高考化学全国一轮复习知识点及考点梳理：第八章第二讲水的电离和溶液的酸碱性

1、第二讲 水的电离和溶液的酸碱性匐考/导/航考纲-7r题统彳1 .了解水的电离、离子积常数。2 . 了解溶液pH的含义及其测定方法，能进 行pH的简单计算。2016,卷乙 12T; 2016,13T(C);2015,卷 I 13T; 2015,卷 n 28T(3);2014,卷 I 12T(BC) ; 2014,卷H 11T、28T(2)(5)考点1 水的电离学生用书P171一-务实双基.热身小试知识梳理水是极弱的电解质，其电离方程式为2H2。 3。+ OH或H?O H + OH2 .水的离子积常数表达式：Kw=c(H*) c(OH )。室温下，Kw=1 X 10 14。(2)影响因素：只与温度

2、有关，水的电离是吸热过电 升高温度，Kw增太。(3)适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶?夜。在任何水溶液中均存在H十和OH 一，只要温度不变，Kw不变。3 .影响水的电离平衡的因素(1)升高温度，水的电离程度增大，Kw增大。(2)加入酸或碱，水的电离程度减/R Kw不变。(3)加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3),水的电离程度增大 Kw不变。4 .外界条件对水的电离平衡的影响体系变化条平衡移动力向Kw水的电离程度一c(OH )十c(H )酸逆/、变减小减小增大碱逆/、变减小增大减小可水解Na2CO3正/、变增大增大减小的盐NH4CI正/、变增大减小增大温度升温正增大增

3、大增大增大降温逆减小减小减小减小其他，如加入Na正/、变增大增大减小自我检测1 .(教材改编题)判断正误(正确的打“，”，错误的打“X”)在任何条件下，纯水的 pH =7。()(2)在任何条件下，纯水都呈中性。()在95c时，纯水的 pH7o ()(4)在 95 c时，纯水中 c(H + )喈B.建C.网避D.内解析：选C。从四种物质分析可知 NaOH、H2SO4抑制水的电离，NaCl不影响水的电 离平衡，(NH4)2SO4促进水的电离(NH4水解)，H2SO4为二元强酸，产生的c(H+)大于NaOH 产生的c(OH ),抑制程度更大，故水的电离程度由大到小的顺序为，。3.求算下列5种类型溶液

4、中由 H2O电离出的c(H+)和c(OH)(25 C)。(1)pH = 2 的 H2SO4溶液，c(H +) =, c(OH )=。(2)pH = 10 的 NaOH 溶液，c(H+)=, c(OH ) =。(3)pH = 2 的 NH 4Cl 溶液，c(H + ) =。(4)pH = 10 的 Na2CO3 溶液，c(OH )=NaCl 溶液中 c(H+)=, c(OH ) =答案：(1)10 12 mol - L 1 10 12 mol L 1(2)10 10 mol L 1 10 10 mol L 1(3)10 2 mol - L 1(4)10 4 mol - L 1(5)10 7 mo

5、l L 1 10 7mol L 1。yrI不管哪种溶液均有 c(H+= c(OH-)水。(2)酸、碱、盐虽然影响水的电离平衡(不水解的盐除外)，造成水电离出的 H+或OH的浓度发生变化，但在温度一定时 Kw仍然不变，因为Kw只与温度有关。(3)水的离子积常数 Kw=c(H*) c(OH )中H卡和OH不一定是水电离出来的。c(H+)和c(OH ) 分别指溶液中的 和OH的总浓度。这一关系适用于任何稀的电解质水溶液。(4)室温下，由水电离出的c(H+) = 1 X 10 13 mol/L的溶液可能呈强酸性或强碱性，故该溶液中HCO3、HSO3均不能大量共存。W遂画创一照题例证，学以致用例田(20

6、15高考广东卷)一定温度下，水溶液中h+和OH 的浓度变化曲线如图。 下列说法正确的是()1.0 X 10 - L 1A.升高温度，可能引起由 c向b的变化B.该温度下，水的离子积常数为1.0X10-13C.该温度下，加入 FeCl3可能引起由b向a的变化D.该温度下，稀释溶液可能引起由c向d的变化解析A. c点溶液中c(OH )c(H+),溶液呈碱性，升温，溶液中c(OH-)不可能减小。B.由 b 点对应 c(H+)与 c(OH )可知,Kw=c(H+) c(OH )= 1.0X 10 7x 1.0X 10 7= 1.0X 10 14。C.FeCl3溶液水解显酸性，溶液中c(H + )增大，

7、因一定温度下水的离子积是常数，故溶液中c(OH)减小，因此加入FeCl3溶液可能引起由b向a的变化。D.c点溶液呈碱性，稀释时c(OH 一)减小，同时c(H、应增大，故稀释溶液时不可能引起由c向d的变化。答案C受式拓砥】关于水的电离，甲同学认为在水中加入稀H2SO4,水的电离平衡向左移动，解释是加入稀H2SO4后c(H+)增大，平衡左移。乙同学认为加入稀H2SO4后，水的电离平衡向右移动，解释为加入稀H2SO4后，c(H+)浓度增大，H与OH中和，平衡右移。你认为哪种说法正 确？说明原因。答案：甲正确；温度不变，Kw是常数，加入 H2SO4, c(H+)增大，c(H*) c(OH)Kw,平衡左

8、移。题组训练精粉细做.能力大成口颗组一 影响水电离平衡因素的定性分析1. 25 C时，水中存在电离平衡：H2O，：H + +OHAH0o下列叙述正确的是()A .将水加热，Kw增大，pH不变B.向水中加入少量 Na2CO3固体，c(OH)增大，Kw不变C.向水中加入少量 NaOH固体，平衡逆向移动，c(OH-)减小D.向水中加入少量 NH4C1固体，平衡正向移动，c(OH -)增大解析：选B。A项，加热促进水的电离，Kw增大，pH减小，但水仍呈中性，错误；C项， 加入NaOH固体，c(OH )增大，错误；D项，加入NH4C1固体，NH4水解促进水的电离， 但c(OH-)减小，错误。2.下列操作

9、中，能使 H2O=h + +OH-平衡向右移动且溶液呈酸性的是 ()A.向水中加入H2SO4溶液B.向水中加入 A12(SO4)3固体C.向水中加入 NaHCO3溶液D.向水中加入NaHSO4溶液解析：选Bo A选项硫酸抑制水的电离；B选项硫酸铝中铝离子水解促进水的电离，且溶液呈酸性；C选项碳酸氢钠溶液显碱性；D选项硫酸氢钠电离出的 H+抑制水的电离。口题组二 影响水电离平衡因素的定量分析3,下列四种溶液中，室温下由水电离生成的H*浓度之比(：)是()pH =0的盐酸 0.1 mol L-1的盐酸 0.01 mol L 1的NaOH溶液 pH = 11的NaOH溶液B. 0 ： 1 ： 12

10、： 11A. 1 ： 10 ： 100 ： 1 000C. 14 ： 13 ： 12 ： 11D. 14 ： 13 ： 2 ： 3解析：选Ao中c(H+)=1 mol l- 1,由水电离出的c(H+)与溶液中c(OH-)相等，等于 1.0X10 14 mol L 1；中 c(H+)=0.1 mol L：1,由水电离出的 c(H + )= 1.0X 10 13 mol L 1;中c(OH)=1.0X 102 mol - L 1,由水电离出的c(H+)与溶液中c(H+)相等，等于 1.0X1012 mol - L 1；中 c(OH) = 1.0x 103 mol - L 1,同所述由水电离出的c(

11、H+) =1.0X 10 11 mol L 1。即(1.0X 10 14) ： (1.0x 10 13) ： (1.0X 10 12) ： (1.0X 10 11) =1 ： 10 ： 100 ： 1 000。4.如图表示水溶液中 c(H+)和c(OH-)的关系，下列判断错误的是 ()10-7 10 *A.两条曲线间任意点均有c(H+) c(OH ) = Kw+ 一B. M区域内任意点均有 c(H )vc(OH )C.图中 T1VT2D. XZ线上任意点均有pH = 7解析：选D。A项水溶液中的c(H+)与c(OH-)的乘积为一常数；B项由图看出 M区域内c(H + )Ti; D项pH=lg

12、c(H + ), XZ线上任意点的 c(H+) = c(OH ),但pH不一定为7。国幽的突破“五类”水电离产生的c(H+)和c(OH)的计算任何水溶液中水电离产生的c(H + )和c(OH)总是相等的，有关计算有以下5种类型(以常温时的溶液为例)。(1)中性溶液：c(OH )=c(H+)= 10 7 mol/L。(2)酸的溶液 OH-全部来自水的电离。实例：pH = 2 的盐酸中 c(H )=10 2 mol/L ,则 c(OH ) = Kw/10 2= 1 x 10 12 mol/L ,即水电 离出的 c(H + )=c(OH )= 10 12 mol/L。碱的溶液h+全部来自水的电离。实

13、例：pH=12 的 NaOH 溶液中 c(OH ) = 10 2 mol/L ,则 c(H+)=Kw/10 2= 1 x 10 12 mol/L , 即水电离出的 c(OH)= c(H+) = 10 12 mol/L。(4)水解呈酸性的盐溶液 H +全部来自水的电离。实例：pH=5的NH4Cl溶液中，由水电离出的c(H+) = 10 5 mol/L,因部分OH与部分NH4 结合使 c(OH )=109 mol/L。(5)水解呈碱性的盐溶液 OH 全部来自水的电离。实例：pH= 12的Na2CO3溶液中，由水电离出的c(OH ) = 10 2 mol/L ,因部分H卡与部分CO3 结合使 c(H

14、+)= 10 12 mol/L o归纳口诀酸中算“碱”，碱中算“酸”，盐中算大的(代表水的电离程度)。自主学习考点2 溶液的酸碱性与pH学生用书P173夯实双基.热身小试知识梳理、溶液的酸碱性溶液的酸碱性取决于溶液中c(H + )和c(OH-)的相对大小。(用“ ”“ =”或“c(H )=c(H )一c(OH )一c(OH )一c(OH )二、溶液的pH十1 .定义式：pH = lg_C(H )。2 .溶液的酸碱性与pH的关系室温下：10*40H .孙传以pH 0肺忤增体3 .测量(1)pH试纸法：取一小块试纸放在干燥洁净的玻璃片或表面皿上，用洁净干燥的玻璃棒蘸取待测溶液点在试纸的中央，变色后

15、与标准比色卡对比，即可确定溶液的pH。(2)pH计测量法。三、常见溶液的pH计算1 .单一溶液的pH计算强酸溶液，如 HnA,设浓度为强碱溶液(25 C),如B(OH)n,， +、 ， . ， +、 ， 、c mol/L , c(H )=nc mol/L , pH = 1g c(H )=lg (nc)。设浓度为 c mol/L , c(H ) =？ mol/L , pH=lg c(H )= 1411 c+ lg (n c)。2 .混合溶液的pH计算,“ 一、 ,+,+ci(H)Vi + c2(H)V2两种强酸混合：直接求出c(H )混，再据此求pH。c(H )混= V+V2 1(2)两种强碱混

16、合：先求出 c(OH )S,再据Kw求出c(H*)混，最后求pH。一c(OH )混=ci (OH ) Vi+c2 (OHVi+V2)V2o(3)强酸、强碱混合：先判断哪种物质过量，再由下式求出溶液中h +或OH 的浓度，最后求pH。+ _一c(H )混或 c(OH )混=|c (H )酸V酸一c (OH )碱V碱|V酸+ V碱自我检测1 .(教材改编题)下列溶液pH由小到大的排列顺序是(0.1 mol - L 1盐酸0.1 mol LH2SO4溶液0.1 mol LNaOH 溶液0.1 mol - LCH3COOH 溶液A.B.C.D.答案：C2 .(教材改编题)甲溶液的pH是2,乙溶液的pH

17、是5,甲溶液与乙溶液的 c(H + )之比为()C. 2 ： 5D. 5 ： 2解析：选A。甲溶液的pH是2, c(H+)=10 2 mol - L 1,乙溶液的pH是5, c(H+)=10 5mol - L 1,则甲溶液与乙溶液的 c(H )之比为 10 2 mol L 1 ： 10 5 mol L 1 = 1 000 ： 1。3. (1)1 mL pH =5的盐酸，加水稀释到 10 mL, pH =;加水稀释到100 mL, pH 7。(2)1 mL pH =9的NaOH溶液，加水稀释到 10 mL , pH =;加水稀释到100 mL ,pH 7。答案：(1)6 接近 (2)8 接近一r

18、1 1(1)溶液呈现酸、碱性的实质是c(H+)与c(OH-)的相对大小不相等，不能只看pH, 一定温度下pH = 6的溶液可能显中性，也可能显酸性，应注意温度。(2)使用pH试纸时不能用蒸储水润湿。广范 pH试纸只能测出pH的整数值。(3)酸、碱稀释时要正确理解的两种类型要正确理解酸、碱的无限稀释规律常温下任何酸或碱溶液无限稀释时，溶液的pH都不可能大于7或小于7,只能接近7。要正确理解弱酸、弱碱的稀释规律溶液稀释前溶液pH加水稀释到体积为原来的10n倍稀释后溶液pH酸强酸pH= apH= a+ n弱酸a7o一典撕例证，学以致用例2 (1)(2017保定模拟)下列溶液一定呈中性的是 A . p

19、H = 7的溶液B. c(H+)= 10 7 mol - L 1 的溶液C. c(H*)/c(OH )=10 14 的溶液D.氨水和氯化俊的混合液中c(NH4)=c(Cl )(2)已知 T C时，Kw= 1X1013,则 T C 25 C (填或”“=)。在 T C时将pH =11的NaOH溶液a L与pH=1的硫酸b L混合(忽略混合后溶液体积的变化 )，若所得 混合溶液的pH = 10,则a： b =。(3)25 C时，有pH=x的盐酸和pH = y的氢氧化钠溶液(x8),取a L该盐酸与b L 该氢氧化钠溶液反应，恰好完全中和，求：若x+y=14,则a/b=(填数据)；若x+y=13,则

20、a/b=(填数据)；若x+y14,则a/b =(填表达式，用 x、y表不)。解析(1)A.只有25 C时，pH = 7的溶液才呈中性，该选项没有指明温度，酸碱性无法确 定，错误；B.只有25 C时，c(H+)=10 7 mol L的溶液才呈中性，该选项没有指明温度 酸碱性无法确定，错误；C.c(H+)/c(OH)= 10-14的溶液c(H+)1 X 10-14,即T C25 C； NaOH溶液中n(OH )=0.01a mol,硫酸中 n(H)=0.1b mol,根据混合后溶液 pH = 10,得 10 3= 0.01a- 0.1b,解 a+b得 a ： b= 101 : 9。(3)若两溶液完

21、全中和，则溶液中n(H+) = n(OH ),即10一xa= 10厂14b,整理得忠=1。厂14, 若 x+y=14, bb- = 1;若 x+y=13,则 b=0.1；若 x+ y14,则：=10x+y14。答案(1)D(2) 101 : 9(3) 1 0.1 10x+y 14互动保究例2第(2)小题中，若将T C改为常温，则a： b为。(2)例2第(3)小题中，该盐酸与该氢氧化钠溶液完全中和，则两溶液的pH(x、y)的关系式x+ y 为(用 a、b表示)。(3)由水电离出的c(H + )= 10 7 mol L的溶液(填“一定”或“不一定”)呈中性。 解析：(1)NaOH溶液中n(OH )

22、 = 0.001a mol,硫酸中n(H )= 0.1b mol,根据混合后溶液pH = 10,得 10 4=0.001a-0.1b,解得 a ： b= 1 001 ： 9。a+ b(2)两溶液完全中和时，则有：=10厂14,即lg：=x+y14,解得x+y=14 + lgb。(3)水的电离受温度、溶液酸碱性等因素的影响，25 C时，水电离出的c(H+) = 10 7mol - L1,溶液呈中性；若温度大于 25 C,水电离出的c(H + ) = 10 7 mol . L 1,则说明水的电离受 到抑制，溶液可能呈酸性或碱性。a答案：(1)1 001 ： 9 (2)14+lga (3)不一定1

23、.溶液pH的计算关于溶液pH的计算是高考中的重要题型 ，主要包含直接求溶液的 pH、求酸或碱溶液的浓 度、所需酸或碱的体积等，无论以哪一种形式出现，均可按照以下方法求解。2 .溶液pH计算口诀酸按酸(H+)先计算混合后的 c(H + )o碱按碱(OH )先计算混合后的c(OH )。同强相混弱点三 即25 C时两强酸等体积混合，pH= pH小+0.3;两强碱等体积混合，pH=pH 大一0.3。异强相混看过量一一强酸强碱混合先判断过量。无限稀释“ 7”为限一一酸、碱无限稀释，最终溶液都接近中性。题组训练口题组一溶液酸碱性的判断1 .判断下列溶液在常温下的酸碱性(填“酸性” “碱性”或“中性”)。(

24、1)相同浓度的HCl和NaOH溶液等体积混合(2)相同浓度的CH3COOH和NaOH溶液等体积混合 相同浓度的NH3 H2O和HCl溶液等体积混合(4)pH = 2 的 HCl 和 pH = 12 的 NaOH(5)pH = 3 的 HCl 和 pH = 10 的 NaOH(6)pH = 3 的 HCl 和 pH = 12 的 NaOH pH = 2 的 CH 3COOH 和 pH = 12 的溶液等体积混合溶液等体积混合溶液等体积混合NaOH溶液等体积混合(8)pH = 2的HCl和pH =12的NH3 - H2O溶液等体积混合 。答案：中性 (2)碱性 (3)酸性(4)中性 (5)酸性(6

25、)碱性 酸性 (8)碱性2 .已知T C时水的离子积常数为 Kw,该温度下，将浓度为a mol I的一元酸HA与b mol L 1的一元碱BOH等体积混合，可判定该溶液呈中性的依据是()A. a= bB.混合溶液的pH = 7C.混合溶液中，c(H ) =/kW mol L 1D.混合溶液中，c(H +) + c(B +) = c(OH ) + c(A )解析：选Co溶液呈中性，说明c(H+)=c(OH ),而水的离子积 Kw=c(H+) c(OH )=c2(H+), 所以c(H +) = VkW mol - L 1, C正确；A项中a=b,不知酸和碱的强弱，故不好判断溶液 酸碱性；B项中没有

26、指明在 25 C时，pH=7不能作为溶液呈中性的依据；D项为电荷守恒，不能判定该溶液呈中性。回国为囱混合溶液酸碱性的判断规律(1)等浓度等体积的一元酸与一元碱混合的溶液 “谁强显谁性，同强显中性”中和反应反应后所得溶液的酸碱性强酸与强碱中性强酸与弱碱酸性弱酸与强碱碱性两强混合a.若pH之和等于14,则混合后溶液显中性，pH = 7。b.若pH之和大于14,则混合后溶液显碱性，pH7。c.若pH之和小于14,则混合后溶液显酸性，pH7。一强一弱混合 “谁弱显谁性”pH之和等于14时，一元强酸和一元弱碱等体积混合呈碱性；一元弱酸和一元强碱等体积混合呈酸性。口题组二 溶液稀释及混合的pH计算3.常温

27、下，1 mL pH=9的NaOH溶液，加水稀释到 1 000 mL , pH。(2)常温下，pH = 5的H2SO4溶液，加水稀释到 500倍，则稀释后c(SO4一)与c(H+)的比值为一一、，c 10 5C解析：(2)稀释刖 c(SO4 )= mol/L ；稀释后 c(SO4 )=10 5=10 2X 5008 mol/L ;c(H )接近10 7 mol/L ,所以c (SO4 )10 8 mol/L 1c (H )107一 一。7 mol/L 10答案：(1)接近7 (2)1104.常温下，pH = 13的强碱溶液与pH =2的强酸溶液混合，所得溶液pH = 11,则强碱溶液与强酸溶液的

28、体积比是()B. 9 ：A. 11 ： 1C. 1D. 1 ： 9解析:假设强碱溶液体积为Vi L,强酸溶液体积为 V2 L,由已知可得，碱中c(OH )= 0.1mol/L ,酸中 c(H+)=0.01 mol/L ,则反应前 n(OH )=(0.1XVi) mol , n(H+)= (0.01 x V2)反应后c(OH )= 0.001 mol/L。列出方程：0.1V1 0.01V2=0.001(Vi + V2),解得：V1/V2= 1/9。口题组三 强酸、强碱混合呈中性时pH与体积的关系5.在某温度时，测得 0.01 mol L11NaOH溶液的pH为11。(1)该温度下水的离子积常数K

29、w=。(2)在此温度下，将 pH=a的NaOH溶液Va L与pH =b的硫酸 Vb L混合。若所得混合液为中性，且a=12, b=2,则Va : Vb=；若所得混合液为中性，且a + b=12,则Va : Vb =。解析：由题意知,溶液中 c(H+)= 10 11 mol l! c(OH )=0.01 mol L：1,故 Kw=c(H)c(OH ) = 10 13。(2)根据中和反应：H + OH =H2O + _ c(H ) V 酸=c(OH ) V 碱10 2 - Vb= 10 13/10 12 - Va所以，Va : Vb= 10 2 ： 10 1=1 ： 10。根据中和反应：H + O

30、H =H2O+ 一c(H ) Vb= c(OH ) Va10 b - Vb= 10 13/10 a - Va所以,Va/Vb= 10 b/10a 13= 1013 (a+b)= 10即 Va : Vb= 10： 1 o答案：(1)10 13 (2) 1 ： 10 10：1回国国囱将强酸、强碱溶液以某体积之比混合，若混合液呈中性，则c(H+) : c(OH-)、V碱：V酸、pH+ 一 _，.+. . c (H )酸V碱-酸+pH碱有如下规律(25 C)：因c(H )酸 V酸=c(OH )碱 V碱，故有一;1=。在碱cc (OH )碱 V酸,10 14 公，一 ，+10 14 - V碱 、一 ，溶

31、彼中c(OH )碱=(h j 碱,将其代入上式得 c(H )酸 c(H )碱=-,两边取负对数V得 pH 酸+pH 碱=14 lg 。 V 酸. V碱=10(pH 酸+ pH 碱一 14)。 Vi现举例如下：V酸：V碱+ 一c(H ) : c(OH )pH酸+ pH碱10 : 11 ： 10151 : 11 ： 1141 : 1010 ： 113m : nn : mm14+lg 7自主学习考点3 酸碱中和滴定学生用书P175一一克实双基.热身小试知识梳理、实验原理 利用中和反应，用已知浓度的酸 （或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的实验方法。二、常用酸碱指示剂及其变色范围指示剂变色范围的pH甲基

32、橙4.4里/色酚Mt10.0红色0特别提醒 酸碱中和滴定中一般不用石蕊作指示剂，因为其变色范围大，颜色变化不明显。三、实验用品1.仪器：酸式滴定管（如图A）、碱式滴定管（如图B）、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。,VAB2 .试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸储水。3 .滴定管的选择试剂性质滴定管原因酸性、强氧化性酸式滴定管酸性和强氧化性物质易腐蚀橡胶碱性碱式滴定管碱性物质易腐蚀玻璃，致使玻璃活塞无法打开四、实验操作（以标准盐酸滴定待测 NaOH溶液为例）1 .滴定前的准备检漏一检查滴定管活塞是否漏水洗涤一先用蒸储水“洗”,再用待装液“润洗”滴定管装、排一滴定管中“装”液至 0刻度以上,并“排”气泡调

33、、读调整液面至0或0刻度以下,并读数注、加|一将一定体积的碱液注入锥形瓶,并加指示剂。特别提醒 酸式滴定管的查漏：向滴定管中装入一定体积的水，固定在滴定管夹上直立静置两分钟，观察有无水滴滴下，然后将活塞旋转180,再静置两分钟，观察有无水滴滴 下，若均不漏水，滴定管即可使用。2 .滴定左手期满右手摇动 锥形瓶眼脸注视维 形牯内溶液 熊色变化3 .终点判断当滴入最后一滴标准液，溶液由红色变为无色(酚血:作指示剂)，且在半分钟内不恢复原色，视为滴定终点并记录标准液的体积。特别提醒 滴定终点是指示剂颜色的突变点，不是恰好中和的点，也不是pH等于7的点。4 .数据处理按上述操作重复 23次，求出用去标

34、准盐酸体积的平均值，根据 c(NaOH) =计算。c (HCl ) V (HCl) V (NaOH)五、误差分析1 .原理依据原理c（标准）V（标准）=c（待测）V（待测），所以c（待测）=c（标WVJ标准），因c（标准）与V（待测）已确定，因此只要分析出不正确的操作引起V（标准）的变化，即分析出结果。V（标准）变大，则c（待测）偏高;V（标准）变小，则c（待测）偏低。2 .常见误差以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液 （酚配作指示剂）为例，常见的因操作不正确而引起的误 差有步骤操作V （标准）c（待测）洗涤酸式滴定管未用标准酸溶液润洗变大偏（Wj碱式滴定管未用待测溶液润洗变小偏低锥形瓶用待测溶液

35、润洗变大偏（Wj锥形瓶洗净后还留有蒸储水/、变无影响取液取碱液的滴定管开始有气泡，读数时气泡消失变小偏低滴定酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失变大偏（Wj振荡锥形瓶时部分液体溅出变小偏低部分酸液滴在锥形瓶外变大偏（Wj读数酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后俯视读数（或前仰后俯）变小偏低酸式滴定管滴定前读数正确， 滴定后仰视读数（或前俯后仰）变大偏（Wj六、常用量器的读数方法1 .平视读数（如图1）:实验室中用量筒、移液管或滴定管量取一定体积的液体，读取液体体积时，视线应与凹液面最低点保持水平，视线与刻度的交点即为读数（即“凹液面定视线, 视线定读数”）。2 .俯视读数（如图2）:当用量筒

36、测量液体的体积时，由于俯视视线向下倾斜，寻找切点的位置在凹液面的上侧，读数高于正确的刻度线位置，即读数偏大。3 .仰视读数（如图3）:读数时，由于视线向上倾斜，寻找切点的位置在液面的下侧，因滴定管刻度标法与量筒不同，这样仰视读数偏大。自我检测1 .判断正误（正确的打“，”，错误的打x”）（1）（2016 高考全国乙，12 A）298 K 时，在 20.0 mL 0.10 mol L 1氨水中滴入 0.10 mol L 1 的盐酸，该滴定过程应该选才i酚酬:作为指示剂。（）（2）中和滴定实验时，需用待测液润洗锥形瓶。（）（3）25 C时，用醋酸溶液滴定等浓度NaOH溶液至pH = 7, V醋酸V

37、NaOH。（）答案：（1）x （2）X （3）x2 .用已知浓度的 NaOH溶液测定某H2SO4溶液的浓度，所用仪器及试剂均正确的是（）甲 乙选项锥形瓶中溶液滴定管中溶液选用指示剂选用滴定管A碱酸七1僦乙B酸碱酚Mt甲C碱酸甲基橙乙D酸碱酚Mt乙解析：选D。解答本题的关键是 明确酸、碱式滴定管使用时的注意事项 ，指示剂的变色 范围。酸式滴定管不能盛放碱，碱式滴定管不能盛放酸和强氧化性试剂， 指示剂应选择颜色 变化明显的酚酗:或甲基 橙，不能选用石蕊，另外还要注意在酸碱中和滴定中 ，无论是标准溶 液滴定待测溶液，还是待测溶液滴定标准液，只要操作正确，都能得到正确的结果。3 .用标准NaOH溶液滴

38、定未知浓度的盐酸，若测定结果偏低，其原因可能是 （）A.配制标准溶液的固体 NaOH中混有KOH杂质B.滴定到终点读数时，仰视滴定管的刻度，其他操作正确C.盛装未知液的锥形瓶用蒸储水洗过后再用未知液润洗D.滴定过程中摇动锥形瓶动作过大致使少量溶液溅出解析：选D。A项由于KOH摩尔质量大于 NaOH,将会使配制的标准碱液的 c(OH 一)偏小， 滴定时耗用的V(OH-)偏大，导致结果偏高，错误；B项滴定终点时仰视读数，将使读取碱 液的体积偏大，测定结果偏高，错误；C项用未知液润洗锥形瓶将使测定结果偏高 ，错误;D项滴定过程中摇动锥形瓶动作过大致使少量待测溶液溅出，消耗标准液将减少，测定结果偏低，

39、正确。蛎I1(1)滴定管要用待装液润洗，滴定管不润洗相当于对所盛装溶液的稀释。锥形瓶不需润洗，润洗后使所盛装溶液的物质的量增大。(2)滴定管盛装标准溶液时，其液面不一定要在 0”刻度。只要在 0”刻度或0”刻度以下某刻 度即可，但一定要记录下滴定前液面的读数。滴定管的精确度为0.01 mL。(3)指示剂选择的三个因素：变色范围与终点pH吻合或接近；指示剂变色范围越窄越好；指示剂在滴定终点时颜色变化要明显，容易观察判断。(4)酸碱恰好完全中和时溶液不一定呈中性，如果有弱酸或弱碱参加反应 ，完全中和时生成的盐可能因水解而使溶液呈碱性或呈酸性。W匐质题例证.学以致用例3 (2017宜春模拟)现用盐酸

40、标准溶液来测定 NaOH溶液的浓度。滴定时有下列操作：向溶液中加入12滴指示剂。取20.00 mL标准溶液放入锥形瓶中。用氢氧化钠溶液滴定至终点。重复以上操作。配制250 mL盐酸标准溶液。根据实验数据计算氢氧化钠的物质的量浓度。(1)以上各步中，正确的操作顺序是 (填序号)，上述中使用的仪器除锥形瓶 外，还需要使用 作指示剂。(2)如何判断滴定终点?(3)滴定并记录V(NaOH)的初、终读数。数据记录如下表:滴定次数1234V(标准溶液)/mL20.0020.0020.0020.00V(NaOH)/mL(初读数)0.100.300.000.20V(NaOH)/mL(终读数)20.0820.3

41、020.8020.22V(NaOH)/mL(消耗)19.9820.0020.8020.02某同学在处理数据过程中计算得到平均消耗NaOH溶液的体积为V(NaOH)=19.98+ 20.00+ 20.80+ 20.024mL = 20.20 mL。他的计算合理吗?。理由是解析(1)在用未知浓度的碱滴定已知浓度的酸的操作中 ，正确的操作顺序是配制 250 mL 盐酸标准溶液；取20.00 mL标准溶液放入锥形瓶中；向溶液中加入 12滴指示剂；用氢氧 化钠溶液滴定至终点；重复以上操作；根据实验数据计算氢氧化钠的物质的量浓度 ，故顺序 是。上述取20.00 mL标准溶液放入锥形瓶中使用的仪器除锥形瓶外

42、，还需要酸式滴定管；为了使滴定结果准确，使用的指示剂的颜色宜由浅到深 ，故使用酚酗：，可以 减少滴定误差。(3)他的计算不合理，原因是第3组数据明显偏大，偏离真实值，误差太大，不应采用。答案(1)酸式滴定管酚配(2)当滴入最后一滴 NaOH溶液，溶液由无色变成粉红色，且半分钟内不褪色，则达到滴定 终点(3)不合理 第3组数据明显偏大，不应采用互动探究】(1)滴定终点就是酸碱恰好中和的点吗？试归纳恰好反应、恰好中和与滴定终点的关系。(2)某25 mL滴定管中液面在10 mL刻度线处，全部放出后溶液体积为15 mL吗？(3)在处理所得数据时，如何判断某些数据是否舍弃？答案：(1)滴定终点是指示剂颜

43、色发生突变的点，不一定是酸碱恰好中和的点。恰好反应=酸碱恰好中和w滴定终点半溶液呈中性。(2)滴定管下端有一小部分无刻度，故溶液体积大于15 mL。(3)数据明显偏大或偏小的，属于操作错误引起，应舍弃。国田招砧答题时注意题目要求，防止答非所问，如要求答“偏高”或“偏低”，容易误答成“偏 大”或“偏小”。(2)分析误差时要看清标准液(或待测液)在滴定管中还是在锥形瓶中。(3)判断滴定终点的答题模板当滴入最后一滴XXX溶液，溶液变成X X X色，且半分钟内颜色不恢复原来颜色。说明解答此类题目注意 3个关键点：最后一滴：必须说明滴入“最后一滴”溶液。颜色变化：必须说明滴入“最后一滴”溶液后溶液“颜色

44、的变化”。半分钟：必须说明溶液颜色变化后“半分钟内不再恢复原来颜色 ”。:：bijkW一揩题细做,能力大成口颖组一指示剂的选择及滴定终点的规范描述1 .实验室现有3种指示剂，其pH变色范围如下：甲基橙：3.14.4 石蕊：5.08.0 酚血:：8.210.0用0.100 0 mol/L NaOH溶液滴定未知浓度的 CH3COOH溶液，反应恰好完全时，下列叙述 中正确的是()A.溶液呈中性，可选用甲基橙或酚酗:作指示剂B.溶液呈中性，可选用石蕊作指示剂C.溶液呈碱性，可选用甲基橙或酚酗:作指示剂D.溶液呈碱性，可选用酚酬:作指示剂解析：选Do首先明确石蕊不能作指示剂 ，原因一是变色范围太宽，二是

45、人眼对石蕊的颜色 突变不敏感。当 NaOH溶液和CH3COOH溶液恰好完全反应时生成 CFCOONa,水解呈碱 性，因此宜选用在碱性范围内变色的指示剂，选项D正确。2. (1)用a mol L -1的HCl滴定未知浓度的NaOH溶液，用酚配作指示剂，达到滴定终点 的现象是;若用甲基橙作指示剂，滴定终点现象是(2)用标准碘溶液滴定溶有 SO2的水溶液，以测定水中 SO2的含量，应选用 作 指示剂，达到滴定终点的现象是 。(3)用标准酸性KMnO4溶液滴定溶有 SO2的水溶液，以测定水中SO2的含量，是否需要选用 指示剂？ (填“是”或“否”)，达到滴定终点的现象是(4)用氧化还原滴定法测定 Ti

46、O 2的质量分数：一定条件下， 将TiO2溶解并还原为Ti3+,再用 KSCN溶液作指示剂，用 NH4Fe(SO4)2标准溶液滴定Ti3+至全部生成Ti 4+,滴定Ti3小时发生 反应的离子方程式为,达到滴定终点时的现象是答案：(1)当滴入最后一滴标准液，溶液由红色变为无色，且半分钟内不恢复红色当滴入最后一滴标准液，溶液由黄色变为橙色，且半分钟内不恢复黄色(2)淀粉溶液 当滴入最后一滴标准液，溶液由无色变为蓝色，且半分钟内不褪色(3)否 当滴入最后一滴酸性 KMnO4溶液，溶液由无色变为浅红色，且半分钟内不褪色(4)Ti 3+ Fe3+=Ti 4+ Fe2+当滴入最后一滴标准液，溶液变成浅红色

47、， 且半分钟内不褪色口题组二 中和滴定曲线及滴定实验3,室温下，用0.10 mol L11的盐酸滴定20.00 mL 0.10 mol L1的某碱BOH溶液得到的滴定B. b点时溶液的pH =7C 当 c(Cl )=c(B )时，V(HCl)v20 mLD. c点时溶液中c(H+)约为0.03 mol L：1解析：选Bo首先应该判断 BOH碱性的强弱，浓度为0.10 mol - L 1,如为强碱，其pH =13,而从图中可看出其 pH12,故该碱为弱碱。再看 b点，此时n(HCl) = n(BOH),酸碱恰 好中和，为滴定终点，此时恰好生成BCl,为强酸弱碱盐，水解呈酸性，pHc(Cl )o

48、c点盐酸过量，为BCl、HCl的混合溶液，其中c(H*)可以根据过量的酸的物质的 量除以体积来计算，加入盐酸为40 mL时，c(H+)= (0.1 X 40 0.1 X 20) 60=0.03 mol L11。 当 c(Cl )=c(B+)时，c(H + )= c(OH ),溶液 pH=7, V(HCl) v 20 mL。4.某学生用已知物质的量浓度的盐酸来测定未知物质的量浓度的NaOH溶液时，选择甲基橙作指示剂。请填写下列空白：(1)用标准盐酸滴定待测的NaOH溶液时，左手握酸式滴定管的活塞，右手摇动锥形瓶，眼睛注视,直到因加入最后一滴盐酸后，溶液由黄色变为橙色，并 为止。(2)下列操作中可

49、能使所测 NaOH溶液的浓度偏低的是(填字母序号)。A .酸式滴定管未用标准盐酸润洗就直接注入标准盐酸B.滴定前盛放NaOH溶液的锥形瓶用蒸储水洗净后没有干燥C.酸式滴定管在滴定前有气泡，滴定后气泡消失D .读取盐酸体积时，开始仰视读数，滴定结束时俯视读数(3)若滴定开始和结束时，酸式滴定管中的液面如图所示，则起始读数为 mL,终点 读数为 mL,所用盐酸溶液的体积为 mL。(4)某学生根据三次实验分别记录有关数据如下表:滴定次数待测NaOH溶液的体积/mL0.100 0 mol - L 1盐酸的体积/mL滴定前刻度滴定后刻度溶液体积凑L次25.000.0026.1126.11第二次25.00

50、1.5630.3028.74第三次25.000.2226.3126.09依据上表数据列式计算该 NaOH溶液的物质的量浓度。解析：在求c(NaOH)和进行误差分析时应依据公式：c(NaOH) = c( HCl)V(HCl)。欲求V (NaOH)c(NaOH),须先求V(HCl),再代入公式；进行误差分析时，要考虑实际操作对 V(HCl)的影响，进而影响c(NaOH)。（1）考查酸碱中和滴定实验的规范操作。（2）考查由于不正确操作引起的误差分析。酸式滴定管未用标准盐酸润洗，内壁附着一层水可将加入的盐酸稀释，消耗相同量的碱，所需盐酸的体积偏大，结果偏高；用碱式滴定管取出的待测NaOH溶液的物质的量

51、一旦确定，倒入锥形瓶后，水的加入不影响 OH的物质的正确读数（虚量，也就不影响结果；若排出气泡 ，液面会下降，故读取V酸偏大，结果偏高;线部分）和错误读数（实线部分）如图所示:（3）读数时，以凹液面的最低点为基准。（4）先算出耗用标准盐酸的平均值:26.11 mL + 26.09 mL= 26.10 mL（第二次偏差太大c(NaOH)=0.100 0 mol - L 1X26.10 mL25.00 mL= 0.104 4 molL- 1O答案：（1）锥形瓶中溶液颜色变化在半分钟内不变色(2)D(3)0.00 26.10 26.10(4) V =26.11 mL + 26.09 mL= 26.10 mL ,c(NaOH)=0.100 0 mol - L 1X26.10 mL25.00 mL= 0.104 4 molL- 1O课后达标检测学生用书P345（独立成册）、选择题1. （2017廊坊模拟）下列说法正确的是（）A.水的电