1、1专题 09 中和滴定过程图表题【19 年高考命题前瞻】在历年高考命题中，通过图象考查弱电解质电离平衡、pH 与起始浓度的关系、有关混合溶液 pH 的计算、离子浓度的大小比较、盐类水解、守恒关系的应用以及沉淀溶解平衡等知识的题目是必考题，具有一定难度和区分度。其中酸碱中和滴定曲线类试题是近几年高考的热点和难点，试题通常以酸碱滴定过程为基础，涉及电解质水溶液中离子浓度的等量关系、大小关系以及水的电离程度等知识和规律，综合性强，难度较大。不仅考查学生定性与定量结合分析问题的思想，而且考查学生数形结合识图用图的能力，还要求学生能深入微观世界认识各种化学过程来解决比较微粒浓度大小问题。但万变不离其中，
2、离不开指示剂的选择，离不开 滴定曲线的认识与应用，离不开电离平衡、水解平衡与三守恒 (电荷守恒、物料守恒、质子守恒)分析比较离子浓度大小等问题。 预计 2019 年高考仍会考查中和滴定曲线图，重点通过曲线的分析来考查离子浓度大小的比较或离子浓度的关系式的正误判断。【名师精讲】一、中和滴定曲线图像类试题的命题特点： 1、考查滴定曲线的认识与应用：酸碱中和滴 定曲线图是以所滴入的酸或碱溶液的体积为横坐标、以中和反应后溶液的 pH 为纵坐标体现中和滴定过程的曲线图。 本文来自化学自习室！ 2、考查各种滴定曲线图的区别（1）强酸与强碱互相滴定的曲线图，前半部分与后半部分形状变化不大，但中间突跃大(即酸
3、或碱溶液一滴之差，溶液 pH 变化大，出现突变)。分析强酸与强碱互相滴定时的离子浓度大小，只要关注水的电离平衡即可，没有其它平衡影响。 （2）强酸滴定弱碱或强碱滴定弱酸的曲线图，突跃小，较平缓；强酸滴定弱碱的起点低(因弱碱 pH 相对较小)，前半部分形状有差异；强碱滴弱酸的起点高(因弱酸 pH 相对较大)，前半部分形状有差异。分析强碱滴定弱酸或强酸滴定弱碱时的离子浓度大小，不仅要考虑生成盐的水解平衡，而且还要考 虑过量弱酸或弱碱的电离平衡与水的电离平衡。3、考查指示剂选择的原则：指示剂的选择不但要考虑变色明显、灵敏，而且要选择指示剂的变色范围与滴定时 pH 突跃范围相吻合，这样就能准确指示到达
4、滴定终点(即酸碱恰好中和时的 pH)。二、中和滴定曲线图像分类1、从反应物的情况可分为：（1）强酸滴定强碱或弱碱曲线，如常温下将盐酸溶液滴加到联氨(N 2H4)的水溶液中，混合溶液中的微粒的2物质的量分数 (X)随-1g(OH -)变化的关系如图所示。（2）强碱滴定强酸或弱酸曲线，如已知：pK a= -lgKa，25时，H 2SO3的 pKa1=1.85，pK a2=7.19。常温下，用 0.1mol/LNaOH 溶液滴定 20mL 01mol/L H 2SO3溶液的滴定曲线如图所示。2、从纵坐标表示方法的不同可分为：（1）酸度曲线，化学上常用 AG 表示溶液中的 。25时，用 0.100 m
5、ol/L 盐酸溶液滴定 10mL0.1 mol/L MOH 溶液，滴定曲线如下图所示。 【答案】D【点睛】D 项，若忽略加入碱的多少，容易得到 c(X )= c(Y )，由于 HY 为弱碱，溶液呈中性时，加入的碱比 HX 少，再用溶液呈电中性，即可得到正确结论。典例 3如图为 0.100 0 molL1 NaOH 溶液分别滴定 20 mL 0.100 0 molL1 的 HA 和 HB 的滴定曲线 下列说法错误的是（ ）AHB 是弱酸，b 点时溶液中 c(B-)c(Na+)c(HB)Ba、b、c 三点水电离出的 c(H+)： a7，是“恰好”反应点；曲线 HA 的起点的 pH 值为1，a 点的
6、 pHc(Na+)B室温时 0.01 molL-1的 HX 溶液 pH=6CA 点时溶液中水的电离程度大于纯水的电离程度D若 C 点时加入 NaOH 溶液 40 mL，所得溶液中：c(X )+2 c(HX) = c(OH ) - c(H+)【析图】从题干所给图像我们可以得到以下信息：纵坐标表示溶液的酸度横坐标表示 NaOH 溶液的体4积点 A 为起 点，酸度为 6；B 为中性点，C 点表示所加碱液得到的 溶液酸度为-6。【信息处理】通过观察图象，根据图象可知，0.01 mol/LHX 溶液的 AG=6，即 cHlgO=6，常温下水的离子积常数 Kw=c（H +）c（OH ）=10 -14，解得
7、 c（H +）=10 -4mol/L，溶液的 pH=4 B 点时，AG=0，即clgO=0，则 c(H+)= c(OH ) ，溶液呈中性C 点根据图象可知，所加碱液得到的溶液酸度为-6，AG=-6，即cl=-6，常温下水的离子积常数 Kw=c（H +）c（OH ）=10 -14，解得 c（OH -）=10 -4mol/L，则加入的碱溶液的体积为 40mL。【解析】A. B 点时，AG=0，即 cHlgO=0，则 c(H+)= c(OH ) ，溶液呈中性，根据溶液中电荷守恒式c(H+) +c(Na+)=c(X )+c(OH )可知，c(X ) =c(Na+)，故 A 错误；B. 根据图象可知，0
8、.01 mol/LHX 溶液的AG=6，即 cHlgO=6，常温下水的离子积常数 Kw=c（H +）c（OH ）=10 -14，解得 c（H +）=10 -4mol/L，溶液的 pH=4，故 B 错误；C. HX 是弱酸，酸抑制水的电离，所以 A 点时溶液中水的电离程度小于纯水的电离程度，故 C 错误；D. 若 C 点时加入 NaOH 溶液 40 mL，充分反应后得到等浓度的 NaX 和 NaOH 的混合溶液，根据溶液中电荷守恒和物料守恒列式得：c(H +) +c(Na+)=c(X )+c(OH )，2c(X )+2 c(HX)=c(Na+)，联立得：c(X )+2 c(HX)+c(H+)=c
9、(OH )，即 c(X )+2 c(HX) = c(OH )c(H +)，故 D 正确；答案选 D。【答案】D【名师点睛】本题考查了溶液酸碱性判断及溶液 pH 的计算，明确 AG=lg 的含义为解答关键，酸、碱对水的电离起抑制作用，可水解的盐对水的电离起促进作用；确定溶液中粒子浓度大小关系时巧用电荷守恒、物料守恒、质子守恒（质子守恒可由电荷守恒和物料守恒推出）。【高分锦囊】一、巧抓“6 点”解答中和滴定曲线图像图表数 据分析题(1)抓起点，明确电解质溶液的浓度或 pH，可通过起点 pH 推知溶液的物质的量浓度或未知酸或碱是强酸、强碱还是弱酸、弱碱。(2)抓反应“一半”点，判断溶质成分和量的关系
10、。(3)抓“恰好”反应点，溶质的成分、溶液的性质和是什么因素造成的。(4)抓溶液“中性”点，溶质的成分、哪种反应物过量或不足。5(5)抓反应“过量”点，溶质成分、判断谁多、谁少还是等量。(6)抓“两倍”点，溶质成分，溶液性质。二、利用电解质溶液中的守恒关系解答离子浓度大小比较问题1、守恒类型（1）电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。如NaHCO3溶液中：n(Na +)n(H +)n(HCO 3-)2n(CO 32-)n(OH -)推出：Na +H +HCO 3-2CO 32-OH -（2）物料守恒：电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其
11、它离子或分子等，但离子或分子中 某种特定元素的原子的总数是不会改变的。如 NaHCO3溶液中 n(Na+)：n(c)1：1，推出：c(Na +)c(HCO 3-)c(CO 32-)c(H 2CO3)（3）质子守恒：电解质溶液中分子或离子得到或失去质子（H +）的物质的量应相等。例如在 NH4HCO3溶液中 H3O+、H 2CO3为得到质子后的产物；NH 3、OH -、CO 32-为失去质子后的产物，故有以下关系：c(H 3O+)+c(H2CO3)=c(NH3)+c(OH-)+c(CO32-)。2、解题方法通过溶液的电离或水解程度的大小，结合电荷守恒、物料守恒、质子守恒来比较溶液中各离子浓度大小
12、的基本方法有： (1)关键离子定位法：主要适用于解答选择题。即通过判断溶液中浓度最大或最小的某离子、c(H +)与c(OH )的大小关系的位置正确与否，来判断选项是否正确。(2)守恒判断法：运用物质的量(或原子个数)守恒、电荷守恒或物料守恒等守恒规律，来解决问题。(3)反应方程式分析法：主要适用于单一溶液型问题的分析，即将电离方程式与水解方程式结合起来，进行定性与定量的分析；先考虑电离，再考虑水解。3、解题规律(1)多元弱酸溶液，根据多步电离分析，如 H3PO4的溶液中：c（H +）c（H 2PO4-）c（HPO 42-）c（PO 43-）(2)多元弱酸正盐根据多元弱酸根的分步水解分析：如 Na2CO3溶液中：c（Na +）c（CO 32-）c（OH -）c（HCO 3-）(3)不同溶液中同一离子浓度的比较，要看溶液中 其它离子对其影响的因素。如在相同物质的量的浓度的下列溶液中NH 4Cl CH 3COONH4 NH 4 HSO4 。C （NH4 +） 浓度由大到小的顺序是：。(4)混合溶液中各离子浓度的比较，要进行综合分析，如电离因素、水解因素等。
