《分析化学》课程教学资源（电子教案）第三章 酸碱滴定法

分析化学精品课程教案第三章酸碱滴定法第6次课授课次序第三章酸碱滴定法授课章节授课时间80分钟第一节酸碱平衡的基础知识授课类型理论课1、了解酸碱理论的发展教学要求2、理解酸碱质子理论3、掌握酸碱解离平衡1、酸碱质子理论教学重点2、酸碱离解平衡教学难点酸碱离解平衡教学方法」多媒体课件为主，辅以音像放映，课堂讲授，备注教学过程通过【音像放映】酸碱中和滴定。复习【总结】酸碱滴定法是以酸碱反应为基础的定量分析方法。该法应用广泛，凡涉及到酸度、碱度项目，多数都可以用简单易行的酸碱滴定法。例酸碱中和如：食醋总酸度的测定、食品添加剂的测定、水样的测定等。滴定第三章酸碱滴定法引入新课第一节酸碱平衡的基础知识【提问】举例说明哪些是酸、哪些是碱？【设疑】同学们是应用酸碱电离理论判断酸碱的，那么按照该理论，NH3属于酸还是属于碱呢？【拓展】酸碱理论的发展。1、波义尔朴素的酸碱理论酸：溶解金属、与碱反应、使石蕊试液变红。碱：有苦涩味、腐蚀皮肤、与酸反应、使石蕊试液变蓝。2、酸碱电离理论酸：电解质离解时所生成的阳离子全部是H离子。碱：电解质离解时所生成的阴离子全部是OH离子。以上理论有局限性，例如不能解释NH，不含OH但是有碱性等，于是1923年丹麦化学家布朗斯特提出了酸碱质子理论。【引入新课】酸碱质子理论是如何定义酸碱的呢？一、酸碱质子理论1、酸和碱的定义酸：能给出质子（H+）的物质。碱：能接受质子（H+）的物质。酸与碱的关系：HAH++A即酸质子+碱【提问】用酸碱质子理论说明哪些物质是酸？哪些物质是碱？【小结】可见酸与碱由于一个质子的得失而相互转变，这样的一对酸碱在化学上叫做共轭酸碱对。2.共轭酸碱对的概念在溶液中因一个质子的得失而相互转变的一对酸碱称为共轭酸碱对

分析化学精品课程教案 第三章酸碱滴定法 授课章节 第三章 酸碱滴定法 第一节 酸碱平衡的基础知识 授课次序 第 6 次课 授课时间 80 分钟 授课类型 理论课 教学要求 1、了解酸碱理论的发展 2、理解酸碱质子理论 3、掌握酸碱解离平衡 教学重点 1、 酸碱质子理论 2、 酸碱离解平衡 教学难点 酸碱离解平衡 教学方法 多媒体课件为主，辅以音像放映，课堂讲授。 教学过程 备注 【音像放映】酸碱中和滴定。 【总结】酸碱滴定法是以酸碱反应为基础的定量分析方法。该法应用广泛，凡 涉及到酸度、碱度项目，多数都可以用简单易行的酸碱滴定法。例 如：食醋总酸度的测定、食品添加剂的测定、水样的测定等。 第三章 酸碱滴定法 第一节 酸碱平衡的基础知识 【提问】举例说明哪些是酸、哪些是碱？ 【设疑】同学们是应用酸碱电离理论判断酸碱的，那么按照该理论，NH3 属于酸 还是属于碱呢？ 【拓展】酸碱理论的发展。 1、波义尔朴素的酸碱理论 酸：溶解金属、与碱反应、使石蕊试液变红。 碱：有苦涩味、腐蚀皮肤、与酸反应、使石蕊试液变蓝。 2、酸碱电离理论 酸：电解质离解时所生成的阳离子全部是 H+离子。 碱：电解质离解时所生成的阴离子全部是 OH-离子。 以上理论有局限性，例如不能解释 NH3 不含 OH-但是有碱性等，于 是 1923 年丹麦化学家布朗斯特提出了酸碱质子理论。 【引入新课】酸碱质子理论是如何定义酸碱的呢？ 一、酸碱质子理论 1、酸和碱的定义 酸：能给出质子（H+）的物质。 碱：能接受质子（H+）的物质。 酸与碱的关系： HA H++A- 即 酸 质子+碱 【提问】用酸碱质子理论说明哪些物质是酸？哪些物质是碱？ 【小结】可见酸与碱由于一个质子的得失而相互转变，这样的一对酸碱在化学上 叫做共轭酸碱对。 2.共轭酸碱对的概念 在溶液中因一个质子的得失而相互转变的一对酸碱称为共轭酸碱对。 通 过 复 习 酸 碱 中 和 滴 定 引 入 新课

分析化学精品课程教案第三章酸碱滴定法酸碱之间的质子得失反应称为酸碱半反应。以醋酸在水中解离为例：半反应1HAc1SH++Ac半反应2HO+H20O+H+总反应HAc+H0H:O++Ac酸1碱2酸2碱1共轭共轭HAc给出质子后变成对应的共轭碱Ac；碱Ac接受质子后变成对应的共轭酸HAc。HAc与Ac-称为共轭酸碱对。H2O与HsO+也称为共轭酸碱对。上例中的H2O是碱，HO+是酸。【思考】NH在水中解离时，H2O充当碱还是酸？3.水的质子自递反应水分子间发生的质子传递作用称为水的质子自递反应H2O+HHO++OH在一定温度下，水溶液中H:O+与OH浓度乘积是一个常数，称为水的质子自递常数，又称水的离子积常数，用Kw表示。Kw-[H;O+][OH]=[H'] [OH]在298K（25℃）时，Kw=10-14学生回答【提问】从酸碱质子理论角度说明酸碱反应的实质是什么？教师【解答】酸碱反应的实质是质子传递的过程。点评二、酸碱解离平衡以一元弱酸醋酸（HAc）在水中发生的解离反应为例：HAc+H,O=H,O++AcK - [H,O'[4c][HAc]醋酸的Ka=1.8×10-5而HAc的共轭碱Ac的解离常数Kb为：Ac +H,O=HAc+OHK, = [HAc[OH][Ac ]K,K, ['A], [HAcO]-[H'[H-][Ac][HAc]则25℃时，K。K,=K,=10-14学生【提问】1、在酸碱质子理论中，酸碱的强弱是由什么决定的？回答2、如何根据解离常数的大小判断酸碱的强弱？教师【解答】1、酸碱的强弱由酸碱本身给出质子或接受质子能力的大小决定的。点评2、解离常数越大，对应酸（碱）的酸性（碱性）越强，反之就越弱。作业与思考题：

分析化学精品课程教案 第三章酸碱滴定法 酸碱之间的质子得失反应称为酸碱半反应。 以醋酸在水中解离为例： 半反应 1 HAc H++Ac - 半反应 2 H2O+ H+ H3O+ 总反应 HAc+H2O H3O++Ac- 酸 1 碱 2 酸 2 碱 1 共轭 共轭 HAc 给出质子后变成对应的共轭碱 Ac -；碱 Ac -接受质子后变成对应的共轭 酸 HAc。HAc 与 Ac -称为共轭酸碱对。H2O 与 H3O+也称为共轭酸碱对。上例中的 H2O 是碱，H3O+是酸。 【思考】NH3 在水中解离时，H2O 充当碱还是酸？ 3.水的质子自递反应 水分子间发生的质子传递作用称为水的质子自递反应 H2O+H2O H3O++OH- 在一定温度下，水溶液中 H3O+与 OH-浓度乘积是一个常数，称为水的质子自 递常数，又称水的离子积常数，用 Kw表示。 Kw=[H3O+ ][OH- ]= [H+ ] [OH- ] 在 298K（25℃）时，Kw=10-14 【提问】从酸碱质子理论角度说明酸碱反应的实质是什么？ 【解答】酸碱反应的实质是质子传递的过程。 二、酸碱解离平衡 以一元弱酸醋酸（HAc）在水中发生的解离反应为例： 醋酸的 Ka=1.8×10-5 而 HAc 的共轭碱 Ac-的解离常数 Kb 为： 则 25℃时， 【提问】1、在酸碱质子理论中，酸碱的强弱是由什么决定的？ 2、如何根据解离常数的大小判断酸碱的强弱？ 【解答】1、酸碱的强弱由酸碱本身给出质子或接受质子能力的大小决定的。 2、解离常数越大，对应酸（碱）的酸性（碱性）越强，反之就越弱。 作业与思考题： 学 生 回 答 教 师 点评 学 生 回 答 教 师 点评 HAc H O H O Ac 2 3 + − + = + [ ] [ ][ ] 3 HAc H O Ac Ka + − = Ac H O HAc OH 2 − − + = + [ ][ ] [ ] b HAc OH K Ac − − = [ ][ ] [ ][ ] [ ][ ] [ ] [ ] a b H Ac HAc OH K K H OH HAc Ac + − − + − − =  = 14 10 K K K a b w − = =

分析化学精品课程教案第三章酸碱滴定法1、思考题：课本P75习题1、2第7次课授课次序第二节酸碱溶液pH值的计算授课章节80分钟授课时间第三节缓冲溶液授课类型理论课1、掌握酸碱溶液pH值的计算教学要求2、了解缓冲溶液的作用教学重点酸碱溶液pH值的计算教学难点弱酸和弱碱溶液pH值的计算教学方法多媒体课件为主，辅以问答式，课堂讲授，教学过程备注【复习】思考题解答，【引入新课】在酸碱滴定过程中，溶液酸碱性会随着滴定的不断进行而发生变化，溶液酸碱性的强弱用pH表示。第二节酸碱溶液溶液pH值的计算【提问】溶液pH与溶液[H]浓度之间有什么关系？【解答】pH=-Ig[H']。【提问】溶液的[H]如何确定呢？一、强酸（强碱）溶液pH值的计算设强酸溶液浓度为C，由于强酸在水溶液中全部解离所以[H]=C，pH=-g[H']。【例题3-1】计算0.1mol·L-I的HCI溶液的pH值。解：[H]=C=0.1mol ·L-",pH=—1g[H*]=-1g0.1=1.0答：0.1mol·L-的HCI溶液的pH值为1.0。二、一元弱酸（弱碱）溶液pH值的计算对于一元弱酸HA溶液，质子条件式为：可省[H']=[A]+[OH-]略公式推水溶液中存在下列平衡：导过K,=[H'A][HA]=[H+]+[A-][HA]程H,O=H+OHK.=[H+][OH-]由上可得：[4]=k.和[0 ]-[H+][H+]

分析化学精品课程教案 第三章酸碱滴定法 1、思考题：课本 P75 习题 1、2 授课章节 第二节 酸碱溶液 pH 值的计算 第三节 缓冲溶液 授课次序 第 7 次课 授课时间 80 分钟 授课类型 理论课 教学要求 1、 掌握酸碱溶液 pH 值的计算 2、 了解缓冲溶液的作用 教学重点 酸碱溶液 pH 值的计算 教学难点 弱酸和弱碱溶液 pH 值的计算 教学方法 多媒体课件为主，辅以问答式，课堂讲授。 教学过程 备注 【复习】思考题解答。 【引入新课】在酸碱滴定过程中，溶液酸碱性会随着滴定的不断进行而发生变 化，溶液酸碱性的强弱用 pH 表示。 第二节 酸碱溶液溶液 pH 值的计算 【提问】溶液 pH 与溶液[H+ ]浓度之间有什么关系？ 【解答】pH =－lg[H+ ]。 【提问】溶液的[H+ ]如何确定呢？ 一、强酸（强碱）溶液 pH 值的计算 设强酸溶液浓度为 C，由于强酸在水溶液中全部解离， 所以 [H+ ]=C ， pH =－lg[H+ ]。 【例题 3-1】计算 0.1mol·L -1 的 HCl 溶液的 pH 值。 解：[H+ ]=C=0.1 mol·L -1， pH=－lg[H+ ]=－lg0.1=1.0 答：0.1 mol·L -1 的 HCl 溶液的 pH 值为 1.0。 二、一元弱酸（弱碱）溶液 pH 值的计算 对于一元弱酸 HA 溶液，质子条件式为： 水溶液中存在下列平衡： 由上可得： ， 可 省 略 公 式 推 导 过 程 [ ] [ ] [ ] H A OH + − − = + [ ] [ ] [ ] HA H A + − = + [ ][ ] [ ] a H A K HA + − = H O H OH 2 + − = + [ ][ ] K H OH w + − = + [ ] [ ] [ ] H a HA A K H − + = - w K 和[OH ]=[ ]

分析化学精品课程教案第三章酸碱滴定法[HA]+ K.[H']= K, ![H*][H+]代入质子条件式[H]= JK,[HA]+K,得到此式即为计算一元弱酸溶液中[H]的精确公式。记住若计算[H+]允许5%的误差，同时满足c/K≥500和cK20Kw,简化[H']= /cK.则上式可简化为公式同理可得到一元弱碱的计算公式：[OH-] = /cK,因为pOH=—1g[OH]所以pH=14-pOH要求【例题3-2】计算0.10mol·L-HAc溶液的pH值。解：已知HAc的K=1.8×10-5，c=0.10mol·L-1学生会根因为c/K≥500和cK≥20Kw所以[H]=V1.8×10-5×0.10=1.34×10-3mol.L-1据情pH=-lg[H]=-lg1.34×10-3=2.87况选择适答：0.10mol·L-HAc溶液的pH值为2.87当公【总结】几种常见酸溶液[H']的最简式和使用条件：课本P55表4-1式第三节缓冲溶液一、缓冲溶液的概念及组成1、缓冲溶液的概念缓冲溶液：能抵抗外加少量强酸或强碱，而维持pH基本不发生变化的溶液。缓冲作用：缓冲溶液所具有的抵抗外加少量强酸或强碱的作用。2、缓冲溶液的组成缓冲溶液一般由浓度较大的弱酸（或弱碱）及其共轭碱（或共轭酸）组成。【举例】HAc一NaAc溶液、NH3—NH4CI溶液都是缓冲溶液，向其中加少量HCI或NaOH，或加少量水稀释，溶液pH改变很小。【思考】分析化学中为什么要用到缓冲溶液呢？二、缓冲溶液pH的计算1、计算公式弱酸HA与其共轭碱A-组成的缓冲溶液中[H′]-Ka C-AApH=pKa+lgCA-CHA若用Ca表示酸的浓度，Cb表示相应共轭碱的浓度，则pH=pKa+Ig2、应用举例【例题3-3】25℃时，在1.0LHAc-NaAc缓冲溶液中含有0.10molHAc和0.20molNaAc.（1）计算此缓冲溶液的pH值；（2）向100mL该缓冲溶液中加入10mL0.10molL-lHCI溶液后，计算缓冲溶液的pH;

分析化学精品课程教案 第三章酸碱滴定法 代入质子条件式 得到 此式即为计算一元弱酸溶液中[H+ ]的精确公式。 若计算[H+ ]允许 5%的误差，同时满足 c/Ka≥500 和 cKa≥20Kw， 则上式可简化为 同理可得到一元弱碱的计算公式： [𝑂𝐻−] = √c𝐾𝑏 因为 pOH=－lg[OH- ] 所以 pH=14－pOH 【例题 3-2】计算 0.10 mol·L -1HAc 溶液的 pH 值。 解：已知 HAc 的 Ka=1.8×10-5 ，c=0.10 mol·L -1 因为 c/Ka≥500 和 cKa≥20Kw 所以 [H+ ]=√1.8 × 10−5 × 0.10 = 1.34 × 10−3mol · 𝐿 −1 pH=－lg[H+ ]=－lg1.34 × 10−3 = 2.87 答：0.10 mol·L -1HAc 溶液的 pH 值为 2.87. 【总结】几种常见酸溶液[H+ ]的最简式和使用条件：课本 P55 表 4-1 第三节 缓冲溶液 一、缓冲溶液的概念及组成 1、缓冲溶液的概念 缓冲溶液：能抵抗外加少量强酸或强碱，而维持 pH 基本不发生变化的溶液。 缓冲作用：缓冲溶液所具有的抵抗外加少量强酸或强碱的作用。 2、缓冲溶液的组成 缓冲溶液一般由浓度较大的弱酸（或弱碱）及其共轭碱（或共轭酸）组成。 【举例】HAc—NaAc 溶液、NH3—NH4Cl 溶液都是缓冲溶液，向其中加少量 HCl 或 NaOH，或加少量水稀释， 溶液 pH 改变很小。 【思考】分析化学中为什么要用到缓冲溶液呢？ 二、缓冲溶液 pH 的计算 1、计算公式 弱酸 HA 与其共轭碱 A-组成的缓冲溶液中 [H+ ]=Ka CHA CA− pH=pKa+lgCA− CHA 若用 ca表示酸的浓度，cb 表示相应共轭碱的浓度，则 pH=pKa+lgCb Ca 2、应用举例 【例题 3-3】25℃时，在 1.0LHAc-NaAc 缓冲溶液中含有 0.10mol HAc 和 0.20mol NaAc。 （1）计算此缓冲溶液的 pH 值； （2）向 100mL 该缓冲溶液中加入 10mL 0.10 molL -1 HCl 溶液后，计算缓冲溶 液的 pH； 记 住 简 化 公式 要 求 学 生 会 根 据 情 况 选 择 适 当 公 式 + + [ ] [H ] + [ ] H a HA K H + = w K [ ] + [H ] K [ ] = + a w HA K + [H ] cK = a

分析化学精品课程教案第三章酸碱滴定法（3）向100mL该缓冲溶液中加入10mL0.10mol-L-NaOH溶液后，计算缓冲溶液的pH;（4）向100mL该缓冲溶液中加入1L水稀释后，计算缓冲溶液的pH。醋酸的Ka=1.8x10-5。_0.10mol_0.20mol = 0.20molL-1 = 0.10mol-L-1,解：（1）已知ca-Cb=1.0L1.0L0.20pH =-lg1.8×10- +lg=5.050.10(2)100 ×08 0.010 ×0.10pH = -lg1.8×10-5 + lg=4.98100×01%+0.010×0.10(3)100×020+0.010×0.10pH =-1g1.8×10- +lg= 5.11100×0100.010×0.101000(4)0.20pH = -lg1.8x10-s +lg= 5.050.10【思考】1、上述例题说明了什么问题？2、常用的缓冲溶液有哪些？【解答】1、上例计算结果就说明了缓冲溶液的作用。2、课本P55表4-1.作业与思考题：1、作业：课本P75习题10、11

分析化学精品课程教案 第三章酸碱滴定法 （3）向 100mL 该缓冲溶液中加入 10mL 0.10 molL -1 NaOH 溶液后，计算缓冲 溶液的 pH； （4）向 100mL 该缓冲溶液中加入 1L 水稀释后，计算缓冲溶液的 pH。醋酸的 Ka=1.810-5。 解：(1) 已知 ca= 0.10mol 1.0L = 0.10 mol𝐿 −1 ，cb= 0.20mol 1.0L = 0.20mol𝐿 −1 (2) (3) (4) 【思考】1、上述例题说明了什么问题？ 2、常用的缓冲溶液有哪些？ 【解答】1、上例计算结果就说明了缓冲溶液的作用。 2、课本 P55 表 4-1. 作业与思考题： 1、作业：课本 P75 习题 10、11 5 0.20 lg1.8 10 lg 5.05 0.10 pH − = −  + = 0.20 5 1000 0.10 1000 100 0.010 0.10 lg1.8 10 lg 4.98 100 0.010 0.10 pH −  −  = −  + =  +  0.20 5 1000 0.10 1000 100 0.010 0.10 lg1.8 10 lg 5.11 100 0.010 0.10 pH −  +  = −  + =  −  5 0.20 lg1.8 10 lg 5.05 0.10 pH − = −  + =

分析化学精品课程教案第三章酸碱滴定法授课次序第8次课授课章节第四节酸碱指示剂授课时间80分钟授课类型理论课1、掌握酸碱指示剂的变色原理教学要求2、了解酸碱指示剂的变色范围3、理解使用指示剂的注意事项1、酸碱指示剂的变色原理教学重点2、使用指示剂的注意事项教学难点酸碱指示剂的变色范围教学方法多媒体课件为主，辅以音像放映，课堂讲授。备注教学过程【引入新课】酸碱滴定过程中，如何判断滴定达到了化学计量点呢？这就需要借助于指示剂的变色来指示滴定终点的到达第四节酸碱指示剂学生【提问】我们已知的酸碱指示剂有哪些？回答【解答】石蕊、酚酞、甲基橙等。一、酸碱指示剂的变色原理教师点评酸碱指示剂本身是一些结构复杂的有机弱酸或有机弱碱，因分子结构的改变而引起自身颜色的变化。当溶液pH值变化时，指示剂的分子结构发生改变，从而颜色发生变化，根据溶液的颜色变化指示终点到达。【举例】指示剂甲基橙在不同pH值溶液中发生离解作用和颜色变化如下：HnH++In黄色（偶氮式）指出红色（醒式）酚碱性溶液中，平衡向右移动，溶液由红色变为黄色：酸性溶液中，平衡向左移动，溶液由黄色变为红色。的酸式色【展示图片】酚酰的结构和甲基橙的结构。和碱二、酸碱指示剂的变色范围式色HIn Ht + In以弱酸型HIn为例：酸式色碱式色[H*[m] - K HIn[In-] _ KHma[HIn][HIn] [H]1、指示剂的理论变色点溶液颜色由[In][HIn]的大小来决定，当[In]/[HIn]=1 时，即[In]=[HIn]时,称为指示剂的理论变色点。pH=pKHIn2、指示剂的理论变色范围由于人们肉眼辨别颜色的能力有限，一般地[HIn] ≥10当[m]时，即pH≤pKHn-1，能观察到HIn的颜色（酸式色）

分析化学精品课程教案 第三章酸碱滴定法 授课章节 第四节 酸碱指示剂 授课次序 第 8 次课 授课时间 80 分钟 授课类型 理论课 教学要求 1、 掌握酸碱指示剂的变色原理 2、 了解酸碱指示剂的变色范围 3、 理解使用指示剂的注意事项 教学重点 1、 酸碱指示剂的变色原理 2、 使用指示剂的注意事项 教学难点 酸碱指示剂的变色范围 教学方法 多媒体课件为主，辅以音像放映，课堂讲授。 教学过程 备注 【引入新课】酸碱滴定过程中，如何判断滴定达到了化学计量点呢？这就需要 借助于指示剂的变色来指示滴定终点的到达。 第四节 酸碱指示剂 【提问】我们已知的酸碱指示剂有哪些？ 【解答】石蕊、酚酞、甲基橙等。 一、酸碱指示剂的变色原理 酸碱指示剂本身是一些结构复杂的有机弱酸或有机弱碱，因分子结构的改变 而引起自身颜色的变化。 当溶液 pH 值变化时，指示剂的分子结构发生改变，从而颜色发生变化，根据 溶液的颜色变化指示终点到达。 【举例】指示剂甲基橙在不同 pH 值溶液中发生离解作用和颜色变化如下： HIn H+ + In- 红色（醌式） 黄色（偶氮式） 碱性溶液中，平衡向右移动，溶液由红色变为黄色； 酸性溶液中，平衡向左移动，溶液由黄色变为红色。 【展示图片】酚酞的结构和甲基橙的结构。 二、酸碱指示剂的变色范围 以弱酸型 HIn 为例： HIn H+ + In- 酸式色 碱式色 1、指示剂的理论变色点 溶液颜色由[In- ]/[HIn]的大小来决定， 当[In- ]/[HIn]=1 时，即[In- ]=[HIn]时， pH= pKHIn 称为指示剂的理论变色点。 2、指示剂的理论变色范围 由于人们肉眼辨别颜色的能力有限，一般地： 当 时，即 pH  pKHIn-1，能观察到 HIn 的颜色（酸式色）。 学 生 回 答 教 师 点评 指 出 酚 酞 的 酸 式 色 和 碱 式色 KHIn HIn H In = + − [ ] [ ][ ] [ ] [ ] [ ] + − = H K HIn In HIn 10 [ ] [ ]  − In HIn

分析化学精品课程教案第三章酸碱滴定法[In] ≥10当[Hln]时，即pH≥pKHin+1，能观察到In的颜色（碱式色）。当pH=pKHn±1，在此范围内指示剂呈混合色，这一颜色变化的pH范围称为指示剂的理论变色范围。3、指示剂的实际变色范围由于人眼对各种颜色的敏感程度不同，指示剂的变色范围向pKHn的某一方偏，即理论变色范围不同于实际变色范围。【举例】甲基橙的pKHln=3.4，理论变色范围为pH=2.4~4.4，但实际变色范围为pH=3.1~4.4。甲基橙的酸式色为红色，碱式色为黄色，混合色为橙色。几种常用的酸碱指示剂（课本P58表4-3）三、使用酸碱指示剂的注意事项1、指示剂用量要适当少：2、溶液温度应控制在室温：3、颜色变化应容易辨别；4、指示剂在不同的溶剂中具有不同的变色范围。四、混合指示剂酸碱滴定中，若需要将滴定终点控制在很窄的pH变色范围内，可使用混合指示剂。混合指示剂配制方法有2种：（1）一种指示剂+情性染料配制而成；（2）两种pKHln相近的指示剂混合而成。【举例】甲基橙由红色变为橙红色，肉眼不易分辨，尤其在灯光下更难分辨。但如果将0.1%甲基橙溶液与等体积0.25%酸性靛蓝（靛胭脂）水溶液混合使用，变色将很敏锐：当pH≤3.1时呈紫色（红+兰）；当pH=4.1时呈灰色（橙+兰）；当pH≥4.4时呈绿色（黄+兰）。混合指示剂就是利用颜色的互补作用，使溶液颜色变化敏锐、易观察，变色范围也较窄，可减小滴定误差。【总结】几种常用的混合指示剂见课本P59表4-4。【音影放映】常用的酸碱指示剂及其变色过程，作业与思考题：1、思考题：（1）指示剂为什么会变色？(2)酚和甲基橙的pH变色范围分别是多少？

分析化学精品课程教案 第三章酸碱滴定法 当 时，即 pH  pKHIn + 1 ，能观察到 In- 的颜色（碱式色）。 当 pH = pKHIn ±1，在此范围内指示剂呈混合色，这一颜色变化的 pH 范围称 为指示剂的理论变色范围。 3、指示剂的实际变色范围 由于人眼对各种颜色的敏感程度不同，指示剂的变色范围向 pKHIn 的某一方 偏，即理论变色范围不同于实际变色范围。 【举例】甲基橙的 pKHIn =3.4，理论变色范围为 pH=2.4~4.4，但实际变色范围为 pH=3.1~4.4。甲基橙的酸式色为红色，碱式色为黄色，混合色为橙色。 几种常用的酸碱指示剂（课本 P58 表 4-3） 三、使用酸碱指示剂的注意事项 1、 指示剂用量要适当少； 2、 溶液温度应控制在室温； 3、 颜色变化应容易辨别； 4、 指示剂在不同的溶剂中具有不同的变色范围。 四、混合指示剂 酸碱滴定中，若需要将滴定终点控制在很窄的 pH 变色范围内，可使用混合 指示剂。 混合指示剂配制方法有 2 种： （1）一种指示剂+惰性染料配制而成； （2）两种 pKHIn 相近的指示剂混合而成。 【举例】甲基橙由红色变为橙红色，肉眼不易分辨，尤其在灯光下更难分辨。但 如果将 0.1%甲基橙溶液与等体积 0.25%酸性靛蓝（靛胭脂）水溶液混合 使用，变色将很敏锐： 当 pH  3.1 时呈紫色（红+兰）；当 pH=4.1 时呈灰色（橙+兰）；当 pH  4.4 时呈绿色（黄+兰）。 混合指示剂就是利用颜色的互补作用，使溶液颜色变化敏锐、易观察，变色 范围也较窄，可减小滴定误差。 【总结】几种常用的混合指示剂见课本 P59 表 4-4。 【音影放映】常用的酸碱指示剂及其变色过程。 作业与思考题： 1、 思考题： （1） 指示剂为什么会变色？ （2） 酚酞和甲基橙的 pH 变色范围分别是多少？ 10 [ ] [ ]  − HIn In

分析化学精品课程教案第三章酸碱滴定法授课次序第9次课授课章节第五节一元酸碱的滴定授课时间80分钟授课类型理论课1、理解一元酸碱滴定过程中pH的变化规律及滴定曲线教学要求2、会根据滴定突跃选择合适的指示剂1、一元强碱滴定强酸滴定曲线的绘制教学重点2、酸碱滴定中指示剂的选择教学难点一元强碱滴定弱酸过程pH的计算教学方法」多媒体课件为主，辅以启发式，课堂讲授，教学过程备注【引入新课】酸碱滴定中根据指示剂的颜色变化判断滴定终点，这就要计算出酸碱滴定过程中溶液pH值的变化情况，本节通过实例计算说明。第五节一元酸碱的滴定重点一、强碱滴定强酸强酸强碱在溶液中是全部电离的，酸以H+（H3O+）的形式存在，碱以OH掌握强碱形式存在，滴定过程的基本反应为：H+ OH H20强酸间的【实例1用0.1000mol·L-1NaOH溶液滴定20.00ml0.1000mol·L-1HCl溶液，滴定讨论滴定过程中pH值的变化情况。（一）滴定过程中pH值的计算1、滴定前溶液为0.1000mol/LHCI溶液：[H*]= cHCI = 0.1000 mol · L-1pH=1.02、滴定开始至化学计量点前溶液的pH值取决于剩余HCI的量：[H] - ig - mon HaVHCI +VHaOH当滴入NaOH溶液19.98ml.即当相对误差为：0.1%时，[H}(20.00-19.98)0.1000=5.00×10-5(mol.L-l)20.00+19.98pH=4.303、化学计量点时酸碱恰好完全反应，溶液呈中性：[H+]=1.00x 10-7 mol · L-pH=7.004、化学计量点后溶液的pH值取决于过量的NaOH的量：(VNaOH-VHC)CNaOH[OH-] =VHCi+VHaOH当滴入20.02mol·L-l的NaOH溶液，即当相对误差为+0.1%时：(20.02-20.00)×0.100000=5.00×10-5(mol.L-)[OH-]=20.00+20.02

分析化学精品课程教案 第三章酸碱滴定法 授课章节 第五节 一元酸碱的滴定 授课次序 第 9 次课 授课时间 80 分钟 授课类型 理论课 教学要求 1、 理解一元酸碱滴定过程中 pH 的变化规律及滴定曲线 2、 会根据滴定突跃选择合适的指示剂 教学重点 1、 一元强碱滴定强酸滴定曲线的绘制 2、 酸碱滴定中指示剂的选择 教学难点 一元强碱滴定弱酸过程 pH 的计算 教学方法 多媒体课件为主，辅以启发式，课堂讲授。 教学过程 备注 【引入新课】酸碱滴定中根据指示剂的颜色变化判断滴定终点，这就要计算出 酸碱滴定过程中溶液 pH 值的变化情况，本节通过实例计算说明。 第五节 一元酸碱的滴定 一、强碱滴定强酸 强酸强碱在溶液中是全部电离的，酸以 H+ （H3O+）的形式存在，碱以 OH- 形式存在，滴定过程的基本反应为： H++ OH- H2O 【实例 1】用 0.1000 mol·L -1NaOH 溶液滴定 20.00ml 0.1000mol·L -1 HCl 溶液， 讨论滴定过程中 pH 值的变化情况。 （一）滴定过程中 pH 值的计算 1、滴定前 溶液为 0.1000mol/L HCl 溶液： [H+ ]= cHCl = 0.1000 mol·L -1 pH=1.0 2、滴定开始至化学计量点前 溶液的 pH 值取决于剩余 HCl 的量： 当滴入 NaOH 溶液 19.98ml, 即当相对误差为 - 0.1% 时， pH=4.30 3、化学计量点时 酸碱恰好完全反应，溶液呈中性： [H+ ]=1.00 10-7 mol·L -1 pH=7.00 4、化学计量点后 溶液的 pH 值取决于过量的 NaOH 的量： 当滴入 20.02 mol·L -1 的 NaOH 溶液，即当相对误差为+0.1%时： 重 点 掌 握 强 碱 强 酸 间 的 滴定 HCl HaOH HCl NaOH HCl V V V V c H + − = + ( ) [ ] 5.00 10 ( ) 20.00 19.98 (20.00 19.98)0.1000 [ ] + −5 −1 =   + − H = mol L HCl HaOH NaOH HCl NaOH V V V V c OH + − = − ( ) [ ] 5.00 10 ( ) 20.00 20.02 (20.02 20.00) 0.1000 [ ] − −5 −1 =   + −  OH = mol L

分析化学精品课程教案第三章酸碱滴定法pH=9.70pOH=4.30，如此逐一计算，将计算值列于下表中：满人NaOH的体积/mLHCI被演定的分数液的PH0. 0010.00001:0018.000.90002.2819.800.99003.3019.980,99904, 3020.000.10007.00突联范围20,021.00109.7020, 201,010010. 7022.001.100011.6840.002.000012.52（二）滴定曲线和滴定突跃1、滴定曲线以加入滴定剂的体积为横坐标，对应溶液的pH值为纵坐标作图，所得的pH-V曲线为滴定曲线。下图为0.1000mol·L-lNaOH滴定20.00ml0.1000mol·L-lHCl的滴定曲线：PH酚酥甲基红甲基橙40mami入量10200比较0.1000mo1/LNa0H滴定20.00mL强酸0.1000mo1/LHC1的滴定曲线滴定强碱滴定曲线特点：滴定开始时曲线的变化较为平缓，随着NaOH的加入，曲线与强碱滴渐渐向上倾斜，在计量点前后分别加1滴NaOH溶液就使溶液的值由pH=4.30急定强剧增加到pH=9.70，pH改变了5.4个单位，溶液由酸性变为碱性，以后曲线又趋于平缓。酸的异同【提问】如果用强酸滴定强碱，滴定曲线将如何？【解答】强酸滴定强碱滴定曲线如图中的虚线。2、滴定突跃及其影响因素（1）滴定突跃：化学计量点前后加入的滴定剂由不足量0.1%到过量0.1%（计量点前后各1滴）引起溶液pH值的变化范围称为滴定突跃。滴定突跃是选择指示剂的重要依据。（2）影响滴定突跃大小的因素：酸碱溶液浓度c越大，滴定突跃越大。下图是不同浓度的强碱滴定强酸的滴定曲线：

分析化学精品课程教案 第三章酸碱滴定法 pOH=4.30， pH=9.70 如此逐一计算，将计算值列于下表中： （二）滴定曲线和滴定突跃 1、滴定曲线 以加入滴定剂的体积为横坐标，对应溶液的 pH 值为纵坐标作图，所得的 pH- -V 曲线为滴定曲线。 下图为 0.1000 mol·L -1 NaOH 滴定 20.00ml 0.1000 mol·L -1 HCl 的滴定曲 线： 滴定曲线特点：滴定开始时曲线的变化较为平缓，随着 NaOH 的加入，曲 线 渐渐向上倾斜，在计量点前后分别加 1 滴 NaOH 溶液就使溶液的值由 pH=4.30 急 剧增加到 pH=9.70， pH 改变了 5.4 个单位，溶液由酸性变为碱性，以后曲线又 趋于平缓。 【提问】如果用强酸滴定强碱，滴定曲线将如何？ 【解答】强酸滴定强碱滴定曲线如图中的虚线。 2、滴定突跃及其影响因素 （1）滴定突跃：化学计量点前后加入的滴定剂由不足量 0.1% 到过量 0.1% （计量点前后各 1 滴）引起溶液 pH 值的变化范围称为滴定突跃。 滴定突跃是选择指示剂的重要依据。 （2）影响滴定突跃大小的因素：酸碱溶液浓度 c 越大，滴定突跃越大。 下图是不同浓度的强碱滴定强酸的滴定曲线： 比 较 强 酸 滴 定 强 碱 与 强 碱 滴 定 强 酸 的 异同

分析化学精品课程教案第三章酸碱滴定法Imol/L12上0.1mo1/LH"u.01mo1/10FPS甲基红1..甲基接.1101滴定百分数981009（三）指示剂选择原则指示剂的变色范围应处于或部分处于滴定突跃范围内且变色敏锐。【举例】0.1000mol·L-NaOH滴定0.1000mol·L-HCI，可选择酚酞、甲基红或甲基橙作指示剂。二、强碱滴定一元弱酸【实例2】用0.1000mol/LNaOH标准溶液滴定20.00ml0.1000mol·L-1HAc，讨论滴定过程中pH值的变化情况。滴定反应方程式：NaOH+HAcNaAc+H20离子方程式：OH+HAcHO+Ac（一）滴定过程中pH值的计算1、滴定前溶液为0.1000mol/LHAc溶液（HAc是弱酸）：[H'] = /cK.[H*]=/0.1000×(1.76×10-)mol/ L=1.33×10-3 mol/ LpH=2.882、滴定开始至化学计量点前溶液中剩余HAc与反应产物NaAc形成了HAc-NaAc缓冲体系：[HAc][H*] = K.Ka(e)[Ac]当滴入NaOH溶液19.98ml，即当滴定相对误差为-0.1%时：0.1000×0.02mol/L=5.0×10-mol/L[HAc]=20.00+19.980.1000×19.98[Ac"] =mol/L=5.0×10-mol/ L20.00+19.98[H"]=1.76×10-×5.0×10-5.0x10mol/=1.76×10mol/LpH=7.743、化学计量点时NaOH与HAc完全反应，生成产物NaAc（Ac是弱碱）：[OH ]= JcKu4e-)1.0×10-14K.= 5.68×10-10KAc)"1.76×10-5Ka(HAc)20.00×0.1000mol/L=5.0×10-mol/ L[Ac-] =20.00+20.00

分析化学精品课程教案 第三章酸碱滴定法 （三）指示剂选择原则 指示剂的变色范围应处于或部分处于滴定突跃范围内且变色敏锐。 【举例】0.1000 mol·L -1NaOH 滴定 0.1000 mol·L -1HCl ，可选择酚酞、甲基红 或甲基橙作指示剂。 二、强碱滴定一元弱酸 【实例 2】用 0.1000mol/L NaOH 标准溶液滴定 20.00ml 0.1000mol·L -1 HAc，讨 论滴定过程中 pH 值的变化情况。 滴定反应方程式： NaOH+HAc NaAc+H2O 离子方程式： OH-+ HAc H2O+Ac- （一）滴定过程中 pH 值的计算 1、滴定前 溶液为 0.1000mol/L HAc 溶液（ HAc 是弱酸）： pH=2.88 2、滴定开始至化学计量点前 溶液中剩余 HAc 与反应产物 NaAc 形成了 HAc-NaAc 缓冲体系： 当滴入 NaOH 溶液 19.98ml, 即当滴定相对误差为 -0.1% 时： pH=7.74 3、化学计量点时 NaOH 与 HAc 完全反应，生成产物 NaAc（Ac-是弱碱）： + [H ] cK = a 5 3 [ ] 0.1000 (1.76 10 ) / 1.33 10 / H mol L mol L + − − =   =  ( ) [ ] [ ] [ ] a HAc HAc H K Ac + − = 0.1000 0.02 5 [ ] / 5.0 10 / 20.00 19.98 HAc mol L mol L  − = =  + 0.1000 19.98 2 [ ] / 5.0 10 / 20.00 19.98 Ac mol L mol L = −  = =  + 5 5 8 2 5.0 10 [ ] 1.76 10 / 1.76 10 / 5.0 10 H mol L mol L − + − − −  =   =   ( ) [ ] b Ac OH cK − − = 14 10 ( ) 5 ( ) 1.0 10 5.68 10 1.76 10 w b Ac a HAc K K K − − − −  = = =   20.00 2 [ ] 0.1000 / 5.0 10 / 20.00 20.00 Ac mol L mol L − − =  =  +