课件33张PPT。第二节 水的电离和溶液的酸碱性
（第一课时）学习目标及要求：1、掌握水的电离和水的离子积常数。
2、掌握溶液的酸碱性与PH值的关系。
3、运用水的离子积常数计算溶液中的H+、OH-的浓度。精确的纯水导电实验现象：指针摆动不亮结论：水是 电解质极弱能发生 电离微弱灵敏电流计灯泡阅读45页 水的电离 并回答
1.写出水的电离方程式
2.写出水的电离常数表达式
3写出水的离子积表达式
4. 25 ℃时，1升水中有多少摩尔水电离？水中的c(H+) 和 c(OH-) 各是多少？水的离子积为多少？
一、水的电离
1.水的电离平衡
理解水的离子积常数注意事项：（1）、Kw不仅适用于纯水中，而且适用于任何稀溶液.
（2）、Kw只受温度影响
25℃ Kw == 1×10－14
100℃ Kw ≈ 1×10－12
温度升高，水的电离程度增大，Kw亦增大。温度：
分析表格中的数据，有何规律，并解释之。温度越高，Kw越大。 25℃时Kw=1×10-14，Kw在一定温度下是个常数。升高温度，促进水的电离。水的电离是一个吸热过程。2.影响水的电离平衡的因素在没有特别说明的情况下，水的离子积均指25℃时的数值左 左不移动右右不变不变不变不变不变其他：增大减小增大减小不变不变增大减小减小增大2.影响水的电离平衡的因素小结影响水的电离平衡的因素1、温度2、酸3、碱4、盐升高温度促进水的电离，Kw增大抑制水的电离，Kw保持不变有些盐会促进水的电离c(H+)水=c(OH-)水 ＜1×10-7 mol/L问题探究：1、在酸碱溶液中，水电离出来的c(H+)和c(OH—)是否相等？是（1）常温下，浓度为1×10-5 mol/L的盐酸溶液中，
由水电离产生的c(H+)是多少？（2）常温下，浓度为1×10-5 mol/L的NaOH溶液中，
由水电离产生的c(OH-)是多少？(3)在常温下，由水电离产生的c(H+) =1×10-9 mol/L
的溶液，则该溶液的酸碱性如何？巩固练习（1）常温下，浓度为1×10-5 mol/L的盐酸溶液中，
由水电离产生的c(H+)是多少？解： = 1×10-9 mol/L巩固练习（2）常温下，浓度为1×10-5 mol/L的NaOH溶液中，
由水电离产生的c(OH-)是多少？解： = 1×10-9 mol/L在常温下，由水电离产生的c(H+) =1×10-9 mol/L
的溶液，则该溶液的酸碱性如何？ 学 与 问答：可能是酸性也可能是碱性1、25℃：A、B、C 三种溶液，其中A中c(H+) = 10—3mol/L ，B 中 c(OH-) = 5×10—7mol/L，C中c(H+) / c(OH-) = 106,则三种溶液的酸性强弱顺序如何？
2、 25℃、浓度均为0.1mol/L的下列溶液中c(H+)由大到小的排列顺序：①氨水 ②NaOH ③盐酸 ④醋酸A ＞ C ＞ BB中c(H+) = KW / c(OH-) =2 × 10—8mol/L C中c(H+) = 10—.4mol/L ③ ＞ ④ ＞ ① ＞ ②3.（1）、25℃，在10-2 mol·L－1的盐酸溶液中， c(H＋)＝ ，c(OH－)＝ ，
c(H＋)水＝ ， c(OH－)水＝_______；
（2）、25℃，在10-3 mol·L－1的NaOH溶液中， c(H＋)＝ , c(OH－)＝ ，
c(H＋)水＝ ， c(OH－)水＝ ；问题探究10-2 mol·L－110-12 mol·L－110-12 mol·L－110-12 mol·L－110-12 mol·L－110-2 mol·L－110-12 mol·L－110-12 mol·L－1导学案3.在由水电离产生的H＋浓度为1×10－12mol·L－1的溶液中，一定不能大量共存的离子组是
A．K＋、Na＋、Cl－、HSO32－
B．Al3+、Na＋、NO3－、Cl－
C． K＋、Na＋、Cl－、AlO2－
D．Fe2＋、NH4+、SO42－、NO3－
酸、碱性条件都不能共存碱性条件不能共存酸性条件不能共存酸、碱性条件都不能共存【思考】已KW100℃=1.0×10-12
1、在100 ℃时，纯水中C（H+）和C（OH-）为多少？
2、C（H+）＞1.0×10-7mol/L是否说明100 ℃时纯水溶液呈酸性？
3、100℃时,C（H+）= 1.0×10-7mol/L溶液呈酸性还是碱性？
4、你认为如何判断溶液的酸碱性
二、溶液的酸碱性
c(H+) 和 c(OH-) 与溶液酸碱性关系c(H+) ＞ c(OH-)c(H+) = c(OH-)c(H+) ＜ c(OH-)＞ 7= 7＜ 7c(H＋)＝1.0×10-7 mol/L的溶液一定是
中性溶液吗？答：不一定，只有在常温下才显中性。 100℃时显碱性1．能影响水的电离平衡，并使溶液中的 c(H＋)＞c(OH－)的操作是( )
A．向水中投入一小块金属钠
B．将水加热煮沸
C．向水中通入二氧化碳气体
D．向水中加食盐晶体巩固练习巩固练习 2.在某温度时，测得纯水中的c(H＋)＝
2.4×10－7mol/L，则c(OH－)为( )
A．2.4×10－7mol/L
B．0.1×10－7mol/L
C. 1.0×10-14/2.4×10-7mol/L
D．c(OH－)无法确定A3、判断正误：
1)任何水溶液中都存在水的电离平衡。
2)任何水溶液中（不论酸、碱或中性） 都存在Kw=10-14 。
3)某温度下，某液体c(H+)= 10-7mol/L，则该溶液一定是纯水。 √××巩固练习巩固练习4．常温下，0.1mol?L－1的NaOH溶液中由水电离出的OH－的物质的量浓度为( ) A．0.1mol?L－1?
?B．1×10－13mol?L－1 C．1.0×10－7mol?L－1? ?
D．无法确定 第三章 水溶液中的离子平衡第二节 水的电离和溶液的酸碱性第二课时1、强酸强碱 pH 的计算：强酸：c(酸)电离c (H+)－lgpH强碱：c(碱)电离c (OH－)Kwc (H+)－lgpH－lgpOH14－pOHpH例：计算0.01mol/L的HCl溶液的pH值解、∵ c (H+) ＝0.01×1＝0.01∴ pH ＝ － lg 0.01 ＝ 2练习：试计算常温下的①0.05 mol/L H2SO4溶液；②0.0005 mol/L Ca(OH)2 溶液的pH值四、有关溶液的pH的计算强酸的稀释：例：取1mL pH=3的硫酸溶液加水稀释到100mL，溶液的
pH变为多少？解：c(H+) = pH = - lgc(H+) = - lg10-5 = 5若上述溶液加水稀释到体积为原来的1000倍，
则溶液的pH变为多少？
若稀释到体积为原来的105倍，则溶液的pH
变为多少？102103pH = 6pH = 8pH 接近于75、酸碱的稀释问题弱酸稀释
例：pH=1的盐酸稀释100倍后pH=？
pH=1的醋酸稀释100倍后pH=？
结论：稀释100倍pH变化＜3
＜33盐酸醋酸100倍稀释相同倍数时
pH：
盐酸＞醋酸稀释到相同pH时
稀释的倍数：
醋酸＞盐酸弱酸、弱碱的稀释强碱的稀释例：取 pH=11的NaOH溶液稀释100倍后，
溶液的pH变为多少？解：稀释前c(OH-) = 10-3 mol/L若上述溶液加水稀释到体积为原来的1000倍，
则溶液的pH变为多少？
若稀释到体积为原来的105倍，则溶液的pH
变为多少？103pH = 8pH = 6pH 接近于7原来的102稀释后c(OH-) =稀释后溶液的pH = 9弱碱稀释
例：pH=12的NaOH溶液稀释10倍后pH=？
pH=12的氨水稀释10倍后pH=？
结论：稀释10倍pH变化＜1.
＞1111NaOH氨水10倍稀释相同倍数时
pH：
氨水＞NaOH稀释到相同pH时
稀释的倍数：
氨水＞NaOH弱酸、弱碱的稀释酸或碱的稀释与pH的关系强酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH=a+n；
弱酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH
强碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH=b-n；
弱碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH>b-n；
酸、碱溶液无限稀释时，pH只能接近7，但酸
不能大于7，碱不能小于7；
对于浓度（或pH）相同的强酸和弱酸，稀释
相同倍数，强酸的pH变化幅度大。
（强碱、弱碱相似）巩固练习1．10mL0.100mol/L HCl溶液与10mL0.100mol/L
NaOH溶液混合后，溶液的pH是多少？
2．20mL0.100mol/L HCl溶液与10mL0.100mol/L
NaOH溶液混合后，溶液的pH是多少？
3．10mL0.100mol/L HCl溶液与10mL0.200mol/L
NaOH溶液混合后，溶液的pH是多少？2、强酸与强酸混合：强酸Ⅰ：cⅠ电离c (H+)Ⅰ强酸Ⅱ：cⅡ电离c (H+)Ⅱc (H+)混合－lgpH计算10mL 0.1mol/L HCl和10mL 0.05 mol/L H2SO4混合溶液的pH解： c (H+)Ⅰ＝0.1×1＝0.1 mol/L c (H+)Ⅱ＝ 0.05×2＝0.1 mol/L c (H+)混合＝pH ＝ - lg 0.1 ＝ 1练习：pH＝2的盐酸溶液和0.00005 mol/L的硫酸溶液等体积混合，试计算混合溶液的pH值 解：∵c (H+)Ⅰ＝0.01 mol/L c (H+)Ⅱ＝0.00005×2＝0.0001 mol/L c (H+)混合＝pH＝- lg 0.005 = 2+lg2 = 2.3两种强酸等体积混合，混合液pH ＝ pH 小＋ lg2 ＝ pH小＋0.3思考：怎样计算强碱与强碱混合溶液的pH值？3、强碱与强碱混合：强碱Ⅰ：CⅠ电离C (OH－)Ⅰ强碱Ⅱ：CⅡ电离C (OH－)ⅡC (OH－)混合－lgpHKwC (H+)混合－lgpOH14－pOH例、25 ℃时，10mL 0.1mol/L NaOH和10mL 0.05 mol/L Ba(OH)2混合，计算混合溶液的pH值解：∵c(OH－)Ⅰ＝0. 1 c (OH－)Ⅱ＝0.05×2＝0.1c (OH－)混合＝c(H+)混合＝pH＝ － lg 10－13 = 13练习：pH＝12的氢氧化钠溶液和0.00005 mol/L的氢氧化钡溶液等体积混合，试计算混合溶液的pH值或pOH＝ － lg 0.1 = 1pH＝ 14 – 1=13 解：∵c (OH－)Ⅰ＝0.01 c (OH－)Ⅱ＝0.00005×2＝0.0001c (OH－)混合＝pOH＝- lg 0.005 = 2+lg2 = 2.3 pH=14 －2.3＝ 11.7两种强碱等体积混合，混合液pH ＝ pH 大－ lg2 ＝ pH大－ 0.3计算：⑴、pH=13和pH＝11的强碱 ⑵、pH=1和pH=3的强酸等体积混合的混合液的pH值解：⑴、pH混＝ pH大－0.3＝13－0.3＝12.7⑵、pH混＝ pH小＋0.3＝1＋0.3＝1.3想一想：强酸强碱混合，混合溶液的pH值怎样计算？结论：酸碱混合时，先计算过量的c (H+) 或c (OH－)再计算pH4、强酸强碱混合：⑴、强酸强碱恰好完全反应，溶液呈中性，混合溶液 pH = 7⑵、强酸强碱混合酸过量，先求过量的酸的浓度，再求pH pH=－lg c(H+)余例：求30mL pH=3的盐酸溶液与20mL pH=11的氢氧化钠溶液反应后溶液的pH解：∵ c(H+)＝10－3 mol / L c(OH－)＝10－3 mol / L pH=－lg 2×10－4 ＝4－lg2⑶、强酸强碱混合碱过量，先求过量的碱的浓度，再求pH pOH=－lg c(OH－)余 pH=14－ pOH或由c(OH－)余Kwc(H+)－lgpH练习：求30mL pH=2的硫酸溶液与70mLpH=12的氢氧化钠溶液反应后溶液的pH课件58张PPT。 第三章 水溶液中的离子平衡第二节 水的电离和溶液的酸碱性第一课时精确的纯水导电实验现象：指针摆动不亮结论：水是 电解质 极弱能发生 电离 微弱灵敏电流计灯泡一、水的电离K电离 =室温下55.6mol H2O中
有1×10-7mol H2O电离，
因此c(H2O)可视为常数。 水的离子积1×10-14分析表格中的数据，有何规律，并解释之。温度越高，Kw越大。 25℃时Kw=1×10-14，100℃时Kw=1×10-12。Kw在一定温度下是个常数。升高温度，促进水的电离。水的电离是一个吸热过程。影响水的电离平衡的因素影响水的电离平衡的因素25℃时，在10 mL蒸馏水中c(H+) 和 c(OH-) 各是多少？
向其中加入10 mL0.2 mol/L 盐酸，c(H+) 和 c(OH-) 如
何变化？对水的电离平衡有何影响？10-710-710-110-13c(H+) = c(OH-)中性c(H+) ＞ c(OH-)酸性↓↑影响水的电离平衡的因素25℃时，向10 mL蒸馏水中加入10 mL0.2 mol/L 氢氧化钠，c(H+) 和 c(OH-) 如何变化？对水的电离平衡有何影响？10-710-710-110-13c(H+) = c(OH-)中性c(H+) ＜ c(OH-)碱性↑↓小结影响水的电离平衡的因素1、温度2、酸3、碱4、盐升高温度促进水的电离，Kw增大抑制水的电离，Kw保持不变（第三节详细介绍）c(H+)水=c(OH-)水 ＜1×10-7 mol/L巩固练习（1）常温下，浓度为1×10-5 mol/L的盐酸溶液中，
由水电离产生的c(H+)是多少？解： = 1×10-9 mol/L巩固练习（2）常温下，浓度为1×10-5 mol/L的NaOH溶液中，
由水电离产生的c(OH-)是多少？解： = 1×10-9 mol/L在常温下，由水电离产生的c(H+) =1×10-9 mol/L
的溶液，则该溶液的酸碱性如何？ 学 与 问答：可能是酸性也可能是碱性1、25℃：A、B、C 三种溶液，其中A中c(H+) = 10—3mol/L ，B 中 c(OH-) = 5×10—7mol/L，C中c(H+) / c(OH-) = 106,则三种溶液的酸性强弱顺序如何？
2、 25℃、浓度均为0.1mol/L的下列溶液中c(H+)由大到小的排列顺序：①氨水 ②NaOH ③盐酸 ④醋酸A ＞ C ＞ BB中c(H+) = KW / c(OH-) =2 × 10—8mol/L C中c(H+) = 10—.4mol/L ③ ＞ ④ ＞ ① ＞ ②高考链接A（08上海卷）常温下，某溶液中由水电离出来的
c(H＋)＝1.0×10-13 mol/L ，该溶液可能是( )
①二氧化硫 ②氯化钾水溶液
③硝酸钠水溶液 ④氢氧化钠水溶液
A．①④ B．①②
C．②③ D．③④导学案3.在由水电离产生的H＋浓度为1×10－12mol·L－1的溶液中，一定不能大量共存的离子组是
A．K＋、Na＋、Cl－、HSO32－
B．Al3+、Na＋、NO3－、Cl－
C． K＋、Na＋、Cl－、AlO2－
D．Fe2＋、NH4+、SO42－、NO3－
酸、碱性条件都不能共存碱性条件不能共存酸性条件不能共存酸、碱性条件都不能共存二、c(H+) 和 c(OH-) 与溶液酸碱性、pH的关系１、溶液酸碱性的表示法（1）c(H+) 和 c(OH-)（2）c(H+) 和 c(OH-)都较小的稀溶液（＜1mol/L）
用pH表示。pH = - lgc(H+) 例： c(H+) = 1×10-7pH = - lg10-7 = 7 2、c(H+) 和 c(OH-) 与溶液酸碱性、pH的关系常温下c(H+) ＞ c(OH-)c(H+) = c(OH-)c(H+) ＜ c(OH-)＞ 7= 7＜ 7pH=7的溶液一定是中性溶液吗？(以100℃ 为例）答：不一定，只有在常温下才显中性。 100℃时显碱性常温下c(H+)与pH、溶液酸碱性的关系：c(H+)pHc(OH-)减小c(OH-)增大pH的测定：pH计（酸度计）（2）pH试纸注意：①不能用水润湿
②要放在玻璃片（或表面皿）上
③不是将试纸伸到溶液中
④广范pH试纸只能读出整数粗略测定：（1）酸碱指示剂
只能判断溶液的酸碱性甲基橙
石蕊
酚酞酸色 碱色
红 黄
红 蓝
无 红精确测定：用法：用玻璃棒蘸溶液，点在pH试纸中央，半分钟后与比色卡比色（ 2009年高考广东卷）下列可用于测定溶液pH且精确度最高的是( )
(A)酸碱指示剂 (B)pH计
(C)精密pH试纸 (D)广泛pH试纸高考链接B三、pH的应用1、工农业生产2、科学实验3、人类的生活和健康 思考与交流举例说明4、环境保护 第三章 水溶液中的离子平衡第二节 水的电离和溶液的酸碱性第二课时1、强酸强碱 pH 的计算：强酸：c(酸)电离c (H+)－lgpH强碱：c(碱)电离c (OH－)Kwc (H+)－lgpH－lgpOH14－pOHpH例：计算0.1mol/L的HCl溶液的pH值解、∵ c (H+) ＝0.1×1＝0.1∴ pH ＝ － lg 0.1 ＝ 1练习：试计算常温下的①0.005 mol/L H2SO4溶液；②0.005 mol/L Ba(OH)2 溶液的pH值解、①∵ c (H+) ＝0.005×2＝0.01∴ pH ＝ － lg 0.01 ＝ 2②∵ c(OH－) ＝0.005×2＝0.01∴ pH ＝ － lg 10－12 ＝ 12或∵ c (OH－) ＝0.005×2＝0.01∴ pOH ＝ － lg 0.01 ＝ 2 pH= 14 － 2 ＝ 12四、有关溶液的pH的计算2、强酸与强酸混合：强酸Ⅰ：cⅠ电离c (H+)Ⅰ强酸Ⅱ：cⅡ电离c (H+)Ⅱc (H+)混合－lgpH计算10mL 0.1mol/L HCl和10mL 0.05 mol/L H2SO4混合溶液的pH解： c (H+)Ⅰ＝0.1×1＝0.1 mol/L c (H+)Ⅱ＝ 0.05×2＝0.1 mol/L c (H+)混合＝pH ＝ - lg 0.1 ＝ 1练习：pH＝2的盐酸溶液和0.00005 mol/L的硫酸溶液等体积混合，试计算混合溶液的pH值 解：∵c (H+)Ⅰ＝0.01 mol/L c (H+)Ⅱ＝0.00005×2＝0.0001 mol/L c (H+)混合＝pH＝- lg 0.005 = 2+lg2 = 2.3两种强酸等体积混合，混合液pH ＝ pH 小＋ lg2 ＝ pH小＋0.3思考：怎样计算强碱与强碱混合溶液的pH值？3、强碱与强碱混合：强碱Ⅰ：CⅠ电离C (OH－)Ⅰ强碱Ⅱ：CⅡ电离C (OH－)ⅡC (OH－)混合－lgpHKwC (H+)混合－lgpOH14－pOH例、25 ℃时，10mL 0.1mol/L NaOH和10mL 0.05 mol/L Ba(OH)2混合，计算混合溶液的pH值解：∵c(OH－)Ⅰ＝0. 1 c (OH－)Ⅱ＝0.05×2＝0.1c (OH－)混合＝c(H+)混合＝pH＝ － lg 10－13 = 13练习：pH＝12的氢氧化钠溶液和0.00005 mol/L的氢氧化钡溶液等体积混合，试计算混合溶液的pH值或pOH＝ － lg 0.1 = 1pH＝ 14 – 1=13 解：∵c (OH－)Ⅰ＝0.01 c (OH－)Ⅱ＝0.00005×2＝0.0001c (OH－)混合＝pOH＝- lg 0.005 = 2+lg2 = 2.3 pH=14 －2.3＝ 11.7两种强碱等体积混合，混合液pH ＝ pH 大－ lg2 ＝ pH大－ 0.3计算：⑴、pH=13和pH＝11的强碱 ⑵、pH=1和pH=3的强酸等体积混合的混合液的pH值解：⑴、pH混＝ pH大－0.3＝13－0.3＝12.7⑵、pH混＝ pH小＋0.3＝1＋0.3＝1.3想一想：强酸强碱混合，混合溶液的pH值怎样计算？结论：酸碱混合时，先计算过量的c (H+) 或c (OH－)再计算pH4、强酸强碱混合：⑴、强酸强碱恰好完全反应，溶液呈中性，混合溶液 pH = 7⑵、强酸强碱混合酸过量，先求过量的酸的浓度，再求pH pH=－lg c(H+)余例：求30mL pH=3的盐酸溶液与20mL pH=11的氢氧化钠溶液反应后溶液的pH解：∵ c(H+)＝10－3 mol / L c(OH－)＝10－3 mol / L pH=－lg 2×10－4 ＝4－lg2⑶、强酸强碱混合碱过量，先求过量的碱的浓度，再求pH pOH=－lg c(OH－)余 pH=14－ pOH或由c(OH－)余Kwc(H+)－lgpH练习：求30mL pH=2的硫酸溶液与70mLpH=12的氢氧化钠溶液反应后溶液的pH强酸的稀释：例：取1mL pH=3的硫酸溶液加水稀释到100mL，溶液的
pH变为多少？解：c(H+) = pH = - lgc(H+) = - lg10-5 = 5若上述溶液加水稀释到体积为原来的1000倍，
则溶液的pH变为多少？
若稀释到体积为原来的105倍，则溶液的pH
变为多少？102103pH = 6pH = 8pH 接近于75、酸碱的稀释问题强碱的稀释例：取 pH=11的NaOH溶液与水按1:99的体积比混合后，
溶液的pH变为多少？解：稀释前c(OH-) = 10-3 mol/L若上述溶液加水稀释到体积为原来的1000倍，
则溶液的pH变为多少？
若稀释到体积为原来的105倍，则溶液的pH
变为多少？103pH = 8pH = 6pH 接近于7原来的102稀释后c(OH-) =稀释后溶液的pH = 9弱酸稀释
例：pH=2的盐酸稀释10倍后pH=？
pH=2的醋酸稀释10倍后pH=？
结论：稀释10倍pH变化（增大）＜1
＜33盐酸醋酸10倍稀释相同倍数时
pH：
盐酸＞醋酸稀释到相同pH时
稀释的倍数：
醋酸＞盐酸弱酸、弱碱的稀释弱碱稀释
例：pH=12的NaOH溶液稀释10倍后pH=？
pH=12的氨水稀释10倍后pH=？
结论：稀释10倍pH变化（减小）＜1.
＞1111NaOH氨水10倍稀释相同倍数时
pH：
氨水＞NaOH稀释到相同pH时
稀释的倍数：
氨水＞NaOH弱酸、弱碱的稀释酸或碱的稀释与pH的关系强酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH=a+n；
弱酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH强碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH=b-n；
弱碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH>b-n；
酸、碱溶液无限稀释时，pH只能接近7，但酸
不能大于7，碱不能小于7；
对于浓度（或pH）相同的强酸和弱酸，稀释
相同倍数，强酸的pH变化幅度大。
（强碱、弱碱相似）巩固练习1．10mL0.100mol/L HCl溶液与10mL0.100mol/L
NaOH溶液混合后，溶液的pH是多少？
2．20mL0.100mol/L HCl溶液与10mL0.100mol/L
NaOH溶液混合后，溶液的pH是多少？
3．10mL0.100mol/L HCl溶液与10mL0.200mol/L
NaOH溶液混合后，溶液的pH是多少？ 第三章 水溶液中的离子平衡第二节 水的电离和溶液的酸碱性第三课时一、定义 用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)浓度的实验方法叫做酸碱中和滴定。已知浓度的溶液——标准液
未知浓度的溶液——待测液二、原理 酸HmR和碱M(OH)n反应，当恰好完全反应时，酸提供的H+的物质的量等于碱提供的OH－的物质的量，即： C(酸)·V(酸):C(碱)·V(碱)==n:m，或者
C(酸)·V(酸)·m=C(碱)·V(碱)·n中和反应的实质n(H+)=n(OH-)H+ + OH- = H2OnHmR+mM(OH)n=MmRn+mnH2O酸碱中和反应有关量的关系和计算。 [例题] 有未知浓度的氢氧化钠溶液20.00 mL，需加入0.11mol/L的盐酸溶液23.00 mL，氢氧化钠溶液的物质的量浓度是多少？已知V碱=20.00L ,V酸=23.00mL, c酸=0.11mol/L
求：c碱=？ 你认为利用中和反应进行中和滴定必须解决的关键问题是什么？ ①准确测量参加反应的两种溶液的体积——选用更加精确仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、移液管。 滴定管和移液管：精量仪，读数精确到0.01mL,可准确量取一定量的试液。 ②准确判断中和反应什么时候“恰好” 完全（即准确判断滴定终点） 方法：在待测溶液中加入酸碱指示剂（如酚酞，甲基橙）。 你认为用中和反应进行中和滴定必须解决的关键问题是什么？酸碱中和滴定及曲线1、酸式滴定管和碱式滴定管的区别和使用方法注意：酸式滴定管不能用于装碱性溶液，碱式滴定管不能用于装酸性溶液或会腐蚀橡胶的溶液（如强氧化性的溶液）。玻璃活塞橡胶管玻璃球2、滴定管的刻度特点和读数方法0刻度处25ml刻
度处①0刻度在上方
②精密度：0.01ml，所以读数时要读到小数点后两位。
③实际滴出的溶液体积
=滴定后的读数-滴定前的读数练习：读出以下液体体积的读数25ml酸式滴定管滴定管的构造①上端标有： 、 、 ；温度0刻度容积20℃25mL50mL全部盛满溶液时，体积 所标容积。多于下端②滴定管的最小刻度为 ,允许估计至 ，因此读数的精确度为 mL。0.1mL0.010.01 酸碱中和滴定正确视线仰视视线正确读数仰视读数读数偏大正确视线俯视视线正确读数俯视读数读数偏小中和滴定的操作过程： 1）查：检查是否漏水和堵塞
2）洗：洗净后用指定的酸和碱液润洗
3）装液:装液,排气泡，调整液面，读数。
4）取待测液：从碱式滴定管中取20.00mL未知浓度的NaOH溶液放入锥形瓶中，滴入2~3滴酚酞。
5）滴定：操作要点及滴定终点的观察。（指示剂变色，半分钟内不褪色）
6）读数并记录数据：
7）重复上述实验并求算碱的平均体积，计算碱的浓度：计算时可用公式：
C（OH-）=C（H+）×V(酸)÷V（碱）。 用0.1000mol/L的NaOH溶液，滴定20 .00ml 0.1000mol/L的HCl 溶液，求随V NaOH 的增大，pH=？ 滴定过程的pH变化突跃范围20.02mL19.98mL加入NaOH溶液的体积V(mL)溶液的pH“突跃”的存在为准确判断终点提供了方便三.指示剂的选择：指示剂指示终点的原理：HInH+OH- In- + H＋酸色碱色几种常用指示剂的变色范围如下：滴定曲线0.1000mol/LNaOH滴定20.00mL 0.1000mol/LHCl过程中的pH变化0.1000mol/LHCl滴定20.00mL 0.1000mol/LNaOH过程中的pH变化几种指示剂的变色范围均在PH突变范围之内 选择原则：终点时指示剂的颜色变化明显、灵敏、易观察。 因为石蕊试剂变化不灵敏，所以一般不用石蕊作中和滴定的指示剂。指示剂的选择： 在高中阶段用的最多的是酚酞。四、指示剂的选择 选择指示剂时，一般要求变色明显（所以一般不选用石蕊），指示剂的变色范围与恰好中和时的pH值要尽量一致。 强酸强碱相互滴定，生成的盐不水解，溶液显中性，可选择酚酞或甲基橙作指示剂。酚酞：酸滴定碱——颜色由红刚好褪色 碱滴定酸——颜色由无色到浅红色
甲基橙：酸滴定碱——顔色由黄色到橙色
碱滴定酸——顔色由橙色到黄色
甲基橙——— 3.1 ——— 4.4 ———酸性 中间色 碱性红色 橙色——— 5.0 ——— 8.0 —————— 8.2 ——— 10.0 ———红色 紫色 蓝色粉红色无色红色黄色常用指示剂的变色范围 石 蕊酚 酞中和滴定的颜色变化和PH用盐酸滴定NaOH溶液
用酚酞作指示剂，当溶液颜色由 变为
色，表示达到滴定终点，此时溶液PH (填取值范围)
用甲基橙作指示剂，当溶液颜色由 变为 色，表示达到滴定终点，此时溶液PH
(填取值范围)红无＜8.2黄橙＜4.4用甲基橙更好!!盐酸NaOH溶液中和滴定的颜色变化和PH用NaOH滴定HCl溶液
用酚酞作指示剂，当溶液颜色由 变为
色，表示达到滴定终点，此时溶液
PH (填取值范围)
用甲基橙作指示剂，当溶液颜色由 变
为 色，表示达到滴定终点，此时溶液PH
(填取值范围)无红＞8.2橙黄＞4.4用酚酞更好!!NaOH盐酸三、仪器
酸式滴定管、碱式滴定管、烧杯、滴定管夹、铁架台、锥形瓶（用来盛装待测溶液）等。 注意：酸式滴定管不能用来盛装碱溶液（粘结活塞）；碱式滴定管不能盛装酸溶液（腐蚀胶管） 四、滴定操作步骤 （1） →洗涤 →润洗→装液→调液→读数（2）移液（放液）→滴加指示剂→滴定终点→读数→重复2-3次→计算将几次滴定用去盐酸体积的平均值代入关系式计算检漏五、滴定操作方法 左手控制滴定管活塞，右手振荡锥形瓶（向同一方向做圆周运动）；眼睛注视锥形瓶内溶液的颜色变化，至指示剂变色且半分钟不改变即为滴定终点。滴加速度先快后慢，后面可半滴，
直至指示剂颜色突变（3）、结果计算：用上述标准液体积的平均值进行计算（见P49）七、中和滴定误差分析：1、中和滴定实验产生误差的原因：⑴、参加反应的酸或碱溶液的体积测量不准确⑵、中和反应终点判断不准确2、中和滴定误差分析方法：因变量分析法中和滴定的计算结果为：结论：c(待)与V(标)成正比； V(标)偏大，结果————； V(标)偏小，结果————；偏大偏小分析基本思路：分析错误操作对V(标)读数的影响偏高偏低偏高无影响偏高偏低3、会引起误差的主要操作及产生的误差：偏低偏高偏低偏高偏高偏高偏低