水的電離和溶液的酸堿性（講義）-2025年高考化學一輪復習（新教材新高考）

第02講水的電離和溶液的酸堿性

目錄

01考情透視目標導航.......................................................................

02知識導圖思維引航.......................................................................

03考點突破考法探究........................................................................

考點一物水的電離與水的離子積常數(shù).....................................................

次口識點1水的電離.........................................................................

知識點2水的離子積.......................................................................

考向1水的電離及影響因素................................................................

考向2水的電離平衡曲線...................................................................

考向3水電離的c(H+)或c(OH')的計算......................................................

考點二溶液的酸堿性與pH.......................................................................................................

次口識點1溶液的酸堿性...................................................................

次口識點2溶液的pH..........................................................................................................................

次口識點3溶液pH的計算.................................................................

考向1溶液的酸堿性與pH...............................................................................................................

考向2溶液pH的計算....................................................................

考向3酸堿溶液稀釋后酸堿性的判斷......................................................

考點二酸堿中和滴定.......................................................................

知1識點1酸堿中和滴定的原理與操作......................................................

次口識點2誤差分析........................................................................

考向1酸堿中和滴定實驗操作、儀器......................................................

考向2酸堿中和滴定圖像.................................................................

考向3酸堿中和滴定誤差分析.............................................................

04真題練習?命題洞見........................................................................

w

考點要求考題統(tǒng)計考情分析

2024?安徽卷7題，3分；2024?安

本講常見的命題形式：（1）結合圖像考查溶液的酸堿

徽卷7題，3分；2024?山東卷10

性判斷、的計算，以及離子濃度的大小比較等；（）以

水的電離和溶pH2

題，2分；2022?浙江省1月選考酸堿中和滴定為載體，考查“強”滴“弱”過程中微粒濃度的

液的酸堿性

1題，2分；2022?浙江省1月選變化以及其他相關知識；（3）以滴定為基礎，考查相關操作

考17題，2分和計算等。預測本考點依然會結合圖像，考查水的電離平

衡與溶液酸堿性的關系，以及pH的相關計算等；還會基

2023湖南卷12題，4分；2021

于中和滴定，考查氧化還原滴定、沉淀滴定等有關計算，

遼寧卷15題，3分；2021湖北卷

酸堿中和滴定注意滴定現(xiàn)象、操作、滴定終點判斷的規(guī)范表達，能進行

14題，3分；2021海南卷14題，

誤差分析。

4分；

復習目標：

1.了解水的電離、離子積常數(shù)（Kw）。

2.了解溶液pH的含義及其測定方法，能進行pH的簡單計算。

3.能選擇實例說明溶液pH的調(diào)控在工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和科學研究中的重要作用。

4.理解酸堿中和滴定，能根據(jù)實驗試題要求分析或處理實驗數(shù)據(jù)，得出合理結論；能夠分析以圖像形式

考查滴定曲線。

酸、堿：抑制電離

響

影

因

原理：用已知濃度素

溫度：升溫促進

的酸（或堿）測定未〔

水電離

知濃度堿（或酸）

的

電電:鹽水解促進電離

主要儀器：酸式、離

堿式滴定管〕

〔水的離子積：K,

酸

水

的只與溫度有關

電

離

步驟：查漏、洗滌、堿

和溶

潤洗、裝液、滴定、中

的

液

終點判斷、讀數(shù)、和氫離子和氫氧根

堿

酸

計算滴離子而相對大力、

性

定

〔

溶

〕

誤差分析液常溫下，pH與7

酸［的大樂美系

堿

應用性

〕計算

㈤3

者占空德?考注埃交

考點一水的電離與水的離子積常數(shù)

知識點1水的電離

1.水是極弱的電解質(zhì)，其電離過程吸熱（填“吸熱”或“放熱”）。水的電離平衡常數(shù)的表達式為長=

c（H+>c（OH）

“壓0）°

2.影響水的電離平衡的因素

（1）溫度：溫度升高，水的電離平衡向正方向移動，C（H+）和c（ofr）均增大（填“增大”“減小”或“不變”）。

（2）加酸或堿會施皿（填“促進”或“抑制”）水的電離。

（3）加能水解的鹽，可與水電離出的肉或OFT結合,使水的電離平衡正向移動。

知識點2水的離子積

1.表達式：Kw=c（H+>c（OIT）。

2.影響因素：一定溫度時，右是個常數(shù)，Kw只與溫度有關,溫度越高,Kw越大。25。（3時，跖=。10

R,100℃時，心=1x10—12。

3.適用范圍：品不僅適用于純水，也適用于酸、堿、鹽的稀溶液。

【名師提醒】

1.相同溫度下，不論是純水還是稀溶液，水的離子積常數(shù)不變。應用這一原則時需要注意兩個條件:

水溶液必須是稀溶液；溫度必須相同。

2.關注酸式鹽的特殊性，如硫酸氫鈉完全電離，會抑制水的電離，碳酸氫鈉以水解為主，呈堿性，促

進水的電離。

(考向洞察力

考向1水的電離及影響因素

【例1】25。(2時，水存在平衡狀態(tài)：H2O=^H++OH-A^>0O下列敘述正確的是()-

A.加熱，Kw增大，c(OH-)增大

B.滴入稀氨水，水的電離平衡向左移動，c(OH)減小，Kw減小

C.加入少量NaHSCM固體，水的電離平衡向左移動，c(H+)減小，降不變

D.加入少量金屬Na,水的電離平衡向右移動，c(H+)增大

【答案】A

【解析】水的電離是吸熱過程，升高溫度，平衡右移，。(H+)、c(OH-)同等程度地增大，降增大；降只

受溫度影響，向水中加稀氨水，水的電離平衡左移，c(OH)增大，舄不變；加入少量NaHSCM固體，因

NaHSO4=Na++H++S0/c(H+)增大，水的電離平衡左移，底不變；加入少量Na,Na與水電離出的H+反應，

水的電離平衡右移，c(H+)減小，c(OH-)增大。

【思維建?！?/p>

1.抑制水電離的方法。

(1)外加酸或堿；

(2)加入強酸的酸式鹽固體(如NaHSO4);(3)通入酸性氣體(如CO2>SO2)或堿性氣體(如NH3);

(4)降溫。

2.促進水電離的方法。

(1)升溫；(2)加入強酸弱堿鹽或強堿弱酸鹽或弱酸弱堿鹽。

45

【變式訓練】已知液氨的性質(zhì)與水相似。時，NH3+NH3NH++NH2,NH1的平衡濃度為IxlO

mol-L-'o下列說法箱送的是()o

A.在此溫度下液氨的離子積為1x10-3°

B.在液氨中加入金屬鈉，可生成NaNH2

C.恒溫下，在液氨中加入NH4CI,可使液氨的電離平衡逆向移動

D.降低溫度，可使液氨的電離平衡逆向移動，且c(NH，)<c(NH3)

【答案】D

【解析】由電離方程式可知，NH1與NH)的平衡濃度相等，都為1x10」5moi1」，根據(jù)水的離子積得液

氨的離子積K=c(NH2>c(NHD=lxlO-3o,A項正確；由鈉與水反應可推知，2Na+2NH3=2NaNH2+H2f,B項正

確；加入NH4cl可使NH。的濃度增大，使液氨的電離平衡逆向移動，C項正確；因為電離是吸熱過程，所

以降低溫度使NH3+NH3NH[+NH2平衡逆向移動，c(NH3和c(NH2)同等程度地減小，D項錯誤。

考向2水的電離平衡曲線

【例2】水的電離平衡曲線如圖所示，下列說法正確的是(已知：7>25)()

A.圖中A、B、D三點處右的大小關系：B>A>D

B.25(時，向pH=l的稀硫酸中逐滴加入pH=8的稀氨水，溶液中就%逐漸減小

C.25。(3時，保持溫度不變，在水中加入適量NH4cl固體，體系可以從A點變化到C點

D.A點所對應的溶液中，可同時大量存在Na+、Fe3\Cl\S0f

【答案】B

【解析】A、D兩點都處于25(的條件下，除相等，B點溫度大于25(,水的電離是吸熱過程，溫

度越高，Aw越大，故題圖中A、B、D三點處心的大小關系為B>A=D,A錯誤；即(>出3任0)空巖黑,

貝媼黑盧端詈,25℃時，Kb(NH3-H2。)為定值，向pH=l的稀硫酸中逐滴加入pH=8的稀氨水的過程

中，pH逐漸增大，即c(OH-)逐漸增大，則他喘詈逐漸減小，即就%逐漸減小，B正確；溫度不變，

心不變，向水中加入適量氯化鏤固體，溶液中c(H+)增大，c(OH-)減小，而A點到C點過程中c(H+)、c(OH)

都增大，C錯誤；A點所對應的溶液中，pH=7,Fe3+不能大量存在，D錯誤。

【變式訓練】不同溫度下水的離子積常數(shù)如圖所示，下列說法不亞頌的是()。

c(H7(mol?L-1)

10-7io-65

c(OH-)/(mol?L-1)

A.圖中溫度：T3>T?T\

B.圖中pH關系：pH(B)=pH(D)=pH(E)

C.圖中五點Kw間的關系：E>D>A=B=C

D.C點可能是顯酸性的鹽溶液

【答案】D

【解析】水的電離吸熱，升高溫度促進電離，根據(jù)圖知，離子積常數(shù)：降(乃)>以(乃)>Kw(71),所以溫

度：？3>T2>T1,A正確；根據(jù)圖知，B、D、E三點溶液中的氫離子濃度相等，則pH相等，B正確；溫度越

高，水的離子積常數(shù)越大，心間的關系：E>D>A=B=C,C正確；C點時Kw=lxl0」4,C(OH-尸1x10-6.5mol］」，

c(H+)=lxl0-7.5溶液顯堿性，D錯誤。

【思維建模】

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，如Kw(A)=Kw(D)。

2.曲線外任意點與曲線上任意點的Kw不同、溫度不同，如Kw(A)<Kw(C)<Kw(B)。

3.實現(xiàn)曲線上點之間的轉化需保持溫度不變，改變?nèi)芤旱乃釅A性；實現(xiàn)曲線上點與曲線外點之間的轉

化必須改變溫度。

考向3水電離的c(H+)或c(OH-)的計算

【例3】25。(3時，在等體積的：①pH=0的H2s。4溶液、②0.05mol-L」的Ba(OH)2溶液、③pH=10的

Na2s溶液、?pH=5的NH4NO3溶液中，發(fā)生電離的水的物質(zhì)的量之比是()=

A.I：10：1O10：109B.1：5：(5xl09)：(5xl08)

C.1：20：1O10：109D.1：10：104：109

【答案】A

+1141

【解析】?pH=0的H2s04溶液中c(H)=lmol-L,c(OH)=10molL,H2sO4抑制H2O的電離，則

+1411+131

由H2O電離出的c(H)=10-mol［T；②0.05mol-L-的Ba(OH)2溶液中c(OH)=0.1mol-L,c(H)=10-mol-L,

Ba9H)2抑制H2O的電離，則由H2O電離出的c(H+)=10-i3mol.L-i；③pH=10的Na2s溶液，Na2s水解促進

HzO的電離，由H2O電離出的c(H+)=c(OH-)=10"mol-L-i；④pH=5的NH4NO3溶液，NH4NO3水解促進H2O

的電離，由H2O電離出的c(H+)=10-5mol.L-i。4種溶液中發(fā)生電離的H2O的物質(zhì)的量之比等于H2O電離產(chǎn)

生的H+的物質(zhì)的量之比，其比為IO%：10-13：10-4:I。三］：［(J：1()10：109。

【思維建?！?/p>

計算水電離c(H+)水或c(OIT)水技法

1.溶質(zhì)為酸的溶液：H+來源于酸的電離和水的電離，而OIT只來源于水的電離：C(H+)*=C(OIT)溶液

_Kw

—C(H+K

-+

2.溶質(zhì)為堿的溶液：全部來源于水的電離，OH-來源于堿的電離和水的電離：c(OH)*=c(H)i?s=

Kw

3.水解呈酸性的鹽溶液：H+或OPT全部來源于水的電離C(H+)*=C(OIT：U=C(H+)4/。

+-

4.水解呈堿性的鹽溶液：H+或OH-全部來源于水的電離：c(OH-)*=C(H)A=c(OH)?0

【變式訓練】下表是不同溫度下水的離子積數(shù)據(jù)：

溫度六C25t\h

水的離子積常數(shù)1X1O」4Kw”10-12

回答下列問題：

(1)若2541y2,則Kw(填或"=")1x10-14,理由是。

(2)在fJC時，測得純水中的c(H+)=2.4xlO-7mol-LL則c(OH-)=molL」。該溫度下，測得某

H2s。4溶液中c(SOf)=5xlO《molL1,該溶液中c(OH)=molLi。

1

(3)25。(2時，pH=10的NaOH溶液和Na2CO3溶液中，水電離出的c水(0用分別為mol-L-和

mol-L'o

【答案】(1)>水的電離是吸熱過程，升高溫度，平衡向電離方向移動，c(H+)增大，c(OH)增大，

Kw=c(H+>c(OH),除增大

(2)2.4x10-75.76x10-9⑶”］?！?。ixiQ-4

【解析】(1)水是弱電解質(zhì)，存在電離平衡，電離吸熱，所以溫度升高，水的離子積增大。(2)水電離出

的c(H+)和c(OH-)相等，Kw=2.4x10-7x2.4x10-7=5.76x10-14。該溫度下，某H2sCU溶液中c(H+)=lxl(y5molLj

5141+

C(OH-)-^^°5mol-L-i=5.76xlO-9molL-o(3)pH=10說明c(H)=lxl0i°mollL水電離產(chǎn)生的c(H+)與c(OH)

相等，所以pH=10的NaOH溶液中水電離出的0(OHklxlO-i。mol-L1；pH=10的Na2cCh溶液中c(OH)=10-4

molL-1,全部來自水的電離。

考點二溶液的酸堿性與pH

(知識固本J

知識點1溶液的酸堿性

溶液的酸堿性取決于c(H+)和c(OlT)的相對大小

常溫下

溶液的酸堿性c(H+)與c(OIT)比較

c(H+)大小pH

酸性溶液C(H+)>C(OH^)c(H+)>1.0x1O7molL-1<7

中性溶液c(H+)=c(OH3c(H+)=1.0xl0-7mol-L-1三7

堿性溶液C(H+)<C(OH")c(H+)<1.0><107molL-1>7

知識點2溶液的pH

1.計算公式：pH=-1gc(H+)o

2.溶液的酸堿性與pH的關系(25℃)：

1

cCOH-ymolL-IO*10-71

c(H+)/mol-L"110-710-14

pH0714

蔽性增強中堿性增城

性

3.pH的測定方法

(l)pH試紙法

①適用范圍：0?14。

②測定操作：用鑲子夾取一小塊試紙放在潔凈的玻遹月1或表面也上，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。

③常用的廣范pH試紙只能讀取1?14的整數(shù)。

(2)pH計測定：可精確測定溶液的pH,可讀取一位或兩位小數(shù)。

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50?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

酚醐<8.2無色8.2?10.0淺紅色>10.0紅色

【易錯提醒】

I.pH=7的溶液不一定呈中性。只有在常溫下pH=7的溶液才呈中性，當在100。(3時，水的離子積常

數(shù)為此時pH=6的溶液為中性溶液，pH>6時為堿性溶液，pH<6時為酸性溶液。

2.使用pH試紙測溶液pH時，若先用蒸儲水潤濕，測量結果不一定偏小。若先用蒸儲水潤濕，相當

于將待測液稀釋了，若待測液為堿性溶液，則所測結果偏??；若待測液為酸性溶液，則所測結果偏大；若

待測液為中性溶液，則所測結果沒有誤差。

知識點3溶液pH的計算

1.單一溶液pH的計算

強酸溶液：如H”A,設濃度為cmol1—Ic(H+)=ncmolL_1,pH=-1gc(H+)——1g(nc)o

1"14

強堿溶液(25℃)：如B(OH)?,設濃度為cmolir,c(H+)=U^molL_1,pH=-1gc(H+)^14+lgfacK

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+)海，再據(jù)此求pH。c(H+)混=絲口必竟"”。

-1+%

JOH-)M+C(OH—)2%

(2)兩種強堿混合:先求出c(OH)混,再根據(jù)Kw求出c(H+茶,最后求pH°c(OH-)混

(3)強酸、強堿混合：先判斷哪種物質(zhì)過量，再由下式求出溶液中H+或OH.的濃度，最后求pH。c(H+)

_”(H+篇/—c(OH-)堿/減

?；騝(OH)(g5t

上地+?堿

【易錯提醒】

誤區(qū)一：不能正確理解酸、堿的無限稀釋規(guī)律

常溫下任何酸或堿溶液無限稀釋時，溶液的pH都不可能大于7或小于7,只能接近7。

誤區(qū)二：不能正確理解弱酸、弱堿的稀釋規(guī)律

溶液稀釋前溶液pH稀釋后溶液pH

強酸加水稀釋到pH=a+幾

酸pH=q

弱酸體積為原來q〈pHVq+〃

強堿的10"倍pH=b-〃

堿pH=b

弱堿6—〃VpHVZ?

誤區(qū)三：不能正確掌握混合溶液的定性規(guī)律

pH=〃(〃<7)的強酸和pH=14—〃的強堿溶液等體積混合，pH=7；pH=〃(〃<7)的醋酸和pH=14—〃

的氫氧化鈉溶液等體積混合，混合溶液pH<7；pH=〃("<7)的鹽酸和pH=14一”的氨水溶液等體積混合，

混合溶液pH>7。

/------H-?b

(考向洞察R

考向1溶液的酸堿性與pH

【例11下列有關溶液的酸堿性與pH的說法錯誤的是()

A.溶液pH越小，酸性越強，反之，堿性越強

B.pH<7的溶液，可能呈酸性

C.當溶液中的c(H+)或c(OIT)較小時，用pH表示其酸堿性更為方便

D.把pH試紙直接插入待測溶液中，測其pH

【答案】D

【解析】A項因pH=-lgc(H+),所以pH越小，c(H+)越大，酸性越強，pH越大，c(H+)越小，則c(OH

一)越大，堿性越強，A項正確；B項在室溫下，pH<7的溶液呈酸性，B項正確；C項當c(H+)或c(OJT)小

于ImoLL-i時，使用pH表示其酸堿性更為方便，故C項正確；D項用pH試紙測溶液pH時，不能把pH

試紙直接插入待測溶液中測pH,正確的做法為取一小片pH試紙，放在潔凈的表面皿上或玻璃片上，用玻

璃棒蘸取待測液點于試紙中央，然后與標準比色卡對照讀取數(shù)據(jù)，所以D項錯誤。

【易錯警示】

1.溶液顯酸堿性的實質(zhì)是溶液中c(H+)與c(OIT)的相對大小。

2.用pH判斷溶液酸堿性時，要注意條件，即溫度。不能簡單地認為pH等于7的溶液一定為中性，如

100℃時，pH=6為中性，pH<6才顯酸性，pH>6顯堿性，所以使用pH時需注明溫度，若未注明溫度，一

般認為是常溫，就以pH=7為中性。

【變式訓練】工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和科學實驗中常常涉及溶液的酸堿性，生活和健康也與溶液的酸堿性有密切

關系。pH是表示溶液酸堿度的一種方法。下列說法不正確的是()

A.可以用pH試紙測量溶液的pH,也可以用酸度計來測量

B.測量和調(diào)控溶液的pH,對工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)，科學研究都具有重要意義

C.pH試紙可測量任何溶液的pH值

D.酸堿指示劑是一些有機弱酸或弱堿，在溶液中存在電離平衡，指示劑的顏色變化在一定pH范圍內(nèi)

發(fā)生

【答案】C

【解析】A項，可以用pH試紙測量溶液的pH,也可以用酸度計來測量，選項A正確；B項，測試和

調(diào)控溶液的pH對工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)、科學研究及日常生活和醫(yī)療保健都有重要意義，選項B正確；C項，不是任

何溶液的pH都能用pH試紙測，因為試紙有范圍要求，也不能測量氯水等溶液的pH,選項C不正確；D

項，酸堿指示劑是一些有機弱酸或弱堿，在溶液中存在電離平衡，指示劑的顏色變化在一定pH范圍內(nèi)發(fā)生，

選項D正確；故選C。

考向2溶液pH的計算

【例2】(2023?浙江省艾青中學質(zhì)檢)FC時，水的離子積常數(shù)Kw=10"3,該溫度下,VimLpH=12的Ba(OH)2

稀溶液與V2mLpH=2的稀硫酸充分反應(混合后的體積變化忽略不計)，恢復到VC,測得混合溶液的pH=3,

則Vl：V2的值為()

A.9：101B.99：101C.1：100D.1：10

【答案】A

【解析】re時，水的離子積常數(shù)Kw=10/3,該溫度下,VlmLpH=12的Ba(OH)2稀溶液,c(H+)=10」2moi/L,

貝>Jc(OH-)=10-imol/Lmol/L；V2mLpH=2的稀硫酸c(H+)=10-2mol/L,二者反應后恢復到FC,測得混合溶液

io2v

的pH=3,c(H+)=10-3mol/L,說明酸過量，則c(H+尸一~Lmol/L=10-3mol/L,解得Vi：V=9：101,

V］十V。2

故選Ao

【思維建?！?/p>

溶液pH計算的一般思維模型

【變式訓練】某溫度時水的離子積常數(shù)降=10」3,在此溫度下將同濃度的NaOH溶液與稀硫酸按體積

之比3：1混合，若所得混合液pH=12,則原溶液的濃度為()

A.0.40mol-L-1B.0.20mol-L1C.0.04mol-L1D.0.50mol-L-1

【答案】A

【解析】某溫度時水的離子積常數(shù)Kw=10」3,設NaOH溶液與稀硫酸的濃度為C,體積分別為3k和匕

則NaOH溶液中c(OH-尸c,硫酸中c(H+)=2c,所得混合液pH=12,即c(H+)=l()T2moi］」，。(0任)

-c鱉(H-)咒10：：

molL-1=0.1molL-1,則堿過量，混合后則c=0.40

考向3酸堿溶液稀釋后酸堿性的判斷

2.常溫下，關于溶液稀釋的下列說法正確的是()

A.pH=3的醋酸溶液稀釋100倍，pH=5

B.pH=4的H2s。4溶液加水稀釋100倍，溶液中由水電離產(chǎn)生的411+)=1x10-6^011—1

C.將ILO.lmol1-1的Ba(OH)2溶液稀釋為2L,pH=13

D.pH=8的NaOH溶液稀釋100倍，其pH=6

【答案】C

【解析】A項，pH=3的醋酸溶液在稀釋過程中電離平衡正向移動，稀釋100倍時，3<pH<5；B項，

1X114

pH=4的H2s。4溶液稀釋100倍時，溶液中的c(H+)=lxlO-6mol.Lr,溶液中的c(OH)k=——-010卜口=卜10

1x106

一8mo卜L，c(H+)木=c(OH)k=lxl()rmo卜L%C項，1L0.1mol-L1Ba(OH)2溶液稀釋到2L時，c(OH3=ymol-L

r=0.1mol-L-i,c（H+）=lxlO-13molL-1,pH=13；D項，NaOH是強堿溶液，無論怎么稀釋，pH在常溫下

不可能為6,只能無限接近于7。

【思維建?！?/p>

1.常溫下任何酸或堿溶液無限稀釋時，溶液的pH都不可能大于或小于7,只能接近7。

2.常溫下，酸或堿溶液稀釋過程的變化規(guī)律

溶液稀釋前溶液pH稀釋后溶液pH

強酸pH=Q+n

酸pH=q加水稀釋到體積

弱酸qVpHvq+及

為原來的10"倍

強堿pH=6一〃

堿pH=b

弱堿b—n<pH<b

注：表中a+〃<7,b—n>1?

【變式訓練】常溫下，pH=10的X、丫兩種堿溶液各1mL,分別加水稀釋到100mL,其pH與溶液

體積（K）的關系如圖所示，下列說法正確的是（）

A.稀釋前，兩種堿溶液中溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度一定相等

B.稀釋后，X溶液的堿性比丫溶液的堿性強

C.完全中和X、丫溶液時，消耗同濃度鹽酸的體積：VX>VY

D.若8310,則X、丫都是弱堿

【答案】D

【解析】由圖像可知，pH=10的堿稀釋100倍，X的pH變化比丫的大，則丫一定是弱堿，X的堿性

比丫強，丫的堿性弱，pH相同時，丫的濃度大，則稀釋前，兩種堿溶液中溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度不相等，故

A錯誤；稀釋后，丫中OH一濃度大，X溶液的堿性比丫溶液的堿性弱，故B錯誤；丫的堿性弱，pH相同

時，丫的濃度大，等體積時丫的物質(zhì)的量大，則完全中和X、丫溶液時，消耗同濃度鹽酸的體積：VX<VY,

故C錯誤；。=8,則X為強堿，若8<a<10,則X、丫都是弱堿，故D正確。

考點三酸堿中和滴定

知識點1酸堿中和滴定的原理與操作

1.概念：用已知濃度的酸（或堿）滴定未知濃度的堿（或酸），根據(jù)中和反應的等量關系來測定酸（或堿）的

濃度。

2.原理：c(待測)="標準)"標準)

3.酸堿中和滴定的關鍵

(1)準確測定參加反應的酸、堿溶液的體積。

(2)選取適當指示劑。

(3)準確判斷滴定終點。

4.酸堿中和滴定指示劑選擇的基本原則

利用酸堿指示劑明顯的顏色變化，表示反應已完全，指示滴定終點。因而指示劑變色要靈敏，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，但用酚酰也可以。

(2)滴定終點為堿性時，一般用酚癥作指示劑。

(3)滴定終點為酸性時，一般用甲基橙作指示劑。

5.實驗用品

(1)儀器(見下圖)

堿

酸

式

式

…

藍

滴

滴

定

50*定

…

管

w管

錐形瓶

①“0”刻度在上，用玻璃活塞的_|酸式滴定管|

滴尖嘴部分無刻度’

定

②讀數(shù)精確到

管帶橡膠管玻璃珠的廂隔西

。01mL

(2)試劑：標準液、待測液、指示劑、蒸儲水。

6.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：查漏一洗滌一潤洗一裝液一排氣泡一調(diào)液面一記錄。

②錐形瓶：注堿液一記體積一加指示劑。

(2)滴定

q-眼睛注視錐

左手控制滴

形瓶內(nèi)溶液

定管的活塞

的顏色變化

右手搖動

錐形菽-

（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(nèi)丕恢復原來的顏色，視為滴定終

點并記錄標準液的體積。

（4）數(shù)據(jù)處理：按上述操作重復2?3次,求出用去標準鹽酸體積的平均值，根據(jù)c（NaOH）=

c（HCl）MHCl）、*

----―----算。

K（NaOH）

【思維建?！?/p>

1.滴定管讀數(shù)要領

以凹液面的最低點為基準（如圖）

仰視h

俯視＞.

正確讀數(shù)（虛線部分）和錯誤讀數(shù)（實線部分）。

2.滴定終點判斷

當?shù)稳胱詈笠坏蝀XX標準溶液后，溶液變成XXX色，且半分鐘內(nèi)不恢復原來的顏色。

解答此類題目注意三個關鍵點：

（1）最后一滴：必須說明是滴入“最后一滴”溶液。

（2）顏色變化：必須說明滴入“最后一滴”溶液后溶液“顏色的變化”。

（3）半分鐘：必須說明溶液顏色變化后“半分鐘內(nèi)不再恢復原來的顏色”。

知識點2誤差分析

分析依據(jù)：c（待測）=-標準小?準）

■（待測）

若入（標準）偏大今c（待測）偏大：若■（標準）偏小nc（待測）偏小。

以標準酸溶液滴定未知濃度的堿（酚醐作指示劑）為例，常見的因操作不正確而引起的誤差有:

步驟操作■（標準）C（待測）

酸式滴定管未用標準溶液潤洗變大偏iWi

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

滴定振蕩錐形瓶時部分液體濺出變小偏低

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，停止滴定后加一滴

變大