考点10 酸碱中和与盐类水解 2022-2023学年上海市高二化学同步考点归纳与测试（沪科版2020选择性必修1）（解析版）

考点10酸碱中和与盐类水解【核心考点梳理】日常生活中有很多物质属于盐类，例如食盐、纯碱、明矾、味精等。盐类溶于水后会发生怎样的变化？为什么盐溶液会呈现出不同的酸碱性？本节我们将进一步认识酸碱中和滴定，了解盐类的水解反应及其应用。酸碱中和滴定酸与碱作用生成盐和水的反应称为酸碱中和反应，比如：

HCl+NaOH=NaCl+H2O

酸碱中和反应中H+和OH—按照1∶1的计量比进行反应：

n(H+)=n(OH—)

即：c(H+)V(H+)=c(OH—)V(OH—)

因此可将酸碱中和反应用于物质的定量分析。用已知浓度的酸（或碱）溶液来测定未知碱（或酸）溶液的浓度，由此建立的定量分析方法称为酸碱中和滴定，简称酸碱滴定或中和滴定。在酸碱中和滴定操作中，已知准确浓度的酸或碱溶液称为标准溶液，未知浓度的碱或酸溶液称为待测溶液。首先准确量取待测溶液的体积，然后用标准溶液进行滴定，当酸和碱恰好完全反应时达到化学计量点。选用合适的酸碱指示剂，根据指示剂颜色的变化判断中和反应的完成，并确定它为滴定终点。下面我们以0.1000mol·L—1的氢氧化钠溶液滴定20.00mL的0.1000mol·L—1盐酸为例。0.1000mol/L氢氧化钠溶液滴定20.00ml0.1000mol/L盐酸的滴定曲线图表示滴定过程中溶液pH的变化。

滴定前，溶液的pH取决于盐酸的浓度，pH为1.0。随着氢氧化钠溶液的滴入，盐酸被逐渐中和，H+浓度减少，pH升高。当滴加的氢氧化钠溶液与盐酸的物质的量恰好相同时，达到化学计量点，此时溶液的pH等于7.0。当滴定到盐酸还有0.02mL（约半滴）未被中和时，溶液为酸性（pH=4.3）；当滴加的氢氧化钠溶液过量0.02mL时，溶液为碱性（pH=9.7），溶液的pH发生了突变，该pH范围也就是滴定突跃范围。我们可以根据滴定突跃范围来选择酸碱指示剂。这里选用酚酞做指示剂，当溶液从无色突变为浅红色时，达到滴定终点。酸碱中和滴定具有测定准确、操作简便的特点，因此广泛应用于研究、医疗卫生和工农业生产。实验探究：强酸与强碱的中和滴定以氢氧化钠标准溶液滴定未知浓度的盐酸为例。

1.滴定管的使用

滴定管是准确测量放出液体体积的仪器，常用规格为50mL和25mL，

分度值为0.1mL，读数可估计到0.01mL。图3.7是25mL滴定管，分红色和蓝色两种手柄。一般用红色手柄滴定管装酸性溶液，用蓝色手柄滴定管装碱性溶液。滴定管的准备：滴定管清洗干净后，注入少量水检查活塞是否漏液。将滴定管用蒸馏水洗涤后，再分次用少量氢氧化钠标准溶液润洗滴定管2～3次，每次润洗液均从下端活塞放出。注入氢氧化钠标准溶液，打开活塞放出少量液体，赶尽活塞下端管内气泡使其充满液体，再慢慢调节滴定管内液面在“0”刻度处或“0”以下位置。滴定管的读数：滴定管上一般标有棕色刻度线，为便于观察，滴定管正对刻度线管壁上有白底蓝线。由于光在空气和液体中折射率不同，液面下蓝线较粗，液面上方蓝线较细，读数时正对刻度线，平视观察蓝线粗、细交界点所对的刻度即为准确读数，如图3.8所示。

2.滴定的操作

溶液的准备：用洗净并经润洗的移液管准确移取20.00mL（或从另一滴定管内放出）未知浓度的盐酸于150mL锥形瓶中，滴加2滴酚酞试液。滴定的操作：滴定时，一手控制滴定管活塞，另一手用拇指、食指和中指捏住锥形瓶颈部轻轻摇动，如图3.9所示。盐类水解1、概念理解：定义：在溶液中，盐电离出的离子跟水所电离出来的H+或OH-生成弱电解质的过程叫做盐类的水解。条件：盐必须溶于水，盐必须能电离出弱酸根离子或弱碱正离子。本质：盐电离弱酸的阴离子⇒结合H+弱碱的阳离子⇒结合OH−⇒⇒c(H＋)≠c(OH－)⇒溶液呈碱性、酸性或中性。水解与中和反应的关系：盐+水⇌酸+碱2、盐类水解方程式的书写：书写盐类水解方程式时要注意：（1）一般盐类水解的程度很小，用可逆号“⇌”表示。（2）盐类水解一般不会产生沉淀和气体，所以不用符号“↓”和“↑”表示水解产物。（3）多元弱酸盐的水解是分步进行的，水解离子方程式要分步表示；而多元弱碱正离子的水解简化成一步完成。写出下列物质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、水解规律：难溶不水解，有弱才水解，谁弱谁水解，都弱都水解；（是否水解）水解是微弱的，越弱越水解；越热越水解，越稀越水解；（水解的程度）谁强显谁性，同强显中性，弱弱具体定。（溶液的酸碱性）【几点解释】（1）强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液显酸性。如NaHSO4在水溶液中：NaHSO4Na＋＋H＋＋SOeq\o\al(2－,4)。（2）“谁弱谁水解，越弱越水解”如酸性：HCN<CH3COOH，则相同浓度和温度下二者的碱性：NaCN>CH3COONa。（3）谁强显谁性，同强显中性，弱弱具体定如：NH4CNCH3CO2NH4NH4F碱性中性酸性取决于弱酸弱碱的相对强弱（4）弱酸的酸式盐溶液的酸碱性，取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。①若只有电离而无水解，则呈酸性（如NaHSO4）②若既有电离又有水解，取决于两者相对大小：电离程度＞水解程度，呈酸性；电离程度＜水解程度，呈碱性。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常见酸式盐溶液的酸碱性：碱性：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4酸性：NaHSO3、NaH2PO4、NaHSO4、NaHC2O4（5）双水解：定义：弱酸弱碱盐电离的两种离子都能发生水解反应，二者水解生成的H+和OH-相互反应，互相促进直至完全的水解反应。例如：FeCl3与Na2CO3发生双水解生成Fe(OH)3与CO2气体；Al2S3发生双水解生成Al(OH)3与H2S气体。注意：CO32-与NH4+可以相互促进水解，但二者的水解的程度不够大（尤其是铵根，水解程度较小），不会彻底水解。常见的能发生双水解的离子有：Al3+与S2−、CO32-、HCO3-、AlO2-、SiO32-、ClO-等，Fe3+与CO32-、HCO3-、AlO2-、SiO32-、ClO-等，NH4+与SiO32-、AlO2-、ClO-等。规律：SiO32-、AlO2-与所有能水解的正离子都双水解因形成难溶物而不考虑双水解，如：Ag+与S2-；Cu2+与S2-因发生氧化还原反应而不考虑，如：Fe3+与S2-/HS-双水解的离子方程式书写：双水解由于相互促进水解程度较大，双水解方程式书写时要用“”、“↑”、“↓”等。Fe3+与CO32-：2Fe3++3CO32-+3H2O=2Fe(OH)3↓+3CO2↑Fe3+与AlO2-：Fe3++3AlO2-+H2O=Fe(OH)3↓+3Al(OH)3↓NH4+与AlO2-：NH4++AlO2-+H2O=NH3↑+Al(OH)3↓水解平衡的移动1、影响水解平衡的因素：内因：盐的本性.外因：浓度、湿度、溶液碱性的变化（1）温度不变，浓度越小，水解程度越大。（2）浓度不变，温度越高，水解程度越大。（3）改变溶液的pH值，可抑制或促进水解。2、比较外因对盐水解的影响：以NH4Cl在水中的水解为例：（水解方程式：NH4++H2O  NH3·H2O+H+）条件平衡移动方向c(NH4+)n(NH4+)c(NH3·H2O)n(NH3·H2O)c(H+)n(H+)水解程度加热向右减小减小增大增大增大增大增大加水向右减小减小减小增大减小增大增大通入氨气向左增大增大增大增大减小减小减小加少量NH4Cl向右增大增大增大增大增大增大减小通入HCl向左增大增大减小减小增大增大减小加少量NaOH向右减小减小增大增大减小减小增大加少量Na2CO3向右减小减小增大增大减小减小增大加少量FeCl3向左增大增大减小减小增大增大减小3、水解的应用：水解的应用实例原理1、净水FeCl3、KAl(SO4)2·12H2O等可作净水剂Fe3+、Al3+水解产生少量胶状的Fe(OH)3、Al(OH)3，结构疏松、表面积大、吸附能力强，故它们能吸附水中悬浮的小颗粒而沉降，从而起到净水的作用。2、去油污用热碱水冼油污物品加热能促进纯碱Na2CO3水解，产生的[OH—]较大，而油污中的油脂在碱性较强的条件下，水解受到促进，故热的比不冷的效果好.3、药品的保存①配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸在配制FeCl3、AlCl3、CuCl2、SnCl2等溶液时为抑制水解，常先将盐溶于少量相应的酸中，再加蒸馏水稀释到所需浓度②Na2SiO3、Na2CO3、NH4F等不能贮存磨口玻璃塞的试剂瓶中因Na2SiO3、Na2CO3水解呈碱性，产生较多OH—；NH4F水解产生HF，OH—、HF均能腐蚀玻璃4、制备无水盐由MgCl2·6H2O制无水MgCl2在HCl气流中加热MgCl2·6H2O受热水解生成碱式氯化镁或者氢氧化镁而不是生成氯化镁5、泡沫灭火器用Al2(SO4)3与NaHCO3溶液混合NaHCO3和Al2(SO4)3混合可发生双水解反应：2HCO3—+Al3+  Al(OH3)↓+3CO2↑6.化肥的使用铵态氮肥草木灰2NH4++CO32—  2NH3↑+CO2↑+H2O损失氮的肥效Ca2++2H2PO4—+2CO32—  CaHPO4↓+2HCO3—+HPO42—难溶物，不能被值物吸收7.判断加热浓缩至盐干溶液能否得到同溶质固体例1．AlCl3+3H2OAl(OH)3+HCl-Q①升温，平衡右移加热至干②升温，促成HCl挥发，使水解完全加热至干AlCl3+3H2OAl(OH)3+3HCl↑↓灼烧Al2O3例2．Al2(SO4)3+6H2O2Al(OH)3+3H2SO4-Q①升温，平衡右移②H2SO4难挥发，随c(H2SO4)增大，将抑制水解综合①②结果，最后得到Al2SO4从例1例2可小结出，加热浓缩或蒸干盐溶液，是否得到同溶质固体，由对应酸的挥发性而定.结论：①弱碱易挥发性酸盐 蒸干 氢氧化物固体（除铵盐）②弱碱难挥发性酸盐 蒸干 同溶质固体【核心归纳】一、溶液中的三种守恒：以Na2S和NaHS溶液为例：1、电荷守恒：Na2S水溶液：[Na+]+[H+]=2[S2-]+[HS-]+[OH-]NaHS水溶液：[Na+]+[H+]=2[S2-]+[HS-]+[OH-]意义：溶液呈电中性，因此阴正离子所带正负电荷总数相等。写法：将溶液中所有正离子浓度相加，等于溶液中所有负离子浓度相加，其中每个离子浓度前的系数等于其所带电荷电量的绝对值。特点：电荷守恒式只与溶液中离子种类相关，与浓度无关。2、物料守恒：Na2S水溶液：[Na+]=2([S2-]+[HS-]+[H2S])NaHS水溶液：[Na+]=[S2-]+[HS-]+[H2S]意义：加入的物质中各种原子进入溶液后只是存在形态发生的改变，但数目守恒。写法：观察加入的物质中非H、O元素的原子比例，将溶液中某原子的所有存在微粒浓度相加表示该原子的总浓度，再根据原加入物质中原子数目之比配平系数。特点：不能以H、O原子书写物料守恒，因为水中有大量的H、O原子。3、质子守恒：Na2S水溶液：[OH-]=[HS-]+2[H2S]+[H+]NaHS水溶液：[OH-]+[S2-]=[H2S]+[H+]意义：溶液中各微粒得质子（即H+）总数等于失去的质子总数。写法：①将电荷守恒与物料守恒联立，约去[Na+]即可得到质子守恒式。②将溶液中得到质子后形成的微粒浓度乘以得到质子的数目再相加，相当于于得质子总数；所有失去质子后得到的微粒浓度乘以失去的质子数再相加，相当于失去的质子总数；二者相等即可。物理意义写法：(Na2S为例)得到的质子总数=n(HS-)+2n(H2S)+n(H+)，失去的质子数=n(OH-)，二者相等。再除以溶液体积即可得到质子守恒式二、溶液中离子的浓度大小比较：1、弱酸溶液：0.1mol/L的HAc溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：（[HAc]>）[H+]>[Ac-]>[OH-]0.1mol/L的H2S溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：（[H2S]>）[H+]>[HS-]>[OH-]>[S2-]（说明：H2S的二级电离常数太小，导致[OH-]>[S2-]，如果是碳酸，则是[CO32-]>[OH-]）2、一元弱酸的正盐溶液：0.1mol/L的CH3COONa溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：[Na+]>[Ac-]>[OH-]>[H+]3、二元弱酸的正盐溶液：0.1mol/L的Na2CO3溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：[Na+]>[CO32－]>[OH－]>[HCO3－]（>[H2CO3]）>[H+]（一步水解后产生等量OH-和HCO3－，但后者还要水解，浓度会减小，故[OH－]>[HCO3－]，溶液碱性，[H+]最小）（关于碳酸与氢离子浓度大小比较可以由k1[HCO3−]=[H+][H2CO3]进行讨论，常温下k1数量级是10-7，而[HCO3-]接近[OH4、二元弱酸的酸式盐溶液：0.1mol/L的NaHCO3溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：[Na+]>[HCO3－]>[OH－]（>[H2CO3]）>[H+]>[CO32－]（水解大于电离，故水解产物（H2CO3、OH-）浓度大于电离产物（CO32－、H+）浓度，水也电离，故[H+]>[CO32－]）0.1mol/L的NaHSO3溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：[Na+]>[HSO3－]>[H+]>[SO32－]>[OH－]（>[H2SO3]）（电离大于水解，因此电离产物（SO32－与H+）浓度大于水解产物（OH-）浓度，水电离导致，[H2SO3]最小）5、常见的混合溶液情况分析：【教法建议】①混合后若反应，则先弄清反应后溶液中的溶质以及各溶质浓度，计算浓度时不要忘记体积的稀释效果；②混合溶液中物料守恒可能等式的一边以具体的浓度出现，要能看出来。③混合溶液质子守恒一般由其他两个式子联立得到，直接由概念上理解推导较难。④常见的等浓度酸/碱与对应的盐混合其酸碱性最好能记住。如：等浓度HAc与NaAc混合，电离大于水解，呈酸性；等浓度NH3·H2O与NH4Cl混合，电离大于水解，呈碱性；等浓度HCN与NaCN混合，水解大于电离，呈碱性。（1）0.1mol/L的NH4Cl和0.1mol/L的氨水混合溶液：溶质：不反应，溶质是NH4Cl与NH3·H2O（都是0.05mol/L）电荷守恒式：[NH4+]+[H+]=[OH-]+[Cl-]物料守恒式：[NH4+]+[NH3·H2O]=2[Cl-]（或[NH4+]+[NH3·H2O]=0.1mol/L）质子守恒式：[NH4+]+2[H+]=[NH3·H2O]+2[OH-]离子浓度比较：[NH4+]>[Cl-]（>[NH3·H2O]）>[OH-]>[H+]（若不考虑水解和弱电离，则[NH4+]=[NH3·H2O]=[Cl-]，实际上电离大于水解，因此[NH4+]>[NH3·H2O]，而[Cl-]不变，故介于二者之间；以下两种类似）（2）0.1mol/L的HAc和0.1mol/L的NaAc混合溶液：溶质：不反应，溶质是HAc与NaAc（都是0.05mol/L）电荷守恒式：[Na+]+[H+]=[Ac-]+[OH-]物料守恒式：[Ac-]+[HAc]=2[Na+]（或[Ac-]+[HAc]=0.1mol/L）质子守恒式：[HAc]+2[H+]=[Ac-]+2[OH-]离子浓度比较：[Ac-]>[Na+]（>[HAc]）>[H+]>[OH-]（3）0.1mol/L的HCl和0.2mol/L的NaAc混合溶液：溶质：反应，最终溶质是HAc、NaAc与NaCl（都是0.05mol/L）电荷守恒式：[Na+]+[H+]=[Ac-]+[Cl-]+[OH-]物料守恒式：[Ac-]+[HAc]=[Na+]=2[Cl-]（或[Ac-]+[HAc]=0.1mol/L）质子守恒式：[HAc]+2[H+]=[Ac-]+2[OH-]离子浓度比较：[Na+]>[Ac-]>[Cl-]（>[HAc]）>[H+]>[OH-]三、酸碱中和滴定的误差分析1．误差分析的依据=（n表示酸与碱反应的化学计量数之比）实际操作中可能会引起、的变化，但在计算时，和都作为已知量计算，是不交量，只有滴定管中所消耗的标准体积随不同操作而变化，即是一个变量。从上式可知，是随的变化而变化的，只要使增大的操作所得的待测液浓度都偏大，反之则偏小。2．产生误差的来源(1)操作不当①滴定管的洗涤正确方法是：先水洗后润洗。a．滴定管用水洗后来用标准液润洗就直接注入标准液（实际消耗偏大，结果偏大）b．滴定管用水洗后未用待测液润洗就直接注入锥形瓶（实际滴定的减小，消耗减小，结果偏小）②锥形瓶的洗涤正确方法是：用水洗。a．锥形瓶用水洗后用待测液润洗（实际滴定的增大，消耗增大，结果偏大）b．锥形瓶用水洗后没有干燥（无影响）c．滴定前向锥形瓶中加入蒸馏水（无影响）③滴定管尖嘴部分留有气泡正确方法是：移液或滴定前排尽滴定管尖嘴部分的气泡。a．滴定前盛标准液的滴定管尖嘴有气泡，滴定后消失（实际消耗的多一个气泡体积，结果偏大）b．盛待测液的滴定管尖嘴有气泡，移至锥形瓶后消失（锥形瓶中少一个气泡体积，实际消耗的减少，结果偏小）④读数不规范正确的读数方法是：滴定后等1～2min待滴定管内壁附着液体自然流下再读数，视线与液体凹液面保持水平。俯视读数，结果偏小．仰视读数，结果偏大。a．滴定前仰视，滴定后俯视(=滴定后读数一滴定前读数，读数偏小，结果偏小。但实际放出的液体体积偏大）b．滴定完毕立即读数（读数偏小，结果偏小）(2)终点判断不当终点判断是中和滴定的关键。以指示剂的变色，且半分钟不褪色为标准①过早地估计终点（未完全中和，偏小，结果偏小）②用HCI滴定NaOH，以甲基橙作指示剂，溶液由黄→橙→红作为终点（HCl过量，读数偏大，结果大）(3)标准液配制不当标准液的配制或存放不当，会因在滴定中消耗标准液的体积改变而造成实验误差。此类问题采用极端假设法帮助分析。四、酸碱滴定的计算酸碱中和反应时，酸与碱的物质的量的关系：盐酸和氢氧化钠完全反应时，n(HCl):n(NaOH)=1:1硫酸和氢氧化钠完全反应时，n(H2SO4):n(NaOH)=1:2例如，用已知浓度的盐酸溶液滴定未知浓度的氢氧化钠溶液：HCl+NaOH→NaCI+H2OV(HCl)·(HCl)=V(NaOH)·(NaOH)(NaOH)V(HCl)是滴定消耗的盐酸溶液的体积，V(NaOH)是放入锥形瓶内未知浓度氢氧化钠溶液的体积，(HCl)是盐酸溶液的准确浓度。【必备知识基础练】在生产生活中，酸碱中和及溶液酸碱性研究具有十分重要的意义。常温下，将2种一元酸分别和NaOH溶液等体积混合，实验数据如表：下列说法中正确的是(

)组别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.乙组混合液中：c(Na+)>c(OH−)>c(Z−)>c(H+)

B.乙组实验所得混合溶液中由水电离出的c(OH-)为1×10−5mol⋅L−1

C.相同体积时，0【答案】B

【解析】A.乙组中，酸碱物质的量相等，酸碱混合恰好完全反应生成NaZ，溶液的pH=9>7，溶液呈碱性，则c(OH−)>c(H+)，HZ为弱酸，NaZ水解但是其水解程度较小，结合电荷守恒得离子浓度大小顺序为c(Na+)>c(Z−)>c(OH−)>c(H+)，故A错误；

B.弱离子促进水电离，该溶液中OH−完全来自于水的电离，则由水电离出的c(OH−)为1×10−5mol⋅L−1，故B正确；

C.甲中酸碱恰好完全反应生成NaY，混合溶液pH=7，溶液呈中性，则HY为强酸，由A分析可知HZ为弱酸，则物质的量浓度相同的HY常温下，浓度均为0.1mol⋅L−1、体积均为100mL的两种一元酸HX、HY的溶液中，分别加入NaOH固体，lgc(H+)c(OA.HX的酸性弱于HY

B.a点由水电离出的c(H+)=10−12mol⋅L−1【答案】C

【解析】A.lgc(H+)c(OH−)越大，溶液中氢离子浓度越大，未加NaOH时，HX溶液中lgc(H+)c(OH−)的值大，所以HX的酸性大于HY，故A错误；

B.a点lgc(H+)c(OH−)=12，则溶液中c(H+)=0.1mol/L，溶液中水电离的c(H+)=10−140.1mol/L=10−13mol⋅L−1，故B错误；

C.c点lgc(H+)c(OH25℃时，用浓度为0.1000mol⋅L−1的NaOH溶液滴定20.00mL浓度均为0.1000mol⋅L−1的三种酸HX、HY、A.在相同温度下，同浓度的三种酸溶液的导电能力顺序：HX<HY<HZ

B.将上述HX、HY溶液等体积混合后，用NaOH溶液滴定至HX恰好完全反应时：c(X−)>c(Y−)>c(OH−)>c(H+)【答案】B

【解析】A.均为0.1000mol⋅L−1的三种酸HX、HY、HZ，根据滴定曲线0点的三种酸的pH可得到HZ是强酸，HY和HX是弱酸，酸性：HY>HX，即酸性强弱为：HX<HY<HZ，酸性越强，电离程度越大，离子浓度越大，导电性越强，所以同浓度的三种酸溶液的导电能力顺序：HX<HY<HZ，故A正确；

B.HX、HY溶液等体积混合后，用NaOH溶液滴定，NaOH先与酸性强的HY反应，当滴定至HX恰好完全反应时，溶液为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错误；

C.在初始时HY溶液的pH=3，c(H+)=10【关键能力提升练】

室温下，向10mL0.1mol/L的烧碱溶液中逐滴滴加相同浓度的一元酸HA，溶液中pH与滴加HA溶液的体积变化关系如图所示。下列说法错误的是(

)A.该酸碱中和滴定可以选取酚酞作指示剂

B.HA电离常数的数量级为10−5

C.c点处存在：c(A−)+c(HA)+c(Na+)=0.1mol/L

D.a、【答案】D

【解析】A.b点表示酸碱恰好反应，此时pH=8.5，显碱性，说明HA为弱酸，弱酸强碱之间滴定，应该选取酚酞作指示剂，故A正确；

B.根据b点，可以得出溶液中c(OH−)=Kw10−8.5=1.0×10−5.5mol/L，b点NaA浓度为0.05mol/L，根据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因为Kh=KwKa，所以Ka=5×下列有关酸碱中和滴定的说法正确的是A.液面在“0”刻度时，50 mL碱式滴定管和25 mL碱式滴定管所盛液体的体积之比为2：1

B.用碱式滴定管取20.00 mL未知浓度的NaOH溶液放入锥形瓶中，然后加入适量蒸馏水稀释后进行滴定，结果无影响

C.中和滴定过程中，酸碱指示剂变色，即为滴定终点

D.滴定过程中，眼睛要盯着滴定管，观察液体的体积变化【答案】B

【解析】A.碱式滴定管下端没有刻度的地方有溶液，这部分溶液的体积未知，则无法计算其溶液体积的比值，故A错误；

B.用碱式滴定管取20.00 mL未知浓度的NaOH溶液放入锥形瓶中，然后加入适量蒸馏水稀释后进行滴定，结果无影响，故B正确；

C.中和滴定过程中，酸碱指示剂变色，且保持半分钟不恢复原色，即为滴定终点，故C错误；

D.滴定过程中，眼睛必须注视锥形瓶中溶液颜色变化，以便及时判断滴定终点，故D错误。

故选B。

下列有关酸碱中和滴定实验的操作或说法正确的是(

)A.洗净的锥形瓶需烘干后再滴入待测液

B.用待测液润洗锥形瓶可以减小误差

C.若滴定终点时，俯视刻度线记录数据，会导致测定结果偏高

D.滴定管装标准液前，需先水洗，再用该溶液润洗以减小误差【答案】D

【解析】A.洗净的锥形瓶含少量水对实验无影响，不需要烘干，故A错误；

B.锥形瓶不能润洗，若用待测溶液润洗锥形瓶，消耗标准液偏大，测定浓度偏高，故B错误；

C.若滴定终点时，俯视刻度线记录数据，标准液的体积偏小，则测定浓度偏低，故C错误；

D.滴定管需要润洗，须先水洗，后再用该溶液润洗以减小误差，故D正确。

故选D。下列有关说法中错误的是A.明矾发生水解反应能够生成Al(OH)3胶体，因此明矾可用做净水剂

B.升高温度，NH4++H2O⇌NH3·H2【答案】B

【解析】A.铝离子水解生成氢氧化铝胶体，吸附水中的悬浮杂质起到净水的作用，故A正确；B.水解反应：NH4+C.制备AlCl3、FeCl3、CuClD.利用酸碱中和滴定法能够确定H2C2故选B。【学科素养拔高练】现使用酸碱中和滴定法测定市售白醋的总酸量(g/100mL)。

I.实验步骤：

(1)用______(填仪器名称)量取10.00mL食用白醋，在______(填仪器名称)中用水稀释后转移到100mL______(填仪器名称)中定容，摇匀即得待测白醋溶液。

(2)用______(填仪器名称)量取待测白醋溶液20.00mL于锥形瓶中，向其中滴加2滴______作为指示剂。

(3)读取盛装0.1000mol/LNaOH溶液的滴定管的初始读数。如果液面位置如图所示则此时的读数为______mL。

(4)滴定。当______时，停止滴定，并记录NaOH溶液的终读数，重复滴定3次。

II.实验记录滴定次数实验数据(mL)1234V(样品)20.0020.0020.0020.00V(NaOH)(消耗)15.9515.0015.0514.95(5)甲同学在处理数据时计算得平均消耗的NaOH溶液的体积为：

V=15.95+15.00+15.05+14.954=15.24(mL)。

指出他的计算的不合理之处：______。按正确数据处理，可得c(市售白醋)=______mol/L。

(6)在本实验的滴定过程中，下列操作会使实验结果偏低的是______(填写序号)

a.盛装NaOH的滴定管在滴定时未用标准NaOH溶液润洗

b.锥形瓶在滴定时剧烈摇动，有少量液体溅出c。锥形瓶中加入待测白醋溶液后，再加少量水d。往锥形瓶中加入待测白醋的滴定管的尖嘴在加入前有气泡，加完后气泡消失【答案】滴定管

烧杯

容量瓶

滴定管

酚酞

0.70

溶液由无色恰好变为红色，并在半分钟内不褪色

第一次误差明显大，属异常值，应舍去

0.075

bde

【解析】解：(1)滴定管精确度为0.01ml，应选用滴定管量取白醋，用滴定管量取10.00mL食用白醋，在烧杯中用水稀释后转移到100mL容量瓶中定容，摇匀即得待测白醋溶液，

故答案为：酸式滴定管；烧杯；容量瓶；

(2)醋酸呈酸性，需要用滴定管量取10.00mL食用白醋；

由于醋酸钠溶液显示碱性，可用酚酞作指示剂，则用酸式滴定管取待测白醋溶液20.00mL于锥形瓶中，向其中滴加2滴酚酞，

故答案为：酸式滴定管；酚酞；

(3)根据图示可知，滴定管液面的读数0.70mL，

故答案为：0.70；

(4)NaOH滴定食醋时，滴定结束前为无色，滴定结束后为浅红色，则滴定终点现象为：溶液由无色恰好变为红色，并在半分钟内不褪色，

故答案为：溶液由无色恰好变为红色，并在半分钟内不褪色；

(5)第1次滴定误差明显大，属异常值，应舍去，3次消耗NaOH溶液的体积为：15.00mL、15.05mL、14.95mL，则NaOH溶液的平均体积为15.00mL，

根据关系式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，

故答案为：第一次误差明显大，属异常值，应舍去；0.075；

(6)a.盛装NaOH的滴定管在滴定时未用标准NaOH溶液润洗，标准液浓度降低，造成V(标准)偏大，测定溶液浓度偏高，故a错误；

b.锥形瓶在滴定时剧烈摇动，有少量液体溅出，待测液中溶质的物质的量偏小，造成V(标准)偏小，溶液浓度偏低，故b正确；

c.锥形瓶中加入待测白醋溶液后，再加少量水，对V(标准)无影响，溶液浓度不变，故c错误；

d.往锥形瓶中加入待测白醋的滴定管的尖嘴在加入前有气泡，加完后气泡消失，导致量取的待测液体积偏小，测定结果偏低，故d正确；

e.碱式滴定管操作过程中挤压的中下部，相当于挤压胶头滴管的胶头，使空气进入，导致消耗标准液体积偏小，测定浓度偏小，故e正确；

故答案为：bde。

(1)根据量取液体体积的精确度以及液体的性质选择仪器；稀释溶液在烧杯中进行，溶液的定容在对应规格的容量瓶中进行；

(2)酸性溶液选用酸式滴定管，醋酸与氢氧化钠溶液恰好反应时生成醋酸钠，溶液呈碱性，可用酚酞作指示剂；

(3)根据滴定管的结构与精确度来分析；

(4)滴定结束前为无色，滴定结束后为浅红色，据此判断滴定终点现象；

(5)根据数据的合理性求出平均消耗的NaOH溶液的体积，然后根据白醋与NaOH

溶液反应的关系式CH3COOOH～NaOH计算出c(市售白醋)；

(6)根据c(待测)=弱酸K弱酸KHF3.53×HK1HClO2.95×HCOOH1.765×HK1C1.753×(1)根据表中数据判断下述反应正确的是______(填编号)。

①NaF+CH3COOH=CH3COONa+HF

②CO2+2NaClO+H2O=2HClO+Na2CO3

③HF+NaHCO3=NaF+H2O+CO2↑

④CH3COOH+KHC2O4=CH3COOK+H2C2O4

(2)等浓度的四种溶液：①NaClO，②HCOONa，③K2CO3，④KHC2O4.pH由大到小的顺序是______(填序号)。

(3)现用标准的0.2000mol/L的HCl溶液去滴定25.00mL的NaOH溶液，在其他操作正确的前提下，出现下列情况时，测定的结果偏高的是______【答案】③

③①②④

A、B

弱酸

起始的pH约为3，而浓度为0.1mol/L，说明溶液中存在电离平衡或恰好中和时显碱性，说明生成强碱弱酸盐

M点反应后为等物质的量浓度的醋酸和醋酸钠溶液混合溶液，CH3COOH⇌CH3COO−+【解析】解：(1)强酸能和弱酸盐反应生成弱酸，

①酸性HF>CH3CO