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第5章酸碱滴定法教案1

第5章酸碱滴定法

教学目的：化学平衡是滴定分析法的理论基础，掌握化学平衡及相关计算；

了解缓冲作用的原理相关计算；掌握酸碱滴定分析法的基本原理及应用。

教学重点：反应平衡常数，分布系数，质子平衡条件及[H+]的近似计算，缓冲溶液的有关计算，会配制缓冲溶液，滴定误差、滴定突跃、滴定可行性判据，一元弱酸、混合酸体系的滴定。

教学难点：平衡常数的计算，[H+]的近似计算，缓冲容量的推导，关键是写出化学计量点产物的质子条件。

酸碱滴定法是以酸碱反应为基础的滴定分析方法。是滴定分析中重要的方法之一。涉及一系列的酸碱平衡原理。首先要搞清楚酸碱定义（酸碱电离理论；酸碱质子理论；酸碱电子理论；给出电子对的物质是碱；接收电子对的物质是酸）

5.1 溶液中的酸碱反应与平衡

一、基本概念

1、酸碱理论

能给出质子(H+)的物质是酸，能够接受质子的物质是碱。一种碱B接受质子后其生成

物(HB+)便成为酸；同理，一种酸给出质子后剩余的部分便成为碱

酸与碱的这种关系可表示如下：

B- + H+ ＝HB

(碱) (酸)

可见，酸与碱是彼此是不可分的，而是处于一种相互依存的关系，

即HB与B-是共轭的，HB是B-的共轭酸，B-是HB的共轭碱，HB—B-称为共轭酸碱对。酸给出质子形成共轭碱，或碱接受质子形成共轭酸的反应称为酸碱半反应。下面是一些酸或碱的半反应：

酸质子碱

HAc ＝H+ + Ac-

NH4+＝H+ + NH3

Fe(H2O)63+＝H+ + Fe(H2O)5(OH)2+

从上述酸碱的半反应可知，质子理论的酸碱概念较电离理论的酸碱概念具有更为广泛的含义，即酸或碱可以是中性分子，也可以是阳离子或阴离子。另外，质子理论的酸碱概念还具有相对性。

例如在下列两个酸碱半反应中，H++HPO42-=H2PO4- HPO42-=H++PO43-

同一HPO42-在H2PO4-—HPO42-共轭酸碱对中为碱，而在HPO42--PO43-共轭酸碱对中为

酸，这类物质为酸或为碱，取决它们对质子的亲合力的相对大小和存在的条件。

因此，同一物质在不同的环境(介质或溶剂)中，常会引起其酸碱性的改变。

如HNO 3在水中为强酸，在冰醋酸中其酸性大大减弱，而在浓H 2SO 4中它就表现为碱性 2、酸碱反应的实质

前面的例子都是酸碱半反应它们是不能单独存在的，因此酸碱反应的实质是酸与碱之间的质子转移作用，是两个共轭酸碱对共同作用的结果。例如HCl 在水中的离解，便是HCl 分子与水分子之间的质子转移作用，是由HCl —C1-与H 3O +—H 2O 两个共轭酸碱对共同作用的结果。即 HCl+H 2O ＝H 3O ++Cl -作为溶剂的水分子同时起着碱的作用，否则HCl 就无法实现其在水中的离解。质子(H +)在水中不能单独存在、

而是以水合质子状态存在，常写为H 3O +。为了书写方便，通常将H 3O +简写成H +离子。于是上述反应式可写成如下形式：

HCl ＝H ++C1- 上述反应式虽经简化，但不可忘记溶剂水分子所起的作用，它所代表的仍是一个完整的酸碱反应。 NH 3与水的反应也是一种酸碱反应，不同的是作为溶剂的水分子起着酸的作用，

NH 3与HCl 的反应，质子的转移是通过水合质子实现的。

HCl+H 2O ＝H 3O ++Cl - NH 3+H 3O +＝NH +4+ H 2O HCl+ NH 3＝NH +4+ Cl - 其它酸碱反应依此类准。

在水分子之间，也可以发生质子的转移作用：H 2O+H 2O=H 3O ++OH + 这种仅在溶

剂分子之间发生的质子传递作用，称为溶剂的质子自递反应，

盐的水解反应也是质子转移反应：A -+ H 2O = HA +OH - HB + + H 2O = B + H 3O + ( 1) 酸碱反应的实质是

酸与碱之间的质子转移作用，是两个共轭酸碱对共同作用的结果。（2）酸碱在水中的电离、盐的水解实质都是酸碱反应

（3） H 2O 既可作为酸，又可作为碱，因此它本身也可能发生酸碱反应二、酸碱反应的平衡常数

酸碱反应进行的程度可以用相应平衡常数大小来衡量。如

HA+H 2O =H 3O + + A - A -+ H 2O = HA + OH -

H A a H A

a a K a +-

H A O H

A a a K

a -

1、活度常数；

酸碱反应达到平衡时，各组分活度之间的关系活度是溶液中离子强度等于0时的浓度，在稀溶液中，溶质的活度与浓度的关系是： a=γc

如果在前面的平衡式中用平衡浓度代替活度，得到的平衡常数称

2、浓度常数

3、活度常数与浓度常数之间的关系为：

溶液中氢离子活度可以用pH 计方便测出，

因此，若将H +用活度表示，而其它组分仍用浓度表示，此时反应的平衡常数称为： 4、混合常数K a M

由于在分析化学中的反应经常在较稀的溶液中行，故在处理一般的酸碱平衡时，通常忽略离子强度影响，以活度常数代替浓度常数进行近似算。三、酸碱的强度、共轭酸碱对K a 与K b 的关系

1、酸碱的强度

酸的强度；决定于它将质子给予溶剂分子的能力和溶剂分子接收质子的能力碱的强度；决定于它从溶剂分子夺取质子的能力和溶剂分子给予质子的能力所以，酸碱的强弱除与本身的性质有关外，还与溶剂有关，同一种物质，在不同的溶剂中，酸碱的强度是不同的。我们主要讨论水溶剂，在水溶液中酸碱的强度用它们在水中K a K b 大小来判断，它们越大酸或碱的强度越大，其值有些可在书上查到，如 HAc 的K a 但有些在书上查不到如 Ac -的K b

2、共轭酸碱对K a 与K b 的关系

酸与碱既然是共扼的，K a 与K b 之间必然有一定的关系，现以NH 4+一NH 3为例说明它们之间存在怎样的关系。 NH 3+H 2O ＝NH +4+ OH - K b =[ NH +4][ OH -]/[ NH 3] NH +4+H 2O ＝NH 3+ H 3O + K a =[ H 3O +][ NH 3]/[ NH +4] 于是 K a K b =Kw 或 pK a +pK b =pK w

[][]

[]

c a

H A +

[][][]

c a

H A HA a

H A H A a a K H A K HA a γγγγγ+-

[][]

M a

H a

A a K K

H A γ

对于其他溶剂，K a·K b=K s

上面讨论的是一元共轭酸碱对的K a与K b之间的关系。

对于多元酸(碱)，由于其在水溶液中是分级离解，存在着多个共轭酸碱对，

这些共轭酸碱对的K a和K b之间也存在一定的关系，但情况较一元酸碱复杂些。

例如H3PO4共有三个共轭酸碱对：H3PO4-H2PO4-; H2PO4--HPO42-; HPO42--PO43-。于是K a1·K b3 = K a2·K b2= K a3 ·K b1=K w

注意：

1、只有共轭酸碱对之间的K a与K b才有关系；

2、对一元弱酸碱共轭酸碱对K a与K b之间的关系为：pK a+pK b=pK w；

3、对二元弱酸碱共轭酸碱对K a与K b之间的关系为：pK a1+pK b2= pK a2+pK b1=pK w；

4、对三元弱酸碱共轭酸碱对K a与K b之间的关系

为：pK a1+pK b3= pK a2+pK b2= pK a3+pK b1=pK w

5、对n元弱酸碱共轭酸碱对K a与K b之间的关系

为：pK a1+pK bn= pK a2+pK b(n-1)= pK a3+pK b(n-2)=……= pK an+pK b1=pK w

5.2酸碱组分的平衡浓度与分布分数δ

一、处理水溶液中酸碱平衡的方法

（一）分析浓度与平衡浓度

分析浓度是指在一定体积(或质量)的溶液中所含溶质的量，亦称总浓度或物质的量浓度。

通常以摩尔／升(mol·L-1或mmol·mL-1)为单位，用c表示。

平衡浓度是指平衡状态时，在溶液中存在的每种型体的浓度，用符号[ ]表示,其单位同上。

（二）物料平衡

在反应前后，某物质在溶液中可能离解成多种型体，或者因化学反应而生成多种型体的产物在平衡状态时，物质各型体的平衡浓度之和，必然等于其分析浓度。物质在化学反应中所遵守的这一规律，称为物料平衡(或质量平衡)。它的数学表达式叫做物料等衡式或叫质量等

衡式(MBE)。例如，NaHCO3(0.10 mol·L-1)在溶液中存在如下的平衡关系：NaHCO3=Na++HCO3- HCO3- +H2O=H2CO3+OH- HCO3- = H+ +CO32-

可见，溶质在溶液中除以Na+和HCO3-两种型体存在外，还有H2CO3CO32-两种型体存在，根据物料平衡规律，平衡时则有如下关系：

[Na+]＝0.10 mol·L-1 [HCO3-]+[H2CO3]+[CO32-]＝0.10 mol·L-1

（三）电荷平衡

化合物溶于水时，产生带正电荷和负电荷的离子，不论这些离子是否发生化学反应而生成另外的离子或分子，但当反应处于平衡状态时溶液中正电荷的总浓度必等于负电荷的总浓度,即溶液总是电中性的。这一规律称为电荷平衡，它的数学表达式叫电荷等衡式(CBE)。

而某种离子的电荷浓度在数值上等于该离子的平衡浓度与其电荷数的绝对值的乘积

M m X n=m M n++n X m-H2O=H++O H-

［M n+］+［X m-］［H+］+［O H-］电荷浓度:n［M n+］+m［X m-］［H+］+［O H-］

CBE: n［M n+］+［H+］=m［X m-］+［O H-］

注意;只要带电荷,不关它与质子转移有无关系,都要写入电荷平衡式中,而不带电荷的即使它与质子转移有关,都不要写入电荷平衡式中.

(1) HAc溶液

HAc+H2O=H3O++Ac-H2O+H2O=H3O++OH-

则HAc溶液的CBE: [H3O+]＝[OH-]+[Ac-]

(2) Na2CO3

Na2CO3→2Na++CO32- CO32-+H2O=HCO3-+OH-

HCO3-+H2O＝H2CO3+OH- H2O+ H2O=H3O++OH-

根据电荷平衡规律，CBE为：

[Na+]+[H+]＝[OH-]+[HCO3-]+2[CO32-]

(四)质子平衡

酸碱反应达到平衡时，酸失去的质子数应等于碱得到的质子数，

酸碱之间质子转移的这种等衡关系称为质子平衡（或称为质子条件），以PBE为符号。

某种酸失去的质子数等于它的共轭碱的平衡浓度乘上该酸在反应中失去的质子数；

某种碱得到的质子数等于它的共轭酸的平衡浓度乘上该碱在反应中得到的质子数。

根据质子条件，对子HAc溶液来说，HAc的离解和一部分水自递反应所失去的质子数，应等于另一部分水得到的质子数，即

[H3O+]＝[OH-]+[Ac-]或[H+]＝[OH-]+[Ac-]

此式为HAc溶液的质子平衡式(PBE)，

它表明平衡时溶液中[H+]浓度等于[OH-]和[Ac-]的平衡浓度之和。

该式既考虑了HAc的离解，同时又考虑了水的离解作用。

可见，质子平衡式反映了酸碱平衡体系中最严密的数量关系，它是定量处理酸碱平衡的依据。

简单酸碱平衡体系，如HAc溶液等，其电荷平衡式就是质子平衡式。

复杂酸碱平衡体系的质子平衡式，可通过其电荷平衡式和物料平衡式而求得。

因为一个体系的物料平衡和电荷平衡是在反应达到平衡时，同时存在的。

利用这两个关系式进一步采用代入法或加减法消去与质子转移无关的各项，即可导出质子平衡例如

0.10 mol·L -1 Na 2CO 3水溶液的

MBE: [Na +]＝2C= 0.20 mol·L -1 [HCO 3-]+[H 2CO 3]+[CO 32-]＝C=0.10 mol·L -1 CBE: [Na +]+[H +]＝[OH -]+[HCO 3-]+2[CO 32-]

PBE: 2[HCO 3-]+2[H 2CO 3]+2[CO 32-] +[H +]＝ [OH -]+[HCO 3-]+2[CO 32-] PBE: 2[HCO 3-]+2[H 2CO 3]+2[CO 32-] +[H +]＝ [OH -]+[HCO 3-]+2[CO 32-]

[H +]＝ [OH -]- [HCO 3-]- 2[H 2CO 3]

质子平衡式也可根据酸碱平衡体系的组成直接书写出来，这种方法的要点是： 1．在酸碱平衡体系中选取质子基准态物质，这种物质是参与质子转移有关的酸碱组分，或起始物，或反应的产物。

2．以质子基准态物质为基准，将体系中其它酸或碱与之比较，哪些是得质子的，哪些是失质子的，然后绘出得失质子示意图。 3．根据得失质子平衡原理写出质子平衡式。例题： ?例1 写出NaNH 4HPO 4溶液的PBE 。得质子基准态失质子

二、酸度对弱酸（碱）各型体分布的影响

酸度：指溶液中H +浓度或活度,常用pH 表示.

PBE ：

-24

HPO

H 2+

-H

PO -

42PO H 4

3PO H +

H 33342434[][][][][]2[]

H NH PO OH H PO H PO +

---

=++--]

[][][][2][][3434342-

++=++OH

PO NH PO H PO H H

酸的浓度：又叫酸的分析浓度,指单位体积溶液中所含某种酸的物质的量(mol),包括未解离的和已解离的酸的浓度.

同样,碱的浓度和碱度在概念上也是不同的.碱度用pH 表示，有时也用pOH.

分布分数: 溶液中某酸或碱组分的平衡浓度占其总浓度的分数, 以d 表示.

(一)一元弱酸（碱）的分布分数

例如，一元弱酸HAc ，它在溶液中只能以HAc 和Ac -两种型体存在。设其总浓度为c mol ·L -

HAc +δAc-=1

对于某种酸(碱)K a (或K b )是一定的，则δ值只是H +浓度的函数。

因此，当我们已知酸或碱溶液的pH 值后，便可计算出δ值。

之后再根据酸碱的分析浓度进一步求得酸碱溶液中各种存在型体的平衡浓度。作图

分布曲线说明δ与溶液pH 的关系

Ac -随pH 的增高而增大δHAc 随

pH 的增高而减小.

当pH = pK a 时 δAc -= δHAc =0.50 HAc 与Ac -各占一半 pH ＜pK a , 主要存在形式是HAc pH ＞pK a , 主要存在形式是Ac -

(二)多元弱酸(或碱)溶液的分布分数

先以二元弱酸

H 2C 2O 4为例予以讨论。在H 2C 2O 4溶液中存在有H 2C 2O 4、HC 2O 4-和

C 2O 42-三种型体，设其总浓度为 C H 2C 2O 4 mol ·L -1，则

[H 2C 2O 4]+[HC 2O 4-]+[C 2O 42-]= C H 2C 2O 4

三种型体的分布分数分别为

H Ac H Ac

[H Ac][H Ac]=

c [H Ac]+[Ac-]

δH A c [][][]

H A c K H A c +

1[] ==

Ka []Ka

[]

H H H +

+[]K a =

[H A c]+[]

[]K a

A c Ac H δ

224224

2242242-

2242424[H C O ][H C O ]

[H C O ]+[H C O ]+[C O ]

H C O H C O c δ=

可以看出多元酸的δ值也只是溶液酸度的函数，也就是说， δ值之大小与溶液的酸度有关。因此，也可以像HAc 那样求算出不同pH 值时的δ值，即可得出H 2C 2O 4、HC 2O 4-和C 2O 42-三种型体的分布曲线。

三元弱酸H 3PO 4

224

12-

122424+

2242241

1 =Ka Ka Ka [HC O ][C O ]11+

[H ]

[H C O ]

C O δ=+

224

1+2+

[H ]

[H ]K a [H ]+K a K a H

C O δ=

+124

K a [H ]

[H ]K a [H ]+K a K a H C

O δ-=

+224

112

K a K a =

]

K a [H

]+K a K a C

O δ

-+3

21211][][][]

[]

430a a a a a a K K K H

K K H

K H

PO H +++=

δ3

21][]

[]

2a a a a a a a a K

H K K

H K

H K K c

HPO

+++=

-δ

又如，二元碱Na 2CO 3溶液，假定其分析浓度为C Na 2CO 3 ，可采用类似的方法得到各型体的δ值。

][]

[]

1a a a a a a a K

H K K

H K

H K c

PO H

+++=

-δ1

][]

[]

[32102

=++++++==

-δδδδδa a a a a a a a a K

K H

123

-23-2

b b b 12

[C O ][O H ]

[O H ]+K [O H ]+K K C O

N a C O c δ-=

112

K a K a [H

]+K a [H

]+K a K a C O

δ-=

112

K a [H

]

]+K a [H

]+K a K a H C O

δ-=

112

]

]+K a [H

]+K a K a H

C O δ=

5.3 酸碱溶液中氢离子浓度的计算

一、强酸（碱）溶液H +浓度的计算

现以HCl 为例讨论。

在HCl 溶液中存在以下离解作用：HCl=H ++C1-H 2O=H ++OH -该溶液体系的PBE 式为：

[H +]＝[OH -]+[Cl -]＝c+K W /[H +]

一般只要HCl 溶液的浓度c ≥10-6mol ·L ，可近似求解

H +]＝[OH -]+[Cl -]≈[Cl -]=c pH=-lgc

一元强碱溶液(NaOH )pH 的计算

c ≥10-6mol·L -1 [OH -]≈c pOH ＝-logc c ＜10-6mol·L -1

例

1、求0.050mol/L 和1.0×10-7mol/LHCl 溶液的pH 。

解：因0.050>10-6 mol/L 故采用最简式进行计算：

[H +]=0.050 mol/L pH=1.30

1.0×10-7<10-6 mol/L ，须用精确式进行计算：

pH=6.80

二、一元弱酸碱溶液p H 的计算（一）一元弱酸溶液

C C

K H +

++轾=

犏臌

C C

K O H -

++轾=

犏臌

4[]2W

c c K H

++=77214

1.010(1.010)4 1.0102

---?+?+??=

1.610

(/)

m ol L -=?

一元弱酸HA 的PBE 为： [H +]=[A -]+[OH -]

代入平衡关系式

代入展开则得一元三次方程, 难解!

1. 若: K a c>20K w (10-1

2.7), c/K a ＜ 400忽略K w (即忽略水的解离)

2. 若: K a c ≧20K w c/K a ≧400（即忽略HA 的解离）则c a -[H +] ≈c a

2. 当酸极弱或溶液极稀时，水的离解不能忽略。即c a K a ＜20K W ，c a /K a ≥400时

c-([H +]-[OH -])≈c ＝

例2、计算0.10mol/LHF 溶液的pH,

已知K a =7.2×10-4 解：因cKa=0.10×7.2×10-4>20K W , c/Ka=0.1/(7.2×10-4)<400，

故根据式

pH=2.09

(二) 一元弱碱（B ）溶液 PBE 为：[HB +]+[H +]=[OH -]

1．当 c b K b ≥20K W ，c b /K b ﹤400时

K a [H ]=c

+ [O H ]

[H ]+K a

[H ]=Ka(C-[H ]+ [OH ])+Kw

a a a a

K K C K H +

-++ 轾=

犏臌

a c K ][H

[]w

a a H

K c K +

+24[]2

c K H

7.210

(7.210

)40.107.210

----?+

?+???=

8.210

(/)

mol L -=?

2．当 c b K b ≥20K W ，c b /K b ≥400时

3. 当 c b K b ＜20K W ，c b /K b ≥400时

三、多元弱酸碱溶液p H 的计算按一元弱酸碱处理,用Ka 1代替Ka

例3、计算0.10mol/LH 3PO 4溶液的中H +及各型体的浓度。

K a1=7.6×10-3， K a2=6.3×10-8， K a3=4.4×10-13

解：因为 cKa 1=0.10×7.6×10-3>20K W ,， c/K a1=0.10/(7.6×10-3)<400，故有：

[H 2PO 4-]=[H +] =2.4×10-2 mol/L

4[]2

b b K K K c

O H

-+=

[]b O H

K C

=[]b w

O H

K C K -

=+2

111

4[]2

a a a K K cK H

7.610(7.610)40.107.610

----?+

?+???=

2.410(/)

mol L -=?-

242

[H P O ]K a [H P O ]=

[H ]

-8

2=Ka =6.310 mol/L

?2-3-

+[H P O ]K a [P O ]=

[H ]

K a K a =

]

-8

-13

-2

6.310 4.410

2.410

????-18

=1.210

mol/L

四、两性物质溶液p H 的计算

（一）多元弱酸的酸式盐

以酸式盐NaHA 为例。设其溶液的浓度为c ， PBE 为：[H +]=[A 2-]-[H 2A]+ [OH -]

将[H +]=[A 2-]-[H 2A]+ [OH -]代入平衡关系式:

1 .若: [HA -]≈c HA - 整理后得到：

2. K a2c HA - > 20K w , 则得近似式:

3. 如果 c HA ->20K a1, 则得最简式:

? 式中的 K a2相当于两性物中酸组分的K a

K a1相当于两性物中碱组分的共轭酸的K a

N a HB ：

22H A H O H A O H --+=+21

2[][]

[]

W b a K H A O H K H A K -

223

H A H O H O A -+

+=+2

2[][][]a A H K H A -

-=223H O H O H O

O H

+=+[][]

K H O H +-=21

[][][][][]

[]

a W a K H A K H

H A H

K H

121()

[]a a W a K K C K H

K C

+12

[]a a a K K

c H

[]a a H

K K +

[]a a H

K K +

Na H 2PO 4： Na 2HPO 4：

(二)弱酸弱碱盐

以NH 4Ac 为例，其PBE 为：[H +]=[NH 3]+[OH -]-[HAc]

设： K a ′为NH 4+ 离解常数, K a 为HAc 离解常数，即精确式为:

1. 当 K a ’c ＞20K w

2. 当c ＞20K a

[]'a a H K K +

对于多元弱酸弱碱盐(NH 4)2A ，

其PBE 为： [H +]+[HA -]+2[H 2A]=[NH 3]+[OH -]

以(NH 4)2S 为例: NH 4+ + H 2O =NH 3 +H 3O + K a =5.6× 10-10

S 2- + H 2O =HS - +OH - K b1=8.3

HS - + H 2O =H 2S+OH - K a =1.8×10-7 2H 2O =OH - +H 3O + K w =1.0×10-14

比较各解离平衡常数可以看出，S 2-的第一级碱式解离是最主要的，S 2-的第二级解

[]a a H

=23

[]a a H

K K +

(K ')

[]a a W a K C K H K C

+K '[]a a

K C H

[]'

a a H

K K +

][][]

[][b b a K OH

cK K H

H c HS

离和水的解离可以忽略。故上式可简化为： [HS -] ≈[NH 3]

2[]

[][]a

a a

c K c H H

K a K a2极小所以 [H +]= K a = 5.6× 10-10

氨基乙酸(甘氨酸)

NH 2CH 2COOH

NH 3+CH 2COOH = NH 3+CH 2COO - = NH 2CH 2COO -

K a1=4.5× 10-3 K a2= 2.5× 10-10

H 2A + H +A - A - 氨基乙酸氨基乙酸氨基乙酸

阳离子双极离子阴离子

? c K a2>20K w c>20 K a1

计算0.10mol/L 氨基乙酸溶液的pH 。

已知K a1=4.5 ×10-3,K a2=2.5 ×10-10。

解：因为cK a2=0.10 ×2.5 ×10-10>20K w ， c=0.1>20Ka 1, 故可以采用最简式计算： [H +] =(K a1K a2)1/2

=(4.5×10-3×2.5 ×10-10)1/2 = 1 .1×10-6 mol/L pH=5.96 五强酸与弱酸的混合溶液

浓度为c 1强酸与浓度为c 2的弱酸混合，其PBE 为：[H +]=c 1+[A -]+[OH -]

由于溶液呈酸性，故忽略水的解离，将上式简化为：[H +]=c 1+[A -]= c 1 + c 2δA -

例如硫酸.它的第一级离解十分完全,而K a2=1.0× 10-2

8[]2

a K

H +

++=

[]a a H

1112()()4()[]2

a a a

c K c K c c K H +

-+-++=

可视为一种混合酸.并两者的浓度相等即

若c 1>20[A -]，(先按[H +] ≈c 1算出[H +] ,再算[A -])上式可简化为[H +] ≈c 1 例4、计算0.10mol/LHAc 和0.010mol/LHCl 混合溶液的pH 。解：先按最简式计算：[H +] ≈1.0×10-2 mol/L

[Ac -]=cK a /([H +]+Ka)=0.10×1.8×10-5/(1.0×10-2+1.8×10-5)

=1.8×10-4 mol/L

由于[H +]>20[Ac -]，故采用最简式是合理的。故 [H +]=1.0×10-2 mol/L pH=2.00

5.4 对数图解法 5.5

酸碱缓冲溶液

缓冲溶液是指对体系的某种组分或性质起稳定作用的溶液。酸碱缓冲溶液对溶液的酸度起稳定的作用。酸碱缓冲溶液在分析化学中的应用是多方面的，可分为

一般酸碱缓冲溶液: 由一定浓度的共轭酸碱对所组成。用于控制溶液酸度

标准酸碱缓冲溶液: 它是由某逐级离解常数相差较小的单一两性物质或由共轭酸碱对所组成，用于校正酸度计一、缓冲溶液p H 的计算 (一) 一般缓冲溶液

现以一元弱酸及其共轭碱缓冲体系为例来讨论

设弱酸(HA)的浓度为c a mol·L -1 ，共轭碱(NaA)的浓度为c b mol·L -1。

对HA-H 2O 而言 PBE: [H +]=[OH -]+[A -] 则

[HA]=c a -[A -]= c a -[H +] +[OH -]

对A --H 2O 而言 PBE ： [H +]=[OH -] -[HA]则

222

()()

8[]2

a a c K c K cK a H

-+-+=

K a [H A ]

]

[A -]= c b -[HA]=c b +[H +] -[OH -]

1. 如果缓冲体系是在酸性范围内（pH ＜6＝起缓冲作用(如HAc-NaAc 等)，溶液中

[H +]>>[OH -]。

2. 如果缓冲体系是在碱性范围内（pH ＞8）起冲作用(如NH 3-NH 4Cl 等)，溶液中

[OH -] >>[H +]+]则

3. 若c a 、c b 远较溶液中［H +］和［OH -］大时

(二) 标准缓冲溶液

标准缓冲溶液的pH 值是经过实验准确地确定的，即测得的是H +的活度。

因此，若用有关公式进行理论计算时，应该校正离子强度的影响，否则理论计算值与实验值不相符。

例如由0.025 mol ·L -1Na 2HPO 4和0.025 mol ·L -1 KH 2PO 4所组成的缓冲溶液，经精确测定，pH 值为6.86。若不考虑离子强度的影响，按一般方法计算则得：

此计算结果与实验值相差较大。在标准缓冲溶液pH 值的理论计算中，必须校正离子强度的影响。即以物质的活度代入公式进行计算

C a-[]+[][]C b+[]-[]

O H H K a

O H

+-+

C -[][]C

+[]

H H

?a b C +[][]C -[]

O H H

K O H

?C a []C b

K a

C b p H =p K a +lg

C a

2C b p H =p K a +lg

C a

0.025=7.20+lg

=7.20

0.025

例１考虑离子强度的影响，计算0.025mol ·L -1 Na 2HPO 4—0.025 mol ·L -KH 2PO 4缓冲溶液的 pH 值。

lg 0.50(

0.30)0.101H

P O I Z I I

γ-

=--=-+

二、缓冲容量和缓冲范围

缓冲溶液是一种能对溶液酸度起稳定(缓冲)作用的溶液，如果向溶液加入少量强酸或强碱或者将其稍加稀释时，缓冲溶液能使溶液的pH 值基本上保持不变。也就是说，缓冲溶液只能在加入一定数量的酸碱，才能保持溶液的pH 基本不变因此每种缓冲溶液只具有一定的缓冲能力缓冲容量作为衡量溶液缓冲能力的尺度。其定义可用数学式表示为：

β-缓冲容量;db 、da 强碱和强酸的物质的量;dpH 是pH 改变值。公式的物理意义：为使缓冲溶液的pH 值增加（或减小）1个单位所需加入强碱（酸）的物质的量。

β越大，溶液的缓冲能力越大。可以证明：

β=2.3c δHA δA - βmax =2.3×0.5 ×0.5c=0.575c

缓冲容量的大小与缓冲溶液的总浓度及组分比有关。

1. 总浓度愈大，缓冲容量愈大；

2. 总浓度一定时，缓冲组分的浓度比愈接于1:1，缓冲容量愈大。

缓冲组分的浓度比越小，缓冲容量也越小，甚至失去缓冲作用。因此，任何缓冲溶液的缓冲作用都有一个有效的缓冲范围。缓冲作用的有效pH 范围叫做缓冲范围。

这个范围大概在pK a (或pK a ’)两侧各一个pH 单位之内。即 pH ＝pK a ±1 (此时β值为最大值的三分之一)

HAc -- NaAc pK a =4.74 NH 3—NH 4Cl pK a =9.26 三、缓冲溶液的选择和配制

在选择缓冲溶液时，除要求缓冲溶液对分析应没有干扰、有足够的缓冲容量,

具有一定的总浓度外，更重要的还要求缓冲范围应在所要求的稳定的酸度范围以内

2p H =p K a +lg b

a a 2

1I=

0.1

i i

i c z ==∑

lg 0.50(

0.30)0.42

1H PO I Z I I γ-=--=-+

d b d a =

d p H

为此，组成缓冲溶液的酸的pK a应等于或接近于所需的pH值；

若分析反应要求溶液的酸度稳定在pH＝0～2，或pH＝12～14的范围内，

则可用强酸或强碱控制溶液的酸度，在许多缓冲体系中，都只有一个pK a(或pK b)在

起作用，其缓冲范围一般都比较窄。如果要求的pH值超出这个范围，就会降低缓冲容量。因此，为使同一缓冲体系能在较广泛的pH范围内起缓冲作用。可由两种溶液按不同比例混合

例如，由柠檬酸(pK a1＝3.13，pK a2＝4.76，pK a3＝6.40)和磷酸氢二钠

(H3PO4的pK a1＝2.12，pK a2=7.20, pK a1＝12.36)

两种溶液按不同比例混合，可得到pH为2.0、2.2、…、8.0等一系列缓冲溶液。

这类缓冲溶液的配方可在有关手册中查到。

表5—2中列出了常用的一般缓冲溶液。简单缓冲体系的配制,可利用有关公式计算得到。

例3 欲配制pH＝5.00的缓冲溶液500毫升，已用去6.0mol/LHAc34.0mL，问需要

NaAc·3H2O 多少克？解：c H Ac=6.0×34.0/500=0.41 mol/L

由[H+]=[HAc]Ka/[Ac-] 得：[Ac-]=[HAc]Ka/[H+]

=0.41×1.8×10-5/1.0×10-5

=0.74 mol/L

在500ml溶液中需要NaAc·3H2O的质量为：

136.1×0.74 ×500/1000=50 g

5.6酸碱指示剂

一.指示剂的作用原理

酸碱滴定过程本身不发生任何外观的变化，故常借助酸碱指示剂的颜色变化来指示滴定的计量点。

1.指示剂的性质

酸碱指示剂自身是弱的有机酸或有机碱，其共扼酸碱对具有不同的结构，且颜色不同。

当溶液的pH值改变时，共轭酸碱对不仅得失质子,而且结构发生转变、从而引起溶液的颜色发生变化且变化是可逆的。

2.作用原理

在酸碱滴定过程中,溶液的PH值在不断地发生变化,从而引起溶液的颜色发生变化.例如，酚酞指示剂是弱的有机酸，它在水溶液中发生离解作用和颜色变化。酸式无色，碱式红色，甲基橙:酸式和碱式具有不同的颜色，黄色4.4-橙色-红色3.1

综上所述，指示剂颜色的改变，是由于在不同pH的溶液中，指示剂的分子结构发生了变化，因而显示出不同的颜色。

但是否溶液的pH值稍有改变我们就能看到它的颜色变化呢？事实并不是这样，

必须是溶液的pH值改变到一定的范围，我们才能看得出指示剂的颜色变化。

也就是说，指示剂的变色，其pH值是有一定范围的，

二、指示剂的p H变色范围

指示剂的变色范围，可由指示剂在溶液中的离解平衡过程来解释。

现以弱酸型指示剂(HIn)为例来讨论HIn在溶液中的离解平衡为：

HIn = H + + In–

酸式体碱式体

K In一定，[H+]决定比值大小，影响溶液颜色

1) [In-]/[HIn] ≧10 或pH≧p K In+1 碱式色

2）[In-]/[HIn] ≤1/10 或pH≤p K In-1 酸式色

3）1/10 ≤[In-] / [HIn] ≤10 酸碱式体混合色?

或p K In-1≤pH ≤p K In +1

指示剂理论变色范围 pH = p K In± 1 ：指示剂理论变色点 pH = p K In，[In-] =[HIn]

指示剂的变色范围越窄，指示变色越敏，因为pH值稍有改变，指示剂就可立即由一种颜色变成另一种颜色，即指示剂变色敏锐，有利于提高测定结果的准确度

实际与理论的变色范围有差别，深色比浅色灵敏

pK a理论范围实际范围

甲基橙 3.4 2.4~4.4 3.1~4.4

甲基红 5.1 4.1~6.1 4.4~6.2

酚酞9.1 8.1~10.1 8.0~10.0

百里酚酞10.0 9.0~11.0 9.4~10.

常用的酸碱指示剂列于表5—3中。

三、影响指示剂变色范围的因素

(一)指示剂用量的影响也可指示剂的用量

分为两个方面：

一是指示剂用量过多(或浓度过大)会使终点颜色变化不明显，且指示剂本身也会多消耗一些滴定剂，从而带来误差。这种影响无论是对单色指示剂还是对双色指示剂都是共同的。因此在不影响指示剂变色灵敏度的条件下，一般以用量少一点为佳。

二是指示剂用量的改变，会引起单色指示剂变色范围的移动。下面以酚酞为例来说明。酚酞在溶液中存在如下离解平衡：HIn ＝In- + H+

无色红色

单色指示剂：酚酞

变色点pH取决于C HIn；C HIn↑则pH↓变色点酸移

[]

[][]

K In a H H In C a

2~3滴，pH=9变色，15~20滴，pH=8变色双色指示剂：甲基橙

分析化学第五版第四章酸碱滴定法课后答案

第四章酸碱滴定法思考题 1. 从质子理论来看下面各物质对分别是什么？哪个是最强酸？哪个是最强碱？试按强弱顺序把他们排列起来答：HAc （Ac -）Ka=1.75×10-5； H 3PO 4（H 2PO 4-）Ka 1=7.52×10-3； NH 3（NH 4+）Ka=5.7×10-10； HCN （CN -）Ka=6.2×10-10 HF （F -）Ka=6.8×10-4；（CH 2）6N （（CH 2）6NH +）Ka=1.4×10-9 HCO 3-（CO 3-）Ka 2=5.61×10-11 酸的强弱顺序： H 3PO 4 > HF > HAc> (CH 2)6N 4H + > HCN > NH 4+ > HCO 3- 碱的强弱顺序： CO 3- > NH 3 > CN - >（CH 2）6N 4 >Ac - > F - > H 2PO 4- 2. 写出下列物质在水溶液中的质子条件式答：(1)NH 4CN [HCN] + [H 3O +] = [NH 3] + [OH -] (2)Na 2CO 3 2[H 2CO 3] + [HCO 3-] + [H 3O +] = [OH -] (3)(NH 4)2HPO 4 2[H 3PO 4] + [H 2PO 4-] + [H 3O +] = [NH 3] + [OH -]+[PO 43-] (4) (NH 4)3PO 4 3[H 3PO 4] + 2[H 2PO 4-] +[HPO 42-]+[H 3O +] = [NH 3] + [OH -] (5) NH 4H 2PO 4 [H 3PO 4] + [H 3O +] = [NH 3] + [HPO 42-] +2[PO 43-]+[OH -] 3. 欲配制pH 为3的缓冲溶液，应选下列何种酸及其共轭碱二氯乙酸（1.30）二氯乙酸（2.86）甲酸（3.74）乙酸（4.76）苯酚（9.95）答：选二氯乙酸（缓冲溶液pH ≈pKa=2.86） 5. NaOH 标准溶液吸收了空气中的CO 2,当用于滴定（1）强酸；（2）弱酸时，对滴定的准确度各有何影响？答：滴定强酸时：(1) 若用甲基橙为指示剂，终点pH ≈4，消耗2mol 强酸，即2molNaOH 与CO 2反应生成1molNaCO 3仍消耗2mol 强酸，基本无影响；（2）若用酚酞作指示剂，终点pH ≈9，生成NaHCO 3，即2molNaOH 与CO 2反应生成1molNaCO 3只消耗1mol 强酸，有显著影响。滴定弱酸时：只能用酚酞作指示剂，有显著影响。由Hcl NaOH NaOH Hcl V V c c 得：用NaOH 滴定HCl ，V NaOH ↑，c Hcl 偏高；用HCl 滴定NaOH ，V Hcl ↓，c Hcl 偏高。 6. 标定HCl 溶液浓度时，若采用（1）部分风化的Na 2B 4O 7·10H 2O;(2)部分吸湿的Na 2CO 3;(3)在110℃烘过的Na 2CO 3，则标定所得的浓度偏低、偏高还是准确？为什么？答：（1）偏低（2）偏高（3）不影响 7. 下列各酸，哪些能用NaOH 溶液直接滴定？哪些不能？如能直接滴定，应采用什么指示剂？ ⑴蚁酸（HCOOH ） Ka = 1.8×10-4

高考化学酸碱中和滴定考点复习学案

高考化学酸碱中和滴定考点复习学案考点19 酸碱中和滴定考点聚焦 1．掌握酸碱中和滴定的原理及反应实质。 2．学会酸碱中和滴的操作方法步骤和指示剂的选择。所使用的仪器名称和特点、对仪器洗涤的要求。 3．能正确分析实验操作中的误差。 4．培养学生的实验应用能力和分析问题解决问题的能力。知识梳理 1.中和滴定的概念及原理 (1)概念：用已知物质的量浓度的酸（或碱）来测定未知物质的量浓度的碱（或酸）的方法。 (2)实质：中和反应。 (3)关键：①准确测定； ②准确判断。（答案：标准液和待测溶液的体积、反应的终点。） 2．中和滴定所用仪器酸式滴定管、碱式滴定管、锥形瓶、铁架台、滴定管夹、烧杯等 3．试剂：标准液、待测液、指示剂；指示剂的作用：通过指示剂的颜色变化来确定滴定终点。指示剂的选择：变色要灵敏、明显，一般强酸滴定强碱用甲基橙，强碱滴定强酸用酚酞。4．中和滴定的操作（以标准盐酸滴定NaOH为例） Ⅰ、准备： 1）滴定管： ①检验酸式滴定管是否漏水 ②洗涤滴定管后要用标准液洗涤2~3次，并排除管尖嘴处的气泡 ③注入标准液至“0”刻度上方2~3cm处 ④将液面调节到“0”刻度（或“0”刻度以下某一刻度） 2）锥形瓶：只用蒸馏水洗涤，不能用待测液润洗 Ⅱ、滴定： ①用碱式滴定管取一定体积的待测液于锥形瓶中，滴入1~2滴指示剂 ②用左手握活塞旋转开关，右手不断旋转振荡锥形瓶，眼睛注视锥形瓶中溶液颜色变化至橙色或粉红色出现，记下刻度。 Ⅲ、计算：每个样品滴定2~3次，取平均值求出结果。

Ⅳ、注意点： ①滴速：先快后慢，当接近终点时，应一滴一摇 ②终点判断：当最后一滴刚好使指示剂颜色发生明显的改变而且半分钟内不恢复原来的颜色，即为滴定终点。 5．中和滴定的误差分析原理：滴定待测液的浓度时，消耗标准溶液多，则结果偏高；消耗标准溶液少，则结果偏低。从计算式分析，当酸与碱恰好中和时，有关系式：c （标）·V （标）·n （标）=c （待）·V （待）·n （待）（c 、V 、n 分别表示溶液物质的量浓度，溶液体积，酸或碱的元数）。故c （待）=) ()()()()(待待标标标n V n V c ???，由于 c （标）、n （标）、V （待）、n （待）均为定值，所以c （待）的大小取决于V （标）的大小，V （标）大，则c （待）大，V （标）小，则c （待）小。 6．中和滴定过程中的pH 变化和滴定终点的判断 ①酸碱滴定过程中，溶液的pH 发生了很大的变化。若用标准的强酸溶液滴定未知浓度的强碱溶液，则反应开始时溶液的pH 很大，随着强酸的滴入，溶液的pH 逐渐减小；当二者恰好中和时溶液的pH 为7；当酸过量一滴时，溶液立即变为酸性。若用强碱滴定强酸则恰恰相反。 ②根据滴定过程中的pH 变化及酸碱指示剂在酸性或碱性溶液中的颜色变化，只要选择合适的指示剂，即可准确判断中和反应是否恰好进行。在实验室里选用的指示剂一般为酚酞，当用酸滴定碱时，恰好中和时颜色由红色刚好褪去；当用碱滴定酸时，恰好中和时颜色由无色变为浅红色。 7．中和滴定实验主要仪器的使用 ①中和滴定中使用的滴定管分酸式和碱式两种，使用时不能混用。酸式滴定管还可用于盛其他酸性或具有强氧化性的物质，碱式滴定管还能用于盛装其他碱性物质。 ②中和滴定中有关仪器的洗涤，滴定管在使用前经检查后要进行洗涤，须先用自来水洗（必要时用特殊试剂洗）再用蒸馏水洗，然后再用待盛液润洗2～3次。但锥形瓶用蒸馏水洗净后不能再用待盛液润洗，否则将会引起误差。 ③要注意滴定管的刻度，0刻度在上，往下越来越大，全部容积大于它的最大刻度值，因为下端有一部分没有刻度。滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，也不得一次滴定使用两滴定管酸（或碱），也不得中途向滴定管中添加。附：中和滴定实验中的误差因素酸碱中和滴定实验中的误差因素主要来自以下6个方面。（一）仪器润洗不当 1.盛标准液的滴定管用蒸馏水洗涤后未用标准液润洗。分析：这时标准液的实际浓度变小了，所以会使其用量有所增加，导致c 待测液（物质的量浓度）的测定值偏大。

第5章_酸碱滴定法答案

1．写出下列溶液的质子条件式。 a．c1mol·L-l NH3 + c2mol·L-l NH4Cl； c．c1mol·L-l)H3PO4 + c2mol·L-l HCOOH；解： a. 对于共轭体系，由于构成了缓冲溶液，所以可以将其视为由强酸（HCl和弱碱（NH3）反应而来，所以参考水准选为HCl, NH3和 H2O 质子条件式为：[ H+ ] + [NH4+] = [Cl-] + [OH-] 或[ H+ ] + [NH4+] = c2 + [OH-] c. 直接取参考水平：H3PO4 , HCOOH , H2O 质子条件式：[H+] = [H2PO4-] + 2[HPO42-] + 3[PO43-] + [HCOO-]+[OH-] 2．计算下列各溶液的pH

3．计算下列各溶液的pH i．0.060 mol·L-l HCI和0.050 mol·L-l氯乙酸钠(ClCH2COONa)混合溶液。解: a NaAc为一元弱碱, 其K b=K w/K HAc=5.6×10-10

i. 由于ClCH2COONa + HCl = ClCH2COOH + NaCl 所以原溶液可以看成0.050mol/L的ClCH2COOH和 0.010mo/LHCl的混合溶液设有x mol/L的ClCH2COOH发生离解，则 ClCH2COOH ClCH2COO- + H+ 0.05-x x 0.01+x 所以有(0.01) 0.05 x x x + -= K a= 1.4 ? 10-3 解得x = 4.4 ?10-3mol/L 那么[H+] = 0.0144mol/L pH = -log [H+] = 1.84 4.人体血液的PH为7.40,H2CO3,HCO3-和CO2-在其中的分布分数各为多少？ H2CO3 Ka1=4.30×10^-7 Ka2=5.61×10^-11(引自张祖德无机化学) H2CO3的分布分数=[H+]^2 / { [H+]^2 + [H+]×Ka1 + Ka1×Ka2} =[10^(-7.4)]^2 / {[10^(-7.4)]^2+ [10^(-7.4)]×4.30×

高三化学一轮复习水溶液酸碱中和滴定三教学设计

《水的电离溶液的酸碱性》授课题目课题：《水的电离溶液的酸碱性》拟3 课时第 3课时明确目标 1、知识与技能：1、使学生了解水的电离和水的离子积，2、了解溶液的酸碱性与pH 的关系， 3、学会计算酸碱的pH 值以及氢离子浓度和pH 值的互算， 4、掌握pH 相同的强酸与弱酸的几个规律， 5、了解指示剂的变色范围，学会用pH 试纸测定溶液的pH 值 2、过程与方法：、通过填写学案回归课本，加深理解 3、情感态度与价值观：了解化学在生产、生活中的重要作用。重点难点重点：使学生了解水的电离和水的离子积；难点：学会计算酸碱的pH 值以及氢离子浓度和pH 值的互算，课型 □讲授 □习题 □复习 □讨论 □其它教学内容设计师生活动设计【高考知识点梳理】一．关于pH 值的计算类型及计算方法 1．强酸或强碱溶液的PH 值〖练习〗求室温时的PH (1)0.1mol/LH 2SO 4 (2)0.0005mol/LCa(OH)2 2．酸碱混合(一般稀溶液密度相近，体积可简单加和) 酸性→求C （H +）→pH 一定要先判断溶液酸碱性碱性→先求C （OH -）→再根据K w 求C （H + ）→pH （1）酸I+酸II ：C （H +） = II I II I V V H n H n ++++) ()( (2)碱I+碱II ：C （OH -） = II I II I V V OH n OH n ++--) ()( （3）酸I+碱II ：完全中和：C （H +） = C （OH -） = 17 10-?mol/L 教师评讲例题，师生总结。学生回顾相关内容，并练习《金版学案》对应内容

(完整版)《酸碱中和滴定》教学设计

《酸碱中和滴定》教学设计北京市第八十中学吴卫东一、教材分析酸碱中和滴定操作简便、快速，有足够的准确性，因此，该方法在工农业生产和科学研究中被广泛使用。中和滴定是继配制一定物质量浓度溶液以后的一个定量实验，也是教材中三个定量实验之一，本节内容综合了物质的量浓度的计算、溶液的pH、酸碱指示剂的变色范围和应用、滴定仪器的使用等知识，介绍了一种定量分析的方法——中和滴定，使化学研究从定性分析转化为定量分析。教材先简单地介绍定性分析和定量分析，解释了什么叫酸碱中和滴定，以及酸碱中和滴定的实用价值。重点讨论了酸碱中和滴定原理的三个含义：第一，酸碱中和反应的实质，即H+ + OH- = H2O；第二，酸碱中和滴定的计量依据和计算，具体示例了如何利用关系式C酸= （C碱V碱）÷V酸进行中和滴定的有关计算及计算的格式；第三，准确判断中和反应是否恰好进行完全。接着教材以盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液为例，详细地讨论了滴定过程中溶液pH的变化，以及溶液从碱性经中性突变到微酸性的过程。说明可以选择合适的指示剂，并根据指示剂在酸性或碱性溶液中的颜色变化来准确判断中和反应是否恰好进行完全。但限于学生的知识，教材中没有介绍滴定突变知识，而在学生的观念中酸碱中和到pH = 7才算恰好完全反应，但教材中介绍的指示剂并不适合实验的要求，给学生带来不小的困惑。教材第二部分主要是利用演示实验将理论应用于实践，不仅将整个滴定操作过程由教师向学生示范一遍，而且连同如何处理实验数据，如何利用测得的实验数据来进行有关的计算等都较详细地介绍给了学生，培养了学生严肃认真的科学态度和科学素养。二、学生状况分析高二（10）班是这个年级的实验班，经过一年学习，学生的学习成绩开始分化了，但是大部分学生还是基础知识比较扎实，思维活跃，能够提出自己想了解的问题，并能有对问题比较深入的探讨。 1、学生现有的知识基础：已掌握了酸碱中和反应的本质，学习了盐类水解

酸碱滴定法名词解释1酸碱滴定法2酸碱质子理论1

第三章酸碱滴定法一、名词解释 1、酸碱滴定法： 2、酸碱质子理论： 1、质子条件： 2、两性物质： 3、缓冲溶液： 4、酸碱指示剂： 5、缓冲容量： 6、混合指示剂： 7、滴定突跃： 10、共轭酸碱对：二、填空 1、酸碱滴定曲线是以_______变化为特征的，滴定时酸碱的浓度越__，滴定突跃范围越____酸碱的强度越____则滴定的突跃范围越____。 2、甲基橙指示剂变色范围是PH=_________，酚酞的变色范围PH=___________，碘遇淀粉呈____色是碘的特性反应.。 3、有三种溶液：⑴食盐水、⑵稀硫酸、⑶石灰水、按PH值由大到小顺序排列： _________________。 4、将少量固态醋酸钠加入醋酸溶液中，醋酸溶液的PH值_________。 5、混合指示剂颜色变化是否明显，与两者的___________有关。 6、1.0×10-4 mol/LH 3PO 4 溶液的PH值为______。（已知Ka=5.8×10-10） 7、大多数酸碱指示剂的变色范围是_________PH单位。 8、指示剂的颜色变化起因于溶液的PH值的变化，由于PH的变化，引起指示剂 ____________的改变，因而显示出不同的颜色。 9、在酸滴定碱时，常用甲基橙作指示剂，滴定终点由____色变为_____色。

10、若用HCl滴定NaOH溶液，滴定的突约范围是从PH=7.70—4.30，可选择 __________和_______作指示剂。 11、所谓缓冲溶液，是一种能对溶液的酸度起____________作用的溶液。 12、生石灰溶于水，其溶液呈_______性， 13、酸碱反应是两个_______________共同作用的结果。 14、强碱滴定弱酸，通常以____________作为判断弱酸能否准确进行滴定的界限。 15、酸性缓冲溶液是由_______________盐组成。 16、用强碱滴定强酸时，采用酚酞作指示剂，终点变为_____色。 17、在PH值＝11的溶液中，[H+]_________[OH-] (＞.＝.＜＝)。 18、有下列三种物质：KNO 3、CH 3 COONa、NH 4 Cl，它们的水溶液中PH=7的是 _____________；PH<7的是_____________；PH >7的是____________。 19、用一定浓度的强碱滴定不同的一元弱酸时，滴定突跃范围的大小，与弱酸的 ___________和_______有关。 20、计量点前后_________相对误差范围内溶液PH值的变化范围，称为酸碱滴定的PH突约范围。 21、因一个质子的得失而互相转变的每一对酸碱，称为_______。它的Ka和K b 的关系是________________________。 22、0.01mol/LHCl的PH=_____________，0.05mol/LH 2SO 4 溶液的PH=________。 23、氯化铵的水溶液呈_________性，它的PH值———7，这是由于氯化铵在水中发生了_________反应，其反应的离子方程式_________________________。 24、指示剂颜色的改变，起因于溶液的PH值的变化，由于PH值的变化，引起指示剂__________的改变，因而显示出不同的颜色。 25、为使同一缓冲体系能在较广泛的PH值范围内起缓冲作用，可用 _____________组成缓冲体系。 26、酸碱反应的实质就是________的转移。 27、某种酸本身的酸性越强，其共轭碱的碱性______。 28、强碱滴定弱酸，通常以________作为判断弱酸能否准确进行滴定的界限。 29、在水溶液中，酸碱的强度决定于酸将质子给予水分子和碱从水分子中夺取质

第4章酸碱滴定法习题

1 写出下列各酸的共轭碱：H2O，H2C2O4，H2PO4-，HCO3-，C6H5OH，C6H5NH3+，HS-，Fe(H2O)63+，R-NH2+CH2COOH。 2 写出下列各碱的共轭酸：H2O，NO3-，HSO4-，S2-，C6H5O-，Cu(H2O)2(OH)2，(CH2)6N4，R-NHCH2COO-， 3 写出下列酸碱组分的PBE(设定质子参考水准直接写出)，浓度为c(mol.L-1)：（1）KHP （2）NaNH4HPO4 （3）NH4H2PO4（4）NH4CN （5）(NH4)2HPO4 4 计算下列溶液的pH （1）0.10 mol.L-1 NH4Cl （K b(NH3)=1.8×10-5，（K a(NH4)=5.6×10-10）（2）0.10 mol.L-1 NH4F （K HF=7.2×10-4 pK HF=3.14，（K a(NH4)=5.6×10-10pK a(NH4)=9.26）（3）0.010 mol.L-1 KHP（(K a1=10-2.95，K a2=10-5.41) （4）0.10mol.L-1 H2SO4 (K a2=1.0×10-2=0.010) 5 欲配制pH＝10.0的缓冲溶液1L。用了15.0mol.L-1氨水350mL，需要NH4Cl多少克？解：查表NH3 pK b = 4.74，得NH4C l pK a = 9.26 6 20 g六亚甲基四胺加浓HCl（密度1.18 g.mL-1，含量37%）4.0mL，最后稀释成100mL溶液，其pH为多少？此溶液是否为缓冲溶液？ 7 某弱酸HA的Ka=2.0×10-5，需配制pH=5.00的缓冲溶液，与100 mL 1.00 mol.L-1 NaA相混的1.00 mol.L-1 HA的体积？ 8 下列酸碱溶液浓度均为0.10mol.L-1，能否采用等浓度的滴定剂直接准确进行滴定？若能滴定，计算化学计量点的pH，并指出滴定时选什么指示剂？ (1) (CH2)6N4(2) NaHS (3) KHP 9 下列多元酸（碱）、混合酸（碱）溶液中每种酸（碱）的分析浓度均为0.10mol.L-1，能否用等浓度的滴定剂准确滴定？有几个突跃，根据计算的pH sp选择适当的指示剂。（1）H2C2O4 （K a1=10-1.22，K a2=10-4.19）（2）HCl + H3PO4 （H3PO4：K a1=10-2.12，K a2=10-7.20，K a3=10-12.36）

酸碱中和滴定实验操作方法--学案

酸碱中和滴定实验操作方法一.所用仪器：酸式滴定管、碱式滴定管和锥形瓶（1）酸式滴定管和碱式滴定管的构造，对比不同点及其原因；（2）对比滴定管和量筒刻度的不同。二.实验操作：（1）查：检查是否漏水和堵塞。（2）洗：洗净后用指定的酸和碱液润洗。（锥形瓶只用蒸馏水洗净即可）（3）盛、调：用烧杯沿漏斗注入滴定管中，放出液体，赶气泡、调起点。（4）取：将一定体积未知浓度的酸溶液放入锥形瓶中，滴入几滴酚酞。（5）滴定：操作要点及滴定终点的观察。左手控制滴定管的活塞或挤压玻璃小球，右手摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶内溶液颜色的变化。（指示剂变色，半分钟内不褪色）（6）记和算：数据的记录和处理求出酸的浓度。计算时可用公式： c（H+）= c［（OH-）×V（碱）÷V（酸）求。［原理：c（H+）×V（酸）= c［（OH-）×V（碱）］三、练习：用0.1mol／L的氢氧化钠溶液测定某浓度的浓硫酸，其实验步骤如下： 1．配制稀硫酸溶液100mL，操作方法是：在____里盛适量蒸馏水，用____滴定管取1mL 浓硫酸，使其缓缓沿烧杯内壁注入盛有适量蒸馏水的____中，并用____搅拌，以达____的目的。将____后的溶液沿____注入____中，用蒸馏水洗涤____和____2～3次，洗液都注入____中，振荡摇匀后，将水注入____，直至液面接近刻度线____处，改用____加水至____。盖好瓶塞，振荡摇匀后，转移至贴有标签的试剂瓶中。 2．滴定：用酸式滴定管取10mL稀硫酸，注入____中，滴入3至5滴酚酞并摇匀后，用0.1mol／L的氢氧化钠溶液滴定，直到加入最后一滴氢氧化钠，刚好使溶液____，即达滴定终点。 3．记录和计算：求：稀释前后硫酸物质的量的浓度。 4．讨论： ①碱式滴定管在盛氢氧化钠溶液前要先用____洗净再用____润洗，盛待测硫酸溶液的容器是____，容器在盛稀硫酸前，要用____洗。 ②碱式滴定管未用标准碱溶液洗，只用水洗，立即注入氢氧化钠溶液，将会使测定的稀硫酸浓度____（偏高、偏低、不受影响，下同）。 ③滴定前，盛稀硫酸的容器水洗后，用稀硫酸润洗，再盛稀硫酸10mL，再用标准氢氧化钠溶液滴定，将会使测定硫酸溶液的浓度结果____。 ④滴定前碱式滴定管内无气泡，后因操作不当进了气泡，测定结果，使稀硫酸的浓度_。 ⑤盛稀硫酸的容器内盛10mL稀硫酸后，再加入10mL水后滴定，则测定结果，硫酸溶液浓度将____。 ⑥滴定前平视读数，滴定终点时，仰视读数，并记录读数，测得的硫酸溶液浓度将____。

第5章酸碱滴定法

第5章酸碱滴定法（5.1-5.3）【课题】酸碱滴定法【教学目的】引导学生学习溶液中酸碱反应与平衡，酸碱组成的平衡浓度与分布系数δ以及相关酸碱滴定方面内容。让学生对酸碱滴定法有充分的了解，学习酸碱平衡理论。让学生具备用酸碱质子理论处理有关平衡问题的能力。以代数法为主，解决酸碱平衡体系中有关的计算问题通过计算和分析滴定曲线来阐述有关酸碱滴定条件，指示剂选择和滴定误差【课型】属新授课【课时】3课时【教学重点】酸碱理论基础（包括酸碱定义，酸碱反应实质，酸碱强度）酸碱理论计算（酸碱溶液pH计算）【教学难点】溶液中氢离子浓度的计算【教学过程】第一课时主要内容：溶液中的酸碱反应与平衡引入：关于酸碱滴定法酸碱滴定法（acid-base titrimetry）是基于酸碱反应的滴定分析方法，也叫中和滴定法（neutralization titrimetry ）。该方法简便，快速，是广泛应用的分析方法之一。酸碱滴定法在工、农业生产和医药卫生等方面都有非常重要的意义。 1. 什么是酸？什么是碱？（由此引入酸碱质子理论,15min）人们对预算见得认识经历了很长的历史。最初把有酸味，能是蓝色石蕊变红的物质叫酸，有涩味，使石蕊变蓝，能中和酸的酸性的物质叫碱。1887年瑞典科学家阿伦尼乌斯提出了它的酸碱电离理论：凡是在水溶液中电离产生的全部的阳离子都是H 的物质叫酸；电离产生的全部阴离子都是O Hˉ的物质叫碱，酸碱反应的实质是H 和OHˉ结合生成水的反应。但是这个理论有它的缺陷，例如它无法解释碳酸钠，磷酸钠水溶液的碱性。为弥补阿伦尼乌斯酸碱理论的不足，丹麦化学家布伦斯惕和英国化学家劳里与1923年分别提出酸碱质子理论。要点如下： ⅰ.酸碱的定义：凡是能给出质子的物质都是酸，凡是能接受质子的都是碱。 HCl,NH4+,HSO4ˉ等都是酸，因为它们能给出质子；CNˉ，NH3，HSO4ˉ都是碱，因为它们都能接受质子。可见，质子酸碱理论中的酸碱不限于电中性的分子，也可以是带电的阴阳离子。若某物质技能给出质子又能接受质子，可称为酸碱两性物质。 ⅱ.酸碱共轭关系：酸==碱+质子（酸越强，其共轭碱就越弱，反之亦然）

高中化学选修四：酸碱中和滴定教案

[学习目标] 1、初步了解酸碱中和滴定的操作方法。 2、掌握有关酸碱中和滴定的简单计算。 [学习重点] 1、酸碱中和滴定的原理 2、酸碱中和滴定的计量依据及计算教学过程一：酸碱中和滴定的原理： 1．酸、碱反应的本质为： H ++OH －===H 2O 例：HCl+NaOH===NaCl+H 2O 则：1 1)()()()(==NaOH v HCl v NaOH n HCl n （v 为化学计量数）如用A 代表酸，用B 代表碱，则有： ) ()()()(B v A v B n A n = 又因c =v n 所以n=cV 则上式可表示为： )()()()()()(,7)()()()()()(B V A V A c A v B v B c B v A v B V B c A V A c ?===，如为一元酸和一元碱中和时：由于1)()(=A v B v ，则有：c (B)=) ()()(B V A V A c ，因此c (B)的大小就决定于V （A ）的大小。二、酸碱中和滴定的操作 2.实验操作 (1)仪器:滴定管(酸式,碱式),移液管,锥形瓶,烧杯,铁架台,滴定管夹等. 注意:①酸式滴定管不能盛放碱液,氢氟酸以及Na 2SiO 3,Na 2CO 3等碱性溶液;碱式滴定管不能盛放酸性溶液和强氧化性溶液.②滴定管的刻度,O 刻度在上,往下刻度标数越来越大,全部容积大于它的最大刻度值,因为下端有一部分没有刻度.滴定时,所用溶液不得超过最低刻度,不得一次滴定使用两滴定管酸(或碱),也不得中途向滴定管中添加. (2)操作步骤: ①准备:检漏,洗涤,润洗,装液,赶气泡,调液面. ②滴定:移取待测液,加指示剂(2-3滴),滴定,判断终点,读数. ③数据处理:取两次或多次消耗标准溶液体积的平均值,依方程式求C 待. 3.实验误差分析造成中和滴定的误差原因很多,如读数误差,操作误差,计算误差,指示剂的选择误差,药品不纯引起的误差等.因此,要做好本实验,必须各个环节都要注意. 【操作要点】以HCl 滴定NaOH 溶液为例，说明滴定操作的要点以HCl 滴定NaOH 溶液为例，说明滴定操作的要点 (1) 在酸式滴定管内注入已知浓度为C 1的盐酸标准液至刻度“0”以上，并固定在滴定台上。在滴定管下放一小烧杯，调整液面到“0”或“0”以下某个刻度，记下起始读数V 始。注意滴定管下端尖嘴处不应留存有气泡。

第四章酸碱滴定法课后习题及答案资料

第四章酸碱滴定法习题4－1 4.1 下列各种弱酸的p K a已在括号内注明，求它们的共轭碱的pK b； (1)HCN(9.21)；(2)HCOOH(3.74)；(3)苯酚(9.95)；(4)苯甲酸(4.21)。 4.2 已知H3PO4的p K a=2.12，p K a=7.20，p K a=12.36。求其共轭碱PO43-的pK b1，HPO42-的pK b2．和H2PO4-的p K b3。 4.3 已知琥珀酸(CH2COOH)2(以H2A表示)的p K al=4.19，p K b1= 5.57。试计算在pH4.88和5.0时H2A、HA-和A2-的分布系数δ2、δ1和δ0。若该酸的总浓度为 0.01mol·L-1，求pH＝4.88时的三种形式的平衡浓度。

4.4 分别计算H2CO3(p K a1=6.38，pK a2=10.25)在pH=7.10，8.32及9.50时，H2CO3，HCO3-和CO32-的分布系数δ2` δ1和δ0。 4.5 已知HOAc的p Ka = 4.74，NH3·H2O的pKb=4.74。计算下列各溶液的pH值： (1) 0.10 mol·L-1HOAc ；(2) 0.10 mol·L-1 NH3·H2O； (3) 0.15 mol·L-1 NH4Cl；(4) 0.15 mol·L-1 NaOAc。

4.6计算浓度为0.12 mol·L-1的下列物质水溶液的pH(括号内为p Ka)。 (1)苯酚(9.95)；(2)丙烯酸(4.25)；(3)吡啶的硝酸盐(C5H5NHNO3)(5.23)。解：(1) 苯酚(9.95)

高中化学专题3 第2单元第2课时酸碱中和滴定学案苏教版选修4

专题三第二单元溶液的酸碱性第二课时酸碱中和滴定【学习目标】 1．理解酸碱中和滴定的原理。 2．了解酸碱中和滴定的操作方法。 3．掌握有关酸碱中和滴定的简单计算。 4．强化酸碱中和滴定原理的运用。【学习过程】一、酸碱中和滴定的原理【思考】⑴在一定量的碱溶液中，滴加酸，正好中和时，碱和酸应该有什么定量关系？ ⑵已知某土壤溶液呈酸性，要想测定其氢离子浓度，根据中和反应，需要测定哪些数据？ 1、中和反应的实质。 2、酸碱中和滴定：是利用的酸（或碱）去滴定一定体积的碱（酸），通过测定反应时消耗已知溶液酸（或碱）的，从而推算出未知浓度的碱（或酸）的的方法。 3、在未知浓度氢氧化钠溶液0.23L，需加入0.11mol/L的盐酸溶液0.29L才能完全中和。氢氧化钠的物质的量浓度是多少？二、酸碱中和滴定的方法【思考与交流】酸碱中和滴定实验，P74信息提示。请同学们完成下列空白。 1、实验仪器：酸式滴定管、_________________________________等［思考并回答］酸式滴定管和碱式滴定管刻度特点和读数方法:

①0刻度在。 ②精密度：0.01mL，所以读数时要读到小数点后位。 ③实际滴出的溶液体积=滴定的读数－滴定的读数。 ④酸式滴定管用于盛装溶液。 ⑤碱式滴定管用于盛装溶液。 2、滴定操作步骤 ①准备：检漏、洗涤→→→→→读数。 ②滴定：移液（放液）→滴加指示剂→滴定至终点→读数→→计算。 3、滴定数据及数据处理用0.1000mol·L-1氢氧化钠溶液滴定未知浓度的稀盐酸时，实验结果记录如下，求该【交流与讨论】怎么确定滴定终点（酸碱恰好完全反应）？ 4、酸碱指示剂：溶液颜色变化后半分钟内不变色阅读课本P77 【拓展视野】 5、绘制滴定曲线【活动与探究1】阅读课本P75 ，表3-8实验记录，绘制滴定曲线图。绘制滴定曲线图于课本P75图中。【活动与探究2】阅读课本P76，完成表3-9。求两次测定数值的平均值，计算待测NaOH溶液的物质的量浓度。

1酸碱滴定法：碱度的测定

1、酸碱滴定法：碱度的测定【知识的回顾】： 1、滴定方法概述：酸碱滴定、沉淀滴定、氧化还原滴定、络合滴定 2、滴定方式概述：直接滴定、间接滴定、返滴定、置换滴定 3、酸碱滴定常用的指示剂：P.P.（pH=8.0-10.0），M.O.（pH=3.1-4.4） 4、二元弱碱的滴定：举例：Na2CO3 滴定过程：HCl滴定Na2CO3，（1）先加入P.P.，溶液显粉红色，滴定至溶液无色，消耗HCl标液V1ml；（2）再加入M.O.，溶液呈黄色，滴定至溶液呈橙色，消耗HCl标液V2ml。【规律】：V2=2 V1 【课堂引入】：如果溶液中不仅含有碳酸盐，还有碳酸氢盐，或者氢氧根，结果会怎样？【本课内容】：混合碱的分析 1. 单独OH-碱度的分析【理论推理】：在HCl滴定至酚酞（P.P.）变色之后，消耗HCl标液V1ml，继续滴加甲基橙（M.O.），发现溶液马上变红色，即V2=0ml，没有消耗HCl标液。即：当V1≠0，V2=0时，溶液中仅含有OH—。说明：没有碳酸盐碱度，OH—。 2. 单独CO32—碱度的分析：【理论推理】：

在HCl滴定至酚酞（P.P.）变色之后，消耗HCl标液V1ml，继续滴加甲基橙（M.O.），滴定至溶液变红色，消耗HCl标液V2 ml，且V1=V2。即：当V1=V2时，溶液中仅含有OH—。说明：只有碳酸盐碱度，CO32—。 3. 单独HCO3—（重碳酸盐）碱度的分析：【理论推理】：向溶液中加入指示剂酚酞（P.P.），溶液不显粉红色，即消耗HCl标液V1=0ml，继续滴加甲基橙（M.O.），溶液呈现橙黄色，滴定至溶液变红色，消耗HCl标液V2 ml。即：当V1=0，V2≠0时，溶液中仅含有HCO3—。说明：只有碳酸盐碱度，HCO3—。 4. CO32—和HCO3—碱度的分析：【理论推理】：向溶液中加入指示剂酚酞（P.P.），溶液显粉红色，滴定至粉红色消失，消耗HCl标液V1ml，继续滴加甲基橙（M.O.），溶液呈现橙黄色，滴定至溶液变红色，消耗HCl标液V2 ml。且发现V2＞V1。即：当V2＞V1＞0时，溶液中同时含有碳酸盐碱度和碳酸氢盐碱度。说明：溶液中含有CO32—和HCO3—。 5. OH—和CO32—碱度的分析

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3.2.3《酸碱中和滴定》导学案乾县二中李强考纲解读：掌握酸碱中和滴定的仪器、原理、操作及误差分析，并迁移应用于其他滴定重点难点：中和滴定原理的认识学案导学：第一课时一、酸碱中和滴定的定义 1.定义用已知浓度的酸（碱）（标准溶液）来测定未知浓度的碱（或酸）（待测溶液）的实验方法。 2原理：酸碱中和反应的实质为： H + + OH - = H 2O 在酸碱中和反应时： n(H + )=n(OH -) 当酸碱恰好中和时 n(OH -)=n(H +) n 酸c 酸V 酸= n 碱c 碱V 碱我们常把已知浓度的酸（或碱）称为标准溶液，将未知浓度的碱（或酸）称待测溶液，则酸碱恰好中和时： c 测= 测测标标标n V n V c 若为一元酸与一元碱则上式可简化为： V c 3.中和滴定的关键： ⑴准确测量参加反应的酸和碱溶液的体积 ⑵准确地判断滴定终点（酸碱恰好完全中和的时刻叫滴定终点） 4酸碱指示剂的选择：（1）原则：变色要明显、灵敏、容易观察，且指示剂的变色pH 和滴定过程的pH 突变一致。 ①若用强碱滴定强酸突跃范围：4.3---9.7 甲基橙（3.1——4.4）从色变为色时说明达到了滴定终点酚酞（8.2——10.）从色变为色时说明达到了滴定终点注意：酸碱中和滴定不选石蕊作指示滴定终点，因其PH 变色范围宽，颜色不易觉察，误差超过了酸碱中和滴定允许的误差。 ②若用强酸滴定强碱甲基橙（3.1——4.4）从色变为色时说明达到了滴定终点酚酞（8.2——10.）从色变为色时说明达到了滴定终点一般规律：强酸滴碱甲基橙，强碱滴酸用酚酞（2）指示剂用量： 2-3滴（3）滴定终点判断标准：当指示剂刚好变色，并在半分钟内不褪色，即认为已达到滴定终点。已知浓度读数

第五章酸碱滴定法习题解答

第五章酸碱滴定 1.（1） H 2CO 3， C 2H 4O 2， H 3O +， C 6H 5NH 3+， NH 4+，HAc ， HS - ( 2) NO 3-， OH -， HPO 42-，CO 32-， C 2O 42-， HS -， PO 43- 2. HA + B == BH + + A - 酸碱的离解、酸碱中和反应都是质子转移的酸碱反应，是两个共轭酸碱对共同作用的结果，酸碱中和反应所生成的盐实质上酸、碱或两性物质。盐的水解实质也是酸、碱质子转移反应。 3. HNO 3：[H +]=[NO 3-]+[OH -] HCN ：[H +]=[CN -]+[OH -] NH 3：[H +]+[NH 4+]=[OH -] NH 4HCO 3：[H +]+[H 2CO 3]=[ NH 3]+[CO - 23]+[OH -] NH 4Ac ：[H +]+[HAc]=[NH 3]+[OH -] Na 2HPO 4：[H +]+[H 2PO -4]+2[H 3PO 4]= [PO -4]+[OH -] Na 3PO 4：[H +]+ [HPO -24] +2[H 2PO -4]+3[H 3PO 4 ]= [OH -] H 2CO 3：[H +]=[HCO -3]+ 2[CO 32-]+ [OH -] H 3PO 4：[H +]=[H 2PO -4]+ 2[HPO -24 ] +3[PO -34]+ [OH -] 4. (1) 105 141056.510 8.110---?=?=b K 61046.71.0-?=??=-10-105.56 ][O H pOH = 5.12 pH = 8.88 (2) 同理 101056.5-?=a K [H +] = 7.46?10-6 pH = 5.12 5. 酸碱指示剂一般是有机弱酸或有机弱碱，它们的共轭酸式和共轭碱式由于具有不同的结构而呈现不同的颜色。当溶液的pH 值改变时，指示剂失去质子，由酸式转变为共轭碱式，或得到质子，由碱式转变为共轭酸式，由于结构上的改变，从而引起溶液颜色的变化。指示剂的变色范围：pH=pK I n ±1 选择指示剂的原则：指示剂的变色范围全部或部分在突跃范围内，变色点与计量点尽量接近。变色明显。 6. 甲基橙理论变色范围pH2.4～4.4，而实际变色范围为pH3.1～4.4。产生这种

第四章酸碱滴定法

第四章酸碱滴定法（65题）（一）A型题在以下选项中选出一个最符合题意的答案。1．酸碱滴定法的标准溶液是（）。 A．NaOH B．Na 2CO 3 C．HAc D．NH 3·H 2 O E．Na 2 B 4 O 7 ·10H 2 O 2．标定HCl溶液的基准物质是（）。 A．NaOH B．Na 2CO 3 C．HAc D．NH 3·H 2 O E．KHC 8 H 4 O 4 3. 标定NaOH溶液的基准物质是（）。 A．HAc B．Na 2CO 3 C．KHC 8 H 4 O 4 D．NH 3·H 2 O E. NaOH 4. 测定HAc含量选用的指示剂为（）。 A．石蕊 B. 甲基橙 C. 酚酞D．甲基红 E. 中性红 5. 用甲基橙为指示剂测定Na 2CO 3 含量，其HCl与Na 2 CO 3 反应完全时，物质的量之比为（）。 A．2:1 B. 1:2 C. 1:1 D．3:1 E. 1:3 6. NaOH标准溶液测定HAc含量时，用酚酞为指示剂，终点颜色是（）。A．无色 B. 淡红色 C. 红色 D．黄色 E. 橙色 7. HCl标准溶液测定NH 3·H 2 O含量，应选择的指示剂是（）。 A．甲基橙 B. 酚酞 C. 百里酚酞D．中性红 E. 以上均可 8. 可用碱标准液直接测定的物质的条件为（）。 A．cKa≥10-8的酸 B. cKb≥10-8的碱 C. NaOH D．NH 3·H 2 O E. H 2 CO 3 9. 可用酸标准溶液直接测定的物质的条件为（）。

A．cKa≥10-8的酸 B. cKb≥10-8的碱 C. NaOH D．NH 3·H 2 O E. H 2 CO 3 10. 测定硼砂含量实践操作正确的是（）。 A．左手控制滴定管活塞流速，右手旋摇锥形瓶 B. 右手控制滴定管活塞流速，左手旋摇锥形瓶 C. 用托盘天平称取硼砂质量 D．用移液管移取谁的体积 E. 将硼砂加热溶解后立即加入指示剂 11. 在用邻苯二甲酸氢钾基准物标定NaOH的实践操作中，正确的是（）。A．用酸式滴定管盛装NaOH溶液 B. 排碱式滴定管尖端气泡时，是将胶管中的玻璃珠往上移动 C. 用碱式滴定管盛装NaOH溶液 D．排碱式滴定管尖端气泡时，是将胶管中的玻璃珠往下移动 E. 选用甲基橙指示剂指示终点 12.酚酞指示剂的变色范围及颜色是（）。 A．8.0（无色）～10.0（红色） B. 8.0（红色）～10.0（无色）C. 3.1（红色）～4.4（黄色） D．3.1（黄色）～4.4（红色） E. 4.4（红色）～6.2（黄色） 13. 甲基橙指示剂的变色范围及颜色是（）。 A．8.0（无色）～10.0（红色） B. 8.0（红色）～10.0（无色）C. 3.1（红色）～4.4（黄色） D．3.1（黄色）～4.4（红色） E. 4.4（红色）～6.2（黄色） 14. 甲基红指示剂的变色范围及颜色是（）。 A．8.0（无色）～10.0（红色） B. 8.0（红色）～10.0（无色）C. 3.1（红色）～4.4（黄色） D．3.1（黄色）～4.4（红色） E. 4.4（红色）～6.2（黄色） 15. 酸碱指示剂一般属于（）。 A. 无机物 B. 有机盐 C. 有机酸 D. 有机碱 E. 有机弱酸或弱碱

第四章酸碱滴定法

第四章酸碱滴定法 1．下列各酸，哪些能用NaOH溶液直接滴定或分步滴定? 哪些不能？如能直接滴定，各应采用什么指示剂？（1）甲酸（HCOOH）K a＝1.8×10-4 （2）硼酸(H3BO3) K a1＝5.4×10-10 （3）琥珀酸（H2C4H4O4）K a1＝6.9×10-5 ，K a2＝2.5×10-6 （4）柠檬酸（H3C6H5O7）K a1＝7.2×10-4 ，K a2＝1.7×10-5 ，K a3＝4.1×10-7 （5）顺丁烯二酸K a1＝1.5×10-2 ，K a2＝8.5×10-7 （6）邻苯二甲酸K a1＝1.3×10-3 ，K a2＝3.1×10-6 答：（1）cK a≥10-8，可以直接滴定，酚酞。（2）cK a≤10-8，不能直接滴定。可用甘油或甘露醇等多元醇与H3BO3配位增加酸的强度。（3）cK a1＞10-8，cK a2＞10-8，但K a1 /cK a2＜104，不能分步滴定，一个突跃，酚酞。（4）cK a1＞10-8，cK a2＞10-8，cK a3≈10-8，cK a1 / cK a2＜104，cK a2 / cK a3＜104，不能分步滴定。（5）cK a1＞10-8，cK a2＞10-8，cK a1 / cK a2＞104，能分步滴定，二个突跃，先用甲基橙，再用酚酞。（6）cK a1＞10-8，cK a2＞10-8，cK a1 / cK a2＜104，不能分步滴定，一个突跃，酚酞。 2．NaOH标准溶液吸收了空气中的CO2，当用于滴定（1）强酸（2）弱酸时，对滴定的准确度各有何影响？答：（1）滴定强酸时：若用甲基橙：CO32-→ H2CO3，消耗2molH+，无影响。若用酚酞：碱性变色，CO32-→ HCO3-，消耗1molH+，结果偏低。（2）滴定弱酸时：计量点pH＞7，只能用酚酞，结果偏低。 3．标定HCl溶液时，若采用（1）部分风化的Na2B4O7?10H2O；（2）部分吸湿的Na2CO3； (3)在110℃烘过的Na2CO3，则标定所得的浓度偏低、偏高，还是准确？为什么？答：（1）偏低；（2）偏高；（3）偏高。 4．为什么用盐酸可滴定硼砂而不能直接滴定醋酸钠？又为什么用氢氧化钠可滴定醋酸而不能直接滴定硼酸？

酸碱中和滴定学案导学案

酸碱中和滴定考纲解读：掌握酸碱中和滴定的仪器、原理、操作及误差分析，并迁移应用于其他滴定学案导学：酸碱中和滴定：用已知物质的量浓度的酸（碱）来测定求知物质的量浓度的碱（或酸）的方法。一、酸碱中和滴定的原理： 1?原理：当酸碱恰好中和时 n （OH -）=n （H +） n 酸c 酸V 酸=n 碱c 碱V 碱我们常把已知浓度的酸酸（或碱）称为标准溶液，将未知浓度的碱（或酸）称待测溶液, 则酸碱恰好中和时： c 测=c 标V 标n 标 V 测n 测 c 标V 标若为一元酸与一元碱则上式可简化为： c 测= V 测 2?中和滴定的关键问题： ⑴准确测出参加反应的酸和碱溶液的体积 ⑵准确判断中和反应是否恰好进行完全 3.指示剂的选择： ⑴研究酸碱中和反应过程中溶液 PH 变化例：用 O.lmol/LNaOH 溶液滴定 20mL0.1mol/L 盐酸 ⑵指示剂的选择是根据突跃范围消耗NaOH 溶液的体积溶液PH 0mL 1 18.00 mL 2.3 19. 80 mL 3.3 19.98 mL 4.3 20.00 mL 7 20.02 mL 9.7 20.20 mL 10.7 22.00 mL 11.7 140.00 mL 12.6 V （NaOH ）画出溶液PH 随后加入NaOH 溶液的变化图我们把酸碱恰好中和的最后一滴酸或碱引起溶液 PH 的突变叫酸碱中和滴定的突跃范围 -■r-H 亠-.童 r

①若用强碱滴定强酸突跃范围：4.3---9.7 甲基橙(3.1―― 4.4)从 ________ 色变为_______ 色时说明达到了滴定终点酚酞(8.2―― 10.) 从 _________ 色变为_______ 色时说明达到了滴定终点注意：酸碱中和滴定不选石蕊作指示滴定终点，因其PH变色范围宽，颜色不易觉察，误差超过了酸碱中和滴定允许的误差。 ②若用强酸滴定强碱突跃范围：9.7―― 4.3 甲基橙(3.1―― 4.4)从 ________ 色变为_______ 色时说明达到了滴定终点酚酞(8.2―― 10.) 从 _________ 色变为_______ 色时说明达到了滴定终点 ③若用强酸滴定弱碱：如用盐酸滴定氨水思考：如用盐酸滴定氨水你选择甲基橙还是酚酞作指示剂，为什么？ ④若用强碱滴定弱酸思考：如用氢氧钠滴定醋酸你选择甲基橙还是酚酞作指示剂，为什么？二、酸碱中和滴定操作 1. 酸碱中和滴定仪器：_____________________________________________________________________ 试剂： __________________________________________________________________ 滴定管 ①构造：滴定管是一种具有精确刻度、内径均匀的细长玻璃管。常有25.00mL和50.00mL 两种规格。酸式滴定管：下端是用于控制液体流量的 _______________ 。故酸式滴定管不能用来盛 _____________ 碱式滴定管：下端是一段橡皮管，橡皮管内有一个比橡皮管的内径稍大的玻璃小球，橡皮管下端连一个尖嘴玻璃管，通过 _______________ 为控制液体流量。故碱式滴定管不能用来盛 ______________________________________________________ 。 ②刻度：零刻度在—，满刻度在_________ ，满刻度以下无刻度。 1ml分为10格，每小格是0.1ml，故可精读到____________ ml,估读到_________ ml。问题:若为25mL滴定管,按照装液体的正确方法将溶液装至零刻度，将溶液全部放出，体积 ____________ (填大于、小于、等于) 25mL? ③用途：____________________________________________ , __________________________ 2. 滴定前准备 ⑴仪器的洗涤三洗: _______________ 、 ____________________ 、________________________ 三次: ______________________ T __________________ T ____________________________ 洗净的标志：_____________________________________________________________________________

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