2021高考化学一轮复习第八章第2课时酸碱中和滴定及其拓展应用教案鲁科版

第2课时 酸碱中和滴定及其拓展应用

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考点一 酸碱中和滴定的实验原理和操作步骤

1.实验原理 (1)原理:c 待=

c V V ⨯标标待

(以一元酸与一元碱的滴定为例)。

(2)酸碱中和滴定的关键

①准确测定标准液和待测液的体积; ②准确判断滴定终点。 2.实验操作

以标准盐酸滴定待测NaOH 溶液为例 (1)滴定前的准备

(2)滴定

(3)终点判断

等到滴入最后一滴标准液,指示剂变色,且在半分钟内不恢复原来的颜色,视为滴定终点并记录标准液的体积。

(4)按上述操作重复2～3次,求出用去标准盐酸体积的平均值,根据c(NaOH)=(HCl)(HCl)

(NaOH)

c V V ⋅计

算。

[名师点拨] 中和滴定曲线示例图及解题方法 (1)示例图像

(以0.100 0 mol/L NaOH 溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol/L 盐酸为例)

(2)巧抓“四个点”突破滴定曲线问题

①抓反应“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。

考法一 滴定操作及误差分析

[典例1] (2019·湖北部分重点中学上学期开学考)下列有关滴定操作的说法正确的是( ) A.用25 mL 滴定管进行中和滴定时,用去标准液的体积为21.7 mL

B.用标准的KOH 溶液滴定未知浓度的盐酸,洗净碱式滴定管后直接取标准KOH 溶液进行滴定,则测定结果偏低

C.用标准的KOH 溶液滴定未知浓度的盐酸,配制标准溶液的固体KOH 中含有NaOH 杂质,则测定结果偏高

D.用未知浓度的盐酸滴定标准的KOH 溶液时,若读取读数时,滴定前仰视,滴定到终点后俯视,会导致测定结果偏高

解析:滴定管精确值为0.01 mL,读数应保留小数点后 2位,A 项错误;用标准KOH 溶液滴定未知浓度的盐酸,洗净碱式滴定管后直接取标准KOH 溶液进行滴定,由于没有润洗,标准液浓度减小,消耗标准液体积增大,则测定结果偏高,B 项错误;所用的固体KOH 中混有NaOH,由于相同质量的氢氧化钠和氢氧化钾,氢氧化钠的物质的量大于氢氧化钾的物质的量,故所配的溶液的OH -

浓度偏大,导致消耗标准液的体积偏小,则测定结果偏低,C 项错误;用未知浓度的盐酸滴定标准的KOH 溶液时,若滴定前仰视读数,滴定至终点后俯视读数,导致消耗的盐酸体积偏小,依据c(酸)=

()()

()

c V V 碱碱酸可知测定结果偏高,D 项正确。

答案:D

[对点精练1] 用标准盐酸滴定未知浓度的NaOH 溶液,下列各操作中会引起实验误差的是( D )

A.滴定前酸式滴定管需用标准盐酸润洗

B.用蒸馏水洗净锥形瓶后,立即装入一定体积的NaOH 溶液后进行滴定

C.往盛有20.00 mL NaOH 溶液的锥形瓶中,滴入几滴酚酞指示剂后进行滴定

D.用蒸馏水洗净锥形瓶后,再用NaOH 溶液润洗,然后装入一定体积的NaOH 溶液

解析:锥形瓶内存有少量蒸馏水,但待测液中溶质的物质的量不变,消耗标准液的体积不变,B 不会引起误差;锥形瓶不能用待测液润洗,否则会使测定结果偏高。 考法二 滴定曲线分析

[典例2] (2016·全国Ⅰ卷)298 K 时,在20.0 mL 0.10 mol ·L -1

氨水中滴入0.10 mol ·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 0.10 mol ·L -1

氨水的电离度为1.32%,下列有关叙述正确的是( )

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20.0 mL

C.M 点处的溶液中c(4NH +)=c(Cl -)=c(H +)=c(OH -

) D.N 点处的溶液中pH<12

解析:酚酞的变色范围是8.2～10.0,又因为NH 4Cl 是强酸弱碱盐,水解显酸性,故正好中和时溶液显酸性,故盐酸的量不足时溶液可能就褪色了,使测量值偏小,故应用甲基橙作指示剂;当加入盐酸 20.0 mL 时正好生成NH 4Cl,因为4NH +的水解使溶液pH<7,而M 点对应pH=7,故加入盐酸少于20.0 mL;由电荷守恒知:c(4NH +)+c(H +)=c(OH -)+c(Cl -),又因pH=7,故c(H +)=c(OH -

),所

以c(4NH +)=c(Cl -),但c(4NH +)=c(Cl -)>c(H +)=c(OH -);由 0.10 mol ·L -1

氨水的电离度为1.32%

可知:c(OH -)=0.10 mol ·L -1×1.32%=0.001 32 mol ·L -1,所以c(H +

)=

141.0100.00132-⨯ mol ·L -1>141.0100.01

-⨯ mol ·L -1=1.0×10-12 mol ·L -1

,故pH<12。

答案:D

[对点精练2] (2018·浙江4月选考)在常温下,向 10 mL 浓度均为0.1 mol ·L -1

的NaOH 和Na 2CO 3混合溶液中滴加 0.1 mol ·L -1

的盐酸,溶液pH 随盐酸加入体积的变化如图所示。下列说法正确的是( B

)

A.在a 点的溶液中:c(Na +)>c(23CO -)>c(Cl -)>c(OH -)>c(H +

) B.在b 点的溶液中:2n(23CO -)+n(HC 3O -)<0.001 mol

C.在c 点的溶液pH<7,是因为此时HC 3O -的电离能力大于其水解能力

D.若将0.1 mol ·L -1的盐酸换成同浓度的醋酸,当滴至溶液的pH=7时:c(Na +)=c(CH 3COO -

) 解析:向NaOH 和Na 2CO 3混合溶液滴加0.1 mol ·L -1盐酸时,反应过程为OH -+H

+

H 2O,

23

CO -

+H +

HC 3O -,HC 3O -

+H

+

H 2CO 3。加入盐酸体积为 5 mL 时,溶液中溶质NaCl ∶NaOH ∶

Na 2CO 3=1∶1∶2,溶液中离子浓度大小应为 c(Na +

)>c(C 23O -

)>c(OH -)>c(Cl -)>c(H +

),A 错误;溶液的pH=7时,电荷守恒:c(Na +)+c(H +)=2c(C 23O -)+c(HC 3O -)+c(OH -)+c(Cl -

),化简可得2c(C 23O -)+c(HC 3O -)=c(Na +)-c(Cl -),即2n(C 23O -)+n(HC 3O -)=n(Na +)-n(Cl -

)=0.003

mol-n(Cl -),pH=7时,盐酸体积大于20 mL,故n(Cl -

)>0.002 mol,所以2n(C 23O -)+n(HC 3O -)<0.001 mol 成立,B 正确;c 点pH 小于7是因为反应生成的H 2CO 3电离能力大于HC 3O -水解能力,C 错误;

把盐酸换成同浓度的醋酸,滴至溶液pH=7时,电荷守恒为

c(Na +)+c(H +)=2c(C 23O -)+c(HC 3O -)+c(OH -)+c(CH 3COO -),c(Na +)与c(CH 3COO -

)不相等,D 错误。

考点二 酸碱中和滴定的拓展应用

1.沉淀滴定

概念 沉淀滴定是利用沉淀反应进行滴定、测量分析的方法。生成沉淀的反应有很多,但符合条件的却很少,实际上应用最多的是银量法,即利用Ag +与卤素离子的反应来测定Cl -、Br -

、

I -

的浓度

原

理 沉淀滴定所用的指示剂本身就是一种沉淀剂,滴定剂与被滴定物反应的生成物的溶解度

要比滴定剂与指示剂反应的生成物的溶解度小,否则不能用这种指示剂 举

用AgNO 3溶液测定溶液中Cl -

的含量时常以Cr 24O -

为指示剂,这是因为AgCl 比Ag 2CrO 4更难