第三章电离平衡
第一节电离平衡
【教材目标】
1、通过教学，让学生了解强、弱电解质与结构的关系。
2、让学生理解弱电解的电离平衡以及浓度等条件对电离平衡的影响。
3、培养学生分析、归纳问题和灵活应用知识的能力；培养学生的探究能力和表达能力。
4、培养学生主动参与、积极探索的良好的学习品性；培养学生的辩证唯物主义观点。
【教材重点】
1、电离平衡的建立；
2、电离平衡的移动。
【教材难点】
1、外界条件对电离平衡的影响；
2、学生各种能力的培养。
教学过程
复习：1、什么叫电解质？什么叫非电解质？
2、什么叫强电解质？什么叫弱电解质？
3、判断下列，属强电解质的有哪些？属弱电解质的有哪些？
NaClNaOHH2SO4CH3COOHNH3·H2OCl2Cu
新课导入：强弱电解质与其结构与其结构上有什么关系？它们在溶液中的电离又是怎样的呢？
一、强、弱电解质与结构的关系
NaCl、NaOH是由什么键构成的什么化合物？在水溶液里电解质以什么形式存在？
HCl是由什么键构成的什么化合物？在水溶液里以什么形式存在？
离子化合物
（如强碱和大部分盐类）
某些具有极性键的
共价化合物
（如强酸）
它们在水溶液里全部以离子形式存在，可用电离方程式表示
NaCl＝Na＋＋Cl－
写出Na2SO4，NaOH，H2SO4在水溶液里的电离方程式。
CH3COOH，NH3·H2O是由什么键构成的什么化合物？在水溶液里电解质以什么形式存在？
某些具有极性键的共价化合物
（如弱酸、弱碱和水）
弱电解质
从溶液导电性认识电解质分类
2．弱电解质的电离过程
弱电解质一般是弱极性化合物
例
表示：
特点：①V电离=V结合≠0电离平衡
②部分电离，有离子、分子共存
③在达平衡时各浓度保持不变，弱电解质电离：弱极性化合物部分是自由移动的水合离子。
CH3COOH CH3COO－＋H＋
NH3·H2ONH4＋＋OH－
上述可逆过程进行到一定程度的时候会怎样呢？
小结：
补充练习：（课堂完成）
1．氨水里有那些分子或离子，水中有哪些分子或离子2．下列各种物质的水溶液里，哪种含有水书写下列电离方程式（水溶液中）_____________________H2SO4___________HCOOH____________HF_________________________
二、弱电解的电离平衡
以CH3COOH为例:
CH3COOHCH3COO－＋H＋
1、开始时V电离和V结合结合怎样变化？
2、当V电离＝V结合时，可逆过程将达到一种什么样的状态？
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
电离平衡的特征：
动：V电离＝V结合≠0
定：外界条件一定，溶液中分子、离子浓度一定
变：影响平衡的条件改变，平衡移动。
在氨水中存在怎样的电离平衡？向其中分别加入适量的盐酸、溶液、溶液对平衡有什么影响？
强电解质：由离子键或极性键构成的化合物，在水溶液中完全电离，过程不可逆，表示用“＝”，电解质全部以水合离子形式存在。
弱电解质：由极性键构成的共价化合物，在水溶液里部分电离，电离过程是可逆，在一定条件下达到电离平衡，表示用“”，电解质部分以分子，部分以水合离子形式存在。电离平衡具有化学平衡的共同特点，可以用勒夏特列原理解释相关问题。
[讨论]化学平衡建立的条件是什么？若电解质的电离平衡是如何建立的？
．电离平衡状态的特征
⑴_________________⑵_________________⑶________________⑷_______________
[结论]
强电解质 弱电解质 相同点
不同点 键型 电离度 电离过程 表示方法 电解质在溶液中的微粒形式 练习
1.写出下列物质的水溶液的电离方程式：
AH2CO3BH2SO4CNaHSO4DNaHCO3EAl(OH)3
2.某化合物易溶于水，但其水溶液不导电，则该化合物是 （ ）
A弱电解质B强电解质 C非电解质 D不能确定其类型
3.体积相同，物质的量浓度相同的下列溶液中，含硫离子最多是 （ ）
AH2SO4BH2SCNaHS DNa2S
4.下列叙述中，能证明某物质是弱电解质的是 （ ）
A熔化时不导电 B不是离子化合物，而是极性共价化合物
C水溶液的导电能力很差 D溶液中已电离的离子和未电离的分子共存
5.在硫化氢饱和溶液中，加入适量下列试剂后，不能使溶液的酸性增强的是（ ）
A亚硫酸 B胆矾 C氯水 D盐酸
6.醋酸溶液中滴入稀氨水，溶液的导电能力发生变化，其电流强度I随氨水的加入体积V的变化曲线图是 （ ）
7．1mol下列物质，在水溶液中能电离出3mol离子的是 （ ）
AH2S BFe2(SO4)3 CBa(OH)2 DNaCl
8．化合物HIn在水溶液中因存在以下电离平衡,故可用作酸碱指示剂:
HIn（溶液）（红色）H++In—（溶液无色）
浓度为0.02mol/L的下列溶液：①盐酸②石灰水③NaCl溶液④NaHSO4溶液⑤NaHCO3溶液⑥氨水其中能使指示剂显红色的是 （ ）
A①④⑤ B②⑤⑥ C①④ D②③⑥
9．下列溶液中H+浓度为0.01mol/L的是 （ ）
A0.01mol/L的CH3COOH B0.01mol/LHCl
C0.01mol/LHF D0.005mol/LH2SO4
10．向Na2CO3的浓溶液中逐滴加入稀盐酸，到不再产生二氧化碳气体为止。则在此过程中，溶液中的碳酸根离子浓度的变化趋势（从下面的选项中选择），有关反应的离子方程式是。
A逐渐减少 B逐渐增大
C先逐渐增大，而后逐渐减小 D先逐渐减小，而后逐渐增大
11．已知25℃时醋酸的电离常数为1.8×10—5。计算0.1mol/L的醋酸溶液里的H+的物质的量浓度。
第二节水的电离与溶液的pH
教学目标：
掌握水的电离的概念和电离平衡的移动规律，培养学生应用水的电离平衡进行计算的能力。
教学重点：
水的电离平衡及影响平衡的因素；有关电离度、水的离子积常数的计算。
教学难点：水的离子积，有关PH计算。
教学过程设计：
[引言]第47届联合国大会确定每年3月22日是世界水日。旨在使全世界都关心解决淡水资源短缺的问题。我们人类居住的地球上，淡水资源并不丰富，一些水资源已被污染，而世界人口正在迅猛增加，工业正在迅速发展，对水的需求量越来越大，因此水资源短缺的矛盾正日益尖锐。“世界水日”呼唤地球儿女要珍惜每一滴水，采取节水技术、防治污染、植树造林等多种措施，合理利用和保护水资源。
H—O键的键角为________水是＿＿＿＿
分子（填“极性”或“非极性”）。
2、水的主要物理性质：＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。
一：水的电离
1水是一种极弱的电解质，存在电离平衡：______________________，简写成：____________________。
2：在25℃时，纯水中H+和OH-的浓度各等于＿＿＿＿＿mol/L。
则：Kw=[H+][OH-]=＿＿＿＿。此常数不仅适用于纯水，也适用于酸性或碱性的稀溶液。
3：水的电离：H2O＋H2O H3O＋＋OH－
简写：H2OH＋＋OH－
K=c（H＋）c（OH－）
c（H2O）
已知纯水的物质的量浓度为55.6mol/L，c（H＋）·c（OH－）=55.6×Kw
Kw=c（H＋）·c（OH－）。（说明水的浓度几乎不变）
4：水的离子积
通常把Kw叫做水的离子积常数，简称水的离子积，只与温度有关。
已知在25℃时，水中的H＋浓度与OH－浓度均为1×10－7mol/L，所以在25℃时，Kw=c（H＋）·c（OH－）=1×10－7×1×10－7=1×10－14。
5：影响水的电离的因素
加入酸或碱，抑制水的电离，Kw不变；
加入某些盐，促进水的电离，Kw不变；
升高温度，电离过程是一个吸热过程，促进水的电离，水的离子积增大，在100℃时，KW=1×10－12。
新课的延伸：
c（H＋）=1×10－7mol/L，溶液一定呈中性吗？
说明：溶液或纯水呈中性，是因为溶液中c（H＋）=c（OH－）。
纯水中溶液H＋、OH－浓度的计算方法：
c（H＋）=c（OH－）=。
25℃时水的离子积常数值；
水的离子积常数与温度的关系；
往纯水中加入稀盐酸和NaOH溶液后，c（OH－）、c（H＋）如何变化？从平衡移动原理加以解释。
二：溶液的酸碱性和PH
讲述：常温时，由于水的电离平衡的存在，不仅纯水，而且在酸性或碱性的稀溶液中，均存在H＋、OH－，且c（H＋）·c（OH－）=1×10－14。
1、溶液的酸碱性
分析：中性溶液中，c（H＋）=c（OH－）=1×10－7mol/L；
酸性溶液中，c（H＋）＞c（OH－），c（H＋）＞1×10－7mol/L；
碱性溶液中，c（H＋）＜c（OH－），c（H＋）＜1×10－7mol/L。
强调：①含水的稀溶液中，H＋与OH－共存，H＋与OH－的相对多少决定溶液的酸碱性，但二者浓度的积必为常数；
②碱性溶液中的c（H＋）=/c（OH－）；同理，酸性溶液中的c（OH－）=/c（H＋）。
说明：当我们表示很稀的溶液时，如，c（H＋）=1×10－7mol/L，用c（H＋）或c（OH－）表示溶液的酸碱性很不方便。
2、溶液的PH
化学上常用c（H＋）的负常用对数表示溶液酸碱性的强弱：
PH=lg｛c（H＋）｝
计算：
纯水中，c（H＋）=1×10－7mol/L，PH=lg｛c（H＋）｝=lg1×10－7=7；
1×10－2mol/LHCl溶液，PH=lg｛c（H＋）｝=lg1×10－2=2；
1×10－2mol/LNaOH溶液，c（H＋）=1×10－12mol/L，PH=lg｛c（H＋）｝=12；
3×10－5mol/LHCl溶液，PH=lg｛c（H＋）｝=5－lg3。
强调：①c（H＋）=m×10－nmol/L，PH=n－lgm。
②溶液酸碱性与PH值的关系
中性溶液中，c（H＋）=1×10－7mol/L，PH=7；
酸性溶液中，c（H＋）＞1×10－7mol/L，，溶液酸性越强，溶液的PH值越小；
碱性溶液中，c（H＋）＜1×10－7mol/L，PH＞7，溶液碱性越强，溶液的PH值越大。
③c（H＋）、PH、溶液酸碱性的关系
c（H＋+） 100
10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13 10-14 PH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 酸碱性 中性
酸性增强碱性增强
为了方便，PH值的范围：0～14，c（H＋）或c（OH－）大于1mol/L的溶液，直接用溶液浓度表示溶液酸碱性。
新课的延伸：
“P”的含义：负常用对数的意思，引入“POH”：
POH=lg｛c（OH－）｝，
pH+POH=lg｛c（H＋）｝＋lg｛c（OH－）｝
=PH=lg｛c（H＋）｝·｛c（OH－）｝
=lg
=14
练习：
1．向纯水中加入少量硫酸氢钠溶液（温度不变），则溶液中的
A．酸性增强B．Kw增大C．c（OH-）增大D．c（H+）增大
2．能影响水的电离平衡并使溶液中的c（H+）＞c（OH-）的是
A．向水中投入一小块金属钠B．将水加热煮沸
C．向水中能入CO2气体D．向水中加食盐晶体
3．关于水的离子积常数，下列说法正确的是
水中，c（H+）·c（OH-）=1×10-14
纯水中，25℃时，c（H+）·c（OH-）=1×10-14
25℃时，任何稀溶液中，c（H+）·c（OH-）=1×10-14
D.Kw随温度升高而增大
4．与纯水的电离相似，液氨中存在着微弱的电离：2NH3==NH4++NH2-，据此判断以下叙述中错误的是
液氯中含有NH3、NH4+、NH2-
一定温度下，液氨中，c（NH4+）·c（NH2-）是一个常数
液氨的最离达到平衡时c（NH3）=c（NH4+）=c（NH2-）
只要不加入其他物质，液氨中一定有c（NH4+）=c（NH2-）
5．水的电离过程为H2O==H++OH-，在不同温度下其离子积常数为K(25℃)=1.0×10-14，K(35℃)=2.1×10-14。CH3COONa、Na2CO3、NH4Cl、Al2(SO4)3、NaCl、KNO3的溶液呈什么性？
结论：强碱弱酸盐水溶液呈，
强酸弱碱盐水溶液呈，
强酸强碱盐水溶液呈。
思考：为什么盐类的组成不同，溶液的酸碱性不同？
一：盐类的水解
（一）盐的水解
1、强碱和弱碱所生成的盐的水解
CH3COONa水解方程式
离子方程式
练习、分析Na2CO3的溶液为什么呈碱性？
小结：。
2、强酸和弱碱所生成的盐的水解
NH4Cl水解方程式
离子方程式
问题与讨论
1溶液中存在那些电离和电离平衡？溶液中那些离子间相互作用使溶液呈碱性？
2溶液中存在那些电离和电离平衡？溶液中那些离子间相互作用使溶液呈酸性？
结合以上分析归纳盐类水解的规律：有弱才水解，无弱不水解，谁强显谁性
1、强碱弱酸盐水解2、强酸弱碱盐水解
CH3COONa=CH3COO-+Na+NH4Cl=NH4++Cl-
+ +
H2OH++OH-H2OOH---+H+
CH3COOHNH3·H2O
CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOHNH4Cl+H2ONH3·H2O+HCl
CH3COO---+H2OCH3COOH+OH-NH4++H2ONH3·H2O+H+
练习、分析Al2（SO4）3的溶液为什么呈碱性？
小结。
思考：什么是盐的水解？
盐的水解与酸碱中和反应有和联系？
（二）盐水解的实质
1：盐的水解：
2：注意点：（1），
（2）：，
（3）：
（4）
练习NaClO溶液、KNO3溶液等由强碱和强酸所生成的盐呈什么性？为什么？
3：强碱和强酸所生成的盐溶液不水解
盐类水解小结：。
盐的水解 实例 是否水解 水解离子 溶液的pH 强碱弱酸盐 Na2S、K2CO3、KHCO3、NaHS 强酸弱碱盐 NH4Cl、FeCl3、CuSO4 强酸强碱盐 NaClO、Na2SO4、KNO3、BaCl2 注意：1、弱酸和弱碱所生成的盐也能水解、如CH3COONH4、（NH4）2S水解程度较NH4Cl、CH3COONa大，溶液中存在水解平衡，但不能水解完全。水解后溶液的酸碱性由水解所生成酸碱的相对强弱决定
2、组成盐的弱碱阳离子（用M+表示）能水解显酸性，组成盐的弱酸
阴离子（用R-表示）能水解显碱性。
M++H2O==MOH+H+显酸
R-+H2O==RH+OH-显碱性
3：弱酸酸式盐溶液酸碱性，取决于酸式根离子的电离程度和水解程度的相对大小。（1）若电离程度大于水解程度，溶液显酸性，如NaHSO3、NaH2PO4
（2）若电离程度小于水解程度，溶液显碱性，如NaHCO3、Na2HPO4
例题.有学生做如下实验，将盛有滴加酚酞的NaHCO3（0.1mol/L）的试液微热时，观察到该溶液的浅红色加深；若冷却至室温时则又变回原来的浅红色，
发生该现象的主要原因是。
盐类水解的规律：
（1）强酸强碱盐不水解水溶液呈中性如NaCl、KNO3
（2）强碱弱酸盐能水解水溶液呈碱性如Na2S、Na2CO3
（3）强酸弱碱盐能水解水溶液呈酸性如NH4NO3
（4）弱酸弱碱盐能水解谁强显谁性如NH4Ac显中性、(NH4)2S显碱性
（写出上述所举盐的水解离子方程式）
（5）酸式盐的水解：
溶液的酸碱性决定于阴离子是以水解为主要过程还是以电离为主要过程。
①阴离子是强酸根，如NaHSO4不水解
NaHSO4=Na++HSO4-
HSO4-H++SO42-本身电离出H+，呈酸性。
②阴离子是较强或中强的酸根，电离为主：
NaH2PO4=Na++H2PO4-
H2PO4-H++HPO42-（主要，大）呈酸性
H2PO4-+H2OH3PO4+OH—（次要，小）
③阴离子是弱酸根，如NaHCO3以水解为主：
HCO3—+H2OH2CO3+OH—(主要，大）呈碱性
HCO3—H++CO32—（次要，小）
这类盐还有：KHCO3、K2HPO4、KHS等。
注意：
由于盐类水解的原因，当酸碱是完全中和时，所得溶液不一定是中性。如NH3·H2O与HCl反应。
3、书写盐的水解离子方程式时应注意的问题：
（1）水和弱电解质应写成分子式，不能写成相应的离子。
（2）水解反应是可逆过程，因此要用可逆符号，并不标“↑”、“↓”符号。
（Al2S3、Al2(SO4)3例外）
（3）多元酸盐的水解是分步进行的，如：
CO32—+H2OHCO3—+OH—
HCO3—+H2OH2CO3+OH—
多元碱的盐也是分步水解的，由于中间过程复杂，可写成一步，如：
Cu2++2H2OCu(OH)2+2H+
Al3++3H2OAl(OH)3+3H+
二：盐类水解的利用
提出实验课题：饱和KCO3溶液和NH4Cl晶体混合 学生分组实验 由实验去检验真理
思考：为了同时向土壤施加N、P、K三种元素，对于给定的化肥①碳酸钾②氯化钾③磷酸二氢钙④氨水⑤硫酸铵。最适合的组合是（）
实验探究：探究（一）肥皂的包装袋
简介肥皂的成分 推测肥皂性质
(提问)为什么用肥皂洗衣服时用温水洗得干净一些？学生进行探究性思考 日常生活与化学知识联系
应用（1）思考：不加任何试剂如何除去KNO3溶液中的Fe3+？
探究（二） 实验：将1gFeCl3配制成约20mL溶液。 学生分组实验 使学生直观体验
实验反馈：为什么有的人配得澄清溶液，而另一些人却得到沉淀？ 学生分组讨论，得出结果 通过对比试验，使学生认识到矛盾并去分析解决矛盾
1、利用硫酸铝、碳酸氢钠水解原理，制泡沫灭火器
2、配制溶液时抑制水解：（浓度的影响）以FeCl3、CuSO4为例加以说明。
3、热水碱溶液去油污（温度的影响）
小结：
⑴盐类水解的实质是水的电离平衡发生移动。
⑵只有能与H+或OHˉ结合生成难电离物质的离子，如弱酸阴离子和弱碱阳离子，才能使水的电离平衡发生移动。
⑶在溶液中盐的离子跟水所电离出来的H+或OHˉ生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。
⑷盐类的水解反应可以看作是酸碱中和反应的逆反应。
⑸水解规律为：“有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，谁强显谁性”。
练习1、配制FeCl2溶液时，即要加，其作用是；又要加，其作用
2、把AlCl3溶液蒸干后在灼烧，，最后得到的主要固体产物是，其理由是（用化学方程式表示，并配以必要的文字说明）
3、实验室所有下列试：①Noah溶液、②水玻璃、③Na2S溶液、④Na2CO3溶液⑤NH4Cl溶液、⑥澄清的石灰水、⑦浓硫酸，其中必须用带橡胶塞的试剂瓶保存的是
A、①⑥B、①②③④⑥C、①②③⑥D、①②③④
4、为了除去氯化镁酸性溶液中的F2+离子，在加热搅拌的条件下加入一种试剂，过滤后在加入适量盐酸。这种试剂是（）
A、氧化镁B、氢氧化镁C、碳酸钠 D、碳酸镁
5、下列离子分子分别加入，能使水中C（H+）增大的是
A、CO-B、CL-C、HCO3-D、NH4+
6、物质的浓度相同的三种盐，NaX、NaY、NaZ的溶液，其pH依次为8、9、
10，则HX、HY、HZ酸性由强到弱的顺序是
A、HX>HZ>HYB.HZ>HY>HXC.HX>HY>HZD.HY>HZ>HX
7、下列有关盐类水解的说法不正确的是
A、盐类的水解过程破坏了纯水的电离平衡
B、盐类的水解是酸碱中和反应的逆反应
C、盐类水解的结果使盐溶液不一定显中性
D、Na2CO3溶液中C（Na+）是C（CO32-）2倍
8、加热蒸干下列各物质的溶液，能得到该物质晶体的是
A、Na2CO3B、FeCl3C、Al（NO3）3D、Ca（HCO3）2
9、盐类水解反应的实质是。
10、盐类水解规律是：强酸弱碱盐，其水溶液呈；强碱弱酸盐，其水溶液呈；强酸强碱盐，其水溶液呈。
11：Al2（SO4）3水解的离子方程式为。在配制Al2（SO4）3溶液时，为了防止水解应加入少量的。
12：将Mg粉加入NH4Cl溶液中，求产生混合气体的相对分子质量。
第四节酸碱中和滴定
[学习目标]
理解酸碱中和滴定的原理。
初步了解酸碱中和滴定的操作方法。
掌握有关酸碱中和滴定的简单计算。
[学习重点]
酸碱中和滴定的原理
教学难点
酸碱中和滴定的计量依据及计算
教学过程
什么叫定性分折
什么叫定量分折
酸碱中和滴定
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。
二、酸碱中和滴定的操作
滴定步骤及误差分析：
[实验3—13]用已知浓度的HCl滴定未知浓度的NaOH溶液。
1.准备工作：
①洗涤锥形瓶。（用水洗净即可，如用待测液润洗，结果会偏大）
②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2～3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）。
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 4.30～9.70 强碱滴定弱酸 7.74～9.70 强酸滴定弱碱 4.00～7.10 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 ①开始滴定时滴定管尖嘴处留有气泡 偏高 ②读数开始时仰视，终止时俯视 偏低 ③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 ④洗净的酸管未用标准液润洗 偏高 ⑤洗净的锥瓶用待测碱润洗 偏高 ⑥不小心将标准液滴至锥瓶外 偏高 ⑦不小心将待测碱液溅至锥瓶外 偏低 ⑧滴定前向锥形瓶中加入10mL蒸馏水，其余操作正常 无影响 分析：对于表中①③④⑤⑥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⑦项V酸实际用量减少，则c碱偏低；对于⑧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。
现以标准NaOH溶液滴定HCl溶液为例，在分析某一错误操作所得到的结果时，假设其它操作都是正确的。
错误操作测定结果错误原因
①未润洗碱式滴定管偏高标准碱被稀释，V碱变大
②用待测酸液润洗锥形瓶偏高增加了待测酸量，V碱变大
③未润洗移液管或未润洗用偏低待测酸液被稀释，减小了待测酸
于量取酸液的酸式滴定管液的量，V碱变小
④未排除碱式滴定管尖嘴里的气泡偏高空气体积代替碱耗体积，V碱变大
⑤滴定中锥形瓶内的液体溅出偏低待测酸液减少，V碱变小
⑥滴定刚停止就读数偏高附着在管壁上的碱未流下，V碱变大
⑦滴定结束时俯视读数偏低V碱变小
⑧滴定结束时仰视读数偏高V碱变大
以HCl滴定NaOH溶液为例，说明滴定操作的要点以HCl滴定NaOH溶液为例，说明滴定操作的要点
(1)在酸式滴定管内注入已知浓度为C1的盐酸标准液至刻度“0”以上，并固定在滴定台上。在滴定管下放一小烧杯，调整液面到“0”或“0”以下某个刻度，记下起始读数V始。注意滴定管下端尖嘴处不应留存有气泡。 (2)用碱式滴定管或用移液管准确量取一定体积的待测NaOH溶液(V2，C2)，注入锥形瓶中，滴入1～2滴酚甲基橙试剂，呈黄色。在锥形瓶下面垫一张白纸，以便观察颜色变化。
(3)左手操纵酸式滴定管的活塞，使标准液逐滴滴入锥形瓶中；右手的拇、食、中三指拿住锥形瓶的颈部，不断按同一方向旋转作圆周运动。注意瓶口不能碰滴定管下端尖嘴，瓶底不碰下面垫的白纸。
(4)整个滴定过程，左手旋塞，右手摇瓶，眼睛始终注视锥形瓶内指示剂颜色的变化。要做到边滴边振荡，边观察颜色变化。
(5)滴定开始时，滴加盐酸的速度可稍快些，但不能成为一股水流。随着滴定的进行，滴入盐酸的速度也应逐渐减慢。滴定中甲基橙由黄色逐渐变为橙色，当接近等当点时，应滴入一滴停下来振荡一会儿，再滴入一滴再停下来振荡一会儿。当滴入一滴盐酸黄色变为橙色，且在半分钟内不变色时，即达到滴定终点。
(6)滴定达终点后，必须等待1～2min，让附着在滴定管内壁的溶液流下后，再行读数。记下滴定管内盐酸的读数V终。则消耗盐酸标准液的体积为V1=V终-V始。
(7)按上述要求重新操作一次。两次滴定所用盐酸的体积相差不能超过0
酸碱中和和滴定指示剂的选择之一
(1) 酚酞：酸滴定碱时：颜色由红刚好褪色
碱滴定酸时：颜色由无色到浅红色
(2)甲基橙：酸滴定碱时：颜色由黄到橙色
碱滴定酸时：颜色由红到橙色
一般不选用石蕊
酸碱中和和滴定指示剂的选择之二
为了减小方法误差，使滴定终点和等当点重合，需要选择适当的指示剂。 强酸与弱碱相互滴定时，应选用甲基橙。
强碱与弱酸相互滴定时，应选用酚酞。
强酸与强碱相互滴定时，既可选用甲基橙，也可选用酚酞作指示剂。
注意，中和滴定不能用石蕊作指示剂。原因是石蕊的变色范围(pH5.0～8.0)太宽，到达滴定终点时颜色变化不明显，不易观察。
酸碱中和滴定指示剂的选择之三
常用的指示剂多是弱酸或弱碱，如石蕊；酚酞和甲基橙是比较复杂的有机酸。指示剂的分子和离子具有不同的颜色，酸或碱溶液能影响指示剂的电离平衡，因此在酸或碱溶液中指示剂会显示不同的颜色。中和滴定时选择指示剂应考虑以下几个方面：
(1)指示剂的变色范围越窄越好，pH稍有变化，指示剂就能改变颜色。石蕊溶液由于变色范围较宽，且在等当点时颜色的变化不易观察，所以在中和滴定中不采用。
(2)溶液颜色的变化由浅到深容易观察，而由深变浅则不易观察。因此应选择在滴定终点时使溶液颜色由浅变深的指示剂。强酸和强碱中和时，尽管酚酞和甲基橙都可以用，但用酸滴定碱时，甲基橙加在碱里，达到等当点时，溶液颜色由黄变红，易于观察，故选择甲基橙。用碱滴定酸时，酚酞加在酸中，达到等当点时，溶液颜色由无色变为红色，易于观察，故选择酚酞
(3)强酸和弱碱、强碱和弱酸中和达到滴定终点时，前者溶液显酸性，后者溶液显碱性，对后者应选择碱性变色指示剂(酚酞)，对前者应选择酸性变色指示剂(甲基橙)。
(4)为了使指示剂的变色不发生异常导致误差，中和滴定时指示剂的用量不可过多，温度不宜过高，强酸或强碱的浓度不宜过大
例题：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～HCl
1
V(NaOH)·c(NaOH)V(HCl)·c(HCl)
所以c(HCl)=
讨论：V(NaOH)、c(NaOH)、c(HCl)的大小，可推知c(HCl)是否会出现误差。对A选项来说，由于等量的NaOH变成Na2CO3后，所需HCl的量减少，所以结果偏低。对B选项滴定终点时，由于滴定管“零”刻度在上，俯视读数变小，仰视读数变大，因为V碱变小，c酸偏低。C选项中，锥形瓶不用待测液润洗，加水不影响测定。D选项中悬挂的液体已包含在V(NaOH)中，使V增大，C(HCl)值偏高。
2.用标准的盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液，下列各操作中，不会引起实验误差的是（）
A．用蒸馏水洗净酸式滴定管后，装入标准盐酸进行滴定
B．用蒸馏水洗净锥形瓶后，再用NaOH溶液润洗，而后装入一定体积的NaOH溶液进行滴定
C．用碱式滴定管取10.00mLNaOH溶液放入用蒸馏水洗净的锥形瓶中，再加入适量蒸馏水进行滴定
D．改用移液管取10.00mL的NaOH溶液，放入锥形瓶后，把移液管尖嘴液体吹去
答案：C
解析：A中未用标准液润洗，使c酸变小，则V酸偏大，c碱偏高。B中锥形瓶用NaOH润洗，使n碱偏大，耗酸量增大，则结果c碱偏高。C中加水，n碱不变，结果不变。D中尖嘴不应吹去，否则使碱量增加，结果偏高。
3.用下列方法测定空气中的污染物含量：将一定体积的空气通入吸收剂，并测定其电导的变化（导体的电阻愈小，它的电导愈大），如测定H2S的含量，若用CuSO4溶液吸收，可测定很大范度范围内的H2S，但电导变化不大；若用浓溴水吸收，仅限于低浓度范围内的H2S，但有很高的灵敏度。现要兼顾吸收容量与灵敏度，测定空气中Cl2的含量，则应选用下列吸收剂中的（）
A.Na2SO3溶液B.KI溶液
C.NaOH溶液D.H2O
答案：A
解析：溶液电导的变化与溶液中离子浓度有关，离子浓度变大，电导变大，题中给出的4种吸收剂分别与Cl2反应情况如下：
Na2SO3+Cl2+H2O===Na2SO4+2HCl（离子数目变大）
2KI+Cl2===I2+2KCl（离子数目基本不变）
NaOH+Cl2===NaCl+NaClO+H2O（离子数目基本不变）
Cl2+H2O===HCl+HClO（离子数目变大）
再兼顾吸收容量，只有A符合题意。
中和滴定
一、实验目的
1．练习中和滴定的实验操作。
2．通过实验进一步理解中和滴定的原理和计算方法。
3．通过实验培养科学态度和训练科学方法。
二、实验用品
酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、烧杯、锥形瓶、铁架台、白纸。
标准的0.2000mol·L－1HCl溶液、未知浓度的NaOH溶液、酚酞试液、蒸馏水。
三、实验步骤
1．调整滴定管。
2．把待测液注入锥形瓶。
3．滴定。
4．洗涤。
5．重复滴定，记录数据并计算。
四、问题和讨论
1．在进行中和滴定时，为什么要用标准液润洗酸式滴定管2～3次？用酸液润洗后，如果再用蒸馏水润洗一次，这种操作是否正确？
答：防止滴定管内可能存有水，当加入标准液时将标准液的浓度降低，影响结果准确性。
如果用蒸馏水润洗滴定管后，当加入酸溶液后，滴定管中残存的水会使酸的浓度降低，使实验中所消耗的酸的实际体积较理论值大，即使所测的浓度较实际值偏高。
2．滴定用的锥形瓶是否也要用待测的碱溶液润洗？锥形瓶装待测液前是否必须保持干燥？为什么？
答：滴定用的锥形瓶不能用被滴定的碱溶液润洗。因为若用碱溶液润洗，会使锥形瓶中残留有碱液，在滴定时消耗的酸量会加大，使实验测得的结果比理论值大。
锥形瓶不必保持干燥。因为在滴定时，当酸与碱的物质的量正好符合化学反应式所表示的化学计量关系时，即达到滴定终点。这与锥形瓶中是否有水没有关
练习
1、用.01mol/L的HCl分别跟20mLNaOH溶液和20mL氨水正好反应，消耗盐酸都是20mL，这说明NaOH和氨水的（）
A.[OH-]浓度相等B.PH值相等C.电离度相等D.摩尔浓度相等
2、将PH=3和PH=11的两种溶液等体积混和，所得溶液的PH值是（）
A.一定等于7B.一定不大于7C.不一定等于7
D.一定不等于7E.以上答案均不对
3、称取工业烧碱11.8克，有生活水平溶液并稀释至1.00升，然后取出20.0毫升，用1.00%（密度1.03g/mL）的硫酸进行中和滴定（假定烧碱中所含杂质不与硫酸作用），滴定至终点时，消耗酸溶液与碱溶液体积比为4:3，求：①硫酸溶液的摩尔浓度；②烧碱溶液的
摩尔浓度；③工业烧碱的纯度。
(答：①0.105mol/L;②0.280mol/L;③94.9%)
【同步练习】
一、选择题（每小题有一个或二个选项符合题意）
1、酸碱恰好完全中和时（）
A、酸与碱的物质的量一定相等
B、溶液呈中性
C、酸与碱的物质的量浓度相等
D、酸所能提供的H+与碱所能提供的OH－的物质的量相等
2、在盐酸滴定NaOH溶液实验中，以甲基橙为指示剂，滴到终点时的颜色变化是：（）
A、由黄色变红色B、由黄色变橙色C、由橙色变红色D、由红色变橙色
3、用已知浓度的盐酸来测定某Na2CO3溶液的浓度，若配制Na2CO3溶液时所用Na2CO3中分别含有⑴NaOH⑵NaCl⑶NaHCO3⑷K2CO3杂质时，所测结果偏低的是：（）
A、⑴B、⑵C、⑵⑶D、⑵⑶⑷
4、有甲、乙、丙三瓶等体积等物质的量浓度的NaOH溶液，若将甲蒸发掉一半水，在乙中通入少量CO2，丙不变。然后以甲基橙为指示剂，用同浓度的H2SO4溶液滴定，完全反应，所需溶液的体积是：（）
A、甲=丙>乙B、丙>乙>甲C、甲=乙=丙D、乙>丙>甲
5、进行中和滴定时，事先不应使用所盛溶液润洗的仪器是（）
A、酸式滴定管B、碱式滴定管C、移液管D、锥形瓶
6、有一支50mL酸式滴定管其中盛有溶液，液面恰好在10mL刻度处，现把管内溶液全部流下排出，用量筒承接，该溶液的体积应为（）
A、10mLB、40mLC、大于40mLD、小于40mL
7、99mL0.1mol/LHCl和10lmL0.05mol/LBa(OH)2溶液混合后溶液PH值为（）
A、1.7B、10.7C、11D、11.3
8、在等体积等物质的量浓度的一元强酸和一元弱酸中，加入同一强碱溶液，使PH值都等于7时，消耗碱溶液的体积是（）
A、相同B、强酸>弱酸C、强酸<弱酸D、无法确定
9、甲乙分别为不同浓度的稀氨水，甲比乙的PH值大，用同种盐酸来中和等体积的甲和乙，所需盐酸的体积分别为V甲和V乙，则（）
A、V甲=10V乙B、V乙=10V甲C、V甲>10V乙D、V甲<10V乙
10、用稀氨水滴定稀H2SO4时应选用的指示剂为（）
A、酚酞B、甲基橙C、石蕊试液D、淀粉－KI溶液
11、相同物质的量浓度的两种酸HnRO2n及Hn+1RO2n分别与一定量NaOH溶液完全反应时，两种酸的体积比是（）
A、n:(n+1)B、1:1C、(n+1):nD、(n－1):n
12、用相同物质的量浓度的盐酸、硫酸、磷酸溶液，分别中和体积相同，浓度相同的氢氧化钠溶液生成正盐，消耗这三种酸的体积比是（）
A、1:1:1B、3:2:1C、6:3:2D、1:2:3
二、填空题：
13、下列中和滴定，应选用的指示剂是：
⑴盐酸滴定氨水_________，⑵KOH溶液滴定硫酸________,⑶NaOH溶液滴定醋酸________。
14、下面是中和滴定过程中，容易引起误差的五个方面，根据题意，用“偏高”，“偏低”或“无影响”填空：
⑴仪器润洗：a滴定管用蒸馏水冲洗后，未用标准溶液润洗，使滴定结果_______：b移液管用蒸馏水冲洗后，未用待测液润洗，使滴定结果________：c锥形瓶用蒸馏水冲洗后，再用待测液润洗，使滴定结果________。
⑵气泡：a滴定管尖嘴部分滴定前有气泡，滴定终了无气泡，使滴定结果_______：b滴定管尖嘴部分滴定前无气泡，滴定终了有气泡，使滴定结果________。
⑶读数：a滴定前平视滴定管刻度线，滴定终了俯视刻度线，使滴定结果_______：b滴定前仰视滴定管刻度线，滴定终了俯视刻度线，使滴定结果________。
⑷指示剂选择：a用盐酸滴定氨水，选用酚酞指示剂，使滴定结果_______：b用氢氧化钠溶液滴定醋酸溶液，选用甲基橙作指示剂，测得醋酸溶液浓度比实际浓度_______。
⑸杂质：a用含NaCl杂质的NaOH配制成标准溶液来滴定盐酸，测得盐酸浓度将__________；b用含Na2O杂质的NaOH配制成标准溶液来滴定盐酸，测得的盐酸浓度将__________；c用含Na2CO3杂质的NaOH配制成标准溶液来滴定盐酸，测得的盐酸浓度将_________。
三、计算题：
15、取未知浓度硫酸10mL进行中和滴定,当滴入25mLNaOH溶液时已过量，再用1mol/L盐酸回滴，加入5mL正好中和过量的碱。用同样1mol/L盐酸滴定10mL上述NaOH溶液要消耗24mL盐酸，求最初硫酸溶液的质量分数（硫酸浓度密度1.17g/cm3）。
16、含食盐的不纯NaOH4.0g溶于水制成1L溶液，为了中和这种溶液10mL，需硫酸4.25mL，若取这种H2SO45.0mL,加入稍过量的氯化钡溶液，测得所生成沉淀的质量为0.1165g，这种NaOH的纯度为多少？
【提示与答案】
一、1D2B3D4C5D6C
7C8B9C10B11C12C
二、13⑴甲基橙⑵酚酞⑶酚酞
14、⑴a偏高b偏低c偏高⑵a偏高b偏低⑶a偏低b偏低
⑷a偏低b偏低⑸a偏高b偏低c偏高
三、1523%1685%
1
中学化学教学网http://www.huaxue.org
强电解质
V
(速率)
V电离
V电离＝V结合
V结合
t(时间)
结合
电离
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