＋ ＋ ＋ ＋ ＋ ＋
③强酸、强碱混合 a．恰好完全中和：pH＝7 [H＋]酸V酸－[OH－]碱V碱 ＋ b．酸过量：[H ]混＝ V酸＋V碱 [OH－]碱V碱－[H＋]酸V酸 － c．碱过量：[OH ]混＝ V酸＋V碱 Kw [H ]混＝ [OH－]混
＋
名师提示
(1)强酸(或强碱)溶液稀释后性质不会改变，
＋ －
解析
本题综合考查了水的电离平衡的影响因素，应从
温度、H＋浓度、OH－浓度对电离平衡的影响进行综合分 析。温度升高电离程度增大，[H＋]增大，但纯水中[H＋]＝ [OH－]；向水中加入KHSO4，H＋浓度增大，抑制水的电离； NaHCO3能水解，促进水的电离。
答案
C
考点2
中和滴定指示剂的选择及误差分析
1.指示剂的选择 (1)常用指示剂的变色范围
(2)常见滴定类型中指示剂的选择 ①强酸与弱碱滴定结果溶液呈酸性，可选用甲基橙为指 示剂(变色点pH＝4.4)；②强碱与弱酸滴定结果溶液呈碱 性，可选用酚酞为指示剂(变色点pH＝8.2)；③强酸与强碱 滴定结果为中性，两种指示剂均可。
2．中和滴定的误差分析 (1)原理 依据原理c(标准)· V(标准)＝c(待测)· V(待测)，所以c(待测) c标准· V标准 ＝ ，因c(标准)与V(待测)已确定，因此只要分 V待测 析出不正确操作引起V(标准)的变化，即分析出结果。
[答案] 不相同。醋酸溶液中水的电离程度大，NaOH 溶液和盐酸溶液水的电离程度相同。
即时训练1
水的电离过程为H2O ＋OH ，在不 H
＋
－
同温度下其平衡常数为Kw(25 ℃)＝1.0×10－14，Kw(35 ℃)＝ 2.1×10－14。下列叙述正确的是( )
A．c(H＋)随着温度的升高而降低 B．35 ℃时，纯水中[H ]>[OH ] C．向水中加入KHSO4溶液会抑制水的电离 D．向水中加入NaHCO3溶液会抑制水的电离
解析
若开始正确，滴定结束后平视时，读出的读数应
为正确读数；仰视时，将液面看低，使读数变大，最终得出 溶液的体积变大；俯视时，将液面看高，使读出的读数变 小，得出溶液的体积变小。
答案
A
规律技巧
方法攻略
溶液pH的计算 1．总体原则 (1)若溶液为酸性，先求[H＋]，再求pH＝－lg[H＋]。 (2)若溶液为碱性，先求[OH－]，再求[H＋]＝Kw/[OH－]， 最后求pH。
－1
，故pH＝6时溶液呈中性，此条件下，如果pH＝7，溶液
显碱性。
三、酸碱中和滴定 1．概念 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。
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、烧杯、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 ①酸性、氧化性的试剂一般用酸式滴定管，因为酸和氧 化性物质易腐蚀橡胶； ②碱性的试剂一般用碱式滴定管，因为碱易腐蚀玻璃， 致使玻璃活塞无法打开。
第三部分 必修2＋选修4
第八章 物质在水溶液中的行为
第1讲
水溶液
酸碱中和滴定
回归教材
考点导析
课堂演练
双基限时练
高考解读
考点预测
回归教材
夯实基础
一、水的电离 1．写出水的电离方程式H2O ＋＋OH－，ΔH>0。 H 2．水的离子积常数Kw＝[H＋][OH－]，室温下Kw＝ 1.0×10
2．类型及方法 (1)酸、碱溶液pH的计算方法。 ①强酸溶液：如HnA，设浓度为cmol· －1，[H＋]＝ L ncmol· －1，pH＝－lg[H＋]＝－lg(nc)。 L ②强碱溶液：如B(OH)n，设浓度为cmol· 1，[H ]＝ L 10－14 mol· －1，pH＝－lg[H＋]＝14＋lg(nc)。 L nc
－14
mol2· 2。 L
－
(1)适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的水溶 液。 (2)影响因素：只与温度有关，当温度升高时，Kw会变 大。
1.水的离子积常数Kw＝[H＋][OH－]中H＋和OH－一定是水电 离出来的吗？为什么？
答案
－
不一定。水的离子积常数，实质上是溶液中的H＋
＋ －
和OH 浓度的乘积，不一定是水电离出的H 和OH 浓度的乘 积。任何水溶液都存在Kw＝[H ][OH ]。
＋ －
二、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[H＋]与[OH－]相对大小 [H＋]＝[OH－]，溶液呈中性； [H ]>[OH ]，溶液呈酸性，[H ]越大酸性越强； [H＋]<[OH－]，溶液呈碱性，[OH－]越大碱性越强。
＋ － ＋
2．溶液的pH (1)定义：pH＝－lg[H＋]。 (2)适用范围：[H＋]或[OH－]≤1.0mol· －1，pH的范围 L 0～14。 (3)意义：表示溶液酸碱性的强弱，pH越小，溶液酸性 越强，pH越大，溶液碱性越强。 25 ℃时，中性溶液pH＝7，酸性溶液pH<7，碱性溶液 pH>7(填“>”“＝”或“<”)。
3．实验操作(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液) (1)滴定前的准备 滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→调液面→记录。 (2)滴定 左手控制酸式滴定管的玻璃活塞，右手摇动锥形瓶，眼 睛注视锥形瓶内溶液颜色变化，滴定终点时，记录标准液的 体积。
4．数据处理 将上述操作重复二至三次，求出用去标准盐酸的体积平 cHCl×VHCl 均值，根据c(NaOH)＝ 计算。 VNaOH
－
[答案] B
【互动探究2】 示剂？
若题中盐酸改为醋酸，应选择什么指
[答案] 醋酸滴定氢氧化钠溶液，达到终点时，溶液呈 碱性，应选择酚酞作指示剂。
即时训练2 用滴定管进行滴定时，若开始读数时，方 法正确，在滴定结束，读液体体积时，平视时读出溶液的体 积为nmL，仰视时读出溶液的体积为xmL，俯视时读出溶液 的体积为ymL，则x，n，y三者的关系正确的是( A．x>n>y C．y＝n>x B．y>n>x D．n>x>y )
－ ＋
＋
]，则二者物质的量浓度相同。
[答案] D
[归纳反思]
温度相同时，[H ](或[OH ])相同的酸(或
＋
－
碱)对水的电离抑制程度相同，且[H＋](或[OH－])越大，对水 的电离抑制程度就越大。
【互动探究1】
均为0.1mol· 1的NaOH溶液、盐酸、 L
－
醋酸中水电离出的[H＋]相同吗？为什么？
②H2SO4，③CH3COOH，④HCl，当由水电离出的[H＋]相 同时，以上四种溶液物质的量浓度由大到小的顺序是( A．③>①>④>② C．②>①＝④>③ B．③>④>①＝② D．③>①＝④>② )
[解析]由于水电离出的[H ]相等，则以上溶液中酸自身 电离出的[H＋]与碱自身电离出的[OH－]相等。由于 CH3COOH是弱酸，电离出相同浓度的H＋，CH3COOH溶液 的浓度最大，而H2SO4是二元强酸，其物质的量浓度最小。 盐酸和NaOH分别为一元强酸和一元强碱，若[H ]＝[OH
＋ ＋ －
]H2O通常忽略。
(3)水的离子积常数揭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。并 且在稀酸或稀碱溶液中，当温度为25 ℃时，Kw＝[H＋]· －] [OH ＝1×10－14mol2· －2仍为同一常数。 L
2．影响水电离平衡的因素 (1)温度：由于水的电离吸热，温度越高，水的电离程度 越大，Kw越大，但仍为中性。 (2)酸、碱：在纯水中加入酸或碱，酸或碱电离出的H＋ 或OH ，会使水的电离平衡左移，从而抑制水的电离，但Kw 不变。
3.实验中滴定管和量筒的读数有何区别？
答案
二者的区别主要有两点：(1)滴定管0刻度在上
方，因此仰视读数，结果偏大，俯视读数，结果偏小；量筒 的最小刻度在下方，因此仰视读数，结果偏小，俯视读数， 结果偏大。(2)记录数据时，滴定管的读数应记录到小数点后 两位有效数字，如15.00mL；量筒的读数记录到小数点后一 位有效数字，如15.0mL。
3．pH的测定 (1)用pH试纸测定 把小块pH试纸放在表面皿(或玻璃片)上，用玻璃棒蘸取 待测液点在试纸的中部，试纸变色后，与标准比色卡比较来 确定溶液的pH。
名师提示
pH试纸使用时不能用蒸馏水润湿。
(2)用pH计测定 使用pH计能直接测定溶液的pH。
2.pH＝7的溶液一定呈中性吗？为什么？
－ ＋
(2)酸、碱混合溶液pH的计算 ①两强酸混合：直接求[H ]混，代入公式pH＝－lg[H ]混 计算。 [H ]1V1＋[H ]2V2 ＋ [H ]混＝ V1＋V2 ②两强碱混合：先求[OH－]混，再根据Kw＝[H＋]· －] [OH 计算，求[H ]混，由[H ]混求pH。 [OH－]1V1＋[OH－]2V2 － [OH ]混＝ V1＋V2
(2)常见误差 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：
名师提示 ≠溶液呈中性。
(1)恰好中和＝滴定终点＝酸碱恰好完全反应
(2)在酸碱中和滴定误差分析中，要看清标准液与待测液 的位置。标准液在滴定管中与标准液在锥形瓶中产生的误差 情况相反。酸碱反应时，达到滴定终点溶液不一定呈中性。
酸稀释后pH增大，但不会超过7，碱稀释后pH减小，但pH 不会小于7。 (2)pH相同的强酸与弱酸(或强碱与弱碱)，稀释相同的倍 数，强酸(或强碱)pH变化大，弱酸(或弱碱)pH变化小。
【典例1】
答案
不一定。中性溶液是指[H ]＝[OH ]的溶液，常
＋
－
温时，Kw＝1×10－14mol2· －2，[H＋]＝[OH－]＝1×10－7mol· L L