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知识清单22 水的电离及溶液的pH
知识点01水的电离及离子积常数 知识点02溶液的酸碱性及pH
知识点03酸碱中和滴定
知识点01 水的电离及离子积常数
1．水的电离
(1)水是极弱的电解质，其电离方程式为H2O＋H2O??H3O＋＋OH－，简写为H2O??H＋＋OH－。
(2)水的电离是吸热过程。
2．水的离子积常数
(1)Kw只与温度有关，温度升高，Kw增大。
(2)常温时，Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－14，不仅适用于纯水，还适用于酸、碱的稀溶液。
(3)不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离出的c(H＋)与c(OH－)总是相等的。
3．水的电离平衡的影响因素
(1)因水的电离是吸热过程，故温度升高，会促进水的电离，c(H＋)、c(OH－)都增大，水仍呈中性。
(2)外加酸(或碱)，水中c(H＋)[或c(OH－)]增大，会抑制水的电离，水的电离程度减小，Kw不变。
(3)加入了活泼金属，可与水电离产生的H＋直接发生置换反应，产生H2，使水的电离平衡向右移动。
改变条件 平衡移动方向 c(H＋) c(OH－) 水的电离程度 Kw
升高温度 右移 增大 增大 增大 增大
加入HCl(g) 左移 增大 减小 减小 不变
加入NaOH(s) 左移 减小 增大 减小 不变
加入活泼金属(如Na) 右移 减小 增大 增大 不变
加入NaHSO4(s) 左移 增大 减小 减小 不变
【特别提示】
(1)在水中加入酸或碱，会抑制水的电离，水电离出的c(H＋)、c(OH－)均减小，但仍然相等。在常温下，若由水电离出的c(H＋)<1×10－7mol·L－1，该溶液可能显酸性，也可能显碱性。
(2)水受热温度升高，促进水的电离，水电离出的c(H＋)、c(OH－)均增大，但仍然呈中性。
(3)在酸或碱的溶液中，Kw表达式中的c(H＋)、c(OH－)均为溶液中两种离子的总浓度，不一定是水电离出的c(H＋)、c(OH－)。如0.1 mol·L－1盐酸中，c(H＋)约为0.1 mol·L－1。
(1)升高温度，水的电离程度增大，c(H＋)和Kw也增大。( √ )
(2)25 ℃时，向纯水中通入一定量SO2，水的电离平衡不移动，Kw不变。( × )
(3)室温下，0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液和0.1 mol·L－1 NaHSO4溶液中水的电离程度、Kw均相同。( × )
(4)25 ℃时，1.0 mol·L－1 NaOH溶液和1.0 mol·L－1盐酸中水的电离程度相等。( √ )
(5)室温下，CH3COONH4和Na2SO4溶液均呈中性，则两溶液中水的电离程度相同。( × )
(6)在表达式Kw＝c(H＋)·c(OH－)中c(H＋)、c(OH－)一定是水电离出的。( × )
(7)加水稀释醋酸溶液，溶液中所有离子浓度都减小。( × )
错因　醋酸加水稀释后，H＋浓度减小，由于温度不变Kw不变，OH－浓度增大。
(8)25 ℃时CH3COONa溶液的Kw大于100 ℃时NaOH溶液的Kw。( × )
错因　Kw只与温度有关，温度越高Kw越大。
(9)任何水溶液中均存在H＋和OH－，且水电离出的c(H＋)和c(OH－)相等。( √ )
提示　不管温度变化还是加入促进或抑制水的电离的物质，水自身电离出的c(H＋)和c(OH－)相等。
(10)某温度下，纯水中c(H＋)＝2.0×10－7mol·L－1，则此时c(OH－)＝5×10－8mol·L－1。( × )
错因　纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝2×10－7mol·L－1。
(11)水的离子积常数的数值大小与温度和稀水溶液的浓度有关。( × )
(12)温度一定时，水的电离常数与水的离子积常数相等。( × )
(13)100 ℃的纯水中c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1，此时水呈酸性。( × )
(14)将水加热，Kw增大，pH减小。( √ )
(15)已知某温度下CH3COOH和NH3·H2O的电离常数相等，现向10 mL浓度为0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液中滴加相同浓度的氨水，在滴加过程中水的电离程度始终增大。( × )
一、水的离子积常数及水的电离平衡曲线
1．某温度下纯水的c(H＋)＝2×10－7mol·L－1，则此时c(OH－)为2×10－7 mol·L－1；若温度不变，滴入稀盐酸使c(H＋)＝5×10－4 mol·L－1，则溶液中c(OH－)为8×10－11 mol·L－1，由水电离产生的c(H＋)为8×10－11 mol·L－1，此时温度高于(填“高于”“低于”或“等于”)25 ℃。
2．水的电离平衡曲线如图所示，回答下列问题。
(1)图中A、B、C、D、E五点Kw间的关系：B>C>A＝D＝E。
(2)ABE形成的区域中的点都呈现碱性。
(3)若在B点温度下，盐酸中c(H＋)＝5×10－4 mol·L－1，则由水电离产生的c H2O (H＋)＝2×10－9mol·L－1。
解析　(1)水的离子积常数Kw仅与温度有关，温度越高，Kw越大，故图中五点的Kw间的关系式为B>C>A＝D＝E。
(3)盐酸中由水电离产生的c(H＋)与溶液中的c(OH－)相同，100 ℃时，盐酸中c(OH－)＝ mol·L－1＝2×10－9 mol·L－1。
3．已知水在25 ℃和95 ℃时，水的电离平衡曲线如图所示：
(1)25 ℃时，将pH＝9的NaOH溶液与pH＝4的硫酸溶液混合，所得混合溶液的pH＝7，则NaOH溶液与硫酸溶液的体积比为________________。
(2)曲线A所对应的温度下，pH＝2的HCl溶液和pH＝11的某BOH溶液中，若水的电离程度分别用α1、α2表示，则α1________α2(填“大于”“小于”“等于”或“无法确定”)。
(3)曲线B对应温度下，将0.02 mol·L－1 Ba(OH)2溶液与等物质的量浓度的NaHSO4溶液等体积混合后，混合溶液的pH＝________。
答案：(1)10∶1　(2)小于　(3)10
解析：(1) 25 ℃时，pH＝9的NaOH溶液，c(OH－)＝10－5 mol·L－1；pH＝4的H2SO4溶液中，c(H＋)＝10－4 mol·L－1，若二者所得混合溶液的pH＝7，n(OH－)＝n(H＋)。则c(OH－)·V(NaOH)＝c(H＋)·V(H2SO4)，故NaOH溶液与H2SO4溶液的体积比为V(NaOH)∶V(H2SO4)＝c(H＋)∶c(OH－)＝10∶1。
(2)在室温下，pH＝2的HCl溶液，c水(H＋)＝10－12 mol·L－1；pH＝11的某BOH溶液中，
c水(H＋)＝10－11 mol·L－1；水电离产生的H＋的浓度越大，水的电离程度就越大，若水的电离程度分别用α1、α2表示，则α1<α2。
(3)该温度下水的离子积常数是Kw＝10－12，在曲线B所对应的温度下，将0.02 mol·L－1的Ba(OH)2溶液与等物质的量浓度的NaHSO4溶液等体积混合，则反应后溶液中c(OH－)＝＝0.01 mol·L－1。该温度下水的离子积常数是Kw＝10－12，c(H＋)＝10－10 mol·L－1，所得混合液的pH＝10。
【特别提示】水的电离平衡曲线
(1)同一曲线上任意点的Kw都相同，即c(H＋)·c(OH－)相同，温度相同。
(2)同一曲线外的任意点与曲线上任意点的Kw不同，温度不同。
(3)实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，改变酸碱性；实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定要改变温度。
二、c H2O (H＋)或c H2O (OH-)的计算
(1)室温下，0.01 mol·L－1的盐酸中，(H＋)＝________________。
(2)室温下，pH＝4的亚硫酸溶液中，(H＋)＝________________。
(3)室温下，pH＝10的KOH溶液中，(OH－)＝_______________。
(4)室温下，pH＝4的NH4Cl溶液中，(H＋)＝______________。
(5)室温下，pH＝10的CH3COONa溶液中，(OH－)＝____________。
答案　(1)1×10－12 mol·L－1
(2)1×10－10 mol·L－1
(3)1×10－10 mol·L－1　(4)1×10－4 mol·L－1
(5)1×10－4 mol·L－1
三、影响水的电离平衡的因素
(1)某温度时，水的Kw＝1×10－12，则该温度____(填“>”“<”或“＝”)25 ℃，其理由是____________________________________________________________________________。
(2)该温度下，c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1的溶液呈______(填“酸性”“碱性”或“中性”)；若该溶液中只存在NaOH溶质，则由H2O电离出来的c(OH－)＝________mol·L－1。
(3)实验室用Zn和稀硫酸制取H2，反应时溶液中水的电离平衡________(填“向左”“向右”或“不”，下同)移动。在新制氯水中加入少量NaCl固体，水的电离平衡______移动。
(4)25 ℃时，0.1 mol·L－1的6种溶液，水电离出的c(H＋)由大到小的关系是____________(填序号)。
①盐酸　②H2SO4　③CH3COOH(Ka＝1.75×10－5)　④NH3·H2O(氨水)(Kb＝1.8×10－5)　⑤NaOH　⑥Ba(OH)2
答案：(1)>　升温促进水的电离，Kw增大　(2)碱性　1×10－7　(3)向右　向右
(4)③＝④＞①＝⑤＞②＝⑥
解析：(1)升高温度，Kw增大，由于Kw＝1×10－12>1×10－14，因此该温度大于25 ℃。
(2)该温度下，溶液中c(OH－)＝ mol·L－1＝1×10－5 mol·L－1，因为c(OH－)>c(H＋)，所以溶液呈碱性；NaOH溶液中由水电离出来的c(OH－)等于溶液中的c(H＋)，即为1×10－7 mol·L－1。
(3)Zn与稀硫酸反应过程中，溶液中c(H＋)减小，水的电离平衡向右移动。新制氯水中加入少量NaCl固体，平衡Cl2＋H2O??H＋＋Cl－＋HClO向左移动，溶液中c(H＋)减小，水的电离平衡向右移动。
(4)25 ℃时，0.1 mol·L－1的盐酸中c(H＋)与0.1 mol·L－1 NaOH溶液中c(OH－)相等，故两溶液中水的电离程度相等。同理0.1 mol·L－1 H2SO4和0.1 mol·L－1 Ba(OH)2溶液中水的电离程度相等，0.1 mol·L－1 CH3COOH和0.1 mol·L－1氨水中水的电离程度几乎相等，酸溶液中c(H＋)越大或碱溶液中c(OH－)越大，水电离出的c(H＋)就越小，故6种溶液中水电离出的c(H＋)由大到小的关系为③＝④＞①＝⑤＞②＝⑥。
知识点02 溶液的酸碱性及pH
1．溶液的酸碱性
(1)任何水溶液中都有H＋和OH－。
(2)溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)、c(OH－)的相对大小。
溶液的酸碱性
(3)25℃时，溶液的酸碱性与溶液中c(H＋)、c(OH－)的关系
c(H＋)与c(OH－)的关系 c(H＋)的范围(室温下)
酸性溶液 c(H＋)>c(OH－) c(H＋)>1×10－7 mol·L－1
中性溶液 c(H＋)＝c(OH－) c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1
碱性溶液 c(H＋)2．溶液的pH
(1)计算公式：pH＝－lg c(H＋)
(2)意义：pH越大，溶液的碱性越强；pH越小，溶液的酸性越强。
(3)常温下溶液酸碱性与pH的关系：
pH＜7，为酸性溶液；pH＝7，为中性溶液；pH＞7，为碱性溶液。
(4)适用范围1×10－14 mol·L－1＜c(H＋)＜1 mol·L－1
(5)溶液酸碱性的另外一种表示——pOH
①pOH＝－lg c(OH－)；
②常温下：pH＋pOH＝14。
3．pH的测定
(1)pH试纸：迅速测定溶液的pH。
常用的pH试纸有广泛pH试纸和精密pH试纸，广泛pH试纸可以识别的pH差约为1。pH试纸的使用方法如下：
①测定溶液的pH：把小片试纸放在表面皿(或玻璃片)上，用洁净干燥的玻璃棒蘸取待测液滴在干燥的pH试纸的中部，观察变化稳定后的颜色，与标准比色卡对比即可确定溶液的pH。
②检验气体的酸碱性：先把试纸润湿，粘在玻璃棒的一端，再送到盛有待测气体的容器口附近，观察颜色的变化，判断气体的性质。
(2)pH计：精密测量溶液的pH。
4．溶液pH的计算
(1)单一溶液pH的计算
①c mol·L－1 HnA强酸溶液的pH (25 ℃)
c(H＋)＝nc mol·L－1；pH＝－lg nc
②c mol·L－1 B(OH)n强碱溶液的pH (25 ℃)
c(OH－)＝nc mol·L－1；c(H＋)＝＝ mol·L－1；pH＝14＋lg nc。
(2)混合溶液pH的计算方法
①强酸与强酸混合(稀溶液体积变化忽略)
c混(H＋)＝，然后再求pH。
②强碱与强碱混合(稀溶液体积变化忽略)
先计算c混(OH－)＝，再求c混(H＋)＝，最后求pH。
③强酸与强碱混合(稀溶液体积变化忽略)
a．恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝7 (25 ℃)。
b．酸过量：
先求c余(H＋)＝，再求pH。
c．碱过量：
先求c余(OH－)＝，再求c(H＋)＝，最后求pH。
【特别提醒】
(1)强酸溶液和强碱溶液混合后计算pH，必须先判断出混合后溶液的酸碱性，然后计算混合后的OH-或H＋浓度。
(2)根据酸的浓度计算酸溶液的pH时，不必考虑温度，而根据碱的浓度计算碱溶液的pH时，需要根据离子积计算c(H＋)，因此一定要注意溶液的温度，只有室温时，Kw＝1.0×10－14。
(3)一定pH的强碱与强碱混合后求pH。在计算过程中易出现直接用H＋浓度进行混合计算的错误。因为强碱溶液的混合是OH－混合，H＋是随OH－浓度改变而改变的，不能直接用于混合碱的计算，H＋浓度必须通过c(H＋)＝来求。
5．溶液稀释时pH的变化图像
(1)相同体积、相同浓度的盐酸和醋酸
加水稀释至相同的倍数，醋酸的pH大 加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多
(2)相同体积、相同pH的盐酸和醋酸
加水稀释至相同的倍数，盐酸的pH大 加水稀释至相同的pH，醋酸加入的水多
(1)pH<7的溶液一定呈酸性。( × )
错因　25 ℃时pH<7的溶液一定呈酸性，若温度高于此温度，溶液可能是酸性、中性或者碱性。
(2)25 ℃时，纯水和烧碱溶液中水的离子积常数不相等。( × )
错因　25 ℃时，任何稀电解质溶液中Kw均为1.0×10－14。
(3)在100 ℃时，纯水的pH>7。( × )
错因　100 ℃时，纯水中c(H＋)>10－7 mol·L－1，则pH<7。
(4)若溶液中c(H＋)＝c(OH－)，则溶液为中性。( √ )
提示　利用c(H＋)和c(OH－)的相对大小判断溶液酸碱性，在任何温度下均适用。
(5)c(H＋)＝的溶液一定显中性。( √ )
提示　c(H＋)＝即c(H＋)＝c(OH－)，所以显中性。
(6)pH试纸可以测定所有溶液的pH。( × )
错因　利用pH试纸不能测定具有漂白性溶液的pH。
(7)常温下能使甲基橙显黄色的溶液一定显碱性。( × )
错因　根据甲基橙的变色范围，显黄色时不一定显碱性。
(8)用湿润的pH试纸测定盐酸和醋酸溶液的pH，醋酸溶液的误差更大。( × )
错因　由于醋酸是弱电解质，稀释后电离平衡正向移动，误差更小。
(9)T ℃时，某溶液的pH>7，则该溶液呈碱性。( × )
(10)室温下，用pH试纸测得某NaClO溶液的pH＝9。( × )
(11)pOH＝－lgc(OH－)，常温下溶液中的pH＋pOH＝14，正常人的血液pH＝7.3，则正常人血液(人的体温高于室温)的pOH等于6.7。( × )
(12)用广泛pH试纸测得某溶液的pH为3.4，用pH计测得某溶液的pH为7.45。( × )
(13)c(OH－)>1×10－7 mol·L－1某电解质溶液一定是碱性溶液。( × )
错因　温度影响水的电离，温度升高，水的电离程度增大，不能判断c(OH－)>1×10－7 mol·L－1的溶液中c(OH－)与c(H＋)的关系。
(14)常温下，将pH＝3的酸和pH＝11的碱等体积混合，所得溶液的pH＝7。( × )
错因　没有说明酸和碱的强弱，无法判断所得溶液的pH。
一、溶液的酸碱性与pH判断
判断下列溶液的酸碱性：用“酸性”“碱性”“中性”或“不确定”填空
①pH<7的溶液不确定。
②pH＝7的溶液不确定。
③c(H＋)＝c(OH－)的溶液中性。
④c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1的溶液不确定。
⑤c(H＋)>c(OH－)的溶液酸性。
⑥0.1 mol·L－1的NH4Cl溶液酸性。
⑦0.1 mol·L－1的NaHCO3溶液碱性。
⑧0.1 mol·L－1的NaHSO3溶液酸性。
二、有关pH的计算
(1)常温下，pH＝5的H2SO4溶液，加水稀释到体积为原来的500倍，则稀释后c(SO)与c(H＋)的比值为 　。
(2)25 ℃时，取浓度相同的NaOH和HCl溶液，以3∶2体积比相混合，所得溶液的pH等于12，则原溶液的浓度为 0.05 mol·L－1　。
(3)计算25 ℃时下列溶液的pH：
①0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液(已知CH3COOH的电离常数Ka＝1.8×10－5)，其pH＝ 2.9　。
②0.1 mol·L－1的氨水(NH3·H2O的电离度α＝1%)，其pH＝ 11　。
③pH＝2的盐酸与等体积的水混合，其pH＝ 2.3　(已知lg 2≈0.3)。
④常温下，将0.1 mol·L－1氢氧化钠溶液与0.06 mol·L－1硫酸溶液等体积混合，其pH＝ 2　。
⑤25 ℃时，pH＝3的硝酸和pH＝12的氢氧化钡溶液按照体积比为9∶1混合，其pH＝ 10　。
三、混合溶液的酸碱性判断
常温下，两种溶液混合后酸碱性的判断(在括号中填“酸性”“碱性”或“中性”)。
(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(　　)
(3)相同浓度的NH3·H2O和HCl溶液等体积混合(　　)
(4)pH＝2的H2SO4和pH＝12的NaOH溶液等体积混合(　　)
(5)pH＝3的HCl和pH＝10的NaOH溶液等体积混合(　　)
(6)pH＝3的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合(　　)
(7)pH＝2的CH3COOH和pH＝12的NaOH溶液等体积混合(　　)
(8)pH＝2的H2SO4和pH＝12的NH3·H2O等体积混合(　　)
答案　(1)中性　(2)碱性　(3)酸性　(4)中性　(5)酸性　(6)碱性　(7)酸性　(8)碱性
【归纳小结】酸碱溶液混合后酸碱性的判断规律
(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”。
(2)室温下c酸(H＋)＝c碱(OH－)，即pH之和等于14时，一强一弱等体积混合——“谁弱谁过量，谁弱显谁性”。
(3)已知强酸和强碱的pH，等体积混合(25 ℃时)：
①pH之和等于14，呈中性；
②pH之和小于14，呈酸性；
③pH之和大于14，呈碱性。
知识点03 酸碱中和滴定
1．酸碱中和滴定原理
(1)利用已知浓度的酸(或碱)去滴定一定体积未知浓度的碱(或酸)，通过测定反应完全时消耗已知浓度的酸(或碱)的体积，从而推算出未知浓度的碱(或酸)的浓度的方法。
其中已知浓度的酸(或碱)溶液常称为标准液，未知浓度的碱(或酸)溶液常称为待测液。
(2)酸碱中和反应的实质可用离子方程式H＋＋OH－===H2O来表示，在中和反应中，H＋、OH－之间的物质的量关系是n(H＋)＝n(OH－)；若用参加反应的c(H＋)、c(OH－)来表示，其关系式为c(H＋)·V酸＝c(OH－)·V碱，由此可计算c(H＋)，其表达式是c(H＋)＝；也可计算c(OH－)，其表达式是c(OH－)＝。由c(H＋)、c(OH－)可分别求出相应酸、碱的浓度。
2．主要仪器
(1)酸碱中和滴定所用的主要仪器是滴定管和锥形瓶。
(2)滴定管
①滴定管分为酸式滴定管和碱式滴定管。
酸式滴定管用于盛放酸性或中性溶液，碱式滴定管用于盛放碱性溶液。
②既能盛放酸性溶液又能盛放碱性溶液的滴定管，活塞由聚四氟乙烯制成；若溶液中的物质见光易分解，可用棕色滴定管盛放。
③滴定管的上都标有规格大小、使用温度、刻度；滴定管的精确读数为0.01mL。
3．滴定管的使用方法
(1)检查：使用前先检查滴定管活塞是否漏水。
(2)润洗：在加入酸、碱液之前，应使用待装的酸、碱溶液分别润洗滴定管内壁2～3次。
(3)装液：注入待装的酸、碱溶液至滴定管0刻度线以上2～3mL处。
(4)排气泡：酸式滴定管快速打开活塞冲走气泡，碱式滴定管将橡胶管向上弯曲，挤压玻璃球，赶走气泡，使滴定管尖嘴部分充满溶液。
(5)调液面：调整管中液面至“0”或“0”刻度以下，记录读数V0。滴定管的读数时，视线、刻度线、凹液面在同一水平线上。
(6)滴定：左手控制活塞或玻璃小球，右手摇动锥形瓶，两眼注视锥形瓶内溶液颜色的变化。滴定过程中，滴加速度不宜过快，接近终点时，应逐渐减慢滴加速度。
(7)终点的判断：最后一滴恰好使指示剂颜色发生明显的改变且半分钟内不变色，即为滴定终点。滴加完毕记录读数V1，消耗溶液的体积为V1-V0。
4．中和滴定曲线与指示剂选择
(1)中和滴定曲线与pH突变
①强酸与强碱滴定过程中pH曲线(以0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L－1盐酸为例)
②强酸(碱)滴定弱碱(酸)pH曲线比较
氢氧化钠滴定等浓度等体积的盐酸、醋酸的滴定曲线 盐酸滴定等浓度等体积的氢氧化钠、氨水的滴定曲线
曲线起点不同：强碱滴定强酸、弱酸的曲线，强酸起点低；强酸滴定强碱、弱碱的曲线，强碱起点高
突跃点变化范围不同：强碱与强酸反应(强酸与强碱反应)的突跃点变化范围大于强碱与弱酸反应(强酸与弱碱反应)
(2)中和滴定终点的判断
判断滴定终点(中和反应恰好反应完全的时刻)的方法是在待测液中加2～3滴指示剂，观察滴定过程中其颜色的变化，常选用的指示剂是酚酞或甲基橙，而不用石蕊试液的原因是石蕊试液颜色变化不明显。
(3)指示剂的选择
对于不同的酸碱中和反应，指示剂的选择可依据中和滴定曲线来确定。
指示剂 酸色 中间色 碱色 变色的pH范围
甲基橙 红 橙 黄 3.1 ~ 4.4
甲基红 红 橙 黄 4.4 ~ 6.2
酚酞 无色 粉红 红 8.2 ~ 10.0
5．实验操作
以酚酞作指示剂，用标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例：
(1)滴定前的准备
滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→排气泡调液面→记录。
锥形瓶：洗涤→装待测液→加指示剂。
(2)滴定
滴定：左手控制滴定管活塞，右手摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶内颜色变化。
(3)滴定终点判断
等到滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内不恢复原来的颜色，视为滴定终点并记录标准液的体积。
(4)数据处理
按上述操作重复2～3次，根据每次所用标准液的体积计算待测液的物质的量浓度，最后求出待测液的物质的量浓度的平均值。
【易错提醒】
(1)酸碱恰好中和(即滴定终点)时溶液不一定呈中性，最终溶液的酸碱性取决于生成盐的性质，强酸强碱盐的溶液呈中性，强碱弱酸盐的溶液呈碱性，强酸弱碱盐的溶液呈酸性。
(2)酸性、强氧化性的试剂一般用酸式滴定管盛装，因为酸性和强氧化性物质易腐蚀橡胶管。
(3)滴定终点是通过指示剂颜色变化而实际控制的停止滴定的“点”，滴定终点与恰好中和越吻合，测定误差越小。
6．误差分析
(1)误差分析原理(以一元酸和一元碱的滴定为例)
依据c(标准)·V(标准)＝c(待测)·V(待测)，则有c(待测)＝，标准溶液滴定待测溶液时，c(标准)、V(待测)均为定值，c(待测)的大小取决于V(标准)的大小，若实验操作导致消耗标准溶液增多或读数偏大，则测定结果偏高，反之，则偏低。
(2)误差分析示例
以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液(酚酞作指示剂)为例，常见的因操作不正确而引起的误差有：
步骤 操作 V(标) c(待)
洗涤 酸式滴定管未用标准液润洗 偏大 偏大
碱式滴定管未用待测液润洗 偏小 偏小
锥形瓶用待测液润洗 偏大 偏大
锥形瓶洗净后还有蒸馏水 无影响 无影响
取液 放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失 偏小 偏小
滴定 酸式滴定管滴定前有气泡，滴定到终点时气泡消失 偏大 偏大
振荡锥形瓶时部分液体溅出 偏小 偏小
溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后反加一滴溶液颜色无变化 偏大 偏大
读数 滴定前读数正确，滴定后俯视读数（或前仰后俯） 偏小 偏小
滴定前读数正确，滴定后仰视读数（或前俯后仰） 偏大 偏大
(3)读数误差分析
分析下列图示读数对滴定结果的影响：
①如图Ⅰ，开始仰视读数，滴定完毕俯视读数，滴定结果会偏低。
②如图Ⅱ，开始俯视读数，滴定完毕仰视读数，滴定结果会偏高。
(1)KMnO4溶液应用碱式滴定管盛装。( × )
错因　KMnO4溶液具有强氧化性，能氧化碱式滴定管下端的橡胶管。
(2)用碱式滴定管准确量取20.00 mL的NaOH溶液。( √ )
提示　碱式滴定管精确到0.01 mL。
(3)将液面在0 mL处的25 mL的酸式滴定管中的液体全部放出，液体的体积为25 mL。( × )
错因　酸式滴定管25 mL刻度线以下至活塞部分以及尖嘴部分也盛有溶液。
(4)中和滴定实验时，滴定管、锥形瓶均用待装液润洗。( × )
错因　锥形瓶只需用蒸馏水洗涤。
(5)滴定终点就是酸碱恰好中和的点。( × )
错因　不是。滴定终点是滴定中指示剂变色的点，恰好反应点是指酸与碱恰好反应生成盐和水的点。
(6)滴定接近终点时，滴定管的尖嘴可以接触锥形瓶内壁。( √ )
提示　滴定接近终点时，滴定管的尖嘴可以接触锥形瓶内壁，使残留在滴定管尖嘴的液体进入锥形瓶中。
(7)用稀NaOH溶液滴定盐酸，用酚酞作指示剂，当锥形瓶中溶液由红色变无色时停止滴定。( × )
错因　溶液由无色变为红色。
(8)用标准HCl溶液滴定NaHCO3溶液来测定其浓度，选择酚酞为指示剂。( × )
错因　用甲基橙作指示剂。
(9)盛有标准盐酸溶液的滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失，则滴定结果偏高。( √ )
提示　消耗标准溶液体积偏大，测定结果偏高。
(10)25 ℃时，用醋酸溶液滴定等浓度NaOH溶液到pH＝7，V(醋酸)错因　等浓度的醋酸溶液和NaOH溶液若等体积混合时，恰好完全中和生成CH3COONa，呈碱性，所以要使溶液呈中性，需满足V(醋酸)>V(NaOH)。
(11)若用标准盐酸滴定待测NaOH溶液，滴定前仰视，滴定后俯视，则测定值偏大。( × )
错因　滴定前仰视，滴定后俯视，会导致V(HCl)偏小，导致c(NaOH)偏小。
(12)量取20.00 mL的高锰酸钾溶液应选用25 mL量筒。( × )
错因　量筒只能精确到0.1 mL，应选用25 mL酸式滴定管。
(13)若用标准盐酸溶液滴定待测NaOH溶液，滴定完成后发现酸式滴定管下悬着一滴酸液，则测定结果偏小。( × )
错因　标准液读数偏大，测定结果偏大。
(14)“酸碱中和滴定”实验中，容量瓶和锥形瓶用蒸馏水洗净后即可使用，滴定管和移液管用蒸馏水洗净后，须经干燥或标准溶液润洗后方可使用。( √ )
(15)利用酚酞试液作指示剂，达到滴定终点时，锥形瓶内的溶液的pH一定为7。( × )
错因　利用酚酞试液作指示剂，酚酞的变色范围为8.2～10，滴定终点时溶液的pH<8.2，但pH不一定等于7。
(16)利用如图所示的方法，排出酸式滴定管内的气泡。( × )
错因　酸式滴定管下端为玻璃旋塞，图示滴定管为碱式滴定管。
一、酸碱中和滴定的操作与指示剂的选择
1. 现用中和滴定来测定某NaOH溶液的浓度。
(1)滴定：用________式滴定管盛装c mol·L－1盐酸标准液。如图表示某次滴定时50 mL滴定管中前后液面的位置。把用去的标准盐酸的体积填入表格中，此次滴定结束后的读数为________mL，滴定管中剩余液体的体积为_____________________，可用________作指示剂。
(2)排出碱式滴定管中气泡的方法应采用下图________(填“甲”“乙”或“丙”)的操作，然后挤压玻璃球使尖嘴部分充满碱液。
(3)有关数据记录如下：
滴定序号 待测液体积/mL 所消耗盐酸标准液的体积/mL
滴定前 滴定后 消耗的体积
1 V 0.50 25.80 25.30
2 V －
3 V 6.00 31.35 25.35
根据所给数据，写出计算NaOH溶液的物质的量浓度的表达式：_____________(不必化简)。
答案　(1)酸　24.90　大于25.10 mL　酚酞或甲基橙　(2)丙
(3)
2．(1)用0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定未知浓度的盐酸，可选用甲基橙或酚酞作指示剂。
(2)用0.100 mol·L－1 NaOH溶液滴定未知浓度的醋酸，可选用酚酞作指示剂，滴定终点时颜色变化为溶液由无色变浅红色。
(3)用0.100 mol·L－1盐酸滴定Na2CO3溶液，若选用酚酞作指示剂，溶液由红色变至近无色，此时Na2CO3转化为NaHCO3。
3．(1)现用物质的量浓度为a mol·L－1的标准NaOH溶液去滴定V mL盐酸的物质的量浓度，请填写下列空白：
①碱式滴定管用蒸馏水洗净后，接下来应该进行的操作是 用标准NaOH溶液润洗　。
②用标准NaOH溶液滴定时，应将标准NaOH溶液注入 乙　(填“甲”或“乙”)中。
③如图是碱式滴定管中液面在滴定前后的读数，c(HCl)＝ mol·L－1。
解析　①碱式滴定管水洗后应用标准NaOH溶液润洗2～3次，每次润洗液都要从尖嘴处排出。②NaOH为强碱，应将NaOH溶液注入碱式滴定管中，故选乙。③滴定过程中消耗NaOH溶液的体积为(V2－V1)mL，因此c(HCl)＝ mol·L－1。
二、滴定终点现象判断
(1)用a mol·L－1的HCl滴定未知浓度的NaOH溶液，用酚酞作指示剂，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TiO2的质量分数：一定条件下，将TiO2溶解并还原为Ti3＋，再以KSCN溶液作指示剂，用NH4Fe(SO4)2标准溶液滴定Ti3＋至全部生成Ti4＋。滴定Ti3＋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)滴入最后半滴标准液，溶液由红色变为无色，且半分钟内不恢复红色　当滴入最后半滴标准液，溶液由黄色变为橙色，且半分钟内不恢复黄色
(2)淀粉溶液　当滴入最后半滴标准液，溶液由无色变为蓝色，且半分钟内不褪色
(3)否　当滴入最后半滴酸性KMnO4溶液，溶液由无色变为紫红色，且半分钟内不褪色
(4)Ti3＋＋Fe3＋===Ti4＋＋Fe2＋　当滴入最后半滴NH4Fe(SO4)2标准溶液后，溶液变成红色，且半分钟内不褪色
三、酸碱中和滴定误差分析
1．用0.100 0 mol/L NaOH 溶液滴定未知浓度的盐酸溶液，在滴定过程中，若出现下列情况，判断测定结果（填“偏高”、“偏低”或“无影响”）
(1)滴定达到滴定终点时，仰视读数_______
(2)在振荡锥形瓶时不慎将瓶内待测液溅出________
(3)若在滴定过程中不慎将数滴碱液滴锥形瓶外________
(4)用蒸馏水洗涤碱式滴定管后立即使用，没有用碱液润洗________
答案 (1)偏高 (2)偏低 (3)偏高 (4)偏高
解析　(1)滴定达到滴定终点时，仰视读数，读数偏大，测定结果偏高；(2).在振荡锥形瓶时不慎将瓶内待测液溅出，消耗的标准液减小，测定结果偏低；(3)若在滴定过程中不慎将数滴碱液滴锥形瓶外，则消耗的标准液体积偏大，测定结果偏高；(4)用蒸馏水洗涤碱式滴定管后立即使用，没有用碱液润洗，碱液浓度减低，消耗标准液的体积偏大，测定结果偏高。
2．实验室用标准盐酸测定某NaOH溶液的浓度，用甲基橙作指示剂，下列操作中可能使测定结果偏低的是(　　)
A．取NaOH溶液时俯视读数
B．滴定结束后，滴定管尖嘴处有一悬挂液滴
C．锥形瓶内溶液颜色变化由黄色变橙色，立即记下滴定管液面所在刻度
D．盛NaOH溶液的锥形瓶滴定前用NaOH溶液润洗2～3次
答案　C
解析　滴定结束后，滴定管尖嘴处有一悬挂液滴，会使消耗的盐酸的体积偏大，测定结果偏高，B错误；锥形瓶内溶液颜色变化由黄色变橙色，立即记下滴定管液面所在刻度，可能会导致滴定终点的误判，使消耗盐酸的体积偏小，测定结果偏低，C正确；盛NaOH溶液的锥形瓶滴定前用NaOH溶液润洗2～3次，会使NaOH溶液的体积偏大，导致消耗盐酸的体积偏大，测定结果偏高，D错误。
3．用标准的NaOH溶液滴定未知浓度的盐酸，若测定结果偏低，其原因可能是(　　)
A．滴定终点读数时，俯视滴定管的刻度，其他操作正确
B．配制标准溶液的固体NaOH中混有杂质KOH
C．盛装未知液的锥形瓶用蒸馏水洗过后再用未知液润洗
D．碱式滴定管未用标准液润洗
答案　A
解析　滴定终点俯视读数，标准液的体积偏小，则测定值偏低，故A符合题意；所用的固体NaOH中混有KOH，相同质量的氢氧化钠和氢氧化钾，氢氧化钠的物质的量大于氢氧化钾的物质的量，所以配得溶液的氢氧根离子浓度偏小，导致V(碱)偏大，即c(酸)偏高，测定值偏高，故B不符合题意；锥形瓶润洗，所用标准液的体积比正常值大，则测定值偏高，故C不符合题意。
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知识清单22 水的电离及溶液的pH
知识点01水的电离及离子积常数 知识点02溶液的酸碱性及pH
知识点03酸碱中和滴定
知识点01 水的电离及离子积常数
1．水的电离
(1)水是_______的电解质，其电离方程式为H2O＋H2O??H3O＋＋OH－，简写为__________________。
(2)水的电离是_______过程。
2．水的离子积常数
(1)Kw只与温度有关，温度升高，Kw_______。
(2)常温时，Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－14，不仅适用于纯水，还适用于_______的稀溶液。
(3)不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离出的c(H＋)与c(OH－)总是_______的。
3．水的电离平衡的影响因素
(1)因水的电离是_______过程，故温度升高，会_______水的电离，c(H＋)、c(OH－)都_______，水仍呈_______性。
(2)外加酸(或碱)，水中c(H＋)[或c(OH－)] _______，会_______水的电离，水的电离程度_______，Kw_______。
(3)加入了活泼金属，可与水电离产生的H＋直接发生置换反应，产生H2，使水的电离平衡向右移动。
改变条件 平衡移动方向 c(H＋) c(OH－) 水的电离程度 Kw
升高温度
加入HCl(g)
加入NaOH(s)
加入活泼金属(如Na)
加入NaHSO4(s)
【特别提示】
(1)在水中加入酸或碱，会抑制水的电离，水电离出的c(H＋)、c(OH－)均减小，但仍然相等。在常温下，若由水电离出的c(H＋)<1×10－7mol·L－1，该溶液可能显酸性，也可能显碱性。
(2)水受热温度升高，促进水的电离，水电离出的c(H＋)、c(OH－)均增大，但仍然呈中性。
(3)在酸或碱的溶液中，Kw表达式中的c(H＋)、c(OH－)均为溶液中两种离子的总浓度，不一定是水电离出的c(H＋)、c(OH－)。如0.1 mol·L－1盐酸中，c(H＋)约为0.1 mol·L－1。
(1)升高温度，水的电离程度增大，c(H＋)和Kw也增大。( )
(2)25 ℃时，向纯水中通入一定量SO2，水的电离平衡不移动，Kw不变。( )
(3)室温下，0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液和0.1 mol·L－1 NaHSO4溶液中水的电离程度、Kw均相同。( )
(4)25 ℃时，1.0 mol·L－1 NaOH溶液和1.0 mol·L－1盐酸中水的电离程度相等。( )
(5)室温下，CH3COONH4和Na2SO4溶液均呈中性，则两溶液中水的电离程度相同。( )
(6)在表达式Kw＝c(H＋)·c(OH－)中c(H＋)、c(OH－)一定是水电离出的。( )
(7)加水稀释醋酸溶液，溶液中所有离子浓度都减小。( )
(8)25 ℃时CH3COONa溶液的Kw大于100 ℃时NaOH溶液的Kw。( )
(9)任何水溶液中均存在H＋和OH－，且水电离出的c(H＋)和c(OH－)相等。( )
(10)某温度下，纯水中c(H＋)＝2.0×10－7mol·L－1，则此时c(OH－)＝5×10－8mol·L－1。( )
(11)水的离子积常数的数值大小与温度和稀水溶液的浓度有关。( )
(12)温度一定时，水的电离常数与水的离子积常数相等。( )
(13)100 ℃的纯水中c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1，此时水呈酸性。( )
(14)将水加热，Kw增大，pH减小。( )
(15)已知某温度下CH3COOH和NH3·H2O的电离常数相等，现向10 mL浓度为0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液中滴加相同浓度的氨水，在滴加过程中水的电离程度始终增大。( )
一、水的离子积常数及水的电离平衡曲线
1．某温度下纯水的c(H＋)＝2×10－7mol·L－1，则此时c(OH－)为_____________________；若温度不变，滴入稀盐酸使c(H＋)＝5×10－4 mol·L－1，则溶液中c(OH－)为__________________，由水电离产生的c(H＋)为______________，此时温度_______ (填“高于”“低于”或“等于”)25 ℃。
2．水的电离平衡曲线如图所示，回答下列问题。
(1)图中A、B、C、D、E五点Kw间的关系：_____________________。
(2)ABE形成的区域中的点都呈现_______性。
(3)若在B点温度下，盐酸中c(H＋)＝5×10－4 mol·L－1，则由水电离产生的c H2O (H＋)＝______mol·L－1。
3．已知水在25 ℃和95 ℃时，水的电离平衡曲线如图所示：
(1)25 ℃时，将pH＝9的NaOH溶液与pH＝4的硫酸溶液混合，所得混合溶液的pH＝7，则NaOH溶液与硫酸溶液的体积比为________________。
(2)曲线A所对应的温度下，pH＝2的HCl溶液和pH＝11的某BOH溶液中，若水的电离程度分别用α1、α2表示，则α1________α2(填“大于”“小于”“等于”或“无法确定”)。
(3)曲线B对应温度下，将0.02 mol·L－1 Ba(OH)2溶液与等物质的量浓度的NaHSO4溶液等体积混合后，混合溶液的pH＝________。
【特别提示】水的电离平衡曲线
(1)同一曲线上任意点的Kw都相同，即c(H＋)·c(OH－)相同，温度相同。
(2)同一曲线外的任意点与曲线上任意点的Kw不同，温度不同。
(3)实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，改变酸碱性；实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定要改变温度。
二、c H2O (H＋)或c H2O (OH-)的计算
(1)室温下，0.01 mol·L－1的盐酸中，(H＋)＝________________。
(2)室温下，pH＝4的亚硫酸溶液中，(H＋)＝________________。
(3)室温下，pH＝10的KOH溶液中，(OH－)＝_______________。
(4)室温下，pH＝4的NH4Cl溶液中，(H＋)＝______________。
(5)室温下，pH＝10的CH3COONa溶液中，(OH－)＝____________。
三、影响水的电离平衡的因素
(1)某温度时，水的Kw＝1×10－12，则该温度____(填“>”“<”或“＝”)25 ℃，其理由是____________________________________________________________________________。
(2)该温度下，c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1的溶液呈______(填“酸性”“碱性”或“中性”)；若该溶液中只存在NaOH溶质，则由H2O电离出来的c(OH－)＝________mol·L－1。
(3)实验室用Zn和稀硫酸制取H2，反应时溶液中水的电离平衡________(填“向左”“向右”或“不”，下同)移动。在新制氯水中加入少量NaCl固体，水的电离平衡______移动。
(4)25 ℃时，0.1 mol·L－1的6种溶液，水电离出的c(H＋)由大到小的关系是____________(填序号)。
①盐酸　②H2SO4　③CH3COOH(Ka＝1.75×10－5)　④NH3·H2O(氨水)(Kb＝1.8×10－5)　⑤NaOH　⑥Ba(OH)2
知识点02 溶液的酸碱性及pH
1．溶液的酸碱性
(1)任何水溶液中都有H＋和OH－。
(2)溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)、c(OH－)的______________。
溶液的酸碱性
(3)25℃时，溶液的酸碱性与溶液中c(H＋)、c(OH－)的关系
c(H＋)与c(OH－)的关系 c(H＋)的范围(室温下)
酸性溶液 c(H＋) _____c(OH－) c(H＋) _____1×10－7 mol·L－1
中性溶液 c(H＋) _____c(OH－) c(H＋) _____1×10－7 mol·L－1
碱性溶液 c(H＋) _____c(OH－) c(H＋) _____1×10－7 mol·L－1
2．溶液的pH
(1)计算公式：pH＝______________
(2)意义：pH越大，溶液的碱性_______；pH越小，溶液的酸性_______。
(3)常温下溶液酸碱性与pH的关系：
pH＜7，为_______溶液；pH＝7，为_______溶液；pH＞7，为_______溶液。
(4)适用范围1×10－14 mol·L－1＜c(H＋)＜1 mol·L－1
(5)溶液酸碱性的另外一种表示——pOH
①pOH＝______________；
②常温下：pH＋pOH＝_______。
3．pH的测定
(1)pH试纸：迅速测定溶液的pH。
常用的pH试纸有广泛pH试纸和精密pH试纸，广泛pH试纸可以识别的pH差约为_______。pH试纸的使用方法如下：
①测定溶液的pH：把小片试纸放在_______ (或玻璃片)上，用洁净干燥的_______蘸取待测液滴在干燥的pH试纸的中部，观察变化稳定后的颜色，与______________对比即可确定溶液的pH。
②检验气体的酸碱性：先把试纸_______，粘在_______的一端，再送到盛有待测气体的容器口附近，观察颜色的变化，判断气体的性质。
(2)pH计：精密测量溶液的pH。
4．溶液pH的计算
(1)单一溶液pH的计算
①c mol·L－1 HnA强酸溶液的pH (25 ℃)
c(H＋)＝_______ mol·L－1；pH＝_______
②c mol·L－1 B(OH)n强碱溶液的pH (25 ℃)
c(OH－)＝_______ mol·L－1；c(H＋)＝_______＝_______ mol·L－1；pH＝_________。
(2)混合溶液pH的计算方法
①强酸与强酸混合(稀溶液体积变化忽略)
c混(H＋)＝_____________________，然后再求pH。
②强碱与强碱混合(稀溶液体积变化忽略)
先计算c混(OH－)＝_____________________，再求c混(H＋)＝_______，最后求pH。
③强酸与强碱混合(稀溶液体积变化忽略)
a．恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝_______ (25 ℃)。
b．酸过量：
先求c余(H＋)＝_____________________，再求pH。
c．碱过量：
先求c余(OH－)＝_____________________，再求c(H＋)＝_______，最后求pH。
【特别提醒】
(1)强酸溶液和强碱溶液混合后计算pH，必须先判断出混合后溶液的酸碱性，然后计算混合后的OH-或H＋浓度。
(2)根据酸的浓度计算酸溶液的pH时，不必考虑温度，而根据碱的浓度计算碱溶液的pH时，需要根据离子积计算c(H＋)，因此一定要注意溶液的温度，只有室温时，Kw＝1.0×10－14。
(3)一定pH的强碱与强碱混合后求pH。在计算过程中易出现直接用H＋浓度进行混合计算的错误。因为强碱溶液的混合是OH－混合，H＋是随OH－浓度改变而改变的，不能直接用于混合碱的计算，H＋浓度必须通过c(H＋)＝来求。
5．溶液稀释时pH的变化图像
(1)相同体积、相同浓度的盐酸和醋酸
加水稀释至相同的倍数，醋酸的pH____ 加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水____
(2)相同体积、相同pH的盐酸和醋酸
加水稀释至相同的倍数，盐酸的pH_____ 加水稀释至相同的pH，醋酸加入的水____
(1)pH<7的溶液一定呈酸性。( )
(2)25 ℃时，纯水和烧碱溶液中水的离子积常数不相等。( )
(3)在100 ℃时，纯水的pH>7。( )
(4)若溶液中c(H＋)＝c(OH－)，则溶液为中性。( )
(5)c(H＋)＝的溶液一定显中性。( )
(6)pH试纸可以测定所有溶液的pH。( )
(7)常温下能使甲基橙显黄色的溶液一定显碱性。( )
(8)用湿润的pH试纸测定盐酸和醋酸溶液的pH，醋酸溶液的误差更大。( )
(9)T ℃时，某溶液的pH>7，则该溶液呈碱性。( )
(10)室温下，用pH试纸测得某NaClO溶液的pH＝9。( )
(11)pOH＝－lgc(OH－)，常温下溶液中的pH＋pOH＝14，正常人的血液pH＝7.3，则正常人血液(人的体温高于室温)的pOH等于6.7。( )
(12)用广泛pH试纸测得某溶液的pH为3.4，用pH计测得某溶液的pH为7.45。( )
(13)c(OH－)>1×10－7 mol·L－1某电解质溶液一定是碱性溶液。( )
(14)常温下，将pH＝3的酸和pH＝11的碱等体积混合，所得溶液的pH＝7。( )
一、溶液的酸碱性与pH判断
判断下列溶液的酸碱性：用“酸性”“碱性”“中性”或“不确定”填空
①pH<7的溶液_______。
②pH＝7的溶液_______。
③c(H＋)＝c(OH－)的溶液_______。
④c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1的溶液_______。
⑤c(H＋)>c(OH－)的溶液_______。
⑥0.1 mol·L－1的NH4Cl溶液_______。
⑦0.1 mol·L－1的NaHCO3溶液_______。
⑧0.1 mol·L－1的NaHSO3溶液_______。
二、有关pH的计算
(1)常温下，pH＝5的H2SO4溶液，加水稀释到体积为原来的500倍，则稀释后c(SO)与c(H＋)的比值为 _______　。
(2)25 ℃时，取浓度相同的NaOH和HCl溶液，以3∶2体积比相混合，所得溶液的pH等于12，则原溶液的浓度为 ______________。
(3)计算25 ℃时下列溶液的pH：
①0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液(已知CH3COOH的电离常数Ka＝1.8×10－5)，其pH＝_______。
②0.1 mol·L－1的氨水(NH3·H2O的电离度α＝1%)，其pH＝_______。
③pH＝2的盐酸与等体积的水混合，其pH＝_______ (已知lg 2≈0.3)。
④常温下，将0.1 mol·L－1氢氧化钠溶液与0.06 mol·L－1硫酸溶液等体积混合，其pH＝_______。
⑤25 ℃时，pH＝3的硝酸和pH＝12的氢氧化钡溶液按照体积比为9∶1混合，其pH＝_______。
三、混合溶液的酸碱性判断
常温下，两种溶液混合后酸碱性的判断(在括号中填“酸性”“碱性”或“中性”)。
(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(　　)
(3)相同浓度的NH3·H2O和HCl溶液等体积混合(　　)
(4)pH＝2的H2SO4和pH＝12的NaOH溶液等体积混合(　　)
(5)pH＝3的HCl和pH＝10的NaOH溶液等体积混合(　　)
(6)pH＝3的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合(　　)
(7)pH＝2的CH3COOH和pH＝12的NaOH溶液等体积混合(　　)
(8)pH＝2的H2SO4和pH＝12的NH3·H2O等体积混合(　　)
【归纳小结】酸碱溶液混合后酸碱性的判断规律
(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”。
(2)室温下c酸(H＋)＝c碱(OH－)，即pH之和等于14时，一强一弱等体积混合——“谁弱谁过量，谁弱显谁性”。
(3)已知强酸和强碱的pH，等体积混合(25 ℃时)：
①pH之和等于14，呈中性；
②pH之和小于14，呈酸性；
③pH之和大于14，呈碱性。
知识点03 酸碱中和滴定
1．酸碱中和滴定原理
(1)利用已知浓度的酸(或碱)去滴定一定体积未知浓度的碱(或酸)，通过测定反应完全时消耗已知浓度的酸(或碱)的体积，从而推算出未知浓度的碱(或酸)的浓度的方法。
其中已知浓度的酸(或碱)溶液常称为_______，未知浓度的碱(或酸)溶液常称为_______。
(2)酸碱中和反应的实质可用离子方程式H＋＋OH－===H2O来表示，在中和反应中，H＋、OH－之间的物质的量关系是______________；若用参加反应的c(H＋)、c(OH－)来表示，其关系式为______________，由此可计算c(H＋)，其表达式是c(H＋)＝____________；也可计算c(OH－)，其表达式是c(OH－)＝____________。由c(H＋)、c(OH－)可分别求出相应酸、碱的浓度。
2．主要仪器
(1)酸碱中和滴定所用的主要仪器是_______和_______。
(2)滴定管
①滴定管分为酸式滴定管和碱式滴定管。
酸式滴定管用于盛放_______或_______溶液，碱式滴定管用于盛放_______溶液。
②既能盛放酸性溶液又能盛放碱性溶液的滴定管，活塞由______________制成；若溶液中的物质见光易分解，可用_______滴定管盛放。
③滴定管的上都标有______________、______________、_______；滴定管的精确读数为_______。
3．滴定管的使用方法
(1)检查：使用前先检查滴定管活塞______________。
(2)润洗：在加入酸、碱液之前，应使用待装的酸、碱溶液分别润洗滴定管内壁_______次。
(3)装液：注入待装的酸、碱溶液至滴定管_____________________处。
(4)排气泡：酸式滴定管快速打开活塞冲走气泡，碱式滴定管将橡胶管向上弯曲，挤压玻璃球，赶走气泡，使滴定管尖嘴部分______________。
(5)调液面：调整管中液面至______________以下，记录读数V0。滴定管的读数时，视线、刻度线、凹液面在______________上。
(6)滴定：左手控制活塞或玻璃小球，右手摇动锥形瓶，两眼注视_____________________的变化。滴定过程中，滴加速度______________，接近终点时，应逐渐_______滴加速度。
(7)终点的判断：最后一滴恰好使指示剂颜色发生______________且______________不变色，即为滴定终点。滴加完毕记录读数V1，消耗溶液的体积为_______。
4．中和滴定曲线与指示剂选择
(1)中和滴定曲线与pH突变
①强酸与强碱滴定过程中pH曲线(以0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L－1盐酸为例)
②强酸(碱)滴定弱碱(酸)pH曲线比较
氢氧化钠滴定等浓度等体积的盐酸、醋酸的滴定曲线 盐酸滴定等浓度等体积的氢氧化钠、氨水的滴定曲线
曲线起点不同：强碱滴定强酸、弱酸的曲线，强酸起点低；强酸滴定强碱、弱碱的曲线，强碱起点高
突跃点变化范围不同：强碱与强酸反应(强酸与强碱反应)的突跃点变化范围大于强碱与弱酸反应(强酸与弱碱反应)
(2)中和滴定终点的判断
判断滴定终点(中和反应恰好反应完全的时刻)的方法是________________________________ ______________，常选用的指示剂是_____或______，而不用石蕊试液的原因是_________________。
(3)指示剂的选择
对于不同的酸碱中和反应，指示剂的选择可依据中和滴定曲线来确定。
指示剂 酸色 中间色 碱色 变色的pH范围
甲基橙 红 橙 黄 3.1 ~ 4.4
甲基红 红 橙 黄 4.4 ~ 6.2
酚酞 无色 粉红 红 8.2 ~ 10.0
5．实验操作
以酚酞作指示剂，用标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例：
(1)滴定前的准备
滴定管：_______→洗涤→_______→装液→排气泡调液面→记录。
锥形瓶：洗涤→装待测液→加指示剂。
(2)滴定
滴定：左手_____________________，右手______________，眼睛_____________________。
(3)滴定终点判断
等到滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内_______原来的颜色，视为滴定终点并记录标准液的体积。
(4)数据处理
按上述操作重复_______，根据每次所用标准液的体积计算待测液的物质的量浓度，最后求出待测液的物质的量浓度的_______。
【易错提醒】
(1)酸碱恰好中和(即滴定终点)时溶液不一定呈中性，最终溶液的酸碱性取决于生成盐的性质，强酸强碱盐的溶液呈中性，强碱弱酸盐的溶液呈碱性，强酸弱碱盐的溶液呈酸性。
(2)酸性、强氧化性的试剂一般用酸式滴定管盛装，因为酸性和强氧化性物质易腐蚀橡胶管。
(3)滴定终点是通过指示剂颜色变化而实际控制的停止滴定的“点”，滴定终点与恰好中和越吻合，测定误差越小。
6．误差分析
(1)误差分析原理(以一元酸和一元碱的滴定为例)
依据c(标准)·V(标准)＝c(待测)·V(待测)，则有c(待测)＝，标准溶液滴定待测溶液时，c(标准)、V(待测)均为定值，c(待测)的大小取决于V(标准)的大小，若实验操作导致消耗标准溶液增多或读数偏大，则测定结果偏高，反之，则偏低。
(2)误差分析示例
以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液(酚酞作指示剂)为例，常见的因操作不正确而引起的误差有：
步骤 操作 V(标) c(待)
洗涤 酸式滴定管未用标准液润洗
碱式滴定管未用待测液润洗
锥形瓶用待测液润洗
锥形瓶洗净后还有蒸馏水
取液 放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失
滴定 酸式滴定管滴定前有气泡，滴定到终点时气泡消失
振荡锥形瓶时部分液体溅出
溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后反加一滴溶液颜色无变化
读数 滴定前读数正确，滴定后俯视读数（或前仰后俯）
滴定前读数正确，滴定后仰视读数（或前俯后仰）
(3)读数误差分析
分析下列图示读数对滴定结果的影响：
①如图Ⅰ，开始仰视读数，滴定完毕俯视读数，滴定结果会_______。
②如图Ⅱ，开始俯视读数，滴定完毕仰视读数，滴定结果会_______。
(1)KMnO4溶液应用碱式滴定管盛装。( )
(2)用碱式滴定管准确量取20.00 mL的NaOH溶液。( )
(3)将液面在0 mL处的25 mL的酸式滴定管中的液体全部放出，液体的体积为25 mL。( )
(4)中和滴定实验时，滴定管、锥形瓶均用待装液润洗。( )
(5)滴定终点就是酸碱恰好中和的点。( )
(6)滴定接近终点时，滴定管的尖嘴可以接触锥形瓶内壁。( )
(7)用稀NaOH溶液滴定盐酸，用酚酞作指示剂，当锥形瓶中溶液由红色变无色时停止滴定。( )
(8)用标准HCl溶液滴定NaHCO3溶液来测定其浓度，选择酚酞为指示剂。( )
(9)盛有标准盐酸溶液的滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失，则滴定结果偏高。( )
(10)25 ℃时，用醋酸溶液滴定等浓度NaOH溶液到pH＝7，V(醋酸)(11)若用标准盐酸滴定待测NaOH溶液，滴定前仰视，滴定后俯视，则测定值偏大。( )
(12)量取20.00 mL的高锰酸钾溶液应选用25 mL量筒。( )
(13)若用标准盐酸溶液滴定待测NaOH溶液，滴定完成后发现酸式滴定管下悬着一滴酸液，则测定结果偏小。( )
(14)“酸碱中和滴定”实验中，容量瓶和锥形瓶用蒸馏水洗净后即可使用，滴定管和移液管用蒸馏水洗净后，须经干燥或标准溶液润洗后方可使用。( )
(15)利用酚酞试液作指示剂，达到滴定终点时，锥形瓶内的溶液的pH一定为7。( )
(16)利用如图所示的方法，排出酸式滴定管内的气泡。( )
一、酸碱中和滴定的操作与指示剂的选择
1. 现用中和滴定来测定某NaOH溶液的浓度。
(1)滴定：用________式滴定管盛装c mol·L－1盐酸标准液。如图表示某次滴定时50 mL滴定管中前后液面的位置。把用去的标准盐酸的体积填入表格中，此次滴定结束后的读数为________mL，滴定管中剩余液体的体积为_____________________，可用________作指示剂。
(2)排出碱式滴定管中气泡的方法应采用下图________(填“甲”“乙”或“丙”)的操作，然后挤压玻璃球使尖嘴部分充满碱液。
(3)有关数据记录如下：
滴定序号 待测液体积/mL 所消耗盐酸标准液的体积/mL
滴定前 滴定后 消耗的体积
1 V 0.50 25.80 25.30
2 V －
3 V 6.00 31.35 25.35
根据所给数据，写出计算NaOH溶液的物质的量浓度的表达式：_____________(不必化简)。
2．(1)用0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定未知浓度的盐酸，可选用______________作指示剂。
(2)用0.100 mol·L－1 NaOH溶液滴定未知浓度的醋酸，可选用_______作指示剂，滴定终点时颜色变化为_____________________。
(3)用0.100 mol·L－1盐酸滴定Na2CO3溶液，若选用酚酞作指示剂，溶液由红色变至近无色，此时Na2CO3转化为_______。
3．(1)现用物质的量浓度为a mol·L－1的标准NaOH溶液去滴定V mL盐酸的物质的量浓度，请填写下列空白：
①碱式滴定管用蒸馏水洗净后，接下来应该进行的操作是 _____________________。
②用标准NaOH溶液滴定时，应将标准NaOH溶液注入_______ (填“甲”或“乙”)中。
③如图是碱式滴定管中液面在滴定前后的读数，c(HCl)＝_____________mol·L－1。
二、滴定终点现象判断
(1)用a mol·L－1的HCl滴定未知浓度的NaOH溶液，用酚酞作指示剂，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TiO2的质量分数：一定条件下，将TiO2溶解并还原为Ti3＋，再以KSCN溶液作指示剂，用NH4Fe(SO4)2标准溶液滴定Ti3＋至全部生成Ti4＋。滴定Ti3＋时发生反应的离子方程式为 ，达到滴定终点时的现象是 。
三、酸碱中和滴定误差分析
1．用0.100 0 mol/L NaOH 溶液滴定未知浓度的盐酸溶液，在滴定过程中，若出现下列情况，判断测定结果（填“偏高”、“偏低”或“无影响”）
(1)滴定达到滴定终点时，仰视读数_______
(2)在振荡锥形瓶时不慎将瓶内待测液溅出________
(3)若在滴定过程中不慎将数滴碱液滴锥形瓶外________
(4)用蒸馏水洗涤碱式滴定管后立即使用，没有用碱液润洗________
2．实验室用标准盐酸测定某NaOH溶液的浓度，用甲基橙作指示剂，下列操作中可能使测定结果偏低的是(　　)
A．取NaOH溶液时俯视读数
B．滴定结束后，滴定管尖嘴处有一悬挂液滴
C．锥形瓶内溶液颜色变化由黄色变橙色，立即记下滴定管液面所在刻度
D．盛NaOH溶液的锥形瓶滴定前用NaOH溶液润洗2～3次
3．用标准的NaOH溶液滴定未知浓度的盐酸，若测定结果偏低，其原因可能是(　　)
A．滴定终点读数时，俯视滴定管的刻度，其他操作正确
B．配制标准溶液的固体NaOH中混有杂质KOH
C．盛装未知液的锥形瓶用蒸馏水洗过后再用未知液润洗
D．碱式滴定管未用标准液润洗
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