Question

（1）常溫下將0.2mol/L HCl溶液與0.2mol/L MOH溶液等體積混合（忽略混合后溶液體
積的變化），測得混合溶液的pH=6，試回答以下問題：
①混合溶液中由水電離出的c（H⁺）

 

0.2mol/LHCl溶液中由水電離出的c（H⁺）； （填“＞”、“＜”、或“=”）
②求出混合溶液中下列算式的精確計算結(jié)果（填具體數(shù)字）：c（Cl^-）-c（M⁺）=

 

mol/L．
（2）常溫下若將0.2mol/L MOH溶液與0.1mol/L HCl溶液等體積混合，測得混合溶液的pH＜7，則說明在相同條件下MOH的電離程度

 

 MCl的水解程度．（填“＞”、“＜”、或“=”）
（3）常溫下若將pH=3的HR溶液與pH=11的NaOH溶液等體積混合，測得混合溶液的pH≠7，則混合溶液的pH

 

．（填“＞7”、“＜7”、或“無法確定”）
（4）用0.1032mol/L HCl溶液滴定未知濃度的NaOH溶液，重復(fù)三次的實驗數(shù)據(jù)如下表所示．

實驗序號	0.1032mol/L HCI體積體積/mL	待測NaOH溶液體積/mL
1	27.83	25.00
2	26.53	25.00
3	27.85	25.00

①待測NaOH溶液的物質(zhì)的量濃度為

 

 mol/L．（列出數(shù)學(xué)計算表達式不用計算出結(jié)果）
②下列情況可能引起測定結(jié)果偏高的是

 

．
A、酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸溶液潤洗
B、錐形瓶未用待測液潤洗
C、滴定前滴定管尖嘴中有一氣泡，滴定后氣泡消失了
D、滴定前，滴定管中的溶液液面最低點在“0”點以下．

Answer 1

考點：酸堿混合時的定性判斷及有關(guān)ph的計算,中和滴定

專題：

分析：（1）①酸或堿能抑制水電離，含有弱根離子的鹽促進水電離；
②根據(jù)物料守恒和電荷守恒分析；
（2）二者混合得到等物質(zhì)的量濃度的MCl和MOH，混合溶液呈酸性，說明堿的電離程度小于鹽的水解程度；
（3）pH=3的HR溶液與pH=11的NaOH溶液，兩種溶液中c（H⁺）=c（OH^-），如HR為強酸，則反應(yīng)后呈中性，如為弱酸，則反應(yīng)后呈酸性；
（4）據(jù)表分析，實驗1的數(shù)據(jù)與實驗2實驗3 差別太大，可忽略，求出實驗2和實驗3 的平均值，即為所用標(biāo)準(zhǔn)液的體積，再據(jù)c（NaOH）=

c(HCl)?V(HCl)

V(NaOH)

求算及誤差分析．

解答： 解：（1）①酸或堿能抑制水電離，含有弱根離子的鹽促進水電離，所以混合溶液中由水電離出的c（H⁺）＞0.2mol/LHCl溶液中由水電離出的c（H⁺），
故答案為：＞；
②根據(jù)電荷守恒得c（Cl^-）+c（OH^-）=c（M⁺）+c（H⁺），所以：c（Cl^-）-c（M⁺）=c（H⁺）-c（OH^-）=10^-6 mol/L-10^-8mol/L=9.9×10^-7mol/L，
故答案為：9.9×10^-7；
（2）二者混合得到等物質(zhì)的量濃度的MCl和MOH，混合溶液呈酸性，說明堿的電離程度小于鹽的水解程度，
故答案為：＜；
（3）HR若為強電解質(zhì)，二者都是一元酸或堿，等體積混合后溶液的pH=7，而混合溶液的pH≠7，說明HR為弱電解質(zhì)，二者混合后溶液中酸過量，反應(yīng)后溶液顯示酸性，溶液pH＜7，
故答案為：＜7；
（4）①第二組數(shù)據(jù)誤差較大，應(yīng)該舍棄，則另外兩次消耗鹽酸的平均體積為：V（HCl）=

27.83+27.85

2

mL，則c（NaOH）=

c(HCl)?V(HCl)

V(NaOH)

=

0.1032mol/L× 27.83+27.85 2 ×10-3L

0.025L

=

0.1032× 27.83+27.85 2

25

L/L，
故答案為：

0.1032× 27.83+27.85 2

25

；
②A．酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸溶液潤洗，所用V（HCl）偏大，引起測定結(jié)果偏高，故A正確；
B．錐形瓶未用待測液潤洗，無影響，故B錯誤；
C．滴定前滴定管尖嘴中有一氣泡，滴定后氣泡消失了，所用V（HCl）偏大，引起測定結(jié)果偏高，故C正確；
D．滴定前，滴定管中的溶液液面最低點在“0”點以下，無影響，故D錯誤；
故答案為：AC．

點評：本題考查了酸堿混合的定性判斷及有關(guān)pH的計算、溶液中離子濃度比較物質(zhì)溶解度，題目難度中等，注意掌握電荷守恒、物料守恒、質(zhì)子守恒的含義及應(yīng)用方法，明確酸堿混合的定性判斷方法及溶液pH的計算方法．