- 水溶液中的离子平衡
- 共26089题
酸碱中和滴定是应用最多的滴定。现在以酚酞为指示剂，用已知浓度的NaOH溶液去滴定一定体积、未知浓度的HCl溶液。
（1）在滴定中，若实验操作不当会导致实验误差。下列操作会使实验结果偏高的是 。
①酸式滴定管洗涤后没有用待测液润洗
②碱式滴定管洗涤后没有用标准液润洗
③在滴定过程中，向锥形瓶中添加蒸馏水
④待测液从锥形瓶中溅出
⑤滴定过程中起始读数时俯视，终点后读数时仰视
（2）在滴定管使用时首先应该进行的操作是_______________________，滴定过程中左手控制滴定管，右手旋摇锥形瓶，眼睛注视锥形瓶中溶液颜色变化，达到滴定终点的现象是：______________________。
正确答案
（1）②⑤（2分，答对一个给1分）；
（2）检查是否漏水（1分）；无色变为浅红色，且半分钟不褪色（2分）
试题分析：（1）根据c(待)＝
（2）在滴定管使用时首先应该进行的操作是检查滴定管是否漏水；滴定过程中左手控制滴定管，右手旋摇锥形瓶，眼睛注视锥形瓶中溶液颜色变化。酸不能使酚酞试液变色，碱能使酚酞试液变红色，所以达到滴定终点的现象是无色变为浅红色，且半分钟不褪色。
（8分）已知25℃时几种物质的电离度(溶液浓度均为0.1mol/L) 如下表(已知硫酸的第一步电离是完全的):
⑴根据题意，请写出向硫酸溶液中滴加足量氢氧化钡溶液反应的离子反应方程式
⑵25℃时，0.1mol/L上述几种溶液中C(H+)由大到小的顺序是 （填序号,下同)；
⑶25℃时，将足量锌粉放入等体积pH=1的上述几种溶液中，产生H2的体积（相同状况）由大到小的顺序是 ；
⑷25℃时，0.1mol/L H2SO4中的HSO4－的电离度小于0.1mol/L NaHSO4中HSO4－的电离度的原因是：
正确答案
（1）H++HSO4－+Ba2+ +2OH－＝BaSO4↓+2H2O （2）①④②③
（3）③②①④ （4）硫酸的一次电离抑制了HSO4-的电离
（1）根据已知信息可知，硫酸的第二步电离存在电离平衡，所以和氢氧化钡反应的方程式为H++HSO4－+Ba2+ +2OH－＝BaSO4↓+2H2O。
（2）硫酸的第二步电离的电离度是10％，所以硫酸溶液中氢离子的浓度为0.1mol/L＋0.1mol/L×10％＝0.11mol/L。盐酸全部电离，氢离子浓度是0.1mol./L。磷酸氢钠溶液中HSO4－的电离度是29％，所以氢离子浓度为0.1mol/L×0.29＝0.029mol/L。醋酸的电离度是1.33％，所以氢离子浓度是1.33％×0.1mol/L＝0.00133mol/L，所以大小顺序为①④②③。
（3）酸越弱，当pH相等时，相应物质的浓度就越大，即醋酸的浓度大于磷酸氢钠的浓度。因为硫酸是二元酸，盐酸是一元强酸，因此当pH相同时，硫酸最终提供的氢离子要多于盐酸中的氢离子，所以大小顺序为③②①④。
（4）HSO4－能电离出氢离子，而硫酸第一步完全电离，生成的氢离子，可抑制HSO4－能电离。
(6分)某学生欲用已知物质的量浓度的盐酸来测定未知物质的量浓度的NaOH溶液时，选择酚酞作指示剂。请填写下列空白：
(1)终点的判断:溶液由_____________________________________________________。
(2)下列操作中可能使所测NaOH溶液的浓度数值偏低的是( )
(3)若滴定开始和结束时，酸式滴定管中的液面如图所示，则所用
盐酸溶液的体积为_________ml。
(4)某学生根据3次实验分别记录有关数据如表：
②依据上表数据列式计算该NaOH溶液的物质的量浓度(计算结果取4位有效数)。
正确答案
(1)浅红色变为无色且半分钟内不恢复 (2)D (3) 26.10
(4)V＝26.20 ml，(第二次偏差太大，舍去)
c(NaOH)＝0.1000 mol/L×26.20 mL/25.00 mL＝0.1048 mol/L
略
(3分)1体积pH＝2.5的盐酸与10体积某一元强
正确答案
(3分) 10.5
略
有50mLNaOH溶液，向其中逐渐通入一定量的CO2，随后取此溶液稀释.后向溶液中逐滴加入0.1mol/L的HCl溶液，产生的CO2气体体积（标况）与所加入的盐酸的体积之间的如下图所示：
试分析NaOH在吸收CO2气体后，在甲所得溶液中存在的溶质是 ,其物质的量之比是 , 产生的CO2气体体积（标况）是 . 在乙所得溶液中存在的溶质是 ,其物质的量之比是 , 产生的CO2气体体积（标况）是 。
正确答案
甲：NaOH和Na2CO3、1:1、0.056 L；乙：Na2CO3和NaHCO3，1:1，0.112 L
NaOH溶液中通入一定量的CO2，有几种情况：一种情况是CO2不足，反应后的混合物为NaOH，Na2CO3；另一种情况是二者恰好完全反应生成Na2CO3；第三种情况是CO2过量，全部NaOH转化为NaHCO3；第四种情况是CO2过量，反应后的混合物为NaHCO3和Na2CO3。
分析甲图像:加入盐酸50mL时开始产生CO2气体，至反应完毕消耗25mL盐酸，根据反应：
Na2CO3+HCl=NaHCO3+NaCl ① NaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2↑②
可知滴加到50 mL时开始反应②，根据耗酸量可知NaHCO3的物质的量。分析图象加入50mL以前，无气体放出，与盐酸反应转化为NaHCO3应消耗25 mL盐酸，则与NaOH反应的盐酸也应是25 mL。由此得也甲成分只能为NaOH和Na2CO3，且物质的量之比为1:1，产生CO2的体积为0. 056L.
某课外兴趣小组欲测定某NaOH溶液的浓度，其操作步骤如下：
①将碱式滴定管用蒸馏水洗净，再注入待测溶液，调节滴定管的尖嘴部分充满溶液，并使液面处于"0"刻度以下的位置，记下读数；将锥形瓶用蒸馏水洗净后，从碱式滴定管中放入20.00mL待测溶液到锥形瓶中。
②将酸式滴定管用蒸馏水洗净，再用标准酸液润洗2-3次后，向其中注入0.1000 mol·L-1标准盐酸，调节滴定管的尖嘴部分充满溶液，并使液面处于"0"刻度以下的位置，记下读数。
③向锥形瓶中滴入指示剂，进行滴定。滴定至终点，记录数据。
④重复以上过程2次。
试回答下列问题：
(1)应将NaOH溶液注入右图中的 （选填“甲”或“乙”）中。
(2)该小组在步骤①中的错误是 ，
由此造成的测定结果 (偏高、偏低或无影响)。
(3)右图是某次滴定时的滴定
(4)该滴定操作中③应选用的指示剂是 ，滴定时，左手控制滴定管活塞，右手握持锥形瓶，边滴边振荡，眼睛注视？ ，如何确定终点？ 。
(5)根据下列数据：
请计算待测烧碱溶液的浓度为 。
(6)如有1mol/L和0.1mol/L的HCl溶液，应用_ _ 的HCl溶液，原因是_________。
正确答案
（1）乙
（2）没有用待测NaOH溶液润洗碱式滴定管；偏低
（3）25.40
（4）酚酞(或甲基橙) ；锥形瓶内溶液颜色的变化；
酚酞：浅红色（或粉红色）变为无色，且半分钟不复原
甲基橙：黄色变为橙色，且半分钟不复原
（5）0.1250mol/L
（6）0.1mol/L；如果用1 mol/L盐酸滴定，所耗体积约为2.50mL，则相对误差较大。
略
（10分）Ba2＋是一种重金属离子，某环境监测小组欲利用Na2S2O3、KI、K2Cr2O7等试剂测定某工厂废水中Ba2+的浓度。
（1）现需配制250mL0.100mol·L—1标准Na2S2O3溶液，所需要的玻璃仪器除量筒、250mL容量瓶、玻璃棒外，还需要 。
（2）需准确称取Na2S2O3固体的质量为 g。
（3）另取废水50.00mL，控制适当的酸度加入足量的K2Cr2O7溶液，得BaCrO4沉
①Cr2O72－＋6I－＋14H＋＝2Cr3＋＋3I2＋7H2O；
②I2＋2S2O32－＝2I－＋S4O62－。
试计算该工厂废水中Ba2＋的物质的量浓度。（写出具体计
正确答案
（10分）（1）烧杯、胶头滴管（4分） （2）3.95（2分）
（3）设Ba2+为x
Ba2+ ~ BaSO4~Cr2O72-~I2~3S2O32- 2分
1mol 
x 36.00×0.100×10-3mol
x==1.2×10-3 mol
所以c（Ba2+）==0.024mol·L－1 （2分）
略
将pH=3的某弱酸溶液稀释100倍后，该溶液的pH值范围为：____＞pH＞____；其原因是____。
正确答案
5＞pH＞3；弱酸稀释时，[H+]的变小程度要大于强酸中[H+]变化。
可设定该溶液为强酸溶液，题中pH=3，即强酸溶液中[H+]=10-3 mol·L-1。当稀释100倍后，[H+]=10-5mol·L-1，即pH=5。
而题中该酸为弱酸，有电离度，存在着电离平衡，虽然溶液pH=3，即[H+]=10-3mol·L-1，但其溶质的物质的量浓度应远远超过[H+]。稀释100倍后，如果不考虑弱酸电离度变化，[H+]也应是10-5 mol·L-1。实际上随水的加入稀释，弱酸的电离度还会变大，导致没有电离的弱酸会继续电离，又会使[H+]＞105mol·L-1，即pH＜5。
⑴有一学生在实验室测某溶液pH。实验时，他先用蒸馏水润湿pH试纸，然后用洁净干燥的玻璃棒蘸取试样进行检测。
①这种错误操作 （填“一定”/“一定不”/“不一定”）会导致实验结果有误差。
②若按此法分别测定c(H+)相等的盐酸和醋酸溶液的pH，误差较大的是 。
⑵、用已知浓度的 NaOH 溶液测定某 HCl溶液的浓度，参考右图，从表中选出正确序号 _____________
⑶、用标准的NaOH滴定未知浓度的盐酸，选用酚酞为指示剂，造成测定结果偏高的原因可能是 。
A. 配制标准溶液的氢氧化钠中混有Na2CO3杂质
B. 滴定终点读数时，俯视滴定管的刻度，其它操作均正确
C. 盛装未知液的锥形瓶用蒸馏水洗过，未用待测液润洗
D. 滴定到终点读数时发现滴定管尖嘴处悬挂一滴溶液
E. 未用标准液润洗碱式滴定管
⑷、已知滴定管中装有浓度为0.112mol/L的盐酸。逐滴加入到装有氢氧化钠的溶液的锥形瓶中。开始时读数及恰好反应时盐酸的读数见下表。
试计算待测的氢氧化钠的物质的量浓度= .
正确答案
⑴①不一定 ②盐酸 ⑵ D ⑶ ADE ⑷ 0.1158mol/L
试题分析：（1）①用用蒸馏水润湿后pH试纸测量溶液的pH时，相当于把原溶液稀释，所以不一定产生误差。例如原溶液显中性，则是不影响的。
②由于醋酸是弱酸，存在电离平衡，而稀释促进电离，所以若按此法分别测定c(H+)相等的盐酸和醋酸溶液的pH，误差较大的应该是盐酸。
（2）用已知浓度的 NaOH 溶液测定某 HCl溶液的浓度，则需要碱式滴定管，即选择乙；又因为一般不选择石蕊试液作指示剂，所以应该选择酚酞作指示剂，即答案选D。
（3）由于等质量的碳酸钠消耗的盐酸小于等质量的氢氧化钠消耗的盐酸，所以在滴定过程中消耗的碱液体积偏多，则测定结果偏高；滴定管的刻度自上而下是逐渐增大的，所以滴定终点读数时，俯视滴定管的刻度，则读数偏小，所以测定结果偏低；C中是必要影响的；滴定到终点读数时发现滴定管尖嘴处悬挂一滴溶液，则消耗氢氧化钠溶液的体积偏多，所以测定结果偏高；未用标准液润洗碱式滴定管，则相当于稀释氢氧化钠溶液，所以消耗氢氧化钠溶液的体积偏多，测定结果偏高，因此答案选ADE。
（4）根据表中数据可知，消耗的盐酸体积分别是25.98ml、25.77ml、25.75ml、25.76ml，所以消耗盐酸的平均值是（25.98ml＋25.77ml＋25.75ml＋25.76ml）÷4＝25.87ml，所以氢氧化钠溶液的浓度是25.87ml×0.112mol/L÷25.00ml＝0.1158mol/L。
点评：在进行中和滴定误差分析时，需要依据
（11分）某学生用0.2000mol·L-1的标准NaOH溶液滴定未知浓度的盐酸，其操作为如下几步：
① 用蒸馏水洗涤碱式滴定管，并立即注入NaOH溶液至“0”刻度线以上
② 固定好滴定
③调节液面至“0”或“0”刻度线稍下，并记下读数
④移取20.00mL待测液注入洁净的锥形瓶中，并加入3滴酚酞溶液
⑤用标准液滴定至终点，记下滴定管液面读数。 请回答：
（1）以上步骤有错误的是（填编号）_____，该错误操作会导致测定结果(填“偏大”、“偏小”或“无影响”)_______________
（2）步骤⑤中，在记下滴定管液面读数时，滴定管尖嘴有气泡，将导致测定结果(填“偏大”、“偏小”或“无影
（3）判断滴定终点的现象是：锥形瓶中溶液从 色变为 色，且半分钟不变色。
（4）图19是某次滴定时的滴定管中的液面，其读数为 mL
（5）根据下列数据：请计算待测盐酸溶液的浓度： mol/L
正确答案
（11分）
（1） ① ，偏大 （2） 偏小 （各2分）
（3）无 ，粉红（各1分）
（4） 22.60 （1分）
（5） 0.2000 （2分）
略
(7分) DIS系统即数字化信息系统，它由传感器、数据采集器和计算机组成，某学习小组用DIS系统测定食用白醋中醋酸的物质的量浓度，以溶液的导电能力来判断滴定终点。实验步骤如下：
（1) 用_________________(填仪器名称）量取10. 00mL的食用白醋，在烧杯中用水稀释后转移到100mL________（填仪器名称）中定容，然后将稀释后的溶液倒人试剂瓶中。
(2)量取20. 00 mL的上述溶液倒入烧杯中，连接好DIS 系统（如上图），向烧杯中滴加浓度为0.1000mol·L -1的氨水，计算机屏幕上显示出溶液导电能力随
氨水体积变化的曲线（见图）。
①用滴定管盛氨水前，滴定管要用__________润洗2～3遍
②氨水与醋酸反应的离子方程式是___________________。
③食用白醋中醋酸的物质的量浓度是__________________。
正确答案
(7分)
略
（14分）常温下，将某一元酸HA和NaOH溶液等体积混合，两种溶液的浓度和混合后所得溶液的pH如下表：
实验编号
HA
NaOH
混合溶液的pH
甲
C(HA)＝0.2 mol·L－1
C(NaOH)=0.2mol·L－1
pH=a
乙
C(HA)=c1 mol·L－1
C(NaOH)=0.2mol·L－1
pH=7
丙
C(HA)="0.1" mol·L－1
C(NaOH)=0.1mol·L－1
pH=9
丁
pH=2
pH＝12
pH=b
请回答：
（1）不考虑其他组的实验结果，单从甲组情况分析，如何用a（混合溶液的pH）来说明HA是强酸还是弱酸？ 。
（2）若考虑其他组的实验结果，则c1 (填“＜”、“＞”或“＝”)0.2 mol·L－1；乙组实验中HA和NaOH溶液混合前，HA溶液中C(A－)与NaOH溶液中C(Na＋)的关系是 。
A.前者大 B.后者大 C.二者相等 D.无法判断
（3）从丙组实验结果分析，该混合溶液中离子浓度由大到小的顺序是 ；其中，C(A－)= mol·L－1（不能做近似计算，回答准确值，结果不一定要化简）。
（4）丁组实验中，HA和NaOH溶液混合前C(HA) （填“＜”、“＞”或“＝”）C(NaOH)； b 7（填“＜”、“＞”或“＝”）
正确答案
(1) a=7则HA为强酸;a﹥7则HA为弱酸 (2) ﹥， B
(3) CNa+﹥CA-﹥COH-﹥CH+， 0.05+10-9-10-5 mol·L-1 (4﹥， ﹤
a=7则HA为强酸;a﹥7则HA为弱酸。HA为弱酸，c1大于0.2 mol·L－1。HA溶液中C(A－)与NaOH溶液中C(Na＋)，后者大些。 CNa+﹥CA-﹥COH-﹥CH+， 0.05+10-9-10-5 mol·L-1丁组实验中，HA和NaOH溶液混合前C(HA)>C(NaOH)
（8分）难溶电解质在水溶液中存在着电离平衡。在常温下，溶液里各种离子的浓度以它们化学计量数为方次的乘积是一个常数，叫溶度积常数(Ksp)。
例如：Cu(OH)2
（1）某CuSO4溶液里c(Cu2＋)＝0.02 mol/L，如要生成Cu(OH)2沉淀，应调整溶液的pH，使之大于__________________。
（2）要使0.2 mol·L－1CuSO4溶液中Cu2＋沉淀较为完全(使Cu2＋浓度降至原来的千分之一)，则应向溶液里加入NaOH溶液，使溶液的pH为__________________。
正确答案
（1）5 （2）6
试题分析：（1）根据Ksp＝c(Cu2＋)·c2(OH－)＝2×10－20，c(Cu2＋)＝0.02 mol/L可知c(OH－)=10-9 mol/L，所以溶液的pH为5。
（2）根据Ksp＝c(Cu2＋)·c2(OH－)＝2×10－20，c(Cu2＋)＝2×10-4 mol/L可知c(OH－)=10-8 mol/L，所以溶液的pH为6。
点评：本题非常基础简单，主要考查学生Ksp的计算。
（14分）（Ⅰ）FeCl3的水溶液呈________（填“酸性”、“碱性”或“中性”），原因是__________________________________（用离子方程式表示）；实验室配制FeCl3的水溶液时，常将FeCl3固体先溶于较浓的盐酸中，然后再用蒸馏水稀释到所需的浓度，以___________（填“促进”、“抑制”）其水解；如果把FeCl3溶液蒸干，灼烧，最后得到的主要固体产物是____________________。
（Ⅱ）某课外兴趣小组欲测定某NaOH溶液的浓度，其操作步骤如下：
①用0.10mol/L的标准盐酸润洗酸式滴定管2～3次
②取标准盐酸注入酸式滴定管至“0”刻度以上2～3mL处
③把盛有标准盐酸的酸式滴定管固定好，调节滴定管尖嘴使之充满溶液
④调节液面至“0”或“0”刻度以下，记下读数
⑤取20.00mL待测NaOH溶液注入洁净的锥形瓶中，并加入2～3滴甲基橙试液
⑥把锥形瓶放在滴定管的下面，用标准盐酸滴定至终点，记录滴定管读数
请回答下列问题：
（1）某次滴定时的滴定管中的液面如右图所示，其读数为 mL。
（2）根据下列数据：
请计算待测烧碱溶液的浓度为 mol/L。
（3）下列实验操作会使实验结果偏高的是 。
A、锥形瓶用待测液润洗后再注入待测液
B、酸式滴定管未用标准液润洗，便装入标准液
C、酸式滴定管滴定前俯视读数，滴定后仰视读数
D、酸式滴定管滴定前有气泡，滴定后无气泡
正确答案
（Ⅰ）（1）酸性；Fe3＋＋3H2O
（Ⅱ）（1）22.60 （2）0.1250 （3）A、B、C、D
（Ⅰ）把FeCl3溶液蒸干，水解平衡正向移动，生成Fe(OH)3，再灼烧，Fe2O3分解生成Fe2O3；
（Ⅱ）（1）读数时注意滴定管的刻度特点：小刻度在上，大刻度在下，且读到0.01 mL；
（2）首先要计算两次所用盐酸体积的平均值：
V1=25.40-0.50=24.9mL V2="29.10-4.00=25.10" mL
则所用盐酸体积的平均值=（24.9+25.10）/2="25.00" mL
由NaOH+HCl=NaCl+H2O，得：C（NaOH）V（NaOH）= C（HCl）V（HCl），则
C（NaOH）=（0.10mol/L×25.00 mL）/20.00 mL="0.1250" mol/L；
（3）利用关系式C（NaOH）= C（HCl）V（HCl）/ V（NaOH）判断，
在代入数据时，C（HCl）=0.10mol/L，V（NaOH）="20.00" mL，所以，所有的不当操作都归结为对盐酸体积的读数；且C（NaOH）与V（HCl）成正比；
锥形瓶用待测液润洗后再注入待测液，n(NaOH)增多，导致V（HCl）增大，故使实验结果偏高；
酸式滴定管未用标准液润洗，将导致C（HCl）减小，消耗V（HCl）增大，故使实验结果偏高；
C中V（HCl）=V2-V1，滴定后仰视读数，导致V2增大，滴定前俯视读数，导致V1减小，则导致V（HCl）增大，故使实验结果偏高；
D将导致V（HCl）增大（多出的盐酸体积=气泡体积），故使实验结果偏高；
在25℃时取pH=x(x≤6)的盐酸溶液，VxL和pH=y(y≥8)的氢氧化钠溶液VyL，恰好中和。
(填＞、＜、=)。
正确答案
根据强酸溶液[H+]与强碱溶液[OH-]浓度关系与强酸溶液的pH酸与强碱溶液的pH碱之和之间存在如下规律：
当pH酸+pH碱=14时，则该强酸溶液的[H+]浓度跟强酸溶液的[OH-]浓度相等。
当pH酸+pH碱＞14时，则该强碱溶液的[OH-]浓度大于强酸溶液的[H+]浓度，如当pH酸+pH碱=15，则强碱溶液的[OH-]浓度比强酸溶液的[H+]浓度大10倍。
当pH酸+pH碱＜14时，则该强酸溶液的[H+]浓度大于强碱溶液的[OH-]浓度，如pH酸+pH碱=13，则强酸溶液[H+]浓度比强碱溶液的[OH-]大10倍。
可见若x+y=14，即盐酸的[H+]与氢氧化钠溶液的[OH-]浓度相等，完
若x+y=13，即盐酸的[H+]的浓度比氢氧化钠溶液中[OH-]浓度大10
若x+y＞14，氢氧化钠溶液的[OH-]浓度大于盐酸中[H+]的浓度，∴Vx＞Vy。
盐酸中pH=x，[H+]=10-x
恰好完全中和时，10-x×Vx=10y-14×Vy
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