中和滴定【复习目标】1．水的电离和离子积的概念，影响水的电离平衡的因素。2.溶液的酸碱性和pH的关系，溶液的pH的计算及测量方法。3．掌握酸碱中和滴加的实验操作及有关计算，并进行误差分析。【知识建构】一．水的电离1．水的电离方程式：H2O+H2O。常温下纯水中c(OH－)=，c(H+)=。2．100℃时纯水c(H+)=1×10－6mol·L－1，KW=pH=，此时溶液显性。3．影响KW的因素是，温度升高KW，原因是。4．下列可使水的电离程度变大的是。①加H2SO4②加NaOH③加NaCl④加热⑤加氨水⑥加纯碱5．水的离子积常数揭示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H+和OH—共存。在酸性或碱性的稀溶液中，当温度为25℃时，KW＝c(H+)·c(OH－)＝，始终为同一常数。6．在酸性或碱性的稀溶液中，由水电离出的c(H+)和c(OH—)总，即c(H+)水=c(OH－)水。如0.1mol·L－1HCl或NaOH溶液中，c(H+)水=(OH－)水＝。酸中c(OH—)很小，但这完全是由水电离出来的，不能忽略。同样的碱溶液中的c(H+)也不能忽略。7．水的电离平衡的移动H2OH＋+OH－；ΔH>0条件变化移动方向c(H+)c(OH—)KW升高温度加酸加碱加强酸弱碱盐加强碱弱酸盐说明：“→”（←）表示向右（左），“↑”（↓）表示增大（减小），“－”表示不变。二．溶液的酸碱性1．溶液的酸碱性溶液的酸碱性是由溶液中c(H+)与c(OH－)相对大小决定的；⑴c(H+)＞c(OH－)，溶液呈性；⑵c(H+)=c(OH－)，溶液呈性；⑶c(H+)＜c(OH－)，溶液呈性。2．pH：⑴计算公式：pH=－lg[c(H+)]。⑵表示意义：表示溶液酸碱性的强弱：pH越小，酸性；pH越大，碱性。3．有关溶液的pH的注意问题⑴pH范围在0～14之间，pH＝0的溶液并非无H+，而是c(H+)＝。pH=14的溶液并非无OH－，而是c(OH－)=。pH每增大1个单位，c(H+)减小到原来的，而c(OH－)增大到原来的倍。pH改变n个单位，c(H+)或c(OH－)增大到原来的倍或缩小到原来的。⑵也可以用pOH来表示溶液的酸碱性．pOH是OH—浓度的负对数。pOH=－lg[c(OH－)]，因为c(OH－)·c(H+)=10－14，若两边均取负对数得：pH+pOH=。4．pH试纸的使用⑴方法：把小块pH试纸放在玻璃片（或表面皿）上，用蘸有待测液的玻璃棒点在试纸的中央，试纸变色后，与标准比色卡比较来确定溶液的pH。⑵注意：pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则将可能产生误差。要点精析：一．pH计算1．单一溶液的pH计算⑴强酸溶液，如HnA，设浓度为cmol·L－1，c(H+)＝ncmol·L－1，pH=－lg[c(H+)]=－lgnc。⑵强碱溶液，如B(OH)n，设浓度为cmol·L－1，c(H+)＝，pH=－lg{c(H+)}=14+lgnc2．酸、碱混合pH计算⑴两强酸混合⑵两强碱混合⑶强酸强碱混合（适用于酸碱混合一者过量）3．对于呈碱性的溶液，一定要先求c(OH－)，再换算成c(H+)（或求pOH）后再求pH，而不可以直接由c(H+)求pH，因为在碱性溶液稀释、混合或酸碱混合碱过量等情况下，c(H+)是因c(OH－)的改变而改变的。二．酸碱中和滴定1．主要仪器滴定管分为滴定管和滴定管。酸性溶液装在滴定管中，碱性溶液装在滴定管中。如图所示。2．中和滴定操作：（以标准盐酸滴定NaOH溶液为例）⑴准备①滴定管a．检验酸式滴定管；洗涤滴定管后要用润洗2～3次。b．洗涤碱式滴定管后要用润洗2～3次，并排除滴定管尖嘴处的__________。c．用漏斗注入标准液至。d．将液面调节到，记下读数。②锥形瓶：只用洗涤，不能用润洗。⑵滴定①用碱式滴定管取一定体积待测液于锥形瓶中，滴入滴指示剂。②用握活塞旋转开关，右手不断旋转摇动锥形瓶，眼睛注视至橙色或粉红色消失，记下读数。③计算每个样品操作次，取平均值求出结果。3．酸碱中和滴定操作中应注意的几个问题：⑴酸、碱式滴定管的构造以及读数准确度。⑵指示剂的选择要注意滴定完成后生成盐的。⑶滴定速度，先快后慢，接近滴定终点时，就一滴一摇动。⑷振荡溶液颜色不发生变化，达滴定终点。⑸读数时，视线与在同一水平线上。4．酸碱中和滴定误差分析：按照K—酸、碱中和时化学计量数比。⑴标准液配制引起的误差[c(标)误差]①称取5.2克氢氧化钠配制标准液时，物码倒置。（）②配制标准液时，烧杯及玻璃棒未洗涤。（）③配制标准液时，定容俯视。（）④配制标准液时，定容仰视。（）⑤配制标准NaOH滴定...
