水的电离知识点
高三化学水的电离的知识点
高三化学水的电离的知识点水是我们日常生活中最常见的物质之一。
虽然水看似简单，但它的性质却非常复杂。
其中一个关键的性质就是水的电离。
本文将深入探讨高三化学学科中与水的电离相关的知识点，并尝试解释其中的原理和应用。
1. 水的电离水的电离是指水分子在溶液中发生自身分解，产生氢离子（H+）和羟基离子（OH-）的过程。
这个过程中，水分子会自己解离成离子而存在，也可以说是水分子的自电离。
水的离子化方程式可以表示为：H2O ⇌ H+ + OH-这个反应处于动态平衡状态，即生成离子的速率等于离子重新结合成水分子的速率。
在纯净水中，两种离子的浓度相等，即[H+] = [OH-] = 1.0×10^-7 mol/L。
这是因为在纯净水中，水分子的电离和重新结合速率相等。
2. pH值和酸碱性pH值是用来表示溶液酸碱性的一个指标。
pH值的定义是负log[H+]，用于衡量溶液中氢离子的浓度。
pH值的范围从0到14，其中7表示中性。
当[H+]大于[OH-]时，溶液被称为酸性；当[H+]小于[OH-]时，溶液被称为碱性。
水中[H+]和[OH-]的浓度相等，因此，纯净水的pH值为7，是中性溶液。
3. 酸性溶液当溶液中[H+]大于[OH-]时，我们称之为酸性溶液。
酸性溶液中的H+离子是由于酸分子的解离而产生的。
酸可以归类为强酸和弱酸。
强酸完全解离，而弱酸只有一小部分分解为H+离子。
酸性溶液中，pH值小于7。
4. 碱性溶液当溶液中[H+]小于[OH-]时，我们称之为碱性溶液。
碱性溶液中的OH-离子是由于碱分子的解离而产生的。
与酸一样，碱也可以分为强碱和弱碱。
强碱完全解离，而弱碱只有一小部分分解为OH-离子。
碱性溶液中，pH值大于7。
5. pH的应用pH值在生活和工业中有着广泛的应用。
在医疗领域，pH值被用来检测人体液体的酸碱平衡，从而评估健康状况。
在环境科学中，pH值被用来监测水体和土壤的酸碱度，以便保护自然生态系统。
在食品和饮料行业，pH值可以影响食物的味道和质量。
水的电离和溶液的酸碱性
水的电离和溶液的酸碱性◎重难点1.pH的计算2.酸碱稀释的pH的计算3.酸碱混合的pH计算4.酸碱中和滴定实验◎本节知识网络知识点1水的电离平衡水是一种极弱的电解质，它能微弱地电离，生成H3O+和OH－：H2O+H23O++OH－通常简写为：H2++OH－，水总是电离出等量的H+和OH-，从实验可知，在25℃时，1 L 纯水中只有1×10－7 mol H2O电离，即纯水中 [H+ ]=[OH-]=1×10-7mol. L-1在酸碱溶液中，+-知识点2水的电离平衡影响因素1、温度对水电离的影响水的电离是个吸热过程，故温度升高，水的离子积增大。
25℃时，K W= 1×10－14 ；100℃时，K W= 1×10－12。
（水的离子积只随温度的改变而改变）2、外加试剂对水电离的影响水的离子积是水电离平衡时的性质，它不仅适用于纯水，也适用于任何酸、碱、盐稀溶液。
即任何物质的水溶液中，25℃时，K W= c(H+)·c(OH－) =1×10－143、直接增大[H+]在H2 O ++OH-平衡中，加入(酸或强酸的酸式盐或中强酸的酸式盐),增大[H+]，则平衡向左移动，α水减小，水的电离被抑制，由于水的电离平衡仍然存在，K w不变，则[OH-]必然会减小。
4、直接增大[OH-]在H2 O H+ +OH-平衡中，加入碱，增大[OH-] ，则平衡向左移动，α水减小，水的电离被抑制，由于水的电离平衡仍然存在，K w1×10－14，则[H+]必然会减小。
总结：（1）在纯水中分别加入等量的H+和OH-时，能同等程度地抑制水的电离，并使水电离出的[H+ ]和[OH-]均小于10-7mol .L-1。
（2）如果一个溶液中水的电离度小于纯水，即水的电离被抑制，表明既可以是加入酸或某些酸式盐，也可以是加入碱，则该溶液既可以显酸性也可以显碱性。
〖例1〗常温的某无色溶液中，由水的电离产生的C（H+）=1×10-12mol/l，则下列各组离子肯定能共存的是（）A、Cu2+NO3-SO42-Fe3+B、Cl- S2- Na+K+C、SO32-NH4+ K+ Mg2+D、Cl- Na+ NO3- SO42-〖变式训练1〗下列说法正确的是( )A 酸溶于水后能促进水的电离，碱溶于水后能抑制水的电离。
水的电离知识点
水的电离知识点（1）电离平衡和电离程度 水是极弱的电解质,能微弱电离H 2O+H 2O H 3O ++OH -,通常简写为H 2O H ++OH -；ΔH >025℃时,纯水中c(H +)=c(OH -)=1×10-7mol/L（2）水的离子积在一定温度时,c(H +)与c(OH -)水的电离知识点。
K W =c(H +)·c(OH -),25℃时,K W =1×10-14(无单位)。
①K W 只受温度影响,水的电离吸热过程,温度升高,水的电离程度增大,K W 增大。
25℃时K W =1×10-14,100℃时K W 约为1×10-12。
②水的离子积不仅适用于纯水,也适用于其他稀溶液水的电离知识点液,只要温 度不变,K W 就不变。
（3）影响水的电离平衡的因素 ①温度：温度越高电离程度越大c(H +)和c(OH -)同时增大,K W 增大,但c(H +)和c(OH -)始终保持相等,仍显中性。
纯水由25℃升到100℃,c(H +)和c(OH -)从1×10-7mol/L 增大到1×10-6mol/L(pH 变为6)。
②酸、碱向纯水中加酸、碱平衡向左移动,水的电离程度变小,但K W 不变。
③加入易水解的盐由于盐的离子结合H +或OH -而促进水的电离,使水的电离程度增大。
温度不变时,K W 不变。
练习：影响水的电离平衡的因素可归纳如下：溶液的酸碱性溶液的酸碱性取决于溶液中的c(H +)与c(OH -)的相对大小。
在常温下,中性溶液：c(H +)=c(OH -)=1×10-7mol/L ；酸性溶液：c(H +)>c(OH -), c(H +)>1×10-7mol/L ；碱性溶液：c(H+)<c(OH-),c(H+)<1×10-7-mol/L。
思考：c(H+)>1×10-7mol/L （pH<7）的溶液是否一定成酸性？溶液的pH⑴表示方法pH=-lgc(H+) c(H+)=10-pHpOH=-lgc(OH-) c(OH-)=10-pOH常温下,pH+pOH=-lgc(H+)-lgc(OH-)=-lgc(H+)·c(OH-)=14。
高中化学 水的电离和溶液的酸碱性
课时38水的电离和溶液的酸碱性知识点一水的电离（一）水的电离平衡【考必备·清单】1．水的电离(1)水是极弱的电解质，其电离方程式为H2O＋H2O⇌H3O＋＋OH－，可简写为H2O⇌H＋＋OH－。
(2)25 ℃时，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol·L－1。
[名师点拨]任何情况下，水电离产生的c(H＋)、c(OH－)总是相等的。
2．水的离子积常数[名师点拨]K W＝c(H＋)·c(OH－)中的H＋和OH－不一定都是由水电离出来的，而是指溶液中的c(H＋)和c(OH－)。
3．水电离平衡的影响因素(1)温度：温度升高，促进水的电离；温度降低，抑制水的电离。
(2)酸、碱：抑制水的电离。
(3)能水解的盐：促进水的电离。
(4)实例(填写下表)：体系变化条件移动方向K W电离程度c(OH－)c(H＋)加酸逆不变减小减小增大加碱逆不变减小增大减小[名师点拨] ①给水加热，水的电离程度增大，c (H ＋)＞10－7 mol ·L －1，pH<7，但水仍显中性。
②酸、碱能抑制水的电离，故室温下，酸、碱溶液中水电离产生c (H ＋)<1×10－7 mol ·L －1而能水解的盐溶液中，水电离产生的c (H ＋)[或c (OH －)]>1×10－7 mol ·L －1。
(二)水电离出的c 水(H ＋)或c 水(OH －)的计算 【考必备·清单】1．当抑制水的电离时(如酸或碱溶液)在溶液中c (H ＋)、c (OH －)较小的数值是水电离出来的。
如下表：2．当促进水的电离时(如盐的水解)在溶液中c (H ＋)、c (OH －)较大的数值是水电离出来的。
如下表：【探题源·规律】[示例] 25 ℃时，在等体积的①pH ＝0的H 2SO 4溶液、②0.05 mol ·L－1的Ba(OH)2溶液、③pH ＝10的Na 2S 溶液、④pH ＝5的NH 4NO 3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[解析] H 2SO 4与Ba(OH)2抑制水的电离，Na 2S 与NH 4NO 3促进水的电离。
选修1 水的电离和pH的计算知识点(1)
水的电离和pH的计算一、水的电离1．水的微弱电离水的分子结构示意图（1）水是一种极弱的电解质。
（2）水分子电离过程示意图：H2O OH－+ H+（OH－）·c（H+）。
（3）水的电离平衡常数为K电离=c2．水的离子积常数（1）表达式：K w=c（OH－）·c（H+）。
（2）影响因素：水的离子积K W只受温度的影响，温度升高，K w 增大。
在室温(25℃)时，K W =1x10－14。
（3）适用范围：K w不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。
提醒：K w只受温度的影响，不受溶液酸、碱性的影响，温度不变，K w不变。
二、溶液的酸碱性与pH1．判断溶液酸碱性的依据c（OH－）和c（H+）的相对大小。
2．溶液的酸碱性与pH的关系pH=–lgc(H+)，pH越小，溶液的酸性越强，碱性越弱，pH的适用范围是c(H+)和c(OH−)都比较小的稀溶液（＜1 mol/L）。
3．溶液pH的测定方法溶液pH的测定方法有广泛pH试纸法、精密pH试纸法、pH计法。
三、水电离平衡的影响因素水的电离：H2O H＋＋OH－ΔH>0四、溶液的酸碱性1．溶液的酸碱性2．溶液酸碱性与pH的关系（1）定义：pH=−lg c(H+)。
（2）pH与溶液中c(H+)的关系①25 ℃，纯水的pH=7，溶液呈中性；pH<7的溶液呈酸性；pH>7的溶液呈碱性。
②pH表示溶液的酸碱性及其强弱：25 ℃时，pH（<7）越小，溶液的酸性越强；pH（>7）越大，溶液的碱性越强。
（3）pH的适用范围常温下，当溶液的酸碱性用pH表示时，一般情况下，1×10−14 mol·L−1＜c(H＋)＜1 mol·L−1，即14＞pH＞0。
pH=0的溶液中并非无H+，而是c(H＋)=1 mol·L−1；pH=14的溶液中并非无OH−，而是c(OH−)=1 mol·L−1。
水的电离和溶液的ph知识点总结
水的电离和溶液的ph知识点总结水的电离和溶液的pH水的电离是指在水中发生的自发的电离过程，即水分子自身发生解离产生氢离子（H+)和氢氧根离子（OH-)的过程。
水的电离常数（Kw）是描述水的电离程度的一个重要物理量。
水的电离常数等于氢离子浓度（[H+])和氢氧根离子浓度（[OH-])的乘积，即Kw=[H+][OH-]。
在纯净水中，[H+]和[OH-]的浓度相等，因此Kw=[H+]^2。
在25℃下，水的电离常数的值为1×10^-14。
由此可知，当[H+]浓度增加时，[OH-]浓度减小；当[OH-]浓度增加时，[H+]浓度减小。
这表明，水中[H+]和[OH-]的浓度总是相互关联的。
溶液的pH是描述溶液酸碱性强弱的一个指标。
pH的定义是负以10为底的[ H+]的对数，即pH=-log[H+]。
pH值越小，表示溶液越酸；pH值越大，表示溶液越碱；pH值为7表示溶液是中性的。
水的pH值是7，表示水是中性的，即[H+]的浓度等于[OH-]的浓度。
当[H+]的浓度大于[OH-]的浓度时，溶液呈酸性；当[OH-]的浓度大于[H+]的浓度时，溶液呈碱性。
pH值的范围是从0到14，其中pH值小于7的溶液称为酸性溶液，pH值大于7的溶液称为碱性溶液。
溶液的pH值可以通过测定[H+]的浓度来确定。
常用的测定pH值的方法有酸碱指示剂法、玻璃电极法和pH计。
酸碱指示剂法是利用酸碱指示剂对溶液的颜色变化进行判断的方法。
酸碱指示剂是一种能够随着溶液酸碱性的变化而改变颜色的物质。
常用的酸碱指示剂有酚酞、溴蓝等。
通过观察溶液的颜色变化，可以确定溶液的pH值大致在哪个范围内。
玻璃电极法是利用玻璃电极对溶液的电势进行测量的方法。
玻璃电极是一种特殊的电极，它对[H+]的浓度非常敏感。
通过测量玻璃电极的电势，可以计算出溶液的pH值。
pH计是一种专门用于测定溶液pH值的仪器。
pH计通过测量溶液中的电位差来确定溶液的pH值。
pH计的测量结果准确可靠，广泛应用于实验室和工业生产中。
【高中化学】高中化学知识点总结：水的电离
【高中化学】高中化学知识点总结：水的电离1、电解质水是一种两性物质，可以释放和接收质子。
水在一定程度上也会弱解离，质子从一个水分子转移到另一个水分子，形成H3O+和oh-。
通常，水合氢离子H3O+缩写为H+，其电离方程式为：H2O+H2O？H3O++OH-，缩写为H2O？H++OH-是一个吸热过程。
水的电离是一个吸热过程，因此水的电离平衡随着温度的升高而向前移动。
水的电离是水分子与水分子之间的相互作用而引起的，因此极难发生。
实验测得，25℃时1l纯水中只有1×10(-7)mol的水分子发生电离，100℃时1l纯水中有55×10(-7)mol的水分子发生电离。
由水分子电离出的h+和oh-数目在任何情况下总相等，电离前后h2o的物质的量几乎不变，c(h+)×c(oh-)=k(电离)×c(h2o),既然k(电离)是常数c(h2o)也可以看作是常数，那么常数的乘积可以看作一个新的常数，我们把它写作kw(kw=c(h+)×c(oh-)),我们把kw简称为水的离子积，25摄氏度时kw约1×10-14。
点击查看：高中化学知识点2、水电离平衡：水的离子积：kW=C[H+]？c[oh-]25℃时,[h+]=[oh-]=10-7mol/l;kw=[h+]?[oh-]=1*10-14注：千瓦仅与温度有关。
如果温度恒定，则功率值恒定kw不仅适用于纯水，适用于任何溶液(酸、碱、盐)水电离特性：（1）可逆（2）吸热（3）非常弱3、影响水电离的因素1）温度。
加热总是促进水的离子化2)酸，碱。
强酸强碱(强电解质)总是抑制水的电离，弱酸弱碱(弱电解质)也抑制水的电离。
3）可水解盐，盐（酸盐除外）总是促进水的离子化，4)活泼金属。
因为活泼金属总是与水电离出的氢离子反应，使氢离子浓度减小，所以总是促进水的电离。
高中化学水的电离知识点总结，供大家参考和学习，希望对大家的化学学习和化学成绩的提高有所帮助。
高二化学《水的电离》知识点汇总
高二化学《水的电离》知识点汇总高二化学《水的电离》知识点汇总一、水的离子积纯水大部分以H2的分子形式存在，但其中也存在极少量的H3+(简写成H+)和H-，这种事实表明水是一种极弱的电解质。
水的电离平衡也属于化学平衡的一种，有自己的化学平衡常数。
水的电离平衡常数是水或稀溶液中氢离子浓度和氢氧根离子浓度的乘积，一般称作水的离子积常数，记做。
只与温度有关，温度一定，则值一定。
温度越高，水的电离度越大，水的离子积越大。
对于纯水说，在任何温度下水仍然显中性，因此(H+)=(H&ar;)，这是一个容易理解的知识点。
当然，这种情况也说明中性和溶液中氢离子的浓度并没有绝对关系，pH=7表明溶液为中性只适合于通常状况的环境。
此外，对于非中性溶液，溶液中的氢离子浓度和氢氧根离子浓度并不相等。
但是在由水电离产生的氢离子浓度和氢氧根浓度一定相等。
二、其它物质对水电离的影响水的电离不仅受温度影响，同时也受溶液酸碱性的强弱以及在水中溶解的不同电解质的影响。
H+和H&ar;共存，只是相对含量不同而已。
溶液的酸碱性越强，水的电离程度不一定越大。
无论是强酸、弱酸还是强碱、弱碱溶液，由于酸电离出的H+、碱电离出的H&ar;均能使H2<=>H&ar; + H+平衡向左移动，即抑制了水的电离，故水的电离程度将减小。
盐溶液中水的电离程度：①强酸强碱盐溶液中水的电离程度与纯水的电离程度相同;②NaHS4溶液与酸溶液相似，能抑制水的电离，故该溶液中水的电离程度比纯水的电离程度小;③强酸弱碱盐、强碱弱酸盐、弱酸弱碱盐都能发生水解反应，将促进水的电离，故使水的电离程度增大。
三、水的电离度的计算计算水的电离度首先要区分由水电离产生的氢离子和溶液中氢离子的不同，由水电离的氢离子浓度和溶液中的氢离子浓度并不是相等，由于酸也能电离出氢离子，因此在酸溶液中溶液的氢离子浓度大于水电离的氢离子浓度;同时由于氢离子可以和弱酸根结合，因此在某些盐溶液中溶液的氢离子浓度小于水电离的氢离子浓度。
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水的电离
（1）电离平衡和电离程度
水是极弱的电解质，能微弱电离
H 2O+H 2O H 3O ++OH -，通常简写为H
2O H ++OH -；ΔH >0
25℃时，纯水中c(H +)=c(OH -)=1×10-7mol/L
（2）水的离子积
在一定温度时，c(H +)与c(OH -)的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积。
K W =c(H +)·c(OH -)，25℃时，K W =1×10-14(无单位)。
①K W 只受温度影响，水的电离吸热过程，温度升高，水的电离程度增大，K W 增大。
25℃时K W =1×10-14，100℃时K W 约为1×10-12。
②水的离子积不仅适用于纯水，也适用于其他稀溶液。
不论是纯水还是稀酸、碱、盐溶液，只要温 度不变，K W 就不变。
（3）影响水的电离平衡的因素 ①温度：温度越高电离程度越大
c(H +)和c(OH -)同时增大，K W 增大，但c(H +)和c(OH -)始终保持相等，仍显中性。
纯水由25℃升到100℃，c(H +)和c(OH -)从1×10-7mol/L 增大到1×10-6mol/L(pH 变为6)。
②酸、碱
向纯水中加酸、碱平衡向左移动，水的电离程度变小，但K W 不变。
③加入易水解的盐
由于盐的离子结合H +或OH -而促进水的电离，使水的电离程度增大。
温度不变时，K W 不变。
溶液的酸碱性
溶液的酸碱性取决于溶液中的c(H +)与c(OH -)的相对大小。
在常温下，中性溶液：c(H +)=c(OH -)=1×10-7mol/L ；
酸性溶液：c(H +)>c(OH -), c(H +)>1×10-7mol/L ； 碱性溶液：c(H +)<c(OH -)，c(H +)<1×10-7-mol/L 。
思考：c(H+)>1×10-7mol/L （pH<7）的溶液是否一定成酸性？
溶液的pH
⑴表示方法
pH=-lgc(H+) c(H+)=10-pH
pOH=-lgc(OH-) c(OH-)=10-pOH
常温下，pH+pOH=-lgc(H+)-lgc(OH-)=-lgc(H+)·c(OH-)=14。
⑵溶液的酸碱性与pH的关系(常温时)
①中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol·L-1，pH=7。
②酸性溶液：c(H+)>1×10-7mol·L-1>c(OH-), pH<7，酸性越强，pH越小。
③碱性溶液：c(H+)<1×10-7mol·L-1>c(OH-), pH>7，碱性越强，pH越大。
思考：1、甲溶液的pH是乙溶液的2倍，则两者的c(H+)是什么关系？
2、pH<7的溶液是否一定成酸性？（注意：pH=0的溶液c(H+)=1mol/L。
）
⑶pH的适用范围
c(H+)的大小范围为：1.0×10-14mol·L-1<c(H+)<1mol·L-1。
即pH 范围通常是0～14。
当c(H+)≥1mol·L-1或c(OH-)≥1mol·L-1时，用物质的量浓度直接表示更方便。
⑷溶液pH的测定方法
②pH试纸法：粗略测定溶液的pH。
pH试纸的使用方法：取一小块pH试纸放在玻璃片(或表面皿)上，用洁净的玻璃棒蘸取待测液滴在试纸的中部，随即(30s内)与标准比色卡比色对照，确定溶液的pH。
测定溶液pH时，pH试剂不能用蒸馏水润湿(否则相当于将溶液稀释，使非中性溶液的pH测定产生误差)；不能将pH试纸伸入待测试液中，以免污染试剂。
标准比色卡的颜色按pH从小到大依次是：红(酸性)，蓝(碱性)。
③pH计法：精确测定溶液pH。
4、有关pH的计算
基本原则：
一看常温，二看强弱（无强无弱，无法判断），三看浓度（pH or c）
酸性先算c(H+)，碱性先算c(OH—)
⑴单一溶液的pH计算
①由强酸强碱浓度求pH
②已知pH 求强酸强碱浓度
⑵加水稀释计算
①强酸pH=a ，加水稀释10n 倍，则pH=a+n 。
②弱酸pH=a ，加水稀释10n 倍，则pH<a+n 。
③强碱pH=b ，加水稀释10n 倍，则pH=b-n 。
④弱碱pH=b ，加水稀释10n 倍，则pH>b-n 。
⑤酸、碱溶液无限稀释时，pH 只能约等于或接近于7，酸的pH 不能大于7，碱的
pH 不能小于7。
⑥对于浓度（或pH ）相同的强酸和弱酸，稀释相同倍数，强酸的pH 变化幅度大。
⑶酸碱混合计算 ①两种强酸混合 c(H +)混=
②两种强碱混合
c(OH -)
混= ③酸碱混合，一者过量时
c(OH -)
混
或
c(H +)
混=
若酸过量，则求出c(H +)，再得出pH ；
若碱适量，则先求c(OH -)，再由K W 得出c(H +)，进而求得pH ，或由c(OH -)得出pOH 再得pH 。
(二)溶液酸碱性pH 计算经验规律
（1）两强酸等体积混合 混合后的pH=小的+0.3 （2）两强碱等体积混合 混合后的pH=大的—0.3
（3）当按所给反应物质的量之比计算时，酸碱不论强弱，谁大谁过剩，溶液呈谁性。
(5) pH 减小一个单位，[H +]扩大为原来的10倍。
PH 增大2个单位，[H +]减为原来的1/100 （6）稀释规律：分别加水稀释m 倍时，溶液的物质的量的浓度均变为原来的 1/m , 强酸中
c （H +）变为原来的1/m ,但弱酸中c （H +
）减小小于m 倍，故稀释后弱酸酸性强于强酸。
酸碱中和滴定
主要仪器 (1)滴定管
滴定管分为________滴定管和________滴定管。
酸性溶液装在________滴定管中，碱性溶液装在________滴定管中。
如图所示：
2
12
211V V V )c(H V )c(H ++++
2
12
211V V V )c(OH V )c(OH ++--碱
酸碱碱酸酸V V |
V )c(OH V )c(H |+--+
(2)锥形瓶、烧杯、铁架台、滴定管夹等。
2．主要试剂
标准液、待测液、_指示剂_、蒸馏水。
3．实验操作(用标准盐酸滴定待测NaOH溶液)
1.准备：①洗涤②查漏③润洗④装液体⑤排气泡⑥调整液面⑦读数
2.滴定：①量取待测液并加指示剂②滴定至终点并读数
③重复操作三次④计算
【注意】
①滴定时在瓶底垫一张白纸；
②滴定时左手控制旋钮、右手振荡锥形瓶、目光注视锥形瓶内溶液颜色变化。
③锥形瓶：只用蒸馏水洗涤，不能用待测液润洗
④先快后慢，当接近终点时，应一滴一摇
⑤注入标准液至“0”刻度上方2~3cm处，将液面调节到“0”刻度（或“0”刻度以下某一刻度）
注意：指示剂的选择：变色灵敏、明显。
一般用酚酞，不用石蕊
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红色5～8________ >8蓝色
甲基橙<3.1______ 3.1～4.4橙色>4.4黄色
酚酞<8无色8～10________ >10____
5.滴定终点判断
当最后一滴刚好使指示剂颜色发生明显的改变而且半分钟内不恢复原来的颜色，即为滴定终点。
问题思考
(1)KMnO4(H＋)溶液、溴水、Na2CO3溶液、稀盐酸应分别盛放在哪种滴定管中？
(2)滴定终点就是酸碱恰好中和的点吗？
6．酸碱中和滴定的误差分析
原理(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例)
c B＝c A·V A V B
V B——准确量取的待测液的体积；
c A ——标准溶液的浓度。
c（待）的大小取决于V（标）的大小，V（标）大，则c（待）大，V（标）小，则c（待）小。
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：
步骤操作V A c B
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小低锥形瓶用待测溶液润洗大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偏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NaOH
溶液无变化
变大偏高
读数滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或前仰后俯) 变小偏低滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或前俯后仰) 变大偏高。