水的电离和溶液的酸碱性（考点考法剖析）2023届高考化学一轮针对性复习方案（全国通用）（解析版）

第二节水的电离和溶液的酸碱性

【必备知识要求】

1.了解水的电离、离子积常数(K,)。

2.了解溶液pH的含义及其测定方法,能进行pH的简单计算。

【关键能力及高考要求】

关键能力要求：理解辨析能力、分析推理能力、微观想象能力、探究创新能力。

高考要求：本节内容在高考中主要考查内容有三个方面的能力：

一是外界因素对水的电离平衡的影响；水的电离，在实际环境下的应用能力；

二是溶液pH计算能力或溶液酸碱性判断能力；

三是中和滴定实验。常以图象或图表形式考查水的离子积《和溶液的pH比较或计算，考查

观察能力和计算能力，

以选择题为主；滴定原理可以扩展为氧化还原滴定或沉淀滴定，以非选择题考查方式为主,

题目综合性较强。

【学科核心素养解析】

1.变化观念与平衡思想:认识水的电离有一定限度，是可以调控的。能多角度、动态地分析

水的电离，运用化学反应原理解决实际问题。

2.宏观辨识与微观探析：认识极弱电解质(HQ)的电离是部分电离，主要是以分子的形式

存在，少部分电离出离子，从“宏微结合''的角度，认识压0和其它弱电解质一样，是极难

电离，上0电离出的H*和Off是相等的，宏观上，用PH表示酸碱度。从而形成分析问题和解

决实际问题的能力。

3.科学探究与创新意识:能发现和提出酸碱中和滴定中有探究价值的问题；能从问题和假设

出发，确定探究目的，设计探究方案进行实验探究，在中和滴定中，学会变量控制和数据

处理；在探究中学会合作，面对“异常”现象敢于提出自己的见解，进行误差分析。

必备知识点1水的电离

1.水的电离

⑴水是极弱的电解质，能发生微弱的电离。

(2)水的电离方程式为2H2。-TH3O++OH，

简写为H2OT=^H++OH»

2.水的离子积常数

⑴表达式：Kw=c(H+)・c(OlT)。

(2)数值：室温下4=KT。100C时：4=1X10-'

(3)影响因素：只与温度有关,升高温度，心增大。

(4)适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。

(5)意义：Kv揭示了在任何水溶液中均存在H+和OH，只要温度不变，KM不变。

3.影响水电离平衡的因素

水的

体系变化\电c(OH

平衡移

离c(H+)

条件动方向

程)

度

酸逆向不变减小减小增大

碱逆向不变减小增大减小

正向不变增大增大减小

Na2CO3

可水解的盐

NH4CI正向不变增大减小增大

升温正向增大增大增大增大

温度

降温逆向减小减小减小减小

其他(如加入Na)正向不变增大增大减小

【知识理解提点】

1.在不同溶液中,c(H)、c(oir)可能不同，但任何溶液中由水电离产生的c(10、c(OH-)总是

相等的。在Kw的表达式中,c(H)、c(OH-)均表示整个溶液中H\OH"总的物质的量浓度而不

是单指由水电离出的c®)、c(OH-).

2.水的离子积常数显示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡,都有H*和OK共存,只是相对

含量不同而已。

3.水的电离是吸热过程,升高温度,水的电离平衡向电离方向移动,can和c(oir)都增大,故

Kw增大,但溶液仍呈中性;对于Kw,若未注明温度,一般认为在常温下,即25°C。

4.水电离的c(H+)或c(OH-)的计算

(1)任何情况下，中性溶液：c(H+)=c(OH-),常温下,中性溶液：c(H+)=c(OH-)=LOX

10-7mol,L-1«

invin_14

(2)常温下，酸或碱抑制水的电离，水电离出的c次(H+)=c(OH-)=c总(/)・L

t。当溶液中的c^(H+)<10-7mol也7时就是水电离出的c(H+),c水(H+)=c^(H+),

是碱溶液；当溶液中的C(H+)>1(Tmol时，水电离出的c/(H+)=c(OH

1QX10-14

-)=［总出+)〈IL'mo1*L-10如PH=2的硫酸中水电离出的c水(H+)=c水(OIT)=

1.0X10-M

_1

iF5-=10mol•Lo

⑶常温下，可水解的盐促进水的电离，水电离的c（H+）或c（OH-）均大于UTlol-LT。盐

是不能电离出H*或01T的，可水解的盐的溶液中H*和01T都是水电离的。水电离的H*和

OIF应该是相等的，但是，盐溶液可以是酸性也可是碱性的，也就是说，盐溶液中，水

电离的H*和0H又是不相等的，这是什么原因？

若给出的C（H+）＞1（Tmol。1/）即为水电离的c（H+）,水解显酸性；若给出的c（H+）V10

-7mol-L-1,就用KT"除以这个浓度即得水电离的c（OH-）,水解显碱性；如pH=4

的NH4cl中水电离出的c*（H+）=10-4mol•L-1.

【惑点辨析】

判断正误（正确的打“J”，错误的打“X”）。

1.在蒸储水中滴加浓H2s0力压不变。（）

2.温度一定时，水的电离常数与水的离子积常数相等。（）

3.任何水溶液中均存在H*和0H；且水电离出的cGO和c（OH-）相等。（）

4.向水中加入少量硫酸氢钠固体，促进了水的电离,c（H'）增大,K,不变。（）

5.NaCl溶液和CHsCOONH,溶液均显中性,两溶液中水的电离程度相同。（）

6.室温下,0.1mol•LH的HC1溶液与0.1mol•f1的NaOH溶液中水的电离程度相同。（）

7.25℃和60℃的水的pH,前者大于后者，但都显中性。（）

8.25C时,0.10mol•L-1NaHCOs溶液加水稀释后,c（｝f）与c（OH）的乘积变大。（）

【答案】1.X2.X3.V4.X5.X6.V7.V8.X

【夯基例析•跟踪演练】

【基础例析】影响水电离平衡的因素及结果判断

例1.（2019•北京高考试题）实验测得0.5moFLTCFhCOONa溶液、0.5mol-L-*CuSO4MM

以及H2O的pH随温度变化的曲线如图所示。下列说法正确的是

A.随温度升高，纯水中c(H+)>c(OH-)

B.随温度升高，CH3coONa溶液的c(OH-)减小

C.随温度升高，CuSO4溶液的pH变化是R.改变与水解平衡移动共同作用的结果

D.随温度升高，CH3coONa溶液和CuSCh溶液的pH均降低，是因为CHiCCMT、Cu2+

水解平衡移动方向不同

【答案】C

【解析】水的电离为吸热过程，升高温度，促进水的电离；盐类水解为吸热过程，升高温

度促进盐类水解，据此解题；

A项：水的电离为吸热过程，升高温度，平衡向着电离方向移动，水中c(H+).c(OH)=Kw

增大，故pH减小，c(H+)=c(OH-),不符合题意；

B项：水的电离为吸热过程，升高温度，促进水的电离，所以c(OH)增大，醋酸根水解为

吸热过程,CH3coOH-+H2OUCH3coOH+OH-，升高温度促进盐类水解，所以c(OH)

增大，不符合题意；

C项：升高温度，促进水的电离，(H+)增大；升高温度，促进铜离子水解CM++2H2OU

Cu(OH)2+2H+,(H+)增大，两者共同作用使pH发生变化，符合题意；

D项：盐类水解为吸热过程，升高温度促进盐类水解，不符合题意；综上所述，本题应选C.

【跟踪演练】

1.(2022•河南省示范性高中上学期联考)25℃时，水的电离达到平衡：HQ1H++0H-；

XH>0,下列叙述正确的是()

A.向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，cSHD降低

B.向水中加入少量固体硫酸氢钠，c(H+)增大，祈不变

C.向水中加入少量固体CHEOONa,平衡逆向移动，c(H*)降低

D.将水加热，&增大，pH不变

【答案】B

【解析】A项：氨水能抑制水的电离，但碱性增强，A不正确；

B项：硫酸氢钠是强酸的酸式盐，溶于水显酸性，水的离子积常数只和温度有关，B正确：

C项：醋酸钠是强碱弱酸盐，水解显碱性，水解促进水的电离，C不正确；

D项：水的电离吸热，因此加热促进水的电离，水的离子积常数增大，pH降低，D不正确。

2.(2022•长沙市雅礼中学检测)水的电离平衡如图两条曲线所示，曲线上的点都符合c(H

+)xc(OH-)=常数，下列说法错误的是()

010-

A.图中温度7>T2

B.图中五点Kw间的关系：B>C>A=D=E

C.曲线a、b均代表纯水的电离情况

D.若在B点时，将pH=2的硫酸溶液与pH=12的KOH溶液等体积混合，溶液显碱性

【答案】C

【解析】A项：由题图可知，A点在T2时的曲线上，而B点在5时的曲线上，B点的电离

程度大于A点，所以温度7>72,故A正确；

B项：由题图可知，A、E、D都是“时曲线上的点，K.只与温度有关，温度相同时Kw相

同，温度升高，促进水的电离，增大，则图中五点K*.间的关系为B>C>A=D=E,

故B正确；

C项：由E点和D点c(H*c(OH-)可知，曲线b不代表纯水的电离情况，同理，曲线a也

不代表纯水的电离情况，故C错误；

D项：B点时,Kw=lxlO%pH=2的硫酸溶液中c(H+)=0.01molLpH=12的KOH

溶液中c(OH-)=1mol・Lr,等体积混合后，溶液显碱性，故D正确。

【基础例析】水电离出的c(H+)和c(0T)的计算

例2.(2022•浙江杭州二中模拟)25℃时，在等体积的①pH=O的HSO,溶液、②0.05mol-L-1

的Ba(OH)/溶液、③pH=10的Na2s溶液、④pH=5的NHNh溶液中，发生电离的水的物质的

量之比是()

A.1：10：10'°：109B.1：5：(5X109):(5X10")

C.1：20：10'°：109D.1：10：10'：109

【答案】A

【解析】HzSO”与Ba(OH)2抑制水的电离,Na2s与NHMh促进水的电离。25℃时，pH=O的

1()74

-1-14-1-1

HzSOa溶液中:c(II20)«=c(0ir)=^-mol•1=10mol•L；0.05mol•LBa(OH)2

KF"

溶液中：C(HZO)I6J5=C(H+)=mol•L-'=10-1!mol,L'；pH=10的Na2s溶液中:c(HzO)

m»=c(0H-)=10-1mol,L'；pH=5的NHiNO?的溶液中:c(HaO)>HK=C(H+)=10-5mol,L，

它们的物质的量之比为10"：10-13：IO-4：10-5=l：10：10'°：10",故A正确。

【跟踪演练】

3.(2022•湖南怀化市高三期末)常温下，向10mL1mol•一元酸HA溶液中，不断滴加

1mol的NaOH溶液，所加碱的体积与一lgc水(H)的关系如图所示。c水(r)为溶液中

水电离的c(H+)。下列说法不正确的是()

102()V(NaOH溶液)/mL

A.常温下，儿(HA)的数量级为IO，

B.a、6两点pH均为7

C.从a点到6点，水的电离程度先增大后减小

D.溶液的导电性逐渐增强

【答案】B

【解析】A项：由起点溶液中一lgc水(f)=12可知，酸电离的C(H+)=1()7mol•L，故

A；(HA)=10-4,故A正确；

B项：从图像中可知，HA是弱酸，曲线的最高点为NaA溶液，6点溶液的溶质是NaA和NaOIl,

溶液呈碱性，pH>7,故B错误；

C项：a点到。点，发生酸碱中和反应生成可水解的盐，然后碱过量，所以水的电离程度先

增大后减小，故C正确；

D项：不断加入NaOH溶液，溶液中的离子总浓度不断增大，溶液的导电性逐渐增强，故D

正确。

必备知识点2溶液的酸碱性与pH

1.溶液的酸碱性

溶液的酸碱性取决于溶液中c(H+)和c(Oir)的相对大小(将”或“V”填在下表

的空格中)。

溶液的c(H+)与c(OH-)比较c(H+)大小pH

酸碱性(任意条件)(25C)(25C)

c(H+)>lX10~7

酸性溶液c(H+)>c(OH")<7

mol•L-1

c(H+)=lX10-7

中性溶液c(H+)=c(OH-)=7

mol•L-1

c(H+)<lX10-7

碱性溶液c(H+)Vc(OlT)>7

mol•L-1

2.溶液的pH

(1)定义式：pH=~lgc(H+),

(2)溶液的酸碱性跟pH的关系(室温下)：

c(OH-)/(mol-L_1)10_14KT71

c(H+)/(mol-L-1)|甲Ti?T4

pH0714

中*

迤性增强性里性增强

(3)pH适用范围：pH的取值范围为。〜14,即只适用于c(H+)和c(OK)都较小的稀溶液(<1

mol,L_1)o

3.溶液pH的测定

⑴用pH试纸测定

①使用方法：把小片试纸放在表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液点在干燥的pH试纸上，试纸

变色后，与标准比色卡对比即可确定溶液的pH。

②注意事项：pH试纸使用前不能用蒸储水润湿，否则待测液因被稀释可能产生误差。广泛

pH试纸只能测出整数值。

(2)用pH计测定：可精确测定溶液的PHo

4.溶液pH的计算

⑴单一溶液的pH计算

强酸溶液:如HnA,设浓度为cmol,L'1,c(If)=ncmol,L_1,pH=-lgc(H*)=-lg(nc).

强碱溶液(25C):如B(OH)„,设浓度为cmol•I?,cGD&moi.广,pH=-lg

nc

c(H+)=14+lg(nc)o

一元弱酸或碱：已知浓度C和电离度a：C(H+)=C-a,pH=-lgc(H+)；

或C(OID=C•a,C(H+)pH=-lgc(H*)

C(OH-)

已知浓度和电离常数Ka或Kb：C(H*)=y[CKa,pH=-lgc(H+)；

或C(OH-)=VCKb,C(H*)：二、,pH=-lgc(H*)；

C(OH—)

(2)混合溶液pH的计算类型

①两种强酸混合：直接求出c海on,再据此求PH。c4onJ*,当专&级

②两种强碱混合:先求出c泡(0H-),再据KT求出Cia®),最后求pH。

”(0H)包也等察吟

Vi+V2

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0田的浓度,最后求pH,

f|c酸(H+"酸-C碳(OH•”碱I

c«GT)或c海(OH)=-2~券¥-----o

“酸+v薇

【知识理解提点】

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”

中和反应反应后所得溶液的酸碱性

强酸与强碱中性

强酸与弱碱酸性

弱酸与强碱碱性

(2)25C时，等体积pH之和笔F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°C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。

【惑点辨析】

判断正误(正确的打“J”，错误的打“X”)。

1.某溶液的c®)>10々mol•L-1,则该溶液呈酸性。()

2.任何温度下,利用c(H)和c(Off)的相对大小均可判断溶液的酸碱性。()

3.用蒸储水润湿的pH试纸测溶液的pH,一定会使结果偏低。()

4.用广范pH试纸测得0.10mol•!?NH£1溶液的pH=5.2。()

5.一定温度下,pH=a的氨水,稀释10倍后,其pH=b,则a=b+l。()

6.100℃时Kkl.0X10-12,0.01mol•L-1盐酸的pH=2,0.01mol•L-1的NaOH溶液的pH=10。

()

【答案】：1.X2.V3.X4.X5.X6.V

【夯基例析•跟踪演练】

【基础例析】混合溶液酸碱性的判断

例3.(2022•广东广州市高三期末)常温下，分别取未知浓度的MOH和HA溶液，加水稀释至原

体积的造。稀释过程中，两溶液pH的变化如图所示。下列叙述正确的是()。

A.MOH为弱碱，HA为强酸

B.水的电离程度：X=Z>Y

C.若升高温度，K熊对应溶液的pH均不变

D.将瓶溶液与然溶液等体积混合，所得溶液呈碱性

【答案】B

【解析】A项：由图可知，将族(HA溶液稀释10倍(即1g〃增大1),pH变化小于1,则HA是弱

酸：将骐MOH溶液稀释10倍，pH减小1,贝！JM0H是强碱，错误；

B项：酸、碱均抑制水的电离，膑溶液中c(H')=10-5mol•L-',由水电离出的c(H)=c

(OH-)=10-9mol•L-1,KZ点溶液中c(OIT)分别为10~。1•L，10-5mol•L-1,

则由水电离出的c(HD分别为10T°mol・L-、10-%ol•Li故水的电离程度：X=Z

>Y,正确；

C项：MOH是强碱，升高温度，溶液中c(0HD几乎不变，但指增大，c(H*)变大，溶液的

pH减小，错误；

D项：将麻溶液与Z点溶液等体积混合，发生中和反应后，HA有剩余，所得混合液呈酸性，

错误。

【跟踪演练】

4.常温下，下列叙述不正确的是()

A.c(H+)>c(OJT)的溶液一定显酸性

B.pll=3的弱酸溶液与pH=ll的强碱溶液等体积混合后溶液呈酸性

C.pH=5的硫酸溶液稀释到原来的500倍，稀释后c(SOT)与c(H')之比约为1：10

D.中和10mL0.1mol•醋酸与100mL0.01mol•醋酸所需NaOH的物质的量不同

【答案】D

【解析】A项:c(H+)>c(OFT)的溶液一定显酸性，A正确;

B项：pH=3的弱酸溶液与pH=ll的强碱溶液等体积混合，弱酸浓度大，有大量剩余，反应

后溶液显酸性。

C项：pH=5的硫酸溶液稀释到原来的500倍，则溶液接近于中性，c(H')约为107moi•L

一',c?(SOl)=107(2X500)=10*mol•，则c(SO3：c(H+)=1：10,

D项：两份醋酸的物质的量相同，则所需NaOH的物质的量相同，错误。

【基础例析】溶液pH的计算

例4.(2022•常州一模)某温度下，重水(D?0)的离子积常数为1.6X10T,若用定义pH—

样规定pD=-lgc(D+),则在该温度下，下列叙述正确的是()

A.纯净的重水中，c(D+)•c(0D-)>1.0X10-14

B.1L溶解有0.01molDC1的重水溶液，其pD=2

C.1L溶解有0.01molNaOD的重水溶液，其pD=12

D.纯净的重水中，pD=7

【答案】B

【解析】A项:该温度下重水①0)的离子积常数为L6X10T5<L0Xl()T,故A错误;

B项：C(DC1)=H\'"=0.01mol/L,则c(D*)=0.01mol/L,所以pD=2,故B正确；

C项：c(NaOD)=—=0.01mol/L,则c(D*)=—mol/L=l.6X10mol/L,

则pD>12,故C错误;

D项：。(1)+)=71.6义10飞mol/L=4Xl()Tmol/L,所以pD>7,故D错误。

【跟踪演练】

5.求下列常温条件下溶液的pH(已知lg1.3=0.1,1g2=0.3,混合溶液忽略体积的变化)。

(1)0.005mol的H2sol溶液

(2)0.1mol•L~'的CH£OOH溶液(已知CH£OOH的电离常数4=1.8义10巧

由室>.已电离的弱电解质浓度

-1

⑶0.1mol•LNH3•HzO溶液(NH3•H20的电离度为a—1%,电图度一弱电解质的初始浓度

X100%)

(4)将pH=8的NaOH与pH=10的NaOH溶液等体积混合

(5)常温下，将pll=5的盐酸与pll=9的NaOH溶液以体积比11：9混合

(6)取10mLpH=2的盐酸溶液加水稀释到1000mL

【答案】(1)2(2)2.9(3)11(4)9.7(5)6(6)4

【解析】(l)e(H+)=0.005mol-L'X2=0.01mol•I-',pH=-lgc(H+)=-lg(lX102)

CHCOO+H+

(2)CH;iC00H；i

c(初始)0.100

c(电离)c(H+)c(H+)c(H+)

c(平衡)0.1—c(H+)C(H+)C(H+)

+

nl/HC

则2a二一厂=i-8xio

解得c(H+)=l.3XIO-mol•L,

所以pH=-lgc(H)=—lg(l.3XI。—)—2.9o

(3)NH3•H2001F+NH：

c(初始)0.1mol•L-100

0.1X1%0.1X1%0.1X1%

11

c(电离)moi.Lmol•Lmol,L'

则c(0H-)=0.1X1%mol,L'=10mol,L'

c(H+)=10-"mol-L-',所以pH=ll。

(4)将pH=8的NaOH与pH=10的NaOH溶液等体积混合后，溶液中c(H-)很明显可以根据pH

来算，可以根据经验公式来求算pH=10-lg2(即0.3),所以答案为9.7。

(5)pH=5的盐酸溶液中c(H+)=10-5mol•「，pH=9的氢氧化钠溶液中c(OH-)=10-5mol«L

1X11—10XQ

T,两者以体积比11：9混合，则酸过量，混合液的pH小于70c(H+)=------——-

11十¥

mol,L'=1.0X10-6mol,L''>pll=—lg(l.OXIO-11)=6。

(6)根据稀释前后溶质的量不变规律可知，取10mLpH=2的HC1溶液加水稀释到1000mL,稀

释后溶液的氢离子浓度为107(1000/10)=10'mol/L,pH=4；

6.(2020•日照4月模拟)25℃时，分别稀释pH=ll的Ba(0H)2溶液和氨水，溶液pH的变化

如下图所示。

已知：心(NH3•ftO)=1.8X10-5。下列说法正确的是()。

A.若35℃时分别稀释上述两种溶液，则图中I、n曲线将比原来靠近

B.保持25C不变，取A、B两点对应的溶液等体积混合后，pH=8

C.由水电离产生的c(H)A点,B点

D.曲线I上任意点对应的溶液中，£[NH：)+C(H+”NH：)=LgXIOTmol•L

C(NH3H2O)

【答案】D

【解析】25C时，Ba(OH)2溶液和氨水的pH相同，由于Ba(OH)2是强电解质，完全电离，

稀释100倍时，Ba(OH)z的pH从11变为9,而氨水是弱电解质，部分电离，稀释100倍时，

稀释过程中氨水会继续电离出OH,导致溶液中OH的浓度大于Ba(OH)2溶液中的0『，

溶液的pH>9,因此曲线I代表氨水稀释时溶液pH随稀释倍数的变化，曲线II代表Ba(OH)

2溶液稀释时溶液pH随稀释倍数的变化。

A项：温度升高，小变大，则在35℃时分别稀释上述两种溶液，则图中I、II曲线将比原来

疏远，A选项错误；

B项：25c时，A、B两点对应的溶液的pH均为9,保持25℃不变，则《不变，两者等体积混合

后，溶液中H,浓度不变，故pH仍不变，B选项正确；

C项：氨水是弱电解质，部分电离，稀释过程中氨水会继续电离出0H,导致溶液中OH」的浓

度大于Ba(0H)2溶液中的0H,故稀释至相同pH=9时稀释倍数大于100倍，则水电离产

生的H+浓度：A点VB点，C选项错误；

D项：曲线I上任意点对应的溶液中存在电荷守恒：c(0联)=c(H+)+c(NH；),则有

C2(NH1)+C(H+)XC(NH；)=[c(NH：)+c(H+)卜C(NH：)_c(NH；)xc(OFT)_

c(NH3H2O)C(NH3H2O)C(NH3H2O)

-5-1

Kb(NH3•H20)=1.8X10mol•L,D选项正确。

必备知识点3酸碱中和滴定

一.酸碱中和滴定

1.实验原理

(1)用已知浓度酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法叫酸碱中和滴定。

(2)一元酸与一元碱滴定时，。将测=色吟区避。

(3)实验原理设计中的变量控制：c待测受3个变量影响，即C标准、V标准、V.，

实验可以控制2个变量，使c制只受1个变量的影响，也就是说，固定2个数据的量，只

测定一个量，就可以计算eg。如已知C标准和V待测，只测量V传测即可。由于C标准、V符

测是已知的固定数，可以令K专之常数，则c待“KXV标准.利用这种变量控制思维，可

将中和滴定的原理扩展到氧化还原滴定和沉淀滴定。

2.酸碱中和滴定的关键

(1)准确测定检匿夜和待测液的体积。

(2)准确判断滴定终点。

3.指示剂的选择

滴定种类选用的指示剂达滴定终点时颜色变化指示剂用量

强酸滴定强碱甲基橙黄色一橙色

强碱滴定强酸酚歆无色一浅红色

2〜3滴

强酸滴定弱碱甲基橙黄色f橙色

强碱滴定弱酸酚猷无色f浅红色

4.实验用品

⑴仪器

酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、铁架台和锥形瓶。

里式滴定管里式滴定管

(2)试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸储水。

(3)滴定管的使用

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

碱性物质易腐蚀玻璃，致使玻璃活塞无法打

碱性碱式滴定管

开

5.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

|梅漏一检查滴定管活塞是否漏水

I

卜冼涤一先用蒸储水“洗”，再用待装液“润洗”滴定管

I

装、排］一滴定管中“装”液至。刻度以上，并“排”气泡

I

调、画一调整液面至0刻度或0刻度以下，并读数

」将20mLNaOH溶液注入锥形瓶,并加入

山叫」1〜2滴酚配作指示剂

(2)滴定

/左手控制滴定管活塞

上、/一一右手摇动锥形瓶

导场「f眼睛注视

/锥形瓶内溶

液颜色变化

(3)终点判断

等到滴入最后一滴标准盐酸，溶液由红色变为无色，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盐酸的体积。

(4)读数

调整液面在“0”刻度或“0”刻度以下，读出初读数，记为“X.XXmL”，滴定终点，读出

末读数，记为“YY.YYmL"，实际消耗标准盐酸的体积为(YY.YY-X.XX)mL。

6.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)=

cHC1XVHC1、，自

一Ei----------田

7.误差分析

(1)误差分析的方法

依据原理c（标准）•■（标准）=c（待测）•1（待测），得C（待测）=c在硼仃畦

因为c（标准）与/（待测）已确定，即c（待测）=KXV〈标”所以只要分析出不正确操作引

起■（标准）的变化，即分析出结果。

（2）常见误差分析

以标准酸溶液滴定未知浓度的碱（酚配作指示剂）为例，常见的因操作不正确而引起的误差

有:

步骤操作H标准）C（待测）

酸式滴定管未用标准溶液润洗变大偏高

碱式滴定管未用待测溶液润洗变小偏低

洗涤

锥形瓶用待测溶液润洗变大偏高

锥形瓶洗净后还留有蒸储水不变无影响

放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后

取液变小偏低

气泡消失

酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡

变大偏高

消失

振荡锥形瓶时部分液体溅出变小偏低

滴定

部分酸液滴出锥形瓶外变大偏高

溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后

变大偏高

反加一滴碱溶液无变化

酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后俯视读

变小偏低

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

变大偏高

数（或前俯后仰）

二.氧化还原滴定和沉淀滴定

（一）氧化还原滴定原理及应用

1.原理

以氧化剂（或还原剂）为滴定剂，直接滴定一些具有还原性（或氧化性）的物质。

2.试剂

（1）常见的用于滴定的氧化剂有KMnO,、KzCmO?等；

（2）常见的用于滴定的还原剂有亚铁盐、草酸、维生素C等。

（3）指示剂：氧化还原滴定所用指示剂可归纳为三类：

①氧化还原指示剂；

②专用指示剂，如在碘量法滴定中，可溶性淀粉溶液遇碘变蓝；

③自身指示剂，如高锯酸钾标准溶液滴定草酸时，滴定终点为溶液由无色变为浅红色。

3.实例

（1）酸性KMnO4溶液滴定H£ZO4溶液

2+

原理2MnO；+6H++5Hze2。4=100)21+2Mn+8H20

指示剂酸性KMnO,溶液本身呈紫色，不用另外选择指示剂

当滴入最后一滴酸性KMnOi溶液后，溶液由无色变浅红色，且半

终点判断

分钟内不褪色，说明到达滴定终点

（2）NazS2（）3溶液滴定碘液

原理2Na2S203+I2=Na2S406+2NaI

指示剂用淀粉溶液作指示剂

当滴入最后一滴Na2s4溶液后，溶液的蓝色褪去，且半分钟

终点判断

内不恢复原色，说明到达滴定终点

（二）沉淀滴定原理及应用

沉淀滴定法是利用沉淀反应进行滴定、测量分析的方法。生成沉淀的

含义反应很多，但符合条件的却很少，实际上应用最多的是银量法，即利

用Ag+与卤素离子的反应来测定Cl，Br\「浓度

沉淀滴定所用的指示剂本身就是一种沉淀剂，滴定剂与被滴定物反应

的生成物的溶解度要比滴定剂与指示剂反应的生成物的溶解度小，否

原理

则不能用这种指示剂。如用AgNOs溶液滴定溶液中的C。的含量时常以

CrOT为指示剂，这是因为AgCl比Ag£iU更难溶

【知识理解提点】

1.酸碱中和滴定指示剂选择的基本原则

①强酸滴定强碱可以用甲基橙或酚酥。

②滴定终点为碱性时，用酚酸作指示剂。

③滴定终点为酸性时，用甲基橙作指示剂。

④石蕊不能做酸碱中和滴定的指示剂。

2.中和滴定终点是指示剂颜色发生突变的点，但不一定是酸碱恰好中和的点。通常有一定

误差（这叫系统误差）。

3.滴定停止后，必须等待1〜2分钟，待附着在滴定管内壁的溶液流下后，再进行读数。

【惑点辨析】

判断正误（正确的打“，错误的打“X”）。

（1）用碱式滴定管量取20.00mLKMnO,溶液（）

（2）中和滴定实验时，用待测液润洗锥形瓶（）

(3)中和滴定操作中指示剂一般加入2〜3mL()

(4)滴定管盛标准液时，其液面一定要调在0刻度()

(5)滴定管在加入反应液之前一定要用所要盛装的反应液润洗2〜3遍()

(6)滴定接近终点时，滴定管的尖嘴可以接触锥形瓶内壁()

(7)滴定终点就是酸碱恰好中和的点()

(8)中和滴定实验，指示剂变色点pH不一定等于7()

(9)pH计不能用于酸碱中和滴定终点的判断()

(10)若用标准盐酸滴定待测NaOH溶液，滴定前仰视，滴定后俯视则测定值偏大()

【答案】(1)X(2)X(3)X(4)X(5)V(6)V(7)X(8)V(9)X(10)X

【夯基例析•跟踪演练】

【基础例析】中和滴定仪器及指示剂的选择

例5.(2022•上海高三三模)用标准盐酸溶液滴定未知浓度的氢氧化钠溶液，用甲基橙作

指示剂，下列说法正确的是()

A.可以用酚配代替指示剂

B.滴定前用待测液润洗锥形瓶

C.若氢氧化钠吸收少量CO?,不影响滴定结果

D.当锥形瓶内溶液由橙色变为红色，且半分钟内不褪色，即达到滴定终点

【答案】C

【解析】A项：酚酸的变色范围在&2-10.0,指示剂变色，碱没有完全反应，故不能使用

酚配做指示剂，错误；

B项：滴定前不能用待测液润洗锥形瓶，否则待测液的体积变大，影响测定结果，错误；

C项：氢氧化钠吸收少量二氧化碳后变为碳酸钠，当甲基橙做指示剂时，反应后都生成氯化

钠，不影响盐酸的体积，所以不影响滴定结果，正确；

D项：甲基橙在碱性溶液中显黄色，随着滴定的进行，溶液的颜色逐渐变为橙色，滴定终点

颜色为黄色变为橙色，且半分钟内不变色，若变为红色，说明盐酸己经过量，错误；

答案选C。

【跟踪演练】

7.(2022•四川北师大广安实验学校高二:月考)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酚献：8.210.0

用0.1000mol/LNaOH溶液滴定未知浓度的ClhCOOH溶液，反应恰好完全时。下列叙述正确

的是

A.溶液呈中性，可选用甲基橙或酚酥作指示剂

B.溶液呈中性，只能选用石蕊作指示剂

C.溶液呈酸性，可选用甲基橙作指示剂

D.溶液星碱性，只能选用酚酰作指示剂

【解析】NaOH与CH.COOH恰好完全反应生成CH.COONa,CH;1COONa为强碱弱酸盐，水解后溶液

呈碱性，为/减少滴定误差，应选择指示剂的pH范围与CHEOONa溶液的pH接近，所以指

示剂选择酚酰，D正确；故选D

【答案】D

【基础例析】滴定终点的规范描述

例6.(1)用amol的HC1滴定未知浓度的NaOH溶液，用酚酷做指示剂，达到滴定终点

的现象是若用甲基橙做指示剂，滴定终点现象是一。

(2)用标准碘溶液滴定溶有SO2的水溶液，以测定水中S0?的含量，应选用—做指示剂，

达到滴定终点的现象是一。

(3)用标准酸性KMn。,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一

【答案】(1)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)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)否当滴入最后一滴酸性KMnO,溶液，溶液由无色变为紫红色，且半分钟内不褪色

【解析】(1)用amol•的HC1滴定未知浓度的NaOH溶液，用酚酸做指示剂，达到滴定

终点的现象是滴入最后•滴标准液，溶液由红色变为无色，且半分钟内不恢复红色。若

用甲基橙做指示剂，滴定终点现象是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SOP的水溶液，以测定水中SO：.的含量，应选用淀粉做指示剂，

达到滴定终点的现象是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KMnO.,溶液滴定溶有S02的水溶液，以测定水中SO,的含量，由于KMnO.,溶

液本身显紫红色,不需要选用指示剂，达到滴定终点的现象是当滴入最后一滴酸性KMnO,

溶液，溶液由无色变为紫红色，且半分钟内不褪色。

【跟踪演练】

8.用氧化还原滴定法测定TiOz的质量分数：一定条件下，将TiOz溶解并还原为Ti",再用

KSCN溶液作指示剂，用NHFe(SO3标准溶液滴定Ti"至全部生成Ti”,滴定Ti"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++Fe：i+=Ti4++Fe2+当滴入最后一滴标准液，溶液变成血红色，且半分钟内

不褪色。

【解析】因为是用KSCN作指示剂，终点时NHF为SO)不再反应,生成血红色的Fe(SCN)”

滴定终点的现象是溶液变为红色，且半分钟内溶液颜色不褪色。

【基础例析】中和滴定的数据处理及误差分析

例7.下面a〜e是中学化学实验中常见的几种定量仪器：

a.量筒b.容量瓶c.滴定管d.托盘天平e.温度计

(1)有“0”刻度的是—(填字母)。

(2)某学生欲用己知物质的量浓度的盐酸来测定未知物质的量浓度的氢氧化钠溶液，若滴

定开始和结束时，酸式滴定管中的液面如图所示：则所用盐酸的体积为一mL«

(3)某学生根据三次实验分别记录有关数据如表:

待测氢氧化钠溶液的0.1000molL-1盐酸的体积mL

滴定次数

体积:mL滴定前刻度滴定后刻度溶液体积

第一次