2026年高考总复习优化设计一轮复习化学（广西版）-第2讲　水的电离和溶液的pH

高考总复习优化设计GAOKAOZONGFUXIYOUHUASHEJI第2讲水的电离和溶液的pH第八章2026内容索引0102强基础增分策略增素能精准突破研专项前沿命题03明考向真题演练04【课程标准】1.认识水的电离,了解水的离子积常数,认识溶液的酸碱性及pH,掌握检测溶液pH的方法。2.能进行溶液pH的简单计算,能正确测定溶液pH,能调控溶液的酸碱性,能选择实例说明溶液pH的调控在工农业生产和科学研究中的重要作用。强基础增分策略一、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+H2OH3O++OH-

或简写为H2OH++OH-,其电离过程

吸热

(填“吸热”或“放热”)。任何水溶液中水电离出的H+和OH-都是相等的,25℃纯水中c(H+)=c(OH-)=

1×10-7

mol·L-1

。

2.水的离子积常数

3.水的电离平衡影响因素的定性判断

项目平衡移动溶液中c(H+)溶液中c(OH-)pH溶液的酸碱性KW升高温度右移增大增大减小中性增大加酸左移

增大

减小

减小

酸性

不变

加碱左移

减小

增大

增大

碱性

不变

加入盐Na2CO3右移

减小

增大

增大

碱性

不变

NH4Cl右移

增大

减小

减小

酸性

不变

加入金属Na右移

减小

增大

增大

碱性

不变

易错辨析

判断正误:正确的画“√”,错误的画“×”。(1)25℃时,0.10mol·L-1NaHCO3溶液加水稀释后,c(H+)与c(OH-)的乘积变大。(

×

)(2)向水中加入少量NaHSO4固体,促进了水的电离,c(H+)增大,KW不变。(

×

)(3)向水中加入AlCl3溶液对水的电离不产生影响。(

×

)(4)100℃的纯水中c(H+)=1×10-6mol·L-1,此时水呈酸性。(

×

)(5)将水加热,KW增大,pH减小。(

√

)应用提升

(1)水的离子积常数只受温度影响,与水的电离平衡移动和溶液(稀溶液)的酸碱性无关。(2)水中加酸或碱对水的电离均有抑制作用,加能水解的盐促进水的电离。二、溶液的酸碱性与pH1.溶液的酸碱性

溶液呈酸碱性的本质,任何条件下都适用溶液的酸碱性取决于溶液中c(H+)和c(OH-)的相对大小。将“>”“=”或“<”填在下表空格中:溶液c(H+)、c(OH-)大小比较常温/25

℃数值pH中性溶液c(H+)

=

c(OH-)c(H+)=c(OH-)=1×10-7

mol·L-1

=

7

酸性溶液c(H+)

>

c(OH-)c(H+)

>

1×10-7

mol·L-1

<

7

碱性溶液c(H+)

<

c(OH-)c(H+)

<

1×10-7

mol·L-1

>

7

2.溶液的pH(1)表达式为pH=

-lgc(H+)

。

(2)溶液的酸碱性与pH的关系(25℃)。3.pH的测定(1)pH试纸:迅速测定溶液的pH。常用的pH试纸有广泛pH试纸和精密pH试纸,广泛pH试纸可以识别的pH差约为

1

。pH试纸的使用方法如下:

①测定溶液的pH:把小片试纸放在

表面皿

(或玻璃片)上,用洁净、干燥的

玻璃棒

蘸取待测液滴在干燥的pH试纸的中部,观察变化稳定后的颜色,与

标准比色卡

对比即可确定溶液的pH。

②检验气体的酸碱性:先把试纸润湿,粘在

玻璃棒

的一端,再送到盛有待测气体的容器口附近,观察颜色的变化,判断气体的性质。

(2)pH计:精密测量溶液的pH。不能用蒸馏水润湿,否则因被稀释可能产生误差(中性溶液无误差)易错辨析

判断正误:正确的画“√”,错误的画“×”。(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pH=7,该溶液一定显中性。(

×

)(3)用蒸馏水润湿过的pH试纸测溶液的pH,一定会使结果偏低。(

×

)(4)用广泛pH试纸测得某溶液的pH为3.4。(

×

)(5)一定温度下,pH=a的氨水稀释10倍后,其pH=b,则a=b+1。(

×

)应用提升

(1)溶液中c(H+)越大,c(OH-)越小,溶液的酸性越强,碱性越弱;溶液中c(H+)越小,c(OH-)越大,溶液的碱性越强,酸性越弱。(2)pH=7或c(H+)=10-7

mol·L-1的溶液不一定呈中性。因为水的电离与温度有关,常温时,pH=7的溶液呈中性。三、酸碱中和滴定1.定义用已知浓度的

酸(或碱)

来测定未知浓度的

碱(或酸)

的方法。

2.原理3.酸碱中和滴定的关键(1)准确测定参加反应的酸、碱溶液的

体积

。

(2)选取适当的指示剂,准确判断

滴定终点

。

4.【必做实验】强酸与强碱的中和滴定(1)实验原理以标准HCl溶液滴定待测的NaOH溶液为例,待测的NaOH溶液的物质的量浓度为

(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、烧杯。

②试剂:标准液、待测液、

指示剂

、蒸馏水。

(3)实验步骤用已知浓度的强酸(HCl)滴定未知浓度的强碱(NaOH)(以酚酞为指示剂)。①滴定前的准备。

②滴定。

③滴定终点判断。接近滴定终点时,改为滴加半滴酸,直到因加入半滴标准液后,溶液由

粉红

色刚好变为

无

色,且

半分钟内

不恢复原来的颜色,这表示已经到达滴定终点,记录标准液的体积。

④数据处理。

异常数据舍弃,再求数据平均值,减小误差按上述操作重复两次,并记录相关数据,根据

计算。5.(1)酸碱指示剂发生颜色变化的原因:

。

(2)中和滴定时,酸碱指示剂的用量不能过多的原因:

。

酸碱指示剂是一些有机弱酸或弱碱,它们在溶液中存在电离平衡,其分子与电离出的离子呈现不同的颜色。因此,当溶液pH改变时,分子、离子相对含量的变化会引起溶液颜色的变化酸碱指示剂是一些有机弱酸或弱碱,在水溶液中存在电离平衡,故用量不宜过多(3)不能选择石蕊作中和滴定的指示剂的原因:

。

(4)根据中和反应滴定终点时溶液的酸碱性,选择中和滴定的指示剂:

。

酸碱中和滴定中一般不用石蕊作指示剂,因其颜色变化不明显

滴定终点为碱性时,用酚酞作指示剂;滴定终点为酸性时,用甲基橙作指示剂。强酸滴定强碱一般用酚酞,但用甲基橙也可以易错辨析

判断正误:正确的画“√”,错误的画“×”。(1)酸性KMnO4溶液应用碱式滴定管盛装。(

×

)(2)用碱式滴定管准确量取20.00mL的NaOH溶液。(

√

)(3)将液面在0刻度处的25mL的酸式滴定管中的液体全部放出,液体的体积为25mL。(

×

)(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2~3mL。(

×

)(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。(

×

)应用提升

(1)滴定管的精确度为0.01

mL。(2)由于滴定管的“0”刻度在滴定管的上方,滴定管下端是没有刻度的,故容量为25

mL的滴定管,当液体的凹液面最低处与“0”刻度相平时,滴定管内液体体积大于25

mL。增素能精准突破考点一水的电离和溶液的酸碱性考向1.水电离的影响因素及水电离出的c水(H+)或c水(OH-)的计算

(1)d点对应的溶液中溶质为

。

(2)a、b、c三点对应的溶液中,水的电离程度由大到小的顺序为

。

答案

(1)NaCl、CH3COONa和NaOH(2)c>b>a解析

(1)由滴定曲线可知,a点时NaOH溶液与HCl恰好完全反应生成NaCl和水,CH3COOH未发生反应,溶质成分为NaCl和CH3COOH;b点时CH3COOH反应掉一半,溶质成分为NaCl、CH3COOH和CH3COONa;c点时NaOH溶液与CH3COOH恰好完全反应,溶质成分为NaCl、CH3COONa;d点时NaOH过量,溶质成分为NaCl、CH3COONa和NaOH。针对训练1.已知水的电离平衡如图所示,且pOH=-lgc(OH-),下列说法错误的是(

)A.各点对应的水的离子积:KW(f)>KW(e)=KW(d)B.加热f点纯水,其组成由f点沿fd直线向d方向迁移C.向c点溶液中通入少量HCl,其组成由c点沿cde曲线向e点移动D.df直线上各点对应的水溶液(或纯水)一定显中性答案

B解析

pOH+pH=pKW,水的电离吸热,温度越高,水的离子积KW越大,c(OH-)、c(H+)越大,pOH、pH越小,所以温度:T>20

℃,即KW(f)>KW(d),同时KW只与温度有关,d、e点在等温线上,所以KW(f)>KW(e)=KW(d),A正确;由A项可知加热f点纯水,其组成由f点沿Of直线向O方向迁移,B错误;恒温条件下,向c点溶液中通入少量HCl,溶液酸性增强,pH减小,由于pOH+pH=pKW,所以pOH增大,其组成由c点沿cde曲线向e点移动,C正确;df直线上各点对应的水溶液(或纯水)中均有pH=pOH,即c(OH-)=c(H+),所以df直线上各点对应的水溶液(或纯水)均呈中性,D正确。2.计算c水(H+)或c水(OH-)。(1)室温下,0.01mol·L-1的盐酸中c水(H+)=

。

(2)室温下,pH=4的H2SO3溶液中,c水(H+)=

。

(3)室温下,pH=10的KOH溶液中,c水(OH-)=

。

(4)室温下,pH=4的NH4Cl溶液中,c水(H+)=

。

(5)室温下,pH=10的CH3COONa溶液中,c水(OH-)=

。

1×10-12

mol·L-11×10-10

mol·L-11×10-10

mol·L-11×10-4

mol·L-11×10-4

mol·L-1归纳总结1.水电离出的c水(H+)或c水(OH-)的相关计算(25

℃)(1)中性溶液:c(OH-)=c(H+)=10-7mol·L-1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。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。

水解呈酸性(或碱性)的盐溶液中,H+(或OH-)均来源于水的电离。

2.正确理解水的电离平衡曲线(1)曲线上的任意点的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相同,改变酸碱性;实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定改变温度。考向2.溶液的酸碱性判断典例突破大多数植物可以在pH为5.5~6.5的土壤中生长,但洋蓟更喜欢pH为6.5~7.5的土壤。室温下,下列混合溶液的pH一定小于7的是(

)A.pH=3的盐酸和pH=11的氨水等体积混合B.pH=3的盐酸和pH=11的氢氧化钡溶液等体积混合C.pH=3的醋酸和pH=11的氢氧化钡溶液等体积混合D.pH=3的硫酸和pH=11的氨水等体积混合答案

C解析

pH=3的盐酸中c(H+)=1×10-3

mol·L-1,pH=11的氨水中c(OH-)=1×10-3

mol·L-1,由于氨水为弱碱,在室温下等体积混合后,氨水过量,混合溶液的pH>7,A错误;pH=3的盐酸中c(H+)=1×10-3

mol·L-1,pH=11的氢氧化钡溶液中c(OH-)=1×10-3

mol·L-1,酸、碱都是强电解质,在室温下等体积混合后,pH=7,B错误;pH=3的醋酸中c(H+)=1×10-3

mol·L-1,pH=11的氢氧化钡溶液中c(OH-)=1×10-3

mol·L-1,由于醋酸为弱酸,在室温下等体积混合后,醋酸过量,混合溶液的pH<7,C正确;pH=3的硫酸中c(H+)=1×10-3

mol·L-1,pH=11的氨水中c(OH-)=1×10-3

mol·L-1,由于氨水为弱碱,在室温下等体积混合后,氨水过量,混合溶液的pH>7,D错误。针对训练1.下列溶液一定呈中性的是(

)A.pH=7的溶液B.等物质的量的强酸和强碱反应得到的溶液C.c(H+)=c(OH-)的溶液D.滴入紫色石蕊溶液不变色的溶液答案

C解析

pH=7的溶液不一定呈中性,如100

℃时,水的离子积常数约为10-12,当pH=7时溶液呈碱性,故A错误;等物质的量的强酸和强碱反应得到的溶液不一定呈中性,如等物质的量的二元强酸硫酸与一元强碱氢氧化钠混合反应时,硫酸过量,溶液呈酸性,故B错误;氢离子浓度与氢氧根离子浓度相等的溶液一定呈中性,故C正确;滴入紫色石蕊溶液不变色的溶液pH在5~8范围内,溶液可能呈酸性、中性或碱性,故D错误。2.已知温度为T时水的离子积常数为KW,该温度下,将浓度为amol·L-1的一元酸HA溶液与bmol·L-1的一元碱BOH溶液等体积混合,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+)=mol·L-1D.混合溶液中,c(H+)+c(B+)=c(OH-)+c(A-)答案

C解析

溶液呈中性时,c(H+)=c(OH-),则水的离子积KW=c(H+)·c(OH-)=c2(H+),所以c(H+)=

mol·L-1,C正确。A项中a=b,不知酸和碱的强弱,故不好判断溶液酸碱性;B项中没有指明在25

℃时,pH=7不能作为溶液呈中性的依据;D项为电荷守恒,不能判定该溶液呈中性。归纳总结溶液酸碱性的两种判断方法(2)常温下,已知pH之和的酸、碱溶液等体积混合所得溶液的酸碱性分析①两强混合a.若pH之和等于14,则混合后溶液显中性,pH=7。b.若pH之和大于14,则混合后溶液显碱性,pH>7。c.若pH之和小于14,则混合后溶液显酸性,pH<7。②一强一弱混合pH之和等于14时,一元强酸溶液和一元弱碱溶液等体积混合呈碱性;一元强碱溶液和一元弱酸溶液等体积混合呈酸性。考向3.pH相关的计算典例突破常温下,关于溶液稀释的说法正确的是(

)A.将1L0.1mol·L-1Ba(OH)2溶液加水到体积为2L,pH=13

答案

A针对训练1.计算25℃时下列溶液的pH:(1)1mLpH=2的H2SO4溶液加水稀释至100mL,pH=

;

(2)0.001mol·L-1的盐酸,pH=

;

(3)0.01mol·L-1的NaOH溶液,pH=

;

(4)0.015mol·L-1的硫酸与0.01mol·L-1的NaOH溶液等体积混合,混合溶液的pH=

。

答案

(1)4

(2)3

(3)12

(4)2解析

(1)常温下,强酸稀释100倍,pH变化2个单位,即稀释后溶液的pH=4;(2)常温下,c(H+)=10-3

mol·L-1,pH=3;2.(2024江苏南京模拟)现有室温下四种溶液,有关叙述不正确的是(

)序号①②③④pH111133溶液氨水氢氧化钠溶液醋酸盐酸A.③④中分别加入适量的醋酸钠晶体后,两溶液的pH均增大B.②③两溶液等体积混合,所得溶液中c(H+)>c(OH-)C.分别加水稀释10倍,四种溶液的pH:①>②>④>③D.V1L④与V2L①混合,若混合后溶液pH=7,则V1<V2

归纳总结pH计算思路与类型(1)口诀与步骤口诀:酸按酸(H+),碱按碱(OH-),酸碱中和求过量,无限稀释7为限。步骤:先判断溶液的酸碱性c(2)pH计算思路与类型①单一溶液pH的计算强酸溶液:如HnA溶液,设HnA浓度为cmol·L-1,c(H+)=ncmol·L-1,pH=-lgc(H+)=-lgnc。强碱溶液(25℃):如B(OH)n溶液,设B(OH)n浓度为cmol·L-1,②混合溶液pH的计算考点二酸碱中和滴定考向1.酸碱中和滴定操作及误差分析典例突破某学生用0.1000mol·L-1的KOH标准溶液滴定未知浓度的盐酸,其操作可分解为如下几步:A.移取20.00mL待测盐酸注入洁净的锥形瓶中,并加入2~3滴酚酞溶液B.用标准溶液润洗滴定管2~3次C.把盛有标准溶液的碱式滴定管固定好,调节滴定管使尖嘴处充满溶液D.取标准KOH溶液注入碱式滴定管至刻度“0”以上2~3mL处E.调节液面至“0”或“0”以下刻度,记下读数F.把锥形瓶放在滴定管的下面,用标准KOH溶液滴定至终点并记下滴定管液面的刻度。就此实验完成填空:(1)正确操作步骤的顺序是

(填字母)。

(2)上述B步骤操作的目的是

。

(3)上述A步骤操作之前,若先用待测溶液润洗锥形瓶,则滴定结果

(填“偏高”“偏低”或“不变”)。

(4)判断到达滴定终点的实验现象是

。

答案

(1)B、D、C、E、A、F

(2)洗去附在滴定管壁上的水,防止因将标准溶液稀释而带来误差(3)偏高(4)滴入最后半滴KOH溶液,溶液由无色变为浅红色且半分钟内不变色解析

(2)无论是盛放标准液还是待测液的滴定管均应润洗,因为滴定管的内壁上附着的蒸馏水会将放入的溶液稀释而引起测定误差。(3)A步骤操作之前,先用待测液润洗锥形瓶,会使待测液的体积大于20.00

mL,消耗标准液多,则测定结果偏高。(4)由于用酚酞作指示剂,故当滴入最后半滴KOH溶液时,溶液由无色变为浅红色且半分钟内不变色,即达到了滴定终点。针对训练1.(2024广西玉林月考)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(

)选项锥形瓶中溶液滴定管中溶液选用指示剂选用滴定管A碱酸石蕊乙B酸碱酚酞甲C碱酸甲基橙乙D酸碱酚酞乙答案

D解析

解答本题的关键是①明确酸式、碱式滴定管使用时的注意事项;②指示剂的变色范围。酸式滴定管不能盛放碱液,而碱式滴定管不能盛放酸液,指示剂应选择颜色变化明显的酚酞或甲基橙,不能选用石蕊。2.用中和滴定法测定某烧碱样品的纯度,假设烧碱样品中的杂质(可溶于水)与酸不反应,试根据实验回答下列问题:(1)将准确称取的4.3g烧碱样品配成250mL待测液,该过程中除烧杯、玻璃棒外,还必须用到的玻璃仪器有

、

。

(2)取10.00mL待测液,用

(填“酸式”或“碱式”)滴定管量取。

(3)用0.2010mol·L-1的标准盐酸滴定待测烧碱溶液(用酚酞作指示剂),滴定时左手旋转酸式滴定管的玻璃活塞,右手不停地摇动锥形瓶,两眼注视锥形瓶中溶液颜色的变化,直到

,即达到滴定终点。

(4)根据表中数据,可计算出烧碱的纯度为

(用百分数表示,结果保留小数点后一位)。

滴定次数待测液体积/mL标准盐酸体积/mL滴定前读数滴定后读数第一次10.000.5020.40第二次10.004.0024.10(5)排去碱式滴定管中的气泡应采用操作

(填“甲”“乙”或“丙”),然后轻轻挤压玻璃球使尖嘴部分充满碱液。

(6)在该滴定实验中,下列操作(其他操作正确)会造成测定结果偏高的是

(填字母)。

A.滴定终点读数时俯视读数B.酸式滴定管水洗后未用标准盐酸润洗C.锥形瓶水洗后未干燥D.锥形瓶用蒸馏水洗后又用待测液润洗E.滴定到指示剂刚变色,摇动锥形瓶后颜色恢复,没再继续滴定F.酸式滴定管尖嘴部分有气泡,滴定后气泡消失答案

(1)250mL容量瓶胶头滴管(2)碱式(3)溶液由粉红色变为无色,且半分钟内不恢复(4)93.5%

(5)丙(6)BDF解析

(1)配制溶液步骤有计算、称量、溶解、冷却、移液、洗涤、定容、摇匀等操作,一般用托盘天平称量,用药匙取用药品,在烧杯中溶解,冷却后转移到250

mL容量瓶中,并用玻璃棒引流,当加水至液面距离刻度线1~2

cm时,改用胶头滴管滴加,所以需要的仪器为托盘天平、药匙、烧杯、玻璃棒、250

mL容量瓶和胶头滴管,所以还需要用到的玻璃仪器有250

mL容量瓶和胶头滴管。(2)待测液是碱性溶液,应盛放在碱式滴定管中。(3)滴定时,两眼注视锥形瓶中溶液颜色的变化,以便准确判断终点的到达,若溶液由粉红色变为无色,且半分钟内不恢复,可说明达到滴定终点。(5)碱式滴定管中排气泡的方法:把滴定管的胶头部分稍微向上弯曲,再排气泡,所以丙正确,原理是气体的密度比较小,尖嘴朝上,气体容易逸出。(6)滴定终点读数时俯视读数,导致读数偏小,测定结果偏小,A错误;酸式滴定管水洗后未用标准盐酸润洗,导致标准液的浓度偏低,滴定时消耗的标准液体积偏大,测定结果偏高,B正确;锥形瓶水洗后未干燥,对待测液的物质的量没有影响,不影响滴定结果,C错误;锥形瓶用蒸馏水洗后又用待测液润洗,导致待测液的物质的量偏大,消耗的标准液体积偏大,测定结果偏高,D正确;滴定到指示剂刚变色,摇动锥形瓶后颜色恢复,没再继续滴定,反应没有完全,消耗的标准液体积偏小,测定结果偏低,E错误;酸式滴定管尖嘴部分有气泡,滴定后消失,导致标准液的体积读数偏大,测定结果偏高,F正确。归纳总结(1)滴定实验误差分析(以标准盐酸滴定氢氧化钠溶液为例),由于c标和V待已经确定,只要分析出由不当操作引起的V标的变化,即可分析出结果。(2)错误读数产生的误差①俯视和仰视(如图b和图c)如图b,当用量筒测量液体的体积时,由于俯视视线向下倾斜,寻找切点的位置在凹液面的上侧,读数高于正确的刻度线位置,即读数偏大。(量筒刻度从下到上逐渐增大)如图c,当用滴定管测量液体的体积时,由于仰视视线向上倾斜,寻找切点的位置在液面的下侧,因滴定管刻度顺序与量筒不同,仰视读数偏大。(滴定管刻度从下到上逐渐减小)②酸碱中和滴定实验中,两次视线呈三角形,读的体积小于实际体积(如图d);两次视线呈梯形,读的体积大于实际体积(如图e)。考向2.酸碱中和滴定曲线分析典例突破常温下,向20.00mL0.1000mol·L-1盐酸中滴加0.1000mol·L-1NaOH溶液,溶液的pH随NaOH溶液体积的变化如图。已知lg5=0.7,下列说法不正确的是(

)A.NaOH与盐酸恰好完全反应时,溶液pH=7B.V(NaOH溶液)=30.00mL时,溶液pH=12.3C.NaOH标准溶液浓度的准确性直接影响分析结果的可靠性,因此需用邻苯二甲酸氢钾标定NaOH溶液的浓度,标定时可采用甲基橙为指示剂D.选择甲基红指示反应终点,误差比甲基橙的小答案

C解析

NaOH与盐酸恰好完全反应时,生成NaCl,溶液呈中性,常温下pH=7,则A正确;盐酸与NaOH溶液浓度相同,加入30.00

mL

NaOH溶液时,NaOH过量,则反应后溶液中NaOH的浓度为c(NaOH)=

mol·L-1=0.02

mol·L-1,c(H+)=mol·L-1=5×10-13

mol·L-1,pH=-lg(5×10-13)=12.3,B正确;用邻苯二甲酸氢钾标定NaOH溶液的浓度,滴定终点溶液呈碱性,应该选用酚酞作指示剂,C错误;指示剂的变色范围与pH突变范围越靠近,误差越小,故甲基红指示反应终点,误差比甲基橙的小,D正确。

2.298K时,向20.0mL0.10mol·L-1H2A溶液中滴加0.10mol·L-1NaOH溶液,滴定曲线如图所示。下列说法正确的是(

)A.该滴定过程应该选择石蕊溶液作指示剂B.W点到X点发生的主要反应的离子方程式为H2A+2OH-══A2-+2H2OC.Y点对应的溶液中c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+2c(A2-)D.反应H2A+A2-2HA-的平衡常数K=1.0×107.4答案

D归纳总结巧抓“五点”,突破酸碱中和滴定曲线中的粒子浓度关系(1)抓反应的“起始”点,判断酸(或碱)的相对强弱。(2)抓反应的“一半”点,判断是什么溶质的等量混合。(3)抓“恰好”反应点,生成的溶质是什么,判断溶液的酸碱性。(4)抓溶液的“中性”点,生成什么溶质,哪种物质过量或不足。(5)抓反应的“过量”点,溶液中的溶质是什么,判断哪种物质过量。以向0.1mol·L-1CH3COOH溶液中逐滴加入0.1mol·L-1NaOH溶液为例,溶液pH与加入NaOH溶液的关系如图所示:(注:B点为反应一半点,C点为中性点,D点为恰好反应点,E点处NaOH过量一倍)分析:A点,0.1mol·L-1CH3COOH溶液的pH>1,故CH3COOH是弱酸;B点,溶质为等物质的量的CH3COONa、CH3COOH,pH<7,离子浓度关系:c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-);C点,溶质为CH3COONa、CH3COOH,CH3COOH稍过量,pH=7,离子浓度关系:c(CH3COO-)=c(Na+)>c(H+)=c(OH-);D点,溶质为CH3COONa,pH>7,离子浓度关系:c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+);E点,溶质为等物质的量的CH3COONa、NaOH,pH>7,离子浓度关系:c(Na+)>c(OH-)>c(CH3COO-)>c(H+)。研专项前沿命题酸碱中和滴定及拓展应用

题型考查内容非选择题考查知识酸碱中和滴定、氧化还原滴定、沉淀滴定、电位滴定及其计算核心素养变化观念与平衡思想、证据推理与模型认知、科学探究与创新意识考向1氧化还原滴定例1.Ⅰ.(1)用重铬酸钾法(一种氧化还原滴定法)可测定产物Fe3O4中的二价铁含量。若需配制浓度为0.0100mol·L-1的K2Cr2O7标准溶液250mL,应准确称取

gK2Cr2O7(已知=294g·mol-1)。配制该标准溶液时,下列仪器中不需要用到的有

(用序号表示)。

①电子天平②烧杯③玻璃棒④容量瓶⑤胶头滴管⑥移液管(2)滴定操作中,如果滴定前装有K2Cr2O7标准溶液的滴定管尖嘴部分有气泡,而滴定结束后气泡消失,则测定结果将

(填“偏大”“偏小”或“不变”)。

Ⅱ.取Ce(OH)4产品0.536g,加硫酸溶解后,用0.1000mol·L-1FeSO4标准溶液滴定至终点时(铈被还原为Ce3+),消耗25.00mL标准溶液,该产品中Ce(OH)4的质量分数为

(保留到小数点后一位)。思路指导Ⅰ.(1)第一步,根据m=n×M=c×V×M求算K2Cr2O7的质量:m(K2Cr2O7)=0.0100mol·L-1×0.25L×294.0g·mol-1=0.735g。第二步,根据一定物质的量浓度溶液的配制步骤确定所需仪器:称量0.735gK2Cr2O7应使用电子天平,溶解过程中要使用烧杯和玻璃棒,溶液要在容量瓶中定容,定容时还要使用胶头滴管,不用移液管。(2)第一步,判断滴定方式——直接滴定法。第二步,根据原理进行误差分析:由关系式K2Cr2O7~6Fe2+,滴定过程中,装有K2Cr2O7标准溶液的滴定管开始有气泡,后来气泡消失,则导致标准液的读数偏大,则测定结果偏大。Ⅱ.第一步,判断滴定方式——直接滴定法。第二步,由电子得失守恒可得知关系式:Ce(OH)4~FeSO4,n[Ce(OH)4]=n(FeSO4)=0.1000mol·L-1×0.025L=0.0025mol,m[Ce(OH)4]=0.0025mol×208g·mol-1=0.52g,答案

Ⅰ.(1)0.735

⑥

(2)偏大Ⅱ.97.0%突破方法氧化还原滴定法原理及解题策略(1)原理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:Na2S2O3溶液滴定碘液,原理为2Na2S2O3+I2===Na2S4O6+2NaI,淀粉溶液作指示剂,当滴入最后半滴Na2S2O3溶液,溶液的蓝色褪去,且半分钟内不变色时达到滴定终点。③滴定方式及应用:(2)解答滴定原理综合应用试题的策略①滴定误差分析的基本思路滴定的误差分析,都要依据公式:c(待测)=c(标准)·来判断,c(标准)和V(待测)在误差分析时看作定值,将错误操作都归因于所耗标准液体积V(标准)变大或变小,V(标准)变大则c(待测)偏高,V(标准)变小则c(待测)偏低。②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时溶液的酸碱性

一致。a.常用的指示剂有酚酞、甲基橙、淀粉溶液等,但一般不选用石蕊溶液作指示剂;b.并不是所有的滴定都需使用指示剂,如用Na2SO3标准溶液滴定KMnO4溶液时,KMnO4颜色褪去时即到达滴定终点。针对训练1.(2024安徽卷)测定铁矿石中铁含量的传统方法是SnCl2-HgCl2-K2Cr2O7滴定法。研究小组用该方法测定质量为ag的某赤铁矿试样中的铁含量。【配制溶液】①cmol·L-1K2Cr2O7标准溶液。②SnCl2溶液:称取6gSnCl2·2H2O溶于20mL浓盐酸,加水至100mL,加入少量锡粒。【测定含量】按下图所示(加热装置略去)操作步骤进行实验。

回答下列问题:(1)下列仪器在本实验中必须用到的有

(填名称)。

(2)结合离子方程式解释配制SnCl2溶液时加入锡粒的原因:

。

(3)步骤Ⅰ中“微热”的原因是

。

(4)步骤Ⅲ中,若未“立即滴定”,则会导致测定的铁含量

(填“偏大”“偏小”或“不变”)。

(5)若消耗cmol·L-1K2Cr2O7标准溶液VmL,则ag试样中Fe的质量分数为

(用含a、c、V的代数式表示)。

(6)SnCl2-TiCl3-KMnO4滴定法也可测定铁的含量,其主要原理是利用SnCl2和TiCl3将铁矿石试样中Fe3+还原为Fe2+,再用KMnO4标准溶液滴定。①从环保角度分析,该方法相比于SnCl2-HgCl2-K2Cr2O7滴定法的优点是

。

②为探究KMnO4溶液滴定时,Cl-在不同酸度下对Fe2+测定结果的影响,分别向下列溶液中加入1滴0.1mol·L-1KMnO4溶液,现象如下表:实验分组溶液现象空白实验2mL0.3mol·L-1NaCl溶液+0.5mL试剂X紫红色不褪去实验ⅰ2mL0.3mol·L-1NaCl溶液+0.5mL0.1mol·L-1硫酸紫红色不褪去实验ⅱ2mL0.3mol·L-1NaCl溶液+0.5mL6mol·L-1硫酸紫红色明显变浅表中试剂X为

;根据该实验可得出的结论是

。

解析

(1)配制c

mol·L-1

K2Cr2O7标准溶液和SnCl2溶液时需要容量瓶和量筒;没有分液操作,不用分液漏斗;实验过程中使用酸式滴定管,不需要碱式滴定管;没有过滤操作,不需要普通漏斗。(2)由题给信息可知Sn2+极易被氧化变质,故加入锡粒可防止Sn2+氧化变质。(3)微热可以增大反应速率,同时可以避免温度过高而使FeCl3大量升华。(4)若未“立即滴定”,Fe2+会被氧气氧化为Fe3+,减少滴定时K2Cr2O7溶液的用量,导致测定的铁含量偏小。

考向2沉淀滴定例2.用沉淀滴定法快速测定NaI等碘化物溶液中c(I-),实验过程包括准备标准溶液和滴定待测溶液。Ⅰ.准备标准溶液a.准确称取AgNO3基准物4.2500g(0.0250mol)后,配制成250mL标准溶液,放在棕色试剂瓶中避光保存,备用。b.配制并标定100mL0.1000mol·L-1NH4SCN标准溶液,备用。

Ⅱ.滴定的主要步骤a.取待测NaI溶液25.00mL置于锥形瓶中。b.加入25.00mL0.1000mol·L-1AgNO3溶液(过量),使I-完全转化为AgI沉淀。c.加入NH4Fe(SO4)2溶液作指示剂。d.用0.1000mol·L-1NH4SCN溶液滴定过量的Ag+,使其恰好完全转化为AgSCN沉淀后,体系出现淡红色,停止滴定。e.重复上述操作两次,三次测定数据如下表:f.数据处理。实验序号123消耗NH4SCN标准溶液体积/mL10.2410.029.98回答下列问题:(1)将称得的AgNO3配制成标准溶液,所使用的玻璃仪器除烧杯和玻璃棒外还有

。

(2)AgNO3标准溶液放在棕色试剂瓶中避光保存的原因是

。

(3)滴定过程中b和c两步操作是否可以颠倒?

,说明理由:

。

(4)所消耗的NH4SCN标准溶液平均体积为

mL,测得c(I-)=

mol·L-1。

(5)判断下列操作对c(I-)测定结果的影响(填“偏高”“偏低”或“无影响”)。①若在配制AgNO3标准溶液时,烧杯中的溶液有少量溅出,则测定结果

。

②若在滴定终点读取滴定管刻度时,俯视标准液液面,则测定结果

。

思路指导(1)通过配制一定物质的量浓度溶液的步骤判断玻璃仪器:配制250mLAgNO3标准溶液要用250mL容量瓶、胶头滴管、烧杯和玻璃棒。(2)根据物质的性质确定保存方法:AgNO3见光易分解,因此AgNO3标准溶液要放在棕色试剂瓶中避光保存。(3)根据物质的典型性质分析问题:Fe3+、I-分别是典型的氧化剂和还原剂,若操作颠倒,指示剂中含有的Fe3+会与待测液中的I-反应,使指示剂耗尽,无法指示滴定终点。(4)第一步,分析数据、排除异常、计算体积:观察三次实验数据知,第1次数据与后两次实验数据相差较大,应舍去;第2次和第3次实验数据求得消耗NH4SCN标准溶液的平均体积为10.00mL;第二步,确定滴定类型和原理,找出关系式,进行计算:该滴定属于过量试剂型,由Ag++I-===AgI↓、Ag++SCN-===AgSCN↓知,c(I-)=(0.025L×0.1000mol·L-1-0.010L×0.1000mol·L-1)÷0.025L=0.0600mol·L-1。(5)根据滴定类型进行误差分析:该滴定属于过量试剂型,滴定时消耗的NH4SCN溶液偏少,则测定的c(I-)偏高。①配制AgNO3标准溶液时烧杯中的溶液溅出,则配制的AgNO3标准溶液浓度偏小,滴定时消耗NH4SCN溶液偏少,测定的c(I-)偏高;②滴定终点时俯视读数,由于滴定管刻度“上小下大”,故读数偏小,代入计算式的NH4SCN标准溶液体积偏小,测定的c(I-)偏高。答案

(1)250mL(棕色)容量瓶、胶头滴管(2)避免AgNO3见光分解(3)否(或不能)若颠倒,Fe3+与I-反应,指示剂耗尽,无法判断滴定终点(4)10.00

0.0600

(5)①偏高②偏高突破方法沉淀滴定法及解题步骤(1)定义: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,滴定剂与被滴定物质反应产生的生成物的溶解度要比滴定剂与指示剂反应产生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

为指示剂,这是因为AgCl比Ag2CrO4更难溶。(3)常见类型①连续反应型:A发生反应生成B,再用C滴定B。解题思路:利用化学(或离子)方程式找出A与C之间的关系式,进行计算和误差分析。②过量试剂型:向A中加入过量的B,再用C滴定过量的B。解题思路:由C求出过量的B,进一步求出与A反应的B,进行计算和误差分析。(4)解题步骤

考向3电位滴定例3.某研究小组利用电位滴定法研究盐酸滴定亚磷酸钠(Na2HPO3)溶液过程中的化学变化,得到电极电位U和溶液pH随盐酸滴加的体积变化曲线如图所示。下列说法不正确的是(

)[已知:①电位滴定法的原理:在化学计量点附近,被测离子浓度发生突跃,指示电极电位也发生了突跃,进而确定滴定终点。②亚磷酸(H3PO3)是二元弱酸,其电离常数分别是A.a点对应溶液的溶质为NaH2PO3和NaCl,pH<7B.第二次电极电位突跃发生的化学反应为NaH2PO3+HCl===NaCl+H3PO3D.水的电离程度:a>b思路指导亚磷酸钠与少量盐酸反应:Na2HPO3+HCl===NaH2PO3+NaCl,继续加入盐酸,NaH2PO3+HCl===NaCl+H3PO3,根据图像可知,从开始到a点发生Na2HPO3+HCl===NaH2PO3+NaCl,从a点到b点发生NaH2PO3+HCl===NaCl+H3PO3。答案

C针对训练3.(2024广西贺州模拟)海带中碘含量的测定。取0.0100mol·L-1的AgNO3标准溶液装入滴定管,取100.00mL海带浸取原液至滴定池,用电势滴定法测定碘含量。测得的电动势(E)反映溶液中c(I-)的变化,部分数据如下表:15.0019.0019.8019.9820.00E/mV-225-200-150-10050.020.0221.0023.0025.00E/mV175275300325(1)根据表中数据绘制滴定曲线:(2)该次滴定终点时用去AgNO3溶液的体积为

mL,计算得海带中碘的百分含量为

%。

答案

(1)如图

(2)20.00

0.635

明考向真题演练

答案

D解析

溶液中加入40

mL氢氧化钠溶液时,Ⅰ中的溶质为氯化钠和醋酸钠,Ⅱ中的溶质为氯化钠和一水合氨,根据Ka(CH3COOH)=Kb(NH3·H2O)=1.8×10-5,醋酸根离子、铵根离子的水解程度小于醋酸、一水合氨的电离程度,氯化钠显中性,醋酸根和一水合氨在浓度相同时,一水合氨溶液的碱性更强,故Ⅰ对应的滴定曲线为M,Ⅱ对应的滴定曲线为N。向溶液中加入40

mL氢氧化钠溶液时,Ⅰ中的溶质为氯化钠和醋酸钠,Ⅱ中的溶质为氯化钠和一水合氨,氯化钠显中性,醋酸根离子和一水合氨在浓度相同时,一水合氨溶液的碱性更强,故Ⅰ对应的滴定曲线为M,A错误;根据分析可知a点的溶质为氯化钠和醋酸钠,醋酸根离子发生水解,溶液的pH接近8,由水电离的c(H+)=c(OH-),数量级接近10-6,B错误;

2.(2022浙江6月选考)25℃时,向20mL浓度均为0.1mol·L-1的盐酸和醋酸的混合溶液中逐滴加入0.1mol·L-1的NaOH溶液(醋酸的Ka=1.8×10-5;用0.1mol·L-1的NaOH溶液滴定20mL等浓度的盐酸,滴定终点的pH突跃范围为4.3~9.7)。下列说法不正确的是(

)A.恰好中和时,溶液呈碱性B.滴加NaOH溶液至pH=4.3的过程中,发生反应的离子方程式为H++OH-===H2OC.滴定过程中,c(Cl-)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)D.pH=7时,c(Na+)>c(Cl-)>c(CH3COO-)>c(CH3COOH)答案

B解析

恰好中和时,溶液中的溶质为氯化钠和醋酸钠,醋酸钠水解使溶液显碱性,A项正确。由醋酸的Ka可计算出0.1

mol·L-1的醋酸的pH约为3,说明滴加氢氧化钠溶液至pH为4.3的过程中,还会发生醋酸与氢氧化钠的反应,反应的离子方程式为CH3COOH+OH-===CH3COO-+H2O,B项错误。盐酸是强酸,故盐酸的浓度等于氯离子的浓度,由于盐酸和醋酸为等浓度混合,故根据元素守恒,c(Cl-)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH),C项正确。pH=7时,溶液中存在氯化钠、醋酸钠和醋酸,由C项分析可知,c(Cl-)>c(CH3COO-),由Ka可得

=180,因此c(Na+)>c(Cl-)>c(CH3COO-)>c(CH3COOH),D项正确。阅读下列材料,完成3~