學而優·教有方PAGEPAGE1考點27水的電離與溶液的(核心考點精講精練)一、3年真題考點分布考點內容考題統計中和滴定曲線分析2023湖南卷12題，4分；2021遼寧卷15題，3分；2021湖北卷14題，3分；2021海南卷14題，4分；二、命題規律及備考策略【命題規律】從近三年高考試題來看，涉及本考點的試題難度一般較大，常結合鹽類水解、電離平衡以及離子濃度大小比較等進行綜合命題，常見的命題形式：(1)結合圖像考查溶液的酸堿性判斷、pH的計算，以及離子濃度的大小比較等；(2)以酸堿中和滴定為載體，考查“強”滴“弱”過程中微粒濃度的變化以及其他相關知識；(3)以滴定為基礎，考查相關操作和計算等。【備考策略】(1)認識溶液的酸堿性及pH，掌握檢測溶液pH的方法。(2)能進行溶液pH的簡單計算，能正確測定溶液pH，能調控溶液的酸堿性。(3)能選擇實例說明溶液pH的調控在工農業生產和科學研究中的重要作用。(4)理解酸堿中和滴定，能根據實驗試題要求分析或處理實驗數據，得出合理結論；能夠分析以圖像形式考查滴定曲線。【命題預測】預測2024年本考點依然會結合圖像，考查水的電離平衡與溶液酸堿性的關系，以及pH的相關計算等；還會基于中和滴定，考查氧化還原滴定、沉淀滴定等有關計算，注意滴定現象、操作、滴定終點判斷的規范表達，能進行誤差分析。考法1水的電離1．水的電離水是極弱的電解質，其電離方程式為2H2OH3O＋＋OH－或H2OH＋＋OH－。2．水的離子積常數(1)表達式：Kw＝c(H＋)·c(OH－)。室溫下，Kw＝1×10－14。(2)影響因素：只與溫度有關，水的電離是吸熱過程，升高溫度，Kw增大。(3)適用范圍：Kw不僅適用于純水，也適用于稀的電解質水溶液。在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要溫度不變，Kw不變。3．影響水電離平衡的因素(1)升高溫度，水的電離程度增大，Kw增大。(2)加入酸或堿，水的電離程度減小，Kw不變。(3)加入可水解的鹽(如FeCl3、Na2CO3)，水的電離程度增大，Kw不變。外界條件對水電離平衡的具體影響條件體系變化平衡移動方向Kw水的電離程度c(OH－)c(H＋)HCl逆不變減小減小增大NaOH逆不變減小增大減小可水解的鹽Na2CO3正不變增大增大減小NH4Cl正不變增大減小增大溫度升溫正增大增大增大增大降溫逆減小減小減小減小其他：如加入Na正不變增大增大減小請判斷下列說法的正誤(正確的打“√”，錯誤的打“×”)(1)溫度一定時，水的電離常數與水的離子積常數相等()(2)100℃的純水中c(H＋)＝1×10－6mol·L－1，此時水呈酸性()(3)在蒸餾水中滴加濃H2SO4，Kw不變()(4)NaCl溶液和CH3COONH4溶液均顯中性，兩溶液中水的電離程度相同()(5)室溫下，0.1mol·L－1的HCl溶液與0.1mol·L－1的NaOH溶液中水的電離程度相等()(6)任何水溶液中均存在H＋和OH－，且水電離出的c(H＋)和c(OH－)相等()(7)25℃時，0.1mol·L－1的NaOH溶液中KW＝1×10－13mol2·L－2()(8)某溫度下，純水中的c(H＋)＝2×10－7mol·L－1，則c(OH－)＝eq\f(1.0×10－14mol2·L－2,2×10－7mol·L－1)() (9)25℃時，0.01mol·L－1的鹽酸中，c(OH－)＝1.0×10－12mol·L－1()答案：(1)×(2)×(3)×(4)×(5)√(6)√(7)×(8)×(9)√例125°C時，水的電離達到平衡：H2OH++OH-，下列敘述不正確的是()A．將純水加熱到95℃時，Kw變大，pH減小，水仍呈中性B．向純水中加入稀氨水，平衡逆向移動，c(OH-)增大，Kw不變C．向水中加入少量固體硫酸氫鈉，c(H+)增大，平衡逆向移動，KW不變D．向水中通入HCl氣體，平衡逆向移動，溶液導電能力減弱【答案】D【解析】A項，水加熱到95℃，水的離子積常數變大，氫離子濃度增大，pH減小，但c(H+)=c(OH-)，因此仍呈中性，A不符合題意；B項，向純水中加入稀氨水，水的電離平衡逆向移動，溶液中c(OH-)增大，但由于溫度不變，所以水的離子積常數Kw不變，B不符合題意；C項，水中加入硫酸氫鈉，硫酸氫鈉電離產生H+，使溶液中c(H+)增大，水的電離平衡逆向移動，但水溫度不變，因此水的離子積常數Kw不變，C不符合題意；D項，水中通入氯化氫，HCl電離產生H+，使溶液中c(H+)增大，水的電離平衡逆向移動，由于溶液中自由移動的離子濃度增大，因此溶液的導電性增強，D符合題意；故選D。例2常溫下，向20.00mL0.1mol·L－1HA溶液中滴入0.1mol·L－1NaOH溶液，溶液中由水電離出的氫離子濃度的負對數[－lgc(H+)水]與所加NaOH溶液體積的關系如圖所示，下列說法中不正確的是()A．常溫下，Ka(HA)約為10－5B．M、P兩點溶液對應的pH＝7C．b＝20.00D．M點后溶液中均存在c(Na＋)＞c(A－)【答案】B【解析】0.1mol·L－1HA溶液中，－lgc(H＋)水＝11，c(H＋)水＝c(OH－)水＝10－11mol·L－1，根據常溫c(H＋)c(H＋)c(mol·L－1，Ka(HA)＝eq\f(10－6,0.1)mol·L－1＝10－5mol·L－1，A項正確；N點水電離出的H＋濃度最大，說明HA與NaOH恰好完全反應生成NaA，P點溶質為NaOH和NaA，溶液顯堿性，即P點pH不等于7，B項錯誤；0～b段水的電離程度逐漸增大，當達到b點時水的電離程度達到最大，即溶質為NaA，說明HA和NaOH恰好完全反應，b＝20.00，C項正確；M點溶液pH＝7，根據溶液呈電中性，存在c(Na＋)＝c(A－)，M點后，c(Na＋)＞c(A－)，D項正確。對點1已知NaHSO4在水中的電離方程式為NaHSO4=Na＋＋H＋＋SOeq\o\al(2－,4)。某溫c(H＋)c(H＋)＝1×10－2mol·L－1。下列對該溶液的敘述不正確的是()A．該溫度高于25℃B．由水電離出來的H＋的濃度為1×10－10mol·L－1C．加入NaHSO4晶體抑制水的電離D．取該溶液加水稀釋100倍，溶液中的c(OH－)減小【答案】D【解析】A項，Kw＝1×10－6×1×10－6mol2·L－2＝1×10－12mol2·L－2，溫度高于25℃；B、C項，NaHSO4電離出的H＋抑制H2O電離，c(H＋)水＝c(OH－)＝1×10－10mol·L－1；D項，加H2O稀釋，c(H＋)減小，而c(OH－)增大。對點2一定溫度下，水溶液中H＋和OH－的濃度變化曲線如圖。下列說法正確的是()A．升高溫度，可能引起由c向b的變化B．該溫度下，水的離子積常數為1.0×10－13C．該溫度下，加入FeCl3可能引起由b向a的變化D．該溫度下，稀釋溶液可能引起由c向d的變化【答案】C【解析】A．c點溶液中c(OH－)＞c(H＋)，溶液呈堿性，升溫，溶液中c(OH－)不可能減小。B．由b點對應c(H＋)與c(OH－)可知，Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－7×1.0×10－7＝1.0×10－14。C．FeCl3溶液水解顯酸性，溶液中c(H＋)增大，因一定溫度下水的離子積是常數，故溶液中c(OH－)減小，因此加入FeCl3溶液可能引起由b向a的變化。D．c點溶液呈堿性，稀釋時c(OH－)減小，同時c(H＋)應增大，故稀釋溶液時不可能引起由c向d的變化。考法2溶液的酸堿性和pH1．溶液的酸堿性是由溶液中c(H＋)與c(OH－)的相對大小決定的。請填寫下表：c(H＋)與c(OH－)相對大小c(H＋)的范圍(25℃)中性溶液c(OH－)＝c(H＋)c(H＋)＝1.0×10－7mol·L－1酸性溶液c(OH－)<c(H＋)c(H＋)>1.0×10－7mol·L－1堿性溶液c(OH－)>c(H＋)c(H＋)<1.0×10－7mol·L－12．溶液的pH(1)定義：pH是c(H＋)的負對數，其表達式是pH＝－lgc(H＋)。(2)pH大小能反映出溶液中c(H＋)的大小，即能表示溶液的酸堿性強弱。在25℃時，pH>7，表示溶液呈堿性，pH越大，溶液的堿性越強，pH每增加1個單位，c(OH－)增大到原來的10倍；pH＝7，溶液呈中性；pH<7，表示溶液呈酸性，pH越小，溶液酸性越強，pH每減小1個單位，溶液中c(H＋)增大到原來的10倍。(3)pH的取值范圍為0～14，即只適用于c(H＋)≤1mol·L－1或c(OH－)≤1mol·L－1的電解質溶液，當c(H＋)或c(OH－)>1mol·L－1時，直接用c(H＋)或c(OH－)表示溶液的酸堿性。3．溶液酸堿性的測定方法(1)酸堿指示劑法(只能測定溶液的pH范圍)。常見酸堿指示劑的變色范圍：指示劑變色范圍(顏色與pH的關系)石蕊紅色←5.0紫色8.0→藍色酚酞無色←8.2粉紅色10.0→紅色甲基橙紅色←3.1橙色4.4→黃色(2)利用pH試紙測定，使用的正確操作為取一小片pH試紙，放在潔凈的表面皿上或玻璃片上，用干燥潔凈的玻璃棒蘸取試液點在試紙上，當試紙顏色變化穩定后迅速與標準比色卡對照，讀出pH。(3)利用pH計測定，儀器pH計可精確測定試液的pH(讀至小數點后2位)。1．溶液顯酸堿性的實質是溶液中c(H＋)與c(OH－)的相對大小。2．用pH判斷溶液酸堿性時，要注意條件，即溫度。不能簡單地認為pH等于7的溶液一定為中性，如100℃時，pH＝6為中性，pH<6才顯酸性，pH>6顯堿性，所以使用pH時需注明溫度，若未注明溫度，一般認為是常溫，就以pH＝7為中性。3．常溫下，酸或堿溶液稀釋過程的變化規律溶液稀釋前溶液pH加水稀釋到體積為原來的10n倍稀釋后溶液pH酸強酸pH＝apH＝a＋n弱酸a<pH<a＋n堿強堿pH＝bpH＝b－n弱堿b－n<pH<b注：表中a＋n＜7，b－n＞7。4．溶液pH的計算方法①單一溶液溶液類型相關計算強酸(HnA)設HnA的濃度為cmol/L，則c(H+)=ncmol/L，pH=?lgc(H+)=?lgnc強堿［B(OH)n］溶液設B(OH)n的濃度為cmol/L，則c(OH?)=ncmol/L，c(H+)=mol/L，pH=?lgc(H+)=14+lgnc②混合溶液溶液類型相關計算兩種強酸混合兩種強堿混合強酸強堿混合恰好完全反應pH=7(25℃)酸過量c(H＋)=堿過量c(OH?)=請判斷下列說法的正誤(正確的打“√”，錯誤的打“×”)(1)如果c(H＋)≠c(OH－)，則溶液一定呈一定的酸堿性()(2)任何水溶液中都有c(H＋)和c(OH－)()(3)c(H＋)等于10-6mol·L-1的溶液一定呈現酸性()(4)pH＜7的溶液一定呈酸性()(5)在任何條件下，純水都呈中性()(6)25℃時，純水和燒堿溶液中水的離子積常數不相等()(7)在100℃時，純水的pH＞7()(8)如果c(H＋)/c(OH－)的值越大，則酸性越強()(9)升高溫度，水的電離程度增大，酸性增強()(10)25℃時，0.01mol·L－1的KOH溶液的pH＝12()(11)任何溫度下，利用H＋和OH－濃度的相對大小均可判斷溶液的酸堿性()(12)某溶液的c(H＋)＞10－7mol·L－1，則該溶液呈酸性()(13)pH減小，溶液的酸性一定增強()(14)100℃時Kw＝1.0×10－12mol2·L－2，0.01mol·L－1鹽酸的pH＝2，0.01mol·L－1的NaOH溶液的pH＝10()(15)用蒸餾水潤濕的pH試紙測溶液的pH，一定會使結果偏低()(16)用廣范pH試紙測得某溶液的pH為3.4()(17)用pH計測得某溶液的pH為7.45()(18)1.0×10－3mol·L－1鹽酸的pH＝3，1.0×10－8mol·L－1鹽酸的pH＝8()(19)pH＝a的醋酸溶液稀釋一倍后，溶液的pH＝b，則a＞b()答案：(1)√(2)√(3)×(4)×(5)√(6)×(7)×(8)√(9)×(10)√(11)√(12)×(13)×(14)√(15)×(16)×(17)√(18)×(19)×例1某溫度下，測得0.01mol/LNaOH溶液pH=10，則下列說法正確的是()A．該溶液溫度為25℃ B．與等體積的pH=4的鹽酸剛好中和C．該溫度下蒸餾水pH=6 D．該溶液中c(H+)=10-12mol/L【答案】C【解析】A項，某溫度下，測得0.01mol/LNaOH溶液pH=10，即氫離子濃度是10-10mol/L，氫氧化鈉是一元強堿，則氫氧根離子濃度是是0.01mol/L，所以水的離子積常數是0.01×10－10＝10－12＞10－14，升高溫度促進水的電離，該溶液溫度大于25℃，A錯誤；B項，pH=4的鹽酸溶液的濃度是10－4mol/L，所以與等體積的pH=4的鹽酸中和后氫氧化鈉過量，B錯誤；C項，該溫度下水的離子積常數是10－12，所以蒸餾水的pH=6，C正確；D項，根據選項A分析可知該溶液中c(H+)=10-10mol/L，D錯誤；故選C。例2下列有關溶液的酸堿性與pH的說法錯誤的是()A．溶液pH越小，酸性越強，反之，堿性越強B．pH<7的溶液，可能呈酸性C．當溶液中的c(H＋)或c(OH－)較小時，用pH表示其酸堿性更為方便D．把pH試紙直接插入待測溶液中，測其pH【答案】D【解析】A項因pH＝－lgc(H＋)，所以pH越小，c(H＋)越大，酸性越強，pH越大，c(H＋)越小，則c(OH－)越大，堿性越強，A項正確；B項在室溫下，pH<7的溶液呈酸性，B項正確；C項當c(H＋)或c(OH－)小于1mol·L－1時，使用pH表示其酸堿性更為方便，故C項正確；D項用pH試紙測溶液pH時，不能把pH試紙直接插入待測溶液中測pH，正確的做法為取一小片pH試紙，放在潔凈的表面皿上或玻璃片上，用玻璃棒蘸取待測液點于試紙中央，然后與標準比色卡對照讀取數據，所以D項錯誤。對點1常溫下，關于pH=12的NaOH溶液，下列說法正確的是()A．溶液中c(H+)=1.×10-2mol·L-1B．溶液中由水電離出的c(OH-)=1.0×10-2mol·L-1C．加水稀釋100倍后，溶液的pH=10D．加入等體積pH=2的醋酸溶液，溶液呈中性【答案】C【解析】pH=12的NaOH溶液，根據離子積可知，c(H+)=1．0×10-12mol·L-1，A項不正確；溶液中由水電離出的c(OH-)=c(H+)=1．0×10-12mol·L-1，B項不正確；加水稀釋100倍后，溶液的pH=10，C項正確；由于醋酸為弱酸，大部分未發生電離，反應結束后，過量的醋酸電離，使溶液呈酸性，D項不正確。對點2工農業生產和科學實驗中常常涉及溶液的酸堿性，生活和健康也與溶液的酸堿性有密切關系。pH是表示溶液酸堿度的一種方法。下列說法不正確的是()A．可以用pH試紙測量溶液的pH，也可以用酸度計來測量B．測量和調控溶液的pH，對工農業生產，科學研究都具有重要意義C．pH試紙可測量任何溶液的pH值D．酸堿指示劑是一些有機弱酸或弱堿，在溶液中存在電離平衡，指示劑的顏色變化在一定pH范圍內發生【答案】C【解析】A項，可以用pH試紙測量溶液的pH，也可以用酸度計來測量，選項A正確；B項，測試和調控溶液的pH對工農業生產、科學研究及日常生活和醫療保健都有重要意義，選項B正確；C項，不是任何溶液的pH都能用pH試紙測，因為試紙有范圍要求，也不能測量氯水等溶液的pH，選項C不正確；D項，酸堿指示劑是一些有機弱酸或弱堿，在溶液中存在電離平衡，指示劑的顏色變化在一定pH范圍內發生，選項D正確；故選C。考法3酸堿中和滴定1．實驗原理利用酸堿中和反應，用已知濃度酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)的實驗方法。以標準鹽酸滴定待測的NaOH溶液，待測的NaOH溶液的物質的量濃度為c(NaOH)＝eq\f(cHCl·VHCl,VNaOH)。酸堿中和滴定的關鍵：(1)準確測定標準液和待測液的體積；(2)準確判斷滴定終點。2．實驗用品(1)儀器圖(A)是酸式滴定管、圖(B)是堿式滴定管、滴定管夾、鐵架臺、錐形瓶。(2)試劑：標準液、待測液、指示劑、蒸餾水。(3)滴定管①構造：“0”刻度線在上方，尖嘴部分無刻度。②精確度：讀數可精確到0.01mL。③洗滌：先用蒸餾水洗滌，再用待裝液潤洗。④排泡：酸、堿式滴定管中的液體在滴定前均要排出尖嘴中的氣泡。⑤使用注意事項：試劑性質滴定管原因酸性、氧化性酸式滴定管氧化性物質易腐蝕橡膠管堿性堿式滴定管堿性物質易腐蝕玻璃，致使玻璃活塞無法打開3.實驗操作以標準鹽酸滴定待測NaOH溶液為例(1)滴定前的準備①滴定管：查漏→洗滌→潤洗→裝液→調液面→記錄。②錐形瓶：注堿液→記體積→加指示劑。(2)滴定(3)終點判斷等到滴入最后一滴標準液，指示劑變色，且在半分鐘內不恢復原來的顏色，視為滴定終點并記錄標準液的體積。(4)數據處理按上述操作重復二至三次，求出用去標準鹽酸體積的平均值，根據c(NaOH)＝eq\f(cHCl·VHCl,VNaOH)計算。4．常用酸堿指示劑及變色范圍指示劑變色范圍的pH石蕊＜5.0紅色5.0～8.0紫色>8.0藍色甲基橙＜3.1紅色3.1～4.4橙色>4.4黃色酚酞＜8.2無色8.2～10.0淺紅色>10.0紅色5．中和滴定原理的拓展應用(1)沉淀滴定概念：沉淀滴定是利用沉淀反應進行滴定、測量分析的方法。生成沉淀的反應很多，但符合條件的卻很少，實際上應用最多的是銀量法，即利用Ag＋與鹵素離子的反應來測定Cl－、Br－、I－濃度。原理：沉淀滴定所用的指示劑本身就是一種沉淀劑，滴定劑與被滴定物反應的生成物的溶解度要比滴定劑與指示劑反應的生成物的溶解度小，否則不能用這種指示劑。如用AgNO3溶液測定溶液中Cl－的含量時常以CrOeq\o\al(2－,4)為指示劑，這是因為AgCl比Ag2CrO4更難溶的緣故。(2)氧化還原滴定原理：以氧化劑或還原劑為滴定劑，直接滴定一些具有還原性或氧化性的物質。實例：酸性KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液原理：2MnOeq\o\al(－,4)＋6H＋＋5H2C2O4=10CO2↑＋2Mn2＋＋8H2O指示劑：酸性KMnO4溶液本身呈紫色，不用另外選擇指示劑，當滴入一滴酸性KMnO4溶液后，溶液由無色變淺紅色，且半分鐘內不褪色，說明到達滴定終點。Na2S2O3溶液滴定碘液原理：2Na2S2O3＋I2=Na2S4O6＋2NaI指示劑：用淀粉作指示劑，當滴入一滴Na2S2O3溶液后，溶液的藍色褪去，且半分鐘內不恢復原色，說明到達滴定終點。1．酸堿中和滴定指示劑選擇的基本原則變色要靈敏，變色范圍要小，使變色范圍盡量與滴定終點溶液的酸堿性一致。(1)強酸滴定強堿一般用甲基橙，但用酚酞也可以。(2)滴定終點為堿性時，用酚酞做指示劑。(3)滴定終點為酸性時，用甲基橙做指示劑。2．中和滴定的誤差分析方法(1)依據公式c(待測)＝eq\f(c標準·V標準,V待測)來判斷。c(標準)和V(待測)在誤差分析時是定值，因此只需分析使得所耗標準液體積V(標準)變大或變小的原因即可，V(標準)變大，則c(待測)偏高，V(標準)變小，則c(待測)偏低。(2)滴定管讀數要領以凹液面的最低點為基準(如圖)正確讀數(虛線部分)和錯誤讀數(實線部分)3．滴定曲線的分析(1)圖示強酸與強堿滴定過程中pH曲線(以0.1000mol·L－1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol·L－1鹽酸為例)(2)強酸(堿)滴定弱堿(酸)pH曲線比較氫氧化鈉滴定等濃度等體積的鹽酸、醋酸的滴定曲線鹽酸滴定等濃度等體積的氫氧化鈉、氨水的滴定曲線曲線起點不同：強堿滴定強酸、弱酸的曲線，強酸起點低；強酸滴定強堿、弱堿的曲線，強堿起點高突躍點變化范圍不同：強堿與強酸反應(強酸與強堿反應)的突躍點變化范圍大于強堿與弱酸反應(強酸與弱堿反應)請判斷下列說法的正誤(正確的打“√”，錯誤的打“×”)(1)滴定終點就是酸堿恰好中和的點()(2)滴定管盛標準溶液時，調液面一定要調到“0”刻度()(3)KMnO4溶液應用堿式滴定管盛裝()(4)用堿式滴定管準確量取20.00mL的NaOH溶液()(5)將液面在0mL處的25mL的酸式滴定管中的液體全部放出，液體的體積為25mL()(6)中和滴定操作中所需標準溶液越濃越好，指示劑一般加入2～3mL()(7)中和滴定實驗時，滴定管、錐形瓶均用待測液潤洗()(8)用標準HCl溶液滴定NaHCO3溶液來測定其濃度，選擇酚酞為指示劑()(9)滴定接近終點時，滴定管的尖嘴可以接觸錐形瓶內壁()(10)用稀NaOH滴定鹽酸，用酚酞作指示劑，當錐形瓶中溶液由紅色變無色時停止滴定()(11)25℃時，用醋酸溶液滴定等濃度NaOH溶液至pH＝7，V醋酸<VNaOH()(12)等體積、等物質的量濃度的鹽酸和醋酸分別與NaOH溶液反應，得到pH＝7的溶液所消耗的n(NaOH)相等()(13)用NaOH溶液滴定白醋，使用酚酞作指示劑，溶液顏色恰好由無色變為淺紅色，且半分鐘內不褪色時為滴定終點()答案：(1)×(2)×(3)×(4)√(5)×(6)×(7)×(8)×(9)√(10)×(11)×(12)×(13)√例1(2020?浙江1月選考)室溫下，向20.00mL0.1000mol·L?1鹽酸中滴加0.1000mol·L?1NaOH溶液，溶液的pH隨NaOH溶液體積的變化如圖。已知lg5＝0.7。下列說法不正確的是()A．NaOH與鹽酸恰好完全反應時，pH＝7B．選擇變色范圍在pH突變范圍內的指示劑，可減小實驗誤差C．選擇甲基紅指示反應終點，誤差比甲基橙的大D．V(NaOH)＝30.00mL時，pH＝12.3【答案】C【解析】A項，NaOH與鹽酸恰好完全反應時溶液中的溶質為NaCl，呈中性，室溫下pH=7，故A正確；B項，選擇變色范圍在pH突變范圍內的指示劑，可減小實驗誤差，B正確；C項，甲基橙的變色范圍在pH突變范圍外，誤差更大，故C錯誤；D項，時，溶液中的溶質為氯化鈉和氫氧化鈉，且c(NaOH)==0.02mol/L，即溶液中c(OH-)=0.02mol，則c(H+)=5×10-13mol/L，pH=-lgc(H+)=12.3，故D正確；故選C。例2用中和滴定法測定某燒堿樣品的純度，試根據實驗回答下列問題：(1)準確稱量8.2g含有少量中性易溶雜質的樣品，配成500mL待測溶液。稱量時，樣品可放在________(填字母)稱量。A．小燒杯中B．潔凈紙片上C．托盤上(2)滴定時，用0.2000mol·L－1的鹽酸來滴定待測溶液，不可選用________(填字母)作指示劑。A．甲基橙B．石蕊C．酚酞(3)滴定過程中，眼睛應注視__________________；在鐵架臺上墊一張白紙，其目的是________________________________________________________________________。(4)根據下表數據，計算被測燒堿溶液的物質的量濃度是________mol·L－1，燒堿樣品的純度是________。滴定次數待測溶液體積/mL標準酸溶液體積滴定前的刻度/mL滴定后的刻度/mL第一次10.000.4020.50第二次10.004.1024.00【答案】(1)A(2)B(3)錐形瓶內溶液顏色的變化便于觀察錐形瓶內液體顏色的變化，減小滴定誤差(4)0.400097.56%【解析】(1)稱量氫氧化鈉等易潮解、腐蝕性強的試劑時，樣品應放在小燒杯中。(2)酸堿中和滴定時，一般選甲基橙、酚酞等顏色變化較明顯的指示劑，石蕊在酸或堿溶液中顏色變化不明顯，易造成誤差。(4)根據c(NaOH)＝eq\f(cHCl·VHCl,VNaOH)分別求第一、二次的值，再求平均值，解得c(NaOH)＝0.4000mol·L－1，w(NaOH)＝eq\f(0.4000mol·L－1×0.500L×40g·mol－1,8.2g)×100%≈97.56%。對點1關于滴定實驗的下列說法正確的是()A．在酸堿中和滴定過程中，眼睛應注視錐形瓶內溶液顏色的變化B．用NaOH標準溶液滴定未知濃度的鹽酸，達到滴定終點時發現滴定管尖嘴部分有懸滴，會使測定結果偏小C．用KMnO4標準溶液滴定草酸時，KMnO4標準溶液盛裝在堿式滴定管中D．所有的滴定實驗都需要加入指示劑【答案】A【解析】酸堿中和滴定過程中，左手控制活塞或橡膠管內的玻璃珠，右手輕輕搖動錐形瓶，眼睛注視錐形瓶內溶液顏色的變化，A正確；用NaOH標準溶液滴定未知濃度的鹽酸，達到滴定終點時發現滴定管尖嘴部分有懸滴，則消耗NaOH標準溶液的體積偏大，測定結果偏大，B錯誤；KMnO4溶液具有強氧化性，易腐蝕橡膠管，所以KMnO4標準溶液要盛放在酸式滴定管中，C錯誤；并不是所有的滴定實驗都需要加入指示劑，如用KMnO4標準溶液滴定含還原性物質(如草酸等)的溶液時，不需要加指示劑，達到滴定終點時，溶液由無色變為淺紅色，且半分鐘內不褪色，D錯誤。對點2某學生用已知物質的量濃度的鹽酸來測定未知物質的量濃度的NaOH溶液時，選擇酚酞作指示劑。請填寫下列空白：(1)用標準的鹽酸滴定待測的NaOH溶液時，左手握酸式滴定管的活塞，右手搖動錐形瓶，眼睛________________________________。(2)滴定終點的判斷：____________________________________________。(3)某學生根據3次實驗分別記錄有關數據如表：滴定次數待測NaOH溶液的體積/mL0.1000mol/L鹽酸的體積/mL滴定前刻度滴定后刻度溶液體積/mL第一次25.000.0026.1126.11第二次25.001.5630.3028.74第三次25.000.2226.3126.09根據表中數據該NaOH溶液的物質的量濃度為______________。(4)以下操作會導致測得的NaOH溶液濃度偏高的是______________。A．酸式滴定管未用標準鹽酸潤洗就直接注入標準鹽酸B．滴定前盛放NaOH溶液的錐形瓶用蒸餾水洗凈后沒有干燥C．酸式滴定管在滴定前有氣泡，滴定后氣泡消失D．讀取鹽酸體積時，開始仰視讀數，滴定結束時俯視讀數E.盛放堿液的堿式滴定管開始俯視讀數，后來仰視讀數(5)氧化還原滴定實驗的原理與中和滴定相同(用已知濃度的氧化劑溶液滴定未知濃度的還原劑溶液或反之)。為測定某樣品中所含晶體FeSO4?7H2O的質量分數，取晶體樣品ag，溶于稀硫酸配成100.00mL溶液，取出20.00mL溶液，用KMnO4溶液滴定(雜質與KMnO4不反應)。若消耗0.2000mol?L-1KMnO4溶液20.00mL，所得晶體中FeSO4?7H2O的質量分數為_______________(用a表示)。【答案】(1)注視錐形瓶內顏色變化(2)淺紅色變為無色且半分鐘內不恢復原色(3)0.1044mol/L(4)AC(5)×100%【解析】(1)用標準的鹽酸滴定待測的NaOH溶液時，左手握酸式滴定管的活塞，右手搖動錐形瓶，眼睛注視錐形瓶內顏色變化；(2)用已知物質的量濃度的鹽酸來測定未知物質的量濃度的NaOH溶液時，選擇酚酞作指示劑，滴定前溶液為紅色，滴定后呈中性，溶液為無色，則滴定終點的判斷依據是淺紅色變為無色且半分鐘內不恢復原色；(3)根據表中數據，第二次實驗數據明顯偏大，舍去，根據第一次、第三次實驗數據，平均消耗鹽酸的體積是=26.10ml，則c()===0.1044mol/L；(4)A項，酸式滴定管未用標準鹽酸潤洗就直接注入標準鹽酸，鹽酸濃度偏小，消耗鹽酸體積偏大，測定氫氧化鈉溶液濃度偏高；B項，滴定前盛放NaOH溶液的錐形瓶用蒸餾水洗凈后沒有干燥，氫氧化鈉的物質的量不變，消耗鹽酸體積不變，測定氫氧化鈉溶液的濃度無影響；C項，酸式滴定管在滴定前有氣泡，滴定后氣泡消失，消耗鹽酸體積偏大，測定氫氧化鈉溶液濃度偏高；D項，讀取鹽酸體積時，開始仰視讀數，滴定結束時俯視讀數，消耗鹽酸體積偏小，測定氫氧化鈉溶液濃度偏低；E項，盛放堿液的堿式滴定管開始俯視讀數，后來仰視讀數，氫氧化鈉溶液體積偏小，消耗鹽酸體積偏小，測定氫氧化鈉溶液的濃度偏低；故選AC。(5)亞鐵離子會被高錳酸鉀溶液氧化為鐵離子，高錳酸鉀被還原成錳離子，根據電子守恒，即5FeSO4?7H2O~KMnO4，所以晶體中FeSO4?7H2O的質量分數為=×100%。考法4酸堿中和滴定誤差分析以用標準鹽酸滴定待測氫氧化鈉溶液為例，分析常見的誤差：步驟操作V標準c待測洗滌酸式滴定管未用標準溶液潤洗變大偏高堿式滴定管未用標準溶液潤洗變小偏低錐形瓶用待測溶液潤洗變大偏高錐形瓶洗凈后還留有蒸餾水不變無影響取液放出堿液的滴定管開始有氣泡，放出液體后氣泡消失變小偏低滴定酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定終點時氣泡消失變大偏高振蕩錐形瓶時部分液體濺出變小偏低部分酸液滴出錐形瓶外變大偏高溶液顏色較淺時滴入酸液過快，停止滴定后再加一滴NaOH溶液無變化變大偏高讀數滴定前讀數正確，滴定后俯視讀數(或前仰后俯)變小偏低滴定前讀數正確，滴定后仰視讀數(或前俯后仰)變大偏高滴定管讀數要領，以凹液面的最低點為基準①開始讀數仰視，滴定完畢讀數俯視，V(標)偏小，c(待測)偏低； ②開始讀數俯視，滴定完畢讀數仰視，V(標)偏大，c(待測)偏高。例1驗室用標準鹽酸測定某NaOH溶液的濃度，用甲基橙作指示劑，下列對測定結果的評價錯誤的是()選項操作測定結果的評價A酸式滴定管在裝液前未用標準鹽酸潤洗2~3次偏高B開始實驗時酸式滴定管尖嘴部分有氣泡，在滴定過程中氣泡消失偏高C錐形瓶未干燥無影響D盛NaOH溶液的錐形瓶滴定前用NaOH溶液潤洗2~3次偏低【答案】D【解析】A項，酸式滴定管在裝液前未用標準鹽酸潤洗2~3次，導致標準液被稀釋，滴定時消耗標準液的體積偏大，測定結果偏高，正確；B項，開始實驗時酸式滴定管尖嘴部分有氣泡，在滴定過程中氣泡消失，導致消耗標準液的體積偏大，測定結果偏高，正確；C項，錐形瓶未干燥，對待測液沒有影響，不影響測定結果，正確；D項，盛NaOH溶液的錐形瓶滴定前用NaOH溶液潤洗2~3次，導致待測液中NaOH的物質的量偏大，滴定時消耗標準液的體積偏大，測定結果偏高，錯誤。例2下列實驗操作不會引起誤差的是()A．酸堿中和滴定時，用待測液潤洗錐形瓶B．酸堿中和滴定時，用沖洗干凈的滴定管盛裝標準溶液C．用NaOH標準溶液測定未知濃度的鹽酸時，選用酚酞作指示劑，實驗時不小心多加了幾滴D．用標準鹽酸測定未知濃度NaOH溶液，開始實驗時，酸式滴定管尖嘴部分無氣泡，實驗結束時有氣泡【答案】C【解析】A項，錐形瓶不能用待測液潤洗，否則會使待測液的量偏大，消耗標準液的體積偏大，從而使所測濃度偏大；B項，沖洗干凈的滴定管無論是盛裝標準溶液，還是待測溶液，都必須用待裝溶液潤洗2~3次，否則會使標準溶液或待測溶液濃度偏小，影響結果；C項，在滴定過程中，指示劑多加了幾滴，一般不影響實驗結果，因為指示劑不會改變反應過程中酸和堿的物質的量；D項，實驗開始時酸式滴定管中無氣泡，實驗結束時有氣泡，會導致所讀取的V(HCl)偏小，依據V(HCl)·c(HCl)=V(NaOH)·c(NaOH)得所測的c(NaOH)偏小。對點1用已知濃度的鹽酸滴定未知濃度的NaOH溶液，選用酚酞作指示劑，下列操作會導致測定結果偏低的是()。A．酸式滴定管未潤洗就裝標準液滴定B．錐形瓶未用待測液潤洗C．讀取標準液體積時，滴前仰視，滴定到終點后俯視D．滴定前酸式滴定管尖嘴處有氣泡未排除，滴定后氣泡消失【答案】C【解析】A項，標準液被管壁附著的水稀釋，使標準液用量偏大，測定結果偏高；B項，不影響錐形瓶內NaOH的量，標準液用量不變，測定結果不受影響；C項，滴前仰視，讀數偏大，滴定終點時俯視，讀數偏小，因此標準液用量偏少，測定結果偏低；D項，滴定后，原先氣泡占據的體積充滿標準液，使標準液用量偏多，測定結果偏高。對點2下列有關滴定操作的說法正確的是()A．用25mL滴定管進行中和滴定時，用去標準液的體積為21．7mLB．用標準的KOH溶液滴定未知濃度的鹽酸，洗凈堿式滴定管后直接取標準KOH溶液進行滴定，則測定結果偏低C．用標準的KOH溶液滴定未知濃度的鹽酸，配制標準溶液的固體KOH中含有NaOH雜質，則測定結果偏高D．用未知濃度的鹽酸滴定標準的KOH溶液時，若讀取讀數，滴定前仰視，滴定到終點后俯視，會導致測定結果偏高【答案】D【解析】A項，滴定管精確值為0.01mL，讀數應保留小數點后2位，錯誤；B項，由于滴定管沒有潤洗，標準液濃度偏小，消耗標準液體積增加，則測定結果偏高，錯誤；C項，等質量的NaOH和KOH，NaOH的物質的量大于KOH，即所配溶液OH-濃度偏大，導致消耗標準液體積偏小可知，所測鹽酸的濃度偏小，錯誤；D項，導致消耗的鹽酸體積偏小，依據c酸=c堿1．(2023?湖南卷，12)常溫下，用濃度為0.0200mol·L-1的NaOH標準溶液滴定濃度均為0.0200mol·L-1的HCl和CH3COOH的混合溶液，滴定過程中溶液的隨()的變化曲線如圖所示。下列說法錯誤的是()A．Ka(CH3COOH)約為10-4.76B．點a：c(Na+)=c(Cl-)=c(CH3COOH)+c(CH3COO-)C．點b：c(CH3COOH)<c(CH3COO-)D．水的電離程度：＜＜c＜d【答案】D【解析】NaOH溶液和HCl、CH3COOH混酸反應時，先與強酸反應，然后再與弱酸反應，由滴定曲線可知，a點時NaOH溶液和HCl恰好完全反應生成NaCl和水，CH3COOH未發生反應，溶質成分為NaCl和CH3COOH；b點時NaOH溶液反應掉一半的CH3COOH，溶質成分為NaCl、CH3COOH和CH3COONa；c點時NaOH溶液與CH3COOH恰好完全反應，溶質成分為NaCl、CH3COONa；d點時NaOH過量，溶質成分為NaCl、CH3COONa和NaOH。A項，a點時溶質成分為NaCl和CH3COOH，c(CH3COOH)=0.0100mol/L，c(H+)=10-3.38mol/L，Ka(CH3COOH)==10-4.76，故A正確；B項，a點溶液為等濃度的NaCl和CH3COOH混合溶液，存在物料守恒關系c(Na+)=c(Cl-)=c(CH3COOH)+c(CH3COO-)，故B正確；C項，點b溶液中含有NaCl及等濃度的CH3COOH和CH3COONa，由于pH<7，溶液顯酸性，說明CH3COOH的電離程度大于CH3COO-的水解程度，則c(CH3COOH)<c(CH3COO-)，故C正確；D項，c點溶液中CH3COO-水解促進水的電離，d點堿過量，會抑制水的電離，則水的電離程度c>d，故D錯誤；故選D。2．(2021?遼寧選擇性考試，15)用0.1000mol·L-1鹽酸滴定20.00mLNa2A溶液，溶液中H2A、HA-、A2-的分布分數隨pH變化曲線及滴定曲線如圖。下列說法正確的是(如A2-分布分數：)

A．H2A的Ka1為10-10.25 B．c點：c(HA-)＞c(A2－)＞c(H2A)C．第一次突變，可選酚酞作指示劑 D．c(Na2A)=0.2000mol·L-1【答案】C【解析】用0.1000mol·L-1鹽酸滴定20.00mLNa2A溶液，pH較大