第三章电离平衡复习课

1、第三章 电离平衡复习课第一节 电离平衡一、 几个概念 单 质：单质既不是电解质也不是非电解质 强电解质：强酸、强碱、大多数盐 物质 电解质 弱电解质：弱酸、弱碱、水 化合物 大多数有机物(除有机酸、有机盐) 中性氧化物：CO NO 非电解质 酸性氧化物：CO2 SO2 SO3 P2O5 NH3(1)电解质：凡在水溶液或熔化状态下能导电的化合物。酸、碱和大多数盐都是电解质。 非电解质：在水溶液和熔化状态下都不导电的化合物。中性氧化物，多数有机物都是非电解质。 强电解质：在水溶液中全部电离为离子的电解质 弱电解质：在水溶液中部分电离为离子的电解质(2)电解质和非电解质的区别：溶于水或熔化状态两条件

2、具备一个即可无论是电解质还是非电解质，阐述的对象都是化合物。因此单质即不是电解质也不是非电解质。溶液是混合物，因此也即不是电解质也不是非电解质。SO3、NH3、CO2溶于水均能导电，但并非它们本身能电离出自由离子，而是它们与水反应的生成物NH3H2O、H2SO3、H2CO3能电离出离子而导电，所以SO3、NH3、CO2是非电解质。H2SO4、NH3·H2O、H2CO3是电解质(必须是自身在溶液中电离)难溶盐在溶液中很难导电，但在熔化状态下能导电，故为电解质如：CaCO3、AgCl、CuS (3)强电解质与弱电解质一些溶解度很小的难溶化合物，如：BaSO4、AgCl等，虽然溶解的很少，

3、但溶解的部分是完全电离的，故为强电解质溶液的导电能力与溶液中自由移动离子浓度和离子所带电荷数有关，与电解质强弱无必然联系。如BaSO4溶液二、导电性强弱与电解质的关系根据导电机理的不同，可将导体分为两类：金属导体，其导电过程属物理现象，温度升高时电阻增大；电解质溶液或熔化状态导体，在导电的同时要发生化学变化(电解)，温度升高时电阻变小，电解质溶液的导电性强弱是由溶液中自由移动离子的浓度和电荷数决定的。可见，电解质并不一定导电，导电的物质不一定是电解质。产生自由移动的离子是电解质导电的前提。如果某强电解质溶液浓度很小，那么它的导电性可以很弱，而某弱电解质虽然电离程度很小，但如果浓度较大时，该溶液

4、的导电能力也可以较强。因此，强电解质溶液的导电能力不一定强，弱电解质溶液的导电能力也不一定弱。只有在相同条件下，强电解质溶液的导电性才比弱电解质溶液的强。附表：强电解质与弱电解质比较强电解质弱电解质定义在水中全部电离的电解质在水中部分电离的电解质相同点都是电解质，在水溶液中都能电离键型离子键或强极性共价键极性共价键电离程度完全电离部分电离电离过程不可逆过程可逆过程表示方法电离方程式用等号NaCl = Na+ + Cl-电离方程式用可逆号HF H+ + F-溶液中存在微粒只有电离出的阴阳离子，不存在电解质分子既有电离出的阴阳离子，又有电解质分子化合物类型离子化合物及具有极性键的共价化合物某些具有

5、弱极性键的共价化合物实例强酸：HI、HBr、HClO4、 HNO3、 H2SO4、HCl、HMnO4强碱：Ca(OH)2、Ba(OH)2、NaOH部分氧化物：Na2O、Na2O2、MgO、Al2O3大多数盐：NH4Cl、BaSO4弱酸：HF、H2S、H2SO3弱碱：NH3·H2O、Cu(OH)2、Fe(OH)3两性氢氧化物：Al(OH)3、Zn(OH)2水少数盐：Pb(AC)2 、HgCl2 、Hg2Cl2三、弱电解质的电离平衡1、电离平衡的建立：在一定条件(如温度、浓度)下，当电解质分子电离成离子(离子化)的速率与和离子重新结合生成分子(分子化)的速率相等时，电离过程就达到了平衡状

6、态，这叫做电离平衡。电离平衡是化学平衡中的一种。2、弱电解质电离平衡的特征“动”：动态平衡；“等”：V分子化=V离子化；“定”：溶液中各种粒子的浓度保持一定；“变”：外界条件发生变化，电离平衡也要发生移动。3影响电离平衡的因素(1)内因：电解质越弱越难电离(2)外因：温度、浓度温度：升高温度，电离平衡向电离方向移动(因为弱电解质的电离过程是吸热的)。浓度：当弱电解质溶液被稀释时平衡向电离的方向移动。 以1L0.1mol/l的醋酸为例：CH3COOH CH3COOH条件平衡移动方向电离程度n(H+)C(H+)温度升温右移增大增大增大浓度加水稀释右移增大增大减小加纯醋酸右移减小增大增大加0.1mo

7、l/l醋酸不移动不变增大不变加CH3COONa固体左移减小减小减小通入HCl气体 左移减小增大增大加NaOH固体右移增大减小减小四、电离方程式的书写1、强电解质完全电离： H2SO4 = 2H+ + SO42- Ba(OH)2 = Ba2+ + 2OH- NaHSO4 = Na+ + H+ + SO42- (溶液中)NaHSO4 = Na+ + HSO4- (熔化状态下)2、弱电解质不完全电离：(1)一元弱酸、一元弱碱的电离：HF H+ + F- NH3·H2O NH4+ + OH-(2)多元弱酸分步电离，而且一步比一步弱，其酸性主要由第一步电离决定H2CO3 H+ + HCO3-

8、HCO3- H+ + CO32-(3)较复杂盐的电离：NaHCO3 = Na+ + HCO3- HCO3- H+ + CO32-五、电离度(选讲)1、定义：当弱电解质在溶液里达到电离平衡时，溶液中已经电离的电解质分子数占原来分子总数(包括已电离的和未电离的)的百分比。常用符号表示。2、意义：电离度的大小，可以表示弱电解质的相对强弱。相同条件下，电解质越弱，电离度越小。3、影响电离度的因素：电离度不仅跟电解质的本性有关。还跟溶液的浓度、温度有关。对于同一弱电解质，溶液越稀，离子相互碰撞的机会越少，电离度就越大；电离过程一般为吸热过程，因此温度越高，电离度越大。第二节 水的电离和溶液的pH一、水的

9、电离、水的离子积(1)水的电离：水是一种极微弱的电解质，只能微弱的电离，并存在着电离平衡：H2O + H2O H3O+ + OH- 通常简写为： H2O H+ + OH-(2)影响水的电离的因素：向水中加入酸时，增加H+浓度，平衡左移，抑制水的电离；向水中加入碱时，增加OH-浓度，平衡左移，抑制水的电离。加入可水解的盐，促进水的电离；如Na2CO3溶液中，CO32-结合水电离的H+，降低c(H+)使水的电离平衡向右移动电离是一个吸热过程，升温能促进水的电离。(3)水的离子积在一定温度下，c(H+)与c(OH-)的乘积是一个常数，即KW=c(H+)·c(OH-)，KW叫水的离子积常数，

10、简称水的离子积。从实验可知，在25时，1L纯水中只有1×10-7molH2O电离，故在25时，纯水中c(H)c(OH)1×107mol·L1 所以25时水的离子积为： KWc(H)·c(OH)1014 注意： KW只与温度有关，温度不变KW不变，温度升高KW增大。如100的纯水中：KW=c(H+)·c(OH-)=1×10-6·1×10-6=1×10-12；若没有指定温定，则可认为是在常温下，即25时KW=1×10-14。 如：H2O H+ + OH- KW25 1×10-7 1

11、5;10-7 1×10-14100 1×10-6 1×10-6 1×10-12 科学实验证明：KW适用于任何溶液。不管是在酸性、碱性、中性的稀溶液中；酸溶液、碱溶液、盐溶液中，溶液中的氢离子浓度和氢氧根离子的浓度的乘积都等于水的离子积常数。但溶液中的H+、OH不一定来源于水的电离。例如：在常温下，C(H+)·C(OH)=KW =1×1014在不同溶液中，c(H+)与c(OH-)不一定相等，但任何溶液中由水电离出的c(H+)与c(OH-)总是相等的。(4)各种条件对水的电离平衡及KW的影响：条件平衡移动方向c(H+)水电离出的c(H+)

12、KW升温右移增大增大变大通入HCl气体左移增大减小不变加入NaOH固体左移减小减小不变加入NH4Cl固体右移增大增大不变加入金属钠右移减小减小不变二、溶液的酸碱性和pH (1)溶液的酸碱性：溶液的酸碱性是由c(H+)与c(OH-)的相对大小决定的，在酸性溶液中不是没有OH-，而是c(H+)远远大于c(OH-)；在碱性溶液中不是没有H+，而是c(OH-)远远大于c(H+)。说明：溶液的酸性的强弱与酸的强弱(1)酸的强弱是以电解质的电离来区分的：强电解质完全电离的酸是强酸，弱电解质只有部分电离的酸是弱酸；溶液的酸性是由溶液中CH+决定的，CH+越大的溶液，则酸性越强，反之越弱。(2)观点：强酸溶液

13、的酸性不一定比弱酸溶液的酸性强酸性强的溶液不一定是强酸酸性相同的溶液，弱酸浓度大，中和能力强中和能力相同的酸提供H+的物质的量相同，但强酸溶液的酸性强。(2)溶液的酸碱性的表示方法：当c(H+)或c(OH-)大于1mol·L1时，可直接用c(H+)或c(OH-)来表示当c(H+)或c(OH-)小于1mol·L1时，用c(H+)的数值来表示溶液的酸碱性强弱很不方便.为此采用c(H+)的负对数来表示，称为溶液的pH(3)pH：溶液中氢离子浓度的负对数叫做pH，即pHlgc(H)；pOH：溶液中氢氧根离子浓度的负对数叫做pOH，即pOHlgc(OH-)；由此式可知pH每增大1，c

14、(H+)就减为原为原来的1/10；pH每减小1个单位，c(H+)就增大为原来的10倍.溶液的酸碱性与c(H+)与c(OH-)的关系可表示如下：c(H+)与c(OH-)的关系溶液的酸碱性25时的pH值100时的pH值c(H+)=c(OH-)中性溶液pH=7pH=6c(H+)c(OH-) 碱性溶液pH7pH6c(H+)c(OH-) 酸性溶液pH7pH6(4)pH的测定方法： pH试纸：使用时必须将试纸剪成小块放在玻璃片上或点滴板上，用洁净的玻璃棒蘸取溶液点在试纸的中部，并且半分钟内与标准比色卡比较，不能将pH试纸直接伸入到溶液中测定。pH试纸在使用时不能用水润湿，否则非中性溶液的pH测定值比实际p

15、H偏大或偏小。用pH试纸测出的pH一般为整数，不可能测出带小数的数值。酸碱指示剂指示剂pH变色范围酸色碱色甲基橙3.14.4(橙色)红色黄色石蕊5.08.0(紫色)红色蓝色酚酞8.210.0(粉红色)无色红色pH计：精确测定溶液pH的方法 小结：c(H+)c(OH-)c(H+)水c(OH-)水KWpHpOH250.1mol·L1HCl0.110131013101310141130.1mol·L1NaOH10130.11013101310141311000.1mol·L1HCl0.110111011101110121110.1mol·L1NaOH10110

16、.1101110111012111三、关于pH值的计算1、酸性溶液：按CCH+pH2、碱性溶液：按CCOH-CH+pH3、强酸、强碱溶液的稀释后的溶液：对于酸溶液中的CH+，每稀释10n倍，pH增大n个单位，但增大后不超过7，酸仍为酸。对于碱溶液中的COH-，每稀释10 n倍，pH减少n个单位，但减少后不小于7，碱仍为碱pH值相同的强酸与弱酸(或强碱与弱碱)，稀释相同的倍数，pH变化为强酸变化大，弱酸变化小。极稀溶液中的pH值的计算，应考虑水的电离。4、强酸与强弱溶液混合的计算：反应的实质：H+OH-=H2O三种情况：(1)恰好中和，pH=7(2)若余酸，先求中和后的CH+，再求pH。(3)若

17、余碱，先求中和后的COH-，再通过KW求出CH+，最后求pH。或先求pOH，再由pH=14-pOH。5、已知酸和碱溶液的pH之和，判断等体积混合后的溶液的pH(1)若强酸与强碱溶液的pH之和大于14，则混合后显碱性，pH大于7。(2)若强酸与强碱溶液的pH之和等于14，则混合后显中性，pH等于7。(3)若强酸与强碱溶液的pH之和小于14，则混合后显酸性，pH小于7。(4)若酸与碱溶液的pH之和等于14，强、碱中有一强、一弱，则酸、碱溶液混合后，谁弱显谁性。这是因为酸和碱已电离的H+ 和OH- 恰好中和，谁弱谁的H+ 或OH- 有储备，中和后还能电离，显出酸、碱性来。例题：1、求005mol/L

18、的H2SO4的pH？2、求01mol/L的Ba(OH)2的pH？3、求pH=2的H2SO4加水稀释100倍的pH？4、求pH=12的Ba(OH)2加水稀释100倍的pH？5、求pH=5的HCl加水稀释1000倍的pH？6、求pH=9的Ba(OH)2加水稀释1000倍的pH？7、求pH=5的盐酸与pH=2的盐酸1:1及1:2混合后的pH？8、求pH=9的Ba(OH)2与pH=12的Ba(OH)2 1:1及1:2混合后的pH？9、求01mol/L的盐酸和006mol/L的Ba(OH)2溶液Ba(OH)2等体积混合后的pH？10、25时，pH=a的盐酸，V1L与pH=b的Ba(OH)2 V2L 混合

19、后溶液呈中性，若a+b=13、a+b=14、a+b=15则此时V1:V2分别等于多少?第三节 盐类的水解一、准备知识在化学上我们可以把盐看成是由酸和碱反应得到的。例如：把强酸和强碱所生成的盐叫强酸强碱盐；如：KNO3、NaCl把强酸和弱碱所生成的盐叫强酸弱碱盐；如：NH4Cl、Al2(SO4)3把弱酸和强碱所生成的盐叫强碱弱酸盐；如：CH3COONa、Na2CO3把弱酸和弱碱所生成的盐叫弱酸弱碱盐；如：CH3COONH4、NH4ClO我们用pH试纸检验CH3COONa、Na2CO3、NH4Cl、Al2(SO4)3、NaCl、KNO3溶液的酸碱性。可以发现如下结论：强碱弱酸所生成盐的水溶液呈碱性

20、；强酸弱碱所生成盐的水溶液呈酸性；强酸强碱所生成盐的水溶液呈中性。(弱酸弱碱盐溶于水后酸碱性不确定，但CH3COONH4溶液显中性，据谁强显谁性，则(NH4)2SO4溶液显酸性，(NH4)2CO3溶液显碱。)注：常见酸的酸性顺序H2SO3 > H3PO4 > HF > HNO2 > HCOOH > CH3COOH > H2CO3 > H2S > HClO > HCN > H2SiO3观念变更：并不是所有的正盐溶液都是呈中性的。二、盐类水解的定义和实质：(1)盐类水解的定义：在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H或OH结合生成弱电解

21、质的反应，叫做盐类的水解。(2)盐类水解的实质：盐中的弱离子和水所电离出的H或OH结合生成弱电解质，打破了水的电离平衡，从而使溶液呈现出酸性或碱性。盐的水解能促进水的电离。组成盐的弱碱阳离子(M+)能水解显酸性：M+ + H2O MOH + H+组成盐的弱酸阴离子(R-)能水解显碱性：R- + H2O HR + OH-盐 + 水 酸 + 碱 水解中和盐类水解后生成酸和碱，所盐类水解反应可看成是酸碱中和反应的逆反应。注意：只有弱酸的阴离子或弱碱的阳离子才能与H+或OH-结合生成弱电解质。 三、盐类的水解平衡(1)水解反应和中和反应互为逆反应，当水解反应的速率与中和反应的速率相等时，反应处于平衡状

22、态。大多数水解反应相当于中和反应而言程度很小。如CH3COONa溶于水，只有很少一部分CH3COO-水解。但也在少部分盐完全水解。如Al2S3溶于水完全水解生成Al(OH)3和H2S。(2)影响盐类水解的条件内因：发生水解盐的本性。外因：温度：因盐的水解是吸热反应，升温可以促进水解，使水解平衡向右移动，水解程度增大。盐的浓度：稀释盐溶液可以促进水解，平衡向右移动，水解程度增大；如果增大盐的浓度，水解平衡虽然向右移动，但水解程度减小。溶液的酸碱度：酸和碱能促进或抑制盐类的水解。例如：不同条件对FeCl3水解平衡的影响：Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+ ；H0条件移动方向nH+C

23、H+Fe3+水解程度现象升温右移增大增大增大颜色变深通HCl(g)左移增大增大减小颜色变浅加H2O右移增大减小增大颜色变浅加FeCl3(s)右移减少增大减小颜色变深加NaOH(s)右移减少减小增大红褐色沉淀四、盐类水解的反应规律水解规律：有弱才水解，无弱不水解；越弱越水解，都弱双水解；谁强显谁性，同强显中性。强碱弱酸盐水解显碱性；强酸弱碱盐水解显酸性；强酸强碱盐水解显中性。弱酸弱碱盐水解后溶液的酸碱性由水解所生成酸、碱的相对强弱决定(酸碱的相对强弱可由电离程判断)弱酸酸式盐的水解：NaHSO4只电离不水解，但电离产生H+显酸性；弱酸酸式盐显酸性还是碱性要看酸式酸根电离和水解的相对强弱。若电离能

24、力大于水解能力(如NaHSO3、NaH2PO4)，则水溶液呈酸性；若水解能力大于电离能力(如NaHCO3、Na2HPO4、NaHS等)，则水溶液呈碱性。五、盐类水解方程式书写规则盐类水解反应是酸碱中和反应的逆反应，所反应方程式一般要用“”符号。一般盐类水解程度很小，水解产物很少，所反应方程式中不标“”或“”。也不将生成物如H2CO3、NH3·H2O等写成其分解产物的形式。多价阴离子的水解反应分步写：如CO32- + H2O HCO3- + OH- HCO3- + H2O H2CO3 + OH-六、双水解弱酸盐与弱碱盐溶液混合发生双水解，但并不是所有的双水解反应均可以发生完全。进行的程

25、度取决于产物是否容易从反应体系中分离出去。一般来说，一种盐的水溶液显酸性，另一种盐的水溶液显碱性，两者混合，可能发生双水解。 常见的含下列离子的两种盐混合时，会发生较彻底的双水解反应。 Al3+与CO32-、HCO3-、S2-、HS-、AlO2-、ClO-、SiO32-等；Fe3+与CO32-、HCO3-、AlO2-、ClO-、SiO32-、C6H5O-等；(Fe3+与S2-、HS-发生氧化还原反应)；NH4+与AlO2-、SiO32-、ClO-等；AlO2-与Al3+、Fe3+、NH4+上述由于发生彻底的双水解反应，反应彻底，故应用“”，并应将沉淀及气体分别用“”、“”符号标出。如：3AlO

26、2Al36H2O4Al(OH)3 Al33HCO3Al(OH)33CO2 2Al33S26H2O2Al(OH)33H2S 并不是所有的双水解反应均可以发生完全，如NH4HCO3的水解反应：可逆号、不标“”“” NH4+ + HCO3- + H2O NH3·H2O + H2CO3七、溶液中离子浓度大小比较(物料守恒，电荷守恒，水电离出的H+数与OH-数守恒)1、电荷守恒：盐溶液中阴、阳离子所带的电荷总数相等。如NH4Cl溶液中：c(NH4+)c(H+)c(Cl-)c(OH-)如Na2CO3溶液中：c(Na+)c(H+)2c(CO32-)c(HCO3-)c(OH-)2、物料守恒：某元素各

27、种不同存在形态的微粒，物质的量总和不变。如0.1mol/LNH4Cl溶液中：c(NH4+)c(NH3·H2O)0.1mol/L如0.1mol/LNa2CO3溶液中：c(CO32-)c(HCO3-)c(H2CO3)0.1mol·L-13、水电离出的H+数与OH-数守恒：是依据水电离反应H2O H+ + OH-，水电离产生的H+和OH-的物质的量总是相等的，无论在溶液中该H+和OH-以什么形式存在。如NH4Cl溶液中：c(H+) = c(OH-) + c(NH3·H2O) 如Na2CO3溶液中：c(OH-) = c(H+) + c(HCO3-) + 2c(H2CO3)

28、 八、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）CH3CO

29、OH；（5）等体积等物质的量浓度的NH3·H2O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

30、.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 mol·L1盐酸与0.1 mol·L1的NaAlO2溶液等体积混合，其离子浓度由小到大的顺序

31、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

32、)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。摘自1999年中学化学第12期 作者：湖南省耒阳市教研室 梁陆元第四节 酸碱中和滴定一、概念 (1)定性分析和定量分析在对物质进行研究时，常常需要鉴定物质是由哪些成份组成的，这在化学叫定性分析；若已知物质的组成成分，需要测定物质中各成分的含量，这在化学上叫定量分析。 (2)酸碱中和滴定用已知物质的量浓度

33、的酸（或碱）来测定未知物质的量浓度的碱（或酸）的实验方法叫酸碱中和滴定。二、中和滴定原理以c1mol·L1的HCl滴定未知浓度的NaOH为例来介绍酸碱中和滴定实验原理设NaOH的浓度为cNaOH，体积为vNaOH；HCl的浓度为cHCl，HCl的体积为vHClHClNaOHcHClvHCl cNaOHvNaOH cHCl已知；vHCl由中和滴定测得；cNaOH待求；vNaOH在实验中用滴定管或移液管取定三、以0.2mol·L1的HCl滴定未知浓度的NaOH为例来介绍酸碱中和滴定实验1、实验目的：测定未知NaOH的浓度2、实验仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、烧杯、锥形

34、瓶、铁架台、白纸、(移液管)。实验药品：标准的0.2000 molL HCl溶液、未知浓度的 NaOH溶液、酚酞试液、蒸馏水。3、中和滴定仪器介绍(1)酸式滴定管：用来盛装酸性溶液，强氧化性溶液或盐溶液，不能盛装碱性溶液。使用前应注意：检漏：检查玻璃活塞是否转动良好，检查装置是否漏水；水洗；可注入10mL蒸馏水，两手平握滴定管不断转动，直到洗液把全部管浸过，然后将洗液由尖嘴放出酸洗：用所装溶液润洗23次(方法同)，以保证所盛溶液不被稀释。(2)碱式滴定管：只能盛装碱性溶液。使用前应注意：检漏：检查玻璃球挤压是否灵活，有无漏液及阻塞情水洗；可注入10mL蒸馏水，两手平握滴定管不断转动，直到洗液把

35、全部管浸过，然后将洗液由尖嘴放出碱洗：用所装溶液润洗23次(方法同)，以保证所盛溶液不被稀释。两种滴定管的“0”刻度都在上方，读数时精确到0.01ml(3)移液管：移液管是用来准确量取一定体积液体的量器。上部管颈上刻有一标线，液体达到标线处即表示管内液体是该移液管所标明的容积。移液管有10、25、50毫升等规格。残留在管尖嘴内的一滴液体是否吹入容器里，要看移液管上是否标有“吹”没标的，在标定移液管容积时，已把这一滴液体扣除了。标有“吹”的，在标定移液管容积时，必须把残留在管尖嘴内的一滴液体是否吹入容器里，才能达到规格。4、中和滴定试剂的选择(1)标准溶液：已知浓度的酸(或碱)溶液，即标准的0.2000 molL HCl溶液(2)待测溶液：未知浓度的碱(或酸)溶液，即未知浓度的NaOH溶液(3)酸碱指示剂：它们是一般是弱的有机酸或有机碱。指示剂发生颜色变化的pH范围叫指示剂的变色范围。一些指示剂的变色范围指示剂变色范