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2020版化学新增分大一轮人教版（全国）讲义：第八章水溶液中的离子平衡第27讲
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第27讲 水的电离和溶液的pH
考纲要求 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。
考点一 水的电离与水的离子积常数
1.水的电离
水是极弱的电解质，水的电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－或H2OH＋＋OH－。
2.水的离子积常数
Kw＝c(H＋)·c(OH－)。
(1)室温下：Kw＝1×10－14。
(2)影响因素：只与温度有关，升高温度，Kw增大。
(3)适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。
(4)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
填写外界条件对水电离平衡的具体影响
体系变化
条件
平衡移动方向
Kw
水的电离程度
c(OH－)
c(H＋)
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
(1)温度一定时，水的电离常数与水的离子积常数相等(×)
(2)100 ℃的纯水中c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1，此时水呈酸性(×)
(3)在蒸馏水中滴加浓H2SO4，Kw不变(×)
(4)NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同(×)
(5)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等(√)
(6)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(√)
1.Kw＝c(H＋)·c(OH－)中，H＋和OH－一定由水电离出来的吗？
答案 不一定，如酸溶液中H＋由酸和水电离产生，碱溶液中OH－由碱和水电离产生，只要是水溶液必定有H＋和OH－，当溶液浓度不大时，总有Kw＝c(H＋)·c(OH－)
2.25 ℃，pH＝3的某溶液中，H2O电离出的H＋浓度为多少？
答案 (1)若为水解呈酸性的盐溶液，促进水的电离，由水电离出的c水(H＋)＝1×10－3 mol·L－1。
(2)若为酸，抑制水的电离，由水电离出的c水(H＋)＝c(OH－)＝＝ mol·L－1＝1×10－11 mol·L－1。
题组一 影响水电离平衡的因素及结果判断
1.25 ℃时，相同物质的量浓度的下列溶液：①NaCl ②NaOH ③H2SO4 ④(NH4)2SO4，其中水的电离程度按由大到小顺序排列的一组是( )
A.④＞③＞②＞① B.②＞③＞①＞④ C.④＞①＞②＞③ D.③＞②＞①＞④
答案 C
解析 ②③分别为碱、酸，抑制水的电离；④中NH水解促进水的电离，①NaCl不影响水的电离。
2.25 ℃时，某溶液中由水电离产生的c(H＋)和c(OH－)的乘积为1×10－18，下列说法正确的是( )
A.该溶液的pH可能是5 B.此溶液不存在
C.该溶液的pH一定是9 D.该溶液的pH可能为7
答案 A
解析 由题意可知该溶液中由水电离产生的c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－9 mol·L－1，该溶液中水的电离受到抑制，可能是酸溶液，也可能是碱溶液。若为酸溶液，则pH＝5；若为碱溶液，则pH＝9，故A项正确。
3.(2018·北京东城区质检)如图表示水中c(H＋)和c(OH－)的关系，下列判断错误的是( )
A.两条曲线间任意点均有c(H＋)·c(OH－)＝Kw
B.M区域内任意点均有c(H＋)＜c(OH－)
C.图中T1＜T2
D.XZ线上任意点均有pH＝7
答案 D
解析 由水的离子积的定义知两条曲线间任意点均有c(H＋)·c(OH－)＝Kw，A项正确；由图中纵横轴的大小可知M区域内任意点均有c(H＋)＜c(OH－)，B项正确；温度越高，水的电离程度越大，电离出的c(H＋)与c(OH－)越大，所以T2＞T1，C项正确；XZ线上任意点都有c(H＋)＝c(OH－)，只有当c(H＋)＝10－7 mol·L－1时，才有pH＝7，D项错误。
正确理解水的电离平衡曲线
(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。
题组二 水电离出的c(H＋)或c(OH－)的定量计算
4.(2018·韶关模拟)已知NaHSO4在水中的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。某温度下，向c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的c(H＋)＝1×10－2 mol·L－1。下列对该溶液的叙述不正确的是( )
A.该温度高于25 ℃
B.由水电离出来的H＋的浓度为1×10－10 mol·L－1
C.加入NaHSO4晶体抑制水的电离
D.取该溶液加水稀释100倍，溶液中的c(OH－)减小
答案 D
解析 A项，Kw＝1×10－6×1×10－6＝1×10－12，温度高于25 ℃；B、C项，NaHSO4电离出的H＋抑制H2O电离，＝c(OH－)＝1×10－10 mol·L－1；D项，加H2O稀释，c(H＋)减小，而c(OH－)增大。
5.(2018·长沙市雅礼中学检测)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＋)＝10－5mol·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。
水电离的c(H＋)或c(OH－)的计算技巧(25 ℃时)
(1)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7 mol·L－1。
(2)酸或碱抑制水的电离，水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＜10－7 mol·L－1，当溶液中的c(H＋)＜10－7 mol·L－1时就是水电离出的c(H＋)；当溶液中的c(H＋)＞10－7 mol·L－1时，就用10－14除以这个浓度即得到水电离的c(H＋)。
(3)可水解的盐促进水的电离，水电离的c(H＋)或c(OH－)均大于10－7 mol·L－1。若给出的c(H＋)＞10－7 mol·L－1，即为水电离的c(H＋)；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(H＋)。
题组三 酸碱中和反应过程中水电离c(H＋)变化分析
6.常温下，向20 mL 0.1 mol·L－1氨水溶液中滴加盐酸，溶液中由水电离出的c(H＋)随加入盐酸体积的变化如图所示。则下列说法正确的是( )
A.b、d两点为恰好完全反应点
B.c点溶液中，c(NH)＝c(Cl－)
C.a、b之间的任意一点：c(Cl－)＞c(NH)，c(H＋)＞c(OH－)
D.常温下，0.1 mol·L－1氨水的电离常数K约为1×10－5
答案 D
解析 向氨水中逐滴加入盐酸，水的电离程度由小逐渐变大，后又逐渐减小；b点表示过量氨水的电离与NH的水解程度相互“抵消”；随着NH的水解占优势，c点NH的水解程度达到最大，也是恰好反应点；再继续加入盐酸，盐酸过量抑制水的电离。根据以上分析可知，b点氨水过量，d点盐酸过量，A项错误；c点溶质是NH4Cl，因NH水解，故c(NH)＜c(Cl－)，B项错误；a、b之间氨水电离占优势，c(Cl－)＜c(NH)，c(H＋)＜c(OH－)，C项错误；a点，溶液中c(NH)≈c(OH－)，c(NH3·H2O)＝0.1 mol·L－1－0.001 mol·L－1≈0.1 mol·L－1，则氨水的电离常数K＝＝＝10－5，D项正确。
7.(2018·石家庄一模)常温下，向20.00 mL 0.1 mol·L－1 HA溶液中滴入0.1 mol·L－1 NaOH溶液，溶液中由水电离出的氢离子浓度的负对数[－lg c水(H＋)]与所加NaOH溶液体积的关系如图所示，下列说法中不正确的是( )
A.常温下，Ka(HA)约为10－5
B.M、P两点溶液对应的pH＝7
C.b＝20.00
D.M点后溶液中均存在c(Na＋)＞c(A－)
答案 B
解析 0.1 mol·L－1 HA溶液中，－lg c水(H＋)＝11，c水(H＋)＝c水(OH－)＝10－11 mol·L－1，根据常温下水的离子积求出溶液中c(H＋)＝＝10－3 mol·L－1，HAH＋＋A－，c(H＋)＝c(A－)＝10－3 mol·L－1，Ka(HA)＝＝＝10－5，A项正确；N点水电离出的H＋浓度最大，说明HA与NaOH恰好完全反应生成NaA，P点溶质为NaOH和NaA，溶液显碱性，即P点pH不等于7，B项错误；0～b段水的电离程度逐渐增大，当达到b点时水的电离程度达到最大，即溶质为NaA，说明HA和NaOH恰好完全反应，b＝20.00，C项正确；M点溶液pH＝7，根据溶液呈电中性，存在c(Na＋)＝c(A－)，M点后，c(Na＋)＞c(A－)，D项正确。
考点二 溶液的酸碱性和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。
(1)酸性溶液：c(H＋)>c(OH－)，常温下，pH<7。
(2)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)，常温下，pH＝7。
(3)碱性溶液：c(H＋)7。
2.pH及其测量
(1)计算公式：pH＝－lg c(H＋)。
(2)测量方法
①pH试纸法
用镊子夹取一小块试纸放在洁净的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液点在试纸的中央，变色后与标准比色卡对照，即可确定溶液的pH。
②pH计测量法
(3)溶液的酸碱性与pH的关系
常温下：
3.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＋)＝ mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg (nc)。
(2)混合溶液pH的计算类型
①两种强酸混合：直接求出c(H＋)混，再据此求pH。c(H＋)混＝。
②两种强碱混合：先求出c(OH－)混，再据Kw求出c(H＋)混，最后求pH。c(OH－)混＝。
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(H＋)混或c(OH－)混＝。
(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＋)＞10－7 mol·L－1，则该溶液呈酸性(×)
(3)pH减小，溶液的酸性一定增强(×)
(4)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(√)
(5)用蒸馏水润湿的pH试纸测溶液的pH，一定会使结果偏低(×)
(6)用广范pH试纸测得某溶液的pH为3.4(×)
(7)用pH计测得某溶液的pH为7.45(√)
(1)溶液呈现酸、碱性的实质是c(H＋)与c(OH－)不相等，不能只看pH，一定温度下pH＝6的溶液可能显中性，也可能显酸性，应注意温度。
(2)使用pH试纸时不能用蒸馏水润湿。
(3)广范pH试纸只能测出pH的整数值。
1.1 mL pH＝9的NaOH溶液，加水稀释到10 mL，pH＝___________；加水稀释到100 mL，pH________7。
答案 8 接近
2.常温下，两种溶液混合后酸碱性的判断(在括号中填“酸性”“碱性”或“中性”)。
(1)相同浓度的HCl和NaOH溶液等体积混合( )
(2)相同浓度的CH3COOH和NaOH溶液等体积混合( )
(3)相同浓度的NH3·H2O和HCl溶液等体积混合( )
(4)pH＝2的H2SO4和pH＝12的NaOH溶液等体积混合( )
(5)pH＝3的HCl和pH＝10的NaOH溶液等体积混合( )
(6)pH＝3的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合( )
(7)pH＝2的CH3COOH和pH＝12的NaOH溶液等体积混合( )
(8)pH＝2的H2SO4和pH＝12的NH3·H2O等体积混合( )
答案 (1)中性 (2)碱性 (3)酸性 (4)中性 (5)酸性 (6)碱性 (7)酸性 (8)碱性
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”。
(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。
题组一 有关pH的简单计算
1.按要求计算下列溶液的pH(常温下，忽略溶液混合时体积的变化)：
(1)0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液(已知CH3COOH的电离常数Ka＝1.8×10－5)。
(2)0.1 mol·L－1的NH3·H2O(NH3·H2O的电离度α＝1%，电离度＝×100%)。
(3)pH＝2的盐酸与等体积的水混合。
(4)常温下，将0.1 mol·L－1氢氧化钠溶液与0.06 mol·L－1硫酸溶液等体积混合。
(5)25 ℃时，pH＝3的硝酸和pH＝12的氢氧化钡溶液按照体积比为9∶1混合。
答案 (1)2.9 (2)11 (3)2.3 (4)2 (5)10
解析 (1)CH3COOH CH3COO－ ＋ H＋
c(初始) 0.1 mol·L－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。
(2) 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＝10－3mol·L－1
c(H＋)＝10－11 mol·L－1，所以pH＝11。
(3)c(H＋)＝ mol·L－1
pH＝－lg ＝2＋lg 2≈2.3。
(4)0.1 mol·L－1 NaOH溶液中c(OH－)＝0.1 mol·L－1,0.06 mol·L－1的硫酸溶液中c(H＋)＝0.06 mol·L－1×2＝0.12 mol·L－1，二者等体积混合后溶液呈酸性，混合溶液中c(H＋)＝＝0.01 mol·L－1，则pH＝－lg 0.01＝2。
(5)pH＝3的硝酸溶液中c(H＋)＝10－3 mol·L－1，pH＝12的Ba(OH)2溶液中c(OH－)＝ mol·L－1＝10－2 mol·L－1，二者以体积比9∶1混合，Ba(OH)2过量，溶液呈碱性，混合溶液中c(OH－)＝＝1×10－4 mol·L－1
则混合后c(H＋)＝＝ mol·L－1＝1×10－10 mol·L－1
故pH＝－lg 10－10＝10。
2.根据要求解答下列问题(常温条件下)：
(1)pH＝5的H2SO4溶液，加水稀释到500倍，则稀释后c(SO)与c(H＋)的比值为_____。
(2)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______________________________________________________________。
(3)在一定体积pH＝12的Ba(OH)2溶液中，逐滴加入一定物质的量浓度的NaHSO4溶液，当溶液中的Ba2＋恰好完全沉淀时，溶液pH＝11。若反应后溶液的体积等于Ba(OH)2溶液与NaHSO4溶液的体积之和，则Ba(OH)2溶液与NaHSO4溶液的体积比是________。
(4)将pH＝a的NaOH溶液Va L与pH＝b的稀盐酸Vb L混合，若所得溶液呈中性，且a＋b＝13，则＝______。
答案 (1)
(2)0.05 mol·L－1
(3)1∶4
(4)10
解析 (1)稀释前c(SO)＝ mol·L－1，稀释后c(SO)＝ mol·L－1＝10－8 mol·L－1，c(H＋)稀释后接近10－7 mol·L－1，所以≈＝。
(2)＝0.01 mol·L－1，c＝0.05 mol·L－1。
(3)设氢氧化钡溶液体积为V1 L，硫酸氢钠溶液的体积为V2 L，依题意知，n(Ba2＋)＝n(SO)，由Ba(OH)2＋NaHSO4===BaSO4↓＋NaOH＋H2O知，生成的氢氧化钠的物质的量为n(NaOH)＝n[Ba(OH)2]＝0.5×10－2V1 mol，＝1×10－3 mol·L－1，则V1∶V2＝1∶4。
(4)pH＝a的NaOH溶液中c(OH－)＝10a－14 mol·L－1，pH＝b的稀盐酸中c(H＋)＝10－b mol·L－1，
根据中和反应H＋＋OH－===H2O，知c(OH－)·Va＝c(H＋)·Vb
＝＝＝1014－(a＋b)，a＋b＝13，则＝10。
溶液pH计算的一般思维模型
题组二 pH概念的拓展应用
3.(2018·南阳等六市联考)某温度下，向一定体积0.1 mol·L－1的氨水中逐滴加入等浓度的盐酸，溶液中pOH[pOH＝－lg c(OH－)]与pH的变化关系如下图所示。下列说法不正确的是( )
A.M点和N点溶液中H2O的电离程度相同
B.Q点溶液中，c(NH)＋c(NH3·H2O)＝c(Cl－)
C.M点溶液的导电性小于Q点溶液的导电性
D.N点溶液加水稀释，变小
答案 B
解析 由于M点碱过量，N点酸过量，M点溶液中氢氧根离子浓度与N点溶液中氢离子浓度相同，对水的电离抑制能力相同，故两点水的电离程度相同，A正确；Q点时pH＝pOH，说明溶液呈中性，根据电荷守恒：c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，则c(NH)＝c(Cl－)，B错误；M点溶液中主要溶质为一水合氨，为弱电解质，在溶液中部分电离，溶液中离子浓度较小，Q点溶液中溶质主要为氯化铵，为强电解质，溶液中离子浓度较大，故M点溶液的导电能力小于Q点，C正确；N点溶液加水稀释，Kb＝，温度不变，Kb不变，加水稀释氢离子浓度减小，c(OH－)增大，所以变小，故D正确。
4.(2018·邯郸一中一模)若用AG表示溶液的酸度，AG的定义为AG＝lg 。室温下实验室中用0.01 mol·L－1的氢氧化钠溶液滴定20.00 mL 0.01 mol·L－1醋酸，滴定过程如图所示，下列叙述正确的是( )
A.室温下，醋酸的电离常数约为10－5
B.A点时加入氢氧化钠溶液的体积为20.00 mL
C.若B点为40 mL，所得溶液中：c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)
D.从A到B，水的电离程度逐渐变大
答案 A
解析 室温下，醋酸的AG＝lg ＝7，即＝107，而水的离子积Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝10－14，两式联立可知：c(H＋)＝10－3.5 mol·L－1，而在醋酸溶液中，c(CH3COO－)≈c(H＋)＝10－3.5 mol·L－1，故电离平衡常数Ka＝≈＝10－5，故A正确；A点的AG＝lg ＝0，即＝1，则c(H＋)＝c(OH－)，溶液显中性，而当加入氢氧化钠溶液20.00 mL时，氢氧化钠和醋酸恰好完全中和，得到醋酸钠溶液，溶液显碱性，故B错误；当B点加入NaOH溶液40 mL时，所得溶液为等浓度的CH3COONa和NaOH的混合溶液，根据物料守恒可知，c(Na＋)＝2[c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)]，故C错误；A点之后，当V(NaOH)＞20 mL后，水的电离受到抑制，电离程度又会逐渐变小，D项错误。
考点三 酸碱中和滴定
1.实验原理
利用酸碱中和反应，用已知浓度酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。以标准盐酸滴定待测的NaOH溶液，待测的NaOH溶液的物质的量浓度为c(NaOH)＝。
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。
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)试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。
(3)滴定管
①构造：“0”刻度线在上方，尖嘴部分无刻度。
②精确度：读数可精确到0.01 mL。
③洗涤：先用蒸馏水洗涤，再用待装液润洗。
④排泡：酸、碱式滴定管中的液体在滴定前均要排出尖嘴中的气泡。
⑤使用注意事项：
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
①滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→调液面→记录。
②锥形瓶：注碱液→记体积→加指示剂。
(2)滴定
(3)终点判断
等到滴入最后一滴标准液，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。
(4)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。
4.常用酸碱指示剂及变色范围
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浅红色
>10.0红色
仪器、操作选项
(1)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)中和滴定操作中所需标准溶液越浓越好，指示剂一般加入2～3 mL(×)
(5)中和滴定实验时，滴定管、锥形瓶均用待测液润洗(×)
(6)滴定终点就是酸碱恰好中和的点(×)
(7)滴定管盛标准溶液时，调液面一定要调到“0”刻度(×)
滴定终点现象判断
(1)用a mol·L－1的盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液，用酚酞作指示剂，达到滴定终点的现象是____________________________________________________________________________；若用甲基橙作指示剂，滴定终点的现象是______________________________________。
答案 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)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____________作指示剂，达到滴定终点的现象是________________________________。
答案 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)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 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
(4)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，溶液变成红色，且半分钟内不褪色
题组一 滴定实验中指示剂的选择
1.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0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定未知浓度的CH3COOH溶液，恰好完全反应时，下列叙述中正确的是( )
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.溶液呈碱性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂
D.溶液呈碱性，只能选用酚酞作指示剂
答案 D
解析 NaOH溶液和CH3COOH溶液恰好完全反应时生成CH3COONa，CH3COO－水解显碱性，而酚酞的变色范围为8.2～10.0，比较接近。
2.下列滴定中，指示剂的选择或滴定终点颜色变化有错误的是( )
提示：2KMnO4＋5K2SO3＋3H2SO4===6K2SO4＋2MnSO4＋3H2O、I2＋Na2S===2NaI＋S↓
选项
滴定管中的溶液
锥形瓶中的溶液
指示剂
滴定终点颜色变化
A
NaOH溶液
CH3COOH溶液
酚酞
无色→浅红色
B
HCl溶液
氨水
酚酞
浅红色→无色
C
酸性KMnO4溶液
K2SO3溶液
无
无色→浅紫红色
D
碘水
亚硫酸溶液
淀粉
无色→蓝色
答案 B
解析 A项，锥形瓶中为酸，加入酚酞无色，达到滴定终点，溶液显碱性，溶液变为浅红色，故现象为无色→浅红色，正确；B项，锥形瓶中为碱，达到滴定终点，溶液显酸性，应选择指示剂甲基橙，现象是溶液由黄色变为红色，错误；C项，高锰酸钾为紫色，滴入高锰酸钾前溶液无色，到达滴定终点为浅紫红色，故现象为无色→浅紫红色，正确；D项，碘遇淀粉变蓝色，加入碘前无色，滴加碘反应至终点，碘遇淀粉呈蓝色，正确。
酸碱中和滴定指示剂选择的基本原则
变色要灵敏，变色范围要小，使变色范围尽量与滴定终点溶液的酸碱性一致。
(1)强酸滴定强碱一般用甲基橙，但用酚酞也可以。
(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。
题组二 酸碱中和滴定的操作及误差分析
3.某研究小组为测定食用白醋中醋酸的含量进行如下操作，正确的是( )
A.用碱式滴定管量取一定体积的待测白醋放入锥形瓶中
B.称取4.0 g NaOH放到1 000 mL容量瓶中，加水至刻度，配成1.00 mol·L－1 NaOH标准溶液
C.用NaOH溶液滴定白醋，使用酚酞作指示剂，溶液颜色恰好由无色变为浅红色，且半分钟内不褪色时，为滴定终点
D.滴定时眼睛要注视着滴定管内NaOH溶液的液面变化，防止滴定过量
答案 C
解析 量取白醋应用酸式滴定管，A错误；NaOH的溶解应在烧杯中完成，B错误；在滴定中操作时眼睛要注视锥形瓶内溶液颜色的变化。
4.中和滴定过程中，容易引起误差的主要是五个方面，请以“用已知浓度的盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液”为例，用“偏高”“偏低”或“无影响”填空。
(1)仪器润洗
①酸式滴定管未润洗就装标准液滴定，则滴定结果_____________________________。
②锥形瓶用蒸馏水冲洗后，再用待测液润洗，使滴定结果________。
(2)存在气泡
①滴定前酸式滴定管尖嘴处有气泡未排出，滴定后气泡消失，使滴定结果_________。
②滴定管尖嘴部分滴定前无气泡，滴定终点有气泡，使滴定结果________。
(3)读数操作
①滴定前平视滴定管刻度线，滴定终点俯视刻度线，使滴定结果________。
②滴定前仰视滴定管刻度线，滴定终点俯视刻度线，使滴定结果________。
(4)指示剂选择：用盐酸滴定氨水，选用酚酞作指示剂，使滴定结果________。
(5)存在杂质
①用含NaCl杂质的NaOH配制成标准溶液来滴定盐酸，则测定的盐酸浓度将______。
②用含Na2O杂质的NaOH配制成标准溶液来滴定盐酸，则测定的盐酸浓度________。
答案 (1)①偏高 ②偏高 (2)①偏高 ②偏低 (3)①偏低 ②偏低 (4)偏低 (5)①偏高 ②偏低
解析 (2)①体积数＝末读数－初读数。滴定管尖嘴部分滴定前有气泡，滴定终点无气泡，读取的体积数比实际消耗标准溶液的体积大，结果偏高。(3)仰视读数时，读取的体积数偏大，俯视读数时，读取的体积数偏小。(4)用盐酸滴定氨水，选用酚酞作指示剂，由于酚酞变色时，溶液呈碱性，盐酸不足，氨水有剩余，消耗盐酸的体积数偏小，结果偏低。(5)用含NaCl杂质的NaOH配制成标准溶液来滴定盐酸，由于NaCl不与盐酸反应，消耗的溶液体积增大，结果偏高。用含Na2O杂质的NaOH配制成标准溶液来滴定盐酸，根据中和1 mol HCl所需Na2O质量为31 g，中和1 mol HCl所需NaOH质量为40 g，可知中和相同量盐酸时，所需含Na2O的NaOH的量比所需纯NaOH的量小，结果偏低。
中和滴定的误差分析方法
(1)依据公式c(待测)＝来判断。c(标准)和V(待测)在误差分析时是定值，因此只需分析使得所耗标准液体积V(标准)变大或变小的原因即可，V(标准)变大，则c(待测)偏高，V(标准)变小，则c(待测)偏低。
(2)滴定管读数要领
以凹液面的最低点为基准(如图)
正确读数(虚线部分)和错误读数(实线部分)
1.正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”
(1)用标准HCl溶液滴定NaHCO3溶液来测定其浓度，选择酚酞为指示剂(×)
(2018·全国卷Ⅲ，10B)
(2)滴定接近终点时，滴定管的尖嘴可以接触锥形瓶内壁(√)
(2016·海南，8C)
(3)用稀NaOH滴定盐酸，用酚酞作指示剂，当锥形瓶中溶液由红色变无色时停止滴定(×)
(2015·广东理综，12C)
(4)中和滴定时，滴定管用所盛装的反应液润洗2～3次(√)
(2015·江苏，7B)
2.(2016·全国卷Ⅰ，12)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
答案 D
解析 A项，盐酸滴定氨水时，滴定终点溶液为NH4Cl溶液，呈酸性，故指示剂应选甲基橙，错误；B项，一水合氨属于弱碱，与盐酸正好反应生成NH4Cl时溶液呈酸性，故二者等浓度反应时，若溶液的pH＝7，盐酸的体积应小于氨水的体积，即小于20.0 mL，错误；C项，根据电荷守恒可知溶液中：c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，M点溶液的pH＝7，即c(H＋)＝c(OH－)，则c(NH)＝c(Cl－)，由于水的电离是微弱的，故c(NH)＝c(Cl－)＞c(H＋)＝c(OH－)，错误；D项，由图可知，N点即为0.10 mol·L－1氨水，由其电离度为1.32%，可知0.10 mol·L－1氨水中c(OH－)＝0.001 32 mol·L－1，故该氨水中11
答案 S2O＋2I2＋3H2O===2SO＋4I－＋6H＋ 0.128
解析 根据电子、电荷及质量守恒，可写出反应的离子方程式为S2O＋2I2＋3H2O===2SO＋4I－＋6H＋，n(S2O)＝×n(I2)＝×0.010 00 mol·L－1×10.00×10－3 L＝5×10－5 mol，该样品中S2O的残留量(以SO2计)为5×10－5 mol×2×64 g·mol－1×＝0.128 g·L－1。
4.[2018·全国卷Ⅱ，28(3)]测定三草酸合铁酸钾中铁的含量。
①称量m g样品于锥形瓶中，溶解后加稀H2SO4酸化，用c mol·L－1KMnO4溶液滴定至终点。滴定终点的现象是_________________________________________________________。
②向上述溶液中加入过量锌粉至反应完全后，过滤、洗涤，将滤液及洗涤液全部收集到锥形瓶中。加稀H2SO4酸化，用c mol·L－1KMnO4溶液滴定至终点，消耗KMnO4溶液V mL。该晶体中铁的质量分数的表达式为____________________。
答案 ①溶液变成粉红色且半分钟内不变色 ②×100%
解析 ①滴定终点的现象是有粉红色出现且半分钟内不变色。
②加入锌粉后将Fe3＋还原为Fe2＋，再用KMnO4溶液滴定，将Fe2＋氧化为Fe3＋，MnO转化为Mn2＋：
Fe2＋→Fe3＋～e－
MnO→Mn2＋～5e－
可得关系式：5Fe2＋～MnO
已知n(MnO)＝cV×10－3 mol
则n(Fe2＋)＝5cV×10－3 mol
则m(Fe2＋)＝5cV×10－3×56 g
该晶体中铁的质量分数w(Fe)＝×100%＝×100%。
5.[2018·全国卷Ⅲ，26(2)②改编]称取1.200 0 g某硫代硫酸钠晶体，用100 mL容量瓶配成样品溶液。取0.009 50 mol·L－1的K2Cr2O7标准溶液20.00 mL，硫酸酸化后加入过量KI，发生反应：Cr2O＋6I－＋14H＋===3I2＋2Cr3＋＋7H2O。然后用硫代硫酸钠样品溶液滴定至淡黄绿色，发生反应：I2＋2S2O===S4O＋2I－。加入淀粉溶液作为指示剂，继续滴定，当溶液_________________，即为终点。平行滴定3次，样品溶液的平均用量为24.80 mL，则样品纯度为___________%(保留1位小数)。
答案 蓝色褪去 95.0
解析 加入淀粉溶液作指示剂，淀粉遇I2变蓝色，加入的Na2S2O3样品与I2反应，当I2消耗完后，溶液蓝色褪去，即为滴定终点。
由反应Cr2O＋6I－＋14H＋===3I2＋2Cr3＋＋7H2O
I2＋2S2O===S4O＋2I－
得关系式：Cr2O ～ 3I2 ～ 6S2O
1 6
0.009 50 mol·L－1×0.02 L 0.009 50 mol·L－1×0.02 L×6
硫代硫酸钠样品溶液的浓度＝，样品的纯度为
×100%＝95.0%。
6.[2017·全国卷Ⅰ，26(5)，改编]凯氏定氮法的原理是用浓硫酸在催化剂存在下将样品中有机氮转化为铵盐，铵盐经处理后，通过滴定测量，已知NH3＋H3BO3===NH3·H3BO3；NH3·H3BO3＋HCl===NH4Cl＋H3BO3，取某甘氨酸(C2H5NO2)样品m克进行测定，滴定锥形瓶中吸收液(含NH3·H3BO3和指示剂)时消耗浓度为c mol·L－1的盐酸V mL，则样品中氮的质量分数为________%，样品的纯度≤________%。
答案
1.(2018·河北衡水中学调研)下列操作会使H2O的电离平衡向正方向移动，且所得溶液呈酸性的是( )
A.向水中加入少量的CH3COONa B.向水中加入少量的NaHSO4
C.加热水至100 ℃，pH＝6 D.向水中加少量的明矾
答案 D
解析 CH3COO－水解，溶液显碱性；NaHSO4电离出H＋抑制水的电离；100 ℃的水pH＝6，但c(H＋)＝c(OH－)，是中性；D项，Al3＋水解，促进水的电离，溶液显酸性，正确。
2.(2019·成都质检)常温下，下列溶液的pH最大的是( )
A.0.02 mol·L－1氨水与水等体积混合后的溶液
B.pH＝2的盐酸与pH＝12的NaOH溶液等体积混合后的溶液
C.0.02 mol·L－1盐酸与0.02 mol·L－1氨水等体积混合后的溶液
D.0.01 mol·L－1盐酸与0.03 mol·L－1氨水等体积混合后的溶液
答案 A
解析 D项混合后得到0.01 mol·L－1氨水和0.005 mol·L－1 NH4Cl的混合溶液，相当于往A项溶液中加入NH4Cl，因而D的pH比A的小。
3.甲、乙、丙、丁四位同学通过计算得出室温下，在pH＝12的某溶液中，由水电离出的c(OH－)分别为甲：1.0×10－7 mol·L－1；乙：1.0×10－6 mol·L－1；丙：1.0×10－2 mol·L－1；丁：1.0×10－12 mol·L－1。其中你认为可能正确的数据是( )
A.甲、乙 B.乙、丙 C.丙、丁 D.乙、丁
答案 C
解析 如果该溶液是一种强碱(如NaOH)溶液，则该溶液的OH－首先来自于碱(NaOH)的电离，水的电离被抑制，c(H＋)＝1×10－12 mol·L－1，所有这些H＋都来自于水的电离，水电离出相同物质的量的OH－，所以丁正确；如果该溶液是一种强碱弱酸盐溶液，则该溶液呈碱性是由于盐中弱酸根水解。水解时，弱酸根离子与水反应生成弱酸和OH－，使溶液中c(OH－)＞c(H＋)，溶液中的OH－由水电离所得，所以丙也正确。
4.(2018·泰安模拟)常温下，关于溶液稀释的说法正确的是( )
A.将1 L 0.1 mol·L－1的Ba(OH)2溶液加水到体积为2 L，pH＝13
B.pH＝3的醋酸溶液加水稀释到原浓度的，pH＝5
C.pH＝4的H2SO4溶液加水稀释到原浓度的，溶液中由水电离产生的c(H＋)
＝1×10－6 mol·L－1
D.pH＝8的NaOH溶液加水稀释到原浓度的，其pH＝6
答案 A
解析 A项，c(OH－)＝0.2 mol·L－1，稀释1倍后c(OH－)＝0.1 mol·L－1，则pH＝13，正确；C项，稀释100倍后，H2SO4的pH＝6，则水电离的c水(H＋)＝10－8 mol·L－1，错误。
5.(2018·山西重点中学联考)下列说法不正确的是( )
A.常温下，在0.1 mol·L－1的HNO3溶液中，由水电离出的c(H＋)＜
B.浓度为0.1 mol·L－1的NaHCO3溶液中：c(H2CO3)＞c(CO)
C.25 ℃时，AgCl固体在等物质的量浓度的NaCl、CaCl2溶液中溶度积相同
D.冰醋酸中逐滴加水，溶液的导电性、醋酸的电离程度、pH均先增大后减小
答案 D
解析 硝酸对水的电离起抑制作用，故由水电离的c(H＋)＜，A正确；NaHCO3溶液中由于HCO的水解程度大于其电离程度，故c(H2CO3)＞c(CO)，B正确；溶度积只与温度有关，C正确；冰醋酸中逐滴加水，溶液的导电性先增大后减小，醋酸的电离程度逐渐增大，pH先减小后增大，D不正确。
6.室温时，关于下列溶液的叙述正确的是( )
A.1.0×10－3 mol·L－1盐酸的pH＝3,1.0×10－8 mol·L－1盐酸的pH＝8
B.pH＝a的醋酸溶液稀释一倍后，溶液的pH＝b，则a＞b
C.pH＝12的氨水和pH＝2的盐酸等体积混合，混合液的pH＜7
D.1 mL pH＝1的盐酸与100 mL NaOH溶液混合后，溶液的pH＝7，则NaOH溶液的pH＝11
答案 D
解析 盐酸是强酸，则1.0×10－3 mol·L－1盐酸的pH＝3，室温下酸性溶液的pH不可能大于7，A错误；pH＝a的醋酸溶液稀释1倍后酸性降低，如果溶液的pH＝b，则a＜b，B错误；氨水是弱碱，pH＝12的氨水和pH＝2的盐酸等体积混合，氨水过量，溶液显碱性，所以混合液的pH＞7，C错误；1 mL pH＝1的盐酸与100 mL NaOH溶液混合后，溶液的pH＝7，这说明盐酸的物质的量与氢氧化钠的物质的量相等，则NaOH溶液的浓度是0.001 mol·L－1，所以溶液的pH＝11，D正确。
7.H2S2O3是一种弱酸，实验室欲用0.01 mol·L－1的Na2S2O3溶液滴定I2溶液，发生的反应为I2＋2Na2S2O3===2NaI＋Na2S4O6，下列说法合理的是( )
A.该滴定可用甲基橙作指示剂
B.Na2S2O3是该反应的还原剂
C.该滴定可选用如图所示装置
D.该反应中每消耗2 mol Na2S2O3，电子转移数为4NA
答案 B
解析 溶液中有单质碘，应加入淀粉溶液作指示剂，碘与硫代硫酸钠发生氧化还原反应，当反应到达终点时，单质碘消失，蓝色褪去，故A错误；Na2S2O3中S元素化合价升高被氧化，作还原剂，故B正确；Na2S2O3溶液显碱性，应该用碱式滴定管，故C错误；反应中每消耗2 mol Na2S2O3，电子转移数为2NA，故D错误。
8.已知Ag2CrO4是砖红色沉淀，下列滴定反应中，指示剂使用不正确的是( )
A.用标准FeCl3溶液滴定KI溶液，选择KSCN溶液
B.用I2溶液滴定Na2SO3溶液，淀粉作指示剂
C.用AgNO3溶液滴定NaCl溶液，Na2CrO4作指示剂
D.用H2O2溶液滴定KI溶液，淀粉作指示剂
答案 D
解析 铁离子与碘离子反应，生成亚铁离子和碘单质，KSCN溶液遇铁离子显红色，当溶液显红色时，说明碘离子反应完全，达到滴定终点，故A正确；淀粉遇碘单质显蓝色，当溶液显蓝色时，说明亚硫酸根离子已经被碘单质充分氧化，碘单质剩余，达到滴定终点，故B正确；Ag2CrO4是砖红色沉淀，当溶液中有砖红色沉淀时，待测液中的氯离子被充分沉淀，银离子剩余，故C正确；待测液中的碘离子被双氧水氧化生成碘单质，淀粉显蓝色，即开始滴定就出现蓝色，蓝色加深，碘离子反应完全时，蓝色不再加深，但是不易观察，不能判断滴定终点，故D错误。
9.在不同温度下的水溶液中离子浓度曲线如图所示，下列说法不正确的是( )
A.向b点对应的醋酸溶液中滴加NaOH溶液至a点，此时c(Na＋)＝c(CH3COO－)
B.25 ℃时，加入CH3COONa可能引起由c向d的变化，升温可能引起由a向c的变化
C.T ℃时，将pH＝2的硫酸与pH＝10的KOH等体积混合后，溶液显中性
D.b点对应的溶液中大量存在：K＋、Ba2＋、NO、I－
答案 D
解析 A项，向b点对应的醋酸溶液中滴加NaOH溶液至a点，因为a点溶液呈中性，根据电荷守恒规律，所以c(Na＋)＝c(CH3COO－)，正确；B项，CH3COONa属于强碱弱酸盐，会发生水解使溶液显碱性，使得c(OH－)离子浓度增大，可能引起由c向d的变化，升温溶液中的c(OH－)和c(H＋)同时同等程度的增大，所以可能引起由a向c的变化，正确；C项，由图像知T ℃时Kw＝10－12，将pH＝2的硫酸与pH＝10的KOH等体积混合后，溶液显中性，正确；D项，由图像知b点对应的溶液呈酸性，溶液中NO、I－在酸性条件下发生氧化还原反应，因此K＋、Ba2＋、NO、I－不能大量存在，错误。
10.(2018·株洲教学质检)常温下，用0.1 mol·L－1的NaOH溶液滴定相同浓度的20 mL一元弱酸HA溶液，滴定过程中溶液的pH随滴定分数(滴定分数＝)的变化曲线如图所示(忽略中和热效应)，下列说法中不正确的是( )
A.HA溶液加水稀释后，溶液中的值减小
B.当滴定分数为1时，溶液中水的电离程度最大
C.当滴定分数大于1时，溶液中离子浓度关系一定是c(Na＋)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H＋)
D.当滴定分数为x时，HA的电离常数为K(HA)＝
答案 C
解析 在HA溶液中存在电离平衡：HAH＋＋A－，＝×c(H＋)＝×c(H＋)，加水稀释，c(H＋)减小，则溶液中的值减小，A项正确；当滴定分数为1时，二者恰好完全反应，溶液中的溶质为NaA，属于强碱弱酸盐，促进水的电离，溶液中水的电离程度最大，B项正确；当滴定分数大于1时，溶液中离子浓度关系可能是c(Na＋)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H＋)，也可能是c(Na＋)＞c(OH－)＞c(A－)＞c(H＋)，C项错误；HA的电离常数K(HA)＝＝，D项正确。
11.(2018·泉州质检)常温下，向浓度均为0.1 mol·L－1体积均为10 mL的两种一元酸(HX、HY)溶液中，分别滴入0.1 mol·L－1 NaOH溶液，pH的变化曲线如图所示。下列说法中错误的是( )
A.N点：c(Na＋)＝c(Y－)＋c(HY)
B.M点：c(X－)＞c(Na＋)
C.滴至pH＝7时，消耗NaOH溶液的体积：HX溶液＞HY溶液
D.滴入10 mL NaOH溶液时，溶液中水的电离程度：HX溶液＜HY溶液
答案 A
解析 据图可知，浓度均为0.1 mol·L－1的两种一元酸(HX、HY)溶液的pH都大于1，说明HX和HY均为弱酸，N点加入NaOH溶液的体积为15 mL，NaOH与HY的物质的量之比为3∶2，则根据物料守恒得2c(Na＋)＝3c(Y－)＋3c(HY)，A项错误；M点加入NaOH溶液的体积为5 mL，根据反应方程式：NaOH＋HX===NaX＋H2O可知，反应后所得溶液中HX和NaX的物质的量相等，此时溶液的pH＜7，说明HX的电离程度大于X－的水解程度，所以c(X－)＞c(Na＋)，B项正确；据图可知，浓度均为0.1 mol·L－1的两种一元酸HX、HY溶液的pH大小关系为pH(HX)＜pH(HY)，说明酸性HX＞HY，因酸性越弱其对应的阴离子水解程度越大，所以滴至pH＝7时，消耗NaOH溶液的体积：HX溶液＞HY溶液，C项正确；滴入10 mL NaOH溶液时，HX和HY均恰好完全反应分别得到NaX溶液和NaY溶液，因酸性HX＞HY，则X－的水解程度小于Y－的水解程度，溶液中水的电离程度：HX溶液＜HY溶液，D项正确。
12.(2019·天津质检)常温下，将NaOH溶液滴加到某一元酸(HA)溶液中，测得混合溶液的pH与离子浓度变化关系如下图所示[已知：p ＝－lg ]。下列叙述不正确的是( )
A.Ka(HA)的数量级为10－5
B.滴加NaOH溶液过程中，保持不变
C.m点所示溶液中：c(H＋)＝c(HA)＋c(OH－)－c(Na＋)
D.n点所示溶液中：c(Na＋)＝c(A－)＋c(HA)
答案 D
解析 HAH＋＋A－，Ka(HA)＝，p ＝－lg ＝0时，Ka(HA)＝c(H＋)＝10－4.76，Ka(HA)的数量级为10－5，A项正确；＝＝Ka/Kw，故滴加NaOH溶液过程中，保持不变，B项正确；由电荷守恒可知，m点所示溶液中：c(H＋)＋c(Na＋)＝c(A－)＋c(OH－)，由A分析可知，m点时c(A－)＝c(HA)，则c(H＋)＝c(HA)＋c(OH－)－c(Na＋)，C项正确；n点溶液中根据电荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)，n点溶液呈酸性，c(H＋)＞c(OH－)，则c(Na＋)＜c(A－)，故不可能有c(Na＋)＝c(A－)＋c(HA)，D项错误。
13.现有常温下的六种溶液：
①0.01 mol·L－1 CH3COOH溶液；
②0.01 mol·L－1 HCl溶液；
③pH＝12的氨水；
④pH＝12的NaOH溶液；
⑤0.01 mol·L－1 CH3COOH溶液与pH＝12的氨水等体积混合后所得溶液；
⑥0.01 mol·L－1 HCl溶液与pH＝12的NaOH溶液等体积混合后所得溶液。
(1)其中水的电离程度最大的是______(填序号，下同)，水的电离程度相同的是_______。
(2)若将②③混合后所得溶液pH＝7，则消耗溶液的体积：②________(填“＞”“＜”或“＝”，下同)③。
(3)将六种溶液同等程度稀释10倍后，溶液的pH：
①________②，③________④，⑤________⑥。
(4)将①④混合，若有c(CH3COO－)＞c(H＋)，则混合溶液可能呈________(填字母)。
A.酸性 B.碱性 C.中性
答案 (1)⑥ ②③④
(2)＞
(3)＞ ＞ ＞
(4)ABC
解析 (1)酸和碱都会抑制水的电离，故只有⑥为NaCl溶液，对H2O的电离无抑制作用。②③④对水的电离抑制程度相同。(2)因pH＝12的氨水中c(NH3·H2O)＞0.01 mol·L－1，故②③混合，欲使pH＝7，则需体积：②＞③。(3)稀释同样的倍数后，溶液的pH：①＞②；③＞④；⑤＞⑥。(4)由电荷守恒知：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，仅知道c(CH3COO－)＞c(H＋)，无法比较c(H＋)与c(OH－)的相对大小，也就无法判断混合液的酸碱性。
14.Ⅰ.已知某温度下CH3COOH的电离常数K＝1.6×10－5。该温度下，向20 mL 0.01 mol·L－1 CH3COOH溶液中逐滴加入0.01 mol·L－1 KOH溶液，其pH变化曲线如图所示(忽略温度变化)。请回答下列有关问题：(已知lg 4＝0.6)
(1)a点溶液中c(H＋)为________，pH约为________。
(2)a、b、c、d四点中水的电离程度最大的是________点，滴定过程中宜选用__________作指示剂，滴定终点在________(填“c点以上”或“c点以下”)。
Ⅱ.(3)若向20 mL稀氨水中逐滴加入等浓度的盐酸，则下列变化趋势正确的是____(填字母)。
答案 (1)4×10－4 mol·L－1 3.4 (2)c 酚酞 c点以上 (3)B
解析 (1)电离消耗的醋酸在计算醋酸的电离平衡浓度时可以忽略不计。由K＝得，c(H＋)≈ mol·L－1＝4×10－4 mol·L－1。(2)a点是醋酸溶液，b点是醋酸和少量CH3COOK的混合溶液，c点是CH3COOK和少量醋酸的混合溶液，d点是CH3COOK和KOH的混合溶液，酸、碱均能抑制水的电离，CH3COOK水解促进水的电离，所以c点溶液中水的电离程度最大。由于酸碱恰好完全反应时溶液显碱性，故应该选择在碱性范围内变色的指示剂酚酞。滴定终点应在c点以上。(3)由于稀氨水显碱性，首先排除选项A和C；两者恰好反应时溶液显酸性，排除选项D。
考纲要求 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。
考点一 水的电离与水的离子积常数
1.水的电离
水是极弱的电解质，水的电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－或H2OH＋＋OH－。
2.水的离子积常数
Kw＝c(H＋)·c(OH－)。
(1)室温下：Kw＝1×10－14。
(2)影响因素：只与温度有关，升高温度，Kw增大。
(3)适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。
(4)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
填写外界条件对水电离平衡的具体影响
体系变化
条件
平衡移动方向
Kw
水的电离程度
c(OH－)
c(H＋)
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
(1)温度一定时，水的电离常数与水的离子积常数相等(×)
(2)100 ℃的纯水中c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1，此时水呈酸性(×)
(3)在蒸馏水中滴加浓H2SO4，Kw不变(×)
(4)NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同(×)
(5)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等(√)
(6)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(√)
1.Kw＝c(H＋)·c(OH－)中，H＋和OH－一定由水电离出来的吗？
答案 不一定，如酸溶液中H＋由酸和水电离产生，碱溶液中OH－由碱和水电离产生，只要是水溶液必定有H＋和OH－，当溶液浓度不大时，总有Kw＝c(H＋)·c(OH－)
2.25 ℃，pH＝3的某溶液中，H2O电离出的H＋浓度为多少？
答案 (1)若为水解呈酸性的盐溶液，促进水的电离，由水电离出的c水(H＋)＝1×10－3 mol·L－1。
(2)若为酸，抑制水的电离，由水电离出的c水(H＋)＝c(OH－)＝＝ mol·L－1＝1×10－11 mol·L－1。
题组一 影响水电离平衡的因素及结果判断
1.25 ℃时，相同物质的量浓度的下列溶液：①NaCl ②NaOH ③H2SO4 ④(NH4)2SO4，其中水的电离程度按由大到小顺序排列的一组是( )
A.④＞③＞②＞① B.②＞③＞①＞④ C.④＞①＞②＞③ D.③＞②＞①＞④
答案 C
解析 ②③分别为碱、酸，抑制水的电离；④中NH水解促进水的电离，①NaCl不影响水的电离。
2.25 ℃时，某溶液中由水电离产生的c(H＋)和c(OH－)的乘积为1×10－18，下列说法正确的是( )
A.该溶液的pH可能是5 B.此溶液不存在
C.该溶液的pH一定是9 D.该溶液的pH可能为7
答案 A
解析 由题意可知该溶液中由水电离产生的c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－9 mol·L－1，该溶液中水的电离受到抑制，可能是酸溶液，也可能是碱溶液。若为酸溶液，则pH＝5；若为碱溶液，则pH＝9，故A项正确。
3.(2018·北京东城区质检)如图表示水中c(H＋)和c(OH－)的关系，下列判断错误的是( )
A.两条曲线间任意点均有c(H＋)·c(OH－)＝Kw
B.M区域内任意点均有c(H＋)＜c(OH－)
C.图中T1＜T2
D.XZ线上任意点均有pH＝7
答案 D
解析 由水的离子积的定义知两条曲线间任意点均有c(H＋)·c(OH－)＝Kw，A项正确；由图中纵横轴的大小可知M区域内任意点均有c(H＋)＜c(OH－)，B项正确；温度越高，水的电离程度越大，电离出的c(H＋)与c(OH－)越大，所以T2＞T1，C项正确；XZ线上任意点都有c(H＋)＝c(OH－)，只有当c(H＋)＝10－7 mol·L－1时，才有pH＝7，D项错误。
正确理解水的电离平衡曲线
(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。
题组二 水电离出的c(H＋)或c(OH－)的定量计算
4.(2018·韶关模拟)已知NaHSO4在水中的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。某温度下，向c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的c(H＋)＝1×10－2 mol·L－1。下列对该溶液的叙述不正确的是( )
A.该温度高于25 ℃
B.由水电离出来的H＋的浓度为1×10－10 mol·L－1
C.加入NaHSO4晶体抑制水的电离
D.取该溶液加水稀释100倍，溶液中的c(OH－)减小
答案 D
解析 A项，Kw＝1×10－6×1×10－6＝1×10－12，温度高于25 ℃；B、C项，NaHSO4电离出的H＋抑制H2O电离，＝c(OH－)＝1×10－10 mol·L－1；D项，加H2O稀释，c(H＋)减小，而c(OH－)增大。
5.(2018·长沙市雅礼中学检测)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＋)＝10－5mol·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。
水电离的c(H＋)或c(OH－)的计算技巧(25 ℃时)
(1)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7 mol·L－1。
(2)酸或碱抑制水的电离，水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＜10－7 mol·L－1，当溶液中的c(H＋)＜10－7 mol·L－1时就是水电离出的c(H＋)；当溶液中的c(H＋)＞10－7 mol·L－1时，就用10－14除以这个浓度即得到水电离的c(H＋)。
(3)可水解的盐促进水的电离，水电离的c(H＋)或c(OH－)均大于10－7 mol·L－1。若给出的c(H＋)＞10－7 mol·L－1，即为水电离的c(H＋)；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(H＋)。
题组三 酸碱中和反应过程中水电离c(H＋)变化分析
6.常温下，向20 mL 0.1 mol·L－1氨水溶液中滴加盐酸，溶液中由水电离出的c(H＋)随加入盐酸体积的变化如图所示。则下列说法正确的是( )
A.b、d两点为恰好完全反应点
B.c点溶液中，c(NH)＝c(Cl－)
C.a、b之间的任意一点：c(Cl－)＞c(NH)，c(H＋)＞c(OH－)
D.常温下，0.1 mol·L－1氨水的电离常数K约为1×10－5
答案 D
解析 向氨水中逐滴加入盐酸，水的电离程度由小逐渐变大，后又逐渐减小；b点表示过量氨水的电离与NH的水解程度相互“抵消”；随着NH的水解占优势，c点NH的水解程度达到最大，也是恰好反应点；再继续加入盐酸，盐酸过量抑制水的电离。根据以上分析可知，b点氨水过量，d点盐酸过量，A项错误；c点溶质是NH4Cl，因NH水解，故c(NH)＜c(Cl－)，B项错误；a、b之间氨水电离占优势，c(Cl－)＜c(NH)，c(H＋)＜c(OH－)，C项错误；a点，溶液中c(NH)≈c(OH－)，c(NH3·H2O)＝0.1 mol·L－1－0.001 mol·L－1≈0.1 mol·L－1，则氨水的电离常数K＝＝＝10－5，D项正确。
7.(2018·石家庄一模)常温下，向20.00 mL 0.1 mol·L－1 HA溶液中滴入0.1 mol·L－1 NaOH溶液，溶液中由水电离出的氢离子浓度的负对数[－lg c水(H＋)]与所加NaOH溶液体积的关系如图所示，下列说法中不正确的是( )
A.常温下，Ka(HA)约为10－5
B.M、P两点溶液对应的pH＝7
C.b＝20.00
D.M点后溶液中均存在c(Na＋)＞c(A－)
答案 B
解析 0.1 mol·L－1 HA溶液中，－lg c水(H＋)＝11，c水(H＋)＝c水(OH－)＝10－11 mol·L－1，根据常温下水的离子积求出溶液中c(H＋)＝＝10－3 mol·L－1，HAH＋＋A－，c(H＋)＝c(A－)＝10－3 mol·L－1，Ka(HA)＝＝＝10－5，A项正确；N点水电离出的H＋浓度最大，说明HA与NaOH恰好完全反应生成NaA，P点溶质为NaOH和NaA，溶液显碱性，即P点pH不等于7，B项错误；0～b段水的电离程度逐渐增大，当达到b点时水的电离程度达到最大，即溶质为NaA，说明HA和NaOH恰好完全反应，b＝20.00，C项正确；M点溶液pH＝7，根据溶液呈电中性，存在c(Na＋)＝c(A－)，M点后，c(Na＋)＞c(A－)，D项正确。
考点二 溶液的酸碱性和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。
(1)酸性溶液：c(H＋)>c(OH－)，常温下，pH<7。
(2)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)，常温下，pH＝7。
(3)碱性溶液：c(H＋)
2.pH及其测量
(1)计算公式：pH＝－lg c(H＋)。
(2)测量方法
①pH试纸法
用镊子夹取一小块试纸放在洁净的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液点在试纸的中央，变色后与标准比色卡对照，即可确定溶液的pH。
②pH计测量法
(3)溶液的酸碱性与pH的关系
常温下：
3.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＋)＝ mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg (nc)。
(2)混合溶液pH的计算类型
①两种强酸混合：直接求出c(H＋)混，再据此求pH。c(H＋)混＝。
②两种强碱混合：先求出c(OH－)混，再据Kw求出c(H＋)混，最后求pH。c(OH－)混＝。
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(H＋)混或c(OH－)混＝。
(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＋)＞10－7 mol·L－1，则该溶液呈酸性(×)
(3)pH减小，溶液的酸性一定增强(×)
(4)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(√)
(5)用蒸馏水润湿的pH试纸测溶液的pH，一定会使结果偏低(×)
(6)用广范pH试纸测得某溶液的pH为3.4(×)
(7)用pH计测得某溶液的pH为7.45(√)
(1)溶液呈现酸、碱性的实质是c(H＋)与c(OH－)不相等，不能只看pH，一定温度下pH＝6的溶液可能显中性，也可能显酸性，应注意温度。
(2)使用pH试纸时不能用蒸馏水润湿。
(3)广范pH试纸只能测出pH的整数值。
1.1 mL pH＝9的NaOH溶液，加水稀释到10 mL，pH＝___________；加水稀释到100 mL，pH________7。
答案 8 接近
2.常温下，两种溶液混合后酸碱性的判断(在括号中填“酸性”“碱性”或“中性”)。
(1)相同浓度的HCl和NaOH溶液等体积混合( )
(2)相同浓度的CH3COOH和NaOH溶液等体积混合( )
(3)相同浓度的NH3·H2O和HCl溶液等体积混合( )
(4)pH＝2的H2SO4和pH＝12的NaOH溶液等体积混合( )
(5)pH＝3的HCl和pH＝10的NaOH溶液等体积混合( )
(6)pH＝3的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合( )
(7)pH＝2的CH3COOH和pH＝12的NaOH溶液等体积混合( )
(8)pH＝2的H2SO4和pH＝12的NH3·H2O等体积混合( )
答案 (1)中性 (2)碱性 (3)酸性 (4)中性 (5)酸性 (6)碱性 (7)酸性 (8)碱性
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”。
(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。
题组一 有关pH的简单计算
1.按要求计算下列溶液的pH(常温下，忽略溶液混合时体积的变化)：
(1)0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液(已知CH3COOH的电离常数Ka＝1.8×10－5)。
(2)0.1 mol·L－1的NH3·H2O(NH3·H2O的电离度α＝1%，电离度＝×100%)。
(3)pH＝2的盐酸与等体积的水混合。
(4)常温下，将0.1 mol·L－1氢氧化钠溶液与0.06 mol·L－1硫酸溶液等体积混合。
(5)25 ℃时，pH＝3的硝酸和pH＝12的氢氧化钡溶液按照体积比为9∶1混合。
答案 (1)2.9 (2)11 (3)2.3 (4)2 (5)10
解析 (1)CH3COOH CH3COO－ ＋ H＋
c(初始) 0.1 mol·L－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。
(2) 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＝10－3mol·L－1
c(H＋)＝10－11 mol·L－1，所以pH＝11。
(3)c(H＋)＝ mol·L－1
pH＝－lg ＝2＋lg 2≈2.3。
(4)0.1 mol·L－1 NaOH溶液中c(OH－)＝0.1 mol·L－1,0.06 mol·L－1的硫酸溶液中c(H＋)＝0.06 mol·L－1×2＝0.12 mol·L－1，二者等体积混合后溶液呈酸性，混合溶液中c(H＋)＝＝0.01 mol·L－1，则pH＝－lg 0.01＝2。
(5)pH＝3的硝酸溶液中c(H＋)＝10－3 mol·L－1，pH＝12的Ba(OH)2溶液中c(OH－)＝ mol·L－1＝10－2 mol·L－1，二者以体积比9∶1混合，Ba(OH)2过量，溶液呈碱性，混合溶液中c(OH－)＝＝1×10－4 mol·L－1
则混合后c(H＋)＝＝ mol·L－1＝1×10－10 mol·L－1
故pH＝－lg 10－10＝10。
2.根据要求解答下列问题(常温条件下)：
(1)pH＝5的H2SO4溶液，加水稀释到500倍，则稀释后c(SO)与c(H＋)的比值为_____。
(2)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______________________________________________________________。
(3)在一定体积pH＝12的Ba(OH)2溶液中，逐滴加入一定物质的量浓度的NaHSO4溶液，当溶液中的Ba2＋恰好完全沉淀时，溶液pH＝11。若反应后溶液的体积等于Ba(OH)2溶液与NaHSO4溶液的体积之和，则Ba(OH)2溶液与NaHSO4溶液的体积比是________。
(4)将pH＝a的NaOH溶液Va L与pH＝b的稀盐酸Vb L混合，若所得溶液呈中性，且a＋b＝13，则＝______。
答案 (1)
(2)0.05 mol·L－1
(3)1∶4
(4)10
解析 (1)稀释前c(SO)＝ mol·L－1，稀释后c(SO)＝ mol·L－1＝10－8 mol·L－1，c(H＋)稀释后接近10－7 mol·L－1，所以≈＝。
(2)＝0.01 mol·L－1，c＝0.05 mol·L－1。
(3)设氢氧化钡溶液体积为V1 L，硫酸氢钠溶液的体积为V2 L，依题意知，n(Ba2＋)＝n(SO)，由Ba(OH)2＋NaHSO4===BaSO4↓＋NaOH＋H2O知，生成的氢氧化钠的物质的量为n(NaOH)＝n[Ba(OH)2]＝0.5×10－2V1 mol，＝1×10－3 mol·L－1，则V1∶V2＝1∶4。
(4)pH＝a的NaOH溶液中c(OH－)＝10a－14 mol·L－1，pH＝b的稀盐酸中c(H＋)＝10－b mol·L－1，
根据中和反应H＋＋OH－===H2O，知c(OH－)·Va＝c(H＋)·Vb
＝＝＝1014－(a＋b)，a＋b＝13，则＝10。
溶液pH计算的一般思维模型
题组二 pH概念的拓展应用
3.(2018·南阳等六市联考)某温度下，向一定体积0.1 mol·L－1的氨水中逐滴加入等浓度的盐酸，溶液中pOH[pOH＝－lg c(OH－)]与pH的变化关系如下图所示。下列说法不正确的是( )
A.M点和N点溶液中H2O的电离程度相同
B.Q点溶液中，c(NH)＋c(NH3·H2O)＝c(Cl－)
C.M点溶液的导电性小于Q点溶液的导电性
D.N点溶液加水稀释，变小
答案 B
解析 由于M点碱过量，N点酸过量，M点溶液中氢氧根离子浓度与N点溶液中氢离子浓度相同，对水的电离抑制能力相同，故两点水的电离程度相同，A正确；Q点时pH＝pOH，说明溶液呈中性，根据电荷守恒：c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，则c(NH)＝c(Cl－)，B错误；M点溶液中主要溶质为一水合氨，为弱电解质，在溶液中部分电离，溶液中离子浓度较小，Q点溶液中溶质主要为氯化铵，为强电解质，溶液中离子浓度较大，故M点溶液的导电能力小于Q点，C正确；N点溶液加水稀释，Kb＝，温度不变，Kb不变，加水稀释氢离子浓度减小，c(OH－)增大，所以变小，故D正确。
4.(2018·邯郸一中一模)若用AG表示溶液的酸度，AG的定义为AG＝lg 。室温下实验室中用0.01 mol·L－1的氢氧化钠溶液滴定20.00 mL 0.01 mol·L－1醋酸，滴定过程如图所示，下列叙述正确的是( )
A.室温下，醋酸的电离常数约为10－5
B.A点时加入氢氧化钠溶液的体积为20.00 mL
C.若B点为40 mL，所得溶液中：c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)
D.从A到B，水的电离程度逐渐变大
答案 A
解析 室温下，醋酸的AG＝lg ＝7，即＝107，而水的离子积Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝10－14，两式联立可知：c(H＋)＝10－3.5 mol·L－1，而在醋酸溶液中，c(CH3COO－)≈c(H＋)＝10－3.5 mol·L－1，故电离平衡常数Ka＝≈＝10－5，故A正确；A点的AG＝lg ＝0，即＝1，则c(H＋)＝c(OH－)，溶液显中性，而当加入氢氧化钠溶液20.00 mL时，氢氧化钠和醋酸恰好完全中和，得到醋酸钠溶液，溶液显碱性，故B错误；当B点加入NaOH溶液40 mL时，所得溶液为等浓度的CH3COONa和NaOH的混合溶液，根据物料守恒可知，c(Na＋)＝2[c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)]，故C错误；A点之后，当V(NaOH)＞20 mL后，水的电离受到抑制，电离程度又会逐渐变小，D项错误。
考点三 酸碱中和滴定
1.实验原理
利用酸碱中和反应，用已知浓度酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。以标准盐酸滴定待测的NaOH溶液，待测的NaOH溶液的物质的量浓度为c(NaOH)＝。
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。
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)试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。
(3)滴定管
①构造：“0”刻度线在上方，尖嘴部分无刻度。
②精确度：读数可精确到0.01 mL。
③洗涤：先用蒸馏水洗涤，再用待装液润洗。
④排泡：酸、碱式滴定管中的液体在滴定前均要排出尖嘴中的气泡。
⑤使用注意事项：
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
①滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→调液面→记录。
②锥形瓶：注碱液→记体积→加指示剂。
(2)滴定
(3)终点判断
等到滴入最后一滴标准液，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。
(4)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。
4.常用酸碱指示剂及变色范围
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浅红色
>10.0红色
仪器、操作选项
(1)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)中和滴定操作中所需标准溶液越浓越好，指示剂一般加入2～3 mL(×)
(5)中和滴定实验时，滴定管、锥形瓶均用待测液润洗(×)
(6)滴定终点就是酸碱恰好中和的点(×)
(7)滴定管盛标准溶液时，调液面一定要调到“0”刻度(×)
滴定终点现象判断
(1)用a mol·L－1的盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液，用酚酞作指示剂，达到滴定终点的现象是____________________________________________________________________________；若用甲基橙作指示剂，滴定终点的现象是______________________________________。
答案 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)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____________作指示剂，达到滴定终点的现象是________________________________。
答案 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)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 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
(4)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，溶液变成红色，且半分钟内不褪色
题组一 滴定实验中指示剂的选择
1.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0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定未知浓度的CH3COOH溶液，恰好完全反应时，下列叙述中正确的是( )
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.溶液呈碱性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂
D.溶液呈碱性，只能选用酚酞作指示剂
答案 D
解析 NaOH溶液和CH3COOH溶液恰好完全反应时生成CH3COONa，CH3COO－水解显碱性，而酚酞的变色范围为8.2～10.0，比较接近。
2.下列滴定中，指示剂的选择或滴定终点颜色变化有错误的是( )
提示：2KMnO4＋5K2SO3＋3H2SO4===6K2SO4＋2MnSO4＋3H2O、I2＋Na2S===2NaI＋S↓
选项
滴定管中的溶液
锥形瓶中的溶液
指示剂
滴定终点颜色变化
A
NaOH溶液
CH3COOH溶液
酚酞
无色→浅红色
B
HCl溶液
氨水
酚酞
浅红色→无色
C
酸性KMnO4溶液
K2SO3溶液
无
无色→浅紫红色
D
碘水
亚硫酸溶液
淀粉
无色→蓝色
答案 B
解析 A项，锥形瓶中为酸，加入酚酞无色，达到滴定终点，溶液显碱性，溶液变为浅红色，故现象为无色→浅红色，正确；B项，锥形瓶中为碱，达到滴定终点，溶液显酸性，应选择指示剂甲基橙，现象是溶液由黄色变为红色，错误；C项，高锰酸钾为紫色，滴入高锰酸钾前溶液无色，到达滴定终点为浅紫红色，故现象为无色→浅紫红色，正确；D项，碘遇淀粉变蓝色，加入碘前无色，滴加碘反应至终点，碘遇淀粉呈蓝色，正确。
酸碱中和滴定指示剂选择的基本原则
变色要灵敏，变色范围要小，使变色范围尽量与滴定终点溶液的酸碱性一致。
(1)强酸滴定强碱一般用甲基橙，但用酚酞也可以。
(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。
题组二 酸碱中和滴定的操作及误差分析
3.某研究小组为测定食用白醋中醋酸的含量进行如下操作，正确的是( )
A.用碱式滴定管量取一定体积的待测白醋放入锥形瓶中
B.称取4.0 g NaOH放到1 000 mL容量瓶中，加水至刻度，配成1.00 mol·L－1 NaOH标准溶液
C.用NaOH溶液滴定白醋，使用酚酞作指示剂，溶液颜色恰好由无色变为浅红色，且半分钟内不褪色时，为滴定终点
D.滴定时眼睛要注视着滴定管内NaOH溶液的液面变化，防止滴定过量
答案 C
解析 量取白醋应用酸式滴定管，A错误；NaOH的溶解应在烧杯中完成，B错误；在滴定中操作时眼睛要注视锥形瓶内溶液颜色的变化。
4.中和滴定过程中，容易引起误差的主要是五个方面，请以“用已知浓度的盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液”为例，用“偏高”“偏低”或“无影响”填空。
(1)仪器润洗
①酸式滴定管未润洗就装标准液滴定，则滴定结果_____________________________。
②锥形瓶用蒸馏水冲洗后，再用待测液润洗，使滴定结果________。
(2)存在气泡
①滴定前酸式滴定管尖嘴处有气泡未排出，滴定后气泡消失，使滴定结果_________。
②滴定管尖嘴部分滴定前无气泡，滴定终点有气泡，使滴定结果________。
(3)读数操作
①滴定前平视滴定管刻度线，滴定终点俯视刻度线，使滴定结果________。
②滴定前仰视滴定管刻度线，滴定终点俯视刻度线，使滴定结果________。
(4)指示剂选择：用盐酸滴定氨水，选用酚酞作指示剂，使滴定结果________。
(5)存在杂质
①用含NaCl杂质的NaOH配制成标准溶液来滴定盐酸，则测定的盐酸浓度将______。
②用含Na2O杂质的NaOH配制成标准溶液来滴定盐酸，则测定的盐酸浓度________。
答案 (1)①偏高 ②偏高 (2)①偏高 ②偏低 (3)①偏低 ②偏低 (4)偏低 (5)①偏高 ②偏低
解析 (2)①体积数＝末读数－初读数。滴定管尖嘴部分滴定前有气泡，滴定终点无气泡，读取的体积数比实际消耗标准溶液的体积大，结果偏高。(3)仰视读数时，读取的体积数偏大，俯视读数时，读取的体积数偏小。(4)用盐酸滴定氨水，选用酚酞作指示剂，由于酚酞变色时，溶液呈碱性，盐酸不足，氨水有剩余，消耗盐酸的体积数偏小，结果偏低。(5)用含NaCl杂质的NaOH配制成标准溶液来滴定盐酸，由于NaCl不与盐酸反应，消耗的溶液体积增大，结果偏高。用含Na2O杂质的NaOH配制成标准溶液来滴定盐酸，根据中和1 mol HCl所需Na2O质量为31 g，中和1 mol HCl所需NaOH质量为40 g，可知中和相同量盐酸时，所需含Na2O的NaOH的量比所需纯NaOH的量小，结果偏低。
中和滴定的误差分析方法
(1)依据公式c(待测)＝来判断。c(标准)和V(待测)在误差分析时是定值，因此只需分析使得所耗标准液体积V(标准)变大或变小的原因即可，V(标准)变大，则c(待测)偏高，V(标准)变小，则c(待测)偏低。
(2)滴定管读数要领
以凹液面的最低点为基准(如图)
正确读数(虚线部分)和错误读数(实线部分)
1.正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”
(1)用标准HCl溶液滴定NaHCO3溶液来测定其浓度，选择酚酞为指示剂(×)
(2018·全国卷Ⅲ，10B)
(2)滴定接近终点时，滴定管的尖嘴可以接触锥形瓶内壁(√)
(2016·海南，8C)
(3)用稀NaOH滴定盐酸，用酚酞作指示剂，当锥形瓶中溶液由红色变无色时停止滴定(×)
(2015·广东理综，12C)
(4)中和滴定时，滴定管用所盛装的反应液润洗2～3次(√)
(2015·江苏，7B)
2.(2016·全国卷Ⅰ，12)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
答案 D
解析 A项，盐酸滴定氨水时，滴定终点溶液为NH4Cl溶液，呈酸性，故指示剂应选甲基橙，错误；B项，一水合氨属于弱碱，与盐酸正好反应生成NH4Cl时溶液呈酸性，故二者等浓度反应时，若溶液的pH＝7，盐酸的体积应小于氨水的体积，即小于20.0 mL，错误；C项，根据电荷守恒可知溶液中：c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，M点溶液的pH＝7，即c(H＋)＝c(OH－)，则c(NH)＝c(Cl－)，由于水的电离是微弱的，故c(NH)＝c(Cl－)＞c(H＋)＝c(OH－)，错误；D项，由图可知，N点即为0.10 mol·L－1氨水，由其电离度为1.32%，可知0.10 mol·L－1氨水中c(OH－)＝0.001 32 mol·L－1，故该氨水中11
答案 S2O＋2I2＋3H2O===2SO＋4I－＋6H＋ 0.128
解析 根据电子、电荷及质量守恒，可写出反应的离子方程式为S2O＋2I2＋3H2O===2SO＋4I－＋6H＋，n(S2O)＝×n(I2)＝×0.010 00 mol·L－1×10.00×10－3 L＝5×10－5 mol，该样品中S2O的残留量(以SO2计)为5×10－5 mol×2×64 g·mol－1×＝0.128 g·L－1。
4.[2018·全国卷Ⅱ，28(3)]测定三草酸合铁酸钾中铁的含量。
①称量m g样品于锥形瓶中，溶解后加稀H2SO4酸化，用c mol·L－1KMnO4溶液滴定至终点。滴定终点的现象是_________________________________________________________。
②向上述溶液中加入过量锌粉至反应完全后，过滤、洗涤，将滤液及洗涤液全部收集到锥形瓶中。加稀H2SO4酸化，用c mol·L－1KMnO4溶液滴定至终点，消耗KMnO4溶液V mL。该晶体中铁的质量分数的表达式为____________________。
答案 ①溶液变成粉红色且半分钟内不变色 ②×100%
解析 ①滴定终点的现象是有粉红色出现且半分钟内不变色。
②加入锌粉后将Fe3＋还原为Fe2＋，再用KMnO4溶液滴定，将Fe2＋氧化为Fe3＋，MnO转化为Mn2＋：
Fe2＋→Fe3＋～e－
MnO→Mn2＋～5e－
可得关系式：5Fe2＋～MnO
已知n(MnO)＝cV×10－3 mol
则n(Fe2＋)＝5cV×10－3 mol
则m(Fe2＋)＝5cV×10－3×56 g
该晶体中铁的质量分数w(Fe)＝×100%＝×100%。
5.[2018·全国卷Ⅲ，26(2)②改编]称取1.200 0 g某硫代硫酸钠晶体，用100 mL容量瓶配成样品溶液。取0.009 50 mol·L－1的K2Cr2O7标准溶液20.00 mL，硫酸酸化后加入过量KI，发生反应：Cr2O＋6I－＋14H＋===3I2＋2Cr3＋＋7H2O。然后用硫代硫酸钠样品溶液滴定至淡黄绿色，发生反应：I2＋2S2O===S4O＋2I－。加入淀粉溶液作为指示剂，继续滴定，当溶液_________________，即为终点。平行滴定3次，样品溶液的平均用量为24.80 mL，则样品纯度为___________%(保留1位小数)。
答案 蓝色褪去 95.0
解析 加入淀粉溶液作指示剂，淀粉遇I2变蓝色，加入的Na2S2O3样品与I2反应，当I2消耗完后，溶液蓝色褪去，即为滴定终点。
由反应Cr2O＋6I－＋14H＋===3I2＋2Cr3＋＋7H2O
I2＋2S2O===S4O＋2I－
得关系式：Cr2O ～ 3I2 ～ 6S2O
1 6
0.009 50 mol·L－1×0.02 L 0.009 50 mol·L－1×0.02 L×6
硫代硫酸钠样品溶液的浓度＝，样品的纯度为
×100%＝95.0%。
6.[2017·全国卷Ⅰ，26(5)，改编]凯氏定氮法的原理是用浓硫酸在催化剂存在下将样品中有机氮转化为铵盐，铵盐经处理后，通过滴定测量，已知NH3＋H3BO3===NH3·H3BO3；NH3·H3BO3＋HCl===NH4Cl＋H3BO3，取某甘氨酸(C2H5NO2)样品m克进行测定，滴定锥形瓶中吸收液(含NH3·H3BO3和指示剂)时消耗浓度为c mol·L－1的盐酸V mL，则样品中氮的质量分数为________%，样品的纯度≤________%。
答案
1.(2018·河北衡水中学调研)下列操作会使H2O的电离平衡向正方向移动，且所得溶液呈酸性的是( )
A.向水中加入少量的CH3COONa B.向水中加入少量的NaHSO4
C.加热水至100 ℃，pH＝6 D.向水中加少量的明矾
答案 D
解析 CH3COO－水解，溶液显碱性；NaHSO4电离出H＋抑制水的电离；100 ℃的水pH＝6，但c(H＋)＝c(OH－)，是中性；D项，Al3＋水解，促进水的电离，溶液显酸性，正确。
2.(2019·成都质检)常温下，下列溶液的pH最大的是( )
A.0.02 mol·L－1氨水与水等体积混合后的溶液
B.pH＝2的盐酸与pH＝12的NaOH溶液等体积混合后的溶液
C.0.02 mol·L－1盐酸与0.02 mol·L－1氨水等体积混合后的溶液
D.0.01 mol·L－1盐酸与0.03 mol·L－1氨水等体积混合后的溶液
答案 A
解析 D项混合后得到0.01 mol·L－1氨水和0.005 mol·L－1 NH4Cl的混合溶液，相当于往A项溶液中加入NH4Cl，因而D的pH比A的小。
3.甲、乙、丙、丁四位同学通过计算得出室温下，在pH＝12的某溶液中，由水电离出的c(OH－)分别为甲：1.0×10－7 mol·L－1；乙：1.0×10－6 mol·L－1；丙：1.0×10－2 mol·L－1；丁：1.0×10－12 mol·L－1。其中你认为可能正确的数据是( )
A.甲、乙 B.乙、丙 C.丙、丁 D.乙、丁
答案 C
解析 如果该溶液是一种强碱(如NaOH)溶液，则该溶液的OH－首先来自于碱(NaOH)的电离，水的电离被抑制，c(H＋)＝1×10－12 mol·L－1，所有这些H＋都来自于水的电离，水电离出相同物质的量的OH－，所以丁正确；如果该溶液是一种强碱弱酸盐溶液，则该溶液呈碱性是由于盐中弱酸根水解。水解时，弱酸根离子与水反应生成弱酸和OH－，使溶液中c(OH－)＞c(H＋)，溶液中的OH－由水电离所得，所以丙也正确。
4.(2018·泰安模拟)常温下，关于溶液稀释的说法正确的是( )
A.将1 L 0.1 mol·L－1的Ba(OH)2溶液加水到体积为2 L，pH＝13
B.pH＝3的醋酸溶液加水稀释到原浓度的，pH＝5
C.pH＝4的H2SO4溶液加水稀释到原浓度的，溶液中由水电离产生的c(H＋)
＝1×10－6 mol·L－1
D.pH＝8的NaOH溶液加水稀释到原浓度的，其pH＝6
答案 A
解析 A项，c(OH－)＝0.2 mol·L－1，稀释1倍后c(OH－)＝0.1 mol·L－1，则pH＝13，正确；C项，稀释100倍后，H2SO4的pH＝6，则水电离的c水(H＋)＝10－8 mol·L－1，错误。
5.(2018·山西重点中学联考)下列说法不正确的是( )
A.常温下，在0.1 mol·L－1的HNO3溶液中，由水电离出的c(H＋)＜
B.浓度为0.1 mol·L－1的NaHCO3溶液中：c(H2CO3)＞c(CO)
C.25 ℃时，AgCl固体在等物质的量浓度的NaCl、CaCl2溶液中溶度积相同
D.冰醋酸中逐滴加水，溶液的导电性、醋酸的电离程度、pH均先增大后减小
答案 D
解析 硝酸对水的电离起抑制作用，故由水电离的c(H＋)＜，A正确；NaHCO3溶液中由于HCO的水解程度大于其电离程度，故c(H2CO3)＞c(CO)，B正确；溶度积只与温度有关，C正确；冰醋酸中逐滴加水，溶液的导电性先增大后减小，醋酸的电离程度逐渐增大，pH先减小后增大，D不正确。
6.室温时，关于下列溶液的叙述正确的是( )
A.1.0×10－3 mol·L－1盐酸的pH＝3,1.0×10－8 mol·L－1盐酸的pH＝8
B.pH＝a的醋酸溶液稀释一倍后，溶液的pH＝b，则a＞b
C.pH＝12的氨水和pH＝2的盐酸等体积混合，混合液的pH＜7
D.1 mL pH＝1的盐酸与100 mL NaOH溶液混合后，溶液的pH＝7，则NaOH溶液的pH＝11
答案 D
解析 盐酸是强酸，则1.0×10－3 mol·L－1盐酸的pH＝3，室温下酸性溶液的pH不可能大于7，A错误；pH＝a的醋酸溶液稀释1倍后酸性降低，如果溶液的pH＝b，则a＜b，B错误；氨水是弱碱，pH＝12的氨水和pH＝2的盐酸等体积混合，氨水过量，溶液显碱性，所以混合液的pH＞7，C错误；1 mL pH＝1的盐酸与100 mL NaOH溶液混合后，溶液的pH＝7，这说明盐酸的物质的量与氢氧化钠的物质的量相等，则NaOH溶液的浓度是0.001 mol·L－1，所以溶液的pH＝11，D正确。
7.H2S2O3是一种弱酸，实验室欲用0.01 mol·L－1的Na2S2O3溶液滴定I2溶液，发生的反应为I2＋2Na2S2O3===2NaI＋Na2S4O6，下列说法合理的是( )
A.该滴定可用甲基橙作指示剂
B.Na2S2O3是该反应的还原剂
C.该滴定可选用如图所示装置
D.该反应中每消耗2 mol Na2S2O3，电子转移数为4NA
答案 B
解析 溶液中有单质碘，应加入淀粉溶液作指示剂，碘与硫代硫酸钠发生氧化还原反应，当反应到达终点时，单质碘消失，蓝色褪去，故A错误；Na2S2O3中S元素化合价升高被氧化，作还原剂，故B正确；Na2S2O3溶液显碱性，应该用碱式滴定管，故C错误；反应中每消耗2 mol Na2S2O3，电子转移数为2NA，故D错误。
8.已知Ag2CrO4是砖红色沉淀，下列滴定反应中，指示剂使用不正确的是( )
A.用标准FeCl3溶液滴定KI溶液，选择KSCN溶液
B.用I2溶液滴定Na2SO3溶液，淀粉作指示剂
C.用AgNO3溶液滴定NaCl溶液，Na2CrO4作指示剂
D.用H2O2溶液滴定KI溶液，淀粉作指示剂
答案 D
解析 铁离子与碘离子反应，生成亚铁离子和碘单质，KSCN溶液遇铁离子显红色，当溶液显红色时，说明碘离子反应完全，达到滴定终点，故A正确；淀粉遇碘单质显蓝色，当溶液显蓝色时，说明亚硫酸根离子已经被碘单质充分氧化，碘单质剩余，达到滴定终点，故B正确；Ag2CrO4是砖红色沉淀，当溶液中有砖红色沉淀时，待测液中的氯离子被充分沉淀，银离子剩余，故C正确；待测液中的碘离子被双氧水氧化生成碘单质，淀粉显蓝色，即开始滴定就出现蓝色，蓝色加深，碘离子反应完全时，蓝色不再加深，但是不易观察，不能判断滴定终点，故D错误。
9.在不同温度下的水溶液中离子浓度曲线如图所示，下列说法不正确的是( )
A.向b点对应的醋酸溶液中滴加NaOH溶液至a点，此时c(Na＋)＝c(CH3COO－)
B.25 ℃时，加入CH3COONa可能引起由c向d的变化，升温可能引起由a向c的变化
C.T ℃时，将pH＝2的硫酸与pH＝10的KOH等体积混合后，溶液显中性
D.b点对应的溶液中大量存在：K＋、Ba2＋、NO、I－
答案 D
解析 A项，向b点对应的醋酸溶液中滴加NaOH溶液至a点，因为a点溶液呈中性，根据电荷守恒规律，所以c(Na＋)＝c(CH3COO－)，正确；B项，CH3COONa属于强碱弱酸盐，会发生水解使溶液显碱性，使得c(OH－)离子浓度增大，可能引起由c向d的变化，升温溶液中的c(OH－)和c(H＋)同时同等程度的增大，所以可能引起由a向c的变化，正确；C项，由图像知T ℃时Kw＝10－12，将pH＝2的硫酸与pH＝10的KOH等体积混合后，溶液显中性，正确；D项，由图像知b点对应的溶液呈酸性，溶液中NO、I－在酸性条件下发生氧化还原反应，因此K＋、Ba2＋、NO、I－不能大量存在，错误。
10.(2018·株洲教学质检)常温下，用0.1 mol·L－1的NaOH溶液滴定相同浓度的20 mL一元弱酸HA溶液，滴定过程中溶液的pH随滴定分数(滴定分数＝)的变化曲线如图所示(忽略中和热效应)，下列说法中不正确的是( )
A.HA溶液加水稀释后，溶液中的值减小
B.当滴定分数为1时，溶液中水的电离程度最大
C.当滴定分数大于1时，溶液中离子浓度关系一定是c(Na＋)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H＋)
D.当滴定分数为x时，HA的电离常数为K(HA)＝
答案 C
解析 在HA溶液中存在电离平衡：HAH＋＋A－，＝×c(H＋)＝×c(H＋)，加水稀释，c(H＋)减小，则溶液中的值减小，A项正确；当滴定分数为1时，二者恰好完全反应，溶液中的溶质为NaA，属于强碱弱酸盐，促进水的电离，溶液中水的电离程度最大，B项正确；当滴定分数大于1时，溶液中离子浓度关系可能是c(Na＋)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H＋)，也可能是c(Na＋)＞c(OH－)＞c(A－)＞c(H＋)，C项错误；HA的电离常数K(HA)＝＝，D项正确。
11.(2018·泉州质检)常温下，向浓度均为0.1 mol·L－1体积均为10 mL的两种一元酸(HX、HY)溶液中，分别滴入0.1 mol·L－1 NaOH溶液，pH的变化曲线如图所示。下列说法中错误的是( )
A.N点：c(Na＋)＝c(Y－)＋c(HY)
B.M点：c(X－)＞c(Na＋)
C.滴至pH＝7时，消耗NaOH溶液的体积：HX溶液＞HY溶液
D.滴入10 mL NaOH溶液时，溶液中水的电离程度：HX溶液＜HY溶液
答案 A
解析 据图可知，浓度均为0.1 mol·L－1的两种一元酸(HX、HY)溶液的pH都大于1，说明HX和HY均为弱酸，N点加入NaOH溶液的体积为15 mL，NaOH与HY的物质的量之比为3∶2，则根据物料守恒得2c(Na＋)＝3c(Y－)＋3c(HY)，A项错误；M点加入NaOH溶液的体积为5 mL，根据反应方程式：NaOH＋HX===NaX＋H2O可知，反应后所得溶液中HX和NaX的物质的量相等，此时溶液的pH＜7，说明HX的电离程度大于X－的水解程度，所以c(X－)＞c(Na＋)，B项正确；据图可知，浓度均为0.1 mol·L－1的两种一元酸HX、HY溶液的pH大小关系为pH(HX)＜pH(HY)，说明酸性HX＞HY，因酸性越弱其对应的阴离子水解程度越大，所以滴至pH＝7时，消耗NaOH溶液的体积：HX溶液＞HY溶液，C项正确；滴入10 mL NaOH溶液时，HX和HY均恰好完全反应分别得到NaX溶液和NaY溶液，因酸性HX＞HY，则X－的水解程度小于Y－的水解程度，溶液中水的电离程度：HX溶液＜HY溶液，D项正确。
12.(2019·天津质检)常温下，将NaOH溶液滴加到某一元酸(HA)溶液中，测得混合溶液的pH与离子浓度变化关系如下图所示[已知：p ＝－lg ]。下列叙述不正确的是( )
A.Ka(HA)的数量级为10－5
B.滴加NaOH溶液过程中，保持不变
C.m点所示溶液中：c(H＋)＝c(HA)＋c(OH－)－c(Na＋)
D.n点所示溶液中：c(Na＋)＝c(A－)＋c(HA)
答案 D
解析 HAH＋＋A－，Ka(HA)＝，p ＝－lg ＝0时，Ka(HA)＝c(H＋)＝10－4.76，Ka(HA)的数量级为10－5，A项正确；＝＝Ka/Kw，故滴加NaOH溶液过程中，保持不变，B项正确；由电荷守恒可知，m点所示溶液中：c(H＋)＋c(Na＋)＝c(A－)＋c(OH－)，由A分析可知，m点时c(A－)＝c(HA)，则c(H＋)＝c(HA)＋c(OH－)－c(Na＋)，C项正确；n点溶液中根据电荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)，n点溶液呈酸性，c(H＋)＞c(OH－)，则c(Na＋)＜c(A－)，故不可能有c(Na＋)＝c(A－)＋c(HA)，D项错误。
13.现有常温下的六种溶液：
①0.01 mol·L－1 CH3COOH溶液；
②0.01 mol·L－1 HCl溶液；
③pH＝12的氨水；
④pH＝12的NaOH溶液；
⑤0.01 mol·L－1 CH3COOH溶液与pH＝12的氨水等体积混合后所得溶液；
⑥0.01 mol·L－1 HCl溶液与pH＝12的NaOH溶液等体积混合后所得溶液。
(1)其中水的电离程度最大的是______(填序号，下同)，水的电离程度相同的是_______。
(2)若将②③混合后所得溶液pH＝7，则消耗溶液的体积：②________(填“＞”“＜”或“＝”，下同)③。
(3)将六种溶液同等程度稀释10倍后，溶液的pH：
①________②，③________④，⑤________⑥。
(4)将①④混合，若有c(CH3COO－)＞c(H＋)，则混合溶液可能呈________(填字母)。
A.酸性 B.碱性 C.中性
答案 (1)⑥ ②③④
(2)＞
(3)＞ ＞ ＞
(4)ABC
解析 (1)酸和碱都会抑制水的电离，故只有⑥为NaCl溶液，对H2O的电离无抑制作用。②③④对水的电离抑制程度相同。(2)因pH＝12的氨水中c(NH3·H2O)＞0.01 mol·L－1，故②③混合，欲使pH＝7，则需体积：②＞③。(3)稀释同样的倍数后，溶液的pH：①＞②；③＞④；⑤＞⑥。(4)由电荷守恒知：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，仅知道c(CH3COO－)＞c(H＋)，无法比较c(H＋)与c(OH－)的相对大小，也就无法判断混合液的酸碱性。
14.Ⅰ.已知某温度下CH3COOH的电离常数K＝1.6×10－5。该温度下，向20 mL 0.01 mol·L－1 CH3COOH溶液中逐滴加入0.01 mol·L－1 KOH溶液，其pH变化曲线如图所示(忽略温度变化)。请回答下列有关问题：(已知lg 4＝0.6)
(1)a点溶液中c(H＋)为________，pH约为________。
(2)a、b、c、d四点中水的电离程度最大的是________点，滴定过程中宜选用__________作指示剂，滴定终点在________(填“c点以上”或“c点以下”)。
Ⅱ.(3)若向20 mL稀氨水中逐滴加入等浓度的盐酸，则下列变化趋势正确的是____(填字母)。
答案 (1)4×10－4 mol·L－1 3.4 (2)c 酚酞 c点以上 (3)B
解析 (1)电离消耗的醋酸在计算醋酸的电离平衡浓度时可以忽略不计。由K＝得，c(H＋)≈ mol·L－1＝4×10－4 mol·L－1。(2)a点是醋酸溶液，b点是醋酸和少量CH3COOK的混合溶液，c点是CH3COOK和少量醋酸的混合溶液，d点是CH3COOK和KOH的混合溶液，酸、碱均能抑制水的电离，CH3COOK水解促进水的电离，所以c点溶液中水的电离程度最大。由于酸碱恰好完全反应时溶液显碱性，故应该选择在碱性范围内变色的指示剂酚酞。滴定终点应在c点以上。(3)由于稀氨水显碱性，首先排除选项A和C；两者恰好反应时溶液显酸性，排除选项D。
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