2020版《名师导学》高考新课标化学第一轮总复习讲义：第8章第二节　水的电离　溶液的酸碱性


第二节　水的电离　溶液的酸碱性
[高考备考指南]

考纲定位
1.了解水的电离，离子积常数。
2．了解溶液pH的定义及其测定方法。能进行pH的简单计算。
3．掌握酸碱中和滴定实验及其应用。
核心素养
1.平衡思想——认识水的电离有一定限度，是可以调控的。能多角度、动态地分析水的电离，运用平衡移动原理解决实际问题。
2．证据推理——根据溶液中的pH进行推导c(H＋)H2O或c(OH－)H2O的大小。
3．科学探究——利用中和滴定实验探究未知浓度的测定方法和原理。交流实验成果和数据，进一步探究和改进实验设想。
4．科学精神——具有严谨求实的科学态度，不迷信权威数据。
　水的电离
(对应复习讲义第93页)

1．水的电离
(1)水是极弱的电解质，水的电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－或简写为H2OH＋＋OH－。
(2)25 ℃时，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7__mol·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

3．外界条件对水的电离平衡的影响

　　　　体系
变化
条件　　
平衡移
动方向
Kw
水的电
离程度
c(OH－)
c(H＋)
加酸
逆
不变
减小
减小
增大
加碱
逆
不变
减小
增大
减小
加可水
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
　[提醒]　比较由H2O电离产生的c(H＋)的大小时，可先对物质进行分类，酸碱抑制水的电离，能水解的盐促进水的电离。

　(1)纯水中c(H＋)随着温度的升高而降低。(　　)
(2)25 ℃时，0.10 mol·L－1 NaHCO3溶液加水稀释后，c(H＋)与c(OH－)的乘积变大。(　　)
(3)已知某温度下CH3COOH和NH3·H2O的电离常数相等，现向10 mL浓度为0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液中滴加相同浓度的氨水，在滴加过程中水的电离程度始终增大。(　　)
(4)在蒸馏水中滴加浓H2SO4，Kw不变。(　　)
(5)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。(　　)
(6)向水中加入AlCl3溶液对水的电离不产生影响。(　　)
(7)100 ℃的纯水中c(H＋)＝1×10－6mol·L－1，此时水呈酸性。(　　)
[提示]　(1)×　(2)×　(3)×　(4)×　(5)×　(6)×　(7)×

角度1　影响水的电离平衡的定性分析
1．(2018·西安模拟)一定温度下，水存在H2OH＋＋OH－　ΔH＝Q(Q＞0)的平衡，下列叙述一定正确的是(　　)
A．向水中滴入少量稀盐酸，平衡逆向移动，Kw减小
B．将水加热，Kw增大，pH不变
C．向水中加入少量金属Na，平衡逆向移动，c(H＋)降低
D．向水中加入少量固体硫酸钠，c(H＋)和Kw均不变
D　[Kw只与温度有关，A错误；升高温度，Kw变大，c(H＋)变大，pH减小，B错误；加入Na后，c(H＋)减小，平衡右移，c(OH－)增大，C错误；Na2SO4对水的电离无影响，D正确。]
2．一定温度下，水溶液中H＋和OH－的浓度变化曲线如图，下列说法正确的是(　　)

A．升高温度，可能引起由c向b的变化
B．该温度下，水的离子积常数为1.0×10－13
C．该温度下，加入FeCl3可能引起由b向a的变化
D．该温度下，稀释溶液可能引起由c向d的变化
C　[升高温度促进水的电离，c(H＋)和c(OH－)都增大，A错误；该温度下Kw＝c(OH－)·c(H＋)＝1×10－14，B错误；加入Fe3＋，Fe3＋水解促进水的电离，溶液中c(H＋)增大，C正确；稀释时，若c(OH－)减小，则c(H＋)应变大，不可能由c向d变化，D错误。]
角度2　影响水的电离平衡的定量分析
3．在一定条件下，相同pH的硫酸和硫酸铁溶液中水电离出来的c(H＋)分别是1.0×10－amol·L－1和1.0×10－bmol·L－1，在此温度下，下列说法正确的是(　　)
A．a＜b
B．a＝b
C．水的离子积为1.0×10－(7＋a)
D．水的离子积为1.0×10－(b＋a)
D　[硫酸中水电离出来的c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－amol·L－1，硫酸铁溶液中水电离出来的c(H＋)＝1.0×10－bmol·L－1，则硫酸中c(H＋)＝1.0×10－bmol·L－1，则Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－b×1.0×10－a＝1.0×10－(a＋b)，故D正确。]
4．下列四种溶液中，室温下由水电离生成的H＋浓度之比(①∶②∶③∶④)是(　　)
①pH＝0的盐酸
②0.1 mol·L－1的盐酸
③0.01 mol·L－1的NaOH溶液
④pH＝11的NaOH溶液
A．1∶10∶100∶1 000　　　　B．0∶1∶12∶11
C．14∶13∶12∶11 D．14∶13∶2∶3
A　[①中c(H＋)＝1 mol·L－1，由水电离出的c(H＋)与溶液中c(OH－)相等，等于1.0×10－14mol·L－1；②中c(H＋)＝0.1 mol·L－1，由水电离出的c(H＋)＝1.0×10－13mol·L－1；③中c(OH－)＝1.0×10－2mol·L－1，由水电离出的c(H＋)与溶液中c(H＋)相等，等于1.0×10－12mol·L－1；④中c(OH－)＝1.0×10－3mol·L－1，同③所述由水电离出的c(H＋)＝1.0×10－11mol·L－1。即(1.0×10－14)∶(1.0×10－13)∶(1.0×10－12)∶(1.0×10－11)＝1∶10∶100∶1 000。]


水电离的c(H＋)或c(OH－)的计算技巧(25 ℃时)

(1)常温下，中性溶液
c(OH－)＝c(H＋)＝10－7mol·L－1
(2)溶质为酸的溶液
OH－全部来自水的电离，水电离产生的c(H＋)H2O＝c(OH－)。
(3)溶质为碱的溶液
H＋全部来自水的电离，水电离产生的c(OH－)＝c(H＋)。
(4)水解呈酸性或碱性的盐溶液
①呈酸性：水电离出的c(H＋)H2O＝c(H＋)。
②呈碱性：水电离出的c(OH－)H2O＝c(OH－)。　溶液的酸碱性　pH计算

(对应复习讲义第94页)

1．溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小：(用“＞”“＝”或“＜”填空)

酸性溶液中
中性溶液中
碱性溶液中
c(H＋)＞c(OH－)
c(H＋)＝c(OH－)
c(H＋)＜c(OH－)
2.溶液的pH定义式：pH＝－lgc(H＋)。
3．溶液的酸碱性与pH的关系：
室温下(25 ℃时)

4．pH的范围：0～14。
5．pH的测量
(1)pH试纸的使用
把小片试纸放在表面皿或玻璃片上，用洁净干燥的玻璃棒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，与标准比色卡对比即可确定溶液的pH。
(2)pH计法
[提醒]　使用pH试纸时不能用蒸馏水润湿，广泛pH试纸只能测pH整数值。

　(1)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。(　　)
(2)某溶液的c(H＋)＞10－7mol·L－1，则该溶液呈酸性。(　　)
(3)用蒸馏水润湿的pH试纸测溶液的pH，一定会使结果偏低。(　　)
(4)一定温度下，pH＝a的氨水，稀释10倍后，其pH＝b，则a＝b＋1。(　　)
(5)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，滴入石蕊试液呈红色。(　　)
[提示]　(1)√　(2)×　(3)×　(4)×　(5)√

角度1　pH的判断与计算
【例1】　(2019·衡水模拟)某温度下，水的离子积常数Kw＝10－12①。该温度下，将pH＝4的盐酸与pH＝9的Ba(OH)2溶液混合并保持恒温②，欲使混合溶液的pH＝7③，则盐酸与Ba(OH)2溶液的体积比为(　　)
A．1∶10　　　　　　B．9∶1
C．10∶1 D．99∶21
B　[某温度下，水的离子积常数Kw＝10－12，pH＝4的盐酸中c(H＋)＝10－4mol·L－1，该温度下，pH＝9的Ba(OH)2溶液中c(OH－)＝10－3mol·L－1，混合溶液的pH＝7，说明溶液中c(H＋)＝10－7mol·L－1，此时c(OH－)＝10－5mol·L－1，溶液呈碱性，设盐酸的体积为Va，Ba(OH)2溶液的体积为Vb，则有＝10－5，Va∶Vb＝9∶1。]
[思路点拨]　①不是室温，易根据室温计算导致错误；
②温度不变，则Kw保持不变；
③此温度下，pH＝7，溶液呈碱性。
[母题变式]　若题设条件改为室温时，其他条件不变，此时盐酸与Ba(OH)2溶液的体积比为________。
[解析]　室温时，Kw＝1.0×10－14，混合后溶液pH＝7，溶液呈中性。即pH＝4的盐酸c(H＋)＝10－4mol·L－1，pH＝9的Ba(OH)2溶液c(H＋)＝10－9mol·L－1，c(OH－)＝＝10－5mol·L－1，则有Va×10－4＝Vb×10－5，＝＝。
[答案]　1∶10


溶液pH的计算

可总结为：酸按酸n(H＋)——先计算混合后的c(H＋)。
碱按碱n(OH－)——先计算混合后的c(OH－)。
[对点训练]　
1．(2019·周口模拟)已知：在100 ℃时，水的离子积Kw＝1×10－12，下列说法正确的是(　　)
A．0.05 mol·L－1H2SO4溶液的pH＝1
B．0.001 mol·L－1NaOH溶液的pH＝11
C．0.005 mol·L－1H2SO4溶液与0.01 mol·L－1NaOH溶液等体积混合，混合溶液的pH为5，溶液显酸性
D．完全中和50 mL pH＝3的H2SO4溶液，需要50 mL pH＝11的NaOH溶液
A　[0.05 mol·L－1H2SO4溶液中c(H＋)＝0.05 mol·L－1×2＝0.1 mol·L－1，则该溶液的pH＝1，A正确。0.001 mol·L－1NaOH溶液中c(OH－)＝0.001 mol·L－1，由于100 ℃时水的离子积Kw＝1×10－12，则溶液中c(H＋)＝1×10－9mol·L－1，故溶液的pH＝9，B错误。0.005 mol·L－1H2SO4溶液与0.01 mol·L－1NaOH溶液等体积混合，二者恰好完全反应生成Na2SO4，溶液呈中性，此时溶液的pH＝6，C错误。pH＝3的H2SO4溶液中c(H＋)＝10－3mol·L－1，pH＝11的NaOH溶液中c(OH－)＝0.1 mol·L－1，根据中和反应：H＋＋OH－===H2O可知，完全中和50 mL pH＝3的H2SO4溶液，需要0.5 mL pH＝11的NaOH溶液，D错误。]
2．(2019·郑州检测)某温度下Kw＝10－13，在此温度下，将pH＝a的NaOH溶液VaL与pH＝b的H2SO4溶液VbL混合，下列说法正确的是(　　)
A．若所得混合液为中性，且a＝12，b＝2，则Va∶Vb＝1∶1
B．若所得混合液为中性，且a＋b＝12，则Va∶Vb＝100∶1
C．若所得混合液pH＝10，且a＝12，b＝2，则Va∶Vb＝1∶9
D．若所得混合液pH＝10，且a＝12，b＝2，则Va∶Vb＝101∶99
C　[当所得混合液为中性时，Va·10a－13＝Vb·10－b，则＝1013－(a＋b)，故A选项，Va∶Vb＝1∶10，错误；B选项，Va∶Vb＝10∶1，错误；当所得溶液pH＝10时，＝10－3，即＝，故C选项，Va∶Vb＝1∶9，正确；D选项，Va∶Vb＝1∶9，错误。]
角度2　溶液酸碱性判断规律
【例2】　常温时①，下列混合溶液，一定呈酸性②的是(　　)
A．pH＝3的盐酸和pH＝11的氨水等体积混合
B．pH＝3的盐酸和pH＝11的氢氧化钡溶液等体积混合
C．pH＝3的醋酸溶液和pH＝11的氢氧化钡溶液等体积混合
D．pH＝3的硫酸溶液和pH＝11的氨水等体积混合
C　[A项，pH＝3的盐酸中c(H＋)＝10－3mol/L，氨水是弱电解质，部分发生电离，pH＝11时，c(H＋)＝10－11mol/L，c(OH－)＝10－3mol/L，则氨水过量，溶液呈碱性；B项，c(H＋)＝c(OH－)，二者都是强电解质，溶液呈中性；同理，C项中，CH3COOH过量，溶液呈酸性；D项，氨水过量，溶液呈碱性。]
[思路点拨]　①常温时，Kw＝1×10－14；
②常温时，pH＜7，实质上c(H＋)＞c(OH－)。
[母题变式]　(1)若已知25 ℃时醋酸和一水合氨的电离平衡常数相等，则pH＝3的醋酸溶液和pH＝11的氨水等体积混合时溶液呈________(填“酸性”“碱性”或“中性”)。
(2)若将温度升高到100 ℃，此时Kw＝1×10－12，则pH＝3的盐酸和pH＝11的氢氧化钡溶液等体积混合后溶液呈________(填“酸性”“碱性”或“中性”)。
[解析]　(1)中性。pH＝3的醋酸溶液和pH＝11的氨水等体积混合后溶液的溶质为醋酸铵，由于醋酸和一水合氨的电离平衡常数相等，所以醋酸根和铵根的水解程度相等，溶液呈中性。
(2)碱性。pH＝3的盐酸中c(H＋)＝10－3mol·L－1，pH＝11的氢氧化钡溶液中c(OH－)＝Kw/c(H＋)＝10－1mol·L－1，二者等体积混合后OH－过量，溶液呈碱性。
[答案]　(1)中性　(2)碱性

混合溶液酸碱性的判断方法
1.等浓度、等体积的一元酸与一元碱混合的溶液：
——“谁强显谁性，同强显中性”
2．室温下，已知酸和碱的pH之和的溶液等体积混合：
(1)两强混合。
①若pH之和等于14，则混合后溶液显中性，pH＝7。
②若pH之和大于14，则混合后溶液显碱性，pH＞7。
③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(如HCl)与一元弱碱(如氨水)等体积混合后溶液显碱性。
一元弱酸(如CH3COOH)与一元强碱(如NaOH)等体积混合后溶液显酸性。
[对点训练]　
1．已知25 ℃时有关弱酸的电离平衡常数：

弱酸化学式
CH3COOH
HCN
H2CO3
电离平衡常数
1.8×10－5
4.9×10－10
K1＝4.3×10－7
K2＝5.6×10－11
现维持25 ℃，下列有关说法正确的是(　　)
A．等物质的量浓度的各溶液pH关系：pH(Na2CO3)>pH(CH3COONa)>pH(NaCN)
B．NaHCO3溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋c(CO)＋c(OH－)
C．向pH＝1的醋酸溶液中加水稀释，醋酸溶液的电离度、pH均先增大后减小
D．a mol·L－1HCN溶液与b mol·L－1NaOH溶液等体积混合，若pH＝7，则a>b
D　[由弱酸的电离平衡常数可知，酸性：CH3COOH>H2CO3>HCN>HCO，酸性越弱，形成的强碱弱酸盐的水解程度越大，溶液碱性越强，故等物质的量浓度的各溶液pH：pH(Na2CO3)>pH(NaCN)>pH(CH3COONa)，A项错误；由电荷守恒得：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO)＋2c(CO)，B项错误；加水稀释时，醋酸溶液的电离度、pH均增大，当无限稀释时，pH接近7但小于7，C项错误；一元弱酸与一元强碱等体积混合，若pH＝7，则酸的浓度应大于碱的浓度，D项正确。]
2．(2019·赣州模拟)常温下，下列溶液一定呈碱性的是(　　)
A．能与金属铝反应放出H2的溶液
B.＝10－6的溶液
C．pH＝2的CH3COOH溶液与pH＝12的NaOH溶液等体积混合
D．0.01 mol·L－1的氨水与0.01 mol·L－1的HCl溶液等体积混合
B　[A项，溶液可能是强酸性溶液，也可能是强碱性溶液；B项，c(H＋)＜c(OH－)，溶液呈碱性；C项，CH3COOH是弱酸且过量，溶液呈酸性；D项，二者恰好完全反应生成NH4Cl溶液，因水解呈酸性。]
3．(2019·绵阳模拟)现有常温下pH＝a的NaOH溶液与pH＝b的硫酸溶液，将二者等体积混合，所得溶液呈中性，则下列对两溶液的相关分析不正确的是(　　)
A．Kw均为1×10－14
B．若a＝12，则有b＝2
C．a、b为固定值
D．水电离出的c(H＋)相等
C　[常温下，pH＝a的NaOH溶液中c(OH－)＝10a－14mol·L－1，pH＝b的硫酸溶液中c(H＋)＝10－bmol·L－1，二者等体积混合所得溶液呈中性，则有V L×10a－14mol·L－1＝10－bmol·L－1×V L，得出a＋b＝14。Kw只与温度有关，与溶液的酸碱性无关，故室温下两溶液中均有Kw＝1×10－14，A项正确。由于a＋b＝14，若a＝12，则有b＝2，B项正确。a、b不是固定值，只要满足a＋b＝14，且a＞7，b＜7即可，C项错误。由于a＋b＝14，NaOH溶液中H＋由水电离产生，则有c(H＋)＝10－amol·L－1；硫酸溶液中OH－由水电离产生，则有c(H＋)水电离＝c(OH－)＝10b－14mol·L－1＝10(14－a)－14mol·L－1＝10－amol·L－1，故两溶液中水电离出的c(H＋)相等，D项正确。]　酸碱中和滴定及其应用

(对应复习讲义第96页)

1．实验原理
(1)酸碱中和滴定是利用酸碱中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。
(2)酸碱中和滴定的关键
①准确测定标准液的体积。
②准确判断滴定终点。
2．实验用品
(1)仪器
酸式滴定管(如图A)、碱式滴定管(如图B)、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。

(2)试剂的变色范围

指示剂
变色范围的pH


石蕊
＜5.0红色
5.0～8.0紫色
＞8.0蓝色
甲基橙
＜3.1红色
3.1～4.4橙色
＞4.4黄色
酚酞
＜8.2无色
8.2～10.0粉红色
＞10.0红色
(3)滴定管的使用

试剂性质
滴定管
原因
酸性、氧化性
酸式滴定管
氧化性物质易腐蚀橡胶管
碱性
碱式滴定管
碱性物质易腐蚀玻璃，致使玻璃活塞无法打开
3.实验操作
(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例)
(1)滴定前的准备

检漏
检查是否漏水
洗涤

装、排

调、读
调整液面至以下，并读数
注、加

(2)滴定

(3)终点判断：等到滴入最后一滴反应液，指示剂变色，且在半分钟内不能恢复原来的颜色，视为滴定终点，并记录标准液的体积。
(4)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)＝
4．误差分析的方法
依据原理c(标准)·V(标准)＝c(待测)·V(待测)，所以c(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V(标准)的变化，即分析出结果。
[提醒]　一般不选用石蕊作指示剂，因颜色变化不明显。

　(1)酸性KMnO4溶液应用碱式滴定管盛装。(　　)
(2)用碱式滴定管准确量取20.00 mL的NaOH溶液。(　　)
(3)将液面在0 mL处的25 mL的酸式滴定管中的液体全部放出，液体的体积为25 mL。(　　)
(4)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。(　　)
(5)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。(　　)
[提示]　(1)×　(2)√　(3)×　(4)×　(5)√

角度1　中和滴定原理、操作及相关应用

1．用已知浓度的NaOH溶液测定某H2SO4溶液的浓度，参考如图所示，从下表中选出正确选项(　　)

选
项
锥形瓶
中溶液
滴定管
中溶液
选用
指示剂
选用
滴定管
A
碱
酸
石蕊
乙
B
酸
碱
酚酞
甲
C
碱
酸
甲基橙
乙
D
酸
碱
酚酞
乙

D　[解答本题的关键是：①明确酸式、碱式滴定管使用时的注意事项，②指示剂的变色范围。酸式滴定管不能盛放碱液，而碱式滴定管不能盛放酸液，指示剂应选择颜色变化明显的酚酞或甲基橙，不能选用石蕊。]
2．某同学用0.100 0 mol·L－1NaOH溶液滴定20.00 mL某浓度的CH3COOH溶液。
(1)部分操作如下：
①取一支用蒸馏水洗净的碱式滴定管，加入标准氢氧化钠溶液，记录初始读数
②用酸式滴定管放出一定量待测液，置于用蒸馏水洗净的锥形瓶中，加入2滴甲基橙
③滴定时，边滴加边振荡，同时注视滴定管内液面的变化
请选出上述操作过程中存在错误的序号：________。


上述实验与配制一定物质的量浓度溶液实验中用到的相同仪器是________________________________________________________________________。
(2)某次滴定前滴定管液面如图所示，读数为________mL。

(3)根据正确实验结果所绘制的滴定曲线如图所示，其中点①所示溶液中c(CH3COO－)＝1.7c(CH3COOH)，点③所示溶液中c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝c(Na＋)。计算醋酸的电离常数：______，该CH3COOH的物质的量浓度为________mol·L－1。
(4)上述错误操作中，对测定结果会引起相应误差，指出对应操作产生的误差(用“偏高”“偏低”或“无影响”对应表示，如操作无错误，可以不填)

操作
结果
①

②

③

(1)①②③　烧杯、胶头滴管
(2)0.29　(3)1.7×10－5　0.100 7
(4)

操作
结果
①
偏高
②
偏低
③
偏高


3．(2016·全国卷Ⅰ)298 K时，在20.0 mL 0.10 mol·L－1氨水中滴入0.10 mol·L－1的盐酸，溶液的pH与所加盐酸的体积关系如图所示。已知0.10 mol·L－1氨水的电离度为1.32%，下列有关叙述正确的是(　　)
A．该滴定过程应该选择酚酞作为指示剂
B．M点对应的盐酸体积为20.0 mL
C．M点处的溶液中c(NH)＝c(Cl－)＝c(H＋)＝c(OH－)
D．N点处的溶液中pH<12
D　[A项用0.10 mol·L－1盐酸滴定20.0 mL 0.10 mol·L－1氨水，二者恰好完全反应时生成强酸弱碱盐NH4Cl，应选用甲基橙作指示剂。B项当V(HCl)＝20.0 mL时，二者恰好完全反应生成NH4Cl，此时溶液呈酸性，而图中M点溶液的pH＝7，故M点对应盐酸的体积小于20.0 mL。C项M点溶液呈中性，则有c(H＋)＝c(OH－)；据电荷守恒可得c(H＋)＋c(NH)＝c(OH－)＋c(Cl－)，则有c(NH)＝c(Cl－)，此时溶液中离子浓度关系为c(NH)＝c(Cl－)>c(H＋)＝c(OH－)。D项NH3·H2O为弱电解质，部分发生电离，N点时V(HCl)＝0，此时氨水的电离度为1.32%，则有c(OH－)＝0.10 mol·L－1×1.32%＝1.32×10－3mol·L－1，c(H＋)＝＝mol·L－1≈7.58×10－12mol·L－1，故N点处的溶液中pH<12。]


指示剂选择的基本原则
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)不能用石蕊作指示剂。
(2)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。
(3)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。
(4)强酸滴定强碱一般用甲基橙，但用酚酞也可以。
(5)并不是所有的滴定都须使用指示剂，如用标准的Na2SO3溶液滴定KMnO4溶液时，KMnO4颜色恰好褪去时即为滴定终点。
角度2　中和滴定曲线分析
【例】　(2019·九江模拟)25 ℃时，向100 mL 0.1 mol·L－1NH4HSO4溶液中滴加0.1 mol·L－1NaOH溶液①得到的溶液pH与NaOH溶液体积的关系曲线如图所示。下列说法错误的是(　　)
　　②

A．a点时③溶液的pH＜1
B．a点到b点的过程中，溶液的导电能力④减弱
C．ab段上的点(不包括a点)均满足关系式：c(NH)＋c(Na＋)＜2c(SO)
D．b点时离子浓度大小顺序为：c(Na＋)＞c(SO)＞c(NH)＞c(H＋)＞c(OH－)
D　[a点为0.1 mol·L－1NH4HSO4溶液，电离产生的氢离子浓度为0.1 mol·L－1，NH水解呈酸性，所以a点氢离子浓度大于0.1 mol·L－1，故A正确；b点加入的氢氧化钠恰好消耗完H＋，离子的物质的量不变，但溶液体积增大，浓度减小，导电能力减弱，故B正确；ab段上的点(不包括a点)，根据电荷守恒，均满足关系式：c(NH)＋c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(SO)＋c(OH－)，ab段上的点显酸性c(H＋)＞c(OH－)，所以c(NH)＋c(Na＋)＜2c(SO)，故C正确；b点恰好消耗完H＋，溶液中的溶质为等物质的量的(NH4)2SO4与Na2SO4，NH水解，c(Na＋)＝c(SO)＞c(NH)＞c(H＋)＞c(OH－)，故D错误。]
[思路点拨]　①滴加顺序NaOH溶液NH4HSO4溶液，离子反应顺序为H＋＋OH－===H2O，NH＋OH－===NH3·H2O。
②向NH4HSO4溶液中滴加NaOH溶液时，曲线沿a→b→c→d→e方向变化。
③a点是起始时，此时为NH4HSO4溶液；另外注意c点溶液pH＝7。
④溶液的导电能力主要与溶液中离子浓度大小有关。

巧抓“四点”突破滴定曲线分析
(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。
[对点训练]
1.

常温下，向100 mL 0.01 mol·L－1HA溶液中逐滴加入0.02 mol·L－1的MOH溶液，如图中所示曲线表示混合溶液的pH变化情况。下列说法中正确的是(　　)
A．HA为一元弱酸，MOH为一元强碱
B．滴入MOH溶液的体积为50 mL时，c(M＋)＞c(A－)
C．N点水的电离程度大于K点水的电离程度
D．K点时，c(MOH)＋c(M＋)＝0.02 mol·L－1
C　[0.01 mol·L－1 HA溶液中pH＝2，则HA是强酸，与50 mL 0.02 mol·L－1的碱溶液恰好反应后，溶液呈酸性，与51 mL 0.02 mol·L－1碱溶液反应后溶液呈中性，说明碱为弱碱，A错误；当滴入MOH溶液的体积为50 mL时，此时溶液显酸性，由电荷守恒c(M＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)，因c(H＋)＞c(OH－)，则c(M＋)＜c(A－)，B错误；由图像可知，N点溶液呈中性，水电离的c(H＋)为10－7mol·L－1，K点溶液呈碱性，MOH电离的OH－抑制了水电离，水电离的c(H＋)小于10－7mol·L－1，所以N点水的电离程度大于K点水的电离程度，C正确；在K点时混合溶液体积是酸溶液的2倍，物质的量也是HA的2倍，所以c(MOH)＋c(M＋)＝2c(A－)÷2＝0.01 mol·L－1，错误。]
2．(2019·怀化模拟)25 ℃时，向20 mL 0.1 mol·L－1盐酸中逐滴加入等浓度的氨水，溶液中pH与pOH[pOH＝－lgc(OH－)]的变化关系如图所示。下列说法正确的是(　　)

A．b点消耗氨水的体积为20 mL
B．pH＞7时，溶液中都一定有：c(NH)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)
C．a点和c点所示溶液中水所电离出的c(OH－)分别为10－9mol·L－1和10－5mol·L－1
D．ab段所示溶液中相关离子浓度关系可能为：c(NH)＞c(Cl－)＞c(NH3·H2O)
D　[A项，滴定过程中发生的反应为NH3·H2O＋HCl===NH4Cl＋H2O。b点pH＝pOH＝7，溶液呈中性，若消耗氨水的体积为20 mL，二者恰好反应生成NH4Cl，溶液呈酸性，错误；B项，pH＞7，说明溶液呈碱性，溶质为NH4Cl和NH3·H2O，离子浓度可能是c(NH)＞c(OH－)＞c(Cl－)＞c(H＋)，错误；C项，a点溶液显碱性，水电离出c(H＋)＝10－9mol·L－1，c点溶液显酸性，溶质可能为NH4Cl和HCl，水电离出的c(H＋)＝10－9mol·L－1，错误；D项，ab段溶液显碱性，离子浓度可能是c(NH)＞c(Cl－)＞c(NH3·H2O)，正确。]