溶液的酸碱性 酸碱中和滴定
酸碱中和与酸碱滴定
酸碱中和与酸碱滴定酸碱中和是化学反应中常见的一种反应类型，它是指在适当条件下，酸和碱反应生成盐和水的过程。
酸碱滴定则是一种用来测定溶液中酸碱含量的实验方法，通过加入滴定剂，使滴定剂与被滴定溶液中的物质反应，以确定溶液中酸碱的浓度。
一、酸碱中和的化学反应酸碱中和反应具有明确的化学方程式，常用的酸碱中和反应有以下几种：1. 酸与碱的中和反应：酸 + 碱→ 盐 + 水例如：HCl + NaOH → NaCl + H2O2. 碱与碱的中和反应：强碱 + 强碱→ 盐 + 水例如：NaOH + KOH → NaK + H2O3. 酸与金属氢氧化物的中和反应：酸 + 金属氢氧化物→ 盐 + 水例如：HCl + NaOH → NaCl + H2O酸碱中和反应是在一定的条件下进行的，其中最为重要的条件是反应溶液的pH值。
当反应溶液的pH值接近7时，反应达到最为完全的中和状态。
二、酸碱滴定的原理及过程酸碱滴定是一种通过滴定剂与被滴定溶液中的酸碱物质反应来确定其浓度的实验方法。
滴定过程中，需要使用一种称为指示剂的物质，它能够在滴定溶液中具有明显的颜色变化，用来标志滴定终点。
酸碱滴定的过程可以简化为以下几个步骤：1. 准备被滴定溶液和标准溶液：首先需要准备被滴定溶液和标准溶液。
被滴定溶液是待测溶液，标准溶液是已知浓度的溶液。
2. 放置滴定容器：将被滴定溶液放置在滴定容器中，通常使用烧瓶或比色皿作为滴定容器。
3. 滴定剂添加：使用滴定管或分注管，将标准溶液一滴一滴地加入被滴定溶液中，同时加入适量的指示剂。
4. 慢慢滴定至颜色变化：滴定过程中，观察被滴定溶液的颜色变化。
当颜色发生明显变化时，即为滴定终点。
5. 计算浓度：根据滴定过程中消耗的标准溶液的体积来计算被滴定溶液中酸碱的浓度。
通过酸碱滴定可以快速准确地确定溶液中酸碱的浓度，具有广泛的应用领域，例如医药、环保、食品加工等。
总结：酸碱中和是化学反应中常见的一种反应类型，通过酸和碱反应生成盐和水。
PH计算和酸碱中和滴定
PH计算和酸碱中和滴定一、PH计算PH是指溶液的酸碱性质的度量单位，用于表示溶液中氢离子（H+）的浓度。
PH值的范围从0到14，其中数值越小表示酸性越强，越大表示碱性越强，7表示中性。
PH的计算可以通过测定氢离子浓度来实现，氢离子浓度通常用pH=-log[H+]来表示。
在一定浓度的溶液中，测定pH可以通过PH计进行。
PH 计是一种精密的仪器，一般包括玻璃电极和参比电极。
具体操作时，首先用pH7的缓冲液来校准PH计，将电极浸入缓冲液中，根据仪器的指示进行校准。
然后，将待测溶液放入测量池中，将电极浸入溶液中，读取PH值。
最后，在测量完毕后，将电极清洗干净，以备下一次使用。
酸碱中和滴定是一种通过体积的变化来测定酸碱溶液之间物质量的方法。
在滴定中，一种溶液（称为滴定液）通过滴定管滴加到待测溶液中，待测溶液中的酸或碱与滴定液中的碱或酸中和反应，反应终点时滴定液的体积发生突变。
通过量化滴定液的用量，可以计算出待测溶液中酸、碱的物质量。
酸碱中和滴定主要包括以下几个步骤：1.预处理：将待测溶液加入容量瓶中，并添加适量的指示剂。
指示剂是一种能够在滴定终点时改变颜色的物质，常用的指示剂有酚酞、溴茚蓝等。
2.滴定操作：用滴定管滴加滴定液到待测溶液中，滴加过程中要搅拌容器中的液体，直到出现指示剂的颜色变化或者PH计显示的数值发生突变。
3.记录数据：记录滴定液的初始体积和滴定终点的体积，计算出滴定液的用量。
4.计算结果：根据滴定液的化学式和用量，可以计算出待测溶液中酸碱物质的当量质量。
酸碱中和滴定可以用于测定酸碱溶液之间的化学反应，也可以用于测定溶液中的其他物质。
在实际操作中，要注意样品的准备、滴定液的选择、滴定操作的精确性等方面，以保证实验结果的准确性。
总结PH计算和酸碱中和滴定是常用的化学实验技术，能够帮助我们了解溶液的酸碱性质，测定溶液中物质的量。
PH计算通过测定溶液中氢离子浓度来获得PH值，而酸碱中和滴定则通过滴定液的用量来推算溶液中物质的当量质量。
酸碱中和反应的中和滴定计算与实验
酸碱中和反应的中和滴定计算与实验酸碱中和反应是化学中一种重要的反应类型，通过滴定实验可以准确地测定溶液中的酸碱浓度。
本文将介绍酸碱中和反应的中和滴定计算与实验过程。
一、中和滴定计算中和滴定计算是在进行酸碱中和滴定实验之前进行的预先计算，以确定所需的滴定剂的滴定量以及滴定后溶液的酸碱浓度。
下面以酸滴定碱的实验为例来说明中和滴定计算的方法。
1. 确定酸碱反应的化学方程式首先需要确定酸碱反应的化学方程式。
例如，若要测定硫酸溶液的浓度，可以使用氢氧化钠溶液进行滴定。
反应方程式为：H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O2. 确定滴定剂浓度与滴定量在进行实验前，需要确定滴定剂的溶液浓度。
通过浓度计算可以得到滴定剂的摩尔浓度。
根据酸碱反应的化学方程式，可以确定所需的滴定剂的滴定量。
例如，若已知硫酸浓度为0.1 mol/L，滴定方程式中酸和碱的化学摩尔比为1:2，那么需要使用的氢氧化钠溶液的浓度可通过下述计算得到：NaOH的摩尔浓度 = (0.1 mol/L * 0.1 L) / 0.02 L3. 计算滴定后溶液的酸碱浓度在滴定实验中，滴定剂与待测溶液反应，直至滴定终点，即酸碱当量显色变化的点。
测定滴定终点后，可以通过滴定剂与待测溶液的摩尔比关系计算出待测溶液的酸碱浓度。
二、中和滴定实验在进行中和滴定实验时，需要准备好酸和碱的溶液、滴定剂、滴定管、滴定管支架等实验器材。
1. 实验操作首先，使用容量瓶准确地配制所需酸和碱的溶液。
将待测酸溶液倒入滴定瓶中，加入适量指示剂（例如酚酞或溴酸石蕊），溶解均匀。
然后使用滴定管滴加滴定剂（例如氢氧化钠溶液）到酸溶液中，同时轻轻摇晃滴定瓶。
当滴定终点出现颜色变化时，停止滴定。
2. 数据处理根据实验操作中滴定剂的使用量，可以计算出待测溶液的酸碱浓度。
根据中和滴定计算中得到的滴定剂的溶液浓度和滴定量，可以使用计算公式计算出待测溶液的酸碱浓度。
三、实验注意事项进行酸碱中和滴定实验时需要注意以下几点：1. 实验器材应干净无杂质，以避免实验误差的发生。
酸碱中和滴定教案
C(测)=
答: 等体积的待测NaOH溶液平均消耗标准盐酸的体积为: V HCl= = 20.28(mL) C HCl VHCl = C NaOH V NaOH C NaOH = = 0.1268 mol/L
01
对盛标准液的滴定管读数 在其它操作正确的情况下
02
a．滴定前平视，滴定后仰视导致C待会
03
b．滴定前平视，滴定后俯视。导致C待
04
c．滴定前仰视，滴定后平视导致C待
05
d．滴定前仰视，滴定后俯视导致C待。
06
偏高。
07
偏低。
08
偏低。
09
偏低。
含杂质 在配制待测氢氧化钠溶液过程中，称取一定质量的氢氧化钠时，内含少量的氢氧化钾，用标准盐酸溶液进行滴定。（ ） 同上情况，若氢氧化钠中含有少量的碳酸钠，结果如何（ ）
0.11mol/L
（待测液）
（标准液）
（未知）
2.滴定概念：
C(测)=
C(标)×V(标)
V(测)
已知
已知
读数
用已知浓度（C)的酸(或碱)测未知浓度（C)的碱(或酸)。
3、关键:
(1)准确测量两溶液体积
(2)准确判断中和恰好完全
滴定管与量筒区别
量筒：粗量仪， 精确度0.1mL，无“0”刻度，从下往上读，
浅红
注：石蕊颜色突变不明显,不作指示剂.
[设问] 既然指示剂变色时溶液pH不是7， 能否用指示剂来判断酸碱完全反应？
例：以0.1mol·L-1 NaOH滴定20.00ml 1mol·L-1 HCl，滴定过程中pH的计算
【讲解】向盐酸中滴NaOH，由于盐酸中H+ 被滴入的NaOH中OH-逐渐中和，c H+逐渐减小，溶液pH逐渐增大，当H+与OH-恰好反应时，溶液呈中性，pH=7。
溶液的酸碱中和滴定
溶液的酸碱中和滴定溶液的酸碱中和滴定是化学分析中常用的定量分析方法之一。
通过滴定剂与待测溶液中的酸或碱反应，利用反应物的摩尔比确定溶液中的酸碱物质的含量。
这种方法通常用于测定酸碱度、测定物质的浓度以及酸碱物质的中和点等。
一、滴定原理滴定法是指在一定条件下，向待测溶液中滴加一种已知浓度的试剂，直至反应完全达到中和终点。
根据滴定剂与待测溶液之间的化学反应，可以确定溶液中酸碱物质的浓度，从而实现定量分析。
滴定过程中，滴定剂被滴加至待测溶液中，通过滴定剂与待测溶液中的酸碱反应进行中和反应。
中和终点是指酸碱反应完全完成的状态，在该状态下滴定剂与待测溶液达到了化学计量的比例。
为了准确测定中和点，通常会使用指示剂。
指示剂是一种能够在酸碱反应中改变颜色的试剂，可以通过溶液颜色变化来确定滴定的终点。
常用的指示剂有酚酞、溴儿茶蓝等，不同的指示剂适用于不同的滴定反应，选用合适的指示剂可以提高滴定准确性。
二、常用的滴定反应1. 酸碱滴定酸碱滴定是最常见的滴定反应，通常用于测定酸或碱的浓度。
常用的酸碱滴定方法有：（1）酸对碱的滴定在酸性溶液中，滴定碱溶液。
滴定过程中，滴定剂会与待测溶液中的碱反应，直至酸碱中和。
通过反应的反应物摩尔比，可以计算酸或碱的浓度。
（2）碱对酸的滴定在碱性溶液中，滴定酸溶液。
滴定过程中，滴定剂会与待测溶液中的酸反应，直至酸碱中和。
通过反应的反应物摩尔比，可以计算酸或碱的浓度。
2. 氧化还原滴定氧化还原滴定是利用氧化还原反应进行滴定的方法。
常用的氧化还原滴定反应有：（1）氧化剂对还原剂的滴定通过滴定剂对待测溶液中的还原剂进行氧化反应，直至氧化还原反应达到摩尔比，从而确定溶液中还原剂的浓度。
（2）还原剂对氧化剂的滴定通过滴定剂对待测溶液中的氧化剂进行还原反应，直至氧化还原反应达到摩尔比，从而确定溶液中氧化剂的浓度。
三、滴定方法步骤1. 准备滴定剂根据所需测定的酸碱物质选择合适的滴定剂，并用标准溶液冲洗滴定试管和滴定管，以避免试剂的交叉污染。
PH计算和酸碱中和滴定
PH计算和酸碱中和滴定引言：PH（potential of hydrogen，即溶液中氢离子的电位）是描述溶液酸碱性强弱的一个重要指标。
在实验室和工业生产中，PH的测量常常被用来检测溶液的酸碱性质及其浓度。
PH计算和酸碱中和滴定是两种常用的方法，可用于确定溶液的PH值和酸碱度。
一、PH计算：PH值是通过对溶液中氢离子（H+）浓度的计算得出的。
在水溶液中，水分子可以发生自离解反应，生成氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）。
当氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）的浓度相等时，溶液呈中性。
当氢离子（H+）浓度高于氢氧根离子（OH-）时，溶液呈酸性；当氢离子（H+）浓度低于氢氧根离子（OH-）时，溶液呈碱性。
PH值的计算可通过酸碱离子浓度的负对数来实现。
即：PH = -log[H+]其中，[H+]为溶液中氢离子（H+）的浓度。
此式表示PH值是以10为底的负对数，因此，当[H+]为10M时，PH为1，表示酸性；当[H+]为0.1M时，PH为1，表示碱性；当[H+]为1M时，PH为0，表示中性。
在实际操作中，由于酸碱质量的计算相对复杂，通常根据酸碱的浓度和等效质量来计算PH值。
等效质量是指将氢离子（H+）或氢氧根离子（OH-）与酸碱中的化学反应物质相配成化学方程式中的摩尔数。
等效质量由酸碱反应的化学方程式决定。
例如，根据浓度为0.1M的盐酸（HCl）的氢离子（H+）浓度，计算盐酸溶液的PH值。
由于HCl是一元强酸，其溶解时完全离解，化学方程式为HCl → H+ + Cl-。
根据化学方程式可知，1mol的HCl生成1mol的H+离子，因此等效质量为1、根据PH的计算公式，PH = -log[H+]，可得PH = -log(0.1) = 1二、酸碱中和滴定：酸碱中和滴定是一种通过滴定法来测定酸碱溶液浓度的方法。
滴定是指以一种已知浓度的酸或碱滴加到试样中，直到溶液达到中性，即酸碱中和反应达到了化学平衡。
滴定过程中，常常通过添加指示剂来判断溶液的中和点。
化学实验中的溶液的酸碱中和滴定
化学实验中的溶液的酸碱中和滴定在化学实验中，溶液的酸碱中和滴定是一种常用的分析方法。
它通过滴加已知浓度的酸或碱溶液到待测溶液中，利用酸碱反应的中和反应完成对待测物质浓度的测定。
本文将介绍溶液的酸碱中和滴定的原理、操作步骤以及注意事项。
一、原理溶液的酸碱中和滴定是基于酸碱中和反应的理论基础进行的。
在酸碱反应中，酸和碱发生化学反应，产生相应的盐和水。
滴定过程中，通过逐滴加入酸或碱溶液，使待测溶液中的反应物与滴加溶液中的反应物按化学计量比例进行反应，从而达到酸碱中和的状态。
当酸或碱溶液滴加到与待测溶液中的反应物完全反应时，可以根据滴加的酸碱溶液的体积计算出待测溶液中的物质浓度。
二、操作步骤1.准备工作首先，需要准备好实验所需的仪器和试剂，包括滴定管、容量瓶、酸或碱溶液、指示剂等。
同时，要确保实验操作区域的清洁和安全，避免交叉污染和意外事故的发生。
2.样品制备将待测溶液准备好，并计量出适量的待测溶液放入容量瓶中。
3.滴定过程a) 将滴定管插入滴定瓶中，吸取适量的滴定液。
b) 将滴定管中的滴定液滴加到容量瓶中的待测溶液中。
c) 同时加入一滴指示剂，用以指示中和点的变化。
d) 持续滴加滴定液，直到待测溶液的颜色变化示意达到中和点。
e) 记录滴定液的滴定体积。
4.计算结果根据已知滴定液的浓度和滴定液的滴定体积，可以计算出待测溶液中的物质浓度。
三、注意事项1.实验过程中应注意操作的准确性和仪器的清洁，避免误差的发生。
2.选用适当的指示剂，以获得准确的中和点。
3.滴定液和待测溶液应有明显的颜色区分，便于观察颜色变化。
4.滴定液应以适量滴加，避免一次加入过多导致误差。
5.实验过程中，要注意安全操作，避免对皮肤和眼睛的直接接触。
总结：溶液的酸碱中和滴定是一种常用的分析方法，通过对待测溶液中的物质浓度进行测定。
在操作过程中，我们需要掌握滴定的原理和操作步骤，并注意实验的准确性和安全性。
只有在滴定液与待测溶液中的物质按化学计量比例完全反应时，才能得到准确的测定结果。
高三化学一轮复习溶液的酸碱性酸碱中和滴定PPT课件
(2)弱酸或弱碱由于在水中部分电离,加水稀释的过程中 还会发生电离,故导致相应CH+或COH-减小的幅度降低. pH 值的变化比强酸或强碱小。
规律：pH=a弱酸稀释10n倍，pH值增大小于n个单位，pH< a+n
为酸溶液中的OH-是由水电离出来的；碱溶液看c(H+)因 碱溶液中
的H+是由水电离出来的
5 影响水的电离平衡的因素
1） 酸
抑制水的电离，KW保持不变
2 ）碱 3）盐
抑制水的电离，KW保持不变
强酸弱碱盐 强碱弱酸盐 强酸强碱盐
促进水的电离，KW保持不变 促进水的电离，KW保持不变 不影响水的电离，KW保持不变
4）温度 水的电离吸热，升高温度促进水的电离，KW增大
5）加入活泼金属 促进水的电离，KW保持不变
注意：KW是一个温度函数只随温度的升高而增大
二、溶液的酸碱性与pH值
1、溶液的酸、碱性跟C(H+)、C(OH-)的关系 中性溶液 C(H+)=C(OH-) 25℃，C(H+)=C(OH-)=1×10-7mol/L PH=7 酸性溶液 C(H+)>C(OH-) 25℃， C(H+)>1×10-7mol/L PH<7且H+浓度越大， PH越小，溶液酸性越强 碱性溶液 C(H+)<C(OH-) 25℃， C(OH-)>1×10-7mol/L PH>7且OH-浓度越大， PH越大，溶液碱性越强
c 强酸、强碱混合 恰好完全中和：pH＝7
酸过量：先求 c(H＋)混＝c(H＋)酸VV酸酸－＋cV(碱OH－)碱V碱再求 PH 碱过量：先求 c(OH－)混＝c(OH－)碱VV酸碱＋－Vc碱(H＋)酸V酸，再由 c(H＋)混＝c(OKHW－)混求 PH
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(1/2×1×10－3)＝3.3，选项A正确． 答案： A
3．(2011· 无锡模拟)下列叙述正确的是
(
)
A．无论是纯水，还是酸性、碱性或中性稀溶液，在常
温下，其c(H＋)· c(OH－)＝1×10－14 B．c(H＋)等于1×10－7 mol/L的溶液一定是中性溶液 C．0.2 mol/L CH3COOH溶液中的c(H＋)是0.1 mol/L CH3COOH溶液中的c(H＋)的2倍
＋ － ＋ －
mol/L，pH＝11，c(H＋)＝10－11
0.1 mol/L，等体积混合时，NaOH过量，错误． [答案]
A
pH计算的技巧 (1)强酸、强碱的pH之和与c(H＋)、c(OH－)比较
1．常温下把pH＝5的盐酸和pH＝9的氢氧化钠溶液按
体积比9∶11混合，混合后溶液的pH为 ( )
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，如20.00 mL；量筒读数记录到 小数点后一位，如20.0 mL.
1．下列溶液一定呈中性的是 A．c(H＋)＝c(OH－)＝10－6 mol· －1的溶液 L B．pH＝7的溶液 C．使石蕊试液呈紫色的溶液
(
)
D．酸与碱恰好完全反应生成正盐的溶液
解析：A项不能用碱式滴定管量取白醋，应用酸式滴定管， 错误；B项应先在烧杯中溶解固体，不能直接在容量瓶中 溶解，错误；C项强碱滴定弱酸，用酚酞作指示剂，颜色 变化符合滴定终点判断，正确；D项滴定时眼睛应注视锥
形瓶内溶液颜色变化，错误．
答案：C
6．中学化学实验中，淡黄色的pH试纸常用于测定溶液的 酸碱性．在25℃时，若溶液的pH＝7，试纸不变色； 若pH＜7，试纸变红色；若pH＞7，试纸变蓝色．而要
2．(2011· 汕头模拟)弱酸HY溶液的pH＝3.0，将其与等体积
水混合后的pH范围是(已知lg2＝0.3) ( )
A．3.0～3.3
C．3.5～4.0
B．3.3～3.5
D．3.7～4.3
解析：弱酸HY与水等体积混合后的H＋浓度应大于原来
的一半，且小于稀释前的H＋浓度．稀释后，若酸不电
离，则c(H＋)＝1/2×1×10－3，pH＝－lgc(H＋)＝－lg
解析：溶液的酸碱性是由溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对 大小决定的，只要c(H＋)＝c(OH－)，溶液一定呈中性， 故A项正确；溶液所处的环境不是25℃，pH＝7的溶液 不呈中性，B项错误；室温时，pH＝5～8的溶液均可使 石蕊试液呈紫色，C项错误；生成的正盐可能发生水解 反应使溶液呈酸性或碱性，D项错误． 答案：A
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到1 000 mL容量瓶加水至刻度， 配成1.00 mol· －1 NaOH标准溶液 L
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
①滴定管：查漏 ―→洗涤―→润洗 ―→装液―→调液面
―→记录． ②锥形瓶：注碱液―→记读数―→加指示剂．
(2)滴定 左手 控制滴定管活塞 ，右手摇动锥形瓶 ，眼睛注视 锥形瓶内溶液颜色变化 ，滴定至终点时，记录标准 液的体积． (3)终点判断 等到滴入最后一滴反应液，指示剂变色，且 半分钟
内 不褪色，视为滴定终点．
一、溶液的酸碱性与pH 1．溶液的酸碱性 溶液酸 碱性 酸性 c(H＋)与c(OH－)关系 任意温度 c(H＋)＞ c(OH
－)
常温(mol/L) c(H＋) ＞ 1× －7 10
中性
＝ c(H＋) c(OH ＝ ＋)＝c(OH－) c(H
－ ＜)
pH(常温) ＜ 7 ＝
1× <－7 10 c(OH
第二节 溶液的酸碱性 酸碱中和滴定
全局性掌控
选项式诊断 诊断 √ 判断正误，在诊断一栏内打“√”或“×” 1.pH＝4.5的蕃茄汁中c(H＋)是pH＝6.5的牛奶中c(H＋) 的100倍(2010· 天津高考T4－B)
2＋ 3 、SO3 、K 可以常
×
2.在pH＝0的溶液中，Na＋、NO
量共存(2010· 福建高考T10－B)
精确测定溶液的pH，需用pH计．pH计主要通过测定
溶液中H＋的浓度来测定溶液的pH.已知100℃时，水的 离子积常数KW＝1×10－12.
(1)已知水中存在如下平衡：H2O＋H2OH3O＋＋OH－
ΔH＞0，现欲使平衡向右移动，且所得溶液呈酸性，选择
的方法是__________(填字母)． A．向水中加入NaHSO4 C．加热水至100℃ B．向水中加入Cu(NO3)2 D．在水中加入(NH4)2SO4
a．pH试纸使用前不能 润湿 ，否则待测液因被稀释可
能产生误差． b．用广泛pH试纸读出的pH只能是整数．
1．(1)某溶液的pH＝7，该溶液是否一定为中性溶液？
(2)若已知某溶液中c(H＋)＞c(OH－)，该溶液是否一 定呈酸性？ 提示： (1)因温度不确定故pH＝7的溶液不一定显 中性． (2)只要c(H＋)＞c(OH－)，溶液一定呈酸性．
D．任何浓度的溶液都可以用pH来表示其酸性的强弱
解析：水的离子积常数KW只与温度有关，与溶液的酸碱性无 关，室温时KW＝10－14，A项正确；室温时，c(H＋)＝1×10－7 mol/L的溶液，其pH＝7，呈中性，当温度变化时，KW改变， pH改变，B项错误；0.1 mol/LCH3COOH可以认为是由0.2
(2)现欲测定100℃沸水的pH及酸碱性，若用pH试纸测定，
则试纸显______色，呈______性(填“酸”“碱”或“中”)；若
用pH计测定，则pH________7(填“＞”“＝”或“＜”)，呈 ________性(填“酸”“碱”或“中”)．
解析：(1)题中要求使水的电离平衡向右移动，即促进水 的电离，常采用加热法或加入可水解的盐，现同时要求 溶液呈酸性，因此只能加入强酸弱碱盐． (2)100℃时水的pH＝6，但溶液仍呈中性，因此pH试纸 的颜色仍为淡黄色． 答案：(1)BD (2)淡黄 中 ＜ 中
＋ －
c碱OH－V碱－c酸H＋V酸KW － c混(H＋)⇒pH 碱过量：c混(OH )＝ ⇒ V酸＋V碱
(4)酸碱稀释时pH的变化 酸(pH＝a) 弱酸 强酸 碱(pH＝b) 弱碱 强碱
稀释10n倍
无限稀释
＜a＋n
a＋n
＞b－n
b－n
pH趋向于7
[例1] (2011· 广东省育才中学模拟)已知在100℃下，水的
1．总体原则 (1)若溶液为酸性，先求c(H＋)，再求pH； KW (2)若溶液为碱性，先求c(OH )，再由c(H )＝ － 求 cOH －Βιβλιοθήκη ＋c(H＋)，最后求pH.
2．类型及方法 (1)强酸溶液 如浓度为c mol/L的HnA溶液，c(H＋)＝nc mol/L，所以 pH＝－lgnc； (2)强碱溶液 如浓度为c mol/L的B(OH)n溶液， c(OH－)＝nc mol/L， 10－14 ＋ c(H )＝ nc mol/L，所以pH＝14＋lgnc.
4．数据处理 按上述操作重复二至三次，求出所用标准盐酸体积 的平均值，根据c(NaOH)＝
cHCl· VHCl 计算． VNaOH
2．滴定管和量筒均为计量仪器，在实验中两者的读数 有何区别？ 提示：二者的区别主要有：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
(3)酸碱混合pH的计算 ①两强酸混合 c1H V1＋c2H V2 ＋ c混(H )＝ ⇒pH V1＋V2
＋ ＋
②两强碱混合 c1OH V1＋c2OH V2KW － c混(H＋)⇒pH c混(OH )＝ ⇒ V1＋V2
－ －
③强酸、强碱混合(一者过量) c酸H V酸－c碱OH V碱 ＋ 酸过量：c混(H )＝ ⇒pH V酸＋V碱
确的是 A．将10 mL该溶液稀释至100 mL后，pH小于3 B．向该溶液中加入等体积pH为12的氨水恰好完全中和 C．该溶液中由水电离出的c(H＋)水×c(OH－)水＝1×10－14 ( )
D．该溶液中盐酸电离出的c(H＋)与水电离出的c(H＋)之
比为1010∶1
解析：因为HCl是强酸，故pH＝2的盐酸稀释10倍后，溶 液的pH＝3，A错误；一水合氨是弱电解质，故与等体积 氨水混合后，氨水过量，混合溶液显碱性，B错误；在常 温下，由水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－12 mol/L，
＋ －7
＞
7
c(H＋)
2．溶液的pH (1)定义式：pH＝ －lg c(H＋) (2)pH与溶液中c(H＋)的关系
①由图示关系知，pH越小，溶液的酸性 越强 ． ②pH一般表示c(H＋)＜1 mol/L 的稀溶液．
(3)pH试纸的使用
①使用方法
把小片试纸放在蒸发皿上，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
二、酸碱中和滴定
1．概念
利用中和反应，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．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：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水
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
mol/LCH3COOH加水稀释得到的，加水过程中平衡CH3COOH
CH3COO ＋H 向右移动，故c(H )不等于0.1
＋
－
＋
＋
mol/L
CH3COOH溶液中c(H )的2倍，C项错误；pH通常表示稀溶液 的酸碱性，D项错误．