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第24講 水的電離和溶液的pH
考綱要求 1.理解水的電離和水的離子積常數。2.了解溶液pH的定義，能進行溶液pH的簡單計算。3.初步掌握中和滴定的原理和方法，初步掌握測定溶液pH的方法。
考點一 水的電離與水的離子積常數
1．水的電離
水是極弱的電解質，水的電離方程式為H2O＋H2OH3O＋＋OH－或H2OH＋＋OH－。
2．水的離子積常數
Kw＝c(H＋)c(OH－)。
(1)室溫下：Kw＝110－14。
(2)影響因素：只與溫度有關，升高溫度，Kw增大。
(3)適用范圍：Kw不僅適用于純水，也適用于稀的電解質水溶液。
(4)Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要溫度不變，Kw不變。
3．影響水電離平衡的因素
填寫外界條件對水電離平衡的具體影響
體系變化
條件
平衡移動方向
Kw
水的電離程度
c(OH－)
c(H＋)
HCl
逆
不變
減小
減小
增大
NaOH
逆
不變
減小
增大
減小
可水解
的鹽
Na2CO3
正
不變
增大
增大
減小
NH4Cl
正
不變
增大
減小
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
增大
增大
減小
(1)溫度一定時，水的電離常數與水的離子積常數相等()
(2)100℃的純水中c(H＋)＝110－6molL－1，此時水呈酸性()
(3)在蒸餾水中滴加濃H2SO4，Kw不變()
(4)NaCl溶液和CH3COONH4溶液均顯中性，兩溶液中水的電離程度相同()
(5)室溫下，0.1molL－1的HCl溶液與0.1molL－1的NaOH溶液中水的電離程度相等(√)
(6)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(√)
1．Kw＝c(H＋)c(OH－)中，H＋和OH－一定由水電離出來的嗎？
答案 不一定，如酸溶液中H＋由酸和水電離產生，堿溶液中OH－由堿和水電離產生，只要是水溶液必定有H＋和OH－，當溶液濃度不大時，總有Kw＝c(H＋)c(OH－)。
2．25℃，pH＝3的某溶液中，H2O電離出的H＋濃度為多少？
答案 (1)若為水解呈酸性的鹽溶液，促進水的電離，由水電離出的c水(H＋)＝110－3 molL－1。
(2)若為酸，抑制水的電離，由水電離出的
c水(H＋)＝c(OH－)＝＝molL－1＝110－11molL－1。
題組一 影響水電離平衡的因素及結果判斷
1．25℃時，相同物質的量濃度的下列溶液：①NaCl ②NaOH?、跦2SO4 ④(NH4)2SO4，其中水的電離程度按由大到小順序排列的一組是( )
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分別為堿、酸，抑制水的電離；④中NH水解促進水的電離，①NaCl不影響水的電離。
2．25℃時，某溶液中由水電離產生的c(H＋)和c(OH－)的乘積為110－18，下列說法正確的是( )
A．該溶液的pH可能是5 B．此溶液不存在
C．該溶液的pH一定是9 D．該溶液的pH可能為7
答案 A
解析 由題意可知該溶液中由水電離產生的c(H＋)＝c(OH－)＝110－9molL－1，該溶液中水的電離受到抑制，可能是酸溶液，也可能是堿溶液。若為酸溶液，則pH＝5；若為堿溶液，則pH＝9，故A項正確。
3．如圖表示水中c(H＋)和c(OH－)的關系，下列判斷錯誤的是( )
A．兩條曲線間任意點均有c(H＋)c(OH－)＝Kw
B．M區(qū)域內任意點均有c(H＋)＜c(OH－)
C．圖中T1>T2
D．XZ線上任意點均有pH＝7
答案 CD
解析 由水的離子積的定義知兩條曲線間任意點均有c(H＋)c(OH－)＝Kw，A項正確；由圖中縱橫軸的大小可知M區(qū)域內任意點均有c(H＋)＜c(OH－)，B項正確；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T2＞T1，C項錯誤；XZ線上任意點都有c(H＋)＝c(OH－)，只有當c(H＋)＝10－7molL－1時，才有pH＝7，D項錯誤。
正確理解水的電離平衡曲線
(1)曲線上任意點的Kw都相同，即c(H＋)c(OH－)相同，溫度相同。
(2)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得改變溫度。
題組二 水電離出的c(H＋)或c(OH－)的定量計算
4．已知NaHSO4在水中的電離方程式為NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。某溫度下，向c(H＋)＝110－6 molL－1的蒸餾水中加入NaHSO4晶體，保持溫度不變，測得溶液的c(H＋)
＝110－2molL－1。下列對該溶液的敘述不正確的是( )
A．該溫度高于25℃
B．由水電離出來的H＋的濃度為110－10molL－1
C．加入NaHSO4晶體抑制水的電離
D．取該溶液加水稀釋100倍，溶液中的c(OH－)減小
答案 D
解析 A項，Kw＝110－6110－6＝110－12，溫度高于25℃；B、C項，NaHSO4電離出的H＋抑制H2O電離，c(H＋)H2O＝c(OH－)＝110－10molL－1；D項，加H2O稀釋，c(H＋)減小，而c(OH－)增大。
5．(2018長沙市雅禮中學檢測)25℃時，在等體積的①pH＝0的H2SO4溶液、②0.05molL－1的Ba(OH)2溶液、③pH＝10的Na2S溶液、④pH＝5的NH4NO3溶液中，發(fā)生電離的水的物質的量之比是( )
A．1∶10∶1010∶109
B．1∶5∶(5109)∶(5108)
C．1∶20∶1010∶109
D．1∶10∶104∶109
答案 A
解析 H2SO4與Ba(OH)2抑制水的電離，Na2S與NH4NO3促進水的電離。25℃時，pH＝0的H2SO4溶液中：c(H2O)電離＝c(OH－)＝molL－1＝10－14molL－1；0.05molL－1的Ba(OH)2溶液中：c(H2O)電離＝c(H＋)＝ molL－1＝10－13 molL－1；pH＝10的Na2S溶液中：c(H2O)電離＝c(OH－)＝10－4molL－1；pH＝5的NH4NO3的溶液中：c(H2O)電離＝c(H＋)＝10－5molL－1。它們的物質的量之比為10－14∶10－13∶10－4∶10－5＝1∶10∶1010∶109，故A正確。
水電離的c(H＋)或c(OH－)的計算技巧(25℃時)
(1)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1.010－7molL－1。
(2)酸或堿抑制水的電離，水電離出的c(H＋)＝c(OH－)＜10－7 molL－1，當溶液中的c(H＋)＜10－7molL－1時就是水電離出的c(H＋)；當溶液中的c(H＋)＞10－7molL－1時，就用10－14除以這個濃度即得到水電離的c(H＋)。
(3)可水解的鹽促進水的電離，水電離的c(H＋)或c(OH－)均大于10－7molL－1。若給出的c(H＋)＞10－7molL－1，即為水電離的c(H＋)；若給出的c(H＋)＜10－7molL－1，就用10－14除以這個濃度即得水電離的c(H＋)。
題組三 酸堿中和反應過程中水電離c(H＋)變化分析
6.常溫下，向20mL0.1molL－1氨水溶液中滴加鹽酸，溶液中由水電離出的c(H＋)隨加入鹽酸體積的變化如圖所示。則下列說法正確的是( )
A．b、d兩點為恰好完全反應點
B．c點溶液中，c(NH)
c(OH－)，常溫下，pH<7。
(2)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)，常溫下，pH＝7。
(3)堿性溶液：c(H＋)7。
2．pH及其測量
(1)計算公式：pH＝－lg_c(H＋)。
(2)測量方法
①pH試紙法
用鑷子夾取一小塊試紙放在潔凈的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待測液點在試紙的中央，變色后與標準比色卡對照，即可確定溶液的pH。
②pH計測量法
(3)溶液的酸堿性與pH的關系
常溫下：
3．溶液pH的計算
(1)單一溶液的pH計算
強酸溶液：如HnA，設濃度為cmolL－1，c(H＋)＝ncmolL－1，pH＝－lgc(H＋)＝－lg (nc)。
強堿溶液(25℃)：如B(OH)n，設濃度為cmolL－1，c(H＋)＝molL－1，pH＝－lgc(H＋)＝14＋lg (nc)。
(2)混合溶液pH的計算類型
①兩種強酸混合：直接求出c(H＋)混，再據此求pH。c(H＋)混＝。
②兩種強堿混合：先求出c(OH－)混，再據Kw求出c(H＋)混，最后求pH。c(OH－)混
＝。
③強酸、強堿混合：先判斷哪種物質過量，再由下式求出溶液中H＋或OH－的濃度，最后求pH。
c(H＋)混或c(OH－)混＝。
(1)任何溫度下，利用H＋和OH－濃度的相對大小均可判斷溶液的酸堿性(√)
(2)某溶液的c(H＋)＞10－7molL－1，則該溶液呈酸性()
(3)pH減小，溶液的酸性一定增強()
(4)100℃時Kw＝1.010－12,0.01molL－1鹽酸的pH＝2,0.01molL－1的NaOH溶液的pH＝10(√)
(5)用蒸餾水潤濕的pH試紙測溶液的pH，一定會使結果偏低()
(6)用廣范pH試紙測得某溶液的pH為3.4()
(7)用pH計測得某溶液的pH為7.45(√)
(1)溶液呈現酸、堿性的實質是c(H＋)與c(OH－)不相等，不能只看pH，一定溫度下pH＝6的溶液可能顯中性，也可能顯酸性，應注意溫度。
(2)使用pH試紙時不能用蒸餾水潤濕。
(3)廣范pH試紙只能測出pH的整數值。
1．1 mL pH＝9的NaOH溶液，加水稀釋到10 mL，pH＝________；加水稀釋到100 mL，pH________7。
答案 8 接近
2．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NH3H2O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NH3H2O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
1．稀釋規(guī)律
酸、堿溶液稀釋相同倍數時，強電解質溶液比弱電解質溶液的pH變化幅度大，但不管稀釋多少倍，最終都無限接近中性。
2．酸堿混合規(guī)律
(1)等濃度等體積一元酸與一元堿混合的溶液——“誰強顯誰性，同強顯中性”。
(2)25 ℃時，等體積pH之和等于14的一強一弱酸堿混合溶液——“誰弱誰過量，誰弱顯誰性”。
(3)強酸、強堿等體積混合(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。
題組一 有關pH的簡單計算
1．按要求計算下列溶液的pH(常溫下，忽略溶液混合時體積的變化)：
(1)0.1molL－1的CH3COOH溶液(已知CH3COOH的電離常數Ka＝1.810－5)。
(2)0.1 molL－1的NH3H2O(NH3H2O的電離度α＝1%，電離度＝100%)。
(3)pH＝2的鹽酸與等體積的水混合。
(4)常溫下，將0.1molL－1氫氧化鈉溶液與0.06molL－1硫酸溶液等體積混合。
(5)25℃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。
答案 (1)2.9 (2)11 (3)2.3 (4)2 (5)10
解析 (1)CH3COOH CH3COO－＋H＋
c(初始) 0.1molL－100
c(電離) c(H＋) c(H＋) c(H＋)
c(平衡) 0.1－c(H＋) c(H＋) c(H＋)
則Ka＝＝1.810－5
解得c(H＋)≈1.310－3molL－1，
所以pH＝－lgc(H＋)＝－lg (1.310－3)≈2.9。
(2) NH3H2O OH－?。H
c(初始) 0.1molL－100
c(電離) 0.11%molL－10.11%molL－10.11%molL－1
則c(OH－)＝0.11%molL－1＝10－3molL－1
c(H＋)＝10－11molL－1，所以pH＝11。
(3)c(H＋)＝molL－1pH＝－lg＝2＋lg2≈2.3。
(4)0.1 molL－1 NaOH溶液中c(OH－)＝0.1 molL－1,0.06 molL－1的硫酸溶液中c(H＋)
＝0.06molL－12＝0.12molL－1，二者等體積混合后溶液呈酸性，混合溶液中c(H＋)＝＝0.01molL－1，則pH＝－lg0.01＝2。
(5)pH＝3的硝酸溶液中c(H＋)＝10－3molL－1，
pH＝12的Ba(OH)2溶液中c(OH－)＝molL－1＝10－2molL－1，二者以體積比9∶1混合，Ba(OH)2過量，溶液呈堿性，混合溶液中
c(OH－)＝
＝110－4molL－1
則混合后c(H＋)＝＝molL－1
＝110－10molL－1
故pH＝－lg10－10＝10。
2．根據要求解答下列問題(常溫條件下)：
(1)pH＝5的H2SO4溶液，加水稀釋到500倍，則稀釋后c(SO)與c(H＋)的比值為__________。
(2)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，求原溶液的濃度。
(3)在一定體積pH＝12的Ba(OH)2溶液中，逐滴加入一定物質的量濃度的NaHSO4溶液，當溶液中的Ba2＋恰好完全沉淀時，溶液pH＝11。若反應后溶液的體積等于Ba(OH)2溶液與NaHSO4溶液的體積之和，則Ba(OH)2溶液與NaHSO4溶液的體積比是________。
(4)將pH＝a的NaOH溶液VaL與pH＝b的稀鹽酸VbL混合，若所得溶液呈中性，且a＋b＝13，則＝______。
答案 (1) (2)0.05molL－1 (3)1∶4 (4)10
解析 (1)稀釋前c(SO)＝molL－1，稀釋后c(SO)＝molL－1＝10－8molL－1，c(H＋)稀釋后接近10－7molL－1，所以≈＝。
(2)＝0.01molL－1，c＝0.05molL－1。
(3)設氫氧化鋇溶液體積為V1L，硫酸氫鈉溶液的體積為V2L，依題意知，n(Ba2＋)＝n(SO)，由Ba(OH)2＋NaHSO4===BaSO4↓＋NaOH＋H2O知，生成的氫氧化鈉的物質的量為n(NaOH)＝n[Ba(OH)2]＝0.510－2V1mol，＝110－3molL－1，則V1∶V2＝1∶4。
(4)pH＝a的NaOH溶液中c(OH－)＝10a－14molL－1，pH＝b的稀鹽酸中c(H＋)＝10－bmolL－1，
根據中和反應H＋＋OH－===H2O，知c(OH－)Va＝c(H＋)Vb
＝＝＝1014－(a＋b)，a＋b＝13，則＝10。
溶液pH計算的一般思維模型
題組二 pH概念的拓展應用
3．某溫度下，向一定體積0.1molL－1的氨水中逐滴加入等濃度的鹽酸，溶液中pOH[Poh
＝－lg c(OH－)]與pH的變化關系如下圖所示。下列說法不正確的是( )
A．M點和N點溶液中H2O的電離程度相同
B．Q點溶液中，c(NH)＋c(NH3H2O)＝c(Cl－)
C．M點溶液的導電性小于Q點溶液的導電性
D．N點溶液加水稀釋，變大
答案 BD
解析 由于M點堿過量，N點酸過量，M點溶液中氫氧根離子濃度與N點溶液中氫離子濃度相同，對水的電離抑制能力相同，故兩點水的電離程度相同，A正確；Q點時pH＝pOH，說明溶液呈中性，根據電荷守恒：c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，則c(NH)＝c(Cl－)，B錯誤；M點溶液中主要溶質為一水合氨，為弱電解質，在溶液中部分電離，溶液中離子濃度較小，Q點溶液中溶質主要為氯化銨，為強電解質，溶液中離子濃度較大，故M點溶液的導電能力小于Q點，C正確；N點溶液加水稀釋，Kb＝，溫度不變，Kb不變，加水稀釋氫離子濃度減小，c(OH－)增大，所以變小，故D錯誤。
4．若用AG表示溶液的酸度，AG的定義為AG＝lg。室溫下實驗室中用0.01molL－1的氫氧化鈉溶液滴定20.00mL0.01molL－1醋酸，滴定過程如圖所示，下列敘述正確的是( )
A．室溫下，醋酸的電離常數約為10－5
B．A點時加入氫氧化鈉溶液的體積為20.00mL
C．若B點為40mL，所得溶液中：c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)
D．從A到B，水的電離程度逐漸變大
答案 A
解析 室溫下，醋酸的AG＝lg＝7，即＝107，而水的離子積Kw＝c(H＋)c(OH－)＝10－14，兩式聯(lián)立可知：c(H＋)＝10－3.5molL－1，而在醋酸溶液中，c(CH3COO－)≈c(H＋)
＝10－3.5molL－1，故電離平衡常數Ka＝≈＝10－5，故A正確；A點的AG＝lg＝0，即＝1，則c(H＋)＝c(OH－)，溶液顯中性，而當加入氫氧化鈉溶液20.00mL時，氫氧化鈉和醋酸恰好完全中和，得到醋酸鈉溶液，溶液顯堿性，故B錯誤；當B點加入NaOH溶液40mL時，所得溶液為等濃度的CH3COONa和NaOH的混合溶液，根據物料守恒可知，c(Na＋)＝2[c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)]，故C錯誤；A點之后，當V(NaOH)＞20mL后，水的電離受到抑制，電離程度又會逐漸變小，D項錯誤。
考點三 酸堿中和滴定
1．實驗原理
利用酸堿中和反應，用已知濃度酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)的實驗方法。以標準鹽酸滴定待測的NaOH溶液，待測的NaOH溶液的物質的量濃度為c(NaOH)＝。
酸堿中和滴定的關鍵：
(1)準確測定標準液和待測液的體積；
(2)準確判斷滴定終點。
2．實驗用品
(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、錐形瓶。
(2)試劑：標準液、待測液、指示劑、蒸餾水。
(3)滴定管
①構造：“0”刻度線在上方，尖嘴部分無刻度。
②精確度：讀數可精確到0.01mL。
③洗滌：先用蒸餾水洗滌，再用待裝液潤洗。
④排泡：酸、堿式滴定管中的液體在滴定前均要排出尖嘴中的氣泡。
⑤使用注意事項：
試劑性質
滴定管
原因
酸性、氧化性
酸式滴定管
氧化性物質易腐蝕橡膠管
堿性
堿式滴定管
堿性物質易腐蝕玻璃，致使玻璃活塞無法打開
3.實驗操作
以標準鹽酸滴定待測NaOH溶液為例
(1)滴定前的準備
①滴定管：查漏→洗滌→潤洗→裝液→調液面→記錄。
②錐形瓶：注堿液→記體積→加指示劑。
(2)滴定
(3)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
按上述操作重復二至三次，求出用去標準鹽酸體積的平均值，根據c(NaOH)＝計算。
4．常用酸堿指示劑及變色范圍
指示劑
變色范圍的pH
石蕊
＜5.0紅色
5.0～8.0紫色
>8.0藍色
甲基橙
＜3.1紅色
3.1～4.4橙色
>4.4黃色
酚酞
＜8.2無色
8.2～10.0淺紅色
>10.0紅色
儀器、操作選項
(1)KMnO4溶液應用堿式滴定管盛裝()
(2)用堿式滴定管準確量取20.00mL的NaOH溶液(√)
(3)將液面在0mL處的25mL的酸式滴定管中的液體全部放出，液體的體積為25mL()
(4)中和滴定操作中所需標準溶液越濃越好，指示劑一般加入2～3mL()
(5)中和滴定實驗時，滴定管、錐形瓶均用待測液潤洗()
(6)滴定終點就是酸堿恰好中和的點()
(7)滴定管盛標準溶液時，調液面一定要調到“0”刻度()
滴定終點現象判斷
(1)用amolL－1的鹽酸滴定未知濃度的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，滴定終點的現象是____________________________________________
________________________________________________________________________。
答案 滴入最后一滴標準液，溶液由紅色變?yōu)闊o色，且半分鐘內不恢復紅色 當滴入最后一滴標準液，溶液由黃色變?yōu)槌壬野敕昼妰炔换謴忘S色
(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________________________________。
答案 淀粉溶液 當滴入最后一滴標準液，溶液由無色變?yōu)樗{色，且半分鐘內不褪色
(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____________________________
________________________________________________________________________。
答案 否 當滴入最后一滴酸性KMnO4溶液，溶液由無色變?yōu)樽霞t色，且半分鐘內不褪色
(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＋，再用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(fā)生反應的離子方程式為___________________________________________________________
________________________________________________________________________，
達到滴定終點時的現象是____________________________________________________
________________________________________________________________________。
答案 Ti3＋＋Fe3＋===Ti4＋＋Fe2＋ 當滴入最后一滴標準液，溶液變成紅色，且半分鐘內不褪色
題組一 滴定實驗中指示劑的選擇
1．實驗室現有3種酸堿指示劑，其pH變色范圍如下：
甲基橙：3.1～4.4
石蕊：5.0～8.0
酚酞：8.2～10.0
用0.1000molL－1NaOH溶液滴定未知濃度的CH3COOH溶液，恰好完全反應時，下列敘述中正確的是( )
A．溶液呈中性，可選用甲基橙或酚酞作指示劑
B．溶液呈中性，只能選用石蕊作指示劑
C．溶液呈堿性，可選用甲基橙或酚酞作指示劑
D．溶液呈堿性，只能選用酚酞作指示劑
答案 D
解析 NaOH溶液和CH3COOH溶液恰好完全反應時生成CH3COONa，CH3COO－水解顯堿性，而酚酞的變色范圍為8.2～10.0，比較接近。
2．下列滴定中，指示劑的選擇或滴定終點顏色變化有錯誤的是( )
提示：2KMnO4＋5K2SO3＋3H2SO4===6K2SO4＋2MnSO4＋3H2O、I2＋Na2S===2NaI＋S↓
選項
滴定管中的溶液
錐形瓶中的溶液
指示劑
滴定終點顏色變化
A
NaOH溶液
CH3COOH溶液
酚酞
無色→淺紅色
B
HCl溶液
氨水
酚酞
淺紅色→無色
C
酸性KMnO4溶液
K2SO3溶液
無
無色→淺紫紅色
D
碘水
亞硫酸溶液
淀粉
無色→藍色
答案 B
解析 A項，錐形瓶中為酸，加入酚酞無色，達到滴定終點，溶液顯堿性，溶液變?yōu)闇\紅色，故現象為無色→淺紅色，正確；B項，錐形瓶中為堿，達到滴定終點，溶液顯酸性，應選擇指示劑甲基橙，現象是溶液由黃色變?yōu)榧t色，錯誤；C項，高錳酸鉀為紫色，滴入高錳酸鉀前溶液無色，到達滴定終點為淺紫紅色，故現象為無色→淺紫紅色，正確；D項，碘遇淀粉變藍色，加入碘前無色，滴加碘反應至終點，碘遇淀粉呈藍色，正確。
酸堿中和滴定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溶液的酸堿性一致。
(1)強酸滴定強堿一般用甲基橙，但用酚酞也可以。
(2)滴定終點為堿性時，用酚酞作指示劑。
(3)滴定終點為酸性時，用甲基橙作指示劑。
題組二 酸堿中和滴定的操作及誤差分析
3．某研究小組為測定食用白醋中醋酸的含量進行如下操作，正確的是( )
A．用堿式滴定管量取一定體積的待測白醋放入錐形瓶中
B．稱取4.0 g NaOH放到1 000 mL容量瓶中，加水至刻度，配成1.00 molL－1 NaOH標準溶液
C．用NaOH溶液滴定白醋，使用酚酞作指示劑，溶液顏色恰好由無色變?yōu)闇\紅色，且半分鐘內不褪色時，為滴定終點
D．滴定時眼睛要注視著滴定管內NaOH溶液的液面變化，防止滴定過量
答案 C
解析 量取白醋應用酸式滴定管，A錯誤；NaOH的溶解應在燒杯中完成，B錯誤；在滴定中操作時眼睛要注視錐形瓶內溶液顏色的變化。
4．中和滴定過程中，容易引起誤差的主要是五個方面，請以“用已知濃度的鹽酸滴定未知濃度的NaOH溶液”為例，用“偏高”“偏低”或“無影響”填空。
(1)儀器潤洗
①酸式滴定管未潤洗就裝標準液滴定，則滴定結果_____________________________。
②錐形瓶用蒸餾水沖洗后，再用待測液潤洗，使滴定結果________。
(2)存在氣泡
①滴定前酸式滴定管尖嘴處有氣泡未排出，滴定后氣泡消失，使滴定結果________。
②滴定管尖嘴部分滴定前無氣泡，滴定終點有氣泡，使滴定結果________。
(3)讀數操作
①滴定前平視滴定管刻度線，滴定終點俯視刻度線，使滴定結果________。
②滴定前仰視滴定管刻度線，滴定終點俯視刻度線，使滴定結果________。
(4)指示劑選擇：用鹽酸滴定氨水，選用酚酞作指示劑，使滴定結果________。
(5)存在雜質
①用含NaCl雜質的NaOH配制成標準溶液來滴定鹽酸，則測定的鹽酸濃度將________。
②用含Na2O雜質的NaOH配制成標準溶液來滴定鹽酸，則測定的鹽酸濃度________。
答案 (1)①偏高 ②偏高 (2)①偏高?、谄?
(3)①偏低?、谄汀?4)偏低 (5)①偏高?、谄?
解析 (2)①體積數＝末讀數－初讀數。滴定管尖嘴部分滴定前有氣泡，滴定終點無氣泡，讀取的體積數比實際消耗標準溶液的體積大，結果偏高。(3)仰視讀數時，讀取的體積數偏大，俯視讀數時，讀取的體積數偏小。(4)用鹽酸滴定氨水，選用酚酞作指示劑，由于酚酞變色時，溶液呈堿性，鹽酸不足，氨水有剩余，消耗鹽酸的體積數偏小，結果偏低。(5)用含NaCl雜質的NaOH配制成標準溶液來滴定鹽酸，由于NaCl不與鹽酸反應，消耗的溶液體積增大，結果偏高。用含Na2O雜質的NaOH配制成標準溶液來滴定鹽酸，根據中和1molHCl所需Na2O質量為31g，中和1molHCl所需NaOH質量為40g，可知中和相同量鹽酸時，所需含Na2O的NaOH的量比所需純NaOH的量小，結果偏低。
中和滴定的誤差分析方法
(1)依據公式c(待測)＝來判斷。c(標準)和V(待測)在誤差分析時是定值，因此只需分析使得所耗標準液體積V(標準)變大或變小的原因即可，V(標準)變大，則c(待測)偏高，V(標準)變小，則c(待測)偏低。
(2)滴定管讀數要領
以凹液面的最低點為基準(如圖)
正確讀數(虛線部分)和錯誤讀數(實線部分)
1．正誤判斷，正確的打“√”，錯誤的打“”
室溫下，pH＝3的CH3COOH溶液與pH＝11的NaOH溶液等體積混合，溶液pH＞7()
(2015江蘇，11B)
2．(2018江蘇，18)堿式硫酸鋁溶液可用于煙氣脫硫。室溫下向一定濃度的硫酸鋁溶液中加入一定量的碳酸鈣粉末，反應后經過濾得到堿式硫酸鋁溶液，反應方程式為
(2－x)Al2(SO4)3＋3xCaCO3＋3xH2O===2[(1－x)Al2(SO4)3xAl(OH)3]＋3xCaSO4↓＋3xCO2↑
生成物(1－x)Al2(SO4)3xAl(OH)3中x值的大小影響堿式硫酸鋁溶液的脫硫效率。
(1)制備堿式硫酸鋁溶液時，維持反應溫度和反應時間不變，提高x值的方法有_____________。
(2)堿式硫酸鋁溶液吸收SO2過程中，溶液的pH______(填“增大”“減小”或“不變”)。
(3)通過測定堿式硫酸鋁溶液中相關離子的濃度確定x的值，測定方法如下：
①取堿式硫酸鋁溶液25.00mL，加入鹽酸酸化的過量BaCl2溶液充分反應，靜置后過濾、洗滌，干燥至恒重，得固體2.3300g。
②取堿式硫酸鋁溶液2.50mL，稀釋至25mL，加入0.1000molL－1EDTA標準溶液25.00mL，調節(jié)溶液pH約為4.2，煮沸，冷卻后用0.08000molL－1CuSO4標準溶液滴定過量的EDTA至終點，消耗CuSO4標準溶液20.00mL(已知Al3＋、Cu2＋與EDTA反應的化學計量數比均為1∶1)。
計算(1－x)Al2(SO4)3xAl(OH)3中的x值(寫出計算過程)。
答案 (1)適當增加CaCO3的量或加快攪拌速率
(2)減小
(3)25.00mL溶液中：
n(SO)＝n(BaSO4)＝＝0.0100mol
2．50mL溶液中：
n(Al3＋)＝n(EDTA)－n(Cu2＋)
＝0.1000molL－125.00mL10－3LmL－1－0.08000molL－120.00mL10－3LmL－1
＝9.00010－4mol
25．00mL溶液中：
n(Al3＋)＝9.00010－3mol
1mol (1－x)Al2(SO4)3xAl(OH)3中：
n(Al3＋)＝(2－x) mol；n(SO)＝3(1－x) mol
＝＝
x≈0.41
解析 (1)要提高x值，就需要提高CaSO4的生成速率，因為碳酸鈣是粉末，因此不能通過增大表面積的方式提高反應速率，可以通過增加CaCO3的量和攪拌加快CaSO4的生成速率，以提高x的值。(3)由題意知，Al3＋、Cu2＋與EDTA反應的化學計量數比均為1∶1，因此EDTA總物質的量應等于Al3＋和Cu2＋的物質的量之和，根據題給數值即可求算出x的值。
3．[2017江蘇，18(2)]堿式氯化銅有多種組成，可表示為Cua(OH)bClcxH2O。為測定某堿式氯化銅的組成，進行下列實驗：①稱取樣品1.1160g，用少量稀HNO3溶解后配成100.00mL溶液A；②取25.00mL溶液A，加入足量AgNO3溶液，得AgCl0.1722g；③另取25.00mL溶液A，調節(jié)pH 4～5，用濃度為0.080 00 molL－1的EDTA(Na2H2Y2H2O)標準溶液滴定Cu2＋(離子方程式為Cu2＋＋H2Y2－===CuY2－＋2H＋)，滴定至終點，消耗標準溶液30.00mL。通過計算確定該樣品的化學式(寫出計算過程)。
答案 n(Cl－)＝n(AgCl)
＝＝4.80010－3mol
n(Cu2＋)＝n(EDTA)＝0.08000molL－130.00mL10－3LmL－1＝9.60010－3mol
n(OH－)＝2n(Cu2＋)－n(Cl－)＝29.60010－3mol－4.80010－3mol＝1.44010－2mol
m(Cl－)＝4.80010－3mol35.5gmol－1＝0.1704g
m(Cu2＋)＝9.60010－3mol64gmol－1＝0.6144g
m(OH－)＝1.44010－2mol17gmol－1＝0.2448g
n(H2O)＝＝4.80010－3mol
a∶b∶c∶x＝n(Cu2＋)∶n(OH－)∶n(Cl－)∶n(H2O)＝2∶3∶1∶1
化學式為Cu2(OH)3ClH2O
一、單項選擇題
1．下列操作會使H2O的電離平衡向正方向移動，且所得溶液呈酸性的是( )
A．向水中加入少量的CH3COONa
B．向水中加入少量的NaHSO4
C．加熱水至100℃，pH＝6
D．向水中加少量的明礬
答案 D
解析 CH3COO－水解，溶液顯堿性；NaHSO4電離出H＋抑制水的電離；100℃的水pH＝6，但c(H＋)＝c(OH－)，是中性；D項，Al3＋水解，促進水的電離，溶液顯酸性，正確。
2．常溫下，下列溶液的pH最大的是( )
A．0.02molL－1氨水與水等體積混合后的溶液
B．pH＝2的鹽酸與pH＝12的NaOH溶液等體積混合后的溶液
C．0.02molL－1鹽酸與0.02molL－1氨水等體積混合后的溶液
D．0.01molL－1鹽酸與0.03molL－1氨水等體積混合后的溶液
答案 A
解析 D項混合后得到0.01molL－1氨水和0.005molL－1NH4Cl的混合溶液，相當于往A項溶液中加入NH4Cl，因而D的pH比A的小。
3．甲、乙、丙、丁四位同學通過計算得出室溫下，在pH＝12的某溶液中，由水電離出的c(OH－)分別為甲：1.010－7 molL－1；乙：1.010－6 molL－1；丙：1.010－2 molL－1；?。?.010－12 molL－1。其中你認為可能正確的數據是( )
A．甲、乙B．乙、丙C．丙、丁D．乙、丁
答案 C
解析 如果該溶液是一種強堿(如NaOH)溶液，則該溶液的OH－首先來自于堿(NaOH)的電離，水的電離被抑制，c(H＋)＝110－12molL－1，所有這些H＋都來自于水的電離，水電離出相同物質的量的OH－，所以丁正確；如果該溶液是一種強堿弱酸鹽溶液，則該溶液呈堿性是由于鹽中弱酸根水解。水解時，弱酸根離子與水反應生成弱酸和OH－，使溶液中c(OH－)＞c(H＋)，溶液中的OH－由水電離所得，所以丙也正確。
4．常溫下，關于溶液稀釋的說法正確的是( )
A．將1L0.1molL－1的Ba(OH)2溶液加水到體積為2L，pH＝13
B．pH＝3的醋酸溶液加水稀釋到原濃度的，pH＝5
C．pH＝4的H2SO4溶液加水稀釋到原濃度的，溶液中由水電離產生的c(H＋)
＝110－6molL－1
D．pH＝8的NaOH溶液加水稀釋到原濃度的，其pH＝6
答案 A
解析 A項，c(OH－)＝0.2molL－1，稀釋1倍后c(OH－)＝0.1molL－1，則pH＝13，正確；C項，稀釋100倍后，H2SO4的pH＝6，則水電離的c水(H＋)＝10－8molL－1，錯誤。
5．下列說法不正確的是( )
A．常溫下，在0.1molL－1的HNO3溶液中，由水電離出的c(H＋)＜
B．濃度為0.1molL－1的NaHCO3溶液中：c(H2CO3)＞c(CO)
C．25℃時，AgCl固體在等物質的量濃度的NaCl、CaCl2溶液中溶度積相同
D．冰醋酸中逐滴加水，溶液的導電性、醋酸的電離程度、pH均先增大后減小
答案 D
解析 硝酸對水的電離起抑制作用，故由水電離的c(H＋)＜，A正確；NaHCO3溶液中由于HCO的水解程度大于其電離程度，故c(H2CO3)＞c(CO)，B正確；溶度積只與溫度有關，C正確；冰醋酸中逐滴加水，溶液的導電性先增大后減小，醋酸的電離程度逐漸增大，pH先減小后增大，D不正確。
6．室溫時，關于下列溶液的敘述正確的是( )
A．1.010－3molL－1鹽酸的pH＝3,1.010－8molL－1鹽酸的pH＝8
B．pH＝a的醋酸溶液稀釋一倍后，溶液的pH＝b，則a＞b
C．pH＝12的氨水和pH＝2的鹽酸等體積混合，混合液的pH＜7
D．1 mL pH＝1的鹽酸與100 mL NaOH溶液混合后，溶液的pH＝7，則NaOH溶液的pH＝11
答案 D
解析 鹽酸是強酸，則1.010－3molL－1鹽酸的pH＝3，室溫下酸性溶液的pH不可能大于7，A錯誤；pH＝a的醋酸溶液稀釋1倍后酸性降低，如果溶液的pH＝b，則a＜b，B錯誤；氨水是弱堿，pH＝12的氨水和pH＝2的鹽酸等體積混合，氨水過量，溶液顯堿性，所以混合液的pH＞7，C錯誤；1mLpH＝1的鹽酸與100mLNaOH溶液混合后，溶液的pH＝7，這說明鹽酸的物質的量與氫氧化鈉的物質的量相等，則NaOH溶液的濃度是0.001molL－1，所以溶液的pH＝11，D正確。
7.H2S2O3是一種弱酸，實驗室欲用0.01molL－1的Na2S2O3溶液滴定I2溶液，發(fā)生的反應為I2＋2Na2S2O3===2NaI＋Na2S4O6，下列說法合理的是( )
A．該滴定可用甲基橙作指示劑
B．Na2S2O3是該反應的還原劑
C．該滴定可選用如圖所示裝置
D．該反應中每消耗2molNa2S2O3，電子轉移數為4NA
答案 B
解析 溶液中有單質碘，應加入淀粉溶液作指示劑，碘與硫代硫酸鈉發(fā)生氧化還原反應，當反應到達終點時，單質碘消失，藍色褪去，故A錯誤；Na2S2O3中S元素化合價升高被氧化，作還原劑，故B正確；Na2S2O3溶液顯堿性，應該用堿式滴定管，故C錯誤；反應中每消耗2molNa2S2O3，電子轉移數為2NA，故D錯誤。
8．已知Ag2CrO4是磚紅色沉淀，下列滴定反應中，指示劑使用不正確的是( )
A．用標準FeCl3溶液滴定KI溶液，選擇KSCN溶液
B．用I2溶液滴定Na2SO3溶液，淀粉作指示劑
C．用AgNO3溶液滴定NaCl溶液，Na2CrO4作指示劑
D．用H2O2溶液滴定KI溶液，淀粉作指示劑
答案 D
解析 鐵離子與碘離子反應，生成亞鐵離子和碘單質，KSCN溶液遇鐵離子顯紅色，當溶液顯紅色時，說明碘離子反應完全，達到滴定終點，故A正確；淀粉遇碘單質顯藍色，當溶液顯藍色時，說明亞硫酸根離子已經被碘單質充分氧化，碘單質剩余，達到滴定終點，故B正確；Ag2CrO4是磚紅色沉淀，當溶液中有磚紅色沉淀時，待測液中的氯離子被充分沉淀，銀離子剩余，故C正確；待測液中的碘離子被雙氧水氧化生成碘單質，淀粉顯藍色，即開始滴定就出現藍色，藍色加深，碘離子反應完全時，藍色不再加深，但是不易觀察，不能判斷滴定終點，故D錯誤。
二、不定項選擇題
9．在不同溫度下的水溶液中離子濃度曲線如圖所示，下列說法不正確的是( )
A．向b點對應的醋酸溶液中滴加NaOH溶液至a點，此時c(Na＋)＝c(CH3COO－)
B．25℃時，加入CH3COONa可能引起由c向d的變化，升溫可能引起由a向c的變化
C．T℃時，將pH＝2的硫酸與pH＝10的KOH等體積混合后，溶液顯酸性
D．b點對應的溶液中大量存在：K＋、Ba2＋、NO、I－
答案 CD
解析 A項，向b點對應的醋酸溶液中滴加NaOH溶液至a點，因為a點溶液呈中性，根據電荷守恒規(guī)律，所以c(Na＋)＝c(CH3COO－)，正確；B項，CH3COONa屬于強堿弱酸鹽，會發(fā)生水解使溶液顯堿性，使得c(OH－)離子濃度增大，可能引起由c向d的變化，升溫溶液中的c(OH－)和c(H＋)同時同等程度的增大，所以可能引起由a向c的變化，正確；C項，由圖像知T℃時Kw＝10－12，將pH＝2的硫酸與pH＝10的KOH等體積混合后，溶液顯中性，錯誤；D項，由圖像知b點對應的溶液呈酸性，溶液中NO、I－在酸性條件下發(fā)生氧化還原反應，因此K＋、Ba2＋、NO、I－不能大量存在，錯誤。
10.常溫下，用0.1molL－1的NaOH溶液滴定相同濃度的20mL一元弱酸HA溶液，滴定過程中溶液的pH隨滴定分數(滴定分數＝)的變化曲線如圖所示(忽略中和熱效應)，下列說法中不正確的是( )
A．HA溶液加水稀釋后，溶液中的值減小
B．當滴定分數為1時，溶液中水的電離程度最大
C．當滴定分數大于1時，溶液中離子濃度關系一定是c(Na＋)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H＋)
D．當滴定分數為x時，HA的電離常數為K(HA)＝
答案 C
解析 在HA溶液中存在電離平衡：HAH＋＋A－，＝c(H＋)＝c(H＋)，加水稀釋，c(H＋)減小，則溶液中的值減小，A項正確；當滴定分數為1時，二者恰好完全反應，溶液中的溶質為NaA，屬于強堿弱酸鹽，促進水的電離，溶液中水的電離程度最大，B項正確；當滴定分數大于1時，溶液中離子濃度關系可能是c(Na＋)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H＋)，也可能是c(Na＋)＞c(OH－)＞c(A－)＞c(H＋)，C項錯誤；HA的電離常數K(HA)＝＝，D項正確。
11．常溫下，向濃度均為0.1molL－1體積均為10mL的兩種一元酸(HX、HY)溶液中，分別滴入0.1molL－1NaOH溶液，pH的變化曲線如圖所示。下列說法中錯誤的是( )
A．N點：c(Na＋)＝c(Y－)＋c(HY)
B．M點：c(X－)
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