（4）pH=10的碱溶液，稀释100倍，稀释后8≤pH<10。
3．对于pH相同的强酸和弱酸（或强碱和弱碱）溶液稀释相同的倍数，强酸（或强碱）溶液的pH变化幅度大。
这是因为强酸（或强碱）已完全电离，随着加水稀释，溶液中H＋（或OH－）数（除水电离的以外）不会增多，而弱酸（或弱碱）随着加水稀释，电离程度增大，H＋（或OH－）数会增多。
4．对于物质的量浓度相同的强酸和弱酸（或强碱和弱碱），稀释相同的倍数，pH的变化幅度不同，强酸（或强碱）稀释后pH变化幅度大。
三、关于pH值的计算
1．单一溶液pH的计算
强酸溶液（HnA），其物质的量浓度为cmol/L，则：
c（H＋）＝ncmol/L，pH＝－lgc（H＋）＝－lgnc；强碱溶液[B（OH）n]，其物质的量浓度为cmol/L，则c（OH－）＝ncmol/L，c（H＋）＝
mol/L，pH＝－lgc（H＋）＝14＋lgnc。
2．强酸、强碱
混合液的pH计算
（1）强酸与强酸混合求pH
①非等体积混合
c（H＋）＝
，然后再求pH。
②等体积混合可近似计算pH＝pH小＋0.3
（2）强碱与强碱混合求pH
①非等体积混合
先计算：
c（OH－）＝
，
再求c（H＋）＝
，最后求pH。
②等体积混合，可近似计算pH＝pH大－0.3。
（3）强酸与强碱混合
①恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝7。
②酸过量：
先求c（H＋）余＝
，再求pH。
③碱过量：
先求c（OH－）余＝
，再求c（H＋）＝
，然后求pH。
四、酸碱中和滴定及误差分析
（一）如何选择指示剂？
1、选择指示剂时，一般要求变色明显（所以一般不选用石蕊），指示剂的变色范围与恰好中和时的pH要吻合。
①在酸碱中和滴定的实验中，不用石蕊作指示剂，主要原因是：
石蕊的“红色→紫色”、“紫色→蓝色”的颜色变化不够明显，不利于及时、准确地作出酸碱是否恰好完全中和的判断。
②强酸强碱相互滴定，生成的盐不水解，溶液显中性，可选择酚酞或甲基橙作指示剂。
③强酸弱碱相互滴定时，由于生成强酸弱碱盐使溶液显酸性，所以应选择甲基橙作指示剂。
④强碱弱酸相互滴定时，由于生成强碱弱酸盐，溶液显碱性，而应选用酚酞作指示剂。
2、滴定终点的现象：
酚酞：
酸滴定碱——颜色由红刚好褪色；
碱滴定酸——颜色由无色到浅红色。
甲基橙：
酸滴定碱——颜色由黄色到橙色；
碱滴定酸——颜色由红色到橙色。
●说明：
①根据指示剂的变色判断出的滴定终点，并不是酸和碱完全反应的等当点，但没有一种指示剂的变色恰好是酸碱完全中和之点，因此把滴定终点看作等当点。
②指示剂用量常用2—3滴，因指示剂本身也是弱酸或弱碱。
若用量过多，会使滴定时酸或碱的消耗量增加。
（二）滴定误差分析
1．原理
c（标准）·V（标准）＝c（待测）·V（待测），所以c（待测）＝
，因c（标准）已确定，因此只要分析出不正确操作引起V（标准）与V（待测）的变化，即分析出结果。
2．引起误差的原因
中和滴定实验中，产生误差的途径主要有操作不当、读数不准等，分析误差要根据计算式分析，c（待测）＝
，当用标准酸溶液滴定待测碱溶液时，c（标准）、V（待测）均为定值，c（待测）的大小取决于V（标准）的大小。
下列为不正确操作导致的实验结果偏差：
（1）仪器洗涤
①酸式滴定管水洗后，未润洗（偏高）；②酸式滴定管水洗后，误用待测液润洗（偏高）；③碱式滴定管水洗后，未润洗（偏低）；④锥形瓶水洗后，用待测液润洗（偏高）。
（2）量器读数
①滴定前俯视酸式滴定管，滴定后平视（偏高）；
②
滴定前仰视酸式滴定管，滴定后俯视（偏低）如图所示；
③滴定完毕后，立即读数，半分钟后颜色又褪去（偏低）。
（3）操作不当
①滴定前酸式滴定管尖嘴部分有气泡，滴定结束后气泡消失（偏高）；
②滴定过程中，振荡锥形瓶时，不小心将溶液溅出（偏低）；
③滴定过程中，锥形瓶内加少量蒸馏水（无影响）。
（4）自指示剂选择欠佳带误差:
①强酸滴定弱碱指示剂选酚酞
析:
恰好反应溶液显酸性，若选酚酞滴定终点显碱性，故标准液强酸加的量偏少，所得结果偏低
②强碱滴定弱酸指示剂选甲基橙
析:
恰好反应溶液显碱性，若选甲基橙滴定终点显酸性，故标准液加的量偏少，所得结果偏
（5）自滴定终点判断准带误差:
①强酸滴定弱碱甲基橙由黄色变红色停止滴定…………偏高
②强碱滴定弱酸酚酞由无色变粉红色半钟变色…………偏低
（6）自操作带误差:
①滴定终点盛标准液滴定管尖嘴外挂液滴标准液液珠未滴落
析:
读标准液体积=实际消耗标准液体积+尖嘴外挂滴标准液液珠体积，读标准液体积偏大，故所得结果偏高
②滴标准溶液附锥形瓶内壁上，未用蒸馏水冲下
析:
读标准液体积=实际消耗标准液体积+锥形瓶内壁附着液珠体积，读标准液体积偏大，故所得结果偏高
③滴定标准液溅出锥形瓶外或滴定管漏液
析:
读标准液体积=实际消耗标准液体积+溅出液珠体积或漏出液体的体积，读标准液体积偏大，故所得结果偏高
④到达滴定终点立即读数
析:
读标准液体积=实际消耗标准液体积+滴定管内壁附着标准液体积（内壁附着的标准液没有完全流下），读标准液体积偏大，故所得结果偏高
⑤待测液溅在锥形瓶液面以上的内壁上或摇匀时待测液溅出锥形瓶以外
析:
实际参与反应的待测液减少，故所用的标准液偏少，所得结果偏低
⑥临近终点用洗瓶蒸馏水洗滴定管尖嘴口半滴标准液于锥形瓶中，无影响
（7）自用含杂质品配制标准液带误差:
a.用已知浓度标准酸液滴定未知浓度碱液（含杂质）
①若配制碱液时所用碱含有中和酸能力更强的杂质，滴定时必然消耗更多的标准酸液，所测结果必偏高
②若所用碱中含中和酸能力弱物质，必然消耗较少的标准酸液，所测结果必然偏低
b.用已知浓度的标准碱液滴定未知浓度的酸液，若配标准碱液中含中和酸能力更强杂质，滴定时必然消耗较少碱液，所测结果偏低，反之则偏高。
例如：
配制标准NaOH滴定盐酸时，NaOH中如混有碳酸钠。
（偏高）；配制标准NaOH滴定盐酸时，NaOH中如混有碳酸氢钠。
（偏高）；配制标准NaOH滴定盐酸时，NaOH中如混有KOH。
（偏高）
3．常见误差分析
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（标准）
c（待测）
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
变小
偏低
锥形瓶用待测溶液润洗
变大
偏高
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
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
减小误差的三点做法：
为了减小误差，除了按照上面的操作正确操作以外，还要注意以下三点：
1、半分钟：
振荡半分钟内颜色不复原，即为滴定终点;
2、1～2分钟：
滴定停止后，必须等待1～2分钟，让附着在滴定管内壁的溶液流下后，再进行读数;
3、重做一次：
同一实验，要做两至三次，两次滴定所用标准溶液的体积相差不能超过0•02ml，再取平均值。
五、盐类水解离子方程式的书写
1.水和弱电解质应写成分子式，不能写成相应的离子。
2．水解反应是可逆过程，因此要用“
”符号，不能用“＝”。
通常情况下，中和反应是趋于完成的反应，所以盐的水解程度很小，产物的量很少，因此方程式中不标“↑”“↓”符号，也不把易分解的生成物（如NH3·H2O、H2CO3等）写成其分解产物的形式。
如NH4Cl＋H2O
NH3·H2O＋HCl；离子方程式为NH4+＋H2O
NH3·H2O＋H+。
六、盐类水解的应用
1．实验室配制和储存易水解的盐溶液
配制FeCl3溶液时加入一定量酸（盐酸），防止铁离子水解；
配制CuSO4溶液时加入少量硫酸，防止铜离子水解。
2．某些活泼金属与强酸弱碱盐反应
Mg放入NH4Cl、CuCl2、FeCl3溶液中产生氢气。
3．制备Fe（OH）3胶体
沸水中滴加FeCl3溶液，产生红褐色胶体。
Fe3＋＋3H2O
Fe（OH）3（胶体）＋3H＋
4．明矾[KAl（SO4）2·12H2O]、三氯化铁（FeCl3）等净水
Al3＋＋3H2O
Al（OH）3（胶体）＋3H＋
Fe3＋＋3H2O
Fe（OH）3（胶体）＋3H＋
原因：
胶体吸附性强，可起净水作用。
5．苏打（Na2CO3）洗涤去油污
CO32－＋H2O
HCO3－＋OH－，加热，去油污能力增强。
原因：
加热，促进CO32－的水解，碱性增强，去油污能力增强。
6．泡沫灭火器原理
成分：
NaHCO3、Al2（SO4）3
NaHCO3水解：
HCO3－＋H2O
H2CO3＋OH－碱性
Al2（SO4）3水解：
Al3＋＋3H2O
Al（OH）3＋3H＋酸性
原理：
当两盐混合时，氢离子与氢氧根离子结合生成水，双方相互促进水解：
3HCO3－＋Al3＋＝Al（OH）3↓＋3CO2↑
7．施用化肥
普钙【Ca（H2PO4）2】、铵态氮肥不能与草木灰（K2CO3）混用
原因：
K2CO3水解显碱性：
CO32－＋H2O
HCO3－＋OH－
3Ca（H2PO4）2＋12OH－＝Ca3（PO4）2↓＋12H2O＋4PO43-
NH4+＋OH－＝NH3↑＋H2O降低肥效
8．判断盐溶液的酸碱性或pH
如相同物质的量浓度的下列溶液：
NaCl、KHSO4、NaH2PO4、Na2HPO4、CH3COOH，pH由大到小的顺序为Na3PO4＞Na2HPO4＞NaCl＞CH3COOH＞KHSO4
9．比较盐溶液中离子浓度的大小
如Na2CO3溶液中，各离子浓度大小的顺序为c（Na＋）＞c（CO32－）＞c（OH－）＞c（HCO3－）＞c（H＋）
10．加热蒸发盐溶液析出固体
不水解、不分解的盐的溶液加热蒸干时，析出盐的晶体，如NaCl。
能水解，但生成的酸不挥发，也能析出该盐的晶体，如Al2（SO4）3。
能水解，但水解后生成的酸有挥发性，则析出金属氢氧化物，若蒸干后继续加热，则可分解为金属氧化物，如AlCl3、FeCl3。
若盐在较低温度下受热能分解，则加热蒸干其溶液时，盐已分解，如Ca（HCO3）2。
11．判断盐所对应酸的相对强弱
如已知物质的量浓度相同的两种盐溶液NaA和NaB，其溶液的pH前者大于后者，则酸HA和HB的酸性强弱为HB＞HA。
12．判断盐溶液中离子种类多少（如Na3PO4溶液中存在哪些离子。
）
13．某些试剂的实验室贮存，如Na2CO3溶液、Na3PO4溶液、Na2SiO3溶液等不能贮存于磨口玻璃瓶中。
14．证明弱酸或弱碱的某些实验要考虑盐的水解，如证明Cu（OH）2为弱碱时，可用CuCl2溶液能使蓝色石蕊试纸变红（显酸性）证之。
15．除杂：
①采用加热的方法来促进溶液中某些盐的水解，使之生成氢氧化物沉淀，以除去溶液中某些金属离子。
例如，不纯的KNO3溶液中常含有杂质Fe3＋，可用加热的方法来除去KNO3溶液中所含的Fe3＋。
【特别提醒】
（1）在回答滴定终点的颜色变化时，要强调在半分钟内溶液颜色不褪去（或不恢复原色）。
（2）在进行相关计算时，要注意取出样品溶液与原样品所配制溶液量之间的关系。
八、难溶电解质的沉淀溶解平衡
1．掌握沉淀溶解平衡的3类应用
（1）沉淀的生成
①加沉淀剂，如向AgNO3溶液中加入NaCl可生成沉淀；②调节pH，如向一定浓度的CuSO4和FeSO4的混合溶液中先加入H2O2氧化FeSO4，使Fe2＋转化为Fe3＋，再加入CuO或Cu（OH）2调节pH至约等于4，使得Fe3＋的水解平衡右移转化为沉淀，而Cu2＋没有沉淀从而达到除杂的目的。
（2）沉淀的溶解
①酸溶解法，如CaCO3溶于盐酸；②盐溶液溶解法，如Mg（OH）2溶于NH4Cl溶液；③氧化还原溶解法，如Ag2S溶于稀HNO3；④配位溶解法，如AgCl溶于氨水。
【易错提醒】
1．电离平衡中的3个易错点
（1）电离平衡向正向移动，弱电解质的电离程度不一定增大，如向醋酸溶液中加入少量冰醋酸，平衡向电离方向移动，但醋酸的电离程
度减小。
（2）弱电解质在加水稀释的过程中，溶液中离子浓度不一定都减小，如氨水加水稀释时，c（H＋）增大。
（3）由水电离出的c（H＋）＝1.0×10－13mol·L－1的溶液不一定呈碱性。
2．利用电离常数（K）巧判溶液稀释中有关粒子浓度比值大小
弱电解质（HA）加水稀释时，溶液中的H＋、HA、A－的浓度均是降低的，但稀释过程中温度不变，电离常数（K）不变。
因此解答弱电解质溶液稀释时粒子浓度比值的变化，可借助电离常数K来解答。
如0.1mol·L－1的CH3COOH溶液，加水稀释，
是增大还是减小？
因为加水稀释时，溶液中c（CH3COOH）和c（CH3COO－）均是减小的，式中存在两个“变量”，不易确定比值的变化情况，利用电离常数（K）将
变形为
＝
＝
，由两个“变量”变成一个“变量”，加水稀释时K不变，而c（H＋）减小，故比值增大。
高频考点一电解质强弱判断
1．常温下，将一定浓度的盐酸和醋酸加水稀释，溶液的导电能力随溶液体积变化的曲线如图所示。
下列说法正确的是（）
A．两溶液稀释前的浓度相同
B．a、b、c三点溶液的pH由大到小顺序为a>b>c
C．a点的Kw值比b点的Kw值大
D．a点水电离的n（H＋）大于c点水电离的n（H＋）
2．pH＝2的两种一元酸x和y，体积均为100mL，稀释过程中pH与溶液体积的关系如图所示。
分别滴加NaOH溶液（c＝0.1mol·L－1）至pH＝7，消耗NaOH溶液的体积为Vx、Vy，则（）
A．x为弱酸，VxVy
C．y为弱酸，VxVy
高频考点二水的电离和溶液的酸碱性判断
3．已知温度T时水的离子积常数为Kw，该温度下，将浓度为amol·L－1的一元酸HA与bmol·L－1的一元碱BOH等体积混合，可判定该溶液呈中性的依据是（）
A．a＝bB．混合溶液的pH＝7
C．混合溶液中，c（H＋）＝
mol·L－1D．混合溶液中，c（H＋）＋c（B＋）＝c（OH－）＋c（A－）
4.已知水的电离平衡曲线如图所示，下列说法正确的是（）
A．水的离子积常数关系为：
Kw（B）＞Kw（A）＞Kw（C）＞Kw（D）
B．向水中加入醋酸钠固体，可从C点到D点
C．B点对应的温度下，pH＝4的硫酸与pH＝10的氢氧化钠溶液等体积混合，溶液的pH＝7
D．升高温度可实现由C点到D点
5.下列说法正确的是（）
A．25℃时，在pH＝4的盐酸和NH4Cl溶液中，由水电离出的H＋浓度相等
B．25℃时，pH＝3和pH＝5的盐酸等体积混合后，溶液的pH＝4
C．25℃时，pH＝9和pH＝11的NaOH溶液等体积混合后，溶液的pH＝10
D．25℃时，pH＝3.6的某橙汁中的c（H＋）是pH＝5.6的某西瓜汁中的c（H＋）的100倍
【误区警示】警惕溶液稀释、混合的3个误区
误区1不能正确理解酸、碱的无限稀释规律
常温下任何酸或碱溶液无限稀释时，溶液的pH都不可能大于7或小于7，只能接近7。
误区2不能正确理解弱酸、弱碱的稀释规律
溶液
稀释前溶液pH
加水稀释到
体积为原来
的10n倍
稀释后溶液pH
酸
强酸
pH＝a
pH＝a＋n
弱酸
a碱
强碱
pH＝b
pH＝b－n
弱碱
b－n误区3不能正确掌握混合溶液的定性规律
常温下pH＝n（n<7）的强酸和pH＝14－n的强碱溶液等体积混合，pH＝7；pH＝n（n<7）的醋酸和pH＝14－n的氢氧化钠溶液等体积混合，混合溶液pH<7；pH＝n（n<7）的盐酸和pH＝14－n的氨水溶液等体积混合，混合溶液pH>7。
高频考点三水的电离与溶液pH的判断与计算
6．（2018年天津卷）LiH2PO4是制备电池的重要原料。
室温下，LiH2PO4溶液的pH随c初始（H2PO4–）的变化如图1所示，H3PO4溶液中H2PO4–的分布分数δ随pH的变化如图2所示，[
]下列有关LiH2PO4溶液的叙述正确的是（）
A.溶液中存在3个平衡
B.含P元素的粒子有H2PO4–、HPO42–、PO43–
C.随c初始（H2PO4–）增大，溶液的pH明显变小
D.用浓度大于1mol·L-1的H3PO4溶液溶解Li2CO3，当pH达到4.66时，H3PO4几乎全部转化为LiH2PO4
7.【2017新课标2卷】改变0.1mol•L﹣1二元弱酸H2A溶液的pH，溶液中的H2A、HA﹣、A2﹣
的物质的量分数
随
pH的变化如图所示[已知
]
。
下列叙述错误的是（）
A．pH=1.2时，c（H2A）=c（HA﹣）
B．lg[K2（H2A）]=﹣4.2
C．PH=2.7时，c（HA﹣）＞c（H2A）=c（A2﹣）
D．pH=4.2时，c（HA﹣）=c（A2﹣）=c（H2A）
8.一定温度下，水溶液中H＋和OH－的浓度变化曲线如图。
下列说法正确的是（）
A．升高温度，可能引起由c向b的变化
B．该温度下，水的离子积常数为1.0×10－13
C．该温度下，加入FeCl3可能引起由b向a的变化
D．该温度下，稀释溶液可能引起由c向d的变化
9.关于小苏打溶液的表述错误的是
A.c（Na+）=c（HCO3-）+c（CO32-）+c（H2CO3）
B.c（Na+）+c（H+）=c（HCO3-）+2c（CO32-）+c（OH-）
C.HCO3-的电离程度小于其水解程度
D.c（Na+）＞c（HCO3-）＞c（OH-）＞c（CO32-）＞c（H+）
高频考点四盐类水解及其应用
10．（2018年北京卷）测定0.1mol·L-1Na2SO3溶液先升温再降温过程中的pH，数据如下。
时刻
①
②
③
④
温度/℃
25
30
40
25
pH
9.66
9.52
9.37
9.25
实验过程中，取①④时刻的溶液，加入盐酸酸化的BaCl2溶液做对比实验，④产生白色沉淀多。
下列说法不正确的是（）
A.Na2SO3溶液中存在水解平衡：
SO32—+H2O
HSO3—+OH−
B.④的pH与①不同，是由于SO32—浓度减小造成的
C.①→③的过程中，温度和浓度对水解平衡移动方向的影响一致
D.①与④的Kw值相等
11.化学在日常生活和生产中有着重要的应用。
下列说法不正确的是（）
A．明矾水解形成的Al（OH）3胶体能吸附水中悬浮物，可用于水的净化
B．某雨水样品采集后放置一段时间，pH由4.68变为4.28，是因为溶液中的SO32—水解
C．将饱和FeCl3溶液滴入沸水中可制备Fe（OH）3胶体，利用的是盐类水解原理
D．纯碱溶液呈碱性的原因是CO32—＋H2O
HCO3—＋OH－
12.下列叙述中不正确的是（）
A．0.1mol·L－1NH4HS溶液中有：
c（NH4+）B．25℃时，将amol·L－1的氨水与0.01mol·L－1的盐酸等体积混合后，c（NH4+）＝c（Cl－），则NH3·H2O的电离常数为
C．等浓度的HCN和NaCN混合溶液中有：
2c（Na＋）＝c（CN－）＋c（HCN）
D．等pH的①（NH4）2SO4溶液②NH4HSO4溶液③NH4Cl溶液中，c（NH4+）的大小关系：
①>③>②
13.常温条件下
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