2022届高考化学一轮复习-第8章-水溶液中的离子平衡-第2节-水的电离和溶液的酸碱性教案-新人教版.doc

2022届高考化学一轮复习 第8章 水溶液中的离子平衡 第2节 水的电离和溶液的酸碱性教案 新人教版

2022届高考化学一轮复习 第8章 水溶液中的离子平衡 第2节 水的电离和溶液的酸碱性教案 新人教版

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第二节　水的电离和溶液的酸碱性
考纲定位
要点网络
1.了解水的电离，离子积常数。
2．了解溶液pH的定义及其测定方法，能进行pH的简单计算。
3．掌握酸碱中和滴定实验及其应用。

　水的电离与水的离子积

知识梳理
1．水的电离
(1)水是极弱的电解质，其电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－，可简写为H2OH＋＋OH－。
(2)25 ℃时，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7mol·L－1；任何水溶液中，由水电离出的c(H＋)与c(OH－)都相等。
2．水的离子积

[辨易错]
(1)任何水溶液中，水电离出的c(H＋)与c(OH－)一定相等。 (　　)
(2)纯水中c(H＋)随温度升高而增大，水的酸性增强。 (　　)
(3)酸溶液中水电离出的c(H＋)等于溶液中c(OH－)。 (　　)
(4)Kw与溶液的酸碱性无关，与温度有关。 (　　)
[答案]　(1)√　(2)×　(3)√　(4)√
3．外界条件对水的电离平衡的影响
体系变化
条件
平衡移动方向
Kw
水的电离程度
c(OH－)
c(H＋)
外加酸碱　　　　
酸
逆
不变
减小
减小
增大
碱
逆
不变
减小
增大
减小
外加可水解的盐
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
[深思考]
1．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＋)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。
[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。或加入酸，H＋与OH－反应生成H2O，水增多，实质仍是水的电离左移。
2．25 ℃时，pH＝4的醋酸溶液与NH4Cl溶液中c(H＋)H2O相等吗？为什么？
[答案]　不相等，醋酸电离出的H＋抑制水的电离，而NH4Cl电离出的NH结合OH－，促进了水的电离。
知识应用
在不同温度下，水溶液中c(H＋)与c(OH－)的关系如图所示。

请回答
(1)T 25(填“>”或“<”)。
(2)b、c点分别呈 性(填“酸”“碱”或“中”)。
(3)d点对应的溶液中c(OH－)＝ ，水电离出的c(OH－)H2O＝ 。
(4)从a点到d点可采取的措施为
。
[答案]　(1)>　(2)酸、中　(3)1×10－5 mol·L－1　1×10－5 mol·L－1或1×10－7 mol·L－1　(4)在加热条件下加入碱性物质

命题点1　水电离的影响因素及定量判断
1．下列有关水电离情况的说法正确的是 (　　)
A．100 ℃时，Kw＝10－12，此温度下pH＝7的溶液一定呈中性
B．NH4Cl、CH3COONa、NaHCO3、NaHSO4溶于水，对水的电离都有促进作用
C．25 ℃时，pH＝12的烧碱溶液与纯碱溶液，水的电离程度相同
D．如图为水的电离平衡曲线，若从A点到C点，可采用升高温度的方法

D　[A项，100 ℃时pH＝7为碱性，错误；B项，NaHSO4电离出H＋对水电离有抑制作用，错误；C项，烧碱抑制水电离，纯碱促进水电离，错误。]
2．(2020·韶关模拟)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，溶液中的水电离出的c(H＋)减小
D　[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，H＋对H2O电离的抑制减小，c(H＋)H2O增大。]
3．下表是不同温度下水的离子积数据：
温度/℃
25
t1
t2
水的离子积常数
1×10－14
Kw
1×10－12
试回答下列问题：
(1)若25<t1<t2，则Kw (填“>”“<”或“＝”)1×10－14，做出此判断的理由是
。
(2)在t1 ℃时，测得纯水中的c(H＋)＝2.4×10－7 mol·L－1，则c(OH－)为 。该温度下，测得某H2SO4溶液中c(SO)＝5×10－6 mol·L－1，该溶液中c(OH－)＝ mol·L－1。
(3)t2 ℃时，pH＝10的NaOH溶液和Na2CO3溶液中，水电离出的c(OH－)H2O分别为 ， 。
(4)25 ℃，溶液中c(H＋)H2O＝1×10－10 mol·L－1的溶液的pH为 ；溶液中c(H＋)H2O＝1×10－4 mol·L－1的溶液的pH为 。
[答案]　(1)>　升高温度，促进水电离，Kw＝c(H＋)·c(OH－)，Kw增大
(2)2.4×10－7 mol·L－1　5.76×10－9
(3)1×10－10 mol·L－1　1×10－2 mol·L－1
(4)4或10　4或10

溶液中c(H＋)H2O或c(OH－)H2O的计算
(1)酸溶液
酸溶液中，H＋来源于酸的电离和水的电离，而OH－只来源于水的电离。
(2)碱溶液
碱溶液中，OH－来源于碱的电离和水的电离，而H＋只来源于水的电离。
(3)水解呈酸性的盐溶液：c(H＋)H2O＝c(OH－)H2O＝c(H＋)。水电离出的OH－部分结合弱碱离子生成弱碱而减小。
(4)水解呈碱性的盐溶液：c(OH－)H2O＝c(H＋)H2O＝c(OH－)。水电离出的H＋部分结合酸根生成弱酸而减小。
注意：溶液的酸、碱性一定要分清是酸、碱电离引起还是盐水解引起。
命题点2　酸、碱反应中c(H＋)H2O或c(OH－)H2O变化
4．常温下，向20.00 mL 0.1 mol·L－1HA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－)
B　[向HA溶液中加入NaOH溶液，－lg c水(H＋)先减小至N再变大，说明c水(H＋)先增大，再减小。N点时c水(H＋)最大，说明恰好反应。M点为HA与NaA的混合物，为中性，pH＝7，N为恰好反应，pH＞7，P点为NaA与NaOH的混合物，为碱性，pH＞7，B错误。]

酸、碱反应中水的电离程度变化
(以氨水中滴加盐酸为例)
⇒
　溶液的酸碱性与pH

知识梳理
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．溶液的pH
(1)定义式：pH＝－lg c(H＋)。
(2)溶液的酸碱性与pH的关系(室温下)

①由图示关系知，pH越小，溶液的酸性越强。
②pH一般表示c(H＋)≤1 mol·L－1的酸溶液或c(OH－)≤1 mol·L－1的碱溶液。
(3)测量
①pH试纸法
pH试纸的使用方法：把小片试纸放在表面皿或玻璃片上，用干燥的玻璃棒蘸取待测液点在pH试纸中央，试纸变色后，与标准比色卡对比即可确定溶液的pH。
②pH计法
常用pH计精确测量溶液的pH，读数时应保留两位小数。
注意：①pH试纸不能伸入待测液中测pH。
②用广泛pH试纸测出溶液的pH是1～14的整数，读数不会出现小数。
[辨易错]
(1)任何酸性溶液中c(H＋)大于c(OH－)，且c(H＋)＞1×10－7mol·L－1，pH<7。 (　　)
(2)任何温度下纯水或中性溶液中c(H＋)＝。 (　　)
(3)测定醋酸钠溶液pH时用玻璃棒蘸取溶液，点在湿润的pH试纸上，所测pH偏小。 (　　)
(4)用pH试纸可以测定氯水或酸性KMnO4溶液的pH。 (　　)
[答案]　(1)×　(2)√　(3)√　(4)×
3．溶液pH的有关计算
(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＝。
知识应用
1．用湿润的pH试纸测溶液的pH，有什么误差？请分析。
[答案]　测定中性溶液，无误差，酸性溶液偏大，碱性溶液偏小。
2．25 ℃，pH＝3的HA溶液与pH＝11的NaOH溶液等体积混合，混合溶液呈什么性质？请分析。
[答案]　当HA为强酸时，酸、碱恰好反应，溶液为中性；当HA为弱酸时，HA浓度较大，酸过量，溶液为酸性。
3．(1)25 ℃，0.01 mol·L－1的BOH溶液[Kb＝1×10－8]的pH为 。
(2)25 ℃，pH＝2的盐酸与醋酸分别稀释100倍，前者pH为 ，后者pH为 。
(3)25 ℃，pH＝3的盐酸与pH＝11的KOH溶液等体积混合，pH为 。
[答案]　(1)9　(2)4　2<pH<4　(3)7

命题点1　溶液酸、碱性的判断
1．用“酸性”“碱性”“中性”或“不确定”填空。
(1)pH<7的溶液 。
(2)水电离出的c(H＋)＝1×10－4 mol·L－1的溶液 。
(3)pH＝0的溶液(25 ℃) 。
(4)25 ℃时，＝1×10－10 mol·L－1的溶液 。
(5)Kw＝1×10－13时，pH＝7的溶液 。
(6)相同浓度的HCl和NaOH溶液等体积混合 。
(7)25 ℃时，相同浓度NH3·H2O和HCl溶液等体积混合 。
(8)25 ℃时pH＝2的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合 。
(9)25 ℃时pH＝2的CH3COOH和pH＝12的NaOH溶液等体积混合 。
(10)25 ℃时，pH＝2的H2SO4溶液和pH＝12的氨水等体积混合 。
(11)25 ℃，0.2 mol·L－1的氨水与0.1 mol·L－1的盐酸等体积混合，混合液呈 。
[答案]　(1)不确定　(2)不确定　(3)酸性　(4)酸性 (5)碱性　(6)中性　(7)酸性　(8)中性　(9)酸性　(10)碱性　(11)碱性

酸碱混合性质判断
(1)等浓度等体积一元酸与一元碱混合的溶液性质——“谁强显谁性，同强显中性”。
(2)25 ℃时，pH之和等于14时，一元强酸和一元弱碱等体积混合呈碱性；一元弱酸和一元强碱等体积混合呈酸性。即谁弱显谁性，同强显中性。
(3)酸、碱混合后生成的盐与剩余的酸或碱浓度相同时，可根据酸、碱的Ka或Kb确定酸碱性，若Ka或Kb>1×10－7（25 ℃时），由剩余的酸或碱决定。
命题点2　溶液pH计算与换算
2．(1)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，混合液的pH为 。
(2)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，混合液的pH为 。
(3)T ℃，纯水中pH＝6。该温度下，pH＝1的稀硫酸与0.15 mol·L－1的Ba(OH)2溶液等体积混合，混合液的pH为 。
[解析]　(1)c(H＋)混＝ mol·L－1＝0.01 mol·L－1，pH＝2。
(2)c(OH－)混＝ mol·L－1＝1×10－4 mol·L－1，c(H＋)＝1×10－10 mol·L－1，pH＝10。
(3)c(OH－)混＝ mol·L－1＝0.1 mol·L－1
c(H＋)＝ mol·L－1＝1×10－11 mol·L－1，pH＝11。
[答案]　(1)2　(2)10　(3)11
3．根据要求解答下列问题(常温条件下)：
(1)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 。
(2)25 ℃时，100 mL pH＝a的稀硫酸与10 mL pH＝b的NaOH溶液混合，溶液呈中性，则a、b的关系为 。
[解析]　(1)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]＝0.5×10－2 V1 mol，＝1×10－3 mol·L－1，则V1∶V2＝1∶4。
(2)100×10－a＝10×10－14＋b,10－a＋2＝10－14＋b＋1，故－a＋2＝－14＋b＋1，a＋b＝15。
[答案]　(1)1∶4　(2)a＋b＝15
4．某温度下Kw＝10－13，在此温度下，将pH＝a的NaOH溶液Va L与pH＝b的H2SO4溶液Vb L混合，下列说法正确的是 (　　)
A．若所得混合液为中性，且a＝12，b＝2，则Va∶Vb＝1∶1
B．若所得混合液为中性，且a＋b＝12，则Va∶Vb＝100∶1
C．若所得混合液pH＝10，且a＝12，b＝2，则Va∶Vb＝1∶9
D．若所得混合液pH＝10，且a＝12，b＝2，则Va∶Vb＝101∶99
C　[若所得混合液为中性，则10－13＋aVa＝10－bVb，＝＝1013－a－b，A、B项错误；＝10－3，可知Va∶Vb＝1∶9，D错误。]

酸碱混合呈中性的定量关系
25 ℃，pH＝a的强酸溶液与pH＝b的强碱溶液，按V1∶V2的体积比混合，混合液呈中性。 V1、V2与a、b的定量关系为＝＝10－14＋a＋b。
命题点3　溶液稀释的pH的定量变化
5．(1)体积相同，浓度均为0.2 mol·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 mol·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100倍，溶液的pH分别为m和n，则m和n的关系为 。
(5)25 ℃，pH＝4的H2SO4溶液加水稀释100倍，溶液中由水电离出的c(H＋)为 。
[解析]　(1)稀释10倍后两浓度均变为0.02 mol·L－1，盐酸中的c(H＋)>醋酸中的c(H＋)，故m<n。
(2)若稀释相同倍数，盐酸的pH仍比醋酸的小，故盐酸稀释的倍数大，故m>n。
(3)稀释相同倍数，CH3COOH溶液的pH变化较小，故m<n。
(4)稀释相同倍数，氨水的pH变化较小，故m>n。
(5)25 ℃，pH＝4的H2SO4溶液加水稀释100倍，pH＝6，c(H＋)H2O＝c(OH－)＝1×10－8。
[答案]　(1)m<n　(2)m>n　(3)m<n　(4)m>n　(5)1×10－8 mol·L－1

(1)酸、碱液稀释与ΔpH的关系
①ΔpH相同，强酸或强碱稀释的倍数小于弱酸或弱碱稀释的倍数。
②稀释相同倍数，强酸或强碱的ΔpH大于弱酸或弱碱的ΔpH。
(2)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，只能无限接近7。
②不能正确理解弱酸、弱碱的稀释规律

注意：表中a＋n<7，b－n>7。
　酸碱中和滴定

知识梳理
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)＝。
(1)酸碱中和滴定的关键：
①准确读取标准液与待测液的体积。
②准确判断滴定终点。
(2)酸碱中和滴定过程中pH变化(pH曲线)
(以0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L－1盐酸为例)

2．实验用品
(1)仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、铁架台和锥形瓶。

(2)滴定管
①构造：“0”刻度线在上方，尖嘴部分无刻度。
②精确度：读数可估计到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)酸碱指示剂的选择
①终点为中性时，选择酚酞或甲基橙。
②终点为酸性时，选择甲基橙。
③终点为碱性时，选择酚酞。
注意：酸碱中和滴定一般不选择石蕊，其理由是颜色变化不明显，不易确定终点。
[辨易错]
(1)酸碱中和滴定的终点一定为中性。 (　　)
(2)量取18.00 mL双氧水或KMnO4溶液可选用碱式滴定管。 (　　)
(3)25 mL的滴定管，若溶液的凹液面最低点处于10.00 mL，则滴定管内液体体积为15 mL。 (　　)
(4)标准NaOH溶液测定醋酸溶液的浓度可以选用甲基橙作指示剂。 (　　)
[答案]　(1)×　(2)×　(3)×　(4)×
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→赶气泡→调液面→记录。
②锥形瓶：洗涤→装液→加指示剂。
(2)滴定

(3)滴定终点判断的答题模板
操作(当滴入最后一滴××标准溶液后)―→现象(溶液由××色变为××色)―→时间(且半分钟内不恢复原色)。
(4)数据处理
按上述操作重复二至三次，求出消耗标准盐酸体积的平均值，根据c(NaOH)＝计算。
4．滴定误差分析
依据原理c(标准)·V(标准)＝c(待测)·V(待测)，得c(待测)＝，因为c(标准)与V(待测)已确定，所以只要分析出不正确操作引起V(标准)的变化，即分析出结果。
实例分析：
以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液(酚酞作指示剂)为例，常见的因操作不正确而引起的误差分析：
步骤
操作
V(标准)
c(待测)
洗涤
酸式滴定管未用标准溶液润洗
变大
偏高
碱式滴定管未用待测溶液润洗
变小
偏低
锥形瓶用待测溶液润洗
变大
偏高
锥形瓶洗净后还留有蒸馏水
不变
无影响
取液
放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失
变小
偏低
滴定
酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失
变大
偏高
振荡锥形瓶时部分液体溅出
变小
偏低
溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后反加一滴NaOH溶液无变化
变大
偏高
读数
酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或前仰后俯)
变小
偏低
知识应用
某学生根据3次实验分别记录有关数据如下表：
滴定次数
待测NaOH溶液的体积/mL
0.100 0 mol·L－1盐酸的体积/mL
滴定前刻度
滴定后刻度
溶液体积/mL
第一次
25.00
0.00
26.11
26.11
第二次
25.00
1.56
30.30
28.74
第三次
25.00
0.22
26.31
26.09
依据上表数据列式计算该NaOH溶液的物质的量浓度。
[答案]　＝＝26.10 mL，c(NaOH)＝＝0.104 4 mol·L－1。

命题点1　酸、碱中和滴定及误差分析
1.现使用酸碱中和滴定法测定市售白醋的总酸度(g/100 mL)。
Ⅰ.实验步骤：

(1)量取10.00 mL食用白醋，在烧杯中用水稀释后转移到100 mL (填仪器名称)中定容，摇匀即得待测白醋溶液。
(2)用酸式滴定管取待测白醋溶液20.00 mL于锥形瓶中，向其中滴加2滴 作指示剂。
(3)读取盛装0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液的碱式滴定管的初始读数。如果液面位置如图所示，则此时的读数为 mL。
(4)滴定。滴定终点的现象是
。
Ⅱ.数据记录：
　　　　　滴定次数
实验数据/mL
1
2
3
4
V(样品)
20.00
20.00
20.00
20.00
V(NaOH)(消耗)
15.95
15.00
15.05
14.95
Ⅲ.数据处理：
某同学在处理数据的计算得：
平均消耗的NaOH溶液的体积V＝(15.95＋15.00＋15.05＋14.95)× mL＝15.24 mL。
指出他的计算的不合理之处：
。
该白醋的总酸度为多少g/100 mL？写出计算步骤。

。
Ⅳ.误差分析
(5)下列说法中测定结果偏小的为 (填序号)。
①若用甲基橙作指示剂
②滴定过程摇动锥形瓶时溶液溅出
③锥形瓶用待测液润洗
④锥形瓶不干燥，有少量水
⑤配制0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液时，称量的NaOH固体中有Na2O
⑥滴定前仰视，滴定后俯视读数
[答案]　Ⅰ.(1)容量瓶　(2)酚酞试液　(3)0.70 (4)溶液由无色恰好变为浅红色，并在半分钟内不变色
Ⅲ.第一组数据与后三组数据相差较大，属于异常值，应舍去　
＝(15.00 mL＋15.05 mL＋14.95 mL)×＝15.00 mL
n(CH3COOH)＝15.00 mL×10－3 L/mL×0.100 0 mol·L－1＝1.500×10－3 mol
总酸度为×100 g＝4.5 g
(5)①②⑤⑥
命题点2　中和滴定曲线的分析
2．(2020·大同模拟)常温下，用0.10 mol·L－1NaOH溶液分别滴定20.00 mL 0.10 mol·L－1HCl溶液和20.00 mL 0.10 mol·L－1CH3COOH溶液，得到两条滴定曲线，如图所示，则下列说法正确的是(　　)

图1　　　　　　　图2
A．图2是滴定盐酸的曲线
B．a与b的关系是a<b
C．E点对应离子浓度由大到小的顺序可能为c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)
D．这两次滴定都宜用甲基橙作为指示剂
C　[A项，开始时，HCl溶液的pH较小，错误；B项，a点的V(X)＝20 mL，b点的V(X)<20 mL，故a>b，错误；D项，NaOH溶液滴定CH3COOH溶液，终点为碱性，应选用酚酞作指示剂，错误。]
3．(2020·云南名校联考)已知：pKa＝ －lg Ka,25℃时，H2SO3的pKa1＝1.85，pKa2＝7.19。常温下，用0.1 mol·L－1 NaOH溶液滴定20 mL 0.1 mol·L－1 H2SO3溶液的滴定曲线如图所示。下列说法不正确的是(　　)

A．A点所得溶液中：V0等于10 mL
B．B点所得溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(SO)＋c(HSO)＋ c(OH－)
C．C点所得溶液中：c(Na＋)＞3c(HSO)
D．D点所得溶液中水解平衡常数：Kh1＝10－6.81
A　[pH＝1.85时，溶液中c(H＋)＝10－1.85 mol·L－1，由Ka1＝＝10－1.85可得c(HSO)＝c(H2SO3)，若V0等于10 mL，溶液为H2SO3、NaHSO3的混合溶液，且物质的量相等，因Ka1>，溶液中c(HSO)>c(H2SO3)，则V0不等于10 mL，故A错误；B点时，加入NaOH的体积为20 mL，此时刚好生成NaHSO3，根据溶液呈电中性可得，c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(SO)＋c(HSO)＋c(OH－)，故B正确；pH＝7.19时，溶液中c(H＋)＝10－7.19，由Ka2＝＝10－7.19可得c(HSO)＝c(SO)，此时溶液呈碱性，则c(OH－)>c(H＋)，根据溶液呈电中性可得，c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(SO)＋c(HSO)＋c(OH－)，求解可得，c(Na＋)＞3c(HSO)，故C正确；D点加入NaOH溶液体积为40 mL时，溶质为Na2SO3，由Kh1＝＝＝10－6.81，故D正确。]
4．25 ℃时，向体积均为20 mL和浓度均为0.1 mol·L－1的两种酸HX、HY溶液中分别滴加0.1 mol·L－1的NaOH溶液，所加NaOH溶液体积与反应后溶液的pH的关系如图所示。下列叙述正确的是(　　)

A．HX、HY均为弱酸
B．Ka(HY)的数量级约为10－6
C．b点时：2c(Na＋)＝c(Y－)＋c(HY)
D．V(NaOH)＝20 mL时，反应后的两种溶液中c(X－)＝c(Y－)
C　[由图可知，HX的pH等于1，HY的pH等于4，则HX为强酸，故A错误；浓度为0.1 mol·L－1的HY，由图可知，HY的pH等于4，则Ka(HY)＝c(H＋)·c(Y－)/c(HY)＝(10－4×10－4)/0.1＝10－7，故B错误；V(NaOH)＝20 mL时，两种溶液恰好反应分别生成起始等量的NaX和NaY，Y－发生水解，所以溶液中c(X－)>c(Y－)，故D错误。]

滴定曲线分析的方法
(1)分析步骤：首先看横、纵坐标，搞清楚是酸加入碱中，还是碱加入酸中；其次看起点，起点可以看出酸性或碱性的强弱；再次找滴定终点和pH＝7的中性点，判断滴定终点的酸碱性，然后确定中性点(pH＝7)的位置；最后分析其他的特殊点(如滴定一半点，过量一半点等)，分析酸、碱过量情况。但要注意中性点与恰好反应点的区别。
(2)滴定过程中的定量关系：①电荷守恒关系在任何时候均存在；②物料守恒可以根据加入酸的物质的量和加入碱的物质的量进行确定。

　中和滴定的迁移应用

中和滴定是中学化学实验中重要定量实验之一，是测定酸、碱溶液浓度或物质含量的重要实验手段。这种实验操作方法也适用于其他反应的滴定操作，如氧化还原反应滴定和沉淀滴定。中和滴定的迁移应用在实际应用中非常广泛。因此近几年高考试题关注度很高。此类试题很好地体现了“科学探究与创新意识、科学精神与社会责任”的核心素养。

1．氧化还原滴定
(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，或者间接滴定一些本身并没有还原性或氧化性，但能与某些还原剂或氧化剂反应的物质。
(2)试剂：常见用于滴定的氧化剂有KMnO4、K2Cr2O7等；常见用于滴定的还原剂有亚铁盐、草酸、维生素C等。
(3)指示剂：①涉及I2的常用淀粉试液；
②涉及Fe3＋的常用KSCN溶液；
③涉及高锰酸钾的不用指示剂。
(4)示例：Na2S2O3溶液滴定碘液
原理
2Na2S2O3＋I2===Na2S4O6＋2NaI
指示剂
用淀粉作指示剂
终点判断
当滴入最后一滴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
2.沉淀滴定
(1)概念：沉淀滴定是利用沉淀反应进行滴定、测量分析的方法，生成沉淀的反应很多，但符合条件的却很少，实际上应用最多的是银量法，即利用Ag＋与卤素离子的反应来测定Cl－、Br－、I－的浓度。
(2)原理：沉淀滴定所用的指示剂本身就是一种沉淀剂，滴定剂与被滴定物反应的生成物的溶解度要比滴定剂与指示剂反应的生成物的溶解度小，否则不能用这种指示剂。如用AgNO3溶液测定溶液中Cl－的含量时常以CrO为指示剂，这是因为AgCl比Ag2CrO4更难溶的缘故。
3．滴定测定的两种类型
(1)直接滴定法：利用标准液的量和方程式直接求算待测物质。
(2)间接滴定法：
①．例如，测MnO2含量时，可在H2SO4溶液中加入过量的Na2C2O4标准溶液，待与MnO2作用完毕后，用KMnO4标准液滴定过量的C2O。
②．某些非氧化性物质，可以用间接滴定法进行测定。例如，测Ca2＋含量时，先将Ca2＋沉淀为CaC2O4，再用稀硫酸将所得沉淀溶解，用KMnO4标准液滴定溶液中的C2O，间接求得Ca2＋含量。

1．(2020·黑龙江六校联考)氢氧化铈溶于硫酸得到硫酸铈，标准硫酸铈溶液常作Fe2＋的滴定剂。为了测定KMnO4溶液浓度，进行如下实验：
取x mL KMnO4溶液于锥形瓶中，加入V1 mL c1 mol·L－1(NH4)2Fe(SO4)2溶液(过量)，充分反应后，用c2 mol·L－1标准Ce(SO4)2溶液滴定Fe2＋至终点，消耗V2 mL标准Ce(SO4)2溶液(滴定反应：Ce4＋＋Fe2＋===Ce3＋＋Fe3＋)。
c(KMnO4)＝ mol·L－1(用代数式表示)；若盛装标准硫酸铈溶液的滴定管没有用待装液润洗，则测得的结果 (填“偏高”“偏低”或“无影响”)。
[解析]　根据得失电子守恒有：[c(KMnO4)·x×10－3×5＋c2V2×10－3] mol＝c1V1×10－3 mol，c(KMnO4)＝ mol·L－1。若滴定管未用待装液润洗，则V2偏大，测得的结果偏低。
[答案]　　偏低
2．(2020·白城联考)ClO2很不稳定，需随用随制，产物用水吸收得到ClO2溶液。为测定所得溶液中ClO2的浓度，进行了下列实验：
步骤1：准确量取ClO2溶液10.00 mL，稀释成100.00 mL试样，量取V0 mL试样加入锥形瓶中；
步骤2：用稀硫酸调节试样的pH≤2.0，加入足量的KI晶体，静置片刻；
步骤3：加入指示剂，用c mol·L－1 Na2S2O3溶液滴定至终点。重复2次，测得消耗Na2S2O3溶液平均值为V1 mL。
(已知2ClO2＋10I－＋8H＋===2Cl－＋5I2＋4H2O　2Na2S2O3＋I2Na2S4O6＋2NaI)
(1)指示剂可选 ，终点现象为
。
(2)计算该ClO2的浓度为 g·L－1(用含字母的代数式表示，计算结果化简)。
(3)终点读数时，仰视读数，使测定结果 (填“偏大”“偏小”或“无影响”)。
[解析]　(1)涉及I2的反应，可选用淀粉溶液作指示剂。
(2)根据关系式：2ClO2～5I2～10Na2S2O3
n(ClO2)＝n(Na2S2O3)＝×V1c×10－3 mol
ClO2的浓度为× g·L－1＝ g·L－1。
(3)终点仰视读数，读数小，所用标准液偏多，测定结果偏大。
[答案]　(1)淀粉溶液　当滴加最后一滴Na2S2O3溶液时，溶液的蓝色消失，且半分钟不恢复蓝色　(2)　(3)偏大
3．(2020·厦门模拟)过氧乙酸(含有少量H2O2杂质)的含量测定流程如下图。

(1)判断H2O2恰好除尽的实验现象是
。
(2)过氧乙酸被Fe2＋还原，还原产物为乙酸，其离子方程式为
。
(3)若样品体积为V0 mL，加入c1 mol·L－1 FeSO4溶液V1 mL，消耗c2 mol·L－1 K2Cr2O7溶液V2 mL。则过氧乙酸含量为 g·L－1。

[解析]　(3)
2Fe2＋＋2H＋　＋　　CH3COOOH===2Fe3＋＋CH3COOH＋H2O

6Fe2＋　＋　Cr2O＋14H＋===6Fe3＋＋2Cr3＋＋7H2O
6c2