高考化學(xué)六第2講水的電離和溶液的酸堿性學(xué)案

第2講水的電離和溶液的酸堿性

［2020?備考】

最新考綱：1.理解水的電離和水的離子積常數(shù)。2.了解溶液pll的定義，能進(jìn)行溶液pH的簡(jiǎn)

單計(jì)算。3.初步掌握中和滴定的原理和方法。4.初步掌握測(cè)定溶液pH的方法。

新課標(biāo)要求：認(rèn)識(shí)水的電離，了解水的離子積常數(shù)，認(rèn)識(shí)溶液的酸堿性及pH,掌握檢測(cè)溶

液pH的方法。能進(jìn)行溶液pH的簡(jiǎn)單計(jì)算，能正確測(cè)定溶液pH,能調(diào)控溶液的酸堿性。能

選擇實(shí)例說(shuō)明溶液pH的調(diào)控在工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和科學(xué)研究中的重要作用。

最新考情：水的電離和溶液的酸堿性一般以選擇題形式呈現(xiàn)，一是結(jié)合離子共存問(wèn)題考查溶

液的酸堿性，如2017年T9；二是在原理小綜合題中考查溶液的酸堿性和pH的計(jì)算，如2015

年TUB；三是在以圖像形式考查滴定曲線(xiàn)，如2018年13C、2016年T10D,還有就是在選擇

題中結(jié)合鹽類(lèi)水解知識(shí)考查等等。預(yù)測(cè)2020年高考延續(xù)這一命題特點(diǎn)，就是在選擇題某一

選項(xiàng)中以文字或者圖像的形式出現(xiàn)。

考點(diǎn)一水的電離

［知識(shí)梳理］

H2O+H2On'H：Q++OH-,

可簡(jiǎn)寫(xiě)為HQ''H'+OH-。

A=c(H+)-c(0H-)o

(1)室溫下：(=1義10一%

(2)影響因素：只與溫度有關(guān),升高溫度，(增大。

(3)適用范圍：4不僅適用于純水，也適用于稀的電解質(zhì)水溶液。

(4)《揭示了在任何水溶液中均存在和0H,只要溫度不變，不變。

體系變化平衡移水的電離程

K.c(0H-)c(H+)

條件動(dòng)方向度

酸逆不變減小減小增大

堿逆不變減小增大減小

可水解Na2cO3正不變?cè)龃笤龃鬁p小

的鹽NIliCl正不變?cè)龃鬁p小增大

溫度升溫正增大增大增大增大

降溫逆減小減小減小減小

其他：如加入Na正不變?cè)龃笤龃鬁p小

名師助學(xué)：①水的離子積常數(shù)左=。(1廣)?。(0丁)，其實(shí)質(zhì)是水溶液中的小和3中濃度的乘

積，不一定是水電離出的H+和01T濃度的乘積，所以與其說(shuō)人是水的離子積常數(shù)，不如說(shuō)

懸水溶港史的和QH二的離子積常數(shù)。即位不僅適用于水，還適用于酸性或堿性的稀酒液。

不管哪種溶液均有C(H+)H20=C(0H-)H2。。

②水的離子積常數(shù)顯示了在任何水溶液中均存在水的電離平衡，都有和0k共存，只是相

對(duì)含量不同而已。

@比較由H?0電離產(chǎn)生的C(H+)的大小時(shí)，可先對(duì)物質(zhì)進(jìn)行分類(lèi)，酸堿抑制水的電離,能水

解的鹽促進(jìn)水的電離。

［題組診斷］

密重也一外界條件對(duì)水的電離平衡的影響

1.一定溫度下，水溶液中H+和的濃度變化曲線(xiàn)如圖，下列說(shuō)法正確的是()

r

-J?

c

E

)

n

+

H

)

,r—(

二

x

(

二

O

A.升高溫度，可能引起由c向6的變化

B.該溫度下，水的離子積常數(shù)為1.0X1013

C.該溫度下，加入FeCh可能引起由6向a的變化

D.該溫度下，稀釋溶液可能引起由。向d的變化

解析c點(diǎn)、方點(diǎn)對(duì)應(yīng)相同的溫度，A項(xiàng)錯(cuò)誤；根據(jù)方點(diǎn)對(duì)應(yīng)的縱坐標(biāo)和橫坐標(biāo)都為1.0X10

tmol可知，水的離子積常數(shù)為1.OXIO_14,B項(xiàng)錯(cuò)誤;FeCL為強(qiáng)酸弱堿鹽，可水解

使溶液呈酸性，C項(xiàng)正確：c、d點(diǎn)對(duì)應(yīng)的c(H+)相同，c(OH-)不同，但由于《只與溫度有關(guān),

所以溫度不變時(shí)，稀釋溶液不可能引起c向d的變化，D項(xiàng)錯(cuò)誤。

答案C

c(H+)和c(OH)的關(guān)系，下列判斷錯(cuò)誤的是()

c(H+),c(OH-)=K?

B.M區(qū)域內(nèi)任意點(diǎn)均有c(H+)<c(0H-)

TV”

D.彩線(xiàn)上任意點(diǎn)均有pH=7

解析由水的離子積的定義知兩條曲線(xiàn)間任意點(diǎn)均有c(ll+)?c(0I「)=4，A項(xiàng)正確；由圖

中縱橫軸的大小可知，"區(qū)域內(nèi)任意點(diǎn)均有c(H+)Vc(0H-),B項(xiàng)正確；溫度越高，水的電離

程度越大，電離出的c(H+)與c(OH-)越大，所以%>九C項(xiàng)正確；彩線(xiàn)上任意點(diǎn)都有c(H

+)=c(0H-),只有當(dāng)c(H+)=10一'mol?L~時(shí)，才有pH=7,D項(xiàng)錯(cuò)誤。

答案D

【方法技巧】

(1)任何情況下水電離產(chǎn)生的c(H+)和。(0曠)總是相等的。

(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1廣或0k的濃度

發(fā)生變化，但在25c時(shí)《仍然不變，因?yàn)椤吨慌c溫度有關(guān)。

(3)水的離子積常數(shù)A；=c(H+)-c(0『)中H'和不一定是水電離出來(lái)的。c(H+)和c(0H-)

均指溶液中的H+或Off的總濃度。這一關(guān)系適用于任何稀的水溶液。

(4)室溫下，由水電離出的c(H+)=1X1073moi的溶液可能呈強(qiáng)酸性或強(qiáng)堿性，故在

該溶液中HCO；、HSO；均不能大量共存。

CTI-I水電離出的c(H+)和c(Oir)的計(jì)算

3.下列四種溶液中，室溫下由水電離生成的H*濃度之比(①：②：③：④)是()

①pH=O的鹽酸②0.1mol?的鹽酸③0.01mol?的NaOH溶液④pH=ll的NaOH

溶液

A.1：10：100：1000B.0：1：12：11

C.14：13：12：11D.14：13：2：3

解析①中c(H+)=lmol?「',由水電離出的c(H+)與溶液中c(0『)相等，等于1.0X10

11mol,L'；②中c(H+)=0.1mol,L1,由水電離出的c(H+)=1.OX1011mol,L-1；③

中c(Oir)=1.0X10-mol?L,由水電離出的c(H+)與溶液中c(H+)相等，等于L0Xl(T

12_-3-1+

mol?L-';④中c(0H)=1.0X10mol?L,同③所述由水電離出的c(H)=1.0X10-

11mol?L-1oBP(1.0X10-H)：(1.0X10-13)：(1.0X10-12)：(1.0X10-,1)=l：10：100：1

000,A項(xiàng)正確。

答案A

4.某溫度下值=1XIO,mol2-L-2),計(jì)算下列溶液中水電離出的c(H+)或c(0I「)。

(1)蒸儲(chǔ)水中。(『)水=。

(2)0.1mol?L-1NaOH溶液中c(0H-)*=。

(3)pH=llNazCOa溶液中。(0曠)水=。

解析⑴c(H+)11*10一%。1*廣

=1X10"mol,L'o

(2)c(OH)=0.1mol?L-1,

]X1012

c(H+)=—-—mol?I/=1X10-Ilmol?L-1,

-1

cSFT)水=。(14')>x=c(H”)=1X10-"mol?Lo

(3)pll=ll,c(H+)=1X10-"mol?L-1,

1X10-12

c(OH~)=■1^rrmol?L_1=0.1mol,L

1X10

答案(1)1X10-mol-L-1(2)1X10-,1mol?L-1(3)0.1mol?L-1

【方法技巧】

水電離的c(H+)或c(0k)的計(jì)算技巧(25℃時(shí))：

+-7-1

(1)中性溶液：c(H)=c(0H")=1.OX10mol?Lo

(2)酸或堿抑制水的電離，水電離出的c(lI+)=c(0lD<10-7mol-L-1,當(dāng)溶液中的c(H+)<

107moi?L-時(shí)就是水電離出的c(H1)；當(dāng)溶液中的c(H+)>107mol?L時(shí),就用10一”除

以這個(gè)濃度即得到水電離的c(H+)。

(3)可水解的鹽促進(jìn)水的電離,水電離的c(H+)或c(OfT)均大于10一%。1?L若給出的c(H

+)>10~mol-L-1,即為水電離的c(H+)；若給出的c(H+)<10-mol-L-1,就用10“除以

這個(gè)濃度即得水電離的c(OlT)。

考點(diǎn)二溶液的酸堿性與pH

［知識(shí)梳理］

常溫下，溶液的酸堿性與c(小)、c(OfT)的關(guān)系:

溶液的酸堿性c(H+)與c(0『)比較c(H+)大小

酸性溶液cpr1)>c(oir)c(H+)>^1X10-，mol?「

中性溶液c(H,)三。(OFT)c(H+)=1X10'mol?L1

堿性溶液c(H+)<c(0H-)c(H4)<^1X10-<mol?L-1

11(尸1尸

<(H*)/molL1

酸性中性驗(yàn)性

01

(1)表達(dá)式為pH=—lgC,(H')。

(2)使用范圍：pH的取值范圍為0~14,即只適用于c(H+)Wlmol?L~或c(01)W1mol?L

的電解質(zhì)溶液，當(dāng)c(H+)或c(0/)》lmol時(shí)，直接用c(H+)或c(0『)表示溶液的酸

堿性。

把小片試紙放在表面皿或玻璃片上,用潔凈干燥的玻璃棒蘸取待測(cè)液滴在干燥的pH試紙的

中部，觀察變化穩(wěn)定后的顏色，與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)比即可確定溶液的DH。

名師助學(xué)：①溶液呈現(xiàn)酸性或堿性決定于c(H+)與c(0I廣)的相對(duì)大小，不能只看pH,一定

溫度下pH=6的溶液也可能顯中性，也可能顯酸性，應(yīng)注意溫度。

②使用照試紙時(shí)不能用蒸儲(chǔ)水澗濕,

③廣范pH試紙只能測(cè)出pH的整數(shù)值。

［題組診斷］

■建胃一溶液酸堿性及pH的概念理解

1.下列溶液一定呈酸性的是()

A.含有H+離子的溶液

B.c(H+)>(X)1/2

解析任何水溶液都含有H+離子不一定顯酸性，A項(xiàng)錯(cuò)誤；《=c(H+)?C(OH-),因c(H+)

>(4)”2所以。(父)>。(0口),溶液顯酸性,B項(xiàng)正確;pH小于7的溶液不一定顯酸性,和

溫度有關(guān)，100"C是pH=6為中性，C項(xiàng)錯(cuò)誤；石蕊試液顯紫色說(shuō)明為中性，D項(xiàng)錯(cuò)誤。

答案B

2.判斷下列溶液在常溫下的酸、堿性(在括號(hào)中填“酸性”“堿性”或“中性”)o

(1)相同濃度的鹽酸和NaOH溶液等體積混合()

(2)相同濃度的CH：!C00il溶液和NaOU溶液等體積混合()

(3)相同濃度氨水和鹽酸等體積混合()

(4)pH=2的鹽酸和pH=12的NaOH溶液等體積混合()

(5)pH=3的鹽酸和pH=10的NaOH溶液等體積混合()

(6)pH=3的鹽酸和pll=12的NaOH溶液等體積混合()

(7)pH=2的CH；SCOOH溶液和pH=12的NaOH溶液等體積混合()

(8)pH=2的鹽酸和pH=12的氨水等體積混合()

解析(1)相同濃度的鹽酸和NaOH溶液等體積混合，恰好中和，溶液呈中性。

(2)相同濃度的CIhCOOIl溶液和NaOH溶液等體積混合，生成強(qiáng)堿弱酸鹽，ClhCOCT水解使溶液

呈堿性。

(3)相同濃度氨水和鹽酸等體積混合，生成強(qiáng)酸弱堿鹽，NH：水解使溶液呈酸性。

(4)pH=2的鹽酸和pll=12的NaOH溶液等體積混合，恰好中和，溶液呈中性。

(5)pll=3的鹽酸和pll=10的NaOH溶液等體積混合，HC1過(guò)量，溶液呈酸性。

(6)pH=3的鹽酸和pH=12的NaOH溶液等體積混合，NaOH過(guò)量，溶液呈堿性。

(7)pH=2的CH3C00H溶液和pH=12的NaOH溶液等體積混合,CH3COOH過(guò)量,溶液呈酸性。

（8）pH=2的鹽酸和pH=12的氨水等體積混合，氨水過(guò)量，溶液呈堿性。

答案（1）中性（2）堿性（3）酸性（4）中性（5）酸性（6）堿性（7）酸性（8）堿性

【歸納總結(jié)】

室溫下，已知酸和堿pH之和的溶液等體積混合酸堿性分析

（1）兩強(qiáng)混合：

①若pH之和等于14,則混合后溶液顯中性，pH=7?

②若pH之和大于14,則混合后溶液顯堿性，pH>7o

③若pH之和小于14,則混合后溶液顯酸性，pH<7。

（2）一強(qiáng)一弱混合一一“誰(shuí)弱顯誰(shuí)性

pH之和等于14時(shí)，一元強(qiáng)酸和一元弱堿等體積混合呈堿性；一元強(qiáng)堿和一元弱酸等體積混

合呈酸性。

二|

3.常溫下,pH=l的HzSO,和pH=12的NaOH溶液按體積比2：9混合,混合后溶液的pH為（忽

略體積變化）（）

A.9B.10

解析常溫下，pH=l的HzSOK氫離子濃度是0.1mol/L）和pH=12的NaOH溶液（氫氧根離

子濃度是0.01mol/L）按體積比2：9混合后酸過(guò)量，混合后溶液中氫離子濃度是

°/義（巖"義91noi4=。01mol/L,因此溶液的pH=2。

答案C

4=1。-”，將此溫度下將同濃度的NaOH溶液與稀硫酸按一定體積比3:1混合，若所得混

合液pH=12,則原溶液的濃度為（）

A.0.40mol,L~'B.0.20mol,L1

C.0.04mol?L-'D.0.50mol,L1

解析某溫度時(shí)水的離子積常數(shù)4=10一。設(shè)NaOH溶液與稀硫酸的濃度為c,體積分別為

3/和匕則NaOH溶液中c（OFF）=c,硫酸中c（H'）=2c,所得混合液pH=12,c（H+）=10"

Kin-133rK—2rr

12-1

mol/L,c（0H"）=-7^-=—^01?L=0.1mol/L,則堿過(guò)量，混合后c（0/）

C\H/IvJov-rV

c=0.1mol/L,則c=0.40mol/LoA項(xiàng)正確。

答案A

5.將pH=l的鹽酸平均分成兩份，一份加入適量水，另一份加入與該鹽酸物質(zhì)的量濃度相同

的適量NaOH溶液，pH都升高了1,則加入的水與NaOH溶液的體積比為（）

A.9B.10

解析將pH=l的鹽酸加適量水，pH升高了1,說(shuō)明所加的水是原溶液的9倍；另1份加入

與該鹽酸物質(zhì)的量濃度相同的適量NaOH溶液后,pH升高了1,則10一以1-1（）7?x=l（r.。

9Q

+x）,解得則加入的水與NaOH溶液的體積比為9:—=11：1。

答案C

【方法技巧】

溶液pH計(jì)算的思維模板

題組自溶液稀釋時(shí)pH的判斷

6.下列有關(guān)pH的計(jì)算一定正確的是（）

①pH=a的強(qiáng)酸溶液，加水稀釋10"倍，則pH=a+"

②pH=a的弱酸溶液，加水稀釋10"倍，貝?。輕H〈a+〃（a+水7）

③pH=6的強(qiáng)堿溶液，加水稀釋10"倍,貝?。輕H=/?—/?

④pH=6的弱堿溶液，加水稀釋10"倍,貝pH>6—〃(6—〃>7)

A.①②B.②③

C.③④D.②④

解析強(qiáng)酸、強(qiáng)堿溶液稀釋時(shí)，對(duì)其濃度影響較大的離子分別為H+、OH",故酸稀釋后pH

的計(jì)算方法與堿稀釋后pH的計(jì)算方法不同。若為pll=a的強(qiáng)酸溶液，c（H+）=l（F"mol-L

T,加水稀釋10”倍，稀釋后。(1必)=10』+"%。1?「'，貝Ijpll=〃+a,但這在溶液稀釋程度

不大且水的電離可忽略的情況下成立，當(dāng)a十后7時(shí)，必須考慮水的電離，此時(shí)pHWa+〃,

①錯(cuò)誤；若為pH=6的強(qiáng)堿溶液，貝Uc(H+)=l(F"mol?廣)即c(0H-)=l()T+"mol

加水稀釋10"倍后，溶液中c(0IT)=1()7什?"mol?L-1,即c(H+)=10"jmol?L”pH=Z?

-n,同理，當(dāng)稀釋程度很大時(shí)，應(yīng)考慮水的電離，此時(shí)p【IW6—〃，③錯(cuò)誤；弱酸與弱堿溶

液稀釋時(shí)還要考慮稀釋對(duì)弱酸、弱堿的電離的促進(jìn)，②④正確。D項(xiàng)正確。

答案D

7.(DpH=2的某酸稀釋100倍，pH4,pH=12的某堿稀釋100倍，pH10。

(2)室溫時(shí)，將pH=5的112so，溶液稀釋10倍，c(H+)：c(S0D=,將稀釋后的溶

液再稀釋100倍，C(H+)：c(SOT)=o

(3)MOH和ROH兩種一元堿的溶液分別加水稀釋時(shí)，pH變化如圖所示。下列敘述中不正確的

是()

x點(diǎn)，MOH完全電離

x點(diǎn)，c(M*)=c(R")

c(0H-)是MOH溶液中c(0H-)的10倍

解析(D若某酸為強(qiáng)酸，則川=4,若為弱酸，則plK4；同理，對(duì)p【I=12的某堿稀釋100

倍,pH210o(2)pll=5的H2s稀釋10倍,c(H+)和c(S0D同等倍數(shù)減小，所以c(H+)：c(SOt)

5X]0一了

=2：1,若將稀釋后的溶液再稀釋100倍，其pH七7,而c(S0；)=mol?L'=5X10

tmol-L-1,所以c(H+)：c(S0D=10-7：(5X10-9)=20：1?

(3)由圖知，稀釋100倍后ROH的pH變化為2,為強(qiáng)堿，MOH的pH變化為1,為弱堿，A項(xiàng)

正確；MOH為弱堿，在任何點(diǎn)都不能完全電離，B項(xiàng)錯(cuò)誤；x點(diǎn)時(shí)ROH與MOH的c(0『)相等，

故c(M+)與c(R+)相等,C項(xiàng)正確；稀釋前ROH的c(OtT)=0.1mol?L-1,MOH的c(OfF)=

0.01mol?L”，D項(xiàng)正確。

答案⑴W》(2)2：120：1(3)B

【誤區(qū)警示】

誤區(qū)1:不能正確理解酸、堿的無(wú)限稀釋規(guī)律

常溫下任何酸或堿溶液無(wú)限稀釋時(shí)，溶液的pH都不可能大于7或小于7,只能接近7。

誤區(qū)2：不能正確理解弱酸、弱堿的稀釋規(guī)律

溶液稀釋前溶液pH稀釋后溶液pH

強(qiáng)酸pH=a+〃

酸pH=a加水稀釋到體積為原來(lái)

弱酸a<pH<a+/?

的10"倍

強(qiáng)堿pH=8一〃

堿pH=8

弱堿/?—/?<pH<Z>

注：表中a+/?<7,b-n>71,

考點(diǎn)三酸、堿中和滴定

［知識(shí)梳理］

1.概念：用已知物質(zhì)的量濃度的酸（或堿）來(lái)測(cè)定未知物質(zhì)的量濃度的堿（或酸）的方法。

2.原理.：,符=*（以一元酸與一元堿的滴定為例）.

V(NaOH)/mL

在酸堿中和滴定過(guò)程中，開(kāi)始時(shí)由于被滴定的酸（或堿）濃度較大，滴入少量的堿（或酸）對(duì)其

pH的影響不大。當(dāng)?shù)味ń咏K點(diǎn)（pH=7）時(shí)，很少量（一滴，約0.04mL）的堿（或酸）就會(huì)引

起溶液pH突變（如圖所示）。

（1）準(zhǔn)確測(cè)定參加反應(yīng)的酸、堿溶液的體積。

（2）選取適當(dāng)指示劑，準(zhǔn)確判斷滴定終點(diǎn)。

（1）儀器

圖（A）是酸式滴定管，圖B是堿式滴定管、滴定管夾、鐵架臺(tái)、錐形瓶。

(2)試劑

標(biāo)準(zhǔn)液、待測(cè)液、指示劑、蒸錨水。

名師助學(xué)：①滴定管的精確度為0.01mJ

②酸性、氧化性的試劑一般用酸式滴定管，因?yàn)樗嵝院脱趸晕镔|(zhì)易腐蝕橡膠管。

③堿性的試劑一般用堿式滴定管,因?yàn)閴A性物質(zhì)易腐蝕玻璃，致使活塞無(wú)法打開(kāi)。

④常用酸堿指示劑及變色范圍

指示劑變色范圍的pH

甲基橙

酚酬

5.中和滴定實(shí)驗(yàn)操作(以酚酷作指示劑，用鹽酸滴定氫氧化鈉溶液)。

(1)滴定前的準(zhǔn)備。

檢查滴定管活塞是否邈生，在確保不漏水后方可使用

用蒸播水洗滌滴定管2~3次

用待盛液潤(rùn)洗滴定管2~3次

將酸、堿溶液分別注入相應(yīng)的滴定管,并使液面位于川二

刻度以上2~3mL處

調(diào)節(jié)滴定管活塞.使尖嘴部分充滿(mǎn)溶液.并使液面位于

“0”刻度或“力”刻度以下某一刻度處

it!錄初始液而刻度

(2)滴定。

q----眼睛注視筵

左手控制滴形瓶?jī)?nèi)溶液

定管的活塞

的顏色變化

右手搖動(dòng)

錐形瓶

(3)終點(diǎn)判斷：等到滴入最后一滴反應(yīng)液，指示劑變色，且在生分鐘內(nèi)不能恢復(fù)原來(lái)的顏色,

視為滴定終點(diǎn)，并記錄標(biāo)準(zhǔn)液的體積。

(4)數(shù)據(jù)處理：按上述操作重復(fù)2?3次，求出用去標(biāo)準(zhǔn)鹽酸體積的平均值，根據(jù)原理計(jì)算。

c(iici)?r(iici)

c(NaOH)=

V(NaOH)

［題組診斷］

服直?一1儀器的使用及指示劑選擇

1.實(shí)驗(yàn)室現(xiàn)有3種酸堿指示劑，其pH變色范圍如下:

用0.1000mol-L_1NaOH溶液滴定未知濃度的CH￡OOH溶液，恰好完全反應(yīng)時(shí)，下列敘述

中正確的是()

,可選用甲基橙或酚醐作指示劑

B.溶液呈中性，只能選用石蕊作指示劑

C.溶液呈堿性，可選用甲基橙或酚醐作指示劑

D.溶液呈堿性，只能選用酚獻(xiàn)作指示劑

解析NaOH溶液和CHsCOOH溶液恰好完全反應(yīng)時(shí)生成CfhCOONa,CH3C00水解顯堿性，而酚

酰的變色范圍為8.2?10.0,比較接近。因此答案為D。

答案D

2.現(xiàn)使用酸堿中和滴定法測(cè)定市售白醋的總酸量(g/100mL)o

I.實(shí)驗(yàn)步驟：

,

一

三

一

一

三

三

三

一

|12

(1)量取10.00mL食用白醋，在燒杯中用水稀釋后轉(zhuǎn)移到100mL(填儀器名稱(chēng))中

定容，搖勻即得待測(cè)白醋溶液。

(2)用酸式滴定管取待測(cè)白醋溶液20.00mL于錐形瓶中，向其中滴加2滴作指示劑。

(3)讀取盛裝0.1000mol/LNaOH溶液的堿式滴定管的初始讀數(shù)。如果液面位置如圖所示,

則此時(shí)的讀數(shù)為mL。

(4)滴定.滴定終點(diǎn)的現(xiàn)象是o

II.數(shù)據(jù)記錄：

1234

---------------

，(樣品)

/(NaOH)(消耗)

UI.數(shù)據(jù)處理：

某同學(xué)在處理數(shù)據(jù)的計(jì)算得：

平均消耗的NaOH溶液的體積V=(15.95+15.00+15.05+14.95)/4mL=15.24mL?

指出他的計(jì)算的不合理之處：______________________________________________

(4)溶液由無(wú)色恰好變?yōu)闇\紅色，并在半分鐘內(nèi)不褪色

III.第一組數(shù)據(jù)與后三組數(shù)據(jù)相差較大，屬于異常值，應(yīng)舍去

【歸納總結(jié)】

指示劑選擇的基本原則

變色要靈敏，變色范圍要小，使變色范圍盡量與滴定終點(diǎn)溶液的酸堿性一致。

(1)不能用石蕊作指示劑。

(2)滴定終點(diǎn)為堿性時(shí)，用酚酥作指示劑，例如用NaOH溶液滴定醋酸。

(3)滴定終點(diǎn)為酸性時(shí)，用甲基橙作指示劑，例如用鹽酸滴定氨水。

(4)強(qiáng)酸與強(qiáng)堿間進(jìn)行滴定時(shí)，用甲基橙和酚酬都可以。

⑸并不是所有的滴定都須使用指示劑，如用標(biāo)準(zhǔn)的Na2s滴定KMnCh溶液時(shí)，KMnO,顏色恰

好褪去時(shí)即為滴定終點(diǎn)。

IM-

3.用標(biāo)準(zhǔn)的KOH溶液滴定未知濃度的鹽酸，若測(cè)定結(jié)果偏低，其原因可能是()

B.滴定到終點(diǎn)讀數(shù)時(shí)，仰視滴定管的刻度，其他操作正確

D.滴定到終點(diǎn)讀數(shù)時(shí)，發(fā)現(xiàn)滴定管尖嘴處懸掛一滴溶液

解析A項(xiàng)將會(huì)使標(biāo)準(zhǔn)堿液的c(0I「)偏大，滴定時(shí)耗用的『(0「)偏小，導(dǎo)致結(jié)果偏低，A

項(xiàng)正確：滴定終點(diǎn)時(shí)仰視讀數(shù)，將使讀取堿液的體積偏大，測(cè)定結(jié)果偏高，B項(xiàng)錯(cuò)誤；用未

知液潤(rùn)洗錐形瓶將使測(cè)定結(jié)果偏高，C項(xiàng)錯(cuò)誤；尖嘴處懸掛溶液將使讀取的標(biāo)準(zhǔn)液體積偏大,

測(cè)定結(jié)果偏高，D項(xiàng)錯(cuò)誤。

答案A

4.下面是中和滴定過(guò)程中，容易引起誤差的五個(gè)方面，根據(jù)題意，用“偏高”“偏低”或“無(wú)

影響”填空。

（1）儀器潤(rùn)洗：錐形瓶用蒸鐲水沖洗后，再用待測(cè)液潤(rùn)洗，使滴定結(jié)果」

（2）存在氣泡：滴定管尖嘴部分滴定前無(wú)氣泡，滴定終了有氣泡，使滴定結(jié)果o

（3）讀數(shù)操作：①滴定前平視滴定管刻度線(xiàn)，滴定終點(diǎn)俯視刻度線(xiàn)，使滴定結(jié)果。

②滴定前仰視滴定管刻度線(xiàn)，滴定終點(diǎn)俯視刻度線(xiàn)，使滴定結(jié)果。

（4）指示劑選擇：用鹽酸滴定氨水，選用酚配作指示劑，使滴定結(jié)果。

（5）存在雜質(zhì)：①用含NaCl雜質(zhì)的NaOll配制成標(biāo)準(zhǔn)溶液來(lái)滴定鹽酸，則測(cè)定的鹽酸濃度將

②用含Na#雜質(zhì)的NaOH配制成標(biāo)準(zhǔn)溶液來(lái)滴定鹽酸，則測(cè)定的鹽酸濃度。

解析（1）錐形瓶用蒸鏘水沖洗后，再用待測(cè)液潤(rùn)洗，待測(cè)溶液溶質(zhì)的物質(zhì)的量增大，消耗

標(biāo)準(zhǔn)溶液的體積增大，結(jié)果偏高。

（2）體積數(shù)=末讀數(shù)一初讀數(shù)。滴定管尖嘴部分滴定前無(wú)氣泡，滴定終點(diǎn)有氣泡，讀取的體

積數(shù)比實(shí)際消耗標(biāo)準(zhǔn)溶液的體積小，結(jié)果偏低。

（3）仰視讀數(shù)時(shí)，讀取的體積數(shù)偏大，俯視讀數(shù)時(shí)，讀取的體積數(shù)偏小。

（4）用鹽酸滴定氨水，選用酚獻(xiàn)作指示劑，由于酚猷變色時(shí)，溶液呈堿性，鹽酸不足，氨水

有剩余，消耗鹽酸的體積數(shù)偏小，結(jié)果偏低。

（5）用含NaCl雜質(zhì)的NaOH配制成標(biāo)準(zhǔn)溶液來(lái)滴定鹽酸，由于NaCl不與鹽酸反應(yīng)，消耗的溶

液體積增大，結(jié)果偏高。用含Na20雜質(zhì)的NaOH配制成標(biāo)準(zhǔn)溶液來(lái)滴定鹽酸，根據(jù)中和1mol

HC1所需N&0質(zhì)量為31g,中和1molHC1所需NaOH質(zhì)量為40g可知中和相同量鹽酸時(shí),

所需含Na20的NaOH的量比所需純NaOH的量小，結(jié)果偏低。

答案（1）偏高（2）偏低（3）偏低偏低（4）偏低（5）偏高偏低

【方法技巧】

（1）誤差分析的方法

c（標(biāo)準(zhǔn)）?，（標(biāo)準(zhǔn)）

依據(jù)原理c（標(biāo)準(zhǔn)）?，（標(biāo)準(zhǔn)）=c（待測(cè)）?/（待測(cè)），所以c（待測(cè)）

，（待測(cè)）

因?yàn)镃（標(biāo)準(zhǔn)）與，（待測(cè)）已確定，所以只要分析出不正確操作引起M標(biāo)準(zhǔn)）的變化，即分析

出結(jié)果。

(2)常見(jiàn)誤差分析

以標(biāo)準(zhǔn)酸溶液滴定未知濃度的堿(酚酬作指示劑)為例，常見(jiàn)的因操作不正確而引起的誤差

有：

步驟操作M標(biāo)準(zhǔn))C(待測(cè))

酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)溶液潤(rùn)洗變大偏高

堿式滴定管未用待測(cè)溶液潤(rùn)洗變小偏低

洗滌

錐形瓶用待測(cè)溶液潤(rùn)洗變大偏高

錐形瓶洗凈后還留有蒸儲(chǔ)水不變無(wú)影響

取液放出堿液的滴定管開(kāi)始有氣泡，放出液體后氣泡消失變小偏低

酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定終點(diǎn)時(shí)氣泡消失變大偏高

振蕩錐形瓶時(shí)部分液體濺出變小偏低

滴定部分酸液滴出錐形瓶外變大偏高

溶液顏色較淺時(shí)滴入酸液過(guò)快，停止滴定后反加一滴

變大偏高

NaOH溶液無(wú)變化

酸式滴定管滴定前讀數(shù)正確，滴定后俯視讀數(shù)(或前仰

變小偏低

后俯)

讀數(shù)

酸式滴定管滴定前讀數(shù)正確，滴定后仰視讀數(shù)(或前俯

變大偏高

后仰)

熱點(diǎn)模型

12中和滴定曲線(xiàn)分析及應(yīng)用

⑴關(guān)注反應(yīng)的“起始點(diǎn)”：判斷“酸滴堿”還是“堿滴酸”；還可以通過(guò)起點(diǎn)的pH判斷溶

液的濃度或酸、堿的相對(duì)強(qiáng)弱。

(2)關(guān)注反應(yīng)“一半”點(diǎn)：判斷混合濃度中溶質(zhì)的組成。

(3)關(guān)注“恰好反應(yīng)”點(diǎn)：判斷生成的溶質(zhì)成分及溶液的酸堿性，此時(shí)溶液不一定呈中性。

(4)關(guān)注溶液的“中性”點(diǎn)：判斷溶液中溶質(zhì)的組成及哪種物質(zhì)過(guò)量或不足。

(5)關(guān)注反應(yīng)的“過(guò)量”點(diǎn)：判斷溶液中溶質(zhì)的組成。

以常溫時(shí)用0.1mol/LNaOH溶液滴定20mL0.1mol/LHA溶液為例

關(guān)注點(diǎn)溶液分析

原點(diǎn)①0.1mol/L的HA溶液pH〉l,說(shuō)明HA為弱酸

兩者反應(yīng)生成等物質(zhì)的量的NaA和HA的混合溶液，溶液pH<7,說(shuō)明

一半點(diǎn)②

HA的電離程度大于A-的水解程度

中性點(diǎn)③此時(shí)溶液的pH=7,溶液呈中性，K（Na0H）<20mL

恰好完全反應(yīng)點(diǎn)④此時(shí)二者完全反應(yīng)生成NaA,為強(qiáng)堿弱酸鹽，溶液呈堿性

此時(shí)，NaOH過(guò)量，溶液為等物質(zhì)的量濃度的NaA和NaOIL溶液呈堿

過(guò)量點(diǎn)⑤

性

［例1］如圖曲線(xiàn)a和b是鹽酸與氫氧化鈉的相互滴定的滴定曲

線(xiàn)，下列敘述正確的是（）

A.鹽酸的物質(zhì)的量濃度為1mol?L-1

B.P點(diǎn)時(shí)反應(yīng)恰好完全，溶液呈中性

解析根據(jù)曲線(xiàn)a知，滴定前鹽酸的pH=l,c（HCl）=0.Imol-L-',A錯(cuò)誤；P點(diǎn)表示鹽酸

與氫氧化鈉恰好完全中和，溶液呈中性，B正確；曲線(xiàn)a是氫氧化鈉溶液滴定鹽酸的曲線(xiàn)，

曲線(xiàn)b是鹽酸滴定氫氧化鈉溶液的曲線(xiàn)，C錯(cuò)誤；強(qiáng)酸與強(qiáng)堿相互滴定，可以用酚獻(xiàn)作指示

劑，D錯(cuò)誤。

答案B

［例2］（2017?蘇州期末）常溫下，用0.1000mol?L-1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000

mol-L-'的ClhCOOll溶液所得滴定曲線(xiàn)如圖。下列說(shuō)法正確的是（）

1015202530

V(NaOH)/mL

A.點(diǎn)①所示的溶液中：c(Na+)+c(H+)>c(CHsCOOH)+c(OH-)

+-

B.點(diǎn)②所示溶液中:c(Na)=C(CH3C00)+C(CH3C00H)

C.點(diǎn)③所示溶液中：c(H+)-c(CHaCOOH)+c(OH)

D.點(diǎn)④所示溶液中：2c(0IT)—2c(小)=C(CH3C0(T)+3C(CH:!C00H)

解析點(diǎn)①溶液中的溶質(zhì)為0.001molCffeCOOH和0.001molCH3COONa,由于溶液呈酸性，

CH：iOOH的電離大于CHsCOCF的水解，有

-++-

c(CH;1COO)>c(CH：iCOOH),根據(jù)電荷守恒：c(Na)+c(H)-c(CH;1COO)+

-++-

c(0H),t#c(Na)+c(H)>C(CH3C00H)+C(0H),A項(xiàng)正確；點(diǎn)②溶液的pH=7,據(jù)電荷

++--+-+-

守恒有：c(Na)+c(H)=C(CH3C00)+C(0H),又c(H)=c(0H),則c(Na)=c(CH3COO),

-

B項(xiàng)錯(cuò)誤；點(diǎn)③溶液中的溶質(zhì)為0.002molCH3C00Na,由質(zhì)子守恒式有：c(OH)=c(CH3C00H)

+c(H+),C項(xiàng)錯(cuò)誤：點(diǎn)④為0.002mol的CHEOONa和0.001mol的CH3co0H的混合溶液,

由電荷守恒式和物料守恒式可知D項(xiàng)正確。

答案AD

［例3］已知某溫度下CFhCOOH的電離常數(shù)4=1.6X10-)該溫度下,向20mL0.01mol?L

CBCOOH溶液中逐滴加入0.01mol-L1KOH溶液,其pH變化曲線(xiàn)如圖所示(忽略溫度變

化)?請(qǐng)回答下列有關(guān)問(wèn)題：(已知lg4=0.6)

V(KOH)/mL

(Da點(diǎn)溶液中c(H+)為_(kāi)_______,pH約為

(2)a、b、c、d四點(diǎn)中水的電離程度最大的是點(diǎn)，滴定過(guò)程中宜選用作指

示劑，滴定終點(diǎn)在________(填“c點(diǎn)以上”或“c點(diǎn)以下”)。

(3)若向20mL稀氨水中逐滴加入等濃度的鹽酸，則下列變化趨勢(shì)正確的是(填字

母)。

1()2030

V(鹽酸)/mL

B

01()203()

V(鹽酸)/mL

2/TT+X

解析(1)電離消耗的醋酸在計(jì)算醋酸的電離平衡濃度時(shí)可以忽略不計(jì)。由K=

c(CHaCOOH)

+5-4l

得，C(H)^1.6X10-X0.01mol?r'=4X10mol-L-o(2)a點(diǎn)是醋酸溶液，6點(diǎn)是

醋酸和少量CH3COOK的混合溶液，c點(diǎn)是CH；iCOOK和少量醋酸的混合溶液，，點(diǎn)是CHEOOK和

KOH的混合溶液，酸、堿均能抑制水的電離，所以c點(diǎn)溶液中水的電離程度最大。由于酸堿

恰好完全反應(yīng)時(shí)溶液顯堿性，故應(yīng)該選擇在堿性范圍內(nèi)變色的指示劑酚SL滴定終點(diǎn)應(yīng)在c

點(diǎn)以上。(3)由于稀氨水顯堿性，首先排除選項(xiàng)A和C；兩者恰好反應(yīng)時(shí)溶液顯酸性，排除

選項(xiàng)Do

答案(D4X10-4mol?r'3.4(2)c酚獻(xiàn)c點(diǎn)以上(3)B

(1)氧化還原滴定法

①原理：以氧化劑(或還原劑)為滴定劑，直接滴定一些具有還原性(或氧化性)的物質(zhì)。

②實(shí)例

I.酸性KMnO,溶液滴定H￡◎溶液

+2+

原理2MnO7+6H+5H2C204=10C02t+2Mn+8H20

指示劑酸性KMnO,溶液本身呈紫色，不用另外選擇指示劑

當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏嗡嵝訩MnO,溶液后，溶液由無(wú)色變淺紅色，且半

終點(diǎn)判斷

分鐘內(nèi)不褪色，說(shuō)明到達(dá)滴定終點(diǎn)

II.Na2sQ,溶液滴定碘液

原理2Na2S203+I2=Na2S,iO6+2NaI

指示劑用淀粉作指示劑

當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏蜰azSG溶液后，溶液的藍(lán)色褪去，且半分鐘內(nèi)

終點(diǎn)判斷

不恢復(fù)原色，說(shuō)明到達(dá)滴定終點(diǎn)

(2)沉淀滴定法(利用生成沉淀的反應(yīng))

應(yīng)用最多的是銀量法，即利用Ag+與鹵素離子的反應(yīng)來(lái)測(cè)定Cl，Br，F(xiàn)或Ag+的濃度。

[例4]KMnOi溶液常用作氧化還原反應(yīng)滴定的標(biāo)準(zhǔn)液，由于KMnOi的強(qiáng)氧化性，它的溶液很

容易被空氣中或水中的某些少量還原性物質(zhì)還原，生成難溶性物質(zhì)Mn0(0H)2,因此配制KMnO4

標(biāo)準(zhǔn)溶液的操作如下所示：

①稱(chēng)取稍多于所需量的KMnO,固體溶于水中，將溶液加熱并保持微沸1h；②用微孔玻璃漏

斗過(guò)濾除去難溶的MnO(OH)z；③將過(guò)濾得到的KMnO“溶液貯存于棕色試劑瓶并放在暗處；④

利用氧化還原滴定方法，在70?80℃條件下用基準(zhǔn)試劑(純度高、相對(duì)分子質(zhì)量較大、穩(wěn)

定性較好的物質(zhì))溶液標(biāo)定其濃度。

請(qǐng)回答下列問(wèn)題：

(1)準(zhǔn)確量取一定體積的KMnO,溶液需要使用的儀器是。

(2)在下列物質(zhì)中，用于標(biāo)定KMnO“溶液的基準(zhǔn)試劑最好選用(填序號(hào))。

2C2O4?2H24

2SO3

(3)若準(zhǔn)確稱(chēng)取/g你選的基準(zhǔn)試劑溶于水配成500mL溶液，取25.00mL置于錐形瓶中，

用KMnOi溶液滴定至終點(diǎn)，消耗KMnOi溶液/mL°KMnOi溶液的物質(zhì)的量濃度為mol-L

-1

0

⑷若用放置兩周的KMnOi標(biāo)準(zhǔn)溶液去測(cè)定水樣中Fe"的含量，測(cè)得的濃度值將(填

“偏高”“偏低”或“無(wú)影響”)。

解析(l)KMnO,溶液具有強(qiáng)氧化性，能將堿式滴定管下端的橡膠管腐蝕，所以不能用堿式滴

定管量取，可以用酸式滴定管量取。

(2)11coi?2IM)在常溫常壓下是穩(wěn)定的結(jié)晶水合物；FeSO,在空氣中不穩(wěn)定易被氧化，鐵元

素的化合價(jià)從+2價(jià)升高到+3價(jià);濃鹽酸易揮發(fā);Na￡03在空氣中不穩(wěn)定易被氧化成Na2S0,?

⑶根據(jù)得失電子守恒原理有關(guān)系式:5(H2C2O4?230)?2KMnO.,,則KMnOi溶液的濃度為

_Lg.__.x25-00mLx2

1

126g?mol500mL510W_I

c(KMnOi)=--------?s；,［---------mol?L。

rX10L63V

⑷在放置過(guò)程中，由于空氣中還原性物質(zhì)的作用，使KMnOn容液的濃度變小了，再去滴定

水樣中的FC?+時(shí)，消耗KMnO,溶液(標(biāo)準(zhǔn)溶液)的體積會(huì)增大，導(dǎo)致計(jì)算出來(lái)的。依之十)會(huì)增

大，測(cè)定的結(jié)果偏高。

答案(D酸式滴定管(2)A(3)號(hào)(4)偏高

63V

［例5］莫爾法是一種沉淀滴定法，以K￡rO,為指示劑，用標(biāo)準(zhǔn)硝酸銀溶液滴定待測(cè)液，進(jìn)

行測(cè)定溶液中C