資源簡介

專題研究 7　中和滴定及拓展應用
1．滴定終點的判斷
當滴入最后半滴標準液時，溶液由××色變為××色，且半分鐘內無變化。
2．中和滴定誤差分析的原理
c待＝，V待是待測液的體積，c標是標準液的濃度，這些量均為已知量，所以c待的大小取決于V標的大小，因此誤差來源主要歸結于消耗標準液的體積V標。
3．指示劑選擇的基本原則
(1)滴定終點為堿性時，用酚酞作指示劑，如用NaOH溶液滴定醋酸。
(2)滴定終點為酸性時，用甲基橙作指示劑，如用鹽酸滴定氨水。
(3)強酸滴定強堿一般用甲基橙，但用酚酞也可以。
(4)并不是所有的滴定都使用指示劑，如用標準Na2SO3溶液滴定KMnO4溶液時，KMnO4顏色恰好褪去且半分鐘內無變化時即為滴定終點。
4．氧化還原滴定的原理及指示劑的選擇
(1)原理：以氧化劑或還原劑為滴定劑，直接滴定一些具有還原性或氧化性的物質，或者間接滴定一些本身并沒有還原性或氧化性，但能與某些還原劑或氧化劑反應的物質。
(2)試劑：常見用于滴定的氧化劑有KMnO4、K2Cr2O7等；常見用于滴定的還原劑有亞鐵鹽、草酸、維生素C等。
(3)指示劑：氧化還原滴定的指示劑有三類。
①氧化還原指示劑；
②專用指示劑，如在碘量法滴定中，可溶性淀粉溶液遇碘標準溶液變藍；
③自身指示劑，如高錳酸鉀標準溶液滴定草酸時，滴定終點為溶液由無色變為淺紅色且半分鐘內無變化。
5．沉淀滴定
(1)概念：沉淀滴定是利用沉淀反應進行滴定、測量分析的方法。生成沉淀的反應很多，但符合條件的卻很少，實際上應用最多的是銀量法，即利用Ag＋與鹵素離子的反應來測定Cl－、Br－、I－濃度。
(2)原理：沉淀滴定所用的指示劑本身就是一種沉淀劑，滴定劑與被滴定物反應的生成物的溶解度要比滴定劑與指示劑反應的生成物的溶解度小，否則不能用這種指示劑。如用AgNO3溶液測定溶液中Cl－的含量時常以CrO為指示劑，這是因為AgCl比Ag2CrO4更難溶。
6．氧化還原滴定、沉淀滴定的常見類型
(1)直接滴定法：利用A直接與B發生反應，根據化學方程式由B求出A。
(2)連續反應型：A發生反應生成B，再用C滴定B。
解題思路：利用化學(或離子)方程式找出A與C之間的關系式，進行計算和誤差分析。
(3)過量試劑型：向A中加入過量的B，再用C滴定過量的B。
解題思路：由C求出過量的B，進一步求出與A反應的B，進行計算和誤差分析。
1．(2022·湖南卷)室溫時，用0.100 mol·L－1的標準AgNO3溶液滴定15.00 mL 濃度相等的Cl－、 Br－和 I－混合溶液，通過電位滴定法獲得lg c(Ag＋)與V(AgNO3)的關系曲線如圖所示[忽略沉淀對離子的吸附作用。若溶液中離子濃度小于1.0×10－5 mol·L－1時，認為該離子沉淀完全。Ksp(AgCl)＝1.8×10－10，Ksp(AgBr)＝5.4×10－13，Ksp(AgI)＝8.5×10－17]。下列說法正確的是(　　)
A．a點：有白色沉淀生成
B．原溶液中I－的濃度為0.100 mol·L－1
C．當Br－沉淀完全時，已經有部分Cl－沉淀
D．b點：c(Cl－)>c(Br－)>c(I－)>c(Ag＋)
C　解析：向含濃度相等的Cl－、Br－和 I－混合溶液中滴加AgNO3溶液，根據三種沉淀的溶度積常數，三種離子沉淀的先后順序為I－、Br－、Cl－，根據滴定圖示，當滴入4.50 mL AgNO3溶液時，Cl－恰好沉淀完全，此時共消耗AgNO3的物質的量為4.50 mL×10－3 L· mL－1×0.100 mol·L－1＝4.5×10－4 mol，所以Cl－、Br－和 I－均為1.5×10－4 mol。I－先沉淀，AgI是黃色的，所以a點有黃色沉淀AgI生成，故A錯誤；原溶液中I－的物質的量為1.5×10－4 mol，則I－的濃度為＝0.010 0 mol·L－1，故B錯誤；當Br－沉淀完全時(Br－濃度為1.0×10－5 mol·L－1)，溶液中的c(Ag＋)＝＝ mol·L－1＝5.4×10－8 mol·L－1，若Cl－已經開始沉淀，則此時溶液中的c(Cl－)＝＝ mol·L－1≈3.3×10－3 mol·L－1，原溶液中的c(Cl－)＝c(I－)＝0.010 0 mol·L－1，則已經有部分Cl－沉淀，故C正確；b點加入了過量的AgNO3溶液，Ag＋濃度最大，則b點各離子濃度為c(Ag＋)>c(Cl－)>c(Br－)>c(I－)，故D錯誤。
2．(2023·浙江6月選考)草酸(H2C2O4)是二元弱酸。某小組做如下兩組實驗：
實驗Ⅰ：往20 mL 0.1 mol·L－1 NaHC2O4溶液中滴加0.1 mol·L－1 NaOH溶液。
實驗Ⅱ：往20 mL 0.10 mol·L－1 NaHC2O4溶液中滴加0.10 mol·L－1 CaCl2溶液。
[已知：H2C2O4的電離常數Ka1＝5.4×10－2，Ka2＝5.4×10－5，Ksp(CaC2O4)＝2.4×10－9，溶液混合后體積變化忽略不計]，下列說法正確的是(　　)
A．實驗Ⅰ可選用甲基橙作指示劑，指示反應終點
B．實驗Ⅰ中V(NaOH)＝10 mL時，存在c(C2O)C．實驗Ⅱ中發生反應HC2O＋Ca2＋===CaC2O4↓＋H＋
D．實驗Ⅱ中V(CaCl2)＝80 mL時，溶液中c(C2O)＝4.0×10－8 mol·L－1
D　解析：NaHC2O4溶液被NaOH溶液滴定到終點時生成顯堿性的草酸鈉溶液，為了減小實驗誤差要選用變色范圍在堿性范圍的指示劑，因此，實驗Ⅰ可選用酚酞作指示劑，指示反應終點，故A錯誤；實驗Ⅰ中V(NaOH)＝10 mL時，溶質是NaHC2O4、Na2C2O4且二者物質的量濃度相等，Ka2＝5.4×10－5>Kh＝≈1.9×10－10，則HC2O的電離程度大于C2O的水解程度，因此存在c(C2O)>c(HC2O)，故B錯誤；實驗Ⅱ中，開始滴加的CaCl2量較少而NaHC2O4過量，因此該反應在初始階段發生的是2HC2O＋Ca2＋===CaC2O4↓＋H2C2O4，故C錯誤；實驗 Ⅱ 中V(CaCl2)＝80 mL時，溶液中c(Ca2＋)＝＝0.06 mol·L－1，溶液中c(C2O)＝＝ mol·L－1＝4.0×10－8 mol·L－1，故D正確。
3．(2022·江蘇卷節選)實驗中需要測定溶液中Ce3＋的含量。已知水溶液中Ce4＋可用準確濃度的(NH4)2Fe(SO4)2溶液滴定。以苯代鄰氨基苯甲酸為指示劑，滴定終點時溶液由紫紅色變為亮黃色，滴定反應為Fe2＋＋Ce4＋===Fe3＋＋Ce3＋。請補充完整實驗方案：①準確量取25.00 mL Ce3＋溶液[c(Ce3＋)約為0.2 mol·L－1]，加氧化劑將Ce3＋完全氧化并去除多余氧化劑后，用稀硫酸酸化，將溶液完全轉移到250 mL容量瓶中后定容；②按規定操作分別將0.020 00 mol·L－1(NH4)2Fe(SO4)2和待測Ce4＋溶液裝入如圖所示的滴定管中；③________________________________________
____________________________________________________________________________________________________________________________。
解析：進行滴定操作時先將一定體積的待測液移入錐形瓶中，滴加2滴指示劑，記錄標準溶液的起始體積，然后進行滴定，滴定過程中要注意錐形瓶中溶液顏色的變化，當滴入最后半滴標準液，溶液顏色由紫紅色變為亮黃色且半分鐘內溶液顏色無變化時即為滴定終點，記錄數據，重復3次。
答案：向錐形瓶中加入20.00 mL待測Ce4＋溶液，再滴加2滴苯代鄰氨基苯甲酸，讀取0.020 00 mol·L－1 (NH4)2Fe(SO4)2溶液的起始讀數V1，然后向錐形瓶中緩慢滴入0.020 00 mol·L－1 (NH4)2Fe(SO4)2溶液，觀察錐形瓶中溶液顏色的變化， 當滴入最后半滴標準液，溶液顏色由紫紅色變為亮黃色且半分鐘內溶液顏色無變化，則達到滴定終點，記錄滴定管讀數V2，重復以上操作3次
解答滴定應用題的審題流程
(1)閱讀材料，判斷反應原理。
(2)確定滴定類型：連續反應型還是過量試劑型。
(3)聯系中和滴定，判斷滴定終點，計算含量及誤差分析。(共20張PPT)
專題七　水溶液中的離子平衡
專題研究 7　中和滴定及拓展應用
3．指示劑選擇的基本原則
(1)滴定終點為堿性時，用酚酞作指示劑，如用NaOH溶液滴定醋酸。
(2)滴定終點為酸性時，用甲基橙作指示劑，如用鹽酸滴定氨水。
(3)強酸滴定強堿一般用甲基橙，但用酚酞也可以。
(4)并不是所有的滴定都使用指示劑，如用標準Na2SO3溶液滴定KMnO4溶液時，KMnO4顏色恰好褪去且半分鐘內無變化時即為滴定終點。
4．氧化還原滴定的原理及指示劑的選擇
(1)原理：以氧化劑或還原劑為滴定劑，直接滴定一些具有還原性或氧化性的物質，或者間接滴定一些本身并沒有還原性或氧化性，但能與某些還原劑或氧化劑反應的物質。
(2)試劑：常見用于滴定的氧化劑有KMnO4、K2Cr2O7等；常見用于滴定的還原劑有亞鐵鹽、草酸、維生素C等。
(3)指示劑：氧化還原滴定的指示劑有三類。
①氧化還原指示劑；
②專用指示劑，如在碘量法滴定中，可溶性淀粉溶液遇碘標準溶液變藍；
③自身指示劑，如高錳酸鉀標準溶液滴定草酸時，滴定終點為溶液由無色變為淺紅色且半分鐘內無變化。
6．氧化還原滴定、沉淀滴定的常見類型
(1)直接滴定法：利用A直接與B發生反應，根據化學方程式由B求出A。
(2)連續反應型：A發生反應生成B，再用C滴定B。
解題思路：利用化學(或離子)方程式找出A與C之間的關系式，進行計算和誤差分析。
(3)過量試劑型：向A中加入過量的B，再用C滴定過量的B。
解題思路：由C求出過量的B，進一步求出與A反應的B，進行計算和誤差分析。
1．(2022·湖南卷)室溫時，用0.100 mol·L－1的標準AgNO3溶液滴定15.00 mL 濃度相等的Cl－、 Br－和 I－混合溶液，通過電位滴定法獲得lg c(Ag＋)與V(AgNO3)的關系曲線如圖所示[忽略沉淀對離子的吸附作用。若溶液中離子濃度小于1.0×10－5 mol·L－1時，認為該離子沉淀完全。Ksp(AgCl)＝1.8×10－10，Ksp(AgBr)＝5.4×10－13，Ksp(AgI)＝8.5×10－17]。下列說法正確的是(　　)
A．a點：有白色沉淀生成
B．原溶液中I－的濃度為0.100 mol·L－1
C．當Br－沉淀完全時，已經有部分Cl－沉淀
D．b點：c(Cl－)>c(Br－)>c(I－)>c(Ag＋)
√
C　解析：向含濃度相等的Cl－、Br－和 I－混合溶液中滴加AgNO3溶液，根據三種沉淀的溶度積常數，三種離子沉淀的先后順序為I－、
Br－、Cl－，根據滴定圖示，當滴入4.50 mL AgNO3溶液時，Cl－恰好沉淀完全，此時共消耗AgNO3的物質的量為4.50 mL×10－3 L·
mL－1×0.100 mol·L－1＝4.5×10－4 mol，所以Cl－、Br－和 I－均為1.5×10－4 mol。I－先沉淀，AgI是黃色的，所以a點有黃色沉淀AgI生成，故A錯誤；原溶液中I－的物質的量為1.5×10－4 mol，則I－的
mol·L－1，原溶液中的c(Cl－)＝c(I－)＝0.010 0 mol·L－1，則已經有部分Cl－沉淀，故C正確；b點加入了過量的AgNO3溶液，Ag＋濃度最大，則b點各離子濃度為c(Ag＋)>c(Cl－)>c(Br－)>c(I－)，故D錯誤。
2．(2023·浙江6月選考)草酸(H2C2O4)是二元弱酸。某小組做如下兩組實驗：
實驗Ⅰ：往20 mL 0.1 mol·L－1 NaHC2O4溶液中滴加0.1 mol·L－1 NaOH溶液。
實驗Ⅱ：往20 mL 0.10 mol·L－1 NaHC2O4溶液中滴加0.10 mol·L－1 CaCl2溶液。
√
3．(2022·江蘇卷節選)實驗中需要測定溶液中Ce3＋的含量。已知水溶液中Ce4＋可用準確濃度的(NH4)2Fe(SO4)2溶液滴定。以苯代鄰氨基苯甲酸為指示劑，滴定終點時溶液由紫紅色變為亮黃色，滴定反應為Fe2＋＋Ce4＋===Fe3＋＋Ce3＋。請補充完整實驗方案：①準確量取25.00 mL Ce3＋溶液[c(Ce3＋)約為0.2 mol·L－1]，加氧化劑將Ce3＋完全氧化并去除多余氧化劑后，用稀硫酸酸化，將溶液完全轉移到250 mL容量瓶中后定容；②按規定操作分別將0.020 00 mol·L－1(NH4)2Fe(SO4)2和待測Ce4＋溶液裝入如圖所示的滴定管中；③________________。
解析：進行滴定操作時先將一定體積的待測液移入錐形瓶中，滴加2滴指示劑，記錄標準溶液的起始體積，然后進行滴定，滴定過程中要注意錐形瓶中溶液顏色的變化，當滴入最后半滴標準液，溶液顏色由紫紅色變為亮黃色且半分鐘內溶液顏色無變化時即為滴定終點，記錄數據，重復3次。
答案：向錐形瓶中加入20.00 mL待測Ce4＋溶液，再滴加2滴苯代鄰氨基苯甲酸，讀取0.020 00 mol·L－1 (NH4)2Fe(SO4)2溶液的起始讀數V1，然后向錐形瓶中緩慢滴入0.020 00 mol·L－1 (NH4)2Fe(SO4)2溶液，觀察錐形瓶中溶液顏色的變化， 當滴入最后半滴標準液，溶液顏色由紫紅色變為亮黃色且半分鐘內溶液顏色無變化，則達到滴定終點，記錄滴定管讀數V2，重復以上操作3次
解答滴定應用題的審題流程
(1)閱讀材料，判斷反應原理。
(2)確定滴定類型：連續反應型還是過量試劑型。
(3)聯系中和滴定，判斷滴定終點，計算含量及誤差分析。

展開更多......

收起↑