《水的電離和溶液的pH（第二課時(shí)）》

“pH”是由丹麥化學(xué)家彼得·索侖森1909年提出的。索侖森當(dāng)時(shí)在一家啤酒廠工作，經(jīng)常要化驗(yàn)啤酒中所含H+濃度。每次化驗(yàn)結(jié)果都要記錄許多個(gè)零，這使他感到很麻煩。經(jīng)過長期潛心研究，他發(fā)現(xiàn)用H+濃度的負(fù)對數(shù)來表示酸堿性非常方便，并把它稱為溶液的pH（p代表德語Potenz，意思是濃度，H代表H+）。就這樣“pH”成為表述溶液酸堿度的一種重要數(shù)據(jù)?；瘜W(xué)史話pH應(yīng)用身體健康日常生活工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)科學(xué)研究環(huán)保領(lǐng)域

酸堿中和滴定:

利用酸堿中和反應(yīng)，用已知濃度的酸（或堿）來

測定未知濃度的堿（或酸)的實(shí)驗(yàn)方法。任務(wù)一實(shí)驗(yàn)室有一瓶未知濃度的NaOH溶液，一瓶

濃度為0.1000mol/L的HCl溶液，如何準(zhǔn)

確測出NaOH溶液的濃度？定量分析測定物質(zhì)中元素、離子、官能團(tuán)等各成分的含量，在化學(xué)上叫做定量分析。酸堿中和滴定就是一種重要的定量分析。根據(jù)分析方法的不同，定量分析可分為化學(xué)分析法和儀器分析法?；瘜W(xué)分析法是指依特定的化學(xué)反應(yīng)及其計(jì)量關(guān)系對物質(zhì)進(jìn)行分析的方法；儀器分析法是指利用特定的儀器對物質(zhì)進(jìn)行定量分析的方法，根據(jù)取樣多少的不同，定量分析可分為常量分析、微量分析和超微量分析等。

在定量分析中，實(shí)驗(yàn)誤差是客觀存在的，所以需要對所得的數(shù)據(jù)進(jìn)行處理和評價(jià)。一、滴定原理1.中和反應(yīng)的實(shí)質(zhì)：2.在酸堿恰好反應(yīng)時(shí)，若是一元酸和一元堿反應(yīng)

c酸·V酸＝c堿·V堿酸堿中和滴定實(shí)驗(yàn)H++OH

H2O?n(H+)＝n(OH)?待測定量取一定體積已知0.1000mol/LV[HCl(aq)]V[NaOH(aq)]＝c(HCl).c(NaOH).c(HCl)V[HCl(aq)]c(NaOH)＝.V[NaOH(aq)]【問題1】需測得哪些數(shù)據(jù)能計(jì)算出c(NaOH)？思考：在下列儀器中選出能夠準(zhǔn)確量取溶液體積的儀器

準(zhǔn)確測量參加反應(yīng)的兩種溶液的體積選用更加精確的儀器

酸式滴定管堿式滴定管【問題2】你認(rèn)為中和滴定實(shí)驗(yàn)要解決的關(guān)鍵問題是什么？最小分刻度：0.1mL可估讀到0.01mL二、主要儀器

堿式滴定管酸式滴定管滴定管夾鐵架臺錐形瓶﹡標(biāo)識

標(biāo)有量程、使用溫度、刻度(“0”刻度

在上方，越往下讀數(shù)越大）

﹡最小分刻度：0.1mL可估讀到0.01mL﹡類型酸式滴定管（A）：酸性、氧化性的試劑堿式滴定管（B）：堿性的試劑V

＝V末－V初

＝18.50mL－2.50mL＝16.00mLV初V末V

＝

V末－V初

25.00mL待測NaOH溶液0.1000mol/L鹽酸

待測NaOH溶液鹽酸的體積？

方法：在待測溶液中加入酸堿指示劑【問題3】如何判斷中和反應(yīng)什么時(shí)候“恰好”反應(yīng)

完全（即判斷滴定終點(diǎn)）？三、滴定終點(diǎn)的確定幾種常用指示劑的變色范圍pH酚酞甲基橙石蕊【困惑】強(qiáng)酸與強(qiáng)堿“恰好”反應(yīng)時(shí)，所得溶液

的pH＝7，用酚酞作指示劑時(shí)，實(shí)際滴定終點(diǎn)的

pH＝8.2，為什么可以將滴定終點(diǎn)當(dāng)成“恰好”

反應(yīng)的點(diǎn)？計(jì)算：用0.2000mol/L鹽酸滴定20.00mL0.2000mol/LNaOH溶液過程中溶液的pH，填入下表：V[HCl(aq)]/mL19.98(少加半滴)20.0020.02（多加半滴）溶液的pH任務(wù)二探究滴定終點(diǎn)前后溶液的pH變化滴定時(shí)，每滴溶液的體積約為0.04mL（1）V[HCl(aq)]＝20.00mL時(shí)，酸和堿恰反應(yīng)完全pH＝7n(H+)＝n(OH-)任務(wù)二探究滴定終點(diǎn)前后溶液的pH變化c(OH-)＝0.2000mol/L×(20.00－19.98)mL×10-3L/mL(20.00＋19.98)mL×10-3L/mL＝1×10-4

mol/L（2）少加入半滴HCl溶液，即V[HCl(aq)]＝19.98mL時(shí)堿過量：c(OH-)n(OH-)V(混合液)＝→c(H+)→pH

0.2000mol/L×0.02mL×10-3L/mL40mL×10-3L/mL≈c(OH-)常溫下：c(H+)＝pH＝?lgc(H+)＝?lg10-10＝101×10-141×10-4KWc(OH-)＝＝1×10-4

mol/L＝1×10-10mol/L（3）多加入半滴HCl溶液，即V[HCl(aq)]＝20.02mL時(shí)c(H+)＝0.2000mol/L×0.02mL×10-3L/mL(20.00＋20.02)mL×10-3L/mL＝1×10-4mol/LpH＝?lgc(H+)＝?lg10-4＝4酸過量：c(H+)→pHn(H+)V(混合液)＝≈0.2000mol/L×0.02mL×10-3L/mL40

mL×10-3L/mL計(jì)算：用0.2000mol/L鹽酸滴定20.00mL0.2000mol/LNaOH溶液過程中溶液的pH，填入下表：V[HCl(aq)]/mL19.98(少加半滴)20.0020.02（多加半滴）溶液的pH1074任務(wù)二

探究滴定終點(diǎn)前后溶液的pH變化pH1210864210203040反應(yīng)終點(diǎn)V[HCl(aq)]/mL中和反應(yīng)過程中的pH變化曲線突變范圍0V[HCl(aq)]/mL19.9820.0020.02pH1074誤差-0.1%0+0.1%幾種常用指示劑的變色范圍

指示劑選擇原則：在突變范圍內(nèi)指示劑有明顯的顏色變化。石蕊的紫色和藍(lán)色差別不夠明顯，不用作指示劑。

25.00mL待測NaOH溶液0.1000mol/L鹽酸酚酞甲基橙石蕊pH1210864210203040反應(yīng)終點(diǎn)V[HCl(aq)]/mL中和反應(yīng)過程中的pH變化曲線突變范圍0酚酞甲基橙酸堿指示劑的顏色在pH突變范圍發(fā)生明顯的改變，就能以允許的誤差表示反應(yīng)已完全，即為滴定終點(diǎn)。三、滴定終點(diǎn)的確定教科書89-90頁實(shí)驗(yàn)活動2用0.1000mol/L的HCl溶液測定未知濃度的NaOH溶液

1.滴定前準(zhǔn)備2.滴定3.判斷終點(diǎn)

4.讀數(shù)5.記錄數(shù)據(jù)四、操作步驟強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的中和滴定

平行滴定三次，記錄相關(guān)數(shù)據(jù)滴定次數(shù)待測NaOH溶液的體積/mL已知濃度HCl溶液滴定前讀數(shù)滴定后讀數(shù)體積/mL25.0025.0025.0032100027.8427.8427.8327.8327.8527.85五、數(shù)據(jù)計(jì)算實(shí)驗(yàn)次數(shù)HCl溶液的體積/mL待測NaOH溶液的體積/mL127.8425.00227.8325.00327.8525.00實(shí)驗(yàn)1：c(HCl)·V[HCl(aq)]c1(NaOH)＝V[NaOH(aq)]0.1000mol/L×0.02784

L0.02500L0.1114mol/L＝＝實(shí)驗(yàn)1：c(HCl)

·V[HCl(aq)]c1(NaOH)＝V[NaOH(aq)]0.1114mol/L同理可得，實(shí)驗(yàn)2：c2(NaOH)＝0.1113mol/L實(shí)驗(yàn)3：c3(NaOH)＝0.1114mol/L將三次滴定測出的待測NaOH溶液濃度取平均值：c(NaOH)0.1114mol/L+0.1113mol/L+0.1114mol/L0.1114mol/L＝＝＝3五、數(shù)據(jù)計(jì)算總結(jié)提升中和滴定實(shí)驗(yàn)定量分析核心：減少誤差儀器選用指示劑的選擇依據(jù)：中和反應(yīng)數(shù)據(jù)處理任務(wù)一溶液pH的計(jì)算[問題探究]pH=10的NaOH溶液與pH=12的NaOH溶液等體積混合,混合后的c(H+)是否答案

不是,混合后溶液呈堿性,應(yīng)先求c(OH-)混,再通過

求出c(H+)。[深化拓展]1.單一溶液pH的計(jì)算(1)強(qiáng)酸溶液,pH=-lgc(H+)。(2)強(qiáng)堿溶液,c(H+)=,pH=-lgc(H+)。2.混合溶液pH的計(jì)算(1)強(qiáng)酸溶液與強(qiáng)酸溶液混合(3)強(qiáng)酸溶液與強(qiáng)堿溶液混合常溫下,若恰好完全反應(yīng),溶液呈中性,pH=7;常溫下,酸、堿溶液等體積混合,且酸與堿溶液的pH之和為14:若為強(qiáng)酸與強(qiáng)堿,則pH=7;若為強(qiáng)酸與弱堿,則pH>7;若為弱酸與強(qiáng)堿,則pH<7。[素能應(yīng)用]典例1(1)常溫下,某H2SO4溶液的濃度是0.005mol·L-1,此溶液的pH為

。用水稀釋到原來體積的100倍,pH為

。再繼續(xù)稀釋到溶液體積的104倍,pH

。

(2)常溫下,pH=3的鹽酸與pH=5的硫酸溶液等體積混合后溶液的pH為

。

(3)常溫下,pH=10和pH=12的兩種NaOH溶液等體積混合后溶液的pH為

。

(4)常溫下,pH=12的NaOH溶液和pH=4的HCl溶液等體積混合后,溶液的pH為

。

答案

(1)2

4接近7

(2)3.3(3)11.7

(4)11.7解析

(1)c(H+)=0.005

mol·L-1×2=0.01

mol·L-1,pH=-lg10-2=2。稀釋為原體積的100倍后,c(H+)=0.01

mol·L-1÷100=10-4

mol·L-1,pH=-lg10-4=4。再稀釋到溶液體積的104倍后,pH接近7(酸溶液無限稀釋后不會顯中性或堿性)。不同濃度的強(qiáng)酸(或強(qiáng)堿)溶液等體積混合的pH速算技巧當(dāng)不同濃度的強(qiáng)酸(或強(qiáng)堿)溶液等體積混合時(shí),若pH之差≥2,則混合后溶液的pH的計(jì)算有如下口訣:強(qiáng)酸強(qiáng)酸等體摻,小值加上0.3;強(qiáng)堿強(qiáng)堿等體摻,大值減去0.3。變式訓(xùn)練1常溫下,將pH為8的NaOH溶液與pH為10的NaOH溶液等體積混合后,溶液的氫離子濃度最接近于(

)A.2×10-10mol·L-1B.(10-8+10-10)mol·L-1C.(10-8+10-10)mol·L-1D.(10-6+10-4)mol·L-1答案

A任務(wù)二酸(或堿)溶液稀釋后pH的計(jì)算及大小比較[問題探究]對于pH=a的強(qiáng)酸和弱酸溶液,均稀釋到原溶液體積的10n倍(a+n<7),試寫出稀釋后溶液的pH或范圍。答案

稀釋到原溶液體積的10n倍,pH=a的強(qiáng)酸溶液的pH就增大n(a+n<7)個(gè)單位,即稀釋后強(qiáng)酸溶液的pH=a+n;弱酸溶液稀釋過程中會電離出H+,因此弱酸溶液的pH變化小于強(qiáng)酸,弱酸溶液的pH范圍:a<pH<a+n。[深化拓展]酸、堿溶液稀釋時(shí)pH的變化可用數(shù)軸表示(1)強(qiáng)酸、弱酸溶液的稀釋:(2)強(qiáng)堿、弱堿溶液的稀釋:[素能應(yīng)用]典例2常溫下,pH=11的X、Y兩種堿溶液各1mL,分別稀釋至100mL,其pH與溶液體積(V)的關(guān)系如圖所示,下列說法正確的是(

)A.X、Y兩種堿溶液中溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度一定相等B.稀釋后,X溶液的堿性比Y溶液的堿性強(qiáng)C.分別完全中和X、Y這兩種堿溶液時(shí),消耗同濃度鹽酸的體積:V(X)>V(Y)D.若9<a<11,則X、Y都是弱堿答案

D解析

因?yàn)閜H=11的X、Y兩種堿溶