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水的电离和溶液的pH[考纲解读] 1.了解水的电离、离子积常数、影响水电离平衡的因素。
2.了解溶液的酸碱性与pH 的关系。
3.能进行pH 的简单计算。
4.了解测定溶液pH 的方法(强酸、强碱)。
溶液的pH 求算和酸碱性判断1．溶液的酸碱性判定规律(1)pH 相同的酸，某种酸的酸性越弱，则这种酸的物质的量浓度越大；同样，pH 相同的碱，某种碱的碱性越弱，则这种碱的物质的量浓度也越大。
(2)酸与碱的pH 之和为14，强酸与强碱等体积混合时，溶液的pH ＝7；强酸与弱碱等体积混合，溶液的pH>7；强碱与弱酸等体积混合，溶液的pH<7。
2．稀释后溶液pH 的变化规律(1)强酸溶液，被稀释10n 倍，溶液的pH 增大n (溶液的pH 不会大于7)。
(2)强碱溶液，被稀释10n 倍，溶液的pH 减小n (溶液的pH 不会小于7)。
(3)pH 相同的强酸与弱酸(或强碱与弱碱)被稀释相同倍数，则溶液的pH 变化不同，强酸(或强碱)的pH 变化大。
(4)物质的量浓度相同的强酸和弱酸，被稀释相同倍数，则溶液的pH 变化不同，强酸的pH 增大得比弱酸快(强碱、弱碱类似)。
3．关于溶液pH 的计算 (1)单一溶液的pH 计算强酸溶液：如H n A ，设浓度为c mol·L －1，c (H ＋)＝nc mol·L －1，pH ＝－lg c (H ＋)＝－lg nc 。
强碱溶液：如B(OH)n ，设浓度为c mol·L －1，c (H ＋)＝10－14ncmol·L －1，pH ＝－lg c (H ＋)＝14＋lg nc 。
(2)酸、碱混合溶液的pH 计算先计算混合溶液的c (H ＋)或c (OH －)，然后再计算pH 。
两强酸混合：混合溶液中c 混(H ＋)＝c 1(H ＋)V 1＋c 2(H ＋)V 2V 1＋V 2两强碱混合：混合溶液中c 混(OH －)＝c 1(OH －)V 1＋c 2(OH －)V 2V 1＋V 2强酸与强碱混合：c 混(H ＋)[或c 混(OH －)]＝|c 酸(H ＋)V 酸－c 碱(OH －)V 碱|V 酸＋V 碱(3)混合溶液pH 的计算例1：在25℃时， pH 值等于1的硫酸溶液与pH 值等于3的硫酸溶液等体积混合。
3.2《水的电离和溶液的酸碱性》学案（新人教版选修4）（第一课时）复习目标1、使学生了解水的电离和水的离子积，2、了解溶液的酸碱性与pH 的关系，3、学会计算酸碱的pH 值以及氢离子浓度和pH 值的互算，4、掌握pH 相同的强酸与弱酸的几个规律，5、了解指示剂的变色范围，学会用pH 试纸测定溶液的pH 值 一、水的电离与溶液的PH 值 1．水的电离 H 2O + H 2OH 3O + + OH —简写为：H 2OH + + OH—实验测定：25℃纯水中 C(H ＋)=C(OH －)=1710-⨯mol/L100℃ C(H ＋)=C(OH －) = 1610-⨯ mol/L2．水的离子积常数 k w = C(H ＋)·C(OH －常温下： k w = 3．影响Kw 大小的因素是：注意：任何物质的水溶液中，在常温时，K W = ，K W 与溶液的酸碱性无关，只与： 有关。
提问：当温度升高时，K w 如何变化？（电离过程是吸热过程）1000C 时，K w = c （H +）·c （OH —）=1×10-12影响因素：温度越高，Kw 越大，水的电离程度越大。
对于中性水，尽管Kw 、电离度增大，但仍是中性水，[H +]=[OH -].（注：温度升高时K w 增大，所以说K w 时要强调温度。
）例1：某温度下，纯水中的c （H +）=2.0×10-7mol/L ，则此时溶液中c （OH -）为 ；若温度不变，滴入稀硫酸使c （H +）=5.0×10-6mol/L ，则c （OH -）为 。
〖针对性训练〗1．某温度时，测得纯水中的C(H ＋)=2.4×10－7mol/L ，则C(OH －)为（ ）A ．2.4×10－7mol/L B ．0.1×10－7mol/L C ．714104.2100.1--⨯⨯ mol/L D ．C(OH －)无法确定2．水的电离过程为H 2O H ＋＋OH －，不同温度下其离子积常数为k w （25℃）=1.0×10－14，k w （35℃）=2.1×10－14。
高考化学一轮复习：第二节水的电离和溶液的酸碱性最新考纲：1.了解水的电离和水的离子积常数。
2.了解溶液pH的定义。
3.了解测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。
核心素养：1.变化观念与平衡思想：认识水的电离有一定限度，是可以调控的。
能多角度、动态地分析水的电离，运用平衡移动原理解决实际问题。
2.科学探究与创新意识：能发现和提出酸碱中和滴定中有探究价值的问题；能从问题和假设出发，确定探究目的，设计探究方案，进行实验探究；在探究中学会合作，面对“异常”现象敢于提出自己的见解，进行误差分析。
知识点一水的电离1．水的电离水的电离方程式为H2O＋H2O H3O＋＋OH－，简写为H2O H＋＋OH－。
25 ℃时，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7_mol·L－1。
任何水溶液中，由水电离出来的c(H＋)与c(OH－)都相等。
2．水的离子积常数(1)水的离子积常数：K w＝c(H＋)·c(OH－)。
25 ℃时，K w＝1×10－14,100 ℃时，K w＝1×10－12。
(2)影响因素：只与温度有关，升高温度，K w增大。
(3)适用范围：K w不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。
(4)K w揭示了在任何水溶液中存在H＋和OH－，只要温度不变，K w不变。
3．影响水电离平衡的因素(续表)判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)1．在蒸馏水中滴加稀硫酸和浓H2SO4，K w不变( ×)提示：滴浓硫酸时温度升高，K w增大。
2．NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同( ×)提示：醋酸铵促进水的电离。
3．K w＝1×10－14( ×)提示：常温时才有K w＝1×10－14。
4．25 ℃时NH4Cl溶液的K w大于1×10－14( ×)提示：常温时纯水或稀溶液的K w均为1×10－14。
第三章．水溶液中的离子平衡第二节．水的电离和溶液的酸碱性一、教学目标：知识与技能1.了解水的电离和水的离子积。
2.理解掌握溶液呈酸碱性的原因及实质。
3.了解溶液的酸碱性和pH的关系。
4.初步掌握测定pH的方法，能进行简单的pH计算。
情感态度与价值观通过思考探究和实验，让学生体验科学探究的过程，强化科学探究的意识，促进学习方法的转变和实践能力的培养。
激发学生的学习兴趣和求知欲,培养学生良好的科学作风和求实进取的优良品质。
二、教学重点：1.溶液呈酸碱性的原因及实质.2.溶液的酸碱性和pH的关系。
三、教学难点：有关溶液pH的简单计算四、教学过程：五、板书设计：学生对水的原有认识停留在“水是由水分子构成的”和“纯水不导电”的基础上，通过本节的教学，学生会更深入的了解“纯水中除了水分子，还有极少量的H+和OH-”以及“纯水具有微弱导电能力”的事实，在情感上，以原来的最为熟悉的水为研究对象，学会了从科学宏观角度看问题的方法，从而进一步树立更科学的生活观念和态度；通过水的离子积和溶液酸碱性等内容的学习，使学生了解矛盾的对立统一、事物间的相互关系和相互制约等辨证唯物主义的观点。
《化学反应原理》总体原理较多，学生容易失去兴趣，而本节课从整体教学效果来看,学生对所设置的问题和实验探究都能认真积极思考，知识点的掌握还是不错的,学生都能理解并掌握,这为后面的新内容的学习打下坚实的基础。
更重要的是,也让学生充分展示自己的机会,使课堂围绕学生为中心的教学活动,真正体现学生的主体地位,大大激发学习积极性。
通过本节课的教学还发现学生对实验探究课兴趣高昂，课堂效果良好！教材分析：《水的电离和溶液的酸碱性》这一节为选修4《化学反应原理》第三章第二节部分内容，它是第二章化学平衡理论知识在第三章水溶液的离子平衡中的拓展与应用，水的电离平衡是建立在对弱电解质电离平衡理论的深入认识基础上的，而后续的盐类水解平衡则是前述两节内容的综合应用，它们在知识的认识水平上是渐进的，因此本节内容在教学功能上起着承上启下的作用。
第52讲 水的电离和溶液的pH[复习目标] 1.了解水的电离、离子积常数(K w )。
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 水的电离与水的离子积常数1．水的电离和水的离子积常数2．填写外界条件对水的电离平衡的具体影响改变条件 平衡移动方向K w 水的电离程度c (OH －)c (H ＋) HCl NaOH Na 2CO 3 NaHSO 4 加热3．计算c H 2O(H ＋)或c H 2O(OH －) (1)室温下， mol·L－1的盐酸中，c H 2O(H ＋)＝______________________________。
(2)室温下，pH ＝4的亚硫酸溶液中，c H 2O(H ＋)＝_____________________________。
(3)室温下，pH ＝10的KOH 溶液中，c H 2O(OH －)＝___________________________。
(4)室温下，pH ＝4的NH 4Cl 溶液中，c H 2O(H ＋)＝_____________________________。
(5)室温下，pH ＝10的CH 3COONa 溶液中，c H 2O(OH －)＝____________。
溶液中2H O c (H ＋)或2H O c (OH －)的计算及应用(以室温为例)(1)酸、碱抑制水的电离，酸溶液中求c (OH －)，即2H O c (H ＋)＝2H O c (OH －)＝c (OH －)，碱溶液中求c (H ＋)，即2H O c (OH －)＝2H O c (H ＋)＝c (H ＋)。
(2)水解的盐促进水的电离，故2H O c (H ＋)等于显性离子的浓度。
(3)酸式盐溶液酸式酸根以电离为主：2H O c (H ＋)＝2H O c (OH －)＝c (OH －)。
酸式酸根以水解为主：2H O c (H ＋)＝2H O c (OH －)＝c (OH －)。
高二化学第二节水的电离和溶液的pH教案人民版【预习导航学案】（走进去，眼前一道美丽的风景）〖目标导入〗一、水的电离1、水是一种极弱的电解质，在水中水的电离形式为：，加入盐酸会水的电离（填“促进”、“抑制”），加入烧碱会水的电离（填“促进”、“抑制”）；加入盐不一定影响水的电离，加入食盐则水的电离平衡移动。
2、水的离子积常数记做，其含义可以表示为：，常温下（250C）水所电离出的c(H+)=c(OH-)= ，所以常温下的K W= ，水的离子积常数只和因素有关，比如，已知在1000C时，K W=1×10-12，则此时纯水中c(H+)=c(OH-)= ，3、pH是描述溶液酸碱性强弱的一个数值，其计算式为：。
常温时纯水的pH= ；二、溶液的酸碱性4、由于任何溶液中都同时含有H+和OH-，故而判断溶液的酸碱性关键看H+和OH-的相对大小：在常温下（250C）时：酸性溶液：c(H+) c(OH-)，其pH范围；中性溶液：c(H+) c(OH-)，其pH范围；碱性溶液：c(H+) c(OH-)，其pH范围；5、对于一个溶液，其pH 则酸性越强，其 pH 则碱性越强。
〖轻松鼠标〗一、1．H2O H++OH-抑制抑制不2．Kw Kw =c(H+)×c(OH-) 1×10-7mol/L1×10-14温度1×10-6mol/L3．pH= —lg c(H+)7二、4．> pH<7= pH<=7< pH>75．越小越大【互动研学课堂】（名师点拨，顺利走进互动学习快车道）〖教材串讲〗一、水的电离水是一种极弱的电解质, 它能微弱的电离,成水合氢离子和氢氧根离子，其电离的方程式为：H2O+H2O H3O++OH-或 H2O H++OH-这个过程是一个吸热过程, 升温, 水的电离平衡右移, 其电离程度增大。
1、精确的实验证明测得，在25℃(常温)时, 纯水中 c(H+) 和 c(OH-) 都等于1×10-7mol/L，即25 ℃时，kw=c(H+) · c(OH-) =1×10-14，kw 为水的离子积常数，〖例题解说〗【例1】1、下列物质溶于水时，会使水的电离平衡逆向移动的是（）A. NaClB.NaOHC.HClD.乙醇答案：BC点拨：由水的电离H2O H++OH-，结合勒夏特列原理可以判断，加入NaOH 或HCl 后，相应增加溶液中OH-或 H+的浓度，故而使水的电离向逆向移动；而加入NaCl后，其电离出的Na+ 和Cl- 对水的电离不会产生任何影响；乙醇是非电解质，不会电离，故而对于谁的电离平衡也没有任何影响。
第三节 水的电离与溶液的酸碱性（二）制作：田宇 审核：高二化学组【知识探究】一、溶液pH 的计算基本类型1、单一溶液的pH 计算例：分别求0.05mol/LH 2SO 4溶液和0.05mol/L Ba(OH)2溶液的pH ？请尝试自己总结出pH 计算的基本规律：2、酸、碱混合pH 计算①两强酸混合：例：将pH ＝4的盐酸溶液与pH ＝6的盐酸溶液等体积混合后溶液的PH=___________; ②两强碱混合：例：pH ＝8的氢氧化钠溶液与pH ＝10的氢氧化钠溶液等体积混合后，溶液中的氢离子 浓度最接近于（ ）A. 21010108--+mol·L －1B. 2101046--+mol·L －1 C.(10－8＋10－10)mol·L －1 D.2×10－10 mol·L －1例：室温下将n 体积pH=10和m 体积pH=13两种NaOH 溶液混合得pH=12的NaOH 溶液，则n ：m=__________③强酸与强碱溶液混合后pH 的计算例：1体积pH=2的盐酸与10体积某一元强碱溶液恰好完全反应，则该碱溶液的pH 等于( )A ．9.0B ．10.0C ．11.0D ．12.03、酸、碱加水稀释后溶液的PH例：常温下，将pH=1的H 2SO 4溶液和pH=13的NaOH 溶液分别稀释1000倍，求所得 溶液的pH 。
4、特殊稀释情况①对于强酸溶液，每稀释10n 倍，pH 个单位。
②对于强碱溶液，每稀释10n 倍，pH 个单位。
③常温下不论任何溶液，稀释时pH 均向 靠近；无限稀释后pH 均为 。
例： 常温下，10－4mol/L 的盐酸溶液中，c （OH －）＝ mol/L ，将上述盐酸稀释10倍，溶液中c （H ＋）＝ mol/L 、c （OH －）＝ mol/L ；将上述溶液稀释10000倍，溶液中c （H ＋）＝ mol/L 、c （OH －）＝ mol/L 。
高三化学一轮复习水的电离和溶液的酸碱性奇迹是努力的另一个名字考点一 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 或 。
2．水的离子积常数K w ＝ 。
(1)室温下：K w ＝ 。
(2)影响因素：只与有关，升高温度，K w 。
(3)适用范围：K w 不仅适用于 ，也适用于 。
(4)K w 揭示了在任何水溶液中均存在H ＋和OH －，只要温度不变，K w 不变。
3．影响水电离平衡的因素(1)升高温度，水的电离程度 ，K w 。
(2)加入酸或碱，水的电离程度 ，K w 。
(3)加入可水解的盐(如FeCl 3、Na 2CO 3)，水的电离程度 ，K w 。
4．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 NaOH 可水解的盐 Na 2CO 3 NH 4Cl 温度升温 降温其他：如加入Na深度思考1．正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”(1)在pH ＝2的盐酸溶液中由水电离出c (H ＋)和c (OH －)总是相等的( ) (2)在蒸馏水中滴加浓H 2SO 4，K w 不变( )(3)NaCl 溶液和CH 3COONH 4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同( )(4)室温下，0.1 mol ·L －1的HCl 溶液与0.1 mol ·L －1的NaOH 溶液中水的电离程度相同( ) (5)25 ℃和60 ℃的水的pH ，前者大于后者，但都显中性( )(6)室温下，pH 值相同的NaOH 溶液与CH 3COONa 溶液，水的电离程度后者大( ) (7)常温下，pH ＝5的NH 4Cl 溶液与pH ＝9的CH 3COONa 溶液中，水的电离程度相同( )2．甲同学认为，在水中加入H 2SO 4，水的电离平衡向左移动，解释是加入H 2SO 4后c (H ＋)增大，平衡左移。
乙同学认为，加入H 2SO 4后，水的电离平衡向右移动，解释为加入H 2SO 4后，c (H ＋)浓度增大，H ＋与OH－中和，平衡右移。
课时25 水的电离溶液的pH【自主学习】考点1水的电离【基础梳理】1. 水的电离：水是一种，能发生微弱的电离，其电离方程式为。
2. 水的离子积常数K w(1) 表达式：K w==(25 ℃)。
(2) 影响因素：K w只是温度的函数，温度不变，K w，温度升高，K w。
不同温度下水的离子积常数T/℃0 10 20 25 40 50 90 100K w/10-14 0.134 0.292 0.681 1.01 2.92 5.47 38.0 55.03. 影响水电离平衡H2O H++OH-ΔH>0的因素条件平衡移动方向电离程度c(H+) c(OH-) pH 酸碱性升温正增大增大增大减小中性降温逆减小减小减小增大中性加HCl或醋酸逆减小增大减小减小酸性加NaOH或氨水逆减小减小增大增大碱性加FeCl3 正增大增大减小减小酸性加CH3COONa 正增大减小增大增大碱性加NaHSO4 逆减小增大减小减小酸性加NaHSO3 逆减小增大减小减小酸性加NaHCO3 正增大减小增大增大碱性【举题说法】例题1(2015·淮安期中)25 ℃时，水的电离达到平衡：H2O H++OH-ΔH>0，下列叙述正确的是()A. 向水中加入少量固体NaHSO4，c(H+)增大，K w不变B. 向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH-)降低C. 增加水的量，平衡正向移动D. 将水加热，K w增大，pH不变【答案】 A【解析】向水中加入少量硫酸氢钠，导致溶液中氢离子浓度增大，但温度不变，水的离子积常数不变，A正确；向水中加入稀氨水，导致溶液中氢氧根离子浓度增大，抑制水的电离，B错误；增加水的量，氢离子和氢氧根离子浓度不变且相等，平衡不移动，C 错误；将水加热促进水电离，离子积常数增大，氢离子浓度增大，pH减小，D错误。
变式1(2015·安徽二模)水的电离平衡曲线如下图所示，下列说法不正确的是()A. 图中五点K w间的关系：B>C>A=D=EB. 若从A点到D点，可采用在水中加入少量酸的方法C. 若从A点到C点，在温度不变时向水中加入适量NH4Cl固体D. 若处在B点时，将pH=2的硫酸与pH=10的KOH溶液等体积混合，溶液显中性【答案】 C【解析】温度升高，K w增大，故五点间K w间的关系：B>C>A=D=E，A正确；加酸，c(H+)变大，c(OH-)变小，但温度不变，K w不变，B正确；若从A点到C点，c(H+)变大，c(OH-)变大，K w增大，应升高温度，C错误；B点K w=1×10-12，pH=2的硫酸中c(H+)=10-2 mol·L-1，pH=10的KOH中c(OH-)=10-2 mol·L-1，等体积混合，恰好中和，溶液显中性，D正确。
关于水的电离的几个规律1. 在任意温度、任意物质的水溶液中(含纯水)，由水本身电离出的c(H+)水=c(OH-)水。
2. 酸或碱对水的电离均起抑制作用。
(1) 只要酸的pH相等(不论强弱、不论几元)对水的抑制程度相等，碱也同理。
(2) 若酸溶液的pH与碱溶液的pOH相等，则两种溶液中水的电离程度相等。
3. 酸式盐对水的电离的影响举例盐的酸碱性对水电离的影响NaHSO4、KHSO4 酸性抑制NaHSO3、KHC2O4 酸性抑制NaHCO3、KHS 碱性促进4. 由水电离出的c(H+)或c(OH-)与溶液中的c(H+)或c(OH-)的大小规律(1) 酸溶液中c(OH-)等于由水电离出的c(H+)。
(2) 碱溶液中c(H+)等于由水电离出的c(OH-)。
(3) 强酸弱碱盐溶液中的c(H+)等于由水电离出的c(H+)。
(4) 强碱弱酸盐溶液中的c(OH-)等于由水电离出的c(OH-)。
考点2溶液的pH及其计算【基础梳理】定义pH=意义粗略表示稀溶液酸碱性的强弱范围一般在之间规律pH越小，溶液的酸性越；pH越大，溶液的碱性越测定方法把一小片pH试纸放在，用洁净的玻璃棒蘸取溶液点在pH试纸中心，变色后，与标准比色卡对比即可读出溶液的pH注意：使用pH试纸测溶液的pH时，试纸(填“能”或“不能”)用蒸馏水润湿，记录数据时只能是整数。
若需精确测定溶液的pH，则应使用【举题说法】例题2(2015·淮安模拟)下列叙述正确的是()A. 95 ℃纯水的pH<7，说明加热可导致水呈酸性B. 常温下，pH=3的醋酸溶液稀释至10倍后pH=4C. 常温下，0.2 mol·L-1盐酸与等体积水混合后pH=1D. 常温下，pH=3的醋酸溶液与pH=11的氢氧化钠溶液等体积混合后pH=7【答案】 C【解析】水的电离为吸热过程，温度升高，促进电离，溶液中c(H+)增大，pH减小，但仍存在c(H+)=c(OH-)，溶液呈中性，A错；醋酸为弱酸，加水稀释促进电离，将pH=3的醋酸溶液稀释至10倍后，3<pH<4，B错；将0.2 mol·L-1盐酸与等体积水混合，c(H+)=0.1 mol·L-1，则pH=1，C正确；pH=3的醋酸溶液与pH=11的氢氧化钠溶液中：c(H+)=c(OH-)=1×10-3 mol·L-1，但醋酸为弱酸，不完全电离，醋酸浓度大，与pH=11的氢氧化钠溶液等体积混合后，醋酸过量，溶液pH<7，D错。
变式2(2015·海淀期中)常温下，pH=2的强酸溶液与pH=13的强碱溶液混合后，所得溶液的pH=11，则强酸和强碱的体积比为()A. 1∶9B. 9∶1C. 1∶11D. 11∶1【答案】 B【解析】常温下，pH=2的强酸溶液中c(H+)=0.01 mol·L-1，pH=13的强碱溶液中c(OH-)=0.1 mol·L-1，混合溶液的pH=11，溶液呈碱性，混合溶液中c(OH-)=0.1()-0.01()()()V VV V⨯⨯+碱酸酸碱=0.001 mol·L-1，则V(酸)∶V(碱)=9∶1。
有关pH计算的一般思维模型考点3溶液的酸碱性及酸碱中和滴定【基础梳理】1. 溶液酸碱性的判断标准是与的相对大小。
2. 常温下，溶液的酸碱性与c(H+)、c(OH-)和pH的关系溶液的酸碱性c(H+)/mol·L-1 c(OH-)/mol·L-1 pH K w(25℃) 中性溶液1×10-7 1×10-7 71×10-14 酸性溶液1×10-7 1×10-7 7碱性溶液1×10-7 1×10-7 73. 酸碱中和滴定(1) 概念：用已知物质的量浓度的酸(或碱)来测定未知物质的量浓度的碱(或酸)的方法，叫做酸碱中和滴定。
(2) 原理：c (测)=()()()c V V标标测(以一元酸、一元碱为例)(3) 酸碱中和滴定的关键 ①准确测定待测液的体积；②选择合适的指示剂，准确判断滴定的终点。
(4) 中和滴定操作①主要仪器： 、 、铁架台(带滴定管夹)、 、大烧杯。
②试剂：标准液、待测液、酸碱指示剂。
③滴定前准备(5) 滴定(6) 终点判断：滴入最后一滴反应液，指示剂变色，且在半分钟内不能恢复原来的颜色，停止滴定，并记录标准溶液的体积，重复上述操作2~3次。
(7) 数据处理：求出消耗标准溶液的平均值，根据原理进行计算。
【举题说法】例题3(2015·镇江一模)常温下，用0.1 mol·L-1 NaOH溶液滴定20 mL 0.1 mol·L-1 CH3COOH 溶液的滴定曲线如右图所示。
下列说法正确的是()A. 点①所示溶液中：c(Na+)>c(CH3COO-)>c(CH3COOH)>c(H+)>c(OH-)B. 点②所示溶液中：c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)+c(OH-)C. 点③所示溶液中：c(CH3COO-)>c(Na+)>c(OH-)>c(H+)D. 在整个滴定过程中：溶液中3-3(CH)(CH O)(H)c COOHc CO c+⋅始终不变【答案】 D【解析】点①所示溶液中含有等物质的量的CH3COOH和CH3COONa，由于溶液呈酸性，故CH3COOH的电离程度大于CH3COO-的水解程度，故c(CH3COO-)>c(Na+)，A错误；B项考查溶液中的电荷守恒式，该式子中多了c(CH3COOH)，B错误；点③所示溶液显碱性，c(OH-)>c(H+)，根据电荷守恒，则c(Na+)>c(CH3COO-)，C错误；D项中的式子是CH3COOH 的电离平衡常数的倒数，由于温度在滴定过程中未变，CH3COOH的电离常数不变，故该比值不变，D正确。
变式3(2015·南通三模)常温下，用0.10 mol·L-1 NaOH溶液分别滴定20.00 mL浓度均为0.10 mol·L-1的CH3COOH溶液和HCN溶液，所得滴定曲线如右图。
下列说法正确的是()A. 点①和点②所示溶液中：c(CH3COO-)<c(CN-)B. 点③和点④所示溶液中都有：c(Na+)>c(OH-)>c(CH3COO-)>c(H+)C. 点①和点②所示溶液中：c(CH3COO-)-c(CN-)=c(HCN)-c(CH3COOH)D. 点②和点③所示溶液中都有：c(CH3COO-)+c(OH-)=c(CH3COOH)+c(H+)【答案】 C【解析】由两条图像起点的纵坐标可知，酸性：CH3COOH>HCN，在点①溶液中相当于含有等物质的量的HCN和NaCN，由于该点所示溶液显碱性，故CN-的水解程度大于HCN的电离程度，故c(Na+)>c(CN-)，在点②溶液中相当于含有等物质的量的CH3COOH和CH3COONa，该点溶液显酸性，故CH3COOH的电离程度大于CH3COO-的水解程度，故c(Na+)<c(CH3COO-)，故c(CH3COO-)>c(CN-)，A项错误；点③溶液pH=7，溶液呈中性，c(H+)=c(OH-)，点④溶液中加入的NaOH溶液恰好与CH3COOH反应生成CH3COONa，溶液中c(CH3COO-)>c(OH-)，B项错误；根据两种酸的体积和浓度可知，在滴定过程中始终有n(HCN)+n(CN-)=n(CH3COOH)+n(CH3COO-)=2×10-3mol，①②两点加入了等体积的NaOH 溶液，则所得溶液体积相等，故c(CH3COO-)+c(CH3COOH)=c(CN-)+c(HCN)，C项正确；根据电荷守恒可知，在②③两点溶液中都有c(CH3COO-)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+)，点②溶液中c(CH3COO-)>c(Na+)>c(CH3COOH)，则c(CH3COO-)+c(OH-)>c(CH3COOH)+c(H+)，D项错误。
