3.2 水的电离和溶液的pH-【新课程能力培养】2025-2026学年高中化学选择性必修1学习手册（人教版）

高中化学选择性必修1（人教版） 第二节 水的电 学习目标 1.了解水的电离及其影响因素。 2.了解离子积常数及其影响因素。 3.能判断溶液的酸碱性及pH,掌握测定溶 液pH的方法 4.能进行溶液pH的简单计算。 5.了解pH的应用。 6.掌握酸碱中和滴定的原理和操作方法，并 能进行误差分析。 知识梳理 川知识点1水的电离 1.水的电离 (1)精确的导电性实验表明，纯水绝大部分 以H,O的形式存在，但其中也存在着极 少数的 和 这表明水 是一种极弱的 能发生微弱的 电离方程式为 ，简写为 (2)水的电离常数K电离= 只与温度有关，温度升高，水的电离平 衡常数增大。 (3)影响水电离平衡的因素（与第二章化学 平衡影响因素类似，平衡移动方向符合 勒夏特列原理，水的电离是吸热过程) 46)学 离和溶液的pH 水的电离 改变条件 平衡移动 溶液中 溶液中 方向 c(H*) c(OH-) 升高温度 通入HCI 加入NaOH 加入Na 加人NH,CI 加入 CHCOONa 加入NaCl 2.水的离子积常数 (1)水的电离是一个可逆的过程，在一定条 件下可以达到电离平衡。 25℃，1LH0的物质的量n(H0)= 1000≈55.6(mol),共有107mol发生 18 电离。 HO H OH- 起始(mol) 55.6 0 0 电离(mol)107 10-7 10-7 平衡(mol)55.6-107 10-7 10-7 所以纯水中，c(H)=c(OH)=1xl0molL。 K电黄=cH):OH,因此c(Hr)-c(OH） c(HO) =K电离c(H0),c(H0)=(55.6-10-7)molL, c(HO)是一个常数，因此K电离·c(HO)是一 个常数。一定温度下，c(H)和c(OH)的乘 积是一个常数，称为水的 ，简称水的 用K.表示。Kw= (填表 达式)；常温下，一般可以认为K=」 (填数值)。 (2)影响因素：温度越高，Kw 水 的电离程度 川知识点2溶液的酸碱性与pH 1.溶液的酸碱性 (1)水的离子积不仅适用于纯水，也适用于 (2)溶液的酸碱性与c(H)、c(OH)的关系 c(H)与c(OH) c(H)的范 类别 的关系 围(25℃)/(molL) 中性 c(OH) c(H) c(H)= 溶液 酸性 c(OH) c(H*) 溶液 c(H)> 碱性 c(OH)c(H) c(H)< 溶液 2.溶液的酸碱性与pH (1)pH概念 ①定义：pH是 的负对数，即：pH= ②意义：pH越大，溶液的碱性 pH越小，溶液的酸性 ③适用范围：c(H+)<1molL1且c(OH)< 1molL的稀溶液。 (2)溶液的酸碱性与pH的关系 常温下：pH ,中性溶液；pH 酸性溶液；pH 碱性 溶液。 3.溶液pH的测定 (1)酸碱指示剂法 该法只能测其pH的大致范围，常见指 示剂变色范围见表： 第三章水溶液中的离子反应与平衡 指示剂 变色范围 pH<5.0 5.0-8.0 石蕊 pH>8.0 红色 紫色 蓝色 pH<8.2 8.2-10.0 pH>10.0 酚酞 无色 粉红色 红色 pH<3.1 3.14.4 pH>4.4 甲基橙 红色 橙色 黄色 (2)①操作：把一小片试纸放在洁净干燥的 玻璃片或 上，用 蘸取待 测液滴在 pH试纸上，试纸变色 后，与 对比，即可确定溶液的 pH。 ②pH试纸是将试纸用多种酸碱指示剂的混 合溶液浸透，经晾干制成的。它对不同 pH的溶液能显示不同的 ， 可用 于迅速测定溶液的pH。常用的pH试纸有 和 。广泛pH试纸的pH 范围是 (最常用)或 可以识别的pH差约为1；精密pH试纸的 pH范围较窄，可以判别0.2或0.3的pH 差。此外，还有用于酸性、中性或碱性溶 液的专用pH试纸。 注意：a.具有 溶液不能用pH试 纸测量其pH,如氯水、NaCIo溶液等。 b.广泛pH试纸只能读取 或范围。 (3)pH计法 pH计，又叫 ， 可用来精密测 量溶液的pH,其量程为 4.pH的应用 工农业生产和科学实验中常常涉及溶液 的 人们的生活和健康也与溶液的 有密切关系。因此，测试和调控溶 液的 对 ，以 及 和 等都具有重要意义。 学 47 高中化学选择性必修1（人教版） (1)在医疗上 ①测定血液等的pH可以帮助诊断疾病。 ②调节体液pH可以辅助治疗疾病。 (2)在日常生活中 人们洗发时使用的护发素具有调节头发 的pH使之达到适宜酸碱度的功能。 (3)在环保领域 酸性或碱性废水的处理常常利用中和 反应。 (4)在农业生产中 因土壤的pH影响植物对不同形态养分 的吸收及养分的有效性，不同作物生长对土 壤的pH范围有不同的要求。 (5)在科学实验和工业生产中 溶液pH的控制常常是影响实验结果或 产品质量、产量的一个重要因素。 川知识点3酸碱中和滴定 1.实验原理 (1)酸碱中和滴定是依据 用 (或碱)来测定 (或酸)的方法。 (2)酸碱中和滴定的关键： ①准确测定所用标准液的体积。 ②准确判断滴定终点。 2.实验用品 (1)试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸 馏水。 (2)仪器： (如图A)、 (如图B)、滴定管夹、铁架台、 烧杯、锥形瓶。 48)学 滴定 2 滴定装置 人 (3)滴定管特征和使用要求 ①“0”刻度在 ，精确度为 ② 一洗涤一 一装液。 ③禁止混用酸式滴定管和碱式滴定管。 ④滴定管的选用。 酸性、氧化性的试剂一般用 ，因为酸性和氧化性物质易腐蚀橡胶。 碱性的试剂一般用 ,因 为碱性物质易腐蚀玻璃，致使玻璃活塞无法 打开 3.实验操作（以标准盐酸滴定待测NaOH溶 液为例) (1)滴定准备“八动词” 查☐ 检查滴定管是否 洗☐ 先用洗23次，再用润洗23次 装、排装液高于“0”刻度并驱除尖嘴处气泡 国、皮一提整德票磊液体积，精斋到 或“0”刻度以下的整刻 注、加 往 内注入20mL待测液(NaOH), 厂并滴加12滴 (2)滴定过程“三动作” 左手控制滴定 管活塞 锥形瓶内溶液 颜色变化 右手摇动 锥形瓶 (3)终点判断“两数据” 当滴入最后 标准液，锥形瓶内 由**色变成**色，且 内不 恢复原来颜色（或不褪色），判断为滴定 终点。 注意： ①最后 :滴入最后 ，溶液 颜色发生突变。 ② :颜色突变后，经振荡 内不复原，视为滴定终点。 以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例， 滴定终点为当滴人最后 标准盐酸 后，锥形瓶内溶液颜色由 变为 (用酚欧作指示剂)，且 内不 恢复原来的颜色。 (4)数据处理 按上述操作重复 次，求出用 去标准盐酸体积的平均值，根据c(NaOH) =c(HCI溶液)：V(C溶液)计算。 V(NaOH溶液) (5)误差分析 ①原理 依据原理c(标准)·V(标准)=c(待测)· V(待测)，所以c(待测)=c(标准)·V(标准) V(待测) 因c(标准)与V(待测)已确定，因此只要分 析出不正确的操作引起V(标准)的变化，即 分析出结果。V(标准)变大，则c(待测)偏 高；V(标准)变小，则c(待测)偏低。 ②常见误差 以标准酸(HCI)溶液滴定未知浓度的 碱(NaOH)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： 第三章水溶液中的离子反应与平衡。 步骤 V(标 操作 c(待 准) 测) 酸式滴定管未用标准溶液 润洗 碱式滴定管未用待测溶液 洗涤润洗 锥形瓶用待测溶液润洗 锥形瓶洗净后还留有蒸 馏水 放出碱液的滴定管开始有 取液气泡，放出液体后气泡 消失 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 滴定 部分酸液滴出锥形瓶外 溶液颜色较浅时滴入酸液 过快，停止滴定后反加 滴NaOH溶液无变化 酸式滴定管滴定前读数正 确，滴定后俯视读数（或 前仰后俯) 读数 酸式滴定管滴定前读数正 确，滴定后仰视读数（或 前俯后仰) 4.常用酸碱指示剂及变色范围 酸碱指示剂是一些 ,它们 在溶液中存在电离平衡，其分子与电离出的 离子呈现不同的颜色。因此，当pH改变时， 分子、离子相对含量的变化会引起溶液颜色 的变化，例如，石蕊（以Hn表示）的电离 平衡和颜色变化如下： HIn-H*+In 红色 蓝色 (酸色)（碱色） 各种指示剂的变色范围是由实验测得 的，几种常见指示剂的变色范围如“知识点 2”下的3中数据。由于石蕊自身的颜色比 较深，因此酸碱滴定过程中的指示剂一般不 学(49 高中化学选择性必修1（人教版） 选用它。 要点精析 川要点1水的电离平衡 水是一种极弱的电解质，能发生微弱电离 水的电离平衡移动方向符合第二章平衡移 动原理即勒夏特列原理 水的电离是一个吸热过程，电离平衡常数 只与温度有关。水的电离程度的判断方法 与第二章的转化率类似 酸或碱抑制水的电离，部分盐（部分弱 酸盐或弱碱盐)促进水的电离，部分盐（强 酸强碱正盐)对水的电离无影响，部分盐 (强酸酸式盐或部分弱酸酸式盐)抑制水的 电离。 典例125℃时，水的电离达到平衡：H0 一H+O什△0，下列叙述正确的是() A.向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH) 降低 B.向水中加入少量固体硫酸氢钠，c(H)增 大，水的电离平衡常数不变 C.向水中加入少量固体CH,COONa,平衡 逆向移动，c(H)降低 D.将水加热，水的电离平衡常数增大，pH 不变 解析：酸、碱、强酸酸式盐、部分弱酸酸式 盐抑制水的电离；部分弱酸盐、弱碱盐促进 水电离。向水中加入氨水，溶液由中性到碱 性，碱对水的电离起抑制作用，所以平衡逆 向移动，c(OH)增大，故A错误；NaHSO4= Na+SO?+H+,但是温度不变，水的电离程 50)学 度不变，故B正确；CH,COONa中的醋酸 根离子对水的电离起促进作用，电离平衡正 向移动，c(H)降低，故C错误；温度升高， 水的电离平衡常数增大，则pH减小，故D 错误。 答案：B B变式训练① 纯水中存在电离平衡：HO一H+OH。 下列采取的措施中，能促进水的电离的是 () A.适当加热 B.加入几滴浓盐酸 C.加入少量NaOH D.加入少量NaCl B变式训练2 现有下列物质：①100℃纯水②25℃ 0.1mol-L的HC1溶液③25℃0.1molL 的KOH溶液④25℃0.1mol·L-1的 Ba(OH)2溶液。 (1)这些物质与25℃纯水相比，能促 进水电离的是 (填序号，下同)， 能抑制水的电离的是 ,由水电离出 的c(OH)等于液体中c(OH)的是 由水电离出的c(H)等于液体中c(H)的 是 (2)②和③溶液中水的电离程度相等， 进而可推出的结论是同一温度下， 时，水的电离程度相等。 川要点2水的离子积常数 水的离子积常数(K)只与温度有关，温 度一定，则K值一定，温度升高K增大 K不仅适用于纯水，还适用于酸性或 碱性的稀溶液，不管哪种水溶液，均有 C水(H)-C水(OH),KwC溶液(H)·C溶液(OH)。 常温下，一般可以认为Kw是1×I04 对于纯水及中性水溶液，温度升高，尽管 K增大，电离程度增大，但仍均是中性 典例2常温下，0.1molL1的NaOH溶液中 由水电离出的OH的物质的量浓度为（) A.0.1 mol.L-! B.1.0x1013mol-L1 C.1.0x10-7molL1 D.无法确定 解析：常温下，Kw=C溶液(H)C凉液(OH)=IX 104,0.1molL的NaOH溶液中，c(OH)= 0.1molL,c(Hf)=c水(H*)=。 =1 c(OH-) 10-3molL。 答案：B B变式训练3 某温度下，纯水中的c(H)=2x10-mol· L,则此时纯水中的c(OH)为 molL;若温度不变，滴入稀硫酸，使c(H)= 5x106molL,则c(OH)= mol.L-, 由水电离出的c水(H)= molL。 B变式训练④ 下列叙述正确的是() A.25℃时，NH,CI溶液的Kw大于100℃时 NaCl溶液的Kw 第三章水溶液中的离子反应与平衡。 B.在蒸馏水中滴加浓HSO4,Kw不变 C.在蒸馏水中加入NaCO3溶液，水的电离 平衡正移，K增大 D.pH=4的番茄汁中c(H+)是pH=6的牛奶 中c(H)的100倍 川要点3溶液的酸碱性和pH c(H)与 c(H)的范围 类别 pH(25℃) c(OH)的关系 (25℃)/molL) 中性 溶液 c(H)=c(OH) c(H)=1×107 pH=7 酸性 溶液 c(H*)>c(OH) c(H)>1×10 pH<7 碱性 溶液 c(H)<c(OH) c(H)<1x107 pH>7 pH=7的溶液不一定呈中性。只有在常 温下pH=7的溶液才呈中性，当在100℃时， 水的离子积常数为54.5×10-4，近似认为pH =6的溶液为中性溶液，pH>6的溶液为碱性 溶液，pH<6的溶液为酸性溶液。 典例3下列溶液一定呈中性的是() A.pH=7的溶液 B.c(H)=c(OH)的溶液 C.由强酸、强碱等物质的量反应得到的溶液 D.非电解质溶于水得到的溶液 解析：100℃时，水的离子积常数是54.5× 10-4,pH=6时溶液呈中性，当pH=7时溶液 呈碱性，故A错误；c(H)与c(OH)的相对 大小是判断溶液酸碱性的基本依据，所以 c(H)=c(OH)的溶液一定呈中性，故B正 确；由强酸、强碱等物质的量反应得到的溶 液不一定为中性，如NaOH与HSO4等物质 的量反应得到NaHSO4,溶液为酸性，故C 错误；SO3是非电解质，但它溶于水后会生 51 高中化学选择性必修1（人教版） 成HSO4,呈酸性，故D错误。 答案：B B变式训练⑤ 下列溶液一定显酸性的是() A.溶液中c(OH)>c(H) B.滴加紫色石蕊溶液后变红色的溶液 C.溶液中c(H+)=1x106mol-L D.c(H)>1×107mol·L的溶液 川要点4溶液酸碱性的测定方法 1.使用pH试纸测溶液pH时，若先用蒸馏水 润湿，测量结果不一定有误差。若先用蒸 馏水润湿，相当于将待测液稀释了，若待 测液为碱性溶液，则所测结果偏小；若待 测液为酸性溶液，则所测结果偏大；若待 测液为中性溶液，则所测结果没有误差。 2.具有漂白性的溶液不能用pH试纸测量其 pH,如原水、NaCIO溶液等，可以使用pH计。 3.广泛pH试纸只能读取整数值或范围。 典例4下列有关实验操作正确的是() A.用水润湿的pH试纸测量某溶液的pH B.用量筒量取20mL0.5000molL1HS04 溶液于烧杯中，加水80mL,配制成 0.1000mol-L1H2S04溶液 C.实验室用pH试纸测定某瓶氯水的pH为3 D.实验室用天平称取8.0 g NaCl固体 解析：用水润湿pH试纸会导致溶液浓度偏 低，可能会导致某些溶液pH变化，如用湿润 的pH试纸测定稀盐酸，溶液浓度变小，则测 定pH偏大，故A错误；20mL0.5000molL HSO4溶液与80mL水混合，因体积不具有 加和性，溶液的体积不等于100mL,故B (52)学 错误；因氯水中HCIO具有漂白性，不能使 用pH试纸测量其pH,应该用pH计，故C 错误；用托盘天平称量的时候应左物右码， 且精度为0.1g,故D正确。 答案：D B变式训练6 用广泛pH试纸测定溶液的pH,下列叙 述正确的是() A.测得某浓度的NaCIO溶液的pH为I0 B.常温下测得NHCI溶液pH约为4.1 C.用湿润的pH试纸测pH相同的盐酸和醋 酸溶液的pH,误差较大的是盐酸 D.在试管内放入少量溶液并煮沸，把pH试 纸放在管口观察其颜色并与标准比色卡 比较 川要点5单一溶液的pH的计算 强酸：c mol-L-HA,则 c(H)=ne mol.L-,pH= 酸：c(酸) -Igc (H)=-Ig(nc) 电离C(H)→ PH 弱酸：一元弱酸HA浓度 为c mol.L,则c(H)< c mol.L-,pH=-Ige (H*) >-lgc 强碱：c mol.L-B(OH)a, 则c(OH)=ne mol.L-l, c(H)=104 mol.L,pH= ne 碱：c(碱) -1g c(H*)=14+lg(nc) 电离e(OHr) Kc(H）→ 弱碱：一元弱碱BOH pH 浓度为e mol.L,则 c(OH-)<c mol.L-,e(H*) 104 mol-L,pH<14+lge nc 典例525℃时，下列四种溶液中，由水电 离生成的氢离子浓度之比是() ①pH=0的盐酸； ②0.1molL1的盐酸； ③0.01molL1的NaO溶液； ④pH=l4的NaOH溶液。 A.1:10:100:1 B.0:1:12:0 C.14:13:12:14 D.14:13:2:1 解析：25℃时，Kw=1×10-H4。酸溶液中由水 电离出的c(H)等于该溶液中的c(OH),所 以①c(H)=1molL1,由水电离出的c(H+) 与溶液中c(OH)相等，等于104mol·L1; ②c(H)=0.1molL,则由水电离出的c(H) =10 13 mol.L1;③碱溶液中由水电离出的 c(H)等于该溶液中的c(H),所以，c(OH) =0.01molL,由水电离出的c(H)=102molL; ④由水电离出的c(H)=104molL1。即四种 溶液中由水电离出的c(H)之比为104：103： 1012:104-1:10:100:1。 答案：A B变式训练⑦ 某温度下，重水(DO)的离子积常数 为1.6x105,若像定义pH一样来规定pD= -lgc(D),则在该温度下，下列叙述正确的 是() A.纯净的重水中，pD=7 B.0.01 mol DCI溶于重水形成1L溶液，其 pD=2 C.0.01 mol NaOD溶于重水形成1L溶液， 其pD=12 D.纯净的重水中，c(D)·c(OD)>1.0x10-4 第三章水溶液中的离子反应与平衡。 川要点6酸碱混合溶液的pH的计算」 有关pH计算的一般思维模型 判断最终 溶液的酸碱性 酸性 碱性 溶液 溶液 酸的 酸与酸 酸与碱 碱与碱 碱的 稀释 混合 混合 混合 稀释 先求最终溶液中n(H), 先求最终溶液中n(OH),再 再求c(H+) 求c(OH),最后再根据c(H) c(oH)求出c(H) Kw 求pH=gc(H) 利用c(H+)= 、求pH时，要注意 c(OH-) 温度是否是常温，即Kw是否是1.0xI04。 典例6常温下，将0.1molL的HC1溶液 和0.06mol·L1的Ba(OH)2溶液等体积混 合后，该混合溶液的pH是() A.1.7 B.12.3 C.12 D.2 解析：酸、碱等体积混合，浓度减半。由初 始量判断酸过量或碱过量，确定混合后溶液 的酸、碱性，再应用Kw=C溶液(H)C溶液(OH), 计算溶液中的c(H+)。0.1molL的HCl溶 液的c(H+)=0.1mol·L1,0.06molL的 Ba(OH)2溶液的c(OH)=0.06mol·L×2= 0.12mol.L1,将0.1mol.L1的HC1溶液 和0.06mol·L1的Ba(OH)2溶液以等体积 混合后，设体积为V,过量的c(OH)= Vx0.06x2-V×0.1=0.01(molL1),c(H)） 2V 学 53 高中化学选择性必修1（人教版） =1×102molL,则pH=-lgc(H)=12。 答案：C B变式训练⑧ 25℃，pH=13的NaOH溶液与pH=2的 HSO4溶液混合，所得混合液呈中性，则强 酸与强碱的体积比为() A.10:1 B.1:10 C.1:9 D.11:1 川要点7pH溶液的稀释 1.酸碱溶液稀释时pH的变化（常温条件下） 酸(pH=a) 碱(pH=b) 项目 弱酸 强酸 弱碱 强碱 稀释 10倍 <a+n a+n >b-n b-n 无限稀释 pH趋向于7 2.对于pH相同的强酸和弱酸（或强碱和弱 碱)溶液，稀释相同的倍数，强酸（或强 碱)溶液的pH变化幅度大（如图所示）。 这是因为强酸（或强碱）已完全电离，随 着加水稀释，溶液中H(或OH)数（水 电离的除外)不会增多，而弱酸（或弱 碱)随着加水稀释，电离程度增大，H (或OH)数会不断增多。 PHA DH 强酸 弱碱 弱酸 强碱 稀释过程 稀释过程 酸溶液稀释 碱溶液稀释 54)学 典例7常温下，下列溶液中与1.0x105molL 的NaOH溶液的pH相同的是() A.把pH=6的盐酸稀释1000倍 B.把pH=10的Ba(OH)2溶液稀释10倍 C.把pH=10的氨水稀释10倍 D.把pH=8的NaOH溶液稀释I0倍 解析：1.0x105molL1的NaOH溶液的pH= 9。酸不论怎样稀释，其pH都无限接近7， 但不会超过7，故A错误；pH=I0的 Ba(OH)2溶液稀释I0倍，pH减小一个单位 为9，故B正确；pH=10的氨水稀释10倍， 其pH为9<pH<I0,故C错误；pH=8的 NaOH溶液稀释I0倍，pH接近7，故D错误。 答案：B B变式训练9 甲、乙两种醋酸稀溶液，甲的pH=a, 乙的pH=a+1,下列判断正确的是() A.甲中由水电离出来的H的物质的量浓度 是乙的1 10 B.甲、乙两溶液物质的量浓度之间的关系： c(甲)=10c(乙) C.用甲、乙分别中和含有等物质的量的 NaOH溶液，两者的体积(V)之间的关 系为10V(甲)>V(乙) D.甲中的c(OH)为乙中的c(OH)的10倍 川要点8酸碱中和滴定 滴定管（酸式滴定管：下端是玻璃活塞， 可以盛装酸和强氧化性物质：碱式滴定 管：下端是由乳胶管和玻璃珠组成的阀， 可以盛装碱和碱性物质；聚四氟乙烯活塞 的滴定管为酸碱通用的滴定管)，使用前 都需要检漏，精度都为0.01mL,都是上 面的刻度小，下面的刻度大，都是下面旋 塞部分没有刻度，但是有液体，使用时都 需要先水洗再润洗 数据处理过程中，一定注意舍掉偏差大的 数据，算其他实验组的平均值 误差分析时，一定要将不当的操作或者影 响因素转化到标准液体积上，V(标)大了， 误差偏大，小了则误差偏小 典例8下图是用0.1000molL的盐酸滴 定某未知浓度的NaOH溶液的示意图和某次 滴定前、后盛放盐酸的滴定管中液面的位置。 滴定前 滴定后 典例8图 请回答下列问题： (1)仪器A的名称是 (2)盐酸的体积读数：滴定前读数为 mL,滴定后读数为 mL。 (3)某实验小组同学三次实验的实验数据如 表所示。根据表中数据计算出的待测 NaOH溶液的平均浓度是 molL(保留四位有效数字)。 第三章水溶液中的离子反应与平衡。 实验 待测NaOH 滴定前盐酸 滴定后盐酸 编号 溶液的体积 的体积读数 的体积读数 /mL /mL /mL 20.00 1.20 23.22 20.00 1.21 29.21 3 20.00 1.50 23.48 (4)对下列几种假定情况进行讨论（填“无 影响”“偏高”或“偏低”)。 ①取待测液的滴定管，在待测液加入锥形瓶 前，滴定管尖端有气泡，滴入锥形瓶后气 泡消失，对测定结果的影响是 ②若滴定前锥形瓶未用待测液润洗，对测定 结果的影响是 _c ③标准液读数时，若滴定前俯视，滴定后仰 视，对测定结果的影响是 解析：（1)A的下端为玻璃旋塞，因此为酸 式滴定管。 (2)滴定管的精度为0.01mL,并且是上面 的刻度小，下面的刻度大，因此读数分别为 0.80mL、22.80mL。 (3)第2组读数与其他两组差别较大， 属异常值，应舍去，c(NaOH)= 0.1000molL×0.02200L=0.1100molL。 0.02000L (4)①会使V(HCI)偏小，c(NaOH)偏低。 ②对测定结果无影响。③会使V(HCI) 偏大，c(NaOH)偏高。 答案：(1)酸式滴定管(2)0.8022.80 (3)0.1100(4)①偏低②无影响 ③偏高 B变式训练10 现使用酸碱中和滴定法测定市售白醋的 学(55参考答案与解析。 降低400-500℃活性增大铁触媒 >m第四节 化学反应的调控 3.循环 知识梳理 要点精析 知识点1 变式训练 3.利用率4.高温高压5.温度6.平衡转化率 1.A2.D 知识点2 2.增大正向增多 10-30MPa增大逆向 第三章 水溶液中的离子反应与平衡 >n第一节 电离平衡 (2)H,CO,一H+HCO,HCO一H+CO (3)Fe++3OH 知识梳理 知识点2 知识点1 1.减小增大相等 1.全部电离部分电离电离=一 2.可逆的动态平衡v(离子化)=（分子化）≠0 2.(1)=2H++SO=Na+H++SO =Na+HSO 浓度温度 =Ca2+2HCO; CH-COO+HNHI+OH 平衡移 改变条件 n(H) c(H) c(CHCOO) c(CH-COOH) 电离程度 导电能力 动方向 加水稀释 向右 增大 减小 减小 减小 增大 减弱 不变 加入少量 向右 增大 增大 增大 增大 减小 增强 不变 冰醋酸 加人HC1(g) 向左 增大 增大 减小 增大 减小 增强 不变 加入NaOH(s) 向右 减小 减小 增大 减小 增大 增强 不变 加入CH,COONa(s) 向左 减小 减小 增大 增大 减小 增强 不变 加入镁粉 向右 减小 减小 增大 减小 增大 增强 不变 升高温度 向右 增大 增大 增大 减小 增大 增强 增大 知识点3 1.乘积常数 "第二节 水的电离和溶液的pH 2.()e(CH.COO) c(NH)·c(OH) 知识梳理 c(CHCOOH) c(NH·H,O) 知识点1 c(H)c(HCO) c(H)c(CO) c(HCO:) c(HCO) 1.(1)H0+OH电解质电离H0+HO一 3.(1)温度变大 HO+OH H,O一H+OH (2)e(H)e(H) c(HO) (2)越大越强HCN CH,COOH (3) (3)分步K1K。第一步电离 要点精析 改变条件 水的电离平 溶液中 溶液中 衡移动方向 c(H) c(OH-) 变式训练 1.C2.D3.A4.C5.C6.B7.D8.B 升高温度 向右 增大 增大 9.(1)b>a>c(2)b>a=c(3)c>ab 通入HCI 向左 增大 减小 (4)c>a=b(5)c>a=b 51 高中化学选择性必修1（人教版） 续表 4.有机弱酸或弱碱 要点精析 改变条件 水的电离平 溶液中 溶液中 衡移动方向 c(H-) c(OH-) 变式训练 加入NaOH 向左 减小 增大 1.A 2.(1)①②③④①②①3④(2)酸溶 加入Na 向右 减小 增大 液中的c(H)等于碱溶液中的c(OH) 3.2×10-78x108×10 加入NH,CI 向右 增大 减小 4.D5.B6.C7.B8.A9.A 加入 向右 减小 增大 10.(1)酸式滴定管容量瓶 CH,COONa (2)酚酞 加入NaCl 不移动 不变 不变 (3)0.60 (4)滴入最后半滴NaOH溶液，溶液由无色变为浅 2.(1)离子积常数离子积c(H)c(OH)1x104 红色，并在半分钟内不褪色 (2)越大越大 (5)第1次滴定数据误差较大，属于异常值，应舍 知识点2 去 0.754.50 (6)AB 1.(1)稀的电解质溶液 一m第三节 盐类的水解 (2) 知识梳理 类别 c(H)与 c(H)的范围(25℃)/ c(OH)的关系 (mol.L) 知识点1 1.(1) 中性溶液 c(OH-)=c(H-) c(H)=1.0x107 盐溶液 pH 盐的类型 酸性溶液 c(OH)<c(H) c(H)>1.0x10 NaCl pH=7 强酸强碱盐 碱性溶液 c(OH-)>c(H) c(H+)<1.0x107 NazCO3 pH>7 强碱弱酸盐 2.(1)①c(H+) -Igc (H) ②越强 越强 NH.CI pH<7 强酸弱碱盐 (2)=7<7>7 KNO pH=7 3.(2)①表面皿玻璃棒干燥的标准比色卡 强酸强碱盐 ②颜色广泛pH试纸精密pH试纸1~140-10 CHCOONa pH>7 强碱弱酸盐 a.漂白性的b.整数值(3)酸度计0~14 (NH)SO pH<7 强酸弱碱盐 4.酸碱性酸碱性pH工农业生产科学研究 日常生活医疗保健 (2) 知识点3 盐的类型 强酸强碱盐 强酸弱碱盐 强碱弱酸盐 1.(1)中和反应已知浓度的酸 未知浓度的碱 盐溶液的 酸碱性 中性 酸性 碱性 2.(2)酸式滴定管碱式滴定管 (3)①上0.01mL②查漏润洗④酸式滴定 2.c(H)c(OH-) 管碱式滴定管 (1)强电解质强酸弱碱盐NH止CI 3.(1)漏水蒸馏水盛装溶液 “0”刻度 HO一H+OH NH:OH NH3·HO右c(H) 0.01mL锥形瓶酸碱指示剂 c(OH)酸性NHCI+HO一NH3·HO+HCI NH+HO (2)眼睛注视 =NH·HO+Ht (3)半滴半分钟①半滴半滴②半分钟 半 (2)HOH弱电解质 分钟半滴粉红色（或红色）无色半分钟 (3)二元酸两步COC0+H,0一HC0+OH (4)23 HCO:HCO:+HO-HCO+OH-CO H HCO (5)②变大偏高变小偏低变大偏高不 HCO;HHCO,c(OH)碱性很小HCO, 变无影响变小偏低变大偏高变小偏低 (4)①阳离子OH弱碱c(H)c(OH)酸性 变大偏高变大偏高变小偏低变大偏高 ②阴离子H弱酸c(OH)c(H)碱性③阴、 52