水的電離和溶液的酸堿性課件

第三章水溶液中的離子平衡第二節(jié)水的電離和溶液的酸堿性思考與交流

研究電解質(zhì)溶液時往往涉及溶液的酸堿性，而酸堿性與水的電離有密切的關系。那么水是如何電離的呢?探究實驗精確的純水導電實驗GG現(xiàn)象：指針擺動不亮結(jié)論：水是

電解質(zhì)

極弱H2O＋H2OH3O＋

＋OH－H2OH＋

＋OH－能發(fā)生

電離

微弱靈敏電流計燈泡實驗測定：

25℃,1L純水中（55.6mol）只有1×10－7mol水發(fā)生了電離;100℃,1L純水中（55.6mol）只有1×10－6mol水發(fā)生了電離H2O+H2OH3O++OH－一、水的電離

水合氫離子簡H2OH+

+OH－討論：

純水的組成微粒有哪些？H+OH-H2O思考1:純水中c(H+)與c(OH-)大小有何關系？思考2:在25℃下,電離程度如何？1、水電離特點水是極弱的電解質(zhì)25℃

時，1L水中只有10-7molH2O分子發(fā)生電離H2O的電離常數(shù)K電離＝c(H2O)=1L1000g18g·mol-1K電離

=c(H+)·c(OH-)c(H2O)c(H+)·c(OH-)c(H2O)·K電離

=KwKw=室溫下1×10-14KW叫做水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積。1)表達式：1.在任何水溶液中，均存在水的電離平衡，也就是任何水溶液中都是H+、OH-共存的。

2.任何水溶液中都存在Kw=c(H+).c(OH-)3.式子中c(H+)和c(OH-)均表示整個溶液的c(H+)和c(OH-)水的離子積常數(shù)注：Kw=c(H+).c(OH-)（1）常溫下，濃度為1×10-5mol/L的鹽酸溶液中，由水電離產(chǎn)生的c(H+)是多少？解：酸溶液中Kw=c(H+)酸

·

c(OH-)水c(OH-)水=c(H+)水=Kwc(H+)酸

=1×10-9mol/L=1×10-141×10-5mol/L利用Kw的計算——2.求c(H+)

H2O或c(OH-)

H2O（2）在常溫下，0.1mol/L的鹽酸溶液中水電離出的c(H＋)和c(OH－)是多少?水電離出的c(OH-)=1×10-14/0.1=1×10-13mol/L

=c(H＋)（3）在常溫下，0.1mol/L的NaOH溶液中水電離出的c(H＋)和c(OH－)是多少?水電離出的c(H＋)=1×10-14/0.1=1×10-13mol/L=c(OH-)（4）某溫度下純水中C(H+)=2×10-7mol/L，則此時溶液中的C(OH-)=___________。若溫度不變，滴入稀鹽酸使C(H+)=5×10-6mol/L，則此時溶液中的C(OH-)=___________。2×10-7mol/L8×10-9mol/L2.0.1mol/L的NaOH溶液中，

c（OH-）=？、c（H＋）=？、由水電離出的c（OH-）水=？、c（H＋）水=？1.

0.1mol/L的鹽酸溶液中，

c（H＋）=？、c（OH-）=？、由水電離出的c（OH-）水=？、c（H＋）水=？3.0.1mol/L的NaCl溶液中，

c（OH-）=？、c（H＋）=？練習4、下列五種溶液中c(H+)由大到小的排列順序A.0.1mol·L-1的鹽酸；B.0.1mol·L-1的硫酸；C.0.1mol·L-1的NaOH;D.0.1mol·L-1的CH3COOH;E.0.1mol·L-1的NaCl，BADEC0.1mol/L0.2mol/L1×10-13mol/L小于0.1mol/L1×10-7mol/L比較：D5、水的電離過程為H2OH++OH-，在不同溫度下其離子積為KW25℃=1×10-14，KW35℃=2.1×10-14。則下列敘述正確的是（）A、[H+]隨著溫度的升高而降低B、在35℃時，純水中[H+]＞[OH-]C、水的電離常數(shù)K25

℃

＞K35℃

D、水的電離是一個吸熱過程判斷正誤⑴

任何水溶液中都存在水的電離平衡。⑵

任何水溶液中（不論酸、堿或中性）都存在Kw=10-14。⑶

某溫度下，某液體c(H+)=10-7mol/L，則該溶液一定是純水。√××t℃0102025KW/10-140.1340.2920.6811.01t℃405090100KW/10-142.925.4738.055.0水的電離是一個吸熱過程.結(jié)論：分析下表中的數(shù)據(jù)有何規(guī)律，并解釋之

影響水的電離平衡的因素溫度升高,Kw變大討論：

酸堿性水的電離平衡移動方向C(H+)C(OH-)C(H+)與C(OH-)大小關系Kw變化加熱

加HCl

加NaOH

中性正方向增大相等增大酸性逆方向增大減小大于不變堿性逆反應減小增大小于－小結(jié)：加入酸或堿都抑制水的電離，溶液的酸堿性取決于H+與OH-濃度的相對大小增大不變對常溫下的純水進行下列操作：H2OH+

+OH-水的電離水的離子積：影響因素KW=c（OH-）·c（H+）(25℃時，KW=1.0×10-14)溫度：酸：堿：T↑，KW↑抑制水的電離，KW不變抑制水的電離，KW

不變影響水的電離平衡的因素：溫度不變，KW不變正誤判斷①、如果c(H+)不等于c(OH-)則溶液一

定呈現(xiàn)酸堿性。②、在水中加酸會抑制水的電離。③、如果c(H+)

/c(OH-)

>1的值越

大則酸性越強。④、水溶液中都有c(H+)和c(OH-)。⑤、c（H+）等于10-6mol/L的溶液

一定呈現(xiàn)酸性。⑥、對水升高溫度電離度增大，酸性增強?！獭獭獭碳兯?0℃和50℃的H+濃度，前者與后者的關系是A.前者大B.后者大C.相等D.無法確定下列微粒中不能破壞水的電離平衡的是

A、H+B、OH-C、S2-D、Na+下列物質(zhì)溶解于水時，電離出的陰離子能使水的電離平衡向右移動的是A、CH3COONaB、Na2SO4

C、NH4ClD、CH3COOHBDA思考與交流Kw=c(H+).c(OH-)

對水電離平衡的影響

c(H+)mol/Lc(OH-)mol/Lc(H+)與c(OH-)比較溶液酸堿性

純水

HCl

NaOH

一、溶液的酸堿性與H+、OH－濃度的關系=1×10-14(25℃)無=10-7=10-7c(H+)=c(OH-)中性左移>10-7<10-7c(H+)>c(OH-)酸性左移<10-7>10-7c(H+)<c(OH-)堿性總結(jié)：溶液的酸堿性由溶液中H+、OH-濃度相對大小決定酸性:c(H+)＞c(OH-)中性:c(H+)=c(OH-)堿性:c(H+)＜c(OH-)常溫25℃c(H+)＞10-7mol/Lc(H+)=10-7mol/Lc(H+)＜10-7mol/L無論任何溫度，無論酸性、中性、堿性溶液，都存在水電離出的H+、OH-，并且由水電離出的這兩種離子濃度一定相等。討論：KW105℃=10-12在105℃時，純水中c(H+)為多少？c(H+)＞1×10-7mol/L是否說明105℃時純水溶液呈酸性？105℃時，c(H+)=1×10-7mol/L溶液呈酸性還是堿性？不能用c(H+)等于多少來判斷溶液酸、堿性，只能通過兩者相對大小比較在常溫下，某溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H+)=1×10-12mol/L的溶液，則該溶液的酸堿性如何？可能是酸性也可能是堿性

c(H+)水=c(OH-)水=10-12mol/L若c(H+)aq=c(H+)水=10-12mol/L

則c(OH-)aq=10-2mol/L溶液顯堿性若c(OH-)aq=c(OH-)水=10-12mol/L則c(H+)aq=10-2mol/L溶液顯酸性25℃、濃度均為0.1mol/L的下列溶液中c(H+)

由大到小的排列順序：①氨水②NaOH③鹽酸

④醋酸③＞④＞①＞②A常溫下，某溶液中由水電離出來的c(H＋)＝1.0×10-13mol/L

，該溶液可能是()

①二氧化硫②氯化銨水溶液③硝酸鈉水溶液④氫氧化鈉水溶液

A．①④ B．①②

C．②③D．③④√在由水電離產(chǎn)生的H＋濃度為1×10－13mol·L－1的溶液中，一定能大量共存的離子組是①K＋、Cl－、NO3－、S2－

②K＋、Fe2＋、I－、SO42－

③Na＋、Cl－、NO3－、SO42－④Na＋、Ca2＋、Cl－、HCO3－

⑤K＋、Ba2＋、Cl－、NO3－A．①③ B．③⑤ C．③④ D．②⑤酸性條件不能共存堿性條件不能共存能共存酸、堿性條件都不能共存能共存在25℃，在某無色溶液中由水電離出的c(OH-)=1×10-13，一定能大量共存的離子組是（）

A.NH4+K+NO3-Cl-B.NO3-CO32

-K+Na+C.K+Na+Cl-SO42-D.Mg2+Cu2+SO42-Cl-C濃度均為0.1mol/L的下列溶液中，由水電離出的c(H+)

H2O大小關系為：①鹽酸②醋酸溶液③硫酸溶液④氫氧化鈉溶液②＞①=④＞③二、溶液的pH當溶液中H+、OH-濃度很小時，表示或比較溶液的酸堿性較麻煩，怎么處理？pH=-lgc(H+)1、定義:c(H+)=10-PH用H+物質(zhì)的量濃度的負對數(shù)表示

例：試計算當H+濃度分別為10、1、10-1、10-3、10-5、10-7、10-9、10-13、10-18mol/L時，溶液的pH是多少？-1、0、13、5、7、9、1318

討論:

你認c(H+)在什么范圍內(nèi)，用pH來表示溶液的酸堿性比較方便？0---14任意水溶液中c(H+)≠0，但pH可為0，此時c(H+)=1mol/L，一般c(H+)＞1mol/L或c(OH-)>1mol/L時，pH＜0，不用pH表示直接用c(H+)表示溶液的酸堿性例：計算0.1mol/L的HCl溶液的pH值解、∵c(H+)＝0.1×1＝0.1∴pH＝－lg0.1＝1練習：試計算常溫下的①0.005mol/LH2SO4溶液；②0.005mol/LBa(OH)2溶液的pH值解、①∵c(H+)＝0.005×2＝0.01∴pH＝－lg0.01＝2②∵c(OH－)＝0.005×2＝0.01∴pH＝－lg10－12

＝12或∵c(OH－)＝0.005×2＝0.01∴pOH＝－lg0.01＝2pH=14－2＝12①、一定條件下pH越大，溶液酸性越強②、pH表示任何溶液的酸堿性都很方便③、強酸溶液的pH一定大④、pH等于6是一個弱酸體系⑤、pH有可能等于負值⑥、pH相同的強酸和弱酸中c(H+)相 同,物質(zhì)的量濃度也相同。pH01234567891011121314

酸性增強中性堿性增強25℃0

1001

10－12

10—23

10—34

10—45

10—56

10—67

10—7810—8910—91010—101110—111210—121310—131410—14中性pHC(H＋)C(OH-)10-1410-1310-1210-1110-1010-910-810-710-610-510-410-310-210-1100酸性堿性增強增強0100110－1210—2310—3410—4510—5610—67

10—7810—8910—91010—101110—111210—121310—131410—14pH越小,c(H+)

越大酸性越強；pH越大，c(OH-)

越大,堿性越強。結(jié)合pH與c(H+)的關系，思考溶液酸堿性與pH的關系25℃pH012345678910……

酸性增強中性堿性增強100℃1、100℃時純水的pH為6，小于7，因而此時純水呈酸性2、10℃時純水的pH比60℃時純水的pH大練習錯，呈中性對(1)廣范pH試紙精密pH試紙

用鑷子截取1-2cmPH試紙于潔凈干燥的表面皿或是玻璃片上，用干凈的玻璃棒蘸取待測液點在PH試紙中部,待試紙顯色穩(wěn)定后與標準比色卡對照，讀出PH。試紙使用時不能用水潤濕,且所測數(shù)值為整數(shù)2、pH的測定方法pH試紙(定量粗略測量)pH

01234567891011121314

強酸性

弱酸性中性弱堿性

強堿性紅色橙紅色橙黃色淺草綠色深草綠色藍色深藍色黃色藍紫色(整數(shù)位)討論：pH試紙的使用能否直接把pH試紙伸到待測液中？是否要先濕潤pH試紙后，再將待測液滴到pH試紙上？能否用廣泛pH試紙測出pH=7.1來？

標準比色卡中的數(shù)據(jù)都是整數(shù)如用濕潤的pH試紙檢驗待測液，對該溶液pH值的測定：A、一定有影響B(tài)、偏大C、偏小D、不確定注意：①不能用水潤濕②要放在玻璃片(或表面皿)上③用玻璃棒蘸待測液滴于試紙上pH計(定量精確測量)(小數(shù)位)（廣東卷）下列可用于測定溶液pH且精確度最高的是()(A)酸堿指示劑(B)pH計

(C)精密pH試紙(D)廣泛pH試紙BpH=-lgc(H+)練習1、pH試紙使用操作中正確的是（）

A.將pH試紙的一端浸入溶液，觀察顏色的變化

B.將pH試紙浸入溶液一會兒，再取出跟標準比色卡相比較

C.用潔凈的玻璃棒沾取被測溶液，滴在pH試紙上，顏色變化后與比色卡對照

D.先將pH試紙用蒸餾水潤濕，再用潔凈的玻璃棒沾取被測溶液，滴在pH試紙上，顏色變化后與比色卡對照C人體幾種體液和代謝產(chǎn)物的正常pH人體體液和代謝產(chǎn)物都有正常的pH范圍，測定人體體液和代謝產(chǎn)物的pH，可以幫助了解人的健康狀況。一些體液和代謝產(chǎn)物的正常pH如上圖所示。

四、pH值的應用1、人體健康人體內(nèi)的各種體液都有一定的pH，當體內(nèi)的酸堿平衡失調(diào)時，血液的pH是診斷疾病的一個重要參數(shù)。2、日常生活人們洗發(fā)時使用的護發(fā)素，其主要功能也是調(diào)節(jié)頭發(fā)的pH使之達到適宜的酸堿度。3、環(huán)保領域酸性或堿性廢水的處理常常利用中和反應。1、強酸與強酸混合：強酸Ⅰ：cⅠ電離c(H+)Ⅰ強酸Ⅱ：cⅡ電離c(H+)Ⅱc(H+)混合-lgpH(二)溶液混合pH計算

例在25℃時，pH=1的鹽酸溶液1L與pH=4的鹽酸溶液1000L混合，混合后溶液的pH等于多少？關鍵：1、抓住氫離子進行計算！2、當相加、減的兩個量相差100倍以上時，小的可忽略pH=-lgc(H+)=-lgc(（1×10—1+1000×10—4）/（1+1000）)=-lgc(2×10—4)=4-lg2=3.7在25℃時，pH值等于1的鹽酸溶液和pH值等于4的硫酸溶液等體積混合pH值等于多少？解：pH=-lg[H+]=-lg（1×10—1+1×10—4）/（1+1）=-lg5×10—2=2-lg5=1.3關鍵：抓住氫離子進行計算！兩種強酸等體積混合，△pH≥2時混合液pH＝pH?。玪g2＝pH?。?.3pH=2的鹽酸和pH=4的鹽酸溶液等體積混合后，所得溶液的pH＝

。pH=3的鹽酸和pH=6的硫酸溶液等體積混合后，所得溶液的pH＝

。兩種pH不同的強酸等體積混合時△pH≥2時，pH混=pH小+0.3練習2.33.3計算10mL0.1mol/LHCl和10mL0.05mol/LH2SO4混合溶液的pH解：c(H+)Ⅰ＝0.1×1＝0.1mol/Lc(H+)Ⅱ＝0.05×2＝0.1mol/Lc(H+)混合＝pH＝-lg0.1＝1練習：pH＝2的鹽酸溶液和0.00005mol/L的硫酸溶液等體積混合，試計算混合溶液的pH值

解：∵c(H+)Ⅰ＝0.01mol/Lc(H+)Ⅱ＝0.00005×2＝0.0001mol/Lc(H+)混合＝pH＝-lg0.005=2+lg2=2.3思考：怎樣計算強堿與強堿混合溶液的pH值？強堿與強堿混合：強堿Ⅰ：CⅠ電離C(OH－)Ⅰ強堿Ⅱ：CⅡ電離C(OH－)ⅡC(OH－)混合-lgpHKwC(H+)混合-lgpOH14--pOH解：=-lg2+11=10.7例：在25℃時，pH值等于9和pH值等于11的兩種氫氧化鈉溶液等體積混合pH值等于多少？[OH—]=（1×10—5+1×10—3）/(1+1)[H+]=10-14/[OH-]pH=-lg10-14/(10-3/2)兩種pH不同的強堿等體積混合時△pH≥2時，pH＝pH大－lg2=pH大-0.3

pH=13的Ba(OH)2溶液與pH=10的NaOH溶液體積比按1∶3混合后的pH____。pH=13的Ba(OH)2溶液與pH=10的NaOH溶液體積比按1∶1混合后的pH____。12.712.4練習計算：⑴、pH=13和pH＝11的強堿⑵、pH=1和pH=3的強酸等體積混合的混合液的pH值解：⑴、pH混＝pH大－0.3＝13－0.3＝12.7⑵、pH混＝pH?。?.3＝1＋0.3＝1.3想一想：強酸強堿混合，混合溶液的pH值怎樣計算？將pH=8的氫氧化鈉溶液與pH=10的氫氧化鈉溶液等體積混合后，溶液中的氫離子濃度最接近于（）A、mol·L-1B、mol·L-1C、(10-8＋10-10)mol·L-1D、2×10-10mol·L-1

D例、25℃時，10mL0.1mol/LNaOH和10mL0.05mol/LBa(OH)2混合，計算混合溶液的pH值解：∵c(OH－)Ⅰ＝0.1c(OH－)Ⅱ＝0.05×2＝0.1c(OH－)混合＝c(H+)混合＝pH＝－lg10－13=13或pOH＝－lg0.1=1pH＝14–1=13強酸與強堿溶液反應后溶液pH求算：酸過量：則c(H+)=堿過量：則c(OH-)=c(H+)V1-c(OH-)V2

V1+V2c(OH+)V2-c(H+)V1

V1+V2c(H+)=Kw/c(OH-)在25℃時，100ml0.6mol/L的鹽酸與等體積0.4mol/L的NaOH溶液混合后,溶液的pH等于多少？關鍵：酸過量抓住氫離子進行計算！NaOH+HCl=NaCl+H2O0.060.04pH=-lgc(H+)=-lg0.02/（0.1+0.1）=-lg10—1=1強酸與強堿混合—酸過量例：在25℃時，100ml0.4mol/L的鹽酸與等體積0.6mol/L的氫氧化鈉溶液混合后,溶液的pH值等于多少？解：NaOH+HCl=NaCl+H2O0.040.06關鍵：堿過量抓住氫氧根離子進行計算！[OH—]=0.1(0.6-0.4)/0.2[H+]=10-14/[OH—]=10-14/0.1pH=-lg10-13=13強酸與強堿混合—堿過量例、某強酸溶液pH=a，強堿溶液pH=b，已知a＋b＝12，酸堿溶液混合pH=7，則酸溶液體積V(酸)和堿溶液體積V(堿)的正確關系為（）A.V(酸)=102V(堿)B．V(堿)=102V(酸).C．V(酸)＝2V(堿)D.V(堿)＝2V(酸)B強酸與強堿混合—恰好反應兩溶液等體積混合稀釋后所得溶液的PH甲溶液乙溶液PH=3的HClPH=5的HClPH=2的HClPH=5的HClPH=9的NaOHPH=11的NaOHPH=9的NaOHPH=12的NaOHPH=4的HClPH=10的NaOHPH=3的HClPH=9的NaOHPH=5的HClPH=11的NaOH3.32.310.711.773.310.7鞏固練習（1）pH為12的NaOH溶液和pH為2的醋酸溶液等體積相混合，則混合液呈_____性（2）pH為12的氨水和pH為2的鹽酸等體積相混合，則混合液呈

____性（3）pH為2的鹽酸和pH為12的某堿等體積相混合，則混合液pH_______（4）pH為12的NaOH溶液和pH為2的某酸溶液等體積相混合，則混合液pH_____酸堿≥7≤7強酸的稀釋：例：取1mLpH=3的硫酸溶液加水稀釋到100mL，溶液的

pH變?yōu)槎嗌?？解：c(H+)=pH=-lgc(H+)=-lg10-5=510-3mol/L×10-3

L=10-5mol/L10-1L=n(H+)V[H2SO4(aq)]若上述溶液加水稀釋到體積為原來的1000倍，則溶液的pH變?yōu)槎嗌伲咳粝♂尩襟w積為原來的105倍，則溶液的pH變?yōu)槎嗌伲?02103pH=6pH=8pH接近于773pHV水5、酸堿的稀釋問題強酸‵弱酸稀釋例：pH=2的鹽酸稀釋10倍后pH=？

pH=2的醋酸稀釋10倍后pH=？結(jié)論：稀釋10倍pH變化（增大）＜1＜33鹽酸醋酸V水32pH10倍稀釋相同倍數(shù)時pH：鹽酸＞醋酸稀釋到相同pH時稀釋的倍數(shù)：醋酸＞鹽酸弱酸稀釋：（1）PH=a的弱酸稀釋10n倍后,PH增大的量小于n，即a﹤PH﹤a+n(2)PH值相同的兩酸溶液稀釋相同倍數(shù)后，酸性強的酸PH值變化大弱酸的稀釋：將pH=5的醋酸溶液稀釋。①稀釋10倍，求pH（范圍）②要使醋酸的pH由5變到6，加水稀釋____10倍(填<、>、=)因為稀釋10倍，pH小于6，所以如pH=6，要大于10倍(5-----6)＞

有相同pH的三種酸HX、HY、HZ的溶液，稀釋相同倍數(shù)后，pH的變化值依次增大，則HX、HY、HZ的酸性由強到弱的順序是

A、HX.HY.HZ

B、HZ.HY.HX

C、HX.HZ.HY

D、HY.HZ.HXBBB酸HA、HB兩溶液的pH值為3，且體積相同，加水稀釋兩溶液，PH值與加入水的體積關系如圖所示，則兩者酸性較強的是加水體積pHHBHAHB強堿的稀釋例：取pH=11的NaOH溶液與水按1:99的體積比混合后，溶液的pH變?yōu)槎嗌?？解：稀釋前c(OH-)=10-3

mol/L10-3mol/L=10-5mol/L1+99若上述溶液加水稀釋到體積為原來的1000倍，則溶液的pH變?yōu)槎嗌?？若稀釋到體積為原來的105倍，則溶液的pH變?yōu)槎嗌伲?03pH=8pH=6pH接近于7原來的102稀釋后c(OH-)=稀釋后溶液的pH=

9Kwc(OH-)c(H+)==1×10-9mol/L117pHV水117pHV水3弱堿稀釋例：pH=12的NaOH溶液稀釋10倍后pH=？

pH=12的氨水稀釋10倍后pH=？結(jié)論：稀釋10倍pH變化（減小）＜1.＞1111NaOH氨水V水1211pH10倍稀釋相同倍數(shù)時pH：氨水＞NaOH稀釋到相同pH時稀釋的倍數(shù)：氨水＞NaOH弱堿的稀釋弱堿稀釋：（1）PH=b的弱堿稀釋10n倍后,PH減小的量小于n，即b-n﹤PH﹤b(2)PH值相同的兩堿溶液稀釋相同倍數(shù)后，堿性強的堿PH值變化大小結(jié)酸或堿的稀釋與pH的關系強酸pH=a，加水稀釋10n倍，則pH=a+n；弱酸pH=a，加水稀釋10n倍，則pH<a+n；強堿pH=b，加水稀釋10n倍，則pH=b-n；弱堿pH=b，加水稀釋10n倍，則pH>b-n；酸、堿溶液無限稀釋時，pH只能接近7，但酸不能大于7，堿不能小于7；對于濃度（或pH）相同的強酸和弱酸，稀釋相同倍數(shù)，強酸的pH變化幅度大。（強堿、弱堿相似）酸堿中和滴定及曲線酸堿中和滴定一、酸堿中和滴定基本原理：1、化學分析的分類：鑒定物質(zhì)組成成分，叫做———————；測定物質(zhì)組成成分的含量，叫做———————；定性分析定量分析酸堿中和滴定就是一種基本定量分析方法2、酸堿中和滴定的定義：用已知—————————————————————

來測定————————————————————的定量分析方法叫做酸堿中和滴定；物質(zhì)的量濃度堿（或酸）的酸（或堿）未知物質(zhì)的量濃度的一、酸堿中和滴定基本原理：H++OH－=H2O酸堿中和滴定3、原理：中和反應中當n（H+)=n(OH-),完全中和對于一元酸與堿反應時：C酸V酸=C堿V堿4、關鍵：

①準確測出參加反應的兩種溶液的體積。②準確判斷中和反應是否恰好進行完全。已知物質(zhì)的量的濃度的酸（或堿）來測定未知濃度的堿（或酸）的方法

2.酸堿中和滴定所需的儀器酸式滴定管堿式滴定管錐形瓶鐵架臺滴定管夾容量瓶2.儀器燒杯2、儀器：用作中和反應容器，盛裝待測液用于配制標準液中和滴定——主要實驗儀器量取液體常用儀器:量筒、移液管、滴定管量筒：粗量儀，10mL量筒最小分刻度為0.1mL、讀數(shù)精確到0.1mL，無“0”刻度。移液管：精量儀，讀數(shù)精確到0.01mL準確量取一定量的試液(中和滴定時用來量取待測液）放置滴定管酸式滴定管堿式滴定管滴定管用于測定標準液或待測液的準確體積滴定管的構造特點：酸式滴定管————————，堿式滴定管—————————————。玻璃活塞橡皮套加玻璃珠滴定管上有刻度線，標明了最大體積和使用溫度想一想：量筒的構造與滴定管有何不同？量筒———“0”刻度線，其刻度由下到上讀數(shù)———————，最大刻度線在其————。沒有由小到大上方⑷普通滴定管的精密度為—————mL0.01⑶滴定管的“0”刻度線—————，但并未在—————，滴定管上的刻度由上到下，讀數(shù)———————，最大刻度線在滴定管————。上方最上方由小到大下方2023/2/4823)滴定管使用注意事項：⑴酸式滴定管：不能盛放堿液、水解顯堿性的鹽溶液、氫氟酸⑵堿式滴定管：不能盛放酸性溶液和強氧化性溶液滴定管下端有氣泡，必須排除；排除方法為：⑸滴定管使用前，應檢查滴定管下端是否漏液和存在氣泡⑹滴定管讀數(shù)必須————刻度線平視俯視刻度線，讀數(shù)結(jié)果————仰視刻度線，讀數(shù)結(jié)果————偏低偏高⑵待測液：————————————選擇原則——————————————————————⑴標準液：————————————已知濃度的溶液未知濃度的溶液⑶指示劑作用：通過指示劑———變化確定終點變色明顯、靈敏，終點與變色范圍一致1試劑：顏色酸堿指示劑的顏色變化是在一定的pH值范圍內(nèi)發(fā)生的。我們把指示劑發(fā)生顏色變化的pH值范圍叫做指示劑的變色范圍。pH123.1

4.4

567891011121314甲基橙紅色橙色黃色石蕊紅色紫色藍色酚酞無色淺紅色紅色(1)酸堿指示劑（定性測量范圍）3.酸堿指示劑的變色范圍指示劑pH變色范圍酸色堿色甲基橙3.1~4.4紅色黃色石蕊5.0~8.0紅色藍色酚酞8.2~10.0無色紅色883、指示劑選擇總結(jié)：強酸與強堿互相滴定時，可選擇酚酞或甲基橙。情況選用指示劑終點的顏色變化強酸滴定強堿酚酞

強酸滴定強堿甲基橙

強堿滴定強酸酚酞強堿滴定強酸甲基橙由粉紅色變成無色（回滴又紅）由黃色變成橙色由無色變成粉紅色，且在半分鐘內(nèi)紅色不褪去由紅色變成橙色練1下列所述儀器“0”刻度位置正確的是（）A．在量筒的上端

B．在滴定管上端C．容量瓶上端、D．在托盤天平刻度尺的右邊B練2：量取25.00mL，KMnO4溶液可選用儀器（）A．50mL量筒，B．100mL量筒C．50mL酸式滴定管，D．50mL堿式滴定管C（以標準鹽酸滴定NaOH為例）1、準備工作：⑴、滴定管：①檢查滴定管是否————以及下端—————————；②滴定管洗滌：用蒸餾水洗滌③酸式滴定管再用——————洗滌2～3次、堿式滴定管用蒸餾水洗滌后再用——————洗滌2～3次④裝液：將標準鹽酸溶液裝入酸式滴定管、將待測NaOH溶液裝入堿式滴定管至“0”刻度線上方——————處⑤并排除滴定管嘴尖處的—————；⑥調(diào)整液面：將滴定管中的標準液或待測液的液面調(diào)整到—————（或—————以下某刻度），⑦讀數(shù)漏液是否有氣泡標準液待測液2～3cm氣泡“0”刻度“0”刻度⑴用—————————量取一定體積的待測液（NaOH)于錐形瓶中，滴入2～3滴指示劑（酚酞試液），待測液變成—————2、滴定過程：堿式滴定管紅色⑵用————握活塞旋轉(zhuǎn)開關，————不斷旋轉(zhuǎn)振蕩錐形瓶，眼睛注視錐形瓶中———————————和滴定管——————，至————變成————，且半分鐘不褪色為止，記下滴定管刻度左手右手液流速度紅色無色⑶重復上述操作——————次，算出消耗標準液體積的——————2～3平均值色變化溶液顏錐形瓶：只能用——————洗滌，不能用——————洗滌蒸餾水待測液使用滴定管時要注意的手勢：酸式滴定管使用注意：左手、右手、眼睛3、結(jié)果計算：用上述標準液體積的平均值進行計算操作步驟：洗滌→檢漏→蒸餾水洗→溶液潤洗→裝液→排氣泡→調(diào)整液面并記錄→放出待測液→加入指示劑→滴定→記錄→計算。一次滴定二次滴定三次滴定終點讀數(shù)起點讀數(shù)用量差值V標NaOHV待HClC待HClC待HCl平均CHCl=——————CNaOH.VNaOHVHCl酸堿中和滴定數(shù)據(jù)處理和計算：97五數(shù)據(jù)處理實驗次數(shù)待測NaOH體積(mL)標準鹽酸體積(mL)NaOH濃度(mol/L)初讀數(shù)末讀數(shù)體積110.000.0511.15210.003.2014.35已知標準鹽酸濃度0.1000mol/LNaOH濃度:0.1113mol/L11.1011.15左手右手視線與凹液面水平相切滴加速度先快后慢眼睛注視瓶內(nèi)顏色變化半分鐘顏色不變滴定管保持垂直酸式堿式堿式(1)酸、堿式滴定管的構造以及讀數(shù)準確度0.01mL。(2)溶液使指示劑改變顏色，發(fā)生的是化學變化。指示劑滴加太多比將消耗一部分酸堿溶液（一般為1~2滴）(3)滴定速度，先快后慢，接近滴定終點時，應一滴一搖動。(4)振蕩半分鐘溶液顏色不發(fā)生變化，達滴定終點。(5)讀數(shù)時，視線與液面的凹液面的最低處及刻度在同一水平線上。延伸：酸堿中和滴定操作中應注意的幾個問題七、誤差分析：關鍵：緊扣公式，分析V(標)的變化↓計算

已知↑↓預先量取→滴定測得俯視圖仰視圖滴定管的俯視和仰視正確視線仰視視線正確讀數(shù)仰視讀數(shù)讀數(shù)偏大正確視線俯視視線正確讀數(shù)俯視讀數(shù)讀數(shù)偏小0誤差產(chǎn)生的原因：先偏大后偏小先仰后俯V=V(后)-V(前)，偏小實際讀數(shù)正確讀數(shù)先俯后仰先偏小后偏大V=V(后)-V(前)，偏大實際讀數(shù)正確讀數(shù)滴定管的俯視和仰視2、潤洗不當盛裝標準液的滴定管用蒸餾水洗滌后未用標準液潤洗。（2）盛裝待測液的滴定管或移液管用蒸餾水洗后未用待測液潤洗。n(待)減?。?）錐形瓶用蒸餾水洗后再用待測液潤洗。V(標)減小c(待)減小n(待)增大V(標)增大c(待)增大若錐形瓶中含有少量蒸餾水，對c(待)是否有影響？答案：無影響V(標)增大c(待)增大104（1）盛裝標準液的滴定管漏液。（2）盛標準液的滴定管滴前尖嘴部分留有氣泡，滴定過程中，氣泡變小或消失，最后無氣泡。氣泡前有后無，（3）滴定過程中，將標準液滴到錐形瓶外。3.操作不當（4）移液時，將移液管尖嘴處的殘留液吹入錐形瓶中。V(待)變多（5）滴定過程中，振蕩錐形瓶時，不小心將待測液濺出。V(標)增大c(待)偏大V(標)增大c(待)偏大V(標)增大c(待)偏大V(標)增大c(待)偏大V(待)減少V(標)減少c(待)偏小105終點判斷不準（1）強酸滴定弱堿時，甲基橙由黃色變?yōu)榧t色時停止滴定。終點時的顏色變化應該是由黃色變?yōu)槌壬?，所以，這屬于判斷終點過晚。（2）強堿滴定弱酸時，酚酞由無色變?yōu)榉奂t時立即停止滴定。判斷終點過早。（3）滴定終點時滴定管尖嘴處半滴尚未滴下，或一滴標準液附著在錐形瓶內(nèi)壁上未流下。這半滴或一滴標準液并反未應，卻已被計入V(標)使之變大，所以會造成c(待)偏大。V(標)增大c(待)偏大V(標)減少c(待)偏小可能情況操作及讀數(shù)結(jié)果1、儀器的洗滌或潤洗未用標準液洗滌滴定管未用待測液洗滌移液管或相應滴定管用待測液洗滌錐形瓶洗滌后錐形瓶未干燥2、氣泡及其處理滴定前有氣泡，滴定后無氣泡滴定前無氣泡，滴定后有氣泡偏高偏低偏高無影響偏高偏低可能情況操作及讀數(shù)結(jié)果3.讀數(shù)不正確滴定前仰視滴定管讀數(shù)，滴定后平視滴定前平視，滴定后仰視滴定前仰視，滴定后俯視滴定前俯視，滴定后仰視滴定后，滴定管尖嘴處掛一滴標準液4.滴定是濺落液體標準液滴在錐形瓶外一滴待測液濺出錐形瓶外一滴偏低偏高偏低偏高偏高偏高偏低1084.雜質(zhì)的影響（1）用含有Na2CO3雜質(zhì)的NaOH配制標液來測定鹽酸的濃度。（若用標準鹽酸來滴定這種NaOH溶液呢？）（2）用含有KOH雜質(zhì)的NaOH配制標液來測定鹽酸的濃度（3）用NaOH配制的因存放不當而變質(zhì)的標準液測定鹽酸的濃度。V(標)增大→c(待)偏高；偏高V(標)減少→c(待)偏低由Na、Cl守恒可知：V(標)不變→c(待)不變4.滴定過程中溶液的pH變化例：用0.100mol/LNaOH溶液滴定20.00mL0.100mol/L鹽酸NaOH(ml)0.0018.0019.6819.9820.0020.0220.2022.0023.00溶液pH

1.02.33.34.37.09.710.711.712.5問題3:以NaOH加入量為橫坐標,以pH值變化為縱坐標,繪制中和滴定曲線問題2:滴定終點時多半滴和少半滴溶液性質(zhì)發(fā)生怎樣改變?PH發(fā)生怎樣改變?問題1:滴定終點消耗堿多少?pH等于多少?PH1210864210203040突變范圍加入NaOH(ml)酸堿指示劑的顏色在此pH值突躍范圍發(fā)生明顯的改變，則就能以極小的誤差指示出滴定終點的到達。強酸與強堿中和滴定曲線可以看出終點時溶液的pH值在4~10區(qū)間有突躍變化關系。

pH

強酸滴定強堿pH變化曲線圖1074V鹽酸過量1滴，混合溶液的pH值變成4左右，甲基橙或酚酞能指示出來。1.下列所述儀器“0”刻度位置正確的是（