2019-2020年高中化學(xué) 3.4酸堿中和滴定教案 舊人教版必修2介紹化學(xué)上把鑒定物質(zhì)的組成成分叫做定性分析；已知物質(zhì)的組成，進一步測定物質(zhì)中各組成成分的含量叫做定量分析；酸堿中和滴定是中學(xué)化學(xué)最重要的定量分析實驗。 下面我們一起學(xué)習(xí)酸堿中和滴定復(fù)習(xí) 首先回顧有關(guān)酸堿的中和反應(yīng)1寫出如下反應(yīng)的化學(xué)方程式和離子方程式：HCl和NaOH： H2SO4和KOH ： HNO3和Ba(OH)2 ：2用離子方程式表示酸堿中和反應(yīng)的實質(zhì)：小結(jié)酸和堿的中和反應(yīng)是中學(xué)反應(yīng)中比較迅速靈敏的一類反應(yīng)，其本質(zhì)是酸提供的H+ 和堿提供的OH 的中和反應(yīng)，且H+ 和OH 以 等物質(zhì)的量時恰好中和。3將已知濃度為C酸 的H2SO4溶液逐滴的滴入未知濃度的KOH溶液中，已知KOH溶液的體積為V堿 ，當(dāng)兩者恰好反應(yīng)時，測出消耗了H2SO4溶液的體積為V酸 ，通過計算求出KOH溶液的濃度C堿 ？小結(jié)通過計算認識到，若已知酸堿恰好中和反應(yīng)時各自消耗的體積，且已知其中一種的濃度，則另一種濃度可求。這就是酸堿中和滴定的原理。板書一酸堿中和滴定的原理1定義：在定量分析中，用已知物質(zhì)的量濃度的酸（或堿）來測定未知物質(zhì)的量濃度的堿（或酸）的方法。2原理：中和反應(yīng)中的定量關(guān)系。 酸提供的H+ 的物質(zhì)的量= 堿提供的OH的物質(zhì)的量（未知濃度的為待測液，已知濃度的為標(biāo)準液）練習(xí)用0.1032mol/L的HCl溶液滴定25mL未知濃度的NaOH溶液，滴定到兩者恰好完全反應(yīng)時，用去HCl溶液27.84mL，通過計算求NaOH的物質(zhì)的量濃度是多少？過渡 酸堿中和滴定在理論上是簡單清晰的。但具體的實踐操作中，還有兩個關(guān)鍵需要克服。準確測定參加反應(yīng)的兩種溶液的體積。準確判斷中和反應(yīng)恰好進行完全（找到完全中和點）。下面就一起學(xué)習(xí)如何解決理論到實踐中出現(xiàn)的問題。評講解決辦法準確測定參加反應(yīng)的兩種溶液的體積使用滴定管。（展示滴定管，放在滴定管夾上）（滴定管：內(nèi)徑均勻、帶有刻度的細長玻璃管，下端有控制液流的活塞） 酸式滴定管：盛放酸性溶液，不能盛放堿性溶液（滴定管結(jié)構(gòu)決定） 堿式滴定管：盛放堿性溶液，不能盛放酸性溶液、強氧化性溶液、有機溶液。 （結(jié)構(gòu)決定使用范圍）設(shè)問為什么酸堿中和滴定中測定溶液的體積不用已有的量筒，而選用滴定管？（結(jié)構(gòu)決定精確度高、且便于滴定操作）設(shè)問滴定管是如何測量液體體積的？（滴定管的結(jié)構(gòu)：滴定管上標(biāo)有哪些參數(shù)溫度、最大量程；滴定管的刻度分布0刻度在上、從上往下分布刻度、最大量程下端有一段無刻度、最小刻度精確到0.1mL 、讀數(shù)估讀到0.01mL ；）（評講中可與量筒對比說明）（演示滴定管用于精確的測量放出的液體的體積。）（滴定管使用中的注意事項后面介紹）準確判斷中和反應(yīng)恰好進行完全（找到完全中和點）選用合適的指示劑。 （指導(dǎo)閱讀教材）簡單介紹以HCl溶液滴定NaOH溶液為例：（注意）初次介紹時，最好不要介紹到：在完全中和點前后，溶液pH變化很大，存在“pH突變”現(xiàn)象；即不要涉及“完全中和點”和“滴定終點”方面的問題。盡量采取淡化處理。特別是對文科學(xué)生。設(shè)問既然指示劑的選擇直接關(guān)系到酸或堿的用量，因此，必須是最合適的指示劑。選擇指示劑應(yīng)該遵循什么原則呢？（變色點盡量接近完全中和點時溶液的pH ；變色要靈敏、明顯，具體來說就是-）板書 選擇指示劑的原則：一般用甲基橙或酚酞，決不用石蕊強酸強堿：兩者均可強酸弱堿：甲基橙弱酸強堿：酚酞過渡下面以HCl溶液滴定NaOH溶液為例，講解中和滴定實驗的操作步驟和注意事項。板書二酸堿中和滴定實驗27用已知濃度的鹽酸滴定25.00mL未知濃度的NaOH溶液，以測定NaOH的物質(zhì)的量濃度。1儀器和藥品：酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾、鐵架臺、錐形瓶、燒杯、白紙標(biāo)準液（0.2mol/L HCl溶液）待測液（未知濃度的NaOH溶液）指示劑（酚酞）2滴定步驟：準備過程：滴定管查漏水洗潤洗注液調(diào)液（讀數(shù)并記錄）；錐形瓶水洗（調(diào)液包括：調(diào)整使尖嘴部分充滿溶液無氣泡、使液面處于0刻度或以下）（講解中最好不涉及這樣做的原因、即不涉及誤差方面。）滴定過程：移液：移取25mL的NaOH溶液到錐形瓶滴加指示劑：23滴、不可太多（最佳指示劑為甲基橙；也可用酚酞）開始滴定：錐形瓶移到管下，下墊一白紙；左手、右手、眼睛；先快后慢；（眼睛始終注視錐形瓶內(nèi)液體顏色變化，滴定中絕對禁止左手離開活塞、眼睛看別的地方。）終點判斷：當(dāng)看到加入1滴鹽酸后，溶液變色，靜止半分鐘顏色不變，說明以達到滴定終點讀數(shù)并記錄：重復(fù)實驗23次： 計算：C堿 = C酸 V酸 / V堿 （求實驗的平均值）附表格：NaOH溶液的體積讀數(shù)（mL）HCl溶液的體積讀數(shù)（mL）滴定前刻度滴定后刻度體積滴定前刻度滴定后刻度體積123第二課時復(fù)習(xí)滴定步驟引入三中和滴定的誤差分析：計算依據(jù)：C堿 = C酸 V酸 / V堿 （ 能影響或決定C堿的主要因素是V酸 ）1滴定前酸式滴定管用蒸餾水洗后未用鹽酸溶液潤洗2滴定前酸式滴定管尖端有氣泡，滴定后氣泡消失3滴定前用待測液潤洗錐形瓶后再移取25mL的NaOH溶液到錐形瓶4移液時，堿式滴定管用蒸餾水洗后未用NaOH溶液潤洗5酸式滴定管在讀數(shù)前俯視后仰視6滴定中錐形瓶搖動劇烈，有溶液濺出7移取25mL的NaOH溶液到錐形瓶后加蒸餾水少許 探究題HCl和NaOH恰好中和時溶液的pH=7 ，但指示劑變色是，溶液的pH不等于7，為什么可將“滴定終點”當(dāng)成“完全中和點”？（練習(xí)）用0.1mol/L NaOH溶液滴定20mL 0.1mol/L HCl溶液：加入V（NaOH）mL溶液中C（H+）pH00.11100.0331.48150.01421.8519.500.001252.919.800.00053.319.980.000054.320107720.02210109.720.202101110.7作圖： pH 7 A 0 V（NaOH）思考1本曲線有和特點（在完全中和點A點附近存在一段pH突變的過程）2在完全中和點附近，即使多加或少加0.02mL（1滴）NaOH溶液，均會造成混合液pH發(fā)生很大變化，而使溶液顏色發(fā)生變化。3滴定終點由指示劑變色確定，盡管“滴定終點”和“完全中和點”不一致，但兩者相差半滴左右，這種誤差完全可以忽略不記。（理解：選擇指示劑時，最好使指示劑的變色點與完全中和點接近，而減少誤差）