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2019-2020年高中化學《溶液的酸堿性》教案1 教案16（3-2-1：溶液的酸堿性） 一、教學目標 1．使學生理解溶液的酸堿性與C(H+)、C(OH-)、pH之間的關系。 2.通過練習掌握pH的簡單計算。 3．使學生理解酸堿中和滴定的原理。 4．使學生初步了解酸堿中和滴定的操作方法。 二、教學重點 1．溶液的酸堿性與C(H+)、C(OH-)、pH之間的關系。 2．酸堿中和滴定的原理。 三、教學難點 1．溶液的酸堿性與C(H+)、C(OH-)、pH之間的關系。 2．酸堿中和滴定的計量依據(jù)及計算。 四、教學過程： 一、溶液的酸堿性 復習回顧 1.寫出水的電離方程式： 2.水的離子積表達式：Kw= 交流與討論 教材P66 請大家填寫表格3-1思考水的電離平衡是如何移動的。 3 - 1水的電離平衡的影響 條件（室溫） 平衡移動方向 C(H+)mol/L C(OH-)mol/L C(H+)與 C(OH-)比較 溶液的酸堿性 加入NaCl 加入NaOH 加入HCl 注：加入的溶液的濃度均為0.1mol/L 總結(jié)：溶液的酸堿性與C(H+)， C(OH-)（25℃）之間的關系 酸性溶液：C(H+) C(OH-)，C(H+) 110-7 中性溶液：C(H+) C(OH-)，C(H+) 110-7 堿性溶液：C(H+) C(OH-)，C(H+) 110-7 過渡：由于用氫離子濃度及氫氧根離子來表示溶液的酸堿性有時很不方便因此引入了pH來表示溶液的酸堿性 1. 定義： 2. 適用范圍： 練習：1. 已知在室溫下Kw=110-14，某溶液中C(H+)=110-8 試計算溶液的pH= 2.已知在室溫下Kw=110-14，某溶液中C(OH-)=110-8 試計算溶液的pH= 問題解決：教材P67 頁 總結(jié)：溶液的酸堿性與C(H+)、C(OH-)、pH之間的關系 溶液的酸堿性 Cmol/L C(OH-) mol/L C(H+)與C(OH-)的比較 pH 酸性 110-7 110-7 C(H+) C(OH-) pH 7 中性 110-7 110-7 C(H+) C(OH-) pH 7 堿性 110-7 110-7 C(H+) C(OH-) pH 7 說明：1.pH是表示溶液酸堿性的一種方法； 2.pH范圍在 之間，只適用于 溶液，C(H+)>1mol/L或C(OH-)>1mol/L的溶液的酸堿性直接用 表示； 3. pH越小，酸性越 ；pH越大，堿性越 ； 4. pH每增大一個單位，c (H+)就減少 倍；pH每減少一個單位，c (H+)就增大 倍； 5.也可以用pOH= - lg(OH-),原因： 所以有pOH + pH =14 例題1強酸或強堿溶液(單一溶液)p H值的計算 （1）強酸溶液：設化學式為HnA,濃度為c mol/L,則： C(H＋)＝ ；p H＝ （2）強堿溶液：設化學式為B(OH)n,濃度為c mol/L,則： C(OH－)＝ C(H＋)＝ ；p H＝ 2. 強酸或強堿溶液稀釋后的p H值的計算(25℃) [例題2]求將10m L pH＝5的鹽酸稀釋到100m L，10000m L后溶液的p H值。 設疑：我們能否通過一種方法很方便的知道某溶液是酸性還是堿性呢？ 學生： 1.酸堿指示劑 常用指示劑有 、 、 、 等。這些指示劑只能測定某范圍的pH值，而不能得出具體的數(shù)值。 查閱資料完成下列表格 指示劑 pH的變色范圍 遇酸的顏色 遇堿的顏色 甲基橙 石蕊 酚酞 甲基紅 4.4 橙色6.2 紅色（pH<4.4） 黃色（pH）6.2） 2.pH試紙、pH計又稱 的使用 鞏固練習： 1.求將100m L 0.2 mol/L的硫酸稀釋到10000m L后溶液的p H值 2.求將10m L pH＝12的氫氧化鈉溶液稀釋到100m L，10000m L后溶液的p H值。 3.有一學生在實驗室測某溶液的PH，實驗時，他先用蒸餾水潤濕PH試紙，然后用潔凈干燥的玻璃棒蘸取試樣進行檢測. (1)該生的操作方法是否正確? (2)如不正確請說明理由，同時請分析是否一定有誤差產(chǎn)生. 一酸堿中和滴定 （一）酸堿中和滴定原理 1定義：用已知物質(zhì)的量濃度的酸（或堿）來測定未知濃度的堿（或酸）的方法就叫~ 2實質(zhì)：H++OH－===H2O 3原理：例：HCl+NaOH===NaCl+H2O 則：（v為化學計量數(shù)）如用A代表酸，用B代表堿，則有： 又因c= 所以n=cV 則上式可表示為：，如為一元酸和一元堿中和時： 由于，則有：c(B)=，因此c(B)的大小就決定于V（A）的大小。 4．指示劑：酚酞，甲基橙。 說明：①所選指示劑必須變色靈敏，明顯；終點盡可能與變色防范圍一致 ②由于石蕊顏色的變化不易觀察，一般不用做中和滴定的指示劑 ③恰好反應生成正鹽若水解為堿性用酚酞，若水解為酸性用甲基橙 （二）酸堿中和滴定 1．儀器：酸式堿式滴定管，滴定管夾、鐵架臺、錐形瓶 2．操作步驟； ① 檢漏 ② 洗滌 ③ 潤洗 ④ 裝液 注酸、趕氣泡、調(diào)液面至0刻度以下、計下刻度 注堿液、趕氣泡、調(diào)液面至0刻度以下、放規(guī)定體積的液體到錐形瓶、滴加指示劑2滴 ⑤ 滴定 ⑥ 計算 （三）誤差分析 1．步驟：①確定滴定對象 ②找出未知濃度與滴定管體積的關系 ③根據(jù)錯誤操作判斷結(jié)果 2．具體分析 以標準的鹽酸滴定未知濃度的氫氧化鈉為例，判斷以下操作引起的誤差（偏大、偏小、不變） ① 酸式滴定管用蒸餾水洗后 未用標準液洗滌 堿式滴定管用蒸餾水洗后未用標準液洗滌 ② 錐形瓶用蒸餾水洗后又用待測液潤洗 ③ 滴定前滴定管尖觜有氣泡，滴定后無氣泡 滴定前滴定管尖觜無氣泡，滴定后有氣泡 ④ 滴定前俯視刻度，滴定后仰視刻度 滴定前仰視刻度，滴定后俯視刻度 ⑤ 不小心將標準液滴在錐形瓶外面 ⑥ 用少量鹽酸沾在錐形瓶內(nèi)壁上，而未用水沖下來 滴定過程中錐形瓶振蕩過于劇烈有少量液體濺出 ⑦ 開始時標準液在滴定管刻線以上未予調(diào)整 ⑧ 指示劑（可當作弱酸）用量過多 ⑨ 錐形瓶未洗凈，殘留物能與待測液溶質(zhì)反應的少量物質(zhì) ⑩ 錐形瓶用蒸餾水洗凈后不經(jīng)干燥便直接盛待測液 ? 接近終點時用少量蒸餾水沖洗錐形瓶內(nèi)壁 （四）中和滴定的典型題型 1．用0.01mol/L H2SO4滴定0.01mol/L NaOH溶液，中和后加水到100m L,若滴定前終點判斷有誤差：①多加1滴H2SO4②少加1滴H2SO4（1滴為0.05mol/L） 求①和②C（H+）之比的值為多少？ 2． 氧化還原反應 草酸晶體可表示為H2C2O4.XH2O,為測定x的值進行下列實驗 （1）稱取Wg草酸晶體配成100m L溶液 （2）取25.0m L所配置溶液置于錐形瓶中，加入食適量的稀H2SO4，用濃度為amol/L KMnO4溶液滴定 KMnO4+H2C2O4+H2SO4 K2SO4+CO2+MnSO4+H2O 回答下列問題 ①實驗（1）中，為配置準確的草酸溶液，必須使用的儀器是 ②實驗（2）中滴定時KMnO4溶液應裝在 中 ③若滴定用KMnO4溶液因放置而變質(zhì)，濃度偏低，則根據(jù)實驗求出的x值 ④滴定終點時，錐形瓶內(nèi)溶液顏色變化是 ⑤若滴定終點時共用去KMnO4 Vm L則草酸溶液濃度是 mol/L x= 3．絡合物 某工廠廢水中游態(tài)氯，通過下列實驗測定濃度： （1）取水樣10.0m L于錐形瓶，加入10.0m L KI溶液（足量）滴入指示劑2~3滴 （2）取一滴定管依次用自來水、蒸餾水洗凈，然后注入0.01mol Na2S2O3溶液，調(diào)整液面，計下讀數(shù) （3）將錐形瓶置于滴定管下進行滴定，發(fā)生反應I2+2Na2S2O3=2NaI+Na2S4O6 回答下列問題 1．步驟（1）加入的試劑是 2．步驟（2）應使用 式滴定管 3．步驟（3）當待測液由 色變?yōu)? 色且不再變化即達終點，若耗去Na2S2O3溶液20.0m L，則廢水中的Cl2的物質(zhì)的量濃度為 ，4 Cl2的實際濃度比所測得濃度應 （偏大、偏小）造成誤差的原因是