清单07 水溶液中的离子平衡（抢分清单）（江苏专用）2026年高考化学终极冲刺讲练测

清单07 水溶液中的离子平衡 解题技法精讲 1 / 1 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 技法01 电解质强弱判断 技法09 盐的水解常数及其应用 技法02 试纸的种类及其使用方法 技法10 盐溶液蒸干后产物判断 技法03 pH计算的一般思维模型 技法11 把握三种守恒，明确等量关系 技法04 c(H＋)水[或c(OH－)水]的求解规律 技法12 判断粒子浓度关系的思维流程 技法05 酸、碱混合后溶液酸碱性的判断(常温) 技法13 利用电离常数(Ka或Kb)计算水解常数(Kh) 技法06 化学实验中pH的控制 技法14 溶液中粒子浓度的判断——图像分类 技法07 滴定终点判断 技法15 Ksp的计算类型 技法08 中和滴定原理的迁移 常见误区破解 误区01 溶液稀释、混合的3个误区 误区03 “三大”平衡对比 误区02 中和滴定误差分析 题型强化训练 题型01 文字叙述型水溶液中的离子反应分析 题型03 坐标曲线图型水溶液中的离子反应分析 题型02 结合流程型水溶液中的离子反应分析 题型04 滴定分析 技法01 电解质强弱判断 角度一 从弱电解质的电离特点分析 实验方法 实验现象可结论 1 称取一定量的醋酸配制0.1 mol·L－1的醋酸溶液，测定该溶液的pH 测出的pH＞1 2 取同体积同浓度盐酸和醋酸加入烧杯并联，接通电源，观察灯泡亮度 插在盐酸中的灯泡亮度大 3 配制相同浓度的盐酸和醋酸，分别测定两溶液的pH 盐酸的pH小，醋酸溶液的pH大 4 配制相同pH的盐酸和醋酸溶液，分别取相同体积，用酚酞试液作指示剂，以氢氧化钠溶液为标准溶液进行滴定 两溶液消耗NaOH标准溶液的体积：V(盐酸)＜V(醋酸) 5 同体积等浓度盐酸和醋酸分别与足量锌反应，开始产生氢气的快慢 盐酸＞醋酸 6 用已知浓度的盐酸和醋酸溶液分别配制pH＝1的两种溶液，取相同体积加入足量的锌，用排水法收集生成的氢气 两溶液中生成的氢气体积： 醋酸＞盐酸 角度二 从影响弱电解质电离的外界因素分析 7 向某浓度的醋酸溶液滴入几滴甲基橙试液，再加入少量醋酸钠晶体，振荡 溶液由红色逐渐变为橙色 8 配制pH相同的盐酸和醋酸溶液，取1 mL上述盐酸和醋酸溶液分别用蒸馏水稀释相同倍数(如100倍)，再测定稀释后两溶液的pH 盐酸pH变化大，醋酸溶液pH变化小 9 把一定浓度的醋酸溶液两等分，其中一份加入醋酸钠固体，然后分别加入形状相同质量相同的锌，观察产生氢气的快慢是否相同 产生氢气的快慢不相同，不加入醋酸钠的一份_____(快或慢) 从其对应的盐溶液是否水解的角度分析 10 配制某浓度的醋酸钠溶液，向其中加入几滴酚酞试液 溶液变为浅红色 11 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 pH＞7 技法02 试纸的种类及其使用方法 试纸的 种类 石蕊试纸 定性检验溶液或气体的酸碱性，分红色、蓝色石蕊试纸，其中检验NH3用____色石蕊试纸 pH试纸 定量(粗测)检验酸碱性的强弱(不能检测氧化性的溶液，如不能测定氯水的pH！) 品红试纸 检验SO2等有漂白性的物质 KI淀粉试纸 检验Cl2等有氧化性的物质（NO2、Br2蒸气等也能使湿润的KI淀粉试纸变蓝色） 醋酸铅试纸 检验H2S气体或其溶液 使用方法 ①检验液体 取一小块试纸放在表面皿或玻璃片上，用蘸有待测液的玻璃棒点在试纸中央，观察试纸颜色变化 ②检验气体 一般先用蒸馏水把试纸润湿，粘在玻璃棒的一端，并接近试管口，观察试纸颜色变化 注意事项 ①试纸不可伸入溶液中也不能与管口接触；②测溶液的pH时，pH试纸不能先润湿，因为这相当于将原溶液稀释了，可能会造成测量结果的误差，另外，广泛pH试纸所测的pH为整数；③pH计测氯水的pH 技法03 pH计算的一般思维模型 技法04 c(H＋)水[或c(OH－)水]的求解规律 酸、碱、盐溶液中水电离的定量计算。 注：c(H＋)水、c(OH－)水指水电离出的H＋、OH－浓度。c(H＋)、c(OH－)指溶液中的H＋、OH－浓度。 c(H＋)水与c(OH－)水 的关系 x[溶液中水电离出的c(H＋)或c(OH－)]的计算式 室温x值 （填＜、＞） 对水电离 的影响 纯水 c(H＋)水＝c(OH－)水 x＝ x＝1×10－7mol·L－1 c mol·L－1 一元强酸溶液 x＝________ x__＜1×10－7 mol·L－1 抑制 c mol·L－1 一元强碱溶液 x＝ x__＜1×10－7 mol·L－1 抑制 pH＝a正盐 溶液 强酸弱碱盐 x＝________c(H＋)10－a x__＞1×10－7 mol·L－1 促进 强碱弱酸盐 x＝________c(OH－)10a－14 强碱强酸盐 x＝ x＝1×10－7 mol·L－1 无影响 技法05 酸、碱混合后溶液酸碱性的判断(常温) 等浓度等体积的 一元酸与一元碱混合的溶液 一元酸 一元碱 混合溶液的pH 规律 强酸 强碱 _____7 谁强显谁性，同强显中性 弱酸 强碱 _____7 强酸 弱碱 _____7 pH(酸)＋pH(碱)＝14的 酸与碱等体积混合的溶液 混合对象 中和结果 规律 强酸、强碱 _____7 “强”、“强”全反应，溶液呈中性； 谁弱谁过量，谁弱显谁性。 强酸、弱碱 _____7 弱酸、强碱 _____7 技法06 化学实验中pH的控制 1．化学实验中控制pH的目的 ①抑制金属离子的水解；②除去加入的显酸性或显碱性的物质，防止引入杂质；③选择性除去原料中的某种或全部的杂质金属离子；④除去生成物中的酸性物质，防止设备腐蚀；⑤除去废液中酸性物质、碱性物质、重金属离子，防止环境污染；⑥提供酸性或碱性介质参加反应；⑦与生成物反应促进平衡正向移动。 2．溶液pH的测定——pH试纸、pH计 3．控制溶液pH需加入的试剂 ①酸——HCl、H2SO4、HNO3、CH3COOH；②碱性物质——Ca(OH)2、NaOH、Na2CO3、NaHCO3；③金属氧化物、氢氧化物、碳酸盐、碱式碳酸盐；③酸化前的原物质 技法07 滴定终点判断 1．滴定终点的答题模板 滴定终点的判断 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或不变色 说明：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或不变色” 滴定终点观察到的现象判断 由××色变××色 2．酸碱中和滴定 指示剂 酚酞 甲基橙 温馨提醒 强酸滴定强碱 ______色变为______色 ______色变为______色 ①石蕊不用作指示剂；②终点颜色变化后要强调“半分钟内不褪色或不变色” 强碱滴定强酸 ______色变为______色 ______色变为______色 说明：Na2CO3与H＋反应，选用的指示剂不同，发生的反应也不同：Na2CO3NaHCO3、Na2CO3CO2。 技法08 中和滴定原理的迁移 （一）氧化还原滴定 1．概述 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，或者间接滴定本身并没有还原性或氧化性但能与某些还原剂或氧化剂反应的物质 试剂 常见用于滴定的氧化剂：KMnO4、K2Cr2O7、I2等 常见用于滴定的还原剂：亚铁盐、草酸、维生素C等 指示剂 氧化还原指示剂 专用指示剂，如淀粉可用作碘量法的指示剂 自身指示剂，如KMnO4溶液可自身指示滴定终点 2．滴定终点判断 有关反应 方程式 指示剂 滴定终点颜色变化 酸性KMnO4溶液滴定Na2C2O4溶液 2MnO4－＋5C2O42—＋16H＋＝2Mn2＋＋10CO2↑＋8H2O 不需另加指示剂 ______色恰好变为_______色 Na2C2O4溶液滴定酸性KMnO4溶液溶液 ______色恰好变为_______色 Na2S2O3溶液滴定碘水 I2＋2S2O32－ ＝2I－＋S4O62－ 淀粉溶液 ______色恰好变为_______色 碘水滴定Na2S2O3溶液 ______色恰好变为_______色 KI滴定FeCl3溶液 2I－＋2Fe3＋＝I2＋2Fe2＋ KSCN溶液 ______色褪去 3．氧化还原反应滴定计算注意事项 （1）通过原子守恒或得失电子守恒快速建立待测物和滴定试剂之间的定量关系。 （2）在代入数据计算时要留意所取待测物和滴定试剂物理量的不同，不同物理量之间的计算要留意单位之间的换算，如mL与L，g、kg与mg等。 （3）结果表达要关注待测物给定的量与滴定时实际取用的量是否一致，如给定待测物是1 L或500 mL，滴定时取用了其中的100 mL或25 mL，后续数据的处理和最终结果的表达要与给定的量保持一致。 （二）沉淀滴定 定义 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。如用AgNO3溶液测定溶液中Cl－的含量时常以CrO为指示剂，这是因为AgCl比Ag2CrO4更难溶的缘故 实例 滴定内容 指示剂 终点颜色变化 解题策略 用标准AgNO3溶液滴定含Cl－的溶液 K2CrO4溶液 出现砖红色沉淀（Ag2CrO4为砖红色沉淀） 利用沉淀的先后顺序判断滴定终点并利用反应物与生成物间的数量关系进行计算 技法09 盐的水解常数及其应用 含义 盐类水解的平衡常数，称为水解常数，用Kh表示 表达式 对于A－＋H2OHA＋OH－，Kh＝ 对于B＋＋H2OBOH＋H＋，Kh＝ 影响因素 Kh只受温度的影响，升高温度，Kh增大 Kh与Ka或Kb的换算关系 一元弱酸或弱碱的Ka或Kb与弱酸根或弱碱离子的Kh关系： Ka·Kh＝Kw或Kh＝ Kb·Kh＝Kw或Kh＝ 二元弱酸的Ka1、Ka2与相应酸根的水解常数Kh1、Kh2的关系：Kh1＝ Kh2＝ 水解常数的应用 判断水解程度：Kh越大，水解程度越大 判断弱酸弱碱盐溶液的酸碱性及粒子浓度大小： 如对于NH4HCO3，由于Kb(NH3·H2O)＞Ka1(H2CO3)，则Kh(NH)＜Kh(HCO)，水解程度：HCO＞NH，溶液呈碱性，c(NH)＞c(HCO)。 判断酸式盐溶液的酸碱性及粒子浓度大小： 如对于NaHRO3(R为非金属元素，H2RO3为二元弱酸)溶液，若Ka2(H2RO3)＞Kh(HRO)，电离程度大于水解程度，溶液呈酸性，c(RO)＞c(H2RO3)；反之，溶液呈碱性，c(H2RO3)＞c(RO) 判断某些混合溶液的酸碱性及粒子浓度大小： ①如对于等浓度的NH3·H2O和NH4Cl混合溶液，由于Kb(NH3·H2O)＝1.76×10－5＞＝Kh(NH)，NH3·H2O的电离程度大于NH的水解程度，溶液呈碱性，c(NH)＞c(NH3·H2O)。 ②如对于等浓度的HCN和NaCN混合溶液，由于Ka(HCN)＝6.7×10－10＜＝Kh(CN－)，CN－的水解程度大于HCN的电离程度，溶液呈碱性，c(HCN)＞c(CN－) 【说明】 1．CH3COONa溶液中存在如下水解平衡：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－ Kh＝＝＝＝ 因而Ka、Kh与Kw的定量关系：Ka·Kh＝Kw或Kh＝(Ka越小水解程度越大) 2．如何判断弱酸的酸式盐NaHA溶液的酸碱性 已知：常温下，H2A的电离平衡常数为Ka1、Ka2。 H2AH＋＋HA－ Ka1＝ HA－H＋＋A2－ Ka2＝ A2－＋H2OHA－＋OH－ Kh1＝ HA－＋H2OH2A ＋OH－ Kh2＝ Ka2＞Kh2 溶液显酸性 Kh2＞Ka2 溶液显碱性 3．二元弱酸的Ka1、Ka2与相应酸根的水解常数Kh1、Kh2的关系 Kh1＝＝＝＝ Kh2＝＝＝＝ 技法10 盐溶液蒸干后产物判断 考虑的因素 举例 产物(不考虑产物分解) 是否分解 有物质剩余 Ca(HCO3)2、NaHCO3 CaCO3、Na2CO3 无物质剩余 NH4Cl — 是否发生 氧化还原反应 发生 Na2SO3 Na2SO4 不发生 Na2CO3 Na2CO3 水解生成酸 挥发性酸 Al(NO3)3、AlCl3 Al(OH)3 不挥发性酸 Al2(SO4)3、Fe2(SO4)3、CuSO4 Al2(SO4)3、Fe2(SO4)3、CuSO4 水解生成碱 NaAlO2 NaAlO2 解题策略：弱碱易挥发酸盐金属氢氧化物固体金属氧化物 ①易挥发酸的水解盐要得到其晶体：先加对应的酸，之后蒸发浓缩，冷却结晶，过滤洗涤 ②由盐溶液制备其晶体，注意三防：防水解、防氧化、防分解。 技法11 把握三种守恒，明确等量关系 守恒 原理与方法 举例 说明 电荷 守恒 原理：电解质溶液中阳离子所带的电荷总数与阴离子所带的电荷总数相等。即电荷守恒。 方法：①找出溶液中所有的阴、阳离子。 ②阴、阳离子浓度乘以自身所带的电荷数建立等式。 Na2CO3溶液为例： c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO)＋2c(CO) 物料 守恒 原理：在电解质溶液中，由于某些离子发生水解或电离，离子的存在形式发生了变化，就该离子所含的某种元素来说，变化前后其原子个数是守恒的，即元素物料守恒。 方法：①分析溶质中的特定元素的原子或原子团间的质量守恒关系(特定元素除H、O元素外)。 ②找出特征元素在水溶液中的所有存在形式。 ①单一元素守恒，如1 mol NH3通入水中形成氨水，就有 n(NH3)＋n(NH3·H2O)＋n(NH)＝1 mol，即氮元素守恒 ②两元素守恒，如Na2CO3溶液中： c(Na＋)＝2c(H2CO3)＋2c(HCO)＋2c(CO)，即钠元素与碳元素守恒 质子 守恒 原理：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＋)的转移，转移过程中质子数量保持不变，称为质子守恒。 方法一：可以由电荷守恒与物料守恒推导出来。 方法二：质子守恒是依据水的电离平衡：H2OH＋＋OH－，水电离产生的H＋和OH－的物质的量总是相等的，无论在溶液中由水电离出的H＋和OH－以什么形式存在。 方法一：Na2CO3中将电荷守恒和物料守恒中的Na＋消去得： c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H2CO3) 方法二： ①以Na2CO3溶液为例： c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H2CO3) ②以NaHCO3溶液为例： c(H2CO3)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CO) ①由电荷守恒与物料守恒也可以推出质子守恒，即方法一 ②化学计量数为得(或失)质子的数目 ③H3O＋简写为H＋ 技法12 判断粒子浓度关系的思维流程 技法13 利用电离常数(Ka或Kb)计算水解常数(Kh) 弱酸或弱碱 Ka(或Kb)与Kh的关系 水解常数(Kh) 的计算 一元弱酸 Ka·Kh＝Kw Kh＝ 一元弱碱 Kb·Kh＝Kw Kh＝ 二元弱酸(H2X) 一级电离[产生(HX－)] Kh(HX－)·Ka1＝Kw Kh(HX－)＝ 二级电离[产生(X2-)] Kh(X2-)·Ka2＝Kw Kh(X2-)＝ 技法14 溶液中粒子浓度的判断——图像分类 1.酸、碱中和型粒子浓度关系比较 盐酸 滴定氨水 常温下，用0.100 0 mol·L－1盐酸溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L－1氨水 关键点 溶液中溶质成分及粒子浓度关系 V(HCl)＝10(点①) 溶质是：等物质的量的NH4Cl和NH3·H2O 粒子浓度大小关系：c(NH)＞c(Cl－)＞c(NH3·H2O)＞c(OH－)＞c(H＋) pH＝7(点②) 粒子浓度大小关系：c(NH)＝c(Cl－)＞c(OH－)＝c(H＋) V(HCl)＝20(点③) 溶质是：NH4Cl 粒子浓度大小关系：c(Cl－)＞c(NH)＞c(H＋)＞c(OH－) 等浓度 碱与酸混合 等浓度的NaOH和CH3COOH溶液按体积比1∶2混合后pH＜7，粒子浓度大小顺序：c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)。 pH和为14酸与碱混合 常温下pH＝2的HCl溶液与pH＝12的NH3·H2O溶液等体积混合，粒子浓度大小顺序：c(NH3·H2O)＞c(NH)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)。 2.中和滴定过程pH变化图像 关键点 溶液中溶质成分及粒子浓度大小关系 常温下，用0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L－1 CH3COOH溶液 起点 V(NaOH)＝0 (0点) 溶质是CH3COOH 粒子浓度大小关系：c(CH3COOH)＞c(H＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－) 一半点 V(NaOH)＝10 mL (点①) 溶质是等物质的量的CH3COOH和CH3COONa 粒子浓度大小关系：c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(CH3COOH)＞c(H＋)＞c(OH－) 元素质量守恒：c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＝2c(Na＋) 中性点 pH＝7 (点②) 溶质是CH3COONa和少量的CH3COOH 粒子浓度大小关系：c(Na＋)＝c(CH3COO－)＞c(H＋)＝c(OH－) 恰好反应点 V(NaOH)＝20 mL (点③) 溶质是CH3COONa 粒子浓度大小关系：c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋) 过量1倍点 V(NaOH)＝40 mL 溶质是等物质的量的CH3COONa和NaOH 粒子浓度大小关系：c(Na＋)＞c(OH－)＞c(CH3COO－)＞c(H＋) 3.透析分布系数曲线 确定思维方向 分布系数曲线是指以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，绘制得到的分布系数与溶液pH之间的关系曲线。 举例 一元弱酸(以CH3COOH为例) 二元弱酸(以H2C2O4为例) 三元弱酸(以H3PO4为例) 弱电解质 分布曲线 曲线 对应物质 X为CH3COOH Y为CH3COO－ X为H2C2O4，Y为HC2O Z为C2O X为H3PO4，Y为H2PO Z为HPO，W为PO 求lgKa 与pKa (利用交点) K(CH3COOH)＝ 由图可知，c(CH3COO－)＝c(CH3COOH)时，pH＝4.76， K(CH3COOH)＝c(H＋)＝10－4.76，lgK(CH3COOH)＝－4.76，pKa＝4.76 Ka1＝ 由图可知，c(H2C2O4)＝c(HC2O)时，pH＝1.2，Ka1＝c(H＋)＝10－1.2，lgKa1＝－1.2，pKa1＝1.2；Ka2＝ 由图可知，c(C2O)＝c(HC2O)时，pH＝4.2，Ka2＝c(H＋)＝10－4.2，lgKa2＝－4.2，pKa2＝4.2 Ka1＝ 由图可知，c(H2PO)＝c(H3PO4)时，pH＝2，Ka1＝c(H＋)＝10－2， lgKa1＝－2，pKa1＝2；Ka2＝，由图可知，c(HPO)＝c(H2PO)时，pH＝7.1，Ka2＝c(H＋)＝10－7.1，lgKa2＝－7.1，pKa2＝7.1；同理lgKa3＝－12.2，pKa3＝12.2 4.常考对数图像的类型 图像种类 具体类型 含义 变化规律 对数图像 lg 生成物与反应物离子浓度比的常用对数 lg越大， 反应向正反应方向进行的程度越大 lg 稀释后与稀释前体积比的 常用对数 lg越大，稀释程度越大 AG＝lg 氢离子与氢氧根离子浓度比的常用对数 AG越大，酸性越强， 中性时，＝1，AG＝0 负对数图像 pH＝－lgc(H＋) 氢离子浓度的常用对数负值 pH越大，c(H＋)越小，溶液的碱性越强 pC＝－lgc(C) C离子浓度的常用对数负值 pC越大，c(C)越小 5.分布系数图像离子浓度判断 （1）分布系数图像(注：pKa为电离常数的负对数) 一元弱酸(以CH3COOH为例) 二元弱酸(以H2C2O4为例) δ0为CH3COOH的分布系数，δ1为CH3COO－的分布系数 δ0为H2C2O4的分布系数，δ1为HC2O的分布系数，δ2为C2O的分布系数 （2）读图解题要领 读“曲线” 每条曲线所代表的粒子及变化趋势。(以上图中H2C2O4为例)随pH增大，δ只减不增的为H2C2O4曲线，δ先增后减的为HC2O曲线，δ只增不减的为C2O曲线。 读“浓度” 通过横坐标的垂线，可读出某pH时的粒子浓度 “用交点” 交点是某两种粒子浓度相等的点，可计算电离常数K ①图中M点：c(HC2O)＝c(H2C2O4)，其pH为pH1，Ka1(H2C2O4)＝＝。 ②同理图中N点：c(HC2O)＝c(C2O)，对应pH为pH2，Ka2＝。 ③图中O点，c(H2C2O4)＝c(C2O)，此时c(HC2O)最大，其溶液pH为pH3，则pH3＝。 “可替换” 根据溶液中的元素质量守恒进行替换，分析得出结论 6．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lgc(A)或lg得到的粒子浓度对数图像。 （1）破解对数图像的数据 运算法则 lgab＝lga＋lgb、lg＝lga－lgb、lg1＝0 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 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 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 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 用公式 运用对数计算公式分析 7．沉淀溶解平衡图像题的解法 图像分析 以AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)为例 解题策略 ① 溶解平衡曲线类似于溶解度曲线，曲线上任一点都表示饱和溶液，曲线上方的任一点均表示过饱和，此时有沉淀析出，曲线下方的任一点，均表示不饱和 ② 从图像中找到数据，根据Ksp公式计算得出Ksp的值 ③ 比较溶液的Q与Ksp的大小，判断溶液中有无沉淀析出 ④ 涉及Q的计算时，所代入的离子浓度一定是混合溶液中的离子浓度，因此计算离子浓度时，所代入的溶液体积也必须是混合液的体积 技法15 Ksp的计算类型 1.已知Ksp，求溶液中的某种离子的浓度。 如：Ksp＝a的饱和AgCl溶液中c(Ag＋)＝ mol·L－1。 ①注意溶液体积是否变化，浓度为混合后离子的浓度②开始沉淀：一般认为该离子浓度不变③完全沉淀：一般认为该离子浓度≤10－5mol·L—1 2.已知Ksp、溶液中某离子的浓度，求溶液中的另一种离子的浓度。 如：某温度下AgCl的Ksp＝a，在0.1 mol·L－1的NaCl溶液中加入过量的AgCl固体，达到平衡后c(Ag＋)＝10a mol·L－1。 3.已知难溶性碱M(OH)n的Ksp，求金属阳离子开始沉淀和完全沉淀时的pH ①计算依据：Ksp（M(OH)n）＝c(Mn+)·c(OH－)n ②计算开始沉淀时的pH：将所给溶液的金属离子浓度代入溶度积公式计算，先求c(OH－)，再代入Kw，再求pH。 ③计算沉淀完全时的pH：一般认为该离子浓度≤10－5mol·L—1，认为该离子沉淀完全，将c(Mn+)=10－5mol·L—1代入溶度积公式进行计算，先求c(OH－)，再代入Kw，再求pH。 4.计算反应的平衡常数：如对于反应Cu2＋(aq)＋MnS(s)CuS(s)＋Mn2＋(aq)，Ksp(MnS)＝c(Mn2＋)·c(S2－)，Ksp(CuS)＝c(Cu2＋)·c(S2－)，而平衡常数K＝＝。 5.常见定量关系 ①多元难溶弱碱阳离子的水解常数Kh与弱碱的Ksp的关系 a.平衡：Fe3+（aq）+3H2O（l）Fe（OH）3（s）+3H+（aq） b.关系：Kh＝＝＝ ②沉淀转化常数K与Ksp的关系 a.平衡：3Mg（OH）2（s）+2Fe3+（aq）2Fe（OH）3（s）+3Mg2+（aq） b.关系：K＝＝＝ ③M（OH）n悬浊液中Ksp、pH间关系 a.平衡：M（OH）n（s）Mn+（aq）+nOH－（aq） b.关系：pOH＝－lg＝－lg，pH＝14－pOH＝14+lg ④金属硫化物溶于酸的K及其Ksp、H2S的Kal、Ka2的关系 a.平衡：CuS（s）+2H+（aq）Cu2+（aq）+H2S（g） b.关系：K＝＝＝ 误区01 溶液稀释、混合的3个误区 误区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7或小于7，只能接近7。 误区2　不能正确理解弱酸、弱碱的稀释规律 溶液 稀释前溶液pH 加水稀释到 体积为原来 的10n倍 稀释后溶液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 误区3　不能正确掌握混合溶液的定性规律 pH＝n(n<7)的强酸和pH＝14－n的强碱溶液等体积混合，pH＝7；pH＝n(n<7)的醋酸和pH＝14－n的氢氧化钠溶液等体积混合，混合溶液pH<7；pH＝n(n<7)的盐酸和pH＝14－n的氨水溶液等体积混合，混合溶液pH>7。 误区02 中和滴定误差分析 cB＝(VB表示准确量取的待测液的体积——不变量、cA表示标准溶液的浓度——可变量)。 若VA偏大⇒cB偏大；若VA偏小⇒cB偏小。 以标准盐酸滴定NaOH溶液为例，根据中和滴定原理，分析所产生的误差： 操作不当 具 体 内 容 误差 判断方法 仪器洗涤 1 酸式滴定管未用HCl润洗 偏高 c(OH—)＝ 想一想：以上三个量中，什么是—— 记录量(不变量)、滴定量(可变量) 关键：看滴定量有无改变！ 2 碱式滴定管未用NaOH润洗 偏低 3 锥形瓶用NaOH润洗 偏高 4 锥形瓶用蒸馏水洗后未干燥 不变 气泡处理 5 滴定前有气泡滴定后无气泡 偏高 6 滴定前无气泡滴定有无气泡 偏低 滴定过程 7 HCl漏滴出锥形瓶外 偏高 8 振荡时瓶内溶液溅出 偏低 读数方法 9 滴定前仰视，滴定后平视 偏低 10 滴定前平视，滴定后仰视 偏高 11 滴定前俯视，滴定后仰视 偏高 12 滴定前仰视，滴定后俯视 偏低 其他 13 滴HCl终点时尖咀悬一滴溶液 偏高 14 指示剂变色即停止滴定 偏低 15 滴定结束立即读数 偏高 16 锥形瓶中待测液加水稀释 无影响 17 一滴标准液附在锥形瓶壁上未流下 偏高 误区03 “三大”平衡对比 平衡类型 电离平衡 HAcH＋＋Ac－ 水解平衡 Ac－＋H2OHAc＋OH－ 沉淀溶解平衡 AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq) 研究对象 弱电解质溶液 能水解的盐溶液 难溶电解质 影 响 因 素 升温 促进电离 Ka增大 促进水解 Kh增大 平衡右移 Ksp增大 加水 促进电离 Ka不变 促进水解 Kh不变 促进溶解 Ksp不变 加入相应离子 (或物质) 加入CH3COONa或HCl，抑制电离 Ka不变 加入醋酸或NaOH，抑制水解 Kh不变 加入AgNO3或NaCl，抑制溶解 Ksp不变 加入反应离子(或物质) 加入OH－ 促进电离 Ka不变 加入H＋ 促进水解 Kh不变 加入氨水 促进溶解 Ksp不变 题型01 文字叙述型水溶液中的离子反应分析 1．常温下，几种弱酸的电离平衡常数如表所示。下列说法正确的是 化学式 HCOOH H2CO3 HCN HClO 电离平衡常数 Ka＝1.8×10－4 Ka1＝4.3×10－7 Ka2＝5.6×10－11 Ka＝4.9×10－10 Ka＝3.0×10－8 A．酸性强弱顺序：HCOOH＞HClO＞HCN＞H2CO3 B．向饱和Na2CO3溶液中滴入HCN溶液，有气泡产生 C．2NaClO＋CO2＋H2O＝2HClO＋Na2CO3 D．HCOOH的电离平衡常数表达式为Ka＝ 2．(2026·江苏南京外国语学校·一模)室温下，通过下列实验探究溶液的性质。已知：，，。 实验1：用pH试纸测得溶液的pH约为8。 实验2：将溶液加热者沸后冷却至室温，溶液pH约为11。 实验3：向溶液中滴加溶液，产生白色沉淀。下列说法正确的是 A．溶液中： B．实验2所得溶液中： C．实验2所得溶液中： D．实验3中发生反应的离子方程式为 3．(2026·江苏如皋·一模)用Na2S、FeS和H2S可用于处理废水中的Cd2+。下列说法正确的是 已知25℃时，Ka1(H2S)=10-7.0，Ka2(H2S)=10-12.9，Ksp(FeS)=10-17.2，Ksp(CdS)=10-26.1 A．0.1 mol·L-1 Na2S溶液中：c(H+)+c(Na+)=c(S2-)+c(HS-)+c(OH-) B．向Na2S溶液中通H2S至pH=8：c(H2S)<c(S2-) C．向10 mL c(Cd2+)=0.1 mol·L-1的溶液中加入2×10-3 mol的FeS固体，反应达平衡时，溶液中存在=10-8.9 D．向c(Cd2+)=0.1 mol·L-1的溶液中通入H2S至饱和，发生反应Cd2++H2S=2H++CdS↓，该反应的平衡常数K=106.2 4．(2025·江苏南京市金陵中学·二模)室温下，通过下列实验探究溶液的性质。 实验1：用试纸测量溶液的，测得约为5。 实验2：向溶液中加入等体积氨水溶液，充分混合，溶液约为9。 实验3：向溶液中滴加几滴溶液，无明显现象 实验4：向溶液中加入溶液，产生白色沉淀。 下列有关说法正确的是 A．由实验1可得出： B．实验2所得溶液中存在： C．由实验3可得出： D．实验4所发生反应的离子方程式为： 题型02 结合流程型水溶液中的离子反应分析 5．室温下用0.1 mol·L－1 Na2SO3溶液吸收SO2的一种脱硫工艺流程如图所示。已知H2SO3电离平衡常数分别为Ka1＝1.54×10－2、Ka2＝1.02×10－7，H2CO3电离平衡常数分别为Ka1＝4.30×10－7、Ka2＝5.61×10－11，忽略通入SO2所引起的溶液体积变化和H2O挥发。 下列说法正确的是 A．0.1 mol·L－1 Na2SO3溶液中：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HSO)＋c(H2SO3) B．NaHSO3溶液中：c(SO)＜c(H2SO3) C．“沉淀”时发生主要反应的离子方程式：CaCO3＋HSO＝CaSO3＋HCO D．“沉淀”分离后的滤液中：c(Ca2＋)·c(SO)＜Ksp(CaSO3) 6．室温下，用0.01 mol·L－1CuSO4溶液浸泡NiS固体，一段时间后过滤，向滤液中加入氨水，产生蓝色沉淀。已知Ksp(NiS)＝1.0×10－21，Ksp(CuS)＝1.5×10－36，Ksp(PbS)＝9×10－29。下列有关说法正确的是 A．过滤后所得溶液中存在：c(Ni2＋)·c(S2－)＜Ksp(NiS) B．滤液中加入氨水产生蓝色沉淀的离子方程式：Cu2＋＋2OH－＝Cu(OH)2↓ C．欲使反应NiS(s)＋Cu2＋(aq)Ni2＋(aq)＋CuS(s)向右进行，则需满足＞×1015 D．用0.01 mol·L－1CuSO4溶液浸泡PbS固体，不能得到CuS固体 7．(2026·江苏扬州·一模)室温下，从冶炼富集液中回收钴、锰的部分工艺流程如下 已知：Ka1(H2CO3)=4.3×10-7，Ka2(H2CO3)=5.6×10-11，Kb(NH3·H2O)=1.8×10-5，下列说法正确的是 A．Na2S溶液中：c(OH-)=c(H2S)+c(HS-)+c(H+) B．沉钴后得到的上层清液中：< C．NH4HCO3溶液(pH>7)中：c(NH)>c(HCO) D．沉锰后得到pH=6.5的滤液中：c(H2CO3)<c(CO) 8．(2026·江苏南师附中、海门中学、天一中学、海安高级中学联考·一模)工业上可利用氨水吸收和，其原理如图所示。已知：时，；。下列说法正确的是 A．反应的平衡常数 B．向氨水中通入至 C．溶液通入的离子方程式为： D．溶液中： 9．(2025·江苏徐州·二模)室温下，用含少量Cu2+的 MnSO4溶液制备MnCO3的过程如下： 注：“沉锰”时n(NH4HCO3)：n(Mn2+)=2.5：1，  控制溶液pH=7.下列说法正确的是 A．NH4HCO3溶液中：c(NH)=c(HCO)+c(CO)+c(H2CO3) B．“过滤1”所得滤液中： C．“沉锰”时发生反应：Mn2++HCO=MnCO3↓+H+ D．“过滤2”所得滤液中： c(NH)=c(HCO)+2c(CO)+c(HS-)+2c(S2-) 10．(2025·江苏南京市中华中学·二模)室温下，用含有少量的硫酸锌溶液制备的过程如下，已知：、，下列说法正确的是 A．“除锰”加入的溶液中： B．“沉锌”的主要离子反应为： C．“过滤”所得滤液中： D．“过滤”所得滤液中： 11．(2026·江苏南通中学等校九校联考·一模)从炼钢粉尘(主要含、和ZnO)中提取锌的过程如下： 已知：“盐浸”过程ZnO转化并有少量和浸出。下列说法正确的是 A．“氧化”后的滤渣主要成分为 B．“沉锌”后的滤液中 C．溶液中： D．“氧化”和“沉锌”后的两份滤液中： 12．(2025·江苏南京·二模)利用电石渣［主要成分为］和溶液吸收并制备碳酸钙的工艺流程如下： 已知常温下。下列说法正确的是 A．溶液中： B．“滤液”中水的电离程度比溶液的小 C．若“滤液”，则 D．“矿化”过程发生的反应为 题型03 坐标曲线图型水溶液中的离子反应分析 13．(2026·江苏镇江·一模)室温下，通过下列实验探究、溶液的性质。已知：、 实验①：用pH计测量溶液的pH，测得。 实验②：向溶液滴加少量硝酸钡溶液，产生白色沉淀。 实验③：将22.4L(已折算为标准状况)不断通入溶液中，溶液的pH变化如图所示。(过程中的溶液体积变化和挥发可忽略)下列说法正确的是 A．溶液中： B．实验②离子反应为： C．实验③中点，存在关系 D．实验③中点点，水的电离程度一直减小 14．(2026·江苏南京师范大学附属中学·一模)常温下，用0.lNaOH溶液滴定某二元弱酸溶液，溶液的pH、粒子的分布分数［如］与被滴定分数的关系如图所示。下列说法正确的是 A．Ⅱ线表示的变化曲线 B．时， C．时， D．b、d、e、f四点对应的溶液中，f点的水的电离程度最大 15．(2026·江苏苏锡常镇四市·一模)常温下，稀氯水中存在如下反应(不考虑其他反应)： Ⅰ   Ⅱ   Ⅲ   在约的氯水中部分含氯微粒的平衡浓度对数值()随溶液pH的变化关系如图所示(溶液体积保持不变)。下列说法不正确的是 A．常温下，HClO的电离平衡常数 B．时，该氯水中水的电离程度比纯水中大 C．该氯水中： D．在之间，该氯水中随溶液pH增大而减小 16．室温下，用0.1 mol·L－1 NaOH溶液分别滴定体积均为20 mL、浓度均为0.1 mol·L－1 的HCl和HX溶液，溶液pH随加入NaOH溶液体积的变化如图所示，下列说法不正确的是 A．HX的电离平衡常数Ka＜1×10－7 B．M点存在：c(HX)－c(X－)＞c(OH－)－c(H＋) C．将P点和N点的溶液混合，溶液呈酸性 D．向N点的溶液中通入HCl气体至pH＝7：c(Na＋)＞c(HX)＝c(Cl－)＞c(X－) 17．某水样中含一定浓度的CO、HCO和其他不与酸碱反应的离子。取10.00 mL水样，用0.010 00 mol·L－1 的HCl溶液进行滴定，溶液pH随滴加HCl溶液体积V(HCl)的变化关系如图所示(混合后溶液体积变化忽略不计)。下列说法不正确的是 A．该水样中c(CO)∶c(HCO)＝2∶1 B．a点处c(H2CO3)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CO) C．当V(HCl)≤20.00 mL时，溶液中c(HCO)随V(HCl)的增多基本保持不变 D．根据实验结果可以推知：Ka1(H2CO3)·Ka2(H2CO3)＞Kw 题型04 滴定分析 18．中和滴定是一种操作简单，准确度高的定量分析方法。实际工作中也可利用物质间的氧化还原反应、沉淀反应进行类似的滴定分析，下列有关几种具体的滴定分析(待测液置于锥形瓶内)的说法不正确的是 A．用标准酸性KMnO4溶液滴定Na2SO3溶液以测量其浓度：滴定终点时，溶液由无色变为浅红色 B．利用“Ag＋＋SCN－＝AgSCN↓”反应，用标准KSCN溶液测量AgNO3溶液浓度时可用Fe(NO3)3溶液作指示剂 C．利用“2Fe3＋＋2I－＝I2＋2Fe2＋”，用FeCl3溶液测量KI样品中KI的百分含量时，可用淀粉溶液作指示剂 D．用标准NaOH溶液测量某盐酸溶液的浓度时，若用酚酞作指示剂，当观察到溶液由无色变为粉红色，且半分钟不恢复时达到滴定终点 19．(2025·江苏苏锡常镇·二模)室温下，溶液中含碳微粒的分布系数与pH的关系如图所示。 已知的分布系数： 下列说法正确的是 A．时： B．浓度均为和的混合液中： C．向溶液中滴加氨水至的溶液中： D．向溶液中加入NaOH溶液至的反应： 20．某学习小组用“间接碘量法”测定某CuCl2晶体试样的纯度，试样不含其他能与I－发生反应的氧化性杂质，已知：2Cu2＋＋4I－＝2CuI↓＋I2，I2＋2S2O＝S4O＋2I－。取m g试样溶于水，加入过量KI固体，充分反应，用0.100 0 mol·L－1 Na2S2O3标准溶液滴定，部分实验仪器和读数如图所示。下列说法正确的是 A．试样在甲中溶解，滴定管选乙 B．选用淀粉作指示剂，当甲中溶液由蓝色变为无色时，即达到滴定终点 C．丁图中，滴定前滴定管的读数为(a－0.50) mL D．对装有标准液的滴定管读数时，滴定前后读数方式如丁图所示，则测得的结果偏小 21．（2024·南京中华中学模拟节选）纯度测定：取纳米TiO2样品2.000 g，在酸性条件下充分溶解，加入适量铝粉将TiO2＋还原为Ti3＋，过滤并洗涤，将所得滤液和洗涤液合并配成250 mL溶液。取合并液25.00 mL于锥形瓶中，加几滴KSCN溶液作指示剂，用0.100 0 mol·L－1 NH4Fe(SO4)2标准溶液滴定，将Ti3＋氧化为TiO2＋，消耗0.100 0 mol·L－1 NH4Fe(SO4)2标准溶液23.00 mL。滴定终点的现象是 __________________________________________________________________________________________。 $清单07 水溶液中的离子平衡 解题技法精讲 1 / 1 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 技法01 电解质强弱判断 技法09 盐的水解常数及其应用 技法02 试纸的种类及其使用方法 技法10 盐溶液蒸干后产物判断 技法03 pH计算的一般思维模型 技法11 把握三种守恒，明确等量关系 技法04 c(H＋)水[或c(OH－)水]的求解规律 技法12 判断粒子浓度关系的思维流程 技法05 酸、碱混合后溶液酸碱性的判断(常温) 技法13 利用电离常数(Ka或Kb)计算水解常数(Kh) 技法06 化学实验中pH的控制 技法14 溶液中粒子浓度的判断——图像分类 技法07 滴定终点判断 技法15 Ksp的计算类型 技法08 中和滴定原理的迁移 常见误区破解 误区01 溶液稀释、混合的3个误区 误区03 “三大”平衡对比 误区02 中和滴定误差分析 题型强化训练 题型01 文字叙述型水溶液中的离子反应分析 题型03 坐标曲线图型水溶液中的离子反应分析 题型02 结合流程型水溶液中的离子反应分析 题型04 滴定分析 技法01 电解质强弱判断 角度一 从弱电解质的电离特点分析 实验方法 实验现象可结论 1 称取一定量的醋酸配制0.1 mol·L－1的醋酸溶液，测定该溶液的pH 测出的pH＞1 2 取同体积同浓度盐酸和醋酸加入烧杯并联，接通电源，观察灯泡亮度 插在盐酸中的灯泡亮度大 3 配制相同浓度的盐酸和醋酸，分别测定两溶液的pH 盐酸的pH小，醋酸溶液的pH大 4 配制相同pH的盐酸和醋酸溶液，分别取相同体积，用酚酞试液作指示剂，以氢氧化钠溶液为标准溶液进行滴定 两溶液消耗NaOH标准溶液的体积：V(盐酸)＜V(醋酸) 5 同体积等浓度盐酸和醋酸分别与足量锌反应，开始产生氢气的快慢 盐酸＞醋酸 6 用已知浓度的盐酸和醋酸溶液分别配制pH＝1的两种溶液，取相同体积加入足量的锌，用排水法收集生成的氢气 两溶液中生成的氢气体积： 醋酸＞盐酸 角度二 从影响弱电解质电离的外界因素分析 7 向某浓度的醋酸溶液滴入几滴甲基橙试液，再加入少量醋酸钠晶体，振荡 溶液由红色逐渐变为橙色 8 配制pH相同的盐酸和醋酸溶液，取1 mL上述盐酸和醋酸溶液分别用蒸馏水稀释相同倍数(如100倍)，再测定稀释后两溶液的pH 盐酸pH变化大，醋酸溶液pH变化小 9 把一定浓度的醋酸溶液两等分，其中一份加入醋酸钠固体，然后分别加入形状相同质量相同的锌，观察产生氢气的快慢是否相同 产生氢气的快慢不相同，不加入醋酸钠的一份_____(快或慢) 从其对应的盐溶液是否水解的角度分析 10 配制某浓度的醋酸钠溶液，向其中加入几滴酚酞试液 溶液变为浅红色 11 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 pH＞7 技法02 试纸的种类及其使用方法 试纸的 种类 石蕊试纸 定性检验溶液或气体的酸碱性，分红色、蓝色石蕊试纸，其中检验NH3用____色石蕊试纸 pH试纸 定量(粗测)检验酸碱性的强弱(不能检测氧化性的溶液，如不能测定氯水的pH！) 品红试纸 检验SO2等有漂白性的物质 KI淀粉试纸 检验Cl2等有氧化性的物质（NO2、Br2蒸气等也能使湿润的KI淀粉试纸变蓝色） 醋酸铅试纸 检验H2S气体或其溶液 使用方法 ①检验液体 取一小块试纸放在表面皿或玻璃片上，用蘸有待测液的玻璃棒点在试纸中央，观察试纸颜色变化 ②检验气体 一般先用蒸馏水把试纸润湿，粘在玻璃棒的一端，并接近试管口，观察试纸颜色变化 注意事项 ①试纸不可伸入溶液中也不能与管口接触；②测溶液的pH时，pH试纸不能先润湿，因为这相当于将原溶液稀释了，可能会造成测量结果的误差，另外，广泛pH试纸所测的pH为整数；③pH计测氯水的pH 技法03 pH计算的一般思维模型 技法04 c(H＋)水[或c(OH－)水]的求解规律 酸、碱、盐溶液中水电离的定量计算。 注：c(H＋)水、c(OH－)水指水电离出的H＋、OH－浓度。c(H＋)、c(OH－)指溶液中的H＋、OH－浓度。 c(H＋)水与c(OH－)水 的关系 x[溶液中水电离出的c(H＋)或c(OH－)]的计算式 室温x值 （填＜、＞） 对水电离 的影响 纯水 c(H＋)水＝c(OH－)水 x＝ x＝1×10－7mol·L－1 c mol·L－1 一元强酸溶液 x＝________ x__＜1×10－7 mol·L－1 抑制 c mol·L－1 一元强碱溶液 x＝ x__＜1×10－7 mol·L－1 抑制 pH＝a正盐 溶液 强酸弱碱盐 x＝________c(H＋)10－a x__＞1×10－7 mol·L－1 促进 强碱弱酸盐 x＝________c(OH－)10a－14 强碱强酸盐 x＝ x＝1×10－7 mol·L－1 无影响 技法05 酸、碱混合后溶液酸碱性的判断(常温) 等浓度等体积的 一元酸与一元碱混合的溶液 一元酸 一元碱 混合溶液的pH 规律 强酸 强碱 _____7 谁强显谁性，同强显中性 弱酸 强碱 _____7 强酸 弱碱 _____7 pH(酸)＋pH(碱)＝14的 酸与碱等体积混合的溶液 混合对象 中和结果 规律 强酸、强碱 _____7 “强”、“强”全反应，溶液呈中性； 谁弱谁过量，谁弱显谁性。 强酸、弱碱 _____7 弱酸、强碱 _____7 技法06 化学实验中pH的控制 1．化学实验中控制pH的目的 ①抑制金属离子的水解；②除去加入的显酸性或显碱性的物质，防止引入杂质；③选择性除去原料中的某种或全部的杂质金属离子；④除去生成物中的酸性物质，防止设备腐蚀；⑤除去废液中酸性物质、碱性物质、重金属离子，防止环境污染；⑥提供酸性或碱性介质参加反应；⑦与生成物反应促进平衡正向移动。 2．溶液pH的测定——pH试纸、pH计 3．控制溶液pH需加入的试剂 ①酸——HCl、H2SO4、HNO3、CH3COOH；②碱性物质——Ca(OH)2、NaOH、Na2CO3、NaHCO3；③金属氧化物、氢氧化物、碳酸盐、碱式碳酸盐；③酸化前的原物质 技法07 滴定终点判断 1．滴定终点的答题模板 滴定终点的判断 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或不变色 说明：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或不变色” 滴定终点观察到的现象判断 由××色变××色 2．酸碱中和滴定 指示剂 酚酞 甲基橙 温馨提醒 强酸滴定强碱 ______色变为______色 ______色变为______色 ①石蕊不用作指示剂；②终点颜色变化后要强调“半分钟内不褪色或不变色” 强碱滴定强酸 ______色变为______色 ______色变为______色 说明：Na2CO3与H＋反应，选用的指示剂不同，发生的反应也不同：Na2CO3NaHCO3、Na2CO3CO2。 技法08 中和滴定原理的迁移 （一）氧化还原滴定 1．概述 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，或者间接滴定本身并没有还原性或氧化性但能与某些还原剂或氧化剂反应的物质 试剂 常见用于滴定的氧化剂：KMnO4、K2Cr2O7、I2等 常见用于滴定的还原剂：亚铁盐、草酸、维生素C等 指示剂 氧化还原指示剂 专用指示剂，如淀粉可用作碘量法的指示剂 自身指示剂，如KMnO4溶液可自身指示滴定终点 2．滴定终点判断 有关反应 方程式 指示剂 滴定终点颜色变化 酸性KMnO4溶液滴定Na2C2O4溶液 2MnO4－＋5C2O42—＋16H＋＝2Mn2＋＋10CO2↑＋8H2O 不需另加指示剂 ______色恰好变为_______色 Na2C2O4溶液滴定酸性KMnO4溶液溶液 ______色恰好变为_______色 Na2S2O3溶液滴定碘水 I2＋2S2O32－ ＝2I－＋S4O62－ 淀粉溶液 ______色恰好变为_______色 碘水滴定Na2S2O3溶液 ______色恰好变为_______色 KI滴定FeCl3溶液 2I－＋2Fe3＋＝I2＋2Fe2＋ KSCN溶液 ______色褪去 3．氧化还原反应滴定计算注意事项 （1）通过原子守恒或得失电子守恒快速建立待测物和滴定试剂之间的定量关系。 （2）在代入数据计算时要留意所取待测物和滴定试剂物理量的不同，不同物理量之间的计算要留意单位之间的换算，如mL与L，g、kg与mg等。 （3）结果表达要关注待测物给定的量与滴定时实际取用的量是否一致，如给定待测物是1 L或500 mL，滴定时取用了其中的100 mL或25 mL，后续数据的处理和最终结果的表达要与给定的量保持一致。 （二）沉淀滴定 定义 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。如用AgNO3溶液测定溶液中Cl－的含量时常以CrO为指示剂，这是因为AgCl比Ag2CrO4更难溶的缘故 实例 滴定内容 指示剂 终点颜色变化 解题策略 用标准AgNO3溶液滴定含Cl－的溶液 K2CrO4溶液 出现砖红色沉淀（Ag2CrO4为砖红色沉淀） 利用沉淀的先后顺序判断滴定终点并利用反应物与生成物间的数量关系进行计算 技法09 盐的水解常数及其应用 含义 盐类水解的平衡常数，称为水解常数，用Kh表示 表达式 对于A－＋H2OHA＋OH－，Kh＝ 对于B＋＋H2OBOH＋H＋，Kh＝ 影响因素 Kh只受温度的影响，升高温度，Kh增大 Kh与Ka或Kb的换算关系 一元弱酸或弱碱的Ka或Kb与弱酸根或弱碱离子的Kh关系： Ka·Kh＝Kw或Kh＝ Kb·Kh＝Kw或Kh＝ 二元弱酸的Ka1、Ka2与相应酸根的水解常数Kh1、Kh2的关系：Kh1＝ Kh2＝ 水解常数的应用 判断水解程度：Kh越大，水解程度越大 判断弱酸弱碱盐溶液的酸碱性及粒子浓度大小： 如对于NH4HCO3，由于Kb(NH3·H2O)＞Ka1(H2CO3)，则Kh(NH)＜Kh(HCO)，水解程度：HCO＞NH，溶液呈碱性，c(NH)＞c(HCO)。 判断酸式盐溶液的酸碱性及粒子浓度大小： 如对于NaHRO3(R为非金属元素，H2RO3为二元弱酸)溶液，若Ka2(H2RO3)＞Kh(HRO)，电离程度大于水解程度，溶液呈酸性，c(RO)＞c(H2RO3)；反之，溶液呈碱性，c(H2RO3)＞c(RO) 判断某些混合溶液的酸碱性及粒子浓度大小： ①如对于等浓度的NH3·H2O和NH4Cl混合溶液，由于Kb(NH3·H2O)＝1.76×10－5＞＝Kh(NH)，NH3·H2O的电离程度大于NH的水解程度，溶液呈碱性，c(NH)＞c(NH3·H2O)。 ②如对于等浓度的HCN和NaCN混合溶液，由于Ka(HCN)＝6.7×10－10＜＝Kh(CN－)，CN－的水解程度大于HCN的电离程度，溶液呈碱性，c(HCN)＞c(CN－) 【说明】 1．CH3COONa溶液中存在如下水解平衡：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－ Kh＝＝＝＝ 因而Ka、Kh与Kw的定量关系：Ka·Kh＝Kw或Kh＝(Ka越小水解程度越大) 2．如何判断弱酸的酸式盐NaHA溶液的酸碱性 已知：常温下，H2A的电离平衡常数为Ka1、Ka2。 H2AH＋＋HA－ Ka1＝ HA－H＋＋A2－ Ka2＝ A2－＋H2OHA－＋OH－ Kh1＝ HA－＋H2OH2A ＋OH－ Kh2＝ Ka2＞Kh2 溶液显酸性 Kh2＞Ka2 溶液显碱性 3．二元弱酸的Ka1、Ka2与相应酸根的水解常数Kh1、Kh2的关系 Kh1＝＝＝＝ Kh2＝＝＝＝ 技法10 盐溶液蒸干后产物判断 考虑的因素 举例 产物(不考虑产物分解) 是否分解 有物质剩余 Ca(HCO3)2、NaHCO3 CaCO3、Na2CO3 无物质剩余 NH4Cl — 是否发生 氧化还原反应 发生 Na2SO3 Na2SO4 不发生 Na2CO3 Na2CO3 水解生成酸 挥发性酸 Al(NO3)3、AlCl3 Al(OH)3 不挥发性酸 Al2(SO4)3、Fe2(SO4)3、CuSO4 Al2(SO4)3、Fe2(SO4)3、CuSO4 水解生成碱 NaAlO2 NaAlO2 解题策略：弱碱易挥发酸盐金属氢氧化物固体金属氧化物 ①易挥发酸的水解盐要得到其晶体：先加对应的酸，之后蒸发浓缩，冷却结晶，过滤洗涤 ②由盐溶液制备其晶体，注意三防：防水解、防氧化、防分解。 技法11 把握三种守恒，明确等量关系 守恒 原理与方法 举例 说明 电荷 守恒 原理：电解质溶液中阳离子所带的电荷总数与阴离子所带的电荷总数相等。即电荷守恒。 方法：①找出溶液中所有的阴、阳离子。 ②阴、阳离子浓度乘以自身所带的电荷数建立等式。 Na2CO3溶液为例： c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO)＋2c(CO) 物料 守恒 原理：在电解质溶液中，由于某些离子发生水解或电离，离子的存在形式发生了变化，就该离子所含的某种元素来说，变化前后其原子个数是守恒的，即元素物料守恒。 方法：①分析溶质中的特定元素的原子或原子团间的质量守恒关系(特定元素除H、O元素外)。 ②找出特征元素在水溶液中的所有存在形式。 ①单一元素守恒，如1 mol NH3通入水中形成氨水，就有 n(NH3)＋n(NH3·H2O)＋n(NH)＝1 mol，即氮元素守恒 ②两元素守恒，如Na2CO3溶液中： c(Na＋)＝2c(H2CO3)＋2c(HCO)＋2c(CO)，即钠元素与碳元素守恒 质子 守恒 原理：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＋)的转移，转移过程中质子数量保持不变，称为质子守恒。 方法一：可以由电荷守恒与物料守恒推导出来。 方法二：质子守恒是依据水的电离平衡：H2OH＋＋OH－，水电离产生的H＋和OH－的物质的量总是相等的，无论在溶液中由水电离出的H＋和OH－以什么形式存在。 方法一：Na2CO3中将电荷守恒和物料守恒中的Na＋消去得： c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H2CO3) 方法二： ①以Na2CO3溶液为例： c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H2CO3) ②以NaHCO3溶液为例： c(H2CO3)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CO) ①由电荷守恒与物料守恒也可以推出质子守恒，即方法一 ②化学计量数为得(或失)质子的数目 ③H3O＋简写为H＋ 技法12 判断粒子浓度关系的思维流程 技法13 利用电离常数(Ka或Kb)计算水解常数(Kh) 弱酸或弱碱 Ka(或Kb)与Kh的关系 水解常数(Kh) 的计算 一元弱酸 Ka·Kh＝Kw Kh＝ 一元弱碱 Kb·Kh＝Kw Kh＝ 二元弱酸(H2X) 一级电离[产生(HX－)] Kh(HX－)·Ka1＝Kw Kh(HX－)＝ 二级电离[产生(X2-)] Kh(X2-)·Ka2＝Kw Kh(X2-)＝ 技法14 溶液中粒子浓度的判断——图像分类 1.酸、碱中和型粒子浓度关系比较 盐酸 滴定氨水 常温下，用0.100 0 mol·L－1盐酸溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L－1氨水 关键点 溶液中溶质成分及粒子浓度关系 V(HCl)＝10(点①) 溶质是：等物质的量的NH4Cl和NH3·H2O 粒子浓度大小关系：c(NH)＞c(Cl－)＞c(NH3·H2O)＞c(OH－)＞c(H＋) pH＝7(点②) 粒子浓度大小关系：c(NH)＝c(Cl－)＞c(OH－)＝c(H＋) V(HCl)＝20(点③) 溶质是：NH4Cl 粒子浓度大小关系：c(Cl－)＞c(NH)＞c(H＋)＞c(OH－) 等浓度 碱与酸混合 等浓度的NaOH和CH3COOH溶液按体积比1∶2混合后pH＜7，粒子浓度大小顺序：c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)。 pH和为14酸与碱混合 常温下pH＝2的HCl溶液与pH＝12的NH3·H2O溶液等体积混合，粒子浓度大小顺序：c(NH3·H2O)＞c(NH)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)。 2.中和滴定过程pH变化图像 关键点 溶液中溶质成分及粒子浓度大小关系 常温下，用0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L－1 CH3COOH溶液 起点 V(NaOH)＝0 (0点) 溶质是CH3COOH 粒子浓度大小关系：c(CH3COOH)＞c(H＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－) 一半点 V(NaOH)＝10 mL (点①) 溶质是等物质的量的CH3COOH和CH3COONa 粒子浓度大小关系：c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(CH3COOH)＞c(H＋)＞c(OH－) 元素质量守恒：c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＝2c(Na＋) 中性点 pH＝7 (点②) 溶质是CH3COONa和少量的CH3COOH 粒子浓度大小关系：c(Na＋)＝c(CH3COO－)＞c(H＋)＝c(OH－) 恰好反应点 V(NaOH)＝20 mL (点③) 溶质是CH3COONa 粒子浓度大小关系：c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋) 过量1倍点 V(NaOH)＝40 mL 溶质是等物质的量的CH3COONa和NaOH 粒子浓度大小关系：c(Na＋)＞c(OH－)＞c(CH3COO－)＞c(H＋) 3.透析分布系数曲线 确定思维方向 分布系数曲线是指以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，绘制得到的分布系数与溶液pH之间的关系曲线。 举例 一元弱酸(以CH3COOH为例) 二元弱酸(以H2C2O4为例) 三元弱酸(以H3PO4为例) 弱电解质 分布曲线 曲线 对应物质 X为CH3COOH Y为CH3COO－ X为H2C2O4，Y为HC2O Z为C2O X为H3PO4，Y为H2PO Z为HPO，W为PO 求lgKa 与pKa (利用交点) K(CH3COOH)＝ 由图可知，c(CH3COO－)＝c(CH3COOH)时，pH＝4.76， K(CH3COOH)＝c(H＋)＝10－4.76，lgK(CH3COOH)＝－4.76，pKa＝4.76 Ka1＝ 由图可知，c(H2C2O4)＝c(HC2O)时，pH＝1.2，Ka1＝c(H＋)＝10－1.2，lgKa1＝－1.2，pKa1＝1.2；Ka2＝ 由图可知，c(C2O)＝c(HC2O)时，pH＝4.2，Ka2＝c(H＋)＝10－4.2，lgKa2＝－4.2，pKa2＝4.2 Ka1＝ 由图可知，c(H2PO)＝c(H3PO4)时，pH＝2，Ka1＝c(H＋)＝10－2， lgKa1＝－2，pKa1＝2；Ka2＝，由图可知，c(HPO)＝c(H2PO)时，pH＝7.1，Ka2＝c(H＋)＝10－7.1，lgKa2＝－7.1，pKa2＝7.1；同理lgKa3＝－12.2，pKa3＝12.2 4.常考对数图像的类型 图像种类 具体类型 含义 变化规律 对数图像 lg 生成物与反应物离子浓度比的常用对数 lg越大， 反应向正反应方向进行的程度越大 lg 稀释后与稀释前体积比的 常用对数 lg越大，稀释程度越大 AG＝lg 氢离子与氢氧根离子浓度比的常用对数 AG越大，酸性越强， 中性时，＝1，AG＝0 负对数图像 pH＝－lgc(H＋) 氢离子浓度的常用对数负值 pH越大，c(H＋)越小，溶液的碱性越强 pC＝－lgc(C) C离子浓度的常用对数负值 pC越大，c(C)越小 5.分布系数图像离子浓度判断 （1）分布系数图像(注：pKa为电离常数的负对数) 一元弱酸(以CH3COOH为例) 二元弱酸(以H2C2O4为例) δ0为CH3COOH的分布系数，δ1为CH3COO－的分布系数 δ0为H2C2O4的分布系数，δ1为HC2O的分布系数，δ2为C2O的分布系数 （2）读图解题要领 读“曲线” 每条曲线所代表的粒子及变化趋势。(以上图中H2C2O4为例)随pH增大，δ只减不增的为H2C2O4曲线，δ先增后减的为HC2O曲线，δ只增不减的为C2O曲线。 读“浓度” 通过横坐标的垂线，可读出某pH时的粒子浓度 “用交点” 交点是某两种粒子浓度相等的点，可计算电离常数K ①图中M点：c(HC2O)＝c(H2C2O4)，其pH为pH1，Ka1(H2C2O4)＝＝。 ②同理图中N点：c(HC2O)＝c(C2O)，对应pH为pH2，Ka2＝。 ③图中O点，c(H2C2O4)＝c(C2O)，此时c(HC2O)最大，其溶液pH为pH3，则pH3＝。 “可替换” 根据溶液中的元素质量守恒进行替换，分析得出结论 6．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lgc(A)或lg得到的粒子浓度对数图像。 （1）破解对数图像的数据 运算法则 lgab＝lga＋lgb、lg＝lga－lgb、lg1＝0 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 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 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 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 用公式 运用对数计算公式分析 7．沉淀溶解平衡图像题的解法 图像分析 以AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)为例 解题策略 ① 溶解平衡曲线类似于溶解度曲线，曲线上任一点都表示饱和溶液，曲线上方的任一点均表示过饱和，此时有沉淀析出，曲线下方的任一点，均表示不饱和 ② 从图像中找到数据，根据Ksp公式计算得出Ksp的值 ③ 比较溶液的Q与Ksp的大小，判断溶液中有无沉淀析出 ④ 涉及Q的计算时，所代入的离子浓度一定是混合溶液中的离子浓度，因此计算离子浓度时，所代入的溶液体积也必须是混合液的体积 技法15 Ksp的计算类型 1.已知Ksp，求溶液中的某种离子的浓度。 如：Ksp＝a的饱和AgCl溶液中c(Ag＋)＝ mol·L－1。 ①注意溶液体积是否变化，浓度为混合后离子的浓度②开始沉淀：一般认为该离子浓度不变③完全沉淀：一般认为该离子浓度≤10－5mol·L—1 2.已知Ksp、溶液中某离子的浓度，求溶液中的另一种离子的浓度。 如：某温度下AgCl的Ksp＝a，在0.1 mol·L－1的NaCl溶液中加入过量的AgCl固体，达到平衡后c(Ag＋)＝10a mol·L－1。 3.已知难溶性碱M(OH)n的Ksp，求金属阳离子开始沉淀和完全沉淀时的pH ①计算依据：Ksp（M(OH)n）＝c(Mn+)·c(OH－)n ②计算开始沉淀时的pH：将所给溶液的金属离子浓度代入溶度积公式计算，先求c(OH－)，再代入Kw，再求pH。 ③计算沉淀完全时的pH：一般认为该离子浓度≤10－5mol·L—1，认为该离子沉淀完全，将c(Mn+)=10－5mol·L—1代入溶度积公式进行计算，先求c(OH－)，再代入Kw，再求pH。 4.计算反应的平衡常数：如对于反应Cu2＋(aq)＋MnS(s)CuS(s)＋Mn2＋(aq)，Ksp(MnS)＝c(Mn2＋)·c(S2－)，Ksp(CuS)＝c(Cu2＋)·c(S2－)，而平衡常数K＝＝。 5.常见定量关系 ①多元难溶弱碱阳离子的水解常数Kh与弱碱的Ksp的关系 a.平衡：Fe3+（aq）+3H2O（l）Fe（OH）3（s）+3H+（aq） b.关系：Kh＝＝＝ ②沉淀转化常数K与Ksp的关系 a.平衡：3Mg（OH）2（s）+2Fe3+（aq）2Fe（OH）3（s）+3Mg2+（aq） b.关系：K＝＝＝ ③M（OH）n悬浊液中Ksp、pH间关系 a.平衡：M（OH）n（s）Mn+（aq）+nOH－（aq） b.关系：pOH＝－lg＝－lg，pH＝14－pOH＝14+lg ④金属硫化物溶于酸的K及其Ksp、H2S的Kal、Ka2的关系 a.平衡：CuS（s）+2H+（aq）Cu2+（aq）+H2S（g） b.关系：K＝＝＝ 误区01 溶液稀释、混合的3个误区 误区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7或小于7，只能接近7。 误区2　不能正确理解弱酸、弱碱的稀释规律 溶液 稀释前溶液pH 加水稀释到 体积为原来 的10n倍 稀释后溶液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 误区3　不能正确掌握混合溶液的定性规律 pH＝n(n<7)的强酸和pH＝14－n的强碱溶液等体积混合，pH＝7；pH＝n(n<7)的醋酸和pH＝14－n的氢氧化钠溶液等体积混合，混合溶液pH<7；pH＝n(n<7)的盐酸和pH＝14－n的氨水溶液等体积混合，混合溶液pH>7。 误区02 中和滴定误差分析 cB＝(VB表示准确量取的待测液的体积——不变量、cA表示标准溶液的浓度——可变量)。 若VA偏大⇒cB偏大；若VA偏小⇒cB偏小。 以标准盐酸滴定NaOH溶液为例，根据中和滴定原理，分析所产生的误差： 操作不当 具 体 内 容 误差 判断方法 仪器洗涤 1 酸式滴定管未用HCl润洗 偏高 c(OH—)＝ 想一想：以上三个量中，什么是—— 记录量(不变量)、滴定量(可变量) 关键：看滴定量有无改变！ 2 碱式滴定管未用NaOH润洗 偏低 3 锥形瓶用NaOH润洗 偏高 4 锥形瓶用蒸馏水洗后未干燥 不变 气泡处理 5 滴定前有气泡滴定后无气泡 偏高 6 滴定前无气泡滴定有无气泡 偏低 滴定过程 7 HCl漏滴出锥形瓶外 偏高 8 振荡时瓶内溶液溅出 偏低 读数方法 9 滴定前仰视，滴定后平视 偏低 10 滴定前平视，滴定后仰视 偏高 11 滴定前俯视，滴定后仰视 偏高 12 滴定前仰视，滴定后俯视 偏低 其他 13 滴HCl终点时尖咀悬一滴溶液 偏高 14 指示剂变色即停止滴定 偏低 15 滴定结束立即读数 偏高 16 锥形瓶中待测液加水稀释 无影响 17 一滴标准液附在锥形瓶壁上未流下 偏高 误区03 “三大”平衡对比 平衡类型 电离平衡 HAcH＋＋Ac－ 水解平衡 Ac－＋H2OHAc＋OH－ 沉淀溶解平衡 AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq) 研究对象 弱电解质溶液 能水解的盐溶液 难溶电解质 影 响 因 素 升温 促进电离 Ka增大 促进水解 Kh增大 平衡右移 Ksp增大 加水 促进电离 Ka不变 促进水解 Kh不变 促进溶解 Ksp不变 加入相应离子 (或物质) 加入CH3COONa或HCl，抑制电离 Ka不变 加入醋酸或NaOH，抑制水解 Kh不变 加入AgNO3或NaCl，抑制溶解 Ksp不变 加入反应离子(或物质) 加入OH－ 促进电离 Ka不变 加入H＋ 促进水解 Kh不变 加入氨水 促进溶解 Ksp不变 题型01 文字叙述型水溶液中的离子反应分析 1．常温下，几种弱酸的电离平衡常数如表所示。下列说法正确的是 化学式 HCOOH H2CO3 HCN HClO 电离平衡常数 Ka＝1.8×10－4 Ka1＝4.3×10－7 Ka2＝5.6×10－11 Ka＝4.9×10－10 Ka＝3.0×10－8 A．酸性强弱顺序：HCOOH＞HClO＞HCN＞H2CO3 B．向饱和Na2CO3溶液中滴入HCN溶液，有气泡产生 C．2NaClO＋CO2＋H2O＝2HClO＋Na2CO3 D．HCOOH的电离平衡常数表达式为Ka＝ 【答案】D 【解析】A项，弱酸的电离平衡常数越大，酸性越强，多元弱酸的酸性强弱决定于第一步电离，则酸性：HCOOH＞H2CO3＞HClO＞HCN，错误；B项，酸性：H2CO3＞HCN，故向Na2CO3饱和溶液中滴入HCN溶液，不能产生CO2气体，无气泡产生，错误；C项，酸性：H2CO3＞HClO＞HCO，故NaClO＋CO2＋H2O＝HClO＋NaHCO3，错误；D项，HCOOH的电离平衡常数表达式为K＝，正确。 2．(2026·江苏南京外国语学校·一模)室温下，通过下列实验探究溶液的性质。已知：，，。 实验1：用pH试纸测得溶液的pH约为8。 实验2：将溶液加热者沸后冷却至室温，溶液pH约为11。 实验3：向溶液中滴加溶液，产生白色沉淀。下列说法正确的是 A．溶液中： B．实验2所得溶液中： C．实验2所得溶液中： D．实验3中发生反应的离子方程式为 【答案】C 【详解】A．溶液中，根据电荷守恒和物料守恒，得，则，A错误； B．实验2所得溶液中溶液pH约为11，说明碳酸氢钠溶液在加热条件下分解生成了碳酸钠，此时物料守恒为：，B错误； C． 因为，且实验2所得溶液中溶液pH约为11，则，故，C正确； D．实验3中向溶液中滴加溶液，产生白色沉淀，反应的离子方程式为，D错误； 故选C。 3．(2026·江苏如皋·一模)用Na2S、FeS和H2S可用于处理废水中的Cd2+。下列说法正确的是 已知25℃时，Ka1(H2S)=10-7.0，Ka2(H2S)=10-12.9，Ksp(FeS)=10-17.2，Ksp(CdS)=10-26.1 A．0.1 mol·L-1 Na2S溶液中：c(H+)+c(Na+)=c(S2-)+c(HS-)+c(OH-) B．向Na2S溶液中通H2S至pH=8：c(H2S)<c(S2-) C．向10 mL c(Cd2+)=0.1 mol·L-1的溶液中加入2×10-3 mol的FeS固体，反应达平衡时，溶液中存在=10-8.9 D．向c(Cd2+)=0.1 mol·L-1的溶液中通入H2S至饱和，发生反应Cd2++H2S=2H++CdS↓，该反应的平衡常数K=106.2 【答案】D 【详解】A．观察到等号两边全为阳离子或阴离子，判断为电荷守恒等式，S2-带两个负电荷，S2-浓度前系数应为2，A错误； B．，，则，所以，B错误； C．加入硫化亚铁固体后存在反应，则，C错误； D．，D正确； 故选D。 4．(2025·江苏南京市金陵中学·二模)室温下，通过下列实验探究溶液的性质。 实验1：用试纸测量溶液的，测得约为5。 实验2：向溶液中加入等体积氨水溶液，充分混合，溶液约为9。 实验3：向溶液中滴加几滴溶液，无明显现象 实验4：向溶液中加入溶液，产生白色沉淀。 下列有关说法正确的是 A．由实验1可得出： B．实验2所得溶液中存在： C．由实验3可得出： D．实验4所发生反应的离子方程式为： 【答案】D 【详解】A．由实验1可知溶液的pH 约为5，说明的电离程度大于水解程度，则，则，故A错误； B．实验2所得溶液为溶质可看成混合溶液，根据质子守恒可得：，故B错误； C．实验3中NaHSO3的量不足，无明显现象，不能得出，故C错误； D．实验4中把氧化为，与结合生成沉淀，且，所以发生反应的离子方程式为，故D正确； 答案选D。 题型02 结合流程型水溶液中的离子反应分析 5．室温下用0.1 mol·L－1 Na2SO3溶液吸收SO2的一种脱硫工艺流程如图所示。已知H2SO3电离平衡常数分别为Ka1＝1.54×10－2、Ka2＝1.02×10－7，H2CO3电离平衡常数分别为Ka1＝4.30×10－7、Ka2＝5.61×10－11，忽略通入SO2所引起的溶液体积变化和H2O挥发。 下列说法正确的是 A．0.1 mol·L－1 Na2SO3溶液中：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HSO)＋c(H2SO3) B．NaHSO3溶液中：c(SO)＜c(H2SO3) C．“沉淀”时发生主要反应的离子方程式：CaCO3＋HSO＝CaSO3＋HCO D．“沉淀”分离后的滤液中：c(Ca2＋)·c(SO)＜Ksp(CaSO3) 【答案】C 【解析】A项，0.1 mol·L－1 Na2SO3溶液中，存在电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HSO)＋2c(SO)＋c(OH－)，元素守恒：c(Na＋)＝2c(HSO)＋2c(SO)＋2c(H2SO3)，则c(OH－)＝c(H＋)＋c(HSO)＋2c(H2SO3)，不正确；B项，NaHSO3溶液中，Ka2(H2SO3)＝1.02×10－7，Kh(HSO)＝≈6.49×10－13，则以HSO的电离为主，溶液呈酸性，所以c(SO)＞c(H2SO3)，不正确；C项，由于Ka2(H2SO3)＝1.02×10－7＜Ka1(H2CO3)＝4.30×10－7，所以NaHSO3与CaCO3反应只能生成NaHCO3和CaSO3，“沉淀”时发生主要反应的离子方程式：CaCO3＋HSO＝CaSO3＋HCO，正确；D项，“沉淀”分离后的滤液，仍是CaSO3的饱和溶液，则c(Ca2＋)·c(SO)＝Ksp(CaSO3)，不正确。 6．室温下，用0.01 mol·L－1CuSO4溶液浸泡NiS固体，一段时间后过滤，向滤液中加入氨水，产生蓝色沉淀。已知Ksp(NiS)＝1.0×10－21，Ksp(CuS)＝1.5×10－36，Ksp(PbS)＝9×10－29。下列有关说法正确的是 A．过滤后所得溶液中存在：c(Ni2＋)·c(S2－)＜Ksp(NiS) B．滤液中加入氨水产生蓝色沉淀的离子方程式：Cu2＋＋2OH－＝Cu(OH)2↓ C．欲使反应NiS(s)＋Cu2＋(aq)Ni2＋(aq)＋CuS(s)向右进行，则需满足＞×1015 D．用0.01 mol·L－1CuSO4溶液浸泡PbS固体，不能得到CuS固体 【答案】A 【解析】A项，Ksp(NiS)＞Ksp(CuS)，浸泡后，NiS(s)转化为CuS(s)，使溶液中c(S2－)减小，则c(Ni2＋)·c(S2－)＜Ksp(NiS)，正确；B项，NH3·H2O为弱电解质不能拆，错误；C项，反应NiS(s)＋Cu2＋(aq)Ni2＋(aq)＋CuS(s)的平衡常数K＝＝＝×1015，欲使反应向右进行，则Q＜K，即＜×1015，错误；D项，已知Ksp(CuS)＜Ksp(PbS)，即CuS更难溶，物质可以从一种难溶物转化为另一种更难溶物质，错误。 7．(2026·江苏扬州·一模)室温下，从冶炼富集液中回收钴、锰的部分工艺流程如下 已知：Ka1(H2CO3)=4.3×10-7，Ka2(H2CO3)=5.6×10-11，Kb(NH3·H2O)=1.8×10-5，下列说法正确的是 A．Na2S溶液中：c(OH-)=c(H2S)+c(HS-)+c(H+) B．沉钴后得到的上层清液中：< C．NH4HCO3溶液(pH>7)中：c(NH)>c(HCO) D．沉锰后得到pH=6.5的滤液中：c(H2CO3)<c(CO) 【答案】C 【分析】含少量Co2+、Mn2+的溶液加硫化钠可生成CoS沉淀而除去钴离子，过滤，滤液中加碳酸氢铵生成碳酸锰沉淀、硫酸铵等。 【详解】A．根据的水解反应：，；同时，水的电离平衡为根据质子守恒，溶液中 的来源是水的电离和、的水解，而则来自水的电离，因此，质子守恒应为，A错误； B．沉钴过程中，加入后， 优先沉淀为，而留在溶液中。根据沉淀溶解平衡：，，两式相除可得：，B错误； C．溶液中，的水解常数，的水解常数 ， ，水解程度更大，使溶液，则，C正确； D．在时， 。根据的两步电离：，，将 代入：；，显然， ，且 。因此， ，D错误； 故选C。 8．(2026·江苏南师附中、海门中学、天一中学、海安高级中学联考·一模)工业上可利用氨水吸收和，其原理如图所示。已知：时，；。下列说法正确的是 A．反应的平衡常数 B．向氨水中通入至 C．溶液通入的离子方程式为： D．溶液中： 【答案】B 【分析】氨水与SO2反应转化为NH4HSO3，接着通入NO2转化为铵盐溶液和N2； 【详解】A．反应的平衡常数，A错误； B．向氨水中通入至pH = 7，溶液呈中性，，根据电荷守恒，可得，则，B正确； C．已经，则亚硫酸根和亚硫酸氢根均不能拆写，则溶液通入，氧化亚硫酸氢根离子为硫酸氢根离子，被还原为氮气，结合电子守恒，反应为，C错误； D．已知，，则溶液中存在，根据质子守恒，存在：，D错误； 故选B。 9．(2025·江苏徐州·二模)室温下，用含少量Cu2+的 MnSO4溶液制备MnCO3的过程如下： 注：“沉锰”时n(NH4HCO3)：n(Mn2+)=2.5：1，  控制溶液pH=7.下列说法正确的是 A．NH4HCO3溶液中：c(NH)=c(HCO)+c(CO)+c(H2CO3) B．“过滤1”所得滤液中： C．“沉锰”时发生反应：Mn2++HCO=MnCO3↓+H+ D．“过滤2”所得滤液中： c(NH)=c(HCO)+2c(CO)+c(HS-)+2c(S2-) 【答案】B 【分析】含少量Cu2+的 MnSO4溶液中加入硫化铵沉淀Cu2+，过滤后，加入碳酸氢铵生成碳酸锰。 【详解】A．NH4HCO3溶液中，根据元素守恒可得：c(NH)+ c(NH3·H2O)=c(HCO)+c(CO)+c(H2CO₃)，故A错误； B．“过滤1”所得滤液是硫化铜的饱和溶液，而无硫化锰沉淀，则c(Cu2+) c(S2-)= Ksp(CuS)，而c(Mn2+) c(S2-)＜Ksp(MnS)，则，故B正确； C．“沉锰”时发生反应：Mn2++2HCO=MnCO3↓+H2O+CO2↑，故C错误； D．“过滤2”所得滤液中，pH=7，根据电荷守恒可得：c(NH)+ c(H+)=c(HCO)+2c(CO)+c(HS-)+ 2c(S2-)+ 2c(SO)+c(OH-)，c(H+)=c(OH-)，则 c(NH)=c(HCO)+2c(CO)+c(HS—)+2c(S2—) + 2c(SO)，故D错误； 故选B。 10．(2025·江苏南京市中华中学·二模)室温下，用含有少量的硫酸锌溶液制备的过程如下，已知：、，下列说法正确的是 A．“除锰”加入的溶液中： B．“沉锌”的主要离子反应为： C．“过滤”所得滤液中： D．“过滤”所得滤液中： 【答案】D 【分析】由题给流程可知，向含有少量锰离子的硫酸锌溶液中加入次氯酸钠溶液，将溶液中的锰离子转化为二氧化锰沉淀，过滤得到二氧化锰和滤液；向滤液中加入碳酸氢铵和氨水的混合溶液，将溶液中的锌离子转化为碳酸锌沉淀，过滤得到碳酸锌和滤液。 【详解】A．次氯酸钠是强碱弱酸盐，在溶液中水解使溶液呈碱性，c(OH-)大于c(HClO)，溶液中存在电荷守恒关系c(Na+)+c(H+)=c(ClO-)+c(OH-)，故A错误； B．由分析可知，沉锌时加入碳酸氢铵和氨水的混合溶液的目的是将溶液中的锌离子转化为碳酸锌沉淀，反应的离子方程式为，故B错误； C．过滤所得滤液是碳酸锌的饱和溶液，氢氧化锌的不饱和溶液，则溶液中=＜==5.0×10-7，故C错误； D．碳酸氢铵溶液中存在物料守恒关系，碳酸氢铵和氨水的混合溶液中存在：，且溶液中的锌离子与碳酸氢根离子反应转化为碳酸锌沉淀，碳酸氢根离子被消耗，则离子浓度的关系为，故D正确； 故选D。 11．(2026·江苏南通中学等校九校联考·一模)从炼钢粉尘(主要含、和ZnO)中提取锌的过程如下： 已知：“盐浸”过程ZnO转化并有少量和浸出。下列说法正确的是 A．“氧化”后的滤渣主要成分为 B．“沉锌”后的滤液中 C．溶液中： D．“氧化”和“沉锌”后的两份滤液中： 【答案】C 【分析】“盐浸”过程ZnO转化并有少量和浸出，故“盐浸”时、只有少量溶解，第二步通入空气氧化过程是将氧化为，在的环境中会生成氢氧化铁沉淀，故滤渣主要成分是未溶解的、，还有少量为Fe(OH)3，“沉锌”过程发生反应为：，经洗涤干燥后得到产物ZnS及滤液。 【详解】A．根据分析，通入空气氧化后所得的滤渣主要成分是、和少量为Fe(OH)3，A错误； B．沉锌过程是和反应生成沉淀，故“沉锌”后的滤液为沉淀的饱和溶液，应满足是，而不是，B错误； C．溶液中，根据电荷守恒和物料守恒可知，质子守恒为：，C正确； D．“氧化”和“沉锌”后的两份滤液中n(Cl-)不变，但沉锌过程加入溶液会稀释滤液，故氯离子浓度为：，D错误； 故选C。 12．(2025·江苏南京·二模)利用电石渣［主要成分为］和溶液吸收并制备碳酸钙的工艺流程如下： 已知常温下。下列说法正确的是 A．溶液中： B．“滤液”中水的电离程度比溶液的小 C．若“滤液”，则 D．“矿化”过程发生的反应为 【答案】B 【详解】A．在溶液中，根据质子守恒，应该是，而不是，A错误； B．氯化铵溶液中铵根离子水解促进水的电离，电石渣与氯化铵溶液反应后，滤液中主要溶质为氯化钙等，对水的电离促进作用减弱，所以“滤液”中水的电离程度比溶液的小，B正确； C．已知，若“滤液”pH = 12，则，那么，但由于滤液为不饱和溶液，实际，C错误； D．电石渣和氯化铵溶液反应后溶液呈碱性，存在，“矿化”过程是滤液中的钙离子与二氧化碳在碱性条件下反应生成碳酸钙沉淀，反应的离子方程式为，D错误； 故答案选B。 题型03 坐标曲线图型水溶液中的离子反应分析 13．(2026·江苏镇江·一模)室温下，通过下列实验探究、溶液的性质。已知：、 实验①：用pH计测量溶液的pH，测得。 实验②：向溶液滴加少量硝酸钡溶液，产生白色沉淀。 实验③：将22.4L(已折算为标准状况)不断通入溶液中，溶液的pH变化如图所示。(过程中的溶液体积变化和挥发可忽略)下列说法正确的是 A．溶液中： B．实验②离子反应为： C．实验③中点，存在关系 D．实验③中点点，水的电离程度一直减小 【答案】D 【分析】二氧化硫与亚硫酸钠反应，，至d点亚硫酸钠全部转化为亚硫酸氢钠。用pH计测量溶液的pH，测得，说明的电离程度大于其水解程度。 【详解】A．已知亚硫酸氢根电离：，同时发生水解：，用pH计测量溶液的pH，测得，说明的电离程度大于其水解程度，即，故存在，A错误； B．硝酸根在酸性条件下具有强氧化性，会将氧化为，从而产生硫酸钡沉淀，硝酸根还原为，离子方程式为：，B错误； C．实验③中点，通入，根据反应可知，生成，剩余；溶液中、，根据钠和硫的物质的量关系可得：，则有，故存在，C错误； D．a点溶液中，水解促进水的电离，随着的通入，溶液中逐渐转化为，溶液中亚硫酸氢根离子电离大于水解，溶液显酸性，H+抑制水的电离，此时水的电离程度最小，所以整个过程中，水的电离程度逐渐减小，D正确； 故选D。 14．(2026·江苏南京师范大学附属中学·一模)常温下，用0.lNaOH溶液滴定某二元弱酸溶液，溶液的pH、粒子的分布分数［如］与被滴定分数的关系如图所示。下列说法正确的是 A．Ⅱ线表示的变化曲线 B．时， C．时， D．b、d、e、f四点对应的溶液中，f点的水的电离程度最大 【答案】D 【分析】NaOH溶液滴定过程中依此发生反应：，，反应过程中一直减小，先增大后减小，逐渐较小时，逐渐增大，溶液的pH值逐渐增大，由此可知：Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ、Ⅳ线分别表示、、、的变化曲线，据此分析解答。 【详解】A．由以上分析可知Ⅱ表示的变化曲线，错误； B．时，反应生成溶液显酸性，的电离程度大于的水解程度，，B错误； C．时，溶质为等物质的量的和，根据物料守恒可知，溶液中 ，C错误； D．点溶液中的溶质为，水的电离程度最大，正确； 故选：D。 15．(2026·江苏苏锡常镇四市·一模)常温下，稀氯水中存在如下反应(不考虑其他反应)： Ⅰ   Ⅱ   Ⅲ   在约的氯水中部分含氯微粒的平衡浓度对数值()随溶液pH的变化关系如图所示(溶液体积保持不变)。下列说法不正确的是 A．常温下，HClO的电离平衡常数 B．时，该氯水中水的电离程度比纯水中大 C．该氯水中： D．在之间，该氯水中随溶液pH增大而减小 【答案】D 【分析】该坐标图横坐标为溶液，纵坐标为含氯微粒浓度的对数值，越大对应微粒实际浓度越大。结合体系中的三个平衡，各曲线对应关系为：随着升高，酸性减弱，反应平衡正向移动，浓度持续减小，因此图中下降速率最快的曲线对应。是弱酸，升高会促进电离，因此分子浓度随升高逐渐减小，对应图中缓慢下降的曲线；电离产物浓度随升高逐渐增大，对应图中上升的曲线。和的交点满足，此时交点。 【详解】A．据图可知，pH=4时，c(HClO)=10-4.5mol/L，c(ClO-)=10-8mol/L，则HClO的电离平衡常数==10-7.5，A正确； B．时对应，时，溶液中存在H⁺和ClO⁻，其中ClO⁻会发生水解反应ClO⁻+H₂OHClO+OH⁻，促进水的电离，因此该氯水中水的电离程度比纯水中大，B正确； C．根据歧化反应的氯元素守恒，歧化时，每生成，同时生成+1价氯，+1价氯存在于、、中，含+1价氯，因此总浓度关系为：，C正确； D．根据反应Ⅲ：，平衡常数，则。由图可知，在之间，随增大而减小，因此随溶液增大而减小，D错误； 故选D。 16．室温下，用0.1 mol·L－1 NaOH溶液分别滴定体积均为20 mL、浓度均为0.1 mol·L－1 的HCl和HX溶液，溶液pH随加入NaOH溶液体积的变化如图所示，下列说法不正确的是 A．HX的电离平衡常数Ka＜1×10－7 B．M点存在：c(HX)－c(X－)＞c(OH－)－c(H＋) C．将P点和N点的溶液混合，溶液呈酸性 D．向N点的溶液中通入HCl气体至pH＝7：c(Na＋)＞c(HX)＝c(Cl－)＞c(X－) 【答案】C 【解析】A项，M点时HX溶液中加入了10 mL NaOH溶液，c(NaX)∶c(HX)＝1∶1，且混合溶液呈碱性，说明HX的电离常数Ka小于X－的水解常数，Kh＝，即Ka＜Kh＝，解得Ka＜1×10－7，正确；B项，M点c(NaX)∶c(HX)＝1∶1，溶液中存在电荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＝c(X－)＋c(OH－)……①，元素质量守恒2c(Na＋)＝c(HX)＋c(X－)……②，①×2―②得c(HX)＋2c(H＋)＝c(X－)＋2c(OH－)，移项得c(HX)－c(X－)＝2[c(OH－)－c(H＋)]，且M点：c(OH－)＞c(H＋)，所以c(HX)－c(X－)＞c(OH－)－c(H＋)，正确；C项，P点n(NaCl)＝n(HCl)＝1×10－3 mol，N点n(NaX)＝2×10－3 mol，二者混合后HCl和NaX发生反应得到NaCl和HX，此时溶液中n(NaCl)∶n(HX)∶n(NaX)＝2∶1∶1，由A选项可知，溶液呈碱性，错误；D项，N点溶质为NaX，通入HCl气体至pH＝7，由电荷守恒推知c(Na＋)＝c(X－)＋c(Cl－)……①，元素质量守恒为c(Na＋)＝c(HX)＋c(X－)……②，所以c(Na＋)＞c(HX)＝c(Cl－)，又由A选项知Ka＝＜1×10－7，c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1时c(HX)＞c(X－)，即c(Na＋)＞c(HX)＝c(Cl－)＞c(X－)，正确。 17．某水样中含一定浓度的CO、HCO和其他不与酸碱反应的离子。取10.00 mL水样，用0.010 00 mol·L－1 的HCl溶液进行滴定，溶液pH随滴加HCl溶液体积V(HCl)的变化关系如图所示(混合后溶液体积变化忽略不计)。下列说法不正确的是 A．该水样中c(CO)∶c(HCO)＝2∶1 B．a点处c(H2CO3)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CO) C．当V(HCl)≤20.00 mL时，溶液中c(HCO)随V(HCl)的增多基本保持不变 D．根据实验结果可以推知：Ka1(H2CO3)·Ka2(H2CO3)＞Kw 【答案】D 【解析】在滴定过程中有两次突跃，第一次突跃发生在a点：CO＋H＋＝HCO，c(CO)＝＝＝0.02 mol·L－1，第二次是耗HCl为50 mL的点：HCO＋H＋＝H2O＋CO2↑由CO生成的HCO消耗盐酸20 mL，原溶液中的HCO消耗的盐酸是10 mL，则c(HCO)＝＝＝0.01 mol·L－1。 A项，由分析可知，c(CO)＝0.02 mol·L－1，c(HCO)＝0.01 mol·L－1，所以c(CO)∶c(HCO)＝2∶1，正确；B项，如图所示，该a点恰好按CO＋H＋＝HCO完全反应，溶液中只有HCO和H2O，根据质子守恒可得c(H2CO3)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CO)，正确；C项，依据分析可知原溶液中c(CO)＝0.02 mol·L－1，c(HCO)＝0.01 mol·L－1，当V(HCl)≤20.00 mL时，只发生CO＋H＋＝HCO，溶液中HCO物质的量增加，加入盐酸溶液体积也增加，溶液中c(HCO)≈＝0.01 mol·L－1，正确；D项，由题图可知，当恰好生成HCO时溶液呈碱性，说明HCO的水解程度大于其电离程度，即Kh(HCO)＞Ka2(H2CO3)，由于Ka1(H2CO3)·Kh(HCO)＝Kw，所以Ka1(H2CO3)·Ka2(H2CO3)＜Kw，错误。 题型04 滴定分析 18．中和滴定是一种操作简单，准确度高的定量分析方法。实际工作中也可利用物质间的氧化还原反应、沉淀反应进行类似的滴定分析，下列有关几种具体的滴定分析(待测液置于锥形瓶内)的说法不正确的是 A．用标准酸性KMnO4溶液滴定Na2SO3溶液以测量其浓度：滴定终点时，溶液由无色变为浅红色 B．利用“Ag＋＋SCN－＝AgSCN↓”反应，用标准KSCN溶液测量AgNO3溶液浓度时可用Fe(NO3)3溶液作指示剂 C．利用“2Fe3＋＋2I－＝I2＋2Fe2＋”，用FeCl3溶液测量KI样品中KI的百分含量时，可用淀粉溶液作指示剂 D．用标准NaOH溶液测量某盐酸溶液的浓度时，若用酚酞作指示剂，当观察到溶液由无色变为粉红色，且半分钟不恢复时达到滴定终点 【答案】C 【解析】A项，用标准酸性KMnO4溶液滴定Na2SO3溶液以测量其浓度，KMnO4本身就是指示剂，溶液由无色变为浅红色为终点的到达，正确；B项，Fe(NO3)3为指示剂，溶液由无色变为红色为终点的到达，正确；C项，利用“2Fe3＋＋2I－＝I2＋2Fe2＋”，由于一开始就生成了单质碘，溶液呈蓝色，无法判断终点，错误；D项，使用酚酞试液，在强碱滴定强酸时，当观察到溶液由无色变粉红色，且半分钟不恢复原色时达到滴定终点，正确。 19．(2025·江苏苏锡常镇·二模)室温下，溶液中含碳微粒的分布系数与pH的关系如图所示。 已知的分布系数： 下列说法正确的是 A．时： B．浓度均为和的混合液中： C．向溶液中滴加氨水至的溶液中： D．向溶液中加入NaOH溶液至的反应： 【答案】C 【分析】草酸()是一种二元弱酸，存在电离平衡，、，随着pH增大，减小，先增大，后减小，增大，故曲线Ⅰ表示随pH变化，曲线Ⅱ表示随pH变化，曲线Ⅲ表示：随pH变化，Ka1=，由Ⅰ和Ⅱ交点可知，Ka1==10-1.2，同理Ka2==10-4.2。 【详解】A．时，由曲线各微粒分布系数可知，Ⅱ＞Ⅲ＞Ⅰ，则离子浓度：，A错误； B．溶液中存在电离平衡：，电离常数 Ka2 =10-4.2、水解平衡：水解常数：，显然电离程度大于水解程度，则溶液中：，B错误； C．由图可知，时，含碳微粒主要以形式存在，故此时溶质主要是，则溶液中存在物料守恒：，则：，C正确； D．向溶液中加入NaOH溶液至时，得到等浓度的和，则离子方程式为，D错误； 故选C。 20．某学习小组用“间接碘量法”测定某CuCl2晶体试样的纯度，试样不含其他能与I－发生反应的氧化性杂质，已知：2Cu2＋＋4I－＝2CuI↓＋I2，I2＋2S2O＝S4O＋2I－。取m g试样溶于水，加入过量KI固体，充分反应，用0.100 0 mol·L－1 Na2S2O3标准溶液滴定，部分实验仪器和读数如图所示。下列说法正确的是 A．试样在甲中溶解，滴定管选乙 B．选用淀粉作指示剂，当甲中溶液由蓝色变为无色时，即达到滴定终点 C．丁图中，滴定前滴定管的读数为(a－0.50) mL D．对装有标准液的滴定管读数时，滴定前后读数方式如丁图所示，则测得的结果偏小 【答案】D 【解析】A项，甲中盛装的是含有I2的溶液，则滴定管中盛装的为Na2S2O3标准溶液，该溶液显碱性，应选用碱式滴定管(丙)，不正确；B项，溶液变色且经过30 s左右溶液不恢复原来的颜色，视为滴定终点，不正确；C项，滴定管“0”刻度在上端，故滴定前的读数为(a＋0.50) mL，不正确；D项，滴定后俯视读数，将导致读数偏小，故测得的结果偏小，正确。 21．（2024·南京中华中学模拟节选）纯度测定：取纳米TiO2样品2.000 g，在酸性条件下充分溶解，加入适量铝粉将TiO2＋还原为Ti3＋，过滤并洗涤，将所得滤液和洗涤液合并配成250 mL溶液。取合并液25.00 mL于锥形瓶中，加几滴KSCN溶液作指示剂，用0.100 0 mol·L－1 NH4Fe(SO4)2标准溶液滴定，将Ti3＋氧化为TiO2＋，消耗0.100 0 mol·L－1 NH4Fe(SO4)2标准溶液23.00 mL。滴定终点的现象是 __________________________________________________________________________________________。 【答案】当滴入最后半滴NH4Fe(SO4)2标准溶液时，溶液变为红色，且30 s内不褪色 【解析】取合并液25.00 mL于锥形瓶中，加几滴KSCN溶液作指示剂，用0.100 0 mol·L－1 NH4Fe(SO4)2标准溶液滴定，将Ti3＋氧化为TiO2＋，Fe3＋转化为Fe2＋，消耗0.100 0 mol·L－1 NH4Fe(SO4)2标准溶液23.00 mL，到达滴定终点，Ti3＋反应结束，Fe3＋与KSCN溶液反应显红色。滴定终点的现象是当滴入最后半滴NH4Fe(SO4)2标准溶液时，溶液变为红色，且30 s内不褪色。 $