大单元7 水溶液中的离子反应与平衡-(Word练习)【赢在微点·顶层设计】2026年高中化学高考一轮总复习

该高中化学高考复习学案系统梳理水溶液中的离子反应与平衡大单元，涵盖电离平衡、水的电离与pH、中和滴定、盐类水解及沉淀溶解平衡等核心考点，通过知识梳理、思维辨析、实验探究等环节构建层级化知识网络，以问题链和任务驱动引导学生自主整合概念原理与计算应用。 亮点在于自主诊断与科学思维培养，开篇设置思维辨析题帮助学生定位薄弱点，微充电部分通过母题衍生题归纳解题模型，如电离平衡常数计算步骤指导。每个考点配备实验回放与真题演练，助力学生自主提升问题解决能力，教师可依据练习反馈实施分层教学，落实因材施教。

大单元七　水溶液中的离子反应与平衡 第33讲　电离平衡 [目标速览]　1.认识弱电解质在水溶液中的电离平衡。2.认识电离平衡常数,会电离平衡常数的相关计算。3.会电离平衡常数的相关应用。 微考点　核心突破 考点1　强电解质　弱电解质 　 知|识|梳|理 1.电解质与非电解质 化合物 2.强电解质和弱电解质 强电解质 弱电解质 定义 溶于水后____电离的电解质 溶于水后____电离的电解质 化合物 类型 ____化合物及部分共价化合物 某些共价化合物 电离程度 ____电离 ____电离 电离过程 ______过程,无电离平衡 ____过程,存在电离平衡 溶液中存 在的分子 和离子(水 分子不计) 只有电离出的阴、阳离子,不存在电解质分子 既有电离出的阴、阳离子,又有电解质分子 与物质类 别的关系 (1)绝大多数的盐 (2)________ (3)________ (1)水 (2)____________ (3)____________ 3.电离方程式的书写 (1)强电解质,如H2SO4:________________。 (2)弱电解质。 ①一元弱酸,如CH3COOH:__________________________。 ②多元弱酸,分步电离,且第一步电离程度远远大于第二步的电离程度,如H2CO3:_____________________________________________________。 ③多元弱碱,一步完成,如Fe(OH)3: ___________________________________________________________。 (3)酸式盐。 ①强酸的酸式盐,如NaHSO4溶于水: ___________________________________________________________。 ②弱酸的酸式盐,如NaHCO3: ___________________________________________________________、 ___________________________________________________________。 思维辨析 判断正误,正确的画“√”,错误的画“×”。 1.因为NH3的水溶液能够导电,所以NH3属于电解质。(　　) 2.BaSO4难溶于水,但它是强电解质。(　　) 3.强电解质是离子化合物,弱电解质是共价化合物。(　　) 4.Cu能导电,属于强电解质。(　　) 5.强电解质溶液一定比弱电解质溶液的导电性强。(　　) 实|验|回|放 实验:强电解质和弱电解质的实验探究 实验操作:分别测定等浓度的盐酸与醋酸溶液的pH;然后分别进行等体积、等浓度的盐酸、醋酸溶液与等量镁条的反应,观察现象。 实验现象(或数据)与结论 酸的 浓度 0.1 mol·L-1 的盐酸 0.1 mol·L-1 的醋酸溶液 酸的pH 1 >1 与镁条的 反应现象 剧烈反应,产生大量气泡 相比盐酸,反应平缓,产生少量气泡 实验 结论 ①等体积、等浓度的盐酸和醋酸溶液与镁条反应剧烈程度不同,表明溶液中H+的浓度不相同,即HCl和CH3COOH在水溶液中电离程度不同 ②由盐酸与醋酸溶液的pH可知,0.1 mol·L-1盐酸中c(H+)=0.1 mol·L-1,说明HCl在水溶液中完全电离;0.1 mol·L-1醋酸溶液中c(H+)<0.1 mol·L-1,说明CH3COOH在水溶液中部分电离 知|识|拓|展 1.电解质强弱的本质 (1)电解质强弱是由物质的内部结构决定的,与外界因素无关,关键是看在水溶液中是否完全电离。 (2)电解质强弱与溶解性无关。如BaSO4等虽难溶于水,但溶于水的部分却能完全电离,是强电解质。醋酸能与水互溶但不能完全电离,是弱电解质。 (3)电解质强弱与溶液的导电性无必然联系,溶液的导电性与溶液中的离子浓度、离子所带电荷数有关,强电解质溶液的导电能力不一定强。 2.几个概念 “电解”“电离”和“通电”的区别:“电解”指在通电条件下,电解质发生氧化还原反应的过程,而“电离”是在水溶液中或熔融状态下电解质离解成自由移动离子的过程,没有发生氧化还原反应;“通电”指接通电源,它是电解反应的条件。 3.判断弱电解质的三个思维角度 角度一:弱电解质的定义,即弱电解质不能完全电离。 (1)测定一定浓度的HA溶液的pH。 (2)与同浓度盐酸比较导电性。 (3)与同浓度的盐酸比较和锌反应的快慢。 角度二:弱电解质溶液中存在电离平衡,条件改变,平衡移动。 (1)从一定pH的HA溶液稀释前后pH的变化判断。 (2)从升高温度后pH的变化判断。 (3)从等体积、等pH的HA溶液、盐酸分别与过量的锌反应生成H2的量判断。 角度三:弱电解质形成的盐类能水解,如判断CH3COOH是弱酸可用下面两个现象。 (1)配制某浓度的醋酸钠溶液,向其中加入几滴酚酞溶液。 现象:溶液变为浅红色。 (2)用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在pH试纸上,测其pH。 现象:pH>7。 知|识|对|练 角度一　强、弱电解质 1.下列各组关于强电解质、弱电解质、非电解质的归类,完全正确的是(　　) 选项 A B C D 强电 解质 盐酸 NaCl BaSO4 HNO3 弱电 解质 CH3COOH NH3 H3PO4 Fe(OH)3 非电 解质 C6H12O6 (葡萄糖) CO2 C2H5OH H2O 2.下列事实不能证明亚硝酸(HNO2)是弱电解质的是(　　) A.常温下NaNO2溶液的pH>7 B.常温下0.1 mol/L HNO2溶液的pH约为2 C.亚硝酸溶液中滴加紫色石蕊溶液,溶液变红色 D.常温下将pH=3的HNO2溶液加水稀释至100倍,稀释后溶液的pH约为4.5 3.甲酸(HCOOH)是一种一元弱酸,下列性质可以证明它是弱电解质的是(　　) A.常温下,1 mol·L-1甲酸溶液中的c(H+)约为1×10-2mol·L-1 B.甲酸能与碳酸钠反应放出二氧化碳 C.10 mL 1 mol·L-1甲酸溶液恰好与10 mL 1 mol·L-1 NaOH溶液完全反应 D.甲酸溶液与锌反应比强酸溶液与锌反应缓慢 4.25 ℃时,0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液的pH=3,0.1 mol·L-1 HX溶液的pH=4。下列说法正确的是(　　) A.CH3COOH与HX均为弱酸,且酸性:HX>CH3COOH B.25 ℃时,水电离出的c(H+)均为10-11 mol·L-1的两种酸,酸的浓度:HX>CH3COOH C.25 ℃时,浓度均为0.1 mol·L-1的CH3COONa和NaX溶液,pH大小:CH3COONa>NaX D.25 ℃时,pH均为3的CH3COOH与HX溶液各100 mL与等浓度的NaOH溶液完全反应,消耗NaOH溶液的体积:CH3COOH>HX 考点2　电离平衡、电离平衡常数及应用 　 知|识|梳|理 一、电离平衡 1.电离平衡 (1)定义:在一定条件(如温度、浓度)下,当电解质分子________的速率和____________的速率相等时,电离过程就达到了平衡状态。 (2)特征 2.影响电离平衡的因素 (1)温度:升高温度,平衡向______方向移动,这是因为____________________。 (2)浓度:弱电解质溶液的浓度越小,电离程度越______。 (3)其他物质对电离平衡的影响:向醋酸溶液中加入醋酸钠晶体,电离平衡向______移动。c(H+)______,c(CH3COO-)______。 二、电离度 1.表达式 α=×100%。 2.意义 衡量弱电解质的电离程度,在相同条件下(浓度、温度相同),不同弱电解质的电离度越大,弱电解质的电离程度越大。 3.影响因素 温度的 影响 升高温度,电离平衡向右移动,电离度______________; 降低温度,电离平衡向左移动,电离度______________ 浓度的 影响 当弱电解质溶液浓度增大时,电离度________; 当弱电解质溶液浓度减小时,电离度________ 三、电离平衡常数 1.概念 (1)一元弱酸HA在溶液中存在如下电离平衡:HAH++A-,电离常数可表示为Ka=________。 (2)一元弱碱在溶液中存在如下电离平衡:BOHB++OH-,电离常数可表示为Kb=________。 2.K的意义 相同温度下,K值越大,表示该弱电解质越______电离,所对应的弱酸或弱碱相对越______。 3.影响电离常数的因素 影响电离常数的因素____________。温度越高,K值越______。 思维辨析 判断正误,正确的画“√”,错误的画“×”。 1.中和等体积、等物质的量浓度的盐酸和醋酸所消耗的n(NaOH)相等。(　　) 2.常温下,将pH=3的醋酸稀释到原体积的10倍后,溶液的pH=4。(　　) 3.为确定某酸H2A是强酸还是弱酸,可测NaHA溶液的pH。若pH>7,则H2A是弱酸;若pH<7,则H2A是强酸。(　　) 4.稀醋酸加水稀释,醋酸电离程度增大,溶液pH减小。(　　) 5.CH3COOH溶液加水稀释后,溶液中的值减小。(　　) 实|验|回|放 实验:CH3COOH的Ka和H2CO3的Ka1的大小比较 实验 操作 如图所示,向盛有2 mL 1 mol·L-1醋酸的试管中滴加1 mol·L-1 Na2CO3溶液 实验 现象 有气泡产生 解释 反应生成了CO2,化学方程式为2CH3COOH+Na2CO3===2CH3COONa+H2O+CO2↑ 实验 结论 CH3COOH的酸性比H2CO3的强, Ka(CH3COOH)>Ka1(H2CO3) 总结　相同温度下,等浓度的弱酸(或弱碱)的电离常数[对于多元弱酸(或弱碱)来说,通常只考虑第一步电离的电离常数]越大,其酸性(或碱性)越强;同样,相同温度下,等浓度的弱酸(或弱碱)的酸性(或碱性)越强,其电离常数或第一步电离的电离常数越大。 知|识|拓|展 1.类比法在电离平衡中的应用。 勒夏特列原理同样适用于弱电解质的电离平衡,因此电离平衡的移动可以类比于化学平衡的移动;电离平衡常数、水解平衡常数及溶度积均可类比于化学平衡常数,均为温度的函数。 2.对于物质的量浓度均为c的一元强酸和一元弱酸,因为其电离程度不同,故有c(H+)强酸=c,而c(H+)弱酸<c,因此强酸的氢离子浓度大,与同种金属反应速率快。但等体积的溶液,弱酸所能提供的氢离子的物质的量却与强酸相同,因此与足量活泼金属反应所产生的氢气是一样多的,中和碱的能力也是一样的。 3.用化学平衡理论分析处理弱电解质的电离平衡问题时,应该深刻理解勒夏特列原理:平衡向“减弱”这种改变的方向移动,移动结果不能“抵消”或“超越”这种改变,只是一定程度上减弱这种改变。如加水稀释CH3COOH溶液时,尽管H+的物质的量增多,但由于溶液体积增大的程度更大,故c(H+)仍会减小。 知|识|对|练 角度二　外界条件对电离平衡的影响 5.将0.1 mol·L-1的NH3·H2O溶液加水稀释,下列说法正确的是(　　) A.的值减小 B.OH-的物质的量减小 C.的值不变 D.N的浓度增大 6.已知人体体液中存在如下平衡:CO2+H2OH2CO3H++HC,以维持体液pH的相对稳定。下列说法不合理的是(　　) A.当强酸性物质进入体液后,上述平衡向左移动,以维持体液pH的相对稳定 B.当强碱性物质进入体液后,上述平衡向右移动,以维持体液pH的相对稳定 C.若静脉滴注大量生理盐水,则体液的pH减小 D.进行呼吸活动时,如果CO2进入血液,会使体液的pH减小 7.H2S水溶液中存在电离平衡H2SH++HS-和HS-H++S2-。若向H2S溶液中(　　) A.加水,平衡向右移动,溶液中氢离子浓度增大 B.通入过量SO2气体,平衡向左移动,溶液pH增大 C.滴加新制氯水,平衡向左移动,溶液pH减小 D.加入少量硫酸铜固体(忽略体积变化),溶液中所有离子浓度都减小 角度三　导电性变化曲线分析 8.电导率是衡量电解质溶液导电能力大小的物理量,根据溶液电导率变化可以确定滴定反应的终点。如图是KOH溶液分别滴定HCl溶液和CH3COOH溶液的滴定曲线示意图。下列示意图中,能正确表示用NH3·H2O溶液滴定HCl和CH3COOH混合溶液的滴定曲线的是(　　) 角度四　影响电离平衡常数的因素及其应用 9.已知25 ℃时醋酸溶液中各微粒间存在下述关系:K==1.75×10-5,下列有关说法可能成立的是(　　) A.25 ℃条件下,向该溶液中加入一定量的盐酸时,K=8×10-5 B.25 ℃条件下,向该溶液中加入一定量的盐酸时,K=2×10-4 C.标准状况下,醋酸溶液中K=1.75×10-5 D.升高到一定温度,K=7.2×10-5 10.根据表中提供的数据,判断下列离子方程式或化学方程式书写正确的是(　　) 化学式 HClO H2CO3 电离平衡常数 Ka=3×10-8 Ka1=4×10-7 Ka2=4×10-11 A.向Na2CO3溶液中滴加少量氯水:C+Cl2+H2O===HC+Cl-+HClO B.向NaHCO3溶液中滴加少量氯水:2HC+Cl2===Cl-+ClO-+2CO2↑+H2O C.向Na2CO3溶液中滴加过量HClO:C+2HClO===2ClO-+H2O+CO2↑ D.向NaClO溶液中通入少量CO2:CO2+NaClO+H2O===NaHCO3+HClO 11.已知25 ℃时有关弱酸的电离平衡常数如表: 弱酸化学式 HX HY H2CO3 电离平 衡常数 7.8×10-9 3.7×10-15 Ka1=4.4×10-7 Ka2=4.7×10-11 下列推断正确的是(　　) A.HX、HY两种弱酸的酸性:HX>HY B.相同条件下溶液的碱性:NaX>Na2CO3>NaY>NaHCO3 C.向Na2CO3溶液中加入足量HY,反应的离子方程式:HY+C===HC+Y- D.HX和HY酸性相同,都比H2CO3弱 考点3　电离常数的有关计算 　 知|识|梳|理 1.电离平衡常数的计算步骤 (1)根据电离方程式,写出电离平衡常数表达式。 (2)根据题干信息,结合电荷守恒、元素质量守恒,找出各微粒的浓度,代入表达式即可。 (3)若有图像信息,可选择曲线上特殊点(能准确读出纵、横坐标的数值),确定各微粒的浓度,最后代入平衡常数表达式计算。 2.有关电离常数计算的两种类型(以弱酸HX为例) (1)已知c(HX)始和c(H+),求电离常数。 　　　　　　　　　HX　　　　H+　+　X- 起始/(mol·L-1) c(HX)始 0 0 平衡/(mol·L-1) c(HX)始-c(H+) c(H+) c(H+) 则Ka==。 由于弱酸只有极少一部分电离,c(H+)的数值很小,可做近似处理:c(HX)始-c(H+)≈c(HX)始,则Ka=,代入数值求解即可。 (2)已知c(HX)始和电离常数,求c(H+)。 同理可得Ka=≈, 则c(H+)=,代入数值求解即可。 知|识|对|练 角度五　电离常数的有关计算 12.已知25 ℃时,某浓度为c的一元弱酸HA的电离度为α,求该温度下HA的电离常数(Ka)。 13.(1)碳氢化合物完全燃烧生成CO2和H2O。常温常压下,空气中的CO2溶于水,达到平衡时,溶液的pH=5.60,c(H2CO3)=1.5×10-5 mol·L-1。若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离,则H2CO3HC+H+的电离常数Ka1=________(已知:10-5.60=2.5×10-6)。 (2)在25 ℃下,将a mol·L-1的氨水与0.01 mol·L-1的盐酸等体积混合,反应平衡时溶液中c(N)=c(Cl-),则溶液呈________(填“酸”“碱”或“中”)性;用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb=________。 (3)常温下,将a mol·L-1的醋酸与b mol·L-1 Ba(OH)2溶液等体积混合,充分反应后,溶液中存在2c(Ba2+)=c(CH3COO-),则该混合溶液中醋酸的电离常数Ka=____________(用含a和b的代数式表示)。 (4)25 ℃时,向含a mol NH4NO3的溶液中滴加b L氨水呈中性,则所滴加氨水的浓度为________ mol·L-1。[已知Kb(NH3·H2O)=2×10-5] 14.已知草酸为二元弱酸:H2C2O4HC2+H+　Ka1,HC2C2+H+　Ka2。常温下,向某浓度的H2C2O4溶液中逐滴加入一定浓度的KOH溶液,所得溶液中H2C2O4、HC2、C2三种微粒的物质的量分数(δ)与溶液pH的关系如图所示。 则常温下: (1)Ka1=________。 (2)Ka2=________。 (3)pH=2.7时,溶液中=________。 微充电　素养提升 技法模型——分布系数图像分析与电离平衡常数的妙解 　 【方法归纳】　 分布系数图像简称分布曲线,是指以pH为横坐标,分布系数即组分的平衡浓度占总浓度的分数为纵坐标,分布系数与溶液pH之间的关系曲线。 举例 一元弱酸(以CH3COOH为例) 二元弱酸(以草酸为例) 三元弱酸(以H3PO4为例) 弱电解 质分布 系数图 δ δ0、δ1分别为CH3COOH、CH3COO-分布系数 δ0为H2C2O4分布系数、δ1为HC2分布系数、δ2为C2分布系数 δ0为H3PO4分布系数、δ1为H2P分布系数、δ2为HP分布系数、δ3为P分布系数 含义 当pH<pKa时,主要存在形式是CH3COOH;当pH>pKa时,主要存在形式是CH3COO-。δ0与δ1曲线相交在δ0=δ1=0.5处,此时c(CH3COOH)=c(CH3COO-),即pH=pKa 当溶液的pH=1.2时,δ0=δ1,pH=4.2时,δ1=δ2,当pH<1.2时,H2C2O4占优势;在1.2<pH<4.2区间,HC2占优势,而当pH>4.2时,C2为主要存在形式 当溶液的pH=2时,δ0=δ1,pH=7.1时,δ1=δ2,pH=12.2时,δ2=δ3;当pH<2时,H3PO4占优势;在2<pH<7.1区间,H2P占优势;在7.1<pH<12.2区间,HP占优势;而当pH>12.2时,P为主要存在形式 离子 方程式 pH由2到6发生反应的离子方程式为CH3COOH+OH-===CH3COO-+H2O pH由4到6发生反应的离子方程式为HC2+OH-===C2+H2O pH由11到14发生反应的离子方程式为HP+OH-===P+H2O 求lg K Ka=,从图可知,c(CH3COO-)= c(CH3COOH)时,pH=pKa=4.76。Ka=c(H+)=10-4.76,lg Ka=-4.76 Ka2=,从图可知,c(C2)=c(HC2)时pH=4.2,Ka2=c(H+)=10-4.2,lg Ka2=-4.2 Ka3=,从图可知,c(HP)=c(P)时pH=12.2,Ka3=c(H+)=10-12.2,lg Ka3=-12.2 　　本类题纵坐标是溶液中存在的微粒的物质的量浓度或物质的量分数,横坐标是溶液的pH。解答本类试题时一般分三步分析: 第一步总体读图,通过观察弄清纵坐标的含义及单位,弄清各微粒浓度变化; 第二步是识图,分析特殊点的图像含义,如曲线的起点、终点、交叉点、极值点、转折点等,分析曲线的变化趋势如斜率的大小及升降; 第三步是分析,进行信息提取,挖掘隐含信息、排除干扰信息、提炼有用信息,在统摄信息的基础上进行逻辑推理或运用数据计算分析。 【母题】　亚砷酸(H3AsO3)是三元弱酸,可以用于治疗白血病。常温下,H3AsO3水溶液中含砷微粒的分布分数(平衡时某微粒的浓度占各含砷微粒浓度之和的分数)与pH的关系如图所示。下列说法正确的是(　　) A.H3AsO3的电离方程式为H3AsO33H++As B.H3AsO3第一步的电离常数为Ka1,则有Ka1=10-9.2 C.H3AsO3溶液的pH约为9.2 D.pH=12时,溶液中c(H2As)+2c(HAs)+3c(As)+c(OH-)=c(H+) 【衍生】　(全国卷Ⅱ)改变0.1 mol·L-1二元弱酸H2A溶液的pH,溶液中的H2A、HA-、A2-的物质的量分数δ(X)随pH的变化如图所示[已知δ(X)=]。下列叙述错误的是(　　) A.pH=1.2时,c(H2A)=c(HA-) B. lg[K2(H2A)]=-4.2 C.pH=2.7时,c(HA-)>c(H2A)=c(A2-) D.pH=4.2时, c(HA-)=c(A2-)=c(H+) 微真题　把握方向 　 考向一　弱电解质概念的理解与应用 1.(2024·贵州卷)硼砂[Na2B4O5(OH)4·8H2O]水溶液常用于pH计的校准。硼砂水解生成等物质的量的B(OH)3(硼酸)和Na[B(OH)4](硼酸钠)。 已知:①25 ℃时,硼酸显酸性的原理B(OH)3+2H2OH3O++　Ka=5.8×10-10 ②lg≈0.38。 下列说法正确的是(　　) A.硼砂稀溶液中c(Na+)=c[B(OH)3] B.硼酸水溶液中的H+主要来自水的电离 C.25℃时,0.01 mol·L-1硼酸水溶液的pH≈6.38 D.等浓度、等体积的B(OH)3和Na[B(OH)4]溶液混合后,溶液显酸性 2.(2024·浙江卷1月)常温下,将等体积、浓度均为0.40 mol·L-1的BaCl2溶液与新制H2SO3溶液混合,出现白色浑浊;再滴加过量的H2O2溶液,振荡,出现白色沉淀。 已知:H2SO3　Ka1=1.4×10-2、Ka2=6.0×10-8; Ksp(BaSO3)=5.0×10-10、Ksp(BaSO4)=1.1×10-10。 下列说法不正确的是(　　) A.H2SO3溶液中存在c(H+)>c()>c()>c(OH-) B.将0.40 mol·L-1 H2SO3溶液稀释到0.20 mol·L-1,c()几乎不变 C.BaCl2溶液与H2SO3溶液混合后出现的白色浑浊中不含有BaSO3 D.存在反应Ba2++H2SO3+H2O2===BaSO4↓+2H++H2O是出现白色沉淀的主要原因 3.(2022·湖北卷)根据酸碱质子理论,给出质子(H+)的物质是酸,给出质子的能力越强,酸性越强。已知:N2+NH3===N+N2H4,N2H4+CH3COOH===N2+CH3COO-。下列酸性强弱顺序正确的是(　　) A.N2>N2H4>N B.N2>CH3COOH>N C.NH3>N2H4>CH3COO- D.CH3COOH>N2>N 4.(2023·浙江卷1月)甲酸(HCOOH)是重要的化工原料。工业废水中的甲酸及其盐通过离子交换树脂(含固体活性成分R3N,R为烷基)因静电作用被吸附回收,其回收率(被吸附在树脂上甲酸根的物质的量分数)与废水初始pH关系如图(已知甲酸Ka=1.8×10-4),下列说法不正确的是(　　) A.活性成分R3N在水中存在平衡:R3N+H2OR3NH++OH- B.pH=5的废水中c(HCOO-)∶c(HCOOH)=18 C.废水初始pH<2.4,随着pH下降,甲酸的电离被抑制,与R3NH+作用的HCOO-数目减少 D.废水初始pH>5,离子交换树脂活性成分主要以R3NH+形态存在 5.(2022·广东卷)食醋是烹饪美食的调味品,有效成分主要为醋酸(用HAc表示)。HAc的应用与其电离平衡密切相关。25 ℃时,HAc的Ka=1.75×10-5=10-4.76。 (1)配制250 mL 0.1 mol·L-1的HAc溶液,需5 mol·L-1 HAc溶液的体积为________ mL。 (2)某小组研究25 ℃下HAc电离平衡的影响因素。 提出假设　稀释HAc溶液或改变Ac-浓度,HAc电离平衡会发生移动。 设计方案并完成实验　用浓度均为0.1 mol·L-1的HAc和NaAc溶液,按下表配制总体积相同的系列溶液,测定pH,记录数据。 序号 V(HAc) /mL V(NaAc) /mL V(H2O) /mL n(NaAc)∶ n(HAc) pH Ⅰ 40.00 / / 0 2.86 Ⅱ 4.00 / 36.00 0 3.36 … Ⅶ 4.00 a b 3∶4 4.53 Ⅷ 4.00 4.00 32.00 1∶1 4.65 ①根据表中信息,补充数据:a=________,b=________。 ②由实验Ⅰ和Ⅱ可知,稀释HAc溶液,电离平衡______(填“正”或“逆”)向移动;结合表中数据,给出判断理由:___________________________________________________________。 ③由实验Ⅱ~Ⅷ可知,增大Ac-浓度,HAc电离平衡逆向移动。 实验结论　假设成立。 (3)小组分析上表数据发现:随着的增大,c(H+)的值逐渐接近HAc的Ka。 查阅资料获悉:一定条件下,按=1配制的溶液中,c(H+)的值等于HAc的Ka。 对比数据发现,实验Ⅷ中pH=4.65与资料数据Ka=10-4.76存在一定差异;推测可能由物质浓度准确程度不够引起,故先准确测定HAc溶液的浓度再验证。 ①移取20.00 mL HAc溶液,加入2滴酚酞溶液,用0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液滴定至终点,消耗溶液体积为22.08 mL,则该HAc溶液的浓度为________ mol·L-1。画出上述过程的滴定曲线示意图并标注滴定终点。 ②用上述HAc溶液和0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液配制等物质的量的HAc与NaAc的混合溶液,测定pH,结果与资料数据相符。 (4)小组进一步提出:如果只有浓度均约为0.1 mol·L-1的HAc和NaOH溶液,如何准确测定HAc的Ka?小组同学设计方案并进行实验。请完成下表中Ⅱ的内容。 Ⅰ 移取20.00 mL HAc溶液,用NaOH溶液滴定至终点,消耗NaOH溶液V1 mL Ⅱ ____________________,测得溶液的pH为4.76 实验总结　得到的结果与资料数据相符,方案可行。 (5)根据Ka可以判断弱酸的酸性强弱。写出一种无机弱酸及其用途:___________________________________________________________ ___________________________________________________________。 考向二　分布分数图像 6.(2024·山东卷)常温下Ag(Ⅰ)-CH3COOH水溶液体系中存在反应Ag++CH3COO-CH3COOAg(aq),平衡常数为K。已知初始浓度c0(Ag+)=c0(CH3COOH)=0.08 mol·L-1,所有含碳物种的摩尔分数与pH变化关系如图所示(忽略溶液体积变化)。下列说法正确的是(　　) A.曲线Ⅱ表示CH3COOH的变化情况 B.CH3COOH的电离平衡常数Ka=10-n C.pH=n时,c(Ag+)= mol·L-1 D.pH=10时,c(Ag+)+c(CH3COOAg)=0.08 mol·L-1 第34讲　水的电离和溶液的pH [目标速览]　1.了解水的电离、离子积常数(Kw)。2.了解溶液pH的含义及其测定方法,能进行pH的简单计算。 微考点　核心突破 考点1　水的电离与水的离子积常数 　 知|识|梳|理 1.水的电离 (1)水是极弱的电解质,其电离过程________(填“吸热”或“放热”)。水的电离方程式为____________________________________,可简写为______________________________________。 (2)影响水的电离平衡的因素。 ①温度:温度升高,水的电离平衡向________反应方向移动,c(H+)和c(OH-)均________(填“增大”“减小”或“不变”)。 ②加酸或碱会________(填“促进”或“抑制”)水的电离。 ③加能水解的盐,可与水电离出的________或________结合,使水的电离平衡________移动。 具体分析如下表: 　　　体系变化 条件　　　　　 平衡移 动方向 Kw 水的电 离程度 c(OH-) c(H+) 加HCl ____ 不变 ____ ____ ____ 加NaOH ____ 不变 ____ ____ ____ Na2CO3 ____ 不变 ____ ____ ____ NH4Cl ____ 不变 ____ ____ ____ 温度 升温 ____ ____ ____ ____ ____ 降温 ____ ____ ____ ____ ____ 其他:如加入Na ____ ____ ____ ____ ____ 2.水的离子积常数 3.常温下,纯水或中性溶液中的几个物理量之间的关系 (1)c(H+)=c(OH-)=1×10-7 mol·L-1。 (2)Kw=c(H+)·c(OH-)=1×10-14 mol2·L-2。 (3)pH=-lg c(H+)=7。 思维辨析 判断正误,正确的画“√”,错误的画“×”。 1.25 ℃与60 ℃时,水的pH相等。(　　) 2.水的离子积常数Kw随着温度的升高而增大,说明该过程的ΔH<0。(　　) 3.25 ℃时NH4Cl溶液的Kw大于100 ℃时NaCl溶液的Kw。(　　) 4.25 ℃时1 L pH=12的Ba(OH)2溶液中,OH-的物质的量为0.02 mol。(　　) 5.盐酸中滴加氨水至中性,溶液中溶质为氯化铵。(　　) 知|识|拓|展 1.水的电离曲线 (1)曲线上的任意点的Kw都相同,即c(H+)·c(OH-)相同,温度相同。 (2)曲线外的任意点与曲线上任意点的Kw不同,温度不同。 (3)实现曲线上点之间的转化需保持温度相同,改变酸碱性;实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定改变温度。 2.理清溶液中H+或OH-的来源 (1)常温下,中性溶液。 c(OH-)=c(H+)=1×10-7 mol·L-1。 (2)溶质为酸的溶液。 ①来源。 OH-全部来自水的电离,水电离产生的c(H+)=c(OH-)。 ②实例。 如计算25 ℃、pH=2的盐酸溶液中水电离出的c(H+),方法是先求出溶液中的c(OH-)= mol·L-1=1×10-12 mol·L-1,即水电离出的c(H+)=c(OH-)=1×10-12 mol·L-1。 (3)溶质为碱的溶液。 ①来源。 H+全部来自水的电离,水电离产生的c(OH-)=c(H+)。 ②实例。 如计算25 ℃、pH=12的NaOH溶液中水电离出的c(OH-),方法是先求出溶液中的c(H+)=1×10-12 mol·L-1,即水电离出的c(OH-)=c(H+)=1×10-12 mol·L-1。 (4)水解呈酸性或碱性的盐溶液(25 ℃时)。 ①pH=5的NH4Cl溶液中H+全部来自水的电离,由水电离的c(H+)=1×10-5 mol·L-1,因为部分OH-与部分N结合,c(OH-)=1×10-9 mol·L-1。 ②pH=12的Na2CO3溶液中OH-全部来自水的电离,由水电离出的c(OH-)=1×10-2 mol·L-1。 知|识|对|练 角度一　影响水电离平衡的因素 1.下列条件变化会使H2O的电离平衡向电离方向移动,且pH<7的是(　　) A.将纯水加热到100 ℃ B.向水中加少量HCl C.向水中加入少量NaOH D.向水中加少量Na2CO3 角度二　水的电离曲线 2.一定温度下,水溶液中H+和OH-的浓度变化曲线如图。下列说法正确的是(　　) A.升高温度,可能引起由c向b的变化 B.该温度下,水的离子积常数为1×10-14 C.该温度下,加入FeCl3可能引起由a向b的变化 D.该温度下,稀释溶液可能引起由c向d的变化 3.水的电离平衡曲线如图所示,下列说法不正确的是(　　) A.温度不变,向水中加入适量KHSO4固体可使A点变到C点 B.图中五个点的Kw间的关系:B>C>A=D=E C.若从A点变到D点,可采用在水中加入少量酸的方法 D.处在B点时,将pH=3的稀硫酸与pH=9的KOH溶液等体积混合后,溶液显中性 角度三　水电离的c(H+)或c(OH-)的计算 4.下列四种溶液中,常温下由水电离生成的H+浓度之比(①∶②∶③∶④)是(　　) ①pH=0的盐酸　②0.1 mol·L-1的盐酸　③0.01 mol·L-1的NaOH溶液　④pH=11的NaOH溶液 A.1∶10∶100∶1 000 B.0∶1∶12∶11 C.14∶13∶12∶11 D.14∶13∶2∶3 5.常温时,纯水中由水电离出的c(H+)=a mol·L-1,pH=1的盐酸中由水电离出的 c(H+)=b mol·L-1,0.1 mol·L-1的盐酸与0.1 mol·L-1的氨水等体积混合后,由水电离出的c(H+)=c mol·L-1,则a、b、c的关系正确的是(　　) A.a>b=c B.c>a>b C.c>b>a D.b>c>a 考点2　溶液的酸碱性与pH 　 知|识|梳|理 一、熟记3种关系——溶液酸碱性与c(H+)、c(OH-)的关系 溶液的酸碱性取决于c(H+)和c(OH-)的相对大小。 溶液的 酸碱性 c(H+)与c(OH-) 比较 常温下 c(H+)大小 pH 酸性 溶液 c(H+)____c(OH-) c(H+)____1×10-7 mol·L-1 ____7 中性 溶液 c(H+)____c(OH-) c(H+)____1×10-7 mol·L-1 ____7 碱性 溶液 c(H+)____c(OH-) c(H+)____1×10-7 mol·L-1 ____7 二、掌握溶液的pH及其测定方法 1.溶液的pH (1)定义式:pH=________。 (2)溶液的酸碱性与pH的关系(常温下): 2.pH的测定方法 (1)pH试纸测定。 ①适用范围:0~14。 ②使用方法。 把小片试纸放在________上,用________蘸取待测液点在干燥的pH试纸中部,待试纸变色后,与________对比即可确定溶液的pH。 ③注意事项:pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿,否则待测液因被稀释可能产生误差。广泛pH试纸只能测出整数值。 (2)pH计测定:可精确测定溶液的pH。 思维辨析 判断正误,正确的画“√”,错误的画“×”。 1.pH=7的某溶液一定为中性溶液。(　　) 2.pH试纸使用之前,一定要用蒸馏水润湿,否则无法使用。(　　) 3.一定温度下,pH=a的氨水溶液,稀释10倍后,其pH=b,则a=b+1。(　　) 4.把pH=2与pH=12的酸、碱溶液等体积混合后,所得溶液的pH为7。(　　) 5.50 ℃时,pH=4的醋酸中,c(H+)=4.0 mol·L-1。(　　) 6.50 ℃时,pH=12的纯碱溶液中,c(OH-)=1×10-2 mol·L-1。(　　) 知|识|拓|展 1.溶液无限稀释 (1)不能正确理解酸、碱的无限稀释规律。 常温下任何酸或碱溶液无限稀释时,溶液的pH都不可能大于或小于7,只能接近7。 (2)不能正确理解弱酸、弱碱的稀释规律。 溶液 稀释前 溶液的pH 加水稀释到 体积为原来 的10n倍 稀释后 溶液的pH 酸 强酸 pH=a pH=a+n 弱酸 a<pH<a+n 碱 强碱 pH=b pH=b-n 弱碱 b-n<pH<b 注　表中a+n<7,b-n>7。 2.酸、碱混合溶液pH的计算 (1)两强酸混合。 c混(H+)=。 (2)两强碱混合。 c混(OH-)=。 (3)强酸、强碱混合(一者过量)。 =。 (4)常温下,强酸、强碱的pH之和与H+和OH-浓度的比较。 pH(酸)+pH(碱)=14,c酸(H+)=c碱(OH-), pH(酸)+pH(碱)<14,c酸(H+)>c碱(OH-), pH(酸)+pH(碱)>14,c酸(H+)<c碱(OH-), 推导:pH(酸)+pH(碱)=-lg[c酸(H+)·]=14-lg。 知|识|对|练 角度四　溶液酸、碱性的判断 6.常温下,关于pH=12的NaOH溶液,下列说法正确的是(　　) A.溶液中c(H+)=1.0×10-2 mol·L-1 B.溶液中由水电离出的c(OH-)=1.0×10-2 mol·L-1 C.加水稀释100倍后,溶液的pH=10 D.加入等体积pH=2的醋酸溶液,溶液呈中性 7.已知温度为T时水的离子积常数为Kw,该温度下,将浓度为a mol·L-1的一元酸HA与b mol·L-1的一元碱BOH等体积混合,可判定该溶液呈中性的依据是(　　) A.a=b B.混合溶液的pH=7 C.混合溶液中,c(H+)= mol·L-1 D.混合溶液中,c(H+)+c(B+)=c(OH-)+c(A-) 8.各种植物的生长都有自己适宜的土壤酸碱性,杜鹃花等植物喜欢酸性土壤,枸杞等植物喜欢盐碱土质,而大田作物喜欢中性土壤。检验员甲在实验室测某土壤溶液的pH,实验时,他先用蒸馏水润湿pH试纸,然后用洁净干燥的玻璃棒蘸取试样进行检测。检验员乙对检验员甲操作的评价为操作错误,测定结果一定有误差。检验员丙对检验员甲操作的评价为操作错误,但测定结果不一定有误差。 (1)你支持检验员________(填“乙”或“丙”)的观点,说明原因:______________________ ________________________________________________________。 (2)若用此法分别测量c(OH-)相等的NaOH溶液和氨水的pH,误差较大的是________(填“NaOH溶液”或“氨水”),说明理由:____________________________________。 (3)硫酸可用来改良高pH的石灰质土壤。现提供下列试剂及物品,______(填“能”或“不能”)区分0.1 mol·L-1的稀硫酸和0.01 mol·L-1的稀硫酸,若能,简述操作过程,若不能,此空可不填:____________________________________。 ①紫色石蕊溶液　②酚酞溶液　③甲基橙溶液 ④BaCl2溶液　⑤pH试纸 角度五　溶液混合酸碱性判断规律 9.将物质的量浓度为x mol·L-1的稀盐酸与物质的量浓度为y mol·L-1的稀NaOH溶液等体积混合,所得溶液的pH=2(混合后体积为混合前之和),则x和y的关系是(　　) A.x=y+0.01 B.x=2y C.y=2x D.x=y+0.02 角度六　溶液中pH的计算 10.已知pOH=-lgc(OH-),在常温下溶液中的pH+pOH=14,又已知正常人(人的体温高于常温)的血液pH=7.3,则正常人血液的pOH(　　) A.大于6.7 B.小于6.7 C.等于6.7 D.无法判断 11.将pH=1的盐酸平均分成两份,一份加入适量水,另一份加入与该盐酸物质的量浓度相同的适量NaOH溶液,pH都升高了1,则加入的水与NaOH溶液的体积之比为(　　) A.9　　　B.10　　　C.11　　　D.12 角度七　走出溶液稀释时pH的判断误区 12.常温下,下列关于溶液稀释的说法正确的是(　　) A.将1 L 0.1 mol·L-1的Ba(OH)2溶液加水稀释为2 L,pH=13 B.pH=3的醋酸溶液加水稀释100倍,pH=5 C.pH=4的H2SO4溶液加水稀释100倍,溶液中由水电离产生的c(H+)=1×10-6 mol·L-1 D.pH=8的NaOH溶液加水稀释100倍,其pH=6 13.pH=5的H2SO4溶液,加水稀释500倍,则稀释后c(S)与c(H+)的比值为______。 角度八　强酸强碱混合呈中性时pH与体积的关系 14.某温度下Kw=1×10-13,在此温度下,将pH=a的NaOH溶液Va L与pH=b的H2SO4溶液Vb L混合,下列说法正确的是(　　) A.若所得混合液为中性,且a=12,b=2,则Va∶Vb=1∶1 B.若所得混合液为中性,且a+b=12,则Va∶Vb=100∶1 C.若所得混合液pH=10,且a=12,b=2,则Va∶Vb=1∶9 D.若所得混合液pH=10,且a=12,b=2,则Va∶Vb=101∶99 微充电　素养提升 解题有道——锁定来源法搞定c水(H+)或c水(OH-)的计算 　 【方法归纳】　 锁定溶液中H+或OH-的来源 计算依据 中性溶液 H+和OH-均来自水的电离 c水(H+)=c水(OH-)=caq(H+)=caq(OH-) 稀酸溶液 H+来自水的电离和酸的电离,OH-来自水的电离 c水(H+)=c水(OH-)=caq(OH-) 稀碱溶液 H+来自水的电离,OH-来自水的电离和碱的电离 c水(OH-)=c水(H+)=caq(H+) 含有弱碱阳离子或弱酸阴离子的盐溶液 H+和OH-均来自水的电离 溶液呈酸性,c水(H+)=c水(OH-)=caq(H+) 溶液呈碱性,c水(OH-)=c水(H+)=caq(OH-) 　　确定“计算依据”时可按照“有则小,无则大”的原则,即溶质能够提供H+或OH-,则选择caq(H+)、caq(OH-)中数值较小的;溶质不能提供H+或OH-,则选择caq(H+)、caq(OH-)中数值较大的。 【母题】　常温下,下列溶液中由水电离出的c(H+)最大的是(　　) A.=10-10的NaOH溶液 B.=10-10的CH3COONa溶液 C.c(H+)=2×10-2 mol·L-1的H2SO4溶液 D.pH=4的NH4Cl溶液 【衍生】　常温下,pH=11的某溶液中水电离出的c(OH-)为(　　) ①1.0×10-7 mol/L　②1.0×10-6 mol/L　③1.0×10-3 mol/L　④1.0×10-11 mol/L A.③ B.④ C.①或③ D.③或④ 微真题　把握方向 　 考向　溶液的酸碱性和pH 1.(2022·全国乙卷)常温下,一元酸HA的Ka(HA)=1.0×10-3。在某体系中,H+与A-不能穿过隔膜,未电离的HA可自由穿过该膜(如图所示)。 设溶液中c总(HA)=c(HA)+c(A-),当达到平衡时,下列叙述正确的是(　　) A.溶液Ⅰ中c(H+)=c(OH-)+c(A-) B.溶液Ⅱ中HA的电离度为 C.溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)不相等 D.溶液Ⅰ和Ⅱ中的c总(HA)之比为10-4 2.(2021·广东卷)鸟嘌呤(G)是一种有机弱碱,可与盐酸反应生成盐酸盐(用GHCl表示)。已知GHCl水溶液呈酸性,下列叙述正确的是(　　) A.0.001 mol·L-1 GHCl水溶液的pH=3 B.0.001 mol·L-1 GHCl水溶液加水稀释,pH升高 C.GHCl在水中的电离方程式为GHCl===G+HCl D.GHCl水溶液中:c(OH-)+c(Cl-)=c(GH+)+c(G) 3.(2021·湖南卷)常温下,用0.100 0 mol·L-1的盐酸分别滴定20.00 mL浓度均为0.100 0 mol·L-1的三种一元弱酸的钠盐(NaX、NaY、NaZ)溶液,滴定曲线如图所示。下列判断错误的是(　　) A.该NaX溶液中:c(Na+)>c(X-)>c(OH-)>c(H+) B.三种一元弱酸的电离常数:Ka(HX)>Ka(HY)>Ka(HZ) C.当pH=7时,三种溶液中:c(X-)=c(Y-)=c(Z-) D.分别滴加20.00 mL盐酸后,再将三种溶液混合:c(X-)+c(Y-)+c(Z-)=c(H+)-c(OH-) 第35讲　酸碱中和滴定及拓展应用 [目标速览]　1.掌握酸碱中和滴定的操作和数据处理、误差分析的方法。2.掌握滴定法在定量测定中的应用。 微考点　核心突破 考点1　酸碱中和滴定的原理与操作 　 知|识|梳|理 1.概念 用已知物质的量浓度的酸(或碱)来测定未知物质的量浓度的碱(或酸)的方法。 2.原理 ____________(以一元酸与一元碱的滴定为例)。 3.酸碱中和滴定的关键 (1)准确测定参加反应的酸、碱溶液的体积。 (2)选取适当的指示剂。 (3)准确判断滴定终点。 4.实验用品 (1)仪器。 图A是________,图B是________,图C是滴定管夹、铁架台、锥形瓶。 (2)试剂。 标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。 附:常用酸碱指示剂及变色范围。 指示剂 变色范围的pH 石蕊 <5.0____色 5.0~8.0____色 >8.0____色 甲基橙 <3.1____色 3.1~4.4____色 >4.4____色 酚酞 <8.2____色 8.2~10.0____色 >10.0____色 5.中和滴定实验操作(以酚酞作指示剂,用盐酸滴定氢氧化钠溶液) (1)滴定前的准备。 (2)滴定。 (3)终点判断:等到滴入最后半滴反应液,指示剂变色,且在半分钟内不能恢复原来的颜色,视为滴定终点,并记录标准液的体积。 (4)数据处理:按上述操作重复2~3次,求出用去标准盐酸体积的平均值,根据原理计算。 c(NaOH)= 6.酸碱中和滴定的误差分析 (1)原理。 ①中和滴定是一个要求较高的定量实验,每一个不当或错误的操作都会带来误差。 ②公式:cB=,由于VB是准确量取的体积,cA是标准溶液的浓度,它们均为定值,所以cB的大小取决于VA的大小,VA大则cB偏大,VA小则cB偏小。 (2)常见误差。 以标准酸溶液滴定未知浓度的碱(酚酞作指示剂)为例,常见的因操作不正确而引起的误差见下表: 步骤 操作 VA cB 洗涤 酸式滴定管未用标准溶液润洗 变大 偏高 碱式滴定管未用待测溶液润洗 变小 偏低 锥形瓶用待测溶液润洗 变大 偏高 锥形瓶洗净后还留有蒸馏水 不变 无影响 取液 放出碱液的滴定管开始时有气泡,放出液体后气泡消失 变小 偏低 滴定 酸式滴定管滴定前有气泡,滴定终点时气泡消失 变大 偏高 振荡锥形瓶时部分液体溅出 变小 偏低 部分酸液滴出锥形瓶外 变大 偏高 溶液颜色较浅时滴入酸液过快,停止滴定后又加一滴NaOH溶液无变化 变大 偏高 读数 滴定前读数正确,滴定后俯视读数(或前仰后俯) 变小 偏低 滴定前读数正确,滴定后仰视读数(或前俯后仰) 变大 偏高 两次滴定所消耗酸液的体积相差太大 无法判断 思维辨析 判断正误,正确的画“√”,错误的画“×”。 1.将液面在0 mL处的25 mL的酸式滴定管中的液体全部放出,液体的体积为25 mL。(　　) 2.滴定终点就是酸碱恰好中和的点。(　　) 3.滴定管和锥形瓶在滴定前都应该用待装溶液润洗。(　　) 4.若用标准盐酸滴定待测NaOH溶液,滴定完成后发现酸式滴定管下悬着一滴酸液,则测定结果偏小。(　　) 知|识|拓|展 1.仪器和指示剂的选择 (1)酸性、氧化性的试剂一般用酸式滴定管,因为酸性和氧化性物质易腐蚀橡胶管。碱性的试剂一般用碱式滴定管,因为碱性物质易腐蚀玻璃,致使活塞无法打开。 (2)指示剂选择的基本原则:变色要灵敏,变色范围要小,变色范围尽量与滴定终点溶液的酸碱性一致。 ①不能用石蕊作指示剂。 ②滴定终点为碱性时,用酚酞作指示剂,例如用NaOH溶液滴定醋酸。 ③滴定终点为酸性时,用甲基橙作指示剂,例如用盐酸滴定氨水。 ④强酸滴定强碱一般用甲基橙,但用酚酞也可以。 ⑤并不是所有的滴定都必须使用指示剂,如用标准的Na2SO3溶液滴定KMnO4溶液时,KMnO4溶液颜色恰好褪去时即为滴定终点。 2.图解量器的读数方法 (1)平视读数(如图甲):实验室中用量筒、移液管或滴定管量取一定体积的液体,读取液体体积时,视线应与凹液面最低点保持水平,视线与刻度线的交点即为读数(即凹液面定视线,视线定读数)。 (2)俯视读数(如图乙):当用量筒测量液体的体积时,由于俯视视线向下倾斜,寻找切点的位置在凹液面的上侧,读数高于正确的刻度线位置,即读数偏大。 (3)仰视读数(如图丙):读数时,由于视线向上倾斜,寻找切点的位置在液面的下侧,因滴定管刻度标法与量筒不同,这样仰视读数偏大。 至于俯视和仰视的误差,还要结合具体仪器进行分析。量筒刻度从下到上逐渐增大,而滴定管刻度从下到上逐渐减小,并且滴定管中液体的体积是两次体积读数之差,在分析时还要看滴定前读数是否正确,然后才能判断实际量取的液体体积是偏大还是偏小。 知|识|对|练 角度一　指示剂、仪器的准确选择 1.用已知浓度的NaOH溶液滴定某H2SO4溶液的浓度(如图所示),下表中正确的选项是(　　) 选项 锥形瓶 中溶液 滴定管 中溶液 选用 指示剂 选用 滴定管 A 碱 酸 石蕊 乙 B 酸 碱 酚酞 甲 C 碱 酸 甲基橙 乙 D 酸 碱 酚酞 乙 　　 2.下列滴定中,指示剂的选择或滴定终点颜色变化有错误的是(　　) 提示:2KMnO4+5K2SO3+3H2SO4===6K2SO4+2MnSO4+3H2O、I2+Na2S===2NaI+S↓ 选项 滴定管中的溶液 锥形瓶中的溶液 指示剂 滴定终点颜色变化 A NaOH溶液 CH3COOH溶液 酚酞 无色→浅红色 B HCl溶液 氨水 酚酞 浅红色→无色 C 酸性KMnO4溶液 K2SO3溶液 无 无色→浅紫红色 D 碘水 Na2S溶液 淀粉 无色→蓝色 角度二　误差分析的全面突破 3.下面是中和滴定过程中容易引起误差的五个方面,根据题意,用“偏高”“偏低”或“无影响”填空。 (1)仪器润洗:锥形瓶用蒸馏水冲洗后,再用待测液润洗,使滴定结果________。 (2)存在气泡:滴定管尖嘴部分滴定前无气泡,滴定终了有气泡,使滴定结果________。 (3)读数操作 ①滴定前平视滴定管刻度线,滴定终点俯视刻度线,使滴定结果________。 ②滴定前仰视滴定管刻度线,滴定终点俯视刻度线,使滴定结果________。 (4)指示剂选择:用盐酸滴定氨水,选用酚酞作指示剂,使滴定结果________。 (5)存在杂质 ①用含NaCl杂质的NaOH配制成标准溶液来滴定盐酸,则测定的盐酸浓度将________。 ②用含Na2O杂质的NaOH配制成标准溶液来滴定盐酸,则测定的盐酸浓度________。 角度三　滴定终点的规范描述 4.(1)用a mol·L-1的盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液,用酚酞作指示剂,达到滴定终点的现象是__________________________;若用甲基橙作指示剂,滴定终点的现象是____________________________________________。 (2)用标准碘溶液滴定溶有SO2的水溶液,以测定水中SO2的含量,应选用________作指示剂,达到滴定终点的现象是___________________________________________________________ ___________________________________________________________。 (3)用标准酸性KMnO4溶液滴定溶有SO2的水溶液,以测定水中SO2的含量,是否需要选用指示剂________(填“是”或“否”),达到滴定终点的现象是_______________________________________________。 (4)用氧化还原滴定法测定TiO2的质量分数:一定条件下,将TiO2溶解并还原为Ti3+,再用KSCN溶液作指示剂,用NH4Fe(SO4)2标准溶液滴定Ti3+至全部生成Ti4+,滴定Ti3+时发生反应的离子方程式为____________________________,达到滴定终点时的现象是____________________________________。 滴定终点的判断答题模板 　　当滴入最后半滴××标准溶液后,溶液变成××色,且半分钟内不恢复原来的颜色。 解答此类题目注意三个关键点: (1)最后半滴:必须说明是滴入“最后半滴”溶液。 (2)颜色变化:必须说明滴入“最后半滴”溶液后溶液“颜色的变化”。 (3)半分钟:必须说明溶液颜色变化后“半分钟内不再恢复原来的颜色”。 角度四　全面突破酸、碱中和滴定 5.某学生用已知物质的量浓度的盐酸来测定未知物质的量浓度的NaOH溶液时,选择酚酞作指示剂。请填写下列空白: (1)用标准的盐酸滴定待测的NaOH溶液时,左手握酸式滴定管的活塞,右手摇动锥形瓶,眼睛___________________________________________________________。 (2)滴定终点的判断:___________________________________________________________ ___________________________________________________________。 (3)某学生根据3次实验分别记录有关数据如表: 滴定 次数 待测NaOH 溶液的体 积/mL 0.100 0 mol·L-1 盐酸的体积/mL 滴定前 刻度 滴定后 刻度 溶液 体积/mL 第一次 25.00 0.00 26.11 26.11 第二次 25.00 1.56 30.30 28.74 第三次 25.00 0.22 26.31 26.09 根据表中数据,该NaOH溶液的物质的量浓度为________________。 (4)以下操作会导致测得的NaOH溶液浓度偏高的是________。 A.酸式滴定管未用标准盐酸润洗就直接注入标准盐酸 B.滴定前盛放NaOH溶液的锥形瓶用蒸馏水洗净后没有干燥 C.酸式滴定管在滴定前有气泡,滴定后气泡消失 D.读取盐酸体积时,开始时仰视读数,滴定结束时俯视读数 E.盛放碱液的碱式滴定管开始时俯视读数,后来仰视读数 (5)氧化还原滴定实验的原理与中和滴定相同(用已知浓度的氧化剂溶液滴定未知浓度的还原剂溶液或反之)。为测定某样品中所含晶体FeSO4·7H2O的质量分数,取晶体样品a g,溶于稀硫酸配成100.00 mL溶液,取出20.00 mL溶液,用KMnO4溶液滴定(杂质与KMnO4不反应)。若消耗0.200 0 mol·L-1 KMnO4溶液20.00 mL,所得晶体中FeSO4·7H2O的质量分数为________________(用a表示)。 考点2　氧化还原滴定 　 知|识|梳|理 1.滴定原理 以氧化剂(或还原剂)为滴定剂,直接滴定一些具有还原性(或氧化性)的物质。 2.滴定试剂 (1)常见的用于滴定的氧化剂有KMnO4、K2Cr2O7等。 (2)常见的用于滴定的还原剂有亚铁盐、草酸、维生素C等。 (3)指示剂:氧化还原滴定所用指示剂可归纳为三类 ①氧化还原指示剂。 ②专用指示剂,如在碘量法滴定中,可溶性淀粉溶液遇碘变蓝。 ③自身指示剂,如用高锰酸钾标准溶液滴定草酸时,滴定终点为溶液由无色变为浅红色。 (4)滴定终点颜色变化。 滴定 方式 还原剂 滴定 KMnO4 KMnO4 滴定 还原剂 I2滴定 还原剂 还原剂 滴定I2 铁盐滴 定还 原剂 还原剂 滴定 铁盐 指示剂 KMnO4 KMnO4 淀粉 淀粉 KSCN KSCN 终点时 颜色 变化 粉(浅) 红色→ 无色 无色→ 粉(浅) 红色 无色→ 蓝色 蓝色→ 无色 溶液 变红色 红色 消失 3.滴定示例 (1)酸性KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液。 原理 2Mn+6H++5H2C2O4===10CO2↑+2Mn2++8H2O 指示剂 酸性KMnO4溶液本身呈紫色,不用另外选择指示剂 终点判断 当滴入最后半滴酸性KMnO4溶液后,溶液由无色变为浅红色,且半分钟内不褪色,说明达到滴定终点 (2)Na2S2O3溶液滴定碘液。 原理 2Na2S2O3+I2===Na2S4O6+2NaI 指示剂 用淀粉溶液作指示剂 终点判断 当滴入最后半滴Na2S2O3溶液后,溶液的蓝色褪去,且半分钟内不恢复原色,说明达到滴定终点 知|识|对|练 角度五　直接滴定型 6.为了测定某样品中NaNO2的含量,某同学进行如下实验:①称取样品a g,加水溶解,配制成100 mL溶液。②取25.00 mL溶液于锥形瓶中,用0.020 0 mol·L-1 KMnO4标准溶液(酸性)进行滴定,滴定结束后消耗KMnO4溶液V mL。 (1)上述实验①所需玻璃仪器除玻璃棒、胶头滴管之外还有___________________________________________________________。 (2)在进行滴定操作时,KMnO4溶液盛装在________(填“酸式”或“碱式”)滴定管中。当滴入最后半滴溶液,_____________________________________________________时达到滴定终点。 (3)滴定过程中发生反应的离子方程式是____________________________________________;测得该样品中NaNO2的质量分数为________。 (4)若滴定过程中刚出现颜色变化就停止滴定,则测定结果________(填“偏大”“偏小”或“无影响”)。 角度六　过量试剂型 7.烟道气中的NOx是主要的大气污染物之一,为了监测其含量,选用如下采样和检测方法。回答下列问题: NOx含量的测定 将V L气样通入适量酸化的H2O2溶液中,使NOx完全被氧化为N,加水稀释至100.00 mL。量取20.00 mL该溶液,加入V1 mL c1 mol·L-1 FeSO4标准溶液(过量),充分反应后,用c2 mol·L-1 K2Cr2O7标准溶液滴定剩余的Fe2+,终点时消耗V2 mL。 (1)滴定过程中发生下列反应: 3Fe2++N+4H+===NO↑+3Fe3++2H2O; Cr2+6Fe2++14H+===2Cr3++6Fe3++7H2O。 则气样中NOx折合成NO2的含量为________ mg·m-3。 (2)若FeSO4标准溶液部分变质,会使测定结果________(填“偏高”“偏低”或“无影响”)。 角度七　连续反应型 8.化学小组用如下方法测定经处理后的废水中苯酚的含量(废水中不含干扰测定的物质)。 Ⅰ.用已准确称量的KBrO3固体配制一定体积的a mol·L-1 KBrO3标准溶液。 Ⅱ.取V1 mL上述溶液,加入过量KBr,加H2SO4酸化,溶液颜色呈棕黄色。 Ⅲ.向Ⅱ所得溶液中加入V2 mL废水。 Ⅳ.向Ⅲ中加入过量KI。 Ⅴ.用b mol·L-1 Na2S2O3标准溶液滴定Ⅳ中溶液至浅黄色时,滴加2滴淀粉溶液,继续滴定至终点,共消耗Na2S2O3溶液V3 mL。 已知:I2+2Na2S2O3===2NaI+Na2S4O6,Na2S2O3和Na2S4O6溶液颜色均为无色。 (1)Ⅴ中滴定至终点的现象是___________________________________________________________ ___________________________________________________________。 (2)废水中苯酚的含量为________ g·L-1(苯酚摩尔质量:94 g·mol-1)。 阅读下列材料,完成(1)(2)题。 氧泡泡是一种多功能新型漂白剂,其有效成分是过碳酸钠(xNa2CO3·yH2O2)。以芒硝(Na2SO4·10H2O)、H2O2等为原料制备过碳酸钠的工艺流程如图所示。 测定过碳酸钠化学式的实验步骤如下(样品中杂质不参加反应): ①用电子天平称取两份质量均为m g的样品。 ②将其中一份样品置于锥形瓶中,加水溶解,加入催化剂使H2O2充分快速分解(催化剂不参与其他反应),然后滴加酚酞溶液作指示剂,用0.050 0 mol·L-1 H2SO4标准溶液滴定至终点,消耗H2SO4标准溶液的体积为V1 mL。 ③将另一份样品置于碘量瓶中,加入50 mL蒸馏水,并立即加入6 mL 2.0 mol·L-1 H3PO4溶液(提供酸性环境,抑制H2O2分解),再加入过量KI固体,摇匀后置于暗处放置10 min,加入适量指示剂,用0.100 0 mol·L-1 Na2S2O3标准溶液滴定至终点,消耗Na2S2O3标准溶液的体积为V2 mL。 (已知:2Na2S2O3+I2===Na2S4O6+2NaI) (1)制备过碳酸钠的工艺流程中,下列说法错误的是(　　) A.步骤1中1 mol芒硝参与反应时,生成1 mol Na2CrO4 B.滤渣的主要成分为CaSO4 C.步骤2中发生反应的化学方程式为2Na2CrO4+2CO2+H2O===Na2Cr2O7+2NaHCO3↓ D.步骤3中过氧化氢的作用是将碳酸钠转化为过碳酸钠 (2)测定过碳酸钠化学式的步骤中,下列说法错误的是(　　) A.该过碳酸钠样品中x∶y=2V1∶V2 B.该过碳酸钠样品的纯度为% C.若步骤②中滴定前滴定管尖嘴处有气泡,滴定后无气泡,则导致x∶y的值偏大 D.若步骤③中样品溶于水酸化后放置一段时间,然后再加入过量KI固体,则导致x∶y的值偏小 微充电　素养提升 热点图像——抓“特殊点”速拿“滴定”曲线 　 【方法归纳】　 1.强酸与强碱滴定过程中的pH曲线(以0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L-1盐酸为例)。 2.强酸(碱)滴定弱碱(酸)pH曲线的比较。 氢氧化钠滴定等浓度、等体积的盐酸、醋酸的滴定曲线 盐酸滴定等浓度、等体积的氢氧化钠、氨水的滴定曲线 曲线起点不同:强碱滴定强酸、弱酸的曲线,强酸起点低;强酸滴定强碱、弱碱的曲线,强碱起点高 突跃点变化范围不同:强碱与强酸反应(强酸与强碱反应)的突跃点变化范围大于强碱与弱酸反应(强酸与弱碱反应) 3.酸碱中和图像中的五个关键点。 酸碱中和图像中的五个关键点分别是原点、反应一半的点、中性点、恰好完全反应点、过量点。如图是用0.05 mol·L-1 NaOH溶液滴定10 mL 0.1 mol·L-1 HA溶液时,NaOH溶液体积与溶液pH的关系曲线图。 (1)原点(0):原点为0.1 mol·L-1 HA的单一溶液,pH>1,说明HA是弱酸。溶液中粒子浓度关系为c(HA)>c(H+)>c(A-)>c(OH-)。 (2)反应一半的点(①):两者反应后的溶液中含有等物质的量的NaA和HA,此时pH<7,说明HA的电离大于NaA的水解。溶液中粒子浓度关系为c(A-)>c(Na+)>c(HA)>c(H+)>c(OH-)。 (3)中性点(②):两者反应后的溶液中含有NaA溶液和过量的HA溶液,此时pH=7,溶液中粒子浓度关系为c(A-)=c(Na+)>c(HA)>c(H+)=c(OH-)。 (4)恰好反应点(③):两者恰好完全反应生成NaA,NaA为强碱弱酸盐,水解呈碱性。溶液中粒子浓度关系为c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(HA)>c(H+)。 (5)过量点(④):两者反应后的溶液中含有等物质的量的NaA和NaOH,此时pH>7。溶液中粒子浓度关系为c(Na+)>c(OH-)>c(A-)>c(HA)>c(H+)。 【母题】　用0.100 0 mol·L-1的标准盐酸分别滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L-1的氨水和20.00 mL 0.100 0 mol·L-1的氢氧化钠溶液的滴定曲线如图所示,横坐标为滴定百分数(滴定用量/总滴定用量),纵坐标为滴定过程中溶液的pH,甲基红是一种酸碱指示剂,变色范围为4.4~6.2,下列有关滴定过程的说法正确的是(　　) A.滴定氨水,当滴定分数为50%时,各离子浓度间存在关系:c(N)+c(H+)=c(OH-) B.滴定分数为100%时,即为滴定过程中反应恰好完全的时刻 C.从滴定曲线可以判断,使用甲基橙作为滴定过程中的指示剂准确性更佳 D.滴定氨水,当滴定分数为150%时,所得溶液中离子浓度大小关系为c(Cl-)>c(H+)>c(N)>c(OH-) 【衍生】　常温下,用0.10 mol·L-1的盐酸滴定20.00 mL 0.10 mol·L-1的某碱BOH溶液得到的滴定曲线如图所示,下列判断不正确的是(　　) A.a点时,溶液呈碱性,溶液中c(B+)>c(Cl-) B.b点时溶液的pH=7 C.当c(Cl-)=c(B+)时,V(HCl)<20 mL D.c点时溶液中 c(H+)约为0.03 mol·L-1 微真题　把握方向 　 考向一　滴定过程中微粒浓度大小关系 1.(2024·湖南卷)常温下Ka(HCOOH)=1.8×10-4,向20 mL 0.10 mol·L-1 NaOH溶液中缓慢滴入相同浓度的HCOOH溶液,混合溶液中某两种离子的浓度随加入HCOOH溶液体积的变化关系如图所示,下列说法错误的是(　　) A.水的电离程度:M<N B.M点:2c(OH-)=c(Na+)+c(H+) C.当V(HCOOH)=10 mL时,c(OH-)=c(H+)+2c(HCOOH)+c(HCOO-) D.N点:c(Na+)>c(HCOO-)>c(OH-)>c(H+)>c(HCOOH) 考向二　滴定实验拓展 2.(2023·山东卷)一定条件下,乙酸酐[(CH3CO)2O]醇解反应[(CH3CO)2O+ROH—→CH3COOR+CH3COOH]可进行完全,利用此反应定量测定有机醇(ROH)中的羟基含量,实验过程中酯的水解可忽略。实验步骤如下: ①配制一定浓度的乙酸酐-苯溶液。 ②量取一定体积的乙酸酐-苯溶液置于锥形瓶中,加入m g ROH样品,充分反应后,加适量水使剩余乙酸酐完全水解(CH3CO)2O+H2O—→2CH3COOH。 ③加指示剂并用c mol·L-1 NaOH-甲醇标准溶液滴定至终点,消耗标准溶液V1 mL。 ④在相同条件下,量取相同体积的乙酸酐-苯溶液,只加适量水使乙酸酐完全水解;加指示剂并用c mol·L-1 NaOH-甲醇标准溶液滴定至终点,消耗标准溶液V2 mL。ROH样品中羟基含量(质量分数)计算正确的是(　　) A.×100% B.×100% C.×100% D.×100% 3.(2024·浙江卷6月)某小组采用如下实验流程制备AlI3: 已知:AlI3是一种无色晶体,吸湿性极强,可溶于热的正己烷,在空气中受热易被氧化。 请回答下列问题: 纯化与分析:对粗产品纯化处理后得到产品,再采用银量法测定产品中I-含量以确定纯度。 滴定原理为先用过量AgNO3标准溶液沉淀I-,再以NH4SCN标准溶液回滴剩余的Ag+。已知 难溶电解质 AgI(黄色) AgSCN(白色) Ag2CrO4(红色) 溶度积常数Ksp 8.5×10-17 1.0×10-12 1.1×10-12 (1)从下列选项中选择合适的操作补全测定步骤。 称取产品1.020 0 g,用少量稀酸A溶解后转移至250 mL容量瓶,加水定容得待测溶液。取滴定管检漏、水洗→________(填字母,下同)→装液、赶气泡、调液面、读数→用移液管准确移取25.00 mL待测溶液加入锥形瓶→________→________→加入稀酸B→用1.000×10-2 mol/L NH4SCN标准溶液滴定→________→读数。 a.润洗,从滴定管尖嘴放出液体 b.润洗,从滴定管上口倒出液体 c.滴加指示剂K2CrO4溶液 d.滴加指示剂硫酸铁铵[NH4Fe(SO4)2]溶液 e.准确移取25.00 mL 4.000×10-2 mol/L AgNO3标准溶液加入锥形瓶 f.滴定至溶液呈浅红色 g.滴定至沉淀变白色 (2)加入稀酸B的作用是___________________________________________________________。 (3)三次滴定消耗NH4SCN标准溶液的平均体积为25.60 mL,则产品纯度为________。[M(AlI3)=408 g/mol] 4.(2024·山东卷)利用“燃烧-碘酸钾滴定法”测定钢铁中硫含量的实验装置如图所示(夹持装置略)。 实验过程如下: ①加样:将a mg样品加入管式炉内瓷舟中(瓷舟两端带有气孔且有盖),聚四氟乙烯活塞滴定管G内预装c(KIO3)∶c(KI)略小于1∶5的KIO3碱性标准溶液,吸收管F内盛有盐酸酸化的淀粉水溶液。向F内滴入适量KIO3碱性标准溶液,发生反应KIO3+5KI+6HCl===3I2+6KCl+3H2O,使溶液显浅蓝色。 ②燃烧:按一定流速通入O2,一段时间后,加热并使样品燃烧。 ③滴定:当F内溶液浅蓝色消退时(发生反应SO2+I2+2H2O===H2SO4+2HI),立即用KIO3碱性标准溶液滴定至浅蓝色复现。随着SO2不断进入F,滴定过程中溶液颜色“消退-变蓝”不断变换,直至终点。 回答下列问题: (1)取20.00 mL 0.100 0 mol·L-1 KIO3的碱性溶液和一定量的KI固体,配制1 000 mL KIO3碱性标准溶液,下列仪器必须用到的是________(填字母)。 A.玻璃棒 B.1 000 mL锥形瓶 C.500 mL容量瓶 D.胶头滴管 (2)装置B和C的作用是充分干燥O2,B中的试剂为_______________________________。装置F中通气管末端多孔玻璃泡内置一密度小于水的磨砂浮子(见放大图),目的是___________________________________________________________ ___________________________________________________________。 (3)该滴定实验达终点的现象是___________________________________________________________ ___________________________________________________________; 滴定消耗KIO3碱性标准溶液V mL,样品中硫元素的质量分数是________(用含a、V代数式表示)。 (4)若装置D中瓷舟未加盖,会因燃烧时产生粉尘而促进SO3的生成,粉尘在该过程中的作用是____________________;若装置E冷却气体不充分,可能导致测定结果偏大,原因是___________________________________________________________ ___________________________________________________________; 若滴定过程中有少量不经I2直接将SO2氧化成H2SO4,测定结果会______(填“偏大”“偏小”或“不变”)。 第36讲　盐类的水解 [目标速览]　1.认识盐类水解的原理。2.了解影响盐类水解的主要因素。3.认识盐类水解在生产、生活中的应用。 微考点　核心突破 考点1　盐类水解及其规律 　 知|识|梳|理 1.盐类的水解 2.盐类水解的规律 有弱才水解,越弱越水解;谁强显谁性,同强显中性。 盐的 类型 示例 是否 水解 水解的 离子 溶液的 酸碱性 常温时 溶液 的pH 强酸 强碱盐 NaCl、KNO3 ____ — ____ ______ 强酸 弱碱盐 NH4Cl、 Cu(NO3)2 ____ ________ ____ ______ 弱酸 强碱盐 CH3COONa、 Na2CO3 ____ ________ ________ ____ ______ 3.盐类水解离子方程式的书写要求 (1)一般来说,盐类水解的程度不大,一般应用“”连接。盐类水解一般不会产生沉淀和气体,一般不用符号“↓”和“↑”表示水解产物。 (2)多元弱酸根离子水解的离子方程式应分步书写,水解以第一步水解为主。例如,S水解的离子方程式为___________________________________________________________。 (3)多元弱碱阳离子的水解比较复杂,一般一步写出。值得注意的是,其最终生成的弱碱即使是难溶物也不标“↓”等状态符号,因其水解生成的量极少,不会生成沉淀。 例如,Fe3+水解的离子方程式常写成:___________________________________________________________ ___________________________________________________________。 (4)水解分别显酸性和碱性的离子共同水解时由于相互促进水解程度较大,书写时一般要用“===”“↑”“↓”等。 (5)书写盐类水解的离子方程式时,要遵循元素守恒和电荷守恒。 思维辨析 判断正误,正确的画“√”,错误的画“×”。 1.由0.1 mol·L-1一元酸HA溶液的pH=3,可推知NaA溶液中存在A-+H2OHA+OH-。(　　) 2.pH相同的盐酸和氯化铵溶液中由水电离出的c(H+)相同。(　　) 3.向Na2CO3溶液中滴入酚酞溶液,溶液变红的原因是C+H2OHC+OH-。(　　) 4.水解反应N+H2ONH3·H2O+H+达到平衡后,升高温度平衡逆向移动。(　　) 5.某盐的溶液呈酸性,该盐一定发生了水解反应。(　　) 知|识|拓|展 1.盐类水解平衡的实质是化学平衡的一个特殊应用,分析有关问题时应遵循勒夏特列原理。 2.“谁弱谁水解,谁强显谁性,越弱越水解”。如酸性HCN<CH3COOH,则相同条件下碱性NaCN>CH3COONa。 3.强酸的酸式盐只电离不水解,溶液显酸性。如NaHSO4在水溶液中:NaHSO4===Na++H++S。 4.弱酸的酸式盐溶液的酸碱性,取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。 (1)若电离程度小于水解程度,溶液显碱性。如NaHCO3溶液中:HCH++C(次要),HC+H2OH2CO3+OH-(主要)。 (2)若电离程度大于水解程度,溶液显酸性。如NaHSO3溶液中:HSH++S(主要),HS+H2OH2SO3+OH-(次要)。 5.相同条件下的水解程度。 (1)正盐>相应酸式盐,如C>HC。 (2)相互促进水解的盐>单独水解的盐>水解相互抑制的盐。如N的水解程度(NH4)2CO3>(NH4)2SO4>(NH4)2Fe(SO4)2。 知|识|对|练 角度一　盐类水解规律 1.NH4Cl溶于重水(D2O)后,产生的一水合氨和水合氢离子为(　　) A.NH2D·H2O和D3O+ B.NH3·D2O和HD2O+ C.NH3·HDO和D3O+ D.NH2D·HDO和H2DO+ 2.室温下,0.1 mol·L-1的NH4CN溶液的pH等于9.32,据此,下列说法错误的是(　　) A.上述溶液能使甲基橙试剂变黄色 B.室温下,NH3·H2O是比HCN更弱的电解质 C.上述溶液中CN-的水解程度大于N的水解程度 D.室温下,0.1 mol·L-1 NaCN溶液中,CN-的水解程度小于上述溶液中CN-的水解程度 角度二　水解方程式的书写 3.按要求书写离子方程式。 (1)AlCl3溶液呈酸性: ___________________________________________________________。 (2)Na2CO3溶液呈碱性: ___________________________________________________________、 ___________________________________________________________。 (3)将NaHCO3溶液与AlCl3溶液混合: ___________________________________________________________。 (4)实验室制备Fe(OH)3胶体: ___________________________________________________________。 (5)NaHS溶液呈碱性的原因: ___________________________________________________________。 (6)对于易溶于水的正盐MnRm溶液,若pH>7,其原因是__________________________(用离子方程式说明,下同);若pH<7,其原因是___________________________________________________________。 考点2　盐类水解的影响因素及应用 　 知|识|梳|理 1.影响盐类水解平衡的因素 (1)内因。 其他条件相同时,形成盐的酸或碱越弱,其盐就越易水解。已知酸性H2SO3>H2CO3>HS>HC,则水解程度Na2CO3______Na2SO3(填“>”或“<”,下同),Na2CO3______NaHCO3。 (2)外因。 以FeCl3的水解为例[Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+]分析如下表。 条件 平衡移 动方向 n(H+) 溶液 的pH 现象 升温 ____ ____ ____ 颜色____ 通HCl 向左 增多 减小 颜色变浅 加H2O ____ ____ ____ 颜色____ 加 NaHCO3 ____ 减小 ____ 生成红褐色沉 淀,放出气体 2.盐类水解的应用 应用 举例 (1)加热促进水解方便生活 热的纯碱溶液去污力强(纯碱水解显碱性,在碱性条件下油脂水解,并不是纯碱和油脂直接反应) (2)分析盐溶液的酸碱性、比较对应酸碱性强弱 等物质的量浓度的Na2CO3、NaHCO3溶液均显碱性,且碱性Na2CO3>NaHCO3 (3)判断离子能否大量共存 Al3+和HC因发生水解相互促进的反应不能大量共存 (4)配制或贮存盐溶液方法 配制FeCl3溶液,要向FeCl3溶液中加入适量______(不能将其直接溶于水中) (5)胶体制备与作净水剂原理 铝盐、铁盐净水;制备Fe(OH)3胶体 (6)化肥的使用禁忌 铵态氮肥不宜与草木灰混合使用 (7)泡沫灭火器的反应原理 Al3++3HC===Al(OH)3↓+3CO2↑,水解相互促进的结果 (8)无水盐制备的条件控制 由MgCl2·6H2O制MgCl2,在干燥的______气流中加热 (9)某些盐的分离除杂措施 为除去MgCl2酸性溶液中的Fe3+,可在加热搅拌的条件下加入______、______或______,过滤后再加入适量的盐酸 (10)盐溶液除锈原理解释 NH4Cl溶液除去金属表面的氧化物(N水解显酸性) 思维辨析 判断正误,正确的画“√”,错误的画“×”。 1.某温度下,一元弱酸HA的Ka越小,则NaA的Kh(水解常数)越小。(　　) 2.向硫酸铝溶液中滴加碳酸钠溶液的离子方程式为2Al3++3C===Al2(CO3)3↓。(　　) 3.水解平衡向右移动,盐的离子的水解程度一定增大。(　　) 4.NaHCO3和NaHSO4都能促进水的电离。(　　) 5.Na2CO3溶液加水稀释,促进水的电离,溶液的碱性增强。(　　) 6.稀溶液中,盐的浓度越小,水解程度越大,其溶液酸性(或碱性)也越强。(　　) 知|识|拓|展 1.盐溶液蒸干灼烧时所得产物的几种判断类型 (1)盐溶液水解生成难挥发性酸时,蒸干后一般得原物质,如CuSO4(aq)CuSO4(s); 盐溶液水解生成易挥发性酸时,蒸干灼烧后一般得对应的氧化物,如AlCl3(aq)Al(OH)3Al2O3。 (2)酸根阴离子易水解的强碱盐,如Na2CO3溶液等蒸干后可得到原物质。 (3)考虑盐受热时是否分解。 Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固体受热易分解,因此蒸干灼烧后分别为 Ca(HCO3)2—→CaCO3(CaO);NaHCO3—→Na2CO3;KMnO4—→K2MnO4+MnO2; NH4Cl—→NH3↑+HCl↑。 (4)还原性盐在蒸干时会被O2氧化。 例如Na2SO3(aq)Na2SO4(s)。 2.利用平衡移动原理解释问题的思维模板 (1)解答此类题的思维过程。 ①找出存在的平衡体系(即可逆反应或可逆过程)。 ②找出影响平衡的条件。 ③判断平衡移动的方向。 ④分析平衡移动的结果及移动结果与所解答问题的联系。 (2)答题模板。 ……存在……平衡,……(条件)……(变化),使平衡向……(方向)移动,……(结论)。 知|识|对|练 角度三　盐类水解的影响因素 4.一定条件下,CH3COONa溶液中存在水解平衡:CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-。下列说法正确的是(　　) A.加入少量NaOH固体,c(CH3COO-)增大 B.加入少量FeCl3固体,c(CH3COO-)增大 C.稀释溶液,溶液的pH增大 D.加入适量醋酸得到的酸性混合溶液中:c(Na+)>c(CH3COO-)>c(H+)>c(OH-) 角度四　盐类水解中的浓度比问题突破 5.判断正误,正确的画“√”,错误的画“×”。 (1)0.1 mol·L-1 NH4Cl溶液加水稀释,增大。(　　) (2)常温下,NH4Cl溶液加水稀释,增大。(　　) (3)向0.1 mol·L-1 CH3COONa溶液中加入少量水,溶液中减小。(　　) (4)将CH3COONa溶液从20 ℃升温至30 ℃,溶液中减小。(　　) (5)室温下,将Na2CO3和NaHCO3的混合溶液加水稀释,减小。(　　) 求解盐类水解中的浓度比问题 　　①稀释和升温都促进盐类水解。②观察所给式子是否为水解常数表达式。③若分子、分母各有一项,方法一:用物质的量(除以体积)代替浓度进行判断;方法二:若仍无法解决,则将分子、分母同乘以c(H+)[或c(OH-)等]使其变为Ka(或Kb)、Kh、Kw之间的关系。 角度五　盐溶液蒸干所得产物的判断 6.(1)碳酸钾溶液蒸干得到的固体物质是______,原因是___________________________________________________________。 (2)KAl(SO4)2溶液蒸干得到的固体物质是________,原因是___________________________________________________________。 (3)FeCl2溶液蒸干灼烧得到的固体物质是________,原因是___________________________________________________________。 (4)碳酸氢钠溶液蒸干灼烧得到的固体物质是______,原因是___________________________________________________________ (用方程式表示)。 (5)亚硫酸钠溶液蒸干灼烧得到的固体物质是______,原因是___________________________________________________________ (用方程式表示)。 角度六　与水解有关的离子共存问题 7.无色透明溶液中能大量共存的离子组是(　　) A.Na+、Al3+、HC、N B.[Al(OH)4]-、Cl-、Mg2+、K+ C.N、Na+、CH3COO-、N D.Na+、N、ClO-、I- 角度七　利用水解平衡原理解释问题的规范描述 8.按要求回答下列问题。 (1)把AlCl3溶液蒸干灼烧,最后得到的主要固体是什么?为什么?(用化学方程式表示并配以必要的文字说明)。 (2)Mg粉可溶解在NH4Cl溶液中,分析其原因。 (3)常温下,0.1 mol·L-1 NaHCO3溶液的pH大于8,则溶液中c(H2CO3)________(填“>”“=”或“<”)c(C),原因是_____________________________________________________(用离子方程式和必要的文字说明)。 (4)①若在空气中加热MgCl2·6H2O,生成的是Mg(OH)Cl或MgO,写出相应反应的化学方程式:___________________________________________________________, ___________________________________________________________ 或___________________________________________________________。 ②在干燥的HCl气流中加热MgCl2·6H2O时,能得到无水MgCl2,其原因是____________________________________。 微充电　素养提升 知识补偿——水解常数(Kh)与电离常数的关系及应用 　 【知识归纳】　 1.水解常数。 在一定温度下,能水解的盐(强碱弱酸盐、强酸弱碱盐或弱酸弱碱盐)在水溶液中达到水解平衡时,生成的弱酸(或弱碱)浓度和氢氧根离子(或氢离子)浓度之积与溶液中未水解的弱酸根阴离子(或弱碱的阳离子)浓度之比是一个常数,该常数就叫水解常数。 2.水解常数(Kh)与电离常数的定量关系。 (1)盐的水解常数与对应的一元弱酸(或弱碱)的电离平衡常数的乘积等于Kw,以CH3COONa为例: CH3COONa溶液中存在水解平衡CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-,则CH3COO-的水解常数为Kh====,因此Ka(或Kb)与Kw的定量关系为Ka·Kh=Kw(或Kb·Kh=Kw)。 (2)多元弱酸强碱盐,如Na2CO3的水解常数Kh1=、Kh2=。 (3)一元弱酸一元弱碱盐,如醋酸铵:Kh=。 3.水解常数的影响因素。 水解常数是描述能水解的盐水解平衡的主要参数,只受温度的影响,因水解过程是吸热过程,故它随温度的升高而增大。 【母题】　(1)NH4HCO3溶液呈______(填“酸性”“碱性”或“中性”)(已知:NH3·H2O的Kb=1.8×10-5,H2CO3的Ka1=4.4×10-7,Ka2=4.7×10-11)。 (2)已知:常温下NH3·H2ON+OH-　Kb=1.8×10-5 H2YH++HY-　Ka1=5.4×10-2 HY-H++Y2-　Ka2=5.4×10-5 则(NH4)2Y溶液的pH________7(填“>”“<”或“=”)。 (3)NO2尾气常用NaOH溶液吸收,生成NaNO3和NaNO2。已知N的水解常数Kh=2×10-11,常温下,某NaNO2和HNO2混合溶液的pH为5,则混合溶液中c(N)和c(HNO2)的比值为________。 【衍生1】　(1)已知某温度时,Kw=1.0×10-12,Na2CO3溶液的水解常数Kh=2.0×10-3,则当溶液中c(HC)∶c(C)=2∶1时,该溶液的pH=________。 (2)已知25 ℃时,NH3·H2O的电离常数Kb=1.8×10-5,该温度下1 mol·L-1的NH4Cl溶液中c(H+)=________ mol·L-1 (≈2.36)。 (3)25 ℃时,H2SO3HS+H+的电离常数Ka=1×10-2,则该温度下NaHSO3水解反应的平衡常数Kh=________,若向NaHSO3溶液中加入少量的I2,则溶液中将________(填“增大”“减小”或“不变”)。 【衍生2】　磷酸是三元弱酸,常温下三步电离常数分别是Ka1=7.1×10-3,Ka2=6.2×10-8,Ka3=4.5×10-13,回答下列问题: (1)常温下同浓度①Na3PO4、②Na2HPO4、③NaH2PO4的pH由小到大的顺序是______________(填序号)。 (2)常温下,NaH2PO4的水溶液pH________(填“>”“<”或“=”)7。 (3)常温下,Na2HPO4的水溶液呈________(填“酸”“碱”或“中”)性,用Ka与Kh的相对大小说明判断理由:____________________________________。 微真题　把握方向 　 考向一　盐类水解的实质 1.(2024·北京卷)氘代氨(ND3)可用于反应机理研究。下列两种方法均可得到ND3:①Mg3N2与D2O的水解反应;②NH3与D2O反应。下列说法不正确的是(　　) A.NH3和ND3可用质谱法区分 B.NH3和ND3均为极性分子 C.方法①的化学方程式是Mg3N2+6D2O===3Mg(OD)2+2ND3↑ D.方法②得到的产品纯度比方法①的高 2.(2023·北京卷)下列过程与水解反应无关的是(　　) A.热的纯碱溶液去除油脂 B.重油在高温、高压和催化剂作用下转化为小分子烃 C.蛋白质在酶的作用下转化为氨基酸 D.向沸水中滴入饱和FeCl3溶液制备Fe(OH)3胶体 考向二　与盐类水解有关的工艺 3.(2022·江苏卷)一种捕集烟气中CO2的过程如图所示。室温下以0.1 mol·L-1 KOH溶液吸收CO2,若通入CO2所引起的溶液体积变化和H2O挥发可忽略,溶液中含碳物种的浓度c总=c(H2CO3)+c(HC)+c(C)。H2CO3电离常数分别为Ka1=4.4×10-7、Ka2=4.4×10-11。下列说法正确的是(　　) A.KOH吸收CO2所得到的溶液中:c(H2CO3)>c(HC) B.KOH完全转化为K2CO3时,溶液中:c(OH-)=c(H+)+c(HC)+c(H2CO3) C.KOH溶液吸收CO2,c总=0.1 mol·L-1 溶液中:c(H2CO3)>c(C) D.如图所示的“吸收”“转化”过程中,溶液的温度下降 4.(2021·河北卷)BiOCl是一种具有珍珠光泽的材料,利用金属Bi制备BiOCl的工艺流程如图: 下列说法错误的是(　　) A.酸浸工序中分次加入稀硝酸可降低反应剧烈程度 B.转化工序中加入稀盐酸可抑制生成BiONO3 C.水解工序中加入少量CH3COONa(s)可提高Bi3+水解程度 D.水解工序中加入少量NH4NO3(s)有利于BiOCl的生成 第37讲　沉淀溶解平衡 [目标速览]　1.认识难溶电解质在水溶液中存在沉淀溶解平衡。2.了解沉淀的生成、溶解与转化。3.理解溶度积的含义,能进行相关的计算。 微考点　核心突破 考点　难溶电解质的溶解平衡 　 知|识|梳|理 1.溶解度 (1)定义:在一定温度下,某固体物质在100 g溶剂中形成________时,溶解的溶质质量为该物质在该温度下的溶解度,用S表示。 (2)在20 ℃时,物质的溶解度与溶解性的关系。 溶解性 难溶 微溶 可溶 易溶 溶解度/g <0.01 0.01~1 1~10 >10 (3)固体物质的溶解度的变化规律:绝大多数固体物质的溶解度随温度的升高而______,如Na2SO4;少数固体物质的溶解度随温度的改变变化不大,如NaCl;个别固体物质随温度的升高溶解度减小,如________。 2.沉淀溶解平衡 (1)概念。 在一定温度下,当沉淀溶解速率和沉淀生成速率________时,形成________,达到平衡状态,把这种平衡称为沉淀溶解平衡。 (2)沉淀溶解平衡的建立。 固体溶质溶液中的溶质 (3)特点(适用勒夏特列原理)。 3.沉淀溶解平衡的影响因素 (1)内因:难溶电解质本身的________——主要决定因素。 (2)外因。 ①浓度:加水稀释,平衡向________的方向移动; ②温度:绝大多数难溶盐的溶解是______热过程,升高温度,平衡向_____________的方向移动; ③同离子效应:向平衡体系中加入难溶物溶解产生的离子,平衡向________的方向移动; ④其他:向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶物质或更难电离物质或气体的离子时,平衡向________的方向移动。 (3)以BaCO3(s)Ba2+(aq)+C(aq)　ΔH>0为例。 外界条件 移动 方向 平衡后 c(Ba2+) 平衡后 c(C) Ksp 升高温度 正向 增大 增大 增大 加水稀释 正向 不变 不变 不变 加入少量BaCl2 逆向 增大 减小 不变 加入少量Na2CO3 逆向 减小 增大 不变 加入Na2SO4 正向 减小 增大 不变 4.沉淀溶解平衡的应用 (1)沉淀的生成。 ①调节pH法:如除去CuCl2溶液中的杂质FeCl3,可以向溶液中加入CuO,调节溶液的pH,使Fe3+形成Fe(OH)3沉淀而除去。离子方程式为___________________________________________________________ ___________________________________________________________。 ②沉淀剂法:如用H2S沉淀Hg2+的离子方程式为________________________________________________。 (2)沉淀的溶解。 ①酸溶解法:如CaCO3溶于盐酸,离子方程式为____________________________。 ②盐溶解法:如Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液,离子方程式为___________________________________________________________。 ③配位溶解法:如Cu(OH)2溶于NH3·H2O溶液,离子方程式为____________________。 (3)沉淀的转化。 ①实质:______________的移动。 ②特征:一般说来,沉淀的溶解度差别______,越容易转化;沉淀转化为溶解度________的沉淀容易实现,如AgNO3AgClAgIAg2S。 ③应用。 a.锅炉除垢:将CaSO4转化为CaCO3,离子方程式为___________________________________________________________。 b.矿物转化:CuSO4溶液遇ZnS(闪锌矿)转化为CuS(铜蓝),离子方程式为___________________________________________________________。 5.溶度积和离子积 以AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq)为例。 溶度积 离子积 概念 沉淀溶解的平衡常数 溶液中有关离子浓度幂的乘积 符号 Ksp Q Ksp(AmBn)=________________________,式中的浓度都是平衡浓度 Q(AmBn)=________________,式中的浓度是任意浓度 应用 判断在一定条件下沉淀能否生成或溶解 ①Q>Ksp:溶液过饱和,有________析出 ②Q=Ksp:溶液饱和,处于________状态 ③Q<Ksp:溶液________,无沉淀析出　 6.Ksp的影响因素 (1)内因:难溶物质本身的性质,这是主要决定因素。 (2)外因。 ①浓度:加水稀释,平衡向____________方向移动,但Ksp________。 ②温度:绝大多数难溶盐的溶解是________过程,升高温度,平衡向________方向移动,Ksp________。 思维辨析 判断正误,正确的画“√”,错误的画“×”。 1.BaSO4===Ba2++S和BaSO4(s)Ba2+(aq)+S(aq)两式所表示的意义相同。(　　) 2.沉淀完全是指溶液中该物质的浓度为0。(　　) 3.在AgCl的饱和溶液中加入NaCl溶液,AgCl沉淀质量增大,但Ksp(AgCl)不变。(　　) 4.向浓度均为0.1 mol·L-1 NaCl和NaI的混合溶液中滴加少量AgNO3溶液,先出现黄色沉淀,说明Ksp(AgCl)>Ksp(AgI)。(　　) 5.醋可用于除去暖水瓶中的水垢。(　　) 实|验|回|放 实验一:AgCl、AgI、Ag2S的转化 实验 操作 向盛有2 mL 0.1 mol·L-1 NaCl溶液的试管中滴加2滴0.1 mol·L-1 AgNO3溶液,依次滴加4滴0.1 mol·L-1 KI溶液、8滴0.1 mol·L-1 Na2S溶液 实验 装置 实验 现象 有白色沉淀生成 白色沉淀转化为黄色沉淀 黄色沉淀转化为黑色沉淀 离子 方程式 Ag++Cl-===AgCl↓ AgCl+I-===AgI+Cl- 2AgI+S2-===Ag2S+2I- 实验 结论 AgCl沉淀转化为AgI沉淀,然后AgI沉淀又转化为Ag2S沉淀,说明难溶电解质可转化为更难溶的电解质,即溶解度大小关系为AgCl>AgI>Ag2S 归纳总结　(1)溶解度较小的沉淀在一定条件下也可以转化成溶解度较大的沉淀,如在BaSO4的饱和溶液中加入高浓度的Na2CO3溶液,可以生成溶解度相对较大的BaCO3沉淀。 (2)当一种试剂能沉淀溶液中的几种离子时,生成沉淀所需试剂离子浓度越小的越先沉淀。 (3)如果生成各种沉淀所需试剂离子的浓度相差较大,就能实现分步沉淀,从而达到提纯、分离的目的。 实验二:Mg(OH)2与Fe(OH)3的转化 实验操作 实验现象 (1)产生白色沉淀 (2)白色沉淀转化为红褐色沉淀 化学方程式 MgCl2+2NaOH===Mg(OH)2↓+2NaCl 3Mg(OH)2+2FeCl32Fe(OH)3+3MgCl2 实验结论　Mg(OH)2沉淀转化为Fe(OH)3沉淀,说明溶解度Fe(OH)3<Mg(OH)2。 知|识|拓|展 溶度积常数的计算技巧 考查角度 计算技巧 判断沉淀的生成或沉淀是否完全 ①把离子浓度数据代入Ksp表达式得Q,若Q>Ksp,则有沉淀生成 ②利用Ksp的数值计算某一离子浓度,若该离子浓度小于10-5 mol·L-1,则该离子沉淀完全 常温下,计算氢氧化物沉淀开始和沉淀完全时的pH ①根据氢氧化物的Ksp,先计算初始浓度溶液中c(OH-),再求得溶液的pH ②金属阳离子沉淀完全时的离子浓度为10-5 mol·L-1,依据Ksp可计算金属阳离子沉淀完全时溶液中的c(OH-),进而求得pH 计算沉淀转化反应的平衡常数,并判断沉淀转化的程度 依据沉淀的转化反应和Ksp,计算该反应的平衡常数,K值越大,转化反应越容易进行,转化程度越大 沉淀先后的计算与判断 ①沉淀类型相同,则Ksp小的化合物先沉淀 ②沉淀类型不同,则需要根据Ksp计算出沉淀时所需离子浓度,所需离子浓度小的先沉淀 知|识|对|练 角度一　沉淀溶解平衡及其影响因素 1.向AgCl浊液中滴加氨水后可得到澄清溶液,继续滴加浓硝酸后又有沉淀生成。经查资料得知Ag++2NH3·H2O[Ag(NH3)2]++2H2O。下列分析不正确的是(　　) A.浊液中存在沉淀溶解平衡:AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq) B.实验可以证明NH3结合Ag+的能力比Cl-强 C.实验表明实验室可用氨水洗涤银镜反应后的试管 D.由资料信息可推知,加浓硝酸后生成的沉淀为AgCl 2.25 ℃时,在含有大量PbI2的饱和溶液中存在沉淀溶解平衡PbI2(s)Pb2+(aq)+2I-(aq),加入KI固体,下列说法正确的是(　　) A.溶液中Pb2+和I-的浓度都增大 B.Ksp(PbI2)增大 C.PbI2的沉淀溶解平衡向右移动 D.溶液中c(Pb2+)减小 3.室温下,向100 mL蒸馏水中加入1 g CaCO3,一段时间后再向其中加入10 mL蒸馏水,一段时间后继续加入10 mL蒸馏水。该过程中电导率的变化如图: 已知:室温下,CaCO3的溶解度为0.001 3 g。下列说法不正确的是(　　) A.a→b电导率上升是由于CaCO3固体部分溶解于水中 B.c和e对应的时刻分别加入了10 mL蒸馏水 C.c→d、e→f电导率下降,说明CaCO3的溶解平衡逆向移动 D.g后的电导率几乎不再改变,说明CaCO3的溶解达到平衡状态 角度二　沉淀的生成与转化 4.要使工业废水中的Pb2+沉淀,可用硫酸盐、碳酸盐、硫化物等作沉淀剂,已知Pb2+与这些离子形成的化合物的溶解度如下: 化合物 PbSO4 PbCO3 PbS 溶解度/g 1.03×10-4 1.81×10-7 1.84×10-14 由上述数据可知,沉淀剂最好选用(　　) A.硫化物 B.硫酸盐 C.碳酸盐 D.以上沉淀剂均可 5.为研究沉淀的生成及转化,某小组进行如下实验。下列关于该实验的分析不正确的是(　　) A.①浊液中存在平衡:AgSCN(s)Ag+(aq)+SCN-(aq) B.②中颜色变化说明上层清液中含有SCN- C.该实验可以证明AgI比AgSCN更难溶 D.③中颜色变化说明有AgI生成 6.工业上向锅炉里注入Na2CO3溶液,在浸泡过程中将水垢中的CaSO4转化为CaCO3,再用盐酸除去。下列叙述不正确的是(　　) A.升高温度,Na2CO3溶液的Kw和c(OH-)均会增大 B.沉淀转化的离子方程式为C(aq)+CaSO4(s)CaCO3(s)+ S(aq) C.在盐酸中,CaCO3的溶解度大于CaSO4 D.Na2CO3溶液中通入CO2后,阴离子浓度均减小 角度三　利用沉淀溶解平衡除去溶液的杂质 7.工业上采用湿法炼锌过程中,以ZnSO4为主要成分的浸出液中含有Fe3+、Fe2+、Cu2+、Cl-等杂质,这些杂质对锌的电解工序有妨碍,必须事先除去。 现有下列试剂可供选择:①酸性KMnO4溶液 ②NaOH溶液　③ZnO　④H2O2溶液　⑤Zn ⑥Fe　⑦AgNO3　⑧Ag2SO4 下列说法不正确的是(　　) A.用酸性KMnO4溶液将Fe2+氧化成Fe3+,再转化为Fe(OH)3沉淀除去 B.用ZnO调节浸出液的酸碱性,可使某些离子形成氢氧化物沉淀 C.在实际生产过程中,加入Ag2SO4可除去Cl-,是利用了沉淀转化的原理 D.也可以用ZnCO3代替ZnO调节溶液的酸碱性 角度四　利用Ksp判断沉淀的生成与是否沉淀完全 8.取5 mL 0.002 mol·L-1 BaCl2溶液与等体积的0.02 mol·L-1 Na2SO4溶液混合,是否有沉淀产生?若有,计算Ba2+是否沉淀完全(该温度下BaSO4的Ksp=1.1×10-10)。 角度五　溶度积常数(Ksp)与沉淀转化平衡常数K的计算关系 9.在1.0 L Na2CO3溶液中溶解0.01 mol BaSO4,则Na2CO3溶液的最初浓度不得低于________ mol·L-1(忽略溶液体积变化)[已知:Ksp(BaSO4)=1.1×10-10、Ksp(BaCO3)=5.1×10-9]。 角度六　溶度积常数(Ksp)与电离平衡常数(Ka)的计算关系 10.常温下,测得CaSO3与水形成的某浊液的pH为9,忽略S的第二步水解,则Ksp(CaSO3)=________(保留3位有效数字)。[已知:Ka1(H2SO3)=1.54×10-2,Ka2(H2SO3)=1.02×10-7] 角度七　溶度积的有关计算及应用 11.已知25 ℃时,电离常数Ka(HF)=3.6×10-4,溶度积常数Ksp(CaF2)=1.46×10-10。现向1 L 0.1 mol·L-1 HF溶液中加入1 L 0.2 mol·L-1 CaCl2溶液,则下列说法正确的是(　　) A.25 ℃时,0.1 mol·L-1 HF溶液的pH=1 B.Ksp(CaF2)随温度和浓度的变化而变化 C.该体系中没有沉淀产生 D.该体系中HF与CaCl2反应产生沉淀 12.取1.0 L浓缩卤水(Cl-、I-浓度均为1.0×10-3 mol·L-1)进行实验:滴加一定量AgNO3溶液,产生黄色沉淀;继续滴加,产生白色沉淀。已知Ksp(AgI)=8.5×10-17、Ksp(AgCl)=1.8×10-10。下列分析不正确的是(　　) A.黄色沉淀是AgI,白色沉淀是AgCl B.产生白色沉淀时,溶液中存在AgI(s)Ag+(aq)+I-(aq) C.若起始时向卤水中滴加2滴(0.1 mL)1.0×10-3 mol·L-1 AgNO3,能产生沉淀 D.白色沉淀开始析出时,c(I-)>1.0×10-6 mol·L-1 角度八　利用Ksp判断沉淀的先后顺序 13.已知Ksp(AgCl)=1.56×10-10、Ksp(AgBr)=7.7×10-13、Ksp(Ag2CrO4)=9.0×10-12。某溶液中含有Cl-、Br-和Cr,浓度均为0.010 mol·L-1,向该溶液中逐滴加入0.010 mol·L-1的AgNO3溶液时,三种阴离子沉淀的先后顺序为(　　) A.Cl-、Br-、Cr B.Br-、Cl-、Cr C.Cr、Br-、Cl- D.Br-、Cr、Cl- 14.已知Ksp[Mg(OH)2]=1.8×10-11、Ksp[Cu(OH)2]=2.2×10-20。向浓度均为0.01 mol·L-1的Cu2+和Mg2+的混合溶液中逐滴加入NaOH溶液至过量,下列说法正确的是(　　) A.较先出现的沉淀是Mg(OH)2 B.两种离子开始沉淀时,Cu2+所需溶液的pH较大 C.当两种沉淀共存时,说明溶液中完全不存在Cu2+、Mg2+ D.当两种沉淀共存时,溶液中≈8.2×108 微充电　素养提升 学科融合——沉淀溶解曲线 　 类型一　有关沉淀溶解平衡对数图像分析 【方法归纳】　直线型(pM-pR曲线) pM为阳离子浓度的负对数,pR为阴离子浓度的负对数。 (1)直线AB上的点,c(M2+)=c(R2-)。 (2)溶度积:CaSO4>CaCO3>MnCO3。 (3)X点对CaCO3要析出沉淀,对CaSO4是不饱和溶液,能继续溶解CaSO4。 (4)Y点c(S)>c(Ca2+),二者的浓度积等于10-5;Z点c(C)<c(Mn2+),二者的浓度积等于10-10.6。 【母题1】　已知相同温度下,Ksp(BaSO4)<Ksp(BaCO3)。某温度下,饱和溶液中-lg[c(S)]、-lg[c(C)]与-lg[c(Ba2+)]的关系如图所示。 下列说法正确的是(　　) A.曲线①代表BaCO3的沉淀溶解曲线 B.该温度下BaSO4的Ksp(BaSO4)值为1.0×10-10 C.加适量BaCl2固体可使溶液由a点变到b点 D.c(Ba2+)=10-5.1时两溶液中=1 【衍生1】　t ℃时,卤化银(AgX,X=Cl、Br)的2条溶解平衡曲线如图所示,已知AgCl、AgBr的Ksp依次减小,且p(Ag+)=-lg c(Ag+),p(X-)=-lg c(X-),利用p(X-)-p(Ag+)的坐标系可表示出AgX的溶度积与溶液中c(Ag+)和c(X-)的相互关系,下列说法错误的是(　　) A.t ℃时,c点可表示AgCl的不饱和溶液 B.B线表示的是AgBr C.取a、b两点处溶液等体积混合,维持t ℃不变,混合溶液中一定无白色沉淀生成 D.在t ℃时,AgCl(s)+Br-(aq)AgBr(s)+Cl-(aq)的平衡常数K=1.0×104 类型二　有关沉淀溶解平衡Ksp曲线的分析 【方法归纳】　单、双曲线型 (1)常见图像的两种类型。 (2)溶解度曲线图像中“点”的含义。 线上的点 物质在该温度下的溶解度,溶液是饱和溶液 线下方 的点 溶液处于不饱和状态,要使溶液变成对应温度下的饱和溶液,方法一是向该溶液中添加溶质;方法二是蒸发一定量的溶剂 线上方 的点 溶液处于过饱和状态,该温度时有晶体析出 曲线的 交点 在该点所示温度下,两种物质的溶解度相等 【母题2】　常温下,Fe(OH)3和Cu(OH)2沉淀溶解平衡曲线如图所示。下列有关说法正确的是(　　) A.Ksp[Fe(OH)3]>Ksp[Cu(OH)2] B.a、b、c、d四点的Kw不同 C.在Fe(OH)3饱和溶液中加入适量硝酸钾晶体可使a点变到b点 D.d点时的Cu(OH)2溶液为不饱和溶液 【衍生2】　室温时,CaCO3在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。已知CaCO3的溶度积(室温)2.8×10-9,下列说法中不正确的是(　　) A.x的数值为2×10-5 B.c点时有CaCO3生成 C.加入蒸馏水可使溶液由d点变成a点 D.b点与d点对应的溶度积相等 类型三　沉淀滴定曲线 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 举例 用AgNO3溶液测定溶液中Cl-的含量时常以Cr为指示剂,这是因为AgCl比Ag2CrO4更难溶 【母题3】　沉淀滴定曲线是沉淀滴定过程中构成难溶电解质的离子浓度与滴定剂加入量之间的关系曲线,用0.100 mol·L-1 AgNO3滴定50.0 mL 0.050 0 mol·L-1 Cl-溶液的滴定曲线如图所示。回答下列问题: (1)根据曲线数据计算可知Ksp(AgCl)的数量级为________。 (2)滴定终点c点为饱和AgCl溶液,c(Ag+)________(填“>”“<”或“=”)c(Cl-)。 (3)相同实验条件下,若改为0.040 0 mol·L-1 Cl-,反应终点c向________点方向移动。 (4)相同实验条件下,若改为0.050 0 mol·L-1 Br-,反应终点c向________点方向移动。 【衍生3】　室温时,用0.100 mol·L-1的标准AgNO3溶液滴定15.00 mL浓度相等的Cl-、Br-和I-的混合溶液,通过电位滴定法获得lg c(Ag+)与V(AgNO3)的关系曲线如图所示(忽略沉淀对离子的吸附作用。若溶液中离子浓度小于1.0×10-5 mol·L-1时,认为该离子沉淀完全。Ksp(AgCl)=1.8×10-10、Ksp(AgBr)=5.4×10-13、Ksp(AgI)=8.5×10-17)。下列说法正确的是(　　) A.a点:有白色沉淀生成 B.原溶液中I-的浓度为0.100 mol·L-1 C.当Br-沉淀完全时,已经有部分Cl-沉淀 D.b点:c(Cl-)>c(Br-)>c(I-)>c(Ag+) 微真题　把握方向 　 考向一　沉淀溶解平衡曲线 1.(2024·黑吉辽卷)25 ℃下,AgCl、AgBr和的沉淀溶解平衡曲线如图所示。某实验小组以K2CrO4为指示剂,用AgNO3标准溶液分别滴定含Cl-水样、含Br-水样。 已知:①Ag2CrO4为砖红色沉淀; ②相同条件下AgCl溶解度大于AgBr; ③25 ℃时,pKa1(H2CrO4)=0.7、pKa2(H2CrO4)=6.5。 pAg=-lg[c(Ag+)/(mol·L-1)] pX=-lg[c(Xn-)/(mol·L-1)] (Xn-代表Cl-、Br-或Cr) 下列说法错误的是(　　) A.曲线②为AgCl沉淀溶解平衡曲线 B.反应Ag2CrO4+H+2Ag++HCr的平衡常数K=10-5.2 C.滴定Cl-时,理论上混合液中指示剂浓度不宜超过10-2.0 mol·L-1 D.滴定Br-达终点时,溶液中=10-0.5 2.(2024·全国甲卷)将0.10 mmol Ag2CrO4配制成1.0 mL悬浊液,向其中滴加0.10 mol·L-1的NaCl溶液。lg[cM/(mol·L-1)](M代表Ag+、Cl-或)随加入NaCl溶液体积(V)的变化关系如图所示。 下列叙述正确的是(　　) A.交点a处:c(Na+)=2c(Cl-) B.=10-2.21 C.V≤2.0 mL时不变 D.y1=-7.82,y2=-lg 34 3.(2023·全国乙卷)一定温度下,AgCl和Ag2CrO4的沉淀溶解平衡曲线如图所示。 下列说法正确的是(　　) A.a点条件下能生成Ag2CrO4沉淀,也能生成AgCl沉淀 B.b点时,c(Cl-)=c(Cr),Ksp(AgCl)=Ksp(Ag2CrO4) C.Ag2CrO4+2Cl-2AgCl+Cr的平衡常数K=107.9 D.向NaCl、Na2CrO4均为0.1 mol·L-1的混合溶液中滴加AgNO3溶液,先产生Ag2CrO4沉淀 考向二　综合考查电解质溶液曲线 4.(2024·浙江卷6月)室温下,H2S水溶液中各含硫微粒物质的量分数δ随pH变化关系如图[例如δ(H2S)=]。已知:Ksp(FeS)=6.3×10-18,Ksp[Fe(OH)2]=4.9×10-17。 下列说法正确的是(　　) A.溶解度:FeS大于Fe(OH)2 B.以酚酞为指示剂(变色的pH范围为8.2~10.0),用NaOH标准溶液可滴定H2S水溶液的浓度 C.忽略S2-的第二步水解,0.10 mol/L的Na2S溶液中S2-水解率约为62% D.0.010 mol/L的FeCl2溶液中加入等体积0.20 mol/L的Na2S溶液,反应初始生成的沉淀是FeS 5.(2023·新课标卷)向AgCl饱和溶液(有足量AgCl固体)中滴加氨水,发生反应Ag++NH3和[Ag(NH3)]++NH3[Ag(NH3)2]+。lg[c(M)/(mol·L-1)]与lg[c(NH3)/(mol·L-1)]的关系如图所示(其中M代表Ag+、Cl-、或[Ag(NH3)2]+)。 下列说法错误的是(　　) A.曲线Ⅰ可视为AgCl溶解度随NH3浓度的变化曲线 B.AgCl的溶度积常数Ksp=c(Ag+)·c(Cl-)=10-9.75 C.反应[Ag(NH3)]++NH3的平衡常数K的值为103.81 D.c(NH3)=0.01 mol·L-1时,溶液中c([Ag(NH3)2]+)>c([Ag(NH3)]+)>c(Ag+) 大单元整合　激活思维·培优增分(七) 　 视点一　强酸与弱酸(或强碱与弱碱)的比较 角度1　强、弱电解质的判断方法 (1)在相同浓度、相同温度下,比较导电能力的强弱。如同体积、同浓度的盐酸和醋酸,前者的导电能力强于后者。 (2)在相同浓度、相同温度下,比较反应速率的快慢,如将锌粒投入等浓度的盐酸和醋酸中,反应速率前者比后者快。 (3)浓度与pH的关系,如0.01 mol·L-1的醋酸pH>2,说明醋酸是弱酸。 (4)测对应盐的酸碱性,如CH3COONa溶液呈碱性,则证明醋酸是弱酸。 (5)稀释前后的pH与稀释倍数的变化关系。如将pH=2的酸溶液稀释1 000倍,若pH<5,则证明酸为弱酸;若pH=5,则证明酸为强酸。 (6)采用实验证明存在电离平衡,如醋酸溶液中滴入石蕊溶液变红,再加CH3COONH4晶体,溶液颜色变浅。 (7)利用较强酸(碱)制备较弱酸(碱)判断电解质强弱。如将CO2通入苯酚钠溶液中出现浑浊,说明碳酸的酸性强于苯酚。 (8)同pH的强酸和弱酸,分别加该酸的钠盐固体,溶液的pH增大的是弱酸,pH几乎不变的是强酸。 (9)pH相同、体积相同的强酸和弱酸与碱反应时消耗碱多的为弱酸。 (10)利用元素周期律进行判断。如非金属性Cl>S>P>Si,则酸性HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3(最高价氧化物对应水化物);金属性Na>Mg>Al,则碱性NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3。 【进阶1】　回答下列问题: (1)常温下,有c(H+)相同、体积相同的醋酸和盐酸两种溶液,采取以下措施: ①加适量醋酸钠晶体后,两溶液中的c(H+)变化情况:醋酸溶液中c(H+)________(填“增大”“减小”或“不变”),盐酸中c(H+)________(填“增大”“减小”或“不变”)。 ②加水稀释至原体积的10倍后:醋酸溶液中的c(H+)________(填“>”“=”或“<”)盐酸中的c(H+)。 ③加等浓度的NaOH溶液至恰好中和,所消耗的NaOH溶液的体积:醋酸________(填“>”“=”或“<”)盐酸。 ④使温度都升高20 ℃后,两溶液中c(H+):醋酸________(填“>”“=”或“<”)盐酸。 ⑤分别与足量的锌粉发生反应,下列关于氢气体积(V)随时间(t)变化的示意图正确的是______(填字母,①代表盐酸,②代表醋酸溶液)。 (2)将0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液加水稀释,下列有关稀释后醋酸溶液的说法中,正确的是________(填字母)。 a.电离程度增大 b.溶液中离子总数增多 c.溶液导电性增强 d.溶液中醋酸分子增多 角度2　一元强酸(碱)与一元弱酸(碱)的比较 1.一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)的比较。 (1)相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较。 比较 项目 c(H+) pH 中和碱 的能力 与活泼金 属反应产 生H2的量 开始与金 属反应的 速率 盐酸 大 小 相同 相同 大 醋酸溶液 小 大 小 (2)相同pH、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较。 比较 项目 c(H+) c(酸) 中和碱 的能力 与足量活泼 金属反应产 生H2的量 开始与金 属反应的 速率 盐酸 相同 小 小 少 相同 醋酸溶液 大 大 多 2.一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)稀释图像比较。 (1)相同体积、相同浓度的盐酸与醋酸。 加水稀释相同的倍数,醋酸的pH大 加水稀释到相同的pH,盐酸加入的水多 (2)相同体积、相同pH的盐酸与醋酸。 加水稀释相同的倍数,盐酸的pH大 加水稀释到相同的pH,醋酸加入的水多 3.一元弱酸和一元强酸与金属的反应(以盐酸和醋酸为例)图像。 实验操作 图像 同体积、同浓度的盐酸和醋酸分别与足量Zn反应 同体积、同pH的盐酸和醋酸分别与足量Zn反应 【进阶2】　在体积都为1 L、pH都等于2的盐酸和醋酸溶液中投入0.65 g锌粒,则如图所示符合客观事实的是(　　) 角度3　判断弱电解质的实验设计 1.判断弱电解质的三个思维角度。 (1)角度一:弱电解质的概念,即弱电解质不能完全电离,如0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液的pH>1。 (2)角度二:弱电解质溶液中存在电离平衡,条件改变,平衡移动,如pH=1的CH3COOH溶液加水稀释10倍后,1<pH<2;再如向0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液中滴入1~2滴石蕊溶液,溶液变红色,向其中加入CH3COONa固体,若溶液红色变浅,说明CH3COOHCH3COO-+H+的平衡逆移,即CH3COOH为弱酸。 (3)角度三:弱电解质形成的盐能水解,如用玻璃棒蘸取一定浓度的CH3COONa溶液滴在pH试纸上,pH>7,说明CH3COONa为弱酸盐,即CH3COOH为弱酸。 2.设计示例。 室温下证明HA是一元弱酸的几种实验方法: 实验方法 结论 ①测0.01 mol·L-1 HA溶液的pH pH=2,HA为强酸 pH>2,HA为弱酸 ②测NaA溶液的pH pH=7,HA为强酸 pH>7,HA为弱酸 ③相同条件下,测相同浓度的HA和HCl(强酸)溶液的导电能力 若HA溶液的导电能力比HCl(强酸)溶液的弱,则HA为弱酸 ④测相同pH的HA溶液与盐酸稀释相同倍数后的pH变化 若HA溶液的pH变化比盐酸小,则HA为弱酸 ⑤测等体积、等pH的HA溶液和盐酸分别与足量锌反应产生H2的快慢及H2的量 若HA溶液反应过程中产生H2较快且最终产生H2的量较多,则HA为弱酸 ⑥测等体积、等pH的HA溶液和盐酸中和等浓度碱消耗的碱液的体积 若HA溶液耗碱液体积大,则HA为弱酸 【进阶3】　(2021·浙江卷6月)某同学拟用pH计测定溶液pH以探究某酸HR是否为弱电解质。下列说法正确的是(　　) A.25 ℃时,若测得0.01 mol·L-1 NaR溶液pH=7,则HR是弱酸 B.25 ℃时,若测得0.01 mol·L-1 HR溶液pH>2且pH<7,则HR是弱酸 C.25 ℃时,若测得HR溶液pH=a,取该溶液10.0 mL,加蒸馏水稀释至100.0 mL,测得pH=b,b-a<1,则HR是弱酸 D.25 ℃时,若测得NaR溶液pH=a,取该溶液10.0 mL,升温至50 ℃,测得pH=b,a>b,则HR是弱酸 【进阶4】　为了证明一水合氨(NH3·H2O)是弱电解质,甲、乙、丙三人分别选用下列试剂进行实验:0.010 mol·L-1氨水、0.1 mol·L-1 NH4Cl溶液、NH4Cl晶体、酚酞溶液、pH试纸、蒸馏水。 (1)甲用pH试纸测出0.010 mol·L-1氨水在室温下的pH为10,则认定一水合氨是弱电解质,你认为这一方法是否正确?______(填“正确”或“不正确”),说明理由:_____________________________ _______________________________________________________________________。 (2)乙取出10 mL 0.010 mol·L-1氨水,用pH试纸测其pH=a,然后用蒸馏水稀释至1 000 mL,再用pH试纸测其pH=b,若要确认NH3·H2O是弱电解质,则a、b值应满足什么关系?________________(用等式或不等式表示)。 (3)丙取出10 mL 0.010 mol·L-1氨水,滴入2滴酚酞溶液,显粉红色,再加入少量NH4Cl晶体,颜色变________(填“深”或“浅”)。你认为这一方法能否证明NH3·H2O是弱电解质?________(填“能”或“否”),并说明原因:___________________________________________________________ ___________________________________________________________ ___________________________________________________________ ___________________________________________________________。 (4)请你根据所提供的试剂,再提出一个合理又简便的方案证明NH3·H2O是弱电解质:____________________________________。 视点二　对数图像中的粒子浓度关系 将溶液中某一微粒的浓度[如c(A)]或某些微粒浓度的比值取常用对数,即lg c(A)或lg得到的粒子浓度对数图像。 1.破解对数图像的数据。 (1)运算法则:lg ab=lg a+lg b、lg =lg a-lg b、lg 1=0。 (2)运算突破点:如lg=0的点有c(A)=c(B);lgc(D)=0的点有c(D)=1 mol·L-1。 2.破解对数图像的步骤。 (1)识图像:观察横坐标、纵坐标的含义,看清每条曲线代表的粒子种类以及曲线的变化趋势,计算电离常数时应利用两种粒子浓度相等的点,如lg=0。 (2)找联系:根据图像中的坐标含义和曲线的交点,分析所给电解质的电离平衡常数或pH与纵、横坐标之间的联系。 (3)想原理:涉及电离平衡常数,写出平衡常数表达式,在识图像、想原理的基础上,将图像与原理结合起来思考。 (4)用公式:运用对数计算公式分析。 【进阶5】　某浓度的二元弱酸H2B溶液在不同pH下,测得pC(M)变化如图所示,[已知pC(M)=-lg c(M),M代指H2B或HB-或B2-],下列说法正确的是(　　) A.曲线Ⅱ表示pC(HB-)与pH的关系 B.pH=5时,c(HB-)<c(B2-)<c(H2B) C.由图像数据可以计算出的值 D.在pH增大的过程中,c(H2B)、c(HB-)、c(B2-)三者浓度和先减小后增大 视点三　用守恒思想破解溶液中粒子浓度大小的比较 1.比较电解质溶液中粒子浓度相对大小的解题思路。 2.粒子浓度大小比较的依据。 (1)电离平衡。 电离过程是微弱的,如H2CO3溶液中c(H2CO3)>c(HC)>c(C)(多元弱酸分步电离,逐级减弱)。 (2)水解平衡。 水解过程是微弱的,如Na2CO3溶液中c(C)>c(HC)>c(H2CO3)(多元弱酸根离子分步水解,逐级减弱)。 3.守恒规律。 (1)电荷守恒。 溶液中所有阳离子所带的正电荷总浓度等于所有阴离子所带的负电荷总浓度。如NaHCO3溶液中c(Na+)+c(H+)=c(HC)+2c(C)+c(OH-)。 (2)物料守恒。 在电解质溶液中,粒子可能发生变化,但变化前后某种元素的原子个数守恒。如0.1 mol·L-1 NaHCO3溶液中c(Na+)=c(HC)+c(C)+c(H2CO3)=0.1 mol·L-1。 (3)质子守恒。 在电解质溶液中,由于电离、水解等过程的发生,往往存在质子(H+)的得失,但得到的质子总数等于失去的质子总数。 如NaHCO3溶液中: c(H2CO3)+c(H+)=c(C)+c(OH-)。 4.实例分析。 (1)多元弱酸溶液。 多元弱酸分步电离,逐级减弱,如H3PO4溶液中 c(H+)>c(H2P)>c(HP)>c(P)。 (2)单一盐溶液。 ①弱酸根阴离子或弱碱阳离子的水解是很微弱的,但水的电离程度远远小于盐的水解程度。如在稀NH4Cl溶液中 NH4Cl===N+Cl-; N+H2ONH3·H2O+H+; H2OOH-+H+。 ②在溶液中微粒浓度由大到小的顺序: c(Cl-)>c(N)>c(H+)>c(NH3·H2O)>c(OH-)。 (3)不同溶液中同一离子浓度大小的比较。 要看溶液中其他离子对该离子的影响。如在相同物质的量浓度的下列溶液中:①NH4Cl;②CH3COONH4;③NH4HSO4,c(N)由大到小的顺序为③>①>②。 (4)混合溶液中各离子浓度的比较。 要进行综合分析,如电离因素、水解因素等。如在0.1 mol·L-1 NH4Cl溶液和0.1 mol·L-1的氨水混合溶液中,各离子浓度大小的顺序为c(N)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+)。 【进阶6】　HA为酸性略强于醋酸的一元弱酸,在0.1 mol·L-1 NaA溶液中,下列离子浓度关系正确的是(　　) A.c(Na+)>c(A-)>c(H+)>c(OH-) B.c(Na+)>c(OH-)>c(A-)>c(H+) C.c(Na+)+c(OH-)=c(A-)+c(H+) D.c(Na+)+c(H+)=c(A-)+c(OH-) 【进阶7】　25 ℃时,在10 mL浓度均为0.1 mol·L-1的NaOH和NH3·H2O的混合溶液中滴加0.1 mol·L-1盐酸,下列有关溶液中粒子浓度关系正确的是(　　) A.未加盐酸时:c(OH-)>c(Na+)=c(NH3·H2O) B.加入10 mL盐酸时:c(N)+c(H+)=c(OH-) C.加入盐酸至溶液pH=7时:c(Cl-)=c(Na+) D.加入20 mL盐酸时:c(Cl-)=c(N)+c(Na+) 【进阶8】　室温下向10 mL 0.1 mol·L-1 NaOH溶液中加入0.1 mol·L-1的一元酸HA,溶液pH的变化曲线如图所示。下列说法正确的是(　　) A.a点所示溶液中:c(Na+)>c(A-)>c(H+)>c(HA) B.a、b两点所示溶液中水的电离程度相同 C.pH=7时,c(Na+)=c(A-)+c(HA) D.b点所示溶液中:c(A-)>c(HA) 微点突破　高考解题新思维(七) 　(2024·新课标卷)常温下CH2ClCOOH和CHCl2COOH的两种溶液中,分布系数δ与pH的变化关系❶如图所示。比如:δ(CH2ClCOO-)= 下列叙述正确的是(　　) A.曲线M表示δ(CHCl2COO-)~pH❸的变化关系 B.若酸的初始浓度为0.10 mol·L-1,则a点对应的溶液中有c(H+)=c(CHCl2COO-)+c(OH-)❹ C.CH2ClCOOH的电离常数Ka=10-1.3❺ D.pH=2.08时,=❻ ❶给出研究对象; ❷可根据图像判断各微粒的变化过程以及特殊点的数值; ❸可根据曲线变化趋势判断; ❹可根据题给数据和图像中的数据判断; ❺可根据图像中的数据计算; ❻可根据公式变形法判断 【破题关键】　(1)能根据曲线变化趋势确定每条曲线的含义;(2)能根据交叉点对应的数值进行定量计算。 【关键能力】　主要考查考生信息获取与加工、逻辑推理与论证和批判性思维与辩证能力。 选项 分析过程 判断 A 基于变化趋势的含义判断 错误 B 基于题给数据的离子浓度大小关系判断 错误 C 基于题给数据的电离常数计算 错误 D 基于题给数据的电离度比值判断 正确 【答案】　D 【思维误区】　(1)易受CH2ClCOOH和CHCl2COOH分子组成相似的影响,容易造成误判;(2)本题为两种物质的变化体系,在分析图像曲线含义时易造成错判。 　　一是以分布系数曲线为载体考查的题目属于中频考题,二是要总结分布曲线题目的外观特征和表示的基本方法,建立常规图像与分布系数曲线图像之间的关系,把握几个特殊点的含义,如起点、第一滴定终点、第一交点、第二交点、不相邻的交叉点、第二滴定终点、最高点、最低点等;三是要分析和掌握几个常用的二级结论,如相邻曲线交叉点对应的pH与相应平衡常数的关系,非相邻曲线的交叉点对应的pH与相应平衡常数的关系等;四是本题为两个分布系数图像的叠加,近年来还出现过分布系数图像与其他类型图像叠加的试题,因此备考时要关注图像叠加的问题,掌握叠加图像的分析方法。 学科网（北京）股份有限公司 $$