Question

（12分）（1）某研究性學習小組在實驗室中配制1 mol/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______________。
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60 mL 的稀硫酸標準溶液，配制時應選用100 mL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小；
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，若在最后一次讀數時俯視讀數，則導致最后實驗結果偏大。
F、中和滴定時，若在最后一次讀數時俯視讀數，則導致最后實驗結果偏大。
（2）常溫下，已知0.1 mol·L^－1一元酸HA溶液中c(OH^－) / c(H⁺)＝1×10^－8。
①常溫下，0.1 mol·L^－1 HA溶液的pH=       ；寫出該酸（HA）與NaOH溶液反應的離子方程式：                                       ；
②pH＝3的HA與pH＝11的NaOH溶液等體積混合后，溶液中4種離子物質的量濃度大小關系是：                                          ；
③0.2 mol·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^－)＝           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K_w=                。
①該溫度下（t℃），將100 mL 0.1 mol·L^-1的稀H₂SO₄溶液與100 mL 0.4 mol·L^-1的NaOH溶液混合后（溶液體積變化忽略不計），溶液的pH=           。
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：                。

Answer 1

（12分）(1)ABD (2分)  
(2) ①3     HA+OH===A+H₂O      ②c(A)>c(Na⁺)>c(H⁺)>c(OH)           ③0.05      各1分
(3)10 (2分)       ①12 (2分)           ②pH_a+pH_b=12(2分) 

解析試題分析：（1）容量瓶中含有少量蒸餾水，不會影響溶質和溶劑的質量，所以不影響實驗結果，C不正確；配制溶液時，若在最后一次讀數時俯視讀數，則濃硫酸的體積偏小，導致最后實驗結果偏低，D不正確；中和滴定時，若在最后一次讀數時俯視讀數，則消耗硫酸的體積減小，導致最后實驗結果偏小，F不正確，其余選項都是正確的，答案選ABD。
(2) ①根據水的離子積常數可知，如果c(OH^－) / c(H⁺)＝1×10^－8，則溶液中OH^－離子濃度是。則氫離子濃度是0.001mol/L，所以pH＝3，這說明HA是弱酸，所以和氫氧化鈉反應的離子方程式是HA+OH===A+H₂O。   
②由于HA是弱酸，所以pH＝3的HA溶液的濃度大于0.001mol/L，則在和氫氧化鈉的反應中HA是過量的，因此反應后溶液顯酸性，則離子濃度大小順序是c(A)>c(Na⁺)>c(H⁺)>c(OH) 。
③0.2 mol·L^－1HA溶液與0.1mol·L^－1NaOH溶液等體積混合后，酸是過量的，所以根據電荷守恒定律和物料守恒可知，c(Na⁺)＋c(H⁺)＝c(OH)＋c(A)、2c(Na⁺)＝c(HA)＋c(A)。則c(H⁺)＋c(HA)－c(OH^－)＝c(Na⁺)＝0.05mol/L。
（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0.01＝，解得該溫度下水的離子積常數K_w=10。
①硫酸和氫氧化鈉的物質的量是0.01mol和0.04mol，則氫氧化鈉是過量的，所以溶液中OH^－濃度是（0.04mol－0.02mol）÷0.2L＝0.1mol/L，則溶液中氫離子濃度是，即pH＝12。
②1體積的稀硫酸和10體積的NaOH溶液混合后溶液呈中性，則，解得pH_a+pH_b=12。
考點：考查中和滴定的實驗操作、誤差分析溶液中離子濃度大小比較及pH的有關計算等
點評：在比較溶液中離子濃度大小時，應該充分利用好電荷守恒定律、質子守恒以及物料守恒等關系式。其次在利用水的離子積常數進行有關計算時，必需注意水的離子積常數與溫度有關系，由于電離是吸熱的，所以水的離子積常數隨溫度的升高而增大，只有在常溫常壓下pH＝7的溶液才是顯酸性的。