Question

13．（1）将0.15mol•L^-1稀硫酸V₁mL．与0.1mol•L^-1NaOH溶液V₂mL混合，所得溶液的pH为1，则V₁：V₂=1：1．（溶液体积变化忽略不计）
（2）室温下，某水溶液中存在的离子有：Na⁺、A^-、H⁺、OH^-，据题意，回答下列问题．
①若由0.1mol•L^-1HA溶液与0.1mol•L^-1NaOH溶液等体积混合而得，则溶液的pH≥7．
②若溶液pH＞7，则c （Na⁺）＞c（A^-），理由是根据电荷守恒，c（H⁺）+c（Na⁺）=c（OH^-）+c（A^-），由于c（OH^-）＞c（H⁺），故c（Na⁺）＞c（A^-）；．
（3）用标准浓度的NaOH溶液滴定未知浓度的盐酸，选用酚酞为指示剂，造成测定结果偏高的原因可能是CD．
A．配制标准溶液的氢氧化钠中混有Na₂CO₃杂质
B．滴定终点读数时，俯视滴定管的刻度，其它操作均正确
C．盛装未知液的锥形瓶用蒸馏水洗过，未用待测液润洗
D．滴定到终点读数时发现滴定管尖嘴处悬挂一滴溶液
E．未用标准液润洗碱式滴定管．

Answer 1

分析 （1）pH=1的混合溶液中c（H⁺）=0.1mol/L，混合溶液中c（H⁺）=$\frac{0.15×2×{V}_{1}-0.1×{V}_{2}}{{V}_{1}+{V}_{2}}$mol/L=0.1mol/L，据此计算V₁：V₂；
（2）①若由0.1mol•L^-1 HA溶液与0.1mol•L^-1 NaOH溶液等体积混合而得，如果HA是弱酸，二者恰好反应生成强碱弱酸盐，溶液呈碱性，如果酸是强酸，二者恰好反应生成强酸强碱盐，溶液呈中性；
②若溶液pH＞7，说明c（H⁺）＜c（OH^-），根据电荷守恒判断c（Na⁺）、c（A^-）相对大小；
（3）根据c（酸）=$\frac{c（碱）×V（碱）}{V（碱）}$判断不当操作对相关物理量的影响

解答 解：（1）pH=1的混合溶液中c（H⁺）=0.1mol/L，混合溶液中c（H⁺）=$\frac{0.15×2×{V}_{1}-0.1×{V}_{2}}{{V}_{1}+{V}_{2}}$mol/L=0.1mol/L，整理可得：V₁：V₂=1：1，
故答案为：1：1；　
（2）①若由0.1mol•L^-1 HA溶液与0.1mol•L^-1 NaOH溶液等体积混合而得，如果HA是弱酸，二者恰好反应生成强碱弱酸盐，溶液呈碱性，则pH＞7，如果酸是强酸，二者恰好反应生成强酸强碱盐，溶液呈中性，所以pH=7，
故答案为：≥；
②若溶液pH＞7，说明c（H⁺）＜c（OH^-），根据电荷守恒c（H⁺）+c（Na⁺）=c（OH^-）+c（A^-）可知：c（Na⁺）＞c（A^-），
故答案为：＞；根据电荷守恒，c（H⁺）+c（Na⁺）=c（OH^-）+c（A^-），由于c（OH^-）＞c（H⁺），故c（Na⁺）＞c（A^-）；
（3）A．滴定终点读数时，俯视滴定管的刻度，V（碱）偏小，根据c（酸）=$\frac{c（碱）×V（碱）}{V（碱）}$可知c（酸）偏小，故A错误；
B．盛装未知液的锥形瓶用蒸馏水洗过，未用待测液润洗，待测液的物质的量不变，则V（碱）不变，根据c（酸）=$\frac{c（碱）×V（碱）}{V（碱）}$可知c（酸）不变，故B错误；
C．滴定到终点读数时发现滴定管尖嘴处悬挂一滴溶液，造成V（碱）偏高，根据c（酸）=$\frac{c（碱）×V（碱）}{V（碱）}$可知c（酸）偏高，故C正确；
D．未用标准液润洗碱式滴定管，标准液碱的浓度偏小，造成V（碱）偏高，根据c（酸）=$\frac{c（碱）×V（碱）}{V（碱）}$可知c（酸）偏高，故D正确；
故答案为：CD．

点评 本题考查了酸碱混合的定性判断及溶液pH的计算、离子浓度大小比较及中和滴定中的误差分析等知识，题目难度中等，明确溶液酸碱性与溶液pH的关系为解答关键，注意掌握中和滴定操作方法，能够根据盐的水解原理、电荷守恒等知识正确判断离子浓度大小，试题培养了学生的分析能力及灵活应用能力．