强酸强碱滴定
滴定分析法的分类与滴定方式
滴定分析法的分类与滴定方式
4. 沉淀滴定法
沉淀滴定法是一类以沉淀反应为基础的滴定分析法。最常用 的是生成银盐沉淀的反应，即“银量法”，具体反应式如下：
滴定分析法的分类与滴定方式
二、 滴定方式
1. 直接滴定法
直接滴定法是滴定分析中最常用和最基本的滴定方法。用 于直接滴定的反应必须具备以下三个条件：
滴定分析法的分类与滴定方式
3. 置换滴定法
对于不按一定反应式进行反应或伴有副反应的， 可先用适当试剂与被测物质反应，使被测物质被定量 地置换成另一可直接滴定的物质，再用标准溶液滴定 此物质，这就是置换滴定法。例如，Na2S2O3不能直接 滴定K2Cr2O7或其他强氧化剂，因为这些强氧化剂不仅 将S2O2-3氧化为S4O2-6，还会部分将其氧化为SO2-4，使得 它们之间没有确定的化学计量关系。但若在酸性 K2Cr2O7溶液中加入过量KI，K2Cr2O7与KI定量反应后生 成的I2，就可以用Na2S2O3标准溶液直接滴定。
（1）反应必须定量完成，通常要求反应达到计量点时， 反应完全的程度应达到99.9%以上，且无副反应。
（2）反应速率要快，若速率较慢，可ห้องสมุดไป่ตู้通过加热、加催 化剂等方法提高反应速率。
（3）必须有适当的方法确定终点。 凡是能满足上述要求的反应，都可用标准溶液直接滴定被 测物质。例如,用HCl滴定NaOH，用K2Cr2O7滴定Fe2+等。
滴定分析法的分类与滴定方式
2. 返滴定法
当反应较慢或反应物是固体时，加入符合化学计量关 系的滴定剂，常不能立即完成反应。此时可以先加入一定 量的过量滴定剂，使反应加速，待反应完全后，再用另一 种标准溶液滴定剩余的滴定剂，这种滴定方法称为返滴定 法或回滴法。例如,Al3+与EDTA配位反应速率很慢，可向 Al3+溶液中加入已知过量的EDTA标准溶液并加热，待Al3+ 与EDTA反应完全后，用标准Zn2+或Cu2+溶液滴定剩余的 EDTA。
实验活动12——强酸与强碱的中和滴定
实验活动12——强酸与强碱的中和滴定[实验操作]1.滴定前的准备阶段(1)检漏：检查滴定管是否漏水具体方法：酸式滴定管：将滴定管加水，关闭活塞，观察活塞部位有无漏水；若有，涂上适量凡士林。
碱式滴定管：将滴定管加水，观察橡皮管连接处有无漏水。
若有，必须更换橡皮管。
(2)洗涤：先用蒸馏水洗涤滴定管，再用待装液润洗。
锥形瓶用蒸馏水洗净即可，不需润洗，也不需烘干。
(3)量取：用碱式滴定管量出一定体积的未知浓度的NaOH溶液。
赶走气泡(如右图)，调整液面到0刻度线，注入锥形瓶中，并往锥形瓶中滴加几滴酚酞，现象为溶液变为红色。
向酸式滴定管中加入标准溶液盐酸，先使液面在0刻度线以上，赶走气泡后，使液面恰好在0刻度线上或0刻度线以下，记录读数V1，读至小数点后第2位。
2.滴定阶段(1)把锥形瓶放在酸式滴定管的下面，将滴定管中溶液逐滴滴入锥形瓶中，滴定时，右手振荡锥形瓶，左手控制滴定管活塞，眼睛注视锥形瓶内溶液颜色的变化，直到滴入一滴盐酸后溶液由红色变成无色，且半分钟内溶液颜色不发生变化。
此时，氢氧化钠恰好完全被盐酸中和，达到滴定终点。
记录滴定后液面刻度V2。
(2)把锥形瓶内的溶液倒入废液缸，用蒸馏水把锥形瓶洗干净，重复上述操作2～3次。
3.数据处理注意：取多次测定数值的平均值，计算待测液的物质的量浓度。
若标准盐酸的物质的量浓度是0.100 mol/L，则待测NaOH溶液的物质的量浓度为0.100 mol/L。
[实验拓展]氧化还原滴定法和沉淀滴定法1.氧化还原滴定法是指氧化剂与还原剂之间的相互滴定，该滴定方法在仪器使用、实验操作上与中和滴定一样，常见的试剂有KMnO4、I2、铁盐等。
2.沉淀滴定法是以沉淀反应为基础的一种滴定分析方法。
生成沉淀的反应很多，但符合定量分析条件的却很少。
实际上应用最多的是银量法，即利用Ag＋与卤素离子的反应来测定Cl－、Br－、I－、SCN－和Ag＋。
银量法共分三种，而前两种在近几年高考中多次呈现。
强碱滴定弱酸和强酸滴定弱碱知识讲解
2）滴定开始至计量点前：
溶液中未反应的HAc和反应产物Ac-同时存在，组成一 缓 冲体系。
pH pKlg[Ac] [HA]c
例如，当滴定NaOH 19.98mL时，[HAc]决定剩余HAc的体积
V剩H 余 A c2.0 0V 加N 入 aOH
[ H p ] A V H 剩 2 p.H 0 aK 0 c 余 A l1 0 0 .g 1 [ [.H 9 A c9 0 ] ] c 8 A 0 . 4 0 .0 7 3 c . 0 9 2 4 .l0 1 9 g 5 5 ..8 0 0 0 5 0 3 1 1 .0 0 5 2 0 0 1 3 7 0 .5 7 m 0 4 /L ol [A ]c 0 .10 10 .9 90 8 5 .0 0 1 2 0 m/L ol 2.0 0 0 1.9 98
c. Csp≥4×10-4mol/L。
(四) 对弱酸(或弱碱)强化的办法
有机络合剂强化弱酸的滴定 金属离子强化弱酸的滴定 沉淀反应强化弱酸的滴定 氧化还原反应强化弱酸的滴定
例如：NaOH滴定极弱的硼酸（H3BO3）
硼酸在水溶液中发生解离:
H 3 B O 4
H + + H 2 B O 3 - Ka=5.8×10-10
返回
例如：用NaOH滴定H3PO4 由于第二级解离产生的HPO42-是极弱的酸(Ka3= 4.4×10-13), 不能以NaOH简单地实现第三级直接准确滴定，只能按二元 酸被滴定。
如果加入适当过量的CaCl2溶液,可定量发生如下反应:
2 H P O 4 2 - + 3 C a 2 +
C a 3 ( P O 4 ) 2 ↓ + 2 H +
[H]B[B]
酸碱滴定法
[H ] + CNaOH = [OH ] + CHCl
CNaOH − CHCl = [OH − ] − [H + ]
[OH - ] − [H + ] TE% = ×100% Csp
+
−
例2 求用0.1000mol/L NaOH滴定0.1000mol/LHCl 至pH＝4.0（用甲基橙作指示剂）和pH＝9.0（用酚 酞作指示剂）时的终点误差。 解：（1）终点pH＝4.0： ［H+］＝1.0×10-4mol/L； ［OH-］＝1.0×10-10mol/L； C＝0.1000/2＝0.05000mol/L
pOH＝4.30 pH＝9.70
强酸与弱酸滴定曲线比较： （1）滴定曲线的起点 （2）滴定曲线的形状 （3）突跃范围
突跃范围的影响因素：Ka；酸的浓度 对于弱酸的滴定，要求 CaKa≥10-8
（二）强酸滴定弱碱 ：HCl滴定NH3·H2O
弱碱的CbKb≥10-8时，才能用强酸准确滴 定。
同理可得，强酸滴定弱碱时的终点误差为 ：
[H ] − [BOH] ×100% TE% = Csp
+
第六节 应用与示例
一、酸碱标准溶液及其基准物 酸标准溶液 盐酸、硫酸 无水碳酸钠或硼砂 碱标准溶液 NaOH、KOH 邻苯二甲酸氢钾、草酸
二、应用实例 （一）混合碱的测定 （1）双指示剂法： 以酚酞为指示剂（V1） Na2CO3→NaHCO3 NaOH全部被中和 再加入甲基橙指示剂（V2） NaHCO3→H2CO3
[HAc]=δ HAc Csp [H + ] Csp = + K a +[H ] 1.0 ×10−8 = × 0.05000 −8 −5 1.0 × 10 +1.76 × 10 =2.8 × 10-5 mol / L
《强酸与强碱的中和滴定》 讲义
《强酸与强碱的中和滴定》讲义一、中和滴定的原理在化学中，中和滴定是一种定量分析方法，用于测定未知浓度的酸（或碱）溶液的浓度。
其原理基于酸碱中和反应，即酸和碱按照一定的化学计量关系相互作用，生成盐和水。
以强酸（HCl）和强碱（NaOH）的中和反应为例：HCl ＋ NaOH ＝NaCl ＋ H₂O。
在这个反应中，酸和碱的物质的量之比是 1:1。
这意味着，如果我们知道了其中一种溶液（酸或碱）的准确浓度和体积，以及恰好完全中和时所用另一种溶液的体积，就可以通过化学计量关系计算出未知溶液的浓度。
二、中和滴定的仪器和试剂1、仪器酸式滴定管和碱式滴定管：用于准确量取酸和碱溶液的体积。
酸式滴定管用于盛装酸性溶液和氧化性溶液，碱式滴定管用于盛装碱性溶液。
锥形瓶：用于盛装被滴定的溶液。
铁架台、滴定管夹：用于固定滴定管。
烧杯：用于盛装蒸馏水、冲洗滴定管等。
2、试剂标准溶液：已知准确浓度的溶液，通常称为“滴定剂”。
例如，已知浓度的盐酸可以作为标准溶液来滴定未知浓度的氢氧化钠溶液。
待测溶液：浓度未知，需要通过滴定来测定其浓度的溶液。
指示剂：用于指示滴定终点。
在强酸与强碱的滴定中，常用的指示剂有酚酞和甲基橙。
酚酞在碱性溶液中呈红色，在酸性和中性溶液中无色；甲基橙在酸性溶液中呈红色，在碱性溶液中呈黄色。
三、中和滴定的操作步骤1、准备阶段检漏：检查滴定管是否漏水。
洗涤：先用蒸馏水洗涤滴定管，然后分别用待装溶液润洗 2 3 次。
装液：将标准溶液和待测溶液分别装入相应的滴定管中，使液面位于“0”刻度或“0”刻度以下，并调整液面至“0”刻度或某一刻度。
赶气泡：对于酸式滴定管，轻轻转动活塞，使溶液迅速流出，赶出气泡；对于碱式滴定管，将橡胶管弯曲，向上挤压玻璃球，赶出气泡。
2、滴定阶段将锥形瓶放在滴定管下方，向锥形瓶中加入一定量的待测溶液，并滴入 2 3 滴指示剂。
左手控制滴定管的活塞（酸式滴定管）或玻璃球（碱式滴定管），右手摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶内溶液颜色的变化。
强酸强碱的中和滴定实验报告
强酸强碱的中和滴定实验报告
一、实验目的：
通过强酸和强碱的中和滴定实验，了解酸碱反应的特点，掌握滴定实验的方法以及计算滴定
终点的方法。
二、实验原理：
强酸和强碱的中和反应是一种快速进行反应。
当强酸和强碱的物质按化学计量比例反应时，
生成盐和水。
本实验中，溶液中的酸定量称为“滴定溶液”，而溶液中的碱定量称为“滴定试液”。
滴定实验中，需要先倒入一定量的滴定溶液，在滴定师中逐滴加入滴定试液，当滴定溶液中的酸和滴定试液中的碱完全反应时，滴定反应达到终点。
通过计算滴定试液的用量，可以确定酸和碱的当量浓度比。
三、实验步骤：
1. 使用胶头滴管将待测酸溶液与表示剂（一般为酚酞溶液）混合，加入到滴定瓶中。
2. 取出滴定瓶中的滴定试液，用胶头滴管滴加到滴定瓶中的滴定溶液中。
3. 每滴加一滴滴定试液后，轻轻摇动滴定瓶，直至溶液颜色出现明显变化，再滴加数滴滴定
试液，直到颜色稳定。
4. 记录滴定试液加入滴定溶液中的总滴数，以及加入滴定试液前后滴定溶液的颜色变化。
5. 根据滴定试液的浓度和滴定溶液的体积，计算出酸和碱的当量浓度比。
四、实验结果：
实验记录中需包括滴定试液加入滴定溶液的总滴数、滴定溶液颜色变化、滴定试液的浓度和
滴定溶液的体积等数据。
五、实验分析：
根据实验结果，计算滴定试液和滴定溶液的浓度，并以此计算出酸和碱的当量浓度比。
六、结论：
强酸和强碱的中和滴定实验，可以通过滴定试液加入滴定溶液的总滴数推算出酸和碱的当量
浓度比。
第三节 酸碱滴定曲线及指示剂的选择
H [OH ] 1.00 10 7 mol/L
pH＝7.00
D. 化学计量点后（Vb>Va） 溶液的酸度取决于过量 NaOH 的浓度。例如， 滴入20.02mlNaOH溶液（＋0.1％相对误差） 时
20.02 - 20.00 0.1000 5.00 10 5 mol/L OH 20.00 20.02
计量点前后±0.1%相对误差范围内溶液pH的 变化范围，称为酸碱滴定的pH突跃范围。 此后过量NaOH溶液所引起的pH变化又愈来愈小。
（三）指示剂的选择
显然，最理想的指示剂应该恰好在化学计量 点时变色。但实际上，凡在pH 4.30～9.70范围 内变色的指示剂，都可保证测定有足够的准确 度。因此酚酞、甲基橙、甲基红等可作这一类 型滴定的指示剂。 如 果 反 过 来 改 用 0.1000mol/LHCl 滴 定 0.1000mol/LNaOH, 滴定曲线与图 3-1曲线形状 相同, 但方向相反，见图。指示剂颜色变化: 酚酞(红 无) 甲基橙(黄 橙 )。
滴定的突跃范围, 随滴定剂和被滴定物浓度的 改变而改变,见图3-2。可以看出: 随着滴定剂和被滴定物的浓度的增大，滴 定的突跃范围也增大。浓度每增大 10 倍， pH突跃范围增加两个单位。
二、强碱（酸）滴定一元弱酸（碱） 现以NaOH滴定HAc为例来讨论。设HAc的浓 度为ca（0.1000mol/L）, 体积为Va (20.00mL)； NaOH的浓度为cb（0.1000mol/L）, 滴定时加入 的体积为Vb(mL)。同强碱滴定强酸一样,可分为 以下四个阶段来讨论：
Et
ca,e p
1010－104
100%
＝
0.1 2
酸碱滴定基本原理
★滴定前 ★滴定开始至化学计量点前 ★化学计量点时 ★化学计量点后
酸碱滴定基本原理
★滴定前 α=0
溶液组成为HCl 溶液组成为 pH=1.00
[H+]=c0=0.1000mol·L-1
酸碱滴定基本原理
★滴定开始至化学计量点前 α＜1，溶液为 ＜ ，溶液为NaCl+HCl
[ H ] = cHCl余
从对上述滴定的讨论可知，用 0.1000 mol·L-1的NaOH滴定 0.1000 从对上述滴定的讨论可知， 滴定 mol·L-1的HCl。其突跃范围为 pH4.30～9.70，计量点 pH＝7.00。 。 ～ ， ＝ 。
酸碱滴定基本原理
★影响滴定突跃大小的因素 从上述讨论可知，对于强酸强碱滴定，浓度是影响滴定突跃大小的主要 从上述讨论可知，对于强酸强碱滴定， 因素，它影响计量点前后的 值 但不影响计量点的pH值 因素，它影响计量点前后的pH值，但不影响计量点的 值。对于等浓 度滴定，计量点在滴定突跃的中点。浓度扩大 倍 滴定突跃增加2个 度滴定，计量点在滴定突跃的中点。浓度扩大10倍，滴定突跃增加 个 pH单位。 单位。 单位 若c = c0 1.000mol·L-1 0. 1000mol·L-1 0.01000mol·L-1 滴定突跃为 pH 3.30～7.00～10.70； ～ ～ ； pH 4.30～7.00 ～9.70。 ～ 。 pH 5.30～7.00 ～ 8.70； ～ ；
pH =2.87 ★滴定开始至化学计量点前 α＜1, 溶液组成为 ＜ 溶液组成为HAc＋NaAc ＋
当α ＝0.500时， 时 当α ＝0.999时, 时
[H+]＝ Ka ＝ [H+]＝ Ka ·10-3 ＝
pH ＝ pKa pH ＝ pKa ＋3
强酸强碱中和滴定实验原理
强酸强碱中和滴定实验原理强酸强碱中和滴定实验原理1. 实验原理强酸（如HCl）和强碱（如NaOH）反应时会产生水和盐，反应互质且放热，称为酸碱中和反应。
2. 实验步骤1）称取一定量的强酸溶液，加入溶剂中（一般使用蒸馏水）。
2）用酚酞指示剂进行滴定，开始时强酸与强碱会发生化学反应，酸性物质的颜色会由红色转变成无色。
3）滴入碱液后将出现颜色的变化，酸性物质的颜色会由无色转变成紫色。
4）一直滴加碱液，直到颜色变化到最终的淡粉色，这时酸性物质完全被中和。
3. 实验用具1）容量瓶：用于精确测量溶液体积，保证实验的精确度。
2）滴定管：用于添加滴定剂，滴定时需要保证每次滴定量的一致性。
3）酚酞指示剂：用于指示反应的中和点，采用颜色变化的方式进行中和点的判断。
4）烧杯：用于装载不同的溶液，不同的容积烧杯可以满足不同实验需要。
5）酸解钠：用于标定滴定剂中碱度的强弱程度。
4. 实验注意事项1）实验必须在实验室中进行，操作要规范，每个步骤都需要严格遵守。
2）使用纯净的试剂，避免因试剂杂质对实验结果的影响。
3）计量精确，避免每次实验中测量溶液的体积不一致产生误差。
4）注意判断中和点，不要过量加入滴定剂。
5）实验过程需要轻轻摇动烧杯，使滴加的滴定剂能够充分混合。
5. 实验结果分析在实验中滴加的碱液的体积即为所测定的强酸的体积，用于计算强酸的浓度，可以通过下述公式进行计算：C1V1=C2V2其中，C1为酸的浓度，V1为酸的体积，C2为被滴定物的浓度，V2为滴定剂的体积。
总结：强酸强碱中和滴定实验是分析化学实验中常用的一种实验方法，通过滴加碱液来中和强酸。
实验在实验室中进行，需要精确测量溶液体积，并严格遵守各个步骤，如此才能保证实验结果的精确性。
酸碱滴定曲线-强酸强碱的滴定PPT课件
0.00 1.0×10-1
1.00
1.0×10-2
2.00
浓1108度..0000减小35..一33××11个00--23数量级12..42，88 突跃范围35..33××前1100后--34 各少23一..4288个pH单位
19.80 5.0×10-4
3.30
5.0×10-5
4.30
19.98 5.0×10-5
2.3
0.120.0019.980.00005 20.0019.98
3.3
4.3 pH=-lg[H+]=-lg0.00005=4.3
7
刚好中和，溶液pH=7.0
9.7 10.7
[OH
]
CNaO
H
0.1
20.02 20.02
20.00 20.00
0.00005
11.7
pOH lg0.00005 4.3
3.0×10-13 12.5 -
5
滴定 %
0 50 90 99 99.9 100
100.1
101 110 200
VNaOH/ mL
0.00 10.00 18.00 19.80 19.98
20
20.02
20.2 22 40
1.计算各点溶液的pH
pH [H+]
1.0×10-1 1 3.3×10-2 1.5 5.3×10-3 2.3 5.0×10-4 3.3 5.0×10-5 4.3 1.0×10-7 7
30
40
V HCl
26
pH
pH
pH
2.曲线形状
14
12
10
14
8
12
10
6
第四章 酸碱滴定法(2)
H 2O H 3O
Kw Kb c BH
SP
B
[H ]
4.化学计量点后 与强酸滴定强碱时得计算一样。
12.00 10.00 8.00
pH
酚酞(8.0～10.0）
6.00 4.00 2.00 0.00 0
A点 pH=6.25 B点 pH=4.30
甲基红(4.4~6.2) 甲基橙(3.1~4.4)
0.02 0.20 2.00 20.00
1.00 2.28 3.30 4.31 A 7.00 9.70 B 10.70 11.70 12.50
14 12 10 8 6 4 2 0 0 10 20 NaOHÏ º µ Ì » (mL) û Ä Ä å ý 0.1000mol/L NaOHµ ¨ 20.00mL0.1000mol/L HClµ Î ¨ Î ¶ Ä µ ¶ ú ß Ç Ï 30 40
三、强碱滴定弱酸
以0.1000mol/LNaOH滴定20.00mL0.1000mol/LHAc为例，与 强碱滴 定强酸相似，滴定曲线分为四个阶段计算： 1.滴定开始前
HAc H 2 O H 3 O [H ]
Ac
cKa
0 . 1000 10
4 . 74
10
2 . 87
5 . 00 10
2
5
mol/L
0 . 1000 19 . 98 20 . 00 19 . 98
5 . 00 10
mol/L
[H
]
ca cb
Ka
5 . 00 10 5 . 00 10 mol/L
5 2
10
强酸及强碱的滴定是酸碱滴定法典型的应用实例
强酸及强碱的滴定是酸碱滴定法典型的应用实例酸碱滴定法是一种常见的化学实验技术，用于确定溶液中酸碱的浓度。
其中，强酸及强碱的滴定是酸碱滴定法的典型应用实例之一。
本文将为您介绍强酸及强碱的滴定方法、实验步骤及其应用意义。
在化学中，酸和碱是两种常见的化学物质。
酸具有酸性质，能够与碱中生成的氢氧根离子（OH-）反应生成水，而碱则具有碱性质，能够与酸中的氢离子（H+）反应生成水。
酸碱滴定法利用酸和碱之间的中和反应来确定酸碱的浓度。
强酸及强碱是指在水中完全离解产生氢离子（H+）或氢氧根离子（OH-）的酸碱。
常见的强酸包括盐酸（HCl）、硫酸（H2SO4）等，而强碱则包括氢氧化钠（NaOH）、氢氧化钾（KOH）等。
因为强酸及强碱在水中的离解度非常高，所以其滴定操作相对简单。
进行强酸及强碱的滴定实验时，我们需要准备好一定浓度的酸和碱溶液，以及一些实验室常用的仪器，如滴定管、滴定管支架、酸碱指示剂和酸碱滴定计等。
首先，我们需要量取一定体积的强酸溶液，通常使用锥形瓶。
接着，我们将强酸溶液定量转移至滴定瓶中，并加入2-3滴酸碱指示剂，如酚酞或溴酚蓝。
酸碱指示剂的作用是指示溶液中的酸碱滴定反应达到中和点的时刻。
然后，我们需要准备一定体积的强碱溶液，并使用滴定管滴加到强酸溶液中，直到观察到颜色的变化。
这个过程中，我们需要慢慢滴加强碱溶液并充分搅拌，以确保反应均匀进行。
当颜色发生剧烈变化，从酸性变为碱性或从碱性变为酸性时，我们认为滴定反应达到了中和点。
滴定过程中，我们需要记录滴定液的用量，以便计算出酸或碱的浓度。
在强酸及强碱的滴定中，通过酸碱溶液的消耗量，我们可以轻松计算出其浓度。
强酸及强碱的滴定在实际中有着广泛的应用。
例如，我们可以利用强酸的滴定方法来确定一种酸性物质的浓度，如柠檬酸或醋酸。
同样地，我们也可以利用强碱的滴定方法来确定一种碱性物质的浓度，如氨水或氢氧化钠溶液。
总之，强酸及强碱的滴定是酸碱滴定法的典型应用实例，通过滴定反应的化学指示剂的颜色变化，我们可以方便地确定酸碱溶液的浓度。
强酸与强碱的中和滴定实验步骤
强酸与强碱的中和滴定实验步骤在实验室的角落里，今天咱们要进行一场“酸碱大战”，也就是强酸和强碱的中和滴定实验！听起来有点高深，其实就是让酸和碱在一块儿“打架”，最终和谐共处，变成水和盐。
嘿，真是个不错的化学小故事呢！我们得准备一些“战斗装备”，也就是强酸和强碱。
强酸，比如盐酸，强碱，比如氢氧化钠，都是比较“凶猛”的角色。
然后，咱们还需要一些小帮手，比如滴定管、量筒和指示剂。
这些东西就像我们的战士，准备好迎接挑战。
一切准备就绪，咱们得先量好酸的浓度。
嘿，拿出量筒，量好酸的体积，倒进烧杯里。
注意哦，别弄洒了，这可是一场认真的战斗！把滴定管里装满强碱，水槽里的水流淌着，仿佛在为即将到来的大战助威。
现在，咱们得加一点指示剂，通常是酚酞。
这小家伙可不简单，能随时给我们发信号，告诉我们战斗的进程。
“开始吧！”一声令下，强碱在滴定管里缓缓流出，酸和碱相遇，像火花碰撞，瞬间闪耀。
哇，看到没？反应真是激烈！这时候，别急，慢慢滴，加一点就观察一下。
等到溶液颜色发生变化时，就像是一场精彩的转折，这可不是闹着玩的。
嘿，酸和碱相互中和，开始变得温和，溶液从酸性变成中性，简直就像两个不打不相识的朋友，最终握手言和。
随着滴定的进行，咱们要时刻注意，指示剂的颜色变化就像是战斗的信号。
先是粉嫩的颜色，再慢慢变成无色，哦，那一瞬间可真让人心跳加速，感觉就像在看一场悬疑电影，谁都不知道结局会是怎样。
控制好滴定的速度，不能太快，也不能太慢，慢工出细活嘛，等到最后的“高兴”时刻，咱们就可以准确地记录下酸和碱的体积了。
这时候，实验的结果就会告诉我们，酸和碱到底是如何完美结合，产生了多少中性盐和水。
实验结束后，大家可别忘了清理现场，虽然实验结束，但这场“战争”留下的痕迹还得好好处理。
冲洗一下器具，确保没有任何残留物，让实验室恢复原貌。
看到这个清爽的环境，心里也不禁感到一阵舒畅。
这一场“强酸与强碱的中和滴定实验”真是让人既紧张又兴奋。
每一个步骤都像是走在悬崖边缘，稍有不慎就可能出错，但成功的那一刻，真是让人倍感成就感。
强酸滴定强碱的滴定曲线
强酸滴定强碱的滴定曲线
强酸滴定强碱是化学实验中常见的一种滴定方法，其滴定曲线可以反映出反应的过程和结果。
本文将详细介绍强酸滴定强碱的滴定曲线，包括曲线的形状、变化规律以及影响因素等方面。
强酸滴定强碱的滴定曲线通常呈现出S型曲线，即在初始阶
段pH值变化较小，随着滴定剂的加入pH值迅速上升，直至
中点处pH值突然发生跃变，之后pH值又逐渐上升，直至终
点处pH值达到最大值。
这种曲线形状的产生是由于强酸和强
碱之间的反应过程。
在强酸滴定强碱的反应中，初始阶段强酸和水反应生成氢离子和酸根离子，导致溶液的酸性增强。
随着滴定剂的加入，氢离子逐渐被中和，pH值开始上升。
当滴定剂加入到中点时，酸
根离子和氢离子的摩尔数相等，此时溶液为中性。
然而，在中点之后，继续加入滴定剂会使溶液变为碱性，因为此时溶液中存在过量的碱性离子。
强酸滴定强碱的滴定曲线的变化规律受到多种因素的影响，包括反应物浓度、滴定剂浓度、滴定速度、指示剂种类等。
反应物浓度越高，滴定曲线的斜率越陡峭，中点处pH值也越高。
滴定剂浓度越高，滴定曲线的斜率越缓和，中点处pH值也越低。
滴定速度越快，滴定曲线的斜率越陡峭。
指示剂种类也会对滴定曲线产生影响，不同的指示剂适用于不同的反应体系。
总之，强酸滴定强碱的滴定曲线是化学实验中重要的一部分，通过对其形状和变化规律的研究可以更好地理解反应过程和结果。
同时，在实验操作中需要注意控制各种因素以获得准确可靠的结果。
酸碱滴定法滴定曲线
（一）强酸（碱）滴定
0.1000 mol·L-1 NaOH滴定20.00 mL 0.1000 mol·L-1 HCl
滴定前: [H+] = c(H+) = 0.1000 mol·L-1
sp前:
[H
]
c(H
)
V (H ) c(OH ) V V (H ) V (OH )
1mol·L-1
4.76
12
10.70
10
9.23 9.70
8
8.73 8.70
8.23 7.76
6 HAc
4
2 HCl
0
50
100
0.1mol·L-1 0.01mol·L-1
突跃范围
浓度增大 10倍， 突跃增加 1个pH单 位
浓度越大， 突跃范围越大。
150 T%
8
0.10mol·L-1NaOH滴定0.10mol·L-1 HA(Ka不同)
pH
14
12
10
8
6
4
0.01mol·L-1
2
0.1mol·L-1
1mol·L-1
0
0
50
10.7
9.7 8.7
9.0
PP
7.0
6.2
5.3 4.3
MR 4.4 5.0
3.3
MO4.0 3.1
NaOH
↓
HCl
浓度增 大10倍, 突跃增 加 2个 pH单位.
100
150 200 T/ %
4
（二）强碱滴定一元弱酸（HA）
100.0
A-
8.73
20.02
100.1
A-+OH-
酸碱滴定曲线讲解
cr,e (H ) Kac酸（剩余） c盐
cr,e (OH ) Kbcb cr,e(OH-) = b
14 pH 12
碱缓冲 区
化学计量点： 8.73
10 突跃区 8 6 共轭缓冲 HAc
区
4
HCl
2 0
强
突跃
碱
滴
定
弱
酸
滴定突跃：7.75 ~9.70 曲
在弱碱性范围
pH 14
第一突跃大，12
第二突跃不 10
明显
8
6
4
2
0 0
Ka1, Ka2
10-2, 10-9
c1Ka1Ө 10-8, c2Ka2Ө<10-8, Ka1Ө / Ka2Ө 104
50 100 150 200 250 300 滴定百分数%
可准确滴定至HA-，形成一个突跃
③化学计量点pH计算及指示剂的选择
线
0
50 100 150 200
滴定百分数%
2. 指示剂的选择
14 pH 12
10
8
突跃
6
HAc
4
2
滴定突跃：7.75 ~9.70
0
在弱碱性范围
色的强指碱示滴剂0 定。弱5酸0 ，只100可用1滴5弱0定百碱分性数20%0范围变
3.影响滴定突跃范围的因素
➢化学计量点前: 突跃下限（-0.1%）
pH
例：用0.1000 mol∙L-1 NaOH滴定20mL 0.1000 mol∙L-1 H3PO4
H3PO4 H H2PO4 Ka,1 7.6103
H 2PO4
H
HPO
2 4
Ka,2 6.3108
酸碱滴定法-2
第四节 酸碱滴定法的基本原理• • • •酸碱滴定反应常数Kt 强酸强碱的滴定 一元弱酸（碱）的滴定 多元酸（碱）的滴定酸碱滴定法的基本原理估计被测定物质能否准确被滴定 滴定过程中溶液的pH变化情况 如何选择合适的指示剂来确定滴定终点。
滴定曲线:通过实验或计算方法记录滴定过程 中pH值随标准溶液体积或反应完全程度变化 的图形。
一、酸碱滴定反应常数Kt H3O+ + OHH2O+ H2OKt =+ − H OH [ ][ ]11 = = 1.0 × 1014 KwOH- + HAA - + H2 OKtA ] [ 1 = = [ HA][ OH ] K− −bKa = KWH3O+ + A-HA + H2OKt+HA ] [ 1 = = [ H ][ A ] K−aKb = KW讨论： 水溶液中酸碱滴定反应完全程度取决于Kt大小 强酸强碱的反应程度最高 弱酸弱碱反应程度较差 Kt大小取决于被滴定酸碱的Ka或Kb Ka或Kb是影响酸碱滴定的最重要因素二、强酸强碱的滴定H3O+ + OHH2O+ H2OKt =+ − H OH [ ][ ]11 = = 1.0 × 1014 Kw反应完全程度高• •强碱滴定强酸 强酸滴定强碱（一）强碱滴定强酸NaOH（0.1000mol/L）→HCl（0.1000mol/L, 20.00mL） 1．滴定过程中pH值的变化 2．滴定曲线的形状 3．滴定突跃 4．影响滴定突跃的因素和指示剂的选择续强碱滴定强酸1．滴定过程中pH值的变化 （1）Vb = 0：[ H + ] = C a = 0.1000mol / LpH = 1.0（2）Vb ＜ Va： SP前0.1% 时 ，加入NaOH 19.98mL[H ]+Va − Vb 20.00 − 19.98 = × 0.1 = 5.0 × 10 −5 mol / L ⋅ Ca = Va + Vb 20.00 + 19.98pH = 4.3续前（3）Vb = Va（SP）：[ H ] = [ OH ] =+ −K w = 10 −7 mol / LpH = 7.0（4）Vb ＞ Va ：SP后0.1%， 加入NaOH 20.02mL[OH ]−Va − Vb 20.02 − 20.00 = ⋅ Cb = × 0.1 = 5.0 × 10 −5 mol / L Va + Vb 20.00 + 20.02pOH = 4.3⇒ pH = 9.7续强碱滴定强酸2．滴定曲线的形状• • ••滴定开始，强酸缓冲区， ⊿pH微小 随滴定进行 ，HCl ↓ ， ⊿pH渐↑ SP前后0.1%， ⊿pH ↑↑ ， 酸→碱 ⊿pH=5.4 继续滴NaOH，强碱缓冲 区，⊿pH↓续强碱滴定强酸3．滴定突跃 滴定突跃：化学计量点前后0.1% 的变化引起pH值 突然改变的现象 滴定突跃范围：滴定突跃所在的范围 用途：利用滴定突跃指示终点续强碱滴定强酸4．影响滴定突跃的因素和指示剂的选择 影响因素：浓度 C↑，⊿pH↑，可选指示剂↑多 例：C↑10倍， ⊿pH↑2个单位 选择原则： 指示剂变色点pH处于滴定突跃范围内 （指示剂变色范围部分或全部落在滴定突跃范围内）续强碱滴定强酸讨论甲基橙（3.1～4.4）**3.45 甲基红（4.4～6.2）**5.1 酚酞（8.0~10.0）**9.11.0 mol/L NaOH→1.0 mol/L HCl ⊿pH=3.3～10.7 选择甲基橙，甲基红，酚酞 0.1mol/L NaOH→0.1mol/L HCl ⊿pH=4.3～9.7 选择甲基红，酚酞，甲基橙（差） 0.01mol/L NaOH→0.01mol/L HCl ⊿pH=5.3～8.7 选择甲基红，酚酞（差）（二）强酸滴定强碱0.1000mol/L HCl标液 → 0.1000mol/L的 NaOH滴定曲线形状类似强碱滴定强酸，pH变化相反 滴定突跃范围决定于酸标液浓度及被测碱浓度 指示剂的选择：甲基红，酚酞三、一元弱酸（碱）的滴定 （一）强碱滴定弱酸 （二）强酸滴定弱碱（一）强碱滴定弱酸OH- + HAKt A ] [ 1 = = [ HA][ OH ] K− −A- + H2OKa = KW反应完全程度不高bNaOH（0.1000mol/L）→HAc（0.1000mol/L , 20.00mL） 1．滴定过程中pH值的变化 2．滴定曲线的形状 3．影响滴定突跃的因素和指示剂的选择 4．弱酸被准确滴定的判别式续强碱滴定弱酸1．滴定过程中pH值的变化 （ 1） V b = 0[ H + ] = C a K a = 1.8 ×10 −5 × 0.1000 = 1.34 ×10 −3 mol / LpH = 2.88（2）Vb ＜ Va ：HAc + NaAcSP前0.1% 时 ，已加入NaOH 19.98mLC AC − Cb pH = pK a + lg = pK a + lg ⇒ pH = 7.76 Ca C HAC 20.00 − 19.98 C HAC = . × 01000 = 5.0 × 10 −5 mol / L 20.00 + 19.98 19.98 C AC − = × 01000 = 5.0 × 10 − 2 mol / L . 20.00 + 19.98续强碱滴定弱酸（3）Vb = Va ：HAc →NaAc0.1000 Cb = = 0.05000mol / L 2 Kw − [OH ] = K b Cb = Cb KapOH = 5.27⇒ pH = 8.73（4）Vb ＞ Va ：NaOH + NaAc SP后0.1% 时 ，已加入NaOH 20.02mL[OH ]−Vb − Va 20.02 − 20.00 = ⋅ Cb = × 0.1000 Vb + Va 20.02 + 20.00 = 5.0 × 10 −5 mol / LpOH = 4.30⇒ pH = 9.70续强碱滴定弱酸2．滴定曲线的形状• • • • • •滴定前，曲线起点高 滴定开始， [Ac-]↓ ，⊿pH↑ 随滴加NaOH↑，缓冲能力↑， ⊿pH微小 滴定近SP，[HAc]↓，缓冲能力 ↓↓，⊿pH↑↑ SP前后0.1%，酸度急剧变化， ⊿pH =7.76～9.7 SP后，⊿pH逐渐↓（同强碱滴强酸）续强碱滴定弱酸3．影响滴定突跃的因素和指示剂的选择 影响因素：被滴定酸的性质，浓度 C一定， Ka↓，Kt↓，⊿pH↓（见P72图4-6） Ka一定，C↓，⊿pH↓（滴定准确性越差） 指示剂的选择： ⊿pH =7.74～9.7，选碱性范围变色的酚酞，百里酚酞 4．弱酸能被准确滴定的判别式： Ca •Ka≥ 10-8判断能否以强碱直接滴定某一已知浓度和强度的弱酸。
《强酸与强碱的中和滴定》 说课稿
《强酸与强碱的中和滴定》说课稿尊敬的各位评委老师：大家好！今天我说课的题目是《强酸与强碱的中和滴定》。
下面我将从教材分析、学情分析、教学目标、教学重难点、教法与学法、教学过程、板书设计以及教学反思这几个方面来展开我的说课。
一、教材分析“强酸与强碱的中和滴定”是高中化学中的重要实验内容，它位于人教版高中化学选修 4《化学反应原理》第三章第四节。
这部分内容是在学生已经学习了酸碱中和反应的基础上，进一步深入探究定量分析酸碱反应的方法。
通过本实验，学生能够更深刻地理解酸碱中和的本质，掌握定量分析的基本技能，为后续学习化学平衡和溶液中的离子平衡等知识奠定基础。
教材首先介绍了中和滴定的原理，即利用酸碱中和反应，通过已知浓度的标准溶液来测定未知浓度溶液的浓度。
然后详细阐述了实验仪器和试剂、实验操作步骤以及数据处理和误差分析等方面的内容。
教材内容编排合理，逻辑清晰，注重培养学生的实验操作能力和数据分析能力。
二、学情分析学生在之前的学习中已经掌握了酸碱中和反应的基本概念和化学方程式的书写，也具备了一定的实验操作基础。
但是，对于定量分析实验的设计和操作，学生还比较陌生，需要在教师的引导下逐步掌握。
此外，学生在数据处理和误差分析方面的能力还有待提高，需要通过实际操作和练习来加强。
三、教学目标1、知识与技能目标（1）理解中和滴定的原理，掌握中和滴定的操作方法和步骤。
（2）学会使用酸式滴定管和碱式滴定管，能够准确读取滴定管的读数。
（3）掌握数据处理和误差分析的方法，能够根据实验数据计算未知溶液的浓度。
2、过程与方法目标（1）通过实验探究，培养学生的观察能力、动手操作能力和分析解决问题的能力。
（2）通过数据处理和误差分析，培养学生的逻辑思维能力和科学严谨的态度。
3、情感态度与价值观目标（1）培养学生实事求是的科学态度和勇于探索的精神。
（2）让学生体会化学实验在化学研究中的重要性，激发学生学习化学的兴趣。
四、教学重难点1、教学重点（1）中和滴定的原理和操作步骤。
强酸滴定强碱实验报告
强酸滴定强碱实验报告一、实验目的通过强酸滴定强碱实验，掌握滴定操作的基本技能，理解酸、碱溶液滴定反应的化学原理，了解滴定计算方法，提高实验操作的准确性及实验数据的处理能力。
二、实验原理1. 酸碱滴定反应原理当强酸溶液滴入强碱溶液中时，随着酸溶液的不断加入，酸碱中的酸成分逐渐被中和，根据化学计量法可知，滴加的强酸溶液的每一滴都含有相同的摩尔数的H+离子，反应到等量点时，溶液中的酸和碱的物质的量相等，等量点是指溶液中的H+和OH-离子浓度相等的点。
2. 酸碱指示剂原理酸碱指示剂是指在不同的pH下，能够呈现颜色变化的化合物。
常用的指示剂有酚酞、甲基橙、溴酸亚锡等，当溶液的pH值在指示剂的转折点时，指示剂会发生颜色变化，用于判断滴定终点。
3. 滴定计算原理滴定计算是根据化学计量法和平衡常数的关系，通过滴定前后溶液中反应物和产物的物质量，计算出反应物的物质量，求出溶液中反应物的浓度。
具体计算公式如下：n(A)×V(A) = n(B)×V(B)A为强酸溶液，V(A)为滴定强酸溶液的体积，n(A)为强酸溶液的摩尔浓度；B为强碱溶液，V(B)为被滴定强碱溶液的体积，n(B)为强碱溶液的摩尔浓度。
三、实验步骤1. 配制0.1mol/L NaOH溶液，将定量瓶取出约50ml去离子水，加入适量的NaOH固体，摇匀后加水至刻度线。
2. 取出0.1mol/L NaOH溶液3ml，加入滴定瓶中。
3. 取出约0.1g标准物质的强酸（如HCl）置于干燥的烧杯中。
4. 加入50ml去离子水，溶解后转移至滴定瓶，加入适量的指示剂。
5. 摇晃试管，滴加0.1mol/L NaOH溶液，直到液体颜色变化，记录滴定消耗的体积。
6. 重复以上滴定操作，至滴定结果相近，取平均值计算浓度。
四、实验注意事项1. 实验时需佩戴防护眼镜，避免溅入眼睛。
2. 实验前需校准滴定管和瓶，确保滴定结果准确。
3. 实验器材和药品需干燥无水，避免影响实验结果。
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滴定前 V=0
HCl H2O
pH=1.00
计量点前 V＜V0
计量点 V=V0
HCl余 NaCl H2O NaCl H2O
V=19.98mL （Er=－0.1％）
pH=4.30
pH = 7.00
计量点后 V＞V0
NaCl NaOH过量 H2O
V=20.02mL （Er= 0.1％）
pH=9.70
.
NaOH滴定HCl溶液的pH
即：使pHep与pHsp尽可能接近 突跃范围：4.30～9.70 选用指示剂： 酚酞(pH＝8.0-10.0) 甲基橙(pH＝3.1-4.4) 甲
基红(pH＝4.4-6.2)
.
练一练
• 选择酸碱指示剂时可以不考虑的因素是（ ）
A滴定突跃范围 B指示剂的变色范围 C指示剂颜色的变化 D酸碱溶液的浓度 E指示剂分子的摩尔质量
Kt：滴定反应的平衡常数
△pH= pHep － pHsp
强碱（酸）滴定 强酸（碱）时：
c=csp2
Kt
1 Kw
1014
Et
10p H10p csp Kt
H
10% 0
强碱（酸）滴定 弱酸（碱）时：
c=csp
Kt
Ka Kw
.
(K t
Kb Kw
)
例1：用0.1000mol·L－1NaOH滴定0. 1000mol·L－1HCl，用酚酞作指示剂，滴 定误差是多少？
解：化学计量点
pHsp=7.00 csp=0.05000 mol·L－1
查表得，酚酞的pKHIn=9.10，
即pHep=9.10
△pH= pHep － pHsp=9.10－7.00=2.10
Et
10p H10p csp Kt
H
10% 0
Et 01.0025 .100 100102.11 00410% 0=0.02%
2、C↑10倍，⊿pH↑2个单位，可选指示剂多 ➢ 1.0 mol/L NaOH→1.0 mol/L HCL
⊿pH=3.3～10.7 选择甲基橙，甲基红，酚酞 ➢ 0.1mol/Ll NaOH→0.1mol/L HCL ⊿pH=4.3～9.7 选择甲基红，酚酞，甲基橙 ➢ 0.01mol/L NaOH→0.01mol/L HCL ⊿pH=5.3～8.7 选择甲基红，酚酞
20.00 2.00 0.20 0.04 0.02 0.00
突跃 范围
0.02 0.04
0.20
2.00 20.00
.
pH
1.00 2.28 3.30 4.00 4.30 7.00 9.70 10.00 10.70 11.70 12.50
滴定分析的研究步骤：
1．判断能否被准确滴定 2．滴定过程中pH值的变化 3．绘制滴定曲线找出滴定突跃 4．根据滴定突跃选择指示剂 5．讨论影响滴定突跃的因素
.
例2：用0.1000mol·L–1NaOH滴定0.1000 mol·L–1HAc时，若滴定至（1）
pH＝9.20，（2）pH＝8.20，分别计算两种情况时的终点
- 4.74
误差？pKa=10
解： Kt K Kw a 110014.4.7040109.26
突跃范围随滴定剂和被滴定剂浓度 改变而改变，指示剂的选择也应 . 视情况而定。
强酸滴定强碱
.
HCl滴定NaOH（条件同前）： 1、滴定曲线： 见下图的虚线，pH从大到小。
2、滴定突跃： 9.70～4.30
3、指示剂：
酚酞、甲基红（误差在0.1%内） 甲基橙：滴定至橙色（pH=4.0）（误差为+0.2%） 校正方法：P127自学
.
滴定分析的研究步骤：
1．判断能否被准确滴定 2．滴定过程中pH值的变化 3．绘制滴定曲线找出滴定突跃 4．根据滴定突跃选择指示剂 5．讨论影响滴定突跃的因素
.
酸碱指示剂的选择依据----- 滴定突跃范围 凡在突跃范围以内能发生颜色变化的指示剂,都可用.
（凡变色范围全部或大部分落在滴定突跃范围之内的指示剂都可 用）
答案：E
.
滴定分析的研究步骤：
1．判断能否被准确滴定 2．滴定过程中pH值的变化 3．绘制滴定曲线找出滴定突跃 4．根据滴定突跃选择指示剂 5．讨论影响滴定突跃的因素
.
影响突跃范围的因素
1、影响因素：
（1）滴定常数Kt：Kt越大，突跃范围越大； （2）反应物浓度c：c越大，突跃范围也越大。 对于强碱和强酸的滴定，在一定温度和溶剂中， Kt为定值，故其影响因素为浓度c。
强酸(碱)和一元弱酸(碱)的滴定
.
强碱滴定强酸
.
NaOH 0.1000 mol/L （c）
v
HCl 0.1000 mol/L（c） 20.00ml（v0)
.
滴定分析的研究步骤：
1．判断能否被准确滴定 2．滴定过程中pH值的变化 3．绘制滴定曲线找出滴定突跃 4．根据滴定突跃选择指示剂 5．讨论影响滴定突跃的因素
.
四、终点误差Et
1、定义：由于滴定终点（ep）与化学计量点（sp）不一致而产生的误差。
指示剂的变色点
2、定义式：Et =
滴定剂不足或过质 量的 的量 物 被测物的物质的量 100%
3、计算式：
林邦公式
Et
10p
H10p cKt
H
10% 0
c：是按化学计量点（终点）体 积计算时，被测物的分析浓度。
.
在酸碱滴定过程中，以滴定剂加入体 积比（或滴定百分数）为横坐标，以 溶液的pH值为纵坐标作图，得到酸碱 滴定曲线。
.
NaOH滴定HCl的滴定曲线
pH
5.40
2.70 2.70
9.70 7.00 4.30
1.00 0.00
19.9+0.1%
VNaOH
(ml)
滴定突跃：计量点附近溶液pH值的急剧变化 突跃范围：化学计量点前后±0.1%相对误差范围内，溶液pH值的变化范围
加入NaOH/mL HCl被滴定的百分数 剩余HCl/mL 剩余NaOH/mL
0.00
18.00
19.80
19.96
19.98
20.00
0.0 4
20.02
20.04
20.20
22.00
40.00
90.00 99.00 99.80 99.90 100.0 100.1 100.2 101.0 110.0 200.0
.
滴定反应
H+ + OH- = H2O
平衡常数（滴定常数） Kt K 1W1.011 04(25 C)
反应进行程度 很大
.
滴定分析的研究步骤：
1．判断能否被准确滴定 2．滴定过程中pH值的变化 3．绘制滴定曲线找出滴定突跃 4．根据滴定突跃选择指示剂 5．讨论影响滴定突跃的因素
.
滴定 阶段
溶液 组成 pH的 计算