高二化学（试验本必修）授课讲义（2）.doc

南师大化科院陈凯授课讲义- 16 -高二化学（试验本必修）授课讲义（2） 第三节.电离平衡教案与学案：一、教学目标1.使学生了解强、弱电解质与物质结构的关系。2.使学生理解弱电解质的电离平衡以及浓度等条件对电离平衡的影响。3.常识性介绍电离平衡常数。二、教学重点电离平衡的建立及电离平衡的移动。三、教学难点外界条件对电离平衡的影响，电离平衡常数。四、教学用具HCl溶液、CH3COOH溶液、NaOH溶液、NH3H2O溶液、NaCl溶液各500 mL (0.5 molL1)，电解装置一套，导线若干。五、教学过程实验导入教师依次演示HCl、CH3CHOOH、NaOH、NH3H2O、NaCl五种溶液的导电能力并启发学生分析推论，从而得出HCl、NaOH、NaCl导电能力强，CH3COOH，NH3H2O导电能力弱的结论。教师及时把这五种物质分类：导电能力强的HCl、NaOH、NaCl叫强电解质，导电能力弱的CH3COOH、NH3H2O叫弱电解质。板书 第三节 电离平衡一、 强电解质和弱电解质讨论比较教师提出设问：为什么强电解质和弱电解质的导电能力不同？请从电解质溶液能导电的原因逐步分析。电解质溶液能导电是由于溶液里有能自由移动的离子存在。溶液的导电性不同溶液中自由移动的离子浓度不同电解质的电离程度不同电解质有强弱之分。强电解质完全电离，弱电解质不完全电离。紧接着板书：板书强电解质：在水溶液中完全电离的电解质。弱电解质：在水溶液中部分电离的电解质。继续讨论比较：为什么强电解质在水溶液里能完全电离而弱电解质只能部分电离呢？引出下一个问题。板书二、弱电解质的电离及时提出问题让学生思考：到底弱电解质中哪一部分分子能电离呢？讲解：其实每个弱电解质分子的性质相同，在溶液中都有电离的可能，只是电离产生的离子在运动过程中相互碰撞又结合成了分子，其电离过程是可逆的，同可逆反应一样，开始时电离速率快，随时间推移，电离速度逐渐减小，离子结合成分子的速率增大，最终必达到(正)=(逆)，弱电解质的电离在一定条件下也可以达到平衡状态，引出第三个问题。板书三、电离平衡引导讨论什么是电离平衡？定义：在一定条件下，弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等，溶液未电离的分子浓度和已电离的离子浓度保持不变的状态叫电离平衡。特点：动、定、变。通过以上学习我们知道，强电解质和弱电解质的不同在于电离程度不同，那么怎样用化学用语来表示呢？用不同的电离方程式来表示，从而引出第四个问题。板书四、电离方程式教师一边写一边讲解，强电解质用等号，弱电解质用可逆号，如：NaCl=Na+Cl CH3COOH=CH3COO+H+上述表示方式只表示溶液里电解质分子和离子的种类，不表示电离程度的大小，不同弱电解质电离程度不同，那么可用什么来表示电离程度的大小呢？引出第五个问题：板书五、电离平衡常数定义：对一元弱酸或一元弱碱来讲，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。表示：例CH3COOH的电离平衡常数为： CH3COOH = H+CH3COO Ka = 特点：电离平衡常数同化学平衡常数一样，不随浓度的变化而变化，而只随温度的变化而变化。总结提高：1.强、弱电解质的区分。2.电离平衡常数与化学平衡常数类似。例题精解：1.下列关于电解质电离的叙述中，正确的是（ ）A.碳酸钙在水中溶解度很小，其溶液的电阻率很大，所以碳酸钙是弱电解质B.碳酸钙在水中的溶解度很小，但被溶解的碳酸钙全部电离，所以碳酸钙是强电解质C.氯气和氨气的水溶液导电性都很好，所以它们是强电解质D.水难电离，纯水几乎不导电，所以水是弱电解质答案：BD解析：电解质是指在水溶液中或融化状态下能够导电的化合物。根据电解质在水中电离的程度，又分为强电解质和弱电解质。一般在水中完全电离的为强电解质，而在水中只能部分电离的为弱电解质。强电解质主要指强酸、强碱和大部分盐类化合物；弱酸弱碱则主要为弱电解质。其中，水是一种常见的中性弱电解质。在强电解质中，除我们熟悉的强酸、强碱和可溶性的盐，如：HCl、H2SO4、HNO3、NaOH、KOH、Ba(OH)2外，还有些化合物如AgCl、BaSO4、CaCO3等，它们在水中溶解度较小，难溶于水，但它们溶于水的部分是完全电离的，因此也是强电解质。2.把0.05 mol NaOH固体分别加入下列100 mL液体中，溶液的导电性基本不变的是（ ）A.自来水 B.0.5 molL1的盐酸C.0.5 molL1的醋酸 D.0.5 molL1的氨水答案：B解析：溶液的导电性基本不变，指最终溶液中可自由移动离子的浓度不变。A中加入 NaOH，溶液的导电性会显著增强。B中NaOH+HCl=NaCl+H2O，等物质的量的酸、碱反应，生成Na+、Cl的浓度和反应前H+、Cl浓度相同，所以导电性不变。C中由于生成强电解质CH3COONa，使溶液的导电性增强。D中加入NaOH，导电性增强。3.硫化氢的水溶液中有如下动态平衡： H2S = H+HS HS = H+S2 H2O = H+OH在物质的量浓度为0.1 molL1的H2S溶液中，下列各离子间的关系正确的是（ ）A.c(H+)= c(HS)+2 c(S2)+ c(OH)B.2 c(H+)=2 c(HS)+ c(S2)+2 c(OH)C. c(H+)= c(HS)+2 c(S2)D. c(H+)=2 c(S2)+ c(OH)答案：A解析：H2S溶于水生成的氢硫酸为二元酸，所以分步不完全电离。电离出的阴、阳离子所带的负、正电荷相等。又因为第一步电离生成的HS要继续进行第二步电离，所以第一步电离出的c(HS)相当于最后溶液中c(HS)与c(S2)之和，所以c(H+)= c(HS)+2 c(S2)+ c(OH)。实验探索：电解质溶液一、实验目的1.学会pH试纸的使用方法。2.加深对电解质有关知识的了解。3.加深对盐类水解的原理的理解。4.通过判断不同盐溶液酸碱性强弱的实验，培养分析问题的能力。二、实验用品试管、试管夹、滴管、玻璃棒、镊子、酒精灯、火柴。0.1 molL1 HCl溶液、1 molL1 HCl溶液、0.1 molL1 CH3COOH溶液、1 molL1CH3COOH溶液、饱和Na2CO3溶液、1 molL1(NH4)2SO4溶液、NaCl溶液、1 molL1CH3COONa溶液、2%氨水、锌粒、酚酞试液、pH试纸。三、实验步骤（一）pH试纸的使用（二）强弱电解质1.用pH试纸判断溶液的pH。2.稀释CH3COOH溶液，观察pH的变化。3.比较锌粒与HCl和CH3COOH溶液反应的快慢。（三）盐类的水解1.用pH试纸检测几种盐水解后的pH。2.检测温度对盐类水解的影响。四、问题和讨论根据实验结果，说明温度对CH3COONa溶液的水解有什么影响？答：CH3COONa存在着下述平衡： CH3COONa+H2O = CH3COOH+NaOH加热能促进CH3COONa水解，使溶液碱性增强。*水的电离和溶液PH值（选修，高考现在化学的学生须学！）一、教学目标1.使学生了解水的电离和水的离子积。2.使学生了解溶液的酸碱性和pH的关系。二、教学重点水的离子积、c(H+)、pH与溶液酸碱性的关系。三、教学难点水的离子积，有关pH的简单计算。四、教学过程引入新课研究电解质溶液时往往涉及溶液的酸碱性。电解质溶液的酸碱性跟水的电离有着密切的关系。为了从本质上认识溶液的酸碱性，就要了解水的电离情况。板书一、水的电离水是一种极弱的电解质，它能微弱地电离，生成H3O+和OH： H2O+H2O = H3O+OH通常简写为：H2O = H+OH从实验可知，在25时，1 L纯水中只有1107 mol H2O电离，根据平衡常数定义有：K= 则：c(H+)c(OH)=Kc(H2O)由于电离的水很少，故c(H2O)=55.6 molL1为一常数，K也为一常数。常数乘常数必然为一个新的常数，用KW表示，因此有：c(H+)c(OH)=KW KW为水的离子积常数，简称为水的离子积。在25时，水中H+浓度和OH浓度都是1107 molL1，所以KW= c(H+)c(OH)=11071107=11014因水的电离为一吸热过程，所以当温度升高时，利于水的电离，水的离子积增大。二、溶液的酸碱性和pH由于水的电离是一种平衡，不仅是纯水，就是酸性或碱性溶液里，H+、OH都存在。在纯水和中性溶液中，c(H+)= c(OH)；酸性溶液可以认为是向中性溶液加入了大量H+，这样破坏了水的电离平衡c(H+)c(OH)；碱性溶液可以认为是向中性溶液中加入了大量OH，使水的电离平衡受到了破坏，这样c(OH)c(H+)。在溶液中c(H+)越大，酸性越强；c(H+)越小，酸性越弱。在溶液中用浓度来表示酸碱性强弱很不方便，为此，化学上常用pH来表示溶液酸、碱性的强弱：pH=lg c(H+)例如，纯水中c(H+)=107 故pH=lg107=7那么pH和溶液的酸碱性有什么关系呢？在中性溶液中 c(H+)=107 pH=7在酸性溶液中 c(H+)107 pH7在碱性溶液中 c(H+)107 pH7溶液的酸性越强，其pH越小；溶液的碱性越强，其pH越大。总结提高1.对碱性溶液要通过水的离子积常数来求出c(H+)，再求pH。学习指导：在化学教学中，有关pH的内容占有相当的比重，并逐渐在高考中占有一定的分值。关于pH的考查一般分为两类：一类是溶液的pH的定量计算，另一类是溶液的pH的定性比较。高考试题已发展到考查溶液的pH的计算和定性比较相互结合。在化学教学中应注意与数学的结合，将化学问题抽象成数学问题，借助数学手段去处理，可准确、简捷、快速地解题。现通过下列四道题的分析，以巩固pH教学知识点。例1.（1994年全国高考31题）25时，若10体积的某强酸溶液与1体积的某强碱溶液混合后溶液呈中性，则混合之前，该强酸的pH与强碱的pH之间应满足的关系是 。分析：此题剖析的关键在于“混合后溶液呈中性这一条件，在教学中要培养学生除了正向思维外，还要学会逆向思维，这样很快得出：10c(H+)酸=1c(OH)碱pH酸+pH碱=15例2.（1998年全国高考18题）pH=13的强碱溶液与pH=2的强酸溶液混合后，所得的混合溶液的pH=11,则强碱与强酸的体积比是（ ）A.111 B.91 C.111 D.19分析：阅读此题后，立即可以得出酸与碱中和后，碱性物质过量，从而可以列出算式：c(OH)混=V(碱)V(酸)=19例3.室温下，体积为Va、pH=a的盐酸溶液可恰好中和Vb、pH=b的氢氧化钡溶液。若a+b=15，a+b=14,a+b=13，则Va与Vb的比值应分别为（ ）分析：从题意可知溶液呈中性。由pH=a的盐酸中，c(H+)=10a，pH=b的氢氧化钡溶液中，c(OH)=，则n(H+)=n(OH)，即有10aVa=10b14Vb。令a+b分别等于15、14、13，则答案为：10、1、。例4.(2000年全国高考26题)25时，若体积为Va、pH=a的某一元强酸与体积为Vb、pH=b的某一元强碱混合，恰好中和，且已知VaVb和a=0.5b。请填写下列空白。（1）a值可否等于3（填“可”或“否”） ，其理由是 。（2）a值可否等于5（填“可”或“否”） ，其理由是 。（3）a的取值范围是 。分析：通过第（3）问的分析，可以回答前两问，由pH=a的酸c(H+)=10a，pH=b的碱c(OH)=10b14，由恰好中和可得c(H+)aVa= c(OH)bVb=由VaVb得10a+b141得 a a+b140 a=0.5bpH=b=2a 2a7 a则a答案：略此题是考查溶液的pH计算与定性比较相结合的试题，是对学生发散思维的扩展和延伸，第四节.盐类水解教案与学案：一、教学目标1.知识：使学生理解盐类水解的实质，掌握水解的规律，学会书写盐类水解的离子方程式。2.能力：培养和发展学生的观察能力、思维能力、自学能力和实验能力。 教学重点盐类水解的实质，水解的应用。教学难点水解离子方程式的书写。教学用品实验仪器及用品（共8组）：试管、试管架、HCl溶液、NaCl溶液、NaOH溶液、CH3COONa溶液、NH4Cl溶液、Na2CO3溶液、Al2(SO4)3溶液、酚酞溶液、石蕊试液、小黑板2个。二、教学过程引入情境：师：同学们，厨师为了蒸出膨松可口的馒头，要在发好的面团里加入一种什么物质？生：纯碱。师：它的化学式是Na2CO3，属于盐类物质，那为什么把它叫做纯碱呢？今天让大家做实验，来探索其中的奥妙。师：大家做实验探究方案中的实验1，如实填写实验报告。实验：用pH试纸检验HCl溶液、NaOH溶液和NaCl溶液的酸碱性。生：A使石蕊变红，B使石蕊变蓝，C中紫色不变。师：三种溶液中c(H+)与c(OH)的关系怎样？生：A中c(H+)c(OH)，B中c(H+)c(OH)，C中c(H+)= c(OH)。师：三种溶液各显什么性？生：A显酸性，B显碱性，C显中性。师：NaCl溶液显中性，其他盐类是否也显中性呢？它们中的c(H+)和c(OH)的关系可能有哪些？今天我们做实验来探究盐类水解的实质和规律。板书 第四节 盐类的水解实验：用pH试纸检验CH3COONa溶液的酸碱性。师：纯水中c(H+)= c(OH)，而CH3COONa的水溶液显碱性，这是什么原因呢？阅读课文8586页回答：（1）为什么CH3COONa溶液中c(H+)c(OH)？（2）CH3COONa电离出的哪种离子使水电离出的c(H+)或c(OH)发生变化？（3）变过的过程是怎样的？生：归纳水解的过程：结合消耗破坏移动平衡结果其中，“结合”是原因，“破坏移动”是实质。板书一、盐类的水解A.定义：在溶液中盐的离子跟水电离出的H+或OH生成弱电解质的反应叫盐类的水解。中和B.实质：破坏了水的电离平衡，使水的电离平衡发生移动。水解C.关系：酸+碱 = 盐 + 水D.规律：弱酸强碱盐水解显碱性；强酸弱碱盐水解显酸性；强酸强碱盐不水解显中性。二、盐类水解的利用板书盐类水解主要应用于盐类的配制等。总结提高1.学生总结盐类水解的实质和规律。2.口诀：谁弱谁水解，谁强显谁性。学习指导：1. 盐类水解的应用盐类水解在中学阶段主要有12种应用，现归纳如下：1.配制和贮存易水解的盐溶液例：（1）实验室保存FeCl3溶液，要在溶液中加少量盐酸，为什么？（2）实验室配制AlCl3溶液，先把它溶解在盐酸中而后加水稀释，为什么？解：（1）因FeCl3容易水解： FeCl3+3H2O = Fe(OH)3+3HClFeCl3溶液中加少量盐酸，意在抑制FeCl3的水解。(2)先把AlCl3溶解在盐酸中而后加水稀释，意在防止AlCl3水解生成Al(OH)3。2.分析盐溶液的酸碱性或中和反应后溶液的酸碱性例：试指出下列溶液的酸碱性。（1）Na2CO3溶液；（2）NH4Cl溶液；（3）NaCl溶液；（4）CH3COOH；（5）等体积等物质的量浓度的NH3H2O和盐酸混合后的溶液。解：（1）呈碱性；（2）呈酸性；（3）呈中性；（4）呈中性；（5）呈酸性。3.加热浓缩或蒸发可水解的盐溶液例：加热蒸发FeCl3溶液，能得到纯净FeCl3晶体吗？解：不能，因在加热浓缩过程中，FeCl3水解生成Fe(OH)3，HCl在加热过程中挥发。4.极易水解的盐的制取例：为什么不能从溶液中直接制取Al2S3?解：因Al3+、S2均能水解，Al3+水解使溶液呈酸性，S2水解使溶液呈碱性。如Al3+、S2在同一溶液中，它们将相互促进水解而使水解完全，从而得不到Al2S3。5.混施肥料酸性肥料与碱性肥料不能同时施用。6.镁与强酸的铵盐溶液反应例：在NH4Cl或AlCl3溶液中加入镁条会产生气泡，为什么？解：NH4Cl和AlCl3在溶液中水解均使溶液呈酸性，镁与溶液中的H+反应放出H2。7.制胶体及用盐作净水剂例：明矾和FeCl3可用作净水剂，为什么？解：因明矾中的Al3+、FeCl3中的Fe3+均能水解而分别生成Al(OH)3胶体和Fe(OH)3胶体。Al(OH)3胶体、Fe(OH)3胶体均能吸附水中的悬浮杂质而沉淀，从而起到净水的作用。8.比较盐溶液或酸碱混合液中各离子浓度的大小。例：将0.2 molL1盐酸与0.1 molL1的NaAlO2溶液等体积混合，其离子浓度由小到大的顺序是（ ）解：c(OH)c(H+)c(Al3+)c(Na+)c(Cl)9.比较物质的量浓度相同的酸碱盐溶液的pH大小例：相同温度、相同物质的量浓度的下列各组溶液，按pH依次减小的顺序排列正确的是（ ）A.CH3COONa Na2CO3 NaHSO4 NaClB.HCl CH3COOH NH4Cl NaHCO3C.NaOH Ba(OH)2 H2SO4 HClD.NH4Cl CH3COOH NaHSO4 H2SO4答案：D10.判断溶液中离子能否大量共存例：Al3+和HCO由于相互促进水解，不能大量共存于同一溶液中。11.加热法除去Mg(HCO3)2暂时硬度产物的分析Mg(HCO3)2+2Ca(OH)2=2CaCO3+Mg(OH)2+2H2O。因Mg(OH)2的溶解度较MgCO3小得多，在强碱性环境下，MgCO3水解得Mg(OH)2，故最后产物是Mg(OH)2而不是MgCO3。12.纯碱代替烧碱去油污原理的分析纯碱Na2CO3在水中水解程度较大，溶液呈碱性，故可用纯碱代替烧碱用于清除油污。2. 水解与电离盐类水解与弱电解质的电离平衡是中学化学基本理论中非常重要的内容，但是学生学习这部分知识时，常因内容的抽象性、多变性以及两者复杂的关系而将二者混为一谈。为此，笔者将从以下几个方面对这两个概念进行论述和比较，以便提高我们的教学效果。（一）本质区别从进行两过程的物质类别来看，水解的物质是盐类，而电离平衡针对的是弱电解质，如弱酸、弱碱和水等。从实质上来看，盐类水解本质是盐电离出来的弱酸酸根离子或弱碱阳离子与水电离出来的H+或OH结合生成弱酸或弱碱等难电离的物质，从而促进水电离的过程。可表示为：M+H2O = MOH（弱碱）+H+（显酸性）R+H2O = HR（弱酸）+OH（显碱性）其特征为：盐类水解反应是中和反应的逆过程，由于中和反应进行较彻底，是放热反应，故盐类水解反应一般进行的不彻底，程度小且吸热。电离是指电解质溶于水或受热熔化时，离解出自由移动离子的过程。其中弱酸、弱碱等弱电解质在水溶液中只能部分电离，而大部分仍以分子的形式存在，即弱电解质的电离是一个可逆过程，存在电离平衡。（二）相似性1.盐类水解与弱电解质的电离都具有可逆性，均属于动态平衡。2.两平衡一般情况下，程度都比较小且均为吸热过程，即升高温度，盐类水解、弱电解质的电离程度都增大，反之则均减小。3.两过程的进行都与水分子的存在和运动分不开。水解是盐与水之间的化学变化，溶液越稀，发生水解的离子与水分子有效碰撞的几率越高，越有利于水解的进行。弱电解质在水溶液中的电离也是受水分子的作用，溶液越稀，则其电离程度越大，电离度也越大。（三）二者的联系在我们研究盐类水解进行程度的问题时，总是离不开分析水解生成的弱酸或弱碱的强弱，即其电离能力的大小。这是因为二者还存在着一定的联系。在学习中我们知道，有一类盐即强酸强碱所形成的盐（如NaCl）不发生水解，原因是在水溶液中强酸酸根离子、强碱阳离子不具有与H+、OH结合生成难电解物质的性质，即在水溶液中强酸、强碱完全电离。所以发生水解的条件是盐电离出的离子必须为弱酸酸根离子或弱碱阳离子，才可与水反应生成弱电解质。弱电解质电离程度不同，盐类水解进行的程度就有差异，溶液的酸碱性就会受到影响。例1. 0.1 molL1的下列几种溶液：A. Na2CO3 B.CH3COONa C.NaCl D.NaHCO3 E. NH4Cl其pH由大到小的顺序是 。分析：发生水解的有A、B、D、E，其中显碱性的是A、B、D，碱性的强弱可比较对应酸的电离。即比较CH3COOH与H2CO3的第一步、第二步电离程度的大小，可知该题答案应是ADBCE。因此，盐类水解程度大小判定的依据是比较弱电解质的电离能力，即可通过电离度（）或电离平衡常数（K）值的大小进行比较。例2.已知0.1 molL1的某一元弱酸HA和0.1 molL1的某一元弱碱BOH的电离度相等，则盐BA的溶液显 性（填“酸”“碱”或“中性”），其理由是 。分析：根据已知两酸、碱的电离度相等，可知A与B+两离子的水解程度也相同，所以溶液显中性。*例题精解：（选修加必修）1. 95时，水中的H+的物质的量浓度为106 molL1，若把0.01 mol的NaOH固体溶解于95水中配成1 L溶液，则溶液的pH为（ ）A.4 B.10 C.2 D.12答案：B解析：纯水的电离：H2O = H+OH，在常温时c(H+)c(OH)=1014，即水的离子积为KW=1014。KW为温度常数，升温有利于水的电离，使H+浓度增大，为106 molL1，则c(OH)=106 molL1，故KW= c(H+)c(OH)=106106=1012，当c(OH)=0.01 molL1时，c(H+)=1012/0.01=1010 molL1，故溶液的pH=10。2.pH=9 的Ba(OH)2溶液与pH=12的KOH溶液，按41的体积比混合，则混合溶液中H+浓度为（单位：molL1）( )A.(4109+11012) B.(8109+11012)C.51010 D.51012答案：D解析：两种碱溶液的pH已知，若求混合溶液的pH，不能直接用pH，如：109+1012。因为对OH而言，H+的浓度是非常小的，小于水电离出的H+浓度，OH抑制水的电离。若用pH直接求氢离子的浓度，就忽略了OH对水电离平衡的影响。正确的方法，应先求出溶液中的OH浓度，再据KW求出溶液中H+的浓度。对Ba(OH)2讲：c(OH)=105，对KOH而言，c(OH)=102，故 c(OH)混= 则 c(H+)=3.重水（D2O）的离子积为1.61015，可以用pH一样的定义来规定pD=lg c(D+)，以下关于pD的叙述正确的是（ ）A.中性溶液中pD=7.0B.在1 L D2O的溶液中溶解0.01 mol NaOD(设溶液的体积为1 L)，其pD=12.0C.在1 L D2O中溶解0.01 mol DCl(设溶液的体积为1 L)，其pD=2.0D.在100 mL 0.25 molL1的DCl的重水溶液中加入50 mL 0.2 molL1的NaOD的重水溶液，其pD=2.0答案：C解析：对重水来说，由于离子积为1.61015，则中性溶液中pD7，应约为7.5。又因为1 L中有0.01 mol OD，所以pOD=2，则pD也不应等于12.0，因KW不是11014，若1 L中有0.01 mol D+，则c(D+)=0.01,pD=2，对D选项而言：c(D+)=(0.10.250.050.2)/0.15=0.1 故pD=1。4.常温时，下列溶液的pH等于8或大于8的是（ ）A.0.1 molL1的NaOH溶液滴定稀盐酸，用酚酞做指示剂滴定到终点B.pH=6的醋酸用水稀释100倍C.pH=10的氢氧化钠溶液稀释1000倍D.0.1 molL1的硫酸100 mL跟0.2 molL1 NaOH溶液150 mL完全反应答案：AD解析：pH等于8或大于8的为碱性溶液，在稀释过程中，酸无限稀释，pH只能趋近于7，但不能超过7，同理，碱稀释时，pH能趋近于7，但不能小于7。从所给选项看，A选项用酚酞做指示剂，变色范围8，则所得溶液的pH符合题设要求。B选项应接近于7。C选项也趋近于7。D选项中0.02 mol H+与0.03 mol的OH反应，c(OH)=0.04 molL1故 pH=14pOH=12.65.能使水的电离平衡向电离方向移动，而且溶液为酸性的是（ ）A.将水加热到99 B.滴入稀H2SO4C.加入NaHCO3 D.加入CaCl2答案：D解析：加热，溶液的pH改变，但酸碱性不变，应为中性。加H+，平衡逆向移动。加NaHCO3为碱性，加CaCl2为酸性。6.有下列四种溶液：盐酸 FeCl3 NaOH Na2CO3 溶液的pH分别为4、4、10、10，四种溶液中水的电离度分别为1、2、3、4，则下列关系式正确的是（ ）A.1=23=4HHHHHHHHHHHHHHHHHHkkdk K K K ddk k k dk aa;dk fj dj fj dk ddddkdkdkdkdkdkkd中右右右右右右 B.1=2=3=4C.2=41=3 D.1=32=4答案： C解析：四种溶液中，盐酸和氢氧化钠分别为抑制水的电离，水的电离度减小，由于pH与pOH相等，说明c(H+)= c(OH)，抑制的程度相同，所以1=3，对FeCl3而言，为强酸弱碱盐水解，促进水的电离，将变大；Na2CO3为强碱弱酸盐；水解促进水的电离，也将变大，同样二者水解后的溶液。c(H+)= c(OH)，说明对水的电离促进程度相同，2=4，所以关系正确的为C。7.在FeCl3和Fe2(SO4)3的混合溶液中，若不计Fe3+的水解，当溶液中c(Fe3+)= c(SO)时，下列判断正确的是（ ）A. c(Fe3+)c(Cl) B. c(SO)c(Cl)C. c(SO)c(Cl) D.FeCl3和Fe2(SO4)3的物质的量相等答案：D解析：设Fe2(SO4)3中SO的浓度为x， Fe2(SO4)3 2Fe + 3SO x FeCl3 Fe + 3Cl x=故 c(Cl)=x molL1，说明FeCl3和Fe2(SO4)3的物质的量相等。8.有一种酸式盐AHB，它的水溶液显弱碱性，今有下列说法，其中正确的是（ ）A.同浓度的AOH溶液和H2B溶液，电离程度前者大于后者B.HB的电离程度大于HB的水解程度C.该盐的电离方程式为AHB = A+HBD.在溶液中离子浓度大小顺序一般为：c(A+)c(HB)c(OH)c(B2)c(H+)答案：AD解析：酸式盐AHB水溶液为弱碱性，说明HB为弱酸根离子。而AOH为弱碱，其要大于H2B，所以A选项正确。溶液为碱性，说明HB的水解程度大于电离程度。由于盐为强电解质，可完全电离，所以AHB = A+HB。根据前述分析，溶液中其离子浓度的顺序为：c(A+)c(HB)c(OH)c(B2)c(H+)第五节.酸碱中和滴定教案与学案：一、教学目标 1使学生理解酸碱中和滴定的原理。2使学生初步了解酸碱中和滴定的操作方法。3使学生掌握酸碱中和滴定的简单计算。二、教学重点酸碱中和滴定的原理。三、教学难点酸碱中和滴定的计量依据及计算。四、教学用品铁架台、滴定夹、酸式滴定管、碱式滴定管、锥形瓶、酚酞试液。五、教学过程新课引入我们研究物质时，常需鉴定物质是由哪些成分组成的，这叫定性分析；有时还得知道某些物质的含量，叫定量分析。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）的方法叫酸碱中和滴定。板书一、酸碱中和滴定的原理1酸、碱反应的本质为：H+OH=H2O例：HCl+NaOH=NaCl+H2O则：（v为化学计量数）如用A代表酸，用B代表碱，则有： 又因c= 所以n=cV则上式可表示为：，如为一元酸和一元碱中和时：由于，则有：c(B)=，因此c(B)的大小就决定于V（A）的大小。板书二、酸碱中和滴定的操作滴定步骤及误差分析：实验26用已知浓度的HCl滴定未知浓度的NaOH溶液。1.准备工作：洗涤锥形瓶。（用水洗净即可，如用待测液润洗，结果会偏大）洗涤滴定管、检查是否漏水。（滴定管用标准液润洗，否则结果偏大）2.滴定阶段：加液、排气泡、调整液面、加指示剂、滴定、观察、记录、数据处理。重复滴定23次。总结提高1.通过化学反应掌握滴定原理。2.掌握滴定误差大小的关键V（A）。学习指导：1. 关于酸碱中和滴定的一些问题1等当点当滴加的标准溶液和被测物质恰好反应时，这一时刻称为等当点。在酸碱中和滴定中，到达等当点时溶液不一定都是中性的，有时呈酸性、有时呈碱性，这要看中和后生成盐的性质。强酸和强碱的中和滴定，在等当点时溶液呈中性；强碱滴定弱酸，因生成的盐又要水解，在等当点时溶液呈碱性；同理，强酸滴定弱碱，在等当点时溶液呈酸性。2滴定终点酸碱中和滴定是否达到等当点，在实际操作中通常是用酸碱指示剂的颜色变化来表示滴定的终点。酸碱指示剂颜色变化半分钟不褪色的时刻，即为滴定终点。等当点和滴定终点一般很难吻合，为了减少滴定误差，需要选择合适的指示剂，使滴定终点尽可能接近等当点，这就涉及酸碱中和滴定指示剂选择问题。3指示剂的选择选择指示剂，必须明确pH的跃迁范围和指示剂的变色范围。中和滴定时，当误差在0.1%时，即为准确值，由此，当酸碱中和滴定时，少滴0.1%或多滴0.1%时pH的变化范围，即为pH的跃迁范围，由此可得下表：滴定种类PH跃迁范围强酸强碱互滴4.309.70强碱滴定弱酸7.749.70强酸滴定弱碱4.007.102. 中和滴定实验结果的分析中和滴定实验是中学化学中的一个重要实验，其实验结果的分析，也是中学化学教学中的一个难点。以往的教材中有一当量定律N1V1=N2V2，对于浓度误差的分析曾有很好的作用，但由于标准单位制的执行等原因，当量浓度的知识已从中学教学中取消，因而新教材上也就砍掉了当量定律这一知识内容，使学生分析起来就变得更困难了。在处理这段内容时，利用学生现有的知识，引入一个新的公式，将物质的量浓度与当量定律有机地结合起来，对学生分析实验结果及浓度计算均有很大帮助。n酸c酸V酸=n碱c碱V碱式中：n酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c酸或碱的物质的量浓度；V酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则：c碱=上述公式在求算浓度时很方便，而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化，因为在滴定过程中c酸为标准酸，其数值在理论上是不变的，若稀释了虽实际值变小，但体现的却是V酸的增大，导致c酸偏高；V碱同样也是一个定值，它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的，当在实际操作中碱液外溅，其实际值减小，但引起变化的却是标准酸用量的减少，即V酸减小，则c碱降低了；对于观察中出现的误差亦同样如此。综上所述，当用标准酸来测定碱的浓度时，c碱的误差与V酸的变化成正比，即当V酸的实测值大于其理论值时，c碱偏高，反之则偏低。即：c碱=BV酸同理，用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然，即c酸=BV碱。下面是用标准酸滴定待测碱而引起的结果变化情况 ：实验操作情况对c碱的影响开始滴定时滴定管尖嘴处留有气泡偏高读数开始时仰视，终止时俯视偏低到滴定终点时尚有一滴酸挂在滴定管尖嘴外而未滴入锥瓶偏高洗净的酸管未用标准液润洗偏高洗净的锥瓶用待测碱润洗偏高不小心将标准液滴至锥瓶外偏高不小心将待测碱液溅至锥瓶外偏低滴定前向锥形瓶中加入10 mL蒸馏水，其余操作正常无影响分析：对于表中各项，标准液的实际用量V酸均超出其理论所需用量，即体积读数增大。V酸增大，根据c碱=BV酸，则所得待测碱液的浓度c碱的数据较其实际浓度偏高；对于第项V酸实际用量减少，则c碱偏低；对于项，向待测液中加水稀释，虽然稀释后原待测液的浓度减小了，但溶液中OH的物质的量并未发生变化，因而所需标准酸的体积亦不发生变化，对待测碱液的浓度便不产生影响。在读数时，应将滴定管放正，两眼平视，视线与溶液凹面最低处水平相切。但在实际操作中，可能会出现视线偏高（俯视）或视线偏低（仰视）的情况 ，从而使数据不准而造成误差。值得注意的是，这种情况在量筒、容量瓶和滴定管的读数时均有可能出现，只不过滴定管的零刻度与前两种不同，与量筒恰好相反，读数结果亦相反，先仰视后俯视则导致V酸数据偏小，c碱偏低。例题精解：1.用标准的NaOH溶液滴定未知浓度的盐酸，选用酚酞作为指示剂，造成测定结果偏高的原因可能是（ ）A.配制标准溶液的NaOH中混有Na2CO3杂质B.滴定终点读数时，俯视滴定管的刻度，其他操作正确C.盛装未知液的锥形瓶用蒸馏水洗过，未用未知液润洗D.滴定到终点读数时，发现滴定管尖嘴处悬挂一滴溶液答案：D解析： NaOH HCl1 1 V(NaOH)c(NaOH