中和滴定曲线分析 高考化学一轮复习强化提升课学案新人教版

微专题强化提升课 中和滴定曲线分析

　本部分知识在高考中更多是以选择题形式考查，考查学生的分析图象的能力，能从图象中找到曲线指代、趋势、关键点，能正确分析溶液中的溶质，从而计算浓度和电离常数、比较粒子浓度大小等。考查了滴定原理、定量计算，考查了宏观辨识与微观探析、证据推理与模型认知、变化观念与平衡思想的学科素养。

命题角度1:一步反应单曲线型

【典例1】(2020·全国Ⅰ卷)以酚酞为指示剂，用0.100 0 mol·L－1的NaOH溶液滴定20.00 mL未知浓度的二元酸H2A溶液。溶液中，pH、分布系数δ随滴加NaOH溶液体积VNaOH的变化关系如图所示。

[比如A2－的分布系数：δ(A2－)＝]

下列叙述正确的是 (　　) 

A.曲线①代表δ(H2A),曲线②代表δ(HA-)

B.H2A溶液的浓度为0.200 0 mol·L-1 

C.HA-的电离常数Ka=1.0×10-2

D.滴定终点时,溶液中c(Na+)<2c(A2-)+c(HA-)

【解析】选C。根据图中①②曲线交点的时候它们的分布系数各为0.5，且未加入NaOH溶液时溶液的pH为1，可知H2A第一步完全电离，第二步部分电离，在加入NaOH的过程中，HA－逐渐降低，A2－逐渐增大，所以曲线①代表δ(HA－)，曲线②代表δ(A2－)，A错误；当加入40.00 mL NaOH溶液时，溶液的pH发生突变，说明恰好完全反应，结合分析，根据反应2NaOH＋H2A===Na2A＋2H2O，c(H2A)＝＝0.100 0 mol·L－1，B错误；根据曲线当δ(HA－)＝δ(A2－)时溶液的pH＝2，则HA－的电离平衡常数Ka＝＝

c(H＋)＝1×10－2，C正确；用酚酞作指示剂，酚酞变色的pH范围为8.2～10，终点时溶液呈碱性，c(OH－)＞c(H＋)，溶液中的电荷守恒为c(Na＋)＋c(H＋)＝

2c(A2－)＋c(HA－)＋c(OH－)，则c(Na＋)＞2c(A2－)＋c(HA－)，D错误。

命题角度2:多步反应多曲线型

【典例2】常温下将NaOH溶液添加到己二酸(H2X)溶液中,混合溶液的pH与离子浓度变化的关系如图所示。下列叙述错误的是              (　　) 

A.Ka2(H2X)的数量级为10-6

B．曲线N表示pH与lg的变化关系

C.NaHX溶液中 c(H+)>c(OH-) 

D.当混合溶液呈中性时,c(Na+)>c(HX-)>c(X2-)>c(OH-)=c(H+)

【解析】选D。根据Ka1及Ka2表达式的变形,可以得到c(HX-)/c(H2X)=Ka1/c(H+),c(X2-)/c(HX-)=Ka2/c(H+)。由二元酸的Ka1>Ka2可得溶液中

c(HX-)/c(H2X)>c(X2-)/c(HX-),即lg[c(HX-)/c(H2X)]>lg[c(X2-)/c(HX-)],所以M曲线为lg[c(X2-)/c(HX-)],N曲线为lg[c(HX-)/c(H2X)],B项正确;当N曲线 lg[c(HX-)/c(H2X)]=0时,pH≈4.4,由c(HX-)/c(H2X)=Ka1/c(H+)可得Ka1≈10-4.4,同理可得Ka2≈10-5.4,A项正确;又因为Kh1=Kw/Ka1=10-9.6<Ka2=10-5.4,所以NaHX电离程度大于水解程度,显酸性,C项正确;由图可知,当 

lg[c(X2-)/c(HX-)]=0,即c(X2-)/c(HX-)=1时,pH≈5.4,又因为随着pH的增大,c(X2-)/c(HX-)变大,所以当pH=7时,c(X2-)>c(HX-),D项错误。

1.图示强酸与强碱滴定过程的pH曲线:

以0.01 mol·L-1的NaOH溶液滴定0.1 mol·L-1盐酸为例 

在酸碱中和滴定过程中,开始时由于被滴定的酸(或碱)浓度较大,滴入少量的碱(或酸)对其pH的影响不大。当滴定接近终点(pH=7)时,很少量(1滴,约0.04 mL)的碱(或酸)就会引起溶液pH突变。 

酸碱恰好中和(即滴定终点)时溶液不一定呈中性,最终溶液的酸碱性取决于生成盐的性质,强酸弱碱盐溶液呈酸性,强碱弱酸盐溶液呈碱性。

2.强酸(碱)滴定弱碱(酸)pH曲线比较:

3.图象题的分析步骤:

(1)先看纵坐标,确定酸滴碱还是碱滴酸;

(2)再看起点,确定被滴定溶液酸性或碱性的强弱;

(3)找滴定终点和pH=7的中性点,判断滴定终点的酸碱性;

(4)最后分析其他特殊点,如滴定一半点、过量一倍点等,分析酸碱过量情况。

1.(2021·烟台模拟)298 K时,向20 mL 0.100 0 mol·L-1 CH3COOH溶液中滴入0.100 0 mol·L-1NaOH溶液,滴定曲线如图所示(忽略温度变化)。下列说法正确的是              (　　) 

A.该滴定过程应该选择石蕊溶液做指示剂

B.由c点数值可求醋酸的电离平衡常数为1.66×10-5 mol·L-1 

C.b点溶液中各微粒浓度关系为2c(H+)+c(CH3COOH)=c(CH3COO-)+c(OH-)

D.中和同体积、同pH的醋酸和盐酸所用氢氧化钠的物质的量,后者多

【解析】选B。石蕊的颜色较深，滴定终点颜色变化不明显，A错误；由c点pH＝7，c(Na＋)＝c(CH3COO－)＝(0.100 0  mol·L－1×19.88×10－3 L)÷(20×10－3 L＋19.88×10－3 L)≈0.049 85 mol·L－1，K＝＝mol·L－1＝1.66×10－5  mol·L－1，B正确；根据物料守恒、电荷守恒得：2c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COO－)、c(H＋)＋c(Na＋) ＝c(CH3COO－)＋c(OH－)得2c(H＋)＋c(CH3COOH)＝c(CH3COO－)＋2c(OH－)，C错误；醋酸为弱电解质，部分电离，中和同体积、同pH的醋酸和盐酸所用氢氧化钠的物质的量，醋酸消耗的多，D错误。

2.(一步反应单曲线型)(2021·石家庄模拟)室温时,向20.0 mL 0.10 mol·L-1的两种酸HA、HB中分别滴加0.10 mol·L-1NaOH溶液,其pH变化分别对应图中的Ⅰ、Ⅱ。下列说法错误的是              (　　) 

A.向NaA溶液中滴加HB可产生HA

B.a点时,溶液中存在:c(A-)>c(Na+)>c(HA)

C.滴加NaOH溶液至pH=7时,两种溶液中c(A-)=c(B-)

D.滴加20.0 mL NaOH溶液时,水的电离程度:Ⅰ>Ⅱ 

【解析】选C。20 mL 0.1 mol·L-1的两种酸 HA、HB中,HB的pH=1,所以HB是强酸,HA对应的pH大于1,是弱酸,化学反应遵循强酸制弱酸的原理,向 NaA 溶液中滴加 HB 可产生 HA,故A正确;20 mL 0.1 mol·L-1的酸 HA中滴加

0.1 mol·L-1NaOH溶液10 mL,则HA酸会剩余,同时产生NaA,a点溶液显示酸性,溶液中微粒浓度:c(A-)>c(Na+)>c(HA),故B正确;滴加 NaOH溶液至 pH=7时,根据电荷守恒,两溶液中分别存在c(OH-)+c(A-)=c(H+)+c(Na+),c(OH-)+c(B-)

=c(H+)+c(Na+),pH=7时,c(OH-)=c(H+),两种溶液中c(A-)=c(Na+),c(B-)=c(Na+),但是两种溶液pH=7时所滴加NaOH溶液的量不同,则c(A-)与c(B-)不相等,故C错误;滴加 20 mL NaOH 溶液时,酸碱恰好中和,得到的NaB是强酸强碱盐,不水解,水电离不受影响,得到的NaA是弱酸强碱盐,A-会发生水解,水的电离受到促进,

Ⅰ中 H2O 的电离程度大于Ⅱ中,故D正确。 

3.(一步反应单曲线型)(2021·抚州模拟)25 ℃ 时,在20 mL 0.1 mol·L-1一元弱酸HA溶液中滴加0.1 mol·L-1NaOH溶液,溶液中lg[]与pH关系如图所示。下列说法正确的是              (　　) 

A.A点对应溶液中:c(OH-)>c(H+)

B.25 ℃时,HA电离常数的数量级为10-5 

C.B点对应的NaOH溶液体积小于10 mL 

D.对C点溶液加热(不考虑挥发),则增大

【解析】选C。根据图象，A点对应溶液pH＜7，所以此时溶液显酸性，c(H＋)＞c(OH－)，故A错误；B点lg＝0，则c(A－)＝c(HA)，此时溶液pH＝5.3，即c(H＋)＝10－5.3 mol·L－1，所以Ka＝＝c(H＋)＝10－5.3，数量级为10－6，故B错误；当NaOH的体积为10 mL时，溶液中的溶质为等物质的量的HA和NaA，Ka(HA)＝10－5.3，则A－的水解平衡常数为Kh＝＝＝10－8.7＜10－5.3，所以HA的电离程度比NaA的水解程度要大，即溶液中c(HA)＜c(A－)，则此时＞1，所以若要＝1，则需要少加入一些NaOH，所以B点对应的NaOH溶液体积小于10 mL，故C正确；为A－的水解平衡常数的倒数，水解为吸热反应，升高温度，水解平衡常数增大，则其倒数减小，即减小，故D错误。

4.(多步反应多曲线型)(2021·合肥模拟)常温下,浓度均为0.1 mol·L-1的H2SO3、H2T(酒石酸)分别用0.1 mol·L-1 的NaOH溶液滴定,滴定曲线分别如图所示。下列说法错误的是              (　　) 

A.相同浓度时,Na2SO3溶液中水的电离程度比Na2T中的大

B.0.1 mol·L-1的NaHT溶液中:c(T2-)>c(H2T) 

C.Ka1(H2SO3)>Ka1(H2T)

D.等体积、浓度均为0.1 mol·L-1的H2SO3溶液、H2T溶液分别滴加等浓度的NaOH溶液至pH=7,H2SO3溶液消耗的NaOH更多 

【解析】选D。横坐标数值为2时,酸碱完全反应生成正盐,弱离子促进水电离,相同浓度的正盐pH越大,水的电离程度越大,根据图知,相同浓度的正盐钠盐pH(Na2SO3)较大,则Na2SO3溶液中水的电离程度比Na2T中的大,故A正确;横坐标为1时酸碱恰好完全反应生成NaHT,溶液的pH<7,溶液呈酸性,说明HT-电离程度大于水解程度,所以c(T2-)>c(H2T),故B正确;相同浓度的二元弱酸,溶液的pH越小,该酸的电离平衡常数越大,根据图知,未加碱时溶液的pH亚硫酸较小,则电离平衡常数Ka1(H2SO3)>Ka1(H2T),故C正确;要使等体积、浓度均为0.1 mol·L-1的H2SO3溶液、H2T溶液分别滴加等浓度的NaOH溶液至pH=7,纵坐标数值为7时横坐标数值越大消耗的碱越多,根据图知H2T溶液消耗的NaOH更多,故D错误。