《酸堿中和滴定》的幾點心得

張建梅

（介休市第二職業(yè)中學(xué)，山西 介休 032000）

《酸堿中和滴定》的幾點心得

張建梅

（介休市第二職業(yè)中學(xué)，山西 介休 032000）

多年的工作中，發(fā)現(xiàn)學(xué)生經(jīng)常在《酸堿中和滴定》的幾個知識點犯錯誤，筆者根據(jù)《酸堿中和滴定》的兩大知識塊：酸堿中和滴定的原理和實驗淺談了幾點心得體會。

酸堿中和滴定；心理；原理；實驗

多年的教學(xué)工作中，發(fā)現(xiàn)學(xué)生經(jīng)常在《酸堿中和滴定》的幾個知識點犯錯誤，我不斷探索，力求找到如何把這幾個知識點講清楚，使自己的教學(xué)工作更完善。下面談?wù)勎覍Α端釅A中和滴定》的幾點心得。

《酸堿中和滴定》主要有兩大知識塊：酸堿中和滴定的原理和酸堿中和滴定的實驗。

1 酸堿中和滴定的原理

1.1 酸堿中和滴定原理的知識點

（1）酸堿中和反應(yīng)的實質(zhì)是酸電離出的 H+和堿電離出的OH－反應(yīng)生成H2O，即H++ OH－＝ H2O。同學(xué)有這樣的疑問：醋酸溶液和氨水反應(yīng)的離子方程式是CH3COOH+NH3·H2O ＝+ CH3COO－+H2O。它的實質(zhì)也是H++ OH－＝ H2O嗎？回答：確實也是。離子方程式中醋酸和一水合氨不改寫成離子形式只是因為它們是弱電解質(zhì)，大部分以分子形式存在，但實際上是電離出的離子之間的反應(yīng)，由于：

其中（1）電離出的H+和（2）電離出的OH－發(fā)生反應(yīng)H++OH－＝H2O，使（1）中c（H+）減小，平衡右移，同時（2）中c（OH－）減小，平衡也右移，即在同一溶液中兩電離平衡相互促進。

（2）根據(jù)酸堿中和反應(yīng)的實質(zhì)是H++OH－＝H2O，可以得出：不論什么樣的酸和什么樣的堿發(fā)生反應(yīng)，參加反應(yīng)的n（H+）和n（OH－）必相等。

（3）酸和堿什么時候恰好中和？回答是：當酸和堿的物質(zhì)的量之比恰好等于化學(xué)計量數(shù)之比時恰好中和，即這時提供的酸和堿恰好都消耗了，就成了生成鹽的水溶液了。

（4）酸和堿恰好中和時，溶液一定呈中性？結(jié)論是：不一定。

當強酸和強堿恰好中和時，形成強酸強堿鹽溶液，溶液呈中性。例如，H2SO4+2NaOH＝Na2SO4+2H2O，當提供的 n（H2SO4）/n（NaOH）＝2/1時，H2SO4溶液和NaOH溶液恰好中和，形成了Na2SO4溶液，呈中性。

當強酸和弱堿恰好中和時，形成強酸弱堿鹽溶液，溶液呈酸性。例如，HCl + NH3·H2O ＝NH4Cl + H2O，當提供的 n（HCl）/n（NH3·H2O）＝1時，鹽酸和氨水恰好中和，形成了NH4Cl溶液，因為微弱水解而呈酸性。

當弱酸和強堿恰好中和時，形成強堿弱酸鹽，呈堿性。例如，CH3COOH+NaOH＝CH3COONa+H2O,當提供的n（CH3COOH）/n（NaOH）＝1時，醋酸溶液和氫氧化鈉溶液恰好中和，形成CH3COONa溶液，因為微弱水解而呈堿性。

1.2 酸堿中和滴定原理的練習

（1）用pH均為2的鹽酸和醋酸溶液，分別中和等體積、等物質(zhì)的量濃度的氫氧化鈉溶液，當氫氧化鈉恰好被完全中和時，消耗鹽酸和醋酸溶液的體積分別為 V1和 V2，則 V1和 V2的關(guān)系正確的是（ ）。

答案：A。

解析：鹽酸和醋酸都是一元酸，中和等物質(zhì)的量的 NaOH所需二者的物質(zhì)的量相等，現(xiàn)在鹽酸的濃度比醋酸小，所需體積必然比醋酸大。

（2）在通常狀況下，把醋酸滴入氫氧化鈉溶液中，當溶液中c（CH3COO－）＝ c（Na+）時，溶液的pH是（ ）。

A、大于7 B、等于7 C、小于7 D、不能確定

答案：B。

解析：此題可根據(jù)整個溶液不顯電性有：c（Na+）+c（H+）＝c（CH3COO－）+c（OH－），已知 c（CH3COO－）＝c（Na+），所以c（H+）＝ c（OH－），pH等于7。注意此時不是恰好中和，提供的醋酸的物質(zhì)的量已大于氫氧化鈉的物質(zhì)的量。

（3）一種一元強酸HA溶液中加入一種堿MOH反應(yīng)后，溶液呈中性，下列判斷中正確的是（ ）。

A、加入的堿過量

B、混合前酸與堿中溶質(zhì)的物質(zhì)的量相等

C、生成的鹽不發(fā)生水解

D、反應(yīng)溶液中c（A－）、c（M+）相等

答案：D。

解析：一元強酸HA溶液中如果加入的是強堿，溶液呈中性時，B成立；如果加入的是弱堿，溶液呈中性時，A成立?，F(xiàn)在沒有說明是強堿還是弱減，所以A、B都不能選，根據(jù)整個溶液不顯電性有：c（M+）+c（H+）＝ c（A－）+c（OH－），已知溶液呈中性即 c（H+）＝ c（OH－），所以 c（M+）、c（A－）相等。

2 酸堿中和滴定的實驗

2.1 酸堿中和滴定的實驗的分類討論

這部分主要講滴定管的使用以及根據(jù)酸堿中和反應(yīng)原理測定酸或堿的濃度，其難理解處在于“一些錯誤操作對未知濃度測定的影響”。我們以書本例題來說明：用0.1032 mol/L的鹽酸溶液滴定25.00 mL未知濃度的NaOH溶液，通過中和滴定測定NaOH的物質(zhì)的量濃度是多少？

原理：HCl + NaOH＝NaCl + H2O

從上面可看出，c（NaOH）取決于滴定實驗中讀出的V［HCl（aq）］，并且這兩個量成正比，讀出的 V［HCl（aq）］準確，c（NaOH）就準確；讀出的 V［HCl（aq）］偏大，c（NaOH）就偏大；讀出的V［HCl（aq）］偏小，c（NaOH）就偏小。

我們用以下情況來說明：

（1）酸式滴定管用水洗滌后，直接注入0.1032 mol/L的標準 HCl（aq）。上述情況直接引起標準 HCl（aq）的濃度小于0.1032 mol/L，中和25.00 mL未知濃度的NaOH溶液必然引起消耗鹽酸溶液體積偏大，c（NaOH）就偏大。

（2）滴定前滴定管尖嘴部分有氣泡，滴定完畢氣泡消失。這種情況讀出的V［HCl（aq）］中包括真正消耗的V［HCl（aq）］和V（氣泡），即讀出的V［HCl（aq）］偏大，c（NaOH）就偏大。

（3）滴定前仰視滴定管刻度，滴定完畢平視滴定管刻度。上述情況滴定前讀出的刻度偏低，導(dǎo)致讀出的V［HCl（aq）］比真正消耗的偏小，c（NaOH）就偏小。

（4）滴定完畢，滴定管尖嘴處懸掛著一滴鹽酸。這種情況讀出的V［HCl（aq）］包括滴入錐形瓶中的鹽酸溶液的體積和懸著一滴的體積，所以讀出的V［HCl（aq）］比真正消耗鹽酸溶液體積偏大，c（NaOH）就偏大。

（5）錐形瓶用水洗滌后，又用未知濃度的NaOH溶液潤洗。這樣將使錐形瓶中盛有未知濃度的 NaOH溶液的體積大于25.00 mL，導(dǎo)致n（NaOH）增大，所需標準鹽酸溶液的體積必然增大，c（NaOH）就偏大。

（6）滴定時，錐形瓶振蕩過于劇烈，部分NaOH溶液濺出。這種情況使錐形瓶內(nèi)n（NaOH）減小，所需標準鹽酸的體積必然減小，c（NaOH）就偏小。

（7）滴定中向錐形瓶內(nèi)加入蒸餾水。這樣做是把25.00 mL未知濃度的NaOH溶液稀釋，但稀釋過程中n（NaOH）保持不變，所需標準鹽酸溶液的體積無影響，所以讀出的V［HCl（aq）］準確，c（NaOH）就準確。

2.2 酸堿中和滴定實驗的練習

（1）用酸滴定堿時，滴定前讀酸式滴定管讀數(shù)時視線高于水平線，滴定結(jié)束時讀數(shù)正確，這樣會使測得的堿溶液的濃度（ ）。

A、偏高 B、偏低 C、不受影響 D、不能確定答案：A。

（2）在一支25 mL的酸式滴定管中盛入0.1 mol/L HCl溶液，其液面恰好在5 mL刻度處。若把滴定管內(nèi)溶液全部放入燒杯中，再用0.1 mol/L NaOH溶液進行中和，則所需NaOH溶液的體積（ ）。

答案：A。

解析：滴定管25 mL刻度下面還有溶液，所以從酸式滴定管放出的是大于20 mL的0.1 mol/L HCl溶液，用0.1 mol/L NaOH溶液進行中和，所需NaOH溶液的體積也就大于20 mL。

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Zhang Jianmei

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1000－8136（2011）06－0140－02