酸堿中和滴定-2025年高考化學一輪復習知識清單

知識清單23酸堿中和滴定

思維導圖

水洗、潤洗

滴定管」重復操作

2?3次，取平均值「檢漏T先滌一排氣泡

滴定

數(shù)滴定-凋零一注入待測液

管儀據(jù).準備L加入指示劑

鐵架臺.處

廣左手

,I理操作滴定

錐形瓶?右手

過程過程

標準液*1」眼睛

待測液-劊L終點f最后半滴:顏色變化

指示劑-UU判斷（半分鐘內(nèi)不變色）

蒸播水」

C（標）?%（標尸C（待）7（待）

知識梳理

知識點01酸堿中和滴定原理及過程知識點02滴定誤差分析及滴定計算

知識點01酸堿中和滴定原理及過程

一、滴定管的使用

i.滴定管的構造

構造

儀器

相同部分不同部分

酸式（圖A）內(nèi)徑均勻，細長玻璃活塞

堿式（圖B）管，標有規(guī)格和溫度（20℃）橡膠管（內(nèi)有玻璃球）

R

H

N

y

Q

￥

f

l

v

圖(A)圖(B)

(1)特點：0刻度在上端,下端有一段沒有刻度線

(2)用途：精確量取一定體積的液體物質

(3)堿式滴定管不能盛放的液體

①酸性物質:鹽酸、醋酸

②強氧化性物質:KMnO4、硝酸、也。2、次氯酸鹽

③易加成物質:氯水、澳水等

④有機溶劑:苯、四氯化碳、酒精、汽油等

2.滴定管的讀數(shù)

(1)標準：視線、刻度線及凹液面的最低點蚯

(2)方法：看凹液面找刻度線

(3)讀數(shù)：兩次讀數(shù)(滴定前體積口、滴定后體積V2)，計算差值

①公式：V=V2-Vi

②精度：0.01mL

(4)俯視

①滴定前俯視：溶液的體積偏大

②滴定后俯視：溶液的體積偏小

(5)仰視

①滴定前仰視：溶液的體積偏小

②滴定后仰視：溶液的體積偏大

俯視讀數(shù)偏大俯視讀數(shù)偏小

二儀跡^—平視讀數(shù)正確

二幺延一平視讀數(shù)正確

:仰視讀數(shù)偏??；仰視讀數(shù)偏大

3.滴定管的使用方法

(1)檢查儀器：在使用滴定管前，首先要檢查活塞是否遍水。

(2)潤洗儀器：從滴定管上口加入3?5mL所要盛裝的酸溶液或堿溶液，傾斜著轉動滴定管，使液體潤

濕全部滴定管內(nèi)壁。然后，一手控制活塞(輕輕轉動酸式滴定管的活塞或者輕輕擠壓堿式滴定管中的玻璃

球)，將液體從滴定管下部放入預置的燒杯中。

(3)加入反應液：分別將酸溶液、堿溶液加到酸式滴定管、堿式滴定管中，使液面位于滴定管刻度“0”

以上2?3mL處，并將滴定管垂直固定在滴定管夾上(如圖)。

固定滴定管

（4）調(diào)節(jié)起始讀數(shù)：在滴定管下放一個燒杯，調(diào)節(jié)活塞，使滴定管尖嘴部分充滿反應液（如果滴定管內(nèi)

部有氣泡，應快速放液以趕走氣泡；除去堿式滴定管乳膠管中氣泡的方法如圖所示），并使液面處于“0”

刻度或以下，準確記錄讀數(shù)。

除去堿式滴定管乳膠管

中的氣泡的方法

（5）放出反應液：根據(jù)實驗需要從滴定管中逐滴放出一定量的液體。

二、滴定原理和過程

1.實驗原理

（1）概念：利用酸堿中和反應，用已知濃度的酸（或堿）來測定未知濃度的堿（或酸）的實驗方法。

①標準液:已知濃度的酸（或堿）

②待測液:未知濃度的堿（或酸）

（2）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選擇合適的指示劑，準確判斷滴定的終點。

2.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

檢漏|一檢查滴定管活塞是否漏水

I

洗滌|一先用蒸饋水“洗”，再用待裝液“潤洗”滴定管

I

裝、排I一滴定管中“裝”液至0刻度以上，并“排”氣泡

I

直閡一調(diào)整液面至0刻度或?？潭纫韵?并讀數(shù)

I

注、加I一將20mL堿液注入錐形瓶，并加誕作指示劑

（2）滴定

左手控制眼睛注視

滴定管活塞錐形瓶內(nèi)

溶液顏色

右手搖動

變化

錐形菽-

①標準液：一般盛放在滴定菅中，其濃度為定值

②待測液：一般盛放在獻瓶中，其體積為定值

③指示劑：盛放在錐能瓶中，一般滴加1?2滴

④標準液的滴定速度：先快后慢，最后滴加

3.滴定終點的確定

(1)根據(jù)滴定曲線的突變范圍

(2)指示劑顏色發(fā)生變化

(3)中和反應溫度最高，如HC1滴定NaOH

(4)導電性最強或最弱，如氨水滴定醋酸、硫酸滴定Ba(OH)2

4.指示劑的選擇

(1)中和滴定時，不用石蕊試液，因其顏色變化不明顯

(2)根據(jù)酸堿恰好中和產(chǎn)物的酸堿性選擇酸堿指示劑

①若生成的鹽顯酸性，用甲基橙(3.1?4.4)；

②若生成的鹽顯堿性，用酚酰(8.2—10.0)；

③若生成的鹽顯中性兩種指示劑都可以。

④鹽酸滴定碳酸鈉：指示劑不同反應不同

類型滴定過程指示劑終點顏色變化

酸堿中強酸滴定強堿(或弱堿)甲基橙溶液由黃色變?yōu)槌壬?/p>

和反應強堿滴定強酸(或弱酸)酚，溶液由無色變?yōu)闇\紅色

Na2s2O3溶液滴定碘水淀粉溶液溶液由藍色變?yōu)闊o色

氧化還

溶液由無色變?yōu)闇\紫紅色

酸性KMnO4溶液滴定H2O2溶液不需要

原反應

KI溶液滴定Fe3+KSCN溶液溶液血紅色褪去

沉淀反

AgNO3溶液滴定含cr的溶液&CrO4溶液出現(xiàn)磚紅色沉淀(Ag2CrO4)

應

5.滴定終點的標志

(1)反應順序：標準液先與待測液反應，最后1滴標準液與揖示劑作用

(2)標準模板：滴加最后1滴XX標準液，溶液恰好由XX色變成XX色,且半分鐘內(nèi)不恢復原色

(3)滴定反應：l2+2S2O32--2r+S4O62-(無色)

①碘水滴定Na2s2。3：滴加最后1滴碘溶液，溶液恰好由無色變成藍色，且半分鐘內(nèi)丕褪色

②Na2s2。3滴定碘水：滴加最后1滴Na2s2。3箔液，滔液恰好由藍色變成無色，且半分鐘內(nèi)不變藍

魚

(4)滴定反應：2MnOJ+5H2O2+6H+：=2Mn2++8H2O+5O2t

①KMnCU滴定H2O2：滴加最后!滴KMnCU溶液，滔液恰好由無色變成紫紐魚，且半分鐘內(nèi)丕變無

魚

②H2O2滴定KMnO4：滴加最后1滴H2O2溶液,溶液恰好由紫紅色變成無色,且半分鐘內(nèi)不變紫紅

魚

6.數(shù)據(jù)處理：

(1)按上述操作重復=1后次，求出用去標準鹽酸體積的玉均值

(2)根據(jù)c(NaOH)-(Hd)xV(Hd)計算。

V(NaOH)

S???

易錯點一滴定過程中的注意事項

(1)滴速：先快后慢，當接近終點時，應一滴一搖，甚至半滴一搖，利用錐形瓶內(nèi)壁承接尖嘴處懸掛

的半滴溶液。

(2)滴定操作要點：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(nèi)溶液顏色的變化。

(3)在滴定過程中瓶口不能碰滴定管下端尖嘴。

突躍點變化范圍不同：強堿滴定強酸(強酸滴定強堿)的突躍點變化范圍大于強堿滴定弱酸(強

酸滴定弱堿)的突躍點變化范圍

【典例01]室溫下，向20.00mL0.100OmolL-鹽酸中滴力口0.100OmoLL-iNaOH溶液，溶液的pH隨

NaOH溶液體積的變化如圖。已知1g5=0.7,下列說法不正確的是()

12----------

10'酚儆-f----------f

8-反應終點6突變范圍

6'甲基紅傣__1

4'甲基橙密

2二____

10203040,

V(NaOH)/mL

A.NaOH與鹽酸恰好完全反應時，溶液pH=7

B.V(NaOH)=30.00mL時，溶液pH=12.3

C.NaOH標準溶液濃度的準確性直接影響分析結果的可靠性，因此需用鄰苯二甲酸氫鉀標定NaOH溶

液的濃

度，標定時可采用甲基橙為指示劑

D.選擇甲基紅指示反應終點，誤差比甲基橙的小

【答案】C

【解析】NaOH與鹽酸恰好完全反應時生成NaCl,NaCl為中性溶液，pH=7,A正確；鹽酸與NaOH

溶液濃度相同，加入30.00mLNaOH溶液時，NaOH過量，則反應后溶液中NaOH的濃度為c(NaOH)=

0.100Ox(30.00-20.00)

mol-L1=0.02mol-L1,c(H+)=gmol-L1=5x1013mol-L1,pH=—

30.00+20.00

lg(5xlO^I3)=12.3,B正確；用鄰苯二甲酸氫鉀標定NaOH溶液的濃度，滴定終點溶液呈堿性，應該選用酚

酰作指示劑，C錯誤；指示劑的變色范圍與pH突變范圍越靠近，誤差越小，故甲基紅指示反應終點，誤差

比甲基橙的小，D正確。

【典例02]25℃時,等體積兩種一元酸HA和HB分別用等濃度的NaOH溶液滴定，滴定曲線如圖所示。

下列說法正確的是

A.起始濃度：c（HA）=0.1mol-Ul,c（HB）=10-3moir1

B.酸性：HA<HB

C.用NaOH溶液滴定HB可用甲基橙作指示劑

己電離的HB分子濃度

D.酸HB的電離度|a=xlOO%約為

HB的起始濃度―0.5%

【答案】D

【解析】由圖中可以看出，滴定HA的終點pH=7,則HA是強酸，c(HA)=c(H+)=0.1mol/L,初始時，

HB的pH為3,而酸性HA>HB說明HB是弱酸，部分電離，故c(HB)>l(T3moi?「，A錯誤；由圖中可

以看出，滴定達終點時，HB消耗KOH的體積大，則表明c(HB)>c(HA),而起始時pH(HB)>pH(HA),所

以酸性HA>HB,B錯誤；甲基橙變色范圍為3.1—4.4,由圖可知該pH范圍內(nèi)NaOH滴定HB未發(fā)生突躍，

不可用甲基橙作指示劑,C錯誤;HB是弱酸,部分電離,對應的pH=3,則電離部分c電離(HB戶c(H+)=10-3mOl/L,

由圖可知滴定等體積的兩種酸時滴HB消耗的氫氧化鈉是滴定HA的兩倍，則c初始(HB尸2c(HA戶0.2mol/L,

則酸HB的電離度=丑3moi/1x100%=0.5%,D正確；故選D。

Q.2mol/L

知識點02滴定誤差分析及滴定計算

回兇

1.滴定誤差分析

(1)確定滴定對象：是標準液滴定待測液還是待測液滴定標準液

(2)找出未知濃度c和滴定管內(nèi)液體讀數(shù)的關系

C待測=。標準xV標準

%測

①標準液滴定待測液：c標準和V待測為定值，V標準為變量，c待測與V標準成正比

②待測液滴定標準液：c標準和V標準為定值,V待測為變量,c待測與V待測成比

(3)根據(jù)錯誤操作判斷滴定誤差

（4）常見誤差分析（以標準酸溶液滴定未知濃度的堿為例，酚醐作指示劑）

步驟操作V標準C待測

酸式滴定管未用標準溶液潤洗變大偏高

堿式滴定管未用待測溶液潤洗變小偏低

洗滌

錐形瓶用待測溶液潤洗變大偏高

錐形瓶洗凈后還留有蒸儲水不變無影響

取液放出堿液的滴定管開始有氣泡，放出液體后氣泡消失變小偏低

酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定終點時氣泡消失變大偏高

振蕩錐形瓶時部分液體濺出變小偏低

滴定部分酸液滴出錐形瓶外變大偏高

溶液顏色較淺時滴入酸液過快，停止滴定后反加一滴NaOH

變大偏高

溶液無變化

酸式滴定管滴定前讀數(shù)正確，滴定后俯視讀數(shù)（或前仰后俯）變小偏低

讀數(shù)

酸式滴定管滴定前讀數(shù)正確，滴定后仰視讀數(shù)（或前俯后仰）變大偏高

2.滴定方法類型

（1）直接滴定法：向待測液中直接加入標準液測定

（2）反滴定法：向待測液中加入過量標準液A,然后再加入標準液B,測定剩余A的量，間接測量

3.滴定計算

（1）多次測量取平均值，與其他數(shù)據(jù)相差較大的要刪除

（2）找出已知量和所求量之間的關系式

①根據(jù)所給的多個反應之間的關系

②根據(jù)元素守恒

③根據(jù)電子守恒

（3）注意有效數(shù)字，一般保留4位有效數(shù)字

易錯點一中和滴定的誤差分析方法

（1）依據(jù)公式c（待測）=也c標黯準,產(chǎn)V標來準判斷。c（標準）和V（待測）在誤差分析時是定值，因此只需分析使得

所耗標準液體積丫（標準）變大或變小的原因即可，M標準）變大，則c（待測）偏高，丫（標準）變小，則。（待測）

偏低。

（2）滴定管讀數(shù)要領

以凹液面的最低點為基準（如圖）

正確讀數(shù)（虛線部分）和錯誤讀數(shù)（實線部分）

易錯點二溶液pH計算的一般思維模型

s???

【典例03】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.堿式滴定管未用標準溶液潤洗

B.錐形瓶用蒸儲水洗過后未用未知濃度的鹽酸潤洗

C.用酚酰作指示劑，當觀察到溶液由無色變?yōu)闇\紅色時立即停止滴定

D.滴定終點讀數(shù)時，仰視滴定管的刻度，其他操作正確

【答案】C

【解析】堿式滴定管未用標準溶液潤洗，則所用標準NaOH溶液的體積偏大，測定結果偏高，A不符

合題意；錐形瓶用蒸鐳水洗過后未用未知濃度的鹽酸潤洗，對鹽酸濃度的測定不產(chǎn)生影響，B不符合題意;

用酚酬作指示劑，當觀察到溶液由無色變?yōu)闇\紅色時立