水的電離和溶液的酸堿性

水的電離民樂一中王秉裕學習目標1.了解水的電離，離子積常數(shù)。2.了解溶液pH的定義。了解測定溶液pH的方法，能進行pH的簡單計算。一、水的電離：[討論]寫出水的電離方程式。㈠水的電離平衡在純水及任何稀溶液中，都存在：

2H2OH3O++OH-可簡寫為：H2OH++OH-平衡常數(shù)：K電離＝C(H+)×C(OH-）C(H2O）

KW

=C(H+)﹒C(OH-）

1、影響KW的因素是溫度,溫度升高,KW增大,原因是水的電離吸熱?

（二）?水的離子積常數(shù)練習1:下列可使水的電離程度變大的是

?變小的是

?不影響的是

?

①加H2SO4②加NaOH③加NaCl④加熱⑤加氨水⑥加純堿

④⑥①②⑤③2.影響水的電離因素條件移動方向KWc總(H+)c總(OH-)C水(H+)c(H+)和c(OH-)的關(guān)系酸堿性25℃→100℃通入HCl加入NaOH加入NaCl例1.常溫下,純水中存在電離平衡:完成下表,由此你能得出什么規(guī)律?H2OH++OH-向右增大增大增大增大c(H+)=c(OH-)中性向左不變10-2mol/L10-12mol/L10-12mol/Lc(H+)＞c(OH-)酸性10-4mol/L10-7mol/L10-10mol/L10-10mol/L10-7mol/L10-7mol/Lc(H+)＜c(OH-)堿性向左不變不移動不變c(H+)=c(OH-)中性加入強酸增大c(OH-)增大c(H+)減小c(H+)：加入強堿弱酸鹽減小c(OH-)：加入強酸弱堿鹽升高溫度降低溫度加入強酸及中強酸的酸式鹽。抑制水電離促進水電離加入弱酸加入強堿加入弱堿【總結(jié)】1.水的電離過程為H2OH++OH-，在不同溫度下其離子積為KW25℃=1×10-14，KW35℃=2.1×10-14。則下列敘述正確的是：A、c(H+)隨著溫度的升高而降低B、在35℃時，純水中c(H+)＞c(OH-)C、水的電離常數(shù)K25℃＞K35℃D、水的電離是一個吸熱過程練習2判斷正誤：1)任何水溶液中都存在水的電離平衡。2)任何水溶液中（不論酸、堿或中性）都存在Kw=10-14。3)某溫度下，某液體c(H+)=10-7mol/L，則該溶液一定是純水?！獭痢罝3常溫量,0.01mol/L鹽酸溶液中。c(H+)、c(OH-)分別為多少？由水電離出的c(H+)、c(OH-)分別是多少？為什么？4常溫時,0.01mol/LNaOH溶液中.c(H+)、c(OH-)分別為多少？由水電離出的c(H+)H2O、c(OH-)H2O分別是多少？為什么？C(H+)=0.01mol/L;C(OH-)=10-12mol/L水電離出的氫離子與氫氧根離子濃度相等,均為:10-12mol/LC(H+)=10-12mol/L;C(OH-)=0.01mol/L水電離出的氫離子與氫氧根離子濃度相等,均為:10-12mol/L5、25℃、濃度均為0.1mol/L的下列溶液中c(H+)由大到小的排列順序：①氨水②NaOH③鹽酸

④醋酸③＞④＞①＞②[結(jié)論]任何水溶液中由水電離出來的

c(H+)H2O與c(OH-)H2O相等

討論1、某溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H+)

H2O=10-12mol/L，則該溶液呈酸性還是堿性？并求算該溶液中c(H+)的可能值？2、濃度均為0.1mol/L的下列溶液中由水電離出的c(H+)

H2O大小關(guān)系為：①鹽酸②醋酸溶液③硫酸溶液④氫氧化鈉溶液解答：c(H+)H2O=c(OH-)H2O=10-12mol/L若c(H+)aq=c(H+)H2O=10-12mol/L則c(OH-)aq=10-2mol/L溶液顯堿性若c(OH-)aq=c(OH-)

H2O=10-12mol/L則c(H+)

aq=10-2mol/L溶液顯酸性②＞①=④＞③溶液的酸堿性與pH（第二課時）㈠、溶液的酸堿性與c(H+)、c(OH-)的關(guān)系二、溶液的酸堿性與pH溶液性質(zhì)本質(zhì)常溫時C(H+)酸性堿性中性c(H+)＞c(OH-)c(H+)＜c(OH-)c(H+)=c(OH-)c(H+)＞10-7mol/Lc(H+)＜10-7mol/Lc(H+)=10-7mol/L㈡、溶液的酸堿性與pH1.溶液的pH

：pH=－lgc(H+)2.溶液的pH與酸堿性的關(guān)系

：例1.試求出下列表溶液中的pH,并總出溶液中的PH與酸堿性的關(guān)系(溶液溫度為25℃).溶液中C(H+)溶液的pH溶液性質(zhì)結(jié)論0.1mol/L1mol/L10-6mol/L2mol/L10-7mol/L10-9mol/L10-12mol/L10-13mol/L106-0.3791213酸性中性堿性C(H+)＞C(OH-)pH＜7C(H+)=C(OH-)pH=7C(H+)＜C(OH-)pH＞7溶液的pH值0100110—1210—2310—3410—4510—5610—6710—7810—8910—91010—101110—111210—121310—131410—14酸性增強堿性增強[結(jié)論]C(H+)⑴.酸性溶液:C(H+)＞C(OH-)常溫:C(H+)＞10-7mol/L;PH＜7堿性溶液:C(H+)＜C(OH-)常溫:C(H+)＜10-7mol/L;PH＞7中性溶液:C(H+)=C(OH-)常溫:C(H+)=10-7mol/L;PH=7⑵溶液中pH增大,酸性溶液的酸性減弱，C(H+)減小,C(OH-)增大.pH每增加n個單位,C(H+)變?yōu)樵瓉淼?0-n;C(OH-)變?yōu)樵瓉淼?0n;反之也成立.⑶用溶液的PH表示酸堿性,適于C(H+)和C(OH-)均小于1mol/L的溶液.3.溶液pH值測定方法測定方法：酸堿指示劑法、pH試紙法、pH計法等。⑴酸堿指示劑法:此法用于測溶液的酸堿性,即PH的范圍,不能測其具體值。我們把指示劑發(fā)生顏色變化的pH值范圍叫做指示劑的變色范圍。常見酸堿指示劑的變色范圍.pH1234567891011121314甲基橙紅色橙色黃色石蕊紅色紫色藍色酚酞無色淺紅色紅色3.1-4.45-88.2-10⑵PH試紙法.①種類:廣泛pH試紙(其pH范圍為:1-14,最常用.);精密pH底紙(可判別0.2或0.3的pH差值);專用pH試紙(用于酸性、堿性和中性溶液的專用pH試紙）②使用方法：把小塊pH試紙放在玻璃片（或表面皿）上，用蘸有待測液的玻璃棒點在試紙的中央，試紙變色后，馬上與標準比色卡比較來確定溶液的pH。㈢、有關(guān)溶液pH的計算1、直接運用pH=-lgC(H+)進行計算.1.25℃時,0.01mol/L的HCl溶液pH=________;0.01mol/L的NaOH溶液的pH=_________2122、溶液稀釋的pH計算⑴pH=1的H2SO41ml稀釋至100ml，pH=？C(H+)何變化？C(OH-)如何變化？⑵pH=12的NaOH1ml稀釋至100ml，pH=？C(H+)如何變化？C(OH-)如何變化？對于強酸溶液（pH=a）每稀釋10n倍，pH增大n個單位，即pH=a+n對于強堿溶液（pH=b）每稀釋10n倍，pH減小n個單位，即pH=a-n⑶pH=3的乙酸溶液1ml稀釋至100ml，pH____5＜3減小至10-3mol/L增大至原來的100倍10為原來的100倍變?yōu)樵瓉淼?0-2倍[思考與交流]1．1mlpH為5的硫酸溶液稀釋至10000ml，稀釋后溶液中pH為多少？2、將pH為3的硫酸溶液和醋酸溶液同時稀釋至體積為原來的100倍，稀釋后二者的pH大小關(guān)系？3、現(xiàn)有失去標簽，pH相等的兩試劑瓶的NaOH溶液和氨水，請你設(shè)計實驗將其鑒別。無論是酸還是堿，無限稀釋始終還是酸和堿弱酸弱堿稀釋時，必須考慮弱酸弱堿的電離平衡。關(guān)鍵：1、抓住氫離子進行計算！如果是堿則先求c(OH-)，再由Kw求c(H+)2、當酸提供的c(H+)、c(OH-)很小時，不能忽略水電離出的c(H+)、c(OH-)接近7但小于7前者大溶液的酸堿性與pH（第三課時）1、有相同pH的三種酸HX、HY、HZ的溶液，稀釋相同倍數(shù)后，pH的變化值依次增大，則HX、HY、HZ的酸性由強到弱的順序是（）A、HX.HY.HZB、HZ.HY.HXC、HX.HZ.HYD、HY.HZ.HX2、pH=2的A、B兩種酸溶液各1mL，分別加水稀釋到1000mL，其pH值與溶液體積V的關(guān)系如圖所示。下列說法正確的是：

A、B兩酸溶液的物質(zhì)的量濃度一定相等稀釋后，A溶液的酸性比B溶液強

a=5時，A是強酸，B是弱酸若A、B都是弱酸，則5＞a＞2a721pHV/mL1000ABBC、D[練習]⑴強酸與強酸混合pH=2的鹽酸和pH=4的鹽酸溶液等體積混合后，所得溶液的pH＝

。pH=2的鹽酸和pH=5的硫酸溶液等體積混合后，所得溶液的pH＝

。兩種pH值不同的強酸等體積混合時△pH≥2時，pH混≈

pH小+0.33、溶液混合的pH計算2.32.3⑵強堿與強堿混合例：將pH=8的氫氧化鈉溶液與pH=10的氫氧化鈉溶液等體積混合后，溶液中的氫離子濃度最接近于（）A、mol·L-1B、mol·L-1C、(10-8＋10-10)mol·L-1D、2×10-10mol·L-1

[OH-]=（1×10—6+1×10—4)/(1+1)=5×10-5mol/L

=10-lg2=-lg(10-14/5×10-5)=9.7=-lg(2×10-10)pH=-lgKW/[OH—]關(guān)鍵：抓住OH-進行計算！再轉(zhuǎn)化為H+D（2）強堿與強堿混合練習1、pH=13的Ba(OH)2溶液與pH=10的NaOH溶液體積比按1∶3混合后的pH值______。(lg2.5=0.4)練習2、pH=13的Ba(OH)2溶液與pH=10的NaOH溶液體積比按1∶1混合后的pH值______。兩種pH值不同的強堿等體積混合時△pH≥2時，pH混≈

pH大-0.3

12.712.4⑶強酸與強堿混合在25℃時，100ml0.4mol/L的鹽酸與等體積0.6mol/L的NaOH溶液混合后,溶液的pH值等于多少？在25℃時，100ml0.6mol/L的鹽酸與等體積0.4mol/L的NaOH溶液混合后,溶液的pH值等于多少？關(guān)鍵：酸過量抓住氫離子進行計算！NaOH+HCl=NaCl+H2O0.060.04堿過量抓住氫氧跟離子進行計算！NaOH+HCl=NaCl+H2O0.060.04113（4）強酸與強堿混合——一般中和把pH=13的NaOH溶液與pH=2的硫酸溶液混合后，所得溶液的pH=11，則NaOH溶液和硫酸溶液的體積之比為_____。練習：把pH=12的NaOH溶液V1

和pH=2的HCl溶液V2混合后，溶液呈中性。則V1：V2=_________；把pH=11的NaOH溶液V1

和pH=2的HCl溶液V2混合后，溶液呈中性。則V1：V2=_________；把pH=13的NaOH溶液V1

和pH=2的HCl溶液V2混合后，溶液呈中性。則V1：V2=_________；1：91：110：11：10[問題探究]1.25℃時,某強酸溶液pH=a,某強堿溶液pH=b,若等體積混合后.⑴溶液顯中性,a+b滿足的關(guān)系:___________⑵溶液顯酸性,a+b滿足的關(guān)系:___________

⑶溶液顯堿性,a+b滿足的關(guān)系:___________

a+b=14a+b＜14a+b＞142.HA、HB、HC三種濃度均為0.1mol/L的一元弱酸，HA溶液的pH值為2.7，HB溶液中[OH-]=2×10-12mol/L，HC溶液中[H+]/[OH-]的值為108。則三種酸由強到弱的順序為________。HB＞HA＞HC第四課時

酸堿中和滴定三、酸堿中和滴定㈠、定義：用已知物質(zhì)的量的濃度的酸（或堿）來測定未知濃度的堿（或酸）的方法1、原理：在酸堿中和反應(yīng)中，使用一種已知物質(zhì)的量濃度的酸或堿溶液跟未知濃度的堿或酸溶液完全中和，測出二者的體積，根據(jù)化學方程式中酸和堿的物質(zhì)的量的比值，就可以計算出堿或酸的溶液濃度。2、本質(zhì)：H++OH-=H2O3、關(guān)鍵：C酸V酸=C堿V堿(一元酸和一元堿)(1)準確測量參加反應(yīng)的兩種溶液的體積(2)準確確定中和反應(yīng)是否恰好完全反應(yīng)㈡、實驗用品2、指示劑的選擇：1、實驗儀器及試劑:儀器:酸式滴定管、堿式滴定管（或移液管）、錐形瓶、鐵架臺、滴定管夾、燒杯、白紙試劑：標準液、待測液、指示劑⑴、原則：①終點時，指示劑的顏色變化明顯②變色范圍越窄越好，對溶液的酸堿性變化較靈敏⑵、酸堿指示劑：一般是有機弱酸或有機弱堿（定性測定）pH1234567891011121314甲基橙紅色橙色黃色石蕊紅色紫色藍色酚酞無色淺紅色紅色3.1-4.45-88.2-10甲基橙和酚酞[問題1]在酸堿中和滴定中，甲基橙和酚酞都可用作滴定終點的指示劑。已知它們的變色范圍如下表：指示劑酸色

pH變色范圍

堿色甲基橙紅色（pH<3.1）

3.14.4

黃色（pH>4.4）酚酞無色（pH<8.2）

8.210.0

紅色（pH>10.0）⑴為盡可能減小實驗誤差，請選用合適的指示劑。①強酸和弱堿中和滴定--②強堿和弱酸中和滴定--③強酸和強堿中和滴定--用甲基橙（酸性范圍內(nèi)變色）用酚酞（堿性范圍內(nèi)變色）既可用酚酞，又可用甲基橙（達終點時pH值變化范圍很大）根據(jù)達到終點后溶液的酸堿性來選：強酸滴定強堿，可采用：甲基橙酚酞強堿滴定強酸，可采用：甲基橙酚酞請指出達到終點時指示劑的顏色變化。（半分鐘內(nèi)不變色）（由黃色變橙色）（由粉紅變無色）（由紅色變橙色）（由無色變粉紅色）指示劑pH變色范圍酸色

堿色甲基橙3.14.4紅色（pH<3.1）

黃色（pH>4.4）酚酞8.210.0無色（pH<8.2）紅色（pH>10.0）[結(jié)論:]㈢、實驗步驟：1.滴定前的準備:⑴、查漏：檢查兩滴定管是否漏水、堵塞和活塞轉(zhuǎn)動是否靈活；⑵、洗滌：水洗(滴定管、移液管、錐形瓶）→少量待裝液潤洗滴定管2－3次（標準：內(nèi)壁不掛水珠）。⑶、裝液：用傾倒法將鹽酸、氫氧化鈉溶液分別注入酸、堿滴定管中，使液面高于刻度2-3cm⑷、趕氣泡：酸式滴定管:快速放液堿式滴定管:橡皮管向上翹起⑸、調(diào)液：調(diào)節(jié)滴定管中液面高度，在“0－1”ml之間，并記下讀數(shù)。⑹、取液：①從堿式滴定管中放出25.00ml氫氧化鈉溶液于錐形瓶中②滴入2滴酚酞試液，將錐形瓶置于酸式滴定管下方，并在瓶底襯一張白紙。⒉滴定：左手____________________________，右手_______________________________________________眼睛_______________________________________控制酸式滴定管活塞拿住錐形瓶瓶頸，邊滴入鹽酸，邊不斷順時針方向搖動，要始終注視錐形瓶溶液的顏色變化。3.記：當加一滴鹽酸使錐形瓶中溶液紅色突變無色且半分鐘不變色，停止滴定，記錄此時滴定管讀數(shù)（準確到此0.01ml),注意讀數(shù)方法要準確.重復(fù)以上操作2-3次.滴定速度先快后慢,當要接近滴終點時,要一滴一搖.[例題]用0.1032mol/LHCl溶液滴定未知濃度的NaOH溶液,重復(fù)三次實驗數(shù)據(jù)如表所示.計算滴定所測NaOH溶液的物質(zhì)的量濃度.實驗序號V(HCl)單位(ml)V(NaOH)單位(ml)127.8425.00227.8325.00327.8525.00解:三次滴定用去鹽酸體積的平均值:V(HCl)=27.84ml+27.83ml+27.85ml3=27.84ml4.算：整理數(shù)據(jù)進行計算。HCl+NaOH=NaCl+H2O1mol1mol0.1032mol/L×0.02784LC(NaOH)×0.02500LC(NaOH)=C(HCl)×V(HCl)×n(NaOH)V(NaOH)×n(HCl)=0.1032mol/L×0.02784L×1mol0.02500L×1mol=0.1149mol/L答:滴定所測NaOH溶液的物質(zhì)的量濃度是0.1149mol/L[課堂練習]1.用0.1100mol/L的HCl溶液滴定23.00mL未知濃度的NaOH溶液，滴定完成時，用去HCl溶液29.00mL。通過中和滴定測得NaOH溶液的物質(zhì)的量濃度是多少？0.1387mol/L2.用0.1000mol/L的HCl溶液滴定25.00mL未知濃度的NaOH溶液，滴定完成時，用去HCl溶液25.00mL。求：（已知：1滴溶液約0.04ml;lg8=0.9)⑴NaOH溶液的物質(zhì)的量濃度是多少？⑵若滴定時少滴1滴鹽酸，此時溶液pH是多少？⑶若滴定時多滴1滴鹽酸，此時溶液pH是多少？0.1000mol/L9.94.13.酸堿中和滴定選用酚酞作指示劑，但其滴定終點的變色點并不是pH=7，這樣對中和滴定終點的判斷有沒有影響？[結(jié)論]⑴在滴定終點前后，溶液的pH發(fā)生突躍。⑵酚酞的變色點落在溶液pH的突躍范圍內(nèi)。⑶按pH突躍范圍內(nèi)的體積計算，結(jié)果是可以達到足夠的準確度的。㈣、誤差分析：例題：用標準鹽酸滴定未知濃度的氫氧化鈉溶液（氫氧化鈉放于錐形瓶中）下列操作（其它操作均正確），對氫氧化鈉溶液濃度有什么影響？1.判斷依據(jù):C(HCl)V(HCl)V(NaOH)C(NaOH)=所測得的C(NaOH)是偏大還是偏小,就看V(HCl)是偏大還是偏小.⑴.未用標準鹽酸標準液潤洗酸式滴定管（）⑵.滴定管內(nèi)壁不干凈,滴定后,酸式滴定管內(nèi)壁掛水珠（）⑶.滴定管尖嘴處有氣泡，滴定后氣泡消失（）⑷.滴定操作時，有少量鹽酸滴于錐形瓶外（）⑸.滴定前仰視刻度，滴定后俯視刻度（）偏高偏高偏高偏高偏低⑹.錐形瓶內(nèi)用蒸餾水洗滌后，再用待測氫氧化鈉潤洗2-3次，將潤洗液倒掉，再裝NaOH溶液（）⑺.錐形瓶用蒸餾水洗后未倒盡即裝NaOH溶液（）⑻.滴定過程中搖動錐形瓶，不慎將瓶內(nèi)的溶液濺出一部分。（）⑼.指示劑滴加過多（）偏高無影響偏低偏低⑽、堿式滴定管用水洗后，未用待測液潤洗（）⑾、取待測液時，為將盛待測液的堿式滴定管尖嘴的氣泡排除。取液后滴定管尖嘴充滿溶液（）偏低偏低⑿.在配制待測氫氧化鈉溶液過程中，稱取一定質(zhì)量的氫氧化鈉時，內(nèi)含少量的氫氧化鉀，用標準鹽酸溶液進行滴定。（）⒀.同上情況，若氫氧化鈉中含有少量的碳酸鈉，結(jié)果如何（）偏低偏低－1HF溶液加

【例1】(2011年全國高考)將濃度為0.1mol·L水不斷稀釋，下列各量始終保持增大的是( )。

思路指導(dǎo)：該題屬于弱電解質(zhì)的電離，加水稀釋平衡向右移動。

解析：稀釋時HF的電離平衡右移，c(H+)、c(HF)均減小，但c(HF)減小的更快，故D項正確；當溶液無限稀釋時，水電離溫度不變，電離常數(shù)不變。答案：D【變式訓(xùn)練】D．該溶液的溶質(zhì)可能是正鹽答案：A考點2關(guān)于pH的計算1．計算原則2．溶液稀釋酸、堿加水稀釋時pH的計算：(1)強酸pH＝a，加水稀釋10n

倍，則pH＝a＋n。(2)弱酸pH＝a，加水稀釋10n

倍，則a＜pH＜a＋n。(3)強堿pH＝b，加水稀釋10n

倍，則pH＝b－n。(4)弱堿pH＝b，加水稀釋10n

倍，則b－n＜pH＜b。(5)酸、堿溶液無限稀釋，pH只能接近于7，酸不能大于7，堿不能小于7。3．溶液混合(忽略混合過程中體積的變化)(1)強酸與強酸混合。

若是等體積混合，且ΔpH≥2，則pH混＝pH?。?.3(注：lg2＝0.3)。 (2)強堿與強堿混合。若是等體積混合，且ΔpH≥2，則pH混＝pH大－0.3。(3)強酸和強堿混合，可能情況有三種：①若強酸和強堿恰好完全中和，pH＝7。特例：若強酸與強堿等體積混合①若pH酸＋pH堿＝14，則完全中和pH＝7。②若pH酸＋pH堿＞14，則堿過量pH≈pH堿－0.3。③若pH酸＋pH堿＜14，則酸過量pH≈pH酸＋0.3。

25℃，體積為V1

的強酸與體積為V2

的強堿混合后，溶液呈中性，則混合前pH(酸)、pH(堿)的關(guān)系為：＝a，下列能使溶液pH＝(a＋1)的措施是()。

A．將溶液稀釋到原體積的10倍 B．加入適量的醋酸鈉固體

D．提高溶液的溫度

思路指導(dǎo)：此題涉及弱電解質(zhì)的電離平衡移動，切入點都是比較常規(guī)的設(shè)問。答案：B【變式訓(xùn)練】

2．室溫時，將xmLpH＝a的稀NaOH溶液與ymLpH＝b的稀鹽酸充分反應(yīng)。下列關(guān)于反應(yīng)后溶液pH的判斷，正確的是(

)。A．若x＝y(tǒng)，且a＋b＝14，則pH>7B．若10x＝y(tǒng)，且a＋b＝13，則pH＝7C．若ax＝by，且a＋b＝13，則pH＝7D．若x＝10y，且a＋b＝14，則pH>7

解析：a＋b＝14的一元強酸與一元強堿，酸堿濃度相同。A錯，若x＝y(tǒng)，且a＋b＝14，則恰好完全反應(yīng)，pH＝7；B錯，10×0.1，所以溶液顯酸性；C錯，設(shè)a＝12，b＝1，x＝1，y＝12，所以n(OH－)＝1×0.01<n(H+)＝12×0.1，所以溶液顯酸性；D對，堿的體積是酸體積的10倍，堿過量，所以pH＞7。答案：D步驟操作V(標準)c(待測)洗滌酸式滴定管未用標準溶液潤洗變大偏高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潤洗變大偏高錐形瓶洗凈后還留有蒸餾水不變無影響取液放出堿液的滴定管開始有氣泡，放出液體后氣泡消失變小偏低2．常見誤差以標準酸溶液滴定未知濃度的堿(酚酞作指示劑)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)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高振蕩錐形瓶時部分液體濺出變小偏低部分酸液滴出錐形瓶外變大偏高讀數(shù)滴定前讀數(shù)正確，滴定后俯視讀數(shù)(或前仰后俯)變小偏低滴定前讀數(shù)正確，滴定后仰視讀數(shù)(或前俯后仰)變大偏高續(xù)表

【例3】以標準的鹽酸溶液滴定未知濃度的氫氧化鈉為例，判斷以下操作所引起的誤差(填“偏高”、“偏低”或“無影響”)。(1)讀數(shù)：滴定前俯視或滴定后仰視：________。(2)未用標準液潤洗滴定管：________。(3)用待測液潤洗錐形瓶：________。(4)滴定前滴定管尖嘴有氣泡，滴定后尖嘴氣泡消失：________。(5)不小心將標準液滴在錐形瓶的外面：________。(6)指示劑用量過多：________。

解析：本題主要考查學生的實驗操作規(guī)范及誤差分析能力。(1)滴定前俯視或滴定后仰視會導(dǎo)致標準液讀數(shù)偏大，造成滴定結(jié)果偏高。(2)未用標準液潤洗滴定管，會使標準液濃度降低，造成滴定結(jié)果偏高。(3)用待測液潤洗錐形瓶，會使標準液消耗更多，造成滴定結(jié)果偏高。(4)氣泡不排除，結(jié)束后往往氣泡會消失，所用標準液讀數(shù)增大，造成測定結(jié)果偏高。(5)不小心將標準液滴在錐形瓶的外面，導(dǎo)致標準液讀數(shù)偏大，造成滴定結(jié)果偏高。(6)指示劑本身就是