第一节.docx

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第一节

第一节   电离平衡

教学目的：

1、学生了解强、弱电解质与结构的关系。

2、学生理解电解质的电离平衡以及浓度等条件对电离平衡的影响

3、使学生了解电离度。

教学重点：

电离平衡的建立以及电离平衡的移动

教学难点：

外界条件对电离平衡的影响，电离平衡常数

教学方法：

归纳比较、启发引导

教学过程：

一、强、弱电解质与结构的关系

                        强电解质（完全电离）

                电解质        弱电解质（部分电离）

1、化合物 

                非电电解质

强电解质：

水溶液中完全电离，绝大多数为离子化合物和强极性共价化合物。

如：

强酸、强碱、绝大多数盐；

弱电解质：

水溶液中不完全电离，绝大多数为含极性键的共价化合物。

如：

弱酸、弱碱、水。

设问：

碳酸钙与氨水分别是强电解质，还是弱电解质？

二、弱电解质的电离平衡

1、电离平衡的建立

以醋酸为例：

CH3COOH CH3COO－＋H＋

说明：

醋酸的电离是一个可逆的过程，一方面分子电离出离子，另一方面离子重新结合成分子。

当矛盾的过程势均力敌时，也可以建立平衡——电离平衡：

在一定条件下，当电解质分子电离成离子（离子化）的速率与和离子重新结合生成分子（分子化）的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态。

①从电离开始：

CH3COOH      CH3COO－＋H＋（醋酸加水）

②从离子结合成分子开始：

CH3COO－＋H＋CH3COOH（醋酸钠溶液中加入盐酸）

2、电离平衡的特征

“动”：

动态平衡；

“等”：

V分子化=V离子化；

“定”：

溶液中各种粒子的浓度保持一定；

“变”：

外界条件发生变化，电离平衡也要发生移动。

3．影响电离平衡的因素

讨论：

在氨水中，分别通入适量HCl、加NaOH固体、加水、通NH3、微热、加NH4Cl固体和加Na2CO3固体，对NH3•H2O的电离平衡各有什么影响？

有关分子及离子浓度发生怎么样的变化？

并简要说明理由。

强调：

①对弱电解质溶液的稀释过程中，弱电解质的电离程度增大，溶液中离子数目增多，溶液中离子浓度变小（稀释后溶液体积增大）；

②电离均为吸热过程，升高温度，电离程度增大，离子数目增多，离子浓度增大。

4、电离度的概念简介：

与化学平衡中转化率性质相同的参数，适合于弱电解质建立平衡时，反映电解质的电离程度的大小，可以用于判断电解质的强弱，电离度的影响因素；

第二节   水的电离 PH值

教学目的：

1、了解水的离子积。

2、了解溶液的pH的概念，并能进行有关的简单计算。

教学重点：

水的离子积和PH的关应用

教学难点：

强酸强碱溶液中水电离的H+ 或OH- 浓度的计算；PH计算。

教学方法：

归纳比较、启发引导

教学过程：

一、基础知识精讲：

要点1:

水是一种极弱的电解质：

H2O H++OH-在一定温度下，c（H+）与c（OH-）的乘积是一个常数，即KW=c（H+）•c（OH-），KW叫水的离子积常数，简称水的离子积.

要点2:

水的电离是吸热过程，所以，升高温度，可使水的电离平衡向电离的方向移动，因此c（H+）和c（OH-）都增大，故KW也会增大.如100℃的纯水中：

KW=c（H+）•c（OH-）=1×10-6•1×10-6=1×10-12，若没有指定温定，则可认为是在常温下，即25℃时KW=1×10-14

要点3:

水的离子积（KW）揭示了任何溶液中都存在的水的电离平衡.因此KW只受温度影响，不受溶液的浓度的影响.不管是在酸性，碱性，还是中性溶液中，只要是在常温下，KW都可认为是1×10-14.

要点4:

对于c（H+）很小的稀溶液，用c（H+）的数值来表示溶液的酸碱性强弱很不方便.为此采用c（H+）的负对数来表示，称为溶液的PH，即PH=-lg｛c（H+）｝.由此式可知PH每增大1个单位，c（H+）就减为原为原来的1/10；PH每减小1个单位，c（H+）就增大为原来的10倍

要点5方法引导

本节可用电离平衡理论来研究水的电离（因为水是一种极弱的电解质）；也可用归纳小结来学习PH的有关计算

1.纯水中存在如下平衡：

H2O H++OH--Q，当改变条件时，填写表中各项内容.

改变条件平衡移动方向PH水电离出的c（H+）KW

升温→右移减小增大变大

通入HCl气体←左移减小减小不变

加入NaOH固体←左移增大减小变大

加入NH4Cl固体→右移减小增大不变

加入金属钠→右移增大增大不变

第三节盐类水解

教学目的：

1、了解弱酸根离子或弱碱金属离子的水解平衡。

2、理解盐类水解的实质和应用。

教学重点：

强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解平衡

教学难点：

盐类水解的本质。

教学方法：

归纳比较、启发引导

教学过程：

一、基础知识精讲：

要点1：

盐类水解的实质是：

在溶液中盐电离出的离子跟水电离出的H+或OH-生成弱电解质（弱酸或弱碱），从而破坏水的电离平衡，使溶液显示出不同程度的酸碱性.

要点2：

盐类水解的规律为“遇弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，谁强显谁性”.如强酸强碱盐不水解；弱碱强酸盐水解显酸性；强碱弱酸盐水解显碱性.

要点3：

盐类的水解是酸碱中和反应的逆反应，一般水解进行到一定程度达到平衡状态，影响水解平衡的因素有浓度、温度等.浓度越小，则水解程度越大；升高温度，水解程度增大.

要点4：

盐类水解离子方程式的书写方法，除了遵循离子方程式的书写原则外，还应注意：

①反应物中写出参加水解的离子和水，②单水解用“ ”号，完全双水解才用“=”，③多元弱酸根离子的水解应分步写，④单水解产物不应打“=”

要点5;方法引导

1.盐类水解的应用：

见《劝学》

2.守恒原理的运用

（1）电荷守恒：

电解质溶液呈电中性，即所有阳离子所带的正电荷总数与所有阴离子所带的负电荷总数相等.

（2）物料守恒（原子守恒）：

即原子在变化过程（水解、电离）中数目不变.

（3）质子守恒：

即在纯水中加入电解质，最后溶液中由水电离出的H+与OH-离子守恒.（可由电荷守恒及质量守恒推出）.

例1：

在0.01mol/LNaHS溶液中

①电荷守恒：

 c（Na+）+c（H+）=c（OH-）+c（HS-）+2c（S2-）

②硫守恒：

c（H2S）+c（HS-）+c（S2-）=0.01mol/L  或c（H2S）+c（HS-）+c（S2-）=c（Na+）

③水电离出的H+和OH-守恒：

 c（OH-）=c（H+）+c（HS-）+2c（H2S）

例2：

在0.1mol/L  Na2CO3溶液中

①电荷守恒：

c（Na+）+c（H+）=c（OH-）+c（HCO3-）+2c（CO32-）

②质量守恒：

c（HCO3-）+c（CO32-）+c（H2CO3）=0.1mol/L

③水电离出的H+ 和OH- 守恒：

 c（OH-）=c（H+）+c（HCO3-）+2c（H2CO3）

第四节  酸碱中和滴定

教学目的：

1、使学生理解酸碱中和的实质和应用

2、掌握中和反应的计算，初步学会中和滴定的实验操作技能。

教学重点：

强酸和强碱的中和滴定。

教学难点：

有关强酸和强碱中和滴定的计算。

教学方法：

归纳比较、启发引导

教学过程：

一、基础知识精讲：

要点1:

用已知物质的浓度的酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的方法叫中和滴定.

要点2:

酸碱中和滴定的仪器是：

酸式滴定管，碱式滴定管，滴定管夹，铁架台，锥形瓶，烧杯.

要点3:

酸碱中和滴定一般选用的指示剂是甲基橙和酚酞，石蕊试液由于变色的PH范围较大而且变色不明显，所以通常不选用，为减小误差，指示剂的用量要控制在2～3滴.

要点4:

滴定误差分析：

滴定测定待测液的浓度时消耗标准溶液多，则结果偏高；消耗标准溶液少，则结果偏低.从计算式分析，当酸碱恰好中和时有如下关系：

C标V标n标=C待V待n待

故C待=，由于C标，n标，V待n待均为定值，所以C待的大小取决于V标的大小，V标偏大，则C标偏大；V标偏小，则C标偏小.

要点5:

  知识网络

【重点难点解析】

重点：

酸碱中和滴定原理.

难点：

①中和滴定的准确操作.即定量实验如何确保数据测定的准确性，可靠性；②酸碱中和滴定的计量依据与计算.

中和滴定中的误差分析：

以盐酸滴定NaOH为例，依据C待= 进行分析.

（1）滴定前，用蒸馏水洗滴定管后，未用标准溶液润洗，由于滴定管内存有少量水，使标准酸液浓度降低，则消耗标准酸即V酸偏大，则C碱值偏高.

（2）滴定前，滴定管尖端有气泡，滴定后气泡消失说明一部分酸液用于填充气泡所占体积，则V酸增大，C碱偏高.

（3）滴定前，用得测液润洗锥形瓶，则会使待测液物质的量增加，因而滴定时所用的酸液的V酸值增大，C酸值偏高.

（4）读V酸的刻度时，滴定前平视，滴定后俯视，则读出的V酸数值偏小，因而C碱值偏低.

（5）若用甲基橙作指示剂，最后一滴酸滴入使溶液由橙色变为红色.当溶液变为橙色时已达滴定终点，若溶液变为红色，说明酸过量，V酸值增大，则C碱值偏高.

（6）滴定前用蒸馏水将盛入锥形瓶里的一定容积的待测液稀释，虽然待测液浓度小了，但是溶质的物质的量没变.因而中和时所消耗的酸的体积V酸不变，则C碱值也没有变化.

第二节 水的电离和溶液的pH值

第一课时

教学内容：

水的电离和水的离子积

教学目的：

1、了解水的电离和水的离子积

2、学会根据水的离子积计算溶液中H+ 和OH- 的浓度。

教学重点：

水的离子积 

教学难点：

在酸碱溶液中如何求H2O电离出的CH+ 和COH- 

教学方法：

启发、讨论、归纳

教学过程：

[前置知识扫描]

1、H3PO4中各种离子浓度的大小（不考虑水的电离） 

2、写出下列物质的电离平衡方程式

H2SO4、HCIO、NH3•H2O、NaHCO3、KHSO4、

[新课的准备]

请学生回答弱电解质包括哪些物质？

弱酸、弱碱和水。

复习初中化学中学习的PH与溶液酸碱性的关系。

[新课进行]

一、水的电离

1、用灵敏的电流计测定纯水的导电性可知：

纯水具有导电性，但极其微弱，为什么呢？

说明：

（1） 水是一种极微弱的电解质，只能微弱的电离，并存在着平衡。

 水的电离方程式：

H2O + H2O = H3O+ + OH-

 简写为：

H2O = H+ + OH-

（2）从纯水的导电性实验测得，25℃时，1L纯水中只有1×10—7mol H2O电离。

 ∴CH+ = COH-=1×10-7mol/L

而1L水的物质的量为55.6mol，这与发生电离的水1×10-7mol相比，水的电离部分忽略不计。

所以，电离前后，水的物质的量几乎不变，可以看作是一个常数

 [结论] ]CH+ •COH-=KW

KW叫做水的离子积常数，简称水的离子积。

KW= CH+ •COH-=1×10-7×1×10-7=1×10-14

水的离子积常数反映了一定温度下的水的H+ 浓度和OH- 浓度之间的关系。

二、影响水的电离的因素

①加入酸或碱，抑制水的电离，KW不变；

②加入某些盐，促进水的电离，KW不变；

③电离过程是一个吸热过程，升温能促进水的电离，KW增大，在100℃时，KW =1×10－12。

④其它因素：

如加入活泼金属，消耗H+，水的电离程度增大。

[讨论] CH+ =1×10-7mol/L的溶液一定呈中性吗？

说明：

溶液或纯水呈中性，是因为溶液中CH+ = COH-

纯水中溶液H¬¬¬¬＋、OH－ 浓度的计算方法：

CH+ = COH- = 。

三、在酸、碱溶液中如何求H2O电离出的H+ 浓度和OH- 浓度

水的离子积常数反映了一定温度下的水的H+ 浓度和OH- 浓度之间的关系。

例1、0·1mol/LHCI中CH+ 以及水电离出的H+ 浓度和OH- 浓度

[分析]

（1）酸影响了水的电离，抑制了水的电离，水电离平衡向左移动。

所以，酸电离出的CH+ 很大，是主要的，水电离的CH+ 很小。

所以溶液中CH+ 可以近似看作是酸电离出的H+浓度。

∴CH+=0·1mol/L

溶液中COH- =10-14/0·1=10-13 mol/L

此COH- 就是水电离出的OH- 浓度。

∴CH+（水）= COH-（水）=10-13 mol/L 

结论：

纯水中KW=10-14为单纯水的离子积常数。

对于酸或碱来说，溶液中的H+ 浓度和OH- 浓度的乘积是1×10-14，而抑制了水的电离，使水本身的离子积常数减小。

例2、0·1mol/L下列物质的溶液中，CH+ 和COH- 的大小顺序

（1）HCI 

（2）Ba（OH）2 （3）HF （4）NaOH （5）CH3COOH

例3、将水升温到95℃时，水的电离程度将 ，水的离子积常数将 

水的H+ 浓度和OH- 浓度将 ，此时溶液呈 性，pH 7。

四、巩固练习

书面作业：

1、教材上习题

2、求0·01mol/LNaOH溶液中COH- 以及水电离出的H+ 浓度和OH- 浓度

第二课时

教学内容：

溶液的酸碱性和pH值

教学目的：

1、了解溶液的酸碱性和pH的关系

 2、学会溶液pH的简单计算

教学重点：

溶液的酸碱性和PH的关系

教学难点：

关于溶液pH的计算

教学方法：

推理法、讲述法、分析比较法

教学过程：

一、溶液的酸碱性

1、溶液的酸碱性与CH+ 、COH- 的关系

[提出问题]：

纯水中加入盐酸或氢氧化钠后，水的电离平衡如何移动？

建立新平衡时溶液中的CH+ 、COH- 如何变化？

[分析讨论，总结规律]：

结论：

无论酸性、中性、碱性溶液里，都同时存在着OH-、H+，常温下，CH+ 、COH- 的乘积是一个常数（1×10-14）

溶液酸碱性CH+COH-CH+ 、COH-CH+ •COH-

酸性＞10-7mol＜10-7molCH+＞COH-

1×10-14

中性=10-7mol=10-7molCH+ = COH-

碱性＜10-7mol＞10-7molCH+＜COH-

[强调指出]：

任何水溶液中存在的H+ 和OH- 作为矛盾的双方，既互相依存，又互相制约，共同决定了溶液的酸碱性。

（对立统一的观点）

2、溶液的pH

（1）为什么要引入溶液的pH

示例：

植物适宜生长在中性的土壤中，要测土壤溶液的酸碱度；医生要检测病人的血液，尿液等，要测酸碱度，掌握病人的健康状况；有关部门需要经常测定雨水是否是酸雨；工厂要配制电镀液等都需要了解溶液的酸碱性，经常要用到一些CH+很小的溶液，这时就很不方便，因此要引入溶液的pH。

（2）表示方法：

 pH= -Ig CH+

 （3）意义：

表示溶液中CH+的大小，即能表示溶液的酸碱性的强弱。

（4）示例：

A、以教材中四种溶液的氢离子浓度为例，求四种溶液的pH.

B、求10ml的0.2 mol/L的H2SO4的pH. 如果将溶液稀释至10倍、100倍，求溶液的pH.

C、怎样求pOH？

二、溶液的酸性的强弱与酸的强弱

（1）酸的强弱是以电解质的电离来区分的：

强电解质完全电离的酸是强酸，弱电解质只有部分电离的酸是弱酸；溶液的酸性是由溶液中CH+决定的，CH+越大的溶液，则酸性越强，反之越弱。

（2）观点：

①强酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性强②酸性强的溶液不一定是强酸③酸性相同的溶液，弱酸浓度大，中和能力强④中和能力相同的酸提供H+的物质的量相同，但强酸溶液的酸性强。

安排学生课后阅读资料，并完成某些物质的pH的测定，以激发学生的兴趣，培养实验能力。

三、巩固练习

口头作业：

教材中二、三两大题

书面作业：

计算0·01mol/LNaOH溶液、0.01 mol/L的H2SO4溶液的pH. 如果将它们等体积混合，确定溶液的酸碱性，并计算混合液的pH.

第三课时

教学内容：

强酸强碱溶液及混合溶液的pH计算

教学目的：

1、了解pH的测定方法

2、学会强酸强碱溶液的pH计算以及混合溶液的pH计算

教学重点：

学会方法，训练思维，掌握基本计算格式

教学方法：

分析、推理

教学过程：

一、pH的测定

1、pH值的改变

①pH＜7溶液呈酸性，pH越小，酸性越强；pH每减小1个单位，CH+ 增大10倍

②pH＞7溶液呈碱性，pH越大，碱性越强。

pH每增加1个单位，CH+ 减小10倍。

③pH小的酸性溶液，不一定是强酸溶液

④pH每升高一个单位，对于强酸需要稀释10倍，而对于弱酸稀释的倍数超过了10倍；pH每降低一个单位，对于强碱需要稀释10倍，而对于弱碱稀释的倍数超过了10倍。

2、测定方法：

测定溶液的pH可用pH试纸，这种试纸使用时不能用水湿润，否则非中性溶液的pH测定值比实际的或大或小，使用时用玻璃棒蘸取少量的待测溶液与pH试纸接触，再与标准比色卡对比，读出pH值。

另外也可用pH计准确测定。

二、关于pH值的计算

1、酸性溶液：

按C→CH+→pH

2、碱性溶液：

按C→COH-→CH+→pH

3、强酸、强碱溶液的稀释后的溶液：

对于酸溶液中的CH+，每稀释10n倍，pH增大n个单位，但增大后不超过7，酸仍为酸！

对于碱溶液中的COH-，每稀释10 n倍，pH减少n个单位，但减少后不小于7，碱仍为碱！

PH值相同的强酸与弱酸（或强碱与弱碱），稀释相同的倍数，pH变化为强酸变化大，弱酸变化小。

极稀溶液中的pH值的计算，应考虑水的电离。

4、强酸与强弱溶液混合的计算：

反应的实质：

H++OH-=H2O

三种情况：

（1）恰好中和，pH=7

（2）若余酸，先求中和后的CH+，再求pH。

（3）若余碱，先求中和后的COH-，再通过KW求出CH+，最后求pH。

或先求pOH，再由pH=14-pOH。

5、已知酸和碱溶液的pH之和，判断等体积混合后的溶液的p H

（1）若强酸与强碱溶液的pH之和大于14，则混合后显碱性，pH大于7。

（2）若强酸与强碱溶液的pH之和等于14，则混合后显中性，pH等于7。

（3）若强酸与强碱溶液的pH之和小于14，则混合后显酸性，pH小于7。

（4）若酸与碱溶液的pH之和等于14，强、碱中有一强、一弱，则酸、碱溶液混合后，谁弱显谁性。

这是因为酸和碱已电离的H+ 和OH- 恰好中和，谁弱谁的H+ 或OH- 有储备，中和后还能电离，显出酸、碱性来。

三、例题讲解

1、把1mL0·05mol/L的H2SO4加水稀释制成100mL溶液，求稀释前和稀释后溶液的pH. 以及由水电离产生的CH+. 答案：

4 6 10-10 10-8

2、等体积混合0·1mol/L的盐酸和0·06mol/L的Ba（OH）2溶液后，溶液的pH等于多少？

 答案：

12

3、室温时，将pH=5的H2SO4稀释10倍，则CH+：

C（SO42-） =？

将稀释后的溶液再稀释100倍，CH+：

C（SO42-） =？

 答案：

2：

1 20：

1

中和滴定中实验中的误差因素分析

酸碱中和滴定实验中的误差因素主要来自以下6个方面

（一）仪器润洗不当

1.盛放标准液的滴定管应该先用蒸馏水润洗然后再用标准液润洗。

若用蒸馏水洗涤后未用标准液润洗，这时标准液的实际浓度变小了，所以会使其用量有所增加，导致C待测液（物质的量浓度）的测定值偏大。

2.盛放待测液的滴定管或移液管用蒸馏水洗涤后未用待测液润洗。

分析：

这时实际所取待测液的总物质的量变少了，所以会使标准液的用量减少，导致C待测液的测定值偏小。

3.锥形瓶用蒸馏水洗涤后再用待测液润洗。

分析这时待测液的实际用量变多了，使标准液的用量增多，导致C待测液的测定值偏大。

（二）读数方法有误

1.滴定前仰视，滴定后俯视。

分析：

由图可知仰视时：

观察液面低于实际液面。

俯视时：

观察液面高于实际液面。

所以滴前仰视V前液偏大，滴后俯视V后测偏小。

这样V标准液（V标=V后测-V前液）的值就偏小，导致C待测液 的值就偏小。

2.滴定前俯视，滴定后仰视分析：

同理推知V标准液偏大，C待测液偏大。

（三）操作出现问题

1.盛标准液的滴定管漏液。

分析：

这样会增加标准液的实际用量，致使的 C待测液值偏大。

2.盛待测液的滴定管滴前尖嘴部分有气泡，终了无气泡（或前无气泡后有气泡）。

分析：

对于气泡的前有后无，会把V标准液的体积读大了，致使C待测液 的值偏大了。

（反之相反）

3.振荡锥形瓶时，不小心将待测液溅出。

分析：

这样会使待测液的总量变小，从而标准液的用量也减少，致使C待测液的值偏小。

4.滴定过程中，将标准液滴到锥形瓶之外。

分析：

这样会增加标准液的用量，使C待测液 的值偏大。

5.移液时，将移液管（无“吹”字）尖嘴部分的残液吹入锥形瓶中。

分析：

这样会使待测液的总量增多，从而增加标准液的用量，致使C待测液 的值偏大。

6．快速滴定后立即读数。

分析：

快速滴定会造成：

当以达终点时，尚有一些标准液附着于滴定管的内壁，而此时立即读数，势必造成标准液过量，从而导致C待测液 的值偏大。

（四）指示剂选择欠妥

1．强酸滴定弱碱，指示剂选用酚酞。

分析：

由于滴定终点溶液呈酸性，选用酚酞势必造成酸的用量减少，从而导致C待测液 的值偏小。

2．用强碱滴定弱酸，指示剂选用甲基橙。

分析：

同样，由于终点时溶液呈碱性，选用甲基橙也势必造成碱的用量减少，从而导致C待测液 的值偏小。

（五）终点判断不准

1．强酸滴定弱碱时，甲基橙由黄色变为红色停止滴定。

分析：

终点时的颜色应由黄变橙，所以这属于过晚估计终点，致使C待测液 的值偏大。

2．强碱滴定弱酸时，酚酞由无色变为粉红色时立即停止滴定（半分钟后溶液又变为无色）

分析：

这属于过早估计终点，致使C待测液 的值偏小。

3．滴定至终点时滴定管尖嘴处半滴尚未滴下（或一滴标准液附着在锥形瓶内壁上未摆下）

分析：

此时假如把这半滴（或一滴）标准液滴入反应液中，肯定会超过终点。

所以这种情况会使 C待测液的值偏大。

（六）样品含有杂质用固体配制标准液时，样品中含有杂质。

1．强酸滴定含有Na2O的NaOH样品。

分析:

由于1molHCl~40gNaOH,而1molHCl~31g Na2O,所以实际上相当于NaOH质量变大了，最终使ω（NaOH）的值偏大。

2．用含的标准液滴定盐酸。

分析：

若以酚酞作指示剂，由于1molHCl~40gNaOH,而1molHCl~106gNa2CO3~80gNaOH,所以这实际上相当于V（NaOH）变大了，最终导致c盐酸值偏大。

中和滴定误差判断

关键:

由公式抓滴定量

以标准盐酸滴定NaOH溶液为例

项目操作不当具 体 内 容误差

1仪器洗涤酸式滴定管未用HCl洗偏高

碱式滴定管未用NaOH洗偏低

锥形瓶用NaOH洗偏高

2气泡处理滴定前有气泡滴定后无气泡偏高

滴定前无气泡滴定有无气泡偏低

3滴定HCl漏出瓶外偏高

振荡瓶内溶液溅出偏低

4读数前仰后平偏低

前平后仰偏高

前仰后偏低

5其他滴HCl终点时尖咀悬一滴溶液偏高

指示剂变色即停止滴