Question

（2008?佛山一模）I．圖1為向25mL 0.1mol?L^-1 NaOH溶液中逐滴滴加0.2mol?L^-1 CH₃COOH溶液過程中溶液pH的變化曲線．
請回答：
（1）B點溶液呈中性，有人據此認為，在B點時NaOH與CH₃COOH恰好完全反應，這種看法是否正確？

否

（選填“是”或“否”）．若不正確，則二者恰好完全反應的點是在AB區間還是BD區間內？

AB

區間（若正確，此問不答）．
（2）關于該滴定實驗，從下列選項中選出最恰當的一項

C

．（選填字母）

	錐形瓶中溶液	滴定管 中溶液	選用 指示劑	選用 滴定管
A	堿	酸	石蕊	（乙）
B	酸	堿	甲基橙	（甲）
C	堿	酸	酚酞	（甲）
D	酸	堿	酚酞	（乙）

（3）AB區間，c（OH^-）＞c（H⁺），則c（OH^-）與c（CH₃COO^-）大小關系是

D

．
A．c（OH^-）一定大于c（CH₃COO^-）
B．c（OH^-）一定小于c（CH₃COO^-）
C．c（OH^-）一定等于c（CH₃COO^-）
D．c（OH^-）大于、小于或等于c（CH₃COO^-）
（4）在D點時，溶液中c（CH₃COO^-）+c（CH₃COOH）

=

2c（Na⁺）．（填“＞”、“＜”或“=”）
Ⅱ．t℃時，某稀硫酸溶液中c（H⁺）=10^-a mol?L^-1，c（OH^-）=10^-b mol?L^-1，已知a+b=13：
（5）該溫度下水的離子積常數Kw的數值為

10^-13

．
（6）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

．

Answer 1

分析：（1）NaOH與CH₃COOH恰好完全反應，生成醋酸鈉，醋酸鈉為強堿弱酸鹽，水解后溶液顯堿性，pH＞7；
（2）根據本實驗是酸滴定堿，酸式滴定管用來盛放酸，堿式滴定管用來盛放堿，強酸滴定弱堿時應選用酚酞作指示劑來分析；
（3）在AB區間內，包括CH₃COOH和NaOH恰好完全反應以及CH₃COOH不足，氫氧化鈉溶液過量溶液顯堿性兩種可能性；
（4）在D點時，NaOH和CH₃COOH反應后剩余CH₃COOH，溶液的組成為等濃度的CH₃COOH和CH₃COONa的混合物；
（5）根據水的離子積常數Kw=c（H⁺）?c（OH^-）來計算；
（6）根據計算得出酸堿反應后堿過量，根據反應后的剩余的堿的物質的量，求出c（OH^-），然后根據水的離子積常數計算c（H⁺），最后求出pH．

解答：解：（1）NaOH與CH₃COOH恰好完全反應：NaOH+CH₃COOH=CH₃COONa+H₂0，生成的醋酸鈉為強堿弱酸鹽，溶液顯堿性，pH＞7，介于AB之間，故答案為：否、AB；
（2）A、酸滴定堿，酸盛放在堿式滴定管中，指示劑選用石蕊，故A錯誤；
B、堿滴定酸，堿盛放在酸式滴定管中，指示劑選用甲基橙，故B錯誤；
C、酸滴定堿，酸盛放在酸式滴定管中，指示劑選用酚酞，故C正確；
D、堿滴定酸，堿盛放在堿式滴定管中，指示劑選用酚酞，故D錯誤；
故選：C；  
（3）在AB區間內，c（OH^-）＞c（H^-），說明溶液顯堿性，當NaOH和CH₃COOH恰好反應時，顯堿性，此時生成的溶液可能為醋酸鈉，c（OH^-）小于c（CH₃COO^-）；當NaOH和CH₃COOH反應后剩余NaOH，溶液仍然顯堿性，此時若剩余的NaOH量很大，則c（OH^-）大于c（CH₃COO^-），也有可能剩余的NaOH和CH₃COONa中CH₃COO^-水解之后剩余的CH₃COO^-的濃度相等，故選：D；
（4）在D點時，反應后CH₃COOH剩余，溶液的組成為等濃度的CH₃COOH和CH₃COONa的混合物，根據物料守恒，此時：c（CH₃COO^-）+c（CH₃COOH）=2c（Na⁺），故答案為：=，
（5）水的離子積常數Kw=c（H⁺）?c（OH^-）=10^-a×10^-b=10^-（a+b）=10^-13，
故答案為：10^-13；
（6）稀H₂SO₄溶液與NaOH反應的關系式：H₂SO₄ ～2NaOH
                                     1                2
                                100mL×0.1mol?L^-1  100mL×0.4mol?L^-1
堿過量，過量的堿為：0.02mol，則c（OH^-）=

0.02mol

0.2L

=0.1mol?L^-1，所以c（H⁺）=

Kw

c(OH-)

=

10 -13

0.1

=10^-12mol?L^-1，PH=12，故答案為：12．

點評：本題主要考查了中和滴定操作以及溶液中PH的計算，難度不大，根據課本知識可完成，難度中等．