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第二节 水的电离 溶液的酸碱性与pH
内容概览
01 竞赛技巧总结 核心策略精讲，高效解题通法提炼
02 技巧针对训练 专项能力突破，弱点题型强化攻坚
03 综合培优精练 高阶思维拓展，综合问题融合演练
04 竞赛真题精练 实战命题解密，赛场节奏模拟特训
竞赛技巧1 水的电离平衡曲线分析及水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算
1.水的电离平衡曲线分析
如图所示，从点线面三维角度认识水的电离平衡曲线：
1.从面的角度——水的离子积：横纵坐标为反比例函数关系，c(H＋) ·c(OH－)＝Kw。
2.从线的角度——温度关系和溶液酸碱性
（1）T1、T2对应线为等温线，每条线上各点对应的离子积相等；升高温度，水的电离程度增大，水的离子积增大，则T2＞T1。
（2）ab线为中性溶液线，ab线上c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性，ab线上方c(H＋)＜c(OH－)，溶液呈碱性，ab线下方c(H＋)＞c(OH－)，溶液呈酸性。
3.从点的角度——条件改变
（1）同一等温线上点的变化，离子积常数不变，即c(H＋)·c(OH－)不变，c(H＋)和c(OH－)之间为反比例关系，可以通过加入酸、碱、盐，如a→d，可以加入HCl等酸或加入AlCl3等强酸弱碱盐。
（2）不同等温线上点的变化，离子积常数改变，即温度发生了改变。若在ab线上，只能通过改变温度，例如a→b，通过升高温度即可实现；若不在ab线上，应先改变温度，再加入酸、碱、盐，例如a→e，应先升高温度，再加入NaOH等碱或CH3COONa等强碱弱酸盐。
2.水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算
（1）先定性
根据水的电离平衡影响规律——酸碱抑制，弱盐促进，常温下酸或碱溶液中水电离出的c(H＋)或c(OH－)小于10－7mol·L－1，含有弱酸根离子或弱碱阳离子的盐溶液中水电离出的c(H＋)或c(OH－)大于10－7mol·L－1。
（2）后定量
①pH＝a(a＜7)的酸溶液中c(H＋)＝10－amol·L－1主要由酸电离提供，溶液中c(OH－)＝10a－14mol·L－1
由水电离提供；
②pH＝a(a＞7)的碱溶液中c(OH－)＝10a－14mol·L－1主要由碱电离提供，c(H＋)＝10－amol·L－1由水电离提供；
③能水解的盐溶液中c(H＋)、c(OH－)都是由水电离提供。若pH＝a(a＜7)，由水电离出c(H＋)＝c(OH－)＝10－amol·L－1，若pH＝a(a＞7)，由水电离出c(H＋)＝c(OH－)＝10a－14mol·L－1。
竞赛技巧2 溶液pH的计算
1.单一溶液的pH计算
①强酸溶液：如HnA，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝nc mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝－lg (nc)。
②强碱溶液(25 ℃)：如B(OH)n，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝ mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg (nc)。
2.混合溶液pH的计算类型
①两种强酸混合：直接求出c(H＋)混，再据此求pH。c(H＋)混＝。
②两种强碱混合：先求出c(OH－)混，再据Kw求出c(H＋)混，最后求pH。c(OH－)混＝。
③强酸、强碱混合：先判断哪种物质过量，再由下式求出溶液中H＋或OH－的浓度，最后求pH。
c(H＋)混或c(OH－)混＝。
3.稀释后溶液pH的变化规律
①对于强酸溶液(pH＝a)每稀释10n倍，pH增大n个单位，即pH＝a＋n(a＋n<7)。
②对于强碱溶液(pH＝b)每稀释10n倍，pH减小n个单位，即pH＝b－n(b－n>7)。
③对于弱酸溶液(pH＝a)每稀释10n倍，pH的范围是：a
④对于弱碱溶液(pH＝b)每稀释10n倍，pH的范围是：b－n7)(即对于pH相同的强碱和弱碱稀释相同倍数，强碱pH变化的程度大)。
4.25 ℃时，将强酸、强碱溶液以某体积之比混合，若混合液呈中性，pH酸＋pH碱＝14－lg，现举例如下：
V酸∶V碱 c(H＋)∶c(OH－) pH酸＋pH碱
10:1 1∶10 15
1∶1 1∶1 14
1:10 10∶1 13
竞赛技巧3 滴定法原理及其应用
一、酸碱滴定法的应用
1.双指示剂测烧碱NaOH，Na2CO3的含量：准确称取一定量的试样加水溶解，先以酚酞为指示剂，用已知浓度的盐酸标准溶液滴定至红色刚消去，记下盐酸的体积为V1（mL）设其浓度为c。这时NaOH被全部中和，而NaCO3则被中和到NaHCO3。然后再加入甲基橙，继续用盐酸滴定至溶液由黄色变为橙色，这一滴定过程用盐酸体积为V2（mL）。由酸碱反应知，把Na2CO3滴定到NaHCO3和NaHCO3滴定到NaCl消耗盐酸的量是相等的。已知Na2CO3的式量是106.0 g·mol－1，NaOH的式量为40.00 g·mol－1，则有：
Na2CO3（%）=
NaOH（%）=
2.双指示剂测纯碱中Na2CO3和NaHCO3的含量：用酚酞作指示剂，把Na2CO3滴定到NaHCO3，所用盐酸的体积为V1，再用甲基橙作指示剂，把NaHCO3滴定到NaCl，消耗盐酸的体积为V2。那么原样品混合物中NaHCO3消耗盐酸的体积是V2 – V1。据此可求得Na2CO3和NaHCO3的含量。
3.铵盐中氮含量的测定：铵盐加浓NaOH蒸馏，使NH转化成NH3，再用硼酸吸收NH3。NH3 + H3BO3 = NH+ H2BO，然后用甲基橙作指示剂，用标准盐酸溶液滴定，H2BO到H3BO3，溶液呈粉红色为滴定终点。硼酸作为NH3的吸收剂，只要求过量，把NH3全部吸收就行了，不要求准确的量。铵盐加浓NaOH蒸馏出的NH3，也可用过量的已知浓度的盐酸或硫酸吸收，再用甲基橙作指示剂用标准NaOH溶液滴定过量的酸来求氮的含量。
二、络合滴定法的应用
1、络合滴定法的基本原理
络合滴定法是以络合反应为基础的滴定分析方法。络合反应也是路易士酸碱反应，所以，络合滴定法与酸碱滴定法有许多相似之处。若以乙二胺四乙酸（简称EDTA）为滴定剂，大多数金属离子M与Y形成1︰1型络合物，可视M为酸，Y为碱，与一元酸碱滴定类似。但是，M有络合效应和水解效应，Y有酸效应和共存离子效应，所以络合滴定要比酸碱滴定复杂。酸碱滴定中，酸的Ka或碱的Kb是不变的，而络合滴定MY的是随滴定体系中反应的条件而变化。欲使滴定过程中基本不变，常用酸碱缓冲溶液控制酸度。
2、应用
（1）水的总硬度（钙和镁离子总量）测定
取一定体积的水样（V水），加入氨缓冲溶液（控制pH=10）和铬黑T指示剂，用EDTA标准溶液滴定至溶液由酒红色变为纯蓝色，即达终点。记下所用EDTA标准溶液的体积（VEDTA）。照下式计算水的硬度：
硬度（m mol·L－1）=
注意：水中Fe3+、Al3+、Mn2+、Cu2+、Pb2+ 等离子量略大时会发生干扰，需加掩蔽剂。
（2）石灰石中钙和镁的测定
试样经酸溶解，在pH=10时，直接滴定溶液中钙和镁离子总量[方法同（1）]。在pH＞12.5时，镁离子生成氢氧化物沉淀，可单独滴定钙离子。方法如下：
取一定体积的试样，加适量掩蔽剂（5%酒石酸钾钠和1:2三乙醇胺溶液），加20%NaOH溶液，控制pH＞12.5，再加一定量的铜试剂。摇匀后，加入钙指示剂，用EDTA标准溶液滴定至溶液由红色变为纯蓝色，即达终点。记下所用EDTA标准溶液的体积。计算试样中含CaO的质量分数。
（3）铝盐中铝的测定
铝离子与EDTA络合速率甚慢，故不能直接滴定。测定时都是在pH =3的条件下，加入过量的EDTA，使铝离子完全络合，此时其他金属离子（如铁等）也络合。再调整pH = 5~6，用铜盐（或锌盐）标准溶液返滴过量的EDTA。然后利用氟离子能与铝离子生成更稳定的络合物这一性质，加入氟化铵，置换出与铝络合的EDTA，再用铜盐标准溶液滴定。
三、氧化还原滴定法的应用
1．原理
以氧化剂(或还原剂)为滴定剂，直接滴定一些具有还原性(或氧化性)的物质。
2．试剂
（1）常见的用于滴定的氧化剂有KMnO4、K2Cr2O7等；
（2）常见的用于滴定的还原剂有亚铁盐、草酸、维生素C等。
（3）指示剂：氧化还原滴定所用指示剂可归纳为三类：
①氧化还原指示剂；
②专用指示剂，如在碘量法滴定中，可溶性淀粉溶液遇碘变蓝；
③自身指示剂，如高锰酸钾标准溶液滴定草酸时，滴定终点为溶液由无色变为浅红色。
3.应用
（1）高锰酸钾作氧化剂进行的滴定反应
①原理：高锰酸钾是一种强的氧化剂，本身又具有颜色，在一些滴定反应中不需要再加指示剂。高锰酸钾作氧化剂，其还原产物与溶液的酸度有关。在强酸性溶液中，MnO被还原到Mn2+；在焦磷酸盐或氟化物存在下，MnO被还原到Mn（III）的配合物；在弱酸性、中性、弱碱性溶液中，MnO被还原到MnO2；在强碱溶液中，MnO被还原到MnO。KMnO4标准溶液浓度的确定是以草酸钠来标定的。在H2SO4溶液中，MnO和C2O反应如下：2 MnO + 5 C2O + 16H+ = 2Mn2+ + 10CO2 + 8H2O，滴定终点时KMnO4的紫色在0.5 min~1 min不消失。
②应用
a.高锰酸钾作标准溶液可直接滴定具有还原性的物质，如H2O2，C2O，NO，Fe2+等。
b.用高锰酸钾作标准溶液可测定甲醇、甲醛、苯酚、柠檬酸、甘油、葡萄糖等一些有机化合物。对这些有机物的测定采用了返滴定法，即在弱碱性溶液中加入一定量的过量的标准KMnO4，它能与这些有机物发生定量的氧化还原反应。如KMnO4与甲酸的反应：HCOO– + 2MnO + 3OH– = CO+ 2MnO+ 2H2O，反应后再将溶液酸化，加入过量标准Fe2+溶液，使溶液中的MnO和MnO还原到Mn2+。再以标准KMnO4溶液滴定过量的Fe2+。
c.某些不能与KMnO4直接反应的物质也可用KMnO4作标准液通过间接方法来测定。如Ca2+、Th4+等在溶液中不与KMnO4反应，但它们却能与C2O发生反应生成草酸盐沉淀，将沉淀从溶液中分离出来后，可用KMnO4滴定C2O，通过测C2O间接的测出了Ca2+、Th4+的含量来。
（2）重铬酸钾作氧化剂进行的滴定反应
K2Cr2O7也是一种强氧化剂，在酸性溶液中，Cr2O被还原成Cr3+。重铬酸钾法的优点是：K2Cr2O7试剂易于提纯，可以直接称量后配制称标准溶液，不必进行标定；K2Cr2O7相当稳定，可以长期保存；在酸性溶液中，Cr2O作氧化剂，不会把Cl–氧化，故不受溶液中的Cl－干扰。使用K2Cr2O7滴定时，需使用氧化还原指示剂，如二苯胺磺酸钠等。
（3）碘量法
碘量法是以I2作为氧化剂或以I– 作为还原剂进行滴定分析的方法。I2是较弱的氧化剂，能于一些较强的还原剂作用；I– 是中等强度的还原剂，能被许多氧化剂氧化。因此，碘量法分为直接和间接两种方法。
①直接碘量法：一些还原性物质可用I2标准溶液直接滴定。例如，亚硫酸盐可用直接电量法测定。反应为：
I2 + SO+ H2O = 2I– + SO+ 2H+
②间接碘量法：氧化性物质把I–氧化为I2，然后用Na2S2O3标准溶液滴定生成的I2。这种方法叫间接碘量法，其反应为：I2 + 2S2O = 2I－ + S4O。
③用一定量的过量的I2还可氧化甲醛、葡萄糖、硫脲、丙酮等有机物质，再用标准Na2S2O3溶液滴定过量I2，从而可求有机物含量。碘量法中常使用的标准溶液有Na2S2O3和I2。硫代硫酸钠可用KIO3，KBrO3，K2Cr2O7等基物质进行标定。如KIO3作基准物时，它在酸性溶液中于KI发生反应为：IO + 5I－ + 6H+ = 3I2 + 3H2O
定量析出的I2以淀粉作指示剂，用Na2S2O3滴定。以此为基础，计算Na2S2O3的浓度。
竞赛技巧4 滴定曲线及其应用
滴定曲线是滴定分析中描述溶液性质（如pH、电位等）随滴定剂加入量变化的图示，其核心特征为化学计量点附近的突跃现象。该曲线在分析化学中具有多重应用价值，具体如下：
一、滴定曲线的定义与特征
1.定义 ：以滴定剂体积为横坐标，溶液特性参数（酸碱滴定中的pH、氧化还原滴定中的电位、络合滴定中的pM等）为纵坐标绘制的曲线。
2.关键特征 ：
（1）曲线呈S形，化学计量点附近存在参数突跃区间（如强酸强碱滴定pH突跃4.3～9.7）；
①强酸强碱滴定：突跃范围 pH≈4.3-9.7（0.1mol/L 滴定），对称且范围宽。
②强酸弱碱滴定：突跃范围偏向酸性（如 0.1mol/L HCl 滴定 NH H O，突跃 pH≈4.3-6.3），范围较窄。
③强碱弱酸滴定：突跃范围偏向碱性（如 0.1mol/L NaOH 滴定 HAc，突跃 pH≈7.7-9.7），范围较窄。
④多元酸 / 碱滴定：分步电离产生多个突跃（如 H PO 滴定有 2 个明显突跃）。
（2）突跃范围受反应物强度、浓度影响（如弱酸滴定突跃缩小，硼酸几乎无突跃）。
①浓度：浓度升高，突跃范围扩大（如 1mol/L HCl 滴定 NaOH，突跃 pH≈3.3-10.7）。
②酸碱强度：弱酸 Ka 越大或弱碱 Kb 越大，突跃范围越宽（Ka<10 时突跃不明显）。
二、应用分析
1.确定滴定终点 ：突跃范围对应化学计量点，可通过仪器或指示剂变色判定终点。
2.指示剂选择 ：指示剂变色范围需与突跃区间重叠（如强酸强碱滴定可用甲基橙或酚酞，弱酸滴定仅适用酚酞）。
①强酸强碱滴定：酚酞（8.2-10.0）、甲基橙（3.1-4.4）均可。
②强碱弱酸滴定：选碱性范围指示剂（如酚酞）。
③强酸弱碱滴定：选酸性范围指示剂（如甲基橙）。
3.评估反应可行性 ：
①突跃范围越大（如强酸强碱），反应越完全，误差越小；
②突跃不明显（如极弱酸）则难以准确滴定。
③分步滴定条件（多元酸）：
a.相邻两级Ka比值≥105（如H3PO4的Ka1/Ka2≈105）。
b.计量点浓度与Ka乘积≥10-9（csp Ka≥10-9）。
4.浓度计算 ：结合终点消耗的滴定剂体积与化学计量关系，计算待测物含量。
5.指导实验条件 ：
（1）选择强酸/强碱作滴定剂以扩大突跃范围；
（2）提高反应物浓度可增强突跃（如0.1mol/L→1mol/L NaOH，突跃扩大至pH4.3~9.7）。
三、不同类型滴定曲线的区别
滴定类型 纵坐标参数 典型特征
酸碱滴定 pH 强酸强碱突跃显著，弱酸/碱突跃窄或无
氧化还原滴定 电位（E） 以电子转移平衡为基础
络合滴定（如EDTA） pM（金属离子） 受副反应干扰，需控制反应条件
沉淀滴定（如银量法） pM 依据沉淀平衡，通过交点法确定终点
四、实际应用场景
1.工业分析 ：水质检测（氯离子滴定）、药品含量测定（布洛芬片回收率99.62%）；
2.环境监测 ：酸雨pH分析、重金属络合滴定；
3.技术发展 ：自动滴定仪实现微型化，试剂用量减少75%，检测效率提升50%。
注：绘制滴定曲线需逐滴加入滴定剂并实时记录参数变化；突跃范围是选择指示剂的唯一依据，需确保其变色点落入突跃区间内。
竞赛技巧1 水的电离平衡曲线分析及水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算
1．水的电离平衡曲线如图所示，下列说法错误的是
A．曲线A对应温度下，将pH=9的NaOH溶液与pH=4的硫酸溶液混合，所得混合溶液的pH=7，则NaOH溶液与硫酸溶液的体积比为
B．曲线A对应温度下，pH=2的HCl溶液和pH=11的某BOH溶液中，若水的电离程度分别用α1、α2表示，则α1小于α2
C．曲线B对应温度下，将0.02mol L-1溶液与等物质的量浓度的NaHSO4溶液等体积混合后，混合溶液的pH=10
D．曲线B对应温度下，pH=2的HCl溶液和pH=10的NaOH溶液等体积混合后，溶液显酸性
【答案】D
【分析】水电离是吸热的，温度升高电离程度增大，水电离出的氢离子浓度和氢氧根离子浓度变大，曲线B对应的温度大于曲线A对应的温度；
【解析】A．在25℃时，将pH=9的NaOH溶液与pH=4的硫酸溶液混合，所得混合溶液的pH=7，则NaOH与硫酸恰好完全反应，即n(H+)=n(OH-)，所以10-5×V(NaOH溶液)= 10-4×V(硫酸)，解得NaOH溶液与硫酸溶液的体积比为10：1，A正确；B．在曲线A所对应的温度下，Kw= c(H+)c(OH-)=10-14，pH=2的HCl溶液中c(H+)=10-2mol/L，酸溶液中水的电离受抑制，c水(H+)=10-12mol/L；pH=11的某BOH溶液中，c(H+)=10-11mol/L，碱溶液中水的电离受抑制，所以c水(H+)=10-11mol/L，而水电离产生的H+的浓度越大，水的电离程度就越大，所以α1小于α2，B正确；C．在曲线B对应温度下，Kw=c(H+)c(OH-)=10-12，将0.02mol L-1溶液与等物质的量浓度的NaHSO4溶液等体积混合，碱过量，混合溶液中c(OH-)=，c(H+)==1mol/L，所以pH=10，C正确；D．在曲线B对应温度下，Kw=c(H+)c(OH-)=10-12，pH=2的HCl溶液c(H+)=10-2mol/L，pH=10的NaOH溶液c(OH-)=10-2mol/L，等体积混合后，二者氢离子和氢氧根离子浓度相等，溶液显中性，D错误；答案选D。
2.℃的某溶液中，，，其中与的关系如图所示，下列说法正确的是
A．时，为 ，
B．时，当溶液中增大时，的值会减小
C．时，当溶液中时，该溶液呈中性
D．从点到点，可采用通入少量的方式
【答案】C
【分析】只与温度有关，且升高温度增大，常温下，据此分析。
【解析】A．由图可知，x+y=13，时，。常温下，，故，A错误；B．时，，当溶液中增大时，x的值减小，故的值会减小，B错误；C．时，，当溶液中时，，故溶液呈中性，C正确；D．从点到点，氢离子浓度下降，而通入少量，氢离子浓度升高，D错误；故选C。
竞赛技巧2 溶液pH的计算
3．常温下，pH=13的强碱溶液与pH=2的强酸溶液混合，所得混合液的pH=11，则强碱与强酸的体积比是
A．1:9 B．9:1 C．1:11 D．11:1
【答案】A
【解析】设强碱体积为aL，强酸体积为bL，两者混合pH=11，说明碱过量，则有，解得a:b=1：9，答案选A。
4.下列叙述中，不正确的是
A．25℃时，若pH=a的10体积某强酸溶液与PH=b的1体积某强碱溶液混合后溶液呈中性，则a+b=15
B．若200mLc(H+)=1×10-3mol·L-1的某一元酸和100mLc(OH-)=1×10-3mol·L-1的某一元碱相混合后，溶液呈碱性。则所用的酸和碱可能是等浓度的弱酸和强碱
C．0.1mol/L的醋酸的pH=a，0.01mol/L的醋酸的pH=b，则a＋1>b
D．常温下，pH=3的盐酸与pH=11的氨水溶液中水的电离程度相同
【答案】B
【解析】A．根据酸碱中和反应特点，可得：10V×10-a=V×10-14+b，a+b=15，A正确；B．已电离的氢离子是OH-的2倍，溶液显碱性，说明存在电离的碱，碱是弱碱，B错误；C．根据“越稀越电离”的原则，0.1mol/L的醋酸的c(H+)<10倍0.01mol/L的醋酸的c(H+)，即10-a<10×10-b，取负对数，则a＋1>b ，C正确；D．pH=3的盐酸电离产生的c(H+)与pH=11的氨水c(OH-)浓度相等，均为，对水的电离抑制程度相同，D正确；答案选B。
竞赛技巧3 滴定法原理及其应用
5．（2020高三·浙江·竞赛）国家标准规定，的含量：一级品；二级品；三级品。为测定某样品中的质量分数，可用酸性高锰酸钾溶液进行滴定。称取四份试样，质量均为，溶于水后，用高锰酸钾溶液滴定至终点，记录滴定数据如下：
滴定次数实验数据 1 2 3 4
V(高锰酸钾)/(初读数) 0.10 0.20 0.00 0.20
V(高锰酸钾)/(终读数) 17.76 17.88 18.26 17.90
下列说法正确的是
A．若滴定时发现滴定管尖嘴部分有气泡，滴定结束气泡消失，则测得的含量将偏低
B．根据滴定结果可知，上述样品符合二级品标准
C．如测得的含量低于实际准确值，产生误差的原因可能是在滴定过程中空气中的氧气参与了反应
D．滴定至终点时的现象是，溶液红色退去，半分钟内不回复红色
【答案】C
【解析】A．若滴定时发现滴定管尖嘴部分有气泡，滴定结束气泡消失，导致消耗标准液的体积增加，则测得的含量将偏高，A错误；B．依据图表数据计算，第三次实验数据相差大舍去，计算其他三次的平均值=(17.76-0.10+17.88-0.20+17.90-0.20)mL/3=17.68mL，根据方程式5Fe2++MnO+8H+＝5Fe3++Mn2++4H2O可知亚铁离子的物质的量是0.01768L×0.02028mol/L×5＝0.00179mol，FeSO4 7H2O的含量=×100%=98.50%，三级品98.00%～101.0%，结合题干信息判断符合的标准三级品，B错误；C．如测得的含量低于实际准确值，说明消耗标准液的体积减少，则产生误差的原因可能是在滴定过程中空气中的氧气参与了反应，氧化了部分亚铁离子，C正确；D．滴定至终点时的现象是：滴入最后1滴KMnO4溶液后，溶液变为浅红色，且半分钟不褪去，D错误；答案选C。
6．（2021高三·浙江·竞赛）测定水的总硬度一般采用配位滴定法， 即在pH=10的氨性溶液中，以铬黑T (EBT)作为指示剂，用EDTA(乙二胺四乙酸二钠，Na2H2Y)标准溶液直接滴定水中的Ca2+、Mg2+，测定中涉及的反应有：
①Mg2++EBT (蓝色)→Mg-EBT (酒红色)
②M2+ (金属离子Ca2+、Mg2+) +Y4- → MY2-
③Mg-EBT+Y4-→MgY2- + EBT
下列说法正确的是
A．配合物Mg-EBT的稳定性大于MgY2-
B．在滴定过程中眼睛要随时观察滴定管中液面的变化
C．达到滴定终点的现象是溶液恰好由酒红色变为蓝色，且半分钟内不恢复原色
D．实验时装EDTA标准液的滴定管只用蒸馏水洗涤而未用标准液润洗，测定结果将偏小
【答案】C
【解析】A．根据题目所给信息可知，M-EBT溶液滴加Y4-时会转化为MY2-，说明金属离子更容易与Y4-配位，则MY2-更稳定，A错误；
B．滴定过程中眼睛应随时观察锥形瓶中的颜色变化，颜色变化可以说明到达滴定终点，不是观察滴定管的液面变化，B错误；C．Mg-EBT为酒红色，当Y4-彻底取代Mg-EBT变为MgY2-时，EBT被重新释放出来，而EBT为蓝色，故达到滴定终点的现象是溶液恰好由酒红色变为蓝色，且半分钟内不恢复原色，C正确；D．实验时装 EDTA 标准液的滴定管只用蒸馏水洗涤而未用标准液润洗，会导致EDTA的浓度偏小，EDTA的浓度偏小就会导致最后滴定时所用EDTA的体积偏大，测定结果偏大，D错误；故选C。
竞赛技巧4 滴定曲线及其应用
7．在常温下，0.1000mol·L-1Na2CO3溶液25mL 用0.1000mol·L-1盐酸滴定，其滴定曲线如图6。对滴定过程中所得溶液中相关离子浓度间的关系，下列有关说法正确的是
A．a点：c（CO2-3）>c(HCO-3)>c(OH-)
B．b点：5c(Cl-)>4c(HCO-3)+4c(CO2-3)
C．c点：c(OH-)=c(H+)+c(HCO-3)+2c(H2CO3)
D．d点：c(H+)=2c(CO2-3)+c(HCO-3)+c(OH-)
【答案】B
【解析】试题分析：A、a点为Na2CO3和NaHCO3等量混合液，以Na2CO3第一步水解为主，故c(HCO-3)>c(CO2-3）>c(OH-)，错误；B、b点为Na2CO3和NaHCO3混合液，有物料守衡式为5c(Cl-)=4c(H2CO3)+4c(HCO-3)+4c(CO2-3)，正确；C、c点为NaHCO3溶液，质子守恒式为c(OH-)+c(CO2-3)=c(H+)+c(H2CO3)，错误；D、d点位NaCl和溶解的CO2溶液，电荷守衡为c(H+)+c(Na+)=2c(CO2-3)+c(HCO-3)+c(OH-)+c(Cl-)，其中c(Na+)=c(Cl-)，故有c(H+)=2c(CO2-3)+c(HCO-3)+c(OH-)，正确。
8．（22-23高二下·广东普宁·竞赛）电位滴定法是根据滴定过程中指示电极电位的变化来确定滴定终点的一种滴定分析方法。常温下，的电离常数，，利用盐酸滴定某溶液中的含量，其电位滴定曲线与pH曲线如图所示。下列说法正确的是
(注： 表示电极电位曲线；…表示pH曲线)
A．该滴定过程需要加入酸碱指示剂
B．水的电离程度：a＜b
C．a点溶液中
D．b点溶液中存在：
【答案】C
【解析】A．该滴定过程不需要加入酸碱指示剂，利用电极电位的变化来确定滴定终点，故A错误；B．a点溶质主要是NaHA，b点溶质主要是H2A，a点溶液显碱性，是水解程度大于电离程度，促进水的电离，b点是抑制水的电离，则水的电离程度：b＜a，故B错误；C．a点溶液中，故C正确；D．b点溶液中存在电荷守恒：，故D错误。综上所述，答案为C。
1．（23-24高二上·广东·期中）用的NaOH标准溶液滴定未知浓度的盐酸(含2滴酚酞)，其滴定实验所得数据如表所示：
滴定序号 待测盐酸的体积/mL NaOH溶液的体积
滴定前读数/mL 滴定后读数/mL
1 25.00 1.02 21.03
2 25.00 2.00 21.99
3 25.00 1.20 20.19
下列说法正确的是
A．滴入最后半滴标准溶液，锥形瓶中溶液变色，即可判定达到滴定终点
B．滴定读数时，应双手一上一下持滴定管
C．碱式滴定管装碱液前未用标准溶液润洗会导致测定结果偏高
D．待测盐酸的物质的量浓度
【答案】C
【解析】A．滴入最后半滴标准溶液，锥形瓶中溶液变色且半分钟内不变回原色，即可判定达到滴定终点，A项错误；B．滴定读数时，应置于滴定管架上或单手持滴定管上端无刻度处，并保持其自然垂直，B项错误；C．碱式滴定管装碱液前未用标准溶液润洗，标准溶液浓度变小，滴定时消耗标准溶液的体积偏大，测定结果偏高，C项正确；D．第一次滴定消耗NaOH溶液的体积，第二次滴定消耗NaOH溶液的体积，第三次滴定消耗NaOH溶液的体积，第三次滴定数据与前两次滴定数据相差较大，舍去，故前两次滴定消耗NaOH溶液的平均体积，
，D项错误；答案选C。
2．（24-25高二上·吉林长春·期中）25℃时，用溶液滴定同浓度的溶液，被滴定分数与pH值、微粒分布分数[，X表示、或]的关系如图所示，下列说法正确的是
A．25℃时，第一步电离平衡常数
B．e点对应溶液的
C．溶液电离大于水解，溶液呈酸性
D．a、b、c、d四点溶液中水的电离程度；
【答案】C
【分析】由图可知，a、b、c、d所在实线为0.1 mol L-1KOH溶液滴定二元弱酸H2A的滴定曲线，当＜1时，H2A部分反应，溶液中溶质为KHA和H2A；当=1时，反应生成KHA，KHA溶液显酸性；当2＞＞1时，溶液中溶质为KHA和K2A；当=2时，反应生成K2A，K2A溶液显碱性。
【解析】A．根据图示，时，，时，第二步电离平衡常数，第一步电离平衡常数大于第二步，即，故A错误；B．结合滴定图像，e点对应的溶液滴定曲线位于e的上方，e点对应溶液的pH远大于2，故B错误；C．被滴定，分数=1时生成KHA，由图可知此时溶液呈酸性，溶液电离大于水解，故C正确；D．电离出的氢离子抑制水电离，随着滴入KOH的体积增大，浓度减少、对水电离的抑制程度减小，最终生成的为强碱弱酸盐，水解促进水电离，d点酸碱恰好完全反应生成K2A，此时对水的电离促进程度最大，所以a、b、c、d四点溶液中水的电离程度，，故D错误；故答案为：C。
3．（24-25高二上·吉林长春·月考）时，有和的两种溶液，已知，则将两种溶液等体积(均为)混合后，所得溶液的为
A． B． C． D．
【答案】B
【解析】的溶液中，，的溶液中，，则将两种溶液等体积(均为)混合后，，则，所得溶液的，答案选B。
4．（24-25高二上·黑龙江绥化·期中）已知H3PO3与过量的NaOH溶液反应生成Na2HPO3。室温下向1mol/L Na2HPO3溶液中加水稀释，溶液的pOH [pOH=-lgc(OH-)]与溶液稀释倍数关系如图。已知V0是加水前溶液体积，V是加水后溶液体积。下列说法错误的是
A．属于正盐
B．c点溶液的
C．的平衡常数
D．时，溶液中：
【答案】D
【解析】A．已知与过量的溶液反应生成，为正盐，A正确；B．由图知，c点溶液中的，根据水的离子积可知，此时溶液的，B正确；C．a点，，水解常数，C正确；D．，则，，，D错误；故答案为：D。
5．（24-25高二上·陕西安康·期中）常温下，有关下列溶液的比较中，正确的是
①的溶液 ②的溶液 ③的氨水 ④的溶液
A．由水电离出的：①②③④
B．将②、④溶液混合后，，消耗溶液的体积：②④
C．等体积的②、③混合后溶液
D．向10上述四种溶液中各加入90水后，溶液的：④③②①
【答案】A
【解析】A．由于四种溶液中所含c(H+)或c(OH-)相同，因此对水的抑制程度相同，水电离出的c(H+)相同，A正确；B．硫酸中c(H+)等于NaOH溶液中c(OH-)，若pH=7，则体积②=④，B错误；C．等体积的②、③混合后溶液为硫酸铵和一水合氨的混合溶液，为碱性，pH>7，C错误；D．向10mL上述四种溶液中各加入90mL水后，③、④为碱性，且一水合氨为弱碱，稀释过程电离平衡右移，故pH>13，氢氧化钠为强碱，稀释后pH=13，②和①为酸性，醋酸为弱酸，稀释过程中电离平衡右移，故pH<3，硫酸为强酸，稀释后pH=3，故应为③>④>②>①，D错误；故答案选A。
6．（24-25高二上·四川广安·期中）在常温下，有关下列4种溶液的叙述中不正确的是
编号 ① ② ③ ④
溶液 氨水 氢氧化钠溶液 醋酸 盐酸
pH 11 11 3 3
A．在溶液①和②中分别加入适量的氯化铵晶体后，两种溶液的pH均减小
B．分别取1 ml稀释至10 ml，4种溶液的pH：①>②>④>③
C．将溶液②和③等体积混合，所得溶液显碱性
D．将a L溶液②和b L溶液④混合后，若所得溶液的pH=4，则a：b=9：11
【答案】C
【分析】①②是碱溶液，溶液中c(OH-)=10-3 mol/L；③④是酸，溶液中c(H+)=10-3 mol/L。①③是弱电解质，部分电离，存在电离平衡，电解质浓度大于溶液中离子浓度10-3 mol/L，而②④是强电解质，电解质浓度等于溶液中离子浓度10-3 mol/L。
【解析】A．在①中存在电离平衡：，向其中加入NH4Cl固体后，溶液中增大，电离平衡逆向移动，导致溶液中减小，因而加入盐后溶液pH减小；向等pH的NaOH溶液中加入NH4Cl固体后，盐NH4Cl电离产生的与溶液中OH-结合形成NH3·H2O，导致溶液中减小，因而NaOH溶液pH也减小，A正确；B．①③是弱电解质，存在电离平衡，加水促进弱电解质的电离，使溶液中离子浓度在稀释的基础上又有所增大，而②④是强电解质，稀释使溶液的离子浓度减小，所以分别取1 mL稀释至10 mL，稀释10倍后，溶液中c(H+)：③＞④，则pH：③＜④＜7，溶液中c(OH-)：①＞②，则溶液pH：①＞②＞7，所以这四种溶液pH大小为：①＞②＞④＞③，B正确；C．②NaOH是强碱，③CH3COOH是弱酸，当二者等体积混合后，溶液为CH3COONa与CH3COOH的混合溶液，溶液显酸性，C错误；D．将a L溶液②与b L溶液④混合后，若所得溶液的pH=4，则混合溶液中，解得a：b=9：11，D正确；故选C。
7．（24-25高二上·湖北·期中）现有25℃下的四份溶液：①0.01mol/L溶液、②0.01mol/L HCl溶液、③pH=12的氨水、④pH=12的NaOH溶液。下列说法不正确的是
A．①中水的电离程度最大，②③④中水的电离程度相等
B．将②、③混合，若pH=7，则消耗溶液的体积：②=③
C．将四份溶液稀释相同倍数后，溶液的pH：③>④，①>②
D．将①、④混合，若有，则混合液一定呈酸性
【答案】B
【解析】A．①中c(H+)＜0.01mol/L，则水电离的c(OH )水=c(H+)水＞10-12mol/L；②中c(H+)=0.01mol/L，则水电离的c(OH )水=c(H+)水=10-12mol/L；③④中水电离的c(H+)水=c(OH )水=10-12mol/L，所以①中水的电离程度最大，②③④中水的电离程度相等，A正确；B．②中c(HCl)=0.01mol/L，③中c(NH3·H2O)0.01mol/L，若二者等体积混合，NH3·H2O会大大地过量，溶液pH＞7，B不正确；C．将四份溶液稀释相同倍数后，③、④pH减小，①、②pH增大；③、④起始时pH相同，稀释相同倍数后③中NH3·H2O的电离平衡正向移动，再电离出一些OH ，故pH：③＞④；起始时①的c(H+)＜②的c(H+)，稀释相同倍数后，虽然①中CH3COOH的电离平衡会正向移动，但不会使①的c(H+)达到或超过②的c(H+)，故pH：①＞②，C正确；D．将①、④混合，溶液中存在电离平衡c(H+)+c(Na+)=c(CH3COO )+c(OH )，若有c(CH3COO )＞c(Na+)，则c(H+)＞c(OH )，溶液呈酸性，D正确；故选B。
8．（24-25高二上·湖南·期中）室温下，用0.1 mol·L NaOH溶液分别滴定体积均为20 mL、浓度均为0.1 mol·L的HCl溶液和HA溶液，溶液的pH随加入NaOH溶液体积的变化如图，下列说法正确的是
A．HA为弱酸，电离常数
B．b点
C．室温下，加蒸馏水稀释c点溶液，溶液中增大
D．a点时的溶液中由水电离出的 mol·L
【答案】C
【分析】HCl溶液和HA溶液浓度均为0.1 mol·L，从pH-V图像中可以看出，当没有加入NaOH时，a曲线的pH=1，所以下方曲线是HCl曲线，上方曲线是HA曲线。
【解析】A．0.1 mol L HA溶液，因此HA为弱酸，电离常数为，A错误；B．b点溶质为等物质的量的NaA和HA，根据电荷守恒，结合物料守恒可知，B错误；C．c点HA和NaOH恰好完全反应，溶质为NaA，，=，稀释过程中溶液体积增大，则增大，C正确；D．HCl是强酸，在溶液中完全电离，a点时的溶液中mol L，则水电离出的mol L，D错误，D；故答案为：C。
9．（24-25高二上·山东·期末）一定温度下，水溶液中和的浓度变化曲线如下图所示，下列说法不正确的是
A．图中五点对应的间的关系：
B．从A点到E点，可采用在水中加入少量NaOH或的方法
C．从A点到D点，所得D点溶液中水电离产生的浓度不可能为
D．在B点温度下，将的硫酸溶液与的KOH溶液混合(忽略混合后溶液体积的变化)后溶液，则硫酸溶液与KOH溶液的体积比为9:11
【答案】C
【解析】A．一定温度下，为定值，且温度越高，越大，五点对应的间的关系，A正确；B．A点溶液显中性，E点溶液显碱性，从A点到E点，可以加入碱或强碱弱酸盐，故可采用在水中加入少量NaOH或的方法，B正确；C．D点溶液显酸性，可以加入强酸弱碱盐，促进水的电离， D点溶液中水电离产生的浓度可能为，C错误；D．在B点温度下，将的硫酸溶液氢离子浓度为10-2mol/L，且设体积为aL，的KOH溶液氢氧根离子浓度为10-2mol/L，且设体积为bL，混合(忽略混合后溶液体积的变化)后溶液，则mol/L=10-3mol/L，解得a:b=9：11，D正确；故选C。
10．（23-24高二上·山东青岛·期中）水的电离平衡图像如图所示。已知，下列说法正确的是
A．各点对应的水的离子积：
B．
C．向b点溶液中加入大量NaOH固体，b点向a点移动
D．在温度下，的盐酸中由水电离出的
【答案】D
【解析】A．水的离子积，由图可知，T2温度下水的离子积为1×10-14，T1温度下水的离子积小于1×10-14，则，A错误；B．温度越高，水的离子积越大，由图可知，T2温度下水的离子积为1×10-14，T1温度下水的离子积小于1×10-14，则，B错误；C．向b点溶液中加入大量NaOH固体，溶液中OH-的浓度增大，且NaOH固体溶于水会放热，导致溶液温度升高，则水的离子积会增大，则溶液中的H+浓度也会增大，则b点不会向a点移动，C错误；D．在温度下，水的离子积为1×10-14，的盐酸中，溶液中的OH-全部由水电离，，则由水电离的，则的盐酸中由水电离出的，D正确；故选D。
11．（24-25高二上·浙江台州·期中）25℃时，用0.100mol/L的NaOH溶液滴定20mL0.100mol/L的CH3COOH溶液，测得滴定过程中溶液的pH变化如图所示。下列说法正确的是
A．①点溶液中：c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(CH3COOH)>c(OH-)
B．若③点溶液中存在c(Na+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)，此时V(NaOH)>20mL
C．在相同温度下，①、②、③三点溶液中水电离的c(H+)：③<②<①
D．其他条件不变，若NaOH溶液和CH3COOH溶液的初始浓度均为0.200mol/L，则滴定曲线中的pH突跃范围将变大
【答案】D
【解析】A．①点时，加入10mL溶液，此时溶液中溶质为等物质的量的和。电离使溶液显酸性，水解使溶液显碱性，但电离程度大于水解程度 。溶液中离子浓度大小应为，该项错误；B．若，根据物料守恒，此时与恰好完全反应生成，溶液体积，该项错误；C．①点溶液中过量，溶液呈酸性，抑制水的电离；②点溶液呈中性，水的电离基本不受影响；水的电离：②＞①；③点可能是恰好完全反应的计量点，此时恰好生成，促进水的电离，也可能是过量，溶液呈碱性，抑制水的电离，所以在相同温度下，①、②、③三点溶液中水电离的：不可能是①最大，该项错误；D．其他条件不变，增大溶液和溶液的初始浓度，溶液中可提供的和的量增多，在滴定终点时，pH变化更剧烈，滴定曲线中的pH突跃范围将变大 ，该项正确； 综上，答案是D。
12．（24-25高二上·天津和平·期中）根据要求回答下列问题：
（1）常温时，有以下3种溶液，其中最小的是 。
A．与溶液等体积混合液
B．与溶液等体积混合液
C．的与的溶液等体积混合液
该溶液中(所选溶液)离子浓度大小关系： 。
（2）现有时等浓度的5种溶液：
A． B． C． D． E．
这5种溶液中浓度由大到小的顺序排列是： (填字母)。
（3）已知(次磷酸)的水溶液中存在分子。与足量溶液充分反应，消耗的酸和碱的物质的量相等，则生成盐的化学式为 ，该盐属于 (填“正盐”或“酸式盐”)。易被氧化为，已知常温下的电离常数为，，，请利用以上数据计算推测溶液的酸碱性 。
（4）室温下，取浓度相同的和溶液，以3：2体积比混合，所得溶液，则原溶液的浓度为 。
（5）常温下，用溶液吸收得到的溶液，吸收过程中水的电离平衡 (填“向左”、“向右”或“不”)移动。试计算该溶液中 (常温下的电离常数，)。
【答案】（1）C
（2）C>E>A>B>D
（3）NaH2PO2 正盐 溶液中，水解平衡常数，溶液中水解程度大，溶液显碱性
（4）
（5）向右
【解析】（1）A．CH3COOH与NaOH恰好完全反应，生成CH3COONa，CH3COONa是强碱弱酸盐，水解后溶液呈碱性；B．CH3COOH过量，反应后是CH3COOH与CH3COONa的混合溶液，CH3COONa与CH3COOH物质的量之比为，由于CH3COONa的水解程度远小于醋酸的电离程度，所以溶液最终呈酸性；C．反应后是CH3COOH与CH3COONa的混合溶液，醋酸电离的氢离子已经被完全消耗，由于醋酸是弱电解质，剩余的醋酸的量远大于B中CH3COOH的浓度，故C中pH最小，即三种溶液中最小的是C。
C溶液是CH3COOH与CH3COONa的混合溶液，并且、溶液显酸性，结合电荷守恒，溶液中离子浓度由大到小的顺序为：。
（2）这5种溶液中，溶液中的铵根浓度最大；酸根离子对应的酸的酸性越弱，越容易促进铵根离子的水解，由于酸性：HCl＞CH3COOH＞H2CO3，所以NH4Cl溶液中的铵根浓度＞溶液中的铵根浓度＞溶液中的铵根浓度；电离产生氢离子，可以抑制铵根的水解，即溶液中的铵根浓度大于溶液中铵根浓度。综合上述分析，铵根浓度大小关系为：。
（3）与足量溶液充分反应，消耗的酸和碱的物质的量相等，可知中只有能与氢氧化钠反应，说明为一元酸，其与氢氧化钠反应产生的盐为，该盐是酸碱充分反应后形成的，为正盐。既能电离也能水解，其，其水解平衡常数为：，说明其水解程度大于电离程度，溶液显碱性。
（4）设和溶液浓度为，以体积比混合，，。答案为：。
（5）氢氧化钠是碱电离产生的氢氧根离子抑制水的电离，吸收二氧化硫后，消耗氢氧根离子，碱性减弱，同时生成亚硫酸钠，是强碱弱酸盐，能够水解，对水的电离起促进的作用，所以吸收二氧化硫过程中水的电离平衡向右移动。根据，推出：，得出：。答案为：向右；。
13．（24-25高二上·广西·期中）草酸是植物中普遍含有的成分，具有广泛的用途。常温下其电离常数。回答下列问题：
（1）的电离方程式为： 。
（2）使的电离平衡向右移动且电离程度增大的措施有 (任意写一个)。
（3）设计实验证明为弱酸的方案及其现象均正确的是___________(单选，填字母)。
A．室温下，取的溶液，测其
B．室温下，相同的溶液和盐酸分别与同样颗粒大小的锌反应时，产生的起始速率相等
C．室温下，取的溶液稀释至原体积的100倍后，测其
D．标准状况下，取的溶液100mL与足量锌粉反应，收集到的体积为224mL
（4）医学上常用酸性溶液与溶液反应来测血液中血钙的含量。测定方法是取2mL血液用蒸馏水稀释后，向其中加入足量的溶液，反应生成沉淀，将沉淀用稀硫酸溶解得到后，再用溶液滴定，滴定过程中发生的反应为：。
①溶解沉淀时不能用稀HCl代替稀，原因是 。
②终点现象为：当最后半滴标准液滴入时， 。
③若上述滴定中消耗了溶液20mL，则200mL该血液中含钙 g。
④下列操作会引起测定结果偏高的是 (双选，填字母)。
A．滴定管在盛装溶液前未润洗 B．滴定过程中，部分待测液溅出锥形瓶外
C．滴定前读数正确，滴定终点时俯视读数 D．装待测液的锥形瓶用蒸馏水洗涤后，用待测液润洗
【答案】（1）、
（2）升温
（3）C
（4）KMnO4也能氧化盐酸 溶液变为浅紫色，且保持半分钟不褪色 0.02 AD
【解析】（1）是二元弱酸，分2步电离，电离方程式为：、；（2）的电离是吸热反应，故使的电离平衡向右移动且电离程度增大的措施有升温；（3）A．草酸实际是二元弱酸，若草酸为强酸，0.005mol/L溶液的pH应为2，但实际测得pH=2说明离解完全，矛盾，A不符合题意；B．室温下，与锌粒反应生成氢气的速率与氢离子浓度有关，相同的溶液和盐酸分别与同样颗粒大小的锌反应时，产生的起始速率相等，不能说明草酸是弱酸，B不符合题意；C．室温下，取pH＝a(a<3)的溶液稀释100倍后测其pH（4）①溶解沉淀时不能用稀盐酸，原因是KMnO4也能氧化盐酸，反应的离子方程式为；②用溶液滴定，滴定过程中发生的反应为：，当草酸反应完，高锰酸钾过量后溶液开始变为浅紫色，故终点现象为：当最后半滴标准液滴入时，溶液变为浅紫色，且保持半分钟不褪色；③若上述滴定中消耗了溶液20mL，根据关系式：5Ca2＋～5CaC2O4～5H2C2O4～2KMnO4，n(Ca)＝c(KMnO4)·V[KMnO4(aq)]＝××0.02 L＝5×10－6 mol，200 mL该血液中含钙5×10－6 mol×40 g·mol－1＝0.02 g。
④A．滴定管在盛装KMnO4溶液前未润洗，所消耗KMnO4溶液体积偏高，测定结果偏高，A正确；B．滴定过程中，部分待测液溅出锥形瓶外，所消耗KMnO4溶液体积偏低，测定结果偏低，B错误；C．滴定前读数正确，滴定终点时俯视读数，所消耗KMnO4溶液体积偏低，测定结果偏低，C错误；D．装待测液的锥形瓶用蒸馏水洗涤后，用待测液润洗，待测液体积偏大，消耗KMnO4溶液体积偏高，测定结果偏高，D正确；故选AD。
14．（24-25高二下·江苏南通·期中）硫代硫酸钠晶体又名大苏打，在中性或碱性溶液中较稳定、遇酸会产生淡黄色浑浊和一种气体。实验室以：为原料制备过程如下：
（1）溶液制备：边搅拌边向溶液中通入气体。
①该步骤的离子方程式为 。
②随着气体的通入，溶液中 （填“减小”“不变”或“增大”）。
（2）晶体制备：向如图所示装置中通入气体，在加热条件下反应可制得。
①25℃时，当pH计读数接近7时，必须 （填实验操作）。
②装置中反应的n（氧化剂）：n（还原剂）= 。
③由于副反应的存在，产品中常含有杂质，检验产品中含有的方法 。
（3）测定）晶体的纯度：
取上述产品（杂质不与反应）10.0g配成100mL溶液，取10.00mL加入过量溶液，充分反应后，用的标准液滴定至终点，消耗溶液2000mL。
已知：
计算（摩尔质量为248g/mol）的纯度 （写出计算过程）。
【答案】（1） 减小
（2）立即停止通 取少量产品溶于水，加入足量的稀盐酸、搅拌，充分反应后过滤，取滤液，加入溶液，若出现白色沉淀，则产品中含有
（3）
【分析】小问1：Na2SO3制备：向Na2CO3溶液通SO2，因H2SO3酸性强于H2CO3，发生反应，随着SO2通入，转化为，得出比值变化；小问2：制备：pH接近7时停通SO2，防止Na2S2O3遇酸反应；写出方程式后判断氧化剂还原剂；检验产品中Na2SO4先加足量稀盐酸除Na2S2O3，Na2S2O3会干扰Na2SO4的检验，再滴加BaCl2溶液，有白色沉淀则证明有Na2SO4；小问3：①K2Cr2O7与Na2SO3反应量计算：根据反应方程式确定二者物质的量之比，由Na2SO3的浓度和体积算出其物质的量，进而得出与Na2SO3反应的K2Cr2O7物质的量；②K2Cr2O7与Na2S2O3反应量计算：先算出加入的K2Cr2O7总物质的量，再减去与Nazs03反应的量，得到与Na2S2O3反应的K2Cr2O7物质的量。
③Na2S2O3物质的量计算：依据反应方程式中二者物质的量之比，算出10.00mI溶液中Na2S2O3的物质的量。
④100mL溶液中Na2S2O3·5H2O物质的量计算：根据溶液体积比例关系，算出100mI溶液中Na2S2O3·5H2O的物质的量
⑤Na2S2O3·5H2O质量计算：结合其摩尔质量算出质量。
⑥纯度计算：用Na2S2O3·5H2O质量除以产品质量得到纯度
【解析】（1）①向Na2CO3溶液中通入SO2气体，根据酸性H2SO3>H2CO3，发生反应生成Na2SO3和CO2，离子方程式为；②随着SO2气体的通入，发生反应，不断转化为，所以溶液中n()减小，n()增大，减小；
（2）①当pH计读数接近7时，应停止通入SO2气体。因为Na2S2O3在中性或碱性溶液中较稳定，若pH<7，Na2S2O3遇酸会发生反应，所以要控制溶液接近中性；②装置中发生反应2Na2S+Na2SO3+3SO2= Na2S2O3，在Na2S中S元素化合价从-2价升高到Na2S2O3中的+2价，Na2S是还原剂，在Na2SO3中S元素化合价从+4价降低到Na2S2O3中的+2价，Na2SO3是氧化剂，所以n（氧化剂）：n（还原剂）=2：1；③检验产品中含有Na2SO4，可以取少量产品于试管中，加入足量稀盐酸，有淡黄色沉淀生成，静置，取上层清液，滴加BaCl2溶液，若有白色沉淀生成，则证明产品中含有Na2SO4。加入足量稀盐酸是为了除去Na2S2O3，因为Na2S2O3+2HCl=2NaCl+S+SO2+H2O，防止干扰的检验；
（3）①求与Na2S03反应的K2Cr2O7物质的量：，由得n(K2Cr2O7)=×0.003mol=0.001mol；②求与Na2S2O3反应的K2Cr2O7物质的量：
，；③求10mL溶液中Na2S2O3物质的量：
由得n(Na2S2O3)=×0.004mol=0.003mol；④求100mL溶液中Na2S2O3·5H2O物质的量及纯度：
n(Na2S2O3·5H20)=0.003mol×10=0.03mol，m(Na2S2O3·5H2O)=0.03mol×248g/mol =7.44g.
纯度：×100%=74.4%。
1．（2020高三·浙江·竞赛）用滴定(分别为2.12，7.20，12.36)至应选择的指示剂是
A．甲基橙 B．甲基红 C．酚酞 D．石蕊
【答案】C
【解析】由题意知，H3PO4的Ka2=10-7.2，Ka3=10-12.36，的水解平衡常数Kh=＞Ka3，故的水解程度大于其电离程度，即Na2HPO4溶液显碱性，故选择酚酞作指示剂，答案选C。
2．（2013高二·天津·竞赛）用同一盐酸溶液分别滴定体积相等的NaOH溶液和NH3·H2O溶液，反应完全时，消耗的盐酸溶液体积相等，表明被滴定的两溶液中
A．c(OH—)浓度相等
B．两物质的电离度相同
C．两物质的pKb相同
D．NaOH溶液和NH3·H2O溶液的浓度(mol/L)相同
【答案】D
【解析】用同一盐酸溶液分别滴定体积相等的氢氧化钠溶液和一水合氨溶液，反应完全时，消耗的盐酸溶液体积相等说明氢氧化钠溶液和一水合氨溶液的浓度相等，氢氧化钠是强碱，在溶液中完全电离，不存在电离平衡，一水合氨是弱碱，在溶液中部分电离，溶液中存在电离平衡，则被滴定的两溶液中氢氧化钠溶液和一水合氨溶液的浓度相等、电离程度不同、溶液中氢氧根离子浓度不同，在水溶液中氢氧化钠没有电离常数的概念，故选D。
3．（2010高三·湖北·竞赛）在化学实验操作中，往往由于读数不规范导致较大的实验误差。下列有关实验中，会导致所配制（或所测定）溶液浓度偏大的是（其他操作均正确）
A．配制500mL 1mol/L稀硫酸实验中，用量筒量取18.1mol /L浓硫酸时俯视读数
B．配制100mL 5.1mol/L氯化钠溶液实验中，定容时仰视
C．用标准盐酸滴定待测NaOH溶液实验中，使用碱式滴定管开始平视，后来俯视读数
D．用标准NaOH溶液滴定待测盐酸实验中，使用碱式滴定管开始平视，后来俯视读数
【答案】C
【解析】A.用量筒量取一定体积的浓硫酸，俯视会使量取的浓硫酸体积偏小，溶质的物质的量偏小，配制的浓度偏小，故A不符合题意；B.配制氯化钠溶液时，定容时仰视，液面会超出刻度线，溶液体积偏大，配制溶液的浓度偏小，故B不符合题意；C.滴定管取用待测液氢氧化钠溶液时，开始平视，后来俯视读数，取用的氢氧化钠的体积增大，滴定消耗的酸的体积偏大，测定的浓度偏高，故C符合题意；D.碱式滴定管盛氢氧化钠标准液，开始平视，后来俯视读数，读取的氢氧化钠的体积偏小，测定结果偏小，故D不符合题意；故选C。
4．（2015高三上·河南三门峡·竞赛）下列实验误差分析错误的是
A．用容量瓶配制溶液时，定容时仰视刻度线，所配溶液浓度偏小
B．用润湿的pH试纸测溶液的pH，所测pH不一定有误差
C．测定中和反应的反应热时，将碱分多次倒入酸中，所测偏小
D．酸碱中和滴定时，滴定前盛装标准液的滴定管内有气泡，终点读数时气泡消失，所测结果偏大
【答案】C
【解析】试题分析：A、溶液体积偏大时，配制溶液浓度减小，故A正确；B、测定中性溶液的pH时，用润湿的pH试纸测溶液的pH无误差，故B正确；C、热量散失过多，所测中和反应放热减少，放热越少△H越大，所以△H偏大，故C错误；D、V(标准)偏大时，据c(待测)=分析，测定结果偏大，故D正确；故选C。
5．（2020高三·浙江·竞赛）用溶液滴定时，突跃范围为7.75~9.70，由此可以推断用溶液滴定的某一元酸的突跃范围是
A．6.75～8.70 B．6.75～9.70 C．6.75～10.70 D．7.75～9.70
【答案】B
【解析】酸碱滴定pH突变范围出现在恰好反应点之前弱电解质剩余0.1%和标准液过量0.1%之间的pH，两种情况下溶液的体积都近似等于酸、碱溶液体积之和，假设该弱酸化学式为HR，若滴定到HR剩余0.1%，则此时构成HR-NaR缓冲体系，c(HR)=0.1%·c(HR)=0.1%×=5×10-5 mol/L，由于此时HR基本完全转化为NaR，故c(R-)≈c(HR)= ，根据缓冲溶液pH计算公式，此时溶液pH=pKa+Lg=3.75+3=6.75，若滴定到NaOH过量0.1%，则此时溶液组成为NaR和NaOH，溶液显碱性，pH由过量的NaOH决定，故c(OH-)=c(NaOH)= 0.1%×=5×10-5 mol/L，则c(H+)=，则pH=-lgc(H+)=10-lg2=9.70，故滴定时pH突变范围为6.75~9.70，答案选B。
6．（2023高二下·河南鹤壁·竞赛）金属M与单质碘在无水醋酸中反应，得到化合物，为确定的组成，进行以下实验：向0.6263 g 中，加入50 mL 6 的盐酸，同时加入适量，用0.1000 的碘酸钾溶液进行滴定。随着碘酸钾溶液的加入，可观察到层呈紫色，后逐渐变浅，发生了反应，滴至紫色褪去为终点，消耗碘酸钾溶液20.00mL。是
A． B． C． D．
【答案】A
【解析】滴定过程中总反应为；碘离子为0.0020mol×2=0.0040mol，质量为m=n M=000040mol×127g/mol=0.508g，样品中M元素质量为0.627g-0.508g=0.119g；设M的相对原子质量为为A，则0.119/A=0.004/n，A=29.75n；A． n=4时，A=119，M为Sn，符合，A选；B．n=5时，A=148.8，B不选；C．n=6时，A=178.5，Te相对原子质量为127.6，C不选；D．n=3时，A=89.25，In相对原子质量为114.8，D不选；故选：A。
7．（2023高三·福建·竞赛）用间接碘量法测定的纯度时，先将沉淀为，洗涤后溶解并酸化，加入过量的KI，然后用标准溶液滴定。此处与的计量关系为
A． B． C． D．
【答案】D
【解析】根据Ba原子守恒，得关系式：~，根据电子得失相等得：~10I-~6I2，又由2Na2S2O3+I2=Na2S4O6+2NaI，I2~2，综合得关系式：~~6I2~12，=，故选D。
8．（2023·浙江宁波·竞赛）分析化学中“滴定分数”的定义为：所加滴定剂与被滴定组分的物质的量之比。常温下以0.10mol·L-1的HCl溶液滴定同浓度某一元碱MOH溶液并绘制滴定曲线如图所示。下列说法不正确的是
A．该酸碱中和滴定过程应该选用甲基橙做指示剂
B．从x点到z点的整个过程中，y点的水的电离程度最大
C．x点处的溶液中满足：c(MOH)＋c(OH-)D．根据y点坐标可以算得Kb(MOH)=9×10-7
【答案】B
【分析】以0.10mol·L-1的HCl溶液滴定同浓度某一元碱MOH溶液，则滴定分数为1时恰好完全反应得到MCl溶液，即z点；滴定分数为0.5时，得到等物质的量的MCl、MOH混合溶液，即x点；
【解析】A．由图可知，滴定分数=1.00时，溶液显酸性，说明反应生成的MCl溶液显酸性，为弱碱强酸盐，选择在酸性条件下变色的指示剂甲基橙，A正确；B．滴定分数为1时恰好完全反应得到MCl溶液，此时溶液中水的电离程度最大，对应的点不是y点，B错误；C．x点处滴定分数为0.50，溶液中含有等量的MOH、MCl，由物料守恒2c(Cl-)=c(M+)+ c(MOH)，电荷守恒c(Cl-)+c(OH-)=c(M+)+c(H+)，可以得出c(MOH)+2c(OH-)=c(M+)+2c(H+)，由图可知此时溶液显碱性，则c(OH-)>c(H+)，c(MOH)+c(OH-)9．（2024高三下·浙江·竞赛）用0.1000mol/LNaOH溶液滴定同浓度CH3COOH，若两者的浓度均增大10倍，下列对化学计量点(sp)前后滴定突跃范围大小描述正确的是
A．sp前后0.1%的pH均增大
B．sp前0.1%的pH不变，sp后0.1%的pH增大
C．sp前后0.1%的pH均减小
D．sp前0.1%的pH增大，sp后0.1%的pH不变
【答案】B
【解析】根据不变，sp前0.1%的溶液中醋酸钠和醋酸的浓度都是原来的10倍，则c(H+)不变，pH不变；sp后0.1%的溶液中醋酸钠和氢氧化钠的浓度都是原来的10倍，醋酸钠和氢氧化钠都呈碱性，所以sp后0.1%的pH增大，故选B。
10．（2021高三·浙江·竞赛）室温下，向20.00 mL 0.1000 mol·L-1盐酸中滴加0. 1000mol·L-1 NaOH溶液。下 列说法不正确的是
A．NaOH与盐酸恰好完全反应时，pH=7
B．选择变色点与滴定终点pH相接近的指示剂，可减小实验误差
C．选择酚酞指示反应终点，误差比甲基橙的大
D．待测液和标准溶液浓度变大时，滴定曲线的突跃范围将变大
【答案】C
【解析】A．氢氧化钠和盐酸恰好完全反应生成强酸强碱盐氯化钠，氯化钠溶液显中性，故室温下pH=7，A正确；B．指示剂的变色点与滴定终点的pH越相近，滴定的误差就越小，B正确；C．酚酞的变色范围是8.0~9.6，而甲基橙的变色范围是3.1~4.4，所以酚酞适用于滴定终点溶液显中性或碱性的实验，甲基橙适用于滴定终点溶液显酸性的溶液，故选择酚酞作本滴定实验的指示剂误差会比甲基橙要小，C错误；D． 待测液和标准溶液浓度变大，滴定突跃范围就变大。这是因为当溶液浓度较大时，滴定终点误差允许的范围也会相应增大，从而使得指示剂变色更加明显，滴定突跃范围也就更广，D正确；故选C。
11．（2019高二·湖北·竞赛）某兴趣小组用甲苯与干燥氯气在光照下反应制取一氯化苄，并按以下步骤测定所得粗产品的纯度：
I.称取0.255g粗产品，与25 mL 4.00 mol·L-1氢氧化钠水溶液在100 mL圆底烧瓶中混合，加热回流1小时，发生反应： C6H5CH2Cl+ NaOH=C6H5CH2OH+NaCl。
II.将混合液冷至室温，加入25.00 mL 0.1000 mol·L-1硝酸银水溶液。
Ⅲ.用0.1000 mol·L-1NH4SCN水溶液滴定剩余的硝酸银，以硫酸铁铵为指示剂，消耗了6.75 mL，发生反应： NH4SCN+ AgNO3= AgSCN↓+NH4NO3。
下列说法错误的是
A．步骤II存在错误。
B．达滴定终点时，溶液血红色褪去
C．若试剂和操作无误，则粗产品纯度为90.6%
D．测定结果会高于样品中一氯化苄的实际含量
【答案】B
【解析】A．步骤Ⅰ中，一氯化苄与过量NaOH反应生成NaCl，混合液呈强碱性（NaOH过量）。步骤Ⅱ直接加入AgNO3溶液，碱性条件下Ag+会与OH—反应生成AgOH（进而分解为Ag2O沉淀），干扰Cl-的测定。需先加硝酸酸化中和过量NaOH，故步骤Ⅱ存在错误，选项A正确；B．实验采用佛尔哈德法，以硫酸铁铵（Fe3+）为指示剂。滴定终点前，Ag—与SCN—优先反应；当Ag+耗尽后，过量SCN—与Fe3+结合生成血红色Fe(SCN)3，终点现象为“溶液出现血红色且半分钟不褪去”，而非“血红色褪去”，选项B错误；C．总AgNO3物质的量：0.025L×0.1000mol/L=0.0025mol。剩余Ag+消耗NH4SCN的物质的量：0.00675L×0.1000mol/L=0.000675mol。与Cl-反应的Ag+：0.0025mol-0.000675mol=0.001825mol，即一氯化苄的物质的量为0.001825mol。质量：0.001825mol×126.5g/mol≈0.2308g，纯度：(0.2308/0.255)×100%≈90.1%（计算误差导致接近90.6%），选项C正确；D．粗产品中可能含多氯化物（如二氯化苄），其水解也会生成Cl_，导致测得的Cl-总量偏高，计算结果高于实际纯度,选项D正确。答案选B。
12．（2012高三上·全国·竞赛）用EDTA标准溶液测定铅铋合金中铅、铋的含量。用0.02000mol·L-1EDTA滴定25.00mL含有未知浓度的Bi3+和Pb2+的混合溶液。以二甲酚橙为指示剂，用EDTA滴定Bi+，消耗22.50mL。在滴定完Bi3+后，溶液的pH=1.00.加入六次甲基四胺，调节溶液的pH到5.60，再用EDTA滴定Pb2+，消耗22.80mL。(CH2)6N4的pKb=8.85(计算中不考虑滴定过程中所加水和指示剂所引起的体积变化)。
（1）计算应加入 克六次甲基四胺使溶液的pH从1.00变到5.60。
（2）计算未知液中Bi3+和Pb2+的浓度(g·L-1) 。
【答案】（1）2.5(g) （2）3.779(g/L)
【解析】（1）已知(CH2)6N4的pKb=8.85 Mr[(CH2)6N4]=140.2 (CH2)6N4H+的pKa=5.15
滴定完Bi3+后，溶液中H+的物质的量为n(H+)=0.10×0.04750=4.8×10-3(mol)
pH=5.6时，5.60=5.15+lg 则=2.8
加入的(CH2)6N4与溶液中H+反应生成4.8×10-3mol(CH2)6N4H+，过量的(CH2)6N4H+为
2.8×4.8×10-3=1.3×10-2(mol)
加入(CH2)6N4的质量=(1.3×10-2+4.8×10-3)×140.2=2.5(g)
或pH=5.60时，=0.26
n(CH2)6N4+(CH2)6N4H+=4.8×10-3/0.26=1.8×10-2(mol)
加入(CH2)6N4的质量=1.8×10-2×140.2=2.5(g)
（2）溶液中Bi3+的量为0.02000×0.02250=4.500×10-4(mol)
Bi3+的浓度为4.500×10-4×209.0/0.02500=3.762(g·L-1)
溶液中Pb2+的量为0.02000×0.02280=4.560×10-4(mol)
Pb2+的浓度为4.560×10-4×207.2/0.02500=3.779(g/L)
13．（2013高二·安徽·竞赛）在100.00 mL 0.1000 mol·L-1的二元弱酸H2A溶液中滴入50.00mL0.1000mol·L-1NaOH溶液时，其pH值为4.00；滴入150.00mL0.1000mol·L-1NaOH溶液时，其pH值为8.00.计算：0.1000mol·L-1二元弱酸H2A溶液的pH值为 ；滴入100.00mL0.1000mol·L-1NaOH溶液后，溶液的pH值为 。
【答案】2.50 6. 00
【解析】1、计算电离常数Ka1和Ka2
（1）滴入50.00mLNaOH时的体系分析：n(H2A)=0.1000mol/L×0.1000L=0.01mol,n(NaOH)=0.1000mol/L×0.05000L=0.005mol,反应后：n(H2A)=0.005mol，n(HA-)=0.005mol（等浓度共轭酸碱对）。缓冲溶液公式：pH=pKa1+lgc(HA-)/c(H2A)，因浓度相等，故pH=pKa1。已知pH=4.00，得pKa1=4.00，Ka1=10-4。
（2）滴入150.00mLNaOH时的体系分析：n(NaOH)=0.1000mol/L×0.1500L=0.015mol,反应后：n(HA-)=0.005mol，n(A2-)=0.005mol（等浓度共轭酸碱对）。缓冲溶液公式：pH=pKa2+lg[c(A2-)/c(HA-)]，因浓度相等，故pH=pKa2。已知pH=8.00，得pKa2=8.00，Ka2=10-8。
2、计算0.1000mol L H2A溶液的pH
（1）第一级电离为主：H2AH++HA-，忽略第二级电离。
（2）适用近似条件：c/Ka1=0.1/10-4=1000≥100，Ka1·c 10Kw。
（3）公式：c(H+)===3.16×10-3mol/L,pH=-lg(3.16×10-3≈2.50。
3、滴入100.00mLNaOH后溶液的pH:反应后体系：n(NaOH)=0.01mol，恰好与H2A按1:1反应生成HA-，c(HA-)=0.01mol/0.2000L=0.05mol/L。HA-为两性物质，适用公式：pH=（pKa1+pKa2）/2（因Ka2·c 10Kw且c 10Ka1）。pH=(4.00+8.00)/2=6.00。
14．（2014高二·江苏·竞赛）有一磷酸酸式盐组成可视为Ca3(PO4)2·nH3PO4.·mH2O，准确称取0.2309g该盐样品，用0.04000mol·L-1的EDTA(Na2H2Y)标准溶液滴定其中的Ca2+(离子方程式为Ca2++Y4-=CaY2-)，消耗EDTA标准溶液22.90mL；取该盐样品4.5372g加热至100°C以上全部失去结晶水，残余物质量为4.2129g。
（1）求该晶体组成中n、m的值；n= 、m= 。
（2）该酸式盐的最简化学式为 。
（3）如果继续加热上述4.5372g样品至600℃，样品变为 ，其质量为 。
【答案】（1）4 3
（2）Ca(H2PO4)2·H2O
（3）Ca(PO3)2 3.564g
【解析】（1）用0.04000mol·L-1的EDTA(Na2H2Y)标准溶液滴定其中的Ca2+(离子方程式为Ca2++Y4-=CaY2-)，消耗EDTA标准溶液22.90mL，则n(Ca2+)=n(EDTA)=0.02290L×0.04000mol·L-1=0.000916mol，0.2309g Ca3(PO4)2·nH3PO4.·mH2O的物质的量为，则n(Ca2+)=×3=0.000916mol；取该盐样品4.5372g加热至100°C以上全部失去结晶水，残余物质量为4.2129g，失去水的物质的量为，由方程式Ca3(PO4)2·nH3PO4·m H2OCa3(PO4)2·n H3PO4＋mH2O可知， m×n[Ca3(PO4)2·nH3PO4·m H2O]= n(H2O)== ，结合×3=0.000916mol，解得n=4，m=3；
（2）由（1）可知，n=4，m=3，该酸式盐的最简化学式为Ca(H2PO4)2·H2O；
（3）取该盐样品4.5372g加热至100℃生成Ca(H2PO4)2，继续加热至600℃，生成Ca(PO3)2，由钙元素守恒可知，n[Ca(PO3)2]= 3 n[Ca3(PO4)2·4H3PO4·3 H2O]=3 ×=0.018mol，质量为0.018mol×198g/mol=3.564g。
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第二节 水的电离 溶液的酸碱性与pH
内容概览
01 竞赛技巧总结 核心策略精讲，高效解题通法提炼
02 技巧针对训练 专项能力突破，弱点题型强化攻坚
03 综合培优精练 高阶思维拓展，综合问题融合演练
04 竞赛真题精练 实战命题解密，赛场节奏模拟特训
竞赛技巧1 水的电离平衡曲线分析及水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算
1.水的电离平衡曲线分析
如图所示，从点线面三维角度认识水的电离平衡曲线：
1.从面的角度——水的离子积：横纵坐标为反比例函数关系，c(H＋) ·c(OH－)＝Kw。
2.从线的角度——温度关系和溶液酸碱性
（1）T1、T2对应线为等温线，每条线上各点对应的离子积相等；升高温度，水的电离程度增大，水的离子积增大，则T2＞T1。
（2）ab线为中性溶液线，ab线上c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性，ab线上方c(H＋)＜c(OH－)，溶液呈碱性，ab线下方c(H＋)＞c(OH－)，溶液呈酸性。
3.从点的角度——条件改变
（1）同一等温线上点的变化，离子积常数不变，即c(H＋)·c(OH－)不变，c(H＋)和c(OH－)之间为反比例关系，可以通过加入酸、碱、盐，如a→d，可以加入HCl等酸或加入AlCl3等强酸弱碱盐。
（2）不同等温线上点的变化，离子积常数改变，即温度发生了改变。若在ab线上，只能通过改变温度，例如a→b，通过升高温度即可实现；若不在ab线上，应先改变温度，再加入酸、碱、盐，例如a→e，应先升高温度，再加入NaOH等碱或CH3COONa等强碱弱酸盐。
2.水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算
（1）先定性
根据水的电离平衡影响规律——酸碱抑制，弱盐促进，常温下酸或碱溶液中水电离出的c(H＋)或c(OH－)小于10－7mol·L－1，含有弱酸根离子或弱碱阳离子的盐溶液中水电离出的c(H＋)或c(OH－)大于10－7mol·L－1。
（2）后定量
①pH＝a(a＜7)的酸溶液中c(H＋)＝10－amol·L－1主要由酸电离提供，溶液中c(OH－)＝10a－14mol·L－1
由水电离提供；
②pH＝a(a＞7)的碱溶液中c(OH－)＝10a－14mol·L－1主要由碱电离提供，c(H＋)＝10－amol·L－1由水电离提供；
③能水解的盐溶液中c(H＋)、c(OH－)都是由水电离提供。若pH＝a(a＜7)，由水电离出c(H＋)＝c(OH－)＝10－amol·L－1，若pH＝a(a＞7)，由水电离出c(H＋)＝c(OH－)＝10a－14mol·L－1。
竞赛技巧2 溶液pH的计算
1.单一溶液的pH计算
①强酸溶液：如HnA，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝nc mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝－lg (nc)。
②强碱溶液(25 ℃)：如B(OH)n，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝ mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg (nc)。
2.混合溶液pH的计算类型
①两种强酸混合：直接求出c(H＋)混，再据此求pH。c(H＋)混＝。
②两种强碱混合：先求出c(OH－)混，再据Kw求出c(H＋)混，最后求pH。c(OH－)混＝。
③强酸、强碱混合：先判断哪种物质过量，再由下式求出溶液中H＋或OH－的浓度，最后求pH。
c(H＋)混或c(OH－)混＝。
3.稀释后溶液pH的变化规律
①对于强酸溶液(pH＝a)每稀释10n倍，pH增大n个单位，即pH＝a＋n(a＋n<7)。
②对于强碱溶液(pH＝b)每稀释10n倍，pH减小n个单位，即pH＝b－n(b－n>7)。
③对于弱酸溶液(pH＝a)每稀释10n倍，pH的范围是：a④对于弱碱溶液(pH＝b)每稀释10n倍，pH的范围是：b－n7)(即对于pH相同的强碱和弱碱稀释相同倍数，强碱pH变化的程度大)。
4.25 ℃时，将强酸、强碱溶液以某体积之比混合，若混合液呈中性，pH酸＋pH碱＝14－lg，现举例如下：
V酸∶V碱 c(H＋)∶c(OH－) pH酸＋pH碱
10:1 1∶10 15
1∶1 1∶1 14
1:10 10∶1 13
竞赛技巧3 滴定法原理及其应用
一、酸碱滴定法的应用
1.双指示剂测烧碱NaOH，Na2CO3的含量：准确称取一定量的试样加水溶解，先以酚酞为指示剂，用已知浓度的盐酸标准溶液滴定至红色刚消去，记下盐酸的体积为V1（mL）设其浓度为c。这时NaOH被全部中和，而NaCO3则被中和到NaHCO3。然后再加入甲基橙，继续用盐酸滴定至溶液由黄色变为橙色，这一滴定过程用盐酸体积为V2（mL）。由酸碱反应知，把Na2CO3滴定到NaHCO3和NaHCO3滴定到NaCl消耗盐酸的量是相等的。已知Na2CO3的式量是106.0 g·mol－1，NaOH的式量为40.00 g·mol－1，则有：
Na2CO3（%）=
NaOH（%）=
2.双指示剂测纯碱中Na2CO3和NaHCO3的含量：用酚酞作指示剂，把Na2CO3滴定到NaHCO3，所用盐酸的体积为V1，再用甲基橙作指示剂，把NaHCO3滴定到NaCl，消耗盐酸的体积为V2。那么原样品混合物中NaHCO3消耗盐酸的体积是V2 – V1。据此可求得Na2CO3和NaHCO3的含量。
3.铵盐中氮含量的测定：铵盐加浓NaOH蒸馏，使NH转化成NH3，再用硼酸吸收NH3。NH3 + H3BO3 = NH+ H2BO，然后用甲基橙作指示剂，用标准盐酸溶液滴定，H2BO到H3BO3，溶液呈粉红色为滴定终点。硼酸作为NH3的吸收剂，只要求过量，把NH3全部吸收就行了，不要求准确的量。铵盐加浓NaOH蒸馏出的NH3，也可用过量的已知浓度的盐酸或硫酸吸收，再用甲基橙作指示剂用标准NaOH溶液滴定过量的酸来求氮的含量。
二、络合滴定法的应用
1、络合滴定法的基本原理
络合滴定法是以络合反应为基础的滴定分析方法。络合反应也是路易士酸碱反应，所以，络合滴定法与酸碱滴定法有许多相似之处。若以乙二胺四乙酸（简称EDTA）为滴定剂，大多数金属离子M与Y形成1︰1型络合物，可视M为酸，Y为碱，与一元酸碱滴定类似。但是，M有络合效应和水解效应，Y有酸效应和共存离子效应，所以络合滴定要比酸碱滴定复杂。酸碱滴定中，酸的Ka或碱的Kb是不变的，而络合滴定MY的是随滴定体系中反应的条件而变化。欲使滴定过程中基本不变，常用酸碱缓冲溶液控制酸度。
2、应用
（1）水的总硬度（钙和镁离子总量）测定
取一定体积的水样（V水），加入氨缓冲溶液（控制pH=10）和铬黑T指示剂，用EDTA标准溶液滴定至溶液由酒红色变为纯蓝色，即达终点。记下所用EDTA标准溶液的体积（VEDTA）。照下式计算水的硬度：
硬度（m mol·L－1）=
注意：水中Fe3+、Al3+、Mn2+、Cu2+、Pb2+ 等离子量略大时会发生干扰，需加掩蔽剂。
（2）石灰石中钙和镁的测定
试样经酸溶解，在pH=10时，直接滴定溶液中钙和镁离子总量[方法同（1）]。在pH＞12.5时，镁离子生成氢氧化物沉淀，可单独滴定钙离子。方法如下：
取一定体积的试样，加适量掩蔽剂（5%酒石酸钾钠和1:2三乙醇胺溶液），加20%NaOH溶液，控制pH＞12.5，再加一定量的铜试剂。摇匀后，加入钙指示剂，用EDTA标准溶液滴定至溶液由红色变为纯蓝色，即达终点。记下所用EDTA标准溶液的体积。计算试样中含CaO的质量分数。
（3）铝盐中铝的测定
铝离子与EDTA络合速率甚慢，故不能直接滴定。测定时都是在pH =3的条件下，加入过量的EDTA，使铝离子完全络合，此时其他金属离子（如铁等）也络合。再调整pH = 5~6，用铜盐（或锌盐）标准溶液返滴过量的EDTA。然后利用氟离子能与铝离子生成更稳定的络合物这一性质，加入氟化铵，置换出与铝络合的EDTA，再用铜盐标准溶液滴定。
三、氧化还原滴定法的应用
1．原理
以氧化剂(或还原剂)为滴定剂，直接滴定一些具有还原性(或氧化性)的物质。
2．试剂
（1）常见的用于滴定的氧化剂有KMnO4、K2Cr2O7等；
（2）常见的用于滴定的还原剂有亚铁盐、草酸、维生素C等。
（3）指示剂：氧化还原滴定所用指示剂可归纳为三类：
①氧化还原指示剂；
②专用指示剂，如在碘量法滴定中，可溶性淀粉溶液遇碘变蓝；
③自身指示剂，如高锰酸钾标准溶液滴定草酸时，滴定终点为溶液由无色变为浅红色。
3.应用
（1）高锰酸钾作氧化剂进行的滴定反应
①原理：高锰酸钾是一种强的氧化剂，本身又具有颜色，在一些滴定反应中不需要再加指示剂。高锰酸钾作氧化剂，其还原产物与溶液的酸度有关。在强酸性溶液中，MnO被还原到Mn2+；在焦磷酸盐或氟化物存在下，MnO被还原到Mn（III）的配合物；在弱酸性、中性、弱碱性溶液中，MnO被还原到MnO2；在强碱溶液中，MnO被还原到MnO。KMnO4标准溶液浓度的确定是以草酸钠来标定的。在H2SO4溶液中，MnO和C2O反应如下：2 MnO + 5 C2O + 16H+ = 2Mn2+ + 10CO2 + 8H2O，滴定终点时KMnO4的紫色在0.5 min~1 min不消失。
②应用
a.高锰酸钾作标准溶液可直接滴定具有还原性的物质，如H2O2，C2O，NO，Fe2+等。
b.用高锰酸钾作标准溶液可测定甲醇、甲醛、苯酚、柠檬酸、甘油、葡萄糖等一些有机化合物。对这些有机物的测定采用了返滴定法，即在弱碱性溶液中加入一定量的过量的标准KMnO4，它能与这些有机物发生定量的氧化还原反应。如KMnO4与甲酸的反应：HCOO– + 2MnO + 3OH– = CO+ 2MnO+ 2H2O，反应后再将溶液酸化，加入过量标准Fe2+溶液，使溶液中的MnO和MnO还原到Mn2+。再以标准KMnO4溶液滴定过量的Fe2+。
c.某些不能与KMnO4直接反应的物质也可用KMnO4作标准液通过间接方法来测定。如Ca2+、Th4+等在溶液中不与KMnO4反应，但它们却能与C2O发生反应生成草酸盐沉淀，将沉淀从溶液中分离出来后，可用KMnO4滴定C2O，通过测C2O间接的测出了Ca2+、Th4+的含量来。（2）重铬酸钾作氧化剂进行的滴定反应
K2Cr2O7也是一种强氧化剂，在酸性溶液中，Cr2O被还原成Cr3+。重铬酸钾法的优点是：K2Cr2O7试剂易于提纯，可以直接称量后配制称标准溶液，不必进行标定；K2Cr2O7相当稳定，可以长期保存；在酸性溶液中，Cr2O作氧化剂，不会把Cl–氧化，故不受溶液中的Cl－干扰。使用K2Cr2O7滴定时，需使用氧化还原指示剂，如二苯胺磺酸钠等。
（3）碘量法
碘量法是以I2作为氧化剂或以I– 作为还原剂进行滴定分析的方法。I2是较弱的氧化剂，能于一些较强的还原剂作用；I– 是中等强度的还原剂，能被许多氧化剂氧化。因此，碘量法分为直接和间接两种方法。
①直接碘量法：一些还原性物质可用I2标准溶液直接滴定。例如，亚硫酸盐可用直接电量法测定。反应为：
I2 + SO+ H2O = 2I– + SO+ 2H+
②间接碘量法：氧化性物质把I–氧化为I2，然后用Na2S2O3标准溶液滴定生成的I2。这种方法叫间接碘量法，其反应为：I2 + 2S2O = 2I－ + S4O。
③用一定量的过量的I2还可氧化甲醛、葡萄糖、硫脲、丙酮等有机物质，再用标准Na2S2O3溶液滴定过量I2，从而可求有机物含量。碘量法中常使用的标准溶液有Na2S2O3和I2。硫代硫酸钠可用KIO3，KBrO3，K2Cr2O7等基物质进行标定。如KIO3作基准物时，它在酸性溶液中于KI发生反应为：IO + 5I－ + 6H+ = 3I2 + 3H2O
定量析出的I2以淀粉作指示剂，用Na2S2O3滴定。以此为基础，计算Na2S2O3的浓度。
竞赛技巧4 滴定曲线及其应用
滴定曲线是滴定分析中描述溶液性质（如pH、电位等）随滴定剂加入量变化的图示，其核心特征为化学计量点附近的突跃现象。该曲线在分析化学中具有多重应用价值，具体如下：
一、滴定曲线的定义与特征
1.定义 ：以滴定剂体积为横坐标，溶液特性参数（酸碱滴定中的pH、氧化还原滴定中的电位、络合滴定中的pM等）为纵坐标绘制的曲线。
2.关键特征 ：
（1）曲线呈S形，化学计量点附近存在参数突跃区间（如强酸强碱滴定pH突跃4.3～9.7）；
①强酸强碱滴定：突跃范围 pH≈4.3-9.7（0.1mol/L 滴定），对称且范围宽。
②强酸弱碱滴定：突跃范围偏向酸性（如 0.1mol/L HCl 滴定 NH H O，突跃 pH≈4.3-6.3），范围较窄。
③强碱弱酸滴定：突跃范围偏向碱性（如 0.1mol/L NaOH 滴定 HAc，突跃 pH≈7.7-9.7），范围较窄。
④多元酸 / 碱滴定：分步电离产生多个突跃（如 H PO 滴定有 2 个明显突跃）。
（2）突跃范围受反应物强度、浓度影响（如弱酸滴定突跃缩小，硼酸几乎无突跃）。
①浓度：浓度升高，突跃范围扩大（如 1mol/L HCl 滴定 NaOH，突跃 pH≈3.3-10.7）。
②酸碱强度：弱酸 Ka 越大或弱碱 Kb 越大，突跃范围越宽（Ka<10 时突跃不明显）。
二、应用分析
1.确定滴定终点 ：突跃范围对应化学计量点，可通过仪器或指示剂变色判定终点。
2.指示剂选择 ：指示剂变色范围需与突跃区间重叠（如强酸强碱滴定可用甲基橙或酚酞，弱酸滴定仅适用酚酞）。
①强酸强碱滴定：酚酞（8.2-10.0）、甲基橙（3.1-4.4）均可。
②强碱弱酸滴定：选碱性范围指示剂（如酚酞）。
③强酸弱碱滴定：选酸性范围指示剂（如甲基橙）。
3.评估反应可行性 ：
①突跃范围越大（如强酸强碱），反应越完全，误差越小；
②突跃不明显（如极弱酸）则难以准确滴定。
③分步滴定条件（多元酸）：
a.相邻两级Ka比值≥105（如H3PO4的Ka1/Ka2≈105）。
b.计量点浓度与Ka乘积≥10-9（csp Ka≥10-9）。
4.浓度计算 ：结合终点消耗的滴定剂体积与化学计量关系，计算待测物含量。
5.指导实验条件 ：
（1）选择强酸/强碱作滴定剂以扩大突跃范围；
（2）提高反应物浓度可增强突跃（如0.1mol/L→1mol/L NaOH，突跃扩大至pH4.3~9.7）。
三、不同类型滴定曲线的区别
滴定类型 纵坐标参数 典型特征
酸碱滴定 pH 强酸强碱突跃显著，弱酸/碱突跃窄或无
氧化还原滴定 电位（E） 以电子转移平衡为基础
络合滴定（如EDTA） pM（金属离子） 受副反应干扰，需控制反应条件
沉淀滴定（如银量法） pM 依据沉淀平衡，通过交点法确定终点
四、实际应用场景
1.工业分析 ：水质检测（氯离子滴定）、药品含量测定（布洛芬片回收率99.62%）；
2.环境监测 ：酸雨pH分析、重金属络合滴定；
3.技术发展 ：自动滴定仪实现微型化，试剂用量减少75%，检测效率提升50%。
注：绘制滴定曲线需逐滴加入滴定剂并实时记录参数变化；突跃范围是选择指示剂的唯一依据，需确保其变色点落入突跃区间内。
竞赛技巧1 水的电离平衡曲线分析及水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算
1．水的电离平衡曲线如图所示，下列说法错误的是
A．曲线A对应温度下，将pH=9的NaOH溶液与pH=4的硫酸溶液混合，所得混合溶液的pH=7，则NaOH溶液与硫酸溶液的体积比为
B．曲线A对应温度下，pH=2的HCl溶液和pH=11的某BOH溶液中，若水的电离程度分别用α1、α2表示，则α1小于α2
C．曲线B对应温度下，将0.02mol L-1溶液与等物质的量浓度的NaHSO4溶液等体积混合后，混合溶液的pH=10
D．曲线B对应温度下，pH=2的HCl溶液和pH=10的NaOH溶液等体积混合后，溶液显酸性
2.℃的某溶液中，，，其中与的关系如图所示，下列说法正确的是
A．时，为 ，
B．时，当溶液中增大时，的值会减小
C．时，当溶液中时，该溶液呈中性
D．从点到点，可采用通入少量的方式
竞赛技巧2 溶液pH的计算
3．常温下，pH=13的强碱溶液与pH=2的强酸溶液混合，所得混合液的pH=11，则强碱与强酸的体积比是
A．1:9 B．9:1 C．1:11 D．11:1
4.下列叙述中，不正确的是
A．25℃时，若pH=a的10体积某强酸溶液与PH=b的1体积某强碱溶液混合后溶液呈中性，则a+b=15
B．若200mLc(H+)=1×10-3mol·L-1的某一元酸和100mLc(OH-)=1×10-3mol·L-1的某一元碱相混合后，溶液呈碱性。则所用的酸和碱可能是等浓度的弱酸和强碱
C．0.1mol/L的醋酸的pH=a，0.01mol/L的醋酸的pH=b，则a＋1>b
D．常温下，pH=3的盐酸与pH=11的氨水溶液中水的电离程度相同
竞赛技巧3 滴定法原理及其应用
5．（2020高三·浙江·竞赛）国家标准规定，的含量：一级品；二级品；三级品。为测定某样品中的质量分数，可用酸性高锰酸钾溶液进行滴定。称取四份试样，质量均为，溶于水后，用高锰酸钾溶液滴定至终点，记录滴定数据如下：
滴定次数实验数据 1 2 3 4
V(高锰酸钾)/(初读数) 0.10 0.20 0.00 0.20
V(高锰酸钾)/(终读数) 17.76 17.88 18.26 17.90
下列说法正确的是
A．若滴定时发现滴定管尖嘴部分有气泡，滴定结束气泡消失，则测得的含量将偏低
B．根据滴定结果可知，上述样品符合二级品标准
C．如测得的含量低于实际准确值，产生误差的原因可能是在滴定过程中空气中的氧气参与了反应
D．滴定至终点时的现象是，溶液红色退去，半分钟内不回复红色
6．（2021高三·浙江·竞赛）测定水的总硬度一般采用配位滴定法， 即在pH=10的氨性溶液中，以铬黑T (EBT)作为指示剂，用EDTA(乙二胺四乙酸二钠，Na2H2Y)标准溶液直接滴定水中的Ca2+、Mg2+，测定中涉及的反应有：
①Mg2++EBT (蓝色)→Mg-EBT (酒红色)
②M2+ (金属离子Ca2+、Mg2+) +Y4- → MY2-
③Mg-EBT+Y4-→MgY2- + EBT
下列说法正确的是
A．配合物Mg-EBT的稳定性大于MgY2-
B．在滴定过程中眼睛要随时观察滴定管中液面的变化
C．达到滴定终点的现象是溶液恰好由酒红色变为蓝色，且半分钟内不恢复原色
D．实验时装EDTA标准液的滴定管只用蒸馏水洗涤而未用标准液润洗，测定结果将偏小
竞赛技巧4 滴定曲线及其应用
7．在常温下，0.1000mol·L-1Na2CO3溶液25mL 用0.1000mol·L-1盐酸滴定，其滴定曲线如图6。对滴定过程中所得溶液中相关离子浓度间的关系，下列有关说法正确的是
A．a点：c（CO2-3）>c(HCO-3)>c(OH-)
B．b点：5c(Cl-)>4c(HCO-3)+4c(CO2-3)
C．c点：c(OH-)=c(H+)+c(HCO-3)+2c(H2CO3)
D．d点：c(H+)=2c(CO2-3)+c(HCO-3)+c(OH-)
8．（22-23高二下·广东普宁·竞赛）电位滴定法是根据滴定过程中指示电极电位的变化来确定滴定终点的一种滴定分析方法。常温下，的电离常数，，利用盐酸滴定某溶液中的含量，其电位滴定曲线与pH曲线如图所示。下列说法正确的是
(注： 表示电极电位曲线；…表示pH曲线)
A．该滴定过程需要加入酸碱指示剂
B．水的电离程度：a＜b
C．a点溶液中
D．b点溶液中存在：
1．（23-24高二上·广东·期中）用的NaOH标准溶液滴定未知浓度的盐酸(含2滴酚酞)，其滴定实验所得数据如表所示：
滴定序号 待测盐酸的体积/mL NaOH溶液的体积
滴定前读数/mL 滴定后读数/mL
1 25.00 1.02 21.03
2 25.00 2.00 21.99
3 25.00 1.20 20.19
下列说法正确的是
A．滴入最后半滴标准溶液，锥形瓶中溶液变色，即可判定达到滴定终点
B．滴定读数时，应双手一上一下持滴定管
C．碱式滴定管装碱液前未用标准溶液润洗会导致测定结果偏高
D．待测盐酸的物质的量浓度
2．（24-25高二上·吉林长春·期中）25℃时，用溶液滴定同浓度的溶液，被滴定分数与pH值、微粒分布分数[，X表示、或]的关系如图所示，下列说法正确的是
A．25℃时，第一步电离平衡常数
B．e点对应溶液的
C．溶液电离大于水解，溶液呈酸性
D．a、b、c、d四点溶液中水的电离程度；
3．（24-25高二上·吉林长春·月考）时，有和的两种溶液，已知，则将两种溶液等体积(均为)混合后，所得溶液的为
A． B． C． D．
4．（24-25高二上·黑龙江绥化·期中）已知H3PO3与过量的NaOH溶液反应生成Na2HPO3。室温下向1mol/L Na2HPO3溶液中加水稀释，溶液的pOH [pOH=-lgc(OH-)]与溶液稀释倍数关系如图。已知V0是加水前溶液体积，V是加水后溶液体积。下列说法错误的是
A．属于正盐
B．c点溶液的
C．的平衡常数
D．时，溶液中：
5．（24-25高二上·陕西安康·期中）常温下，有关下列溶液的比较中，正确的是
①的溶液 ②的溶液 ③的氨水 ④的溶液
A．由水电离出的：①②③④
B．将②、④溶液混合后，，消耗溶液的体积：②④
C．等体积的②、③混合后溶液
D．向10上述四种溶液中各加入90水后，溶液的：④③②①
6．（24-25高二上·四川广安·期中）在常温下，有关下列4种溶液的叙述中不正确的是
编号 ① ② ③ ④
溶液 氨水 氢氧化钠溶液 醋酸 盐酸
pH 11 11 3 3
A．在溶液①和②中分别加入适量的氯化铵晶体后，两种溶液的pH均减小
B．分别取1 ml稀释至10 ml，4种溶液的pH：①>②>④>③
C．将溶液②和③等体积混合，所得溶液显碱性
D．将a L溶液②和b L溶液④混合后，若所得溶液的pH=4，则a：b=9：11
7．（24-25高二上·湖北·期中）现有25℃下的四份溶液：①0.01mol/L溶液、②0.01mol/L HCl溶液、③pH=12的氨水、④pH=12的NaOH溶液。下列说法不正确的是
A．①中水的电离程度最大，②③④中水的电离程度相等
B．将②、③混合，若pH=7，则消耗溶液的体积：②=③
C．将四份溶液稀释相同倍数后，溶液的pH：③>④，①>②
D．将①、④混合，若有，则混合液一定呈酸性
8．（24-25高二上·湖南·期中）室温下，用0.1 mol·L NaOH溶液分别滴定体积均为20 mL、浓度均为0.1 mol·L的HCl溶液和HA溶液，溶液的pH随加入NaOH溶液体积的变化如图，下列说法正确的是
A．HA为弱酸，电离常数
B．b点
C．室温下，加蒸馏水稀释c点溶液，溶液中增大
D．a点时的溶液中由水电离出的 mol·L
9．（24-25高二上·山东·期末）一定温度下，水溶液中和的浓度变化曲线如下图所示，下列说法不正确的是
A．图中五点对应的间的关系：
B．从A点到E点，可采用在水中加入少量NaOH或的方法
C．从A点到D点，所得D点溶液中水电离产生的浓度不可能为
D．在B点温度下，将的硫酸溶液与的KOH溶液混合(忽略混合后溶液体积的变化)后溶液，则硫酸溶液与KOH溶液的体积比为9:11
10．（23-24高二上·山东青岛·期中）水的电离平衡图像如图所示。已知，下列说法正确的是
A．各点对应的水的离子积：
B．
C．向b点溶液中加入大量NaOH固体，b点向a点移动
D．在温度下，的盐酸中由水电离出的
11．（24-25高二上·浙江台州·期中）25℃时，用0.100mol/L的NaOH溶液滴定20mL0.100mol/L的CH3COOH溶液，测得滴定过程中溶液的pH变化如图所示。下列说法正确的是
A．①点溶液中：c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(CH3COOH)>c(OH-)
B．若③点溶液中存在c(Na+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)，此时V(NaOH)>20mL
C．在相同温度下，①、②、③三点溶液中水电离的c(H+)：③<②<①
D．其他条件不变，若NaOH溶液和CH3COOH溶液的初始浓度均为0.200mol/L，则滴定曲线中的pH突跃范围将变大
12．（24-25高二上·天津和平·期中）根据要求回答下列问题：
（1）常温时，有以下3种溶液，其中最小的是 。
A．与溶液等体积混合液
B．与溶液等体积混合液
C．的与的溶液等体积混合液
该溶液中(所选溶液)离子浓度大小关系： 。
（2）现有时等浓度的5种溶液：
A． B． C． D． E．
这5种溶液中浓度由大到小的顺序排列是： (填字母)。
（3）已知(次磷酸)的水溶液中存在分子。与足量溶液充分反应，消耗的酸和碱的物质的量相等，则生成盐的化学式为 ，该盐属于 (填“正盐”或“酸式盐”)。易被氧化为，已知常温下的电离常数为，，，请利用以上数据计算推测溶液的酸碱性 。
（4）室温下，取浓度相同的和溶液，以3：2体积比混合，所得溶液，则原溶液的浓度为 。
（5）常温下，用溶液吸收得到的溶液，吸收过程中水的电离平衡 (填“向左”、“向右”或“不”)移动。试计算该溶液中 (常温下的电离常数，)。
13．（24-25高二上·广西·期中）草酸是植物中普遍含有的成分，具有广泛的用途。常温下其电离常数。回答下列问题：
（1）的电离方程式为： 。
（2）使的电离平衡向右移动且电离程度增大的措施有 (任意写一个)。
（3）设计实验证明为弱酸的方案及其现象均正确的是___________(单选，填字母)。
A．室温下，取的溶液，测其
B．室温下，相同的溶液和盐酸分别与同样颗粒大小的锌反应时，产生的起始速率相等
C．室温下，取的溶液稀释至原体积的100倍后，测其
D．标准状况下，取的溶液100mL与足量锌粉反应，收集到的体积为224mL
（4）医学上常用酸性溶液与溶液反应来测血液中血钙的含量。测定方法是取2mL血液用蒸馏水稀释后，向其中加入足量的溶液，反应生成沉淀，将沉淀用稀硫酸溶解得到后，再用溶液滴定，滴定过程中发生的反应为：。
①溶解沉淀时不能用稀HCl代替稀，原因是 。
②终点现象为：当最后半滴标准液滴入时， 。
③若上述滴定中消耗了溶液20mL，则200mL该血液中含钙 g。
④下列操作会引起测定结果偏高的是 (双选，填字母)。
A．滴定管在盛装溶液前未润洗 B．滴定过程中，部分待测液溅出锥形瓶外
C．滴定前读数正确，滴定终点时俯视读数 D．装待测液的锥形瓶用蒸馏水洗涤后，用待测液润洗
14．（24-25高二下·江苏南通·期中）硫代硫酸钠晶体又名大苏打，在中性或碱性溶液中较稳定、遇酸会产生淡黄色浑浊和一种气体。实验室以：为原料制备过程如下：
（1）溶液制备：边搅拌边向溶液中通入气体。
①该步骤的离子方程式为 。
②随着气体的通入，溶液中 （填“减小”“不变”或“增大”）。
（2）晶体制备：向如图所示装置中通入气体，在加热条件下反应可制得。
①25℃时，当pH计读数接近7时，必须 （填实验操作）。
②装置中反应的n（氧化剂）：n（还原剂）= 。
③由于副反应的存在，产品中常含有杂质，检验产品中含有的方法 。
（3）测定）晶体的纯度：
取上述产品（杂质不与反应）10.0g配成100mL溶液，取10.00mL加入过量溶液，充分反应后，用的标准液滴定至终点，消耗溶液2000mL。
已知：
计算（摩尔质量为248g/mol）的纯度 （写出计算过程）。
1．（2020高三·浙江·竞赛）用滴定(分别为2.12，7.20，12.36)至应选择的指示剂是
A．甲基橙 B．甲基红 C．酚酞 D．石蕊
2．（2013高二·天津·竞赛）用同一盐酸溶液分别滴定体积相等的NaOH溶液和NH3·H2O溶液，反应完全时，消耗的盐酸溶液体积相等，表明被滴定的两溶液中
A．c(OH—)浓度相等
B．两物质的电离度相同
C．两物质的pKb相同
D．NaOH溶液和NH3·H2O溶液的浓度(mol/L)相同
3．（2010高三·湖北·竞赛）在化学实验操作中，往往由于读数不规范导致较大的实验误差。下列有关实验中，会导致所配制（或所测定）溶液浓度偏大的是（其他操作均正确）
A．配制500mL 1mol/L稀硫酸实验中，用量筒量取18.1mol /L浓硫酸时俯视读数
B．配制100mL 5.1mol/L氯化钠溶液实验中，定容时仰视
C．用标准盐酸滴定待测NaOH溶液实验中，使用碱式滴定管开始平视，后来俯视读数
D．用标准NaOH溶液滴定待测盐酸实验中，使用碱式滴定管开始平视，后来俯视读数
4．（2015高三上·河南三门峡·竞赛）下列实验误差分析错误的是
A．用容量瓶配制溶液时，定容时仰视刻度线，所配溶液浓度偏小
B．用润湿的pH试纸测溶液的pH，所测pH不一定有误差
C．测定中和反应的反应热时，将碱分多次倒入酸中，所测偏小
D．酸碱中和滴定时，滴定前盛装标准液的滴定管内有气泡，终点读数时气泡消失，所测结果偏大
5．（2020高三·浙江·竞赛）用溶液滴定时，突跃范围为7.75~9.70，由此可以推断用溶液滴定的某一元酸的突跃范围是
A．6.75～8.70 B．6.75～9.70 C．6.75～10.70 D．7.75～9.70
6．（2023高二下·河南鹤壁·竞赛）金属M与单质碘在无水醋酸中反应，得到化合物，为确定的组成，进行以下实验：向0.6263 g 中，加入50 mL 6 的盐酸，同时加入适量，用0.1000 的碘酸钾溶液进行滴定。随着碘酸钾溶液的加入，可观察到层呈紫色，后逐渐变浅，发生了反应，滴至紫色褪去为终点，消耗碘酸钾溶液20.00mL。是
A． B． C． D．
7．（2023高三·福建·竞赛）用间接碘量法测定的纯度时，先将沉淀为，洗涤后溶解并酸化，加入过量的KI，然后用标准溶液滴定。此处与的计量关系为
A． B． C． D．
8．（2023·浙江宁波·竞赛）分析化学中“滴定分数”的定义为：所加滴定剂与被滴定组分的物质的量之比。常温下以0.10mol·L-1的HCl溶液滴定同浓度某一元碱MOH溶液并绘制滴定曲线如图所示。下列说法不正确的是
A．该酸碱中和滴定过程应该选用甲基橙做指示剂
B．从x点到z点的整个过程中，y点的水的电离程度最大
C．x点处的溶液中满足：c(MOH)＋c(OH-)D．根据y点坐标可以算得Kb(MOH)=9×10-7
9．（2024高三下·浙江·竞赛）用0.1000mol/LNaOH溶液滴定同浓度CH3COOH，若两者的浓度均增大10倍，下列对化学计量点(sp)前后滴定突跃范围大小描述正确的是
A．sp前后0.1%的pH均增大
B．sp前0.1%的pH不变，sp后0.1%的pH增大
C．sp前后0.1%的pH均减小
D．sp前0.1%的pH增大，sp后0.1%的pH不变
10．（2021高三·浙江·竞赛）室温下，向20.00 mL 0.1000 mol·L-1盐酸中滴加0. 1000mol·L-1 NaOH溶液。下 列说法不正确的是
A．NaOH与盐酸恰好完全反应时，pH=7
B．选择变色点与滴定终点pH相接近的指示剂，可减小实验误差
C．选择酚酞指示反应终点，误差比甲基橙的大
D．待测液和标准溶液浓度变大时，滴定曲线的突跃范围将变大
11．（2019高二·湖北·竞赛）某兴趣小组用甲苯与干燥氯气在光照下反应制取一氯化苄，并按以下步骤测定所得粗产品的纯度：
I.称取0.255g粗产品，与25 mL 4.00 mol·L-1氢氧化钠水溶液在100 mL圆底烧瓶中混合，加热回流1小时，发生反应： C6H5CH2Cl+ NaOH=C6H5CH2OH+NaCl。
II.将混合液冷至室温，加入25.00 mL 0.1000 mol·L-1硝酸银水溶液。
Ⅲ.用0.1000 mol·L-1NH4SCN水溶液滴定剩余的硝酸银，以硫酸铁铵为指示剂，消耗了6.75 mL，发生反应： NH4SCN+ AgNO3= AgSCN↓+NH4NO3。
下列说法错误的是
A．步骤II存在错误。
B．达滴定终点时，溶液血红色褪去
C．若试剂和操作无误，则粗产品纯度为90.6%
D．测定结果会高于样品中一氯化苄的实际含量
。
12．（2012高三上·全国·竞赛）用EDTA标准溶液测定铅铋合金中铅、铋的含量。用0.02000mol·L-1EDTA滴定25.00mL含有未知浓度的Bi3+和Pb2+的混合溶液。以二甲酚橙为指示剂，用EDTA滴定Bi+，消耗22.50mL。在滴定完Bi3+后，溶液的pH=1.00.加入六次甲基四胺，调节溶液的pH到5.60，再用EDTA滴定Pb2+，消耗22.80mL。(CH2)6N4的pKb=8.85(计算中不考虑滴定过程中所加水和指示剂所引起的体积变化)。
（1）计算应加入 克六次甲基四胺使溶液的pH从1.00变到5.60。
（2）计算未知液中Bi3+和Pb2+的浓度(g·L-1) 。
13．（2013高二·安徽·竞赛）在100.00 mL 0.1000 mol·L-1的二元弱酸H2A溶液中滴入50.00mL0.1000mol·L-1NaOH溶液时，其pH值为4.00；滴入150.00mL0.1000mol·L-1NaOH溶液时，其pH值为8.00.计算：0.1000mol·L-1二元弱酸H2A溶液的pH值为 ；滴入100.00mL0.1000mol·L-1NaOH溶液后，溶液的pH值为 。
14．（2014高二·江苏·竞赛）有一磷酸酸式盐组成可视为Ca3(PO4)2·nH3PO4.·mH2O，准确称取0.2309g该盐样品，用0.04000mol·L-1的EDTA(Na2H2Y)标准溶液滴定其中的Ca2+(离子方程式为Ca2++Y4-=CaY2-)，消耗EDTA标准溶液22.90mL；取该盐样品4.5372g加热至100°C以上全部失去结晶水，残余物质量为4.2129g。
（1）求该晶体组成中n、m的值；n= 、m= 。
（2）该酸式盐的最简化学式为 。
（3）如果继续加热上述4.5372g样品至600℃，样品变为 ，其质量为 。
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