《2019-2020年滬科版化學高二上10.3《酸堿中和滴定》教案_(III).doc》由會員分享，可在線閱讀，更多相關(guān)《2019-2020年滬科版化學高二上10.3《酸堿中和滴定》教案_(III).doc（15頁珍藏版）》請在裝配圖網(wǎng)上搜索。

第三章 2019-2020年滬科版化學高二上10.3《酸堿中和滴定》教案_(III) 教學目的：1.掌握酸堿滴定法的特點和測定對象 2.掌握酸堿度及PH值的求法 教學重點：酸堿度及PH值的求法 教學難點：PH值的求法 教學方法：邊講邊練 [復習提問]1.滴定分析可分為幾類？ 2.酸堿滴定法的反應(yīng)原理是什么？ [板書]一、酸堿水溶液的酸度 1. 滴定原理：H+ + OH- = H20 2. 酸堿中和反應(yīng)的特點： （1） 反應(yīng)速率快，瞬間就可完成。 （2） 反應(yīng)過程簡單。 （3） 有很多指示劑可確定滴定終點。 3. 滴定對象 （1） 一般的酸堿 （2） 能與酸堿直接或間接發(fā)生反應(yīng)的物質(zhì)。 4. 分析濃度和平衡濃度 （1）分析濃度是溶液中所含溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度，以C表示，為濃度。 （2）平衡濃度指在平衡狀態(tài)時，溶液中存在的各種型體的濃度即平衡濃度。 [舉例] HAc = H+ + Ac – 5. 酸度：溶液中氫離子的濃度（濃度低是時），通常用PH表示。 PH= — lg[H+] [設(shè)問]酸度和酸的濃度相同嗎？ 不同。酸的濃度是指濃度。溶液中氫離子的濃度 6. 堿度：溶液中OH-的濃度 [提問]25℃時，Kw =[ H+][ OH-] = lg[H+] + lg[OH-] = -14 PH + POH = 14 7. 酸度與堿度的關(guān)系：PH + POH = 14 8. 強酸與強堿的PH值的計算 例一： 0.1mol/LHCl溶液的PH值？ 解：HCl = H+ + OH- [H+] = CHCl = 0.1mol/L PH = -lg0.1 = 1 練習：（1）0.05mol/L的H2SO4溶液的PH值？ （2）0.1mol/L的NaOH溶液的PH值？ （3）含有2.0X102mol的HCl溶液中加入3.0X102mol的氫氧化鈉溶液后，將溶液稀釋至1L，計算混合溶液的PH 9. 一元弱酸和一元弱堿PH值的計算？ （1）一元弱酸：[H+] = a HA = H+ + OH- 平衡常數(shù)： 同理可得：[OH-]= 例二：求0.1000mol/L 乙酸溶液的PH值？ 解： HAc = H+ + Ac – 查表得 Ka =1.75 * 10 據(jù)[H+] = a，得 =1.32 X 10 PH= 2.88 練習：1.求0.24 mol/L氨水溶液的PH值？ 小結(jié)：1.酸度與堿度 2.強酸與強堿PH值的求法 3.一元弱酸與弱堿的酸度的求法 作業(yè)：P85 T1 、10 板書設(shè)計 第三章 酸堿滴定法 第一節(jié) 水溶液中的酸堿平衡 一、酸堿水溶液的酸度 1.滴定原理：H+ + OH- = H20 2酸堿中和反應(yīng)的特點： （1）反應(yīng)速率快，瞬間就可完成。 （2）反應(yīng)過程簡單。 （3）有很多指示劑可確定滴定終點。 3.滴定對象 4.酸度：溶液中氫離子的濃度（濃度低是時），通常用PH表示。 PH= — lg[H+] 5.堿度：溶液中OH-的濃度 6.酸度與堿度的關(guān)系：PH + POH = 14 7.強酸與強堿的PH值的計算 8.一元弱酸和一元弱堿PH值的計算？ （1）一元弱酸：[H+] = a 教學反饋： 第一節(jié) 水溶液中的酸堿平衡（第二課時） 教學目的：1.掌握水解性鹽的酸堿性及公式 2.掌握緩沖溶液的緩沖原理及酸堿緩沖范圍的求法 3.理解幾種常用緩沖溶液的緩沖溶液的求法 教學重點：1.水解性鹽的公式的應(yīng)用 2. 緩沖溶液的緩沖原理 3. 酸堿緩沖范圍的求法 教學難點：緩沖溶液的緩沖原理 教學方法：講解練習，啟發(fā) 教學過程： [復習提問]1.什么是強電解質(zhì)？弱電解質(zhì)？ 在水溶液中或熔融狀態(tài)下能完全電離的化合物為強電解質(zhì)。 在水溶液中或熔融狀態(tài)下能部分電離的化合物為弱電解質(zhì)。 2.一元弱酸與弱堿的[H+]與[OH-]的求法？ 3.鹽的分類與酸堿性 （1） NaCl 強酸強堿鹽 中性 PH = 7 （2） NH4Cl 強酸弱堿鹽 酸性 PH <7 （3）NaAc 強堿弱酸鹽 堿性 PH > 7 這種離子與溶液中水電離出的氫氧根或氫離子的作用產(chǎn)生弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫鹽的水解。 [板書]二、水解性鹽溶液。 1.強堿弱酸鹽（顯堿性） 有弱就水解，無弱不水解，誰強顯誰性。 [OH-]== [板書]酸越弱，Ka越小，氫氧根離子濃度越大，PH值越大。 2.強酸弱堿鹽（酸性） [H+]== 3.公式的應(yīng)用 例1.求0.1000mol/LNaAc溶液的PH值？ 解：已知Ka = 1.9 * [課堂練習]求0.050mol/LNH4Cl溶液的PH值？ [板書]三、酸堿緩沖溶液 （一）酸堿緩沖原理 1.定義：一種能對溶液酸度起穩(wěn)定作用的溶液。 2.組成：a.弱酸和弱酸鹽 b.弱堿和弱堿鹽 3.緩沖原理：（以弱酸和弱酸鹽為例） NaAc == Na + + Ac - HAc == H + + Ac – [講解]：如加入少量HCl，氫離子濃度增加，平衡向左，從而使氫離子濃度減少，所以PH值變化較小。 [提問]1.加入氫氧離子，會有何結(jié)果呢？ 2.氨水和氯化銨的緩沖原理如何？ [板書]（二）緩沖溶液的酸度計算公式及緩沖范圍的求法 1.弱酸與弱酸鹽 （1） （2）范圍 2.弱堿與弱堿鹽 （1） （2）范圍 3.當Ca/Cs =1時，PH= PKa,該溶液具有最大的緩沖能力。 4.緩沖溶液各組分的最佳濃度范圍0.1---1.0mol/L，濃度比大致控制在1/10—10范圍。 [板書]（二）計算 1.計算公式 （1）弱酸與弱酸鹽 PH = PKa - lg [舉例] 由0.100 mol/L的HAｃ和0.100 mol/L的NaAｃ組成緩沖溶液。 （1） 求此緩沖溶液的PH （2） 求加入HCl達0.100 mol/L時，溶液PH的變化。 （3） 求加入 氫氧化鈉l達0.100 mol/L時，溶液PH的變化 （4）稀釋10倍時，溶液的PH是多少？ （3） 弱堿與弱堿鹽 POH = PKb - lg [舉例]計算由0.100 mol/L的氯化銨和0.200 mol/L氨水組成的緩沖溶液的PH值？ [板書]（三）常用的緩沖溶液 1.乙酸與乙酸鈉 （3.8----5.8） 酸性 2.氨水與氯化銨溶液 （8.3---10.3） 堿性 3.多元酸的酸式鹽溶液。鄰苯二甲酸氫鉀 4.008 4.高濃度的強酸和強堿溶液 酸：PH<2 堿：PH>12 小結(jié)：1.水解性鹽的公式的應(yīng)用 2. 緩沖溶液的緩沖原理 3. 酸堿緩沖范圍的求法 作業(yè)： 板書設(shè)計 第一節(jié) 水溶液中的酸堿平衡（第二課時） 二、水解性鹽溶液。 1.強堿弱酸鹽（顯堿性） 有弱就水解，無弱不水解，誰強顯誰性。 [OH-]== [板書]酸越弱，Ka越小，氫氧根離子濃度越大，PH值越大。 2.強酸弱堿鹽（酸性） [H+]== 3.公式的應(yīng)用 三、酸堿緩沖溶液 （一）酸堿緩沖原理 1.定義：一種能對溶液酸度起穩(wěn)定作用的溶液。 2.組成：a.弱酸和弱酸鹽 b.弱堿和弱堿鹽 3.緩沖原理：（以弱酸和弱酸鹽為例） （二）計算 （三）常用的緩沖溶液 1.乙酸與乙酸鈉 （3.8----5.8） 酸性 2.氨水與氯化銨溶液 （8.3---10.3） 堿性 3.多元酸的酸式鹽溶液。鄰苯二甲酸氫鉀 4.008 4.高濃度的強酸和強堿溶液 酸：PH<2 堿：PH>12 第二節(jié) 酸堿指示劑 教學目的：1.了解指示劑的變色原理。 2.掌握幾種常用的指示劑的變色范圍與酸堿色 教學難點：指示劑的變色原理。 教學重點：常用指示的變色范圍與酸堿色。 教學方法：講授法 教學過程： [提問]我前面所做的幾個化學實驗中，用到了那幾種指示劑？ 酚酞，甲基橙，石蕊 [引入]今天和大家一起學生指示劑的變色原理。 [板書]一、指示劑的變色原理 1.酸堿指示劑的定義：一般是結(jié)構(gòu)復雜的有機弱酸或弱堿，它們在溶液中能部分電離憂指示劑的離子和氫離子（或氫氧根），并于電離的同時，本身結(jié)構(gòu)也發(fā)生改變，使它們分子和離子具有不同的顏色。 例如：甲基橙（有機弱堿） [備注]結(jié)合做過的實驗講解。HCl 滴定 碳酸鈉 紅與黃混合不橙色。即為終點。PH<3.1 紅色 酸式為主。 3.14.4 黃色為主。 2.指示劑的變色域：由酸色變?yōu)閴A色的PH范圍。一般為1到2 個PH單位。 3.指示劑的選擇：在PH值突躍范圍內(nèi)。（注：下一節(jié)中講到） [板書]二、常用的酸堿指示劑。 名稱 PH變色范圍 酸色 堿色 甲基橙 3.1---4.4 紅 黃 溴甲酚綠 3.8---5.4 黃 藍 甲基紅 4.4 -----6.2 紅 黃 溴百里酚藍 6.2----7.6 黃 藍 酚酞 8.0 ---9.8 無 紅 百里酚酞 9.4---10.6 無色 藍 三、混合指示劑 1.定義：利用顏色之間的互補作用，使終點變色敏銳，變色范圍變窄。 （1）兩種或兩種以上混合。 （2）在某種指示劑中加入一種惰性染料。 小結(jié)：1.指示劑的變色的原理。2.常用的指示劑。 作業(yè)：P86T4 [板書設(shè)計] 第二節(jié) 酸堿指示劑 一、指示劑的變色原理 1.酸堿指示劑的定義 2.指示劑的變色域 3.指示劑的選擇 二、常用的酸堿指示劑 三、混合指示劑 1.定義：利用顏色之間的互補作用，使終點變色敏銳，變色范圍變窄。 （1）兩種或兩種以上混合。 （2）在某種指示劑中加入一種惰性染料。 教學反饋： 第三節(jié) 滴定曲線及指示劑的選擇（三課時） 教學目的：1.掌握滴定曲線的作用。 2.掌握強堿滴定強酸過程中不同階段的PH變化情況。 3.掌握弱酸弱堿的滴定情況 4.了解滴定曲線的作法。 教學重點： 1.滴定曲線的作用。 2.強堿滴定強酸過程中不同階段的PH變化情況 3. 弱酸弱堿的滴定情況 教學難點：強堿滴定強酸過程中不同階段的PH變化情況 教學方法：講授法 練習法 教學過程： [引出] 如何正確選擇指示劑以提高滴定的準確度？ （由滴定曲線來確定） [板書]一、強酸強堿的滴定 1. 酸堿滴定曲線：在酸堿滴定過程中，溶液PH值隨滴定劑的加入而變化，以滴定劑的加入量或中和百分數(shù)為橫坐標，溶液PH值為縱坐標作圖所得曲線稱為酸堿滴定曲線。 2. 酸堿滴定曲線的用途：1 由曲線可觀察滴定過程中溶液PH值的變化情況，由此判斷被物質(zhì)能否被準確滴定。 2 選擇合適的指示劑。 以0.1000molL-1NaOH標準溶液滴定20.00mL 0.1000 molL-1HCl溶液為例討論強酸強堿相互滴定時的滴定曲線和指示劑的選擇。以0.1000molL-1NaOH溶液滴定20.00mL，0.1000molL-1HCl為例。 3．滴定曲線的繪制 （1） 滴定前：pH==1.00 （2） 化學計量點前：溶液的pH值取決于溶液中未被滴定的剩余酸的量： [H+]== VNaOH 18.00 19.80 19.98 中和百分數(shù) 90 98 99.9 pH值 2.28 3.30 4.30 （3） 化學計量點時：pH==7.00 （4） 等量點后：溶液的pH值取決于過量的NaOH的濃度。若加入20.02mL（100.1%） [OH-]==== =5.0010-5molL-1 pH==9.70 圖： 可見，等量點前后0.1%（半滴），溶液的pH值由4.30 → 7.00 → 9.70，數(shù)值發(fā)生突然的變化，稱為“突變”。 4.滴定突躍：在滴定過程中，在等量點前后0.1%相對誤差范圍內(nèi)PH值發(fā)生了很大變化（突變）稱為滴定突躍。 5.突躍范圍：該指示劑的滴定突躍所在的PH值范圍稱為PH突躍范圍 6.選擇指示劑的原則：指示劑的變色范圍全部或部分落在滴定的突躍范圍內(nèi)。。所以以上的滴定突躍PH=4.30~9.70 凡是變色范圍部分或全部在4.30~9.70范圍內(nèi)的指示劑都可使用。如：酚酞8.0~10.0 甲基紅4.4~6.2 甲基橙3.1~4.4 [指出] 1.若用HCl滴定NaOH （條件同前，滴定曲線的形狀相同、方向相反，突躍范圍PH=9.70~4.30 同樣可選酚酞、甲基紅、甲基橙作指示劑。 2.突躍范圍的大小與酸、堿濃度有關(guān)（見教材） 突躍范圍的大小與強酸強堿溶液的濃度有關(guān)。 [板書]二、一元弱酸弱堿的滴定 （一）強堿滴定一元弱酸 [舉例]以0.1000 molL-1NaOH滴定20.00mL 0.1000 molL-1HAc為例，討論強堿滴定一元弱酸的滴定曲線和指示劑的選擇。 NaOH+HAc NaAc+H2O （1）滴定前，溶液中的H+來自HAc的電離。依照弱酸的電離計算： [H+]==a==1.3310-3（molL-1） pH==2.88 （2）化學計量點前，HAc與滴定反應(yīng)的產(chǎn)物NaAc形成緩沖溶液： pH==pKa — lg ，當加入19.98mLNaOH時，剩余0.02mLHAc [HAc]====5.0010-5 [Ac-]====5.0010-2 PH=Pka-lg10-3=7.75 （3）化學計量點時，溶液的pH值由產(chǎn)物NaAc的水解決定： [OH-]========5.3010-10，pH==8.72 （4）化學計量點后，溶液的pH值由過量的NaOH決定。加入20.02mLNaOH時： [OH-]==0.1000==5.0010-5molL-1，pH==9.70 以NaOH加入量為橫坐標,以PH為縱坐標畫出滴定曲線。 [板書]1．滴定曲線特點： （1）起點高，因HAc較HCl酸性弱。 （2）開始至20%HAc被滴定時，斜率較大。因Ac-的生成減小了HAc的電離 （3）隨NaOH加入CNaOH↑,CHAc↓緩沖能力增強，所以PH增加較慢。 （4）接近化學計量點時，緩沖能力減弱，Ac-水解增加，PH增加較快。 （5）化學計量點時，HAc濃度急劇減小, PH發(fā)生突變7.75~9.70 （6）由于NaAc的水解，接近化學計量點時，溶液PH值已經(jīng)在堿性范圍內(nèi)，所以NaOH—HAc滴定曲線的突躍范圍（7.75~9.70）比NaOH—HCl（4.30~9.70）小得多,而且在堿性范圍內(nèi)。 所以，在酸性范圍內(nèi)變色的指示劑（如甲基橙、甲基紅）不能用于該滴定。只有酚酞可用于指示NaOH滴定HCl的終點到達。 [板書]2影響突躍范圍的因素 （1） 濃度一定時，Ka越大，突躍越大； （2） Ka一定時，濃度越大，突躍越大； （3） 兩者同時變化時，其乘積越大，突躍越大濃度有關(guān)。只有CaKa≥10-8時，滴定才有明顯的PH突躍，才能借助指示劑判斷終點。 所以，CaKa≥10-8是判斷弱酸能否被準確滴定的依據(jù)。 [板書]（二）強酸滴定一元弱堿 以0.1000 molL-1HCl滴定20.00mL 0.1000 molL-1NH3H2O為例 1、滴定曲線與NaOH滴定HAc相似，但PH變化方向相反。 2、由于反應(yīng)產(chǎn)物是NH4Cl，等量點時，溶液呈酸性，突躍范圍PH=6.30~4.30 3、可用甲基橙、甲基紅指示終點，不能用酚酞。] 4、堿性太弱或濃度太低都不能借助指示劑判斷滴定終點。只有CKa≥10-8時，才能被強酸準確滴定。 [小結(jié)]1.強酸強堿滴定的滴定曲線 2.弱酸弱堿滴定的滴定曲線 3.滴定曲線的定義與作用。 作業(yè)： 教學反饋： 板書設(shè)計： 一、強酸強堿的滴定 1. 酸堿滴定曲線： 2. 酸堿滴定曲線的用途 3．滴定曲線的繪制 4.滴定突躍 5.突躍范圍 6.選擇指示劑的原則 二、一元弱酸弱堿的滴定 （一）強堿滴定一元弱酸 1．滴定曲線特點： 2影響突躍范圍的因素 （二）強酸滴定一元弱堿 三、多元酸堿的滴定 3-4 酸堿滴定法應(yīng)用示例 教學目標：本節(jié)主要舉例說明酸堿滴定法在實際生產(chǎn)中的應(yīng)用。 教學重點和難點：酸堿滴定法在實際中的應(yīng)用。樓 授課方式：自學為主，部分講授 授課課型：新課 一、混合堿分析（直接滴定法） ⒈ 雙指示劑法 　　雙指示劑定性： 　　設(shè)用HCl標液混合堿時，用酚酞為指示劑時，消耗的HCl體積為V1，繼續(xù)以甲基橙為指示劑消耗的體積為V2，則有： 　　體積：V1＝0，V2＝0，V1＝V2，V1＞V2，V1＜V2 　　組成：NaHCO3、NaOH、Na2CO3、NaOH+Na2CO3、NaHCO3+Na2CO3 ① 測NaOH和Na2CO3的含量 　　 原理： 　　　　 　　　　 ② 測NaHCO3和Na2CO3的含量 　　　 二、銨鹽中氮的測定（置換滴定） 　　甲醛法 　　由于銨鹽中NH4的＝5.610－10很小，C＜10－8，不可直接滴定。 　　甲醛與銨鹽反應(yīng)： 　　　　4NH4+＋6HCO===(CH2)6N4H+＋3H+＋6H2O 　　以酚酞為指示劑，滴至微紅色； 　　　 小結(jié)：混合堿的滴定與置換滴定 作業(yè)： 教學反饋：