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(共15張PPT)
第3講 酸堿中和滴定
新人教版 化學 選擇性必修一
第三章 水溶液中的離子反應與平衡
第二節 水的電離
視頻導入
模塊一 酸堿中和滴定
一、酸堿中和滴定
1．定義
酸堿中和滴定是利用中和反應，用已知濃度的酸（或堿）來測定未知濃度的堿(或酸)的實驗方法。
標準液
待測液
反滴定也可
一、酸堿中和滴定
2．所需儀器
　　酸式滴定管、堿式滴定管、燒杯、滴定管夾、鐵架臺、錐形瓶等。
一、酸堿中和滴定
3.原理
已知物質的量濃度的酸（或堿）
一定量未知濃度、待測定的堿(或酸）
幾滴酸堿指示劑
如酚酞或甲基橙
當接近滴定終點時，極少量的堿或酸就會引起溶液的pH突變。此時指示劑明顯的顏色變化表示反應已完全，即反應到達終點。
C待= —————
C標. V標
V待
一、酸堿中和滴定
加入NaOH (mL) 0.00 10.00 15.00 18.00 19.00 19.96 20.00 20.04 21.00
溶液pH
1.0 1.2 1.8 2.3 2.6 3.9 7.0 10.0 11.4
向20.00 mL 0.100 mol/L HCl中滴加0.100 mol/L NaOH溶液的過程中，溶液的pH變化如下：
4.pH突變
一、酸堿中和滴定
4.pH突變
①強酸和弱堿滴定 強酸弱堿鹽 甲基橙
②強堿滴弱酸滴定 強堿弱酸鹽 酚酞
③強酸強堿滴定 酚酞和甲基橙都可以
一、酸堿中和滴定
5．酸堿指示劑
酸堿指示劑是一些有機弱酸或弱堿，它們的顏色變化是在一定的pH值范圍內發生的。
指示劑 變色范圍（pH） 遇酸的顏色 遇堿的顏色
甲基橙
石蕊
酚酞
3.1
4.4
橙色
紅色
（pH<3.1）
黃色
（pH>4.4）
5.0
8.0
紫色
紅色
（pH<5.0）
藍色
（pH>8.0）
8.2
10.0
粉紅色
無色
（pH<8.2）
紅色
（pH>10.0）
一、酸堿中和滴定
例：用0.1032mol/L的HCl溶液滴定25.00mL未知濃度的NaOH溶液，重復三次的實驗數據如下表所示。計算待測NaOH溶液的物質的量濃度。
實驗次數 HCI溶液的體積/mL 待測NaOH溶液的體積/mL
1 27.84 25.00
2 27.83 25.00
3 27.85 25.00
=0.1149mol/L
CNaOH= —————
CHCl. VHCl
VNaOH
= —————
0.1032×27.84
25.00
課堂總結
1.定義
2.所需儀器
3.原理
C待= —————
C標. V標
V待
4.pH突變
5.酸堿指示劑
課堂檢測
答案　D
1．某同學取20.00 mL 0.50 mol·L－1 NaOH溶液，恰好將未知濃度的H2SO4溶液20.00 mL滴定至終點，下列說法正確的是(　　)
A．該實驗不需要指示劑
B．用量筒量取上述硫酸的體積
C．H2SO4的濃度為1.00 mol·L－1
D．參加反應的H＋和OH－的物質的量相等
課堂檢測
答案　B
2.室溫下，用0.1 mol·L－1NaOH溶液滴定0.1 mol·L－1鹽酸，如達到滴定終點時不慎多加了1滴NaOH溶液(1滴溶液的體積約為0.05 mL)，繼續加水至50 mL，所得溶液的pH是(　　)
A．4 B．10 C．7．2 D．11．3
課堂檢測
答案　B
3.如圖，曲線a和b是鹽酸與氫氧化鈉的相互滴定的滴定曲線，下列敘述正確的是(　　)
A．鹽酸的物質的量濃度為1 mol·L－1
B．P點時反應恰好完全，溶液呈中性
C．曲線a是鹽酸滴定氫氧化鈉的滴定曲線
D．酚酞不能用作本實驗的指示劑
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