資源簡介

(共34張PPT)
選擇題專攻
3.中和滴定反應“突躍”曲線的分析應用
核心精講
01
1.強堿滴定強酸
(1)0.10 mol·L－1 NaOH標準液滴定20 mL 0.10 mol·L－1 HCl溶液(如圖)
加入NaOH溶液 剩余HCl溶液體積/mL 過量NaOH溶液體積/mL pH 滴定/% V/mL 99.9 19.98 0.02 4.30 滴定突
躍ΔpH
＝5.4
100.0 20.00 0.00 0.00 7.00 100.1 20.02 0.02 9.70 NaOH溶液從19.98 mL到20.02 mL，只增加了0.04 mL(約1滴)，就使得溶液的pH改變了5.4個單位。這種在化學計量點±0.1%范圍內，pH的急劇變化就稱為滴定突躍。滴定突躍范圍是選擇指示劑的重要依據，凡是在滴定突躍范圍內能發生顏色變化的指示劑都可以用來指示滴定終點。實際分析時，為了更好地判斷終點，氫氧化鈉溶液滴定鹽酸通常選用酚酞作指示劑的原因：終點的顏色由無色變為淺紅色，更容易辨別。
(2)濃度越大，滴定突躍就越大，可供選擇的指示劑就越多。
NaOH溶液的濃度 HCl溶液的濃度 A點pH B點pH 滴定突躍
1.00 mol·L－1 1.00 mol·L－1 3.30 10.70 ΔpH＝7.4
0.10 mol·L－1 0.10 mol·L－1 4.30 9.70 ΔpH＝5.4
0.01 mol·L－1 0.01 mol·L－1 5.30 8.70 ΔpH＝3.4
2.強堿滴定弱酸曲線
由圖可知：酸性越弱，Ka越小，滴定突躍范圍就越小。
3.巧抓“四點”，突破溶液中的粒子濃度關系
(1)抓反應“一半”點，判斷是什么溶質的等量混合。
(2)抓“恰好”反應點，生成的溶質是什么？判斷溶液的酸堿性。
(3)抓溶液的“中性”點，生成什么溶質，哪種物質過量或不足。
(4)抓反應的“過量”點，溶液中的溶質是什么？判斷哪種物質過量。
實例分析：向CH3COOH溶液中逐滴加入NaOH溶液，溶液pH與加入NaOH溶液體積的關系如圖所示。
(注：a點為反應一半點，b點呈中性，c點恰好完全反應，d點NaOH過量一倍)
分析：
a點，溶質為 ，
離子濃度關系： ；
b點，溶質為 ，
離子濃度關系： ；
c點，溶質為 ，
離子濃度關系： ；
d點，溶質為 ，
離子濃度關系： 。
CH3COONa、CH3COOH
c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)
CH3COONa、CH3COOH
c(CH3COO－)＝c(Na＋)＞c(H＋)＝c(OH－)
CH3COONa
c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋)
CH3COONa、NaOH
c(Na＋)＞c(OH－)＞c(CH3COO－)＞c(H＋)
真題演練
02
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1.(2023·湖南，12)常溫下，用濃度為0.020 0 mol·L－1的NaOH標準溶液滴定濃度均為0.020 0 mol·L－1的HCl和CH3COOH的混合溶液，滴定過程中
溶液的pH隨η[η＝ ]的變化曲線如圖所示。下列說法錯誤的是
4
A.Ka(CH3COOH)約為10－4.76
B.點a：c(Na＋)＝c(Cl－)＝c(CH3COO－)＋
　c(CH3COOH)
C.點b：c(CH3COOH)D.水的電離程度：a√
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點a溶液為等濃度的NaCl和CH3COOH混合溶液，存在元素質量守恒：c(Na＋)＝c(Cl－)＝c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)，故B正確；
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點b溶液中含有NaCl及等濃度的CH3COOH
和CH3COONa，由于pH<7，溶液顯酸性，
說明CH3COOH的電離程度大于CH3COO－
的水解程度，則c(CH3COOH)故C正確；
點c溶液中CH3COO－水解促進水的電離，點d堿過量，會抑制水的電離，則水的電離程度：c>d，故D錯誤。
4
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2.(2021·湖南，9)常溫下，用0.100 0 mol·L－1的鹽酸分別滴定20.00 mL濃度均為0.100 0 mol·L－1的三種一元弱酸的鈉鹽(NaX、NaY、NaZ)溶液，滴定曲線如圖所示。下列判斷錯誤的是
A.該NaX溶液中：c(Na＋)>c(X－)>c(OH－)>c(H＋)
B.三種一元弱酸的電離常數：Ka(HX)>Ka(HY)>Ka(HZ)
C.當pH＝7時，三種溶液中：c(X－)＝c(Y－)＝c(Z－)
D.分別滴加20.00 mL鹽酸后，再將三種溶液混合：c(X－)＋c(Y－)＋c(Z－)
　＝c(H＋)－c(OH－)
4
√
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3
NaX為強堿弱酸鹽，在溶液中水解使溶液呈堿性，
則溶液中離子濃度的大小順序為c(Na＋)＞c(X－)＞
c(OH－)＞c(H＋)，故A正確；
弱酸的酸性越弱，電離常數越小，分析可知，HX、
HY、HZ三種一元弱酸的酸性依次減弱，則三種一元弱酸的電離常數的大小順序為Ka(HX)＞Ka (HY)＞Ka(HZ)，故B正確；
當溶液pH為7時，酸越弱，向鹽溶液中加入鹽酸的體積越大，酸根離子的濃度越小，則三種鹽溶液中酸根離子的濃度大小順序為c(X－)＞c(Y－)＞c(Z－)，故C錯誤；
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向三種鹽溶液中分別滴加20.00 mL鹽酸，三種鹽都
完全反應，溶液中鈉離子濃度等于氯離子濃度，將
三種溶液混合后溶液中存在電荷守恒關系c(Na＋)＋
c(H＋)＝c(X－)＋c(Y－)＋c(Z－)＋c(Cl－)＋c(OH－)，
由c(Na＋)＝c(Cl－)可得：c(X－)＋c(Y－)＋c(Z－)＝c(H＋)－c(OH－)，故D正確。
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3.(2019·全國卷Ⅰ，11)NaOH溶液滴定鄰苯二甲酸氫鉀(鄰苯二甲酸H2A的Kal＝1.1×10－3，Ka2＝3.9×10－6)溶液，混合溶液的相對導電能力變化曲線如圖所示，其中b點為反應終點。下列敘述錯誤的是
A.混合溶液的導電能力與離子濃度和種類有關
B.Na＋與A2－的導電能力之和大于HA－的
C.b點的混合溶液pH＝7
D.c點的混合溶液中，c(Na＋)>c(K＋)>c(OH－)
√
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4
滴定至終點時發生反應：2NaOH＋2KHA===
K2A＋Na2A＋2H2O。溶液導電能力與溶液中
離子濃度、離子種類有關，離子濃度越大、
所帶電荷越多，其導電能力越強，A項正確；
圖像中縱軸表示“相對導電能力”，隨著NaOH溶液的滴加，溶液中c(K＋)、c(HA－)逐漸減小，而Na＋、A2－的物質的量逐漸增大，由題圖可知，溶液的相對導電能力逐漸增強，說明Na＋與A2－的導電能力之和大于HA－的，B項正確；
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本實驗默認在常溫下進行，滴定終點時，溶
液中的溶質為鄰苯二甲酸鈉和鄰苯二甲酸鉀，
由于鄰苯二甲酸是弱酸，所以溶液呈堿性，
pH>7，C項錯誤；
滴定終點時，c(K＋)＝c(Na＋)，a點到b點加入NaOH溶液的體積大于b點到c點的，故c點時c(K＋)>c(OH－)，所以c(Na＋)>c(K＋)>c(OH－)，D項正確。
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4.(2016·天津，6)室溫下，用相同濃度的NaOH溶液，分別滴定濃度均為0.1 mol·L－1的三種酸(HA、HB和HD)溶液，滴定曲線如圖所示。下列判斷錯誤的是
A.三種酸的電離常數關系：KHA>KHB>KHD
B.滴定至P點時，溶液中：c(B－)>c(Na＋)>c(HB)>
　c(H＋)>c(OH－)
C.pH＝7時，三種溶液中：c(A－)＝c(B－)＝c(D－)
D.當中和百分數達100%時，將三種溶液混合后：
　c(HA)＋c(HB)＋c(HD)＝c(OH－)－c(H＋)
√
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3
A項，根據圖像知，在未滴加NaOH溶液時，
0.1 mol·L－1的三種酸(HA、HB和HD)溶液的
pH均大于1，說明三種酸均為弱酸，且HA的
pH最小、酸性最強，HD的pH最大、酸性最
弱，因酸性越強，電離常數越大，故KHA>
KHB>KHD，正確；
B項，滴定至P點時，溶液中未反應的HB與生成的NaB的濃度相等，且溶液呈酸性，說明HB的電離程度大于B－的水解程度，故c(B－)>
c(Na＋)>c(HB)>c(H＋)>c(OH－)，正確；
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C項，pH＝7時，三種陰離子的濃度分別等于
c(Na＋)，然而三種溶液中陰離子水解程度不
同，加入的NaOH的體積不同，故三種陰離
子的濃度也不同，錯誤；
D項，根據質子守恒即可得出，三種溶液混
合后溶液的質子守恒關系：c(HA)＋c(HB)＋
c(HD)＝c(OH－)－c(H＋)，正確。
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考向預測
03
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1.25 ℃時，向20.00 mL 0.10 mol·L－1 CH3COOH溶液中滴入0.10 mol·L－1 NaOH溶液，溶液pH與NaOH溶液體積的關系如圖所示。下列說法正確的是
A.25 ℃時，CH3COOH的電離平衡常數Ka＝1.0
　×10－3
B.M點對應的NaOH溶液體積為20.0 mL
C.N點與Q點所示溶液中水的電離程度：N>Q
D.N點所示溶液(溶質只有CH3COONa)中c(Na＋)
　>c(OH－)>c(CH3COO－)>c(H＋)
√
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M點pH＝7，若加入20 mL NaOH溶液，溶液
中溶質是CH3COONa，CH3COO－水解使溶
液顯堿性，與題干的溶液顯中性相違背，說明M點對應的NaOH溶液的體積小于20.00 mL，B項錯誤；
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CH3COOH完全反應后，加入的NaOH越多，
OH－對水的電離抑制程度越大，故N點水的
電離程度比Q點大，C項正確；
N點所示溶液中醋酸與NaOH恰好中和，溶
液為CH3COONa溶液，CH3COO－發生水解
反應而消耗，所以c(Na＋)>c(CH3COO－)，CH3COO－發生水解反應消耗水電離產生的H＋，最終達到平衡時，溶液中c(OH－)>c(H＋)，但鹽水解程度是微弱的，水解產生的離子濃度遠小于鹽電離產生的離子濃度，因此c(CH3COO－)>c(OH－)，故該溶液中離子濃度關系為c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)，D項錯誤。
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2.常溫下，在20.00 mL 0.100 0 mol·L－1 NH3·H2O溶液中逐滴滴加0.100 0 mol·
L－1 HCl溶液，溶液pH隨滴入HCl溶液體積的變化曲線如圖所示。下列說法正確的是
√
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2
3
4
①點時加入HCl溶液10 mL，得到等物質的量濃度的NH3·H2O、NH4Cl的混合液，溶液呈堿性，
　　　＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)，故A錯誤；
③點時酸堿恰好反應，生成氯化銨，氯化銨水解使溶液呈酸性，促進水的電離，①②兩點有堿剩余，抑制水的電離，①②③三點所示的溶液中水的電離程度：③＞②＞①，故C錯誤；
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3.常溫下，用0.10 mol·L－1 NaOH溶液分別滴定20.00 mL濃度均為0.10 mol·
L－1的CH3COOH溶液和HCN溶液所得滴定曲線如圖所示。下列說法正確的是
A.兩種一元弱酸的電離常數：Ka(CH3COOH)
　B.溶液中水的電離程度：③>②>①
C.pH＝7時，c(CH3COO－)＝c(CN－)
D.滴定時均可選用甲基橙作指示劑，指示滴
　定終點
√
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同濃度的酸溶液，電離平衡常數越大，溶液酸性越強，起始時CH3COOH溶液pH較小，CH3COOH酸性較強，則室溫下，電離平衡常數：Ka(CH3COOH)＞Ka(HCN)，A錯誤；
由圖可知，①對應溶液顯酸性，以CH3COOH
的電離為主，此時抑制水的電離，②對應溶液呈中性，對水的電離幾乎無影響，③對應溶液中溶質為CH3COONa，CH3COO－水解促進水的電離，故溶液中水的電離程度：③>②>①，B正確；
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根據電荷守恒可知，溶液中分別有：c(CN－)＋c(OH－)＝c1(Na＋)＋c(H＋)，c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c2(Na＋)＋c(H＋)，pH＝7時，則有c(CN－)＝c1(Na＋)，c(CH3COO－)＝c2(Na＋)，由圖可知，c2(Na＋)＞c1(Na＋)，即c(CH3COO－)＞c(CN－)，C錯誤；
由圖可知，滴定終點溶液均顯堿性，故滴定時均應選酚酞作指示劑，不能選用甲基橙作指示劑指示滴定終點，D錯誤。
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4.電位滴定是根據滴定過程中電極電位的變化來確定滴定終點的一種分析方法。在化學計量點附近，被測離子濃度發生突躍，電極電位也發生突躍，進而確定滴定終點。常溫下利用鹽酸滴定某溶液中Na2CO3的含量，其電位滴定曲線與pH曲線如圖所示。下列說法正確的是
√
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4
因為是電位滴定，根據指示電極電位的突躍位置可以確定滴定終點，無需任何指示劑，A錯誤；
a點溶液的溶質為NaHCO3和NaCl，NaHCO3水解促進水的電離，b點溶液的溶質為H2CO3和NaCl，H2CO3抑制水的電離，水電離出的c水(H＋)：a點＞b點，C錯誤；
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本課結束

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