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高三化学一轮复习 中和滴定学案-人教版高三全册化学学案VIP免费

高三化学一轮复习 中和滴定学案-人教版高三全册化学学案_第1页
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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...

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