2024届高三化学二轮复习 酸碱中和滴定曲线 课件

主讲老师： 专题5 酸碱中和滴定曲线 高中化学二轮复习课件 2023 1-基础夯实 酸碱中和滴定曲线 以0.100mol·L-1 NaOH溶液滴定20.00mL 0.100mol·L-1盐酸为例： ①加入少量的碱对其pH的影响不大； ②当接近滴定终点（pH=7）时，很少量（0.04mL，约一滴）的碱就会引起溶液pH突变。此时指示剂明显的颜色变化表示反应已完全，即反应到达终点 HCl+NaOH=NaCl+H2O H++OH-=H2O 延伸拓展——指示剂的选择 指示剂 的选择 变色明显,变色范围越窄越好（不选石蕊） 变色范围恰好在滴定曲线的突跃范围内,或至少占滴定曲线突跃范围的一部分 不同条件下应选择的指示剂 HCl,NH3·H2O:终点显酸性，甲基橙（3.1-4.4） NaOH,CH3COOH:终点显碱性，酚酞（8.2-10） HCl,NaOH:终点显中性，酚酞或甲基橙 【提示】酸碱中和滴定一般不用石蕊作指示剂，因其变色范围大，颜色变化不明显 2023 2-中和滴定5个点 起 始 点 半中和点 中 性 点 中 和 点 过 量 点 1-中和滴定相关考点 室温：0.10 mol·L－1 NaOH溶液滴入20.00 mL0.10 mol·L－1 一元酸HA，V(NaOH)＝20.00 mL(图中c点)，二者恰好完全反应 起始点 半中和点 中和点 中性点 过量点 起 始 点 室温：0.10 mol·L－1 NaOH溶液滴入20.00 mL0.10 mol·L－1 一元酸HA，V(NaOH)＝20.00 mL(图中c点)，二者恰好完全反应 (4)电荷守恒：c(H+)=c(A-)+c(OH-) 1.起始点可以判断：强酸还是弱酸? c(HA)=0.10 mol·L－1 ; c(H+) = 1×10-3mol·L-1 证明HA是部分电离(α=1%），故HA为弱酸 2.速算：Ka=c2(H+)/c酸（适合较弱的酸） HA H+ + A- 0.1 0 0 x x x 0.1-x≈0.1 x x Ka ≈ c2(H+) /c(酸） = （1×10-3)2/10-1 = 1×10-5 3.微粒浓度大小： c(HA) >c(H+) >c(A-)>c(OH-) 【模型】对于弱酸：分子>显性>(电离产物)>隐性 (5)物料守恒： c(A-)+c(HA) = 0.10mol·L-1 起 始 点 【可以比较】酸性强弱、Ka大小： ①同浓度一元酸，pH小的酸性强，pH小的Ka大Ka[CH3COOH]>Ka[HCN]； 【典例】常温下，用0.10 mol·L－1 NaOH溶液分别滴定20.00 mL浓度均为0.10 mol·L－1 CH3COOH溶液和HCN溶液 ②快速求解Ka=c2(H+)/c酸，计算Ka的数量级： Ka (HCN)= c2(H+)/c酸 = (10-6)2/10-1= 10-11 Ka (CH3COOH)= c2(H+)/c酸 =(10-3)2/10-1 =10-5 微粒浓度大小：分子>显性>(电离产物)>隐性 c(HAc) >c(H+) >c(Ac-)>c(OH-) c(HCN)>c(H+) >c(CN-)>c(OH-) 酸分子 ：越弱越多：c(HCN）>c(HAc） 酸根离子：越强越多：c(Ac-）>c(CN-） 中和点 [中和点]：[n(NaOH)=n(HAc) pH>7] NaOH + HAc = NaAc + H2O 1 1 1 (江苏卷)常温下，用 0.1000mol·L-1 NaOH溶液滴定20.00mL 0.1000mol·L-1 HAc溶液的滴定曲线 (2) 电荷守恒 c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(Ac-) (1) 离子浓度大小： c(Na+)>c(Ac-)>c(OH-)>c(H+) (3) 物料守恒 c(Na+)=c(HAc)+c(Ac-) 强 = 弱 + 弱 (4) 质子守恒 c(OH-)=c(HAc)+c(H+) 不水解>水解>显性>隐性 ++++ = ---- Na:Ac=1:1 得H=失H 中性点 [中性点]：pH=7 的点(中和点之前） NaOH + HAc = NaAc + H2O 少量酸HAc (2010·江苏)常温下，用 0.1000