第三章 水溶液中的离子反应与平衡（知识清单）化学人教版选择性必修1

该高中化学知识清单系统梳理“水溶液中的离子反应与平衡”单元内容，涵盖电离平衡、水的电离与溶液pH、盐类水解、沉淀溶解平衡四大知识范畴，搭建从概念比较到平衡影响因素分析再到常数计算与应用的递进式学习支架。 清单通过表格对比（如强/弱电解质、酸碱稀释pH变化）和易错点辨析（如水电离c(H⁺)计算、水解平衡移动）构建知识体系，体现化学观念和科学思维。设计“平衡移动影响因素表”“离子浓度比较示例”等实用工具，标注重难点（如电离常数应用、沉淀转化条件），帮助学生自主梳理知识，教师可据此精准教学，提升课堂效率。

第三章 水溶液中的离子反应与平衡 第一节 电离平衡 一、强电解质和弱电解质的比较 强电解质 弱电解质 概念 在水溶液中能完全电离的电解质 在水溶液中只能部分电离的电解质 电离程度 几乎完全电离 只有部分电离 电离过程 不可逆过程，无电离平衡 可逆过程，存在电离平衡 溶液中的粒子种类 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 化合物类别 绝大多数盐：如NaCl、BaSO4等；强酸：如H2SO4、HCl、HClO4等；强碱：如Ba(OH)2、Ca(OH)2等 弱酸：如H2CO3、CH3COOH等；弱碱：如NH3·H2O、Cu(OH)2等；水 电离方程式 H2SO4===2H＋＋SO NaHCO3===Na＋＋HCO HAH＋＋A－ BOHB＋＋OH－ 二、一元强酸和一元弱酸的比较 1．相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较项 目酸　　 c(H＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 大 强 相同 相同 大 一元弱酸 小 弱 小 2．相同体积、相同c(H＋)的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较项目 酸 c(H＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 相同 相同 小 少 相同 三、影响电离平衡的因素 1．电离度。弱电解质电离程度的大小是由电解质本身的性质决定的。 2．外界条件对弱电解质的电离平衡的影响 (1)温度：弱电解质的电离一般是吸热过程，升高温度使电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大。 (2)浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越小，离子相互碰撞结合为分子的几率越小，电离程度越大。 (3)加入某种强电解质 ①加入与弱电解质电离出的离子相同的离子，电离平衡向左移动，电离程度减小。 ②加入与弱电解质电离出的离子反应的离子，电离平衡向右移动，电离程度增大。 以CH3COOHCH3COO－＋H＋为例： 条件改变 平衡移动 电离程度 n(H＋) c(H＋) 导电能力 加水 正向 增大 增大 减小 减弱 升温 正向 增大 增大 增大 增强 加醋酸钠(s) 逆向 减小 减小 减小 增强 通HCl(g) 逆向 减小 增大 增大 增强 加NaOH(s) 正向 增大 减小 减小 增强 四、电离平衡常数 1．概念 在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K表示(通常用Ka、Kb分别表示弱酸、弱碱的电离平衡常数)。 2．电离平衡常数的表示方法 电离方程式 电离常数表达式 CH3COOH CH3COOHCH3COO- + H+ Ka＝ NH3·H2O NH3·H2ONH4++ OH- Kb = 3．意义 表示弱电解质的电离能力。一定温度下，K值越大，弱电解质的电离程度越大，酸(或碱)性越强。 4．电离常数的影响因素 (1)内因：同一温度下，不同的弱电解质的电离常数不同，说明电离常数首先由物质的本性所决定。 (2)外因：对于同一弱电解质，电离平衡常数只与温度有关，由于电离为吸热过程，所以电离平衡常数随温度升高而增大。 5．电离平衡的移动与电离平衡常数K、离子浓度的关系 实例 CH3COOHCH3COO－＋H＋ ΔH>0 NH3·H2ONH＋OH－ ΔH>0 改变条件 平衡移动方向 电离平衡常数 c(H＋) c(OH－) 平衡移动方向 电离平衡常数 c(OH－) c(H＋) 加水稀释 向右 不变 减小 增大 向右 不变 减小 增大 加HCl 向左 不变 增大 减小 向右 不变 减小 增大 加NaOH 向右 不变 减小 增大 向左 不变 增大 减小 加CH3COONH4 向左 不变 减小 增大 向左 不变 减小 增大 升高温度 向右 变大 增大 向右 变大 增大 6．电离平衡常数及其计算(以弱酸HX为例)。 (1)已知c(HX)和c(H+)，求电离平衡常数： HX H+ + X- 起始(mol·L-1)：c(HX) 0 0 平衡(mol·L-1)：c(HX)-c(H+) c(H+) c(H+) 则K=。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)-c(H+)≈c(HX)，则K≈，代入数值求解即可。 (2))已知c(HX)和电离平衡常数，求c(H+)： HX H+ + X- 起始(mol·L-1)： c(HX) 0 0 平衡(mol·L-1)：c(HX)-c(H+) c(H+) c(H+) 则K=。由于K值很小，c(H+)的数值很小，可做近似处理：c(HX)-c(H+)≈c(HX)，则c(H+)≈，代入数值求解即可。 第二节 水的电离与溶液的pH 一、水的电离 1．水的电离 (1)水的电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－，简写为H2OH＋＋OH－。 (2)水的电离平衡常数：水的电离是一个可逆过程，在一定条件下达到电离平衡，其平衡常数可以表示为K=。 2．水的离子积常数 (1)表达式：Kw=c(H+)·c(OH-) (2)影响因素——温度 ①25 ℃时：Kw=1.0×10-14。 ②水的电离是吸热的可逆过程，故温度升高，Kw增大。 ③水的离子积常数只受温度的影响，与c(H+)、c(OH-)的变化无关。 3．影响Kw的因素 Kw只与温度有关，随温度的升高，Kw逐渐增大，未注明温度时，一般认为是常温，Kw=1.0×10-14。 比较不同温度下水的离子积，体会Kw与温度的关系： 温度 25 ℃ 50 ℃ 90 ℃ 100 ℃ Kw 1.01×10-14 5.31×10-14 3.71×10-13 5.45×10-13 升高温度，Kw增大；Kw 和平衡常数K一样，只与温度有关。 4．外界条件对水的电离平衡的影响 影响因素 H2OH++OH- 影响结果 方向 原因 Kw c(H+)变化 c(OH-)变化 c(H+)与c(OH-)的关系 外加 酸碱 加酸 左移 c(H+)增大 不变 增大 减小 c(H+)> c(OH-) 加碱 左移 c(OH-)增大 不变 减小 增大 c(H+)< c(OH-) 外加活泼金属，如K、Na、Ca 右移 金属消耗水电离出的H+ 不变 减小 增大 c(H+)<c(OH-) 二、溶液的酸碱性与pH 1．25 ℃时，分析下列溶液的氢离子和氢氧根离子浓度 纯水 0.1 mol·L－1 NaOH溶液 0.1 mol·L－1盐酸 c(H＋)/mol·L－1 1×10－7 1×10－13 0.1 c(OH－)/mol·L－1 1×10－7 0.1 1×10－13 c(H＋) 、c(OH－) 的相对大小 c(H＋) =c(OH－) c(H＋)＜c(OH－) c(H＋)＞c(OH－) 溶液的酸碱性 中性 碱性 酸性 2．溶液的酸碱性与氢离子、氢氧根离子浓度的关系 (1)任何水溶液中都有H＋和OH－。 (2)溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)、c(OH－)的相对大小。 酸性溶液：c(H+)＞c(OH-)，c(H+)＞1×10-7 mol/L； 中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1×10-7 mol/L； 碱性溶液：c(H+)＜c(OH-)，c(H+)＜1×10-7 mol/L。 3．溶液的pH与c(H＋)及酸碱性的关系 计算公式 pH＝－lgc(H＋) 意义 pH越大，溶液的碱性越强； pH越小，溶液的酸性越强； 溶液酸碱性与pH的关系(常温下) pH＜7，为酸性溶液； pH＝7，为中性溶液； pH＞7，为碱性溶液 适用范围 1×10－14 mol·L－1＜c(H＋)＜1 mol·L－1 4．溶液酸碱性的测定方法 (1)酸碱指示剂：不同的指示剂在不同的pH范围内变色 指示剂 变色的pH范围 石蕊 <5.0红色 5.0~8.0紫色 >8.0蓝色 甲基橙 <3.1红色 3.1~4.4橙色 >4.4黄色 酚酞 <8.2无色 8.2~10.0浅红色 >10.0红色 (2)pH试纸：使用pH试纸的正确操作为取一小块pH试纸于干燥洁净的玻璃片或表面皿上，用干燥洁净的玻璃棒蘸取试液点在试纸上，当试纸颜色变化稳定后迅速与标准比色卡对照，读出pH。 ①广泛pH试纸：其pH范围是1～14 (最常用)，可以识别的pH差约为1。 ②精密pH试纸：可判别0.2或0.3的pH差值。 ③专用pH试纸：用于酸性、中性或碱性溶液的专用pH试纸。 (3)用pH计测量。pH计也叫酸度计，该仪器可精密测量溶液的pH。能够直接测量溶液的pH，读数可以精确到小数点后两位。 5．酸碱溶液稀释时pH的变化图像 (1)pH相等的酸或碱溶液稀释后溶液pH的变化示意图 (2)c相等的酸或碱溶液稀释后溶液pH的变化示意图 可以看出无论是c相等还是pH相等，加水稀释相同倍数pH变化大的都是强酸或强碱。 6．酸碱溶液稀释时pH的变化 酸(pH＝a) 碱(pH＝b) 弱酸 强酸 弱碱 强碱 稀释10n倍 pH<a＋n pH＝a＋n pH>b－n pH＝b－n 无限稀释 pH趋向于7 7．酸碱混合的有关规律 (1)等体积的强酸(pH1)与强碱(pH2)混合(25 ℃) 若混合前pH1+ pH2>14，则混合后溶液呈碱性，pH混＞7； 若混合前pH1+ pH2=14，则混合后溶液呈中性，pH混=7； 若混合前pH1+ pH2<14，则混合后溶液呈酸性，pH混＜7。 (2)强酸(pH1)与强碱(pH2)混合呈中性时，二者的体积关系(25 ℃) 若pH1+ pH2=14，则V酸=V碱； 若pH1+ pH2≠14，则。 (3)等体积的强酸(pH1)与弱碱(pH2)混合(25 ℃)，若pH1+ pH2=14，由于弱碱过量，pH混＞7。 (4)等体积的弱酸(pH1)与强碱(pH2)混合(25 ℃)，若pH1+ pH2=14，由于弱酸过量，pH混＜7。 三、酸碱中和滴定 1．实验原理 利用中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。 2．实验仪器 酸式滴定管(A)、碱式滴定管(B)、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。 3．滴定管的选择 试剂性质 滴定管 原因 酸性、氧化性 酸式滴定管 酸性和氧化性物质易腐蚀橡胶 碱性 碱式滴定管 碱性物质易腐蚀玻璃，致使玻璃活塞无法打开 4．滴定管的构造 酸式滴定管(a)：包括玻璃活塞、长玻璃管。可盛放酸性溶液、强氧化性溶液，不能盛放碱性溶液及氢氟酸。 碱式滴定管(b)：包括长玻璃管、乳胶管、玻璃球。可盛放碱性溶液。 滴定管的上端都标有规格大小、使用温度、“0”刻度；滴定管的精确读数为0.01 mL。 5．滴定管的使用方法 (1)检查仪器：使用前先检查滴定管活塞是否漏水，在确保不漏水后方可使用。 (2)润洗仪器：在加入反应液之前，洁净的滴定管要用所要盛装的溶液润洗2~3遍。方法是从滴定管上口加入3~5 mL所要盛装的酸溶液或碱溶液，倾斜着转动滴定管，使液体润湿滴定管内壁。然后，一手控制活塞(轻轻转动酸式滴定管活塞，或者轻轻挤压碱式滴定管中的玻璃球)，将液体从滴定管下部放入预置的烧杯中。 ③加入反应液：分别将反应液加入相应滴定管中，使液面位于滴定管“0”刻度线以上2~3 mL处，并将滴定管垂直固定在滴定管夹上。 ④调节起始读数：在滴定管下方放一烧杯，调节活塞或挤压玻璃球，使滴定管尖嘴部分充满溶液(无气泡)，然后调节滴定管液面使其处于某一刻度，准确读取数值并记录。 6．滴定曲线 酸碱滴定曲线是以酸碱混合过程中滴加酸(或碱)的量为横坐标，以溶液pH为纵坐标绘制的一条溶液pH随酸(或碱)的滴加量而变化的曲线。 以0.1000 mol·L-1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.1000 mol·L-1 HCl溶液为例，其滴定曲线如图所示： 7．滴定过程中指示剂的选择 选择指示剂要求变色明显(一般不选用石蕊)，指示剂变色时溶液的pH与溶液恰好中和时的pH要尽量吻合。当强酸、强碱相互滴定时，由于生成的盐溶液呈中性，故可以选择酚酞或甲基橙作指示剂；强酸、弱碱相互滴定时，生成的盐溶液呈酸性，应选择甲基橙作指示剂；强碱、弱酸相互滴定时，生成的盐溶液呈碱性，应选择酚酞作指示剂。终点判断：滴入最后一滴标准液时，溶液变色后半分钟内不复原。 指示剂操作 酚酞 甲基橙 强碱滴定强酸 无色变为浅红色 橙色变为黄色 强酸滴定强碱 浅红色变为无色 黄色变为橙色 8．实验操作步骤 (1)洗(洗涤)：洗涤仪器并进行检漏。 (2)取(取液)：向酸(碱)式滴定管中注入标准液，向锥形瓶中注入待测液，加入2~3滴指示剂。 (3)滴(滴定)：左手控制滴定管活塞，右手摇动锥形瓶；眼睛向下观察(看)锥形瓶中的颜色变化。 (4)读(读数)：平视滴定管中凹液面最低点，读取溶液体积。  (5)记(记录)：记录滴定前和滴定终点时滴定管中标准液的刻度，重复滴定2~3次，将数据记入表中。 (6)算(计算)：V终-V始为消耗的标准液的体积，取2~3次实验结果的平均值，依据c待= (一元酸碱)计算待测液的物质的量浓度。 四、中和滴定误差分析 1．依据公式c(待测)＝来判断。c(标准)和V(待测)在误差分析时是定值，因此只需分析使消耗标准液体积V(标准)变大或变小的原因即可，V(标准)变大，则c(待测)偏高，V(标准)变小，则c(待测)偏低。 2．滴定管读数要领 以凹液面的最低点为基准(如图) 正确读数(虚线部分)和错误读数(实线部分) 3．以用标准盐酸滴定待测氢氧化钠溶液为例，分析常见的误差。 步骤 操作 V标准 c待测 洗涤 酸式滴定管未用标准溶液润洗 变大 偏高 碱式滴定管未用标准溶液润洗 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，停止滴定后再加一滴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 第三节 盐类的水解 一、盐类的水解 1．概念：在水溶液中，盐电离出来的离子与水电离出来的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。 2．实质：生成弱酸或弱碱，使水的电离平衡被破坏而建立起新的平衡。 3．盐类水解的特点 4．盐类水解的规律 盐的类别 溶液的酸碱性 原因 强酸弱碱盐 呈酸性，pH<7 弱碱阳离子与H2O电离出的OH－结合，使c(H＋)> c(OH－) 强碱弱酸盐 呈碱性，pH>7 弱酸根阴离子与H2O电离出的H＋结合，使c(OH－) >c(H＋) 强酸强碱盐 呈中性，pH＝7，H2O的电离平衡不被破坏，不水解 弱酸的酸式盐 若电离程度>水解程度，c(H＋)>c(OH－)，呈酸性，如NaHSO3、NaHC2O4 若电离程度<水解程度，c(H＋)<c(OH－)，呈碱性，如NaHCO3、NaHS 二、盐类水解方程式的书写 由于酸碱中和反应程度很大，所以盐类水解程度一般很小，水解时通常不生成沉淀和气体，书写水解的离子方程式时，一般用“”连接，产物不标“↑”或“↓”，生成易分解的产物如NH3·H2O、H2CO3不写分解产物的形式。 类型 水解程度 举例 溶液的酸碱性 一元弱酸阴离子 一步水解(微弱) CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－ 碱性 一元弱碱阳离子 NH＋H2ONH3·H2O＋H＋ 酸性 多元弱酸阴离子 分步水解(微弱) CO＋H2OHCO3－＋OH－ HCO3－＋H2OH2CO3＋OH－ 碱性 多元弱碱阳离子 分步水解，一步书写(微弱) Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋ Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋ 酸性 三、盐类水解的影响因素 因素 对盐类水解程度的影响 内因 盐类水解的程度大小主要由盐的本性所决定。生成盐的弱酸酸性越弱，其盐中弱酸根离子的水解程度越大；生成盐的弱碱碱性越弱，其盐中弱碱阳离子的水解程度越大，通常称为“越弱越水解” 外界条件 温度 升高温度能够促进水解 浓度 盐溶液浓度越小，水解程度越大 外加酸碱 水解显酸性的盐溶液，加碱会促进水解，加酸会抑制水解，反之亦然 外加盐 加入与盐的水解性质相反的盐会促进盐的水解 四、水解常数 1．水解常数的概念：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，该常数就叫水解平衡常数。 2．Kh的意义及影响因素 (1)Kh越大，表示盐的水解程度越大。 (2)水解平衡常数是描述能水解的盐水解平衡的主要参数。它只受温度的影响，因水解过程是吸热过程，故它随温度的升高而增大。 3．盐类水解常数的应用 (1)计算盐溶液中c(H+)或c(OH-)的浓度‌：通过水解常数可以计算出溶液中氢离子或氢氧根离子的浓度。 (2)判断盐溶液的酸碱性和微粒浓度的大小‌：例如，NaHCO3溶液呈碱性，因为其水解程度大于电离程度；NaHSO3溶液呈酸性，因为其水解程度小于电离程度。 (3)预测水解平衡的移动方向：升温可以使水解平衡向右移动，增大水解程度。 4．水解常数(Kh)与电离常数的关系 (1)水解常数(Kh)表达式： ①用HA表示一元弱酸，MOH表示一元强碱，MA表示由它们生成的盐，MA为强碱弱酸盐，其水解离子方程式为A－＋H2OHA＋OH－，则水解常数：Kh＝ ②用HA表示一元强酸，MOH表示一元弱碱，MA表示由它们生成的盐，MA为强酸弱碱盐，其水解离子方程式为M+＋H2OMOH＋H+，则水解常数：Kh＝ (2)水解常数(Kh)与电离常数的关系 ①CH3COONa溶液中存在如下水解平衡： CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－ Kh＝＝＝＝ ②NH4Cl溶液中存在如下水解平衡： NH＋H2ONH3·H2O＋H＋ Kh＝＝＝＝ 因而Ka(或Kh)与Kw的定量关系为： A．Ka·Kh＝Kw或Kb·Kh＝Kw B．Na2CO3的水解常数Kh1＝ C．NaHCO3的水解常数Kh2＝ 五、盐类水解的常见应用 应用 举例 加热促进水解 热的纯碱溶液去污力强 分析盐溶液的酸碱性，并比较酸碱性的强弱 等物质的量浓度的Na2CO3、NaHCO3 溶液均显碱性，且碱性：Na2CO3>NaHCO3 判断溶液中离子能否大量共存 Al3＋和HCO因发生相互促进的水解反应而不能大量共存 配制或贮存易水解的盐溶液 配制FeCl3溶液，要向FeCl3溶液中加入适量盐酸 胶体的制备，作净水剂 明矾溶于水生成胶状物氢氧化铝，能吸附水中悬浮的杂质，并形成沉淀使水澄清 化肥的使用 铵态氮肥不宜与草木灰混合使用 泡沫灭火器的反应原理(水解互促) Al3＋＋3HCO3-===Al(OH)3↓＋3CO2↑ 无水盐的制备 由MgCl2·6H2O制MgCl2，在干燥的HCl气流中加热 判断盐溶液的蒸干产物 将AlCl3溶液蒸干灼烧得到的是Al2O3而不是AlCl3 某些盐的分离除杂 为除去MgCl2酸性溶液中的Fe3＋，可在加热搅拌的条件下加入MgO或MgCO3或Mg(OH)2，过滤后再加入适量的盐酸 盐溶液除锈 NH4Cl溶液除去金属表面的氧化物(NH水解溶液显酸性) 判断电解质的强弱 CH3COONa溶液能使酚酞变红(pH>7)，说明CH3COOH是弱酸 六、盐溶液蒸干时所得产物的判断 常见类型 溶液蒸干所得物质 金属阳离子易水解的挥发性强酸盐 蒸干时得氢氧化物和氧化物的混合物，灼烧时得氧化物，如AlCl3(FeCl3)溶液蒸干时得到Al(OH)3和Al2O3[Fe(OH)3和Fe2O3]的混合物 金属阳离子易水解的难挥发性强酸盐 蒸干得原溶质，如Al2(SO4)3溶液蒸干仍得Al2(SO4)3固体 酸根阴离子易水解的强碱盐 蒸干得原溶质，如Na2CO3溶液蒸干得Na2CO3固体 阴、阳离子均易水解，且水解产物均易挥发的盐 蒸干后得不到任何物质，如(NH4)2S、(NH4)2CO3等蒸干后得不到任何物质 不稳定的化合物的水溶液 加热时在溶液中就能分解，得不到原物质，如Ca(HCO3)2溶液蒸干后得CaCO3，Mg(HCO3)2溶液蒸干后得Mg(OH)2，KHCO3溶液蒸干后得K2CO3 易被氧化的盐 蒸干后得不到原物质，蒸干后得其氧化产物，如FeSO4溶液蒸干后得Fe2(SO4)3，Na2SO3溶液蒸干后得Na2SO4 七、离子浓度大小比较 1．熟悉两大理论，构建思维基点 (1)电离理论 ①弱电解质的电离是微弱的，电离产生的微粒都非常少，同时还要考虑水的电离，如氨水溶液中：NH3·H2O、NH、OH－浓度的大小关系是c(NH3·H2O)>c(OH－)>c(NH)。 ②多元弱酸的电离是分步进行的，其主要是第一级电离(第一级电离程度远大于第二级电离)。如在H2S溶液中：H2S、HS－、S2－、H＋的浓度大小关系是c(H2S)>c(H＋)>c(HS－)>c(S2－)。 (2)水解理论 ①弱电解质离子的水解损失是微量的(双水解除外)，但由于水的电离，故水解后酸性溶液中c(H＋)或碱性溶液中c(OH－)总是大于水解产生的弱电解质的浓度。如NH4Cl溶液中：NH、Cl－、NH3·H2O、H＋的浓度大小关系是c(Cl－)>c(NH)>c(H＋)>c(NH3·H2O)。 ②多元弱酸酸根离子的水解是分步进行的，其主要是第一步水解，如在Na2CO3溶液中：CO、HCO、H2CO3的浓度大小关系应是c(CO)>c(HCO)>c(H2CO3)。 2．把握三种守恒，明确等量关系 (1)电荷守恒规律 电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液都呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。如NaHCO3溶液中存在Na＋、H＋、HCO、CO、OH－，存在如下关系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋c(OH－)＋2c(CO)。 (2)物料守恒规律 电解质溶液中，由于某些离子能够水解，离子种类增多，但元素总是守恒的。如K2S溶液中S2－、HS－都能水解，故S元素以S2－、HS－、H2S三种形式存在，它们之间有如下守恒关系：c(K＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋2c(H2S)。 (3)质子守恒规律 如Na2S水溶液中的质子转移情况图示如下： 由图可得Na2S水溶液中质子守恒式可表示：c(H3O＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)或c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)。质子守恒的关系式也可以由电荷守恒式与物料守恒式推导得到。 3．溶液中离子浓度大小的比较常见类型 (1)单一溶液 ①对于多元弱酸溶液，应根据多步电离进行分析。例如，在H3PO4溶液中：c(H+)>c(H2PO4-)>c(HPO42-)>c(PO43-)。 ②对于多元弱酸的正盐溶液，根据弱酸根离子的分步水解分析。例如，0.1 mol·L-1 Na2CO3溶液中电离过程有Na2CO3=2Na++ CO32-，H2OOH-+H+；水解过程有CO32-+H2O HCO3-+OH-，HCO3-+H2OH2CO3+OH-。故溶液中存在的离子有Na+、CO32-、OH-、HCO3-、H+，因此溶液中各离子浓度的大小顺序为c(Na+)>c(CO32-)>c(OH-)>c(HCO3-)>c(H+)。 ③多元弱酸的酸式盐溶液要考虑酸式酸根离子的电离程度与水解程度的相对大小，如HCO3-以水解为主，0.1 mol·L-1 NaHCO3溶液中：c(Na+)>c(HCO3-)>c(OH-)>c(H+)>c(CO32-)；而HSO3-以电离为主，0.1 mol·L-1 NaHSO3溶液中：c(Na+)>c(HSO3-)>c(H+)>c(SO32-)>c(OH-)。 ④不同溶液中同一离子浓度的大小比较，要考虑溶液中其他离子对该离子的影响。如在0.10 mol·L-1的①NH4HSO4、②NH4Cl、③CH3COONH4、④(NH4)2SO4溶液中，c(NH4+)的大小顺序为④>①>②>③。 (2)混合溶液中各离子浓度的大小比较，根据电离程度、水解程度的相对大小进行分析。 ①分子的电离程度大于相应离子的水解程度 例如，等物质的量浓度的NH4Cl与NH3·H2O混合溶液中：c(N)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+)；等物质的量浓度的CH3COONa与CH3COOH混合溶液中：c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)。 ②分子的电离程度小于相应离子的水解程度 例如，在0.1 mol·L-1的NaCN和0.1 mol·L-1的HCN混合溶液中，各离子浓度的大小顺序为c(Na+)>c(CN-)>c(OH-)>c(H+)。 第四节 沉淀溶解平衡 一、难溶电解质的沉淀溶解平衡 1．溶解平衡状态 在一定温度下，固体溶质在水中形成饱和溶液时，溶液中溶质质量保持不变的状态，该状态下，固体溶质溶解的速率和溶液中溶质分子结晶的速率达到相等，但溶解和结晶仍在进行。 2．沉淀溶解平衡 在一定温度下，当沉淀和溶解的速率相等时，即建立了动态平衡，叫做难溶电解质的沉淀溶解平衡。如AgCl溶于水的沉淀溶解平衡表示为AgCl(s) Ag＋(aq)＋Cl－(aq)。 3．沉淀溶解平衡的移动 固体物质溶液中的溶质 固体物质的溶解是可逆过程：(1)v溶解>v沉淀，固体溶解；(2)v溶解＝v沉淀，溶解平衡；(3)v溶解<v沉淀，析出晶体。 4．影响沉淀溶解平衡的因素 (1)内因 溶质本身的性质。绝对不溶的物质是没有的；同是微溶物质，溶解度差别也很大；易溶溶质只要是饱和溶液也存在沉淀溶解平衡。 (2)外界条件改变对沉淀溶解平衡的影响 ①温度升高，多数沉淀溶解平衡向溶解的方向移动。 ②加水稀释，浓度减小，沉淀溶解平衡向溶解的方向移动。 ③加入与难溶电解质构成粒子相同的物质，沉淀溶解平衡向生成沉淀的方向移动。 ④加入与难溶电解质溶解所得的离子反应的物质，沉淀溶解平衡向溶解的方向移动。 5．生成难溶电解质的离子反应的限度 (1)25 ℃时，溶解性与溶解度的关系 (2)反应完全的标志 对于常量的化学反应来说，化学上通常认为残留在溶液中的离子浓度小于1×10－5mol·L－1时，生成沉淀的反应进行完全。 二、溶度积常数 概念 难溶电解质的沉淀溶解平衡常数称为溶度积常数，简称溶度积，符号为Ksp 意义 Ksp的大小反映难溶电解质在水中的溶解能力 表达式 AmBn(s) mAn＋(aq)＋nBm－(aq)，Ksp＝cm(An＋)·cn(Bm－)。 如：Mg(OH)2(s)Mg2＋＋(aq)＋2OH－(aq) Ksp＝c(Mg2＋)·c2(OH－) 影响因素 (1)内因：物质本身的性质。 (2)外因：仅与温度有关，与浓度、压强、催化剂等无关。 应用 定量判断给定条件下有无沉淀生成。 Q：离子积对于AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq)任意时刻Q＝cm(An＋)·cn(Bm－)。 ①Q＞Ksp，溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡。 ②Q＝Ksp，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态。 ③Q＜Ksp，溶液未饱和，无沉淀析出，若加入过量难溶电解质，难溶电解质溶解直至溶液饱和。 三、沉淀的生成、溶解和转化 1．沉淀的生成 方法 举例 解释 调节pH法 除去CuCl2溶液中的FeCl3，可向溶液中加入CuO[或Cu(OH)2或CuCO3或Cu2(OH)2CO3] CuO与H＋反应，促进Fe3＋水解生成Fe(OH)3沉淀 除去NH4Cl溶液中的FeCl3杂质，可加入氨水调节pH至4左右 Fe3＋与NH3·H2O反应生成Fe(OH)3沉淀 沉淀剂法 以H2S、Na2S等沉淀污水中的Hg2＋、Cu2＋等重金属离子 H2S、Na2S与Cu2＋、Hg2＋反应生成沉淀 2．沉淀的溶解 (1)沉淀溶解的原理 根据平衡移动原理，对于在水中难溶的电解质，如果能设法不断地移去平衡体系中的相应离子，使Q＜Ksp，平衡向沉淀溶解的方向移动，就可以使沉淀溶解。 (2)沉淀溶解的方法 酸溶解法 用强酸溶解的难溶电解质有CaCO3、FeS、Al(OH)3、Ca(OH)2等。 如CaCO3难溶于水，却易溶于盐酸，原因是：CaCO3在水中存在沉淀溶解平衡为CaCO3(s)Ca2＋(aq)＋CO(aq)，当加入盐酸后发生反应：CO＋2H＋＝H2O＋CO2↑，c(CO)降低，溶液中CO与Ca2＋的离子积Q(CaCO3)＜Ksp(CaCO3)，沉淀溶解平衡向溶解方向移动。 盐溶液溶解法 Mg(OH)2难溶于水，能溶于盐酸、NH4Cl溶液中。溶于NH4Cl溶液反应的离子方程式为Mg(OH)2＋2NH＝Mg2＋＋2NH3·H2O。 3．沉淀的转化 实质 沉淀的转化是指由一种难溶物转化为另一种难溶物的过程，其实质是沉淀溶解平衡的移动 条件 两种沉淀的溶解度不同，溶解度小的沉淀可以转化为溶解度更小的沉淀，两者溶解度相差越大转化越容易。 应用 锅炉除水垢 (含有CaSO4) CaSO4(s)CaCO3(s)Ca2＋(aq)，反应为CaSO4＋Na2CO3＝CaCO3＋Na2SO4，CaCO3＋2HCl＝CaCl2＋H2O＋CO2↑ 自然界 中矿物的转化 原生铜的硫化物CuSO4溶液铜蓝(CuS)，反应为CuSO4＋ZnS＝CuS＋ZnSO4，CuSO4＋PbS＝CuS＋PbSO4 工业废水处理 FeS(s)＋Hg2＋(aq)＝HgS(s)＋Fe2＋(aq) 易错点01 不能计算水电离出的c(H＋)或(OH－) 【错因辨析】 (1)水的离子积常数KW＝c(H＋)·c(OH－)，不仅适用于纯水，也适用于一切酸、碱、盐的稀溶液。 (2)水的离子积常数说明在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H＋和OH－存在，只是相对含量不同而已。 (3)在不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离产生的c(H＋)、c(OH－)总是相等的。在KW的表达式中，c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中H＋、OH－总的物质的量浓度而不是单指由水电离出的c(H＋)、c(OH－)。 (4)水的电离是吸热过程，升高温度，水的电离平衡向电离方向移动，c(H＋)和c(OH－)都增大，故KW增大，但溶液仍呈中性；对于KW，若未注明温度，一般认为在常温下，即25 ℃。 【对点训练】 1．常温下，pH=11的氢氧化钡溶液中，由水电离出的为( ) A．1.0×10-7mol·L-1 B．1.0×10-11mol·L-1 C．2.0×10-3mol·L-1 D．5.0×10-12mol·L-1 【答案】B 【解析】在碱溶液中有：c(OH-)(aq)=c(OH-)碱+c(OH-)水，c(H+)(aq)=c(H+)水，c(OH-)水= c(H+)水，故有常温下，pH=11的氢氧化钡溶液中，由水电离出的c(OH-)等于水电离出的c(H+)，也等于溶液中的H+浓度，故等于1.0×10-11mol·L-1，故B正确。故选B。 2．25 ℃时，在等体积的①0.5 mol·L－1的H2SO4溶液中　②0.05 mol·L－1Ba(OH)2溶液中　③1 mol·L－1 NaCl溶液中　④纯水中，发生电离的水的物质的量之比是(　　) A．1∶10∶107∶107 B．107∶107∶1∶1 C．107∶106∶2∶2 D．107∶106∶(2×107)∶2 【答案】A　 【解析】　25 ℃时，0.5 mol·L－1 H2SO4溶液中c(H＋)＝1 mol·L－1，由水电离出的c水(H＋)＝10－14 mol·L－1，0.05 mol·L－1 Ba(OH)2溶液中c(OH－)＝0.1 mol·L－1，则水电离出的c水(H＋)＝10－13mol·L－1，NaCl和纯水中由水电离出的c水(H＋)均为10－7mol·L－1。则等体积的上述四种溶液中由水电离出的n(H＋)(即发生电离的水的物质的量)之比为10－14∶10－13∶10－7∶10－7＝1∶10∶107∶107。 【避错攻略】 (1)任何水溶液中水电离产生的c(H＋)和(OH－)总是相等的。 (2)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7 mol·L－1。 (3)溶质为酸的溶液：OH－全部来自水的电离。 c(OH－)溶液＝c(OH－)水＝c(H＋)水，c(H＋)溶液＝c(H＋)酸＋c(H＋)水 例：pH＝2的盐酸中， 溶液中c(OH－)＝ mol·L－1＝10－12 mol·L－1，由水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12 mol·L－1 (4)溶质为碱的溶液：H＋全部来自水的电离。 c(H＋)溶液＝c(H＋)水＝c(OH－)水，c(OH－)溶液＝c(OH－)碱＋c(OH－)水 例：pH＝12的NaOH溶液中， 溶液中c(H＋)＝10－12 mol·L－1，由水电离出的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12 mol·L－1 (5)盐溶液 ①水解呈酸性的盐溶液 c(H＋)溶液＝c(H＋)水＝c(OH－)水，c(OH－)溶液＜c(OH－)水 例：pH＝5的NH4Cl溶液中，H＋全部来自水的电离，由水电离的c(H＋)＝10－5 mol·L－1，因为部分OH－与部分NH结合，溶液中c(OH－)＝10－9 mol·L－1＜10－5 mol·L－1 ②水解呈碱性的盐溶液 c(OH－)溶液＝c(OH－)水＝c(H＋)水，c(H＋)溶液＜c(H＋)水 例：pH＝12的Na2CO3溶液中，OH－全部来自水的电离，由水电离出的c(OH－)＝10－2 mol·L－1，因为部分H＋与部分CO结合，溶液中c(H＋)＝10－12 mol·L－1＜10－2 mol·L－1 ③中性盐溶液 c(H＋)溶液＝c(H＋)水＝c(OH－)水＝c(OH－)溶液 易错点02 弱电解质电离平衡移动 【错因辨析】 (1)加水稀释时，溶液中不一定所有的离子浓度都减小。如稀醋酸加水稀释时，溶液中的c(H＋)减小，因为温度不变，Kw＝c(H＋)·c(OH－)是定值，故c(OH－)增大。 (2)电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，如对于CH3COOHCH3COO－＋H＋，平衡后，加入冰醋酸，c(CH3COOH)增大，平衡右移，根据勒夏特列原理，只能“减弱”而不能“消除”，再次平衡时，c(CH3COOH)比原平衡时大。 (3)电离平衡右移，离子的浓度不一定增大，如在CH3COOH溶液中加水稀释或加少量NaOH固体，都会引起平衡右移，但c(CH3COOH)、c(H＋)都比原平衡时要小。 (4)电离平衡右移，电离程度也不一定增大，加水稀释或增大弱电解质的浓度，都使电离平衡向电离方向移动，但加水稀释时弱电解质的电离程度增大，而增大弱电解质的浓度时弱电解质的电离程度减小。 (5)电离平衡右移，电离平衡常数不一定增大。对于同一反应，电离平衡常数只与温度有关，只有因为温度升高而导致平衡右移时，电离平衡常数才会增大。 【对点训练】 1．5℃时，对于pH=2的CH3COOH溶液，下列判断不正确的是( ) A．加水稀释，电离平衡正向移动，溶液中所有离子浓度都减小 B．通入少量HCl气体，电离平衡逆向移动，c(CH3COO-)减小，Ka不变 C．加入少量冰醋酸，电离平衡正向移动，c(H+)增大，电离度减小 D．升高温度，电离平衡正向移动，c(H+)增大，pH减小 【答案】A 【解析】A项，醋酸中存在如下电离CH3COOHCH3COO-+H+，向体系中加水稀释，醋酸的电离程度增大，电离平衡向右移动，溶液中醋酸根离子、氢离子的浓度都减小，但水的离子积不变，溶液中氢氧根离子浓度增大，故A错误；B项，通入少量HCl导致溶液中c(H+)增大，抑制醋酸电离，电离平衡逆向移动，c(CH3COO-)减小，温度不变，则Ka不变，故B正确；C项，加入少量冰醋酸，电离平衡正向移动，c(H+)增大，但CH3COOH的浓度增大，其电离程度减小，故C正确；D项，升高温度促进醋酸电离，则平衡正向移动，溶液中c(H+)增大，pH减小，故D正确；故选A。 2．下列叙述不正确的是(　　) A．pH相等、体积相等的盐酸和醋酸加水稀释10倍后，前者的pH大于后者 B．pH相等、体积相等的盐酸和醋酸分别中和0.1 mol·L－1的NaOH溶液，消耗NaOH溶液体积相等 C．等浓度、等体积的盐酸和醋酸与足量的锌粉反应，开始时前者产生H2的速率大于后者，最终产生H2的量相等 D．等浓度、等体积的盐酸和醋酸分别中和0.1 mol·L－1的NaOH溶液，消耗NaOH溶液体积相等 【答案】B　 【解析】pH相等、体积相等的盐酸和醋酸加水稀释10倍后，由于醋酸是弱酸，稀释过程中电离程度变大，稀释后醋酸的酸性强，pH小，A正确；pH相等、体积相等的盐酸和醋酸，由于醋酸是弱酸，浓度比盐酸大，在和盐酸体积相同时，消耗NaOH溶液体积大，B不正确；等浓度、等体积的盐酸和醋酸与足量的锌粉反应，由于醋酸是弱酸，开始时[H＋]小，开始时醋酸产生H2的速率小，但是由于二者浓度相等，所以最终产生H2的量相等，C正确；浓度相等、体积相等，则物质的量就相等，二者消耗的同浓度的NaOH溶液体积相等，D正确。 【避错攻略】 (1)内因：弱电解质本身的性质。 (2)外因：浓度、温度、加入试剂等。 ①温度：温度升高，电离平衡向右移动，电离程度增大。 ②浓度：稀释溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大。 ③同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向左移动，电离程度减小。 ④加入与离子反应的物质：电离平衡向右移动，电离程度增大。 易错点03 不能正确判断溶液酸碱性 【错因辨析】 (1)误认为由水电离出的c(H+)=10-13 mol·L-1的溶液一定呈碱性。如25 ℃，0.1 mol·L-1的盐酸或氢氧化钠溶液中由水电离出的c(H+)都为10-13 mol·L-1。 (2)误认为溶液的酸碱性取决于pH。如pH=7的溶液在温度不同时，可能显酸性，也可能显碱性，还可能显中性。 (3)误认为酸碱恰好中和时溶液一定显中性。如强酸和弱碱恰好中和时溶液显酸性，强碱和弱酸恰好中和时溶液显碱性，强酸和强碱恰好中和时溶液才显中性。 (4)不能正确理解酸、碱的无限稀释规律。常温下任何酸(碱)溶液无限稀释时，溶液的pH都不可能大于7(小于7)，只能无限接近7。 【对点训练】 1．(2026·浙江温州新力量联盟期中)下列关于溶液酸碱性的说法正确的是( ) A．的溶液一定显中性 B．pH=7的溶液一定显中性 C．将Na2SO4溶液从常温加热至50℃，溶液的pH和酸碱性均不变 D．常温下，将pH=3的醋酸溶液和pH=11的NaOH溶液等体积混合，溶液显中性 【答案】A 【解析】A项，当c(H+)=时，根据Kw=c(H+)×c(OH-)，此时c(H+)=c(OH-)，溶液一定显中性，与温度无关，故A正确；B项，溶液是否为中性取决于c(H+)与c(OH-)的大小关系。常温下pH=7时，c(H+)=c(OH-)，溶液呈中性，但温度升高时，中性溶液的pH＜7，此时pH=7的溶液显碱性，故B错误；C项，Na2SO4为强酸强碱盐，溶液显中性，但加热时水的Kw增大，H+和OH-浓度等比例增加，pH会减小，酸碱性不变但pH变化，故C错误；D项，由于醋酸为弱酸，部分解离，pH=3的醋酸浓度远大于pH=11的NaOH浓度，等体积混合后醋酸过量，溶液显酸性，故D错误；故选A。 2．已知温度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－) 【答案】C 【解析】因酸碱的强弱未知，a＝b，只能说明酸与碱恰好完全反应，但如为强酸弱碱盐或强碱弱酸盐，则溶液不呈中性，A项错误；因温度未知，则pH＝7不一定为中性，B项错误；混合溶液中，c(H＋)＝ mol·L－1，根据c(H＋)·c(OH－)＝Kw可知，溶液中c(H＋)＝c(OH－)＝ mol·L－1，溶液呈中性，C项正确；任何溶液都存在电荷守恒，即c(H＋)＋c(B＋)＝c(OH－)＋c(A－)，但不能由此确定溶液的酸碱性，D项错误。 【避错攻略】 (1)酸、碱、盐虽然影响水的电离平衡(不水解的盐除外)，造成水电离出的H＋或OH－的浓度发生变化，但在25 ℃ 时Kw仍然不变，因为Kw只与温度有关。 (2)水的离子积常数Kw＝c(H＋)·c(OH－)中H＋和OH－不一定是水电离出来的。c(H＋)和c(OH－)均指溶液中的H＋或OH－的总浓度。这一关系适用于任何稀的水溶液。 (3)在pH＝2的盐酸中(或pH＝12的NaOH溶液中)由水电离出来的c(H＋)与c(OH－)之间的关系是相等的。虽然外界条件改变，水的电离平衡发生移动，但任何时候水电离出来的 c(H＋)和c(OH－)总是相等的。 (4)室温下，由水电离出的c(H＋)＝1×10－13 mol·L－1 的溶液可能呈强酸性或强碱性，故在该溶液中HCO、HSO均不能大量共存。 (5)溶液呈现酸、碱性的实质是c(H＋)与c(OH－)的相对大小，不能只看pH，一定温度下pH＝6的溶液也可能显中性，也可能显酸性，应注意温度。 (6)25 ℃时，pH＝12的溶液不一定为碱溶液，pH＝2的溶液也不一定为酸溶液，也可能为能水解的盐溶液。 易错点04 忽视中和滴定操作细节 【错因辨析】 (1)与滴定管使用有关 ①滴定管“0”刻度线在上方，尖嘴部分无刻度。 ②精确度：0.01 mL。 ③洗涤：先用蒸馏水洗，再用待测液润洗。 ④盛装溶液时，其液面不一定要在“0”刻度。 ⑤赶气泡：酸碱式滴定管中的液体在滴定前均要排出尖嘴中的气泡。 ⑥由于滴定管的“0”刻度在滴定管的上方，滴定管下端是没有刻度的，故容量为25 mL的滴定管，若滴定过程中用去10.00 mL的液体，则滴定管中剩余液体体积大于15 mL。 (2)酸碱中和滴定指示剂选择有关 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须使用指示剂，如用标准的KMnO4溶液滴定Na2C2O4溶液时，溶液呈淡粉红色时即为滴定终点。 (3)与滴定终点的判断有关 当滴入最后一滴××××××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最后一滴：必须说明是滴入“最后一滴”溶液。 ②颜色变化：必须说明滴入“最后一滴”溶液后溶液的颜色变化。 ③半分钟：必须说明溶液颜色变化后“半分钟内不恢复原来的颜色”。 (4)与量器的读数方法有关 ①平视读数(如图1)：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2)：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3)：读数时，视线向上倾斜，寻找切点的位置在液面的下侧，滴定管刻度标法与量筒不同，仰视滴定管读数偏大。 【对点训练】 1．酸碱中和滴定实验中，下列说法正确的是(　　) A．中和滴定操作中所需标准溶液越浓越好，指示剂一般加入 B．滴定接近终点时，滴定管的尖嘴可以接触锥形瓶内壁 C．酸碱指示剂的变色点就是反应终点 D．滴定前滴定管中的液体液面处于处，滴定过程中用去的液体，此时滴定管中剩余液体的体积为 【答案】B 【解析】A．较浓的标准液一滴引起的误差大，较稀的标准液引起的误差相对减小，同时指示剂本身就是有机弱酸或弱碱，加入较浓碱可引起平衡移动，所以加入指示剂也不宜过多，一般2～3滴， A错误；B．滴定接近终点时，滴定管的尖嘴可接触锥形瓶内壁，可使滴定管流出的液体充分反应，B正确；C．滴定终点是根据指示剂的颜色变化来判断的，滴定终点就是指示剂的变色点，但不是指示剂变色就是滴定终点，C错误；D．滴定前滴定管中的液体液面处于25mL处，滴定过程中用去10.00mL的液体，滴定管的0刻度在上方，还有一段没有刻度的溶液，此时滴定管中剩余液体的体积为大于15mL，D错误；故选B。 2．某研究小组为测定食用白醋中醋酸的含量进行了如下操作，正确的是(　　) A．用碱式滴定管量取一定体积的待测白醋放入锥形瓶中 B．称取4.0 g NaOH放到100 mL容量瓶中，加水至刻度线，配成1.00 mol/L NaOH标准溶液 C．用NaOH溶液滴定白醋，使用酚酞作指示剂，溶液颜色恰好由无色变为浅红色，且半分钟内不褪色时为滴定终点 D．滴定时眼睛要注视着滴定管内NaOH溶液的液面变化，防止滴定过量 【答案】C 【解析】A项不能用碱式滴定管量取白醋，应用酸式滴定管，错误；B项应先在烧杯中溶解固体，不能直接在容量瓶中溶解，错误；C项强碱滴定弱酸，用酚酞作指示剂，颜色变化符合滴定终点判断，正确；D项滴定时眼睛应注视锥形瓶内溶液颜色变化，错误。 【避错攻略】 (1)滴定前的准备 ①滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→调液面→记录。 ②锥形瓶：注碱液→记体积→加指示剂。 (2)滴定 (3)终点判断 等到滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内不恢复原来的颜色，视为滴定终点并记录标准液的体积。 (4)数据处理 按上述操作重复3次，根据c(NaOH)＝计算，最终取3次滴定结果的平均值。 易错点05 不能正确分析滴定图象 【错因辨析】 (1)混淆强酸强碱、强酸弱碱、强碱弱酸的滴定曲线特征。 (2)忽略指示剂变色范围与pH突跃范围的匹配性。 【对点训练】 1．(2026·安徽阜阳高三联考)常温下，分别向20 mL等浓度的一元碱NaOH溶液和溶液中滴加0.10 mol·L-1的HCl标准溶液，滴定过程中得到混合溶液的pH随盐酸的体积变化如图所示。下列说法正确的是是( ) A．两个滴定过程都可以用酚酞作指示剂 B．水的电离程度：a点>b点 C．NH3·H2O溶液中滴加20 mL HCl溶液时，存在c(NH4＋)＋c(H＋)＝c(Cl-)＋c(OH-) D．滴定读数时先仰视后俯视，则所测的待测液浓度偏高 【答案】C 【解析】A项，盐酸滴定氢氧化钠溶液可以用酚酞或甲基橙作指示剂，盐酸滴定NH3·H2O溶液，恰好完全反应时溶质为氯化铵，溶液呈酸性，不能用酚酞作指示剂，A项错误；B项，a点对应溶液为氢氧化钠和氯化钠物质的量之比为1：1的混合溶液，呈强碱性，b点对应溶液为一水合氨和氯化铵物质的量比为1：1的混合溶液，其碱性比a点要弱一些，二者中水的电离均被抑制，a点水的电离程度小于b点，B项错误；C项，NH3·H2O溶液中滴加20 mL HCl标准溶液时，反应后溶质为氯化铵，溶液中存在电荷守恒式为：c(NH4＋)＋c(H＋)＝c(Cl-)＋c(OH-)，C项正确；D项，滴定时先仰视后俯视，开始读数偏大，后面读数偏小，所测的盐酸总体积小于实际体积，所测的待测液的浓度偏低，D项错误；故选C。 2．(2026·全国理综卷，7)采用0.1000mol·L-1 HCl标准溶液滴定20.00mLNa2CO3和NaHCO3的混合溶液，滴定曲线如图所示。已知10-0.86=0.14。 下列叙述正确的是( ) A．初始混合溶液中，c(Na2CO3)：c(NaHCO3)=1：2 B．H2CO3的一级电离常数Ka1=4.2×10-5 C．V(HCl)=20.00mL时，混合溶液中cNa＋)＞cCl-)＞c(HCO3-) D．滴定过程中应依次使用指示剂甲基橙、酚酞 【答案】C 【解析】第一步，盐酸中的H+先和CO32-发生反应H++CO32-=HCO3-，对应第一个滴定突跃点V(HCl)=10.00mL，说明原溶液中，CO32-全部转化为HCO3-；第二步，H+继续和HCO3-发生反应HCO3-+H+=H2CO3，对应第二个滴定突跃点V(HCl)=25.00mL，该步消耗盐酸体积为，总，因此原溶液中。A项，混合溶液中，同体积下浓度比等于物质的量之比，由分析可知，c(Na2CO3)：c(NaHCO3)=0.001：0.0005=2：1，A错误；B项，第二个突跃点处，CO32-和HCO3-全部转化为H2CO3；不考虑H2CO3本身电离时，溶液中含碳微粒满足关系；溶液体积为；故；忽略微弱的二级电离，且由第二个突跃点处pH=3.93可知，碳酸电离满足，则由电离常数的定义可知，；B错误；C项，原溶液中；V(HCl)=20.00mL时，加入的n(HCl)=0.002mol，因此cNa＋)＞cCl-)；第一步反应已完全，消耗0.001molHCl，剩余的0.001molHCl能与0.001 mol HCO3-反应，HCO3-剩余约0.0005 mol，因此cCl-)＞c(HCO3-)，离子浓度顺序为cNa＋)＞cCl-)＞c(HCO3-)，C正确；D项，第一步滴定产物为HCO3-，溶液呈弱碱性，应选变色范围为碱性的酚酞作指示剂；第二步滴定产物为H2CO3，溶液呈弱酸性，应选变色范围为酸性的甲基橙作指示剂；因此应该先用酚酞，再用甲基橙，D错误；故选C。 【避错攻略】 (1)强碱滴定一元弱酸——抓“五点” 室温下，向20 mL 0.1 mol·L－1 HA溶液中逐滴加入0.1 mol·L－1 NaOH溶液，溶液pH的变化如图所示 关键点分析 溶液中溶质成分及粒子浓度大小关系 抓反应的“起始”点，即A点，判断酸、碱的相对强弱 溶质为HA，0.1mol·L－1 HA溶液的pH>1，故HA为弱酸 粒子浓度大小关系：c(HA)＞c(H＋)＞c(A－)＞c(OH－) 抓反应的“一半”点，即B点，判断是哪种溶质的等量混合 溶质是等物质的量的HA和NaA，且pH<7 粒子浓度大小关系：c(A－)＞c(Na＋)＞c(HA)＞c(H＋)＞c(OH－) 抓溶液的“中性”点，即C点，判断溶液中溶质的成分及哪种物质过量或不足 溶质是NaA和少量的HA，pH=7 粒子浓度大小关系：c(Na＋)＝c(A－)＞c(H＋)＝c(OH－) 抓“恰好”反应点，即D点，判断生成的溶质成分及溶液的酸碱性 溶质是NaA，pH>7 粒子浓度大小关系：c(Na＋)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H＋) 抓反应的“过量”点，即E点，判断溶液中的溶质，判断哪种物质过量 溶质是等物质的量的NaA和NaOH，pH>7 粒子浓度大小关系：c(Na＋)＞c(OH－)＞c(A－)＞c(H＋) (2)多组反应图像 ①强碱滴定一元强酸、一元弱酸 氢氧化钠滴定等浓度等体积的盐酸、醋酸的滴定曲线 ①曲线起点不同：强碱滴定强酸、弱酸的曲线，强酸起点低 ②突跃点变化范围不同：强碱与强酸反应的突跃点变化范围大于强碱与弱酸反应 ③室温下pH＝7不一定是终点：强碱与强酸反应时，终点是pH＝7；强碱与弱酸反应时，终点不是pH＝7而是pH>7 ②强酸滴定一元强碱、一元弱碱 盐酸滴定等浓度等体积的氢氧化钠、氨水的滴定曲线 ①曲线起点不同：强酸滴定强碱、弱碱的曲线，强碱起点高 ②突跃点变化范围不同：强酸与强碱反应的突跃点变化范围大于强酸与弱碱反应 ③室温下pH＝7不一定是终点：强酸与强碱反应时，终点是pH＝7；强酸与弱碱反应时，终点不是pH＝7而是pH<7) 易错点06 没有理解盐类水解的本质特征 【错因辨析】 (1)误认为酸式盐一定呈酸性。如NaHSO4、NaHSO3、NaH2PO4溶液均呈酸性，但NaHCO3、NaHS溶液均呈碱性。 (2)误认为能够发生水解的盐溶液一定呈酸性或碱性，但其实是与弱离子的水解程度有关。如CH3COONH4为弱酸弱碱盐，发生水解，但溶液呈中性。 (3)误认为水解平衡正向移动，离子的水解程度一定增大。如向FeCl3溶液中加入少量FeCl3固体，平衡向水解方向移动，但Fe3+的水解程度减小。 (4)误认为弱酸强碱盐都因水解而显碱性。如NaHSO3因HSO3-的电离能力大于其水解能力，所以NaHSO3溶液显酸性。 (5)由于加热可促进盐类水解，错误地认为可水解的盐溶液在蒸干后都得不到原溶质。对于水解程度不是很大、水解产物不能脱离平衡体系的情况[如Al2(SO4)3、Na2CO3溶液]来说，溶液蒸干仍得原溶质。 【对点训练】 1．吡啶()是一种有机弱碱，可与盐酸反应生成C5H5NHCl。下列叙述正确的是( ) A．0.01mol·L-1C5H5NHCl水溶液的pH=2 B．0.01mol·L-1C5H5NHCl水溶液加水稀释，pH升高 C．C5H5NHCl水溶液中：c(C5H5NH+)+ c(H+)=c(Cl－) D．25℃时，pH=11吡啶溶液与盐酸等体积混合，溶液显中性 【答案】B 【解析】吡啶(C5H5N)为一元有机弱碱，其盐酸盐C5H5NHCl属于强酸弱碱盐，阳离子C5H5NH+发生水解使溶液显酸性：C5H5NH++H2OC5H5N+H3O+。A项，C5H5NH+为弱碱阳离子，水解程度微弱，无法完全电离出H+，因此0.01 mol/L溶液中cH＋)＜＜0.01mol·L-1，pH>2，A错误；B项，加水稀释时，水解平衡虽正向移动、H+物质的量增加，但溶液体积增大的影响占主导，最终cH＋)减小，溶液酸性减弱，pH升高，B正确；C项，由电荷守恒可得c(C5H5NH+)+ c(H)=c(Cl－)+c(OH―)；由物料守恒可得c(C5H5NH+)+ c(C5H5N)=c(Cl－)。选项等式不符合任一守恒关系，C错误；D项，吡啶为弱碱，仅部分电离，pH=11的吡啶溶液溶质浓度远大于10−3mol/L；pH=3的盐酸中HCl浓度为10−3mol/L。等体积混合后吡啶大量过量，溶液显碱性，D错误；故选B。 2．利用下图装置进行“反应条件对 FeCl3水解平衡的影响实验”。 装置 操作与现象 ①加热a至溶液沸腾，呈红褐色；用试纸检验b中溶液，试纸显中性 ②持续加热一段时间，取b中溶液，用试纸检验，试纸变红；用溶液检验，溶液变浅红 下列说法不正确的是( ) A．①中溶液呈红褐色，推测是由于温度升高促进了Fe3＋的水解 B．常温下， FeCl3水解产生的HCl在溶液中以H3O+、Cl-形式存在 C．以上现象说明HCl挥发促进了 FeCl3＋3H2OFe(OH)3＋3HCl正向移动 D．根据上述现象，说明不宜用蒸干 FeCl3溶液的方法制备 FeCl3固体 【答案】C 【解析】 FeCl3溶液中Fe3+会发生水解，反应为：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋，水解为吸热反应，因此升高温度会影响Fe3+的水解平衡。A．加热 FeCl3溶液至沸腾，即升高温度促进Fe3+水解平衡正向移动，从而形成氢氧化铁胶体，氢氧化铁胶体呈红褐色，①中溶液呈红褐色，可以推测是由于温度升高促进了Fe3+的水解，故A正确；B．常温下， FeCl3溶液中Fe3+会发生水解，反应为： FeCl3＋3H2OFe(OH)3＋3HCl，因此水解的产物有HCl，HCl在水中完全电离成H3O+、Cl-，故B正确；C．HCl为水解产物，实验①、②均说明HCl挥发后进入了b中，但是无法证明HCl挥发促进了 FeCl3＋3H2OFe(OH)3＋3HCl正向移动，故C错误；D．蒸干 FeCl3溶液会使其彻底水解生成氢氧化铁沉淀，无法制备 FeCl3固体，故D正确；故选C。 【避错攻略】 (1)盐类的水解平衡的移动与其他平衡移动一样遵循勒夏特列原理。 (2)盐类水解易受温度、浓度、溶液的酸碱性等因素的影响，以FeCl3水解为例，当改变条件如升温、通入HCl气体、加H2O、加铁粉、加NaHCO3等时，应从平衡移动方向、pH的变化、水解程度、现象等方面归纳总结，加以分析掌握。 (3)当向NH4NO3溶液中通入NH3时，要考虑NH3·H2O 浓度的增大对NH水解产生抑制，同时NH的存在对NH3·H2O 的电离也产生抑制。不要错误地认为NH3·H2O电离产生OH－，与NH水解产生的H＋反应从而相互促进，因为NH、NH3·H2O是主要溶质，它们的存在对平衡产生影响，至于它们水解、电离产生的离子浓度很小，不予考虑，这就要求分析时抓住主要矛盾。 (4)稀溶液中，盐的浓度越小，水解程度越大，但由于溶液体积的增大是主要的，故水解产生的H＋或OH－的浓度是减小的，则溶液酸性(或碱性)越弱。 易错点07 不能正确理解Ksp及应用 【错因辨析】 (1)误认为沉淀溶解平衡右移，Ksp一定增大。Ksp与其他化学平衡常数一样，只与难溶电解质的性质和温度有关，而与沉淀的量和溶液中离子浓度的变化无关。 (2)误认为沉淀溶解平衡右移，溶解度一定变大。溶解度表示的是100 g溶剂中所能溶解溶质的质量，溶解度受温度和同离子效应的影响，若是加水使沉淀溶解平衡右移，溶解度不变。 (3)误认为只要Ksp越大，其溶解度就会越大。Ksp还与难溶电解质类型有关，只有同类型的难溶物的Ksp大小可用于比较其溶解度大小。 (4)误认为Ksp小的难溶电解质不能转化为Ksp大的难溶电解质，只能实现Ksp大的难溶电解质向Ksp小的难溶电解质转化。实际上当两种难溶电解质的Ksp相差不是很大时，通过调节某种离子的浓度，可实现由Ksp小的难溶电解质向Ksp大的难溶电解质转化。 【对点训练】 1．室温下，用过量0.5 mol·L-1 Na2CO3溶液浸泡CaSO4粉末，一段时间后过滤，向滤渣中加稀醋酸，产生气泡。[化学上通常认为当溶液中剩余的离子浓度小于1×10-5 mol·L-1时，沉淀就达完全。已知：Ksp(CaSO4)=5.0×10-5，Ksp(CaCO3)=3.0×10-9。]下列说法正确的是(　　)。 A．浸泡后CaSO4未完全转化为CaCO3 B．0.5 mol·L-1 Na2CO3溶液中存在：c(OH-)=c(H+)+c(HC)+c(H2CO3) C．反应CaSO4+CCaCO3+S正向进行，需满足>×104 D．过滤后所得清液中一定存在：c(Ca2+)= 且c(Ca2+)< 【答案】D 【解析】用过量0.5 mol·L-1Na2CO3溶液浸泡CaSO4粉末，则浸泡后c(Ca2+)== mol·L-1=6×10-9 mol·L-1<1×10-5 mol·L-1，可以认为浸泡后CaSO4完全转化为CaCO3，A项错误；由质子守恒可知，0.5 mol·L-1 Na2CO3溶液中存在：c(OH-)=c(H+)+c(HC)+2c(H2CO3)，B项错误；CaSO4+CCaCO3+S的K====×104，反应正向进行，需满足<×104，C项错误；过滤后所得清液为碳酸钙的饱和溶液，存在：c(Ca2+)==6×10-9 mol·L-1，c(S)==×104 mol·L-1，数值太大，与事实不符，故存在c(Ca2+)<，D项正确。 2．椰子蟹具有异常坚硬的甲壳，这归功于其摄入的椰子中的月桂酸(C11H23COOH)，月桂酸在蟹壳表面的角质层中形成难溶的月桂酸磷酸钙，存在如下平衡：Ca3PO4(OOCC11H23)3(s)3Ca2+(aq)+P (aq)+3C11H23COO-(aq)　Ksp=7.3×10-35。已知CaCO3的Ksp=2.8×10-9，≈0.52。下列说法不正确的是(　　) A．椰子蟹摄入月桂酸含量较高的椰肉有助于形成更加坚硬的甲壳 B．弱碱性的海水可以保护椰子蟹外壳，使其不易被腐蚀 C．将少量月桂酸磷酸钙投入适量1 mol·L-1碳酸钠溶液中，可实现其与碳酸钙的转化 D．海水中CO2的浓度升高，会腐蚀椰子蟹的外壳，使月桂酸磷酸钙的Ksp增大 【答案】D 【解析】由题干可知，月桂酸有利于促进形成难溶的月桂酸磷酸钙，故椰子蟹摄入月桂酸含量较高的椰肉有助于形成更加坚硬的甲壳，A项正确；弱碱性的海水利于月桂酸形成月桂酸根离子，使得Ca3PO4(OOCC11H23)3(s)3Ca2+(aq)+P(aq)+3C11H23COO-(aq)的平衡逆向移动，有利于保护椰子蟹外壳，使其不易被腐蚀，B项正确；将少量月桂酸磷酸钙投入适量1 mol·L-1碳酸钠溶液中，Q(CaCO3)=c(Ca2+)·c(C)=3××10-5×1=1.56×10-5>Ksp(CaCO3)，可以实现其与碳酸钙的转化，C项正确；海水中CO2的浓度升高，溶液酸性增强，使得月桂酸根离子转化为月桂酸，促使Ca3PO4(OOCC11H23)3(s)3Ca2+(aq)+P(aq)+3C11H23COO-(aq)的平衡正向移动，但不会使Ksp增大，Ksp只与温度有关，D项错误。 【避错攻略】 (1)Ksp只受温度影响，与其他外界条件无关。绝大多数难溶电解质的溶解是吸热过程，升高温度，平衡向溶解方向移动，Ksp增大，但Ca(OH)2相反。 (2)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，平衡向溶解方向移动，但Ksp不变。 (3)当难溶电解质化学式所表示的组成中阴、阳离子个数比相同时，Ksp越小，则难溶电解质在水中的溶解能力就越弱；如果组成中阴、阳离子个数比不同，Ksp不能用于直接判断溶解能力的强弱。 (4)一般说来，溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现，但溶解度小的沉淀转化成溶解度稍大的沉淀在一定条件下也能实现。 (5)对于任何一种难溶物而言，是否可以生成沉淀，需要通过判断Q与Ksp的相对大小，只有当Q＞Ksp时才会生成沉淀。 (6)当难溶物的组成形式相同时，才可以根据Ksp的大小判断沉淀的生成顺序，Ksp小的先沉淀。 (7)当两种离子浓度相差很大的时候，滴入相同的离子，只要Q＞Ksp就能生成沉淀，所以Ksp大的也可能先生成沉淀。 易错点08 不能正确分析分布曲线 【错因辨析】 曲线误读：错误识别曲线对应的物种，尤其是当曲线密集时。 分布系数图像[说明：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] 一元弱酸(以CH3COOH为例) 二元酸(以草酸H2C2O4为例) δ0为CH3COOH分布系数，δ1为CH3COO－分布系数 δ0为H2C2O4分布系数、 δ1为HC2O分布系数、 δ2为C2O分布系数 随着pH增大，溶质分子浓度不断减小，离子浓度逐渐增大，酸根离子增多。根据分布系数可以书写一定pH时所发生反应的离子方程式 同一pH条件下可以存在多种溶质微粒。根据在一定pH的微粒分布系数和酸的分析浓度，就可以计算各成分在该pH时的平衡浓度 【对点训练】 1．(2025·天津卷，12)苹果酸是二元弱酸，以H2A表示，常用于制造药物、糖果等。25℃时，溶液中H2A、HA-和A2-的分布系数δ(x)随溶液pH变化如图。 例如：A2-的分布系数 该温度下，下列说法错误的是( ) A．曲线①是H2A的分布系数曲线 B．H2A的Ka1=10-3.46 C．反应H2A+A2-2HA-的平衡常数Ka=10-1.59 D．pH=6时，溶液中粒子浓度的大小关系为c(A2－)＞c(HA-)＞c(H2A) 【答案】C 【解析】H2A存在电离平衡：H2AH++HA-，HA-H++A2-，随pH升高，H2A的分布系数减小，为曲线①，HA-的分布系数先增大后减小，为曲线②，A2-的分布系数增大，为曲线③；根据图示，pH=3.46时，c(HA-)=c(H2A)时，，同理：。A项，由分析可知，随着pH升高，H2A的分布系数逐渐减小，故①为H2A的分布系数曲线，A正确；B．由分析可知，pH=3.46时，δ(H2A)= δ(HA-)，即c(HA-)=c(H2A)，，B正确；C．反应H2A+A2-2HA-的平衡常数，C错误；D．pH=6时，由图像可知，A2-分布系数大于HA-，H2A分布系数极小，故c(A2－)＞c(HA-)＞c(H2A)，D正确；故选C。 2．(2026·陕晋青宁卷，14)二氧化碳、碳酸及其盐在自然界的迁移转化，是环境中碳循环的重要部分。常温下，H2CO3溶液中各含碳物种的分布系数δ与的变化关系如图 [比如：]，CaCO3的Ksp=10-8.48。将足量CaCO3(s)置于纯水中得到饱和溶液。下列说法正确的是( ) A．M点的pH为5.66 B．CaCO3(s)在纯水中的溶解度为10-4.24mol·L-1 C．该CaCO3饱和溶液中，c(Ca2+)＞c( HCO3-)＞c(CO32--) D．反应CaCO3(s)+H2CO3 Ca2++2HCO3-的平衡常数为10-4.50 【答案】C 【解析】低pOH(高pH，碱性环境)时，虚线占主导，因此虚线代表CO32--，中间区域实线占主导，代表 HCO3-，高pOH(低pH，酸性环境)时，点线占主导，代表 H2CO3；计算电离常数： 当pOH=3.67时，实线与虚线相交，即cCO32-=cHCO3-。此时pH=14-3.67=10.33，碳酸的二级电离常数，同理当pOH=7.65时，cHCO3-=cH2CO3，求得碳酸的一级电离常数。A项，M点是点线和虚线的交点，即cHCO3-＋2cH2CO3 cCO32-=cH2CO3。 根据，当两浓度相等时，，所以，即pH=8.34，A错误； B项，若不考虑CO32--水解，溶解度s满足，得；但实际上CO32--会水解为 HCO3-、H2CO3，因此溶解度大于，B错误； C项，根据物料守恒，，故c(Ca2+)最大；，可得①pc(CO32--)-pc( HCO3-)=pKa2-pH=10.33-pH；Ksp=10-8.48，c(CO32--)≈c(Ca2+)，则pc(CO32--)==4.24；Kh1=，c( HCO3-)≈c(OH-)，2pOH=pKh1+pc(CO32--)=3.67+4.24>3.67×2，pOH>3.67，pH<10.33。代入①得pc(CO32--)>pc( HCO3-)，则c(CO32--)<c( HCO3-)，C正确；D项，平衡常数，代入Ksp=10-8.48、K1=10-6.35、K2=10-10.33，得K=10-4.50，不是104.50，D错误；故选C。 【避错攻略】 “四步骤”突破多曲线图象题 (1)明确横、纵坐标的含义。一般情况下，横坐标为pH，纵坐标各组分浓度随pH的变化趋势。 (2)抓主关键点。重视起点、终点和交点对应的pH，特别要关注交点，交点处微粒浓度相同，可用此特殊关系计算电离常数或水解平衡常数。 (3)理解最高点和最低点对应的pH和各组分存在的pH范围。 (4)联系电离平衡、水解平衡的规律及电荷守恒、物料守恒的关系分析判断。 易错点09 不能正确分析对数图象 【错因辨析】 电荷守恒漏掉某些离子。对数计算失误，如lg10-3=-3误为3等。 【对点训练】 1．(2025·重庆卷，14)Cr(OH)3是两性氢氧化物，其沉淀分离的关键是控制溶液pH。25 ℃时，某溶液中c(Cr 3+)与c([Cr(OH)4]-)的总和为c。- lg c随pH的变化关系如图所示(忽略体积变化)。 已知：Cr(OH)3(s)Cr 3+(aq)+3OH-(aq) Ksp Cr(OH)3(s)+OH-(aq)[Cr(OH)4]- K=10-0.4 下列叙述正确是( ) A．由M点可以计算Ksp=10-30.2 B．Cr 3+恰好沉淀完全时pH为6.7 C．P点沉淀质量小于Q点沉淀质量 D．随pH增大先减小后增大 【答案】A 【解析】c(Cr 3+)与c([Cr(OH)4]-)的总和为c，随着pH增大，发生反应：Cr 3+(aq)+3OH-(aq) Cr(OH)3(s)，含铬微粒总浓度下降，随着pH继续增大，发生反应：r(OH)3(s)+OH-(aq)[Cr(OH)4]-含铬微粒总浓度上升。A项，M点时，，，，几乎可以忽略不计，含Cr微粒主要为Cr 3+，，A正确；B项，Cr 3+恰好完全沉淀时，，由Ksp数据计算可知，，Cr 3+恰好完全沉淀pH最小值5.6，B错误；C项，P和Q点溶液中含Cr微粒总和相等，生成的Cr(OH)3(s)质量相等，则P点沉淀质量等于Q点沉淀质量，C错误；D项，随着pH的增大，c(Cr 3+)减小，而c([Cr(OH)4]-)增大，比值减小，D错误；故选A。 2．(2026·黑吉辽蒙卷，15)室温下，0.10mol·L-1醋酸铜(CuAc2，表示CH3COO-)溶液中CuAc2、CuAc+、Cu2+和HAc的pX-pH曲线如图。保持体系中Cu元素总物质的量、C元素总物质的量和溶液体积不变，忽略除氢氧化铜以外的其他含铜难溶物。下列说法错误的是( ) A．Ⅰ为CuAc+的变化曲线 B．室温下，K=10-2.60 C．室温下， D．点： 【答案】C 【解析】初始状态分析：溶液为0.10mol/L的CuAc2。体系中c(Cu)= 0.10mol/L，总(Ac)= 0.20mol/L；低pH值(酸性较强)时：Ac-主要与H+结合形成HAc，因此HAc的浓度最大，接近0.20 mol/L。此时pX=-lg(0.20)≈0.7；观察图像，曲线Ⅲ的起点约为0.7，因此Ⅲ为HAc的曲线。由于Ac-浓度极低，铜元素主要以游离的Cu2+形式存在，其浓度略小于0.10 mol/L。此时pX=-lg(0.10)=1.0。观察图像，曲线Ⅱ的起点约为1.1(略大于1.0代表)，因此Ⅱ为Cu2+的曲线。剩下的曲线Ⅰ代表CuAc+的曲线。A项，由分析可知，Ⅰ为CuAc+的变化曲线，A正确；B项，题中反应的，当pH=3.46时，由Ⅰ和Ⅱ相交可知，此时，且由M点坐标可知，，代入平衡常数表达式：，B正确；C项，根据P点坐标，此时pH=5.75，，反应的平衡常数，代入数据得到：，故，，C错误；D项，根据题意，C元素总物质的量不变，即总醋酸根(含各种形态)的浓度保持为0.20 mol/L，存在物料守恒： ，对于HAc的电离平衡常数：，变形得，代入题干原式，得到原式=，将物料守恒式代入得到：原式=，Q点存在，由于，故原式=＜0.2mol·L-1，D正确；故选C。 【避错攻略】 (1)对数图像的解题策略 ①先确定图像的类型是对数图像还是负对数图像 ②再弄清楚图像中横坐标和纵坐标的含义，是浓度对数还是比值对数 ③抓住图像中特殊点：如pH＝7，lg x＝0，交叉点 ④理清图像中曲线的变化趋势及含义，根据含义判断线上、线下的点所表示的意义 ⑤将图像中数据或曲线的变化与所学知识对接，作出选项的正误判断 (2)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 AG=lg H+与OH－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=—lg c(H+) H+浓度的常用负对数 　pH越大，c(H+)越小，溶液的碱性越强 pC=—lg c(C) C离子浓度的常用负对数 　pC越大，c(C)越小 —lg 生成物与反应物离子浓度比的常用负对数 —lg越大，反应向正反应方向进行的程度越小 易错点10 不能正确分析沉淀溶解图象 【错因辨析】 (1)离子积曲线(如BaSO₄溶解平衡)‌ 混淆曲线上方、下方和曲线本身的含义。曲线上方是过饱和溶液(有沉淀析出)，下方是不饱和溶液(无沉淀)，曲线上则是饱和状态(Q=Ksp)。 (2)阴、阳离子浓度～温度双曲线图‌ 忽略温度对溶解平衡的影响。多数沉淀溶解是吸热过程，升温平衡右移，溶解度增大(如AgCl)。 (3)沉淀滴定曲线 混淆滴定终点与沉淀完全生成的点。滴定终点是恰好完全沉淀(如Ag⁺+Cl⁻→AgCl↓)，此时c(Ag⁺)=c(Cl⁻)(若Ksp已知)。 不同温度下水溶液中c(H＋)与c(OH－)的变化曲线 常温下，CaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲线[Ksp＝9×10－6] ①A、C、B三点均为中性，温度依次升高，KW依次增大 ②D点为酸性溶液，E点为碱性溶液，KW＝1×10－14 ③AB直线的左上方均为碱性溶液，任意一点：c(H＋)＜c(OH－) ①a、c点在曲线上，a→c的变化为增大c(SO)，如加入Na2SO4固体，但Ksp不变 ②b点在曲线的上方，Qc＞Ksp，将会有沉淀生成 ③d点在曲线的下方，Qc＜Ksp，则为不饱和溶液，还能继续溶解CaSO4 【对点训练】 1．(2025·广西卷，14)常温下，用0.1000mol·L-1NaOH溶液以相同滴速分别滴定下列两种等体积溶液： I．硫酸酸化的0.02mol·L-1 FeSO4溶液 Ⅱ．盐酸酸化的0.02mol·L-1 FeCl3溶液 随滴定时间变化的滴定曲线如图。已知：Ksp[Fe(OH)2]=10－16.3，Ksp[Fe(OH)3]=10－38.6；溶液中某离子的浓度≤10-5mol·L-1时，可认为该离子沉淀完全。下列说法错误的是( ) A．d点水电离的c(H＋)＞10-12.5mol·L-1 B．Ⅱ中Fe3+恰好完全沉淀的点为f点 C．I中出现沉淀时的低于理论值，说明Fe2+被氧化 D．g点的c(Fe3+)大于i点的c(Fe3+) 【答案】D 【解析】由Ksp[Fe(OH)2]=10－16.3，Ksp[Fe(OH)3]=10－38.6知，Fe2+完全沉淀时，加入的氢氧化钠量更少，Fe3+完全沉淀时，加入的氢氧化钠更多，所需要的时间更长，故defg曲线为滴定盐酸酸化的0.02mol·L-1FeCl3溶液曲线，hi曲线为滴定硫酸酸化的0.02 mol⋅L -1FeSO4溶液的曲线。A项，由图可知，d点为盐酸酸化的0.02mol·L-1FeCl3溶液，pH=1.50，溶液中c(H＋)=10-1.5mol·L-1，c(OH-)=10-12.5mol·L-1，溶液中有部分Fe3+会水解消耗部分水电离出的OH-，故d点水电离的c(H＋)＞10-12.5mol·L-1，故A正确；B项，Ⅱ中Fe3+完全沉淀时c(Fe3+)=10-5mol·L-1，由得==10-11.2mol·L-1，pH=14-11.2=2.80，f点pH=2.80，恰好为Fe3+完全沉淀点，B正确；C项，Ⅰ中Fe2+理论开始沉淀时，=，则 pH≈14-7.3=6.7，若实际沉淀pH低于此值，说明存在更易沉淀的Fe3+，即Fe2+被氧化为Fe3+，C正确；D项，由图可知，g点和i点溶液中铁离子均完全沉淀，均达到沉淀溶解平衡，由知，c(OH-)越大，c(Fe3+)越小，g点和i点的pH相同，则g点的c(Fe3+)等于i点的c(Fe3+)， D错误；故选D。 2．(2026·云南卷，14)常温下，1 L水溶液中Cu2+和C2O42-的初始浓度分别为0.1mol·L-1和0.2mol·L-1，达到溶解平衡时(Ksp(CuC2O4)=10－9.35，pM与pH的关系如图()，M代表Cu2+、C2O42-、CuC2O4 (aq)和[Cu(C2O4)2]2-)。 已知：CuC2O4(s)CuC2O4 (aq) K1 Cu2+(aq)+C2O42-(aq)CuC2O4 (aq)，K2 Cu2+(aq)+2C2O42-(aq)[Cu(C2O4)2]2-(aq)，K3=108.5 下列说法正确的是( ) A．曲线Ⅰ是[Cu(C2O4)2]2-的变化曲线 B． CuC2O4 (aq)+C2O42-(aq)[Cu(C2O4)2]2-(aq)，K=102.34 C．溶液中， CuC2O4 (aq)的浓度为10-3.3mol·L-1 D．pH=4， 【答案】B 【解析】，根据，两式联立得到，两边取负对数得到：，这意味着[Cu(C2O4)2]2- 的pM值与C2O42-的pM值始终平行，且[Cu(C2O4)2]2- 在上，故Ⅰ代表C2O42-，Ⅱ代表[Cu(C2O4)2]2- ，根据，为了维持Ksp恒定，Cu2+的pM与Ⅰ呈反比，因此上升的曲线Ⅳ代表Cu2+，根据反应①：CuC2O4(s)CuC2O4 (aq)，K1是定值，故c(CuC2O4)不变，线Ⅲ代表CuC2O4。A项，由分析可知，曲线Ⅱ代表[Cu(C2O4)2]2-，A错误；B项，该反应的平衡常数，由分析推导可知，代入平衡常数表达式得到，观察图中pH= 2.87 时的点，该点位于曲线Ⅰ上，说明此时，pH= 2.87 时的点向上延伸，与Ⅲ的交点处：，此时，代入平衡常数表达式得到：，B正确；C项，由B项分析可知，并保持不变(或由Ⅰ线pH=0.15时，，，即曲线Ⅳ与Ⅲ的相交时，pH=0.15)，故CuC2O4 (aq)的浓度为，C错误；D项，对溶液中物种做物料守恒：总草酸根(溶液中)：；总铜(溶液中)：(注：两种以固体形式存在的CuC2O4(s)只是为了列物料守恒)，将两式整理得到，，这是一个等式，D错误；故选B。 【避错攻略】 1．解沉淀溶解平衡图像题的三步骤 第一步：明确图像中纵、横坐标的含义 纵、横坐标通常是难溶物溶解后电离出的离子浓度。 第二步：理解图像中线上点、线外点的含义 (1)以氯化银为例，在该沉淀溶解平衡图像上，曲线上任意一点都达到了沉淀溶解平衡状态，此时Q=Ksp。在温度不变时，无论改变哪种离子的浓度，另一种离子的浓度只能在曲线上变化，不会出现在曲线以外。 (2)曲线上方区域的点均为过饱和溶液，此时Q>Ksp。 (3)曲线下方区域的点均为不饱和溶液，此时Q<Ksp。 第三步：抓住Ksp的特点，结合选项分析判断 (1)溶液在恒温蒸发时，离子浓度的变化分两种情况。 ①原溶液不饱和时，离子浓度都增大； ②原溶液饱和时，离子浓度都不变。 (2)溶度积常数只是温度的函数，与溶液中溶质的离子浓度无关，在同一曲线上的点，溶度积常数相同。 易错点11 不能正确分析离子配位平衡图象 【错因辨析】 质量守恒未考虑所有含L的物种；平衡常数混淆：将形成常数与解离常数混淆；逐级常数与总常数使用错误。 【对点训练】 1．(2026·河南卷，14，3分)常温下，向1.00L0.101mol·L-1Na2H2Y溶液中加入1.00×10-3molBaSO4固体，并调节溶液的(忽略溶液体积变化)。已知Ba2+与Y4-可生成配离子[BaY]2-，Ba2++Y4-[BaY]2-的K=107.80，Ksp(BaSO4)=1.0×10－10。lgR与pH的变化关系如图所示，代表、或，其中，。 下列说法正确的是( ) A．pH = 7.00 时，c(H2Y2-)＞c(HY3-) B．M点的纵坐标为-4.10 C．pH = 6.50时，BaSO4完全溶解 D．H3Y- +H2O H2Y2-+OH- 的Kh=10-5.79 【答案】B 【解析】题目中涉及的化学反应和平衡关系：H6Y2+的逐级电离： H6Y2+ H++H5Y+ K1 H5Y+ H++H4Y K2 H4Y H++H3Y- K3 H3Y- H++H2Y2- K3 H2Y2- H++HY3- K4 HY3- H++Y4+ K6 随 pH 增大，δ(Y4-)增大，故随 pH 增大而增大的曲线代表Y4-，，斜率为-1，，这是一条斜率为-2的直线，由此可知， (6.16， 0) 的线代表，， (8.21， 0)的线代表，则，。A项，根据 K5 = 10-6.16，当 pH = 7.00 时：，因此c(H2Y2-) < c(HY3-)，A 错误；B项，M为lg[]与lg[]的交叉点，说明lg[]=lg[]，即，pH=10.26，代入任意方程，求纵坐标：，B 正确；C项，加入1.00×10-3molBaSO4固体，若完全溶解在1.00L溶液中，需要消耗一部分Y4-形成配合物，c(SO42-) = 1.00 × 10-3 mol·L-1；由于0.101 mol/L远大于1.00 × 10-3 mol·L-1，Y总浓度基本不变，近似为0.100 mol/L ，在pH=6.50时计算Y4-的浓度：，据= ，未配位体系主要是H2Y2-、HY3-，此时，若BaSO4能够完全溶解，绝大部分Ba都会形成[BaY]2-，故。根据配合物平衡常数逆推此时溶液中游离的Ba2+浓度：，代入数据计算：，此时，说明 BaSO4达到了沉淀溶解平衡状态，无法继续溶解，即未能完全溶解，C错误；D项，该反应的，D错误；故选B。 2．(2026·湖北卷，15，3分)某溶液含有初始浓度为2.5×10-3mol·L-1Zn2+和5.0×10-3mol·L-1配体酸HL。溶液中的部分物种分布系数随变化如图所示，除了Zn2+、ZnL2外不考虑其他含Zn物种。已知25℃ 时，HL电离常数的，。下列说法错误的是( ) A．pH=2.10时，溶液中有ZnL2生成 B．pH=3.25时， C．Zn2++2L-ZnL2平衡常数的lgK=17.34 D．c点对应的溶液中， 【答案】D 【解析】pH较低时，未发生反应，δ(HL)=1、δ(Zn2+)=1，随着pH升高，发生络合反应：Zn2++2HLZnL2+2H+，δ(ZnL2)从0开始上升。A项，从图像中可以看出，在pH=2.10之后，代表ZnL2的平衡曲线就已经离开横轴(分布系数大于0)，说明在pH=2.10时，已经有络合产物有ZnL2生成，A正确； B项，pH=3.25时，HL的δ=0.5，故；此时消耗HL的物质的量为2.5×10-3mol·L-1，生成；由HL电离常数，得； 因此浓度顺序为，B正确；C项，反应Zn2++2L-ZnL2的平衡常数； pH=3.25时，c(Zn2+)=c(ZnL2)，约去后得； 由B项知，则，因此，C正确；D项，c点δ(HL)=δ(ZnL2)即c(HL)=c(ZnL2)，根据物料守恒： 总L：， 总Zn：，两边乘2得： 联立两式消去相同项得：，代入c(HL)=c(ZnL2)得： ，D错误；故选D。 【避错攻略】 (1)明确金属离子、配体、可能涉及的酸碱反应，理解分布系数定义； (2)识别每条曲线代表的物种(注意图例或上下文提示)； (3)从分布曲线中提取关键信息(交点、极值点、趋势)，图中出现的交点对应物种浓度相等，极值点对应物种分布系数最大，用于计算平衡常数。 学科网(北京)股份有限公司1 / 10 学科网（北京）股份有限公司 $ 第三章 水溶液中的离子反应与平衡 第一节 电离平衡 一、强电解质和弱电解质的比较 强电解质 弱电解质 概念 在水溶液中能________的电解质 在水溶液中只能________的电解质 电离程度 几乎________ 只有________ 电离过程 不可逆过程，无电离平衡 可逆过程，存在电离平衡 溶液中的粒子种类 只有电离出的________________，不存在电解质分子 既有电离出的______________，又有________ 化合物类别 绝大多数盐：如NaCl、BaSO4等；强酸：如H2SO4、HCl、HClO4等；强碱：如Ba(OH)2、Ca(OH)2等 弱酸：如H2CO3、CH3COOH等；弱碱：如NH3·H2O、Cu(OH)2等；水 电离方程式 H2SO4===2H＋＋SO NaHCO3===Na＋＋HCO HAH＋＋A－ BOHB＋＋OH－ 二、一元强酸和一元弱酸的比较 1．相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较项 目酸　　 c(H＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 ____ ____ ________ ________ ________ ________ ________ 一元弱酸 ____ ____ ________ 2．相同体积、相同c(H＋)的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较项目 酸 c(H＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 ____ ____ ________ ________ ________ 三、影响电离平衡的因素 1．电离度。弱电解质电离程度的大小是由____________________决定的。 2．外界条件对弱电解质的电离平衡的影响 (1)温度：弱电解质的电离一般是________过程，升高温度使电离平衡向电离的方向移动，电离程度________。 (2)浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越____，离子相互碰撞结合为分子的几率越小，电离程度越____。 (3)加入某种强电解质 ①加入与弱电解质电离出的离子相同的离子，电离平衡向____移动，电离程度________。 ②加入与弱电解质电离出的离子反应的离子，电离平衡向____移动，电离程度________。 以CH3COOHCH3COO－＋H＋为例： 条件改变 平衡移动 电离程度 n(H＋) c(H＋) 导电能力 加水 ________ ________ ________ ________ ________ 升温 ________ ________ ________ ________ ________ 加醋酸钠(s) ________ ________ ________ ________ ________ 通HCl(g) ________ ________ ________ ________ ________ 加NaOH(s) ________ ________ ________ ________ ________ 四、电离平衡常数 1．概念 在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是一个________，这个常数叫做电离平衡常数，简称________，用________表示(通常用Ka、Kb分别表示________、________的电离平衡常数)。 2．电离平衡常数的表示方法 电离方程式 电离常数表达式 CH3COOH CH3COOH________________ ________________ NH3·H2O ________________________ ________________ 3．意义 表示弱电解质的电离能力。一定温度下，K值越大，弱电解质的电离程度________，酸(或碱)性________。 4．电离常数的影响因素 (1)内因：同一温度下，不同的弱电解质的电离常数不同，说明电离常数首先由物质的________所决定。 (2)外因：对于同一弱电解质，电离平衡常数只与________有关，由于电离为吸热过程，所以电离平衡常数随温度升高而________。 5．电离平衡的移动与电离平衡常数K、离子浓度的关系 实例 CH3COOHCH3COO－＋H＋ ΔH>0 NH3·H2ONH＋OH－ ΔH>0 改变条件 平衡移动方向 电离平衡常数 c(H＋) c(OH－) 平衡移动方向 电离平衡常数 c(OH－) c(H＋) 加水稀释 ________ ________ ________ ________ ________ ________ ________ ________ 加HCl ________ ________ ________ ________ ________ ________ ________ ________ 加NaOH ________ ________ ________ ________ ________ ________ ________ ________ 加CH3COONH4 ________ ________ ________ ________ ________ ________ ________ ________ 升高温度 ________ ________ ________ ________ ________ ________ 6．电离平衡常数及其计算(以弱酸HX为例)。 (1)已知c(HX)和c(H+)，求电离平衡常数： HX H+ + X- 起始(mol·L-1)：c(HX) 0 0 平衡(mol·L-1)：c(HX)-c(H+) c(H+) c(H+) 则K=。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)-c(H+)≈c(HX)，则K≈，代入数值求解即可。 (2))已知c(HX)和电离平衡常数，求c(H+)： HX H+ + X- 起始(mol·L-1)： c(HX) 0 0 平衡(mol·L-1)：c(HX)-c(H+) c(H+) c(H+) 则K=。由于K值很小，c(H+)的数值很小，可做近似处理：c(HX)-c(H+)≈c(HX)，则c(H+)≈，代入数值求解即可。 第二节 水的电离与溶液的pH 一、水的电离 1．水的电离 (1)水的电离方程式为H2O＋H2O________________，简写为H2O________________。 (2)水的电离平衡常数：水的电离是一个________过程，在一定条件下达到电离平衡，其平衡常数可以表示为K=。 2．水的离子积常数 (1)表达式：Kw=________________ (2)影响因素——温度 ①25 ℃时：Kw=________________。 ②水的电离是吸热的可逆过程，故温度升高，Kw________。 ③水的离子积常数只受温度的影响，与c(H+)、c(OH-)的变化________。 3．影响Kw的因素 Kw只与温度有关，随温度的升高，Kw逐渐增大，未注明温度时，一般认为是________，Kw=1.0×10-14。 比较不同温度下水的离子积，体会Kw与温度的关系： 温度 25 ℃ 50 ℃ 90 ℃ 100 ℃ Kw 1.01×10-14 5.31×10-14 3.71×10-13 5.45×10-13 升高温度，Kw增大；Kw 和平衡常数K一样，只与________有关。 4．外界条件对水的电离平衡的影响 影响因素 H2OH++OH- 影响结果 方向 原因 Kw c(H+)变化 c(OH-)变化 c(H+)与c(OH-)的关系 外加 酸碱 加酸 _____移 c(H+)________ 不变 ________ ________ c(H+)> c(OH-) 加碱 _____移 c(OH-)________ 不变 ________ ________ c(H+)< c(OH-) 外加活泼金属，如K、Na、Ca _____移 金属消耗水电离出的H+ 不变 ________ ________ ________ 二、溶液的酸碱性与pH 1．25 ℃时，分析下列溶液的氢离子和氢氧根离子浓度 纯水 0.1 mol·L－1 NaOH溶液 0.1 mol·L－1盐酸 c(H＋)/mol·L－1 ________ ________ ________ c(OH－)/mol·L－1 ________ ________ ________ c(H＋) 、c(OH－) 的相对大小 c(H＋) =c(OH－) c(H＋)＜c(OH－) c(H＋)＞c(OH－) 溶液的酸碱性 ________ ________ ________ 2．溶液的酸碱性与氢离子、氢氧根离子浓度的关系 (1)任何水溶液中都有H＋和OH－。 (2)溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)、c(OH－)的相对大小。 酸性溶液：c(H+)_____c(OH-)，c(H+)_____1×10-7 mol/L； 中性溶液：c(H+)_____c(OH-)_____1×10-7 mol/L； 碱性溶液：c(H+)_____c(OH-)，c(H+)_____1×10-7 mol/L。 3．溶液的pH与c(H＋)及酸碱性的关系 计算公式 pH＝________________ 意义 pH越大，溶液的碱性越_____； pH越小，溶液的酸性越_____； 溶液酸碱性与pH的关系(常温下) pH＜7，为_____性溶液； pH＝7，为_____性溶液； pH＞7，为_____性溶液 适用范围 1×10－14 mol·L－1_____c(H＋)_____1 mol·L－1 4．溶液酸碱性的测定方法 (1)酸碱指示剂：不同的指示剂在不同的pH范围内变色 指示剂 变色的pH范围 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 (2)pH试纸：使用pH试纸的正确操作为取一小块pH试纸于干燥洁净的________________上，用干燥洁净的________蘸取试液点在试纸上，当试纸颜色变化稳定后迅速与________________对照，读出pH。 ①广泛pH试纸：其pH范围是________ (最常用)，可以识别的pH差约为1。 ②精密pH试纸：可判别0.2或0.3的pH差值。 ③专用pH试纸：用于酸性、中性或碱性溶液的专用pH试纸。 (3)用pH计测量。pH计也叫酸度计，该仪器可精密测量溶液的pH。能够直接测量溶液的pH，读数可以精确到________________。 5．酸碱溶液稀释时pH的变化图像 (1)pH相等的酸或碱溶液稀释后溶液pH的变化示意图 (2)c相等的酸或碱溶液稀释后溶液pH的变化示意图 可以看出无论是c相等还是pH相等，加水稀释相同倍数pH变化大的都是强酸或强碱。 6．酸碱溶液稀释时pH的变化 酸(pH＝a) 碱(pH＝b) 弱酸 强酸 弱碱 强碱 稀释10n倍 pH_____a＋n pH_____a＋n pH_____b－n pH_____b－n 无限稀释 pH趋向于_____ 7．酸碱混合的有关规律 (1)等体积的强酸(pH1)与强碱(pH2)混合(25 ℃) 若混合前pH1+ pH2>14，则混合后溶液呈碱性，pH混_____7； 若混合前pH1+ pH2=14，则混合后溶液呈中性，pH混_____7； 若混合前pH1+ pH2<14，则混合后溶液呈酸性，pH混_____7。 (2)强酸(pH1)与强碱(pH2)混合呈中性时，二者的体积关系(25 ℃) 若pH1+ pH2=14，则V酸=V碱； 若pH1+ pH2≠14，则。 (3)等体积的强酸(pH1)与弱碱(pH2)混合(25 ℃)，若pH1+ pH2=14，由于弱碱过量，pH混_____7。 (4)等体积的弱酸(pH1)与强碱(pH2)混合(25 ℃)，若pH1+ pH2=14，由于弱酸过量，pH混_____7。 三、酸碱中和滴定 1．实验原理 利用中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的________________的实验方法。 2．实验仪器 ________滴定管(A)、________滴定管(B)、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。 3．滴定管的选择 试剂性质 滴定管 原因 酸性、氧化性 ________滴定管 酸性和氧化性物质易腐蚀橡胶 碱性 ________滴定管 碱性物质易腐蚀玻璃，致使玻璃活塞无法打开 4．滴定管的构造 酸式滴定管(a)：包括________________、________________。可盛放酸性溶液、强氧化性溶液，不能盛放碱性溶液及氢氟酸。 碱式滴定管(b)：包括________________、________、________。可盛放碱性溶液。 滴定管的上端都标有规格大小、使用温度、“0”刻度；滴定管的精确读数为________ mL。 5．滴定管的使用方法 (1)检查仪器：使用前先检查滴定管活塞是否________，在确保不漏水后方可使用。 (2)润洗仪器：在加入反应液之前，洁净的滴定管要用________________________润洗2~3遍。方法是从滴定管上口加入3~5 mL所要盛装的酸溶液或碱溶液，倾斜着转动滴定管，使液体润湿滴定管内壁。然后，一手控制活塞(轻轻转动酸式滴定管活塞，或者轻轻挤压碱式滴定管中的玻璃球)，将液体从滴定管下部放入预置的烧杯中。 ③加入反应液：分别将反应液加入相应滴定管中，使液面位于滴定管“0”刻度线以上________处，并将滴定管垂直固定在________________上。 ④调节起始读数：在滴定管下方放一烧杯，调节________或挤压________，使滴定管尖嘴部分充满溶液(无气泡)，然后调节滴定管液面使其处于某一刻度，准确读取数值并记录。 6．滴定曲线 酸碱滴定曲线是以酸碱混合过程中滴加酸(或碱)的量为________，以溶液pH为________绘制的一条溶液pH随酸(或碱)的滴加量而变化的曲线。 以0.1000 mol·L-1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.1000 mol·L-1 HCl溶液为例，其滴定曲线如图所示： 7．滴定过程中指示剂的选择 选择指示剂要求变色明显(一般不选用石蕊)，指示剂变色时溶液的pH与溶液恰好中和时的pH要尽量吻合。当强酸、强碱相互滴定时，由于生成的盐溶液呈中性，故可以选择________________作指示剂；强酸、弱碱相互滴定时，生成的盐溶液呈酸性，应选择________作指示剂；强碱、弱酸相互滴定时，生成的盐溶液呈碱性，应选择________作指示剂。终点判断：________________________________________________________。 指示剂操作 酚酞 甲基橙 强碱滴定强酸 _____色变为________色 _____色变为_____色 强酸滴定强碱 ________色变为_____色 _____色变为_____色 8．实验操作步骤 (1)洗(洗涤)：洗涤仪器并进行________。 (2)取(取液)：向________________________中注入标准液，向________中注入待测液，加入2~3滴指示剂。 (3)滴(滴定)：左手控制________________，右手摇动________；眼睛向下观察(看)锥形瓶中的________变化。 (4)读(读数)：平视滴定管中________最低点，读取溶液体积。  (5)记(记录)：记录滴定前和滴定终点时滴定管中标准液的刻度，重复滴定________次，将数据记入表中。 (6)算(计算)：V终-V始为消耗的标准液的体积，取2~3次实验结果的________，依据c待=________________(一元酸碱)计算待测液的物质的量浓度。 四、中和滴定误差分析 1．依据公式c(待测)＝来判断。c(标准)和V(待测)在误差分析时是定值，因此只需分析使消耗标准液体积V(标准)变大或变小的原因即可，V(标准)变大，则c(待测)偏高，V(标准)变小，则c(待测)偏低。 2．滴定管读数要领 以凹液面的最低点为基准(如图) 正确读数(虚线部分)和错误读数(实线部分) 3．以用标准盐酸滴定待测氢氧化钠溶液为例，分析常见的误差。 步骤 操作 V标准 c待测 洗涤 酸式滴定管未用标准溶液润洗 ________ ________ 碱式滴定管未用标准溶液润洗 ________ ________ 锥形瓶用待测溶液润洗 ________ ________ 锥形瓶洗净后还留有蒸馏水 ________ ________ 取液 放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失 ________ ________ 滴定 酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失 ________ ________ 振荡锥形瓶时部分液体溅出 ________ ________ 部分酸液滴出锥形瓶外 ________ ________ 溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后再加一滴NaOH溶液无变化 ________ ________ 读数 滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或前仰后俯) ________ ________ 滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或前俯后仰) ________ ________ 第三节 盐类的水解 一、盐类的水解 1．概念：在水溶液中，盐电离出来的离子与水电离出来的H＋或OH－结合生成________________的反应，叫做盐类的水解。 2．实质：生成弱酸或弱碱，使水的________________被破坏而建立起新的平衡。 3．盐类水解的特点 4．盐类水解的规律 盐的类别 溶液的酸碱性 原因 强酸弱碱盐 呈_____性，pH<7 弱碱阳离子与H2O电离出的OH－结合，使c(H＋)_____c(OH－) 强碱弱酸盐 呈_____性，pH>7 弱酸根阴离子与H2O电离出的H＋结合，使c(OH－) _____c(H＋) 强酸强碱盐 呈_____性，pH＝7，H2O的电离平衡不被破坏，不水解 弱酸的酸式盐 若电离程度>水解程度，c(H＋)>c(OH－)，呈_____性，如NaHSO3、NaHC2O4 若电离程度<水解程度，c(H＋)<c(OH－)，呈_____性，如NaHCO3、NaHS 二、盐类水解方程式的书写 由于酸碱中和反应程度很大，所以盐类水解程度一般很小，水解时通常不生成________和________，书写水解的离子方程式时，一般用“”连接，产物不标“↑”或“↓”，生成易分解的产物如NH3·H2O、H2CO3不写分解产物的形式。 类型 水解程度 举例 溶液的酸碱性 一元弱酸阴离子 一步水解(微弱) CH3COO－＋H2O________________ ________ 一元弱碱阳离子 NH＋H2O________________ ________ 多元弱酸阴离子 分步水解(微弱) CO＋H2O________________ HCO3－＋H2OH2CO3＋OH－ ________ 多元弱碱阳离子 分步水解，一步书写(微弱) Fe3＋＋3H2O________________ Al3＋＋3H2O________________ ________ 三、盐类水解的影响因素 因素 对盐类水解程度的影响 内因 盐类水解的程度大小主要由盐的________所决定。生成盐的弱酸酸性越弱，其盐中弱酸根离子的水解程度越大；生成盐的弱碱碱性越弱，其盐中弱碱阳离子的水解程度越大，通常称为“越________越水解” 外界条件 温度 升高温度能够________水解 浓度 盐溶液浓度越小，水解程度越________ 外加酸碱 水解显酸性的盐溶液，加碱会________水解，加酸会________水解，反之亦然 外加盐 加入与盐的水解性质相反的盐会________盐的水解 四、水解常数 1．水解常数的概念：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________________，该常数就叫水解平衡常数。 2．Kh的意义及影响因素 (1)Kh越大，表示盐的水解程度________。 (2)水解平衡常数是描述能水解的盐水解平衡的主要参数。它只受________的影响，因水解过程是________过程，故它随温度的升高而________。 3．盐类水解常数的应用 (1)计算盐溶液中________________的浓度‌：通过水解常数可以计算出溶液中氢离子或氢氧根离子的浓度。 (2)判断盐溶液的________和微粒浓度的________‌：例如，NaHCO3溶液呈碱性，因为其水解程度大于电离程度；NaHSO3溶液呈酸性，因为其水解程度小于电离程度。 (3)预测水解平衡的________________：升温可以使水解平衡向右移动，增大水解程度。 4．水解常数(Kh)与电离常数的关系 (1)水解常数(Kh)表达式： ①用HA表示一元弱酸，MOH表示一元强碱，MA表示由它们生成的盐，MA为强碱弱酸盐，其水解离子方程式为A－＋H2OHA＋OH－，则水解常数：Kh＝________________ ②用HA表示一元强酸，MOH表示一元弱碱，MA表示由它们生成的盐，MA为强酸弱碱盐，其水解离子方程式为M+＋H2OMOH＋H+，则水解常数：Kh＝________________ (2)水解常数(Kh)与电离常数的关系 ①CH3COONa溶液中存在如下水解平衡： CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－ Kh＝＝＝＝________________ ②NH4Cl溶液中存在如下水解平衡： NH＋H2ONH3·H2O＋H＋ Kh＝＝＝＝________________ 因而Ka(或Kh)与Kw的定量关系为： A．Ka·Kh＝________或Kb·Kh＝________ B．Na2CO3的水解常数Kh1＝________ C．NaHCO3的水解常数Kh2＝________ 五、盐类水解的常见应用 应用 举例 加热促进水解 热的纯碱溶液去污力强 分析盐溶液的酸碱性，并比较酸碱性的强弱 等物质的量浓度的Na2CO3、NaHCO3 溶液均显碱性，且碱性：Na2CO3>NaHCO3 判断溶液中离子能否大量共存 Al3＋和HCO因发生相互促进的水解反应而不能大量共存 配制或贮存易水解的盐溶液 配制FeCl3溶液，要向FeCl3溶液中加入适量________ 胶体的制备，作净水剂 明矾溶于水生成胶状物________________，能吸附水中悬浮的杂质，并形成沉淀使水澄清 化肥的使用 铵态氮肥不宜与草木灰混合使用 泡沫灭火器的反应原理(水解互促) Al3＋＋3HCO3-===Al(OH)3↓＋3CO2↑ 无水盐的制备 由MgCl2·6H2O制MgCl2，在________________气流中加热 判断盐溶液的蒸干产物 将AlCl3溶液蒸干灼烧得到的是________而不是AlCl3 某些盐的分离除杂 为除去MgCl2酸性溶液中的Fe3＋，可在加热搅拌的条件下加入________或MgCO3或Mg(OH)2，过滤后再加入适量的盐酸 盐溶液除锈 NH4Cl溶液除去金属表面的氧化物(NH水解溶液显酸性) 判断电解质的强弱 CH3COONa溶液能使酚酞变________(pH>7)，说明CH3COOH是弱酸 六、盐溶液蒸干时所得产物的判断 常见类型 溶液蒸干所得物质 金属阳离子易水解的挥发性强酸盐 蒸干时得氢氧化物和氧化物的混合物，灼烧时得氧化物，如AlCl3(FeCl3)溶液蒸干时得到Al(OH)3和Al2O3[Fe(OH)3和Fe2O3]的混合物 金属阳离子易水解的难挥发性强酸盐 蒸干得原溶质，如Al2(SO4)3溶液蒸干仍得Al2(SO4)3固体 酸根阴离子易水解的强碱盐 蒸干得原溶质，如Na2CO3溶液蒸干得Na2CO3固体 阴、阳离子均易水解，且水解产物均易挥发的盐 蒸干后得不到任何物质，如(NH4)2S、(NH4)2CO3等蒸干后得不到任何物质 不稳定的化合物的水溶液 加热时在溶液中就能分解，得不到原物质，如Ca(HCO3)2溶液蒸干后得CaCO3，Mg(HCO3)2溶液蒸干后得Mg(OH)2，KHCO3溶液蒸干后得K2CO3 易被氧化的盐 蒸干后得不到原物质，蒸干后得其氧化产物，如FeSO4溶液蒸干后得________________，Na2SO3溶液蒸干后得________ 七、离子浓度大小比较 1．熟悉两大理论，构建思维基点 (1)电离理论 ①弱电解质的电离是微弱的，电离产生的微粒都非常少，同时还要考虑________的电离，如氨水溶液中：NH3·H2O、NH、OH－浓度的大小关系是________________________________。 ②多元弱酸的电离是________进行的，其主要是________电离(第一级电离程度远大于第二级电离)。如在H2S溶液中：H2S、HS－、S2－、H＋的浓度大小关系是________________________________。 (2)水解理论 ①弱电解质离子的水解损失是微量的(双水解除外)，但由于水的电离，故水解后酸性溶液中c(H＋)或碱性溶液中c(OH－)总是________水解产生的弱电解质的浓度。如NH4Cl溶液中：NH、Cl－、NH3·H2O、H＋的浓度大小关系是________________________________。 ②多元弱酸酸根离子的水解是________进行的，其主要是第一步________，如在Na2CO3溶液中：CO、HCO、H2CO3的浓度大小关系应是________________________________。 2．把握三种守恒，明确等量关系 (1)电荷守恒规律 电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液都呈________性，即阴离子所带负电荷总数一定________阳离子所带正电荷总数。如NaHCO3溶液中存在Na＋、H＋、HCO、CO、OH－，存在如下关系：c(Na＋)＋c(H＋)＝________________________________。 (2)物料守恒规律 电解质溶液中，由于某些离子能够水解，离子种类增多，但元素总是________的。如K2S溶液中S2－、HS－都能水解，故S元素以S2－、HS－、H2S三种形式存在，它们之间有如下守恒关系：c(K＋)＝________________________。 (3)质子守恒规律 如Na2S水溶液中的质子转移情况图示如下： 由图可得Na2S水溶液中质子守恒式可表示：c(H3O＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝________________________。质子守恒的关系式也可以由________守恒式与________守恒式推导得到。 3．溶液中离子浓度大小的比较常见类型 (1)单一溶液 ①对于多元弱酸溶液，应根据________电离进行分析。例如，在H3PO4溶液中：________________________。 ②对于多元弱酸的正盐溶液，根据弱酸根离子的________水解分析。例如，0.1 mol·L-1 Na2CO3溶液中电离过程有Na2CO3=2Na++ CO32-，H2OOH-+H+；水解过程有CO32-+H2O HCO3-+OH-，HCO3-+H2OH2CO3+OH-。故溶液中存在的离子有Na+、CO32-、OH-、HCO3-、H+，因此溶液中各离子浓度的大小顺序为________________________________________。 ③多元弱酸的酸式盐溶液要考虑酸式酸根离子的电离程度与水解程度的相对大小，如HCO3-以水解为主，0.1 mol·L-1 NaHCO3溶液中：________________________________________；而HSO3-以电离为主，0.1 mol·L-1 NaHSO3溶液中：________________________________________。 ④不同溶液中同一离子浓度的大小比较，要考虑溶液中其他离子对该离子的影响。如在0.10 mol·L-1的①NH4HSO4、②NH4Cl、③CH3COONH4、④(NH4)2SO4溶液中，c(NH4+)的大小顺序为________________。 (2)混合溶液中各离子浓度的大小比较，根据电离程度、水解程度的相对大小进行分析。 ①分子的电离程度大于相应离子的水解程度 例如，等物质的量浓度的NH4Cl与NH3·H2O混合溶液中：________________________________；等物质的量浓度的CH3COONa与CH3COOH混合溶液中：________________________________。 ②分子的电离程度小于相应离子的水解程度 例如，在0.1 mol·L-1的NaCN和0.1 mol·L-1的HCN混合溶液中，各离子浓度的大小顺序为________________________。 第四节 沉淀溶解平衡 一、难溶电解质的沉淀溶解平衡 1．溶解平衡状态 在一定温度下，固体溶质在水中形成饱和溶液时，溶液中________________保持不变的状态，该状态下，固体溶质溶解的速率和溶液中溶质分子________的速率达到相等，但溶解和结晶仍在进行。 2．沉淀溶解平衡 在一定温度下，当沉淀和________的速率相等时，即建立了动态平衡，叫做难溶电解质的沉淀溶解平衡。如AgCl溶于水的沉淀溶解平衡表示为AgCl(s)________________________。 3．沉淀溶解平衡的移动 固体物质溶液中的溶质 固体物质的溶解是可逆过程：(1)v溶解>v沉淀，固体________；(2)v溶解＝v沉淀，溶解________；(3)v溶解<v沉淀，析出________。 4．影响沉淀溶解平衡的因素 (1)内因 溶质本身的________。绝对不溶的物质是没有的；同是微溶物质，溶解度差别也很大；易溶溶质只要是饱和溶液也存在沉淀溶解平衡。 (2)外界条件改变对沉淀溶解平衡的影响 ①温度升高，多数沉淀溶解平衡向________的方向移动。 ②加水稀释，浓度减小，沉淀溶解平衡向________的方向移动。 ③加入与难溶电解质构成粒子相同的物质，沉淀溶解平衡向________沉淀的方向移动。 ④加入与难溶电解质溶解所得的离子反应的物质，沉淀溶解平衡向________的方向移动。 5．生成难溶电解质的离子反应的限度 (1)25 ℃时，溶解性与溶解度的关系 (2)反应完全的标志 对于常量的化学反应来说，化学上通常认为残留在溶液中的离子浓度小于________________mol·L－1时，生成沉淀的反应进行完全。 二、溶度积常数 概念 难溶电解质的沉淀溶解________________称为溶度积常数，简称________，符号为________ 意义 Ksp的大小反映难溶电解质在水中的溶解能力 表达式 AmBn(s) mAn＋(aq)＋nBm－(aq)，Ksp＝________________。 如：Mg(OH)2(s)Mg2＋＋(aq)＋2OH－(aq) Ksp＝________________ 影响因素 (1)内因：物质本身的________。 (2)外因：仅与________有关，与浓度、压强、催化剂等无关。 应用 定量判断给定条件下有无沉淀生成。 Q：离子积对于AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq)任意时刻Q＝cm(An＋)·cn(Bm－)。 ①Q＞Ksp，溶液________，有________析出，直至溶液________，达到新的平衡。 ②Q＝Ksp，溶液________，沉淀与溶解处于________________。 ③Q＜Ksp，溶液________，________析出，若加入________难溶电解质，难溶电解质溶解直至溶液饱和。 三、沉淀的生成、溶解和转化 1．沉淀的生成 方法 举例 解释 调节pH法 除去CuCl2溶液中的FeCl3，可向溶液中加入CuO[或Cu(OH)2或CuCO3或Cu2(OH)2CO3] CuO与H＋反应，促进Fe3＋水解生成________沉淀 除去NH4Cl溶液中的FeCl3杂质，可加入________调节pH至4左右 Fe3＋与NH3·H2O反应生成________沉淀 沉淀剂法 以________________等沉淀污水中的Hg2＋、Cu2＋等重金属离子 H2S、Na2S与Cu2＋、Hg2＋反应生成________ 2．沉淀的溶解 (1)沉淀溶解的原理 根据平衡移动原理，对于在水中难溶的________，如果能设法不断地移去平衡体系中的相应________，使Q________Ksp，平衡向________________的方向移动，就可以使沉淀溶解。 (2)沉淀溶解的方法 酸溶解法 用________溶解的难溶电解质有CaCO3、FeS、Al(OH)3、Ca(OH)2等。 如CaCO3难溶于水，却易溶于________，原因是：CaCO3在水中存在沉淀溶解平衡为CaCO3(s)________________________，当加入盐酸后发生反应：CO＋2H＋＝________________，________降低，溶液中________与________的离子积Q(CaCO3)________Ksp(CaCO3)，沉淀溶解平衡向________方向移动。 盐溶液溶解法 Mg(OH)2难溶于水，能溶于盐酸、________溶液中。溶于NH4Cl溶液反应的离子方程式为Mg(OH)2＋2NH＝________________________。 3．沉淀的转化 实质 沉淀的转化是指由一种难溶物转化为另一种难溶物的过程，其实质是沉淀溶解平衡的________ 条件 两种沉淀的溶解度不同，溶解度小的沉淀可以转化为溶解度________的沉淀，两者溶解度相差越大转化越容易。 应用 锅炉除水垢 (含有CaSO4) CaSO4(s)CaCO3(s)Ca2＋(aq)，反应为CaSO4＋Na2CO3＝CaCO3＋Na2SO4，CaCO3＋2HCl＝________________________ 自然界 中矿物的转化 原生铜的硫化物CuSO4溶液铜蓝(CuS)，反应为CuSO4＋ZnS＝________________，CuSO4＋PbS＝________________ 工业废水处理 FeS(s)＋Hg2＋(aq)＝________________________ 易错点01 不能计算水电离出的c(H＋)或(OH－) 【错因辨析】 (1)水的离子积常数KW＝c(H＋)·c(OH－)，不仅适用于纯水，也适用于一切酸、碱、盐的稀溶液。 (2)水的离子积常数说明在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H＋和OH－存在，只是相对含量不同而已。 (3)在不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离产生的c(H＋)、c(OH－)总是相等的。在KW的表达式中，c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中H＋、OH－总的物质的量浓度而不是单指由水电离出的c(H＋)、c(OH－)。 (4)水的电离是吸热过程，升高温度，水的电离平衡向电离方向移动，c(H＋)和c(OH－)都增大，故KW增大，但溶液仍呈中性；对于KW，若未注明温度，一般认为在常温下，即25 ℃。 【对点训练】 1．常温下，pH=11的氢氧化钡溶液中，由水电离出的为( ) A．1.0×10-7mol·L-1 B．1.0×10-11mol·L-1 C．2.0×10-3mol·L-1 D．5.0×10-12mol·L-1 【答案】B 【解析】在碱溶液中有：c(OH-)(aq)=c(OH-)碱+c(OH-)水，c(H+)(aq)=c(H+)水，c(OH-)水= c(H+)水，故有常温下，pH=11的氢氧化钡溶液中，由水电离出的c(OH-)等于水电离出的c(H+)，也等于溶液中的H+浓度，故等于1.0×10-11mol·L-1，故B正确。故选B。 2．25 ℃时，在等体积的①0.5 mol·L－1的H2SO4溶液中　②0.05 mol·L－1Ba(OH)2溶液中　③1 mol·L－1 NaCl溶液中　④纯水中，发生电离的水的物质的量之比是(　　) A．1∶10∶107∶107 B．107∶107∶1∶1 C．107∶106∶2∶2 D．107∶106∶(2×107)∶2 【答案】A　 【解析】　25 ℃时，0.5 mol·L－1 H2SO4溶液中c(H＋)＝1 mol·L－1，由水电离出的c水(H＋)＝10－14 mol·L－1，0.05 mol·L－1 Ba(OH)2溶液中c(OH－)＝0.1 mol·L－1，则水电离出的c水(H＋)＝10－13mol·L－1，NaCl和纯水中由水电离出的c水(H＋)均为10－7mol·L－1。则等体积的上述四种溶液中由水电离出的n(H＋)(即发生电离的水的物质的量)之比为10－14∶10－13∶10－7∶10－7＝1∶10∶107∶107。 【避错攻略】 (1)任何水溶液中水电离产生的c(H＋)和(OH－)总是相等的。 (2)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7 mol·L－1。 (3)溶质为酸的溶液：OH－全部来自水的电离。 c(OH－)溶液＝c(OH－)水＝c(H＋)水，c(H＋)溶液＝c(H＋)酸＋c(H＋)水 例：pH＝2的盐酸中， 溶液中c(OH－)＝ mol·L－1＝10－12 mol·L－1，由水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12 mol·L－1 (4)溶质为碱的溶液：H＋全部来自水的电离。 c(H＋)溶液＝c(H＋)水＝c(OH－)水，c(OH－)溶液＝c(OH－)碱＋c(OH－)水 例：pH＝12的NaOH溶液中， 溶液中c(H＋)＝10－12 mol·L－1，由水电离出的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12 mol·L－1 (5)盐溶液 ①水解呈酸性的盐溶液 c(H＋)溶液＝c(H＋)水＝c(OH－)水，c(OH－)溶液＜c(OH－)水 例：pH＝5的NH4Cl溶液中，H＋全部来自水的电离，由水电离的c(H＋)＝10－5 mol·L－1，因为部分OH－与部分NH结合，溶液中c(OH－)＝10－9 mol·L－1＜10－5 mol·L－1 ②水解呈碱性的盐溶液 c(OH－)溶液＝c(OH－)水＝c(H＋)水，c(H＋)溶液＜c(H＋)水 例：pH＝12的Na2CO3溶液中，OH－全部来自水的电离，由水电离出的c(OH－)＝10－2 mol·L－1，因为部分H＋与部分CO结合，溶液中c(H＋)＝10－12 mol·L－1＜10－2 mol·L－1 ③中性盐溶液 c(H＋)溶液＝c(H＋)水＝c(OH－)水＝c(OH－)溶液 易错点02 弱电解质电离平衡移动 【错因辨析】 (1)加水稀释时，溶液中不一定所有的离子浓度都减小。如稀醋酸加水稀释时，溶液中的c(H＋)减小，因为温度不变，Kw＝c(H＋)·c(OH－)是定值，故c(OH－)增大。 (2)电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，如对于CH3COOHCH3COO－＋H＋，平衡后，加入冰醋酸，c(CH3COOH)增大，平衡右移，根据勒夏特列原理，只能“减弱”而不能“消除”，再次平衡时，c(CH3COOH)比原平衡时大。 (3)电离平衡右移，离子的浓度不一定增大，如在CH3COOH溶液中加水稀释或加少量NaOH固体，都会引起平衡右移，但c(CH3COOH)、c(H＋)都比原平衡时要小。 (4)电离平衡右移，电离程度也不一定增大，加水稀释或增大弱电解质的浓度，都使电离平衡向电离方向移动，但加水稀释时弱电解质的电离程度增大，而增大弱电解质的浓度时弱电解质的电离程度减小。 (5)电离平衡右移，电离平衡常数不一定增大。对于同一反应，电离平衡常数只与温度有关，只有因为温度升高而导致平衡右移时，电离平衡常数才会增大。 【对点训练】 1．5℃时，对于pH=2的CH3COOH溶液，下列判断不正确的是( ) A．加水稀释，电离平衡正向移动，溶液中所有离子浓度都减小 B．通入少量HCl气体，电离平衡逆向移动，c(CH3COO-)减小，Ka不变 C．加入少量冰醋酸，电离平衡正向移动，c(H+)增大，电离度减小 D．升高温度，电离平衡正向移动，c(H+)增大，pH减小 2．下列叙述不正确的是(　　) A．pH相等、体积相等的盐酸和醋酸加水稀释10倍后，前者的pH大于后者 B．pH相等、体积相等的盐酸和醋酸分别中和0.1 mol·L－1的NaOH溶液，消耗NaOH溶液体积相等 C．等浓度、等体积的盐酸和醋酸与足量的锌粉反应，开始时前者产生H2的速率大于后者，最终产生H2的量相等 D．等浓度、等体积的盐酸和醋酸分别中和0.1 mol·L－1的NaOH溶液，消耗NaOH溶液体积相等 【避错攻略】 (1)内因：弱电解质本身的性质。 (2)外因：浓度、温度、加入试剂等。 ①温度：温度升高，电离平衡向右移动，电离程度增大。 ②浓度：稀释溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大。 ③同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向左移动，电离程度减小。 ④加入与离子反应的物质：电离平衡向右移动，电离程度增大。 易错点03 不能正确判断溶液酸碱性 【错因辨析】 (1)误认为由水电离出的c(H+)=10-13 mol·L-1的溶液一定呈碱性。如25 ℃，0.1 mol·L-1的盐酸或氢氧化钠溶液中由水电离出的c(H+)都为10-13 mol·L-1。 (2)误认为溶液的酸碱性取决于pH。如pH=7的溶液在温度不同时，可能显酸性，也可能显碱性，还可能显中性。 (3)误认为酸碱恰好中和时溶液一定显中性。如强酸和弱碱恰好中和时溶液显酸性，强碱和弱酸恰好中和时溶液显碱性，强酸和强碱恰好中和时溶液才显中性。 (4)不能正确理解酸、碱的无限稀释规律。常温下任何酸(碱)溶液无限稀释时，溶液的pH都不可能大于7(小于7)，只能无限接近7。 【对点训练】 1．(2026·浙江温州新力量联盟期中)下列关于溶液酸碱性的说法正确的是( ) A．的溶液一定显中性 B．pH=7的溶液一定显中性 C．将Na2SO4溶液从常温加热至50℃，溶液的pH和酸碱性均不变 D．常温下，将pH=3的醋酸溶液和pH=11的NaOH溶液等体积混合，溶液显中性 2．已知温度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－) 【避错攻略】 (1)酸、碱、盐虽然影响水的电离平衡(不水解的盐除外)，造成水电离出的H＋或OH－的浓度发生变化，但在25 ℃ 时Kw仍然不变，因为Kw只与温度有关。 (2)水的离子积常数Kw＝c(H＋)·c(OH－)中H＋和OH－不一定是水电离出来的。c(H＋)和c(OH－)均指溶液中的H＋或OH－的总浓度。这一关系适用于任何稀的水溶液。 (3)在pH＝2的盐酸中(或pH＝12的NaOH溶液中)由水电离出来的c(H＋)与c(OH－)之间的关系是相等的。虽然外界条件改变，水的电离平衡发生移动，但任何时候水电离出来的 c(H＋)和c(OH－)总是相等的。 (4)室温下，由水电离出的c(H＋)＝1×10－13 mol·L－1 的溶液可能呈强酸性或强碱性，故在该溶液中HCO、HSO均不能大量共存。 (5)溶液呈现酸、碱性的实质是c(H＋)与c(OH－)的相对大小，不能只看pH，一定温度下pH＝6的溶液也可能显中性，也可能显酸性，应注意温度。 (6)25 ℃时，pH＝12的溶液不一定为碱溶液，pH＝2的溶液也不一定为酸溶液，也可能为能水解的盐溶液。 易错点04 忽视中和滴定操作细节 【错因辨析】 (1)与滴定管使用有关 ①滴定管“0”刻度线在上方，尖嘴部分无刻度。 ②精确度：0.01 mL。 ③洗涤：先用蒸馏水洗，再用待测液润洗。 ④盛装溶液时，其液面不一定要在“0”刻度。 ⑤赶气泡：酸碱式滴定管中的液体在滴定前均要排出尖嘴中的气泡。 ⑥由于滴定管的“0”刻度在滴定管的上方，滴定管下端是没有刻度的，故容量为25 mL的滴定管，若滴定过程中用去10.00 mL的液体，则滴定管中剩余液体体积大于15 mL。 (2)酸碱中和滴定指示剂选择有关 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须使用指示剂，如用标准的KMnO4溶液滴定Na2C2O4溶液时，溶液呈淡粉红色时即为滴定终点。 (3)与滴定终点的判断有关 当滴入最后一滴××××××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最后一滴：必须说明是滴入“最后一滴”溶液。 ②颜色变化：必须说明滴入“最后一滴”溶液后溶液的颜色变化。 ③半分钟：必须说明溶液颜色变化后“半分钟内不恢复原来的颜色”。 (4)与量器的读数方法有关 ①平视读数(如图1)：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2)：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3)：读数时，视线向上倾斜，寻找切点的位置在液面的下侧，滴定管刻度标法与量筒不同，仰视滴定管读数偏大。 【对点训练】 1．酸碱中和滴定实验中，下列说法正确的是(　　) A．中和滴定操作中所需标准溶液越浓越好，指示剂一般加入 B．滴定接近终点时，滴定管的尖嘴可以接触锥形瓶内壁 C．酸碱指示剂的变色点就是反应终点 D．滴定前滴定管中的液体液面处于处，滴定过程中用去的液体，此时滴定管中剩余液体的体积为 2．某研究小组为测定食用白醋中醋酸的含量进行了如下操作，正确的是(　　) A．用碱式滴定管量取一定体积的待测白醋放入锥形瓶中 B．称取4.0 g NaOH放到100 mL容量瓶中，加水至刻度线，配成1.00 mol/L NaOH标准溶液 C．用NaOH溶液滴定白醋，使用酚酞作指示剂，溶液颜色恰好由无色变为浅红色，且半分钟内不褪色时为滴定终点 D．滴定时眼睛要注视着滴定管内NaOH溶液的液面变化，防止滴定过量 【避错攻略】 (1)滴定前的准备 ①滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→调液面→记录。 ②锥形瓶：注碱液→记体积→加指示剂。 (2)滴定 (3)终点判断 等到滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内不恢复原来的颜色，视为滴定终点并记录标准液的体积。 (4)数据处理 按上述操作重复3次，根据c(NaOH)＝计算，最终取3次滴定结果的平均值。 易错点05 不能正确分析滴定图象 【错因辨析】 (1)混淆强酸强碱、强酸弱碱、强碱弱酸的滴定曲线特征。 (2)忽略指示剂变色范围与pH突跃范围的匹配性。 【对点训练】 1．(2026·安徽阜阳高三联考)常温下，分别向20 mL等浓度的一元碱NaOH溶液和溶液中滴加0.10 mol·L-1的HCl标准溶液，滴定过程中得到混合溶液的pH随盐酸的体积变化如图所示。下列说法正确的是是( ) A．两个滴定过程都可以用酚酞作指示剂 B．水的电离程度：a点>b点 C．NH3·H2O溶液中滴加20 mL HCl溶液时，存在c(NH4＋)＋c(H＋)＝c(Cl-)＋c(OH-) D．滴定读数时先仰视后俯视，则所测的待测液浓度偏高 2．(2026·全国理综卷，7)采用0.1000mol·L-1 HCl标准溶液滴定20.00mLNa2CO3和NaHCO3的混合溶液，滴定曲线如图所示。已知10-0.86=0.14。 下列叙述正确的是( ) A．初始混合溶液中，c(Na2CO3)：c(NaHCO3)=1：2 B．H2CO3的一级电离常数Ka1=4.2×10-5 C．V(HCl)=20.00mL时，混合溶液中cNa＋)＞cCl-)＞c(HCO3-) D．滴定过程中应依次使用指示剂甲基橙、酚酞 【避错攻略】 (1)强碱滴定一元弱酸——抓“五点” 室温下，向20 mL 0.1 mol·L－1 HA溶液中逐滴加入0.1 mol·L－1 NaOH溶液，溶液pH的变化如图所示 关键点分析 溶液中溶质成分及粒子浓度大小关系 抓反应的“起始”点，即A点，判断酸、碱的相对强弱 溶质为HA，0.1mol·L－1 HA溶液的pH>1，故HA为弱酸 粒子浓度大小关系：c(HA)＞c(H＋)＞c(A－)＞c(OH－) 抓反应的“一半”点，即B点，判断是哪种溶质的等量混合 溶质是等物质的量的HA和NaA，且pH<7 粒子浓度大小关系：c(A－)＞c(Na＋)＞c(HA)＞c(H＋)＞c(OH－) 抓溶液的“中性”点，即C点，判断溶液中溶质的成分及哪种物质过量或不足 溶质是NaA和少量的HA，pH=7 粒子浓度大小关系：c(Na＋)＝c(A－)＞c(H＋)＝c(OH－) 抓“恰好”反应点，即D点，判断生成的溶质成分及溶液的酸碱性 溶质是NaA，pH>7 粒子浓度大小关系：c(Na＋)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H＋) 抓反应的“过量”点，即E点，判断溶液中的溶质，判断哪种物质过量 溶质是等物质的量的NaA和NaOH，pH>7 粒子浓度大小关系：c(Na＋)＞c(OH－)＞c(A－)＞c(H＋) (2)多组反应图像 ①强碱滴定一元强酸、一元弱酸 氢氧化钠滴定等浓度等体积的盐酸、醋酸的滴定曲线 ①曲线起点不同：强碱滴定强酸、弱酸的曲线，强酸起点低 ②突跃点变化范围不同：强碱与强酸反应的突跃点变化范围大于强碱与弱酸反应 ③室温下pH＝7不一定是终点：强碱与强酸反应时，终点是pH＝7；强碱与弱酸反应时，终点不是pH＝7而是pH>7 ②强酸滴定一元强碱、一元弱碱 盐酸滴定等浓度等体积的氢氧化钠、氨水的滴定曲线 ①曲线起点不同：强酸滴定强碱、弱碱的曲线，强碱起点高 ②突跃点变化范围不同：强酸与强碱反应的突跃点变化范围大于强酸与弱碱反应 ③室温下pH＝7不一定是终点：强酸与强碱反应时，终点是pH＝7；强酸与弱碱反应时，终点不是pH＝7而是pH<7) 易错点06 没有理解盐类水解的本质特征 【错因辨析】 (1)误认为酸式盐一定呈酸性。如NaHSO4、NaHSO3、NaH2PO4溶液均呈酸性，但NaHCO3、NaHS溶液均呈碱性。 (2)误认为能够发生水解的盐溶液一定呈酸性或碱性，但其实是与弱离子的水解程度有关。如CH3COONH4为弱酸弱碱盐，发生水解，但溶液呈中性。 (3)误认为水解平衡正向移动，离子的水解程度一定增大。如向FeCl3溶液中加入少量FeCl3固体，平衡向水解方向移动，但Fe3+的水解程度减小。 (4)误认为弱酸强碱盐都因水解而显碱性。如NaHSO3因HSO3-的电离能力大于其水解能力，所以NaHSO3溶液显酸性。 (5)由于加热可促进盐类水解，错误地认为可水解的盐溶液在蒸干后都得不到原溶质。对于水解程度不是很大、水解产物不能脱离平衡体系的情况[如Al2(SO4)3、Na2CO3溶液]来说，溶液蒸干仍得原溶质。 【对点训练】 1．吡啶()是一种有机弱碱，可与盐酸反应生成C5H5NHCl。下列叙述正确的是( ) A．0.01mol·L-1C5H5NHCl水溶液的pH=2 B．0.01mol·L-1C5H5NHCl水溶液加水稀释，pH升高 C．C5H5NHCl水溶液中：c(C5H5NH+)+ c(H+)=c(Cl－) D．25℃时，pH=11吡啶溶液与盐酸等体积混合，溶液显中性 2．利用下图装置进行“反应条件对 FeCl3水解平衡的影响实验”。 装置 操作与现象 ①加热a至溶液沸腾，呈红褐色；用试纸检验b中溶液，试纸显中性 ②持续加热一段时间，取b中溶液，用试纸检验，试纸变红；用溶液检验，溶液变浅红 下列说法不正确的是( ) A．①中溶液呈红褐色，推测是由于温度升高促进了Fe3＋的水解 B．常温下， FeCl3水解产生的HCl在溶液中以H3O+、Cl-形式存在 C．以上现象说明HCl挥发促进了 FeCl3＋3H2OFe(OH)3＋3HCl正向移动 D．根据上述现象，说明不宜用蒸干 FeCl3溶液的方法制备 FeCl3固体 【避错攻略】 (1)盐类的水解平衡的移动与其他平衡移动一样遵循勒夏特列原理。 (2)盐类水解易受温度、浓度、溶液的酸碱性等因素的影响，以FeCl3水解为例，当改变条件如升温、通入HCl气体、加H2O、加铁粉、加NaHCO3等时，应从平衡移动方向、pH的变化、水解程度、现象等方面归纳总结，加以分析掌握。 (3)当向NH4NO3溶液中通入NH3时，要考虑NH3·H2O 浓度的增大对NH水解产生抑制，同时NH的存在对NH3·H2O 的电离也产生抑制。不要错误地认为NH3·H2O电离产生OH－，与NH水解产生的H＋反应从而相互促进，因为NH、NH3·H2O是主要溶质，它们的存在对平衡产生影响，至于它们水解、电离产生的离子浓度很小，不予考虑，这就要求分析时抓住主要矛盾。 (4)稀溶液中，盐的浓度越小，水解程度越大，但由于溶液体积的增大是主要的，故水解产生的H＋或OH－的浓度是减小的，则溶液酸性(或碱性)越弱。 易错点07 不能正确理解Ksp及应用 【错因辨析】 (1)误认为沉淀溶解平衡右移，Ksp一定增大。Ksp与其他化学平衡常数一样，只与难溶电解质的性质和温度有关，而与沉淀的量和溶液中离子浓度的变化无关。 (2)误认为沉淀溶解平衡右移，溶解度一定变大。溶解度表示的是100 g溶剂中所能溶解溶质的质量，溶解度受温度和同离子效应的影响，若是加水使沉淀溶解平衡右移，溶解度不变。 (3)误认为只要Ksp越大，其溶解度就会越大。Ksp还与难溶电解质类型有关，只有同类型的难溶物的Ksp大小可用于比较其溶解度大小。 (4)误认为Ksp小的难溶电解质不能转化为Ksp大的难溶电解质，只能实现Ksp大的难溶电解质向Ksp小的难溶电解质转化。实际上当两种难溶电解质的Ksp相差不是很大时，通过调节某种离子的浓度，可实现由Ksp小的难溶电解质向Ksp大的难溶电解质转化。 【对点训练】 1．室温下，用过量0.5 mol·L-1 Na2CO3溶液浸泡CaSO4粉末，一段时间后过滤，向滤渣中加稀醋酸，产生气泡。[化学上通常认为当溶液中剩余的离子浓度小于1×10-5 mol·L-1时，沉淀就达完全。已知：Ksp(CaSO4)=5.0×10-5，Ksp(CaCO3)=3.0×10-9。]下列说法正确的是(　　)。 A．浸泡后CaSO4未完全转化为CaCO3 B．0.5 mol·L-1 Na2CO3溶液中存在：c(OH-)=c(H+)+c(HC)+c(H2CO3) C．反应CaSO4+CCaCO3+S正向进行，需满足>×104 D．过滤后所得清液中一定存在：c(Ca2+)= 且c(Ca2+)< 2．椰子蟹具有异常坚硬的甲壳，这归功于其摄入的椰子中的月桂酸(C11H23COOH)，月桂酸在蟹壳表面的角质层中形成难溶的月桂酸磷酸钙，存在如下平衡：Ca3PO4(OOCC11H23)3(s)3Ca2+(aq)+P (aq)+3C11H23COO-(aq)　Ksp=7.3×10-35。已知CaCO3的Ksp=2.8×10-9，≈0.52。下列说法不正确的是(　　) A．椰子蟹摄入月桂酸含量较高的椰肉有助于形成更加坚硬的甲壳 B．弱碱性的海水可以保护椰子蟹外壳，使其不易被腐蚀 C．将少量月桂酸磷酸钙投入适量1 mol·L-1碳酸钠溶液中，可实现其与碳酸钙的转化 D．海水中CO2的浓度升高，会腐蚀椰子蟹的外壳，使月桂酸磷酸钙的Ksp增大 【避错攻略】 (1)Ksp只受温度影响，与其他外界条件无关。绝大多数难溶电解质的溶解是吸热过程，升高温度，平衡向溶解方向移动，Ksp增大，但Ca(OH)2相反。 (2)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，平衡向溶解方向移动，但Ksp不变。 (3)当难溶电解质化学式所表示的组成中阴、阳离子个数比相同时，Ksp越小，则难溶电解质在水中的溶解能力就越弱；如果组成中阴、阳离子个数比不同，Ksp不能用于直接判断溶解能力的强弱。 (4)一般说来，溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现，但溶解度小的沉淀转化成溶解度稍大的沉淀在一定条件下也能实现。 (5)对于任何一种难溶物而言，是否可以生成沉淀，需要通过判断Q与Ksp的相对大小，只有当Q＞Ksp时才会生成沉淀。 (6)当难溶物的组成形式相同时，才可以根据Ksp的大小判断沉淀的生成顺序，Ksp小的先沉淀。 (7)当两种离子浓度相差很大的时候，滴入相同的离子，只要Q＞Ksp就能生成沉淀，所以Ksp大的也可能先生成沉淀。 易错点08 不能正确分析分布曲线 【错因辨析】 曲线误读：错误识别曲线对应的物种，尤其是当曲线密集时。 分布系数图像[说明：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] 一元弱酸(以CH3COOH为例) 二元酸(以草酸H2C2O4为例) δ0为CH3COOH分布系数，δ1为CH3COO－分布系数 δ0为H2C2O4分布系数、 δ1为HC2O分布系数、 δ2为C2O分布系数 随着pH增大，溶质分子浓度不断减小，离子浓度逐渐增大，酸根离子增多。根据分布系数可以书写一定pH时所发生反应的离子方程式 同一pH条件下可以存在多种溶质微粒。根据在一定pH的微粒分布系数和酸的分析浓度，就可以计算各成分在该pH时的平衡浓度 【对点训练】 1．(2025·天津卷，12)苹果酸是二元弱酸，以H2A表示，常用于制造药物、糖果等。25℃时，溶液中H2A、HA-和A2-的分布系数δ(x)随溶液pH变化如图。 例如：A2-的分布系数 该温度下，下列说法错误的是( ) A．曲线①是H2A的分布系数曲线 B．H2A的Ka1=10-3.46 C．反应H2A+A2-2HA-的平衡常数Ka=10-1.59 D．pH=6时，溶液中粒子浓度的大小关系为c(A2－)＞c(HA-)＞c(H2A) 2．(2026·陕晋青宁卷，14)二氧化碳、碳酸及其盐在自然界的迁移转化，是环境中碳循环的重要部分。常温下，H2CO3溶液中各含碳物种的分布系数δ与的变化关系如图 [比如：]，CaCO3的Ksp=10-8.48。将足量CaCO3(s)置于纯水中得到饱和溶液。下列说法正确的是( ) A．M点的pH为5.66 B．CaCO3(s)在纯水中的溶解度为10-4.24mol·L-1 C．该CaCO3饱和溶液中，c(Ca2+)＞c( HCO3-)＞c(CO32--) D．反应CaCO3(s)+H2CO3 Ca2++2HCO3-的平衡常数为10-4.50 【避错攻略】 “四步骤”突破多曲线图象题 (1)明确横、纵坐标的含义。一般情况下，横坐标为pH，纵坐标各组分浓度随pH的变化趋势。 (2)抓主关键点。重视起点、终点和交点对应的pH，特别要关注交点，交点处微粒浓度相同，可用此特殊关系计算电离常数或水解平衡常数。 (3)理解最高点和最低点对应的pH和各组分存在的pH范围。 (4)联系电离平衡、水解平衡的规律及电荷守恒、物料守恒的关系分析判断。 易错点09 不能正确分析对数图象 【错因辨析】 电荷守恒漏掉某些离子。对数计算失误，如lg10-3=-3误为3等。 【对点训练】 1．(2025·重庆卷，14)Cr(OH)3是两性氢氧化物，其沉淀分离的关键是控制溶液pH。25 ℃时，某溶液中c(Cr 3+)与c([Cr(OH)4]-)的总和为c。- lg c随pH的变化关系如图所示(忽略体积变化)。 已知：Cr(OH)3(s)Cr 3+(aq)+3OH-(aq) Ksp Cr(OH)3(s)+OH-(aq)[Cr(OH)4]- K=10-0.4 下列叙述正确是( ) A．由M点可以计算Ksp=10-30.2 B．Cr 3+恰好沉淀完全时pH为6.7 C．P点沉淀质量小于Q点沉淀质量 D．随pH增大先减小后增大 2．(2026·黑吉辽蒙卷，15)室温下，0.10mol·L-1醋酸铜(CuAc2，表示CH3COO-)溶液中CuAc2、CuAc+、Cu2+和HAc的pX-pH曲线如图。保持体系中Cu元素总物质的量、C元素总物质的量和溶液体积不变，忽略除氢氧化铜以外的其他含铜难溶物。下列说法错误的是( ) A．Ⅰ为CuAc+的变化曲线 B．室温下，K=10-2.60 C．室温下， D．点： 【避错攻略】 (1)对数图像的解题策略 ①先确定图像的类型是对数图像还是负对数图像 ②再弄清楚图像中横坐标和纵坐标的含义，是浓度对数还是比值对数 ③抓住图像中特殊点：如pH＝7，lg x＝0，交叉点 ④理清图像中曲线的变化趋势及含义，根据含义判断线上、线下的点所表示的意义 ⑤将图像中数据或曲线的变化与所学知识对接，作出选项的正误判断 (2)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 AG=lg H+与OH－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=—lg c(H+) H+浓度的常用负对数 　pH越大，c(H+)越小，溶液的碱性越强 pC=—lg c(C) C离子浓度的常用负对数 　pC越大，c(C)越小 —lg 生成物与反应物离子浓度比的常用负对数 —lg越大，反应向正反应方向进行的程度越小 易错点10 不能正确分析沉淀溶解图象 【错因辨析】 (1)离子积曲线(如BaSO₄溶解平衡)‌ 混淆曲线上方、下方和曲线本身的含义。曲线上方是过饱和溶液(有沉淀析出)，下方是不饱和溶液(无沉淀)，曲线上则是饱和状态(Q=Ksp)。 (2)阴、阳离子浓度～温度双曲线图‌ 忽略温度对溶解平衡的影响。多数沉淀溶解是吸热过程，升温平衡右移，溶解度增大(如AgCl)。 (3)沉淀滴定曲线 混淆滴定终点与沉淀完全生成的点。滴定终点是恰好完全沉淀(如Ag⁺+Cl⁻→AgCl↓)，此时c(Ag⁺)=c(Cl⁻)(若Ksp已知)。 不同温度下水溶液中c(H＋)与c(OH－)的变化曲线 常温下，CaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲线[Ksp＝9×10－6] ①A、C、B三点均为中性，温度依次升高，KW依次增大 ②D点为酸性溶液，E点为碱性溶液，KW＝1×10－14 ③AB直线的左上方均为碱性溶液，任意一点：c(H＋)＜c(OH－) ①a、c点在曲线上，a→c的变化为增大c(SO)，如加入Na2SO4固体，但Ksp不变 ②b点在曲线的上方，Qc＞Ksp，将会有沉淀生成 ③d点在曲线的下方，Qc＜Ksp，则为不饱和溶液，还能继续溶解CaSO4 【对点训练】 1．(2025·广西卷，14)常温下，用0.1000mol·L-1NaOH溶液以相同滴速分别滴定下列两种等体积溶液： I．硫酸酸化的0.02mol·L-1 FeSO4溶液 Ⅱ．盐酸酸化的0.02mol·L-1 FeCl3溶液 随滴定时间变化的滴定曲线如图。已知：Ksp[Fe(OH)2]=10－16.3，Ksp[Fe(OH)3]=10－38.6；溶液中某离子的浓度≤10-5mol·L-1时，可认为该离子沉淀完全。下列说法错误的是( ) A．d点水电离的c(H＋)＞10-12.5mol·L-1 B．Ⅱ中Fe3+恰好完全沉淀的点为f点 C．I中出现沉淀时的低于理论值，说明Fe2+被氧化 D．g点的c(Fe3+)大于i点的c(Fe3+) 2．(2026·云南卷，14)常温下，1 L水溶液中Cu2+和C2O42-的初始浓度分别为0.1mol·L-1和0.2mol·L-1，达到溶解平衡时(Ksp(CuC2O4)=10－9.35，pM与pH的关系如图()，M代表Cu2+、C2O42-、CuC2O4 (aq)和[Cu(C2O4)2]2-)。 已知：CuC2O4(s)CuC2O4 (aq) K1 Cu2+(aq)+C2O42-(aq)CuC2O4 (aq)，K2 Cu2+(aq)+2C2O42-(aq)[Cu(C2O4)2]2-(aq)，K3=108.5 下列说法正确的是( ) A．曲线Ⅰ是[Cu(C2O4)2]2-的变化曲线 B． CuC2O4 (aq)+C2O42-(aq)[Cu(C2O4)2]2-(aq)，K=102.34 C．溶液中， CuC2O4 (aq)的浓度为10-3.3mol·L-1 D．pH=4， 【避错攻略】 1．解沉淀溶解平衡图像题的三步骤 第一步：明确图像中纵、横坐标的含义 纵、横坐标通常是难溶物溶解后电离出的离子浓度。 第二步：理解图像中线上点、线外点的含义 (1)以氯化银为例，在该沉淀溶解平衡图像上，曲线上任意一点都达到了沉淀溶解平衡状态，此时Q=Ksp。在温度不变时，无论改变哪种离子的浓度，另一种离子的浓度只能在曲线上变化，不会出现在曲线以外。 (2)曲线上方区域的点均为过饱和溶液，此时Q>Ksp。 (3)曲线下方区域的点均为不饱和溶液，此时Q<Ksp。 第三步：抓住Ksp的特点，结合选项分析判断 (1)溶液在恒温蒸发时，离子浓度的变化分两种情况。 ①原溶液不饱和时，离子浓度都增大； ②原溶液饱和时，离子浓度都不变。 (2)溶度积常数只是温度的函数，与溶液中溶质的离子浓度无关，在同一曲线上的点，溶度积常数相同。 易错点11 不能正确分析离子配位平衡图象 【错因辨析】 质量守恒未考虑所有含L的物种；平衡常数混淆：将形成常数与解离常数混淆；逐级常数与总常数使用错误。 【对点训练】 1．(2026·河南卷，14，3分)常温下，向1.00L0.101mol·L-1Na2H2Y溶液中加入1.00×10-3molBaSO4固体，并调节溶液的(忽略溶液体积变化)。已知Ba2+与Y4-可生成配离子[BaY]2-，Ba2++Y4-[BaY]2-的K=107.80，Ksp(BaSO4)=1.0×10－10。lgR与pH的变化关系如图所示，代表、或，其中，。 下列说法正确的是( ) A．pH = 7.00 时，c(H2Y2-)＞c(HY3-) B．M点的纵坐标为-4.10 C．pH = 6.50时，BaSO4完全溶解 D．H3Y- +H2O H2Y2-+OH- 的Kh=10-5.79 2．(2026·湖北卷，15，3分)某溶液含有初始浓度为2.5×10-3mol·L-1Zn2+和5.0×10-3mol·L-1配体酸HL。溶液中的部分物种分布系数随变化如图所示，除了Zn2+、ZnL2外不考虑其他含Zn物种。已知25℃ 时，HL电离常数的，。下列说法错误的是( ) A．pH=2.10时，溶液中有ZnL2生成 B．pH=3.25时， C．Zn2++2L-ZnL2平衡常数的lgK=17.34 D．c点对应的溶液中， 【避错攻略】 (1)明确金属离子、配体、可能涉及的酸碱反应，理解分布系数定义； (2)识别每条曲线代表的物种(注意图例或上下文提示)； (3)从分布曲线中提取关键信息(交点、极值点、趋势)，图中出现的交点对应物种浓度相等，极值点对应物种分布系数最大，用于计算平衡常数。 学科网(北京)股份有限公司1 / 10 学科网（北京）股份有限公司 $