高考化學全國一輪復習知識點及考點梳理：第八章第二講水的電離和溶液的酸堿性

1、第二講 水的電離和溶液的酸堿性匐考/導/航考綱-7r題統(tǒng)彳1 .了解水的電離、離子積常數(shù)。2 . 了解溶液pH的含義及其測定方法，能進 行pH的簡單計算。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)考點1 水的電離學生用書P171一-務實雙基.熱身小試知識梳理水是極弱的電解質(zhì)，其電離方程式為2H2。 3。+ OH或H?O H + OH2 .水的離子積常數(shù)表達式：Kw=c(H*) c(OH )。室溫下，Kw=1 X 10 14。(2)影響因素：只與溫度

2、有關，水的電離是吸熱過電 升高溫度，Kw增太。(3)適用范圍：Kw不僅適用于純水，也適用于稀的電解質(zhì)水溶?夜。在任何水溶液中均存在H十和OH 一，只要溫度不變，Kw不變。3 .影響水的電離平衡的因素(1)升高溫度，水的電離程度增大，Kw增大。(2)加入酸或堿，水的電離程度減/R Kw不變。(3)加入可水解的鹽(如FeCl3、Na2CO3),水的電離程度增大 Kw不變。4 .外界條件對水的電離平衡的影響體系變化條平衡移動力向Kw水的電離程度一c(OH )十c(H )酸逆/、變減小減小增大堿逆/、變減小增大減小可水解Na2CO3正/、變增大增大減小的鹽NH4CI正/、變增大減小增大溫度升溫正增大增

3、大增大增大降溫逆減小減小減小減小其他，如加入Na正/、變增大增大減小自我檢測1 .(教材改編題)判斷正誤(正確的打“，”，錯誤的打“X”)在任何條件下，純水的 pH =7。()(2)在任何條件下，純水都呈中性。()在95c時，純水的 pH7o ()(4)在 95 c時，純水中 c(H + )喈B.建C.網(wǎng)避D.內(nèi)解析：選C。從四種物質(zhì)分析可知 NaOH、H2SO4抑制水的電離，NaCl不影響水的電 離平衡，(NH4)2SO4促進水的電離(NH4水解)，H2SO4為二元強酸，產(chǎn)生的c(H+)大于NaOH 產(chǎn)生的c(OH ),抑制程度更大，故水的電離程度由大到小的順序為，。3.求算下列5種類型溶液

4、中由 H2O電離出的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不管哪種溶液均有 c(H+= c(OH-)水。(2)酸、堿、鹽雖然影響水的電離平衡(不水解的鹽除外)，造成水電離出的 H+或OH的濃度發(fā)生變化，但在溫度一定時 Kw仍然不變，因為Kw只與溫度有關。(3)水的離子積常數(shù) Kw=c(H*) c(OH )中H卡和OH不一定是水電離出來的。c(H+)和c(OH ) 分別指溶液中的 和OH的總濃度。這一關系適用于任何稀的電解質(zhì)水溶液。(4)室溫下，由水電離出的c(H+) = 1 X 10 13 mol/L的溶液可能呈強酸性或強堿性，故該溶液中HCO3、HSO3均不能大量共存。W遂畫創(chuàng)一照題例證，學以致用例田(20

6、15高考廣東卷)一定溫度下，水溶液中h+和OH 的濃度變化曲線如圖。 下列說法正確的是()1.0 X 10 - L 1A.升高溫度，可能引起由 c向b的變化B.該溫度下，水的離子積常數(shù)為1.0X10-13C.該溫度下，加入 FeCl3可能引起由b向a的變化D.該溫度下，稀釋溶液可能引起由c向d的變化解析A. c點溶液中c(OH )c(H+),溶液呈堿性，升溫，溶液中c(OH-)不可能減小。B.由 b 點對應 c(H+)與 c(OH )可知,Kw=c(H+) c(OH )= 1.0X 10 7x 1.0X 10 7= 1.0X 10 14。C.FeCl3溶液水解顯酸性，溶液中c(H + )增大，

7、因一定溫度下水的離子積是常數(shù)，故溶液中c(OH)減小，因此加入FeCl3溶液可能引起由b向a的變化。D.c點溶液呈堿性，稀釋時c(OH 一)減小，同時c(H、應增大，故稀釋溶液時不可能引起由c向d的變化。答案C受式拓砥】關于水的電離，甲同學認為在水中加入稀H2SO4,水的電離平衡向左移動，解釋是加入稀H2SO4后c(H+)增大，平衡左移。乙同學認為加入稀H2SO4后，水的電離平衡向右移動，解釋為加入稀H2SO4后，c(H+)濃度增大，H與OH中和，平衡右移。你認為哪種說法正 確？說明原因。答案：甲正確；溫度不變，Kw是常數(shù)，加入 H2SO4, c(H+)增大，c(H*) c(OH)Kw,平衡左

8、移。題組訓練精粉細做.能力大成口顆組一 影響水電離平衡因素的定性分析1. 25 C時，水中存在電離平衡：H2O，：H + +OHAH0o下列敘述正確的是()A .將水加熱，Kw增大，pH不變B.向水中加入少量 Na2CO3固體，c(OH)增大，Kw不變C.向水中加入少量 NaOH固體，平衡逆向移動，c(OH-)減小D.向水中加入少量 NH4C1固體，平衡正向移動，c(OH -)增大解析：選B。A項，加熱促進水的電離，Kw增大，pH減小，但水仍呈中性，錯誤；C項， 加入NaOH固體，c(OH )增大，錯誤；D項，加入NH4C1固體，NH4水解促進水的電離， 但c(OH-)減小，錯誤。2.下列操作

9、中，能使 H2O=h + +OH-平衡向右移動且溶液呈酸性的是 ()A.向水中加入H2SO4溶液B.向水中加入 A12(SO4)3固體C.向水中加入 NaHCO3溶液D.向水中加入NaHSO4溶液解析：選Bo A選項硫酸抑制水的電離；B選項硫酸鋁中鋁離子水解促進水的電離，且溶液呈酸性；C選項碳酸氫鈉溶液顯堿性；D選項硫酸氫鈉電離出的 H+抑制水的電離?？陬}組二 影響水電離平衡因素的定量分析3,下列四種溶液中，室溫下由水電離生成的H*濃度之比(：)是()pH =0的鹽酸 0.1 mol L-1的鹽酸 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：選Ao中c(H+)=1 mol l- 1,由水電離出的c(H+)與溶液中c(OH-)相等，等于 1.0X10 14 mol L 1；中 c(H+)=0.1 mol L：1,由水電離出的 c(H + )= 1.0X 10 13 mol L 1;中c(OH)=1.0X 102 mol - L 1,由水電離出的c(H+)與溶液中c(H+)相等，等于 1.0X1012 mol - L 1；中 c(OH) = 1.0x 103 mol - L 1,同所述由水電離出的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.如圖表示水溶液中 c(H+)和c(OH-)的關系，下列判斷錯誤的是 ()10-7 10 *A.兩條曲線間任意點均有c(H+) c(OH ) = Kw+ 一B. M區(qū)域內(nèi)任意點均有 c(H )vc(OH )C.圖中 T1VT2D. XZ線上任意點均有pH = 7解析：選D。A項水溶液中的c(H+)與c(OH-)的乘積為一常數(shù)；B項由圖看出 M區(qū)域內(nèi)c(H + )Ti; D項pH=lg

12、c(H + ), XZ線上任意點的 c(H+) = c(OH ),但pH不一定為7。國幽的突破“五類”水電離產(chǎn)生的c(H+)和c(OH)的計算任何水溶液中水電離產(chǎn)生的c(H + )和c(OH)總是相等的，有關計算有以下5種類型(以常溫時的溶液為例)。(1)中性溶液：c(OH )=c(H+)= 10 7 mol/L。(2)酸的溶液 OH-全部來自水的電離。實例：pH = 2 的鹽酸中 c(H )=10 2 mol/L ,則 c(OH ) = Kw/10 2= 1 x 10 12 mol/L ,即水電 離出的 c(H + )=c(OH )= 10 12 mol/L。堿的溶液h+全部來自水的電離。實

13、例：pH=12 的 NaOH 溶液中 c(OH ) = 10 2 mol/L ,則 c(H+)=Kw/10 2= 1 x 10 12 mol/L , 即水電離出的 c(OH)= c(H+) = 10 12 mol/L。(4)水解呈酸性的鹽溶液 H +全部來自水的電離。實例：pH=5的NH4Cl溶液中，由水電離出的c(H+) = 10 5 mol/L,因部分OH與部分NH4 結合使 c(OH )=109 mol/L。(5)水解呈堿性的鹽溶液 OH 全部來自水的電離。實例：pH= 12的Na2CO3溶液中，由水電離出的c(OH ) = 10 2 mol/L ,因部分H卡與部分CO3 結合使 c(H

14、+)= 10 12 mol/L o歸納口訣酸中算“堿”，堿中算“酸”，鹽中算大的(代表水的電離程度)。自主學習考點2 溶液的酸堿性與pH學生用書P173夯實雙基.熱身小試知識梳理、溶液的酸堿性溶液的酸堿性取決于溶液中c(H + )和c(OH-)的相對大小。(用“ ”“ =”或“c(H )=c(H )一c(OH )一c(OH )一c(OH )二、溶液的pH十1 .定義式：pH = lg_C(H )。2 .溶液的酸堿性與pH的關系室溫下：10*40H .孫傳以pH 0肺忤增體3 .測量(1)pH試紙法：取一小塊試紙放在干燥潔凈的玻璃片或表面皿上，用潔凈干燥的玻璃棒蘸取待測溶液點在試紙的中央，變色后

15、與標準比色卡對比，即可確定溶液的pH。(2)pH計測量法。三、常見溶液的pH計算1 .單一溶液的pH計算強酸溶液，如 HnA,設濃度為強堿溶液(25 C),如B(OH)n,， +、 ， . ， +、 ， 、c mol/L , c(H )=nc mol/L , pH = 1g c(H )=lg (nc)。設濃度為 c mol/L , c(H ) =？ mol/L , pH=lg c(H )= 1411 c+ lg (n c)。2 .混合溶液的pH計算,“ 一、 ,+,+ci(H)Vi + c2(H)V2兩種強酸混合：直接求出c(H )混，再據(jù)此求pH。c(H )混= V+V2 1(2)兩種強堿混

16、合：先求出 c(OH )S,再據(jù)Kw求出c(H*)混，最后求pH。一c(OH )混=ci (OH ) Vi+c2 (OHVi+V2)V2o(3)強酸、強堿混合：先判斷哪種物質(zhì)過量，再由下式求出溶液中h +或OH 的濃度，最后求pH。+ _一c(H )混或 c(OH )混=|c (H )酸V酸一c (OH )堿V堿|V酸+ V堿自我檢測1 .(教材改編題)下列溶液pH由小到大的排列順序是(0.1 mol - L 1鹽酸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 .(教材改編題)甲溶液的pH是2,乙溶液的pH

17、是5,甲溶液與乙溶液的 c(H + )之比為()C. 2 ： 5D. 5 ： 2解析：選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,則甲溶液與乙溶液的 c(H )之比為 10 2 mol L 1 ： 10 5 mol L 1 = 1 000 ： 1。3. (1)1 mL pH =5的鹽酸，加水稀釋到 10 mL, pH =;加水稀釋到100 mL, pH 7。(2)1 mL pH =9的NaOH溶液，加水稀釋到 10 mL , pH =;加水稀釋到100 mL ,pH 7。答案：(1)6 接近 (2)8 接近一r

18、1 1(1)溶液呈現(xiàn)酸、堿性的實質(zhì)是c(H+)與c(OH-)的相對大小不相等，不能只看pH, 一定溫度下pH = 6的溶液可能顯中性，也可能顯酸性，應注意溫度。(2)使用pH試紙時不能用蒸儲水潤濕。廣范 pH試紙只能測出pH的整數(shù)值。(3)酸、堿稀釋時要正確理解的兩種類型要正確理解酸、堿的無限稀釋規(guī)律常溫下任何酸或堿溶液無限稀釋時，溶液的pH都不可能大于7或小于7,只能接近7。要正確理解弱酸、弱堿的稀釋規(guī)律溶液稀釋前溶液pH加水稀釋到體積為原來的10n倍稀釋后溶液pH酸強酸pH= apH= a+ n弱酸a7o一典撕例證，學以致用例2 (1)(2017保定模擬)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時，Kw= 1X1013,則 T C 25 C (填或”“=)。在 T C時將pH =11的NaOH溶液a L與pH=1的硫酸b L混合(忽略混合后溶液體積的變化 )，若所得 混合溶液的pH = 10,則a： b =。(3)25 C時，有pH=x的鹽酸和pH = y的氫氧化鈉溶液(x8),取a L該鹽酸與b L 該氫氧化鈉溶液反應，恰好完全中和，求：若x+y=14,則a/b=(填數(shù)據(jù))；若x+y=13,則

20、a/b=(填數(shù)據(jù))；若x+y14,則a/b =(填表達式，用 x、y表不)。解析(1)A.只有25 C時，pH = 7的溶液才呈中性，該選項沒有指明溫度，酸堿性無法確 定，錯誤；B.只有25 C時，c(H+)=10 7 mol L的溶液才呈中性，該選項沒有指明溫度 酸堿性無法確定，錯誤；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,根據(jù)混合后溶液 pH = 10,得 10 3= 0.01a- 0.1b,解 a+b得 a ： b= 101 : 9。(3)若兩溶液完

21、全中和，則溶液中n(H+) = n(OH ),即10一xa= 10廠14b,整理得忠=1。廠14, 若 x+y=14, bb- = 1;若 x+y=13,則 b=0.1；若 x+ y14,則：=10x+y14。答案(1)D(2) 101 : 9(3) 1 0.1 10x+y 14互動保究例2第(2)小題中，若將T C改為常溫，則a： b為。(2)例2第(3)小題中，該鹽酸與該氫氧化鈉溶液完全中和，則兩溶液的pH(x、y)的關系式x+ y 為(用 a、b表示)。(3)由水電離出的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,根據(jù)混合后溶液pH = 10,得 10 4=0.001a-0.1b,解得 a ： b= 1 001 ： 9。a+ b(2)兩溶液完全中和時，則有：=10廠14,即lg：=x+y14,解得x+y=14 + lgb。(3)水的電離受溫度、溶液酸堿性等因素的影響，25 C時，水電離出的c(H+) = 10 7mol - L1,溶液呈中性；若溫度大于 25 C,水電離出的c(H + ) = 10 7 mol . L 1,則說明水的電離受 到抑制，溶液可能呈酸性或堿性。a答案：(1)1 001 ： 9 (2)14+lga (3)不一定1

23、.溶液pH的計算關于溶液pH的計算是高考中的重要題型 ，主要包含直接求溶液的 pH、求酸或堿溶液的濃 度、所需酸或堿的體積等，無論以哪一種形式出現(xiàn)，均可按照以下方法求解。2 .溶液pH計算口訣酸按酸(H+)先計算混合后的 c(H + )o堿按堿(OH )先計算混合后的c(OH )。同強相混弱點三 即25 C時兩強酸等體積混合，pH= pH小+0.3;兩強堿等體積混合，pH=pH 大一0.3。異強相混看過量一一強酸強堿混合先判斷過量。無限稀釋“ 7”為限一一酸、堿無限稀釋，最終溶液都接近中性。題組訓練口題組一溶液酸堿性的判斷1 .判斷下列溶液在常溫下的酸堿性(填“酸性” “堿性”或“中性”)。(

24、1)相同濃度的HCl和NaOH溶液等體積混合(2)相同濃度的CH3COOH和NaOH溶液等體積混合 相同濃度的NH3 H2O和HCl溶液等體積混合(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 的溶液等體積混合溶液等體積混合溶液等體積混合NaOH溶液等體積混合(8)pH = 2的HCl和pH =12的NH3 - H2O溶液等體積混合 。答案：中性 (2)堿性 (3)酸性(4)中性 (5)酸性(6

25、)堿性 酸性 (8)堿性2 .已知T C時水的離子積常數(shù)為 Kw,該溫度下，將濃度為a mol I的一元酸HA與b mol L 1的一元堿BOH等體積混合，可判定該溶液呈中性的依據(jù)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：選Co溶液呈中性，說明c(H+)=c(OH ),而水的離子積 Kw=c(H+) c(OH )=c2(H+), 所以c(H +) = VkW mol - L 1, C正確；A項中a=b,不知酸和堿的強弱，故不好判斷溶液 酸堿性；B項中沒有

26、指明在 25 C時，pH=7不能作為溶液呈中性的依據(jù)；D項為電荷守恒，不能判定該溶液呈中性。回國為囪混合溶液酸堿性的判斷規(guī)律(1)等濃度等體積的一元酸與一元堿混合的溶液 “誰強顯誰性，同強顯中性”中和反應反應后所得溶液的酸堿性強酸與強堿中性強酸與弱堿酸性弱酸與強堿堿性兩強混合a.若pH之和等于14,則混合后溶液顯中性，pH = 7。b.若pH之和大于14,則混合后溶液顯堿性，pH7。c.若pH之和小于14,則混合后溶液顯酸性，pH7。一強一弱混合 “誰弱顯誰性”pH之和等于14時，一元強酸和一元弱堿等體積混合呈堿性；一元弱酸和一元強堿等體積混合呈酸性。口題組二 溶液稀釋及混合的pH計算3.常溫

27、下，1 mL pH=9的NaOH溶液，加水稀釋到 1 000 mL , pH。(2)常溫下，pH = 5的H2SO4溶液，加水稀釋到 500倍，則稀釋后c(SO4一)與c(H+)的比值為一一、，c 10 5C解析：(2)稀釋刖 c(SO4 )= mol/L ；稀釋后 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.常溫下，pH = 13的強堿溶液與pH =2的強酸溶液混合，所得溶液pH = 11,則強堿溶液與強酸溶液的

28、體積比是()B. 9 ：A. 11 ： 1C. 1D. 1 ： 9解析:假設強堿溶液體積為Vi L,強酸溶液體積為 V2 L,由已知可得，堿中c(OH )= 0.1mol/L ,酸中 c(H+)=0.01 mol/L ,則反應前 n(OH )=(0.1XVi) mol , n(H+)= (0.01 x V2)反應后c(OH )= 0.001 mol/L。列出方程：0.1V1 0.01V2=0.001(Vi + V2),解得：V1/V2= 1/9。口題組三 強酸、強堿混合呈中性時pH與體積的關系5.在某溫度時，測得 0.01 mol L11NaOH溶液的pH為11。(1)該溫度下水的離子積常數(shù)K

29、w=。(2)在此溫度下，將 pH=a的NaOH溶液Va L與pH =b的硫酸 Vb L混合。若所得混合液為中性，且a=12, b=2,則Va : Vb=；若所得混合液為中性，且a + b=12,則Va : Vb =。解析：由題意知,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)根據(jù)中和反應：H + OH =H2O + _ c(H ) V 酸=c(OH ) V 堿10 2 - Vb= 10 13/10 12 - Va所以，Va : Vb= 10 2 ： 10 1=1 ： 10。根據(jù)中和反應：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回國國囪將強酸、強堿溶液以某體積之比混合，若混合液呈中性，則c(H+) : c(OH-)、V堿：V酸、pH+ 一 _，.+. . c (H )酸V堿-酸+pH堿有如下規(guī)律(25 C)：因c(H )酸 V酸=c(OH )堿 V堿，故有一;1=。在堿cc (OH )堿 V酸,10 14 公，一 ，+10 14 - V堿 、一 ，溶

31、彼中c(OH )堿=(h j 堿,將其代入上式得 c(H )酸 c(H )堿=-,兩邊取負對數(shù)V得 pH 酸+pH 堿=14 lg 。 V 酸. V堿=10(pH 酸+ pH 堿一 14)。 Vi現(xiàn)舉例如下：V酸：V堿+ 一c(H ) : c(OH )pH酸+ pH堿10 : 11 ： 10151 : 11 ： 1141 : 1010 ： 113m : nn : mm14+lg 7自主學習考點3 酸堿中和滴定學生用書P175一一克實雙基.熱身小試知識梳理、實驗原理 利用中和反應，用已知濃度的酸 （或堿）來測定未知濃度的堿（或酸）的實驗方法。二、常用酸堿指示劑及其變色范圍指示劑變色范圍的pH甲基

32、橙4.4里/色酚Mt10.0紅色0特別提醒 酸堿中和滴定中一般不用石蕊作指示劑，因為其變色范圍大，顏色變化不明顯。三、實驗用品1.儀器：酸式滴定管（如圖A）、堿式滴定管（如圖B）、滴定管夾、鐵架臺、錐形瓶。,VAB2 .試劑：標準液、待測液、指示劑、蒸儲水。3 .滴定管的選擇試劑性質(zhì)滴定管原因酸性、強氧化性酸式滴定管酸性和強氧化性物質(zhì)易腐蝕橡膠堿性堿式滴定管堿性物質(zhì)易腐蝕玻璃，致使玻璃活塞無法打開四、實驗操作（以標準鹽酸滴定待測 NaOH溶液為例）1 .滴定前的準備檢漏一檢查滴定管活塞是否漏水洗滌一先用蒸儲水“洗”,再用待裝液“潤洗”滴定管裝、排一滴定管中“裝”液至 0刻度以上,并“排”氣泡調(diào)

33、、讀調(diào)整液面至0或0刻度以下,并讀數(shù)注、加|一將一定體積的堿液注入錐形瓶,并加指示劑。特別提醒 酸式滴定管的查漏：向滴定管中裝入一定體積的水，固定在滴定管夾上直立靜置兩分鐘，觀察有無水滴滴下，然后將活塞旋轉180,再靜置兩分鐘，觀察有無水滴滴 下，若均不漏水，滴定管即可使用。2 .滴定左手期滿右手搖動 錐形瓶眼臉注視維 形牯內(nèi)溶液 熊色變化3 .終點判斷當?shù)稳胱詈笠坏螛藴室?，溶液由紅色變?yōu)闊o色(酚血:作指示劑)，且在半分鐘內(nèi)不恢復原色，視為滴定終點并記錄標準液的體積。特別提醒 滴定終點是指示劑顏色的突變點，不是恰好中和的點，也不是pH等于7的點。4 .數(shù)據(jù)處理按上述操作重復 23次，求出用去標

34、準鹽酸體積的平均值，根據(jù) c(NaOH) =計算。c (HCl ) V (HCl) V (NaOH)五、誤差分析1 .原理依據(jù)原理c（標準）V（標準）=c（待測）V（待測），所以c（待測）=c（標WVJ標準），因c（標準）與V（待測）已確定，因此只要分析出不正確的操作引起V（標準）的變化，即分析出結果。V（標準）變大，則c（待測）偏高;V（標準）變小，則c（待測）偏低。2 .常見誤差以標準酸溶液滴定未知濃度的堿溶液 （酚配作指示劑）為例，常見的因操作不正確而引起的誤 差有步驟操作V （標準）c（待測）洗滌酸式滴定管未用標準酸溶液潤洗變大偏（Wj堿式滴定管未用待測溶液潤洗變小偏低錐形瓶用待測溶液

35、潤洗變大偏（Wj錐形瓶洗凈后還留有蒸儲水/、變無影響取液取堿液的滴定管開始有氣泡，讀數(shù)時氣泡消失變小偏低滴定酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定終點時氣泡消失變大偏（Wj振蕩錐形瓶時部分液體濺出變小偏低部分酸液滴在錐形瓶外變大偏（Wj讀數(shù)酸式滴定管滴定前讀數(shù)正確，滴定后俯視讀數(shù)（或前仰后俯）變小偏低酸式滴定管滴定前讀數(shù)正確， 滴定后仰視讀數(shù)（或前俯后仰）變大偏（Wj六、常用量器的讀數(shù)方法1 .平視讀數(shù)（如圖1）:實驗室中用量筒、移液管或滴定管量取一定體積的液體，讀取液體體積時，視線應與凹液面最低點保持水平，視線與刻度的交點即為讀數(shù)（即“凹液面定視線, 視線定讀數(shù)”）。2 .俯視讀數(shù)（如圖2）:當用量筒

36、測量液體的體積時，由于俯視視線向下傾斜，尋找切點的位置在凹液面的上側，讀數(shù)高于正確的刻度線位置，即讀數(shù)偏大。3 .仰視讀數(shù)（如圖3）:讀數(shù)時，由于視線向上傾斜，尋找切點的位置在液面的下側，因滴定管刻度標法與量筒不同，這樣仰視讀數(shù)偏大。自我檢測1 .判斷正誤（正確的打“，”，錯誤的打x”）（1）（2016 高考全國乙，12 A）298 K 時，在 20.0 mL 0.10 mol L 1氨水中滴入 0.10 mol L 1 的鹽酸，該滴定過程應該選才i酚酬:作為指示劑。（）（2）中和滴定實驗時，需用待測液潤洗錐形瓶。（）（3）25 C時，用醋酸溶液滴定等濃度NaOH溶液至pH = 7, V醋酸V

37、NaOH。（）答案：（1）x （2）X （3）x2 .用已知濃度的 NaOH溶液測定某H2SO4溶液的濃度，所用儀器及試劑均正確的是（）甲 乙選項錐形瓶中溶液滴定管中溶液選用指示劑選用滴定管A堿酸七1僦乙B酸堿酚Mt甲C堿酸甲基橙乙D酸堿酚Mt乙解析：選D。解答本題的關鍵是 明確酸、堿式滴定管使用時的注意事項 ，指示劑的變色 范圍。酸式滴定管不能盛放堿，堿式滴定管不能盛放酸和強氧化性試劑， 指示劑應選擇顏色 變化明顯的酚酗:或甲基 橙，不能選用石蕊，另外還要注意在酸堿中和滴定中 ，無論是標準溶 液滴定待測溶液，還是待測溶液滴定標準液，只要操作正確，都能得到正確的結果。3 .用標準NaOH溶液滴

38、定未知濃度的鹽酸，若測定結果偏低，其原因可能是 （）A.配制標準溶液的固體 NaOH中混有KOH雜質(zhì)B.滴定到終點讀數(shù)時，仰視滴定管的刻度，其他操作正確C.盛裝未知液的錐形瓶用蒸儲水洗過后再用未知液潤洗D.滴定過程中搖動錐形瓶動作過大致使少量溶液濺出解析：選D。A項由于KOH摩爾質(zhì)量大于 NaOH,將會使配制的標準堿液的 c(OH 一)偏小， 滴定時耗用的V(OH-)偏大，導致結果偏高，錯誤；B項滴定終點時仰視讀數(shù)，將使讀取堿 液的體積偏大，測定結果偏高，錯誤；C項用未知液潤洗錐形瓶將使測定結果偏高 ，錯誤;D項滴定過程中搖動錐形瓶動作過大致使少量待測溶液濺出，消耗標準液將減少，測定結果偏低，

39、正確。蠣I1(1)滴定管要用待裝液潤洗，滴定管不潤洗相當于對所盛裝溶液的稀釋。錐形瓶不需潤洗，潤洗后使所盛裝溶液的物質(zhì)的量增大。(2)滴定管盛裝標準溶液時，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，但一定要記錄下滴定前液面的讀數(shù)。滴定管的精確度為0.01 mL。(3)指示劑選擇的三個因素：變色范圍與終點pH吻合或接近；指示劑變色范圍越窄越好；指示劑在滴定終點時顏色變化要明顯，容易觀察判斷。(4)酸堿恰好完全中和時溶液不一定呈中性，如果有弱酸或弱堿參加反應 ，完全中和時生成的鹽可能因水解而使溶液呈堿性或呈酸性。W匐質(zhì)題例證.學以致用例3 (2017宜春模擬)現(xiàn)用鹽酸

40、標準溶液來測定 NaOH溶液的濃度。滴定時有下列操作：向溶液中加入12滴指示劑。取20.00 mL標準溶液放入錐形瓶中。用氫氧化鈉溶液滴定至終點。重復以上操作。配制250 mL鹽酸標準溶液。根據(jù)實驗數(shù)據(jù)計算氫氧化鈉的物質(zhì)的量濃度。(1)以上各步中，正確的操作順序是 (填序號)，上述中使用的儀器除錐形瓶 外，還需要使用 作指示劑。(2)如何判斷滴定終點?(3)滴定并記錄V(NaOH)的初、終讀數(shù)。數(shù)據(jù)記錄如下表:滴定次數(shù)1234V(標準溶液)/mL20.0020.0020.0020.00V(NaOH)/mL(初讀數(shù))0.100.300.000.20V(NaOH)/mL(終讀數(shù))20.0820.3

41、020.8020.22V(NaOH)/mL(消耗)19.9820.0020.8020.02某同學在處理數(shù)據(jù)過程中計算得到平均消耗NaOH溶液的體積為V(NaOH)=19.98+ 20.00+ 20.80+ 20.024mL = 20.20 mL。他的計算合理嗎?。理由是解析(1)在用未知濃度的堿滴定已知濃度的酸的操作中 ，正確的操作順序是配制 250 mL 鹽酸標準溶液；取20.00 mL標準溶液放入錐形瓶中；向溶液中加入 12滴指示劑；用氫氧 化鈉溶液滴定至終點；重復以上操作；根據(jù)實驗數(shù)據(jù)計算氫氧化鈉的物質(zhì)的量濃度 ，故順序 是。上述取20.00 mL標準溶液放入錐形瓶中使用的儀器除錐形瓶外

42、，還需要酸式滴定管；為了使滴定結果準確，使用的指示劑的顏色宜由淺到深 ，故使用酚酗：，可以 減少滴定誤差。(3)他的計算不合理，原因是第3組數(shù)據(jù)明顯偏大，偏離真實值，誤差太大，不應采用。答案(1)酸式滴定管酚配(2)當?shù)稳胱詈笠坏?NaOH溶液，溶液由無色變成粉紅色，且半分鐘內(nèi)不褪色，則達到滴定 終點(3)不合理 第3組數(shù)據(jù)明顯偏大，不應采用互動探究】(1)滴定終點就是酸堿恰好中和的點嗎？試歸納恰好反應、恰好中和與滴定終點的關系。(2)某25 mL滴定管中液面在10 mL刻度線處，全部放出后溶液體積為15 mL嗎？(3)在處理所得數(shù)據(jù)時，如何判斷某些數(shù)據(jù)是否舍棄？答案：(1)滴定終點是指示劑顏

43、色發(fā)生突變的點，不一定是酸堿恰好中和的點。恰好反應=酸堿恰好中和w滴定終點半溶液呈中性。(2)滴定管下端有一小部分無刻度，故溶液體積大于15 mL。(3)數(shù)據(jù)明顯偏大或偏小的，屬于操作錯誤引起，應舍棄。國田招砧答題時注意題目要求，防止答非所問，如要求答“偏高”或“偏低”，容易誤答成“偏 大”或“偏小”。(2)分析誤差時要看清標準液(或待測液)在滴定管中還是在錐形瓶中。(3)判斷滴定終點的答題模板當?shù)稳胱詈笠坏蝀XX溶液，溶液變成X X X色，且半分鐘內(nèi)顏色不恢復原來顏色。說明解答此類題目注意 3個關鍵點：最后一滴：必須說明滴入“最后一滴”溶液。顏色變化：必須說明滴入“最后一滴”溶液后溶液“顏色

44、的變化”。半分鐘：必須說明溶液顏色變化后“半分鐘內(nèi)不再恢復原來顏色 ”。:：bijkW一揩題細做,能力大成口穎組一指示劑的選擇及滴定終點的規(guī)范描述1 .實驗室現(xiàn)有3種指示劑，其pH變色范圍如下：甲基橙：3.14.4 石蕊：5.08.0 酚血:：8.210.0用0.100 0 mol/L NaOH溶液滴定未知濃度的 CH3COOH溶液，反應恰好完全時，下列敘述 中正確的是()A.溶液呈中性，可選用甲基橙或酚酗:作指示劑B.溶液呈中性，可選用石蕊作指示劑C.溶液呈堿性，可選用甲基橙或酚酗:作指示劑D.溶液呈堿性，可選用酚酬:作指示劑解析：選Do首先明確石蕊不能作指示劑 ，原因一是變色范圍太寬，二是

45、人眼對石蕊的顏色 突變不敏感。當 NaOH溶液和CH3COOH溶液恰好完全反應時生成 CFCOONa,水解呈堿 性，因此宜選用在堿性范圍內(nèi)變色的指示劑，選項D正確。2. (1)用a mol L -1的HCl滴定未知濃度的NaOH溶液，用酚配作指示劑，達到滴定終點 的現(xiàn)象是;若用甲基橙作指示劑，滴定終點現(xiàn)象是(2)用標準碘溶液滴定溶有 SO2的水溶液，以測定水中 SO2的含量，應選用 作 指示劑，達到滴定終點的現(xiàn)象是 。(3)用標準酸性KMnO4溶液滴定溶有 SO2的水溶液，以測定水中SO2的含量，是否需要選用 指示劑？ (填“是”或“否”)，達到滴定終點的現(xiàn)象是(4)用氧化還原滴定法測定 Ti

46、O 2的質(zhì)量分數(shù)：一定條件下， 將TiO2溶解并還原為Ti3+,再用 KSCN溶液作指示劑，用 NH4Fe(SO4)2標準溶液滴定Ti3+至全部生成Ti 4+,滴定Ti3小時發(fā)生 反應的離子方程式為,達到滴定終點時的現(xiàn)象是答案：(1)當?shù)稳胱詈笠坏螛藴室?，溶液由紅色變?yōu)闊o色，且半分鐘內(nèi)不恢復紅色當?shù)稳胱詈笠坏螛藴室?，溶液由黃色變?yōu)槌壬?，且半分鐘?nèi)不恢復黃色(2)淀粉溶液 當?shù)稳胱詈笠坏螛藴室海芤河蔁o色變?yōu)樗{色，且半分鐘內(nèi)不褪色(3)否 當?shù)稳胱詈笠坏嗡嵝?KMnO4溶液，溶液由無色變?yōu)闇\紅色，且半分鐘內(nèi)不褪色(4)Ti 3+ Fe3+=Ti 4+ Fe2+當?shù)稳胱詈笠坏螛藴室?，溶液變成淺紅色

47、， 且半分鐘內(nèi)不褪色口題組二 中和滴定曲線及滴定實驗3,室溫下，用0.10 mol L11的鹽酸滴定20.00 mL 0.10 mol L1的某堿BOH溶液得到的滴定B. b點時溶液的pH =7C 當 c(Cl )=c(B )時，V(HCl)v20 mLD. c點時溶液中c(H+)約為0.03 mol L：1解析：選Bo首先應該判斷 BOH堿性的強弱，濃度為0.10 mol - L 1,如為強堿，其pH =13,而從圖中可看出其 pH12,故該堿為弱堿。再看 b點，此時n(HCl) = n(BOH),酸堿恰 好中和，為滴定終點，此時恰好生成BCl,為強酸弱堿鹽，水解呈酸性，pHc(Cl )o

48、c點鹽酸過量，為BCl、HCl的混合溶液，其中c(H*)可以根據(jù)過量的酸的物質(zhì)的 量除以體積來計算，加入鹽酸為40 mL時，c(H+)= (0.1 X 40 0.1 X 20) 60=0.03 mol L11。 當 c(Cl )=c(B+)時，c(H + )= c(OH ),溶液 pH=7, V(HCl) v 20 mL。4.某學生用已知物質(zhì)的量濃度的鹽酸來測定未知物質(zhì)的量濃度的NaOH溶液時，選擇甲基橙作指示劑。請?zhí)顚懴铝锌瞻祝?1)用標準鹽酸滴定待測的NaOH溶液時，左手握酸式滴定管的活塞，右手搖動錐形瓶，眼睛注視,直到因加入最后一滴鹽酸后，溶液由黃色變?yōu)槌壬?，?為止。(2)下列操作中可

49、能使所測 NaOH溶液的濃度偏低的是(填字母序號)。A .酸式滴定管未用標準鹽酸潤洗就直接注入標準鹽酸B.滴定前盛放NaOH溶液的錐形瓶用蒸儲水洗凈后沒有干燥C.酸式滴定管在滴定前有氣泡，滴定后氣泡消失D .讀取鹽酸體積時，開始仰視讀數(shù)，滴定結束時俯視讀數(shù)(3)若滴定開始和結束時，酸式滴定管中的液面如圖所示，則起始讀數(shù)為 mL,終點 讀數(shù)為 mL,所用鹽酸溶液的體積為 mL。(4)某學生根據(jù)三次實驗分別記錄有關數(shù)據(jù)如下表:滴定次數(shù)待測NaOH溶液的體積/mL0.100 0 mol - L 1鹽酸的體積/mL滴定前刻度滴定后刻度溶液體積湊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依據(jù)上表數(shù)據(jù)列式計算該 NaOH溶液的物質(zhì)的量濃度。解析：在求c(NaOH)和進行誤差分析時應依據(jù)公式：c(NaOH) = c( HCl)V(HCl)。欲求V (NaOH)c(NaOH),須先求V(HCl),再代入公式；進行誤差分析時，要考慮實際操作對 V(HCl)的影響，進而影響c(NaOH)。（1）考查酸堿中和滴定實驗的規(guī)范操作。（2）考查由于不正確操作引起的誤差分析。酸式滴定管未用標準鹽酸潤洗，內(nèi)壁附著一層水可將加入的鹽酸稀釋，消耗相同量的堿，所需鹽酸的體積偏大，結果偏高；用堿式滴定管取出的待測NaOH溶液的物質(zhì)的量

51、一旦確定，倒入錐形瓶后，水的加入不影響 OH的物質(zhì)的正確讀數(shù)（虛量，也就不影響結果；若排出氣泡 ，液面會下降，故讀取V酸偏大，結果偏高;線部分）和錯誤讀數(shù)（實線部分）如圖所示:（3）讀數(shù)時，以凹液面的最低點為基準。（4）先算出耗用標準鹽酸的平均值: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）錐形瓶中溶液顏色變化在半分鐘內(nèi)不變色(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課后達標檢測學生用書P345（獨立成冊）、選擇題1. （2017廊坊模擬）下列說法正確的是（）A.水的電