高三化學(xué)一輪復(fù)習(xí)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(shí)踐酸堿中和曲線1.常規(guī)固積曲線通過(guò)簡(jiǎn)例，總結(jié)規(guī)律，應(yīng)用于復(fù)雜問(wèn)題Step1分析橫縱坐標(biāo)，得出實(shí)驗(yàn)原理選項(xiàng)設(shè)問(wèn)方式：反應(yīng)方程式、實(shí)驗(yàn)用品的準(zhǔn)備、滴定管的使用、潤(rùn)洗or水洗、指示劑的選擇常見(jiàn)錯(cuò)誤：①?zèng)]給具體的一元強(qiáng)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(yè)注釋）③滴定管先水洗后潤(rùn)洗，錐形瓶只水洗，干燥無(wú)影響，不干燥無(wú)影響，實(shí)驗(yàn)過(guò)程加水無(wú)影響④指示劑有更接近滴定終點(diǎn)的更精密（甲基紅）Step2逐點(diǎn)突破，全面分析1.零點(diǎn)：標(biāo)準(zhǔn)液沒(méi)有進(jìn)行滴定，溶液的pH代表錐形瓶?jī)?nèi)溶液的酸堿性，若給出數(shù)據(jù)，可做相關(guān)計(jì)算A點(diǎn)未加入NaOH溶液，初始pH為3，說(shuō)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(diǎn)酸分子濃度最大，質(zhì)子濃度恒大于酸根離子通過(guò)零點(diǎn)的pH，得出氫離子濃度，題中還給出了已知酸（待測(cè)液）的濃度，可以計(jì)算電離平衡常數(shù)結(jié)論2：pH越小，酸越強(qiáng)，電離程度越大2.半反應(yīng)點(diǎn)：反應(yīng)關(guān)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(gè)點(diǎn)叫半反應(yīng)點(diǎn)?！厩榫啊渴覝叵拢虻腍A溶液滴定的NaOH溶液HA+NaOH=NaA+H2O加入10mL被反應(yīng)10mL得到10mL但被反應(yīng)了，溶液里沒(méi)有堿中和固積曲線中，半反應(yīng)點(diǎn)是剩的一半酸和反應(yīng)生成的等體積的強(qiáng)堿弱酸鹽。結(jié)論1：B點(diǎn)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(diǎn)的pH，pH<7溶質(zhì)已知，利用電離理論和水解理論對(duì)pH分析結(jié)論1：B點(diǎn)的溶質(zhì)是等物質(zhì)的量的HA和NaA

NaA為強(qiáng)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(yīng)點(diǎn)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(diǎn)明確：中性點(diǎn)并不是恰好完全反應(yīng)的點(diǎn)，滴入20mL時(shí)，酸才被完全中和分析溶質(zhì)：接近恰好完全反應(yīng)，所以酸剩的少，生成的強(qiáng)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(diǎn)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(yīng)點(diǎn)D點(diǎn)，所有的HA都被反應(yīng)掉，溶質(zhì)只有NaApH>7的原因：A-離子水解成堿性

粒子濃度關(guān)系陽(yáng)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(guò)量點(diǎn)E點(diǎn)，NaOH過(guò)量20mL，溶質(zhì)是等物質(zhì)的量的NaOH和NaA，pH>7粒子濃度關(guān)系NaOH過(guò)量帶來(lái)大量的鈉離子少于鈉離子濃度的一半，水解消耗部分NaOH過(guò)量帶來(lái)大量的氫氧根離子，同時(shí)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(shí)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(fù)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(gè)氫離子。少量、足量、過(guò)量的氫氧化鈉分別與磷酸反應(yīng)根據(jù)反應(yīng)原理和圖像，每滴入10mLNaOH到達(dá)一個(gè)反應(yīng)終點(diǎn)，總共有3個(gè)反應(yīng)終點(diǎn)

例：常溫下用的NaOH溶液滴定的磷酸溶液，曲線如圖1.零點(diǎn)由pH值得直接運(yùn)用經(jīng)驗(yàn)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(yīng)點(diǎn)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(gè)半反應(yīng)點(diǎn)5mL時(shí)，溶質(zhì)是被反應(yīng)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(shí)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(yīng)點(diǎn)對(duì)應(yīng)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(diǎn)和半反應(yīng)點(diǎn)都能算電離平衡常數(shù)，給哪個(gè)用哪個(gè)，都給的情況下，用半反應(yīng)點(diǎn)更簡(jiǎn)單，直接用結(jié)論即出2.半反應(yīng)點(diǎn)例：常溫下用的NaOH溶液滴定的磷酸溶液，曲線如圖運(yùn)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(yīng)點(diǎn)根據(jù)這個(gè)點(diǎn)的參量，可以判定水解和電離的相對(duì)大小例1：a點(diǎn)，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(yīng)點(diǎn)粒子濃度關(guān)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(diǎn)，溶質(zhì)是Na2HPO4，pH=10應(yīng)用結(jié)論1：磷酸氫根，水解>電離應(yīng)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(jiàn)選項(xiàng)：半反應(yīng)點(diǎn)的質(zhì)子守恒例：求25mL時(shí)溶液的質(zhì)子守恒Step1判定25mL時(shí)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(gè)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(guò)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(biāo)準(zhǔn)液體積的關(guān)系曲線如圖（1）分析零點(diǎn)初始點(diǎn)，酸性，存在已知，則和常規(guī)固積一樣，可算還可通過(guò)計(jì)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(biāo)準(zhǔn)液體積的關(guān)系曲線如圖（2）先分析最高點(diǎn)最高點(diǎn)一定是水解程度最大的點(diǎn)，對(duì)應(yīng)固積曲線中的最后一個(gè)反應(yīng)終點(diǎn)（圖中d點(diǎn)的溶質(zhì)即為Na3PO4，酸根離子最弱，水解程度最大）最高點(diǎn)常見(jiàn)考法：計(jì)算水解平衡常數(shù)由結(jié)論可計(jì)算此題題一般會(huì)給參考數(shù)據(jù)已知結(jié)合公式，水解平衡常熟可算復(fù)習(xí)結(jié)論：水解平衡常數(shù)和電離平衡常數(shù)的關(guān)系對(duì)于酸或多元酸式根離子，先從左到右寫出電離過(guò)程，只寫指定離子，不寫質(zhì)子再?gòu)挠业阶髮懗鏊膺^(guò)程，不寫水和氫氧根離子在可逆號(hào)上方寫各步電離常數(shù)，下方寫水解常數(shù)結(jié)論：同一個(gè)可逆號(hào)上下兩個(gè)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(biāo)準(zhǔn)液體積的關(guān)系曲線如圖（3）中性點(diǎn)的判定通過(guò)事實(shí)直接判定，找到零點(diǎn)（酸性），最高點(diǎn)（堿性），從酸性溶液到堿性溶液的過(guò)程中，必定經(jīng)歷中性，因?yàn)閜H突躍需要外力驅(qū)動(dòng)注意：滴定中水電離圖像，氫氧根濃度為10-7mol/L時(shí)，不一定為中性，可能是堿過(guò)量而抑制水的電離導(dǎo)致的（4）過(guò)量點(diǎn)的判定最高點(diǎn)是堿性，然后堿過(guò)量，堿中加堿，對(duì)水的電離起抑制作用，對(duì)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(jì)算過(guò)量NaOH和Na3PO4的物質(zhì)的量之比，