3.2 水的电离和溶液的pH 讲义 2025-2026学年高二上学期化学人教版选择性必修1

化学反应原理 第七讲 水的电离和溶液的pH（答案） 学习要点： 考点01 水的电离 考点02 水的电离平衡的影响因素 考点03 溶液的酸碱性与pH测定 考点04 溶液pH的计算 考点05 水电离出的c()与c()的计算(初步) 考点06 图像问题 考点07 酸碱中和滴定实验 考点08 酸碱中和滴定曲线的绘制 考点09 酸碱中和滴定误差分析 考点10 氧化还原滴定【拓展】 考点01 水的电离 1.水的电离 水是极弱的电解质，水的电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－（自耦电离） 或简写为H2OH＋＋OH－。 【例1】写出HF的自耦电离方程式：HF＋HFH2F＋＋F－ 写出CH3COOH (HAc)的自耦电离方程式：HAc＋HAcH2Ac＋＋Ac－ 2.关于纯水的几个重要数据 25 ℃时，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7_mol·L－1，pH=7； 任何水溶液中，由水电离出的c(H＋)与c(OH－)都相等； 水电离吸热。 3.水的离子积常数(Kw) 使用条件：纯水或稀溶液 = c(H2O)= Kw= 【例1】下列说法正确的是(　B　) A．水的电离方程式：H2O===＋ B．升高温度，水的电离程度增大 C．在NaOH溶液中没有 D．在盐酸中没有 【例2】下列说法正确的是(　A　) A．水的离子积Kw随温度的改变而变化 B．25 ℃时，只有在纯水中，才有Kw＝1×10－14 C．任何温度下，在酸、碱、盐的稀溶液中，都有Kw＝1×10－14 D．NaCl溶液中既无也无 【例3】25 ℃时，纯水的Kw＝1×10－14,100 ℃时，纯水的Kw＝1×10－12，这说明(　C　) A．100 ℃时水的电离常数较小 B．前者c()比后者大 C．水的电离是一个吸热过程 D．Kw和温度无直接关系 考点02 水的电离平衡的影响因素 1.外界条件对水的电离平衡影响 (1)温度:温度升高, 促进 水的电离,KW 增大 ;温度降低, 抑制 水的电离,KW 减小 注意：KW只和温度有关，与浓度、酸碱性无关。 (2)酸、碱: 抑制 水的电离。（同离子效应） 例如：HCl、CH3COOH; NaOH, NH3·H2O等 (3)能水解的盐: 促进 水的电离。（离子反应效应） 例如：NH4Cl、CH3COONa、Na2CO3、NaHCO3等 (4)能与水反应的活泼金属: 促进 水的电离。 2.外界条件对水的电离平衡影响的结果 条件 平衡是否移动 KW 水的电离程度 c(OH-) c(H+) c(H+)和c(OH-)大小 酸 抑制 不变 减小 减小 增大 c(H+)＞c(OH－) 碱 抑制 不变 减小 增大 减小 c(H+)＜c(OH－) 可水解的盐 Na2CO3 促进 不变 增大 增大 减小 c(H+)＜c(OH－) NH4Cl 促进 不变 增大 减小 增大 c(H+)＞c(OH－) 温度 升温 促进 增大 增大 增大 增大 c(H+)=c(OH－) 降温 抑制 减小 减小 减小 减小 c(H+)=c(OH－) 其他，如加入Na 促进 不变 增大 增大 减小 c(H+)＜c(OH－) 【例4】在100 ℃时，100 mL蒸馏水中c(OH－)＝1×10－6 mol·L－1，当改变下列条件之一时，c(OH－)仍然等于1×10－6 mol·L－1的是(　B　) ①温度降低到25 ℃ ②加入10－6 mol烧碱固体，保持100 ℃ ③加入10－6 mol氯化钠，保持100 ℃ ④蒸发掉50 mL水，保持100 ℃ A．①② B．③④ C．①③ D．②④ 【例5】(2023·河北大名一中月考)25 ℃时，水的电离达到平衡：H2O＋，下列叙述正确的是(　C　) A．将纯水加热到95 ℃时，Kw变大，c()减小 B．25 ℃时，向纯水中加入稀氨水，水的电离平衡逆向移动，c()增大，Kw变小 C．保持温度不变，向纯水中加入少量NaOH固体，c()增大，Kw不变 D．向纯水中加入盐酸，可抑制水的电离；加入醋酸，可促进水的电离 考点03 溶液的酸碱性与pH测定 1.pH计算 (1)溶液的pH与c(H＋)及酸碱性的关系 计算公式 pH= lg c(H+) pOH= lg c() 意义 pH越大，溶液的碱性 越强 ； pH越小，溶液的酸性 越强 。 溶液酸碱性与pH的关系(常温下) pH＜7，为 酸性 溶液； pH＝7，为 中性 溶液； pH＞7，为 碱性 溶液 适用范围(常温下) 1×10－14 mol·L－1＜c(H＋)＜1 mol·L－1 2.溶液的酸碱性 溶液的酸碱性取决于溶液中 c(H+) 和 c() 的相对大小。 溶液 c(H+)、c()大小比较 室温(25 ℃) 数值 pH 中性溶液 c(H+) c() c(H+)=c()=1×10-7 mol·L-1 = 7 酸性溶液 c(H+) ＞ c() c(H+) ＞ 1×10-7 mol·L-1 ＜ 7 碱性溶液 c(H+) ＜ c() c(H+) ＜ 1×10-7 mol·L-1 ＞ 7 3.溶液pH的测定（选择题） ①pH试纸 操作：用镊子夹取pH试纸，将其放在干净的表面皿上，用玻璃棒蘸取待测溶液，轻轻点在pH试纸中部，等待几秒钟后将试纸与标准比色卡进行对照，读取pH值。 读数：广泛pH试纸：1-14，pH差1，读数为整数 精密pH试纸：范围较窄，pH差0.2或0.3，读数有小数点 ②pH计 校准→清洗→校准→清洗→将电极放入待测的溶液样品→保持在溶液中1-2分钟，直至示数稳定→读数→清洗→将电极浸泡在饱和氯化钾溶液中 注意：每次使用都要用蒸馏水清洗电极，并用吸水纸吸干。 考点04 溶液pH的计算 类型一：pH计算 c()·c()＝Kw pH= lg c(H+) pOH= lg c() 室温：pH+pOH=14 ①酸溶液中pH c(酸)→c()→pH 【关键】抓住进行计算！ ②碱溶液中pH c(碱)→c() → c()→pH 【关键】抓住进行计算！ ③酸碱溶液用水稀释后的pH值 强酸：c(酸)→c稀释后(酸)→c()→pH 强碱：c(碱)→c稀释后(碱)→c()→c()→pH 【例1】强酸 1.常温下，0.1 mol·L－1的盐酸溶液的pH？ c(H+)=c(盐酸)= 0.1 mol/L pH=1 2.常温下，pH＝1的盐酸的浓度是？ c(盐酸)=c(H+)= 0.1 mol/L 3.常温下，pH＝1的硫酸的浓度是？ c(H+)= 0.1 mol/L c(H2SO4)= c(H+) = 0.05 mol·L－1 【例2】强碱 1.常温下，0.001 mol·L－1的NaOH溶液的pH？ c(H+)= = 10－11 mol·L－1 pH=11 2.常温下，pH＝12的NaOH溶液的浓度是？ c(H+) = 10－12 mol·L－1 c(OH－) = = 0.01 mol·L－1 c(NaOH) = 0.01 mol·L－1 3.常温下，pH＝12的Ba(OH)2溶液的浓度是？ c(H+)=10－12 mol·L－1 c(OH－)= = 0.01 mol·L－1 c[Ba(OH)2] = c(OH－)= 0.005 mol·L－1 【例3】极稀的酸或极稀的碱（pH保留小数点后两位） 1.常温下，10-8 mol·L－1的盐酸溶液的pH？ 根据电荷守恒，可知c(H+)=c(OH－)+c(Cl－) 即c(H+)= + c(Cl－) c(H+)= +10－8 ，可得c(H+)=1.05×10－7 mol/L pH=6.98 2.常温下，10-8 mol·L－1的NaOH溶液的pH？ 根据电荷守恒，可知c(Na+)+c(H+)=c(OH－) 即c(Na+)+c(H+)= 10－8 + c(H+)= ，可得c(H+)=1.05×10－7 mol/L c(H+)=9.51×10－8 mol/L pH=7.02 【例4】强酸强碱混合 1.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。 假设体积均为1L NaOH中，n(OH－)=n(NaOH)= 0.1 mol H2SO4中，n(H+)=2n(H2SO4)= 0.12 mol 酸过量 c混(H+)＝ mol·L－1＝ 0.01 mol·L－1 pH=2 2.常温下，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。 pH＝3的硝酸: c(H+)=c(HNO3)=10－3 mol·L－1 pH＝12的氢氧化钡溶液:c(H+)=10－12 mol·L－1 ，c(OH-)＝ ＝10－2 mol·L－1 假设HNO3体积为9 L, Ba(OH)2体积为1 L HNO3中，n(H+)=9×10－3 mol Ba(OH)2中，n(OH-)=1×10－2 mol 体积比为9∶1混合后，n(H+)<n(OH-)，碱过量 c(OH-)＝ mol·L－1 ＝10－4 mol·L－1 c(H+)= = 10－10 mol·L－1 pH=10 【例5】弱酸 1.室温，求0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液的pH(已知CH3COOH的电离常数Ka＝1.8×10－5)。 （pH保留小数点后两位） 　　　 CH3COOHCH3COO- +H+ 始/(mol·L-1) 　　0.1 　 0 0 转/(mol·L-1) 　　x 　 x x 平/(mol·L-1) 　 0.1-x 　x x 则Ka= = ≈ = 1.8×10－5 c(H+)= x≈ = 1.34×10－3 mol·L－1 pH=2.87 2.室温，求0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液的pH(已知的电离度α＝1%)。 c(H+)= c(CH3COOH)•α = 0.1 mol·L－1×1% = 10－3 mol·L－1 pH=3 【例6】弱碱 1.室温，求0.1 mol·L－1的NH3·H2O溶液的pH(已知NH3·H2O电离常数Kb＝1.8×10－5)。 （pH保留小数点后两位） c(OH－) ≈ =1.34×10－3 mol·L－1 c(H+)= = 7.46×10－12 mol·L－1 pH=11.13 2.求0.1 mol·L－1的NH3·H2O的pH(NH3·H2O的电离度α＝1%)。 c(OH－) = c(NH3·H2O)•α = 0.1 mol·L－1×1% = 10－3 mol·L－1 c(H+)= =10－11 mol·L－1 pH=11 类型二：溶液稀释问题 强酸pH=a,加水稀释10n倍后，pH=a+n；强碱pH=b,加水稀释10n倍后，pH=b-n。 强酸pH=a,加水等体积稀释后，pH=a+0.3；强碱pH=b,加水等体积稀释后，pH=b-0.3。 酸稀释后还是酸PH＜7；碱稀释后还是碱PH＞7 【例7】强酸的稀释 1.室温，将pH=3的盐酸溶液稀释1000倍，求稀释后的pH？ 稀释前， pH=3 c(H+)=10－3 mol·L－1 稀释后，c(H+)= mol·L－1= 10－6 mol·L－1 pH=6 2.室温，pH=6的HCl溶液稀释100倍，求稀释后的pH？ 稀释前， pH=6，c(H+)=10－6 mol·L－1 稀释后，c(H+)= mol·L－1 =10－8 mol·L－1 pH=8 这样的解法不正确！ 稀释后仍为酸性，pH≈7且pH< 7 3.室温，将pH=4的盐酸溶液，加水等体积稀释后，求稀释后的pH？ 稀释前，pH=4 c前(H+)=10－4 mol·L－1 稀释后，c(H+)= ×10－4 mol·L－1 = 5×10－5 mol·L－1 pH=4.3 4.室温，pH= 6.8的HCl溶液，加水等体积稀释后，求稀释后的pH？ pH=7.1 这样的解法不正确！ 稀释后仍为酸性，pH≈7且pH< 7 【例8】强碱的稀释 1.室温，将pH=12的氢氧化钠溶液稀释1000倍，求稀释后的pH？ 稀释前，pH=12 c前(H+)=10－12 mol·L－1 ， c前(OH-) = = mol·L－1 =10－2 mol·L－1 稀释后，c后(OH-)= mol·L－1 =10－5 mol·L－1 ， c后(H+)= =10－9 mol·L－1 pH=9 2.室温，pH=8的NaOH溶液稀释100倍，求稀释后的pH？ 稀释前， pH=8，c(H+)=10－8 mol·L－1 ，c前(OH-) = = mol·L－1 =10－6 mol·L－1 稀释后，c(OH-)= mol·L－1 =10－8 mol·L－1 , c后(H+)= =10－6 mol·L－1 pH=6 这样的解法不正确！ 稀释后仍为碱性，pH≈7且pH> 7 3.室温，将pH=12的氢氧化钠溶液，加水等体积稀释后，求稀释后的pH？ 稀释前，pH=12 ，c前(OH-) = = mol·L－1 = mol·L－1 稀释后，c后(OH-)= ×10－2 mol·L－1 = 5×10－3 mol·L－1 , c后(H+)= =2×10－12 mol·L－1 pH=11.7 4.室温，pH=7.2的NaOH溶液，加水等体积稀释后，求稀释后的pH？ pH=6.9 这样的解法不正确！ 稀释后仍为碱性，pH≈7且pH> 7 考点05 水电离出的c()与c()的计算(初步) ①单一溶质时 加酸、碱，水的电离受到抑制； 加可水解的盐，水的电离受到促进； 【解题思路】 一般情况下，分析水电离出的c() 步骤1：算出溶液的c()、c() 步骤2：比较c()和c()，若促进，选浓度大的，若抑制，选浓度小的 水电离的c()、c() 溶液中的c()、c() 区别 c水电离() = c水电离() >或<或= HCl溶液 c水电离() = c溶液中() c溶液中() > c溶液中() NaOH溶液 c水电离() = c溶液中() c溶液中() < c溶液中() NH4Cl溶液 c水电离() = c溶液中() c溶液中() > c溶液中() Na2CO3溶液 c水电离() = c溶液中() c溶液中() < c溶液中() ②多个溶质时，需要具体分析。 类型一：CH3COOH/CH3COONa；NH3·H2O/NH4Cl等(缓冲对型) 类型二：CH3COONa和NaOH；NH4Cl和HCl混合等 【例1】0.1 mol/L CH3COOH溶液，Ka(CH3COOH)=1.8×10−5，分析水电离出的c() c() ≈ =1.34×10－3 mol·L－1 c()= = 7.46×10－12 mol·L－1 加酸，抑制水电离，c水()=7.46×10－12 mol·L－1 【例2】0.1 mol/L 氨水，Kb(NH3·H2O)=1.8×10−5 c() ≈ =1.34×10－3 mol·L－1 c()= = 7.46×10－12 mol·L－1 加碱，抑制水电离，c水()=7.46×10－12 mol·L－1 【例3】pH=6氯化铵溶液中水电离出的和的浓度 c()=10－6 mol/L c()= = 10－8 mol/L 加可以水解的盐，促进水电离，c水()=c水()=1×10－6 mol/L 【例4】pH=11碳酸钠溶液中水电离出的和的浓度 c()=10－11 mol/L c()= = 10－3 mol/L 加可以水解的盐，促进水电离，c水()=c水()=1×10－3 mol/L 【例5】室温条件下某溶液中由水电离产生的c水()= 10-11 mol/L ，则该溶液呈酸性还是碱性？并求算该溶液中c(H+)的可能值？ 可能为酸性溶液，也可能为碱性溶液！ 酸性时：c()＝10-3 mol/L、c()＝10-11 mol/L 碱性时：c()＝10-11 mol/L、c()＝10-3 mol/L 【结论】溶液中的和水电离的不是一回事 【例6】已知升高温度，水的Kw增大。当温度为100 ℃，KW=10-12，则在100 ℃时纯水中的c（H+）等于多少？pH等于多少？溶液的酸碱性如何？ c(H+)＝c(OH-) ① c(H+)·c(OH-)＝Kw ② ①②联立，解得c()＝1×10－6 mol·L-1 pH＝＝6 溶液显中性 【例7】在100℃时，水的离子积为1×10-12，若该温度下某溶液中的H+浓度为1×10-7 mol·L-1，该溶液（ ） A、呈碱性 B、呈酸性 C、呈中性 D、无法判断 【例8】（双选）25℃时，KW＝1×10－14,100 ℃时，KW＝1×10－12，这说明 (　 ) A.100 ℃时水的电离程度较大 B.100 ℃时水的酸性增强 C.KW与温度无直接关系 D.水的电离是一个吸热过程 【例9】某温度下，水溶液中的c(H＋)＝10x mol·L－1，c(OH－)＝10y mol·L－1。x与y的关系如图所示。该温度下0.01 mol·L－1 NaOH溶液的c(H＋)为(　D　) A．10－10 mol·L－1 B．10－11 mol·L－1 C．10－12 mol·L－1 D．10－13 mol·L－1 【解析】该温度下，Kw =10－15 【例10】25 ℃时，在等体积的①0.5 mol·L－1的H2SO4溶液；②0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液；③1 mol·L－1的NaCl溶液；④纯水中，由水电离出的H＋的物质的量之比是(　　) A．1∶10∶107∶107 B．107∶107∶1∶1 C．107∶106∶2∶2 D．107∶106∶(2×107)∶2 【解析】10－14∶10－13∶10－7∶10－7 考点06 图像问题 1.强、弱酸或强、弱碱稀释图像 【技巧】一看起点，二看变化幅度 （1）pH相等的酸或碱溶液稀释后溶液pH的变化示意图 pH相等，起点相同；稀释相同倍率，强酸和强碱（填“强酸、弱酸、强碱、弱碱”）变化幅度大 （2）c相等的酸或碱溶液稀释后溶液pH的变化示意图 c相等，强酸（填“强酸、弱酸”）的酸性强，pH更小（填“大、小”）； c相等，强碱（填“强碱、弱碱”）的碱性强，pH更大（填“大、小”）； 即c相等，pH不同，起点不同； 稀释相同倍率，强酸和强碱（填“强酸、弱酸、强碱、弱碱”）变化幅度大。 2.水溶液中的c(H＋)、c(OH－)图像 对角线上，溶液呈中性 b→c含义，溶液呈酸性，如HCl，CH3COOH，NH4Cl溶液 b→a含义，溶液呈碱性，如NaOH，NH3·H2O，Na2CO3溶液 A→B含义，溶液呈中性，溶液温度升高(T1 < T2) 【例1】水的电离平衡曲线如图所示，下列说法不正确的是(　　 ) A.图中五点KW间的关系：B>C>A＝D＝E B.若从A点到E点，可采用在水中加入少量碱的方法 C.若从A点到C点，可采用温度不变时在水中加入适量NH4Cl固体的方法 D.若处在B点时，将pH＝2的硫酸与pH＝12的KOH溶液等体积混合后，溶液显碱性 【例2】常温时，下列叙述正确的是(　　 ) A.醋酸溶液的，将此溶液稀释10倍后，溶液的，则 B.若1mL pH=1的盐酸与100mL NaOH溶液混合后，混合溶液的pH=7，则NaOH溶液的pH=11 C.盐酸的，盐酸的 D.在滴有酚酞溶液的氨水里，加入NH4Cl至溶液恰好无色，则此时溶液的pH＜7 考点07 酸碱中和滴定实验 1.概念和原理 （1）概念：依据中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的方法。 （2）原理：在中和反应中，酸提供的H＋与碱提供的OH－之间的物质的量相等， 以一元酸和一元碱为例： 即c(H＋)·V酸＝c(OH－)·V碱，则c(H＋)＝或c(OH－)＝。 2.主要试剂 （1）待测液；（2）标准液； （3）酸碱指示剂(一般用甲基红、甲基橙、酚酞，一般不用石蕊，颜色改变不明显)。 3主要仪器使用(课本P91) （1）仪器：滴定管，铁架台，滴定管夹，锥形瓶，烧杯。 仪器a是酸式滴定管，仪器b是碱式滴定管。精密度：0.01 mL。 酸式滴定管不能盛放碱性溶液； 碱式滴定管不能盛放酸性或强氧化性溶液。 （2）滴定管的使用方法 ①检查仪器：使用前先检查滴定管活塞是否漏水。 ②润洗仪器：在加入溶液之前，洁净的滴定管要用所要盛装的溶液润洗2～3遍。 从滴定管上口加入3~5 mL所要盛装的酸或碱，倾斜着转动滴定管，使液体润湿全部滴定管内壁；然后，一手控制活塞（轻轻转动酸式滴定管的活塞，或者轻轻挤压碱式滴定管中的玻璃球），将液体从滴定管下部放入预置的烧杯中。 ③加入溶液：分别将溶液加入到相应滴定管中，使液面位于滴定管0刻度线以上2。 ④调节起始读数：在滴定管下放一个烧杯，调节活塞，使滴定管尖嘴部分充满反应液（如果滴定管内部有气泡，应快速放液以赶出气泡；赶出碱式滴定管乳胶管中气泡的方法如图所示），并使液面位于“0”刻度或“0”刻度以下的某一刻度，准确记录读数。 4.用已知浓度的强酸滴定未知浓度的强碱（P91，实验活动二） 1. 向润洗过的酸式滴定管中加入0.1000 mol/L HCl溶液，赶出气泡、调节液面至“0”刻度后准确记录读数(V1)，并填入下表中。 2. 向润洗过的碱式滴定管中加入待测浓度的NaOH溶液，赶出气泡、调节液面至“0”刻度后，用碱式滴定管向锥形瓶中滴入25.00 mL待测溶液，再向其中滴加2滴酚酞溶液，这时溶液呈红色。 3. 把锥形瓶放在酸式滴定管的下方，瓶下垫一张白纸，小心地滴入酸。边滴边摇动锥形瓶（接近终点时，改为滴加半滴酸），直到因加入半滴酸后，溶液颜色从粉红色刚好变为无色，且半分钟内不变色。这表示已经到达滴定终点，记录滴定管液面的读数(V2)。 4. 重复实验两次，并记录相关数据。5. 计算待测NaOH溶液中NaOH的物质的量浓度，浓度取平均值。 【注意】 酸式滴定管装标准液过程： 检漏(酸式滴定管)→水洗→润洗→装液→赶气泡→调刻度→记录酸式滴定管的读数(V1) 锥形瓶装待测液过程： 水洗锥形瓶→检漏(碱式滴定管)→水洗→润洗→装液→赶气泡→调刻度→锥形瓶装待测液→加指示剂 滴定过程： 滴定→滴定终点→记录酸式滴定管的读数(V2)→重复实验2次→计算 酸式滴定管：水洗→润洗 碱式滴定管：水洗→润洗 锥形瓶：水洗 5.指示剂的选择 （1）原理：在酸、碱中和滴定过程中，溶液的pH在接近滴定终点时有一个突变过程，在此范围内，滴加很少的酸(或碱)，溶液的pH就有很大的变化，能使指示剂的颜色变化明显，所以即使酚酞、甲基橙的变色不在恰好中和的pH＝7的点上，但体积差距很小，可以忽略不计。 右图为0.1000 mol·L－1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.1000 mol·L－1 HCl溶液的滴定曲线。 （2）常见酸碱指示剂的变色范围： 指示剂 变色范围(颜色与pH的关系) 石蕊 <5.0红色 5.0～8.0紫色 >8.0蓝色 酚酞 <8.2无色 8.2～10.0浅红色 >10.0红色 甲基橙 <3.1红色 3.1～4.4橙色 >4.4黄色 甲基红 <4.4红色 4.4～6.2橙色 >6.2黄色 【特别提醒】若滴定终点为碱性时，选择酚酞；滴定终点为酸性时，选择甲基橙或者甲基红，中性时，酚酞、甲基橙都行，但不选择石蕊，变色现象不明显。 6.滴定操作 ①滴速：先快后慢，当接近终点时，应一滴一摇，甚至半滴一摇，利用锥形瓶内壁承接尖嘴处悬挂的半滴溶液。 ②终点的判断：滴入最后半滴标准液，锥形瓶内溶液颜色由XX色变为XX色，且在半分钟内不变回原色，视为滴定终点。 技巧： ①找计量点附近的两个颜色 ②确定颜色变化方向（判断从酸性到碱性还是碱性到酸性） 指示剂 操作 颜色 酚酞 已知浓度的酸滴定未知浓度的碱 浅红色变无色 已知浓度的碱滴定未知浓度的酸 无色变浅红色 甲基橙 已知浓度的酸滴定未知浓度的碱 黄色变橙色 已知浓度的碱滴定未知浓度的酸 橙色变黄色 甲基红 已知浓度的酸滴定未知浓度的碱 黄色变橙色 已知浓度的碱滴定未知浓度的酸 橙色变黄色 考点08：酸碱中和滴定曲线的绘制 用氢氧化钠溶液测定盐酸浓度：在20.00 mL 0.1000 mol/L的盐酸中逐滴滴入0.1000 mol/L氢氧化钠溶液，溶液pH随NaOH溶液体积变化如表。 (起点) (少半滴) (计量点) (多半滴) (过量20ml) V(NaOH) /mL 0 5 10 15 18 19 19.95 19.98 20.00 20.02 20.05 21 22 30 40 pH 1.0 1.2 1.5 1.8 2.3 2.6 3.9 4.3 7 9.7 10 11.4 11.7 12.3 12.5 终点范围 考点09 酸碱中和滴定误差分析 1.分析依据 c待测·V待测＝c标准·V标准 c待测＝ 2.常见的误差分析 以用标准盐酸滴定待测氢氧化钠溶液为例： 步骤 操作 V标准 c待测 洗涤 酸式滴定管未用标准溶液润洗 变大 偏高 未用待测溶液润洗取用待测液的滴定管 变小 偏低 锥形瓶用待测溶液润洗 变大 偏高 锥形瓶洗净后还留有蒸馏水 不变 无影响 指示剂 指示剂加少了 变大 偏高 指示剂加多了 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 偏高 振荡锥形瓶时部分液体溅出 变小 偏低 部分酸液滴出锥形瓶外 变大 偏高 滴定过程中，向锥形瓶内加少量蒸馏水 不变 无影响 溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后再加一滴NaOH溶液无变化 变大 偏高 滴定完毕后立即读数(半分钟后颜色又变红) 变小 偏低 读数 滴定前读数正确，滴定后俯视读数或前仰后俯 变小 偏低 滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或前俯后仰) 变大 偏高 3.滴定管读数误差分析 滴定管正确的读数方法是视线、刻度线、凹液面最低点在同一水平线上。 （1）如图Ⅰ，开始仰视读数，滴定完毕俯视读数，滴定结果会偏小。 （2）如图Ⅱ，开始俯视读数，滴定完毕仰视读数，滴定结果会偏大。 【例1】 用0.1032 mol/L HCl溶液滴定未知浓度的NaOH溶液，重复四次的实验数据如下表所示。计算NaOH溶液中NaOH的物质的量浓度。 实验次数 HCl溶液的体积/mL NaOH溶液的体积/mL 1 27.84 25.00 2 27.83 25.00 3 27.85 25.00 4 28.25 25.00 【例2】已知某烧碱样品中含有NaCl杂质，为测定该样品中NaOH的质量分数，进行如下实验： ①称量1.00g样品溶于水配成250mL溶液： ②用碱式滴定管准确量取25.00 mL所配溶液于锥形瓶中，滴加2—3滴指示剂： ③用的标准盐酸滴定并重复三次，每次实验数据记录如下： 滴定序号 待测液体积/mL 消耗盐酸的体积/mL 滴定前 滴定后 1 2 3 25.00 25.00 25.00 0.50 6.00 1.10 20.60 26.00 21.00 请回答下列问题： （1）配制该溶液所需要的主要玻璃仪器为 。 （2）实验步骤②中所滴加的指示剂是 。 （3）滴定管装好溶液后，排除碱式滴定管胶管中气泡的方法是 。 滴定过程中用左手控制 (填仪器及部位)，眼睛 ，直至滴定终点。 （4）判断达到滴定终点时的现象为 。 （5）若出现下列情况，导致测定结果偏高的是 (填序号)。 a.滴定前用蒸水冲洗锥形瓶 b.滴定过程中振荡锥形瓶时不慎使瓶内溶液溅出 c.滴定过程中不慎将数滴酸液滴在锥形瓶外 d.酸式滴定管中在滴定前有气泡，滴定后气泡消失 e.滴定前仰视读数，滴定后俯视读数 f.酸式滴定管在使用前没有用标准液润洗 【答案】（1）250mL容量瓶、烧杯、玻璃棒、胶头滴管； （2）酚酞(或甲基橙) （3）将胶管向上弯曲，用力挤捏玻璃珠，使溶液从尖嘴喷出 酸式滴定管活塞 注视锥形瓶内溶液颜色的变化 （4）滴入最后半滴盐酸后，锥形瓶中溶液的颜色由红色变为无色且半分钟内不恢复原色； 或滴入最后半滴盐酸后，锥形瓶中溶液的颜色由黄色变为橙色且半分钟内不恢复原色。 （5）c、d、f 【例3】正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)可用“图1”测定醋酸浓度(2021·河北，3A) (　√　) (2)可用“图2”量取一定体积的KMnO4溶液(2021·天津，6B) (　×　) 【例4】(2024·温州普通高中高三模拟)用已知浓度的盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液时，下列操作正确的是(　　) A.酸式滴定管用蒸馏水洗净后，直接加入已知浓度的盐酸 B.锥形瓶用蒸馏水洗净，必须干燥后才能加入一定体积未知浓度的NaOH溶液 C.滴定前没有排出滴定管中的气泡 D.读数时视线与滴定管内液体凹液面最低处保持水平 【例5】 NaOH标准溶液的配制和标定，需经过NaOH溶液配制、基准物质H2C2O4·2H2O的称量以及用NaOH溶液滴定等操作。下列有关说法正确的是(　　) A.图甲：转移NaOH溶液到250 mL容量瓶中 B.图乙：准确称得0.1575 g H2C2O4·2H2O固体 C.用图丙所示操作排出碱式滴定管中的气泡 D.用图丁所示装置以NaOH待测液滴定H2C2O4溶液 【例6】用盐酸标准液滴定未知浓度的NaOH溶液，下列各操作中，不会引起实验误差的是(　　) A.用甲基橙作指示剂，当溶液由黄色变为橙色，立即读数，停止滴定 B.用蒸馏水洗净锥形瓶后，再用NaOH溶液润洗后装入一定体积的NaOH溶液 C.取10.00 mL NaOH溶液放入洗净的锥形瓶中，再加入适量蒸馏水 D.取10.00 mL NaOH溶液放入锥形瓶后，碱式滴定管尖嘴处留有液滴 【例7】(2020·浙江1月选考，23)室温下，向20.00 mL 0.1000 mol·L-1盐酸中滴加0.1000 mol·L-1 NaOH溶液，溶液的pH随NaOH溶液体积的变化如图。已知lg 5≈0.7。下列说法不正确的是(　　) A.NaOH与盐酸恰好完全反应时，pH=7 B.选择变色范围在pH突变范围内的指示剂，可减小实验误差 C.选择甲基红指示反应终点，误差比甲基橙的大 D.V(NaOH)=30.00 mL时，pH≈12.3 考点10 【拓展】氧化还原滴定 【例题】硫代硫酸钠晶体(Na2S2O3·5H2O，M=248 g· mol-1)可用作定影剂、还原剂。市售硫代硫酸钠中常含有少量杂质，可用K2Cr2O7标准液定量测定硫代硫酸钠的纯度。 （1）溶液配制：称取1.2000g 样品，加蒸馏水配制成100 mL溶液。 (3)下列操作可能导致测得样品纯度偏高的是( BC )　　　 A.锥形瓶用蒸馏水洗净后用标准液润洗2～3次 B.装有待测液滴定管滴定前仰视读数,终点时俯视读数 C.水洗后没有润洗滴定管直接装入K2Cr2O7标准液 D.滴定前,装有待测液的滴定管尖嘴部分有气泡,滴定后无气泡 第 1 页 共 18 页 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $$ 化学反应原理 第七讲 水的电离和溶液的pH（学案） 学习要点： 考点01 水的电离 考点02 水的电离平衡的影响因素 考点03 溶液的酸碱性与pH测定 考点04 溶液pH的计算 考点05 水电离出的c()与c()的计算(初步) 考点06 图像问题 考点07 酸碱中和滴定实验 考点08 酸碱中和滴定曲线的绘制 考点09 酸碱中和滴定误差分析 考点10 氧化还原滴定【拓展】 考点01 水的电离 1.水的电离 水是极弱的电解质，水的电离方程式为 （ ） 或简写为 。 【例1】写出HF的自耦电离方程式： 写出CH3COOH (HAc)的自耦电离方程式： 2.关于纯水的几个重要数据 25 ℃时，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝ ，pH= ； 任何水溶液中，由 的c(H＋)与c(OH－)都相等； 水电离 。 3.水的离子积常数(Kw) 使用条件： 或 【例1】下列说法正确的是(　 　) A．水的电离方程式：H2O===＋ B．升高温度，水的电离程度增大 C．在NaOH溶液中没有 D．在盐酸中没有 【例2】下列说法正确的是(　 　) A．水的离子积Kw随温度的改变而变化 B．25 ℃时，只有在纯水中，才有Kw＝1×10－14 C．任何温度下，在酸、碱、盐的稀溶液中，都有Kw＝1×10－14 D．NaCl溶液中既无也无 【例3】25 ℃时，纯水的Kw＝1×10－14,100 ℃时，纯水的Kw＝1×10－12，这说明(　 　) A．100 ℃时水的电离常数较小 B．前者c()比后者大 C．水的电离是一个吸热过程 D．Kw和温度无直接关系 考点02 水的电离平衡的影响因素 1.外界条件对水的电离平衡影响 (1)温度:温度升高, 水的电离,KW ;温度降低, 水的电离,KW 注意：KW只和 有关，与浓度、酸碱性无关。 (2)酸、碱: 水的电离。（ 效应） 例如： ； 等 (3)能水解的盐: 水的电离。（ 效应） 例如： 等 (4)能与水反应的活泼金属: 水的电离。 2.外界条件对水的电离平衡影响的结果 条件 平衡是否移动 KW 水的电离程度 c(OH-) c(H+) c(H+)和c(OH-)大小 酸 碱 可水解的盐 Na2CO3 NH4Cl 温度 升温 降温 其他，如加入Na 【例4】在100 ℃时，100 mL蒸馏水中c(OH－)＝1×10－6 mol·L－1，当改变下列条件之一时，c(OH－)仍然等于1×10－6 mol·L－1的是(　 　) ①温度降低到25 ℃ ②加入10－6 mol烧碱固体，保持100 ℃ ③加入10－6 mol氯化钠，保持100 ℃ ④蒸发掉50 mL水，保持100 ℃ A．①② B．③④ C．①③ D．②④ 【例5】(2023·河北大名一中月考)25 ℃时，水的电离达到平衡：H2O＋，下列叙述正确的是(　 　) A．将纯水加热到95 ℃时，Kw变大，c()减小 B．25 ℃时，向纯水中加入稀氨水，水的电离平衡逆向移动，c()增大，Kw变小 C．保持温度不变，向纯水中加入少量NaOH固体，c()增大，Kw不变 D．向纯水中加入盐酸，可抑制水的电离；加入醋酸，可促进水的电离 考点03 溶液的酸碱性与pH测定 1.pH计算 (1)溶液的pH与c(H＋)及酸碱性的关系 计算公式 意义 pH越大，溶液的碱性 ； pH越小，溶液的酸性 。 溶液酸碱性与pH的关系( 下) pH＜7，为 溶液； pH＝7，为 溶液； pH＞7，为 溶液 适用范围( 下) 1×10－14 mol·L－1＜c(H＋)＜1 mol·L－1 2.溶液的酸碱性 溶液的酸碱性取决于溶液中 和 的相对大小。 溶液 c(H+)、c()大小比较 室温(25 ℃) 数值 pH 中性溶液 c(H+) c() c(H+)=c()=1×10-7 mol·L-1 7 酸性溶液 c(H+) c() c(H+) 1×10-7 mol·L-1 7 碱性溶液 c(H+) c() c(H+) 1×10-7 mol·L-1 7 3.溶液pH的测定（选择题） ①pH试纸 操作：用 夹取pH试纸，将其放在干净的 上，用 蘸取待测溶液，轻轻点在pH试纸中部，等待几秒钟后将试纸与标准比色卡进行对照，读取pH值。 读数：广泛pH试纸：1-14，pH差1，读数为 精密pH试纸：范围较窄，pH差0.2或0.3，读数 ②pH计 校准→ →校准→ →将电极放入待测的溶液样品→保持在溶液中1-2分钟，直至示数稳定→读数→ →将电极浸泡在 溶液中 注意：每次使用都要用 清洗电极，并用吸水纸 。 考点04 溶液pH的计算 类型一：pH计算 室温： ①酸溶液中pH c(酸)→c()→pH 【关键】抓住进行计算！ ②碱溶液中pH c(碱)→c() → c()→pH 【关键】抓住进行计算！ ③酸碱溶液用水稀释后的pH值 强酸：c(酸)→c稀释后(酸)→c()→pH 强碱：c(碱)→c稀释后(碱)→c()→c()→pH 【例1】强酸 1.常温下，0.1 mol·L－1的盐酸溶液的pH？ 2.常温下，pH＝1的盐酸的浓度是？ 3.常温下，pH＝1的硫酸的浓度是？ 【例2】强碱 1.常温下，0.001 mol·L－1的NaOH溶液的pH？ 2.常温下，pH＝12的NaOH溶液的浓度是？ 3.常温下，pH＝12的Ba(OH)2溶液的浓度是？ 【例3】极稀的酸或极稀的碱（pH保留小数点后两位） 1.常温下，10-8 mol·L－1的盐酸溶液的pH？ 2.常温下，10-8 mol·L－1的NaOH溶液的pH？ 【例4】强酸强碱混合 1.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。 2.常温下，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。 【例5】弱酸 1.室温，求0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液的pH(已知CH3COOH的电离常数Ka＝1.8×10－5)。 （pH保留小数点后两位） 2.室温，求0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液的pH(已知的电离度α＝1%)。 【例6】弱碱 1.室温，求0.1 mol·L－1的NH3·H2O溶液的pH(已知NH3·H2O电离常数Kb＝1.8×10－5)。 （pH保留小数点后两位） 2.求0.1 mol·L－1的NH3·H2O的pH(NH3·H2O的电离度α＝1%)。 类型二：溶液稀释问题 强酸pH=a,加水稀释10n倍后，pH= ；强碱pH=b,加水稀释10n倍后，pH= 。 强酸pH=a,加水等体积稀释后，pH= ；强碱pH=b,加水等体积稀释后，pH= 。 酸稀释后还是酸PH 7；碱稀释后还是碱PH 7 【例7】强酸的稀释 1.室温，将pH=3的盐酸溶液稀释1000倍，求稀释后的pH？ 2.室温，pH=6的HCl溶液稀释100倍，求稀释后的pH？ 3.室温，将pH=4的盐酸溶液，加水等体积稀释后，求稀释后的pH？ 4.室温，pH= 6.8的HCl溶液，加水等体积稀释后，求稀释后的pH？ 【例8】强碱的稀释 1.室温，将pH=12的氢氧化钠溶液稀释1000倍，求稀释后的pH？ 2.室温，pH=8的NaOH溶液稀释100倍，求稀释后的pH？ 3.室温，将pH=12的氢氧化钠溶液，加水等体积稀释后，求稀释后的pH？ 4.室温，pH=7.2的NaOH溶液，加水等体积稀释后，求稀释后的pH？ 考点05 水电离出的c()与c()的计算(初步) ① 时 加酸、碱，水的电离受到 ； 加可水解的盐，水的电离受到 ； 【解题思路】 一般情况下，分析水电离出的c() 步骤1： 步骤2：比较c()和c()，若促进，选 ，若抑制， ② 时，需要具体分析。 类型一：CH3COOH/CH3COONa；NH3·H2O/NH4Cl等(缓冲对型) 类型二：CH3COONa和NaOH；NH4Cl和HCl混合等 【例1】0.1 mol/L CH3COOH溶液，Ka(CH3COOH)=1.8×10−5，分析水电离出的c() 【例2】0.1 mol/L 氨水，Kb(NH3·H2O)=1.8×10−5 【例3】pH=6氯化铵溶液中水电离出的和的浓度 【例4】pH=11碳酸钠溶液中水电离出的和的浓度 【例5】室温条件下某溶液中由水电离产生的c水()= 10-11 mol/L ，则该溶液呈酸性还是碱性？并求算该溶液中c(H+)的可能值？ 【结论】 【例6】已知升高温度，水的Kw增大。当温度为100 ℃，KW=10-12，则在100 ℃时纯水中的c（H+）等于多少？pH等于多少？溶液的酸碱性如何？ 【例7】在100℃时，水的离子积为1×10-12，若该温度下某溶液中的H+浓度为1×10-7 mol·L-1，该溶液（ ） A、呈碱性 B、呈酸性 C、呈中性 D、无法判断 【例8】（双选）25℃时，KW＝1×10－14,100 ℃时，KW＝1×10－12，这说明 (　 ) A.100 ℃时水的电离程度较大 B.100 ℃时水的酸性增强 C.KW与温度无直接关系 D.水的电离是一个吸热过程 【例9】某温度下，水溶液中的c(H＋)＝10x mol·L－1，c(OH－)＝10y mol·L－1。x与y的关系如图所示。该温度下0.01 mol·L－1 NaOH溶液的c(H＋)为(　 　) A．10－10 mol·L－1 B．10－11 mol·L－1 C．10－12 mol·L－1 D．10－13 mol·L－1 【例10】25 ℃时，在等体积的①0.5 mol·L－1的H2SO4溶液；②0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液；③1 mol·L－1的NaCl溶液；④纯水中，由水电离出的H＋的物质的量之比是(　　) A．1∶10∶107∶107 B．107∶107∶1∶1 C．107∶106∶2∶2 D．107∶106∶(2×107)∶2 考点06 图像问题 1.强、弱酸或强、弱碱稀释图像 【技巧】一看 ，二看 （1） 的酸或碱溶液稀释后溶液pH的变化示意图 pH相等，起点 ；稀释相同倍率， 和 （填“强酸、弱酸、强碱、弱碱”）变化幅度大 （2） 的酸或碱溶液稀释后溶液pH的变化示意图 c相等， （填“强酸、弱酸”）的酸性强，pH更 （填“大、小”）； c相等， （填“强碱、弱碱”）的碱性强，pH更 （填“大、小”）； 即c相等，pH ，起点 ； 稀释相同倍率， 和 （填“强酸、弱酸、强碱、弱碱”）变化幅度大。 2.水溶液中的c(H＋)、c(OH－)图像 对角线上，溶液呈 b→c含义，溶液呈 ，如HCl，CH3COOH，NH4Cl溶液 b→a含义，溶液呈 ，如NaOH，NH3·H2O，Na2CO3溶液 A→B含义，溶液呈 ，溶液温度 (T1 T2) 【例1】水的电离平衡曲线如图所示，下列说法不正确的是(　　 ) A.图中五点KW间的关系：B>C>A＝D＝E B.若从A点到E点，可采用在水中加入少量碱的方法 C.若从A点到C点，可采用温度不变时在水中加入适量NH4Cl固体的方法 D.若处在B点时，将pH＝2的硫酸与pH＝12的KOH溶液等体积混合后，溶液显碱性 【例2】常温时，下列叙述正确的是(　　 ) A.醋酸溶液的，将此溶液稀释10倍后，溶液的，则 B.若1mL pH=1的盐酸与100mL NaOH溶液混合后，混合溶液的pH=7，则NaOH溶液的pH=11 C.盐酸的，盐酸的 D.在滴有酚酞溶液的氨水里，加入NH4Cl至溶液恰好无色，则此时溶液的pH＜7 考点07 酸碱滴定实验 1.概念和原理 （1）概念：依据中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的方法。 （2）原理：在中和反应中，酸提供的H＋与碱提供的OH－之间的物质的量相等， 以一元酸和一元碱为例： 即c(H＋)·V酸＝c(OH－)·V碱，则c(H＋)＝或c(OH－)＝。 2.主要试剂 （1）待测液；（2）标准液； （3）酸碱指示剂(一般用 、 、 ，一般不用石蕊，颜色改变不明显)。 3主要仪器使用(课本P91) （1）仪器：滴定管，铁架台，滴定管夹， ， 。 仪器a是 ，仪器b是 。精密度： mL。 酸式滴定管不能盛放 溶液； 碱式滴定管不能盛放 或 溶液。 （2）滴定管的使用方法 ①检查仪器：使用前先 滴定管 是否 。 ②润洗仪器：在加入溶液之前，洁净的滴定管要用所要盛装的溶液 2～3遍。 从滴定管上口加入3~5 mL所要盛装的酸或碱，倾斜着转动滴定管，使液体润湿全部滴定管内壁；然后，一手控制活塞（轻轻转动酸式滴定管的活塞，或者轻轻挤压碱式滴定管中的玻璃球），将液体从滴定管 放入预置的烧杯中。 ③加入溶液：分别将溶液加入到相应滴定管中，使液面位于滴定管0刻度线以上 。 ④调节起始读数：在滴定管下放一个烧杯，调节活塞，使滴定管尖嘴部分充满反应液（如果滴定管内部有气泡，应快速放液以 ；赶出碱式滴定管乳胶管中气泡的方法如图所示），并使液面位于 或 ，准确记录读数。 4.用已知浓度的强酸滴定未知浓度的强碱（P91，实验活动二） 1. 向 过的酸式滴定管中加入0.1000 mol/L HCl溶液，赶出气泡、调节液面至“0”刻度后准确记录读数( )，并填入下表中。 2. 向 过的碱式滴定管中加入待测浓度的NaOH溶液，赶出气泡、调节液面至“0”刻度后，用碱式滴定管向 中滴入25.00 mL待测溶液，再向其中滴加2滴 溶液，这时溶液呈红色。 3. 把锥形瓶放在酸式滴定管的下方，瓶下垫一张白纸，小心地滴入酸。边滴边摇动锥形瓶（接近终点时，改为滴加 酸），直到因加入半滴酸后，溶液颜色从粉红色刚好变为无色，且 。这表示已经到达滴定终点，记录滴定管液面的读数( )。 4. 重复实验两次，并记录相关数据。5. 计算待测NaOH溶液中NaOH的物质的量浓度，浓度取 。 【注意】 酸式滴定管装标准液过程： ( )→ → →装液→赶气泡→调刻度→记录酸式滴定管的读数(V1) 锥形瓶装待测液过程： 锥形瓶→ ( )→ → →装液→赶气泡→调刻度→锥形瓶装待测液→ 加指示剂 滴定过程： 滴定→滴定终点→记录酸式滴定管的读数(V2)→重复实验2次→计算 酸式滴定管： → 碱式滴定管： → 锥形瓶： 5.指示剂的选择 （1）原理：在酸、碱中和滴定过程中，溶液的pH在接近滴定终点时有一个突变过程，在此范围内，滴加很少的酸(或碱)，溶液的pH就有很大的变化，能使指示剂的颜色变化明显，所以即使酚酞、甲基橙的变色不在恰好中和的pH＝7的点上，但体积差距很小，可以忽略不计。 右图为0.1000 mol·L－1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.1000 mol·L－1 HCl溶液的滴定曲线。 （2）常见酸碱指示剂的变色范围： 指示剂 变色范围(颜色与pH的关系) 石蕊 <5.0 色 5.0～8.0紫色 >8.0 色 酚酞 <8.2 色 ～ 浅红色 >10.0 色 甲基橙 <3.1 色 ～ 橙色 >4.4 色 甲基红 <4.4 色 ～ 橙色 >6.2 色 【特别提醒】若滴定终点为碱性时，选择 ；滴定终点为酸性时，选择 或者 ，中性时，酚酞、甲基橙都行，但不选择石蕊，变色现象不明显。 6.滴定操作 ①滴速：先快后慢，当接近终点时，应一滴一摇，甚至半滴一摇，利用锥形瓶内壁承接尖嘴处悬挂的半滴溶液。 ②终点的判断： 考点09：酸碱中和滴定曲线的绘制 用氢氧化钠溶液测定盐酸浓度：在20.00 mL 0.1000 mol/L的盐酸中逐滴滴入0.1000 mol/L氢氧化钠溶液，溶液pH随NaOH溶液体积变化如表。 ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) V(NaOH) /mL 0 5 10 15 18 19 19.95 19.98 20.00 20.02 20.05 21 22 30 40 pH 1.0 1.2 1.5 1.8 2.3 2.6 3.9 4.3 7 9.7 10 11.4 11.7 12.3 12.5 考点10 中和滴定误差分析 1.分析依据 c待测·V待测＝c标准·V标准 c待测＝ 2.常见的误差分析 以用标准盐酸滴定待测氢氧化钠溶液为例： 步骤 操作 V标准 c待测 洗涤 酸式滴定管未用标准溶液润洗 未用待测溶液润洗取用待测液的滴定管 锥形瓶用待测溶液润洗 锥形瓶洗净后还留有蒸馏水 指示剂 指示剂加少了 指示剂加多了 滴定 酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失 振荡锥形瓶时部分液体溅出 部分酸液滴出锥形瓶外 滴定过程中，向锥形瓶内加少量蒸馏水 溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后再加一滴NaOH溶液无变化 滴定完毕后立即读数(半分钟后颜色又变红) 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.滴定管读数误差分析 滴定管正确的读数方法是视线、刻度线、凹液面最低点在同一水平线上。 （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 。 【例1】 用0.1032 mol/L HCl溶液滴定未知浓度的NaOH溶液，重复四次的实验数据如下表所示。计算NaOH溶液中NaOH的物质的量浓度。 实验次数 HCl溶液的体积/mL NaOH溶液的体积/mL 1 27.84 25.00 2 27.83 25.00 3 27.85 25.00 4 28.25 25.00 【例2】已知某烧碱样品中含有NaCl杂质，为测定该样品中NaOH的质量分数，进行如下实验： ①称量1.00g样品溶于水配成250mL溶液： ②用碱式滴定管准确量取25.00 mL所配溶液于锥形瓶中，滴加2—3滴指示剂： ③用的标准盐酸滴定并重复三次，每次实验数据记录如下： 滴定序号 待测液体积/mL 消耗盐酸的体积/mL 滴定前 滴定后 1 2 3 25.00 25.00 25.00 0.50 6.00 1.10 20.60 26.00 21.00 请回答下列问题： （1）配制该溶液所需要的主要玻璃仪器为 。 （2）实验步骤②中所滴加的指示剂是 。 （3）滴定管装好溶液后，排除碱式滴定管胶管中气泡的方法是 。 滴定过程中用左手控制 (填仪器及部位)，眼睛 ，直至滴定终点。 （4）判断达到滴定终点时的现象为 。 （5）若出现下列情况，导致测定结果偏高的是 (填序号)。 a.滴定前用蒸水冲洗锥形瓶 b.滴定过程中振荡锥形瓶时不慎使瓶内溶液溅出 c.滴定过程中不慎将数滴酸液滴在锥形瓶外 d.酸式滴定管中在滴定前有气泡，滴定后气泡消失 e.滴定前仰视读数，滴定后俯视读数 f.酸式滴定管在使用前没有用标准液润洗 【例3】正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)可用“图1”测定醋酸浓度(2021·河北，3A) (　 　) (2)可用“图2”量取一定体积的KMnO4溶液(2021·天津，6B) (　 　) 【例4】(2024·温州普通高中高三模拟)用已知浓度的盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液时，下列操作正确的是(　　) A.酸式滴定管用蒸馏水洗净后，直接加入已知浓度的盐酸 B.锥形瓶用蒸馏水洗净，必须干燥后才能加入一定体积未知浓度的NaOH溶液 C.滴定前没有排出滴定管中的气泡 D.读数时视线与滴定管内液体凹液面最低处保持水平 【例5】 NaOH标准溶液的配制和标定，需经过NaOH溶液配制、基准物质H2C2O4·2H2O的称量以及用NaOH溶液滴定等操作。下列有关说法正确的是(　　) A.图甲：转移NaOH溶液到250 mL容量瓶中 B.图乙：准确称得0.1575 g H2C2O4·2H2O固体 C.用图丙所示操作排出碱式滴定管中的气泡 D.用图丁所示装置以NaOH待测液滴定H2C2O4溶液 【例6】用盐酸标准液滴定未知浓度的NaOH溶液，下列各操作中，不会引起实验误差的是(　　) A.用甲基橙作指示剂，当溶液由黄色变为橙色，立即读数，停止滴定 B.用蒸馏水洗净锥形瓶后，再用NaOH溶液润洗后装入一定体积的NaOH溶液 C.取10.00 mL NaOH溶液放入洗净的锥形瓶中，再加入适量蒸馏水 D.取10.00 mL NaOH溶液放入锥形瓶后，碱式滴定管尖嘴处留有液滴 【例7】(2020·浙江1月选考，23)室温下，向20.00 mL 0.1000 mol·L-1盐酸中滴加0.1000 mol·L-1 NaOH溶液，溶液的pH随NaOH溶液体积的变化如图。已知lg 5≈0.7。下列说法不正确的是(　　) A.NaOH与盐酸恰好完全反应时，pH=7 B.选择变色范围在pH突变范围内的指示剂，可减小实验误差 C.选择甲基红指示反应终点，误差比甲基橙的大 D.V(NaOH)=30.00 mL时，pH≈12.3 考点11 【拓展】氧化还原滴定 【例题】硫代硫酸钠晶体(Na2S2O3·5H2O，M=248 g· mol-1)可用作定影剂、还原剂。市售硫代硫酸钠中常含有少量杂质，可用K2Cr2O7标准液定量测定硫代硫酸钠的纯度。 （1）溶液配制：称取1.2000g 样品，加蒸馏水配制成100 mL溶液。 (3)下列操作可能导致测得样品纯度偏高的是( )　　　 A.锥形瓶用蒸馏水洗净后用标准液润洗2～3次 B.装有待测液滴定管滴定前仰视读数,终点时俯视读数 C.水洗后没有润洗滴定管直接装入K2Cr2O7标准液 D.滴定前,装有待测液的滴定管尖嘴部分有气泡,滴定后无气泡 第 1 页 共 18 页 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $$