PAGEPAGE1專題04電解質(zhì)溶液本題型在四年高考中考查11次（共13份試卷），試題具有肯定的難度。題型主要是選擇題和填空題，其考查主要內(nèi)容有：①電離平衡。②酸、堿混合溶液酸堿性的推斷及pH的簡潔計算。③鹽對水電離平衡的影響及鹽溶液蒸干(或灼燒)后產(chǎn)物的推斷。④電解質(zhì)溶液中離子濃度的大小比較。⑤沉淀的溶解平衡及沉淀的轉(zhuǎn)化。從高考命題的變更趨勢來看，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。此類題目考查的內(nèi)容既與鹽的水解有關(guān)，又與弱電解質(zhì)的電離平衡有關(guān)。題目不僅偏重考查粒子的濃度大小依次，而且還側(cè)重溶液中的各種守恒(電荷守恒、物料守恒、質(zhì)子守恒)關(guān)系的考查，從而使題目具有肯定的綜合性、敏捷性和技巧性。年份題號分值考查的主要內(nèi)容及學(xué)問點實力要求學(xué)問要求難度要求接受、汲取、整合化學(xué)信息的實力分析問題和解決化學(xué)問題的實力化學(xué)試驗與探究實力了解理解駕馭綜合應(yīng)用2013(Ⅰ)116溶解平衡（Cl-、Br-、CrO42-與Ag+的沉淀）√√√易2013(Ⅱ)136概理+計算[溶度積、水的離子積、pH及計算]√√√中難2014(Ⅰ)116概理[AgBrO3溶解度、溶度積、溶解熱、重結(jié)晶]√√√中難2014(Ⅱ)116概理[H2S/氨水店里、溶液中電荷守恒、鹽類水解]√√√中難2015(Ⅰ)136電離平衡[強弱堿同濃度等體積稀釋圖像、比較堿性、c(OH-)\電離程度、c(M+)/c(R+)等]√√√中2024(Ⅰ)126海水資源的綜合利用（提取溴、鎂、粗鹽的提純）√√√√中2024(Ⅲ)136化學(xué)試驗基本操作[借助試驗考查物質(zhì)的基本性質(zhì)，涉及膠體的制備、鹽類水解的應(yīng)用，物質(zhì)的除雜，水和乙醇中氫的活潑性檢驗√√√中難2024(Ⅰ)126平衡[離子溶度大小比較；電離與水解競爭推斷]√√√中難2024(Ⅲ)136電離平衡與溶液的pH[難溶電解質(zhì)的溶解平衡及沉淀轉(zhuǎn)化的本質(zhì)，銅金屬及其重要化合物的主要性質(zhì)，綜合考查含銅化合物的性質(zhì)與應(yīng)用，留意題給信息以及圖標(biāo)的分析，把握溶度積的計算。]√√√中難2024(Ⅲ)126滴定曲線√√√中難1．【2024新課標(biāo)3卷】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(guān)描述錯誤的是A．依據(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意關(guān)系式c(Ag+)·c(Cl-)=Ksp(AgCl)C．相同試驗條件下，若改為0.0400mol·L-1Cl-，反應(yīng)終點c移到aD．相同試驗條件下，若改為0.0500mol·L-1Br-，反應(yīng)終點c向b方向移動【答案】C【解析】A．選取橫坐標(biāo)為50mL的點，此時向50mL0.05mol/L的Cl-溶液中，加入了50mL0.1mol/L的2．【2024年高考新課標(biāo)Ⅰ卷】常溫下將NaOH溶液滴加到己二酸（H2X）溶液中，混合溶液的pH與離子濃度變更的關(guān)系如圖所示。下列敘述錯誤的是A．Ka2（H2X）的數(shù)量級為10–6B．曲線N表示pH與的變更關(guān)系C．NaHX溶液中D．當(dāng)混合溶液呈中性時，【答案】D【解析】A、己二酸是二元弱酸，其次步電離小于第一步，即Ka1=＞Ka2=，3．【2024年高考新課標(biāo)Ⅱ卷】變更0.1二元弱酸溶液的pH，溶液中的、、的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)隨pH的變更如圖所示[已知]。下列敘述錯誤的是A．pH=1.2時，B．C．pH=2.7時，D．pH=4.2時，【答案】D4．【2024年高考新課標(biāo)Ⅲ卷】在濕法煉鋅的電解循環(huán)溶液中，較高濃度的會腐蝕陽極板而增大電解能耗。可向溶液中同時加入Cu和CuSO4，生成CuCl沉淀從而除去。依據(jù)溶液中平衡時相關(guān)離子濃度的關(guān)系圖，下列說法錯誤的是A．的數(shù)量級為B．除反應(yīng)為Cu+Cu2++2=2CuClC．加入Cu越多，Cu+濃度越高，除效果越好D．2Cu+=Cu2++Cu平衡常數(shù)很大，反應(yīng)趨于完全【答案】C5．【2024年高考新課標(biāo)Ⅰ卷】298K時，在20.0mL0.10mol氨水中滴入0.10mol的鹽酸，溶液的pH與所加鹽酸的體積關(guān)系如圖所示。已知0.10mol氨水的電離度為1.32%，下列有關(guān)敘述正確的是（）A．該滴定過程應(yīng)當(dāng)選擇酚酞作為指示劑B．M點對應(yīng)的鹽酸體積為20.0mLC．M點處的溶液中c(NH4＋)＝c(Cl－)＝c(H＋)＝c(OH－)D．N點處的溶液中pH<12【答案】D【解析】A.把鹽酸滴加到氨水中，起先時溶液顯堿性，當(dāng)?shù)味ㄟ_到終點時，溶液由堿性變?yōu)樗嵝裕罁?jù)人6．【2024年高考新課標(biāo)Ⅲ卷】下列有關(guān)電解質(zhì)溶液的說法正確的是（）A．向0.1molCH3COOH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D．向AgCl、AgBr的飽和溶液中加入少量AgNO3，溶液中不變【答案】D一、弱電解質(zhì)的電離1、弱電解質(zhì)的電離平衡及其影響因素弱電解質(zhì)的電離平衡指在肯定條件下（溫度、濃度），弱電解質(zhì)電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等時的狀態(tài)。（1）內(nèi)因弱電解質(zhì)本身，如常溫下K(HF)>K(CH3COOH)。（2）外因以CH3COOHCH3COO-+H+為例①溫度：弱電解質(zhì)的電離過程一般是吸熱的，上升溫度，電離平衡向右移動，CH3COOH電離程度增大，c(H+)、c(CH3COO-)增大。②濃度：加水稀釋CH3COOH溶液，電離平衡向右移動，電離程度增大。n(CH3COO-)、n(H+)增大，但c(CH3COO-)、c(H+)減小。③同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液中加入同弱電解質(zhì)具有相同離子的強電解質(zhì)，電離平衡向逆反應(yīng)方向移動。例如0.1mol/L的醋酸溶液中存在如下平衡CH3COOHCH3COO-+H+。加入少量CH3COONa固體或HCl，由于增大了c(CH3COO-)或c(H+)，使CH3COOH的電離平衡向逆反應(yīng)方向移動。前者使c(H+)減小，后者使c(H+)增大。④化學(xué)反應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液中加入能與弱電解質(zhì)電離產(chǎn)生的某種離子反應(yīng)的物質(zhì)時，可使電離平衡向電離的方向移動。例如，在CH3COOH溶液中加入NaOH或Na2CO3溶液，由于OH-+H+=H2O、COEQ\s(2-,3)+2H+=H2O+CO2↑，使c(H+)減小，平衡向著電離的方向移動。〖留意〗稀釋弱電解質(zhì)溶液時，平衡移動的方向易誤判為逆向移動，把溶液中離子濃度的減小誤認(rèn)為是電離平衡逆向移動造成的，事實上稀釋才是造成溶液中離子濃度減小的主要因素。2、強酸與弱酸(或強堿與弱堿)的比較等物質(zhì)的量濃度的鹽酸(a)與醋酸(b)等pH的鹽酸(a)與醋酸(b)pH或物質(zhì)的量濃度pH：a<b物質(zhì)的量濃度：a<b溶液導(dǎo)電性a>ba=b水的電離程度a<ba=bc(Cl-)與c(CH3COO-)大小c(Cl-)>c(CH3COO-)c(Cl-)=c(CH3COO-)等體積溶液中和NaOH的量a=ba<b分別加該酸的鈉鹽固體后pHa:不變b:變大a:不變b:變大起先時與金屬反應(yīng)的速率a>b相同等體積溶液與過量活潑金屬產(chǎn)生H2的量相同a<b【典例1】【2024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–）的變更如圖1所示，H3PO4溶液中H2PO4–的分布分?jǐn)?shù)δ隨pH的變更如圖2所示，[]下列有關(guān)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–、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(dāng)pH達到4.66時，H3PO4幾乎全部轉(zhuǎn)化為LiH2PO4【答案】D【解析】A、溶液中存在H2PO4－、HPO42－、PO43－，前兩個既有水解也有電離，PO43－發(fā)生水解，溶液中有【典例2】【2025屆河北唐山期末】常溫下，向20mL某一元酸(HA)溶液中逐滴加入0.1mol·L－1的NaOH溶液，測得混合溶液中由水電離出的c(H+)隨加入NaOH溶液的體積變更關(guān)系圖如下。下列說法不正確的是A．Ka(HA)的數(shù)量級為10－5B．d點溶液的pH最大C．b點溶液顯酸性，c(A－)>c(Na+)>c(H+)>c(OH－)D．d點溶液中，c(Na+)+c(H+)=c(A－)+c(OH－)【答案】C【解析】A、b點是HA和NaOH恰好完全反應(yīng)的點，酸和堿的體積均為20ml，原酸的濃度為0.1mol·L－1，二、水的電離1、影響水的電離平衡的因素（1）溫度：若上升溫度，促進水的電離，因為水的電離吸熱，故水的電離平衡向右移動，c(H＋)與c(OH－)同時增大，KW增大pH變小，但由于c(H＋)與c(OH－)始終保持相等，故仍顯中性。如純水的溫度由25℃上升到100℃，則c(H＋)與c(OH－)都從1×10－7mol·L－1增大為1×10－6mol·L－1，KW由1×10－14增大為1×10－12，pH由7變?yōu)?，由于c(H＋)＝c(OH－)，仍舊顯中性。（2）加入酸、堿向純水中加入酸、堿，由于酸、堿的電離產(chǎn)生H＋和OH－增大了水中的c(H＋)和c(OH－)，故均可以使水的電離平衡向左移動。此時，若溫度不變，則KW不變，水的電離程度變小。加酸時c(H＋)變大，pH變小，加堿時，c(OH－)變大，pH變大。（3）易水解的鹽：在純水中加入易水解的鹽，不管水解后溶液顯什么性，均促進水的電離，使水的電離程度增大，但只要溫度不變，則Kw不變（4）其他因素：如向水中加入活潑金屬，活潑金屬與水電離出的H+干脆作用，促進水的電離平衡向右移動2、影響KW的因素KW只與溫度有關(guān)，溫度不變，KW不變；溫度上升，KW增大，反之KW減小。①KW不僅適用于水，還適用于酸性或堿性的稀溶液。不管哪種溶液均有c(H＋)H2O＝c(OH－)H2O如酸性溶液中：[c(H＋)酸＋c(H＋)H2O]·c(OH－)H2O＝KW堿性溶液中：[c(OH－)堿＋c(OH－)H2O]·c(H＋)H2O＝KW②水的離子積常數(shù)提示了在任何水溶液中均存在水的電離平衡，都有H＋和OH－共存，只是相對含量不同而已。并且在稀酸或稀堿溶液中，當(dāng)溫度為25℃時，KW＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14為同一常數(shù)。【典例3】水的電離平衡曲線如下圖所示，下列說法中不正確的是（）A．圖中五點的KW間的關(guān)系為：B>C>A=D=EB．若從A點到D點，可采納：恒溫條件下，在水中加入少量的醋酸，提高溶液酸性C．若從A點到C點，可采納：恒溫條件下，在水中加入少量的醋酸銨，促進水的電離D．100℃時，將pH=2的硫酸與0.01mol·L－1的KOH溶液等體積混合后，溶液中c(H+)=c(OH－)=10－6mol·L－1【答案】C【解析】試題分析：A、平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，水的電離是吸熱的，溫度越高，平衡常數(shù)越大，所以正確，不選A；考點：水的電離平衡常數(shù)和電離平衡移動【典例4】25℃時，將某強酸和強堿溶液按10:1的體積比混合后溶液恰好呈中性，則混合前強酸和強堿溶液的pH之和為A．9B．llC．13D．15【答案】D【解析】設(shè)強酸的pH=a，強堿的pH=b，由25℃時，若10體積的某強酸溶液與1體積的某強堿溶液混和后溶液呈中性，即n（H+）=n（OH-），則10×10-a=1×10b-14，解得a+b=15，故pH（酸）+pH（堿）=15，答案選D。三、pH相關(guān)計算pH計算的一般思維模型（1）單一溶液pH的計算①強酸溶液。如HnA，設(shè)物質(zhì)的量濃度為cmol·L－1，c(H＋)＝ncmol·L－1。pH＝－lgc(H＋)＝－lgnc。②強堿溶液。如B(OH)n，設(shè)溶液物質(zhì)的量濃度為cmol·L－1，c(H＋)＝eq\f(10－14,nc)mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝14＋lgnc。（2）兩強酸混合由c(H＋)混＝eq\f(c(H＋)1V1＋c(H＋)2V2,V1＋V2)，先求出混合后的c(H＋)混，再依據(jù)公式pH＝－lgc(H＋)混求pH。若兩強酸等體積混合，可采納速算方法：混合后溶液的pH等于混合前溶液pH小的加0.3。如pH＝3和pH＝5的兩種鹽酸等體積混合后，pH＝3.3。（3）兩強堿混合由c(OH－)混＝eq\f(c(OH－)1V1＋c(OH－)2V2,V1＋V2)，先求出混合后的c(OH－)混，再通過KW求出c(H＋)混，最終求pH。若兩強堿溶液等體積混合，可采納速算方法：混合后溶液的pH等于混合前溶液pH大的減0.3。如pH＝9和pH＝11的兩種燒堿溶液等體積混合后，pH＝10.7。（4）強酸與強堿混合強酸與強堿混合實質(zhì)為中和，H＋＋OH－=H2O，中和后溶液的pH有以下三種狀況：①若恰好中和，pH＝7；②若剩余酸，先求中和后剩余的c(H＋)，再求pH；③若剩余堿，先求中和后剩余的c(OH－)，再通過KW求出c(H＋)，最終求pH。【典例5】【2025屆湖南教考聯(lián)盟一診】草酸(H2C2O4)是一種二元弱酸。常溫下向H2C2O4溶液中滴加NaOH溶液，混合溶液里lgX[X表示或]隨pH的變更關(guān)系如圖所示。下列說法不正確的是A．直線I中X表示的是B．直線I、Ⅱ的斜率均為1C．c(HC2O4－)>c(C2O42－)>c(H2C2O4)對應(yīng)1.22<pH<4.19D．c(Na+)=c(HC2O4－)+2c(C2O42－)對應(yīng)pH=7【答案】C【解析】A、二元弱酸草酸的K1=c(H＋)c(HC2O4－)/c(H2C2O4)>K2=c(H＋)c(C2O42－)/c(HC2O4－)，當(dāng)lgX=0時，【典例6】10mL濃度均為0．1mol/L的三種溶液:①HF溶液；②KOH溶液；③KF溶液。下列說法正確的是A．①和②混合后，酸堿恰好中和，溶液呈中性B．①和③中均有c(F-)+c(HF)=0.1mol/LC．①和③混合：c(F-)+c(OH-)=c(H+)+c(HF)D．由水電離出來的c(OH-)：②>③>①【答案】B四、鹽類的水解、離子濃度大小比較1、鹽類水解程度大小比較的三個規(guī)律（1）鹽水解生成的弱酸(弱堿)越弱水解程度越大。常以此推斷弱酸(弱堿)的相對強弱。（2）相同條件下：正鹽>相應(yīng)酸式鹽，如COeq\o\al(2－,3)>HCOeq\o\al(－,3)。（3）相互促進水解的鹽>單水解的鹽>相互抑制水解的鹽。

如(NH4)2CO3>(NH4)2SO4>(NH4)2Fe(SO4)22、蒸干鹽溶液所得物質(zhì)的推斷方法（1）先考慮分解。如NaHCO3溶液、Ca(HCO3)2溶液蒸干灼燒得Na2CO3、CaCO3；KMnO4溶液蒸干灼燒得K2MnO4和MnO2。（2）考慮氧化還原反應(yīng)。如加熱蒸干Na2SO3溶液，所得固體為Na2SO4。（3）鹽水解生成揮發(fā)性酸的，蒸干后得到弱堿；鹽水解生成不揮發(fā)性酸的，得到原物質(zhì)。如AlCl3溶液蒸干得氫氧化鋁，再灼燒得Al2O3；Al2(SO4)3溶液蒸干得本身。（4）Na2CO3溶液蒸干得本身。（5）NH4Cl溶液、(NH4)2S溶液蒸干、灼燒，無殘留物。3、離子濃度大小比較（1）微粒濃度大小比較的理論依據(jù)和守恒關(guān)系A(chǔ)．兩個理論依據(jù)①弱電解質(zhì)電離理論：電離粒子的濃度大于電離生成粒子的濃度。例如，H2CO3溶液中：c(H2CO3)>c(HCOeq\o\al(－,3))?c(COeq\o\al(2－,3))(多元弱酸第一步電離程度遠遠大于其次步電離)。②水解理論：水解離子的濃度大于水解生成粒子的濃度。例如，Na2CO3溶液中：c(COeq\o\al(2－,3))>c(HCOeq\o\al(－,3))?c(H2CO3)(多元弱酸根離子的水解以第一步為主)。B．三個守恒關(guān)系①電荷守恒：電荷守恒是指溶液必需保持電中性，即溶液中全部陽離子的電荷總濃度等于全部陰離子的電荷總濃度。例如，NaHCO3溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)=c(HCOeq\o\al(－,3))＋2c(COeq\o\al(2－,3))＋c(OH－)。②物料守恒：物料守恒也就是元素守恒，變更前后某種元素的原子個數(shù)守恒。例如，0.1mol·L－1NaHCO3溶液中：c(Na＋)＝c(HCOeq\o\al(－,3))＋c(COeq\o\al(2－,3))＋c(H2CO3)＝0.1mol·L－1。③質(zhì)子守恒：由水電離出的c(H＋)等于由水電離出的c(OH－)，在堿性鹽溶液中OH－守恒，在酸性鹽溶液中H＋守恒。例如，純堿溶液中c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCOeq\o\al(－,3))＋2c(H2CO3)。（2）四種狀況分析①多元弱酸溶液依據(jù)多步電離分析，如：在H3PO3溶液中，c(H＋)>c(H2POeq\o\al(－,4))>c(HPOeq\o\al(2－,4))>c(POeq\o\al(3－,4))。②多元弱酸的正鹽溶液依據(jù)弱酸根的分步水解分析，如：Na2CO3溶液中：c(Na＋)>c(COeq\o\al(2－,3))>c(OH－)>c(HCOeq\o\al(－,3))。③不同溶液中同一離子濃度的比較要看溶液中其他離子對其產(chǎn)生的影響。例如，在相同物質(zhì)的量濃度的下列溶液中：①NH4NO3溶液，②CH3COONH4溶液，③NH4HSO4溶液，c(NHeq\o\al(＋,4))由大到小的依次是③>①>②。④混合溶液中各離子濃度的比較要進行綜合分析，如電離因素、水解因素等。例如，在0.1mol·L－1的NH4Cl和0.1mol·L－1的氨水混合溶液中，各離子濃度的大小依次為c(NHeq\o\al(＋,4))>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)。在該溶液中，NH3·H2O的電離與NHeq\o\al(＋,4)的水解相互抑制，但NH3·H2O的電離程度大于NHeq\o\al(＋,4)的水解程度，溶液呈堿性，c(OH－)>c(H＋)，同時c(NHeq\o\al(＋,4))>c(Cl－)。（3）解題思路電解質(zhì)溶液eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(\a\vs4\al(單一,溶液)\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(酸或堿溶液——考慮電離,鹽溶液——考慮水解)),\a\vs4\al(混合,溶液)\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(不反應(yīng)——考慮電離和水解,反應(yīng)\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(恰好反應(yīng)\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(生成酸或堿——考慮電離,生成鹽溶液——考慮水解)),過量——依據(jù)過量程度考慮電離和水解))))))【典例7】【2025屆安徽宣城期末】室溫下，NaHSO3溶液顯酸性，溶液中部分別子濃度隨NaHSO3濃度的變更狀況如下圖所示。下列關(guān)系式肯定正確的是A．c(Na+)+c(H+')=c(SO32－)+c(OH－)+c(HSO3－)B．c(Na+)=c(HSO3－)+c(SO32－)+c(H2SO3)C．c(Na+)>c(HSO3－)>c(H+)>c(SO32－)>c(OH－)D．c(HSO3－)=5.49mol·L－1時，c(SO32－)=c(OH－)【答案】B【解析】A、依據(jù)電荷守恒，NaHSO3溶液中c(Na+)+c(H+')=2c(SO32－)+c(OH－)+c(HSO3－)，故A錯誤；B、【典例8】常溫下，電解質(zhì)溶液中的下列關(guān)系式不正確的是A．已知A-+H2B(過量)==HA+HB-，則結(jié)合H+的實力：HB-<A-<B2-B．在0.1mol·L-1的氨水中滴加0.1mol·L-1鹽酸，恰好完全中和時，c(NH4+)+c(NH3?H2O)=0.05mol·L-1C．將cmol·L-1的醋酸溶液與0.02mol·L-1NaOH溶液等體積混合后溶液恰好呈中性，用含c的代數(shù)式表示CH3COOH的電離常數(shù)ka=D．將0.2mol·L-1鹽酸與0.1mol·L-1的KAlO2溶液等體積混合，溶液中離子濃度由大到小的依次：c(Cl-)>c(K+)>c(Al3+)>c(H+)>c(OH-)【答案】A【解析】A、依據(jù)反應(yīng)方程式，A－結(jié)合H＋實力最強，與H2B生成HA和HB－，結(jié)合H＋實力，其次是B2－，因此依次是A－>B2－>HB－，故A說法錯誤；B、恰好完全中和，因為鹽酸和氨水的濃度相等，因此消耗的鹽酸的體積為與氨水的體積相等，依據(jù)物料守恒，c(NH4＋)＋c(NH3·H2O)=0.1/2mol·L－1=0.05mol·L－1，故B說法正確；C、依據(jù)電荷守恒，c(CH3COO－)＋c(OH－)=c(H＋)＋c(Na＋)，因為溶液顯中性，因此有c(OH－)=c(H＋)=10－7mol·L－1，，即c(CH3COO－)=c(Na＋)=0.02/2mol·L－1，此時溶液中c(CH3COOH)=(c－0.02)/2mol·L－1，依據(jù)電離常數(shù)的定義，Ka===，故C說法正確；D、令鹽酸的體積為1L，發(fā)生的反應(yīng)是HCl＋KAlO2＋H2O=Al(OH)3↓＋KCl，依據(jù)投入量，五、中和滴定及滴定曲線1、試驗原理：n(H＋)酸＝n(OH－)堿2、中點推斷和選擇酸堿指示劑的留意事項終點推斷：當(dāng)?shù)稳胱罱K一滴標(biāo)準(zhǔn)液時，溶液顏色發(fā)生突變，且半分鐘內(nèi)不再變更。選擇酸堿指示劑應(yīng)留意：①石蕊試液不能用作酸堿中和滴定的指示劑，主要緣由是石蕊試液的顏色變更不夠明顯，對中和滴定終點的指示不夠靈敏、不夠精確。②滴定20mL的待測液，酸堿指示劑以2～3滴為宜。指示劑用量太少，其顏色太淺，不利于推斷中和滴定的終點；指示劑用量太多，由于指示劑本身就是有機弱酸或有機弱堿，這樣就會使標(biāo)準(zhǔn)溶液實際消耗的體積偏大或偏小。③若滴定終點時溶液呈酸性，選擇甲基橙作指示劑；若滴定終點時溶液呈堿性，選擇酚酞作指示劑；若滴定終點時溶液呈中性，選擇酚酞或甲基橙作指示劑都可以。3、滴定曲線酸堿中和滴定曲線類試題是以酸堿滴定過程為基礎(chǔ)，考查離子濃度大小比較，溶液中的守恒關(guān)系等。這類試題的難點在于整個過程為一動態(tài)過程，在解題的過程中，我們可以化動為靜，實行極端假設(shè)的方法進行推斷。（1）看橫縱坐標(biāo)，搞清晰是酸加入堿中，還是堿加入酸中；（2）看起點，起點可以看出酸性或堿性的強弱，這個在推斷滴定終點至關(guān)重要；（3）找滴定終點和pH=7的中性點，滴定終點加入酸的物質(zhì)的量等于加入堿的物質(zhì)的量（一元酸堿），推斷出滴定終點的酸堿性，然后可以確定pH=7的點的位置；（4）滴定曲線中隨意點，我們分析加入的酸堿過量狀況，進行進一步的分析。在整個滴定過程中有幾個關(guān)系：①電荷守恒在任何時候均存在；②物料守恒我們依據(jù)加入酸的物質(zhì)的量和加入堿的物質(zhì)的量進行確定，但不肯定為等量關(guān)系。【典例9】【2025屆廣東佛山一模】常溫下，向20mL0.1moL/L的H3PO4溶液中滴加0.1moL/L的NaOH溶液，所得溶液的pH與NaOH溶液體積的關(guān)系如圖所示，下列說法正確的是A．H3PO4溶液第一步滴定可用酚酞作指示劑B．A點溶液中c(H2PO4－)>c(H3PO4)>c(HPO42－)C．圖像中A、B、C三處溶液中相等D．B點溶液存在2c(Na+)=c(PO43－)+c(H2PO4－)+c(HPO42－)+c(H3PO4)【答案】C【解析】A、H3PO4溶液第一步滴定生成NaH2PO4，溶液呈酸性，選變色范圍為酸性的指示劑，可選用甲基【典例10】T℃時，在20.00mL0.10mol·L－1CH3COOH溶液中滴入0.10mol·L－1NaOH溶液，溶液pH與NaOH溶液體積關(guān)系如圖所示。下列說法正確的是A．T℃時，CH3COOH電離平衡常數(shù)Ka=1.0×10-3B．M點對應(yīng)的NaOH溶液體積為20.0mLC．N點與Q點所示溶液中水的電離程度：N＞QD．N點所示溶液中c(Na+)＞c(OH－)＞c(CH3COO－)＞c(H+)【答案】C【解析】A．pH=3的溶液中Ka=，故A正確；B．醋酸與NaOH完全六、沉淀溶解平衡1、難溶電解質(zhì)的溶解平衡在肯定重要條件下，當(dāng)沉淀與溶解的速度相等時，便達到固體難溶電解質(zhì)與溶液中離子間的平衡狀態(tài)。例如：BaSO4(s)Ba2+(aq)+SOEQ\s(2-,4)(aq)2、溶度積：在肯定溫度下，在難溶電解質(zhì)的飽和溶液中，各離子濃度冪之乘積為一常數(shù)，稱為溶度積常數(shù)，簡稱溶度積。用符號Ksp表示。對于AmBn型電解質(zhì)來說，溶度積的公式是：Ksp=[An+]m[Bm+]n溶度積與溶解度的關(guān)系溶度積和溶解度都可以表示物質(zhì)的溶解實力，溶度積的大小與溶解度有關(guān)，它反映了物質(zhì)的溶解實力。溶度積規(guī)則，可以推斷溶液中沉淀的生成和溶解。離子積Qc與溶度積Ksp的區(qū)分與聯(lián)系某難溶電解質(zhì)的溶液中任一狀況下有關(guān)離子濃度的乘積Qc當(dāng)Qc＜Ksp時，為不飽和溶液；當(dāng)Qc=Ksp時，為飽和溶液；當(dāng)Qc＞Ksp時，為過飽和溶液。3、沉淀平衡相關(guān)圖像問題的解答（1）溶解平衡曲線類似于溶解度曲線，曲線上任一點都表示飽和溶液，曲線上方的任一點均表示過飽和，此時有沉淀析出，曲線下方的任一點，均表示不飽和。（2）從圖像中找到數(shù)據(jù)，依據(jù)Ksp公式計算得出Ksp的值。（3）比較溶液的Qc與Ksp的大小，推斷溶液中有無沉淀析出。（4）涉及Qc的計算時，所代入的離子濃度肯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需是混合液的體積。【典例11】【2025屆廣東清遠期末】溫度25℃時，用Na2S、(NH4)2S等沉淀Cu2+、Zn2+兩種金屬離子(M2+)，所需S2-最低濃度的對數(shù)值1gc(S2-)與1gc(M2+)關(guān)系如右圖所示。下列說法不正確的是A．Na2S溶液中：c(S2-)+c(HS-)