2018高考化学大一轮学考复习考点突破第八章水溶液中的离子平衡第

第八章 水溶液中的离子平衡 第27讲 水的电离和溶液的pH

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。

考点一 水的电离

1．水的电离

水是极弱的电解质，水的电离方程式为H2O＋H22．水的离子积常数

3

O＋OH或H2

＋－＋

＋OH。

－

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

(1)升高温度，水的电离程度增大，Kw增大。 (2)加入酸或碱，水的电离程度减小，Kw不变。

(3)加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3)，水的电离程度增大，Kw不变。 4．填写外界条件对水电离平衡的具体影响

体系变化 平衡移动方向 条件 HCl NaOH 可水解的盐 温度 降温 其他：如加入Na

逆 正 减小 不变 减小 增大 减小 增大 减小 减小 Na2CO3 NH4Cl 升温 逆 逆 正 正 正 不变 不变 不变 不变 增大 Kw 程度 减小 减小 增大 增大 增大 减小 增大 增大 减小 增大 增大 减小 减小 增大 增大 水的电离c(OH－) c(H＋) ＋

－

深度思考

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 mol·L的HCl溶液与0.1 mol·L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( ) 答案 (1)√ (2)× (3)× (4)√ (5)√ (6)√ (7)√

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？

答案 甲正确，温度不变，Kw是常数，加入H2SO4，c(H)增大，c(H)·c(OH)>Kw，平衡左移。

＋

＋

－

＋

－

＋

－

＋

＋

－1

－1

＋

－

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c(H?)H2O?c(OH?)H2O。

2．水的离子积常数显示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H和OH共存，只是相对含量不同而已。

题组一 影响水电离平衡的因素及结果判断 1．一定温度下，水存在H2

＋

＋

－

＋

－

＋

－

＋

－

＋

－

＋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 mol·L，Kw不变 答案 B

解析 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 mol·L。

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( )

＋

－

－7

－1

＋

＋－7－1

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

－13

C．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 答案 C

解析 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 mol·L，所以该温度下，水的离子积常数Kw＝1.0×10×1.0×10＝1.0×10

－14

－7

－1

－7

－7

＋

－

＋

－

＋

－

，错误；C项，加入FeCl3发生水解反应：Fe＋3H2

＋

－

3＋

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________。

(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________________。

(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________________________________________________________________________。 (4)在曲线B所对应的温度下，将0.02 mol·L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＝________。 答案 (1)A 水电离需要吸热，温度越高Kw越大 10∶1 (2)a＋b＝14

(3)小于 无法确定 若BOH是弱碱，无法确定酸碱的物质的量的相对多少 (4)10

解析 (1)25 ℃时，pH＝9的NaOH溶液中c(OH)＝1×10 mol·L，pH＝4的硫酸中c(H)＝1×10 mol·L，当二者恰好反应完时有1×10V(碱)＝1×10V(酸)，V(碱)∶V(酸)＝10∶1。(2)95 ℃时，Kw＝1×10＝b的强碱溶液中，c(OH)＝10

＋

－

－12

－4

－1

－5

－4

－

－5

－1

＋

－1

，pH＝a的强酸溶液中，c(H)＝1×10 mol·L，pH

－1,

＋－a－1

b－12

mol·L

－

100×10＝1×10

－ab－12,

2－a＝b－12，a＋b＝14。

(3)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)等体积混合时，溶液中Ba反应完毕，但此时OH消耗掉一半，故混合溶液中c(OH)＝0.01 mol·L

－1

2＋

－

－

，c(H)＝1×10

＋－10

mol·L，故pH＝10。

＋

－

－1

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－)＝__________。

(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(2)10

－10

－12

mol·L 10

－1

－10

－1－12

mol·L

－1

－2

－1

－1

mol·L 10

－1

mol·L (3)10 mol·L

(4)10 mol·L

解析 (1)pH＝2的H2SO4溶液中，H来源有两个：H2SO4的电离和H2O的电离，而OH只来源于水。应先求算c(OH)，即为水电离的c(H)或c(OH)。

(3)(4)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 mol·L；pH＝10的Na2CO3溶液中由水电离产生的c(OH)＝10 mol·L。

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

③0.01 mol·L的NaOH溶液 A．1∶10∶100∶1 000 C．14∶13∶12∶11 答案 A

解析 ①中c(H)＝1 mol·L，由水电离出的c(H)与溶液中c(OH)相等，等于1.0×10

14

＋

－1

＋

－

－

－1

＋－

－4

－1

－

＋

－2

－1

＋

－

＋

－

＋

－

＋

－

－4

②0.1 mol·L的盐酸 ④pH＝11的NaOH溶液 B．0∶1∶12∶11 D．14∶13∶2∶3

－1

mol·L；

＋

－1

＋

－13

－1

②中c(H)＝0.1 mol·L，由水电离出的c(H)＝1.0×10

－

－2

－1

＋

mol·L；

＋

－1

③中c(OH)＝1.0×10 mol·L，由水电离出的c(H)与溶液中c(H)相等，等于1.0×10

－12

mol·L；

－

－3

－1

＋

－11

－1

④中c(OH)＝1.0×10 mol·L，同③所述由水电离出的c(H)＝1.0×10即(1.0×10

－14

mol·L。

－1

)∶(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 mol·L－1

(2)溶质为酸的溶液 ①来源

OH全部来自水的电离，水电离产生的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) mol·L＝10

－1

－12

＋

－

－2

－＋－

mol·L，即由水电离出的c(H)＝c(OH)＝10

－1＋－－12

mol·L。

－1

(3)溶质为碱的溶液 ①来源

H全部来自水的电离，水电离产生的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)＝10mol·L，即由水电离出的c(OH)＝c(H)＝10(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 mol·L，因为部分OH与部分NH4结合，溶液中c(OH)＝10 mol·L。

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 mol·L。

考点二 溶液的酸碱性和pH

－

－

－2

－1

－

＋

－

－9

－1

＋

＋

－5

－1

－1

－

＋

－12

－

＋

－12

＋

－

＋

mol·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)7。 2．pH及其测量

(1)计算公式：pH＝－lgc(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，c(H)＝nc mol·L，pH＝－lgc(H)＝－lg (nc)。 10强碱溶液(25 ℃)：如B(OH)n，设浓度为c mol·L，c(H)＝

－1

＋

＋

－14

－1

＋

－1

＋

nc mol·L，pH＝－lgc(H

－1

)＝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＝

－

＋

＋

＋

c＋

11

V＋cV1＋V2

＋

22

V。

－

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＝

c－

11

V＋cV1＋V2

－

22

V。

＋

－

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。 |cc(H)混或c(OH)混＝

＋

－

＋

酸酸

V－cV酸＋V碱

－

碱碱

V|

。

深度思考

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( )

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 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?

答案 pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则待测液因被稀释可能产生误差；用pH试纸读出的pH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。

＋

－

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。 答案 8 接近

2．pH＝5的H2SO4溶液，加水稀释到500倍，则稀释后c(SO4)与c(H)的比值为__________。 答案

1

10

－5

－5

2－4

2－

＋

1010－12－－1－8－1

解析 稀释前c(SO)＝ mol·L，稀释后c(SO4)＝ mol·L＝10 mol·L，

22×500

cc(H)接近10 mol·L，所以

c＋

－7

－1

2－4＋

10 mol·L1＝－7。 －1＝10 mol·L10

－8－1

3．(1)体积相同，浓度均为0.2 mol·L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 mol·L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________________。 答案 (1)m＜n (2)m>n (3)m＜n (4)m>n

－1

－1

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

溶液 强酸 弱酸 强碱 弱碱

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 mol·L的CH3COOH溶液(已知CH3COOH的电离常数Ka＝1.8×10)

已电离的弱电解质浓度－1

(2)0.1 mol·LNH3·H2O溶液(NH3·H2O的电离度为α＝1%，电离度＝弱电解质的初始浓度×100%)

(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 mol·L氢氧化钠溶液与0.06 mol·L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。

答案 (1)2.9 (2)11 (3)2.3 (4)5 (5)2.0 (6)0.05 mol·L 解析 (1)CH3COOH

CH3COO ＋ H

－

＋

－1

－1

－1

－1

－5

稀释前 溶液pH 加水稀释到pH＝a 体积为原来的10倍 pH＝b n稀释后 溶液pH pH＝a＋n 酸 a＜pH＜a＋n pH＝b－n 碱 b－n＜pH＜b c(初始) 0.1 0 0 c(电离) c(H＋) c(H＋) c(H＋) c(平衡) 0.1－c(H＋) c(H＋) c(H＋)

则Ka＝0.1－cc2

＋

＋

＝1.8×10

－5

解得c(H)＝1.3×10 mol·L，

所以pH＝－lg c(H)＝－lg(1.3×10)＝2.9。 (2) NH3·H2O

OH ＋ NH4

－

＋

＋

－3

＋－3－1

c(初始) 0.1 mol·L－1 0 0 c(电离) 0.1×1% 0.1×1% 0.1×1%

mol·L mol·L mol·L

则c(OH)＝0.1×1% mol·L＝10mol·L

－

－1

－3

－1

－1

－1

－1

c(H＋)＝10－11 mol·L－1，所以pH＝11。

10－1

(3)c(H)＝mol·L

2

＋

－2

10

pH＝－lg＝2＋lg2＝2.3。

2

10－1－5

(4)c(H)＝ mol·L＝10，pH＝5。

1 000

＋

－2

－2

0.06 mol·L×2－0.1 mol·L－1

(5)c(H)＝＝0.01 mol·L。

2

＋

－1－1

3c－2c－1(6)＝0.01，c＝0.05 mol·L。

5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 mol·L的NaOH溶液的pH＝11。 (1)该温度下水的离子积常数Kw＝______________。

(2)在此温度下，将pH＝a的NaOH溶液Va L与pH＝b的硫酸Vb L混合。 ①若所得混合液为中性，且a＝12，b＝2，则Va∶Vb＝____________________。 ②若所得混合液为中性，且a＋b＝12，则Va∶Vb＝______________________________。 答案 (1)10

－13

－1

(2)①1∶10 ②10∶1

＋

－11

解析 (1)由题意知，溶液中c(H)＝10

＋

mol·L，c(OH)＝0.01 mol·L，故Kw＝c(H

－1－－1

)·c(OH)＝10

－－13

。

＋

－

(2)①根据中和反应：H＋OH===H2O。

c(H＋)·Vb＝c(OH－)·Va

10·Vb＝10

－2

－13

/10

－12

·Va

Va10－2＝＝1∶10。 Vb10－1

②根据中和反应H＋OH===H2O

＋

－

c(H＋)·Vb＝c(OH－)·Va

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。

(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

(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。

滴定次数 第一次 第二次 第三次 待测NaOH溶液体积/mL 25.00 25.00 25.00 －10.100 0 mol·L盐酸的体积/mL 滴定前刻度 0.00 1.56 0.22 滴定后刻度 26.11 30.30 26.31 溶液的体积/mL 26.11 28.74 26.09 依据上表数据列式计算该NaOH溶液的物质的量浓度。 答案 (1)锥形瓶中溶液颜色变化 在半分钟内不变色 (2)D (3)0.00 26.10 26.10

26.11 mL＋26.09 mL0.100 0 mol·L×26.10 mL

(4)V＝＝26.10 mL，c(NaOH)＝＝0.104 4

225.00 mLmol·L

解析 在求c(NaOH)和进行误差分析时应依据公式：c(NaOH)＝

－1

－1

cVVaq

aq

]

]

。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)。 (1)考查酸碱中和滴定实验的规范操作。

(2)考查由于不正确操作引起的误差分析。滴定管未用标准盐酸润洗，内壁附着一层水，可将

加入的盐酸稀释，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和错误读数(实线部分)如图所示：

酸

－

偏大，结果偏高；正确读数(虚线部分)

(3)读数时，以凹液面的最低点为基准。 (4)先算出消耗标准盐酸的平均值

V＝

26.11 mL＋26.09 mL

＝26.10 mL(第二次偏差太大，舍去)，

2

－1

0.100 0 mol·L×26.10 mL－1

c(NaOH)＝＝0.104 4 mol·L。

25.00 mL

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。

下图为某浓度的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＝________。

答案 (1)0.100 0 mol·L 0.050 00 mol·L (2)0.001

解析 由图可知，未滴定时，pH＝1，说明盐酸中H浓度为0.100 0 mol·L，即盐酸浓度为0.100 0 mol·L，而加入20.00 mL NaOH溶液可以中和10.00 mL 0.100 0 mol·L盐酸，说明NaOH溶液浓度为0.050 0 mol·L，n(NaOH)＝0.050 00 mol·L×0.02 L＝0.001 mol。

7．已知某温度下CH3COOH的电离常数K＝1.6×10。该温度下，向20 mL 0.01 mol·L CH3COOH溶液中逐滴加入0.01 mol·L 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

－5

－1

－1

－1

－1

－1

＋

－1

－1

－1

(1)a点溶液中c(H)为________，pH约为________。

(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”)。

(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)。

＋

答案 (1)4×10 mol·L 3.4 (2)c 酚酞 c点以上 (3)B

解析 (1)电离消耗的醋酸在计算醋酸的电离平衡浓度时可以忽略不计。由K＝

＋

－5－1

－4

－1

－4

－1

c2

3

＋

c得，c(H)≈1.6×10×0.01 mol·L＝4×10 mol·L。(2)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)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：2MnO4＋6H＋5H2C2O4===10CO2↑＋2Mn＋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。

－

＋

2＋

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。 专题训练

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，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。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。

－1

－1

Ⅰ.测定原理：

碱性条件下，O2将Mn氧化为MnO(OH)2：①2Mn＋O2＋4OH===2MnO(OH)2↓

酸性条件下，MnO(OH)2将I氧化为I2：②MnO(OH)2＋I＋H―→Mn＋I2＋H2O(未配平) 用Na2S2O3标准溶液滴定生成的I2：③2S2O3＋I2===S4O6＋2I。 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 mol·L 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________。 (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

(3)搅拌的作用是_____________________________________________________。 (4)配平反应②的方程式，其化学计量数依次为________。

－1

2－

2－

－

－

－

＋

2＋

2＋

2＋

－

本文来源：https://www.bwwdw.com/article/4le.html