专题01强碱滴定二元弱酸曲线 2019高考复习专题——酸碱中和滴定曲线大全Word版含解析
《酸碱中和滴定曲线
弱酸滴定强碱及强酸滴定弱碱 滴定曲线
弱酸滴定强碱及强酸滴定弱碱滴定曲线滴定是一种常见的化学分析方法，广泛应用于化学实验室和工业生产中。
在滴定过程中，通过反应物溶液滴加到待测物溶液中，以确定待测物质的浓度。
其中包括弱酸滴定强碱和强酸滴定弱碱两种常见的滴定方法。
弱酸滴定强碱是指在滴定过程中，将一种弱酸溶液滴加至待测的强碱溶液中，以确定强碱溶液的浓度。
这种滴定方法的滴定曲线可以分为四个阶段：起始阶段、中间阶段、转折点和终点。
起始阶段：在起始阶段，弱酸溶液被快速加入强碱溶液中，反应迅速进行。
在此过程中，强碱快速与弱酸反应生成水和盐。
由于酸性物质的存在，溶液呈酸性pH值，通常在2-4之间。
中间阶段：当酸性物质被完全中和时，溶液的pH值开始增加。
这是因为在此阶段，盐已经完全溶解，并且水分子中的H+离子逐渐减少，从而导致溶液的酸性减弱。
此时，滴定曲线的斜率较缓，pH值从4逐渐增加到7左右。
转折点：转折点是指滴定曲线上的一个重要特征点，也是弱酸滴定强碱的指示剂的变色点。
在转折点之前，溶液呈酸性，且pH值低于7；而在转折点之后，溶液呈弱碱性，pH值高于7。
在转折点附近，溶液的酸碱性质发生突变，指示剂也会发生颜色变化。
终点：终点是滴定曲线的最后一个特征点，也是滴定过程中的目标点。
在终点，弱酸与强碱的摩尔比例为1：1，也就是说，弱酸溶液完全中和了强碱溶液。
此时，滴定曲线的斜率变为水平状态，pH值达到7，溶液呈中性。
强酸滴定弱碱是指将一种强酸溶液滴加至待测的弱碱溶液中，以确定弱碱溶液的浓度。
与弱酸滴定强碱相比，强酸滴定弱碱的滴定曲线略有不同。
滴定曲线可以分为三个阶段：起始阶段、中间阶段和终点。
起始阶段：在起始阶段，强酸溶液被滴加到弱碱溶液中，快速发生中和反应。
在此过程中，强酸与弱碱反应生成水和盐。
由于酸性物质的存在，溶液呈酸性pH值，通常在2-4之间。
中间阶段：当强酸与弱碱反应完全中和时，溶液的pH值开始增加。
这是因为在此阶段，盐已经完全溶解，并且水分子中的H+离子逐渐减少，从而导致溶液的酸性减弱。
酸碱滴定法酸碱滴定曲线全
3）化学计量点
NaOH和HAc定量完全反应，滴定产物为NaAc,Ac1碱性不太弱，则
用最简式计算（P155）
c(OH )/c
K
b
c0
/
c
K
w
c0
/
c
K a
1.001014 0.05 1.8 105
5.3106
pOH 5.27
pH 4.30
3.化学计量点
加入NaOH溶液20.00mL时
c(H )/c c(OH )/c KW 107.00 pH 7.00
4.化学计量点后
加入NaOH溶液20.02mL时
c(OH ) 0.1000mol L-1 20.02mL 20.00mL 5.00105 mol L-1 20.00mL 20.02mL
pH 14.00 5.27 8.73
4）化学计量点后
加入NaOH过量后，溶液的pH由过量的NaOH决定。 加入20.02mL的NaOH后
c(OH 1) (20.02mL 20.00mL) 0.1000mol L1 5.0105 molL1 20.00mL 20.02mL
pOH 4.30 pH 14.00 4.30 9.70
c(H ) 2.001010 mol L-1 pH 9.70
氢氧化钠溶液滴定盐酸溶液时,体系的pH变化
V(NaOH)/mL HCl被滴定% c(H+)
pH 0.00
0.00
0.00
1.00×10-1 1.00
18.00 19.80
90.00 99.00
5.26×10-3 2.28 5.02×10-4 3.30
2）滴定开始至化学计量点
高二化学知识点酸碱中和反应的滴定曲线解析
高二化学知识点酸碱中和反应的滴定曲线解析酸碱中和反应是化学中常见的反应类型之一，它涉及到酸和碱之间的中和反应，而滴定曲线则是研究这类反应的重要工具。
本文将对高二化学中酸碱中和反应的滴定曲线进行详细解析，以帮助读者更好地理解和掌握这一知识点。
一、滴定曲线的基本概念滴定曲线是指在滴定过程中，酸碱溶液体积的变化与酸碱反应进程的关系所绘制出的曲线。
它通常是通过将一种已知浓度的溶液（称为滴定液）滴加到待测溶液中，使两者发生中和反应，观察并记录酸碱溶液体积变化的过程。
根据反应的性质不同，滴定曲线可以分为强酸与强碱的滴定曲线、弱酸与强碱的滴定曲线以及弱酸与弱碱的滴定曲线。
在本文中，我们将主要讨论强酸与强碱的滴定曲线。
二、滴定曲线的特点及解析1. 初始阶段滴定反应开始时，滴定液以小滴加入待测溶液中，此时待测溶液的pH值较低。
滴定曲线的第一段通常表现为水平直线或轻微的上升趋势，并在该段上方有一个较大的峰值，这是由于待测溶液的酸性较强，滴定液与其反应后，pH值上升较慢。
2. 中间阶段当滴定液继续滴加进入待测溶液时，酸和碱的等浓度点逐渐接近，滴定曲线会出现一个非常陡峭的区域，称为“垂直区”。
在这个区域内，pH值变化很快，对应的体积变化也非常明显。
这是由于滴定液与待测溶液中酸碱反应达到接近等当点（酸碱滴度相等）。
3. 终点阶段滴定曲线的终点处于“垂直区”的最后部分，即pH值随着滴定液的加入呈现急剧上升趋势。
此时，滴定液与待测溶液中的酸性物质完全中和，达到了反应的终点。
可以通过加入指示剂来辅助判断滴定曲线的终点位置，常用的指示剂有酚酞、溴酸亚铁等。
三、滴定曲线中的重要参数1. 滴定终点滴定终点是指滴定反应达到完成的时刻，通常是指观察到滴定溶液的颜色突变或者指示剂的溶色变化。
在滴定曲线中，滴定终点对应于曲线的最陡峭点，也就是pH值变化最为显著的位置。
2. 等当点等当点是指当酸和碱摩尔数相等时，滴定反应的中和点。
对于强酸与强碱的滴定曲线而言，等当点的pH值为7。
专题10 酸滴定碱的曲线-2019高考复习专题——酸碱中和滴定曲线大全(原卷版)
1．常温下将盐酸溶液滴加到联氨(N2H4)的水溶液中，混合溶液中的微粒的物质的量分数δ(X)随-1g(OH-)变化的关系如图所示。
下列叙述错误的是A. 反应N2H62++N2H4=2N2H5+的pK=90(已知pK=lgK)B. N2H5Cl溶液中存在:c(Cl-)+c(OH-)=c(N2H5+)+2c(N2H62+)+c(H+)C. N2H5Cl溶液中c(H+)>c(OH-)D. K b1(N2H4)=10-62．某二元弱碱B(OH)2(K1=5.9×10-2、K2=6.4×10-5)。
向10mL稀B(OH)2溶液中滴加等浓度盐酸溶液，B(OH)2、B(OH)+、B2+的浓度分数δ随溶液POH[POH=-lgc(OH)-]变化的关系如图，以下说法正确的是A. 交点a处对应加入的盐酸溶液的体积为5mLB. 当加入的盐酸溶液的体积为10mL时存在c(Cl-)>c(B(OH)+)>c(H+)>c(OH-)>c(B2+)C. 交点b处c(OH)=6.4×10-5D. 当加入的盐酸溶液的体积为15mL时存在：c(Cl-)+c(OH-)= c(B2+)+c(B(OH)+)+ c(H+)，3．已知常温下CH3COOH和NH3·H2O的电离常数相等，现向10mL浓度为0.01mol/L的氨水溶液中滴加相同浓度的CH3COOH溶液，在滴加过程中溶液的pH与所加醋酸的体积关系如图所示。
下列说法错误的是A. n=7B. 水的电离程度先增大再减小C. 常温下，0.01mol/L的氨水溶液中NH3·H2O的电离度为3.98%D. Y点溶液中c(NH3·H2O)+(OH-)=c(CH3COO-)+c(H+)4．常温下用0. 1000 mol/L的盐酸分别逐滴加入到20.00 mL 0.1000 mol/L的三种一元碱XOH、MOH、YOH 溶液中，溶液的pH随加入盐酸体积的变化如图所示。
2020高考化学一轮复习酸碱中和滴定曲线大全专题01强碱滴定二元弱酸曲线练习
【2019最新】精选高考化学一轮复习酸碱中和滴定曲线大全专题01强碱滴定二元弱酸曲线练习1．常温下，向20 mL 0.2 mol·L－1 H2A溶液中滴加0.2 mol·L－1NaOH溶液。
有关微粒物质的量变化如下图(其中Ⅰ代表H2A，Ⅱ代表HA－，Ⅲ代表A2－)。
根据图示判断，下列说法正确的是( )A. H2A在水中的电离方程式是：H2A===H＋＋HA－、HA－H＋＋A2－B. 等体积等浓度的NaOH溶液与H2A溶液混合后溶液显碱性C. 当V(NaOH)＝20 mL时，溶液中存在以下关系：c(H＋)＋c(H2A)＝c(A2－)＋c(OH －)D. 当V(NaOH)＝30 mL时，溶液中各粒子浓度的大小顺序为：c(Na＋)>c(HA－)>c(A2－)>c(H＋)>c(OH－)【答案】C2．已知：pKa= -lgKa，25℃时，H2SO3的pKa1=1.85，pKa2=7.19。
常温下，用0.1mol/LNaOH溶液滴定20mL 0．1mol/L H2SO3溶液的滴定曲线如图所示。
下列说法不正确的是A. A点所得溶液中：Vo等于lOmLB. B点所得溶液中：C. C点所得溶液中：D. D点所得溶液中水解平衡常数【答案】A【解析】分析：A．A点溶液中pH=1.85，则溶液中c（H+）=10-1.85mol/L，结合亚硫酸的电离平衡常数分析；B．B点加入NaOH溶液的体积为20mL，此时反应恰好产生NaHSO3，根据溶液中电荷守恒分析；C．根据亚硫酸的电离平衡常数结合电荷守恒分析；D．D点为加入NaOH溶液40mL，此时溶液中恰好生成亚硫酸钠，根据水解常数与电离常数的关系计算。
详解：A．A点溶液中pH=1.85，则溶液中c（H+）=10-1.85mol/L，H2SO3的一级电离平衡常数为Ka1=c(H+)c(HSO3−)/c(H2SO3)=10-1.85mol/L，所以c（H+）=Ka1，表明溶液中c（NaHSO3）=c（H2SO3），若恰好是10mLNaOH，由于此时溶液显酸性，则所得溶液中c（H2SO3）＜c（NaHSO3），因此所加NaOH体积需＜10mL，才能使溶液中c（NaHSO3）=c（H2SO3），即V0＜10mL，A错误；B．B点加入NaOH溶液的体积为20mL，此时反应恰好产生NaHSO3，为第一个滴定终点，溶液中存在电荷守恒，c（Na+）+c（H+）=c(HSO3−)+2c（SO32-）+c（OH-），B 正确；C．H2SO3的二级电离平衡常数为Ka2=c(H+)c（SO32-）/c(HSO3−)=10-7.19mol/L，C 点溶液的pH=7.19，即溶液中c（H+）=10-7.19mol/L，则c（H+）=Ka2，表明溶液中c（SO32-）=c(HSO3−)，溶液中存在电荷守恒，c（Na+）+c（H+）=c(HSO3−)+2c（SO32-）+c（OH-），溶液显碱性，则溶液中c（Na+）＞3c(HSO3−)，C正确；D．D点为加入NaOH溶液40mL，此时溶液中恰好生成亚硫酸钠，为第二个滴定终点，此时亚硫酸钠水解使溶液显碱性，则Kh1＝Kw/Ka2＝10−14/10−7.19＝10-6.81，D正确。
专题01 强碱滴定二元弱酸曲线-2019高考复习专题——酸碱中和滴定曲线大全(解析版)
1．常温下，向20 mL 0.2 mol·L－1 H2A溶液中滴加0.2 mol·L－1NaOH溶液。
有关微粒物质的量变化如下图(其中Ⅰ代表H2A，Ⅱ代表HA－，Ⅲ代表A2－)。
根据图示判断，下列说法正确的是()A. H2A在水中的电离方程式是：H2A===H＋＋HA－、HA－H＋＋A2－B. 等体积等浓度的NaOH溶液与H2A溶液混合后溶液显碱性C. 当V(NaOH)＝20 mL时，溶液中存在以下关系：c(H＋)＋c(H2A)＝c(A2－)＋c(OH－)D. 当V(NaOH)＝30 mL时，溶液中各粒子浓度的大小顺序为：c(Na＋)>c(HA－)>c(A2－)>c(H＋)>c(OH－)【答案】C2．已知：pK a= -lgK a，25℃时，H2SO3的pK a1=1.85，pK a2=7.19。
常温下，用0.1mol/LNaOH溶液滴定20mL0．1mol/L H2SO3溶液的滴定曲线如图所示。
下列说法不正确的是A. A点所得溶液中：V o等于lOmLB. B点所得溶液中：C. C点所得溶液中：D. D点所得溶液中水解平衡常数【答案】A【解析】分析：A．A点溶液中pH=1.85，则溶液中c（H+）=10-1.85mol/L，结合亚硫酸的电离平衡常数分析；B．B点加入NaOH溶液的体积为20mL，此时反应恰好产生NaHSO3，根据溶液中电荷守恒分析；C．根据亚硫酸的电离平衡常数结合电荷守恒分析；D．D点为加入NaOH溶液40mL，此时溶液中恰好生成亚硫酸钠，根据水解常数与电离常数的关系计算。
详解：A．A点溶液中pH=1.85，则溶液中c（H+）=10-1.85mol/L，H2SO3的一级电离平衡常数为K a1=c(H+)c(HSO3−)/c(H2SO3)=10-1.85mol/L，所以c（H+）=K a1，表明溶液中c（NaHSO3）=c（H2SO3），若恰好是10mLNaOH，由于此时溶液显酸性，则所得溶液中c（H2SO3）＜c（NaHSO3），因此所加NaOH体积需＜10mL，才能使溶液中c（NaHSO3）=c（H2SO3），即V0＜10mL，A错误；B．B点加入NaOH溶液的体积为20mL，此时反应恰好产生NaHSO3，为第一个滴定终点，溶液中存在电荷守恒，c（Na+）+c（H+）=c(HSO3−)+2c（SO32-）+c（OH-），B正确；C．H2SO3的二级电离平衡常数为K a2=c(H+)c（SO32-）/c(HSO3−)=10-7.19mol/L，C点溶液的pH=7.19，即溶液中c（H+）=10-7.19mol/L，则c（H+）=K a2，表明溶液中c（SO32-）=c(HSO3−)，溶液中存在电荷守恒，c（Na+）+c（H+）=c(HSO3−)+2c（SO32-）+c（OH-），溶液显碱性，则溶液中c（Na+）＞3c(HSO3−)，C正确；D．D点为加入NaOH溶液40mL，此时溶液中恰好生成亚硫酸钠，为第二个滴定终点，此时亚硫酸钠水解使溶液显碱性，则K h1＝K w/K a2＝10−14/10−7.19＝10-6.81，D正确。
专题09 强碱滴定三元酸曲线-2019高考复习专题——酸碱中和滴定曲线大全(原卷版)
1．砷(As)是一些工厂和矿山废水中的污染元素。
常温下，H3AsO4水溶液中含砷的各物种的分布分数（平衡时某物种的浓度占各物种浓度之和的分数）与加NaOH溶液调节pH的关系如图所示（已知：p K a=－lg K a），下列说法错误的是A. Na2HAsO4溶液显碱性B. H3AsO4溶液p K a2为2.2C. m点对应溶液中由水电离出的c(OH－)为10－2.5mol·L－1D. n点对应溶液中离子浓度关系为：c(Na+)＞c(HAsO42－)=c(H2AsO4－)＞c(H+)=c(OH－)2．25℃时，向10mL0.1mol·L-1H3AsO4水溶液滴加0.1 mol·L-1NaOH溶液，含砷的各物种的分布分数(平衡时某物种的浓度占各物种浓度之和的分数)与pH的关系分别如下图，下列说法错误的是A. H3AsO4H2AsO4-+H+的电离常数为10-2.2B. b点所处溶液中：c（Na+）=3c（H2AsO4-）+3c（AsO43-）C. 水的电离程度:a>b>cD. HAsO4-的水解程度大于电离程度3．亚砷酸(H3AsO3)可用于治疗白血病，在溶液中存在多种微粒形态。
向1L0.1mol·L-1 H3AsO3溶液中逐滴加入0.1mol·L-1KOH溶液，各种微粒物质的量分数与溶液的pH 关系如下图所示。
下列说法正确的是( )A. H3AsO3的电离常数K a1的数量级为10-9B. pH在8.0～10.0时，反应的离子方程式：H3AsO3+OH-=H2AsO3-+H2OC. M点对应的溶液中：c(H2AsO3-)+c(HAsO32-)+c(AsO33- )+c(H3AsO3)= 0.1mol·L-1D. pH=12时，溶液中：c(H2AsO3-)+2c(HAsO32-)+3c(AsO33-)+c(H3AsO3)>c(H+)+c(K+)4．常温下，某酸H3A水溶液中含A的各种粒子的分布分数(平衡时某种粒子的浓度占各粒子浓度之和的分数)与pH关系图如下所示，下列说法正确的是A. NaH2A水溶液呈碱性B. H3A溶液中存在:c(H+)=c(OH-)+c(H2A-)+c(HA2-)+c(A3-)C. 向H3A溶液中加入一定量的NaOH溶液至pH=5时，D. 向H3A溶液中加入氨水使PH从5→9发生的主要离子反应是:H2A-+OH-=HA2-+H2O5．亚砷酸(H3AsO3)可以用于治疗白血病,在溶液中存在多种微粒形态。
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1．常温下，向20 mL 0.2 mol·L－1 H2A溶液中滴加0.2 mol·L－1NaOH溶液。
有关微粒物质的量变化如下图(其中Ⅰ代表H2A，Ⅱ代表HA－，Ⅲ代表A2－)。
根据图示判断，下列说法正确的是()
A. H2A在水中的电离方程式是：H2A===H＋＋HA－、HA－H＋＋A2－
B. 等体积等浓度的NaOH溶液与H2A溶液混合后溶液显碱性
C. 当V(NaOH)＝20 mL时，溶液中存在以下关系：c(H＋)＋c(H2A)＝c(A2－)＋c(OH－)
D. 当V(NaOH)＝30 mL时，溶液中各粒子浓度的大小顺序为：c(Na＋)>c(HA－)>c(A2－)>c(H ＋)>c(OH－)
【答案】C
2．已知：pK a= -lgK a，25℃时，H2SO3的pK a1=1.85，pK a2=7.19。
常温下，用0.1mol/LNaOH溶液滴定20mL 0．1mol/L H2SO3溶液的滴定曲线如图所示。
下列说法不正确的是
A. A点所得溶液中：V o等于lOmL
B. B点所得溶液中：
C. C点所得溶液中：
D. D点所得溶液中水解平衡常数
【答案】A
【解析】分析：A．A点溶液中pH=1.85，则溶液中c（H+）=10-1.85mol/L，结合亚硫酸的电离。