酸堿中和滴定曲線解析

魏鳳琴

(河北省秦皇島市北戴河中學 066100)

一、典例分析

例1常溫下，用0.1000 mol·L-1NaOH溶液滴定20.00 mL 0.1000 mol·L-1HA溶液所得滴定曲線如圖1所示.下列說法正確的( ).

圖1

A.由圖可知HA是強酸

B.點②所示溶液中：c(Na+)=c(HA)+c(A-)

C.水的電離程度：①>②>③

D.點①所示溶液中：c(A-)>c(Na+)>c(HA)>c(H+)>c(OH-)

解析本題答案為D.由題干可知，假如一元酸HA為強酸，則其pH應等于1，而圖像顯示，曲線起點的pH=3，所以HA為弱酸，A選項不正確；通過觀察圖像的橫、縱坐標還可得出，曲線上②點的pH=7，是中性點，③點為酸堿滴定終點，是中和點，①點為酸被中和一半的點，屬一半點，且③點溶質(zhì)為NaA，其物料守恒式為c(Na+)=c(HA)+c(A-)，②點溶質(zhì)為HA和NaA的混合物，故B選項不正確；①點溶質(zhì)為HA和NaA(物質(zhì)的量的比為1∶1)且pH<7，說明HA的電離程度大于NaA中A-的水解程度，此點抑制水的電離，而③點促進水的電離，②點對水的電離既不促進也不抑制，所以C項不正確，由①點的溶質(zhì)及pH，可判斷出D項正確.

例225℃時，進行如圖2所示滴定并得到對應曲線(如圖3所示).下列說法錯誤的是 ( ).

圖2 圖3

A.Ka2(H2C2O4)=10-4.19

C.Ⅰ、Ⅱ兩條直線的斜率均為1

解析答案為B,解決本題的關(guān)鍵是利用好Ⅰ、Ⅱ兩條直線與pH軸的兩個交點.

例3將 0.1 mol·L-1的硫酸溶液滴加到體積為VmL，物質(zhì)的量濃度為0.1 mol·L-1氨水中.隨著所加硫酸溶液體積的變化，混合溶液的溫度和pOH[pOH=-lgc(OH-)]的變化曲線如圖4所示(實線為溫度變化曲線，虛線為pOH變化曲線)，下列說法不正確的是( ).

圖4

A．V=40

B．b點時溶液的pOH>pH

C．c、b、a三點由水電離的c(OH-)依次增大

D．a(chǎn)、d、b各點對應NH3·H2O的電離常數(shù)：K(a)

解析答案為C，本題的關(guān)鍵是利用好曲線的拐點b，因為b點時溶液的溫度最高，表明此時酸堿恰好反應完全，因1 mol H2SO4與2 mol NH3·H2O完全反應，可求氨水體積V=40，A正確；B項，b點恰好完全反應生成(NH4)2SO4，溶液呈酸性，c(H+)>c(OH-),所以pHd>a，溫度越高，NH3·H2O的電離常數(shù)越大，所以D正確.

圖5

A．Ka1(H3PO4)=1.0×10-2.1

二、方法整合

通過以上分析，可得出解決酸堿中和滴定曲線的一般思路和方法：首先，要關(guān)注題干和圖像的橫、縱坐標，搞清楚是酸加入堿中，還是堿加入酸中；其次，要充分利用好常見的特殊點：如利用起點可看出酸性或堿性的強弱，這在判斷滴定終點時至關(guān)重要；利用滴定終點(中和點)、pH=7的點(中性點)、酸堿中和一半的點(一半點)、過量點、曲線的交點及拐點等，可準確判斷溶液的酸堿性、比較微粒濃度的大小、計算電離常數(shù)和水解常數(shù)、列出電荷、物料及質(zhì)子守恒式等；再次，要明確酸堿滴定過程中的定量關(guān)系：①電荷守恒關(guān)系在曲線的任何點均存在，②物料守恒可以根據(jù)所加酸或堿的物質(zhì)的量進行確定，但不一定為等量關(guān)系；③質(zhì)子守恒式可根據(jù)某點的電荷守恒式和物料守恒式經(jīng)過變換，消去不水解的離子得出.