Question

（1）将0.15mol·L^－1稀硫酸V₁mL与0.1 mol·L^－1NaOH溶液V₂mL混合，所得溶液的pH为1，则V₁：V₂=              。（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                      。

（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                。

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）1：1（2）①大于或等于；②大于；根据电荷守衡，c (H+)+ c (Na+)= c (OH－)+ c (A－)，由于c (OH－)> c (H+)，故c (Na+)>c (A－)；（3）A、D、E

【解析】

试题分析：（1）pH=1的混合溶液中c(H+)=0.1mol/L，混合溶液中c(H+)= (0.15×2×V1−0.1×V2)÷(V1+V2) mol/L =0.1mol/L，整理可得：V1：V2 =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，故溶液的pH≥7；②任何溶液中都存在电荷守恒，即：c (Na+)+c(H+)=c (A－)+c(OH-)，若溶液pH＞7，说明c(H+)＜c(OH-)，根因此可知：c (Na+)>c (A－)；（3）A．配制标准溶液的氢氧化钠中混有Na2CO3杂质，由于等质量的NaOH反应消耗的HCl多，导致标准溶液的浓度偏低，等量的HCl反应消耗标准酸溶液的体积偏大，根据c(酸)= [c(碱)×V(碱)]÷V(碱)，可知c(酸)偏高，正确；B．滴定终点读数时，俯视滴定管的刻度，V(碱)偏小，根据c(酸)= [c(碱) × V(碱)] ÷ V(碱)，可知c(酸)偏小，错误； C．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) = [c(碱) × V(碱)] ÷ V(碱)，可知c(酸)不变，错误；D．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)= [c(碱)×V(碱)]÷V(碱)，可知c(酸)偏高，正确； E.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)= [c(碱)×V(碱)]÷V(碱)，可知c(酸)偏高，正确。故正确选项是ADE。

考点：考查酸碱混合溶液的计算及酸碱中和滴定误差分析与判断的知识。