1、高考化学考点必练专题17酸碱中和滴定曲线知识点讲解考点十七 酸碱中和滴定曲线知识点讲解在历年高考命题中，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。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。一、解题方法：1.要仔细分析所给图象，确定图象各点的成分和溶液酸碱性，充分挖掘图象信息中的隐含条件，如图示中的最高点、最低点、交汇点、突变点都
2、是提供解题信息的关键点。2.用守恒法、不等式（先主次、后大小）等方法解决问题。（1）三大守恒：电荷守恒，物料守恒，质子守恒。（2）一个不等式：主要微粒次要微粒。 强酸、强碱、大多数盐（含水解和不水解）溶液主要以电离产生的离子形式存在于溶液中。 弱酸、弱碱主要以弱电解质的分子形式存在于溶液中。 可水解的盐溶液中可水解的离子的水解程度极小、弱电解质分子的电离程度极小。 强碱弱酸的酸式盐溶液，需要讨论酸式酸根水解和电离程度的相对大小。3.对于混合溶液的离子平衡图象题，解题思维必须触及：混合溶液有无反应、反应物是否过量、电离与水解何者强、溶液体积变化有无影响定性分析或定量计算等。若不发生反应的混合溶液
3、，则同时考虑电离和水解。若恰好完全反应的混合溶液，生成的是酸或碱则考虑电离，生成的是盐则考虑水解。若反应物过量，则根据过量程度考虑电离或水解。若有定量计算，则要考虑混合溶液的体积变化。4.一定要理解透坐标用对数表示的含义。结合平衡移动原理确定变化量到底是增大了还是减小了。5.选择题中的曲线图通常有以下几种：（1）弱电解质的电离平衡图象。该类试题中，图象中一般会同时涉及强电解质和弱电解质。（2）酸碱混合液的pH与离子浓度大小之间的关系图象。（3）沉淀溶解平衡图象。无论哪种图象题，主要的命题点都无外乎以下几方面：（1）水溶液中水的电离程度的判断。（2）微粒浓度的大小比较。（3）物质电离程度或水解程
4、度的比较。（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(X)随溶液pH变化的关系如图所示已知(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=1.25B. 0.1molL-1的NaHA溶液显碱性C. 0.1molL-1Na2A溶液中：2c(H2A)+c(HA-)=c(OH-)-c(H+)D. 0.1molL-1NaHA溶液中：c(Na+)+c(A2-)+c(H2A)+c(HA-)=0.2mo
5、lL-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，c1c2c3B. 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: 【答案】B 二、考点突破（一）影响电离平衡的因素 浓度：同一弱电解质，
6、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 CH3COOHCH3COO-+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。 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。 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
7、向移动。 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：CH3COOHHCH3COO 2. 一元弱碱：NH3H2ONH4+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：H3PO4HH2PO K17.1103H2POHHPO K26.3108 HPOHPO K34.201
8、013 【名师点拨】 电离常数表达式中各组分的浓度均为平衡浓度 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) 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 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K4.6104，CH3COOH的K1.
9、8105，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
10、CH3COONa、NaClO、NaF、K2S、K2CO3CH3COONH4、NH4F、(NH4)2CO3说 明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： 温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。 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。 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 衡实 例H2S水溶液（0
11、.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 + H2OH3O+ + 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：用 “ ”多元弱酸分步电离H2SH+
12、+ HSHSH+ + S2水解反应离子方程式用“”多元弱酸根分步水解除了双水解反应，产物不写分解产物，不标或S2+H2OHS+OH（主要）HS+H2OH2S+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(OH-)c(HS-)c(H2S) 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 料守恒式c(H2S)+c(HS)+c(S2)=0.1mol/Lc(H2S)+c(HS)+c(S2)=0.1mol/L= c(Na+)/2影
13、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。S2+H2OHS+ OHH2S + OHHS+ H2O 促使上述平衡右移，合并为：H2S + S22HS加Na2SH2SH+ + HSS2+ H+HS促使上述平衡右移，合并为：H2S + S22HS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。多元弱
14、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-)。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；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NH3H2O溶液中存在下列电离平衡：NH3H2ONH4+OH-，H2OH+OH-，所以溶液中微粒
15、浓度关系为：c(NH3H2O)c(OH-)c(NH4+)c(H+)。【分析】由于H2S溶液中存在下列平衡：H2SHS-+H+，HS-S2-+H+，H2OH+OH-，所以溶液中微粒浓度关系为：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(NH3H2O)c(OH-)。例如: Na2CO3溶液中水解平衡为：CO32-+H2OHCO3-+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
16、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
17、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。下列说法不正确的是 A. V1c(H+)c(OH-)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-)【答案】B 典例5（2018届河南省六市高三第一次联考一模）已知:常温下，H2CO3 Ka1=4.210-7，Ka2=5.610-11；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
