解密高考熱點

馬海林+趙明三

近幾年的全國理綜化學考試說明必考內容中指出要“了解測定溶液pH的方法，能進行pH的簡單計算”. 且在普通高中化學課程標準“化學反應原理”模塊的“活動與探究建議”強調實驗：“用pH計測定中和反應過程中溶液pH的變化，繪制滴定曲線.” 實驗測定酸堿滴定曲線為新課標中新增的內容，成了新的高考熱點，越來越受到命題者的青睞.主要考查利用滴定曲線分析處理數據、解決實際問題的能力.現從以下幾個方面予以探究.

一、滴定曲線試題探源

【教材上題型-選修四化學原理P53頁第11題】為了研究土壤的酸堿性，某學生做了如下的實驗：將一定體積的蒸餾水加入一定質量的土壤中，充分攪拌后，過濾并留取濾液，測濾液的pH后向濾液中滴加氨水，每加入2 mL氨水就攪拌均勻并測量溶液的pH，所得實驗記錄如下：

加氨水體積/ml0246810121416

溶液的pH444468101010

利用上述記錄的數據，以加入的氨水體積為橫坐標、pH為縱坐標繪制曲線圖，并根據曲線圖回答下列問題.……

二、高考提分策略與措施

首先，熟練掌握電離平衡常數和pH的計算方法以及比較酸堿性強弱的方法；準確掌握溶液酸堿性的表示方法；弄清楚酸堿滴定終點與堿或酸發生中和反應恰好反應點的關系

.

第二，掌握水溶液中的電荷守恒、物料守恒、質子守恒.

第三，弄清楚酸堿滴定曲線過程中離子濃度的變化趨勢.例如：20.00 mL 0.1000 mol/L HCl(aq)中不斷滴加0.1000 mol/L NaOH溶液.

電荷守恒c(Na+)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-)

NaOH與NaCl的混合溶液

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

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

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

pH=7c(Na+)=c(Cl-)>c(H+)=c(OH-)

HCl與NaCl的混合溶液

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

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

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

1．溶液中離子濃度的比較

①0＜V［NaOH(aq)］＜10 mL時，是c(HCl)＞c(NaCl)的混合溶液，其溶液中的離子濃度為：c(Cl-)＞c(H+)＞c(Na+)＞c(OH-)

②a點是c(HCl)=c(NaCl)的混合溶液，若考慮水的電離，其溶液中的離子濃度為：

c(Cl-)＞c(H+)＞c(Na+)＞c(OH-)；若忽略水的電離：c(Cl-)＞c(H+)=c(Na+)＞c(OH-)

③10＜V［NaOH(aq)］＜20 mL時，是c(HCl)＜c(NaCl)的混合溶液，其溶液中的離子濃度為：c(Cl-)＞c(Na+)＞c(H+)＞c(OH-)

④b點是NaCl溶液，溶液中的離子濃度為：c(Cl-)=c(Na+)＞c(H+)=c(OH-)

⑤20 mL＜V［NaOH(aq)］＜40 mL時，是c(NaCl)＞c(NaOH)的混合溶液，其溶液中的離子濃度為：c(Na+)＞c(Cl-)＞c(OH-)＞c(H+)

⑥c點是c(NaCl)=c(NaOH)的混合溶液，若考慮水的電離，其溶液中的離子濃度：

c(Na+)＞c(OH-)＞c(Cl-)＞c(H+)；若忽略水的電離：c(Na+)＞c(OH-)=c(Cl-)＞c(H+)

⑦V［NaOH(aq)］＞40 mL時，是c(NaOH)＞c(NaCl)的混合溶液，其溶液中的離子濃度為：c(Na+)＞c(OH-)＞c(Cl-)＞c(H+)

若是在鹽酸中不斷滴入氨水，當兩者完全反應時（即NH4Cl溶液，設為A點），A點溶液的pH由小于7，隨著氨水不斷加入，溶液pH增至7，隨后大于7.

①原點（不含原點）至A點之前，是HCl和NH4Cl的混合溶液.若加入氨水的量較少，則溶液的離子濃度：c(Cl-)＞c(H+)＞c(NH+4)＞c(OH-).隨著氨水不斷加入，有： c(Cl-)＞c(H+)=c(NH+4)＞c(OH-)；進而變化到c(Cl-)＞c(NH+4)＞c(H+)＞c(OH-) A點之后是NH4Cl和NH3·H2O的混合溶液，在A點至b點之前，溶液中的離子濃度仍為：c(Cl-)＞c(NH+4)＞c(H+)＞c(OH-)

②當溶液pH=7時（b點），溶液中的離子濃度為：c(Cl-)=c(NH+4)＞c(H+)=c(OH-)

此時c(NH+4)與c(NH3·H2O)之比可用下列方法求得（設c(NH+4)=x mol/L，c(NH3·H2O)=y mol/L）：

NH3·H2ONH+4+OH-

x y 1×10-7

1×10-7y/x=1.75×10-5

解得：y/x=175

即當溶液pH=7時，溶液中c(NH+4)約是c(NH3·H2O)的175倍

③隨著氨水的不斷滴入，溶液pH＞7，溶液中離子濃度：c(NH+4)＞c(Cl-)＞c(OH-)＞c(H+)

④若氨水過量很多，溶液中離子濃度：c(NH+4)＞c(OH-)＞c(Cl-)＞c(H+)

⑤在③④之間必然還可找到一點：c(NH+4)＞c(OH-)c(Cl-)＞c(H+)

鹽酸中不斷滴入氨水的離子濃度排序歸納如下表.

四、經典高考試題賞析

例1(2013·浙江12)25℃時，用濃度為0.1000 mol/L的NaOH溶液滴定20.00 mL濃度均為0.1000 mol/L的三種酸HX、HY、HZ，滴定曲線如圖所示.下列說法正確的是().

A．在相同溫度下，同濃度的三種酸溶液的導電能力順序：

HZ＜HY＜HX

B．根據滴定曲線，可得Ka(HY)≈10-5

C．將上述HX、HY溶液等體積混合后，用NaOH溶液滴定至HX恰好完全反應時：c(X-)＞c(Y-)＞c(OH-)＞c(H+)

D．HY與HZ混合，達到平衡時：

c(H+)=Ka(HY)×c(HY)÷c(Y-) +c(Z-)+c(OH-)

解析濃度均為0.1000 mol/L的三種酸HX、HY、HZ，根據滴定曲線0點三種酸的pH可得到HZ是強酸，HY和HX是弱酸，但酸性：HY＞HX.因此，同溫同濃度時，三種酸的導電性：HZ＞HY＞HX.B選項：

當NaOH溶液滴加到10 mL時，溶液中c(HY)≈c(Y-)，即Ka(HY)≈c(H+)=10-pH=10-5.C選項：用NaOH溶液滴定至HX恰好完全反應時，HY早被完全中和，所得溶液是NaY和NaX混合溶液，但因酸性：HY＞HX，即X-的水解程度大于Y-，溶液中c(Y-)＞c(X-).D選項：HY與HZ混合，溶液的電荷守恒式為：c(H+)=c(Y-)+c(Z-) +c(OH-)，又根據HY的電離平衡常數：

Ka(HY)=c(H+)·c(Y-)c(HY),即有：c(Y-)=Ka(HY)·c(HY)c(H+)c(Y-),所以達平衡后：c(H+)=Ka(HY)·c(HY)c(H+)c(Y-)+c(Z-)+c(OH-).

近幾年的全國理綜化學考試說明必考內容中指出要“了解測定溶液pH的方法，能進行pH的簡單計算”. 且在普通高中化學課程標準“化學反應原理”模塊的“活動與探究建議”強調實驗：“用pH計測定中和反應過程中溶液pH的變化，繪制滴定曲線.” 實驗測定酸堿滴定曲線為新課標中新增的內容，成了新的高考熱點，越來越受到命題者的青睞.主要考查利用滴定曲線分析處理數據、解決實際問題的能力.現從以下幾個方面予以探究.

一、滴定曲線試題探源

【教材上題型-選修四化學原理P53頁第11題】為了研究土壤的酸堿性，某學生做了如下的實驗：將一定體積的蒸餾水加入一定質量的土壤中，充分攪拌后，過濾并留取濾液，測濾液的pH后向濾液中滴加氨水，每加入2 mL氨水就攪拌均勻并測量溶液的pH，所得實驗記錄如下：

加氨水體積/ml0246810121416

溶液的pH444468101010

利用上述記錄的數據，以加入的氨水體積為橫坐標、pH為縱坐標繪制曲線圖，并根據曲線圖回答下列問題.……

二、高考提分策略與措施

首先，熟練掌握電離平衡常數和pH的計算方法以及比較酸堿性強弱的方法；準確掌握溶液酸堿性的表示方法；弄清楚酸堿滴定終點與堿或酸發生中和反應恰好反應點的關系

.

第二，掌握水溶液中的電荷守恒、物料守恒、質子守恒.

第三，弄清楚酸堿滴定曲線過程中離子濃度的變化趨勢.例如：20.00 mL 0.1000 mol/L HCl(aq)中不斷滴加0.1000 mol/L NaOH溶液.

電荷守恒c(Na+)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-)

NaOH與NaCl的混合溶液

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

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

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

pH=7c(Na+)=c(Cl-)>c(H+)=c(OH-)

HCl與NaCl的混合溶液

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

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

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

1．溶液中離子濃度的比較

①0＜V［NaOH(aq)］＜10 mL時，是c(HCl)＞c(NaCl)的混合溶液，其溶液中的離子濃度為：c(Cl-)＞c(H+)＞c(Na+)＞c(OH-)

②a點是c(HCl)=c(NaCl)的混合溶液，若考慮水的電離，其溶液中的離子濃度為：

c(Cl-)＞c(H+)＞c(Na+)＞c(OH-)；若忽略水的電離：c(Cl-)＞c(H+)=c(Na+)＞c(OH-)

③10＜V［NaOH(aq)］＜20 mL時，是c(HCl)＜c(NaCl)的混合溶液，其溶液中的離子濃度為：c(Cl-)＞c(Na+)＞c(H+)＞c(OH-)

④b點是NaCl溶液，溶液中的離子濃度為：c(Cl-)=c(Na+)＞c(H+)=c(OH-)

⑤20 mL＜V［NaOH(aq)］＜40 mL時，是c(NaCl)＞c(NaOH)的混合溶液，其溶液中的離子濃度為：c(Na+)＞c(Cl-)＞c(OH-)＞c(H+)

⑥c點是c(NaCl)=c(NaOH)的混合溶液，若考慮水的電離，其溶液中的離子濃度：

c(Na+)＞c(OH-)＞c(Cl-)＞c(H+)；若忽略水的電離：c(Na+)＞c(OH-)=c(Cl-)＞c(H+)

⑦V［NaOH(aq)］＞40 mL時，是c(NaOH)＞c(NaCl)的混合溶液，其溶液中的離子濃度為：c(Na+)＞c(OH-)＞c(Cl-)＞c(H+)

若是在鹽酸中不斷滴入氨水，當兩者完全反應時（即NH4Cl溶液，設為A點），A點溶液的pH由小于7，隨著氨水不斷加入，溶液pH增至7，隨后大于7.

①原點（不含原點）至A點之前，是HCl和NH4Cl的混合溶液.若加入氨水的量較少，則溶液的離子濃度：c(Cl-)＞c(H+)＞c(NH+4)＞c(OH-).隨著氨水不斷加入，有： c(Cl-)＞c(H+)=c(NH+4)＞c(OH-)；進而變化到c(Cl-)＞c(NH+4)＞c(H+)＞c(OH-) A點之后是NH4Cl和NH3·H2O的混合溶液，在A點至b點之前，溶液中的離子濃度仍為：c(Cl-)＞c(NH+4)＞c(H+)＞c(OH-)

②當溶液pH=7時（b點），溶液中的離子濃度為：c(Cl-)=c(NH+4)＞c(H+)=c(OH-)

此時c(NH+4)與c(NH3·H2O)之比可用下列方法求得（設c(NH+4)=x mol/L，c(NH3·H2O)=y mol/L）：

NH3·H2ONH+4+OH-

x y 1×10-7

1×10-7y/x=1.75×10-5

解得：y/x=175

即當溶液pH=7時，溶液中c(NH+4)約是c(NH3·H2O)的175倍

③隨著氨水的不斷滴入，溶液pH＞7，溶液中離子濃度：c(NH+4)＞c(Cl-)＞c(OH-)＞c(H+)

④若氨水過量很多，溶液中離子濃度：c(NH+4)＞c(OH-)＞c(Cl-)＞c(H+)

⑤在③④之間必然還可找到一點：c(NH+4)＞c(OH-)c(Cl-)＞c(H+)

鹽酸中不斷滴入氨水的離子濃度排序歸納如下表.

四、經典高考試題賞析

例1(2013·浙江12)25℃時，用濃度為0.1000 mol/L的NaOH溶液滴定20.00 mL濃度均為0.1000 mol/L的三種酸HX、HY、HZ，滴定曲線如圖所示.下列說法正確的是().

A．在相同溫度下，同濃度的三種酸溶液的導電能力順序：

HZ＜HY＜HX

B．根據滴定曲線，可得Ka(HY)≈10-5

C．將上述HX、HY溶液等體積混合后，用NaOH溶液滴定至HX恰好完全反應時：c(X-)＞c(Y-)＞c(OH-)＞c(H+)

D．HY與HZ混合，達到平衡時：

c(H+)=Ka(HY)×c(HY)÷c(Y-) +c(Z-)+c(OH-)

解析濃度均為0.1000 mol/L的三種酸HX、HY、HZ，根據滴定曲線0點三種酸的pH可得到HZ是強酸，HY和HX是弱酸，但酸性：HY＞HX.因此，同溫同濃度時，三種酸的導電性：HZ＞HY＞HX.B選項：

當NaOH溶液滴加到10 mL時，溶液中c(HY)≈c(Y-)，即Ka(HY)≈c(H+)=10-pH=10-5.C選項：用NaOH溶液滴定至HX恰好完全反應時，HY早被完全中和，所得溶液是NaY和NaX混合溶液，但因酸性：HY＞HX，即X-的水解程度大于Y-，溶液中c(Y-)＞c(X-).D選項：HY與HZ混合，溶液的電荷守恒式為：c(H+)=c(Y-)+c(Z-) +c(OH-)，又根據HY的電離平衡常數：

Ka(HY)=c(H+)·c(Y-)c(HY),即有：c(Y-)=Ka(HY)·c(HY)c(H+)c(Y-),所以達平衡后：c(H+)=Ka(HY)·c(HY)c(H+)c(Y-)+c(Z-)+c(OH-).

近幾年的全國理綜化學考試說明必考內容中指出要“了解測定溶液pH的方法，能進行pH的簡單計算”. 且在普通高中化學課程標準“化學反應原理”模塊的“活動與探究建議”強調實驗：“用pH計測定中和反應過程中溶液pH的變化，繪制滴定曲線.” 實驗測定酸堿滴定曲線為新課標中新增的內容，成了新的高考熱點，越來越受到命題者的青睞.主要考查利用滴定曲線分析處理數據、解決實際問題的能力.現從以下幾個方面予以探究.

一、滴定曲線試題探源

【教材上題型-選修四化學原理P53頁第11題】為了研究土壤的酸堿性，某學生做了如下的實驗：將一定體積的蒸餾水加入一定質量的土壤中，充分攪拌后，過濾并留取濾液，測濾液的pH后向濾液中滴加氨水，每加入2 mL氨水就攪拌均勻并測量溶液的pH，所得實驗記錄如下：

加氨水體積/ml0246810121416

溶液的pH444468101010

利用上述記錄的數據，以加入的氨水體積為橫坐標、pH為縱坐標繪制曲線圖，并根據曲線圖回答下列問題.……

二、高考提分策略與措施

首先，熟練掌握電離平衡常數和pH的計算方法以及比較酸堿性強弱的方法；準確掌握溶液酸堿性的表示方法；弄清楚酸堿滴定終點與堿或酸發生中和反應恰好反應點的關系

.

第二，掌握水溶液中的電荷守恒、物料守恒、質子守恒.

第三，弄清楚酸堿滴定曲線過程中離子濃度的變化趨勢.例如：20.00 mL 0.1000 mol/L HCl(aq)中不斷滴加0.1000 mol/L NaOH溶液.

電荷守恒c(Na+)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-)

NaOH與NaCl的混合溶液

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

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

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

pH=7c(Na+)=c(Cl-)>c(H+)=c(OH-)

HCl與NaCl的混合溶液

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

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

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

1．溶液中離子濃度的比較

①0＜V［NaOH(aq)］＜10 mL時，是c(HCl)＞c(NaCl)的混合溶液，其溶液中的離子濃度為：c(Cl-)＞c(H+)＞c(Na+)＞c(OH-)

②a點是c(HCl)=c(NaCl)的混合溶液，若考慮水的電離，其溶液中的離子濃度為：

c(Cl-)＞c(H+)＞c(Na+)＞c(OH-)；若忽略水的電離：c(Cl-)＞c(H+)=c(Na+)＞c(OH-)

③10＜V［NaOH(aq)］＜20 mL時，是c(HCl)＜c(NaCl)的混合溶液，其溶液中的離子濃度為：c(Cl-)＞c(Na+)＞c(H+)＞c(OH-)

④b點是NaCl溶液，溶液中的離子濃度為：c(Cl-)=c(Na+)＞c(H+)=c(OH-)

⑤20 mL＜V［NaOH(aq)］＜40 mL時，是c(NaCl)＞c(NaOH)的混合溶液，其溶液中的離子濃度為：c(Na+)＞c(Cl-)＞c(OH-)＞c(H+)

⑥c點是c(NaCl)=c(NaOH)的混合溶液，若考慮水的電離，其溶液中的離子濃度：

c(Na+)＞c(OH-)＞c(Cl-)＞c(H+)；若忽略水的電離：c(Na+)＞c(OH-)=c(Cl-)＞c(H+)

⑦V［NaOH(aq)］＞40 mL時，是c(NaOH)＞c(NaCl)的混合溶液，其溶液中的離子濃度為：c(Na+)＞c(OH-)＞c(Cl-)＞c(H+)

若是在鹽酸中不斷滴入氨水，當兩者完全反應時（即NH4Cl溶液，設為A點），A點溶液的pH由小于7，隨著氨水不斷加入，溶液pH增至7，隨后大于7.

①原點（不含原點）至A點之前，是HCl和NH4Cl的混合溶液.若加入氨水的量較少，則溶液的離子濃度：c(Cl-)＞c(H+)＞c(NH+4)＞c(OH-).隨著氨水不斷加入，有： c(Cl-)＞c(H+)=c(NH+4)＞c(OH-)；進而變化到c(Cl-)＞c(NH+4)＞c(H+)＞c(OH-) A點之后是NH4Cl和NH3·H2O的混合溶液，在A點至b點之前，溶液中的離子濃度仍為：c(Cl-)＞c(NH+4)＞c(H+)＞c(OH-)

②當溶液pH=7時（b點），溶液中的離子濃度為：c(Cl-)=c(NH+4)＞c(H+)=c(OH-)

此時c(NH+4)與c(NH3·H2O)之比可用下列方法求得（設c(NH+4)=x mol/L，c(NH3·H2O)=y mol/L）：

NH3·H2ONH+4+OH-

x y 1×10-7

1×10-7y/x=1.75×10-5

解得：y/x=175

即當溶液pH=7時，溶液中c(NH+4)約是c(NH3·H2O)的175倍

③隨著氨水的不斷滴入，溶液pH＞7，溶液中離子濃度：c(NH+4)＞c(Cl-)＞c(OH-)＞c(H+)

④若氨水過量很多，溶液中離子濃度：c(NH+4)＞c(OH-)＞c(Cl-)＞c(H+)

⑤在③④之間必然還可找到一點：c(NH+4)＞c(OH-)c(Cl-)＞c(H+)

鹽酸中不斷滴入氨水的離子濃度排序歸納如下表.

四、經典高考試題賞析

例1(2013·浙江12)25℃時，用濃度為0.1000 mol/L的NaOH溶液滴定20.00 mL濃度均為0.1000 mol/L的三種酸HX、HY、HZ，滴定曲線如圖所示.下列說法正確的是().

A．在相同溫度下，同濃度的三種酸溶液的導電能力順序：

HZ＜HY＜HX

B．根據滴定曲線，可得Ka(HY)≈10-5

C．將上述HX、HY溶液等體積混合后，用NaOH溶液滴定至HX恰好完全反應時：c(X-)＞c(Y-)＞c(OH-)＞c(H+)

D．HY與HZ混合，達到平衡時：

c(H+)=Ka(HY)×c(HY)÷c(Y-) +c(Z-)+c(OH-)

解析濃度均為0.1000 mol/L的三種酸HX、HY、HZ，根據滴定曲線0點三種酸的pH可得到HZ是強酸，HY和HX是弱酸，但酸性：HY＞HX.因此，同溫同濃度時，三種酸的導電性：HZ＞HY＞HX.B選項：

當NaOH溶液滴加到10 mL時，溶液中c(HY)≈c(Y-)，即Ka(HY)≈c(H+)=10-pH=10-5.C選項：用NaOH溶液滴定至HX恰好完全反應時，HY早被完全中和，所得溶液是NaY和NaX混合溶液，但因酸性：HY＞HX，即X-的水解程度大于Y-，溶液中c(Y-)＞c(X-).D選項：HY與HZ混合，溶液的電荷守恒式為：c(H+)=c(Y-)+c(Z-) +c(OH-)，又根據HY的電離平衡常數：

Ka(HY)=c(H+)·c(Y-)c(HY),即有：c(Y-)=Ka(HY)·c(HY)c(H+)c(Y-),所以達平衡后：c(H+)=Ka(HY)·c(HY)c(H+)c(Y-)+c(Z-)+c(OH-).