酸堿中和滴定曲線類型與應用分析

殷紅燕

摘要：酸堿中和滴定是高中化學重要定量實驗之一，以其曲線為載體多方面考查電解質溶液和化學學科守恒的理念已成為近年來高考頻繁命題的熱點，因此，對酸堿中和滴定曲線試題歸類剖析幫助學生更好地掌握相關概念和知識具有重要的作用.

關鍵詞：酸堿中和滴定曲線；電荷守恒；物料守恒；電解質溶液

酸堿中和滴定曲線在高考中占有重要地位.主要考查酸（堿）的相對強弱、弱電解質的電離平衡常數(shù)、溶液中離子濃度大小比較、酸堿滴定指示劑的選擇、滴定過程中水的電離平衡的影響，圖像類型變化多，下面就幾種?？嫉乃釅A中和滴定曲線進行歸類分析，以對教師的教和學生的學提供一定的指導.

一、常溫下，一元強酸（堿）與一元弱堿（酸）滴定曲線

該類曲線是酸堿中和滴定曲線中最簡單的一種，答題時首先要計算出酸堿恰好完全反應時所需酸（堿）的體積.水的電離程度最大的點是酸堿恰好完全反應的點，離子濃度大小比較時先確定溶液顯酸性還是顯堿性，再根據(jù)電荷守恒和物料守恒解答.

案例1298K時，在20mLbmol·L-1氧氧化鈉溶液中滴入010mol·L-1的醋酸，溶液的pH與所加醋酸的體積關系如圖所示.下列有關敘述正確的是

A. a<20

B. C點溶液中：c（CH3COO-）+c（CH3COOH）=c（Na+）

C. A、B、C、D四點水的電離程度大小順序為：

D>B>C>A

D.醋酸的電離平衡常數(shù)Ka=20×10-7/（0.1a-2）

分析先分析題中關鍵的點，算出NaOH的濃度，再求酸堿恰好完全反應所需醋酸的體積，從恰好完全反應的點入手比較溶液中酸堿過量的程度，比較水的電離程度大小，計算醋酸的電離平衡常數(shù)時一定要根據(jù)定義代入平衡常數(shù)公式，同量注意電荷守恒和物料守恒的應用.

解析A. NaOH溶液的pH=13，可知其濃度為01mol/L，若a=20mL，則恰好完全反應生成CH3COONa溶液，此時溶液顯堿性，現(xiàn)B點溶液顯中性，很明顯a>20mL，故A錯誤；B. C點溶液顯酸性，溶質為CH3COOH和CH3COONa，根據(jù)物料守恒可知c（CH3COO-）+c（CH3COOH）>c（Na+），故B錯誤；C. A點為強堿性溶液，對水的電離起抑制作用，B點溶液顯中性，水正常電離，C、D點溶液顯酸性，多余的酸抑制水的電離，滴加的酸越多抑制能力越強，則A、B、C、D四點水的電離程度大小順序為B>C>D>A，故C錯誤；D. 在B點溶液pH=7，此時c（H+）=1×10-7mol/L，多余醋酸的物質的量濃度為（0.1a-2）/（a+20）mol/L，根據(jù)電荷守恒可知溶液中c（CH3COO-）=c（Na+）=2/（a+20）mol/L，則此時醋酸的電離平衡常數(shù)Ka=[c（H+）×c（CH3COO-）]/c（CH3COOH）=2.0×10-7/（0.1a-2），故D正確；答案為D.

二、常溫下，一種強堿滴定幾種弱酸的曲線

通過觀察圖像，首先要根據(jù)pH判斷出弱酸酸性相對強弱.計算酸的電離常數(shù)要找出關鍵的點，求出各微粒的濃度代入平衡常數(shù)表達式；根據(jù)越弱越水解比較離子濃度大??；注意電荷守恒、物料守恒的應用.

案例225℃時，用01000mol·L-1的NaOH溶液分別滴定2000mL均為01000mol·L-1的三種酸HX、HY、HZ ，滴定曲線如圖所示.下列說法錯誤的是

A. HZ是強酸，HX、HY是弱酸

B. 根據(jù)滴定曲線，可得Ka（HY）≈10-5

C. 將上述HX、HY溶液等體積混合后，用NaOH溶液滴定至HX恰好完全反應時：

c（X-）>c（Y-）>c（OH-）>c（H+）

D. 將上述HY與HZ溶液等體積混合達到平衡時：c（H+）=c（OH-）+c（Z-）+c（Y-）

分析01000mol·L-1的三種酸HX、HY、HZ溶液，pH依次減小，酸性依次增強，HZ的PH=1，為強酸，求Ka（HY）只能根據(jù)加入10mLNaOH的數(shù)據(jù)計算.

解析 A.01000mol·L-1的三種酸HX、HY、HZ中HZ的PH=1，為強酸，其他兩種PH大于1，說明不完全電離，為弱酸，選項A正確；B.當NaOH溶液滴到10ml時，溶液中c（HY）≈c（Y-），即Ka（HY）≈c（H+）=10-pH=10-5，選項B正確；C、HX恰好完全反應時，HY早已經(jīng)完全反應，所得溶液為NaX和NaY混合液，酸性 HX

絕熱條件下，一元強酸（堿）與一元弱堿（酸）中和的滴定曲線酸堿中和反應是放熱反應，隨著酸（堿）的不斷加入，溶液的溫度逐漸升高.水的電離過程是吸熱過程.

案例325 ℃時，向盛有50 mL pH=2的一元酸HA溶液的絕熱容器中加入pH=13的NaOH溶液，加入NaOH溶液的體積（V）與所得混合溶液的溫度（T）的關系如圖所示.下列敘述正確的是

A. a→b的過程中，溶液中c（A-）與c（HA）之和始終不變

B. c點表示酸堿恰好完全反應

C. 等濃度的NaOH和NaA混合溶液中一定存在關系：c（Na+）>c（A-）>c（OH-）>c（H+）

D. 25 ℃時，HA的電離平衡常數(shù)Ka約為1.43×10-3

分析酸堿中和放熱，溫度最高時b點應是酸堿恰好完全反應，可求出酸的濃度，從而確定酸為弱酸，根據(jù)物料守恒，加堿過程中c（A-）+c（HA）變??；電離常數(shù)根據(jù)電離平衡常數(shù)表達式代入數(shù)據(jù)計算.

解析： A.當酸堿中和恰好完全時，溶液中的溶質為NaA，根據(jù)物料守恒c（A-）+c（HA）=c（Na+），若酸過量或堿過量時不再相等，故A錯誤；B.恰好中和時混合溶液溫度最高，根據(jù)圖象可知b點溫度最高，則b點酸堿恰好完全反應，故B錯誤；C.根據(jù)物料守恒，等濃度的NaOH和NaA混合溶液中c（Na+）>c（OH-）>c（A-）>c（H+），故C錯誤；D.電離平衡常數(shù)K=c（H+）c（A-）c（HA）=001mol/L×001mol/L008mol/L-001mol/L=1.43×10-3，故D正確；故選D.

三、酸堿混合后總體積不變的中和滴曲線

這樣的題目往往有兩條曲線相對應，一定要看清楚圖中縱橫坐標表示的意義，找出關鍵的點并理解其含義.

案例425℃時， 將濃度均為01 mol/L、體積分別為Va 和Vb 的HA溶液與BOH溶液按不同體積比混合，保持Va+Vb=100mL，Va、Vb與混合液的pH的關系如圖所示. 下列說法正確的是

A. Ka（HA）的值與 Kb（BOH） 的值不相等

B. b 點時， 水電離出的 c（H+）=10-7mol/L

C. c 點時， c（A-） > c（B+）

D. a→c 過程中c（A-）c（OH-）·c（HA）不變

分析 本題以弱電解質中弱酸弱堿中和為切入口，從圖中讀出弱酸弱堿電離平衡常數(shù)相同，B答案PH=7是有效干擾項，要從電離常數(shù)得出酸和堿都是弱電解質，對水的電離起促進作用， b 點時， 水電離出的 c（H+）>10-7mol/L，有一部分與酸根結合生成弱酸，是易錯點.D項實際為水解常數(shù).

解析A.Ka（HA）=c（H+ ）c（A―）/c（H A ）=10―3×10―3/ （01―10―3），pH=11時，c（OH― ）=10―3，Kb（BOH） =c（OH― ）c（B+ ） /c（BOH ）=10―3×10―3/ （01―10―3），即Ka（HA）的值與 Kb（BOH） 的值相等，故A錯誤；B.從電離常數(shù)可以看出酸和堿都是弱電解質，對水的電離起促進作用， b 點時， 水電離出的 c（H+）>10-7mol/L，故B錯誤；C、 c 點時，堿過量， c（A-）

四、一元強堿滴定二元弱酸

一定要清楚縱橫坐標、曲線表示的含義，計算平衡常數(shù)用特殊的點計算.這種題型考查的知識點多，靈活性、綜合性較強，有較好的區(qū)分度，它能有效地測試出學生對強弱電解質、電離平衡、水的電離、pH、離子反應、鹽類水解等基本概念的掌握程度以及對這些知識的綜合運用能力.圍繞鹽類水解的類型和規(guī)律的應用試題在高考中常有涉及.解決這類題目必須掌握的知識基礎有：掌握強弱電解質判斷及其電離，鹽類的水解，化學平衡理論（電離平衡、水解平衡），電離與水解的競爭反應，以及化學反應類型，化學計算，甚至還要用到“守恒”來求解.

案例5常溫下將NaOH溶液添加到己二酸（H2X）溶液中，混合溶液的pH與離子濃度變化的關系如圖所示.下列敘述錯誤的是

A.Ka2（H2X）的數(shù)量級為10-6

B.曲線N表示pH與lgc（HX-）c（H2X）的變化關系

C.NaHX溶液中c（H+）>c（OH-）

D.當混合溶液呈中性時，c（Na+）>c（HX-）>c（X2-）>c（H+）=c（OH-）

分析該題綜合性強，該題解答時注意分清楚反應的過程，搞清楚M和N曲線表示的含義，答題的關鍵是明確二元弱酸的電離特點.電解質溶液中離子濃度大小比較問題，是高考熱點中的熱點.多年以來全國高考化學試卷幾乎年年涉及.

解析 A.己二酸是二元弱酸，第二步電離小于第一步，即Ka1=c（HX-）c（H+）c（H2X）>Ka2=c（X2-）c（H+）c（HX-），所以當pH相等即氫離子濃度相等時lgc（HX-）c（H2X）>lgc（X2-）c（HX-），因此曲線N表示pH與lgc（HX-）c（H2X）的變化關系，則曲線M是己二酸的第二步電離，根據(jù)圖像取-06和48點，c（X2-）c（HX-）=10-0.6mol·L-1，c（H+）=10-4.8mol·L-1，代入Ka2得到Ka2=10-5.4，因此Ka2（H2X）的數(shù)量級為10-6，A正確；B.根據(jù)以上分析可知曲線N表示pH與lgc（HX-）c（H2X）的關系，B正確；C. 曲線N是己二酸的第一步電離，根據(jù)圖像取0.6和5.0點，c（HX-）c（H2X）=100.6mol·L-1，c（H+）=10-5.0mol·L-1，代入Ka1得到Ka2=10-4.4，因此HX-的水解常數(shù)是10-14/10-4.4c（OH-），C正確；D.根據(jù)圖像可知當lgc（X2-）c（HX-）=0時溶液顯酸性，因此當混合溶液呈中性時，lgc（X2-）c（HX0）>0，即c（X2-）>c（HX-），D錯誤；答案選D.

酸堿中和滴定曲線變化較多，解題時首先分析清楚縱橫坐標的含義，找出關鍵的點并理解其含義.計算電離常數(shù)用電離常數(shù)表達式代入特殊點的數(shù)據(jù)，比較離子濃度大小先要判斷溶液的酸堿性，注意結合電荷守恒和物料守恒解決問題.

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