江苏省扬州市2017届高考化学一轮复习 专题二 化学反应原理 第9讲 中和滴定 课件+学案 （3份打包）
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　　第9讲    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H2SO4  ②加NaOH  ③加NaCl  ④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0.1 mol•L－1 HCl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
　　H2O       H＋ + 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c mol•L－1，c(H+)＝nc mol•L－1，
　　pH=－lg[c (H+)]=－lgnc。
　　⑵强碱溶液，如B(OH)n，设浓度为c mol•L－1，
　　c(H+)＝ ，pH=－lg{c(H+)}=14+lgnc
　　第9讲    中和滴定答案
　　一．水的电离
　　1． H2O+H2O       H3O+ +OH－ ，c (OH－)= 1×10—7 mol•L－1 ，
　　c (H+)=1×10—7 mol•L－1。
　　2． 100℃时KW=1×10—12 ，pH=6，中性。  
　　3． 温度，增大，水的电离是吸热过程。
　　4． ④⑥  5． 1×10－14  6．相等，即c(H+)水 =c(OH－)水。1×10—13 mol•L－1。  7．
　　H2O       H＋ + 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 → ↓ ↑ －
　　二．溶液的酸碱性：1．酸性；中性；碱性。   2．越强；越强。
　　3． ⑴1mol•L－1，l mol•L－1。1/10，10倍。10n倍或l／l0n。 ⑵pH+pOH=14。
　　要点精析：
　　二．酸碱中和滴定： 1．酸式，碱式。酸式，碱式。
　　2．⑴① a．是否漏水；标准溶液； b． 待测溶液，气泡；
　　c．0刻度线以上。       d．0刻度线以下。
　　②蒸馏水，待测溶液。
　　⑵①2-3滴甲基橙。 ②左手，锥形瓶中溶液颜色变化。 ③2-3
　　3．⑴0.01mL。 ⑵酸碱性。 ⑷半分钟。 ⑸液面的凹处刻度。
　　4．⑴①偏高 ②偏高 ③偏低 ④偏高 ⑤偏高 ⑥偏高 ⑦偏高 ⑧偏高
　　⑵①偏低 ②偏高 ③偏高 ⑶①偏高 ②无影响 ③偏低
　　例1、B  例2、B   例3、（1）D （2）淡黄；中；＜；中 （3）>
　　例4、（1）2；Ba2+＋OH-＋H+＋SO42-==BaSO4↓＋H2O；11
　　(2)大于；Kw随温度升高而变化；①10∶1；[Na+]＞[SO42-]＞[H+]＝[OH-]；②9∶2；[H+]>[SO42-]>[Na+]>[OH-]        
　　【仿真练习】参考答案
　　1、解析：选C　溶液的酸碱性和c(H＋) 与c(OH－)的相对大小有关，若c(H＋)>c(OH－)，溶液呈酸性；若c(H＋)<c(OH－)，溶液呈碱性；c(OH－)＝c(H＋)溶液一定呈中性。pH＝7的溶液不一定呈中性，因为温度不确定，不一定是25 ℃，只有C正确。
　　2．解析：选B　A项，醋酸是弱电解质，加水稀释能促进其电离，将溶液稀释到原体积的10倍，氢离子浓度大于原来的110，pH＜(a＋1)，错误；B项，加入适量的醋酸钠固体，醋酸钠电离的醋酸根离子能抑制醋酸的电离，使溶液中氢离子浓度减小，能使溶液pH＝(a＋1)，正确；C项，加入等体积的0.2  mol•L－1盐酸，氢离子浓度增大，溶液的pH减小，错误；D项，提高温度促进醋酸的电离，使溶液中氢离子浓度增大，溶液的pH减小，错误。
　　3．解析：选D　B项，pH＝3的弱酸溶液与pH＝11的强碱溶液等体积混合，弱酸浓度大，有大量剩余，反应后溶液显酸性。C项，pH＝5的硫酸溶液稀释到原来的500倍，则溶液接近于中性，c(H＋)约为10－7 mol/L，c(SO2－4)＝10－5/(2×500)＝10－8 mol/L，则c(SO2－4)∶c(H＋)＝1∶10。D项，两份醋酸的物质的量相同，则所需NaOH的物质的量相同，错误。
　　4．解析：选B　浓度均为0.100 0 mol/L的三种酸HX、HY、HZ，根据滴定曲线0点三种酸的pH可得到HZ是强酸，HY和HX是弱酸，但酸性：HY＞HX。A项，同温同浓度时，三种酸的导电性：HZ＞HY＞HX；B项，当NaOH溶液滴加到10 mL时，溶液中c(HY)≈c(Y－)，即Ka(HY)≈c(H＋)＝10－pH＝10－5；C项，用NaOH溶液滴定至HX恰