化学选修4第三章第一节.ppt.ppt

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“桂林山水甲天下”溶洞,肇庆七星岩风景区溶洞,第三章水溶液中的离子平衡全章课件,第三章水溶液中的离子平衡,第一节弱电解质的电离第二节水的电离和溶液的酸碱性第三节盐类的水解第四节难溶电解质的溶解平衡,第一节弱电解质的电离,一、电解质有强弱之分二、弱电解质的电离过程是可逆的,知识回顾1,电解质：

在水溶液中或熔融状态时能够导电的化合物。

在水溶液中和熔融状态时都不能导电的化合物。

NaCl溶液、NaOH、Cu、水、CH3COOH、CO2,非电解质：

电解质是化合物，电解质溶液是混合物,知识回顾2,电离：

电解质溶于水或熔融时，离解成自由移动离子的过程。

共价化合物：

溶于水,离子化合物：

溶于水或熔融,一、电解质有强弱之分,分别试验等体积、等浓度的盐酸、醋酸溶液跟等量镁条的反应；并测这两种酸的pH。

将试验结果填入下表：

剧烈反应，迅速产生大量气泡,反应缓慢，产生少量气泡,pH=,pH=,实验探究（实验【】）,当酸溶液的物质的量浓度相等时，pH值是否相等，说明c（H+）是否相等？

反应速率不同，pH不同，说明盐酸和醋酸中的H+浓度不同。

相同体积、相同浓度的盐酸和醋酸中H+浓度不同，说明HCl和CH3COOH的电离程度不同,实验结果分析,强弱电解质,强电解质：

弱电解质：

强酸、强碱和绝大多数盐是强电解质,能够全部电离的电解质称为强电解质,只能部分电离的电解质称为弱电解质,弱酸、弱碱和水是弱电解质。

CaCO3、Fe（OH）3的溶解度都很小,CH3COOH、HNO3的溶解度都很大，它们是强电解质还是弱电解质？

CaCO3、HNO3属于强电解质CH3COOH、Fe（OH）3属于弱电解质,本质区别：

是否完全电离,电解质的强弱与溶解性无关,电解质的强弱与溶液的导电性没有必然联系。

思考与讨论,练习、判断下列物质哪些属于强电解质，哪些为弱电解质？

A、MgCl2B、H2CO3C、Fe（OH）3D、HClE、Ca（OH）2F、HClO,强电解质：

A、D、E、,弱电解质：

B、C、F、,练习：

下列物质能导电的是_,属于强电解质的是_,属于弱电解质的是_,属于非电解质的是_。

a.铜丝b.NaClc.石墨d.冰醋酸e.HCl的水溶液f.蔗糖g.SO2h.NaHCO3i.BaSO4,ace,bhi,d,fg,二、弱电解质的电离过程是可逆的,1、电离方程式的书写,强电解质在溶液中完全电离，用“=”弱电解质在溶液中部分电离，用“”多元弱酸分步电离，可分步书写电离方程式（一般只写第一步），多元弱碱也是分步电离，但可按一步电离写出。

NaCl=Na+Cl-,请写出Na2SO4、HClO、NH3H2O、H2CO3、Fe（OH）3、Al（OH）3、NaHCO3、NaHSO4、Ba（OH）2在水溶液中的电离方程式。

Na2SO4=2Na+SO42-,HClOH+ClO-,NH3H2ONH4+OH-,H2CO3H+HCO3-,HCO3-H+CO32-,Fe（OH）3Fe3+3OH-,Al（OH）3Al3+3OH-（碱式电离）,Al（OH）3AlO2-+H+H2O（酸式电离）,NaHCO3=Na+HCO3-HCO3-H+CO32-,NaHSO4=Na+H+SO42-,Ba（OH）2=Ba2+2OH-,先判断强、弱电解质，决定符号，强电解质一步电离,多元弱碱的电离，以一步电离表示。

多元弱酸分步电离，电离能力逐渐降低，以一级电离为主。

电离方程式的书写要点,Al（OH）3有酸式和碱式电离。

弱酸的酸式盐的电离是分步电离，先完全电离成金属离子和酸式酸根，酸式酸根再部分电离。

强酸的酸式盐在水溶液中完全电离，在稀溶液中不存在酸式酸根；而在熔融状态，则电离成金属离子和酸式酸根离子,强等号、弱可逆、多元弱酸分步写，多元弱碱一步完,下列电离方程式书写正确的是（）A.BaSO4Ba2+SO42-B.H3PO43H+PO43-C.Al（OH）3H+AlO2-+H2OD.NaHS=Na+H+S2-,C,练习,强、弱电解质的比较,都是电解质，在水溶液中均能电离,完全电离,部分电离,不可逆过程,可逆过程,水合离子,分子和水合离子,弱酸、弱碱、水,强酸、强碱、大多数盐,小结：

2、弱电解质的电离平衡,弱电解质分子在溶液中电离，其电离过程是可逆的，同可逆反应一样，存在着电离产生的离子在运动过程中相互碰撞又结合成了分子的情况。

开始时溶液中离子的浓度很低，弱电解质电离成离子的速率快（其速率用正表示），随着弱电解质的电离，溶液中离子的浓度增大，弱电解质分子的浓度减小，从而分子电离成离子的速率减小，离子结合成分子的速率增大（其速率用逆表示），经过一段时间必然达到正逆,醋酸电离过程中体系各粒子浓度的变化,接近于0,接近于0,最大,增大,增大,减小,不变,不变,不变,分析：

CH3COOH和NH3H2O的电离。

定义：

在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。

特点,动电离平衡是一种动态平衡,定条件不变，溶液中各分子、离子的浓度不变，溶液里既有离子又有分子,变条件改变时，电离平衡发生移动。

等V电离=V分子化0,1）定义,逆电离平衡是对弱电解质而言，电离是可逆的，强电解质不存在电离平衡,2）影响电离平衡的因素,1、温度,2、浓度,由于电离是吸热的，因此温度越高，电离度越大,溶液越稀，离子相遇结合成分子越困难，因此更有利于电离。

3、同离子效应,加入含有弱电解质离子的强电解质，电离平衡向逆反应方向移动同离子效应,4、化学反应,加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质，电离平衡向正反应方向移动,注意,1）弱电解质溶液稀释时，电离平衡正向移动，溶液中离子的物质的量增大，而离子浓度减小，强电解质分子的物质的量和浓度均减小；2）对于冰醋酸，加水溶解并不断稀释的过程中，平衡正向移动，离子浓度先增大后减小,电离平衡的影响因素,CH3COOH,CH3COOH,CH3COO-,H+,H+,逆方向,逆方向,增大,增大,增大,增大,增大,增大,增大,增大,减少,减少,减少,减少,减少,减少,减少,正方向,正方向,正方向,正方向,增大,减少,增大,对于一元弱酸HAH+A-,对于一元弱碱BOHB+OH-,注意：

K值只随温度变化。

3、电离常数,探究实验：

实验3-2课本P42你能否推测CH3COOH、H3BO3、H2CO3三种弱酸的相对强弱，及其与电离常数大小的关系？

写出H3PO4在水溶液中的电离方程式。

H3PO4,H+H2PO4-,H2PO4-,H+HPO42-,HPO42-,H+PO43-,你推测每一步的电离程度如何变化，为什么？

多元弱酸是分步电离的，K1K2K3多元弱酸的酸性由第一步电离决定。

试根据课本P42中“一些弱酸和弱碱的电离平衡常数”比较它们的相对强弱。

草酸磷酸柠檬酸碳酸,意义：

K值越大，电离程度越大，相应酸（或碱）的酸（或碱）性越强。

填表：

0.1mol/L的CH3COOH溶液CH3COOHCH3COO-+H+,【课堂练习】,增大,增大,减小,减弱,不变,增大,增大,增大,增强,增大,减小,减小,减小,增强,不变,减小,增大,增大,增强,不变,增大,减小,减小,增强,不变,作业：

课本P441、3、4课外作业1、预习课本下一小节的内容,第二节水的电离和溶液的酸碱性,一、水的电离二、溶液的酸碱性与pH三、pH的应用,一、水的电离,水是极弱的电解质,251L水只有10-7molH2O分子发生电离,多少个水分子才有1个电离？

55.6107,其中常数K与常数c（H2O）的积记为Kw,称为水的离子积常数，简称为离子积,1、水的离子积常数,KW=c（H+）c（OH-）=110-14,25时（常温）,如果温度变化Kw会如何变化?

为什么?

实验测得：

在25，水电离出来的c（H+）=c（OH-）=10-7mol/L,1.1410-156.8110-15110-145.4710-14110-12,水的电离吸热,

（1）升高温度，促进水的电离，Kw增大,c（H+）=c（OH-）,升高温度：

平衡向移动,c（H）,c（OH-）,Kw,右,增大,增大,增大,注意：

水的离子积只随温度的改变而改变,2.影响水的电离平衡的因素,Kw适用于一定温度下任何稀的电解质溶液,对常温下的纯水进行下列操作：

（2）加入酸或碱，抑制水的电离，Kw不变。

中性正反应增大增大c（H+）=c（OH-）增大,酸性逆反应增大减小c（H+）c（OH-）不变,碱性逆反应减小增大c（H+）c（OH-）不变,水的电离,水的离子积：

影响因素,KW=c（OH-）c（H+）（25时，KW=1.010-14）,3、无论是酸溶液还是碱溶液中都同时存在H+和OH-！

注意：

1、在任何水溶液中，均存在水的电离平衡，Kw=c（H+）c（OH-）均成立。

（25时Kw=10-14）,2、水电离出的H+、OH-永远相等,水的离子积常数,3、溶液的酸碱性与H+、OH浓度的关系,=110-14（25）,无,=10-7,=10-7,c（H+）=c（OH-）,中性,左移,10-7,10-7,c（H+）c（OH-）,酸性,左移,10-7,10-7,c（H+）c（OH-）,碱性,溶液的酸碱性由溶液中H+、OH-浓度相对大小决定,酸性:

c（H+）c（OH-）,中性:

c（H+）=c（OH-）,碱性:

c（H+）c（OH-）,常温25,c（H+）10-7mol/L,c（H+）=10-7mol/L,c（H+）10-7mol/L,无论任何温度，无论酸性、中性、碱性溶液，都存在水电离出的H+、OH-，并且由水电离出的这两种离子浓度一定相等。

判断正误：

1.如果c（H+）不等于c（OH-）则溶液一定呈现酸碱性。

2.在水中加酸会抑制水的电离，电离程度减小。

3.如果c（H+）/c（OH-）的值越大则酸性越强。

4.任何水溶液中都有c（H+）和c（OH-）。

5.c（H+）等于10-6mol/L的溶液一定呈现酸性。

6.对水升高温度电离程度增大，酸性增强。

2.0.1mol/L的NaOH溶液中，c（OH-）=？

、c（H）=？

、由水电离出的c（OH-）水=？

、c（H）水=？

1.0.1mol/L的盐酸溶液中，c（H）=？

、c（OH-）=？

、由水电离出的c（OH-）水=？

、c（H）水=？

3.0.1mol/L的NaCl溶液中，c（OH-）=？

、c（H）=？

计算：

下列五种溶液中c（H+）由大到小的排列顺序A.0.1molL-1的盐酸；B.0.1molL-1的硫酸；C.0.1molL-1的NaOH;D.0.1molL-1的CH3COOH;E.0.1molL-1的NaCl，,BADEC,0.1mol/L,0.2mol/L,110-13mol/L,小于0.1mol/L,110-7mol/L,比较：

某溶液中由水电离产生的c（H+）=10-12mol/L，则该溶液呈酸性还是碱性？

c（H+）水=c（OH-）水=10-12mol/L若c（H+）aq=c（H+）水=10-12mol/L则c（OH-）aq=10-2mol/L溶液显碱性若c（OH-）aq=c（OH-）水=10-12mol/L则c（H+）aq=10-2mol/L溶液显酸性,逆推：

二、溶液的酸碱性与pH,讨论：

KW105=10-12在105时，纯水中c（H+）为多少？

c（H+）110-7mol/L是否说明105时纯水溶液呈酸性？

不能用c（H+）等于多少来判断溶液酸、碱性，只能通过两者相对大小比较,105时，c（H+）=110-7mol/L溶液呈酸性还是碱性？

计算下列溶液的pH，通过计算结果思考：

表示溶液的酸碱性什么时候用pH更加方便？

2510-5mol/L盐酸1mol/L盐酸2mol/L盐酸2510-5mol/LNaOH溶液1mol/LNaOH溶液,引入pH值意义：

表示溶液酸碱性的强弱。

用H+物质的量浓度的负对数表示,1）定义式：

pH=-lgc（H+）,用pH值表示c（H+）或c（OH-）1mol/L的溶液的酸碱性不用pH表示。

1、pH值,pH=-lgc（H+）,pH值与溶液酸碱性的关系？

pH01234567891011121314,酸性增强,中性,碱性增强,25,回忆初中所学常温下pH大小与溶液酸碱性的关系,中性,pH,C（H）,C（OH-）,10-1410-1310-1210-1110-1010-910-810-710-610-510-410-310-210-1100,酸性,碱性,增强,增强,c（H+）越大pH越小酸性越强，碱性越弱,结合pH与c（H+）的关系，思考溶液酸碱性与pH的关系,中性溶液,酸性溶液,碱性溶液,c（H+）=c（OH-）=110-7mol/L,c（H+）c（OH-）,c（H+）c（OH-）,pH=7,pH7,pH7,思考：

pH为7的溶液是否一定是中性溶液？

（25）,2）溶液的酸碱性与pH的关系,c（H+）110-7mol/L,c（H+）110-7mol/L,c（H+）c（OH-）,c（H+）=c（OH-）,c（H+）c（OH-）,PH7,PH=7,PH7,c（H+）越大PH越小，酸性越强,c（OH-）越大pH越大，碱性越强,1.甲溶液的pH3，乙溶液的pH1，则甲溶液中H+与乙溶液中H+之比为A.100B.1/100C.3D.1/3,pH相差a，H+相差10a,B,练习:

2.pH=3的盐酸pH增大1，c（H+）差多少倍？

盐酸浓度差多少倍？

c（H+）相差10倍；物质的量浓度强酸相差10倍pH=3的醋酸pH增大1，c（H+）差多少倍？

醋酸浓度差多少倍？

c（H+）相差10倍；物质的量浓度弱酸相差10倍,2、有关溶液pH的计算,

（1）单一溶液的计算,pH=-lgc（H+）,酸性:

求c（H+）pH碱性:

求c（OH-）c（H+）pH,pH+pOH=14,C（H+）c（OH-）=110-14,

（2）强酸、强碱的稀释,例1.pH=3的盐酸加水稀释到原来的10倍，pH=_加水到原来的103倍，pH=_,加水到原来的104倍pH=_,加水到原来的106倍，pH=_,例2.pH=10的NaOH溶液加水稀释到原来的10倍，则溶液的pH=_加水稀释到原来的102倍，则溶液的pH=_加水稀释到原来的103倍，则溶液的pH=_加水稀释到原来的105倍，则溶液的pH=_,关键：

抓住氢离子进行计算！

关键：

抓住氢氧根离子离子进行计算！

4,6,接近7,接近7,9,8,接近7,接近7,结论：

强酸（碱）每稀释10倍，pH值向7靠拢一个单位。

强酸溶液每稀释10倍，PH增大一个单位。

酸、碱溶液无限稀释时，pH均无限接近于7（均要考虑水的电离）。

强碱溶液每稀释10倍，PH减小一个单位。

（3）弱酸、弱碱的稀释,结论：

弱酸（碱）每稀释10倍，pH值向7靠拢不到一个单位,例3.pH=3醋酸加水稀释到原来10倍，溶液的pH值范围_pH=12氨水加水稀释到原来10倍，溶液的pH值范围_,弱酸、弱碱稀释后溶液pH的变化比强酸、强碱小。

例4.有两瓶pH=2的溶液，一瓶是强酸，一瓶是弱酸。

现只有石蕊试液、酚酞试液、pH试纸和蒸馏水，而没有其它试剂，简述如何用最简单的实验方法来判断那瓶是强酸？

34,1112,（4）强酸（碱）溶液混合,例6.pH=10和pH=8的两种NaOH溶液等体积混合，求混合溶液的pH值。

例5.pH=4和pH=5的两种盐酸溶液等体积混合，求混合溶液的pH值,结论：

两种强酸溶液等体积混合，溶液的pH值等于浓溶液的pH加0.3,结论：

两种强碱溶液等体积混合，溶液的pH值等于浓溶液的pH减0.3,例7.0.1LpH=2盐酸和0.1LpH=11的NaOH溶液相混合，求混合后溶液的pH值例8.pH=2盐酸和pH=12的Ba（OH）2溶液等体积相混合，求混合后溶液的pH值。

（5）强酸、强碱溶液混合,方法：

先反应-按过量的计算，若酸过量，求c（H+），再算pH值。

若碱过量，先求c（OH-），再求c（H+），再算pH值,3、pH的测定方法,酸碱指示剂的颜色变化是在一定的pH值范围内发生的。

我们把指示剂发生颜色变化的pH值范围叫做指示剂的变色范围。

（1）酸碱指示剂（定性测量范围）,

（2）pH试纸（定量粗略测量）,（整数位）,讨论：

pH试纸的使用能否直接把pH试纸伸到待测液中？

是否要先湿润pH试纸后，再将待测液滴到pH试纸上？

能否用广泛pH试纸测出pH=7.1来？

标准比色卡中的数据都是整数如用湿润的pH试纸检验待测液，对该溶液pH值的测定：

A、一定有影响B、偏大C、偏小D、不确定,使用方法：

直接把待测液滴在干燥的pH试纸上，跟标准比色卡相对比,注意：

不能用水润湿要放在玻璃片（或表面皿）上用玻璃棒蘸待测液滴于试纸上,（3）pH计（定量精确测量）,（小数位）,4、酸碱中和滴定,属性：

化学分析中的定量分析特点：

简便、快捷、准确应用：

广泛用于科研和工农业生产,定义：

用已知物质的量浓度的酸（或碱）来测定未知物质的量浓度的碱（或酸）的方法叫做酸碱中和滴定。

1）原理,1、化学分析的分类：

鉴定物质组成成分，叫做；测定物质组成成分的含量，叫做；,定性分析,定量分析,酸碱中和滴定就是一种基本定量分析方法,2、酸碱中和滴定的定义：

用已知来测定的定量分析方法叫做酸碱中和滴定,3、酸碱中和反应的实质：

H+OH=H2O,讨论：

酸和碱发生中和反应恰好完全反应时，消耗的酸碱物质的量与反应计量系数之间有何关系？

mHnAOx+nB（OH）m=Bn（AOx）m+mnH2O,x,y,x:

y=m:

n,消耗酸碱物质的量之比等于反应式计量系数之比,m,n,x:

y=m:

n即：

（CAVA）：

（CBVB）=m:

n,若已知CA和VB则有：

4、酸碱中和滴定的实验原理：

通过测定的溶液，根据中和反应的来计算溶液的浓度的定量分析方法,已知浓度,体积,计量系数,未知浓度,一般地，已知浓度的溶液叫标准液，未知浓度的溶液叫待测液,中和滴定的基本实验思路：

固定待测液体积，测定标准液体积，结合反应计量系数，计算待测液浓度。

实验关键点：

、准确测定参加反应的两种溶液的；、准确判断中和反应是否。

体积,进行完全,待测液：

2）中和滴定的仪器及试剂,标准液：

已知浓度的溶液,未知浓度的溶液,指示剂,作用：

通过指示剂变化确定终点,选择原则,变色明显、灵敏，终点与变色范围一致,1试剂：

颜色,2、仪器：

用作中和反应容器，盛装待测液,用于配制标准液,放置滴定管,酸式滴定管,碱式滴定管,滴定管用于测定标准液或待测液的准确体积,滴定管的构造特点：

酸式滴定管，碱式滴定管。

玻璃活塞,橡皮套加玻璃珠,滴定管上有刻度线，标明了最大体积和使用温度,3）滴定管使用注意事项：

酸式滴定管：

不能盛放碱液、水解显碱性的盐溶液、氢氟酸,碱式滴定管：

不能盛放酸性溶液和强氧化性溶液,想一想：

量筒的构造与滴定管有何不同？

量筒“0”刻度线，其刻度由下到上读数，最大刻度线在其。

没有,由小到大,上方,普通滴定管的精密度为mL,0.01,滴定管的“0”刻度线，但并未在，滴定管上的刻度由上到下，读数，最大刻度线在滴定管。

上方,最上方,由小到大,下方,滴定管下端有气泡，必须排除；排除方法为：

滴定管使用前，应检查滴定管下端是否漏液和存在气泡,滴定管读数必须刻度线,平视,俯视刻度线，读数结果仰视刻度线，读数结果,偏低,偏高,4）中和滴定操作过程（以标准盐酸滴定NaOH为例）,1、准备工作：

、滴定管：

检查滴定管是否以及下端；滴定管洗涤：

用蒸馏水洗涤酸式滴定管后再用洗涤23次、碱式滴定管用蒸馏水洗涤后再用洗涤23次；装液：

将标准盐酸溶液装入酸式滴定管、将待测NaOH溶液装入碱式滴定管至“0”刻度线上方处，并排除滴定管嘴尖处的；调整液面：

将滴定管中的标准液或待测液的液面调整到（或以下某刻度），记下刻度,漏液,是否有气泡,标准液,待测液,23cm,气泡,“0”刻度,“0”刻度,、锥形瓶：

只能用洗涤，不能用洗涤,蒸馏水,待测液,使用滴定管时要注意的手势：

酸式滴定管,左手,拇指在前，食指中指在管后,无名指、小指弯向手心,三指平行，轻拿活塞柄,操作要领：

动作轻缓，手势自然。

食指、中指不可伸直，以防拉出活塞,酸式滴定管使用,碱式滴定管,左手,拇指在前,食指在后,操作要领：

拿住橡皮管中玻璃珠靠上的部位，挤压时，不可用力按玻璃棒，不能按玻璃珠以下部位，否则，放手时，容易形成气泡,碱式滴定管使用,向下挤压玻璃珠,右手：

拿住锥形瓶，并不断旋转振荡,用量取一定体积的待测液（NaOH）于锥形瓶中，滴入23滴指示剂（酚酞试液），待测液变成,2、滴定过程：

碱式滴定管,红色,用握活塞旋转开关，不断旋转振荡锥形瓶，眼睛注视锥形瓶中和滴定管，至变成，且半分钟不褪色为止，记下滴定管刻度,左手,右手,液流速度,红色,无色,重复上述操作次，算出消耗标准液体积的,23,平均值,3、结果计算：

用上述标准液体积的平均值进行计算,操作步骤：

洗涤检漏蒸馏水洗溶液润洗装液排气泡调整液面并记录放出待测液加入指示剂滴定记录计算。

左手,右手,视线与凹液面水平相切,滴加速度先快后慢,眼睛注视瓶内颜色变化,半分钟颜色不变,滴定管保持垂直,5）中和滴定实验中的误差因素分析,一、仪器润洗不当盛标准液的滴定管用蒸馏水洗后未用标准液润洗；盛待测液的滴定管或移液管用蒸馏水洗后未用待测液润洗；锥形瓶用蒸馏水洗后再用待测液润洗；,二、读数方法有误滴定前仰视，滴定后俯视；滴定前俯视，滴定后仰视；天平或量筒的使用读数方法错误；,偏大,偏大,偏大,偏小,偏小,四、指示剂选择欠妥用强酸滴定弱碱，指示剂用酚酞；（正确选择：

甲基橙）用强碱滴定弱酸，指示剂选用甲基橙；（正确选择：

酚酞）（两强滴定，原则上甲基橙和酚酞皆可选用；中和滴定肯定不用石蕊。

）,三、操作出现问题盛标准液的滴定管漏液；盛待测液的滴定管滴前尖嘴部分有气泡，终了无气泡（或前无后有）；振荡锥形瓶时，不小心有待测液溅出；滴定过程中，将标准液滴到锥形瓶外；快速滴定后立即读数；,偏小,偏大,偏大,偏大,五、终点判断不准确如滴定管的尖嘴部分有半滴或一滴标准液未滴下；六、样品中含有杂质用盐酸滴定含Na2O的NaOH样品；用含Na2CO3的NaOH标准液滴定盐酸；,七、指示剂的变色范围,偏大,俯视图,仰视图,滴定管的俯视和仰视,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,0,先偏大,后偏小,先仰后俯,V=V（后）-V（前），偏小,实际读数,正确读数,先俯后仰,先偏小,后偏大,V=V（后）-V（前），偏大,实际读数,正确读数,滴定管的俯视和仰视,偏高,偏低,偏高,无影响,偏高,偏低,偏低,偏高,偏低,偏高,偏高,偏高,偏低,口诀酸管碱管莫混用，视线刻度要齐平。

尖嘴充液无气泡，液面不要高于零。

莫忘添加指示剂，开始读数要记清。

左手轻轻旋开关，右手摇动锥形瓶。

眼睛紧盯待测液，颜色一变立即停。

数据记录要及时，重复滴定求平均。

误差判断看V（标），规范操作靠多练。

5）滴定过程中溶液的pH变化,例：

用0.100mol/LNaOH溶液滴定20.00mL0.100mol/L盐酸,1.02.33.34.37.09.710.711.712.5,问题3:

以NaOH加入量为横坐标,以pH值变化为纵坐标,绘制中和滴定曲线,问题2:

滴定终点时多半滴和少半滴溶液性质发生怎样改变?

PH发生怎样改变?

问题1:

滴定终点消耗碱多少?

pH等于多少?

引出pH值突变概念及范围,PH,12,10,8,6,4,2,10,20,30,40,突变范围,反应终点,加入NaOH（ml）,中和滴定曲线,酸碱指示剂的颜色在此pH值突跃范围发生明显的改变，则就能以极小的误差指示出滴定终点的到达。

三、pH的应用,1、人体健康,人体内的各种体液都有一定的pH，当体内