2024年高考化學(xué)易錯類型 水溶液中的離子平衡（原卷版）

高考材料

易錯類型13水溶液中的離子平衡

易錯點(diǎn)1不清楚電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力與什么有關(guān)

易錯點(diǎn)2一元強(qiáng)酸(HC1)與一元弱酸(CH3co0H)稀釋圖像比較

易錯點(diǎn)3不理解水的電離特點(diǎn)

易錯點(diǎn)4溶液酸堿性的判斷誤區(qū)

易錯點(diǎn)5溶液的稀釋與pH變化

易錯點(diǎn)6酸堿中和滴定實(shí)驗(yàn)中的常錯點(diǎn)

易錯點(diǎn)7酸式強(qiáng)堿鹽溶液酸堿性的判斷

易錯點(diǎn)8混合溶液中離(粒)子濃度大小比較

易錯點(diǎn)9有關(guān)Ksp的常見計算

易錯點(diǎn)1不清楚電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力與什么

有關(guān)

【分析】

電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力取決于自由移動離子的濃度和離子所帶電荷數(shù)，自由移動離子的濃度越大、離子所帶

電荷數(shù)越多，導(dǎo)電能力越強(qiáng)。

比較對象導(dǎo)電性原因

同濃度的氫氧化鈉溶液氫氧化鈉是強(qiáng)電解質(zhì)，完全電離；一水合氨是

氫氧化鈉溶液大于氨水溶液

與氨水溶液弱電解質(zhì)，部分電離

H2c2。4的=5.9x10-2

同濃度的醋酸溶液與草

醋酸溶液小于草酸溶液CH3coOH的Ka=1.79x10-5

酸溶液

電離常數(shù)：H2C2O4>CH3COOH

氫氧化鈉極稀溶液與0.1氫氧化鈉極稀溶液小于0.1氫氧化鈉極稀溶液的離子濃度小于0」molL-'

mol-L-1氨水溶液molL1氨水溶液氨水溶液的離子濃度

易錯點(diǎn)2一元強(qiáng)酸(HC1)與一元弱酸(CH3coOH)稀釋圖像比較

【分析】

(1)相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸加水稀釋的圖像

加水稀釋相同的倍數(shù)加水稀釋到相同的pH

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pH，PHI

7--------------------------

a

b^<HC1：CH380H

-----!-----------?

0

r“水)0匕V2X水)

醋酸的pH大鹽酸加入的水多

(2)相同體積、相同pH的鹽酸、醋酸加水稀釋的圖像

加水稀釋相同的倍數(shù)加水稀釋到相同的pH

PH|

PH

7

a7HC^^

b冰&，OOH

,；CH3coOH

i/

?VV(水)0匕匕/(水)

鹽酸的pH大醋酸加入的水多

易錯點(diǎn)3不理解水的電離特點(diǎn)

【分析】

1、水的電離易錯點(diǎn)：

(1)在不同溶液中，c(H+)、c(OH-)可能不同，但任何溶液中由水電離出的c(H+)與c(OH-)一定相等

(2)酸、堿能抑制水的電離，故室溫下，酸、堿溶液中水電離產(chǎn)生的c(H+)<lxl0-7mol』T,而能水解的鹽溶

液中水電離產(chǎn)生的c(H+)[或c(OH-)]>lxlO-7molL1

(3)室溫下，由水電離出的c水(H+)或c水(OH-)<10-7mol-LT時，可能是加酸或加堿抑制了水的電離

(4)給水加熱，水的電離程度增大，c(H+)>10-7molL-1,pH<7,但水仍顯中性

2、水電離出的c(H+)水或c(OH-)水的計算

(1)計算方法

①任何情況下水電離產(chǎn)生的c(H+)和c(OH-)總是相等的

②當(dāng)抑制水的電離時(如酸或堿溶液)：在溶液中。(H+)、c(OH-)較小的數(shù)值是水電離出來的

溶液(25℃)c(H+)/(molL-1)c(OH-)/(mol[T)c(H+)水或c(OH-)水/(molLT)

0.01mol-LT鹽酸1.0x10-21.0xl0T21.0x10-12

0.1mol-LTNaOH溶液1.0X10T3l.Oxlo-i1.0x10-13

③當(dāng)促進(jìn)水的電離時(如鹽的水解)：在溶液中c(H+)、c(OH-)較大的數(shù)值是水電離出來的

溶液(25℃)c(H+)/(mol-L1)c(OH)/(mol-L-1)c(H+)水或c(OH-)水/(mol【T)

1.0x10-51.0x10-91.0x10-5

pH=5的NH4C1溶液

pH=10的Na2c。3溶液l.Oxlo-io1.0x10-41.0x10-4

⑵常見計算的2種類型(25℃)

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①中性溶液：c(OH)=c(H+)=10-7mol-L-1

②酸溶液——OH-全部來自水的電離：以11+)水=&011-)水=c(OH-)

例：pH=2的鹽酸中c(H+)=10-2moi.LT,貝Uc(OH-)水=1義1。-12moi即水電離出的c(H+)=c(OH-)=

10-12molL-|

③堿溶液——H+全部來自水的電離：c(OH-H=c(H+'=c(H+)

例：pH=12的NaOH溶液中c(H+)水=1x10-12moi[T,即水電離出的c(OH-)=c(H+)=l()T2moi[T

④水解呈酸性的鹽溶液——H+全部來自水的電離：c(H+)水=c(OH-)水=c(H+)

例：pH=5的NH4cl溶液中，由水電離出的c(H+)水=10-5mol[T,因部分0H-與部分NH才結(jié)合使溶液中

c(OH-)=10-9moi-L-i

⑤水解呈堿性的鹽溶液——0H-全部來自水的電離：c(OH-bk=c(H+)水=c(OH)

例：pH=12的Na2c。3溶液中，由水電離出的。(OH-)水=10-2moi[T,因部分H+與部分COF結(jié)合使溶

液中c(H+)=IO-12molL-1

易錯點(diǎn)4溶液酸堿性的判斷誤區(qū)

【分析】

1、溶液的酸堿性

(1)溶液的酸堿性：溶液酸堿性的判斷標(biāo)準(zhǔn)是溶液中c(H+)與c(OH-)的相對大小

(2)溶液的酸堿性與c(H+)和c(OH-)的關(guān)系

c(H+)與c(OH-)相對大小c(H+)/mol[T的范圍(25℃)

中性溶液c(OH-)=c(H+)c(H+)=1.0x10-7

酸性溶液c(OH-)<c(H+)c(H+)>1.0xl0-7

堿性溶液c(OH-)>c(H+)c(H+)<1.0xl0-7

⑶溶液的pH與c(H+)及酸堿性的關(guān)系

①pH的定義：pH是c(H+)的負(fù)對數(shù)，其表達(dá)式是pH=-lgc(H+)

②pH的意義：pH越大，溶液的堿性越強(qiáng)；pH越小，溶液的酸性越強(qiáng)

③溶液酸堿性與pH的關(guān)系(常溫下)：pH<7,為酸性溶液；pH=7,為中性溶液；pH>7,為堿性溶液

pH01234567891011121314

酸性增強(qiáng)中性堿性增強(qiáng)

c(H+)I。。io-2IO-410-710T°IO-'210-14

(mol-L-1)

@pH的適用范圍：IxlO-14molL-'<c(H+)<lmolL-1

【點(diǎn)撥】①酸性(堿性)溶液并不一定是酸類(堿類)物質(zhì)

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②判斷溶液的酸堿性不能根據(jù)c(H+)和c(OH-)絕對大小，而應(yīng)比較二者相對大小，不受溫度影響

③溶液的酸堿性也不能根據(jù)pH來判斷，如：pH=7的溶液不一定為中性溶液，10(FC時，pH=6為中性溶液

④當(dāng)c(H+)或c(OH-)大于1mol-L1時，通常用c(H+)或c(OH-)直接表示

⑤當(dāng)c(H+)或c(OH-)小于或等于1molL-1時，通常用pH表示

易錯點(diǎn)5溶液的稀釋與pH變化

【分析】

酸堿溶液稀釋時pH的變化

酸(pH=4)堿(pH=6)

弱酸強(qiáng)酸弱堿強(qiáng)堿

稀釋10"倍pHv〃+〃pH=a+〃pH>Z)—?pH=b

無限稀釋pH趨向于7

易錯點(diǎn)6酸堿中和滴定實(shí)驗(yàn)中的常錯點(diǎn)

【分析】

1.滴定管的認(rèn)識和使用

(2)滴定管的認(rèn)識

①構(gòu)造：滴定管的管身是內(nèi)徑均勻、帶有刻度的細(xì)長玻璃管，酸式滴定管的下端是玻璃活塞，堿式滴定管

的下端是由橡皮管和玻璃球構(gòu)成的閥?？?/p>

②滴定管的使用要求：酸式滴定管不能盛放堿液、水解呈堿性的溶液和氫氟酸，可以呈酸液、氧化性溶液

和中性溶液，因?yàn)樗嵝院脱趸晕镔|(zhì)易腐蝕橡膠管；堿式滴定管不能盛放酸液和強(qiáng)氧化性溶液，可以呈堿

液和中性溶液，因?yàn)閴A性物質(zhì)易腐蝕玻璃，致使活塞無法打開。

③規(guī)格：滴定管的最小分度是0.1mL,實(shí)驗(yàn)室中常用滴定管的規(guī)格有25mL和50mL兩種?？?/p>

④滴定管的讀數(shù)方法：0刻度在上，從上往下讀，讀數(shù)時取小數(shù)點(diǎn)后兩位，估讀至0.01mL；如：24.00mL、

23.38mL。

⑤用途：滴定管主要是用來精確地量取一定體積的液體。

⑥由于滴定管尖嘴處無刻度，故將滴定管中的液體全部放出時，放出的液體體積比理論值要大。

(3)滴定管的使用方法

①檢查儀器：使用滴定管前，首先要檢查活塞是否漏水。

檢查滴定管是否漏水的方法：向滴定管內(nèi)加水(對酸式滴定管，要先關(guān)閉活塞)至液面在“0”刻度線附近，用

滴定管夾將滴定管固定在鐵架臺上，觀察滴定管是否漏水。若不漏水，對酸式滴定管將活塞旋轉(zhuǎn)180。，對

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堿式滴定管松動其閥門，放出少量液體，再次觀察滴定管是否漏水，經(jīng)兩次檢查都不漏水的滴定管是檢漏

合格的滴定管。只有不漏水的滴定管才能使用，若滴定管漏水，則不能使用。

②潤洗儀器：滴定管在加入酸、堿反應(yīng)液之前，先用蒸儲水洗滌干凈，然后分別用待裝液潤洗2?3次。

潤洗的方法：從滴定管上口加入3?5mL所要盛裝的酸或堿，傾斜著轉(zhuǎn)動滴定管，使液體潤濕全部滴定管內(nèi)

壁。然后，一手控制活塞（輕輕轉(zhuǎn)動酸式滴定管的活塞；或者輕輕擠壓堿式滴定管中的玻璃球），將液體從滴

定管下部放入預(yù)置的燒杯中。

③加入反應(yīng)液：分別將酸、堿反應(yīng)液加入酸式、堿式滴定管中，使液面位于“0”刻度以上2?3mL處，并將

滴定管垂直固定在滴定管夾上。

④調(diào)節(jié)起始讀數(shù)：在滴定管下放一燒杯，調(diào)節(jié)活塞或玻璃球，使滴定管尖嘴部分充滿反應(yīng)液，如果滴定管

內(nèi)部有氣泡，應(yīng)快速放液以趕出氣泡，然后調(diào)節(jié)滴定管液面使其處于“0”刻度或“0”刻度以下的某一刻度。準(zhǔn)

確讀取數(shù)值并記錄。

2、實(shí)驗(yàn)操作一以用鹽酸標(biāo)準(zhǔn)液滴定NaOH溶液為例

（1）查漏：使用前先檢查滴定管活塞是否漏水。

⑵洗滌

①錐形瓶：只能用蒸儲水洗滌，不能用待測溶液潤洗。

②滴定管洗滌：應(yīng)先用自來水，再用蒸儲水，然后再用標(biāo)準(zhǔn)溶液（或待測溶液）潤洗2?3次，以避免溶液被滴

定管內(nèi)壁上附著的蒸儲水稀釋而導(dǎo)致濃度變小。

③洗滌的原則：少量多次。

④洗滌的標(biāo)準(zhǔn)：管內(nèi)壁不掛水珠。

⑶取液

①向潤洗過的堿式滴定管中加入待測濃度的NaOH溶液，趕出氣泡、調(diào)節(jié)液面至“0”刻度后，用堿式滴定管

向錐形瓶中滴入25.00mL待測溶液，再向其中滴加2滴酚酥溶液。

②向潤洗過的酸式滴定管中加入標(biāo)準(zhǔn)鹽酸，趕出氣泡、調(diào)節(jié)液面至“0”刻度后準(zhǔn)確記錄讀數(shù)為VimL。

（4）滴定：在錐形瓶下墊一張白紙，左手控制滴定管的活塞，向錐形瓶中先快后慢地加入標(biāo)準(zhǔn)鹽酸（后面逐滴

加入，接近終點(diǎn)時，改成滴加半滴酸），右手搖動錐形瓶，眼睛觀察錐形瓶內(nèi)溶液的顏色變化

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（5）讀數(shù)：當(dāng)加入最后半滴標(biāo)準(zhǔn)鹽酸，溶液由粉紅色變?yōu)闊o色，且半分鐘內(nèi)不變色，停止滴定。平視滴定管

中凹液面最低點(diǎn)，讀取溶液體積為V2mL。

⑹計算：以（匕一匕）為消耗的標(biāo)準(zhǔn)鹽酸的體積，取2?3次實(shí)驗(yàn)結(jié)果的平均值，依據(jù)。（NaOH）=^黑黑工

計算待測NaOH溶液的物質(zhì)的量濃度。

3、指示劑的選擇

⑴中和滴定曲線：以滴加酸（或堿）的量為橫坐標(biāo)，以溶液的pH為縱坐標(biāo)繪出一條溶液的pH隨酸（或堿）的

滴加量而變化的曲線。

用0.1000molL-1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol-L-1HC1溶液過程中的pH變化曲線

加入的VNa0H(mL)余VHCi(mL)過量VNaOH(mL)PH中和滴定曲線

0.0020.001.0

18.002.002.312嚴(yán)------

19.800.203.3

10…|―1-I-------J-

8酚配一J

19.980.024.3

6《反應(yīng)終點(diǎn)笠

20.000.007.0r?

4甲基橙??—匚

20.020.029.7

2020020107

u10203040

22.002.0011.7V[NaOH(aq)]/mL

40.0020.0012.5

（2）指示劑選擇的依據(jù)：由曲線可以看出，在酸、堿中和滴定過程中，溶液的pH在接近滴定終點(diǎn)時有一個突

變過程，在此范圍內(nèi)，滴加很少的酸（或堿），溶液的pH就有很大的變化，能使指示劑的顏色發(fā)生明顯變化,

有利于確定滴定終點(diǎn)，所以即使酚酸、甲基橙的變色不在恰好中和的pH=7的點(diǎn)上，但體積差距很小，可

以忽略不計。

（3）酸堿指示劑法（只能測定溶液的pH范圍）

常見酸堿指示劑的變色范圍

指示劑變色范圍（顏色與pH的關(guān)系）

石蕊<5.0紅色5.0?8.0紫色>8.0藍(lán)色

酚醐<8.2無色8,2?10.0淺紅色>10.0紅色

甲基橙<3.1紅色3.1?4.4橙色>4.4黃色

（4）指示劑選擇的基本原則

①酸堿中和滴定中一般不用石蕊作指示劑，因其顏色變化不明顯。

②滴定終點(diǎn)為堿性時，用酚酷作指示劑，如：用NaOH溶液滴定醋酸。

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③滴定終點(diǎn)為酸性時，用甲基橙作指示劑，如：用鹽酸滴定氨水。

④強(qiáng)酸滴定強(qiáng)堿一般用酚酥，但用甲基橙也可以。

⑤并不是所有的滴定都需使用指示劑，如氧化還原滴定中，用標(biāo)準(zhǔn)的酸性KMnCU溶液滴定H2c2O4溶液時,

可利用KMnCU溶液本身顏色的變化來判斷滴定終點(diǎn)。

⑸滴定終點(diǎn)的判斷——以鹽酸滴定未知濃度的NaOH溶液為例

①若用酚麟作指示劑，當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏嘻}酸時，溶液的顏色由粉紅色突變?yōu)闊o色，且半分鐘內(nèi)不變色，說

明達(dá)到滴定終點(diǎn)。

②若用甲基橙作指示劑，當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏嘻}酸時，溶液的顏色由黃色變?yōu)槌壬?，且半分鐘?nèi)不變色，說明

達(dá)到滴定終點(diǎn)。

3、常見的誤差分析——以用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定待測氫氧化鈉溶液為例

步驟操作V標(biāo)準(zhǔn)c(NaOH)

酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)溶液潤洗偏大偏高

堿式滴定管未用待測液潤洗偏小偏低

洗滌

錐形瓶用待測液潤洗偏大偏高

錐形瓶洗凈后還留有蒸儲水不變無影響

取液放出堿液的滴定管開始有氣泡，放出液體后氣泡消失偏小偏低

酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定終點(diǎn)時氣泡消失偏大偏高

滴定過程中振蕩錐形瓶時部分液體濺出偏小偏低

滴定時，部分酸液滴出錐形瓶外偏大偏高

滴定時有幾滴標(biāo)準(zhǔn)溶液滴在錐形瓶的內(nèi)壁上而未用蒸儲水沖

滴定偏大偏高

入瓶內(nèi)

溶液顏色較淺時滴入鹽酸過快，停止滴定后反加一滴NaOH溶

偏大偏高

液無變化

滴定完畢后立即讀數(shù)，半分鐘后顏色又褪去偏小偏低

滴定前仰視讀數(shù)或滴定后俯視讀數(shù)偏小偏低

讀數(shù)

滴定前俯視讀數(shù)或滴定后仰視讀數(shù)偏大偏高

【微點(diǎn)撥】

①用HC1滴定0.1mobL-Na2c。3溶液，第一步生成NaHCC)3時，可選用酚酸為指示劑，由紅色—淺紅一無

色?；瘜W(xué)方程式為：Na2CO3+HCl=NaHCO3+NaCl；第二步生成碳酸(CO2T+H2O),可選用甲基橙為指示

齊IJ,由黃色—橙色，化學(xué)方程式為：NaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2To

②強(qiáng)酸與強(qiáng)堿完全中和時，溶液的pH就為7,但指示劑變色時，溶液的pH不等于7。是因?yàn)椋簭?qiáng)酸強(qiáng)堿

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完全中和時溶液的pH就為7,而滴定的終點(diǎn)則是通過指示劑顏色的變化來觀察，此時溶液的pH往往不是

7,但由滴定曲線可知：在滴定過程中開始一段時間溶液的pH變化不大，處于量變過程中，而在接近完全

中和時，滴入0.02ml的堿溶液時，溶液的pH變化很大，溶液由酸性變中性再變成堿性發(fā)生了突變，之后

再滴入堿溶液，溶液的pH變化又比較緩慢，說明滴定過程中，溶液的酸堿性變化經(jīng)過了由量變引起質(zhì)變的

過程，有一段發(fā)生了pH突變的過程，完全中和和酚酥或甲基橙指示劑變色的pH雖不同，但只相差半滴,

即只有0.02mL左右，這種誤差在許可的范圍之內(nèi)。

③酸堿恰好中和（即滴定終點(diǎn)）時溶液不一定呈中性，最終溶液的酸堿性取決于生成鹽的性質(zhì)，強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽的

溶液呈中性，強(qiáng)堿弱酸鹽的溶液呈堿性，強(qiáng)酸弱堿鹽的溶液呈酸性。

易錯點(diǎn)7酸式強(qiáng)堿鹽溶液酸堿性的判斷

【分析】

酸式強(qiáng)堿鹽的水溶液呈什么性質(zhì)，這要看該鹽的組成微粒的性質(zhì)。

++2

⑴強(qiáng)酸的酸式鹽只電離，不水解，一定顯酸性，如NaHSOvNaHSO4=Na+H+SO4-

⑵弱酸的酸式鹽（NaHA）存在兩種趨勢，既存在電離平衡又存在水解平衡：NaHA=Na++HA-

HA-y=H++A2-（電離，顯酸性）

HA-+H2O?=^H2A+OH-（水解，顯堿性）

①若電離程度大于水解程度，則顯酸性，常見的酸式鹽中，顯酸性的有：NaHSO3>KHC2O4

②若水解程度大于電離程度，則顯堿性；常見的酸式鹽中，顯堿性的有：NaHCO3>NaHS

+

如：NaHSO3=Na+HSO3-（H2so3：&=1.54*10-2,&=1.02x10-7）

+2

HSO3-?=^H+SO3-（主要，大）呈酸性

HSO3-+H2O^=^H2SO3+OH-（次要，小）

+"

NaHCO3=Na+HCO3（H2CO3：&=4.30*10-7,&=5.61乂1（）-11）

（主要，大）呈堿性

HCO3-+H2O^=^H2CO3+OH-

-+2

HCO3^^H+CO3-（次要，?。?/p>

（3）在酸式鹽NaHA溶液中，電離程度〉水解程度、c（H+）>c（OH-）和c（A2-）>c（H2A）是等價條件，都表明溶液

呈酸性，反之亦反。

易錯點(diǎn)8混合溶液中離（粒）子濃度大小比較

【分析】

1、以“常溫下，濃度均為O.lmol-LTHA（弱酸）溶液和NaA溶液等體積混合，溶液呈酸性”為例。

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實(shí)例

常溫下，0.1mol-LTHA溶液和NaA溶液等體積混合，溶液呈酸性

解題思路

NaA=Na++A-

寫出混合溶液中存在的平HA自身電離：HA^^H++A-①(呈酸性，以HA電離為主)

衡過程N(yùn)aAA-中水解：A-+H2O^^HA+OH-②(水解呈堿性，次要)

H20^——-H++OH

①電荷守恒c(Na+)+c(H+)=c(A-)+c(OH)

②物料守恒顯然”(Na+)：n(A)=2：1,則2c(Na+)=c(A-)+c(HA)

③質(zhì)子守恒將Na+消掉得：c(HA)+2c(H+)=c(A-)+2c(0H-)

分析：在沒有電離和水解之前c(Na+)、c(A-)>c(HA)均為O.lmolLT,

但由于溶液呈酸性，以HA的電離為主，即電離程度大于水解程度

c(HA)=0.1—電離消耗+水解生成<0.1

④離子(粒子)濃度比較

c(A-)=0.1+電離生成一水解消耗>0.1

c(Na+)=0.1,H+是由HA電離出來的，電離程度很微弱，故濃度大小為：

c(A-)>c(Na+)>c(HA)>c(H+)>c(OH-)

易錯點(diǎn)9有關(guān)Ksp的常見計算

【分析】

類型一、由溶度積求溶液中某離子的濃度

①已知溶度積，求溶液中的某種離子的濃度

如：Ksp="的飽和AgCl溶液中，c(Ag+)=V?molL1

②已知溶度積、溶液中某離子的濃度，求溶液中的另一種離子的濃度

計算技巧

如：某溫度下AgCl的七=。，在0/mol-LT的NaCl溶液中加入過量的AgCl固體，達(dá)到平

衡后c(Ag+)==]0amolL-1

類型二、判斷沉淀的生成或沉淀是否完全

①把離子濃度數(shù)據(jù)代入Ksp表達(dá)式得4，若4>Ksp，則有沉淀生成；若&<Ksp,無沉淀生成

計算技巧

②利用Ksp的數(shù)值計算某一離子濃度，若該離子濃度小于lO-mobLT,則該離子沉淀完全

類型三、常溫下，計算氫氧化物沉淀開始和沉淀完全時的pH

①根據(jù)氫氧化物的&p,先計算初始濃度溶液中c(OH-),再求得溶液的pH

計算技巧②金屬陽離子沉淀完全時的離子濃度為10-5mol-L-1,依據(jù)Ksp可計算金屬陽離子沉淀完全時

溶液中的c(OH-),進(jìn)而求得pH

類型四、計算沉淀轉(zhuǎn)化反應(yīng)的平衡常數(shù)，并判斷沉淀轉(zhuǎn)化的程度

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依據(jù)沉淀的轉(zhuǎn)化反應(yīng)和Kp,計算該反應(yīng)的平衡常數(shù)，K值越大，轉(zhuǎn)化反應(yīng)越易進(jìn)行，轉(zhuǎn)化程

度越大

計算技巧如：對于反應(yīng)Cu2+(aq)+ZnS(s)=^CuS(s)+Zn2+(叫)

2門戶,五針?biāo)奈镞砪(Z〃")C(Z?2+)?C(52-)&p(ZnS)

該反應(yīng)的平衡常數(shù)K='=J,----;....-

c(Cu2+)C(CI/2+)?C(52-)Ksp(CUS)

類型五、溶度積與溶解度的相互計算

①由飽和溶液的物質(zhì)的量濃度c(mol/L)—飽和溶液的溶解度S(g)

以AgCl(s)=iAg+(aq)+C「(aq)為例，飽和溶液的物質(zhì)的濃度c=1.34xlOTmol/L

即：1L溶液中含有1.34x10-5mol的AgCl溶質(zhì)，也就是(1.34xl0-5xl43.5)g=1.92xl0-3g

即：1L溶液中溶解的AgCl為1.92xl0-3g,由于溶液極稀，其溶液近似等于水的密度，p=lg/cm3

即：1000g溶液中溶解了1.92xl0-3g的AgCl,100g水中溶解了1.92xl0-4g的AgC1

即：AgCl的溶解度S(AgCl)=1.92xlO-4g

計算

②飽和溶液的溶解度S(g)轉(zhuǎn)化>由飽和溶液的物質(zhì)的量濃度c(mol/L)轉(zhuǎn)化>KSP

技巧

20P時,S(AgCl)=1.5xlO-4g,即：100g水中溶解了AgCl的質(zhì)量為1.5xl0-4g,由于溶液極稀，

其溶液近似等于水的密度，p=lg/cm3,也即是：0.1L水中溶解了AgCl的質(zhì)量為1.5xl0-4g,也

415xl046

即是:0.1L溶液中溶解了AgCl的質(zhì)量為1.5xl0-g,n(AgCl)=_g=i.05xWmol，

143.5g/mol

65

c(AgCl)=n=i.05xiQ-moi,c(AgCl)=1.05x10-mol/L,Ksp=c(Ag+)-c(Cl—)=1.05x10-5x105x10-5

V~0.1Z

=1.1x10—1。

類型六、沉淀先后的計算與判斷

①沉淀類型相同，則Ksp小的化合物先沉淀

計算技巧②沉淀類型不同，則需要轉(zhuǎn)化為溶解度進(jìn)行判斷，溶解度小的最先沉淀或根據(jù)Ksp計算出沉淀

時所需離子濃度，所需離子濃度小的先沉淀

類型七、外加溶液稀釋后的計算

①加水時，各離子濃度都會減小，先要計算出稀釋后各離子濃度，再計算出然后與Ksp比

較，看是否有沉淀生成

計算技巧

②加同離子的電解質(zhì)溶液時，先要計算出稀釋后各離子濃度，再計算出4,然后與Ksp比較，

看是否有沉淀生成

三9

1.(2023秋?北京昌平?高三統(tǒng)考期末)已知物質(zhì)的相關(guān)數(shù)據(jù)如下表，下列說法正確的是

高考材料

物質(zhì)HFH2CO3CagCa(OH)2

K,=4.5x10，

alK、=5.6x10-5

相關(guān)數(shù)據(jù)%=6.8X10”叩=3.5x10-"n

K=4.7x10」

a2

A.NaF不與鹽酸溶液反應(yīng)

B.NaF溶液中存在的所有微粒有：HQ、Na\F\OH\H+

C.HF與碳酸鈉溶液反應(yīng)，可能產(chǎn)生氣體

D.向石灰水懸濁液中加入NaF溶液，溶液可能變澄清

2.（2023?重慶沙坪壩?高三重慶南開中學(xué)?？茧A段練習(xí)）某含磷廢水中的磷以磷酸及其鹽的形式存在。室溫

下向pH=6的該含磷廢水中加入CaCl2可以得到Ca5（PO4）3OH沉淀從而實(shí)現(xiàn)廢水除磷。已知常溫下H3PO4

的電離常數(shù)分別為=10-2:仁=10力;心=10皿6。下列敘述錯誤的是

A.室溫下，H3PC)4+HPO；-=2H2Poi的平衡常數(shù)K=1()5.09

B.保持體積不變，若逐漸增大該廢水的pH,溶液中c（HPOj）將先增大后減小

該廢水中存在離子濃度關(guān)系：

C.C（H2PO;）＞C（HPO^-）＞C（PO：-）

D.加入CaCL實(shí)現(xiàn)廢水除磷后，溶液pH將增大

3.（2023春?重慶沙坪壩?高三重慶一中?？茧A段練習(xí)）已知某溫度下，KMMg（OH）2]=6xlO*。該溫度下,

將0.2mol/L的一元酸HA與0.2mol/L的NaOH溶液等體積混合（假設(shè)混合后溶液總體積不變），充分反應(yīng)后

所得溶液pH=10,且溶液中。（A-）=0.08mol/L。下列說法錯誤的是

A.所得溶液中，c（H+）+c（HA）=c（0H-）

B.該溫度下，HA電離平衡常數(shù)E（HA）=4xlOT°

C.該溫度下，水的離子積常數(shù)Kw22.0x104

D.該溫度下，反應(yīng)Mg（OH）2（s）+2HA（aq）fMg2+（aq）+2AXaq）+2Hq⑴的平衡常數(shù)K合2.4*10-7

4.（2023?浙江寧波?統(tǒng)考二模）向工業(yè)廢水中加入硫化物可以獲得CuS、FeS納米粒子[已知

1836

^sp（FeS）=6.3xlO-,^sp（CuS）=1.3x10],下列說法正確的是

A.FeS固體不能用于去除工業(yè)廢水中的Cu?+

B.向FeSO,和CuSO”混合溶液中加入Na2s溶液，當(dāng)兩種沉淀共存時，c（Cu2+）:c（Fe2+）?1018

(p(CuS)

C.向CuS飽和溶液中加入CuC“固體，CuS的溶解平衡逆向移動，濾液中一定存在c（Cu"）=

c(S")

D.已知H2s溶液中&「篦2=1x10-21,可判斷CuS易溶于稀鹽酸

5.（2023?河北?模擬預(yù)測）常溫下，0.1mol?L」NH3?H2O溶液的pH=ll,在如圖所示的溶液體系中，隔膜不

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讓NH；和OH-通過，NIVHQ分子可自由穿過。已知溶液中該體系

達(dá)到平衡時，下列敘述正確的是

隔膜

溶液A溶液B

pH=7pH=ll

NH；+OHfNH3H2O<-—NH3H20fNH；+OJT

A.水的電離程度：溶液A＜溶液B

B,溶液A中：c總（NH/Hq）=器c（NH：）

+

C.溶液B中：c（NH：）＞c（NH3.H20）＞c（0Hj＞c（H）

+

D.混合溶液中NH4cl和NH「Hq濃度相等：c（H）+c（NH3-H^j^fOHj+cfcij

6.（2023春?重慶沙坪壩?高三重慶一中?？茧A段練習(xí)）用0.1000mol-1的NaOH溶液分別滴定0.1000mol/L、

20.00mLHX,HY、HZ三種酸溶液。溶液pH與加入NaOH體積之間的關(guān)系如圖所示，下列說法錯誤的是

10

8

2

1

0

5IOI52O253O354O

ItNaOHVmL

A.HX為一元強(qiáng)酸，電禺常數(shù)Ka（HY）＞Ka（HZ）

B.a、b、c三點(diǎn)中，b點(diǎn)所對應(yīng)的水溶液里陰離子的物質(zhì)的量濃度最大

C.d點(diǎn)所對應(yīng)的水溶液里，c（0H）約為0.02mol/L

D.滴定時使用酚酥作指示劑，會產(chǎn)生系統(tǒng)誤差，但可通過空白對照實(shí)驗(yàn)消除

7.（2023?全國?模擬預(yù)測）已知25。（3時，反應(yīng)2AgX（s）+Na2A（aq）fAg2A（s）+2NaX（aq）的平衡常數(shù)

25

K=1.62X10-6,^al（H2A）=4xlO-,^a2（H,A）=6xl0-0用0.02mol-LT的一元強(qiáng)酸HX滴定20mL0.02

8

molL-'Na2A溶液，所得pH-V（HX）關(guān)系如圖所示。已知：/Csp（AgX）=1.8xlO-,下列說法錯誤的是

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八pH

°102030K（HX）/mL

A.a點(diǎn)溶液中滴加O.OlmolLiAgNf%溶液，先產(chǎn)生AgX沉淀

B.a點(diǎn)溶液顯酸性

c（A2_）

C.若b點(diǎn)pH=4,則b點(diǎn)一一^=24

C（H2A）

2

D.c點(diǎn)溶液中滿足:c（X-）＜3C（HA-）+6e（A-）

8.（2023秋?北京通州?高三統(tǒng)考期末）某實(shí)驗(yàn)小組的同學(xué)用0.1000mol/L氫氧化鈉溶液和0.05000mol/L草酸

溶液在25（下進(jìn)行中和滴定實(shí)驗(yàn)，先向錐形瓶內(nèi)加入25.00L溶液，然后開始滴定，直至滴定完全測得錐形

瓶內(nèi)溶液pH隨滴定管滴加溶液體積變化的曲線（見下圖）。根據(jù)圖中數(shù)據(jù)，下列說法正確的是

A.草酸是一元酸

B.該實(shí)驗(yàn)不能使用堿式滴定管

C.當(dāng)?shù)渭恿?0.00mL溶液后，錐形瓶內(nèi)溶液的草酸根離子濃度大于氫離子濃度

D.當(dāng)?shù)渭恿?0.00mL溶液后，錐形瓶內(nèi)溶液的鈉離子濃度小于氫氧根離子濃度

9.（2023秋?江蘇常州?高三統(tǒng)考期末）某水樣中含一定濃度的CO，、HCO］和其他不與酸堿反應(yīng)的離子。

取10.00mL水樣，用0.01000molL-'的HC1溶液進(jìn)行滴定，溶液pH隨滴加HC1溶液體積片（HC1）的變化

關(guān)系如圖所示（混合后溶