第七章 酸碱平衡与酸碱滴定法
7-5 酸碱滴定曲线和指示剂的选择
教学要求：
1、掌握强酸（碱）、一元弱酸（碱）被滴定时化学计量点与pH 突跃范围的计算；
2、了解酸碱滴定曲线的绘制 ；
3、掌握影响滴定突跃大小(长短)的因素 ；
4、能根据pH 突跃范围正确的选择指示剂；
5、掌握一元弱酸（碱）直接准确滴定的条件；
6、掌握多元酸（碱）分步滴定的可行性条件，会计算多元酸（碱）各化学计量点的pH 值。
教学内容： 一、重要概念：
酸碱滴定曲线：以滴定过程中滴定剂用量或中和反应分数为横坐标，以溶液PH 为纵坐
标，绘出的一条溶液pH 随滴定剂的加入量而变化的曲线
pH 突跃范围：化学计量点前后±0.1%相对误差范围内，溶液pH 值的变化范围。
二、对几种典型的酸碱滴定类型的研究 1、强酸（碱）滴定 ①举例：
以分析浓度为0.1000 mol.L -1 NaOH 溶液滴定20 mL 0.1000 mol.L -1 HCl 溶液 设滴定过程中加入NaOH 的体积为V mL ： a.V = 0：[H +] = C HCl = 0.1000 mol.L -1
b.V < V 0： ()()()()()()
=H C l C H C l V H C l C N a O H V N
a O H H C V HCl V NaOH +
-??=??+余
c. V = V 0：
d. V > V 0：()()()()
()()
=NaOH C NaOH V NaOH C HCl V HCl OH C V HCl V NaOH -
-??=??+过量
②pH 跃迁范围的计算
当V = 19.98 mL 时，误差为 -0.1%：
pH = 4.3
00
.7][==+pH K H W
当V=20.02 mL 时，误差为0.1%：
pH 跃迁范围为4.3-9.7。
③滴定曲线
从图中也可看出该滴定过程的pH 突跃范围为4.30-9.70。
酸碱指示剂的选择—滴定突跃范围
凡变色范围全部或大部分落在滴定突跃范围之内的指示剂均可用。
故该滴定过程的突跃范围为4.30-9.70，可选用指示剂：酚酞、甲基橙、甲基红。
④浓度对突跃范围的影响
从图中可见，被测液浓度越大,突跃范围越大。
⑤思考题
以分析浓度为0.1000 mol.L -1 HCl 溶液滴定20 mL 0.1000 mol.L -1NaOH 溶液（酸碱滴定曲线见图5-5的虚线部分）
（1）滴定过程的pH 突跃范围为？（9.70～4.30） （2）酚酞、甲基橙、甲基红还可选用为指示剂吗？ （酚酞、甲基红（误差在0.1%内）；甲基橙：滴定至橙色（pH=4.0）（误差为+0.2%）
2、一元弱酸（碱）滴定 ①举例：
以分析浓度为0.1000 mol.L -1 NaOH 溶液滴定20 mL 0.1000 mol.L -1 HAc 溶液。 (HAc: Ka=1.8×10-5 pKa ＝4.74)
设滴定过程中加入NaOH 的体积为V mL ：
a.V = 0
：3
1.310H +-??==??? pH =
2.89
b. b.V < V 0：体系为HAc-NaAc 缓冲溶液，按缓冲溶液计算公式计算：
)()()=Ac Na V HAc V NaOH -+
????=????+
[]()()()()
()()
=
HAc C HAc V HAc C NaOH V NaOH HAc C V HAc V NaOH -=+余
c. V = V 0：体系为NaAc 弱碱溶液，溶液浓度为0.0500 mol.L -1： 此时/20a w CK K >，/400a C K >，按最简式计算：
6
5.310OH --??==???
pOH=5.28 pH =8.7
d. V > V 0：()()()()
()()
=
NaOH C NaOH V NaOH C HAc V HAc OH C V HAc V NaOH --??=??+过量
当V=19.98 mL 时，误差为-0.1%：
当V=20.02 mL 时，误差为0.1%：
pH =9.7
该滴定过程的pH 突跃范围为7.74-9.70。
总结：
③滴定曲线
从图中可见，曲线的突跃范围(pH ＝7.74-9.70)较NaOH-HCl 小得多。 可选择的指示剂：酚酞
74.7%1.0lg 74.402.098
.19lg 74.4pH 98.3902
.01000.098.3998.191000.000.201000.0c 98.3998
.191000.0c HA A =+=+=?=?-?=?=-
a.当被测液浓度一定，Ka值愈大，突跃范围越宽。
b.被测液浓度越大，突跃范围越宽。
c.直接准确滴定一元弱酸（碱）的可行性判据
用指示剂指示终点（目测法），当△pH=±0.2（即：滴定突跃≥0.4 pH ），Et≤0.1%，此时必须满足C.Ka（Kb）≥10-8。
因此，C.Ka（Kb）≥10-8是一元弱酸（碱）被直接准确滴定的依据和条件。
⑤思考题：
下列一元弱酸（碱）溶液浓度均为0.1 mol.L-1，能否被等浓度的滴定剂直接准确滴定？
（1）HF（Ka=7.2×10-5）; （2）(CH2)6N4（Kb=1.4×10-9）; （3）CH3NH2（Kb=4.2×10-4）解答：
（1）C.Ka=0.1×7.2×10-5=7.2×10-6>10-8
（2）C.Kb=0.1×1.4×10-9=1.4×10-10<10-8
（3）C.Kb=0.1×4.2×10-4=4.2×10-5>10-8
因此，HF、CH3NH2可以被直接准确滴定，而(CH2)6N4则不能被直接准确滴定。
3、多元弱酸（碱）的滴定
①准确滴定多元弱酸（碱）的可行性判据：
②举例：
能否用0.1000 mol.L -1 NaOH 溶液滴定0.1000 mol.L -1 H 3PO 4溶液？能否分步滴定？如果能滴定，应选什么指示剂？（H 3PO 4的Ka1=7.6×10-3，Ka2=6.3×10-8，Ka3=4.4×10-13） 解：C 0K a1=0.1×7.6×10-3=7.2×10-6>10-8
C 0K a2=0.1×6.3×10-8=6.3×10-9︽10-8
C 0K a3=0.1×4.4×10-13=4.4×10-14<10-8
K a1/K a2=1.2×105>104 K a2/K a3=1.4×105>104
根据多元酸（碱）准确滴定的条件可见，H 3PO 4前两个H +可被分步滴定。
第一化学计量点：
因为C 0K a2/K W >10，C 0/ K a1<10，所以[H +]根据近似式 计算：
得到[H +]=2.0×10-5 pH=4.7
第二化学计量点：
因为C 0K a3/K W <10，C 0/ K a2>10，所以[H +]根据近似式 计算：
得到[H +]=2.2×10-10 pH=9.66
1
21Ka C Ka
CKa ]H [+=+所以
C )
K CKa (Ka ]H
[w 32+=∴+
其滴定曲线为：
指示剂选择：一级解离指示剂：甲基橙（3.1-4.4）
二级解离指示剂：酚酞（8.2-10）
三、本节小结
1. pH突跃范围是指化学计量点前后±0.1%相对误差范围内，溶液pH值的变化范围。因此可通过计算终点误差±0.1%处的H+浓度确定pH突跃范围。
2. 影响滴定pH突跃范围的因素主要是溶液浓度和反应完全程度。
（1）浓度越大，突跃范围越大，常用的酸碱滴定浓度一般为0.1 mol.L-1。
（2）反应完全程度越高，突跃范围越大，即解离常数K a越大，突跃范围越大。
（3）强酸强碱反应完全程度高，通常突跃范围大，容易滴定准确。
（4）一元弱酸弱碱与强酸强碱相比，滴定突跃范围减小，且当C.Ka（Kb）<10-8时无明显突跃，此时溶液无法直接准确滴定。
（5）多元弱酸弱碱能否分步滴定和准确滴定的判据如下（以二元酸为例）：当C0K a1≥10-8，C0K a2≥10-8时，若K a1/K a2≥104，则溶液可以分步滴定和准确滴定，若K a1/K a2<104，则溶液只能准确滴定，不能分步滴定。
当C0K a1≥10-8，C0K a2<10-8时，若K a1/K a2≥104，则溶液可以对第一级离解的H+分步滴定和准确滴定，而不能准确滴定第二级离解的H+。若K a1/K a2<104，则溶液不能准确滴定。
3. 指示剂的选择可根据pH突跃范围来确定。
当指示剂变色范围全部或大部分落在滴定突跃范围之内时，则其可作为此滴定过程的指示剂。
第二章酸碱平衡和酸碱滴定法 自测题 一. 填空题 1.在氨溶液中，加入NH4Cl则氨的解离度α，溶液的pH ，这一 作用称为。 2.对于分析浓度为0.10 mol/L的一元弱酸HA，当K1为1.0?10-5时，[A-] = 。 3.酸碱质子理论认为：H2O既是酸又是碱，其共轭酸是，其共轭碱是。 4.对于某一共轭酸碱对HA-A-，在水溶液中，其K a与K b的关系是。 5.在水溶液中，H2PO4-是两性物质，计算其氢离子浓度的最简式是。 6.NaCN水溶液被稀释4倍，溶液中[OH-] ，pH。 7.已知水溶液中CH3CH2CH2COONa的K b = 7.69?10-10，它的共轭酸是，相 应的K a值为。 8.某弱酸型指示剂HIn的K HIn = 1.0?10-6，HIn呈红色，In-为黄色。将其加入三种不同的 溶液中，颜色分别是红色、橙色、黄色。这三种溶液的pH范围分别应是、和。 9.向含有NH3和NH4Cl的溶液中，加入少量NaOH溶液后，溶液的pH ；含 [NH4+] = [NH3] = 0.5 mol/L的溶液与[NH4+] = 0.9 mol/L，[NH3] = 0.1 mol/L的溶液相比，其缓冲能力。 10.已知HCN的pK a = 9.37，HAc的pK a = 4.75，HNO2的pK a = 3.37，它们对应的相同浓 度的钠盐水溶液的pH顺序是。 11.根据酸碱质子理论，[Fe(H2O)5OH]2+的共轭酸是，共轭碱 是。 12.pH3.1~4.4是甲基橙的，向pH在此区间内的溶液加入甲基橙指示剂， 溶液呈现的颜色从本质上说是指示剂的。 13.弱电解质的解离度α值随其在溶液中的浓度增大而。对于可以用最简式表示溶 液中[H+]的HA型弱电解质，α与c的关系是。 14.若Na2CO3水溶液的碱性比同浓度的Na2S溶液的碱性弱，则H2S的应比 H2CO3的更小。 15.要配制总浓度为0.2 mol/L的NH3-NH4+缓冲溶液，应向每升浓度为的 氨水中，加入mol固体NH4Cl，才能得到缓冲容量大的缓冲溶液。 16.根据酸碱质子理论，氨在水中的解离，实际上是NH3和H2O之间发生的反 应，反应式为。
第2章 酸碱平衡和酸碱滴定法 教学目的：化学平衡是滴定分析法的理论基础，掌握化学平衡及相关计算；了解缓冲作用的原理相关计算；掌握酸碱滴定分析法的基本原理及应用。 教学重点：反应平衡常数，分布系数，质子平衡条件及[H +]的近似计算，缓冲溶液的有关计算，会配制缓冲溶液，滴定误差、滴定突跃、滴定可行性判据，一元弱酸、混合酸体系的滴定。 教学难点：平衡常数的计算，[H +]的近似计算，缓冲容量的推导，林邦误差公式的推导和应用；对于不同体系[D]eq 计算的公式不同，关键是写出化学计量点产物的质子条件。 2.1 概述 2.1.1酸碱平衡研究的内容 1. 由投料组分的浓度和平衡常数求算各形式的浓度、活度或pH 值 2. 由pH 值和相关的平衡常数求算各形式的分布分数 3. 由某些形式的浓度和投料组分的浓度测算相关的平衡常数 4. 缓冲溶液的理论及应用 5. 酸碱指示剂、滴定曲线和终点误差 2.1.2酸碱平衡的研究手段 1.代数法: 代数法是最常用的，是教科书中主要介绍的方法。它的理论性强，适用广泛是其它各种方法的基础。但代数法比较繁琐、冗长，计算过程复杂，有时甚至无求解，再者，它的直观性差，不易用来讨论离子酸碱的全貌，这是它在教学中不利的一面。在酸碱平衡中应用最为广泛。例如，pH 值的计算，分布分数（或副反应系数）的计算，缓冲问题，滴定曲线，常数测定，离子强度计算等都主要使用代数法 2.图解法 图解法是应大力提倡和推广的方法，数和形的结合历来是数理科学领会复杂概念 和解决深奥问题的常规手段。 3.计算机方法 计算机可以把我们从烦琐的计算中解放出来，并且它特别适合把公式转换为图形，有利于数和形的结合。随着计算机的普及和提高，这一方法肯定会成为分析化学各种计算的主要方法。不过，由于条件的限制，本教材还是以代数法和图解法作为主要内容。 2.1.3 离子的活度与平衡浓度 活度：电解质溶液中离子实际发挥作用的浓度称为活度，即有效浓度。 i i a c γ= i γ—离子i 的活度系数 c —平衡浓度 浓度极稀的强电解质溶液： i γ中性分子的活度系数 i γ=1 离子的活度系数与离子强度： 强电解质在溶液中电离为阴阳离子。阴阳离子间有库仑引力，因此中心离子为异性离子所包围，使中心离子的反应能力减弱。减弱的程度用i γ来衡量，它与溶液中离子的总浓度和离子的价态有关。 离子强度：21 2i i i I c Z = ∑ 其中，,i i c Z 分别为溶液中第I 种离子的浓度和电荷数。 活度系数与离子强度的关系：
Chap3 酸碱平衡和酸碱滴定法§3～4酸碱缓冲溶液 教案首页
内容： 导入：坐汽车，在汽车突然加速、减速时，会产生惯性，为防止惯性，要系安全带，安全带起的是缓冲作用，由此，我们想缓冲溶液的意义，应是具有缓冲作用的溶液，那么，安全带是用来缓冲惯性，缓冲溶液则是用来缓冲pH值的。我们知道，一般的溶液，酸性的，碱性的，或两性的，向其中加入少量的酸或碱后，PH 值就会减小或增大，而往缓冲液中加入少量酸或碱，溶液的PH 值不会发生显著变化。 一、概念 1、缓冲溶液(buffer solution)：能减缓因外加强酸或强碱以及稀释而引起的pH急剧变化的溶液。 解释：p H 值不因加入少量酸或少量碱以及稍加稀释而发生显著变化。 通常有以下三种情况： (1) 向溶液中加入少量的强酸或强碱； (2) 溶液中的化学反应产生少量的酸或碱； (3) 溶液稍加稀释。 2、缓冲溶液的组成： (1) 共轭酸碱对(如:浓度较大的弱酸及其共轭碱，HAc-Ac－；浓度较大的弱碱及其共轭 酸，NH3－NH4＋)； (2) 强酸（pH<2）强碱溶液（pH>12）； (3) 两性物质。 3、分类（按用途）： (1) 一般酸碱缓冲溶液（用于控制溶液的pH值）； (2) 标准缓冲溶液（校正pH计用）。 二、缓冲溶液的作用原理 1、以HAc-NaAc为例，说明其作用原理 HAc-NaAc缓冲溶液中，存在下列平衡： (1) NaAc?Na++Ac-，(2) HAc?H++Ac- 加入少量酸，则引入的H++Ac-?HAc； 加入少量碱，则引入的OH-+H+?H20，可见pH值基本不变。 2、以NH3-NH4Cl为例，说明其作用原理
《水的电离 溶液的酸碱性》 授课题目 课题： 《水的电离 溶液的酸碱性》 拟3 课时 第 3课时 明确目标 1、知识与技能：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 2、过程与方法：、通过填写学案回归课本，加深理解 3、情感态度与价值观：了解化学在生产、生活中的重要作用。 重点难点 重点：使学生了解水的电离和水的离子积； 难点：学会计算酸碱的pH 值以及氢离子浓度和pH 值的互算， 课型 □讲授 □习题 □复习 □讨论 □其它 教 学 内 容 设 计 师生活动设计 【高考知识点梳理】 一．关于pH 值的计算类型及计算方法 1．强酸或强碱溶液的PH 值 〖练习〗求室温时的PH (1)0.1mol/LH 2SO 4 (2)0.0005mol/LCa(OH)2 2．酸碱混合(一般稀溶液密度相近，体积可简单加和) 酸性→求C （H +）→pH 一定要先判断溶液酸碱性 碱性→先求C （OH -）→再根据K w 求C （H + ）→pH （1）酸I+酸II ：C （H +） = II I II I V V H n H n ++++) ()( (2)碱I+碱II ：C （OH -） = II I II I V V OH n OH n ++--) ()( （3）酸I+碱II ： 完全中和：C （H +） = C （OH -） = 17 10-?mol/L 教师评讲例题，师生总结。 学生回顾相关内容，并练习《金版学案》对应内容
《酸碱中和滴定》教学设计 北京市第八十中学吴卫东 一、教材分析 酸碱中和滴定操作简便、快速，有足够的准确性，因此，该方法在工农业生产和科学研究中被广泛使用。 中和滴定是继配制一定物质量浓度溶液以后的一个定量实验，也是教材中三个定量实验之一，本节内容综合了物质的量浓度的计算、溶液的pH、酸碱指示剂的变色范围和应用、滴定仪器的使用等知识，介绍了一种定量分析的方法——中和滴定，使化学研究从定性分析转化为定量分析。 教材先简单地介绍定性分析和定量分析，解释了什么叫酸碱中和滴定，以及酸碱中和滴定的实用价值。重点讨论了酸碱中和滴定原理的三个含义：第一，酸碱中和反应的实质，即H+ + OH- = H2O；第二，酸碱中和滴定的计量依据和计算，具体示例了如何利用关系式C酸= （C碱V碱）÷V酸进行中和滴定的有关计算及计算的格式；第三，准确判断中和反应是否恰好进行完全。 接着教材以盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液为例，详细地讨论了滴定过程中溶液pH的变化，以及溶液从碱性经中性突变到微酸性的过程。说明可以选择合适的指示剂，并根据指示剂在酸性或碱性溶液中的颜色变化来准确判断中和反应是否恰好进行完全。但限于学生的知识，教材中没有介绍滴定突变知识，而在学生的观念中酸碱中和到pH = 7才算恰好完全反应，但教材中介绍的指示剂并不适合实验的要求，给学生带来不小的困惑。 教材第二部分主要是利用演示实验将理论应用于实践，不仅将整个滴定操作过程由教师向学生示范一遍，而且连同如何处理实验数据，如何利用测得的实验数据来进行有关的计算等都较详细地介绍给了学生，培养了学生严肃认真的科学态度和科学素养。 二、学生状况分析 高二（10）班是这个年级的实验班，经过一年学习，学生的学习成绩开始分化了，但是大部分学生还是基础知识比较扎实，思维活跃，能够提出自己想了解的问题，并能有对问题比较深入的探讨。 1、学生现有的知识基础：已掌握了酸碱中和反应的本质，学习了盐类水解
[学习目标] 1、 初步了解酸碱中和滴定的操作方法。 2、 掌握有关酸碱中和滴定的简单计算。 [学习重点] 1、酸碱中和滴定的原理 2、酸碱中和滴定的计量依据及计算 教学过程 一：酸碱中和滴定的原理： 1．酸、碱反应的本质为： H ++OH －===H 2O 例：HCl+NaOH===NaCl+H 2O 则：1 1)()()()(==NaOH v HCl v NaOH n HCl n （v 为化学计量数）如用A 代表酸，用B 代表碱，则有： ) ()()()(B v A v B n A n = 又因c =v n 所以n=cV 则上式可表示为： )()()()()()(,7)()()()()()(B V A V A c A v B v B c B v A v B V B c A V A c ?===，如为一元酸和一元碱中和时： 由于1)()(=A v B v ，则有：c (B)=) ()()(B V A V A c ，因此c (B)的大小就决定于V （A ）的大小。 二、酸碱中和滴定的操作 2.实验操作 (1)仪器:滴定管(酸式,碱式),移液管,锥形瓶,烧杯,铁架台,滴定管夹等. 注意:①酸式滴定管不能盛放碱液,氢氟酸以及Na 2SiO 3,Na 2CO 3等碱性溶液;碱式滴定管不能盛放酸性溶液和强氧化性溶液.②滴定管的刻度,O 刻度在上,往下刻度标数越来越大,全部容积大于它的最大刻度值,因为下端有一部分没有刻度.滴定时,所用溶液不得超过最低刻度,不得一次滴定使用两滴定管酸(或碱),也不得中途向滴定管中添加. (2)操作步骤: ①准备:检漏,洗涤,润洗,装液,赶气泡,调液面. ②滴定:移取待测液,加指示剂(2-3滴),滴定,判断终点,读数. ③数据处理:取两次或多次消耗标准溶液体积的平均值,依方程式求C 待. 3.实验误差分析 造成中和滴定的误差原因很多,如读数误差,操作误差,计算误差,指示剂的选择误差,药品不纯引起的误差等.因此,要做好本实验,必须各个环节都要注意. 【操作要点】 以HCl 滴定NaOH 溶液为例，说明滴定操作的要点以HCl 滴定NaOH 溶液为例，说明滴定操作的要点 (1) 在酸式滴定管内注入已知浓度为C 1的盐酸标准液至刻度“0”以上，并固定在滴定台上。在滴定管下放一小烧杯，调整液面到“0”或“0”以下某个刻度，记下起始读数V 始。注意滴定管下端尖嘴处不应留存有气泡。
第四章酸碱平衡和酸碱滴定法 思考题设计下列混合物的分析方案： （1）HCl+NH4Cl混合液； （2）硼酸+硼砂混合物； （3）HCl+H3PO4混合液。 练习题 一、填空题 1.用0.20 mol· L- 1NaOH溶液滴定0.10 mol· L- 1 H2SO4和0.10 mol· L- 1 H3PO4的混合溶液时在滴定曲线上，可以出现个突跃范围。 2. 用吸收了CO2 的标准NaOH溶液测定工业HAc的含量时，会使分析结果；如以甲基 橙为指示剂，用此NaOH溶液测定工业 HCl 的含量时，对分析结果___ ____（填偏高， 偏低，无影响）。 3.已知柠檬酸的p K a1-p K a3 分别为3.13， 4.76，6.40。则p K b2= ； p K b3= 。 4. 列出下溶液的质子平衡方程； 浓度为c（mol· L- 1）（NH4）2 CO3 浓度为c（mol· L- 1）NH4H2PO4 —— 5. 温度一定时，当离子强度增大，则HAc的浓度常数K a c , 活度常K a a 。 6. 用0.100 mol· L- 1HCl滴定同浓度NaOH的pH突跃范围为 9.7 - 4.3。若HCl和NaOH的浓度均减小10倍, 则pH突跃范围是。 7. 对缓冲溶液，影响缓冲容量（β）大小的主要因素是和 . 8. 用双指示剂法（酚酞、甲基橙）测定混合碱样时，设酚酞变色时消耗HCl的体积为V1,甲基橙 变色时，消耗HCl的体积为V2，则： （ｌ）V1>0, V2=0时，为。 （２）V1=0, V2>0时，为。 （３）V1= V2=0时，为。 （４）V1> V2>0时，为。 （５）V2> V1>0时，为。 二、选择题
第5章酸碱滴定法（5.1-5.3） 【课题】酸碱滴定法 【教学目的】引导学生学习溶液中酸碱反应与平衡，酸碱组成的平衡浓度与分布系数δ以及相关酸碱滴定方面内容。让学生对酸碱滴定法有充分的了解，学习酸碱平 衡理论。让学生具备用酸碱质子理论处理有关平衡问题的能力。以代数法为主， 解决酸碱平衡体系中有关的计算问题通过计算和分析滴定曲线来阐述有关酸 碱滴定条件，指示剂选择和滴定误差 【课型】属新授课 【课时】3课时 【教学重点】酸碱理论基础（包括酸碱定义，酸碱反应实质，酸碱强度） 酸碱理论计算（酸碱溶液pH计算） 【教学难点】溶液中氢离子浓度的计算 【教学过程】 第一课时 主要内容：溶液中的酸碱反应与平衡 引入：关于酸碱滴定法 酸碱滴定法（acid-base titrimetry）是基于酸碱反应的滴定分析方法，也叫中和滴定法（neutralization titrimetry ）。该方法简便，快速，是广泛应用的分析方法之一。酸碱滴定法在工、农业生产和医药卫生等方面都有非常重要的意义。 1. 什么是酸？什么是碱？（由此引入酸碱质子理论,15min） 人们对预算见得认识经历了很长的历史。最初把有酸味，能是蓝色石蕊变红的物质叫酸，有涩味，使石蕊变蓝，能中和酸的酸性的物质叫碱。1887年瑞典科学家阿伦尼乌斯提出了它的酸碱电离理论：凡是在水溶液中电离产生的全部的阳离子都是H 的物质叫酸；电离产生的全部阴离子都是O Hˉ的物质叫碱，酸碱反应的实质是H 和OHˉ结合生成水的反应。但是这个理论有它的缺陷，例如它无法解释碳酸钠，磷酸钠水溶液的碱性。 为弥补阿伦尼乌斯酸碱理论的不足，丹麦化学家布伦斯惕和英国化学家劳里与1923年分别提出酸碱质子理论。要点如下： ⅰ.酸碱的定义：凡是能给出质子的物质都是酸，凡是能接受质子的都是碱。 HCl,NH4+,HSO4ˉ等都是酸，因为它们能给出质子；CNˉ，NH3，HSO4ˉ都是碱，因为它们都能接受质子。可见，质子酸碱理论中的酸碱不限于电中性的分子，也可以是带电的阴阳离子。若某物质技能给出质子又能接受质子，可称为酸碱两性物质。 ⅱ.酸碱共轭关系：酸==碱+质子（酸越强，其共轭碱就越弱，反之亦然）
《酸碱中和滴定》实验课教学设计 教学目标 1、知识与技能： （1）熟练中和滴定实验有关仪器（滴定管和锥形瓶等）的基本操作规范。 （2）理解中和滴定实验过程要记录的实验数据。 2．过程与方法： （1）通过酸碱中和滴定实验，理解化学实验中测定酸或碱的准确浓度的基本方法。（2）通过酸碱中和滴定实验，掌握中和滴定实验操作方法。 3．情感和价值观目标 （1）通过中和滴定终点时指示剂的颜色突变等感受量变引起质变的规律，感受化学实验中的色彩美。 （2）通过中和滴定实验过程“先快后慢”、边滴边振荡等的把握，养成耐心、细致的实验习惯。 （3）通过中和滴定实验数据的处理和计算，培养实事求是的实验态度。 实验教学重点和难点 重点：中和滴定实验操作过程。 难点：实验数据的处理 教学过程 一、酸碱中和滴定原理 以酸碱中和反应为基础，H+ + OH- = H O 2 在滴定达到终点(即酸碱恰好反应)时n (H+) =n (OH-) 若是一元酸和一元碱反应则有： n(酸)=n(碱) c酸. V酸 = c碱. V碱 现在我们用0.1000mol/L的盐酸标准溶液测定未知浓度的NaOH溶液C(NaOH)=C(HCl)·V(HCl)／V(NaOH) 二、酸碱中和滴定 ( 一)认识仪器： 1、滴定管构造 ①类型 : 酸式滴定管碱式滴定管 ②刻度 : A、“0”点在上端，从上向下增大。 B、每小格为0.1mL，但应估读至0.01 ③标记: 容积、温度、刻度 2、滴定管的使用方法 ①查：活塞、是否漏水 ②洗：（三洗）自来水洗、蒸馏水洗、酸碱溶液润洗。
润洗（2～3次）示范一次操作后，叫一名同学上来 润洗碱式滴定管 ③调：把溶液注入滴定管中，使液面位于“0”以上2cm~3cm处，再把滴定管固定在滴定管夹上，在滴定管下放一个烧杯，调节活塞使滴定管的尖嘴部分充满溶液（不留气泡），并使液面处在“0”或“0”以下某一刻度处，记下准确读数。 ④读数： a、滴定管要垂直， b、装液或放液后静置一会儿，待液面稳定再读数 c、视线与凹液面最低处保持水平， d、估读到0.01mL。 ( 二) 中和滴定 1、仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、锥形瓶、烧杯。 2、试剂：标准液0.1000mol/L的盐酸溶液、待测液0.1mol/L左右的氢氧化钠溶液、酚酞 3、中和滴定操作 （1）滴定前准备：查漏—洗涤—润洗—注液—调液—读数 ①查漏：检查滴定管是否漏液． ②洗涤：用水和蒸馏水分别洗涤滴定管、锥形瓶．（2~3次） ③润洗：用盛装液分别润洗滴定管，锥形瓶不能用盛装液润洗．（2~3次） ④注液：向滴定管中注入溶液，排出尖嘴部位的气泡． ⑤调液：调节液面至零或零刻度以下． ⑥在锥形瓶待测液中滴加2－3滴酚酞。 （2）滴定 ①左手握滴定管活塞，右手拿锥形瓶并不断振荡。 ②眼睛注视锥形瓶内溶液颜色的变化。 ③终点判断：当滴入最后一滴，溶液颜色变化且在半 分钟内不褪色。 ④读取滴定管刻度并记录。 注意：读数时视线与凹液面水平相切 为保证测定的准确性，上述滴定重复2－3次。 三．数据记录与处理 数据处理： V(HCl) = 平均 c(NaOH)=
第六章 酸碱平衡和酸碱滴定分析 （一）选择题 1. 欲配制pH=10.0的缓冲溶液，可以 考虑选用的缓冲对是（ ）。 A.HAc —NaAc B.HCOOH — HCOONa C.H 3PO 4—NaH 2PO 4 D.NH 4Cl —NH 3 2.NH 3的共轭酸为 （ ） A.HCl B.NH 2- C.NH 4+ D.NH 4OH 3.0.21-?L mol HAc 与0.21-?L mol NaAc 溶液等体积混合后，其pH= 4.8,如将 此溶液再与等体积水混合，稀释液的pH 值为（ ） A.2.4 B.4.8 C.7.0 D.9.6 4.在实验室欲配制澄清的BiCl 3溶液，应在稀释前先加足够量的（ ）。 A.NaOH B.HCl C.NaCl D.Bi 5.H 2S 的饱和水溶液中，各物浓度关系正确的是（ ） A.[][]+ -≈H S 22 B.[][]+-≈H HS C.[][][]-++≈HS H S H 2 D.[][]- ≈22S S H 6.向醋酸（HAc)溶液中加一些NaAc 会使（ ）。 A.HAc 的K a 减少 B.HAc 的电离度减少 C.HAc 的Ka 减小，[H +]减小 D 溶液的pH 减小 7需要配制pH=3.6的缓冲溶液，应该选用的缓冲对是（ ） A.HCOOH —HCOONa （HCOOH a,K ＝1.8×10 4-） B. HAc —NaAc (HAc a,K =1.8×105-) C.NaHCO 3—Na 2CO 3 (32CO H a,K =5.6×10 11 -) D.以上三种缓冲对都可选用 8.用HAc(a K =4.75)和NaAc 配制pH=3.75的缓冲溶液，其缓冲比[]HAc /[]NaAc 是（ ）。 A.1 B.5 C.100 D.10 9已知.NH 3 的b pK =4.75，若将浓度均为0.11L mol -?的NH 3水和NH 4Cl 水溶液等体积混合，其混合液的pH 值为（ ） A.9.25 B.4.75 C.8.75 D.10.25 10.已知一缓冲溶液的缓冲比[]HA /[]NaA =2 1，弱酸HA 的a K =1×106-，则缓冲溶液的pH 值为（ ）。 A.5.7 B.6.5 C.7.3 D.6.3 11.已知O H NH 23?的b K =1.8×105-，则浓度为0.11L mol -?的O H NH 23?的[-OH ]为
酸碱滴定法应用示例（直接滴定法） 授课时间： 采用教具： 教学目的： 知识与技能：1.了解双指示剂法。 2. 掌握混合碱含量的测定方法。 过程与方法：通过介绍双指示剂法引出混合碱含量的测定原理和方法，再以具体事例为例，具体分析，通过学生练习检查掌握情况。 情感态度与价值观：培养学生严谨的科学态度，积极的学习态度以及积极向上的 精神与学习化学的兴趣。 教学重难点：混合碱的计算。 教学方法：讲授法练习法 教学过程： 导入：酸碱滴定主要有四种分析法：直接滴定法、间接滴定法、置换滴定法、返滴定法。这节课主要学习直接滴定法。 阅读：P57 思考：什么是混合碱？什么是双指示剂法？ 讲解： 一、混合碱分析（直接滴定法）（板书） 1、混合碱：碳酸钠和氢氧化钠或者碳酸钠和碳酸氢钠的混合物。 2、双指示剂法 设用HCl标液混合碱时，用酚酞为指示剂时，消耗的HCl体积为V 1 ，继续以 甲基橙为指示剂消耗的体积为V 2 ，则有： 体积：V 1＝0，V 2 ＝0，V 1 ＝V 2 ，V 1 ＞V 2 ，V 1 ＜V 2 组成：Na H CO3、NaOH、Na2CO3、NaOH + Na2CO3、Na H CO3+ Na2CO3①烧碱中NaOH和Na2CO3含量的测定 氢氧化钠俗称烧碱，在生产和存放过程中，常因吸收空气中的CO 2 而含少量的。测定方法： 准确称取试样m(g)制成溶液后，先以酚酞（或甲酚红和百里酚蓝混合液，终点由紫红色变为樱桃色）作指示剂，用浓度为c(mol/L)的HCl标准溶液滴定
积为V 1（mL ）此时中和的是全部的和一半的Na 2CO 3（即Na 2CO 3只中和至NaH CO 3而没有完成中和生成CO 2），反应如下： Na OH ＋HCl ＝NaCl ＋H 2O Na 2CO 3 ＋HCl ＝NaCl ＋ Na H CO 3 再加入甲基橙指示剂（或溴甲酚绿和甲基红混合指示剂，终点由绿色变为酒红色），继续用HCl 标准溶液滴定至溶液由黄色变为橙色。这是第二化学计量点（PH=3.9），又用去HCl 标准溶液V 2（mL ），此时HCl 所中和的是Na 2CO 3的另一半（即第一步反应生成的Na H CO 3），反应式为： Na H CO 3＋HCl ＝NaCl ＋ H 2O + CO 2↑ 双指示剂法图解： 可见，滴定共用去HCl 溶液V 1+ V 2（mL ）。中和Na 2CO 3所消耗的HCl 溶液的体积为2 V 2（mL ）。中和Na OH 所消耗的HCl 溶液的体积为V 1－ V 2（mL ） 各组分质量分数：V 1＞ V 2 ω（3 2 CO Na ） = m M V 3 2CO Na 2l HC ??C ω（NaOH ）= m M )V (NaOH 21l HC ?-?V C ②纯碱（Na 2CO 3）中Na H CO 3和Na 2CO 3含量的测定 准确称取试样m(g)制成溶液后，先以酚酞（或甲酚红和百里酚蓝混合液，终点由紫红色变为樱桃色）作指示剂，用浓度为c(mol/L)的HCl 标准溶液滴定
第七章 酸碱平衡与酸碱滴定法 7-5 酸碱滴定曲线和指示剂的选择 教学要求： 1、掌握强酸（碱）、一元弱酸（碱）被滴定时化学计量点与pH 突跃范围的计算； 2、了解酸碱滴定曲线的绘制 ； 3、掌握影响滴定突跃大小(长短)的因素 ； 4、能根据pH 突跃范围正确的选择指示剂； 5、掌握一元弱酸（碱）直接准确滴定的条件； 6、掌握多元酸（碱）分步滴定的可行性条件，会计算多元酸（碱）各化学计量点的pH 值。 教学内容： 一、重要概念： 酸碱滴定曲线：以滴定过程中滴定剂用量或中和反应分数为横坐标，以溶液PH 为纵坐 标，绘出的一条溶液pH 随滴定剂的加入量而变化的曲线 pH 突跃范围：化学计量点前后±0.1%相对误差范围内，溶液pH 值的变化范围。 二、对几种典型的酸碱滴定类型的研究 1、强酸（碱）滴定 ①举例： 以分析浓度为0.1000 mol.L -1 NaOH 溶液滴定20 mL 0.1000 mol.L -1 HCl 溶液 设滴定过程中加入NaOH 的体积为V mL ： a.V = 0：[H +] = C HCl = 0.1000 mol.L -1 b.V < V 0： ()()()()()() =H C l C H C l V H C l C N a O H V N a O H H C V HCl V NaOH + -??=??+余 c. V = V 0： d. V > V 0：()()()() ()() =NaOH C NaOH V NaOH C HCl V HCl OH C V HCl V NaOH - -??=??+过量 ②pH 跃迁范围的计算 当V = 19.98 mL 时，误差为 -0.1%： pH = 4.3 00 .7][==+pH K H W
第5章酸碱平衡和酸碱滴定法 1．写出下列溶液的质子条件式。 a．c1mol·L-l NH3 + c2mol·L-l NH4Cl； c．c1mol·L-l)H3PO4 + c2mol·L-l HCOOH； 解： a. 对于共轭体系，由于构成了缓冲溶液，所以可以将其视为由强酸（HCl和弱 碱（NH 3）反应而来，所以参考水准选为HCl, NH 3 和H 2 O 质子条件式为：[ H+ ] + [NH 4 +] = [Cl-] + [OH-] 或[ H+ ] + [NH 4+] = c 2 + [OH-] c. 直接取参考水平：H 3PO 4 , HCOOH , H 2 O 质子条件式：[H+] = [H 2PO 4 -] + 2[HPO 4 2-] + 3[PO 4 3-] + [HCOO-]+[OH-] 3．计算下列各溶液的pH。 a．0.050 mol·L-l NaAc； c．0.10 mol·L-l NH 4 CN； e．0.050 mol·L-l氨基乙酸； g．0.010 mol·L-l H 2O 2 液； i．0.060 mol·L-l HCI和0.050 mol·L-l氯乙酸钠(ClCH 2 COONa)混合溶液。解： a.对于醋酸而言，K b =K w / K a = 5.6 10-10
应为cK b = 5.6 ?10-10? 5 ?10-2 = 2.8 ?10-11> 10K w c/K b > 100 故使用最简式； [OH-= 5.29?10-6 pH = 14 – pOH = 8.72 c. NH 4+ K a ’ = 5.6 ?10-10 HCN K a = 6.2. ?10-10 cK a ’ > 10K w c > 10 K a 由近似公式可以得到： [H+= 5.89?10-10 pH = 10 – 0.77 = 9.23 e. 氨基乙酸一端羧基显酸性，一端氨基显碱性，K a1 = 4.5?10-3 , K a2 = 2.5 ?10-10 c/K a2> 100 且c > 10 K a1 所以[H+= 1.06 ?10-6 pH = 6-0.03 = 5.97 g. 对于双氧水而言，K a = 1.8 ?10-12 cK a < 10K w c/K a > 100 所以可以计算氢离子浓度
酸碱中与滴定 聊城四中王传尧 【教学目标】 1、知识与技能: （1）熟练中与滴定实验有关仪器(锥形瓶与滴定管等）得基本操作规范。 （2）理解中与滴定实验过程要记录得实验数据. 2．能力与方法目标 (1）通过中与滴定实验,掌握中与滴定实验操作方法. (2）通过中与滴定实验，理解化学定量分析实验中有关实验误差得分析、实验数据得收集与取舍、实验结果得计算等方法。 （3)通过酸碱中与实验,理解化学实验中测定酸或碱得浓度得基本方法。 3.情感与价值观目标 （１）通过中与滴定终点时指示剂得颜色突变等感受量变引起质变得规律,感受化学实验中得色彩美。 （2)通过中与滴定实验过程“先快后慢”、边滴边振荡等得把握，养成耐心、细致得实验习惯。 (３）通过中与滴定实验数据得处理与计算,培养实事求就是得实验态度。 实验教学重点与难点 重点：中与滴定实验操作过程。难点：实验数据得处理 教学过程 一、酸碱中与滴定原理 以酸碱中与反应为基础，H＋＋OＨ-＝H2Ｏ 在滴定达到终点（即酸碱恰好反应)时n （H+) =n （ＯH-) 若就是一元酸与一元碱反应则有： n（酸)=n（碱) c酸、V酸= c碱、V碱 现在我们用0、10００mol／Ｌ得盐酸标准溶液测定未知浓度得NａOH溶液 Ｃ(NaOH）=Ｃ（HCl）·V(HCl)／Ｖ（NaOH) 二、酸碱中与滴定 （一）认识仪器: 1、滴定管构造
①类型：酸式滴定管碱式滴定管 ②刻度: A、“0”点在上端,从上向下增大。 B、每小格为０、１ｍL，但应估读至0、01 ③标记：容积、温度、刻度 2、滴定管得使用方法 ①检查：活塞、就是否漏水 ②洗涤:蒸馏水洗、润洗. 润洗(2～3次)得目得就是什么？ ③装液、固定、排气、调零: 把溶液注入滴定管中,使液面位于“0"以上2cｍ~３cm处，再把 滴定管固定在滴定管夹上，在滴定管下放一个烧杯，调节活塞使 滴定管得尖嘴部分充满溶液(不留气泡)，并使液面处在“0"或“０”以 下某一刻度处,记下准确读数. ④读数：a、滴定管要垂直， b、装液或放液后静置一会儿,待液面稳定再读数 ｃ、视线与凹液面最低处保持水平, d、估读到0、０1mL。 ( 二）中与滴定 1、仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、锥形瓶、烧杯。 ２、试剂:标准液０、100０ｍol/L得氢氧化钠溶液、待测液0、1mol ／L左右得盐酸、酚酞
酸碱中和滴定 教学目标 1、知识与技能： （1）熟练中和滴定实验有关仪器（滴定管和锥形瓶等）的基本操作规范。 （2）理解中和滴定实验过程要记录的实验数据。 2．过程与方法： （1）通过酸碱中和滴定实验，理解化学实验中测定酸或碱的准确浓度的基本方法。（2）通过酸碱中和滴定实验，掌握中和滴定实验操作方法。 3．情感和价值观目标 （1）通过中和滴定终点时指示剂的颜色突变等感受量变引起质变的规律，感受化学实验中的色彩美。 （2）通过中和滴定实验过程“先快后慢”、边滴边振荡等的把握，养成耐心、细致的实验习惯。 （3）通过中和滴定实验数据的处理和计算，培养实事求是的实验态度。 实验教学重点和难点 重点：中和滴定实验操作过程。 难点：实验数据的处理
教学过程 一、酸碱中和滴定原理 以酸碱中和反应为基础，H+ + OH-= H2O 在滴定达到终点(即酸碱恰好反应)时n (H+) =n (OH-) 若是一元酸和一元碱反应则有： n(酸)=n(碱) c酸. V酸= c碱. V碱 现在我们用0.1000mol/L的盐酸标准溶液测定未知浓度的NaOH溶液 C(NaOH)=C(HCl)·V(HCl)／V(NaOH) 二、酸碱中和滴定 ( 一)认识仪器： 1、滴定管构造 ①类型: 酸式滴定管碱式滴定管 ②刻度: A、“0”点在上端，从上向下增大。 B、每小格为0.1mL，但应估读至0.01 ③标记: 容积、温度、刻度 2、滴定管的使用方法 ①查：活塞、是否漏水 ②洗：（三洗）自来水洗、蒸馏水洗、酸碱溶液润洗。
润洗（2～3次）示范一次操作，后叫一名同学上来润洗碱式滴定管 ③调： 把溶液注入滴定管中，使液面位于“0”以上2cm~3cm处，再把滴定管固定在滴定管夹上，在滴定管下放一个烧杯，调节活塞使滴定管的尖嘴部分充满溶液（不留气泡），并使液面处在“0”或“0”以下某一刻度处，记下准确读数。 ④读数： a、滴定管要垂直， b、装液或放液后静置一会儿，待液面稳定再读数 c、视线与凹液面最低处保持水平， d、估读到0.01mL。 ( 二)中和滴定 1、仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、锥形瓶、烧杯。 2、试剂：标准液0.1000mol/L的盐酸溶液、待测液0.1mol/L左右的氢氧化钠溶液、酚酞 3、中和滴定操作 （1）滴定前准备：查漏—洗涤—润洗—注液—调液—读数 ①查漏：检查滴定管是否漏液． ②洗涤：用水和蒸馏水分别洗涤滴定管、锥形瓶．（2~3次）
第二章 酸碱平衡和酸碱滴定法 1．计算下列各溶液的pH a. 0.20mol/L H 3PO 4， Ka 1＝10-2.12 Ka 2=10-7.20 Ka 3=10-12.36 pKa 2-pKa 1>1.6 按一元酸处理 cKa1=0.2×10-2.12＞20Kw c/Kw<500 用近似式 [H +]=c K K K a a a 12 11 22++-=() 12.22 12.212 .2102.02 10 2 10---?++- =-0.0038+00152.00000144.0+=0.035 pH=1.45 b. 0.10 mol/L H 3BO 3 K a1=5.8×10-10 ( pK a1=9.24) cK a1 >20 Kw c/K a1 >500 同前公式 [H+]=1a cK =24.91010.0-?=10-5.12 c. 0.10 mol/L H 2SO 4 K a2=10-2 解法1： 将H 2SO 4看作H +=HSO 4－ (强酸＋一元酸) [H +]=C a +[SO 42-]+[OH -] 不忽略 [H +]2-(c-K a2)[H +])-2cK a2=0 [H +]=C a +C a 2 2 ][a a K H K ++ [H + ]=2a a K C - =11.0063.0045.01.01024 )01.01.0(2)01.010.0(22 =+=??+--- pH=0.96 解法2. HSO 4? H ++ SO 42- 0.1-x 0.1+x x K a2=] []][[424- - +HSO SO H =x x x -?+1.0)1.0(=10-2 0.1x+x 2=-0.01x+10-3 x 2+0.11x-10-3=0 x=32104 11.0211.0-++-=-0.055+001.0003025.0+=0.0085 [H +]=0.1+0.0085=01108 pH=0.96 d. 0.10mol/L 三乙醇胺 （pK b =6.24 K b =5.810?-7） cK b =0.124 .610-?>20K W c/K W >500 pOH=3.62 62.3624.10101.0][---=?==∴b cK OH
高三一轮复习《酸碱中和滴定及应用》教学设计 一、教学目标 【知识与技能】 （1）理解酸碱中和反应的实质。 （2）掌握中和滴定实验计算的步骤和方法。 【过程与方法】 通过中和反应实质、中和滴定原理的分析、实验操作，体会化学家是怎样利用中和反应来设计化学定量测定方法的。 【情感态度与价值观】 通过酸碱中和反应的实质到中和滴定方法等相互之间的联系的分析，理解化学反应在工农业、科研中的应用。培养逐步从定性角度转向定量角度的认知态度，提高认识事物的能力和实事求是的严谨的科学态度。 二、教学重点和难点 【教学重点】 酸碱中和滴定的原理及相关计算 【教学难点】 中和滴定的计量依据和计算公式，以及对pH 突变的理解 三、教学方法 情景激学、实验促学、构建导学、迁移博学。 四、教学过程设计 【活动探究一】酸碱中和滴定 （一）问题探究（正误判断） 1．[2014.全国卷Ⅰ12(B)]酸式滴定管装标准液前，必须先用该溶液润洗（） 2．[2014.全国卷Ⅰ12(C)]酸碱滴定实验中，用待滴定溶液润洗锥形瓶以减小实验误差（）3．[ 2017.全国卷Ⅲ9(A)]为取20.00 mL 盐酸，可以在50 mL 酸式滴定管中装入盐酸，调整初始读数为30.00 mL 后，将剩余盐酸放入锥形瓶（） 【小结】 （二）实验探究NaOH 溶液的浓度 实验室中有一未知浓度的NaOH 溶液，每组取20.00 mL 待测NaOH 溶液放入锥形瓶中，并滴加2～3 滴酚酞作指示剂，用盐酸标准溶液进行滴定。重复上述滴定操作2～3 次，记录数据并完成下列填空：
(mL) 1 0.10 20.00 2 0.10 20.00 3 0.10 20.00 (1) 滴定达到终点的标志是 。 (2) 根据上述数据，可计算出该盐酸的浓度约为 (保留两位有效数字)。 (3) 排去碱式滴定管中气泡的方法应采用如图所示操作中的 ，然后轻轻挤压玻璃球使尖 嘴部分充满碱液。 (4) 在上述实验中，下列操作(其他操作正确)会造成测定结果偏高的有 (填字母序号)。 A ．滴定终点读数时俯视 B ．酸式滴定管使用前，水洗后未用待测盐酸润洗 C ．锥形瓶水洗后未干燥 D ．碱式滴定管尖嘴部分有气泡，滴定后消失 （三）酸碱中和滴定误差分析 依据原理： c (待测)= c (标准）g V 标( 准 ) ，因c (标准)与V (待测)已确定，因此只要分析出不正 V (待测) 确操作引起V (标准)的变化，即分析出结果。 以上述实验为例，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 碱式滴定管未用待测溶液润洗 锥形瓶用待测溶液润洗 锥形瓶洗净后还留有蒸馏水 取液 碱式滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失 滴定 酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失 振荡锥形瓶时部分液体溅出 读数 酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后俯视读数 酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后仰视渎数 1. 碱中和滴定的概念和原理2．酸碱中和滴定的误差分析3．指示剂选择原则 【针对练习 1】 (2015.广东理综，12)准确移取 20.00 mL 某待测HCl 溶液于锥形瓶中，用 0.100 0 mol·L －1NaOH 溶液滴定。下列说法正确的是 （ ） A.滴定管用蒸馏水洗涤后，装入 NaOH 溶液进行滴定 B.随着 NaOH 溶液滴入，锥形瓶中溶液 pH 由小变大 C.用酚酞作指示剂，当锥形瓶中溶液由红色变无色时停止滴定 D.滴定达终点时，发现滴定管尖嘴部分有悬滴，则测定结果偏小 【活动探究二】中和滴定的拓展应用 （一）氧化还原滴定法 1. 原理
第四章酸碱平衡和酸碱滴定 一、是非题 1.0.30mol·L-1HCl溶液中通入H2S至饱和，溶液中c(S2-)= K a2θ(H2S)mol·L-1.（） 2.浓度相等的酸与碱反应后，其溶液呈中性。（） 3. 0.10mol·L-1的某一有机弱酸的钠盐溶液，其pH=10.0，该弱酸的解离度为0.10%。（） 4.纯水加热到100℃时，K wθ= 5.8×10-13，所以溶液呈酸性。（） 5.（NH4）2CO3中含有氢，故水溶液呈酸性。（） 6. 硼酸的分子式为H3BO3，因此它是三元酸。（） 7. 将1L1mol.L－1氨水稀释至5L，则氨水的电离度增大，溶液中的OH－浓度随之增大。（） 8. 酸性水溶液中不含OH－，碱性水溶液中不含H＋。（） 9. 在一定温度下，改变溶液的pH，水的离子积也改变。（） 10. 将NH3·H2O和NaOH溶液的浓度各稀释为原来的1/2，则两种溶液中OH－浓度均减少为原来的1/2。（） 11. 弱电解质的浓度越小，解离度越大，溶液中离子浓度也越大。（） 二、选择题 1.强碱滴定弱酸（K aθ=1.0×10-5）宜选用的指示剂为（） A.甲基橙 B.酚酞 C.甲基红 D.铬黑T 2.在酸碱滴定中，选择指示剂可不必考虑的因素是（） A. pH突跃范围 B.指示剂的变色范围 C.指示剂的颜色变化 D.指示剂的分子结构 3.已知：K aθ（HAc）=1.75×10-5, K aθ(HCN)=6.2×10-10, K aθ(HF)=6.6×10-4, K bθ（NH3·H2O）=1.8×10-5。下列溶液的浓度均为0.1 mol·L-1，其溶液pH按由大到小的顺序排列正确的是（） A.NaAc＞NaCN＞NaF＞NaCl＞NH4Cl B. NaF＞NaAc＞NaCN＞NaCl＞NH4Cl C. NaCN＞NaAc＞NaF＞NaCl＞NH4Cl D. NH4Cl＞NaCl＞NaF＞NaAc＞NaCN 4.下列哪些属于共轭酸碱对（） A.H2CO3和HCO3- B.H2S和S2- C.NH4+和NH3 D.H3O+和OH- 5.已知体积为V1、浓度为0.2mol·L-1弱酸溶液，若使其解离度增加一倍，则溶液的体积V2应为（）
第7、8 次课学时4
（20 分钟）滴定反应的条件和滴定分析的 种类
（25 分钟）标准溶液
（20 分钟）滴定分
的化学计量关系。即两反应物摩尔数间的关系符合反应式的化学计量关系。 （二） 、计算步骤： 1. 写出完整的化学方程式： aA+bB=cC+dD 2. 写出两反应物的物质的量间的关系： n A = a n B A b B 此式表明 :在化学计量点时， amol 的 A 物质和 bmol 的B 物质完全反应。 即 n A =a n B b a 它表示只要 A 物质的摩尔数是 B 物质摩尔数的 倍即可完全反应。不能 b 将此式理解为 1mol 的 A 可与 a mol 的 B 完全反应。此式是所有计算的基本公式，以下计 b 算式都是该式派生出来。 选择计算公式 ① 滴定： C A ·V A =a b C B ·V B C: 浓度（mol ）;V ：体积（cm 3 ）. 在滴定过程中， 已知任意三量可用此式求第四量 为 A 的百分含量。在一般的测量中，试样经称量、溶解、析中的计 算 即 n A =b a n B 以 A 为基准物标定 B: M m A A =a b C B ?V B ×10 3 m: 质量（ g ）； M:摩尔质量 g/mol ) . 在标定过程中， m A 为基准物 A 的称量量。 A 溶解后用被标定溶液 B 滴定, 由于 V 的单位是 cm 3 ，则 C B ·V B 为毫摩尔数。故需再乘上 10 3 , 变为摩尔数，该计算式也可写 为： m A 1000 =a b C B ·V B M A ③ 求 A 物质的百分含量： G x/100= a C B M A V B 10 3 G ：试样称量量 （ g ）， x%: 定容后再吸取一定量进行滴定，