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专题25 水的电离和溶液的酸碱性 常考点归纳与变式演练 学案 高中化学 二轮复习 人教版（2022年）
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这是一份专题25 水的电离和溶液的酸碱性 常考点归纳与变式演练 学案 高中化学 二轮复习 人教版（2022年），共22页。
1.本部分在每年高考选择题中常有一道，中和滴定的考查常出现在非选择题的实验题中。
2.从近几年高考来看，由酸、碱电离出的c(H+)、c(OH-)与水电离出的c(H+)、c(OH-)的比值求算；酸、碱中和时，pH的变化、导电性的变化仍将是高考命题的热点。
热点题型一：水的电离和水的离子积
热点题型二：外界条件对水的电离平衡的影响
热点题型三：溶液的酸碱性和PH计算
热点题型四：酸碱中和滴定
热点题型五：酸碱中和滴定曲线分析
热点题型六：酸碱中和滴定的拓展应用
热点题型一：水的电离和水的离子积
1.水的电离
(1)水是极弱的电解质，水的电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－
简写为H2OH＋＋OH－。
(2)25 ℃时，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7ml·L－1；任何水溶液中，由水电离出的c(H＋)与c(OH－)都相等。
2.水的离子积常数
(1)表达式：Kw＝c(H＋)·c(OH－)。
(2)室温下：Kw＝1×10－14。
(3)影响因素：只与温度有关，升高温度，Kw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。
【例1】常温下，0.1 ml·L-1的NaOH溶液中由水电离出的OH-的物质的量浓度为
A．0.1 ml·L-1B．1.0×10-13 ml·L-1
C．1.0×10-7 ml·L-1D．无法确定
【答案】B
【解析】NaOH为强碱，在水溶液中完全电离为Na＋和OH-，水电离出的OH-很少，可以忽略不计，所以0.1 ml·L-1 的NaOH溶液中c(OH-)=0.1 ml·L-1，则由水电离出的c水(OH-)=c水(H＋)= ml·L-1=1.0×10-13 ml·L-1。。
答案选B。
【变式2】某温度下，向的蒸馏水中加入晶体，保持温度不变，测得溶液中。下列对该溶液的叙述不正确的是
A．该温度高于 B．由水电离出来的的浓度为
C．加入晶体后抑制水的电离D．加水稀释，溶液中的减小
【答案】D
【解析】A．某温度下，蒸馏水中c(H+)=1×10-6ml·L-1，则蒸馏水中c(OH-)=1×10-6ml·L-1，该温度下水的离子积Kw=c(H+)×c(OH-)=1×10-6×1×10-6=1×10-12＞1×10-14，则溶液温度高于25℃，故A正确；B．该温度下水的离子积Kw=10-12，则c(H+)=1×10-2ml·L-1的溶液中c(OH-)=ml/L=1×10-10ml/L，由于酸溶液中OH-来自于水的电离，所以水电离出来的H+的浓度c(H+)水=c(OH-)=1×10-10ml/L，故B正确；C．加入NaHSO4晶体时，NaHSO4属于强电解质，完全电离，即NaHSO4═Na++H++，电离的H+抑制水的电离，故C正确；D．取该溶液加水稀释，溶液的酸性减弱，促进了水的电离，溶液中的c(OH-)增大，故D错误；答案为D。
【变式】(1)99℃时，向pH=6的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的pH=2。此时水的离子积Kw=__，水电离出的c(H+)=__，溶液中c(Na+)__(填“＞”、“=”或“＜”)c(SO)。
(2)硒酸(H2SeO4)在水溶液中的电离如下：H2SeO4=H++HSeO，HSeOH++SeO，K=10×10-2(25℃)。
①向H2SeO4溶液中滴加少量氨水，该反应的离子方程式为__。
②已知H2CO3的电离平衡常数Ka1=4.4×10-7，Ka2=4.7×10-11，则KHCO3和KHSeO4两溶液混合反应的离子方程式为__。
【答案】（1）1.0×10-12 1.0×10-10ml•L-1 =
（2） H++NH3•H2O=NH+H2O HSeO+HCO=SeO+H2O+CO2↑
【解析】(1)由的蒸馏水可知，该温度下水电离产生的，故此时，水电离产生的，根据原子守恒知溶液中；故答案为1.0×10－12；1.0×10－10ml/L；=；(2)①由于第一步完全电离，加入少量只能和氢离子反应，因此 离子方程式为；故答案为
②由于＞K(H2CO3)＞，因此反应的离子方程式为；故答案为。
热点题型二：外界条件对水的电离平衡的影响
1.外界条件对水的电离平衡的影响
小结：
（1）升高温度，水的电离程度增大，Kw增大。
（2）加入酸或碱，水的电离程度减小，Kw不变。
（3）加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3)，水的电离程度增大，Kw不变。
2.水的电离平衡曲线：如图表示不同温度下的水中c(H＋)和c(OH－)的关系
(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。
【例1】室温下，水的电离达到平衡：H2O ⇌H+＋OH－。下列叙述正确的是
A．向水中加入少量金属 Na，平衡正向移动，c(OH－)增大
B．向水中加入少量 CH3COOH，平衡逆向移动，KW 变小
C．向水中加入少量 NaHSO4 或 NaHCO3 固体，平衡均正向移动，水的电离程度增大
D．向水中加入少量 CH3COONH4 固体，溶液呈中性，水的电离平衡不移动
【答案】A
【解析】A．向水中加入少量金属 Na，钠消耗了水电离时产生的氢离子，平衡正向移动，c(OH－)增大，故A正确；B．向水中加入少量 CH3COOH，温度一定溶液中离子积常数不变，KW不变，故B错误；C．向水中加入少量 NaHSO4，NaHSO4属于强酸的酸式盐，显酸性，抑制水的电离，加入 NaHCO3 固体，NaHCO3属于弱酸的酸式盐，显碱性，促进水的电离，故C错误；D．由水的电离方程式可知水电离出c(OH−)和 c(H+)相等，向水中加少量CH3COO NH4固体，醋酸根离子与水电离的氢离子结合生成醋酸，降低了氢离子浓度， NH4与水电离的氢氧根离子结合生成氨水，平衡正向移动，c(OH−)=c(H+)，溶液呈中性，故D错误；答案选A。
【例2】25℃时，水溶液中c(H+)与c(OH-)的变化关系如图中曲线所示，下列判断错误的是
A．ac曲线上的任意一点都有c(H+)×c(OH-)=10-14
B．bd线段上任意一点对应的溶液都呈中性
C．d点对应溶液的温度低于25℃，pH<7
D．c点溶液可能是盐溶液
【答案】C
【解析】A．ac曲线上的任意一点，由于温度相同，所以水的离子积相同，根据b点可知，c(H+)·c(OH-)=10-14，故A正确；B．bd线上任意点都满足c(H+)=c(OH-)，溶液一定显示中性，故B正确；C．d点时，c(H+)=c(OH-)=1×10-6ml·L-1>1×10-7ml·L-1，溶液的pH=6，水的电离为吸热反应，所以d点温度高于25℃，故C错误；D．在c点c(H+)=1×10-8ml·L-1，c(OH-)=1×10-6ml·L-1，溶液显示碱性，而醋酸钠溶液显示碱性，所以c点可能为醋酸钠溶液，故D正确；故选C。
【变式1】已知水中存在如下平衡：H2O＋H2OH3O＋＋OH－ ΔH>0，现欲使平衡向右移动，且所得溶液呈酸性，选择的方法是（ ）
A．加热水至100℃[其中c(H＋)＝1×10－6ml·L－1]B．向水中加入NaHSO4
C．向水中加入Cu(NO3)2 D．在水中加入Na2CO3
【答案】C
【解析】A.水的电离是吸热反应，加热至100℃，促进水电离，溶液C（OH-）=C（H+），溶液呈中性，A选项错误；B.NaHSO4在水中完全电离生成钠离子、氢离子和硫酸根离子，相当于一元强酸，所以NaHSO4溶于水导致氢离子浓度增大，水的电离平衡左移，即抑制水的电离，B选项错误。C.向水中加入Cu(NO3)2后铜离子与氢氧根离子反应生成氢氧化铜沉淀，消耗OH-，促进反应向右移动，C选项正确。D.水中加入Na2CO3，碳酸根水解生成OH-，抑制平衡向右移动，D选项错误。故答案为D。
【变式2】水的电离平衡曲线如图所示，若A点表示25℃时水的电离达平衡时的离子浓度，B点表示100℃时水的电离达平衡时的离子浓度。则100℃时0.001 ml/L的NaOH溶液中，由水电离出的c(H＋)＝________ml·L－1，Kw(25℃)________Kw(100℃)(填“>”、“<”或“＝”)。25℃时，向水的电离平衡体系中加入少量NH4HCO3固体，对水的电离平衡的影响是________(填“促进”、“抑制”或“不影响”)。
【答案】10-9 < 促进
【解析】100℃时根据图像可知，水的离子积常数等于10－12 ，所以100℃时0.001 ml/L的NaOH溶液中，OH－浓度是0.001ml·L－1，则氢离子的浓度＝=1×10－9ml/L，因此溶液中由水电离出的c(H＋)＝1×10－9ml/L；25℃时根据图像可知，水的离子积常数等于10－14 ，故Kw(25℃)计算由水电离出的c(H＋)或c(OH－)的认知建模。
（1）中性溶液c(OH－)＝c(H＋)
（2）酸溶液eq \b\lc\{(\a\vs4\al\c1(c（H＋）＝c酸（H＋）＋c水（H＋）,c（OH－）＝c水（OH－）＝c水（H＋）))
酸溶液中，H＋来源于酸的电离和水的电离，而OH－只来源于水的电离。
（3）碱溶液eq \b\lc\{(\a\vs4\al\c1(c（OH－）＝c碱（OH－）＋c水（OH－）,c（H＋）＝c水（H＋）＝c水（OH－）))
碱溶液中，OH－来源于碱的电离和水的电离，而H＋只来源于水的电离。
（4）盐溶液eq \b\lc\{(\a\vs4\al\c1(酸性\b\lc\{(\a\vs4\al\c1(c（H＋）＝c水（H＋）,c（OH－）＝\f(Kw,c（H＋）))),碱性\b\lc\{(\a\vs4\al\c1(c（OH－）＝c水（OH－）,c（H＋）＝\f(Kw,c（OH－）))),中性：c（H＋）＝c水（H＋）＝c（OH－）＝c水（OH－）))
水解呈酸性或碱性的盐溶液中，H＋和OH－均来源于水的电离。
热点题型三：溶液的酸碱性和PH计算
1.溶液的酸碱性的判断：取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。
注意：pH＝7或c(H＋)＝10－7 ml·L－1的溶液不一定呈中性，因水的电离与温度有关，常温时，pH＝7的溶液呈中性，100 ℃ 时pH＝6的溶液呈中性。
2.pH及其测量
(1)定义式：pH＝－lg c(H＋)。
(2)溶液的酸碱性与pH的关系(常温下)
(3)测量方法
①pH试纸法：把小片试纸放在一洁净的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待测溶液点在干燥的pH试纸的中央，试纸变色后，与标准比色卡对照即可确定溶液的pH。
②pH计测量法。
注意:(1)pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则待测液因被稀释可能产生误差。
(2)广泛pH试纸只能测出整数值。
(3)pH的使用范围0～14。
3.溶液pH的计算
(3)室温下，已知酸和碱pH之和的溶液等体积混合酸碱性分析
①两强混合
a.若pH之和等于14，则混合后溶液显中性，pH＝7。
b.若pH之和大于14，则混合后溶液显碱性，pH>7。
c.若pH之和小于14，则混合后溶液显酸性，pH<7。
②一强一弱混合——“谁弱显谁性”
pH之和等于14时，一元强酸和一元弱碱等体积混合呈碱性；一元强碱和一元弱酸等体积混合呈酸性。
【例1】常温下，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
A．0.01ml·L-1B．0.17ml·L-1C．0.05ml·L-1D．0.50ml·L-1
【答案】C
【解析】由题意，可设原溶液物质的量浓度为c ml·L-1，NaOH溶液体积为3V L，HCl溶液体积为2V L，则二者混合后溶液体积为5V L，因为常温下二者混合反应后，所得溶液pH=12，即c(H＋)=10-12ml·L-1，所以c(OH-)=Kw÷c(H＋)=10-14÷10-12=10-2ml·L-1，则c ml·L-1×3V L-c ml·L-1×2 VL=10-2ml·L-1×5V L，解得c=0.05，则原溶液的浓度为0.05 ml·L-1，故答案为：C。
【例2】水的离子积常数Kw与温度T（℃）的关系如图D3-5所示：
（1）若T1=25℃，则Kw1=_____________；若T2=100℃时，Kw2=10-12，则此时0.05ml/L的Ba（OH）2溶液的pH=_____________。
（2）25℃时，将pH=11的NaOH溶液与pH=4的硫酸溶液混合，若所得混合溶液的pH=9，则NaOH溶液与硫酸溶液的体积比为_____________。
【答案】（1） 11
（2） 1：9
【解析】（1）25℃时，c(H+)=c(OH-)=10-7ml/L，KW1=10-11；若T2=100℃时，Kw2=10-12，c(OH-)=0.05×2=0.10ml/L，c(H+)=10-12/0.1=10-11， pH=11；综上所述，本题答案是：1×10-11，11。（2）V(NaOH)=xmL，V(H2SO4)=ymL，则有c(OH-)=(10-3x-10-4y)/(x+y)=10-5，解得x：y=1：9。综上所述，本题答案是：1：9。
【变式1】已知25 ℃时，0.1 ml·L-1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，下列叙述错误的是
A．该溶液的pH=4
B．升高温度，溶液的pH增大
C．将一定体积的此酸加水稀释，c(H＋)减小
D．HA电离出的c(H＋)约为水电离出的c(H＋)的106倍
【答案】B
【解析】A．溶液中存在HA H＋＋A-，c(H＋)=0.1 ml·L-1×0.1%=1.0×10-4 ml·L-1，则该溶液的pH=4，A项正确；B．弱酸HA电离时吸热，升高温度，HA的电离程度增大，溶液的pH减小，B项错误；C．该酸为弱酸，在稀释的过程中平衡右移，n(H＋)增大，由于溶液的体积增加较大，所以c(H＋)减小，C项正确；D．水电离出的H＋与OH-浓度相等，水电离出的H＋浓度等于溶液中，HA电离出的H＋浓度与水电离出的H＋浓度之比为10-4:10-10=106，D项正确；答案选B。
【变式2】已知在常温条件下，下列说法正确的是
A．水电离的c(H+)＝10－7ml/L的溶液一定呈中性
B．将10 mL 0.01ml/LNaOH溶液与同浓度的HA溶液混合，若混合后溶液呈中性，则消耗的HA的体积V≥10mL
C．将1 mL pH=8的NaOH溶液加水稀释为100 mL，pH下降两个单位
D．若NH4Cl溶液和NH4HSO4溶液的pH相等，则c(NH)也相等
【答案】B
【解析】A．水电离的c(H+)＝10－7ml/L的溶液不一定呈中性，如盐酸和氯化铵的混合溶液中，若盐酸对水的电离的抑制程度与铵根离子水解对水电离的促进程度相等时，水的电离既不被促进，也不被抑制，水电离的c(H+)＝10－7ml/L，溶液显酸性，故A错误；B．10mL 0.01ml/L NaOH溶液与同浓度的HA溶液混合，混合后溶液呈中性，如果HA是强酸，则体积是10mL，如果HA是弱酸，则体积大于10mL，故B正确；C．将1mL pH=8的NaOH溶液加水稀释为100mL，则体积变大100倍，所以氢氧根浓度会减小，但是pH不会下降两个单位，那样碱溶液成为酸溶液，只能无限接近于7，故C错误；D．NH4Cl中铵根离子水解导致溶液呈酸性，NH4HSO4中电离出氢离子以及铵根离子水解导致溶液呈酸性，但后者中电离出的氢离子抑制铵根离子水解，NH4HSO4溶液显酸性主要是由电离出的氢离子决定的，所以两种溶液的pH相等时，前者的大于后者，故D错误；故选B。
热点题型四：酸碱中和滴定
1.原理：c待＝eq \f(c标×V标,V待)(以一元酸与一元碱的滴定为例)。
注意：
（1）酸碱恰好中和，与中和至中性的说法不同，酸碱恰好中和所得溶液不一定呈中性，溶液的酸碱性取决于所得盐的性质，中和至中性，酸碱不一定恰好反应。
（2）指示剂的选择：变色要灵敏，变色范围要小，变色范围尽量与滴定终点溶液的酸碱性一致。
A.不能用石蕊作指示剂。
B.滴定终点为碱性时，用酚酞作指示剂，例如用NaOH溶液滴定醋酸。
C.滴定终点为酸性时，用甲基橙作指示剂，例如用盐酸滴定氨水。
D.并不是所有的滴定都需使用指示剂，如用标准KMnO4溶液滴定Na2SO3溶液时，溶液由无色变浅红色时即为滴定终点。
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)滴定前的准备：
(3)滴定。
(4)终点判断：等到滴入最后半滴标准液，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。
(5)数据处理：按上述操作重复2～3次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据原理计算。
c(NaOH)＝eq \f(c（HCl）·V（HCl）,V[NaOH（aq）])
3.酸碱中和滴定中常见误差分析
以标准酸溶液滴定未知浓度的碱(酚酞作指示剂)为例，常见的因操作不正确而引起的误差有：
【例1】现用0.2000 ml/L的NaOH溶液滴定未知浓度的醋酸溶液，取25.00mL 醋酸溶液于锥形瓶中，实验结束后，测得消耗NaOH溶液的体积为15.60mL，则下列说法正确的是
A．滴定前，盛装醋酸溶液的锥形瓶需先用水洗，再用醋酸溶液润洗
B．盛装NaOH溶液的仪器如图所示
C．应使用酚酞做指示剂，当溶液由无色变为粉红色，且半分钟不褪色，即达到滴定终点
D．经计算，醋酸溶液的浓度为0.3205ml/L
【答案】C
【解析】A．锥形瓶不能润洗，否则会使测定结果偏高，故A错误；B．盛装NaOH溶液应使用碱式滴定管，如图中为酸式滴定管，故B错误；C．碱滴定酸，用酚酞做指示剂，当溶液由无色变为粉红色，且半分钟不褪色，即达到滴定终点，故C正确；D．醋酸的浓度为ml/L=0.1248ml/L，故D错误；故选C。
【例2】某学生用中和滴定法测定某烧碱样品的纯度。先准确称量10.0g含有少量中性易溶杂质的样品，配成500mL待测溶液，用待测烧碱溶液滴定0.200ml·L-1的盐酸标准液。下列操作会使烧碱样品纯度偏高的是
A．锥形瓶用蒸馏水洗净后，先用盐酸标准液润洗再装标准液
B．碱式滴定管用蒸馏水洗净后未润洗
C．滴定前碱式滴定管尖端气泡未排除，滴定后气泡消失
D．滴定前仰视碱式滴定管读数，滴定后俯视滴定管读数
【答案】D
【解析】A．锥形瓶用蒸馏水洗净后，先用盐酸标准液润洗再装标准液，导致消耗的待测液体积偏大，会使烧碱样品纯度偏低，A错误；B．碱式滴定管用蒸馏水洗净后未润洗，导致消耗的待测液体积偏大，会使烧碱样品纯度偏低， B错误；C．滴定前碱式滴定管尖端气泡未排除，滴定后气泡消失，导致消耗的待测液体积偏大，会使烧碱样品纯度偏低， C错误；D．滴定前仰视碱式滴定管读数，滴定后俯视滴定管读数，导致消耗的待测液体积偏小，会使烧碱样品纯度偏高， D正确；故选D。
【变式】某学生为测定未知浓度的硫酸溶液（已知滴定时供选择的指示剂有石蕊、酚酞），实验如下：用1.00mL待测硫酸配制100mL稀H2SO4溶液；以0.14ml•L﹣1的NaOH溶液滴定上述稀H2SO4 25.00mL，滴定终止时消耗NaOH溶液15.00mL。该学生用标准0.14ml•L﹣1NaOH溶液滴定硫酸的实验操作如下：
A．用酸式滴定管取稀H2SO4 25.00mL，注入锥形瓶中，加入指示剂。
B．用待测定的溶液润洗酸式滴定管
C．用蒸馏水洗干净滴定管
D．取下碱式滴定管用标准的NaOH溶液润洗后，将标准液注入碱式滴定管刻度“0”以上2~3cm处，再把碱式滴定管固定好，调节液面至刻度“0”或“0”刻度以下
E．检查滴定管是否漏水 F．另取锥形瓶，再重复操作一次
G．把锥形瓶放在滴定管下面，瓶下垫一张白纸，边滴边摇动锥形瓶直至滴定终点，记下滴定管液面所在刻度
（1）该滴定操作中应选用的指示剂是__________。
（2）酸式滴定管用蒸馏水润洗后，未用待测液润洗导致滴定结果（填“偏小”、“偏大”或“恰好合适”）__________。
（3）配制准确浓度的稀H2SO4溶液，必须使用的主要容器是___________________。
（4）用标准NaOH溶液滴定时，应将标准NaOH溶液注入________（填“甲”或“乙”）中。
（5）观察碱式滴定管读数时，若滴定前仰视，滴定后俯视，则结果会导致测得的稀H2SO4溶液浓度测定值___________（选填“偏大”“偏小”或“无影响”）。
（6）计算待测硫酸（稀释前的硫酸）溶液的物质的量浓度_____ （计算 结果到小数点后二位）。
【答案】（1）酚酞
（2）偏小
（3）100mL容量瓶
（4）甲
（5）偏小
（6）4.20ml/L
【解析】（1）该滴定操作中应选用的指示剂是酚酞。
（2）酸式滴定管用蒸馏水润洗后，未用待测液润洗，硫酸溶液被稀释，所用标准氢氧化钠溶液体积减小，导致滴定结果偏小。
（3）配制准确浓度的稀H2SO4溶液，必须使用的主要容器是100mL容量瓶。
（4）用标准NaOH溶液滴定时，应将标准NaOH溶液注入碱式滴定管甲中。
（5）观察碱式滴定管读数时，若滴定前仰视，初读数变大，滴定后俯视，终读数变小，消耗氢氧化钠溶液体积数值减小，则结果会导致测得的稀H2SO4溶液浓度测定值偏小。
（6）待测硫酸（稀释前的硫酸）溶液的物质的量浓度为0.14ml•L﹣1×15.00mL×4/2/1.00mL=4.20ml•L﹣1。
热点题型五：酸碱中和滴定曲线分析
1.酸碱中和滴定曲线图示
2.滴定曲线分析的方法
(1)分析步骤：首先看纵坐标，搞清楚是酸加入碱中，还是碱加入酸中；其次看起点，起点可以看出酸性或碱性的强弱，这在判断滴定终点时至关重要；再次找滴定终点和pH＝7的中性点，判断滴定终点溶液的酸碱性，然后确定中性点(pH＝7)的位置；最后分析其他的特殊点(如滴定一半点，过量一半点等)，分析酸、碱过量情况。
(2)滴定过程中的定量关系：
①电荷守恒关系在任何时候均存在；②物料守恒可以根据加入酸的物质的量和加入碱的物质的量进行确定，但不一定为等量关系。
【例1】以酚酞为指示剂，用溶液滴定未知浓度的溶液，滴定过程中的变化如下图所示。下列分析正确的是
A．的浓度为
B．的电离常数
C．溶液从粉红色变为无色，且半分钟内不变色，表示已达滴定终点
D．时，溶液中
【答案】D
【解析】A．根据图像可知恰好反应时消耗氢氧化钠溶液20mL，则的浓度为=，A错误；B．根据图像可知起始时醋酸溶液的pH约为3，氢离子浓度为0.001ml/L，的电离常数，B错误；C．恰好反应时溶液显碱性，因此当溶液从无色变为粉红色，且半分钟内不变色，表示已达滴定终点，C错误；D．时，消耗氢氧化钠溶液10mL，所得溶液是醋酸和醋酸钠的混合溶液，pH＜7，溶液显酸性，说明醋酸的电离程度大于醋酸根离子的水解程度，则溶液中，D正确；答案选D。
【例2】常温下，用0.10ml·L-1NaOH溶液分别滴定·L-1HCl溶液和·L-1CH3COOH溶液，得到两条滴定曲线，如图所示，则下列说法正确的是
A．图2是滴定盐酸的曲线
B．a与b的关系是a＜b
C．E点对应离子浓度由大到小的顺序可能为c(CH3COO-)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH-)
D．这两次滴定都可以用甲基橙作为指示剂
【答案】C
【解析】A．如果酸为强酸，则0.10ml·L-1酸的pH为1，根据酸的初始pH知，图1为盐酸的滴定曲线，故A错误；B．根据图1知，a点氢氧化钠溶液的体积是20.00mL，酸和碱的物质的量相等，二者恰好反应生成强酸强碱盐，其溶液呈中性；醋酸溶液中滴入氢氧化钠溶液，醋酸钠溶液呈碱性，所以氢氧化钠溶液的体积小于20.00mL，a>b，故B错误；C．E点溶液的成分为醋酸钠和醋酸，溶液呈酸性，说明醋酸的电离程度大于醋酸钠的水解程度，盐类水解程度较小，则溶液中离子浓度可能为c(CH3COO-)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH-)，故C正确；D．氢氧化钠和盐酸恰好反应呈中性，可以选择甲基橙或酚酞；氢氧化钠和醋酸恰好反应生成醋酸钠溶液，溶液呈碱性，只能选择酚酞，故D错误；答案选C。
【变式1】次磷酸是一种精细磷化工产品。某实验小组以酚酞为指示剂，用的溶液滴定未知浓度的溶液。溶液、各种含磷微粒的分布系数随滴加溶液体积的变化关系如图所示，下列说法正确的是
[比如：的分布系数为；箭头指向为曲线对应的纵坐标]
A．曲线①代表，曲线②代表
B．溶液的浓度为
C．电离常数
D．是酸式盐，溶液显碱性
【答案】A
【解析】A．由图像分析可知，当时，溶液的pH＞1，则最大，最小；又因曲线①随的增大而减小，曲线②随的增大而增大，所以曲线①代表；曲线②代表，故选A；B．由图示可惜可得，当，曲线发生突变，溶液的pH≈7，所以说明与NaOH恰好完全反应，则，所以，故B错；C．当，溶液的pH≈1，则的电离平衡常数，故C错；D．由以上分析可知为一元中强酸酸，所以正盐，其溶液呈碱性，故D错。答案选A
【变式2】向10mL1ml/L的HCOOH溶液中不断滴加1ml/L的NaOH溶液，并一直保持常温，所加碱溶液的体积与-1gc水(H+)的关系如图所示。c水(H+)为溶液中水电离的c(H+)。下列说法中正确的是
A．常温下，Ka(HCOOH)的数量级为10-5
B．a点显酸性，b点pH值为7
C．从a点到b点，水的电离程度先增大后减小
D．混合溶液的导电性先增强后减弱最后保持不变
【答案】C
【解析】A．起始时为的甲酸溶液，溶液中，水的电离受到抑制，溶液中均是由水的电离出来的，则溶液中，则的电离平衡常数为，常温下，的数量级为，故A错误；B．酸或碱过量存在抑制水的电离，盐类水解促进水的电离，点由水电离出来的，溶液中存在和，溶液呈中性，点溶液中组分为和过量的，溶液为碱性，所以点溶液，点溶液，故B错误；C．a到b之间存在计量点，计量点时恰好生成，此时水的电离程度最大，计量点过后过量，抑制水的电离，计量点之前逐渐增多，逐渐减少，水的电离程度增大，所以从到的过程，水的电离程度先增大后减小，故C正确；D．随着不断加入，溶液中不断增多，溶液中离子含量不断增大，则溶液导电性不断增强，故D错误，故选：C。
热点题型六：酸碱中和滴定的拓展应用
1.氧化还原反应滴定原理应用
(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)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，如高锰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H2C2O4溶液
②Na2S2O3溶液滴定碘液
2.沉淀滴定原理的应用
【例1】通过下列两步实验测定草酸晶体（H2C2O4·xH2O）中结晶水x的值：
①称取2.52 g草酸晶体，配制成100 .00 mL溶液。
②取25.00 mL所配溶液置于锥形瓶中，加入适量稀硫酸后，用浓度为0.100 ml·L-1 KMnO4溶液进行滴定。其反应原理是：2KMnO4+5H2C2O4+3H2SO4=K2SO4+2MnSO4+10CO2↑+8H2O
请回答下列问题：
（1）实验②中，KMnO4应装在______滴定管中（填“酸式”、“碱式”）。
（2）如图表示50mL滴定管中液面的位置，如果液面处的读数是a，则滴定管中液体的体积______。
A．是amL B．是（50－a)mL
C．一定大于amL D．一定大于（50－a）mL
（3）判断达到滴定终点的现象是_____________________________；若滴定终点时，共用去KMnO4溶液20.00 mL，则x =__________。
（4）若在滴入KMnO4溶液之前滴定管的尖嘴部分有气泡，滴定结束后气泡消失，则会使测定结果______（偏高、偏低或无影响）。
【答案】（1）酸式
（2）D
（3） 滴入最后半滴KMnO4溶液时，溶液变为紫色(或浅紫或紫红)，且半分钟内颜色不发生变化 2
（4）偏高
【解析】本题主要考查滴定方法。
（1）实验②中，KMnO4溶液应装在酸式滴定管中，以免KMnO4溶液腐蚀橡胶管。
（2）50mL刻度线以下还有液体，如果液面处的读数是a，则滴定管中液体的体积一定大于（50－a）mL，故选D。
（3）判断达到滴定终点的现象是滴入最后一滴KMnO4溶液时，溶液变为紫色，且半分钟内颜色不发生变化；2KMnO4～5H2C2O4，n(H2C2O4)=2.5n(KMnO4)=2.5(0.100ml•L -1 ×20.00mL)=5.00mml，M(H2C2O4)=2.52g/4/5.00mml=126g/ml，则x =2。
（4）KMnO4溶液体积数值增大，会使测定结果偏高。
【例2】水中的溶解氧是水生生物生存不可缺少的条件。某课外小组采用碘量法测定学校周边河水中的溶解氧。实验步骤及测定原理如下：
Ⅰ．取样、氧的固定
用溶解氧瓶采集水样。记录大气压及水体温度。将水样与Mn(OH)2碱性悬浊液(含有KI)混合，反应生成MnO(OH)2，实现氧的固定。
Ⅱ．酸化、滴定
将固氧后的水样酸化，MnO(OH)2被I-还原为Mn2+，在暗处静置5 min，然后用标准Na2S2O3溶液滴定生成的I2(2S2O+I2=2I-+S4O)。
回答下列问题：
取100.00 mL水样经固氧、酸化后，用a ml·L-1 Na2S2O3溶液滴定，以淀粉溶液作指示剂，终点现象为___________ ；若消耗Na2S2O3溶液的体积为b mL，则水样中溶解氧的含量为___________mg·L-1。
【答案】溶液蓝色刚好褪去 80ab
【解析】该实验用硫代硫酸钠标准液滴定I2，因此终点现象为溶液蓝色刚好褪去；根据氧化还原反应原理，Mn(OH)2被氧气氧化为MnO(OH)2，Mn的化合价由+2价→+4价，化合价升高2，氧气中O的化合价由0价→-2价，整体降低4价，最小公倍数为4，由此可得方程式O2+2Mn(OH)2 =2MnO(OH)2，MnO(OH)2把I−氧化成I2，本身被还原成Mn2＋，根据得失电子数目守恒，即有n[MnO(OH)2]×2=n(I2)×2，因此建立关系式O2~2MnO(OH)2~2I2~4Na2S2O3，可得水样中溶解氧的含量为=80ab，故答案为：溶液蓝色刚好褪去；80ab。
【变式1】根据要求，回答下列问题：
金属表面处理、皮革鞣制、印染等都可能造成铬污染。六价铬比三价铬毒性高，更易被人体吸收且在体内蓄积。
（1）工业上处理含的酸性废水的方法如下：
①向含的酸性废水中加入溶液，使全部转化为，反应的离子方程式为_____。
②调节溶液的，使完全沉淀。实验室粗略测定溶液的的方法为_____。
（2）铬元素总浓度的测定：准确移取含和的酸性废水，向其中加入足量的溶液将氧化成，煮沸除去过量的；上述溶液中加入过量的溶液，充分反应后，以淀粉溶液为指示剂，向其中滴加的标准溶液，终点时消耗溶液。废水中铬元素的总浓度为_____。
已知测定过程中发生的反应如下：
①
②
③
【答案】（1） 将试纸置于洁净、干燥的表面皿上，玻璃棒蘸取溶液，点在试纸上，并与标准比色卡对照
（2）208
【解析】（1）①向含的酸性废水中加入溶液，使全部转化为，Fe2+被氧化为Fe3+，根据电子守恒、电荷守恒和质量守恒可写出该反应的离子方程式为。
②实验室粗略测定溶液的可用pH试纸，pH试纸的使用方法为将试纸置于洁净、干燥的表面皿上，用玻璃棒蘸取溶液，点在试纸上，并与标准比色卡对照。
（2）消耗的物质的量为×0.02000L=3.000×10-4ml，根据发生反应的方程式可知，和Cr3+的物质的量之比为3:1，所以Cr3+的物质的量为1.000×10-4ml，这是在25.00mL废水中的Cr3+的物质的量，则在1L废水中铬元素的总质量为=208mg，所以废水中铬元素的总浓度为208。
【变式2】焦亚硫酸钠在医药、印染、食品等方面应用广泛，也可作为食品的抗氧化剂。
(1)工业上制备焦亚硫酸钠常用与碳酸钠溶液的反应，当加过量直至过饱和时，溶液中就会析出焦亚硫酸钠的晶体，写出该反应的化学方程式：______。
(2)由于具有毒性，因此国家对其在食品中的用量有严格的规定。某化学兴趣小组在测定某白葡萄酒中的残留量时，取40mL葡萄酒样品，用的含有淀粉的碘的标准溶液滴定至终点，消耗碘标准溶液5mL，则滴定终点的现象为______，该样品中的残留量为______以计。
【答案】（1）2SO2+Na2CO3=Na2S2O5+CO2
（2）当加入最后一滴标准液时，溶液恰好由无色变为蓝色，且半分钟不恢复
【解析】(1)与碳酸钠溶液的反应，当加过量直至过饱和时，可生成和二氧化碳，化学方程式为2SO2+Na2CO3=Na2S2O5+CO2；(2)加入碘，可与发生氧化还原反应，以淀粉为指示剂，滴定终点，可观察到当加入最后一滴标准液时，溶液恰好由无色变为蓝色，且半分钟不恢复；如按二氧化硫计算，则发生，n ()=n()= 0.02ml/L×5×10-3L=1×10-4ml，则该样品中的残留量为=0.16g/L。 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
c(H＋)＞c(OH－)
溶液呈酸性，常温下pH＜7
c(H＋)＝c(OH－)
溶液呈中性，常温下pH＝7
c(H＋)＜c(OH－)
溶液呈碱性，常温下pH＞7
步骤
操作
V(标准)
c(待测)
洗涤
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
锥形瓶用待测溶液润洗
变大
偏高
锥形瓶洗净后还留有蒸馏水
不变
无影响
取液
放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失
变小
偏低
滴定
酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失
变大
偏高
振荡锥形瓶时部分液体溅出
变小
偏低
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，停止滴定后反加一滴NaOH溶液无变化
变大
偏高
读数
酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或前仰后俯)
变小
偏低
酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或前俯后仰)
变大
偏高
氢氧化钠溶液滴定等浓度等体积的盐酸、醋酸溶液的滴定曲线
盐酸滴定等浓度等体积的氢氧化钠溶液、氨水的滴定曲线
曲线起点不同：强碱滴定强酸、弱酸的曲线，强酸起点低；强酸滴定强碱、弱碱的曲线，强碱起点高
突跃点变化范围不同：强碱与强酸反应(强酸与强碱反应)的突跃点变化范围大于强碱与弱酸反应(强酸与弱碱反应)
室温下，pH＝7不一定是反应终点：强碱与强酸反应时，反应终点pH＝7；强碱与弱酸(强酸与弱碱)反应时，反应终点不是pH＝7(强碱与弱酸反应终点pH＞7，强酸与弱碱反应终点pH＜7)
原理
2MnOeq \\al(－,4)＋6H＋＋5H2C2O4===10CO2↑＋2Mn2＋＋8H2O
指示剂
酸性KMnO4溶液本身呈紫色，不用另外选择指示剂
终点判断
当滴入最后一滴酸性KMnO4溶液后，溶液由无色变浅红色，且半分钟内不褪色，说明到达滴定终点
原理
2Na2S2O3＋I2===Na2S4O6＋2NaI
指示剂
用淀粉作指示剂
终点判断
当滴入最后一滴Na2S2O3溶液后，溶液的蓝色褪去，且半分钟内不恢复原色，说明到达滴定终点
概念
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－、I－浓度
原理
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，否则不能用这种指示剂。如用AgNO3溶液滴定溶液中的Cl－的含量时常以CrOeq \\al(2－,4)为指示剂，这是因为AgCl比Ag2CrO4更难溶
1.本部分在每年高考选择题中常有一道，中和滴定的考查常出现在非选择题的实验题中。
2.从近几年高考来看，由酸、碱电离出的c(H+)、c(OH-)与水电离出的c(H+)、c(OH-)的比值求算；酸、碱中和时，pH的变化、导电性的变化仍将是高考命题的热点。
热点题型一：水的电离和水的离子积
热点题型二：外界条件对水的电离平衡的影响
热点题型三：溶液的酸碱性和PH计算
热点题型四：酸碱中和滴定
热点题型五：酸碱中和滴定曲线分析
热点题型六：酸碱中和滴定的拓展应用
热点题型一：水的电离和水的离子积
1.水的电离
(1)水是极弱的电解质，水的电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－
简写为H2OH＋＋OH－。
(2)25 ℃时，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7ml·L－1；任何水溶液中，由水电离出的c(H＋)与c(OH－)都相等。
2.水的离子积常数
(1)表达式：Kw＝c(H＋)·c(OH－)。
(2)室温下：Kw＝1×10－14。
(3)影响因素：只与温度有关，升高温度，Kw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。
【例1】常温下，0.1 ml·L-1的NaOH溶液中由水电离出的OH-的物质的量浓度为
A．0.1 ml·L-1B．1.0×10-13 ml·L-1
C．1.0×10-7 ml·L-1D．无法确定
【答案】B
【解析】NaOH为强碱，在水溶液中完全电离为Na＋和OH-，水电离出的OH-很少，可以忽略不计，所以0.1 ml·L-1 的NaOH溶液中c(OH-)=0.1 ml·L-1，则由水电离出的c水(OH-)=c水(H＋)= ml·L-1=1.0×10-13 ml·L-1。。
答案选B。
【变式2】某温度下，向的蒸馏水中加入晶体，保持温度不变，测得溶液中。下列对该溶液的叙述不正确的是
A．该温度高于 B．由水电离出来的的浓度为
C．加入晶体后抑制水的电离D．加水稀释，溶液中的减小
【答案】D
【解析】A．某温度下，蒸馏水中c(H+)=1×10-6ml·L-1，则蒸馏水中c(OH-)=1×10-6ml·L-1，该温度下水的离子积Kw=c(H+)×c(OH-)=1×10-6×1×10-6=1×10-12＞1×10-14，则溶液温度高于25℃，故A正确；B．该温度下水的离子积Kw=10-12，则c(H+)=1×10-2ml·L-1的溶液中c(OH-)=ml/L=1×10-10ml/L，由于酸溶液中OH-来自于水的电离，所以水电离出来的H+的浓度c(H+)水=c(OH-)=1×10-10ml/L，故B正确；C．加入NaHSO4晶体时，NaHSO4属于强电解质，完全电离，即NaHSO4═Na++H++，电离的H+抑制水的电离，故C正确；D．取该溶液加水稀释，溶液的酸性减弱，促进了水的电离，溶液中的c(OH-)增大，故D错误；答案为D。
【变式】(1)99℃时，向pH=6的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的pH=2。此时水的离子积Kw=__，水电离出的c(H+)=__，溶液中c(Na+)__(填“＞”、“=”或“＜”)c(SO)。
(2)硒酸(H2SeO4)在水溶液中的电离如下：H2SeO4=H++HSeO，HSeOH++SeO，K=10×10-2(25℃)。
①向H2SeO4溶液中滴加少量氨水，该反应的离子方程式为__。
②已知H2CO3的电离平衡常数Ka1=4.4×10-7，Ka2=4.7×10-11，则KHCO3和KHSeO4两溶液混合反应的离子方程式为__。
【答案】（1）1.0×10-12 1.0×10-10ml•L-1 =
（2） H++NH3•H2O=NH+H2O HSeO+HCO=SeO+H2O+CO2↑
【解析】(1)由的蒸馏水可知，该温度下水电离产生的，故此时，水电离产生的，根据原子守恒知溶液中；故答案为1.0×10－12；1.0×10－10ml/L；=；(2)①由于第一步完全电离，加入少量只能和氢离子反应，因此 离子方程式为；故答案为
②由于＞K(H2CO3)＞，因此反应的离子方程式为；故答案为。
热点题型二：外界条件对水的电离平衡的影响
1.外界条件对水的电离平衡的影响
小结：
（1）升高温度，水的电离程度增大，Kw增大。
（2）加入酸或碱，水的电离程度减小，Kw不变。
（3）加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3)，水的电离程度增大，Kw不变。
2.水的电离平衡曲线：如图表示不同温度下的水中c(H＋)和c(OH－)的关系
(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。
【例1】室温下，水的电离达到平衡：H2O ⇌H+＋OH－。下列叙述正确的是
A．向水中加入少量金属 Na，平衡正向移动，c(OH－)增大
B．向水中加入少量 CH3COOH，平衡逆向移动，KW 变小
C．向水中加入少量 NaHSO4 或 NaHCO3 固体，平衡均正向移动，水的电离程度增大
D．向水中加入少量 CH3COONH4 固体，溶液呈中性，水的电离平衡不移动
【答案】A
【解析】A．向水中加入少量金属 Na，钠消耗了水电离时产生的氢离子，平衡正向移动，c(OH－)增大，故A正确；B．向水中加入少量 CH3COOH，温度一定溶液中离子积常数不变，KW不变，故B错误；C．向水中加入少量 NaHSO4，NaHSO4属于强酸的酸式盐，显酸性，抑制水的电离，加入 NaHCO3 固体，NaHCO3属于弱酸的酸式盐，显碱性，促进水的电离，故C错误；D．由水的电离方程式可知水电离出c(OH−)和 c(H+)相等，向水中加少量CH3COO NH4固体，醋酸根离子与水电离的氢离子结合生成醋酸，降低了氢离子浓度， NH4与水电离的氢氧根离子结合生成氨水，平衡正向移动，c(OH−)=c(H+)，溶液呈中性，故D错误；答案选A。
【例2】25℃时，水溶液中c(H+)与c(OH-)的变化关系如图中曲线所示，下列判断错误的是
A．ac曲线上的任意一点都有c(H+)×c(OH-)=10-14
B．bd线段上任意一点对应的溶液都呈中性
C．d点对应溶液的温度低于25℃，pH<7
D．c点溶液可能是盐溶液
【答案】C
【解析】A．ac曲线上的任意一点，由于温度相同，所以水的离子积相同，根据b点可知，c(H+)·c(OH-)=10-14，故A正确；B．bd线上任意点都满足c(H+)=c(OH-)，溶液一定显示中性，故B正确；C．d点时，c(H+)=c(OH-)=1×10-6ml·L-1>1×10-7ml·L-1，溶液的pH=6，水的电离为吸热反应，所以d点温度高于25℃，故C错误；D．在c点c(H+)=1×10-8ml·L-1，c(OH-)=1×10-6ml·L-1，溶液显示碱性，而醋酸钠溶液显示碱性，所以c点可能为醋酸钠溶液，故D正确；故选C。
【变式1】已知水中存在如下平衡：H2O＋H2OH3O＋＋OH－ ΔH>0，现欲使平衡向右移动，且所得溶液呈酸性，选择的方法是（ ）
A．加热水至100℃[其中c(H＋)＝1×10－6ml·L－1]B．向水中加入NaHSO4
C．向水中加入Cu(NO3)2 D．在水中加入Na2CO3
【答案】C
【解析】A.水的电离是吸热反应，加热至100℃，促进水电离，溶液C（OH-）=C（H+），溶液呈中性，A选项错误；B.NaHSO4在水中完全电离生成钠离子、氢离子和硫酸根离子，相当于一元强酸，所以NaHSO4溶于水导致氢离子浓度增大，水的电离平衡左移，即抑制水的电离，B选项错误。C.向水中加入Cu(NO3)2后铜离子与氢氧根离子反应生成氢氧化铜沉淀，消耗OH-，促进反应向右移动，C选项正确。D.水中加入Na2CO3，碳酸根水解生成OH-，抑制平衡向右移动，D选项错误。故答案为D。
【变式2】水的电离平衡曲线如图所示，若A点表示25℃时水的电离达平衡时的离子浓度，B点表示100℃时水的电离达平衡时的离子浓度。则100℃时0.001 ml/L的NaOH溶液中，由水电离出的c(H＋)＝________ml·L－1，Kw(25℃)________Kw(100℃)(填“>”、“<”或“＝”)。25℃时，向水的电离平衡体系中加入少量NH4HCO3固体，对水的电离平衡的影响是________(填“促进”、“抑制”或“不影响”)。
【答案】10-9 < 促进
【解析】100℃时根据图像可知，水的离子积常数等于10－12 ，所以100℃时0.001 ml/L的NaOH溶液中，OH－浓度是0.001ml·L－1，则氢离子的浓度＝=1×10－9ml/L，因此溶液中由水电离出的c(H＋)＝1×10－9ml/L；25℃时根据图像可知，水的离子积常数等于10－14 ，故Kw(25℃)
（1）中性溶液c(OH－)＝c(H＋)
（2）酸溶液eq \b\lc\{(\a\vs4\al\c1(c（H＋）＝c酸（H＋）＋c水（H＋）,c（OH－）＝c水（OH－）＝c水（H＋）))
酸溶液中，H＋来源于酸的电离和水的电离，而OH－只来源于水的电离。
（3）碱溶液eq \b\lc\{(\a\vs4\al\c1(c（OH－）＝c碱（OH－）＋c水（OH－）,c（H＋）＝c水（H＋）＝c水（OH－）))
碱溶液中，OH－来源于碱的电离和水的电离，而H＋只来源于水的电离。
（4）盐溶液eq \b\lc\{(\a\vs4\al\c1(酸性\b\lc\{(\a\vs4\al\c1(c（H＋）＝c水（H＋）,c（OH－）＝\f(Kw,c（H＋）))),碱性\b\lc\{(\a\vs4\al\c1(c（OH－）＝c水（OH－）,c（H＋）＝\f(Kw,c（OH－）))),中性：c（H＋）＝c水（H＋）＝c（OH－）＝c水（OH－）))
水解呈酸性或碱性的盐溶液中，H＋和OH－均来源于水的电离。
热点题型三：溶液的酸碱性和PH计算
1.溶液的酸碱性的判断：取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。
注意：pH＝7或c(H＋)＝10－7 ml·L－1的溶液不一定呈中性，因水的电离与温度有关，常温时，pH＝7的溶液呈中性，100 ℃ 时pH＝6的溶液呈中性。
2.pH及其测量
(1)定义式：pH＝－lg c(H＋)。
(2)溶液的酸碱性与pH的关系(常温下)
(3)测量方法
①pH试纸法：把小片试纸放在一洁净的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待测溶液点在干燥的pH试纸的中央，试纸变色后，与标准比色卡对照即可确定溶液的pH。
②pH计测量法。
注意:(1)pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则待测液因被稀释可能产生误差。
(2)广泛pH试纸只能测出整数值。
(3)pH的使用范围0～14。
3.溶液pH的计算
(3)室温下，已知酸和碱pH之和的溶液等体积混合酸碱性分析
①两强混合
a.若pH之和等于14，则混合后溶液显中性，pH＝7。
b.若pH之和大于14，则混合后溶液显碱性，pH>7。
c.若pH之和小于14，则混合后溶液显酸性，pH<7。
②一强一弱混合——“谁弱显谁性”
pH之和等于14时，一元强酸和一元弱碱等体积混合呈碱性；一元强碱和一元弱酸等体积混合呈酸性。
【例1】常温下，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
A．0.01ml·L-1B．0.17ml·L-1C．0.05ml·L-1D．0.50ml·L-1
【答案】C
【解析】由题意，可设原溶液物质的量浓度为c ml·L-1，NaOH溶液体积为3V L，HCl溶液体积为2V L，则二者混合后溶液体积为5V L，因为常温下二者混合反应后，所得溶液pH=12，即c(H＋)=10-12ml·L-1，所以c(OH-)=Kw÷c(H＋)=10-14÷10-12=10-2ml·L-1，则c ml·L-1×3V L-c ml·L-1×2 VL=10-2ml·L-1×5V L，解得c=0.05，则原溶液的浓度为0.05 ml·L-1，故答案为：C。
【例2】水的离子积常数Kw与温度T（℃）的关系如图D3-5所示：
（1）若T1=25℃，则Kw1=_____________；若T2=100℃时，Kw2=10-12，则此时0.05ml/L的Ba（OH）2溶液的pH=_____________。
（2）25℃时，将pH=11的NaOH溶液与pH=4的硫酸溶液混合，若所得混合溶液的pH=9，则NaOH溶液与硫酸溶液的体积比为_____________。
【答案】（1） 11
（2） 1：9
【解析】（1）25℃时，c(H+)=c(OH-)=10-7ml/L，KW1=10-11；若T2=100℃时，Kw2=10-12，c(OH-)=0.05×2=0.10ml/L，c(H+)=10-12/0.1=10-11， pH=11；综上所述，本题答案是：1×10-11，11。（2）V(NaOH)=xmL，V(H2SO4)=ymL，则有c(OH-)=(10-3x-10-4y)/(x+y)=10-5，解得x：y=1：9。综上所述，本题答案是：1：9。
【变式1】已知25 ℃时，0.1 ml·L-1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，下列叙述错误的是
A．该溶液的pH=4
B．升高温度，溶液的pH增大
C．将一定体积的此酸加水稀释，c(H＋)减小
D．HA电离出的c(H＋)约为水电离出的c(H＋)的106倍
【答案】B
【解析】A．溶液中存在HA H＋＋A-，c(H＋)=0.1 ml·L-1×0.1%=1.0×10-4 ml·L-1，则该溶液的pH=4，A项正确；B．弱酸HA电离时吸热，升高温度，HA的电离程度增大，溶液的pH减小，B项错误；C．该酸为弱酸，在稀释的过程中平衡右移，n(H＋)增大，由于溶液的体积增加较大，所以c(H＋)减小，C项正确；D．水电离出的H＋与OH-浓度相等，水电离出的H＋浓度等于溶液中，HA电离出的H＋浓度与水电离出的H＋浓度之比为10-4:10-10=106，D项正确；答案选B。
【变式2】已知在常温条件下，下列说法正确的是
A．水电离的c(H+)＝10－7ml/L的溶液一定呈中性
B．将10 mL 0.01ml/LNaOH溶液与同浓度的HA溶液混合，若混合后溶液呈中性，则消耗的HA的体积V≥10mL
C．将1 mL pH=8的NaOH溶液加水稀释为100 mL，pH下降两个单位
D．若NH4Cl溶液和NH4HSO4溶液的pH相等，则c(NH)也相等
【答案】B
【解析】A．水电离的c(H+)＝10－7ml/L的溶液不一定呈中性，如盐酸和氯化铵的混合溶液中，若盐酸对水的电离的抑制程度与铵根离子水解对水电离的促进程度相等时，水的电离既不被促进，也不被抑制，水电离的c(H+)＝10－7ml/L，溶液显酸性，故A错误；B．10mL 0.01ml/L NaOH溶液与同浓度的HA溶液混合，混合后溶液呈中性，如果HA是强酸，则体积是10mL，如果HA是弱酸，则体积大于10mL，故B正确；C．将1mL pH=8的NaOH溶液加水稀释为100mL，则体积变大100倍，所以氢氧根浓度会减小，但是pH不会下降两个单位，那样碱溶液成为酸溶液，只能无限接近于7，故C错误；D．NH4Cl中铵根离子水解导致溶液呈酸性，NH4HSO4中电离出氢离子以及铵根离子水解导致溶液呈酸性，但后者中电离出的氢离子抑制铵根离子水解，NH4HSO4溶液显酸性主要是由电离出的氢离子决定的，所以两种溶液的pH相等时，前者的大于后者，故D错误；故选B。
热点题型四：酸碱中和滴定
1.原理：c待＝eq \f(c标×V标,V待)(以一元酸与一元碱的滴定为例)。
注意：
（1）酸碱恰好中和，与中和至中性的说法不同，酸碱恰好中和所得溶液不一定呈中性，溶液的酸碱性取决于所得盐的性质，中和至中性，酸碱不一定恰好反应。
（2）指示剂的选择：变色要灵敏，变色范围要小，变色范围尽量与滴定终点溶液的酸碱性一致。
A.不能用石蕊作指示剂。
B.滴定终点为碱性时，用酚酞作指示剂，例如用NaOH溶液滴定醋酸。
C.滴定终点为酸性时，用甲基橙作指示剂，例如用盐酸滴定氨水。
D.并不是所有的滴定都需使用指示剂，如用标准KMnO4溶液滴定Na2SO3溶液时，溶液由无色变浅红色时即为滴定终点。
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)滴定前的准备：
(3)滴定。
(4)终点判断：等到滴入最后半滴标准液，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。
(5)数据处理：按上述操作重复2～3次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据原理计算。
c(NaOH)＝eq \f(c（HCl）·V（HCl）,V[NaOH（aq）])
3.酸碱中和滴定中常见误差分析
以标准酸溶液滴定未知浓度的碱(酚酞作指示剂)为例，常见的因操作不正确而引起的误差有：
【例1】现用0.2000 ml/L的NaOH溶液滴定未知浓度的醋酸溶液，取25.00mL 醋酸溶液于锥形瓶中，实验结束后，测得消耗NaOH溶液的体积为15.60mL，则下列说法正确的是
A．滴定前，盛装醋酸溶液的锥形瓶需先用水洗，再用醋酸溶液润洗
B．盛装NaOH溶液的仪器如图所示
C．应使用酚酞做指示剂，当溶液由无色变为粉红色，且半分钟不褪色，即达到滴定终点
D．经计算，醋酸溶液的浓度为0.3205ml/L
【答案】C
【解析】A．锥形瓶不能润洗，否则会使测定结果偏高，故A错误；B．盛装NaOH溶液应使用碱式滴定管，如图中为酸式滴定管，故B错误；C．碱滴定酸，用酚酞做指示剂，当溶液由无色变为粉红色，且半分钟不褪色，即达到滴定终点，故C正确；D．醋酸的浓度为ml/L=0.1248ml/L，故D错误；故选C。
【例2】某学生用中和滴定法测定某烧碱样品的纯度。先准确称量10.0g含有少量中性易溶杂质的样品，配成500mL待测溶液，用待测烧碱溶液滴定0.200ml·L-1的盐酸标准液。下列操作会使烧碱样品纯度偏高的是
A．锥形瓶用蒸馏水洗净后，先用盐酸标准液润洗再装标准液
B．碱式滴定管用蒸馏水洗净后未润洗
C．滴定前碱式滴定管尖端气泡未排除，滴定后气泡消失
D．滴定前仰视碱式滴定管读数，滴定后俯视滴定管读数
【答案】D
【解析】A．锥形瓶用蒸馏水洗净后，先用盐酸标准液润洗再装标准液，导致消耗的待测液体积偏大，会使烧碱样品纯度偏低，A错误；B．碱式滴定管用蒸馏水洗净后未润洗，导致消耗的待测液体积偏大，会使烧碱样品纯度偏低， B错误；C．滴定前碱式滴定管尖端气泡未排除，滴定后气泡消失，导致消耗的待测液体积偏大，会使烧碱样品纯度偏低， C错误；D．滴定前仰视碱式滴定管读数，滴定后俯视滴定管读数，导致消耗的待测液体积偏小，会使烧碱样品纯度偏高， D正确；故选D。
【变式】某学生为测定未知浓度的硫酸溶液（已知滴定时供选择的指示剂有石蕊、酚酞），实验如下：用1.00mL待测硫酸配制100mL稀H2SO4溶液；以0.14ml•L﹣1的NaOH溶液滴定上述稀H2SO4 25.00mL，滴定终止时消耗NaOH溶液15.00mL。该学生用标准0.14ml•L﹣1NaOH溶液滴定硫酸的实验操作如下：
A．用酸式滴定管取稀H2SO4 25.00mL，注入锥形瓶中，加入指示剂。
B．用待测定的溶液润洗酸式滴定管
C．用蒸馏水洗干净滴定管
D．取下碱式滴定管用标准的NaOH溶液润洗后，将标准液注入碱式滴定管刻度“0”以上2~3cm处，再把碱式滴定管固定好，调节液面至刻度“0”或“0”刻度以下
E．检查滴定管是否漏水 F．另取锥形瓶，再重复操作一次
G．把锥形瓶放在滴定管下面，瓶下垫一张白纸，边滴边摇动锥形瓶直至滴定终点，记下滴定管液面所在刻度
（1）该滴定操作中应选用的指示剂是__________。
（2）酸式滴定管用蒸馏水润洗后，未用待测液润洗导致滴定结果（填“偏小”、“偏大”或“恰好合适”）__________。
（3）配制准确浓度的稀H2SO4溶液，必须使用的主要容器是___________________。
（4）用标准NaOH溶液滴定时，应将标准NaOH溶液注入________（填“甲”或“乙”）中。
（5）观察碱式滴定管读数时，若滴定前仰视，滴定后俯视，则结果会导致测得的稀H2SO4溶液浓度测定值___________（选填“偏大”“偏小”或“无影响”）。
（6）计算待测硫酸（稀释前的硫酸）溶液的物质的量浓度_____ （计算 结果到小数点后二位）。
【答案】（1）酚酞
（2）偏小
（3）100mL容量瓶
（4）甲
（5）偏小
（6）4.20ml/L
【解析】（1）该滴定操作中应选用的指示剂是酚酞。
（2）酸式滴定管用蒸馏水润洗后，未用待测液润洗，硫酸溶液被稀释，所用标准氢氧化钠溶液体积减小，导致滴定结果偏小。
（3）配制准确浓度的稀H2SO4溶液，必须使用的主要容器是100mL容量瓶。
（4）用标准NaOH溶液滴定时，应将标准NaOH溶液注入碱式滴定管甲中。
（5）观察碱式滴定管读数时，若滴定前仰视，初读数变大，滴定后俯视，终读数变小，消耗氢氧化钠溶液体积数值减小，则结果会导致测得的稀H2SO4溶液浓度测定值偏小。
（6）待测硫酸（稀释前的硫酸）溶液的物质的量浓度为0.14ml•L﹣1×15.00mL×4/2/1.00mL=4.20ml•L﹣1。
热点题型五：酸碱中和滴定曲线分析
1.酸碱中和滴定曲线图示
2.滴定曲线分析的方法
(1)分析步骤：首先看纵坐标，搞清楚是酸加入碱中，还是碱加入酸中；其次看起点，起点可以看出酸性或碱性的强弱，这在判断滴定终点时至关重要；再次找滴定终点和pH＝7的中性点，判断滴定终点溶液的酸碱性，然后确定中性点(pH＝7)的位置；最后分析其他的特殊点(如滴定一半点，过量一半点等)，分析酸、碱过量情况。
(2)滴定过程中的定量关系：
①电荷守恒关系在任何时候均存在；②物料守恒可以根据加入酸的物质的量和加入碱的物质的量进行确定，但不一定为等量关系。
【例1】以酚酞为指示剂，用溶液滴定未知浓度的溶液，滴定过程中的变化如下图所示。下列分析正确的是
A．的浓度为
B．的电离常数
C．溶液从粉红色变为无色，且半分钟内不变色，表示已达滴定终点
D．时，溶液中
【答案】D
【解析】A．根据图像可知恰好反应时消耗氢氧化钠溶液20mL，则的浓度为=，A错误；B．根据图像可知起始时醋酸溶液的pH约为3，氢离子浓度为0.001ml/L，的电离常数，B错误；C．恰好反应时溶液显碱性，因此当溶液从无色变为粉红色，且半分钟内不变色，表示已达滴定终点，C错误；D．时，消耗氢氧化钠溶液10mL，所得溶液是醋酸和醋酸钠的混合溶液，pH＜7，溶液显酸性，说明醋酸的电离程度大于醋酸根离子的水解程度，则溶液中，D正确；答案选D。
【例2】常温下，用0.10ml·L-1NaOH溶液分别滴定·L-1HCl溶液和·L-1CH3COOH溶液，得到两条滴定曲线，如图所示，则下列说法正确的是
A．图2是滴定盐酸的曲线
B．a与b的关系是a＜b
C．E点对应离子浓度由大到小的顺序可能为c(CH3COO-)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH-)
D．这两次滴定都可以用甲基橙作为指示剂
【答案】C
【解析】A．如果酸为强酸，则0.10ml·L-1酸的pH为1，根据酸的初始pH知，图1为盐酸的滴定曲线，故A错误；B．根据图1知，a点氢氧化钠溶液的体积是20.00mL，酸和碱的物质的量相等，二者恰好反应生成强酸强碱盐，其溶液呈中性；醋酸溶液中滴入氢氧化钠溶液，醋酸钠溶液呈碱性，所以氢氧化钠溶液的体积小于20.00mL，a>b，故B错误；C．E点溶液的成分为醋酸钠和醋酸，溶液呈酸性，说明醋酸的电离程度大于醋酸钠的水解程度，盐类水解程度较小，则溶液中离子浓度可能为c(CH3COO-)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH-)，故C正确；D．氢氧化钠和盐酸恰好反应呈中性，可以选择甲基橙或酚酞；氢氧化钠和醋酸恰好反应生成醋酸钠溶液，溶液呈碱性，只能选择酚酞，故D错误；答案选C。
【变式1】次磷酸是一种精细磷化工产品。某实验小组以酚酞为指示剂，用的溶液滴定未知浓度的溶液。溶液、各种含磷微粒的分布系数随滴加溶液体积的变化关系如图所示，下列说法正确的是
[比如：的分布系数为；箭头指向为曲线对应的纵坐标]
A．曲线①代表，曲线②代表
B．溶液的浓度为
C．电离常数
D．是酸式盐，溶液显碱性
【答案】A
【解析】A．由图像分析可知，当时，溶液的pH＞1，则最大，最小；又因曲线①随的增大而减小，曲线②随的增大而增大，所以曲线①代表；曲线②代表，故选A；B．由图示可惜可得，当，曲线发生突变，溶液的pH≈7，所以说明与NaOH恰好完全反应，则，所以，故B错；C．当，溶液的pH≈1，则的电离平衡常数，故C错；D．由以上分析可知为一元中强酸酸，所以正盐，其溶液呈碱性，故D错。答案选A
【变式2】向10mL1ml/L的HCOOH溶液中不断滴加1ml/L的NaOH溶液，并一直保持常温，所加碱溶液的体积与-1gc水(H+)的关系如图所示。c水(H+)为溶液中水电离的c(H+)。下列说法中正确的是
A．常温下，Ka(HCOOH)的数量级为10-5
B．a点显酸性，b点pH值为7
C．从a点到b点，水的电离程度先增大后减小
D．混合溶液的导电性先增强后减弱最后保持不变
【答案】C
【解析】A．起始时为的甲酸溶液，溶液中，水的电离受到抑制，溶液中均是由水的电离出来的，则溶液中，则的电离平衡常数为，常温下，的数量级为，故A错误；B．酸或碱过量存在抑制水的电离，盐类水解促进水的电离，点由水电离出来的，溶液中存在和，溶液呈中性，点溶液中组分为和过量的，溶液为碱性，所以点溶液，点溶液，故B错误；C．a到b之间存在计量点，计量点时恰好生成，此时水的电离程度最大，计量点过后过量，抑制水的电离，计量点之前逐渐增多，逐渐减少，水的电离程度增大，所以从到的过程，水的电离程度先增大后减小，故C正确；D．随着不断加入，溶液中不断增多，溶液中离子含量不断增大，则溶液导电性不断增强，故D错误，故选：C。
热点题型六：酸碱中和滴定的拓展应用
1.氧化还原反应滴定原理应用
(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)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，如高锰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H2C2O4溶液
②Na2S2O3溶液滴定碘液
2.沉淀滴定原理的应用
【例1】通过下列两步实验测定草酸晶体（H2C2O4·xH2O）中结晶水x的值：
①称取2.52 g草酸晶体，配制成100 .00 mL溶液。
②取25.00 mL所配溶液置于锥形瓶中，加入适量稀硫酸后，用浓度为0.100 ml·L-1 KMnO4溶液进行滴定。其反应原理是：2KMnO4+5H2C2O4+3H2SO4=K2SO4+2MnSO4+10CO2↑+8H2O
请回答下列问题：
（1）实验②中，KMnO4应装在______滴定管中（填“酸式”、“碱式”）。
（2）如图表示50mL滴定管中液面的位置，如果液面处的读数是a，则滴定管中液体的体积______。
A．是amL B．是（50－a)mL
C．一定大于amL D．一定大于（50－a）mL
（3）判断达到滴定终点的现象是_____________________________；若滴定终点时，共用去KMnO4溶液20.00 mL，则x =__________。
（4）若在滴入KMnO4溶液之前滴定管的尖嘴部分有气泡，滴定结束后气泡消失，则会使测定结果______（偏高、偏低或无影响）。
【答案】（1）酸式
（2）D
（3） 滴入最后半滴KMnO4溶液时，溶液变为紫色(或浅紫或紫红)，且半分钟内颜色不发生变化 2
（4）偏高
【解析】本题主要考查滴定方法。
（1）实验②中，KMnO4溶液应装在酸式滴定管中，以免KMnO4溶液腐蚀橡胶管。
（2）50mL刻度线以下还有液体，如果液面处的读数是a，则滴定管中液体的体积一定大于（50－a）mL，故选D。
（3）判断达到滴定终点的现象是滴入最后一滴KMnO4溶液时，溶液变为紫色，且半分钟内颜色不发生变化；2KMnO4～5H2C2O4，n(H2C2O4)=2.5n(KMnO4)=2.5(0.100ml•L -1 ×20.00mL)=5.00mml，M(H2C2O4)=2.52g/4/5.00mml=126g/ml，则x =2。
（4）KMnO4溶液体积数值增大，会使测定结果偏高。
【例2】水中的溶解氧是水生生物生存不可缺少的条件。某课外小组采用碘量法测定学校周边河水中的溶解氧。实验步骤及测定原理如下：
Ⅰ．取样、氧的固定
用溶解氧瓶采集水样。记录大气压及水体温度。将水样与Mn(OH)2碱性悬浊液(含有KI)混合，反应生成MnO(OH)2，实现氧的固定。
Ⅱ．酸化、滴定
将固氧后的水样酸化，MnO(OH)2被I-还原为Mn2+，在暗处静置5 min，然后用标准Na2S2O3溶液滴定生成的I2(2S2O+I2=2I-+S4O)。
回答下列问题：
取100.00 mL水样经固氧、酸化后，用a ml·L-1 Na2S2O3溶液滴定，以淀粉溶液作指示剂，终点现象为___________ ；若消耗Na2S2O3溶液的体积为b mL，则水样中溶解氧的含量为___________mg·L-1。
【答案】溶液蓝色刚好褪去 80ab
【解析】该实验用硫代硫酸钠标准液滴定I2，因此终点现象为溶液蓝色刚好褪去；根据氧化还原反应原理，Mn(OH)2被氧气氧化为MnO(OH)2，Mn的化合价由+2价→+4价，化合价升高2，氧气中O的化合价由0价→-2价，整体降低4价，最小公倍数为4，由此可得方程式O2+2Mn(OH)2 =2MnO(OH)2，MnO(OH)2把I−氧化成I2，本身被还原成Mn2＋，根据得失电子数目守恒，即有n[MnO(OH)2]×2=n(I2)×2，因此建立关系式O2~2MnO(OH)2~2I2~4Na2S2O3，可得水样中溶解氧的含量为=80ab，故答案为：溶液蓝色刚好褪去；80ab。
【变式1】根据要求，回答下列问题：
金属表面处理、皮革鞣制、印染等都可能造成铬污染。六价铬比三价铬毒性高，更易被人体吸收且在体内蓄积。
（1）工业上处理含的酸性废水的方法如下：
①向含的酸性废水中加入溶液，使全部转化为，反应的离子方程式为_____。
②调节溶液的，使完全沉淀。实验室粗略测定溶液的的方法为_____。
（2）铬元素总浓度的测定：准确移取含和的酸性废水，向其中加入足量的溶液将氧化成，煮沸除去过量的；上述溶液中加入过量的溶液，充分反应后，以淀粉溶液为指示剂，向其中滴加的标准溶液，终点时消耗溶液。废水中铬元素的总浓度为_____。
已知测定过程中发生的反应如下：
①
②
③
【答案】（1） 将试纸置于洁净、干燥的表面皿上，玻璃棒蘸取溶液，点在试纸上，并与标准比色卡对照
（2）208
【解析】（1）①向含的酸性废水中加入溶液，使全部转化为，Fe2+被氧化为Fe3+，根据电子守恒、电荷守恒和质量守恒可写出该反应的离子方程式为。
②实验室粗略测定溶液的可用pH试纸，pH试纸的使用方法为将试纸置于洁净、干燥的表面皿上，用玻璃棒蘸取溶液，点在试纸上，并与标准比色卡对照。
（2）消耗的物质的量为×0.02000L=3.000×10-4ml，根据发生反应的方程式可知，和Cr3+的物质的量之比为3:1，所以Cr3+的物质的量为1.000×10-4ml，这是在25.00mL废水中的Cr3+的物质的量，则在1L废水中铬元素的总质量为=208mg，所以废水中铬元素的总浓度为208。
【变式2】焦亚硫酸钠在医药、印染、食品等方面应用广泛，也可作为食品的抗氧化剂。
(1)工业上制备焦亚硫酸钠常用与碳酸钠溶液的反应，当加过量直至过饱和时，溶液中就会析出焦亚硫酸钠的晶体，写出该反应的化学方程式：______。
(2)由于具有毒性，因此国家对其在食品中的用量有严格的规定。某化学兴趣小组在测定某白葡萄酒中的残留量时，取40mL葡萄酒样品，用的含有淀粉的碘的标准溶液滴定至终点，消耗碘标准溶液5mL，则滴定终点的现象为______，该样品中的残留量为______以计。
【答案】（1）2SO2+Na2CO3=Na2S2O5+CO2
（2）当加入最后一滴标准液时，溶液恰好由无色变为蓝色，且半分钟不恢复
【解析】(1)与碳酸钠溶液的反应，当加过量直至过饱和时，可生成和二氧化碳，化学方程式为2SO2+Na2CO3=Na2S2O5+CO2；(2)加入碘，可与发生氧化还原反应，以淀粉为指示剂，滴定终点，可观察到当加入最后一滴标准液时，溶液恰好由无色变为蓝色，且半分钟不恢复；如按二氧化硫计算，则发生，n ()=n()= 0.02ml/L×5×10-3L=1×10-4ml，则该样品中的残留量为=0.16g/L。 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
c(H＋)＞c(OH－)
溶液呈酸性，常温下pH＜7
c(H＋)＝c(OH－)
溶液呈中性，常温下pH＝7
c(H＋)＜c(OH－)
溶液呈碱性，常温下pH＞7
步骤
操作
V(标准)
c(待测)
洗涤
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
锥形瓶用待测溶液润洗
变大
偏高
锥形瓶洗净后还留有蒸馏水
不变
无影响
取液
放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失
变小
偏低
滴定
酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失
变大
偏高
振荡锥形瓶时部分液体溅出
变小
偏低
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，停止滴定后反加一滴NaOH溶液无变化
变大
偏高
读数
酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或前仰后俯)
变小
偏低
酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或前俯后仰)
变大
偏高
氢氧化钠溶液滴定等浓度等体积的盐酸、醋酸溶液的滴定曲线
盐酸滴定等浓度等体积的氢氧化钠溶液、氨水的滴定曲线
曲线起点不同：强碱滴定强酸、弱酸的曲线，强酸起点低；强酸滴定强碱、弱碱的曲线，强碱起点高
突跃点变化范围不同：强碱与强酸反应(强酸与强碱反应)的突跃点变化范围大于强碱与弱酸反应(强酸与弱碱反应)
室温下，pH＝7不一定是反应终点：强碱与强酸反应时，反应终点pH＝7；强碱与弱酸(强酸与弱碱)反应时，反应终点不是pH＝7(强碱与弱酸反应终点pH＞7，强酸与弱碱反应终点pH＜7)
原理
2MnOeq \\al(－,4)＋6H＋＋5H2C2O4===10CO2↑＋2Mn2＋＋8H2O
指示剂
酸性KMnO4溶液本身呈紫色，不用另外选择指示剂
终点判断
当滴入最后一滴酸性KMnO4溶液后，溶液由无色变浅红色，且半分钟内不褪色，说明到达滴定终点
原理
2Na2S2O3＋I2===Na2S4O6＋2NaI
指示剂
用淀粉作指示剂
终点判断
当滴入最后一滴Na2S2O3溶液后，溶液的蓝色褪去，且半分钟内不恢复原色，说明到达滴定终点
概念
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－、I－浓度
原理
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，否则不能用这种指示剂。如用AgNO3溶液滴定溶液中的Cl－的含量时常以CrOeq \\al(2－,4)为指示剂，这是因为AgCl比Ag2CrO4更难溶
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