部编版高考化学一轮综合复习 第八章 第27讲 水的电离和溶液的pH练习.docx

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部编版高考化学一轮综合复习第八章第27讲水的电离和溶液的pH练习

第27讲　水的电离和溶液的pH

考纲要求

　1.了解水的电离、离子积常数（Kw）。

2.了解溶液pH的含义及其测定方法，能进行pH的简单计算。

考点一　水的电离

1．水的电离

水是极弱的电解质，水的电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－或H2OH＋＋OH－。

2．水的离子积常数

Kw＝c（H＋）·c（OH－）。

（1）室温下：

Kw＝1×10－14。

（2）影响因素：

只与温度有关，升高温度，Kw增大。

（3）适用范围：

Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。

（4）Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，Kw不变。

3．影响水电离平衡的因素

（1）升高温度，水的电离程度增大，Kw增大。

（2）加入酸或碱，水的电离程度减小，Kw不变。

（3）加入可水解的盐（如FeCl3、Na2CO3），水的电离程度增大，Kw不变。

（1）温度一定时，水的电离常数与水的离子积常数相等（×）

（2）水的电离平衡移动符合勒夏特列原理（√）

（3）100℃的纯水中c（H＋）＝1×10－6mol·L－1，此时水呈酸性（×）

（4）在蒸馏水中滴加浓H2SO4，Kw不变（×）

（5）NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同（×）

（6）室温下，0.1mol·L－1的HCl溶液与0.1mol·L－1的NaOH溶液中水的电离程度相等（√）

（7）任何水溶液中均存在H＋和OH－，且水电离出的c（H＋）和c（OH－）相等（√）

填写外界条件对水电离平衡的具体影响

　　　体系变化

条件　　　

平衡移动方向

Kw

水的电离程度

c（OH－）

c（H＋）

HCl

逆

不变

减小

减小

增大

NaOH

逆

不变

减小

增大

减小

可水解的盐

Na2CO3

正

不变

增大

增大

减小

NH4Cl

正

不变

增大

减小

增大

温度

升温

正

增大

增大

增大

增大

降温

逆

减小

减小

减小

减小

其他：

如加入Na

正

不变

增大

增大

减小

题组一　影响水电离平衡的因素及结果判断

1．25℃时，相同物质的量浓度的下列溶液：

①NaCl　②NaOH　③H2SO4　④（NH4）2SO4，其中水的电离程度按由大到小顺序排列的一组是（　　）

A．④＞③＞②＞①B．②＞③＞①＞④

C．④＞①＞②＞③D．③＞②＞①＞④

答案　C

解析　②③分别为碱、酸，抑制水的电离；④中NH

水解促进水的电离，①NaCl不影响水的电离。

2．25℃时，某溶液中由水电离产生的c（H＋）和c（OH－）的乘积为1×10－18，下列说法正确的是（　　）

A．该溶液的pH可能是5B．此溶液不存在

C．该溶液的pH一定是9D．该溶液的pH可能为7

答案　A

解析　由题意可知该溶液中由水电离产生的c（H＋）＝c（OH－）＝1×10－9mol·L－1，该溶液中水的电离受到抑制，可能是酸溶液，也可能是碱溶液。

若为酸溶液，则pH＝5；若为碱溶液，则pH＝9，故A项正确。

3．（2018·北京东城区质检）如图表示水中c（H＋）和c（OH－）的关系，下列判断错误的是（　　）

A．两条曲线间任意点均有c（H＋）·c（OH－）＝Kw

B．M区域内任意点均有c（H＋）＜c（OH－）

C．图中T1＜T2

D．XZ线上任意点均有pH＝7

答案　D

解析　由水的离子积的定义知两条曲线间任意点均有c（H＋）·c（OH－）＝Kw，A项正确；由图中纵横轴的大小可知M区域内任意点均有c（H＋）＜c（OH－），B项正确；温度越高，水的电离程度越大，电离出的c（H＋）与c（OH－）越大，所以T2＞T1，C项正确；XZ线上任意点都有c（H＋）＝c（OH－），只有当c（H＋）＝10－7mol·L－1时，才有pH＝7，D项错误。

正确理解水的电离平衡曲线

（1）曲线上的任意点的Kw都相同，即c（H＋）·c（OH－）相同，温度相同。

（2）曲线外的任意点与曲线上任意点的Kw不同，温度不同。

（3）实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，改变酸碱性；实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定得改变温度。

题组二　水电离出的c（H＋）或c（OH－）的定量计算

4．（2017·韶关模拟）已知NaHSO4在水中的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO

。

某温度下，向c（H＋）＝1×10－6mol·L－1的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的c（H＋）＝1×10－2mol·L－1。

下列对该溶液的叙述不正确的是（　　）

A．该温度高于25℃

B．由水电离出来的H＋的浓度为1×10－10mol·L－1

C．加入NaHSO4晶体抑制水的电离

D．取该溶液加水稀释100倍，溶液中的c（OH－）减小

答案　D

解析　A项，Kw＝1×10－6×1×10－6＝1×10－12，温度高于25℃；B、C项，NaHSO4电离出的H＋抑制H2O电离，

＝c（OH－）＝1×10－10mol·L－1；D项，加H2O稀释，c（H＋）减小，而c（OH－）增大。

5．（2017·长沙市雅礼中学检测）25℃时，在等体积的①pH＝0的H2SO4溶液、②0.05mol·L－1的Ba（OH）2溶液、③pH＝10的Na2S溶液、④pH＝5的NH4NO3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

答案　A

解析　H2SO4与Ba（OH）2抑制水的电离，Na2S与NH4NO3促进水的电离。

25℃时，pH＝0的H2SO4溶液中：

c（H2O）电离＝c（OH－）＝

mol·L－1＝10－14mol·L－1；0.05mol·L－1的Ba（OH）2溶液中：

c（H2O）电离＝c（H＋）＝

mol·L－1＝10－13mol·L－1；pH＝10的Na2S溶液中：

c（H2O）电离＝c（OH－）＝10－4mol·L－1；pH＝5的NH4NO3的溶液中：

c（H2O）电离＝c（H＋）＝10－5mol·L－1。

它们的物质的量比值为10－14∶10－13∶10－4∶10－5＝1∶10∶1010∶109，故A正确。

水电离的c（H＋）或c（OH－）的计算技巧（25℃时）

（1）中性溶液：

c（H＋）＝c（OH－）＝1.0×10－7mol·L－1。

（2）酸或碱抑制水的电离，水电离出的c（H＋）＝c（OH－）＜10－7mol·L－1，当溶液中的c（H＋）＜10－7mol·L－1时就是水电离出的c（H＋）；当溶液中的c（H＋）＞10－7mol·L－1时，就用10－14除以这个浓度即得到水电离的c（H＋）。

（3）可水解的盐促进水的电离，水电离的c（H＋）或c（OH－）均大于10－7mol·L－1。

若给出的c（H＋）＞10－7mol·L－1，即为水电离的c（H＋）；若给出的c（H＋）＜10－7mol·L－1，就用10－14除以这个浓度即得水电离的c（H＋）。

考点二　溶液的酸碱性和pH

1．溶液的酸碱性

溶液的酸碱性取决于溶液中c（H＋）和c（OH－）的相对大小。

（1）酸性溶液：

c（H＋）>c（OH－），常温下，pH<7。

（2）中性溶液：

c（H＋）＝c（OH－），常温下，pH＝7。

（3）碱性溶液：

c（H＋）7。

2．pH及其测量

（1）计算公式：

pH＝－lgc（H＋）。

（2）测量方法

①pH试纸法

用镊子夹取一小块试纸放在洁净的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液点在试纸的中央，变色后与标准比色卡对照，即可确定溶液的pH。

②pH计测量法。

（3）溶液的酸碱性与pH的关系

常温下：

3．溶液pH的计算

（1）单一溶液的pH计算

强酸溶液：

如HnA，设浓度为cmol·L－1，c（H＋）＝ncmol·L－1，pH＝－lgc（H＋）＝－lg（nc）。

强碱溶液（25℃）：

如B（OH）n，设浓度为cmol·L－1，c（H＋）＝

mol·L－1，pH＝－lgc（H＋）＝14＋lg（nc）。

（2）混合溶液pH的计算类型

①两种强酸混合：

直接求出c（H＋）混，再据此求pH。

c（H＋）混＝

。

②两种强碱混合：

先求出c（OH－）混，再据Kw求出c（H＋）混，最后求pH。

c（OH－）混＝

。

③强酸、强碱混合：

先判断哪种物质过量，再由下式求出溶液中H＋或OH－的浓度，最后求pH。

c（H＋）混或c（OH－）混＝

。

溶液酸碱性及pH概念选项判断

（1）任何温度下，利用H＋和OH－浓度的相对大小均可判断溶液的酸碱性（√）

（2）某溶液的c（H＋）＞10－7mol·L－1，则该溶液呈酸性（×）

（3）某溶液的pH＝7，该溶液一定显中性（×）

（4）100℃时Kw＝1.0×10－12,0.01mol·L－1盐酸的pH＝2,0.01mol·L－1的NaOH溶液的pH＝10（√）

（5）用蒸馏水润湿的pH试纸测溶液的pH，一定会使结果偏低（×）

（6）用广范pH试纸测得某溶液的pH为3.4（×）

（7）用pH计测得某溶液的pH为7.45（√）

（8）一定温度下，pH＝a的氨水，稀释10倍后，其pH＝b，则a＝b＋1（×）

1．常温下，两种溶液混合后酸碱性的判断（在括号中填“酸性”“碱性”或“中性”）。

（1）相同浓度的HCl和NaOH溶液等体积混合（　　）

（2）相同浓度的CH3COOH和NaOH溶液等体积混合（　　）

（3）相同浓度的NH3·H2O和HCl溶液等体积混合（　　）

（4）pH＝2的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合（　　）

（5）pH＝3的HCl和pH＝10的NaOH溶液等体积混合（　　）

（6）pH＝3的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合（　　）

（7）pH＝2的CH3COOH和pH＝12的NaOH溶液等体积混合（　　）

（8）pH＝2的HCl和pH＝12的NH3·H2O等体积混合（　　）

答案　

（1）中性　

（2）碱性　（3）酸性　（4）中性　（5）酸性　（6）碱性　（7）酸性　（8）碱性

2．1mLpH＝9的NaOH溶液，加水稀释到10mL，pH＝；加水稀释到100mL，pH7。

答案　8　接近

1．稀释规律

酸、碱溶液稀释相同倍数时，强电解质溶液比弱电解质溶液的pH变化幅度大，但不管稀释多少倍，最终都无限接近中性。

2．酸碱混合规律

（1）等浓度等体积一元酸与一元碱混合的溶液——“谁强显谁性，同强显中性”。

（2）25℃时，pH之和等于14时，一元强酸和一元弱碱等体积混合呈碱性；一元弱酸和一元强碱等体积混合呈酸性。

即谁弱谁过量，显谁性。

（3）强酸、强碱等体积混合（25℃时）

①pH之和等于14呈中性；②pH之和小于14呈酸性；③pH之和大于14呈碱性。

题组一　有关pH的简单计算

1．计算下列溶液的pH或浓度（常温下，忽略溶液混合时体积的变化）：

（1）0.1mol·L－1的CH3COOH溶液（已知CH3COOH的电离常数Ka＝1.8×10－5）。

（2）0.1mol·L－1NH3·H2O溶液（NH3·H2O的电离度α＝1%，电离度＝

×100%）。

（3）pH＝2的盐酸与等体积的水混合。

（4）常温下，将0.1mol·L－1氢氧化钠溶液与0.06mol·L－1硫酸溶液等体积混合。

（5）取浓度相同的NaOH和HCl溶液，以3∶2体积比相混合，所得溶液的pH等于12，求原溶液的浓度。

答案　

（1）2.9　

（2）11　（3）2.3　（4）2.0（5）0.05mol·L－1

解析　

（1）CH3COOH　　CH3COO－＋H＋

c（初始）0.1mol·L－100

c（电离）c（H＋）c（H＋）c（H＋）

c（平衡）0.1－c（H＋）c（H＋）c（H＋）

则Ka＝

＝1.8×10－5

解得c（H＋）≈1.3×10－3mol·L－1，

所以pH＝－lgc（H＋）＝－lg（1.3×10－3）≈2.9。

（2）　　　NH3·H2O　　OH－　＋　NH

c（初始）0.1mol·L－100

c（电离）0.1×1%mol·L－10.1×1%mol·L－10.1×1%mol·L－1

则c（OH－）＝0.1×1%mol·L－1＝10－3mol·L－1

c（H＋）＝10－11mol·L－1，所以pH＝11。

（3）c（H＋）＝

mol·L－1

pH＝－lg

＝2＋lg2＝2.3。

（4）c（H＋）＝

＝0.01mol·L－1。

（5）

＝0.01mol·L－1，c＝0.05mol·L－1。

2．

（1）pH＝5的H2SO4溶液，加水稀释到500倍，则稀释后c（SO

）与c（H＋）的比值为。

（2）常温下，在一定体积pH＝12的Ba（OH）2溶液中，逐滴加入一定物质的量浓度的NaHSO4溶液，当溶液中的Ba2＋恰好完全沉淀时，溶液pH＝11。

若反应后溶液的体积等于Ba（OH）2溶液与NaHSO4溶液的体积之和，则Ba（OH）2溶液与NaHSO4溶液的体积比是。

答案　

（1）

（2）1∶4

解析　

（1）稀释前c（SO

）＝

mol·L－1，稀释后c（SO

）＝

mol·L－1＝10－8mol·L－1，c（H＋）稀释后接近10－7mol·L－1，所以

＝

＝

。

（2）设氢氧化钡溶液体积为V1L，硫酸氢钠溶液的体积为V2L，依题意知，n（Ba2＋）＝n（SO

），由Ba（OH）2＋NaHSO4===BaSO4↓＋NaOH＋H2O知，生成的氢氧化钠的物质的量为n（NaOH）＝n[Ba（OH）2]＝0.5×10－2V1mol，

＝1×10－3mol·L－1，则V1∶V2＝1∶4。

题组二　pH概念的拓展应用

3．（2018·南阳等六市联考）某温度下，向一定体积0.1mol·L－1的氨水中逐滴加入等浓度的盐酸，溶液中pOH[pOH＝－lgc（OH－）]与pH的变化关系如下图所示。

下列说法不正确的是（　　）

A．M点和N点溶液中H2O的电离程度相同

B．Q点溶液中，c（NH

）＋c（NH3·H2O）＝c（Cl－）

C．M点溶液的导电性小于Q点溶液的导电性

D．N点溶液加水稀释，

变小

答案　B

解析　由于M点碱过量，N点酸过量，M点溶液中氢氧根离子浓度与N点溶液中氢离子浓度相同，对水的电离抑制能力相同，故两点水的电离程度相同，A正确；Q点时pH＝pOH，说明溶液呈中性，根据电荷守恒：

c（NH

）＋c（H＋）＝c（Cl－）＋c（OH－），则c（NH

）＝c（Cl－），B错误；M点溶液中主要溶质为一水合氨，为弱电解质，在溶液中部分电离，溶液中离子浓度较小，Q点溶液中溶质主要为氯化铵，为强电解质，溶液中离子浓度较大，故M点溶液的导电能力小于Q点，C正确；N点溶液加水稀释，Kb＝

，温度不变，Kb不变，加水稀释氢离子浓度减小，c（OH－）增大，所以

变小，故D正确。

4．（2017·邯郸一中一模）若用AG表示溶液的酸度，AG的定义为AG＝lg

。

室温下实验室中用0.01mol·L－1的氢氧化钠溶液滴定20.00mL0.01mol·L－1醋酸，滴定过程如图所示，下列叙述正确的是（　　）

A．室温下，醋酸的电离常数约为10－5

B．A点时加入氢氧化钠溶液的体积为20.00mL

C．若B点为40mL，所得溶液中：

c（Na＋）＝c（CH3COO－）＋c（CH3COOH）

D．从A到B，水的电离程度逐渐变大

答案　A

解析　室温下，醋酸的AG＝lg

＝7，即

＝107，而水的离子积Kw＝c（H＋）·c（OH－）＝10－14，两式联立可知：

c（H＋）＝10－3.5mol·L－1，而在醋酸溶液中，c（CH3COO－）≈c（H＋）＝10－3.5mol·L－1，故电离平衡常数Ka＝

≈

＝10－5，故A正确；A点的AG＝lg

＝0，即

＝1，即c（H＋）＝c（OH－），溶液显中性，而当加入氢氧化钠溶液20.00mL时，氢氧化钠和醋酸恰好完全中和，得到醋酸钠溶液，溶液显碱性，故B错误；当B点加入NaOH溶液40mL时，所得溶液为等浓度的CH3COONa和NaOH的混合溶液，根据物料守恒可知，c（Na＋）＝2[c（CH3COO－）＋c（CH3COOH）]，故C错误；A点之后，当V（NaOH）＞20mL后，水的电离受到抑制，电离程度又会逐渐变小，D项错误。

考点三　酸、碱中和滴定

1．实验原理

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。

以标准盐酸溶液滴定待测的NaOH溶液，待测的NaOH溶液的物质的量浓度为c（NaOH）＝

。

酸碱中和滴定的关键：

（1）准确测定标准液和待测液的体积；

（2）准确判断滴定终点。

2．实验用品

（1）仪器

图（A）是酸式滴定管、图（B）是碱式滴定管、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）滴定管

①构造：

“0”刻度线在上方，尖嘴部分无刻度。

②精确度：

读数可估计到0.01mL。

③洗涤：

先用蒸馏水洗涤，再用待装液润洗。

④排泡：

酸、碱式滴定管中的液体在滴定前均要排出尖嘴中的气泡。

⑤使用注意事项：

试剂性质

滴定管

原因

酸性、氧化性

酸式滴定管

氧化性物质易腐蚀橡胶管

碱性

碱式滴定管

碱性物质易腐蚀玻璃，致使玻璃活塞无法打开

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

①滴定管：

查漏→洗涤→润洗→装液→调液面→记录。

②锥形瓶：

注碱液→记体积→加指示剂。

（2）滴定

（3）终点判断

等到滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内不恢复原来的颜色，视为滴定终点并记录标准液的体积。

（4）数据处理

按上述操作重复二至三次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c（NaOH）＝

计算。

4．常用酸碱指示剂及变色范围

指示剂

变色范围的pH

石蕊

＜5.0红色

5.0～8.0紫色

>8.0蓝色

甲基橙

＜3.1红色

3.1～4.4橙色

>4.4黄色

酚酞

＜8.2无色

8.2～10.0浅红色

>10.0红色

仪器、操作选项判断

（1）KMnO4溶液应用碱式滴定管盛装（×）

（2）用碱式滴定管准确量取20.00mL的NaOH溶液（√）

（3）将液面在0mL处的25mL的酸式滴定管中的液体全部放出，液体的体积为25mL（×）

（4）中和滴定操作中所需标准溶液越浓越好，指示剂一般加入2～3mL（×）

（5）中和滴定实验时，滴定管、锥形瓶均用待测液润洗（×）

（6）滴定终点就是酸碱恰好中和的点（×）

（7）滴定管盛标准溶液时，调液面一定要调到“0”刻度（×）

（8）滴定接近终点时，滴定管的尖嘴可以接触锥形瓶内壁（√）

（1）用amol·L－1的HCl滴定未知浓度的NaOH溶液，用酚酞作指示剂，达到滴定终点的现象是；

若用甲基橙作指示剂，滴定终点现象是

。

答案　滴入最后一滴标准液，溶液由红色变为无色，且半分钟内不恢复红色　当滴入最后一滴标准液，溶液由黄色变为橙色，且半分钟内不恢复黄色

（2）用标准碘溶液滴定溶有SO2的水溶液，以测定水中SO2的含量，应选用作指示剂，达到滴定终点的现象是。

答案　淀粉溶液　当滴入最后一滴标准液，溶液由无色变为蓝色，且半分钟内不褪色

（3）用标准酸性KMnO4溶液滴定溶有SO2的水溶液，以测定水中SO2的含量，是否需要选用指示剂（填“是”或“否”），达到滴定终点的现象是。

答案　否　当滴入最后一滴酸性KMnO4溶液，溶液由无色变为紫红色，且半分钟内不褪色

（4）用氧化还原滴定法测定TiO2的质量分数：

一定条件下，将TiO2溶解并还原为Ti3＋，再用KSCN溶液作指示剂，用NH4Fe（SO4）2标准溶液滴定Ti3＋至全部生成Ti4＋，滴定Ti3＋时发生反应的离子方程式为

，达到滴定终点时的现象是

。

答案　Ti3＋＋Fe3＋===Ti4＋＋Fe2＋　当滴入最后一滴标准液，溶液变成红色，且半分钟内不褪色

题组一　酸碱中和滴定的数据处理及误差分析

1．某学生用已知物质的量浓度的盐酸来测定未知物质的量浓度的NaOH溶液时，选择甲基橙作指示剂。

请填写下列空白：

（1）用标准的盐酸滴定待测的NaOH溶液时，左手握酸式滴定管的活塞，右手摇动锥形瓶，眼睛注视，直到因加入一滴盐酸后，溶液由黄色变为橙色，并为止。

（2）下列操作中可能使所测NaOH溶液的浓度数值偏低的是（填字母）。

A．酸式滴定管未用标准盐酸润洗就直接注入标准盐酸

B．滴定前盛放NaOH溶液的锥形瓶用蒸馏水洗净后没有干燥

C．酸式滴定管在滴定前有气泡，滴定后气泡消失

D．读取盐酸体积时，开始仰视读数，滴定结束时俯视读数

（3）若滴定开始和结束时，酸式滴定管中的液面如图所示，则起始读数为mL，终点读数为mL，所用盐酸溶液的体积为mL。

（4）某学生根据3次实验分别记录有关数据如下表：

滴定次数

待测NaOH溶液的体积/mL

0.1000mol·L－1盐酸的体积/mL

滴定前刻度

滴定后刻度

溶液体积/mL

第一次

25.00

0.00

26.11

26.11

第二次

25.00

1.56

30.30

28.74

第三次

25.00

0.22

26.31

26.09

依据上表数据列式计算该NaOH溶液的物质的量浓度。

答案　

（1）锥形瓶中溶液颜色变化　在半分钟内不变色

（2）D　（3）0.00　26.10　26.10

（4）

＝

＝26.10mL，c（NaOH）＝

＝0.1044mol·L－1

解析　在求c（NaOH）和进行误差分析时应依据公式：

c（NaOH）＝

。

欲求c（NaOH），须先求V[（HCl）aq]再代入公式；进行误差分析时，要考虑实际操作对每一个量即V[（HCl）aq]和V[（NaOH）aq]的影响，进而影响c（NaOH）。

（1）考查酸碱中和滴定实验的规范操作。

（2）考查由于不正确操作引起的误差分析。

滴定管未用标准盐酸润洗，内壁附着一层水，可将加入的盐酸稀释，中和相同量的碱，所需盐酸的体积偏大，结果偏高；用碱式滴定管取出的待测NaOH溶液的物质的量一旦确定，倒入锥形瓶后，水的加入不影响OH－的物质的量，也就不影响结果；若排出气泡，液面会下降，故读取V酸偏大，结果偏高；正确读数（虚线部分）和错误读数（实线部分）如图所示：

（3）读数时，以凹液面的最低点为基准。

（4）先算出耗用标准盐酸的平均值

＝

＝26.10mL（第二次偏差太大，舍去），

c（NaOH）＝

＝0.1044mol·L－1。

2．（误差分析）用标准盐酸溶液滴定未知浓度的NaOH溶液（酚酞作指示剂），用“偏高”“偏低”或“无影响”填空。

（1）酸式滴定管未用标准溶液润洗（　　）

（2）锥形瓶用待测溶液润洗（　　）

（3）锥形瓶洗净后还留有蒸馏水（　　）

（4）放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失（　　）

（5）酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失（　　）

（6）部分酸液滴出锥形瓶外（　　）

（7）酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后俯视读数（或前仰后俯）（