高考化學(xué)二輪復(fù)習(xí) 水溶液中的離子平衡 8 酸堿中和滴定學(xué)案

專題：水溶液中的離子平衡第八講 酸堿中和滴定1滴定原理(1)定義：用已知濃度的酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)濃度的實驗方法。(2)原理： H+ + OH- = H2O 1mol 1mol C1V1 C2V2 C1V1=C2V2 C2= 其中C1、V2已知，只要測量出V1，即可得未知酸或堿溶液的濃度C2。說明：完全中和的含義為：nH+=nOH，而不是pH=7HClNaOH H2SO42NaOH H3PO43NaOH待測液可以放在滴定管中也可以放在錐形瓶中2滴定終點的確定：選擇合適的指示劑指示劑選取的原則：指示劑變色的pH值范圍盡可能與生成鹽的水解得到溶液的pH值吻合3使用儀器儀器：(1)酸式滴定管(不能盛放堿液、水解呈堿性的鹽溶液、氫氟酸)(2)堿式滴定管(不能盛放酸性溶液和強氧化性溶液)說明：滴定管讀數(shù)保留小數(shù)點后兩位，量筒和天平小數(shù)點后保留一位量取液體時滴定管和量筒的區(qū)別0刻度平視仰視俯視滴定管上5.00偏低(5.00)偏高(5.00)量筒無5.0偏高(5.0)偏低(5.0)滴定管的尖嘴部分充滿液體，但不在計量范圍內(nèi)；自零點將溶液放空，體積大于量程。讀數(shù)方法：應(yīng)平視，液體凹面與刻度線相切。(2)錐形瓶、鐵架臺、滴定管夾等 試劑 標(biāo)準(zhǔn)溶液、待測溶液、指示劑4終點的判斷溶液顏色發(fā)生變化且在半分鐘內(nèi)不再變色，多次測定求各體積的平均值【例題講解】例1用0.1mol/L NaOH溶液滴定0.1mol/L鹽酸，如達(dá)到滴定終點時不慎多加了1滴NaOH(1滴溶液的體積約為0.05mL)，繼續(xù)加水至50mL，所得溶液的pH是 A 4 B7.2 C10 D11.3例2用已知濃度的NaOH溶液測定某H2SO4溶液的濃度，參考右圖，從下表中選出正確選項例3實驗室現(xiàn)有3種酸堿指示劑，其pH變色范圍如下甲基橙：3.14.4石蕊：5.08.0酚酞：8.210.0用0.1000mol/L NaOH溶液滴定未知濃度的CH3COOH溶液，反應(yīng)恰好完全時，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例4已知常溫、常壓下，飽和CO2的水溶液的pH=3.9，則可推斷用標(biāo)準(zhǔn)的鹽酸溶液滴定NaHCO3水溶液時，適宜選用的指示劑及滴定終點時顏色變化的情況是A石蕊，由藍(lán)變紅 B甲基橙，由橙變黃C酚酞，紅色褪去 D甲基橙，由黃變橙例5有一支50mL酸式滴定管，其中盛有溶液，液面恰好在10.00mL刻度處。把滴定管中的溶液全部流下排出，盛接在量筒中，量筒中內(nèi)的溶液的體積A大于40.0mL B40.0mL C小于40.0mL D10.0mL例6在室溫下進行中和滴定，酸和堿恰好完全反應(yīng)時以下說法一定正確的是A參加反應(yīng)的酸和堿的物質(zhì)的量相等B參加反應(yīng)的酸中的氫離子總量和堿中氫氧根離子總量相等C反應(yīng)混合液的pH=7D能用適當(dāng)?shù)乃釅A指示劑來判斷例725時，在25mLNaOH溶液中，逐滴加入0.2molL-1CH3COOH溶液， 溶液pH的變化曲線如下圖所示。下列分析中正確的是A原溶液中：c(NaOH)=0.2molL-1B曲線上A到B間任意一點，溶液中都有：c(Na+)c(CH3COO-)c(OH-)c(H+)C在B點處一定c(CH3COO-)=c(Na+)Da = 12.5 例8常溫下，用 0.1000 molLNaOH溶液滴定 20.00mL 0.1000molLCH3COOH溶液所得滴定曲線如圖。下列說法正確的是A點所示溶液中：B點所示溶液中：C點所示溶液中：D滴定過程中可能出現(xiàn)：例9下列說法正確的是 A常溫下醋酸分子不可能存在于pH7的堿性溶液中 B稀釋濃度均為0.1mol/LCH3COOH和CH3COONa溶液，兩溶液 中所有微粒濃度均減小 C25時，pH=4.75濃度均為0.1 molL1的CH3COOH、CH3COONa 混合溶液：c(CH3COO)+c(OH)<C(CH3COOH)+C(H+) D10mL pH10的KOH溶液中，加入pH4的一元酸HA溶液至pH剛好等于7(假設(shè)反應(yīng)前后體積不變)，則V總20mL3