考點10酸堿中和與鹽類水解【核心考點梳理】日常生活中有很多物質屬于鹽類，例如食鹽、純堿、明礬、味精等。鹽類溶于水后會發生怎樣的變化？為什么鹽溶液會呈現出不同的酸堿性？本節我們將進一步認識酸堿中和滴定，了解鹽類的水解反應及其應用。酸堿中和滴定酸與堿作用生成鹽和水的反應稱為酸堿中和反應，比如：

HCl+NaOH=NaCl+H2O

酸堿中和反應中H+和OH—按照1∶1的計量比進行反應：

n(H+)=n(OH—)

即：c(H+)V(H+)=c(OH—)V(OH—)

因此可將酸堿中和反應用于物質的定量分析。用已知濃度的酸（或堿）溶液來測定未知堿（或酸）溶液的濃度，由此建立的定量分析方法稱為酸堿中和滴定，簡稱酸堿滴定或中和滴定。在酸堿中和滴定操作中，已知準確濃度的酸或堿溶液稱為標準溶液，未知濃度的堿或酸溶液稱為待測溶液。首先準確量取待測溶液的體積，然后用標準溶液進行滴定，當酸和堿恰好完全反應時達到化學計量點。選用合適的酸堿指示劑，根據指示劑顏色的變化判斷中和反應的完成，并確定它為滴定終點。下面我們以0.1000mol·L—1的氫氧化鈉溶液滴定20.00mL的0.1000mol·L—1鹽酸為例。0.1000mol/L氫氧化鈉溶液滴定20.00ml0.1000mol/L鹽酸的滴定曲線圖表示滴定過程中溶液pH的變化。

滴定前，溶液的pH取決于鹽酸的濃度，pH為1.0。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。當滴加的氫氧化鈉溶液與鹽酸的物質的量恰好相同時，達到化學計量點，此時溶液的pH等于7.0。當滴定到鹽酸還有0.02mL（約半滴）未被中和時，溶液為酸性（pH=4.3）；當滴加的氫氧化鈉溶液過量0.02mL時，溶液為堿性（pH=9.7），溶液的pH發生了突變，該pH范圍也就是滴定突躍范圍。我們可以根據滴定突躍范圍來選擇酸堿指示劑。這里選用酚酞做指示劑，當溶液從無色突變為淺紅色時，達到滴定終點。酸堿中和滴定具有測定準確、操作簡便的特點，因此廣泛應用于研究、醫療衛生和工農業生產。實驗探究：強酸與強堿的中和滴定以氫氧化鈉標準溶液滴定未知濃度的鹽酸為例。

1.滴定管的使用

滴定管是準確測量放出液體體積的儀器，常用規格為50mL和25mL，

分度值為0.1mL，讀數可估計到0.01mL。圖3.7是25mL滴定管，分紅色和藍色兩種手柄。一般用紅色手柄滴定管裝酸性溶液，用藍色手柄滴定管裝堿性溶液。滴定管的準備：滴定管清洗干凈后，注入少量水檢查活塞是否漏液。將滴定管用蒸餾水洗滌后，再分次用少量氫氧化鈉標準溶液潤洗滴定管2～3次，每次潤洗液均從下端活塞放出。注入氫氧化鈉標準溶液，打開活塞放出少量液體，趕盡活塞下端管內氣泡使其充滿液體，再慢慢調節滴定管內液面在“0”刻度處或“0”以下位置。滴定管的讀數：滴定管上一般標有棕色刻度線，為便于觀察，滴定管正對刻度線管壁上有白底藍線。由于光在空氣和液體中折射率不同，液面下藍線較粗，液面上方藍線較細，讀數時正對刻度線，平視觀察藍線粗、細交界點所對的刻度即為準確讀數，如圖3.8所示。

2.滴定的操作

溶液的準備：用洗凈并經潤洗的移液管準確移取20.00mL（或從另一滴定管內放出）未知濃度的鹽酸于150mL錐形瓶中，滴加2滴酚酞試液。滴定的操作：滴定時，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，如圖3.9所示。鹽類水解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的H+或OH-生成弱電解質的過程叫做鹽類的水解。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：鹽電離弱酸的陰離子?結合H+弱堿的陽離子?結合OH???c(H＋)≠c(OH－)?溶液呈堿性、酸性或中性。水解與中和反應的關系：鹽+水?酸+堿2、鹽類水解方程式的書寫：書寫鹽類水解方程式時要注意：（1）一般鹽類水解的程度很小，用可逆號“?”表示。（2）鹽類水解一般不會產生沉淀和氣體，所以不用符號“↓”和“↑”表示水解產物。（3）多元弱酸鹽的水解是分步進行的，水解離子方程式要分步表示；而多元弱堿正離子的水解簡化成一步完成。寫出下列物質水溶液的水解方程式：Na2CO3：CO32-+H2O?HCO3-+OH-；HCO3-+H2O?H2CO3+OH-Fe2(SO4)3：Fe3++3H2O?Fe(OH)3+3H+Mg2F：Mg2++2H2O?Mg(OH)2+2H+；F-+H2O?HF+OH-Cu(NO3)2：Cu2++2H2O?Cu(OH)2+3H+BaBr2：不水解。3、水解規律：難溶不水解，有弱才水解，誰弱誰水解，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）誰強顯誰性，同強顯中性，弱弱具體定。（溶液的酸堿性）【幾點解釋】（1）強酸的酸式鹽只電離，不水解，溶液顯酸性。如NaHSO4在水溶液中：NaHSO4Na＋＋H＋＋SOeq\o\al(2－,4)。（2）“誰弱誰水解，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）誰強顯誰性，同強顯中性，弱弱具體定如：NH4CNCH3CO2NH4NH4F堿性中性酸性取決于弱酸弱堿的相對強弱（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大小。①若只有電離而無水解，則呈酸性（如NaHSO4）②若既有電離又有水解，取決于兩者相對大小：電離程度＞水解程度，呈酸性；電離程度＜水解程度，呈堿性。如NaHCO3溶液中：HCOeq\o\al(－,3)?H＋＋COeq\o\al(2－,3)(次要)，HCOeq\o\al(－,3)＋H2O?H2CO3＋OH－(主要)。如NaHSO3溶液中：HSOeq\o\al(－,3)?H＋＋SOeq\o\al(2－,3)(主要)，HSOeq\o\al(－,3)＋H2O?H2SO3＋OH－(次要)。③常見酸式鹽溶液的酸堿性：堿性：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4酸性：NaHSO3、NaH2PO4、NaHSO4、NaHC2O4（5）雙水解：定義：弱酸弱堿鹽電離的兩種離子都能發生水解反應，二者水解生成的H+和OH-相互反應，互相促進直至完全的水解反應。例如：FeCl3與Na2CO3發生雙水解生成Fe(OH)3與CO2氣體；Al2S3發生雙水解生成Al(OH)3與H2S氣體。注意：CO32-與NH4+可以相互促進水解，但二者的水解的程度不夠大（尤其是銨根，水解程度較小），不會徹底水解。常見的能發生雙水解的離子有：Al3+與S2?、CO32-、HCO3-、AlO2-、SiO32-、ClO-等，Fe3+與CO32-、HCO3-、AlO2-、SiO32-、ClO-等，NH4+與SiO32-、AlO2-、ClO-等。規律：SiO32-、AlO2-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S2-因發生氧化還原反應而不考慮，如：Fe3+與S2-/HS-雙水解的離子方程式書寫：雙水解由于相互促進水解程度較大，雙水解方程式書寫時要用“”、“↑”、“↓”等。Fe3+與CO32-：2Fe3++3CO32-+3H2O=2Fe(OH)3↓+3CO2↑Fe3+與AlO2-：Fe3++3AlO2-+H2O=Fe(OH)3↓+3Al(OH)3↓NH4+與AlO2-：NH4++AlO2-+H2O=NH3↑+Al(OH)3↓水解平衡的移動1、影響水解平衡的因素：內因：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）改變溶液的pH值，可抑制或促進水解。2、比較外因對鹽水解的影響：以NH4Cl在水中的水解為例：（水解方程式：NH4++H2O??NH3·H2O+H+）條件平衡移動方向c(NH4+)n(NH4+)c(NH3·H2O)n(NH3·H2O)c(H+)n(H+)水解程度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NH4Cl向右增大增大增大增大增大增大減小通入HCl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Na2CO3向右減小減小增大增大減小減小增大加少量FeCl3向左增大增大減小減小增大增大減小3、水解的應用：水解的應用實例原理1、凈水FeCl3、KAl(SO4)2·12H2O等可作凈水劑Fe3+、Al3+水解產生少量膠狀的Fe(OH)3、Al(OH)3，結構疏松、表面積大、吸附能力強，故它們能吸附水中懸浮的小顆粒而沉降，從而起到凈水的作用。2、去油污用熱堿水冼油污物品加熱能促進純堿Na2CO3水解，產生的[OH—]較大，而油污中的油脂在堿性較強的條件下，水解受到促進，故熱的比不冷的效果好.3、藥品的保存①配制FeCl3溶液時常加入少量鹽酸在配制FeCl3、AlCl3、CuCl2、SnCl2等溶液時為抑制水解，常先將鹽溶于少量相應的酸中，再加蒸餾水稀釋到所需濃度②Na2SiO3、Na2CO3、NH4F等不能貯存磨口玻璃塞的試劑瓶中因Na2SiO3、Na2CO3水解呈堿性，產生較多OH—；NH4F水解產生HF，OH—、HF均能腐蝕玻璃4、制備無水鹽由MgCl2·6H2O制無水MgCl2在HCl氣流中加熱MgCl2·6H2O受熱水解生成堿式氯化鎂或者氫氧化鎂而不是生成氯化鎂5、泡沫滅火器用Al2(SO4)3與NaHCO3溶液混合NaHCO3和Al2(SO4)3混合可發生雙水解反應：2HCO3—+Al3+??Al(OH3)↓+3CO2↑6.化肥的使用銨態氮肥草木灰2NH4++CO32—??2NH3↑+CO2↑+H2O損失氮的肥效Ca2++2H2PO4—+2CO32—??CaHPO4↓+2HCO3—+HPO42—難溶物，不能被值物吸收7.判斷加熱濃縮至鹽干溶液能否得到同溶質固體例1．AlCl3+3H2OAl(OH)3+HCl-Q①升溫，平衡右移加熱至干②升溫，促成HCl揮發，使水解完全加熱至干AlCl3+3H2OAl(OH)3+3HCl↑↓灼燒Al2O3例2．Al2(SO4)3+6H2O2Al(OH)3+3H2SO4-Q①升溫，平衡右移②H2SO4難揮發，隨c(H2SO4)增大，將抑制水解綜合①②結果，最后得到Al2SO4從例1例2可小結出，加熱濃縮或蒸干鹽溶液，是否得到同溶質固體，由對應酸的揮發性而定.結論：①弱堿易揮發性酸鹽?蒸干?氫氧化物固體（除銨鹽）②弱堿難揮發性酸鹽?蒸干?同溶質固體【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電荷總數相等。寫法：將溶液中所有正離子濃度相加，等于溶液中所有負離子濃度相加，其中每個離子濃度前的系數等于其所帶電荷電量的絕對值。特點：電荷守恒式只與溶液中離子種類相關，與濃度無關。2、物料守恒：Na2S水溶液：[Na+]=2([S2-]+[HS-]+[H2S])NaHS水溶液：[Na+]=[S2-]+[HS-]+[H2S]意義：加入的物質中各種原子進入溶液后只是存在形態發生的改變，但數目守恒。寫法：觀察加入的物質中非H、O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，再根據原加入物質中原子數目之比配平系數。特點：不能以H、O原子書寫物料守恒，因為水中有大量的H、O原子。3、質子守恒：Na2S水溶液：[OH-]=[HS-]+2[H2S]+[H+]NaHS水溶液：[OH-]+[S2-]=[H2S]+[H+]意義：溶液中各微粒得質子（即H+）總數等于失去的質子總數。寫法：①將電荷守恒與物料守恒聯立，約去[Na+]即可得到質子守恒式。②將溶液中得到質子后形成的微粒濃度乘以得到質子的數目再相加，相當于于得質子總數；所有失去質子后得到的微粒濃度乘以失去的質子數再相加，相當于失去的質子總數；二者相等即可。物理意義寫法：(Na2S為例)得到的質子總數=n(HS-)+2n(H2S)+n(H+)，失去的質子數=n(OH-)，二者相等。再除以溶液體積即可得到質子守恒式二、溶液中離子的濃度大小比較：1、弱酸溶液：0.1mol/L的HAc溶液中離子濃度由大到小的排列順序是：（[HAc]>）[H+]>[Ac-]>[OH-]0.1mol/L的H2S溶液中離子濃度由大到小的排列順序是：（[H2S]>）[H+]>[HS-]>[OH-]>[S2-]（說明：H2S的二級電離常數太小，導致[OH-]>[S2-]，如果是碳酸，則是[CO32-]>[OH-]）2、一元弱酸的正鹽溶液：0.1mol/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：0.1mol/L的Na2CO3溶液中離子濃度由大到小的排列順序是：[Na+]>[CO32－]>[OH－]>[HCO3－]（>[H2CO3]）>[H+]（一步水解后產生等量OH-和HCO3－，但后者還要水解，濃度會減小，故[OH－]>[HCO3－]，溶液堿性，[H+]最小）（關于碳酸與氫離子濃度大小比較可以由k1[HCO3?]=[H+][H2CO3]進行討論，常溫下k1數量級是10-7，而[HCO3-]接近[OH4、二元弱酸的酸式鹽溶液：0.1mol/L的NaHCO3溶液中離子濃度由大到小的排列順序是：[Na+]>[HCO3－]>[OH－]（>[H2CO3]）>[H+]>[CO32－]（水解大于電離，故水解產物（H2CO3、OH-）濃度大于電離產物（CO32－、H+）濃度，水也電離，故[H+]>[CO32－]）0.1mol/L的NaHSO3溶液中離子濃度由大到小的排列順序是：[Na+]>[HSO3－]>[H+]>[SO32－]>[OH－]（>[H2SO3]）（電離大于水解，因此電離產物（SO32－與H+）濃度大于水解產物（OH-）濃度，水電離導致，[H2SO3]最小）5、常見的混合溶液情況分析：【教法建議】①混合后若反應，則先弄清反應后溶液中的溶質以及各溶質濃度，計算濃度時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，要能看出來。③混合溶液質子守恒一般由其他兩個式子聯立得到，直接由概念上理解推導較難。④常見的等濃度酸/堿與對應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NH3·H2O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）0.1mol/L的NH4Cl和0.1mol/L的氨水混合溶液：溶質：不反應，溶質是NH4Cl與NH3·H2O（都是0.05mol/L）電荷守恒式：[NH4+]+[H+]=[OH-]+[Cl-]物料守恒式：[NH4+]+[NH3·H2O]=2[Cl-]（或[NH4+]+[NH3·H2O]=0.1mol/L）質子守恒式：[NH4+]+2[H+]=[NH3·H2O]+2[OH-]離子濃度比較：[NH4+]>[Cl-]（>[NH3·H2O]）>[OH-]>[H+]（若不考慮水解和弱電離，則[NH4+]=[NH3·H2O]=[Cl-]，實際上電離大于水解，因此[NH4+]>[NH3·H2O]，而[Cl-]不變，故介于二者之間；以下兩種類似）（2）0.1mol/L的HAc和0.1mol/L的NaAc混合溶液：溶質：不反應，溶質是HAc與NaAc（都是0.05mol/L）電荷守恒式：[Na+]+[H+]=[Ac-]+[OH-]物料守恒式：[Ac-]+[HAc]=2[Na+]（或[Ac-]+[HAc]=0.1mol/L）質子守恒式：[HAc]+2[H+]=[Ac-]+2[OH-]離子濃度比較：[Ac-]>[Na+]（>[HAc]）>[H+]>[OH-]（3）0.1mol/L的HCl和0.2mol/L的NaAc混合溶液：溶質：反應，最終溶質是HAc、NaAc與NaCl（都是0.05mol/L）電荷守恒式：[Na+]+[H+]=[Ac-]+[Cl-]+[OH-]物料守恒式：[Ac-]+[HAc]=[Na+]=2[Cl-]（或[Ac-]+[HAc]=0.1mol/L）質子守恒式：[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=（n表示酸與堿反應的化學計量數之比）實際操作中可能會引起、的變化，但在計算時，和都作為已知量計算，是不交量，只有滴定管中所消耗的標準體積隨不同操作而變化，即是一個變量。從上式可知，是隨的變化而變化的，只要使增大的操作所得的待測液濃度都偏大，反之則偏小。2．產生誤差的來源(1)操作不當①滴定管的洗滌正確方法是：先水洗后潤洗。a．滴定管用水洗后來用標準液潤洗就直接注入標準液（實際消耗偏大，結果偏大）b．滴定管用水洗后未用待測液潤洗就直接注入錐形瓶（實際滴定的減小，消耗減小，結果偏小）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液潤洗（實際滴定的增大，消耗增大，結果偏大）b．錐形瓶用水洗后沒有干燥（無影響）c．滴定前向錐形瓶中加入蒸餾水（無影響）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．滴定前盛標準液的滴定管尖嘴有氣泡，滴定后消失（實際消耗的多一個氣泡體積，結果偏大）b．盛待測液的滴定管尖嘴有氣泡，移至錐形瓶后消失（錐形瓶中少一個氣泡體積，實際消耗的減少，結果偏小）④讀數不規范正確的讀數方法是：滴定后等1～2min待滴定管內壁附著液體自然流下再讀數，視線與液體凹液面保持水平。俯視讀數，結果偏小．仰視讀數，結果偏大。a．滴定前仰視，滴定后俯視(=滴定后讀數一滴定前讀數，讀數偏小，結果偏小。但實際放出的液體體積偏大）b．滴定完畢立即讀數（讀數偏小，結果偏小）(2)終點判斷不當終點判斷是中和滴定的關鍵。以指示劑的變色，且半分鐘不褪色為標準①過早地估計終點（未完全中和，偏小，結果偏小）②用HCI滴定NaOH，以甲基橙作指示劑，溶液由黃→橙→紅作為終點（HCl過量，讀數偏大，結果大）(3)標準液配制不當標準液的配制或存放不當，會因在滴定中消耗標準液的體積改變而造成實驗誤差。此類問題采用極端假設法幫助分析。四、酸堿滴定的計算酸堿中和反應時，酸與堿的物質的量的關系：鹽酸和氫氧化鈉完全反應時，n(HCl):n(NaOH)=1:1硫酸和氫氧化鈉完全反應時，n(H2SO4):n(NaOH)=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：HCl+NaOH→NaCI+H2OV(HCl)·(HCl)=V(NaOH)·(NaOH)(NaOH)V(HCl)是滴定消耗的鹽酸溶液的體積，V(NaOH)是放入錐形瓶內未知濃度氫氧化鈉溶液的體積，(HCl)是鹽酸溶液的準確濃度。【必備知識基礎練】在生產生活中，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，實驗數據如表：下列說法中正確的是(

)組別c(一元酸)c(NaOH)混合溶液的pH甲c(HY)=0.1mol?0pH乙c(HZ)=0.1?mol?0pH=9A.乙組混合液中：c(Na+)>c(OH?)>c(Z?)>c(H+)

B.乙組實驗所得混合溶液中由水電離出的c(OH-)為1×10?5mol?L?1

C.相同體積時，0【答案】B

【解析】A.乙組中，酸堿物質的量相等，酸堿混合恰好完全反應生成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，結合電荷守恒得離子濃度大小順序為c(Na+)>c(Z?)>c(OH?)>c(H+)，故A錯誤；

B.弱離子促進水電離，該溶液中OH?完全來自于水的電離，則由水電離出的c(OH?)為1×10?5mol?L?1，故B正確；

C.甲中酸堿恰好完全反應生成NaY，混合溶液pH=7，溶液呈中性，則HY為強酸，由A分析可知HZ為弱酸，則物質的量濃度相同的HY常溫下，濃度均為0.1mol?L?1、體積均為100mL的兩種一元酸HX、HY的溶液中，分別加入NaOH固體，lgc(H+)c(OA.HX的酸性弱于HY

B.a點由水電離出的c(H+)=10?12mol?L?1【答案】C

【解析】A.lgc(H+)c(OH?)越大，溶液中氫離子濃度越大，未加NaOH時，HX溶液中lgc(H+)c(OH?)的值大，所以HX的酸性大于HY，故A錯誤；

B.a點lgc(H+)c(OH?)=12，則溶液中c(H+)=0.1mol/L，溶液中水電離的c(H+)=10?140.1mol/L=10?13mol?L?1，故B錯誤；

C.c點lgc(H+)c(OH25℃時，用濃度為0.1000mol?L?1的NaOH溶液滴定20.00mL濃度均為0.1000mol?L?1的三種酸HX、HY、A.在相同溫度下，同濃度的三種酸溶液的導電能力順序：HX<HY<HZ

B.將上述HX、HY溶液等體積混合后，用NaOH溶液滴定至HX恰好完全反應時：c(X?)>c(Y?)>c(OH?)>c(H+)【答案】B

【解析】A.均為0.1000mol?L?1的三種酸HX、HY、HZ，根據滴定曲線0點的三種酸的pH可得到HZ是強酸，HY和HX是弱酸，酸性：HY>HX，即酸性強弱為：HX<HY<HZ，酸性越強，電離程度越大，離子濃度越大，導電性越強，所以同濃度的三種酸溶液的導電能力順序：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先與酸性強的HY反應，當滴定至HX恰好完全反應時，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錯誤；

C.在初始時HY溶液的pH=3，c(H+)=10【關鍵能力提升練】

室溫下，向10mL0.1mol/L的燒堿溶液中逐滴滴加相同濃度的一元酸HA，溶液中pH與滴加HA溶液的體積變化關系如圖所示。下列說法錯誤的是(

)A.該酸堿中和滴定可以選取酚酞作指示劑

B.HA電離常數的數量級為10?5

C.c點處存在：c(A?)+c(HA)+c(Na+)=0.1mol/L

D.a、【答案】D

【解析】A.b點表示酸堿恰好反應，此時pH=8.5，顯堿性，說明HA為弱酸，弱酸強堿之間滴定，應該選取酚酞作指示劑，故A正確；

B.根據b點，可以得出溶液中c(OH?)=Kw10?8.5=1.0×10?5.5mol/L，b點NaA濃度為0.05mol/L，根據A?+H2O?HA+OH?，所以Kh=c(OH?)c(HA)c(A?)≈1.0×10?5.5mol/L×1.0×10?5.5mol/L0.05mol/L=2×10?10因為Kh=KwKa，所以Ka=5×下列有關酸堿中和滴定的說法正確的是A.液面在“0”刻度時，50?mL堿式滴定管和25?mL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20.00?mL未知濃度的NaOH溶液放入錐形瓶中，然后加入適量蒸餾水稀釋后進行滴定，結果無影響

C.中和滴定過程中，酸堿指示劑變色，即為滴定終點

D.滴定過程中，眼睛要盯著滴定管，觀察液體的體積變化【答案】B

【解析】A.堿式滴定管下端沒有刻度的地方有溶液，這部分溶液的體積未知，則無法計算其溶液體積的比值，故A錯誤；

B.用堿式滴定管取20.00?mL未知濃度的NaOH溶液放入錐形瓶中，然后加入適量蒸餾水稀釋后進行滴定，結果無影響，故B正確；

C.中和滴定過程中，酸堿指示劑變色，且保持半分鐘不恢復原色，即為滴定終點，故C錯誤；

D.滴定過程中，眼睛必須注視錐形瓶中溶液顏色變化，以便及時判斷滴定終點，故D錯誤。

故選B。

下列有關酸堿中和滴定實驗的操作或說法正確的是(

)A.洗凈的錐形瓶需烘干后再滴入待測液

B.用待測液潤洗錐形瓶可以減小誤差

C.若滴定終點時，俯視刻度線記錄數據，會導致測定結果偏高

D.滴定管裝標準液前，需先水洗，再用該溶液潤洗以減小誤差【答案】D

【解析】A.洗凈的錐形瓶含少量水對實驗無影響，不需要烘干，故A錯誤；

B.錐形瓶不能潤洗，若用待測溶液潤洗錐形瓶，消耗標準液偏大，測定濃度偏高，故B錯誤；

C.若滴定終點時，俯視刻度線記錄數據，標準液的體積偏小，則測定濃度偏低，故C錯誤；

D.滴定管需要潤洗，須先水洗，后再用該溶液潤洗以減小誤差，故D正確。

故選D。下列有關說法中錯誤的是A.明礬發生水解反應能夠生成Al(OH)3膠體，因此明礬可用做凈水劑

B.升高溫度，NH4++H2O?NH3·H2【答案】B

【解析】A.鋁離子水解生成氫氧化鋁膠體，吸附水中的懸浮雜質起到凈水的作用，故A正確；B.水解反應：NH4+C.制備AlCl3、FeCl3、CuClD.利用酸堿中和滴定法能夠確定H2C2故選B。【學科素養拔高練】現使用酸堿中和滴定法測定市售白醋的總酸量(g/100mL)。

I.實驗步驟：

(1)用______(填儀器名稱)量取10.00mL食用白醋，在______(填儀器名稱)中用水稀釋后轉移到100mL______(填儀器名稱)中定容，搖勻即得待測白醋溶液。

(2)用______(填儀器名稱)量取待測白醋溶液20.00mL于錐形瓶中，向其中滴加2滴______作為指示劑。

(3)讀取盛裝0.1000mol/LNaOH溶液的滴定管的初始讀數。如果液面位置如圖所示則此時的讀數為______mL。

(4)滴定。當______時，停止滴定，并記錄NaOH溶液的終讀數，重復滴定3次。

II.實驗記錄滴定次數實驗數據(mL)1234V(樣品)20.0020.0020.0020.00V(NaOH)(消耗)15.9515.0015.0514.95(5)甲同學在處理數據時計算得平均消耗的NaOH溶液的體積為：

V=15.95+15.00+15.05+14.954=15.24(mL)。

指出他的計算的不合理之處：______。按正確數據處理，可得c(市售白醋)=______mol/L。

(6)在本實驗的滴定過程中，下列操作會使實驗結果偏低的是______(填寫序號)

a.盛裝NaOH的滴定管在滴定時未用標準NaOH溶液潤洗

b.錐形瓶在滴定時劇烈搖動，有少量液體濺出c。錐形瓶中加入待測白醋溶液后，再加少量水d。往錐形瓶中加入待測白醋的滴定管的尖嘴在加入前有氣泡，加完后氣泡消失【答案】滴定管

燒杯

容量瓶

滴定管

酚酞

0.70

溶液由無色恰好變為紅色，并在半分鐘內不褪色

第一次誤差明顯大，屬異常值，應舍去

0.075

bde

【解析】解：(1)滴定管精確度為0.01ml，應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移到100mL容量瓶中定容，搖勻即得待測白醋溶液，

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，可用酚酞作指示劑，則用酸式滴定管取待測白醋溶液20.00mL于錐形瓶中，向其中滴加2滴酚酞，

故答案為：酸式滴定管；酚酞；

(3)根據圖示可知，滴定管液面的讀數0.70mL，

故答案為：0.70；

(4)NaOH滴定食醋時，滴定結束前為無色，滴定結束后為淺紅色，則滴定終點現象為：溶液由無色恰好變為紅色，并在半分鐘內不褪色，

故答案為：溶液由無色恰好變為紅色，并在半分鐘內不褪色；

(5)第1次滴定誤差明顯大，屬異常值，應舍去，3次消耗NaOH溶液的體積為：15.00mL、15.05mL、14.95mL，則NaOH溶液的平均體積為15.00mL，

根據關系式CH3COOOH～NaOH可知，n(CH3COOOH)=n(NaOH)=0.1000mol/L×0.015L=0.0015mol，

c(市售白醋)=0.0015mol0.02L=0.075mol?L?1，

故答案為：第一次誤差明顯大，屬異常值，應舍去；0.075；

(6)a.盛裝NaOH的滴定管在滴定時未用標準NaOH溶液潤洗，標準液濃度降低，造成V(標準)偏大，測定溶液濃度偏高，故a錯誤；

b.錐形瓶在滴定時劇烈搖動，有少量液體濺出，待測液中溶質的物質的量偏小，造成V(標準)偏小，溶液濃度偏低，故b正確；

c.錐形瓶中加入待測白醋溶液后，再加少量水，對V(標準)無影響，溶液濃度不變，故c錯誤；

d.往錐形瓶中加入待測白醋的滴定管的尖嘴在加入前有氣泡，加完后氣泡消失，導致量取的待測液體積偏小，測定結果偏低，故d正確；

e.堿式滴定管操作過程中擠壓的中下部，相當于擠壓膠頭滴管的膠頭，使空氣進入，導致消耗標準液體積偏小，測定濃度偏小，故e正確；

故答案為：bde。

(1)根據量取液體體積的精確度以及液體的性質選擇儀器；稀釋溶液在燒杯中進行，溶液的定容在對應規格的容量瓶中進行；

(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時生成醋酸鈉，溶液呈堿性，可用酚酞作指示劑；

(3)根據滴定管的結構與精確度來分析；

(4)滴定結束前為無色，滴定結束后為淺紅色，據此判斷滴定終點現象；

(5)根據數據的合理性求出平均消耗的NaOH溶液的體積，然后根據白醋與NaOH

溶液反應的關系式CH3COOOH～NaOH計算出c(市售白醋)；

(6)根據c(待測)=弱酸K弱酸KHF3.53×HK1HClO2.95×HCOOH1.765×HK1C1.753×(1)根據表中數據判斷下述反應正確的是______(填編號)。

①NaF+CH3COOH=CH3COONa+HF

②CO2+2NaClO+H2O=2HClO+Na2CO3

③HF+NaHCO3=NaF+H2O+CO2↑

④CH3COOH+KHC2O4=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)。

(3)現用標準的0.2000mol/L的HCl溶液去滴定25.00mL的NaOH溶液，在其他操作正確的前提下，出現下列情況時，測定的結果偏高的是______【答案】③

③①②④

A、B

弱酸

起始的pH約為3，而濃度為0.1mol/L，說明溶液中存在電離平衡或恰好中和時顯堿性，說明生成強堿弱酸鹽

M點反應后為等物質的量濃度的醋酸和醋酸鈉溶液混合溶液，CH3COOH?CH3COO?+【解析】解：(1)強酸能和弱酸鹽反應生成弱酸，

①酸性HF>CH3CO