下载文档原格式
第3课时 酸碱中和滴定[学习目标定位] 1.了解酸碱中和滴定的原理,熟记酸碱中和滴定的主要仪器的名称及用途。
2.掌握酸碱中和滴定的实验操作、计算方法和误差分析。
一 酸碱中和滴定1．室温下,将pH ＝12的NaOH 溶液分别与等体积的下列酸溶液混合,判断其酸碱性,计算pH,填写下表:2.中和滴定的原理(1)酸碱中和反应的实质可用离子方程式H ＋＋OH －===H 2O 来表示,在中和反应中,H ＋、OH －之间的物质的量关系是n (H ＋)＝n (OH －)；若用参加反应的c (H ＋)、c (OH －)来表示,其关系式为c (H＋)·V 酸＝c (OH －)·V 碱,由此可计算c (H ＋),其表达式是c (H ＋)＝c (OH －)·V 碱V 酸；也可计算c (OH －),其表达式是c (OH －)＝c (H ＋)·V 酸V 碱。
由c (H ＋)、c (OH －)可分别求出相应酸、碱的浓度。
(2)用0.103 2 mol·L－1的盐酸溶液,中和25.00 mL 未知浓度的NaOH 溶液,中和完成后用去盐酸27.84 mL,请根据上述关系式计算NaOH 溶液的物质的量浓度是0.114_9_mol·L －1。
(3)请根据以上原理分析,归纳总结中和滴定的概念是利用中和反应,用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。
其中已知浓度的酸(或碱)溶液常称为标准液,未知浓度的碱(或酸)溶液常称为待测液。
(4)中和滴定的关键是准确判断滴定终点(中和反应恰好反应完全的时刻),其方法是在待测液中加2～3滴指示剂,观察滴定过程中其颜色的变化,常选用的指示剂是酚酞或甲基橙,不用石蕊溶液的原因是石蕊溶液颜色变化不明显且突变范围太宽。
3．主要仪器及使用酸碱中和滴定所用的主要仪器是锥形瓶和滴定管。
(1)滴定管分为两种:①酸式滴定管:包括玻璃活塞、长玻璃管,可盛放酸性溶液、强氧化性溶液,不能盛放碱性溶液及氢氟酸。
高二化学知识点总结选修四高二化学知识点总结选修四目录第一章、化学反应与能量第一节、化学反应与能量的变化第二节、燃烧热、能源第三节、化学反应热的计算第二章、化学反应速率和化学平衡第一节、化学反应速率第二节、影响化学反应速率的因素第三节、化学平衡第四节、化学反应进行的方向第三章、水溶液中的离子平衡第一节、弱电解质的电离第二节、水的电离和溶液的酸碱性第三节、盐类的水解第四节、难溶电解质的溶解平衡第四章、电化学基础第一节、原电池第二节、化学电源第三节、电解池第四节、金属的电化学腐蚀与防护第一章化学反应与能量考点1：吸热反应与放热反应1、吸热反应与放热反应的区别特别注意：反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系，而决定于反应物和生成物具有的总能量(或焓)的相对大小。
2、常见的放热反应①一切燃烧反应;②活泼金属与酸或水的反应;③酸碱中和反应;④铝热反应;⑤大多数化合反应(但有些化合反应是吸热反应，如：N2+O2=2NO，CO2+C=2CO 等均为吸热反应)。
3、常见的吸热反应①Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应;②大多数分解反应是吸热反应③等也是吸热反应;④水解反应考点2：反应热计算的依据1.根据热化学方程式计算反应热与反应物各物质的物质的量成正比。
2.根据反应物和生成物的总能量计算ΔH=E生成物-E反应物。
3.根据键能计算ΔH=反应物的键能总和-生成物的键能总和。
4.根据盖斯定律计算化学反应的反应热只与反应的始态(各反应物)和终态(各生成物)有关，而与反应的途径无关。
即如果一个反应可以分步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的。
温馨提示：①盖斯定律的主要用途是用已知反应的反应热来推知相关反应的反应热。
②热化学方程式之间的“+”“-”等数学运算，对应ΔH也进行“+”“-”等数学计算。
5.根据物质燃烧放热数值计算：Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|。
第二章化学反应速率与化学平衡考点1：化学反应速率1、化学反应速率的表示方法___________。
第三章第二节第2课时1．常温下，柠檬酸水溶液的pH是3，食用醋的pH是2，可乐的pH是6，三种物质的溶液中c(OH－)分别是(A)A．1×10－11mol·L－1,1×10－12mol·L－1,1×10－8mol·L－1B．1×10－11mol·L－1,1×10－8mol·L－1,1×10－12mol·L－1C．1×10－11mol·L－1,1×10－10mol·L－1,1×10－8mol·L－1D．1×10－8mol·L－1,1×10－11mol·L－1,1×10－12mol·L－1解析：常温下K w＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14，由各溶液的pH＝－lg c(H＋)，不难求出c(OH －)。
2．在25 ℃的条件下，将体积都为10 mL，pH都等于3的醋酸和盐酸，加水稀释到a mL 和b mL，测得稀释后溶液的pH均为5，则稀释时加入水的体积为(D) A．a＝b＝10 mL B．a＝b>10 mLC．a<b D．a>b解析：在溶液中，盐酸电离是不可逆的，而CH3COOH的电离是可逆的，存在电离平衡。
在加水稀释的过程中，盐酸溶液里c(H＋)的主要变化只有一个，即减小；CH3COOH溶液里c(H＋)的主要变化有两个，即减小和增大。
若a＝b，稀释后的CH3COOH溶液pH<5，若使CH3COOH溶液pH＝5，就必须继续加水稀释，即a>b。
3．现有常温时pH＝1的某强酸溶液10 mL，下列操作能使溶液的pH变成2的是(A) A．加水稀释成100 mLB．加入10 mL的水进行稀释C．加入10 mL 0.01 mol·L－1的NaOH溶液D．加入10 mL 0.01 mol·L－1的HCl溶液解析：A加水稀释为原溶液体积的10倍，强酸的pH正好增大1个单位。
第2课时 电解原理的应用[学习目标定位] 1.熟知电解饱和食盐水、电镀、电解精炼铜、电冶金的原理,会写其电极反应式及化学方程式。
2.学会电解的有关计算。
一 电解原理的应用1．电解硫酸铜溶液在硫酸铜溶液中,插入两个电极进行电解。
(1)若两极均为Pt 电极,则阳极反应式是4OH －－4e －===2H 2O ＋O 2↑,阴极反应式是2Cu 2＋＋4e －===2Cu,电解的化学方程式是2CuSO 4＋2H 2O=====电解2Cu ＋O 2↑＋2H 2SO 4。
(2)若两极均为铜片,则阳极反应式是Cu －2e －===Cu 2＋,阴极反应式是Cu 2＋＋2e －===Cu,电解过程中溶液的浓度不变。
(3)若阳极为锌片,阴极为铜片,则阳极反应式是Zn －2e －===Zn 2＋,电解过程中阳极锌片不断溶解,阴极铜片质量不断增加。
2．电解饱和食盐水(1)通电前,氯化钠溶液中含有的离子:Na ＋、Cl －、H ＋、OH －。
通电时Na ＋、H ＋移向阴极,H ＋放电,Cl －、OH －移向阳极,Cl －放电。
电极反应式为阳极:2Cl －－2e －===Cl 2↑(氧化反应)；阴极:2H ＋＋2e －===H 2↑(还原反应)；因H ＋放电,导致水的电离平衡H 2OH ＋＋OH －向右移动,致使生成NaOH 。
(2)电解的总反应式化学方程式:2NaCl ＋2H 2O=====电解H 2↑＋Cl 2↑＋2NaOH ；离子方程式:2Cl －＋2H 2O=====电解H 2↑＋Cl 2↑＋2OH －； 工业上习惯把电解饱和食盐水叫做氯碱工业。
3．电镀(1)根据下图,回答下列问题:①电极反应式阳极:Cu －2e －===Cu 2＋； 阴极:Cu 2＋＋2e －===Cu 。
②可观察到的现象是铁件表面镀一层红色的铜,铜片不断溶解。
③硫酸铜溶液浓度的变化是不变。
(2)电镀的概念是应用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其他金属或合金的方法。
第三节盐类的水解第1课时盐类水解的实质与规律[学习目标定位] 1.通过实验归纳盐溶液的酸碱性与其类型之间的关系,进一步探究盐溶液呈现不同酸碱性的原因,总结其规律。
2.熟练掌握盐类水解的表示方法——水解离子方程式的书写。
一盐类水解1．水的电离与溶液的酸碱性(1)在水中加入酸(或碱),溶液中c(H＋)[或c(OH－)]增大,水的电离平衡向逆反应方向移动。
(2)溶液呈酸碱性的根本原因是c(H＋)≠c(OH－)。
溶液呈中性是因为c(H＋)＝c(OH－),呈酸性是因为c(H＋)>c(OH－),呈碱性是因为c(H＋)<c(OH－)。
2．通过实验测定下列0.1 mol·L－1盐溶液的pH,填写下表:3.CH3COONa(1)电离方程式CH3COONa溶液中存在水的电离平衡:H2O OH－＋H＋,CH3COONa溶于水后完全电离:CH3COONa===Na＋＋CH3COO－。
(2)水电离平衡的影响溶液中的CH3COO－能与水中的H＋结合生成难电离的醋酸分子,从而使水的电离平衡向电离的方向移动。
(3)溶液的酸碱性溶液中c(H＋)减小,c(OH－)增大,c(H＋)<c(OH－),故CH3COONa溶液呈碱性。
(4)水解方程式①化学方程式是CH3COONa＋H2O CH3COOH＋NaOH。
②离子方程式是CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－。
4．NH4Cl溶液呈酸性的原因(1)电离方程式NH4Cl溶液中存在水的电离平衡:H2O H＋＋OH－,NH4Cl溶于水全部电离:NH4Cl===NH＋4＋Cl－。
(2)水电离平衡的影响NH＋4与水电离的OH－结合生成难电离的NH3·H2O,水的电离平衡向电离的方向移动。
(3)溶液的酸碱性溶液中c(OH－)减小,c(H＋)增大,c(H＋)>c(OH－),故NH4Cl溶液呈酸性。
(4)水解方程式①化学方程式是NH4Cl＋H2O NH3·H2O＋HCl；②离子方程式是NH＋4＋H2O NH3·H2O＋H＋。
第三节化学平衡（第二课时）教学目标：正确理解浓度、温度对化学平衡的影响，并能利用勒夏特列原理加以解释。
教学重点：理解浓度、温度对化学平衡的影响。
教学难点：勒夏特列原理的归纳总结。
教学过程【引入】：我们知道：不同温度下物质的溶解度不同。
那么对于t0时达到溶解平衡状态的饱和溶液，当升高或降低温度至t1时：若：溶解度增大，固体溶质继续溶解，则V（溶解）V（结晶）溶解度减小，固体溶质析出，则V（溶解）V（结晶）那么溶解平衡状态被打破，继而建立一种新的溶解平衡，也就是说：条件改变，溶解平衡移动。
那么：化学平衡是否也只有在一定条件下才能保持？当条件（浓度、压强、温度等）改变时，平衡状态是否也会发生移动？【实验探究一】：探究浓度变化对化学平衡的影响实验原理：已知在K2Cr2O7的溶液中存在如下平衡：Cr2O72－+ H2O 2CrO42－+ 2H+K2Cr2O7为橙色，K2CrO4为黄色。
实验步骤：①取两支试管各加入5ml0.1mol/L K2Cr2O7溶液，然后按下表步骤操作，观察并记录溶液颜色的变化。
步骤滴加3~~10滴浓H2SO4滴加10~~20滴6 mol/LNaOHK2Cr2O7溶液实验结论：V 正V 逆 V 逆V 正V ′正V ′逆【实验探究二】：探究浓度变化对化学平衡的影响实验原理：Fe 3＋＋3SCN －Fe （SCN ）3 （红色）实验步骤：向盛有5 ml 0.005mol/L FeCl 3溶液的试管中加入5 ml 0.01mol/L KSCN 溶液，溶液显红色。
（1）将上述溶液均分置于两支试管中；向其中一支试管中加入饱和FeCl 3溶液4滴，充分振荡，观察溶液颜色变化；向另一支试管滴加4滴1 mol/L KSCN 溶液，观察溶液颜色变化。
（2）向上述两支试管中各滴加0.01mol/LNaOH 溶液3~~5滴，观察现象，填写下表。
编号 12步骤（1） 滴加饱和FeCl 3溶液滴加1 mol/L KSCN 溶液现象步骤（2） 滴加NaOH 溶液滴加NaOH 溶液现象结论【思考与交流】1、 上述两个实验中，化学平衡状态是否发生了改变？你是如何判断的？2、从中你能否推知影响化学平衡状态的因素？ 小结：（1）浓度对化学平衡的影响的规律在其他条件不变的情况下，增大反应物浓度或减小生成物浓度，都可以使平衡向着 移动；增大生成物浓度或减小反应物浓度，都可以使平衡向着 移动。
