10．下列说法中正确的是
A．在25℃的纯水中，c（H+）＝c（OH－）＝10－7mol/L，呈中性
B．溶液中若c（H+）＞10－7mol/L，则c（H+）＞c（OH－），溶液显酸性
C．c（H+）越大，则pH值越大，溶液的碱性越强
D．pH值为0的溶液中c（H+）=0mol/L
11．体积相同、浓度相同的盐酸和醋酸，与碱中和时消耗的量（）
A．相同 B．盐酸多 C．醋酸多 D．无法比较
12．体积相同、pH相同的盐酸和醋酸，与碱中和时消耗的量（）
A．相同 B．盐酸多 C．醋酸多 D．无法比较
13．25℃、
浓度均为0.1mol/L的下列溶液中CH+由大到小的排列顺序：
①氨水②NaOH③盐酸④醋酸
14．某温度下纯水中C（H+）=2×10-7mol/L，则此时溶液中的C（OH-）=___________。
若温度不变，滴入稀盐酸使C（H+）=5×10-6mol/L，则此时溶液中的C（OH-）=___________。
【第二节】水的电离和溶液的酸碱性
第2课时
【课标要求】⒈了解溶液的酸碱性和pH的关系
⒉掌握有关混合溶液ｐＨ值的简单计算
3、了解溶液稀释时pH的变化规律
【学习重点】⒈水的离子积，Ｈ＋浓度、ＯＨ－浓度、ｐＨ值与溶液酸碱性的关系
⒉有关溶液ｐＨ值的计算
【学习难点】ｐＨ值的计算
【旧知回顾】
溶液的酸碱性和pH
⒈定义：
PH=，广泛pH的范围为0～14。
⒉意义：
溶液的酸碱性常温（25℃）
中性溶液：
C（H+）C（OH-）C（H+）1×10-7mol/LpH7
酸性溶液：
C（H+）C（OH-）C（H+）1×10-7mol/LpH7
碱性溶液：
C（H+）C（OH-）C（H+）1×10-7mol/LpH7
【练习】
1.用pH试纸测定溶液pH的正确操作是（ ）
A.将一小块试纸放在表面皿上，用玻璃棒蘸取少量待测液点在试纸上，再与标准比色卡对照
B.将一小块试纸用蒸馏水润湿后放在表面皿上，用玻璃棒蘸取少量待测点在试纸上，再与标准比色卡对照
C.将一小条试纸在待测液中蘸一下，取出后放在表面皿上，与标准比色卡对照
D.将一小条试纸先用蒸馏水润湿后，在待测液中蘸一下，取出后与标准比色卡对照
三、有关pH的计算
（一）单一溶液的PH计算
[例1]分别求0.05mol/LH2SO4溶液和0.05mol/LBa（OH）2溶液的PH值。
（二）酸碱混合溶液的PH计算
[例2]将PH=2的H2SO4溶液与PH=4的H2SO4溶液等体积混合后,求溶液的PH值。
[例3]将PH=8的NaOH溶液与PH=10的NaOH溶液等体积混合后,求溶液的PH值。
[例4]常温下PH=4的HCl和PH=10的NaOH分别按体积比为1:
1、11:
9、9:
11混合，分别求三种情况下溶液的PH值。
[小结]有关pH计算的解题规律
（1）单一溶液的pH计算
强酸溶液，如HnA，设浓度为cmol·L－1，则
c（H+）=ncmol·L－1，pH=—lg{c（H+）}=—lgnc
强碱溶液，如B（OH）n，设浓度为cmol·L－1，则
c（H+）=10—14/ncmol·L－1，pH=—lg{c（H+）}=14+lgnc
（2）酸碱混合pH计算
适用于两种强酸混合c（H+）混=[c（H+）1V1+c（H+）2V2]/（V1+V2）。
适用于两种强碱混合c（OH—）混=[c（OH—）1V1+c（OH—）2V2]/（V1+V2）
适用于酸碱混合，一者过量时：
c（OH—）混|c（H+）酸V酸—c（OH—）碱V碱|
c（H+）混V酸+V碱
恰好完全反应，则c（H+）酸V酸=c（OH—）碱V碱
说明：
若两种强酸（pH之差大于2）等体积混合，混合液pH=pH小+0.3
若两种强碱（pH之差大于2）等体积混合，混合液pH=pH大—0.3
（三）酸、碱加水稀释后溶液的PH值
[例5]常温下，将PH=4的H2SO4溶液和PH=10的NaOH溶液分别稀释10，100，1000，10n倍，无限稀释，求所得溶液的PH值。
[例6]若在常温下，将PH=4的CH3COOH溶液和PH=10的NH3·H2O溶液分别稀释10，100，1000，10n倍，无限稀释，则所得溶液的PH值在什么范围之内。
[例7]画出酸溶液在稀释过程中pH的变化图，画出碱溶液在稀释过程中pH的变化图
[小结]稀释后溶液pH的变化规律
酸
碱
弱酸
强酸
弱减
强碱
稀释10n倍
＜pH+n
pH+n
＞pH-n
pH-n
无限稀释
pH趋向于7
说明：
（1）对于物质的量浓度相同的强酸和弱酸稀释相同倍数，强酸pH变化程度比弱酸的大（强碱和弱碱也类似）
（2）弱酸、弱碱在稀释过程中有浓度的变化，又有电离平衡的移动，不能求得具体的数值，只能确定其pH范围。
（四）酸，碱等体积混合
[例8]室温下，下列混和溶液的pH一定小于7的是（）
A．pH=3的盐酸溶液，与pH=11的氨水等体积混合
B．pH=3的盐酸溶液，与pH=11的氢氧化钠溶液等体积混合
C．pH=3的硫酸溶液，与pH=11的氨水等体积混合
D．pH=3的醋酸溶液，与pH=11的氢氧化钠溶液等体积混合
小结：
酸，碱等体积混合时，若酸和碱的pH之和为14
（1）若为强酸与强碱，则pH=7
（2）若为强酸与弱碱，则pH＞7
（3）若为弱酸与强碱，则pH＜7
规律：
谁弱谁过量，谁弱显谁性
（五）强酸，强碱恰好反应时的体积比的关系
[例9]25℃时，水的离子积为10－14，将pH＝11的NaOH溶液aL与pH＝2的H2SO4溶液bL混合，所得溶液为中性，则a∶b＝_______；
小结：
因为H+）酸V酸=c（OH—）碱V碱
所以
=
=
[例10]100℃时，水的离子积为10－12，将pH＝11的NaOH溶液aL与pH＝2的H2SO4溶液bL混合，所得溶液为中性，则a∶b＝_______；
【反馈练习】
1．求下列溶液混合后的pH：
（1）把pH＝2和pH=4的两种强酸溶液等体积混合，其pH＝。
（2）把pH＝12和pH＝14的两种强碱溶液等体积混合，其pH=。
（3）把pH＝5的H2SO4溶液和pH＝8的NaOH溶液等体积混合，其pH＝。
2．室温时，将PH=5的H2SO4溶液稀释10倍，则C（H+）：
C（SO42-）=；
若再将稀释后的溶液再稀释100倍,则C（H+）：
C（SO42-）=。
3．20mL0.01mol／LKOH溶液的pH为；30mL0.005mol／LH2SO4溶液的pH为；两溶液混合后，溶液的pH为。
4．设水的电离平衡线如右图所示。
（1）若以A点表示25°时水在电离平衡时的粒子浓度，当温
度升高到100°时，水的电离平衡状态到B点，则此时水的离子10-6
积从_________增加到____________；10-7
（2）将PH=8的Ba（OH）2溶液与PH=5的稀盐酸混合，并保持
在100°的恒温，欲使混合溶液的PH=7，则Ba（OH）2溶液和盐
酸的体积比为__________。
5.下列叙述正确的是（）
A．95℃纯水的pH<7，说明加热可导致水呈酸性
B．pH=3的醋酸溶液，稀释至10倍后pH=4
C．0.2mol•L-1的盐酸，与等体积水混合后pH=1
D．pH=3的醋酸溶液，与pH=11的氢氧化钠溶液等体积混合后pH=7
625℃时，向VmlPH=a的盐酸中滴加PH=b的NaOH溶液10Vml，反应后的溶液中
（Cl－）=nc（Na＋），则此时a+b的值为
A．12B．13C．14D．15
第3课时：
酸碱中和滴定
【学习目标】
1、理解酸碱中和滴定的基本原理。
2、初步学会中和滴定的基本操作方法。
3、掌握酸碱中和的有关计算和简单误差分析。
【学法指导与知识提要】
中和滴定是化学分析中的一种重要方法，滴定操作技术要求比较严格。
本节重点是掌握中和滴定的方法，难点是中和滴定的操作技术和实验误差分析。
【旧知回顾】
测定溶液酸碱性的方法有哪些？
定性测定：
定量测定：
【新知讲解】
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。
例：
HCl+NaOH＝NaCl+H2OCH3COOH+NaOH＝CH3COONa+H2O
H2SO4+2NH3·H2O＝（NH4）2SO4+2H2O
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。
例如：
2NaOH+H2SO4＝Na2SO4+2H2O
由H2SO4---------NaOH
1mol2mol
C酸·V酸C碱·V碱
则C碱=
2、概念：
________________________________________________________________________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）
终点的判断方法：
最后一滴刚好使指示剂颜色发生改变，半分钟不再变化。
滴定终点不是酸碱恰好完全反应，但是由于在酸碱恰好完全反应前后，少加一点标准液或多加一滴标准液，会使pH发生很大的变化，可以使酸碱指示剂变色，对于结果影响不大。
5、数据的处理
取两次操作或叁次操作所耗实际试液体积的平均值进行计算。
（如果有偏差太大的要舍去）
注意：
用滴定管的精确度为0.01mL，故无论用滴定管取待测液或用标准液滴定达终点计数时，待测液和标准液体积都必须精确到小数点后第二位数。
三、中和滴定误差分析
造成滴定误差的关键因素是：
①标准液浓度是否准确②待测液体积
③滴定时耗标准液的体积。
因此，滴定时引起误差的错误操作常有以下几点：
1、锥形瓶水洗后，又用待测液润洗，再取液，待测液实际用量增大造成测定结果是浓度偏高。
2、不能用量筒取待测液，因量筒为粗略量具，分度值为最大量度的1/50，精度低，要用移液管取液。
3、滴定管水洗后未用标准液润洗就直接装入标准液，造成标准液稀释，滴定中耗体积增大，测定结果是使待测液浓度偏高。
4、滴定前滴定管尖嘴部分有气泡，滴定后气泡消失，气泡作标准液体积计算，造成测定结果浓度偏高。
5、滴定过程中，标准液滴到锥形瓶外，或盛标准液滴定管漏液，读数时，V标偏大，造成测定结果是待测液浓度偏大。
6、盛待测液滴定管水洗后，未用待测液润就取液入锥形瓶，造成待测液被稀释，测定结果浓度偏低。
7、读数不准确，例如，盛标准液的滴定管，滴定前仰视，读数偏大，滴定后俯视，读数偏小。
造成计算标准液体积差偏小，待测液测定结果浓度偏低。
8、待测液溅到锥形瓶外或在瓶壁内上方附着未被标准液中和，测定结果待测液浓度偏低。
9、标准液滴入锥形瓶后未摇匀，出现局部变色或刚变色未等待半分钟观察变色是否稳定就停止滴定，造成滴定未达终点，测定结果待测液浓度偏低。
注意：
（1）酸式滴定管可以盛装酸性或强氧化性等液体，但一定不能盛装碱液，
碱式滴定管只能盛装碱性或对橡胶无腐蚀性液体，一定不能盛装酸性或强氧化性液体。
（2）滴定管使用时，下端没有刻度部分液体不能用于滴定。
（3）滴定管规格常有25.00mL和50.00mL两种。
（4）滴定完成后，应即时排除滴定管中废液，用水洗净，倒夹在滴定管架上。
（5）中和滴定的终点是指示剂变色点，故溶液一定不是中性。
而酸、碱恰刚巧完全中和时，溶液不一定呈中性。
【反馈练习】
1下列仪器中，没有“0”刻度线的是（）
A、温度计B、量筒C、滴定管D、容量瓶
2一支25mL滴定管，内盛溶液液面在15.00mL刻度处，当将滴定管内液体全部排出时，所得液体的体积是（）
A、10.00mLB、15.00mLC、小于10.00mLD、大于10.00mL
3准确量取25.00mLKMnO4溶液可以选用的仪器是（）
A、50mL量筒 B、10mL量筒C、50mL酸式滴定管D、50mL碱式滴定管
4如图
（1）图I表示10mL量筒中液面的位置，A与B、B与C刻度相差1mL，如果刻度A为4，量筒中液体体积是mL。
（2）图II表示50mL滴定管中液面的位置，如果液面处
的读数是a，则滴定管中液体的体积（填代
号）。
A．是amLB．是（50－a）mL
C．一定大于amLD．一定大于（50－a）mL
5室温下0.lmol·L－1NaOH溶液滴定amL某浓度的HCl溶液，达到终点时消耗NaOH溶液bmL，此时溶液中氢离子的浓度c（H+）/mol·L－1是
A．0.la/（a+b）B．0.1b/（a+b）C．1×107D．1×10－7
6在一支25mL的酸式滴定管中盛入0.1mol/LHCl溶液，其液面恰好在5mL刻度处。
若把滴定管内溶液全部
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