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2024年化學高考二輪復習
專題十二 弱電解的電離平衡和溶液的酸堿性
一、考綱解讀
考綱導向
1．弱電解質的電離平衡
2．溶液的酸堿性
3．酸堿中和滴定
命題分析
預計2024年高考題型會延續2023年高考命題形式，以曲線圖的形式進行綜合考查，要求考生會利用平衡移動原理分析外界條件改變對溶液中電離平衡的分析，把握其本質，其中滴定實驗預計會在2024年的高考命題中占有一定的重要地位。
二、知識點梳理
網絡圖
重點拓展
高頻考點一 弱電解質的電離平衡
1．弱電解質
(1)概念
(2)與化合物類型的關系
強電解質主要是大部分離子化合物及某些共價化合物，弱電解質主要是某些共價化合物。
2．弱電解質的電離平衡
(1)電離平衡的建立
在一定條件下(如溫度、壓強等)，當弱電解質電離產生離子的速率和離子結合成弱電解質分子的速率相等時，溶液中各分子和離子的濃度都不再發生變化，電離過程達到了平衡。
平衡建立過程的v-t圖像如圖所示。
(2)弱電解質電離平衡的特征
3．影響電離平衡的外界條件
外界條件 電離平衡移動方向 電離程度變化
溫度 升高溫度 向右移動 增大
濃度 稀釋溶液 向右移動 增大
相同離子 加入與弱電解質相同離子的強電解質 向左移動 減小
加入能與弱電解質離子反應的物質 向右移動 增大 增大
4．弱電解質平衡移動的“三個不一定”
(1)稀醋酸加水稀釋時，溶液中不一定所有的離子濃度都減小。因為溫度不變，Kw＝c(H＋)·c(OH－)是定值，稀醋酸加水稀釋時，溶液中的c(H＋)減小，故c(OH－)增大。
(2)電離平衡右移，電解質分子的濃度不一定減小，離子的濃度不一定增大，電離程度也不一定增大。
(3)對于濃的弱電解質溶液加H2O稀釋的過程，弱電解質的電離程度逐漸增大，但離子濃度不一定減小，可能先增大后減小。
5．一元強酸與一元弱酸的比較
等物質的量濃度的鹽酸(a)與醋酸溶液(b) 等pH的鹽酸(a)與醋酸溶液(b)
pH或物質的量濃度 pH：a＜b 物質的量濃度：a＜b
溶液的導電性 a＞b a＝b
水的電離程度 a＜b a＝b
加水稀釋等倍數pH的變化量 a＞b a＞b
等體積溶液中和NaOH反應的量 a＝b a＜b
分別加該酸的鈉鹽固體后pH a：不變；b：變大 a：不變；b：變大
開始與金屬反應的速率 a＞b 相同
等體積溶液與過量活潑金屬產生H2的量 相同 a＜b
6．一元強酸(HCl)與一元弱酸(CH3COOH)稀釋圖像比較
(1)相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸
加水稀釋相同的倍數，醋酸的pH大 加水稀釋到相同的pH，鹽酸加入的水多
(2)相同體積、相同pH值的鹽酸、醋酸
加水稀釋相同的倍數，鹽酸的pH大 加水稀釋到相同的pH，醋酸加入的水多
7．電離平衡常數
(1)①填寫下表(25 ℃)
弱電解質 電離方程式 電離常數
NH3·H2O NH3·H2ONH＋OH－ Kb＝1.8×10－5
CH3COOH CH3COOHCH3COO－＋H＋ Ka＝1.8×10－5
HClO HClOH＋＋ClO－ Ka＝3.0×10－8
②CH3COOH酸性大于(填“大于”“小于”或“等于”)HClO酸性，判斷的依據：相同條件下，電離常數越大，電離程度越大，c(H＋)越大，酸性越強。
③電離平衡常數的意義：弱酸、弱堿的電離平衡常數能夠反映酸堿性的相對強弱。電離平衡常數越大，電離程度越大。多元弱酸的電離以第一步電離為主，各級電離平衡常數的大小差距較大。
④外因對電離平衡常數的影響：電離平衡常數與其他化學平衡常數一樣只與溫度有關，與電解質的濃度無關，升高溫度，K值增大，原因是電離是吸熱過程。
(2)多元弱酸的分步電離，以碳酸為例，碳酸是二元弱酸，在水溶液中的電離是分步進行。
①電離方程式是H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO。
②電離平衡常數表達式：，。
③比較大小：Ka1>Ka2。
高頻考點二 溶液的酸堿性
1．水的電離
(1)水的電離：H2O＋H2OH3O＋＋OH－，可簡寫為H2OH＋＋OH－。
(2)水的離子積常數：Kw＝c(H＋)·c(OH－)。
①室溫下：Kw＝1×10－14。
②影響因素：只與溫度有關，升高溫度，Kw增大。
③適用范圍：Kw不僅適用于純水，也適用于稀的電解質水溶液。
④Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要溫度不變，Kw不變。
2．溶液中H＋或OH－的來源分析
(1)溶液為酸的溶液。
溶液中的OH－全部來自水的電離，水電離產生的c(H＋)＝c(OH－)。如pH＝2的鹽酸中，溶液中的c(OH－)＝(Kw/10－2) mol·L－1＝10－12 mol·L－1，即由水電離出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12 mol·L－1。
(2)溶質為堿的溶液。
溶液中的H＋全部來自水的電離，水電離產生的c(OH－)＝c(H＋)。如pH＝12的NaOH溶液中，溶液中的c(H＋)＝10－12 mol·L－1，即由水電離出的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12 mol·L－1。
(3)水解呈酸性或堿性的鹽溶液。
①pH＝5的NH4Cl溶液中，H＋全部來自水的電離，由水電離的c(H＋)＝10－5 mol·L－1，因為部分OH－與部分NH結合，溶液中c(OH－)＝10－9 mol·L－1。
②pH＝12的Na2CO3溶液中，OH－全部來自水的電離，由水電離出的c(OH－)＝10－2 mol·L－1。
3．溶液酸堿性判斷中的常見誤區
(1)誤認為溶液的酸堿性取決于pH。如pH＝7的溶液在溫度不同時，可能呈酸性或堿性，也可能呈中性。
(2)誤認為酸堿恰好中和時溶液一定顯中性。如強酸和弱堿恰好中和時，溶液顯酸性；強堿和弱酸恰好中和時，溶液顯堿性，強酸和強堿恰好中和時，溶液顯中性。
(3)使用pH試紙測溶液酸堿性時，若先用蒸餾水潤濕，測量結果不一定偏小。先用蒸餾水潤濕，相當于將待測液稀釋，若待測液為堿性溶液，則所測結果偏小；若待測液為酸性溶液，則所測液為中性溶液，則所測結果沒有誤差。
高頻考點三 酸堿中和滴定
1．概念：用已知物質的量濃度的酸(或堿)來測定未知物質的量濃度的堿(或酸)的方法。
2．原理：c待＝(以一元酸與一元堿的滴定為例)。
在酸堿中和滴定過程中，開始時由于被滴定的酸(或堿)濃度較大，滴入少量的堿(或酸)對其pH的影響不大。當滴定接近終點(pH＝7)時，很少量(一滴，約0.04 mL)的堿(或酸)就會引起溶液pH突變(如圖所示)。
3．酸堿中和滴定的關鍵
(1)準確測定參加反應的酸、堿溶液的體積。
(2)選取適當指示劑，準確判斷滴定終點。
4．實驗用品
(1)儀器
圖(A)是酸式滴定管，圖B是堿式滴定管、滴定管夾、鐵架臺、錐形瓶。
(2)試劑
標準液、待測液、指示劑、蒸餾水。
指示劑 變色范圍的pH
甲基橙 <3．1紅色 3．1～4．4橙色 >4．4黃色
酚酞 <8．2無色 8．2～10．0淺紅色 >10．0紅色
5．中和滴定實驗操作(以酚酞作指示劑，用鹽酸滴定氫氧化鈉溶液)。
(1)滴定前的準備。
(2)滴定。
(3)指示劑選擇：變色要靈敏，變色范圍要小，使變色范圍盡量與滴定終點溶液的酸堿性一致。
①不能用石蕊作指示劑。
②滴定終點為堿性時，用酚酞作指示劑，例如用NaOH溶液滴定醋酸。
③滴定終點為酸性時，用甲基橙作指示劑，例如用鹽酸滴定氨水。
④強酸與強堿間進行滴定時，用甲基橙和酚酞都可以。
⑤并不是所有的滴定都須使用指示劑，如用標準的Na2SO3滴定KMnO4溶液時，KMnO4顏色恰好褪去時即為滴定終點。
(4)終點判斷：等到滴入最后一滴反應液，指示劑變色，且在半分鐘內不能恢復原來的顏色，視為滴定終點，并記錄標準液的體積。
(5)數據處理：按上述操作重復2～3次，求出用去標準鹽酸體積的平均值，根據原理計算。
c(NaOH)＝
6．氧化還原滴定的原理及指示劑的選擇
(1)原理：以氧化劑或還原劑為滴定劑，直接滴定一些具有還原性或氧化性的物質，或者間接滴定一些本身并沒有還原性或氧化性，但能與某些還原劑或氧化劑反應的物質。
(2)試劑：常見用于滴定的氧化劑有KMnO4、K2Cr2O7等；常見用于滴定的還原劑有亞鐵鹽、草酸、維生素C等。
(3)指示劑：氧化還原滴定的指示劑有三類：
①氧化還原指示劑；
②專用指示劑，如在碘量法滴定中，可溶性淀粉溶液遇碘標準溶液變藍；
③自身指示劑，如高錳酸鉀標準溶液滴定草酸時，滴定終點為溶液由無色變為淺紅色。
7．沉淀滴定
(1)概念：沉淀滴定是利用沉淀反應進行滴定、測量分析的方法。生成沉淀的反應很多，但符合條件的卻很少，實際上應用最多的是銀量法，即利用Ag＋與鹵素離子的反應來測定Cl－、Br－、I－濃度。
(2)原理：沉淀滴定所用的指示劑本身就是一種沉淀劑，滴定劑與被滴定物反應的生成物的溶解度要比滴定劑與指示劑反應的生成物的溶解度小，否則不能用這種指示劑。如用AgNO3溶液測定溶液中Cl－的含量時常以CrO為指示劑，這是因為AgCl比AgCrO4更難溶。
三、高頻考點突破
高頻考點一 弱電解質的電離平衡
典例精析
1．能證明亞硝酸是弱酸的實驗事實是( )
A．HNO2的酸性比CH3COOH強 B．0.1 mol·L-1NaNO2溶液的pH大于7
C．HNO2溶液與Na2CO3反應生成CO2 D．HNO2不穩定可分解成NO和NO2
答案：B
解析：A項， HNO2的酸性比CH3COOH強，不能說明是弱酸，故A不符合題意；B項，0.1 mol·L-1NaNO2溶液的pH大于7，說明亞硝酸根水解，亞硝酸是弱酸，故B符合題意；C項，HNO2溶液與Na2CO3反應生成CO2，只能說明亞硝酸酸性大于碳酸，不能說明亞硝酸是弱酸，故C不符合題意；D項，HNO2不穩定可分解成NO和NO2，只能說明亞硝酸是不穩定性酸，不能說明亞硝酸是弱酸，故D不符合題意。故選B。
2．(2024·湖北騰云聯盟高三聯考)常溫下，一種解釋乙酰水楊酸(用HA表示，Ka=1.0×10-30)藥物在人體吸收模式如下：
假設離子不會穿過組織薄膜，而未電離的HA則可自由穿過該膜且達到平衡。下列說法錯誤的是( )
A．血漿中HA電離程度比胃中大 B．在胃中，
C．在血漿中， D．總藥量之比
答案：C
解析：A項，如圖可知，胃液酸性強，H+濃度大，抑制HA的電離，故血漿中HA電離程度比胃中大，A正確；B項，在胃中c(H＋)= 1.0×10-10mol·L－1，根據可得，B正確；C項，在血漿中，，C錯誤；D項，未電離的HA則可自由穿過該膜且達到平衡，血漿Ⅰ和胃Ⅱ中c(HA)相等，由，可得，則，溶液Ⅰ中，，，同理溶液Ⅱ中，，故總藥量之比，D正確；故選C。
變式訓練
3．25℃時，下列說法正確的是( )
A．NaHA溶液呈酸性，可以推測H2A為強酸
B．可溶性正鹽BA溶液呈中性，可以推測BA為強酸強堿鹽
C．0.010 mol·L-1、0.10mol·L-1的醋酸溶液的電離度分別為α1、α2，則α1＜α2
D．100 mL pH=10.00的Na2CO3溶液中水電離出H+的物質的量為1.0×10-5mol
答案：D
解析：A項，NaHA溶液呈酸性，可能是HA－的電離程度大于其水解程度，不能據此得出H2A為強酸的結論，A錯誤；B項，可溶性正鹽BA溶液呈中性，不能推測BA為強酸強堿鹽，因為也可能是B＋和A－的水解程度相同，即也可能是弱酸弱堿鹽，B錯誤；C項，弱酸的濃度越小，其電離程度越大，因此0.010 mol·L-1、0.10 mol·L-1的醋酸溶液的電離度分別為α1、α2，則α1＞α2，C錯誤；D項，100 mL pH=10.00的Na2CO3溶液中氫氧根離子的濃度是1×10－4mol/L，碳酸根水解促進水的電離，則水電離出H＋的濃度是1×10－4mol/L，其物質的量為0.1L×1×10－4mol/L＝1×10－5mol，D正確；故選D。
4．常溫下pH＝2的兩種酸溶液A和B，分別加水稀釋1 000倍，其pH與所加水的體積變化如圖所示。下列結論正確的是(　　)
A．B酸比A酸的電離度大 B．A為弱酸，B為強酸
C．B酸的物質的量濃度比A的小 D．A酸比B酸易電離
答案：D
解析：根據圖示可知溶液稀釋1 000倍后，A酸溶液pH變化大，說明A酸酸性大于B酸酸性。則B酸為弱酸，其電離度應比A酸小，A酸易電離。同為pH＝2，B酸溶液物質的量濃度一定比A酸溶液濃度大。
高頻考點二 溶液的酸堿性
典例精析
1．(2024·寧夏固原高三期中)在水電離出的c (H+)=10-14mol/L的溶液中，一定能大量共存的離子組是( )
A．K+、Na+、HCO3-、Cl- B．K+、AlO2-、Br-、Cl-
C．Na+、Cl-、NO3-、SO42- D．Al3+、NH4+、Cl-、SO42-
答案：C
解析：水電離出的c(H+)=10-14mol/L的溶液可能為酸性溶液，也可能為堿性溶液。A項，HCO3-既不能在強酸溶液中也不能強溶液中堿性存在，A錯誤；B項，AlO2-不能在強酸溶液中存在，B錯誤；C項，Na+、Cl-、NO3-、SO42-相互之間不反應，且都能在酸性和堿性溶液中存在，C正確；D項，Al3+、NH4+不能在強堿溶液中大量存在，D錯誤；故選C。
2．如圖表示水中c(H＋)和c(OH－)的關系，下列判斷錯誤的是(　　)
A．兩條曲線間任意點均有c(H＋)·c(OH－)＝Kw B．M區域內任意點均有c(H＋)＜c(OH－)
C．圖中T1＜T2 D．XZ線上任意點均有pH＝7
答案：D
解析：由水的離子積的定義知兩條曲線間任意點均有c(H＋)·c(OH－)＝Kw，A項正確；由圖中縱橫軸的大小可知M區域內任意點均有c(H＋)＜c(OH－)，B項正確；溫度越高，水的電離程度越大，電離出的c(H＋)與c(OH－)越大，所以T2＞T1，C項正確；XZ線上任意點都有c(H＋)＝c(OH－)，只有當c(H＋)＝10－7 mol·L－1時，才有pH＝7，D項錯誤。
變式訓練
3．25 ℃時，Kw＝1.0×10－14；100 ℃時，Kw＝1×10－12，下列說法正確的是(　　)
A．100 ℃時，pH＝10的NaOH溶液和pH＝2的H2SO4恰好中和，所得溶液的pH＝7
B．25 ℃時，0.2 mol·L－1 Ba(OH)2溶液和0.2 mol·L－1 HCl等體積混合，所得溶液的pH＝7
C．25 ℃時，0.2 mol·L－1 NaOH溶液與0.2 mol·L－1 CH3COOH恰好中和，所得溶液的pH＝7
D．25 ℃時，pH＝12的氨水和pH＝2的H2SO4等體積混合，所得溶液的pH>7
答案：D
解析：100 ℃時，NaOH和H2SO4恰好中和時，pH＝6，A錯誤；25 ℃時，c(OH－)＝0.4 mol·L－1，c(H＋)＝0.2 mol·L－1，等體積混合后pH大于7，B錯誤；C項，由于CH3COO－的水解pH大于7，錯誤；D項，氨水過量，pH>7，正確。
4．(2022·四川省涼山州高三第一次診斷測試)水的電離平衡曲線如圖所示，下列說法正確的是( )
A．圖中溫度T1＞T2＞
B．溫度時，將的NaOH溶液與的H2SO4溶液混合，若混合溶液呈中性，則NaOH溶液與H2SO4溶液的體積比為
C．b點到c點可以通過溫度不變，在水中加入適量的
D．圖中五個點的Kw的關系為b>c>a>d=e
答案：B
解析：根據圖像可知溫度為T1時Kw=10-7 ×10-7=10-14，溫度為T2時Kw=10-610-6=10-12，溫度升高水的電離程度增大，故T2＞T1。A項，根據分析可知溫度為T1時Kw=10-7 ×10-7=10-14，溫度為T2時Kw=10-6 ×10-6=10-12，溫度升高水的電離程度增大，故T1＞T2＞，故A錯誤；B項，T2溫度時，將pH=10的NaOH溶液c(OH-)=10-2mol/L，pH=3的H2SO4溶液c(H+)=10-3mol/L，混合后，若溶液呈中性，根據n(OH-)=n(H+)，則NaOH溶液與H2SO4溶液的體積比為1：10，故B正確；C項，由圖可知b點到c點Kw減小，溫度改變Kw改變，故C錯誤；D項，溫度不變Kw，溫度升高Kw增大，a、e、d三點溫度相同故Kw相同，從a到b溫度依次升高，故Kw的關系為b>c>a=d=e，故D錯誤；故選B。
高頻考點三 酸堿中和滴定
典例精析
1．下列有關滴定的說法正確的是(　　)
A．用標準的KOH溶液滴定未知濃度的鹽酸，配制標準溶液的固體KOH中混有NaOH雜質，則結果偏低
B．用c1 mol·L－1酸性高錳酸鉀溶液滴定V2 mL未知濃度的H2C2O4溶液，至滴定終點用去酸性高錳酸鉀溶液體積為V1 mL，則H2C2O4溶液的濃度為 mol·L－1
C．用未知濃度的鹽酸滴定已知濃度的NaOH溶液時，若讀取讀數時，滴定前仰視，滴定到終點后俯視，會導致測定結果偏低
D．用25 mL滴定管進行中和滴定時，用去標準液的體積為21．7 mL
答案：A
解析：用標準的KOH溶液滴定未知濃度的鹽酸，配制標準溶液的固體KOH中混有NaOH雜質，由于氫氧化鈉的摩爾質量較小，則所配標準溶液中OH－濃度較大，滴定時消耗標準溶液體積偏小，所以測定結果偏低，A正確；用c1 mol·L－1酸性高錳酸鉀溶液滴定V2 mL未知濃度的H2C2O4溶液，至滴定終點用去高錳酸鉀溶液體積為V1 mL，由兩者反應中化合價升降總數相等(或電子轉移守恒)可得到關系式5H2C2O4～2KMnO4，則n(H2C2O4)＝2．5n(KMnO4)＝2．5×V1 mL×c1 mol·L－1，所以H2C2O4溶液的濃度為 mol·L－1，B不正確；用未知濃度的鹽酸滴定已知濃度的NaOH溶液時，若讀取讀數時，滴定前仰視，滴定到終點后俯視，則未知鹽酸的體積偏小，導致測定結果偏高，C不正確；滴定管的讀數要精確到0.01 mL，D不正確。
2．(2024·河北石家莊高三第二次調研)某活動小組為測定樣品中NaBH4的純度，設計了如下的實驗步驟：
步驟l：取5.0gNaBH4樣品(雜質不參與反應)，將樣品溶于NaOH溶液后配成500mL溶液，取25.00mL置于碘量瓶中，加入60.00mL0.1000mol/L的KIO3溶液充分反應(反應為3NaBH4+4KIO3=3NaBO2+4KI+6H2O)；
步驟2：向步驟1所得溶液中加入過量的KI溶液，用稀硫酸調節pH，使過量KIO3轉化為I2，冷卻后在暗處放置數分鐘；
步驟3：向步驟2所得溶液中加入某種緩沖溶液調pH至5.0，加入幾滴指示劑，用0.1000mol/L的Na2S2O3標準溶液滴定至終點，消耗標準溶液的體積為20.70mL(反應為I2+2Na2S2O3=2NaI+Na2S4O6)。
下列說法正確的是( )
A．NaBH4中H元素化合價為+1價
B．步驟2反應的離子方程式為IO3-+I-+6H+=I2+3H2O
C．步驟3中加入幾滴酚酞作指示劑
D．樣品中NaBH4的純度為64.47%
答案：D
解析：A項，NaBH4具有強還原性，H元素化合價為-1價，故A錯誤；B項，步驟2的反應為KI和KIO3在酸性條件下生成I2，離子方程式為：IO3-+5I-+6H+=I2+3H2O；故B錯誤；C項，步驟3用Na2S2O3標準溶液滴定碘單質溶液，用淀粉溶液坐指示劑，故C錯誤；D項，根據方程式I2+2Na2S2O3=2NaI+Na2S4O6，n(Na2S2O3)=0.00207mol，則n(I2)=0.001035mol，再根據IO3-+5I-+6H+=I2+3H2O，可以計算出n(KIO3)=0.000345mol，這是剩余的KIO3，與NaBH4反應的KIO3為0.006mol-0.000345mol=0.005655mol，根據3NaBH4+4KIO3=3NaBO2+4KI+6H2O可以計算出n(NaBH4)=0.00424125mol，則原樣品中n(NaBH4)=0.00424125mol=0.084825mol，NaBH4的純度為=64.47%，故D正確。
3．過氧化氫的水溶液適用于醫用消毒、環境消毒和食品消毒。
Ⅰ.過氧化氫性質探究實驗
(1)酸性條件下H2O2可將Fe2+轉化成Fe3+，由此說明H2O2具有______性。
(2)已知H2O2是一種二元弱酸，其中Ka1=2.20×10-12、Ka2=1.05×10-25，則H2O2的電離方程式為_______________________________，常溫下，1mol L-1的H2O2溶液的pH約為___________。
Ⅱ.過氧化氫含量的測定實驗。某興趣小組同學用0.1000mol L-1的酸性高錳酸鉀標準溶液滴定試樣中的過氧化氫，反應原理為2 MnO4-+5H2O2+6H+=2Mn2++8H2O+5O2↑。
(3)滴定達到終點的現象是_________________________________________________。
(4)用移液管移取25.00mL試樣置于錐形瓶中，重復滴定四次，每次消耗酸性高錳酸鉀標準溶液的體積如表所示：
第一次 第二次 第三次 第四次
V(KMnO4溶液)/mL 17.10 18.10 18.00 17.90
計算試樣中過氧化氫的濃度為______mol L-1。
(5)若滴定前滴定管尖嘴處有氣泡，滴定后消失，則測定結果______(填“偏高”“偏低”或“不變”)。
答案：(1)氧化 (2)H2O2H++HO2-、HO2- H++O22- 5.8
(3)錐形瓶內溶液恰好由無色變為淺紫色，且30秒內溶液不褪色
(4)0.1800 (5)偏高
解析：(1)酸性條件下，H2O2可將Fe2+氧化為Fe3+，H2O2轉變為H2O，化合價降低，體現了過氧化氫的氧化性；(2)過氧化氫屬于二元弱酸，分步電離，其電離的方程式為H2O2H++HO2-、HO2- H++O22-；又Ka1=2.20×10-12，Ka2=1.05×10-25，Ka1 Ka2，以第一步電離為主，則Ka1===2.20×10-12，所以c(H+)≈1.48×10-6mol L-1，即pH≈5.8；(3)該實驗是酸性高錳酸鉀標準溶液滴定試樣中的過氧化氫，發生反應：2 MnO4-+5H2O2+6H+=2Mn2++8H2O+5O2↑，若達到滴定終點，高錳酸鉀恰好完全反應，故滴定達到終點的現象是錐形瓶內溶液恰好由無色變為淺紫色，且30秒內溶液不褪色；(4)由于第一次數據誤差過大，故舍去；其他三組數據的平均值18.00mL，根據反應2 MnO4-+5H2O2+6H+=2Mn2++8H2O+5O2↑，n(H2O2)=2.5×n(MnO4-)=2.5×0.1000mol L-1×0.018L，c(H2O2)=mol L-1=0.1800mol L-1；(5)滴定前滴定管尖嘴處有氣泡，導致消耗的標準液體積偏大，根據c標V標=c待V待，c待=，則測定結果偏高。
變式訓練
4．下列滴定反應中，指示劑使用正確的是( )
A．用H2O2溶液滴定KI溶液，淀粉做指示劑
B．用酸性KMnO4標準溶液滴定NaHSO3溶液以測量其濃度，用甲基橙做指示劑
C．用標準FeCl3溶液滴定KI溶液，KSCN溶液做指示劑
D．用強酸標準溶液滴定測量弱堿濃度，用酚酞做指示劑
答案：C
解析：A項，用過氧化氫滴定碘化鉀溶液，若用淀粉作指示劑，反應開始生成的碘遇淀粉使溶液就變為藍色，繼續滴加時，溶液藍色的變化無法確定滴定終點，故A錯誤；B項，酸性高錳酸鉀溶液與亞硫酸氫鈉溶液完全反應時，再滴入酸性高錳酸鉀溶液，過量的酸性高錳酸鉀會使溶液會變為淺紫色，則滴定時不需要指示劑即可完成測量實驗，故B錯誤；C項，氯化鐵溶液與碘化鉀溶液完全反應時，若用硫氰化鉀溶液做指示劑，過量的氯化鐵溶液與硫氰化鉀溶液反應生成硫氰化鐵溶液，使溶液變為紅色，可以確定滴定達到終點，故C正確；D項，強酸溶液與弱堿溶液完全反應時生成強酸弱堿鹽，強酸弱堿鹽使溶液呈酸性，若用酚酞作指示劑無法判斷反應的終點，應選用甲基橙做指示劑，故D錯誤；故選C。
5．(2024·湖南高三聯考)K2Cr2O7(重鉻酸鉀)是一種常見的氧化劑。以鉻渣(主要成分為Cr2O3、Fe2O3等)為原料制備K2Cr2O7并測定其純度。其步驟如下：
步驟1：鉻渣粉碎和Na2CO3均勻混合在空氣中焙燒；
步驟2：用水浸取焙燒渣，過濾，得到水浸液(含Na2CrO4)；
步驟3：向步驟2中水浸液加入BaCO3，過濾，得到BaCrO4；
步驟4：向BaCrO4中加入NaHSO4溶液，過濾，得到浸出液(Na2Cr2O7)和浸渣(BaSO4)；
步驟5：向步驟4中浸出液加入KCl粉末，蒸發濃縮、降溫結晶、過濾，得到K2Cr2O7；
步驟6：準確稱取mgK2Cr2O7產品溶于蒸餾水，加入適量稀硫酸，加入足量KI溶液(還原產物為Cr3+)，用水稀釋為250mL溶液，量取25.00mL稀釋后溶液于錐形瓶中。用c mol L-1Na2S2O3溶液滴定至終點，消耗VmL滴定液。滴定反應為I2+2S2O32-=2I-+S4O62-
下列敘述錯誤的是( )
A．步驟1中制備1molNa2CrO4消耗0.75mol氧氣
B．步驟3目的是除去雜質，富集鉻元素
C．步驟6中KI作用是Cr2O72-+6I-+14H+=2Cr3++3I2+7H2O
D．K2Cr2O7產品純度為w=%
答案：D
解析：A項，反應2Cr2O3+4Na2CO3+3O24Na2CrO4+4CO2中生成1molNa2CrO4消耗0.75molO2，故A正確；B項，利用步驟3將Na2CrO4轉化成BaCrO4，濾去溶液，富集鉻元素，故B正確；C項，加入KI還原重鉻酸鉀，產物為Cr3+、I2、H2O，方程式為Cr2O72-+6I-+14H+=2Cr3++3I2+7H2O，故C正確；D項，由K2Cr2O7~3I2~6 Na2S2O3可知，，故D錯誤；故選D。
6．乙二酸俗名草酸，下面是化學學習小組的同學對草酸晶體(H2C2O4·xH2O)進行的探究性學習的過程，請你參與并協助他們完成相關學習任務。
該組同學的研究課題是：探究測定草酸晶體(H2C2O4·xH2O)中的x值。通過查閱資料和網絡查尋得，草酸易溶于水，水溶液可以用酸性KMnO4溶液進行滴定：2MnO4-+5H2C2O4+6H+=2Mn2++5CO2↑+8H2O。學習小組的同學設計了如下步驟用滴定的方法測定x值。
①稱取1.260 g純草酸晶體，將其制成水溶液為待測液。
②取待測液放入錐形瓶中，再加入適量的稀H2SO4。
③用濃度為的酸性KMnO4標準溶液進行滴定，達到終點時消耗。
(1)上述步驟②中使用的錐形瓶是否需要用待測液潤洗________________，(填“是”或“否”)滴定時，將酸性KMnO4標準液裝入________________(填“酸式”或“堿式”)滴定管中。
(2)本實驗滴定達到終點的標志是__________________________________。
(3)通過上述數據，求得_______。
(4)若滴定終點時俯視滴定管刻度，則由此測得的x值會_______(填偏“大”、“偏小”或“不變”)。
(5)根據上述實驗計算的數據可信性不強，為了提高實驗的準確性，請寫出改進措施______________________________________________________________________。
答案：(1) 否 酸式
(2)當最后半滴KMnO4溶液滴入，溶液顏色恰好由無色變為淺紅色，且半分鐘不恢復至原來的顏色
(3)2
(4)偏大
(5)重復操作②③步驟2-3次，取平均值
解析：(1)滴定實驗中錐形瓶不能潤洗，否則導致待測液體積偏大；酸性高錳酸鉀溶液應用酸式滴定管盛裝；(2)滴定終點判斷的方法：當最后半滴KMnO4溶液滴入，溶液顏色恰好由無色變為淺紅色，且半分鐘不恢復至原來的顏色，故答案為：當最后半滴KMnO4溶液滴入，溶液顏色恰好由無色變為淺紅色，且半分鐘不恢復至原來的顏色；(3)n(KMnO4)=×0.01L=0.001mol；結合反應可知n(H2C2O4)=n(KMnO4)=0.0025mol，m(H2C2O4)=0.0025mol×90g/mol=0.225g，m(H2O)= 1.260 g×-0.225g =0.315-0.225g=0.09g，n(H2O)=0.005mol，n(H2C2O4)：n(H2O)=1：2，則x=2；(4)若滴定終點時俯視滴定管刻度，導致讀數偏小，則所測n(H2C2O4偏小，n(H2O)偏大，則x偏大；(5)定量實驗只進行一次實驗，數據可信性不強，為了提高實驗的準確性需重復操作②③步驟2-3次，取平均值。
四、考場演練
1．（2024·天津·二模）常溫下，一種解釋乙酰水楊酸(用HA表示，)藥物在人體吸收模式如下：
假設離子不會穿過組織薄膜，而未電離的HA分子則可自由穿過該膜且達到平衡。下列說法正確的是（ ）
A．血漿中大于胃中 B．取胃中液體，加水稀釋100倍后，pH=3.0
C．在血漿中， D．在血漿和胃中，HA電離程度相同
答案：C
解析：A．血漿中pH大，HA向電離的方向移動，所以血漿中小于胃中，故A錯誤；
B．取胃中液體，HA是弱酸，加水稀釋100倍后，電離平衡正向移動，pH<3.0，故B錯誤；
C．在血漿中，，故C正確；
D．氫離子抑制HA電離，在血漿和胃中的pH不同，HA電離程度不相同，故D錯誤；
選C。
2．（2024·貴州·模擬預測）醋酸鈣片常用于補鈣、緩解磷過多癥等。某小組為了測定醋酸鈣片純度，進行如下實驗：
①稱取醋酸鈣片，研磨成粉末，加入濃硫酸并加熱，將產生的醋酸蒸氣通入 溶液。
②完全反應后，加水稀釋吸收液并配制溶液。
③準確量取配制溶液于錐形瓶中，滴加指示劑R，用鹽酸滴定過量的至終點，消耗滴定液。
下列敘述正確的是（ ）
A．指示劑R可以選擇酚酞溶液或甲基橙溶液
B．步驟②配制溶液定容時仰視讀數，配制溶液的濃度偏高
C．步驟③中，若沒有潤洗酸式滴定管會使測定結果偏高
D．上述實驗測得醋酸鈣樣品純度為
答案：D
解析：A．醋酸鈣片與濃硫酸反應生成醋酸蒸氣，醋酸蒸氣與氫氧化鈉反應生成醋酸鈉和水，剩余的氫氧化鈉用鹽酸滴定。滴定終點時，溶質有醋酸鈉。溶液呈堿性，應選擇酚酞作指示劑，A錯誤；
B．步驟 ② 配制溶液定容時仰視讀數，會使加入的水過多，導致配制溶液的濃度偏低，B錯誤；
C．步驟③中，若沒有潤洗酸式滴定管，會使鹽酸的濃度降低，消耗的鹽酸體積偏大，會使測定結果偏低，C錯誤；
D．醋酸鈣片與濃硫酸反應生成醋酸蒸氣，醋酸蒸氣與氫氧化鈉反應生成醋酸鈉和水，剩余的氫氧化鈉用鹽酸滴定，根據反應方程式CH3COOH+NaOH=CH3COONa+H2O，醋酸鈣樣品的純度為 =，所以D正確；
故選D。
3．（2023·山東·高考真題）一定條件下，乙酸酐醇解反應可進行完全，利用此反應定量測定有機醇中的羥基含量，實驗過程中酯的水解可忽略。實驗步驟如下：
①配制一定濃度的乙酸酐-苯溶液。
②量取一定體積乙酸酐-苯溶液置于錐形瓶中，加入樣品，充分反應后，加適量水使剩余乙酸酐完全水解：。
③加指示劑并用甲醇標準溶液滴定至終點，消耗標準溶液。
④在相同條件下，量取相同體積的乙酸酐-苯溶液，只加適量水使乙酸酐完全水解；加指示劑并用甲醇標準溶液滴定至終點，消耗標準溶液。樣品中羥基含量(質量分數)計算正確的是（ ）
A． B．
C． D．
答案：A
解析：由題中信息可知，量取一定體積乙酸酐-苯溶液置于錐形瓶中，加入樣品，發生醇解反應，充分反應后，加適量水使剩余乙酸酐完全水解，加指示劑并用甲醇標準溶液滴定至終點，消耗標準溶液；在相同條件下，量取相同體積的乙酸酐-苯溶液，只加適量水使乙酸酐完全水解，用-甲醇標準溶液滴定乙酸酐完全水解生成的乙酸，消耗標準溶液；兩次實驗消耗標準溶液的差值為，由反應原理可知，該差值產生的原因是因為醇解產物不消耗，則R守恒可知，n(ROH)=n()=，因此，樣品中羥基質量分數=， A正確，故選A。
4．（2024·陜西西安·模擬預測）為了更好地表示溶液的酸堿性，科學家提出了酸度（AG）的概念：。常溫下，用溶液滴定溶液，溶液的酸度（AG）隨滴入的NaOH溶液體積的變化如圖所示（滴定過程中溫度的變化忽略不計），已知，下列說法正確的是（ ）
A．滴定過程中逐漸增大
B．常溫下，HCN的電離常數
C．滴定過程中水電離出的先減小后增大
D．當V（NaOH）=10mL時，溶液中存在
答案：B
解析：滴加NaOH溶液之前，0.1mol/L的HCN溶液中AG=3.8，即=3.8，。
A．由圖示可知，滴定過程中AG逐漸減小，由可知，逐漸減小，故A錯誤；
B．，Ka=，滴加NaOH溶液之前，0.1mol/L的HCN溶液中AG=3.8，，又Kw=c(H+)c(OH-)=10-14，所以c2(H+)=103.8×10-14，=，故B正確；
C．滴定過程中HCN濃度逐漸減小，對水的電離的抑制程度減小，生成的NaCN濃度逐漸增大，恰好生成NaCN時水的電離程度最大，之后氫氧化鈉過量，又抑制水的電離，所以水電離的先增大后減小，故C錯誤；
D．當V(NaOH)=10mL時，即10mL溶液滴定溶液，溶液中電荷守恒、物料守恒，聯立得，故D錯誤；
故答案為：B。
5．（2024·甘肅·二模）已知，25℃時，的，。常溫下，用NaOH溶液滴定20mL溶液的滴定曲線如圖所示。下列說法不正確的是（ ）
A．a、b、c、d四點對應的溶液中水的電離程度aB．c點所對應的溶液中各粒子濃度滿足
C．當加入NaOH溶液的體積為20mL時，溶液中
D．a點加入NaOH溶液的體積
答案：D
解析：A．向H A溶液中滴加NaOH溶液，水的電離程度會越來越大，當剛好中和時(d點)，水的電離程度最大，故A正確；
B．c點的pH值為7.19，結合可知此時，且存在電荷守恒，兩者結合可知所對應的溶液中的各粒子濃度滿足，故B正確；
C．當加入NaOH溶液的體積為20mL時，溶液中溶質為NaHA，其中的電離常數為，水解常數，即電離程度大于水解程度，所以有，故C正確；
D．用NaOH溶液滴定20 mL溶液，a點溶液中溶質為和NaHA，，則，若恰好是10mLNaOH，反應開始得到的溶液中存在，但由于水解和電離最后溶液呈酸性，平衡時，因此所加NaOH溶液的體積小于10 mL，故D錯誤；
故選D。
6．（2024·山東聊城·二模）富馬酸亞鐵是一種治療貧血的藥物。其制備及純度測定實驗如下：
I．制備
步驟1：將富馬酸固體置于燒杯中，加水，在加熱攪拌下加入溶液，使其為。
步驟2：將上述溶液轉移至如圖所示裝置中(省略加熱、攪拌和夾持裝置)，通并加熱一段時間后，維持溫度100℃，緩慢滴加的溶液，攪拌充分反應；
步驟3：將反應混合液冷卻后，通過一系列操作，得到粗產品。
Ⅱ．純度測定
取樣品置于錐形瓶中，加入煮沸過的硫酸溶液，待樣品完全溶解后，加入煮沸過的蒸餾水和2滴鄰二氮菲指示劑(鄰二氮菲遇呈紅色，遇呈無色)，立即用標準溶液滴定至終點(反應的離子方程式為)。平行測定三次，消耗標準溶液的平均體積為。
對于上述實驗，下列說法正確的是（ ）
A．“步驟1”中發生反應的離子反應為
B．為提高冷凝效果，儀器A可改用直形冷凝管
C．錐形瓶溶液由紅色變為無色即達到滴定終點
D．富馬酸亞鐵產品的純度為
答案：D
解析：向富馬酸( HOOCCH=CHCOOH )中加入Na2CO3溶液發生反應：，中和酸，并調節溶液pH=6.5~6.7，再滴加FeSO4溶液可合成得到富馬酸亞鐵，然后過濾、洗滌、干燥后得到產品；再根據由原子守恒可知，富馬酸亞鐵（）中的Fe2+，全部參加反應Fe2++Ce4+=Fe3++Ce3+，可得關系式：富馬酸亞鐵~ Ce4+，根據滴定消耗硫酸鈰銨［(NH4)2Ce(SO4)3］標準液的體積計算富馬酸亞鐵的物質的量，再根據理論產量和產品的實際質量計算產品純度。
A．“步驟1”中富馬酸（HOOCCH＝CHCOOH）與發生反應，化學方程式為： ，富馬酸不能拆，離子方程式為：，故A錯誤；
B．球形冷凝管一般用于反應物的冷凝回流實驗中，冷凝時與蒸氣的接觸面積更大，改用直形冷凝管冷凝效果下降，故B錯誤；
C．由于鄰二氮菲遇呈紅色，遇呈無色，因此純度分析實驗中判斷達到滴定終點的現象是：溶液由紅色變為無色，且半分鐘不變色，故C錯誤；
D．根據富馬酸亞鐵( C4H2O4Fe)有Fe2+，關系式為富馬酸亞鐵~ Fe2+，溶液中的Fe2+被Ce4+氧化為Fe3+，Ce4+被還原為Ce3+，反應為： Fe2++Ce4+=Fe3++Ce3+，故富馬酸亞鐵~Ce4+，富馬酸亞鐵的物質的量是，故所得產品的純度為：，故D正確；
故答案選D。
7．（2023高三·全國·專題練習）回答下列問題：
(1)已知酸性：H2SO3＞ ＞，水楊酸()與溶液反應，生成物為_______(填字母)。
A． B． C． D．
(2)亞硫酸電離常數為，改變亞硫酸溶液的，其平衡體系中含硫元素微粒物質的量分數與的關系如圖， 。
答案：(1)A(2)
解析：（1）根據強酸制取弱酸原理可知，水楊酸()與溶液反應，生成和亞硫酸氫鈉，故選A；
（2）時，，當時，，。
8．（2024·四川眉山·二模）葡萄糖酸鋅(Zn(C6H11O7)2)是目前最常用的補鋅劑，某實驗小組的同學查閱資料后，用以下兩種方法合成了葡萄糖酸鋅。回答下列問題：
Ⅰ．直接合成法
將一定量的ZnSO4·7H2O完全溶于水，在90℃水浴條件下逐漸加入一定量的葡萄糖酸鈣，20分鐘后趁熱抽濾，濾液轉移至儀器A中濃縮至粘稠狀，冷卻后加入95%的乙醇并不斷攪拌，待沉淀轉變為晶體狀后抽濾得產品。
(1)儀器A的名稱為 。
(2)寫出直接合成法生成葡萄糖酸鋅的化學反應方程式 。
(3)趁熱抽濾所得濾渣為 (寫化學式)，趁熱抽濾的目的是 。
(4)此法所得產品中易有較多的，原因是 。
Ⅱ．間接合成法
①制備葡萄糖酸：向蒸餾水中加入少量濃硫酸，攪拌下分批加入一定量的葡萄糖酸鈣，抽濾除去沉淀，濾液經離子交換樹脂純化后得無色高純度的葡萄糖酸溶液。
②制備葡萄糖酸鋅：取上述高純溶液，加入一定的ZnO，60℃水浴充分反應后除去不溶物，向濾液中加入無水乙醇后用冰水浴冷卻，有白色晶體析出，重結晶得純度較高的葡萄糖酸鋅。
(5)制備葡萄糖酸時常得到淡黃色濾液，可加入一定量 進行物理脫色。
(6)重結晶步驟的具體操作為：將粗產品以溫水溶解后，加入 ，過濾、洗滌、 ，稱重。
(7)產品中鋅含量測定：準確稱取0.400g葡萄糖酸鋅溶于20mL溫水中，加入10mL緩沖溶液，4滴指示劑，用c mol/LEDTA標準溶液滴定至終點，平行測定三次，消耗標準溶液的平均值為V mL，計算產品中鋅的質量分數為 %(已知鋅離子與EDTA按物質的量之比1∶1反應)。
答案：(1)蒸發皿(2)Ca(C6H11O7)2+ ZnSO4 Zn(C6H11O7)2+CaSO4↓
(3) CaSO4；防止產品因溫度降低而析出，造成損失
(4)硫酸鈣微溶，溫度升高，溶解度進一步增大使得更多留在濾液中
(5)活性炭(6)無水乙醇；干燥(7)16.25cV
解析：本題為無機物葡萄糖酸鋅制備的實驗題，采取兩種方法：Ⅰ．直接合成法即將一定量的ZnSO4·7H2O完全溶于水，在90℃水浴條件下逐漸加入一定量的葡萄糖酸鈣，反應原理為：Ca(C6H11O7)2+ ZnSO4 Zn(C6H11O7)2+CaSO4↓，Ⅱ．間接合成法即先向蒸餾水中加入少量濃硫酸，攪拌下分批加入一定量的葡萄糖酸鈣，抽濾除去沉淀，濾液經離子交換樹脂純化后得無色高純度的葡萄糖酸溶液，再制備葡萄糖酸鋅即讓ZnO與葡萄糖酸反應制備葡萄糖酸鋅，最后采用重結晶得純度較高的葡萄糖酸鋅。
（1）將濾液濃縮至粘稠狀應該是蒸發濃縮，故應該將濾液轉移至儀器A即蒸發皿中濃縮至粘稠狀；
（2）由題干信息可知，直接合成法生成葡萄糖酸鋅即將一定量的ZnSO4·7H2O完全溶于水，在90℃水浴條件下逐漸加入一定量的葡萄糖酸鈣，該過程的化學反應方程式為：Ca(C6H11O7)2+ ZnSO4 Zn(C6H11O7)2+CaSO4↓；
（3）由(2)分析可知，趁熱抽濾所得濾渣為CaSO4，趁熱抽濾是分離葡萄糖酸鈣溶液和硫酸鈣固體，且葡萄糖酸鈣的溶解度隨溫度升高而增大，故趁熱過濾的目的是防止產品因溫度降低而析出，造成損失；
（4）由(2)分析可知，趁熱抽濾所得濾渣為CaSO4，由于硫酸鈣微溶，溫度升高，溶解度進一步增大使得更多留在濾液中，導致此法所得產品中易有較多的；
（5）已知活性炭具有很強的吸附性，故制備葡萄糖酸時常得到淡黃色濾液，可加入一定量活性炭進行物理脫色；
（6）由題干信息可知，葡萄糖酸鈣在無水乙醇中的溶解度較小，故重結晶步驟的具體操作為：將粗產品以溫水溶解后，加入無水乙醇，過濾、洗滌、干燥，稱重，故答案為：無水乙醇；干燥；
（7）已知鋅離子與EDTA按物質的量之比1∶1反應，則有n(Zn)=n(Zn(C6H11O7)2)=n(EDTA)=cmol/L×V×10-3L=cV×10-3mol，則產品中鋅的質量分數為=16.25cV%。
9．（2024·江蘇·模擬預測）學習小組利用廢銀催化劑制備乙炔銀(Ag2C2)和酸性乙炔銀(Ag2C2·nAgNO3)。已知乙炔銀和酸性乙炔銀在受熱時均易發生分解。
(1)制取乙炔。利用如圖裝置制取純凈的乙炔。
①電石與水反應劇烈，為減緩反應速率，在不改變電石用量和大小的情況下，可采取的措施有
(寫兩點)。
②電石主要含CaC2，還含有CaS等雜質。洗氣瓶中CuSO4溶液的作用是 。
(2)制備乙炔銀。向含有Ag(NH3)2OH的溶液中通入乙炔可得到乙炔銀沉淀。寫出生成乙炔銀的化學方程式： 。
(3)制備酸性乙炔銀并測定其組成。將乙炔通入硝酸銀溶液中可制得酸性乙炔銀。反應原理為C2H2+(n+2)AgNO3= Ag2C2·nAgNO3↓+2HNO3。
①將過濾所得濾渣置于小燒杯中，利用丙酮反復多次沖洗沉淀。檢驗濾渣已經洗凈的實驗方案是 。
②準確稱取1.260g樣品，用濃硝酸完全溶解后，定容得200mL溶液，取20.00mL于錐形瓶中，以NH4Fe(SO4)2作指示劑，用0.05000mol·L-1 NH4SCN標準溶液進行滴定(Ag+ + SCN-=AgSCN↓)，終點時消耗標準溶液的體積為16.00mL。滴定終點的現象為 。通過計算確定n的數值 (寫出計算過程)。
答案：(1) 使用飽和食鹽水代替水；減緩分液漏斗中液體的滴加速率 除去H2S氣體
(2)C2H2+2Ag(NH3)2OH+2H2O=Ag2C2↓+4NH3·H2O
(3) 將最后一次洗滌液倒入少量的蒸餾水中，用pH試紙檢測溶液pH，若溶液呈中性，則沉淀已洗滌干凈 加入最后半滴標準液，錐形瓶內液體出現紅色，且半分鐘內不褪色 6
解析：電石與水反應生成乙炔，還有雜質PH3、H2S，通入硫酸銅溶液除去雜質氣體；
（1）①為減緩反應速率，在不改變電石用量和大小的情況下，可以使用飽和食鹽水代替水或者減緩分液漏斗中液體的滴加速率。②洗氣瓶中的CuSO4溶液可與H2S反應生成CuS沉淀，其作用是除H2S。
（2）向含有Ag(NH3)2OH的溶液中通入乙炔可得到乙炔銀沉淀，同時還有一水合氨生成。
（3）①當沉淀中不再含有硝酸時，沉淀則洗凈，所以可以通過檢查洗滌液中是否含有氫離子來判斷，方法是：將最后一次洗滌液倒入少量的蒸餾水中，用pH試紙檢測溶液pH，若溶液呈中性，則沉淀已洗滌干凈。②Fe3+結合SCN-，溶液顯紅色，所以加入最后半滴標準液，錐形瓶內液體出現紅色，且半分鐘內不褪色，則到滴定終點。③根據方程式可知，20mL溶液中，n(Ag+)=n(SCN-)=0.810-3mol，則200mL溶液中總的Ag+的物質的量為8×10-3mol，，解得n=6。
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2024年化學高考二輪復習
專題十二 弱電解的電離平衡和溶液的酸堿性
一、考綱解讀
考綱導向
1．弱電解質的電離平衡
2．溶液的酸堿性
3．酸堿中和滴定
命題分析
預計2024年高考題型會延續2023年高考命題形式，以曲線圖的形式進行綜合考查，要求考生會利用平衡移動原理分析外界條件改變對溶液中電離平衡的分析，把握其本質，其中滴定實驗預計會在2024年的高考命題中占有一定的重要地位。
二、知識點梳理
網絡圖
重點拓展
高頻考點一 弱電解質的電離平衡
1．弱電解質
(1)概念
(2)與化合物類型的關系
強電解質主要是大部分離子化合物及某些共價化合物，弱電解質主要是某些共價化合物。
2．弱電解質的電離平衡
(1)電離平衡的建立
在一定條件下(如溫度、壓強等)，當弱電解質電離產生離子的速率和離子結合成弱電解質分子的速率相等時，溶液中各分子和離子的濃度都不再發生變化，電離過程達到了平衡。
平衡建立過程的v-t圖像如圖所示。
(2)弱電解質電離平衡的特征
3．影響電離平衡的外界條件
外界條件 電離平衡移動方向 電離程度變化
溫度 升高溫度 向右移動 增大
濃度 稀釋溶液 向右移動 增大
相同離子 加入與弱電解質相同離子的強電解質 向左移動 減小
加入能與弱電解質離子反應的物質 向右移動 增大 增大
4．弱電解質平衡移動的“三個不一定”
(1)稀醋酸加水稀釋時，溶液中不一定所有的離子濃度都減小。因為溫度不變，Kw＝c(H＋)·c(OH－)是定值，稀醋酸加水稀釋時，溶液中的c(H＋)減小，故c(OH－)增大。
(2)電離平衡右移，電解質分子的濃度不一定減小，離子的濃度不一定增大，電離程度也不一定增大。
(3)對于濃的弱電解質溶液加H2O稀釋的過程，弱電解質的電離程度逐漸增大，但離子濃度不一定減小，可能先增大后減小。
5．一元強酸與一元弱酸的比較
等物質的量濃度的鹽酸(a)與醋酸溶液(b) 等pH的鹽酸(a)與醋酸溶液(b)
pH或物質的量濃度 pH：a＜b 物質的量濃度：a＜b
溶液的導電性 a＞b a＝b
水的電離程度 a＜b a＝b
加水稀釋等倍數pH的變化量 a＞b a＞b
等體積溶液中和NaOH反應的量 a＝b a＜b
分別加該酸的鈉鹽固體后pH a：不變；b：變大 a：不變；b：變大
開始與金屬反應的速率 a＞b 相同
等體積溶液與過量活潑金屬產生H2的量 相同 a＜b
6．一元強酸(HCl)與一元弱酸(CH3COOH)稀釋圖像比較
(1)相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸
加水稀釋相同的倍數，醋酸的pH大 加水稀釋到相同的pH，鹽酸加入的水多
(2)相同體積、相同pH值的鹽酸、醋酸
加水稀釋相同的倍數，鹽酸的pH大 加水稀釋到相同的pH，醋酸加入的水多
7．電離平衡常數
(1)①填寫下表(25 ℃)
弱電解質 電離方程式 電離常數
NH3·H2O NH3·H2ONH＋OH－ Kb＝1.8×10－5
CH3COOH CH3COOHCH3COO－＋H＋ Ka＝1.8×10－5
HClO HClOH＋＋ClO－ Ka＝3.0×10－8
②CH3COOH酸性大于(填“大于”“小于”或“等于”)HClO酸性，判斷的依據：相同條件下，電離常數越大，電離程度越大，c(H＋)越大，酸性越強。
③電離平衡常數的意義：弱酸、弱堿的電離平衡常數能夠反映酸堿性的相對強弱。電離平衡常數越大，電離程度越大。多元弱酸的電離以第一步電離為主，各級電離平衡常數的大小差距較大。
④外因對電離平衡常數的影響：電離平衡常數與其他化學平衡常數一樣只與溫度有關，與電解質的濃度無關，升高溫度，K值增大，原因是電離是吸熱過程。
(2)多元弱酸的分步電離，以碳酸為例，碳酸是二元弱酸，在水溶液中的電離是分步進行。
①電離方程式是H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO。
②電離平衡常數表達式：，。
③比較大小：Ka1>Ka2。
高頻考點二 溶液的酸堿性
1．水的電離
(1)水的電離：H2O＋H2OH3O＋＋OH－，可簡寫為H2OH＋＋OH－。
(2)水的離子積常數：Kw＝c(H＋)·c(OH－)。
①室溫下：Kw＝1×10－14。
②影響因素：只與溫度有關，升高溫度，Kw增大。
③適用范圍：Kw不僅適用于純水，也適用于稀的電解質水溶液。
④Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要溫度不變，Kw不變。
2．溶液中H＋或OH－的來源分析
(1)溶液為酸的溶液。
溶液中的OH－全部來自水的電離，水電離產生的c(H＋)＝c(OH－)。如pH＝2的鹽酸中，溶液中的c(OH－)＝(Kw/10－2) mol·L－1＝10－12 mol·L－1，即由水電離出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12 mol·L－1。
(2)溶質為堿的溶液。
溶液中的H＋全部來自水的電離，水電離產生的c(OH－)＝c(H＋)。如pH＝12的NaOH溶液中，溶液中的c(H＋)＝10－12 mol·L－1，即由水電離出的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12 mol·L－1。
(3)水解呈酸性或堿性的鹽溶液。
①pH＝5的NH4Cl溶液中，H＋全部來自水的電離，由水電離的c(H＋)＝10－5 mol·L－1，因為部分OH－與部分NH結合，溶液中c(OH－)＝10－9 mol·L－1。
②pH＝12的Na2CO3溶液中，OH－全部來自水的電離，由水電離出的c(OH－)＝10－2 mol·L－1。
3．溶液酸堿性判斷中的常見誤區
(1)誤認為溶液的酸堿性取決于pH。如pH＝7的溶液在溫度不同時，可能呈酸性或堿性，也可能呈中性。
(2)誤認為酸堿恰好中和時溶液一定顯中性。如強酸和弱堿恰好中和時，溶液顯酸性；強堿和弱酸恰好中和時，溶液顯堿性，強酸和強堿恰好中和時，溶液顯中性。
(3)使用pH試紙測溶液酸堿性時，若先用蒸餾水潤濕，測量結果不一定偏小。先用蒸餾水潤濕，相當于將待測液稀釋，若待測液為堿性溶液，則所測結果偏小；若待測液為酸性溶液，則所測液為中性溶液，則所測結果沒有誤差。
高頻考點三 酸堿中和滴定
1．概念：用已知物質的量濃度的酸(或堿)來測定未知物質的量濃度的堿(或酸)的方法。
2．原理：c待＝(以一元酸與一元堿的滴定為例)。
在酸堿中和滴定過程中，開始時由于被滴定的酸(或堿)濃度較大，滴入少量的堿(或酸)對其pH的影響不大。當滴定接近終點(pH＝7)時，很少量(一滴，約0.04 mL)的堿(或酸)就會引起溶液pH突變(如圖所示)。
3．酸堿中和滴定的關鍵
(1)準確測定參加反應的酸、堿溶液的體積。
(2)選取適當指示劑，準確判斷滴定終點。
4．實驗用品
(1)儀器
圖(A)是酸式滴定管，圖B是堿式滴定管、滴定管夾、鐵架臺、錐形瓶。
(2)試劑
標準液、待測液、指示劑、蒸餾水。
指示劑 變色范圍的pH
甲基橙 <3．1紅色 3．1～4．4橙色 >4．4黃色
酚酞 <8．2無色 8．2～10．0淺紅色 >10．0紅色
5．中和滴定實驗操作(以酚酞作指示劑，用鹽酸滴定氫氧化鈉溶液)。
(1)滴定前的準備。
(2)滴定。
(3)指示劑選擇：變色要靈敏，變色范圍要小，使變色范圍盡量與滴定終點溶液的酸堿性一致。
①不能用石蕊作指示劑。
②滴定終點為堿性時，用酚酞作指示劑，例如用NaOH溶液滴定醋酸。
③滴定終點為酸性時，用甲基橙作指示劑，例如用鹽酸滴定氨水。
④強酸與強堿間進行滴定時，用甲基橙和酚酞都可以。
⑤并不是所有的滴定都須使用指示劑，如用標準的Na2SO3滴定KMnO4溶液時，KMnO4顏色恰好褪去時即為滴定終點。
(4)終點判斷：等到滴入最后一滴反應液，指示劑變色，且在半分鐘內不能恢復原來的顏色，視為滴定終點，并記錄標準液的體積。
(5)數據處理：按上述操作重復2～3次，求出用去標準鹽酸體積的平均值，根據原理計算。
c(NaOH)＝
6．氧化還原滴定的原理及指示劑的選擇
(1)原理：以氧化劑或還原劑為滴定劑，直接滴定一些具有還原性或氧化性的物質，或者間接滴定一些本身并沒有還原性或氧化性，但能與某些還原劑或氧化劑反應的物質。
(2)試劑：常見用于滴定的氧化劑有KMnO4、K2Cr2O7等；常見用于滴定的還原劑有亞鐵鹽、草酸、維生素C等。
(3)指示劑：氧化還原滴定的指示劑有三類：
①氧化還原指示劑；
②專用指示劑，如在碘量法滴定中，可溶性淀粉溶液遇碘標準溶液變藍；
③自身指示劑，如高錳酸鉀標準溶液滴定草酸時，滴定終點為溶液由無色變為淺紅色。
7．沉淀滴定
(1)概念：沉淀滴定是利用沉淀反應進行滴定、測量分析的方法。生成沉淀的反應很多，但符合條件的卻很少，實際上應用最多的是銀量法，即利用Ag＋與鹵素離子的反應來測定Cl－、Br－、I－濃度。
(2)原理：沉淀滴定所用的指示劑本身就是一種沉淀劑，滴定劑與被滴定物反應的生成物的溶解度要比滴定劑與指示劑反應的生成物的溶解度小，否則不能用這種指示劑。如用AgNO3溶液測定溶液中Cl－的含量時常以CrO為指示劑，這是因為AgCl比AgCrO4更難溶。
三、高頻考點突破
高頻考點一 弱電解質的電離平衡
典例精析
1．能證明亞硝酸是弱酸的實驗事實是( )
A．HNO2的酸性比CH3COOH強 B．0.1 mol·L-1NaNO2溶液的pH大于7
C．HNO2溶液與Na2CO3反應生成CO2 D．HNO2不穩定可分解成NO和NO2
2．(2024·湖北騰云聯盟高三聯考)常溫下，一種解釋乙酰水楊酸(用HA表示，Ka=1.0×10-30)藥物在人體吸收模式如下：
假設離子不會穿過組織薄膜，而未電離的HA則可自由穿過該膜且達到平衡。下列說法錯誤的是( )
A．血漿中HA電離程度比胃中大 B．在胃中，
C．在血漿中， D．總藥量之比
變式訓練
3．25℃時，下列說法正確的是( )
A．NaHA溶液呈酸性，可以推測H2A為強酸
B．可溶性正鹽BA溶液呈中性，可以推測BA為強酸強堿鹽
C．0.010 mol·L-1、0.10mol·L-1的醋酸溶液的電離度分別為α1、α2，則α1＜α2
D．100 mL pH=10.00的Na2CO3溶液中水電離出H+的物質的量為1.0×10-5mol
4．常溫下pH＝2的兩種酸溶液A和B，分別加水稀釋1 000倍，其pH與所加水的體積變化如圖所示。下列結論正確的是(　　)
A．B酸比A酸的電離度大 B．A為弱酸，B為強酸
C．B酸的物質的量濃度比A的小 D．A酸比B酸易電離
高頻考點二 溶液的酸堿性
典例精析
1．(2024·寧夏固原高三期中)在水電離出的c (H+)=10-14mol/L的溶液中，一定能大量共存的離子組是( )
A．K+、Na+、HCO3-、Cl- B．K+、AlO2-、Br-、Cl-
C．Na+、Cl-、NO3-、SO42- D．Al3+、NH4+、Cl-、SO42-
2．如圖表示水中c(H＋)和c(OH－)的關系，下列判斷錯誤的是(　　)
A．兩條曲線間任意點均有c(H＋)·c(OH－)＝Kw B．M區域內任意點均有c(H＋)＜c(OH－)
C．圖中T1＜T2 D．XZ線上任意點均有pH＝7
變式訓練
3．25 ℃時，Kw＝1.0×10－14；100 ℃時，Kw＝1×10－12，下列說法正確的是(　　)
A．100 ℃時，pH＝10的NaOH溶液和pH＝2的H2SO4恰好中和，所得溶液的pH＝7
B．25 ℃時，0.2 mol·L－1 Ba(OH)2溶液和0.2 mol·L－1 HCl等體積混合，所得溶液的pH＝7
C．25 ℃時，0.2 mol·L－1 NaOH溶液與0.2 mol·L－1 CH3COOH恰好中和，所得溶液的pH＝7
D．25 ℃時，pH＝12的氨水和pH＝2的H2SO4等體積混合，所得溶液的pH>7
4．(2022·四川省涼山州高三第一次診斷測試)水的電離平衡曲線如圖所示，下列說法正確的是( )
A．圖中溫度T1＞T2＞
B．溫度時，將的NaOH溶液與的H2SO4溶液混合，若混合溶液呈中性，則NaOH溶液與H2SO4溶液的體積比為
C．b點到c點可以通過溫度不變，在水中加入適量的
D．圖中五個點的Kw的關系為b>c>a>d=e
高頻考點三 酸堿中和滴定
典例精析
1．下列有關滴定的說法正確的是(　　)
A．用標準的KOH溶液滴定未知濃度的鹽酸，配制標準溶液的固體KOH中混有NaOH雜質，則結果偏低
B．用c1 mol·L－1酸性高錳酸鉀溶液滴定V2 mL未知濃度的H2C2O4溶液，至滴定終點用去酸性高錳酸鉀溶液體積為V1 mL，則H2C2O4溶液的濃度為 mol·L－1
C．用未知濃度的鹽酸滴定已知濃度的NaOH溶液時，若讀取讀數時，滴定前仰視，滴定到終點后俯視，會導致測定結果偏低
D．用25 mL滴定管進行中和滴定時，用去標準液的體積為21．7 mL
2．(2024·河北石家莊高三第二次調研)某活動小組為測定樣品中NaBH4的純度，設計了如下的實驗步驟：
步驟l：取5.0gNaBH4樣品(雜質不參與反應)，將樣品溶于NaOH溶液后配成500mL溶液，取25.00mL置于碘量瓶中，加入60.00mL0.1000mol/L的KIO3溶液充分反應(反應為3NaBH4+4KIO3=3NaBO2+4KI+6H2O)；
步驟2：向步驟1所得溶液中加入過量的KI溶液，用稀硫酸調節pH，使過量KIO3轉化為I2，冷卻后在暗處放置數分鐘；
步驟3：向步驟2所得溶液中加入某種緩沖溶液調pH至5.0，加入幾滴指示劑，用0.1000mol/L的Na2S2O3標準溶液滴定至終點，消耗標準溶液的體積為20.70mL(反應為I2+2Na2S2O3=2NaI+Na2S4O6)。
下列說法正確的是( )
A．NaBH4中H元素化合價為+1價
B．步驟2反應的離子方程式為IO3-+I-+6H+=I2+3H2O
C．步驟3中加入幾滴酚酞作指示劑
D．樣品中NaBH4的純度為64.47%
3．過氧化氫的水溶液適用于醫用消毒、環境消毒和食品消毒。
Ⅰ.過氧化氫性質探究實驗
(1)酸性條件下H2O2可將Fe2+轉化成Fe3+，由此說明H2O2具有______性。
(2)已知H2O2是一種二元弱酸，其中Ka1=2.20×10-12、Ka2=1.05×10-25，則H2O2的電離方程式為_______________________________，常溫下，1mol L-1的H2O2溶液的pH約為___________。
Ⅱ.過氧化氫含量的測定實驗。某興趣小組同學用0.1000mol L-1的酸性高錳酸鉀標準溶液滴定試樣中的過氧化氫，反應原理為2 MnO4-+5H2O2+6H+=2Mn2++8H2O+5O2↑。
(3)滴定達到終點的現象是_________________________________________________。
(4)用移液管移取25.00mL試樣置于錐形瓶中，重復滴定四次，每次消耗酸性高錳酸鉀標準溶液的體積如表所示：
第一次 第二次 第三次 第四次
V(KMnO4溶液)/mL 17.10 18.10 18.00 17.90
計算試樣中過氧化氫的濃度為______mol L-1。
(5)若滴定前滴定管尖嘴處有氣泡，滴定后消失，則測定結果______(填“偏高”“偏低”或“不變”)。
變式訓練
4．下列滴定反應中，指示劑使用正確的是( )
A．用H2O2溶液滴定KI溶液，淀粉做指示劑
B．用酸性KMnO4標準溶液滴定NaHSO3溶液以測量其濃度，用甲基橙做指示劑
C．用標準FeCl3溶液滴定KI溶液，KSCN溶液做指示劑
D．用強酸標準溶液滴定測量弱堿濃度，用酚酞做指示劑
5．(2024·湖南高三聯考)K2Cr2O7(重鉻酸鉀)是一種常見的氧化劑。以鉻渣(主要成分為Cr2O3、Fe2O3等)為原料制備K2Cr2O7并測定其純度。其步驟如下：
步驟1：鉻渣粉碎和Na2CO3均勻混合在空氣中焙燒；
步驟2：用水浸取焙燒渣，過濾，得到水浸液(含Na2CrO4)；
步驟3：向步驟2中水浸液加入BaCO3，過濾，得到BaCrO4；
步驟4：向BaCrO4中加入NaHSO4溶液，過濾，得到浸出液(Na2Cr2O7)和浸渣(BaSO4)；
步驟5：向步驟4中浸出液加入KCl粉末，蒸發濃縮、降溫結晶、過濾，得到K2Cr2O7；
步驟6：準確稱取mgK2Cr2O7產品溶于蒸餾水，加入適量稀硫酸，加入足量KI溶液(還原產物為Cr3+)，用水稀釋為250mL溶液，量取25.00mL稀釋后溶液于錐形瓶中。用c mol L-1Na2S2O3溶液滴定至終點，消耗VmL滴定液。滴定反應為I2+2S2O32-=2I-+S4O62-
下列敘述錯誤的是( )
A．步驟1中制備1molNa2CrO4消耗0.75mol氧氣
B．步驟3目的是除去雜質，富集鉻元素
C．步驟6中KI作用是Cr2O72-+6I-+14H+=2Cr3++3I2+7H2O
D．K2Cr2O7產品純度為w=%
6．乙二酸俗名草酸，下面是化學學習小組的同學對草酸晶體(H2C2O4·xH2O)進行的探究性學習的過程，請你參與并協助他們完成相關學習任務。
該組同學的研究課題是：探究測定草酸晶體(H2C2O4·xH2O)中的x值。通過查閱資料和網絡查尋得，草酸易溶于水，水溶液可以用酸性KMnO4溶液進行滴定：2MnO4-+5H2C2O4+6H+=2Mn2++5CO2↑+8H2O。學習小組的同學設計了如下步驟用滴定的方法測定x值。
①稱取1.260 g純草酸晶體，將其制成水溶液為待測液。
②取待測液放入錐形瓶中，再加入適量的稀H2SO4。
③用濃度為的酸性KMnO4標準溶液進行滴定，達到終點時消耗。
(1)上述步驟②中使用的錐形瓶是否需要用待測液潤洗________________，(填“是”或“否”)滴定時，將酸性KMnO4標準液裝入________________(填“酸式”或“堿式”)滴定管中。
(2)本實驗滴定達到終點的標志是__________________________________。
(3)通過上述數據，求得_______。
(4)若滴定終點時俯視滴定管刻度，則由此測得的x值會_______(填偏“大”、“偏小”或“不變”)。
(5)根據上述實驗計算的數據可信性不強，為了提高實驗的準確性，請寫出改進措施______________________________________________________________________。
四、考場演練
1．（2024·天津·二模）常溫下，一種解釋乙酰水楊酸(用HA表示，)藥物在人體吸收模式如下：
假設離子不會穿過組織薄膜，而未電離的HA分子則可自由穿過該膜且達到平衡。下列說法正確的是（ ）
A．血漿中大于胃中 B．取胃中液體，加水稀釋100倍后，pH=3.0
C．在血漿中， D．在血漿和胃中，HA電離程度相同
2．（2024·貴州·模擬預測）醋酸鈣片常用于補鈣、緩解磷過多癥等。某小組為了測定醋酸鈣片純度，進行如下實驗：
①稱取醋酸鈣片，研磨成粉末，加入濃硫酸并加熱，將產生的醋酸蒸氣通入 溶液。
②完全反應后，加水稀釋吸收液并配制溶液。
③準確量取配制溶液于錐形瓶中，滴加指示劑R，用鹽酸滴定過量的至終點，消耗滴定液。
下列敘述正確的是（ ）
A．指示劑R可以選擇酚酞溶液或甲基橙溶液
B．步驟②配制溶液定容時仰視讀數，配制溶液的濃度偏高
C．步驟③中，若沒有潤洗酸式滴定管會使測定結果偏高
D．上述實驗測得醋酸鈣樣品純度為
3．（2023·山東·高考真題）一定條件下，乙酸酐醇解反應可進行完全，利用此反應定量測定有機醇中的羥基含量，實驗過程中酯的水解可忽略。實驗步驟如下：
①配制一定濃度的乙酸酐-苯溶液。
②量取一定體積乙酸酐-苯溶液置于錐形瓶中，加入樣品，充分反應后，加適量水使剩余乙酸酐完全水解：。
③加指示劑并用甲醇標準溶液滴定至終點，消耗標準溶液。
④在相同條件下，量取相同體積的乙酸酐-苯溶液，只加適量水使乙酸酐完全水解；加指示劑并用甲醇標準溶液滴定至終點，消耗標準溶液。樣品中羥基含量(質量分數)計算正確的是（ ）
A． B．
C． D．
4．（2024·陜西西安·模擬預測）為了更好地表示溶液的酸堿性，科學家提出了酸度（AG）的概念：。常溫下，用溶液滴定溶液，溶液的酸度（AG）隨滴入的NaOH溶液體積的變化如圖所示（滴定過程中溫度的變化忽略不計），已知，下列說法正確的是（ ）
A．滴定過程中逐漸增大
B．常溫下，HCN的電離常數
C．滴定過程中水電離出的先減小后增大
D．當V（NaOH）=10mL時，溶液中存在
5．（2024·甘肅·二模）已知，25℃時，的，。常溫下，用NaOH溶液滴定20mL溶液的滴定曲線如圖所示。下列說法不正確的是（ ）
A．a、b、c、d四點對應的溶液中水的電離程度aB．c點所對應的溶液中各粒子濃度滿足
C．當加入NaOH溶液的體積為20mL時，溶液中
D．a點加入NaOH溶液的體積
6．（2024·山東聊城·二模）富馬酸亞鐵是一種治療貧血的藥物。其制備及純度測定實驗如下：
I．制備
步驟1：將富馬酸固體置于燒杯中，加水，在加熱攪拌下加入溶液，使其為。
步驟2：將上述溶液轉移至如圖所示裝置中(省略加熱、攪拌和夾持裝置)，通并加熱一段時間后，維持溫度100℃，緩慢滴加的溶液，攪拌充分反應；
步驟3：將反應混合液冷卻后，通過一系列操作，得到粗產品。
Ⅱ．純度測定
取樣品置于錐形瓶中，加入煮沸過的硫酸溶液，待樣品完全溶解后，加入煮沸過的蒸餾水和2滴鄰二氮菲指示劑(鄰二氮菲遇呈紅色，遇呈無色)，立即用標準溶液滴定至終點(反應的離子方程式為)。平行測定三次，消耗標準溶液的平均體積為。
對于上述實驗，下列說法正確的是（ ）
A．“步驟1”中發生反應的離子反應為
B．為提高冷凝效果，儀器A可改用直形冷凝管
C．錐形瓶溶液由紅色變為無色即達到滴定終點
D．富馬酸亞鐵產品的純度為
7．（2023高三·全國·專題練習）回答下列問題：
(1)已知酸性：H2SO3＞ ＞，水楊酸()與溶液反應，生成物為_______(填字母)。
A． B． C． D．
(2)亞硫酸電離常數為，改變亞硫酸溶液的，其平衡體系中含硫元素微粒物質的量分數與的關系如圖， 。
8．（2024·四川眉山·二模）葡萄糖酸鋅(Zn(C6H11O7)2)是目前最常用的補鋅劑，某實驗小組的同學查閱資料后，用以下兩種方法合成了葡萄糖酸鋅。回答下列問題：
Ⅰ．直接合成法
將一定量的ZnSO4·7H2O完全溶于水，在90℃水浴條件下逐漸加入一定量的葡萄糖酸鈣，20分鐘后趁熱抽濾，濾液轉移至儀器A中濃縮至粘稠狀，冷卻后加入95%的乙醇并不斷攪拌，待沉淀轉變為晶體狀后抽濾得產品。
(1)儀器A的名稱為 。
(2)寫出直接合成法生成葡萄糖酸鋅的化學反應方程式 。
(3)趁熱抽濾所得濾渣為 (寫化學式)，趁熱抽濾的目的是 。
(4)此法所得產品中易有較多的，原因是 。
Ⅱ．間接合成法
①制備葡萄糖酸：向蒸餾水中加入少量濃硫酸，攪拌下分批加入一定量的葡萄糖酸鈣，抽濾除去沉淀，濾液經離子交換樹脂純化后得無色高純度的葡萄糖酸溶液。
②制備葡萄糖酸鋅：取上述高純溶液，加入一定的ZnO，60℃水浴充分反應后除去不溶物，向濾液中加入無水乙醇后用冰水浴冷卻，有白色晶體析出，重結晶得純度較高的葡萄糖酸鋅。
(5)制備葡萄糖酸時常得到淡黃色濾液，可加入一定量 進行物理脫色。
(6)重結晶步驟的具體操作為：將粗產品以溫水溶解后，加入 ，過濾、洗滌、 ，稱重。
(7)產品中鋅含量測定：準確稱取0.400g葡萄糖酸鋅溶于20mL溫水中，加入10mL緩沖溶液，4滴指示劑，用c mol/LEDTA標準溶液滴定至終點，平行測定三次，消耗標準溶液的平均值為V mL，計算產品中鋅的質量分數為 %(已知鋅離子與EDTA按物質的量之比1∶1反應)。
9．（2024·江蘇·模擬預測）學習小組利用廢銀催化劑制備乙炔銀(Ag2C2)和酸性乙炔銀(Ag2C2·nAgNO3)。已知乙炔銀和酸性乙炔銀在受熱時均易發生分解。
(1)制取乙炔。利用如圖裝置制取純凈的乙炔。
①電石與水反應劇烈，為減緩反應速率，在不改變電石用量和大小的情況下，可采取的措施有
(寫兩點)。
②電石主要含CaC2，還含有CaS等雜質。洗氣瓶中CuSO4溶液的作用是 。
(2)制備乙炔銀。向含有Ag(NH3)2OH的溶液中通入乙炔可得到乙炔銀沉淀。寫出生成乙炔銀的化學方程式： 。
(3)制備酸性乙炔銀并測定其組成。將乙炔通入硝酸銀溶液中可制得酸性乙炔銀。反應原理為C2H2+(n+2)AgNO3= Ag2C2·nAgNO3↓+2HNO3。
①將過濾所得濾渣置于小燒杯中，利用丙酮反復多次沖洗沉淀。檢驗濾渣已經洗凈的實驗方案是 。
②準確稱取1.260g樣品，用濃硝酸完全溶解后，定容得200mL溶液，取20.00mL于錐形瓶中，以NH4Fe(SO4)2作指示劑，用0.05000mol·L-1 NH4SCN標準溶液進行滴定(Ag+ + SCN-=AgSCN↓)，終點時消耗標準溶液的體積為16.00mL。滴定終點的現象為 。通過計算確定n的數值 (寫出計算過程)。
21世紀教育網 www.21cnjy.com 精品試卷·第 2 頁 （共 2 頁）
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