的是A.向水中滴入少量稀盐酸，平衡逆向移动，Kw减小B.将水加热，Kw增大，pH减小C.向水中加入少量固体CH3COONa，平衡逆向移动，c(H＋)降低D.向水中加入少量固体硫酸钠，c(H＋)＝10－7 ml·L－1，Kw不变
A项，Kw应不变；C项，平衡应正向移动；D项，由于没有指明温度，c(H＋)不一定等于10－7 ml·L－1。
2.一定温度下，水溶液中H＋和OH－的浓度变化曲线如图，下列说法正确的是A.升高温度，可能引起由c向b的变化B.该温度下，水的离子积常数为1.0×10－13C.该温度下，加入FeCl3可能引起由b向a的变化D.该温度下，稀释溶液可能引起由c向d的变化
A项，升高温度，促进水的电离平衡，则c(H＋)和c(OH－)都同等程度地增大，若由c向b变化，则c(H＋)增大，c(OH－)将变小，错误；B项，根据b点对应的c(H＋)和c(OH－)都为1.0×10－7 ml·L－1，所以该温度下，水的离子积常数Kw＝1.0×10－7×1.0×10－7＝1.0×10－14，错误；C项，加入FeCl3发生水解反应：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋，破坏水的电离平衡，c(H＋)增大、Kw不变，c(OH－)变小，则可能引起由b向a变化，正确；D项，c点对应的溶液呈碱性，稀释溶液，c(OH－)变小，Kw不变，c(H＋)增大，故可引起由c向b的变化，而不是向d变化，错误。
3.已知水在25 ℃和95 ℃时，其电离平衡曲线如图所示。(1)25 ℃时水的电离平衡曲线应为____(填“A”或“B”)，请说明理由___________________________________，25 ℃时，将pH＝9的NaOH溶液与pH＝4的H2SO4溶液混合，若所得混合溶液的pH＝7，则NaOH溶液与H2SO4溶液的体积比为________。
水电离需要吸热，温度越高Kw越大
25 ℃时，pH＝9的NaOH溶液中c(OH－)＝1×10－5 ml·L－1，pH＝4的硫酸中c(H＋)＝1×10－4 ml·L－1，当二者恰好反应完时有1×10－5V(碱)＝1×10－4V(酸)，V(碱)∶V(酸)＝10∶1。
(2)95 ℃时，若100体积pH＝a的某强酸溶液与1体积pH＝b的某强碱溶液混合后溶液呈中性，则a与b之间应满足的关系是_________。
95 ℃时，Kw＝1×10－12，pH＝a的强酸溶液中，c(H＋)＝1×10－a ml·L－1，pH＝b的强碱溶液中，c(OH－)＝10b－12 ml·L－1 ，100×10－a＝1×10b－12 ，2－a＝b－12，a＋b＝14。
(3)曲线A所对应的温度下，pH＝2的HCl溶液和pH＝11的某BOH溶液中，若水的电离程度分别用α1、α2表示，则α1______α2(填“大于”、“小于”、“等于”或“无法确定”，下同)，若将二者等体积混合，则混合溶液的pH___________7，判断的理由是_______________________________________________。
若BOH是弱碱，无法确定酸碱的物质的量的相对多少
由于盐酸中c(H＋)>BOH溶液中c(OH－)，结合水的电离方程式知二者对水电离程度的抑制能力前者较强，故α1小于α2。若BOH是强碱，等体积混合时酸过量，此时pH＜7，若BOH是弱碱，则无法确定碱与酸的物质的量的相对多少，故无法确定反应后溶液的pH。
(4)在曲线B所对应的温度下，将0.02 ml·L－1的Ba(OH)2溶液与等物质的量浓度的NaHSO4溶液等体积混合，所得混合液的pH＝____。
等体积混合时，溶液中Ba2＋反应完毕，但此时OH－消耗掉一半，故混合溶液中c(OH－)＝0.01 ml·L－1，c(H＋)＝1×10－10 ml·L－1，故pH＝10。
题组二 水电离出的c(H＋)或c(OH－)的定量计算4.求算下列常温下溶液中由H2O电离的c(H＋)和c(OH－)。(1)pH＝2的H2SO4溶液c(H＋)＝_____________，c(OH－)＝____________。
10－12 ml·L－1
10－12 ml·L－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c(OH－)，即为水电离的c(H＋)或c(OH－)。
(2)pH＝10的NaOH溶液c(H＋)＝_____________，c(OH－)＝______________。
10－10 ml·L－1
pH＝10的NaOH溶液中，OH－有两个来源：H2O的电离和NaOH的电离，H＋只来源于水。应先求出c(H＋)，即为水电离的c(OH－)或c(H＋)，c(OH－)＝10－4 ml·L－1，c(H＋)＝10－10 ml·L－1，则水电离的c(H＋)＝c(OH－)＝10－10 ml·L－1。
(3)pH＝2的NH4Cl溶液c(H＋)＝____________。
10－2 ml·L－1
(4)pH＝10的Na2CO3溶液c(OH－)＝____________。
10－4 ml·L－1
水解的盐溶液中的H＋或OH－均由水电离产生，水解显酸性的盐应计算其c(H＋)，水解显碱性的盐应计算其c(OH－)。pH＝2的NH4Cl溶液中由水电离产生的c(H＋)＝10－2 ml·L－1；pH＝10的Na2CO3溶液中由水电离产生的c(OH－)＝10－4 ml·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 ml·L－1的盐酸③0.01 ml·L－1的NaOH溶液 ④pH＝11的NaOH溶液A.1∶10∶100∶1 000 B.0∶1∶12∶11C.14∶13∶12∶11 D.14∶13∶2∶3
①中c(H＋)＝1 ml·L－1，由水电离出的c(H＋)与溶液中c(OH－)相等，等于1.0×10－14 ml·L－1；②中c(H＋)＝0.1 ml·L－1，由水电离出的c(H＋)＝1.0×10－13 ml·L－1；③中c(OH－)＝1.0×10－2 ml·L－1，由水电离出的c(H＋)与溶液中c(H＋)相等，等于1.0×10－12 ml·L－1；④中c(OH－)＝1.0×10－3 ml·L－1，同③所述由水电离出的c(H＋)＝1.0×10－11 ml·L－1。即(1.0×10－14)∶(1.0×10－13)∶(1.0×10－12)∶(1.0×10－11)＝1∶10∶100∶1 000。
理清溶液中H＋或OH－的来源(1)常温下，中性溶液c(OH－)＝c(H＋)＝10－7 ml·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c(H＋)＝c(OH－)。②实例如计算pH＝2的盐酸溶液中由水电离出的c(H＋)，方法是先求出溶液中的c(OH－)＝(Kw/10－2) ml·L－1＝10－12 ml·L－1，即由水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12 ml·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c(OH－)＝c(H＋)。②实例如计算pH＝12的NaOH溶液中由水电离出的c(OH－)，方法是知道溶液中的c(H＋)＝10－12 ml·L－1，即由水电离出的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12 ml·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c(H＋)＝10－5 ml·L－1，因为部分OH－与部分 结合，溶液中c(OH－)＝10－9 ml·L－1。②pH＝12的Na2CO3溶液中OH－全部来自水的电离，由水电离出的c(OH－)＝10－2 ml·L－1。
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＋) c(OH－)，常温下，pH 7。2.pH及其测量(1)计算公式：pH＝ 。
(2)测量方法①pH试纸法：用镊子夹取一小块试纸放在洁净的 或 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 ml·L－1，c(H＋)＝nc ml·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝－lg (nc)。强碱溶液(25 ℃)：如B(OH)n，设浓度为c ml·L－1，c(H＋)＝ ml·L－1，pH＝－lgc(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.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)相同浓度的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( )
2.用pH试纸测溶液的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?
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值只能是整数；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)。
特别提醒(1)溶液呈现酸、碱性的实质是c(H＋)与c(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试纸测溶液pH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的溶液也不一定为酸溶液，也可能为能水解的盐溶液。
2.pH＝5的H2SO4溶液，加水稀释到500倍，则稀释后c( )与c(H＋)的比值为______。
题组一 走出溶液稀释时pH值的判断误区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。
3.(1)体积相同，浓度均为0.2 ml·L－1的盐酸和CH3COOH溶液，分别加水稀释10倍，溶液的pH分别变成m和n，则m与n的关系为______。(2)体积相同，浓度均为0.2 ml·L－1的盐酸和CH3COOH溶液，分别加水稀释m倍、n倍，溶液的pH都变成3，则m与n的关系为______。(3)体积相同，pH均等于1的盐酸和CH3COOH溶液，分别加水稀释m倍、n倍，溶液的pH都变成3，则m与n的关系为_______。(4)体积相同，pH均等于13的氨水和NaOH溶液，分别加水稀释m倍、n倍，溶液的pH都变成9，则m与n的关系为______。
酸、碱稀释时两个误区(1)不能正确理解酸、碱的无限稀释规律常温下任何酸或碱溶液无限稀释时，溶液的pH都不可能大于7或小于7，只能接近7。
(2)不能正确理解弱酸、弱碱的稀释规律
注：表中a＋n＜7，b－n＞7。
题组二 溶液pH的计算4.按要求计算：常温时下列溶液的pH或浓度(忽略溶液混合时体积的变化)：(1)0.1 ml·L－1的CH3COOH溶液(已知CH3COOH的电离常数Ka＝1.8×10－5)
CH3COOH CH3COO－ ＋ H＋c(初始) 0.1 0 0c(电离) c(H＋) c(H＋) c(H＋)c(平衡) 0.1－c(H＋) c(H＋) c(H＋)
解得c(H＋)＝1.3×10－3 ml·L－1，所以pH＝－lg c(H＋)＝－lg(1.3×10－3)＝2.9。
NH3·H2O OH－ ＋ c(初始) 0.1 ml·L－1 0 0 0.1×1% 0.1×1% 0.1×1% ml·L－1 ml·L－1 ml·L－1则c(OH－)＝0.1×1% ml·L－1＝10－3ml·L－1c(H＋)＝10－11 ml·L－1，所以pH＝11。
(3)pH＝2的盐酸与等体积的水混合
(4)pH＝2的盐酸加水稀释到1 000倍
(5)常温下，将0.1 ml·L－1氢氧化钠溶液与0.06 ml·L－1硫酸溶液等体积混合。
(6)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。
0.05 ml·L－1
题组三 强酸、强碱混合呈中性pH与体积关系5.在某温度时，测得0.01 ml·L－1的NaOH溶液的pH＝11。(1)该温度下水的离子积常数Kw＝______。
由题意知，溶液中c(H＋)＝10－11 ml·L－1，c(OH－)＝0.01 ml·L－1，故Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝10－13。
(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＝_______。
根据中和反应：H＋＋OH－===H2O。c(H＋)·Vb＝c(OH－)·Va10－2·Vb＝10－13/10－12·Va
根据中和反应H＋＋OH－===H2Oc(H＋)·Vb＝c(OH－)·Va10－b·Vb＝10－13/10－a·Va
②若所得混合液为中性，且a＋b＝12，则Va∶Vb＝________。
有关pH计算的一般思维模型
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c(NaOH)＝。酸碱中和滴定的关键：(1)准确测定 ；(2)准确判断。
2.实验用品(1)仪器图(A)是 ，图B是 、滴定管夹、铁架台、 。
(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，因为酸性和氧化性物质易 。②碱性的试剂一般用 滴定管，因为碱性物质易 ，致使 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→记体积→加指示剂。(2)滴定
控制滴定管的活塞
锥形瓶内溶液的颜色变化
摇动锥形瓶
(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 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 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
5.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必须使用指示剂，如用标准的Na2SO3溶液滴定KMnO4溶液时，KMnO4颜色褪去时即为滴定终点。
1.正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”(1)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( )(2)中和滴定实验时，滴定管、锥形瓶均用待测液润洗( )(3)滴定终点就是酸碱恰好中和的点( )(4)滴定管盛标准溶液时，调液面一定要调到“0”刻度( )(5)滴定接近终点时，滴定管的尖嘴可以接触锥形瓶内壁( )(2016·海南，8C)
2.KMnO4(H＋)溶液、溴水、Na2CO3溶液、稀盐酸应分别盛放在哪种滴定管中？
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、溴水、稀盐酸应盛放在酸式滴定管中，Na2CO3溶液应盛放在碱式滴定管中。
3.酸式滴定管怎样查漏？
将旋塞关闭，滴定管里注入一定量的水，把它固定在滴定管夹上，放置10分钟，观察滴定管口及旋塞两端是否有水渗出，旋塞不渗水才可使用。
题组一 误差分析的全面突破1.用标准盐酸溶液滴定未知浓度的NaOH溶液(酚酞作指示剂)，用“偏高”、“偏低”或“无影响”填空。(1)酸式滴定管未用标准溶液润洗( )(2)锥形瓶用待测溶液润洗( )(3)锥形瓶洗净后还留有蒸馏水( )(4)放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失( )(5)酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失( )
(6)部分酸液滴出锥形瓶外( )(7)酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或前仰后俯)( )(8)酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或前俯后仰)( )
题组二 指示剂、仪器的准确选择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 ml·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
NaOH溶液和CH3COOH溶液恰好完全反应时生成CH3COONa，由于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。
3.用已知浓度的NaOH溶液滴定某H2SO4溶液的浓度(如图所示)，下表中正确的选项是
题组三 滴定终点的规范描述及数据处理4.(1)用a ml·L－1的HCl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，滴定终点现象是_________________________________________________________________。(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____________________________________________________________。
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
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是________________________________________________________________________。(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______________________________________________________。
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
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
5.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。
在求c(NaOH)和进行误差分析时应依据公式：c(NaOH)＝ 。欲求c(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c(NaOH)。考查酸碱中和滴定实验的规范操作。
(2)下列操作中可能使所测NaOH溶液的浓度数值偏低的是________(填字母)。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
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，中和相同量的碱，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)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。
读数时，以凹液面的最低点为基准。
(4)某学生根据3次实验分别记录有关数据如下表：
依据上表数据列式计算该NaOH溶液的物质的量浓度。
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。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”。
题组四 滴定曲线的图像分析6.酸碱中和滴定曲线是以酸碱滴定过程中滴加碱(或酸)的量或中和百分数为横坐标，以溶液pH为纵坐标，绘出溶液pH随碱(或酸)的滴加量而变化的曲线。它描述了滴定过程中溶液pH的变化情况，特别是滴定终点附近溶液pH的突变情况。右图为某浓度的NaOH溶液滴定10.00 mL一定浓度的盐酸的示意图。根据图像分析：(1)HCl溶液的浓度是______________，NaOH溶液的浓度是________________；(2)x＝______。
0.050 00 ml·L－1
0.100 0 ml·L－1
由图可知，未滴定时，pH＝1，说明盐酸中H＋浓度为0.100 0 ml·L－1，即盐酸浓度为0.100 0 ml·L－1，而加入20.00 mL NaOH溶液可以中和10.00 mL 0.100 0 ml·L－1盐酸，说明NaOH溶液浓度为0.050 0 ml·L－1，n(NaOH)＝0.050 00 ml·L－1×0.02 L＝0.001 ml。
7.已知某温度下CH3COOH的电离常数K＝1.6×10－5。该温度下，向20 mL 0.01 ml·L－1 CH3COOH溶液中逐滴加入0.01 ml·L－1 KOH溶液，其pH变化曲线如图所示(忽略温度变化)。请回答下列有关问题：(已知lg4＝0.6)(1)a点溶液中c(H＋)为_______________，pH约为___。
4×10－4 ml·L－1
(2)a、b、c、d四点中水的电离程度最大的是___点，滴定过程中宜选用______作指示剂，滴定终点在________(填“c点以上”或“c点以下”)。
a点是醋酸溶液，b点是醋酸和少量CH3COOK的混合溶液，c点是CH3COOK和少量醋酸的混合溶液，d点是CH3COOK和KOH的混合溶液，酸、碱均能抑制水的电离，CH3COOK水解促进水的电离，所以c点溶液中水的电离程度最大。由于酸碱恰好完全反应时溶液显碱性，故应该选择在碱性范围内变色的指示剂酚酞。滴定终点应在c点以上。
(3)若向20 mL稀氨水中逐滴加入等浓度的盐酸，则下列变化趋势正确的是________(填字母)。
由于稀氨水显碱性，首先排除选项A和C；两者恰好反应时溶液显酸性，排除选项D。
氧化还原滴定法滴定操作不仅适用于酸碱中和反应，也可迁移应用于氧化还原反应进行物质含量的测定，计算方法主要用“关系式”法。(1)原理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。(2)实例 ①酸性KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液原理：2 ＋6H＋＋5H2C2O4===10CO2↑＋2Mn2＋＋8H2O。指示剂：酸性KMnO4溶液本身呈紫色，不用另外选择指示剂，当滴入最后一滴酸性KMnO4溶液后，溶液由无色变浅红色，且半分钟内不褪色，说明到达滴定终点。
②Na2S2O3溶液滴定碘液原理：2Na2S2O3＋I2===Na2S4O6＋2NaI。指示剂：用淀粉作指示剂，当滴入一滴Na2S2O3溶液后，溶液的蓝色褪去，且半分钟内不恢复原色，说明到达滴定终点。
1.(2016·天津理综，9)水中溶氧量(DO)是衡量水体自净能力的一个指标，通常用每升水中溶解氧分子的质量表示，单位mg·L－1，我国《地表水环境质量标准》规定，生活饮用水源的DO不能低于5 mg·L－1。某化学小组同学设计了下列装置(夹持装置略)，测定某河水的DO。Ⅰ.测定原理：碱性条件下，O2将Mn2＋氧化为MnO(OH)2：①2Mn2＋＋O2＋4OH－===2MnO(OH)2↓
酸性条件下，MnO(OH)2将I－氧化为I2：②MnO(OH)2＋I－＋H＋―→Mn2＋＋I2＋H2O(未配平)用Na2S2O3标准溶液滴定生成的I2：③。Ⅱ.测定步骤：a.安装装置，检验气密性，充N2排尽空气后，停止充N2。b.向烧瓶中加入200 mL水样。c.向烧瓶中依次迅速加入1 mL MnSO4无氧溶液(过量)、2 mL碱性KI无氧 溶液(过量)，开启搅拌器，至反应①完全。d.搅拌并向烧瓶中加入2 mL H2SO4无氧溶液，至反应②完全，溶液为中 性或弱酸性。
e.从烧瓶中取出40.00 mL溶液，以淀粉作指示剂，用0.010 00 ml·L－1 Na2S2O3溶液进行滴定，记录数据。f.……g.处理数据(忽略氧气从水样中的逸出量和加入试剂后水样体积的变化)。回答下列问题：(1)配制以上无氧溶液时，除去所用溶剂水中氧的简单操作为________。
气体在水中的溶解度随着温度升高而减小，将溶剂水煮沸可以除去所用溶剂水中氧气。
(2)在橡胶塞处加入水样及有关试剂应选择的仪器为____。①滴定管 ②注射器 ③量筒
搅拌可以使溶液混合均匀，加快反应速率。
(3)搅拌的作用是______________________________。
在橡胶塞处加入水样及有关试剂，应选择注射器。
使溶液混合均匀，快速完成反应
(4)配平反应②的方程式，其化学计量数依次为_________。
1,2,4,1,1,3
Mn元素的化合价由＋4价降低到＋2价，碘元素的化合价由－1价升高到0价，根据化合价升降总数相等，反应②配平后化学方程式为MnO(OH)2＋2I－＋4H＋===Mn2＋＋I2＋3H2O，故其化学计量数依次为1,2,4,1,1,3。
(5)步骤f为_______________________。
(6)步骤e中达到滴定终点的标志为________________________________。若某次滴定消耗Na2S2O3溶液4.50 mL，水样的DO＝_____mg·L－1(保留一位小数)。作为饮用水源，此次测得DO是否达标：____(填“是”或“否”)。
重复步骤e的操作2～3次
溶液蓝色褪去且半分钟内不恢复原色
为了减小实验的误差，滴定操作一般需要重复操作2～3次，因此步骤f为重复步骤e的操作2～3次。
I－被氧化为I2后，再用Na2S2O3溶液滴定，将I2还原为I－，因此滴定结束时，溶液的蓝色消失且半分钟不恢复原色；n(Na2S2O3)＝0.010 00 ml·L－1×0.004 5 L＝4.5×10－5 ml，根据反应①②③有O2～2MnO(OH)2～ 2I2～4 ，n(O2)＝ n(Na2S2O3)＝1.125×10－5 ml，该河水的DO＝ mg·L－1＝9.0 mg·L－1＞5 mg·L－1，此次测得的DO达标。
(7)步骤d中加入H2SO4溶液反应后，若溶液pH过低，滴定时会产生明显的误差，写出产生此误差的原因(用离子方程式表示，至少写出2个)___________________________________________________________________________________________________________。
Na2S2O3在酸性条件下发生歧化反应，生成的SO2也能够被生成的I2氧化，同时空气中的O2也能够将I－氧化，反应的离子方程式有2H＋＋ ===S↓＋SO2↑＋H2O，SO2＋I2＋2H2O===4H＋＋ ＋2I－，4H＋＋4I－＋O2===2I2＋ 2H2O。
2.为测定某石灰石中CaCO3的质量分数，称取W g石灰石样品，加入过量的浓度为6 ml·L－1的盐酸，使它完全溶解，加热煮沸，除去溶解的CO2，再加入足量的草酸铵[(NH4)2C2O4]溶液后，慢慢加入氨水可降低溶液的酸度，则析出草酸钙沉淀：C2O ＋Ca2＋===CaC2O4↓，过滤出CaC2O4后，用稀硫酸溶解：CaC2O4＋H2SO4===H2C2O4＋CaSO4，再用蒸馏水稀释至V0 mL，取出V1 mL，用a ml·L－1的酸性KMnO4溶液滴定，此时发生反应2MnO ＋5H2C2O4＋6H＋===2Mn＋＋10CO2↑＋8H2O，若达到滴定终点时消耗a ml·L－1的KMnO4溶液V2 mL，计算样品中CaCO3的质量分数：___________。
本题涉及的化学方程式或离子方程式为CaCO3＋2HCl===CaCl2＋H2O＋CO2↑， ＋Ca2＋===CaC2O4↓，CaC2O4＋H2SO4===H2C2O4＋CaSO4, ＋5H2C2O4＋6H＋===2Mn2＋＋10CO2↑＋8H2O，由此得出相应的关系式：5CaCO3～5H2C2O4～5 ml 2 mln(CaCO3) a ml·L－1×V2×10－3 L解得：n(CaCO3)＝2.5aV2×10－3 ml则原溶液中w(CaCO3) ＝×100%＝ %。
3.某实验小组称取重铬酸钾试样2.40 g配成250 mL溶液，取出25.00 mL于碘量瓶中，加入稀硫酸和足量碘化钾(铬被还原为Cr3＋)并放于暗处6min左右，然后加入适量水和数滴淀粉指示剂，用0.24 ml·L－1Na2S2O3标准溶液滴定至终点(发生反应：I2＋2 ===2I－＋ ，杂质不参与反应)，共用去Na2S2O3标准溶液20.00 mL。求所得产品中重铬酸钾的质量分数(写出计算过程)。
称取重铬酸钾试样2.40 g配成250 mL溶液，取出25.00 mL于碘量瓶中，加入稀硫酸和足量碘化钾(铬被还原为Cr3＋)并放于暗处6 min左右，反应为 ＋6I－＋14H＋===2Cr3＋＋3I2＋7H2O，然后加入适量水和数滴淀粉指示剂，用0.24 ml·L－1Na2S2O3标准溶液滴定至终点，发生反应：I2＋2 ===2I－＋ ，共用Na2S2O3标准溶液20.00 mL，依据反应的定量关系为 ～ 3I2 ～ 6Na2S2O3 1 6 0.24 ml·L－1×0.020 0 L n
4.(2016·辽宁高三一模)KMnO4是一种用途广泛的氧化剂，可由软锰矿(主要成分为MnO2)通过下列方法制备：a.软锰矿与过量KOH、KClO3固体熔融生成K2MnO4；b.溶解、过滤后将滤液酸化，使K2MnO4完全转化为MnO2和KMnO4；c.滤去MnO2，将滤液浓缩、结晶得到深紫色的KMnO4产品。(1)溶液酸化时，K2MnO4转变为MnO2和KMnO4的离子方程式是_________________________________________；
由滤液酸化后，K2MnO4转变为MnO2和KMnO4，则反应为3MnO ＋4H＋===MnO2↓＋2MnO ＋2H2O。
(2)测定KMnO4产品的纯度可用标准Na2S2O3溶液进行滴定。①配制250 mL 0.100 ml·L－1标准Na2S2O3溶液，需准确称取Na2S2O3固体的质量为______g；
n＝cV＝0.100 ml·L－1×0.250 L＝0.025 ml，m＝nM＝0.025 0 ml×158 g·ml－11＝3.950 g；
②取上述制得的KMnO4产品0.600 0 g，酸化后用0.100 ml·L－1标准Na2S2O3溶液进行滴定，滴定至终点消耗Na2S2O3溶液20.00 mL。计算该KMnO4产品的纯度(写出计算过程)。(有关离子方程式为未配平)
由化学方程式： ，设样品中KMnO4物质的量为n ml，可知8KMnO4～5n 0.100 ml·L－1×20.00 mL×10－3L所以n(KMnO4)＝ ×0.100 ml·L－1×20.00 mL×10－3 L＝3.2×10－3 ml所以m(KMnO4)＝nM＝3.2×10－3ml×158 g·ml－1＝0.505 6 g，KMnO4产品的纯度为 ×100%≈84.27%。
1.(2015·广东理综，12)准确移取20.00 mL某待测HCl溶液于锥形瓶中，用0.100 0 ml·L－1NaOH溶液滴定。下列说法正确的是A.滴定管用蒸馏水洗涤后，装入NaOH溶液进行滴定B.随着NaOH溶液滴入，锥形瓶中溶液pH由小变大C.用酚酞作指示剂，当锥形瓶中溶液由红色变无色时停止滴定D.滴定达终点时，发现滴定管尖嘴部分有悬滴，则测定结果偏小
A项，滴定管用水洗涤后，还要用待装溶液润洗，否则将引起误差，错误；B项，在用NaOH溶液滴定盐酸的过程中，锥形瓶内溶液由酸性逐渐变为中性，溶液的pH由小变大，正确；C项，用酚酞作指示剂，锥形瓶中溶液应由无色变为粉红色，且半分钟内不恢复原色时才能停止滴定，错误；D项，滴定达终点时，发现滴定管尖嘴部分有悬滴，则碱液的体积偏大，测定结果偏大，错误。
2.(2015·山东理综，13)室温下向10 mL 0.1 ml·L－1NaOH溶液中加入0.1 ml·L－1的一元酸HA，溶液pH的变化曲线如图所示。下列说法正确的是A.a点所示溶液中c(Na＋)>c(A－)>c(H＋)>c(HA)B.a、b两点所示溶液中水的电离程度相同C.pH＝7时，c(Na＋)＝c(A－)＋c(HA)D.b点所示溶液中c(A－)>c(HA)
A项，a点NaOH与HA恰好完全反应，溶液的pH为8.7，呈碱性，说明HA为弱酸，NaA发生了水解反应，则溶液中：c(Na＋)>c(A－)>c(OH－)>c(HA) >c(H＋)，错误；B项，a点NaA发生了水解反应，促进了水的电离，b点主要由于HA的电离而使溶液呈酸性，抑制了水的电离，所以a点水的电离程度大于b点水的电离程度，错误；C项，根据电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)，pH＝7，则c(H＋)＝c(OH－)，可得c(Na＋)＝c(A－)，错误；D项，b点溶液中溶质为等物质的量NaA和HA，溶液呈酸性，说明HA的电离程度大于NaA的水解程度，所以c(A－)>c(HA)，正确。
3.(2013·新课标全国卷Ⅱ，13)室温时，M(OH)2(s)M2＋(aq)＋2OH－(aq) Ksp＝a，c(M2＋)＝b ml·L－1时，溶液的pH等于
由Ksp＝c(M2＋)·c2(OH－)得c(OH－)＝ ml·L－1，Kw＝c(H＋)·c(OH－)得c(H＋)＝ ml·L－1，pH＝－lg ＝14＋ 。
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 ml·L－1的一元酸HA与b ml·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＝bB.混合溶液的pH＝7C.混合溶液中，c(H＋)＝ ml·L－1D.混合溶液中，c(H＋)＋c(B＋)＝c(OH－)＋c(A－)
判断溶液呈中性的依据是c(H＋)＝c(OH－)。A项，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，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，c(H＋)·c(OH－)＝Kw，因为c(H＋)＝ ml·L－1，则c(OH－)＝ ml·L－1，c(H＋)＝c(OH－)，故溶液呈中性；D项，c(H＋)＋c(B＋)＝c(OH－)＋c(A－)，只能说明溶液中电荷守恒，无法判断溶液的酸碱性。
5.[2015·山东理综，31(3)]利用间接酸碱滴定法可测定Ba2＋的含量，实验分两步进行。
步骤Ⅰ：移取x mL一定浓度的Na2CrO4溶液于锥形瓶中，加入酸碱指示剂，用b ml·L－1盐酸标准液滴定至终点，测得滴加盐酸体积为V0 mL。步骤Ⅱ：移取y mL BaCl2溶液于锥形瓶中，加入x mL与步骤Ⅰ相同浓度的Na2CrO4溶液，待Ba2＋完全沉淀后，再加入酸碱指示剂，用b ml·L－1盐酸标准液滴定至终点，测得滴加盐酸的体积为V1 mL。
滴加盐酸标准液时应用酸式滴定管，“0”刻度位于滴定管的_____ (填“上方”或“下方”)。BaCl2溶液的浓度为___________ml·L－1，若步骤Ⅱ中滴加盐酸时有少量待测液溅出，Ba2＋浓度测量值将______(填“偏大”或“偏小”)。
“0”刻度位于滴定管的上方。由题意可得关系式BaCl2～ ～H＋，则有c(BaCl2)×y×10－3L＝b ml·L－1×(V0－V1)×10－3 L，解得c(BaCl2)＝ ml·L－1。若步骤Ⅱ中滴加盐酸时有少量待测液溅出，则V1变小，Ba2＋浓度测量值将偏大。
1.(2016·绵阳诊断)25 ℃时，水的电离达到平衡：H2OH＋＋OH－。下列叙述错误的是A.向水中通入氨气，平衡逆向移动，c(OH－)增大B.向水中加入少量稀硫酸，c(H＋)增大，Kw不变C.将水加热平衡正向移动，Kw变大D.升高温度，平衡正向移动，c(H＋)增大，pH不变
向水中通入NH3，c(OH－)增大，平衡左移，A正确；向水中加入少量稀H2SO4，c(H＋)增大，但温度不变，Kw不变，B正确；将水加热，水的电离平衡正向移动，Kw变大，C正确；升高温度，能促进水的电离，c(H＋)增大，pH减小，D错误。
2.水的电离常数如下图两条曲线所示，曲线中的点都符合c(H＋)·c(OH－)＝常数，下列说法错误的是 A.图中温度T1 >T2B.图中五点Kw间的关系：B＞C＞A＝D＝EC.曲线a、b均代表纯水的电离情况D.若处在B点时，将pH＝2的硫酸溶液与pH＝ 12的KOH溶液等体积混合后，溶液显碱性
D项，B点Kw＝10－12，H2SO4中c(H＋)＝10－2 ml·L－1，KOH中c(OH－)＝ ml·L－1＝1 ml·L－1，等体积混合后，KOH过量，溶液呈碱性，正确。
3.(2017·岳阳检测)某温度下，水的离子积常数Kw＝1×10－12。该温度下，将pH＝4的H2SO4溶液与pH＝9的NaOH溶液混合并保持恒温，欲使混合溶液的pH＝7，则稀硫酸与NaOH溶液的体积比为A.1∶10 B.9∶1C.1∶9 D.99∶21
设稀硫酸的体积为a，NaOH溶液的体积为b，则10－3b－10－4a＝10－5(a＋b)，a∶b＝9∶1。
4.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 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
溶液中 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。
5.25 ℃时，Kw＝1.0×10－14；100 ℃时，Kw＝1×10－12，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＝7B.25 ℃时，0.2 ml·L－1 Ba(OH)2溶液和0.2 ml·L－1 HCl等体积混合，所得 溶液的pH＝7C.25 ℃时，0.2 ml·L－1 NaOH溶液与0.2 ml·L－1 CH3COOH恰好中和，所 得溶液的pH＝7D.25 ℃时，pH＝12的氨水和pH＝2的H2SO4等体积混合，所得溶液的 pH>7
100 ℃时，NaOH和H2SO4恰好中和时，pH＝6，A错误；25 ℃时，c(OH－)＝0.4 ml·L－1，c(H＋)＝0.2 ml·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。
6.将一定体积的NaOH溶液分成两等份，一份用pH＝2的一元酸HA溶液中和，消耗酸溶液的体积为V1；另一份用pH＝2的一元酸HB溶液中和，消耗酸溶液的体积为V2；则下列叙述正确的是A.若V1＞V2，则说明HA的酸性比HB的酸性强B.若V1＞V2，则说明HA的酸性比HB的酸性弱C.因为两种酸溶液的pH相等，故V1一定等于V2D.HA、HB分别和NaOH中和后，所得的溶液都一定呈中性
中和等量的氢氧化钠需要等量的一元酸，若V1＞V2，说明HA的浓度小，比HB的电离程度大，HA的酸性强，A正确、B错误；C项，因为酸的电离程度不一定相同，所以需要的体积不一定相同，错误；D项，因为不能确定酸的强弱，不能确定盐溶液的酸碱性，错误。
7.(2016·郑州模拟)常温下，0.1 ml·L－1某一元酸(HA)溶液中 ＝1×10－8，下列叙述正确的是A.该一元酸溶液的pH＝1B.该溶液中由水电离出的c(H＋)＝1×10－11ml·L－1C.该溶液中水的离子积常数为1×10－22D.用pH＝11的NaOH溶液V1 L和V2 L 0.1·ml·L－1该一元酸(HA)溶液混合， 若混合溶液的pH＝7，则V1＜V2
将c(OH－)＝ 代入原题关系式中可得 ＝1×10－8，解得c(H＋)＝1×10－3 ml·L－1，所以该溶液的pH＝3，A项错；酸溶液中水的电离看氢氧根离子，c(OH－)＝ ml·L－1＝1×10－11 ml·L－1，所以由水电离子出的c(H＋)＝1×10－11ml·L－1，B项正确；温度一定，水的离子积是一个常数，C项错误；由于HA是弱酸，二者等体积混合呈酸性，当pH＝7时应有V1＞V2，D项错。
8.(2016·昆明四校联考)用标准盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液，下列各操作中会引起实验误差的是A.滴定前酸式滴定管需用标准盐酸润洗B.用蒸馏水洗净锥形瓶后，立即装入一定体积的NaOH溶液后进行滴定C.往盛有20.00 mL NaOH溶液的锥形瓶中，滴入几滴酚酞指示剂后进行 滴定D.用蒸馏水洗净锥形瓶后，再用NaOH溶液润洗，然后装入一定体积的 NaOH溶液
锥形瓶内存有少量蒸馏水，但待测液的物质的量不变，消耗标准液的体积不变，B不会引起误差；锥形瓶不能用待测液润洗，否则会使测定结果偏高。
9.(2016·烟台检测)中和滴定是一种操作简单、准确度高的定量分析方法。实际工作中也可利用物质间的氧化还原反应、沉淀反应进行类似的滴定分析，这些滴定分析均需要通过指示剂来确定滴定终点。下列对几种具体的滴定分析(待测液置于锥形瓶内)中所用指示剂及滴定终点时的溶液颜色的判断不正确的是A.用标准酸性KMnO4溶液滴定Na2SO3溶液以测量其浓度：KMnO4——浅红色B.利用a“Ag＋＋SCN－===AgSCN↓”原理，可用标准KSCN溶液测量AgNO3溶 液浓度：Fe(NO3)3——红色C.利用“2Fe3＋＋2I－===I2＋2Fe2＋”，用FeCl3溶液测量KI样品中KI的百分含量： 淀粉——蓝色D.利用OH－＋H＋===H2O来测量某盐酸的浓度时：酚酞——浅红色
滴定反应一旦开始就有I2生成，溶液就呈现蓝色，故无法判断终点。
10.向盛有10 mL NaOH溶液的烧杯中逐滴滴加稀盐酸，下列图像能够体现溶液pH变化情况的是
原溶液为NaOH溶液，pH＞7，当向其中逐滴加入盐酸时，pH会减小，当接近中和反应终点时，pH突变，而后pH不断减小并趋于不变，本题选C。
11.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 ml·L－1B.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
P点表示盐酸与氢氧化钠恰好完全中和，溶液呈中性，B正确。
12.(2016·安徽“江南十校”联考)常温下向25 mL 0.1 ml·L－1NaOH溶液中逐滴滴加0.2 ml·L－1的HN3(叠氮酸)溶液，pH的变化曲线如图所示(溶液混合时体积的变化忽略不计，叠氮酸的Ka＝10－4.7)。下列说法正确的是A.水电离出的c(H＋)：A点小于B点B.在B点，离子浓度大小为c(OH－)＞c(H＋)＞ c(Na＋)＞c(N )C.在C点，滴加的V(HN3)＝12.5 mLD.在D点，c(Na＋)＝2c(HN3)＋2c(N )
叠氮酸HN3的Ka＝10－4.7，说明HN3是一元弱酸。NaOH抑制水的电离，NaOH溶液的物质的量浓度：A点大于B点，则水电离出c(H＋)；A点小于B点，A项正确；B点溶液中，c(Na＋)＞c( )＞c(OH－)＞c(H＋)，B项错误；NaN3属于强碱弱酸盐，NaN3溶液因 发生水解而呈碱性，C点溶液呈中性，说明此时HN3过量，V(HN3)＞12.5 mL，C项错误；D点溶液中，根据物料守恒，2c(Na＋)＝c( )＋c( )，D项错误。
13.Ⅰ.现有常温下的六份溶液：①0.01 ml· L－1 CH3COOH溶液；②0.01 ml· L－1 HCl溶液；③pH＝12的氨水；④pH＝12的NaOH溶液；⑤0.01 ml· L－1 CH3COOH溶液与pH＝12的氨水等体积混合后所得溶液；⑥0.01 ml· L－1 HCl溶液与pH＝12的NaOH溶液等体积混合所得溶液。(1)其中水的电离程度最大的是____(填序号，下同)，水的电离程度相同的是_______。
酸和碱都会抑制水的电离，故只有⑥(NaCl溶液)对H2O的电离无抑制作用。②③④对水的电离抑制程度相同。
(2)若将②③混合后所得溶液的pH＝7，则消耗溶液的体积：②____(填“＞”、“＜”或“＝”)③。
因pH＝12的氨水中c(NH3·H2O)＞0.01 ml·L－1，故②③混合，欲使pH＝7，则需体积②＞③。
(3)将六份溶液同等稀释10倍后，溶液的pH：①____②，③____④，⑤____⑥(填“＞”、“＜”或“＝”)。
稀释同样的倍数后，溶液的pH：①＞②；③＞④；⑤＞⑥。
(4)将①④混合，若有c(CH3COO－)＞c(H＋)，则混合溶液可能呈____________(填字母)。A.酸性 B.碱性 C.中性
由电荷守恒知：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－), 仅知道c(CH3COO－)＞c(H＋)，无法比较c(H＋)与c(OH－)的相对大小，也就无法判断混合液的酸碱性，故选ABC。
Ⅱ.下表中是不同温度下水的离子积的数据：
试回答以下问题：(1)若25＜t1＜t2，则a_____(填“>”、“＜”或“＝”)1×10－14，作此判断的理由是_______________________________________。
温度升高，水的电离程度增大，离子积增大
升高温度，促进水的电离，水的离子积常数增大。
(2)25 ℃时，某Na2SO4溶液中c( )＝5×10－4 ml·L－1，取该溶液1 mL加水稀释至10 mL，则稀释后溶液中c(Na＋)∶c(OH－)＝________。
c(Na＋)＝ ＝1.0×10－4 ml·L－1，而25 ℃时c(OH－)＝1.0×10－7 ml·L－1，所以c(Na＋)∶c(OH－)＝(1.0×10－4 ml·L－1)∶(1.0×10－7 ml·L－1)＝1 000∶1。
(3)在t2温度下测得某溶液pH＝7，该溶液显____(填“酸”、“碱”或“中”)性。将此温度下pH＝11的NaOH溶液a L与pH＝1的H2SO4溶液b L混合。 ①若所得混合液呈中性，则a∶b＝______。
t2温度下，pH＝6的溶液呈中性，则pH＝7的溶液显碱性。若所得混合液呈中性，即n(H＋)＝n(OH－)，1×10－1 ml·L－1×b L＝ ml·L－1×a L，则a∶b＝1∶1。
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