水溶液中的離子平衡水溶液中的離子平衡1.(2019·全國卷Ⅲ)設NA為阿伏加德羅常數(shù)的值。關于常溫下pH＝2的H3PO4溶液，下列說法正確的是(

)A．每升溶液中的H＋數(shù)目為0.02NAB．c(H＋)＝c(H2PO4－)＋2c(HPO42－)＋3c(PO43－)＋c(OH－)C．加水稀釋使電離度增大，溶液pHD．加入NaH2PO4固體，溶液酸性增強高考怎么考？1.(2019·全國卷Ⅲ)設NA為阿伏加德羅常數(shù)的值。關于常2.(2019·江蘇卷改編)室溫下，反應HCO3－＋H2OH2CO3＋OH－的平衡常數(shù)K＝2.2×10－8。將NH4HCO3溶液和氨水按一定比例混合，可用于浸取廢渣中的ZnO。若溶液混合引起的體積變化可忽略，室溫時下列指定溶液中微粒物質的量濃度關系正確的是(

)A．0.2mol·L－1氨水：c(NH3·H2O)>c(NH4+)>c(OH－)>c(H＋)B．0.2mol·L－1NH4HCO3溶液(pH>7)：c(NH4+)>c(HCO3－)>c(NH3·H2O)>c(H2CO3)C．0.2mol·L－1氨水和0.2

mol·L－1NH4HCO3溶液等體積混合：c(NH4+)＋

c(NH3·H2O)＝c(H2CO3)＋c(HCO3－)＋c(CO32－)D．0.6mol·L－1氨水和0.2

mol·L－1NH4HCO3溶液等體積混合：c(NH3·H2O)＋c(CO32－)＋c(OH－)＝0.3mol·L－1＋c(H2CO3)＋c(H＋)高考怎么考？2.(2019·江蘇卷改編)室溫下，反應HCO3－＋H2O3.(2016·全國卷Ⅲ)下列有關電解質溶液的說法正確的是(

)A.向0.1mol·L-1CH3COOH溶液中加入少量水,溶液中減小B.將CH3COONa溶液從20℃升溫至30℃,溶液中

增大C.向鹽酸中加入氨水至中性,溶液中>1D.向AgCl、AgBr的飽和溶液中加入少量AgNO3,溶液中

不變高考怎么考？3.(2016·全國卷Ⅲ)下列有關電解質溶液的說法正確的是4．(2019·全國卷Ⅰ)NaOH溶液滴定鄰苯二甲酸氫鉀(鄰苯二甲酸H2A的Ka1＝1.1×10－3

，Ka2＝3.9×10－6)溶液，混合溶液的相對導電能力變化曲線如圖所示，其中b點為反應終點。下列敘述錯誤的是(

)A．混合溶液的導電能力與離子濃度和種類有關B．Na＋與A2－的導電能力之和大于HA－的C．b點的混合溶液pH＝7D．c點的混合溶液中，c(Na＋)>c(K＋)>c(OH－)高考怎么考？4．(2019·全國卷Ⅰ)NaOH溶液滴定鄰苯二甲酸氫鉀(鄰5．(2019·全國卷Ⅱ)絢麗多彩的無機顏料的應用曾創(chuàng)造了古代繪畫和彩陶的輝煌。硫化鎘(CdS)是一種難溶于水的黃色顏料，其在水中的沉淀溶解平衡曲線如圖所示。下列說法錯誤的是(

)A．圖中a和b分別為T1、T2溫度下CdS在水中的溶解度B．圖中各點對應的Ksp的關系為：Ksp(m)＝Ksp(n)<Ksp(p)<Ksp(q)C．向m點的溶液中加入少量Na2S固體，溶液組成由m沿mpn線向p方向移動D．溫度降低時，q點的飽和溶液的組成由q沿qp線向p方向移動高考怎么考？5．(2019·全國卷Ⅱ)絢麗多彩的無機顏料的應用曾創(chuàng)造了古水溶液中的離子平衡面對高考水溶液中的離子平衡面對高考水溶液中的離子平衡判斷電解質溶液中的粒子濃度關系是近幾年高考的必考題型，一般在選擇題中作為壓軸題呈現(xiàn)。因綜合性強、難度大且常考常新，成為考生失分的重災區(qū)。要想攻克此難關，需巧妙利用平衡觀念和守恒思想建立關系，結合圖像進行分析。水溶液中的離子平衡判斷電解質溶液中的粒子濃度關系是近幾年高考考點1弱電解質的電離平衡和溶液的酸堿性考點2鹽類的水解離子濃度大小比較考點3

中和滴定考點4

沉淀溶解平衡考點5

曲線的分析與應用水溶液中的離子平衡考點1弱電解質的電離平衡和溶液的酸堿性考點2鹽類的考點1弱電解質的電離平衡和溶液的酸堿性1．電離平衡——易被表象迷慧眼(1)誤認為：電離平衡正向移動，弱電解質的電離程度一定增大。如向醋酸溶液中加入少量冰醋酸，平衡向電離方向移動，但醋酸的電離程度減小。知識點：越稀越電離，越熱越電離，同離子效應(3)誤認為：由水電離出的c(H＋)＝10－13mol·L－1的溶液一定呈堿性。如25℃，0.1mol·L－1的鹽酸或氫氧化鈉溶液中由水電離出的c(H＋)都為10－13mol·L－1。

[失分點排查]CH3COOHCH3COO－＋H＋(2)誤認為：對酸、堿溶液稀釋時，所有離子的濃度都減小。如對于電離平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋，加水稀釋時，當溫度不變，由于Kw是定值，故c(H＋)減小，c(OH－)增大；而堿溶液稀釋時，c(OH－)減小，c(H＋)增大。例如：在水電離出的c(H＋)＝10－13mol·L－1的溶液中，AlO2－能大量共存嗎？考點1弱電解質的電離平衡和溶液的酸堿性1．電離平衡—2．溶液的酸堿性——兩點誤認需提醒考點1弱電解質的電離平衡和溶液的酸堿性(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溶液顯酸性，強堿和弱酸恰好中和溶液顯堿性，強酸和強堿恰好中和溶液顯中性。提醒：溶液酸堿性的本質是：

c(H＋)和

c(OH－)的相對大小；

不提溫度而使用到pH值，基本是“陷阱”NaOH+HAc＝NaAc+H2O(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，可能是酸性或堿性，也可能是中性。2．溶液的酸堿性——兩點誤認需提醒考點1弱電解質的電離平考點1弱電解質的電離平衡和溶液的酸堿性(1)對于二元弱酸——H2A

H2AH＋＋HA－HA－H＋＋A2－

Ka1＝

Ka2＝[電離平衡常數(shù)的常見應用](1)運用電離平衡常數(shù)可比較酸性強弱，電離平衡常數(shù)大的酸，酸性較強。(2)酸的電離平衡常數(shù)越大，對應離子水解常數(shù)越小。(3)溫度一定時，可利用電離常數(shù)分析：電離平衡的移動方向，溶液中離子濃度變化。3．電離常數(shù)的計算與應用A2－＋H2O

HA－

＋OH－

HA－＋H2OH2A＋OH－

Kh1＝c(HA－)c(OH－)c(A2－)c(H2A)c(OH－)c(HA－)Kh2＝Kh1＝KwKa2Kh2＝KwKa1考點1弱電解質的電離平衡和溶液的酸堿性[電離平衡常數(shù)的1-1．(2019·全國卷Ⅲ)設NA為阿伏加德羅常數(shù)的值。關于常溫下pH＝2的H3PO4溶液，下列說法正確的是(

)A．每升溶液中的H＋數(shù)目為0.02NAB．c(H＋)＝c(H2PO4－)＋2c(HPO42－)＋3c(PO43－)＋c(OH－)C．加水稀釋使電離度增大，溶液pH減小D．加入NaH2PO4固體，溶液酸性增強考點1弱電解質的電離平衡和溶液的酸堿性-典例

B1-1．(2019·全國卷Ⅲ)設NA為阿伏加德羅常數(shù)的值。關1-2.(2016·全國卷Ⅲ)下列有關電解質溶液的說法正確的是(

)A.向0.1mol·L-1CH3COOH溶液中加入少量水,溶液中減小B.將CH3COONa溶液從20℃升溫至30℃,溶液中

增大C.向鹽酸中加入氨水至中性,溶液中>1D.向AgCl、AgBr的飽和溶液中加入少量AgNO3,溶液中

不變考點1弱電解質的電離平衡和溶液的酸堿性-典例

D1-2.(2016·全國卷Ⅲ)下列有關電解質溶液的說法正確的1．突破鹽類水解的三個要素要素1：鹽類水解的規(guī)律。誰弱誰水解，越弱越水解，越熱越水解，誰強顯誰性，都強顯中性。要素2：鹽類水解離子方程式的書寫。要素3：水解平衡的影響因素。升溫、加水、加入相應離子對平衡的影響考點2鹽類的水解離子濃度大小比較[疑難突破]1．突破鹽類水解的三個要素考點2鹽類的水解離子濃度大小比2．酸式鹽溶液酸堿性的判斷考點2鹽類的水解離子濃度大小比較②若電離程度大于其水解程度，溶液顯酸性。例如NaHSO3溶液中：HSO3－H＋＋SO32－(主要)，HSO3－＋H2OH2SO3＋OH－(次要)，使c(OH－)<c(H＋)，溶液呈酸性。(1)強酸的酸式鹽只電離，不水解，溶液一定顯酸性。(2)弱酸的酸式鹽溶液的酸堿性，取決于酸式酸根離子的電離程度和水解程度的

相對大小。如NaHSO4溶液：NaHSO4

＝

Na＋

＋

H＋＋

SO42－①若電離程度小于其水解程度，溶液顯堿性。例如NaHCO3溶液中：HCO3－H＋＋CO32－(次要)，HCO3－＋H2OH2CO3＋OH－(主要)，使c(OH－)>c(H＋)，溶液呈堿性。2．酸式鹽溶液酸堿性的判斷考點2鹽類的水解離子濃度大小比顯酸性的有：NaHSO3,NaH2PO4,KHC2O4……

顯堿性的有：NaHCO3,NaHS,Na2HPO4……考點2鹽類的水解離子濃度大小比較高中常見弱酸酸式鹽溶液的酸堿性：例：室溫下，向20mL0.1mol·L－1H2A溶液中逐滴加入0.1mol·L－1NaOH溶液，溶液pH的變化如圖所示：H2A+NaOH

＝NaHA+H2ONaHA+NaOH

＝Na2A+H2OH2A+2NaOH

＝Na2A+2H2ONaHA溶液的酸堿性？顯酸性的有：NaHSO3,NaH2PO4,KHC2O4…(2019·江蘇卷改編)室溫下，反應HCO3－＋H2OH2CO3＋OH－的平衡常數(shù)K＝2.2×10－8。將NH4HCO3溶液和氨水按一定比例混合，可用于浸取廢渣中的ZnO。若溶液混合引起的體積變化可忽略，室溫時下列指定溶液中微粒物質的量濃度關系正確的是(

)A．0.2mol·L－1氨水：c(NH3·H2O)>c(NH4+)>c(OH－)>c(H＋)B．0.2mol·L－1NH4HCO3溶液(pH>7)：c(NH4+)>c(HCO3－)>c(NH3·H2O)>c(H2CO3)C．0.2mol·L－1氨水和0.2

mol·L－1NH4HCO3溶液等體積混合：c(NH4+)＋

c(NH3·H2O)＝c(H2CO3)＋c(HCO3－)＋c(CO32－)D．0.6mol·L－1氨水和0.2

mol·L－1NH4HCO3溶液等體積混合：c(NH3·H2O)＋c(CO32－)＋c(OH－)＝0.3mol·L－1＋c(H2CO3)＋c(H＋)溶液中的三大守恒：考點2鹽類的水解離子濃度大小比較-典例電荷守恒，物料守恒，（質子守恒）DA．0.2mol·L－1氨水：c(NH3·H2O)>c(N五“考”中和滴定2．“考”操作步驟考點3中和滴定[疑難突破]酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾(帶鐵架臺)、錐形瓶。其中常考的是滴定管，如正確選擇滴定管(包括規(guī)格)、滴定管的檢漏、洗滌和潤洗、滴定管的正確讀數(shù)方法等。(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。1．“考”實驗儀器五“考”中和滴定2．“考”操作步驟考點3中和滴定[疑難突破3．“考”指示劑的選擇考點3中和滴定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。(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，一般不作指示劑。(4)氧化還原滴定中，涉及碘單質的用淀粉作指示劑，用到KMnO4時，KMnO4本身作指示劑。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)視線問題要學會畫圖分析。3．“考”指示劑的選擇考點3中和滴定(1)強酸強堿相互滴定(2019·全國卷Ⅰ)NaOH溶液滴定鄰苯二甲酸氫鉀(鄰苯二甲酸H2A的Ka1＝1.1×10－3

，Ka2＝3.9×10－6)溶液，混合溶液的相對導電能力變化曲線如圖所示，其中b點為反應終點。下列敘述錯誤的是(

)A．混合溶液的導電能力與離子濃度和種類有關B．Na＋與A2－的導電能力之和大于HA－的C．b點的混合溶液pH＝7D．c點的混合溶液中，c(Na＋)>c(K＋)>c(OH－)考點3中和滴定-典例C(2019·全國卷Ⅰ)NaOH溶液滴定鄰苯二甲酸氫鉀(鄰苯二沉淀溶解平衡的兩大應用1．判斷難溶電解質在水中的溶解能力

2．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.考點4沉淀溶解平衡[疑難突破]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。沉淀溶解平衡的兩大應用2．判斷能否發(fā)生沉淀轉化反應考點4沉沉淀溶解平衡圖像題的解題策略考點4沉淀溶解平衡[規(guī)律方法]1．溶解平衡曲線類似于溶解度曲線，曲線上的任一點都表示飽和溶液；

2．從圖像中找到數(shù)據(jù)，根據(jù)Ksp公式計算可得出Ksp的值。3．比較溶液的Qc與Ksp的大小，可判斷溶液中有無沉淀析出。4．涉及Qc的計算時，所代入的離子濃度一定是混合溶液中的離子濃度，因此計算離子濃度時，所代入的溶液體積也必須是混合液的體積。沉淀溶解平衡圖像題的解題策略考點4沉淀溶解平衡[規(guī)律方法](2019·全國卷Ⅱ)絢麗多彩的無機顏料的應用曾創(chuàng)造了古代繪畫和彩陶的輝煌。硫化鎘(CdS)是一種難溶于水的黃色顏料，其在水中的沉淀溶解平衡曲線如圖所示。下列說法錯誤的是(

)A．圖中a和b分別為T1、T2溫度下CdS在水中的溶解度B．圖中各點對應的Ksp的關系為：Ksp(m)＝Ksp(n)<Ksp(p)<Ksp(q)C．向m點的溶液中加入少量Na2S固體，溶液組成由m沿mpn線向p方向移動D．溫度降低時，q點的飽和溶液的組成由q沿qp線向p方向移動考點4沉淀溶解平衡-典例B(2019·全國卷Ⅱ)絢麗多彩的無機顏料的應用曾創(chuàng)造了古代繪[疑難突破]結合圖像分析電離平衡、水解平衡、溶解平衡，判斷粒子濃度關系是近幾年全國卷的命題熱點，對考生來說是一個難點。圖像類型總結如下：考點5曲線的分析與應用

考點5曲線的分析與應用考點5曲線的分析與應用考點5曲線的分析與應用考點5曲線的分析與應用考點5曲線的分析與應用需要注意：曲線起點，突躍范圍，反應終點，指示劑考點5曲線的分析與應用需要注意：曲線起點，突躍范圍，反應考點5曲線的分析與應用①直線AB上的點：c(M2＋)＝c(R2－)；②溶度積：CaSO4＞CaCO3＞MnCO3；③X點對CaCO3要析出沉淀，對CaSO4是不飽和溶液，能繼續(xù)溶解CaSO4；④Y點：c(SO42－)＞c(Ca2＋)，二者的濃度積等于10－5；

Z點：c(CO32－)＜c(Mn2＋)，二者的濃度積等于10－10.6。考點5曲線的分析與應用①直線AB上的點：c(M2＋)＝c考點5曲線的分析與應用考點5曲線的分析與應用考點5曲線的分析與應用考點5曲線的分析與應用(2019·天津卷)某溫度下，HNO2和CH3COOH的電離常數(shù)分別為5.0×10－4和1.7×10－5。將pH和體積均相同的兩種酸溶液分別稀釋，其pH隨加水體積的變化如圖所示。下列敘述正確的是(

)A．曲線Ⅰ代表HNO2溶液B．溶液中水的電離程度：b點＞c點C．從c點到d點，溶液中

保持不變(其中HA、A－分別代表相應的酸和酸根離子)D．相同體積a點的兩溶液分別與NaOH恰好中和后，溶液中n(Na+)相同C考點5曲線的分析與應用(2019·天津卷)某溫度下，HNO2和CH3COOH的電離水溶液中的離子平衡解題思路H2A+NaOH

＝NaHA+H2ONaHA+NaOH

＝Na2A+H2OH2A+2NaOH

＝Na2A+2H2O弄清橫縱坐標的含義，分清拐點，特殊點，起點，終點根據(jù)圖像點、線與溶液酸堿性，想規(guī)律，找原理，結合反應和圖中數(shù)據(jù)，作出判斷電荷守恒、物料守恒K值公式、三段式（電離平衡）……讀題找反應識圖像找聯(lián)系思原理用公式水溶液中的離子平衡解題思路H2A+NaOH水溶液中的離子平衡常用知識點1.pH的計算（判斷強弱）2.酸，堿，鹽的稀釋3.“中和”滴定的終點判斷，特殊點辨識4.水的電離：抑制，促進5.溶液酸堿性大小的比較6.K的應用和變形7.離子濃度大小比較8.電荷守恒，物料守恒水溶液中的離子平衡常用知識點1.pH的計算（判斷強弱）2.酸1．已知：AG＝lg，室溫下用0.01mol·L－1NH3·H2O溶液滴定20.00mL0.01mol·L－1某一元酸HA，可得下圖所示的結果，下列說法中錯誤的是(

)A．該滴定實驗最好選用甲基橙作指示劑B．整個過程中，C點時水的電離程度最大C．若x3＝30，則有3c(OH－)＝c(NH4+)＋3c(H＋)－2c(NH3·H2O)D．A→C的過程中，可存在：c(A－)＞c(H＋)＞c(NH4+)＞c(OH－)B水溶液中的離子平衡-精講精練1．已知：AG＝lg，室溫下用0.0水溶液中的離子平衡-精講精練2.常溫下，向20ml0.1mol·L－1NaHA(酸式鹽）溶液中分別滴加0.1mol·L－1鹽酸或0.1mol·L－1NaOH溶液，溶液的pH與滴加溶液體積關系如圖所示。下列推斷正確的是（）A.NaHA在水溶液中電離程度小于水解程度B.在對應的各點溶液中，H點水電離程度最大C.E點對應的溶液中有c(Na＋)=c(HA

－)+c(A2－)D.F點對應的溶液中離子濃度的大小關系為c(Na＋)＞c(A2－)＞c(OH－)＞c(HA－)＞c(H+)D水溶液中的離子平衡-精講精練2.常溫下，向20ml0.1m水溶液中的離子平衡-精講精練3.常溫下，向1L0.1mol·L－1一元酸HR溶液中逐漸通入氨氣（已知常溫下NH3·H2O電離平衡常數(shù)K＝1.76×10－5），使溶液溫度和體積保持不變，混合溶液的pH與離子濃度變化的關系如圖所示。下列敘述正確的是()A．0.1mol·L－1HR溶液的pH為5B．HR為弱酸，常溫時隨著氨氣的通入，c(R－)/[c(OH－)·c(HR)]逐漸增大C．當通入0.1molNH3時，c(NH4+)＞c(R－)＞c(OH－)＞c(H+)D．當c(R－)＝

c(HR)時，溶液必為中性

C水溶液中的離子平衡-精講精練3.常溫下，向1L0.1mol·4.常溫下,將Na2A和NaHA溶液分別進行稀釋,若-lgc(Na+)=pNa、-lgc(OH－)=pOH,則測得兩種溶液中pNa與pOH的關系曲線如圖。下列說法正確的是(

)水溶液中的離子平衡-精講精練A.X點所在的直線表示NaHA溶液的稀釋B.在Y點加入適量NaOH固體可以達到X點C.將X和Y點溶液等體積混合,則有c(Na+)>c(A2－)>c(HA－)>c(OH－)>c(H+)D.常溫下,H2A的Ka1數(shù)量級為10-5D4.常溫下,將Na2A和NaHA溶液分別進行稀釋,若-lg水溶液中的離子平衡-精講精練5.在25℃時，H2R及其鈉鹽的溶液中，H2R、HR－、R2－分別在三者中所占的物質的量分數(shù)(α)隨溶液pH變化關系如圖所示，下列敘述錯誤的是（）A．H2R是二元弱酸，其Ka1＝1×10－2B．NaHR在溶液中水解程度小于電離程度C．pH<7.2的溶液中一定存在：c(Na＋)>c(HR－)>c(R2－)>c(H＋)>c(OH－)D．pH＝7.2時混合溶液中存在c(HR－)＝c(R2－)C水溶液中的離子平衡-精講精練5.在25℃時，H2R及其鈉鹽水溶液中的離子平衡-練習練1：已知25℃時,Ka(HCOOH)=1.78×10-4,Kb(NH3·H2O)=1.79×10-5。保持25℃不變,向一定體積0.1mol·L-1氨水中滴加0.1mol·L-1HCOOH溶液。在滴加過程中(

)A.水的電離常數(shù)先增大后減小B.當氨水和甲酸溶液體積相等時,c(HCOO-)=c(NH4+)C.c(NH3·H2O)與c(NH4+)之和始終保持不變D.c(NH4+)·c(HCOO-)/c(NH3·H2O)·c(HCOOH)始終保持不變D水溶液中的離子平衡-練習練1：已知25℃時,Ka(HCOO練2：一定溫度下,水溶液中H+和OH-的濃度變化曲線如圖。下列說法正確的是

(

)A.升高溫度,可能引起由c向b的變化B.該溫度下,水的離子積常數(shù)為1.0×10-13C.該溫度下,加入FeCl3可能引起由b向a的變化D.該溫度下,稀釋溶液可能引起由c向d的變化水溶液中的離子平衡-練習C練2：一定溫度下,水溶液中H+和OH-的濃度變化曲線如圖。下水溶液中的離子平衡-練習:練3：已知:+KOH+H2O某同學利用該反應對某苯甲酸樣品進行純度測定:稱取1.220g苯甲酸樣品,配成100mL苯甲酸溶液。取25.00mL溶液,用

0.1000mol·L-1KOH標準溶液滴定，重復滴定四次,每次消耗

KOH標準溶液的體積如表所示:滴定次數(shù)第一次第二次第三次第四次消耗KOH標準溶液的體積/mL24.0024.1022.4023.90下列說法中正確的是

(

)A.實驗用到的定量儀器有天平、25mL容量瓶、50mL酸式滴定管、50mL堿式滴定管B.樣品中苯甲酸純度為96.00%C.滴定時選擇甲基橙做指示劑D.滴定操作中,如果對裝有KOH標準溶液的滴定管讀數(shù)時,滴定前仰視,滴定后俯視,則測定結果將偏大B水溶液中的離子平衡-練習:練3：已知:水溶液中的離子平衡-練習練4：25℃時,向濃度均為0.1mol·L-1、體積均為100mL的兩種一元酸HX、HY溶液中分別加入NaOH固體,溶液中隨n(NaOH)的變化如圖所示。下列說法A.HX為強酸,HY為弱酸B.b點溶液呈中性C.水的電離程度:d>cD.c點溶液的pH=4不正確的是(

)C水溶液中的離子平衡-練習練4：25℃時,向濃度均為0.1練5．(2018·全國卷Ⅲ)用0.100mol·L－1AgNO3滴定50.0mL0.0500mol·L－1Cl－溶液的滴定曲線如圖所示。下列有關描述錯誤的是(

)A．根據(jù)曲線數(shù)據(jù)計算可知Ksp(AgCl)的數(shù)量級為10－10B．曲線上各點的溶液滿足關系式c(Ag＋)·c(Cl－)＝Ksp(AgCl)C．相同實驗條件下，若改為0.0400mol·L－1Cl－，反應終點由c移到aD．相同實驗條件下，若改為0.0500mol·L－1Br－，反應終點由c向b方向移動C水溶液中的離子平衡-練習練5．(2018·全國卷Ⅲ)用0.100mol·L－1A練6.(2018·天津卷)LiH2PO4是制備電池的重要原料。室溫下，LiH2PO4溶液的pH隨c初始(H2PO4－)的變化如圖1所示，H3PO4溶液中H2PO－的分布系數(shù)δ隨pH的變化如圖2所示。

下列有關LiH2PO4溶液的敘述正確的是(

)A．溶液中存在3個平衡B．含P元素的粒子有H2PO4－、HPO42－和PO43－C．隨c初始(H2PO4－)增大，溶液的pH明顯變小D．用濃度大于1mol·L－1的H3PO4溶液溶解Li2CO3，當pH達到4.66時，H3PO4幾乎全部轉化為LiH2PO4D水溶液中的離子平衡-練習練6.(2018·天津卷)LiH2PO4是制備電池的重要原料水溶液中的離子平衡水溶液中的離子平衡1.(2019·全國卷Ⅲ)設NA為阿伏加德羅常數(shù)的值。關于常溫下pH＝2的H3PO4溶液，下列說法正確的是(

)A．每升溶液中的H＋數(shù)目為0.02NAB．c(H＋)＝c(H2PO4－)＋2c(HPO42－)＋3c(PO43－)＋c(OH－)C．加水稀釋使電離度增大，溶液pHD．加入NaH2PO4固體，溶液酸性增強高考怎么考？1.(2019·全國卷Ⅲ)設NA為阿伏加德羅常數(shù)的值。關于常2.(2019·江蘇卷改編)室溫下，反應HCO3－＋H2OH2CO3＋OH－的平衡常數(shù)K＝2.2×10－8。將NH4HCO3溶液和氨水按一定比例混合，可用于浸取廢渣中的ZnO。若溶液混合引起的體積變化可忽略，室溫時下列指定溶液中微粒物質的量濃度關系正確的是(

)A．0.2mol·L－1氨水：c(NH3·H2O)>c(NH4+)>c(OH－)>c(H＋)B．0.2mol·L－1NH4HCO3溶液(pH>7)：c(NH4+)>c(HCO3－)>c(NH3·H2O)>c(H2CO3)C．0.2mol·L－1氨水和0.2

mol·L－1NH4HCO3溶液等體積混合：c(NH4+)＋

c(NH3·H2O)＝c(H2CO3)＋c(HCO3－)＋c(CO32－)D．0.6mol·L－1氨水和0.2

mol·L－1NH4HCO3溶液等體積混合：c(NH3·H2O)＋c(CO32－)＋c(OH－)＝0.3mol·L－1＋c(H2CO3)＋c(H＋)高考怎么考？2.(2019·江蘇卷改編)室溫下，反應HCO3－＋H2O3.(2016·全國卷Ⅲ)下列有關電解質溶液的說法正確的是(

)A.向0.1mol·L-1CH3COOH溶液中加入少量水,溶液中減小B.將CH3COONa溶液從20℃升溫至30℃,溶液中

增大C.向鹽酸中加入氨水至中性,溶液中>1D.向AgCl、AgBr的飽和溶液中加入少量AgNO3,溶液中

不變高考怎么考？3.(2016·全國卷Ⅲ)下列有關電解質溶液的說法正確的是4．(2019·全國卷Ⅰ)NaOH溶液滴定鄰苯二甲酸氫鉀(鄰苯二甲酸H2A的Ka1＝1.1×10－3

，Ka2＝3.9×10－6)溶液，混合溶液的相對導電能力變化曲線如圖所示，其中b點為反應終點。下列敘述錯誤的是(

)A．混合溶液的導電能力與離子濃度和種類有關B．Na＋與A2－的導電能力之和大于HA－的C．b點的混合溶液pH＝7D．c點的混合溶液中，c(Na＋)>c(K＋)>c(OH－)高考怎么考？4．(2019·全國卷Ⅰ)NaOH溶液滴定鄰苯二甲酸氫鉀(鄰5．(2019·全國卷Ⅱ)絢麗多彩的無機顏料的應用曾創(chuàng)造了古代繪畫和彩陶的輝煌。硫化鎘(CdS)是一種難溶于水的黃色顏料，其在水中的沉淀溶解平衡曲線如圖所示。下列說法錯誤的是(

)A．圖中a和b分別為T1、T2溫度下CdS在水中的溶解度B．圖中各點對應的Ksp的關系為：Ksp(m)＝Ksp(n)<Ksp(p)<Ksp(q)C．向m點的溶液中加入少量Na2S固體，溶液組成由m沿mpn線向p方向移動D．溫度降低時，q點的飽和溶液的組成由q沿qp線向p方向移動高考怎么考？5．(2019·全國卷Ⅱ)絢麗多彩的無機顏料的應用曾創(chuàng)造了古水溶液中的離子平衡面對高考水溶液中的離子平衡面對高考水溶液中的離子平衡判斷電解質溶液中的粒子濃度關系是近幾年高考的必考題型，一般在選擇題中作為壓軸題呈現(xiàn)。因綜合性強、難度大且常考常新，成為考生失分的重災區(qū)。要想攻克此難關，需巧妙利用平衡觀念和守恒思想建立關系，結合圖像進行分析。水溶液中的離子平衡判斷電解質溶液中的粒子濃度關系是近幾年高考考點1弱電解質的電離平衡和溶液的酸堿性考點2鹽類的水解離子濃度大小比較考點3

中和滴定考點4

沉淀溶解平衡考點5

曲線的分析與應用水溶液中的離子平衡考點1弱電解質的電離平衡和溶液的酸堿性考點2鹽類的考點1弱電解質的電離平衡和溶液的酸堿性1．電離平衡——易被表象迷慧眼(1)誤認為：電離平衡正向移動，弱電解質的電離程度一定增大。如向醋酸溶液中加入少量冰醋酸，平衡向電離方向移動，但醋酸的電離程度減小。知識點：越稀越電離，越熱越電離，同離子效應(3)誤認為：由水電離出的c(H＋)＝10－13mol·L－1的溶液一定呈堿性。如25℃，0.1mol·L－1的鹽酸或氫氧化鈉溶液中由水電離出的c(H＋)都為10－13mol·L－1。

[失分點排查]CH3COOHCH3COO－＋H＋(2)誤認為：對酸、堿溶液稀釋時，所有離子的濃度都減小。如對于電離平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋，加水稀釋時，當溫度不變，由于Kw是定值，故c(H＋)減小，c(OH－)增大；而堿溶液稀釋時，c(OH－)減小，c(H＋)增大。例如：在水電離出的c(H＋)＝10－13mol·L－1的溶液中，AlO2－能大量共存嗎？考點1弱電解質的電離平衡和溶液的酸堿性1．電離平衡—2．溶液的酸堿性——兩點誤認需提醒考點1弱電解質的電離平衡和溶液的酸堿性(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溶液顯酸性，強堿和弱酸恰好中和溶液顯堿性，強酸和強堿恰好中和溶液顯中性。提醒：溶液酸堿性的本質是：

c(H＋)和

c(OH－)的相對大小；

不提溫度而使用到pH值，基本是“陷阱”NaOH+HAc＝NaAc+H2O(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，可能是酸性或堿性，也可能是中性。2．溶液的酸堿性——兩點誤認需提醒考點1弱電解質的電離平考點1弱電解質的電離平衡和溶液的酸堿性(1)對于二元弱酸——H2A

H2AH＋＋HA－HA－H＋＋A2－

Ka1＝

Ka2＝[電離平衡常數(shù)的常見應用](1)運用電離平衡常數(shù)可比較酸性強弱，電離平衡常數(shù)大的酸，酸性較強。(2)酸的電離平衡常數(shù)越大，對應離子水解常數(shù)越小。(3)溫度一定時，可利用電離常數(shù)分析：電離平衡的移動方向，溶液中離子濃度變化。3．電離常數(shù)的計算與應用A2－＋H2O

HA－

＋OH－

HA－＋H2OH2A＋OH－

Kh1＝c(HA－)c(OH－)c(A2－)c(H2A)c(OH－)c(HA－)Kh2＝Kh1＝KwKa2Kh2＝KwKa1考點1弱電解質的電離平衡和溶液的酸堿性[電離平衡常數(shù)的1-1．(2019·全國卷Ⅲ)設NA為阿伏加德羅常數(shù)的值。關于常溫下pH＝2的H3PO4溶液，下列說法正確的是(

)A．每升溶液中的H＋數(shù)目為0.02NAB．c(H＋)＝c(H2PO4－)＋2c(HPO42－)＋3c(PO43－)＋c(OH－)C．加水稀釋使電離度增大，溶液pH減小D．加入NaH2PO4固體，溶液酸性增強考點1弱電解質的電離平衡和溶液的酸堿性-典例

B1-1．(2019·全國卷Ⅲ)設NA為阿伏加德羅常數(shù)的值。關1-2.(2016·全國卷Ⅲ)下列有關電解質溶液的說法正確的是(

)A.向0.1mol·L-1CH3COOH溶液中加入少量水,溶液中減小B.將CH3COONa溶液從20℃升溫至30℃,溶液中

增大C.向鹽酸中加入氨水至中性,溶液中>1D.向AgCl、AgBr的飽和溶液中加入少量AgNO3,溶液中

不變考點1弱電解質的電離平衡和溶液的酸堿性-典例

D1-2.(2016·全國卷Ⅲ)下列有關電解質溶液的說法正確的1．突破鹽類水解的三個要素要素1：鹽類水解的規(guī)律。誰弱誰水解，越弱越水解，越熱越水解，誰強顯誰性，都強顯中性。要素2：鹽類水解離子方程式的書寫。要素3：水解平衡的影響因素。升溫、加水、加入相應離子對平衡的影響考點2鹽類的水解離子濃度大小比較[疑難突破]1．突破鹽類水解的三個要素考點2鹽類的水解離子濃度大小比2．酸式鹽溶液酸堿性的判斷考點2鹽類的水解離子濃度大小比較②若電離程度大于其水解程度，溶液顯酸性。例如NaHSO3溶液中：HSO3－H＋＋SO32－(主要)，HSO3－＋H2OH2SO3＋OH－(次要)，使c(OH－)<c(H＋)，溶液呈酸性。(1)強酸的酸式鹽只電離，不水解，溶液一定顯酸性。(2)弱酸的酸式鹽溶液的酸堿性，取決于酸式酸根離子的電離程度和水解程度的

相對大小。如NaHSO4溶液：NaHSO4

＝

Na＋

＋

H＋＋

SO42－①若電離程度小于其水解程度，溶液顯堿性。例如NaHCO3溶液中：HCO3－H＋＋CO32－(次要)，HCO3－＋H2OH2CO3＋OH－(主要)，使c(OH－)>c(H＋)，溶液呈堿性。2．酸式鹽溶液酸堿性的判斷考點2鹽類的水解離子濃度大小比顯酸性的有：NaHSO3,NaH2PO4,KHC2O4……

顯堿性的有：NaHCO3,NaHS,Na2HPO4……考點2鹽類的水解離子濃度大小比較高中常見弱酸酸式鹽溶液的酸堿性：例：室溫下，向20mL0.1mol·L－1H2A溶液中逐滴加入0.1mol·L－1NaOH溶液，溶液pH的變化如圖所示：H2A+NaOH

＝NaHA+H2ONaHA+NaOH

＝Na2A+H2OH2A+2NaOH

＝Na2A+2H2ONaHA溶液的酸堿性？顯酸性的有：NaHSO3,NaH2PO4,KHC2O4…(2019·江蘇卷改編)室溫下，反應HCO3－＋H2OH2CO3＋OH－的平衡常數(shù)K＝2.2×10－8。將NH4HCO3溶液和氨水按一定比例混合，可用于浸取廢渣中的ZnO。若溶液混合引起的體積變化可忽略，室溫時下列指定溶液中微粒物質的量濃度關系正確的是(

)A．0.2mol·L－1氨水：c(NH3·H2O)>c(NH4+)>c(OH－)>c(H＋)B．0.2mol·L－1NH4HCO3溶液(pH>7)：c(NH4+)>c(HCO3－)>c(NH3·H2O)>c(H2CO3)C．0.2mol·L－1氨水和0.2

mol·L－1NH4HCO3溶液等體積混合：c(NH4+)＋

c(NH3·H2O)＝c(H2CO3)＋c(HCO3－)＋c(CO32－)D．0.6mol·L－1氨水和0.2

mol·L－1NH4HCO3溶液等體積混合：c(NH3·H2O)＋c(CO32－)＋c(OH－)＝0.3mol·L－1＋c(H2CO3)＋c(H＋)溶液中的三大守恒：考點2鹽類的水解離子濃度大小比較-典例電荷守恒，物料守恒，（質子守恒）DA．0.2mol·L－1氨水：c(NH3·H2O)>c(N五“考”中和滴定2．“考”操作步驟考點3中和滴定[疑難突破]酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾(帶鐵架臺)、錐形瓶。其中常考的是滴定管，如正確選擇滴定管(包括規(guī)格)、滴定管的檢漏、洗滌和潤洗、滴定管的正確讀數(shù)方法等。(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。1．“考”實驗儀器五“考”中和滴定2．“考”操作步驟考點3中和滴定[疑難突破3．“考”指示劑的選擇考點3中和滴定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。(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，一般不作指示劑。(4)氧化還原滴定中，涉及碘單質的用淀粉作指示劑，用到KMnO4時，KMnO4本身作指示劑。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)視線問題要學會畫圖分析。3．“考”指示劑的選擇考點3中和滴定(1)強酸強堿相互滴定(2019·全國卷Ⅰ)NaOH溶液滴定鄰苯二甲酸氫鉀(鄰苯二甲酸H2A的Ka1＝1.1×10－3

，Ka2＝3.9×10－6)溶液，混合溶液的相對導電能力變化曲線如圖所示，其中b點為反應終點。下列敘述錯誤的是(

)A．混合溶液的導電能力與離子濃度和種類有關B．Na＋與A2－的導電能力之和大于HA－的C．b點的混合溶液pH＝7D．c點的混合溶液中，c(Na＋)>c(K＋)>c(OH－)考點3中和滴定-典例C(2019·全國卷Ⅰ)NaOH溶液滴定鄰苯二甲酸氫鉀(鄰苯二沉淀溶解平衡的兩大應用1．判斷難溶電解質在水中的溶解能力

2．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.考點4沉淀溶解平衡[疑難突破]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。沉淀溶解平衡的兩大應用2．判斷能否發(fā)生沉淀轉化反應考點4沉沉淀溶解平衡圖像題的解題策略考點4沉淀溶解平衡[規(guī)律方法]1．溶解平衡曲線類似于溶解度曲線，曲線上的任一點都表示飽和溶液；

2．從圖像中找到數(shù)據(jù)，根據(jù)Ksp公式計算可得出Ksp的值。3．比較溶液的Qc與Ksp的大小，可判斷溶液中有無沉淀析出。4．涉及Qc的計算時，所代入的離子濃度一定是混合溶液中的離子濃度，因此計算離子濃度時，所代入的溶液體積也必須是混合液的體積。沉淀溶解平衡圖像題的解題策略考點4沉淀溶解平衡[規(guī)律方法](2019·全國卷Ⅱ)絢麗多彩的無機顏料的應用曾創(chuàng)造了古代繪畫和彩陶的輝煌。硫化鎘(CdS)是一種難溶于水的黃色顏料，其在水中的沉淀溶解平衡曲線如圖所示。下列說法錯誤的是(

)A．圖中a和b分別為T1、T2溫度下CdS在水中的溶解度B．圖中各點對應的Ksp的關系為：Ksp(m)＝Ksp(n)<Ksp(p)<Ksp(q)C．向m點的溶液中加入少量Na2S固體，溶液組成由m沿mpn線向p方向移動D．溫度降低時，q點的飽和溶液的組成由q沿qp線向p方向移動考點4沉淀溶解平衡-典例B(2019·全國卷Ⅱ)絢麗多彩的無機顏料的應用曾創(chuàng)造了古代繪[疑難突破]結合圖像分析電離平衡、水解平衡、溶解平衡，判斷粒子濃度關系是近幾年全國卷的命題熱點，對考生來說是一個難點。圖像類型總結如下：考點5曲線的分析與應用

考點5曲線的分析與應用考點5曲線的分析與應用考點5曲線的分析與應用考點5曲線的分析與應用考點5曲線的分析與應用需要注意：曲線起點，突躍范圍，反應終點，指示劑考點5曲線的分析與應用需要注意：曲線起點，突躍范圍，反應考點5曲線的分析與應用①直線AB上的點：c(M2＋)＝c(R2－)；②溶度積：CaSO4＞CaCO3＞MnCO3；③X點對CaCO3要析出沉淀，對CaSO4是不飽和溶液，能繼續(xù)溶解CaSO4；④Y點：c(SO42－)＞c(Ca2＋)，二者的濃度積等于10－5；

Z點：c(CO32－)＜c(Mn2＋)，二者的濃度積等于10－10.6。考點5曲線的分析與應用①直線AB上的點：c(M2＋)＝c考點5曲線的分析與應用考點5曲線的分析與應用考點5曲線的分析與應用考點5曲線的分析與應用(2019·天津卷)某溫度下，HNO2和CH3COOH的電離常數(shù)分別為5.0×10－4和1.7×10－5。將pH和體積均相同的兩種酸溶液分別稀釋，其pH隨加水體積的變化如圖所示。下列敘述正確的是(

)A．曲線Ⅰ代表HNO2溶液B．溶液中水的電離程度：b點＞c點C．從c點到d點，溶液中

保持不變(其中HA、A－分別代表相應的酸和酸根離子)D．相同體積a點的兩溶液分別與NaOH恰好中和后，溶液中n(Na+)相同C考點5曲線的分析與應用(2019·天津卷)某溫度下，HNO2和CH3COOH的電離水溶液中的離子平衡解題思路H2A+NaOH

＝NaHA+H2ONaHA+NaOH

＝Na2A+H2OH2A+2NaOH

＝Na2A+2H2O弄清橫縱坐標的含義，分清拐點，特殊點，起點，終點根據(jù)圖像點、線與溶液酸堿性，想規(guī)律，找原理，結合反應和圖中數(shù)據(jù)，作出判斷電荷守恒、物料守恒K值公式、三段式（電離平衡）……讀題找反應識圖像找聯(lián)系思原理用公式水溶液中的離子平衡解題思路H2A+NaOH水溶液中的離子平衡常用知識點1.pH的計算（判斷強弱）2.酸，堿，鹽的稀釋3.“中和”滴定的終點判斷，特殊點辨識4.水的電離：抑制，促進5.溶液酸堿性大小的比較6.K的應用和變形7.離子濃度大小比較8.電荷守恒，物料守恒水溶液中的離子平衡常用知識點1.pH的計算（判斷強弱）2.酸1．已知：AG＝lg，室溫下用0.01mol·L－1NH3·H2O溶液滴定20.00mL0.01mol·L－1某一元酸HA，可得下圖所示的結果，下列說法中錯誤的是(

)A．該滴定實驗最好選用甲基橙作指示劑B．整個過程中，C點時水的電離程度最大C．若x3＝30，則有3c(OH－)＝c(NH4+)＋3c(H＋)－2c(NH3·H2O)D．A→C的過程中，可存在：c(A－)＞c(H＋)＞c(NH4+)＞c(OH－)B水溶液中的離子平衡-精講精練1．已知：AG＝lg，室溫下用0.0水溶液中的離子平衡-精講精練2.常溫下，向20ml0.1mol·L－1NaHA(酸式鹽）溶液中分別滴加0.1mol·L－1鹽酸或0.1mol·L－1NaOH溶液，溶液的pH與滴加溶液體積關系如圖所示。下列推斷正確的是（）A.NaHA在水溶液中電離程度小于水解程度B.在對應的各點溶液中，H點水電離程度最大C.E點對應的溶液中有c(Na＋)=c(HA

－)+c(A2－)D.F點對應的溶液中離子濃度的大小關系為c(Na＋)＞c(A2－)＞c(OH－)＞c(HA－)＞c(H+)D水溶液中的離子平衡-精講精練2.常溫下，向20ml0.1m水溶液中的離子平衡-精講精練3.常溫下，向1L0.1mol·L－1一元酸HR溶液中逐漸通入氨氣（已知常溫下NH3·H2O電離平衡常數(shù)K＝1.76×10－5），使溶液溫度和體積保持不變，混合溶液的pH與離子濃度變化的關系如圖所示。下列敘述正確的是()A．0.1mol·L－1HR溶液的pH為5B．HR為弱酸，常溫時隨著氨氣的通入，c(R－)/[c(OH－)·c(HR)]逐漸增大C．當通入0.1molNH3時，c(NH4+)＞c(R－)＞c(OH－)＞c(H+)D．當c(R－)＝

c(HR)時，溶液必為中性

C水溶液中的離子平衡-精講精練3.常溫下，向1L0.1mol·4.常溫下,將Na2A和NaHA溶液分別進行稀釋,若-lgc(Na+)=pNa、-lgc(OH－)=pOH,則測得兩種溶液中pNa與pOH的關系曲線如圖。下列說法正確的是(

)水溶液中的離子平衡-精講精練A.X點所在的直線表示NaHA溶液的稀釋B.在Y點加入適量NaOH固體可以達到X