Question

（1）某研究性學(xué)習(xí)小組在實驗室中配制1mol/L的稀硫酸標(biāo)準(zhǔn)溶液，然后用其滴定某未知濃度的NaOH溶液．下列有關(guān)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(biāo)準(zhǔn)溶液，配制時應(yīng)選用100mL容量瓶；
C、容量瓶中含有少量蒸餾水，會導(dǎo)致所配標(biāo)準(zhǔn)溶液的濃度偏��；
D、酸式滴定管用蒸餾水洗滌后，即裝入標(biāo)準(zhǔn)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(dǎo)致最后實驗結(jié)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(dǎo)致最后實驗結(jié)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(yīng)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(guān)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(guān)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(jié)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(yīng)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(jié)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��；
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(yīng)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(biāo)準(zhǔn)溶液，配制時應(yīng)選用100mL容量瓶，容量瓶的規(guī)格有50mL、100mL等容量瓶，應(yīng)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(dǎo)致所配標(biāo)準(zhǔn)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(biāo)準(zhǔn)濃度的稀硫酸，導(dǎo)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(dǎo)致溶液的體積偏小濃度偏大，所用酸的體積偏小，故導(dǎo)致實驗結(jié)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(dǎo)致所用酸的體積偏小，故導(dǎo)致實驗結(jié)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(yīng)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(yuǎn)遠(yuǎn)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(guān)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(yīng)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(yīng)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．