高三化學一輪復習滴定曲線的規(guī)律和結(jié)論課件

第三章物質(zhì)在水溶液中的行為

水溶液中離子平衡的圖像分析

基于思維模型建構(gòu)的實踐酸堿中和曲線1.常規(guī)固積曲線通過簡例，總結(jié)規(guī)律，應用于復雜問題Step1分析橫縱坐標，得出實驗原理選項設問方式：反應方程式、實驗用品的準備、滴定管的使用、潤洗or水洗、指示劑的選擇常見錯誤：①沒給具體的一元強酸，方程式中寫出了鹽酸②試劑“只能”裝在**滴定管，×，有酸堿通的滴定管用（教材91頁注釋）③滴定管先水洗后潤洗，錐形瓶只水洗，干燥無影響，不干燥無影響，實驗過程加水無影響④指示劑有更接近滴定終點的更精密（甲基紅）Step2逐點突破，全面分析1.零點：標準液沒有進行滴定，溶液的pH代表錐形瓶內(nèi)溶液的酸堿性，若給出數(shù)據(jù)，可做相關計算A點未加入NaOH溶液，初始pH為3，說明HA為弱酸【情景】室溫下，向的HA溶液滴定的NaOH溶液粒子濃度大小弱酸部分電離，剩的最多酸電離+水電離就酸能電離就水電離，最弱，最少結(jié)論1：零點酸分子濃度最大，質(zhì)子濃度恒大于酸根離子通過零點的pH，得出氫離子濃度，題中還給出了已知酸（待測液）的濃度，可以計算電離平衡常數(shù)結(jié)論2：pH越小，酸越強，電離程度越大2.半反應點：反應關系20mLHA溶液需要20mLNaOH才能被完全中和，所以滴入10mLNaOH即被反映了一半，這個點叫半反應點?！厩榫啊渴覝叵?，向的HA溶液滴定的NaOH溶液HA+NaOH=NaA+H2O加入10mL被反應10mL得到10mL但被反應了，溶液里沒有堿中和固積曲線中，半反應點是剩的一半酸和反應生成的等體積的強堿弱酸鹽。結(jié)論1：B點的溶質(zhì)是等物質(zhì)的量的HA和NaA【情景】室溫下，向的HA溶液滴定的NaOH溶液觀察B點的pH，pH<7溶質(zhì)已知，利用電離理論和水解理論對pH分析結(jié)論1：B點的溶質(zhì)是等物質(zhì)的量的HA和NaA

NaA為強堿弱酸鹽，存在一步鹽的完全電離，還有一步弱酸酸根的水解NaA=Na++A-

由pH<7得到，HA的電離程度大于NaA的水解程度，氫離子濃度更大粒子濃度鹽完全電離+酸部分電離鹽完全電離酸部分電離，剩的比產(chǎn)物多，比完全解離的濃度小電離程度大，pH<7的原因水解+水微弱電離結(jié)論2：半反應點能推粒子濃度，取決于pH(電離和水解程度的比較)【情景】室溫下，向的HA溶液滴定的NaOH溶液3.中性點明確：中性點并不是恰好完全反應的點，滴入20mL時，酸才被完全中和分析溶質(zhì)：接近恰好完全反應，所以酸剩的少，生成的強堿弱酸鹽就非常多（結(jié)論1：鹽多酸少）溶質(zhì)：NaA和少量的HA定量分析：pH=7→寫電荷守恒約去相等的量結(jié)論2：中性點鹽解離出的離子濃度相等粒子濃度結(jié)論2中性鹽完全電離+酸部分電離酸部分電離+水及其微弱的電離結(jié)論3：離子濃度，酸根離子>質(zhì)子【情景】室溫下，向的HA溶液滴定的NaOH溶液4.完全反應點D點，所有的HA都被反應掉，溶質(zhì)只有NaApH>7的原因：A-離子水解成堿性

粒子濃度關系陽離子不水解，最多弱酸陰離子水解，微弱，濃度比不水解的少，比水解產(chǎn)物多水解產(chǎn)物+水電離僅水微弱電離結(jié)論：水解離子濃度少于不水解離子，水解離子濃度總大于水解產(chǎn)物【情景】室溫下，向的HA溶液滴定的NaOH溶液5.等倍過量點E點，NaOH過量20mL，溶質(zhì)是等物質(zhì)的量的NaOH和NaA，pH>7粒子濃度關系NaOH過量帶來大量的鈉離子少于鈉離子濃度的一半，水解消耗部分NaOH過量帶來大量的氫氧根離子，同時是水解產(chǎn)物僅由水電離溶質(zhì)是等物質(zhì)的量的NaOH和NaA?？疾煳锪鲜睾愕臅鴮懲瑫r離子已全部分析，易得電荷守恒，與物料結(jié)合，也可寫出質(zhì)子守恒2.復雜曲線：多元酸堿滴定分析滴定原理：一元堿滴定三元酸，酸分步被中和，每10mLNaOH中和1個氫離子。少量、足量、過量的氫氧化鈉分別與磷酸反應根據(jù)反應原理和圖像，每滴入10mLNaOH到達一個反應終點，總共有3個反應終點

例：常溫下用的NaOH溶液滴定的磷酸溶液，曲線如圖1.零點由pH值得直接運用經(jīng)驗公式和結(jié)論例：常溫下用的NaOH溶液滴定的磷酸溶液，曲線如圖易得，Ka≈102.半反應點例：常溫下用的NaOH溶液滴定的磷酸溶液，曲線如圖5mL、15mL、25mL是三個半反應點5mL時，溶質(zhì)是被反應一半的磷酸，和等物質(zhì)的量生成的磷酸二氫根離子由得到，此時氫離子濃度就是Ka的值結(jié)論1：多元酸堿滴定圖像中，半反應點對應pH得到的氫離子濃度，就是該步的電離平衡常數(shù)技巧：零點和半反應點都能算電離平衡常數(shù)，給哪個用哪個，都給的情況下，用半反應點更簡單，直接用結(jié)論即出2.半反應點例：常溫下用的NaOH溶液滴定的磷酸溶液，曲線如圖運用結(jié)論1，15mL的氫離子濃度為Ka2，25mL的氫離子濃度為Ka3，他們的溶質(zhì)都是等物質(zhì)的量的酸根離子和下一步的酸根離子結(jié)論2：已知電離平衡常數(shù)，可以用推鹽的水解常數(shù)例：常溫下用的NaOH溶液滴定的磷酸溶液，曲線如圖3.完全反應點根據(jù)這個點的參量，可以判定水解和電離的相對大小例1：a點，溶質(zhì)是NaH2PO4，pH=4溶液中的行為電離程度>水解程度結(jié)論1：用pH大小判定酸堿性，和電離、水解的產(chǎn)物比較，程度大的決定溶液的pH例：常溫下用的NaOH溶液滴定的磷酸溶液，曲線如圖3.完全反應點粒子濃度關系鹽的完全電離電離程度大，生成的多水解程度小，生成的少結(jié)論2：鹽電離的陰離子濃度最大，程度小的行為產(chǎn)物濃度最小例：常溫下用的NaOH溶液滴定的磷酸溶液，曲線如圖例2：c點，溶質(zhì)是Na2HPO4，pH=10應用結(jié)論1：磷酸氫根，水解>電離應用結(jié)論2得到離子濃度鹽的完全電離電離行為弱，電離產(chǎn)物濃度小結(jié)論2：鹽電離的陰離子濃度最大，程度小的行為產(chǎn)物濃度最小例：常溫下用的NaOH溶液滴定的磷酸溶液，曲線如圖4.常見選項：半反應點的質(zhì)子守恒例：求25mL時溶液的質(zhì)子守恒Step1判定25mL時溶質(zhì)：Step2寫電荷守恒和物料守恒先分析溶質(zhì)中的原子所以分析離子后可寫出兩個守恒等式電物把物料守恒帶入電荷守恒，消元，即得到質(zhì)子守恒質(zhì)3.創(chuàng)新曲線：滴定過程中水的電離變化例：常溫下用的NaOH溶液滴定的磷酸溶液，水中電離的氫氧根離子和標準液體積的關系曲線如圖（1）分析零點初始點，酸性，存在已知，則和常規(guī)固積一樣，可算還可通過計算電離度例：常溫下用的NaOH溶液滴定的磷酸溶液，水中電離的氫氧根離子和標準液體積的關系曲線如圖（2）先分析最高點最高點一定是水解程度最大的點，對應固積曲線中的最后一個反應終點（圖中d點的溶質(zhì)即為Na3PO4，酸根離子最弱，水解程度最大）最高點常見考法：計算水解平衡常數(shù)由結(jié)論可計算此題題一般會給參考數(shù)據(jù)已知結(jié)合公式，水解平衡常熟可算復習結(jié)論：水解平衡常數(shù)和電離平衡常數(shù)的關系對于酸或多元酸式根離子，先從左到右寫出電離過程，只寫指定離子，不寫質(zhì)子再從右到左寫出水解過程，不寫水和氫氧根離子在可逆號上方寫各步電離常數(shù)，下方寫水解常數(shù)結(jié)論：同一個可逆號上下兩個常數(shù)的乘積，是該溫度下水的離子積常數(shù)例：常溫下用的NaOH溶液滴定的磷酸溶液，水中電離的氫氧根離子和標準液體積的關系曲線如圖（3）中性點的判定通過事實直接判定，找到零點（酸性），最高點（堿性），從酸性溶液到堿性溶液的過程中，必定經(jīng)歷中性，因為pH突躍需要外力驅(qū)動注意：滴定中水電離圖像，氫氧根濃度為10-7mol/L時，不一定為中性，可能是堿過量而抑制水的電離導致的（4）過量點的判定最高點是堿性，然后堿過量，堿中加堿，對水的電離起抑制作用，對陰離子的水解也起抑制作用，但是始終為堿性溶液考法：給出V2的值，計算過量NaOH和Na3PO4的物質(zhì)的量之比，