高中化學《水的電離》教案1 新人教版選修4

第二節(jié)水的電離和溶液的酸堿性(一)授課班級

課時1

知識

與1、知道水的離子積常數(shù)，

教

技能

1、通過水的電離平衡分析，提高運用電離平衡基本規(guī)律分析問題的解決問

學過程

題的能力。

與

2、通過水的離子積的計算，提高有關(guān)的計算能力，加深對水的電離平衡的

目方法

認識

情感1、通過水的電離平衡過程中H+、0H-關(guān)系的分析，理解矛盾的對立統(tǒng)一的

的

態(tài)度辯證關(guān)系。

價值觀2、由水的電離體會自然界統(tǒng)一的和諧美以及“此消彼長”的動態(tài)美。

重點水的離子積。

難點水的離子積。

第二節(jié)水的電離和溶液酸堿性

一、水的電離

+

1、H20+H20H：Q++OH簡寫：HQH+OH

2、HQ的電離常數(shù)K電離==

知3、水的離子積(ion-productcontstantforwater)：

+M

識25℃K產(chǎn)c(H)?c(0H")==1.0X10^o

結(jié)4、影響因素：溫度越高，Kw越大，水的電離度越大。

構(gòu)對于中性水，盡管Kw,電離度增大，但仍是中性水，

與5、K,不僅適用于純水，還適用于酸性或堿性的稀溶液，不管是哪種溶液均有：C(H+)必

板==C(0曠)儂心==C(H+)??C(OK)洛濃

書二、溶液的酸堿性與pH

設(shè)1、溶液的酸堿性

計稀溶液中25℃：Kw=c(H+)-c(OH-)=1X1014

常溫下：

中性溶液：c(H+)=c(OIO=1X10mol/L

酸性溶液：c(H+)>c(OH-),c(H+)>lX10_7mol/L

堿性溶液：c(H+)<c(OH-),c(H+)<lX10-7mol/Lc(OH-)>lX10_7mol/L

教學過程

教學方法、手

教學步驟、內(nèi)容

段、師生活動

［實驗導課］用靈敏電流計測定純水的導電性。

現(xiàn)象：靈敏電流計指針有微弱的偏轉(zhuǎn)。

說明：能導電，但極微弱。

分析原因：純水中導電的原因是什么？

結(jié)論：水分子能夠發(fā)生電離，水分子發(fā)生電離后產(chǎn)生的離子分別是和

Ok,發(fā)生電離的水分子所占比例很小。水是一種極弱電解質(zhì)，存在有電

離平衡：

［板書］第二節(jié)水的電離和溶液酸堿性

一、水的電離

［講］水是極弱的電解質(zhì)，發(fā)生微弱的(自偶)電離。

［投影］水分子電離示意圖：

實驗測定:25℃c(H+)=c(OH-)=lX10-7mol/L

100℃c(H+)=c(OH--)=lX10-mol/L

+

［板書］1、H20+H2OH30+OH

+

簡寫：H20H+OH

［講］與化學平衡一樣，當電離達到平衡時，電離產(chǎn)物H+和01「濃度之積

與未電離的H20的濃度之比也是一個常數(shù)。

［板書］2、的電離常數(shù)K電離==

-7

［講］在25℃時,實驗測得1L純水(即550.6mol)只有l(wèi)X10molH20電

離，因此純水中c(H')—c(OH)—1X10mol/Lo電離前后，H?0的

物質(zhì)的量幾乎不變，c(H20)可以看做是個常數(shù)，實驗測定：25℃c(H

+)=c(0H)=1X101mol/L

［講］因為水的電離極其微弱，在室溫下電離前后n(HzO)幾乎不變，因此，

CGW)可視為常數(shù),則C(H+)-C(0H")^KWC(H20)O常數(shù)K電離與常數(shù)

C(HQ)的積作為一新的常數(shù)，叫做水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積常數(shù)，

簡稱水的離子積，記作K”，即￡=c(H+)-c(0H-)

［板書］3、水的離子積(ion-productcontstantforwater)：

+

25℃K后c(H)?c(OIF)==LOXICT”。

［投影］表3-2總結(jié)水的電離的影響因素。

［板書］4、影響因素：溫度越高，Kw越大，水的電離度越大。對于中性水，

盡管Kw,電離度增大，但仍是中性水，

［投影］知識拓展--影響水電離平衡的因素

1、溫度：

水的電離是吸熱過程，升高溫度，水的電離平衡右移，電離程度增大，

C(H+)和C(OH-)同時增大,K.增大，但由于C(H+)和C(OH-)始終保持相等,

故仍呈中性。

2、酸、堿

向純水中加入酸或堿，由于酸(堿)電離產(chǎn)生的1廣(01「)，使溶液中的

C(H+)或C(OfT)增大，使水的電離平衡左移，水的電離程度減小。

3、含有弱酸根離子或弱堿陽離子的鹽

在純水中加入含有弱酸根離子或弱堿陽離子的鹽，由于它們能跟水電

離出的「和OFF結(jié)合生成難電離物，使水的電離平衡右移，水的電離程度

增大。

4、強酸的酸式鹽

向純水中加入強酸的酸式鹽，如加入NaHSO”由于電離產(chǎn)生H+,增大

C(H+),使水的電離平衡左移，抑制了水的電離

5、加入活潑金屬

向純水中加入活潑金屬，如金屬鈉，由于活潑金屬能與水電離的H*

直接作用，產(chǎn)生氫氣，促進水的電離。

［講］K,與溫度有關(guān)，隨溫度的升高而逐漸增大。25℃時七==1*10一“，100℃

K尸1*10"。"不僅適用于純水(或其他中性溶液)，也適用于酸、堿、鹽的

稀水溶液。在不同溶液中，C(H，、C(OFT)可能不同，但任何溶液中由水

電離的C(H+)與c(o『)總是相等的。K“==C(H+)?C(OH-)式中，C(H+)、

C(Oil一)均表示整個溶液中總物質(zhì)的量濃度。

［板書］5、K.不僅適用于純水，還適用于酸性或堿性的稀溶液，不管是哪

+

種溶液均有：C(H),I2O==C(0H-)ll20

K.==C(H+)??C(OH-)?

［過渡］由水的離子積可知，在水溶液中，H'和0H離子共同存在，無論溶

液呈酸性或堿性。由此我們可以進行有關(guān)c(r)、e(OH-)的簡單計算。

［板書］二、溶液的酸堿性與pH

1、溶液的酸堿性

［思考與交流］

1、1L酸或堿稀溶液中水的物質(zhì)的量為55.6mol,此時發(fā)生電離后，發(fā)生

典禮的水是否仍為純水時的IXlcTmol/L?

2、比較純水、酸、堿溶液中的c(OID,c(11+)的相對大小關(guān)系。

3、酸溶液中是否存在0『？堿溶液中是否存在廣？解釋原因。

［講］堿溶液中：壓0H++OH-NaOH==Na++OH-,c(OFT)升高，

++

c(H)下降，水的電離程度降低。酸溶液中：H20H+0H-HC1==H

++cr,c(H+)升高，c(0H-)下降，水的電離程度降低。

實驗證明：在稀溶液中：Kw=c(H+)?c(OID25℃Kw=lX10-14

［板書］稀溶液中25℃：Kw=c(『)?c(OH-)=1X10"

常溫下：

中性溶液：c(H+)=c(OH-)=lX10-mol/L

酸性溶液：c(H+)>c(OH-),c(H+)>lX10-mol/L

堿性溶液：c(H+)<c(OH-),c(H+)<lX10-7mol/Lc(0H-)>1X10

'mol/L

［小結(jié)］最后，我們需要格外注意的是，酸的強弱是以電解質(zhì)的電離來區(qū)

分的：強電解質(zhì)即能完全電離的酸是強酸，弱電解質(zhì)即只有部分電離的酸

是弱酸。溶液的酸性則決定于溶液中C(H+)?C(H+)越大，溶液的酸性越

強；C(H+)越小，溶液的酸性越弱。強酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的

酸性強；酸性強的溶液不一定是強酸溶液；酸性相同的溶液，弱酸濃度大、

中和能力強；中和能力相同的酸，提供H*的物質(zhì)的量相同，但強酸溶液的

酸性強。

［隨堂練習］

1、如果25℃時，K?==l*1014,100℃K尸1*10”。這說明(AC)

A、100℃水的電離常數(shù)較大B、前者的C(H+)較后者大

C、水的電離過程是一個吸熱過程D、L和K無直接關(guān)系

2、已知NaHSO”在水中的電離方程式為：NaHS04==Na++H++S0.,2-。某溫度

下，向pH==6的蒸儲水中加入NallSO」晶體，保持溫度不變，測得溶液的

pH為2。下列對該溶液的敘述中，不正確的是()

A、該溫度高于25℃

B、由水電離出來的C(H+)==1*1(T'°mol/L

C、NaHSOi晶體的加入抑制了水的電離

D、該溫度下加入等體積pH為12的NaOlI溶液，可使反應(yīng)后的溶液恰好

呈中性

教學回顧：

教案

課題：第二節(jié)水的電離和溶液的酸堿性（二）授課班級

課時2

1、能進行溶液的pH的簡單計算

知識

2、初步掌握測定溶液的pH的方法，知道溶液pH在工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和科學研究中的

教與

重要應(yīng)用

技能

3、理解溶液的pH。理解溶液的pH跟溶液中c（l「）之間的關(guān)系。

學

1、通過各種類型溶液pH的計算，掌握電解質(zhì)溶液pH計算方法。

過程

2、通過不同溶液混合后pH的計算，掌握具體情況具體分析的思考方法，提高分

目與

析問題解決問題能力。

方法

3、通過溶液pH的測試方法，掌握實驗室測試溶液酸堿性的方法。

的

情感通過用pH表示溶液的酸堿性，理解化學學科中對極小數(shù)值的表示方法，讓

態(tài)度學生體會化學學科的特有價值。

價值觀

重點pH與溶液酸堿性的關(guān)系，有關(guān)溶液的pH的簡單計算

難點各類溶液、各類混合后的c(H")、pH的計算。

三、pH

1、定義：pH=—lg［c(H+)］

2、廣泛pH的范圍：0-14；

溶液的酸性越強，其pH越?。蝗芤旱膲A性越強，其pH越大。

3、pH的測定方法

知

(1)試紙的使用(2)酸堿指示劑(3)pH計

識

4、pH的應(yīng)用

結(jié)

四、pH的有關(guān)計算

構(gòu)

1、單一溶液的pH計算

與

(1)求強酸溶液的pH(2)求強堿溶液的pH

板

2.混合溶液的pH計算

書

(1)求強酸與強酸混合溶液的pH(2)求強堿與強堿混合溶液的pH

設(shè)

(3)求強酸與強堿混合溶液的PH

計

3、稀釋的計算

(1)強酸pH=a,加水稀釋10"倍,則pH=a+n

(2)弱酸pH=a,加水稀釋10"倍,則pH<a+n

(3)強堿pH=b,加水稀釋10"倍,則pH=b-n

(4)弱堿pH=b,加水稀釋10"倍,則pH>b-n

教學過程

教學方法、手段、

教學步驟、內(nèi)容

師生活動

［回顧］水的電離、離子積常數(shù)、水電離平衡的影響因素、溶液的酸堿性.

［過渡］利用離子積計算溶液中的11+或01「濃度

［點擊試題］例1、求25℃0.01mol/L鹽酸的C(H+)

［分析］1、在該溶液中存在哪幾種電離

2、c(H+)Xc(0H)中的c(H+)應(yīng)等于兩者之和

3、HC1=H++cr

0.010.01

+-

H2O=H+OH

XX

-H

所以，(0.01+x)X=10一般地，x與以01相比,可以忽略不計

［隨堂練習］1、求25C0.05moi/LBa(0H)2溶液C(H+)n(OH)==0.05*2==

2、求25℃0.05moi/L硫酸溶液由水電離出來的［H+］0.1

［過渡］從上述數(shù)據(jù)，上述c(H+)、c(01廠)都較小，使用起來不方便，因此，化n(H+)==10-13

學上常采用pH來表示溶液的酸堿性的強弱。

［板書］三、pH

1、定義：pH=—lg［c(H+)］

［講］溶液的pH指的是用C(H+)的負常用對數(shù)來表示溶液的酸堿性強弱，即pH=

-lg［c(H+)L要注意的是的,當溶液中C(H+)或C(OH-)大于1mol時，不用

pH來表示溶液的酸堿性。廣泛pH的范圍為0T4

［投影］中性溶液，。田+)九(0/)=10一%。14pH=7

酸性溶液,c(H+)>c(OH-)pH<7

堿性溶液，c(H+)<c(OH-)pH>7

［板書］2、廣泛pH的范圍：0-14

溶液的酸性越強，其pH越小；溶液的堿性越強，其pH越大。

［過］那么，如何測定某溶液的酸堿性，即如何測定溶液的pH值呢？

［講］用pH試紙、pH計

［板書］3、pH的測定方法

(1)試紙的使用

［設(shè)問］如何使用呢？要不要先用水浸濕呢？浸濕對測定結(jié)果有何影響？

［講］一般先把一小塊的試紙放在表面皿或玻璃片上，用沾有待測溶液的玻璃棒

點試紙的中部，，再用標準比色卡與之比較，來確定溶液的pH值。不能用水浸

濕，這樣會溶液變稀，測定結(jié)果向pH=7的方向靠近。標準比色卡的顏色與光譜

一致，按pH從小到大依次的：紅橙色(酸性)；綠(中性)；藍靛紫(堿性)。

［投影］

［過］除了試紙外，我們在實驗室最常用的是酸堿指示劑。

［板書］(2)酸堿指示劑

［講］酸堿指示劑一般是弱有機酸或弱有機堿，它們的顏色變化在一定的pH

范圍內(nèi)發(fā)生的，因此，可以用這些弱酸、弱堿來測定溶液的pH。但只能測出pH

的范圍，一般不能準確測定pIL

［投影］

指示劑甲基橙石蕊酚酰

變色范圍pH3.1-4.45-88-10

溶液顏色紅-橙-黃紅-紫-藍無色-淺紅-紅

［講］上述兩種測定方法，都不是很精確，要想準確測定溶液的pH應(yīng)該使用

pH計

［板書］(3)pH計

［講］測試和調(diào)控溶液的pH,對工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)、科學研究、以及日常生活和醫(yī)療

保健都具有重要意義。在醫(yī)療上，當體內(nèi)的酸堿平衡失調(diào)時，血液的pH是診斷

疾病的一個重要參數(shù)，而利用藥物調(diào)控pH則是輔助治療的重要手段之一。在生

活中，人們洗發(fā)時用的護發(fā)素，其主要功能也是調(diào)節(jié)頭發(fā)的pH使之達到適宜的

酸堿度。在環(huán)保領(lǐng)域中，酸性或堿性廢水處理常常利用中和反應(yīng)，在中和處理

的過程中可用pH自動測定儀進行監(jiān)測和控制。在農(nóng)業(yè)生產(chǎn)中，因土壤pH影響

植物對不同形態(tài)養(yǎng)分的吸收及養(yǎng)分的有效性，各種作物生長都對土壤土壤的pH

范圍有一定的要求。在科學實驗和工業(yè)生產(chǎn)中，溶液的pH的控制常常是影響實

驗結(jié)果或產(chǎn)品質(zhì)量、產(chǎn)量的一個關(guān)鍵因素。

［板書］4、pH的應(yīng)用

［投影］

［過渡］用pH來表示溶液的酸堿性，是十分方便，掌握有關(guān)的pH計算是十分重

要的。

［板書］四、pH的有關(guān)計算

1、單一溶液的川計算

(1)求強酸溶液的pH

［點擊試題］例1：求1X10Tol/LHCl溶液的PH

解：PH=-lglO=3

［隨堂練習］求IX10Tmoi/LH￡0,溶液的PH

［板書］(2).求強堿溶液的pH

［點擊試題」例2、求0.Imol/LNaOH溶液的PH

W：C(H*)=1X1Ol3mol/LPH=-lglO'=13

［隨堂練習］求0.lmol/LBa(0H)2溶液的PI1

［板書］2.混合溶液的pH計算

(1)求強酸與強酸混合溶液的pH

［點擊試題］例3>lOmLO.Imol/LIICl與20mL0.2mol/LHCl混合,求該混合溶液

的PH值。

C(H')=(0.01X0.1+0.02X0.2)mol/(0.01+0.02)L=0.17mol/L

PH=-lgl.7X10'=l-lgl.7

［隨堂練習］將PH=1和PH=3的鹽酸溶液等體積混合，求該混合溶液的PH值。

解：C(H+)=(0.IXV+0.001XV)mol/2VL=0.0505mol/l

PH=-lg5.05X10=2-lg5.05=1.3

［板書］(2)求強堿與強堿混合溶液的PH

［點擊試題］例4、10mL0.Imol/LNaOIl與20mL0.2mol/LBa(OH)2混合,求該混

合溶液的PH值。

解：C(OH)=(O.01X0.1+0.02X0.2X2)mo1/(0.01+0.02)L=0.3mol/L

C(H*)=3X10"mol/LPH=-lg3X10'=14-lg3

［隨堂練習］將PH=11和PH=13的NaOH溶液等體積混合，求該混合溶液的PH

值。

解：C(H0)=(0.001XV+0.1XV)mol/2VL=0.0505mol/l

C(H*)=L98X10'mol/LPH=Tgl。98X10-13=13-lgl,,98=12。7

［板書］(3)求強酸與強堿混合溶液的PH

［點擊試題］例5、lOmLO.Imol/LHCl與10mL0.2moi/LNaOH混合,求該混合溶

液的PH值.

n(H')=1X10moln(0H)=0.002mol

余：C(OH)=0.OOlmolC(H*)=1X1O10mol/L

PH=1X1Ol0=10

［隨堂練習］將PH=6的HC1和PH=10的NaOH溶液等體積混合，求該混合溶液

的PH值。

解：C(If)=1X10mol/Ln(lf)=lX106Vmol解：

n(0H)=lX10"VmolPH=-lg2X10=3-

故余約n(0H)=lX10'VmolC(OH)=5X105mol/LC(H+)=2XlO'mol/Llg2=2.6

PH=-lg2X10'=10-lg2

［講］當強酸溶液與強堿溶液等體積混合時，若pH酸+pH諫=14,溶液呈中性。

pHEpH碳#14,則》或0H過量,則先求剩余C(H+)或C(OH-),再求混合溶液

的pH解:C(H')=5X10%

［投影］小結(jié)：強酸、強堿溶液兩兩等體積混合時pH的計算ol/L

混合物質(zhì)兩種溶液pH關(guān)系混合后溶液pHPH=-lg5X10M

A、B均為酸PHA<PHBPHA+O.3=14-lg5

A、B均為堿PHA<PHBPHB-O.3

pHA+pHn=147

A是酸、B是堿PHA+PHB<14(酸剩余)PHA+O.3

PHA+PHB>14(酸剩余)PHB-O.3

注意：酸堿溶液的pH之差必須N2,否則誤差較大

［講］當強酸溶液與強堿溶液混合呈中性時，二者體積與pH的關(guān)系

［投影］若pH唆+pH薇=14,V酸：V?=l：1

若pHis+pHseA〉［%Vs：V碳=10'i

若pHis+pH碳=A<14,V陽V?=l：10"M

［講］相同體積酸溶液與堿溶液混合，若為一元弱酸，pH暇+pH時=14,在未指定

強、弱時，pH不一定是7。若為強堿弱酸，則混合后有弱酸有余，則pH<7；

若為強酸弱堿則混合后弱堿有余，則pH>7。這種方法只能判斷溶液的酸堿性，

無法準確計算出pH

［板書］3、稀釋的計算

［點擊試題］例6、0.OOOlmol/L的鹽酸溶液，求其pH值，用水稀釋10倍，求

其pH值，用水稀釋1000倍后，求其pH值。

pH=4pH=5pH=7

［板書］(1)強酸pH=a,加水稀釋100倍，則pH=a+n

(2)弱酸pH=a,加水稀釋10"倍，則pH<a+n

(3)強堿pH=b,加水稀釋10"倍，則pH=b-n

(4)弱堿pH=b,加水稀釋10”倍，則pH>b-n

［隨堂練習］在25℃時，有pH為a的鹽酸和pH為b的NaOH溶液，取匕L該鹽

酸，同該NaOH溶液中和，需KLNaOH溶液，填空：

(1)若a+b=14,則%：K=____________(填數(shù)字)。

(2)若a+b=13,則匕：K=____________(填數(shù)字)。

(3)若a+b>14,則匕：心_____________(填表達式)，且匕K(填：>、

<、=)(題中aW6、b28)。

(1)1；(2)0.1；

(3)IO8""14,〉。

教學回顧:

教案

課題：第三節(jié)水的電離和溶液的酸堿性（三）授課班級

課時2

1、掌握酸堿中和滴定概念。

知識

教2、理解酸堿中和反應(yīng)的實質(zhì)。

與

3、熟記酸堿中和滴定實驗用到主要儀器名稱、儀器的用途。

士吉臺匕

學4、掌握中和滴定實驗計算的步驟和方法。

過程1、通過中和反應(yīng)實質(zhì)、中和滴定原理的分析，體會化學家是怎樣利用中和

目與反應(yīng)來設(shè)計化學定量測定方法的。

方法2、掌握酸堿中和滴定反應(yīng)中的化學計算方法。

的情感通過酸堿中和反應(yīng)的實質(zhì)到中和滴定方法等相互之間的聯(lián)系的分析，

態(tài)度理解化學反應(yīng)在工農(nóng)業(yè)、科研中的應(yīng)用。提高學習化學的興趣。

價值觀

重點中和滴定原理的認識

難點酸堿中和滴定有在關(guān)計算

五、中和滴定的原理

1、定義：用已知濃度的酸或堿來測定未知濃度的堿或酸的實驗方法。

2、原理：C(B)==

3、關(guān)鍵：(1)準確地測定兩種溶液的體積(2)準確地判斷滴定終點

4、酸堿指示劑的選擇

六、實驗操作

知

1、滴定管的結(jié)構(gòu)

識

2、滴定管的使用

結(jié)

(1)檢漏(2)潤洗儀器(3)裝液

構(gòu)

3、中和滴定操作

與

4、數(shù)據(jù)處理

板

七、誤差分析

書

1、誤差分析依據(jù)：，待=

設(shè)

實驗操作中可能引起C林和V侍的變化，最終影響V標。

計

2、產(chǎn)生誤差的來源

(1)操作不當

①滴定管的洗滌不當②錐形瓶的洗滌

③滴定管尖嘴部分留有氣泡④讀數(shù)不規(guī)范

(2)終點判斷不當。

(3)標準溶液配制不當

教學過程

教學方法、手

教學步驟、內(nèi)容

段、師生活動

［引入］計算用0.Imol/L的氫氧化鈉溶液與20mL0.Imol/L的鹽酸溶液反應(yīng)

時，當分別滴入NaOU；(1)5mL,(2)8mL,(3)10mL,(4)15mL,(5)18mL,

(6)19mL,(7)19.5mL,(8)19.8mL,(9)20mL,(10)21mL,(11)23mL,

(12)25mL時溶液的pH,并畫出反應(yīng)過程中溶液pH變化的曲線圖(以pH

變化為縱坐標，以燒堿溶液的體積為橫坐標)。

［投影］展示所畫的滴定曲線圖：

［講］從未滴定前到滴入10mL,pH由1增到1.48(用10mL)；從10mL到

19.5mL,pH由1.48到2.9（用9.5mL）；從19.5mL到20mLpH由2.9到

7.0（用0.5mL）；從20mL到21mL,pH由7到11.4（用1mL）；從21mL

到25mL,pH由11.4到12（用4mL）。

［講］從未滴定前到滴入10mL,pH由1增到1.48（用10mL）；從10mL到19.5mL,

pH由1.48至IJ2.9（用9.5mL）；從19.5mL至20mL,pH由2.9至lj7.0（用0.5mL）；

從20mL到21mL,pH由7到104（用1mL）；從21mL到25mL,pH由11.4到

12（用4mL）。

［小結(jié)］接近終點（pH^7）時，很少量的酸和堿會引起pH突變，酸堿反應(yīng)終

點附近pH突變情況是定量測定酸或堿濃度時選擇指示劑的重要依據(jù)。

［講］在酸堿反應(yīng)過程中，溶液的pH會發(fā)生變化，對于強酸強堿的反應(yīng)，

開始時由于被中和的酸或堿濃度較大，加入少量的堿或酸對其pH的影響不

大。當反應(yīng)接近反應(yīng)終點（plC7時），很少量（一滴，約0.05mL）的堿或酸

就會引起溶液的pH突變，酸、堿的濃度不同，pH突變范圍不同。

酸堿反應(yīng)曲線是以酸堿混合過程中滴加酸或堿的量為橫坐標，以溶液pH

為縱坐標給出一條溶液pH隨酸的滴加量而變化的曲線。它描述了酸堿混合

過程中溶液的pH的變化情況，其中酸堿反應(yīng)終點附近的pH突變情況，對于

定量測定堿或酸的濃度實驗中如何選擇合適的酸堿指示劑具有重要意義。

［板書］五、中和滴定的原理

1、定義：用己知濃度的酸或堿來測定未知濃度的堿或酸的實驗方法。

［講］在酸堿中和反應(yīng)中，使用一種已知物質(zhì)的量濃度的酸或堿溶液跟未知

濃度的堿或酸溶液完全中和，測出二者所用的體積，根據(jù)化學方程式中酸和

堿完全中和時的物質(zhì)的量的比值，從而求得求知濃度的堿或酸溶液的物質(zhì)的

量濃度。

［板書］2、原理:C（B）=

［講］酸堿中和滴定的關(guān)鍵有兩個：其一是要準確測定出參加中和反應(yīng)的酸、

堿溶液的體積，這需要選用精確度較高的實驗儀器，并正確使用，其二是要

準確判斷中和反應(yīng)是否恰好完全反應(yīng)，這需要選用適當?shù)乃釅A指示劑，并通

過顏色變化來準確判斷

［板書］3,關(guān)鍵：（1）準確地測定兩種溶液的體積

（2）準確地判斷滴定終點

［講］中和滴定所用的實驗儀器有酸式滴定管、堿式滴定管、移液管或量筒、

滴定管夾、鐵架臺、錐形瓶等。中和滴定所用的試劑有已知濃度的酸或堿溶

液，也稱標準溶液、未知濃度的堿或酸溶液也稱待測溶液、適當?shù)闹甘緞?/p>

在這里最為關(guān)鍵的就是酸堿指示劑的選擇。

［板書］4、酸堿指示劑的選擇

［講］酸堿恰好完全中和的時刻叫滴定終點，為準確判定滴定終點，須選用

變色明顯，變色范圍的pH與恰好中和時的pH吻合的酸堿指示劑。通常是甲

基橙或酚酷指示劑而不能選用石蕊試液。

［投影］

中和情況指示劑變色情況

強堿滴定酸酚醐無色一粉紅色

酸滴定強堿粉紅色一無色

堿滴定強酸甲基橙紅色一橙色

強酸滴定堿黃色一紅色

［講］指示劑的用量一般是2-3滴。當指示劑剛好變色，并在半分鐘內(nèi)不褪

色，即認為已達到滴定終點。

［過］下面讓我們討論一下實驗儀器的使用和基本操作

［板書］六、實驗操作

1、滴定管的結(jié)構(gòu)

［投影］

［講］酸式滴定管有一玻璃活塞，因堿溶液與玻璃反應(yīng)生成硅酸鹽，是一種

礦物膠，具有粘性，故不能把堿溶液裝入酸式滴定管。而堿式滴定管有一段

橡皮膠管，因此，不能裝酸液，酸會腐蝕橡皮管；堿式滴定管也不能裝有氧

化性的溶液，氧化劑會把橡皮管氧化。

［問］在使用滴定管前要進行一些準備工作，其中最重要的是檢查是否漏水。

［板書］2、滴定管的使用

(1)檢漏(2)潤洗儀器。

［講］從滴定管上口倒入3?5mL盛裝的溶液，傾斜著轉(zhuǎn)動滴定管，使液體

濕潤全部滴定管內(nèi)壁，然后用手控制活塞，將液體放入預(yù)置的燒杯中。在加

入酸、堿反應(yīng)液之前，潔凈的酸式滴定管和堿式滴定管還要分別用所要盛裝

的酸、堿溶液潤洗2-3次。

［板書］(3)裝液

［講］在滴定管下放一燒杯，調(diào)節(jié)活塞，是滴定管尖嘴部分充滿溶液，并使

液面處于0或0以下某一位置，準確讀數(shù)，并記錄。

［投影］

［過］下面以標準鹽酸滴定待測NaOH溶液為例來講述一下實驗過程。

［板書］3、中和滴定操作

［投影］實驗步聚：

［講］(1)量取待測鹽酸溶液20。00mL于錐形瓶中，滴入2-3滴酚醐,振

蕩。

(2)把錐形瓶放在堿式滴定管的下面，并在瓶子底墊一塊白瓷磚，小心滴

入堿液，邊滴邊搖動錐形瓶，直到因加入--滴堿液后，溶液由元色變成紅色,

并在半分鐘內(nèi)不褪去為止，滴定結(jié)束。

(3)參考實驗記錄表，每隔一定體積，記錄并測pH：

向20.00ml.0.1000md/LHC1中清加0.1000mol/LN?OH過程中的pH變化溫度:

V(N?OH)/mL0.0010.0015.0018.0019.0019.9620.0020.0421.0022.0030.00

pH

(4)根據(jù)實驗數(shù)據(jù)，以氫氧化鈉體積為橫坐標，以所測的pH為縱坐標繪制

中和反應(yīng)曲線：

［思考與交流］強酸與強堿完全中和時，溶液的pH就為7,但指示劑變色時，

溶液的pH不等于7,為什么可將滴定終點當成完全中和的點？

根據(jù)滴定曲線圖進行分析(結(jié)合滴定曲線說明)強酸強堿完全中和時溶

液的pH就為7,而滴定的終點則是通過指示劑顏色的變化來觀察，此時溶液

的pH往往不是7,但由滴定曲線可知：在滴定過程中開始一段時間溶液的

pH變化不大，處于量變過程中，而在接近完全中和時，滴入0.02的堿溶液

時，溶液的pH變化很大，溶液由酸性變中性再變成堿性發(fā)生了突變，往事

后再滴入堿溶液，溶液的pH變化又比較緩慢，說明滴定過程中，溶液的酸

堿性變化經(jīng)過了由量變引起質(zhì)變的過程，有一段發(fā)生了