第三章 酸碱滴定法Word格式.docx

1、PH + POH = 147. 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）0.05mol/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PH9. 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0.1000

2、mol/L 乙酸溶液的PH值？ HAc = H+ + Ac 查表得 Ka =1.75 * 10据H+ = a，得=1.32 X 10 PH= 2.881.求0.24 mol/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：P85 T1 、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

3、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这种离子与溶液中水

4、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0.050mol/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 -

5、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1/1010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0.100 mol/L的HA和0.100 mol/L的NaA组成

6、缓冲溶液。（1） 求此缓冲溶液的PH（2） 求加入HCl达0.100 mol/L时，溶液PH的变化。（3） 求加入 氢氧化钠l达0.100 mol/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0.100 mol/L的氯化铵和0.200 mol/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 4.0084.高浓度的强酸和强碱溶液 酸：PH12二、水解性盐溶液。三、酸碱缓冲溶液（二

7、）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

8、式为主。 3.1PH 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

9、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

10、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0.1000molL-1NaOH标准溶液滴定20.00mL 0.1000 molL-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，0.1000molL-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+=VNaOH18.0019.8019.98中

11、和百分数909899.9pH值2.283.304.30（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-=5.0010-5molL-1pH=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

12、滴定突跃PH=4.309.70 凡是变色范围部分或全部在4.309.70范围内的指示剂都可使用。如：酚酞8.010.0 甲基红4.46.2 甲基橙3.14.4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=9.704.30 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0.1000 molL-1NaOH滴定20.00mL 0.1000 molL-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+HAc

13、NaAc+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=1.3310-3（molL-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0.02mLHAcHAc= =5.0010-5Ac-=10-2PH=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-=5.3010-10，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=5.00L-1，pH=9.70以NaOH加入量

14、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7.759.70（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NaOHHAc滴定曲线的突跃范围（7.759.70）比NaOHHCl（4.309.70）小得多,而且在碱性范围内。所以，在酸性范围内变色的指示

15、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CaKa10-8时，滴定才有明显的PH突跃，才能借助指示剂判断终点。所以，CaKa10-8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0.1000 molL-1HCl滴定20.00mL 0.1000 molL-1NH3H2O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

16、，突跃范围PH=6.304.303、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CKa10-8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

17、讲授授课课型：新课一、混合碱分析（直接滴定法） 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：V10，V20，V1V2，V1V2，V1V2组成：NaHCO3、NaOH、Na2CO3、NaOH+Na2CO3、NaHCO3+Na2CO3 测NaOH和Na2CO3的含量 原理： 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5.61010很小，C108，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