第三章 2019-2020年滬科版化學(xué)高二上10.3酸堿中和滴定教案_(III)教學(xué)目的：1.掌握酸堿滴定法的特點和測定對象 2.掌握酸堿度及PH值的求法教學(xué)重點：酸堿度及PH值的求法教學(xué)難點：PH值的求法教學(xué)方法：邊講邊練復(fù)習(xí)提問1.滴定分析可分為幾類？2.酸堿滴定法的反應(yīng)原理是什么？板書一、酸堿水溶液的酸度1. 滴定原理：H+ + OH- = H202. 酸堿中和反應(yīng)的特點：（1） 反應(yīng)速率快，瞬間就可完成。（2） 反應(yīng)過程簡單。（3） 有很多指示劑可確定滴定終點。3. 滴定對象（1） 一般的酸堿（2） 能與酸堿直接或間接發(fā)生反應(yīng)的物質(zhì)。4. 分析濃度和平衡濃度（1）分析濃度是溶液中所含溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度，以C表示，為濃度。（2）平衡濃度指在平衡狀態(tài)時，溶液中存在的各種型體的濃度即平衡濃度。舉例 HAc = H+ + Ac 5. 酸度：溶液中氫離子的濃度（濃度低是時），通常用PH表示。PH= lgH+設(shè)問酸度和酸的濃度相同嗎？ 不同。酸的濃度是指濃度。溶液中氫離子的濃度6. 堿度：溶液中OH-的濃度提問25時，Kw = H+ OH- = lgH+ + lgOH- = -14PH + POH = 147. 酸度與堿度的關(guān)系：PH + POH = 148. 強酸與強堿的PH值的計算例一： 0.1mol/LHCl溶液的PH值？ 解：HCl = H+ + OH- H+ = CHCl = 0.1mol/L PH = -lg0.1 = 1練習(xí)：（1）0.05mol/L的H2SO4溶液的PH值？ （2）0.1mol/L的NaOH溶液的PH值？（3）含有2.0X102mol的HCl溶液中加入3.0X102mol的氫氧化鈉溶液后，將溶液稀釋至1L，計算混合溶液的PH9. 一元弱酸和一元弱堿PH值的計算？（1）一元弱酸：H+ = a HA = H+ + OH-平衡常數(shù)：同理可得：OH-=例二：求0.1000mol/L 乙酸溶液的PH值？ 解： HAc = H+ + Ac 查表得 Ka =1.75 * 10據(jù)H+ = a，得=1.32 X 10 PH= 2.88練習(xí)：1.求0.24 mol/L氨水溶液的PH值？小結(jié)：1.酸度與堿度 2.強酸與強堿PH值的求法 3.一元弱酸與弱堿的酸度的求法作業(yè)：P85 T1 、10板書設(shè)計第三章 酸堿滴定法第一節(jié) 水溶液中的酸堿平衡一、酸堿水溶液的酸度1.滴定原理：H+ + OH- = H202酸堿中和反應(yīng)的特點：（1）反應(yīng)速率快，瞬間就可完成。（2）反應(yīng)過程簡單。（3）有很多指示劑可確定滴定終點。3.滴定對象4.酸度：溶液中氫離子的濃度（濃度低是時），通常用PH表示。PH= lgH+5.堿度：溶液中OH-的濃度6.酸度與堿度的關(guān)系：PH + POH = 147.強酸與強堿的PH值的計算8.一元弱酸和一元弱堿PH值的計算？（1）一元弱酸：H+ = a教學(xué)反饋：第一節(jié) 水溶液中的酸堿平衡（第二課時）教學(xué)目的：1.掌握水解性鹽的酸堿性及公式 2.掌握緩沖溶液的緩沖原理及酸堿緩沖范圍的求法 3.理解幾種常用緩沖溶液的緩沖溶液的求法教學(xué)重點：1.水解性鹽的公式的應(yīng)用 2. 緩沖溶液的緩沖原理 3. 酸堿緩沖范圍的求法教學(xué)難點：緩沖溶液的緩沖原理教學(xué)方法：講解練習(xí)，啟發(fā)教學(xué)過程：復(fù)習(xí)提問1.什么是強電解質(zhì)？弱電解質(zhì)？ 在水溶液中或熔融狀態(tài)下能完全電離的化合物為強電解質(zhì)。 在水溶液中或熔融狀態(tài)下能部分電離的化合物為弱電解質(zhì)。2.一元弱酸與弱堿的H+與OH-的求法？3.鹽的分類與酸堿性 （1） NaCl 強酸強堿鹽 中性 PH = 7（2） NH4Cl 強酸弱堿鹽 酸性 PH <7（3）NaAc 強堿弱酸鹽 堿性 PH > 7這種離子與溶液中水電離出的氫氧根或氫離子的作用產(chǎn)生弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫鹽的水解。板書二、水解性鹽溶液。 1.強堿弱酸鹽（顯堿性）有弱就水解，無弱不水解，誰強顯誰性。 OH-= 板書酸越弱，Ka越小，氫氧根離子濃度越大，PH值越大。2.強酸弱堿鹽（酸性）H+= 3.公式的應(yīng)用例1.求0.1000mol/LNaAc溶液的PH值？解：已知Ka = 1.9 * 課堂練習(xí)求0.050mol/LNH4Cl溶液的PH值？板書三、酸堿緩沖溶液 （一）酸堿緩沖原理 1.定義：一種能對溶液酸度起穩(wěn)定作用的溶液。 2.組成：a.弱酸和弱酸鹽 b.弱堿和弱堿鹽 3.緩沖原理：（以弱酸和弱酸鹽為例） NaAc = Na + + Ac -HAc = H + + Ac 講解：如加入少量HCl，氫離子濃度增加，平衡向左，從而使氫離子濃度減少，所以PH值變化較小。提問1.加入氫氧離子，會有何結(jié)果呢？ 2.氨水和氯化銨的緩沖原理如何？板書（二）緩沖溶液的酸度計算公式及緩沖范圍的求法1.弱酸與弱酸鹽 （1） （2）范圍2.弱堿與弱堿鹽 （1） （2）范圍3.當(dāng)Ca/Cs =1時，PH= PKa,該溶液具有最大的緩沖能力。4.緩沖溶液各組分的最佳濃度范圍0.1-1.0mol/L，濃度比大致控制在1/1010范圍。板書（二）計算 1.計算公式 （1）弱酸與弱酸鹽PH = PKa - lg 舉例 由0.100 mol/L的HA和0.100 mol/L的NaA組成緩沖溶液。（1） 求此緩沖溶液的PH（2） 求加入HCl達0.100 mol/L時，溶液PH的變化。（3） 求加入 氫氧化鈉l達0.100 mol/L時，溶液PH的變化 （4）稀釋10倍時，溶液的PH是多少？（3） 弱堿與弱堿鹽 POH = PKb - lg 舉例計算由0.100 mol/L的氯化銨和0.200 mol/L氨水組成的緩沖溶液的PH值？板書（三）常用的緩沖溶液 1.乙酸與乙酸鈉 （3.8-5.8） 酸性 2.氨水與氯化銨溶液 （8.3-10.3） 堿性 3.多元酸的酸式鹽溶液。鄰苯二甲酸氫鉀 4.0084.高濃度的強酸和強堿溶液 酸：PH<2 堿：PH>12小結(jié)：1.水解性鹽的公式的應(yīng)用 2. 緩沖溶液的緩沖原理 3. 酸堿緩沖范圍的求法作業(yè)： 板書設(shè)計第一節(jié) 水溶液中的酸堿平衡（第二課時）二、水解性鹽溶液。 1.強堿弱酸鹽（顯堿性）有弱就水解，無弱不水解，誰強顯誰性。 OH-= 板書酸越弱，Ka越小，氫氧根離子濃度越大，PH值越大。2.強酸弱堿鹽（酸性）H+= 3.公式的應(yīng)用三、酸堿緩沖溶液 （一）酸堿緩沖原理 1.定義：一種能對溶液酸度起穩(wěn)定作用的溶液。 2.組成：a.弱酸和弱酸鹽 b.弱堿和弱堿鹽 3.緩沖原理：（以弱酸和弱酸鹽為例）（二）計算（三）常用的緩沖溶液 1.乙酸與乙酸鈉 （3.8-5.8） 酸性 2.氨水與氯化銨溶液 （8.3-10.3） 堿性 3.多元酸的酸式鹽溶液。鄰苯二甲酸氫鉀 4.0084.高濃度的強酸和強堿溶液 酸：PH<2 堿：PH>12第二節(jié) 酸堿指示劑教學(xué)目的：1.了解指示劑的變色原理。 2.掌握幾種常用的指示劑的變色范圍與酸堿色 教學(xué)難點：指示劑的變色原理。教學(xué)重點：常用指示的變色范圍與酸堿色。教學(xué)方法：講授法教學(xué)過程：提問我前面所做的幾個化學(xué)實驗中，用到了那幾種指示劑？ 酚酞，甲基橙，石蕊引入今天和大家一起學(xué)生指示劑的變色原理。板書一、指示劑的變色原理 1.酸堿指示劑的定義：一般是結(jié)構(gòu)復(fù)雜的有機弱酸或弱堿，它們在溶液中能部分電離憂指示劑的離子和氫離子（或氫氧根），并于電離的同時，本身結(jié)構(gòu)也發(fā)生改變，使它們分子和離子具有不同的顏色。 例如：甲基橙（有機弱堿）備注結(jié)合做過的實驗講解。HCl 滴定 碳酸鈉紅與黃混合不橙色。即為終點。PH<3.1 紅色 酸式為主。 3.1<PH <.4.4 橙色 PH>4.4 黃色為主。2.指示劑的變色域：由酸色變?yōu)閴A色的PH范圍。一般為1到2 個PH單位。3.指示劑的選擇：在PH值突躍范圍內(nèi)。（注：下一節(jié)中講到）板書二、常用的酸堿指示劑。 名稱 PH變色范圍 酸色 堿色 甲基橙 3.1-4.4 紅 黃溴甲酚綠 3.8-5.4 黃 藍甲基紅 4.4 -6.2 紅 黃溴百里酚藍 6.2-7.6 黃 藍酚酞 8.0 -9.8 無 紅百里酚酞 9.4-10.6 無色 藍三、混合指示劑1.定義：利用顏色之間的互補作用，使終點變色敏銳，變色范圍變窄。（1）兩種或兩種以上混合。（2）在某種指示劑中加入一種惰性染料。小結(jié)：1.指示劑的變色的原理。2.常用的指示劑。作業(yè)：P86T4板書設(shè)計第二節(jié) 酸堿指示劑一、指示劑的變色原理 1.酸堿指示劑的定義2.指示劑的變色域3.指示劑的選擇二、常用的酸堿指示劑三、混合指示劑1.定義：利用顏色之間的互補作用，使終點變色敏銳，變色范圍變窄。（1）兩種或兩種以上混合。（2）在某種指示劑中加入一種惰性染料。教學(xué)反饋：第三節(jié) 滴定曲線及指示劑的選擇（三課時）教學(xué)目的：1.掌握滴定曲線的作用。 2.掌握強堿滴定強酸過程中不同階段的PH變化情況。 3.掌握弱酸弱堿的滴定情況 4.了解滴定曲線的作法。教學(xué)重點： 1.滴定曲線的作用。 2.強堿滴定強酸過程中不同階段的PH變化情況 3. 弱酸弱堿的滴定情況教學(xué)難點：強堿滴定強酸過程中不同階段的PH變化情況教學(xué)方法：講授法 練習(xí)法教學(xué)過程：引出 如何正確選擇指示劑以提高滴定的準確度？ （由滴定曲線來確定）板書一、強酸強堿的滴定1. 酸堿滴定曲線：在酸堿滴定過程中，溶液PH值隨滴定劑的加入而變化，以滴定劑的加入量或中和百分數(shù)為橫坐標(biāo)，溶液PH值為縱坐標(biāo)作圖所得曲線稱為酸堿滴定曲線。2. 酸堿滴定曲線的用途：1 由曲線可觀察滴定過程中溶液PH值的變化情況，由此判斷被物質(zhì)能否被準確滴定。 2 選擇合適的指示劑。以0.1000molL-1NaOH標(biāo)準溶液滴定20.00mL 0.1000 molL-1HCl溶液為例討論強酸強堿相互滴定時的滴定曲線和指示劑的選擇。以0.1000molL-1NaOH溶液滴定20.00mL，0.1000molL-1HCl為例。3滴定曲線的繪制（1） 滴定前：pH=1.00（2） 化學(xué)計量點前：溶液的pH值取決于溶液中未被滴定的剩余酸的量： H+=VNaOH18.0019.8019.98中和百分數(shù)909899.9pH值2.283.304.30（3） 化學(xué)計量點時：pH=7.00（4） 等量點后：溶液的pH值取決于過量的NaOH的濃度。若加入20.02mL（100.1%） OH-=5.0010-5molL-1pH=9.70圖：可見，等量點前后0.1%（半滴），溶液的pH值由4.30 7.00 9.70，數(shù)值發(fā)生突然的變化，稱為“突變”。4.滴定突躍：在滴定過程中，在等量點前后0.1%相對誤差范圍內(nèi)PH值發(fā)生了很大變化（突變）稱為滴定突躍。5.突躍范圍：該指示劑的滴定突躍所在的PH值范圍稱為PH突躍范圍6.選擇指示劑的原則：指示劑的變色范圍全部或部分落在滴定的突躍范圍內(nèi)。所以以上的滴定突躍PH=4.309.70 凡是變色范圍部分或全部在4.309.70范圍內(nèi)的指示劑都可使用。如：酚酞8.010.0 甲基紅4.46.2 甲基橙3.14.4指出 1.若用HCl滴定NaOH （條件同前，滴定曲線的形狀相同、方向相反，突躍范圍PH=9.704.30 同樣可選酚酞、甲基紅、甲基橙作指示劑。2.突躍范圍的大小與酸、堿濃度有關(guān)（見教材）突躍范圍的大小與強酸強堿溶液的濃度有關(guān)。板書二、一元弱酸弱堿的滴定（一）強堿滴定一元弱酸舉例以0.1000 molL-1NaOH滴定20.00mL 0.1000 molL-1HAc為例，討論強堿滴定一元弱酸的滴定曲線和指示劑的選擇。 NaOH+HAc NaAc+H2O（1）滴定前，溶液中的H+來自HAc的電離。依照弱酸的電離計算： H+=a=1.3310-3（molL-1） pH=2.88（2）化學(xué)計量點前，HAc與滴定反應(yīng)的產(chǎn)物NaAc形成緩沖溶液： pH=pKa lg ，當(dāng)加入19.98mLNaOH時，剩余0.02mLHAcHAc=5.0010-5Ac-=5.0010-2PH=Pka-lg10-3=7.75（3）化學(xué)計量點時，溶液的pH值由產(chǎn)物NaAc的水解決定： OH-=5.3010-10，pH=8.72（4）化學(xué)計量點后，溶液的pH值由過量的NaOH決定。加入20.02mLNaOH時： OH-=0.1000=5.0010-5molL-1，pH=9.70以NaOH加入量為橫坐標(biāo),以PH為縱坐標(biāo)畫出滴定曲線。板書1滴定曲線特點：（1）起點高，因HAc較HCl酸性弱。（2）開始至20%HAc被滴定時，斜率較大。因Ac-的生成減小了HAc的電離（3）隨NaOH加入CNaOH,CHAc緩沖能力增強，所以PH增加較慢。（4）接近化學(xué)計量點時，緩沖能力減弱，Ac-水解增加，PH增加較快。（5）化學(xué)計量點時，HAc濃度急劇減小, PH發(fā)生突變7.759.70（6）由于NaAc的水解，接近化學(xué)計量點時，溶液PH值已經(jīng)在堿性范圍內(nèi)，所以NaOHHAc滴定曲線的突躍范圍（7.759.70）比NaOHHCl（4.309.70）小得多,而且在堿性范圍內(nèi)。所以，在酸性范圍內(nèi)變色的指示劑（如甲基橙、甲基紅）不能用于該滴定。只有酚酞可用于指示NaOH滴定HCl的終點到達。板書2影響突躍范圍的因素（1） 濃度一定時，Ka越大，突躍越大；（2） Ka一定時，濃度越大，突躍越大；（3） 兩者同時變化時，其乘積越大，突躍越大濃度有關(guān)。只有CaKa10-8時，滴定才有明顯的PH突躍，才能借助指示劑判斷終點。所以，CaKa10-8是判斷弱酸能否被準確滴定的依據(jù)。板書（二）強酸滴定一元弱堿以0.1000 molL-1HCl滴定20.00mL 0.1000 molL-1NH3H2O為例1、滴定曲線與NaOH滴定HAc相似，但PH變化方向相反。2、由于反應(yīng)產(chǎn)物是NH4Cl，等量點時，溶液呈酸性，突躍范圍PH=6.304.303、可用甲基橙、甲基紅指示終點，不能用酚酞。4、堿性太弱或濃度太低都不能借助指示劑判斷滴定終點。只有CKa10-8時，才能被強酸準確滴定。 小結(jié)1.強酸強堿滴定的滴定曲線 2.弱酸弱堿滴定的滴定曲線 3.滴定曲線的定義與作用。作業(yè)：教學(xué)反饋：板書設(shè)計：一、強酸強堿的滴定1. 酸堿滴定曲線：2. 酸堿滴定曲線的用途3滴定曲線的繪制4.滴定突躍5.突躍范圍6.選擇指示劑的原則二、一元弱酸弱堿的滴定（一）強堿滴定一元弱酸1滴定曲線特點：2影響突躍范圍的因素（二）強酸滴定一元弱堿三、多元酸堿的滴定3-4 酸堿滴定法應(yīng)用示例教學(xué)目標(biāo)：本節(jié)主要舉例說明酸堿滴定法在實際生產(chǎn)中的應(yīng)用。 教學(xué)重點和難點：酸堿滴定法在實際中的應(yīng)用。樓授課方式：自學(xué)為主，部分講授授課課型：新課一、混合堿分析（直接滴定法） 雙指示劑法雙指示劑定性：設(shè)用HCl標(biāo)液混合堿時，用酚酞為指示劑時，消耗的HCl體積為V1，繼續(xù)以甲基橙為指示劑消耗的體積為V2，則有：體積：V10，V20，V1V2，V1V2，V1V2組成：NaHCO3、NaOH、Na2CO3、NaOH+Na2CO3、NaHCO3+Na2CO3 測NaOH和Na2CO3的含量 原理： 測NaHCO3和Na2CO3的含量 二、銨鹽中氮的測定（置換滴定）甲醛法由于銨鹽中NH4的5.61010很小，C108，不可直接滴定。甲醛與銨鹽反應(yīng)：4NH4+6HCO=(CH2)6N4H+3H+6H2O以酚酞為指示劑，滴至微紅色； 小結(jié)：混合堿的滴定與置換滴定作業(yè)：教學(xué)反饋：