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强酸（碱）：
2一元弱酸(碱): HA(A
-)
多元弱酸(碱): H
nA(An-)
3.两性物质: HA-
4.共轭酸碱(缓冲溶液）: HA+A-+2
HClHCl1
[H](()4)
2WCCK上次课重点回顾
一、酸碱溶液[H+]计算：
+
HCl[H]C
二、酸碱指示剂：
理论变色点：pH=pKa
HIN理论变色范围：pH=pKa
HIN±1
23. 5 酸碱滴定基本原理
滴定曲线：酸碱滴定过程中溶液pH值随滴定剂用
量变化的曲线。
(1)判断滴定突跃大小；
突跃范围：滴定剂加入99.9％------滴定剂过量0.1％时
溶液中pH值的变化范围。(2)选择指示剂
(3)确定滴定终点与化学计量点之差；a----掌握滴定曲线
b----掌握能够直接准确进行酸碱滴定的条件指示剂的选用原则：指示剂的变色范围处于或部分处于pH
值突跃范围内，理论变色点越接近化学计量点越好
3一、滴定曲线与指示剂的选择
一元酸碱滴定曲线
1、强酸滴定强碱或强碱滴定强酸
2、强碱滴定弱酸
3、强酸滴定弱碱
4、强碱滴定混合酸或强酸滴定混合碱
多元酸碱滴定曲线
43.5.1 强酸碱滴定
滴定前:[H+] = c(HCl) = 0.1000 mol·L-1
sp前
（不足0.1%）:(H)(H)(OH)(OH)
(OHH
))[]
(HccV
VVV
sp:7.00
w[H][OH]10K
sp后
(过量0.1%）:(H)(H)
[O(OH)(OH)
(OH)H]
(H)cV
VcV
V
2OHHHO
+-11
[H][OH]t
WK
K
滴定常数：
例：0.1000 mol·L-1NaOH
滴定20.00 mL0.1000 mol·L-1HCl
50.1000mol·L-1NaOH滴定20.00mL 0.1000mol·L-1HCl
NaOH
mLT%剩余HCl
mL过量
NaOHpH[H+]计算
0.00020.001.00滴定前: [H+] = c(HCl)
分析化学部分思考题的参考答案
第一章 概论
3．基准试剂主体含量大于99.9%；高纯试剂杂质含量少；专用试剂指在某一特殊应用中无干扰，如光谱纯、色谱纯。
6．标定c(NaOH)=0.05mol·L-1时，草酸m=0.05×0.025×63=0.08g
称量误差r0.00020.25%0.1%0.08E
而m(邻)=0.05×0.025×204=0.26g
r0.00020.1%0.26E
∴选邻苯二甲酸氢钾好。
若c(NaOH)=0.2mol·L-1，两种基准物都可称小样，都可以。
8．H2C2O4·2H2O会失水，使标定的NaOH结果偏低；测定有机酸的摩尔质量则偏高。
10．Na2B4O7·10H2O、B、B2O3和NaBO2·4H2O与H+ 的物质的量之比分别是1∶2、
2∶1、1∶1和2∶1。
第二章 误差与数据处理
1．（1）过失；（2）随机误差；（3）系统误差。
4．例2.9中因样品消耗的NaOH仅0.90mL，体积误差为0.022%0.90，若使误差小于0.1%，需增加称样量10~20倍。
5．称样3.5g，称量误差为0.13%3.5，若报告结果中有4位有效数字，表示其相对误差<0.1%，与测量的精确程度不符；若报2倍有效数字，则反映了测量精度。
第三章 酸碱平衡与酸碱滴定
1． 物料平衡：[Cl-]=3{[Fe3+]+[Fe(OH)2+]+[Fe(OH)2+]}=3c(FeCl3)
电荷平衡：[H+]+3[Fe3+]+2[Fe(OH)2+]+[Fe(OH)2+]=[OH-]+[Cl-]
质子条件式：[H+]=[OH-]+[Fe(OH)2+]+2[Fe(OH)2+]
2．pH指-lga(H+)，滴定到50%时[HA]=[A-], 所以应为MaK。
4．（1）用NH4F掩蔽Fe3+、Al3+时，起作用的是F-，应使pH>4才能主要以F-形式存在。
（2）用KCN作掩蔽剂时，pH>10才能以CN-存在。
.
. 选修四-第三章-酸碱中和滴定
一、酸碱中和滴定的原理
1、实质：H++OH-＝H2O
酸、碱有强弱之分，但酸、碱中和反应的实质不变。
反应中，起反应的酸、碱物质的量之比等于它们的化学计量数之比。
2、概念：
_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）的实验方法叫“中和滴定”。
二、中和滴定操作
1、仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、烧杯、滴定管夹、锥形瓶、铁架台。
酸式滴定管可盛装___________
碱式滴定管不能盛装__________________
2、试剂：标准浓度的溶液，待测浓度的溶液，指示剂。
3、滴定前准备
（1）检查滴定管是否漏液
（2）玻璃仪器洗涤：
① 水洗
② 用标准液润洗装标准液的滴定管 .
. ③ 用待测液润洗装待测液的滴定管
（3）向用标准液润洗过的滴定管中装入标准液。调整液面到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气
泡，记下刻度读数。
（4）往锥形瓶中加入一定体积(一般为20.00mL)的待测液
【注意】锥形瓶只能用蒸馏水洗 ，一定不能用待测液润洗，否
则结果会偏高，锥形瓶取液时要用滴定管（或用相应体积规格的移液管），不能用量筒。
（5）向锥形瓶中加入2-3滴指示剂。
【指示剂的选择】
指示剂的颜色变化要灵敏，变色范围最好接近等当点，且在滴定终点由浅色变深色，即：碱滴定酸宜用酚酞作指示剂，酸滴定碱宜用甲基橙作指示剂（滴定过程中一般不能用石蕊作指示剂）。
注意：指示剂用量不能过多，因指示剂本身也具有弱酸性或弱碱性，会使滴定中耗标准液量增大或减小，造成滴定误差。
4、滴定操作
左手操作滴定管，右手摇动锥形瓶，眼睛注意观察锥形瓶中溶液颜色变化，到最后一滴刚好使指示剂颜色发生改变，且半分钟不再变化为止，记下刻度读数。
再重复上述操作一次或两次。（定量分析的基本要求）
无机化学《酸碱平衡》教案
一、教学内容
本节课的教学内容来自于无机化学教材的第三章《酸碱平衡》。这部分内容主要介绍了酸碱平衡的基本概念、酸碱滴定、pH值及其计算等方面的知识。具体包括：
1. 酸碱平衡的概念及其表示方法
2. 酸碱滴定的原理及其方法
3. pH值的定义及其计算方法
4. 缓冲溶液的制备及其应用
二、教学目标
1. 使学生掌握酸碱平衡的基本概念，了解酸碱平衡的表示方法。
2. 培养学生掌握酸碱滴定的原理和方法，提高实验操作能力。
3. 使学生理解pH值的定义，学会计算不同pH值的溶液。
4. 培养学生掌握缓冲溶液的制备方法，并能应用于实际问题中。
三、教学难点与重点
重点：酸碱平衡的基本概念、酸碱滴定原理、pH值的计算方法、缓冲溶液的制备。
难点：酸碱滴定的实际操作、缓冲溶液的制备原理。
四、教具与学具准备
教具：多媒体教学设备、实验仪器（酸碱滴定仪、pH计等）、教学课件。
学具：实验试剂、实验报告册、学习资料。
五、教学过程 1. 实践情景引入：通过展示生活中的一些实例，如胃药、清洁剂等，引导学生思考酸碱平衡的概念及其在实际生活中的应用。
2. 知识讲解：介绍酸碱平衡的基本概念、酸碱滴定原理、pH值的定义及计算方法、缓冲溶液的制备方法。
3. 例题讲解：选取具有代表性的例题，讲解酸碱平衡的计算方法，酸碱滴定的操作步骤，以及缓冲溶液的应用。
4. 随堂练习：学生分组进行实验操作，运用所学知识进行实际操作，巩固所学内容。
六、板书设计
板书内容：
1. 酸碱平衡的基本概念
2. 酸碱滴定原理
3. pH值的计算方法
4. 缓冲溶液的制备方法
七、作业设计
1. 作业题目：
（1）简述酸碱平衡的基本概念及其表示方法。
（2）根据实验数据，计算溶液的pH值。
（3）解释缓冲溶液的制备原理，并简述制备方法。
2. 答案：
（1）酸碱平衡是指在一定温度下，酸和碱的摩尔浓度之比等于它们离子化产生的氢离子和氢氧根离子的浓度之比。
