選修4第三章第二節(jié)水的電離和溶液的酸堿性 教案

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1、 選修4第三章《水溶液中的離子平衡》教學案 【 第二節(jié) 】 水的電離和溶液的酸堿性 【高考說明】 1、了解水的電離和水的離子積常數(shù) 2、了解溶液的pH值的定義，能進行pH的簡單計算 3、初步掌握酸堿滴定管的使用方法；初步掌握中和滴定的原理和方法 4、能通過化學實驗收集有關(guān)數(shù)據(jù)和事實，并科學地加以處理 第1課時 【學習目標】⒈了解水的電離平衡及其“離子積” ⒉了解溶液的酸堿性和pH的關(guān)系 【學習重點】⒈水的離子積 　　 ⒉溶液的酸堿性和pH的關(guān)系 【舊知回顧】 1、 寫出下列物質(zhì)在水

2、溶液中的電離方程式 KHCO3 KAl(SO4)2 H2SO4 H2S Ca(OH)2 NH3·H2O 2、[思考] ① 我們通常會說純水不導(dǎo)電，那么水是不是電解質(zhì)？它能電離嗎？如能請寫出水的電離方程式。 ② 純水中有哪些微粒？根據(jù)所學的弱電解質(zhì)的電離平衡，請列舉出可能會影響水的電離的因素。 【新知講解】 一、水的離子積 閱讀P45： 1．水的電離：水是

3、電解質(zhì)，發(fā)生 電離，電離過程 水的電離平衡常數(shù)的表達式為 　　 2．[思考]： 實驗測得，在室溫下1L H2O（即 mol）中只有1×10-7 mol H2O電離，則室溫下C(H+)和C(OH-)分別為多少? 3．水的離子積 水的離子積表達式：KW= 。 閱讀P46： 一定溫度時，KW是個常數(shù)，KW只與 有關(guān)， 越高KW越 。 25℃時，KW=

4、 ，100℃時，KW=10-12。 注意： （1）KW不僅適用于純水，也適用于酸、堿、鹽的稀溶液。 任何水溶液中，由水所電離而生成的c (H+) c (OH-)。 [思考]：pH = 7 的溶液一定是酸性嗎？ （2）25℃時，任何水溶液中，H+ 離子濃度和OH- 離子的濃度乘積都為 1×10- 14 二、溶液的酸堿性和pH 1．影響水的電離平衡的因素 ?。?）溫度：溫度升高，水的電離度 ，水的電離平衡向 方向移動，C(H+)和C(OH-) ，KW

5、 。 ?。?）溶液的酸、堿度：改變?nèi)芤旱乃?、堿度均可使水的電離平衡發(fā)生移動。 例題1： ① 在0.01mol/LHCl溶液中, C(H+)= ， C(OH-)= ， 由水電離出的H+濃度= ，由水電離出的OH-濃度= 。, ② 在0.01mol/LNaOH溶液中，C(OH-)= ，C(H+)= ， 由水電離出的H+濃度= ，由水電離出的OH-濃度= 。 ③ 在0.01mol/LNaC

6、l溶液中， C(OH-)= ，C(H+)= ， 由水電離出的H+濃度= ，由水電離出的OH-濃度= 。 [小結(jié)] 根據(jù)上面的計算，填寫下表（影響水的電離平衡的因素） 條件變化 平衡移動方向 c（H+） （mol/L） c（OH－） （mol/L） 水的電離程度 KW 升高溫度 H2OH＋＋OH－ 加入NaCl 加入HCl 加入NaOH 結(jié)論： （1）升高溫度，促進水的電離KW增大

7、 　 （2）酸、堿抑制水的電離 例題2：（08上海）常溫下，某溶液中由水電離的c(H＋)=1×10－13mol·L－1，該溶液可能是 ① 二氧化硫水溶液 ② 氯化銨水溶液 ③ 硝酸鈉水溶液 ④ 氫氧化鈉水溶液 A．①④ B．①② C．②③ D．③④ 2．溶液的酸堿性 閱讀P46：思考與交流 討論：① 在酸性溶液中是否有OH-，在堿性溶液中是否存在H+，試說明原因。 ② 決定溶液酸堿性的因素是什么？ 小結(jié)： 溶液的酸堿性： 常溫（25℃） 中性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10

8、- 7mol/L 酸性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10-7mol/L 堿性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10- 7mol/L 3．溶液的pH： pH=－lgc(H+) 注意：當溶液中[H+]或[OH-]大于1mol/L時，不用pH表示溶液的酸堿性。 【輕松做答】

9、 （1）C(H+)＝1×10-6mol/L pH=______；C(H+)＝1×10-3mol/L pH=__ ___ C(H+)＝1×10-mmol/L pH=______ ；C(OH-)＝1×10-6mol/L pH=______ C(OH-)＝1×10-10mol/L pH=______ ；C(OH-)＝1×10- nmol/L pH=___ ___ （2）pH=2 C(H+)＝________ ；pH=8 c(H+)＝________ （3）c(H+)＝1mol/L pH= ______ ；c(H+)＝10mol/L

10、pH= ______ 歸納：pH與溶液酸堿性的關(guān)系(25℃時) pH 溶液的酸堿性 pH<7 溶液呈 性，pH越小，溶液的酸性 pH=7 溶液呈 性 pH>7 溶液呈 性，pH越大，溶液的堿性 【知識拓展】 1、溶液的pOH = ________________ 2、證明：在25℃時，pH + pOH = 14 說明：如果題目中沒有指明溫度，則默認為常溫（25℃） 【反饋練習】　　 1．pH=2的強酸溶液，加水稀釋，若溶液體積擴大10倍，則C(H+)或C(OH-)的變化（　 ） A、C

11、(H+)和C(OH-)都減少　　B、C(H+)增大 C、C(OH-)增大　　　D、C(H+)減小 2．向純水中加入少量的KHSO4固體（溫度不變），則溶液的 （　 ） A、pH值升高　　B、C(H+)和C(OH-)的乘積增大 C、酸性增強　D、OH-離子濃度減小 3．100℃時，KW=1×10-12，對純水的敘述正確的是 （　 ） 　A、pH=6顯弱酸性　　　　　　　B、C(H+)=10-6mol/L，溶液為中性 　C、KW是常溫時的10-2倍　　　　D、溫度不變沖稀10

12、倍pH=7 【課后練習】 1、下列說法中正確的是 A．在25℃的純水中，c(H+)＝c(OH－)＝10－7 mol/L，呈中性 B．溶液中若c(H+)＞10－7 mol/L，則c(H+)＞c(OH－)，溶液顯酸性 C．c(H+)越大，則pH值越大，溶液的堿性越強 D．pH值為0的溶液中c(H+) = 0 mol/L 2、pH相同，物質(zhì)的量濃度最大的酸是 　A．HCl B．H3PO4 C．H2SO4 D．CH3COOH 3、下列

13、敘述正確的是 A．向0.1 mol/L醋酸溶液中加入少量醋酸鈉溶液，溶液的pH增大 B．向0.1 mol/L醋酸溶液中加入少量NaOH溶液，溶液中c(Ac－)增大 C．向0.1 mol/L醋酸溶液中不斷加水，溶液中c(H＋)增大 D．向0.1 mol/L醋酸溶液中滴入少量濃鹽酸，溶液的導(dǎo)電性減弱 4、100℃時，Kw＝1.0×10－12，若100℃某溶液中的c（H＋）＝1.0×10－7mol/L，則該溶液

14、A．呈中性　 　B．呈堿性　 　C．呈酸性　 　D．c(OH－)/ c(H＋)＝100 5、向純水中加入少量NaHSO4（溫度不變），則溶液的 A．pH值升高　　B．pH值降低　　C．c(OH－)、 c(H＋)增大　　D．c(H+)＞c(OH－) 6、常溫下，某溶液中，由水電離出的c(H+)＝1.0×10－11mol/L，該溶液pH可能為 A．11　　　　　B．3　　　　　　C．8　　　　　　D．7 7、體積相同、pH相同的鹽酸和醋酸，與堿

15、中和時消耗的量 A．相同　 　B．鹽酸多　 　C．醋酸多　 　D．無法比較 8、與純水的電離相似，液氨中存在著微弱的電離：2NH3NH4＋＋NH2－。據(jù)此判斷以下敘述中錯誤的是 A．液氨中含有NH3、NH4＋、NH2－等粒子 B．一定溫度下液氨中c(NH4＋)、 c(NH2－)是一個常數(shù) C．液氨的電離達到平衡時，c(NH3)＝c(NH4＋)＝c(NH2－) D．只要不加入其他物質(zhì)，液氨中c(NH4＋)＝c(NH2－) 9、在水電離出的c(H+)＝10－14mol/L的溶液中，一定能大量共存

16、的 A．K＋、Na＋、HCO3－、Cl－ B．K＋、Br＋、AlO2－、Cl－ C．SO42－、Na＋、NO3－、Cl－　 　D．SO42－、NH4＋、Al3＋、Cl－ 10、氫離子濃度相同的等體積的兩份溶液A和B；A為鹽酸，B為醋酸，分別和鋅反應(yīng)，若最后僅有一份溶液中存在鋅，且放出氫氣的質(zhì)量相同，則下列說法正確是的 ①反應(yīng)所需要的時間B＞A?、陂_始反應(yīng)時的速率A＞B　③參加反應(yīng)的鋅的物質(zhì)的量A＝B?、芊磻?yīng)過程的平均速率B＞A　⑤鹽酸里有鋅剩余　

17、⑥醋酸里有鋅剩余 A．③④⑤　　B．③④⑥　　C．②③⑤ 　D．②③⑤⑥ 11、將pH＝8的NaOH溶液與pH＝10的NaOH溶液等體積混合后，溶液中c(H+)最接近于 A．1/2· (10－8＋10－10) mol/L　　　 　B．(10－8＋10－10) mol/L C．（1.0×10－14＋5×10－5）mol/L　　 D．2×10－10 mol/L 12、重水（D2O）的離子積為1.6×10－15，可以用pH一樣的定義來規(guī)定pD＝－lg｛c(D+)｝，以下pD

18、的敘述中，正確的是 A．中性溶液中pD＝7.0 B．含0.01mol的NaOD的D2O的溶液1L，其pD＝12.0 C．溶解0.01 mol的DCl的D2O的溶液1L，其pD＝2.0 D．在100mL0.25 mol/L的DCl的重水溶液中，加入50mL0.2 mol/L的NaOD的重水溶液，所得溶液的pD＝1.0 【 第二節(jié) 】 水的電離和溶液的酸堿性 第 2 課時 【課標要求】⒈了解溶液的酸堿性和pH的關(guān)系 ⒉掌握有關(guān)混合溶液ｐＨ值的簡單計算 3、了解溶液稀釋時pH的變化規(guī)律 【學習重點】⒈水的離子積，Ｈ＋濃度、ＯＨ－

19、濃度、ｐＨ值與溶液酸堿性的關(guān)系 ⒉有關(guān)溶液ｐＨ值的計算 【學習難點】ｐＨ值的計算 【舊知回顧】 溶液的酸堿性和pH ⒈定義：PH= ，廣泛pH的范圍為0～14。 注意：當溶液中[H+]或[OH-]大于1mol/L時，不用pH表示溶液的酸堿性。 ⒉意義： 溶液的酸堿性 常溫（25℃） 中性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10- 7mol/L pH 7 酸性溶液

20、：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10-7mol/L pH 7 堿性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10-7mol/L pH 7 【新知講解】 一、溶液PH的測定方法 （1）酸堿指示劑法 　說明：常用的酸堿指示劑有石蕊、甲基橙、酚酞試液。 　　　　　　　　　　　　常用酸堿指示劑的ｐＨ變色范圍 指示劑 　　　　變色范圍的ｐＨ 石蕊 <５紅色 5－8紫色 >8藍色 甲基橙

21、 <3.1紅色 3.1－4.4橙色 >4.4黃色 酚酞 <8無色 8－10淺紅色 >10紅色 （2）ｐＨ試紙法 使用方法： （3）PH計法 二、有關(guān)pH的計算 （一）單一溶液的PH計算 [例1] 分別求0.05mol/LH2SO4溶液和0.05mol/L Ba(OH)2溶液的PH值。 [例2] 已知常溫下濃度為0.01mol/L的CH3COOH溶液的電離度為1%，求該溶液的PH值。 （二）酸堿混合溶液的PH計算 [例

22、3] 將PH=2的H2SO4溶液與PH=4的H2SO4溶液等體積混合后,求溶液的PH值。 [例4] 將PH=8的NaOH溶液與PH=10的NaOH溶液等體積混合后,求溶液的PH值。 [例5] 常溫下PH=4的HCl和PH=10的NaOH分別按體積比為1:1、11:9、9:11混合，分別求三種情況下溶液的PH值。 [小結(jié)] 有關(guān)pH計算的解題規(guī)律 （1）單一溶液的pH計算 ① 強酸溶液，如HnA，設(shè)濃度為c mol·L－1，則 c（H+）= nc mol·L－1，pH= —lg{c（H+）}= —lg nc

23、② 強堿溶液，如B(OH)n，設(shè)濃度為c mol·L－1，則 c（H+）= 10—14/nc mol·L－1，pH= —lg{c（H+）}=14+lg nc （2）酸堿混合pH計算 ① 適用于兩種強酸混合 c(H+)混 = [c(H+)1V1+ c(H+)2V2] /（V1+ V2）。 ② 適用于兩種強堿混合 c(OH—)混 = [c(OH—)1V1+ c(OH—)2V2] /（V1+ V2） ③ 適用于酸堿混合，一者過量時： = c(OH—)混 | c(H+)酸V酸 — c(OH—)堿V堿|

24、 c(H+)混 V酸 + V堿 說明： ①若兩種強酸（pH之差大于2）等體積混合，混合液pH = pH小 + 0.3 ②若兩種強堿（pH之差大于2）等體積混合，混合液pH = pH大 — 0.3 ④ 恰好完全反應(yīng)，則c(H+)酸V酸 = c(OH—)堿V堿 （三）酸、堿加水稀釋后溶液的PH值 [例6] 常溫下，將PH=1的H2SO4溶液和PH=13的NaOH溶液分別稀釋1000倍，求所得溶液的PH值。 思考：若在常溫下，將PH=1的CH3COOH溶液和PH=13的NH3·H2O溶液分別稀釋1000倍，則所得溶液的PH值在什么

25、范圍之內(nèi)。 [小結(jié)] 稀釋后溶液pH的變化規(guī)律 （1） 酸堿溶液無限稀釋，pH只能無限接近于7，不可能大于或小于7 （2） 對于pH = a 的強酸和弱酸溶液，每稀釋10n 倍，強酸的pH就增大n個單位，即 pH = a + n ( a + n ＜ 7 ) ，弱酸的pH范圍是：a ＜ pH ＜ a + n 。 [練習] 畫出酸溶液在稀釋過程中pH的變化圖 （3） 對于pH = b的強堿和弱堿溶液，每稀釋10n 倍，強堿的pH就減小n個單位，即 pH =b - n ( b - n ＞ 7 ) ，弱堿的pH范圍是：b - n ＜ pH ＜ b 。 [練習]

26、畫出堿溶液在稀釋過程中pH的變化圖 （4） 對于物質(zhì)的量濃度相同的強酸和弱酸稀釋相同倍數(shù)，強酸pH變化程度比弱酸的大（強堿和弱堿也類似） 說明：弱酸、弱堿在稀釋過程中有濃度的變化，又有電離平衡的移動，不能求得具體的數(shù)值，只能確定其pH范圍。 【我的疑惑】 【反饋練習】 1．求下列溶液混合后的pH： (1) 把pH＝2和pH=4的兩種強酸溶液等體積混合，其pH＝ 。 (2) 把pH＝12和pH＝14的兩種強堿溶液等體積混合，其pH= 。 (3) 把pH＝5的H2SO4溶液和pH＝8的NaOH溶液等體積混合，其pH

27、＝ 。 2．室溫時，將PH=5的H2SO4溶液稀釋10倍，則C（H+）：C（SO42-）= ； 若再將稀釋后的溶液再稀釋100倍,則C（H+）：C（SO42-）= 。 10-7 10-6 C(H+) C(OH-) A B 3．20 mL 0.01mol／L KOH溶液的pH為 ；30 mL 0.005mol／L H2SO4溶液的pH為 ；兩溶液混合后，溶液的pH為 。 4．設(shè)水的電離平衡線如右圖所示。 （1）若以A點表示25°時水在電離平衡時的粒子濃度，當溫

28、 度升高到100°時，水的電離平衡狀態(tài)到B點，則此時水的離子 10-6 積從_________增加到____________； 10-7 （2）將PH=8的Ba(OH)2溶液與PH=5的稀鹽酸混合，并保持 在100°的恒溫，欲使混合溶液的PH=7，則Ba(OH)2溶液和鹽 酸的體積比為__________ 。 【課后練習】 ．（05南京二模7．）某溶液中含有HCO3－、SO32－、CO32－、CH3COO－等四種陰離子。向其中加入足量的Na2O2粉末后，溶液中離子的濃度基本保持不變的是（不考慮溶液在反應(yīng)前后的體積變化） A．SO32－ B．CH3COO－

29、 C．CO32－ D．HCO3－ ．（06蘇州第一次調(diào)研）將pH=1的鹽酸平均分成2份，l份加適量水，另1份加入與該鹽酸物質(zhì)的量濃度相同的適量NaOH溶液后，pH都升高了1，則加入的水與NaOH溶液的體積比為 A．9 B．10 C．11 D．12 ．（05鹽城三模9．） 對室溫下pH相同、體積相同的氨水和氫氧化鈉溶液分別采取下列措施，有關(guān)敘述正確的是 A．加入適量的氯化銨晶體后，兩溶液的pH均堿小 B．溫度下降10oC，兩溶液的pH均不變 C．分別加水稀釋10倍，兩溶液的pH仍相等 D．

30、用鹽酸中和，消耗的鹽酸體積相同 ．(06梁豐中學10月月考）25℃時，向V ml PH=a的鹽酸中滴加PH=b的NaOH溶液10V ml，反應(yīng)后的溶液中c(Cl－)=nc(Na＋)，則此時a+b的值為 A．12 B．13 C．14 D．15 ．（06南通第一次調(diào)研）pH=2的兩種一元酸HX和HY的溶液分別取50mL，加入過量的鎂粉，充分反應(yīng)后，收集H2的體積在相同狀況下分別為V1和V2，若V1>V2，下列說法正確的是 A．HX一定是弱酸 B．NaX水溶液的堿性弱于NaY水溶液的堿性 C．HX一定是強酸 D．反應(yīng)開始時二者

31、生成H2的速率相同 ．導(dǎo)電能力 加水體積 O a b c （06浙江九校9月聯(lián)考）一定溫度下，將一定質(zhì)量的冰醋酸加水稀釋過程中，溶液的導(dǎo)電能力變化如右圖所示，下列說法正確的是 A．a(chǎn)、b、c三點溶液的pH：c＜a＜b B．a(chǎn)、b、c三點醋酸的電離程度：a＜b＜c C．用濕潤的pH試紙測量a處溶液的pH，測量結(jié)果偏小 D．a(chǎn)、b、c三點溶液用1mol/L氫氧化鈉溶液中和，消耗氫氧化鈉溶液體積： c＜a＜b ．（05南通一模10．）將一元酸HA的溶液與一元堿BOH的溶液等體積混合，若所得溶液顯酸性，下列有關(guān)判斷正確的是 A．若混合前酸、堿pH之和等于14，則HA肯定是弱

32、酸 B．若混合前酸、堿物質(zhì)的量濃度相同，則HA肯定是弱酸 C．溶液中水的電離程度：混合溶液＞純水＞BOH溶液 D．混合溶液中離子濃度一定滿足：c(B＋)＞c(A－)＞c(H＋)＞c(OH－) ．（05鹽城一模16．）甲酸和乙酸都是弱酸，當他們的濃度均為0.10mol·L－1時，甲酸中的c（H+）約為乙酸中c（H+）的3倍?，F(xiàn)有甲酸溶液a和乙酸溶液b，經(jīng)測定他們的pH：pHa = pHb。由此可知 A．c (甲酸)= 3c (乙酸) B．c (甲酸)=1/3 c (乙酸) C．兩溶液中水電離出的c（OH－）相同 D．等體積的a、b溶液用NaOH溶液中和時，消耗N

33、aOH的物質(zhì)的量a＜b ．（05宿遷三模18．） MOH和ROH兩種一元堿的溶液 分別加水稀釋時，pH變化如右圖所示。 下列敘述中不正確的是 A．ROH是一種強堿 B．在x點，MOH完全電離 C．在x點，C(M+)=C(R+) D．稀釋前，C(ROH)=10C(MOH) ．（2007海南·）下列敘述正確的是（ ） A．95℃純水的pH<7，說明加熱可導(dǎo)致水呈酸性 B．pH=3的醋酸溶液，稀釋至10倍后pH=4 C．0.2mol/L的鹽酸，與等體積水混合后pH=1 D．pH=3的醋酸溶液，與pH=11的氫氧化鈉溶液等體積混合后p

34、H=7 ．（09年寧夏理綜·11）將氫氧化鈉稀溶液滴加到醋酸稀溶液中，下列各圖示意混合溶液有關(guān)量或性質(zhì)的變化趨勢，其中錯誤的是 ．（09年山東理綜·15）某溫度下，相同pH值的鹽酸和醋酸溶液分別是稀、平衡pH值隨溶液體積變化的曲線如右圖所示。據(jù)圖判斷正確的是學科 A．Ⅱ為鹽酸稀釋時pH值變化曲線 B．b點溶液的導(dǎo)電性比c點溶液的導(dǎo)電性強 C．a(chǎn)點Ka的數(shù)值比c點Ku的數(shù)值大 D．b點酸的總濃度大于a點酸的總濃度 ．（06徐州9月調(diào)研）25℃時，水的離子積為10－14；100℃時，水的離子積為10－12。若在100℃時，將pH＝11的NaOH溶液a L與pH＝l的H2S

35、O4溶液b L混合，請?zhí)羁眨? (1) 100℃比25℃時水的離子積較大的原因是： ______________________________________ ________________________ (2) 若所得溶液為中性，則a∶b＝_______； 若所得混合溶液的pH＝2，則a∶b＝_______ 【 第二節(jié) 】 水的電離和溶液的酸堿性 第3課時： 酸堿中和滴定 【學習目標】 1、理解酸堿中和滴定的基本原理。 2、初步學會中和滴定的基本操作方法。 3、掌握酸堿中和的有關(guān)計算和簡單誤差分析。 【學法指導(dǎo)與知識提要】 中和滴定是化學分析中的一種重要方

36、法，滴定操作技術(shù)要求比較嚴格。本節(jié)重點是掌握中和滴定的方法，難點是中和滴定的操作技術(shù)和實驗誤差分析。 【舊知回顧】 測定溶液酸堿性的方法有哪些？ 定性測定： 定量測定： 【新知講解】 一、酸堿中和滴定的原理 1、實質(zhì)：H++OH-＝H2O 酸、堿有強弱之分，但酸、堿中和反應(yīng)的實質(zhì)不變。 例：HCl+NaOH＝NaCl+H2O CH3COOH+NaOH＝CH3COONa+H2O H2SO4+2NH3·H2O＝(NH4)2SO4+2H2O 反應(yīng)中，起反應(yīng)的酸、堿物質(zhì)的量之比等于它們的化學計量數(shù)之比。 例如：2NaOH+H2SO4＝Na2SO4+

37、2H2O 由 H2SO4---------NaOH 1mol 2mol C酸·V酸 C堿·V堿 則C堿= 2、概念： ________________________________________________________________________叫“中和滴定”。 二、中和滴定操作 1、儀器：酸式滴定管、堿式滴定管、燒杯、滴定管夾、錐形瓶、鐵架臺。 酸式滴定管可盛裝________________ 堿式滴定管不能盛裝_____________

38、_____ 2、試劑：標準濃度的溶液，待測濃度的溶液，指示劑。 3、滴定前準備 （1）檢查滴定管是否漏液 （2）玻璃儀器洗滌： ① 水洗 ② 用標準液潤洗裝標準液的滴定管 ③ 用待測液潤洗裝待測液的滴定管 （3）向用標準液潤洗過的滴定管中裝入標準液。調(diào)整液面到0刻度或0刻度以下（注意O刻度在上方），排除滴定管尖嘴部分氣泡，記下刻度讀數(shù)。 （4）往錐形瓶中加入一定體積(一般為20.00mL)的待測液 注意：錐形瓶只能用蒸餾水洗 ，一定不能用待測液潤洗，否則結(jié)果會偏高，錐形瓶取液時要用滴定管（或用相應(yīng)體積規(guī)格的移液管），不能用量筒。 （5）向錐形瓶中加入2-

39、3滴指示劑。 [指示劑的選擇] 指示劑的顏色變化要靈敏，變色范圍最好接近等當點，且在滴定終點由淺色變深色，即：堿滴定酸宜用酚酞作指示劑，酸滴定堿宜用甲基橙作指示劑（滴定過程中一般不能用石蕊作指示劑）。 注意：指示劑用量不能過多，因指示劑本身也具有弱酸性或弱堿性，會使滴定中耗標準液量增大或減小，造成滴定誤差。 4、滴定操作 左手操作滴定管，右手搖動錐形瓶，眼睛注意觀察錐形瓶中溶液顏色變化，到最后一滴剛好使指示劑顏色發(fā)生改變，且半分鐘不再變化為止，記下刻度讀數(shù)。 再重復(fù)上述操作一次或兩次。（定量分析的基本要求） 終點的判斷方法：最后一滴剛好使指示劑顏色發(fā)生改變，半

40、分鐘不再變化。 滴定終點不是酸堿恰好完全反應(yīng)，但是由于在酸堿恰好完全反應(yīng)前后，少加一點標準液或多加一滴標準液，會使pH發(fā)生很大的變化，可以使酸堿指示劑變色，對于結(jié)果影響不大。 5、數(shù)據(jù)的處理 取兩次操作或叁次操作所耗實際試液體積的平均值進行計算。（如果有偏差太大的要舍去） 注意： 用滴定管的精確度為0.01mL，故無論用滴定管取待測液或用標準液滴定達終點計數(shù)時，待測液和標準液體積都必須精確到小數(shù)點后第二位數(shù)。 三、中和滴定誤差分析 造成滴定誤差的關(guān)鍵因素是： ① 標準液濃度是否準確 ② 待測液體積 ③ 滴定時耗標準液的體積。 因此，滴定時引起誤差的錯誤操作常有

41、以下幾點： 1、錐形瓶水洗后，又用待測液潤洗，再取液，待測液實際用量增大造成測定結(jié)果是濃度偏高。 2、不能用量筒取待測液，因量筒為粗略量具，分度值為最大量度的1/50，精度低，要用移液管取液。 3、滴定管水洗后未用標準液潤洗就直接裝入標準液，造成標準液稀釋，滴定中耗體積增大，測定結(jié)果是使待測液濃度偏高。 4、滴定前滴定管尖嘴部分有氣泡，滴定后氣泡消失，氣泡作標準液體積計算，造成測定結(jié)果濃度偏高。 5、滴定過程中，標準液滴到錐形瓶外，或盛標準液滴定管漏液，讀數(shù)時，V標偏大，造成測定結(jié)果是待測液濃度偏大。 6、盛待測液滴定管水洗后，未用待測液潤就取液入錐形瓶，造成待測液被稀釋，測定

42、結(jié)果濃度偏低。 7、讀數(shù)不準確，例如，盛標準液的滴定管，滴定前仰視，讀數(shù)偏大，滴定后俯視，讀數(shù)偏小。造成計算標準液體積差偏小，待測液測定結(jié)果濃度偏低。 8、待測液濺到錐形瓶外或在瓶壁內(nèi)上方附著未被標準液中和，測定結(jié)果待測液濃度偏低。 9、標準液滴入錐形瓶后未搖勻，出現(xiàn)局部變色或剛變色未等待半分鐘觀察變色是否穩(wěn)定就停止滴定，造成滴定未達終點，測定結(jié)果待測液濃度偏低。 注意： （1）酸式滴定管可以盛裝酸性或強氧化性等液體，但一定不能盛裝堿液， 堿式滴定管只能盛裝堿性或?qū)ο鹉z無腐蝕性液體，一定不能盛裝酸性或強氧化性液體。 （2）滴定管使用時，下端沒有刻度部分液體不能用于滴定。 （

43、3）滴定管規(guī)格常有25.00mL和50.00mL兩種。 （4）滴定完成后，應(yīng)即時排除滴定管中廢液，用水洗凈，倒夾在滴定管架上。 （5）中和滴定的終點是指示劑變色點，故溶液一定不是中性。而酸、堿恰剛巧完全中和時，溶液不一定呈中性。 [例1] 準確量取25.00mL KMnO4溶液可以選用的儀器是（ ） A、50mL量筒???B、10mL量筒 C、50mL酸式滴定管 D、50mL堿式滴定管 [例2] 在一支25mL的酸式滴定管中盛入0.1mol/L HCl溶液，其液面恰好在5mL刻度處。若把滴定管內(nèi)溶液全部放入燒杯中,再用0.1mol/L NaOH溶液進行中和

44、，則所需NaOH溶液的體積 （ ） A．大于20mL B．小于20mL C．等于20mL D．等于5mL [例3] 下圖是向20.00mL鹽酸中逐漸滴入NaOH溶液時，溶液pH值變化的圖象，根據(jù)圖象分析，下列結(jié)論中不正確的是（ ） A、鹽酸起始濃度為0.1mol·L-1 B、NaOH溶液濃度為0.08mol·L-1 C、滴入堿量為20mL時，向混合溶液中滴入2滴甲基橙試液，溶液顯橙色 D、滴到中和點時，耗NaOH物質(zhì)的量為0.002mol 【我的疑惑】 【反饋練習】 1．室溫下0.l mol·L－1 NaOH溶液

45、滴定a mL某濃度的HCl溶液，達到終點時消耗NaOH溶液b mL，此時溶液中氫離子的濃度c(H+) / mol·L－1是 A．0.la/(a+b) B．0.1b/(a+b) C．1×107 D．1×10－7 2．下列實驗中，直接采用沾有水滴的儀器，對實驗結(jié)果沒有影響的是 A．氨的噴泉實驗 B．實驗室制氧氣：試管 C．中和滴定：錐形瓶 D．中和滴定：滴定管 3．實驗室用標準鹽酸溶液測定某NaOH溶液的濃度，用甲基橙作指示劑，下列操作中可能使測定結(jié)果偏低的是 A．酸式滴定管在裝酸液前

46、未用標準鹽酸溶液潤洗2~3次 B．開始實驗時酸式滴定管尖嘴部分有氣泡，在滴定過程中氣泡消失 C．錐形瓶內(nèi)溶液顏色變化由黃色變橙色，立即記下滴定管液面所在刻度 D．盛NaOH溶液的錐形瓶滴定前用NaOH溶液潤洗2~3次 4．實驗室有一瓶混有氯化鈉的氫氧化鈉固體試劑，經(jīng)測定NaOH的質(zhì)量分數(shù)約為82.0%，為了驗證其純度，用濃度為0.2mol/L的鹽酸進行滴定，試回答下列問題： （1）托盤天平稱量5.0g固體試劑，用蒸餾水溶解于燒杯中，并振蕩，然后立即直接轉(zhuǎn)入 500mL容量瓶中，恰好至刻度線，配成待測液備用。請指出以上操作中出現(xiàn)的五處錯誤。 （2）將標準鹽酸裝在25.00m

47、L 滴定管中，調(diào)節(jié)液面位置在 處，并記下刻度。 （3）取20.00mL待測液，待測定。該項實驗操作的主要儀器有________________。 用 _______________試劑作指示劑時，滴定到溶液顏色由_________ 剛好至_______ 色時為止。 （4）滴定達終點后，記下鹽酸用去20.00mL，計算NaOH的質(zhì)量分數(shù)為 。 （5）試分析滴定誤差可能由下列哪些實驗操作引起的 。 A．轉(zhuǎn)移待測液至容量瓶時，未洗滌燒杯 B．酸式滴定管用蒸餾水洗滌后，直接裝鹽酸 C．滴定時，反

48、應(yīng)容器搖動太激烈，有少量液體濺出 D．滴定到終點時，滴定管尖嘴懸有液滴 E．讀滴定管開始時仰視，讀終點時俯視 5．如圖 （1）圖I表示10mL量筒中液面的位置，A與B、B與C刻度相差1mL，如果刻度A為4，量筒中液體體積是 mL。 （2）圖II表示50mL滴定管中液面的位置，如果液面處 的讀數(shù)是a，則滴定管中液體的體積（填代 號） 。 A．是a mL B．是（50－a）mL C．一定大于a mL D．一定大于（50－a）mL 【課后練習】 1、下列儀器中，沒有“0”刻度線的是（ ） A、溫度計

49、 B、量筒 C、滴定管 D、容量瓶 2、一支25mL滴定管，內(nèi)盛溶液液面在15.00mL刻度處，當將滴定管內(nèi)液體全部排出時，所得液體的體積是（ ） A、10.00mL B、15.00mL C、小于10.00mL D、大于10.00mL 3、用0.1mol·L－1 NaOH溶液滴定100mL 0.1mol·L－1鹽酸，若滴定誤差在±0.1%以內(nèi)，反應(yīng)完畢后，溶液pH的范圍為（ ） A、3.3～10.7 B、4.3～9.7 C、5.3～8.7 D、6～8

50、 4、將含有雜質(zhì)的4.0g NaOH配成1000mL溶液，取20mL置于錐形瓶中，用0.1mol·L－1的鹽酸滴定。用甲基橙作指示劑，滴定達終點時，耗酸19.0mL，則NaOH中含有的雜質(zhì)不可能為 A、NaCl B、Na2CO3 C、NaHCO3 D、Ca(OH)2 5、已知常溫常壓下，飽和CO2的水溶液pH=3.9，則可推斷用標準鹽酸滴定NaHCO3溶液時，適量選擇的指示劑及終點顏色變化的情況是（ ） A、石蕊，由藍變紅 B、甲基橙，由橙變黃 C、酚酞，由紅變淺紅

51、 D、甲基橙，由黃變橙 6、用0.01mol/L NaOH溶液滴定0.01mol/L的H2SO4溶液中和后加水到100mL。若滴定時終點判斷有誤差：①多加了一滴NaOH，②少加了一滴NaOH。（設(shè)1滴為0.05mL），則①和②溶液中C（OH-）之比值是（ ） A、1 B、10-4 C、104 D、4×104 7、兩人用同一瓶標準鹽酸滴定同一瓶NaOH溶液，甲將錐形瓶用NaOH待測液清洗后，使用水洗后后的移液管移取堿液于錐形瓶中；乙則用甲用過的移液管取堿液于剛用蒸餾水洗過的尚殘留有蒸餾

52、水的錐形瓶中，其它操作及讀數(shù)全部正確，你的判斷是（ ） A、甲操作有錯 B、乙操作有錯 C、甲測得的數(shù)值一定比乙小 D、乙測得的值較準確。 8、A同學用10mL量筒量取某液體，讀數(shù)時視線偏高（如下圖），該同學所得讀數(shù)是 ， B同學向50mL滴定管中加入某種液體，在調(diào)整液面高度后，讀數(shù)時視線偏低（如下圖），該同學所得讀數(shù)是 。 9．用沉淀法測定NaHCO3和K2CO3均勻混合物的組成。實驗中每次稱取樣品的質(zhì)量、向所配制的溶液中加入Ba(OH)2的溶液體積、生成對應(yīng)沉淀的質(zhì)量等實驗數(shù)據(jù)見

53、下表： 實驗序號 樣品質(zhì)量/g V[Ba(OH)2(aq)/L 沉淀質(zhì)量/g 1 a 0.5 b 2 2a 0.5 2.758 3 2.574 0.5 3b 4 4a 0.5 4b 5 5a 0.5 4b 請回答下列問題： （1）b= g； （2）樣品中n(NaHCO3)：n (K2CO3)= 。 （3）25℃時，取第3次實驗后的濾液的1/10，加水稀釋至500ml，試計算所得溶液的pH值。 10．有PH為13的Ba(OH)2、NaOH的混合溶液100mL，從中取出25mL用

54、0.025mol/LH2SO4滴定，當?shù)味ㄖ脸恋聿辉僭黾訒r，所消耗的酸的體積是滴定至終點所耗酸體積的一半。求： （1）當?shù)蔚匠恋聿辉僭黾訒r，溶液的pH（設(shè)體積可以加和） （2）原混合溶液中Ba(OH)2和NaOH的物質(zhì)的量濃度 11、 維生素C的分子式是C6H8O6，水溶液呈酸性，高溫或較長時間受熱易損耗，許多新鮮水果、蔬菜、乳制品中都含有豐富的維生素C，例如：新鮮橙汁中含維生素C濃度在500mg·L－1左右。 某?；瘜W課外活動小組進行測定果汁中維生素C含量實驗，下面是他們的實驗過程及分析報告，請根據(jù)此報告填寫有關(guān)空白。 （1）實驗?zāi)康模簻y定××牌軟包裝鮮

55、橙汁維生素C含量。 （2）實驗原理：C6H8O6+I2→C6H6O6+2H++2I－。 （3）實驗用品和試劑： ① 儀器和用品（自選，略） ② 試劑：濃度為7.50×10－3mol·L－1的標準碘（水）溶液，指示劑，蒸餾水等。 （4）實驗過程： ① 洗滌儀器，檢查是否漏液，用標準液潤洗后裝好標準液待用。在此步操作中，需用蒸餾水洗滌的儀器有 。用標準液潤洗的儀器是 。 ② 打開橙汁包，目測：顏色—橙黃色，澄清度—好，將儀器 該橙汁潤洗2～3遍，移取20.00mL橙汁入錐形瓶，向瓶中加入2滴指示劑，該指示劑的名稱是 。 ③ 用左手操作滴定管，右手搖動

56、錐形瓶，眼睛注視 。滴定至終點時的現(xiàn)象是 。 （5）數(shù)據(jù)記錄和處理：（設(shè)計出表格，將三次滴定所得數(shù)據(jù)都填入表格中），若經(jīng)數(shù)據(jù)處理，滴定中消耗標準碘溶液體積平均值為20.00mL，則此橙汁中維生素C的含量是 mg·L－1。 （6）問題討論： ① 從測定結(jié)果看，此軟包裝橙汁是否是純天然橙汁 （填序號） A、可能是 B、一定是 C、不是 ② 制造商可能采取的作法是 （填序號） A、天然橙汁被加水稀釋 B、天然橙汁被濃縮 C、向天然橙汁中添加維生素C D、用水和其原料混合制作 ③ 對上述結(jié)論，你的意見是 （填序號） A、向新聞界公布 B、向有關(guān)部門反映 C、繼續(xù)實驗 D、調(diào)查后再作結(jié)論 16