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(zhì)電離平衡、pH與起始濃度的關(guān)系、有關(guān)混合溶液pH的計算、離子濃度的大小比較、鹽類水解、守恒關(guān)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(zhì)水溶液中離子濃度的等量關(guān)系、大小關(guān)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(jié)合分析問題的思想，而且考查學生數(shù)形結(jié)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(zhì)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(guān)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(guān)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(zhì)的量分數(shù)δ(X)隨-1g(OH-)變化的關(guān)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(jié)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(chǎn)、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(guān)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(guān)系時巧用電荷守恒、物料守恒、質(zhì)子守恒（質(zhì)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(zhì)溶液的濃度或pH，可通過起點pH推知溶液的物質(zhì)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(zhì)成分和量的關(guān)系。 (3)抓“恰好”反應點，溶質(zhì)的成分、溶液的性質(zhì)和是什么因素造成的。 (4)抓溶液“中性”點，溶質(zhì)的成分、哪種反應物過量或不

12、足。 (5)抓反應“過量”點，溶質(zhì)成分、判斷誰多、誰少還是等量。 (6)抓“兩倍”點，溶質(zhì)成分，溶液性質(zhì)。 二、利用電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)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(zhì)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(zhì)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(zhì)子守恒：電解質(zhì)溶液中分子或離子得到或失去質(zhì)子（H+）的物質(zhì)的量應相等。例如在NH4HCO3溶液中H3O+、H2CO3為得到質(zhì)子后的產(chǎn)物；NH3、OH-、CO32-為失去質(zhì)子后的產(chǎn)物，故有以下關(guān)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(jié)合電荷守恒、物料守恒、質(zhì)子守恒來比較溶液中各離子濃度大小的基本方法有： (1)關(guān)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(guān)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(zhì)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(jié)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(zhì)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。