化學(xué)水的電離和溶液的酸堿性人教版選修

化學(xué)水的電離和溶液的酸堿性人教版選修第1頁/共92頁思考:如何用實驗證明水是一種極弱的電解質(zhì)?1.實驗2.現(xiàn)象

：指針擺動：不亮G×3.結(jié)論水是一種極弱的電解質(zhì)4.原因H2OH＋

＋OH－H2O＋H2OH3O＋

＋OH－實驗測定(25℃時)：C(H+)=C(OH－)=10-7mol/L靈敏電流計燈泡第2頁/共92頁25℃，純水H2O+H2OH3O++OH－

(H2OH＋+OH－)C(H+)=C(OH-)=1×10-7mol/L平衡常數(shù)：K電離＝C(H+)×C(OH-）C(H2O）+++-1、水是一種極弱電解質(zhì)，能微弱電離:第1課時、水的電離第3頁/共92頁Kw=c(H+).c(OH-)1)表達式：KW叫做水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積。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。

任何水溶液中都存在Kw=c(H+).c(OH-)水的濃度為常數(shù)，所以C(H+)×C(OH-）=K電離.C(H2O）=常數(shù)2、水的離子積常數(shù)注：提問：根據(jù)前面所學(xué)知識，水的離子積會受什么外界條件影響？第4頁/共92頁分析下表中的數(shù)據(jù)有何規(guī)律，并解釋之討論：溫度0℃20℃25℃50℃100℃Kw1.14×10-156.81×10-151×10-145.47×10-141×10-12結(jié)論：溫度越高，Kw越大，水的電離是一個吸熱過程第5頁/共92頁Kw=c(H+).c(OH-)1)表達式：KW叫做水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積。2)影響KW的因素KW只與溫度有關(guān)（與濃度無關(guān)）:溫度升高，KW增大如：25℃KW=10-14100℃

KW=10-12注：常數(shù)不寫單位。2、水的離子積常數(shù)第6頁/共92頁D1、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練習(xí)第7頁/共92頁2、判斷正誤：1)任何水溶液中都存在水的電離平衡。2)任何水溶液中（不論酸、堿或中性）都存在Kw=10-14。3)某溫度下，某液體c(H+)=10-7mol/L，則該溶液一定是純水?！獭痢恋?頁/共92頁討論：對常溫下的純水進行下列操作，完成下表：

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(guān)系Kw變化加熱

加HCl

加NaOH

中性→↑↑=↑酸性←↑↓＞不變堿性←↓↑＜不變小結(jié)：加入酸或堿都抑制水的電離第9頁/共92頁（1）加入酸或堿，抑制水的電離，Kw不變；（2）升高溫度，電離過程是一個吸熱過程，促進水的電離，水的離子積增大，在常溫時，KW=1×10－14；在100℃時，KW=1×10－12。知識延伸：1、C（H＋）=1×10－7mol/L，溶液一定呈中性嗎？說明：溶液或純水呈中性，是因為溶液中C（H＋）=C（OH－）2、純水中溶液C(H＋)、C(OH－)濃度的計算方法：C（H＋）=C（OH－）=3、影響水電離平衡的因素第10頁/共92頁④根據(jù)Kw=C(H＋)×C(OH－)在特定溫度下為定值,C(H＋)和C(OH-)可以互求.③不論是在中性溶液還是在酸堿性溶液，水電離出的C(H+)＝C(OH－)②常溫下,任何稀的水溶液中

C(H+)×C(OH－)=1×10－14注意:①任何水溶液中H+和OH－總是同時存在的,只是相對含量不同.第11頁/共92頁①根據(jù)Kw=C(H＋)×C(OH－)在特定溫度下為定值,C(H＋)和C(OH-)可以互求；②任何水溶液中由水電離出來的c(H+)與c(OH-)相等

;

4、利用Kw的定量計算有關(guān)原則：③純水中溶液C(H＋)、C(OH－)濃度的計算方法：C（H＋）=C（OH－）=第12頁/共92頁例題⑴﹑25℃，0.1mol/L的鹽酸溶液中水電離出的C(H＋)和C(OH－)是多少?⑵﹑25℃，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(OH-)=1×10-14/0.1=1×10-13mol/L=C(H＋

)水電離出的C(H+)=1×10-14/0.1=1×10-13mol/L=C(OH-)第13頁/共92頁3、根據(jù)Kw=c(H+)×c(OH-)為定值,c(H＋)和c(OH-)可以互求；酸性溶液中水電離出來的c(H+)可以忽略、堿性溶液中水電離出來的OH-離子可以忽略；1、任何水溶液中H+和OH－總是同時存在的,只是相對含量不同；2、常溫任何稀的水溶液中c(H+).c(OH-)=1×10－144、Kw大小只與溫度有關(guān),與是否為酸堿性溶液無關(guān)。25℃時，Kw=1×10-14100℃時，Kw=1×10-12再次強調(diào)第14頁/共92頁0.1mol/L的NaOH溶液中，

c（OH-）＝？、c（H＋）＝？、由水電離出的c（OH-）水＝？、c（H＋）水＝？、2.0.1mol/L的H2SO4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(xí)第15頁/共92頁5、水中加入氫氧化鈉固體，c(OH-)_____；則水的電離平衡向______移動，水的電離被___，Kw__________，c(H+)________。6、已知100℃時，Kw=1×10-12,分別求出該溫度下,純水、0.1mol/LHCl溶液、0.1mol/L的NaOH溶液中的c(H+)。4、25℃時，向純水中加入少量氯化氫氣體，仍能保持不變的是（）A.c(H+)B.c(OH-)C.KwD.c(H+)/c(OH-)第16頁/共92頁7.將0.1mol·L-1的氨水稀釋10倍，隨著氨水濃度的降低，下列數(shù)據(jù)逐漸增大的是（）A.C(H+)B.C(OH)-

C.c(OH)-/c(NH3·H2O)

D.C(NH4)+C的理解:

氨水電離常數(shù)K=C(NH4)+.C(OH)-/c(NH3·H2O)所以c(OH)-/c(NH3·H2O)=K/C(NH4)+AC第17頁/共92頁討論

解答：c(H+)H2O=c(OH-)H2O=10-12mol/L若c(H+)aq=c(H+)H2O=10-12mol/L則c(OH-)aq=10-2mol/L溶液顯堿性若c(OH-)aq=c(OH-)H2O=10-12mol/L則c(H+)aq=10-2mol/L溶液顯酸性1、25℃,某溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H+)H2O=10-12mol/L，則該溶液呈酸性還是堿性？并求算該溶液中c(H+)的可能值？第18頁/共92頁2、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(guān)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第19頁/共92頁一、水的電離1、水的電離2、水的離子積Kw=c(H+)?c(OH-)（1）無單位常數(shù)（2）意義（3）Kw只決定于溫度，溫度升高，Kw增大25℃Kw=1×10-14

100℃Kw=1×10-12

（4）加入酸或堿，抑制水的電離，但Kw不變（5）任何溶液中都存在Kw=c(H+)?c(OH-)且25℃Kw=1×10-14

H2O+H2OH3O++OH-H2OH++OH-簡寫：課堂小結(jié)第20頁/共92頁第二課時溶液的酸堿性與pH第21頁/共92頁重要規(guī)律：電解質(zhì)在一定溫度時的稀溶液（C稀

≤1mol/L）里，C(H+)與C(OH-)的乘積仍是一個常數(shù)。經(jīng)科學(xué)實驗進一步證明例：25℃時，Kw=1×10-14思考與交流P461、2、3第22頁/共92頁

根據(jù)室溫時水的電離平衡，運用平衡移動原理分析下列問題。1.酸或堿的稀溶液的密度與純水相近，1L酸或堿的稀溶液約為1000g，其中，H2O的物質(zhì)的量近似為1000g/18g/mol=55.6mol。此時，發(fā)生電離的水是否仍為純水狀態(tài)時的1×10-7mol？因酸電離出來的H＋或堿電離出來的OH－對水的電離有抑制作用，所以發(fā)生電離的水的物質(zhì)的量小于純水狀態(tài)時的1×10-7mol。第23頁/共92頁

2.比較下列情況下，c(H+)和c(OH-）的值或變化趨勢（增加或減少）：純水加少量鹽酸加少量氫氧化鈉c(H+)c(OH-)c(H+)和c(OH-)大小比較10-7mol/L10-7mol/Lc(H+)=c(OH-)變大

變小c(H+)>c(OH-)變小變大c(H+)<c(OH-)

3.酸性溶液中是否有OH-存在？堿性溶液中是否有H+存在？第24頁/共92頁注意：（1）只要是水溶液，不管是酸性、堿性或中性，一定存在水的電離，也或多或少的存在H+和OH-

。且水電離出的C(H+)總等于水電離出的C(OH-)。（2）水的電離是吸熱的，升高溫度，促進水的電離，此時水的電離平衡常數(shù)和水的離子積都增大。如1000C時，KW=1×10-12。（3）影響水的電離平衡的因素：①溫度②H+或OH-（抑制）③與H+或OH-反應(yīng)的離子（促進）。第25頁/共92頁c(H+)與c(OH-)關(guān)系25℃，c(H+)/mol·L-1

溶液酸堿性

c(H+)=c(OH-)=1×10-7中性c(H+)>c(OH-)>1×10-7

酸性c(H+)<c(OH-)<1×10-7堿性+-1、溶液的酸、堿性跟C(H+)、C(OH-)的關(guān)系二、溶液的酸堿性與pH值第26頁/共92頁KW100℃=10-12（1）100℃時，純水中[H+]為多少？不能用[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[H+]=1×10—6mol/L否堿性（2）[H+]＞1×10—7mol/L是否說明100℃時純水溶液呈酸性？（3）100℃時，[H+]=1×10—7mol/L溶液呈酸性還是堿性？討論：第27頁/共92頁C(H+)﹥1mol/L或C(OH-)﹥1mol/L時，可直接用C(H+)或C(OH-)表示溶液的酸堿性。一定溫度下C(H+)越大,溶液酸性越強。C(OH-)越大，溶液堿性越強，酸性越弱。C(H+)﹤1mol/L時，常用PH表示溶液的酸堿性。溶液的pH(1)pH的定義：(2)使用范圍：2、溶液的酸堿性的表示方法C(H+)的負對數(shù)C(H+)<1mol/L第28頁/共92頁例：c(H+)=0.001mol/L

pH=-lg10-3=3例：c(OH-)=0.01mol/L

c(H+)=1×10-14/10-2=1×10-12mol/LpH=-lg1×10-12=12pH=-lgc(H+)lg2=0.3lg3=0.477第29頁/共92頁溶液的酸堿性c(H+)和c(OH-)的關(guān)系常溫下：c(H+)常溫下：pH中性溶液1×10-7mol/L[H+]＞[OH-]＞7酸性溶液堿性溶液[H+]=[OH-][H+]＞1×10-7mol/L＜7=7[H+]＜[OH-][H+]

＜1×10-7mol/L3、溶液的酸、堿性跟pH的關(guān)系第30頁/共92頁溶液的pH值0100110—1210—2310—3410—4510—5610—6710—7810—8910—91010—101110—111210—121310—131410—14酸性增強堿性增強C(H+)第31頁/共92頁4、pH值測定方法測定方法：酸堿指示劑法、pH試紙法、pH計法等。酸堿指示劑一般是弱的有機酸或弱的有機堿，他們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。pH1234567891011121314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第32頁/共92頁①pH試紙測定：不可先潤濕。與比色卡對照②pH計（酸度計）。pH測定：pH試紙是將試紙用多種酸堿指示劑的混合溶液浸透，經(jīng)晾干制成的。它對不同pH的溶液能顯示不同的顏色，因此可用于迅速判斷溶液的酸堿性。常用的pH試紙有廣泛pH試紙和精密pH試紙。廣泛pH試紙的范圍是1~14（最常用）或0~10，可以識別的pH差值約為1；精密pH試紙的pH較窄，可以叛別0.2或0.3的pH差值。此外,還有用于酸性、中性或堿性溶液的專用pH試紙。第33頁/共92頁第34頁/共92頁pH值有關(guān)判斷正誤1、一定條件下pH值越大，溶液的酸性越強。（）×2、強酸溶液的pH值一定小。（）3、pH值等于6的溶液，一定是弱酸體系。（）××4、pH值相同的強酸和弱酸中[H+]相同。（）√5、常溫時，pH=0的溶液酸性最強，pH=14的溶液堿性最強。（）×6、pH值有可能等于負值。（）√7、常溫由水電離出的[H+]=10-12mol/L，則溶液pH定為12。（）8、相同體積和pH值的鹽酸，醋酸、硫酸中H+的物質(zhì)的量相等。（）×√第35頁/共92頁5、pH值的簡單計算(1)0.4gNaOH固體溶于水配成1000ml溶液，求所得溶液的PH。(2)1.12LHCl氣體（標況）溶于1L水中，加水稀釋至5L，求所得溶液的PH。(3)求0.05mol/LH2SO4溶液的PH。(4)求0.5mol/LBa(OH)2溶液中c(H+)及PH。（1）PH＝12（2）PH＝2（3）PH＝1（4）c(H+)＝10－14mol/L

PH＝14例：第36頁/共92頁【例2】（1）計算PH＝2的H2SO4溶液中H2SO4和OH－的濃度。（2）求PH＝9的NaOH溶液中c(OH－)及水電離出的c(OH－)水。（1）c(H2SO4)=0.005mol／Lc(OH-)=10－12mol/L（2）c(OH-)＝10－5mol/L

c(OH－)水=10－9mol/L第37頁/共92頁第三課時第38頁/共92頁1、溶液pH的計算原理關(guān)鍵是先求出C(H+)（1）強酸溶液由C(H+)直接求pH（2）強堿溶液由C(OH-)先求出C(H+)再求pH。三、pH值的有關(guān)計算第39頁/共92頁①酸的稀釋例題：在25℃時，pH值等于3的鹽酸溶液稀釋到原來的100倍，pH值等于多少？解：pH=-lg[H+]=-lg1.0×10-5=5關(guān)鍵：抓住氫離子進行計算！=1.0×10-5mol/LpH值計算2——溶液的稀釋2、計算類型：

pH值計算1——定義型例題：計算250C時0.01mol/L的鹽酸溶液和0.01mol/L的NaOH溶液的pH。答案：2；12[H+]=第40頁/共92頁例題：在25℃時，pH值等于12的強堿溶液稀釋到原來的100倍，pH等于多少？解：稀釋前：[OH-]=pH=-lg[H+]關(guān)鍵：抓住氫氧根離子進行計算！稀釋后：[OH-]=[H+]==10=1×10-2mol/L=1×10-4mol/L==1×10-10mol/L②堿的稀釋第41頁/共92頁1、①在25℃時，pH等于2的鹽酸溶液稀釋到原來的10倍，pH等于多少？稀釋到1000倍后，pH等于多少？解：pH=-lgc(H+)=-lg10－2/10=-lg10-3=3由HCl產(chǎn)生的c(H+)=10-5/1000=10-8mol/L.②在25℃時，pH等于5的鹽酸溶液稀釋到原來的1000倍后，pH等于多少？解：pH=-lgc(H+)=-lg10－2/1000=-lg10-5=5練習(xí)第42頁/共92頁此時不能忽視H2O的電離產(chǎn)生的H＋。設(shè)水產(chǎn)生的c(H＋)=c(OH-)=x，則有：(10－8＋x)·x=10-14x≈0.95×10-7mol/L

c(H+)=KW/c(OH-)pH=-lg10-14/0.95×10-8=14-8+0.98=6.98第43頁/共92頁溶液的稀釋稀釋后所得溶液的PHPH=3的稀鹽酸加水稀釋100倍PH=2的稀硫酸加水稀釋100倍PH=11的NaOH溶液加水稀釋100倍PH=12的Ba(OH)2溶液加水稀釋100倍PH=5的稀鹽酸加水稀釋1000倍PH=9的NaOH溶液加水稀釋1000倍54910約為7約為7鞏固練習(xí)第44頁/共92頁結(jié)論2：強酸pH=a，加水稀釋10n，則pH=a+n。結(jié)論4：弱酸pH=a，加水稀釋10n，則pH＜a+n，但肯定大于a。結(jié)論5：弱堿pH=b，加水稀釋10n，則pH＞b-n，但肯定小于b。結(jié)論3：強堿pH=b，加水稀釋10n，則pH=b-n。結(jié)論6：酸堿無限稀釋，pH只能接近于7，酸不可能大于7，堿不可能小于7。知識小結(jié):溶液稀釋的PH計算有關(guān)規(guī)律結(jié)論1：

c(H+)或c(OH－)相差（改變）10倍，PH相差（改變）一個單位。第45頁/共92頁①強酸與強酸混合例題：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(guān)鍵：抓住氫離子進行計算！pH值計算３——溶液的混合第46頁/共92頁②強堿與強堿混合解：=-lg2+11=10.7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)關(guān)鍵：抓住氫氧根離子離子進行計算！例題：第47頁/共92頁③強酸與強堿混合例題：在25℃時，100mlO.6mol/L的鹽酸與等體積0.4mol/L的氫氧化鈉溶液混合后,溶液的pH值等于多少？解：NaOH+HCl=NaCl+H2O0.060.04pH=-lg[H+]=-lg0.02/（0.1+0.1）=-lg10—1=1關(guān)鍵：酸過量抓住氫離子進行計算！第48頁/共92頁④強酸與強堿混合例題：在25℃時，100mlO.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(guān)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第49頁/共92頁小結(jié)(2)堿I+堿II[OH-]=

(1)酸I+酸II[H+]=

第50頁/共92頁（3）酸I+堿II完全中和：[H+]=[OH-]=1×10－7mol/L酸過量：[H+]=

堿過量：[OH-]=

小結(jié)第51頁/共92頁第四課時第52頁/共92頁例題：PH1=8的NaOH溶液與PH2=10的NaOH溶液等體積混合，求混合溶液的PH。解一：c(H+)1=10－8c(H+)2=10－10

∴c(H+)混=(10－8+10－10)/2=5.05×10－9∴PH=9－lg5.05=8.3解二：c(H+)1=10－8∴c(OH－)1=10－6

c(H+)2=10－10∴c(OH－)2=10－4∴c(OH－)混=(10－6+10－4)/2=5.05×10－5∴POH=5－lg5.05=4.3∴PH=9.7第53頁/共92頁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第54頁/共92頁知識小結(jié):混合溶液PH計算的有關(guān)規(guī)律1、強酸或強堿溶液的等體積混合，當PH相差兩個或兩個以上的單位時，（酸）=PH小

+0.3（堿）=PH大－0.3PH混

2、強酸和強堿的等體積混合若PH酸

+PH堿=14，則PH混=7若PH酸

+PH堿＜１４，則PH混=PH酸

+0.3若PH酸

+PH堿＞1４，則PH混=PH堿－0.3第55頁/共92頁3、強酸和強堿混合呈中性時，二者的體積比（1）若pH酸+pH堿=14，則V酸：V堿=1：1（2）若pH酸+pH堿＞14，則V酸：V堿=10（pH酸+

pH堿-14）：1（3）若pH酸+pH堿＜14，則V酸：V堿=1：1014-（pH酸+

pH堿）例：室溫時將pH=3的強酸與pH=12的強堿混合，當混合液的pH=7時，強酸與強堿的體積比為（）A10：1B3：1C1：2D2：5A第56頁/共92頁1、在25℃時，有pH為a的HCl溶液和pH為b的NaOH溶液，取VaL該鹽酸溶液用該NaOH溶液中和至呈中性，需VbLNaOH溶液，問：（1）若a+b=14，則Va／Vb＝

（2）若a+b=13，則Va／Vb＝（3）若a+b＞14，則Va／Vb＝

，且Va

Vb(填“＞”“＜”“＝”)（題中a≤b，b≥8）11/1010a+b–14＞練習(xí)第57頁/共92頁2、60mL0.5mol·L－１NaOH溶液和40mL0.4mol·L－１的H2SO4相混合后，溶液的pH約為(

)

Ａ．0．5Ｂ．1．7Ｃ．2Ｄ．13．2B3、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(guān)系為（）A．V(酸)=102V(堿)B．V(堿)=102V(酸).C．V(酸)＝2V(堿)D.V(堿)＝2V(酸)B第58頁/共92頁4、有一pH=12的NaOH溶液100mL，欲使它的pH降為11。（1）如果加入蒸餾水，就加入_____mL（2）如果加入pH=10的NaOH溶液，應(yīng)加入_______mL（3）如果加入0.008mol/LHCl溶液，應(yīng)加入______mL9001000100第59頁/共92頁5、pH=2的A、B、C三種酸溶液各1mL，分別加水稀釋至1000mL，其pH與溶液（V）的變化關(guān)系如下圖所示，下例說法錯誤的是（）A.pH=2時，A、B、C都是稀溶液B.稀釋前的濃度大小為c（C）＞c（B）＞c（A）C.稀釋后，A溶液中c（H+）最小D.A是強酸，B和C是弱酸ApHV1000mL431052ABC第60頁/共92頁6、將pH=1的鹽酸平均分為2份，一份加適量的水，另一份加入與該鹽酸物質(zhì)的量濃度相同的NaOH溶液，pH都升高了1，則加入的水與NaOH溶液的體積比為（）A9B10C11D12C

7、將pH=3的強酸與pH=12的強堿混合，當混合液的pH=11時，強酸與強堿的體積比為（）A9：2B9：1C1：10D2：5A第61頁/共92頁第五課時第62頁/共92頁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。三、pH值的應(yīng)用第63頁/共92頁作物pH作物pH水稻6~7生菜6~7小麥6.3~7.5薄荷7~8玉米6~7蘋果5~6.5大豆6~7香蕉5.5~7油菜6~7草莓5~7.5棉花6~8水仙花6~6.5馬鈴薯4.8~5.5玫瑰6~7洋蔥6~7煙草5~6一些重要農(nóng)作物最適宜生長的土壤的p值第64頁/共92頁酸堿中和滴定一、酸堿中和滴定基本原理：1、化學(xué)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物質(zhì)的量濃度的酸（或堿）未知物質(zhì)的量濃度的的堿（或酸）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。第65頁/共92頁一、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(yīng)中當n（H+)=n(OH-),完全中和對于一元酸與堿反應(yīng)時：C酸V酸=C堿V堿4、關(guān)鍵：①準確測出參加反應(yīng)的兩種溶液的體積。②準確判斷中和反應(yīng)是否恰好進行完全。第66頁/共92頁

滴定過程的pH變化誤差：0.02÷40=0.0005=0.05%思考VNaOH(mL)0.005.0010.0015.0018.0019.0019.5019.98pH1.001.221.481.843.123.603.904.30VNaOH(mL)20.0020.0220.0820.1021.0025.0030.0035.00pH7.009.7010.3010.4011.3812.0512.3012.44用0.1000mol/L的NaOH溶液，滴定20.00ml0.1000mol/L的HCl溶液，求隨VHCl的增大，pH=？第67頁/共92頁突躍范圍20.02mL19.98mL加入NaOH溶液的體積V(mL)溶液的pH“突躍”的存在為準確判斷終點提供了方便第68頁/共92頁1.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

滴定管夾移液管

洗耳球

二、酸堿中和滴定所需的儀器和試劑

第69頁/共92頁1、如何判斷酸式滴定管和堿式滴定管？4、滴定管準確讀到多少毫升？可估讀到多少毫升？2、量筒和滴定管的“0”刻度位置是否一致？3、量筒和滴定管哪個更精確一些？想一想：第70頁/共92頁中和滴定——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“O”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）第71頁/共92頁滴定管標有溫度、容積、“0”刻度在最高點思考：“0”刻度在最高點的構(gòu)造有何好處？常用規(guī)格：25mL、50mL思考：25mL量程的滴定管只能盛放25mL液體嗎？最小分刻度：0.1mL，讀數(shù)精確到0.01mL（精量儀可估讀一位，粗量儀不能估讀）中和滴定——主要實驗儀器第72頁/共92頁酚酞：石蕊：甲基橙：01234567891011121314810583.14.42、中和滴定指示劑的選擇強堿滴定強酸強酸滴定強堿酚酞無→粉紅粉紅→無甲基橙橙→黃黃→橙無→粉紅黃→橙4.3~9.7石蕊的變色不明顯，不能做中和滴定的指示劑。第73頁/共92頁三、酸堿中和滴定實驗操作滴定錐形瓶的準備滴定管的準備計算第74頁/共92頁檢漏—洗滌—潤洗—注液—趕氣泡—調(diào)液—讀數(shù)潤洗：用標準液或待測液分別潤洗酸式滴定管和堿式滴定管。調(diào)液：調(diào)節(jié)液面至零或零刻度線以下。如果尖嘴部分有氣泡，要排出氣泡。讀數(shù)：視線和凹液面最低點相切（平視）滴定管的準備：第75頁/共92頁

洗滌后，用滴定管注入一定體積的待測溶液到錐形瓶中，滴加2-3滴指示劑?！灰锤蓛艏纯?/p>

錐形瓶的準備第76頁/共92頁1、取標準鹽酸溶液：

①用標準液潤洗酸式滴定管1~2次；

②注入標準液至“0”刻度線以上；

③固定在滴定管夾上；

④迅速轉(zhuǎn)動活塞將尖嘴氣泡排除并調(diào)整液面在“0”刻度以下。

⑤記下準確讀數(shù)。操作步驟：1、取標準鹽酸溶液：2、取待測NaOH溶液：3、滴定第77頁/共92頁2、取待測NaOH溶液：①用待測液潤洗堿式滴定管1~2次；②注入待測液至“0”刻度線以下；③固定在滴定夾上；④迅速擠壓玻璃球，將尖嘴氣泡排出；⑤調(diào)整液面在“0”或“0”刻度線以下，準確記下讀數(shù)。⑥往潔凈的錐形瓶內(nèi)準確放入25.00毫升的堿液。操作步驟：3、滴定第78頁/共92頁滴定至終點—記錄讀數(shù)—重復(fù)2-3次滴定過程中注意：左手：控制活塞(活塞朝右，滴液先快后慢）右手：持錐形瓶，不斷旋轉(zhuǎn)。眼睛：錐形瓶中的顏色變化滴定的速度滴定終點判斷：溶液顏色發(fā)生變化且在半分鐘內(nèi)不恢復(fù)滴定第79頁/共92頁第80頁/共92頁注意：左手、右手、眼睛第81頁/共92頁→根據(jù)cHClVHCl=cNaOHVNaOH例：某同學(xué)用0.1000mol/L的HCl標準液滴定某濃度的NaOH溶液。這位同學(xué)做了三次平行實驗，其結(jié)果如下表，根據(jù)表中數(shù)據(jù)計算此鹽酸溶液的濃度。計算：實驗編號待測NaOH溶液的體積（mL）滴定前酸的讀數(shù)（mL）滴定終點酸的讀數(shù)（mL）125.000.0022.30