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知識清單22 水的電離及溶液的pH
知識點01水的電離及離子積常數 知識點02溶液的酸堿性及pH
知識點03酸堿中和滴定
知識點01 水的電離及離子積常數
1．水的電離
(1)水是極弱的電解質，其電離方程式為H2O＋H2O??H3O＋＋OH－，簡寫為H2O??H＋＋OH－。
(2)水的電離是吸熱過程。
2．水的離子積常數
(1)Kw只與溫度有關，溫度升高，Kw增大。
(2)常溫時，Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－14，不僅適用于純水，還適用于酸、堿的稀溶液。
(3)不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水電離出的c(H＋)與c(OH－)總是相等的。
3．水的電離平衡的影響因素
(1)因水的電離是吸熱過程，故溫度升高，會促進水的電離，c(H＋)、c(OH－)都增大，水仍呈中性。
(2)外加酸(或堿)，水中c(H＋)[或c(OH－)]增大，會抑制水的電離，水的電離程度減小，Kw不變。
(3)加入了活潑金屬，可與水電離產生的H＋直接發生置換反應，產生H2，使水的電離平衡向右移動。
改變條件 平衡移動方向 c(H＋) c(OH－) 水的電離程度 Kw
升高溫度 右移 增大 增大 增大 增大
加入HCl(g) 左移 增大 減小 減小 不變
加入NaOH(s) 左移 減小 增大 減小 不變
加入活潑金屬(如Na) 右移 減小 增大 增大 不變
加入NaHSO4(s) 左移 增大 減小 減小 不變
【特別提示】
(1)在水中加入酸或堿，會抑制水的電離，水電離出的c(H＋)、c(OH－)均減小，但仍然相等。在常溫下，若由水電離出的c(H＋)<1×10－7mol·L－1，該溶液可能顯酸性，也可能顯堿性。
(2)水受熱溫度升高，促進水的電離，水電離出的c(H＋)、c(OH－)均增大，但仍然呈中性。
(3)在酸或堿的溶液中，Kw表達式中的c(H＋)、c(OH－)均為溶液中兩種離子的總濃度，不一定是水電離出的c(H＋)、c(OH－)。如0.1 mol·L－1鹽酸中，c(H＋)約為0.1 mol·L－1。
(1)升高溫度，水的電離程度增大，c(H＋)和Kw也增大。( √ )
(2)25 ℃時，向純水中通入一定量SO2，水的電離平衡不移動，Kw不變。( × )
(3)室溫下，0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液和0.1 mol·L－1 NaHSO4溶液中水的電離程度、Kw均相同。( × )
(4)25 ℃時，1.0 mol·L－1 NaOH溶液和1.0 mol·L－1鹽酸中水的電離程度相等。( √ )
(5)室溫下，CH3COONH4和Na2SO4溶液均呈中性，則兩溶液中水的電離程度相同。( × )
(6)在表達式Kw＝c(H＋)·c(OH－)中c(H＋)、c(OH－)一定是水電離出的。( × )
(7)加水稀釋醋酸溶液，溶液中所有離子濃度都減小。( × )
錯因　醋酸加水稀釋后，H＋濃度減小，由于溫度不變Kw不變，OH－濃度增大。
(8)25 ℃時CH3COONa溶液的Kw大于100 ℃時NaOH溶液的Kw。( × )
錯因　Kw只與溫度有關，溫度越高Kw越大。
(9)任何水溶液中均存在H＋和OH－，且水電離出的c(H＋)和c(OH－)相等。( √ )
提示　不管溫度變化還是加入促進或抑制水的電離的物質，水自身電離出的c(H＋)和c(OH－)相等。
(10)某溫度下，純水中c(H＋)＝2.0×10－7mol·L－1，則此時c(OH－)＝5×10－8mol·L－1。( × )
錯因　純水中c(H＋)＝c(OH－)＝2×10－7mol·L－1。
(11)水的離子積常數的數值大小與溫度和稀水溶液的濃度有關。( × )
(12)溫度一定時，水的電離常數與水的離子積常數相等。( × )
(13)100 ℃的純水中c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1，此時水呈酸性。( × )
(14)將水加熱，Kw增大，pH減小。( √ )
(15)已知某溫度下CH3COOH和NH3·H2O的電離常數相等，現向10 mL濃度為0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液中滴加相同濃度的氨水，在滴加過程中水的電離程度始終增大。( × )
一、水的離子積常數及水的電離平衡曲線
1．某溫度下純水的c(H＋)＝2×10－7mol·L－1，則此時c(OH－)為2×10－7 mol·L－1；若溫度不變，滴入稀鹽酸使c(H＋)＝5×10－4 mol·L－1，則溶液中c(OH－)為8×10－11 mol·L－1，由水電離產生的c(H＋)為8×10－11 mol·L－1，此時溫度高于(填“高于”“低于”或“等于”)25 ℃。
2．水的電離平衡曲線如圖所示，回答下列問題。
(1)圖中A、B、C、D、E五點Kw間的關系：B>C>A＝D＝E。
(2)ABE形成的區域中的點都呈現堿性。
(3)若在B點溫度下，鹽酸中c(H＋)＝5×10－4 mol·L－1，則由水電離產生的c H2O (H＋)＝2×10－9mol·L－1。
解析　(1)水的離子積常數Kw僅與溫度有關，溫度越高，Kw越大，故圖中五點的Kw間的關系式為B>C>A＝D＝E。
(3)鹽酸中由水電離產生的c(H＋)與溶液中的c(OH－)相同，100 ℃時，鹽酸中c(OH－)＝ mol·L－1＝2×10－9 mol·L－1。
3．已知水在25 ℃和95 ℃時，水的電離平衡曲線如圖所示：
(1)25 ℃時，將pH＝9的NaOH溶液與pH＝4的硫酸溶液混合，所得混合溶液的pH＝7，則NaOH溶液與硫酸溶液的體積比為________________。
(2)曲線A所對應的溫度下，pH＝2的HCl溶液和pH＝11的某BOH溶液中，若水的電離程度分別用α1、α2表示，則α1________α2(填“大于”“小于”“等于”或“無法確定”)。
(3)曲線B對應溫度下，將0.02 mol·L－1 Ba(OH)2溶液與等物質的量濃度的NaHSO4溶液等體積混合后，混合溶液的pH＝________。
答案：(1)10∶1　(2)小于　(3)10
解析：(1) 25 ℃時，pH＝9的NaOH溶液，c(OH－)＝10－5 mol·L－1；pH＝4的H2SO4溶液中，c(H＋)＝10－4 mol·L－1，若二者所得混合溶液的pH＝7，n(OH－)＝n(H＋)。則c(OH－)·V(NaOH)＝c(H＋)·V(H2SO4)，故NaOH溶液與H2SO4溶液的體積比為V(NaOH)∶V(H2SO4)＝c(H＋)∶c(OH－)＝10∶1。
(2)在室溫下，pH＝2的HCl溶液，c水(H＋)＝10－12 mol·L－1；pH＝11的某BOH溶液中，
c水(H＋)＝10－11 mol·L－1；水電離產生的H＋的濃度越大，水的電離程度就越大，若水的電離程度分別用α1、α2表示，則α1<α2。
(3)該溫度下水的離子積常數是Kw＝10－12，在曲線B所對應的溫度下，將0.02 mol·L－1的Ba(OH)2溶液與等物質的量濃度的NaHSO4溶液等體積混合，則反應后溶液中c(OH－)＝＝0.01 mol·L－1。該溫度下水的離子積常數是Kw＝10－12，c(H＋)＝10－10 mol·L－1，所得混合液的pH＝10。
【特別提示】水的電離平衡曲線
(1)同一曲線上任意點的Kw都相同，即c(H＋)·c(OH－)相同，溫度相同。
(2)同一曲線外的任意點與曲線上任意點的Kw不同，溫度不同。
(3)實現曲線上點之間的轉化需保持溫度不變，改變酸堿性；實現曲線上點與曲線外點之間的轉化一定要改變溫度。
二、c H2O (H＋)或c H2O (OH-)的計算
(1)室溫下，0.01 mol·L－1的鹽酸中，(H＋)＝________________。
(2)室溫下，pH＝4的亞硫酸溶液中，(H＋)＝________________。
(3)室溫下，pH＝10的KOH溶液中，(OH－)＝_______________。
(4)室溫下，pH＝4的NH4Cl溶液中，(H＋)＝______________。
(5)室溫下，pH＝10的CH3COONa溶液中，(OH－)＝____________。
答案　(1)1×10－12 mol·L－1
(2)1×10－10 mol·L－1
(3)1×10－10 mol·L－1　(4)1×10－4 mol·L－1
(5)1×10－4 mol·L－1
三、影響水的電離平衡的因素
(1)某溫度時，水的Kw＝1×10－12，則該溫度____(填“>”“<”或“＝”)25 ℃，其理由是____________________________________________________________________________。
(2)該溫度下，c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1的溶液呈______(填“酸性”“堿性”或“中性”)；若該溶液中只存在NaOH溶質，則由H2O電離出來的c(OH－)＝________mol·L－1。
(3)實驗室用Zn和稀硫酸制取H2，反應時溶液中水的電離平衡________(填“向左”“向右”或“不”，下同)移動。在新制氯水中加入少量NaCl固體，水的電離平衡______移動。
(4)25 ℃時，0.1 mol·L－1的6種溶液，水電離出的c(H＋)由大到小的關系是____________(填序號)。
①鹽酸?、贖2SO4　③CH3COOH(Ka＝1.75×10－5)?、躈H3·H2O(氨水)(Kb＝1.8×10－5)　⑤NaOH?、轇a(OH)2
答案：(1)>　升溫促進水的電離，Kw增大　(2)堿性　1×10－7　(3)向右　向右
(4)③＝④＞①＝⑤＞②＝⑥
解析：(1)升高溫度，Kw增大，由于Kw＝1×10－12>1×10－14，因此該溫度大于25 ℃。
(2)該溫度下，溶液中c(OH－)＝ mol·L－1＝1×10－5 mol·L－1，因為c(OH－)>c(H＋)，所以溶液呈堿性；NaOH溶液中由水電離出來的c(OH－)等于溶液中的c(H＋)，即為1×10－7 mol·L－1。
(3)Zn與稀硫酸反應過程中，溶液中c(H＋)減小，水的電離平衡向右移動。新制氯水中加入少量NaCl固體，平衡Cl2＋H2O??H＋＋Cl－＋HClO向左移動，溶液中c(H＋)減小，水的電離平衡向右移動。
(4)25 ℃時，0.1 mol·L－1的鹽酸中c(H＋)與0.1 mol·L－1 NaOH溶液中c(OH－)相等，故兩溶液中水的電離程度相等。同理0.1 mol·L－1 H2SO4和0.1 mol·L－1 Ba(OH)2溶液中水的電離程度相等，0.1 mol·L－1 CH3COOH和0.1 mol·L－1氨水中水的電離程度幾乎相等，酸溶液中c(H＋)越大或堿溶液中c(OH－)越大，水電離出的c(H＋)就越小，故6種溶液中水電離出的c(H＋)由大到小的關系為③＝④＞①＝⑤＞②＝⑥。
知識點02 溶液的酸堿性及pH
1．溶液的酸堿性
(1)任何水溶液中都有H＋和OH－。
(2)溶液的酸堿性取決于溶液中c(H＋)、c(OH－)的相對大小。
溶液的酸堿性
(3)25℃時，溶液的酸堿性與溶液中c(H＋)、c(OH－)的關系
c(H＋)與c(OH－)的關系 c(H＋)的范圍(室溫下)
酸性溶液 c(H＋)>c(OH－) c(H＋)>1×10－7 mol·L－1
中性溶液 c(H＋)＝c(OH－) c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1
堿性溶液 c(H＋)2．溶液的pH
(1)計算公式：pH＝－lg c(H＋)
(2)意義：pH越大，溶液的堿性越強；pH越小，溶液的酸性越強。
(3)常溫下溶液酸堿性與pH的關系：
pH＜7，為酸性溶液；pH＝7，為中性溶液；pH＞7，為堿性溶液。
(4)適用范圍1×10－14 mol·L－1＜c(H＋)＜1 mol·L－1
(5)溶液酸堿性的另外一種表示——pOH
①pOH＝－lg c(OH－)；
②常溫下：pH＋pOH＝14。
3．pH的測定
(1)pH試紙：迅速測定溶液的pH。
常用的pH試紙有廣泛pH試紙和精密pH試紙，廣泛pH試紙可以識別的pH差約為1。pH試紙的使用方法如下：
①測定溶液的pH：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液滴在干燥的pH試紙的中部，觀察變化穩定后的顏色，與標準比色卡對比即可確定溶液的pH。
②檢驗氣體的酸堿性：先把試紙潤濕，粘在玻璃棒的一端，再送到盛有待測氣體的容器口附近，觀察顏色的變化，判斷氣體的性質。
(2)pH計：精密測量溶液的pH。
4．溶液pH的計算
(1)單一溶液pH的計算
①c mol·L－1 HnA強酸溶液的pH (25 ℃)
c(H＋)＝nc mol·L－1；pH＝－lg nc
②c mol·L－1 B(OH)n強堿溶液的pH (25 ℃)
c(OH－)＝nc mol·L－1；c(H＋)＝＝ mol·L－1；pH＝14＋lg nc。
(2)混合溶液pH的計算方法
①強酸與強酸混合(稀溶液體積變化忽略)
c混(H＋)＝，然后再求pH。
②強堿與強堿混合(稀溶液體積變化忽略)
先計算c混(OH－)＝，再求c混(H＋)＝，最后求pH。
③強酸與強堿混合(稀溶液體積變化忽略)
a．恰好完全反應，溶液呈中性，pH＝7 (25 ℃)。
b．酸過量：
先求c余(H＋)＝，再求pH。
c．堿過量：
先求c余(OH－)＝，再求c(H＋)＝，最后求pH。
【特別提醒】
(1)強酸溶液和強堿溶液混合后計算pH，必須先判斷出混合后溶液的酸堿性，然后計算混合后的OH-或H＋濃度。
(2)根據酸的濃度計算酸溶液的pH時，不必考慮溫度，而根據堿的濃度計算堿溶液的pH時，需要根據離子積計算c(H＋)，因此一定要注意溶液的溫度，只有室溫時，Kw＝1.0×10－14。
(3)一定pH的強堿與強堿混合后求pH。在計算過程中易出現直接用H＋濃度進行混合計算的錯誤。因為強堿溶液的混合是OH－混合，H＋是隨OH－濃度改變而改變的，不能直接用于混合堿的計算，H＋濃度必須通過c(H＋)＝來求。
5．溶液稀釋時pH的變化圖像
(1)相同體積、相同濃度的鹽酸和醋酸
加水稀釋至相同的倍數，醋酸的pH大 加水稀釋到相同的pH，鹽酸加入的水多
(2)相同體積、相同pH的鹽酸和醋酸
加水稀釋至相同的倍數，鹽酸的pH大 加水稀釋至相同的pH，醋酸加入的水多
(1)pH<7的溶液一定呈酸性。( × )
錯因　25 ℃時pH<7的溶液一定呈酸性，若溫度高于此溫度，溶液可能是酸性、中性或者堿性。
(2)25 ℃時，純水和燒堿溶液中水的離子積常數不相等。( × )
錯因　25 ℃時，任何稀電解質溶液中Kw均為1.0×10－14。
(3)在100 ℃時，純水的pH>7。( × )
錯因　100 ℃時，純水中c(H＋)>10－7 mol·L－1，則pH<7。
(4)若溶液中c(H＋)＝c(OH－)，則溶液為中性。( √ )
提示　利用c(H＋)和c(OH－)的相對大小判斷溶液酸堿性，在任何溫度下均適用。
(5)c(H＋)＝的溶液一定顯中性。( √ )
提示　c(H＋)＝即c(H＋)＝c(OH－)，所以顯中性。
(6)pH試紙可以測定所有溶液的pH。( × )
錯因　利用pH試紙不能測定具有漂白性溶液的pH。
(7)常溫下能使甲基橙顯黃色的溶液一定顯堿性。( × )
錯因　根據甲基橙的變色范圍，顯黃色時不一定顯堿性。
(8)用濕潤的pH試紙測定鹽酸和醋酸溶液的pH，醋酸溶液的誤差更大。( × )
錯因　由于醋酸是弱電解質，稀釋后電離平衡正向移動，誤差更小。
(9)T ℃時，某溶液的pH>7，則該溶液呈堿性。( × )
(10)室溫下，用pH試紙測得某NaClO溶液的pH＝9。( × )
(11)pOH＝－lgc(OH－)，常溫下溶液中的pH＋pOH＝14，正常人的血液pH＝7.3，則正常人血液(人的體溫高于室溫)的pOH等于6.7。( × )
(12)用廣泛pH試紙測得某溶液的pH為3.4，用pH計測得某溶液的pH為7.45。( × )
(13)c(OH－)>1×10－7 mol·L－1某電解質溶液一定是堿性溶液。( × )
錯因　溫度影響水的電離，溫度升高，水的電離程度增大，不能判斷c(OH－)>1×10－7 mol·L－1的溶液中c(OH－)與c(H＋)的關系。
(14)常溫下，將pH＝3的酸和pH＝11的堿等體積混合，所得溶液的pH＝7。( × )
錯因　沒有說明酸和堿的強弱，無法判斷所得溶液的pH。
一、溶液的酸堿性與pH判斷
判斷下列溶液的酸堿性：用“酸性”“堿性”“中性”或“不確定”填空
①pH<7的溶液不確定。
②pH＝7的溶液不確定。
③c(H＋)＝c(OH－)的溶液中性。
④c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1的溶液不確定。
⑤c(H＋)>c(OH－)的溶液酸性。
⑥0.1 mol·L－1的NH4Cl溶液酸性。
⑦0.1 mol·L－1的NaHCO3溶液堿性。
⑧0.1 mol·L－1的NaHSO3溶液酸性。
二、有關pH的計算
(1)常溫下，pH＝5的H2SO4溶液，加水稀釋到體積為原來的500倍，則稀釋后c(SO)與c(H＋)的比值為 　。
(2)25 ℃時，取濃度相同的NaOH和HCl溶液，以3∶2體積比相混合，所得溶液的pH等于12，則原溶液的濃度為 0.05 mol·L－1　。
(3)計算25 ℃時下列溶液的pH：
①0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液(已知CH3COOH的電離常數Ka＝1.8×10－5)，其pH＝ 2.9　。
②0.1 mol·L－1的氨水(NH3·H2O的電離度α＝1%)，其pH＝ 11　。
③pH＝2的鹽酸與等體積的水混合，其pH＝ 2.3　(已知lg 2≈0.3)。
④常溫下，將0.1 mol·L－1氫氧化鈉溶液與0.06 mol·L－1硫酸溶液等體積混合，其pH＝ 2　。
⑤25 ℃時，pH＝3的硝酸和pH＝12的氫氧化鋇溶液按照體積比為9∶1混合，其pH＝ 10　。
三、混合溶液的酸堿性判斷
常溫下，兩種溶液混合后酸堿性的判斷(在括號中填“酸性”“堿性”或“中性”)。
(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(　　)
(3)相同濃度的NH3·H2O和HCl溶液等體積混合(　　)
(4)pH＝2的H2SO4和pH＝12的NaOH溶液等體積混合(　　)
(5)pH＝3的HCl和pH＝10的NaOH溶液等體積混合(　　)
(6)pH＝3的HCl和pH＝12的NaOH溶液等體積混合(　　)
(7)pH＝2的CH3COOH和pH＝12的NaOH溶液等體積混合(　　)
(8)pH＝2的H2SO4和pH＝12的NH3·H2O等體積混合(　　)
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
【歸納小結】酸堿溶液混合后酸堿性的判斷規律
(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”。
(2)室溫下c酸(H＋)＝c堿(OH－)，即pH之和等于14時，一強一弱等體積混合——“誰弱誰過量，誰弱顯誰性”。
(3)已知強酸和強堿的pH，等體積混合(25 ℃時)：
①pH之和等于14，呈中性；
②pH之和小于14，呈酸性；
③pH之和大于14，呈堿性。
知識點03 酸堿中和滴定
1．酸堿中和滴定原理
(1)利用已知濃度的酸(或堿)去滴定一定體積未知濃度的堿(或酸)，通過測定反應完全時消耗已知濃度的酸(或堿)的體積，從而推算出未知濃度的堿(或酸)的濃度的方法。
其中已知濃度的酸(或堿)溶液常稱為標準液，未知濃度的堿(或酸)溶液常稱為待測液。
(2)酸堿中和反應的實質可用離子方程式H＋＋OH－===H2O來表示，在中和反應中，H＋、OH－之間的物質的量關系是n(H＋)＝n(OH－)；若用參加反應的c(H＋)、c(OH－)來表示，其關系式為c(H＋)·V酸＝c(OH－)·V堿，由此可計算c(H＋)，其表達式是c(H＋)＝；也可計算c(OH－)，其表達式是c(OH－)＝。由c(H＋)、c(OH－)可分別求出相應酸、堿的濃度。
2．主要儀器
(1)酸堿中和滴定所用的主要儀器是滴定管和錐形瓶。
(2)滴定管
①滴定管分為酸式滴定管和堿式滴定管。
酸式滴定管用于盛放酸性或中性溶液，堿式滴定管用于盛放堿性溶液。
②既能盛放酸性溶液又能盛放堿性溶液的滴定管，活塞由聚四氟乙烯制成；若溶液中的物質見光易分解，可用棕色滴定管盛放。
③滴定管的上都標有規格大小、使用溫度、刻度；滴定管的精確讀數為0.01mL。
3．滴定管的使用方法
(1)檢查：使用前先檢查滴定管活塞是否漏水。
(2)潤洗：在加入酸、堿液之前，應使用待裝的酸、堿溶液分別潤洗滴定管內壁2～3次。
(3)裝液：注入待裝的酸、堿溶液至滴定管0刻度線以上2～3mL處。
(4)排氣泡：酸式滴定管快速打開活塞沖走氣泡，堿式滴定管將橡膠管向上彎曲，擠壓玻璃球，趕走氣泡，使滴定管尖嘴部分充滿溶液。
(5)調液面：調整管中液面至“0”或“0”刻度以下，記錄讀數V0。滴定管的讀數時，視線、刻度線、凹液面在同一水平線上。
(6)滴定：左手控制活塞或玻璃小球，右手搖動錐形瓶，兩眼注視錐形瓶內溶液顏色的變化。滴定過程中，滴加速度不宜過快，接近終點時，應逐漸減慢滴加速度。
(7)終點的判斷：最后一滴恰好使指示劑顏色發生明顯的改變且半分鐘內不變色，即為滴定終點。滴加完畢記錄讀數V1，消耗溶液的體積為V1-V0。
4．中和滴定曲線與指示劑選擇
(1)中和滴定曲線與pH突變
①強酸與強堿滴定過程中pH曲線(以0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L－1鹽酸為例)
②強酸(堿)滴定弱堿(酸)pH曲線比較
氫氧化鈉滴定等濃度等體積的鹽酸、醋酸的滴定曲線 鹽酸滴定等濃度等體積的氫氧化鈉、氨水的滴定曲線
曲線起點不同：強堿滴定強酸、弱酸的曲線，強酸起點低；強酸滴定強堿、弱堿的曲線，強堿起點高
突躍點變化范圍不同：強堿與強酸反應(強酸與強堿反應)的突躍點變化范圍大于強堿與弱酸反應(強酸與弱堿反應)
(2)中和滴定終點的判斷
判斷滴定終點(中和反應恰好反應完全的時刻)的方法是在待測液中加2～3滴指示劑，觀察滴定過程中其顏色的變化，常選用的指示劑是酚酞或甲基橙，而不用石蕊試液的原因是石蕊試液顏色變化不明顯。
(3)指示劑的選擇
對于不同的酸堿中和反應，指示劑的選擇可依據中和滴定曲線來確定。
指示劑 酸色 中間色 堿色 變色的pH范圍
甲基橙 紅 橙 黃 3.1 ~ 4.4
甲基紅 紅 橙 黃 4.4 ~ 6.2
酚酞 無色 粉紅 紅 8.2 ~ 10.0
5．實驗操作
以酚酞作指示劑，用標準鹽酸滴定待測NaOH溶液為例：
(1)滴定前的準備
滴定管：查漏→洗滌→潤洗→裝液→排氣泡調液面→記錄。
錐形瓶：洗滌→裝待測液→加指示劑。
(2)滴定
滴定：左手控制滴定管活塞，右手搖動錐形瓶，眼睛注視錐形瓶內顏色變化。
(3)滴定終點判斷
等到滴入最后一滴標準液，指示劑變色，且在半分鐘內不恢復原來的顏色，視為滴定終點并記錄標準液的體積。
(4)數據處理
按上述操作重復2～3次，根據每次所用標準液的體積計算待測液的物質的量濃度，最后求出待測液的物質的量濃度的平均值。
【易錯提醒】
(1)酸堿恰好中和(即滴定終點)時溶液不一定呈中性，最終溶液的酸堿性取決于生成鹽的性質，強酸強堿鹽的溶液呈中性，強堿弱酸鹽的溶液呈堿性，強酸弱堿鹽的溶液呈酸性。
(2)酸性、強氧化性的試劑一般用酸式滴定管盛裝，因為酸性和強氧化性物質易腐蝕橡膠管。
(3)滴定終點是通過指示劑顏色變化而實際控制的停止滴定的“點”，滴定終點與恰好中和越吻合，測定誤差越小。
6．誤差分析
(1)誤差分析原理(以一元酸和一元堿的滴定為例)
依據c(標準)·V(標準)＝c(待測)·V(待測)，則有c(待測)＝，標準溶液滴定待測溶液時，c(標準)、V(待測)均為定值，c(待測)的大小取決于V(標準)的大小，若實驗操作導致消耗標準溶液增多或讀數偏大，則測定結果偏高，反之，則偏低。
(2)誤差分析示例
以標準酸溶液滴定未知濃度的堿溶液(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) c(待)
洗滌 酸式滴定管未用標準液潤洗 偏大 偏大
堿式滴定管未用待測液潤洗 偏小 偏小
錐形瓶用待測液潤洗 偏大 偏大
錐形瓶洗凈后還有蒸餾水 無影響 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 偏小 偏小
滴定 酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定到終點時氣泡消失 偏大 偏大
振蕩錐形瓶時部分液體濺出 偏小 偏小
溶液顏色較淺時滴入酸液過快，停止滴定后反加一滴溶液顏色無變化 偏大 偏大
讀數 滴定前讀數正確，滴定后俯視讀數（或前仰后俯） 偏小 偏小
滴定前讀數正確，滴定后仰視讀數（或前俯后仰） 偏大 偏大
(3)讀數誤差分析
分析下列圖示讀數對滴定結果的影響：
①如圖Ⅰ，開始仰視讀數，滴定完畢俯視讀數，滴定結果會偏低。
②如圖Ⅱ，開始俯視讀數，滴定完畢仰視讀數，滴定結果會偏高。
(1)KMnO4溶液應用堿式滴定管盛裝。( × )
錯因　KMnO4溶液具有強氧化性，能氧化堿式滴定管下端的橡膠管。
(2)用堿式滴定管準確量取20.00 mL的NaOH溶液。( √ )
提示　堿式滴定管精確到0.01 mL。
(3)將液面在0 mL處的25 mL的酸式滴定管中的液體全部放出，液體的體積為25 mL。( × )
錯因　酸式滴定管25 mL刻度線以下至活塞部分以及尖嘴部分也盛有溶液。
(4)中和滴定實驗時，滴定管、錐形瓶均用待裝液潤洗。( × )
錯因　錐形瓶只需用蒸餾水洗滌。
(5)滴定終點就是酸堿恰好中和的點。( × )
錯因　不是。滴定終點是滴定中指示劑變色的點，恰好反應點是指酸與堿恰好反應生成鹽和水的點。
(6)滴定接近終點時，滴定管的尖嘴可以接觸錐形瓶內壁。( √ )
提示　滴定接近終點時，滴定管的尖嘴可以接觸錐形瓶內壁，使殘留在滴定管尖嘴的液體進入錐形瓶中。
(7)用稀NaOH溶液滴定鹽酸，用酚酞作指示劑，當錐形瓶中溶液由紅色變無色時停止滴定。( × )
錯因　溶液由無色變為紅色。
(8)用標準HCl溶液滴定NaHCO3溶液來測定其濃度，選擇酚酞為指示劑。( × )
錯因　用甲基橙作指示劑。
(9)盛有標準鹽酸溶液的滴定管滴定前有氣泡，滴定終點時氣泡消失，則滴定結果偏高。( √ )
提示　消耗標準溶液體積偏大，測定結果偏高。
(10)25 ℃時，用醋酸溶液滴定等濃度NaOH溶液到pH＝7，V(醋酸)錯因　等濃度的醋酸溶液和NaOH溶液若等體積混合時，恰好完全中和生成CH3COONa，呈堿性，所以要使溶液呈中性，需滿足V(醋酸)>V(NaOH)。
(11)若用標準鹽酸滴定待測NaOH溶液，滴定前仰視，滴定后俯視，則測定值偏大。( × )
錯因　滴定前仰視，滴定后俯視，會導致V(HCl)偏小，導致c(NaOH)偏小。
(12)量取20.00 mL的高錳酸鉀溶液應選用25 mL量筒。( × )
錯因　量筒只能精確到0.1 mL，應選用25 mL酸式滴定管。
(13)若用標準鹽酸溶液滴定待測NaOH溶液，滴定完成后發現酸式滴定管下懸著一滴酸液，則測定結果偏小。( × )
錯因　標準液讀數偏大，測定結果偏大。
(14)“酸堿中和滴定”實驗中，容量瓶和錐形瓶用蒸餾水洗凈后即可使用，滴定管和移液管用蒸餾水洗凈后，須經干燥或標準溶液潤洗后方可使用。( √ )
(15)利用酚酞試液作指示劑，達到滴定終點時，錐形瓶內的溶液的pH一定為7。( × )
錯因　利用酚酞試液作指示劑，酚酞的變色范圍為8.2～10，滴定終點時溶液的pH<8.2，但pH不一定等于7。
(16)利用如圖所示的方法，排出酸式滴定管內的氣泡。( × )
錯因　酸式滴定管下端為玻璃旋塞，圖示滴定管為堿式滴定管。
一、酸堿中和滴定的操作與指示劑的選擇
1. 現用中和滴定來測定某NaOH溶液的濃度。
(1)滴定：用________式滴定管盛裝c mol·L－1鹽酸標準液。如圖表示某次滴定時50 mL滴定管中前后液面的位置。把用去的標準鹽酸的體積填入表格中，此次滴定結束后的讀數為________mL，滴定管中剩余液體的體積為_____________________，可用________作指示劑。
(2)排出堿式滴定管中氣泡的方法應采用下圖________(填“甲”“乙”或“丙”)的操作，然后擠壓玻璃球使尖嘴部分充滿堿液。
(3)有關數據記錄如下：
滴定序號 待測液體積/mL 所消耗鹽酸標準液的體積/mL
滴定前 滴定后 消耗的體積
1 V 0.50 25.80 25.30
2 V －
3 V 6.00 31.35 25.35
根據所給數據，寫出計算NaOH溶液的物質的量濃度的表達式：_____________(不必化簡)。
答案　(1)酸　24.90　大于25.10 mL　酚酞或甲基橙　(2)丙
(3)
2．(1)用0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定未知濃度的鹽酸，可選用甲基橙或酚酞作指示劑。
(2)用0.100 mol·L－1 NaOH溶液滴定未知濃度的醋酸，可選用酚酞作指示劑，滴定終點時顏色變化為溶液由無色變淺紅色。
(3)用0.100 mol·L－1鹽酸滴定Na2CO3溶液，若選用酚酞作指示劑，溶液由紅色變至近無色，此時Na2CO3轉化為NaHCO3。
3．(1)現用物質的量濃度為a mol·L－1的標準NaOH溶液去滴定V mL鹽酸的物質的量濃度，請填寫下列空白：
①堿式滴定管用蒸餾水洗凈后，接下來應該進行的操作是 用標準NaOH溶液潤洗　。
②用標準NaOH溶液滴定時，應將標準NaOH溶液注入 乙　(填“甲”或“乙”)中。
③如圖是堿式滴定管中液面在滴定前后的讀數，c(HCl)＝ mol·L－1。
解析　①堿式滴定管水洗后應用標準NaOH溶液潤洗2～3次，每次潤洗液都要從尖嘴處排出。②NaOH為強堿，應將NaOH溶液注入堿式滴定管中，故選乙。③滴定過程中消耗NaOH溶液的體積為(V2－V1)mL，因此c(HCl)＝ mol·L－1。
二、滴定終點現象判斷
(1)用a mol·L－1的HCl滴定未知濃度的NaOH溶液，用酚酞作指示劑，達到滴定終點的現象是 ；若用甲基橙作指示劑，滴定終點現象是 。
(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”)，達到滴定終點的現象是 。
(4)用氧化還原滴定法測定TiO2的質量分數：一定條件下，將TiO2溶解并還原為Ti3＋，再以KSCN溶液作指示劑，用NH4Fe(SO4)2標準溶液滴定Ti3＋至全部生成Ti4＋。滴定Ti3＋時發生反應的離子方程式為 ，達到滴定終點時的現象是 。
答案：　(1)滴入最后半滴標準液，溶液由紅色變為無色，且半分鐘內不恢復紅色　當滴入最后半滴標準液，溶液由黃色變為橙色，且半分鐘內不恢復黃色
(2)淀粉溶液　當滴入最后半滴標準液，溶液由無色變為藍色，且半分鐘內不褪色
(3)否　當滴入最后半滴酸性KMnO4溶液，溶液由無色變為紫紅色，且半分鐘內不褪色
(4)Ti3＋＋Fe3＋===Ti4＋＋Fe2＋　當滴入最后半滴NH4Fe(SO4)2標準溶液后，溶液變成紅色，且半分鐘內不褪色
三、酸堿中和滴定誤差分析
1．用0.100 0 mol/L NaOH 溶液滴定未知濃度的鹽酸溶液，在滴定過程中，若出現下列情況，判斷測定結果（填“偏高”、“偏低”或“無影響”）
(1)滴定達到滴定終點時，仰視讀數_______
(2)在振蕩錐形瓶時不慎將瓶內待測液濺出________
(3)若在滴定過程中不慎將數滴堿液滴錐形瓶外________
(4)用蒸餾水洗滌堿式滴定管后立即使用，沒有用堿液潤洗________
答案 (1)偏高 (2)偏低 (3)偏高 (4)偏高
解析　(1)滴定達到滴定終點時，仰視讀數，讀數偏大，測定結果偏高；(2).在振蕩錐形瓶時不慎將瓶內待測液濺出，消耗的標準液減小，測定結果偏低；(3)若在滴定過程中不慎將數滴堿液滴錐形瓶外，則消耗的標準液體積偏大，測定結果偏高；(4)用蒸餾水洗滌堿式滴定管后立即使用，沒有用堿液潤洗，堿液濃度減低，消耗標準液的體積偏大，測定結果偏高。
2．實驗室用標準鹽酸測定某NaOH溶液的濃度，用甲基橙作指示劑，下列操作中可能使測定結果偏低的是(　　)
A．取NaOH溶液時俯視讀數
B．滴定結束后，滴定管尖嘴處有一懸掛液滴
C．錐形瓶內溶液顏色變化由黃色變橙色，立即記下滴定管液面所在刻度
D．盛NaOH溶液的錐形瓶滴定前用NaOH溶液潤洗2～3次
答案　C
解析　滴定結束后，滴定管尖嘴處有一懸掛液滴，會使消耗的鹽酸的體積偏大，測定結果偏高，B錯誤；錐形瓶內溶液顏色變化由黃色變橙色，立即記下滴定管液面所在刻度，可能會導致滴定終點的誤判，使消耗鹽酸的體積偏小，測定結果偏低，C正確；盛NaOH溶液的錐形瓶滴定前用NaOH溶液潤洗2～3次，會使NaOH溶液的體積偏大，導致消耗鹽酸的體積偏大，測定結果偏高，D錯誤。
3．用標準的NaOH溶液滴定未知濃度的鹽酸，若測定結果偏低，其原因可能是(　　)
A．滴定終點讀數時，俯視滴定管的刻度，其他操作正確
B．配制標準溶液的固體NaOH中混有雜質KOH
C．盛裝未知液的錐形瓶用蒸餾水洗過后再用未知液潤洗
D．堿式滴定管未用標準液潤洗
答案　A
解析　滴定終點俯視讀數，標準液的體積偏小，則測定值偏低，故A符合題意；所用的固體NaOH中混有KOH，相同質量的氫氧化鈉和氫氧化鉀，氫氧化鈉的物質的量大于氫氧化鉀的物質的量，所以配得溶液的氫氧根離子濃度偏小，導致V(堿)偏大，即c(酸)偏高，測定值偏高，故B不符合題意；錐形瓶潤洗，所用標準液的體積比正常值大，則測定值偏高，故C不符合題意。
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知識清單22 水的電離及溶液的pH
知識點01水的電離及離子積常數 知識點02溶液的酸堿性及pH
知識點03酸堿中和滴定
知識點01 水的電離及離子積常數
1．水的電離
(1)水是_______的電解質，其電離方程式為H2O＋H2O??H3O＋＋OH－，簡寫為__________________。
(2)水的電離是_______過程。
2．水的離子積常數
(1)Kw只與溫度有關，溫度升高，Kw_______。
(2)常溫時，Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－14，不僅適用于純水，還適用于_______的稀溶液。
(3)不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水電離出的c(H＋)與c(OH－)總是_______的。
3．水的電離平衡的影響因素
(1)因水的電離是_______過程，故溫度升高，會_______水的電離，c(H＋)、c(OH－)都_______，水仍呈_______性。
(2)外加酸(或堿)，水中c(H＋)[或c(OH－)] _______，會_______水的電離，水的電離程度_______，Kw_______。
(3)加入了活潑金屬，可與水電離產生的H＋直接發生置換反應，產生H2，使水的電離平衡向右移動。
改變條件 平衡移動方向 c(H＋) c(OH－) 水的電離程度 Kw
升高溫度
加入HCl(g)
加入NaOH(s)
加入活潑金屬(如Na)
加入NaHSO4(s)
【特別提示】
(1)在水中加入酸或堿，會抑制水的電離，水電離出的c(H＋)、c(OH－)均減小，但仍然相等。在常溫下，若由水電離出的c(H＋)<1×10－7mol·L－1，該溶液可能顯酸性，也可能顯堿性。
(2)水受熱溫度升高，促進水的電離，水電離出的c(H＋)、c(OH－)均增大，但仍然呈中性。
(3)在酸或堿的溶液中，Kw表達式中的c(H＋)、c(OH－)均為溶液中兩種離子的總濃度，不一定是水電離出的c(H＋)、c(OH－)。如0.1 mol·L－1鹽酸中，c(H＋)約為0.1 mol·L－1。
(1)升高溫度，水的電離程度增大，c(H＋)和Kw也增大。( )
(2)25 ℃時，向純水中通入一定量SO2，水的電離平衡不移動，Kw不變。( )
(3)室溫下，0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液和0.1 mol·L－1 NaHSO4溶液中水的電離程度、Kw均相同。( )
(4)25 ℃時，1.0 mol·L－1 NaOH溶液和1.0 mol·L－1鹽酸中水的電離程度相等。( )
(5)室溫下，CH3COONH4和Na2SO4溶液均呈中性，則兩溶液中水的電離程度相同。( )
(6)在表達式Kw＝c(H＋)·c(OH－)中c(H＋)、c(OH－)一定是水電離出的。( )
(7)加水稀釋醋酸溶液，溶液中所有離子濃度都減小。( )
(8)25 ℃時CH3COONa溶液的Kw大于100 ℃時NaOH溶液的Kw。( )
(9)任何水溶液中均存在H＋和OH－，且水電離出的c(H＋)和c(OH－)相等。( )
(10)某溫度下，純水中c(H＋)＝2.0×10－7mol·L－1，則此時c(OH－)＝5×10－8mol·L－1。( )
(11)水的離子積常數的數值大小與溫度和稀水溶液的濃度有關。( )
(12)溫度一定時，水的電離常數與水的離子積常數相等。( )
(13)100 ℃的純水中c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1，此時水呈酸性。( )
(14)將水加熱，Kw增大，pH減小。( )
(15)已知某溫度下CH3COOH和NH3·H2O的電離常數相等，現向10 mL濃度為0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液中滴加相同濃度的氨水，在滴加過程中水的電離程度始終增大。( )
一、水的離子積常數及水的電離平衡曲線
1．某溫度下純水的c(H＋)＝2×10－7mol·L－1，則此時c(OH－)為_____________________；若溫度不變，滴入稀鹽酸使c(H＋)＝5×10－4 mol·L－1，則溶液中c(OH－)為__________________，由水電離產生的c(H＋)為______________，此時溫度_______ (填“高于”“低于”或“等于”)25 ℃。
2．水的電離平衡曲線如圖所示，回答下列問題。
(1)圖中A、B、C、D、E五點Kw間的關系：_____________________。
(2)ABE形成的區域中的點都呈現_______性。
(3)若在B點溫度下，鹽酸中c(H＋)＝5×10－4 mol·L－1，則由水電離產生的c H2O (H＋)＝______mol·L－1。
3．已知水在25 ℃和95 ℃時，水的電離平衡曲線如圖所示：
(1)25 ℃時，將pH＝9的NaOH溶液與pH＝4的硫酸溶液混合，所得混合溶液的pH＝7，則NaOH溶液與硫酸溶液的體積比為________________。
(2)曲線A所對應的溫度下，pH＝2的HCl溶液和pH＝11的某BOH溶液中，若水的電離程度分別用α1、α2表示，則α1________α2(填“大于”“小于”“等于”或“無法確定”)。
(3)曲線B對應溫度下，將0.02 mol·L－1 Ba(OH)2溶液與等物質的量濃度的NaHSO4溶液等體積混合后，混合溶液的pH＝________。
【特別提示】水的電離平衡曲線
(1)同一曲線上任意點的Kw都相同，即c(H＋)·c(OH－)相同，溫度相同。
(2)同一曲線外的任意點與曲線上任意點的Kw不同，溫度不同。
(3)實現曲線上點之間的轉化需保持溫度不變，改變酸堿性；實現曲線上點與曲線外點之間的轉化一定要改變溫度。
二、c H2O (H＋)或c H2O (OH-)的計算
(1)室溫下，0.01 mol·L－1的鹽酸中，(H＋)＝________________。
(2)室溫下，pH＝4的亞硫酸溶液中，(H＋)＝________________。
(3)室溫下，pH＝10的KOH溶液中，(OH－)＝_______________。
(4)室溫下，pH＝4的NH4Cl溶液中，(H＋)＝______________。
(5)室溫下，pH＝10的CH3COONa溶液中，(OH－)＝____________。
三、影響水的電離平衡的因素
(1)某溫度時，水的Kw＝1×10－12，則該溫度____(填“>”“<”或“＝”)25 ℃，其理由是____________________________________________________________________________。
(2)該溫度下，c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1的溶液呈______(填“酸性”“堿性”或“中性”)；若該溶液中只存在NaOH溶質，則由H2O電離出來的c(OH－)＝________mol·L－1。
(3)實驗室用Zn和稀硫酸制取H2，反應時溶液中水的電離平衡________(填“向左”“向右”或“不”，下同)移動。在新制氯水中加入少量NaCl固體，水的電離平衡______移動。
(4)25 ℃時，0.1 mol·L－1的6種溶液，水電離出的c(H＋)由大到小的關系是____________(填序號)。
①鹽酸　②H2SO4　③CH3COOH(Ka＝1.75×10－5)　④NH3·H2O(氨水)(Kb＝1.8×10－5)?、軳aOH?、轇a(OH)2
知識點02 溶液的酸堿性及pH
1．溶液的酸堿性
(1)任何水溶液中都有H＋和OH－。
(2)溶液的酸堿性取決于溶液中c(H＋)、c(OH－)的______________。
溶液的酸堿性
(3)25℃時，溶液的酸堿性與溶液中c(H＋)、c(OH－)的關系
c(H＋)與c(OH－)的關系 c(H＋)的范圍(室溫下)
酸性溶液 c(H＋) _____c(OH－) c(H＋) _____1×10－7 mol·L－1
中性溶液 c(H＋) _____c(OH－) c(H＋) _____1×10－7 mol·L－1
堿性溶液 c(H＋) _____c(OH－) c(H＋) _____1×10－7 mol·L－1
2．溶液的pH
(1)計算公式：pH＝______________
(2)意義：pH越大，溶液的堿性_______；pH越小，溶液的酸性_______。
(3)常溫下溶液酸堿性與pH的關系：
pH＜7，為_______溶液；pH＝7，為_______溶液；pH＞7，為_______溶液。
(4)適用范圍1×10－14 mol·L－1＜c(H＋)＜1 mol·L－1
(5)溶液酸堿性的另外一種表示——pOH
①pOH＝______________；
②常溫下：pH＋pOH＝_______。
3．pH的測定
(1)pH試紙：迅速測定溶液的pH。
常用的pH試紙有廣泛pH試紙和精密pH試紙，廣泛pH試紙可以識別的pH差約為_______。pH試紙的使用方法如下：
①測定溶液的pH：把小片試紙放在_______ (或玻璃片)上，用潔凈干燥的_______蘸取待測液滴在干燥的pH試紙的中部，觀察變化穩定后的顏色，與______________對比即可確定溶液的pH。
②檢驗氣體的酸堿性：先把試紙_______，粘在_______的一端，再送到盛有待測氣體的容器口附近，觀察顏色的變化，判斷氣體的性質。
(2)pH計：精密測量溶液的pH。
4．溶液pH的計算
(1)單一溶液pH的計算
①c mol·L－1 HnA強酸溶液的pH (25 ℃)
c(H＋)＝_______ mol·L－1；pH＝_______
②c mol·L－1 B(OH)n強堿溶液的pH (25 ℃)
c(OH－)＝_______ mol·L－1；c(H＋)＝_______＝_______ mol·L－1；pH＝_________。
(2)混合溶液pH的計算方法
①強酸與強酸混合(稀溶液體積變化忽略)
c混(H＋)＝_____________________，然后再求pH。
②強堿與強堿混合(稀溶液體積變化忽略)
先計算c混(OH－)＝_____________________，再求c混(H＋)＝_______，最后求pH。
③強酸與強堿混合(稀溶液體積變化忽略)
a．恰好完全反應，溶液呈中性，pH＝_______ (25 ℃)。
b．酸過量：
先求c余(H＋)＝_____________________，再求pH。
c．堿過量：
先求c余(OH－)＝_____________________，再求c(H＋)＝_______，最后求pH。
【特別提醒】
(1)強酸溶液和強堿溶液混合后計算pH，必須先判斷出混合后溶液的酸堿性，然后計算混合后的OH-或H＋濃度。
(2)根據酸的濃度計算酸溶液的pH時，不必考慮溫度，而根據堿的濃度計算堿溶液的pH時，需要根據離子積計算c(H＋)，因此一定要注意溶液的溫度，只有室溫時，Kw＝1.0×10－14。
(3)一定pH的強堿與強堿混合后求pH。在計算過程中易出現直接用H＋濃度進行混合計算的錯誤。因為強堿溶液的混合是OH－混合，H＋是隨OH－濃度改變而改變的，不能直接用于混合堿的計算，H＋濃度必須通過c(H＋)＝來求。
5．溶液稀釋時pH的變化圖像
(1)相同體積、相同濃度的鹽酸和醋酸
加水稀釋至相同的倍數，醋酸的pH____ 加水稀釋到相同的pH，鹽酸加入的水____
(2)相同體積、相同pH的鹽酸和醋酸
加水稀釋至相同的倍數，鹽酸的pH_____ 加水稀釋至相同的pH，醋酸加入的水____
(1)pH<7的溶液一定呈酸性。( )
(2)25 ℃時，純水和燒堿溶液中水的離子積常數不相等。( )
(3)在100 ℃時，純水的pH>7。( )
(4)若溶液中c(H＋)＝c(OH－)，則溶液為中性。( )
(5)c(H＋)＝的溶液一定顯中性。( )
(6)pH試紙可以測定所有溶液的pH。( )
(7)常溫下能使甲基橙顯黃色的溶液一定顯堿性。( )
(8)用濕潤的pH試紙測定鹽酸和醋酸溶液的pH，醋酸溶液的誤差更大。( )
(9)T ℃時，某溶液的pH>7，則該溶液呈堿性。( )
(10)室溫下，用pH試紙測得某NaClO溶液的pH＝9。( )
(11)pOH＝－lgc(OH－)，常溫下溶液中的pH＋pOH＝14，正常人的血液pH＝7.3，則正常人血液(人的體溫高于室溫)的pOH等于6.7。( )
(12)用廣泛pH試紙測得某溶液的pH為3.4，用pH計測得某溶液的pH為7.45。( )
(13)c(OH－)>1×10－7 mol·L－1某電解質溶液一定是堿性溶液。( )
(14)常溫下，將pH＝3的酸和pH＝11的堿等體積混合，所得溶液的pH＝7。( )
一、溶液的酸堿性與pH判斷
判斷下列溶液的酸堿性：用“酸性”“堿性”“中性”或“不確定”填空
①pH<7的溶液_______。
②pH＝7的溶液_______。
③c(H＋)＝c(OH－)的溶液_______。
④c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1的溶液_______。
⑤c(H＋)>c(OH－)的溶液_______。
⑥0.1 mol·L－1的NH4Cl溶液_______。
⑦0.1 mol·L－1的NaHCO3溶液_______。
⑧0.1 mol·L－1的NaHSO3溶液_______。
二、有關pH的計算
(1)常溫下，pH＝5的H2SO4溶液，加水稀釋到體積為原來的500倍，則稀釋后c(SO)與c(H＋)的比值為 _______　。
(2)25 ℃時，取濃度相同的NaOH和HCl溶液，以3∶2體積比相混合，所得溶液的pH等于12，則原溶液的濃度為 ______________。
(3)計算25 ℃時下列溶液的pH：
①0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液(已知CH3COOH的電離常數Ka＝1.8×10－5)，其pH＝_______。
②0.1 mol·L－1的氨水(NH3·H2O的電離度α＝1%)，其pH＝_______。
③pH＝2的鹽酸與等體積的水混合，其pH＝_______ (已知lg 2≈0.3)。
④常溫下，將0.1 mol·L－1氫氧化鈉溶液與0.06 mol·L－1硫酸溶液等體積混合，其pH＝_______。
⑤25 ℃時，pH＝3的硝酸和pH＝12的氫氧化鋇溶液按照體積比為9∶1混合，其pH＝_______。
三、混合溶液的酸堿性判斷
常溫下，兩種溶液混合后酸堿性的判斷(在括號中填“酸性”“堿性”或“中性”)。
(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(　　)
(3)相同濃度的NH3·H2O和HCl溶液等體積混合(　　)
(4)pH＝2的H2SO4和pH＝12的NaOH溶液等體積混合(　　)
(5)pH＝3的HCl和pH＝10的NaOH溶液等體積混合(　　)
(6)pH＝3的HCl和pH＝12的NaOH溶液等體積混合(　　)
(7)pH＝2的CH3COOH和pH＝12的NaOH溶液等體積混合(　　)
(8)pH＝2的H2SO4和pH＝12的NH3·H2O等體積混合(　　)
【歸納小結】酸堿溶液混合后酸堿性的判斷規律
(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”。
(2)室溫下c酸(H＋)＝c堿(OH－)，即pH之和等于14時，一強一弱等體積混合——“誰弱誰過量，誰弱顯誰性”。
(3)已知強酸和強堿的pH，等體積混合(25 ℃時)：
①pH之和等于14，呈中性；
②pH之和小于14，呈酸性；
③pH之和大于14，呈堿性。
知識點03 酸堿中和滴定
1．酸堿中和滴定原理
(1)利用已知濃度的酸(或堿)去滴定一定體積未知濃度的堿(或酸)，通過測定反應完全時消耗已知濃度的酸(或堿)的體積，從而推算出未知濃度的堿(或酸)的濃度的方法。
其中已知濃度的酸(或堿)溶液常稱為_______，未知濃度的堿(或酸)溶液常稱為_______。
(2)酸堿中和反應的實質可用離子方程式H＋＋OH－===H2O來表示，在中和反應中，H＋、OH－之間的物質的量關系是______________；若用參加反應的c(H＋)、c(OH－)來表示，其關系式為______________，由此可計算c(H＋)，其表達式是c(H＋)＝____________；也可計算c(OH－)，其表達式是c(OH－)＝____________。由c(H＋)、c(OH－)可分別求出相應酸、堿的濃度。
2．主要儀器
(1)酸堿中和滴定所用的主要儀器是_______和_______。
(2)滴定管
①滴定管分為酸式滴定管和堿式滴定管。
酸式滴定管用于盛放_______或_______溶液，堿式滴定管用于盛放_______溶液。
②既能盛放酸性溶液又能盛放堿性溶液的滴定管，活塞由______________制成；若溶液中的物質見光易分解，可用_______滴定管盛放。
③滴定管的上都標有______________、______________、_______；滴定管的精確讀數為_______。
3．滴定管的使用方法
(1)檢查：使用前先檢查滴定管活塞______________。
(2)潤洗：在加入酸、堿液之前，應使用待裝的酸、堿溶液分別潤洗滴定管內壁_______次。
(3)裝液：注入待裝的酸、堿溶液至滴定管_____________________處。
(4)排氣泡：酸式滴定管快速打開活塞沖走氣泡，堿式滴定管將橡膠管向上彎曲，擠壓玻璃球，趕走氣泡，使滴定管尖嘴部分______________。
(5)調液面：調整管中液面至______________以下，記錄讀數V0。滴定管的讀數時，視線、刻度線、凹液面在______________上。
(6)滴定：左手控制活塞或玻璃小球，右手搖動錐形瓶，兩眼注視_____________________的變化。滴定過程中，滴加速度______________，接近終點時，應逐漸_______滴加速度。
(7)終點的判斷：最后一滴恰好使指示劑顏色發生______________且______________不變色，即為滴定終點。滴加完畢記錄讀數V1，消耗溶液的體積為_______。
4．中和滴定曲線與指示劑選擇
(1)中和滴定曲線與pH突變
①強酸與強堿滴定過程中pH曲線(以0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L－1鹽酸為例)
②強酸(堿)滴定弱堿(酸)pH曲線比較
氫氧化鈉滴定等濃度等體積的鹽酸、醋酸的滴定曲線 鹽酸滴定等濃度等體積的氫氧化鈉、氨水的滴定曲線
曲線起點不同：強堿滴定強酸、弱酸的曲線，強酸起點低；強酸滴定強堿、弱堿的曲線，強堿起點高
突躍點變化范圍不同：強堿與強酸反應(強酸與強堿反應)的突躍點變化范圍大于強堿與弱酸反應(強酸與弱堿反應)
(2)中和滴定終點的判斷
判斷滴定終點(中和反應恰好反應完全的時刻)的方法是________________________________ ______________，常選用的指示劑是_____或______，而不用石蕊試液的原因是_________________。
(3)指示劑的選擇
對于不同的酸堿中和反應，指示劑的選擇可依據中和滴定曲線來確定。
指示劑 酸色 中間色 堿色 變色的pH范圍
甲基橙 紅 橙 黃 3.1 ~ 4.4
甲基紅 紅 橙 黃 4.4 ~ 6.2
酚酞 無色 粉紅 紅 8.2 ~ 10.0
5．實驗操作
以酚酞作指示劑，用標準鹽酸滴定待測NaOH溶液為例：
(1)滴定前的準備
滴定管：_______→洗滌→_______→裝液→排氣泡調液面→記錄。
錐形瓶：洗滌→裝待測液→加指示劑。
(2)滴定
滴定：左手_____________________，右手______________，眼睛_____________________。
(3)滴定終點判斷
等到滴入最后一滴標準液，指示劑變色，且在半分鐘內_______原來的顏色，視為滴定終點并記錄標準液的體積。
(4)數據處理
按上述操作重復_______，根據每次所用標準液的體積計算待測液的物質的量濃度，最后求出待測液的物質的量濃度的_______。
【易錯提醒】
(1)酸堿恰好中和(即滴定終點)時溶液不一定呈中性，最終溶液的酸堿性取決于生成鹽的性質，強酸強堿鹽的溶液呈中性，強堿弱酸鹽的溶液呈堿性，強酸弱堿鹽的溶液呈酸性。
(2)酸性、強氧化性的試劑一般用酸式滴定管盛裝，因為酸性和強氧化性物質易腐蝕橡膠管。
(3)滴定終點是通過指示劑顏色變化而實際控制的停止滴定的“點”，滴定終點與恰好中和越吻合，測定誤差越小。
6．誤差分析
(1)誤差分析原理(以一元酸和一元堿的滴定為例)
依據c(標準)·V(標準)＝c(待測)·V(待測)，則有c(待測)＝，標準溶液滴定待測溶液時，c(標準)、V(待測)均為定值，c(待測)的大小取決于V(標準)的大小，若實驗操作導致消耗標準溶液增多或讀數偏大，則測定結果偏高，反之，則偏低。
(2)誤差分析示例
以標準酸溶液滴定未知濃度的堿溶液(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) c(待)
洗滌 酸式滴定管未用標準液潤洗
堿式滴定管未用待測液潤洗
錐形瓶用待測液潤洗
錐形瓶洗凈后還有蒸餾水
取液 放出堿液的滴定管開始有氣泡，放出液體后氣泡消失
滴定 酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定到終點時氣泡消失
振蕩錐形瓶時部分液體濺出
溶液顏色較淺時滴入酸液過快，停止滴定后反加一滴溶液顏色無變化
讀數 滴定前讀數正確，滴定后俯視讀數（或前仰后俯）
滴定前讀數正確，滴定后仰視讀數（或前俯后仰）
(3)讀數誤差分析
分析下列圖示讀數對滴定結果的影響：
①如圖Ⅰ，開始仰視讀數，滴定完畢俯視讀數，滴定結果會_______。
②如圖Ⅱ，開始俯視讀數，滴定完畢仰視讀數，滴定結果會_______。
(1)KMnO4溶液應用堿式滴定管盛裝。( )
(2)用堿式滴定管準確量取20.00 mL的NaOH溶液。( )
(3)將液面在0 mL處的25 mL的酸式滴定管中的液體全部放出，液體的體積為25 mL。( )
(4)中和滴定實驗時，滴定管、錐形瓶均用待裝液潤洗。( )
(5)滴定終點就是酸堿恰好中和的點。( )
(6)滴定接近終點時，滴定管的尖嘴可以接觸錐形瓶內壁。( )
(7)用稀NaOH溶液滴定鹽酸，用酚酞作指示劑，當錐形瓶中溶液由紅色變無色時停止滴定。( )
(8)用標準HCl溶液滴定NaHCO3溶液來測定其濃度，選擇酚酞為指示劑。( )
(9)盛有標準鹽酸溶液的滴定管滴定前有氣泡，滴定終點時氣泡消失，則滴定結果偏高。( )
(10)25 ℃時，用醋酸溶液滴定等濃度NaOH溶液到pH＝7，V(醋酸)(11)若用標準鹽酸滴定待測NaOH溶液，滴定前仰視，滴定后俯視，則測定值偏大。( )
(12)量取20.00 mL的高錳酸鉀溶液應選用25 mL量筒。( )
(13)若用標準鹽酸溶液滴定待測NaOH溶液，滴定完成后發現酸式滴定管下懸著一滴酸液，則測定結果偏小。( )
(14)“酸堿中和滴定”實驗中，容量瓶和錐形瓶用蒸餾水洗凈后即可使用，滴定管和移液管用蒸餾水洗凈后，須經干燥或標準溶液潤洗后方可使用。( )
(15)利用酚酞試液作指示劑，達到滴定終點時，錐形瓶內的溶液的pH一定為7。( )
(16)利用如圖所示的方法，排出酸式滴定管內的氣泡。( )
一、酸堿中和滴定的操作與指示劑的選擇
1. 現用中和滴定來測定某NaOH溶液的濃度。
(1)滴定：用________式滴定管盛裝c mol·L－1鹽酸標準液。如圖表示某次滴定時50 mL滴定管中前后液面的位置。把用去的標準鹽酸的體積填入表格中，此次滴定結束后的讀數為________mL，滴定管中剩余液體的體積為_____________________，可用________作指示劑。
(2)排出堿式滴定管中氣泡的方法應采用下圖________(填“甲”“乙”或“丙”)的操作，然后擠壓玻璃球使尖嘴部分充滿堿液。
(3)有關數據記錄如下：
滴定序號 待測液體積/mL 所消耗鹽酸標準液的體積/mL
滴定前 滴定后 消耗的體積
1 V 0.50 25.80 25.30
2 V －
3 V 6.00 31.35 25.35
根據所給數據，寫出計算NaOH溶液的物質的量濃度的表達式：_____________(不必化簡)。
2．(1)用0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定未知濃度的鹽酸，可選用______________作指示劑。
(2)用0.100 mol·L－1 NaOH溶液滴定未知濃度的醋酸，可選用_______作指示劑，滴定終點時顏色變化為_____________________。
(3)用0.100 mol·L－1鹽酸滴定Na2CO3溶液，若選用酚酞作指示劑，溶液由紅色變至近無色，此時Na2CO3轉化為_______。
3．(1)現用物質的量濃度為a mol·L－1的標準NaOH溶液去滴定V mL鹽酸的物質的量濃度，請填寫下列空白：
①堿式滴定管用蒸餾水洗凈后，接下來應該進行的操作是 _____________________。
②用標準NaOH溶液滴定時，應將標準NaOH溶液注入_______ (填“甲”或“乙”)中。
③如圖是堿式滴定管中液面在滴定前后的讀數，c(HCl)＝_____________mol·L－1。
二、滴定終點現象判斷
(1)用a mol·L－1的HCl滴定未知濃度的NaOH溶液，用酚酞作指示劑，達到滴定終點的現象是 ；若用甲基橙作指示劑，滴定終點現象是 。
(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”)，達到滴定終點的現象是 。
(4)用氧化還原滴定法測定TiO2的質量分數：一定條件下，將TiO2溶解并還原為Ti3＋，再以KSCN溶液作指示劑，用NH4Fe(SO4)2標準溶液滴定Ti3＋至全部生成Ti4＋。滴定Ti3＋時發生反應的離子方程式為 ，達到滴定終點時的現象是 。
三、酸堿中和滴定誤差分析
1．用0.100 0 mol/L NaOH 溶液滴定未知濃度的鹽酸溶液，在滴定過程中，若出現下列情況，判斷測定結果（填“偏高”、“偏低”或“無影響”）
(1)滴定達到滴定終點時，仰視讀數_______
(2)在振蕩錐形瓶時不慎將瓶內待測液濺出________
(3)若在滴定過程中不慎將數滴堿液滴錐形瓶外________
(4)用蒸餾水洗滌堿式滴定管后立即使用，沒有用堿液潤洗________
2．實驗室用標準鹽酸測定某NaOH溶液的濃度，用甲基橙作指示劑，下列操作中可能使測定結果偏低的是(　　)
A．取NaOH溶液時俯視讀數
B．滴定結束后，滴定管尖嘴處有一懸掛液滴
C．錐形瓶內溶液顏色變化由黃色變橙色，立即記下滴定管液面所在刻度
D．盛NaOH溶液的錐形瓶滴定前用NaOH溶液潤洗2～3次
3．用標準的NaOH溶液滴定未知濃度的鹽酸，若測定結果偏低，其原因可能是(　　)
A．滴定終點讀數時，俯視滴定管的刻度，其他操作正確
B．配制標準溶液的固體NaOH中混有雜質KOH
C．盛裝未知液的錐形瓶用蒸餾水洗過后再用未知液潤洗
D．堿式滴定管未用標準液潤洗
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