专题3 水溶液中的离子反应（复习讲义）化学苏教版选择性必修1

该高中化学单元复习讲义围绕“水溶液中的离子反应”构建知识体系，通过表格梳理电离平衡影响因素、水解规律等要点，用对比分析呈现弱电解质电离与盐类水解的内在联系，明确标注重难点分布，形成清晰的知识脉络。 讲义亮点在于“要点速测+难点精练”分层设计，如结合工业除水垢实例分析沉淀转化，培养科学探究与实践素养，通过电离常数计算、滴定曲线分析等题型训练科学思维，配套错题解析和方法指导，助力学生自主复习，便于教师实施精准教学。

专题3 水溶液中的离子反应 复习要点 1．认识电解质在水溶液中存在电离平衡以及影响电离平衡移动的的影响因素。 2．学会运用电离平衡常数来描述弱酸、弱碱的电离程度。 3．知道水是一种极弱的电解质，了解影响水的电离平衡常数的因素。 4．知道水的离子积常数，能够运用水的离子积常数进行有关计算。 5．结合真实实例，能判断溶液的酸碱性及pH，掌握检测溶液pH的方法。 6．能进行溶液的pH计算，能调控溶液的酸碱性。能选择实例说明溶液pH的调控在工农业生产和科学研究中的重要作用。 7．通过实验探究，掌握酸碱中和滴定的原理；结合真实情境中的实际实例，掌握酸碱中和滴定的操作方法和误差分析。 8．认识盐类水解的原理；能用化学用语表示盐类的水解，能通过实验证明盐类水解的存在。 9．结合真实情境中的应用实例，能应用盐类水解原理判断盐溶液的酸碱性；认识影响盐类水解的主要因素。 10．结合真实情境中的应用实例，了解盐类水解在生产、生活中的应用。 11．能运用电离平衡和水解平衡原理分析和解决生产、生活中有关电解质溶液的实际问题。 12．知道弱电解质的电离和盐类水解均存在平衡，学会判断溶液中的微粒种类及微粒间的定量关系。 13．通过酸碱中和滴定图像分析，进一步掌握滴定过程中各种量的变化关系。 14．认识难溶电解质在水溶液中存在沉淀溶解平衡；能够根据化学平衡原理分析沉淀溶解平衡的影响因素。 15．能够利用离子积与溶度积常数的关系判断溶液中难溶电解质的沉淀和溶解情况。 16．能通过简单计算判断沉淀的生成和溶解，能从理论上解释发生沉淀转化现象。 17．能运用沉淀溶解平衡原理解释生产、生活中的实际问题。 复习重难点 重点：电离平衡常数的意义及应用；中和滴定实验操作及误差分析；盐类水解的原理和规律及影响盐类水解的因素；沉淀溶解平衡原理及其应用。 难点：电离平衡常数的应用；有关pH的计算；酸碱中和滴定曲线及应用；盐类水解常数及其应用；根据图像分析粒子浓度的关系沉淀溶解平衡在生产生活中的应用。 要点弱电解质的电离平衡 1．电解质和非电解质 (1)电解质：在水溶液中或熔融状态下能导电的______。 电解质在水溶液或熔融状态下能产生________的离子。 (2)非电解质：在水溶液中和熔融状态下都不能导电的______。 2．强电解质和弱电解质 根据电解质在水溶液中的________，可把电解质分为强电解质和弱电解质。 ①强电解质是在水溶液中________的电解质。常见的强电解质有______、______和大部分______。 ②弱电解质是在水溶液中________的电解质。常见的弱电解质有______、______。 3．电离方程式的书写——“强等号，弱可逆，多元弱酸分步离，多元弱碱分步电离一步书写”。 (1)强电解质的电离方程式 强电解质的在水中完全电离，其电离方程式用“===”表示。如： H2SO4：H2SO4=____________； Na2CO3：Na2CO3=_________________； Ba(OH)2：Ba(OH)2=______________。 (2)弱电解质的电离方程式 ①弱电解质的电离过程是可逆的，其电离方程式用“”表示。如： CH3COOH：CH3COOH_________________； NH3·H2O：NH3·H2O___________。 ②多元弱酸是分步电离的，电离程度逐步减弱，可分步书写电离方程式。 如H2CO3的电离方程式：H2CO3__________________、HCO3-____________。 ③多元弱碱的电离也是分步进行的，但是一般按一步电离的形式书写。 如Fe(OH)3的电离方程式是：Fe(OH)3____________。 (3)酸式盐的电离 ①强酸的酸式盐在熔融状态和溶液中的电离情况不同。 例如：NaHSO4(熔融)===______________，NaHSO4(溶液)===________________。 ②弱酸的酸式盐在水溶液中的电离强中有弱。 例如：NaHCO3===___________________，HCO3-__________________。 4．弱电解质判断的注意事项 (1)酸碱的强弱和溶液酸碱性的强弱不是等同关系，前者看电离程度，后者看溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。强酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性强。 (2)弱酸、弱碱是弱电解质，但它们对应的盐一般为强电解质，如醋酸铵：CH3COONH4===NH＋CH3COO－。 5．电离平衡的建立 弱电解质的电离平衡是指在一定条件(______、______)下，弱电解质分子__________的速率和______________________的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都保持不变时的状态。 平衡建立过程的v－t图像如图所示。 (1)开始时，v(电离)最大，而v(结合)为0。 (2)平衡建立过程中，v(电离)＞v(结合)。 (3)当v(电离)＝v(结合)时，电离达到平衡状态。 6．电离平衡的特征 电离平衡也是一种动态平衡，遵循“______、______、______、______、______”的特点。具体分析如下： 7．影响电离平衡的因素： 因素 对电离平衡的影响 内因 弱电解质本身的性质决定弱电解质电离程度的______ 外因 温度 由于电离过程吸热，温度改变，平衡移动，升温，______电离，电离平衡向______移动 浓度 电解质溶液浓度越______，电离程度越大 外加电解质 同离子效应 加入含弱电解质离子的强电解质，电离平衡逆向移动，______电离，电离程度______ 含有可与弱电解 质反应的离子 电解质电离程度______，促进电离，电离平衡向右移动 以0.1 mol·L-1 的CH3COOH溶液为例(CH3COOHCH3COO-+H+ ΔH＞0)，用平衡移动原理分析外界条件对CH3COOH电离平衡的影响。 影响因素 平衡移动方向 n(H+) c(H+) c(CH3COO-) pH 导电能力 升温(不考虑挥发) ______ ______ ______ ______ ______ ______ 加冰醋酸 ______ ______ ______ ______ ______ ______ 加水稀释 ______ ______ ______ ______ ______ ______ 加CH3COONa固体 ______ ______ ______ ______ ______ ______ 通HCl气体 ______ ______ ______ ______ ______ ______ 加NaOH固体 ______ ______ ______ ______ ______ ______ 加金属Zn ______ ______ ______ ______ ______ ______ 8．电离常数 定义 在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度幂之积与溶液中未电离分子的浓度的比值是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数。用K(弱酸用Ka，弱碱用Kb)表示。 表达式 对于一元弱酸HA：HAH＋＋A－，平衡常数Ka＝____________________________________。 对于一元弱碱BOH：BOHB＋＋OH－，平衡常数Kb＝____________________________。 对于多元弱酸，以H2CO3为例： H2CO3H＋＋HCO　Ka1＝ HCOH＋＋CO　Ka2＝ 特点 电离常数只与______有关，与电解质的浓度及酸、碱性无关，由于电离过程是______的，故温度升高时K______。多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是K1≫K2……，所以其酸性主要决定于第一步电离。 意义 相同条件下，K值越大，表示该弱电解质______电离，所对应的酸性或碱性相对______。 (1)填写下表 弱电解质 电离方程式 电离常数 NH3·H2O NH3·H2O________________________ Kb＝1.7×10－5 CH3COOH CH3COOH__________________ Ka＝1.7×10－5 HClO HClO______________ Ka＝4.7×10－8 (2)CH3COOH酸性______HClO酸性(填“大于”“小于”或“等于”)，判断的依据：相同条件下，电离常数越大，电离程度越______，c(H＋)越大，酸性越______，K(CH3COOH)______K(HClO)。 (3)磷酸是三元中强酸 A．磷酸的电离方程式是H3PO4_________________，H2PO______________，HPO_____________。 B．电离平衡常数表达式是：Ka1＝______________________，Ka2＝__________________________，Ka3＝__________________________。 C．比较大小：Ka1______Ka2________Ka3。 9．电离平衡常数的4大应用 (1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越强。 (2)判断盐溶液的酸性(或碱性)的强弱，电离平衡常数越大，对应的盐水解程度越小，酸性(或碱性)越弱。 (3)判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。 (4)判断微粒浓度比值的变化。 弱电解质加水稀释时，能促进弱电解质的电离，溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化，但电离常数不变，考题中经常利用电离常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。如0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，＝＝，加水稀释，c(H＋)减小，Ka值不变，则增大。 10．有关电离平衡常数的计算(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： c(HX) 0 0 平衡： c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(X－) 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： c(HX) 　 　 　0 　 　 0 平衡： c(HX)－c(H＋) c(H＋) 　c(X－) 则K＝＝ 由于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。 11．电离平衡常数与电离度的有关计算 电离平衡常数中，电解质分子和电解质离子的浓度都是______浓度。 对电离平衡常数和电离度的计算时，一般采用三段式： 以CH3COOHCH3COO-+H+为例，设CH3COOH的初始浓度为c mol·L-1，电离平衡常数为Ka，电离度为α。 CH3COOH CH3COO- + H+ 初始浓度(mol/L) c 0 0 转化浓度(mol/L) cα cα cα 平衡浓度(mol/L) c- cα cα cα 其中：当酸或碱较弱时，c- cα≈c 则：Ka= = = cα2， α= 。 上式说明，弱电解质的电离度α与初始浓度有关，初始浓度越大，电离度______；反之，初始浓度越小，电离度______。 教材延伸 (1)电离吸热，升高温度，电离平衡一定正向移动，电离程度增大。 (2)弱电解质的电离程度、溶液的导电能力与电离平衡的移动没有必然的关系。 (3)弱电解质溶液加水稀释时，要注意离子浓度与离子物质的量的变化。 如0.1 mol·L－1 CH3COOH加水稀释，c(CH3COOH)、c(H＋)、c(CH3COO－)均减小，但稀释促进电离，所以n(CH3COOH)减小，n(H＋)、n(CH3COO－)增大。 (4)电离平衡也属于化学平衡，可用勒夏特列原理分析弱电解质的电离平衡。 (5)注意加水稀释和加入冰醋酸都会使平衡正向移动，但是电离度却是相反的。 要点速测 1．(2025·江苏高二专题练习)下列实验事实不能证明醋酸是弱电解质的是( ) A．向0.1 mol·L−1 NaHCO3溶液中加入醋酸，产生大量无色无味气体 B．等体积等pH的醋酸溶液和盐酸与足量锌粒反应时，醋酸产生的H2总量多 C．常温下，测得0.1 mol·L−1醋酸溶液的pH=3 D．温度、物质的量浓度相同时，醋酸溶液的导电性比盐酸的导电性弱 2．(2026·江苏扬州高二期中)下列说法正确的是( ) A．常温下，向0.1 mol·L-1H2C2O4溶液中加水稀释，c(OH-)减小 B．将0.1 mol·L-1CH3COONa溶液加热，的值增大 C．常温下，分别中和等体积等pH的盐酸和醋酸溶液，醋酸消耗NaOH少 D．向含有BaSO4固体的BaSO4饱和溶液中加入少量0.1 mol·L-1的硫酸，c(Ba2＋)减小 要点 水的电离 1．水的电离 水是极弱的电解质，水的电离方程式为H2O＋H2O______或______________。 2．水的离子积常数 Kw＝c(H＋)·c(OH－)。 (1)室温下：Kw＝________。 (2)影响因素：只与______有关，升高温度，Kw______。 (3)适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的______水溶液。 (4)Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，Kw不变。 3．影响水电离平衡的因素 (1)升高温度，水的电离程度______，Kw______。 (2)加入酸或碱，水的电离程度______，Kw______。 (3)加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3)，水的电离程度______，Kw______。 4．填写外界条件对水电离平衡的具体影响 　　　体系变化 条件　　　 平衡移动方向 Kw 水的电离程度 c(OH－) c(H＋) HCl 逆 不变 减小 减小 增大 NaOH 逆 不变 减小 增大 减小 可水解的盐 Na2CO3 ______ ______ ______ ______ ______ NH4Cl ______ ______ ______ ______ ______ 温度 升温 ______ ______ ______ ______ ______ 降温 ______ ______ ______ ______ ______ 其他：如加入Na ______ ______ ______ ______ ______ 特别提醒 (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 ℃。 要点速测 1．(2026·江苏苏州高二期中)水最常见的溶剂，下列说法正确的是( ) A．0℃时，Kw＝1×10－14 B．向水中加入盐酸，水的电离逆向移动，变小 C．向水中加醋酸钠，水的电离正向移动，不变 D．将纯水加热到100℃，水的pH变小，酸性增强 (2026·北京海淀高三联考)常温下、水电离的c(H＋)水=1×10-12mol·L-1的溶液中，下列离子可能大量共存的是( ) A．NH4+、K+、NO3-、HCO3- B．K+、Na+、CH3COO-、I- C．Fe2+、Mg2+、SO42-、NO3- D．Na+、Ca2+、Cl-、CO32- 要点溶液的酸碱性与pH 1．溶液的酸碱性 溶液的酸碱性取决于溶液中_________________和_______________的相对大小。 将“＞”“＝”或“＜”填在下表空格中： 溶液 c(H＋)、c(OH－)大小比较 常温/25 ℃ 数值 pH 中性溶液 c(H＋)______c(OH－) c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol·L－1 ______7 酸性溶液 c(H＋)______c(OH－) c(H＋______1×10－7 mol·L－1 ______7 碱性溶液 c(H＋)______c(OH－) c(H＋______1×10－7 mol·L－1 ______7 2．溶液的pH (1)定义式：pH＝_______________________。 (2)广范pH的范围：0～14。 即只适用于c(H＋)≤1 mol·L－1或c(OH－)≤1 mol·L－1的电解质溶液，当c(H＋)或c(OH－)≥1 mol·L－1时，不用pH表示溶液的酸碱性，直接用c(H＋)或c(OH－)表示溶液的酸碱性。 (3)测量： ①pH试纸法：把小片试纸放在______或______上，用洁净干燥的______，蘸取待测液滴在干燥的pH试纸的中部，观察变化稳定后的颜色，与__________对比，即可确定溶液的pH。 ②pH计测量法。 3．溶液的酸碱性与pH的关系： 常温(25 ℃)下： 4．常用酸碱指示剂及其变色范围 指示剂 变色范围 石蕊 pH＜5.0红色 5.0～8.0______色 pH＞8.0蓝色 甲基橙 pH＜3.1红色 3.1～4.4______色 pH＞4.4黄色 酚酞 pH＜8.0无色 8.2～10.0______色 pH＞10.0红色 5．pH的计算 (1)单一溶液pH的计算 ①强酸溶液，如HnA，设溶液物质的量浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝________________________，pH＝－lgc(H＋)＝____________。 ②强碱溶液，如B(OH)n，设溶液物质的量浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝ mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝________________。 (2)两强酸混合后溶液pH的计算 由c(H＋)混＝，先求出混合后的c(H＋)混，再根据公式pH＝－lgc(H＋)混求pH。 (3)两强碱混合后pH的计算 由c(OH－)混＝，先求出混合后的c(OH－)混，再通过KW求出c(H＋)混，最后求pH。 (4)强酸与强碱混合后pH的计算 强酸与强碱混合的实质是发生了中和反应，即H＋＋OH－===H2O，中和后常温下溶液的pH有以下三种情况： ①若恰好中和，pH＝7。 ②若酸剩余，先求中和后剩余的c(H＋)，再求pH。 ③若碱剩余，先求中和后剩余的c(OH－)，再通过KW求出c(H＋)，最后求pH。 (5)溶液稀释后求pH ①对于强酸溶液，每稀释10倍，pH______；对于弱酸溶液，每稀释10倍，pH增大______。无论稀释多少倍，酸溶液的pH不能等于或大于7，只能趋近于7。 ②对于强碱溶液，每稀释10倍，pH______；对于弱碱溶液，每稀释10倍，pH减小______，无论稀释多少倍，碱溶液的pH不能等于或小于7，只能趋近于7。 特别提醒 (1)pH试纸不能伸入试液中。 (2)pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则待测液因被稀释可能会产生误差。 (3)广泛pH试纸只能测出整数值(不精确)，该数不会出现小数。 (4)pH试纸不能测定氯水的pH，因为氯水呈酸性的同时呈现强氧化性(漂白性)。 要点速测 1．【溶液酸碱性的判断】下列溶液一定呈中性的是( ) A．由等体积、等物质的量浓度的硫酸跟NaOH溶液混合后所形成的溶液 B．c(H＋)＝1.0×10-7mol·L-1的溶液 C．pH＝7的溶液 D．c(H+)=c(OH-)的溶液 2．(2025·江苏徐州高二期中)下列溶液一定显酸性的是( ) A．使甲基橙变黄的溶液 B．的溶液 C．由水电离出的的溶液 D．的溶液 要点酸碱中和滴定 1．实验原理 (1)用已知浓度的酸(碱)来测定未知浓度的碱(酸)的实验方法叫作酸碱中和滴定。 (2)对于强酸、强碱的中和，开始时由于被滴定的酸(碱)浓度较大，滴入少量的碱(酸)对其pH的影响不大。当滴定接近终点(pH＝7)时，很少量的碱(酸)就会引起溶液pH突变(如图所示)。 2．实验用品 (1)主要仪器和试剂 仪器 试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。 　　 图1　　　　图2　　　　图3 (2)滴定管的使用 ①酸式滴定管下端为玻璃活塞，能耐酸和氧化剂的腐蚀，可用于盛装酸性或氧化性溶液，但不能盛装碱性溶液。 ②碱式滴定管下端为橡胶管和玻璃珠，橡胶易被酸性或氧化性溶液腐蚀，所以碱式滴定管一般盛装碱性溶液。 3．常用指示剂 指示剂 变色的pH范围 甲基橙 pH减小 3.1-4.4 pH增大 ______ ______ ______ 酚酞 pH减小 8.2-10.0 pH增大 ______ ________ ______ 甲基红 pH减小 4.4-6.2 pH增大 ______ ______ ______ 4．实验操作(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例) (1)滴定前的准备 ①滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→排气泡→调液面→记录。 ②锥形瓶：洗涤→装液→加指示剂。 (2)滴定 (3)终点判断、读数 当滴入________标准液，溶液变色，且______不恢复为原来的颜色 (4)数据处理 按上述操作重复______次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c(NaOH)＝计算。 5．误差分析 (1)误差分析依据 当酸碱恰好中和时，有关系式：c待＝，c标、V待、γ均为已知量，所以c待的大小取决于V标的大小，V标偏大，则c待偏高；V标偏小，则c待偏低。 (2)常见的误差分析(以0.1 mol/L NaOH标准溶液滴定盐酸为例) 误差来源 c(HCl) 滴定管中产生的误差 滴定管用蒸馏水洗涤后，未用标准液润洗 偏高 滴定管未用待测液润洗 偏低 盛标准液的滴定管滴定前有气泡，滴定后无气泡 ______ 盛标准液的滴定管滴定前无气泡，滴定后有气泡 ______ 盛待测液的滴定管使用前有气泡，使用后无气泡 偏低 盛待测液的滴定管使用前无气泡，使用后有气泡 ______ 锥形瓶中产生的误差 锥形瓶用蒸馏水洗涤后又用待测液洗 ______ 锥形瓶未洗净，残留有与待测液中溶质反应的少量物质 ______ 锥形瓶洗净后瓶内残留有少量蒸馏水 无影响 读数产生的误差 用滴定管量取待测液 先俯视后仰视 ______ 先仰视后俯视 ______ 用滴定管量取标准液 先俯视后仰视 ______ 先仰视后俯视 ______ 配制标准液产 生的误差 配制500 mL 0.1 mol/L NaOH溶液， 需要2.0 g NaOH NaOH已部分潮解 ______ NaOH 中所含 杂质 杂质不与盐酸反应 ______ 所含杂质消耗1 mol HCl所需质量大于40 g(如Na2CO3、NaHCO3) ______ 所含杂质消耗1molHCl所需质量小于40g(如Na2O) ______ 要点速测特别提醒 (1)酸碱恰好中和时溶液不一定呈中性，最终溶液的酸碱性取决于生成的盐的性质，强酸强碱盐的溶液呈中性，强碱弱酸盐的溶液呈碱性，强酸弱碱盐的溶液呈酸性。 (2)聚四氟乙烯滴定管既可以盛装酸性溶液也可以盛装碱性溶液，是因为其活塞材质为聚四氟乙烯，不怕酸碱腐蚀。 (3)石蕊溶液作指示剂时，变色范围较宽，且颜色变化不明显，所以酸碱中和滴定时一般不选用石蕊为指示剂。 (4)滴定管的使用 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。 1．实验室称量一定质量的Na2CO3固体，并用于测定盐酸的浓度。下列相关原理、装置及操作不正确的是( ) A．称量 B．溶解 C．加指示剂 D．滴定 2．关于滴定实验的下列说法正确的是(　　) A．在酸碱中和滴定过程中，眼睛应注视锥形瓶内溶液颜色的变化 B．用NaOH标准溶液滴定未知浓度的盐酸，达到滴定终点时发现滴定管尖嘴部分有悬滴，会使测定结果偏小 C．用KMnO4标准溶液滴定草酸时，KMnO4标准溶液盛装在碱式滴定管中 D．所有的滴定实验都需要加入指示剂 要点盐类的水解 1．盐类水解的实质 盐电离出来的离子与水电离出来的___________结合生成________，促进水的电离平衡右移。以CH3COONa、NH4Cl溶液为例： 2．盐类水解的特点 (1)可逆：盐的水解反应绝大多数是可逆反应。可看作酸碱中和反应的逆反应，即“盐＋水酸＋碱”。 (2)微弱：通常盐类水解的程度很小，一般无沉淀析出，无气体放出。 (3)吸热： 水解反应吸热。 3．盐类水解方程式的书写 (1)书写形式 一般情况下盐类水解的程度较小，不生成沉淀和气体，一般用“”连接反应物和生成物。产物不标“↓”或 “↑”。 (2)书写规律 ①多元弱酸的酸根离子分步水解，以第一步为主，应分步书写水解的离子方程式。如Na3PO4的水解分三步，第一步为PO43-＋H2O_________，第二步为HPO42-＋H2O_____，第三步为H2PO4-＋H2O_______。 ②多元弱碱阳离子的水解方程式一步写完。如AlCl3发生水解的离子方程式为Al3＋＋3H2O________________________。 ③不能进行到底的相互促进的水解反应写“”，如CH3COO－＋H2O＋NH4+CH3COOH＋NH3·H2O，常见的不能进行到底的相互促进的水解反应还有NH4+与CO32-的反应(铵态氮肥与草木灰混合施用会造成氮肥损失)等。 ④能进行到底的相互促进的水解反应书写时要用“=”“↑”“↓”等，如Al3＋＋3HCO3-=Al(OH)3↓＋3CO2↑。 4盐类水解规律 难溶不______，无弱不______，越______越水解；都弱都______，谁强显______；同强显______，都弱不一定。 特别提醒 (1)“谁弱谁水解，越弱越水解”。如酸性：HCN＜CH3COOH，则相同条件下碱性：NaCN溶液＞CH3COONa溶液。 (2)温度越高，盐的水解程度越大。 (3)强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液显酸性。如NaHSO4在水溶液中：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。 要点速测 1．(2026·江苏扬州高二期中)下列物质的水溶液中，因水解显碱性的是( ) A．NaClO B．Na2SO4 C．CuCl2 D．Al2(SO4)3 2．(2026·江苏苏州高二期中)物质的量浓度相同的下列溶液：①②③KCl④盐酸，其pH由小到大的顺序为( ) A．①②③④ B．②①④③ C．①③②④ D．④①③② 要点盐类水解的影响因素 1．内因——盐本身的性质。 形成盐的酸或碱越弱，其对应的弱酸阴离子或弱碱阳离子的水解能力就越______，溶液的碱性或酸性就越_______。如酸性：CH3COOH＞H2CO3，则同浓度的NaHCO3、CH3COONa溶液pH：pH(NaHCO3)______pH(CH3COONa)。 2．外因 因素 水解平衡 水解程度 水解产生离子的浓度 条件 变化 温度 升高 ______ 增大 ______ 浓度 增大 ______ ______ 增大 减小(即稀释) ______ 增大 ______ 外加酸或碱 酸 促进弱酸阴离子水解，弱碱阳离子的水解程度减小 碱 弱酸根离子的水解程度减小，促进弱碱阳离子水解 外加其他能水解的盐 水解结果相同 抑制，水解程度减小 水解结果相反 促进，水解程度增大(甚至彻底水解) 例如，不同条件对FeCl3水解平衡(Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋)的影响见下表(填写空格中内容) 条件 移动方向 H＋数 pH 现象 升高温度 ______ ______ ______ ________ 通HCl ______ ______ ______ ________ 加H2O ______ ______ ______ ________ 加NaHCO3 ______ ______ ______ ________________________ 3．水解平衡常数 (1)水解平衡常数表达式：如CO32-＋H2OHCO3-＋OH－，Kh1＝；HCO3-＋H2OH2CO3＋OH－，Kh2＝。水解平衡常数越大说明水解能力越______。 (2)水解平衡常数与电离平衡常数的关系，。如CO32-＋H2OHCO3-＋OH－，Kh1＝；HCO3-＋H2OH2CO3＋OH－，Kh2＝ (3)水解平衡常数受______影响，一般温度越高，水解平衡常数越______。 要点速测特别提醒 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。 在一定条件下，Na2S溶液存在水解平衡：S2-+H2OHS-+OH- ，下列说法正确的是( ) A．升高温度，增大 B．加入 CuSO4固体，HS-浓度增大 C．稀释溶液，水解平衡常数增大 D．加入NaOH固体，溶液pH减小 下列有关电解质溶液的说法不正确的是(　　) A．向Na2CO3溶液中通入NH3，减小 B．将0.1 mol·L－1的K2C2O4溶液从25 ℃升温至35 ℃，增大 C．向0.1 mol·L－1的HF溶液中滴加NaOH溶液至中性，＝1 D．向0.1 mol·L－1的CH3COONa溶液中加入少量水，增大 要点盐类水解的应用 应用 举例 判断溶液 的酸碱性 FeCl3溶液显酸性，原因是Fe3＋＋3H2O______________________ 判断酸 性强弱 相同浓度NaX、NaY、NaZ三种盐溶液pH分别为8、9、10，则酸性________________ 配制或贮 存易水解 的盐溶液 配制CuSO4溶液时，加入少量______防止Cu2＋水解；配制FeCl3溶液，加入少量______；贮存Na2CO3溶液、Na2SiO3溶液不能用________塞；NaF、NH4F要用塑料瓶保存。 胶体的制取 制取Fe(OH)3胶体的离子反应：Fe3＋＋3H2O_________________________ 泡沫灭火 器原理 成分为NaHCO3与Al2(SO4)3，发生反应为Al3＋＋3HCO===_________________________ 作净水剂 明矾可作净水剂，原理为：Al3＋＋3H2OAl(OH)3(胶体)＋3H＋ 化肥的使用 铵态氮肥与草木灰不得混用：CO＋H2OHCO＋OH－，NH＋OH－==______________________________ 除锈剂 NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接时的除锈剂 物质提纯 除去MgCl2溶液中的氯化铁，可以加入MgO或Mg(OH)2反应掉部分H＋，促进铁离子的水解，使Fe3＋转化为氢氧化铁沉淀而除去 无机物 的制备 硫化铝、氮化镁在水溶液中强烈水解，只能通过单质间化合反应才能制得；用TiCl4制备TiO2，其反应的化学方程式为TiCl4＋(x＋2)H2O(过量)___________________________________ 离子的共存 Al3＋与HCO、CO、AlO、SiO、HS－、S2－，Fe3＋与HCO、CO、AlO、SiO、ClO－，NH与SiO、AlO等因水解相互促进而不能大量共存 要点速测特别提醒 盐溶液蒸干的两项注意 (1)易挥发性强酸的弱碱盐溶液蒸干得到氢氧化物，灼烧得到氧化物。 (2)难挥发性强酸的弱碱盐溶液蒸干仍得到原溶质。 1．(2026·江苏扬州高二阶段练习)生活与生产都离不开化学。下列说法不正确的是( ) A．用碳酸钠溶液可以洗涤油污 B．用氯化铵和氯化锌溶液去除铁器表面的锈迹 C．用明矾可以对自来水杀菌消毒 D．分离工业合成氨产品的方法是将氨气液化 2．(2025·江苏苏州高二阶段练习)盐类水解在生产、生活中应用广泛，下列物质的用途与盐类水解无关的是( ) A．用可溶性铁盐和铝盐作自来水的净水剂 B．用Na2S溶液处理污水中含有的重金属离子 Cu2+、Pb2+ C．用饱和NaHCO3溶液与Al2(SO4)3溶液作泡沫灭火剂原料 D．利用加热TiCl4溶液的方法制取TiO2∙xH2O，进而制备纳米级TiO2 要点溶液中粒子浓度的变化分析 1．微粒浓度的大小比较认依据 (1)电离理论——弱电解质的电离是微弱的 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。 如氨水中：NH3·H2O、NH、OH－浓度的大小关系是______________________________________。 ②多元弱酸的电离是分步进行的，其主要是第一步电离(第一步电离程度远大于第二步电离)。 如在H2S溶液中：H2S、HS－、S2－、H＋的浓度大小关系是__________________________________________。 (2)水解理论——弱电解质离子的水解过程一般是微弱的 ①弱电解质离子的水解是微弱的(水解相互促进的除外)，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_____________________________________。 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_______________________________。 2．离子浓度大小比较 (1)考虑水解因素：如Na2CO3溶液。 CO＋H2OHCO＋OH－ HCO＋H2OH2CO3＋OH－ 所以c(Na＋)＞c(CO)＞c(OH－)＞c(HCO)。 (2)不同溶液中同一离子浓度的比较要看溶液中其他离子对它的影响。如相同浓度的a.NH4Cl、b.CH3COONH4、c.NH4HSO4三种溶液中c(NH)由大到小的顺序是c＞a＞b。 (3)混合液中各离子浓度的比较要综合分析水解因素、电离因素，如相同浓度的NH4Cl和氨水混合液中，因NH3·H2O的电离＞NH的水解，故离子浓度顺序为c(NH)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)。 3．电解质溶液中的三大守恒 (1)电荷守恒 电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液都必须保持电中性，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溶液中存在着Na＋、H＋、HCO、CO、OH－，存在如下关系： c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋c(OH－)＋2c(CO)。 如Na2S溶液中存在着Na＋、H＋、S2－、HS－、OH－，存在如下关系： 1×c(Na＋)＋1×c(H＋)＝2×c(S2－)＋1×c(HS－)＋1×c(OH－) 化简得：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(S2－)＋c(HS－)＋c(OH－) 注意易失分点： ①电荷守恒式中不只是各离子浓度的简单相加。如2c(CO)的化学计量数2代表一个CO带2个负电荷，不可漏掉。 ②电荷守恒式的特点：一边全为阴离子，另一边全为阳离子。 (2)物料守恒(原子守恒)： 在电解质溶液中，由于某些离子发生水解或电离，离子的存在形式发生了变化，变成了其它离子或分子，使离子的种类增多，但却不能使离子或分子中某种特定元素的原子的数目发生变化，其质量在反应前后是守恒的，始终遵循原子守恒。 ①单一元素守恒，如1 mol NH3通入水中形成氨水，就有n(NH3)＋n(NH3·H2O)＋n(NH)＝1 mol，即氮元素守恒。 ②两元素守恒，如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)。 NaHCO3溶液中，c(Na＋)＝c(H2CO3)＋c(HCO)＋c(CO)。 注意易失分点： ①元素质量守恒式中，离子浓度系数不能漏写或颠倒。如Na2S溶液中的元素质量守恒式c(Na＋)＝2[c(S2－)＋c(HS－)＋c(H2S)]中，“2”表示c(Na＋)是溶液中硫原子浓度的2倍，不能写成2c(Na＋)＝c(S2－)＋c(HS－)＋c(H2S)。 ②元素质量守恒式的特点：式子中有弱电解质分子和对应的离子，一般一边含一种元素，另一边含另一种元素的离子和分子。 (3)质子守恒 电解质溶液中，由于电离、水解等过程的发生，往往存在质子(H＋)的转移，转移过程中质子数量保持不变，称为质子守恒。 如NaHCO3溶液中：c(H2CO3)＋c(H＋)＝c(CO)＋c(OH－)。 注意：质子守恒可以通过电荷守恒与元素质量守恒加减得到。 注意易失分点： ①质子守恒式的特点：一边某微粒能电离出H＋，另一边微粒能结合H＋。 ②等式两边没有明显特征：三个守恒结合。 要点速测/教材延伸 1．比较时紧扣两个微弱 (1)弱电解质(弱酸、弱碱、水)的电离是微弱的，且水的电离能力远远小于弱酸和弱碱的电离能力。如在稀醋酸溶液中：CH3COOHCH3COO－＋H＋，H2OOH－＋H＋，在溶液中微粒浓度由大到小的顺序：c(CH3COOH)>c(H＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)。 (2)弱酸根离子或弱碱阳离子的水解是微弱的，但水的电离程度远远小于盐的水解程度。如稀的CH3COONa溶液中：CH3COONa===CH3COO－＋Na＋，CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，H2OH＋＋OH－，所以CH3COONa溶液中：c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(CH3COOH)>c(H＋)。 2．酸式盐与多元弱酸的强碱正盐溶液酸碱性比较 (1)酸式盐溶液的酸碱性主要取决于酸式盐中酸式酸根离子的电离能力和水解能力哪一个更强，如NaHCO3溶液中HCO的水解能力大于其电离能力，故溶液显碱性。 (2)多元弱酸的强碱正盐溶液：多元弱酸根离子水解以第一步为主。例如，Na2S溶液中：c(Na＋)>c(S2－)>c(OH－)>c(HS－)>c(H＋)。 3．质子守恒式可以由电荷守恒式和物料守恒式推导出来 以KHS溶液为例，电荷守恒式为c(K＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HS－)＋2c(S2－)①，物料守恒式为c(K＋)＝c(HS－)＋c(S2－)＋c(H2S)②，由①－②得质子守恒式，消去没有参与变化的K＋等。 4．规避等量关系中的2个易失分点 (1)电荷守恒式中不只是各离子浓度的简单相加。如2c(CO)的化学计量数2代表一个CO带2个负电荷，不可漏掉。 (2)物料守恒式中，离子浓度系数不能漏写或颠倒。如Na2S溶液中的物料守恒式中，“2”表示c(Na＋)是溶液中各种硫元素存在形式的硫原子总浓度的2倍。 1．(2026·江苏二模)已知：25℃时，CaC2O4的Ksp=2×10－9，H2C2O4的电离常数Ka1=5.6×102，Ka2=5.0×10-5。向10mL0.1mol·L-1CaCl2溶液中滴加0.1mol·L-1Na2C2O4溶液，忽略混合后溶液体积的变化。下列说法不正确的是( ) A．0.1mol·L-1Na2C2O4溶液中满足： B．当加入Na2C2O4溶液体积为10mL时，满足： C．当加入Na2C2O4溶液体积为15 mL时，此时上层清液中c(Ca2＋)=2×10-7mol·L-1 D．反应CaC2O4+2H+=Ca2++H2C2O4的K=7.1×10－4 2．NaOH溶液可以吸收废气中的NO2，生成NaNO2和NaNO3。现用100mL0.1mol·L-1NaOH溶液吸收含NO2的废气(无其他含氮气体，忽略溶液体积的变化)。已知Ka(HNO2)=5×10-4、Ka1(H2CO3)=4×10-7。室温下，下列说法正确的是( ) A．0.1mol·L-1NaNO2溶液中存在：c(H⁺) = c(HNO₂) + c(OH⁻) B．时吸收液中存在：c(Na⁺) = c(NO3-) + c(NO2-) + c(HNO₂) C．吸收过程中溶液中可能存在：c(NO3-)＜c(NO2-) D．用0.1mol·L-1Na2CO3溶液吸收废气可发生反应：CO32-+NO2=NO3-+CO2 要点沉淀溶解平衡 1．物质在水中的溶解度 20 ℃时，电解质在水中的溶解度与溶解性存在如下关系： 2．沉淀溶解平衡 (1)概念 在一定温度下，当沉淀和溶解的速率______时，形成________，达到平衡状态，把这种平衡称为沉淀溶解平衡。 (2)建立 (3)沉淀溶解平衡方程式 Mg(OH)2(s)______Mg2＋＋(aq)＋2OH－(aq) 沉淀、溶解之间这种动态平衡也决定了_____与______的反应不能完全进行到底。一般情况下，当溶液中剩余离子的浓度小于________mol·L－1时，化学上通常认为生成沉淀的反应进行完全了。 (4)沉淀溶解平衡状态的特征： 动态平衡：v溶解______v沉淀≠0。 达到平衡时，溶液中离子的浓度________。 当改变外界条件时，溶解平衡将________，达到新的平衡。 易错提醒 ①难溶电解质达到沉淀溶解平衡时，不同离子溶解(或沉淀)的速率不一定相等，这与其化学计量数有关； ②难溶电解质是固体，其浓度可视为常数，增加它的量对平衡无影响； ③同类型物质的Ksp越小，溶解能力越小，不同类型的物质则不能直接比较； 3．沉淀溶解平衡的影响因素 (1)内因：难溶电解质本身的性质。 (2)外因：以AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)　ΔH＞0为例。 外界条件 平衡移动方向 平衡后c(Ag＋) 平衡后c(Cl－) Ksp 升高温度 　______　 　______　 　______　 　______　 加水稀释 　______　 　______　 　______　 　______　 加入少量AgNO3(s) 　______　 　______　 　______　 　______　 通入HCl 　______　 　______　 　______　 　______　 通入H2S 　______　 　______　 　______　 　______　 要点速测 1．一定温度下，将有缺角的BaSO4晶体置于饱和BaSO4溶液中，一段时间后缺角消失得到有规则的BaSO4晶体。下列说法中正确的是( ) A．BaSO4晶体质量会增加 B．BaSO4晶体质量会减小 C．溶液中c(Ba2+)增大 D．溶液中c(Ba2+)保持不变 2．下列有关AgCl沉淀的溶解平衡状态的说法中，正确的是(　　) A．AgCl沉淀的生成和溶解不断进行，但速率相等 B．AgCl难溶于水，溶液中没有Ag＋和Cl－ C．升高温度，AgCl的溶解度不变 D．向AgCl沉淀的溶解平衡体系中加入NaCl固体，AgCl的溶解度不变 要点溶度积常数 1．溶度积和离子积(或浓度商) 以MmAn(s)mMn＋(aq)＋nAm－(aq)为例： 溶度积 离子积(或浓度商) 概念 沉淀溶解平衡的平衡常数 溶液中有关离子浓度幂的乘积 符号 Ksp Qc(或Q) 表达式 Ksp＝__________________________(浓度都是平衡浓度) Qc＝______________________(浓度是任意浓度) 应用 判断一定条件下沉淀能否生成或溶解 ①Qc__________Ksp：溶液过饱和，有沉淀析出； ②Qc__________Ksp：溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态； ③Qc__________Ksp：溶液未饱和，无沉淀析出 2．Ksp的意义 3．Ksp的影响因素 Ksp只与难溶电解质的性质和______有关，而与沉淀的量、离子浓度无关。 特别提醒 (1)溶解平衡一般是吸热的，温度升高平衡右移，Ksp增大，但Ca(OH)2相反。 (2)对于沉淀溶解平衡：AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq)，Ksp＝cm(An＋)·cn(Bm－)，对于相同类型的物质，Ksp 的大小反映了难溶电解质在溶液中溶解能力的大小，也反映了该物质在溶液中沉淀的难易。与平衡常数一样，Ksp与温度有关。不过温度改变不大时，Ksp 变化也不大，常温下的计算可不考虑温度的影响。 (3)阴、阳离子个数比不相同时，Ksp大的难溶电解质的溶解度不一定大。 要点速测 要点沉淀溶解平衡的应用 沉 淀 的 生 成 (1)调节pH法。通过控制溶液的酸碱性，可以使某些金属阳离子转化为氢氧化物沉淀。工业原料氯化铵中含杂质氯化铁，将含杂质的氯化铵溶于水，再加入____________调节pH，可使Fe3＋生成 Fe(OH)3沉淀而除去，发生的反应为Fe3＋＋3NH3·H2O= ________________________(填离子方程式)。 (2)加沉淀剂法。加入适当沉淀剂，使某些金属阳离子转化为沉淀。以Na2S作沉淀剂处理工业废水中的金属离子Cu2＋、Hg2＋，发生的反应分别为Cu2＋＋S2－=________、Hg2＋＋S2－=______________。 (3)氧化还原法。改变某离子的存在形式，促使其转化为溶解度更小的难溶电解质，便于分离出来。例如将Fe2＋氧化为Fe3＋，从而生成更难溶的______________________________沉淀而除去 沉 淀 的 溶 解 (1)酸、碱溶解法。如用盐酸溶解Cu(OH)2：Cu(OH)2＋2H＋=_________________________(填离子方程式)。 (2)盐溶解法。如用NH4Cl溶液溶解Mg(OH)2：Mg(OH)2(s)Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)，______NH4+＋OH－_________________(填离子方程式)。 (3)配位溶解法。加入某试剂与溶液中的某种离子形成稳定配合物，使该离子的浓度减小。如溶解AgCl可加入NH3·H2O：Ag＋＋2NH3·H2O_______________________(填离子方程式)。 (4)氧化还原溶解法。采用氧化性酸溶解金属硫化物(如CuS、HgS等)。如用稀HNO3溶解CuS：______3CuS＋8HNO3(稀)=_________________________________ 沉 淀 的 转 化 一般来说，若难溶电解质类型相同，则Ksp较大的沉淀______转化为Ksp较小的沉淀。沉淀的溶解能力差别越大，越容易转化。 (1)锅炉除水垢 除水垢[CaSO4(s)CaCO3(s)Ca2＋(aq)]反应为______CaSO4(s)＋Na2CO3(aq)___________________________、CaCO3＋2HCl=________________________。 (2)矿物转化 ZnS(闪锌矿的主要成分)遇CuSO4溶液转化为CuS(铜蓝的主要成分)的反应为_____________________________________(填离子方程式) 要点速测教材延伸 (1)对于化学式中阴、阳离子个数比不同的难溶电解质，Ksp小的溶解度不一定小。如Ksp(AgCl)>Ksp(Ag2CrO4)，但c(Ag＋)是Ag2CrO4>AgCl。 (2)不可能使要除去的离子全部通过沉淀除去。一般认为残留在溶液中的离子浓度小于1.0×10－5 mol·L－1时，沉淀已经完全。 (3)溶解度较小的沉淀，并不一定必须转化为溶解度更小的沉淀。在一定条件下也可以转化成溶解度较大的沉淀。例如，在BaSO4的饱和溶液中加入高浓度的Na2CO3溶液，只要Qc(BaCO3)>Ksp(BaCO3)就可以转化成溶解度较大的BaCO3沉淀。 (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。 1．把足量熟石灰加入蒸馏水中，一段时间后达到平衡：Ca(OH)2(s) Ca2+(aq)+2OH-(aq)。下列叙述正确的是(　　) A．给溶液加热，溶液的pH升高 B．恒温下向溶液中加入CaO，溶液的pH升高 C．向溶液中加入Na2CO3溶液，Ca(OH)2固体增多 D．向溶液中加入少量的NaOH固体，Ca(OH)2固体增多 2．(2026·江苏苏州高二期中)下列有关沉淀溶解平衡应用的说法不正确的是( ) A．误食可溶性钡盐可尽快用5%的Na2CO3溶液洗胃 B．含氟牙膏能预防龋齿是因为发生了沉淀的转化反应 C．AgCl沉淀溶解达到平衡时，Ag+和Cl-浓度不一定相等 D．用Na2CO3溶液使锅炉水垢中的CaSO4转化成疏松、易溶于酸的 要点沉淀溶解平衡图像 1．沉淀溶解平衡浓度图像模型 图像 分析 BaSO4的沉淀溶解平衡图像 (1)求Ksp或Ksp的数量级：A点，c(Ba2＋)＝c(S)＝10－5　mol·L－1，Ksp(BaSO4)＝__________________。 (2)曲线上任意一点都达到了沉淀溶解平衡状态，Qc____________Ksp。温度不变时，Ksp不变，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。曲线上方区域的点所示溶液均为__________，Qc______Ksp。曲线下方区域的点所示溶液均为__________，Qc______Ksp 2．沉淀溶解平衡对数图像模型 图像 分析 CaSO4与CaCO3的沉淀溶解平衡图像 注：pM＝pCa2＋＝－lg　c(Ca2＋)，pR＝pSO42-(或pCO32-)＝－lg　c(SO42-)[或－lg　c(CO32-)] (1)曲线上任意一点都达到了沉淀溶解平衡状态。根据曲线上O点或P点的坐标可求得对应难溶物的Ksp或Ksp的数量级，如O点，Ksp(CaSO4)＝　______；P点，Ksp(CaCO3)＝_____。 (2)判断X点对应的溶液是否能形成沉淀或是否饱和：X点对应溶液为CaSO4的______溶液、CaCO3的______溶液 3．沉淀滴定图像模型 图像 分析 用0.1 mol·L－1 Na2SO4溶液滴定20 mL 0.1 mol·L－1 BaCl2溶液的沉淀滴定图像 已知Ksp(BaSO4)＝1×10－10，Ksp(BaCO3)＝2.6×10－9 起始溶液中c(Ba2＋)＝0.1 mol·L－1，n＝－lg c(Ba2＋)＝______，b点时恰好完全反应，c(Ba2＋)＝________________mol·L－1，m＝－lg c(Ba2＋)＝______，即m由_____决定，与起始BaCl2溶液的浓度无关 (1)若起始时c(BaCl2)＝0.2 mol·L－1，恰好完全反应时消耗Na2SO4溶液的体积变大，b点向______(填“左”或“右”)移动。 (2)若用同浓度的Na2CO3溶液替代Na2SO4溶液，由于Ksp(BaSO4)＜Ksp(BaCO3)，恰好完全反应生成BaCO3时溶液中的c(Ba2＋)较大，pBa2＋较小，但消耗的Na2CO3溶液的体积仍为20 mL，所以b点竖直向____________(填“上”或“下”)移动 要点速测 1．某温度时，在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。下列说法正确的是( ) A．加入Na2SO4可以使溶液由A点变到B点 B．通过蒸发可以使溶液由D点变到C点 C．B点有BaSO4沉淀生成 D．A点对应的Ksp大于C点对应的Ksp 2．25℃，以0.1000mol·L-1的AgNO3溶液分别滴定20.00mL浓度均为0.1000mol·L-1的NaCl、KBr、KI溶液，所得滴定曲线如图所示[pX=-lg(X-)，X代表Cl、Br或I]。已知溶解度比较：SAgCl＞SAgBr＞SAgI。下列说法正确的是( ) A．代表AgCl的是曲线Ⅲ B．Ksp(AgBr)=10－6.15 C．同类型的沉淀滴定，Ksp越大，pX的突变范围越大 D．若滴定KBr、KI混合溶液，时，先析出AgBr沉淀 难点判断弱电解质及其相对强弱 实验方法 结论 ①测0.01 mol·L－1 HA溶液的pH pH＝2，HA为强酸；pH>2，HA为弱酸 ②测NaA溶液的pH pH＝7，HA为强酸；pH>7，HA为弱酸 ③相同条件下，测相同浓度的HA和HCl溶液的导电能力 若HA溶液的导电能力比HCl溶液的弱，则HA为弱酸 ④测相同pH的HA溶液与盐酸稀释相同倍数前后的pH变化 若HA溶液的pH变化较小，则HA为弱酸 ⑤测等体积、等pH的HA溶液、盐酸分别与足量锌反应产生H2的快慢及H2的量 若HA溶液反应过程中产生H2较快且最终产生H2的量较多，则HA为弱酸 ⑥测等体积、等pH的HA溶液和盐酸中和等浓度碱所需碱的量 若HA溶液耗碱量大，则HA为弱酸 难点精练 1．下列说法中，不能说明HA是弱电解质的是( ) A．相同条件下，用等浓度的HCl和HA溶液做导电实验，后者灯泡暗 B．常温时，0.1mol·L-1HA溶液的pH约为3 C．HA与Na2CO3反应放出CO2气体 D．pH=2的HA溶液加水稀释100倍后溶液pH<4 2．下列事实可证明NH3·H2O是弱碱的是( ) A．铵盐受热易分解 B．室温下，0.1mol·L-1氨水溶液的pH约为11 C．氨水可以使酚酞试液变红 D．氨水与FeCl2溶液反应生成氢氧化亚铁 难点弱电解质的电离平衡及其影响因素 难点精练 1．25℃时不断将水滴入冰醋酸中，下列图像不合理的是( ) A．B．C． D． 2．25℃，0.1mol·L-1醋酸溶液中存在平衡CH3COOHCH3COO⁻+H+。下列说法错误的是( ) A．溶液中加少量冰醋酸，c(CH3COO⁻)增大 B．升高温度，平衡正向移动，醋酸的电离常数Ka增大 C．溶液中加水稀释，减小 D．溶液中加入等体积的0.1mol/L盐酸，平衡逆向移动，c(H+)减小 难点影响水的电离平衡因素的定性分析 (1)抑制水电离平衡的方法： ①外加酸或碱； ②加入强酸的酸式盐固体(如NaHSO4)；③通入酸性气体(如CO2、SO2)或碱性气体(如NH3)； ④降温。 (2)促进水电离平衡的方法： ①升温；②加入活泼金属(如Na、K等)；③加入强酸弱碱盐或强碱弱酸盐。 难点精练 1．室温下，水的电离达到平衡，下列叙述正确的是( ) A．氢氧两种元素只能组成水 B．水的电离方程式可表示为：H2O＋H2OH3O＋＋OH－ C．向水中加入少量CH3COOH，平衡逆向移动，Kw 变小 D．向水中加入少量NaHSO4固体，平衡正向移动，水电离程度增大 2．某温度下，蒸馏水中c(H+)=1×10-6 mol/L，保持温度不变，通入HCl气体使盐酸浓度为0.1 mol/L。下列叙述错误的是( ) A．该温度高于25℃ B．该溶液中由水电离出来的H+的浓度为1×10⁻11mol/L C．保持温度不变，加入NaHSO4晶体，水的电离程度增大 D．取该溶液加水稀释100倍，溶液中的c(OH-)增大 难点溶液酸碱性的判断 (1)溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。 ①酸性溶液：任意温度，c(H＋)＞c(OH－)或c(H＋)>mol.L-1。 ②中性溶液：任意温度，c(H＋)＝c(OH－)或c(H+)= mol.L-1。 ③碱性溶液：任意温度，c(H＋)＜c(OH－)或c(H+)< mol.L-1。 (2)溶液中c(H＋)越大，c(OH－)越小，溶液的酸性越强，碱性越弱；溶液中c(H＋)越小，c(OH－)越大，溶液的碱性越强，酸性越弱。 (3)pH＝7或c(H＋)＝10－7 mol·L－1的溶液不一定呈中性，因水的电离与温度有关，常温时，pH＝7的溶液呈中性，100 ℃时，pH＝6的溶液呈中性。 难点精练 1．下列溶液一定显酸性的是( ) A．能与Al反应的溶液 B．pH<7的溶液 C．c(H+)=10-6mol/L的溶液 D．c(H+)＞c(OH-)的溶液 2．在常温下，将pH=3的盐酸与 pH=11 的碱溶液等体积混合，发现所得溶液呈碱性，该碱可能是( ) A．NaOH B．KOH C．NH3·H2O D．Ba(OH)2 3．下列说法错误的是( ) A．pH约为6的纯水呈中性 B．若c平(H⁺) < c平(OH⁻)，则溶液一定呈碱性 C．室温下，将1mLpH=8的KOH溶液稀释到1000mL，所得溶液的pH为5 D．室温下，若0.01 mol/LHM溶液的pH约为5，则HM为弱酸 难点溶液pH的计算 难点精练 1．常温下，等体积的下列溶液混合后pH一定大于7的是( ) A．pH=3的盐酸和pH=11的氨水 B．pH=3的硝酸和pH=11的NaOH溶液 C．pH=3的硫酸和pH=11的NaOH溶液 D．pH=3的醋酸和pH=11的NaOH溶液 2．(2025·江苏南通高二期中)常温下，下列有关电解质溶液的叙述正确的是( ) A．将1mLpH=6的盐酸稀释至100mL后，溶液pH=8 B．pH=5的醋酸和pH=5氯化铵溶液中，水的电离程度相同 C．将pH=5的盐酸和pH=5的醋酸等体积混合，溶液pH＜5 D．pH=11的氢氧化钠溶液与pH=3的醋酸溶液等体积混合，混合液呈酸性 3．常温下，四种溶液：①pH=11的氨水 ②pH=11的氢氧化钠溶液 ③pH=3的醋酸 ④pH=3的盐酸，下列说法错误的是( ) A．将溶液①、④等体积混合，所得溶液显碱性 B．分别取1 mL稀释至10 mL，四种溶液的pH：②>①>④>③ C．向溶液③、④中分别加入适量的醋酸钠晶体后，两种溶液的pH均增大 D．将a L溶液②和b L溶液④混合后，若所得溶液pH=4，则a：b=9：11 难点酸碱中和滴定的拓展应用 (1)选择题中： (2)非选择题中： 难点精练 1．测定FeSO4·7H2O(含硫酸铁杂质)的纯度。准确称取样品置于锥形瓶中，用蒸馏水完全溶解，加一定量硫酸，用KMnO4标准溶液滴定至终点，平行滴定3次，记录消耗KMnO4标准溶液体积。下列说法正确的是( ) A．滴定至终点瞬间的颜色变化为浅绿色转变为浅紫色，且半分钟不变色 B．硫酸的作用是酸化溶液，可用磷酸(H3PO4)代替 C．3次实验可连续使用三支相同规格的酸式滴定管进行 D．3次实验数据相差较大，应计算它们的平均值作为实验结果 2．某小组测定食用精制盐(NaCl、KIO3、抗结剂)的碘含量(以I计，mg/kg)。 Ⅰ．准确称取wg食盐，加适量蒸馏水使其完全溶解；Ⅱ．用稀硫酸酸化所得溶液，加入足量KI溶液，使KIO3与KI反应完全；Ⅲ．以淀粉为指示剂，逐滴加入2.0×10-5mol·L-1的Na2S2O3溶液10.00mL，恰好反应完全。已知：I2+2Na2S2O3=Na2S4O6+2NaI 下列说法正确的是( ) A．KIO3与KI反应时，氧化剂和还原剂物质的量之比为5：1 B．wg食盐中含有1.0×10-5mol的KIO3 C．Ⅲ中滴定终点的现象是：溶液由无色恰好变为蓝色，且30s内不变色 D．所测精制盐的碘含量是 难点盐类水解程度的比较 (1)组成盐的弱碱阳离子水解使溶液显酸性，组成盐的弱酸根离子水解使溶液显碱性。 (2)盐对应的酸(或碱)越弱，水解程度越大，溶液碱性(或酸性)越强。 (3)相同条件下的水解程度：(1)正盐＞相应的酸式盐，如Na2CO3＞NaHCO3；(2)水解相互促进的盐＞单独水解的盐＞水解相互抑制的盐。 难点精练 1．(NH4)2SO4溶解度随温度变化的曲线如图所示，关于各点对应的溶液，下列说法错误的是( ) A．M点KW小于N点KW B．M点pH大于N点pH C．P点 D．N点降温过程中有2个平衡发生移动 2．常温下浓度均为0.1 mol/L的下列四种溶液的pH如下表： 溶质 CH3COONa Na2CO3 NaClO NaCN NaHCO3 pH 8.8 11.6 10.3 11.1 9.7 下列说法错误的是( ) A．上述盐溶液中的阴离子，结合质子能力最强的是CO32- B．酸性：CH3COOH＞HClO＞HCN C．将0.1 mol/L CH3COOH、H2CO3、HClO、HCN四种酸溶液分别稀释100倍，pH变化最小的是溶液 D．可发生反应2NaCl＋H2O+CO2=Na2CO3＋2HClO 难点盐类水解的影响因素 (1)内因——反应物本身性质： 盐类水解程度的大小主要由盐的性质所决定的，盐与水作用生成弱电解质(弱酸或弱碱)的倾向越大，对水电离平衡的影响越大，水解程度越大。也就是说生成弱电解质越难电离(电离常数越小)，水解程度越大。如：CH3COOH、H2CO3、HCO的电离常数依次减小，CH3COO－、HCO、CO的水解程度依次增大，其溶液的pH依次增大。 (2)外因 难点精练 1．以下实验能证明盐的水解过程是吸热的是( ) A．向氨水中加入氯化铵固体，溶液的pH变小 B．向醋酸钠溶液中滴入2滴酚酞，加热后红色加深 C．将硝酸铵晶体溶于水，水温下降 D．向盐酸中加入氢氧化钠溶液，混合液温度上升 2．下列有关电解质溶液的说法不正确的是(　　) A．向Na2CO3溶液中通入NH3，减小 B．将0.1 mol·L－1的K2C2O4溶液从25 ℃升温至35 ℃，增大 C．向0.1 mol·L－1的HF溶液中滴加NaOH溶液至中性，＝1 D．向0.1 mol·L－1的CH3COONa溶液中加入少量水，增大 【解析】Na2CO3溶液中存在平衡CO＋H2OHCO＋OH－，通入NH3，NH3溶于水生成NH3·H2O，存在电离NH3·H2ONH＋OH－，抑制了CO的水解，c(CO)增大，又因为c(Na＋)不变，所以减小，故A正确；K2C2O4溶液中存在C2O水解，水解吸热，若从25 ℃升温至35 ℃，促进了C2O的水解，c(C2O)减小，又因为c(K＋)不变，所以增大，故B正确；向0.1 mol·L－1的HF溶液中滴加NaOH溶液至中性，根据电荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＝c(F－)＋c(OH－)，c(H＋)＝c(OH－)，则c(Na＋)＝c(F－)，即＝1，故C正确；CH3COOH的电离常数Ka＝，所以＝，电离常数只受温度影响，温度不变则Ka不变，故D错误。 难点盐溶液蒸干后产物的判断 (1)析出原来溶质 → → → (2)析出弱碱——挥发性强酸与难溶性弱碱生成的盐 (3)析出结晶水合物——CuSO4和KAl(SO4)2型 (4)全部分解为气体——水解产物为易分解的盐 (5)分解析出新盐——热稳定性差的盐 (6)析出氧化产物——易被空气中氧气氧化的盐 注意：FeCl2、Fe(NO3)2的特殊性：易被氧化为Fe3＋，再蒸干得到Fe(OH)3，灼烧后最终产物为Fe2O3 难点精练 1．在蒸发器中加热蒸干并灼烧(低于)，下列物质的溶液，可以得到该物质固体的是( ) A．CuCl2 B．碳酸氢钾 C．硫酸钠 D．氯化铵 【解析】A项，CuCl2+2H2OCu(OH)2+2HCl，加热蒸干时HCl挥发，平衡正向移动得Cu(OH)2，灼烧时Cu(OH)2分解最终得到CuO，A不符合题意；B项，碳酸氢钾加热蒸干时分解，2KHCO3K2CO3+H2O+CO2↑，B不符合题意；C项，硫酸钠是强酸强碱盐，溶液加热蒸干并灼烧仍然为硫酸钠，C符合题意；D项，铵盐加热会分解，得不到氯化铵固体，D不符合题意；故选C。 2．下列实验操作不能达到实验目的的是( ) 实验目的 实验操作 A 实验室配制FeCl3水溶液 将FeCl3溶于少量浓盐酸中，再加水稀释 B 由MgCl2溶液制备无水MgCl2 将MgCl2溶液加热蒸干 C 证明Cu(OH)2的溶度积比Mg(OH)2的小 将0.1mol·L-1MgSO4溶液滴入NaOH溶液至不再有沉淀产生，再滴加0.1mol·L-1CuSO4溶液 D 除去MgCl2酸性溶液中的Fe3+ 加入过量MgO充分搅拌，过滤 难点 沉淀溶解平衡的影响因素 1．内因：难溶电解质本身的性质，这是决定因素。 (1)________的电解质是没有的。 (1)同是难溶电解质，溶解度差别也很大。 (1)易溶电解质作溶质时只要是饱和溶液也可存在__________________。 2．外因 (1)浓度：加水稀释，平衡向________的方向移动； (2)温度：绝大多数难溶电解质的溶解是吸热过程，升高温度，平衡向________的方向移动；少数平衡向生成沉淀的方向移动，如__________________的沉淀溶解平衡。 (3)同离子效应：向平衡体系中加入难溶电解质溶解产生的离子，平衡向________的方向移动； (4)其他：向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或更难电离或气体的离子时，平衡向________的方向移动。 难点精练 1．在一定温度下，Mg(OH)2固体在水溶液中达到平衡：Mg(OH)2Mg2+ (aq)+ 2OH-(aq)，若使固体Mg(OH)2的量减少，而且c(Mg2+)不变，可采取的措施是( ) A．加MgCl2 B．加H2O C．加NaOH D．加HCl 2．AgI难溶于水，但在浓度较高的KI溶液中因形成配离子[AgI2]-而溶解。常温下，将适量AgI完全溶于浓KI溶液中，得到含[AgI2]-的澄清溶液(溶液)，关于该溶液的说法正确的是( ) A．加水稀释，[AgI2]-浓度增大 B．向溶液中加入少量KI固体，[AgI2]-浓度增大 C．向溶液中加入少量AgNO3固体，平衡时I-浓度增大 D．溶液中存在： 难点沉淀反应及其应用 用沉淀法除杂不可能将杂质离子全部通过沉淀除去，一般当残留在溶液中的离子浓度小于1×10－5 mol·L－1时，则认为沉淀已经完全。 利用生成沉淀分离或除去某种离子，首先要使生成沉淀的反应能够发生，其次沉淀生成的反应进行的越完全越好。如除去溶液中的Mg2＋，用NaOH溶液比使用Na2CO3溶液好，原因是Mg(OH)2的溶解度比MgCO3的小。 若一种沉淀剂可使溶液中多种离子产生沉淀时，则可以控制条件，使这些离子先后分别沉淀。 ①对同一类型的沉淀，Ksp越小越先沉淀，且Ksp相差越大分步沉淀效果越好。例如在Cl－、Br－、I－的混合溶液中，由于AgCl、AgBr、AgI的Ksp相差较大，可向混合溶液中逐渐滴加AgNO3溶液，可按AgI、AgBr、AgCl的顺序先后沉淀。 ②对不同类型的沉淀，其沉淀先后顺序要通过计算才能确定。 溶解度较小的沉淀，在一定条件下也可以转化成溶解度较大的沉淀。如在BaSO4的饱和溶液中加入高浓度的Na2CO3溶液，也可以转化成溶解度较大的BaCO3沉淀。 难点精练 1．下列有关沉淀溶解平衡应用的说法错误的是( ) A．施加适量石膏降低盐碱地(含Na2CO3)土壤的碱性 B．用碳酸钠溶液使锅炉中的水垢转化成疏松、易溶于酸的碳酸钙 C．误食可溶性钡盐可尽快用5%的Na2CO3溶液洗胃 D．含氟牙膏能预防龋齿是因为发生了沉淀的转化反应 2．釉质的主要成分为羟基磷酸钙[Ca5(PO4)3OH]，在牙齿表面存在着如下平衡：Ca5(PO4)3OH(s)5Ca2+(aq)+3PO43-(aq)+OH-(aq) Ksp=6.8×10-37mol9•L-9，已知Ca5(PO4)3F的Ksp=2.8×10-61mol9•L-9。下列说法错误的是( ) A．残留在牙齿上的糖会发酵产生H+，使羟基磷酸钙沉淀溶解平衡右移，破坏牙釉质 B．按时刷牙可减少食物残留，从而减少有机酸的产生，防止腐蚀牙齿 C．用含NaOH的溶液漱口，可使平衡左移，保护牙齿 D．含氟牙膏使Ca5(PO4)3OH转化为更难溶的Ca5(PO4)3F，促进牙齿表面矿物质的沉积，修复牙釉质 难点沉淀溶解平衡图像分析 (1)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。 (2)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Qc＝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Qc>Ksp。 ③曲线下方区域的点均为不饱和溶液，此时Qc<Ksp。 (3)抓住Ksp的特点，结合选项分析判断 ①溶液在蒸发时，离子浓度的变化分两种情况： A．原溶液不饱和时，离子浓度都增大； B．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。 难点精练 1．T℃下，BaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示，下列说法错误的是( ) A．T℃下，Ksp(BaSO4)= 2.0×10－10 B．通过蒸发可以实现由c点到a点 C．T℃下，d点有BaSO4沉淀生成 D．a点对应的Ksp等于b点对应的Ksp 2．不同温度(T1和T2)时，硫酸钡在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示，已知硫酸钡在水中溶解时吸收热量。下列说法正确的是( ) A．T1＞T2 B．加入BaCl2固体，可使溶液由a点变到c点 C．c点时，在T1、T2两个温度下均没有固体析出 D．图中c点对应的是T1时硫酸钡的过饱和溶液 考点电离平衡常数的4大应用 ▌例1 已知25 ℃时有关弱酸的电离平衡常数如下表： 弱酸化学式 HX HY H2CO3 电离平衡常数/mol·L－1 7.8×10－9 3.7×10－15 K1＝4.4×10－7 K2＝4.7×10－11 下列推断正确的是(　　) A．HX、HY两种弱酸的酸性：HX＞HY B．相同条件下溶液的碱性：NaX＞Na2CO3＞NaY＞NaHCO3 C．结合H＋的能力：CO＞Y－＞X－＞HCO D．HX和HY酸性相同，都比H2CO3弱 解题要点 电离平衡常数的4大应用 ①判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越强。 ②判断盐溶液的酸性(或碱性)的强弱，电离平衡常数越大，对应的盐水解程度越小，酸性(或碱性)越弱。 ③判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。 ④判断微粒浓度比值的变化。 弱电解质加水稀释时，能促进弱电解质的电离，溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化，但电离常数不变，考题中经常利用电离常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。 ▌迁移练1-1 (2025·江苏苏州高二期中)常温下，Ka(CH3COOH)=1.76×10-5，下列相关说法不正确的是( ) A．常温下，醋酸溶液中：c(H+)·c(OH-)=1×10-14 B．将pH=2的盐酸和醋酸各1mL分别稀释至100mL，所得醋酸的pH略小 C．向10mL0.1mol/L醋酸溶液不断加水稀释，不断增大 D．向10mL0.1mol/L醋酸溶液中滴加5滴饱和碳酸钠溶液，逐渐增大 ▌迁移练1-2 已知25℃时部分弱电解质的电离平衡常数如下表所示，下列说法不正确的是( ) 化学式 H2CO3 HCN CH3COOH 电离平衡常数 Ka1=4.5×10-7，Ka2=5.6×10-11 Ka=6.2×10-10 Ka=1.8×10-5 A．H2CO3和HCN酸性强弱：H2CO3＞HCN B．若在HCN溶液中加入少量盐酸，变小，不变 C．向NaCN溶液中通入少量CO2，反应的离子方程式为CN-+H2O＋CO2=HCN+CO32- D．2 mol·L-1的醋酸溶液中，mol·L-1 考点水的电离图象 ▌例2 水的电离常数如图两条曲线所示，曲线中的点都符合c(H＋)·c(OH-)常数。下列说法正确的是( ) A．纯水中T1时c(OH-)大于T2时c(OH-)，则水的电离放热 B．曲线上任意点的溶液均呈中性，且一定是纯水 C．温度T：T1＞T2；水的离子积常数Kw：D点>C点 D．B点时，将pH=2的稀硫酸与pH=11的NaOH溶液等体积混合后，溶液显碱性 解题要点 水的电离平衡曲线的分析方法 1．同一曲线上任意点的Kw都相同，即c(H+)·c(OH-)相同、温度相同，如Kw(A)=Kw(D)。 2．曲线外任意点与曲线上任意点的Kw不同、温度不同，如Kw(A)<Kw(C)<Kw(B)。 3．实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，改变溶液的酸碱性；实现曲线上点与曲线外点之间的转化必须改变温度。 ▌迁移练2-1 利用计算机技术测得水溶液中pH和的关系如图所示，下列说法正确的是( ) A．图中标注的四点Kw的关系：a<b<c=d B．向水中加碱(忽略温度变化)，可能引起由c向d的变化 C．b点温度下，0.1 mol·L-1的NaOH溶液pH为13 D．将水缓慢升温，曲线将沿c→a方向移动 ▌迁移练2-2 (2026·江苏扬州高二阶段练习)某温度下，水中c(H＋)与c(OH-)的关系如图所示。pOH=-lgc(OH-)。下列说法不正确的是( ) A．b点温度高于25℃ B．b点温度下，pH=11的CH3COONa溶液中，由水电离出的c(H＋)=10-2 mol·L−1 C．仅升高温度，可从b点变为a点 D．b点所处温度下，0.1 mol·L−1 KOH溶液的pH=13 考点滴定曲线 ▌例3 (2026·江苏苏州高二月考)用0.100 0 mol·L－1NaOH溶液分别滴定体积均为的c1mol·L－1醋酸溶液和c2mol·L－1草酸(H2C2O4)溶液，得到如图滴定曲线，其中c、d为两种酸恰好完全中和的化学计量点。下列叙述正确的是( ) A．应选用甲基橙作滴定终点的指示剂 B．c1=0.08600，c2=0.05300 C．滴定草酸时，若水的电离既不被抑制也不被促进，则溶液一定为中性 D．若b点时c(H＋)=KaCH3COOH)，则b点溶液中c(CH3COO－)＞c(Na＋) 【解析】醋酸属于一元弱酸，用NaOH溶液滴定，滴定曲线出现一个突变点，草酸属于二元弱酸，用NaOH溶液滴定，滴定曲线会出现两个突变点，所以曲线X对应草酸溶液，曲线Y对应醋酸溶液；A．标准液为NaOH溶液，滴定终点溶液呈碱性，故应选用无色酚酞作指示剂，A项错误；B．c、d点为两种酸恰好完全反应的化学计量点，根据酸碱中和反应计算，，B项错误；C．当氢氧化钠过量，溶质为草酸钠和氢氧化钠混合物时，存在一个点是既不促进也不抑制的点，此时溶液呈碱性，C项错误；D．，若，则，由电荷守恒c(Na＋)+ c(H+)=c(CH3COO－)+c(OH―)，b点溶液呈酸性，c(H＋)＞c(OH-)，可得c(CH3COO－)＞c(Na＋)，D项正确；故答案选D。解题要点 (1)强酸(强碱)滴定碱(酸)的pH­V曲线比较 氢氧化钠滴定等浓度、等体积的盐酸、醋酸的滴定曲线 盐酸滴定等浓度、等体积的氢氧化钠、氨水的滴定曲线 曲线起点不同： 强碱滴定强酸、弱酸的曲线，强酸起点低； 强酸滴定强碱、弱碱的曲线，强碱起点高； 突跃点变化范围不同： 强碱滴定强酸(强酸滴定强碱)的突跃点变化范围大于强碱滴定弱酸(强酸滴定弱碱)的突跃点变化范围。 (2)中和滴定曲线的“5点”分析法 抓反应的“起始”点 判断酸、碱的相对强弱 抓反应“一半”点 判断是哪种溶质的等量混合 抓“恰好”反应点 判断生成的溶质成分及溶液的酸碱性 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 抓反应的“过量”点 判断溶液中的溶质及哪种物质过量 例如：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。 ▌迁移练3-1 用0.100 0 mol·L－1的标准盐酸分别滴定20.00 mL的0.100 0 mol·L－1氨水和20.00 mL的0.100 0 mol·L－1氢氧化钠溶液的滴定曲线如图所示，横坐标为滴定百分数()，纵坐标为滴定过程中溶液pH，甲基红是一种酸碱指示剂，变色范围为4.4～6.2，下列有关滴定过程说法正确的是(　　) A．滴定氨水，当滴定分数为50%时，各离子浓度间存在关系：c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－) B．滴定分数为100%时，即为滴定过程中反应恰好完全的时刻 C．从滴定曲线可以判断，使用甲基橙作为滴定过程中的指示剂准确性更佳 D．滴定氨水，当滴定分数为150%时，所得溶液中离子浓度有大小关系：c(Cl－)>c(H＋)>c(NH)>c(OH－) ▌迁移练3-2 常温下，用0.0100mol·L-1NaOH溶液滴定20.00mL浓度均为0.0100mol·L-1的HCl和HA的混合溶液，所得溶液pH变化如图所示。已知HA的电离常数。下列有关说法错误的是( ) A．b点溶液中：c(Na+)=c(Cl-)>c(HA)>c(A-)>c(H+)>c(OH-) B．若c点的pH=5，则该点溶液中：c(HA)=c(A-) C．曲线上任何一点溶液中：c(Cl-)=c(A-)+c(HA) D．在滴定过程中，水的电离程度：d>c>b>a 考点溶液中粒子浓度的变化分析 ▌例4 (2026·江苏泰州高三模拟预测)焦磷酸二氢二钠(Na2H2P2O7)可用于制备荧光材料Ba2P2O7，合成Na2H2P2O7的流程如图所示： 已知：室温下，H4P2O7的Ka1=10-1，Ka2=10-2.1，Ka3=10-6.7，Ka4=10-9.35；Ba2P2O7的Ksp=4.0×10-11。下列说法正确的是( ) A．0.1 mol/LH3PO4溶液中：c(H+)=3c(PO)+3c(HPO)+3c(H2PO) B．“调pH=4.4”时发生反应：3Na2CO3+2H3PO4=2Na3PO4+3CO2↑+3H2O C．0.1 mol/LNa2H2P2O7溶液中存在：c(H3P2O)+c(H+)<c(HP2O73-)+c(OH−) D．Ba2P2O7的悬浊液中c(Ba2+)约为2.0×10-3.7 mol/L 解题要点 掌握微粒浓度大小比较的常见类型及分析方法 ▌迁移练4-1 (2026·江苏宿迁二模)工业上以废铅膏(PbSO4、PbO2、PbO、少量Pb)为原料，制备甲基磺酸铅[Pb(CH3SO3)2] 实现 Pb 循环再利用。已知Ksp(PbSO4)=2.5×10-8，Ksp(PbCO3)=7.5×10-14，Ka1(H2CO3)=4×10-7，Ka2(H2CO3)=4×10-11，Kb(NH3·H2O)=1.80×10-5.下列说法中正确的是( ) A．0.1mol・L⁻¹(NH4)2CO3溶液中 (pH=9.0)：c(NH4+)>c(CO32-)>c(HCO3-)>c(NH3·H2O) B．“酸浸” 后上层清液中： C．脱硫反应：PbSO4(s)+CO32-(aq)PbCO3(s)+SO42-(aq)的平衡常数K=3×10−6 D．脱硫反应后滤液中 ▌迁移练4-2 (2026·江苏南京高三模拟)室温下，用含少量Co2+和Ni2+的FeSO4溶液制备FeC2O4·2H2O的过程如下。 已知：；。下列说法正确的是( ) A．pH=13的Na2S溶液中： B．“除钴镍”后得到的上层清液中，则 C．溶液中： D．“沉铁”后的滤液中： 基础达标 1．下列物质属于强电解质且在溶液中促进水的电离的是( ) A．SO2 B．NH4Cl C．H3PO4 D．NaHSO4 2．(2026·江苏苏州高二期中)化学与生产、生活密切相关。下列说法不正确的是( ) A．草木灰与铵态氮肥混用会降低肥效 B．用饱和氯化铵溶液作焊接金属时的除锈剂 C．太空冰雪实验中使用的过饱和醋酸钠溶液显碱性 D．将铁门上的铁钉替换为铜钉，可以延缓铁门的锈蚀 3．下列说法中正确的是( ) A．将纯水加热的过程中，Kw变大，pH变小 B．保存FeSO4溶液时，加入稀HNO3抑制Fe2+水解 C．FeCl3溶液蒸干、灼烧至恒重，最终得到FeCl3固体 D．向0.1mol∙L-1氨水中加入少量水，pH减小，减小 4．(2025·江苏高二期中)水是最常见的溶剂。下列说法正确的是( ) A．0℃时， B．向水中加入盐酸，Kw变小 C．将纯水加热至80℃，Kw变大、pH变小 D．电解水制H2、O2时，为了增强导电性，可以加入适量氯化钠 5．已知：Na2CO3与氢氟酸反应可生成CO2。下列有关说法错误的是( ) A．电离方程式：H2CO3CO32-+2H+ B．酸性：HF＞H2CO3 C．电离常数： D．的电离常数： 6．下列溶液一定呈中性的是( ) A．pH=7的溶液 B．c(H+)=c(OH-)=10-6mol·L-1溶液 C．使石蕊试液呈紫色的溶液 D．酸与碱恰好完全反应生成正盐的溶液 7．室温下的四种溶液：①pH=2的CH3COOH溶液；②pH=2的HCl溶液；③pH=12的氨水；④pH=12的NaOH溶液。相同条件下，有关上述溶液的比较中，错误的是( ) A．将①、②、④溶液分别稀释10倍后由水电离的c(H＋)：①<②=④ B．将②、③两种溶液混合后，若pH=7，则消耗溶液的体积：②>③ C．等体积的①、②、④溶液分别与足量铝粉反应，生成H2的量：②最大 D．将①溶液分成两等份，向其中一份加水稀释至pH=3，用④溶液将两份完全中和，消耗④溶液的体积相同 8．下列有关仪器使用方法或实验操作正确的是( ) A．用润湿的pH试纸测定醋酸溶液的pH B．用25 mL滴定管做中和滴定实验时，用去某浓度的碱溶液21.30 mL C．酸碱中和滴定实验中，装待测液的锥形瓶用蒸馏水洗过后再用待测液润洗 D．在进行滴定操作中，眼睛应注视上端滴定管中液面变化 9．已知次磷酸(H3PO2)为一元弱酸，下列说法不正确的是( ) A．用一定浓度的NaOH溶液分别滴定等体积、等pH的盐酸和次磷酸溶液，消耗碱液的体积次磷酸大于盐酸 B．加热滴有酚酞溶液的NaH2PO2溶液，溶液颜色变深 C．常温下，稀释0.1mol·L-1次磷酸溶液至原溶液体积的100倍，测得pH＞3 D．NaH2PO2溶液呈碱性，是因为H2PO2-水解程度大于电离程度 10．(2026·甘肃平凉模拟预测)室温下，某实验兴趣小组用10.0mL0.1000mol·L-1 Na2CO3溶液标定某盐酸浓度，用甲基橙作指示剂，滴定曲线如图丁所示。下列说法正确的是( ) A．滴定中Na2CO3溶液应该盛放在乙仪器中 B．读数时，应双手一上一下持滴定管 C．Na2CO3标准溶液吸收了空气中的CO2，会使测得的盐酸浓度偏大 D．滴定终点在b区域 11．25℃时，CH3COOH的电离常数Ka=1.75×10-5，H2C2O4的电离常数Ka1=5.4×10-2，Ka2=5.4×10-5。下列说法正确的是( ) A．Na2C2O4溶液和NaHC2O4溶液中离子种类不相同 B．25℃时，NaHC2O4溶液中： C．25℃时，反应CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-的 D．25℃时，向草酸溶液中滴加FeSO4溶液生成FeC2O4沉淀，反应后溶液pH增大 12．(2025·江苏无锡高二阶段练习)室温下，下列实验探究方案能达到探究目的的是( ) 实验方案 探究目的 A 向浓度均为0.05 mol/L 的Na2CO3、Na2SO4溶液中分别滴加少量等浓度BaCl2溶液，Na2SO4溶液中先有沉淀生成 Ksp(BaSO4)<Ksp(BaCO3) B 向盛有1 mL 0.2 mol/L NaOH溶液的试管中滴加2滴0.1 mol/L MgCl2溶液，产生白色沉淀，再滴加2滴0.1 mol/L FeCl3溶液，又产生红褐色沉淀 室温下，Fe(OH)3的溶解度小于Mg(OH)2　 C 向盛有3 mL 0.1 mol/L AgNO3溶液的试管中滴加2滴0.1 mol/L NaCl溶液，振荡试管，再向试管中滴加2滴0.1 mol/L碘化钾溶液，观察生成沉淀的颜色 Ksp(AgI)<Ksp(AgCl) D 用饱和Na2CO3溶液浸泡BaSO4固体，过滤，将所得固体溶于稀硝酸，观察沉淀是否溶解、是否有气体生成 比较Ksp(BaSO4)、Ksp(BaCO3)大小 能力进阶 1．(2026·江苏徐州高三模拟预测)常温下，用废液(主要成分为FeSO4溶液，含Mg2+、Ca2+杂质)为原料制备电极材料FePO4的流程如下所示。 已知：， 下列说法正确的是( ) A．“除钙镁”后滤液中： B．pH=6的NH4F溶液中： C．NH4H2PO4溶液中： D．沉铁中发生反应的离子方程式为Fe2++H2PO4-=FePO4↓+2H+ 2．(2026·江苏连云港高三模拟预测)以Cl2、NaOH、CO(NH2)2(尿素)为原料可制备N2H4·H2O(水合肼)，其主要实验流程如下： 已知：，，，，。 下列说法正确的是( ) A．步骤Ⅰ所得溶液中可能存在 B．步骤Ⅱ中反应的离子方程式为 C．时，将等体积等物质的量浓度的N2H4·H2O和盐酸混合得到的溶液中存在 D．步骤Ⅲ蒸馏出水合肼后的残留液中 3．(2026·江苏省镇江市高三学考前调研)以Na2SO3溶液作为吸收液，可脱除烟气中的SO2。室温下，使用0.1mol·L-1的Na2SO3溶液(pH为9.6)吸收SO2。在脱硫过程中，当c(SO32-)：c(HSO3-)为1：1时，溶液的pH为7.2.向脱硫完全后的溶液中加入等体积等浓度的BaCl2溶液无现象，通入足量氧气溶液变浑浊。忽略溶液的体积变化，已知；。 下列说法不正确的是( ) A．Na2SO3溶液中存在：SO32-+H2OHSO3-+OH- 其平衡常数K=10-6.8 B．吸收过程中溶液pH为7.2时存在： C．某一时刻，混合溶液恰好呈中性，此时溶液中c(SO32-)：c(HSO3-)约为0.63 D．脱硫完全产生白色沉淀，过滤后所得清液中 4．(2026·江苏苏州三模)室温下，用0.100mol·L-1Na2SO3溶液吸收SO2的过程如图所示。 已知：，；，。 下列说法正确的是( ) A．0.100mol·L-1Na2SO3溶液中： B．NaHSO3溶液中：SO32-+H2CO32HSO3－的平衡常数K=1.5×105 C．“吸收”步骤Na2SO3完全转化为NaHSO3时溶液中： D．“沉淀”步骤的离子方程式：2CaCO3+2HSO3-=2CaSO3+ +H2O+CO2↑ 5．(2026·江苏扬州高三模拟预测)芒硝石灰法制取Na2SO3的流程如下： 已知：、、。 下列说法不正确的是( ) A．CaSO3悬浊液静置后的上层清液中： B．Ca(HSO3)2溶液中： C．“再生”时参加反应的 D．“过滤2”所得滤液中： 6．(2026·江苏一模)工业以草酸钠和硫酸铜为原料制备纳米铜粉原理如下图所示。室温25℃时，H2C2O4的Ka1=5.9×10-2，Ka2=6.4×10-5。下列说法正确的是( ) A．H2SO4的电子式： B．0.1mol·L-1Na2C2O4溶液中：c(H2C2O4)·c(OH-)＜c(H+)·c() C．“沉铜”后的滤液中：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c()+2c() D．在氩气中热分解可防止铜粉被氧化，气体X除氩气外还含等量CO和CO2气体 7．(2025·江苏无锡高二期中)已知常温下部分弱电解质的电离平衡常数如下表： 化学式 HF HClO H2CO3 CH3COOH 电离常数 4.0×10-4 4.7×10-8 Ka1= 4.5×10-7，Ka2= 5×10-11 1.7×10-5 (1)常温下，A．0.10mol·L-1CH3COOH溶液溶液；B．0.10mol·L-1盐酸；C．0.10mol·L-1HF溶液pH由大到小的顺序是 。(填字母) (2)A．F-、B．ClO-、C．CO32-、D．CH3COO-结合H+的能力由大到小的顺序是 (填字母)，向NaClO溶液中通入CO2，反应的离子方程式为 。 (3)常温下将pH=3的H2SO4溶液和pH=12的NaOH溶液充分混合后，所得溶液的pH=7，则H2SO4溶液与NaOH溶液的体积比为 。 (4)常温下将pH=3的醋酸溶液和pH=11的NaOH溶液等体积混合后，溶液中c(Na+) (填“>”“<”或“=”)c(CH3COO-)，该溶液中电荷守恒表达式为 。 (5)常温下将m mol·L-1醋酸溶液和n mol·L-1 NaOH溶液等体积混合后，所得溶液的pH=7，则m与n的大小关系是m (填“>”“<”或“=”，下同)n，醋酸溶液中c(H+) NaOH溶液中c(OH-)。 (6)已知反应 CaC2O4+2H+Ca2++H2C2O4 的平衡常数为K0，则Ksp(CaC2O4)与K0、Ka1(H2C2O4)、Ka2(H2C2O4)的代数关系式为Ksp(CaC2O4)= 。 学科网(北京)股份有限公司1 / 10 学科网（北京）股份有限公司 $ 专题3 水溶液中的离子反应 复习要点 1．认识电解质在水溶液中存在电离平衡以及影响电离平衡移动的的影响因素。 2．学会运用电离平衡常数来描述弱酸、弱碱的电离程度。 3．知道水是一种极弱的电解质，了解影响水的电离平衡常数的因素。 4．知道水的离子积常数，能够运用水的离子积常数进行有关计算。 5．结合真实实例，能判断溶液的酸碱性及pH，掌握检测溶液pH的方法。 6．能进行溶液的pH计算，能调控溶液的酸碱性。能选择实例说明溶液pH的调控在工农业生产和科学研究中的重要作用。 7．通过实验探究，掌握酸碱中和滴定的原理；结合真实情境中的实际实例，掌握酸碱中和滴定的操作方法和误差分析。 8．认识盐类水解的原理；能用化学用语表示盐类的水解，能通过实验证明盐类水解的存在。 9．结合真实情境中的应用实例，能应用盐类水解原理判断盐溶液的酸碱性；认识影响盐类水解的主要因素。 10．结合真实情境中的应用实例，了解盐类水解在生产、生活中的应用。 11．能运用电离平衡和水解平衡原理分析和解决生产、生活中有关电解质溶液的实际问题。 12．知道弱电解质的电离和盐类水解均存在平衡，学会判断溶液中的微粒种类及微粒间的定量关系。 13．通过酸碱中和滴定图像分析，进一步掌握滴定过程中各种量的变化关系。 14．认识难溶电解质在水溶液中存在沉淀溶解平衡；能够根据化学平衡原理分析沉淀溶解平衡的影响因素。 15．能够利用离子积与溶度积常数的关系判断溶液中难溶电解质的沉淀和溶解情况。 16．能通过简单计算判断沉淀的生成和溶解，能从理论上解释发生沉淀转化现象。 17．能运用沉淀溶解平衡原理解释生产、生活中的实际问题。 复习重难点 重点：电离平衡常数的意义及应用；中和滴定实验操作及误差分析；盐类水解的原理和规律及影响盐类水解的因素；沉淀溶解平衡原理及其应用。 难点：电离平衡常数的应用；有关pH的计算；酸碱中和滴定曲线及应用；盐类水解常数及其应用；根据图像分析粒子浓度的关系沉淀溶解平衡在生产生活中的应用。 要点弱电解质的电离平衡 1．电解质和非电解质 (1)电解质：在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物。 电解质在水溶液或熔融状态下能产生自由移动的离子。 (2)非电解质：在水溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物。 2．强电解质和弱电解质 根据电解质在水溶液中的电离程度，可把电解质分为强电解质和弱电解质。 ①强电解质是在水溶液中完全电离的电解质。常见的强电解质有强酸、强碱和大部分盐。 ②弱电解质是在水溶液中部分电离的电解质。常见的弱电解质有弱酸、弱碱。 3．电离方程式的书写——“强等号，弱可逆，多元弱酸分步离，多元弱碱分步电离一步书写”。 (1)强电解质的电离方程式 强电解质的在水中完全电离，其电离方程式用“===”表示。如： H2SO4：H2SO4=2H++SO42-； Na2CO3：Na2CO3=2Na++CO32-； Ba(OH)2：Ba(OH)2=Ba2++2OH-。 (2)弱电解质的电离方程式 ①弱电解质的电离过程是可逆的，其电离方程式用“”表示。如： CH3COOH：CH3COOHCH3COO-+H+； NH3·H2O：NH3·H2ONH4++OH-。 ②多元弱酸是分步电离的，电离程度逐步减弱，可分步书写电离方程式。 如H2CO3的电离方程式：H2CO3H++HCO3-、HCO3-H++CO32-。 ③多元弱碱的电离也是分步进行的，但是一般按一步电离的形式书写。 如Fe(OH)3的电离方程式是：Fe(OH)3Fe3++3OH-。 (3)酸式盐的电离 ①强酸的酸式盐在熔融状态和溶液中的电离情况不同。 例如：NaHSO4(熔融)===Na++HSO4-，NaHSO4(溶液)===Na++H++SO42-。 ②弱酸的酸式盐在水溶液中的电离强中有弱。 例如：NaHCO3===Na++HCO3- ，HCO3-H++CO32- 。 4．弱电解质判断的注意事项 (1)酸碱的强弱和溶液酸碱性的强弱不是等同关系，前者看电离程度，后者看溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。强酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性强。 (2)弱酸、弱碱是弱电解质，但它们对应的盐一般为强电解质，如醋酸铵：CH3COONH4===NH＋CH3COO－。 5．电离平衡的建立 弱电解质的电离平衡是指在一定条件(温度、浓度)下，弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都保持不变时的状态。 平衡建立过程的v－t图像如图所示。 (1)开始时，v(电离)最大，而v(结合)为0。 (2)平衡建立过程中，v(电离)＞v(结合)。 (3)当v(电离)＝v(结合)时，电离达到平衡状态。 6．电离平衡的特征 电离平衡也是一种动态平衡，遵循“逆、动、等、定、变”的特点。具体分析如下： 7．影响电离平衡的因素： 因素 对电离平衡的影响 内因 弱电解质本身的性质决定弱电解质电离程度的大小 外因 温度 由于电离过程吸热，温度改变，平衡移动，升温，促进电离，电离平衡向右移动 浓度 电解质溶液浓度越小，电离程度越大 外加电解质 同离子效应 加入含弱电解质离子的强电解质，电离平衡逆向移动，抑制电离，电离程度减小 含有可与弱电解 质反应的离子 电解质电离程度增大，促进电离，电离平衡向右移动 以0.1 mol·L-1 的CH3COOH溶液为例(CH3COOHCH3COO-+H+ ΔH＞0)，用平衡移动原理分析外界条件对CH3COOH电离平衡的影响。 影响因素 平衡移动方向 n(H+) c(H+) c(CH3COO-) pH 导电能力 升温(不考虑挥发) 正向 增大 增大 增大 减小 增强 加冰醋酸 正向 增大 增大 增大 减小 增强 加水稀释 正向 增大 减小 减小 增大 减弱 加CH3COONa固体 逆向 减小 减小 增大 增大 增强 通HCl气体 逆向 增大 增大 减小 减小 增强 加NaOH固体 正向 减小 减小 增大 增大 增强 加金属Zn 正向 减小 减小 增大 增大 增强 8．电离常数 定义 在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度幂之积与溶液中未电离分子的浓度的比值是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数。用K(弱酸用Ka，弱碱用Kb)表示。 表达式 对于一元弱酸HA：HAH＋＋A－，平衡常数Ka＝。 对于一元弱碱BOH：BOHB＋＋OH－，平衡常数Kb＝。 对于多元弱酸，以H2CO3为例： H2CO3H＋＋HCO　Ka1＝ HCOH＋＋CO　Ka2＝ 特点 电离常数只与温度有关，与电解质的浓度及酸、碱性无关，由于电离过程是吸热的，故温度升高时K增大。多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是K1≫K2……，所以其酸性主要决定于第一步电离。 意义 相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的酸性或碱性相对越强。 (1)填写下表 弱电解质 电离方程式 电离常数 NH3·H2O NH3·H2ONH＋OH－ Kb＝1.7×10－5 CH3COOH CH3COOHCH3COO－＋H＋ Ka＝1.7×10－5 HClO HClOH＋＋ClO－ Ka＝4.7×10－8 (2)CH3COOH酸性大于HClO酸性(填“大于”“小于”或“等于”)，判断的依据：相同条件下，电离常数越大，电离程度越大，c(H＋)越大，酸性越强，K(CH3COOH)＞K(HClO)。 (3)磷酸是三元中强酸 A．磷酸的电离方程式是H3PO4H＋＋H2PO，H2POH＋＋HPO，HPOH＋＋PO。 B．电离平衡常数表达式是：Ka1＝，Ka2＝，Ka3＝。 C．比较大小：Ka1＞Ka2_＞_Ka3。 9．电离平衡常数的4大应用 (1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越强。 (2)判断盐溶液的酸性(或碱性)的强弱，电离平衡常数越大，对应的盐水解程度越小，酸性(或碱性)越弱。 (3)判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。 (4)判断微粒浓度比值的变化。 弱电解质加水稀释时，能促进弱电解质的电离，溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化，但电离常数不变，考题中经常利用电离常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。如0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，＝＝，加水稀释，c(H＋)减小，Ka值不变，则增大。 10．有关电离平衡常数的计算(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： c(HX) 0 0 平衡： c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(X－) 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： c(HX) 　 　 　0 　 　 0 平衡： c(HX)－c(H＋) c(H＋) 　c(X－) 则K＝＝ 由于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。 11．电离平衡常数与电离度的有关计算 电离平衡常数中，电解质分子和电解质离子的浓度都是平衡浓度。 对电离平衡常数和电离度的计算时，一般采用三段式： 以CH3COOHCH3COO-+H+为例，设CH3COOH的初始浓度为c mol·L-1，电离平衡常数为Ka，电离度为α。 CH3COOH CH3COO- + H+ 初始浓度(mol/L) c 0 0 转化浓度(mol/L) cα cα cα 平衡浓度(mol/L) c- cα cα cα 其中：当酸或碱较弱时，c- cα≈c 则：Ka= = = cα2， α= 。 上式说明，弱电解质的电离度α与初始浓度有关，初始浓度越大，电离度越小；反之，初始浓度越小，电离度越大。 教材延伸 (1)电离吸热，升高温度，电离平衡一定正向移动，电离程度增大。 (2)弱电解质的电离程度、溶液的导电能力与电离平衡的移动没有必然的关系。 (3)弱电解质溶液加水稀释时，要注意离子浓度与离子物质的量的变化。 如0.1 mol·L－1 CH3COOH加水稀释，c(CH3COOH)、c(H＋)、c(CH3COO－)均减小，但稀释促进电离，所以n(CH3COOH)减小，n(H＋)、n(CH3COO－)增大。 (4)电离平衡也属于化学平衡，可用勒夏特列原理分析弱电解质的电离平衡。 (5)注意加水稀释和加入冰醋酸都会使平衡正向移动，但是电离度却是相反的。 要点速测 1．(2025·江苏高二专题练习)下列实验事实不能证明醋酸是弱电解质的是( ) A．向0.1 mol·L−1 NaHCO3溶液中加入醋酸，产生大量无色无味气体 B．等体积等pH的醋酸溶液和盐酸与足量锌粒反应时，醋酸产生的H2总量多 C．常温下，测得0.1 mol·L−1醋酸溶液的pH=3 D．温度、物质的量浓度相同时，醋酸溶液的导电性比盐酸的导电性弱 【答案】A 【解析】A．0.1 mol·L−1 NaHCO3溶液中加入醋酸，产生大量无色无味气体(CO2)，说明醋酸酸性大于碳酸，但碳酸是弱酸，不能证明醋酸是弱电解质，A符合题意；B．等体积等pH的醋酸溶液和盐酸中氢离子浓度相同，与足量锌粒反应时，醋酸产生的H2总量多，说明醋酸在溶液中部分电离，证明醋酸为弱电解质，B不符合题意；C．常温下，测得0.1 mol·L−1醋酸溶液的pH=3，c(H+)=10-3mol/L，说明醋酸部分电离，为弱电解质，C不符合题意；D．在相同条件下，物质的量浓度相同的醋酸溶液的导电性比盐酸的弱，醋酸溶液中c(H+)小于盐酸，说明醋酸不能完全电离，能够证明醋酸为弱电解质，D不符合题意；故选A。 2．(2026·江苏扬州高二期中)下列说法正确的是( ) A．常温下，向0.1 mol·L-1H2C2O4溶液中加水稀释，c(OH-)减小 B．将0.1 mol·L-1CH3COONa溶液加热，的值增大 C．常温下，分别中和等体积等pH的盐酸和醋酸溶液，醋酸消耗NaOH少 D．向含有BaSO4固体的BaSO4饱和溶液中加入少量0.1 mol·L-1的硫酸，c(Ba2＋)减小 【答案】D 【解析】A．稀释弱酸溶液时，虽然H+浓度降低，但水的离子积不变，OH-浓度应增大，A错误；B．加热促进CH3COO-水解，导致CH3COO-减少、CH3COOH增多，比值减小，B错误；C．等pH时，醋酸浓度远高于盐酸，中和需更多NaOH，C错误；D．加入硫酸增加SO42-浓度，BaSO4沉淀溶解平衡左移，Ba2+浓度减小，D正确；答案选D。 要点 水的电离 1．水的电离 水是极弱的电解质，水的电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－或H2OH＋＋OH－。 2．水的离子积常数 Kw＝c(H＋)·c(OH－)。 (1)室温下：Kw＝1×10－14。 (2)影响因素：只与温度有关，升高温度，Kw增大。 (3)适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。 (4)Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，Kw不变。 3．影响水电离平衡的因素 (1)升高温度，水的电离程度增大，Kw增大。 (2)加入酸或碱，水的电离程度减小，Kw不变。 (3)加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3)，水的电离程度增大，Kw不变。 4．填写外界条件对水电离平衡的具体影响 　　　体系变化 条件　　　 平衡移动方向 Kw 水的电离程度 c(OH－) c(H＋) HCl 逆 不变 减小 减小 增大 NaOH 逆 不变 减小 增大 减小 可水解的盐 Na2CO3 正 不变 增大 增大 减小 NH4Cl 正 不变 增大 减小 增大 温度 升温 正 增大 增大 增大 增大 降温 逆 减小 减小 减小 减小 其他：如加入Na 正 不变 增大 增大 减小 特别提醒 (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 ℃。 要点速测 1．(2026·江苏苏州高二期中)水最常见的溶剂，下列说法正确的是( ) A．0℃时，Kw＝1×10－14 B．向水中加入盐酸，水的电离逆向移动，变小 C．向水中加醋酸钠，水的电离正向移动，不变 D．将纯水加热到100℃，水的pH变小，酸性增强 【答案】C 【解析】A．Kw随温度升高而增大，0℃温度低于常温，Kw应更小，A错误；B．加盐酸增加H⁺浓度，抑制水的电离(逆向移动)，但Kw仅由温度决定，温度不变则Kw不变，B错误；C．醋酸钠水解生成OH⁻，促进水的电离(正向移动)，温度不变时Kw不变，C正确；D．100℃时纯水中[H⁺]=[OH⁻]，pH<7但溶液仍为中性，D错误；故选C。 (2026·北京海淀高三联考)常温下、水电离的c(H＋)水=1×10-12mol·L-1的溶液中，下列离子可能大量共存的是( ) A．NH4+、K+、NO3-、HCO3- B．K+、Na+、CH3COO-、I- C．Fe2+、Mg2+、SO42-、NO3- D．Na+、Ca2+、Cl-、CO32- 【答案】B 【解析】水电离的c(OH-)=10-12 mol/L溶液，既可能为酸性(pH=2)，也可能为碱性(pH=12)。A项，NH4+在碱性条件下与OH-反应生成NH3，不能共存；HCO3-在酸性条件下与H+反应生成CO2，不能共存，因此，在酸性和碱性条件下均不能大量共存，A不符题意；B项，CH3COO-在酸性条件下与H+反应生成CH3COOH，不能共存；但在碱性条件下，所有离子(Na+、K+、CH3COO-、I-)均稳定，不发生反应，可以大量共存，由于溶液可能为碱性(pH=12)，因此可能大量共存，B符合题意；C项，Fe2+和Mg2+在碱性条件下与OH-反应生成Fe(OH)2和Mg(OH)2沉淀，不能共存；在酸性条件下，Fe2+可能被NO3-氧化(发生氧化还原反应)，不能共存，因此，在酸性和碱性条件下均不能大量共存，C不符题意；D项，CO32-在酸性条件下与H+反应生成CO2，不能共存；在碱性条件下，Ca2+与CO32-反应生成CaCO3沉淀，不能共存，因此，在酸性和碱性条件下均不能大量共存，D不符题意；故选B。 要点溶液的酸碱性与pH 1．溶液的酸碱性 溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。 将“＞”“＝”或“＜”填在下表空格中： 溶液 c(H＋)、c(OH－)大小比较 常温/25 ℃ 数值 pH 中性溶液 c(H＋)＝c(OH－) c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol·L－1 ＝7 酸性溶液 c(H＋)＞c(OH－) c(H＋＞1×10－7 mol·L－1 ＜7 碱性溶液 c(H＋)＜c(OH－) c(H＋＜1×10－7 mol·L－1 ＞7 2．溶液的pH (1)定义式：pH＝－lg_c(H＋)。 (2)广范pH的范围：0～14。 即只适用于c(H＋)≤1 mol·L－1或c(OH－)≤1 mol·L－1的电解质溶液，当c(H＋)或c(OH－)≥1 mol·L－1时，不用pH表示溶液的酸碱性，直接用c(H＋)或c(OH－)表示溶液的酸碱性。 (3)测量： ①pH试纸法：把小片试纸放在玻璃片或表面皿上，用洁净干燥的玻璃棒，蘸取待测液滴在干燥的pH试纸的中部，观察变化稳定后的颜色，与标准比色卡对比，即可确定溶液的pH。 ②pH计测量法。 3．溶液的酸碱性与pH的关系： 常温(25 ℃)下： 4．常用酸碱指示剂及其变色范围 指示剂 变色范围 石蕊 pH＜5.0红色 5.0～8.0紫色 pH＞8.0蓝色 甲基橙 pH＜3.1红色 3.1～4.4橙色 pH＞4.4黄色 酚酞 pH＜8.0无色 8.2～10.0浅红色 pH＞10.0红色 5．pH的计算 (1)单一溶液pH的计算 ①强酸溶液，如HnA，设溶液物质的量浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝nc_mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝－lgnc。 ②强碱溶液，如B(OH)n，设溶液物质的量浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝ mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝14＋lgnc。 (2)两强酸混合后溶液pH的计算 由c(H＋)混＝，先求出混合后的c(H＋)混，再根据公式pH＝－lgc(H＋)混求pH。 (3)两强碱混合后pH的计算 由c(OH－)混＝，先求出混合后的c(OH－)混，再通过KW求出c(H＋)混，最后求pH。 (4)强酸与强碱混合后pH的计算 强酸与强碱混合的实质是发生了中和反应，即H＋＋OH－===H2O，中和后常温下溶液的pH有以下三种情况： ①若恰好中和，pH＝7。 ②若酸剩余，先求中和后剩余的c(H＋)，再求pH。 ③若碱剩余，先求中和后剩余的c(OH－)，再通过KW求出c(H＋)，最后求pH。 (5)溶液稀释后求pH ①对于强酸溶液，每稀释10倍，pH增大1；对于弱酸溶液，每稀释10倍，pH增大不足1。无论稀释多少倍，酸溶液的pH不能等于或大于7，只能趋近于7。 ②对于强碱溶液，每稀释10倍，pH减小1；对于弱碱溶液，每稀释10倍，pH减小不足1，无论稀释多少倍，碱溶液的pH不能等于或小于7，只能趋近于7。 特别提醒 (1)pH试纸不能伸入试液中。 (2)pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则待测液因被稀释可能会产生误差。 (3)广泛pH试纸只能测出整数值(不精确)，该数不会出现小数。 (4)pH试纸不能测定氯水的pH，因为氯水呈酸性的同时呈现强氧化性(漂白性)。 要点速测 1．【溶液酸碱性的判断】下列溶液一定呈中性的是( ) A．由等体积、等物质的量浓度的硫酸跟NaOH溶液混合后所形成的溶液 B．c(H＋)＝1.0×10-7mol·L-1的溶液 C．pH＝7的溶液 D．c(H+)=c(OH-)的溶液 【答案】D 【解析】A．硫酸是二元强酸，NaOH是一元强碱，等体积等浓度混合后H+过量，溶液呈酸性，A不符合题意；B．c(H+)=1.0×10-7mol·L-1的溶液是否中性取决于温度，若温度高于25℃(如100℃)，此时溶液可能呈碱性，B不符合题意；C．pH=7是否为中性与温度有关，高于25℃时，中性溶液的pH小于7，C不符合题意；D．c(H+)=c(OH-)时，无论温度如何变化，溶液一定呈中性，D符合题意；故选D。 2．(2025·江苏徐州高二期中)下列溶液一定显酸性的是( ) A．使甲基橙变黄的溶液 B．的溶液 C．由水电离出的的溶液 D．的溶液 【答案】D 【解析】A．甲基橙的变色范围是pH=3.1～4.4，当溶液pH>4.4时甲基橙变黄，此时溶液可能为弱酸性、中性或碱性，A错误；B．pH=6的溶液在常温下显酸性，但若温度升高(如100℃时水的离子积增大，pH=6可能为中性)，B错误；C．水电离的c(OH-)=1×10-13mol/L表明水的电离被抑制，可能由强酸或强碱导致(如强酸溶液中显酸性，强碱溶液中显碱性)，C错误；D．c(H+)>c(OH-)直接表明溶液中H⁺浓度大于OH-浓度，一定显酸性，D正确；故选D。 要点酸碱中和滴定 1．实验原理 (1)用已知浓度的酸(碱)来测定未知浓度的碱(酸)的实验方法叫作酸碱中和滴定。 (2)对于强酸、强碱的中和，开始时由于被滴定的酸(碱)浓度较大，滴入少量的碱(酸)对其pH的影响不大。当滴定接近终点(pH＝7)时，很少量的碱(酸)就会引起溶液pH突变(如图所示)。 2．实验用品 (1)主要仪器和试剂 仪器 试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。 　　 图1　　　　图2　　　　图3 (2)滴定管的使用 ①酸式滴定管下端为玻璃活塞，能耐酸和氧化剂的腐蚀，可用于盛装酸性或氧化性溶液，但不能盛装碱性溶液。 ②碱式滴定管下端为橡胶管和玻璃珠，橡胶易被酸性或氧化性溶液腐蚀，所以碱式滴定管一般盛装碱性溶液。 3．常用指示剂 指示剂 变色的pH范围 甲基橙 pH减小 3.1-4.4 pH增大 红色 橙色 黄色 酚酞 pH减小 8.2-10.0 pH增大 无色 浅红色 红色 甲基红 pH减小 4.4-6.2 pH增大 红色 橙色 黄色 4．实验操作(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例) (1)滴定前的准备 ①滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→排气泡→调液面→记录。 ②锥形瓶：洗涤→装液→加指示剂。 (2)滴定 (3)终点判断、读数 当滴入最后半滴标准液，溶液变色，且半分钟不恢复为原来的颜色 (4)数据处理 按上述操作重复2～3次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c(NaOH)＝计算。 5．误差分析 (1)误差分析依据 当酸碱恰好中和时，有关系式：c待＝，c标、V待、γ均为已知量，所以c待的大小取决于V标的大小，V标偏大，则c待偏高；V标偏小，则c待偏低。 (2)常见的误差分析(以0.1 mol/L NaOH标准溶液滴定盐酸为例) 误差来源 c(HCl) 滴定管中产生的误差 滴定管用蒸馏水洗涤后，未用标准液润洗 偏高 滴定管未用待测液润洗 偏低 盛标准液的滴定管滴定前有气泡，滴定后无气泡 偏高 盛标准液的滴定管滴定前无气泡，滴定后有气泡 偏低 盛待测液的滴定管使用前有气泡，使用后无气泡 偏低 盛待测液的滴定管使用前无气泡，使用后有气泡 偏高 锥形瓶中产生的误差 锥形瓶用蒸馏水洗涤后又用待测液洗 偏高 锥形瓶未洗净，残留有与待测液中溶质反应的少量物质 偏低 锥形瓶洗净后瓶内残留有少量蒸馏水 无影响 读数产生的误差 用滴定管量取待测液 先俯视后仰视 偏低 先仰视后俯视 偏高 用滴定管量取标准液 先俯视后仰视 偏高 先仰视后俯视 偏低 配制标准液产 生的误差 配制500 mL 0.1 mol/L NaOH溶液， 需要2.0 g NaOH NaOH已部分潮解 偏高 NaOH 中所含 杂质 杂质不与盐酸反应 偏高 所含杂质消耗1 mol HCl所需质量大于40 g(如Na2CO3、NaHCO3) 偏高 所含杂质消耗1molHCl所需质量小于40g(如Na2O) 偏低 要点速测特别提醒 (1)酸碱恰好中和时溶液不一定呈中性，最终溶液的酸碱性取决于生成的盐的性质，强酸强碱盐的溶液呈中性，强碱弱酸盐的溶液呈碱性，强酸弱碱盐的溶液呈酸性。 (2)聚四氟乙烯滴定管既可以盛装酸性溶液也可以盛装碱性溶液，是因为其活塞材质为聚四氟乙烯，不怕酸碱腐蚀。 (3)石蕊溶液作指示剂时，变色范围较宽，且颜色变化不明显，所以酸碱中和滴定时一般不选用石蕊为指示剂。 (4)滴定管的使用 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。 1．实验室称量一定质量的Na2CO3固体，并用于测定盐酸的浓度。下列相关原理、装置及操作不正确的是( ) A．称量 B．溶解 C．加指示剂 D．滴定 【答案】C 【解析】A．称量一定质量的Na2CO3固体，可用电子天平，A正确；B．碳酸钠溶于水，可以向锥形瓶中加适量的水溶解碳酸钠固体，B正确；C．不应用石蕊作指示剂，主要原因是其颜色变化不够明显，难以准确判断滴定终点，滴定时，可选甲基橙为指示剂，C错误；D．盐酸显酸性，用酸式滴定管装盐酸，滴定时，左手控制玻璃塞，右手摇晃锥形瓶，D正确；故选C。 2．关于滴定实验的下列说法正确的是(　　) A．在酸碱中和滴定过程中，眼睛应注视锥形瓶内溶液颜色的变化 B．用NaOH标准溶液滴定未知浓度的盐酸，达到滴定终点时发现滴定管尖嘴部分有悬滴，会使测定结果偏小 C．用KMnO4标准溶液滴定草酸时，KMnO4标准溶液盛装在碱式滴定管中 D．所有的滴定实验都需要加入指示剂 【答案】A 【解析】酸碱中和滴定过程中，左手控制活塞或橡胶管内的玻璃珠，右手轻轻摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶内溶液颜色的变化，A正确；用NaOH标准溶液滴定未知浓度的盐酸，达到滴定终点时发现滴定管尖嘴部分有悬滴，则消耗NaOH标准溶液的体积偏大，测定结果偏大，B错误；KMnO4溶液具有强氧化性，易腐蚀橡胶管，所以KMnO4标准溶液要盛放在酸式滴定管中，C错误；并不是所有的滴定实验都需要加入指示剂，如用KMnO4标准溶液滴定含还原性物质(如草酸等)的溶液时，不需要加指示剂，达到滴定终点时，溶液由无色变为浅红色，且半分钟内不褪色，D错误。 要点盐类的水解 1．盐类水解的实质 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，促进水的电离平衡右移。以CH3COONa、NH4Cl溶液为例： 2．盐类水解的特点 (1)可逆：盐的水解反应绝大多数是可逆反应。可看作酸碱中和反应的逆反应，即“盐＋水酸＋碱”。 (2)微弱：通常盐类水解的程度很小，一般无沉淀析出，无气体放出。 (3)吸热： 水解反应吸热。 3．盐类水解方程式的书写 (1)书写形式 一般情况下盐类水解的程度较小，不生成沉淀和气体，一般用“”连接反应物和生成物。产物不标“↓”或 “↑”。 (2)书写规律 ①多元弱酸的酸根离子分步水解，以第一步为主，应分步书写水解的离子方程式。如Na3PO4的水解分三步，第一步为PO43-＋H2OHPO42-＋OH－，第二步为HPO42-＋H2OH2PO4-＋OH－，第三步为H2PO4-＋H2OH3PO4＋OH－。 ②多元弱碱阳离子的水解方程式一步写完。如AlCl3发生水解的离子方程式为Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋。 ③不能进行到底的相互促进的水解反应写“”，如CH3COO－＋H2O＋NH4+CH3COOH＋NH3·H2O，常见的不能进行到底的相互促进的水解反应还有NH4+与CO32-的反应(铵态氮肥与草木灰混合施用会造成氮肥损失)等。 ④能进行到底的相互促进的水解反应书写时要用“=”“↑”“↓”等，如Al3＋＋3HCO3-=Al(OH)3↓＋3CO2↑。 4盐类水解规律 难溶不水解，无弱不水解，越弱越水解；都弱都水解，谁强显谁性；同强显中性，都弱不一定。 特别提醒 (1)“谁弱谁水解，越弱越水解”。如酸性：HCN＜CH3COOH，则相同条件下碱性：NaCN溶液＞CH3COONa溶液。 (2)温度越高，盐的水解程度越大。 (3)强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液显酸性。如NaHSO4在水溶液中：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。 要点速测 1．(2026·江苏扬州高二期中)下列物质的水溶液中，因水解显碱性的是( ) A．NaClO B．Na2SO4 C．CuCl2 D．Al2(SO4)3 【答案】A 【解析】A．NaClO中的ClO-是弱酸根，水解生成OH-，溶液显碱性，A符合题意；B．Na2SO4为强酸强碱盐，不水解，溶液呈中性，B不符合题意；C．CuCl2中的Cu2+水解生成H+，溶液显酸性，C不符合题意；D．Al2(SO4)3中的Al3+水解生成H+，溶液显酸性，D不符合题意。 2．(2026·江苏苏州高二期中)物质的量浓度相同的下列溶液：①②③KCl④盐酸，其pH由小到大的顺序为( ) A．①②③④ B．②①④③ C．①③②④ D．④①③② 【答案】D 【分析】常温下，NH4NO3是强酸弱碱盐，溶液为酸性，pH＜7；CH3COONa是强碱弱酸盐，溶液为碱性，pH＞7；KCl是强酸强碱盐，溶液为中性，pH=7；盐酸为强酸，溶液为酸性，且同浓度情况下酸性最强，pH最小。综上分析，pH由小到大为：④①③②。根据分析，答案选D。 要点盐类水解的影响因素 1．内因——盐本身的性质。 形成盐的酸或碱越弱，其对应的弱酸阴离子或弱碱阳离子的水解能力就越大，溶液的碱性或酸性就越强_。如酸性：CH3COOH＞H2CO3，则同浓度的NaHCO3、CH3COONa溶液pH：pH(NaHCO3)＞pH(CH3COONa)。 2．外因 因素 水解平衡 水解程度 水解产生离子的浓度 条件 变化 温度 升高 右移 增大 增大 浓度 增大 右移 减小 增大 减小(即稀释) 右移 增大 减小 外加酸或碱 酸 促进弱酸阴离子水解，弱碱阳离子的水解程度减小 碱 弱酸根离子的水解程度减小，促进弱碱阳离子水解 外加其他能水解的盐 水解结果相同 抑制，水解程度减小 水解结果相反 促进，水解程度增大(甚至彻底水解) 例如，不同条件对FeCl3水解平衡(Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋)的影响见下表(填写空格中内容) 条件 移动方向 H＋数 pH 现象 升高温度 向右 增多 降低 颜色变深 通HCl 向左 增多 降低 颜色变浅 加H2O 向右 增多 升高 颜色变浅 加NaHCO3 向右 减小 升高 产生红褐色淀沉及无色气体 3．水解平衡常数 (1)水解平衡常数表达式：如CO32-＋H2OHCO3-＋OH－，Kh1＝；HCO3-＋H2OH2CO3＋OH－，Kh2＝。水解平衡常数越大说明水解能力越强。 (2)水解平衡常数与电离平衡常数的关系，。如CO32-＋H2OHCO3-＋OH－，Kh1＝；HCO3-＋H2OH2CO3＋OH－，Kh2＝ (3)水解平衡常数受温度影响，一般温度越高，水解平衡常数越大。 要点速测特别提醒 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。 在一定条件下，Na2S溶液存在水解平衡：S2-+H2OHS-+OH- ，下列说法正确的是( ) A．升高温度，增大 B．加入 CuSO4固体，HS-浓度增大 C．稀释溶液，水解平衡常数增大 D．加入NaOH固体，溶液pH减小 【答案】A 【解析】A．硫离子在溶液中的水解反应为吸热反应，升高温度，平衡向正反应方向移动，溶液中硫离子浓度减小，氢硫酸根离子浓度增大，则溶液中增大，故A正确；B．向溶液中加入硫酸铜固体，铜离子与溶液中的硫离子反应生成硫化铜沉淀，溶液中的硫离子浓度减小，平衡向逆反应方向移动，溶液中氢硫酸根离子浓度减小，故B错误；C．水解平衡常数为温度函数，温度不变，水解平衡常数不变，则稀释溶液时，水解平衡常数不变，故C错误；D．向溶液中加入氢氧化钠固体，溶液中氢氧根离子浓度增大，溶液pH增大，故D错误；故选A。 下列有关电解质溶液的说法不正确的是(　　) A．向Na2CO3溶液中通入NH3，减小 B．将0.1 mol·L－1的K2C2O4溶液从25 ℃升温至35 ℃，增大 C．向0.1 mol·L－1的HF溶液中滴加NaOH溶液至中性，＝1 D．向0.1 mol·L－1的CH3COONa溶液中加入少量水，增大 【答案】D 【解析】Na2CO3溶液中存在平衡CO＋H2OHCO＋OH－，通入NH3，NH3溶于水生成NH3·H2O，存在电离NH3·H2ONH＋OH－，抑制了CO的水解，c(CO)增大，又因为c(Na＋)不变，所以减小，故A正确；K2C2O4溶液中存在C2O水解，水解吸热，若从25 ℃升温至35 ℃，促进了C2O的水解，c(C2O)减小，又因为c(K＋)不变，所以增大，故B正确；向0.1 mol·L－1的HF溶液中滴加NaOH溶液至中性，根据电荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＝c(F－)＋c(OH－)，c(H＋)＝c(OH－)，则c(Na＋)＝c(F－)，即＝1，故C正确；CH3COOH的电离常数Ka＝，所以＝，电离常数只受温度影响，温度不变则Ka不变，故D错误。 要点盐类水解的应用 应用 举例 判断溶液 的酸碱性 FeCl3溶液显酸性，原因是Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋__ 判断酸 性强弱 相同浓度NaX、NaY、NaZ三种盐溶液pH分别为8、9、10，则酸性HX＞HY＞HZ 配制或贮 存易水解 的盐溶液 配制CuSO4溶液时，加入少量稀硫酸防止Cu2＋水解；配制FeCl3溶液，加入少量盐酸；贮存Na2CO3溶液、Na2SiO3溶液不能用磨口玻璃塞；NaF、NH4F要用塑料瓶保存。 胶体的制取 制取Fe(OH)3胶体的离子反应：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋__ 泡沫灭火 器原理 成分为NaHCO3与Al2(SO4)3，发生反应为Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑__ 作净水剂 明矾可作净水剂，原理为：Al3＋＋3H2OAl(OH)3(胶体)＋3H＋ 化肥的使用 铵态氮肥与草木灰不得混用：CO＋H2OHCO＋OH－，NH＋OH－==NH3↑＋H2O 除锈剂 NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接时的除锈剂 物质提纯 除去MgCl2溶液中的氯化铁，可以加入MgO或Mg(OH)2反应掉部分H＋，促进铁离子的水解，使Fe3＋转化为氢氧化铁沉淀而除去 无机物 的制备 硫化铝、氮化镁在水溶液中强烈水解，只能通过单质间化合反应才能制得；用TiCl4制备TiO2，其反应的化学方程式为TiCl4＋(x＋2)H2O(过量)TiO2·xH2O＋4HCl 离子的共存 Al3＋与HCO、CO、AlO、SiO、HS－、S2－，Fe3＋与HCO、CO、AlO、SiO、ClO－，NH与SiO、AlO等因水解相互促进而不能大量共存 要点速测特别提醒 盐溶液蒸干的两项注意 (1)易挥发性强酸的弱碱盐溶液蒸干得到氢氧化物，灼烧得到氧化物。 (2)难挥发性强酸的弱碱盐溶液蒸干仍得到原溶质。 1．(2026·江苏扬州高二阶段练习)生活与生产都离不开化学。下列说法不正确的是( ) A．用碳酸钠溶液可以洗涤油污 B．用氯化铵和氯化锌溶液去除铁器表面的锈迹 C．用明矾可以对自来水杀菌消毒 D．分离工业合成氨产品的方法是将氨气液化 【答案】C 【解析】A．碳酸钠溶液水解呈碱性，促进油脂水解，可用于洗涤油污，A正确；B．氯化铵和氯化锌水解呈酸性，能与铁锈(Fe2O3)反应溶解锈迹，B正确；C．明矾水解生成Al(OH)3胶体吸附悬浮物，用于净水，但不能杀菌消毒，C错误；D．工业合成氨中，氨气易液化，通过液化分离出NH3，D正确；故选C。 2．(2025·江苏苏州高二阶段练习)盐类水解在生产、生活中应用广泛，下列物质的用途与盐类水解无关的是( ) A．用可溶性铁盐和铝盐作自来水的净水剂 B．用Na2S溶液处理污水中含有的重金属离子 Cu2+、Pb2+ C．用饱和NaHCO3溶液与Al2(SO4)3溶液作泡沫灭火剂原料 D．利用加热TiCl4溶液的方法制取TiO2∙xH2O，进而制备纳米级TiO2 【答案】B 【解析】A． 用可溶性铁盐和铝盐作自来水的净水剂利用了铝离子、铁离子水解生成氢氧化铝、氢氧化铁胶体，二者可以吸附水中悬浮的难溶性杂质沉降而净水，与盐类的水解有关，故A不符合；B． 用 Na2S 溶液处理污水中含有的重金属离子 Cu2+、Pb2+，发生沉淀反应生成CuS和PbS，与盐类的水解无关，故B符合； C． NaHCO3与Al2(SO4)3两种溶液混合，碳酸氢根离子和铝离子发生双水解反应，会迅速产生二氧化碳和氢氧化铝沉淀，与盐类的水解有关，故C不符合； D． TiCl4溶于大量水，发生水解反应TiCl4 +(2+ x) H2O TiO2∙xH2O+ 4HCl，加入大量水并加热，HCl挥发，促使水解趋于完全，所得TiO2∙xH2O经焙烧得到TiO2，与盐类的水解有关，故D不符合；故选B。 要点溶液中粒子浓度的变化分析 1．微粒浓度的大小比较认依据 (1)电离理论——弱电解质的电离是微弱的 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，其主要是第一步电离(第一步电离程度远大于第二步电离)。 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——弱电解质离子的水解过程一般是微弱的 ①弱电解质离子的水解是微弱的(水解相互促进的除外)，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．离子浓度大小比较 (1)考虑水解因素：如Na2CO3溶液。 CO＋H2OHCO＋OH－ HCO＋H2OH2CO3＋OH－ 所以c(Na＋)＞c(CO)＞c(OH－)＞c(HCO)。 (2)不同溶液中同一离子浓度的比较要看溶液中其他离子对它的影响。如相同浓度的a.NH4Cl、b.CH3COONH4、c.NH4HSO4三种溶液中c(NH)由大到小的顺序是c＞a＞b。 (3)混合液中各离子浓度的比较要综合分析水解因素、电离因素，如相同浓度的NH4Cl和氨水混合液中，因NH3·H2O的电离＞NH的水解，故离子浓度顺序为c(NH)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)。 3．电解质溶液中的三大守恒 (1)电荷守恒 电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液都必须保持电中性，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溶液中存在着Na＋、H＋、HCO、CO、OH－，存在如下关系： c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋c(OH－)＋2c(CO)。 如Na2S溶液中存在着Na＋、H＋、S2－、HS－、OH－，存在如下关系： 1×c(Na＋)＋1×c(H＋)＝2×c(S2－)＋1×c(HS－)＋1×c(OH－) 化简得：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(S2－)＋c(HS－)＋c(OH－) 注意易失分点： ①电荷守恒式中不只是各离子浓度的简单相加。如2c(CO)的化学计量数2代表一个CO带2个负电荷，不可漏掉。 ②电荷守恒式的特点：一边全为阴离子，另一边全为阳离子。 (2)物料守恒(原子守恒)： 在电解质溶液中，由于某些离子发生水解或电离，离子的存在形式发生了变化，变成了其它离子或分子，使离子的种类增多，但却不能使离子或分子中某种特定元素的原子的数目发生变化，其质量在反应前后是守恒的，始终遵循原子守恒。 ①单一元素守恒，如1 mol NH3通入水中形成氨水，就有n(NH3)＋n(NH3·H2O)＋n(NH)＝1 mol，即氮元素守恒。 ②两元素守恒，如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)。 NaHCO3溶液中，c(Na＋)＝c(H2CO3)＋c(HCO)＋c(CO)。 注意易失分点： ①元素质量守恒式中，离子浓度系数不能漏写或颠倒。如Na2S溶液中的元素质量守恒式c(Na＋)＝2[c(S2－)＋c(HS－)＋c(H2S)]中，“2”表示c(Na＋)是溶液中硫原子浓度的2倍，不能写成2c(Na＋)＝c(S2－)＋c(HS－)＋c(H2S)。 ②元素质量守恒式的特点：式子中有弱电解质分子和对应的离子，一般一边含一种元素，另一边含另一种元素的离子和分子。 (3)质子守恒 电解质溶液中，由于电离、水解等过程的发生，往往存在质子(H＋)的转移，转移过程中质子数量保持不变，称为质子守恒。 如NaHCO3溶液中：c(H2CO3)＋c(H＋)＝c(CO)＋c(OH－)。 注意：质子守恒可以通过电荷守恒与元素质量守恒加减得到。 注意易失分点： ①质子守恒式的特点：一边某微粒能电离出H＋，另一边微粒能结合H＋。 ②等式两边没有明显特征：三个守恒结合。 要点速测/教材延伸 1．比较时紧扣两个微弱 (1)弱电解质(弱酸、弱碱、水)的电离是微弱的，且水的电离能力远远小于弱酸和弱碱的电离能力。如在稀醋酸溶液中：CH3COOHCH3COO－＋H＋，H2OOH－＋H＋，在溶液中微粒浓度由大到小的顺序：c(CH3COOH)>c(H＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)。 (2)弱酸根离子或弱碱阳离子的水解是微弱的，但水的电离程度远远小于盐的水解程度。如稀的CH3COONa溶液中：CH3COONa===CH3COO－＋Na＋，CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，H2OH＋＋OH－，所以CH3COONa溶液中：c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(CH3COOH)>c(H＋)。 2．酸式盐与多元弱酸的强碱正盐溶液酸碱性比较 (1)酸式盐溶液的酸碱性主要取决于酸式盐中酸式酸根离子的电离能力和水解能力哪一个更强，如NaHCO3溶液中HCO的水解能力大于其电离能力，故溶液显碱性。 (2)多元弱酸的强碱正盐溶液：多元弱酸根离子水解以第一步为主。例如，Na2S溶液中：c(Na＋)>c(S2－)>c(OH－)>c(HS－)>c(H＋)。 3．质子守恒式可以由电荷守恒式和物料守恒式推导出来 以KHS溶液为例，电荷守恒式为c(K＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HS－)＋2c(S2－)①，物料守恒式为c(K＋)＝c(HS－)＋c(S2－)＋c(H2S)②，由①－②得质子守恒式，消去没有参与变化的K＋等。 4．规避等量关系中的2个易失分点 (1)电荷守恒式中不只是各离子浓度的简单相加。如2c(CO)的化学计量数2代表一个CO带2个负电荷，不可漏掉。 (2)物料守恒式中，离子浓度系数不能漏写或颠倒。如Na2S溶液中的物料守恒式中，“2”表示c(Na＋)是溶液中各种硫元素存在形式的硫原子总浓度的2倍。 1．(2026·江苏二模)已知：25℃时，CaC2O4的Ksp=2×10－9，H2C2O4的电离常数Ka1=5.6×102，Ka2=5.0×10-5。向10mL0.1mol·L-1CaCl2溶液中滴加0.1mol·L-1Na2C2O4溶液，忽略混合后溶液体积的变化。下列说法不正确的是( ) A．0.1mol·L-1Na2C2O4溶液中满足： B．当加入Na2C2O4溶液体积为10mL时，满足： C．当加入Na2C2O4溶液体积为15 mL时，此时上层清液中c(Ca2＋)=2×10-7mol·L-1 D．反应CaC2O4+2H+=Ca2++H2C2O4的K=7.1×10－4 【答案】C 【解析】滴加液体的过程中，当加入的 Na2C2O4溶液体积小于 10 mL 时，CaCl2过量，溶液中发生Ca2+与C2O42-的沉淀反应，生成CaC2O4沉淀；当加入体积为 10 mL 时，二者恰好按 1：1 反应达到化学计量点，此时溶液中的溶质为NaCl，溶液中Ca2+与C2O42-的浓度极低，仅由CaC2O4的溶解平衡决定，C2O42-水解，溶液中还有微量HC2O4-；当加入体积大于 10 mL 时，Na2C2O4过量，溶液中剩余过量的 C2O42-，受同离子效应影响，CaC2O4的溶解平衡逆向移动，Ca2+浓度进一步降低，此时溶液主要溶质为NaCl和过量的Na2C2O4。A．Na2C2O4中C2O42-分步水解，第一步水解为主，产生HC2O4-和OH-；第二步水解很弱，产生的OH-极少。同时，水也会电离出少量OH-，离子浓度顺序为，A正确；B．加入10 mL Na2C2O4时恰好完全反应生成NaCl和CaC2O4沉淀，写出电荷守恒式：，此时，消去后得到题干等式，B正确；C．加入15 mL Na2C2O4时，剩余浓度为，由得，不是，C不正确；D．平衡常数，D正确；故选C。 2．NaOH溶液可以吸收废气中的NO2，生成NaNO2和NaNO3。现用100mL0.1mol·L-1NaOH溶液吸收含NO2的废气(无其他含氮气体，忽略溶液体积的变化)。已知Ka(HNO2)=5×10-4、Ka1(H2CO3)=4×10-7。室温下，下列说法正确的是( ) A．0.1mol·L-1NaNO2溶液中存在：c(H⁺) = c(HNO₂) + c(OH⁻) B．时吸收液中存在：c(Na⁺) = c(NO3-) + c(NO2-) + c(HNO₂) C．吸收过程中溶液中可能存在：c(NO3-)＜c(NO2-) D．用0.1mol·L-1Na2CO3溶液吸收废气可发生反应：CO32-+NO2=NO3-+CO2 【答案】B 【解析】A．0.1mol·L-1NaNO2溶液中存在质子守恒，应为c(H⁺) + c(HNO₂) = c(OH⁻)，A错误；B． N的总物质的量为0.01 mol时，NaOH和NO2恰好完全反应，所以溶液中的溶质为NaNO2和NaNO3，但NaNO2会发生水解反应生成HNO2，故物料守恒为n(Na⁺) = n(NO3-) + n(NO2-) + n(HNO₂)，因体积相同，则c(Na⁺) = c(NO3-) + c(NO2-) + c(HNO₂)，B正确；C．NaOH溶液吸收NO2，生成等量的NaNO2和NaNO3，但NO2-水解使其浓度降低，故c(NO3-) > c(NO2-)，C错误；D．用0.1mol·L-1Na2CO3溶液吸收废气可发生反应：CO32-+2NO2=NO3-+NO2-+CO2，题给给离子方程式不符合要求，D错误；故选B。 要点沉淀溶解平衡 1．物质在水中的溶解度 20 ℃时，电解质在水中的溶解度与溶解性存在如下关系： 2．沉淀溶解平衡 (1)概念 在一定温度下，当沉淀和溶解的速率相等时，形成饱和溶液，达到平衡状态，把这种平衡称为沉淀溶解平衡。 (2)建立 (3)沉淀溶解平衡方程式 Mg(OH)2(s)Mg2＋＋(aq)＋2OH－(aq) 沉淀、溶解之间这种动态平衡也决定了Mg2＋与OH－的反应不能完全进行到底。一般情况下，当溶液中剩余离子的浓度小于1×10－5mol·L－1时，化学上通常认为生成沉淀的反应进行完全了。 (4)沉淀溶解平衡状态的特征： 动态平衡：v溶解＝v沉淀≠0。 达到平衡时，溶液中离子的浓度保持不变。 当改变外界条件时，溶解平衡将发生移动，达到新的平衡。 易错提醒 ①难溶电解质达到沉淀溶解平衡时，不同离子溶解(或沉淀)的速率不一定相等，这与其化学计量数有关； ②难溶电解质是固体，其浓度可视为常数，增加它的量对平衡无影响； ③同类型物质的Ksp越小，溶解能力越小，不同类型的物质则不能直接比较； 3．沉淀溶解平衡的影响因素 (1)内因：难溶电解质本身的性质。 (2)外因：以AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)　ΔH＞0为例。 外界条件 平衡移动方向 平衡后c(Ag＋) 平衡后c(Cl－) Ksp 升高温度 　正向　 　增大　 　增大　 　增大　 加水稀释 　正向　 　不变　 　不变　 　不变　 加入少量AgNO3(s) 　逆向　 　增大　 　减小　 　不变　 通入HCl 　逆向　 　减小　 　增大　 　不变　 通入H2S 　正向　 　减小　 　增大　 　不变　 要点速测 1．一定温度下，将有缺角的BaSO4晶体置于饱和BaSO4溶液中，一段时间后缺角消失得到有规则的BaSO4晶体。下列说法中正确的是( ) A．BaSO4晶体质量会增加 B．BaSO4晶体质量会减小 C．溶液中c(Ba2+)增大 D．溶液中c(Ba2+)保持不变 【答案】D 【解析】A项，BaSO4晶体的质量不变，A项错误；B项，BaSO4晶体的质量不变，B项错误；C项，溶液中c(Ba2+)不变，C项错误；D项，溶液中c(Ba2+)不变，D项正确；故选D。 2．下列有关AgCl沉淀的溶解平衡状态的说法中，正确的是(　　) A．AgCl沉淀的生成和溶解不断进行，但速率相等 B．AgCl难溶于水，溶液中没有Ag＋和Cl－ C．升高温度，AgCl的溶解度不变 D．向AgCl沉淀的溶解平衡体系中加入NaCl固体，AgCl的溶解度不变 【答案】A 【解析】AgCl固体在溶液中存在溶解平衡，所以溶液中有Ag＋和Cl－，B错；升高温度，AgCl溶解度增大，C错；向平衡体系中加入NaCl固体，增大了c(Cl－)，溶解平衡左移，AgCl溶解度减小，D错。 要点溶度积常数 1．溶度积和离子积(或浓度商) 以MmAn(s)mMn＋(aq)＋nAm－(aq)为例： 溶度积 离子积(或浓度商) 概念 沉淀溶解平衡的平衡常数 溶液中有关离子浓度幂的乘积 符号 Ksp Qc(或Q) 表达式 Ksp＝cm(Mn＋)·cn(Am－)(浓度都是平衡浓度) Qc＝cm(Mn＋)·cn(Am－)(浓度是任意浓度) 应用 判断一定条件下沉淀能否生成或溶解 ①Qc　＞　Ksp：溶液过饱和，有沉淀析出； ②Qc　＝　Ksp：溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态； ③Qc　＜　Ksp：溶液未饱和，无沉淀析出 2．Ksp的意义 3．Ksp的影响因素 Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关，而与沉淀的量、离子浓度无关。 特别提醒 (1)溶解平衡一般是吸热的，温度升高平衡右移，Ksp增大，但Ca(OH)2相反。 (2)对于沉淀溶解平衡：AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq)，Ksp＝cm(An＋)·cn(Bm－)，对于相同类型的物质，Ksp 的大小反映了难溶电解质在溶液中溶解能力的大小，也反映了该物质在溶液中沉淀的难易。与平衡常数一样，Ksp与温度有关。不过温度改变不大时，Ksp 变化也不大，常温下的计算可不考虑温度的影响。 (3)阴、阳离子个数比不相同时，Ksp大的难溶电解质的溶解度不一定大。 要点速测 要点沉淀溶解平衡的应用 沉 淀 的 生 成 (1)调节pH法。通过控制溶液的酸碱性，可以使某些金属阳离子转化为氢氧化物沉淀。工业原料氯化铵中含杂质氯化铁，将含杂质的氯化铵溶于水，再加入　氨水　调节pH，可使Fe3＋生成 Fe(OH)3沉淀而除去，发生的反应为Fe3＋＋3NH3·H2O= Fe(OH)3↓＋3N(填离子方程式)。 (2)加沉淀剂法。加入适当沉淀剂，使某些金属阳离子转化为沉淀。以Na2S作沉淀剂处理工业废水中的金属离子Cu2＋、Hg2＋，发生的反应分别为Cu2＋＋S2－=CuS↓、Hg2＋＋S2－=HgS↓　。 (3)氧化还原法。改变某离子的存在形式，促使其转化为溶解度更小的难溶电解质，便于分离出来。例如将Fe2＋氧化为Fe3＋，从而生成更难溶的Fe(OH)3沉淀而除去 沉 淀 的 溶 解 (1)酸、碱溶解法。如用盐酸溶解Cu(OH)2：Cu(OH)2＋2H＋=Cu2＋＋2H2O　(填离子方程式)。 (2)盐溶解法。如用NH4Cl溶液溶解Mg(OH)2：Mg(OH)2(s)Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)，　NH4+＋OH－NH3·H2O　(填离子方程式)。 (3)配位溶解法。加入某试剂与溶液中的某种离子形成稳定配合物，使该离子的浓度减小。如溶解AgCl可加入NH3·H2O：Ag＋＋2NH3·H2O[Ag(NH3)2]＋＋2H2O　(填离子方程式)。 (4)氧化还原溶解法。采用氧化性酸溶解金属硫化物(如CuS、HgS等)。如用稀HNO3溶解CuS：　3CuS＋8HNO3(稀)=3Cu(NO3)2＋3S＋2NO↑＋4H2O　 沉 淀 的 转 化 一般来说，若难溶电解质类型相同，则Ksp较大的沉淀易转化为Ksp较小的沉淀。沉淀的溶解能力差别越大，越容易转化。 (1)锅炉除水垢 除水垢[CaSO4(s)CaCO3(s)Ca2＋(aq)]反应为　CaSO4(s)＋Na2CO3(aq) CaCO3(s)＋Na2SO4(aq)、CaCO3＋2HCl= CaCl2＋CO2↑＋H2O　。 (2)矿物转化 ZnS(闪锌矿的主要成分)遇CuSO4溶液转化为CuS(铜蓝的主要成分)的反应为ZnS(s)＋Cu2＋(aq) CuS(s)＋Zn2＋(aq)(填离子方程式) 要点速测教材延伸 (1)对于化学式中阴、阳离子个数比不同的难溶电解质，Ksp小的溶解度不一定小。如Ksp(AgCl)>Ksp(Ag2CrO4)，但c(Ag＋)是Ag2CrO4>AgCl。 (2)不可能使要除去的离子全部通过沉淀除去。一般认为残留在溶液中的离子浓度小于1.0×10－5 mol·L－1时，沉淀已经完全。 (3)溶解度较小的沉淀，并不一定必须转化为溶解度更小的沉淀。在一定条件下也可以转化成溶解度较大的沉淀。例如，在BaSO4的饱和溶液中加入高浓度的Na2CO3溶液，只要Qc(BaCO3)>Ksp(BaCO3)就可以转化成溶解度较大的BaCO3沉淀。 (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。 1．把足量熟石灰加入蒸馏水中，一段时间后达到平衡：Ca(OH)2(s) Ca2+(aq)+2OH-(aq)。下列叙述正确的是(　　) A．给溶液加热，溶液的pH升高 B．恒温下向溶液中加入CaO，溶液的pH升高 C．向溶液中加入Na2CO3溶液，Ca(OH)2固体增多 D．向溶液中加入少量的NaOH固体，Ca(OH)2固体增多 【答案】D 【解析】A项，加热时Ca(OH)2的溶解度减小，平衡逆向移动，c(OH-)减小，pH减小；B项，CaO+H2O=Ca(OH)2，由于保持恒温，Ca(OH)2的溶解度不变，c(OH-)不变，因此pH不变；C项，CO32-+Ca2+=CaCO3↓，平衡正向移动，Ca(OH)2固体减少；D项，加入NaOH固体，c(OH-)增大，平衡逆向移动，因此Ca(OH)2固体增多。 2．(2026·江苏苏州高二期中)下列有关沉淀溶解平衡应用的说法不正确的是( ) A．误食可溶性钡盐可尽快用5%的Na2CO3溶液洗胃 B．含氟牙膏能预防龋齿是因为发生了沉淀的转化反应 C．AgCl沉淀溶解达到平衡时，Ag+和Cl-浓度不一定相等 D．用Na2CO3溶液使锅炉水垢中的CaSO4转化成疏松、易溶于酸的 【答案】A 【解析】A．误食可溶性钡盐(如BaCl2 )应使用硫酸盐(如Na2SO4)溶液洗胃，以形成难溶于酸的BaSO4沉淀；使用Na2CO3会生成BaCO3沉淀，但它在胃酸(酸性环境)中可能部分溶解，释放Ba2+，导致解毒效果不佳，A项错误。 要点沉淀溶解平衡图像 1．沉淀溶解平衡浓度图像模型 图像 分析 BaSO4的沉淀溶解平衡图像 (1)求Ksp或Ksp的数量级：A点，c(Ba2＋)＝c(S)＝10－5　mol·L－1，Ksp(BaSO4)＝10－10。 (2)曲线上任意一点都达到了沉淀溶解平衡状态，Qc　＝　Ksp。温度不变时，Ksp不变，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。曲线上方区域的点所示溶液均为过饱和溶液，Qc＞Ksp。曲线下方区域的点所示溶液均为不饱和溶液，Qc＜Ksp 2．沉淀溶解平衡对数图像模型 图像 分析 CaSO4与CaCO3的沉淀溶解平衡图像 注：pM＝pCa2＋＝－lg　c(Ca2＋)，pR＝pSO42-(或pCO32-)＝－lg　c(SO42-)[或－lg　c(CO32-)] (1)曲线上任意一点都达到了沉淀溶解平衡状态。根据曲线上O点或P点的坐标可求得对应难溶物的Ksp或Ksp的数量级，如O点，Ksp(CaSO4)＝　10－5；P点，Ksp(CaCO3)＝10－8.6。 (2)判断X点对应的溶液是否能形成沉淀或是否饱和：X点对应溶液为CaSO4的不饱和溶液、CaCO3的过饱和溶液 3．沉淀滴定图像模型 图像 分析 用0.1 mol·L－1 Na2SO4溶液滴定20 mL 0.1 mol·L－1 BaCl2溶液的沉淀滴定图像 已知Ksp(BaSO4)＝1×10－10，Ksp(BaCO3)＝2.6×10－9 起始溶液中c(Ba2＋)＝0.1 mol·L－1，n＝－lg c(Ba2＋)＝1，b点时恰好完全反应，c(Ba2＋)＝1×10－5mol·L－1，m＝－lg c(Ba2＋)＝5，即m由Ksp决定，与起始BaCl2溶液的浓度无关 (1)若起始时c(BaCl2)＝0.2 mol·L－1，恰好完全反应时消耗Na2SO4溶液的体积变大，b点向右(填“左”或“右”)移动。 (2)若用同浓度的Na2CO3溶液替代Na2SO4溶液，由于Ksp(BaSO4)＜Ksp(BaCO3)，恰好完全反应生成BaCO3时溶液中的c(Ba2＋)较大，pBa2＋较小，但消耗的Na2CO3溶液的体积仍为20 mL，所以b点竖直向　下(填“上”或“下”)移动 要点速测 1．某温度时，在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。下列说法正确的是( ) A．加入Na2SO4可以使溶液由A点变到B点 B．通过蒸发可以使溶液由D点变到C点 C．B点有BaSO4沉淀生成 D．A点对应的Ksp大于C点对应的Ksp 【答案】C 【解析】A．硫酸钡溶液中存在着沉淀溶解平衡，A点在平衡曲线上，加入硫酸钠，会增大硫酸根的浓度，BaSO4(s)Ba2+ (aq)+SO42-(aq)平衡左移，钡离子浓度降低 ，故A错误；B．D点溶液是不饱和溶液，蒸发溶液，硫酸根离子、钡离子浓度均增大，所以不能由D点变到C点 ，故B错误；C．B点表示Qc＞Ksp，溶液过饱和，BaSO4有沉淀析出 ，故C正确；D．溶度积只随温度的改变而改变，温度不变，溶度积不变，在曲线上任一点溶度积相等，则A点对应的Ksp等于C点对应的Ksp，故D错误；故选C。 2．25℃，以0.1000mol·L-1的AgNO3溶液分别滴定20.00mL浓度均为0.1000mol·L-1的NaCl、KBr、KI溶液，所得滴定曲线如图所示[pX=-lg(X-)，X代表Cl、Br或I]。已知溶解度比较：SAgCl＞SAgBr＞SAgI。下列说法正确的是( ) A．代表AgCl的是曲线Ⅲ B．Ksp(AgBr)=10－6.15 C．同类型的沉淀滴定，Ksp越大，pX的突变范围越大 D．若滴定KBr、KI混合溶液，时，先析出AgBr沉淀 【答案】D 【解析】观察图中三个坐标点，分别为三种溶液沉淀滴定的恰好完全反应点，此时c(X-)=c(Ag+)，则Ksp分别为、、，已知溶解度关系为SAgCl＞SAgBr＞SAgI，说明氯化银的Ksp最大，则代表氯化银、溴化银、碘化银的滴定曲线分别为Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ。A．由分析可知，代表AgCl的是曲线I，曲线Ⅲ代表AgI，A错误；B．由分析可知，，B错误；C．同类型的沉淀滴定，Ksp越大，pX的突变范围越小，C错误；D．由分析可知，，滴定的KBr、KI混合溶液时，先有，故先析出AgBr沉淀，D正确；故选：D。 难点判断弱电解质及其相对强弱 实验方法 结论 ①测0.01 mol·L－1 HA溶液的pH pH＝2，HA为强酸；pH>2，HA为弱酸 ②测NaA溶液的pH pH＝7，HA为强酸；pH>7，HA为弱酸 ③相同条件下，测相同浓度的HA和HCl溶液的导电能力 若HA溶液的导电能力比HCl溶液的弱，则HA为弱酸 ④测相同pH的HA溶液与盐酸稀释相同倍数前后的pH变化 若HA溶液的pH变化较小，则HA为弱酸 ⑤测等体积、等pH的HA溶液、盐酸分别与足量锌反应产生H2的快慢及H2的量 若HA溶液反应过程中产生H2较快且最终产生H2的量较多，则HA为弱酸 ⑥测等体积、等pH的HA溶液和盐酸中和等浓度碱所需碱的量 若HA溶液耗碱量大，则HA为弱酸 难点精练 1．下列说法中，不能说明HA是弱电解质的是( ) A．相同条件下，用等浓度的HCl和HA溶液做导电实验，后者灯泡暗 B．常温时，0.1mol·L-1HA溶液的pH约为3 C．HA与Na2CO3反应放出CO2气体 D．pH=2的HA溶液加水稀释100倍后溶液pH<4 【答案】C 【解析】A．弱电解质的导电性弱于强电解质。若HA溶液的导电性比同浓度的HCl差(灯泡暗)说明HA未完全离解，HA解离度低，能证明HA是弱电解质，A不符合题意；B．若HA是强酸，0.1mol/L溶液的pH应为1(完全离解)。实际pH≈3，H⁺浓度远低于完全解离的理论值，说明HA部分解离，属于弱电解质，B不符合题意；C．酸与碳酸钠反应生成CO2的条件是酸的酸性强于碳酸。强酸(如HCl)和部分弱酸(如醋酸)均能与Na2CO3反应。HA与Na2CO3反应生成CO2，仅说明HA酸性强于碳酸，但无法区分HA是强酸还是弱酸(如HCl为强酸也能反应)，C符合题意；D．稀释后pH变化小于强酸预期，强酸稀释100倍后，pH增加2(如pH=2→pH=4)。若HA稀释后pH<4，说明其离解度随稀释增大(弱酸特性)，HA存在解离平衡，能证明HA是弱电解质，D不符合题意；故选C。 2．下列事实可证明NH3·H2O是弱碱的是( ) A．铵盐受热易分解 B．室温下，0.1mol·L-1氨水溶液的pH约为11 C．氨水可以使酚酞试液变红 D．氨水与FeCl2溶液反应生成氢氧化亚铁 【答案】B 【解析】A．铵盐受热易分解，说明铵盐不稳定，但不能说明一水合氨部分电离，不能证明一水合氨是弱碱，A错误；B．常温下0.1mol/L的氨水溶液pH约为11，则溶液中c(OH-)≈10-3mol/L，小于氨水浓度，说明一水合氨部分电离，能证明一水合氨是弱碱，B正确；C．氨水可以使酚酞试液变红色，说明一水合氨电离出OH-而使溶液呈碱性，但不能说明一水合氨部分电离，不能证明一水合氨是弱碱，C错误；D．能和FeCl2溶液反应生成Fe(OH)2沉淀，说明一水合氨是碱，但不能说明一水合氨部分电离，不能证明一水合氨是弱碱，D错误；故答案选B。 难点弱电解质的电离平衡及其影响因素 难点精练 1．25℃时不断将水滴入冰醋酸中，下列图像不合理的是( ) A．B．C． D． 【答案】A 【解析】A．冰醋酸中只有极少量醋酸分子电离，氢离子浓度低，pH较大；加水后，醋酸的电离平衡正向移动，电离程度显著增加，氢离子浓度增大，pH减小；但当加水至某一浓度时，虽然电离平衡仍然正向移动，但溶液中体积增大的原因超过了氢离子物质的量增大的幅度，氢离子浓度会逐渐降低，pH缓慢增大，最终无限接近7，A错误；B．根据弱电解质的电离规律，“越稀越电离”，随着水的加入，醋酸的浓度越小，电离程度增大，B正确；C．溶液的导电性和溶液中离子的浓度和带电荷量有关，醋酸溶液中带电荷量的粒子种类不变，则主要考虑离子的浓度。一开始，冰醋酸只有极少量醋酸分子电离，各离子浓度之和低，溶液导电性低，随着水的加入，醋酸逐渐电离CH3COOHCH3COO⁻+H+，电离程度显著增大，各离子的浓度显著增大，导电性增大；但当加水至某一浓度时，虽然电离平衡仍然正向移动，但溶液中体积增大的原因超过了氢离子物质的量增大的幅度，离子浓度逐渐降低导电性开始下降，C正确；D．电离平衡常数只和温度有关，温度不变，则Ka不变，D正确；故选A。 2．25℃，0.1mol·L-1醋酸溶液中存在平衡CH3COOHCH3COO⁻+H+。下列说法错误的是( ) A．溶液中加少量冰醋酸，c(CH3COO⁻)增大 B．升高温度，平衡正向移动，醋酸的电离常数Ka增大 C．溶液中加水稀释，减小 D．溶液中加入等体积的0.1mol/L盐酸，平衡逆向移动，c(H+)减小 【答案】D 【解析】A．加入冰醋酸会增加反应物浓度，促使平衡右移，但CH3COO⁻的浓度由电离程度和总浓度共同决定。虽然电离度可能降低，但总浓度增加导致CH3COO⁻的绝对浓度增大，A正确；B．电离是吸热过程，升温使平衡正向移动，电离常数Ka随温度升高而增大，B正确；C．由醋酸电离常数可知溶液中，溶液中加水稀释，c(H+)减小，醋酸电离常数不变，则减小，减小，C正确；D．加入等浓度盐酸会显著增加H+浓度，虽然平衡逆向移动，但H+的总浓度由盐酸主导，实际增大而非减小，D错误；故选D。 难点影响水的电离平衡因素的定性分析 (1)抑制水电离平衡的方法： ①外加酸或碱； ②加入强酸的酸式盐固体(如NaHSO4)；③通入酸性气体(如CO2、SO2)或碱性气体(如NH3)； ④降温。 (2)促进水电离平衡的方法： ①升温；②加入活泼金属(如Na、K等)；③加入强酸弱碱盐或强碱弱酸盐。 难点精练 1．室温下，水的电离达到平衡，下列叙述正确的是( ) A．氢氧两种元素只能组成水 B．水的电离方程式可表示为：H2O＋H2OH3O＋＋OH－ C．向水中加入少量CH3COOH，平衡逆向移动，Kw 变小 D．向水中加入少量NaHSO4固体，平衡正向移动，水电离程度增大 【答案】B 【解析】A．氢氧两种元素不仅能组成水(H2O)，还能组成其他化合物，如过氧化氢(H2O2)，A不符合题意；B．水的电离方程式可表示为：H2O＋H2OH3O＋＋OH－，B符合题意；C．向水中加入少量CH3COOH，平衡逆向移动，但Kw只与温度有关，C不符合题意；D．向水中加入少量NaHSO4固体，平衡逆向移动，水电离程度受到抑制，D不符合题意；故选B。 2．某温度下，蒸馏水中c(H+)=1×10-6 mol/L，保持温度不变，通入HCl气体使盐酸浓度为0.1 mol/L。下列叙述错误的是( ) A．该温度高于25℃ B．该溶液中由水电离出来的H+的浓度为1×10⁻11mol/L C．保持温度不变，加入NaHSO4晶体，水的电离程度增大 D．取该溶液加水稀释100倍，溶液中的c(OH-)增大 【答案】C 【解析】A．蒸馏水的c(H+)=1×10-6 mol/L，说明此时水的离子积KW=1×10-12，高于25℃时的=1×10-14，因此温度高于25℃，A正确；B．溶液中总c(H+)=0.1 mol/L(来自HCl完全电离)，OH-浓度为=1×10-11 mol/L。水电离的H+浓度等于OH-浓度，即1×10-11 mol/L，B正确；C．加入NaHSO4晶体会解离出H+，进一步抑制水的电离，水的电离程度应减小，而非增大，C错误；D．稀释后c(H+)减小，但KW不变，c(OH-)会增大，例如稀释100倍，c(H+)≈0.001 mol/L，c(OH-)==1×10⁻9 mol/L，D正确；故答案选C。 难点溶液酸碱性的判断 (1)溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。 ①酸性溶液：任意温度，c(H＋)＞c(OH－)或c(H＋)>mol.L-1。 ②中性溶液：任意温度，c(H＋)＝c(OH－)或c(H+)= mol.L-1。 ③碱性溶液：任意温度，c(H＋)＜c(OH－)或c(H+)< mol.L-1。 (2)溶液中c(H＋)越大，c(OH－)越小，溶液的酸性越强，碱性越弱；溶液中c(H＋)越小，c(OH－)越大，溶液的碱性越强，酸性越弱。 (3)pH＝7或c(H＋)＝10－7 mol·L－1的溶液不一定呈中性，因水的电离与温度有关，常温时，pH＝7的溶液呈中性，100 ℃时，pH＝6的溶液呈中性。 难点精练 1．下列溶液一定显酸性的是( ) A．能与Al反应的溶液 B．pH<7的溶液 C．c(H+)=10-6mol/L的溶液 D．c(H+)＞c(OH-)的溶液 【答案】D 【解析】A．能与Al反应的溶液可能为酸性或强碱性(如NaOH溶液)，因此无法确定溶液一定显酸性，A不符合题意；B．pH<7的溶液在常温下显酸性，但高温时中性溶液的pH可能小于7(如100℃纯水pH≈6)，B不符合题意；C．c(H+)=10-6mol/L的溶液在常温下显酸性，但高温时若水的离子积增大(如100℃时Kw=10-12)，此时c(H+)=c(OH-)=10-6mol/L，溶液显中性，C不符合题意；D．c(H+)＞c(OH-)直接满足酸性溶液的定义，与温度无关，c(H+)＞c(OH-)的溶液一定显酸性，D符合题意；故选D。 2．在常温下，将pH=3的盐酸与 pH=11 的碱溶液等体积混合，发现所得溶液呈碱性，该碱可能是( ) A．NaOH B．KOH C．NH3·H2O D．Ba(OH)2 【答案】C 【解析】pH之和为14的强酸强碱溶液等体积混合呈中性，现发现所得溶液呈碱性，则该碱为弱碱NH3·H2O，C符合题意；故选C。 3．下列说法错误的是( ) A．pH约为6的纯水呈中性 B．若c平(H⁺) < c平(OH⁻)，则溶液一定呈碱性 C．室温下，将1mLpH=8的KOH溶液稀释到1000mL，所得溶液的pH为5 D．室温下，若0.01 mol/LHM溶液的pH约为5，则HM为弱酸 【答案】C 【解析】A． pH约为6的纯水呈中性，因为纯水在任何温度下都满足c(H⁺) = c(OH⁻)，故呈中性，与pH值无关，A正确；B．若c平(H⁺) < c平(OH⁻)，则溶液一定呈碱性，因为这是判断溶液碱性的基本条件，B正确；C．室温下，pH=8的KOH溶液为碱性， c(OH⁻) = 10-6 mol/L，将1mLpH=8的KOH溶液稀释到1000mL，水电离产生的氢氧根不能再忽略不计，则稀释液的pH ≈ 7.00，且略大于7，而非5，C错误；D．室温下，0.01 mol·L-1HM溶液pH≈5，则c(H⁺) ≈ 10-5 mol/L，远小于0.01 mol/L，说明HM未完全电离，为弱酸，D正确；故选C。 难点溶液pH的计算 难点精练 1．常温下，等体积的下列溶液混合后pH一定大于7的是( ) A．pH=3的盐酸和pH=11的氨水 B．pH=3的硝酸和pH=11的NaOH溶液 C．pH=3的硫酸和pH=11的NaOH溶液 D．pH=3的醋酸和pH=11的NaOH溶液 【答案】A 【解析】A．pH=3的盐酸(强酸)中c(H+)=10-3 mol/L，pH=11的氨水(弱碱)中c(OH-)=10-3 mol/L，但氨水实际浓度远大于10-3 mol/L，等体积混合后，氨水过量，溶液显碱性，pH>7，A符合题意；B．pH=3的硝酸(强酸)中c(H+)=10-3 mol/L，pH=11的NaOH(强碱)中c(OH-)=10-3 mol/L，二者等体积混合后完全中和，pH=7，B不符合题意；C．pH=3的硫酸(二元强酸)中c(H+)=10-3 mol/L，pH=11的NaOH中c(OH-)=10-3 mol/L，二者等体积混合后完全中和，pH=7，C不符合题意；D．pH=3的醋酸(弱酸)中c(H+)=10-3 mol/L，pH=11的NaOH中c(OH-)=10-3 mol/L，但醋酸实际浓度远大于10-3 mol/L，等体积混合后醋酸过量，溶液显酸性，pH<7，D不符合题意；故答案选A。 2．(2025·江苏南通高二期中)常温下，下列有关电解质溶液的叙述正确的是( ) A．将1mLpH=6的盐酸稀释至100mL后，溶液pH=8 B．pH=5的醋酸和pH=5氯化铵溶液中，水的电离程度相同 C．将pH=5的盐酸和pH=5的醋酸等体积混合，溶液pH＜5 D．pH=11的氢氧化钠溶液与pH=3的醋酸溶液等体积混合，混合液呈酸性 【答案】D 【解析】A．1mLpH=6的盐酸稀释至100mL后，水的电离不可忽视，溶液中氢离子浓度大于10-7mol/L，pH始终小于7，故A错误；B．醋酸抑制水的电离，氯化铵促进水的电离，水的电离程度不同，故B错误；C．pH=5的盐酸和pH=5的醋酸等体积混合，醋酸的电离平衡不移动，则混合后溶液中氢离子浓度不变，pH=5，故C错误；D．常温下，醋酸是弱酸，则pH=3的醋酸溶液与pH=11的氢氧化钠溶液等体积混合后醋酸过量，溶液呈酸性，即pH＜7，故D正确；故选D。 3．常温下，四种溶液：①pH=11的氨水 ②pH=11的氢氧化钠溶液 ③pH=3的醋酸 ④pH=3的盐酸，下列说法错误的是( ) A．将溶液①、④等体积混合，所得溶液显碱性 B．分别取1 mL稀释至10 mL，四种溶液的pH：②>①>④>③ C．向溶液③、④中分别加入适量的醋酸钠晶体后，两种溶液的pH均增大 D．将a L溶液②和b L溶液④混合后，若所得溶液pH=4，则a：b=9：11 【答案】B 【解析】由于强电解质完全电离，弱电解质部分电离，则常温下pH相同的①②溶液浓度①＞②，③④溶液浓度③＞④，②④溶液浓度②=④。A．溶液①、④等体积混合，由于①的浓度大于④，所以碱过量，因此混合之后溶液呈碱性，A正确；B．弱电解质在稀释过程中会继续电离，所以稀释相同的倍数后，四种溶液的pH大小为：①＞②＞④＞③，B错误；C．醋酸钠溶于水后，使醋酸的电离向逆反应方向移动，pH增大；盐酸会与醋酸钠反应生成醋酸，变成弱电解质，电离程度减小，pH增大，C正确；D．由于混合后pH=4，则溶液中氢离子浓度，则a：b=9：11，D正确；故选B。 难点酸碱中和滴定的拓展应用 (1)选择题中： (2)非选择题中： 难点精练 1．测定FeSO4·7H2O(含硫酸铁杂质)的纯度。准确称取样品置于锥形瓶中，用蒸馏水完全溶解，加一定量硫酸，用KMnO4标准溶液滴定至终点，平行滴定3次，记录消耗KMnO4标准溶液体积。下列说法正确的是( ) A．滴定至终点瞬间的颜色变化为浅绿色转变为浅紫色，且半分钟不变色 B．硫酸的作用是酸化溶液，可用磷酸(H3PO4)代替 C．3次实验可连续使用三支相同规格的酸式滴定管进行 D．3次实验数据相差较大，应计算它们的平均值作为实验结果 【答案】B 【解析】A．接近滴定终点时，铁元素主要以铁离子的显示存在，溶液呈黄色，所以滴定至终点瞬间的颜色变化为黄色转变为浅紫色，且半分钟不变色，A错误；B．磷酸和硫酸都具有酸性且不与酸性高锰酸钾溶液反应，可用磷酸(H3PO4)代替硫酸，B正确；C．三次实验应使用同一支酸式滴定管，只需每次重新装液并润洗，为减小实验误差，不能使用三支不同的滴定管，C错误；D．若三次数据相差较大，说明实验存在较大误差，应重新测定而非直接取平均值，D错误；故选B。 2．某小组测定食用精制盐(NaCl、KIO3、抗结剂)的碘含量(以I计，mg/kg)。 Ⅰ．准确称取wg食盐，加适量蒸馏水使其完全溶解；Ⅱ．用稀硫酸酸化所得溶液，加入足量KI溶液，使KIO3与KI反应完全；Ⅲ．以淀粉为指示剂，逐滴加入2.0×10-5mol·L-1的Na2S2O3溶液10.00mL，恰好反应完全。已知：I2+2Na2S2O3=Na2S4O6+2NaI 下列说法正确的是( ) A．KIO3与KI反应时，氧化剂和还原剂物质的量之比为5：1 B．wg食盐中含有1.0×10-5mol的KIO3 C．Ⅲ中滴定终点的现象是：溶液由无色恰好变为蓝色，且30s内不变色 D．所测精制盐的碘含量是 【答案】D 【解析】A．KIO3与KI反应的化学方程式为：KIO3+5KI+3H2SO4=3K2SO4+3I2+3H2O，反应中氧化剂(KIO3)和还原剂(KI)物质的量之比为1：5，故A错误；B．KIO3+5KI+3H2SO4=3K2SO4+3I2+3H2O，I2+2Na2S2O3═2NaI+Na2S4O6，得到定量关系KIO3～3I2～6Na2S2O3，n(KIO3)==，故B错误；C．以淀粉为指示剂，碘单质遇到淀粉变蓝色，终点现象是滴入最后半滴Na2S2O3溶液，溶液由蓝色变为无色且半分钟不变色；故C错误；D．准确称取wg食盐，碘含量==，故D正确；答案选D。 难点盐类水解程度的比较 (1)组成盐的弱碱阳离子水解使溶液显酸性，组成盐的弱酸根离子水解使溶液显碱性。 (2)盐对应的酸(或碱)越弱，水解程度越大，溶液碱性(或酸性)越强。 (3)相同条件下的水解程度：(1)正盐＞相应的酸式盐，如Na2CO3＞NaHCO3；(2)水解相互促进的盐＞单独水解的盐＞水解相互抑制的盐。 难点精练 1．(NH4)2SO4溶解度随温度变化的曲线如图所示，关于各点对应的溶液，下列说法错误的是( ) A．M点KW小于N点KW B．M点pH大于N点pH C．P点 D．N点降温过程中有2个平衡发生移动 【答案】D 【解析】A．温度升高，水的电离程度增大，则M点KW小于N点KW，故A正确；B．升高温度促进NH4+的水解(NH4++H2ONH3·H2O+H+)，且N点NH4+的浓度更大，水解生成氢离子浓度更大，N点酸性更强，pH更小，故M点pH大于N点pH，故B正确；C．P点为硫酸铵的不饱和溶液，由电荷守恒可知，故C正确；D．N点降温过程中有水的电离平衡、铵根离子的水解平衡、硫酸铵的溶解平衡3个平衡发生移动，故D错误；故答案选D。 2．常温下浓度均为0.1 mol/L的下列四种溶液的pH如下表： 溶质 CH3COONa Na2CO3 NaClO NaCN NaHCO3 pH 8.8 11.6 10.3 11.1 9.7 下列说法错误的是( ) A．上述盐溶液中的阴离子，结合质子能力最强的是CO32- B．酸性：CH3COOH＞HClO＞HCN C．将0.1 mol/L CH3COOH、H2CO3、HClO、HCN四种酸溶液分别稀释100倍，pH变化最小的是溶液 D．可发生反应2NaCl＋H2O+CO2=Na2CO3＋2HClO 【答案】D 【解析】A．等浓度的盐溶液的pH越大，说明其阴离子的水解程度越大，结合质子的能力越强，由表格可知Na2CO3溶液的pH最大，所以CO32-结合质子能力最强，说法正确，A不可选；B．盐类水解的规律是“越弱越水解”，即对应酸的酸性越弱，其盐的水解程度越大，溶液的pH越大，根据表格中盐溶液的pH大小：，可得酸性：CH3COOH＞HClO＞HCN，说法正确，B不可选；C．酸性越弱，稀释相同倍数时pH变化越小，根据表格中盐溶液的pH大小：，可得酸性：CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞HCN，因此四种酸溶液分别稀释100倍，pH变化最小的是HCN溶液，说法正确，C不可选；D．根据表格中盐溶液的pH大小，得出酸性，所以CO2与NaClO反应的化学方程式应为NaCl＋H2O+CO2=NaHCO3＋HClO，说法错误，D可选；故选D。 难点盐类水解的影响因素 (1)内因——反应物本身性质： 盐类水解程度的大小主要由盐的性质所决定的，盐与水作用生成弱电解质(弱酸或弱碱)的倾向越大，对水电离平衡的影响越大，水解程度越大。也就是说生成弱电解质越难电离(电离常数越小)，水解程度越大。如：CH3COOH、H2CO3、HCO的电离常数依次减小，CH3COO－、HCO、CO的水解程度依次增大，其溶液的pH依次增大。 (2)外因 难点精练 1．以下实验能证明盐的水解过程是吸热的是( ) A．向氨水中加入氯化铵固体，溶液的pH变小 B．向醋酸钠溶液中滴入2滴酚酞，加热后红色加深 C．将硝酸铵晶体溶于水，水温下降 D．向盐酸中加入氢氧化钠溶液，混合液温度上升 【答案】B 【解析】A．向氨水中加入氯化铵固体，溶液的pH变小，是因为铵根离子抑制氨水电离，与水解是否吸热无关，A不符合题意；B．向醋酸钠溶液中滴入酚酞，加热后红色加深，说明升温促进醋酸根水解(碱性增强)，证明水解是吸热反应，B符合题意；C．硝酸铵溶于水时，其溶解过程和铵根离子的水解过程均为吸热过程，共同导致溶液温度降低，该实验无法单独区分出水解过程的吸热效应，因此不能作为盐类水解是吸热过程的证明，C不符合题意；D．盐酸与氢氧化钠反应放热属于中和反应，与盐的水解无关，D不符合题意；故答案选B。 2．下列有关电解质溶液的说法不正确的是(　　) A．向Na2CO3溶液中通入NH3，减小 B．将0.1 mol·L－1的K2C2O4溶液从25 ℃升温至35 ℃，增大 C．向0.1 mol·L－1的HF溶液中滴加NaOH溶液至中性，＝1 D．向0.1 mol·L－1的CH3COONa溶液中加入少量水，增大 【答案】D 【解析】Na2CO3溶液中存在平衡CO＋H2OHCO＋OH－，通入NH3，NH3溶于水生成NH3·H2O，存在电离NH3·H2ONH＋OH－，抑制了CO的水解，c(CO)增大，又因为c(Na＋)不变，所以减小，故A正确；K2C2O4溶液中存在C2O水解，水解吸热，若从25 ℃升温至35 ℃，促进了C2O的水解，c(C2O)减小，又因为c(K＋)不变，所以增大，故B正确；向0.1 mol·L－1的HF溶液中滴加NaOH溶液至中性，根据电荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＝c(F－)＋c(OH－)，c(H＋)＝c(OH－)，则c(Na＋)＝c(F－)，即＝1，故C正确；CH3COOH的电离常数Ka＝，所以＝，电离常数只受温度影响，温度不变则Ka不变，故D错误。 难点盐溶液蒸干后产物的判断 (1)析出原来溶质 → → → (2)析出弱碱——挥发性强酸与难溶性弱碱生成的盐 (3)析出结晶水合物——CuSO4和KAl(SO4)2型 (4)全部分解为气体——水解产物为易分解的盐 (5)分解析出新盐——热稳定性差的盐 (6)析出氧化产物——易被空气中氧气氧化的盐 注意：FeCl2、Fe(NO3)2的特殊性：易被氧化为Fe3＋，再蒸干得到Fe(OH)3，灼烧后最终产物为Fe2O3 难点精练 1．在蒸发器中加热蒸干并灼烧(低于)，下列物质的溶液，可以得到该物质固体的是( ) A．CuCl2 B．碳酸氢钾 C．硫酸钠 D．氯化铵 【答案】C 【解析】A项，CuCl2+2H2OCu(OH)2+2HCl，加热蒸干时HCl挥发，平衡正向移动得Cu(OH)2，灼烧时Cu(OH)2分解最终得到CuO，A不符合题意；B项，碳酸氢钾加热蒸干时分解，2KHCO3K2CO3+H2O+CO2↑，B不符合题意；C项，硫酸钠是强酸强碱盐，溶液加热蒸干并灼烧仍然为硫酸钠，C符合题意；D项，铵盐加热会分解，得不到氯化铵固体，D不符合题意；故选C。 2．下列实验操作不能达到实验目的的是( ) 实验目的 实验操作 A 实验室配制FeCl3水溶液 将FeCl3溶于少量浓盐酸中，再加水稀释 B 由MgCl2溶液制备无水MgCl2 将MgCl2溶液加热蒸干 C 证明Cu(OH)2的溶度积比Mg(OH)2的小 将0.1mol·L-1MgSO4溶液滴入NaOH溶液至不再有沉淀产生，再滴加0.1mol·L-1CuSO4溶液 D 除去MgCl2酸性溶液中的Fe3+ 加入过量MgO充分搅拌，过滤 【答案】B 【解析】A项，配制FeCl3水溶液时，铁离子的水解平衡正向进行，加入适量的浓盐酸可使水解平衡逆向移动，A与题意不符；B项，将MgCl2溶液加热蒸干时，镁离子的水解平衡正向移动，加热可使HCl挥发增强，蒸干、灼烧得到MgO，B符合题意；C项，将0.1mol·L-1MgSO4溶液滴入NaOH溶液至不再有沉淀产生，沉淀为氢氧化镁，再滴加0.1mol·L-1CuSO4溶液，若有蓝色沉淀生成，说明Cu(OH)2的溶度积比Mg(OH)2的小，C与题意不符；D项，Fe3+完全沉淀时溶液的pH为3.2左右，此时MgCl2不会产生沉淀，可通过加入MgO调节pH的方法除去Fe3+，D与题意不符；故选B。 难点 沉淀溶解平衡的影响因素 1．内因：难溶电解质本身的性质，这是决定因素。 (1)绝对不溶的电解质是没有的。 (1)同是难溶电解质，溶解度差别也很大。 (1)易溶电解质作溶质时只要是饱和溶液也可存在溶沉淀解平衡。 2．外因 (1)浓度：加水稀释，平衡向沉淀溶解的方向移动； (2)温度：绝大多数难溶电解质的溶解是吸热过程，升高温度，平衡向沉淀溶解的方向移动；少数平衡向生成沉淀的方向移动，如Ca(OH)2的沉淀溶解平衡。 (3)同离子效应：向平衡体系中加入难溶电解质溶解产生的离子，平衡向生成沉淀的方向移动； (4)其他：向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或更难电离或气体的离子时，平衡向沉淀溶解的方向移动。 难点精练 1．在一定温度下，Mg(OH)2固体在水溶液中达到平衡：Mg(OH)2Mg2+ (aq)+ 2OH-(aq)，若使固体Mg(OH)2的量减少，而且c(Mg2+)不变，可采取的措施是( ) A．加MgCl2 B．加H2O C．加NaOH D．加HCl 【答案】B 【解析】A．加入MgCl2，增大了c(Mg2+)，使溶解平衡逆向移动，悬浊液中Mg(OH)2固体的质量增加，A错误；B．加入适量水，使溶解平衡正向移动，悬浊液中Mg(OH)2固体的质量减少，由于加水后仍是Mg(OH)2的饱和溶液，所以c(Mg2+)不变，B正确；C．加入NaOH固体，c(OH-)增大，使溶解平衡逆向移动，悬浊液中Mg(OH)2固体的质量增加，c(Mg2+)减小，C错误；D．加HCl会消耗OH⁻，使溶解平衡正向移动，悬浊液中Mg(OH)2固体的质量减少，c(Mg2+)增加，D错误；故选B。 2．AgI难溶于水，但在浓度较高的KI溶液中因形成配离子[AgI2]-而溶解。常温下，将适量AgI完全溶于浓KI溶液中，得到含[AgI2]-的澄清溶液(溶液)，关于该溶液的说法正确的是( ) A．加水稀释，[AgI2]-浓度增大 B．向溶液中加入少量KI固体，[AgI2]-浓度增大 C．向溶液中加入少量AgNO3固体，平衡时I-浓度增大 D．溶液中存在： 【答案】B 【解析】A项，加水稀释时溶液体积增大，即使平衡发生移动也无法抵消离子浓度降低的趋势，[AgI2]-浓度减小，A错误；B项，加入少量KI固体，溶液中cI-)增大，平衡AgI(s)+I-(aq)[AgI2]-(aq)正向移动，[AgI2]-浓度增大，B正确；C项，加入少量AgNO3固体，溶液中c(Ag＋)增大，Ag+ 与I- 反应生成 AgI 沉淀，同时平衡[AgI2]-Ag++2I-逆向移动，消耗I-，平衡时I-浓度减小，C错误；D项，溶液中存在电荷守恒：，溶液即，故，D错误；故选B。 难点沉淀反应及其应用 用沉淀法除杂不可能将杂质离子全部通过沉淀除去，一般当残留在溶液中的离子浓度小于1×10－5 mol·L－1时，则认为沉淀已经完全。 利用生成沉淀分离或除去某种离子，首先要使生成沉淀的反应能够发生，其次沉淀生成的反应进行的越完全越好。如除去溶液中的Mg2＋，用NaOH溶液比使用Na2CO3溶液好，原因是Mg(OH)2的溶解度比MgCO3的小。 若一种沉淀剂可使溶液中多种离子产生沉淀时，则可以控制条件，使这些离子先后分别沉淀。 ①对同一类型的沉淀，Ksp越小越先沉淀，且Ksp相差越大分步沉淀效果越好。例如在Cl－、Br－、I－的混合溶液中，由于AgCl、AgBr、AgI的Ksp相差较大，可向混合溶液中逐渐滴加AgNO3溶液，可按AgI、AgBr、AgCl的顺序先后沉淀。 ②对不同类型的沉淀，其沉淀先后顺序要通过计算才能确定。 溶解度较小的沉淀，在一定条件下也可以转化成溶解度较大的沉淀。如在BaSO4的饱和溶液中加入高浓度的Na2CO3溶液，也可以转化成溶解度较大的BaCO3沉淀。 难点精练 1．下列有关沉淀溶解平衡应用的说法错误的是( ) A．施加适量石膏降低盐碱地(含Na2CO3)土壤的碱性 B．用碳酸钠溶液使锅炉中的水垢转化成疏松、易溶于酸的碳酸钙 C．误食可溶性钡盐可尽快用5%的Na2CO3溶液洗胃 D．含氟牙膏能预防龋齿是因为发生了沉淀的转化反应 【答案】C 【解析】A．石膏中的Ca2+与CO32-生成CaCO3沉淀，减少CO32-水解产生的OH-，降低碱性，A正确；B．CaSO4的溶度积大于CaCO3，水垢转化为CaCO3后更易被酸溶解，B正确；C．Na2CO3生成的BaCO3在胃酸中会溶解，无法有效解毒，应使用硫酸盐生成BaSO4，C错误；D．F⁻与羟基磷灰石反应生成更难溶的氟磷灰石，属于沉淀转化，D正确； 2．釉质的主要成分为羟基磷酸钙[Ca5(PO4)3OH]，在牙齿表面存在着如下平衡：Ca5(PO4)3OH(s)5Ca2+(aq)+3PO43-(aq)+OH-(aq) Ksp=6.8×10-37mol9•L-9，已知Ca5(PO4)3F的Ksp=2.8×10-61mol9•L-9。下列说法错误的是( ) A．残留在牙齿上的糖会发酵产生H+，使羟基磷酸钙沉淀溶解平衡右移，破坏牙釉质 B．按时刷牙可减少食物残留，从而减少有机酸的产生，防止腐蚀牙齿 C．用含NaOH的溶液漱口，可使平衡左移，保护牙齿 D．含氟牙膏使Ca5(PO4)3OH转化为更难溶的Ca5(PO4)3F，促进牙齿表面矿物质的沉积，修复牙釉质 【答案】C 【解析】A项，残留在牙齿上的糖会发酵产生H+，则将消耗OH-，导致生成物OH-浓度减小，使羟基磷酸钙沉淀溶解平衡右移，破坏牙釉质，A正确；B项，由A项分析可知，按时刷牙可减少食物残留，从而减少有机酸的产生，防止腐蚀牙齿，B正确；C项，NaOH碱性太强，具有强腐蚀性，不能用含NaOH的溶液漱口，否则将腐蚀口腔等组织，C错误；D项，由题干信息Ca5(PO4)3OH的Ksp=6.8×10-37mol9•L-9，而Ca5(PO4)3F的Ksp=2.8×10-61mol9•L-9可知，含氟牙膏使Ca5(PO4)3OH转化为更难溶的Ca5(PO4)3F，促进牙齿表面矿物质的沉积，修复牙釉质，D正确；故选C。 难点沉淀溶解平衡图像分析 (1)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。 (2)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Qc＝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Qc>Ksp。 ③曲线下方区域的点均为不饱和溶液，此时Qc<Ksp。 (3)抓住Ksp的特点，结合选项分析判断 ①溶液在蒸发时，离子浓度的变化分两种情况： A．原溶液不饱和时，离子浓度都增大； B．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。 难点精练 1．T℃下，BaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示，下列说法错误的是( ) A．T℃下，Ksp(BaSO4)= 2.0×10－10 B．通过蒸发可以实现由c点到a点 C．T℃下，d点有BaSO4沉淀生成 D．a点对应的Ksp等于b点对应的Ksp 【答案】B 【解析】由图可知，a、b在平衡曲线上，因此a、b为沉淀溶解平衡点，c点在曲线下方，为沉淀溶解的点，d点在曲线上方，为生成沉淀的点。A．由a点坐标的数据可知，，A正确；B．蒸发时，溶液中硫酸根离子浓度和钡离子浓度均增大，所以通过蒸发不能使溶液由c点变到a点，B错误；C．根据分析，d点和浓度较大，Q＞Ksp，是BaSO4的过饱和溶液，有沉淀生成，C正确；D．溶度积常数只与温度有关，温度不变时Ksp不变，因此a点和b点的Ksp相等，D正确；故答案选B。 2．不同温度(T1和T2)时，硫酸钡在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示，已知硫酸钡在水中溶解时吸收热量。下列说法正确的是( ) A．T1＞T2 B．加入BaCl2固体，可使溶液由a点变到c点 C．c点时，在T1、T2两个温度下均没有固体析出 D．图中c点对应的是T1时硫酸钡的过饱和溶液 【答案】D 【解析】A．硫酸钡在水中溶解时吸收热量，升高温度，BaSO4的溶度积常数增大。根据图象可知温度：T2＞T1，A错误；B．硫酸钡在溶液中存在着溶解平衡，a点在平衡曲线上，加入BaCl2固体，会增大c(Ba2+)，沉淀溶解平衡逆向移动，导致溶液中c(SO42-)降低，所以不能使溶液由a点变到c点，B错误；C．在T1时c点表示Qc＞Ksp，溶液为过饱和溶液，有沉淀析出；在T2时c点表示Qc＜Ksp，溶液不饱和，没有沉淀析出，C错误；D．根据图象可知：在T1时c点表示Qc＞Ksp，所以此时的溶液为过饱和溶液，D正确；故选D。 考点电离平衡常数的4大应用 ▌例1 已知25 ℃时有关弱酸的电离平衡常数如下表： 弱酸化学式 HX HY H2CO3 电离平衡常数/mol·L－1 7.8×10－9 3.7×10－15 K1＝4.4×10－7 K2＝4.7×10－11 下列推断正确的是(　　) A．HX、HY两种弱酸的酸性：HX＞HY B．相同条件下溶液的碱性：NaX＞Na2CO3＞NaY＞NaHCO3 C．结合H＋的能力：CO＞Y－＞X－＞HCO D．HX和HY酸性相同，都比H2CO3弱 【答案】A 【解析】根据电离平衡常数可知酸性：H2CO3＞HX＞HCO＞HY，则结合H＋的能力：Y－＞CO＞X－＞HCO，故A正确、C、D错误；酸越弱，其对应的盐的水解能力越强，故相同条件下溶液的碱性：NaY＞Na2CO3＞NaX＞NaHCO3，故B错误。 解题要点 电离平衡常数的4大应用 ①判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越强。 ②判断盐溶液的酸性(或碱性)的强弱，电离平衡常数越大，对应的盐水解程度越小，酸性(或碱性)越弱。 ③判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。 ④判断微粒浓度比值的变化。 弱电解质加水稀释时，能促进弱电解质的电离，溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化，但电离常数不变，考题中经常利用电离常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。 ▌迁移练1-1 (2025·江苏苏州高二期中)常温下，Ka(CH3COOH)=1.76×10-5，下列相关说法不正确的是( ) A．常温下，醋酸溶液中：c(H+)·c(OH-)=1×10-14 B．将pH=2的盐酸和醋酸各1mL分别稀释至100mL，所得醋酸的pH略小 C．向10mL0.1mol/L醋酸溶液不断加水稀释，不断增大 D．向10mL0.1mol/L醋酸溶液中滴加5滴饱和碳酸钠溶液，逐渐增大 【答案】D 【解析】A．常温下，醋酸溶液中，水的离子积常数固定不变，c(H+)·c(OH-)=1×10-14，故A正确；B．将pH=2的盐酸和醋酸各1mL分别稀释至100mL，醋酸为弱酸，稀释会促进电离，氢离子物质的量会增加，所得醋酸的pH略小，故B正确；C．向10mL0.1mol/L醋酸溶液不断加水稀释，温度不变醋酸的电离常数不变，醋酸根离子浓度减小，所以不断增大，故C正确；D．向10mL0.1mol/L醋酸溶液中滴加5滴饱和碳酸钠溶液，氢离子减小，温度不变醋酸的电离常数不变，增大，逐渐减小，故D错误；答案选D。 ▌迁移练1-2 已知25℃时部分弱电解质的电离平衡常数如下表所示，下列说法不正确的是( ) 化学式 H2CO3 HCN CH3COOH 电离平衡常数 Ka1=4.5×10-7，Ka2=5.6×10-11 Ka=6.2×10-10 Ka=1.8×10-5 A．H2CO3和HCN酸性强弱：H2CO3＞HCN B．若在HCN溶液中加入少量盐酸，变小，不变 C．向NaCN溶液中通入少量CO2，反应的离子方程式为CN-+H2O＋CO2=HCN+CO32- D．2 mol·L-1的醋酸溶液中，mol·L-1 【答案】C 【解析】A．电离平衡常数Ka越大，酸性越强，从表中数据可知酸性：，A正确；B．在HCN溶液中加入少量盐酸，H+浓度增大，抑制HCN电离，CN-浓度减小，但温度不变，Ka不变，B正确；C．由于酸性HCN＞HCO3-，向NaCN溶液中通入少量CO2，应生成HCO3-，离子方程式为CN-+H2O＋CO2=HCN+HCO3-，C错误；D．根据CH3COOH的电离常数Ka=1.8×10-5，则，D正确；故答案选C。 考点水的电离图象 ▌例2 水的电离常数如图两条曲线所示，曲线中的点都符合c(H＋)·c(OH-)常数。下列说法正确的是( ) A．纯水中T1时c(OH-)大于T2时c(OH-)，则水的电离放热 B．曲线上任意点的溶液均呈中性，且一定是纯水 C．温度T：T1＞T2；水的离子积常数Kw：D点>C点 D．B点时，将pH=2的稀硫酸与pH=11的NaOH溶液等体积混合后，溶液显碱性 【答案】D 【解析】水的电离是吸热，温度升高，水的离子积常数增大，由图可知T1＞T2。A．从图中可知，纯水中c(OH-)：T1＞T2，但水的电离是吸热，故A错误；B．曲线上的点只有c(H＋)=c(OH-)时，才呈中性，即使呈中性，也不一定是纯水，因为强酸强碱溶液等也呈中性，故B错误；C．升高温度促进水电离，则水中c(H＋)、c(OH-)及离子积常数增大，根据图知，T1曲线上离子积常数大于T2，所以T1＞T2。而水的离子积常数只与温度有关，温度越高，离子积常数越大，同一曲线是相同温度，根据题图知，温度高低点顺序是B＞C＞A＝D，所以水的离子积常数Kw应C点＞D点，故C错误；D ．B点时，Kw=1.0×10-12，pH＝2的硫酸中c(H＋)=0.01mol·L-1，pH＝11的NaOH溶液中c(OH-)=0.1mol·L-1，等体积混合时碱有剩余，溶液呈碱性，故D正确。故选D。 解题要点 水的电离平衡曲线的分析方法 1．同一曲线上任意点的Kw都相同，即c(H+)·c(OH-)相同、温度相同，如Kw(A)=Kw(D)。 2．曲线外任意点与曲线上任意点的Kw不同、温度不同，如Kw(A)<Kw(C)<Kw(B)。 3．实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，改变溶液的酸碱性；实现曲线上点与曲线外点之间的转化必须改变温度。 ▌迁移练2-1 利用计算机技术测得水溶液中pH和的关系如图所示，下列说法正确的是( ) A．图中标注的四点Kw的关系：a<b<c=d B．向水中加碱(忽略温度变化)，可能引起由c向d的变化 C．b点温度下，0.1 mol·L-1的NaOH溶液pH为13 D．将水缓慢升温，曲线将沿c→a方向移动 【答案】D 【解析】A．水的电离是吸热过程，升高温度，电离平衡右移，溶液中氢离子浓度和氢氧根离子浓度增大，水的离子积常数增大，由图可知，反应温度大小顺序为a<b<c=d，则离子积常数大小顺序为c=d<b<a，故A错误；B．向水中加碱，溶液中氢氧根离子浓度增大，pH增大、pOH减小，不可能引起由c向d的变化，故B错误；C．由图可知，b点温度下，水的离子积常数Kw=10—6×10—6=10—12，则0.1 mol·L-1的氢氧化钠溶液pH为11，故C错误；D．水的电离是吸热过程，升高温度，电离平衡右移，溶液中氢离子浓度和氢氧根离子浓度增大，则将水缓慢升温，pH、pOH均减小，曲线将沿c→a方向移动，故D正确；故选D。 ▌迁移练2-2 (2026·江苏扬州高二阶段练习)某温度下，水中c(H＋)与c(OH-)的关系如图所示。pOH=-lgc(OH-)。下列说法不正确的是( ) A．b点温度高于25℃ B．b点温度下，pH=11的CH3COONa溶液中，由水电离出的c(H＋)=10-2 mol·L−1 C．仅升高温度，可从b点变为a点 D．b点所处温度下，0.1 mol·L−1 KOH溶液的pH=13 【答案】D 【解析】A．25℃时水的离子积Kw=10-14，此时pH+pOH=14，由图可知b点pH+pOH=13＜14，故，温度升高Kw增大，因此b点温度高于25℃，A正确；B．b点温度下Kw=10-13，pH=11的CH3COONa溶液中c(H＋)=10-11 mol·L−1，则，CH3COONa水解促进水的电离，溶液中OH-全部来自水电离，故水电离出的c(H＋)=c(OH-)=10-2 mol·L−1，B正确；C．仅升高温度，Kw增大，减小，纯水中pH=pOH，点应沿pH=pOH线向pH、pOH均减小的方向移动(左下方)，可从b点变为a点，C正确；D．由A可知b点Kw=10-13，0.1 mol·L−1 KOH溶液中c(OH-)=0.1mol·L-1，，，D错误；故选D。 考点滴定曲线 ▌例3 (2026·江苏苏州高二月考)用0.100 0 mol·L－1NaOH溶液分别滴定体积均为的c1mol·L－1醋酸溶液和c2mol·L－1草酸(H2C2O4)溶液，得到如图滴定曲线，其中c、d为两种酸恰好完全中和的化学计量点。下列叙述正确的是( ) A．应选用甲基橙作滴定终点的指示剂 B．c1=0.08600，c2=0.05300 C．滴定草酸时，若水的电离既不被抑制也不被促进，则溶液一定为中性 D．若b点时c(H＋)=KaCH3COOH)，则b点溶液中c(CH3COO－)＞c(Na＋) 【答案】D 【解析】醋酸属于一元弱酸，用NaOH溶液滴定，滴定曲线出现一个突变点，草酸属于二元弱酸，用NaOH溶液滴定，滴定曲线会出现两个突变点，所以曲线X对应草酸溶液，曲线Y对应醋酸溶液；A．标准液为NaOH溶液，滴定终点溶液呈碱性，故应选用无色酚酞作指示剂，A项错误；B．c、d点为两种酸恰好完全反应的化学计量点，根据酸碱中和反应计算，，B项错误；C．当氢氧化钠过量，溶质为草酸钠和氢氧化钠混合物时，存在一个点是既不促进也不抑制的点，此时溶液呈碱性，C项错误；D．，若，则，由电荷守恒c(Na＋)+ c(H+)=c(CH3COO－)+c(OH―)，b点溶液呈酸性，c(H＋)＞c(OH-)，可得c(CH3COO－)＞c(Na＋)，D项正确；故答案选D。解题要点 (1)强酸(强碱)滴定碱(酸)的pH­V曲线比较 氢氧化钠滴定等浓度、等体积的盐酸、醋酸的滴定曲线 盐酸滴定等浓度、等体积的氢氧化钠、氨水的滴定曲线 曲线起点不同： 强碱滴定强酸、弱酸的曲线，强酸起点低； 强酸滴定强碱、弱碱的曲线，强碱起点高； 突跃点变化范围不同： 强碱滴定强酸(强酸滴定强碱)的突跃点变化范围大于强碱滴定弱酸(强酸滴定弱碱)的突跃点变化范围。 (2)中和滴定曲线的“5点”分析法 抓反应的“起始”点 判断酸、碱的相对强弱 抓反应“一半”点 判断是哪种溶质的等量混合 抓“恰好”反应点 判断生成的溶质成分及溶液的酸碱性 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 抓反应的“过量”点 判断溶液中的溶质及哪种物质过量 例如：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。 ▌迁移练3-1 用0.100 0 mol·L－1的标准盐酸分别滴定20.00 mL的0.100 0 mol·L－1氨水和20.00 mL的0.100 0 mol·L－1氢氧化钠溶液的滴定曲线如图所示，横坐标为滴定百分数()，纵坐标为滴定过程中溶液pH，甲基红是一种酸碱指示剂，变色范围为4.4～6.2，下列有关滴定过程说法正确的是(　　) A．滴定氨水，当滴定分数为50%时，各离子浓度间存在关系：c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－) B．滴定分数为100%时，即为滴定过程中反应恰好完全的时刻 C．从滴定曲线可以判断，使用甲基橙作为滴定过程中的指示剂准确性更佳 D．滴定氨水，当滴定分数为150%时，所得溶液中离子浓度有大小关系：c(Cl－)>c(H＋)>c(NH)>c(OH－) 【答案】B 【解析】溶液中存在的电荷守恒应为c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(Cl－)，故A错误；滴定分数为100%时，酸与碱的物质的量相等，即为滴定过程中反应恰好完全的时刻，故B正确；从滴定曲线看甲基红变色范围更接近于滴定终点，使用甲基橙显示偏晚，故C错误；滴定分数为150%时，即加入盐酸30.00 mL，此时溶质是NH4Cl和HCl，物质的量之比为2∶1，则c(NH)>c(H＋)，故D错误。 ▌迁移练3-2 常温下，用0.0100mol·L-1NaOH溶液滴定20.00mL浓度均为0.0100mol·L-1的HCl和HA的混合溶液，所得溶液pH变化如图所示。已知HA的电离常数。下列有关说法错误的是( ) A．b点溶液中：c(Na+)=c(Cl-)>c(HA)>c(A-)>c(H+)>c(OH-) B．若c点的pH=5，则该点溶液中：c(HA)=c(A-) C．曲线上任何一点溶液中：c(Cl-)=c(A-)+c(HA) D．在滴定过程中，水的电离程度：d>c>b>a 【答案】A 【解析】b点溶液中：可认为HCl完全反应，溶质成分为NaCl和HA，，且两者的物质的量之比为1：1，溶液显酸性，c(Na+)=c(Cl-)，HAH+A-部分电离，水中也能电离产生氢离子，故氢离子浓度大于A-，A错误； HA的电离常数，若c点的pH=5，c(H+)=10-5mol/L，c(HA)=c(A-)，B正确； HCl和HA的混合溶液中浓度相等，物质的量也相等，根据物料守恒，曲线上任何一点溶液中：c(Cl-)=c(A-)+c(HA)，C正确；在滴定过程中，d点为滴定终点，溶质成分为正盐：NaCl和NaA，水的电离程度最大，起点为酸溶液，酸抑制水电离，滴加氢氧化钠溶液的过程中抑制程度逐渐减弱，生成正盐时水的电离程度最大，故水的电离程度：d>c>b>a ，D正确；故选A。 考点溶液中粒子浓度的变化分析 ▌例4 (2026·江苏泰州高三模拟预测)焦磷酸二氢二钠(Na2H2P2O7)可用于制备荧光材料Ba2P2O7，合成Na2H2P2O7的流程如图所示： 已知：室温下，H4P2O7的Ka1=10-1，Ka2=10-2.1，Ka3=10-6.7，Ka4=10-9.35；Ba2P2O7的Ksp=4.0×10-11。下列说法正确的是( ) A．0.1 mol/LH3PO4溶液中：c(H+)=3c(PO)+3c(HPO)+3c(H2PO) B．“调pH=4.4”时发生反应：3Na2CO3+2H3PO4=2Na3PO4+3CO2↑+3H2O C．0.1 mol/LNa2H2P2O7溶液中存在：c(H3P2O)+c(H+)<c(HP2O73-)+c(OH−) D．Ba2P2O7的悬浊液中c(Ba2+)约为2.0×10-3.7 mol/L 【答案】D 【解析】A．H3PO4溶液的电荷守恒式为c(H+)=3c(PO43-)+2c(HPO42-)+c(H2PO4-)+c(OH−)，未配平电荷且缺少c(OH−)，A错误；B．pH=4.4时，P元素主要以H2PO4-形式存在，反应应该生成NaH2PO4，而非Na3PO4，B错误；C．H2P2O72-的电离常数Ka3=10-6.7，水解常数Kh=Kw/Ka2=10-14/10-2.1=10−11.9，电离大于水解；质子守恒等式：，整理得： ；中，H2P2O72-的电离远大于水解，，则，C错误；D．Ba2P2O7悬浊液中存在沉淀溶解平衡Ba2P2O7(s)2Ba2+(aq)+ P2O74-(aq)，则Ksp=c2(Ba2+)·c(P2O74-)=4.0×10−11，设c(Ba2+)=2x mol/L，则c(P2O74-)=x mol/L，Ksp=(2x)2·x=4x3=4.0×10−11解得x≈10-3.7，所以c(Ba2+)约为2.0×10-3.7 mol/L，D正确；故选D。 解题要点 掌握微粒浓度大小比较的常见类型及分析方法 ▌迁移练4-1 (2026·江苏宿迁二模)工业上以废铅膏(PbSO4、PbO2、PbO、少量Pb)为原料，制备甲基磺酸铅[Pb(CH3SO3)2] 实现 Pb 循环再利用。已知Ksp(PbSO4)=2.5×10-8，Ksp(PbCO3)=7.5×10-14，Ka1(H2CO3)=4×10-7，Ka2(H2CO3)=4×10-11，Kb(NH3·H2O)=1.80×10-5.下列说法中正确的是( ) A．0.1mol・L⁻¹(NH4)2CO3溶液中 (pH=9.0)：c(NH4+)>c(CO32-)>c(HCO3-)>c(NH3·H2O) B．“酸浸” 后上层清液中： C．脱硫反应：PbSO4(s)+CO32-(aq)PbCO3(s)+SO42-(aq)的平衡常数K=3×10−6 D．脱硫反应后滤液中 【答案】B 【解析】废铅膏中含有PbSO4、PbO2、PbO和少量Pb，加入H2SO4、H2O2溶液可将Pb元素全部变为PbSO4沉淀。再加入(NH4)2CO3溶液可将PbSO4转化为PbCO3，最后加入甲基磺酸即可得到甲基磺酸铅。A．(NH4)2CO3溶液中，NH4+初始浓度大于CO32-，NH4+水解得到NH3·H2O，使溶液显酸性CO32-水解得到HCO3-，使溶液显碱性。而溶液的pH=9.0，溶液中的c(H＋)=10-9mol·L-1，也说明CO32-的水解程度更大。根据和物料守恒，可计算出。根据和物料守恒，可计算出，因此c(NH3·H2O)>c(CO32-)。，所以，即c(HCO3-)>c(CO32-)，正确的排序为c(NH4+)>c(HCO3-)>c(NH3·H2O)>c(CO32-)，A错误；B． 由，，可得： ，B正确；C．脱硫反应平衡常数： ，C错误；D．滤液中含有少量溶解电离出的Pb2+，溶液中所有阳离子所带电荷总数与阴离子所带电荷总数相同，正确的电荷守恒式子应为： ，D错误；故选B。 ▌迁移练4-2 (2026·江苏南京高三模拟)室温下，用含少量Co2+和Ni2+的FeSO4溶液制备FeC2O4·2H2O的过程如下。 已知：；。下列说法正确的是( ) A．pH=13的Na2S溶液中： B．“除钴镍”后得到的上层清液中，则 C．溶液中： D．“沉铁”后的滤液中： 【答案】A 【解析】向FeSO4溶液中加入Na2S溶液，生成难溶的硫化物沉淀(CoS和NiS)，从而将这两种杂质除去，保留Fe2+在溶液中，向除杂后的滤液中加入NaHC2O4溶液，反应生成草酸亚铁沉淀 (FeC2O4)，最终得到产品FeC2O4·2H2O。A．pH=13的Na2S 溶液中，c(H+)=1×10-13mol/L，室温下， =0.1mol·L-1，S2-会发生水解：S2-+H2OHS-+OH- ，其水解常数=，则，，A正确；B．“除钴镍”后，溶液中的Co2+和Ni2+都与S2-达到沉淀溶解平衡，，，B错误；C．在NaHC2O4溶液中，HC2O4-既能电离也能水解，HC2O4-得到一个 H+，HC2O4-失去一个H+，正确的质子守恒式为：，C错误；D．沉铁后的滤液中含离子H+、Na+、Fe2+、OH-、SO42-、HC2O4-、C2O42-，因此电荷守恒为： ，移项整理得： ，原FeSO4溶液中，沉铁过程大部分Fe2+已沉淀，因此溶液中，即，因此： ，D错误；故选A。 基础达标 1．下列物质属于强电解质且在溶液中促进水的电离的是( ) A．SO2 B．NH4Cl C．H3PO4 D．NaHSO4 【答案】B 【解析】A．SO2溶于水生成H2SO3(弱酸)，本身是非电解质，不属于强电解质，A不符题意；B．NH4Cl是强电解质，完全离解为NH4+和Cl-；NH4+水解生成H+，促进水的电离，B符合题意；C．H3PO4是弱酸，属于弱电解质，不符合强电解质条件，C不符题意；D．NaHSO4在水中完全离解为Na+、H+和SO42-，H+浓度升高抑制水的电离，D不符题意；故选B。 2．(2026·江苏苏州高二期中)化学与生产、生活密切相关。下列说法不正确的是( ) A．草木灰与铵态氮肥混用会降低肥效 B．用饱和氯化铵溶液作焊接金属时的除锈剂 C．太空冰雪实验中使用的过饱和醋酸钠溶液显碱性 D．将铁门上的铁钉替换为铜钉，可以延缓铁门的锈蚀 【答案】D 【解析】A．草木灰与铵态氮肥混用，因草木灰(主要成分为K2CO3)水解显碱性，氯化铵为水解使溶液显酸性，二者混用会使铵态氮肥中的NH4+转化为NH3逸出，导致氮素损失，降低肥效，A项正确；B．氯化铵为强酸弱碱盐，水解使溶液显酸性，能与金属表面的氧化物锈迹反应，故可用作除锈剂，B项正确；C．醋酸钠是强碱弱酸盐，醋酸根离子水解生成OH-，使溶液显碱性，过饱和状态不影响其酸碱性，C项正确；D．将铁钉替换为铜钉，铁、铜在潮湿环境中形成原电池，铁作为负极被加速腐蚀，无法延缓铁门锈蚀，D项不正确；故答案选D。 3．下列说法中正确的是( ) A．将纯水加热的过程中，Kw变大，pH变小 B．保存FeSO4溶液时，加入稀HNO3抑制Fe2+水解 C．FeCl3溶液蒸干、灼烧至恒重，最终得到FeCl3固体 D．向0.1mol∙L-1氨水中加入少量水，pH减小，减小 【答案】A 【解析】A．纯水加热促进电离，H+和OH-浓度均增大，Kw增大，pH变小，因pH=-lgc(H+)，但水仍为中性，A正确；B．加入HNO3会氧化Fe2+，导致变质，应加稀硫酸抑制Fe2+水解，B错误；C．FeCl3蒸干时HCl挥发，水解生成Fe(OH)3，灼烧后分解为Fe2O3，C错误；D．向氨水中加入少量水，溶液被稀释，c(OH-)减小，pH减小；稀释促进NH3·H2O的电离，由电离平衡常数可知，。稀释后c(NH4+)减小，而Kb不变，所以比值增大，D错误；故答案为A。 4．(2025·江苏高二期中)水是最常见的溶剂。下列说法正确的是( ) A．0℃时， B．向水中加入盐酸，Kw变小 C．将纯水加热至80℃，Kw变大、pH变小 D．电解水制H2、O2时，为了增强导电性，可以加入适量氯化钠 【答案】C 【解析】A．不是0℃时而是常温下，，A错误；B．平衡常数只受温度影响，故向水中加入盐酸，Kw不变，B错误；C．将纯水加热至80℃，水的电离程度变大，Kw变大，氢离子浓度变大故pH变小，C正确；D．电解水制H2、O2时，为了增强导电性，可以加入适量氢氧化钠，加入氯化钠，氯离子会放电生成氯气，D错误；故选C。 5．已知：Na2CO3与氢氟酸反应可生成CO2。下列有关说法错误的是( ) A．电离方程式：H2CO3CO32-+2H+ B．酸性：HF＞H2CO3 C．电离常数： D．的电离常数： 【答案】A 【解析】A．碳酸是弱电解质，分步电离，电离方程式为：H2CO3HCO3－+H+，HCO3-CO32-+H+，A项错误；B．根据强酸制弱酸的原理，说明氢氟酸的酸性强于碳酸，B项正确；C．电离平衡常数越大，酸性越强，C项正确；D．多元弱酸的第一步电离远大于第二步电离，D项正确；答案选A。 6．下列溶液一定呈中性的是( ) A．pH=7的溶液 B．c(H+)=c(OH-)=10-6mol·L-1溶液 C．使石蕊试液呈紫色的溶液 D．酸与碱恰好完全反应生成正盐的溶液 【答案】B 【解析】A．pH=7的溶液不一定呈中性，如100℃时，水的离子积常数是10-12，pH=6时溶液呈中性，当pH=7时溶液呈碱性，A项错误；B．c(H+)=c(OH-)=10-6mol/L溶液，氢离子浓度与氢氧根离子浓度相等，溶液一定呈中性，B项正确；C．石蕊的变色范围为5-8，使石蕊试液呈紫色的溶液，常温下溶液可能显酸性、碱性或中性，C项错误；D．若是强酸强碱反应，则溶液呈中性，若是强酸弱碱反应，溶液呈酸性，若是弱酸强碱反应溶液呈碱性，故酸与碱恰好完全反应生成正盐的溶液，可能呈酸性、中性或碱性，D项错误；答案选B。 7．室温下的四种溶液：①pH=2的CH3COOH溶液；②pH=2的HCl溶液；③pH=12的氨水；④pH=12的NaOH溶液。相同条件下，有关上述溶液的比较中，错误的是( ) A．将①、②、④溶液分别稀释10倍后由水电离的c(H＋)：①<②=④ B．将②、③两种溶液混合后，若pH=7，则消耗溶液的体积：②>③ C．等体积的①、②、④溶液分别与足量铝粉反应，生成H2的量：②最大 D．将①溶液分成两等份，向其中一份加水稀释至pH=3，用④溶液将两份完全中和，消耗④溶液的体积相同 【答案】C 【解析】A．稀释后，①为弱酸，抑制水电离程度更大，水电离的c(H＋)最小；②和④为强酸、强碱，稀释后水电离的c(H＋)均为10-11mol·L-1，相等，A正确；B．氨水(③)浓度远高于HCl(②)，中和至pH=7需较多体积的HCl中和氨水，故消耗HCl体积更大，B正确；C．①醋酸浓度高，与Al反应生成H2最多；④NaOH与Al反应生成H2量次之；②HCl生成H2最少，C错误；D．稀释醋酸时总物质的量不变，中和两份溶液所需NaOH量相同，D正确。 8．下列有关仪器使用方法或实验操作正确的是( ) A．用润湿的pH试纸测定醋酸溶液的pH B．用25 mL滴定管做中和滴定实验时，用去某浓度的碱溶液21.30 mL C．酸碱中和滴定实验中，装待测液的锥形瓶用蒸馏水洗过后再用待测液润洗 D．在进行滴定操作中，眼睛应注视上端滴定管中液面变化 【答案】B 【解析】A．湿润的pH试纸会将待测液稀释，从而产生误差，A错误；B．滴定管的精确度为0.01 mL，故用25 mL滴定管做中和滴定实验时，用去某浓度的碱溶液21.30 mL，操作正确，B正确；C．用待测液润洗后会使消耗的标准液体积偏大，造成结果偏大，C错误；D．滴定操作中，眼睛应注视锥形瓶中溶液颜色的变化，D错误；故选B。 9．已知次磷酸(H3PO2)为一元弱酸，下列说法不正确的是( ) A．用一定浓度的NaOH溶液分别滴定等体积、等pH的盐酸和次磷酸溶液，消耗碱液的体积次磷酸大于盐酸 B．加热滴有酚酞溶液的NaH2PO2溶液，溶液颜色变深 C．常温下，稀释0.1mol·L-1次磷酸溶液至原溶液体积的100倍，测得pH＞3 D．NaH2PO2溶液呈碱性，是因为H2PO2-水解程度大于电离程度 【答案】C 【解析】A．次磷酸为弱酸，则等pH时浓度较大，消耗的碱液的体积较大，A正确；B．加热促进水解平衡的正向移动，溶液水解导致碱性增强，溶液颜色变深，B正确；C．次磷酸(H3PO2)为一元弱酸，则稀释0.1mol·L-1次磷酸溶液至原溶液体积的100倍，促进其电离，使得其pH小于3，C错误；D．H2PO2-水解程度大于电离程度，使得溶液中氢氧根离子浓度大于氢离子浓度，溶液显碱性，D正确；故选C。 10．(2026·甘肃平凉模拟预测)室温下，某实验兴趣小组用10.0mL0.1000mol·L-1 Na2CO3溶液标定某盐酸浓度，用甲基橙作指示剂，滴定曲线如图丁所示。下列说法正确的是( ) A．滴定中Na2CO3溶液应该盛放在乙仪器中 B．读数时，应双手一上一下持滴定管 C．Na2CO3标准溶液吸收了空气中的CO2，会使测得的盐酸浓度偏大 D．滴定终点在b区域 【答案】D 【解析】用10.0 mL0.1000mol·L-1Na2CO3溶液标定某盐酸浓度，用甲基橙做指示剂根据图丁知是向Na2CO3溶液中滴加盐酸，发生反应依次为Na2CO3＋HCl=NaCl＋NaHCO3，NaHCO3＋HCl=NaCl＋H2O＋CO2↑。A项，由图丁可知实验是用盐酸滴定Na2CO3溶液，Na2CO3溶液应该盛放在丙仪器中，A错误；B项，读数时，滴定管可垂直夹在滴定管夹或单手持滴定管上端无刻度处，并保持其自然垂直，B错误；C项，由于钠元素质量守恒，所以碳酸钠溶液是否吸收空气中的CO2对测定结果没有影响，C错误；D项，当到达滴定终点时，甲基橙由黄色变为橙色，滴定终点的溶液呈酸性，滴定终点pH在b区域，D正确；故选D。 11．25℃时，CH3COOH的电离常数Ka=1.75×10-5，H2C2O4的电离常数Ka1=5.4×10-2，Ka2=5.4×10-5。下列说法正确的是( ) A．Na2C2O4溶液和NaHC2O4溶液中离子种类不相同 B．25℃时，NaHC2O4溶液中： C．25℃时，反应CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-的 D．25℃时，向草酸溶液中滴加FeSO4溶液生成FeC2O4沉淀，反应后溶液pH增大 【答案】C 【解析】A．Na2C2O4溶液和NaHC2O4溶液中都含有Na+、C2O42-、HC2O4-、H2C2O4、H+、OH-，离子种类相同，故A项错误；B．溶液中存在HC2O4-H++C2O42-、HC2O4-+H2OH2C2O4+OH-，根据，可知，HC2O4-的电离程度大于水解程度，故＞，故B项错误；C．25℃时，反应CH3COO-+H2OCH3COOH+OH- 的，则，故C项正确；D．25℃时，向草酸溶液中滴加FeSO4溶液生成FeC2O4沉淀，草酸溶液存在电离平衡：H2C2O4H++HC2O4-，HC2O4-H++C2O42-，c(C2O42-)减小，平衡向右移动，溶液pH减小，故D项错误；故本题选C。 12．(2025·江苏无锡高二阶段练习)室温下，下列实验探究方案能达到探究目的的是( ) 实验方案 探究目的 A 向浓度均为0.05 mol/L 的Na2CO3、Na2SO4溶液中分别滴加少量等浓度BaCl2溶液，Na2SO4溶液中先有沉淀生成 Ksp(BaSO4)<Ksp(BaCO3) B 向盛有1 mL 0.2 mol/L NaOH溶液的试管中滴加2滴0.1 mol/L MgCl2溶液，产生白色沉淀，再滴加2滴0.1 mol/L FeCl3溶液，又产生红褐色沉淀 室温下，Fe(OH)3的溶解度小于Mg(OH)2　 C 向盛有3 mL 0.1 mol/L AgNO3溶液的试管中滴加2滴0.1 mol/L NaCl溶液，振荡试管，再向试管中滴加2滴0.1 mol/L碘化钾溶液，观察生成沉淀的颜色 Ksp(AgI)<Ksp(AgCl) D 用饱和Na2CO3溶液浸泡BaSO4固体，过滤，将所得固体溶于稀硝酸，观察沉淀是否溶解、是否有气体生成 比较Ksp(BaSO4)、Ksp(BaCO3)大小 【答案】A 【解析】A．向浓度相同的Na2CO3和Na2SO4溶液中滴加少量BaCl2，Na2SO4先沉淀，说明Qc(BaSO4)先达到其Ksp，因此Ksp(BaSO4) < Ksp(BaCO3)，A正确；B．NaOH过量时，OH-浓度高，Fe(OH)3沉淀的生成可能因OH-浓度过高而非Ksp更小，该实验属于沉淀的生成，不是沉淀的转化，无法直接比较溶解度，B错误；C．未过滤AgCl直接加KI，残留的Ag+会直接与I-反应，无法证明AgI的Ksp更小，C错误；D．BaSO4在饱和Na2CO3中可能因CO32-浓度高而转化为BaCO3，所以此此现象不能直接比较Ksp(需相同离子浓度条件)，D错误；答案选A。 能力进阶 1．(2026·江苏徐州高三模拟预测)常温下，用废液(主要成分为FeSO4溶液，含Mg2+、Ca2+杂质)为原料制备电极材料FePO4的流程如下所示。 已知：， 下列说法正确的是( ) A．“除钙镁”后滤液中： B．pH=6的NH4F溶液中： C．NH4H2PO4溶液中： D．沉铁中发生反应的离子方程式为Fe2++H2PO4-=FePO4↓+2H+ 【答案】C 【解析】A．除钙镁后溶液中F-浓度相同，，A错误；B．pH=6的NH4F溶液中电荷守恒为，变形得，pH=6时，，代入得差值为，B错误；C．NH4H2PO4溶液中电荷守恒为，物料守恒为，将物料守恒代入电荷守恒消去，整理可得，C正确；D．FePO4中Fe为+3价，反应物Fe2+为+2价，该离子方程式无氧化剂，电子不守恒；实际沉铁过程中，Fe2+会先被氧化为Fe3+，再与H2PO4-反应生成FePO4沉淀，因此涉及的离子方程式有Fe3++H2PO4-=FePO4↓+2H+，D错误；故选 C。 2．(2026·江苏连云港高三模拟预测)以Cl2、NaOH、CO(NH2)2(尿素)为原料可制备N2H4·H2O(水合肼)，其主要实验流程如下： 已知：，，，，。 下列说法正确的是( ) A．步骤Ⅰ所得溶液中可能存在 B．步骤Ⅱ中反应的离子方程式为 C．时，将等体积等物质的量浓度的N2H4·H2O和盐酸混合得到的溶液中存在 D．步骤Ⅲ蒸馏出水合肼后的残留液中 【答案】C 【解析】步骤I是Cl2与NaOH溶液反应，制取NaClO；步骤II向所得溶液中加入尿素，发生反应：，制取水合肼(N2H4·H2O)，步骤Ⅲ分离水合肼，得到Na2CO3、NaCl等残留液，据此分析作答。A．步骤Ⅰ是Cl2通入过量NaOH溶液，反应为Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O，根据物料守恒，含氯粒子总浓度等于反应消耗的NaOH浓度，由于NaOH过量，故，A错误；B．步骤Ⅰ体系为强碱性环境，CO2会与OH-反应生成CO32-，不可能放出CO2，正确离子方程式应为：，B错误；C．等体积等浓度的N2H4·H2O和HCl混合，恰好反应生成N2H5Cl，溶质为N2H5+，对不等式变形推导：N2H5+水解(酸式解离)：，水解常数，可得；水合肼第二步电离：，，可得，比较得，因此，即，C正确；D．步骤Ⅱ配平后的反应为：，生成的Cl-和CO32-物质的量相等，CO32-会发生水解，且步骤Ⅰ还会生成Cl-，因此，D错误；故选C。 3．(2026·江苏省镇江市高三学考前调研)以Na2SO3溶液作为吸收液，可脱除烟气中的SO2。室温下，使用0.1mol·L-1的Na2SO3溶液(pH为9.6)吸收SO2。在脱硫过程中，当c(SO32-)：c(HSO3-)为1：1时，溶液的pH为7.2.向脱硫完全后的溶液中加入等体积等浓度的BaCl2溶液无现象，通入足量氧气溶液变浑浊。忽略溶液的体积变化，已知；。 下列说法不正确的是( ) A．Na2SO3溶液中存在：SO32-+H2OHSO3-+OH- 其平衡常数K=10-6.8 B．吸收过程中溶液pH为7.2时存在： C．某一时刻，混合溶液恰好呈中性，此时溶液中c(SO32-)：c(HSO3-)约为0.63 D．脱硫完全产生白色沉淀，过滤后所得清液中 【答案】D 【解析】A．HSO3-的电离常数，当c(SO32-)：c(HSO3-)=1：1时pH=7.2，故，SO32-第一步水解平衡常数，A正确；B．在脱硫过程中，当c(SO32-)：c(HSO3-)为1：1时，溶液的pH为7.2，即c(SO32-)=c(HSO3-)，此时溶液中Na元素总物质的量与S元素总物质的量之比为3：2，根据物料守恒可得，B正确；C．中性溶液中c(H＋)=10-7mol·L-1，，由得，C正确；D．通入足量氧气后含硫微粒全部被氧化为SO42-，等体积混合后初始c(Ba2＋)=0.05mol·L-1、c(SO42-)=0.05mol·L-1，二者1：1反应生成BaSO4沉淀，达到溶解平衡时，D错误；故选D。 4．(2026·江苏苏州三模)室温下，用0.100mol·L-1Na2SO3溶液吸收SO2的过程如图所示。 已知：，；，。 下列说法正确的是( ) A．0.100mol·L-1Na2SO3溶液中： B．NaHSO3溶液中：SO32-+H2CO32HSO3－的平衡常数K=1.5×105 C．“吸收”步骤Na2SO3完全转化为NaHSO3时溶液中： D．“沉淀”步骤的离子方程式：2CaCO3+2HSO3-=2CaSO3+ +H2O+CO2↑ 【答案】B 【解析】A．0.100 mol·L-1Na2SO3溶液中质子守恒式为，选项中等式多了c(SO32-)，A错误；B．反应SO32-+H2CO32HSO3－的平衡常数，分子分母同乘c(H＋)可得，B正确； C．NaHSO3溶液中，HSO3-的电离常数，水解常数，电离程度大于水解程度，故，C错误；D．由酸性顺序可知，CaCO3与HSO3-反应无法生成CO2，只能生成HCO3-，离子方程式应为CaCO3+HSO3-=CaSO3+HCO3-，D错误；故选B。 5．(2026·江苏扬州高三模拟预测)芒硝石灰法制取Na2SO3的流程如下： 已知：、、。 下列说法不正确的是( ) A．CaSO3悬浊液静置后的上层清液中： B．Ca(HSO3)2溶液中： C．“再生”时参加反应的 D．“过滤2”所得滤液中： 【答案】D 【解析】本工艺起始原料为CaSO3悬浊液，目标产物为Na2SO3晶体。吸收环节通入SO2，CaSO3转化为可溶性Ca(HSO3)2；转化环节加入Na2SO4，Ca2+与SO42-生成CaSO4沉淀，过滤1后滤液为NaHSO3溶液；再生环节加入石灰乳Ca(OH)2，HSO3-与OH-反应生成SO32-，部分SO32-与Ca2+生成CaSO3沉淀可循环利用，过滤2后滤液为Na2SO3溶液，经结晶得到产物。结合已知电离常数、溶度积数据可开展离子浓度关系分析。A．CaSO3悬浊液上层清液为CaSO3饱和溶液，，SO32-水解常数，水解生成的，故，A正确；B．溶液中质子守恒关系为，B正确；C．再生时反应为，故，C正确； D．过滤2所得滤液中阳离子含Ca2+，电荷守恒式为，选项电荷守恒式缺少Ca2+的正电荷项，D错误；故选D。 6．(2026·江苏一模)工业以草酸钠和硫酸铜为原料制备纳米铜粉原理如下图所示。室温25℃时，H2C2O4的Ka1=5.9×10-2，Ka2=6.4×10-5。下列说法正确的是( ) A．H2SO4的电子式： B．0.1mol·L-1Na2C2O4溶液中：c(H2C2O4)·c(OH-)＜c(H+)·c() C．“沉铜”后的滤液中：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c()+2c() D．在氩气中热分解可防止铜粉被氧化，气体X除氩气外还含等量CO和CO2气体 【答案】B 【解析】A．图中给出的是H2SO4的结构式，而非电子式，H2SO4的电子式为，A错误；B．对于Na2C2O4溶液 ，第二步水解 HC2O4-+H2OH2C2O4+OH- ，水解常数，变形得，草酸第二步电离的平衡常数为，变形得，代入数据，，，得，因此，B正确；C．沉铜反应是硫酸铜和草酸钠反应生成草酸铜沉淀，沉铜后的滤液中含H+、Na+、OH-、SO42-、HC2O4-、C2O42-，根据电荷守恒，正确的关系式为，C错误；D．沉铜得到CuC2O4沉淀，CuC2O4在氩气中热分解得到纳米铜粉，可防止纳米铜粉被氧化，该过程的总反应方程式为CuC2O4Cu+2CO2↑，则气体X为CO2，不含CO，D错误；故选B。 7．(2025·江苏无锡高二期中)已知常温下部分弱电解质的电离平衡常数如下表： 化学式 HF HClO H2CO3 CH3COOH 电离常数 4.0×10-4 4.7×10-8 Ka1= 4.5×10-7，Ka2= 5×10-11 1.7×10-5 (1)常温下，A．0.10mol·L-1CH3COOH溶液溶液；B．0.10mol·L-1盐酸；C．0.10mol·L-1HF溶液pH由大到小的顺序是 。(填字母) (2)A．F-、B．ClO-、C．CO32-、D．CH3COO-结合H+的能力由大到小的顺序是 (填字母)，向NaClO溶液中通入CO2，反应的离子方程式为 。 (3)常温下将pH=3的H2SO4溶液和pH=12的NaOH溶液充分混合后，所得溶液的pH=7，则H2SO4溶液与NaOH溶液的体积比为 。 (4)常温下将pH=3的醋酸溶液和pH=11的NaOH溶液等体积混合后，溶液中c(Na+) (填“>”“<”或“=”)c(CH3COO-)，该溶液中电荷守恒表达式为 。 (5)常温下将m mol·L-1醋酸溶液和n mol·L-1 NaOH溶液等体积混合后，所得溶液的pH=7，则m与n的大小关系是m (填“>”“<”或“=”，下同)n，醋酸溶液中c(H+) NaOH溶液中c(OH-)。 (6)已知反应 CaC2O4+2H+Ca2++H2C2O4 的平衡常数为K0，则Ksp(CaC2O4)与K0、Ka1(H2C2O4)、Ka2(H2C2O4)的代数关系式为Ksp(CaC2O4)= 。 【答案】(1)A>C>B (2)C>B>D>A ClO-＋H2O＋CO2==HCO3-＋HClO (3)10：1 (4) < c(H+)+c(Na+)=c(CH3COO-)+c(OH-) (5) > < (6)K0·Ka1(H2C2O4)·Ka2(H2C2O4) 【解析】(1)相同浓度的三种溶液中，只有盐酸是强酸，完全电离，其酸性最强，pH最小，酸性：HF＞CH3COOH，浓度相同时，HF的酸性更强，pH低于CH3COOH，故三种溶液pH由大到小的顺序是：A > C > B； (2)结合H+的能力由对应共轭酸的Ka决定，Ka越小，对应的阴离子Kh越大，结合H+能力越强，酸性：HF＞CH3COOH＞HClO＞HCO3-，则结合H+的能力由大到小的顺序是：C > B > D > A；酸性：H2CO3＞HClO＞HCO3-，依据强酸制弱酸的规律，向NaClO溶液中通入CO2，生成碳酸氢钠和次氯酸，离子方程式为：ClO-＋H2O＋CO2==HCO3-＋HClO； (3)常温下，Kw＝1×10－14，H2SO4(pH=3)视为完全离解，H+浓度=1×10⁻3mol/L；NaOH(pH=12)的OH⁻浓度=1×10⁻2mol/L；中和后n(H+)=n(OH⁻)，即1×10⁻3×V酸=1×10⁻2×V碱 ， ； (4)等体积混合后，醋酸过量，溶液呈酸性(pH<7)，，由电荷守恒可知c(H+)+c(Na+)=c(CH3COO-)+c(OH-)，则(Na+)＜c(CH3COO-)； (5)若醋酸和氢氧化钠恰好完全反应生成的醋酸钠呈碱性，现所得溶液的pH=7，且等体积混合，说明酸是过量的，即酸的浓度更大，m > n；若醋酸是强酸，则等体积混合后溶液呈中性，说明m+n=14，即醋酸溶液中的c(H＋)等于NaOH溶液中c(OH-)，但醋酸是弱酸，只能电离少部分，所以醋酸溶液中的c(H＋)＜NaOH溶液中c(OH-)； (6)根据平衡常数含义可知： K==，即K0·Ka1(H2C2O4)·Ka2(H2C2O4)。 学科网(北京)股份有限公司1 / 10 学科网（北京）股份有限公司 $