Question

（1）某研究性學習小組在實驗室中配制1mol/L的稀硫酸標準溶液，然后用其滴定某未知濃度的NaOH溶液．下列有關說法中正確的是

ABD

．
A、實驗中所用到的滴定管、容量瓶，在使用前均需要檢漏；
B、如果實驗中需用60mL 的稀硫酸標準溶液，配制時應選用100mL容量瓶；
C、容量瓶中含有少量蒸餾水，會導致所配標準溶液的濃度偏�。�
D、酸式滴定管用蒸餾水洗滌后，即裝入標準濃度的稀硫酸，則測得的NaOH溶液的濃度將偏大；
E、配制溶液時，若在最后一次讀數(shù)時俯視讀數(shù)，則導致最后實驗結果偏大．
F、中和滴定時，若在最后一次讀數(shù)時俯視讀數(shù)，則導致最后實驗結果偏大．
（2）常溫下，已知0.1mol?L^-1一元酸HA溶液中c（OH^-）/c（H⁺）=1×10^-8．
①常溫下，0.1mol?L^-1 HA溶液的pH=

3

；寫出該酸（HA）與NaOH溶液反應的離子方程式：

HA+OH^-═A^-+H₂O

；
②pH=3的HA與pH=11的NaOH溶液等體積混合后，溶液中4種離子物質(zhì)的量濃度大小關系是：

c（A^-）＞c（Na⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-）

；
③0.2mol?L^-1HA溶液與0.1mol?L^-1NaOH溶液等體積混合后所得溶液中：
c（H⁺）+c（HA）-c（OH^-）=

0.05

mol?L^-1．（溶液體積變化忽略不計）
（3）t℃時，有pH=2的稀硫酸和pH=11的NaOH溶液等體積混合后溶液呈中性，則該溫度下水的離子積常數(shù)K_w=

1.0×10^-13

．
①該溫度下（t℃），將100mL 0.1mol?L^-1的稀H₂SO₄溶液與100mL 0.4mol?L^-1的NaOH溶液混合后（溶液體積變化忽略不計），溶液的pH=

12

．
②該溫度下（t℃），1體積的稀硫酸和10體積的NaOH溶液混合后溶液呈中性，則稀硫酸的pH（pH_a）與NaOH溶液的pH（pH_b）的關系是：

pH_a+pH_b=12

．

Answer 1

分析：（1）根據(jù)操作是否規(guī)范或造成的誤差分析；
（2）①根據(jù)c（OH^-）/c（H⁺）=1×10^-8，結合水的離子積常數(shù)計算溶液中氫離子濃度，再根據(jù)pH=-lgc（H⁺）計算；
HA與氫氧化鈉反應生成NaA與水，根據(jù)計算判斷HA屬于強弱電解質(zhì)，據(jù)此書寫離子方程式；
②根據(jù)酸和堿的物質(zhì)的量的相對大小確定溶液中的溶質(zhì)，從而確定溶液的酸堿性，結合電離平衡、水解平衡、電荷守恒等確定溶液中各種離子濃度的相對大小；
③根據(jù)電荷守恒與微粒守恒判斷；
（3）令水的離子積為Kw，表示出氫氧化鈉溶液中氫氧根離子的濃度，等體積反應后呈中性則硫酸中氫離子濃度等于氫氧化鈉溶液中氫氧根離子濃度，據(jù)此解答；
①等體積混合后，氫氧化鈉過量，溶液呈堿性，先計算剩余氫氧根離子的濃度，再根據(jù)水的離子積計算溶液中氫離子濃度，再根據(jù)pH=-lgc（H⁺）計算；
②溶液呈中性，說明氫離子的物質(zhì)的量等于氫氧根離子的物質(zhì)的量，據(jù)此計算．

解答：解：（1）A．實驗中所用到的滴定管、容量瓶，在使用前均需要檢漏，否則會造成誤差，故A正確；
B．如果實驗中需用60mL 的稀硫酸標準溶液，配制時應選用100mL容量瓶，容量瓶的規(guī)格有50mL、100mL等容量瓶，應選擇稍大于或等于配制溶液體積的容量瓶，故B正確；
C．容量瓶中含有少量蒸餾水，不影響溶質(zhì)的物質(zhì)的量和溶液的體積，所以不會導致所配標準溶液的濃度偏小，故C錯誤；
D．酸式滴定管用蒸餾水洗滌后，即裝入標準濃度的稀硫酸，導致稀硫酸的濃度偏小，所用稀硫酸的體積偏大，所以測得的NaOH溶液的濃度將偏大，故D正確；
E．配制溶液時，若在最后一次讀數(shù)時俯視讀數(shù)，導致溶液的體積偏小濃度偏大，所用酸的體積偏小，故導致實驗結果偏小，故E錯誤；
F．中和滴定時，若在最后一次讀數(shù)時俯視讀數(shù)，導致所用酸的體積偏小，故導致實驗結果偏小，故F錯誤；
故選ABD；
（2）①c（OH^-）/c（H⁺）=1×10^-8，c（OH^-）×c（H⁺）=1.0×10^-14，則c（H⁺）=10^-3mol?L^-1，所以溶液的pH=3；氫離子濃度小于酸的濃度，所以該酸是弱酸，該酸（HA）與NaOH溶液反應的離子方程式為：HA+OH^-═A^-+H₂O，
故答案為：3；HA+OH^-═A^-+H₂O； 
②pH=11的NaOH溶液中c（OH^-）=10^-3mol?L^-1，HA是弱酸，酸的濃度遠遠大于氫離子濃度，所以pH=3的HA與pH=11的NaOH溶液等體積混合后，溶液中的溶質(zhì)是酸和鹽，溶液呈酸性，所以溶液中氫離子濃度大于氫氧根離子濃度，酸根離子濃度大于鈉離子濃度，溶液中4種離子物質(zhì)的量濃度大小關系是c（A^-）＞c（Na⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-），
故答案為：c（A^-）＞c（Na⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-）；  
③0.2mol?L^-1HA溶液與0.1mol?L^-1NaOH溶液等體積混合后所得溶液中，由電荷守恒有：c（Na⁺）+c（H⁺）=c（A^-）+c（OH^-），由物料守恒有：2c（Na⁺）=c（A^-）+c（HA），故c（H⁺）+c（HA）-c（OH^-）=c（Na⁺）=

1

2

×0.1mol/L=0.05mol/L，
故答案為：0.05；
（3）pH=2的稀硫酸溶液中C（H⁺）=10^-2mol/L，pH=11的NaOH溶液中C（H⁺）=10^-11mol/L，等體積混合后溶液呈中性，則10^-2mol/L=

Kw

10-11

mol/L，所以K_W=1.0×10^-13，
故答案為：1.0×10^-13；
①將100mL 0.1mol?L^-1的稀H₂SO₄溶液與100mL 0.4mol?L^-1的NaOH溶液混合后，氫氧化鈉過量，反應后C（OH^-）=

0.1×0.4-0.1×0.2

0.1+0.1

=0.1mol/L，故C（H⁺）=

10-13

0.1

mol/L=10^-12 mol/L，故反應后溶液的pH=-lg10^-12=12，
故答案為：12；
②1體積的稀硫酸和10體積的NaOH溶液混合后溶液呈中性，說明氫離子的物質(zhì)的量等于氫氧根離子的物質(zhì)的量，
令pH_a=a，pH_b=b，則：1×10^-a=10×

10-13

10-b

，故a+b=12，即pH_a+pH_b=12，
故答案為：pH_a+pH_b=12．

點評：本題考查溶液配制及中和滴定誤差分析、溶液pH的計算、離子濃度比較等，題目綜合性較大，難度中等，（3）注意計算水的離子積，為易錯點．