教學(xué)設(shè)計7---酸堿滴定法(共9頁)

1、 PAGE 9 教學(xué)(jio xu)設(shè)計酸堿滴定法學(xué) 校xxxxxx學(xué)院執(zhí) 教 人xxx授課班級xxx課程名稱基礎(chǔ)化學(xué)課 時2課 題酸堿滴定法課 型新 授一、教材及教學(xué)內(nèi)容分析1、使用教材化學(xué)基礎(chǔ)與分析技術(shù) 王充、李銀花主編，科學(xué)出版社2、教學(xué)內(nèi)容分析本節(jié)課內(nèi)容主要包括酸堿指示劑的變色原理、滴定條件的選擇、酸堿標準溶液的配制與標定、酸堿滴定法的應(yīng)用示例四部分，其中教學(xué)重點是各種酸堿溶液氫離子濃度的計算，教學(xué)難點是合堿組成的分析，授課時根據(jù)學(xué)生構(gòu)建知識的思維方式，通過生動的實例引入相關(guān)知識點，并結(jié)合難度適中的例題進行難重點突破，讓學(xué)生學(xué)會確定滴定的突躍范圍，并由此選擇相應(yīng)的指示劑，掌握混合堿組成

2、的分析。二、教學(xué)對象分析1、學(xué)生對學(xué)習(xí)基礎(chǔ)化學(xué)有一定的熱情，能在老師的引導(dǎo)下展開學(xué)習(xí)活動；但對學(xué)習(xí)缺乏主動性，在學(xué)習(xí)過程中對自己的學(xué)習(xí)進行調(diào)節(jié)、監(jiān)控的能力較弱；2、學(xué)生“聽”的能力較差，抽象思維水平較低；但喜歡動手操作，習(xí)慣于直觀性較強的學(xué)習(xí)方式；3、該班學(xué)生初步形成了民主、平等、互助的學(xué)習(xí)氣氛，有利于老師在課堂上展開形式多樣的教學(xué)活動。教學(xué)目標1、掌握酸堿指示劑的變色原理及選擇原則；2、掌握酸堿滴定中氫離子濃度的變化特點和規(guī)律；3、能根據(jù)被測物的量確定滴定的突躍范圍，并由此選擇相應(yīng)的指示劑；4、了解酸堿滴定法的一般應(yīng)用。四、教學(xué)重點與難點重點：各種酸堿溶液氫離子濃度的計算；難點：混合堿組成的

3、分析。五、教學(xué)方法課件演示、視頻演示、板書六、教學(xué)用具多媒體課件、黑板七、教學(xué)設(shè)計思路“學(xué)生是學(xué)習(xí)的主人，教師是課堂的組織者、引導(dǎo)者與合作者?！被谝陨侠砟?，并改革課堂教學(xué)中教師始終“講”、學(xué)生被動“聽”的局面，充分相信學(xué)生，把學(xué)習(xí)的主動權(quán)交給學(xué)生，充分調(diào)動學(xué)生的學(xué)習(xí)積極性。八、教學(xué)內(nèi)容及過程時間分配方法手段 酸堿指示劑一、變色原理： 指示劑大多為有機類酸堿（酸堿性一般較弱），在溶液中存在兩種不同型體：酸式結(jié)構(gòu)（HIn）和堿式結(jié)構(gòu)(In-)，二者顏色不同，且在不同酸度下可互相轉(zhuǎn)化。 轉(zhuǎn)化機理：將某一結(jié)構(gòu)的指示劑放入水中，則存在著解離： HIn H+In- （色1） （色2）加酸：平衡右移，溶液

4、呈酸式色 加堿：平衡左移，溶液呈堿式色故此類物質(zhì)在不同酸度下可實現(xiàn)顏色的轉(zhuǎn)化以指示溶液的酸堿度二、變色范圍：當指示劑在溶液中的解離達平衡時，有： Ka= ，變形： = 顯然，溶液的顏色由HIn、In-的相對多少決定，反映到比值關(guān)系上，一般：當In-10HIn 10時，人眼看到的將會是堿式色（色2）當HIn10 In- 0.1時，人眼看到的將會是酸式色（色1）當比值介與二者之間時（0.110），溶液顏色介于色1色2之間，此范圍即為變色范圍，反映到pH的變化上：將前關(guān)系變形：lg=lgKalgH+lgH+=lgKa+ lg 即：pH=pka+ lg按變色范圍：0.110，取對數(shù)：-1lg1 同加p

5、Ka： pKa-1pKa+ lgPKa+1 即：pKa-1pHpKa+1 即以為中心，上下不超過一個pH單位的范圍，配制溶液時，不應(yīng)超出此范圍。相應(yīng)緩沖溶液的有效范圍可簡寫為：pH=pka1 不同的指示劑，Ka不同，變色范圍各異： 如甲基橙：Ka=4.0104 ，pH=3.41，即：2.2 4.4 （紅）橙（藍）酚酞：Ka=7.91010 ，pH=9.11，即：8.1 10.1 （無）微紅（紅）【注】以上討論，甲基橙應(yīng)為2.24.4，但實際上卻是3.14.4，原因：人眼對紅色較敏感，其酸式結(jié)構(gòu)為紅色（HIn），堿式結(jié)構(gòu)為黃色（In-），當HIn2In-以上時，即看到的溶液全是紅色而非橙色，即：

6、比值為0.510，0.30lg1 pKa-0.30pKa+ lgpKa+1，3.4-1pH3.4+13.1pH4.4（其他也有類似情況，pH=pka1僅為大致范圍，詳情可查見P172表63）【酸堿滴定是通過指示劑顏色變化確定終點顯然，變色范圍越小，滴定終點（ep）越易與計量點相近，結(jié)果越準確。對此，根據(jù)人對各種顏色的敏感情況，在指示劑中加入另一種有機物（惰性染料），利用顏色互補原理使顏色變化更敏銳，從而縮小變色范圍，提高準確性這樣的指示劑叫“混合指示劑”。 變色點：pKa=pH，最小變色范圍：pH= pKa 0.200.4】強酸（堿）和一元弱酸（堿）的滴定一、強堿滴定強酸：以NaOH滴定HCl

7、為例：反應(yīng)：HCl+NaOH=NaCl+H2O寫成離子式：H+OH- H2O平衡常數(shù)：Kt=1.01014【考察滴定過程中溶液PH值的變化】：【綜上所述】：從開始到19.98mlNaOH，pH變化緩慢（PH=4.30-1.00=3.30） 但從19.98ml20.02ml（NaOH的量由不足0.1%過量0.1%，實際用量僅0.04ml約1滴），pH卻由4.309.70（pH=5.40），溶液也由酸性堿性，此階段的劇烈變化過程曰“PH躍突”（或“滴定突躍”），對應(yīng)的范圍（4.309.70）曰“突躍范圍”。滴定突躍：化學(xué)計量點前后相差0.1%對應(yīng)溶液PH的變化，相應(yīng)的范圍稱“突躍范圍”，常用pH突

8、躍表示【若用強酸滴定強堿，滴定曲線與之類似，但變化相反（隨強酸的加入，pH）】【討論終點間】：前敘在溶液分析中的終點誤差應(yīng)0.2%，若滴定終點pH位于突躍范圍內(nèi)，則相應(yīng)誤差不超過.01%，為此，可選擇變色范圍處于突躍范圍內(nèi)的指示劑。（以上例，突躍范圍為4.309.70，據(jù)此可選擇甲基紅、溴百里酚蘭、中性紅、酚酞等見P122）顯然，pH越大，指示劑越易選擇，反之則不易【影響pH突躍的因素】：對強酸強堿滴定，僅取決于濃度：濃度越大，pH突躍越大如：1.000 molL-1NaOH滴定1.000 molL-1HCl，滴定曲線見圖曲線1：pH突躍=3.3010.70可增溴甲酚綠、百里酚酞1.000 m

9、olL-1NaOH滴定0.01000 molL-1HCl，滴定曲線見圖曲線1：pH突躍=5.308.70 溴百里酚 蘭、中性紅1.000 molL-1NaOH滴定0.001000 molL-1HCl，滴定曲線見圖曲線1：pH突躍=6.307.70 溴百里酚蘭 二、強堿滴定一元弱酸：以NaOH滴定HAc為例： 反應(yīng)式：HAc+NaOHNaAc+H2O寫成離子式： HAc +OH- H2O + Ac-平衡常數(shù)：Kt= =1.8109初始：CNaOH=CHAc=1.000 molL-1 ， VHAc=20.00ml【考察滴定曲線（pH隨所加NaOH變化曲線）】：、滴定前：為一元弱酸，CKa20Kw,

10、 400H+=1.310-3，pH=2.89 當VNaOH加入量比計量點少0.1%時：VNaOH=1.98ml，此時：nNaAc=nNaOH=1.99810-3mol CAc-= =，而nHAc = nHAc（初）- nNaOH =（2.000-1.998）10-3 mol CHAc = （molL-1） pH=4.74+lg =7.74、計量點：全部HAcNaAc，溶液pH按一元弱堿處理nNaAc=nHAc（初）=2.00010-3（mol）CNaAc=0.05000（molL-1）Kb=5.610-10CAc-Kb20Kw， 400OH-=5.310-6（molL-1）由此可算得：pH=8

11、.72、計量點后：NaOH過量，溶液呈堿性，將抑制Ac-的解離：H2O+Ac-HAc + OH-，溶液的堿性及PH主要由過量的NaOH決定，溶液的PH變化趨緩（de段）。 當NaOH超過計量點0.1%時，V總=V計+V計0.1%=20.02ml OH-=CNaOH（過量）=5.010-5，PH=9.70可見：PH突躍 =7.74-9.70=1.96較相同濃度的強酸小的多原因：反應(yīng)的完全程度小的多，一般而言，計量點時反應(yīng)越完全（越不可逆），PH突躍越大。指示劑：選變色范圍處于7.749.70范圍內(nèi)的指示劑，有酚酞（8.09.6）【影響pH突躍的因素】：有二： .濃度：酸堿濃度越大，pH突躍越大（

12、同一元強酸和強堿的滴定）.Ka：Ka越大（酸性越強，逆過程越小，反應(yīng)越完全），pH突躍越大，反之越小如：假定濃度與前相同，僅Ka不同： 當Ka=1.810-4時，pH突躍=6.749.70 若Ka再小，pH突躍更小，一般而言：要求 pH突躍0.40當CKa10-8時，pH突躍之小 Ka=1.810-6時，pH突躍=8.749.70 已小于任何指示劑的變色范圍即在0.1%滴定 誤差內(nèi)，找不出相應(yīng)的指示劑，故直接準確滴定一元弱酸的條件是： 被測物的初始量按計量點 CspKa10-8體積換算的濃度 三、終點誤差：滴定終點和化學(xué)計量點不一致造成的誤差，用Et表示。不同的酸堿滴定，Et計算也不同。設(shè)滴定

13、時被測溶液中被測物的量為n測，滴定至終點（非計量點）所消耗的滴定劑的量為n滴Et=100%=100%=100%1、強堿滴定強酸： 對堿滴定強酸：滴定劑堿，被測物酸，Et=100%按物料平衡和電荷平衡：可推得：Et=100%若堿過量，溶液呈堿性，必定有OH-epH+ep，Et0，正偏差；若量不足，類推之2、強酸滴定強堿：同樣可得：Et=100%3、強堿滴定一元弱酸：Et=（ 酸，ep ）100%被滴定的弱酸分子型體在終點條件下的分布分數(shù)：= 4、強酸滴定一元弱堿：Et=（ 堿，ep ）100% = 或: = 酸堿滴定法的應(yīng)用一、燒堿中NaOH和Na2CO3含量的測量： 生產(chǎn)的燒堿中（NaOH）常

14、因吸收的而含此混合體系中各自含量的多少對產(chǎn)品質(zhì)量和性能有重要的影響。測量方法有兩種：滴定根據(jù)：對0.10 molL-1溶液：Na2CO3 NaHCO3 H2CO3 （11.60） （8.32） （3.98）則有：nNa2CO3=nNaHCO3=CHClV2 nNaOH=CHCl（V1-V2）二、純堿中Na2CO3和NaHCO3含量的測定：純堿Na2CO3放量中也易吸收空氣中的CO2而含NaHCO3，各自的含量也可用上述二法測定：相應(yīng)：nNa2CO3=CHClV2 nNaHCO3=CHCl（V1-V2）三、未知混合堿的分析：【若一混合堿成分未知，則可用雙指示劑法對立進行定性和容量的通信每個同時分析。通常，混合堿常由以下三種堿性物構(gòu)成：NaOH、Na2CO3、NaHCO3，其中，NaOH和NaHC