第三章 水溶液中的离子反应与平衡（复习讲义）化学人教版选择性必修1

该高中化学讲义通过表格对比四大平衡常数及三类平衡的影响因素，结合稀释曲线、滴定曲线等图像工具，系统呈现弱电解质电离、离子浓度比较等核心知识，突出“四大平衡概念”“三大守恒关系”等重难点的内在联系。 讲义亮点在于“三角度法”判断酸强弱、“四步骤”突破离子平衡图像等方法指导，结合弱电解质判断例题、中和滴定误差分析等题型，培养科学思维与探究能力。基础达标与能力进阶分层练习满足不同学生需求，助力教师实施精准教学。

第三章 水溶液中的离子反应与平衡 复习要点 1.掌握弱电解质电离平衡、水的电离、盐类水解、沉淀溶解平衡四大核心概念； 2.理解离子浓度大小比较的三大守恒关系（电荷/物料/质子守恒）； 3.能分析温度、浓度等条件对平衡移动的影响； 4.运用平衡常数（Kw/Ka/Ksp）进行定量计算； 5.解决工农业生产中的pH调控实际问题（如珊瑚礁保护）。 复习重难点 重点：水溶液中的四类离子平衡及其应用。 难点：水溶液中的离子浓度的大小和粒子的守恒关系。 要点 “三角度”法突破酸HA强弱的判断 1.根据弱电解质的定义判断：弱电解质 完全电离 （1）配制一定物质的量浓度的HA溶液(如0. 1 mol·L-1),测其pH,若pH>1,则说明HA是 酸,若pH=1,则说明HA是 酸。 （2）与同浓度盐酸比较导电性，更弱的为 酸。 （3）与同浓度的盐酸比较和锌反应的快慢，更慢的为 酸。 2.根据弱电解质溶液中存在电离平衡判断：条件改变，平衡移动 （1）从一定pH的HA溶液稀释前后pH的变化判断，如①向HA溶液中加水稀释100倍后,溶液pH增大值 2的是弱酸,pH增大值 2的是强酸。 （2）从升高温度后pH的变化判断，变化大为 酸。 （3）从等体积、等pH的HA溶液和盐酸分别与过量的锌反应生成H2的量判断，量多的为 酸。 （4）向HA溶液中加入NaA晶体,溶液pH增大的是弱酸,pH不变的是 酸。 3.根据弱电解质形成的盐类能水解判断：如溶液变为浅红色可用下面两个现象判断CH3COOH为 酸。 （1）配制某浓度的醋酸钠溶液，向弱电解质形成的一其中加入几滴酚酞溶液。现象：溶液变为 色； （2）用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在pH试纸上，测其pH。现象：试纸显示pH>7。 要点速测易错提醒 判断 HA 是强酸还是弱酸，不能只看溶液 pH、导电性，需警惕常见误区。 ①pH=1的HA溶液，不一定是强酸，弱酸高浓度也可 pH=1；pH相同的HA与HCl，HA浓度更大。 ②导电性强弱只看离子浓度，与酸强弱无必然关系，极稀强酸导电性可弱于浓弱酸。 ③中和碱的能力只由酸的物质的量决定，与电离程度无关，等物质的量浓度强酸、弱酸中和 NaOH能力相等。 ④测盐溶液pH：NaA溶液呈碱性，说明HA为弱酸；若NaA溶液 pH=7，HA不一定是强酸，要排除水解程度极弱情况。 ⑤稀释规律：稀释相同倍数，弱酸pH变化小于强酸；只有无限稀释，二者pH才趋近7，不能忽略水的电离。 1.下列事实中，能证实一元酸HR是弱电解质的是 A．HR溶液和KCl溶液不发生反应 B．能与水以任意比例互溶 C．0.1 mol·L-1的HR溶液中c(R-)=0.01mol·L-1 D．HR属于共价化合物 2.下列事实中可以证明是弱电解质的是 A．能使紫色石蕊试液先变红后褪色 B．常温下，溶液 C．易溶于水，可以在水中电离出和 D．可以与溶液反应生成 要点 “中和滴定”考点归纳 1.“考”实验仪器 酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹(带铁架台)、锥形瓶。其中常考的是滴定管，如正确选择滴定管(包括量程)，滴定管的检漏、洗涤和润洗，滴定管的正确读数方法等。 2.“考”操作步骤 ①滴定前的准备；查漏、洗涤、润洗、充液(赶气泡)、调液面、读数；②滴定：移液、滴加指示剂、滴定至终点、读数；③计算。 3.“考”指示剂的选择 ①强酸强碱相互滴定，可选用甲基橙或酚酞；②若反应生成的强酸弱碱盐溶液呈酸性，则选用酸性变色范围的指示剂(甲基橙)，若反应生成强碱弱酸盐，溶液呈碱性，则选用碱性变色范围的指示剂(酚酞)；③石蕊溶液因颜色变化不明显，且变色范围过宽，一般不作指示剂。学&科网 4.“考”误差分析 写出计算式，分析操作对V标的影响，由计算式得出对最终测定结果的影响，切忌死记硬背结论。此外对读数视线问题要学会画图分析。 5.“考”数据处理 正确“取舍”数据，计算“平均”体积，根据反应式确定标准液与待测液浓度和体积的关系，从而列出公式进行计算。 要点速测特别提醒 1.中和滴定核心考点：仪器选用、滴定操作、指示剂选择、误差分析、计算。 2.酸式滴定管盛放酸性、强氧化性溶液，碱式滴定管盛放碱性溶液，不可混用。 3.指示剂一般选酚酞、甲基橙，不选石蕊，滴定终点为颜色突变且半分钟不恢复原色，并非 pH=7。 4.读数视线要与凹液面最低处相平，注意滴定管 “0” 刻度在上。 5.误差分析紧盯标准液消耗体积，所有误差最终归到 V (标) 变化。锥形瓶只用待测液润洗会使结果偏高，残留蒸馏水不影响测定结果。滴定管未润洗、尖嘴有气泡、滴定后挂液均会带来误差；滴定终点不能滴至溶液长时间变色。 6.计算依据：c待・V待 = c标・V标。 1．用草酸溶液滴定未知浓度的溶液。下列实验操作规范的是 A．配制草酸溶液 B．润洗滴定管 C．滴定 D．读数 2．化学需氧量(COD)是衡量水体中有机物污染程度的指标之一，以水样消耗氧化剂的量折算成消耗的量(单位为)来表示。碱性不与反应，可用于测定含Cl⁻水样的COD，流程如图。 下列说法错误的是 A．Ⅱ中发生的反应有 B．Ⅱ中避光、加盖可抑制被氧化及的挥发 C．Ⅲ中消耗的越多，水样的COD值越高 D．若Ⅰ中为酸性条件，测得含水样的COD值偏高 要点 正确理解反应条件对三类平衡的影响 平衡类别 电离平衡(如CH3COOHCH3COO-+H+) 水解平衡(如CH3COO-+H2O CH3COOH+OH-) 沉淀溶解平衡[如AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq)] 研究对象 弱电解质(包括弱酸、弱碱、水、多元弱酸的酸式酸根等) 盐溶液(包括强酸弱碱盐、弱酸强碱盐、弱酸弱碱盐) 难溶电解质(如难溶的酸、碱、盐等) 平衡常数 Ka= Kh= Ksp(AgCl)=c(Ag+)·c(Cl-) 升高 温度 促进电离,离子浓度增大,Ka增大 促进水解,Kh增大 Ksp可能增大,也可能减小 加水 稀释 促进电离,离子浓度(除OH-外)减小,Ka不变 促进水解,离子浓度(除H+外)减小,Kh不变 促进溶解,Ksp不变 加入 相应离子 加入CH3COONa固体或盐酸,抑制电离,Ka不变 加入CH3COOH或NaOH,抑制水解,Kh不变 加入AgNO3溶液或NaCl溶液抑制溶解,Ksp不变 加入反应 的离子 加入NaOH,促进电离,Ka不变 加入盐酸,促进水解,Kh不变 加入氨水,促进溶解,Ksp不变 要点速测教材延伸 三类平衡包含化学平衡、电离平衡、水解平衡，均遵循勒夏特列原理，注意原理只“减弱改变”而非消除改变。 （1）升温，三类平衡均向吸热方向移动；电离、水解多为吸热，升温促进电离、水解。 （2）浓度改变：增大溶质浓度，弱电解质电离、盐的水解电离、水解程度减小，不可误认为浓度越大程度越大。 （3）压强只影响有气体参与的化学平衡，对电离、水解平衡几乎无影响。 （4）加水稀释，三类平衡正向移动，但离子浓度不一定增大。催化剂仅改变反应速率，不改变平衡移动与平衡常数。 （5）平衡常数只与温度有关，浓度、压强不改变 K 值，做题切忌把速率变化直接等同于平衡移动。。 1．配制FeCl3溶液时，将FeCl3固体溶解在较浓的盐酸中，再加水稀释。下列说法正确的是 A．FeCl3溶液显黄色， 没有 Fe(OH)3存在 B．稀释过程中 FeCl3水解程度增大，c(H⁺)增大 C．FeCl3溶液中存在 D．较浓氢氧化钠可有效抑制Fe³⁺水解 2.牙齿表面的釉质保护层主要成分为羟基磷灰石[Ca5(PO4)3OH]，羟基磷灰石的溶解平衡为Ca5(PO4)3OH(s)5Ca2+(aq)+3(aq)+OH-(aq)  Ksp=6.8×10-37。下列说法错误的是 A．由上述平衡可知，多补钙有利于保护牙齿 B．含糖量较高的食物在口腔中分解会产生有机酸，易造成龋齿 C．增大OH-浓度，上述平衡向羟塞磷灰石生成的方向移动，K减小 D．使用含氟牙膏能预防龋齿，是因为氟离子能够使Ca5(PO4)3OH(s)转化为更难溶的Ca5(PO4)3F(s)(Ksp=2.8×10-61) 要点 四大平衡常数对比与应用 电离常数(Ka、Kb) 水的离子积常数(Kw) 难溶电解质的溶度积常数(Ksp) 盐类的水解常数(Kh) 适用体系 弱酸或弱碱溶液 任意水溶液 难溶电解质 弱离子的盐溶液 定义 在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的浓度的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离常数 一定温度下，水或稀的水溶液中c(OH-)与c(H+)的乘积为一个常数 在一定温度下，在难溶电解质的饱和溶液中，各离子浓度幂之积是一个常数 在一定温度下，当盐类水解反应达到化学平衡时，生成 物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数，这个常数称为电离盐类水解平衡常数 表达式 （1）对于一元弱酸HA:HAH++A-，电离常数Ka= （2）对于一元弱碱BOH：BOHB＋＋OH－，电离常数Kb＝ Kw＝c(H＋)·c(OH－) AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq) Ksp(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－) CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－ Kh＝ 影响因素 只与温度有关，温度升高K值增大 只与温度有关，温度升高Kw值增大 只与难溶电解质的性质和温度有关 只与温度有关，温度升高Kh值增大 应用 （1）判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，相同温度下，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。 （2）判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律，如25 ℃时，Ka(HCOOH)＝1.77×10－4 mol·L－1，Ka(HCN)＝4.9×10－10 mol·L－1，故知HCOOH＋NaCN===HCN＋HCOONa。 （3）利用电离常数可近似计算出弱酸、弱碱溶液中c平(H＋)或c平(OH－)(忽略水的电离)，当c/K≥500时，c平(H＋)或c平(OH－)=。 （1）计算溶液的c(OH-)或c(H+) （2）计算溶液中水电离出的c(OH-)或c(H+) （3）比较水的电离程度的大小 1.判断在一定条件下沉淀能否生成或溶解 （1）Qc>Ksp：溶液过饱和，有沉淀析出 （2）Qc＝Ksp：溶液饱和，处于平衡状态 （3）Qc<Ksp：溶液未饱和，无沉淀析出 2.判断难溶电解质之间的相互转化 （1）计算盐溶液的pH （2）判断盐溶液的酸碱性 （3）比较盐溶液中粒子浓度的大小 相关规律 （1）Qc与K的关系:二者表达式相同,若Qc<K,平衡正向移动;若Qc=K,平衡不移动;若Qc>K,平衡逆向移动。 （2）平衡常数都只与温度有关,温度不变,平衡常数不变。 （3）Ka(或Kb)、Kh、KW三者的关系式为Kh=(或Kh=)。 要点速测特别提醒 1.四大平衡常数：化学平衡常数K、电离常数Ka(或Kb)、水解常数Kh、溶度积Ksp，均只与温度有关，与浓度、压强无关。 2.存在定量关系：Kh=(或Kh=)；沉淀转化可利用Ksp判断，但Ksp小的物质不一定更难溶，需物质组成类型相同才可直接比较。 3.注意：K表达式中，固体、纯液体不写入；稀溶液中水浓度视作常数。 4.利用常数大小可判断反应方向、酸碱性强弱、沉淀能否生成。 5.易错：温度改变，常数不一定增大，吸热反应升温常数增大，放热反应升温常数减小；不能直接用Ksp大小比较不同构型难溶物溶解度。 1．下列有关化学平衡常数K、电离平衡常数Ka、水的离子积常数Kw的说法中错误的是 A．各常数的大小与温度有关 B．各常数的大小说明平衡体系正反应的程度大小 C．若温度升高则各常数一定增大 D．各常数越大反应物平衡转化率越大 2．下列有关化学平衡常数K、电离平衡常数Ka、水的离子积常数Kw的说法中错误的是 A．各常数的大小与温度有关 B．各常数的大小说明平衡体系正反应的程度大小 C．若温度升高则各常数一定增大 D．化学平衡常数越大反应物平衡转化率越大 难点 水溶液中离子平衡的图像分析 常以酸碱中和反应和电离平衡、沉淀溶解平衡建立过程中离子浓度变化曲线、pH变化曲线等为设计背景。主要命题点有电解质电离方程式的书写、水电离程度的比较、离子浓度的等量关系、离子浓度大小的比较、电离常数的计算、pH的计算及溶度积的计算等,侧重考查考生分析问题的能力。 （一）一强一弱溶液稀释的图像 1.相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸 加水稀释到相同的体积,醋酸的pH大 加水稀释到相同的pH,盐酸加入的水多 2.相同体积、相同pH的盐酸、醋酸 加水稀释到相同的体积,盐酸的pH大 加水稀释到相同的pH,醋酸加入的水多 3.pH与稀释后溶液体积变化的线性关系(Va、Vb为稀释前的体积,V为稀释后的体积) （1）HY为强酸、HX为弱酸 （2）a、b两点的溶液中:c(X-)=c(Y-) （3）水的电离程度:d>c>a=b （1）MOH为强碱、ROH为弱碱 （2）c(ROH)>c(MOH) （3）水的电离程度:a>b （二）KW和Ksp图像 1.曲线型 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] （1）A、C、B三点均为中性,温度依次升高,KW依次增大 （2）D点为酸性溶液,E点为碱性溶液,KW=1×10-14 （3）AB直线的左上方均为碱性溶液,任意一点都有c(H+)<c(OH-) （1）a、c点在曲线上,a→c的变化为增大c(S),如加入Na2SO4固体,但Ksp不变 （2）b点在曲线的上方,Qc>Ksp,将会有沉淀生成 （3）d点在曲线的下方,Qc<Ksp,则为不饱和溶液,还能继续溶解CaSO4 2.直线型(pM-pR曲线) pM为阳离子浓度的负对数,pR为阴离子浓度的负对数 ①直线AB上的点:c(M2+)=c(R2-)。 ②溶度积:CaSO4>CaCO3>MnCO3。 ③X点对CaSO4要析出沉淀,对CaCO3是不饱和溶液,能继续溶解CaCO3。 ④Y点:c(S)>c(Ca2+),二者的浓度积等于10-5;Z点:c(C)<c(Mn2+),二者的浓度积等于10-10.6。 （三）分布分数图及分析[分布曲线是指以pH为横坐标、分布分数(即组分的平衡浓度占总浓度的分数)为纵坐标的关系曲线] 一元弱酸(以CH3COOH为例) 二元酸(以草酸H2C2O4为例) 注:pKa为电离常数的负对数 δ0为CH3COOH分布分数,δ1为CH3COO-分布分数 δ0为H2C2O4分布分数、δ1为HC2分布分数、δ2为C2分布分数 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。根据分布分数可以书写一定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的微粒分布分数和酸的分析浓度(平衡时各微粒的浓度之和),就可以计算各微粒在该pH时的平衡浓度 （四）酸碱中和滴定曲线 氢氧化钠滴定等浓度等体积的盐酸、醋酸的滴定曲线 盐酸滴定等浓度等体积的氢氧化钠溶液、氨水的滴定曲线 曲线起点不同。强碱滴定强酸、弱酸的曲线,强酸起点低;强酸滴定强碱、弱碱的曲线,强碱起点高 突跃点变化范围不同。强碱与强酸反应的突跃点变化范围大于强碱与弱酸反应(强酸与弱碱反应) 室温下pH=7不一定是终点。强碱与强酸反应时,终点是pH=7;强碱与弱酸反应终点是pH>7,强酸与弱碱反应终点是pH<7 （五）“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。 特别提醒 1.离子平衡图像常见pH-体积、浓度对数、分布系数图，解题核心抓关键点、交点、特殊pH。 2.看清横纵坐标含义，谨防对数、负对数(pC)概念混淆，纵坐标是离子浓度还是浓度对数极易看错。交点常代表两离子浓度相等，可据此计算Ka、Kh。分布系数图中，曲线交点对应两种微粒占比相同。 3.注意：不要把pH=7当作恰好中和点，中和点看溶质，中性点看c(H+)=c(OH-)。 4.离子浓度大小比较要结合电荷守恒、物料守恒。 5.曲线变化要区分平衡移动与稀释效应；切勿仅凭图像趋势直接判断酸的强弱，必须结合交点数据计算验证，忽略水的电离会造成计算错误。 难点精练 1．向含和的溶液中逐滴加入的溶液，沉淀的质量与加入溶液的体积关系如图所示，已知。下列说法正确的是 A．原溶液中和的物质的量浓度相等 B．该实验不能证明的比的小 C．水的电离程度： D．若向悬浊液中加入溶液，一定会有生成 2．常温下，的沉淀溶解曲线如图所示。已知：(的溶解度小于，代表或）。下列叙述正确的是 A．曲线Ⅰ代表 与 关系 B．常温下，的数量级为 C．M点对应的溶液可能是的过饱和溶液 D．的平衡常数 难点 水溶液中粒子浓度大小比较 1．同一溶液中，不同粒子浓度大小比较的方法 （1）正盐溶液：基本遵循c(不水解离子)>c(水解离子)>c(显性离子)，当水解离子浓度是不水解离子浓度的数倍时，顺序提前。例如在浓度为c mol·L－1的醋酸钠溶液中，有c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)；在浓度为c mol·L－1的硫酸铵溶液中，有c(NH)>c(SO)>c(H＋)>c(OH－)。 （2）酸式盐溶液：对于电离为主的，如NaHSO3，遵循c(自身)>c(电离产物)>c(水解产物)，即c(Na＋)>c(HSO)>c(H＋)>c(SO)>c(OH－)>c(H2SO3)；对于水解为主的，如NaHCO3，遵循c(自身)>c(水解产物)>c(电离产物)，即c(Na＋)>c(HCO)>c(OH－)>c(H2CO3)>c(H＋)>c(CO)。 （3）缓冲溶液：例如0.2 mol·L－1氨水与0.2 mol·L－1氯化铵溶液等体积混合后，溶液以电离为主，显碱性(常见物质中除了氢氰酸和氰化物，都以电离为主)，所以氢氧根离子浓度大于氢离子浓度，再根据电荷守恒可知，铵根离子浓度大于氯离子浓度，即c(NH)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)。 2．弱酸弱碱盐溶液的酸碱性 弱酸弱碱盐双水解，其溶液的酸碱性取决于弱酸和弱碱的相对强弱。当Ka＝Kb时，溶液显中性，如CH3COONH4；当Ka>Kb时，溶液显酸性，如HCOONH4；当Ka<Kb时，溶液显碱性，如NH4HCO3。 3．溶液中的“三大守恒” （1）电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带的正电荷总数与所有阴离子所带的负电荷总数相等。如在Na2CO3溶液中存在着Na＋、CO、H＋、OH－、HCO，它们存在如下关系：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(HCO)＋c(OH－)。 （2）物料守恒：电解质溶液中，由于某些离子能水解或电离，离子种类增多，但某些关键性的原子总是守恒的。 c(Na＋)＝2[c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3)] （3）质子守恒：指在电离或水解过程中，会发生质子(H＋)转移，但在质子转移过程中其数量保持不变，如在Na2CO3溶液中： 所以c(OH－)＝c(HCO)＋2c(H2CO3)＋c(H3O＋) 4．三个规律 （1）一般而言，等浓度的弱酸与弱酸盐混合，电离程度大于水解程度，溶液呈酸性；HCN、NaCN混合液除外，它们的溶液呈碱性，水解程度大于电离程度。 （2）对于存在电离和水解过程的NaHA溶液，若溶液呈酸性，则电离程度大于水解程度，则c(A2－)＞c(H2A)；若溶液呈碱性，则电离程度小于水解程度，则c(H2A)＞c(A2－)。 （3）仅含4种离子的溶液，可以根据溶液的电中性判断离子浓度大小。如： a．CH3COOH和NaOH等物质的量混合时溶液显碱性，故c(OH－)＞c(H＋)，则c(Na＋)＞c(CH3COO－)； b．NH3·H2O与HCl等物质的量混合时溶液显酸性，故c(H＋)＞c(OH－)，则c(Cl－)＞c(NH)。 5.比较溶液中粒子浓度大小的思维模型 特别提醒 1.粒子浓度比较以三大守恒为工具：电荷守恒、物料守恒、质子守恒。 2.单一溶液分清主次，弱酸、弱碱以电离为主；可水解盐溶液，水解程度微弱，水解产物浓度远小于主溶质离子。 3.混合溶液先判断反应后溶质，再看电离与水解的相对强弱，如等浓度CH3COOH与CH3COONa，醋酸电离大于醋酸根水解，溶液呈酸性。 4.注意： （1）质子守恒可由电荷、物料守恒联立推导，不要盲目硬写。 （2）中性溶液中c(H+)=c(OH-)，但盐不一定不水解。 （3）切勿忽略水的电离，溶液一定同时存在H+、OH-。 （4）判断顺序时，先看溶质，再判电离、水解谁占主导，再结合守恒式验证，避免只凭酸碱性直接下结论。 难点精练 1.常温下，下列溶液中离子浓度关系式正确的是 A．溶液中： B．pH=7的醋酸和醋酸钠混合液中： C．溶液中： D．NaI溶液中： 2.谷氨酸(  ，用表示)在生物体内的蛋白质代谢过程中占重要地位，在水溶液中有4种分布形式(、、和)。常温下，用溶液滴定溶液。下列叙述正确的是 A．溶液中， B．当时，时，则的 C．当时， D．当时， 考点 弱电解质的判断方法 ▌例1 （25-26高二上·新疆巴州·期中）下列事实能说明是弱电解质的是 ①与水能以任意比互溶；②溶液能导电；③稀溶液中存在分子；④常温下，0.1mol·L-1HX溶液的pH比0.1mol·L-1盐酸的pH大；⑤溶液能和碳酸钙反应放出；⑥0.1mol·L-1HX溶液升温pH减小；⑦大小相同的铁片与等物质的量浓度的盐酸和溶液反应，开始溶液产生的速率慢；⑧pH=a的HX溶液稀释10倍后 pH=a+1 A．②⑥⑦⑧ B．③④⑥⑧ C．③④⑥⑦ D．①② ▌迁移练1-1 （25-26高二上·天津滨海新区·期中）下列事实可证明是弱酸的是 A．溶液与碳酸钙反应，缓慢放出二氧化碳 B．溶液可以导电 C．等体积、等的盐酸和溶液，稀释相同倍数后，盐酸溶液的更大 D．完全中和溶液需要溶液 ▌迁移练1-2 （25-26高二上·福建·期中）下列事实能证明醋酸是弱电解质的是 ①醋酸溶液 ②醋酸能与水任意比例互溶 ③10 mL 的醋酸溶液恰好与10 mL 的NaOH溶液完全反应 ④相同条件下，醋酸导电性比盐酸弱 ⑤醋酸与碳酸钠反应放出CO2 A．①④ B．①⑤ C．②④ D．①④⑤ 考点 四大平衡常数的关系与应用 ▌例2 （25-26高二上·河南·期末）、、、分别表示电离常数、水的离子积常数、水解常数、溶度积常数，下列判断错误的是 A．已知时，和砖红色沉淀的分别为和，则用标准溶液滴定时，可采用为指示剂 B．的溶液任何温度下均为中性 C．室温下，的电离度一定比的大 D．某温度下，一元弱酸的越小，则的越大 ▌迁移练2-1 （25-26高二上·河北保定·期末）25℃时，下列有关的溶液的说法错误的是已知：表示水解常数，表示碱的电离常数，表示水的离子积常数。 A． B． C．该溶液的 D．离子浓度大小关系： ▌迁移练2-2 （25-26高二上·广东东莞·期中）下列关于化学平衡常数K，电离平衡常数Ka或Kb，水的离子积常数Kw的叙述中正确的是 A．它们都能反映一定条件下对应变化进行的程度 B．它们的大小都随温度的升高而减小 C．常温下，CH3COOH在水中的Ka大于在饱和CH3COONa溶液中的K D．若改变条件使以上平衡正向移动，则达到新的平衡时的相应的平衡常数一定增大 考点 水溶液中离子平衡图像的种类及分析 ▌例3 （25-26高二上·广东东莞·期中）常温下，向溶液中逐滴加入0.1mol/L的NaOH溶液，滴入溶液的体积与溶液的变化关系如图所示。下列说法不正确的是 A．点时 B．反应过程中的值不断增大 C．c点时， D．b点时， ▌迁移练3-1 （25-26高二上·江西·期中）室温下，向乙二胺[H2N(CH2)2NH2]溶液中滴加盐酸，溶液中H2N(CH2)2NH2、、[H3N(CH2)2NH3]2+的分布分数δ(该组分的物质的量占已电离和未电离乙二胺总物质的量的百分数)随pOH[=-lgc(OH-)]变化的关系如图所示，H2N(CH2)2NH2的一级、二级电离常数分别为Kb1和Kb2。 下列说法不正确的是 A．曲线Ⅰ代表[H3N(CH2)2NH3]2+的分布分数 B．H2N(CH2)2NH2的一级电离方程式为：H2N(CH2)2NH2+H2O+OH- C．室温下， D．a点溶液中，c(Cl-)＞3c{[(H3N(CH2)2NH3]2+} ▌迁移练3-2 （25-26高二上·广东清远·期中）在T℃时，Ag2CrO4(橘红色)在水溶液中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。已知该温度下AgCl的Ksp=1.8×10-10。下列说法正确的是 A．T℃时，Ag2CrO4的Ksp为1×10-8 B．T℃时，Y点和Z点时Ag2CrO4的Ksp不相等 C．T℃时，X点的溶液体系处于过饱和状态，会产生橘红色沉淀 D．T℃时，将0.01 mol∙L-1AgNO3溶液滴入20 mL 0.01 mol∙L-1KCl和0.01 mol∙L-1 K2CrO4的混合溶液中，先沉淀 考点 中和滴定原理及原理的应用 ▌例4 （25-26高二上·广东东莞·期中）某同学配制的NaOH标准溶液并用其来滴定未知浓度的盐酸。下列实验操作正确的是 A．图甲：用托盘天平称取0.4 g NaOH固体来配制标准溶液。 B．图乙：检漏并洗净后，用标准液润洗滴定管2～3次。 C．图丙：排气泡后，准确读出液体对应刻度并记录。 D．图丁：滴定时眼睛密切关注滴定管的液面变化。 ▌迁移练4-1 （25-26高二上·河北衡水·期中）某同学用0.1000mol·L-1盐酸标准溶液测定某烧碱溶液的浓度，4组实验数据如表所示。下列说法正确的是 实验编号 烧碱待测液体积V/mL 盐酸标准液体积(消耗)V/mL 1 25.00 18.05 2 25.00 18.00 3 25.00 17.95 4 25.00 18.95 A．记录滴定管某时刻液面位置如图所示，则此时的读数为18.20mL B．选用酚酞作指示剂，滴定终点的现象为溶液由无色变红色 C．根据表中盐酸标准液的4组数据的平均值可计算烧碱溶液浓度 D．未用盐酸标准溶液润洗滴定管会导致测定结果偏高 ▌迁移练4-2 （25-26高二上·甘肃白银·期中）电位滴定法是根据滴定过程中指示电极电位的变化来确定滴定终点的一种分析方法。已知：亚磷酸的分级电离常数全部数据为，。常温下，利用盐酸滴定某溶液中Na2HPO3的含量，下列说法错误的是 A．此滴定操作中可以不使用指示剂指示滴定终点 B．Na2HPO3属正盐，溶液显碱性；NaH2PO3属酸式盐，溶液显酸性 C．滴定至第一化学计量点时，对应溶液中存在关系：c(Na+)=c()+c()+c(H3PO3) D．滴定至第二化学计量点时，对应的溶液中存在：c(Cl-)=c(Na+)>c(H+)>c(OH-) 考点 水溶液中微粒浓度大小比较 ▌例5 （25-26高二上·吉林松原·期中）常温下，下列有关电解质溶液的叙述正确的是 A．在0.1mol/L H3PO4溶液中 B．在0.1mol/L Na2C2O4溶液中 C．氨水和NH4Cl溶液混合，形成pH=9的溶液中 D．在0.1mol/L NaHCO3溶液中 ▌迁移练5-1 （25-26高二上·安徽合肥·期末）下列溶液中各微粒的浓度关系不正确的是 A．溶液中： B．常温下的醋酸与的烧碱溶液等体积混合： C．溶液中： D．溶有等物质的量的溶液中： ▌迁移练5-2 （25-26高二上·陕西商洛·期末）一定温度下，下列溶液的离子浓度关系式正确的是 A．溶液中： B．溶液中： C．溶液中： D．pH相同的①、②NaOH、③NaClO三种溶液的的大小：③①② 基础达标 1.（25-26高二上·重庆·期末）下列溶液一定显碱性的是 A．的溶液 B．含有的溶液 C．的溶液 D．醋酸盐的溶液 2.（25-26高二上·广西玉林·阶段检测）如图表示水中和的关系，下列判断正确的是 A．B点溶液pH=6，显酸性 B．若处在B点时，将pH=2的醋酸与pH=10的KOH溶液等体积混合，所得溶液呈酸性 C．大小关系： D．温度下，加入可能引起由A向E的变化 3．（25-26高二上·陕西榆林·期中）某温度下的水溶液中，，。与的关系如图所示，下列说法错误的是 A．该温度低于 B．该温度下水的离子积 C．该温度下溶液的 D．向点溶液中加入适量溶液，可实现点向点移动 4．（25-26高二上·甘肃白银·期中）亚磷酸(H3PO3)是二元弱酸。常温下，以酚酞为指示剂，用NaOH溶液滴定亚磷酸溶液，该体系中溶液的pH与离子浓度变化的关系如图所示。下列说法错误的是 A．曲线Ⅱ表示pH与lg[c(HPO)/c(H2PO)]的关系 B．H3PO3的第二步电离常数Ka2的数量级为10-⁷ C．当pH=7时，c(Na+)=c(H2PO)+2c(HPO) D．当滴定达到终点时，溶液中存在c(Na+)>c(HPO)>c(OH-)>c(H+) 6．（25-26高二上·陕西榆林·期中）在常温下，牛奶的pH=6.5，其中的为 A． B． C． D． 5．（25-26高二上·吉林松原·期中）下列说法不正确的是 A．pH>7的溶液不一定呈碱性 B．氨水和盐酸反应后的溶液，若溶液呈中性，则c(Cl-) = c() C．中和pH和体积均相等的氨水、NaOH溶液，所需HCl的物质的量相同 D．相同温度下，pH相等的盐酸、CH3COOH溶液中，c(OH-)相等 7．（25-26高二上·福建·期中）羟胺(NH2OH)稀溶液中(NH2OH)的电离方程式为，设NH2OH的电离平衡常数为K。下列说法正确的是 A．常温下，加入少量NaOH固体，平衡向左移动，K减小 B．常温下，加入少量NH2OH(s)，平衡向右移动，NH2OH的电离度增大 C．常温下，加少量水稀释，溶液中所有离子浓度都减小 D．常温下，加少量水稀释，电离度增大，增大 8．（25-26高二上·甘肃白银·期中）下列实验操作能够达到目的的是 A．测定某酸溶液的pH是否为2，判断该酸是否为强酸 B．向稀FeCl3溶液中滴入几滴浓硫酸，观察溶液颜色变化，探究c(H+)对水解的影响 C．向AgNO3溶液中先滴入几滴NaCl溶液，再滴入几滴KI溶液，观察沉淀颜色变化，比较Ksp(AgCl)和Ksp(AgI)的大小 D．向含有酚酞的Na2CO3溶液中加入少量BaCl2固体，溶液红色变浅，证明溶液中存在水解平衡 9．（25-26高二上·广东广州·期中）25℃时，下列事实中不能说明HA为弱酸的是 A．0.1mol/L的HA溶液，pH=3 B．pH=2的HA溶液稀释至100倍，pH约为3.1 C．在0.1mol/LHA溶液中滴入紫色石蕊，试液呈红色 D．相同锌粒分别置于等浓度的盐酸和HA溶液中，HA反应慢 10．（25-26高二上·重庆·期末）一定温度下，冰醋酸稀释过程中溶液的导电能力变化如下图所示。下列对a、b、c三点溶液的说法正确的是 A．： B．电离程度： C．： D．在b点溶液中加入NaOH固体，减小 11．（25-26高二上·重庆·期末）硫酸亚铁铵是重要的化工原料。的溶液中，下列有关说法错误的是 A．该溶液呈酸性 B． C． D． 12．（25-26高二上·贵州毕节·期末）下列实验操作正确的是 A．用图1装置进行溶液滴定未知浓度的KI溶液实验 B．如图2所示，记录滴定终点读数为18.90 mL C．图3操作为赶出碱式滴定管内的气泡 D．图4，滴定时左手摇动锥形瓶，右手控制滴定管活塞，眼睛注视滴定管内液面变化 13．（25-26高二下·湖南长沙·期末）回答下列问题： 实验室现有下列物质用于做导电性实验：①酒精②铝线③液态氯化氢④液氨⑤水溶液⑥食盐水⑦熔融KOH。 （1）上述状态下可导电的是_______。 （2）下列过程与水解反应无关的是_______。 A．热的纯碱溶液去除油脂效果更好 B．常施铵态氮肥土壤容易板结 C．水溶液显酸性 D．向沸水中滴入饱和溶液制备胶体 某些弱酸的电离平衡常数如表： 弱酸 HCN 电离平衡常数 ， （3）将少量加入NaCN溶液中，发生的化学反应方程式为_______。 （4）25℃时，向 的稀溶液中滴加的稀溶液至过量。 i．在滴加过程中下列物理量的变化情况为： A．增大　　B．减小　　C．不变　　D．先增大后减小　　E．先减小后增大 ①水的电离程度_______；②_______；③_______。 ii．当加入溶液体积为时，测得溶液恰好为7，用含a、b的代数式表示醋酸的电离平衡常数_______。 能力进阶 14.（25-26高二上·吉林·期中）常温下改变0.1 mol/L二元弱酸溶液的pH，溶液中的、、的物质的量分数随pH的变化如图所示(已知：)，下列说法错误的是 A．曲线c代表 B．时， C． D．的平衡常数 15.（25-26高二下·贵州贵阳·期末）时，向的溶液中通入或加入调节，不考虑溶液体积变化且过程中无气体逸出，含碳或氮微粒的分布分数如：与关系如图，下列说法正确的是 A．溶液中存在： B．曲线表示的分布分数随的变化 C．的Ka2= D．该体系中 16.（25-26高二上·河南南阳·期末）滴定法是一种常见的定量实验分析法，常见的有酸碱中和滴定、氧化还原滴定、沉淀滴定等。 （1）为了测定一元酸HCOOH溶液的浓度，现取25.0 mL HCOOH溶液，用1.000 mol/L的NaOH标准溶液滴定： ①用NaOH固体配制100 mL 1.000 mol/L的NaOH溶液，需要用到的仪器除天平，药匙，烧杯，玻璃棒，胶头滴管，还需要___________。实验过程中，将25.0 mL HCOOH放入锥形瓶，滴入酚酞2-3滴；用标准NaOH溶液进行滴定，滴定过程中，眼睛应注视___________。 ②下列操作中可能使所测HCOOH溶液的浓度数值偏低的是___________(填字母)。 A．锥形瓶水洗后直接装待测HCOOH溶液 B．配制NaOH溶液时，称量NaOH固体速度过慢 C．一滴标准溶液附在锥形瓶壁上未洗下 D．选用甲基橙作指示剂 E．装NaOH标准溶液的滴定管滴定前尖嘴部分有气泡，滴定后气泡消失 F．滴定到达终点时，俯视读出滴定管读数 （2）用标准溶液滴定溶液中的时，采用为指示剂，利用与反应生成砖红色沉淀指示滴定终点，当溶液中的恰好沉淀完全(浓度为mol/L)时，溶液中的___________mol/L。(保留三位有效数字，已知25℃时，和AgCl的分别为和)。 （3）可用于测定工厂废水中游离态氯()的含量，实验如下： Ⅰ．取水样50.00 mL于锥形瓶中，加入10.00 mL KI溶液(足量)，滴入2~3滴淀粉溶液。 Ⅱ．将标准溶液(显碱性)装入滴定管中，调整液面，记下读数。 Ⅲ．将锥形瓶置于滴定管下进行滴定，发生的反应为。重复操作三次并记录数据如下： 滴定次数 溶液起始读数/mL 溶液终点读数/mL 第一次 1.02 19.03 第二次 2.00 19.99 第三次 0.20 a 试回答下列问题： ①滴定前装有标准液的滴定管排气泡时，应选择下图中的___________(填标号，下同)。 ②达到滴定终点的现象是___________。 ③步骤Ⅲ中a的读数如图所示，则读数a为___________mL。所测水样中游离态氯()的含量为___________。 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 复习要点 1.掌握弱电解质电离平衡、水的电离、盐类水解、沉淀溶解平衡四大核心概念； 2.理解离子浓度大小比较的三大守恒关系（电荷/物料/质子守恒）； 3.能分析温度、浓度等条件对平衡移动的影响； 4.运用平衡常数（Kw/Ka/Ksp）进行定量计算； 5.解决工农业生产中的pH调控实际问题（如珊瑚礁保护）。 复习重难点 重点：水溶液中的四类离子平衡及其应用。 难点：水溶液中的离子浓度的大小和粒子的守恒关系。 要点 “三角度”法突破酸HA强弱的判断 1.根据弱电解质的定义判断：弱电解质不能完全电离 （1）配制一定物质的量浓度的HA溶液(如0. 1 mol·L-1),测其pH,若pH>1,则说明HA是弱酸,若pH=1,则说明HA是强酸。 （2）与同浓度盐酸比较导电性，更弱的为弱酸。 （3）与同浓度的盐酸比较和锌反应的快慢，更慢的为弱酸。 2.根据弱电解质溶液中存在电离平衡判断：条件改变，平衡移动 （1）从一定pH的HA溶液稀释前后pH的变化判断，如①向HA溶液中加水稀释100倍后,溶液pH增大值小于2的是弱酸,pH增大值等于2的是强酸。 （2）从升高温度后pH的变化判断，变化大为弱酸。 （3）从等体积、等pH的HA溶液和盐酸分别与过量的锌反应生成H2的量判断，量多的为弱酸。 （4）向HA溶液中加入NaA晶体,溶液pH增大的是弱酸,pH不变的是强酸。 3.根据弱电解质形成的盐类能水解判断：如溶液变为浅红色可用下面两个现象判断CH3COOH为弱酸。 （1）配制某浓度的醋酸钠溶液，向弱电解质形成的一其中加入几滴酚酞溶液。现象：溶液变为浅红色； （2）用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在pH试纸上，测其pH。现象：试纸显示pH>7。 要点速测易错提醒 判断 HA 是强酸还是弱酸，不能只看溶液 pH、导电性，需警惕常见误区。 ①pH=1的HA溶液，不一定是强酸，弱酸高浓度也可 pH=1；pH相同的HA与HCl，HA浓度更大。 ②导电性强弱只看离子浓度，与酸强弱无必然关系，极稀强酸导电性可弱于浓弱酸。 ③中和碱的能力只由酸的物质的量决定，与电离程度无关，等物质的量浓度强酸、弱酸中和 NaOH能力相等。 ④测盐溶液pH：NaA溶液呈碱性，说明HA为弱酸；若NaA溶液 pH=7，HA不一定是强酸，要排除水解程度极弱情况。 ⑤稀释规律：稀释相同倍数，弱酸pH变化小于强酸；只有无限稀释，二者pH才趋近7，不能忽略水的电离。 1.下列事实中，能证实一元酸HR是弱电解质的是 A．HR溶液和KCl溶液不发生反应 B．能与水以任意比例互溶 C．0.1 mol·L-1的HR溶液中c(R-)=0.01mol·L-1 D．HR属于共价化合物 【答案】C 【解析】A．HR溶液和KCl溶液不发生反应，是不满足复分解反应的条件，无法说明HR是弱酸，A错误；B．HR能与水以任意比例互溶，说明HR易溶于水，但不能说明HR部分电离，不能说明HR是弱电解质，B错误；C．0.1 mol·L-1的HR溶液中c(R-) =0.01 mol·L-1，可知HR没有完全电离，HR是弱酸，C正确；D．HCl、HI、HBr都属于共价化合物，但都是强酸，因此无法证明HR就是弱酸，D错误；答案为C。 2.下列事实中可以证明是弱电解质的是 A．能使紫色石蕊试液先变红后褪色 B．常温下，溶液 C．易溶于水，可以在水中电离出和 D．可以与溶液反应生成 【答案】B 【解析】A．HClO可以使石蕊试液变红，说明HClO电离出氢离子而使溶液呈酸性，但是不能证明HClO部分电离，则不能说明HClO是弱电解质，褪色是因为次氯酸的漂白性，故A错误；B．0.1mol/L的HClO溶液中c(H+)=10-3mol/L＜0.1mol/L，说明HClO部分电离，为弱电解质，故B正确；C．HClO可以在水中电离出和，不能证明HClO部分电离，则不能说明HClO是弱电解质，故C错误；D．可以与溶液反应生成和水，说明次氯酸属于酸，但不能证明其为弱酸，故D错误；故选B。 要点 “中和滴定”考点归纳 1.“考”实验仪器 酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹(带铁架台)、锥形瓶。其中常考的是滴定管，如正确选择滴定管(包括量程)，滴定管的检漏、洗涤和润洗，滴定管的正确读数方法等。 2.“考”操作步骤 ①滴定前的准备；查漏、洗涤、润洗、充液(赶气泡)、调液面、读数；②滴定：移液、滴加指示剂、滴定至终点、读数；③计算。 3.“考”指示剂的选择 ①强酸强碱相互滴定，可选用甲基橙或酚酞；②若反应生成的强酸弱碱盐溶液呈酸性，则选用酸性变色范围的指示剂(甲基橙)，若反应生成强碱弱酸盐，溶液呈碱性，则选用碱性变色范围的指示剂(酚酞)；③石蕊溶液因颜色变化不明显，且变色范围过宽，一般不作指示剂。学&科网 4.“考”误差分析 写出计算式，分析操作对V标的影响，由计算式得出对最终测定结果的影响，切忌死记硬背结论。此外对读数视线问题要学会画图分析。 5.“考”数据处理 正确“取舍”数据，计算“平均”体积，根据反应式确定标准液与待测液浓度和体积的关系，从而列出公式进行计算。 要点速测特别提醒 1.中和滴定核心考点：仪器选用、滴定操作、指示剂选择、误差分析、计算。 2.酸式滴定管盛放酸性、强氧化性溶液，碱式滴定管盛放碱性溶液，不可混用。 3.指示剂一般选酚酞、甲基橙，不选石蕊，滴定终点为颜色突变且半分钟不恢复原色，并非 pH=7。 4.读数视线要与凹液面最低处相平，注意滴定管 “0” 刻度在上。 5.误差分析紧盯标准液消耗体积，所有误差最终归到 V (标) 变化。锥形瓶只用待测液润洗会使结果偏高，残留蒸馏水不影响测定结果。滴定管未润洗、尖嘴有气泡、滴定后挂液均会带来误差；滴定终点不能滴至溶液长时间变色。 6.计算依据：c待・V待 = c标・V标。 1．用草酸溶液滴定未知浓度的溶液。下列实验操作规范的是 A．配制草酸溶液 B．润洗滴定管 C．滴定 D．读数 【答案】D 【解析】A．转移或移液时需要用玻璃棒引流，A错误；B．润洗滴定管时应取少量标准液于滴定管中，倾斜着转动滴定管进行润洗，B错误；C．滴定时，应手持锥形瓶上端轻微地摇动锥形瓶，不能手持锥形瓶底端摇动，C错误；D．读数时，眼睛平视滴定管凹液面最低点，D正确；答案选D。 2．化学需氧量(COD)是衡量水体中有机物污染程度的指标之一，以水样消耗氧化剂的量折算成消耗的量(单位为)来表示。碱性不与反应，可用于测定含Cl⁻水样的COD，流程如图。 下列说法错误的是 A．Ⅱ中发生的反应有 B．Ⅱ中避光、加盖可抑制被氧化及的挥发 C．Ⅲ中消耗的越多，水样的COD值越高 D．若Ⅰ中为酸性条件，测得含水样的COD值偏高 【答案】C 【分析】I中KMnO4与水样中的有机物在碱性条件下反应得到MnO2，溶液中剩余有KMnO4，II中在酸性条件下KMnO4、MnO2与I-反应得到I2单质和Mn2+，III中生成的I2再用Na2S2O3滴定。 【解析】A．II中和MnO2在酸性条件下与过量的KI反应得到I2和Mn2+，存在MnO2+2I-+4H+=Mn2++I2+2H2O，A正确；B．II中避光防止I2升华挥发，加盖防止I-被氧气氧化，B正确；C．整个反应中，KMnO4得电子生成Mn2+，有机物和碘离子失去电子数目与KMnO4得电子数目相等，III中消耗的Na2S2O3越多，说明生成的I2单质越多，也说明有机物消耗的KMnO4的量少，水样中的COD值越低，C错误；D．若I中为酸性条件，Cl-会与KMnO4反应，水样中的COD值偏高，D正确；答案选C。 要点 正确理解反应条件对三类平衡的影响 平衡类别 电离平衡(如CH3COOHCH3COO-+H+) 水解平衡(如CH3COO-+H2O CH3COOH+OH-) 沉淀溶解平衡[如AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq)] 研究对象 弱电解质(包括弱酸、弱碱、水、多元弱酸的酸式酸根等) 盐溶液(包括强酸弱碱盐、弱酸强碱盐、弱酸弱碱盐) 难溶电解质(如难溶的酸、碱、盐等) 平衡常数 Ka= Kh= Ksp(AgCl)=c(Ag+)·c(Cl-) 升高 温度 促进电离,离子浓度增大,Ka增大 促进水解,Kh增大 Ksp可能增大,也可能减小 加水 稀释 促进电离,离子浓度(除OH-外)减小,Ka不变 促进水解,离子浓度(除H+外)减小,Kh不变 促进溶解,Ksp不变 加入 相应离子 加入CH3COONa固体或盐酸,抑制电离,Ka不变 加入CH3COOH或NaOH,抑制水解,Kh不变 加入AgNO3溶液或NaCl溶液抑制溶解,Ksp不变 加入反应 的离子 加入NaOH,促进电离,Ka不变 加入盐酸,促进水解,Kh不变 加入氨水,促进溶解,Ksp不变 要点速测教材延伸 三类平衡包含化学平衡、电离平衡、水解平衡，均遵循勒夏特列原理，注意原理只“减弱改变”而非消除改变。 （1）升温，三类平衡均向吸热方向移动；电离、水解多为吸热，升温促进电离、水解。 （2）浓度改变：增大溶质浓度，弱电解质电离、盐的水解电离、水解程度减小，不可误认为浓度越大程度越大。 （3）压强只影响有气体参与的化学平衡，对电离、水解平衡几乎无影响。 （4）加水稀释，三类平衡正向移动，但离子浓度不一定增大。催化剂仅改变反应速率，不改变平衡移动与平衡常数。 （5）平衡常数只与温度有关，浓度、压强不改变 K 值，做题切忌把速率变化直接等同于平衡移动。。 1．配制FeCl3溶液时，将FeCl3固体溶解在较浓的盐酸中，再加水稀释。下列说法正确的是 A．FeCl3溶液显黄色， 没有 Fe(OH)3存在 B．稀释过程中 FeCl3水解程度增大，c(H⁺)增大 C．FeCl3溶液中存在 D．较浓氢氧化钠可有效抑制Fe³⁺水解 【答案】C 【解析】A．FeCl3溶液中存在水解平衡，溶液中一定存在Fe(OH)3，故A错误；B．稀释过程中 FeCl3水解程度增大，c(H⁺)减小，故B错误；C．FeCl3溶液中存在水解平衡，该反应为可逆反应，故C正确；D．FeCl3溶液中存在水解平衡，增大c(OH-)可使平衡正向移动，促进Fe³⁺水解，故D错误；故选C。 2.牙齿表面的釉质保护层主要成分为羟基磷灰石[Ca5(PO4)3OH]，羟基磷灰石的溶解平衡为Ca5(PO4)3OH(s)5Ca2+(aq)+3(aq)+OH-(aq)  Ksp=6.8×10-37。下列说法错误的是 A．由上述平衡可知，多补钙有利于保护牙齿 B．含糖量较高的食物在口腔中分解会产生有机酸，易造成龋齿 C．增大OH-浓度，上述平衡向羟塞磷灰石生成的方向移动，K减小 D．使用含氟牙膏能预防龋齿，是因为氟离子能够使Ca5(PO4)3OH(s)转化为更难溶的Ca5(PO4)3F(s)(Ksp=2.8×10-61) 【答案】C 【解析】A．根据Ca5(PO4)3OH(s)5Ca2+(aq)+3(aq)+OH-(aq)分析可知，增大钙离子浓度，平衡左移，防止了牙齿中羟基磷酸钙[Ca5(PO4)3OH]溶解，起到保护牙齿作用，A正确；B．残留在牙齿上的糖发酵会产生有机酸电离出H+，H+和沉淀溶解平衡中的氢氧根离子反应，促使平衡右移，保护牙齿的羟基磷酸钙[Ca5(PO4)3OH]溶解，易造成龋齿，B正确；C．增大OH-浓度，平衡左移，生成更多羟基磷灰石，但平衡常数K是常数，仅与温度有关，不随浓度变化而改变，C错误；D．羟基磷酸钙的Ksp大于氟磷酸钙，两种物质阴阳离子比相同，证明氟磷酸钙更难溶解，氟离子能够使Ca5(PO4)3OH(s)转化为更难溶的Ca5(PO4)3F(s)，使用含氟牙膏能防止龋齿，能够起到保护牙齿的作用，D正确；故选C。 要点 四大平衡常数对比与应用 电离常数(Ka、Kb) 水的离子积常数(Kw) 难溶电解质的溶度积常数(Ksp) 盐类的水解常数(Kh) 适用体系 弱酸或弱碱溶液 任意水溶液 难溶电解质 弱离子的盐溶液 定义 在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的浓度的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离常数 一定温度下，水或稀的水溶液中c(OH-)与c(H+)的乘积为一个常数 在一定温度下，在难溶电解质的饱和溶液中，各离子浓度幂之积是一个常数 在一定温度下，当盐类水解反应达到化学平衡时，生成 物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数，这个常数称为电离盐类水解平衡常数 表达式 （1）对于一元弱酸HA:HAH++A-，电离常数Ka= （2）对于一元弱碱BOH：BOHB＋＋OH－，电离常数Kb＝ Kw＝c(H＋)·c(OH－) AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq) Ksp(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－) CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－ Kh＝ 影响因素 只与温度有关，温度升高K值增大 只与温度有关，温度升高Kw值增大 只与难溶电解质的性质和温度有关 只与温度有关，温度升高Kh值增大 应用 （1）判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，相同温度下，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。 （2）判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律，如25 ℃时，Ka(HCOOH)＝1.77×10－4 mol·L－1，Ka(HCN)＝4.9×10－10 mol·L－1，故知HCOOH＋NaCN===HCN＋HCOONa。 （3）利用电离常数可近似计算出弱酸、弱碱溶液中c平(H＋)或c平(OH－)(忽略水的电离)，当c/K≥500时，c平(H＋)或c平(OH－)=。 （1）计算溶液的c(OH-)或c(H+) （2）计算溶液中水电离出的c(OH-)或c(H+) （3）比较水的电离程度的大小 1.判断在一定条件下沉淀能否生成或溶解 （1）Qc>Ksp：溶液过饱和，有沉淀析出 （2）Qc＝Ksp：溶液饱和，处于平衡状态 （3）Qc<Ksp：溶液未饱和，无沉淀析出 2.判断难溶电解质之间的相互转化 （1）计算盐溶液的pH （2）判断盐溶液的酸碱性 （3）比较盐溶液中粒子浓度的大小 相关规律 （1）Qc与K的关系:二者表达式相同,若Qc<K,平衡正向移动;若Qc=K,平衡不移动;若Qc>K,平衡逆向移动。 （2）平衡常数都只与温度有关,温度不变,平衡常数不变。 （3）Ka(或Kb)、Kh、KW三者的关系式为Kh=(或Kh=)。 要点速测特别提醒 1.四大平衡常数：化学平衡常数K、电离常数Ka(或Kb)、水解常数Kh、溶度积Ksp，均只与温度有关，与浓度、压强无关。 2.存在定量关系：Kh=(或Kh=)；沉淀转化可利用Ksp判断，但Ksp小的物质不一定更难溶，需物质组成类型相同才可直接比较。 3.注意：K表达式中，固体、纯液体不写入；稀溶液中水浓度视作常数。 4.利用常数大小可判断反应方向、酸碱性强弱、沉淀能否生成。 5.易错：温度改变，常数不一定增大，吸热反应升温常数增大，放热反应升温常数减小；不能直接用Ksp大小比较不同构型难溶物溶解度。 1．下列有关化学平衡常数K、电离平衡常数Ka、水的离子积常数Kw的说法中错误的是 A．各常数的大小与温度有关 B．各常数的大小说明平衡体系正反应的程度大小 C．若温度升高则各常数一定增大 D．各常数越大反应物平衡转化率越大 【答案】C 【分析】化学平衡常数、电离平衡常数、水的离子积常数都只与温度有关；各常数的大小说明平衡体系正反应程度大小，平衡常数越大，正反应程度越大，升高温度平衡向吸热方向移动，据此方向解答。 【解析】A．化学平衡常数、电离平衡常数、水的离子积常数都只与温度有关，与溶液浓度无关，故A说法正确；B．各平衡常数的大小说明平衡体系正反应进行程度大小，平衡常数越大，正反应程度越大，故B说法正确；C．升高温度平衡向吸热方向移动，有的化学反应正反应是放热反应，升高温度时，平衡逆向移动，平衡常数减小，故C说法错误；D．各平衡常数越大，说明平衡体系正反应的程度越大，即反应物平衡转化率越大，故D说法正确；故答案为C。 2．下列有关化学平衡常数K、电离平衡常数Ka、水的离子积常数Kw的说法中错误的是 A．各常数的大小与温度有关 B．各常数的大小说明平衡体系正反应的程度大小 C．若温度升高则各常数一定增大 D．化学平衡常数越大反应物平衡转化率越大 【答案】C 【解析】A. 各常数的大小与温度有关，温度改变时，三常数都将发生改变，A正确；B. 各常数的大小说明平衡体系正反应的程度大小，常数越大，正反应进行的程度越大，B正确；C. 若温度升高，化学平衡常数可能增大也可能减小，C不正确；D. 化学平衡常数越大反应正向进行的越多，反应物平衡转化率越大，D正确。故选C。 难点 水溶液中离子平衡的图像分析 常以酸碱中和反应和电离平衡、沉淀溶解平衡建立过程中离子浓度变化曲线、pH变化曲线等为设计背景。主要命题点有电解质电离方程式的书写、水电离程度的比较、离子浓度的等量关系、离子浓度大小的比较、电离常数的计算、pH的计算及溶度积的计算等,侧重考查考生分析问题的能力。 （一）一强一弱溶液稀释的图像 1.相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸 加水稀释到相同的体积,醋酸的pH大 加水稀释到相同的pH,盐酸加入的水多 2.相同体积、相同pH的盐酸、醋酸 加水稀释到相同的体积,盐酸的pH大 加水稀释到相同的pH,醋酸加入的水多 3.pH与稀释后溶液体积变化的线性关系(Va、Vb为稀释前的体积,V为稀释后的体积) （1）HY为强酸、HX为弱酸 （2）a、b两点的溶液中:c(X-)=c(Y-) （3）水的电离程度:d>c>a=b （1）MOH为强碱、ROH为弱碱 （2）c(ROH)>c(MOH) （3）水的电离程度:a>b （二）KW和Ksp图像 1.曲线型 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] （1）A、C、B三点均为中性,温度依次升高,KW依次增大 （2）D点为酸性溶液,E点为碱性溶液,KW=1×10-14 （3）AB直线的左上方均为碱性溶液,任意一点都有c(H+)<c(OH-) （1）a、c点在曲线上,a→c的变化为增大c(S),如加入Na2SO4固体,但Ksp不变 （2）b点在曲线的上方,Qc>Ksp,将会有沉淀生成 （3）d点在曲线的下方,Qc<Ksp,则为不饱和溶液,还能继续溶解CaSO4 2.直线型(pM-pR曲线) pM为阳离子浓度的负对数,pR为阴离子浓度的负对数 ①直线AB上的点:c(M2+)=c(R2-)。 ②溶度积:CaSO4>CaCO3>MnCO3。 ③X点对CaSO4要析出沉淀,对CaCO3是不饱和溶液,能继续溶解CaCO3。 ④Y点:c(S)>c(Ca2+),二者的浓度积等于10-5;Z点:c(C)<c(Mn2+),二者的浓度积等于10-10.6。 （三）分布分数图及分析[分布曲线是指以pH为横坐标、分布分数(即组分的平衡浓度占总浓度的分数)为纵坐标的关系曲线] 一元弱酸(以CH3COOH为例) 二元酸(以草酸H2C2O4为例) 注:pKa为电离常数的负对数 δ0为CH3COOH分布分数,δ1为CH3COO-分布分数 δ0为H2C2O4分布分数、δ1为HC2分布分数、δ2为C2分布分数 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。根据分布分数可以书写一定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的微粒分布分数和酸的分析浓度(平衡时各微粒的浓度之和),就可以计算各微粒在该pH时的平衡浓度 （四）酸碱中和滴定曲线 氢氧化钠滴定等浓度等体积的盐酸、醋酸的滴定曲线 盐酸滴定等浓度等体积的氢氧化钠溶液、氨水的滴定曲线 曲线起点不同。强碱滴定强酸、弱酸的曲线,强酸起点低;强酸滴定强碱、弱碱的曲线,强碱起点高 突跃点变化范围不同。强碱与强酸反应的突跃点变化范围大于强碱与弱酸反应(强酸与弱碱反应) 室温下pH=7不一定是终点。强碱与强酸反应时,终点是pH=7;强碱与弱酸反应终点是pH>7,强酸与弱碱反应终点是pH<7 （五）“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。 特别提醒 1.离子平衡图像常见pH-体积、浓度对数、分布系数图，解题核心抓关键点、交点、特殊pH。 2.看清横纵坐标含义，谨防对数、负对数(pC)概念混淆，纵坐标是离子浓度还是浓度对数极易看错。交点常代表两离子浓度相等，可据此计算Ka、Kh。分布系数图中，曲线交点对应两种微粒占比相同。 3.注意：不要把pH=7当作恰好中和点，中和点看溶质，中性点看c(H+)=c(OH-)。 4.离子浓度大小比较要结合电荷守恒、物料守恒。 5.曲线变化要区分平衡移动与稀释效应；切勿仅凭图像趋势直接判断酸的强弱，必须结合交点数据计算验证，忽略水的电离会造成计算错误。 难点精练 1．向含和的溶液中逐滴加入的溶液，沉淀的质量与加入溶液的体积关系如图所示，已知。下列说法正确的是 A．原溶液中和的物质的量浓度相等 B．该实验不能证明的比的小 C．水的电离程度： D．若向悬浊液中加入溶液，一定会有生成 【答案】C 【解析】A．根据图像可知，时生成蓝色沉淀时生成的沉淀为，说明，原溶液中和的物质的量浓度不相等，A错误；B．由图可知，的物质的量浓度小且首先沉淀铜离子，说明的比的小，B错误；C．a点时溶质为和点时为点时为和，镁离子水解促进水的电离，抑制水的电离，对水的电离无影响，故水的电离程度：，C正确；D．要想生成沉淀，必须满足，因铜离子浓度大小未知，则无法判断是否生成沉淀，D错误；故选C。 2．常温下，的沉淀溶解曲线如图所示。已知：(的溶解度小于，代表或）。下列叙述正确的是 A．曲线Ⅰ代表 与 关系 B．常温下，的数量级为 C．M点对应的溶液可能是的过饱和溶液 D．的平衡常数 【答案】D 【解析】A．CaF2的溶解度小于BaF2，则图像上取相同的横坐标，即c(F⁻)相同时， 应更小， 更大，所以曲线Ⅰ代表 与 关系，则曲线Ⅱ代表 与-lgc(F⁻)关系，A错误；B．取曲线Ⅱ中 b点数据可计算： 数量级为 B错误；C．M点对应的溶液中 即M点是 BaF2 的不饱和溶液，C错误；D．取曲线Ⅰa点数据计算： D正确；故选D。 难点 水溶液中粒子浓度大小比较 1．同一溶液中，不同粒子浓度大小比较的方法 （1）正盐溶液：基本遵循c(不水解离子)>c(水解离子)>c(显性离子)，当水解离子浓度是不水解离子浓度的数倍时，顺序提前。例如在浓度为c mol·L－1的醋酸钠溶液中，有c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)；在浓度为c mol·L－1的硫酸铵溶液中，有c(NH)>c(SO)>c(H＋)>c(OH－)。 （2）酸式盐溶液：对于电离为主的，如NaHSO3，遵循c(自身)>c(电离产物)>c(水解产物)，即c(Na＋)>c(HSO)>c(H＋)>c(SO)>c(OH－)>c(H2SO3)；对于水解为主的，如NaHCO3，遵循c(自身)>c(水解产物)>c(电离产物)，即c(Na＋)>c(HCO)>c(OH－)>c(H2CO3)>c(H＋)>c(CO)。 （3）缓冲溶液：例如0.2 mol·L－1氨水与0.2 mol·L－1氯化铵溶液等体积混合后，溶液以电离为主，显碱性(常见物质中除了氢氰酸和氰化物，都以电离为主)，所以氢氧根离子浓度大于氢离子浓度，再根据电荷守恒可知，铵根离子浓度大于氯离子浓度，即c(NH)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)。 2．弱酸弱碱盐溶液的酸碱性 弱酸弱碱盐双水解，其溶液的酸碱性取决于弱酸和弱碱的相对强弱。当Ka＝Kb时，溶液显中性，如CH3COONH4；当Ka>Kb时，溶液显酸性，如HCOONH4；当Ka<Kb时，溶液显碱性，如NH4HCO3。 3．溶液中的“三大守恒” （1）电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带的正电荷总数与所有阴离子所带的负电荷总数相等。如在Na2CO3溶液中存在着Na＋、CO、H＋、OH－、HCO，它们存在如下关系：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(HCO)＋c(OH－)。 （2）物料守恒：电解质溶液中，由于某些离子能水解或电离，离子种类增多，但某些关键性的原子总是守恒的。 c(Na＋)＝2[c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3)] （3）质子守恒：指在电离或水解过程中，会发生质子(H＋)转移，但在质子转移过程中其数量保持不变，如在Na2CO3溶液中： 所以c(OH－)＝c(HCO)＋2c(H2CO3)＋c(H3O＋) 4．三个规律 （1）一般而言，等浓度的弱酸与弱酸盐混合，电离程度大于水解程度，溶液呈酸性；HCN、NaCN混合液除外，它们的溶液呈碱性，水解程度大于电离程度。 （2）对于存在电离和水解过程的NaHA溶液，若溶液呈酸性，则电离程度大于水解程度，则c(A2－)＞c(H2A)；若溶液呈碱性，则电离程度小于水解程度，则c(H2A)＞c(A2－)。 （3）仅含4种离子的溶液，可以根据溶液的电中性判断离子浓度大小。如： a．CH3COOH和NaOH等物质的量混合时溶液显碱性，故c(OH－)＞c(H＋)，则c(Na＋)＞c(CH3COO－)； b．NH3·H2O与HCl等物质的量混合时溶液显酸性，故c(H＋)＞c(OH－)，则c(Cl－)＞c(NH)。 5.比较溶液中粒子浓度大小的思维模型 特别提醒 1.粒子浓度比较以三大守恒为工具：电荷守恒、物料守恒、质子守恒。 2.单一溶液分清主次，弱酸、弱碱以电离为主；可水解盐溶液，水解程度微弱，水解产物浓度远小于主溶质离子。 3.混合溶液先判断反应后溶质，再看电离与水解的相对强弱，如等浓度CH3COOH与CH3COONa，醋酸电离大于醋酸根水解，溶液呈酸性。 4.注意： （1）质子守恒可由电荷、物料守恒联立推导，不要盲目硬写。 （2）中性溶液中c(H+)=c(OH-)，但盐不一定不水解。 （3）切勿忽略水的电离，溶液一定同时存在H+、OH-。 （4）判断顺序时，先看溶质，再判电离、水解谁占主导，再结合守恒式验证，避免只凭酸碱性直接下结论。 难点精练 1.常温下，下列溶液中离子浓度关系式正确的是 A．溶液中： B．pH=7的醋酸和醋酸钠混合液中： C．溶液中： D．NaI溶液中： 【答案】A 【解析】A．溶液中存在质子守恒：，故A正确；B．常温下，pH=7的溶液呈中性，则，醋酸和醋酸钠混合液中存在电荷守恒：，则，故B错误；C．溶液中存在电荷守恒：，故C错误；D．HI为弱酸，NaI溶液中I-发生水解反应使溶液呈碱性，则，但未知NaI溶液的浓度，无法比较大小，故D错误；故选：A。 2.谷氨酸(  ，用表示)在生物体内的蛋白质代谢过程中占重要地位，在水溶液中有4种分布形式(、、和)。常温下，用溶液滴定溶液。下列叙述正确的是 A．溶液中， B．当时，时，则的 C．当时， D．当时， 【答案】C 【解析】A．溶液中由电荷守恒可知，，A错误；B．当时，；时，则，则的，B错误；C．当时，溶质为等浓度的、、NaCl，由电荷守恒可知： ①，由物料守恒可知：②；①-②得：，C正确；D．当时，根据A、Cl元素守恒可知，，D错误；故选C。 考点 弱电解质的判断方法 ▌例1 （25-26高二上·新疆巴州·期中）下列事实能说明是弱电解质的是 ①与水能以任意比互溶；②溶液能导电；③稀溶液中存在分子；④常温下，0.1mol·L-1HX溶液的pH比0.1mol·L-1盐酸的pH大；⑤溶液能和碳酸钙反应放出；⑥0.1mol·L-1HX溶液升温pH减小；⑦大小相同的铁片与等物质的量浓度的盐酸和溶液反应，开始溶液产生的速率慢；⑧pH=a的HX溶液稀释10倍后 pH=a+1 A．②⑥⑦⑧ B．③④⑥⑧ C．③④⑥⑦ D．①② 【答案】C 【解析】① HX与水能以任意比互溶不能说明HX溶液中是否存在电离平衡，所以不能证明HX是弱酸，错误；② HX溶液能导电只能说明HX在溶液能电离出自由移动的离子，但不能说明HX溶液中是否存在电离平衡，所以不能证明HX是弱酸，错误；③ HX稀溶液中存在HX分子，说明HX溶液中存在电离平衡，能证明HX是弱酸，正确；④ 常温下，0.1 mol/LHX溶液的pH比0.1 mol/L盐酸的pH大，说明HX在溶液中部分电离出氢离子，说明HX是弱酸，正确；⑤ HX溶液能和碳酸钙反应放出二氧化碳说明HX的酸性比碳酸强，但不能说明HX溶液中是否存在电离平衡，所以不能证明HX是弱酸，错误；⑥ 0.1 mol/LHX溶液升温pH减小，说明升高温度HX电离程度增大，存在电离平衡，能证明HX是弱电解质，正确；⑦ 大小相同的铁片与同物质的量浓度的盐酸和HX反应，HX产生氢气速率慢，说明HX溶液中氢离子浓度小于盐酸溶液中氢离子浓度，HX溶液中存在电离平衡，能证明HX是弱酸，正确；⑧ pH=a的HX溶液稀释10倍后pH=a+1，说明HX不存在电离平衡，为强电解质，错误；符合题意的为③④⑥⑦，故答案选C。 解题要点 “三角度”法突破酸HA强弱的判断 1.从水解的角度分析,取其钠盐(NaA)溶于水,测其pH,若pH>7,则说明HA是弱酸,若pH=7,则说明HA是强酸。 2.从是否完全电离的角度分析,配制一定物质的量浓度的HA溶液(如0. 1 mol·L-1),测其pH,若pH>1,则说明HA是弱酸,若pH=1,则说明HA是强酸。 3.从电离平衡移动的角度分析,如①向HA溶液中加水稀释100倍后,溶液pH增大值小于2的是弱酸,pH增大值等于2的是强酸;②向HA溶液中加入NaA晶体,溶液pH增大的是弱酸,pH不变的是强酸。 ▌迁移练1-1 （25-26高二上·天津滨海新区·期中）下列事实可证明是弱酸的是 A．溶液与碳酸钙反应，缓慢放出二氧化碳 B．溶液可以导电 C．等体积、等的盐酸和溶液，稀释相同倍数后，盐酸溶液的更大 D．完全中和溶液需要溶液 【答案】C 【解析】A．与碳酸钙反应放出仅能说明酸性强于碳酸，无法证明其部分电离，不能说明是弱酸，A错误；B．溶液导电只能说明发生了电离，无论强弱电解质溶液都可导电，无法证明其为弱酸，B错误；C．盐酸为强酸完全电离，稀释时浓度随体积增大等比例下降，升高更快；若为弱酸，稀释时电离平衡正向移动，额外电离出，升高更慢，因此等体积等的两种酸稀释相同倍数后盐酸更大，可证明为弱酸，C正确；D．等物质的量的一元酸无论强弱，中和所需的物质的量相等，该事实仅能证明是一元酸，无法证明其为弱酸，D错误；故答案选C。 ▌迁移练1-2 （25-26高二上·福建·期中）下列事实能证明醋酸是弱电解质的是 ①醋酸溶液 ②醋酸能与水任意比例互溶 ③10 mL 的醋酸溶液恰好与10 mL 的NaOH溶液完全反应 ④相同条件下，醋酸导电性比盐酸弱 ⑤醋酸与碳酸钠反应放出CO2 A．①④ B．①⑤ C．②④ D．①④⑤ 【答案】A 【解析】①中醋酸溶液，说明醋酸未完全电离，可以证明醋酸是弱电解质；②醋酸能与水任意比例互溶属于溶解性物理性质，与电解质强弱无关联；③中和反应消耗碱的量只取决于酸的总物质的量，与酸电离程度无关。无论是强酸还是弱酸，等物质的量的醋酸都可以恰好中和等物质的量NaOH，不能证明醋酸是弱电解质；④相同条件下醋酸导电性比盐酸弱，说明等浓度时醋酸电离出的离子浓度更小，电离程度小于完全电离的盐酸，可以证明醋酸是弱电解质；⑤醋酸与碳酸钠反应放出，仅能说明醋酸酸性强于碳酸，无法证明醋酸部分电离，不能证明其为弱电解质；故答案选A。 考点 四大平衡常数的关系与应用 ▌例2 （25-26高二上·河南·期末）、、、分别表示电离常数、水的离子积常数、水解常数、溶度积常数，下列判断错误的是 A．已知时，和砖红色沉淀的分别为和，则用标准溶液滴定时，可采用为指示剂 B．的溶液任何温度下均为中性 C．室温下，的电离度一定比的大 D．某温度下，一元弱酸的越小，则的越大 【答案】C 【解析】A．时、的分别为和，当离子浓度小于时认为沉淀完全，因此恰好沉淀完全时，，此时溶液中，，可采用为指示剂，A项正确；B．的溶液中，，则，溶液一定呈中性，B正确；C．室温下，说明的酸性比大，但电离度除了和弱酸本身有关外，还和浓度有关，所以的电离度不一定比的大，C错误；D．某温度下，一元弱酸的越小，则和结合就越容易，则越易水解，水解常数越大，D正确；答案选C。 解题要点 水的离子积常数、电离常数、水解常数、溶度积常数是电解质溶液中的四大常数，它们均只与温度有关。有关常数的计算，要紧紧围绕它们只与温度有关，而不随其离子浓度的变化而变化来进行。 已知：常温下，H2S的电离常数为Ka1、Ka2，Cu(OH)2、CuS、Ag2S的溶度积常数分别为Ksp、K′sp、K″sp。 （1）水解常数与电离常数、离子积之间的关系 常温下的Na2S溶液中：S2－的水解常数Kh1＝Kw/Ka2，HS－的水解常数Kh2＝Kw/Ka1。 （2）水解常数与溶度积、离子积之间的关系 常温下的CuCl2 溶液中：Cu2＋的水解常数Kh＝K/Ksp。 （3）平衡常数与电离常数、溶度积之间的关系 ①反应CuS(s)＋2Ag＋(aq)Cu2＋(aq)＋Ag2S(s)的平衡常数K＝K′sp/K″sp。 ②反应CuS(s)＋2H＋(aq)Cu2＋(aq)＋H2S(aq)的平衡常数K＝K′sp/(Ka1·Ka2)。 （4）判断溶液的酸碱性 NaHS溶液显碱性，离子浓度的大小顺序为c(Na＋)>c(HS－)>c(OH－)>c(H＋)>c(S2－)，判断理由是HS－的水解常数(Kw/Ka1)大于其电离常数(Ka2)。 （5）Kw、Ka、Kb、Ksp、Kh之间的关系 1)一元弱酸强碱盐：Kh＝Kw/Ka。 2)一元弱碱强酸盐：Kh＝Kw/Kb。 3)多元弱碱强酸盐，如氯化铁：Fe3＋(aq)＋3H2O(l)Fe(OH)3(s)＋3H＋(aq) Kh＝c3(H＋)/c(Fe3＋)，将(Kw)3＝c3(H＋)×c3(OH－)与Ksp＝c(Fe3＋)×c3(OH－)两式相除，消去c3(OH－)可得Kh＝(Kw)3/Ksp。 ▌迁移练2-1 （25-26高二上·河北保定·期末）25℃时，下列有关的溶液的说法错误的是已知：表示水解常数，表示碱的电离常数，表示水的离子积常数。 A． B． C．该溶液的 D．离子浓度大小关系： 【答案】A 【解析】A．根据水解常数和电离常数的定义，对于的水解，，因此，A错误；B．由物料守恒可知，溶液中含氮物种的总浓度守恒，即，B正确；C．为强酸弱碱盐，水解使溶液呈酸性，pH < 7，C正确；D． 的溶液中，完全电离，大于水电离产生的，水解，所以，水解使溶液呈酸性，所以，因此成立，D正确；故答案选A。 ▌迁移练2-2 （25-26高二上·广东东莞·期中）下列关于化学平衡常数K，电离平衡常数Ka或Kb，水的离子积常数Kw的叙述中正确的是 A．它们都能反映一定条件下对应变化进行的程度 B．它们的大小都随温度的升高而减小 C．常温下，CH3COOH在水中的Ka大于在饱和CH3COONa溶液中的K D．若改变条件使以上平衡正向移动，则达到新的平衡时的相应的平衡常数一定增大 【答案】A 【解析】A．化学平衡常数K、电离平衡常数Ka或Kb、水的离子积常数Kw都表示在特定条件下对应反应或电离过程进行的程度，A正确；B．平衡常数随温度的变化取决于过程的热效应：Kw和Ka（或Kb）通常随温度升高而增大（因为水的电离和弱酸/弱碱电离多为吸热过程），而化学平衡常数K可能增大（吸热反应）或减小（放热反应），因此它们并非都随温度升高而减小，B错误；C．电离平衡常数Ka只与温度有关，与溶液中的离子浓度无关。常温下，CH3COOH在水中的Ka与在饱和CH3COONa溶液中的Ka相同，C错误；D．改变条件使平衡正向移动时，平衡常数不一定增大。例如，通过增加反应物浓度使平衡正向移动，K值不变；若通过改变温度使平衡正向移动，K值可能增大（吸热反应）或减小（放热反应），D错误；故选A。 考点 水溶液中离子平衡图像的种类及分析 ▌例3 （25-26高二上·广东东莞·期中）常温下，向溶液中逐滴加入0.1mol/L的NaOH溶液，滴入溶液的体积与溶液的变化关系如图所示。下列说法不正确的是 A．点时 B．反应过程中的值不断增大 C．c点时， D．b点时， 【答案】C 【解析】A．b点加入10mLNaOH溶液，反应后溶质为等物质的量的和，根据物料守恒可得，A正确；B．，反应过程中逐渐减小，温度不变不变，故该比值不断增大，B正确；C．若，醋酸与NaOH恰好完全反应生成，水解使溶液显碱性，，而c点为中性，故，C错误；D．任何电解质水溶液中都存在电荷守恒，b点溶液中阳离子为、，阴离子为、，故，D正确；故选C。 解题要点 1．强、弱电解质的比较图像（图像法理解一强一弱的稀释规律） （1）相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸 加水稀释相同的倍数，醋酸的pH大 加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多 （2）相同体积、相同pH的盐酸、醋酸 加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大 加水稀释到相同的pH，醋酸加入的水多 2．酸、碱中和滴定图像——抓5点破中和滴定图像 （1）抓反应的“起始”点：判断酸、碱的相对强弱。 （2）抓反应“一半”点：判断是哪种溶质的等量混合。 （3）抓“恰好”反应点：判断生成的溶质成分及溶液的酸碱性。 （4）抓溶液的“中性”点：判断溶液中溶质的成分及哪种物质过量或不足。 （5）抓反应的“过量”点：判断溶液中的溶质，判断哪种物质过量。 3．沉淀溶解平衡图像 （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。但如果将离子浓度取负对数，则结果正好相反，即线上方任一点表示不饱和，线下方任一点表示过饱和。 （2）从图像中找到数据，根据公式计算得出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。 4．离子平衡图像 巧抓“四点”，突破溶液中的粒子浓度关系 （1）抓反应“一半”点，判断是什么溶质的等量混合。 （2）抓“恰好”反应点，判断生成什么溶质及溶液的酸碱性。 （3）抓溶液的“中性”点，判断生成什么溶质，哪种物质过量或不足。 （4）抓反应的“过量”点，判断溶液中是什么溶质，哪种物质过量。 ▌迁移练3-1 （25-26高二上·江西·期中）室温下，向乙二胺[H2N(CH2)2NH2]溶液中滴加盐酸，溶液中H2N(CH2)2NH2、、[H3N(CH2)2NH3]2+的分布分数δ(该组分的物质的量占已电离和未电离乙二胺总物质的量的百分数)随pOH[=-lgc(OH-)]变化的关系如图所示，H2N(CH2)2NH2的一级、二级电离常数分别为Kb1和Kb2。 下列说法不正确的是 A．曲线Ⅰ代表[H3N(CH2)2NH3]2+的分布分数 B．H2N(CH2)2NH2的一级电离方程式为：H2N(CH2)2NH2+H2O+OH- C．室温下， D．a点溶液中，c(Cl-)＞3c{[(H3N(CH2)2NH3]2+} 【答案】A 【分析】pOH越大，酸性越强，则表示溶液中、、的分布分数δ与pOH的曲线分别为Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ，根据曲线交点可知的和。 【解析】A．据分析，曲线Ⅱ代表的分布分数，A错误；B．电离生成和，一级电离方程式为：，B正确； C．据分析，，C正确；D．a点溶液中，根据电荷守恒：，此时、，则，D正确；故选A。 ▌迁移练3-2 （25-26高二上·广东清远·期中）在T℃时，Ag2CrO4(橘红色)在水溶液中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。已知该温度下AgCl的Ksp=1.8×10-10。下列说法正确的是 A．T℃时，Ag2CrO4的Ksp为1×10-8 B．T℃时，Y点和Z点时Ag2CrO4的Ksp不相等 C．T℃时，X点的溶液体系处于过饱和状态，会产生橘红色沉淀 D．T℃时，将0.01 mol∙L-1AgNO3溶液滴入20 mL 0.01 mol∙L-1KCl和0.01 mol∙L-1 K2CrO4的混合溶液中，先沉淀 【答案】C 【解析】A．的溶度积，代入图中数据得，A错误；B．只与温度有关，下Y、Z点温度相同，故相等，B错误；C．X点和曲线上Y点相同，但X点大于平衡浓度，离子积，体系处于过饱和状态，会析出橘红色沉淀，C正确；D．开始沉淀时，开始沉淀时，需要的浓度更小，故先沉淀，D错误；故选C。 考点 中和滴定原理及原理的应用 ▌例4 （25-26高二上·广东东莞·期中）某同学配制的NaOH标准溶液并用其来滴定未知浓度的盐酸。下列实验操作正确的是 A．图甲：用托盘天平称取0.4 g NaOH固体来配制标准溶液。 B．图乙：检漏并洗净后，用标准液润洗滴定管2～3次。 C．图丙：排气泡后，准确读出液体对应刻度并记录。 D．图丁：滴定时眼睛密切关注滴定管的液面变化。 【答案】C 【解析】A．易潮解且具有腐蚀性，不能放在称量纸上称量，且配制的NaOH标准溶液，托盘天平精度不够，A错误；B．图乙为酸式滴定管，NaOH标准液应盛装在碱式滴定管中，B错误；C．图丙为碱式滴定管排气泡的正确操作，排气泡后可准确读取液体对应刻度并记录初始读数，C正确；D．滴定时眼睛应密切关注锥形瓶中溶液颜色的变化，而非滴定管的液面变化，且NaOH溶液具有强碱性，应装在碱式滴定管中，图丁使用了酸式滴定管，仪器使用错误，D错误；故选C。 解题要点 1.中和滴定操作 （1）中和滴定实验中，滴定管必须润洗，锥形瓶不能润洗。 （2）强酸与强碱相互滴定时，既可选用甲基橙，也可选用酚酞作指示剂。 （3）石蕊颜色变化不明显，变色范围宽，一般不用作中和滴定的指示剂。 （4）强酸与弱碱相互滴定时，应选用甲基橙作指示剂。强碱与弱酸相互滴定时，应选用酚酞作指示剂。 （5）当滴入最后一滴标准液，指示剂发生颜色变化， 必须保证半分钟内不恢复原来的颜色，才是达到滴定终点。 （6）滴定停止后，必须等待1～2分钟，待附着在滴定管内壁的溶液流下后，再进行读数。 2.中和滴定误差分析 （1）滴定终点的判断答题模板：当接近终点时，改为滴加半滴，直到因滴入最后半滴……标准溶液后，溶液变成……色，且半分钟(30 s)内不恢复原来的颜色。 （2）图解量器的读数方法 ①平视读数(如图1)：用量筒量取一定体积的液体，读取液体体积示数时，视线应与凹液面最低点相切，视线与刻度的交点即读数(即凹液面定视线，视线定读数)。 　 图1　　　　　　　图2　　　　　　图3 ②俯视读数(如图2)：当用量筒测量液体的体积时，由于俯视时视线向下倾斜，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)：仰视滴定管时，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，仰视时读数偏大。 （3）中和滴定终点是指示剂颜色发生突变的点，但不一定是酸碱恰好中和的点。通常有一定误差(允许误差)。 ▌迁移练4-1 （25-26高二上·河北衡水·期中）某同学用0.1000mol·L-1盐酸标准溶液测定某烧碱溶液的浓度，4组实验数据如表所示。下列说法正确的是 实验编号 烧碱待测液体积V/mL 盐酸标准液体积(消耗)V/mL 1 25.00 18.05 2 25.00 18.00 3 25.00 17.95 4 25.00 18.95 A．记录滴定管某时刻液面位置如图所示，则此时的读数为18.20mL B．选用酚酞作指示剂，滴定终点的现象为溶液由无色变红色 C．根据表中盐酸标准液的4组数据的平均值可计算烧碱溶液浓度 D．未用盐酸标准溶液润洗滴定管会导致测定结果偏高 【答案】D 【解析】A．滴定管0刻度在上，刻度从上到下依次增大，读数需读凹液面最低处且估读到小数点后两位，图中读数应为19.80，不是18.20，A错误；B．该实验为盐酸滴定烧碱溶液，锥形瓶中碱性的烧碱溶液滴加酚酞显红色，滴定终点现象为溶液由红色变为无色，且半分钟内不恢复红色，B错误；C．表中第4组数据18.95与其他三组数据偏差过大，属于异常值，应舍去，不能用4组数据的平均值计算烧碱浓度，C错误；D．未用盐酸标准溶液润洗滴定管，会导致标准液被残留的水稀释，消耗的标准液体积(标准)偏大，根据，可知测定结果偏高，D正确；故选D。 ▌迁移练4-2 （25-26高二上·甘肃白银·期中）电位滴定法是根据滴定过程中指示电极电位的变化来确定滴定终点的一种分析方法。已知：亚磷酸的分级电离常数全部数据为，。常温下，利用盐酸滴定某溶液中Na2HPO3的含量，下列说法错误的是 A．此滴定操作中可以不使用指示剂指示滴定终点 B．Na2HPO3属正盐，溶液显碱性；NaH2PO3属酸式盐，溶液显酸性 C．滴定至第一化学计量点时，对应溶液中存在关系：c(Na+)=c()+c()+c(H3PO3) D．滴定至第二化学计量点时，对应的溶液中存在：c(Cl-)=c(Na+)>c(H+)>c(OH-) 【答案】C 【解析】A．电位滴定法通过指示电极电位变化确定滴定终点，无需额外指示剂，A正确；B．由亚磷酸只有两个电离常数知，亚磷酸是二元弱酸（仅能电离出2个H⁺），因此中不存在可电离的羟基氢，属于正盐；其阴离子水解使溶液显碱性。而中存在1个可电离的H⁺，属于酸式盐，通过电离常数计算其溶液酸碱性：的电离常数为，水解常数，电离程度远大于水解程度，因此溶液显酸性，B正确；C．第一化学计量点时，反应为，溶质为等物质的量的和，物料守恒关系为，或，选项所示等式缺少系数2或浓度项，C错误；D．第二化学计量点时，反应为，溶质为和，因此；是弱酸，会电离出使溶液显酸性，因此，D正确；故选C。 考点 水溶液中微粒浓度大小比较 ▌例5 （25-26高二上·吉林松原·期中）常温下，下列有关电解质溶液的叙述正确的是 A．在0.1mol/L H3PO4溶液中 B．在0.1mol/L Na2C2O4溶液中 C．氨水和NH4Cl溶液混合，形成pH=9的溶液中 D．在0.1mol/L NaHCO3溶液中 【答案】A 【解析】A．磷酸是三元弱酸，各级电离程度依次减小。在0.1 mol/L磷酸溶液中，未电离的磷酸分子浓度最大，逐级电离生成的三种阴离子浓度依次减小，题述浓度关系正确，A正确；B．根据电荷守恒，草酸根离子带两个单位负电荷，其浓度项前的系数应为2，题述等式漏写该系数，B错误；C．溶液的pH=9，故氢氧根离子浓度大于氢离子浓度。由电荷守恒，铵根离子浓度与氯离子浓度之差等于氢氧根离子浓度与氢离子浓度之差，后者大于0，所以铵根离子浓度大于氯离子浓度，题述顺序错误，C错误；D．根据碳元素物料守恒，含碳粒子还包括碳酸根离子，题述等式漏掉了碳酸根离子的浓度项，D错误；故选A。 解题要点 1.多元弱酸溶液，例如：0.1mol/L的H2S溶液中所存在的离子浓度由大到小的排列顺序是：c(H+)＞c(HS－)＞c(S2－)＞c(OH－)。判断多元弱酸溶液中离子浓度大小的一般规律是：（显性离子）＞（一级电离离子）＞（二级电离离子）＞（水电离出的另一离子） 2.一元弱碱的正盐溶液， （强酸弱碱盐） ①电荷守恒： ②物料守恒： ③微粒浓度： 判断一元弱酸的正盐溶液中离子浓度大小的一般规律是：（不水解离子）＞（水解离子）＞（显性离子）＞（水电离出的另一离子）。 例如：0.1mol/L的CH3COONa溶液中所存在的离子浓度由大到小的排列顺序是：c (Na+)＞c (CH3COO－)＞c (OH－)＞c (H+)。 3.二元弱酸的正盐溶液， （强碱弱酸盐）溶液 ①电荷守恒： ②物料守恒： ③判断二元弱酸的正盐溶液中离子浓度大小的一般规律是：（不水解离子）＞（水解离子）＞（显性离子）＞（二级水解离子）＞（水电离出的另一离子）。即微粒浓度：c (Na+)＞c (A2－)＞c (OH－)＞c (HA－) ＞c (H+)。 例如：0.1mol/L的Na2CO3溶液中所存在的离子浓度由大到小的排列顺序是： c (Na+)＞c(CO32－)＞c(OH－)＞c (HCO3－) ＞c(H+)。 4.二元弱酸的酸式盐溶液， （弱酸的酸式盐）溶液（ ：水解为主， ：电离为主） ①电荷守恒： ②物料守恒： ③判断二元弱酸的酸式盐溶液中离子浓度大小的一般规律是： a.水解大于电离时：（不水解离子）＞（会水解离子）＞（显性离子）＞（水电离出的另一离子）＞（水解生成的微粒）＞（电离得到的酸跟离子）。 b.电离大于水解时：（不水解离子）＞（会电离离子）＞（显性离子）＞（电离得到的酸跟离子）＞（水电离出的另一离子）＞（水解生成的微粒） 即：微粒浓度 例如：0.1mol/L的NaHCO3溶液中所存在的离子浓度由大到小的排列顺序是： c (Na+)＞c(HCO3－)＞c(OH－)＞c(H+)＞c(CO32－)。 ▌迁移练5-1 （25-26高二上·安徽合肥·期末）下列溶液中各微粒的浓度关系不正确的是 A．溶液中： B．常温下的醋酸与的烧碱溶液等体积混合： C．溶液中： D．溶有等物质的量的溶液中： 【答案】C 【解析】A．溶液中，为电荷守恒，A正确；B．常温下的醋酸与的烧碱溶液等体积混合，醋酸过量，溶液显酸性，，符合离子浓度关系，B正确；C．溶液中，电荷守恒应为，C错误；D．溶有等物质的量的溶液中，为物料守恒，D正确；故选C。 ▌迁移练5-2 （25-26高二上·陕西商洛·期末）一定温度下，下列溶液的离子浓度关系式正确的是 A．溶液中： B．溶液中： C．溶液中： D．pH相同的①、②NaOH、③NaClO三种溶液的的大小：③①② 【答案】B 【解析】A．溶液中电荷守恒应为，A错误；B．溶液中质子守恒为，B正确；C．溶液中物料守恒应为，选项等式不正确，C错误；D．pH相同时，水解程度越大越小，水解程度大于，故应为①>③>②，D错误；故选B。 基础达标 1.（25-26高二上·重庆·期末）下列溶液一定显碱性的是 A．的溶液 B．含有的溶液 C．的溶液 D．醋酸盐的溶液 【答案】A 【解析】A．溶液酸碱性由和的相对浓度决定，是溶液显碱性的本质判据，A正确；B．任何水溶液中都同时存在水电离出的和，如酸溶液中也含有，因此含的溶液不一定显碱性，B错误；C．受温度影响，未指明温度时无法判断溶液酸碱性，比如温度低于常温时，中性溶液的，此时的溶液实际显酸性，C错误；D．醋酸盐溶液的酸碱性与阳离子的水解能力有关，如醋酸铵溶液中醋酸根和铵根水解程度相近，溶液显中性，因此醋酸盐溶液不一定显碱性，D错误；故答案选A。 2.（25-26高二上·广西玉林·阶段检测）如图表示水中和的关系，下列判断正确的是 A．B点溶液pH=6，显酸性 B．若处在B点时，将pH=2的醋酸与pH=10的KOH溶液等体积混合，所得溶液呈酸性 C．大小关系： D．温度下，加入可能引起由A向E的变化 【答案】B 【解析】A．溶液酸碱性的本质是比较和之间的大小关系，B点二者相等，溶液呈中性，A错误；B．B点时，，pH=2的醋酸的，由于醋酸是弱酸，其实际浓度远大于的浓度，pH=10的KOH溶液的，等体积混合恰好完全反应后，醋酸过量，所以溶液显酸性，B正确；C．只与温度有关，温度相同时，相等，温度升高，增大，大小关系：，C错误；D．为强酸弱碱盐，加入，结合水电离出的，促进水的电离平衡右移，即增大，减小，不符合A向E的变化趋势，D错误；故答案选B。 3．（25-26高二上·陕西榆林·期中）某温度下的水溶液中，，。与的关系如图所示，下列说法错误的是 A．该温度低于 B．该温度下水的离子积 C．该温度下溶液的 D．向点溶液中加入适量溶液，可实现点向点移动 【答案】A 【分析】横坐标为，对应水溶液中，越大，代表溶液中浓度越小；纵坐标为，对应水溶液中，越大，代表溶液中浓度越小。 【解析】A．水的电离为吸热过程，该温度下水的离子积，大于时的，说明该温度高于，A错误；B．由图可知直线上任意点满足 ，水的离子积，B正确；C．溶液中，则，，C正确；D．b点坐标为，即、，溶液呈碱性；加入适量HCl后，溶液中增大（x增大）、减小（y减小），可移动到a点（），D正确；故选A。 4．（25-26高二上·甘肃白银·期中）亚磷酸(H3PO3)是二元弱酸。常温下，以酚酞为指示剂，用NaOH溶液滴定亚磷酸溶液，该体系中溶液的pH与离子浓度变化的关系如图所示。下列说法错误的是 A．曲线Ⅱ表示pH与lg[c(HPO)/c(H2PO)]的关系 B．H3PO3的第二步电离常数Ka2的数量级为10-⁷ C．当pH=7时，c(Na+)=c(H2PO)+2c(HPO) D．当滴定达到终点时，溶液中存在c(Na+)>c(HPO)>c(OH-)>c(H+) 【答案】A 【分析】亚磷酸是二元弱酸，分两步电离： 第一步：，电离常数 ，变形得 ； 第二步：，电离常数 ，变形得 。 由于多元弱酸第一步电离程度远大于第二步，，相同浓度比下，第一步对应的溶液更小，因此曲线Ⅱ对应，曲线Ⅰ对应。 【解析】A．由上述分析知，曲线Ⅱ对应，A错误；B．对，当时，，代入得： ，数量级为，B正确；C．亚磷酸是二元酸，溶液中无，溶液电荷守恒为，时，化简得，C正确；D．滴定终点溶质为，水解使溶液显碱性，水解程度微弱，因此离子浓度顺序为，D正确；故选A。 5．（25-26高二上·陕西榆林·期中）在常温下，牛奶的pH=6.5，其中的为 A． B． C． D． 【答案】D 【解析】A．常温下pH=6.5的牛奶为弱酸性，浓度远小于，A错误；B．是牛奶中的浓度，不是浓度，B错误；C．是常温下中性溶液的浓度，酸性溶液中浓度小于该值，C错误；D．常温下，则，，D正确；故选D。 6.（25-26高二上·吉林松原·期中）下列说法不正确的是 A．pH>7的溶液不一定呈碱性 B．氨水和盐酸反应后的溶液，若溶液呈中性，则c(Cl-) = c() C．中和pH和体积均相等的氨水、NaOH溶液，所需HCl的物质的量相同 D．相同温度下，pH相等的盐酸、CH3COOH溶液中，c(OH-)相等 【答案】C 【解析】A．溶液的酸碱性由和的相对大小决定，温度影响水的离子积，如温度高于常温时，中性溶液，故的溶液不一定呈碱性，A正确；B．反应后溶液中存在电荷守恒：，溶液呈中性时，因此，B正确；C．是弱电解质，部分电离，是强电解质，完全电离，相等的氨水和溶液，氨水的物质的量浓度远大于溶液，等体积时氨水的溶质物质的量更大，中和所需的物质的量更多，C错误；D．相同温度下为定值，相等的两溶液相等，根据，可知两溶液中相等，D正确；故选C。 7.（25-26高二上·福建·期中）羟胺(NH2OH)稀溶液中(NH2OH)的电离方程式为，设NH2OH的电离平衡常数为K。下列说法正确的是 A．常温下，加入少量NaOH固体，平衡向左移动，K减小 B．常温下，加入少量NH2OH(s)，平衡向右移动，NH2OH的电离度增大 C．常温下，加少量水稀释，溶液中所有离子浓度都减小 D．常温下，加少量水稀释，电离度增大，增大 【答案】D 【解析】A．加入固体，浓度增大，平衡向左移动，但电离平衡常数仅与温度有关，温度不变则不变，A错误；B．加入少量，反应物浓度增大，平衡向右移动，但弱电解质浓度越大电离度越小，的电离度减小，B错误；C．加水稀释时，浓度减小，常温下水的离子积不变，因此浓度增大，并非所有离子浓度都减小，C错误；D．加水稀释促进电离，电离度增大；由电离常数表达式可得，稀释时减小、不变，故该比值增大，D正确；故选D。 8.（25-26高二上·甘肃白银·期中）下列实验操作能够达到目的的是 A．测定某酸溶液的pH是否为2，判断该酸是否为强酸 B．向稀FeCl3溶液中滴入几滴浓硫酸，观察溶液颜色变化，探究c(H+)对水解的影响 C．向AgNO3溶液中先滴入几滴NaCl溶液，再滴入几滴KI溶液，观察沉淀颜色变化，比较Ksp(AgCl)和Ksp(AgI)的大小 D．向含有酚酞的Na2CO3溶液中加入少量BaCl2固体，溶液红色变浅，证明溶液中存在水解平衡 【答案】D 【解析】A．pH=2只能说明c(H+)=0.01mol/L，未提供溶液浓度和酸的类型，无法判断是否为强酸，A错误；B．加入浓硫酸虽增加浓度抑制水解，但浓硫酸稀释放热，温度变化干扰水解平衡，未控制变量，B错误；C．溶液过量，加入会直接生成黄色沉淀，无法证明转化为，因此无法比较，C错误；D．的水解过程为，加入可以和反应生成，使水解平衡逆向移动，浓度变小，溶液红色变浅，因此可以证明溶液中存在水解平衡，D正确；故选D。 9.（25-26高二上·广东广州·期中）25℃时，下列事实中不能说明HA为弱酸的是 A．0.1mol/L的HA溶液，pH=3 B．pH=2的HA溶液稀释至100倍，pH约为3.1 C．在0.1mol/LHA溶液中滴入紫色石蕊，试液呈红色 D．相同锌粒分别置于等浓度的盐酸和HA溶液中，HA反应慢 【答案】C 【解析】A．0.1 的溶液若为强酸，完全电离时，现，说明远小于0.1 ，仅部分电离，可证明为弱酸，A不符合题意；B．的强酸溶液稀释100倍时，则溶液的，实际上溶液约为3.1，，说明稀释过程中继续电离出，存在电离平衡，可证明为弱酸，B不符合题意；C．紫色石蕊遇酸性溶液即会变红，无论是强酸还是弱酸，只要溶液酸性达到石蕊变色范围就可使石蕊变红，无法证明为弱酸，C符合题意；D．盐酸为强酸完全电离，等浓度的与相同锌粒反应速率更慢，说明溶液中更低，未完全电离，可证明为弱酸，D不符合题意；故选C。 10.（25-26高二上·重庆·期末）一定温度下，冰醋酸稀释过程中溶液的导电能力变化如下图所示。下列对a、b、c三点溶液的说法正确的是 A．： B．电离程度： C．： D．在b点溶液中加入NaOH固体，减小 【答案】C 【解析】A．溶液导电能力与自由移动离子浓度正相关，三点导电能力，故顺序为，A错误；B．弱电解质“越稀越电离”，加水量越大电离程度越大，加水量，故电离程度，B错误；C．仅与温度有关，题干限定反应在一定温度下进行，故三点相等，C正确；D．加入固体时，与反应使电离平衡正向移动，增大，D错误；故选C。 11.（25-26高二上·重庆·期末）硫酸亚铁铵是重要的化工原料。的溶液中，下列有关说法错误的是 A．该溶液呈酸性 B． C． D． 【答案】C 【解析】A．和均发生水解反应生成，因此溶液呈酸性，A正确；B．该式为溶液的电荷守恒式，阳离子所带正电荷总和等于阴离子所带负电荷总和，等式成立，B正确；C．在不考虑水解时，电离出的物质的量是的2倍，二者都会发生水解且水解程度均较小，因此正确的浓度关系应为，C错误；D．该式为N元素的物料守恒式，1mol溶质中N元素总物质的量与物质的量相等，N元素以和形式存在，等式成立，D正确；故答案选C。 12.（25-26高二上·贵州毕节·期末）下列实验操作正确的是 A．用图1装置进行溶液滴定未知浓度的KI溶液实验 B．如图2所示，记录滴定终点读数为18.90 mL C．图3操作为赶出碱式滴定管内的气泡 D．图4，滴定时左手摇动锥形瓶，右手控制滴定管活塞，眼睛注视滴定管内液面变化 【答案】C 【解析】A．高锰酸钾溶液具有强氧化性，会腐蚀碱式滴定管的橡胶管，不能盛装在碱式滴定管中，A错误；B．起始溶液体积在滴定管刻度的0刻度处，则由图可知，记录滴定终点读数为18.10 mL，B错误；C．赶出碱式滴定管内的气泡时，应将橡胶管向上弯曲，快速挤压玻璃小球放出溶液，排出尖嘴部分气泡，C正确；D．滴定时左手控制滴定管玻璃活塞，右手摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶内溶液颜色的变化，D错误；故答案选C。 13.（25-26高二下·湖南长沙·期末）回答下列问题： 实验室现有下列物质用于做导电性实验：①酒精②铝线③液态氯化氢④液氨⑤水溶液⑥食盐水⑦熔融KOH。 （1）上述状态下可导电的是_______。 （2）下列过程与水解反应无关的是_______。 A．热的纯碱溶液去除油脂效果更好 B．常施铵态氮肥土壤容易板结 C．水溶液显酸性 D．向沸水中滴入饱和溶液制备胶体 某些弱酸的电离平衡常数如表： 弱酸 HCN 电离平衡常数 ， （3）将少量加入NaCN溶液中，发生的化学反应方程式为_______。 （4）25℃时，向 的稀溶液中滴加的稀溶液至过量。 i．在滴加过程中下列物理量的变化情况为： A．增大　　B．减小　　C．不变　　D．先增大后减小　　E．先减小后增大 ①水的电离程度_______；②_______；③_______。 ii．当加入溶液体积为时，测得溶液恰好为7，用含a、b的代数式表示醋酸的电离平衡常数_______。 【答案】（1）②⑤⑥⑦ （2）C （3）CH3COOH+NaCN=CH3COONa+HCN （4）D A C 【解析】（1）物质导电的条件是存在自由移动的带电粒子（电子或离子）；①酒精（非电解质）、③液态氯化氢（共价化合物无自由离子）、④液氨（非电解质）均不导电； ②铝线（金属含自由电子）、⑤SO2水溶液（电离出自由离子）、⑥食盐水（含自由离子）、⑦熔融KOH（电离出自由离子）可导电；故选②⑤⑥⑦； （2）A．碳酸根离子水解显碱性，升温促进水解，利于油脂水解，与水解有关，A不符合题意；B．铵根离子水解使土壤显酸性，与土壤中离子反应生成沉淀，与水解有关，B不符合题意；C．NaHSO4在溶液中可完全电离出H+，酸性来源于电离，与水解无关，C符合题意；D．Fe3+水解生成胶体，与水解有关，D不符合题意； 故答案为C； （3）根据电离平衡常数，酸性顺序为：CH3COOH>HCN，根据强酸制弱酸，反应生成HCN和醋酸钠，方程式为CH3COOH+NaCN=CH3COONa+HCN； （4）i．①初始醋酸电离出H+抑制水的电离；滴加NaOH过程中，醋酸逐渐中和为可水解的醋酸钠，水的电离程度逐渐增大，恰好完全反应时电离程度最大，NaOH过量后，过量OH−抑制水的电离，因此水的电离程度先增大后减小，故答案为D；②由电离常数变形得，温度不变Ka不变，滴加过程c(H+)不断减小，因此比值不断增大，故答案为A；③根据物料守恒，所有含醋酸基团的总物质的量等于初始加入醋酸的总物质的量，反应过程中含醋酸根的粒子总物质的量不变，故答案为C；ii．加入10 mL NaOH后，溶液体积为20 mL，pH=7则；根据电荷守恒，；代入电离常数公式得。 能力进阶 14.（25-26高二上·吉林·期中）常温下改变0.1 mol/L二元弱酸溶液的pH，溶液中的、、的物质的量分数随pH的变化如图所示(已知：)，下列说法错误的是 A．曲线c代表 B．时， C． D．的平衡常数 【答案】C 【分析】二元弱酸分步电离：、，pH增大，浓度不断减小，浓度先增后减，浓度持续增大；因此曲线a代表，曲线b代表，曲线c代表；交点满足，则；交点满足，则。 【解析】A．由分析可知，曲线c代表，A正确；B．位于2.35与9.78之间，此时主要粒子为；pH=3.5距离2.35更近，含量高于，浓度关系为，B正确；C．，，则，因此，C错误；D．反应为的水解反应，水解常数，D正确；故选C。 15.（25-26高二下·贵州贵阳·期末）时，向的溶液中通入或加入调节，不考虑溶液体积变化且过程中无气体逸出，含碳或氮微粒的分布分数如：与关系如图，下列说法正确的是 A．溶液中存在： B．曲线表示的分布分数随的变化 C．的Ka2= D．该体系中 【答案】C 【分析】向溶液中滴加适量盐酸时发生反应，溶液中浓度降低，浓度增大，当滴加适量氢氧化钠时，抑制的水解，发生、，则随溶液中的增大，先增大后减小，和均增大，减小，故图中左侧为含碳微粒的分布分数与溶液pH的关系，右侧为如图所示含氮微粒的分布分数与溶液pH的关系，且越大，pH越小，图中曲线M表示的分布分数随pH的关系。 【解析】A．溶液中电荷守恒关系为，物料守恒关系为，则，时，，则，A错误；B．由分析可知，曲线M表示的分布分数与溶液pH的关系，B错误；C．的，图中时，此时，得到的，C正确；D．由图中的点可得，。又由的溶液中元素守恒可得，即。因此，，可得出，D错误；故选C。 16.（25-26高二上·河南南阳·期末）滴定法是一种常见的定量实验分析法，常见的有酸碱中和滴定、氧化还原滴定、沉淀滴定等。 （1）为了测定一元酸HCOOH溶液的浓度，现取25.0 mL HCOOH溶液，用1.000 mol/L的NaOH标准溶液滴定： ①用NaOH固体配制100 mL 1.000 mol/L的NaOH溶液，需要用到的仪器除天平，药匙，烧杯，玻璃棒，胶头滴管，还需要___________。实验过程中，将25.0 mL HCOOH放入锥形瓶，滴入酚酞2-3滴；用标准NaOH溶液进行滴定，滴定过程中，眼睛应注视___________。 ②下列操作中可能使所测HCOOH溶液的浓度数值偏低的是___________(填字母)。 A．锥形瓶水洗后直接装待测HCOOH溶液 B．配制NaOH溶液时，称量NaOH固体速度过慢 C．一滴标准溶液附在锥形瓶壁上未洗下 D．选用甲基橙作指示剂 E．装NaOH标准溶液的滴定管滴定前尖嘴部分有气泡，滴定后气泡消失 F．滴定到达终点时，俯视读出滴定管读数 （2）用标准溶液滴定溶液中的时，采用为指示剂，利用与反应生成砖红色沉淀指示滴定终点，当溶液中的恰好沉淀完全(浓度为mol/L)时，溶液中的___________mol/L。(保留三位有效数字，已知25℃时，和AgCl的分别为和)。 （3）可用于测定工厂废水中游离态氯()的含量，实验如下： Ⅰ．取水样50.00 mL于锥形瓶中，加入10.00 mL KI溶液(足量)，滴入2~3滴淀粉溶液。 Ⅱ．将标准溶液(显碱性)装入滴定管中，调整液面，记下读数。 Ⅲ．将锥形瓶置于滴定管下进行滴定，发生的反应为。重复操作三次并记录数据如下： 滴定次数 溶液起始读数/mL 溶液终点读数/mL 第一次 1.02 19.03 第二次 2.00 19.99 第三次 0.20 a 试回答下列问题： ①滴定前装有标准液的滴定管排气泡时，应选择下图中的___________(填标号，下同)。 ②达到滴定终点的现象是___________。 ③步骤Ⅲ中a的读数如图所示，则读数a为___________mL。所测水样中游离态氯()的含量为___________。 【答案】（1）①100mL容量瓶 ②锥形瓶内溶液颜色变化 DF （2） （3）①c ②当滴入最后半滴标准溶液时，锥形瓶内溶液由蓝色变为无色且30s内不恢复(说法合理即可) ③18.20 12.78 【解析】（1）①配制100mL 1.000mol/L的NaOH溶液，除给定仪器外，还需要100mL容量瓶。滴定过程中，眼睛应注视锥形瓶内溶液颜色变化，判断滴定终点。 ②根据，分析操作误差：A．锥形瓶水洗后直接装待测HCOOH溶液，待测液中溶质的物质的量不变，消耗标准液体积不变，测定浓度无偏差，A错误；B．配制NaOH溶液时，称量NaOH固体速度过慢，NaOH吸水潮解，实际称量的NaOH质量偏小，标准液浓度偏低，消耗标准液体积偏大，测定浓度偏高，B错误；C．一滴标准溶液附在锥形瓶壁上未洗下，读取的标准液体积偏大，测定浓度偏高，C错误；D．选用甲基橙作指示剂，甲基橙变色范围为3.1~4.4，滴定终点呈酸性，消耗标准液体积偏小，测定浓度偏低，D正确；E．装NaOH标准溶液的滴定管滴定前尖嘴部分有气泡，滴定后气泡消失，读取的标准液体积偏大，测定浓度偏高，E错误；F．滴定到达终点时，俯视读出滴定管读数，读取的标准液体积偏小，测定浓度偏低，F正确；故选DF。 （2）当恰好沉淀完全时，，此时溶液中。 （3）①溶液显碱性，用碱式滴定管盛装，排气泡时应将橡胶管向上弯曲，挤压玻璃珠排出气泡，对应操作选c。 ②淀粉遇碘单质变蓝，滴定终点时碘单质完全反应，现象为当滴入最后半滴标准溶液时，锥形瓶内溶液由蓝色变为无色且30s内不恢复。 ③滴定管刻度从上到下逐渐增大，图示读数为18.20mL。 三次滴定消耗溶液的体积分别为、、，平均体积为，消耗的物质的量为，根据定量关系，可知，的质量为，则水样中游离态氯的含量为。 学科网（北京）股份有限公司1 / 10 学科网（北京）股份有限公司 $