第二单元 溶液的酸碱性优秀教案内容

§酸碱中和滴定图像分析微专题复习教案

（高三二轮复习）

福州十八中化学组 陈琳

开课时间 2018 年4月13日上午第3节

开课班级 高三（7）班

学习目标

知识与技能

1.理解“酸、碱恰好完全反应”与“溶液呈中性”的区别；

2.掌握弱电解质电离平衡常数的应用；

3.学会分析电解质溶液中离子浓度的变化和关系；

4.掌握中和滴定过程中水的电离平衡的影响；

5.掌握溶液中两大守恒（电荷守恒、物料守恒）的应用。

过程与方法 1.通过滴定曲线的分析树立学生化学微粒观和量的思想；；

2.帮助学生思维建模，培养数形结合能力。

情感态度与价值观

通过中和滴定图像分析思维建模，消除学生对此类题型的畏难情绪。

教学重点

1.从微观的角度认识酸碱中和滴定的过程；

2.分析图形中的化学过程，建立思维模型。

教学难点

1.溶液中两大守恒的应用；

2.从曲线中确定特殊点进行弱电解质电离常数的计算；

3.解题思维模型的建立。

教学方法

采取了启发诱导、讨论归纳为主的教法，并结合多媒体进行教学。

教学准备

HiTeach软件和希沃白板

教学过程 [引入]电解质溶液图像分析是近年高考的一个热点，图像类型变化多样，涉及的知识点也杂，大家对这类型题普遍感觉难，今天这堂课我们就以中和滴定的图像分析为例，建立一种解题思维模型，希望对同学们有所启发、有所帮助。

[前测]先来看一道题，限时2分钟完成

1

例.常温下，用0.1000 mol/L NaOH溶液滴定20.00mL0.1000 mol/L CH3COOH溶液

所得滴定曲线如下图。下列说法正确的是： A．点①所示溶液中：

C(CH3COO-)+C(OH-)=C(CH3COOH)+C(H+)

（追问：等式左右两边的二项式之间是什么关系？“＞”两大理论及电荷守恒不等式）

B. 点②所示溶液中：C(Na+)= C(CH3COOH)+ C(CH3COO-) （电荷守恒或物料守恒两个角度均可解）

C．滴定过程中可能出现：

C(CH3COOH)>C(CH3COO-)>C(H+)>C(Na+)>C(OH-) D．点③所示溶液中：C(Na+)>C(OH-)>C(CH3COO-)>C(H+)（盐类水解理论）

（统计完成情况，给出正确答案C，教师了解正确率与后测做对比）

[过渡]如何才能又快又准地选出正确的结果？这堂课我们一起来构建解题思路，姑且称之为“六点式”分析法。具体哪6点呢？——起点、反应一半点（半点）、中性点、恰好完全反应点（终点）、过量一倍点（过量点）、曲线交点。这节课我们主要讨论除交点外的5个点。涉及到的理论和方法有哪些，我们一起来看看：两大守恒——电荷守恒、物料守恒，（两大思想：守恒思想、极限思想），两大理论——弱电解质电离理论、盐类水解理论，两个概念的辨析——恰好中和与中性点的区别。

[知识回顾] 需要掌握的知识

1）两大守恒、

等量或比例关系的存在

①电荷守恒：各种溶液都存在电荷守恒，如强酸、弱酸、强碱、弱碱、不水解的盐、可水解的盐、混合溶液等。

②物料守恒：各种溶液都存在某元素的各种存在形式的总量守恒，不同元素的总量之间存在总量上的大小或比例关系；如强酸、弱酸、强碱、弱碱、不水解的盐、可水解的盐、混合溶液等。

（两大思想：守恒思想、极限思想）

2）两大理论确定一个不等式：主要微粒>次要微粒

①弱电解质电离理论：弱电解质分子的电离程度极小，溶液中主要以弱电解质的分子形式存在；（分子>离子）

②盐类水解理论：可水解的盐溶液中弱离子的水解程度极小，溶液中主要以盐电离产生的离子形式存在。（离子>分子）

③强碱弱酸的酸式盐溶液、可水解的盐溶液与弱电解质的混合溶液，讨论水解和电离相对大小，依据溶液酸碱性或微粒浓度大小

涉及多重平衡，注意抓主放次，化繁为简

3）恰好中和与溶液呈中性的区别：恰好中和是反应物质的量的关系，溶液

2

呈中性是溶液的c(H+)和c(OH-)量的关系。

[过渡]这些知识的灵活运用，可帮助我们快速构建知识脉络，结合图形分析其中的化学过程，便于解题。我们以刚才那题为例建立说明如何构建这种解题思维模式。

[讲解] 1. 横坐标代表加入的氢氧化钠溶液的体积，纵坐标代表溶液的pH值，随着NaOH溶液的加入，混合溶液的pH值增大；

2. （如何确定各点？先确定恰好中和点，半点和过量点也就随之确定）根据数据得出NaOH溶液用量20mL时，二者恰好完全反应。点③是恰好完全反应点，点①是半点，点②中性点；

3.根据反应程度确定各点的成分

反应一半点：点①是酸碱按照2:1混合，反应一半点看生成物，即醋酸和醋酸钠为1：1的溶液，弱电解质（醋酸）与盐（醋酸钠）共存，利用溶液的酸碱性，确定弱电解质的电离与盐类水解，抓主要、放次要，再用电荷守恒不等式法c(CH3COO－)+c(OH－)=c(Na+)+c(H+)，CH3COOH的电离程度大于CH3COONa的水解程度，中性点：对于一强一弱间的滴定，中性点一定不是恰好完全反应点，而是弱c(Na+)>c(CH3COOH) 的略过量、强的略不足的情况。题中点②是中性点，即酸稍微过量的点，醋酸和醋酸钠混合，再用物料守恒不等式法（强调：中性点通常可以利用电荷守恒来判断离子浓度大小）

过量1倍点：盐与滴定剂共存，同样利用盐类水解理论和物料守恒确定微粒浓度关系，抓主放次

交点：根据不同图像具体分析，多数交点为粒子浓度相等点，可由此计算Ka、Kb或Kh

起点pH应用：判断酸或碱的强弱，计算Ka或Kb

C项用极限思维，一桶酸（碱）与一滴碱（酸）

所以这道题答案很快就能确定。

[小结]我们来梳理一下刚才的思路：1.首先阅读题干，明确酸、碱溶液的浓度，进行相关计算，确定6点；2.根据各点反应程度分析各点溶液的成分；3.根据图像的横、纵坐标，曲线的变化趋势，借助弱电解质电离理论、盐类水解理论，溶液中的守恒，进行结论的推导。整个分析过程注意图像点、线、面的结合

[过渡]接下来，我们利用刚才的思维模型来分析下面这道题。

[讨论]变式1.常温下，在25mL0.1mol/L

MOH溶液中逐滴加入0.2mol/L醋酸溶液，曲线如下图所示，试根据上述思维模型，分析曲线：（先确定恰好完全反应点，B点酸过量）

1.由起点A获取的信息？[MOH为强碱]

3

2.B点c(CH3COO－)+c(CH3COOH)_____c(M+)(填“＞”“＜”或“＝”)，a值的范围？

[B点，a>12.5，且有：c(CH3COO－) + c(CH3COOH) > c(M+)物料守恒、c(M+) = c(CH3COO－) > c(OH－) = c(H+)电荷守恒] 3. C点各离子浓度的大小关系？[c(CH3COO－) > c(M+) > c(H+) > c(OH－)]

4. 在A、B间任一点，溶液中c(CH3COO－)、c(H+)、c(M+) 、c(OH－)可能的大小关系，由大到小排序

[c(M+) > c(OH－) > c(CH3COO－) > c(H+)——极限思维

c(M+) > c(CH3COO－) > c(OH－) > c(H+)——恰好完全反应前后，电荷守恒不等式

滴定过程中，c(OH)越来越小，c(CH3COO)越来越大，到中性点：

c(M+)=c(CH3COO－)] 5. A、B、C、D四点水的电离程度大小顺序？（A点为0.1

mol·L-1强碱溶液，对水的电离起抑制作用，B点溶液显中性，水正常电离，C、D点溶液显酸性，多余的酸抑制水的电离，滴加的酸越多抑制能力越强；D点为过量1倍点，CH3COOH与CH3COOM物质的量之比为1：1，浓度为0.05 mol·L-1，则A、B、C、D四点水的电离程度大小顺序为B>C>D>A，滴定过程中水的电离趋势先增大后减小。）

6. 求醋酸的电离平衡常数Ka (用含a的代数式表示,溶液混合时忽略体积的变化) [在B点溶液pH=7，此时c(H+)=1×10-7mol/L，多余醋酸的物质的量浓度为(0.2a-2.5)/(a+25)mol/L，根据电荷守恒可知溶液中

c(CH3COO-)=c(M+)=2.5/(a+25)mol/L，则此时醋酸的电离平衡常数

－－Ka＝[c(H+)×c(CH3COO-)]/c(CH3COOH)=2.5×10-7/(0.2a-2.5)] （学生思考讨论5分钟，解答10分钟）

[小结]Ka求算方法：1.列表达式，2.找数据（通常找起点、中性点、交点的数据），3.代入计算

[讨论]变式2.（后测限时90秒，统计正确率）25℃时，用0.1000mol·L-1的NaOH溶液分别滴定20.00mL均为0.1000mol·L-1的三种酸HX、HY、HZ ，滴定曲线如图所示。下列说法错误的是（ ）

A. HZ是强酸，HX、HY是弱酸

B. 根据滴定曲线，可得Ka(HY)≈10-5

C. 将上述HX、HY溶液等体积混合后，用NaOH溶液滴定至HX恰好完全反应时：

c(X-)＞c(Y-)＞c(OH-)＞c(H+) D. 将上述HY与HZ溶液等体积混合达到平衡时：C(H+)=c(OH-)+c(Z-)+c(Y-) （学生讨论并解析：A、0.1000mol·L-1的三种酸HX、HY、HZ中HZ的PH=1，为强酸，其他两种PH大于1，说明不完全电离，为弱酸，选项A正确；B、当NaOH溶液滴到

4

10ml时，溶液中c（HY）≈c（Y-），即Ka（HY）≈c（H+）=10-pH=10-5（此法用半点算，也可用起点算），选项B正确；C、HX恰好完全反应时，HY早已经完全反应，所得溶液为NaX和NaY混合液，酸性 HX＜HX，NaY水解程度小于NaX，故溶液中c（X-）＜c（Y-），选项C错误；D、HY与HZ混合，溶液中电荷守恒为c（H+）=c（Y-）+c（Z-）+c（OH-），选项D正确。答案选C。）

[追问]两条曲线后半段为何几乎重合？抓主放次

[小结]今天这堂课，我们主要围绕以所滴入的酸或碱溶液的体积为横坐标、以中和反应后溶液的pH为纵坐标体现中和滴定过程的曲线图来进行分析，题设主要围绕酸（碱）的相对强弱、弱电解质的电离平衡常数、溶液中离子浓度大小比较、酸碱滴定指示剂的选择、滴定过程中对水的电离平衡的影响这些方面。先分析图像各点的成分和溶液酸碱性，再用守恒法、极限法、不等式（先主次、后大小）比较离子浓度大小，计算电离常数采用电离常数表达式代入特殊点的数据的方法来解决。

实际上，中和滴定图像类型变化还有许多，学案的课后巩固中提供了一些例子，接下来的课中我们还会相继复习到其他形式的电解质溶液的图像。不论何种图像，万变不离其宗，掌握分析方法、应用理论知识，以不变应万变，解决问题。今天的课到此结束，谢谢同学们。

[作业]学案中的课后巩固部分

[板书] 一.知识体系

1.两大守恒、两大思想

2.两大理论、抓主放次，主要微粒>次要微粒

3.恰好中和与溶液呈中性的区别

二．思维建模

1.找6点 2.定成分 3.借理论 4.用守恒

附：课后巩固

[练习]1. 现有25℃时0.1mol·L-1的氨水和0.1mol·L-1的NaOH溶液，若向各20mL的氨水和NaOH溶液中分别滴加0.1 mol·L-1的稀盐酸，滴定曲线如图所示，请回答以下问题：

(1)曲线_______为NaOH的滴定曲线，

为减少误差，滴定氨水时宜选用

作为指示剂

(2)计算25℃时此氨水的电离度α(NH3·H2O)=

Kb=_______________________

5

(3)分析滴定曲线，下列说法正确的是

A. a点时：c(Cl－)>c(NH4+) B.滴定氨水过程中的任何一点均有：c(Cl－)+c(OH－)=c(NH4+)+c(H+) C.当滴到pH=7时，滴定氨水消耗的V(盐酸)<20 mL，滴定NaOH消耗的V(盐酸)=20 mL D.当滴定氨水消耗的V(盐酸)20mL时，一定有：c(Cl－)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH－) (4)当在浓度均为0.3mol·L-1的氯化铵和氨水的混合溶液中滴加少量稀盐酸或稀NaOH溶液，发现溶液的pH几乎不变，其原因是

。

（5）两条曲线后半段为何几乎重合？

{ (1)b 甲基橙

(2) 1%

10

(3)BC (4) 在氯化铵和氨水的混合溶液中存在平衡：NH4++H2ONH3·H2O+H+，NH3·H2O

NH4++OH－，当向混合液中加入少量酸溶液时，氯化铵的水解平衡向左移动，氨水的电离平衡向右移动，c(H+)增加不大；当向溶液中加入少量碱溶液时，氯化铵的水解平衡向右移动，氨水的电离平衡向左移动，c(OH－)增加不大。因此，当加入少量酸或碱时溶液的pH几乎不变——缓冲体系

（5）盐酸过量，溶液的酸性由过量的酸决定} [练习]2.常温下，向20 mL 0.2 mol·L－1H2SO3溶液中滴加0.2 mol·L－1NaOH溶液。有关微粒的物质的量变化如图所示。(其中Ⅰ表示H2SO3，Ⅱ代表HSO、Ⅲ代表SO)。根据图示判断正确的是( ) A．

当V(NaOH)＝0时，由水电离出的c(H＋)＝1.0×10－7

B．

当V(NaOH)＝20 mL时：c(Na＋)＞c(HSO)＞c(H＋)＞c(SO)＞c(OH－) C．

当V(NaOH)＝40 mL时2c(Na＋)＝c(SO) D．

当V(NaOH)＝40 mL后，继续滴加NaOH溶液，溶液的温度会继续升高

【解析】H2SO3溶液是酸性溶液，水的电离会受到抑制，A选项错误；当V(NaOH)＝20 mL时，溶液中的溶质是NaHSO3，根据图像分析知，溶液中c(SO)＞c(H2SO3)，故HSO的电离大于其水解，溶液呈酸性，B选项正确；当V(NaOH)＝40 mL时，溶质为Na2SO3，SO存在水解现象，故2c(Na＋)＞c(SO)，C选项错误；当V(NaOH)＝40 mL后，继续滴加NaOH溶液，溶液中不再发生中和反应，溶液的温度不会继续升高，D选项错误。

[练习]3.某温度下，向一定体积0.1 mol·L－1的醋酸溶液中逐滴加入等浓度的NaOH溶液，溶液中pOH(pOH＝－lgc(OH－))与pH的变化关系如图所示，则( ) A． M点所示溶液的导电能力强于Q点

B． N点所示溶液中c(CH3COO－)>c(Na＋) -5

6

C． M点和N点所示溶液中水的电离程度相同

D． Q点消耗NaOH溶液的体积等于醋酸溶液的体积

【解析】M点为滴入少量NaOH时的情况，溶液呈酸性，Q点pOH＝pH，溶液呈中性；N点为滴入过量NaOH时的情况，溶液呈碱性。A错误，由于M点CH3COOH过量，造成离子浓度小于Q点，离子浓度越小，导电能力越弱。B错误，N点由于溶液呈碱性，根据电荷守恒判断，c(Na＋)>c(CH3COO－)。C正确，由于M点对应c(H＋)与N点对应的c(OH－)相同，对水电离的抑制程度相同，水的电离程度也相同。D错误，当NaOH溶液体积与CH3COOH体积相同时，正好生成CH3COONa，此时溶液呈碱性，而Q点溶液呈中性，所以NaOH溶液的体积应小于CH3COOH溶液的体积。

[练习]4.常温下，0.2 mol·L－1的一元酸HA与等浓度NaOH溶液等体积混合后，所得溶液中部分微粒组分及浓度如图所示，下列说法正确的是(

) A． HA为强酸

B．

该混合溶液pH＝7.0 C．

该混合溶液中：c(A－)＋c(Y)＝c(Na＋) D．

图中X表示HA，Y表示OH－，Z表示H＋

【解析】0.2 mol·L－1的一元酸HA与等浓度的NaOH溶液等体积混合，恰好生成0.1 mol·L－1NaA溶液，由图知A－浓度小于0.1 mol·L－1，可知A－发生了水解，故HA为弱酸，A项错误；NaA为强碱弱酸盐，水解显碱性，pH＞7.0，B项错误；A－发生水解生成HA，溶液中除Na＋、水分子外，各粒子的浓度大小关系为c(A－)＞c(OH－)＞c(HA)＞c(H＋)，故X为OH－、Y为HA、Z为H＋，D项错误；根据物料守恒可知

c(A－)＋c(HA)＝c(Na＋)，即c(A－)＋c(Y)＝c(Na＋), C项正确。

[练习]5.在常温下，0.100 0 mol·L－1Na2CO3溶液25 mL用0.100 0 mol·L－1盐酸滴定，其滴定曲线如图所示。对滴定过程中所得溶液中相关离子浓度间的关系，下列有关说法正确的是(

) ①a点：c(CO)>c(HCO)>c(OH－) ②b点：5c(Cl－)>4c(HCO)＋4c(CO) ③c点：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H2CO3) ④d点：c(H＋)＝2c(CO)＋c(HCO)＋c(OH－) A．

①②

B．

②③ C．

③④ D．

②④

【解析】反应后溶液中有浓度之比为1∶1的Na2CO3和NaHCO3，因为CO水解能力大于HCO，故有c(CO)

7

[练习]6. 电导率可用于衡量电解质溶液导电能力的大小。室温下,用0.100 mol·L-1NH3·H2O滴定10 mL浓度均为0.100 mol·L-1HCl和CH3COOH的混合液,电导率曲线如图所示。下列说法正确的是(

) A．

①溶液中c(H+)为0.200 mol·L-1

B．

溶液温度高低为①>③>②

C．

③点后因离子数目减少使电导率略降低

D．

③点溶液中有c(Cl-)>c(CH3COO-) 【解析】选D。CH3COOH为弱酸,部分电离,①点溶液中c(H+)小于0.200 mol·L-1,A项错误;酸与碱的反应是放热反应,且在②点时加入10 mL NH3·H2O,酸过量,中和反应没有完全发生,到③点时NH3·H2O和HCl、CH3COOH恰好完全反应,所以温度高低为①<②<③,故B错误;③点溶液为两种酸均恰好被中和,溶质为CH3COONH4与NH4Cl的等物质的量浓度的混合溶液,因CH3COO-水解,故c(Cl-)>c(CH3COO-),D项正确;③点后为继续滴加弱电解质溶液氨水,体积增大,溶液中离子浓度减小,其电导率会略小,但不是因为溶液中离子数目减少,C项错误。

[练习]7.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10－6

B．

曲线N表示pH与lgC． 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＋) 【解析】横坐标取0时，曲线M对应pH约为5.4，曲线N对应pH约为4.4，因为是NaOH滴定H2X溶液，所以在酸性较强的溶液中会存在c(HX－)＝c(H2X)，所以曲线N表示pH与lg的变化关系，B项正确；＝1时，即lg＝0，的变化关系

pH＝5.4，c(H＋)＝1×10－5.4mol·L－1，Ka2＝溶液中，c(HX－)>c(X2－)，即<1，lg≈1×10－5.4，A正确；NaHX<0，此时溶液呈酸性，C正确；>0，>1，即c(X2－)>c(HX－)，D项，当溶液呈中性时，由曲线M可知lg错误。

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