2010年11月8、10日教1.了解多元弱碱滴定过程中pH值变化及指示剂的选择。学2.掌握双指示剂法测定混合碱的原理和方法。目3.学习称量、滴定、移液、定容等基本操作。的实验一混合碱含量的测定（双指示剂法）一、基本原理1.若混合碱是Na2CO和NaOH因Na2CO的cK>10-8，cK~10-8，且K/K>10*(NazCO3的K%=1.8x10-4,K%=2.4×10-8)，所以可以HCI标准溶液为滴定剂：HCI + NaOH 第计量点→ NaCI +H2OHCI + Na2CO;_第一计量点→ NaHCO: + NaCI pHsp1=8.33酚酞为指示剂消耗HCI记V1HCI +NaHCO;第二计量点→NaCI+H2O+CO2pHsp2=3.9甲基橙为指示剂消耗HCI 记V22.混合碱是NazCO;与NaHCOHCI + Na2CO;第一计量点 NaHCO: + NaCI教3酚酞为指示剂消耗HCI记VipHsp1=8.3HCI+NaHCO3第二量点→NaCI+H2O+CO2pHsp2=3.9甲基橙为指示剂消耗HCI记V2学若V>V2，则混合碱是NazCO和NaOH：若V2>Vi，则混合碱是NazCO,与NaHCO二、实验步骤内1.0.05mol-L-HCI标准溶液的标定准确称取0.2~0.25g硼砂+20~30mLH20+2~3d甲基红→用HCI滴定至终点，平行测定2次。容2.混合碱含量的测定准确称取样品0.7g左右，溶解后定容于150.00mL容量瓶中。移取25.00mL，加入酚滴至由红色变为无色，消耗HCI记为V1，再加入甲基橙继续滴至由黄色变为橙色消耗HCI记为V2，根据Vi与V2的相对大小，判断混合碱的组成，并计算各组分的含量及总碱量。c(HCI)×(V +V)(HCI)×10-×M(Na,CO,)150.0×100w（总碱量）=W样25.00三、数据记录与处理：教学重重点：多元弱碱滴定过程中pH值变化及指示剂的选择。点、难难点：1.双指示剂法测定混合物的原理和方法。点及教2.实验数据处理、称量、滴定、移液、定容等基本操作。学方法方法：讲解、提问、示范和学生实验作业思1.处理数据并完成实验报告考题2.P1242、3（讨论3.预习实验“铵盐中含氮量的测定一一甲醛法”题）阅读材料课1.终点颜色的判断后2.部分学生的操作还不规范记3.思考题3应用图示法表述更清楚注：课后记包括学生课堂纪律、教学内容完成情况及教学体会等。第1页
2010 年 11 月 8、10 日 教 学 目 的 1.了解多元弱碱滴定过程中 pH 值变化及指示剂的选择。 2.掌握双指示剂法测定混合碱的原理和方法。 3.学习称量、滴定、移液、定容等基本操作。 教 学 内 容 实验一 混合碱含量的测定（双指示剂法） 一、基本原理 1. 若混合碱是 Na2CO3 和 NaOH 因 Na2CO3 的 c K o b1 >10-8，cK o b2 ≈10-8，且 K o b1 / K o b2 >104 (Na2CO3 的 K o b1 =1.8×10-4， K o b2 =2.4×10-8 )，所以可以 HCl 标准溶液为滴定剂： HCl + NaOH ⎯第一计量点 ⎯⎯ ⎯→ NaCl + H2O HCl + Na2CO3 ⎯第一计量点 ⎯⎯ ⎯→ NaHCO3 + NaCl pHsp1＝8.3 酚酞为指示剂 消耗 HCl 记 V1 HCl + NaHCO3 ⎯第二计量点 ⎯⎯ ⎯→ NaCl + H2O + CO2 pHsp2＝3.9 甲基橙为指示剂 消耗 HCl 记 V2 2. 混合碱是 Na2CO3 与 NaHCO3 HCl + Na2CO3 ⎯第一计量点 ⎯⎯ ⎯→ NaHCO3 + NaCl pHsp1＝8.3 酚酞为指示剂 消耗 HCl 记 V1 HCl + NaHCO3 ⎯第二计量点 ⎯⎯ ⎯→ NaCl + H2O + CO2 pHsp2＝3.9 甲基橙为指示剂 消耗 HCl 记 V2 若 V1> V2，则混合碱是 Na2CO3 和 NaOH；若 V2> V1，则混合碱是 Na2CO3 与 NaHCO3 二、实验步骤 1. 0.05 mol•L-1HCl 标准溶液的标定 准确称取 0.2～0.25g 硼砂＋20～30mLH2O＋2～3d 甲 基红→用 HCl 滴定至终点，平行测定 2 次。 2. 混合碱含量的测定 准确称取样品 0.7g 左右，溶解后定容于 150.00mL 容量瓶中。移取 25.00mL，加入酚酞滴 至由红色变为无色，消耗 HCl 记为 V1，再加入甲基橙继续滴至由黄色变为橙色消耗 HCl 记为 V2，根据 V1 与 V2 的相对大小，判断混合碱的组成，并计算各组分的含量及总碱量。 w (总碱量)= 100 25.00 150.0 W (HCl) ( )(HCl) 10 ( Na CO ) 2 2 3 3 1 2 1 + − 样 c V V M 三、数据记录与处理： 教学重 点、难 点及教 学方法 重点：多元弱碱滴定过程中 pH 值变化及指示剂的选择。 难点：1. 双指示剂法测定混合物的原理和方法。 2. 实验数据处理、称量、滴定、移液、定容等基本操作。 方法：讲解、提问、示范和学生实验 作业思 考题 （讨论 题）阅 读材料 1. 处理数据并完成实验报告 2. P124 2、3 3. 预习实验“铵盐中含氮量的测定——甲醛法” 课 后 记 1. 终点颜色的判断 2. 部分学生的操作还不规范 3. 思考题 3 应用图示法表述更清楚 注：课后记包括学生课堂纪律、教学内容完成情况及教学体会等。 第 1 页
2010年11月15、17日教1.掌握碱标准溶液的标定方法；学2.掌握甲醛法测定铵盐中含氮量的原理和方法：目3.学习天平、滴定、定容移液等基本操作。的实验二铵盐中含氮量的测定—甲醛法一、基本原理由于NH4*的酸性太弱(K=5.6×10-10)，不能用NaOH标准溶液直接滴定，甲醛法简便快速应用广泛。4NH4* +6HCHO =-=(CH2)6N4H*+ 3H* + 6H20K.°(CH2)N4H*)=7.1 × 10*生成的酸可用NaOH标准溶液直接滴定(CH2)6N4H++ 3H* + 40H === (CH2)6N4 + 4H20K,((CH2)6N4)=1.4× 10~9教以酚酞为指示剂，滴定至微粉红色，且半分钟不褪色即为终点。二、实验步骤学1.0.05mol·LNaOH标准溶液的标定：准确称取0.2~0.3gKHP+30mLH20+2d酚酞→用NaOH滴定至微粉红色，且半分钟不褪色即为终点，平行测定两次。内2.铵盐中含氮量的测定：准确称量0.50~0.60g（NH4)2SO4样品定容于150mL容量瓶→取容25.00mL，加2d甲基红，若呈橙色或黄色示无游离酸，若呈红色，则用NaOH滴定至橙色消耗体积记为V1。另取25.00mL（NH4)SO4于锥形瓶中+5mL18%中性甲醛，摇匀后静置5min，以酚为指示剂，用NaOH滴定至微粉红色，且半分钟不褪色即为终点。消耗体积记为V2。含氮量按下式计算N%=(NaOH)×(V-XNa)×10-3M(M)150.0100W样25.00三、数据记录与处理：教学重重点：滴定分析基本操作：甲醛法测定铵盐中含氮量的原理和方法。点、难点难点：滴定分析基本操作。及教学方法：讲解和演示方法作业思1.完成实验报告；考题（讨2.思考题：P121(1)～(4);论题）阅3.预习：（1）酸碱标准溶液的配制、比较滴定和酸的标定读材料（2）设计“NaH2PO4-Na2HPO4混合体系中各组分含量的测定”的实验方案1.部分学生对终点的把握还欠缺，滴定过量；课后2.滴定至终点时不能停止在一滴或半滴上。记第2页注：课后记包括学生课堂纪律、教学内容完成情况及教学体会等
2010 年 11 月 15、17 日 教 学 目 的 1.掌握碱标准溶液的标定方法； 2.掌握甲醛法测定铵盐中含氮量的原理和方法； 3.学习天平、滴定、定容移液等基本操作。 教 学 内 容 实验二 铵盐中含氮量的测定——甲醛法 一、基本原理 由于 NH4 +的酸性太弱(K o a =5.6×10-10)，不能用 NaOH 标准溶液直接滴定，甲醛法简便快 速应用广泛。 4NH4 + + 6HCHO ===(CH2)6N4H+ + 3H+ + 6H2O Ka θ ((CH2)6N4H ＋ )=7.1×10-6 生成的酸可用 NaOH 标准溶液直接滴定 (CH2)6N4H+ + 3H+ + 4OH- === (CH2)6N4 + 4H2O Kb θ ((CH2)6N4)=1.4×10-9 以酚酞为指示剂，滴定至微粉红色，且半分钟不褪色即为终点。 二、实验步骤 1. 0.05 mol•L-1NaOH 标准溶液的标定：准确称取 0.2～0.3gKHP＋30mLH2O＋2d 酚酞→用 NaOH 滴定至微粉红色，且半分钟不褪色即为终点，平行测定两次。 2.铵盐中含氮量的测定：准确称量 0.50～0.60g (NH4)2SO4 样品定容于 150mL 容量瓶→取 25.00mL，加 2d 甲基红，若呈橙色或黄色示无游离酸，若呈红色，则用 NaOH 滴定至橙色， 消耗体积记为 V1。 另取 25.00mL (NH4)2SO4 于锥形瓶中+5mL18%中性甲醛，摇匀后静置 5min，以酚酞为指 示剂，用 NaOH 滴定至微粉红色，且半分钟不褪色即为终点。消耗体积记为 V2。 含氮量按下式计算 N%= 100 25.00 ( ) ( )( ) 10 ( ) 150.0 3 2 1 − − W样 c NaOH V V NaOH M N 三、数据记录与处理： 教学重 点、难点 及教学 方法 重点：滴定分析基本操作；甲醛法测定铵盐中含氮量的原理和方法。 难点：滴定分析基本操作。 方法：讲解和演示 作业思 考题（讨 论题）阅 读材料 1.完成实验报告； 2.思考题：P121 （1）～（4）； 3.预习：（1）酸碱标准溶液的配制、比较滴定和酸的标定 （2）设计“NaH2PO4- Na2HPO4 混合体系中各组分含量的测定”的实验方案 课 后 记 1.部分学生对终点的把握还欠缺，滴定过量； 2.滴定至终点时不能停止在一滴或半滴上。 注：课后记包括学生课堂纪律、教学内容完成情况及教学体会等。 第 2 页
2010年11月22、24日1.掌握酸碱滴定的基本原理，加深对等物质的量规则的理解和运用。教学2.掌握酸碱溶液的配制和比较滴定的基本操作方法。目3．练习滴定操作，正确判断滴定终点。的实验三酸碱标准溶液的配制、比较滴定和酸的标定一、基本原理酸碱滴定中常用的强酸或强碱标准溶液有HCI、H2SO4、NaOH、KOH等，它们不能直接配制，通常用间接法配制近似浓度，然后再通过比较滴定及标定来确定准确浓度。酸碱反应的实质：H++OH==H2OC(HCI)V(HCI)=C(NaOH)V(NaOH)二、实验步骤教1.酸碱溶液的配制（1）配制0.05molL-HCIl溶液：量筒量取1.2mL浓HCl，定容于250mL容量瓶中。学（2）配制0.05mol·L-NaOH溶液：台秤称取NaOH(s)0.5g，溶解后定容于250mL容量瓶中。2.比较滴定内准备好酸、碱滴定管，装入配制的溶液，调节液面至刻度0.00或以下。从碱式滴定管放出约20mLNaOH溶液于锥形瓶，以甲基红为指示剂，用HCI滴定橙色，准确记录有容关数据。3.0.05molL-HCl溶液的标定：准确称取0.20~0.25g硼砂与锥形瓶中，加20mL~0.25mL蒸馏水溶解后，加2~3d甲基红指示剂，用HCI滴至溶液由黄变橙色，即为终点。C(HCl)=mNa2B40710H20/M（1/2Na2B40710H20）X1000要求：标定、滴定结果的相对相差不大于0.3%。教学重重点：分析天平的使用；盐酸标定；酸碱溶液的配制比较滴定的方法。点、难点难点：滴定操作、滴定终点的确定。及教学方法：讲解、提问与示范相结合。方法1.完成实验报告2.课堂提问：①HCI和NaOH能否直接配置成标准溶液？作业思②溶解基准物质时，加蒸馏水的体积是否要准确？考题（讨③滴定管为何需要润洗？锥形瓶需要润洗吗？论题）阅④滴定管读数时起点为何最好调至零刻度或稍下刻度处？读材料3.思考题：P1131、2、3：P1163、4、54.完善设计实验报告的相关内容课1、必须正确掌握滴定、称量、配制溶液等基本操作要点：后2.注意课堂提问的内容，学生在实验操作中是否掌握。记第3页注：课后记包括学生课堂纪律、教学内容完成情况及教学体会等
2010 年 11 月 22、24 日 教 学 目 的 1．掌握酸碱滴定的基本原理，加深对等物质的量规则的理解和运用。 2．掌握酸碱溶液的配制和比较滴定的基本操作方法。 3．练习滴定操作，正确判断滴定终点。 教 学 内 容 实验三 酸碱标准溶液的配制、比较滴定和酸的标定 一、基本原理 酸碱滴定中常用的强酸或强碱标准溶液有 HCl、H2SO4、NaOH、KOH 等，它们不能直 接配制，通常用间接法配制近似浓度，然后再通过比较滴定及标定来确定准确浓度。 酸碱反应的实质：H++OH-==H2O c(HCl)V(HCl)=c(NaOH)V(NaOH) 二、实验步骤 1．酸碱溶液的配制 （1）配制 0.05mol•L-1HCl 溶液：量筒量取 1.2mL 浓 HCl，定容于 250mL 容量瓶中。 （2）配制 0.05mol•L-1 NaOH 溶液：台秤称取 NaOH(s)0.5g，溶解后定容于 250mL 容量瓶中。 2．比较滴定 准备好酸、碱滴定管，装入配制的溶液，调节液面至刻度“0.00”或以下。从碱式滴定 管放出约 20mL NaOH 溶液于锥形瓶，以甲基红为指示剂，用 HCl 滴定橙色，准确记录有 关数据。 3．0.05mol•L-1HCl 溶液的标定：准确称取 0.20~0.25g 硼砂与锥形瓶中，加 20mL~0.25mL 蒸 馏水溶解后，加 2~3d 甲基红指示剂，用 HCl 滴至溶液由黄变橙色，即为终点。 c(HCl))= mNa2B4O7 10H2O /M（1/2Na2B4O7 10H2O） ×1000 要求：标定、滴定结果的相对相差不大于 0.3%。 教学重 点、难点 及教学 方法 重点：分析天平的使用；盐酸标定；酸碱溶液的配制比较滴定的方法。 难点：滴定操作、滴定终点的确定。 方法：讲解、提问与示范相结合。 作业思 考题（讨 论题）阅 读材料 1．完成实验报告 2.课堂提问：①HCl 和 NaOH 能否直接配置成标准溶液？ ②溶解基准物质时，加蒸馏水的体积是否要准确？ ③滴定管为何需要润洗？锥形瓶需要润洗吗？ ④滴定管读数时起点为何最好调至零刻度或稍下刻度处？ 3. 思考题： P113 1、2、3；P116 3、4、5 4. 完善设计实验报告的相关内容 课 后 记 1. 必须正确掌握滴定、称量、配制溶液等基本操作要点； 2. 注意课堂提问的内容，学生在实验操作中是否掌握。 注：课后记包括学生课堂纪律、教学内容完成情况及教学体会等。 第 3 页
2010年11月29日、12月1日教1.学会运用所学知识对实际样品进行分析方案的设计，培养学生解决实际问题的能力；学2.掌握NaH2PO4-Na2HPO4混合体系中各组分含量的测定原理和方法及指示剂的选择：目3.进一步练习移液、滴定等基本操作。的实验四设计实验NaH,PO-Na2HPO.混合体系中各组分含量的测定方素：用移液管吸取NaH2PO4-Na2HPO4混合试液25.00mL于锥形瓶中，加入2滴酚酥指示剂，用NaOH标准溶液滴定至溶液由无色变为粉红色，记录NaOH标准溶液的用量VNaOH。反应为：NaOH+NaH2PO4=Na2HPO4+H2OpH=9.66然后再加入2滴甲基红指示剂，继续用HCI标准溶液滴定至溶液由黄色变为橙色，记录HCI标准溶液的用量VHCi。反应为：HCI+Na2HPO4=NaH,PO4+NaCIpH=4.7NaPO(g,L)=10M00025.00Na-P. (g, l) Cmn /m - hon* on) 10 Mma 10025.00方素二：用移液管吸取NaH2PO4-Na2HPO4混合试液25.00mL于锥形瓶中，加入2滴酚酞指示剂，用NaOH标准溶液滴定至溶液由无色变为粉红色，记录NaOH标准溶液的用量V1。然后教加入过量（4~5mL）1mol.L-CaCl2溶液，加热煮沸5min，待冷却后，继续用NaOH标准溶液滴定至溶液由无色变为粉红色，记录NaOH标准溶液的用量V2。反应为：学NaOH+NaH2PO4=Na2HPO4+H20pH=9.664HPO42-+ 6CaCl2 = 2Ca3 (PO4)2+ 4H++6CI内NalPO(gL)=Co10M 10025.00容NHPO(g)=ox10M0025.00方素三：用移液管吸取NaH2PO4-Na2HPO4混合试液25.00mL于锥形瓶中，加入2滴酚酞指示剂，用NaOH标准溶液滴定至溶液由无色变为粉红色，记录NaOH标准溶液的用量V1。反应为:NaOH+NaH2PO4=Na2HPO4+H2OpH=9.66另取NaH2PO4-Na2HPO4混合试液25.00mL于锥形瓶中，然后加入2滴甲基红指示剂，用HCI标准溶液滴定至溶液由黄色变为橙色，记录HCI标准溶液的用量VHCI。反应为：HCI+Na2HPO4=NaH2PO4+NaCIpH=4.7NaPO()10M10025.00NaHPO(gLl)=CmV×10×Mmmx×10025.00教学重重点：弱酸或弱碱分步滴定条件的灵活运用：弱酸强化的方法及指示剂的选择。点、难难点：弱酸或弱碱分步滴定条件的灵活运用：弱酸强化的方法点及教方法：提问、讲解和学生实验学方法1.处理数据并完成实验报告作业思2.课堂提问：硼砂Na2B4O10H20因保存不当，失去部分结晶水，对标定盐酸溶液的浓度考题（讨有何影响？②第一滴定点前应注意哪些问题？论题）阅3.预习实验“醋酸电离度和电离平衡常数的测定”及酸度计读材料课1.设计方案中实验原理部分学生缺少滴定的判断条件后2.部分学生计量点的pH值没有按要求计算记注：课后记包括学生课堂纪律、教学内容完成情况及教学体会等。第4页
2010 年 11 月 29 日、12 月 1 日 教 学 目 的 1.学会运用所学知识对实际样品进行分析方案的设计，培养学生解决实际问题的能力； 2.掌握 NaH2PO4- Na2HPO4 混合体系中各组分含量的测定原理和方法及指示剂的选择； 3.进一步练习移液、滴定等基本操作。 教 学 内 容 实验四 设计实验 NaH2PO4- Na2HPO4 混合体系中各组分含量的测定 方案一: 用移液管吸取 NaH2PO4- Na2HPO4 混合试液 25.00mL 于锥形瓶中，加入 2 滴酚酞指示 剂，用 NaOH 标准溶液滴定至溶液由无色变为粉红色，记录 NaOH 标准溶液的用量 VNaOH。反 应为： NaOH + NaH2PO4 ＝ Na2HPO4+H2O pH＝9.66 然后再加入 2 滴甲基红指示剂，继续用 HCl 标准溶液滴定至溶液由黄色变为橙色，记录 HCl 标准溶液的用量 VHCl。反应为： HCl + Na2HPO4 ＝ NaH2PO4＋NaCl pH＝4.7 NaH2PO4(g.L-1 )＝ 1000 25.00 10 2 4 3 − CNaOH VNaOH M NaH PO Na2HPO4(g.L-1 )＝ 1000 25.00 ( ) 10 2 4 3 − − CHCl VHCl CNaOH V NaOH M Na HPO 方案二: 用移液管吸取 NaH2PO4- Na2HPO4 混合试液 25.00mL 于锥形瓶中，加入 2 滴酚酞指示 剂，用 NaOH 标准溶液滴定至溶液由无色变为粉红色，记录 NaOH 标准溶液的用量 V1。然后 加入过量（4～5mL）1mol.L-1CaCl2 溶液，加热煮沸 5min，待冷却后，继续用 NaOH 标准溶液 滴定至溶液由无色变为粉红色，记录 NaOH 标准溶液的用量 V2。反应为： NaOH + NaH2PO4 ＝ Na2HPO4+H2O pH＝9.66 4HPO4 2－+ 6CaCl2 = 2Ca3 (PO4)2 + 4H+ + 6ClNaH2PO4(g.L-1 )＝ 1000 25.00 10 2 4 3 1 − CNaOH V M NaH PO Na2HPO4(g.L-1 )＝ 1000 25.00 ( ) 10 2 4 3 2 1 − − CNaOH V V M Na HPO 方案三: 用移液管吸取 NaH2PO4- Na2HPO4 混合试液 25.00mL 于锥形瓶中，加入 2 滴酚酞指示 剂，用 NaOH 标准溶液滴定至溶液由无色变为粉红色，记录 NaOH 标准溶液的用量 V1。反应 为： NaOH + NaH2PO4 ＝ Na2HPO4+H2O pH＝9.66 另取 NaH2PO4- Na2HPO4 混合试液 25.00mL 于锥形瓶中，然后加入 2 滴甲基红指示剂，用 HCl 标准溶液滴定至溶液由黄色变为橙色，记录 HCl 标准溶液的用量 VHCl。反应为： HCl + Na2HPO4 ＝ NaH2PO4＋NaCl pH＝4.7 NaH2PO4(g.L-1 )＝ 1000 25.00 10 2 4 3 − CNaOH VNaOH M NaH PO Na2HPO4(g.L-1 )＝ 1000 25.00 10 2 4 3 − CHCl VHCl M Na HPO 教学重 点、难 点及教 学方法 重点：弱酸或弱碱分步滴定条件的灵活运用；弱酸强化的方法及指示剂的选择。 难点：弱酸或弱碱分步滴定条件的灵活运用；弱酸强化的方法 方法：提问、讲解和学生实验 作业思 考题（讨 论题）阅 读材料 1. 处理数据并完成实验报告 2. 课堂提问：①硼砂 Na2B4O7·10H2O 因保存不当，失去部分结晶水，对标定盐酸溶液的浓度 有何影响？②第一滴定点前应注意哪些问题？ 3. 预习实验“醋酸电离度和电离平衡常数的测定”及酸度计 课 后 记 1.设计方案中实验原理部分学生缺少滴定的判断条件 2.部分学生计量点的 pH 值没有按要求计算 注：课后记包括学生课堂纪律、教学内容完成情况及教学体会等。 第 4 页
2010年12月6、8日教1.学会正确使用数字型酸度计测定溶液的pH值学2.了解酸度计测定醋酸电离度和电离平衡常数的原理和方法。目3.进一步熟悉滴定、移液、定容等基本操作。的实验五醋酸电离度和电离平衡常数的测定一、基本原理HAc是弱电解质，在水溶液中部分电离，存在下列平衡：HAc+H2O=HO++Ac0起始浓度C0平衡浓度CaCaC-Ca教其平衡常数表达式为：Kg=(H")c(Ac) _ cα= (H)x100电离度：学1-αc(HAc)c二、实验步骤内1、0.05mol·L-NaOH标准溶液的标定2、测定醋酸溶液的浓度容以NaOH为标准溶液，酚酞为指示剂，平行测定两次。3、配制不同浓度的醋酸溶液分别移取2.50mL、5.00mL、10.00mL、25.00mL原醋酸于四个50mL容量瓶中，加水稀释至刻度，摇匀。4、测定不同浓度的醋酸溶液的pH值用酸度计测定以上配制的各醋酸溶液的pH值。重点：数字型酸度计的构造及测定溶液的pH值原理，用酸度计测定醋酸电离度和电离平衡教学重常数的原理和方法。点、难难点：用酸度计测定醋酸电离度和电离平衡常数的原理和方法，实验数据处理。点及教方法：讲解、提问、示范和学生实验学方法1、处理数据并完成实验报告作业思2、课堂提问：①醋酸电离度与电离平衡常数有何关系？室温下其电离平衡常数为多少？考题②如何确定pH计已校正好？（讨论3、作业P1641、5题）阅读材料4、预习实验“化学反应速率和化学平衡”课1、从五种不同浓度的醋酸测出的Ka值可求其平均值，而这五种醋酸溶液中醋酸的解离度α后是否也可求平均值？记2、个别同学的计算能力有待提高，数值相差太大。注：课后记包括学生课堂纪律、教学内容完成情况及教学体会等。第5页
2010 年 12 月 6、8 日 教 学 目 的 1．学会正确使用数字型酸度计测定溶液的 pH 值； 2.了解酸度计测定醋酸电离度和电离平衡常数的原理和方法。 3．进一步熟悉滴定、移液、定容等基本操作。 教 学 内 容 实验五 醋酸电离度和电离平衡常数的测定 一、基本原理 HAc 是弱电解质，在水溶液中部分电离，存在下列平衡： HAc + H2O = H3O+ + Ac- 起始浓度 C 0 0 平衡浓度 C-Cα Cα Cα 其平衡常数表达式为： K o a = − = + − ( ) 1 ( ) ( ) 2 c c HAc c H c Ac 电离度： 100 ( ) = + c c H 二、实验步骤 1、0.05 mol•L-1NaOH 标准溶液的标定 2、测定醋酸溶液的浓度 以 NaOH 为标准溶液，酚酞为指示剂，平行测定两次。 3、配制不同浓度的醋酸溶液 分别移取 2.50mL、5.00mL、10.00mL、25.00mL 原醋酸于四个 50mL 容量瓶中，加水稀释 至刻度，摇匀。 4、测定不同浓度的醋酸溶液的 pH 值 用酸度计测定以上配制的各醋酸溶液的 pH 值。 教学重 点、难 点及教 学方法 重点：数字型酸度计的构造及测定溶液的 pH 值原理，用酸度计测定醋酸电离度和电离平衡 常数的原理和方法。 难点：用酸度计测定醋酸电离度和电离平衡常数的原理和方法，实验数据处理。 方法：讲解、提问、示范和学生实验 作业思 考题 （讨论 题）阅 读材料 1、处理数据并完成实验报告 2、课堂提问：①醋酸电离度与电离平衡常数有何关系？室温下其电离平衡常数为多少？ ②如何确定 pH 计已校正好？ 3、作业 P164 1、5 4、预习实验“化学反应速率和化学平衡” 课 后 记 1、从五种不同浓度的醋酸测出的 Ka 值可求其平均值，而这五种醋酸溶液中醋酸的解离度 α 是否也可求平均值？ 2、个别同学的计算能力有待提高，数值相差太大。 注：课后记包括学生课堂纪律、教学内容完成情况及教学体会等。 第 5 页