PAGE19-第25講水的電離和溶液的pH一、水的電離1．電離方程式水是一種極弱的電解質(zhì)，電離方程式為2H2Oeq\o(□,\s\up2(01))H3O＋＋OH－，簡寫為eq\o(□,\s\up2(02))H2OH＋＋OH－。2．水的離子積常數(shù)Kw＝c(H＋)·c(OH－)。(1)室溫下：Kw＝eq\o(□,\s\up2(01))10－14_(mol·L－1)2。(2)影響因素：只與eq\o(□,\s\up2(02))溫度有關(guān)，上升溫度，Kweq\o(□,\s\up2(03))增大。(3)適用范圍：Kw不僅適用于純水，也適用于稀的eq\o(□,\s\up2(04))電解質(zhì)水溶液。(4)Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要溫度不變，Kweq\o(□,\s\up2(05))不變。3．外界因素對水的電離平衡的影響體系變更條件平衡移動方向Kw水的電離程度c(H＋)c(OH－)上升溫度eq\o(□,\s\up2(01))正eq\o(□,\s\up2(02))增大eq\o(□,\s\up2(03))增大eq\o(□,\s\up2(04))增大eq\o(□,\s\up2(05))增大加HCl(aq)eq\o(□,\s\up2(06))逆eq\o(□,\s\up2(07))不變eq\o(□,\s\up2(08))減小eq\o(□,\s\up2(09))增大eq\o(□,\s\up2(10))減小加NaOH(s)eq\o(□,\s\up2(11))逆eq\o(□,\s\up2(12))不變eq\o(□,\s\up2(13))減小eq\o(□,\s\up2(14))減小eq\o(□,\s\up2(15))增大結(jié)論：(1)加熱，eq\o(□,\s\up2(16))促進水的電離，Kweq\o(□,\s\up2(17))增大。(2)加入酸或堿，eq\o(□,\s\up2(18))抑制水的電離，Kweq\o(□,\s\up2(19))不變。二、溶液的酸堿性1．溶液的酸堿性取決于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相對大小。c(H＋)>c(OH－)，溶液呈eq\o(□,\s\up2(01))酸性，25℃時，pHeq\o(□,\s\up2(02))<7。c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈eq\o(□,\s\up2(03))中性，25℃時，pHeq\o(□,\s\up2(04))＝7。c(H＋)<c(OH－)，溶液呈eq\o(□,\s\up2(05))堿性，25℃時，pHeq\o(□,\s\up2(06))>7。2．溶液的pH(1)定義式：pH＝eq\o(□,\s\up2(01))－lg_c(H＋)。(2)溶液的酸堿性跟pH的關(guān)系室溫下：(3)pH的測定①用pH試紙測定把小片試紙放在eq\o(□,\s\up2(04))表面皿上，用eq\o(□,\s\up2(05))玻璃棒蘸取待測液點在干燥的pH試紙上，試紙變色后，與eq\o(□,\s\up2(06))標準比色卡對比即可確定溶液的pH。留意：a.pH試紙運用前不能用蒸餾水潮濕，否則待測液因被稀釋可能會產(chǎn)生誤差。b．用廣范pH試紙讀出的pH只能是整數(shù)。②pH計測定：可精確測定溶液的pH。三、中和滴定1．試驗原理利用酸堿eq\o(□,\s\up2(01))中和反應(yīng)，用已知濃度的酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)的試驗方法。以標準鹽酸滴定待測的NaOH溶液，待測的NaOH溶液的物質(zhì)的量濃度為c(NaOH)＝eq\o(□,\s\up2(02))eq\f(cHCl·VHCl,VNaOH)。酸堿中和滴定的關(guān)鍵：(1)精確測定參與反應(yīng)的酸、堿溶液的eq\o(□,\s\up2(03))體積。(2)選取適當指示劑，精確推斷eq\o(□,\s\up2(04))滴定終點。2．試驗用品(1)儀器：eq\o(□,\s\up2(01))酸式滴定管(如圖A)、eq\o(□,\s\up2(02))堿式滴定管(如圖B)、滴定管夾、鐵架臺、燒杯、eq\o(□,\s\up2(03))錐形瓶。(2)試劑：標準液、待測液、指示劑、蒸餾水。(3)滴定管特征和運用要求①構(gòu)造：“0”刻度線在上方，尖嘴部分無刻度。②精確度：讀數(shù)可估計到eq\o(□,\s\up2(04))0.01mL。③洗滌：先用蒸餾水洗滌，再用eq\o(□,\s\up2(05))待裝液潤洗2～3次。④排氣泡：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滴定管的選用酸性、氧化性的試劑用eq\o(□,\s\up2(06))酸式滴定管，因為酸性和氧化性物質(zhì)易eq\o(□,\s\up2(07))腐蝕橡膠。堿性的試劑用eq\o(□,\s\up2(08))堿式滴定管，因為堿性物質(zhì)易eq\o(□,\s\up2(09))腐蝕玻璃，致使eq\o(□,\s\up2(10))玻璃活塞無法打開。3．試驗操作(以標準鹽酸滴定待測NaOH溶液為例)(1)滴定打算(2)滴定過程(3)終點推斷①滴入最終一滴，溶液顏色發(fā)生突變。②顏色突變后，eq\o(□,\s\up2(10))半分鐘內(nèi)不復原，視為滴定終點。(4)數(shù)據(jù)處理按上述操作重復2～3次，求出用去標準鹽酸體積的eq\o(□,\s\up2(11))平均值，依據(jù)c(NaOH)＝eq\f(cHCl·VHCl溶液,VNaOH溶液)計算。4．常用酸堿指示劑及變色范圍紫色石蕊<5.0紅色5.0～8.0eq\o(□,\s\up2(01))紫色>8.0藍色甲基橙<3.1eq\o(□,\s\up2(02))紅色3.1～4.4橙色>4.4黃色酚酞<8.2無色8.2～10.0eq\o(□,\s\up2(03))淺紅色>10.0eq\o(□,\s\up2(04))紅色1．推斷正誤，正確的畫“√”，錯誤的畫“×”，并指明錯因。(1)溫度肯定時，水的電離常數(shù)與水的離子積常數(shù)相等。(×)錯因：Kw＝K電離·c(H2O)。(2)進行中和滴定試驗時，滴定管、錐形瓶均用待測液潤洗。(×)錯因：進行中和滴定試驗時，錐形瓶不能用待測液洗，否則會使測得結(jié)果偏高。(3)用蒸餾水潤濕的pH試紙測溶液的pH，肯定會使結(jié)果偏低。(×)錯因：當待測液呈中性或酸性時，用潮濕的pH試紙測的pH結(jié)果不會偏低。(4)用廣范pH試紙測得某溶液的pH為3.4。(×)錯因：廣范pH試紙測得溶液的pH為整數(shù)值。(5)某溶液的c(H＋)＞10－7mol·L－1，則該溶液呈酸性。(×)錯因：當溫度大于25_℃時，純水的c(H＋)>10－7_mol·L－1，呈中性。2．教材改編題(據(jù)人教選修四P52T6)常溫下pH為3的稀鹽酸，其中由水電離出的c(H＋)為()A．0.1mol/L B．0.3mol/LC．10－3mol/L D．10－11mol/L答案D解析稀鹽酸中由HCl與H2O共同供應(yīng)的c(H＋)＝10－3mol/L，由Kw可知由水供應(yīng)的H＋或OH－的濃度為eq\f(10－14mol·L－12,10－3mol·L－1)＝10－11mol/L。考點eq\a\vs4\al(一)水的電離及水的離子積常數(shù)[解析]由水的離子積的定義知兩條曲線上隨意點均有c(H＋)·c(OH－)＝Kw，A正確；由圖中縱、橫軸的大小可知M區(qū)域內(nèi)隨意點均有c(H＋)<c(OH－)，B正確；溫度越高，水的電離程度越大，電離出的c(H＋)與c(OH－)越大，所以T2>T1，C正確；XZ線上隨意點都有c(H＋)＝c(OH－)，只有當c(H＋)＝10－7mol·L－1時，才有pH＝7，D錯誤。[答案]D1．正確理解水的電離平衡曲線(1)曲線上的隨意點的Kw都相同，即溫度相同，c(H＋)·c(OH－)相同。(2)曲線外的隨意點與曲線上隨意點的Kw不同，即溫度不同，Kw不同。(3)實現(xiàn)曲線上點之間的轉(zhuǎn)化需保持溫度不變，變更酸堿性；實現(xiàn)曲線上點與曲線外點之間的轉(zhuǎn)化肯定得變更溫度。2．溶液中由水電離出的c(H＋)恒久等于由水電離出的c(OH－)(1)酸溶液中：OH－全部來源于水的電離，c水(H＋)＝c溶液(OH－)。(2)堿溶液中：H＋全部來源于水的電離，c水(OH－)＝c溶液(H＋)。例如：室溫下，pH＝3的鹽酸，由水電離出的c水(H＋)＝c(OH－)＝eq\f(10－14,10－3)mol·L－1＝10－11mol·L－1。3．酸或堿對水的電離均起抑制作用(1)只要酸的pH相等(不論強弱、不論幾元)對水的抑制程度相等，堿也同理。(2)若酸溶液的c(H＋)與堿溶液的c(OH－)相等，則兩種溶液中水的電離程度相等。1．(2024·泉州模擬)某溫度下，向c(H＋)＝1×10－6mol·L－1的蒸餾水中加入NaHSO4晶體，保持溫度不變，測得溶液的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解析由蒸餾水中的c(H＋)＝10－6mol·L－1可知，溫度高于25℃，A正確；由于該溫度下Kw＝10－12，所以，該溫度下c(H＋)＝10－2mol·L－1的NaHSO4溶液中水電離出的H＋濃度等于溶液中的OH－的濃度，等于eq\f(10－12,10－2)＝10－10，B正確；NaHSO4電離出來的H＋抑制水的電離，C正確；取該溶液加水稀釋100倍，溶液中的c(H＋)減小，c(OH－)增大，D錯誤。2．在不同溫度下，水溶液中c(H＋)與c(OH－)的關(guān)系如圖所示。下列有關(guān)說法中正確的是()A．若從a點到c點，可采納在水中加入酸的方法B．b點對應(yīng)的醋酸中由水電離出的c(H＋)＝10－6mol·L－1C．c點對應(yīng)溶液的Kw大于d點對應(yīng)溶液的KwD．T℃時，0.05mol·L－1Ba(OH)2溶液的pH＝11答案D解析a點對應(yīng)的c(H＋)和c(OH－)相等，c點對應(yīng)的c(H＋)和c(OH－)也相等，溶液肯定呈中性，從a點到c點，可以采納升溫的方法，A錯誤；Kw只與溫度有關(guān)，同溫度下不同酸堿性溶液的Kw相同，a點和b點的Kw都是10－14，c點和d點的Kw都是10－12，酸和堿溶液都會抑制水的電離，酸溶液中由水電離出的c水(H＋)與溶液中的c(OH－)相等，即b點時c水(H＋)＝c(OH－)＝10－8mol·L－1，B、C均錯誤；T℃時，Kw＝10－12,0.05mol·L－1Ba(OH)2溶液中c(H＋)＝10－11mol·L－1，pH＝11，D正確?？键ceq\a\vs4\al(二)溶液酸堿性及pH計算[解析](1)pH＝12的NaOH溶液中，c(OH－)＝0.01mol·L－1，pH＝11的NaOH溶液中，c(OH－)＝0.001mol·L－1，設(shè)加入水的體積是V1,0.01mol·L－1×0.1L＝0.001mol·L－1×(0.1＋V1)L，V1＝eq\f(0.01mol·L－1×0.1L,0.001mol·L－1)－0.1L＝0.9L＝900mL。(2)pH＝12的NaOH溶液中c(OH－)＝0.01mol·L－1，pH＝10的NaOH溶液中c(OH－)＝0.0001mol·L－1，設(shè)加入pH＝10的NaOH溶液的體積是V2,0.01mol·L－1×0.1L＋0.0001mol·L－1×V2＝0.001mol·L－1×(0.1＋V2)，V2＝1L＝1000mL。(3)0.008mol·L－1HCl溶液中c(H＋)＝0.008mol·L－1，設(shè)加入鹽酸的體積為V3，c(OH－)＝eq\f(0.01mol·L－1×0.1L－0.008mol·L－1×V3,0.1L＋V3)＝0.001mol·L－1，解得：V3＝0.1L＝100mL。[答案](1)900(2)1000(3)1001．溶液酸堿性的推斷規(guī)律(1)推斷溶液酸堿性的依據(jù)是c(H＋)與c(OH－)的相對大小，若c(H＋)＝c(OH－)，則溶液呈中性。(2)pH＝7或c(H＋)＝10－7mol·L－1的溶液不肯定呈中性，因水的電離平衡與溫度有關(guān)。常溫時，pH＝7呈中性；100℃時，pH＝6呈中性。(3)等濃度等體積一元酸與一元堿混合的溶液中和反應(yīng)反應(yīng)后所得溶液的酸堿性強酸與強堿中性強酸與弱堿酸性弱酸與強堿堿性(4)室溫下，已知酸和堿pH之和的溶液等體積混合①兩強混合a．若pH之和等于14，則混合后溶液顯中性，pH＝7。b．若pH之和大于14，則混合后溶液顯堿性，pH>7。c．若pH之和小于14，則混合后溶液顯酸性，pH<7。②一強一弱混合pH之和等于14時，一元強酸和一元弱堿等體積混合呈堿性；一元弱酸和一元強堿等體積混合呈酸性。2．溶液稀釋的pH計算(1)pH＝a的酸eq\f(稀釋10n倍,)eq\b\lc\[\rc\(\a\vs4\al\co1(強酸：pH＝a＋n,弱酸：a<pH<a＋n))(2)pH＝b的堿eq\f(稀釋10n倍,)eq\b\lc\[\rc\(\a\vs4\al\co1(強堿：pH＝b－n,弱堿：b－n<pH<b))留意室溫下，酸溶液稀釋時，pH增大，但無論稀釋多大倍數(shù)，pH只會無限接近于7，不會大于7或等于7。堿溶液稀釋時，pH減小，但無論稀釋多大倍數(shù)，pH只會無限接近于7，不會小于或等于7。3．混合溶液的pH計算(1)(2)兩種強酸或兩種強堿溶液的pH差值在2或2以上，等體積混合時混合液的pH：酸溶液的pH為pH?。?.3，堿溶液的pH為pH大－0.3。如pH＝3和pH＝5的鹽酸等體積混合后，pH＝3.3。pH＝9和pH＝11的燒堿溶液等體積混合后，pH＝10.7。3．T℃時水的離子積常數(shù)為Kw，該溫度下，將濃度為amol·L－1的H2SO4與bmol·L－1的一元堿AOH等體積混合。則可推斷溶液呈中性的是()A．混合溶液的pH＝7B.eq\f(1,2)c(SOeq\o\al(2－,4))＝c(A＋)C．混合溶液中c(H＋)·c(OH－)＝KwD．混合溶液中c(OH－)＝eq\r(Kw)mol·L－1答案D解析因溫度不肯定是25℃，故pH＝7時溶液不肯定呈中性；由電荷守恒可知，當溶液呈中性時c(H＋)＝c(OH－)，即c(SOeq\o\al(2－,4))＝eq\f(1,2)c(A＋)；無論溶液呈酸性、中性還是堿性，混合溶液中總存在c(H＋)·c(OH－)＝Kw；混合溶液中c(OH－)＝eq\r(Kw)mol·L－1說明混合溶液中c(H＋)＝c(OH－)，則溶液肯定呈中性。4．計算下列溶液的pH。(1)常溫下，pH＝2的HCl與pH＝4的H2SO4溶液等體積混合后，溶液的pH＝________。(2)常溫下，pH＝8的NaOH溶液與pH＝10的KOH溶液等體積混合后，溶液的pH＝________。(3)常溫下，pH＝5的鹽酸與pH＝9的NaOH溶液以體積比11∶9混合后，溶液的pH＝________。(4)常溫下，將0.1mol·L－1的鹽酸與0.06mol·L－1的Ba(OH)2溶液等體積混合后，溶液的pH＝________。(5)常溫下，將0.02mol·L－1的Ba(OH)2溶液100mL和0.02mol·L－1NaHSO4溶液100mL混合，忽視溶液體積變更，則混合后溶液的pH＝________。(6)室溫下，取濃度相同的NaOH和HCl溶液，以3∶2體積比混合，所得溶液的pH＝12，則原溶液的濃度為________。答案(1)2.3(2)9.7(3)6(4)12(5)12(6)0.05mol·L－1解析(1)pH＝2的HCl中，c(H＋)＝10－2mol·L－1，pH＝4的H2SO4中，c(H＋)＝10－4mol·L－1，兩者等體積混合后，c(H＋)＝eq\f(10－2＋10－4,2)mol·L－1≈eq\f(10－2,2)＝0.005mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)≈2.3。(2)pH＝8，c(OH－)＝10－6mol·L－1，pH＝10，c(OH－)＝10－4mol·L－1，兩者等體積混合后，c(OH－)＝eq\f(10－6＋10－4,2)mol·L－1≈eq\f(10－4,2)mol·L－1，c(H＋)＝2×10－10mol·L－1，pH≈9.7。(3)pH＝5的鹽酸中，c(H＋)＝10－5mol·L－1，pH＝9的NaOH溶液中，c(OH－)＝10－5mol·L－1，兩者以體積比11∶9混合，鹽酸過量，c(H＋)＝eq\f(10－5×11V－10－5×9V,11V＋9V)mol·L－1＝1×10－6mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝6。(4)兩者混合后堿過量，c(OH－)＝eq\f(0.06mol·L－1×2×VL－0.1mol·L－1×VL,2VL)＝0.01mol·L－1，c(H＋)＝1×10－12mol·L－1，pH＝12。(5)兩者混合后堿過量，c(OH－)＝eq\f(0.1L×0.02mol·L－1×2－0.1L×0.02mol·L－1,0.2L)＝0.01mol·L－1，c(H＋)＝1×10－12mol·L－1，pH＝12。(6)混合溶液的pH＝12，說明反應(yīng)的NaOH過量，設(shè)原溶液的濃度為c，則eq\f(3c－2c,3＋2)＝0.01mol·L－1，c＝0.05mol·L－1?？键ceq\a\vs4\al(三)酸堿中和滴定[解析](1)盛裝鹽酸用酸式滴定管；運用c(H＋)·V(H＋)＝c(OH－)·V(OH－)，c(OH－)＝eq\f(cH＋·VH＋,VOH－)，消耗鹽酸的體積取平均值，但要留意第2次數(shù)據(jù)和其他兩次相差較大，應(yīng)舍去。(2)c(OH－)＝eq\f(cH＋·VH＋,VOH－)，主要分析對V(H＋)的影響。①不影響V(H＋)，無影響；②V(H＋)偏小，結(jié)果偏低；③V(H＋)偏大，結(jié)果偏高；④V(H＋)偏小，結(jié)果偏低。[答案](1)酸0.3024.9024.60eq\f(\f(25.35mL＋25.30mL,2)·cmol·L－1,VmL)(2)①無影響②偏低③偏高④偏低1．中和滴定的兩個易錯點(1)分清完全中和與恰好為中性①完全中和強調(diào)的是酸、堿恰好反應(yīng)生成鹽，依據(jù)酸堿的強弱不同，溶液可能為中性，也可能為酸性或堿性。②酸堿反應(yīng)恰好為中性則強調(diào)的是反應(yīng)后溶液為中性，而酸、堿不肯定正好反應(yīng)?？赡芩岵蛔悖部赡芩徇^量，也可能恰好反應(yīng)。這取決于酸堿的相對強弱。(2)酸堿中和滴定指示劑的選擇①指示劑的變色點與滴定終點的pH越接近越好。②指示劑在滴定終點時顏色變更明顯，指示精確。③石蕊的“紅色→紫色”“紫色→藍色”的顏色變更不夠明顯，所以石蕊不能作為酸堿中和反應(yīng)的指示劑。2．酸堿中和滴定中常見誤差分析(1)誤差分析的方法依據(jù)原理c(標準)·V(標準)＝c(待測)·V(待測)，所以c(待測)＝eq\f(c標準·V標準,V待測)，因c(標準)與V(待測)已確定，因此只要分析出不正確的操作引起V(標準)的變更，即分析出結(jié)果。V(標準)變大，則c(待測)偏高；V(標準)變小，則c(待測)偏低。(2)常見誤差分析以標準酸溶液滴定未知濃度的堿溶液(酚酞作指示劑)為例，常見的因操作不正確而引起的誤差有：續(xù)表5．試驗室現(xiàn)有3種酸堿指示劑，其pH變色范圍如下：甲基橙：3.1～4.4石蕊：5.0～8.0酚酞：8.2～10.0用0.1000mol·L－1NaOH溶液滴定未知濃度的CH3COOH溶液，恰好完全反應(yīng)時，下列敘述中正確的是()A．溶液呈中性，可選用甲基橙或酚酞作指示劑B．溶液呈中性，只能選用石蕊作指示劑C．溶液呈堿性，可選用甲基橙或酚酞作指示劑D．溶液呈堿性，只能選用酚酞作指示劑答案D解析NaOH溶液和CH3COOH溶液恰好完全反應(yīng)時生成CH3COONa，CH3COO－水解顯堿性，而酚酞的變色范圍為8.2～10.0，比較接近。6．某學生用已知物質(zhì)的量濃度的鹽酸來測定未知物質(zhì)的量濃度的NaOH溶液時，選擇甲基橙作指示劑。請?zhí)顚懴铝锌瞻祝?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，眼睛凝視________________，直到加入最終一滴鹽酸后，溶液由黃色變?yōu)槌壬_________________________。(2)下列操作中可能使所測NaOH溶液的濃度數(shù)值偏低的是________(填字母序號)。A．酸式滴定管未用標準鹽酸潤洗就干脆注入標準鹽酸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，滴定后氣泡消逝D．讀取鹽酸體積時，起先仰視讀數(shù)，滴定結(jié)束時俯視讀數(shù)(3)某學生依據(jù)3次試驗分別記錄有關(guān)數(shù)據(jù)如下表：則該NaOH溶液的物質(zhì)的量濃度為________mol·L－1。答案(1)錐形瓶中溶液顏色變更在半分鐘內(nèi)不變色(2)D(3)0.1044解析在求c(NaOH)和進行誤差分析時應(yīng)依據(jù)公式：c(NaOH)＝eq\f(cHCl·V[HClaq],V[NaOHaq])。欲求c(NaOH)，須先求V[(HCl)aq]，再代入公式；進行誤差分析時，要考慮實際操作對V[(HCl)aq]和V[(NaOH)aq]的影響，進而影響c(NaOH)。(3)先算出耗用標準鹽酸的平均值：eq\x\to(V)＝eq\f(26.11mL＋26.09mL,2)＝26.10mL(其次次偏差太大，舍去)，c(NaOH)＝eq\f(0.1000mol·L－1×0.0261L,0.025L)＝0.1044mol·L－1。考點eq\a\vs4\al(四)酸堿中和滴定曲線分析[解析]加水稀釋，氨水中NHeq\o\al(＋,4)、OH－濃度均減小，因而導電實力減弱，A正確；b點pH>7，則c(OH－)>c(H＋)，再依據(jù)電荷守恒可得c(NHeq\o\al(＋,4))>c(Cl－)，B正確；c點呈中性，因而V(HCl)略小于20.00mL，C正確；d點對應(yīng)的溫度較高，其水的離子積常數(shù)較大，D錯誤。[答案]D1．滴定曲線分析的方法(1)分析步驟：首先看縱坐標，搞清晰是酸加入堿中，還是堿加入酸中；其次看起點，起點可以看出酸性或堿性的強弱，這在推斷滴定終點時至關(guān)重要；再次找滴定終點和pH＝7的中性點，推斷滴定終點的酸堿性，然后確定中性點(pH＝7)的位置；最終分析其他的特別點(如滴定一半點，過量一半點等)，分析酸、堿過量狀況。(2)滴定過程中的定量關(guān)系：①電荷守恒關(guān)系在任何時候均存在；②物料守恒可以依據(jù)加入酸的物質(zhì)的量和加入堿的物質(zhì)的量進行確定，但不肯定為等量關(guān)系。2．常見的中和滴定過程中的pH曲線(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)強堿滴定強酸、弱酸與強酸滴定強堿、弱堿pH曲線比較續(xù)表曲線起點不同：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更范圍不同：強堿與強酸反應(yīng)(強酸與強堿反應(yīng))的突躍點變更范圍大于強堿與弱酸反應(yīng)(強酸與弱堿反應(yīng))7．常溫下，用pH＝m的鹽酸滴定20mLpH＝n的MOH溶液，且m＋n＝14。混合溶液的pH與鹽酸體積V的關(guān)系如圖所示。下列說法正確的是()A．a(chǎn)點：c(Cl－)>c(M＋)>c(OH－)>c(H＋)B．b點：MOH和HCl恰好完全反應(yīng)C．c點：c(H＋)＝c(OH－)＋c(MOH)D．a(chǎn)點到d點：水電離的c(H＋)·c(OH－)先變大，后變小答案D解析m＋n＝14，從圖像看出，b點時，鹽酸體積與MOH溶液體積相等，溶液呈堿性，說明混合溶液中MOH過量，MOH接著電離，說明MOH是弱堿。A項，a點對應(yīng)的溶液呈堿性，溶液中離子濃度大小依次為c(M＋)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)，錯誤；B項，b點對應(yīng)的溶液中MOH未完全反應(yīng)，溶液呈堿性，錯誤；C項，c點對應(yīng)的溶液顯中性，c(H＋)＝c(OH－)，錯誤；D項，在堿溶液中滴加鹽酸，水的電離程度漸漸增大，當堿與酸恰好完全反應(yīng)時，水的電離程度最大，然后隨著鹽酸的不斷加入，水的電離受到抑制，則水電離的c(H＋)·c(OH－)先變大，后變小，正確。8．25℃時，往HA溶液中滴加NaOH溶液，溶液中HA和A－二者中各自所占的物質(zhì)的量分數(shù)(α)隨溶液pH變更的關(guān)系如圖所示。下列說法正確的是()A．在pH＝5的溶液中，c(A－)＝c(HA)，c(OH－)＝c(H＋)B．pH＝7的溶液中，α(HA)＝0，α(A－)＝1.0C．25℃時，Ka(HA)＝1×10－5D．pH＝5時，溶液中水電離產(chǎn)生的c(H＋)＝1×10－5mol·L－1答案C解析25℃時，pH＝5的溶液呈酸性，c(H＋)＞c(OH－)，A錯誤；HA溶液中含HA分子，說明HA為弱酸，依據(jù)題意，pH＝7的溶液應(yīng)當為HA和NaA的混合液，α(HA)≠0，B錯誤；25℃時，依據(jù)圖像信息，pH＝5時，c(HA)＝c(A－)，Ka＝eq\f(cA－·cH＋,cHA)＝c(H＋)＝1×10－5，C正確；pH＝5時為HA和NaA的混合溶液，存在三個平衡：HAH＋＋A－，H2OH＋＋OH－，A－＋H2OHA＋OH－，可以看出溶液中c(H＋)來自水和HA的電離，而c(OH－)完全來自水，則溶液中的水電離產(chǎn)生的c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－9mol·L－1，D錯誤。中和滴定的拓展應(yīng)用中和滴定操作不僅適用于酸堿中和反應(yīng)，也可以遷移應(yīng)用于氧化還原反應(yīng)及沉淀反應(yīng)。1氧化還原滴定法(1)原理：以氧化劑(或還原劑)為滴定劑，干脆滴定一些具有還原性(或氧化性)的物質(zhì)。(2)實例①酸性KMnO4溶液滴定H2C2O4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終點推斷當?shù)稳胱罱K一滴酸性KMnO4溶液后，溶液由無色變?yōu)樽仙?，且半分鐘?nèi)不褪色，說明到達滴定終點②Na2S2O3溶液滴定碘液原理2Na2S2O3＋I2=Na2S4O6＋2NaI指示劑用淀粉作指示劑終點推斷當?shù)稳胱罱K一滴Na2S2O3溶液后，溶液的藍色褪去，且半分鐘內(nèi)不復原原色，說明到達滴定終點[解析](3)①高錳酸鉀氧化草酸根離子而自身被還原，達到滴定終點時高錳酸鉀不再被還原，故溶液變紫色且半分鐘內(nèi)不復原原色。②銅把鐵離子還原為亞鐵離子，酸性高錳酸鉀溶液又把亞鐵離子氧化為鐵離子。反應(yīng)中消耗高錳酸鉀0.001cVmol，Mn元素化合價從＋7價降低到＋2價，所以依據(jù)得失電子守恒可知鐵離子的物質(zhì)的量是0.005cVmol，則該晶體中鐵的質(zhì)量分數(shù)的表達式為eq\f(0.005cV×56,m)×100%＝eq\f(5cV×56,1000m)×100%。[答案](3)①溶液變紫色且半分鐘內(nèi)不復原原色②eq\f(5cV×56,1000m)×100%[體驗1](2024·天津高考節(jié)選)Ⅱ.NOx含量的測定將VL氣樣通入適量酸化的H2O2溶液中，使NOx完全被氧化為NOeq\o\al(－,3)，加水稀釋至100.00mL。量取20.00mL該溶液，加入V1mLc1mol·L－1FeSO4標準溶液(過量)，充分反應(yīng)后，用c2mol·L－1K2Cr2O7標準溶液滴定剩余的Fe2＋，終點時消耗V2mL。(5)NO被H2O2氧化為NOeq\o\al(－,3)的離子方程式是________________________。(6)滴定操作運用的玻璃儀器主要有________________。(7)滴定過程中發(fā)生下列反應(yīng)：3Fe2＋＋NOeq\o\al(－,3)＋4H＋=NO↑＋3Fe3＋＋2H2OCr2Oeq\o\al(2－,7)＋6Fe2＋＋14H＋=2Cr3＋＋6Fe3＋＋7H2O則氣樣中NOx折合成NO2的含量為________________mg·m－3。(8)若FeSO4標準溶液部分變質(zhì)，會使測定結(jié)果________(填“偏高”“偏低”或“無影響”)。答案Ⅱ.(5)2NO＋3H2O2=2H＋＋2NOeq\o\al(－,3)＋2H2O(6)錐形瓶、酸式滴定管(7)eq\f(23c1V1－6c2V2,3V)×104(8)偏高解析Ⅱ.(7)用c2mol·L－1K2Cr2O7標準溶液滴定剩余的Fe2＋，終點時消耗V2mL，此時加入的Cr2Oeq\o\al(2－,7)為c2V2×10－3mol；所以過量的Fe2＋為6c2V2×10－3mol；則與硝酸根離子反應(yīng)的Fe2＋為(c1V1×10－3－6c2V2×10－3)mol；所以硝酸根離子為(c1V1×10－3－6c2V2×10－3)÷3mol；依據(jù)氮原子守恒，硝酸根離子與NO2的物質(zhì)的量相等。考慮到配制100mL溶液取出來20mL進行試驗，所以NO2為5(c1V1×10－3－6c2V2×10－3)÷3mol，質(zhì)量為46×5(c1V1×10－3－6c2V2×10－3)÷3g，即230(c1V1－6c2V2)÷3mg。這些NO2是VL氣體中含有的，所以含量為230(c1V1－6c