2019高考化学考点必练专题17酸碱中和滴定曲线知识点讲解

1、考点十七酸碱中和滴定曲线知识点讲解在历年高考命题中，通过图象考查弱电解质电离平衡、pH与起始浓度的关系、有关混合溶液pH的计算、离子浓度的大小比较、盐类水解、守恒关系的应用以及沉淀溶解平衡等知识的题目是必考题，具有一定难度和区分度。酸碱中和滴定曲线类试题是近几年高考的热点和难点，试题通常以酸碱滴定过程为基础，涉及电解质水溶液中离子浓度的等量关系、大小关系以及水的电离程度等知识和规律，综合性强，难度较大。一、解题方法：1 .要仔细分析所给图象，确定图象各点的成分和溶液酸碱性，充分挖掘图象信息中的隐含条件，如图示中的最高点、最低点、交汇点、突变点都是提供解题信息的关键点。2 .用守恒法、不等式(先

2、主次、后大小)等方法解决问题。(1)三大守恒：电荷守恒，物料守恒，质子守恒。(2) 一个不等式：主要微粒次要微粒。强酸、强碱、大多数盐(含水解和不水解)溶液主要以电离产生的离子形式存在于溶液中。 弱酸、弱碱主要以弱电解质的分子形式存在于溶液中。 可水解的盐溶液中可水解的离子的水解程度极小、弱电解质分子的电离程度极小。 强碱弱酸的酸式盐溶液，需要讨论酸式酸根水解和电离程度的相对大小。3 .对于混合溶液的离子平衡图象题，解题思维必须触及：混合溶液有无反应、反应物是否过量、电离与水解何者强、溶液体积变化有无影响定性分析或定量计算等。若不发生反应的混合溶液，则同时考虑电离和水解。若恰好完全反应的混合溶

3、液，生成的是酸或碱则考虑电离，生成的是盐则考虑水解。若反应物过量，则根据过量程度考虑电离或水解。若有定量计算，则要考虑混合溶液的体积变化。4 .一定要理解透坐标用对数表示的含义。结合平衡移动原理确定变化量到底是增大了还是减小了。5 .选择题中的曲线图通常有以下几种：(1)弱电解质的电离平衡图象。该类试题中，图象中一般会同时涉及强电解质和弱电解质。(2)酸碱混合液的pH与离子浓度大小之间的关系图象。(3)沉淀溶解平衡图象。无论哪种图象题，主要的命题点都无外乎以下几方面：(1)水溶液中水的电离程度的判断。(2)微粒浓度的大小比较。(3)物质电离程度或水解程度的比较。(4)电离常数、水的离子积、水解

4、常数、溶解平衡常数的相关判断。典例1(2018届安徽省宣城市高三第二次调研)弱酸HA溶液中，存在H2A、HA和A三种形态的粒子，其物质的量分数S(X)随溶液pH变化的关系如图所示已知S(X)=武网+说小CH/T)，下列说法不正确的是(图中：a=1.25、b=4.27)0I234567pHi.O200.5A.已知pK=-lgKa,则pKa1=1.25B. 0.1molL-1的NaH砥液显碱性C. 0.1molL-1N*A溶液中：2c(H2A)+c(HA-)=c(OH-)-c(H+)D. 0.1molL-1NaHA溶液中:c(Na+)+c(A2-)+c(H2A)+c(HA-)=0.2mol-L-1

5、【答案】B【解析】a点C(H：A)fPH=1二cHAlT。，则先江三工=,所以Clrt2Ar，故A正确？b点门比州c(A-),PH=4.27,式则心=叱音=NH+)=IO，,所以HA的电离平衡常数是水解平衡常数是/=妾=1。7，电离大于水解，所以的NaHA溶渣显酸性，故B错误，根据质子守恒,O.lmolLNaiA落泊中；2c(FLAV:iH-)=qOKj,故C正确宁根据物料守恒？c(Na)-c(A：-)-c(HiA)-(HA-)-0Imol,所以ciNa-ciA;-ziHlAj-c(HA-)-0.2mo1L-,故D正确典例2(2018届东北三省四市教研联合体高三高考模拟)已知对于电离常数为Ka

6、的某一元弱酸滴定过程中，pH突变随其浓度的增大而增大，且浓度主要影响滴定终点和滴定终点之后的曲线部分。常温下，用不同浓度的NaOH液分另1J滴定20mL与其同浓度的某弱酸HA溶液，滴定曲线如图所示。下列说法不正确的是A.由图可知，CiC2C3:c(Na+)c(A-)c(OH-)c(H+)B.M点溶液中存在：c(H+)+c(HA)=c(OH-)+c(A-)C.恰好中和时，溶液中离子浓度的大小关系a.Y3D.由pH=7溶液计算得：长匚”【解析】乱用不同浓度的NaOH溶液分别滴定ME二与其同浓度的某弱酸HA溶液，滴定t冬点之后，滴入相同体积的氢氧化钠溶液，氢氧化钠浓度越大，过量的氢氧化钠越多j溶流的

7、碱性越强，pH越大,因此匚1万七户3故A正确再、I点溶液中存在电荷守恒和物料守恒加二H)-c(Na)=0Al-ci0Hq和c(Na)=cA式HA.),因此cHFfHA)rlOHX故3错误；C,恰好中和时，溶液中的溶质为MaA,长水解，溶液显碱性，溶灌中离子浓度的大小关系:4、丁：尔小二七。珏：门心、故C正确fD一设NgH,溶港HA洛凝的浓度均为cmolLjpHhI时,加入的氢氧化钠溶液为生成的XaA为乂0皿心溶液中存在-7.一一由.仍岳3.山七.仙主.，故HPO4,之H+PO4正确：颉选圣二、考点突破(一)影响电离平衡的因素浓度：同一弱电解质，增大溶液的物质的量浓度，电离平衡将向电离的方向移动

8、，但电解质的电离程度减小；稀释溶液时，电离平衡将向电离方向移动，且电解质的电离程度增大。在醋酸的电离平衡CH3COOH一CHCOGH+加水稀释，平衡向右移动，电离程度变大,c(CH3COOH但c(CH3COOH9c(H+)、c(CHsCO。变小，加入少量冰醋酸，平衡向右移动,c(H+)、c(CH3CO。增大，但电离程度变小。温度：温度越高，电离程度越大由于弱电解质的电离一般是吸热的，因此升高温度，电离平衡将向电离方向移动，弱电解质的电离程度将增大。同离子效应加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，使电离平衡向逆反应方向移动。化学反应加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使平衡向电离方向移动

9、。(二)电离平衡常数1. 一元弱酸：chcooh=h+chcoO口.呼cob)七但)Fc(CH3COOH)2. 一元弱碱：NHfhONHT+OHK(1)电离平衡常数是温度函数，温度不变K不变，不随浓度的改变而改变。(2)K值越大，该弱电解质较易电离，其对应的弱酸弱碱较强；K值越小，该弱电解质越难电离，其对应的弱酸弱碱越弱；即K值大小可判断弱电解质相对强弱。(3)多元弱酸是分步电离的，一级电离程度较大，产生H+,对二级、三级电离产生抑制作用。如：，-3Ki=7.1X10一8K=6.3X10K3=4.20X1013一+2H2PO4一二H+HPO4+3-*【名师点拨】电离常数表达式中各组分的浓度均为

10、平衡浓度.多元弱酸溶液中的c(H+)是各步电离产生的c(H+)的总和，在每步的电离常数表达式中的c(H+)是指溶液中川的总浓度而不是该步电离产生的c(H+).电离常数的特征.同一弱电解质的稀溶液的电离常数的大小与溶液的浓度无关，只随温度的变化而变化.温度不变，K值不变；温度不同，K值也不同.但由于电离常数随温度的变化不大，在室温时，可不考虑温度对电离常数的影响.电离常数的意义a表明弱电解质电离的难易程度.K值越大，离子浓度越大，该电解质越易电离；反之,电解质越难电离。b比较弱酸或弱碱相对强弱.例如在25c时，HNO的K=4.6X104,CHCOOH勺K=1.8X10-5,因此HNO的酸T生比C

11、HCOOH勺酸性强。(三)各种类型的盐的水解情况比较盐的类型强酸强碱盐强酸弱碱盐弱酸强碱盐弱酸弱碱盐水解情况不水解水解水解水解参与水解的离了弱碱阳离了弱酸阴离了弱酸阴离子和弱碱阳离子溶液的酸碱性正盐显中性；酸式盐因电离产生H而显酸性酸性弱碱阳离子与H2O电离产生的OH结合而使得c(H+)c(OH)碱性弱酸阴离子与H2O电离产生的OH-结合而使得c(H+)vc(OH)依组成盐对应的酸、碱的电离常数尺的相对大小而定K酸K碱：溶液呈酸性K酸VK碱：溶液呈碱性实例正盐：KCl、NkSO、等酸式盐：NaHS酒CuCl2、NHC1、FeCl3、A12（SO4）3CHCOONaNaCl。NaF、&S、K2C

12、OCHCOONHNHF、（NHCO说明盐类的水解程度很小，水解后生成的难溶物的微粒数、易挥发性物质的微粒数都很少，没有沉淀、气体产生，因此不能用符号表示发生水解的盐都是使水的电岗平衡正向移动而促进水的电禺(而酸或碱则思是抑制水的电禺)(四)影响盐类水解的因素内因：盐本身的性质外因：温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。浓度：稀释盐溶液，可以促进水解，盐的浓度越小，水解程度越大。外加酸碱：外加酸碱能促进或抑制盐的水解。电离平衡和水解平衡的比较电离平衡水解平衡实例HS水溶液(0.1mol/L)NaS水溶液(0.1mol/L)研究对象弱电解质（弱酸、弱碱、水）强电解质（弱酸盐、弱碱盐

13、）实质弱酸H+弱酸根离子弱碱“OH+弱碱阳子H2O+H2O-H3O+OH离子化速率=分子化速率弱酸根阴离子+H2O-弱酸+OH弱碱阳高于+H2O弱碱+H水解速率=中和速率程度酸或碱越弱，电离程度越小，多兀酸的一级电离远远大于一级电离，大于一级电离“越弱越水解”，多兀弱酸根一级水解远远大于二级水解，大于三级水解一般中和程度远远大于水解程度双水解程度较大，甚至很彻底。能量变化吸热（极少数例外）吸热表送式电离方程式：用“一”多元弱酸分步电离H2S=H+HSHS-一-H+S2水解反应离子方程式用“一-”多元弱酸根分步水解除了双水解反应，产物/、写分解产物，不标T或JS2+HOl*HS+OH（主要）HS

14、+HO-=HS+OH（次要）微粒大小比较C(H2S)C(H+)C(HS)C(S2)C(OH-)C(Na+)C(S2-)C(OH)C(HS-)C(H?S)C(H+)电荷守恒式C(H+)=C(HS-)+2C(S2-)+C(OH)C(Na+)+C(H+)=C(HS-)+2C(S2-)+C(OH)浓度物料守恒式_2-c(H2S)+c(HS)+c(S)=0.1mol/L_2c(H2S)+c(HS)+c(S)=0.1mol/L=c(Na+)/2温度升温促进电离（极少数例外）升温促进水解影稀释促进电离，但浓度减小，酸性减弱促进水解，但浓度减小，碱性减弱响因浓度通H2S电禺平衡1可右移动，酸性增强，但电罔程度

15、减小，电罔常数/、变。S2+HaO-HS+OHH2S+OhT-HS+H2O促使上述平衡右移，合并为：H2S+S2-2HS素力口NaSHS，H+HS0+H+,HS促使上述平衡右移，合并为：H2S+0-2HS水解平衡向右移动，碱性增强，但水解程度减小。（五）离子浓度大小比较一.电离平衡理论和水解平衡理论1 .电离理论弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的，同时注意考虑水的电离的存在。多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主；例如H2s溶液中微粒浓度大小关系。2 .水解理论弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗；如NaHCM液中后:c(Na)c(HCO)。弱酸的阴离子和弱

16、碱的阳离子的水解是微量的(双水解除外)，因此水解生成的弱电解质及产生的(或OH)也是微量，但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c(H+)(或碱性溶液中的c(OH)总是大于水解产生的弱电解质的浓度；多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的，主要以第一步水解为主。【分析】由于在NHH2O溶液中存在下列电离平衡：NHH2。一-NH+OH,H2O一-H+OH,所以溶液中微粒浓度关系为：c(NH3H2O)c(OH)c(NH4+)c(H+)。【分析】由于H2S溶液中存在下列平衡:H2s-HS+H+,HS-S2-+H+,H2O-一-H+OH,所以溶液中微粒浓度关系为：c(H2s)c(H

17、+)c(HS-)c(OH-)。例如(NH)2SQ溶液中微粒浓度关系：c(NH4+)c(SO42-)c(H+)c(NH3H2O)c(OH-)。例如：Na2CO溶液中水解平衡为：CO2-+HOr=HCO+OH,HO+HCQb*H2CO+OH所以溶液中部分微粒浓度的关系为：c(CO32-)c(HCQ-)。一.电荷守恒和物料守恒1 .电荷守恒：电解质溶液中所后阳离子所带后的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。2 .物料守恒：电解质溶液中由于电离或水解因素，离子公发生笠化笠成具它离子或分子等,但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。3 .导出式质子守恒：如NaHCOM中：n(Na+)+

18、n(H+)=n(HCO-)十2n(CO2-)+n(OH)推出：c(Na+)+c(H+)=c(HCQ-)+2c(CO32-)+c(OH-)如NaHCO中n(Na+):n(c)=1:1,推出：c(Na+)=c(HCO-)+c(CC32-)+c(HzCO)如碳酸钠溶液中由电荷守恒和物料守恒将Na+离子消掉可得：c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO)。如醋酸钠溶液中由电荷守恒和物料守恒将钠离子消掉可：c(OH)=c(H)+c(CH3COOH)25c时，用0.100mol/L的NaOH典例3(2018届河北省石家庄市高三第一次教学质量检测)溶液滴定20.00mL0.100mol/L

19、的HA溶液，溶液的PH与所加NaOH液体积(V)的关系如图所示。下列说法不正确的是11T18LirNiOHj/ml.A. Vi20-5B. Ka(HA)的数量级为10C. M点溶液加少量水稀释,c(H+)/c(A-)增大D. N点后，随着NaOH的力入，溶液中水的电离程度逐渐增大【答案】D【解析】0.lOOmol1的HA溶液，8说明HA为弱醺，若则酸碱完全申和得到盐溶液，NaA为强碱弱酸盐溶淹应该呈碱性，故pH-7时应该植不足,仁c(H+)c(OH-)C. NazHR溶液中HR-的水解程度大于电离程度D. pH=4时，c(H+)=c(H2R)+2c(HR2-)+c(OH-)【答案】BCKtfrlA,据图可知，随pH的增大,HtR.*、处在图象中对应的曲线分别为限b、nd,HR的第二步电崩常数心(地R)串,由图可知，当c(HR*-式眸)时,pH约为4.8,c(H10-+snioLL,数量级应为10一3故A错误3B.据图可知HY时，：因=c：HRcH仪0时，技B正痴CHR-大量存在的溶液pH约为5,溶淹呈酸性，所以、丸由溶液中出广的水解程度小于电离程度，故C错误？D.pH=4时j溶液中的阳离子除H-外还有C0，Y/一等，所以不符合电荷守恒，故