2026年高考化学第一轮复习(通用版)专题10水溶液中的离子反应与平衡(原卷版+解析)

这是一份2026年高考化学第一轮复习(通用版)专题10水溶液中的离子反应与平衡(原卷版+解析)，共38页。试卷主要包含了醋酸与饱和碳酸溶液酸性比较等内容，欢迎下载使用。
实验1 弱电解质的电离
1．等浓度的盐酸、醋酸溶液酸性的比较
2．醋酸与饱和碳酸溶液酸性比较
考点1 强、弱电解质的比较
考点2 外界条件对电离平衡影响的四个“不一定”
1．稀醋酸加水稀释时，溶液中不一定所有的离子浓度都减小。例如，稀醋酸加水稀释时，溶液中的c(H＋) ______，c(OH－) ______。
2．电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小。例如，CH3COOHCH3COO－＋H＋，平衡后，加入冰醋酸，c(CH3COOH) ______，平衡______移，根据勒夏特列原理，只能“减弱”而不能消除，再次平衡时，c(CH3COOH)比原平衡时______。
3．电离平衡右移，离子的浓度不一定增大。例如，在CH3COOH溶液中加水稀释或加少量NaOH固体，都会引起平衡右移，但c(H＋)都比原平衡时要______。
4．电离平衡右移，电离程度不一定增大。例如，增大弱电解质的浓度，电离平衡向______移动，弱电解质的电离程度减______。
变式1 变条件
【例1】在0.1ml/L的醋酸溶液中，存在平衡：CH3COOHCH3COO-+H+下列说法正确的是( )
A．加水稀释，中和此溶液所需的0.1ml/LNaOH溶液的体积增大
B．加入固体碳酸钠，平衡正向移动，c(CH3COOH)减小
C．加入固体醋酸钠，平衡逆向移动，c(H+)、c(CH3COO-)均减小
D．加水稀释，电离程度增大，由CH3COOH电离出来的n(H+)增大
【强化训练1-1】一定量的盐酸跟过量的铁粉反应时，为了减缓反应速率，且不影响生成氢气的总量，可向盐酸中加入适量的( )
①NaOH(固体) ②H2O ③HCl ④CH3COONa(固体)
A．①② B．②③ C．③④ D．②④
【强化训练1-2】已知人体体液中存在如下平衡：CO2＋H2OH2CO3H＋＋HCOeq \\al(－,3)，以此维持体液pH的相对稳定。下列说法错误的是( )
A．静脉滴注大量生理盐水时，平衡向左移动
B．如果CO2进入血液，平衡向右移动
C．当强酸性物质进入体液后，平衡向左移动
D．当强碱性物质进入体液后，平衡向右移动
变式2 变设计
强电解质和弱电解质的证明实验(以证明某酸(HA)为弱酸为例)
【例2】已知次磷酸(H3PO2)为一元酸，欲证明它是弱电解质，下列操作方法不正确的是( )
A．用物质的量浓度相同的NaCl溶液和NaH2PO2溶液进行导电性实验，比较灯泡的亮度
B．用一定浓度的NaOH溶液分别滴定等体积、等pH的盐酸和次磷酸溶液，比较消耗碱液的体积
C．加热滴有酚酞试液的NaH2PO2溶液，溶液颜色变深
D．常温下，稀释0.1 ml·L－1次磷酸溶液至原溶液体积的100倍，测得pH在4～5之间
【强化训练2-1】亚硝酸HNO2的下列性质中，不能证明它是弱电解质的是( )
A．把pH=2的亚硝酸溶液稀释100倍后pH=3.5
B．0.1ml/l的亚硝酸溶液的约为2
C．NaNO2溶液能使酚酞试液变红
D．100mLlml/L的亚硝酸溶液恰好与的100mLlml/L的NaOH溶液完全反应
【强化训练2-2】某同学拟用pH计测定溶液pH以探究某酸HR是否为弱电解质。下列说法正确的是( )
A．25 ℃时，若测得0.01 ml·L－1 NaR溶液pH＝7，则HR是弱酸
B．25 ℃时，若测得0.01 ml·L－1 HR溶液pH＞2且pH＜7，则HR是弱酸
C．25 ℃时，若测得HR溶液pH＝a，取该溶液10.0 mL，加蒸馏水稀释至100.0 mL，测得pH＝b，b－a＜1，则HR是弱酸
D．25 ℃时，若测得NaR溶液pH＝a，取该溶液10.0 mL，升温至50 ℃，测得pH＝b，a＞b，则HR是弱酸
实验2 强酸与强碱的中和滴定
考点1 滴定前准备
考点2 中和滴定中指示剂的选择
1．中和反应恰好完全反应的时刻叫滴定终点。为准确判断滴定终点，必须选用变色明显、变色范围的pH与终点的pH_________的酸碱指示剂。通常选用______或_________，而不选用颜色变化不灵敏的______。
(1)不能用石蕊作指示剂，原因是石蕊溶液变色范围较宽，且在滴定终点时颜色的变化不易区分。
(2)滴定终点溶液为碱性时，用______作指示剂，例如用NaOH溶液滴定醋酸。
(3)滴定终点溶液为酸性时，用_________作指示剂，例如用盐酸滴定氨水。
(4)强酸滴定强碱或强碱滴定强酸用甲基橙或酚酞都可以。
2．中和滴定中，酸碱指示剂的用量及颜色变化
考点3 误差分析
1．误差分析的方法
依据原理c(标准)·V(标准)＝c(待测)·V(待测)，得c(待测)＝eq \f(c标准·V标准,V待测)，因为c(标准)与V(待测)已确定，所以只要分析出不正确操作引起_________的变化，即分析出结果。
2．常见误差分析(以用标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例)
变式1 变操作
【例1】下列有关滴定操作的说法正确的是( )
A．酸碱中和滴定实验时，滴定管和锥形瓶水洗后都需要用待装液润洗
B．用标准KOH溶液滴定未知浓度的盐酸，配制标准溶液的固体KOH中含有NaOH杂质，则测定结果偏低
C．可用量筒量取25.00mLNaOH待测液置于锥形瓶中
D．用盐酸标准液滴定NaOH待测液时，选择酚酞指示反应终点，误差比甲基橙的大
【强化训练1-1】用已知浓度的标准盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液，下列说法正确的是( )
A．达到滴定终点时，H＋与OH－恰好完全反应，pH＝7
B．当接近滴定终点时，极少量的酸会引起溶液的pH突变
C．石蕊溶液可作为本实验的指示剂
D．若以甲基橙为指示剂，滴定终点的现象是溶液由橙色变为黄色
【强化训练1-2】用已知浓度的盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液以测定其浓度，用酚酞作指示剂，下列操作不会影响实验精度的是( )
A．滴定实验中配制标准酸液时，所用砝码生锈
B．读数时，开始时平视读数，结束时俯视读数
C．酸式滴定管水洗后未用酸溶液润洗
D．用蒸馏水洗净锥形瓶后盛入待测NaOH溶液进行滴定
变式2 变拓展
1．氧化还原滴定法
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，或者间接滴定一些本身并没有还原性或氧化性，但能与某些还原剂或氧化剂反应的物质。
试剂：常见的用于滴定的氧化剂有KMnO4、K2Cr2O7等。常见的用于滴定的还原剂有亚铁盐、草酸、维生素C等。
指示剂：氧化还原滴定法的指示剂有三类：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标准溶液变蓝。③自身指示剂，如高锰酸钾标准溶液滴定草酸时，滴定终点现象为溶液由无色变为浅红色。
实例：
①酸性KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液
原理：2MnO4-＋6H＋＋5H2C2O4===10CO2↑＋2Mn2＋＋8H2O。
指示剂：酸性KMnO4溶液本身呈紫红色，不用另外选择指示剂，当滴入最后一滴酸性KMnO4溶液，溶液由无色变为浅红色，且半分钟内不褪色，说明到达滴定终点。
②Na2S2O3溶液滴定碘液
原理：2Na2S2O3＋I2===Na2S4O6＋2NaI。
指示剂：用淀粉作指示剂，当滴入最后一滴Na2S2O3溶液，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。
2．沉淀滴定法
①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。
②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Cl－的含量时常以CrO42-为指示剂，这是因为AgCl比Ag2CrO4更难溶。
【例2】．三草酸合铁酸钾晶体K3[Fe(C2O4)3]•3H2O(M=491g/ml)是一种感光剂和高效的污水处理剂，是制备负载型活性铁催化剂的主要原料，还可以作为一些有机反应的催化剂。测定三草酸合铁酸钾样品(含少量FeC2O4•2H2O)的纯度，进行如下实验：
步骤1：称取5.000g三草酸合铁酸钾晶体，配制成250mL溶液。
步骤2：取25.00mL溶液，用酸性KMnO4溶液滴定至终点，消耗12.30mL。
步骤3：另取25.00mL溶液，加入过量Zn粉，将还原成，过滤，洗涤，将滤液和洗涤液合并。
步骤4：用酸性KMnO4溶液滴定合并后溶液至终点，测得实验数据：
(3)步骤1中所需玻璃仪器除烧杯、玻璃棒、量筒外还有 (填仪器名称)。
(4)研究小组制得的K3[Fe(C2O4)3]•3H2O纯度为 。
【强化训练2-1】H2O2是医药、卫生行业上广泛使用的消毒剂。某课外小组采用滴定法测定某医用消毒剂中H2O2的浓度。实验步骤如下：
①标准液的配制和标定：称取一定量KMnO4固体溶于水，过滤并取滤液经过一系列操作置于滴定管中待用，称取某质量的Na2C2O4固体于锥形瓶中，加水溶解，再加H2SO4酸化，滴定至终点，滴定过程中发生的一个反应为：5H2C2O4+2MnO4-+6H+=10CO2↑+2Mn2++8H2O。(草酸不稳定，易分解)，根据消耗KMnO4溶液的体积标定KMnO4的浓度，得出c(KMnO4)=c1ml·L-1。
②H2O2浓度的测定：取待测样品15 mL稀释至100mL，再取25.00 mL于锥形瓶中，加H2SO4酸化，用上述KMnO4标准液滴定至终点，平行滴定3次，平均消耗KMnO4溶液的体积V1 mL。
回答下列问题：
(1)步骤①酸性高锰酸钾溶液装在 滴定管(填“酸式”或“碱式”)
(2)标定KMnO4标准液时需要控制温度为75℃至85℃，温度不能过低或过高的原因可能是 。
(3)步骤②KMnO4标准液滴定H2O2，直到 ，表示已达到滴定终点。
(4)步骤②下列操作会使待测液双氧水的物质的量浓度偏低的是___________。
A．盛标准液的滴定管用蒸馏水洗后未用标准液润洗
B．读取标准液滴定前仰视，滴定后平视
C．盛标准液的滴定管滴定前尖嘴内无气泡，滴定后尖嘴内有气泡
D．锥形瓶用蒸馏水洗后再用待测液润洗
(5)该医用消毒剂中H2O2的物质的量浓度为 ml·L-1。
【强化训练2-2】某学习小组进行了一场真实的“水质检测员”职业体验之旅，测定某水源的高锰酸盐指数：
步骤Ⅰ：取100mL水样加入锥形瓶中，加入•L-1KMnO4溶液和5.0mlH2SO4溶液，立刻在沸水浴中加热30分钟，使高锰酸钾与水体中可氧化物质充分反应，此时溶液仍呈紫红色。
步骤Ⅱ：取下锥形瓶，趁热(保持在70-80℃)加入•L-1Na2C2O4标准溶液还原剩余的KMnO4，溶液呈无色。
步骤Ⅲ：趁热用0.0020ml•L-1KMnO4标准溶液回滴过量的Na2C2O4，数据记录如表：(2MnO4-+5C2O42-+16H+=2Mn2++10CO2↑+8H2O)
信息：
①高锰酸盐指数，水样中消耗高锰酸钾的量折算为氧化能力相当的O2质量，单位mg/L。
②H2C2O4受热不稳定，90℃开始逐渐分解。
请回答下列问题：
(1)步骤Ⅲ中盛装KMnO4标准溶液的是仪器 (填“A”或“B”)。
(2)滴定终点的现象是 。
(3)下列说法不正确的是 。
A．步骤Ⅰ中加入H2SO4目的是增强KMnO4的氧化性，可以用盐酸替代
B．步骤Ⅰ反应后若溶液颜色全部褪去，需将水样稀释一定的倍数后再测定
C．步骤Ⅱ和Ⅲ中需要控制反应温度，温度过高会导致测定的高锰酸盐指数偏高
D．滴定时，眼睛要注意观察锥形瓶中滴落点周围颜色变化而不要去看滴定管上的刻度变化
(4)1mlKMnO4的氧化能力与 gO2的氧化能力相当(作氧化剂时转移的电子数相同)，该水样的的高锰酸盐指数是 mg/L。
实验3 盐类的水解及其应用
1．探究盐溶液酸碱性
2．探究反应条件对 FeCl3水解平衡的影响
考点1 盐类水解规律
有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。
考点2 实验探究影响FeCl3水解平衡的因素
已知FeCl3发生水解反应的离子方程式：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋，根据实验操作填写下表：
变式1 变药品
1．内因
主要因素是盐本身的性质，组成盐的酸根离子对应的酸越弱或阳离子对应的碱越弱，水解程度就越大(越弱越水解)。
2．外因
【例1】下列实验操作不能达到实验目的的是( )
【强化训练1-1】一定条件下，CH3COONa溶液中存在水解平衡：CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-。下列说法正确的是( )
A．加入少量NaOH固体，c(CH3COO-)增大
B．加入少量FeCl3固体，c(CH3COO-)增大
C．稀释溶液，溶液的pH增大
D．加入适量醋酸得到的酸性混合溶液中：c(Na+)>c(CH3COO-)>c(H+)>c(OH-)
【强化训练1-2】下列关于FeCl3水解的说法错误的是( )
A．在FeCl3稀溶液中，水解达到平衡时，无论加FeCl3饱和溶液还是加水稀释，平衡均向右移动
B．浓度为5 ml·L-1和0.5 ml·L-1的两种FeCl3溶液，其他条件相同时，前者Fe3+的水解程度小于后者
C．其他条件相同时，同浓度的FeCl3溶液在50 ℃和20 ℃时发生水解，50 ℃时Fe3+的水解程度比20 ℃时的小
D．为抑制Fe3+的水解，更好地保存FeCl3溶液，应加少量盐酸
变式2 变考法
利用平衡移动原理解释问题的思维模板
(1)解答此类题的思维过程
①找出存在的平衡体系(即可逆反应或可逆过程)
②找出影响平衡的条件
③判断平衡移动的方向
④分析平衡移动的结果及移动结果与所解答问题的联系
(2)答题模板
……存在……平衡，……(条件)……(变化)，使平衡向……(方向)移动，……(结论)。
【例2】按要求回答下列问题。
(1)把AlCl3溶液蒸干、灼烧，最后得到的主要固体是 ，原因是 。(用化学方程式表示并配以必要的文字说明)。
(2)分析Mg可溶解在NH4Cl溶液中的原因： 。
(3)直接蒸发CuCl2溶液，能否得到CuCl2•2H2O晶体？如果不能应如何操作？ 。
(4)向Na2SO3溶液中滴加酚酞，溶液变为红色，若再向该溶液中滴入过量的BaCl2溶液，现象是 ，请结合离子方程式，运用平衡原理进行解释： 。
【强化训练2-1】向纯碱溶液中滴入酚酞溶液：
(1)观察到的现象是________________________________________________________，原因是______________________________________(用离子方程式表示)。
若微热溶液，观察到的现象是______________________________________________，由此证明碳酸钠的水解是________(填“吸热”或“放热”)反应。
(2)若向溶液中加入少量氯化铁溶液，观察到的现象是__________________________，反应的离子方程式是____________________________________________________________。
【强化训练2-2】(1)已知SOCl2 是一种液态化合物，沸点为，遇水剧烈反应，液面上产生白雾，并有能使品红溶液褪色的刺激性气味的气体产生。
①写出SOCl2 与水反应的化学方程式： 。
②直接蒸干AlCl3溶液不能得到无水AlCl3，使SOCl2 与AlCl3·6H2O混合并加热，可得到无水AlCl3，试解释原因： 。
(2)辉铜矿石主要含有硫化亚铜(Cu2S)及少量脉石(SiO2)。一种以辉铜矿石为原料制备硝酸铜的工艺流程如图所示：

“保温除铁”过程中，加入CuO的目的是 ；“蒸发浓缩、冷却结晶”过程中，要用HNO3溶液调节溶液的pH，其理由是 。
实验4 沉淀的溶解、生成与转化
1．沉淀的溶解
2．实验探究沉淀的转化
(1)氯化银、碘化银、硫化银沉淀的转化
(2)氢氧化镁、氢氧化铁沉淀的转化
考点1 沉淀溶解平衡
1．沉淀转化的实质：沉淀溶解平衡的移动。
(1)NaCl溶液AgClAgIAg2S，则溶解度：AgCl>AgI>Ag2S。
(2)MgCl2溶液Mg(OH)2Fe(OH)3，则溶解度：Mg(OH)2____Fe(OH)3。
2．沉淀转化的规律
(1)两种沉淀的溶解度不同，一般来说溶解度小的沉淀可以转化为溶解度________的沉淀，沉淀的溶解度差别________，沉淀转化___________。
(2)当两种沉淀的Ksp的大小相差________时，溶解小也可以转化为溶解度________的沉淀，通过控制反应条件也能实现，如BaSO4(Ksp=1.1×10-10)用___________浸泡可部分转化为BaCO3(Ksp=2.58×10-9)。
(3)当一种试剂能沉淀溶液中的几种离子时，生成沉淀所需要试剂离子浓度________的越先沉淀，如果生成各种沉淀所需要试剂离子的浓度相差________，就能________沉淀，从而达到________的目的。
考点2 沉淀溶解平衡Ksp曲线
1．典型曲线
①a→c：曲线上变化，增大c(SOeq \\al(2－,4))；
②b→c：加入1×10－5 ml·L－1 Na2SO4溶液(加水不行)；
③d→c：加入BaCl2固体(忽略溶液的体积变化)；
④c→a：曲线上变化，增大c(Ba2＋)；
⑤曲线________的点表示有沉淀生成；曲线________的点表示不饱和溶液。
2．c(Mn＋)—pH图像
Fe(OH)3和Cu(OH)2的c—pH关系如图(温度一定)：
图中曲线为相应金属阳离子氢氧化物的沉淀溶解平衡曲线，可利用图像判断有关氢氧化物的Ksp的大小以及离子分离方法的选择。
变式1 变试剂
【例1】某小组做如下实验：
实验①：向含0.1ml BaCl2的溶液中滴加1L0.1ml⋅L−1Na2CO3溶液并充分搅拌。
实验②：向2.33g BaSO4固体中加入1L0.1ml⋅L−1Na2CO3溶液充分搅拌浸泡。
[已知：常温下，Ksp(BaSO4)=1.1×10－10，Ksp(BaCO3)=2.5×10－9，H2CO3的电离平衡常数：Ka1=4.5×10-5，Ka2=4.7×10-11，溶液混合后体积变化忽略不计]，下列说法不正确的是( )
A．实验①混合后的溶液中，c(Ba2+)>5×10−5ml⋅L−1>c(CO32-)
B．实验①混合后的溶液中c(CO32-)＞c(HCO3-)
C．实验②涉及反应BaSO4+ CO32-BaCO3+SO42-，K=4.4×10−2
D．实验②中再加入2L0.1ml⋅L−1Na2CO3溶液，可将BaSO4完全转化为BaCO3
【强化训练1-1】时，某小组做如下两组实验：
实验I：往0.10ml·L-1 Na2CO3溶液中通入CO2至；
实验Ⅱ：在·L-1 Na2CO3溶液中加入0.01ml BaSO4固体，充分反应。
[已知：，H2CO3的电离常数、。混合后溶液体积变化忽略不计]。下列说法不正确的是( )
A．0.10ml·L-1 Na2CO3溶液中离子浓度大小为：c(Na＋)＞c(CO32-)＞c(OH―)＞c(HCO3-)＞c(H＋)
B．实验I结束后，溶液中
C．实验Ⅱ的转化存在平衡常数：
D．实验Ⅱ中，改用饱和Na2CO3溶液，Na2CO3的平衡转化率减小
【强化训练1-2】某小组做如下实验：
实验①：向20 mL0.1ml·L-1Na2CO3溶液中滴加盐酸溶液。
实验②：向2.33gBaSO4固体中加入1L0.1ml·L-1 Na2CO3溶液充分搅拌浸泡
[已知：常温下，，的电离常数：，溶液混合后体积变化忽略不计]
下列说法不正确的是( )
A．实验①选用酚酞作指示剂时，滴定终点发生反应为CO32--+H+ ═HCO3-
B．实验①中盐酸时，存在：
C．实验②中再加入2L0.1ml·L-1 Na2CO3溶液，可将BaSO4完全转化为BaCO3
D．实验②静置，向上层清液中滴加溶液，会析出CaSO4和CaCO3
变式2 变考法
解答沉淀溶解平衡图像题的三步骤
第一步：明确图像中横、纵坐标的含义
横坐标通常是浓度或pH或体积，纵坐标通常是难溶物溶解后电离出的离子浓度(或离子浓度的负对数)。
第二步：理解图像中线上点、线外点的含义(以氯化银为例)
(1)曲线上任意一点都达到了沉淀溶解平衡状态，此时Q＝Ksp。
(2)曲线上方区域的点均为过饱和溶液，此时Q>Ksp。
(3)曲线下方区域的点均为不饱和溶液，此时Q2，HA为弱酸
(2)测NaA溶液的pH
pH＝7，HA为强酸；pH>7，HA为弱酸
(3)相同条件下，测相同浓度的HA和HCl溶液的导电性
导电性相同，HA为强酸；导电性弱于盐酸，HA为弱酸
(4)往同浓度的HA和HCl溶液中投入大小相同的Zn粒或CaCO3固体
开始反应速率相同，HA为强酸；开始反应速率比盐酸慢，HA为弱酸
(5)测相同pH的HA与HCl稀释相同倍数前后的pH变化
pH变化倍数相同，HA为强酸；pH变化倍数小于盐酸，HA为弱酸
实验装置
实验原理
酸碱滴定曲线是以酸碱中和滴定过程中滴加酸(或碱)的量为横坐标，以溶液 pH 为纵坐标绘出的一条溶液 pH 随酸(或碱)的滴加量而变化的曲线。它描述了酸碱中和滴定过程中溶液 pH 的变化情况，其中酸碱滴定终点附近的 pH 突变情况(如下滴定曲线图)，对于酸碱滴定中如何选择合适的酸碱指示剂具有重要意义。
实验用品
蒸馏水、0.1000ml/L 盐酸溶液、0.1000ml/L NaOH 溶液、酚酞指示剂、甲基橙指示剂；pH 计、
锥形瓶、烧杯、酸式和碱式滴定管、滴定管夹、铁架台。
实验步骤
①滴定前的准备工作。滴定管：查漏→水洗→润洗→装液→赶气泡→调液面→记录初始读数； 锥形瓶：水洗→装液→滴加指示剂。
②滴定。左手控制滴定管，右手不停摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶内溶液颜色的变化。酸碱中和滴定开始时和达到滴定终点之后，测试和记录 pH 的间隔可稍大些，如每加入 5～10mL 酸(或碱)， 测试和记录一次；滴定终点附近，测试和记录 pH 的间隔要小，每滴加一滴测一次。
③数据处理。
滴定曲线

实验说明
1．中和滴定的关键
(1)准确测定参加反应的两种溶液的体积。
(2)准确判断中和滴定的终点。
2．指示剂的选择
在酸碱中和滴定时，常选甲基橙和酚酞作指示剂，不能用石蕊试液(因变色范围太大)。
3．操作注意事项
(1)滴速：先快后慢，当接近终点时，应一滴一摇。
(2)终点：最后一滴恰好使指示剂颜色发生明显的改变且半分钟内不变色，读出V(标)记录。
(3)在滴定过程中，左手控制活塞或玻璃小球，右手摇动锥形瓶，两眼注视锥形瓶内溶液颜色的变化。
滴定种类
选用的指示剂
指示剂用量
滴定终点颜色变化
滴定终点判断标准
强酸滴
定强碱
甲基橙
2～3滴
______色→______色
当指示剂恰好变色并在半分钟内不恢复原色时，即认为达到滴定终点
酚酞
______色→______色
强酸滴
定弱碱
甲基橙
______色→______色
强碱滴
定强酸
甲基橙
______色→______色
酚酞
______色→______色
强碱滴
定弱酸
酚酞
______色→______色
步骤
操作
c(NaOH)
洗涤
未用标准溶液润洗酸式滴定管
_________
锥形瓶用待测溶液润洗
_________
未用待测溶液润洗取用待测液的滴定管
_________
锥形瓶洗净后瓶内还残留有少量蒸馏水
_________
取液
取碱液的滴定管尖嘴部分有气泡且取液结束后气泡消失
_________
滴定
滴定完毕后立即读数，半分钟后颜色又褪去
_________
滴定前滴定管尖嘴部分有气泡，滴定后消失
_________
滴定过程中振荡时有液滴溅出
_________
滴定过程中，锥形瓶内加少量蒸馏水
_________
读数
滴定前仰视读数或滴定后俯视读数
_________
滴定前俯视读数或滴定后仰视读数
_________
实验次数
滴定前读数/mL
滴定后读数/mL
1
0.10
14.90
2
0.52
14.82
3
0.00
16.66
4
0.30
14.10
滴定次数
KMnO4溶液起始读数/mL
KMnO4溶液终点读数/mL
第一次
1.02
4.55
第二次
2.00
5.52
第三次
0.20
3.71
实验装置
实验原理
在溶液中盐电离出来的离子(弱碱的阳离子或弱酸的阴离子)结合水电离出的OH－或H＋生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，促进了水的电离，使溶液显示酸性、碱性或中性
实验用品
0.1ml·L-1NaCl、0.1 ml·L－1Na2CO3、0.1 ml·L－1NH4Cl、0.1 ml·L－1KNO3、0.1 ml·L－1CH3COONa、0.1 ml·L－1(NH4)2SO4、蒸馏水；pH 试纸、试管、玻璃棒、表面皿
实验步骤
取6支试管，分别加入上述六种溶液，并用pH试纸测定溶液的pH。
实验现象
盐
NaCl
Na2CO3
NH4Cl
KNO3
CH3COONa
(NH4)2SO4
盐溶液的酸碱性
pH=7
pH>7
pH7
pH