水溶液中的離子反應(yīng)與平衡（講義）-高考化學(xué)二輪復(fù)習(xí)講義練習(xí)（新高考）

高考解密08水溶液中的離子反應(yīng)與平衡

考點熱度★★★★★

矣專考點導(dǎo)航

溶液中離子濃度的大弱電解質(zhì)（包括水）的電

小比較離平衡及其應(yīng)用

水溶液中的

離子平衡

沉淀溶解平衡及其應(yīng)用溶液的酸堿性和中和滴

定及其應(yīng)用

孑常對點真題體驗

考點1、弱電解質(zhì)（包括水）的電離平衡

1.（2023?浙江?高考真題）甲酸（HC∞H）是重要的化工原料。工業(yè)廢水中的甲酸及其鹽，通過離子交

換樹脂（含固體活性成分RK,R為烷基）因靜電作用被吸附回收，其回收率（被吸附在樹脂上甲酸根的物質(zhì)

的量分?jǐn)?shù)）與廢水初始PH關(guān)系如圖（已知甲酸K.=1.8χl（Γ4）,下列說法不氐颼的是

∕%

?

h4

回

廢水初始PH

+

A.活性成分RK在水中存在平衡：R3N+H2OR3NH+OH

B.pH=5的廢水中C（HCOo）:C（HCOOH）=18

C.廢水初始pH<2.4,隨PH下降，甲酸的電離被抑制，與RjNH'作用的HCOcr數(shù)目減少

D.廢水初始pH>5,離子交換樹脂活性成分主要以R.NH+形態(tài)存在

【答案】D

+

【解析】A.由圖可知，R,N溶液呈堿性，溶液中存在如下平衡R3N+HQ.?R3NH+OH,故A正確；B.由

4

..,C(HCocr)Kilc(HCOO)l,8xlQ-

電離常數(shù)公式可知,溶液中—---------TTT-當(dāng)溶液PH為5時，溶液中-18,故B

C(HCOOH)C(H)c(HCOOH)1.0×10'5

正確；C.由圖可知，溶液PH為時，廢水中的甲酸及其鹽回收率最高，當(dāng)溶液中Pi【小于時，隨溶液Pn下

降，溶液中氫離子濃度增大，甲酸的電離被抑制，溶液中甲酸個離子濃度減小，與RKH+作用的數(shù)目減小,

故C正確；D.由圖可知，R3N溶液呈堿性，溶液中存在如下平衡R3N+H2O1R3NH++OH?當(dāng)廢水初

始PH大于5時，平衡向左移動，離子交換樹脂活性成分主要以RN形態(tài)存在，故D錯誤；故選及

考點2、溶液的酸堿性和中和滴定及其應(yīng)用

2.(2022?全國?統(tǒng)考高考真題)常溫下，一元酸HA的Ka(HA)=LoXi。*在某體系中，pr與A-離子不

能穿過隔膜，未電離的HA可自由穿過該膜(如圖所示)。

溶液I膜溶液π

pH=7.0pH=1.0

ΓΓ+A-=HA?——?HA=H++A-

設(shè)溶液中<?(HA)=c(HA)+c(A-),當(dāng)達到平衡時，下列敘述正確的是

A.溶液I中C(H')=C(OH-)+C(A)

(c(A)11

B.溶液H中的HA的電離度-?--?為爾

IC息(HA)J101

C.溶液I和∏中的C(HA)不相等

D.溶液I和11中的C總(HA)之比為1()7

【答案】B

【解析】A.常溫下溶液I的，則溶液I中c(H*)=c(OH)=lX10mol/L,c(H*)<c(OH)+c(A),A錯誤;B.常

C(H)C(A)O?lc(AD

溫下溶液口的，溶液中c(H,Λ>C(HA)×10?C啟(HA)=C(HA)+c(A),則HA)-C(A-)χ1()3,解得

C(A)1

C總(HA)=I(H,B正確；c根據(jù)題意，未電離的HA可自由穿過隔膜，故溶液I和II中的C(HA)相等，C錯

C(H)C(A)

誤；D.常溫下溶液I的，溶液I中。(H)=IXIo'mol∕L,KFC(HA)×103,Co(HA)=C(HA)+c(A),

IolC總(HA)-C(HA)]C(H+)?c(A)

c(HA)義103,溶液I中CF(HA)=(IO'+l)c(HA),溶液II的,溶液U中c(H,KFC(HA)

0.10(HA)-C(HA)]

X1O?c必(H,A)=c(HA)+c(A),C(HA)XIO溶液II中CgjC(HA),未電離的HA可自由穿過

隔膜，故溶液I和II中的C(HA)相等，溶液I和H中c∕HA)之比為[(IO'+DC(HA)]：c(HA)]=(lθ'+l):%

10',D錯誤：答案選B。

考點3、溶液中離子濃度的大小比較

3.(2022?河北?高考真題)某水樣中含一定濃度的C0丁、HC0；和其他不與酸堿反應(yīng)的離子。取水樣，用

?L'的HCl溶液進行滴定,溶液PH隨滴加HCl溶液體積/(HCl)的變化關(guān)系如圖(混合后溶液體積變化忽略不

計)。

r(HCl)∕mL

下列說法正確的是

A.該水樣中C(CO丁?L

B.a點處C(HKOHc(IT)=C(Oir)

C.當(dāng)，(HCDW時，溶液中C(HCOD基本保持不變

D.曲線上任意一點存在C(C0；)+C(HC0，)+C(H￡0〃L‘

【答案】C

【解析】碳酸根和碳酸氫根的混合溶液中加入鹽酸時，先后發(fā)生如下反應(yīng)CO：+Ir=IIC0；、Ilc0；+1「=H2CO3,

則滴定時溶液PH會發(fā)生兩次突躍，第一次突躍時碳酸根離子與鹽酸恰好反應(yīng)生成碳酸氫根離子，第二次突

躍時碳酸氫根離子與鹽酸恰好反應(yīng)生成碳酸，由圖可知，滴定過程中溶液PH第一次發(fā)生突躍時，鹽酸溶液

的體積為，由反應(yīng)方程式CO；+H-=HeOJ可知，水樣中碳酸根離子的濃度為°?°1°°°黑鷺°?°20°L,溶液PH

第二次發(fā)生突躍時，鹽酸溶液的體積為，則水樣中碳酸氫根離子的濃度為

0.0?OOOmol/L×(0.0500L-0.0200L-0.0200L).八*，1，-W-三"“,卻、口?M

-------------------------------------------------"A.由分析可知，水樣中r碳t酸根蜀子的濃度為，故A錯誤；B.由

vz?Vz1VzV√l-?

圖可知，a點發(fā)生的反應(yīng)為碳酸根離子與氫離子恰好反應(yīng)生成碳酸氫根離子，可溶性碳酸氫鹽溶液中質(zhì)子守

恒關(guān)系為c?(H2CO3)+c(H')=C(OFT)+C(CO:)，故B錯誤；C.由分析可知，水樣中碳酸氫根離子的濃度為，

當(dāng)鹽酸溶液體積/(HCI)W時，只發(fā)生反應(yīng)CO：+H=HCO"滴定時溶液中碳酸氫根離子濃度為

,_,一工、…，.一、心…

-0-.0-1-0-0-0-m--o-L-L--×0二.0丁10丁0L丁+0.丁01O「O八O…mo一l/L一×V(~H~Cl2),則滴定時溶液中碳酸氫根禺子濃度不變，故C正確；I).由

U.UIUUL+V(riCI)

分析可知，水樣中碳酸根離子和碳酸氫根離子濃度之和為，由物料守恒可知，溶液中C(C0丁)+C(HCO

3)+C(ILC0：,)=0.03mol∕L,滴定加入鹽酸會使溶液體積增大，則溶液中［c(CO；)+C(HC0；)+CaCO。］會小于

0.03mol∕L,故D錯誤；故選C。

考點4、沉淀溶解平衡及其應(yīng)用

4.(2023?浙江?高考真題)碳酸鈣是常見難溶物，將過量碳酸鈣粉末置于水中達到溶解平衡：

5

CaCO,(s).Ca"(aq)+CO=(aq)［已知KKCaCOJ=3.4xl0?Ksp(CaSO4)=4.9×1?,的電離常

數(shù)Kal=4.5X101G=4.7XKT”］,下列有關(guān)說法正確的是

A.上層清液中存在c(Ca2+)=c(C0j)

B.上層清液中含碳微粒最主要以HCO；形式存在

C.向體系中通入CO?氣體，溶液中c(Ca2)保持不變

D.通過加Na2SO4溶液可實現(xiàn)CaCo3向CaSO4的有效轉(zhuǎn)化

【答案】B

【解析】A?上層清液為碳酸鈣的飽和溶液，碳酸根離子水解生成碳酸氫根離子，因此c(Ca2+)x(CO；),A

錯誤；B.根據(jù)心X10"可得空罷黑!2=4.7X10。則碳酸根的水解平衡常數(shù)為

C(HCG)3)

g(HCX^,OH)=》=2x102,說明碳酸根的水解程度較大，則上層清液中含碳微粒主要為碳酸氫

Cg)Ka2

根離子，B正確；C.向體系中通入CO2,碳酸鈣與COz反應(yīng)生成碳酸氫鈣，碳酸氫鈣易溶于水，則溶液中鈣

95

離子濃度增大，C錯誤；D.由題干可知，Ksp(CaCO3)=3.4×IO-,Ksp(CaSO4)=4.9×10-,碳酸鈣比硫酸

鈣更難溶，加入硫酸鈉后碳酸鈣不會轉(zhuǎn)化成硫酸鈣，1)錯誤；故答案選B。

多售對點考情解密

1、對點核心素養(yǎng)

(1)變化觀念和平衡思想:能以變化觀念和平衡思想認(rèn)識電解質(zhì)在水溶液中的離子平衡,能運用電離度、電離

平衡常數(shù)、水解常數(shù)、溶度積常數(shù)等，多角度、動態(tài)地分析弱電解質(zhì)的電離平衡、鹽類水解平衡和沉淀溶解

平衡,并會用相關(guān)原理解決實際問題。

(2)證據(jù)推理與模型認(rèn)知:能運用電離平衡模型、水解平衡、沉淀溶解平衡模型解釋化學(xué)現(xiàn)象,揭示現(xiàn)象的本

質(zhì)與規(guī)律,培養(yǎng)證據(jù)推理與模型認(rèn)知的核心素養(yǎng)。

(3)科學(xué)態(tài)度與社會責(zé)任感:培養(yǎng)嚴(yán)謹(jǐn)求實的科學(xué)態(tài)度和探索未知、崇尚真理的意識,能對與鹽類水解的應(yīng)用,

沉淀溶解平衡的應(yīng)用有關(guān)的社會熱點問題做出正確的解釋和判斷,培養(yǎng)科學(xué)態(tài)度與社會責(zé)任感。

2、對點命題分析

水溶液中的離子平衡是歷年高考考查的重點和熱點，考查方式常以選擇題形式呈現(xiàn)。從高考命題的變

化趨勢來看，溶液中離子濃度的大小比較及沉淀的溶解平衡和轉(zhuǎn)化是主流試題。試題注重知識的應(yīng)用，多

以圖象、圖表的形式，利用平衡移動原理分析外界條件改變對溶液中電離平衡、水解平衡、難溶電解質(zhì)的

溶解平衡的分析考查，偏重考查粒子濃度大小順序和溶液中各種守恒關(guān)系，使題目具有一定的綜合性、靈

活性和技巧性。能較好地考查對知識的遷移能力、靈活應(yīng)用能力和運用化學(xué)用語的能力。溶液中離子濃度

的比較涉及的問題很復(fù)雜，其中主要涉及溶液的酸堿性、弱電解質(zhì)的電離平衡、鹽的水解、電離平衡和水

解平衡的移動等。沉淀溶解平衡主要考查沉淀溶解平衡的移動、濃度積的表達式及計算、沉淀的生成與轉(zhuǎn)

化等。

發(fā)售對點知識解密

核心考點一、弱電解質(zhì)的電離平衡

1.正確理解弱酸、弱堿的稀釋規(guī)律

稀釋前

溶液稀釋后溶液PH

溶液pH

加水稀釋

強酸到體積為PH="+"V7

酸pH=α

弱酸原來的α<pH<α÷w<7

10”倍

強堿pH=6-w>7

堿PH=〃

弱堿7<6-w<pH<6

2.一元強酸和一元弱酸的比較

等物質(zhì)的Ia濃

等PH的鹽酸(Q與

度的鹽酸與

醍酸溶液(b)

\借酸溶液(b)

pH或物質(zhì)的Irt物質(zhì)的Iit濃度：

pH：aVb

濃度的大小aVb

溶液導(dǎo)電性的

a>ba=b

強弱

r(CΓ)?

-CO"CL)=

r(CEXOO)

ZCHfCQO-)c(CH3COCΓ)

的大小

等體里溶寂中札

MaOH的量的a=baVb

多少

分別加深校的

鹽娥：不變鹽笠：不變

規(guī)凝固體后PH

陪校溶液;變大能酸溶液;變大

的型匕

檢群等倍數(shù)后

PlI變化烈度的a>ba>b

大小

3.弱電解質(zhì)平衡移動的“三個不一定”

(1)稀醋酸加水稀釋時，溶液中不一定所有的離子濃度都減小。因為溫度不變，KW=C(H+>c(OLΓ)是定值，

稀醋酸加水稀釋時，溶液中的C(H')減小，故C(OFr)增大。

(2)電離平衡右移，電解質(zhì)分子的濃度不一定減小，離子的濃度不一定增大，電離程度也不一定增大。

(3)對于濃的弱電解質(zhì)溶液加HzO稀釋的過程，弱電解質(zhì)的電離程度逐漸增大，但離子濃度不一定減小，可

能先增大后減小。

4.一元強酸(HCI)與一元弱酸(CH3C00H)稀釋圖像比較

(1)相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸

pH(

PHJ7

c

×^?CHCOOH

Z^‰CH3COOH3

'II

OV'O匕V2"水)

加水稀釋相同的倍數(shù)，醋酸的PH加水稀釋到相同的pH,鹽酸加入的水多

大

(2)相同體積、相同PH值的鹽酸、醋酸

pH1PFt

7I7I

(I證無矛

I)CVf<CHCOOH

Z×∣CH,COOH3

_____I―

0~v,v(7k)G

V1V21/(水)

加水稀釋相同的倍數(shù)，加水稀釋到相同的pH,

鹽酸的pH大醋酸加入的水多

5.電離平衡常數(shù)

(1)①填寫下表(25℃)

弱電解質(zhì)電離方程式電離常數(shù)

Kb=I.8xlOr

NH3H2ONH3H2OF—NH4÷0H

—CHCOO+H+Ka=L8x10-5

CH3COOHCH3COOH=3

+8

HClOHClO=—H+C10λTa=3.0×10^

②CH3COOH酸性大于(填“大于”“小尸，或“等于”)HC10酸性，判斷的依據(jù)：相同條件下，電離常數(shù)越大，電

離程度越大，c(H')越大，酸性越強。

③電離平衡常數(shù)的意義：弱酸、弱堿的電離平衡常數(shù)能夠反映酸堿性的相對強弱。電離平衡常數(shù)越大，電

離程度越大。多元弱酸的電離以第一步電離為主，各級電離平衡常數(shù)的大小差距較大。

④外因?qū)﹄婋x平衡常數(shù)的影響：電離平衡常數(shù)與其他化學(xué)平衡常數(shù)一樣只與溫度有關(guān)，與電解質(zhì)的濃度無

關(guān)，升高溫度，K值增大，原因是電離是吸熱過程。

(2)多元弱酸的分步電離，以碳酸為例，碳酸是二元弱酸，在水溶液中的電離是分步進行。

++

①電離方程式是H2CO3H+HCO7,HCO5H+Cθfo

=c(H~)-C(HCOΓ)=C(H-)?c(8『)

②電離平衡常數(shù)表達式：c(H2CO3),KLC(Hg)。

③比較大?。盒?%。

6.水的電離

水的電離：+可簡寫為。

(1)H2O+H2OH3O+OH?H2O=H++OH

(2)水的離子積常數(shù)：KV=C(H+)?c(OH).

①室溫下：Kw=IXIor4。

②影響因素：只與溫度有關(guān)，升高溫度，KW增大。

③適用范圍：Kw不僅適用于純水，也適用于稀的電解質(zhì)水溶液。

④KW揭示了在任何水溶液中均存在H'和OH,只要溫度不變，Kw不變。

核心考點二、溶液的酸堿性和中和滴定

1.溶液中Hi■或OH-的來源分析

(1)溶液為酸的溶液。

溶液中的OH-全部來自水的電離，水電離產(chǎn)生的C(H')=C(OH)。如pH=2的鹽酸中，溶液中的C(OH)=

(KW/IO")molLl=10l2mol?L-1,即由水電離出的c(H+)=c(OH)=10l2mol?L^lo

(2)溶質(zhì)為堿的溶液。

溶液中的H卡全部來自水的電離，水電離產(chǎn)生的C(OH)=C?(H+)°如PH=I2的NaOH溶液中，溶液中的C(H

')=1012mol?L即由水電離出的C(OH-)=c(H+)=10l2mol?L^1.,

(3)水解呈酸性或堿性的鹽溶液。

①pH=5的NMCl溶液中，H，全部來自水的電離，由水電離的c(H+)=10-5nioi.Lr,因為部分OH-與部分

NHl結(jié)合，溶液中C(OH)=109mol?L?,

②PH=I2的Na2CO3溶液中，OH-全部來自水的電離，由水電離出的C(OH-)=l(Γ2moi?Ll

2.突破溶液酸、堿性判斷的四條規(guī)律

(1)正鹽溶液。

強酸強堿鹽溶液顯中性,強酸弱堿鹽(如NH4C1)溶液顯酸性,強堿弱酸鹽(如CH3C00Na)溶液顯堿性。

(2)酸式鹽溶液。

NaHSOl(NaHSOFNa'+H'+SO∕)NaHSO3、NaHC。、NaH2PO∣水溶液顯酸性(酸式酸根離子的電離程度大于水解

程度)，NaHCo3、NaHS.NazHPO,水溶液顯堿性(酸式酸根離子的水解程度大于電離程度)。

注意：因為濃度相同的ClhCOO與NHJ的水解程度相同,所以CIhCOONH,溶液顯中性,而NHJlCO3溶液略顯堿性。

(3)弱酸(或弱堿)及其鹽1：1混合的溶液。

(DCH3COOH和CMCOONa混合液呈酸性(等濃度的QhCOoH與CH3COO,CH￡00H的電離程度大于CH￡00-的水解程

度)。

②NM?壓0和NH4Cl混合溶液呈堿性。

(4)酸堿PH之和等于14等體積混合溶液。

PH之和等于14的意義:酸溶液中的氫離子濃度等于堿溶液中的氫氧根離子的濃度。

已知酸、堿溶液的PH之和為14,則等體積混合時：

強酸、強堿,混合后溶液pH=7,

強酸、弱堿,混合后溶液pH>7,

弱酸、強堿,混合后溶液PH〈7。

3.溶液酸堿性判斷中的常見誤區(qū)

(1)誤認(rèn)為溶液的酸堿性取決于pH。如PH=7的溶液在溫度不同時，可能呈酸性或堿性，也可能呈中性。

(2)誤認(rèn)為酸堿恰好中和時溶液一定顯中性。如強酸和弱堿恰好中和時，溶液顯酸性；強堿和弱酸恰好中和

時，溶液顯堿性，強酸和強堿恰好中和時，溶液顯中性。

(3)使用PH試紙測溶液酸堿性時，若先用蒸儲水潤濕，測量結(jié)果不一定偏小。先用蒸儲水潤濕，相當(dāng)于將待

測液稀釋，若待測液為堿性溶液，則所測結(jié)果偏小；若待測液為酸性溶液，則所測液為中性溶液，則所測

結(jié)果沒有誤差。

4.有關(guān)PH計算的一般思維模型

IPH=-IgC(H?)I

5.中和滴定的概念：用已知物質(zhì)的量濃度的圓或堿1來測定未知物質(zhì)的量濃度的圓或酸）的方法。

6.中和滴定的原理：c侍=U7"上（以一元酸與一元堿的滴定為例）。

y待

)H

12

180

6

酚猷I突變

4

反應(yīng)終點范圍

2

基橙

甲

一

D10203040

V(NaOH)ZmL

在酸堿中和滴定過程中，開始時由于被滴定的酸（或堿）濃度較大，滴入少量的堿（或酸）對其PH的影響不大。

當(dāng)?shù)味ń咏K點（pH=7）時，很少量（一滴，約0.04mL）的堿（或酸）就會引起溶液PH突變（如圖所示）。

7.酸堿中和滴定的關(guān)鍵

（1）準(zhǔn)確測定參加反應(yīng)的酸、堿溶液的體積。

（2）選取適當(dāng)指示劑，準(zhǔn)確判斷滴定終點。

8.酸堿中和滴定實驗用品

⑴儀器

圖（A）是酸式滴定管,圖B是堿式滴定管、滴定管夾、鐵架臺、錐形瓶。

?寸

HL)l

S

L

h∩l

W

?

H

H

I

A)的

⑵試劑

標(biāo)準(zhǔn)液、待測液、指示劑、蒸錨水。

指示劑變色范圍的PH

甲基橙<3.1紅色3.1-4.4橙色>4.4黃色

酚醐<8.2無色8.2?10.0淺紅色>1。0紅色

9.中和滴定實驗操作(以酚膚作指示劑，用鹽酸滴定氫氧化鈉溶液)。

(1)滴定前的準(zhǔn)備。

檢查滴定管活塞是否漏水,在確保不漏水后方可使用

用蒸偏水洗滌滴定管2~3次

用待盛液潤洗滴定管2~3次

將酸、堿溶液分別注入相應(yīng)的滴定管,并使液面位于竺

刻度以上2~3mL處

調(diào)節(jié)滴定管活塞.使尖嘴部分充滿溶液,并使液而位于

“0"刻度或"0"刻度以下某一刻度處

記錄初始液面刻度

⑵滴定。

左手控制滴

定管的活塞

右手搖動

錐形瓶

(3)終點判斷：等到滴入最后一滴反應(yīng)液，指示劑變色，且在半分鐘內(nèi)不能恢復(fù)原來的顏色,視為滴定終點,

并記錄標(biāo)準(zhǔn)液的體積。

(4)數(shù)據(jù)處理：按上述操作重復(fù)2?3次，求出用去標(biāo)準(zhǔn)鹽酸體積的平均值，根據(jù)原理計算。

C(HCl)?V(HCl)

C(NaOH)=

V(NaOH)

10.氧化還原滴定的原理及指示劑的選擇：

(1)原理：以氧化劑或還原劑為滴定劑，直接滴定一些具有還原性或氧化性的物質(zhì)，或者間接滴定一些本身

并沒有還原性或氧化性，但能與某些還原劑或氧化劑反應(yīng)的物質(zhì)。

(2)試劑：常見用于滴定的氧化劑有KMnc)八K2Cr2O7等；常見用于滴定的還原劑有亞鐵鹽、草酸、維生素

C等。

(3)指示劑：氧化還原滴定的指示劑有三類：

①氧化還原指示劑；

②專用指示劑，如在碘量法滴定中，可溶性淀粉溶液遇碘標(biāo)準(zhǔn)溶液變藍；

③自身指示劑，如高鎬酸鉀標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定草酸時，滴定終點為溶液由無色變?yōu)闇\紅色。

11.沉淀滴定：

(1)概念：沉淀滴定是利用沉淀反應(yīng)進行滴定、測量分析的方法。生成沉淀的反應(yīng)很多，但符合條件的卻很

少，實際上應(yīng)用最多的是銀量法，即利用Ag+與鹵素離子的反應(yīng)來測定C「、Br?「濃度。

(2)原理：沉淀滴定所用的指示劑本身就是一種沉淀劑，滴定劑與被滴定物反應(yīng)的生成物的溶解度要比滴定

劑與指示劑反應(yīng)的生成物的溶解度小，否則不能用這種指示劑。如用AgNCh溶液測定溶液中C「的含量時

常以Cro孑為指示劑，這是因為AgCl比AgCrO4更難溶。

12.中和滴定考點歸納

(1)“考”實驗儀器。

酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾(帶鐵架臺)、錐形瓶。其中?？嫉氖堑味ü?如正確選擇滴定管(包括量

程),滴定管的檢漏、洗滌和潤洗,滴定管的正確讀數(shù)方法等。

(2)“考”操作步驟。

①滴定前的準(zhǔn)備:檢漏、洗滌、潤洗、充液(趕氣泡)、調(diào)液面、讀數(shù)。

②滴定:移液、滴加指示劑、滴定至終點、讀數(shù)。

③計算。

(3)“考”指示劑的選擇。

①強酸強堿相互滴定,可選用甲基橙或酚BL

②若反應(yīng)生成強酸弱堿鹽,溶液呈酸性,則選用酸性變色范圍的指示劑(甲基橙),若反應(yīng)生成強堿弱酸鹽,溶液

呈堿性,則選用堿性變色范圍的指示劑(酚酥)。

③石蕊溶液因顏色變化不明顯,且變色范圍過寬,一般不用作指示劑。

(4)“考”誤差分析。

寫出計算式,分析操作對V標(biāo)的影響,由計算式得出對最終測定結(jié)果的影響,切忌死記硬背結(jié)論。此外對讀數(shù)

時視線(俯視、仰視)問題的判斷要學(xué)會畫圖分析。

(5)“考”數(shù)據(jù)處理。

正確“取舍”數(shù)據(jù),計算“平均”體積,根據(jù)反應(yīng)式確定標(biāo)準(zhǔn)液與待測液濃度和體積的關(guān)系,從而列出公式進行

計算。

核心考點三、溶液中離子濃度大小比較

1.同一溶液中，不同粒子濃度大小比較的方法

(1)正鹽溶液：基本遵循c(不水解離子)>c(水解離子)>c(顯性離子)，當(dāng)水解離子濃度是不水解離子濃度的

數(shù)倍時，順序提前。例如在濃度為CmoI?I∕∣的醋酸鈉溶液中，有c(Na+)>c(CH3C(XΓ)>c(01Γ)>c(H+);在

濃度為cmol?的硫酸錢溶液中，有c(NHr)>c(S0Γ)>c(lΓ)>c(0IΓ)o

⑵酸式鹽溶液：對于電離為主的，如NaHSO",遵循c(自身)〉c(電離產(chǎn)物)>c(水解產(chǎn)物)，即C(Na

+

+)>c(HSOΓ)>c(H)>c(SOt)>c(0H^)>c(H2S03)；對于水解為主的，如NaHCO3,遵循c(自身)>c(水解產(chǎn)物)>c(電

++

離產(chǎn)物)，即c(Na)>c(HC0Γ)>c(OH^)>c(?CO3)>c(H)>c(CθΓ)?

(3)緩沖溶液：例如0.2mol?LT氨水與0.2mol?I7∣氯化鉉溶液等體積混合后，溶液以電離為主，顯堿性

(常見物質(zhì)中除了氫氟酸和氧化物，都以電離為主)，所以氫氧根離子濃度大于氫離子濃度，再根據(jù)電荷守

恒可知，鍍根離子濃度大于氯離子濃度，即C(NH：)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+)。

2.弱酸弱堿鹽溶液的酸堿性

弱酸弱堿鹽雙水解，其溶液的酸堿性取決于弱酸和弱堿的相對強弱。當(dāng)4=4時，溶液顯中性，如

CH3COONH4;當(dāng)給及時,溶液顯酸性，如HCOONH"；當(dāng)時,溶液顯堿性，?NH1HCO3.

3.溶液中的“三大守恒”

(1)電荷守恒：電解質(zhì)溶液中所有陽離子所帶的正電荷總數(shù)與所有陰離子所帶的負(fù)電荷總數(shù)相等。如在NazCOs

溶液中存在著Na,、CO3?H+>OH?HCO；,它們存在如下關(guān)系：C(Na+)+c(II*)=2c(CθT)+c(HCO3D+c(OH

一)。

(2)物料守恒：電解質(zhì)溶液中，由于某些離子能水解或電離，離子種類增多，但某些關(guān)鍵性的原子總是守恒

的。

物料[守恒

+

c(Na)=2[c(CθΓ)+c(HC0Γ)+c?(?CO3)]

(3)質(zhì)子守恒：指在電離或水解過程中，會發(fā)生質(zhì)子(H)轉(zhuǎn)移，但在質(zhì)子轉(zhuǎn)移過程中其數(shù)量保持不變，如在

Na2CO3溶液中：

+H+、

C()；一-----HC()Γ

-H*+

()H^----÷2H

----->HZC()3

H式)+H+

+

-----H3O

+

所以c(OH")=c(HCOΓ)+2c(H2C03)+C(H3O)

4.三個規(guī)律

⑴一般而言，等濃度的弱酸與弱酸鹽混合，電離程度大于水解程度，溶液呈酸性；HCN、NaCN混合液除外，

它們的溶液呈堿性，水解程度大于電離程度。

⑵對于存在電離和水解過程的NaHA溶液，若溶液呈酸性，則電離程度大于水解程度，則C(A2-)>C(HZA);

若溶液呈堿性，則電離程度小于水解程度，則C(H2A)>C(A2-).

(3)僅含4種離子的溶液，可以根據(jù)溶液的電中性判斷離子濃度大小。如：

a.QhCOOH和NaoH等物質(zhì)的量混合時溶液顯堿性，故C(OH-)>租父),則c(Na*)>c(CIhCO(F)；

b.NH3?H2O與HCI等物質(zhì)的量混合時溶液顯酸性,故C(H+)>C(0IΓ),則C(CI—)>C(Ntf)。

5,比較溶液中粒子濃度大小的思維模型

弱

酸

TH+的濃度最大I

溶

考

液

=慮

弱

其他離子的液度根據(jù)電離程度比較卜電

堿

4離

溶

溶液

液一l*OH-的濃度最大

一

綜

鹽正鹽

合

溶

電

液

先判斷酸式酸根是以電離為運

解酸式鹽卜

H闊

不主還是以水解為主

質(zhì)

三

同

溶

比較同一離子看不同溶液中其他離子對個

溶

液

濃度的大小守

液該離子的影響

恒

關(guān)

系

混

合

溶考慮水解

液

過量

6.巧抓巧抓五點突破中和滴定圖像

⑴抓反應(yīng)的“起始點”：判斷酸、堿的相對強弱。

(2)抓反應(yīng)“一半點”：判斷是哪些溶質(zhì)的等量混合。

(3)抓“恰好反應(yīng)點”：判斷生成的溶質(zhì)成分及溶液的酸堿性。

(4)抓溶液的“中性點”：判斷溶液中溶質(zhì)的成分及哪種物質(zhì)過量或不足。

(5)抓反應(yīng)的“過量點”：判斷溶液中的溶質(zhì)，判斷哪種物質(zhì)過量。

7.鹽溶液蒸干灼燒時所得產(chǎn)物的判斷規(guī)律

(1)鹽溶液水解生成難揮發(fā)性酸時,蒸干后一般得原物質(zhì)，如CuSO,(aq)邂±CuS0,(s);鹽溶液水解生成易揮發(fā)

性酸時,蒸干灼燒后一般得對應(yīng)的氧化物,如AlCI3(aq)-Al(OH)3≡A1203O

(2)酸根陰離子易水解的強堿鹽,如Na溶液等蒸干后可得到原物質(zhì)。

(3)考慮鹽受熱時是否分解。如Ca(HCo3)2、NaHCO3、KMnO卜NHcI等固體受熱易分解，因此蒸干灼燒后分別為

Ca(HCO3)2--CaCO3(CaO)jNaHCO3--Na2CO3,KMnO1—*K2MnO,+MnO2,NH1Cl--NH3t+HClt。

蒸干

(4)還原性鹽在蒸干時會被氧化。例如:Na2SO3(aq)-NazSO,(s)。

核心考點四、沉淀溶解平衡

1.判斷在一定條件下沉淀能否生成或溶解

(ι)α>篩：溶液過飽和，有沉淀析出。

(2)Q=K,：溶液飽和，處于平衡狀態(tài)。

(3)Q<Kp:溶液未飽和，無沉淀析出。

2.判斷難溶電解質(zhì)在水中的溶解能力

當(dāng)難溶電解質(zhì)的類型相同時：(I)K,越大的難溶電解質(zhì)在水中的溶解能力越強。(2)當(dāng)一種離子和其他幾種

離子都可能產(chǎn)生沉淀時，越小，沉淀越容易生成。

3.判斷能否發(fā)生沉淀轉(zhuǎn)化反應(yīng)：一般來說，心大的沉淀容易轉(zhuǎn)化為心小的沉淀。但在一定條件下也可以

使《.小的沉淀轉(zhuǎn)化為K大的沉淀，如用飽和Na￡03溶液浸泡重晶石(BaSo，)可制備BaCO3o

4.K、、K、#,、扁、6之間的關(guān)系

(1)一元弱酸強堿鹽：K、=KJlC、。

(2)一元弱堿強酸鹽：Kz=KJ氐。

3++

(3)多元弱堿強酸鹽，如氯化鐵：Fe(aq)+3H20(1)^≡Fe(OH)3(s)+3H(aq)

+3+

A；,=?(H)Zc(Fe),將(K)'=/(I/)X1(0『)與K)=C(Fe力X犬(01「)兩式相除，消去/(0r)可得《,=

(Λ)7‰O

5.解沉淀溶解平衡圖像題三步驟

第一步：明確圖像中縱、橫坐標(biāo)的含義。

縱、橫坐標(biāo)通常是難溶物溶解后電離出的離子濃度.

第二步：理解圖像中線上點、線外點的含義。

(1)以氯化銀為例，在該沉淀溶解平衡圖像上，曲線上任意一點都達到了沉淀溶解平衡狀態(tài)，此時以=心。

在溫度不變時，無論改變哪種離子的濃度，另一種離子的濃度只能在曲線上變化，不會出現(xiàn)在曲線以外。

(2)曲線上方區(qū)域的點均為過飽和溶液，此時Q?>ΛL,。

(3)曲線下方區(qū)域的點均為不飽和溶液，此時Q<Λ‰

第三步：抓住《”的特點，結(jié)合選項分析判斷。

(1)溶液在蒸發(fā)時，離子濃度的變化分兩種情況：

①原溶液不飽和時，離子濃度都增大；

②原溶液飽和時，離子濃度都不變。

(2)溶度積常數(shù)只是溫度的函數(shù)，與溶液中溶質(zhì)的離子濃度無關(guān)，在同一曲線上的點，溶度積常數(shù)相同。

核心考點五、水溶液中離子平衡的圖像分析

常以酸堿中和反應(yīng)和電離平衡、沉淀溶解平衡建立過程中離子濃度變化曲線、PH變化曲線等為設(shè)計背

景。主要命題點有電解質(zhì)電離方程式的書寫、水電離程度的比較、離子濃度的等量關(guān)系、離子濃度大小的

比較、電離常數(shù)的計算、PH的計算及溶度積的計算等,側(cè)重考查考生分析問題的能力。

一、一強一弱溶液稀釋的圖像

L相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸

PHPH

77

aC

h彳祠FCooH

Cy,v（水）0V,~Vdt）

Ul水稀釋到相同的PH,鹽酸加入

加水稀釋到相同的體積,醋酸的PH大

水多

2.相同體積、相同PH的鹽酸、醋酸

H

7

0

h

-

。

加水稀釋到相同的體積,鹽酸的PH

加水稀釋到相同的pH,醋酸加入的水多

大

3.pH與稀釋后溶液體積變化的線性關(guān)系（匕、K為稀釋前的體積，/為稀釋后的體積）

二、｛和4°圖像

1.曲線型

不同溫度下水溶液中CQT）與C（OH）的變常溫下,CaSO,在水中的沉淀溶解平衡曲線區(qū)產(chǎn)9X

曲線Γ6]

)

c(OH-)∕(mol?L^')T

L3

.\曲線a--V—.b

町rth線feel0

b?ko1×L

6x

10^m

∕(5

+)

2

IO-7a

(C

c一

4×10'3c(SθΓ)∕(mol?L?,)

IO-710^6c(H+)∕(mol?L-1)*

（1）A>C、B三點均為中性,溫度依次升高依⑴a、c點在曲線上,a-c的變化為增大C（SO七），如加入

次增大NaSO,固體,但《p不變

(2)D點為酸性溶液,E點為堿性溶液,Λi=lX⑵b點在曲線的上方,Q>K),將會有沉淀生成

IO-"1(3)d點在曲線的下方,則為不飽和溶液,還能繼續(xù)

(3)AB直線的左上方均為堿性溶液,任意一點都溶解CaSO1

有Car)Vc(OH)

2.直線型(PM-PR曲線)

PM為陽離子濃度的負(fù)對數(shù),PR為陰離子濃度的負(fù)對數(shù)

①直線AB上的點：c(M，=c(R，。

②溶度積:CaS04>CaC03>MnC03o

③X點對CaSOI要析出沉淀,對CaCO3是不飽和溶液,能繼續(xù)溶解CaCO3o

@Y點:c?(SOr)>c(Ca"),二者的濃度積等于10%Z點:c(COg)<c(Mn"),二者的濃度積等于10。

三、分布分?jǐn)?shù)圖及分析［分布曲線是指以PH為橫坐標(biāo)、分布分?jǐn)?shù)(即組分的平衡濃度占總濃度的分?jǐn)?shù))為縱

坐標(biāo)的關(guān)系曲線］

"一元弱酸(以CH￡00H為例)二元酸(以草酸H￡力,為例)

I

:'0I'卜?.廠.>L*^Πn

eɑjP-----?----%,H=PKla=4.76

34567

PH

12?456

注:P4為電離常數(shù)的負(fù)對數(shù)

如為CIhCOoH分布分?jǐn)?shù)，31為CH：￡00分布分6。為H分布分?jǐn)?shù)、%為HaO4分布分?jǐn)?shù)、2為GO廣分

數(shù)布分?jǐn)?shù)

隨著PH增大,溶質(zhì)分子濃度不斷減小,離子7攵度逐漸增大,酸根離子增多。根據(jù)分布分?jǐn)?shù)可以書寫一定PH

時所發(fā)生反應(yīng)的離子方程式

同一PH條件下可以存在多種溶質(zhì)微粒。根狀:?在一定PH的微粒分布分?jǐn)?shù)和酸的分析濃度(平衡時各微粒的

濃度之和)，就可以計算各微粒在該PH時的平衡濃度

四、酸堿中和滴定曲線

氫氧化鈉滴定等濃度等體積的鹽酸、醋酸的滴定鹽酸滴定等濃度等體積的氫氧化鈉溶液、氨水的滴定

曲線起點不同。強堿滴定強酸、弱酸的曲線,強酸起點低;強酸滴定強堿、弱堿的曲線,強堿起點高

突躍點變化范圍不同。強堿與強酸反應(yīng)的突躍點變化范圍大于強堿與弱酸反應(yīng)(強酸與弱堿反應(yīng))―

室溫下pH=7不一定是終點。強堿與強酸反應(yīng)時,終點是pH=7;強堿與弱酸反應(yīng)終點是pH>7,強酸與弱

堿反應(yīng)終點是p∏<7

引后對點題型解密

考點一、弱電解質(zhì)(包括水)的電離平衡

【高考解密】本考點主要考查強弱電解質(zhì)的判斷與比較、弱電解質(zhì)溶液中離子濃度大小比較、電離常數(shù)的

應(yīng)用，是高考新增熱點，一般以選擇題的形式出現(xiàn)。解題的關(guān)鍵是明確強、弱電解質(zhì)的概念、電離平衡及

其影響因素。

例1.(2022?浙江?模擬預(yù)測)下列說法不正確的是

?.將純水加熱，KW增大，PH不變，仍為中性

B.常溫下，向0?10mol?I√的CH,COOH溶液中加入少量CHWOONa固體，溶液的PH增大，說明CHfOOH

溶液存在電離平衡

C.常溫下，酸式鹽NaHA的pH>7,則H?A一定是弱酸

D.常溫下，等PH的鹽酸和醋酸溶液加水稀釋10倍后，c(CI)<c(CH,C∞)

【解析】A?將純水加熱，溫度升高，水的電離程度增大，氫離子與氫氧根離子濃度增大且相等，Kw增大，

PH變小，仍為中性，A錯誤；B.常溫下醋酸溶液中存在CHCC(C)HCH3COO+H?加入少量CH,COONa

固體，電離出的CH3COCΓ使CHJCOOH