冲刺2019高考化学二轮复习核心考点特色突破突破37滴定曲线及应用（含解析）

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1、突破37滴定曲线及应用一、【突破必备】1.酸碱中和滴定曲线氢氧化钠滴定等浓度等体积的盐酸、醋酸的滴定曲线盐酸滴定等浓度等体积的氢氧化钠、氨水的滴定曲线曲线起点不同：强碱滴定强酸、弱酸的曲线，强酸起点低；强酸滴定强碱、弱碱的曲线，强碱起点高突跃点变化范围不同：强碱与强酸反应(强酸与强碱反应)的突跃点变化范围大于强碱与弱酸反应(强酸与弱碱反应)室温下pH＝7不一定是终点：强碱与强酸反应时，终点是pH＝7；强碱与弱酸(强酸与弱碱)反应时，终点不是pH＝7(强碱与弱酸反应终点是pH＞7，强酸与弱碱反应终点是pH＜7)2.巧抓“四个点”突破滴定曲线问题（1）抓

2、反应“一半”点，判断是什么溶质的等量混合。（2）抓“恰好”反应点，生成什么溶质，溶液呈什么性，是什么因素造成的。（3）抓溶液“中性”点，生成什么溶质，哪种反应物过量或不足。（4）抓反应“过量”点，溶质是什么，判断谁多、谁少还是等量。3．滴定曲线的分析以下面室温时用0.1mol·L－1NaOH溶液滴定20mL0.1mol·L－1HA溶液为例，总结如何抓住滴定曲线的5个关键点：①点的pH＝3，说明HA为弱酸，Ka＝1×10－5。②点对应的溶液中离子浓度大小顺序为c(A－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)。③点对应的溶液为中性，离子浓度大小顺序为c

3、(Na＋)＝c(A－)＞c(H＋)＝c(OH－)。④点对点的溶液溶质为NaA，溶液呈碱性的理由是A－＋H2OHA＋OH－(写出离子方程式)，离子浓度大小顺序为c(Na＋)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H＋)。⑤点对应的溶液溶质为NaA和NaOH，离子浓度大小顺序为c(Na＋)＞c(OH－)＞c(A－)＞c(H＋)。一、【真题示例】【真题示例1】(2016新课标Ⅰ卷)298K时，在20.0mL0.10mol·L－1氨水中滴入0.10mol·L－1的盐酸，溶液的pH与所加盐酸的体积关系如图所示。已知0.10mol·L－1氨水的电离度为1.32%，下列有

4、关叙述正确的是(　　)A．该滴定过程应该选择酚酞作为指示剂B．M点对应的盐酸体积为20.0mLC．M点处的溶液中c(NH)＝c(Cl－)＝c(H＋)＝c(OH－)D．N点处的溶液中pH<12【答案】D　【解析】A项用0.10mol·L－1盐酸滴定20.0mL0.10mol·L－1氨水，二者恰好完全反应时生成强酸弱碱盐NH4Cl，应选用甲基橙作指示剂。B项当V(HCl)＝20.0mL时，二者恰好完全反应生成NH4Cl，此时溶液呈酸性，而图中M点溶液的pH＝7，故M点对应盐酸的体积小于20.0mL。C项M点溶液呈中性，则有c(H＋)＝c(OH－)；据电荷

5、守恒可得c(H＋)＋c(NH)＝c(OH－)＋c(Cl－)，则有c(NH)＝c(Cl－)，此时溶液中离子浓度关系为c(NH)＝c(Cl－)>c(H＋)＝c(OH－)。D项NH3·H2O为弱电解质，部分发生电离，N点时V(HCl)＝0，此时氨水的电离度为1.32%，则有c(OH－)＝0.10mol·L－1×1.32%＝1.32×10－3mol·L－1，c(H＋)＝＝mol·L－1≈7.58×10－12mol·L－1，故N点处的溶液中pH<12。【真题示例2】(2017新课标Ⅰ卷)常温下将NaOH溶液滴加到己二酸(H2X)溶液中，混合溶液的pH与离子浓度

6、变化的关系如图所示。下列叙述错误的是(　　)A．Ka2(H2X)的数量级为10－6B．曲线N表示pH与lg的变化关系C．NaHX溶液中c(H＋)>c(OH－)D．当混合溶液呈中性时，c(Na＋)>c(HX－)>c(X2－)>c(OH－)＝c(H＋)【答案】D　【解析】由Ka1≫Ka2，则－lgKa1<－lgKa2。当lg＝lg时，有pH1

7、10－5.4＝100.6×10－6，故Ka2的数量级为10－6，A项正确。NaHX溶液中，<1，则lg<0，此时溶液pH<5.4，溶液呈酸性，所以c(H＋)>c(OH－)，C项正确。由以上分析可知，HX－的电离程度大于其水解程度，故当溶液呈中性时，c(Na2X)>c(NaHX)，溶液中各离子浓度大小关系为c(Na＋)>c(X2－)>c(HX－)>c(OH－)＝c(H＋)，D项错误。一、【随堂小练】1.用0.1mol/LNaOH溶液滴定10mL0.1mol/LH2A溶液，溶液的pH与NaOH溶液的体积关系如图所示。下列说法错误的是(　　)A．A点溶液中

8、加入少量水：增大B．B点：c(Na＋)>c(HA－)>c(H＋)>c(A2－)>c(OH－)C．C点：c(N