2024-2025學年新教材高中化學第3章水溶液中的離子反應與平衡教考銜接3酸堿中和滴定曲線分析及應用課件新人教版選擇性必修1

第三章

教考銜接3酸堿中和滴定曲線分析及應用深挖教材1.教材模型及分析教材模型教材模型用0.1000mol·L-1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol·L-1HCl溶液過程中的pH變化如圖所示:模型分析(1)起點pH=1,說明滴定曲線是用標準堿溶液滴定一定濃度的酸溶液。(2)半中和:V(NaOH溶液)=(鹽酸),對應溶液是等濃度NaCl和HCl的混合溶液,根據元素守恒可得:c(Cl-)=c(Na+)+c(H+)。(3)反應終點:V(NaOH溶液)=V(鹽酸),對應溶液的溶質為NaCl,溶液呈中性(pH=7)。(4)滴定終點:酸堿指示劑變色點,酚酞的變色點為pH=8.2,甲基橙的變色點為pH=4.4。2.模型應用與指導(1)根據起點溶液pH推測酸(或堿)溶液的起始濃度,若為弱酸(或弱堿),可根據溶液pH及起始濃度,計算平衡常數(shù)Ka(或Kb);(2)根據半中和點時元素守恒和電荷守恒,確定相關微粒濃度之間的定量關系或大小關系。(3)根據反應終點時溶液的pH確定滴定終點的指示劑,根據電荷守恒及溶液的酸堿性判斷相關離子的濃度大小關系。鏈接高考模型應用1

強酸與強堿的中和滴定曲線——(直接應用)1.(2020·浙江1月選考卷)室溫下,向20.00mL0.1000mol·L-1鹽酸中滴加0.1000mol·L-1NaOH溶液,溶液的pH隨NaOH溶液體積的變化如圖。已知lg5=0.7。下列說法不正確的是(

)A.NaOH溶液與鹽酸恰好完全反應時,pH=7B.選擇變色范圍在pH突變范圍內的指示劑,可減小實驗誤差C.選擇甲基紅指示反應終點,誤差比甲基橙的大D.V(NaOH溶液)=30.00mL時,pH=12.3C解析

NaOH溶液與鹽酸恰好完全反應時,生成NaCl,溶液呈中性,pH=7,A正確;選擇變色范圍在pH突變范圍內的指示劑,使指示劑變色點更接近于反應終點,可減小實驗誤差,B正確;由圖可知,甲基紅的變色點更接近于反應終點,故選擇甲基紅指示反應終點誤差比甲基橙的小,C錯誤;V(NaOH溶液)=30.00

mL時,中和鹽酸消耗20.00

mL

NaOH溶液,此時剩余10.00

mL關鍵信息

①c(HCl)=c(NaOH)=0.100

0

mol·L-1,恰好完全反應時V(鹽酸)=V(NaOH溶液)=20.00

mL,溶質為NaCl。②圖中甲基紅的變色點相比甲基橙,更靠近反應終點的pH。③V(NaOH溶液)=30.00

mL

時,中和鹽酸消耗20.00

mL

NaOH溶液,此時剩余10.00

mL

NaOH溶液。模型應用2

弱酸與強堿的中和滴定曲線——(變化應用)2.(2023·湖南卷,12改編)常溫下,用濃度為0.0200mol·L-1的NaOH標準溶液滴定濃度均為0.0200mol·L-1的HCl和CH3COOH的混合溶液,滴定過程中溶液的pH隨η[η=]的變化曲線如圖所示。下列說法錯誤的是(

)A.Ka(CH3COOH)約為10-4.76B.點a:c(Na+)=c(Cl-)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)C.點b時對應溶液中NaCl、CH3COOH和CH3COONa的濃度之比為2∶1∶1D.水的電離程度:a<b<c<dD液中的溶質組成為c(NaCl)∶c(CH3COOH)=1∶1,根據元素守恒有c(Na+)=c(Cl-)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH),B正確;點b對應η=1.50,CH3COOH被中和一半,此時溶液中的溶質組成為c(NaCl)∶c(CH3COOH)∶c(CH3COONa)=2∶1∶1,C正確;η=2.00時,NaOH恰好將HCl和CH3COOH中和完全,η=0→η=2.00過程中,水的電離程度逐漸增大,則有水的電離程度:a<b<c,η>2.00時NaOH過量,水的電離被抑制,故點d水的電離程度小于點c,D錯誤。關鍵信息

①η=1.00是半中和點,此時NaOH溶液和HCl溶液恰好完全反應,溶質為等濃度的NaCl和CH3COOH。②η=2.00是反應終點,此時HCl、CH3COOH與NaOH溶液恰好完全反應,此時溶質為等濃度的NaCl、