酸堿中和滴定例題.doc

重點內(nèi)容】1、了解酸堿中和滴定的原理，學會使用滴定管，能利用中和滴定法測定強酸或強堿溶液的濃度；2、理解鹽類水解的本質(zhì)及鹽類的水解對溶液酸、堿性的影響及變化規(guī)律；3、掌握鹽類水解的離子方程式與化學方程式的書寫；4、認識影響鹽類水解程度的主要因素，能舉例說明鹽類水解在生產(chǎn)、生活中的應(yīng)用，利用鹽類水解的原理解釋鹽類水解在生產(chǎn)、生活中的應(yīng)用?！緝?nèi)容講解】一、酸堿中和滴定1、中和滴定原理：所謂中和滴定是用已知濃度的酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)濃度的一種實驗方法。原理： H+ + OH- = H2O 1mol 1molC1V1C2V2C1V1=C2V2C2=其中C1、V2已知，只要測量出V1，即可得未知酸或堿溶液的濃度C2。說明：完全中和的含義為：nH+ = nOH-（指酸和堿能電離的總量），而不是pH=7。下圖為中和滴定過程中pH的變化情況，從接近滴定終點時的“突躍”可以看出：只要有一滴的變化就可以引起指示劑的變色，所以對指示劑的選擇要求相對寬松。2儀器：(1)酸式滴定管(不能盛放堿液、水解呈堿性的鹽溶液)(2)堿式滴定管(不能盛放酸性溶液和強氧化性溶液)說明：滴定管讀數(shù)保留小數(shù)點后兩位，量筒和天平小數(shù)點后保留一位量取液體時滴定管和量筒的區(qū)別0刻度平視仰視俯視滴定管上5.00偏低(5.00)偏高(5.00)量筒無5.0偏高(5.0)偏低(5.0)讀數(shù)方法：應(yīng)平視，液體凹面與刻度線相切。(3)錐形瓶、鐵架臺、滴定管夾等 3試劑：標準溶液、待測溶液、指示劑4操作：（1）檢查滴定管是否漏水；（2）潤洗儀器：滴定管潤洗的方法：從滴定管上口倒入35mL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。錐形瓶潤洗的方法：只用蒸餾水洗滌，不能用待測液潤洗注意：待測液可以放在滴定管中也可以放在錐行瓶中（3）取反應(yīng)溶液：使液面在位于“0”刻度以上23cm處，并將滴定管固定在鐵架臺上。（4）調(diào)節(jié)起始讀數(shù)：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。（5）放出反應(yīng)液：根據(jù)需要從滴定管逐滴放出一定量液體。（6）滴定用堿式滴定管(或移液管)取一定體積待測液于錐形瓶中，滴入23滴指示劑。用左手握活塞旋轉(zhuǎn)開關(guān)，右手不斷旋轉(zhuǎn)振蕩錐形瓶，眼睛注視錐形瓶中溶液的顏色變化，半分鐘內(nèi)不褪色，記下刻度。關(guān)鍵：準確測定參加反應(yīng)的兩種溶液的體積；準確判斷中和反應(yīng)是否恰好完全反應(yīng)。計算：每個樣品滴定23次，取平均值求出結(jié)果。誤差分析：已知C2= C1：標準液濃度 V2：待測液體積待測液濃度C2大小取決于標準液體積V1的大小。分析各種因素造成的誤差，將其都歸結(jié)到V1的增大或減少，只要分析V1的大小即可判斷待測液濃度C2偏高或偏低。以標準鹽酸滴定NaOH溶液（錐形瓶中）為例： 項目操作不當具體內(nèi)容誤差1儀器洗滌酸式滴定管未用鹽酸洗偏高堿式滴定管未用NaOH溶液洗偏低錐形瓶用NaOH溶液洗偏高2氣泡處理滴定前有氣泡，滴定后無氣泡偏高滴定前無氣泡，滴定后后氣泡偏低3滴定鹽酸滴出瓶外偏高振蕩時瓶內(nèi)溶液濺出偏低4讀數(shù)前仰后平偏低前平后仰偏高前仰后俯偏低5其他滴定終點時滴定管尖嘴懸一滴溶液偏高指示劑變色即停止滴定偏低二、鹽類的水解1定義：在溶液中鹽的離子跟水所電離出來的H+或OH-生成弱電解質(zhì)的過程。2實質(zhì)：弱電解質(zhì)的生成，破壞了水的電離，促進水的電離平衡的過程。3水解的類型鹽的類型是否水解常 見 能 水 解 的 離 子溶液pH強堿弱酸鹽水解一價：CH3COO-、HS-、AlO2-、ClO-、HCO3-、F-二價：S2-、CO32-、HPO42-三價：PO43-、pH7強酸弱堿鹽水解一價：NH4+、Ag+二價：Fe2+、Cu2+、Zn2+三價：Al3+、Fe3+pH7強酸強堿鹽不水解pH= 74水解規(guī)律：有弱才水解、都弱都水解、越弱越水解、誰強顯誰性。即鹽的構(gòu)成中出現(xiàn)弱堿陽離子或弱酸根陰離子，該鹽就會水解；這些離子對應(yīng)的堿或酸越弱，水解程度越大，溶液的pH變化越大；水解后溶液的酸堿性由構(gòu)成該鹽離子對應(yīng)的酸和堿相對強弱決定，酸強顯酸性，堿強顯堿性。5鹽類水解離子方程式的書寫一般地說，鹽類水解程度不大，應(yīng)該用“”表示，水解平衡時一般不會產(chǎn)生沉淀和氣體，所以不用符號“”和“”表示。多元弱酸鹽的水解是分步進行的，可用多步水解方程式表示。如Na2CO3溶液的水解可表示為：CO32-+H2OHCO3-+OH-、HCO3+H2OH2CO3+OH-，不能寫成：CO32-+H2OH2CO3+OH-。多元弱堿鹽水解也是分步進行的，而高中現(xiàn)階段不要求分步寫，一步完成。例：CuSO4+2H2OCu(OH)2+H2SO4Cu2+2H2OCu(OH)2+2H+6影響鹽類水解的因素內(nèi)因：鹽的本性。弱酸鹽對應(yīng)的酸越弱，其鹽水解程度越大。如酸性：CH3COOHHClO，它們對應(yīng)的鹽水解程度：CH3COONa NaClO 弱堿鹽對應(yīng)的堿越弱，其鹽水解程度越大。如堿性：NH3H2OAl(OH)3，其鹽水解程度：NH4ClAlCl3外因：溫度：中和反應(yīng)是放熱反應(yīng)，水解為中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，所以為吸熱反應(yīng)。隨溫度升高，可促進鹽的水解。如加熱醋酸鈉溶液，由于水解程度加大，使滴入的酚酞指示劑粉色加深至紅，冷卻后，顏色又減退。 濃度：溫度一定時，鹽溶液越稀，水解程度越大。 溶液的酸堿度：向鹽溶液中加入酸或堿，增大溶液中H+或OH-可使水解平衡向逆反應(yīng)方向移動，抑制了鹽的水解。以NH4+ + H2ONH3H2O + H+ 為例:c(NH4+)c(NH3H2O)c(H+)c(OH-)pH水解程度平衡移動方向加熱加水通入氨氣加入少量NH4Cl固 體通入氯化氫加入少量NaOH固 體三、關(guān)于互促水解的問題：反應(yīng)生成H+和反應(yīng)生成OH-反應(yīng)生成H2O，使反應(yīng)中c(H+)和反應(yīng)中c(OH-)都減小，因此兩反應(yīng)都正向移動，使反應(yīng)生成Al(OH)3沉淀，反應(yīng)生成CO2氣體，兩個平衡體系都被破壞?？偡磻?yīng)：3HCO3-+Al3+=Al(OH)3+3CO2能夠發(fā)生類似反應(yīng)的還有： 因此Al3+和相應(yīng)離子在水溶液中不能大量共存。若把NH4+和HCO3-混合在一起不會發(fā)生類似反應(yīng)，可解釋為：中H+和中OH-反應(yīng)生成H2O，平衡都被促進，只有NH3H2O濃度足夠大才能分解產(chǎn)生NH3氣。當NH3H2O和H2CO3濃度達到一定程度時，二者可發(fā)生反應(yīng)生成NH4+和HCO3-。因此上述總反應(yīng)可表示為：NH4+HCO3-+H2O NH3H2O+H2CO3。NH4+和HCO3-相遇時濃度會降低，但存在平衡體系，NH4+和HCO3-可以大量共存。【經(jīng)典例題】 1（1）圖1表示10mL量筒中液面的位置，A與B，B與C刻度間相差1mL， 如果刻度A為4，量簡中液體的體積是_mL。（2）圖II表示50mL滴定管中液面的位置，如果液面處的讀數(shù)是a，則滴定管中液體的體積（填代號）_。A是amL B是（50a)mLC一定大于amL D一定大于（50a）mL 解析：量筒零刻度在下，滴定管在上。答案：（1）3.2；（2）D2用已知濃度的NaOH溶液測定某H2SO4溶液的濃度，參考右圖，從下表中選出正確選項解析：本題主要考查了滴定管的種類和形狀以及指示劑的選擇原則。答案：C D3某同學用0.1mol/L NaOH溶液滴定0.1mol/L鹽酸，如達到滴定終點時不慎多加了1滴NaOH(1滴溶液的體積約為0.05mL)，繼續(xù)加水至50mL，所得溶液的pH是（ ）A、4 B、7.2 C、10 D、11.3解析：多加1滴NaOH, OH-過量，溶液中才c(OH-)為：C(OH-)=10-4mol/LpOH=4 pH=10 應(yīng)選擇C。由此可以推知：若少滴加1滴NaOH，H+過量，溶液中c(H+)為：C(H+)=10-4mol/LpH=4小結(jié)：強酸和強堿恰好完全中和溶液pH=7，若多加1滴或少加1滴NaOH溶液中pH增大或減少3個單位，因此滴定終點既使不是恰好中和，也是在實驗允許誤差范圍內(nèi)（0.1%）。4物質(zhì)的量濃度相同的下列溶液中，符合按pH由小到大順序排列的是( )A、Na2CO3NaHCO3NaCl NH4ClB、Na2CO3NaHCO3NH4ClNaClC、(NH4)2SO4 NH4Cl NaNO3Na2SD、NH4Cl(NH4)2SO4Na