2022屆高考化學 圖表題專項突破 專題09 中和滴定過程圖表題難點突破

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1、2022屆高考化學 圖表題專項突破 專題09 中和滴定過程圖表題難點突破 【19年高考命題前瞻】 在歷年高考命題中，通過圖象考查弱電解質電離平衡、pH與起始濃度的關系、有關混合溶液pH的計算、離子濃度的大小比較、鹽類水解、守恒關系的應用以及沉淀溶解平衡等知識的題目是必考題，具有一定難度和區(qū)分度。其中酸堿中和滴定曲線類試題是近幾年高考的熱點和難點，試題通常以酸堿滴定過程為基礎，涉及電解質水溶液中離子濃度的等量關系、大小關系以及水的電離程度等知識和規(guī)律，綜合性強，難度較大。不僅考查學生定性與定量結合分析問題的思想，而且考查學生數(shù)形結合識圖用圖的能力，還要求學生能深入微觀世界認識各種化學過程來解

2、決比較微粒濃度大小問題。但萬變不離其中，離不開指示劑的選擇，離不開滴定曲線的認識與應用，離不開電離平衡、水解平衡與三守恒(電荷守恒、物料守恒、質子守恒)分析比較離子濃度大小等問題。 預計2019年高考仍會考查中和滴定曲線圖，重點通過曲線的分析來考查離子濃度大小的比較或離子濃度的關系式的正誤判斷。 【名師精講】 一、中和滴定曲線圖像類試題的命題特點： 1、考查滴定曲線的認識與應用：酸堿中和滴定曲線圖是以所滴入的酸或堿溶液的體積為橫坐標、以中和反應后溶液的pH為縱坐標體現(xiàn)中和滴定過程的曲線圖。 2、考查各種滴定曲線圖的區(qū)別 （1）強酸與強堿互相滴定的曲線圖，前半部分與后半部

3、分形狀變化不大，但中間突躍大(即酸或堿溶液一滴之差，溶液pH變化大，出現(xiàn)突變)。分析強酸與強堿互相滴定時的離子濃度大小，只要關注水的電離平衡即可，沒有其它平衡影響。 （2）強酸滴定弱堿或強堿滴定弱酸的曲線圖，突躍小，較平緩；強酸滴定弱堿的起點低(因弱堿pH相對較小)，前半部分形狀有差異；強堿滴弱酸的起點高(因弱酸pH相對較大)，前半部分形狀有差異。分析強堿滴定弱酸或強酸滴定弱堿時的離子濃度大小，不僅要考慮生成鹽的水解平衡，而且還要考慮過量弱酸或弱堿的電離平衡與水的電離平衡。 3、考查指示劑選擇的原則：指示劑的選擇不但要考慮變色明顯、靈敏，而且要選擇指示劑的變色范圍與滴定時pH突躍范圍相吻

4、合，這樣就能準確指示到達滴定終點(即酸堿恰好中和時的pH)。 二、中和滴定曲線圖像分類 1、從反應物的情況可分為： （1）強酸滴定強堿或弱堿曲線，如常溫下將鹽酸溶液滴加到聯(lián)氨(N2H4)的水溶液中，混合溶液中的微粒的物質的量分數(shù)δ(X)隨-1g(OH-)變化的關系如圖所示。 （2）強堿滴定強酸或弱酸曲線，如已知：pKa= -lgKa，25℃時，H2SO3的pKa1=1.85，pKa2=7.19。常溫下，用0.1mol/LNaOH溶液滴定20mL 0．1mol/L H2SO3溶液的滴定曲線如圖所示。 2、從縱坐標表示方法的不同可分為： （1）酸度曲線，化學上常用AG表示溶液

5、中的。25℃時，用0.100 mol/L鹽酸溶液滴定10mL0.1 mol/L MOH溶液，滴定曲線如下圖所示。 【答案】D 【點睛】D項，若忽略加入堿的多少，容易得到c(X－)= c(Y－)，由于HY為弱堿，溶液呈中性時，加入的堿比HX少，再用溶液呈電中性，即可得到正確結論。 典例3．如圖為0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液分別滴定20 mL 0.100 0 mol·L－1的HA和HB的滴定曲線下列說法錯誤的是（ ） A．HB是弱酸，b點時溶液中c(B-)>c(Na+)>c(HB) B．a、b、c三點水電離出的c(H+)： a

6、用甲基橙作指示劑 D．滴定HA溶液時，當V(NaOH)=19.98mL時溶液pH約為3.7 【析圖】從題干所給圖像我們可以得到以下信息：①縱坐標表示溶液的pH②橫坐標表示NaOH溶液的體積③第Ⅰ曲線表示HB的滴定曲線，突躍范圍小，第Ⅱ曲線表示HA的滴定曲線，突躍范圍大④曲線HB的起點的pH值為3，b點的pH<7，是“一半”點，c點pH>7，是“恰好”反應點；曲線HA的起點的pH值為1，a點的pH<7，是“一半”點。 【信息處理】通過觀察圖象，①酸的濃度均為0.1mol/L，起始時HA的pH=1，HA是強酸，HB的pH為3，HB是弱酸② a、b兩點均是酸過量，抑制水的電離，HA是強酸，抑制

7、的程度最大③c點恰好反應生成NaB，水解，促進水的電離。 【答案】D 【名師點睛】本題是一道酸堿中和滴定的圖像題，這類題重在分析中和之前，中和一半，以及恰好反應的各點溶液的組成和pH，B選項是難點，分析時要注意 a、b、c三點的溶液情況， a、b兩點均是酸過量，抑制水的電離，HA是強酸，抑制的程度最大，c點恰好反應生成NaB，水解，促進水的電離，因此三點水電離出的c(H+)： a

8、－) >c(Na+) B．室溫時0.01 mol·L-1的HX溶液pH=6 C．A點時溶液中水的電離程度大于純水的電離程度 D．若C點時加入NaOH溶液40 mL，所得溶液中：c(X－)+2 c(HX) = c(OH－) - c(H+) 【析圖】從題干所給圖像我們可以得到以下信息：①縱坐標表示溶液的酸度②橫坐標表示NaOH溶液的體積③點A為起點，酸度為6；B為中性點，C點表示所加堿液得到的溶液酸度為-6。 【信息處理】通過觀察圖象，①根據(jù)圖象可知，0.01 mol/LHX溶液的AG=6，即=6，常溫下水的離子積常數(shù)Kw=c（H+）×c（OH－）=10-14，解得c（H+）=10-4m

9、ol/L，溶液的pH=4② B點時，AG=0，即=0，則c(H+)= c(OH－) ，溶液呈中性③C點根據(jù)圖象可知，所加堿液得到的溶液酸度為-6，AG=-6，即=-6，常溫下水的離子積常數(shù)Kw=c（H+）×c（OH－）=10-14，解得c（OH-）=10-4mol/L，則加入的堿溶液的體積為40mL。 【解析】A. B點時，AG=0，即=0，則c(H+)= c(OH－) ，溶液呈中性，根據(jù)溶液中電荷守恒式c(H+) +c(Na+)=c(X－)+c(OH－)可知，c(X－) =c(Na+)，故A錯誤；B. 根據(jù)圖象可知，0.01 mol/LHX溶液的AG=6，即=6，常溫下水的離子積常數(shù)Kw=

10、c（H+）×c（OH－）=10-14，解得c（H+）=10-4mol/L，溶液的pH=4，故B錯誤；C. HX是弱酸，酸抑制水的電離，所以A點時溶液中水的電離程度小于純水的電離程度，故C錯誤；D. 若C點時加入NaOH溶液40 mL，充分反應后得到等濃度的NaX和NaOH的混合溶液，根據(jù)溶液中電荷守恒和物料守恒列式得：①c(H+) +c(Na+)=c(X－)+c(OH－)，②2c(X－)+2 c(HX)=c(Na+)，聯(lián)立得：c(X－)+2 c(HX)+c(H+)=c(OH－)，即c(X－)+2 c(HX) = c(OH－)－c(H+)，故D正確；答案選D。 【答案】D 【名師點睛】本題考

11、查了溶液酸堿性判斷及溶液pH的計算，明確AG=lg的含義為解答關鍵，酸、堿對水的電離起抑制作用，可水解的鹽對水的電離起促進作用；確定溶液中粒子濃度大小關系時巧用電荷守恒、物料守恒、質子守恒（質子守恒可由電荷守恒和物料守恒推出）。 【高分錦囊】 一、巧抓“6點”解答中和滴定曲線圖像圖表數(shù)據(jù)分析題 (1)抓起點，明確電解質溶液的濃度或pH，可通過起點pH推知溶液的物質的量濃度或未知酸或堿是強酸、強堿還是弱酸、弱堿。 (2)抓反應“一半”點，判斷溶質成分和量的關系。 (3)抓“恰好”反應點，溶質的成分、溶液的性質和是什么因素造成的。 (4)抓溶液“中性”點，溶質的成分、哪種反應物過量或不

12、足。 (5)抓反應“過量”點，溶質成分、判斷誰多、誰少還是等量。 (6)抓“兩倍”點，溶質成分，溶液性質。 二、利用電解質溶液中的守恒關系解答離子濃度大小比較問題 1、守恒類型 （1）電荷守恒：電解質溶液中所有陽離子所帶的正電荷數(shù)與所有的陰離子所帶的負電荷數(shù)相等。如NaHCO3溶液中：n(Na+)＋n(H+)＝n(HCO3-)＋2n(CO32-)＋n(OH-)推出：[Na+]＋[H+]＝[HCO3-]＋2[CO32-]＋[OH-] （2）物料守恒：電解質溶液中由于電離或水解因素，離子會發(fā)生變化變成其它離子或分子等，但離子或分子中某種特定元素的原子的總數(shù)是不會改變的。如NaHCO3溶

13、液中n(Na+)：n(c)＝1：1，推出：c(Na+)＝c(HCO3-)＋c(CO32-)＋c(H2CO3) （3）質子守恒：電解質溶液中分子或離子得到或失去質子（H+）的物質的量應相等。例如在NH4HCO3溶液中H3O+、H2CO3為得到質子后的產物；NH3、OH-、CO32-為失去質子后的產物，故有以下關系：c(H3O+)+c(H2CO3)=c(NH3)+c(OH-)+c(CO32-)。 2、解題方法 通過溶液的電離或水解程度的大小，結合電荷守恒、物料守恒、質子守恒來比較溶液中各離子濃度大小的基本方法有： (1)關鍵離子定位法：主要適用于解答選擇題。即通過判斷溶液中濃度最大或最小的

14、某離子、c(H+)與c(OH－)的大小關系的位置正確與否，來判斷選項是否正確。 (2)守恒判斷法：運用物質的量(或原子個數(shù))守恒、電荷守恒或物料守恒等守恒規(guī)律，來解決問題。 (3)反應方程式分析法：主要適用于單一溶液型問題的分析，即將電離方程式與水解方程式結合起來，進行定性與定量的分析；先考慮電離，再考慮水解。 3、解題規(guī)律 (1)多元弱酸溶液，根據(jù)多步電離分析，如H3PO4的溶液中： c（H+）＞c（H2PO4-）＞c（HPO42-）＞c（PO43-） (2)多元弱酸正鹽根據(jù)多元弱酸根的分步水解分析：如Na2CO3溶液中： c（Na+）＞c（CO32-）＞c（OH-）＞c（HCO3-） (3)不同溶液中同一離子濃度的比較，要看溶液中其它離子對其影響的因素。如在相同物質的量的濃度的下列溶液中①NH4Cl ②CH3COONH4 ③NH4 HSO4 。C（NH4+）濃度由大到小的順序是：③＞①＞②。 (4)混合溶液中各離子濃度的比較，要進行綜合分析，如電離因素、水解因素等。