2020届一轮复习人教全国版第八章水溶液中的离子平衡第27讲水的电离和溶液的pH学案
第27讲 水的电离和溶液的pH
考纲要求 1.了解水的电离、离子积常数(Kw)。2.了解溶液pH的含义及其测定方法，能进行pH的简单计算。
考点一 水的电离与水的离子积常数
1.水的电离
水是极弱的电解质，水的电离方程式为H2O＋H2O??H3O＋＋OH－或H2O??H＋＋OH－。
2.水的离子积常数
Kw＝c(H＋)·c(OH－)。
(1)室温下：Kw＝1×10－14。
(2)影响因素：只与温度有关，升高温度，Kw增大。
(3)适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。
(4)Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，Kw不变。
3.影响水电离平衡的因素
填写外界条件对水电离平衡的具体影响
体系变化
条件
平衡移动方向
Kw
水的电离程度
c(OH－)
c(H＋)
HCl
逆
不变
减小
减小
增大
NaOH
逆
不变
减小
增大
减小
可水解的盐
Na2CO3
正
不变
增大
增大
减小
NH4Cl
正
不变
增大
减小
增大
温度
升温
正
增大
增大
增大
增大
降温
逆
减小
减小
减小
减小
其他：如加入Na
正
不变
增大
增大
减小
(1)温度一定时，水的电离常数与水的离子积常数相等(×)
(2)100 ℃的纯水中c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1，此时水呈酸性(×)
(3)在蒸馏水中滴加浓H2SO4，Kw不变(×)
(4)NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同(×)
(5)室温下，0.1 mol·L－1的HCl溶液与0.1 mol·L－1的NaOH溶液中水的电离程度相等(√)
(6)任何水溶液中均存在H＋和OH－，且水电离出的c(H＋)和c(OH－)相等(√)
1.Kw＝c(H＋)·c(OH－)中，H＋和OH－一定由水电离出来的吗？
答案 不一定，如酸溶液中H＋由酸和水电离产生，碱溶液中OH－由碱和水电离产生，只要是水溶液必定有H＋和OH－，当溶液浓度不大时，总有Kw＝c(H＋)·c(OH－)
2.25 ℃，pH＝3的某溶液中，H2O电离出的H＋浓度为多少？
答案 (1)若为水解呈酸性的盐溶液，促进水的电离，由水电离出的c水(H＋)＝1×10－3 mol·L－1。
(2)若为酸，抑制水的电离，由水电离出的c水(H＋)＝c(OH－)＝＝ mol·L－1＝1×10－11 mol·L－1。
题组一 影响水电离平衡的因素及结果判断
1.25 ℃时，相同物质的量浓度的下列溶液：①NaCl ②NaOH ③H2SO4 ④(NH4)2SO4，其中水的电离程度按由大到小顺序排列的一组是( )
A.④＞③＞②＞① B.②＞③＞①＞④ C.④＞①＞②＞③ D.③＞②＞①＞④
答案 C
解析 ②③分别为碱、酸，抑制水的电离；④中NH水解促进水的电离，①NaCl不影响水的电离。
2.25 ℃时，某溶液中由水电离产生的c(H＋)和c(OH－)的乘积为1×10－18，下列说法正确的是( )
A.该溶液的pH可能是5 B.此溶液不存在
C.该溶液的pH一定是9 D.该溶液的pH可能为7
答案 A
解析 由题意可知该溶液中由水电离产生的c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－9 mol·L－1，该溶液中水的电离受到抑制，可能是酸溶液，也可能是碱溶液。若为酸溶液，则pH＝5；若为碱溶液，则pH＝9，故A项正确。
3.(2018·北京东城区质检)如图表示水中c(H＋)和c(OH－)的关系，下列判断错误的是( )
A.两条曲线间任意点均有c(H＋)·c(OH－)＝Kw
B.M区域内任意点均有c(H＋)＜c(OH－)
C.图中T1＜T2
D.XZ线上任意点均有pH＝7
答案 D
解析 由水的离子积的定义知两条曲线间任意点均有c(H＋)·c(OH－)＝Kw，A项正确；由图中纵横轴的大小可知M区域内任意点均有c(H＋)＜c(OH－)，B项正确；温度越高，水的电离程度越大，电离出的c(H＋)与c(OH－)越大，所以T2＞T1，C项正确；XZ线上任意点都有c(H＋)＝c(OH－)，只有当c(H＋)＝10－7 mol·L－1时，才有pH＝7，D项错误。
正确理解水的电离平衡曲线
(1)曲线上任意点的Kw都相同，即c(H＋)·c(OH－)相同，温度相同。
(2)曲线外的任意点与曲线上任意点的Kw不同，温度不同。
(3)实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，改变酸碱性；实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定得改变温度。
题组二 水电离出的c(H＋)或c(OH－)的定量计算
4.(2018·韶关模拟)已知NaHSO4在水中的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。某温度下，向c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的c(H＋)＝1×10－2 mol·L－1。下列对该溶液的叙述不正确的是( )
A.该温度高于25 ℃
B.由水电离出来的H＋的浓度为1×10－10 mol·L－1
C.加入NaHSO4晶体抑制水的电离
D.取该溶液加水稀释100倍，溶液中的c(OH－)减小
答案 D
解析 A项，Kw＝1×10－6×1×10－6＝1×10－12，温度高于25 ℃；B、C项，NaHSO4电离出的H＋抑制H2O电离，＝c(OH－)＝1×10－10 mol·L－1；D项，加H2O稀释，c(H＋)减小，而c(OH－)增大。
5.(2018·长沙市雅礼中学检测)25 ℃时，在等体积的①pH＝0的H2SO4溶液、②0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液、③pH＝10的Na2S溶液、④pH＝5的NH4NO3溶液中，发生电离的水的物质的量之比是( )
A.1∶10∶1010∶109
B.1∶5∶(5×109)∶(5×108)
C.1∶20∶1010∶109
D.1∶10∶104∶109
答案 A
解析 H2SO4与Ba(OH)2抑制水的电离，Na2S与NH4NO3促进水的电离。25 ℃时，pH＝0的H2SO4溶液中：c(H2O)电离＝c(OH－)＝ mol·L－1＝10－14 mol·L－1；0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液中：c(H2O)电离＝c(H＋)＝ mol·L－1＝10－13 mol·L－1；pH＝10的Na2S溶液中：c(H2O)电离＝c(OH－)＝10－4 mol·L－1；pH＝5的NH4NO3的溶液中：c(H2O)电离＝c(H＋)＝10－5mol·L－1。它们的物质的量之比为10－14∶10－13∶10－4∶10－5＝1∶10∶1010∶109，故A正确。
水电离的c(H＋)或c(OH－)的计算技巧(25 ℃时)
(1)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7 mol·L－1。
(2)酸或碱抑制水的电离，水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＜10－7 mol·L－1，当溶液中的c(H＋)＜10－7 mol·L－1时就是水电离出的c(H＋)；当溶液中的c(H＋)＞10－7 mol·L－1时，就用10－14除以这个浓度即得到水电离的c(H＋)。
(3)可水解的盐促进水的电离，水电离的c(H＋)或c(OH－)均大于10－7 mol·L－1。若给出的c(H＋)＞10－7 mol·L－1，即为水电离的c(H＋)；若给出的c(H＋)＜10－7 mol·L－1，就用10－14除以这个浓度即得水电离的c(H＋)。
题组三 酸碱中和反应过程中水电离c(H＋)变化分析
6.常温下，向20 mL 0.1 mol·L－1氨水溶液中滴加盐酸，溶液中由水电离出的c(H＋)随加入盐酸体积的变化如图所示。则下列说法正确的是( )
A.b、d两点为恰好完全反应点
B.c点溶液中，c(NH)＝c(Cl－)
C.a、b之间的任意一点：c(Cl－)＞c(NH)，c(H＋)＞c(OH－)
D.常温下，0.1 mol·L－1氨水的电离常数K约为1×10－5
答案 D
解析 向氨水中逐滴加入盐酸，水的电离程度由小逐渐变大，后又逐渐减小；b点表示过量氨水的电离与NH的水解程度相互“抵消”；随着NH的水解占优势，c点NH的水解程度达到最大，也是恰好反应点；再继续加入盐酸，盐酸过量抑制水的电离。根据以上分析可知，b
点氨水过量，d点盐酸过量，A项错误；c点溶质是NH4Cl，因NH水解，故c(NH)＜c(Cl－)，B项错误；a、b之间氨水电离占优势，c(Cl－)＜c(NH)，c(H＋)＜c(OH－)，C项错误；a点，溶液中c(NH)≈c(OH－)，c(NH3·H2O)＝0.1 mol·L－1－0.001 mol·L－1≈0.1 mol·L－1，则氨水的电离常数K＝＝＝10－5，D项正确。
7.(2018·石家庄一模)常温下，向20.00 mL 0.1 mol·L－1 HA溶液中滴入0.1 mol·L－1 NaOH溶液，溶液中由水电离出的氢离子浓度的负对数[－lg c水(H＋)]与所加NaOH溶液体积的关系如图所示，下列说法中不正确的是( )
A.常温下，Ka(HA)约为10－5
B.M、P两点溶液对应的pH＝7
C.b＝20.00
D.M点后溶液中均存在c(Na＋)＞c(A－)
答案 B
解析 0.1 mol·L－1 HA溶液中，－lg c水(H＋)＝11，c水(H＋)＝c水(OH－)＝10－11 mol·L－1，根据常温下水的离子积求出溶液中c(H＋)＝＝10－3 mol·L－1，HA??H＋＋A－，c(H＋)＝c(A－)＝10－3 mol·L－1，Ka(HA)＝＝＝10－5，A项正确；N点水电离出的H＋浓度最大，说明HA与NaOH恰好完全反应生成NaA，P点溶质为NaOH和NaA，溶液显碱性，即P点pH不等于7，B项错误；0～b段水的电离程度逐渐增大，当达到b点时水的电离程度达到最大，即溶质为NaA，说明HA和NaOH恰好完全反应，b＝20.00，C项正确；M点溶液pH＝7，根据溶液呈电中性，存在c(Na＋)＝c(A－)，M点后，c(Na＋)＞c(A－)，D项正确。
考点二 溶液的酸碱性和pH
1.溶液的酸碱性
溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。
(1)酸性溶液：c(H＋)>c(OH－)，常温下，pH<7。
(2)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)，常温下，pH＝7。
(3)碱性溶液：c(H＋)
7。
2.pH及其测量
(1)计算公式：pH＝－lg c(H＋)。
(2)测量方法
①pH试纸法
用镊子夹取一小块试纸放在洁净的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液点在试纸的中央，变色后与标准比色卡对照，即可确定溶液的pH。
②pH计测量法
(3)溶液的酸碱性与pH的关系
常温下：
3.溶液pH的计算
(1)单一溶液的pH计算
强酸溶液：如HnA，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝nc mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝－lg (nc)。
强碱溶液(25 ℃)：如B(OH)n，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝ mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg (nc)。
(2)混合溶液pH的计算类型
①两种强酸混合：直接求出c(H＋)混，再据此求pH。c(H＋)混＝。
②两种强碱混合：先求出c(OH－)混，再据Kw求出c(H＋)混，最后求pH。c(OH－)混＝。
③强酸、强碱混合：先判断哪种物质过量，再由下式求出溶液中H＋或OH－的浓度，最后求pH。
c(H＋)混或c(OH－)混＝。
(1)任何温度下，利用H＋和OH－浓度的相对大小均可判断溶液的酸碱性(√)
(2)某溶液的c(H＋)＞10－7 mol·L－1，则该溶液呈酸性(×)
(3)pH减小，溶液的酸性一定增强(×)
(4)100 ℃时Kw＝1.0×10－12，0.01 mol·L－1盐酸的pH＝2，0.01 mol·L－1的NaOH溶液的pH＝10(√)
(5)用蒸馏水润湿的pH试纸测溶液的pH，一定会使结果偏低(×)
(6)用广范pH试纸测得某溶液的pH为3.4(×)
(7)用pH计测得某溶液的pH为7.45(√)
(1)溶液呈现酸、碱性的实质是c(H＋)与c(OH－)不相等，不能只看pH，一定温度下pH＝6的溶液可能显中性，也可能显酸性，应注意温度。
(2)使用pH试纸时不能用蒸馏水润湿。
(3)广范pH试纸只能测出pH的整数值。
1.1 mL pH＝9的NaOH溶液，加水稀释到10 mL，pH＝___________；加水稀释到100 mL，pH________7。
答案 8 接近
2.常温下，两种溶液混合后酸碱性的判断(在括号中填“酸性”“碱性”或“中性”)。
(1)相同浓度的HCl和NaOH溶液等体积混合( )
(2)相同浓度的CH3COOH和NaOH溶液等体积混合( )
(3)相同浓度的NH3·H2O和HCl溶液等体积混合( )
(4)pH＝2的H2SO4和pH＝12的NaOH溶液等体积混合( )
(5)pH＝3的HCl和pH＝10的NaOH溶液等体积混合( )
(6)pH＝3的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合( )
(7)pH＝2的CH3COOH和pH＝12的NaOH溶液等体积混合( )
(8)pH＝2的H2SO4和pH＝12的NH3·H2O等体积混合( )
答案 (1)中性 (2)碱性 (3)酸性 (4)中性 (5)酸性 (6)碱性 (7)酸性 (8)碱性
1.稀释规律
酸、碱溶液稀释相同倍数时，强电解质溶液比弱电解质溶液的pH变化幅度大，但不管稀释多少倍，最终都无限接近中性。
2.酸碱混合规律
(1)等浓度等体积一元酸与一元碱混合的溶液——“谁强显谁性，同强显中性”。
(2)25 ℃时，等体积pH之和等于14的一强一弱酸碱混合溶液——“谁弱谁过量，谁弱显谁性”。
(3)强酸、强碱等体积混合(25 ℃时)
①pH之和等于14呈中性；
②pH之和小于14呈酸性；
③pH之和大于14呈碱性。
题组一 有关pH的简单计算
1.按要求计算下列溶液的pH(常温下，忽略溶液混合时体积的变化)：
(1)0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液(已知CH3COOH的电离常数Ka＝1.8×10－5)。
(2)0.1 mol·L－1的NH3·H2O(NH3·H2O的电离度α＝1%，电离度＝×100%)。
(3)pH＝2的盐酸与等体积的水混合。
(4)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。
(5)25 ℃时，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。
答案 (1)2.9 (2)11 (3)2.3 (4)2 (5)10
解析 (1)CH3COOH ?? CH3COO－ ＋ H＋
c(初始) 0.1 mol·L－1 0 0
c(电离) c(H＋) c(H＋) c(H＋)
c(平衡) 0.1－c(H＋) c(H＋) c(H＋)
则Ka＝＝1.8×10－5
解得c(H＋)≈1.3×10－3 mol·L－1，
所以pH＝－lg c(H＋)＝－lg (1.3×10－3)≈2.9。
(2) NH3·H2O ?? OH－ ＋ NH
c(初始) 0.1 mol·L－1 0 0
c(电离)
则c(OH－)＝0.1×1% mol·L－1＝10－3mol·L－1
c(H＋)＝10－11 mol·L－1，所以pH＝11。
(3)c(H＋)＝ mol·L－1
pH＝－lg ＝2＋lg 2≈2.3。
(4)0.1 mol·L－1 NaOH溶液中c(OH－)＝0.1 mol·L－1,0.06 mol·L－1的硫酸溶液中c(H＋)＝0.06 mol·L－1×2＝0.12 mol·L－1，二者等体积混合后溶液呈酸性，混合溶液中c(H＋)＝＝0.01 mol·L－1，则pH＝－lg 0.01＝2。
(5)pH＝3的硝酸溶液中c(H＋)＝10－3 mol·L－1，pH＝12的Ba(OH)2溶液中c(OH－)＝ mol·L－1＝10－2 mol·L－1，二者以体积比9∶1混合，Ba(OH)2过量，溶液呈碱性，混合溶液中c(OH－)＝＝1×10－4 mol·L－1
则混合后c(H＋)＝＝ mol·L－1＝1×10－10 mol·L－1
故pH＝－lg 10－10＝10。
2.根据要求解答下列问题(常温条件下)：
(1)pH＝5的H2SO4溶液，加水稀释到500倍，则稀释后c(SO)与c(H＋)的比值为_____。
(2)取浓度相同的NaOH和HCl溶液，以3∶2体积比相混合，所得溶液的pH等于12，则原溶液的浓度为______________________________________________________________。
(3)在一定体积pH＝12的Ba(OH)2溶液中，逐滴加入一定物质的量浓度的NaHSO4溶液，当溶液中的Ba2＋恰好完全沉淀时，溶液pH＝11。若反应后溶液的体积等于Ba(OH)2溶液与NaHSO4溶液的体积之和，则Ba(OH)2溶液与NaHSO4溶液的体积比是________。
(4)将pH＝a的NaOH溶液Va L与pH＝b的稀盐酸Vb L混合，若所得溶液呈中性，且a＋b＝13，则＝______。
答案 (1)
(2)0.05 mol·L－1
(3)1∶4
(4)10
解析 (1)稀释前c(SO)＝ mol·L－1，稀释后c(SO)＝ mol·L－1＝10－8 mol·L－1，c(H＋)稀释后接近10－7 mol·L－1，所以≈＝。
(2)＝0.01 mol·L－1，c＝0.05 mol·L－1。
(3)设氢氧化钡溶液体积为V1 L，硫酸氢钠溶液的体积为V2 L，依题意知，n(Ba2＋)＝n(SO)，由Ba(OH)2＋NaHSO4===BaSO4↓＋NaOH＋H2O知，生成的氢氧化钠的物质的量为n(NaOH)＝n[Ba(OH)2]＝0.5×10－2V1 mol，＝1×10－3 mol·L－1，则V1∶V2＝1∶4。
(4)pH＝a的NaOH溶液中c(OH－)＝10a－14 mol·L－1，pH＝b的稀盐酸中c(H＋)＝10－b mol·L－1，
根据中和反应H＋＋OH－===H2O，知c(OH－)·Va＝c(H＋)·Vb
＝＝＝1014－(a＋b)，a＋b＝13，则＝10。
溶液pH计算的一般思维模型
题组二 pH概念的拓展应用
3.(2018·南阳等六市联考)某温度下，向一定体积0.1 mol·L－1的氨水中逐滴加入等浓度的盐酸，溶液中pOH[pOH＝－lg c(OH－)]与pH的变化关系如下图所示。下列说法不正确的是( )
A.M点和N点溶液中H2O的电离程度相同
B.Q点溶液中，c(NH)＋c(NH3·H2O)＝c(Cl－)
C.M点溶液的导电性小于Q点溶液的导电性
D.N点溶液加水稀释，变小
答案 B
解析 由于M点碱过量，N点酸过量，M点溶液中氢氧根离子浓度与N点溶液中氢离子浓度相同，对水的电离抑制能力相同，故两点水的电离程度相同，A正确；Q点时pH＝pOH，说明溶液呈中性，根据电荷守恒：c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，则c(NH)＝c(Cl－)，B错误；M点溶液中主要溶质为一水合氨，为弱电解质，在溶液中部分电离，溶液中离子浓度较小，Q点溶液中溶质主要为氯化铵，为强电解质，溶液中离子浓度较大，故M点溶液的导电能力小于Q点，C正确；N点溶液加水稀释，Kb＝，温度不变，Kb不变，加水稀释氢离子浓度减小，c(OH－)增大，所以变小，故D正确。
4.(2018·邯郸一中一模)若用AG表示溶液的酸度，AG的定义为AG＝lg 。室温下实验室中用0.01 mol·L－1的氢氧化钠溶液滴定20.00 mL 0.01 mol·L－1醋酸，滴定过程如图所示，下列叙述正确的是( )
A.室温下，醋酸的电离常数约为10－5
B.A点时加入氢氧化钠溶液的体积为20.00 mL
C.若B点为40 mL，所得溶液中：c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)
D.从A到B，水的电离程度逐渐变大
答案 A
解析 室温下，醋酸的AG＝lg ＝7，即＝107，而水的离子积Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝10－14，两式联立可知：c(H＋)＝10－3.5 mol·L－1，而在醋酸溶液中，c(CH3COO－)≈c(H＋)＝10－3.5 mol·L－1，故电离平衡常数Ka＝≈＝10－5，故A正确；A点的AG＝lg ＝0，即＝1，则c(H＋)＝c(OH－)，溶液显中性，而当加入氢氧化钠溶液20.00 mL时，氢氧化钠和醋酸恰好完全中和，得到醋酸钠溶液，溶液显碱性，故B错误；当B点加入NaOH溶液40 mL时，所得溶液为等浓度的CH3COONa和NaOH的混合溶液，根据物料守恒可知，c(Na＋)＝2[c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)]，故C错误；A点之后，当V(NaOH)＞20 mL后，水的电离受到抑制，电离程度又会逐渐变小，D项错误。
考点三 酸碱中和滴定
1.实验原理
利用酸碱中和反应，用已知浓度酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。以标准盐酸滴定待测的NaOH溶液，待测的NaOH溶液的物质的量浓度为c(NaOH)＝。
酸碱中和滴定的关键：
(1)准确测定标准液和待测液的体积；
(2)准确判断滴定终点。
2.实验用品
(1)仪器
图(A)是酸式滴定管、图(B)是碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。
(2)试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。
(3)滴定管
①构造：“0”刻度线在上方，尖嘴部分无刻度。
②精确度：读数可精确到0.01 mL。
③洗涤：先用蒸馏水洗涤，再用待装液润洗。
④排泡：酸、碱式滴定管中的液体在滴定前均要排出尖嘴中的气泡。
⑤使用注意事项：
试剂性质
滴定管
原因
酸性、氧化性
酸式滴定管
氧化性物质易腐蚀橡胶管
碱性
碱式滴定管
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)滴定前的准备
①滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→调液面→记录。
②锥形瓶：注碱液→记体积→加指示剂。
(2)滴定
(3)终点判断
等到滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内不恢复原来的颜色，视为滴定终点并记录标准液的体积。
(4)数据处理
按上述操作重复二至三次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c(NaOH)＝计算。
4.常用酸碱指示剂及变色范围
指示剂
变色范围的pH
石蕊
＜5.0红色
5.0～8.0紫色
>8.0蓝色
甲基橙
＜3.1红色
3.1～4.4橙色
>4.4黄色
酚酞
＜8.2无色
8.2～10.0浅红色
>10.0红色
仪器、操作选项
(1)KMnO4溶液应用碱式滴定管盛装(×)
(2)用碱式滴定管准确量取20.00 mL的NaOH溶液(√)
(3)将液面在0 mL处的25 mL的酸式滴定管中的液体全部放出，液体的体积为25 mL(×)
(4)中和滴定操作中所需标准溶液越浓越好，指示剂一般加入2～3 mL(×)
(5)中和滴定实验时，滴定管、锥形瓶均用待测液润洗(×)
(6)滴定终点就是酸碱恰好中和的点(×)
(7)滴定管盛标准溶液时，调液面一定要调到“0”刻度(×)
滴定终点现象判断
(1)用a mol·L－1的盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液，用酚酞作指示剂，达到滴定终点的现象是____________________________________________________________________________；若用甲基橙作指示剂，滴定终点的现象是______________________________________。
答案 滴入最后一滴标准液，溶液由红色变为无色，且半分钟内不恢复红色 当滴入最后一滴标准液，溶液由黄色变为橙色，且半分钟内不恢复黄色
(2)用标准碘溶液滴定溶有SO2的水溶液，以测定水中SO2的含量，应选用____________作指示剂，达到滴定终点的现象是________________________________。
答案 淀粉溶液 当滴入最后一滴标准液，溶液由无色变为蓝色，且半分钟内不褪色
(3)用标准酸性KMnO4溶液滴定溶有SO2的水溶液，以测定水中SO2的含量，是否需要选用指示剂______(填“是”或“否”)，达到滴定终点的现象是_______________________。
答案 否 当滴入最后一滴酸性KMnO4溶液，溶液由无色变为紫红色，且半分钟内不褪色
(4)用氧化还原滴定法测定TiO2的质量分数：一定条件下，将TiO2溶解并还原为Ti3＋，再用KSCN溶液作指示剂，用NH4Fe(SO4)2标准溶液滴定Ti3＋至全部生成Ti4＋，滴定Ti3＋时发生反应的离子方程式为____________________________________________________________，
达到滴定终点时的现象是____________________________________________________。
答案 Ti3＋＋Fe3＋===Ti4＋＋Fe2＋ 当滴入最后一滴标准液，溶液变成红色，且半分钟内不褪色
题组一 滴定实验中指示剂的选择
1.实验室现有3种酸碱指示剂，其pH变色范围如下：
甲基橙：3.1～4.4
石蕊：5.0～8.0
酚酞：8.2～10.0
用0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定未知浓度的CH3COOH溶液，恰好完全反应时，下列叙述中正确的是( )
A.溶液呈中性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂
B.溶液呈中性，只能选用石蕊作指示剂
C.溶液呈碱性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂
D.溶液呈碱性，只能选用酚酞作指示剂
答案 D
解析 NaOH溶液和CH3COOH溶液恰好完全反应时生成CH3COONa，CH3COO－水解显碱性，而酚酞的变色范围为8.2～10.0，比较接近。
2.下列滴定中，指示剂的选择或滴定终点颜色变化有错误的是( )
提示：2KMnO4＋5K2SO3＋3H2SO4===6K2SO4＋2MnSO4＋3H2O、I2＋Na2S===2NaI＋S↓
选项
滴定管中的溶液
锥形瓶中的溶液
指示剂
滴定终点颜色变化
A
NaOH溶液
CH3COOH溶液
酚酞
无色→浅红色
B
HCl溶液
氨水
酚酞
浅红色→无色
C
酸性KMnO4溶液
K2SO3溶液
无
无色→浅紫红色
D
碘水
亚硫酸溶液
淀粉
无色→蓝色
答案 B
解析 A项，锥形瓶中为酸，加入酚酞无色，达到滴定终点，溶液显碱性，溶液变为浅红色，故现象为无色→浅红色，正确；B项，锥形瓶中为碱，达到滴定终点，溶液显酸性，应选择指示剂甲基橙，现象是溶液由黄色变为红色，错误；C项，高锰酸钾为紫色，滴入高锰酸钾前溶液无色，到达滴定终点为浅紫红色，故现象为无色→浅紫红色，正确；D项，碘遇淀粉变蓝色，加入碘前无色，滴加碘反应至终点，碘遇淀粉呈蓝色，正确。
酸碱中和滴定指示剂选择的基本原则
变色要灵敏，变色范围要小，使变色范围尽量与滴定终点溶液的酸碱性一致。
(1)强酸滴定强碱一般用甲基橙，但用酚酞也可以。
(2)滴定终点为碱性时，用酚酞作指示剂。
(3)滴定终点为酸性时，用甲基橙作指示剂。
题组二 酸碱中和滴定的操作及误差分析
3.某研究小组为测定食用白醋中醋酸的含量进行如下操作，正确的是( )
A.用碱式滴定管量取一定体积的待测白醋放入锥形瓶中
B.称取4.0 g NaOH放到1 000 mL容量瓶中，加水至刻度，配成1.00 mol·L－1 NaOH标准溶液
C.用NaOH溶液滴定白醋，使用酚酞作指示剂，溶液颜色恰好由无色变为浅红色，且半分钟内不褪色时，为滴定终点
D.滴定时眼睛要注视着滴定管内NaOH溶液的液面变化，防止滴定过量
答案 C
解析 量取白醋应用酸式滴定管，A错误；NaOH的溶解应在烧杯中完成，B错误；在滴定中操作时眼睛要注视锥形瓶内溶液颜色的变化。
4.中和滴定过程中，容易引起误差的主要是五个方面，请以“用已知浓度的盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液”为例，用“偏高”“偏低”或“无影响”填空。
(1)仪器润洗
①酸式滴定管未润洗就装标准液滴定，则滴定结果_____________________________。
②锥形瓶用蒸馏水冲洗后，再用待测液润洗，使滴定结果________。
(2)存在气泡
①滴定前酸式滴定管尖嘴处有气泡未排出，滴定后气泡消失，使滴定结果_________。
②滴定管尖嘴部分滴定前无气泡，滴定终点有气泡，使滴定结果________。
(3)读数操作
①滴定前平视滴定管刻度线，滴定终点俯视刻度线，使滴定结果________。
②滴定前仰视滴定管刻度线，滴定终点俯视刻度线，使滴定结果________。
(4)指示剂选择：用盐酸滴定氨水，选用酚酞作指示剂，使滴定结果________。
(5)存在杂质
①用含NaCl杂质的NaOH配制成标准溶液来滴定盐酸，则测定的盐酸浓度将______。
②用含Na2O杂质的NaOH配制成标准溶液来滴定盐酸，则测定的盐酸浓度________。
答案 (1)①偏高 ②偏高 (2)①偏高 ②偏低 (3)①偏低 ②偏低 (4)偏低 (5)①偏高 ②偏低
解析 (2)①
体积数＝末读数－初读数。滴定管尖嘴部分滴定前有气泡，滴定终点无气泡，读取的体积数比实际消耗标准溶液的体积大，结果偏高。(3)仰视读数时，读取的体积数偏大，俯视读数时，读取的体积数偏小。(4)用盐酸滴定氨水，选用酚酞作指示剂，由于酚酞变色时，溶液呈碱性，盐酸不足，氨水有剩余，消耗盐酸的体积数偏小，结果偏低。(5)用含NaCl杂质的NaOH配制成标准溶液来滴定盐酸，由于NaCl不与盐酸反应，消耗的溶液体积增大，结果偏高。用含Na2O杂质的NaOH配制成标准溶液来滴定盐酸，根据中和1 mol HCl所需Na2O质量为31 g，中和1 mol HCl所需NaOH质量为40 g，可知中和相同量盐酸时，所需含Na2O的NaOH的量比所需纯NaOH的量小，结果偏低。
中和滴定的误差分析方法
(1)依据公式c(待测)＝来判断。c(标准)和V(待测)在误差分析时是定值，因此只需分析使得所耗标准液体积V(标准)变大或变小的原因即可，V(标准)变大，则c(待测)偏高，V(标准)变小，则c(待测)偏低。
(2)滴定管读数要领
以凹液面的最低点为基准(如图)
正确读数(虚线部分)和错误读数(实线部分)
1.正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”
(1)用标准HCl溶液滴定NaHCO3溶液来测定其浓度，选择酚酞为指示剂(×)
(2018·全国卷Ⅲ，10B)
(2)滴定接近终点时，滴定管的尖嘴可以接触锥形瓶内壁(√)
(2016·海南，8C)
(3)用稀NaOH滴定盐酸，用酚酞作指示剂，当锥形瓶中溶液由红色变无色时停止滴定(×)
(2015·广东理综，12C)
(4)中和滴定时，滴定管用所盛装的反应液润洗2～3次(√)
(2015·江苏，7B)
2.(2016·全国卷Ⅰ，12)298 K时，在20.0 mL 0.10 mol·L－1氨水中滴入0.10 mol·L－1的盐酸，溶液的pH与所加盐酸的体积关系如图所示。已知0.10 mol·L－1氨水的电离度为1.32%，
下列有关叙述正确的是( )
A.该滴定过程应该选择酚酞作为指示剂
B.M点对应的盐酸体积为20.0 mL
C.M点处的溶液中c(NH)＝c(Cl－)＝c(H＋)＝c(OH－)
D.N点处的溶液中pH<12
答案 D
解析 A项，盐酸滴定氨水时，滴定终点溶液为NH4Cl溶液，呈酸性，故指示剂应选甲基橙，错误；B项，一水合氨属于弱碱，与盐酸正好反应生成NH4Cl时溶液呈酸性，故二者等浓度反应时，若溶液的pH＝7，盐酸的体积应小于氨水的体积，即小于20.0 mL，错误；C项，根据电荷守恒可知溶液中：c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，M点溶液的pH＝7，即c(H＋)＝c(OH－)，则c(NH)＝c(Cl－)，由于水的电离是微弱的，故c(NH)＝c(Cl－)＞c(H＋)＝c(OH－)，错误；D项，由图可知，N点即为0.10 mol·L－1氨水，由其电离度为1.32%，可知0.10 mol·L－1氨水中c(OH－)＝0.001 32 mol·L－1，故该氨水中11
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