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20xx人教版高中化學選修4第3章第2節水的電離和溶液的酸堿性第3課時(編輯修改稿)

2025-12-25 18:22 本頁面

　

【文章內容簡介】紅色，終點時生成強堿弱酸鹽，水解顯堿性提示： (1)指示劑選用： ① 變色要靈敏，變色范圍要小，且變色范圍盡量與所生成鹽的溶液酸堿性一致。因此中和滴定一般選用酚酞和甲基橙，而不用石蕊試液。 ② 強酸滴定強堿一般用甲基橙，但用酚酞也可以。 ③ 用酸滴定 Na2CO3溶液，酚酞作指示劑，終點產物為NaHCO3和 NaCl而用甲基橙作指示劑終點產物為 NaCl、 H2O、CO2。 (2)指示劑的用量：指示劑一般滴加 2～ 3滴即可，否則它也消耗酸或堿，而引起誤差。 3．酸堿中和滴定操作步驟 (用已知濃度的堿溶液滴定未知濃度的酸溶液 ) (1)用移液管準確吸取一定量未知濃度的酸溶液放入錐形瓶中，滴入 2～ 3滴酚酞指示劑。 (2)記錄堿式滴定管內溶液的初讀數后進行滴定。滴定時左手擠壓玻璃球處的橡皮管，右手拿錐形瓶，邊滴邊振蕩 (繞一個方向 )，滴至溶液由無色變成淺紅色，并在半分鐘內淺紅色不褪即到終點。記下末讀數。消耗堿的體積：末讀數－初讀數 (3)再重復滴定一次，將有關數據記錄如下表。取兩次測定數值的平均值，根據中和原理計算出未知酸的物質的量濃度。滴定次數待測酸溶液的體積 /mL 標準堿溶液的體積 /mL 滴定前讀數 /mL 滴定后讀數 /mL 體積 /mL 提示：若是繪制酸堿反應曲線，錐形瓶中不加指示劑，而是隨標準堿液的加入，不斷用 pH計測量溶液 pH，并記錄。開始和終點后測試間隔可大一些，終點附近應每加一滴測一次。以加入堿液的體積為橫坐標，溶液 pH為縱坐標，繪出溶液 pH隨 NaOH溶液加入量變化的曲線。 4．酸堿中和滴定誤差分析 (1)依據 (一元強酸和一元強堿的中和滴定 ) 中和滴定實驗中，產生誤差的途徑主要有操作不當、讀數不準等，分析誤差要根據計算式分析， c待測＝ c標準 V標準 /V待測，當用標準酸溶液滴定待測堿溶液時， c標準、 V待測均為定值， c待測的大小取決于 V標準的大小。 (2)常見的誤差分析 (以用標準鹽酸滴定待測 NaOH溶液為例 ) 步驟操作 c(NaOH) 洗滌 (潤洗 ) 未用標準溶液潤洗滴定管偏高錐形瓶用待測溶液潤洗偏高未用待測溶液潤洗取用待測液的滴定管偏低錐形瓶洗凈后瓶內還殘留有少量蒸餾水無影響讀數滴定前仰視讀數或滴定后俯視讀數偏低滴定前俯視讀數或滴定后仰視讀數偏高操作滴定完畢后立即讀數，半分鐘后顏色又褪去偏低滴定前滴定管尖嘴部分有氣泡滴定后氣泡消失偏高滴定過程中振蕩時有液滴濺出偏低滴定達終點時發現滴定管尖嘴處掛著一滴液滴偏高提示： ① 分析酸堿中和滴定實驗誤差時，可把一切影響因素歸結到標準液用量的大小上來判斷。若標準液用量偏大，則測定結果偏高；標準液用量偏小，測定結果偏低；若不影響標準液用量，則對測定結果無影響。 ② 在滴定操作時，通常在錐形瓶下墊一張白紙，其作用是使滴定終點顏色變化更易觀察，便于滴定終點判斷，減小實驗誤差。 ③ 讀數誤差可以用畫圖的形式來理解和記憶。如開始讀數仰視，滴定完畢讀數俯視。如圖 Ⅰ ；開始讀數俯視，滴定完畢讀數仰視，如圖 Ⅱ 。 (V標偏小，結果偏低 ) (V標偏大，結果偏高 ) 5．酸堿滴定曲線的繪制 (1)酸堿滴定過程中溶液 pH的變化特點在酸堿反應過程中，溶液的 pH會發生變化，對于強酸強堿的反應，開始時由于被中和的酸 (或堿 )濃度較大，加入少量的堿 (或酸 )對其 pH的影響不大。當反應接近終點 (pH≈7)時，很少量的堿 (或酸 )就會引起溶液 pH突變，酸、堿的濃度不同，pH突變范圍不同。 (2)酸堿滴定曲線的繪制酸堿滴定曲線是以酸堿混合過程中滴加酸 (或堿 )的量為橫坐標，以溶液 pH為縱坐標繪出的一條溶液 pH隨酸 (或堿 )的滴加量而變化的曲線。向 20. 00 mL molL－ 1HCl溶液中滴加 molL－ 1 NaOH溶液過程中 pH變化如下表所示： V(NaOH) /mL 0 10.00 15.00 18.00 19.00 19.96 20.00 20.04 21.00 22.00 30.00 pH 1 由表中數據繪制滴定曲線。如下圖提示：由于指示劑的原因，到達滴定終點時，酸堿并非恰好完全反應。所以，滴定終點和反應終點并

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