新高考化學二輪復習講義+分層訓練專題08 水溶液中的離子反應與平衡（講義）（含解析）

08水溶液中的離子反應與平衡考點熱度★★★★★考點1、弱電解質(包括水)的電離平衡1．（2023·浙江·高考真題）甲酸SKIPIF1<0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SKIPIF1<0，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的量分數(shù))與廢水初始SKIPIF1<0關系如圖(已知甲酸SKIPIF1<0)，下列說法不正確的是A．活性成分SKIPIF1<0在水中存在平衡：SKIPIF1<0B．SKIPIF1<0的廢水中SKIPIF1<0C．廢水初始SKIPIF1<0，隨SKIPIF1<0下降，甲酸的電離被抑制，與SKIPIF1<0作用的SKIPIF1<0數(shù)目減少D．廢水初始SKIPIF1<0，離子交換樹脂活性成分主要以SKIPIF1<0形態(tài)存在【答案】D【解析】A．由圖可知，SKIPIF1<0溶液呈堿性，溶液中存在如下平衡SKIPIF1<0，故A正確；B．由電離常數(shù)公式可知，溶液中SKIPIF1<0=SKIPIF1<0，當溶液pH為5時，溶液中SKIPIF1<0=SKIPIF1<0-18，故B正確；C．由圖可知，溶液pH為2.4時，廢水中的甲酸及其鹽回收率最高，當溶液中pH小于2.4時，隨溶液pH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SKIPIF1<0作用的數(shù)目減小，故C正確；D．由圖可知，SKIPIF1<0溶液呈堿性，溶液中存在如下平衡SKIPIF1<0，當廢水初始pH大于5時，平衡向左移動，離子交換樹脂活性成分主要以R3N形態(tài)存在，故D錯誤；故選D?？键c2、溶液的酸堿性和中和滴定及其應用2．（2022·全國·統(tǒng)考高考真題）常溫下，一元酸SKIPIF1<0的SKIPIF1<0。在某體系中，SKIPIF1<0與SKIPIF1<0離子不能穿過隔膜，未電離的SKIPIF1<0可自由穿過該膜(如圖所示)。設溶液中SKIPIF1<0，當達到平衡時，下列敘述正確的是A．溶液Ⅰ中SKIPIF1<0B．溶液Ⅱ中的HA的電離度SKIPIF1<0為SKIPIF1<0C．溶液Ⅰ和Ⅱ中的SKIPIF1<0不相等D．溶液Ⅰ和Ⅱ中的SKIPIF1<0之比為SKIPIF1<0【答案】B【解析】A．常溫下溶液I的pH=7.0，則溶液I中c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L，c(H+)＜c(OH-)＋c(A-)，A錯誤；B．常溫下溶液II的pH=1.0，溶液中c(H+)=0.1mol/L，Ka=SKIPIF1<0=1.0×10-3，c總(HA)=c(HA)+c(A-)，則SKIPIF1<0=1.0×10-3，解得SKIPIF1<0=SKIPIF1<0，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錯誤；D．常溫下溶液I的pH=7.0，溶液I中c(H+)=1×10-7mol/L，Ka=SKIPIF1<0=1.0×10-3，c總(HA)=c(HA)+c(A-)，SKIPIF1<0=1.0×10-3，溶液I中c總(HA)=(104+1)c(HA)，溶液II的pH=1.0，溶液II中c(H+)=0.1mol/L，Ka=SKIPIF1<0=1.0×10-3，c總(HA)=c(HA)+c(A-)，SKIPIF1<0=1.0×10-3，溶液II中c總(HA)=1.01c(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II中c總(HA)之比為[(104+1)c(HA)]∶[1.01c(HA)]=(104+1)∶1.01≈104，D錯誤；答案選B?？键c3、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COSKIPIF1<0、HCOSKIPIF1<0和其他不與酸堿反應的離子。取10.00mL水樣，用0.01000mol?L-1的HCl溶液進行滴定，溶液pH隨滴加HCl溶液體積V(HCl)的變化關系如圖(混合后溶液體積變化忽略不計)。下列說法正確的是A．該水樣中c(COSKIPIF1<0)=0.01mol?L-1B．a(chǎn)點處c(H2CO3)+c(H+)=c(OH—)C．當V(HCl)≤20.00mL時，溶液中c(HCOSKIPIF1<0)基本保持不變D．曲線上任意一點存在c(COSKIPIF1<0)+c(HCOSKIPIF1<0)+c(H2CO3)=0.03mol?L-1【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COSKIPIF1<0+H+=HCOSKIPIF1<0、HCOSKIPIF1<0+H+=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20.00mL，由反應方程式COSKIPIF1<0+H+=HCOSKIPIF1<0可知，水樣中碳酸根離子的濃度為SKIPIF1<0=0.02mol/L，溶液pH第二次發(fā)生突躍時，鹽酸溶液的體積為50.00mL，則水樣中碳酸氫根離子的濃度為SKIPIF1<0=0.01mol/L。A．由分析可知，水樣中碳酸根離子的濃度為0.02mol/L，故A錯誤；B．由圖可知，a點發(fā)生的反應為碳酸根離子與氫離子恰好反應生成碳酸氫根離子，可溶性碳酸氫鹽溶液中質子守恒關系為c(H2CO3)+c(H+)=c(OH—)+c(COSKIPIF1<0)，故B錯誤；C．由分析可知，水樣中碳酸氫根離子的濃度為0.01mol/L，當鹽酸溶液體積V(HCl)≤20.00mL時，只發(fā)生反應COSKIPIF1<0+H+=HCOSKIPIF1<0，滴定時溶液中碳酸氫根離子濃度為SKIPIF1<0=0.01mol/L，則滴定時溶液中碳酸氫根離子濃度不變，故C正確；D．由分析可知，水樣中碳酸根離子和碳酸氫根離子濃度之和為0.03mol/L，由物料守恒可知，溶液中c(COSKIPIF1<0)+c(HCOSKIPIF1<0)+c(H2CO3)=0.03mol/L，滴定加入鹽酸會使溶液體積增大，則溶液中[c(COSKIPIF1<0)+c(HCOSKIPIF1<0)+c(H2CO3)]會小于0.03mol/L，故D錯誤；故選C?？键c4、沉淀溶解平衡及其應用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：SKIPIF1<0[已知SKIPIF1<0，SKIPIF1<0，SKIPIF1<0的電離常數(shù)SKIPIF1<0]，下列有關說法正確的是A．上層清液中存在SKIPIF1<0B．上層清液中含碳微粒最主要以SKIPIF1<0形式存在C．向體系中通入SKIPIF1<0氣體，溶液中SKIPIF1<0保持不變D．通過加SKIPIF1<0溶液可實現(xiàn)SKIPIF1<0向SKIPIF1<0的有效轉化【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SKIPIF1<0，A錯誤；B．根據(jù)Ka2=4.7×10-11可得SKIPIF1<0，則碳酸根的水解平衡常數(shù)為SKIPIF1<0，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根離子，B正確；C．向體系中通入CO2，碳酸鈣與CO2反應生成碳酸氫鈣，碳酸氫鈣易溶于水，則溶液中鈣離子濃度增大，C錯誤；D．由題干可知，SKIPIF1<0，SKIPIF1<0，碳酸鈣比硫酸鈣更難溶，加入硫酸鈉后碳酸鈣不會轉化成硫酸鈣，D錯誤；故答案選B。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識電解質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)地分析弱電解質的電離平衡、鹽類水解平衡和沉淀溶解平衡,并會用相關原理解決實際問題。(2)證據(jù)推理與模型認知: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現(xiàn)象,揭示現(xiàn)象的本質與規(guī)律,培養(yǎng)證據(jù)推理與模型認知的核心素養(yǎng)。(3)科學態(tài)度與社會責任感:培養(yǎng)嚴謹求實的科學態(tài)度和探索未知、崇尚真理的意識,能對與鹽類水解的應用,沉淀溶解平衡的應用有關的社會熱點問題做出正確的解釋和判斷,培養(yǎng)科學態(tài)度與社會責任感。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化是主流試題。試題注重知識的應用，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、靈活應用能力和運用化學用語的能力。溶液中離子濃度的比較涉及的問題很復雜，其中主要涉及溶液的酸堿性、弱電解質的電離平衡、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、沉淀的生成與轉化等。核心考點一、弱電解質的電離平衡1．正確理解弱酸、弱堿的稀釋規(guī)律2.一元強酸和一元弱酸的比較3.弱電解質平衡移動的“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(OH－)是定值，稀醋酸加水稀釋時，溶液中的c(H＋)減小，故c(OH－)增大。(2)電離平衡右移，電解質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)對于濃的弱電解質溶液加H2O稀釋的過程，弱電解質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(HCl)與一元弱酸(CH3COOH)稀釋圖像比較(1)相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸加水稀釋相同的倍數(shù)，醋酸的pH大加水稀釋到相同的pH，鹽酸加入的水多(2)相同體積、相同pH值的鹽酸、醋酸加水稀釋相同的倍數(shù)，鹽酸的pH大加水稀釋到相同的pH，醋酸加入的水多5．電離平衡常數(shù)(1)①填寫下表(25℃)弱電解質電離方程式電離常數(shù)NH3·H2ONH3·H2OSKIPIF1<0NHeq\o\al(＋,4)＋OH－Kb＝1.8×10－5CH3COOHCH3COOHSKIPIF1<0CH3COO－＋H＋Ka＝1.8×10－5HClOHClOSKIPIF1<0H＋＋ClO－Ka＝3.0×10－8②CH3COOH酸性大于(填“大于”“小于”或“等于”)HClO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外因對電離平衡常數(shù)的影響：電離平衡常數(shù)與其他化學平衡常數(shù)一樣只與溫度有關，與電解質的濃度無關，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H2CO3SKIPIF1<0H＋＋HCOeq\o\al(－,3)，HCOeq\o\al(－,3)SKIPIF1<0H＋＋COeq\o\al(2－,3)。②電離平衡常數(shù)表達式：，。③比較大?。篕a1>Ka2。6．水的電離(1)水的電離：H2O＋H2OSKIPIF1<0H3O＋＋OH－，可簡寫為H2OSKIPIF1<0H＋＋OH－。(2)水的離子積常數(shù)：Kw＝c(H＋)·c(OH－)。①室溫下：Kw＝1×10－14。②影響因素：只與溫度有關，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H＋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/10－2)mol·L－1＝10－12mol·L－1，即由水電離出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12mol·L－1。(2)溶質為堿的溶液。溶液中的H＋全部來自水的電離，水電離產(chǎn)生的c(OH－)＝c(H＋)。如pH＝12的NaOH溶液中，溶液中的c(H＋)＝10－12mol·L－1，即由水電離出的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12mol·L－1。(3)水解呈酸性或堿性的鹽溶液。①pH＝5的NH4Cl溶液中，H＋全部來自水的電離，由水電離的c(H＋)＝10－5mol·L－1，因為部分OH－與部分NHeq\o\al(＋,4)結合，溶液中c(OH－)＝10－9mol·L－1。②pH＝12的Na2CO3溶液中，OH－全部來自水的電離，由水電離出的c(OH－)＝10－2mol·L－1。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NH4Cl)溶液顯酸性,強堿弱酸鹽(如CH3COONa)溶液顯堿性。(2)酸式鹽溶液。NaHSO4（NaHSO4=Na++H++SO42-）NaHSO3、NaHC2O4、NaH2PO4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、Na2HPO4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CH3COO-與NH4+的水解程度相同,所以CH3COONH4溶液顯中性,而NH4HCO3溶液略顯堿性。(3)弱酸(或弱堿)及其鹽1∶1混合的溶液。①CH3COOH和CH3COONa混合液呈酸性(等濃度的CH3COOH與CH3COO-,CH3COOH的電離程度大于CH3COO-的水解程度)。②NH3·H2O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，若先用蒸餾水潤濕，測量結果不一定偏小。先用蒸餾水潤濕，相當于將待測液稀釋，若待測液為堿性溶液，則所測結果偏小；若待測液為酸性溶液，則所測液為中性溶液，則所測結果沒有誤差。4．有關pH計算的一般思維模型5．中和滴定的概念：用已知物質的量濃度的酸(或堿)來測定未知物質的量濃度的堿(或酸)的方法。6．中和滴定的原理：c待＝eq\f(c標×V標,V待)(以一元酸與一元堿的滴定為例)。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?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．酸堿中和滴定的關鍵(1)準確測定參加反應的酸、堿溶液的體積。(2)選取適當指示劑，準確判斷滴定終點。8．酸堿中和滴定實驗用品(1)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。(2)試劑標準液、待測液、指示劑、蒸餾水。指示劑變色范圍的pH甲基橙<3．1紅色3．1～4．4橙色>4．4黃色酚酞<8．2無色8．2～10．0淺紅色>10．0紅色9．中和滴定實驗操作(以酚酞作指示劑，用鹽酸滴定氫氧化鈉溶液)。(1)滴定前的準備。(2)滴定。(3)終點判斷：等到滴入最后一滴反應液，指示劑變色，且在半分鐘內(nèi)不能恢復原來的顏色，視為滴定終點，并記錄標準液的體積。(4)數(shù)據(jù)處理：按上述操作重復2～3次，求出用去標準鹽酸體積的平均值，根據(jù)原理計算。c(NaOH)＝eq\f(c（HCl）·V（HCl）,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，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的物質。(2)試劑：常見用于滴定的氧化劑有KMnO4、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準溶液變藍；③自身指示劑，如高錳酸鉀標準溶液滴定草酸時，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進行滴定、測量分析的方法。生成沉淀的反應很多，但符合條件的卻很少，實際上應用最多的是銀量法，即利用Ag＋與鹵素離子的反應來測定Cl－、Br－、I－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的生成物的溶解度要比滴定劑與指示劑反應的生成物的溶解度小，否則不能用這種指示劑。如用AgNO3溶液測定溶液中Cl－的含量時常以CrOeq\o\al(2－,4)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滴定前的準備:檢漏、洗滌、潤洗、充液(趕氣泡)、調液面、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,可選用甲基橙或酚酞。②若反應生成強酸弱堿鹽,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(酚酞)。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標的影響,由計算式得出對最終測定結果的影響,切忌死記硬背結論。此外對讀數(shù)時視線(俯視、仰視)問題的判斷要學會畫圖分析。(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)反應式確定標準液與待測液濃度和體積的關系,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cmol·L－1的醋酸鈉溶液中，有c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)；在濃度為cmol·L－1的硫酸銨溶液中，有c(NHeq\o\al(＋,4))>c(SOeq\o\al(2－,4))>c(H＋)>c(OH－)。(2)酸式鹽溶液：對于電離為主的，如NaHSO3，遵循c(自身)>c(電離產(chǎn)物)>c(水解產(chǎn)物)，即c(Na＋)>c(HSOeq\o\al(－,3))>c(H＋)>c(SOeq\o\al(2－,3))>c(OH－)>c(H2SO3)；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(HCOeq\o\al(－,3))>c(OH－)>c(H2CO3)>c(H＋)>c(COeq\o\al(2－,3))。(3)緩沖溶液：例如0.2mol·L－1氨水與0.2mol·L－1氯化銨溶液等體積混合后，溶液以電離為主，顯堿性(常見物質中除了氫氰酸和氰化物，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，銨根離子濃度大于氯離子濃度，即c(NHeq\o\al(＋,4))>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Ka＝Kb時，溶液顯中性，如CH3COONH4；當Ka>Kb時，溶液顯酸性，如HCOONH4；當Ka<Kb時，溶液顯堿性，如NH4HCO3。3．溶液中的“三大守恒”(1)電荷守恒：電解質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電荷總數(shù)相等。如在Na2CO3溶液中存在著Na＋、COeq\o\al(2－,3)、H＋、OH－、HCOeq\o\al(－,3)，它們存在如下關系：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(COeq\o\al(2－,3))＋c(HCOeq\o\al(－,3))＋c(OH－)。(2)物料守恒：電解質溶液中，由于某些離子能水解或電離，離子種類增多，但某些關鍵性的原子總是守恒的。c(Na＋)＝2[c(COeq\o\al(2－,3))＋c(HCOeq\o\al(－,3))＋c(H2CO3)](3)質子守恒：指在電離或水解過程中，會發(fā)生質子(H＋)轉移，但在質子轉移過程中其數(shù)量保持不變，如在Na2CO3溶液中：所以c(OH－)＝c(HCOeq\o\al(－,3))＋2c(H2CO3)＋c(H3O＋)4．三個規(guī)律(1)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。(2)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(H2A)；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．CH3COOH和NaOH等物質的量混合時溶液顯堿性，故c(OH－)＞c(H＋)，則c(Na＋)＞c(CH3COO－)；b．NH3·H2O與HCl等物質的量混合時溶液顯酸性，故c(H＋)＞c(OH－)，則c(Cl－)＞c(NHeq\o\al(＋,4))。5.比較溶液中粒子濃度大小的思維模型6.巧抓巧抓五點突破中和滴定圖像(1)抓反應的“起始點”:判斷酸、堿的相對強弱。(2)抓反應“一半點”:判斷是哪些溶質的等量混合。(3)抓“恰好反應點”:判斷生成的溶質成分及溶液的酸堿性。(4)抓溶液的“中性點”:判斷溶液中溶質的成分及哪種物質過量或不足。(5)抓反應的“過量點”:判斷溶液中的溶質,判斷哪種物質過量。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,如CuSO4(aq)CuSO4(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的氧化物,如AlCl3(aq)Al(OH)3Al2O3。(2)酸根陰離子易水解的強堿鹽,如Na2CO3溶液等蒸干后可得到原物質。(3)考慮鹽受熱時是否分解。如Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl等固體受熱易分解,因此蒸干灼燒后分別為Ca(HCO3)2CaCO3(CaO),NaHCO3Na2CO3,KMnO4K2MnO4+MnO2,NH4ClNH3↑+HCl↑。(4)還原性鹽在蒸干時會被O2氧化。例如:Na2SO3(aq)Na2SO4(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(1)Qc＞Ksp：溶液過飽和，有沉淀析出。(2)Qc＝Ksp：溶液飽和，處于平衡狀態(tài)。(3)Qc＜Ksp：溶液未飽和，無沉淀析出。2．判斷難溶電解質在水中的溶解能力當難溶電解質的類型相同時：(1)Ksp越大的難溶電解質在水中的溶解能力越強。(2)當一種離子和其他幾種離子都可能產(chǎn)生沉淀時，Ksp越小，沉淀越容易生成。3．判斷能否發(fā)生沉淀轉化反應：一般來說，Ksp大的沉淀容易轉化為Ksp小的沉淀。但在一定條件下也可以使Ksp小的沉淀轉化為Ksp大的沉淀，如用飽和Na2CO3溶液浸泡重晶石(BaSO4)可制備BaCO3。4．Kw、Ka、Kb、Ksp、Kh之間的關系(1)一元弱酸強堿鹽：Kh＝Kw/Ka。(2)一元弱堿強酸鹽：Kh＝Kw/Kb。(3)多元弱堿強酸鹽，如氯化鐵：Fe3＋(aq)＋3H2O(l)Fe(OH)3(s)＋3H＋(aq)Kh＝c3(H＋)/c(Fe3＋)，將(Kw)3＝c3(H＋)×c3(OH－)與Ksp＝c(Fe3＋)×c3(OH－)兩式相除，消去c3(OH－)可得Kh＝(Kw)3/Ksp。5.解沉淀溶解平衡圖像題三步驟第一步：明確圖像中縱、橫坐標的含義?？v、橫坐標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Qc＝Ksp。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Qc>Ksp。(3)曲線下方區(qū)域的點均為不飽和溶液，此時Qc<Ksp。第三步：抓住Ksp的特點，結合選項分析判斷。(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)，與溶液中溶質的離子濃度無關，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變化曲線等為設計背景。主要命題點有電解質電離方程式的書寫、水電離程度的比較、離子濃度的等量關系、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,側重考查考生分析問題的能力。一、一強一弱溶液稀釋的圖像1.相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸加水稀釋到相同的體積,醋酸的pH大加水稀釋到相同的pH,鹽酸加入的水多2.相同體積、相同pH的鹽酸、醋酸加水稀釋到相同的體積,鹽酸的pH大加水稀釋到相同的pH,醋酸加入的水多3.pH與稀釋后溶液體積變化的線性關系(Va、Vb為稀釋前的體積,V為稀釋后的體積)(1)HY為強酸、HX為弱酸(2)a、b兩點的溶液中:c(X-)=c(Y-)(3)水的電離程度:d>c>a=b(1)MOH為強堿、ROH為弱堿(2)c(ROH)>c(MOH)(3)水的電離程度:a>b二、KW和Ksp圖像1.曲線型不同溫度下水溶液中c(H+)與c(OH-)的變化曲線常溫下,CaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲線[Ksp=9×10-6](1)A、C、B三點均為中性,溫度依次升高,KW依次增大(2)D點為酸性溶液,E點為堿性溶液,KW=1×10-14(3)AB直線的左上方均為堿性溶液,任意一點都有c(H+)<c(OH-)(1)a、c點在曲線上,a→c的變化為增大c(SO42?),如加入Na2SO4固體,但K(2)b點在曲線的上方,Qc>Ksp,將會有沉淀生成(3)d點在曲線的下方,Qc<Ksp,則為不飽和溶液,還能繼續(xù)溶解CaSO42.直線型(pM-pR曲線)pM為陽離子濃度的負對數(shù),pR為陰離子濃度的負對數(shù)①直線AB上的點:c(M2+)=c(R2-)。②溶度積:CaSO4>CaCO3>MnCO3。③X點對CaSO4要析出沉淀,對CaCO3是不飽和溶液,能繼續(xù)溶解CaCO3。④Y點:c(SO42?)>c(Ca2+),二者的濃度積等于10-5;Z點:c(CO32?)<c(Mn三、分布分數(shù)圖及分析[分布曲線是指以pH為橫坐標、分布分數(shù)(即組分的平衡濃度占總濃度的分數(shù))為縱坐標的關系曲線]一元弱酸(以CH3COOH為例)二元酸(以草酸H2C2O4為例)注:pKa為電離常數(shù)的負對數(shù)δ0為CH3COOH分布分數(shù),δ1為CH3COO-分布分數(shù)δ0為H2C2O4分布分數(shù)、δ1為HC2O4-分布分數(shù)、δ2為C2隨著pH增大,溶質分子濃度不斷減小,離子濃度逐漸增大,酸根離子增多。根據(jù)分布分數(shù)可以書寫一定pH時所發(fā)生反應的離子方程式同一pH條件下可以存在多種溶質微粒。根據(jù)在一定pH的微粒分布分數(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、醋酸的滴定曲線鹽酸滴定等濃度等體積的氫氧化鈉溶液、氨水的滴定曲線曲線起點不同。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。強堿與強酸反應的突躍點變化范圍大于強堿與弱酸反應(強酸與弱堿反應)室溫下pH=7不一定是終點。強堿與強酸反應時,終點是pH=7;強堿與弱酸反應終點是pH>7,強酸與弱堿反應終點是pH<7考點一、弱電解質(包括水)的電離平衡【】本考點主要考查強弱電解質的判斷與比較、弱電解質溶液中離子濃度大小比較、電離常數(shù)的應用，是高考新增熱點，一般以選擇題的形式出現(xiàn)。解題的關鍵是明確強、弱電解質的概念、電離平衡及其影響因素。例1．（2022·浙江·模擬預測）下列說法不正確的是A．將純水加熱，SKIPIF1<0增大，SKIPIF1<0不變，仍為中性B．常溫下，向SKIPIF1<0的SKIPIF1<0溶液中加入少量SKIPIF1<0固體，溶液的SKIPIF1<0增大，說明SKIPIF1<0溶液存在電離平衡C．常溫下，酸式鹽SKIPIF1<0的SKIPIF1<0，則SKIPIF1<0一定是弱酸D．常溫下，等SKIPIF1<0的鹽酸和醋酸溶液加水稀釋10倍后，SKIPIF1<0【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，SKIPIF1<0增大，SKIPIF1<0變小，仍為中性，A錯誤；B．常溫下醋酸溶液中存在SKIPIF1<0，加入少量SKIPIF1<0固體，電離出的SKIPIF1<0使SKIPIF1<0電離平衡逆向移動，氫離子濃度減小，溶液的SKIPIF1<0增大，B正確；C．常溫下，酸式鹽SKIPIF1<0的SKIPIF1<0，則有SKIPIF1<0水解生成SKIPIF1<0和SKIPIF1<0，故SKIPIF1<0一定是弱酸，C正確；D．因醋酸是弱酸，加水稀釋，促進醋酸的電離，故常溫下，等SKIPIF1<0的鹽酸和醋酸溶液加水稀釋10倍后，SKIPIF1<0減小的程度比SKIPIF1<0小，則SKIPIF1<0，D正確；故答案選A。【答案】A【點睛】本題考查弱電解質的電離平衡及其溶液中離子濃度的變化關系，影響弱電解質電離平衡的因素及溶液稀釋后離子濃度大小的比較?！咀兪接柧?】（考查判斷電解質強弱）（2022·浙江·模擬預測）下列物質屬于強電解質的是A．SKIPIF1<0 B．SKIPIF1<0 C．SKIPIF1<0 D．SKIPIF1<0【解析】在水溶液中能完全電離的電解質為強電解質；SKIPIF1<0雖然難溶于水，但溶解的部分完全電離，所以SKIPIF1<0是強電解質；SKIPIF1<0為弱電解質，SKIPIF1<0和SKIPIF1<0為非電解質；答案選D?！敬鸢浮緿【變式訓練2】（考查影響電離平衡的因素）（2022·浙江·模擬預測）SKIPIF1<0水溶液中存在電離平衡：SKIPIF1<0，SKIPIF1<0。下列說法正確的是A．若向SKIPIF1<0溶液中加水，平衡向右移動，溶液中氫離子濃度增大B．若向SKIPIF1<0溶液中滴加少量新制氯水，平衡向左移動，溶液pH減小C．若向SKIPIF1<0溶液中通入過量SKIPIF1<0氣體，平衡向左移動，溶液pH增大D．若向SKIPIF1<0溶液中加入少量硫酸銅固體(忽略溶液體積變化)，溶液中所有離子濃度都減小【解析】A．加水稀釋，促進SKIPIF1<0電離，但氫離子濃度減小，A錯誤；B．滴加少量新制氯水，發(fā)生反應SKIPIF1<0，SKIPIF1<0減小，生成強電解質HCl，平衡向左移動，溶液酸性增強，pH減小，B正確；C．通入二氧化硫發(fā)生反應SKIPIF1<0，SKIPIF1<0過量時將SKIPIF1<0完全消耗且溶液中存在SKIPIF1<0，亞硫酸的酸性比SKIPIF1<0強，但SKIPIF1<0的通入量未知，過量的SKIPIF1<0產(chǎn)生的SKIPIF1<0未知，故不能確定溶液pH變化情況，C錯誤；D．加入SKIPIF1<0固體，發(fā)生反應SKIPIF1<0，溶液中SKIPIF1<0增大，D錯誤;故選B?！敬鸢浮緽【變式訓練3】（考查電解質溶液稀釋圖象）（2021·浙江紹興·?？寄M預測）T℃，分別向10mL濃度均為1mol/L的兩種弱酸HA、HB中不斷加水稀釋，并用pH傳感器測定溶液pH。所得溶液pH的兩倍(2pH)與溶液濃度的常用對數(shù)(lgc)的關系如圖所示。下列敘述正確的是A．弱酸HB的Ka=1×10-5B．a(chǎn)點對應的溶液中c(HA)=0.1mol/L，pH=4C．將1mol/L的HA和HB溶液等體積混合，所得溶液pH為2D．將pH相同的HA和HB溶液稀釋相同倍數(shù)，HB稀溶液的pH更大【解析】A．由圖可知，弱酸HB在溶液濃度的常用對數(shù)(lgc)為0，即HB濃度為1mol/L時，pH為2.5，即c(H+)=1×10-2.5mol/L，則c(B-)=1×10-2.5mol/L，HB的電離平衡常數(shù)SKIPIF1<0，A正確；B．a(chǎn)點對應的溶液中c(HA)=0.1mol/L，pH=2，B錯誤；C．HA與HB均為弱酸，混合后溶液的pH無法計算，C錯誤；D．因為HB酸性更弱，溶液中的電離平衡在稀釋時正向移動更多，因此，稀釋后pH小于HA的pH，D錯誤。因此，本題選A。【答案】A【變式訓練4】（考查電離平衡常數(shù)及其應用）（2022·浙江·模擬預測）常溫下，SKIPIF1<0，SKIPIF1<0，SKIPIF1<0，下列說法正確的是A．濃度均為SKIPIF1<0的SKIPIF1<0和SKIPIF1<0溶液中陽離子的物質的量濃度之和：前者小于后者B．用相同濃度的SKIPIF1<0溶液分別滴定等體積SKIPIF1<0均為3的SKIPIF1<0和SKIPIF1<0溶液至終點，消耗SKIPIF1<0溶液的體積相等C．SKIPIF1<0溶液與SKIPIF1<0溶液等體積混合后的溶液中：SKIPIF1<0D．SKIPIF1<0與SKIPIF1<0鹽酸等體積混合后的溶液SKIPIF1<0中：SKIPIF1<0【解析】A．由電荷守恒可知，甲酸鈉溶液中存在SKIPIF1<0，氯化銨溶液中存在SKIPIF1<0，由于在常溫下SKIPIF1<0，則銨根離子的水解程度大于甲酸根離子的水解程度，氯化銨溶液中SKIPIF1<0小于甲酸鈉溶液中SKIPIF1<0，SKIPIF1<0，則甲酸鈉溶液中陽離子濃度較大，A錯誤；B．由甲酸和乙酸的電離常數(shù)可知，甲酸的酸性較強，所以等體積SKIPIF1<0均為3的兩種溶液中，乙酸的物質的量濃度較大，用同濃度的氫氧化鈉溶液中和這兩種溶液，乙酸消耗的氫氧化鈉溶液較多，B錯誤；C．兩溶液等體積混合后得到濃度相等的甲酸和甲酸鈉的混合溶液，由電荷守恒得SKIPIF1<0，SKIPIF1<0，則SKIPIF1<0的電離程度大于SKIPIF1<0的水解程度，溶液中SKIPIF1<0，則SKIPIF1<0，C錯誤；D．兩溶液等體積混合后，得到物質的量濃度相同的乙酸、乙酸鈉和氯化鈉的混合溶液，由于溶液SKIPIF1<0，所以溶液中乙酸的電離程度大于乙酸根離子的水解程度，氯離子不水解，乙酸的電離程度很小，所以SKIPIF1<0，D正確。故選D?！敬鸢浮緿考點二、溶液的酸堿性和中和滴定【】本考點主要考查溶液酸堿性的判斷和酸堿中和滴定及其應用，一般以選擇題和填空題的形式出現(xiàn)。解題的關鍵是明確溶液酸堿性的判斷方法及中和滴定原理及其操作。例2．（2022·浙江·模擬預測）SKIPIF1<0時，下列說法正確的是A．SKIPIF1<0為5的氯水和SKIPIF1<0為5的SKIPIF1<0溶液混合，SKIPIF1<0仍為5B．物質的量濃度相同的SKIPIF1<0溶液和SKIPIF1<0溶液，SKIPIF1<0的數(shù)值前者大C．SKIPIF1<0相同的醋酸和鹽酸，分別與足量的鋅粒反應，前者產(chǎn)生的氫氣一定大于后者D．某溶液中水電離出的SKIPIF1<0，則該溶液中的溶質可能為酸、堿或鹽【解析】A．氯水與亞硫酸混合發(fā)生反應SKIPIF1<0，弱酸生成強酸，故混合后SKIPIF1<0將會小于5，A錯誤；B．由于溫度一定時，SKIPIF1<0的SKIPIF1<0、SKIPIF1<0為定值，且SKIPIF1<0，由于銨根離子會水解產(chǎn)生SKIPIF1<0，故物質的量濃度相同的SKIPIF1<0中SKIPIF1<0大于SKIPIF1<0溶液中SKIPIF1<0，SKIPIF1<0溶液中SKIPIF1<0數(shù)值小，B錯誤；C．由于兩溶液體積未知，則無法判斷產(chǎn)生氫氣的多少，C錯誤；D．常溫下某溶液中水電離出的SKIPIF1<0，說明水的電離受到了抑制，則溶質為自身可電離出氫離子或氫氧根離子的物質，可以是酸、堿或鹽(如SKIPIF1<0)，D正確；故選D?！敬鸢浮緿【變式訓練1】（考查溶液酸堿性判斷）（2022·上海黃浦·統(tǒng)考二模）下列溶液一定呈中性的是A．SKIPIF1<0的溶液 B．等物質的量的強酸和強堿反應得到的溶液C．c(H+)=c(OH—)的溶液 D．紫色石蕊試液不變色的溶液【解析】A．pH=7的溶液不一定呈中性，如100℃時，水的離子積常數(shù)是10-12，溶液pH=6時呈中性，當pH=7時溶液呈堿性，故A錯誤；B．等物質的量的強酸和強堿反應得到的溶液不一定呈中性，如等物質的量的二元強酸硫酸與一元強堿氫氧化鈉混合反應時，硫酸溶液過量，溶液呈酸性，故B錯誤；C．氫離子濃度與氫氧根離子濃度相等的溶液一定呈中性，故C正確；D．紫色石蕊試液不變色的溶液pH在5—8范圍間，溶液可能為酸性，或中性，或堿性，故D錯誤；故選C?！敬鸢浮緾【變式訓練2】（考查滴定實驗儀器的使用及酸堿中和滴定）（2022·云南昆明·昆明一中校考模擬預測）測定某氫氧化鈉樣品中NaOH的含量，主要操作步驟為：①稱取一定質量的樣品溶于水中；②轉移、定容得待測液；③取20.00mL待測液，用HCl標準溶液滴定。完成上述操作，下列儀器中不需要用到的有A．1種 B．2種 C．3種 D．4種【解析】稱量需要用到托盤天平、藥匙和燒杯，溶解需要玻璃棒；配制待測液需用到燒杯、玻璃棒、容量瓶和膠頭滴管；滴定需用到堿式滴定管(量取待測氫氧化鈉溶液)、酸式滴定管和錐形瓶。以上操作未用到的儀器有試管、分液漏斗和冷凝管，正確選項為C。【答案】C【變式訓練3】（考查酸堿中和滴定誤差分析）（2022·上海虹口·統(tǒng)考模擬預測）用已知濃度鹽酸滴定未知濃度SKIPIF1<0溶液，甲基橙作指示劑。若測定結果偏低，可能原因是A．滴定管用蒸餾水洗凈后未用鹽酸潤洗B．盛裝待測液的錐形瓶水洗后未烘干C．滴定過程中振蕩錐形瓶時不慎有少量液體濺出D．滴定至錐形瓶中溶液顏色由橙變紅，且SKIPIF1<0內(nèi)不改變時停止【解析】A．滴定管用蒸餾水洗凈后未用鹽酸潤洗，標準液被稀釋，滴定過程中消耗標準液的體積偏大，根據(jù)c（待測）×V（待測）=c（標準）×V（標準）可知，測定結果偏高，A錯誤；B．盛裝待測液的錐形瓶水洗后未烘干，不影響測定結果，B錯誤；C．滴定過程中振蕩錐形瓶時有少量液體濺出，導致待測液中NaOH的量減少，滴定過程中消耗的標準液體積偏小，根據(jù)c（待測）×V（待測）=c（標準）×V（標準），測定結果偏低，C正確；D．甲基橙作指示劑，滴定終點時溶液應該由黃色變?yōu)槌壬?，?0s內(nèi)不變色，若溶液由橙變紅，導致消耗標準液的體積偏大，根據(jù)c（待測）×V（待測）=c（標準）×V（標準），測定結果偏高，D錯誤；故答案選C?！敬鸢浮緾【變式訓練4】（考查酸堿中和滴定原理的應用——氧化還原滴定和沉淀滴定）（2022·北京海淀·北大附中?？既＃┠惩瑢W設計實驗方案，利用沉淀滴定法測定“Ag++Fe2+Fe3++Ag↓”的平衡常數(shù)K。一定溫度下，先將0.0100mol·L-1Ag2SO4溶液與0.0400mol·L-1FeSO4溶液(pH=1)等體積混合，待反應達到平衡時，過濾，取vmL濾液用c1mol·L-1KSCN標準溶液滴定Ag+，至出現(xiàn)穩(wěn)定的淺紅色時消耗KSCN標準溶液v1mL。已知：Ag++SCN-AgSCN↓(白色)

K1Fe3++SCN-FeSCN2+(紅色)

K2下列說法正確的是A．Ag2SO4溶液和FeSO4溶液(pH=1)可替換為AgNO3溶液和Fe(NO3)2溶液(pH=1)B．K1>>K2，F(xiàn)e3+是滴定終點的指示劑C．若不過濾，直接用濁液做滴定實驗測定c(Ag+)，則所測K值偏大D．若改為測定濾液中c(Fe3+)，選擇合適的滴定方法直接滴定濾液，也能達到目的【答案】B【解析】Ag++Fe2+Fe3++Ag↓為可逆反應，要計算平衡常數(shù)，需要知道平衡時各離子的濃度。反應完全時，過濾，濾液用KSCN溶液滴定，可計算出平衡時的銀離子濃度，從而可知平衡時各離子濃度，K值也可計算。A．由于硝酸根在酸性環(huán)境下具有強氧化性，能將亞鐵離子氧化為鐵離子，會干擾實驗，故不可用AgNO3溶液和Fe(NO3)2溶液(pH=1)替換原試劑，A錯誤；B．用標準KSCN標準溶液滴定Ag+，至出現(xiàn)穩(wěn)定的淺紅色時實驗達到終點，說明SCN-先與Ag+反應完全后再與Fe3+反應，故K1>>K2；出現(xiàn)穩(wěn)定的淺紅色時實驗達到終點，說明Fe3+是滴定終點的指示劑，B正確；C．若不過濾，直接用濁液做滴定實驗測定c(Ag+)，滴入KSCN溶液時發(fā)生反應Ag++SCN-AgSCN↓，使Ag++Fe2+Fe3++Ag↓逆向移動，使銀離子濃度增大，SKIPIF1<0，K值偏小，C錯誤；D．若改為測定濾液中c(Fe3+)，F(xiàn)e2+容易被空氣中的氧氣氧化為Fe3+，滴定結果不準確，D錯誤；故選B。【變式訓練5】（考查中和滴定曲線分析）（2023·湖北·統(tǒng)考一模）常溫下，向SKIPIF1<0SKIPIF1<0SKIPIF1<0溶液中逐滴加入SKIPIF1<0溶液，所得溶液中SKIPIF1<0、SKIPIF1<0、SKIPIF1<0三種微粒的物質的量分數(shù)(SKIPIF1<0)與溶液pH的關系如圖所示。下列分析錯誤的是A．曲線1表示SKIPIF1<0的物質的量分數(shù)隨溶液pH的變化B．SKIPIF1<0時，溶液中：SKIPIF1<0C．SKIPIF1<0SKIPIF1<0溶液中：SKIPIF1<0D．反應SKIPIF1<0的平衡常數(shù)SKIPIF1<0【解析】向SKIPIF1<0SKIPIF1<0SKIPIF1<0溶液中逐滴加入SKIPIF1<0溶液，發(fā)生反應分別為H2C2O4+NaOH=NaHC2O4+H2O、NaHC2O4+NaOH=Na2C2O4+H2O，所得溶液中SKIPIF1<0物質的量逐漸減少，SKIPIF1<0物質的量先逐漸增多，然后逐漸減少，SKIPIF1<0物質的量逐漸增多，直至最大，則結合圖像，曲線1表示SKIPIF1<0的物質的量分數(shù)隨溶液pH的變化，曲線2表示SKIPIF1<0物質的量分數(shù)隨溶液pH的變化，曲線3表示SKIPIF1<0物質的量分數(shù)隨溶液pH的變化。A．根據(jù)分析，曲線1表示SKIPIF1<0的物質的量分數(shù)隨溶液pH的變化，A正確；B．SKIPIF1<0時，SKIPIF1<0物質的量等于SKIPIF1<0物質的量，結合電荷守恒，溶液中：SKIPIF1<0，B錯誤；C．SKIPIF1<0屬于鹽，完全電離為Na+和SKIPIF1<0，溶液顯酸性，SKIPIF1<0少部分電離出氫離子，SKIPIF1<0SKIPIF1<0溶液中：SKIPIF1<0，C正確；D．根據(jù)反應SKIPIF1<0，該反應對應圖像pH=1.2時，此時c(SKIPIF1<0)=c(H2C2O4)，則Ka1=c(H+)=10-1.2，pH=4.2時，c(SKIPIF1<0)=c(SKIPIF1<0)，Ka2=c(H+)=10-4.2，由電離常數(shù)可知K=SKIPIF1<0=SKIPIF1<0=SKIPIF1<0，D正確；故選B?！敬鸢浮緽考點三、電解質溶液里離子濃度的比較【】本考點主要考查電解質溶液中離子濃度大小比較，類型主要有1、弱電解質溶液中離子濃度大小比較，2、結合中和滴定的離子濃度大小比較，3、結合圖像的離子濃度大小比較。一般以選擇題的形式出現(xiàn)。解題的關鍵是明確電解質溶液中三大守恒及弱電解質的電離平衡、鹽類水解平衡。例3.（2022·上海金山·統(tǒng)考一模）室溫下，向100mLSKIPIF1<0中分別加(通)入不同試劑，現(xiàn)象見下表：實驗試劑現(xiàn)象1酚酞溶液變紅，加水稀釋，紅色變淺2少量SKIPIF1<0用pH試紙測得溶液SKIPIF1<03少量SKIPIF1<0無明顯現(xiàn)象下列說法錯誤的是A．SKIPIF1<0中存在：SKIPIF1<0B．實驗1中隨著水的不斷加入，溶液中SKIPIF1<0的值逐漸增大C．實驗2反應后溶液中存在：SKIPIF1<0D．實驗3反應后溶液中存在：SKIPIF1<0【解析】A．SKIPIF1<0中根據(jù)質子守恒可知，SKIPIF1<0，A正確；B．SKIPIF1<0，實驗1中隨著水的不斷加入，溶液中堿性變?nèi)?，氫離子濃度增大，故比值逐漸增大，B正確；C．實驗2反應后溶液根據(jù)電荷守恒可知，SKIPIF1<0，溶液SKIPIF1<0，溶液顯堿性，則SKIPIF1<0，故存在：SKIPIF1<0，C正確；D．通入少量SKIPIF1<0，發(fā)生反應SKIPIF1<0，故SKIPIF1<0，D錯誤；故選D。【答案】D【名師點睛】本題考查了弱電解質的電離、離子濃度大小比較，側重于學生實驗分析能力的考查，注意把握物料守恒、電荷守恒的運用?！咀兪接柧?】（考查弱電解質溶液中離子濃度大小比較）（2022·廣東廣州·廣州六中校考三模）常溫下，0.1mol·L-1氨水pH=11，0.1mol·L-1醋酸pH=3，下列說法正確的是A．將0.1mol·L-1氨水稀釋10倍，pH<10B．常溫下，CH3COOH的電離平衡常數(shù)與NH3·H2O的相等C．0.1mol·L-1醋酸溶液中，c(CH3COOH)>c(CH3COO-)>c(H+)>c(OH-)D．CH3COONH4溶液因水解呈酸性【解析】A．氨水為弱堿，將0.1mol·L-1氨水稀釋10倍，電離平衡NH3·H2O?NHSKIPIF1<0+OH-正向移動，c(OH-)大于原來的SKIPIF1<0，pH>10，A錯誤；B．常溫下，0.1mol·L-1氨水pH=11，c(OH-)=10-3mol/L，0.1mol·L-1醋酸pH=3，c(H+)=10-3mol/L，則CH3COOH的電離平衡常數(shù)與NH3·H2O的相等，B正確；C．常溫下，0.1mol·L-1醋酸pH=3，c(H+)=10-3mol/L，醋酸發(fā)生電離，但電離程度小，則c(CH3COOH)>c(H+)，溶液中還存在水的微弱電離：H2O?H++OH-，則c(CH3COOH)>c(H+)>c(CH3COO-)>c(OH-)，C錯誤；D．CH3COOH的電離平衡常數(shù)與NH3·H2O的相等，CH3COONH4溶液中NHSKIPIF1<0與CH3COO-的水解程度相等，則溶液呈中性，D錯誤；答案選B?！敬鸢浮緽【變式訓練2】（考查結合中和滴定的離子濃度大小比較）（2022·浙江·模擬預測）室溫下，用SKIPIF1<0NaOH溶液分別滴定體積均為20mL、濃度均為SKIPIF1<0的HCl和HX溶液，溶液pH隨加入NaOH溶液體積的變化如圖所示，下列說法不正確的是A．HX的電離平衡常數(shù)SKIPIF1<0B．M點存在：SKIPIF1<0C．將P點和N點的溶液混合，溶液呈酸性D．向N點的溶液中通入HCl氣體至pH=7：SKIPIF1<0【解析】A．M點時HX溶液中加入了10mLNaOH溶液，SKIPIF1<0，且混合溶液呈堿性，說明HX的電離常數(shù)SKIPIF1<0小于SKIPIF1<0的水解常數(shù)SKIPIF1<0，即SKIPIF1<0SKIPIF1<0，解得SKIPIF1<0，A正確；B．M點SKIPIF1<0，溶液中存在電荷守恒SKIPIF1<0……①，物料守恒SKIPIF1<0……②，①×2―②得SKIPIF1<0SKIPIF1<0，移項得SKIPIF1<0SKIPIF1<0，且M點：SKIPIF1<0，所以SKIPIF1<0SKIPIF1<0，B正確；C．P點SKIPIF1<0SKIPIF1<0，N點SKIPIF1<0，二者混合后HCl和NaX發(fā)生反應得到NaCl和HX，此時溶液中SKIPIF1<0：SKIPIF1<0，由A選項可知，溶液呈堿性，C錯誤；D．N點溶質為NaX，通入HCl氣體至pH=7，由電荷守恒推知SKIPIF1<0SKIPIF1<0……①，物料守恒為SKIPIF1<0……②，所以SKIPIF1<0，又由A選項知SKIPIF1<0SKIPIF1<0，SKIPIF1<0時SKIPIF1<0SKIPIF1<0，即SKIPIF1<0SKIPIF1<0，D正確；故選C。【答案】C【變式訓練3】（考查結合圖像的離子濃度大小比較）（2022·河北衡水·河北衡水中學?？寄M預測）t℃時，向蒸餾水中不斷加入NaA溶液，溶液中c2(SKIPIF1<0)與c(SKIPIF1<0)的變化關系如圖所示。下列敘述錯誤的是A．當溶液中c(SKIPIF1<0)=2×SKIPIF1<0mol/L時，有c(SKIPIF1<0)>5×SKIPIF1<0mol/LB．該溫度下，SKIPIF1<0的水解常數(shù)Kh的數(shù)量級為SKIPIF1<0C．溶液中：c(HA)＋c(SKIPIF1<0)=c(SKIPIF1<0)D．x點溶液中：c(SKIPIF1<0)>c(SKIPIF1<0)>c(HA)>c(SKIPIF1<0)【解析】A．由圖可知，t℃時，沒有加入NaA的水中c2(SKIPIF1<0)為1×SKIPIF1<0mol2·SKIPIF1<0，蒸餾水中氫離子濃度等于氫氧根離子濃度，都為1×SKIPIF1<0mol·SKIPIF1<0，則水的離子積常數(shù)Kw=1×SKIPIF1<0。由圖可知，溶液中SKIPIF1<0濃度為2×SKIPIF1<0mol·SKIPIF1<0時，溶液中c2(SKIPIF1<0)為3×SKIPIF1<0mol2·SKIPIF1<0，溶液中氫氧根離子濃度為SKIPIF1<0×SKIPIF1<0mol·SKIPIF1<0，則溶液中的氫離子濃度為SKIPIF1<0mol·L-1≈5.8×10-8mol·L-1>5×10-8mol·L-1，A項正確；B．NaA溶液中存在SKIPIF1<0的水解平衡和水的電離平衡，溶液中SKIPIF1<0濃度越大，溶液中SKIPIF1<0與HA的濃度越接近，SKIPIF1<0的水解常數(shù)Kh≈SKIPIF1<0，由圖可知，SKIPIF1<0濃度較大時Kh≈1×10-10，數(shù)量級為10-10，B項錯誤；C．NaA溶液中存在質子守恒關系c(HA)＋c(SKIPIF1<0)=c(SKIPIF1<0)，C項正確；D．由圖可知，x點溶液中SKIPIF1<0濃度為3×SKIPIF1<0mol·SKIPIF1<0，溶液中氫氧根離子濃度為2×SKIPIF1<0mol·L-1，由C項分析可知NaA溶液中c(HA)＋c(SKIPIF1<0)=c(SKIPIF1<0)，溶液中HA的濃度小于氫氧根離子濃度，氫離子濃度為5×SKIPIF1<0mol·L-1，則溶液中各微粒濃度的大小順序為c(SKIPIF1<0)>c(SKIPIF1<0)>c(HA)>c(SKIPIF1<0)，D項正確；答案選B?！敬鸢浮緽考點四、沉淀的溶解平衡【】本考點主要考查高考考查的重點與熱點，沉淀溶解平衡主要考點有三個：一是考查溶解平衡的移動及平衡的建立；二是結合圖象，考查溶度積的應用及影響因素；三是沉淀反應在生產(chǎn)、科研、環(huán)保中的應用。難溶電解質的溶解平衡在近幾年來一直是考查的重點，預計今后這部分知識可能和元素化合物、工藝流程、實驗等相關知識點組成綜合性比較強的題目。解題的關鍵是理解難溶電解質的溶解平衡及影響因素、溶度積及其應用。例4．（2022·浙江·模擬預測）T℃時，SKIPIF1<0和SKIPIF1<0的沉淀溶解平衡曲線如圖所示。已知SKIPIF1<0為SKIPIF1<0濃度的負對數(shù)，pN為陰離子濃度的負對數(shù)。下列說法不正確的是A．曲線Ⅰ是SKIPIF1<0，的沉淀溶解平衡曲線B．加熱可使溶液由X點變到Z點C．Y點對應的可能為SKIPIF1<0的過飽和溶液D．T℃時，SKIPIF1<0的平衡常數(shù)SKIPIF1<0【解析】SKIPIF1<0的沉淀溶解平衡為SKIPIF1<0，即SKIPIF1<0，則SKIPIF1<0；SKIPIF1<0的沉淀溶解平衡為SKIPIF1<0，即SKIPIF1<0，則SKIPIF1<0SKIPIF1<0