考點(diǎn)10酸堿中和與鹽類(lèi)水解

【核心考點(diǎn)梳理】

日常生活中有很多物質(zhì)屬于鹽類(lèi)，例如食鹽、純堿、明機(jī)、味精等。鹽類(lèi)溶于水后會(huì)發(fā)

生怎樣的變化？為什么鹽溶液會(huì)呈現(xiàn)出不同的酸堿性？本節(jié)我們將進(jìn)一步認(rèn)識(shí)酸堿中和滴

定，了解鹽類(lèi)的水解反應(yīng)及其應(yīng)用。

一、酸堿中和滴定

酸與堿作用生成鹽和水的反應(yīng)稱(chēng)為酸堿中和反應(yīng)，比如：HC1+NaOH=NaCl+

H2O酸堿中和反應(yīng)中H+和OH—按照1：1的計(jì)量比進(jìn)行反應(yīng):〃(H+)=n(OH-)

即：c(H+)V(H+)=c(OH—)V(OH—)因此可將酸堿中和反應(yīng)用于物質(zhì)的定量分析。

用已知濃度的酸(或堿)溶液來(lái)測(cè)定未知堿(或酸)溶液的濃度，由此建立的

定量分析方法稱(chēng)為酸堿中和滴定，簡(jiǎn)稱(chēng)酸堿滴定或中和滴定。在酸堿中和滴定

操作中，已知準(zhǔn)確濃度的酸或堿溶液稱(chēng)為標(biāo)準(zhǔn)溶液，未知濃度的堿或酸溶液稱(chēng)

為待測(cè)溶液。首先準(zhǔn)確量取待測(cè)溶液的體積，然后用標(biāo)準(zhǔn)溶液進(jìn)行滴定，當(dāng)酸

和堿恰好完全反應(yīng)時(shí)達(dá)到化學(xué)計(jì)量點(diǎn)。選用合適的酸堿指示劑，根據(jù)指示劑顏

色的變化判斷中和反應(yīng)的完成，并確定它為滴定終點(diǎn)。下面我們以0.1000

mol-L■的氫氧化鈉溶液滴定20.00mL的0.1000mol-L-鹽酸為例。

0.1000mol/L氫氧化鈉溶液滴定2鹽酸的滴定曲線

圖表示滴定過(guò)程中溶液pH的變化。滴定前，溶液的pH取決于鹽酸的濃度，

pH為l.Oo隨著氫氧化鈉溶液的滴入，鹽酸被逐漸中和，H+濃度減少，pH

升高。當(dāng)?shù)渭拥臍溲趸c溶液與鹽酸的物質(zhì)的量恰好相同時(shí)，達(dá)到化學(xué)計(jì)量

點(diǎn)，此時(shí)溶液的pH等于7.0o當(dāng)?shù)味ǖ禁}酸還有0.02mL(約半滴)未被中

和時(shí)，溶液為酸性(pH=4.3)；當(dāng)?shù)渭拥臍溲趸c溶液過(guò)量0.02mL時(shí)，溶

液為堿性(pH=9.7),溶液的pH發(fā)生了突變，該pH范圍也就是滴定突躍范

圍。我們可以根據(jù)滴定突躍范圍來(lái)選擇酸堿指示劑。這里選用酚酷做指示劑，

當(dāng)溶液從無(wú)色突變?yōu)闇\紅色時(shí)，達(dá)到滴定終點(diǎn)。酸堿中和滴定具有測(cè)定準(zhǔn)確、

操作簡(jiǎn)便的特點(diǎn)，因此廣泛應(yīng)用于研究、醫(yī)療衛(wèi)生和工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)。

實(shí)驗(yàn)探究：強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的中和滴定

以氫氧化鈉標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定未知濃度的鹽酸為例。

1.滴定管的使用滴定管是準(zhǔn)確測(cè)量放出液

體體積的儀器，常用規(guī)格為50mL和25

mL,分度值為0.1mL,讀數(shù)可估計(jì)到0.01

mL。圖3.7是25mL滴定管，分紅色和藍(lán)

色兩種手柄。一般用紅色手柄滴定管裝酸性

溶液，用藍(lán)色手柄滴定管裝堿性溶液。滴定

管的準(zhǔn)備：滴定管清洗干凈后，注入少量水

檢查活塞是否漏液。將滴定管用蒸儲(chǔ)水洗滌

后，再分次用少量氫氧化鈉標(biāo)準(zhǔn)溶液潤(rùn)洗滴

定管2?3次，每次潤(rùn)洗液均從下端活塞放出。注入氫氧化鈉標(biāo)準(zhǔn)溶液，打開(kāi)

活塞放出少量液體，趕盡活塞下端管內(nèi)氣泡使其充滿液體，再慢慢調(diào)節(jié)滴定管內(nèi)

液面在“0”刻度處或“0”以下位置。

滴定管的讀數(shù)：滴定管上一般標(biāo)有棕色刻度線，為便于觀察，滴定管正對(duì)刻度線

管壁上有白底藍(lán)線。由于光在空氣和液體中折射率不同，液面下藍(lán)線較粗，液面

上方藍(lán)線較細(xì)，讀數(shù)時(shí)正對(duì)刻度線，平視觀察藍(lán)線粗、細(xì)交界點(diǎn)所對(duì)的刻度即為

準(zhǔn)確讀數(shù)，如圖3.8所示。

2.滴定的操作溶液的準(zhǔn)備：用洗凈并經(jīng)潤(rùn)洗的移液管準(zhǔn)確移

取20.00mL(或從另一滴定管內(nèi)放出)未知濃度的鹽酸于

150mL錐形瓶中，滴加2滴酚獻(xiàn)試液。滴定的操作：滴定

時(shí)，一手控制滴定管活塞，另一手用拇指、食指和中指捏住

錐形瓶頸部輕輕搖動(dòng)，如圖3.9所示。

二、鹽類(lèi)水解

1、概念理解：

定義：在溶液中，鹽電離出的離子跟水所電離出來(lái)的H+或OH-生成弱圖3.9滴定操作

電解質(zhì)的過(guò)程叫做鹽類(lèi)的水解。

條件：鹽必須溶于水，鹽必須能電離出弱酸根離子或弱堿正離子。

本質(zhì)：

襤由離二■'弱酸的陰離子“結(jié)合H+=破壞了水的電離平衡=水的電離程度增大

1弱堿的陽(yáng)離子0結(jié)合OH-------------

=>c(H)#(OH-)=>溶液呈堿性、酸性或中性。

水解與中和反應(yīng)的關(guān)系：鹽+水W酸+堿

2、鹽類(lèi)水解方程式的書(shū)寫(xiě)：

書(shū)寫(xiě)鹽類(lèi)水解方程式時(shí)要注意：

（1）一般鹽類(lèi)水解的程度很小，用可逆號(hào)表示。

（2）鹽類(lèi)水解一般不會(huì)產(chǎn)生沉淀和氣體，所以不用符號(hào)“3”和“t”表示水解產(chǎn)物。

（3）多元弱酸鹽的水解是分步進(jìn)行的，水解離子方程式要分步表示；而多元弱堿正離子的

水解簡(jiǎn)化成一步完成。

寫(xiě)出下列物質(zhì)水溶液的水解方程式：

Na2cCh：CO32-+H，O#HCO3+OH；HCO3+H2OUH2CO3+OH

3++

Fe2（SO4）3：Fe+3H2O=Fe（OH）3+3H

2++

Mg2F：Mg+2H2。UMg（OH）2+2H；F+H20UHF+OH-

2++

CU（NO3）2：CU+2H2OUCU（OH）2+3H

BaBf2：不水解。

3、水解規(guī)律：

難溶不水解，有弱才水解，誰(shuí)弱誰(shuí)水解，都弱都水解；（是否水解）

水解是微弱的，越弱越水解；越熱越水解，越稀越水解；（水解的程度）

誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，同強(qiáng)顯中性，弱弱具體定。（溶液的酸堿性）

【幾點(diǎn)解釋】

（1）強(qiáng)酸的酸式鹽只電離，不水解，溶液顯酸性。

++

如NaHSC）4在水溶液中：NaHSO4^Na+H+SOF?

（2）“誰(shuí)弱誰(shuí)水解，越弱越水解”

如酸性：HCN<CH3COOH,則相同濃度和溫度下二者的堿性：NaCN>CH3coONa。

（3）誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，同強(qiáng)顯中性，弱弱具體定

如：NH4CNCH3CO2NH4NH4F

堿性中性酸性

、J

取決于弱酸弱堿的相對(duì)強(qiáng)弱

（4）弱酸的酸式鹽溶液的酸堿性，取決于酸式酸根離子的電離程度和水解程度的相對(duì)大

小。

①若只有電離而無(wú)水解，則呈酸性（如NaHSCh）

②若既有電離又有水解，取決于兩者相對(duì)大小：

電離程度〉水解程度，呈酸性；電離程度〈水解程度，呈堿性。

如NaHCCh溶液中：HCO3UH++CO3（次要），HCOj+H2O^H2CO3+OH

（主要）。

如NaHSCh溶液中：HSChUH'+SOT（主要），HSO；+H2O#H2SO3+OH（次

要）。

③常見(jiàn)酸式鹽溶液的酸堿性：

堿性：NaHCO3,NaHS、Na2HPO4

酸性：NaHSCh、NaH2P。4、NaHSO』、NaHC2O4

(5)雙水解：

定義：弱酸弱堿鹽電離的兩種離子都能發(fā)生水解反應(yīng)，二者水解生成的H+和OK相互

反應(yīng)，互相促進(jìn)直至完全的水解反應(yīng)。

例如：FeCh與Na2cCh發(fā)生雙水解生成Fe(0H)3與CCh氣體；A12S3發(fā)生雙水解生成A1(OH)3

與H2s氣體。

注意：CCh?一與NHJ可以相互促進(jìn)水解，但二者的水解的程度不夠大(尤其是鏤根，水解程

度較小)，不會(huì)徹底水解。

常見(jiàn)的能發(fā)生雙水解的離子有：

AF+與S2-、C03)、HCCh、AlOf.SQ”、CIO一等，

2

Fe3+與CO3"HCO3>AIO2、SiO3\CIO噂，

NH4+與SiO/、AS、CIO一等。

規(guī)律：

2

SiO3-,AIO2-與所有能水解的正離子都雙水解

因形成難溶物而不考慮雙水解，如：Ag+與S2-；Cu2+與S"

因發(fā)生氧化還原反應(yīng)而不考慮，如：Fe3+與S2-/HS-

雙水解的離子方程式書(shū)寫(xiě)：

雙水解由于相互促進(jìn)水解程度較大，雙水解方程式書(shū)寫(xiě)時(shí)要用“一”、“t”、“|”等。

23+2

Fe3+與CO3-：2Fe+3CO3'+3H2O=2Fe(OH)?I+3CO2t

3+

Fe3+與AIO2：Fe+3A1O2+H：0=Fe(OH)3I+3AI(OH)3I

NH4+與A1O2-：NHJ+A10<+H2O=NH3t+A1(OH)3I

三、水解平衡的移動(dòng)

1、影響水解平衡的因素：

內(nèi)因：鹽的本性.

外因：濃度、濕度、溶液堿性的變化

(1)溫度不變，濃度越小，水解程度越大。

(2)濃度不變，溫度越高，水解程度越大。

(3)改變?nèi)芤旱膒H值，可抑制或促進(jìn)水解。

2、比較外因?qū)}水解的影響：

+

以NH4cl在水中的水解為例：(水解方程式：NH4++H2OtNH3H2O+H)

平衡移

條件C++。)n(NH3H2。)c(H+)n(H+)水解程度

動(dòng)方向(NH4)n(NH4)c(NH3H2

加熱向右減小減小增大增大增大增大增大

加水向右減小減小減小增大減小增大增大

通入氨氣向左增大增大增大增大減小減小減小

加少量

向右增大增大增大增大增大增大減小

NH4C1

通入HC1向左增大增大減小減小增大增大減小

加少量

NaOH向右減小減小增大增大減小減小增大

加少量

向右減小減小增大增大減小減小增大

Na2cCh

加少量

FeCh向左增大增大減小減小增大增大減小

3、水解的應(yīng)用:

水解的應(yīng)用實(shí)例原理

Fe3\AF+水解產(chǎn)生少量膠狀的Fe(0H)3、AI(OH),結(jié)構(gòu)疏松、表

FeCfc>KA1(SO)2-12HO3

1、凈水42面積大、吸附能力強(qiáng)，故它們能吸附水中懸浮的小顆粒而沉降，

可作凈水劑

從而起到凈水的作用。

加熱能促進(jìn)純堿Na2c。3水解，產(chǎn)生的［0H-］較大，而油污中的油

2、去油污用熱堿水冼油污物品

脂在堿性較強(qiáng)的條件下，水解受到促進(jìn)，故熱的比不冷的效果好.

①配制FeCh溶液時(shí)常加入在配制FeCb、AlCb、CuCb、SnCL等溶液時(shí)為抑制水解，常先

少量鹽酸將鹽溶于少量相應(yīng)的酸中，再加蒸儲(chǔ)水稀釋到所需濃度

3、藥品的保存@NaSiOsNa2co3、NHF等

234因NazSiCh、Na2cO3水解呈堿性，產(chǎn)生較多0H「NH4F水解產(chǎn)

不能貯存磨口玻璃塞的試劑

生HF,OH、HF均能腐蝕玻璃

瓶中

由MgCl-6HO制無(wú)水MgCLMgCl-6HO受熱水解生成堿式氯化鎂或者氫氧化鎂而不是生成

4、制備無(wú)水鹽2222

在HC1氣流中加熱氯化鎂

用A12(SO4)3與NaHCOs溶液NaHCOWAIMS。/混合可發(fā)生雙水解反應(yīng)：

5、泡沫滅火器3

混合

2HCO3+AF+一A1(OH3)1+3CO2T

2NH4++CO32-—2NH3T+CO2T+H2O損失氮的肥效

2+2

6.化肥的使用銹態(tài)氮肥草木灰Ca+2H2PO4-+2CO3-—?CaHPO“+2HCC)3+HPOJ一難溶

物，不能被值物吸收

例1.AICI3+3H2OA1(OH)3+HC1-Q

①升溫，平衡右移

7.判斷加熱濃②升溫，促成HC1揮發(fā)，使水解完全

加執(zhí)至干

縮至鹽干溶液A1C13+3H2O.=A1(OH)3+3HC1f

能否得到同溶1灼燒

Ah03

質(zhì)固體

例2.AI2(SO4)3+6H2O2Al(OH)3+3H2s。4-Q

①升溫，平衡右移

②H2s04難揮發(fā)，隨c(H2so4)增大，將抑制水解

綜合①②結(jié)果，最后得到Absc>4

從例1例2可小結(jié)出，加熱濃縮或蒸干鹽溶液，是否得到同溶質(zhì)

固體，由對(duì)應(yīng)酸的揮發(fā)性而定.

結(jié)論：①弱堿易揮發(fā)性酸鹽一匚氫氧化物固體（除鐵鹽）

②弱堿難揮發(fā)性酸鹽一匕同溶質(zhì)固體

【核心歸納】

一、溶液中的三種守恒：

以Na2s和NaHS溶液為例：

1、電荷守恒：

Na2s水溶液:[Na+]+[H+]=2[S2]+[HS-]+[OH]

NaHS水溶液：[Na+]+[H+]=2[S2-]+[HS-]+[OH]

意義：溶液呈電中性，因此陰正離子所帶正負(fù)電荷總數(shù)相等。

寫(xiě)法：將溶液中所有正離子濃度相加，等于溶液中所有負(fù)離子濃度相加，其中每個(gè)離子濃度

前的系數(shù)等于其所帶電荷電量的絕對(duì)值。

特點(diǎn)：電荷守恒式只與溶液中離子種類(lèi)相關(guān)，與濃度無(wú)關(guān)。

2、物料守恒：

+2

Na2s水溶液：[Na]=2（[S-]+[HS-]+[H2S]）

+2

NaHS水溶液:[Na]=[S]+[HS-]+[H2S]

意義：加入的物質(zhì)中各種原子進(jìn)入溶液后只是存在形態(tài)發(fā)生的改變，但數(shù)目守恒。

寫(xiě)法：觀察加入的物質(zhì)中非H、。元素的原子比例，將溶液中某原子的所有存在微粒濃度相

加表示該原子的總濃度，再根據(jù)原加入物質(zhì)中原子數(shù)目之比配平系數(shù)。

特點(diǎn)：不能以H、0原子書(shū)寫(xiě)物料守恒，因?yàn)樗杏写罅康腍、0原子。

3、質(zhì)子守恒：

Na2s水溶液：[OH-]=[HS-]+2[H2S]+[H+]

NaHS水溶液：[OH]+[S2-]=[H2S]+[H+]

意義：溶液中各微粒得質(zhì)子（即H+）總數(shù)等于失去的質(zhì)子總數(shù)。

寫(xiě)法：①將電荷守恒與物料守恒聯(lián)立，約去[Na+]即可得到質(zhì)子守恒式。

②將溶液中得到質(zhì)子后形成的微粒濃度乘以得到質(zhì)子的數(shù)目再相加，相當(dāng)于于得質(zhì)子

總數(shù)；所有失去質(zhì)子后得到的微粒濃度乘以失去的質(zhì)子數(shù)再相加，相當(dāng)于失去的質(zhì)

子總數(shù)；二者相等即可.

物理意義寫(xiě)法：（Na2s為例）

得到的質(zhì)子總數(shù)5出-）+211（出5）+11（田），失去的質(zhì)子數(shù)=n（OH）,二者相等。再除以溶液體積

即可得到質(zhì)子守恒式

二、溶液中離子的濃度大小比較：

1、弱酸溶液：

O.lmol/L的HAc溶液中離子濃度由大到小的排列順序是：（[HAc]>）fH+]>[Acl>[OH]

+2

O.lmol/L的H2S溶液中離子濃度由大到小的排列順序是：（[H2S]>）[H]>[HS]>[OH]>[S]

（說(shuō)明：H2s的二級(jí)電離常數(shù)太小，導(dǎo)致[OHIRS%],如果是碳酸，則是[CO32;|>[OH[）

2、一元弱酸的正鹽溶液：

O.lmol/L的CH3coONa溶液中離子濃度由大到小的排列順序是：[Na+]>[Ac]>[OH]>[H+]

3、二元弱酸的正鹽溶液：

+2-

O.lmol/L的Na2co3溶液中離子濃度由大到小的排列順序是:lNaJ>[CO3]>lOHJ>[HCO3

-+

]（>[H2CO3]）>[H1

（一步水解后產(chǎn)生等量0H和HCO3,但后者還要水解，濃度會(huì)減小，故[OH1>[HCO3

溶液堿性，[H+]最小）

（關(guān)于碳酸與氫離子濃度大小比較可以由7^『=離占進(jìn)行討論，常溫下的數(shù)量級(jí)是

\nCU3][nZCO3J

IO。,而[HCO3I接近[OH],一般大于這個(gè)值，因此整個(gè)分?jǐn)?shù)小于1，故[H2co3”>[H+]）

4、二元弱酸的酸式鹽溶液：

+

O.lmol/L的NaHCCh溶液中離子濃度由大到小的排列順序是：[Na]>[HCO3]>[0H]

+2

（>[H2CO3]）>[H]>[CO3-]

2-

（水解大于電離，故水解產(chǎn)物（H2co3、OH）濃度大于電離產(chǎn)物（CO3^H+）濃度，水

+2-

也電離，ite[H]>[CO3]）

O.lmol/L的NaHSCh溶液中離子濃度由大到小的排列順序是：[Na+]>[HSC）3]>[H+]>[SO

32]>[0H]（>[H2so3]）

（電離大于水解，因此電離產(chǎn)物（SO3?-與H+）濃度大于水解產(chǎn)物（OH-）濃度，水電

離導(dǎo)致，[H2so3]最?。?/p>

5、常見(jiàn)的混合溶液情況分析：

【教法建議】

①混合后若反應(yīng)，則先弄清反應(yīng)后溶液中的溶質(zhì)以及各溶質(zhì)濃度，計(jì)算濃度時(shí)不要忘

記體積的稀釋效果；

②混合溶液中物料守恒可能等式的一邊以具體的濃度出現(xiàn)，要能看出來(lái)。

③混合溶液質(zhì)子守恒一般由其他兩個(gè)式子聯(lián)立得到，直接由概念上理解推導(dǎo)較難。

④常見(jiàn)的等濃度酸/堿與對(duì)應(yīng)的鹽混合其酸堿性最好能記住。如：

等濃度HAc與NaAc混合，電離大于水解，呈酸性；

等濃度NH3H2O與NH4cl混合，電離大于水解，呈堿性；

等濃度HCN與NaCN混合，水解大于電離，呈堿性。

(1)O.lmol/L的NH4C1和O.lmol/L的氨水混合溶液:

溶質(zhì)：不反應(yīng)，溶質(zhì)是NH4cl與NH3H2O(都是0.05mol/L)

電荷守恒式：[NH4+]+[H+]=[OH]+[C1-]

+

物料守恒式：[NH4]+[NH3-H2O]=2[Cr](或[NH4+]+[NH3H2O]=0.1mol/L)

++

質(zhì)子守恒式:[NH4]+2[H]=[NH3-H2O]+2[OH]

+

離子濃度比較：[NH4+AQII(>[NH3H2O1)>[OH]>[H]

(若不考慮水解和弱電離，則[NH4+]=[NH3-H2O]=[CL],實(shí)際上電離大于水解，因此

+

[NH4]>[NH3H2O],而[C1-]不變，故介于二者之間；以下兩種類(lèi)似)

(2)O.lmol/L的HAc和O.lmol/L的NaAc混合溶液：

溶質(zhì)：不反應(yīng)，溶質(zhì)是HAc與NaAc(都是0.05mol/L)

電荷守恒式：[Na+]+[H+]=[Ac1+[OH]

物料守恒式:[Ac-]+[HAc]=2[Na+](或[Ac]+[HAc]=0.1mol/L)

質(zhì)子守恒式：[HAC]+2[H+HAC]+2[OH]

離子濃度比較：[Ac[>[Na+](>[HAc])>[H+]>[OH]

(3)O.lmol/L的HC1和0.2mol/L的NaAc混合溶液：

溶質(zhì)：反應(yīng)，最終溶質(zhì)是HAc、NaAc與NaCl(都是0.05mol/L)

電荷守恒式：[Na+]+[H+]=[Ac-]+[Cl1+[OH]

物料守恒式：[Ac]+[HAc]=[Na+]=2[C1](或[Ac[+[HAc]=0.1mol/L)

質(zhì)子守恒式：[HAc]+2[H+]=[Ac]+2[OH]

離子濃度比較：[Na+]>[Ac[>[Cl](>[HAc])>[H+]>[OH]

三、酸堿中和滴定的誤差分析

1.誤差分析的依據(jù)

C土(n表示酸與堿反應(yīng)的化學(xué)計(jì)量數(shù)之比)

/xn

實(shí)際操作中可能會(huì)引起C標(biāo)、力的變化，但在計(jì)算時(shí)，C標(biāo)和匕上都作為已知量計(jì)算，是不

交量，只有滴定管中所消耗的標(biāo)準(zhǔn)體積%;隨不同操作而變化，即限是一個(gè)變量。從上式可

知，c待是隨％:的變化而變化的，只要使M,增大的操作所得的待測(cè)液濃度都偏大，反之則

偏小。

2.產(chǎn)生誤差的來(lái)源

(1)操作不當(dāng)

①滴定管的洗滌

正確方法是：先水洗后潤(rùn)洗。

a.滴定管用水洗后來(lái)用標(biāo)準(zhǔn)液潤(rùn)洗就直接注入標(biāo)準(zhǔn)液（實(shí)際消耗年而偏大，結(jié)果偏大）

b.滴定管用水洗后未用待測(cè)液潤(rùn)洗就直接注入錐形瓶（實(shí)際滴定的匕則減小，消耗

減小，結(jié)果偏小）

②錐形瓶的洗滌

正確方法是：用水洗。

a.錐形瓶用水洗后用待測(cè)液潤(rùn)洗（實(shí)際滴定的匕則增大，消耗匕示增大，結(jié)果偏大）

b.錐形瓶用水洗后沒(méi)有干燥（無(wú)影響）

c.滴定前向錐形瓶中加入蒸儲(chǔ)水（無(wú)影響）

③滴定管尖嘴部分留有氣泡

正確方法是：移液或滴定前排盡滴定管尖嘴部分的氣泡。

a.滴定前盛標(biāo)準(zhǔn)液的滴定管尖嘴有氣泡，滴定后消失（實(shí)際消耗的力;多一個(gè)氣泡體積,

結(jié)果偏大）

b.盛待測(cè)液的滴定管尖嘴有氣泡，移至錐形瓶后消失（錐形瓶中匕則少一個(gè)氣泡體積，

實(shí)際消耗的匕,減少，結(jié)果偏?。?/p>

④讀數(shù)不規(guī)范

正確的讀數(shù)方法是：滴定后等1?2min待滴定管內(nèi)壁附著液體自然流下再讀數(shù)，視線與液

體凹液面保持水平。俯視讀數(shù)，結(jié)果偏小.仰視讀數(shù)，結(jié)果偏大。

a.滴定前仰視，滴定后俯視（%；=滴定后讀數(shù)一滴定前讀數(shù)，匕“讀數(shù)偏小，結(jié)果偏小。

但實(shí)際放出的液體體積偏大）

b.滴定完畢立即讀數(shù)（V標(biāo)讀數(shù)偏小，結(jié)果偏?。?/p>

（2）終點(diǎn)判斷不當(dāng)

終點(diǎn)判斷是中和滴定的關(guān)鍵。以指示劑的變色，且半分鐘不褪色為標(biāo)準(zhǔn)

①過(guò)早地估計(jì)終點(diǎn)（未完全中和，聯(lián)偏小，結(jié)果偏?。?/p>

②用HCI滴定NaOH,以甲基橙作指示劑，溶液由黃一橙一紅作為終點(diǎn)（HCI過(guò)量，聯(lián)讀

數(shù)偏大，結(jié)果大）

⑶標(biāo)準(zhǔn)液配制不當(dāng)

標(biāo)準(zhǔn)液的配制或存放不當(dāng)，會(huì)因在滴定中消耗標(biāo)準(zhǔn)液的體積改變而造成實(shí)驗(yàn)誤差。此類(lèi)問(wèn)題

采用極端假設(shè)法幫助分析。

四、酸堿滴定的計(jì)算

酸堿中和反應(yīng)時(shí)，酸與堿的物質(zhì)的量的關(guān)系：

鹽酸和氫氧化鈉完全反應(yīng)時(shí)，n(HCI):n(NaOH)=1:1

硫酸和氫氧化鈉完全反應(yīng)時(shí)，n(H2so4)：n(Na0H)=1:2

例如，用已知濃度的鹽酸溶液滴定未知濃度的氫氧化鈉溶液:

HCI+NaOH-NaCI+H2O

V(HCI)?C標(biāo)(HCI)=V(NaOH)?C未(NaOH)

c￡HCI卜V(HCI)

C未(NaOH)

V(NaOH)

V(HCI)是滴定消耗的鹽酸溶液的體積，V(NaOH)是放入錐形瓶?jī)?nèi)未知濃度氫氧化鈉溶液

的體積，C標(biāo)(HCI)是鹽酸溶液的準(zhǔn)確濃度。

【必備知識(shí)基礎(chǔ)練】

1.在生產(chǎn)生活中，酸堿中和及溶液酸堿性研究具有十分重要的意義。常溫下，將2種一

元酸分別和NaOH溶液等體積混合，實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)如表：下列說(shuō)法中正確的是()

組別C(一元酸)c(NaOH)混合溶液的pH

甲c(HY)=O.lmol-L0lmolL-1pH=7

乙c(HZ)=0.1mol-L-10lmolL-1pH=9

A.乙組混合液中：c(Na+)>c(OH-)>c(Z-)>c(H+)B.乙組實(shí)驗(yàn)所得混合溶液中由

水電離出的c(OH-)為1x10-5mol?LC.相同體積時(shí)，Olmol/LHY溶液和0Imol/LHZ

溶液中c(H+)濃度相同D.相同體積時(shí)，Olmol/LHY溶液和0lmol/LHZ溶液分別與足量

的鎂反應(yīng)，產(chǎn)生氫氣的速率和總量均不同

【答案】B

【解析】A.乙組中，酸堿物質(zhì)的量相等，酸堿混合恰好完全反應(yīng)生成NaZ,溶液的pH=9>

7,溶液呈堿性，則c(OH-)>c(H+),HZ為弱酸，NaZ水解但是其水解程度較小，結(jié)合電荷

守恒得離子濃度大小順序?yàn)閏(Na+)>c(Z-)>c(OH-)>c(H+),故A錯(cuò)誤；B.弱離子促進(jìn)

水電離，該溶液中0H-完全來(lái)自于水的電離，則由水電離出的c(OH-)為1x10-5mol,『I,

故B正確；C.甲中酸堿恰好完全反應(yīng)生成NaY,混合溶液pH=7,溶液呈中性，則HY為強(qiáng)

酸，山A分析可知HZ為弱酸，則物質(zhì)的量濃度相同的HY和HZ,HY完全電離、HZ部分電離,

所以相同濃度的兩種酸中c(H+)：HY>HZ,故C錯(cuò)誤;D.生成氫氣總量與酸最終電離出n(H+)

成正比，相同濃度和體積的兩種酸中，最終電離出的n(H+)相等，則生成氫氣總量相同，開(kāi)

始時(shí)兩種酸中c(H+)不同導(dǎo)致反應(yīng)速率不同，故D錯(cuò)誤。

故選B?

2.常溫下，濃度均為0.1mol」T、體積均為100mL的兩種

一元酸HX、HY的溶液中，分別加入NaOH固體，1g黑V

隨加入NaOH的物質(zhì)的量的變化如圖所示.下列敘述正確

的是()

A.HX的酸性弱于HYB.a點(diǎn)由水電離出的c(H+)=IO-12mo[.『iC.c點(diǎn)溶液中:

c(Y-)>c(HY)D.b點(diǎn)時(shí)酸堿恰好完全中和

【答案】C

【解析】A」g片2越大，溶液中氫離了濃度越大，未加NaOH時(shí)，HX溶液中1g表;的值大，

)C(Url)

所以HX的酸性大于HY,故A錯(cuò)誤；Ba^g^*=12,則溶液中c(H+)=0.1mol/L,溶液

中水電離的c(H+)=—mol/L=IO-13moi?廠】，故B錯(cuò)誤：C.c點(diǎn)匕需;=6,則溶液中

c(H+)=10-4mol/L,此時(shí)消耗的NaOH為0.005mol,則溶液中的起始溶質(zhì)為等濃度的NaY和

HY,由于溶液顯酸性，所以HY的電離程度大于NaY的水解程度，所以《丫-)>c(HY),故C

正確；D.濃度均為O.lmol-L-】、體積均100mL的HY與NaOH恰好中和消耗NaOH為O.Olmol,

而b點(diǎn)時(shí)消耗的NaOH為0.008mol,所以酸過(guò)量，故D錯(cuò)誤。

故選C。

3.25。(：時(shí)，用濃度為O.lOOOmol?廣】的NaOH溶液滴定

20.00mL濃度均為O.lOOOmol?廠】的三種酸HX、HY、

HZ,滴定曲線如圖所示。下列說(shuō)法錯(cuò)誤的是()

A.在相同溫度下，同濃度的三種酸溶液的導(dǎo)電能力順

序：HX<HY<HZB.將上述HX、HY溶液等體積混合后,

用NaOH溶液滴定至HX恰好完全反應(yīng)時(shí)：c(X-)>c(Y-)>c(OH-)>c(H+)C.根據(jù)滴定

曲線，可得知Y-的水解常數(shù)K約為10-9口.由圖象可知酸堿中和滴定分析不適用于極弱

的酸和極弱的堿的測(cè)定

【答案】B

【解析】A.均為O.lOOOmoLL的三種酸HX、HY、HZ,根據(jù)滴定曲線0點(diǎn)的三種酸的pH可得

到HZ是強(qiáng)酸，HY和HX是弱酸，酸性：HY>HX,即酸性強(qiáng)弱為：HX<HY<HZ,酸性越強(qiáng)，

電離程度越大，離子濃度越大，導(dǎo)電性越強(qiáng)，所以同濃度的三種酸溶液的導(dǎo)電能力順序：HX<

HY<HZ,故A正確；B.HX、HY溶液等體積混合后，用NaOH溶液滴定，NaOH先與酸性強(qiáng)

的HY反應(yīng)，當(dāng)?shù)味ㄖ罤X恰好完全反應(yīng)時(shí)，溶液為NaY和NaX的混合溶液，酸性HY>HX,X-

的水解程度大于Y-的水解程度，即c(Y-)>c(X-),故B錯(cuò)誤;C.在初始時(shí)HY溶液的pH=3,

c(H+)=10-3m〃L，==KaxKh=Kw,Kh==

客=10-9,故c正確；D.常規(guī)酸堿中和滴定是利用指示劑的變色來(lái)確定滴定終點(diǎn)，極弱

的酸和極弱的堿的濃度很小，電離程度很小，到滴定終點(diǎn)時(shí)變色不明顯；若用滴定的方法測(cè)

定極弱的酸和極弱的堿的濃度，測(cè)定時(shí)因誤差太大，而使測(cè)量結(jié)果不準(zhǔn)確，故D正確。

【關(guān)鍵能力提升練】

1.室溫下，向10mL0.1mol/L的燒堿溶液中逐滴滴加相同濃度的一團(tuán)一

元酸HA,溶液中pH與滴加HA溶液的體積變化關(guān)系如圖所示。下sJ.-i-X

列說(shuō)法錯(cuò)誤的是()4什一產(chǎn)7

A.該酸堿中和滴定可以選取酚儆作指示劑°FlHAymL

B.HA電離常數(shù)的數(shù)量級(jí)為10-5

C.c點(diǎn)處存在：c(A-)+c(HA)+c(Na+)=0.1moI/L

D.a、b、c三點(diǎn)對(duì)應(yīng)溶液中a點(diǎn)水的電離程度最大

【答案】D

【解析】A.b點(diǎn)表示酸堿恰好反應(yīng)，此時(shí)pH=8.5,顯堿性，說(shuō)明HA為弱酸，弱酸強(qiáng)堿之間

滴定，應(yīng)該選取酚獻(xiàn)作指示劑，故A正確；B.根據(jù)b點(diǎn)，可以得出溶液中c(OH-)=^=

1.0x10-5-5mol/L,b點(diǎn)NaA濃度為0.05mol/L,根據(jù)+H2。=HA+OFT,所以Kh=

c(OH-)c(HA)LOxlO-Fol/LxLorofSmoi/L=?乂1()T。因?yàn)樾?詈,所以&=5X10-5,故

―-

0.05mol/LKaa

B正確；C.c點(diǎn)是等濃度的HA與NaA混合溶液，根據(jù)物料守恒c(A-)+c(HA)=2c(Na+),可

以計(jì)算得出c點(diǎn)處存在：c(A-)+c(HA)+c(Na+)=3c(Na+)=O.lmol/L,故C正確；D.a、

b、c三點(diǎn)對(duì)應(yīng)溶液中b點(diǎn)水的電離程度最大，因?yàn)閎點(diǎn)恰好為NaA,而a點(diǎn)還含有NaOH,會(huì)抑

制水的電離，c點(diǎn)還含有HA,也抑制水的電離，故D錯(cuò)誤。

故選D。

2.下列有關(guān)酸堿中和滴定的說(shuō)法正確的是

A.液面在“0”刻度時(shí)，50mL堿式滴定管和25mL堿式滴定管所盛液體的體積之比為

2：1

B.用堿式滴定管取20.00mL未知濃度的NaOH溶液放入錐形瓶中，然后加入適量蒸儲(chǔ)

水稀釋后進(jìn)行滴定，結(jié)果無(wú)影響

C.中和滴定過(guò)程中，酸堿指示劑變色，即為滴定終點(diǎn)D.滴定過(guò)程中，眼睛要盯著滴

定管，觀察液體的體積變化

【答案】B

【解析】A.堿式滴定管下端沒(méi)有刻度的地方有溶液，這部分溶液的體積未知，則無(wú)法計(jì)算其

溶液體積的比值，故A錯(cuò)誤；B用堿式滴定管取20.00mL未知濃度的NaOH溶液放入錐形瓶

中，然后加入適量蒸儲(chǔ)水稀釋后進(jìn)行滴定，結(jié)果無(wú)影響，故B正確；C.中和滴定過(guò)程中，酸

堿指示劑變色，且保持半分鐘不恢復(fù)原色，即為滴定終點(diǎn)，故C錯(cuò)誤；D.滴定過(guò)程中，眼睛

必須注視錐形瓶中溶液顏色變化，以便及時(shí)判斷滴定終點(diǎn)，故D錯(cuò)誤。

故選B。

3.下列有關(guān)酸堿中和滴定實(shí)驗(yàn)的操作或說(shuō)法正確的是()

A.洗凈的錐形瓶需烘干后再滴入待測(cè)液

B.用待測(cè)液潤(rùn)洗錐形瓶可以減小誤差

C.若滴定終點(diǎn)時(shí)，俯視刻度線記錄數(shù)據(jù)，會(huì)導(dǎo)致測(cè)定結(jié)果偏高

D.滴定管裝標(biāo)準(zhǔn)液前，需先水洗，再用該溶液潤(rùn)洗以減小誤差

【答案】D

【解析】A.洗凈的錐形瓶含少量水對(duì)實(shí)驗(yàn)無(wú)影響，不需要烘干，故A錯(cuò)誤；B.錐形瓶不能潤(rùn)

洗，若用待測(cè)溶液潤(rùn)洗錐形瓶，消耗標(biāo)準(zhǔn)液偏大，測(cè)定濃度偏高，故B錯(cuò)誤：C.若滴定終點(diǎn)

時(shí)，俯視刻度線記錄數(shù)據(jù)，標(biāo)準(zhǔn)液的體枳偏小，則測(cè)定濃度偏低，故C錯(cuò)誤；D.滴定管需要

潤(rùn)洗，須先水洗，后再用該溶液潤(rùn)洗以減小誤差，故D正確。

故選D。

4.下列有關(guān)說(shuō)法中錯(cuò)誤的是

A.明研發(fā)生水解反應(yīng)能夠生成A1(OH)3膠體，因此明研可用做凈水劑

B.升高溫度，NHI+H20UNH3-H20+H+的平衡逆向移動(dòng)

C.A1C13,FeCh、CuCk均不能采用將溶液直接蒸干的方法

D.利用酸堿中和滴定法能夠確定H2c2O4是否為二元酸

【答案】B

【解析】

A.鋁離子水解生成翅氧化鋁膠體，吸附水中的懸浮雜質(zhì)起到凈水的作用，故A正確；

B.水解反應(yīng)：NH++H20WNH3-H20+H+是吸熱反應(yīng)，升高溫度，平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng),

故B錯(cuò)誤；

C.制備AICI3、FeCb、C11CI2均不能采用將溶液直接蒸干的方法，應(yīng)在HC1氣流中加熱蒸干，故

C正確；

D.利用酸堿中和滴定法能夠確定H2c2。4是否為二元酸，故D正確。

故選B。

【學(xué)科素養(yǎng)拔高練】

1.現(xiàn)使用酸堿中和滴定法測(cè)定市售白醋的總酸量（g/100mL）。I.實(shí)驗(yàn)步驟：（1）

用（填儀器名稱(chēng)）量取10.00mL食用白醋，在______（填儀器名稱(chēng)）中用

水稀釋后轉(zhuǎn)移到100mL（填儀器名稱(chēng)）中定容，搖勻即得待測(cè)白酷溶

液。（2）用（填儀器名稱(chēng)）量取待測(cè)白醋溶液20.00mL于錐形瓶中，向其

中滴加2滴作為指示劑。（3）讀取盛裝O.lOOOmol/LNaOH溶液的滴定管的初始讀

數(shù)。如果液面位置如圖所示則此時(shí)的讀數(shù)為mLo（4）滴定。當(dāng)______時(shí)，停止

滴定，并記錄NaOH溶液的終讀數(shù)，重復(fù)滴定3次。H.實(shí)驗(yàn)記錄

滴定次數(shù)實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)（mL）1234

V（樣品）20.0020.0020.0020.00

V(NaOH)(消耗)15.9515.0015.0514.95

⑸甲同學(xué)在處理數(shù)據(jù)時(shí)計(jì)算得平均消耗的NaOH溶液的體積為：V=

15.95+15.00+15.05+14.95=15.24(mL)o

4

指出他的計(jì)算的不合理之處:。按正確數(shù)據(jù)處理，可得c（市售白醋）=mol/Lo

（6）在本實(shí)驗(yàn)的滴定過(guò)程中，下列操作會(huì)使實(shí)驗(yàn)結(jié)果偏低的是（填寫(xiě)序號(hào)）a.盛裝

NaOH的滴定管在滴定時(shí)未用標(biāo)準(zhǔn)NaOH溶液潤(rùn)洗b.錐形瓶在滴定時(shí)劇烈搖動(dòng)，有少量液

體濺出C。錐形瓶中加入待測(cè)白醋溶液后，再加少量水d。往錐形瓶中加入待測(cè)白醋的滴

定管的尖嘴在加入前有氣泡，加完后氣泡消失e。堿式滴定管操作過(guò)程中擠壓的中下部

【答案】

滴定管燒杯容量瓶滴定管酚釀0.70溶液由無(wú)色恰好變?yōu)榧t色，并在半分鐘內(nèi)不褪色第一次誤

差明顯大，屬異常值，應(yīng)舍去0.075bde

【解析】解：（1）滴定管精確度為0.01mL應(yīng)選用滴定管量取白醋，用滴定管量取10.00mL

食用白醋，在燒杯中用水稀釋后轉(zhuǎn)移到100mL容量瓶中定容，搖勻即得待測(cè)白醋溶液，

故答案為：酸式滴定管；燒杯；容量瓶；（2）醋酸呈酸性，需要用滴定管量取10.00mL食用

白醋；

由于醋酸鈉溶液顯示堿性，可用酚酰作指示劑，則用酸式滴定管取待測(cè)白醋溶液20.00mL

于錐形瓶中，向其中滴加2滴酚釀，

故答案為：酸式滴定管；酚曲；（3）根據(jù)圖示可知，滴定管液面的讀數(shù)0.70mL,

故答案為：0.70；（4）NaOH滴定食醋時(shí)，滴定結(jié)束前為無(wú)色，滴定結(jié)束后為淺紅色，則滴

定終點(diǎn)現(xiàn)象為：溶液由無(wú)色恰好變?yōu)榧t色，并在半分鐘內(nèi)不褪色，

故答案為：溶液由無(wú)色恰好變?yōu)榧t色，并在半分鐘內(nèi)不褪色；（5）第1次滴定誤差明顯大，

屬異常值，應(yīng)舍去，3次消耗NaOH溶液的體積為：15.00mL、15.05mL,14.95mL,貝lj

NaOH溶液的平均體積為15.00mL,

根據(jù)關(guān)系式CH3COOOH-NaOH可知，n（CH3COOOH）=n（NaOH）=0.1000mol/Lx

0.015L=0.0015mol,c（市售白醋）=。然詈=0.075mol-L,

故答案為：第一次誤差明顯大，屬異常值，應(yīng)舍去；0.075；（6）a.盛裝NaOH的滴定管在滴

定時(shí)未用標(biāo)準(zhǔn)NaOH溶液潤(rùn)洗，標(biāo)準(zhǔn)液濃度降低，造成V（標(biāo)準(zhǔn)）偏大，測(cè)定溶液濃度偏高，

故a錯(cuò)誤；b.錐形瓶在滴定時(shí)劇烈搖動(dòng)，有少量液體濺出，待測(cè)液中溶質(zhì)的物質(zhì)的量偏小，

造成V（標(biāo)準(zhǔn)）偏小，溶液濃度偏低，故b正確；c.錐形瓶中加入待測(cè)白醋溶液后，再加少量

水，對(duì)V（標(biāo)準(zhǔn)）無(wú)影響，溶液濃度不變，故c錯(cuò)誤；d.往錐形瓶中加入待測(cè)白醋的滴定管的

尖嘴在加入前有氣泡，加完后氣泡消失，導(dǎo)致量取的待測(cè)液體積偏小，測(cè)定結(jié)果偏低，故

d正確；e.堿式滴定管操作過(guò)程中擠壓的中下部，相當(dāng)于擠壓膠頭滴管的膠頭，使空氣進(jìn)

入，導(dǎo)致消耗標(biāo)準(zhǔn)液體積偏小，測(cè)定濃度偏小，故e正確；

故答案為：bde。（1）根據(jù)量取液體體積的精確度以及液體的性質(zhì)選擇儀器；稀釋溶液在燒

杯中進(jìn)行，溶液的定容在對(duì)應(yīng)規(guī)格的容量瓶中進(jìn)行；（2）酸性溶液選用酸式滴定管，醋酸與

氫氧化鈉溶液恰好反應(yīng)時(shí)生成醋酸鈉，溶液呈堿性，可用酚SU乍指示劑；（3）根據(jù)滴定管的

結(jié)構(gòu)與精確度來(lái)分析；（4）滴定結(jié)束前為無(wú)色，滴定結(jié)束后為淺紅色，據(jù)此判斷滴定終點(diǎn)現(xiàn)

象；（5）根據(jù)數(shù)據(jù)的合理性求出平均消耗的NaOH溶液的體積，然后根據(jù)白醋與NaOH溶液反

應(yīng)的關(guān)系式CH3COOOH-NaOH計(jì)算出c（市售白醋）；（6）根據(jù)c（待測(cè)）=,怨二？準(zhǔn)’分析不

當(dāng)操作對(duì)V（標(biāo)準(zhǔn)）的影響，以此判斷濃度的誤差。

本題考查中和滴定及誤差分析，題目難度中等，明確中和滴定操作方法為解答關(guān)鍵，注意

掌握滴定數(shù)據(jù)處理方法及滴定誤差的判斷依據(jù)，試題有利于提高學(xué)生的分析能力及化學(xué)實(shí)

驗(yàn)?zāi)芰?。酸堿反應(yīng)是常見(jiàn)的反應(yīng)，酸堿中和滴定是分析化學(xué)中重要的定量實(shí)驗(yàn)。2、下表是

25冤時(shí)某些弱酸的電離常數(shù)，其中多元弱酸分步電離。

弱酸K弱酸K

HF3.53X10-40=4.4xIO-

H2c。3

HC102.95x10-8K2=4.7xion

HCOOH1.765xIO'Ki=5.4xICT2

H2c2。4

1.753x10-5K=5.4xIO-5

CH3COOH2

（1）根據(jù)表中數(shù)據(jù)判斷下述反應(yīng)正確的是（填編號(hào)）。①NaF+C^COOH=

CH3COONa+HF②CO2+2NaC10+H20=2HC1O+Na2cO3③HF+NaHCO3=NaF+

H20+C02T④CH3COOH+KHC204=CH3COOK+H2C2O4（2）等濃度的四種溶液：

①NaClO,②HCOONa,③K2cO3，④KHC2O4.pH由大到小的順序是（填序號(hào)）。

⑶現(xiàn)用標(biāo)準(zhǔn)的0.2000mol/L的HC1溶液去滴定25.00mL的NaOH溶液，在其他操作正確的

前提下，出現(xiàn)下列情況時(shí)，測(cè)定的結(jié)果偏高的是。A.酸式滴定管用水洗后，未用

標(biāo)準(zhǔn)溶液潤(rùn)洗就裝入標(biāo)準(zhǔn)溶液。B.滴定前，錐形瓶用水洗后，又用待測(cè)液洗。C.滴定過(guò)

程中搖動(dòng)錐形瓶時(shí)，不慎將瓶?jī)?nèi)溶液濺出一部分。D.酸式滴定管：讀數(shù)時(shí)，滴定前仰視，

滴定后俯視。（4）下圖是常溫下O.lmol/LNaOH溶液滴定20mL0.1mol/L酸HA的滴定曲線,

其中P為恰好中和的點(diǎn)。①判斷該酸是.（填“強(qiáng)酸”

N.OH加入（MiUmL

或“弱酸”），請(qǐng)說(shuō)明理由______。②請(qǐng)從平衡角度解釋M點(diǎn)為什么顯酸性。③M、

N、P三點(diǎn)對(duì)應(yīng)的溶液中，水的電離程度由大到小的順序是

【答案】

③③①②④A、B弱酸起始的pH約為3,而濃度為O.lmol/L,說(shuō)明溶液中存在電離平衡或恰

好中和時(shí)顯堿性，說(shuō)明生成強(qiáng)堿弱酸鹽M點(diǎn)反應(yīng)后為等物質(zhì)的量濃度的醋酸和醋酸鈉溶液混

合溶液，CH3COOH=CH3coeT+H+,CH3coeT+MOUCH3coOH+OH-,前者產(chǎn)生的

c（H+）大于后者產(chǎn)生的c（OH-）P>N>M

【解析】解：（1）強(qiáng)酸能和弱酸鹽反應(yīng)生成弱酸,①酸性HF>CF^COOH,所以NaF和CH3COOH

不反應(yīng)，故①錯(cuò)誤；②酸性H2c。3>HC10>HCOJ,所以COz+NaClO+H?。=HC10+

NaHCO3,故②錯(cuò)誤；③酸性HF>H2cO3，所以發(fā)生反應(yīng)HF+NaHCC）3=NaF+小0+CO2T,

故③正確：④酸性H2c2O4>HC2O；>CH3COOH,所以CH3coOH和KHC2O4不反應(yīng)，故錯(cuò)誤；

故答案為：③；（2）等濃度的四種溶液：①NaClO,②HCOONa,③K2cO3,④KHC2O4.結(jié)合

電離平衡常數(shù)大小比較得到酸性：H2c2。4>HCOOH>HC2OJ>CH3COOH>H2CO3>

HC10>HCO3,酸根離子水解程度越大其溶液的pH越大，pH由大到小的順序是③①②④故

答案為：③①②④；（3）A.酸式滴定管用水洗后，未用標(biāo)準(zhǔn)溶液潤(rùn)洗就裝入標(biāo)準(zhǔn)溶液，滴定

過(guò)程中消耗標(biāo)準(zhǔn)溶液體積增大，測(cè)定結(jié)果偏高，故A正確；B.滴定前，錐形瓶用水洗后，又

用待測(cè)液洗，待測(cè)液消耗標(biāo)準(zhǔn)溶液增大，測(cè)定結(jié)果偏高，故B正確；C.滴定過(guò)程中搖動(dòng)錐形

瓶時(shí)，不慎將瓶?jī)?nèi)溶液濺出一部分，待測(cè)溶液損耗，消耗標(biāo)準(zhǔn)溶液體積減少，測(cè)定結(jié)果偏低，

故C