高三化學一輪復習 中和滴定學案

1、中和滴定【復習目標】1水的電離和離子積的概念，影響水的電離平衡的因素。2. 溶液的酸堿性和pH的關(guān)系，溶液的pH的計算及測量方法。3掌握酸堿中和滴加的實驗操作及有關(guān)計算，并進行誤差分析?！局R建構(gòu)】一水的電離1水的電離方程式：H2O+H2O 。常溫下純水中c (OH)= ， c (H+)= 。2100時純水c (H+)=1106molL1，KW= pH= ，此時溶液顯 性。 3影響KW的因素是 ，溫度升高KW ，原因是 。4下列可使水的電離程度變大的是 。 加H2SO4 加NaOH 加NaCl 加熱加氨水 加純堿5水的離子積常數(shù)揭示了在任何水溶液中均存在水的電離平衡，都有H+和OH共存。在酸性

2、或堿性的稀溶液中，當溫度為25時，KWc (H+)c(OH) ，始終為同一常數(shù)。6在酸性或堿性的稀溶液中，由水電離出的c (H+)和c (OH)總 ，即c(H+)水 =c(OH)水。如0.1 molL1 HCl或NaOH溶液中，c(H+)水 = (OH)水 。酸中c (OH)很小，但這完全是由水電離出來的，不能忽略。同樣的堿溶液中的c(H+)也不能忽略。7水的電離平衡的移動H2O H + OH ；H 0條件變化移動方向c (H+)c (OH)KW升高溫度加酸加堿加強酸弱堿鹽加強堿弱酸鹽說明：“”（ ）表示向右（左），“”（）表示增大（減?。?，“”表示不變。二溶液的酸堿性1溶液的酸堿性溶液的酸堿

3、性是由溶液中c(H+)與c(OH)相對大小決定的；c(H+)c(OH)，溶液呈 性；c(H+) = c(OH)，溶液呈 性； c(H+)c(OH)，溶液呈 性。2pH：計算公式：pH=lgc(H+)。表示意義：表示溶液酸堿性的強弱：pH越小，酸性 ；pH越大，堿性 。3有關(guān)溶液的pH的注意問題pH范圍在014之間，pH0的溶液并非無H+，而是c(H+) 。pH=14的溶液并非無OH ，而是c(OH)= 。pH每增大1個單位，c(H+)減小到原來的 ，而c(OH)增大到原來的 倍。pH改變n個單位，c(H+)或c(OH)增大到原來的 倍或縮小到原來的 。也可以用pOH來表示溶液的酸堿性pOH是O

4、H濃度的負對數(shù)。 pOH=lgc(OH)，因為c(OH)c(H+)=1014，若兩邊均取負對數(shù)得：pH+pOH= 。4pH試紙的使用方法：把小塊pH試紙放在玻璃片（或表面皿）上，用蘸有待測液的玻璃棒點在試紙的中央，試紙變色后，與標準比色卡比較來確定溶液的pH。注意：pH試紙使用前不能用蒸餾水潤濕，否則將可能產(chǎn)生誤差。要點精析：一pH計算1單一溶液的pH計算強酸溶液，如HnA，設(shè)濃度為c molL1，c(H+)nc molL1，pH=lgc(H+)=lgnc。強堿溶液，如B(OH)n，設(shè)濃度為c molL1，c(H+)，pH=lgc(H+)=14+lgnc2酸、堿混合pH計算兩強酸混合 兩強堿混

5、合 強酸強堿混合 （適用于酸堿混合一者過量）3對于呈堿性的溶液，一定要先求c(OH)，再換算成c(H+)（或求pOH）后再求pH，而不可以直接由c(H+)求pH，因為在堿性溶液稀釋、混合或酸堿混合堿過量等情況下，c(H+)是因c(OH)的改變而改變的。二酸堿中和滴定1主要儀器滴定管分為 滴定管和 滴定管。酸性溶液裝在 滴定管中，堿性溶液裝在 滴定管中。 如圖所示。2中和滴定操作：（以標準鹽酸滴定NaOH溶液為例）準備滴定管a檢驗酸式滴定管 ；洗滌滴定管后要用 潤洗23次。b洗滌堿式滴定管后要用 潤洗23次，并排除滴定管尖嘴處的_。c用漏斗注入標準液至 。d將液面調(diào)節(jié)到 ，記下讀數(shù)。錐形瓶：只用

6、 洗滌，不能用 潤洗。滴定用堿式滴定管取一定體積待測液于錐形瓶中，滴入 滴指示劑。用 握活塞旋轉(zhuǎn)開關(guān)，右手不斷旋轉(zhuǎn)搖動錐形瓶，眼睛注視 至橙色或粉紅色消失，記下讀數(shù)。計算每個樣品操作 次，取平均值求出結(jié)果。3酸堿中和滴定操作中應注意的幾個問題：酸、堿式滴定管的構(gòu)造以及讀數(shù)準確度 。指示劑的選擇要注意滴定完成后生成鹽的 。滴定速度，先快后慢，接近滴定終點時，就一滴一搖動。振蕩 溶液顏色不發(fā)生變化，達滴定終點。讀數(shù)時，視線與 在同一水平線上。4酸堿中和滴定誤差分析：按照 K酸、堿中和時化學計量數(shù)比。標準液配制引起的誤差c(標)誤差稱取5.2克氫氧化鈉配制標準液時，物碼倒置。（ ）配制標準液時，燒杯

7、及玻璃棒未洗滌。（ ）配制標準液時，定容俯視。（ ）配制標準液時，定容仰視。（ ）配制標準NaOH滴定鹽酸時，NaOH中如混有碳酸鈉。（ ）配制標準NaOH滴定鹽酸時，NaOH中如混有碳酸氫鈉。（ ）配制標準NaOH滴定鹽酸時，NaOH中如混有KOH。 （ ）滴定管水洗后，未用標準液洗滌。（ ）標準液操作引起的誤差V(標)誤差滴定前讀數(shù)仰視，滴定后讀數(shù)俯視。（ ）滴定結(jié)束，滴定管尖嘴外有一滴未滴下。（ ）滴定前有氣泡未趕出，后來消失。（ ）待測液操作引起的誤差V(待)誤差錐形瓶水洗后，用待測液又洗過再裝待測液（ ）錐形瓶有少量水，直接放入待測液（ ）搖動錐形瓶時，濺出部分溶液。（ ）【典型例析

8、】【例1】25時，水中存在電離平衡：H2O H+OHH0下列敘述正 確的是（） A將水加熱，Kw增大，pH不變 B向水中加入少量NaHSO4固體，c（H+）增大，Kw不變 C向水中加入少量NaOH固體，平衡逆向移動，c（OH）降低 D向水中加入少量NH4Cl固體，平衡正向移動，c（OH）增大【例2】常溫下，用0.1000 mol/L NaOH溶液分別滴定20.00 mL 0.1000 mol/L 鹽酸和20.00 mL 0.1000 mol/L 醋酸溶液，得到2條滴定曲線，如下圖所示。 若以HA表示酸，下列說法正確的是（）A滴定鹽酸的曲線是圖2 B達到B、D狀態(tài)時，兩溶液中離子濃度均為c(Na

9、+) = c(A)C達到B、E狀態(tài)時，反應消耗的n(CH3COOH)n(HCl) D當0 mL V(NaOH) c(Na+) c(H+) c(OH)【例3】中學化學實驗中，淡黃色的pH試紙常用于測定溶液的酸堿性在25時，若溶液的pH=7，試紙不變色；若pH7，試紙變紅色；若pH7，試紙變藍色。而要精確測定溶液的pH，需用pH計。pH計主要通過測定溶液中H+濃度來測定溶液的pH。（1）已知水中存在如下平衡：H2O+H2OH3O+OHH0現(xiàn)欲使平衡向右移動，且所得溶液呈酸性，選擇的方法是 （填字母）。A向水中加入NaHSO4B向水中加入Na2CO3C加熱水至100其中c（H+）110-6 mol/

10、LD在水中加入（NH4）2SO4（2）現(xiàn)欲測定100沸水的pH及酸堿性，若用pH試紙測定，則試紙 顯 色，溶液呈 性（填“酸”、“堿”或“中”）；若用pH計測定，則pH 7（填“”、“”或“”），溶液呈 _性（填“酸”、“堿”或“中”）。（3）常溫下，現(xiàn)用預先用水潤濕的pH試紙測得某氨基酸溶液的pH等于8，則原溶液的pH_8(填“”“”或“c(OH)的溶液一定顯酸性BpH3的弱酸溶液與pH11的強堿溶液等體積混合后溶液呈酸性CpH5的硫酸溶液稀釋到原來的500倍，稀釋后c(SO)與c(H)之比約為110D中和10 mL 0.1 mol/L醋酸與100 mL 0.01 mol/L醋酸所需NaOH

11、的物質(zhì)的量不同4 25 時，用濃度為0.100 0 molL1的NaOH溶液滴定20.00 mL濃度均為0.100 0 molL1的三種酸HX、HY、HZ滴定曲線如圖所示。下列說法正確的是()A在相同溫度下，同濃度的三種酸溶液的導電能力順序：HZHYHXB根據(jù)滴定曲線，可得Ka(HY)105C將上述HX、HY溶液等體積混合后，用NaOH溶液滴定至HX恰好完全反應時：c(X)c(Y)c(OH)c(H)DHY與HZ混合，達到平衡時：c(H)c(Z)c(OH)5實驗室用標準鹽酸溶液測定某NaOH溶液的濃度，用甲基橙作指示劑，下列操作中可能使測定結(jié)果偏低的是()A酸式滴定管在裝酸液前未用標準鹽酸溶液潤

12、洗23次B開始實驗時酸式滴定管尖嘴部分有氣泡，在滴定過程中氣泡消失C錐形瓶內(nèi)溶液顏色變化由黃色變橙色，立即記下滴定管液面所在刻度D盛NaOH溶液的錐形瓶滴定前用NaOH溶液潤洗23次6已知NH與HCHO在水溶液中發(fā)生如下反應：4NH6HCHO(CH2)6N44H6H2O?，F(xiàn)有某一銨鹽，為測定其氮的質(zhì)量分數(shù)，稱取銨鹽樣品m g，溶于水后，再加入足量HCHO溶液配成100 mL溶液。充分反應后，從中取出V1 mL溶液，用c molL1的NaOH溶液進行中和滴定，恰好用去V2 mL。試求該銨鹽中氮元素的質(zhì)量分數(shù)為：()A.%B.C. D.7某溫度下，向一定體積0.1 mol/L醋酸溶液中逐滴加入等濃

13、度的NaOH溶液，溶液中pOH(pOHlgOH)與pH的變化關(guān)系如圖所示，則()AM點所示溶液導電能力強于Q點BN點所示溶液中c(CH3COO)c(Na) CM點和N點所示溶液中水的電離程度相同DQ點消耗NaOH溶液的體積等于醋酸溶液的體積 8已知溫度T 時水的離子積常數(shù)為KW，該溫度下，將濃度為a molL1的一元酸HA與b molL1的一元堿BOH等體積混合，可判定該溶液呈中性的依據(jù)是()AabB混合溶液的pH7C混合溶液中，c(H) molL1D混合溶液中，c(H)c(B)c(OH)c(A)9某同學用0.10 mol/L的HCl溶液測定未知濃度的NaOH溶液，其實驗操作如下：A用酸式滴定

14、管量取20.00 mLHCl溶液注入錐形瓶，同時滴加23滴酚酞試液；B用0.10 mol/L的HCl溶液潤洗酸式滴定管；C把滴定管用蒸餾水洗凈；D取下堿式滴定管，用待測NaOH溶液潤洗后，將待測NaOH溶液注入堿式滴定管至距離刻度“0”以上23 cm處，再把堿式滴定管固定好，調(diào)節(jié)液面；E檢查滴定管是否漏水；F另取錐形瓶，再重復以上操作12 次；G把錐形瓶放在堿式滴定管下邊，瓶下墊一張白紙，邊滴邊搖動錐形瓶，直到加入最后一滴堿液后溶液顏色突變并在半分鐘內(nèi)不再變色為止，記下滴定管液面所在的刻度。請回答下列問題：(1)滴定操作的正確順序是：(填字母)_ _C_B_。(2)G步操作中在錐形瓶下墊一張白

15、紙的作用是_。(3)D步操作中液面應調(diào)節(jié)到_，尖嘴部分應_。(4)滴定終點讀數(shù)時，如果仰視液面，讀出的數(shù)值_，若滴定前平視讀數(shù)則由此計算得到的NaOH溶液濃度_(填“偏大”、“偏小”、“無影響”)。(5)下圖分別是量筒、滴定管、溫度計的一部分，則量筒，滴定管，溫度計分別是_。10硝酸鍶Sr(NO3)2常作為制備焰火、信號彈的原料。實驗室以生產(chǎn)碳酸鍶工廠的廢渣(含SrCO3 38.40%，SrO 12.62%，CaCO3 38.27%，BaCO3 2.54%，MgCO3 1.88%，其它不溶于硝酸的雜質(zhì)6.29%)為原料制備硝酸鍶粗品的部分實驗過程如下：兩種鹽的溶解度(g/100 g水)溫度/物

16、質(zhì)02030456080Sr(NO3)228.240.74747.248.349.2Ca(NO3)24H2O102129152230300358(1)廢渣粉碎的目的是_。(2)由浸取后得到的混合物制備硝酸鍶粗品的實驗步驟依次為：_；_；_；洗滌，干燥。(3)制得的硝酸鍶粗品中含有少量Ca(NO3)2、Ba(NO3)2等雜質(zhì)。實驗室測定硝酸鍶純度的實驗步驟如下：準確稱取一定質(zhì)量的硝酸鍶樣品，加入11無水乙醇與乙醚的混合液萃取硝酸鈣，用水溶解分離硝酸鈣后的樣品，于250 mL容量瓶中定容得樣品溶液。準確移取25.00 mL樣品溶液，調(diào)節(jié)pH為7，加入指示劑，加熱至微沸，立即用碳酸鈉標準溶液滴定至終

17、點。另取樣品溶液用比濁法測得硝酸鋇的含量。滴定過程中反應的離子方程式如下：Sr2CO=SrCO3Ba2CO=BaCO3滴定選用的指示劑為_，滴定終點觀察到的現(xiàn)象為_。若滴定前樣品中Ca(NO3)2沒有除盡，所測定的硝酸鍶純度將會_(填“偏高”、“偏低”或“不變”)。中和滴定和鹽類水解 參考答案回歸課本：一水的電離1 H2O+H2O H3O+ +OH ，c (OH)= 1107 molL1 ，c (H+)=1107 molL1。2 100時KW=11012 ，pH=6，中性。 3 溫度，增大，水的電離是吸熱過程。4 5 11014 6相等，即c(H+)水 =c(OH)水。11013 molL1。

18、 7H2O H + OH ；H 0條件變化移動方向c (H+)c (OH)KW升高溫度加酸加堿加強酸弱堿鹽加強堿弱酸鹽二溶液的酸堿性：1酸性；中性；堿性。 2越強；越強。3 1molL1，l molL1。1/10，10倍。10n倍或ll0n。 pH+pOH=14。要點精析： 二酸堿中和滴定： 1酸式，堿式。酸式，堿式。2a是否漏水；標準溶液； b 待測溶液，氣泡； c0刻度線以上。 d0刻度線以下。 蒸餾水，待測溶液。2-3滴甲基橙。 左手，錐形瓶中溶液顏色變化。 2-330.01mL。 酸堿性。 半分鐘。 液面的凹處刻度。4偏高 偏高 偏低 偏高 偏高 偏高 偏高 偏高偏低 偏高 偏高 偏高

19、 無影響 偏低例1、B 例2、B 例3、（1）D （2）淡黃；中；中 （3） 例4、（1）2；Ba2+OH-H+SO42-=BaSO4H2O；11(2)大于；Kw隨溫度升高而變化；101；Na+SO42-H+OH-；92；H+SO42-Na+OH- 【仿真練習】參考答案1、解析：選C溶液的酸堿性和c(H) 與c(OH)的相對大小有關(guān)，若c(H)c(OH)，溶液呈酸性；若c(H) 0條件變化移動方向c (H+)c (OH)KW升高溫度加酸加堿加強酸弱堿鹽加強堿弱酸鹽二溶液的酸堿性：1酸性；中性；堿性。 2越強；越強。3 1molL1，l molL1。1/10，10倍。10n倍或ll0n。 pH+

20、pOH=14。要點精析：二酸堿中和滴定： 1酸式，堿式。酸式，堿式。2a是否漏水；標準溶液； b 待測溶液，氣泡； c0刻度線以上。 d0刻度線以下。 蒸餾水，待測溶液。2-3滴甲基橙。 左手，錐形瓶中溶液顏色變化。 2-330.01mL。 酸堿性。 半分鐘。 液面的凹處刻度。4偏高 偏高 偏低 偏高 偏高 偏高 偏高 偏高偏低 偏高 偏高 偏高 無影響 偏低例1、B 例2、B 例3、（1）D （2）淡黃；中；中 （3） 例4、（1）2；Ba2+OH-H+SO42-=BaSO4H2O；11(2)大于；Kw隨溫度升高而變化；101；Na+SO42-H+OH-；92；H+SO42-Na+OH- 【

21、仿真練習】參考答案1、解析：選C溶液的酸堿性和c(H) 與c(OH)的相對大小有關(guān)，若c(H)c(OH)，溶液呈酸性；若c(H)c(OH)，溶液呈堿性；c(OH)c(H)溶液一定呈中性。pH7的溶液不一定呈中性，因為溫度不確定，不一定是25 ，只有C正確。2解析：選BA項，醋酸是弱電解質(zhì)，加水稀釋能促進其電離，將溶液稀釋到原體積的10倍，氫離子濃度大于原來的，pH(a1)，錯誤；B項，加入適量的醋酸鈉固體，醋酸鈉電離的醋酸根離子能抑制醋酸的電離，使溶液中氫離子濃度減小，能使溶液pH(a1)，正確；C項，加入等體積的0.2 molL1鹽酸，氫離子濃度增大，溶液的pH減小，錯誤；D項，提高溫度促進

22、醋酸的電離，使溶液中氫離子濃度增大，溶液的pH減小，錯誤。3解析：選DB項，pH3的弱酸溶液與pH11的強堿溶液等體積混合，弱酸濃度大，有大量剩余，反應后溶液顯酸性。C項，pH5的硫酸溶液稀釋到原來的500倍，則溶液接近于中性，c(H)約為107 mol/L，c(SO)105/(2500)108 mol/L，則c(SO)c(H)110。D項，兩份醋酸的物質(zhì)的量相同，則所需NaOH的物質(zhì)的量相同，錯誤。4解析：選B濃度均為0.100 0 mol/L的三種酸HX、HY、HZ，根據(jù)滴定曲線0點三種酸的pH可得到HZ是強酸，HY和HX是弱酸，但酸性：HYHX。A項，同溫同濃度時，三種酸的導電性：HZHYHX；B項，當NaOH溶液滴加到10 mL時，溶液中c(HY)c(Y)，即Ka(HY)c(H)10pH105；C項，用NaOH溶液滴定至HX恰好完全反應時，HY早被完全中和，所得溶液是NaY和NaX混合溶液；但因酸性：HYHX，即X的水解程度大于Y，溶液中c(Y)c(X)；D項，HY與HZ混合，溶液的電荷守恒式為：c(H)c(Y)c(Z) c(OH)，又根據(jù)HY的電離平衡常數(shù)：Ka(HY)即有：c(Y)所以達平衡后：c(H)c(Z)c(OH)。5解析：選CA項，所用的鹽酸的實際用量大于理論用量，故導致測定結(jié)果偏高；B項，