推荐考点17+酸碱中和滴定曲线知识点讲解领军高考化学考点必练文档格式.docx

推荐考点17+酸碱中和滴定曲线知识点讲解领军高考化学考点必练文档格式.docx

《推荐考点17+酸碱中和滴定曲线知识点讲解领军高考化学考点必练文档格式.docx》由会员分享，可在线阅读，更多相关《推荐考点17+酸碱中和滴定曲线知识点讲解领军高考化学考点必练文档格式.docx（15页珍藏版）》请在冰点文库上搜索。

（4）电离常数、水的离子积、水解常数、溶解平衡常数的相关判断。

典例1（2018届安徽省宣城市高三第二次调研）弱酸H2A溶液中，存在H2A、HA-和A2-三种形态的粒子，其物质的量分数δ（X）随溶液pH变化的关系如图所示[已知δ（X）=

]，下列说法不正确的是（图中：

a=1.25、b=4.27）

A.已知pKa=-lgKa，则pKa1=1.25

B.0.1mol·

L-1的NaHA溶液显碱性

C.0.1mol·

L-1Na2A溶液中：

2c（H2A）+c（HA-）=c（OH-）-c（H+）

D.0.1mol·

L-1NaHA溶液中：

c（Na+）+c（A2-）+c（H2A）+c（HA-）=0.2mol·

L-1

【答案】B

典例2（2018届东北三省四市教研联合体高三高考模拟）已知对于电离常数为Ka的某一元弱酸滴定过程中，pH突变随其浓度的增大而增大，且浓度主要影响滴定终点和滴定终点之后的曲线部分。

常温下，用不同浓度的NaOH溶液分别滴定20mL与其同浓度的某弱酸HA溶液，滴定曲线如图所示。

下列说法不正确的是

A.由图可知，c1>

c2>

c3

B.M点溶液中存在:

c（H+）+c（HA）=c（OH-）+c（A-）

C.恰好中和时，溶液中离子浓度的大小关系:

c（Na+）>

c（A-）>

c（OH-）>

c（H+）

D.由pH=7溶液计算得:

二、考点突破

（一）影响电离平衡的因素

⑴浓度：

同一弱电解质，增大溶液的物质的量浓度，电离平衡将向电离的方向移动，但电解质的电离程度减小；

稀释溶液时，电离平衡将向电离方向移动，且电解质的电离程度增大。

在醋酸的电离平衡CH3COOH

CH3COO-+H+加水稀释，平衡向右移动，电离程度变大，但c（CH3COOH）、c（H+）、c（CH3COO-）变小，加入少量冰醋酸，平衡向右移动，c（CH3COOH）、c（H+）、c（CH3COO-）增大，但电离程度变小。

⑵温度：

温度越高，电离程度越大

由于弱电解质的电离一般是吸热的，因此升高温度，电离平衡将向电离方向移动，弱电解质的电离程度将增大。

⑶同离子效应加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，使电离平衡向逆反应方向移动。

⑷化学反应加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使平衡向电离方向移动。

（二）电离平衡常数

1.一元弱酸：

CH3COOH

H＋＋CH3COO－

2.一元弱碱：

NH3·

H2O

NH4++OH—

（1）电离平衡常数是温度函数，温度不变K不变，不随浓度的改变而改变。

（2）K值越大，该弱电解质较易电离，其对应的弱酸弱碱较强；

K值越小，该弱电解质越难电离，其对应的弱酸弱碱越弱；

即K值大小可判断弱电解质相对强弱。

（3）多元弱酸是分步电离的，一级电离程度较大，产生H+，对二级、三级电离产生抑制作用。

如：

H3PO4

H＋＋H2PO

K1＝7.1×

10－3

H2PO

H＋＋HPO

K2＝6.3×

10－8

HPO

H＋＋PO

K3＝4.20×

10－13

【名师点拨】

①电离常数表达式中各组分的浓度均为平衡浓度．

②多元弱酸溶液中的c（H＋）是各步电离产生的c（H＋）的总和，在每步的电离常数表达式中的c（H＋）是指溶液中H＋的总浓度而不是该步电离产生的c（H＋）．

③电离常数的特征．同一弱电解质的稀溶液的电离常数的大小与溶液的浓度无关，只随温度的变化而变化．温度不变，K值不变；

温度不同，K值也不同．但由于电离常数随温度的变化不大，在室温时，可不考虑温度对电离常数的影响．

④电离常数的意义

a表明弱电解质电离的难易程度．K值越大，离子浓度越大，该电解质越易电离；

反之，电解质越难电离。

b比较弱酸或弱碱相对强弱．例如在25℃时，HNO2的K＝4.6×

10－4，CH3COOH的K＝1.8×

10－5，因此HNO2的酸性比CH3COOH的酸性强。

（三）各种类型的盐的水解情况比较

盐的类型

强酸强碱盐

强酸弱碱盐

弱酸强碱盐

弱酸弱碱盐

水解情况

不水解

水解

参与水

解的离子

弱碱阳离子

弱酸阴离子

弱酸阴离子和弱碱阳离子

溶液的酸碱性

正盐显中性；

酸式盐因电离产生H’而显酸性

酸性

弱碱阳离子与H2O电离产生的OH-结合而使得c（H＋）＞c（OH－）

碱性

[弱酸阴离子与H2O电离产生的OH-结合而使得c（H＋）＜c（OH－）]

依组成盐对应的酸、碱的电离常数尺的相对大小而定K酸＞K碱：

溶液呈酸性K酸＜K碱：

溶液呈碱性

实例

正盐：

KCl、

Na2SO4、等酸式盐：

NaHSO4等

CuCl2、NH4C1、FeCl3、A12（SO4）3

CH3COONa、

NaClO、NaF、K2S、

K2CO3

CH3COONH4、NH4F、（NH4）2CO3

说明

① 

盐类的水解程度很小，水解后生成的难溶物的微粒数、易挥发性物质的微粒数都很少，没有沉淀、气体产生，因此不能用“↑”、“↓”符号表示② 

发生水解的盐都是使水的电离平衡正向移动而促进水的电离（而酸或碱则总是抑制水的电离）

（四）影响盐类水解的因素

内因：

盐本身的性质

外因：

⑴温度：

盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。

⑵浓度：

稀释盐溶液，可以促进水解，盐的浓度越小，水解程度越大。

⑶外加酸碱：

外加酸碱能促进或抑制盐的水解。

电离平衡和水解平衡的比较

电离平衡

水解平衡

H2S水溶液（0.1mol/L）

Na2S水溶液（0.1mol/L）

研究

对象

弱电解质（弱酸、弱碱、水）

强电解质（弱酸盐、弱碱盐）

实质

弱酸

H++弱酸根离子

弱碱

OH—+弱碱阳子

H2O+H2O

H3O++OH—

离子化速率=分子化速率

弱酸根阴离子+H2O

弱酸+OH—

弱碱阳离子+H2O

弱碱+H+

水解速率=中和速率

程度

酸或碱越弱，电离程度越小，多元酸的一级电离远远大于二级电离，大于三级电离……

“越弱越水解”，多元弱酸根一级水解远远大于二级水解，大于三级水解……

一般中和程度远远大于水解程度

双水解程度较大，甚至很彻底。

能量变化

吸热（极少数例外）

吸热

表达式

电离方程式：

①用“

”

②多元弱酸分步电离

H2S

H++HS—

HS—

H++S2—

水解反应离子方程式①用“

”

②多元弱酸根分步水解 

③除了双水解反应，产物不写分解产物，不标↑或↓

S2—+H2O

HS—+OH—（主要）

HS—+H2O

H2S+OH—（次要）

微 

粒 

浓 

度

大 

小

比 

较

c（H2S）>

c（H+）>

c（HS—）>

c（S2—）>

c（OH-）

c（Na+）>

c（S2-）>

c（HS-）>

c（H+）

电荷

守恒式

c（H+）=c（HS-）+2c（S2-）+c（OH-）

c（Na+）+c（H+）=c（HS-）+2c（S2-）+c（OH-）

物料

c（H2S）+c（HS—）+c（S2—）=0.1mol/L

c（H2S）+c（HS—）+c（S2—）=0.1mol/L=c（Na+）/2

影 

响 

因 

素

温度

升温促进电离（极少数例外）

升温促进水解

浓度

稀释

促进电离，但浓度减小，酸性减弱

促进水解，但浓度减小，碱性减弱

通H2S

电离平衡向右移动，酸性增强，但

电离程度减小，电离常数不变。

HS—+OH—

H2S+OH—

HS—+H2O促使上述平衡右移，合并为：

H2S+S2—

2HS—

加Na2S

S2—+H+

HS—促使上述平衡右移，合并为：

水解平衡向右移动，碱性增强，但水解程度减小。

（五）离子浓度大小比较

一.电离平衡理论和水解平衡理论

1.电离理论

⑴ 

弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的

电解质及产生的微粒都是少量的，同时注意考虑水的电离的存在。

⑵ 

多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主；

例如H2S溶液中微粒浓度大小关系。

2.水解理论

弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗；

如NaHCO3溶液中有：

c（Na+）＞c（HCO3-）。

⑵弱酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微量的（双水解除外），因此水解生成的弱电解质及产生H+的（或OH-）也是微量，但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c（H+）（或碱性溶液中的c（OH-））总是大于水解产生的弱电解质的浓度；

⑶ 

多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的，主要以第一步水解为主。

【分析】由于在NH3·

H2O溶液中存在下列电离平衡：

NH4++OH-，H2O

H++OH-，所以溶液中微粒浓度关系为：

c（NH3·

H2O）＞c（OH-）＞c（NH4+）＞c（H+）。

【分析】由于H2S溶液中存在下列平衡：

H2S 

HS-+H+，HS- 

S2-+H+，H2O

c（H2S 

）＞c（H+）＞c（HS-）＞c（OH-）。

例如（NH4）2SO4溶液中微粒浓度关系：

c（NH4+）＞c（SO42-）＞c（H+）＞c（NH3·

H2O）＞c（OH-）。

例如:

Na2CO3溶液中水解平衡为：

CO32-+H2O

HCO3-+OH-，H2O+HCO3-

H2CO3+OH-

所以溶液中部分微粒浓度的关系为：

c（CO32-）＞c（HCO3-）。

二.电荷守恒和物料守恒

1．电荷守恒：

电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。

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。

3．导出式——质子守恒：

如NaHCO3溶液中：

n（Na+）＋n（H+）＝n（HCO3-）＋2n（CO32-）＋n（OH-）推出：

c（Na+）＋c（H+）＝c（HCO3-）＋2c（CO32-）＋c（OH-）

如NaHCO3溶液中n（Na+）：

n（c）＝1：

1，推出：

c（Na+）＝c（HCO3-）＋c（CO32-）＋c（H2CO3）

如碳酸钠溶液中由电荷守恒和物料守恒将Na+离子消掉可得：

c（OH-）=c（H+）+c（HCO3-）+2c（H2CO3）。

如醋酸钠溶液中由电荷守恒和物料守恒将钠离子消掉可：

c（OH-）=c（H+）+c（CH3COOH）。

典例3（2018届河北省石家庄市高三第一次教学质量检测）25℃时,用0.100mol/L的NaOH溶液滴定20.00mL0.100mol/L的HA溶液，溶液的PH与所加NaOH溶液体积（V）的关系如图所示。

A.V1<

20

B.Ka（HA）的数量级为10-5

C.M点溶液加少量水稀释,c（H+）/c（A-）增大

D.N点后，随着NaOH溶液的加入,溶液中水的电离程度逐渐增大

【答案】D

典例4（2018届山西省高三第一次模拟考试）柠檬酸（用HR表示）是一种高效除垢剂，现用一定浓度的柠檬酸溶液去除水垢，溶液中H3R、H2R-、HR2-、R3-的含量随pH的变化如图所示。

下列说法正确的是

A.H3R的第二步电离常数Ka2（H3R）的数量级为10-4

B.pH=6时，c（R3-）=c（HR2-）>

C.Na2HR溶液中HR2-的水解程度大于电离程度

D.pH=4时，c（H+）=c（H2R-）+2c（HR2-）+c（OH-）

典例5（2018届河南省六市高三第一次联考一模）已知:

常温下，H2CO3Ka1=4.2×

10-7，Ka2=5.6×

10-11；

某二元酸H2R及其钠盐的溶液中，H2R、HR-、R2-分别在三者中所占的物质的量分数（a）随溶液pH变化关系如下图所示，下列叙述错误的是

A.在pH=4.4的溶液中:

3c（HR-）=c（Na+）+c（H+）-c（OH-）

B.向Na2CO3溶液中加入少量H2R溶液，发生反应:

2CO32-+H2R==2HCO3-+R2-

C.等体积等浓度的NaOH溶液与H2R溶液混合，所得溶液中水的电离程度比纯水大

D.在pH=3的溶液中，三种微粒的浓度满足关系式:

c（R2-）c（H2R）/c（HR-）2=10-3.1

【答案】C