导学案
[小结] 有关pH计算的解题规律 （1）单一溶液的pH计算
－1
① 强酸溶液，如HnA，设浓度为c mol·L，则
+－1+
c（H）= nc mol·L，pH= —lg{c（H）}= —lg nc
－1
② 强碱溶液，如B(OH)n，设浓度为c mol·L，则
+—14－1+
c（H）= 10/nc mol·L，pH= —lg{c（H）}=14+lg nc （2）酸碱混合pH计算
+++
① 适用于两种强酸混合 c(H)混 = [c(H)1V1+ c(H)2V2] /（V1+ V2）。
———
② 适用于两种强碱混合 c(OH)混 = [c(OH)1V1+ c(OH)2V2] /（V1+ V2） ③ 适用于酸碱混合，一者过量时：
—+—
c(OH)混 | c(H)酸V酸 — c(OH)碱V碱|
= +
c(H)混 V酸 + V碱
说明： ①若两种强酸（pH之差大于2）等体积混合，混合液pH = pH小 + 0.3
②若两种强碱（pH之差大于2）等体积混合，混合液pH = pH大 — 0.3
+—
④ 恰好完全反应，则c(H)酸V酸 = c(OH)碱V碱 （三）酸、碱加水稀释后溶液的PH值
[例6] 常温下，将PH=1的H2SO4溶液和PH=13的NaOH溶液分别稀释1000倍，求所得溶液的PH值。
思考：若在常温下，将PH=1的CH3COOH溶液和PH=13的NH3·H2O溶液分别稀释1000倍，则所得溶液的PH值在什么范围之内。 [小结] 稀释后溶液pH的变化规律
（1） 酸碱溶液无限稀释，pH只能无限接近于7，不可能大于或小于7
n
（2） 对于pH = a 的强酸和弱酸溶液，每稀释10 倍，强酸的pH就增大n个单位，
即
pH = a + n ( a + n ＜ 7 ) ，弱酸的pH范围是：a ＜ pH ＜ a + n 。
n
（3） 对于pH = b的强碱和弱碱溶液，每稀释10 倍，强碱的pH就减小n个单位，
即
pH =b - n ( b - n ＞ 7 ) ，弱碱的pH范围是：b - n ＜ pH ＜ b 。
[练习] 画出碱溶液在稀释过程中pH的变化图
（4） 对于物质的量浓度相同的强酸和弱酸稀释相同倍数，强酸pH变化程度比弱酸的大
（强碱和弱碱类似）
说明：弱酸、弱碱在稀释过程中有浓度的变化，又有电离平衡的移动，不能求得具体的数值，只能确定其pH范围。
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导学案
第三章 水溶液中的离子平衡
第二节 水的电离和溶液的酸碱性（第3课时： 酸碱中和滴定）
一．学习目标：
1．巩固电离常数的知识。
2．理解水的电离和水的离子积，理解水的离子积和水的电离常数的关系。 3．理解影响水的电离平衡的因素。
4．掌握溶液的酸碱性和氢离子浓度、氢氧根浓度及PH值的关系。 二、【温故而知新，可以为师矣】 测定溶液酸碱性的方法有哪些？ 一、酸碱中和滴定的原理
+-1、实质：H+OH＝H2O
酸、碱有强弱之分，但酸、碱中和反应的实质不变。
例：HCl+NaOH＝NaCl+H2O CH3COOH+NaOH＝CH3COONa+H2O H2SO4+2NH3·H2O＝(NH4)2SO4+2H2O
反应中，起反应的酸、碱物质的量之比等于它们的化学计量数之比。 例如：2NaOH+H2SO4＝Na2SO4+2H2O
由 H2SO4---------NaOH
1mol 2mol
C酸·V酸 C碱·V碱
则C碱=
2C酸V酸V碱
2、概念：___________________叫“中和滴定”。 二、中和滴定操作
1、仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、烧杯、滴定管夹、锥形瓶、铁架台。
酸式滴定管可盛装_________________________
碱式滴定管不能盛装_____________________________ 2、试剂：标准浓度的溶液，待测浓度的溶液，指示剂。 3、滴定前准备
（1）检查滴定管是否漏液
（2）玻璃仪器洗涤：① 水洗 ② 用标准液润洗装标准液的滴定管 ③ 用待测液润洗装待测液的滴定管
（3）向用标准液润洗过的滴定管中装入标准液。调整液面到0刻度或0刻度以下（注意O
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导学案
刻度在上方），排除滴定管尖嘴部分气泡，记下刻度读数。 （4）往锥形瓶中加入一定体积(一般为20.00mL)的待测液
注意：锥形瓶只能用蒸馏水洗 ，一定不能用待测液润洗，否则结果会偏高，锥形瓶取液
时要用滴定管（或用相应体积规格的移液管），不能用量筒。 （5）向锥形瓶中加入2-3滴指示剂。
[指示剂的选择]指示剂的颜色变化要灵敏，变色范围最好接近等当点，且在滴定终点由浅色变深色，即：碱滴定酸宜用酚酞作指示剂，酸滴定碱宜用甲基橙作指示剂（滴定过程中一般不能用石蕊作指示剂）。
注意：指示剂用量不能过多，因指示剂本身也具有弱酸性或弱碱性，会使滴定中耗标准液量增大或减小，造成滴定误差。
4、滴定操作：左手操作滴定管，右手摇动锥形瓶，眼睛注意观察锥形瓶中溶液颜色变化，到最后一滴刚好使指示剂颜色发生改变，且半分钟不再变化为止，记下刻度读数。 再重复上述操作一次或两次。（定量分析的基本要求）
终点的判断方法：最后一滴刚好使指示剂颜色发生改变，半分钟不再变化。滴定终点不是酸碱恰好完全反应，但是由于在酸碱恰好完全反应前后，少加一点标准液或多加一滴标准液，会使pH发生很大的变化，可以使酸碱指示剂变色，对于结果影响不大。 5、数据的处理：取两次操作或叁次操作所耗实际试液体积的平均值进行计算。（如果有偏差太大的要舍去） 注意：用滴定管的精确度为0.01mL，故无论用滴定管取待测液或用标准液滴定达终点计数时，待测液和标准液体积都必须精确到小数点后第二位数。
三、中和滴定误差分析：① 标准液浓度是否准确 ② 待测液体积 ③ 滴定时耗标准液的体积。 注意：（1）酸式滴定管可以盛装酸性或强氧化性等液体，但一定不能盛装碱液，碱式滴定管只能盛装碱性或对橡胶无腐蚀性液体，一定不能盛装酸性或强氧化性液体。 （2）滴定管使用时，下端没有刻度部分液体不能用于滴定。 （3）滴定管规格常有25.00mL和50.00mL两种。
（4）滴定完成后，应即时排除滴定管中废液，用水洗净，倒夹在滴定管架上。
（5）中和滴定的终点是指示剂变色点，故溶液一定不是中性。而酸、碱恰刚巧完全中和
时，溶液不一定呈中性。
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导学案
【课后练习】
1、下列仪器中，没有“0”刻度线的是（ ）
A、温度计 B、量筒 C、滴定管 D、容量瓶
2、一支25mL滴定管，内盛溶液液面在15.00mL刻度处，当将滴定管内液体全部排出时，所得液体的体积是
A、10.00mL B、15.00mL C、小于10.00mL D、大于10.00mL
－1－1
3、用0.1mol·L NaOH溶液滴定100mL 0.1mol·L盐酸，若滴定误差在±0.1%以内，反应完毕后，溶液pH的范围为（ ）
A、3.3～10.7 B、4.3～9.7 C、5.3～8.7 D、6～8
－1
4、将含有杂质的4.0g NaOH配成1000mL溶液，取20mL置于锥形瓶中，用0.1mol·L的盐酸滴定。用甲基橙作指示剂，滴定达终点时，耗酸19.0mL，则NaOH中含有的杂质不可能为
A、NaCl B、Na2CO3 C、NaHCO3 D、Ca(OH)2
5、已知常温常压下，饱和CO2的水溶液pH=3.9，则可推断用标准盐酸滴定NaHCO3溶液时，适量选择的指示剂及终点颜色变化的情况是（ ）
A、石蕊，由蓝变红 B、甲基橙，由橙变黄 C、酚酞，由红变浅红 D、甲基橙，由黄变橙 6、用0.01mol/L NaOH溶液滴定0.01mol/L的H2SO4溶液中和后加水到100mL。若滴定时终点判断有误差：
-①多加了一滴NaOH，②少加了一滴NaOH。（设1滴为0.05mL），则①和②溶液中C（OH）之比值是（ ）
-4 44
A、1 B、10 C、10 D、4×10
7、两人用同一瓶标准盐酸滴定同一瓶NaOH溶液，甲将锥形瓶用NaOH待测液清洗后，使用水洗后后的移液管移取碱液于锥形瓶中；乙则用甲用过的移液管取碱液于刚用蒸馏水洗过的尚残留有蒸馏水的锥形瓶中，其它操作及读数全部正确，你的判断是（ ）
A、甲操作有错 B、乙操作有错
C、甲测得的数值一定比乙小 D、乙测得的值较准确。 8、A同学用10mL量筒量取某液体，读数时视线偏高（如下图），该同学所得读数是 ， B同学向50mL滴定管中加入某种液体，在调整液面高度后，读数时视线偏低（如下图），该同学所得读数是 。
A5.05.00B10ml量筒 50ml滴定管
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