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選擇性必修1(人教版2019)
第三章 水溶液中的離子反應與平衡
酸堿中和滴定實驗及滴定曲線分析
酸堿中和滴定注意事項
1.準確測定參加反應的酸堿溶液的體積
用滴定管測定酸堿溶液的體積,不能用量筒,因為量筒只能粗略量取液體體積,精確度為0.1 mL,而滴定管的精確度為0.01 mL。
突破點1:酸堿中和滴定實驗
2.指示劑的選擇。
強酸與強堿相互滴定時,選甲基橙溶液或酚酞溶液都可以,但不能選石蕊溶液(遇酸、堿顏色變化不明顯)。
指示劑的選擇和終點顏色變化
滴定種類 選用的指示劑 達滴定終點時顏色變化 指示劑
強酸滴定強堿 甲基橙 2~3滴
酚酞 強酸滴定強酸 甲基橙 酚酞 強酸滴定弱堿 甲基橙 強堿滴定弱酸 酚酞 3.滴定操作要點:左手控制活塞或玻璃珠,右手搖動錐形瓶,兩眼注視錐形瓶內溶液顏色的變化。
4.準確判斷滴定終點:最后半滴恰好使指示劑顏色發生明顯的改變且30 s內不變色,即為滴定終點。
滴定終點與反應終點
滴定終點:當接近滴定終點時，溶液的PH突變，此時指示劑會發出明顯的顏色變化， 用來指示反應達到終點。
反應終點:酸堿恰好反應的點。
滴定終點判斷答題模板：
5.中和滴定誤差分析
①誤差分析依據(一元酸、堿的中和滴定)
V標準
②滴定管讀數誤差分析
滴定管正確的讀數方法是視線、刻度線、凹液面最低點在同一水平線上。試分析下列圖示讀數對滴定結果的影響：
如圖Ⅰ，開始時仰視讀數，滴定完畢俯視讀數，滴定結果會偏小。
如圖Ⅱ，開始時俯視讀數，滴定完畢仰視讀數，滴定結果會偏大。
對量器讀數易錯點的類比分析
1.量筒:量筒的小刻度在儀器的下方,因此仰視時讀數偏小,俯視時讀數偏大,如圖甲所示。
2.滴定管:滴定管的“0”刻度在儀器的上方,因此仰視讀數,視線將液面“下壓”,讀數偏大;俯視讀數,視線將液面“上提”,讀數偏小,如乙
所示。
[歸納拓展]
3.容量瓶:容量瓶定容時,視線應與容量瓶上的刻度線相平。若仰視定容,則所配溶液濃度偏低;若俯視定容,則所配溶液濃度偏高,如圖丙所示。
誤差分析(以用NaOH標準溶液滴定未知濃度的鹽酸為例)。
操作及讀數 誤差分析
儀器的 洗滌或 潤洗 未用標準溶液潤洗滴定管 偏高
未用待測溶液潤洗移液管或所用的滴定管 偏低
用待測溶液潤洗錐形瓶 偏高
洗滌后錐形瓶未干燥 無影響
滴定時 濺出 液體 標準溶液漏滴在錐形瓶外一滴 偏高
待測溶液濺出錐形瓶外一滴 偏低
將移液管下部的殘留待測溶液吹入錐形瓶 偏高
操作及讀數 誤差分析
尖嘴處有氣泡 滴前有氣泡,滴后無氣泡 偏高
讀數 不正確 滴前仰視,滴后平視 偏低
滴前平視,滴后仰視 偏高
滴前仰視,滴后俯視 偏低
到達終點后,滴定管尖嘴處懸一滴標準溶液 偏高
典例剖析
現用酸堿中和滴定法測定某燒堿溶液的濃度,有關數據記錄如下:
滴定 序號 待測液 體積/mL 所消耗鹽酸標準液的體積/mL 滴定前 滴定后 消耗的體積
1 25.00 0.50 26.80 26.30
2 25.00 — — —
3 25.00 5.00 31.34 26.34
(1)用　　式滴定管盛裝0.250 0 mol·L-1鹽酸標準液。如圖表示第二次滴定前后滴定管中液面的位置。
該次滴定所用標準鹽酸體積為　　　 mL。
(2)實驗室現有石蕊和酚酞兩種指示劑,該實驗應選用
　　　作指示劑。
(3)根據所給數據,該燒堿樣品的物質的量濃度為　　　　　。
(4)若操作過程中滴加鹽酸速度過快,未充分振蕩,剛看到溶液變色,就立刻停止滴定,則會造成測定結果　　　　(填“偏低”“偏高”或“無影響”)。
答案:(1)酸　24.60
(2)酚酞
(3)0.263 2 mol·L-1
(4)偏低
解析:(1)鹽酸應用酸式滴定管盛放。據圖可知初讀數是0.30 mL,末讀數是24.90 mL,消耗鹽酸的體積是24.90 mL-0.30 mL=24.60 mL。
(2)終點時石蕊顏色變化不明顯,中和滴定實驗中不選作指示劑。
(3)因為三次實驗中消耗的鹽酸的體積分別是26.30 mL、24.60 mL、26.34 mL,第二次實驗數據異常,應舍去。根據第一次和第三次數據取均值,消耗鹽酸的體積是26.32 mL,0.250 0 mol·L-1×26.32 mL=25.00 mL×c(NaOH),c(NaOH)=0.263 2 mol·L-1。
(4)操作過程中滴加鹽酸速度過快,未充分振蕩,剛看到溶液變色就立刻停止滴定,此時滴加的鹽酸不足,計算所得燒堿的物質的量濃度會偏低。
【拓展延伸】上題實驗可選用甲基橙溶液作指示劑,終點現象是 　。
答案:當滴入最后半滴鹽酸時,溶液顏色由黃色變為橙色,且半分鐘內不變為原色
[提升1]在一支25 mL的酸式滴定管中盛入0.1 mol·L-1的HCl溶液,其液面恰好在5 mL刻度處,若把滴定管中的溶液全部放入燒杯中,然后以0.1 mol·L-1的NaOH溶液進行中和,則所需NaOH溶液的體積(　 　)
A.大于20 mL B.小于20 mL
C.等于20 mL D.等于5 mL
解析:如圖,滴定管下部無刻度線部分直至尖嘴底部都有溶液,故鹽酸實際體積大于20 mL,因此需NaOH溶液的體積大于20 mL。
A
[提升2] 下列實驗操作不會引起誤差的是(　 　)
A.酸堿中和滴定時,用待測液潤洗錐形瓶
B.酸堿中和滴定時,用沖洗干凈的滴定管盛裝標準溶液
C.錐形瓶洗凈后未干燥
D.用標準鹽酸測定未知濃度NaOH溶液結束實驗時,酸式滴定管尖嘴部分有氣泡,開始實驗時無氣泡
解析:A.錐形瓶一定不要用待測液潤洗,否則使待測液的量偏大,消耗標準液的體積偏大,從而使所測濃度偏大;B.沖洗干凈的滴定管無論是盛裝標準溶液,還是量取待測溶液,都必須用待裝溶液潤洗 2～3次,否則會使標準溶液或待測溶液比原來溶液的濃度偏小,影響結果;C.錐形瓶洗凈后未干燥,酸和堿的物質的量沒有改變,對滴定結果無影響;D.開始實驗時酸式滴定管中無氣泡,結束實驗時有氣泡,會導致所讀取的V(HCl)偏小,依據V(HCl)·c(HCl)=V(NaOH)·c(NaOH),所測的c(NaOH)偏小。
C
[提升3]食用白醋中醋酸含量在30～50 mg·mL－1，某食品檢驗機構，現使用酸堿中和滴定法測定某品牌白醋的總酸量是否合格。
Ⅰ.實驗步驟：
(1)量取10.00 mL食用白醋，在燒杯中用水稀釋后轉移到100 mL_________(填儀器名稱)中定容，搖勻即得待測白醋溶液。
(2)用酸式滴定管取待測白醋溶液20.00 mL于錐形瓶中，向其中滴加2滴___________作指示劑。
容量瓶　
酚酞試液　
(3)讀取盛裝0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液的堿式滴定管的初始讀數。如果液面位置如圖所示，則此時的讀數為_______mL。
(4)滴定。
滴定終點的現象是_______________________。
0.70　
溶液由無色恰好變為淺紅色，并在半分鐘內不變色　
Ⅱ.數據記錄：
　　　　滴定次數 實驗數據/mL　　　　 1 2 3 4
V(樣品) 20.00 20.00 20.00 20.00
V(NaOH)(消耗) 15.95 15.00 15.05 14.95
Ⅲ.數據處理：
某檢測員在處理數據時計算得：
平均消耗的NaOH溶液的體積V＝(15.95＋15.00＋15.05＋14.95)×mL＝15.24 mL。
指出他的計算的不合理之處：_________________________________。
該品牌白醋是否合格？_______。
該白醋的總酸度為_____mg·mL－1。
第一組數據與后三組數據相差較大，屬于異常值，應舍去　
合格　
45　
[提升4]使用酸堿中和滴定的方法，用0.01 mol·L－1鹽酸滴定錐形瓶中未知濃度的NaOH溶液，下列操作會使測定結果偏高的是 (　　)
①用量筒量取濃鹽酸配制0.01 mol·L－1稀鹽酸時，量筒用蒸餾水洗凈后未經干燥直接量取濃鹽酸　②配制稀鹽酸定容時，俯視容量瓶刻度線　③滴定結束時，讀數后發現滴定管下端尖嘴處懸掛有一滴液滴　④滴定過程中用少量蒸餾水將錐形瓶內壁附著的鹽酸沖下
A．①③　　B．②④ C．②③④　　D．①②③④
A　
突破點2:滴定曲線有關的定量分析
1.分析步驟:
首先看縱坐標,搞清楚是酸加入堿中,還是堿加入酸中;
其次看起點,起點可以看出酸性或堿性的強弱;
再次找滴定終點和pH=7的點,判斷滴定終點的酸堿性;最后分析其他的特殊點(如滴定一半點,過量一半點等),分析酸、堿過量情況。
2.滴定過程中的定量關系:(1)電荷守恒關系在任何時候均存在;(2)物料守恒可以根據加入酸的物質的量和加入堿的物質的量進行確定。
【典型例題1】常溫下,用0.10 mol·L-1 NaOH溶液分別滴定20.00 mL 0.10 mol·L-1 HCl溶液和20.00 mL 0.10 mol·L-1 CH3COOH溶液,得到如圖所示兩條滴定曲線,
圖1
圖2
則下列說法正確的是(　　)。
A.圖2是滴定鹽酸的曲線
B.a與b的關系是aC.E點對應離子濃度由大到小的順序可能為
c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)
D.這兩次滴定都應選用甲基橙溶液作為指示劑
答案:C
解析:A項,開始時,HCl溶液的pH較小,錯誤;B項,a點的V(X)=20 mL,b點的V(X)<20 mL,故a>b,錯誤;D項,NaOH溶液滴定CH3COOH溶液,終點為堿性,應選用酚酞溶液作指示劑,錯誤。
【典型例題2】室溫下,將0.10 mol·L-1
鹽酸滴入20.00 mL 0.10 mol·L-1氨水
中,溶液中pH和pOH隨加入鹽酸體積
的變化曲線如圖所示。已知pOH=
-lg c(OH-),下列說法正確的是(　　)。
A.M點所示溶液中c( )+c(NH3·H2O)=c(Cl-)
B.N點所示溶液中c( )>c(Cl-)
C.Q點消耗鹽酸的體積等于氨水的體積
D.M點和N點所示溶液中水的電離程度相同
解析:橫軸表示所加鹽酸的體積,縱軸表示pH、pOH,pH越小溶液酸性越強,pOH越小溶液堿性越強,故M點所在曲線表示pH變化曲線,N點所在曲線表示pOH變化曲線。由圖像可知,Q點溶液呈中性,M點溶液的溶質為NH4Cl、NH3·H2O,溶液顯堿性;N點溶液中含有NH4Cl,可能含有HCl,溶液顯酸性。分析圖像可知,M點溶液的溶質為NH4Cl、NH3·H2O,結合物料守恒可知c( )+c(NH3·H2O)>c(Cl-),A項錯誤;
N點溶液顯酸性,則c(H+)>c(OH-),根據電荷守恒,有c( )+c(H+)=c(Cl-) +c(OH-),所以c( )【跟蹤訓練1】常溫下,向20 mL的某稀硫酸中滴入0.1 mol·
L-1氨水,溶液中水電離出氫離子濃度隨滴入氨水體積的變化曲線如圖。
下列分析正確的是(　　)。
A.稀硫酸的物質的量濃度為0.1 mol·L-1
B.A點時溶液的pH等于7
C.C點時加入氨水的體積為20 mL
D.在V(NH3·H2O)從0到V2的變化過程中,可能出現的離子濃度排
答案:C
解析:縱坐標起點(P點)水電離出的c(H+)=10-13 mol·L-1,則常溫下硫酸溶液中c(H+)=10-1 mol·L-1,c(H2SO4)=0.05 mol·L-1,A項錯誤;A點水電離出的c(H+)=10-7 mol·L-1,溶液中溶質為(NH4)2SO4和剩余H2SO4,溶液顯酸性,pH小于7,B項錯誤;C點水電離出的氫離子濃度最大,溶液中只有(NH4)2SO4,氨水和硫酸恰好完全反應,C項正確;從0到V2的變化過程中,隨著氨水的不斷增多,溶液由酸性逐漸變到中性,不可能出現c(OH-) >c(H+),D項錯誤。
2.酸、堿反應過程中某些性質的變化(以向氨水中滴加鹽酸為例)。
水的電離程度:A性質:A點溶液呈堿性,B點溶液呈中性,C、D、E點溶液呈酸性,C點為恰好反應點
【典型例題3】一定溫度下,
水溶液中H+和OH-的濃度變
化曲線如圖。下列說法正確
的是(　　)。
A.升高溫度,可能引起由Z向Y的
變化
B.該溫度下,水的離子積常數為1.0×10-13
C.該溫度下,加入FeCl3可能引起由Y向X的變化
D.該溫度下,稀釋溶液可能引起由Z向P的變化
C
解析:A項,Z點溶液中c(OH-)>c(H+),溶液呈堿性,升高溫度,溶液中c(OH-)不可能減小; B項,由Y點對應c(H+)與c(OH-)可知, KW=c(H+)·c(OH-)=1.0×10-7×1.0×10-7=1.0×10-14;C項,FeCl3水解使溶液顯酸性,溶液中c(H+)增大,因一定溫度下水的離子積是常數,故溶液中c(OH-)減小,因此加入FeCl3溶液可能引起由Y向X的變化;D項,Z點溶液呈堿性,稀釋時c(OH-)減小,同時c(H+)應增大,故稀釋溶液時不可能引起由Z向P的轉化。
【跟蹤訓練2】下列說法不正確的是(　　)。
A.測得0.1 mol·L-1的一元酸HA溶液pH=3.0,則HA一定為弱電解質
B.25 ℃時,將0.1 mol·L-1的NaOH溶液加水稀釋100倍,所得溶液的pH=11.0
C.25 ℃時,將0.1 mol·L-1的HA溶液加水稀釋至pH=4.0,所得溶液c(OH-)
=1×10-10 mol·L-1
D.0.1 mol·L-1的HA溶液與0.1 mol·L-1的NaOH溶液等體積混合,所得溶液pH一定等于7.0
D
解析:A選項,0.1 mol·L-1一元酸HA溶液pH=3.0,說明HA部分電離,為弱電解質,正確;B選項,25 ℃時,0.1 mol·L-1NaOH溶液pH=13.0,加水稀釋100倍,pH=11.0,正確;C選項,25 ℃時, pH=4.0的溶液c(H+)=1×10-4 mol·L-1,c(OH-)=1×10-10 mol·L-1,正確;D選項,若HA為弱酸,與NaOH恰好反應生成強堿弱酸鹽NaA,水解使溶液呈堿性,常溫下pH>7.0,錯誤。

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