最新高中化学酸碱中和滴定4 精品Word格式.docx
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lg[H+]+lg[OH-]=-14
PH+POH=14
7.酸度与碱度的关系：
8.强酸与强碱的PH值的计算
例一：
0.1mol/LHCl溶液的PH值？
解：
HCl=H++OH-
[H+]=CHCl=0.1mol/L
PH=-lg0.1=1
练习：
（1）0.18mol/L的H2SO4溶液的PH值？
（2）0.1mol/L的NaOH溶液的PH值？
（3）含有2.0X102mol的HCl溶液中加入3.0X102mol的氢氧化钠溶液后，将溶液稀释至1L，计算混合溶液的PH
9.一元弱酸和一元弱碱PH值的计算？
（1）一元弱酸：
[H+]=
a
HA=H++OH-
平衡常数：
同理可得：
[OH-]=
例二：
求0.1000mol/L乙酸溶液的PH值？
HAc=H++Ac–
查表得Ka=1.75*10
据[H+]=
a，得
=1.32X10
PH=2.88
1.求0.24mol/L氨水溶液的PH值？
小结：
1.酸度与碱度2.强酸与强碱PH值的求法
3.一元弱酸与弱碱的酸度的求法
作业：
P85T1、10
板书设计
第一节水溶液中的酸碱平衡
一、酸碱水溶液的酸度
1.滴定原理：
2酸碱中和反应的特点：
（1）反应速率快，瞬间就可完成。
（2）反应过程简单。
（3）有很多指示剂可确定滴定终点。
3.滴定对象
4.酸度：
5.碱度：
6.酸度与碱度的关系：
7.强酸与强碱的PH值的计算
8.一元弱酸和一元弱碱PH值的计算？
教学反馈：
第一节水溶液中的酸碱平衡（第二课时）
1.掌握水解性盐的酸碱性及公式
2.掌握缓冲溶液的缓冲原理及酸碱缓冲范围的求法
3.理解几种常用缓冲溶液的缓冲溶液的求法
1.水解性盐的公式的应用2.缓冲溶液的缓冲原理
3.酸碱缓冲范围的求法
缓冲溶液的缓冲原理
讲解练习，启发
教学过程：
[复习提问]1.什么是强电解质？
弱电解质？
在水溶液中或熔融状态下能完全电离的化合物为强电解质。
在水溶液中或熔融状态下能部分电离的化合物为弱电解质。
2.一元弱酸与弱碱的[H+]与[OH-]的求法？
3.盐的分类与酸碱性
（1）NaCl强酸强碱盐中性PH=7
（2）NH4Cl强酸弱碱盐酸性PH<
7
（3）NaAc强碱弱酸盐碱性PH>
7
这种离子与溶液中水电离出的氢氧根或氢离子的作用产生弱电解质的反应，叫盐的水解。
[板书]二、水解性盐溶液。
1.强碱弱酸盐（显碱性）
有弱就水解，无弱不水解，谁强显谁性。
[OH-]==
[板书]酸越弱，Ka越小，氢氧根离子浓度越大，PH值越大。
2.强酸弱碱盐（酸性）
[H+]==
3.公式的应用
例1.求0.1000mol/LNaAc溶液的PH值？
解：
已知Ka=1.9*
[课堂练习]求0.180mol/LNH4Cl溶液的PH值？
[板书]三、酸碱缓冲溶液
（一）酸碱缓冲原理
1.定义：
一种能对溶液酸度起稳定作用的溶液。
2.组成：
a.弱酸和弱酸盐
b.弱碱和弱碱盐
3.缓冲原理：
（以弱酸和弱酸盐为例）
NaAc==Na++Ac-
HAc==H++Ac–
[讲解]：
如加入少量HCl，氢离子浓度增加，平衡向左，从而使氢离子浓度减少，所以PH值变化较小。
[提问]1.加入氢氧离子，会有何结果呢？
2.氨水和氯化铵的缓冲原理如何？
[板书]
（二）缓冲溶液的酸度计算公式及缓冲范围的求法
1.弱酸与弱酸盐
（1）
（2）范围
2.弱碱与弱碱盐
3.当Ca/Cs=1时，PH=PKa,该溶液具有最大的缓冲能力。
4.缓冲溶液各组分的最佳浓度范围0.1---1.0mol/L，浓度比大致控制在1/10—10范围。
[板书]
（二）计算
1.计算公式
（1）弱酸与弱酸盐
PH=PKa-lg
[举例]由0.100mol/L的HAｃ和0.100mol/L的NaAｃ组成缓冲溶液。
（1）求此缓冲溶液的PH
（2）求加入HCl达0.100mol/L时，溶液PH的变化。
（3）求加入氢氧化钠l达0.100mol/L时，溶液PH的变化
（4）稀释10倍时，溶液的PH是多少？
（3）弱碱与弱碱盐
POH=PKb-lg
[举例]计算由0.100mol/L的氯化铵和0.200mol/L氨水组成的缓冲溶液的PH值？
[板书]（三）常用的缓冲溶液
1.乙酸与乙酸钠（3.8----5.8）酸性
2.氨水与氯化铵溶液（8.3---10.3）碱性
3.多元酸的酸式盐溶液。
邻苯二甲酸氢钾4.018
4.高浓度的强酸和强碱溶液
酸：
PH<
2碱：
PH>
12
二、水解性盐溶液。
三、酸碱缓冲溶液
（二）计算
（三）常用的缓冲溶液
第二节酸碱指示剂
1.了解指示剂的变色原理。
2.掌握几种常用的指示剂的变色范围与酸碱色
指示剂的变色原理。
常用指示的变色范围与酸碱色。
讲授法
[提问]我前面所做的几个化学实验中，用到了那几种指示剂？
酚酞，甲基橙，石蕊
[引入]今天和大家一起学生指示剂的变色原理。
[板书]一、指示剂的变色原理
1.酸碱指示剂的定义：
一般是结构复杂的有机弱酸或弱碱，它们在溶液中能部分电离忧指示剂的离子和氢离子（或氢氧根），并于电离的同时，本身结构也发生改变，使它们分子和离子具有不同的颜色。
例如：
甲基橙（有机弱碱）
[备注]结合做过的实验讲解。
HCl滴定碳酸钠
红与黄混合不橙色。
即为终点。
3.1红色酸式为主。
3.1<
PH<
.4.4橙色PH>
4.4黄色为主。
2.指示剂的变色域：
由酸色变为碱色的PH范围。
一般为1到2个PH单位。
3.指示剂的选择：
在PH值突跃范围内。
（注：
下一节中讲到）
[板书]二、常用的酸碱指示剂。
名称PH变色范围酸色碱色
甲基橙3.1---4.4红黄
溴甲酚绿3.8---5.4黄蓝
甲基红4.4-----6.2红黄
溴百里酚蓝6.2----7.6黄蓝
酚酞8.0---9.8无红
百里酚酞9.4---10.6无色蓝
三、混合指示剂
1.定义：
利用颜色之间的互补作用，使终点变色敏锐，变色范围变窄。
（1）两种或两种以上混合。
（2）在某种指示剂中加入一种惰性染料。
1.指示剂的变色的原理。
2.常用的指示剂。
P86T4
[板书设计]
一、指示剂的变色原理
1.酸碱指示剂的定义
2.指示剂的变色域
3.指示剂的选择
二、常用的酸碱指示剂
第三节滴定曲线及指示剂的选择（三课时）
1.掌握滴定曲线的作用。
2.掌握强碱滴定强酸过程中不同阶段的PH变化情况。
3.掌握弱酸弱碱的滴定情况
4.了解滴定曲线的作法。
1.滴定曲线的作用。
2.强碱滴定强酸过程中不同阶段的PH变化情况
3.弱酸弱碱的滴定情况
强碱滴定强酸过程中不同阶段的PH变化情况
讲授法练习法
[引出]如何正确选择指示剂以提高滴定的准确度？
（由滴定曲线来确定）
[板书]一、强酸强碱的滴定
1.酸碱滴定曲线：
在酸碱滴定过程中，溶液PH值随滴定剂的加入而变化，以滴定剂的加入量或中和百分数为横坐标，溶液PH值为纵坐标作图所得曲线称为酸碱滴定曲线。
2.酸碱滴定曲线的用途：
1由曲线可观察滴定过程中溶液PH值的变化情况，由此判断被物质能否被准确滴定。
2选择合适的指示剂。
以0.1000mol·
L-1NaOH标准溶液滴定20.00mL0.1000mol·
L-1HCl溶液为例讨论强酸强碱相互滴定时的滴定曲线和指示剂的选择。
L-1NaOH溶液滴定20.00mL，0.1000mol·
L-1HCl为例。
3．滴定曲线的绘制
（1）滴定前：
pH==1.00
（2）化学计量点前：
溶液的pH值取决于溶液中未被滴定的剩余酸的量：
[H+]==
VNaOH
18.00
19.80
19.98
中和百分数
90
98
99.9
pH值
2.28
3.30
4.30
（3）化学计量点时：
pH==7.00
（4）等量点后：
溶液的pH值取决于过量的NaOH的浓度。
若加入20.02mL（100.1%）
[OH-]==
==
=5.00×
10-5mol·
L-1
pH==9.70
图：
可见，等量点前后0.1%（半滴），溶液的pH值由4.30→7.00→9.70，数值发生突然的变化，称为“突变”。
4.滴定突跃：
在滴定过程中，在等量点前后±
0.1%相对误差范围内PH值发生了很大变化（突变）称为滴定突跃。
5.突跃范围：
该指示剂的滴定突跃所在的PH值范围称为PH突跃范围
6.选择指示剂的原则：
指示剂的变色范围全部或部分落在滴定的突跃范围内。
。
所以以上的滴定突跃PH=4.30~9.70凡是变色范围部分或全部在4.30~9.70范围内的指示剂都可使用。
如：
酚酞8.0~10.0
甲基红4.4~6.2
甲基橙3.1~4.4
[指出]1.若用HCl滴定NaOH（条件同前，滴定曲线的形状相同、方向相反，突跃范围PH=9.70~4.30同样可选酚酞、甲基红、甲基橙作指示剂。
2.突跃范围的大小与酸、碱浓度有关（见教材）
突跃范围的大小与强酸强碱溶液的浓度有关。
[板书]二、一元弱酸弱碱的滴定
（一）强碱滴定一元弱酸
[举例]以0.1000mol·
L-1NaOH滴定20.00mL0.1000mol·
L-1HAc为例，讨论强碱滴定一元弱酸的滴定曲线和指示剂的选择。
NaOH+HAcNaAc+H2O
（1）滴定前，溶液中的H+来自HAc的电离。
依照弱酸的电离计算：
a==1.33×
10-3（mol·
L-1）pH==2.88
（2）化学计量点前，HAc与滴定反应的产物NaAc形成缓冲溶液：
pH==pKa—lg
，当加入19.98mLNaOH时，剩余0.02mLHAc
[HAc]==
==5.00×
10-5
[Ac-]==
10-2
PH=Pka-lg10-3=7.75
（3）化学计量点时，溶液的pH值由产物NaAc的水解决定：
[OH-]==
==5.30×
10-10，pH==8.72
（4）化学计量点后，溶液的pH值由过量的NaOH决定。
加入20.02mLNaOH时：
×
0.1000==5.00×
L-1，pH==9.70
以NaOH加入量为横坐标,以PH为纵坐标画出滴定曲线。
[板书]1．滴定曲线特点：
（1）起点高，因HAc较HCl酸性弱。
（2）开始至20%HAc被滴定时，斜率较大。
因Ac-的生成减小了HAc的电离
（3）随NaOH加入CNaOH↑,CHAc↓缓冲能力增强，所以PH增加较慢。
（4）接近化学计量点时，缓冲能力减弱，Ac-水解增加，PH增加较快。
（5）化学计量点时，HAc浓度急剧减小,PH发生突变7.75~9.70
（6）由于NaAc的水解，接近化学计量点时，溶液PH值已经在碱性范围内，所以NaOH—HAc滴定曲线的突跃范围（7.75~9.70）比NaOH—HCl（4.30~9.70）小得多,而且在碱性范围内。
所以，在酸性范围内变色的指示剂（如甲基橙、甲基红）不能用于该滴定。
只有酚酞可用于指示NaOH滴定HCl的终点到达。
[板书]2影响突跃范围的因素
（1）浓度一定时，Ka越大，突跃越大；
（2）Ka一定时，浓度越大，突跃越大；
（3）两者同时变化时，其乘积越大，突跃越大浓度有关。
只有CaKa≥10-8时，滴定才有明显的PH突跃，才能借助指示剂判断终点。
所以，CaKa≥10-8是判断弱酸能否被准确滴定的依据。
[板书]
（二）强酸滴定一元弱碱
以0.1000mol·
L-1HCl滴定20.00mL0.1000mol·
L-1NH3·
H2O为例
1、滴定曲线与NaOH滴定HAc相似，但PH变化方向相反。
2、由于反应产物是NH4Cl，等量点时，溶液呈酸性，突跃范围PH=6.30~4.30
3、可用甲基橙、甲基红指示终点，不能用酚酞。
]
4、碱性太弱或浓度太低都不能借助指示剂判断滴定终点。
只有CKa≥10-8时，才能被强酸准确滴定。
[小结]1.强酸强碱滴定的滴定曲线2.弱酸弱碱滴定的滴定曲线
3.滴定曲线的定义与作用。
板书设计：
一、强酸强碱的滴定
2.酸碱滴定曲线的用途
4.滴定突跃
5.突跃范围
6.选择指示剂的原则
二、一元弱酸弱碱的滴定
1．滴定曲线特点：
2影响突跃范围的因素
（二）强酸滴定一元弱碱
三、多元酸碱的滴定
§
3-4酸碱滴定法应用示例
教学目标：
本节主要举例说明酸碱滴定法在实际生产中的应用。
教学重点和难点：
酸碱滴定法在实际中的应用。
楼
授课方式：
自学为主，部分讲授
授课课型：
新课
一、混合碱分析（直接滴定法）
⒈双指示剂法
双指示剂定性：
设用HCl标液混合碱时，用酚酞为指示剂时，消耗的HCl体积为V1，继续以甲基橙为指示剂消耗的体积为V2，则有：
体积：
V1＝0，V2＝0，V1＝V2，V1＞V2，V1＜V2
组成：
NaHCO3、NaOH、Na2CO3、NaOH+Na2CO3、NaHCO3+Na2CO3
①测NaOH和Na2CO3的含量
原理：
②测NaHCO3和Na2CO3的含量
二、铵盐中氮的测定（置换滴定）
甲醛法
由于铵盐中NH4的
＝5.6×
10－10很小，C
＜10－8，不可直接滴定。
甲醛与铵盐反应：
4NH4+＋6HCO===（CH2）6N4H+＋3H+＋6H2O
以酚酞为指示剂，滴至微红色；
混合碱的滴定与置换滴定
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