大單元七電解質(zhì)溶液中的離子平衡

第23講弱電解質(zhì)的電離平衡溶液的pH

備考導(dǎo)航

1,了解電離平衡常數(shù)的含義，能利用電離平衡常數(shù)來(lái)判斷溶液的酸堿性。

復(fù)習(xí)目標(biāo)

2.了解水的離子積常數(shù)，會(huì)分析酸堿中和滴定過(guò)程，能進(jìn)行溶液pH的簡(jiǎn)單計(jì)算。

熟記網(wǎng)絡(luò)

判斷正誤（正確的打“，錯(cuò)誤的打“X”）。

（1）（2016?江蘇卷）圖甲表示弱電解質(zhì)在水中建立電離平衡的過(guò)程（）

（2）己知常溫下，H3P的Kal=6.9X10—3,H2c。3的Kal=4.5X107CH3coOH的Ka=

1.75X10-5,則三種酸的酸性由大到小順序?yàn)镠3P>CH3coOH>H2c。3（）

（3）醋酸的起始濃度越小，電離度越大（）

（4）（2016?江蘇卷）室溫下，稀釋0.1mol/LCH3coOH溶液，溶液的導(dǎo)電能力增強(qiáng)（）

（5）（2022?江蘇卷）用pH計(jì)測(cè)量醋酸、鹽酸的pH,比較溶液pH大小，用來(lái)判斷CH3coOH

是弱電解質(zhì)（）

（6）（2022?浙江卷）用標(biāo)準(zhǔn)液潤(rùn)洗滴定管后，應(yīng)將潤(rùn)洗液從滴定管上口倒出（）

課前自測(cè)

（7）（2016?江蘇卷）圖乙表示強(qiáng)堿滴定強(qiáng)酸的滴定曲線（）

⑻（2018?江蘇卷）圖丙是室溫下用0.1000mol/LNaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol/L某

一元酸HX的滴定曲線，說(shuō)明HX是一元強(qiáng)酸（）

弱電解質(zhì)分子

電離為離子

己7

離子結(jié)合為

弱電解質(zhì)分子

o時(shí)間

甲

彎點(diǎn)研析

考點(diǎn)1電離平衡及電離平衡常數(shù)（居、Kb）

知識(shí)梳理

知識(shí)u電解質(zhì)及其分類(lèi)

1.電解質(zhì)的分類(lèi)

全部電離強(qiáng)電解質(zhì)

f例：NaCl-Na++C「

■在水溶液中

質(zhì)或熔融狀態(tài)下弱電解質(zhì)

部分電離.例:CH：iCOOH-

CH3coeF+H+

2.電解質(zhì)的物質(zhì)類(lèi)別

(1)強(qiáng)電解質(zhì)：強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、大部分鹽等

(2)弱電解質(zhì)：弱酸、弱堿、水等

［及時(shí)鞏固］

下列10種物質(zhì)：①石墨；②三氧化硫；③液態(tài)氯化氫；④氯氣；⑤熔融的硫酸鉀；⑥氯化鈉晶體；

⑦稀硫酸；⑧乙醇；⑨NH3?H2。；⑩冰醋酸。其中是強(qiáng)電解質(zhì)有(填序號(hào)，下同)，是弱電解質(zhì)有

，是非電解質(zhì)有O

.用?？?xì)w納.

在水溶液或熔融狀態(tài)下，只有本身電離出離子導(dǎo)電的化合物才是電解質(zhì)。比如H2c。3是(弱)電解質(zhì),

CO2是非電解質(zhì)，CO2的水溶液是混合物。

知識(shí)?弱電解質(zhì)的電離平衡

1.弱電解質(zhì)的電離是個(gè)吸熱的過(guò)程。

2.電離平衡的建立過(guò)程：

L弱電解質(zhì)分子電離成

\離子的速率

希兩種速率相等，

因處于電離平衡狀態(tài)

/離子結(jié)合成弱電解質(zhì)

/分子―率

o時(shí)間

知識(shí)庖電離平衡常數(shù)

常見(jiàn)弱酸、弱堿的電離平衡常數(shù)表達(dá)式與參考數(shù)據(jù)(25℃)

弱電解質(zhì)電離方程式平衡常數(shù)表達(dá)式數(shù)據(jù)

c(NHt)-c(OH-)

NH3H2ONH3H2O^^NHt+OH瓜―c(NH3H2O)Kb=1.8X10-5

c(CH3coeT>C(H+)

CHCOOH^^CHCOO+H+Ka=1.8X10r

CH3COOH33Ka—c(CH3coOH)

C(H+)-C(C1O")

+-

HC1OHClCh^^H+ClO"C(HC1O)Ka=4.0X10-8

c(H+)-c(HCOD

+Kal=4.4X10-7

H2CO3^^H+HCOFa1-C(H2co3)

H2cO3

+

C(H)-c(C0r)

HCO；：^=iH++COrKa2=4.6X10-u

a2-c(HCOD

+

C(H)C(HC2OZ)

+；=5.6X10-2

H2C2O4^^H+HC2OKal-c(H2c2O4)

H2C2O4

(H+)-c(C0p

+C2

HC2OZ^^H+C2OrKa2=1.5X10-4

a?—C(HC2O；)

C(H+)-C(HPO)

24Kal=6.9X10-3

H3Po+H2P。4Kal―c(H3Po4)

(H+)-(HPOF)

CCKa2=6.2X10-8

H3PO4H2Poi+HPOFa2-c(H2PoI)

C(H+)-C(POD

HPOi^=iH++P01Ka3=4.8X10-13

A3-C(HPOD

.睡郛%a

①電離是吸熱過(guò)程。電離常數(shù)K只與溫度有關(guān)，溫度升高，K______（填“增大”或“減小”）。

②由以上數(shù)據(jù)可看出Kal>Ka2>Ka3，且Kal》Ka2,說(shuō)明多元弱酸是分步電離的，且以第一步電離為主。

③電離常數(shù)K反映了弱電解質(zhì)電離程度的相對(duì)大小。相同條件（同溫、同濃度）下，電離常數(shù)K越大，

表示弱電解質(zhì)越容易電離，酸性（或堿性）越—（填“強(qiáng)”或“弱”）。由以上表格數(shù)據(jù)（&1）可知，25℃時(shí)酸

性由強(qiáng)到弱的是H2c204>H3PC）4>CH3coOH>H2cC）3>HC10。

知識(shí)El電離度

1.表達(dá)式

一電離的弱電解質(zhì)濃度

a—弱電解質(zhì)的初始濃度100

C己電離=C始

2.意義：衡量弱電解質(zhì)的電離程度，在相同條件下（濃度、溫度相同），不同弱電解質(zhì)的電離度越大,

弱電解質(zhì)的電離程度越大。

3.電離度a與電離平衡常數(shù)居

（1）電離度a的計(jì)算

以0.1mol/LCH3COOH溶液為例（25℃時(shí)，CH3COOH的Ka=L8X10=。單位：mol/L）。

+

CH3COOH^=CH3COO"+H

開(kāi)始0.100

變化0.1a0.1。0.1。

平衡0.1(1—a)0.1a0.1a

..c(CH3coeT>C(H+)

1c—5

Aa——1.。人1U,

C(CH3COOH)

O.laXO.la

萬(wàn)EF=L8X105=1.8X10-4

1~a

由于弱電解質(zhì)的電離是微弱的，故1—a-l,a=^/1.8X10-4X100%^1.34%o

（2）電離度a與電離平衡常數(shù)原的關(guān)系

由于21,

a。始?（1一a）'

故。=拿。

.用?？?xì)w納.

①C始相同的不同弱酸，可以直接通過(guò)&比較電離度a的大小。

②同一弱酸，c始越小，電離度a越大。

知識(shí)目影響電離平衡的因素

1.內(nèi)因

弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)。

2.外因

（1）濃度：向弱電解質(zhì)溶液中加水稀釋?zhuān)婋x平衡向（填“電離”或“結(jié)合”）方向移動(dòng)，電離程

度（填“增大”或“減小”）。

（2）溫度：弱電解質(zhì)的電離一般是（填“吸熱”或“放熱”）過(guò)程，升高溫度，電離平衡向

（填“電離”或“結(jié)合”）方向移動(dòng)，電離程度（填“增大”或“減小”）o

［及時(shí)鞏固］

在溶液中存在如下平衡：+-加入少量下列物質(zhì)或采取下述

CH3COOHCH3COOH^^H+CH3COO0

方法，能使平衡逆向移動(dòng)的是—（填字母）。

加水固體

A.B.CH3COONa

C.升溫D.NaCl固體

:解疑釋惑頜

鹽酸和醋酸的比較

1.同溫度、同濃度（如1mol/L）、同體積的鹽酸和醋酸的比較

反應(yīng)起始至結(jié)與足量Zn反

開(kāi)始與Zn中和堿消耗Zn

c（H+）

酸束平均反應(yīng)速應(yīng)產(chǎn)生H2的

反應(yīng)的速率的能力的質(zhì)量

率量

鹽酸大大大

相同相同相同

醋酸小小小

2.同溫度、同pH（如pH=3）、同體積的鹽酸和醋酸的比較

開(kāi)始與Zn反應(yīng)起始中和堿與足量Zn消耗Zn

酸M）c（酸）

反應(yīng)的速至結(jié)束的能力反應(yīng)產(chǎn)生的質(zhì)量

率平均反應(yīng)H2的量

速率

鹽酸小小小小小

相同相同

醋酸大大大大大

3.常溫下電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性

(1)影響電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力的因素

影響因素導(dǎo)電能力大小比較結(jié)論

離子濃度1mol/L鹽酸大于1mol/L醋酸離子濃度越大，導(dǎo)電性越強(qiáng)

離子濃度相同時(shí)，離子所帶電荷數(shù)越多，導(dǎo)

電荷數(shù)1mol/LC11SO4溶液大于1mol/LNaCl溶液

電性越強(qiáng)

(2)電導(dǎo)率

2000—

1800—----

/

描述物質(zhì)導(dǎo)電能力的參數(shù)，電導(dǎo)率越大，則導(dǎo)電性越強(qiáng)。1600

…1400/

11200/

如圖是用電導(dǎo)率傳感器測(cè)得的20mL冰醋酸加水稀釋過(guò)Ji000

物理意義1

>800/

國(guó)

程中溶液的電導(dǎo)率變化曲線。電導(dǎo)率呈現(xiàn)先變大再變小600/

400

/

的規(guī)律200/.

20406080100120140160

體積/ml.

典題悟法

類(lèi)型U電離方程式

gT下列物質(zhì)或粒子在水溶液中的電離方程式書(shū)寫(xiě)正確的是—(填字母)。

+-

A.CH3COOH=H+CH3COO

+

B.H3PO4^^3H+POF

C.Al2(SO4)3=Air+(SO4)F

+

D.NaHCO3Na+HCOF

++

E.NaHSO4=Na+H+SOF

類(lèi)型日電離平衡的影響因素

畫(huà)前2向pH?lO的含硫廢水中加入適量FeSC)4溶液，產(chǎn)生黑色沉淀且溶液的pH降低。H2s水溶液

中存在電離平衡:H2S=^H++HS一和HS-=^H++S2,下列關(guān)于H2s溶液的說(shuō)法正確的是—(填序號(hào))。

①滴加新制氯水，H2S、HS-的電離平衡均向左移動(dòng)，pH減小

②加水，H2S>HS-的電離平衡向右移動(dòng)，c(H+)增大

③通入過(guò)量S02氣體，H2S>HS-的電離平衡均向左移動(dòng)，pH增大

④加入少量CuSO4固體(忽略體積變化)，溶液中所有離子的濃度都減小

類(lèi)型?同濃度(或同氫離子濃度)強(qiáng)酸和弱酸的比較

畫(huà)函現(xiàn)有：a.鹽酸、b.醋酸兩種稀溶液。

(1)若兩種酸的物質(zhì)的量濃度均為0.1mol/L：

①兩種酸溶液中的c(H+)大小關(guān)系為(用a、b表示，下同)。

②取等體積上述兩種酸溶液，分別用同濃度的NaOH溶液完全中和，所需NaOH溶液體積大小關(guān)系為

③若取等質(zhì)量Zn分別與這兩種酸溶液反應(yīng)，使Zn恰好完全反應(yīng)時(shí)，消耗兩種酸溶液的體積大小關(guān)系

為。

(2)若兩種溶液中c(H+)均為O.lmol/L：

①兩種酸的物質(zhì)的量濃度大小關(guān)系為=

②取等體積上述兩種酸溶液，分別用同濃度的NaOH溶液完全中和，所需NaOH溶液體積大小關(guān)系為

③若取等質(zhì)量Zn分別跟這兩種酸溶液反應(yīng)，使Zn恰好完全反應(yīng)時(shí)，消耗兩種酸溶液的體積大小關(guān)系

為。

類(lèi)型日電離平衡常數(shù)的計(jì)算

阿苑(1)(2024.連云港高級(jí)中學(xué))水合朋2H4H2O)易溶于水，具有弱堿性和還原性，水合脫電離平

衡常數(shù)表達(dá)式為Kbl(N2H4衛(wèi)2。)=—o

(2)(2024?江蘇卷)已知Kai(H2so3)=1.3X10-2,-(H2so3)=6.2XIO?常溫下將SCh氣體通入0.1

mol/LNaOH溶液中，當(dāng)溶液pH=4時(shí)停止通氣。則所得溶液中：c(SOl)—c(HSO?)(填”或

(3)現(xiàn)有2.0XKF3moi/L氫氟酸溶液，調(diào)節(jié)溶液pH(忽略調(diào)節(jié)時(shí)體積變化)，實(shí)驗(yàn)測(cè)得25°C時(shí)平衡體

系中°出一)、c(HF)與溶液pH的關(guān)系如圖所示。25℃時(shí)，HF的電離平衡常數(shù)Ka(HF)=。

2.0x10-3

Q1.6x10-3

I1.2x10-3

個(gè)8.0x10-4

4.0x10-*

類(lèi)型同電離平衡常數(shù)的應(yīng)用

OT5(2024.江蘇新高考學(xué)校大聯(lián)考)已知:H2c03和H2s常溫下的電離平衡常數(shù)分別為Kai(H2co3)=

713

4X107Ka2(H2co3)=5X10-11；^al(H2S)=1X10-,^a2(H2S)=lX10-；H2s與Na2cO3溶液發(fā)生反應(yīng)

的離子方程式為=

該反應(yīng)的平衡常數(shù)K=0

考點(diǎn)2水的電離和溶液的pH

知識(shí)梳理

知識(shí)11水的電離與離子積常數(shù)

電離

----水是一種極弱的物質(zhì)

平衡

水的電離方

-H01H++OH-（水的電離是吸熱過(guò)程）

電離程式2

d表達(dá)式|---Ka=c（H7c（OH-）=1X10-|4（25七）

水的離

子積常|影響因素只是溫度的函數(shù),溫度不變

數(shù)~~不變,溫度升高，七增大

q適用范圍I—除不僮活用干純水.也適用于

酸、堿、鹽的稀溶液

知識(shí)舊水電離平衡的影響因素

1.溫度：水的電離是吸熱過(guò)程，升高溫度可促進(jìn)水的電離

2.加入酸、堿：抑制水的電離

3.加入能水解的鹽：促進(jìn)水的電離

知識(shí)?溶液的酸堿性與pH測(cè)定

1.常溫下,溶液的酸堿性（填或“=”）

c(H+)和。(丁)c(OH-)

溶液

c(OJT)關(guān)系/(mol/L)/(mol/L)

酸性

c(H+)—c(OH-)

溶液IX10-71X10-7

中性

c(H+)—c(OJT)

溶液1xio-71xio-7

堿性

c(H+)—c(OH)

溶液1Xio-71X10-7

2.溶液的pH及測(cè)定方法

定義pH=-lgc(H+)

意義粗略表示稀溶液酸堿性的強(qiáng)弱

范圍一般在0?14之間

c(OH')/(mol/L)10-1410”1

c(H+)/(mol/L)1IO-710-N

H----------------------1----------------------1-

規(guī)律pH0714

v_____________中A

性

酸性增強(qiáng)堿性增強(qiáng)

測(cè)定把一小片干燥pH試紙放在表面皿或玻璃片上，用潔凈的_________蘸取溶液點(diǎn)在pH試紙中心，

方法變色后，與_______________對(duì)照即可讀出溶液的pH

只能測(cè)稀溶液的pH。使用pH試紙測(cè)溶液的pH時(shí)，試紙不能用蒸儲(chǔ)水潤(rùn)濕，否則會(huì)將溶液進(jìn)

特另I」

行稀釋?zhuān)涗浀臄?shù)據(jù)只能是整數(shù)；若需精確測(cè)定溶液的pH,則應(yīng)使用________；若測(cè)具有漂

提醒

白性的溶液（如氯水、NaClO溶液）的pH,則不能使用____________,應(yīng)改用__________

3.溶液酸堿性的另外一種表示方法——pOH

（l）pOH=-lgc（OH^）；

(2)常溫下：pH+pOH=14?

知識(shí)dpH的計(jì)算

1.pH計(jì)算的一般思維模型

Y酸的稀釋)——

「(酸性溶液L先求最終溶液中

■｛酸與酸的混合卜-1

w(H+),再求。(H+)

初步判斷最終

〈酸與堿的混合戶(hù)—(pH=-lgc(H^)]

溶液的酸堿性,

先求最終溶液中

L(堿性溶液〉［堿與堿的混合卜

-c(OH-),再根據(jù)K,一

求出c(H+)

-(堿的稀釋?zhuān)?--

2.不同類(lèi)型溶液中c(H+)、c(OJT)以及pH的計(jì)算

已知：25℃時(shí)，CH3co0H和NH3H2O的電離平衡常，數(shù)分別為Ka=1.75X10-5、Kb=1.8X10-5(1市

F.32、VL8?^1.34>Igl.32po.12、lgl.34^0.13)o

類(lèi)型類(lèi)型溶液中c(H+)或c(OH)PH

O.lOmol/LHCl溶

一元強(qiáng)酸

液

0.10mol/L

一元弱酸

CH3COOH溶液

0.10mol/LNaOH

一元強(qiáng)堿

溶液

0.10mol/L

一元弱堿

NH3H2O溶液

—:筆惑鋤—

酸或堿稀釋的圖像

1.常溫下，等pH的酸或堿稀釋圖像比較

pH

7

a

圖像

3;NaOH

0稀釋倍7

功出稀釋倍數(shù)

稀釋相同倍數(shù)后的pH醋酸〈鹽酸氨水〉NaOH

稀釋到相同pH時(shí)需要加水的體積醋酸〉鹽酸氨水〉NaOH

酸、堿溶液稀釋相同倍數(shù)時(shí)，強(qiáng)電解質(zhì)溶液比弱電解質(zhì)溶液的pH

備注

變化幅度大，無(wú)限稀釋后，pH無(wú)限接近中性

2.相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸的稀釋

PH(P叫

77

c仁豕言HCOOHC

良闔

bSOH

0r(X)八八"水)

加水稀釋相同的倍數(shù)，醋酸的pH大加水稀釋到相同的pH,鹽酸加入的水多

典題悟法

類(lèi)型II水的電離及其影響因素

陶釀(2023?徐州七中)水的離子積常數(shù)隨著溫度的變化關(guān)系如表:

溫度/℃255075100

Kw/(xi(pi4)1.05.520.056.0

下列說(shuō)法正確的是()

A.純水中c(H+)的大小與溫度無(wú)關(guān)

B.水的電離度：a(50℃)<ct(75℃)

C.100℃時(shí)，某溶液的c(OH3=1,0X10—7皿。1%,該溶液呈中性

-12

D.25C時(shí),0.01mol/LNaOH溶液中，^w(H2O)=1.0X10

類(lèi)型舊利用水的離子積與弱電解質(zhì)電離平衡常數(shù)求解化學(xué)平衡常數(shù)

-5

阿麗(2024?南通三模)25℃時(shí)，^b(NH3-H2O)=1.8X10；&i(H2co3)=4義107&2(H2cCh)=5X10

ri；反應(yīng)NH3-H2O(aq)+HCO,(aq)=NH[(aq)+CO歹(aq)+H2O⑴的平衡常數(shù)K=。

類(lèi)型耳H的計(jì)算

阿麗(1)室溫下，pH=3的硝酸和pH=12的氫氧化領(lǐng)溶液按照體積比為9：1混合?；旌虾笕芤旱?/p>

pH為(溶液混合后體積變化忽略不計(jì))。

(2)pH=5的H2s。4溶液，加水稀釋500倍，則稀釋后，，鼾))=—(溶液混合后體積變化忽略不計(jì))。

類(lèi)型田弱酸的稀釋曲線圖像

畫(huà)麗已知：常溫下，HCOOH的酸性強(qiáng)于CH3COOH?現(xiàn)將pH=3、體積均為Vo的兩種酸溶液分

別加水稀釋至體積V,pH隨1g。的變化如圖所示。下列敘述正確的是()

A.曲線I表示CH3COOH溶液的變化曲線

B.溶液中水的電離程度：b>c>d

+

C.HCOOH與NaOH反應(yīng)的離子方程式為H+OH=H2O

D.a點(diǎn)兩種酸溶液分別與NaOH恰好完全中和后，CH3COOH對(duì)應(yīng)的溶液中"(Na+)大

類(lèi)型Q利用分布分?jǐn)?shù)圖及pH求電離常數(shù)

圜麗(2024?徐州期末)已知常溫下H2s溶液中含硫粒子的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)隨pH變化情況如圖所示。

7Cai(H2S)=,7Ca2(H2S)=______________________o

0

L

8

o.6

o.s

4

s

2

67,08101213.014

pH

深度指津

心曲線分析

l.Kw單曲線分析(25℃)

圖甲中曲線上任何一點(diǎn)都處于水的電離平衡狀態(tài)，

任何一點(diǎn)的c(H+).c(OJT)都固定為1X10-14?

b點(diǎn)溶液C(H+)=C(OJT),為中性；

a點(diǎn)溶液c(H+)>c(OH-),呈酸性；

c點(diǎn)溶液c(OH)>c(H+),呈堿性。

加入堿抑制水的電離，能引起b-c的變化。加入酸也抑制水的電離，引起b-a的變化。

(

V

O

S

X

+

H

P

T

IO-7c(OH)/(mol/L)°10"10"c(OH)/(mol/L)

甲乙

2.Kw雙曲線分析

圖乙所示的兩條曲線表示兩個(gè)不同溫度下，水溶液中c(H+)與c(OJT)的關(guān)系圖。

①因?yàn)樗碾婋x是吸熱過(guò)程，升高溫度促進(jìn)水的電離，水的離子積常數(shù)增大，所以T>25；升高溫度

不能引起a(中性)-d(堿性)的變化，但能引起a(中性)一c(中性)的變化。

②兩條曲線上任意點(diǎn)均有KW=C(H+>C(OIT)。

③a點(diǎn)和c點(diǎn)溶液中C(H+)=C(OJT),均呈中性；b點(diǎn)溶液中：c(H+)>c(OH),呈酸性；d點(diǎn)溶液中：

c(OH-)>c(H+),呈堿性。

考點(diǎn)3酸堿中和滴定

知識(shí)梳理

知識(shí)II酸堿中和滴定

以HC1溶液為標(biāo)準(zhǔn)液，滴定待測(cè)液NaOH溶液為例。

1.概念：用已知物質(zhì)的量濃度的酸（或堿）來(lái)測(cè)定未知物質(zhì)的量濃度的堿（或酸）的方法，叫作酸堿中和

滴定。

。（標(biāo)）?*標(biāo)）

2.原理:c（測(cè)）=

V（測(cè)）

3.關(guān)鍵

（1）準(zhǔn)確測(cè)定待測(cè)液NaOH溶液的體積。

（2）選擇合適的指示劑，準(zhǔn)確判斷滴定終點(diǎn)。

4.操作

（1）主要儀器：、、鐵架臺(tái)（帶管夾）、、大燒杯。

（2）試劑：標(biāo)準(zhǔn)HC1溶液、待測(cè)NaOH溶液、甲基橙。

（3）滴定前準(zhǔn)備

查漏—洗滌一潤(rùn)洗一裝液—調(diào)液面—記錄

定

商定

確

常

保i滴iiii*

用蒸福水記

水

初

始

管

漏分別用鹽將酸、堿容使英■黯盼

的

不

i管

洗滌滴定液分別裝入

可使

數(shù)

后

方

酸和氫氧充翰容液并讀

|管2二3次|相應(yīng)的滴定

用化鈉溶液使液面^^

潤(rùn)洗相應(yīng)管，使液面位,V亥蟆

的滴定管于“0”亥幢以或‘U'刻

2~3次上2~3cm處度以下的某

個(gè)亥蟆

錐形瓶：洗滌一裝待測(cè)液（NaOH溶液）一記體積一加甲基橙。

5.滴定

左手控制、一-眼睛注視錐形瓶

內(nèi)溶液顏色變化

滴定管的活塞

右手搖動(dòng)

錐形瓶

6.終點(diǎn)判斷

滴入最后半滴HC1溶液時(shí)，,停止

滴定，并記錄HC1溶液的體積，重復(fù)上述操作2?3次。

7.數(shù)據(jù)處理

求出消耗HC1溶液的平均值，根據(jù)原理進(jìn)行計(jì)算。若三次滴定分別消耗鹽酸的體積為20.02mL、19.98

mL、23.00mL,其中與其他數(shù)據(jù)相差較大，要舍去。

知識(shí)?常用酸堿指示劑及變色范圍

指示劑變色范圍

3.14.4

甲基橙

紅色橙色黃色

8.210.0

酚獻(xiàn)_______??_______

無(wú)色粉紅色紅色

知識(shí)?中和滴定的誤差分析

1.分析依據(jù)

c[HCl(aq)]-V[HCl(aq)]

c(NaOH)=

V[NaOH(aq)]

2.誤差引起點(diǎn)

任何不當(dāng)?shù)牟僮鳎羰笻HCl（aq）］比正確操作值大，則測(cè)得的c（NaOH）偏高，反之偏低。

3.俯視與仰視

（1）圖示：對(duì)量筒及滴定管讀數(shù)時(shí)，產(chǎn)生誤差的不同（見(jiàn)圖1、2）o

9

/俯視讀數(shù)_____5俯視讀數(shù)_____

二—平視讀數(shù)正確二yg平視贏畫(huà)

：仰視讀數(shù)_____；仰視讀數(shù)—