1、第三章 電離平衡復習課第一節 電離平衡一、 幾個概念 單 質：單質既不是電解質也不是非電解質 強電解質：強酸、強堿、大多數鹽 物質 電解質 弱電解質：弱酸、弱堿、水 化合物 大多數有機物(除有機酸、有機鹽) 中性氧化物：CO NO 非電解質 酸性氧化物：CO2 SO2 SO3 P2O5 NH3(1)電解質：凡在水溶液或熔化狀態下能導電的化合物。酸、堿和大多數鹽都是電解質。 非電解質：在水溶液和熔化狀態下都不導電的化合物。中性氧化物，多數有機物都是非電解質。 強電解質：在水溶液中全部電離為離子的電解質 弱電解質：在水溶液中部分電離為離子的電解質(2)電解質和非電解質的區別：溶于水或熔化狀態兩條件

2、具備一個即可無論是電解質還是非電解質，闡述的對象都是化合物。因此單質即不是電解質也不是非電解質。溶液是混合物，因此也即不是電解質也不是非電解質。SO3、NH3、CO2溶于水均能導電，但并非它們本身能電離出自由離子，而是它們與水反應的生成物NH3H2O、H2SO3、H2CO3能電離出離子而導電，所以SO3、NH3、CO2是非電解質。H2SO4、NH3·H2O、H2CO3是電解質(必須是自身在溶液中電離)難溶鹽在溶液中很難導電，但在熔化狀態下能導電，故為電解質如：CaCO3、AgCl、CuS (3)強電解質與弱電解質一些溶解度很小的難溶化合物，如：BaSO4、AgCl等，雖然溶解的很少，

3、但溶解的部分是完全電離的，故為強電解質溶液的導電能力與溶液中自由移動離子濃度和離子所帶電荷數有關，與電解質強弱無必然聯系。如BaSO4溶液二、導電性強弱與電解質的關系根據導電機理的不同，可將導體分為兩類：金屬導體，其導電過程屬物理現象，溫度升高時電阻增大；電解質溶液或熔化狀態導體，在導電的同時要發生化學變化(電解)，溫度升高時電阻變小，電解質溶液的導電性強弱是由溶液中自由移動離子的濃度和電荷數決定的。可見，電解質并不一定導電，導電的物質不一定是電解質。產生自由移動的離子是電解質導電的前提。如果某強電解質溶液濃度很小，那么它的導電性可以很弱，而某弱電解質雖然電離程度很小，但如果濃度較大時，該溶液

4、的導電能力也可以較強。因此，強電解質溶液的導電能力不一定強，弱電解質溶液的導電能力也不一定弱。只有在相同條件下，強電解質溶液的導電性才比弱電解質溶液的強。附表：強電解質與弱電解質比較強電解質弱電解質定義在水中全部電離的電解質在水中部分電離的電解質相同點都是電解質，在水溶液中都能電離鍵型離子鍵或強極性共價鍵極性共價鍵電離程度完全電離部分電離電離過程不可逆過程可逆過程表示方法電離方程式用等號NaCl = Na+ + Cl-電離方程式用可逆號HF H+ + F-溶液中存在微粒只有電離出的陰陽離子，不存在電解質分子既有電離出的陰陽離子，又有電解質分子化合物類型離子化合物及具有極性鍵的共價化合物某些具有

5、弱極性鍵的共價化合物實例強酸：HI、HBr、HClO4、 HNO3、 H2SO4、HCl、HMnO4強堿：Ca(OH)2、Ba(OH)2、NaOH部分氧化物：Na2O、Na2O2、MgO、Al2O3大多數鹽：NH4Cl、BaSO4弱酸：HF、H2S、H2SO3弱堿：NH3·H2O、Cu(OH)2、Fe(OH)3兩性氫氧化物：Al(OH)3、Zn(OH)2水少數鹽：Pb(AC)2 、HgCl2 、Hg2Cl2三、弱電解質的電離平衡1、電離平衡的建立：在一定條件(如溫度、濃度)下，當電解質分子電離成離子(離子化)的速率與和離子重新結合生成分子(分子化)的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀

6、態，這叫做電離平衡。電離平衡是化學平衡中的一種。2、弱電解質電離平衡的特征“動”：動態平衡；“等”：V分子化=V離子化；“定”：溶液中各種粒子的濃度保持一定；“變”：外界條件發生變化，電離平衡也要發生移動。3影響電離平衡的因素(1)內因：電解質越弱越難電離(2)外因：溫度、濃度溫度：升高溫度，電離平衡向電離方向移動(因為弱電解質的電離過程是吸熱的)。濃度：當弱電解質溶液被稀釋時平衡向電離的方向移動。 以1L0.1mol/l的醋酸為例：CH3COOH CH3COOH條件平衡移動方向電離程度n(H+)C(H+)溫度升溫右移增大增大增大濃度加水稀釋右移增大增大減小加純醋酸右移減小增大增大加0.1mo

7、l/l醋酸不移動不變增大不變加CH3COONa固體左移減小減小減小通入HCl氣體 左移減小增大增大加NaOH固體右移增大減小減小四、電離方程式的書寫1、強電解質完全電離： H2SO4 = 2H+ + SO42- Ba(OH)2 = Ba2+ + 2OH- NaHSO4 = Na+ + H+ + SO42- (溶液中)NaHSO4 = Na+ + HSO4- (熔化狀態下)2、弱電解質不完全電離：(1)一元弱酸、一元弱堿的電離：HF H+ + F- NH3·H2O NH4+ + OH-(2)多元弱酸分步電離，而且一步比一步弱，其酸性主要由第一步電離決定H2CO3 H+ + HCO3-

8、HCO3- H+ + CO32-(3)較復雜鹽的電離：NaHCO3 = Na+ + HCO3- HCO3- H+ + CO32-五、電離度(選講)1、定義：當弱電解質在溶液里達到電離平衡時，溶液中已經電離的電解質分子數占原來分子總數(包括已電離的和未電離的)的百分比。常用符號表示。2、意義：電離度的大小，可以表示弱電解質的相對強弱。相同條件下，電解質越弱，電離度越小。3、影響電離度的因素：電離度不僅跟電解質的本性有關。還跟溶液的濃度、溫度有關。對于同一弱電解質，溶液越稀，離子相互碰撞的機會越少，電離度就越大；電離過程一般為吸熱過程，因此溫度越高，電離度越大。第二節 水的電離和溶液的pH一、水的

9、電離、水的離子積(1)水的電離：水是一種極微弱的電解質，只能微弱的電離，并存在著電離平衡：H2O + H2O H3O+ + OH- 通常簡寫為： H2O H+ + OH-(2)影響水的電離的因素：向水中加入酸時，增加H+濃度，平衡左移，抑制水的電離；向水中加入堿時，增加OH-濃度，平衡左移，抑制水的電離。加入可水解的鹽，促進水的電離；如Na2CO3溶液中，CO32-結合水電離的H+，降低c(H+)使水的電離平衡向右移動電離是一個吸熱過程，升溫能促進水的電離。(3)水的離子積在一定溫度下，c(H+)與c(OH-)的乘積是一個常數，即KW=c(H+)·c(OH-)，KW叫水的離子積常數，

10、簡稱水的離子積。從實驗可知，在25時，1L純水中只有1×10-7molH2O電離，故在25時，純水中c(H)c(OH)1×107mol·L1 所以25時水的離子積為： KWc(H)·c(OH)1014 注意： KW只與溫度有關，溫度不變KW不變，溫度升高KW增大。如100的純水中：KW=c(H+)·c(OH-)=1×10-6·1×10-6=1×10-12；若沒有指定溫定，則可認為是在常溫下，即25時KW=1×10-14。 如：H2O H+ + OH- KW25 1×10-7 1

11、5;10-7 1×10-14100 1×10-6 1×10-6 1×10-12 科學實驗證明：KW適用于任何溶液。不管是在酸性、堿性、中性的稀溶液中；酸溶液、堿溶液、鹽溶液中，溶液中的氫離子濃度和氫氧根離子的濃度的乘積都等于水的離子積常數。但溶液中的H+、OH不一定來源于水的電離。例如：在常溫下，C(H+)·C(OH)=KW =1×1014在不同溶液中，c(H+)與c(OH-)不一定相等，但任何溶液中由水電離出的c(H+)與c(OH-)總是相等的。(4)各種條件對水的電離平衡及KW的影響：條件平衡移動方向c(H+)水電離出的c(H+)

12、KW升溫右移增大增大變大通入HCl氣體左移增大減小不變加入NaOH固體左移減小減小不變加入NH4Cl固體右移增大增大不變加入金屬鈉右移減小減小不變二、溶液的酸堿性和pH (1)溶液的酸堿性：溶液的酸堿性是由c(H+)與c(OH-)的相對大小決定的，在酸性溶液中不是沒有OH-，而是c(H+)遠遠大于c(OH-)；在堿性溶液中不是沒有H+，而是c(OH-)遠遠大于c(H+)。說明：溶液的酸性的強弱與酸的強弱(1)酸的強弱是以電解質的電離來區分的：強電解質完全電離的酸是強酸，弱電解質只有部分電離的酸是弱酸；溶液的酸性是由溶液中CH+決定的，CH+越大的溶液，則酸性越強，反之越弱。(2)觀點：強酸溶液

13、的酸性不一定比弱酸溶液的酸性強酸性強的溶液不一定是強酸酸性相同的溶液，弱酸濃度大，中和能力強中和能力相同的酸提供H+的物質的量相同，但強酸溶液的酸性強。(2)溶液的酸堿性的表示方法：當c(H+)或c(OH-)大于1mol·L1時，可直接用c(H+)或c(OH-)來表示當c(H+)或c(OH-)小于1mol·L1時，用c(H+)的數值來表示溶液的酸堿性強弱很不方便.為此采用c(H+)的負對數來表示，稱為溶液的pH(3)pH：溶液中氫離子濃度的負對數叫做pH，即pHlgc(H)；pOH：溶液中氫氧根離子濃度的負對數叫做pOH，即pOHlgc(OH-)；由此式可知pH每增大1，c

14、(H+)就減為原為原來的1/10；pH每減小1個單位，c(H+)就增大為原來的10倍.溶液的酸堿性與c(H+)與c(OH-)的關系可表示如下：c(H+)與c(OH-)的關系溶液的酸堿性25時的pH值100時的pH值c(H+)=c(OH-)中性溶液pH=7pH=6c(H+)c(OH-) 堿性溶液pH7pH6c(H+)c(OH-) 酸性溶液pH7pH6(4)pH的測定方法： pH試紙：使用時必須將試紙剪成小塊放在玻璃片上或點滴板上，用潔凈的玻璃棒蘸取溶液點在試紙的中部，并且半分鐘內與標準比色卡比較，不能將pH試紙直接伸入到溶液中測定。pH試紙在使用時不能用水潤濕，否則非中性溶液的pH測定值比實際p

15、H偏大或偏小。用pH試紙測出的pH一般為整數，不可能測出帶小數的數值。酸堿指示劑指示劑pH變色范圍酸色堿色甲基橙3.14.4(橙色)紅色黃色石蕊5.08.0(紫色)紅色藍色酚酞8.210.0(粉紅色)無色紅色pH計：精確測定溶液pH的方法 小結：c(H+)c(OH-)c(H+)水c(OH-)水KWpHpOH250.1mol·L1HCl0.110131013101310141130.1mol·L1NaOH10130.11013101310141311000.1mol·L1HCl0.110111011101110121110.1mol·L1NaOH10110

16、.1101110111012111三、關于pH值的計算1、酸性溶液：按CCH+pH2、堿性溶液：按CCOH-CH+pH3、強酸、強堿溶液的稀釋后的溶液：對于酸溶液中的CH+，每稀釋10n倍，pH增大n個單位，但增大后不超過7，酸仍為酸。對于堿溶液中的COH-，每稀釋10 n倍，pH減少n個單位，但減少后不小于7，堿仍為堿pH值相同的強酸與弱酸(或強堿與弱堿)，稀釋相同的倍數，pH變化為強酸變化大，弱酸變化小。極稀溶液中的pH值的計算，應考慮水的電離。4、強酸與強弱溶液混合的計算：反應的實質：H+OH-=H2O三種情況：(1)恰好中和，pH=7(2)若余酸，先求中和后的CH+，再求pH。(3)若

17、余堿，先求中和后的COH-，再通過KW求出CH+，最后求pH。或先求pOH，再由pH=14-pOH。5、已知酸和堿溶液的pH之和，判斷等體積混合后的溶液的pH(1)若強酸與強堿溶液的pH之和大于14，則混合后顯堿性，pH大于7。(2)若強酸與強堿溶液的pH之和等于14，則混合后顯中性，pH等于7。(3)若強酸與強堿溶液的pH之和小于14，則混合后顯酸性，pH小于7。(4)若酸與堿溶液的pH之和等于14，強、堿中有一強、一弱，則酸、堿溶液混合后，誰弱顯誰性。這是因為酸和堿已電離的H+ 和OH- 恰好中和，誰弱誰的H+ 或OH- 有儲備，中和后還能電離，顯出酸、堿性來。例題：1、求005mol/L

18、的H2SO4的pH？2、求01mol/L的Ba(OH)2的pH？3、求pH=2的H2SO4加水稀釋100倍的pH？4、求pH=12的Ba(OH)2加水稀釋100倍的pH？5、求pH=5的HCl加水稀釋1000倍的pH？6、求pH=9的Ba(OH)2加水稀釋1000倍的pH？7、求pH=5的鹽酸與pH=2的鹽酸1:1及1:2混合后的pH？8、求pH=9的Ba(OH)2與pH=12的Ba(OH)2 1:1及1:2混合后的pH？9、求01mol/L的鹽酸和006mol/L的Ba(OH)2溶液Ba(OH)2等體積混合后的pH？10、25時，pH=a的鹽酸，V1L與pH=b的Ba(OH)2 V2L 混合

19、后溶液呈中性，若a+b=13、a+b=14、a+b=15則此時V1:V2分別等于多少?第三節 鹽類的水解一、準備知識在化學上我們可以把鹽看成是由酸和堿反應得到的。例如：把強酸和強堿所生成的鹽叫強酸強堿鹽；如：KNO3、NaCl把強酸和弱堿所生成的鹽叫強酸弱堿鹽；如：NH4Cl、Al2(SO4)3把弱酸和強堿所生成的鹽叫強堿弱酸鹽；如：CH3COONa、Na2CO3把弱酸和弱堿所生成的鹽叫弱酸弱堿鹽；如：CH3COONH4、NH4ClO我們用pH試紙檢驗CH3COONa、Na2CO3、NH4Cl、Al2(SO4)3、NaCl、KNO3溶液的酸堿性。可以發現如下結論：強堿弱酸所生成鹽的水溶液呈堿性

20、；強酸弱堿所生成鹽的水溶液呈酸性；強酸強堿所生成鹽的水溶液呈中性。(弱酸弱堿鹽溶于水后酸堿性不確定，但CH3COONH4溶液顯中性，據誰強顯誰性，則(NH4)2SO4溶液顯酸性，(NH4)2CO3溶液顯堿。)注：常見酸的酸性順序H2SO3 > H3PO4 > HF > HNO2 > HCOOH > CH3COOH > H2CO3 > H2S > HClO > HCN > H2SiO3觀念變更：并不是所有的正鹽溶液都是呈中性的。二、鹽類水解的定義和實質：(1)鹽類水解的定義：在溶液中鹽電離出來的離子跟水所電離出來的H或OH結合生成弱電解

21、質的反應，叫做鹽類的水解。(2)鹽類水解的實質：鹽中的弱離子和水所電離出的H或OH結合生成弱電解質，打破了水的電離平衡，從而使溶液呈現出酸性或堿性。鹽的水解能促進水的電離。組成鹽的弱堿陽離子(M+)能水解顯酸性：M+ + H2O MOH + H+組成鹽的弱酸陰離子(R-)能水解顯堿性：R- + H2O HR + OH-鹽 + 水 酸 + 堿 水解中和鹽類水解后生成酸和堿，所鹽類水解反應可看成是酸堿中和反應的逆反應。注意：只有弱酸的陰離子或弱堿的陽離子才能與H+或OH-結合生成弱電解質。 三、鹽類的水解平衡(1)水解反應和中和反應互為逆反應，當水解反應的速率與中和反應的速率相等時，反應處于平衡狀

22、態。大多數水解反應相當于中和反應而言程度很小。如CH3COONa溶于水，只有很少一部分CH3COO-水解。但也在少部分鹽完全水解。如Al2S3溶于水完全水解生成Al(OH)3和H2S。(2)影響鹽類水解的條件內因：發生水解鹽的本性。外因：溫度：因鹽的水解是吸熱反應，升溫可以促進水解，使水解平衡向右移動，水解程度增大。鹽的濃度：稀釋鹽溶液可以促進水解，平衡向右移動，水解程度增大；如果增大鹽的濃度，水解平衡雖然向右移動，但水解程度減小。溶液的酸堿度：酸和堿能促進或抑制鹽類的水解。例如：不同條件對FeCl3水解平衡的影響：Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+ ；H0條件移動方向nH+C

23、H+Fe3+水解程度現象升溫右移增大增大增大顏色變深通HCl(g)左移增大增大減小顏色變淺加H2O右移增大減小增大顏色變淺加FeCl3(s)右移減少增大減小顏色變深加NaOH(s)右移減少減小增大紅褐色沉淀四、鹽類水解的反應規律水解規律：有弱才水解，無弱不水解；越弱越水解，都弱雙水解；誰強顯誰性，同強顯中性。強堿弱酸鹽水解顯堿性；強酸弱堿鹽水解顯酸性；強酸強堿鹽水解顯中性。弱酸弱堿鹽水解后溶液的酸堿性由水解所生成酸、堿的相對強弱決定(酸堿的相對強弱可由電離程判斷)弱酸酸式鹽的水解：NaHSO4只電離不水解，但電離產生H+顯酸性；弱酸酸式鹽顯酸性還是堿性要看酸式酸根電離和水解的相對強弱。若電離能

24、力大于水解能力(如NaHSO3、NaH2PO4)，則水溶液呈酸性；若水解能力大于電離能力(如NaHCO3、Na2HPO4、NaHS等)，則水溶液呈堿性。五、鹽類水解方程式書寫規則鹽類水解反應是酸堿中和反應的逆反應，所反應方程式一般要用“”符號。一般鹽類水解程度很小，水解產物很少，所反應方程式中不標“”或“”。也不將生成物如H2CO3、NH3·H2O等寫成其分解產物的形式。多價陰離子的水解反應分步寫：如CO32- + H2O HCO3- + OH- HCO3- + H2O H2CO3 + OH-六、雙水解弱酸鹽與弱堿鹽溶液混合發生雙水解，但并不是所有的雙水解反應均可以發生完全。進行的程

25、度取決于產物是否容易從反應體系中分離出去。一般來說，一種鹽的水溶液顯酸性，另一種鹽的水溶液顯堿性，兩者混合，可能發生雙水解。 常見的含下列離子的兩種鹽混合時，會發生較徹底的雙水解反應。 Al3+與CO32-、HCO3-、S2-、HS-、AlO2-、ClO-、SiO32-等；Fe3+與CO32-、HCO3-、AlO2-、ClO-、SiO32-、C6H5O-等；(Fe3+與S2-、HS-發生氧化還原反應)；NH4+與AlO2-、SiO32-、ClO-等；AlO2-與Al3+、Fe3+、NH4+上述由于發生徹底的雙水解反應，反應徹底，故應用“”，并應將沉淀及氣體分別用“”、“”符號標出。如：3AlO

26、2Al36H2O4Al(OH)3 Al33HCO3Al(OH)33CO2 2Al33S26H2O2Al(OH)33H2S 并不是所有的雙水解反應均可以發生完全，如NH4HCO3的水解反應：可逆號、不標“”“” NH4+ + HCO3- + H2O NH3·H2O + H2CO3七、溶液中離子濃度大小比較(物料守恒，電荷守恒，水電離出的H+數與OH-數守恒)1、電荷守恒：鹽溶液中陰、陽離子所帶的電荷總數相等。如NH4Cl溶液中：c(NH4+)c(H+)c(Cl-)c(OH-)如Na2CO3溶液中：c(Na+)c(H+)2c(CO32-)c(HCO3-)c(OH-)2、物料守恒：某元素各

27、種不同存在形態的微粒，物質的量總和不變。如0.1mol/LNH4Cl溶液中：c(NH4+)c(NH3·H2O)0.1mol/L如0.1mol/LNa2CO3溶液中：c(CO32-)c(HCO3-)c(H2CO3)0.1mol·L-13、水電離出的H+數與OH-數守恒：是依據水電離反應H2O H+ + OH-，水電離產生的H+和OH-的物質的量總是相等的，無論在溶液中該H+和OH-以什么形式存在。如NH4Cl溶液中：c(H+) = c(OH-) + c(NH3·H2O) 如Na2CO3溶液中：c(OH-) = c(H+) + c(HCO3-) + 2c(H2CO3)

28、 八、鹽類水解在中學階段主要有12種應用，現歸納如下：1.配制和貯存易水解的鹽溶液例：（1）實驗室保存FeCl3溶液，要在溶液中加少量鹽酸，為什么？（2）實驗室配制AlCl3溶液，先把它溶解在鹽酸中而后加水稀釋，為什么？解：（1）因FeCl3容易水解：FeCl3+3H2O = Fe(OH)3+3HClFeCl3溶液中加少量鹽酸，意在抑制FeCl3的水解。(2)先把AlCl3溶解在鹽酸中而后加水稀釋，意在防止AlCl3水解生成Al(OH)3。2.分析鹽溶液的酸堿性或中和反應后溶液的酸堿性例：試指出下列溶液的酸堿性。（1）Na2CO3溶液；（2）NH4Cl溶液；（3）NaCl溶液；（4）CH3CO

29、OH；（5）等體積等物質的量濃度的NH3·H2O和鹽酸混合后的溶液。解：（1）呈堿性；（2）呈酸性；（3）呈中性；（4）呈中性；（5）呈酸性。3.加熱濃縮或蒸發可水解的鹽溶液例：加熱蒸發FeCl3溶液，能得到純凈FeCl3晶體嗎？解：不能，因在加熱濃縮過程中，FeCl3水解生成Fe(OH)3，HCl在加熱過程中揮發。4.極易水解的鹽的制取例：為什么不能從溶液中直接制取Al2S3?解：因Al3+、S2均能水解，Al3+水解使溶液呈酸性，S2水解使溶液呈堿性。如Al3+、S2在同一溶液中，它們將相互促進水解而使水解完全，從而得不到Al2S3。5.混施肥料酸性肥料與堿性肥料不能同時施用。6

30、.鎂與強酸的銨鹽溶液反應例：在NH4Cl或AlCl3溶液中加入鎂條會產生氣泡，為什么？解：NH4Cl和AlCl3在溶液中水解均使溶液呈酸性，鎂與溶液中的H+反應放出H2。7.制膠體及用鹽作凈水劑例：明礬和FeCl3可用作凈水劑，為什么？解：因明礬中的Al3+、FeCl3中的Fe3+均能水解而分別生成Al(OH)3膠體和Fe(OH)3膠體。Al(OH)3膠體、Fe(OH)3膠體均能吸附水中的懸浮雜質而沉淀，從而起到凈水的作用。8.比較鹽溶液或酸堿混合液中各離子濃度的大小。例：將0.2 mol·L1鹽酸與0.1 mol·L1的NaAlO2溶液等體積混合，其離子濃度由小到大的順序

31、是（ ）解：c(OH)c(H+)c(Al3+)c(Na+)c(Cl)9.比較物質的量濃度相同的酸堿鹽溶液的pH大小例：相同溫度、相同物質的量濃度的下列各組溶液，按pH依次減小的順序排列正確的是（ ）A.CH3COONa Na2CO3 NaHSO4 NaClB.HCl CH3COOH NH4Cl NaHCO3C.NaOH Ba(OH)2 H2SO4 HClD.NH4Cl CH3COOH NaHSO4 H2SO4答案：D10.判斷溶液中離子能否大量共存例：Al3+和HCO由于相互促進水解，不能大量共存于同一溶液中。11.加熱法除去Mg(HCO3)2暫時硬度產物的分析Mg(HCO3)2+2Ca(OH

32、)2=2CaCO3+Mg(OH)2+2H2O。因Mg(OH)2的溶解度較MgCO3小得多，在強堿性環境下，MgCO3水解得Mg(OH)2，故最后產物是Mg(OH)2而不是MgCO3。12.純堿代替燒堿去油污原理的分析純堿Na2CO3在水中水解程度較大，溶液呈堿性，故可用純堿代替燒堿用于清除油污。摘自1999年中學化學第12期 作者：湖南省耒陽市教研室 梁陸元第四節 酸堿中和滴定一、概念 (1)定性分析和定量分析在對物質進行研究時，常常需要鑒定物質是由哪些成份組成的，這在化學叫定性分析；若已知物質的組成成分，需要測定物質中各成分的含量，這在化學上叫定量分析。 (2)酸堿中和滴定用已知物質的量濃度

33、的酸（或堿）來測定未知物質的量濃度的堿（或酸）的實驗方法叫酸堿中和滴定。二、中和滴定原理以c1mol·L1的HCl滴定未知濃度的NaOH為例來介紹酸堿中和滴定實驗原理設NaOH的濃度為cNaOH，體積為vNaOH；HCl的濃度為cHCl，HCl的體積為vHClHClNaOHcHClvHCl cNaOHvNaOH cHCl已知；vHCl由中和滴定測得；cNaOH待求；vNaOH在實驗中用滴定管或移液管取定三、以0.2mol·L1的HCl滴定未知濃度的NaOH為例來介紹酸堿中和滴定實驗1、實驗目的：測定未知NaOH的濃度2、實驗儀器：酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾、燒杯、錐形

34、瓶、鐵架臺、白紙、(移液管)。實驗藥品：標準的0.2000 molL HCl溶液、未知濃度的 NaOH溶液、酚酞試液、蒸餾水。3、中和滴定儀器介紹(1)酸式滴定管：用來盛裝酸性溶液，強氧化性溶液或鹽溶液，不能盛裝堿性溶液。使用前應注意：檢漏：檢查玻璃活塞是否轉動良好，檢查裝置是否漏水；水洗；可注入10mL蒸餾水，兩手平握滴定管不斷轉動，直到洗液把全部管浸過，然后將洗液由尖嘴放出酸洗：用所裝溶液潤洗23次(方法同)，以保證所盛溶液不被稀釋。(2)堿式滴定管：只能盛裝堿性溶液。使用前應注意：檢漏：檢查玻璃球擠壓是否靈活，有無漏液及阻塞情水洗；可注入10mL蒸餾水，兩手平握滴定管不斷轉動，直到洗液把

35、全部管浸過，然后將洗液由尖嘴放出堿洗：用所裝溶液潤洗23次(方法同)，以保證所盛溶液不被稀釋。兩種滴定管的“0”刻度都在上方，讀數時精確到0.01ml(3)移液管：移液管是用來準確量取一定體積液體的量器。上部管頸上刻有一標線，液體達到標線處即表示管內液體是該移液管所標明的容積。移液管有10、25、50毫升等規格。殘留在管尖嘴內的一滴液體是否吹入容器里，要看移液管上是否標有“吹”沒標的，在標定移液管容積時，已把這一滴液體扣除了。標有“吹”的，在標定移液管容積時，必須把殘留在管尖嘴內的一滴液體是否吹入容器里，才能達到規格。4、中和滴定試劑的選擇(1)標準溶液：已知濃度的酸(或堿)溶液，即標準的0.2000 molL HCl溶液(2)待測溶液：未知濃度的堿(或酸)溶液，即未知濃度的NaOH溶液(3)酸堿指示劑：它們是一般是弱的有機酸或有機堿。指示劑發生顏色變化的pH范圍叫指示劑的變色范圍。一些指示劑的變色范圍指示劑變色范