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第三章電離平衡重要知識(shí)點(diǎn)（學(xué)生用）
一、電解質(zhì)與非電解質(zhì)：
1． 電解質(zhì)----在水溶液里或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物。
非電解質(zhì)----在水溶液里和熔融狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物。
2．二者都是化合物，單質(zhì)和混合物什么都不是。即化合物不是電就是非。
3電解質(zhì)強(qiáng)調(diào)因本身電離出自由移動(dòng)的離子而導(dǎo)電，若是生成物的電離，就不是電解質(zhì)，如SO2、 NH3等。
4．電解質(zhì)可以是離子化合物也可以是共價(jià)化合物，前者在兩種情況下都能導(dǎo)電，后者只是在水溶液里導(dǎo)電。------要證明一種化合物是離還是共就看它在熔融狀態(tài)下是否導(dǎo)電。例：證明HCl是共價(jià)化合物，則只需證明液態(tài)HCl不導(dǎo)電則可。
5．離子化合物本身含有離子，但因無自由移動(dòng)的離子，因此不能導(dǎo)電。但熔融的離子化合物卻能導(dǎo)電。
6．強(qiáng)酸的酸式鹽如NaHSO4在水溶液中和熔融狀態(tài)下的導(dǎo)電是不同的。前者共價(jià)、離子鍵均斷鍵，后者只有離子鍵斷鍵。
7．掌握常見的電解質(zhì)與非電解質(zhì)的類別：
電解質(zhì)包括酸、堿、鹽、活潑金屬氧化物；非電解質(zhì)一般包括非金屬元素的氧化物、非金屬元素的氫化物（除H2S、 HX外），絕大多數(shù)的有機(jī)物。
思考：一種物質(zhì)的水溶液能導(dǎo)電，原物質(zhì)一定是電解質(zhì)嗎？
二、強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì)------根據(jù)水溶液里或熔融狀態(tài)下能否完全電離來區(qū)分。
1．強(qiáng)電解質(zhì)溶液中只有離子無分子，弱電解質(zhì)溶液中兩種都有。因此，只有弱電解質(zhì)溶液才有電離平衡。且電離過程是吸熱的，故弱電解質(zhì)的導(dǎo)電性隨T的升高而增強(qiáng)，而金屬反之。
2、電解質(zhì)的強(qiáng)弱與導(dǎo)電的強(qiáng)弱無關(guān)，與溶解性的大小無關(guān)。
3．電解質(zhì)的強(qiáng)弱與化學(xué)鍵的關(guān)系：強(qiáng)電解質(zhì)可以含離子鍵或極性鍵；弱電解質(zhì)只能含極性鍵（這里的極性鍵也可以是強(qiáng)極性鍵。如：HF），即含離子鍵的電解質(zhì)必為強(qiáng)電解質(zhì)。
4.強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì)的類別：-強(qiáng)電解質(zhì)包括強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、絕大多數(shù)鹽、活潑金屬氧化物；弱電解質(zhì)弱酸、弱堿、水。
三、|電離方程式的書寫：——首先關(guān)注電解質(zhì)的強(qiáng)弱。
1．強(qiáng)電解質(zhì)用等號(hào)，弱電解質(zhì)用可逆號(hào)。
2．多元弱酸的|電離方程式的書寫：分步進(jìn)行，越向后越困難。主要由第一步電離決定。
3．多元弱酸的酸式鹽的書寫：
4．NaHSO4在水溶液中和熔融狀態(tài)下電離的兩種表示：
5．兩性氫氧化物[Al(OH)3]的兩種電離 ：
[想一想]：為什么多元的酸電離下一步比上一步困難，電離程度小得多，甚至可忽略
四、．比較強(qiáng)、弱電解質(zhì)
強(qiáng)電解質(zhì)
弱電解質(zhì)
電離程度
完全
部分
電離平衡
不、不可逆
有、可能
過程表示
溶液中存在的微粒
（水分子不計(jì)）
====
只有電離出的陰、陽離子，不存在電解質(zhì)分子
即有電離出的陰、陽離子（少部分），又有電解質(zhì)分子（大部分）。
電離方程式
H2SO4====2H++SO42—
CaCl2====Ca2++2Cl—
NH3·H2O NH4++OH—
H2S H++HS—，HS— H++S2—
實(shí)例
絕大多數(shù)的鹽（包括難溶性鹽）；
強(qiáng)酸：H2SO4、HCl、HclO4等；
強(qiáng)堿：Ba(OH)2、Ca(OH)2等。
五、弱電解質(zhì)的電離平衡：
1．概念
弱電解質(zhì)的電離平衡是指在一定條件下（濕度、濃度），弱電解質(zhì)電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等的狀態(tài)。
2．影響電離平衡的因素
（?。㏕：
（2）濃度：（包括①稀釋效應(yīng)、②增濃效應(yīng)、③同離子效應(yīng)、④反應(yīng)效應(yīng)、⑤加入相同平衡體系的溶液）
注意：1。電離程度正比于T反比于C.
2．平衡正向移，電離程度不一定增加。
3．注意同離子效應(yīng)、和反應(yīng)效應(yīng)對(duì)電離程度的影響。
4．在0。1mol/LHAC溶液中加入等體積等濃度的HAC溶液。對(duì)原平衡無影響。
5．HAC、NH3.H2O溶液中電離平衡的證明方法：只能加入中性物質(zhì)NH4AC固體.并配加指示劑。
6．稀釋酸、堿溶液將分別導(dǎo)致[H+]濃度減小、[OH-]濃度減小
7．判斷離子濃度的變化用直接因素。
以0.1mol/1 CH3COOH溶液為例：
六、電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力的強(qiáng)弱與電解質(zhì)強(qiáng)弱影響溶液導(dǎo)電能力的因素：
決定于自由移動(dòng)離子的電荷濃度的大小。（其中C電荷=nC離子）。
例：（1）若在H2SO4溶液中加Ba(OH)2，因生成BaSO4沉淀和極難電離的水，使溶液中離子濃度降低，導(dǎo)電能力降低。
（2）若在H2SO4溶液中加BaCl2，雖有沉淀BaSO4生成，但同時(shí)生成了HCl，相當(dāng)于1molSO42—被2molCl—代替，故導(dǎo)電能力幾乎不變。
（3）若在HCl溶液中加AgNO3，則導(dǎo)電能力幾乎不變。
七、關(guān)于弱酸、弱堿溶液中存在電離平衡的運(yùn)用及兩個(gè)重要結(jié)論：
1．弱酸與強(qiáng)酸相比（或弱堿與強(qiáng)堿相比）在稀釋過程中不斷有[H+]濃度或[OH-]濃度的補(bǔ)充。而強(qiáng)酸、強(qiáng)堿則無。
2．弱酸、弱堿溶液中在稀釋后只有n酸守恒，而nH+不守恒。對(duì)強(qiáng)酸、強(qiáng)堿在稀釋后只有n酸、nH+均守恒。。
3．兩個(gè)重要結(jié)論：
（1）PH相同的強(qiáng)弱酸等倍數(shù)稀釋前者PH較高，或強(qiáng)酸的PH變化較大。
（2）C酸相同的同元強(qiáng)弱酸等倍數(shù)稀釋則反之。
例如 ①等物質(zhì)的量濃度的鹽酸和醋酸，氫氧化鈉和氨水分別加水稀釋。溶液的pH值變化，圖示如下：

②若把上述問題，換成等pH值，圖示又怎樣呢？

注意：
①酸無論怎樣稀釋，不可能成為堿性；若無限稀釋，則pH只能無限接近7且小于7.
②堿無論怎樣稀釋，不可能成為酸性；若無限稀釋，則pH只能無限接近7且大于7
③當(dāng)起始強(qiáng)酸、弱酸的pH相同，稀釋后為達(dá)仍相同，則稀釋倍數(shù)一定是弱酸大小強(qiáng)酸（強(qiáng)堿、弱堿類同）
八、涉及酸或堿反應(yīng)的有關(guān)計(jì)算：------關(guān)鍵：、涉及強(qiáng)酸或強(qiáng)堿反應(yīng)找離子關(guān)系；涉及弱酸或弱堿反應(yīng)找分子關(guān)系：（故：涉及酸或堿反應(yīng)要關(guān)注強(qiáng)弱）
對(duì)一元弱酸滿足：CH+=C酸 ∝ 或C酸=
注意：酸與堿混合時(shí)發(fā)生中和反應(yīng)，但不一定恰好完呈中和。即使恰好完全中和，也不一定溶液呈中性，由生成的鹽能否水解及水解情況而定，另外酸堿的強(qiáng)弱不同，提供反應(yīng)物的量不同也影響著反應(yīng)后溶液的性質(zhì)。一般酸或堿過量化生成的鹽水解對(duì)溶液的酸堿性影響大。
下面把常見的幾種情況分列出來.
①等物質(zhì)的量濃度的一元弱酸一元強(qiáng)堿溶液等體積混合溶液pH＞7（由生成的強(qiáng)堿弱酸鹽水解決定）
②等物質(zhì)的量濃度的一元強(qiáng)酸與一元弱堿溶液等體積混合后溶液pH＜7（由生成的強(qiáng)酸弱堿鹽水解決定）
③等物質(zhì)的量濃度的一元強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液等體積混合后溶液pH=7（因生成強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽不水解）
想一想：若酸或堿之一是多元，情況又怎樣？
④當(dāng)pH=pOH的強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液以等體積混合后pH=7（與酸、堿的幾元性無尖）
⑤當(dāng)pH=3的某一元酸溶液與pH=11的一元強(qiáng)堿以等體積混合后pH≤7。（考慮酸有強(qiáng)弱之分，若分弱酸，制反應(yīng)后酸過量）
⑥當(dāng)pH=3的某一元強(qiáng)酸pH=11的一元堿溶液的以等體積混合后pH≥7（同理⑤，弱堿過量）
⑦將pH=3的酸溶液和pH=11的堿溶液以等體積混合后溶液pH=無法確定.
再想一想：⑤⑥⑦與酸、堿的幾元性有無關(guān)系？
第二節(jié)水的電離平衡和溶液的PH
一、水的電離與離子積：
實(shí)驗(yàn)證明，純水微弱的導(dǎo)電性，是極弱的電解質(zhì)：
H2O H++OH，當(dāng)溫度一定時(shí)[H+]·[OH—] =Kw是一個(gè)常數(shù)稱為水的離子積常數(shù)，簡(jiǎn)稱水的離子積。其中：
25℃：[H+] = [OH—] = 10—7 ， Kw= [H+]·[OH—]= =10—14 100℃：[H+] = [OH—] = 10—6， ， Kw= [H+]·[OH—]=10-12
2．影響Kw的因素
Kw與溶液中[H+]、[OH—]無關(guān)，只與溫度有關(guān)。
水的電離為吸熱過程，所以當(dāng)溫度升高時(shí)，水的電離程度增大，Kw也增大。故談Kw必須指明溫度。
3．無論何種性質(zhì)的溶液，由水電離的[H+] = [OH—]始終恒成立。
4．涉及水的電離就要聯(lián)想Kw，要描述Kw的表達(dá)式必須注意[H+]或[OH—]哪種完全濃度完全來自于水：
（1）在酸溶液中：
（2）在堿性溶液中：
（3）在堿溶液中：
（4）在酸性溶液中：
如pH=4的NH4Cl溶液與pH=10的NaAc溶液中，（室溫）由水電離出的
[H+]水=[OH—]水==10—4mol/L
5．Kw的重要作用：擔(dān)負(fù)著將[H+] 、[OH—]轉(zhuǎn)化的重任；擔(dān)負(fù)著有關(guān)水的電離的計(jì)算的重任。。
6．可以根據(jù)純水電離的[H+]的大小與25℃時(shí)[H+]的大小相比較，從而判斷溶液所處的溫度；若溶液所處的溫度均為常溫，還可以判斷溶液的性質(zhì)。；
7．影響水的電離平衡因素
（1）溫度，升溫度促進(jìn)水的電離，降溫則相反
（2）向純水中外加酸堿，會(huì)抑制水的電離。
①只要酸的pH值相等（不論強(qiáng)弱、不論幾元）對(duì)水的抑制程度相等，堿也同理。
②若酸溶液的pH值與堿溶液的pOH值相等，則兩種溶液中水的電離度相等。
如pH=3的鹽酸溶液與pH=11的氨水溶液在室溫下，由水電離出的
[H+]水=[OH—]水==10—11mol/L
（3）向純水中外加弱離子的鹽將促進(jìn)水的電離 ，且當(dāng)強(qiáng)酸弱的堿鹽的pH和強(qiáng)堿弱酸鹽的pOH值相等時(shí)（同一溫度），則促進(jìn)程度相等。
二、溶液的酸堿性及pH的值
1．pH的定義：pH=－lg[H+]
注意： (1) 25℃時(shí)：PH +POH==14 ,100℃時(shí): PH +POH==12
(2)常見的PH：
（3）PH的適用范圍：CH+ (10-14 ,1),即PH常溫下的范圍為（0 ，14）
注意：任意水溶液中[H+]≠0，但pH可為0，此時(shí)[H+]=1mol/L，一般[H+]＞1mol/L時(shí)，pH＜0，故直接用[H+]表示.
2． pH的測(cè)定：pH試紙、pH計(jì)。
pH試紙：（1）只能讀整數(shù) （2）使用方法：用玻棒沾取待測(cè)試液于pH試紙中部，立即與標(biāo)準(zhǔn)比色卡進(jìn)行比色，以半分鐘的顏色變化為標(biāo)準(zhǔn)。
（3）pH試紙事先不能潤(rùn)濕
（4）常見指示劑的變色范圍：（口訣）甲、石、酚要分清，紅-黃 紅-藍(lán) 無色-紅；3.1-4.4 5-8 8-10相對(duì)應(yīng)。
3．pH的計(jì)算：--------關(guān)鍵：（1）有反應(yīng)的先考慮反應(yīng) （忽略體積變化）可能情況有三種：
①若酸和堿恰好中和. 即nH+=nOH—，pH=7.
②若酸過量，求出過量的[H+]，再求pH值.
③若堿過量，求出過量的[OH—]，求出pOH后求pH值.
（2）對(duì)單一酸溶液：找CH+___求PH;
對(duì)單一堿溶液：找COH-___求POH-----在轉(zhuǎn)化為PH
注意;強(qiáng)酸與強(qiáng)酸或強(qiáng)堿與強(qiáng)堿等體積混合且△pH≥2應(yīng)滿足0。3規(guī)則。
即：（1）當(dāng)強(qiáng)酸與強(qiáng)酸等體積混合，則pH==較小pH +0。3
（2）當(dāng)強(qiáng)堿與強(qiáng)堿等體積混合，則pH==較大pH —0。3
4．溶液呈的酸堿性的判斷問題：
（1）絕對(duì)標(biāo)準(zhǔn)：取決于溶液中[H+]、[OH—]的相對(duì)大小。
（2）25℃時(shí)：以pH==7為標(biāo)準(zhǔn)。
（3）100℃時(shí)：以pH== 6為標(biāo)準(zhǔn)。
第三課時(shí)鹽類的水解
鹽的水解：
一般通式：鹽提供的弱陽或弱陰離子 +H2O ===弱酸/弱減 +OH-/H+
實(shí)質(zhì)：促進(jìn)了鹽的水解。
鹽的水解與中和反應(yīng)的關(guān)系：是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，但一般認(rèn)為中和反應(yīng)程度大，大多認(rèn)為是完全以應(yīng)，但鹽類的水解程度小得多，真正發(fā)生水解的離子僅占極小比例。。
故：鹽的水解或弱酸/弱堿的電離都是吸熱過程。
4．水解規(guī)律：有鹽想水解，有弱才水解，
越弱越水解，雙弱雙水解
誰強(qiáng)顯誰性，等強(qiáng)顯中性，雙弱具體定。
(取決于生成弱酸弱堿 相對(duì)強(qiáng)弱)
（如 NH4CN CH3COONH4 NH4F
堿性 中性 酸性
5．注意：
（1）鹽的水解為中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，但進(jìn)行的程度很小，一般不超過10℅。且為吸熱過程。
（2）鹽的水解不一定影響溶液的PH.如CH3COONH4個(gè)。
（（ （3）一般單一弱離子的水解程度很小，寫可逆號(hào)且無氣體或沉淀符號(hào)；而雙水解則反之。且多元弱酸根的水解與多元弱酸的電離相似都是分步進(jìn)行的。已第一級(jí)為主。
（4）一般弱陽離子弱陰離子都要考慮雙水解，如：Fe3+/Al3+ +CO32-/HCO3-等。但
NH4+ + CO32-/HCO3-/AC- ;Cu2+/Fe3+/Fe2+ +S2- 等除外。
（5）弱酸的酸式鹽有水解和電離兩種趨勢(shì)，一般以水解為主，但NaHSO3 NaH2PO4溶液除外。
（6）常用鹽的水解知識(shí)判斷溶液中離子濃度的大小和種類。
6．水解離子方程式的書寫：
（1）有弱才水解原則。 （2）單可逆雙等號(hào)原則 （3）有氫無水，無氫有水原則（對(duì)雙水解） （4）多元弱酸根的水解分步書寫。已第一級(jí)為主原則。
注意：水解離子方程式、電離離子方程式、和離子方程式的區(qū)別。
7．關(guān)于離子的共存問題：
（1）有氣體生成：
（2）有沉淀生成：
（3）有弱電解質(zhì)生成：
（4）發(fā)生氧化還原反應(yīng)的微粒：
（5）發(fā)生雙水解的微粒
（6）形成配合物的微粒：
注意：要特別注意理解間接告訴溶液人酸堿性的條件。如(!)與Al反應(yīng)產(chǎn)生H2的溶液（可以是H+/OH-） (2)常溫下由水電離的CH+ ==10-12＜10-7，為外加了酸、堿的溶液。
8．影響水解的因素
內(nèi)因：鹽的本性.
外因：濃度、溫度、外加酸堿。
水解程度與電離程度一樣均正比于T反比于濃度。
注意：（1）水解平衡的正向移動(dòng)，水解程度卻不一定增加。
（2）外加酸堿可以抑制或促進(jìn)水解。
二、鹽類水解原理的應(yīng)用
1．判斷或解釋鹽溶液的酸堿性
例如：①正鹽KX、KY、KZ的溶液物質(zhì)的量濃度相同，其pH值分別為7、8、9，則HX、HY、HZ的酸性強(qiáng)弱的順序是________________
②相同條件下，測(cè)得①NaHCO3 ②CH3COONa ③NaAlO2三種溶液的pH值相同。那實(shí)驗(yàn)么它們的物質(zhì)的量濃度由大到小的順序是_______________.
因?yàn)殡婋x程度CH3COOH＞HAlO2所以水解程度NaAlO2＞NaHCO3＞CH3COON2在相同條件下，要使三種溶液pH值相同，只有濃度②＞①＞③
2．分析鹽溶液中微粒種類.
例如 Na2S和NaHS溶液溶液含有的微粒種類相同，它們是Na+、S2—、HS—、H2S、OH—、H+、H2O，但微粒濃度大小關(guān)系不同.
3．比較鹽溶液中離子濃度間的大小關(guān)系.（另作專題）
4．判斷加熱濃縮至鹽干溶液能否得到同溶質(zhì)固體。
注意：（1）加熱易揮發(fā)性酸的鹽溶液不能得到相應(yīng)的溶質(zhì)。
（2）加熱濃縮至鹽干溶液能否得到同溶質(zhì)固體還是水解產(chǎn)物主要由產(chǎn)物中的強(qiáng)電解質(zhì)決定，若生成的強(qiáng)電解質(zhì)難揮發(fā)就能得到相應(yīng)的溶質(zhì)，反之不能。
（3）制Al2S3只能是在干態(tài)下制得。
例．①碳酸鉀與水溶液蒸干得到固體物質(zhì)是__________原因是________________。
②KAl(SO4)2溶液蒸干得到的固體物質(zhì)是______________，原因是___________________。
③碳酸鋇溶液蒸干得到的固體物質(zhì)是__________，原因是_______________。
④亞硫酸鈉溶液蒸干得到的固體物質(zhì)是___________，原因是__________________。
⑤氯化鋁溶液蒸干得到的固體物質(zhì)是____________，原因是___________________。
⑥鹽酸與硫酸各1mol/L的混合酸10mL，加熱濃縮至1mL，最后的溶液為_________，原因是____________。
5．某些鹽溶液的配制、保存
在配制FeCl3、AlCl3、CuCl2、SnCl2等溶液時(shí)為防止水解，常先將鹽溶于少量相應(yīng)的酸中，再加蒸餾水稀釋到所需濃度.
Na2SiO3、Na2CO3、NH4F等不能貯存磨口玻璃塞的試劑瓶中，因Na2SiO3、Na2CO3水解呈堿性，產(chǎn)生較多OH—，NH4F水解產(chǎn)生HF，OH—、HF均能腐蝕玻璃.
6．某些離子間因發(fā)生又水解而在溶液中不大量共存，如
①Al3+與S2—、HS—、CO32—、HCO3—、AlO2，SiO32—、ClO—、C6H5O—等不共存
②Fe3與CO32—、HCO3—、AlO2—、ClO—等不共存
③NH4+與ClO—、SiO32—、AlO2—等不共存
6．泡沫滅火器內(nèi)反應(yīng)原理.
NaHCO3和Al2(SO4)3混合可發(fā)生雙水解反應(yīng)：
2HCO3—+Al3+==Al(OH3)↓+3CO2↑
生成的CO2將膠狀A(yù)l(OH)3吹出可形成泡沫
7．制備膠體或解釋某些鹽有凈水作用
FeCl3、Kal2(SO4)2·12H2O等可作凈水劑.
原因：Fe3+、Al3+水解產(chǎn)生少量膠狀的Fe(OH)3、Al(OH)3，結(jié)構(gòu)疏松、表面積大、吸附能力強(qiáng)，故它們能吸附水中懸浮的小顆粒而沉降，從而起到凈水的作用.
8．某些化學(xué)肥料不能混合使用
如銨態(tài)（NH4+）氮肥、過磷酸鈣[含Ca(HPO4)2]均不能與草木灰（主要成分K2CO3）混合使用.2NH4++CO32—==2NH3↑+CO2↑+H2O
↑
損失氮的肥效
Ca2++2H2PO4—+2CO32—== CaHPO4↓+2HCO3—+HPO42—
難溶物，不能被值物吸收
9．熱的純堿液去油污效果好.
加熱能促進(jìn)純堿Na2CO3水解，產(chǎn)生的[OH—]較大，而油污中的油脂在堿性較強(qiáng)的條件下，水解受到促進(jìn)，故熱的比不冷的效果好.
10．在NH4Cl溶液中加入Mg粉，為何有H2放出？
NH4++H2O NH3·H2O+H+
Mg+2H+===Mg2++H2↑
11．除雜
例：除去MgCl2溶液中的Fe3+可在加熱攪拌條件下，加入足量MgO或MgCO3或Mg(OH)2，攪拌充分反應(yīng)，后過濾除去。
三、三大守恒及其應(yīng)用：（常用于比較離子濃度的大?。?br/>1．電荷守恒：
2．物料守恒（原子守恒）：
3．質(zhì)子守恒：
注意：三大守恒的識(shí)別：
四．溶液中離子濃度大小的比較：
1．對(duì)多元弱酸：
2．對(duì)多元弱酸正鹽：
3．對(duì)多元弱酸的酸式鹽：
4．具有同離子效應(yīng)的弱電解質(zhì)體系：一般想電離略水解。
5．不同溶液中同一離子濃度的比較，要看其他離子對(duì)其的影響。
第四課時(shí)中和滴定
一、中和反應(yīng)及中和滴定原理
1．概念：注意中和滴定的順序不確定，可以是標(biāo)滴待，也可以是待滴標(biāo)。
2．原理：（1）酸提供的nH+(總)==堿提供的nOH-(總)
（2）參加反應(yīng)的n酸/n堿==相應(yīng)的k之比
（3）對(duì)一元強(qiáng)酸與強(qiáng)堿：
注意：①酸和堿恰好完全中和，溶液不一定呈中性，由生成的鹽性質(zhì)而定。
②由于所用指示劑變色范圍的限制，滴定至終點(diǎn)不一定是恰好完全反應(yīng)時(shí)，但應(yīng)盡量減少誤差。
3、滴定終點(diǎn)及指示劑的選擇：
（1）滴定終點(diǎn)：就是滴定完成的時(shí)刻。是憑指示劑的顏色變化判斷的由于酚酞、甲基橙的變色范圍分別是堿性、酸性，所以滴定終點(diǎn)嚴(yán)格意義上說并不一定是恰好完全反應(yīng)的點(diǎn)，但常用其代表中和反應(yīng)恰好完全進(jìn)行的時(shí)刻。
（2）指示劑的選擇：-------常用甲、酚
指示劑的選擇常根據(jù)達(dá)滴定終點(diǎn)時(shí)生成鹽溶液的性質(zhì)來作選擇，若恰好顯堿性則選酚，反之選甲，若為中性則二者均可。
例：①0.1mol/L NaOH 滴定鹽酸，酚酞和甲基均可使用，當(dāng)然兩者測(cè)定結(jié)果不同。
②0.1mol/L NaOH溶液滴定0.1mol/L CH3COOH溶液
恰好中和生成CH3COOCa,溶液呈弱堿性,選酚酞為指示劑,PH=8~10淺紅色,誤差小。
③用HCl滴定NH3.H2O
恰好中和生成NH4Cl,溶液呈弱酸性,選甲基橙為指示劑,3.1~4.4橙色，誤差小。
④用HCl滴定0.1mol/L Na2CO3溶液
第一步生成N?aHCO3時(shí)，可選用酚酞為指示劑，由紅色→淺紅→無色。化學(xué)方程式為：
Na2CO3+HCl===NaHCO3+NaOH
第二步生成碳酸（CO2↑+H2O），可選用甲基橙為指示劑，由黃色→橙色，化學(xué)方程式為：NaHCO3+HCl===NaCl+H2O+CO2↑
注意：①指示劑一般為有機(jī)弱酸或弱堿，在滴定時(shí)不能取得太多，一般為2-3滴。
②指示劑不同決定滴定終點(diǎn)的產(chǎn)物不一定相同。
③為準(zhǔn)確判斷滴定終點(diǎn)常在錐型瓶底墊一白紙。
④石蕊試液因顏色變化不明顯，且變色范圍過寬，一般不作滴定指示劑。
（3）終點(diǎn)判斷：（滴入最后一滴，溶液變色后，半分鐘內(nèi)不復(fù)原）
指示劑
操 作
酚酞
甲基橙
強(qiáng)堿滴定強(qiáng)酸
無色變?yōu)闇\紅色
橙色變?yōu)辄S色
強(qiáng)酸滴定強(qiáng)堿
淺紅色變?yōu)闊o色
黃色變?yōu)槌壬?br/>4．中和滴定的計(jì)算：
在實(shí)驗(yàn)時(shí)為減小誤差，往往要做2-3次平行實(shí)驗(yàn)，得出幾組V標(biāo)數(shù)據(jù)，在計(jì)算C待時(shí)代入公式的V標(biāo)應(yīng)為平均值。
中和滴定及誤差分析：
1．主要儀器：酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾（帶鐵架臺(tái)）、錐形瓶（或燒杯+玻棒）、量筒（或移液管）。
注意：（1）酸、堿式滴定管的構(gòu)造特點(diǎn)、使用特點(diǎn)、精度。
（2）錐形瓶使用前不須潤(rùn)洗，既可裝標(biāo)也可裝待；但滴定管必須潤(rùn)洗。
（3）滴定管“0”刻度在上
2．操作：①滴定前的準(zhǔn)備：查漏、洗滌、潤(rùn)洗、充液（趕氣泡）調(diào)液面、讀數(shù)。②滴定：移液、滴加指示劑、滴定至終點(diǎn)、讀數(shù)。③計(jì)算。

誤差分析
以一元酸和一元堿的中的滴定為例-----關(guān)鍵分析V標(biāo)

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