第二节 水的电离和溶液的酸碱性（考点考法剖析）-【高考引领教学】高考化学一轮针对性复习方案（全国通用）

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第二节　水的电离和溶液的酸碱性　
【必备知识要求】
1.了解水的电离、离子积常数(KW)。
2.了解溶液pH的含义及其测定方法,能进行pH的简单计算。
【关键能力及高考要求】
关键能力要求：理解辨析能力、分析推理能力、微观想象能力、探究创新能力。
高考要求：本节内容在高考中主要考查内容有三个方面的能力：
一是外界因素对水的电离平衡的影响；水的电离，在实际环境下的应用能力；
二是溶液pH计算能力或溶液酸碱性判断能力；
三是中和滴定实验。常以图象或图表形式考查水的离子积Kw和溶液的pH比较或计算，考查观察能力和计算能力，
以选择题为主；滴定原理可以扩展为氧化还原滴定或沉淀滴定，以非选择题考查方式为主，题目综合性较强。
【学科核心素养解析】
1.变化观念与平衡思想: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，运用化学反应原理解决实际问题。
2.宏观辨识与微观探析：认识极弱电解质（H2O）的电离是部分电离，主要是以分子的形式存在，少部分电离出离子，从“宏微结合”的角度，认识H2O和其它弱电解质一样，是极难电离，H2O电离出的H+和OH-是相等的，宏观上，用PH表示酸碱度。从而形成分析问题和解决实际问题的能力。
3.科学探究与创新意识:能发现和提出酸碱中和滴定中有探究价值的问题；能从问题和假设出发，确定探究目的，设计探究方案进行实验探究，在中和滴定中，学会变量控制和数据处理；在探究中学会合作，面对“异常”现象敢于提出自己的见解，进行误差分析。
必备知识点1 水的电离
1．水的电离
(1)水是极弱的电解质，能发生微弱的电离。
(2)水的电离方程式为2H2OH3O＋＋OH－，
简写为H2OH＋＋OH－。
2．水的离子积常数
(1)表达式：KW＝c(H＋)·c(OH－)。
(2)数值：室温下KW＝10－14。100℃时：Kw＝1×10－12。
(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。
(5)意义：KW揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，KW不变。
3．影响水电离平衡的因素
体系变化
条件　　
平衡移
动方向
KW
水的电离程度
c(OH－)
c(H＋)
酸
逆向
不变
减小
减小
增大
碱
逆向
不变
减小
增大
减小
可水解的盐
Na2CO3
正向
不变
增大
增大
减小
NH4Cl
正向
不变
增大
减小
增大
温度
升温
正向
增大
增大
增大
增大
降温
逆向
减小
减小
减小
减小
其他(如加入Na)
正向
不变
增大
增大
减小
【知识理解提点】
1.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-)。
2.水的离子积常数显示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡,都有H+和OH-共存,只是相对含量不同而已。
3.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 ℃。
4．水电离的c(H＋)或c(OH－)的计算
(1)任何情况下，中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)，常温下，中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7 mol·L－1。
(2)常温下，酸或碱抑制水的电离，水电离出的c水 (H＋)＝c(OH－)=＜10－7 mol·L－1。当溶液中的c总(H＋)＜10－7 mol·L－1时就是水电离出的c(H＋)，c水 (H＋)=c总(H＋），是碱溶液；当溶液中的c(H＋)＞10－7 mol·L－1时，水电离出的c水 (H＋)＝c(OH－)=＜10－7 mol·L－1。如pH＝2的硫酸中水电离出的c水(H＋)＝c水(OH－)＝＝10－12 mol·L－1。
(3)常温下，可水解的盐促进水的电离，水电离的c(H＋)或c(OH－)均大于10－7mol·L－1。盐是不能电离出H+或OH-的，可水解的盐的溶液中H+和OH-都是水电离的。水电离的H+和OH-应该是相等的，但是，盐溶液可以是酸性也可是碱性的，也就是说，盐溶液中，水电离的H+和OH-又是不相等的，这是什么原因？
若给出的c(H＋)＞10－7 mol·L－1，即为水电离的c(H＋)，水解显酸性；若给出的c(H＋)＜10－7 mol·L－1，就用10－14除以这个浓度即得水电离的c(OH－)，水解显碱性；如pH＝4的NH4Cl中水电离出的c水(H＋)＝10－4 mol·L－1。
【惑点辨析】
判断正误(正确的打“√”,错误的打“×”)。
1.在蒸馏水中滴加浓H2SO4,KW不变。(　　)
2.温度一定时,水的电离常数与水的离子积常数相等。(　　)
3.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。(　　)
4.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。(　　)
5.NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性,两溶液中水的电离程度相同。(　　)
6.室温下,0.1 mol·L-1的HCl溶液与0.1 mol·L-1的NaOH溶液中水的电离程度相同。(　　)
7.25 ℃和60 ℃的水的pH,前者大于后者,但都显中性。(　　)
8.25 ℃时,0.10 mol·L-1 NaHCO3溶液加水稀释后,c(H+)与c(OH-)的乘积变大。(　　)
【答案】1.×　2.×　3.√　4.×　5.×　6.√　7.√ 8.×
【夯基例析·跟踪演练】
【基础例析】影响水电离平衡的因素及结果判断
例1.（2019·北京高考试题）实验测得0.5 mol·L−1CH3COONa溶液、0.5 mol·L−1 CuSO4溶液以及H2O的pH随温度变化的曲线如图所示。下列说法正确的是

A．随温度升高，纯水中c(H+)>c(OH−)
B．随温度升高，CH3COONa溶液的c(OH−)减小
C．随温度升高，CuSO4溶液的pH变化是Kw改变与水解平衡移动共同作用的结果
D．随温度升高，CH3COONa溶液和CuSO4溶液的pH均降低，是因为CH3COO−、Cu2+水解平衡移动方向不同
【答案】C
【解析】水的电离为吸热过程，升高温度，促进水的电离；盐类水解为吸热过程，升高温度促进盐类水解，据此解题；
A项：水的电离为吸热过程，升高温度，平衡向着电离方向移动，水中c(H+).c(OH-)=Kw增大，故pH减小，但c(H+)=c(OH-)，不符合题意；
B项：水的电离为吸热过程，升高温度，促进水的电离，所以c(OH-)增大，醋酸根水解为吸热过程，CH3COOH-+H2O CH3COOH+OH-,升高温度促进盐类水解，所以c(OH-)增大，不符合题意；
C项：升高温度，促进水的电离，(H+)增大；升高温度，促进铜离子水解Cu2++2H2OCu(OH)2 +2H+，(H+)增大，两者共同作用使pH发生变化，符合题意；
D项：盐类水解为吸热过程，升高温度促进盐类水解，不符合题意；综上所述，本题应选C。
【跟踪演练】
1.(2022·河南省示范性高中上学期联考)25 ℃时，水的电离达到平衡：H2OH＋＋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．向水中加入少量固体CH3COONa，平衡逆向移动，c(H＋)降低
D．将水加热，KW增大，pH不变
【答案】B
【解析】A项：氨水能抑制水的电离，但碱性增强，A不正确；
B项：硫酸氢钠是强酸的酸式盐，溶于水显酸性，水的离子积常数只和温度有关，B正确；
C项：醋酸钠是强碱弱酸盐，水解显碱性，水解促进水的电离，C不正确；
D项：水的电离吸热，因此加热促进水的电离，水的离子积常数增大，pH降低，D不正确。
2.(2022·长沙市雅礼中学检测)水的电离平衡如图两条曲线所示，曲线上的点都符合 c(H＋)×c(OH－)＝常数，下列说法错误的是 (　　)

A．图中温度T1>T2
B．图中五点Kw间的关系：B>C>A＝D＝E
C．曲线a、b均代表纯水的电离情况
D．若在B点时，将pH＝2的硫酸溶液与pH＝12的KOH溶液等体积混合，溶液显碱性
【答案】C
【解析】A项：由题图可知，A点在T2时的曲线上，而B点在T1时的曲线上，B点的电离程度大于A点，所以温度T1>T2，故A正确；
B项：由题图可知，A、E、D都是T2时曲线上的点，Kw只与温度有关，温度相同时Kw相同，温度升高，促进水的电离，Kw增大，则图中五点Kw间的关系为B>C>A＝D＝E，故B正确；
C项：由E点和D点c(H＋)≠c(OH－)可知，曲线b不代表纯水的电离情况，同理，曲线a也不代表纯水的电离情况，故C错误；
D项：B点时，Kw＝1×10－12，pH＝2的硫酸溶液中c(H＋)＝0.01 mol·L－1，pH＝12的KOH溶液中c(OH－)＝1 mol·L－1，等体积混合后，溶液显碱性，故D正确。
【基础例析】水电离出的c(H＋)和c(OH－)的计算
例2.(2022·浙江杭州二中模拟)25℃时，在等体积的①pH＝0的H2SO4溶液、②0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液、③pH＝10的Na2S溶液、④pH＝5的NH4NO3溶液中，发生电离的水的物质的量之比是(　　)
A．1∶10∶1010∶109 B．1∶5∶(5×109)∶(5×108)
C．1∶20∶1010∶109 D．1∶10∶104∶109
【答案】A
【解析】H2SO4与Ba(OH)2抑制水的电离，Na2S与NH4NO3促进水的电离。25 ℃时，pH＝0的H2SO4溶液中：c(H2O)电离＝c(OH－)＝ mol·L－1＝10－14 mol·L－1；0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液中：c(H2O)电离＝c(H＋)＝ mol·L－1＝10－13 mol·L－1；pH＝10的Na2S溶液中：c(H2O)电离＝c(OH－)＝10－4 mol·L－1；pH＝5的NH4NO3的溶液中：c(H2O)电离＝c(H＋)＝10－5 mol·L－1。它们的物质的量之比为10－14∶10－13∶10－4∶10－5＝1∶10∶1010∶109，故A正确。
【跟踪演练】
3.(2022·湖南怀化市高三期末)常温下，向10 mL 1 mol·L－1一元酸HA溶液中，不断滴加1 mol·L－1的NaOH溶液，所加碱的体积与－lg c水(H＋)的关系如图所示。c水(H＋)为溶液中水电离的c(H＋)。下列说法不正确的是(　　)

A．常温下，Kα(HA)的数量级为10－4
B．a、b两点pH均为7
C．从a点到b点，水的电离程度先增大后减小
D．溶液的导电性逐渐增强
【答案】B
【解析】A项：由起点溶液中－lg c水(H＋)＝12可知，酸电离的c(H＋)＝10－2 mol·L－1，故Ka(HA)＝10－4，故A正确；
B项：从图像中可知，HA是弱酸，曲线的最高点为NaA溶液，b点溶液的溶质是NaA和NaOH，溶液呈碱性，pH＞7，故B错误；
C项：a点到b点，发生酸碱中和反应生成可水解的盐，然后碱过量，所以水的电离程度先增大后减小，故C正确；
D项：不断加入NaOH溶液，溶液中的离子总浓度不断增大，溶液的导电性逐渐增强，故D正确。
必备知识点2 溶液的酸碱性与pH
1．溶液的酸碱性
溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小(将“＞”“＝”或“＜”填在下表的空格中)。
溶液的
酸碱性
c(H＋)与c(OH－)比较
（任意条件）
c(H＋)大小
(25℃)
pH
(25℃)
酸性溶液
c(H＋)c(OH－)
c(H＋)1×10－7
mol·L－1
7
中性溶液
c(H＋)c(OH－)
c(H＋)1×10－7
mol·L－1
7
碱性溶液
c(H＋)c(OH－)
c(H＋)1×10－7
mol·L－1
7

2．溶液的pH
(1)定义式：pH＝－lg_c(H＋)。
(2)溶液的酸碱性跟pH的关系(室温下)：

(3)pH适用范围：pH的取值范围为0～14，即只适用于c(H＋)和c(OH－)都较小的稀溶液(＜1 mol·L－1)。
3．溶液pH的测定
(1)用pH试纸测定
①使用方法：把小片试纸放在表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液点在干燥的pH试纸上，试纸变色后，与标准比色卡对比即可确定溶液的pH。
②注意事项：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。广泛pH试纸只能测出整数值。
(2)用pH计测定：可精确测定溶液的pH。
4.溶液pH的计算
(1)单一溶液的pH计算
强酸溶液:如HnA,设浓度为c mol·L-1,c(H+)=nc mol·L-1,pH=-lg c(H+)=-lg(nc)。
强碱溶液(25 ℃):如B(OH)n,设浓度为c mol·L-1,c(H+)=10-14nc mol·L-1,pH=-lg c(H+)=14+lg(nc)。
一元弱酸或碱：已知浓度C和电离度a：C（H+）=C·a，pH=-lg c(H+)；
或C（OH-）=C·a，C（H+）=10-14C（OH−），pH=-lg c(H+)
已知浓度和电离常数Ka或Kb：C（H+）=CKa，pH=-lg c(H+)；
或C（OH-）=CKb，C（H+）=KwC（OH−），pH=-lg c(H+)；
(2)混合溶液pH的计算类型
①两种强酸混合:直接求出c混(H+),再据此求pH。c混(H+)=c1(H+)V1+c2(H+)V2V1+V2。
②两种强碱混合:先求出c混(OH-),再据KW求出 c混(H+),最后求pH。
c混(OH-)=c1(OH-)V1+c2(OH-)V2V1+V2。
③强酸、强碱混合:先判断哪种物质过量,再由下式求出溶液中H+或OH-的浓度,最后求pH。
c混(H+)或c混(OH-)=|c酸(H+)V酸-c碱(OH-)V碱|V酸+V碱。
【知识理解提点】
1.稀释规律：酸、碱溶液稀释相同倍数时，强电解质溶液比弱电解质溶液的pH变化幅度大，但不管稀释多少倍，最终都无限接近中性。
2.酸碱混合规律
(1)等浓度等体积一元酸与一元碱混合的溶液——“谁强显谁性，同强显中性”
中和反应
反应后所得溶液的酸碱性
强酸与强碱
中性
强酸与弱碱
酸性
弱酸与强碱
碱性
(2)25 ℃时，等体积pH之和等于14的一强一弱酸碱混合溶液——“谁弱谁过量，谁弱显谁性”。
(3)强酸、强碱等体积混合(25 ℃时)
①pH之和等于14呈中性；
②pH之和小于14呈酸性；
③pH之和大于14呈碱性。
【惑点辨析】
判断正误(正确的打“√”,错误的打“×”)。
1.某溶液的c(H+)>10-7 mol·L-1,则该溶液呈酸性。(　　)
2.任何温度下,利用c(H+)和c(OH-)的相对大小均可判断溶液的酸碱性。(　　)
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.用广范pH试纸测得0.10 mol·L-1 NH4Cl溶液的pH=5.2。(　　)
5.一定温度下,pH=a的氨水,稀释10倍后,其pH=b,则a=b+1。(　　)
6.100 ℃时KW=1.0×10-12,0.01 mol·L-1盐酸的pH=2,0.01 mol·L-1的NaOH溶液的pH=10。(　　)
【答案】:1.×　2.√　3.×　4.×　5.×　6.√
【夯基例析·跟踪演练】
【基础例析】混合溶液酸碱性的判断
例3.(2022·广东广州市高三期末)常温下，分别取未知浓度的MOH和HA溶液，加水稀释至原体积的n倍。稀释过程中，两溶液pH的变化如图所示。下列叙述正确的是（ ）。

A．MOH为弱碱，HA为强酸
B．水的电离程度：X＝Z＞Y
C．若升高温度，Y、Z点对应溶液的pH均不变
D．将X点溶液与Z点溶液等体积混合，所得溶液呈碱性
【答案】B
【解析】A项：由图可知，将X点HA溶液稀释10倍（即lgn增大1），pH变化小于1，则HA是弱酸；将Y点MOH溶液稀释10倍，pH减小1，则MOH是强碱，错误；
B项：酸、碱均抑制水的电离，X点溶液中c（H+）＝10－5mol·L－1，由水电离出的c（H+）＝c（OH－）＝10－9mol·L－1，Y、Z点溶液中c（OH－）分别为10－4mol·L－1、10－5mol·L－1，则由水电离出的c（H+）分别为10－10mol·L－1、10－9mol·L－1，故水的电离程度：X＝Z＞Y，正确；
C项：MOH是强碱，升高温度，溶液中c（OH－）几乎不变，但KW增大，c（H+）变大，溶液的pH减小，错误；
D项：将X点溶液与Z点溶液等体积混合，发生中和反应后，HA有剩余，所得混合液呈酸性，错误。
【跟踪演练】
4.常温下，下列叙述不正确的是(　　)
A．c(H＋)>c(OH－)的溶液一定显酸性
B．pH＝3的弱酸溶液与pH＝11的强碱溶液等体积混合后溶液呈酸性
C．pH＝5的硫酸溶液稀释到原来的500倍，稀释后c(SO)与c(H＋)之比约为1∶10
D．中和10 mL 0.1 mol·L－1醋酸与100 mL 0.01 mol·L－1醋酸所需NaOH的物质的量不同
【答案】D
【解析】A项：c(H＋)>c(OH－)的溶液一定显酸性，A正确；
B项：pH＝3的弱酸溶液与pH＝11的强碱溶液等体积混合，弱酸浓度大，有大量剩余，反应后溶液显酸性。
C项：pH＝5的硫酸溶液稀释到原来的500倍，则溶液接近于中性，c(H＋)约为10－7 mol·L－1，c(SO)＝10－5/(2×500)＝10－8 mol·L－1，则c(SO)∶c(H＋)＝1∶10。
D项：两份醋酸的物质的量相同，则所需NaOH的物质的量相同，错误。
【基础例析】溶液pH的计算
例4.（2022·常州一模）某温度下，重水(D2O)的离子积常数为1.6×10－15，若用定义pH一样规定pD＝－lgc(D＋)，则在该温度下，下列叙述正确的是(　　)
A．纯净的重水中，c(D＋) ·c(OD－)＞1.0×10－14
B．1 L溶解有0.01 mol DCl的重水溶液，其pD＝2
C．1 L溶解有0.01 mol NaOD的重水溶液，其pD＝12
D．纯净的重水中，pD＝7
【答案】B
【解析】A项：该温度下重水(D2O)的离子积常数为1.6×10－15＜1.0×10－14，故A错误；
B项：c(DCl)＝＝0.01 mol/L，则c(D＋)＝0.01 mol/L，所以pD＝2，故B正确；
C项：c(NaOD)＝＝0.01 mol/L，则c(D＋)＝ mol/L＝1.6×10－13 mol/L，则pD＞12，故C错误；
D项：c(D＋)＝ mol/L＝4×10－8 mol/L，所以pD＞7，故D错误。
【跟踪演练】
5.求下列常温条件下溶液的pH(已知lg 1.3＝0.1，lg 2＝0.3，混合溶液忽略体积的变化)。
(1)0.005 mol·L－1的H2SO4溶液
(2)0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液(已知CH3COOH的电离常数Ka＝1.8×10－5)
(3)0.1 mol·L－1NH3·H2O溶液(NH3·H2O的电离度为α＝1%，电离度＝×100%)
(4)将pH＝8的NaOH与pH＝10的NaOH溶液等体积混合
(5)常温下，将pH＝5的盐酸与pH＝9的NaOH溶液以体积比11∶9混合
(6)取10mLpH=2的盐酸溶液加水稀释到1000mL
【答案】(1)2　(2)2.9　(3)11　(4)9.7　(5)6 (6)4
【解析】(1)c(H＋)＝0.005 mol·L－1×2＝0.01 mol·l－1，pH＝－lgc(H＋)＝－lg(1×10－2)＝2
(2)CH3COOH　　CH3COO－＋H＋
c(初始) 0.1 0 0
c(电离) c(H＋) c(H＋) c(H＋)
c(平衡) 0.1－c(H＋) c(H＋) c(H＋)
则Ka＝＝1.8×10－5
解得c(H＋)＝1.3×10－3 mol·L－1，
所以pH＝－lg c(H＋)＝－lg(1.3×10－3)＝2.9。
(3)　　 NH3·H2O　　OH－　＋　NH
c(初始) 0.1 mol·L－1 0 0
c(电离)
则c(OH－)＝0.1×1% mol·L－1＝10－3 mol·L－1
c(H＋)＝10－11 mol·L－1，所以pH＝11。
(4)将pH＝8的NaOH与pH＝10的NaOH溶液等体积混合后，溶液中c(H＋)很明显可以根据pH来算，可以根据经验公式来求算pH＝10－lg 2(即0.3)，所以答案为9.7。
(5)pH＝5的盐酸溶液中c(H＋)＝10－5 mol·L－1，pH＝9的氢氧化钠溶液中c(OH－)＝10－5 mol·L－1，两者以体积比11∶9混合，则酸过量，混合液的pH小于7。c(H＋)＝ mol·L－1＝1.0×10－6 mol·L－1，pH＝－lg(1.0×10－6)＝6。
(6)根据稀释前后溶质的量不变规律可知，取10mLpH=2的HCl溶液加水稀释到1000mL，稀释后溶液的氢离子浓度为10-2/(1000/10)=10-4mol/L，pH=4；
6.（2020·日照4月模拟）25℃时，分别稀释pH＝11的Ba（OH）2溶液和氨水，溶液pH的变化如下图所示。

已知：Kb（NH3·H2O）＝1.8×10－5。下列说法正确的是（ ）。
A．若35℃时分别稀释上述两种溶液，则图中Ⅰ、Ⅱ曲线将比原来靠近
B．保持25℃不变，取A、B两点对应的溶液等体积混合后，pH＝8
C．由水电离产生的c（H+）：A点＞B点
D．曲线Ⅰ上任意点对应的溶液中，＝1.8×10－5mol·L－1
【答案】D
【解析】25℃时，Ba（OH）2溶液和氨水的pH相同，由于Ba（OH）2是强电解质，完全电离，稀释100倍时，Ba（OH）2的pH从11变为9，而氨水是弱电解质，部分电离，稀释100倍时，稀释过程中氨水会继续电离出OH－，导致溶液中OH－的浓度大于Ba（OH）2溶液中的OH－，溶液的pH＞9，因此曲线Ⅰ代表氨水稀释时溶液pH随稀释倍数的变化，曲线Ⅱ代表Ba（OH）2溶液稀释时溶液pH随稀释倍数的变化。
A项：温度升高，Kw变大，则在35℃时分别稀释上述两种溶液，则图中Ⅰ、Ⅱ曲线将比原来疏远，A选项错误；
B项：25℃时，A、B两点对应的溶液的pH均为9，保持25℃不变，则Kw不变，两者等体积混合后，溶液中H+浓度不变，故pH仍不变，B选项正确；
C项：氨水是弱电解质，部分电离，稀释过程中氨水会继续电离出OH－，导致溶液中OH－的浓度大于Ba（OH）2溶液中的OH－，故稀释至相同pH＝9时稀释倍数大于100倍，则水电离产生的H+浓度：A点＜B点，C选项错误；
D项：曲线Ⅰ上任意点对应的溶液中存在电荷守恒：c（OH－）＝c（H+）+c（NH4+），则有＝＝＝Kb（NH3·H2O）＝1.8×10－5mol·L－1，D选项正确。
必备知识点3酸碱中和滴定
一．酸碱中和滴定
1．实验原理
(1)用已知浓度酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法叫酸碱中和滴定。
(2)一元酸与一元碱滴定时，c待测＝。
(3)实验原理设计中的变量控制：c待测受3个变量影响，即C标准、V标准、V待测，
实验可以控制2个变量，使c待测只受1个变量的影响，也就是说，固定2个数据的量，只测定一个量，就可以计算c待测。如已知C标准和V待测，只测量V待测即可。由于C标准、V待测是已知的固定数，可以令K==常数，则c待测=K×V标准。利用这种变量控制思维，可将中和滴定的原理扩展到氧化还原滴定和沉淀滴定。
2．酸碱中和滴定的关键
(1)准确测定标准液和待测液的体积。
(2)准确判断滴定终点。
3．指示剂的选择
滴定种类
选用的指示剂
达滴定终点时颜色变化
指示剂用量
强酸滴定强碱
甲基橙
黄色→橙色
2～3滴
强碱滴定强酸
酚酞
无色→浅红色
强酸滴定弱碱
甲基橙
黄色→橙色
强碱滴定弱酸
酚酞
无色→浅红色

4．实验用品
(1)仪器
酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、铁架台和锥形瓶。

(2)试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。
(3)滴定管的使用
试剂性质
滴定管
原因
酸性、氧化性
式滴定管
氧化性物质易腐蚀橡胶管
碱性
式滴定管
碱性物质易腐蚀玻璃，致使玻璃活塞无法打开

5．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

(2)滴定

(3)终点判断
等到滴入最后一滴标准盐酸，溶液由红色变为无色，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盐酸的体积。
(4)读数
调整液面在“0”刻度或“0”刻度以下，读出初读数，记为“X.XX mL”，滴定终点，读出末读数，记为“YY.YY mL”，实际消耗标准盐酸的体积为(YY.YY－X.XX)mL。
6．数据处理
按上述操作重复二至三次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c(NaOH)＝计算。
7．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)＝，因为c(标准)与V(待测)已确定，即c(待测)＝K×V（标准）。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。
(2)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：
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碱溶液无变化
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
二．氧化还原滴定和沉淀滴定
(一)氧化还原滴定原理及应用
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．试剂
(1)常见的用于滴定的氧化剂有KMnO4、K2Cr2O7等；
(2)常见的用于滴定的还原剂有亚铁盐、草酸、维生素C等。
(3)指示剂：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
原理
2MnO＋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
(2)Na2S2O3溶液滴定碘液
原理
2Na2S2O3＋I2===Na2S4O6＋2NaI
指示剂
用淀粉溶液作指示剂
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
(二)沉淀滴定原理及应用
含义
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CrO为指示剂，这是因为AgCl比Ag2CrO4更难溶
【知识理解提点】
1.酸碱中和滴定指示剂选择的基本原则
①强酸滴定强碱可以用甲基橙或酚酞。
②滴定终点为碱性时，用酚酞作指示剂。
③滴定终点为酸性时，用甲基橙作指示剂。
④石蕊不能做酸碱中和滴定的指示剂。
2．中和滴定终点是指示剂颜色发生突变的点，但不一定是酸碱恰好中和的点。通常有一定误差(这叫系统误差)。
3．滴定停止后，必须等待1～2分钟，待附着在滴定管内壁的溶液流下后，再进行读数。
【惑点辨析】
判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)用碱式滴定管量取20.00 mL KMnO4溶液( )
(2)中和滴定实验时，用待测液润洗锥形瓶( )
(3)中和滴定操作中指示剂一般加入2～3 mL( )
(4)滴定管盛标准液时，其液面一定要调在0刻度( )
(5)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( )
(6)滴定接近终点时，滴定管的尖嘴可以接触锥形瓶内壁( )
(7)滴定终点就是酸碱恰好中和的点( )
(8)中和滴定实验，指示剂变色点pH不一定等于7( )
(9)pH计不能用于酸碱中和滴定终点的判断( )
(10)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( )
【答案】（1）×（2）×（3）×（4）×（5）√（6）√（7）×（8）√（9）×（10）×
【夯基例析·跟踪演练】
【基础例析】中和滴定仪器及指示剂的选择
例5．（2022·上海高三三模）用标准盐酸溶液滴定未知浓度的氢氧化钠溶液，用甲基橙作指示剂，下列说法正确的是（ ）
A．可以用酚酞代替指示剂
B．滴定前用待测液润洗锥形瓶
C．若氢氧化钠吸收少量CO2，不影响滴定结果
D．当锥形瓶内溶液由橙色变为红色，且半分钟内不褪色，即达到滴定终点
【答案】C
【解析】A项：酚酞的变色范围在8.2-10.0，指示剂变色，碱没有完全反应，故不能使用酚酞做指示剂，错误；
B项：滴定前不能用待测液润洗锥形瓶，否则待测液的体积变大，影响测定结果，错误；
C项：氢氧化钠吸收少量二氧化碳后变为碳酸钠，当甲基橙做指示剂时，反应后都生成氯化钠，不影响盐酸的体积，所以不影响滴定结果，正确；
D项：甲基橙在碱性溶液中显黄色，随着滴定的进行，溶液的颜色逐渐变为橙色，滴定终点颜色为黄色变为橙色，且半分钟内不变色，若变为红色，说明盐酸已经过量，错误；答案选C。
【跟踪演练】
7.（2022·四川北师大广安实验学校高三月考）实验室现有3种酸碱指示剂。其pH变色范围如下
甲基橙：3.1~4.4 石蕊：`5.0~8.0 酚酞：8.2~10.0
用0.1000 mol/L NaOH溶液滴定未知浓度的CH3COOH溶液，反应恰好完全时。下列叙述正确的是
A．溶液呈中性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂
B．溶液呈中性，只能选用石蕊作指示剂
C．溶液呈酸性，可选用甲基橙作指示剂
D．溶液星碱性，只能选用酚酞作指示剂
【解析】NaOH与CH3COOH恰好完全反应生成CH3COONa，CH3COONa为强碱弱酸盐，水解后溶液呈碱性，为了减少滴定误差，应选择指示剂的pH范围与CH3COONa溶液的pH接近，所以指示剂选择酚酞，D正确；故选D
【答案】D
【基础例析】滴定终点的规范描述
例6．（1）用amol·L－1的HCl滴定未知浓度的NaOH溶液，用酚酞做指示剂，达到滴定终点的现象是___。若用甲基橙做指示剂，滴定终点现象是___。
（2）用标准碘溶液滴定溶有SO2的水溶液，以测定水中SO2的含量，应选用___做指示剂，达到滴定终点的现象是__。
（3）用标准酸性KMnO4溶液滴定溶有SO2的水溶液，以测定水中SO2的含量，是否需要选用指示剂___(填“是”或“否”)，达到滴定终点的现象是___。
【答案】（1）滴入最后一滴标准液，溶液由红色变为无色，且半分钟内不恢复红色 当滴入最后一滴标准液，溶液由黄色变为橙色，且半分钟内不恢复黄色
（2）淀粉溶液 当滴入最后一滴标准液，溶液由无色变为蓝色，且半分钟内不褪色
（3）否 当滴入最后一滴酸性KMnO4溶液，溶液由无色变为紫红色，且半分钟内不褪色
【解析】（1）用amol·L－1的HCl滴定未知浓度的NaOH溶液，用酚酞做指示剂，达到滴定终点的现象是滴入最后一滴标准液，溶液由红色变为无色，且半分钟内不恢复红色。若用甲基橙做指示剂，滴定终点现象是当滴入最后一滴标准液，溶液由黄色变为橙色，且半分钟内不恢复黄色；
（2）用标准碘溶液滴定溶有SO2的水溶液，以测定水中SO2的含量，应选用淀粉做指示剂，达到滴定终点的现象是当滴入最后一滴标准液，溶液由无色变为蓝色，且半分钟内不褪色；
（3）用标准酸性KMnO4溶液滴定溶有SO2的水溶液，以测定水中SO2的含量，由于KMnO4溶液本身显紫红色，不需要选用指示剂，达到滴定终点的现象是当滴入最后一滴酸性KMnO4溶液，溶液由无色变为紫红色，且半分钟内不褪色。
【跟踪演练】
8.用氧化还原滴定法测定TiO2的质量分数：一定条件下，将TiO2溶解并还原为Ti3＋，再用KSCN溶液作指示剂，用NH4Fe(SO4)2标准溶液滴定Ti3＋至全部生成Ti4＋，滴定Ti3＋时发生反应的离子方程式为__________________，达到滴定终点时的现象是_____________________。
【答案】Ti3＋＋Fe3＋===Ti4＋＋Fe2＋　当滴入最后一滴标准液，溶液变成血红色，且半分钟内不褪色。
【解析】因为是用KSCN作指示剂，终点时NH4Fe(SO4)2不再反应，生成血红色的Fe(SCN)3。滴定终点的现象是溶液变为红色，且半分钟内溶液颜色不褪色。
【基础例析】中和滴定的数据处理及误差分析
例7．下面a～e是中学化学实验中常见的几种定量仪器：
a．量筒 b．容量瓶 c．滴定管 d．托盘天平 e．温度计
（1）有“0”刻度的是____(填字母)。
（2）某学生欲用已知物质的量浓度的盐酸来测定未知物质的量浓度的氢氧化钠溶液，若滴定开始和结束时，酸式滴定管中的液面如图所示：则所用盐酸的体积为____mL。

（3）某学生根据三次实验分别记录有关数据如表：

请选用其中合理数据列出该氢氧化钠溶液物质的量浓度(计算结果保留4位有效数字)：c(NaOH)＝___。
(4）由于错误操作，使得上述所测氢氧化钠溶液的浓度偏高的是___(填字母)。
A．中和滴定达终点时俯视滴定管内液面读数
B．碱式滴定管用蒸馏水洗净后立即取用25.00mL待测碱溶液注入锥形瓶进行滴定
C．酸式滴定管用蒸馏水洗净后立即装标准溶液来滴定
D．把配好的标准溶液倒入刚用蒸馏水洗净的试剂瓶中然后用来滴定
【答案】（1）cde
（2）26.00
（3）0.1044mol·L－1
(4）CD
【解析】（1）量筒、容量瓶无“0”刻度，托盘天平的“0”刻度在刻度尺的最左边。故答案为cde，26.00；
（2）滴定管可估读一位，其体积应为26.00mL；
（3）舍去第二组数据c(NaOH)＝＝0.1044mol·L－1。
（4）A．中和滴定达终点时俯视滴定管内液面读数，会导致读出的酸的体积偏小，所以计算出来的碱的浓度偏低；
B．碱式滴定管没有润洗，会稀释待测碱溶液，导致浓度偏低；
C．酸式滴定管没有润洗，中和锥形瓶中的一定量的碱时，需要的酸的体积偏多，故计算出来的碱的浓度偏高；
D．把配好的标准溶液倒入刚用蒸馏水洗净的试剂瓶中会造成标准溶液被水稀释，中和锥形瓶中的一定量的碱时，需要的酸的体积偏多，故计算出来的碱的浓度偏高；故选CD。
【跟踪演练】
9.氧化还原滴定实验是用已知浓度的氧化剂溶液滴定未知浓度的还原剂溶液或反之。现用0.1000 mol·L-1 KMnO4酸性溶液滴定未知浓度的无色H2C2O4溶液，完成下列问题：
(1)配制100mL0.1000mol/L的KMnO4溶液所需要的玻璃仪器有量筒、烧杯、胶头滴管、玻璃棒、___________。
(2)该滴定实验应选用如下图所示的滴定管___________(填“A”或“B”)盛放高锰酸钾溶液，原因是___________ 。
(3)写出酸性高锰酸钾与草酸反应的离子方程式___________。
(4)滴定终点的现象为___________。
(5)某学生按照滴定步骤进行了3次实验，分别记录有关数据如表：

滴定次数
待测H2C2O4溶液的体积/mL
0.1000 mol·L-1KMnO4的体积/mL
滴定前刻度
滴定后刻度
溶液体积/mL
第一次
20.00
0.00
20.11
20.11
第二次
20.00
1.56
23.30
21.74
第三次
20.00
0.30
20.19
19.89
依据上表数据计算该H2C2O4溶液的物质的量浓度为___________ mol·L-1(保留4位有效数字)。
(6)下列操作和叙述错误的是___________。
a.滴定过程中，眼睛应一直注视滴定管的刻度值变化，直至滴定终点
b.酸碱中和滴定中可以任意选用酚酞、石蕊、甲基橙等常用指示剂
c.左手旋转滴定管的玻璃活塞，右手不停摇动锥形瓶
d.滴定时，控制滴加速率：先快后慢
【答案】(1)100mL容量瓶
(2)A 高锰酸钾具有强氧化性，会腐蚀橡胶
(3)5H2C2O4+2MnO4-+6H+=2Mn2++10CO2↑+8H2O
4)滴入最后一滴高锰酸钾溶液，溶液呈浅红色且三十秒内不褪色 ， (5)0.25 mol·L-1 (6)ab
【解析】(1)准确配制一定体积、一定浓度的溶液的步骤为：计算、称量、溶解、转移溶液、洗涤、定容、摇匀，需要在100mL容量瓶中定容，所以需要的玻璃仪器有量筒、烧杯、胶头滴管、玻璃棒、100mL容量瓶；
(2)高锰酸钾具有强氧化性能腐蚀橡胶，用酸式滴定管盛放高锰酸钾溶液；
(3)高锰酸钾与草酸发生氧化还原反应，生成锰离子、二氧化碳、水，反应的离子反应为5H2C2O4+2MnO4-+6H+=2Mn2++10CO2↑+8H2O；
(4)滴入最后一滴高锰酸钾溶液，溶液呈浅红色且三十秒内不褪色 ，达到滴定终点；
(5)第二次实验数据偏离正常误差范围，根据第一、第三次实验数据，平均消耗高锰酸钾溶液体积为，设H2C2O4溶液的物质的量浓度为c；


c=0.25 mol·L-1；
(6) a．滴定过程中，眼睛应一直注视锥形瓶内颜色的变化，直至滴定终点，故A错误；
b．酸碱中和滴定一般选用酚酞、甲基橙为指示剂，石蕊变色范围宽且现象不明显，一般不用石蕊作指示剂，故B错误；
c．滴定操作时，左手控制滴定管的玻璃活塞，右手不停摇动锥形瓶，故C正确；
d．终点时加入过快，容易加入过量，应先快后慢，故D正确；
【高考应用】
高频考点1滴定曲线图像
常温下,用0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L-1 CH3COOH溶液所得滴定曲线如图。

pH-V图　各特殊点对水电离程度的影响和各特殊点粒子浓度大小关系


点
溶质
溶液的酸碱性
水的电离情况
离子浓度大小比较
A
CH3COOH
酸性，若已知A点的PH可计算Ka
抑制
c(H+)>c(CH3COO-)>c(OH-)
B(1∶1)
CH3COOH、CH3COONa
抑制
c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)
C(pH=7)
CH3COOH、CH3COONa
中性
正常电离
c(CH3COO-)=c(Na+)>c(H+)=c(OH-)
D
CH3COONa
刚好中和、碱性
只促进
c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+)
E
CH3COONa、NaOH
碱性
抑制
c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+)
F
CH3COONa、NaOH
碱性
抑制
c(Na+)>c(OH-)>c(CH3COO-)>c(H+)
根据图中pH数据,图中A、B、C、D、E、F各点对应的溶液中水的电离程度大小图示如图:

由滴定曲线提供信息，要解决的问题是：
（1） 指示剂的选择
（2） 比较电离常数的大小
（3） 计算起始时的PH计算
（4） 根据起始时的数据计算Ka
（5） PH=7时，溶液中的微观存在：存在的电解质是离子还是分子，浓度大小比较
（6） 刚好完全反应时，溶液中的微观存在：存在的电解质是离子还是分子，浓度大小比较
（7） 溶液混合后，酸性碱性性的判断，PH计算。
【高考实例】
例1．（2020·浙江高考试题）室温下，向盐酸中滴加溶液，溶液的pH随溶液体积的变化如图。已知。下列说法不正确的是（ ）

A．与盐酸恰好完全反应时，
B．选择变色范围在pH突变范围内的指示剂，可减小实验误差
C．选择甲基红指示反应终点，误差比甲基橙的大
D．时，
【答案】C
【解析】A．与盐酸恰好完全反应时溶液中的溶质为NaCl，呈中性，室温下，正确；B．选择变色范围在pH突变范围内的指示剂，可减小实验误差，B正确；C．甲基橙的变色范围在pH突变范围外，误差更大，错误；D．时，溶液中的溶质为氯化钠和氢氧化钠，且c(NaOH)==0.02mol/L，即溶液中c(OH-)=0.02mol，则c(H+)=5×10-13 mol/L，pH=-lgc(H+)=12.3，正确；故答案为C。
【考点演练】
1.（2021·湖南高考试题）常温下，用的盐酸分别滴定20.00mL浓度均为三种一元弱酸的钠盐溶液，滴定曲线如图所示。下列判断错误的是

A．该溶液中：
B．三种一元弱酸的电离常数：
C．当时，三种溶液中：
D．分别滴加20.00mL盐酸后，再将三种溶液混合：
【答案】C
【解析】由图可知，没有加入盐酸时，NaX、NaY、NaZ溶液的pH依次增大，则HX、HY、HZ三种一元弱酸的酸性依次减弱。
A项：NaX为强碱弱酸盐，在溶液中水解使溶液呈碱性，则溶液中离子浓度的大小顺序为c(Na+)＞c(X-)＞c(OH-)＞c(H+)，故A正确；
B项：弱酸的酸性越弱，电离常数越小，由分析可知，HX、HY、HZ三种一元弱酸的酸性依次减弱，则三种一元弱酸的电离常数的大小顺序为Ka(HX)＞Ka (HY)＞Ka(HZ)，故B正确；
C项：当溶液pH为7时，酸越弱，向盐溶液中加入盐酸的体积越大，酸根离子的浓度越小，则三种盐溶液中酸根的浓度大小顺序为c(X-)＞c(Y-)＞c(Z-)，故C错误；
D项：向三种盐溶液中分别滴加20.00mL盐酸，三种盐都完全反应，溶液中钠离子浓度等于氯离子浓度，将三种溶液混合后溶液中存在电荷守恒关系c(Na+)+ c(H+)= c(X-)+c(Y-)+c(Z-)+ c(Cl-)+ c(OH-)，由c(Na+)= c(Cl-)可得：c(X-)+c(Y-)+c(Z-)= c(H+)—c(OH-)，故D正确；故选C。
2．（2016·全国高考试题）298 K时，在20.0 mL 0.10mol·L－1氨水中滴入0.10mol·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(NH4＋)＝c(Cl－)＝c(H＋)＝c(OH－)
D．N点处的溶液中pH C(CH3COO-)> c(H+)> c(OH-)
【答案】B
【解析】A项：滴定开始时0.1000mol/L盐酸pH=1，0.1000mol/L醋酸pH＞1，所以滴定盐酸的曲线是图Ⅱ，滴定醋酸的曲线是图Ⅰ，错误；
B项：醋酸钠水解呈碱性，pH=7时，滴定醋酸消耗的V（NaOH）小于20mL，正确；
C项：V（NaOH）="20.00" mL 时，二者反应生成氯化钠和醋酸钠，醋酸根发生水解，两份溶液中c（Cl﹣）＞c（CH3COO﹣），错误；
D项：V（NaOH）=10.00mL时，溶液中恰好为同浓度的醋酸和醋酸钠，醋酸电离大于醋酸根的水解程度，溶液中离子浓度关系为c（CH3COO﹣）＞c（Na+）＞c（H+）＞c（OH﹣），错误。
4．（2022·湖南师大附中高三一模）室温下，向10mL 0.1mol/L NaOH溶液中加入0.1mol/L一元酸HA溶液后PH的变化如图所示。下列说法正确的是( )

A．a 点所示溶液中 c(Na+)＞c(A-)＞c(H+)＞c(HA)
B．a、b 两点所示溶液中水的电离程度相同
C．b点所示溶液中c(A-)＞c(HA)
D．pH=7时，c(Na+)=c(A-)+c(HA)
【答案】C
【解析】A项：a点时消耗0.1mol/L一元酸HA10mL，酸碱恰好中和生成盐，溶液pH=8.7，溶液显碱性，则该盐为强碱弱酸盐，说明HA为弱酸，NaA溶液水解呈碱性，应为c(HA)＞c(H+)，错误；
B项：a点A-水解，促进水的电离，b点时HA过量，溶液呈酸性，HA电离出H+，抑制水的电离，错误；
C项：b点加入0.1mol/L一元酸HA溶液20mL，HA过量一倍，溶液存在NaA和HA，此时溶液的pH=4.7，溶液呈酸性，说明HA电离程度大于A-水解程度，则存在c(A-)＞c(HA)，正确；
D项：pH=7时，c(H+)=c(OH-)，由电荷守恒可知c(Na+)+c(H+)=c(A-)+c(OH-)，则c(Na+)=c(A-)，错误；答案选C。
高频考点1滴定计算
【高考实例】
例2.[2019新课标Ⅱ]立德粉ZnS·BaSO4（也称锌钡白），是一种常用白色颜料。回答下列问题：
（3）成品中S2−的含量可以用“碘量法”测得。称取m g样品，置于碘量瓶中，移取25.00 mL 0.1000 mol·L−1的I2−KI溶液于其中，并加入乙酸溶液，密闭，置暗处反应5 min，有单质硫析出。以淀粉为指示剂，过量的I2用0.1000 mol·L−1Na2S2O3溶液滴定，反应式为I2+22I−+。测定时消耗Na2S2O3溶液体积V mL。终点颜色变化为_________________，样品中S2−的含量为______________（写出表达式）。
【答案】（3）浅蓝色至无色
【解析】（3）碘单质与硫离子的反应：S2-+I2S+2I-；碘单质与淀粉混合为蓝色，用硫代硫酸钠滴定过量的I2，故终点颜色变化为浅蓝色至无色；根据氧化还原反应得失电子数相等，利用关系式法解题；根据化合价升降相等列关系式，设硫离子物质的量为n mol：
S2- ～ I2 2S2O32- ～ I2
1 mol 1 mol 2 mol 1 mol
n mol n mol 0.1V×10-3mol 0.1V×10-3mol
n+0.1V×10-3mol=250.1V×10-3mol，得n=（25-V）0.1×10-3mol
则样品中硫离子含量为：×100%= ×100%。
【考点演练】
1.【2018新课标1卷】焦亚硫酸钠（Na2S2O5）在医药、橡胶、印染、食品等方面应用广泛。回答下列问题：
（4）Na2S2O5可用作食品的抗氧化剂。在测定某葡萄酒中Na2S2O5残留量时，取50.00 mL葡萄酒样品，用0.01000 mol·L−1的碘标准液滴定至终点，消耗10.00 mL。滴定反应的离子方程式为_____________，该样品中Na2S2O5的残留量为____________g·L−1（以SO2计）。
【答案】S2O52－+2I2+3H2O＝2SO42－+4I－+6H＋ 0.128
【解析】（4）单质碘具有氧化性，能把焦亚硫酸钠氧化为硫酸钠，反应的方程式为S2O52－+2I2+3H2O＝2SO42－+4I－+6H＋；消耗碘的物质的量是0.0001mol，所以焦亚硫酸钠的残留量（以SO2计）是。
2.【2018北京卷】磷精矿湿法制备磷酸的一种工艺流程如下：

已知：磷精矿主要成分为Ca5(PO4)3(OH)，还含有Ca5(PO4)3F和有机碳等。
溶解度：Ca5(PO4)3(OH)