2013版高考化学复习方略课件：8.2水溶液酸碱中和滴定
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(2)滴定过程“三动词”。 控制：左手控制滴定管活塞 摇动：右手摇动锥形瓶 注视：眼睛注视锥形瓶内溶 液颜色变化
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(3)终点判断“两数据”。 ①一滴：滴入最后一滴标准液，锥形瓶内颜色发生突变。 ②半分钟：颜色突变后，半分钟内不恢复原色。 (4)数据处理。 按上述操作重复二至三次，求出用去标准盐酸体积的平均
(× ) 【分析】锥形瓶不能润洗，否则导致所测待测液的浓度偏高。
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5.溶液的pH可以小于0，也可以大于14。( √ ) 【分析】溶液的pH的适用范围为0～14。但当溶液中[H+]> 1 mol·L-1时，pH<0，当溶液中[OH-]>1 mol·L-1时，pH>14， 只是使用时并不方便。
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水的电离 1.影响水电离的“四”因素
条件 改变
加HCl NaOH(s) 升温 加Na2CO3
平衡移 动方向
向左 向左 向右 向右
[OH-]
减小 增大 增大 增大
[H+]
Kw
增大 减小 增大 减小
不变 不变 增大 不变
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可总结为：酸碱抑制，盐(能水解的)促进。 2.由水电离出的[OH-]和[H+]的计算 可概括为：酸碱“浓度等”，抑制程度同
【分析】pH=2，说明溶液中[H+]=0.01 mol·L-1，由[OH-]
Kw [H ]
1014 0.01
mol·L-1=10-12
mol·L-1,[H+]水=[OH-]=
10-wenku.baidu.com2 mol·L-1。
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3.pH试纸使用之前，一定要用蒸馏水润湿，否则无法使用。 (× )
【分析】pH试纸使用时不能润湿，否则可能产生误差。 4.盛放待测液的锥形瓶一定要润洗，否则产生实验误差。
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(2)试剂：标准液、待测液、_指__示__剂__、蒸馏水。 (3)滴定管的使用。
试剂性质
滴定管
原因
_酸__性__和__氧__化__性__物__质__易__腐__蚀___ 酸性、氧化性 _酸__式__滴__定__管__ _橡__胶__管__
碱性
_碱__性__物__质__易__腐__蚀__玻__璃__，__致___ _碱__式__滴__定__管__ _使__玻__璃__活__塞__无__法__打__开___
第2节 水溶液 酸碱中和滴定
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…………三年13考 高考指数:★★★★ 1.了解水的电离和水的离子积常数。 2.了解溶液pH的定义，能进行pH的简单计算。 3.了解测定溶液pH的方法。 4.实验内容：中和滴定。
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一、水的电离
1.电离方程式
水是一种极弱的电解质，H2O+H2O
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4.实验操作(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例) (1)滴定前准备工作“八动词”。
检漏 —检查滴定管活塞是否漏水 ︱
洗涤 —先用蒸馏水“洗”再用待装液“润洗”滴定管 ︱
装、排 —滴定管中“装”液至液面以上，并“排”气泡 ︱
调、读 —调整液面至0或0刻度以下，并读数 ︱
注、加 —将20 mL碱液注入锥形瓶，并加指示剂
值，根据c(NaOH)= cHCl VHCl 计算。
V(NaOH)
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1.pH=7的某溶液一定为中性溶液。( × )
【分析】温度不同，水的离子积不同，如100 ℃，Kw= 10-12，pH=6的溶液为中性溶液，pH=7的溶液为碱性溶液。
2.pH=2的盐酸中，由水电离出的[H+]=0.01 mol·L-1。( × )
两盐“浓度等”，促进程度同 注：“浓度等”指［H+］=［OH-］ (1)中性溶液[OH-]=[H+]=10-7 mol·L-1。
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(2)溶质为酸的溶液。 ①来源 OH-全部来自水的电离，水电离产生的[OH-]=[H+]。 ②实例 如计算pH=2的盐酸溶液中水电离出的[H+]，方法是先求出溶 液的[OH-]=Kw/10-2=10-12 (mol·L-1)，即水电离出的 [H+]=[OH-]=10-12 mol·L-1。
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2.pH (1)定义式：pH=_-_l_g_[_H_+_]_。 (2)溶液的酸碱性跟pH的关系(室温下)。
c(OH-)/mol·L-1 10-14 c(H+)/mol·L-1 1
PH 0
（酸性）增强
(3)适用范围：0～14。
10-7 10-7
1 10-14
7
14
中 性 （碱性）增强
H3O++OH-，可简写为
_H_2_O_____H____O__H_。
2.三个重要数据
[H+]=[OH-]=_1_0_-_7_m_o_l_·__L_-1_
室温下 纯水
Kw=[H+]·[OH-]=_1_0_-_14_m_o_l_2_·__L_-2_
pH=7
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3.Kw的影响因素 Kw只与温度有关，温度升高，Kw _变__大__。 二、溶液的酸碱性与pH 1.溶液的酸碱性 溶液的酸碱性取决于溶液中[H+]和[OH-]的相对大小。 (1)酸性溶液中：[H+]_>_[OH-]。 (2)中性溶液中：[H+]_=_[OH-]。 (3)碱性溶液中：[H+]_<_[OH-]。
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2.常用酸碱指示剂及其变色范围
指示剂 石蕊
甲基橙 酚酞
变色范围的pH
<5.0红色
5.0～8.0紫色
>8.0蓝色
<3.1红色
3.1～4.4橙色
>4.4黄色
<8.2无色 8.2～10.0粉红色 >10.0红色
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3.实验用品 (1)仪器：_酸__式__滴__定__管__(如图A)、_碱__式__滴__定__管__(如图B)、滴定 管夹、铁架台、_锥__形__瓶__。
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3.pH试纸的使用 (1)“四”步骤。 放 —把小片试纸“放”在表面皿上 ︱ 蘸 —用洁净的_玻__璃__棒__“蘸”取待测液 ︱ 点 —“点”到pH试纸上 ︱ 比 —试纸变色后与_标__准__比__色__卡__对“比”，确定溶液的pH
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(2)“两”注意。 ①试纸不能用蒸馏水润湿，否则测酸偏大，测碱偏小，中性 溶液无影响。 ②广泛pH试纸只能读出整数值。 三、酸碱中和滴定 1.原理 利用中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱 (或酸)的实验方法。
(2)滴定过程“三动词”。 控制：左手控制滴定管活塞 摇动：右手摇动锥形瓶 注视：眼睛注视锥形瓶内溶 液颜色变化
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(3)终点判断“两数据”。 ①一滴：滴入最后一滴标准液，锥形瓶内颜色发生突变。 ②半分钟：颜色突变后，半分钟内不恢复原色。 (4)数据处理。 按上述操作重复二至三次，求出用去标准盐酸体积的平均
(× ) 【分析】锥形瓶不能润洗，否则导致所测待测液的浓度偏高。
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5.溶液的pH可以小于0，也可以大于14。( √ ) 【分析】溶液的pH的适用范围为0～14。但当溶液中[H+]> 1 mol·L-1时，pH<0，当溶液中[OH-]>1 mol·L-1时，pH>14， 只是使用时并不方便。
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水的电离 1.影响水电离的“四”因素
条件 改变
加HCl NaOH(s) 升温 加Na2CO3
平衡移 动方向
向左 向左 向右 向右
[OH-]
减小 增大 增大 增大
[H+]
Kw
增大 减小 增大 减小
不变 不变 增大 不变
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可总结为：酸碱抑制，盐(能水解的)促进。 2.由水电离出的[OH-]和[H+]的计算 可概括为：酸碱“浓度等”，抑制程度同
【分析】pH=2，说明溶液中[H+]=0.01 mol·L-1，由[OH-]
Kw [H ]
1014 0.01
mol·L-1=10-12
mol·L-1,[H+]水=[OH-]=
10-wenku.baidu.com2 mol·L-1。
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3.pH试纸使用之前，一定要用蒸馏水润湿，否则无法使用。 (× )
【分析】pH试纸使用时不能润湿，否则可能产生误差。 4.盛放待测液的锥形瓶一定要润洗，否则产生实验误差。
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(2)试剂：标准液、待测液、_指__示__剂__、蒸馏水。 (3)滴定管的使用。
试剂性质
滴定管
原因
_酸__性__和__氧__化__性__物__质__易__腐__蚀___ 酸性、氧化性 _酸__式__滴__定__管__ _橡__胶__管__
碱性
_碱__性__物__质__易__腐__蚀__玻__璃__，__致___ _碱__式__滴__定__管__ _使__玻__璃__活__塞__无__法__打__开___
第2节 水溶液 酸碱中和滴定
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…………三年13考 高考指数:★★★★ 1.了解水的电离和水的离子积常数。 2.了解溶液pH的定义，能进行pH的简单计算。 3.了解测定溶液pH的方法。 4.实验内容：中和滴定。
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一、水的电离
1.电离方程式
水是一种极弱的电解质，H2O+H2O
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4.实验操作(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例) (1)滴定前准备工作“八动词”。
检漏 —检查滴定管活塞是否漏水 ︱
洗涤 —先用蒸馏水“洗”再用待装液“润洗”滴定管 ︱
装、排 —滴定管中“装”液至液面以上，并“排”气泡 ︱
调、读 —调整液面至0或0刻度以下，并读数 ︱
注、加 —将20 mL碱液注入锥形瓶，并加指示剂
值，根据c(NaOH)= cHCl VHCl 计算。
V(NaOH)
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1.pH=7的某溶液一定为中性溶液。( × )
【分析】温度不同，水的离子积不同，如100 ℃，Kw= 10-12，pH=6的溶液为中性溶液，pH=7的溶液为碱性溶液。
2.pH=2的盐酸中，由水电离出的[H+]=0.01 mol·L-1。( × )
两盐“浓度等”，促进程度同 注：“浓度等”指［H+］=［OH-］ (1)中性溶液[OH-]=[H+]=10-7 mol·L-1。
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(2)溶质为酸的溶液。 ①来源 OH-全部来自水的电离，水电离产生的[OH-]=[H+]。 ②实例 如计算pH=2的盐酸溶液中水电离出的[H+]，方法是先求出溶 液的[OH-]=Kw/10-2=10-12 (mol·L-1)，即水电离出的 [H+]=[OH-]=10-12 mol·L-1。
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2.pH (1)定义式：pH=_-_l_g_[_H_+_]_。 (2)溶液的酸碱性跟pH的关系(室温下)。
c(OH-)/mol·L-1 10-14 c(H+)/mol·L-1 1
PH 0
（酸性）增强
(3)适用范围：0～14。
10-7 10-7
1 10-14
7
14
中 性 （碱性）增强
H3O++OH-，可简写为
_H_2_O_____H____O__H_。
2.三个重要数据
[H+]=[OH-]=_1_0_-_7_m_o_l_·__L_-1_
室温下 纯水
Kw=[H+]·[OH-]=_1_0_-_14_m_o_l_2_·__L_-2_
pH=7
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3.Kw的影响因素 Kw只与温度有关，温度升高，Kw _变__大__。 二、溶液的酸碱性与pH 1.溶液的酸碱性 溶液的酸碱性取决于溶液中[H+]和[OH-]的相对大小。 (1)酸性溶液中：[H+]_>_[OH-]。 (2)中性溶液中：[H+]_=_[OH-]。 (3)碱性溶液中：[H+]_<_[OH-]。
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2.常用酸碱指示剂及其变色范围
指示剂 石蕊
甲基橙 酚酞
变色范围的pH
<5.0红色
5.0～8.0紫色
>8.0蓝色
<3.1红色
3.1～4.4橙色
>4.4黄色
<8.2无色 8.2～10.0粉红色 >10.0红色
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3.实验用品 (1)仪器：_酸__式__滴__定__管__(如图A)、_碱__式__滴__定__管__(如图B)、滴定 管夹、铁架台、_锥__形__瓶__。
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3.pH试纸的使用 (1)“四”步骤。 放 —把小片试纸“放”在表面皿上 ︱ 蘸 —用洁净的_玻__璃__棒__“蘸”取待测液 ︱ 点 —“点”到pH试纸上 ︱ 比 —试纸变色后与_标__准__比__色__卡__对“比”，确定溶液的pH
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(2)“两”注意。 ①试纸不能用蒸馏水润湿，否则测酸偏大，测碱偏小，中性 溶液无影响。 ②广泛pH试纸只能读出整数值。 三、酸碱中和滴定 1.原理 利用中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱 (或酸)的实验方法。