题目内容
（12分）（1）某研究性学习小组在实验室中配制1 mol/L的稀硫酸标准溶液，然后用其滴定某未知浓度的NaOH溶液。下列有关说法中正确的是______________。
A、实验中所用到的滴定管、容量瓶，在使用前均需要检漏；
B、如果实验中需用60 mL 的稀硫酸标准溶液，配制时应选用100 mL容量瓶；
C、容量瓶中含有少量蒸馏水，会导致所配标准溶液的浓度偏小；
D、酸式滴定管用蒸馏水洗涤后，即装入标准浓度的稀硫酸，则测得的NaOH溶液的浓度将偏大；
E、配制溶液时，若在最后一次读数时俯视读数，则导致最后实验结果偏大。
F、中和滴定时，若在最后一次读数时俯视读数，则导致最后实验结果偏大。
（2）常温下，已知0.1 mol·L－1一元酸HA溶液中c(OH－) / c(H+)＝1×10－8。
①常温下，0.1 mol·L－1 HA溶液的pH= ；写出该酸（HA）与NaOH溶液反应的离子方程式： ；
②pH＝3的HA与pH＝11的NaOH溶液等体积混合后，溶液中4种离子物质的量浓度大小关系是： ；
③0.2 mol·L－1HA溶液与0.1mol·L－1NaOH溶液等体积混合后所得溶液中：
c(H+)＋c(HA)－c(OH－)＝ mol·L－1。（溶液体积变化忽略不计）
（3）t℃时，有pH=2的稀硫酸和pH=11的NaOH溶液等体积混合后溶液呈中性，则该温度下水的离子积常数Kw= 。
①该温度下（t℃），将100 mL 0.1 mol·L-1的稀H2SO4溶液与100 mL 0.4 mol·L-1的NaOH溶液混合后（溶液体积变化忽略不计），溶液的pH= 。
②该温度下（t℃），1体积的稀硫酸和10体积的NaOH溶液混合后溶液呈中性，则稀硫酸的pH（pHa）与NaOH溶液的pH（pHb）的关系是： 。
（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) ②pHa+pHb=12(2分)
解析试题分析：（1）容量瓶中含有少量蒸馏水，不会影响溶质和溶剂的质量，所以不影响实验结果，C不正确；配制溶液时，若在最后一次读数时俯视读数，则浓硫酸的体积偏小，导致最后实验结果偏低，D不正确；中和滴定时，若在最后一次读数时俯视读数，则消耗硫酸的体积减小，导致最后实验结果偏小，F不正确，其余选项都是正确的，答案选ABD。
(2) ①根据水的离子积常数可知，如果c(OH－) / c(H+)＝1×10－8，则溶液中OH－离子浓度是
。则氢离子浓度是0.001mol/L，所以pH＝3，这说明HA是弱酸，所以和氢氧化钠反应的离子方程式是HA+OH===A+H2O。
②由于HA是弱酸，所以pH＝3的HA溶液的浓度大于0.001mol/L，则在和氢氧化钠的反应中HA是过量的，因此反应后溶液显酸性，则离子浓度大小顺序是c(A)>c(Na+)>c(H+)>c(OH) 。
③0.2 mol·L－1HA溶液与0.1mol·L－1NaOH溶液等体积混合后，酸是过量的，所以根据电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)。则c(H+)＋c(HA)－c(OH－)＝c(Na+)＝0.05mol/L。
（3）t℃时，有pH=2的稀硫酸和pH=11的NaOH溶液等体积混合后溶液呈中性，则0.01＝
，解得该温度下水的离子积常数Kw=10。
①硫酸和氢氧化钠的物质的量是0.01mol和0.04mol，则氢氧化钠是过量的，所以溶液中OH－浓度是（0.04mol－0.02mol）÷0.2L＝0.1mol/L，则溶液中氢离子浓度是
，即pH＝12。
②1体积的稀硫酸和10体积的NaOH溶液混合后溶液呈中性，则
，解得pHa+pHb=12。
考点：考查中和滴定的实验操作、误差分析溶液中离子浓度大小比较及pH的有关计算等
点评：在比较溶液中离子浓度大小时，应该充分利用好电荷守恒定律、质子守恒以及物料守恒等关系式。其次在利用水的离子积常数进行有关计算时，必需注意水的离子积常数与温度有关系，由于电离是吸热的，所以水的离子积常数随温度的升高而增大，只有在常温常压下pH＝7的溶液才是显酸性的。
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