2024届高三化学一轮复习 滴定曲线的规律和结论 课件

第三章 物质在水溶液中的行为 水溶液中离子平衡的图像分析 基于思维模型建构的实践 1 酸碱中和曲线 1.常规固积曲线 通过简例,总结规律,应用于复杂问题 Step1 分析横纵坐标,得出实验原理 选项设问方式:反应方程式、实验用品的准备、滴定管的使用、润洗or水洗、指示剂的选择 常见错误: ①没给具体的一元强酸,方程式中写出了盐酸 ②试剂“只能”装在**滴定管, ,有酸碱通的滴定管用(教材91页注释) ③滴定管先水洗后润洗,锥形瓶只水洗,干燥无影响,不干燥无影响,实验过程加水无影响 ④指示剂有更接近滴定终点的更精密(甲基红) Step2 逐点突破,全面分析 1.零点:标准液没有进行滴定,溶液的pH代表锥形瓶内溶液的酸碱性,若给出数据,可做相关计算 A点未加入NaOH溶液,初始pH为3,说明HA为弱酸 【情景】室温下,向20mL 0.1mol/L的HA溶液滴定0.1mol/L的NaOH溶液 粒子浓度大小 弱酸部分电离,剩的最多 酸电离+水电离 就酸能电离 就水电离,最弱,最少 结论1:零点酸分子浓度最大,质子浓度恒大于酸根离子 通过零点的pH,得出氢离子浓度,题中还给出了已知酸(待测液)的浓度,可以计算电离平衡常数 结论2:pH越小,酸越强,电离程度越大 2.半反应点: 反应关系 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,这个点叫半反应点。 【情景】室温下,向20mL 0.1mol/L的HA溶液滴定0.1mol/L的NaOH溶液 HA+NaOH=NaA+H2O 加入10mL 被反应10mL 得到10mL 但被反应了,溶液里没有碱 中和固积曲线中,半反应点是剩的一半酸和反应生成的等体积的强碱弱酸盐。 结论1:B点的溶质是等物质的量的HA和NaA 【情景】室温下,向20mL 0.1mol/L的HA溶液滴定0.1mol/L的NaOH溶液 观察B点的pH,pH<7 溶质已知,利用电离理论和水解理论对pH分析 结论1:B点的溶质是等物质的量的HA和NaA HA为弱酸,存在电离平衡 HAH++A- NaA为强碱弱酸盐,存在一步盐的完全电离,还有一步弱酸酸根的水解 NaA=Na++A- A-+H2O HA+OH- 由pH<7得到,HA的电离程度大于NaA的水解程度,氢离子浓度更大 粒子浓度 盐完全电离+酸部分电离 盐完全电离 酸部分电离,剩的比产物多,比完全解离的浓度小 电离程度大,pH<7的原因 水解+水微弱电离 结论2:半反应点能推粒子浓度,取决于pH(电离和水解程度的比较) 【情景】室温下,向20mL 0.1mol/L的HA溶液滴定0.1mol/L的NaOH溶液 3.中性点 明确:中性点并不是恰好完全反应的点,滴入20mL时,酸才被完全中和 分析溶质:接近恰好完全反应,所以酸剩的少,生成的强碱弱酸盐就非常多(结论1:盐多酸少) 溶质:NaA和少量的HA 定量分析:pH=7 写电荷守恒 约去相等的量 结论2:中性点盐解离出的离子浓度相等 粒子浓度 结论2 中性 盐完全电离+酸部分电离 酸部分电离+水及其微弱的电离 结论3:离子浓度,酸根离子>质子 【情景】室温下,向20mL 0.1mol/L的HA溶液滴定0.1mol/L的NaOH溶液 4.完全反应点 D点,所有的HA都被反应掉,溶质只有NaA pH>7的原因:A-离子水解成碱性 A-+H2O HA+OH- 粒子浓度关系 阳离子不水解,最多 弱酸阴离子水解,微弱,浓度比不水解的少,比水解产物多 水解产物+水电离 仅水微弱电离 结论:水解离子浓度少于不水解离子,水解离子浓度总大于水解产物 【情景】室温下,向20mL 0.1mol/L的HA溶液滴定0.1mol/L的NaOH溶液 5.等倍过量点 E点,NaOH过量20mL,溶质是等物质的量的NaOH和NaA,pH>7 粒子浓度关系 NaOH过量带来大量的钠离子 少于钠离子浓度的一半,水解消耗部分 NaOH过量带来大量的氢氧根离子,同时是水解产物 仅由水电离 溶质是等物质的量的NaOH和NaA常考察物料守恒的书写 同时离子已全部分析,易得电荷守恒,与物料结合,也可写出质子守恒 2.复杂曲线:多元酸碱滴定 分析滴定原理:一元碱滴定三元酸,酸分步被中和,每10mLNaOH中和1个氢离子。 少量、足量、过量的氢氧化钠分别与磷酸反应 根据反应原理和图像,每滴入10mLNaOH到达一个反应终点,总共有3个反应终点 例:常温下用0.1mol/L的NaOH溶液滴定10mL 0.1mol/L的磷酸溶液,曲线如图 1.零点 由pH值得 直接运用经验公式和结论 例:常温下用0.1mol/L的NaOH溶液滴定10mL 0.1mol/L的磷酸溶液,曲线如图 易得,Ka≈10-2.4 2.半反应点 例:常温下用0.1mol