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視頻標簽：水的電離,溶液的pH,中和滴定曲線
所屬欄目：高中化學優(yōu)質課視頻
視頻課題：人教版高二化學選修四第三章第二節(jié)水的電離和溶液的pH——中和滴定曲線的專題突破 -湖南
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選修四第三章第二節(jié)水的電離和溶液的pH——中和滴定曲線的專題突破 -湖南省湘潭市第一中學
水的電離和溶液的pH——中和滴定曲線的專題突破
酸堿中和滴定曲線類試題是近幾年高考的熱點和難點，試題以酸堿滴定過程為基礎，考查滴定曲線的繪制，離子濃度大小比較，溶液中的守恒關系等，這類試題的難點在于整個過程為一動態(tài)過程，在解題的過程中，可以化動為靜，巧抓幾點，采取極端假設的方法進行判斷解題探究。
一、引入課題：走進高考
（2016年全國新課標Ⅰ卷理綜12）298K時，在20.00mL 0.1000mol/L氨水中滴入0.1000 mol/L的鹽酸，溶液的pH與所加鹽酸的體積關系如圖所示。已知0.1000 mol/L氨水的電離度為1.32%，下列有關敘述正確的是（ ） A．該滴定過程應該選擇酚酞作為指示劑 B．M點對應的鹽酸體積為20.00 mL
C．M點處的溶液中：c(NH4＋)＝c(Cl－)＝c(H＋)＝c(OH－
) D．N點處的溶液中pH<12
[解析] （引導學生分析，得出答案）
溶液由堿性變?yōu)樗嵝裕瑧x用甲基橙做指示劑A錯；極端假設：若鹽酸用20.00mL，則完全反應生成NH4Cl，pH<7，現M點pH=7，則所用鹽酸體積小于20.00mL，B錯；c(NH4＋)＝c(Cl－
)＝c(H＋)＝c(OH－
)，C錯；NH3·H2O
NH4＋＋OH－，c(OH－)＝0.10mol/L×1.32%＝1.32×10－3
mol/L
，pH＝－lg7.6×10－12
＝12－lg7.6＜12，D對。
二、考綱定標及熱點定位： 考綱定標：
1.理解電解質在水中的電離以及電解質溶液的導電性，了解水的電離及影響因素 2.了解鹽類水解的原理、影響鹽類水解程度的主要因素、鹽類水解的應用 熱點定位：
2015、2016年都以滴定曲線的形式對該部分內容進行綜合考查（弱電解質的判斷、平衡常數的計算、離子濃度、導電性、水的電離程度的比較、指示劑的選擇等）
三、知識復習： 中和滴定曲線：
1.定義：滴定過程中，隨標準溶液的體積變化，溶液的pH發(fā)生變化的曲線。
LmolHc/106.71032.1100.1)(12314
2.中和滴定曲線為什么有突躍？
例：一滴（約0.05ml）0.1mol/L的鹽酸溶液，加入到100ml純水中，pH將從7減小到多少？ 解：
，pH＝－lg5×10－5
＝5－lg5≈4.3 多加一滴鹽酸溶液，純水的pH從7減小到4.3，這就是pH的突躍。
同理，鄰近終點的待測液就非常類似于純水，多加或少加一滴都會引起較大的pH變化。
夯實基礎：一題多點 一題多問 一題多變
例：常溫下，用0.1000 mol·L－1
NaOH溶液滴定20.00 mL 0.1000 mol·L
－1
HA酸溶液所得滴定曲線如右圖。
一、起始點a：
1、判斷酸HA的強弱 弱酸 ；
2、若起點pH＝3，求該溫度下酸HA的電離平衡常數的近似值Ka= 1.0×10－5
。
[解析] （引導學生分析，得出答案）
若0.1000 mol·L－1
HA為強酸，則pH=1；現a點pH>1，HA為弱酸，
二、混合點b：
1、 溶質主要是 NaA和HA ，濃度分別是 0.0330mol/L 。 粒子不等關系是 c(A-)>c(Na+
)>c(HA)>c(H+
)>c(OH-
) 。 2、Na原子與A原子的量之間的關系是 2c(Na+
)=c(A-)+c(HA) 。 [解析] （引導學生分析，得出答案） NaOH ＋ HA ＝ NaA ＋ H2O
0.1×10 0.1×20 0.1×10 余0.1×10
c(HA)＝c(NaA)＝0.1×10÷30＝0.0330mol/L，此時pH<7，HA電離程度大于NaA水解程度， c(A-)>c(Na+
)>c(HA)>c(H+
)>c(OH-)，2c(Na+
)=c(A-)+c(HA) 三、中性點c：
溶質主要是 NaA和HA 。粒子濃度的定量關系是： c(A-)=c(Na+)>c(H+)=c(OH-) 。 [解析] （引導學生分析，得出答案） 四、等當點d：
1、主要溶質是 NaA ，2、c(OH－
) = c(H＋
)+ c(HA) 。 [講解]
等當點：標準液與待測液恰好完全反應的化學計量點
5
33100.1/1.0/10/10LmolLmolLmolKaLmolL
LmolLHc/1051.0/1.01005.0)(53
滴定終點：一般是根據指示劑變色時確定的停止滴定的那一點 聯系：兩者越接近，誤差越小 五、相關問題：
1、a、b、c、d四點中，
滴定過程中宜選用_酚酞_作指示劑， 滴定終點在_c點以上_。（填“c點以上”或“c點以下”） 水的電離程度最大的是_c_點。
2、a、b、c、d溶液導電能力弱至強順序是 a、b、c、d 。
3、滴定過程中能否出現：c(HA)>c(A－
) >c(H＋
)>c(Na＋
)>c(OH－
) ? （能） [講解]
酸、堿均能抑制水的電離，CH3COONa水解促進水的電離，所以c點溶液中水的電離程度最大。由于酸堿恰好完全反應時溶液顯堿性，故應該選擇在堿性范圍內變色的指示劑酚酞。滴定終點應在c點以上。
小結：巧抓“起始點a”、“混合點b”、“中性點c”、“等當點d”,可以化動為靜，采取極端假設的方法進行判斷解題探究。 [練習]
1. 向20 mL鹽酸中逐滴加入等濃度的稀氨水，則下列變化趨勢正確的是 C (填字母)。
[解析] （引導學生分析，得出答案）
由于稀鹽酸顯酸性，首先排除選項B和D；兩者恰好反應時溶液顯酸性，排除選項A。
2. 25℃時，用濃度為0.1000mol·L－1
的NaOH溶液滴定20.00mL
濃度均為0.1000mol·L
－1
的三種酸HX、HY、HZ，滴定曲線如圖
所示。下列說法正確的是( )
A.在相同溫度下，同濃度的三種酸溶液的導電能力順序：HZ＜HY＜HX
B.根據滴定曲線，可得Ka(HY)≈10－
5
C.將上述HX、HY溶液等體積混合后，用NaOH溶液滴定至HX恰好完全反應時：c(X－
)＞c(Y－
)＞c(OH－
)＞c(H＋
)
D.HY與HZ混合，達到平衡時c(H＋)＝KaHY·cHYcY－
＋c(Z－)＋c(OH－
) [答案]B
[解析] （引導學生分析，得出答案）
根據中和滴定曲線先判斷HX、HY和HZ的酸性強弱，再運用電離平衡、水解平衡知識分析、解決相關問題。由圖像可知，當V(NaOH)＝0(即未滴加NaOH)時，等濃度的三種酸溶液的pH大小順序為HX>HY>HZ，則酸性強弱順序為HX<HY<HZ，相同條件下三種酸溶液的導電能力順序為HX<HY<HZ，A項錯。
當V(NaOH)＝10mL時，HY溶液中c(H＋
)＝10－5
mol·L－1
，
c(OH－)＝10－9mol·L－1，c(Na＋)＝13
×0.1000mol·L－1，
據電荷守恒有c(H＋
)＋c(Na＋
)＝c(OH－
)＋c(Y－
)，
即10－5mol·L－1＋13×0.1000mol·L－1＝10－9mol·L－1＋c(Y－
)，
則有c(Y－)≈13
×0.1000mol·L－1
，
c(HY)＝(23×0.1000mol·L－1－13×0.1000mol·L－1)＝13
×0.1000mol·L－1，
那么Ka(HY)＝[c(Y－
)·c(H＋
)]/c(HY)
＝(13×0.1000mol·L－1×10－5mol·L－1)/(13
×0.1000mol·L－1)＝10－5
，B正確。 HX的酸性比HY的弱，滴定至HX恰好完全反應時，HY也完全反應，此時溶液中的溶質為NaX和NaY，X－
的水解程度比Y－
的水解程度大，則有c(Y－
)>c(X－
)，C項錯。
HY和HZ混合，達到平衡時，據電荷守恒有c(H＋
)＝c(Y－
)＋c(Z－
)＋c(OH－
)；對于弱酸HY來說，Ka(HY)＝[c(H＋
)·c(Y－
)]/c(HY)，則有c(Y－
)＝[Ka(HY)·c(HY)]/c(H＋
)，故c(H＋
)＝[Ka(HY)·c(HY)]/c(H＋
)＋c(Z－
)＋c(OH－
)，D項錯。
3. 傳統(tǒng)的定量化學實驗受到計量手段的制約而研究范圍狹窄、精確度不高，DIS數字化信息系統(tǒng)(由傳感器、數據采集器和計算機組成)因為可以準確測量溶液的pH等而在中和滴定的研究中應用越來越廣泛深入。
（1）某學習小組利用DIS系統(tǒng)探究強堿和不同酸的中和反應，實驗過程如下： ①分別配制0.1000mol·L
－1
的NaOH、HCl、CH3COOH溶液備用。
②用0.1000mol·L－
1的NaOH溶液分別滴定10.00mL0.1000mol·L－
1的HCl和CH3COOH溶液，連接數據采集器和pH傳感器。 ③由計算機繪制的滴定曲線如圖1：
兩曲線圖起點不同的原因是____________；兩曲線圖中V1__________V2(填“＞”、“＝”或“＜”)。
（2）另一個學習小組利用DIS系統(tǒng)測定某醋酸溶液的物質的量濃度，以測量溶液導電能力來判斷滴定終點，實驗步驟如下：
①用________(填儀器中名稱)量取20.00mL醋酸溶液樣品，倒入潔凈干燥錐形瓶中，連接好DIS系統(tǒng)，如果錐形瓶中含有少量蒸餾水，是否會影響測量結果________(填“是”、“否”或“不能確定”)。向錐形瓶中滴加0.1000mol·L
－1
的NaOH溶液，計算機屏幕上顯示溶液導
電能力與加入NaOH溶液體積關系的曲線圖(見圖2)。
②醋酸與NaOH溶液反應的離子方程式為____________________。 ③圖中b點時，溶液中各離子濃度大小的關系是____________________。
④若圖中某一點pH等于8，則c(Na＋
)－c(CH3COO－
)的精確值為________mol·L－
1。
[答案]
（1）CH3COOH不完全電離，HCl完全電離，使0.1mol·L－1
的CH3COOH溶液中c(H＋
)比同
濃度的HCl溶液中c(H＋
)小，pH大 ＞
（2）①酸式滴定管，否。②CH3COOH＋OH－
===CH3COO－
＋H2O ③c(Na＋
)＞c(CH3COO－
)＞c(OH－
)＞c(H＋
)，④9.9×10－
7
[解析] （引導學生分析，得出答案）
（1）CH3COOH不完全電離，HCl完全電離，使0.1 mol·L
－1
的CH3COOH溶液中c(H＋
)比同
濃度的HCl溶液中c(H＋
)小，pH大；鹽酸和NaOH反應生成氯化鈉和水，氯化鈉不水解，CH3COOH和NaOH反應生成醋酸鈉和水，醋酸鈉水解呈堿性，所以與等物質的量的鹽酸、醋酸反應，反應后溶液呈中性，消耗的NaOH前者大于后者。
（2）①用酸式滴定管量取20.00 mL醋酸溶液樣品；錐形瓶中含有少量蒸餾水，待測液的物
質的量不變，V(標準)不變，根據c(待測)＝
c標準×V標準
V待測
，c(待測)不變；②醋酸與
NaOH溶液反應：CH3COOH＋NaOH===CH3COONa＋H2O；③圖中b點，說明醋酸和NaOH恰好完全反應，醋酸鈉水解，使得c(Na＋
)＞c(CH3COO－
)；④c(H＋
)＝10－
8 mol·L－
1，c(OH－
)
＝10
－14
/10－
8 mol·L－
1＝10－
6 mol·L－
1，根據電荷守恒c(Na＋
)＋c(H＋
)＝c(CH3COO－
)＋c(OH－
)，
c(Na＋
)－c(CH3COO－
)＝c(OH－
)－c(H＋
)＝10－6
mol·L－
1－10－
8 mol·L－
1＝9.9×10
－7
mol·L－1。
4. 25℃時，取濃度均為0.1mol·L－1
的醋酸溶液和氨水溶液各20mL，分別用0.1mol·L－
1NaOH
溶液、0.1mol·L
－1
鹽酸進行中和滴定，滴定過程中pH隨滴加溶液的體積變化關系如圖所示。
下列說法正確的是( )
A.曲線Ⅰ：滴加溶液到10mL時：c(CH3COO－
)>c(Na＋
)>c(H＋
)>c(OH－
) B.曲線Ⅰ：滴加溶液到20mL時，c(Cl－
)>c(NH＋
4)>c(H＋
)>c(OH－
)
C.曲線Ⅱ：滴加溶液在10mL～20mL之間存在：c(NH＋
4)＝c(Cl－
)>c(OH－
)＝c(H＋
) D.曲線Ⅱ：滴加溶液到10mL時：c(CH3COO－
)－c(CH3COOH)＝2c(H＋
)－c(OH－
) [答案]B
[解析] （引導學生分析，得出答案）
根據溶液pH值變化確定曲線Ⅰ為鹽酸滴定氨水，曲線Ⅱ為氫氧化鈉滴定醋酸；A項，此時溶液為等濃度的氨水和氯化銨溶液，錯誤；B項，此時溶液為氯化銨溶液，銨根離子水解溶液顯酸性，正確；C項錯誤；D項，此時溶液為等濃度醋酸和醋酸鈉混合液，電荷守恒為c(Na＋
)＋c(H＋
)＝c(CH3COO－
)＋c(OH－
)，物料守恒為2c(Na＋
)＝c(CH3COO－
)＋c(CH3COOH)，兩者去掉鈉離子濃度得c(CH3COO－
)－c(CH3COOH)＝2[c(H＋
)－c(OH－
)]，錯誤。
解決酸堿中和滴定過程中的有關問題，首先看縱坐標，搞清楚是酸加入堿中，還是堿加入酸中，然后看起點，起點可以看出酸性或堿性的強弱，這個在判斷滴定終點至關重要；再次找滴定終點和pH＝7的中性點，判斷滴定終點的酸堿性，然后確定中性點(pH＝7)的位置；最后分析其他的特殊點(如滴定一半點，過量一半點等)，分析酸、堿過量情況。在整個滴定過程中有幾個關系①電荷守恒關系在任何時候均存在；②物料守恒可以根據加入酸的物質的量和加入堿的物質的量進行確定，但不一定為等量關系。
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