新高考化学一轮复习考点讲义+练习第8章专题02 水的电离和溶液的酸碱性（知识清单）（2份，原卷版+解析版）

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01 水的电离
1．水的电离
(1) 水是极弱的电解质，其电离方程式为
H2O＋H2OH3O＋＋OH－，
通常可简写为__ __。
(2)水电离的特点
水的电离的四个特点−“难”−极难电离：在25℃时，纯水中cH+=cOH−= −“逆”−是可逆过程 −“等”−电离出的H+和OH−浓度 −“吸”−是吸热过程
2．水的离子积常数
(1)表达式：KW＝__ __。
(2)常温下：KW＝__ __。纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝__ __(pH＝7)。
(3)影响因素：只与__ __有关，升高温度，KW__ __。
(4)适用范围：KW不仅适用于纯水，也适用于稀的__ __水溶液。
(5)意义：KW揭示了在任何水溶液中均存在__ __和__ __，只要温度不变，KW不变。
3．水的电离平衡移动的影响因素
(1)温度：温度升高促进水电离，水的电离程度__ __，KW__ _，水的电离平衡__ __。
(2)加入酸或碱，水的电离程度__ __，可__ __水的电离(相当于“同离子效应”)。如在水中加入盐酸、氢氧化钠等，可使水的电离程度__ __，但不影响KW的大小。
(3)加入可水解的盐(含弱酸阴离子或弱碱阳离子的盐)，可__ __水的电离(相当于“离子反应效应”)。如在水中加入醋酸钠、氯化铵、碳酸钠等，可使水的电离程度__ __，但不影响KW的大小(即KW不变)。
(4)加入强酸的酸式盐(如NaHSO4)，相当于加入酸，__ __水的电离；加入弱酸的酸式盐，对水的电离是促进还是抑制，则要看弱酸酸式酸根离子的水解程度大还是电离程度大。
【跟踪训练】
1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)水的离子积即水的电离平衡常数。( )
(2)在表达式KW＝c(H＋)·c(OH－)中c(H＋)、c(OH－)一定是水电离出的。( )
(3)水的电离平衡移动符合勒夏特列原理。( )
(4)升高温度，水电离平衡右移，H＋浓度增大，呈酸性。( )
(5)25 ℃时，加水稀释醋酸溶液，c(H＋)、c(OH－)都减小，KW减小。( )
(6)25 ℃时NH4Cl溶液的KW小于100 ℃时NaCl溶液的KW。( )
(7)由水电离的c(H＋)＝1×10－14 ml·L－1的溶液中：Ca2＋、K＋、Cl－、HCOeq \\al(－,3)能大量共存。( )
(8)向水中加入少量硫酸氢钠固体，促进了水的电离，c(H＋)增大，KW不变。( )
(9)温度一定时，水的电离常数与水的离子积常数相等。( )
(10)100 ℃的纯水中c(H＋)＝1×10－6 ml·L－1，此时水呈酸性。( )
(11)常温下，0.1 ml·L－1的盐酸与0.1 ml·L－1的NaOH溶液中水的电离程度相等。( )
(12)任何水溶液中均存在H＋和OH－，且水电离出的c(H＋)和c(OH－)相等。( )
(13)某温度下，纯水中c(H＋)＝2.0×10－7 ml·L－1，则此时c(OH－)＝5×10－8 ml·L－1。( )
(14)向0.1 ml·L－1的醋酸中逐滴滴加NaOH溶液，水的电离程度逐渐增大。( )
(15)将水加热，KW增大，pH减小。( )
2.25 ℃时，水的电离达到平衡：H2OH＋＋OH－ ΔH＞0，下列叙述正确的是( )
A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH－)降低
B．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c(H＋)增大，KW不变
C．向水中加入少量CH3COOH，平衡逆向移动，c(H＋)降低
D．将水加热，KW增大，c(H＋)不变
3．(1)某温度下纯水的c(H＋)＝2×10－7ml·L－1，则此时c(OH－)为_ __；若温度不变，滴入稀盐酸使c(H＋)＝5×10－4 ml·L－1，则溶液中c(OH－)为__ __，由水电离产生的c(H＋)为 ，此时温度__ __(填“高于”“低于”或“等于”)25 ℃。
(2)甲同学认为，在水中加入H2SO4，水的电离平衡向左移动，原因是加入H2SO4后c(H＋)增大，平衡左移。乙同学认为，加入H2SO4后，水的电离平衡向右移动，原因为加入H2SO4后，c(H＋)浓度增大，H＋与OH－中和，平衡右移。你认为哪种说法正确？并说明原因。加入酸、碱、盐使水的电离平衡移动后，溶液中c(H＋)·c(OH－)的值是否发生变化？

(3)KW＝c(H＋)·c(OH－)，其中H＋和OH－一定是由水电离出来吗？

02 溶液的酸碱性与pH计算
1．溶液的酸碱性
溶液的酸碱性取决于溶液中_ __和__ __的相对大小。
将“＞”“＝”或“＜”填在下表空格中：
2.溶液的pH
(1)定义式：pH＝__ __。
(2)广范pH的范围：0～14。
即只适用于c(H＋)≤1 ml·L－1或c(OH－)≤1 ml·L－1的电解质溶液，当c(H＋)或c(OH－)≥1 ml·L－1时，不用pH表示溶液的酸碱性，直接用c(H＋)或c(OH－)表示溶液的酸碱性。
(3)测量：
①pH试纸法：把小片试纸放在__ __或__ __上，用洁净干燥的__ __，蘸取待测液滴在干燥的pH试纸的中部，观察变化稳定后的颜色，与__ __对比，即可确定溶液的pH。
②pH计测量法。
(4)溶液的酸碱性与pH的关系：
常温(25 ℃)下：
3．常用酸碱指示剂及其变色范围
4.溶液pH的计算
(1)单一溶液pH的计算
①强酸溶液，如HnA，设溶液物质的量浓度为c ml·L－1，c(H＋)＝__ __，pH＝－lgc(H＋)＝__ __。
②强碱溶液，如B(OH)n，设溶液物质的量浓度为c ml·L－1，c(H＋)＝eq \f(10－14,nc) ml·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝__ __。
(2)两强酸混合后溶液pH的计算
由c(H＋)混＝eq \f(cH＋1V1＋cH＋2V2,V1＋V2)，先求出混合后的c(H＋)混，再根据公式pH＝－lgc(H＋)混求pH。
(3)两强碱混合后pH的计算
由c(OH－)混＝eq \f(cOH－1V1＋cOH－2V2,V1＋V2)，先求出混合后的c(OH－)混，再通过KW求出c(H＋)混，最后求pH。
(4)强酸与强碱混合后pH的计算
强酸与强碱混合的实质是发生了中和反应，即H＋＋OH－===H2O，中和后常温下溶液的pH有以下三种情况：
①若恰好中和，pH＝7。
②若酸剩余，先求中和后剩余的c(H＋)，再求pH。
③若碱剩余，先求中和后剩余的c(OH－)，再通过KW求出c(H＋)，最后求pH。
(5)溶液稀释后求pH
①对于强酸溶液，每稀释10倍，pH__ __；对于弱酸溶液，每稀释10倍，pH增大__ _。无论稀释多少倍，酸溶液的pH不能等于或大于7，只能趋近于7。
②对于强碱溶液，每稀释10倍，pH__ __；对于弱碱溶液，每稀释10倍，pH减小__ __，无论稀释多少倍，碱溶液的pH不能等于或小于7，只能趋近于7。
【跟踪训练】
1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)常温下，pH＝3的CH3COOH溶液与pH＝11的NaOH溶液等体积混合，溶液pH＞7。( )
(2)25 ℃时，等体积、等浓度的硝酸与氨水混合后，溶液pH＝7。( )
(3)常温下pH为2的盐酸与等体积pH＝12的氨水混合后所得溶液呈酸性。( )
(4)常温下pH为2的盐酸中由H2O电离出的c(H＋)＝1.0×10－12 ml·L－1。( )
(5)任何温度下，利用H＋和OH－浓度的相对大小均可判断溶液的酸碱性。( )
(6)某溶液的c(H＋)＞10－7ml·L－1，则该溶液呈酸性。( )
(7)常温常压时，pH＝11的NaOH溶液与pH＝3的醋酸溶液等体积混合后，滴入石蕊溶液呈红色。( )
(8)常温下，某溶液能使甲基橙呈黄色，该溶液一定显碱性。( )
(9)把pH＝2与pH＝12的酸、碱溶液等体积混合后，所得溶液的pH为7。( )
(10)某溶液的pH＝7，该溶液一定显中性。( )
(11)用广范pH试纸测得某溶液的pH为3.4，用pH计测得某溶液的pH为7.45。( )
(12)用湿润的pH试纸测溶液的pH，一定影响测量结果。( )
2．(1)判断下列溶液的酸碱性：用“酸性”“碱性”“中性”或“不确定”填空
①pH＜7的溶液__ _。
②pH＝7的溶液__ __。
③c(H＋)＝c(OH－)的溶液__ __。
④c(H＋)＝1×10－7 ml·L－1的溶液__ __。
⑤c(H＋)＞c(OH－)的溶液__ __。
⑥0.1 ml·L－1的NH4Cl溶液__ __。
⑦0.1 ml·L－1的NaHCO3溶液__ __。
⑧0.1 ml·L－1的NaHSO3溶液__ __。
(2)①pH＝7的溶液一定是中性溶液吗？

②用pH试纸测pH时应注意什么问题？记录数据时又要注意什么？是否可用pH试纸测定氯水的pH?

③若已知某溶液中c(H＋)＞c(OH－)，该溶液是否一定为酸性？

(3)使用pH试纸测溶液pH时，若先用蒸馏水润湿，测量结果一定偏小吗？原因是什么？

03 酸碱中和滴定
1．实验原理
利用酸碱中和反应，用已知物质的量浓度的__ __来测定未知物质的量浓度的__ __的实验方法叫酸碱中和滴定。一元酸与一元碱滴定时，c待＝eq \f(c标×V标,V待)。
2．酸碱中和滴定的关键
(1)准确测定参加反应的酸、碱溶液的__ __。
(2)选取适当指示剂，准确判断__ __。
3．实验用品
(1)仪器：图(A)是__ __滴定管，图(B)是__ __滴定管，滴定管夹、铁架台、__ __
(2)试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。
(3)滴定管的使用
滴定管的使用方法
(4)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。
①强酸强碱相互滴定，可选用__ __或__ __作指示剂。
②若反应生成呈酸性的强酸弱碱盐溶液，则一般选用酸性变色范围的指示剂(甲基橙，变色范围是3.1～4.4)；若反应生成呈碱性的强碱弱酸盐溶液，则一般选用碱性变色范围的指示剂(酚酞，变色范围是8.2～10.0)。
③酸碱中和滴定中一般不用石蕊作指示剂，因为其颜色变化不明显，且变色范围过宽(5.0～8.0)。
④并不是所有的滴定都需使用指示剂，如用标准Na2SO3溶液滴定KMnO4溶液时，KMnO4溶液褪色且半分钟不恢复原来的颜色时即为滴定终点。
4．滴定操作
(1)实验前的准备工作：
eq \x(滴定管)eq \a\vs4\al(__检漏__→水洗→__润洗__→注液→,赶气泡→调液面→初始读数)
|
eq \x(锥形瓶)eq \a\vs4\al(水洗→装待测液→加指示剂)
(2)滴定。
(3)滴定终点判断
等到滴入最后半滴标准液，溶液由红色变为无色，且在半分钟内__ __原来的颜色，视为滴定终点，并记录标准液的体积。
(4)操作步骤
①仪器的洗涤：
滴定管(或移液管)：自来水→蒸馏水→__ __。
锥形瓶：自来水→蒸馏水(不用所装溶液润洗)。
②装液调整液面：装液，使液面一般高于“__ __”刻度，驱除滴定管尖嘴处的气泡。
③读数：调整液面在“0”刻度或“0”刻度以下，读出初读数；滴定至终点，读出末读数，实际消耗标准液的体积为末读数－初读数。
5．数据处理
为减少实验误差，滴定时，要求重复实验_ __次，求出所用标准溶液体积的__ __，然后再计算待测液的物质的量浓度，如：根据c(NaOH)＝eq \f(cHCl×VHCl溶液,VNaOH溶液)计算。
6．滴定曲线
在酸碱中和滴定过程中，开始时由于被滴定的酸(或碱)浓度较大，滴入少量的碱(或酸)对其pH的影响不大。当滴定接近终点(pH＝7)时，滴入很少量(一滴，约0.04 mL)的碱(或酸)溶液就会引起pH的突变(如图所示)。
提示：酸碱恰好反应时溶液不一定呈中性。溶液的酸碱性取决于生成盐的性质。
7．误差分析
根据计算式c待＝eq \f(c标·V标,V待)：标准液滴定待测溶液时，c标、V待均为定值，c待的大小取决于V标的大小，所有操作导致消耗标准溶液多或读数大，则结果偏高；消耗标准溶液少或读数小，则结果偏低。
以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液(酚酞作指示剂)为例，常见的不正确操作及可能引起的后果有：
【跟踪训练】
1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)盛放待测液的锥形瓶一定要润洗，否则产生实验误差。( )
(2)25 ℃时，用醋酸溶液滴定等浓度NaOH溶液到pH＝7，V(醋酸)＜V(NaOH)。( )
(3)用碱式滴定管量取20.00 mL KMnO4溶液。( )
(4)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。( )
(5)pH计不能用于酸碱中和滴定终点的判断。( )
(6)滴定终点就是酸碱恰好中和的点。( )
(7)滴定管盛标准液时，其液面一定要调在“0”刻度。( )
(8)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。( )
(9)滴定管和锥形瓶都应该用待装的溶液润洗2～3次。( )
(10)酸碱中和滴定实验要重复进行2～3次，求算标准溶液体积的平均值。( )
(11)用已知浓度的盐酸滴定未知浓度的氨水时应选择酚酞作指示剂。( )
(12)用标准浓度的盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液时，滴定时，部分酸液滴在锥形瓶外，所测结果偏高。( )
(13)滴定管的读数为24.6 mL。( )
(14)滴定达终点时，发现滴定管尖嘴部分有悬滴，则测定结果偏小。( )
(15)滴定接近终点时，滴定管的尖嘴可以接触锥形瓶内壁。( )
(16)用0.100 0 ml·L－1 NaOH溶液滴定未知浓度的CH3COOH溶液，可选用甲基橙或酚酞作指示剂。( )
2．下列有关滴定操作的顺序正确的是( )
①检查滴定管是否漏水 ②用蒸馏水洗涤玻璃仪器 ③用标准溶液润洗盛标准溶液的滴定管，用待测液润洗盛待测液的滴定管 ④装标准溶液和待测液并调整液面和记录初始读数 ⑤取一定体积的待测液于锥形瓶中并加入指示剂 ⑥滴定操作
A．①③②④⑤⑥ B．①②③④⑤⑥
C．②③①④⑤⑥D．④⑤①②③⑥

3．下列实验操作不会引起误差的是( )
A．酸碱中和滴定时，用待测液润洗锥形瓶
B．酸碱中和滴定时，用冲洗干净的滴定管盛装标准溶液
C．用NaOH标准溶液测定未知浓度的盐酸时，选用酚酞作指示剂，实验时不小心多加了几滴
D．用标准盐酸测定未知浓度的NaOH溶液，实验结束时，酸式滴定管尖嘴部分有气泡，开始实验时无气泡

01 水电离出的c(H＋)或c(OH－)的相关计算(25 ℃)
任何水溶液中水电离产生的c(H＋)和(OH－)总是相等的。
1．中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7 ml·L－1。
2．溶质为酸的溶液：OH－全部来自水的电离。
c(OH－)溶液＝c(OH－)水＝c(H＋)水
c(H＋)溶液＝c(H＋)酸＋c(H＋)水
例：pH＝2的盐酸中，
溶液中c(OH－)＝eq \f(KW,10－2) ml·L－1＝10－12 ml·L－1，由水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12 ml·L－1
3．溶质为碱的溶液：H＋全部来自水的电离。
c(H＋)溶液＝c(H＋)水＝c(OH－)水
c(OH－)溶液＝c(OH－)碱＋c(OH－)水
例：pH＝12的NaOH溶液中，
溶液中c(H＋)＝10－12 ml·L－1，由水电离出的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12 ml·L－1
4．盐溶液
①水解呈酸性的盐溶液
c(H＋)溶液＝c(H＋)水＝c(OH－)水
c(OH－)溶液＜c(OH－)水
例：pH＝5的NH4Cl溶液中，H＋全部来自水的电离，由水电离的c(H＋)＝10－5 ml·L－1，因为部分OH－与部分NHeq \\al(＋,4)结合，溶液中c(OH－)＝10－9 ml·L－1＜10－5 ml·L－1
②水解呈碱性的盐溶液
c(OH－)溶液＝c(OH－)水＝c(H＋)水
c(H＋)溶液＜c(H＋)水
例：pH＝12的Na2CO3溶液中，OH－全部来自水的电离，由水电离出的c(OH－)＝10－2 ml·L－1，因为部分H＋与部分COeq \\al(2－,3)结合，溶液中c(H＋)＝10－12 ml·L－1＜10－2 ml·L－1
③中性盐溶液
c(H＋)溶液＝c(H＋)水＝c(OH－)水＝c(OH－)溶液
【跟踪训练】
1．在25 ℃时某溶液中由水电离出的氢离子浓度为1×10－12 ml·L－1，下列说法正确的是( )
A．HCOeq \\al(－,3)离子在该溶液中一定不能大量共存
B．该溶液的pH一定是12
C．向该溶液中加入铝片后，一定能生成氢气
D．若该溶液的溶质只有一种，它一定是酸或碱

2．①pH＝0的盐酸 ②0.5 ml·L－1盐酸 ③0.1 ml·L－1的NH4Cl溶液 ④0.1 ml·L－1的NaOH溶液 ⑤0.5 ml·L－1的NH4Cl溶液，常温下以上溶液中水电离的c(H＋)由大到小的顺序是( )
A．⑤③④②①B．①②③⑤④
C．①②③④⑤D．⑤③④①②

3．我国科学家在一颗距离地球100光年的行星上发现了不可思议的“水世界”，引起了全球科学界的轰动。下列有关说法正确的是
A．温度升高，水的电离平衡正向移动，增大，酸性增强
B．向水中加入固体后(溶液温度不变)，水的电离程度减小
C．室温下，的盐酸溶液中，
D．由水电离出的时，溶液一定呈中性

4．常温下，下列有关电解质溶液的说法正确的是
A．的溶液中，由水电离出来的
B．为9的溶液中：
C．与盐酸等体积混合（）：
D．室温下，浓度相同的①②③④溶液⑤，大小顺序为：①>②>③>④>⑤
【
02 外界条件对水的电离平衡的影响
H2OH＋＋OH－ ΔH＞0
【跟踪训练】
1．下列操作可以使水的离子积常数增大的是
A．通入少量氨气B．加入少量稀HClC．加热D．加入少量醋酸钠固体

2．下列说法错误的是
A．水的电离吸热，故升高温度，平衡向电离方向移动，增大
B．在任何温度下，纯水都显中性
C．在时，纯水中的大于
D．时，纯水中，稀酸和稀碱溶液中，

3．不同温度下，水溶液中H+ 和OH- 的浓度变化曲线如图所示。下列说法错误的是
A．T>25℃
B．A点和B点溶液均呈中性
C．25℃时，加入FeCl3固体，增大
D．25℃时，通入HCl气体，可使溶液由A点变到D点

4．室温时纯水中存在电离平衡：H2O⇌H++ OH－。下列叙述正确的是
A．升高温度，水的电离程度增大，c(H+)增大，pH＜7，溶液显酸性
B．向水中加入少量氨水，平衡逆向移动，抑制水的电离，c(OH－)降低
C．向水中加入少量硫酸，c(H+)增大，由水电离出的 c(H+)＞1×10-7 ml/L
D．向水中加入少量 NH4Cl 固体，结合水电离出的 OH－，由水电离出的c(H+)＞1×10-7 ml/L

03 混合溶液酸碱性的判断规律
（1）等浓度、等体积一元酸与一元碱混合的溶液。
（2）常温下，已知pH之和等于14的酸和碱的溶液等体积混合。
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的溶液等体积混合呈碱性；一元强碱和一元弱酸的溶液等体积混合呈酸性。
（3）常温下，强酸、强碱恰好完全中和，溶液体积与pH的关系：
Va L pH＝a的盐酸与Vb L pH＝b的NaOH溶液混合，二者恰好完全反应，溶液呈中性。
则10－a·Va＝10b－14Vb，eq \f(Va,Vb)＝eq \f(10b－14,10－a)＝10(a＋b)－14，
【跟踪训练】
1．科学家经过研究后发现，把水加热加压到 374℃、22.lMPa以上时具有很多特性， 如其中含有的氢离子浓度远远大于10-7ml/L,还具有很强的溶解有机物的能力。由此可知，处于这种状态下的水
A．显中性， pH一定等于 7B．表现出非极性溶剂的特性
C．显酸性，pH 一定小于 7D．表现出极性溶剂的特性

2．常温下，0.1 ml·L-1硫酸和0.2 ml·L-1 Ba(OH)2溶液等体积混合，混合溶液的pH等于
A．13B．11C．7D．1

3．25℃时，在一定体积pH=2的NaHSO4溶液中，逐滴加入一定物质的量浓度的Ba(OH)2溶液，当溶液中的硫酸根恰好完全沉淀时，溶液的pH=11，若反应后溶液的体积等于反应的两溶液的体积之和，则NaHSO4溶液与Ba(OH)2溶液的体积比为
A．1：9B．9：1C．1：2D．1：4

4．常温下，某强酸溶液pH=a，强碱溶液pH=b，已知a+b=12，酸碱溶液混合pH=7，则酸溶液体积Va和碱溶液体积Vb的正确关系为（ ）
A．Va=102VbB．Vb=102VaC．Va=2VbD．Vb=2Va

5．强酸溶液A与强碱溶液B，在常温下其pH之和为15，当它们按一定体积比混合时，溶液的pH恰好为7，则A与B的体积比为
A．1 : 1B．2 : 1C．1 : 10D．10 : 1

04 巧抓“四点”，突破酸碱中和滴定曲线中的粒子浓度关系
(1)抓反应“一半”点，判断是什么溶质的等量混合。
(2)抓“恰好”反应点，生成的溶质是什么？判断溶液的酸碱性。
(3)抓溶液的“中性”点，生成什么溶质，哪种物质过量或不足。
(4)抓反应的“过量”点，溶液中的溶质是什么？判断哪种物质过量。
实例分析：向CH3COOH溶液中逐滴加入NaOH溶液，溶液pH与加入NaOH溶液的关系如图所示：
(注：a点为反应一半点，b点呈中性，c点恰好完全反应，d点NaOH过量一倍)
分析：
a点，溶质为CH3COONa、CH3COOH
离子浓度关系：c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)
b点，溶质为CH3COONa、CH3COOH
离子浓度关系：c(CH3COO－)＝c(Na＋)＞c(H＋)＝c(OH－)
c点，溶质为CH3COONa
离子浓度关系：c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋)
d点，溶质为CH3COONa、NaOH
离子浓度关系：c(Na＋)＞c(OH－)＞c(CH3COO－)＞c(H＋)
（5）图解量器的读数方法
①平视读数(如图1)：用量筒、移液管或滴定管量取一定体积的液体，读取液体体积时，视线应与凹液面最低点保持水平，视线与刻度的交点即为读数(即凹液面定视线，视线定读数)。
②俯视读数(如图2)：当用量筒测量液体的体积时，由于俯视视线向下倾斜，寻找切点的位置在凹液面的上侧，读数高于正确的刻度线位置，即读数偏大。
③仰视读数(如图3)：读数时，视线向上倾斜，寻找切点的位置在液面的下侧，滴定管刻度标法与量筒不同，仰视滴定管读数偏大。
【跟踪训练】
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，与恰好完全反应，
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

2．常温下，用溶液滴定溶液过程中的变化如下图所示，下列说法错误的是
A．
B．a点溶液中水电离出的约为
C．b点溶液中：
D．滴定过程可选用酚酞作指示剂

3．向盛有10 mL NaOH溶液的烧杯中逐滴滴加稀盐酸，下列图象能够体现溶液的pH变化情况的是
A．B．
C．D．

4．室温下，用0.1ml•L-1的盐酸滴定•L-1的某碱BOH溶液得到的滴定曲线如下，下列判断不正确的是
A．a点时，溶液呈碱性，溶液中
B．b点时溶液的pH=7
C．当时，
D．c点时溶液中约为0.03ml•L-1

01 水的电离易错“七”点
(1)水的离子积常数KW＝c(H＋)·c(OH－)，不仅适用于纯水，也适用于一切酸、碱、盐的稀溶液。
(2)水的离子积常数说明在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H＋和OH－存在，只是相对含量不同而已。
(3)在不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离产生的c(H＋)、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(H＋)、c(OH－)。
(4)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，c(H＋)和c(OH－)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 ℃。
(5)水中加酸或碱对水的电离均有抑制作用,因此,在常温下,若由水电离出的[H+]