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2019-2020年高中化學 3.4《酸堿中和滴定》教案 舊人教版必修2 [介紹]化學上把鑒定物質(zhì)的組成成分叫做定性分析；已知物質(zhì)的組成，進一步測定物質(zhì)中各組成成分的含量叫做定量分析；酸堿中和滴定是中學化學最重要的定量分析實驗。 下面我們一起學習酸堿中和滴定 [復習] 首先回顧有關酸堿的中和反應 1寫出如下反應的化學方程式和離子方程式： HCl和NaOH： H2SO4和KOH ： HNO3和Ba(OH)2 ： 2用離子方程式表示酸堿中和反應的實質(zhì)： [小結]酸和堿的中和反應是中學反應中比較迅速靈敏的一類反應，其本質(zhì)是酸提供的H+ 和堿提供的OH— 的中和反應，且H+ 和OH— 以 等物質(zhì)的量時恰好中和。 3將已知濃度為C酸 的H2SO4溶液逐滴的滴入未知濃度的KOH溶液中，已知KOH溶液的體積為V堿 ，當兩者恰好反應時，測出消耗了H2SO4溶液的體積為V酸 ，通過計算求出KOH溶液的濃度C堿 ？ [小結]通過計算認識到，若已知酸堿恰好中和反應時各自消耗的體積，且已知其中一種的濃度，則另一種濃度可求。這就是酸堿中和滴定的原理。 [板書]一酸堿中和滴定的原理 1定義：在定量分析中，用已知物質(zhì)的量濃度的酸（或堿）來測定未知物質(zhì)的量濃度的堿（或酸）的方法。 2原理：中和反應中的定量關系。 酸提供的H+ 的物質(zhì)的量== 堿提供的OH—的物質(zhì)的量 （未知濃度的為待測液，已知濃度的為標準液） [練習]用0.1032mol/L的HCl溶液滴定25mL未知濃度的NaOH溶液，滴定到兩者恰好完全反應時，用去HCl溶液27.84mL，通過計算求NaOH的物質(zhì)的量濃度是多少？ [過渡] 酸堿中和滴定在理論上是簡單清晰的。但具體的實踐操作中，還有兩個關鍵需要克服。①準確測定參加反應的兩種溶液的體積。②準確判斷中和反應恰好進行完全（找到完全中和點）。下面就一起學習如何解決理論到實踐中出現(xiàn)的問題。 [評講]解決辦法 ①準確測定參加反應的兩種溶液的體積——使用滴定管。 （展示滴定管，放在滴定管夾上） （滴定管：內(nèi)徑均勻、帶有刻度的細長玻璃管，下端有控制液流的活塞） 酸式滴定管：盛放酸性溶液，不能盛放堿性溶液（滴定管結構決定） 堿式滴定管：盛放堿性溶液，不能盛放酸性溶液、強氧化性溶液、有機溶液。 （結構決定使用范圍） [設問]為什么酸堿中和滴定中測定溶液的體積不用已有的量筒，而選用滴定管？ （結構決定精確度高、且便于滴定操作） [設問]滴定管是如何測量液體體積的？ （滴定管的結構：滴定管上標有哪些參數(shù)——溫度、最大量程；滴定管的刻度分布——0刻度在上、從上往下分布刻度、最大量程下端有一段無刻度、最小刻度精確到0.1mL 、讀數(shù)估讀到0.01mL ；） （評講中可與量筒對比說明） （演示滴定管用于精確的測量放出的液體的體積。） （滴定管使用中的注意事項后面介紹） ②準確判斷中和反應恰好進行完全（找到完全中和點）——選用合適的指示劑。 （指導閱讀教材） [簡單介紹]以HCl溶液滴定NaOH溶液為例： （注意）初次介紹時，最好不要介紹到：在完全中和點前后，溶液pH變化很大，存在“pH突變”現(xiàn)象；即不要涉及“完全中和點”和“滴定終點”方面的問題。盡量采取淡化處理。特別是對文科學生。 [設問]既然指示劑的選擇直接關系到酸或堿的用量，因此，必須是最合適的指示劑。選擇指示劑應該遵循什么原則呢？ （變色點盡量接近完全中和點時溶液的pH ；變色要靈敏、明顯，具體來說就是---） [板書] 選擇指示劑的原則：一般用甲基橙或酚酞，決不用石蕊 強酸——強堿：兩者均可 強酸——弱堿：甲基橙 弱酸——強堿：酚酞 [過渡]下面以HCl溶液滴定NaOH溶液為例，講解中和滴定實驗的操作步驟和注意事項。 [板書]二酸堿中和滴定 [實驗2—7]用已知濃度的鹽酸滴定25.00mL未知濃度的NaOH溶液，以測定NaOH的物質(zhì)的量濃度。 1儀器和藥品：酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾、鐵架臺、錐形瓶、燒杯、白紙 標準液（0.2mol/L HCl溶液） 待測液（未知濃度的NaOH溶液） 指示劑（酚酞） 2滴定步驟： 準備過程：滴定管查漏——水洗——潤洗——注液——調(diào)液（讀數(shù)并記錄）； 錐形瓶水洗 （調(diào)液包括：調(diào)整使尖嘴部分充滿溶液無氣泡、使液面處于0刻度或以下） （講解中最好不涉及這樣做的原因、即不涉及誤差方面。） 滴定過程： ①移液：移取25mL的NaOH溶液到錐形瓶 ②滴加指示劑：2—3滴、不可太多（最佳指示劑為甲基橙；也可用酚酞） ③開始滴定：錐形瓶移到管下，下墊一白紙；左手、右手、眼睛；先快后慢； （眼睛始終注視錐形瓶內(nèi)液體顏色變化，滴定中絕對禁止左手離開活塞、眼睛看別的地方。） ④終點判斷：當看到加入1滴鹽酸后，溶液變色，靜止半分鐘顏色不變，說明以達到滴定終點 ⑤讀數(shù)并記錄： ⑥重復實驗2—3次： ⑦計算：C堿 == C酸 V酸 / V堿 （求實驗的平均值） 附表格： NaOH溶液的體積讀數(shù)（mL） HCl溶液的體積讀數(shù)（mL） 滴定前刻度 滴定后刻度 體積 滴定前刻度 滴定后刻度 體積 1 2 3 第二課時 [復習]滴定步驟 [引入]三中和滴定的誤差分析： 計算依據(jù)：C堿 == C酸 V酸 / V堿 （ 能影響或決定C堿的主要因素是V酸 ） 1滴定前酸式滴定管用蒸餾水洗后未用鹽酸溶液潤洗 2滴定前酸式滴定管尖端有氣泡，滴定后氣泡消失 3滴定前用待測液潤洗錐形瓶后再移取25mL的NaOH溶液到錐形瓶 4移液時，堿式滴定管用蒸餾水洗后未用NaOH溶液潤洗 5酸式滴定管在讀數(shù)前俯視后仰視 6滴定中錐形瓶搖動劇烈，有溶液濺出 7移取25mL的NaOH溶液到錐形瓶后加蒸餾水少許 [探究題]HCl和NaOH恰好中和時溶液的pH==7 ，但指示劑變色是，溶液的pH不等于7，為什么可將“滴定終點”當成“完全中和點”？ （練習）用0.1mol/L NaOH溶液滴定20mL 0.1mol/L HCl溶液： 加入V（NaOH）mL 溶液中C（H+） pH 0 0.1 1 10 0.033 1.48 15 0.0142 1.85 19.50 0.00125 2.9 19.80 0.0005 3.3 19.98 0.00005 4.3 20 10—7 7 20.02 210—10 9.7 20.20 210—11 10.7 作圖： pH 7 A 0 V（NaOH） [思考]1本曲線有和特點 （在完全中和點A點附近存在一段pH突變的過程） 2在完全中和點附近，即使多加或少加0.02mL（1滴）NaOH溶液，均會造成混合液pH發(fā)生很大變化，而使溶液顏色發(fā)生變化。 3滴定終點由指示劑變色確定，盡管“滴定終點”和“完全中和點”不一致，但兩者相差半滴左右，這種誤差完全可以忽略不記。 （理解：選擇指示劑時，最好使指示劑的變色點與完全中和點接近，而減少誤差）