選擇題專攻1.電離平衡、水解平衡及沉淀溶解平衡的分析應用核心精講011.對比剖析“三大”平衡平衡類型電離平衡CH3COOH

CH3COO－＋H＋水解平衡CH3COO－＋H2O

CH3COOH＋OH－沉淀溶解平衡AgCl(s)

Ag＋(aq)＋Cl－(aq)研究對象弱電解質溶液能水解的鹽溶液難溶電解質影響因素升溫促進電離Ka增大促進水解Kh增大若難溶物的溶解度與溫度成正比，促進溶解；反之，則抑制溶解若難溶物的溶解度與溫度成正比，Ksp增大；反之，則Ksp減小影響因素加水促進電離Ka不變促進水解Kh不變促進溶解Ksp不變加入相應離子(或物質)加入CH3COONa或HCl，抑制電離Ka不變加入CH3COOH或NaOH，抑制水解Kh不變加入AgNO3或NaCl，抑制溶解Ksp不變加入反應離子(或物質)加入OH－，促進電離Ka不變加入H＋，促進水解Kh不變加入氨水，促進溶解Ksp不變(1)測定常溫下0.1mol·L－1醋酸溶液的pH，pH＞1，說明醋酸為弱酸。(2)測定常溫下CH3COONa溶液的pH，pH＞7，說明醋酸為弱酸。(3)同溫度、同濃度的鹽酸的導電性強于醋酸溶液的導電性，說明醋酸是弱酸。(4)1mol·L－1的醋酸溶液中c(H＋)約為0.01mol·L－1，說明醋酸為弱酸。(5)取pH＝3的醋酸1mL，用蒸餾水稀釋到100mL，pH＜5，說明醋酸為弱酸。(6)向0.1mol·L－1的CH3COOH溶液中加入少量CH3COONH4(水溶液呈中性)固體，溶液的pH變大，說明醋酸為弱酸。2.證明弱電解質的思維方法(以醋酸為例)誤區(qū)一：不能正確理解酸、堿的無限稀釋規(guī)律常溫下任何酸或堿溶液無限稀釋時，溶液的pH都不可能大于7或小于7，只能接近7。誤區(qū)二：不能正確理解弱酸、弱堿的稀釋規(guī)律3.走出溶液稀釋、混合的誤區(qū)溶液l稀釋前溶液pH加水稀釋到原來體積的10n倍稀釋后溶液pH酸強酸pH＝apH＝a＋n弱酸a<pH<a＋n堿強堿pH＝bpH＝b－n弱堿b－n<pH<b誤區(qū)三：不能正確掌握混合溶液的定性規(guī)律常溫下，pH＝n(n<7)的強酸和pH＝14－n的強堿溶液等體積混合，混合溶液pH＝7；pH＝n(n<7)的醋酸和pH＝14－n的氫氧化鈉溶液等體積混合，混合溶液pH<7；pH＝n(n<7)的鹽酸和pH＝14－n的氨水等體積混合，混合溶液pH>7。4.25℃時，不同溶液中水電離出的c(H＋)或c(OH－)與溶液中c(H＋)或c(OH－)的關系舉例由水電離出的c(H＋)/(mol·L－1)說明pH＝3的HCl、CH3COOH溶液_______①酸(或顯酸性的酸式鹽)溶液中：c水(H＋)＝c水(OH－)＝②堿溶液中：c水(H＋)＝

③強酸弱堿鹽溶液中：c水(H＋)＝c溶液(H＋)④強堿弱酸鹽溶液中：c水(H＋)＝c水(OH－)＝c溶液(OH－)pH＝12的NaOH、NH3·H2O溶液_______pH＝3的AlCl3、FeCl3溶液_______pH＝11的CH3COONa、Na2CO3、NaHCO3溶液_______10－1110－1210－310－3真題演練021.(2022·全國乙卷，13)常溫下，一元酸HA的Ka(HA)＝1.0×10－3。在某體系中，H＋與A－不能穿過隔膜，未電離的HA可自由穿過該膜(如圖所示)。設溶液中c總(HA)＝c(HA)＋c(A－)，當達到平衡時，下列敘述正確的是A.溶液Ⅰ中c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)C.溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)不相等D.溶液Ⅰ和Ⅱ中的c總(HA)之比為10－4123456√常溫下，溶液Ⅰ的pH＝7.0，則溶液Ⅰ中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7mol·L－1，c(H＋)＜c(OH－)＋c(A－)，A錯誤；123456常溫下，溶液Ⅰ的pH＝7.0，溶液Ⅰ中c(H＋)＝1×10－7mol·L－1，Ka(HA)＝

＝1.0×10－3，c總(HA)＝c(HA)＋c(A－)，

＝1.0×10－3，溶液Ⅰ中c總(HA)＝(104＋1)c(HA)；溶液Ⅱ中，由B項解析可知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。根據題意，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；1234562.(2023·浙江1月選考，13)甲酸(HCOOH)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R3N，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離子的物質的量分數)與廢水初始pH關系如圖(已知甲酸Ka＝1.8×10－4)，下列說法不正確的是A.活性成分R3N在水中存在平衡：R3N＋H2O

R3NH＋＋OH－B.pH＝5的廢水中c(HCOO－)∶c(HCOOH)＝18C.廢水初始pH<2.4，隨pH下降，甲酸的電離被

抑制，與R3NH＋作用的HCOO－數目減少D.廢水初始pH>5，離子交換樹脂活性成分主要

以R3NH＋形態(tài)存在12345√6由圖可知，工業(yè)廢水中的甲酸及其鹽，通過離子交換樹脂后，溶液pH增大，說明R3N溶液呈堿性，溶液中存在如下平衡：R3N＋H2O

R3NH＋＋OH－，當廢水初始pH＞5時，平衡向左移動，123456離子交換樹脂活性成分主要以R3N形態(tài)存在，故A正確、D錯誤；由圖可知，溶液pH＝2.4時，廢水中的甲酸及其鹽回收率最高，當溶液中pH＜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HCOO－的濃度減小，與R3NH＋作用的數目減小，故C正確。1234563.(2023·北京，3)下列過程與水解反應無關的是A.熱的純堿溶液去除油脂B.重油在高溫、高壓和催化劑作用下轉化為小分子烴C.蛋白質在酶的作用下轉化為氨基酸D.向沸水中滴入飽和FeCl3溶液制備Fe(OH)3膠體12345√6熱的純堿溶液因碳酸根離子水解顯堿性，油脂在堿性條件下能水解生成易溶于水的高級脂肪酸鹽和甘油，故可用熱的純堿溶液去除油脂，A不符合題意；重油在高溫、高壓和催化劑作用下發(fā)生裂化或裂解反應生成小分子烴，與水解反應無關，B符合題意；蛋白質在酶的作用下可以發(fā)生水解反應生成氨基酸，C不符合題意；

Fe3＋能發(fā)生水解反應生成Fe(OH)3，加熱能增大Fe3＋的水解程度，D不符合題意。123456C.①→③的過程中，溫度和濃度對水解平衡移動方向的影響一致D.①與④的Kw值相等4.(2018·北京，11)測定0.1mol·L－1Na2SO3溶液先升溫再降溫過程中的pH，數據如下。實驗過程中，?、佗軙r刻的溶液，加入鹽酸酸化的BaCl2溶液做對比實驗，④產生白色沉淀多。下列說法不正確的是√時刻①②③④溫度/℃25304025pH9.669.529.379.25123456123456123456(1)鹽類水解易受溫度、濃度、溶液的酸堿性等因素的影響。以氯化鐵水解為例，當改變條件，如升溫、通入HCl氣體、加水、加鐵粉、加碳酸氫鈉等時，應從平衡移動方向、pH的變化、水解程度、現象等方面去歸納總結，加以分析掌握。(2)多元弱酸的酸式鹽問題。酸式鹽一般既存在水解，又存在電離。如果酸式鹽的電離程度大于其水解程度，溶液顯酸性，如NaHSO3溶液；如果酸式鹽的水解程度大于其電離程度，則溶液顯堿性，如NaHCO3溶液。規(guī)律探究5.(2023·浙江1月選考，15)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：CaCO3(s)

Ca2＋(aq)＋

[已知Ksp(CaCO3)＝3.4×10－9，Ksp(CaSO4)＝4.9×10－5，H2CO3的電離常數Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11]，下列有關說法正確的是A.上層清液中存在c(Ca2＋)＝B.上層清液中含碳微粒最主要以

形式存在C.向體系中通入CO2氣體，溶液中c(Ca2＋)保持不變D.通過加Na2SO4溶液可實現CaCO3向CaSO4的有效轉化12345√6123456由題干可知，Ksp(CaCO3)＝3.4×10－9，Ksp(CaSO4)＝4.9×10－5，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。1234566.(2016·海南，5)向含有MgCO3固體的溶液中滴加少許濃鹽酸(忽略體積變化)，下列數值變小的是A. B.c(Mg2＋)C.c(H＋) D.Ksp(MgCO3)12345√6123456(1)沉淀溶解平衡與化學平衡、電離平衡一樣，具有動態(tài)平衡的特征，平衡時溶液中各離子濃度保持恒定，平衡常數只受溫度的影響，與濃度無關。(2)溶度積(Ksp)的大小只與難溶電解質的性質和溶液的溫度有關，相同類型的難溶電解質的Ksp越小，溶解度越小，越難溶。反思歸納考向預測031.一定溫度下，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123456√由圖可知，a、b、c三點對應的平衡常數不變，該曲線上的點溫度相等，升高溫度，不能引起由c向b的變化，故A項錯誤；b點c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7mol·L－1，故Kw＝1.0×10－14，故B項錯誤；FeCl3為強酸弱堿鹽，Fe3＋結合水電離出的OH－，促進水的電離平衡右移，c(H＋)增大，c(OH－)減小，可能引起由b向a的變化，故C項正確；由c點到d點，水的離子積常數減小，但溫度不變，Kw不變，則稀釋溶液不能引起由c向d的變化，故D項錯誤。1234562.(2023·北京房山區(qū)高三一模)某溫度下，將pH和體積均相同的HCl和CH3COOH溶液分別加水稀釋，其pH隨加水體積的變化如圖所示。下列敘述不正確的是A.稀釋前溶液的濃度：c(HCl)＜c(CH3COOH)B.溶液中水的電離程度：b點＜c點C.從b點到d點，溶液中c(H＋)·c(OH－)逐漸增大D.溶液的導電能力：d點＞e點123456√稀釋前兩溶液的pH相等，由于醋酸是弱酸，部分電離，因此稀釋前溶液的濃度：c(HCl)＜c(CH3COOH)，故A正確；b點pH小于c點pH，說明c點酸性弱，水的電離程度大，因此溶液中水的電離程度：b點＜c點，故B正確；從b點到d點，由于溶液的溫度不變，因此溶液中c(H＋)·c(OH－)不變，故C錯誤。1234563.(2023·北京門頭溝區(qū)高三一模)實驗測得0.10mol·L－1NaHCO3溶液的pH隨溫度變化如圖。下列說法正確的是A.OM段隨溫度升高溶液的pH減小，

原因是

的水解被抑制B.O點溶液和P點溶液中c(OH－)相等C.將N點溶液恢復到25℃，pH可能大于8.62D.Q點、M點溶液中均有123456√水解吸熱，升高溫度，

的水解平衡向右移動，而根據圖像可知，M點之前升高溫度，溶液pH減小，主要原因是升溫促進了水的電離，故A錯誤；O點溶質只有NaHCO3，P點溶質有NaHCO3和Na2CO3，兩點溶液水解程度不同，且溫度不同，Kw不同，c(OH－)不相等，故B錯誤；123456123456溫度升高后，碳酸氫鈉可能部分發(fā)生分解得到碳酸鈉，將N點溶液恢復到25℃，由于碳酸鈉的水解程度大于碳酸氫鈉，故溶液pH可能大于8.62，故C正確；4.BiOCl是一種具有珍珠光澤的材料，利用金屬Bi制備BiOCl的工藝流程如圖：下列說法錯誤的是A.酸浸工序中分次加入稀HNO3可降低反應的劇烈程度B.轉化工序中加入稀鹽酸可抑制生成BiONO3C.水解工序中加入少量CH3COONa(s)可提高Bi3＋水解程度D.水解工序中加入少量NH4NO3(s)有利于BiOCl的生成123456√硝酸為強氧化劑，可與金屬鉍反應，酸浸工序中分次加入稀HNO3，可降低反應的劇烈程度，A正確；金屬鉍與硝酸反應生成的硝酸鉍會發(fā)生水解反應生成BiONO3，水解的離子方程式為Bi3＋＋

＋H2O

BiONO3＋2H＋，轉化工序中加入稀鹽酸，使氫離子濃度增大，硝酸鉍的水解平衡左移，可抑制生成BiONO3，B正確；123456氯化鉍水解生成BiOCl的離子方程式為Bi3＋＋Cl－＋H2O

BiOCl＋2H＋，水解工序中加入少量CH3COONa(s)，醋酸根離子會結合氫離子生成弱電解質醋酸，使氫離子濃度減小，氯化鉍水解平衡右移，促進Bi3＋水解，C正確；123456結合C項分析水解工序中加入少量NH4NO3(s)，銨根離子水解生成氫離子，使氫離子濃度增大，氯化鉍水解平衡左移，不利于生成BiOCl，且部分鉍離子與硝酸根離子、水也會發(fā)生反應：Bi3＋＋

＋H2O

BiONO3＋2H＋，也不利于生成BiOCl，D錯誤。1234565.向10.00mL0.50mol·L－1NaHCO3溶液中滴加不同濃度的CaCl2溶液，觀察到明顯產生渾濁時，停止滴加；取少量所得渾濁液加熱，記錄實驗現象。123456實驗序號c(CaCl2)/(mol·L－1)滴加CaCl2溶液時的實驗現象加熱渾濁液時的實驗現象

①0.05至1.32mL時產生明顯渾濁，但無氣泡產生有較多氣泡生成②0.005至15.60mL時產生明顯渾濁，但無氣泡產生有少量氣泡生成③0.0005至20mL未見渾濁—C.加熱濁液產生氣泡主要是因為CaCO3受熱分解產生了更多的CO2D.向上述NaHCO3溶液中加入足量0.5mol·L－1CaCl2溶液，可能同時產生

渾濁和氣泡123456√下列說法不正確的是結合B項分析知，加熱濁液產生氣泡主要是因為H2CO3受熱分解生成了CO2，C項錯誤；向上述NaHCO3溶液中加入足量0.5mol·L－1CaCl2溶液，發(fā)生反應：CaCl2＋2NaHCO3===CaCO3↓＋2NaCl＋CO2↑＋H2O，能同時產生渾濁和氣泡，D項正確。1234566.(2023·河南周口高三二模)某同學設計下述實驗檢驗[Ag(NH3)2]Cl溶液中的Ag＋，實驗如表：下列說法不正確的是A.Ⅰ中的c(Ag＋)較小，不足以與Cl－

沉淀B.Ⅱ中存在平衡：AgI(s)

Ag＋(aq)＋I－(aq)C.Ⅲ說明NH3與H＋的結合能力小于

與Ag＋的結合能力D.配離子與其他離子能否反應，其本質是平衡移動的問題123456√25℃時，Ksp(AgCl)＞Ksp(AgI)，對比實驗Ⅰ和Ⅱ，說明Ⅰ中的c(Ag＋)較小，不足以與Cl－沉淀，故A正確；Ⅱ中產生黃色沉淀即生成AgI沉淀，AgI沉淀存在溶解平衡：AgI(s)

Ag＋(aq)＋I－(aq)，故B正確；123456根據Ⅰ和Ⅲ的實驗現象，說明[Ag(NH3)2]Cl和氫離子反應，有大量銀離子生成，銀離子和氯離子反應生成AgCl沉淀，則Ⅲ中NH3與H＋的結合能力大于與Ag＋的結合能力，故C錯誤；123456通過對比實驗Ⅰ和Ⅲ可知，NH3與H＋的結合使[Ag(NH3)2]＋(aq)

Ag＋(aq)＋2NH3(aq)正向移動，即配離子與其他離子能否反應，其本質是平衡移動的問題，故D正確。123456本課結束選擇題專攻2.溶液中粒子濃度大小比較核心精講01(1)Na2S溶液水解方程式：_______________________________________________；離子濃度大小關系：___________________________________；電荷守恒：_______________________________________；元素質量守恒：_________________________________；質子守恒：________________________________。1.單一溶液S2－＋H2O

HS－＋OH－、HS－＋H2O

H2S＋OH－c(Na＋)>c(S2－)>c(OH－)>c(HS－)>c(H＋)c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(S2－)＋c(HS－)＋c(OH－)c(Na＋)＝2[c(S2－)＋c(HS－)＋c(H2S)]c(OH－)＝c(H＋)＋c(HS－)＋2c(H2S)(2)NaHS溶液水解方程式：________________________；離子濃度大小關系：__________________________________；電荷守恒：_______________________________________；元素質量守恒：______________________________；質子守恒：______________________________。HS－＋H2O

H2S＋OH－c(Na＋)>c(HS－)>c(OH－)>c(H＋)>c(S2－)c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HS－)＋2c(S2－)＋c(OH－)c(Na＋)＝c(S2－)＋c(HS－)＋c(H2S)c(OH－)＋c(S2－)＝c(H＋)＋c(H2S)NaHS既能發(fā)生水解又能發(fā)生電離，水溶液呈堿性：HS－＋H2O

H2S＋OH－(主要)；HS－

H＋＋S2－(次要)。2.混合溶液(1)等物質的量濃度、等體積的CH3COOH、CH3COONa溶液水解方程式：___________________________________；離子濃度大小關系：_________________________________；電荷守恒：____________________________________；元素質量守恒：___________________________________；質子守恒：___________________________________________。CH3COO－＋H2O

CH3COOH＋OH－c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)2c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)c(CH3COO－)＋2c(OH－)＝c(CH3COOH)＋2c(H＋)CH3COOH

CH3COO－＋H＋(主要)，CH3COO－＋H2O

CH3COOH＋OH－(次要)，水溶液呈酸性。(2)CH3COOH、CH3COONa混合溶液呈中性離子濃度大小關系：____________________________________；電荷守恒：____________________________________；元素質量守恒：_____________________。c(CH3COO－)＝c(Na＋)>c(H＋)＝c(OH－)c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)c(Na＋)＝c(CH3COO－)CH3COOHCH3COO－＋H＋CH3COO－＋H2O

CH3COOH＋OH－若溶液呈中性，則電離和水解相互抵消。(3)常溫下pH＝2的CH3COOH與pH＝12的NaOH等體積混合的溶液離子濃度大小關系：___________________________________；電荷守恒：____________________________________。c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)由于CH3COOH是弱酸，所以當完全反應后，CH3COOH仍過量許多，溶液呈酸性。(4)等物質的量濃度、等體積的Na2CO3—NaHCO3混合溶液電荷守恒：__________________________________________；元素質量守恒：______________________________________；質子守恒：_____________________________________________；離子濃度大小關系：________________________________________。真題演練021.(2021·天津，10)常溫下，下列有關電解質溶液的敘述正確的是123√1232.(2020·天津，7)常溫下，下列有關電解質溶液的說法錯誤的是A.相同濃度的HCOONa和NaF兩溶液，前者的pH較大，則Ka(HCOOH)＞

Ka(HF)B.相同濃度的CH3COOH和CH3COONa兩溶液等體積混合后pH約為4.7，

則溶液中c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)C.FeS溶于稀硫酸，而CuS不溶于稀硫酸，則Ksp(FeS)＞Ksp(CuS)D.在1mol·L－1Na2S溶液中，c(S2－)＋c(HS－)＋c(H2S)＝1mol·L－1123√HCOONa和NaF均屬于強堿弱酸鹽，越弱越水解，HCOONa的pH較大，所以Ka(HCOOH)＜Ka(HF)，A項錯誤；兩溶液等體積混合后pH＜7，說明溶液顯酸性，c(H＋)＞c(OH－)，醋酸的電離程度大于醋酸根離子的水解程度，則c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)，B項正確；硫化亞鐵溶于稀硫酸，而硫化銅不溶于稀硫酸，可得Ksp(FeS)＞Ksp(CuS)，C項正確；在1mol·L－1的Na2S溶液中，根據元素質量守恒可得c(S2－)＋c(HS－)＋c(H2S)＝1mol·L－1，D項正確。1233.(2020·浙江7月選考，23)常溫下，用0.1mol·L－1氨水滴定10mL濃度均為0.1mol·L－1的HCl和CH3COOH的混合液，下列說法不正確的是A.在氨水滴定前，HCl和CH3COOH的混合液中c(Cl－)＞c(CH3COO－)B.當滴入氨水10mL時，

＋c(NH3·H2O)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)C.當滴入氨水20mL時，c(CH3COOH)＋c(H＋)＝c(NH3·H2O)＋c(OH－)D.當溶液呈中性時，氨水滴入量大于20mL，

＜c(Cl－)123√HCl是強酸，CH3COOH是弱酸，濃度均為0.1mol·L－1時，c(Cl－)＞c(CH3COO－)，A正確；滴入10mL氨水時，NH3·H2O和CH3COOH的物質的量相等，據元素質量守恒可得

＋c(NH3·H2O)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)，B正確；123123考向預測031.(2023·浙江省9＋1高中聯盟高三聯考)常溫下，用0.1mol·L－1NaOH溶液滴定10mL濃度均為0.1mol·L－1的HCl和NH4Cl的混合液，下列說法不正確的是1234√12341234123412341234√123412343.下列溶液中粒子的物質的量濃度關系正確的是1234B.20mL0.1mol·L－1CH3COONa溶液與10mL0.1mol·L－1HCl溶液混合

后溶液呈酸性，所得溶液中：c(CH3COO－)＞c(Cl－)＞c(CH3COOH)＞

c(H＋)C.室溫下，pH＝2的鹽酸與pH＝12的氨水等體積混合，所得溶液中：

c(Cl－)＋c(H＋)＞c()＋c(OH－)D.0.1mol·L－1CH3COOH溶液與0.1mol·L－1NaOH溶液等體積混合，所

得溶液中：c(OH－)＞c(H＋)＋c(CH3COOH)√二者混合，反應后生成的溶液中含有等量的CH3COONa、CH3COOH、NaCl，因溶液顯酸性，故溶液中CH3COOH的電離程度大于CH3COO－的水解程度，B項正確；1234CH3COOH與NaOH混合時恰好生成CH3COONa，溶液中存在質子守恒：c(OH－)＝c(H＋)＋c(CH3COOH)，D項錯誤。12344.25℃時，下列有關溶液中微粒的物質的量濃度關系正確的是A.NaHCO3溶液中：c(H＋)＝c(OH－)＋c(H2CO3)B.室溫下，pH＝2的醋酸與pH＝12的氫氧化鈉溶液等體積混合，所得

溶液中：c(Na＋)>c(OH－)>c(CH3COO－)>c(H＋)1234√pH＝2的醋酸與pH＝12的氫氧化鈉溶液等體積混合后，則醋酸過量，所得溶液為少量CH3COONa和過量CH3COOH的混合溶液，所以微粒濃度關系為c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)，B錯誤；12341234本課結束選擇題專攻3.中和滴定反應“突躍”曲線的分析應用核心精講01(1)0.10mol·L－1NaOH標準液滴定20mL0.10mol·L－1HCl溶液(如圖)1.強堿滴定強酸加入NaOH溶液剩余HCl溶液體積/mL過量NaOH溶液體積/mLpH滴定/%V/mL99.919.980.02

4.30滴定突躍ΔpH＝5.4100.020.000.000.007.00100.120.02

0.029.70NaOH溶液從19.98mL到20.02mL，只增加了0.04mL(約1滴)，就使得溶液的pH改變了5.4個單位。這種在化學計量點±0.1%范圍內，pH的急劇變化就稱為滴定突躍。滴定突躍范圍是選擇指示劑的重要依據，凡是在滴定突躍范圍內能發(fā)生顏色變化的指示劑都可以用來指示滴定終點。實際分析時，為了更好地判斷終點，氫氧化鈉溶液滴定鹽酸通常選用酚酞作指示劑的原因：終點的顏色由無色變?yōu)闇\紅色，更容易辨別。(2)濃度越大，滴定突躍就越大，可供選擇的指示劑就越多。NaOH溶液的濃度HCl溶液的濃度A點pHB點pH滴定突躍1.00mol·L－11.00mol·L－13.3010.70ΔpH＝7.40.10mol·L－10.10mol·L－14.309.70ΔpH＝5.40.01mol·L－10.01mol·L－15.308.70ΔpH＝3.4由圖可知：酸性越弱，Ka越小，滴定突躍范圍就越小。2.強堿滴定弱酸曲線(1)抓反應“一半”點，判斷是什么溶質的等量混合。(2)抓“恰好”反應點，生成的溶質是什么？判斷溶液的酸堿性。(3)抓溶液的“中性”點，生成什么溶質，哪種物質過量或不足。(4)抓反應的“過量”點，溶液中的溶質是什么？判斷哪種物質過量。3.巧抓“四點”，突破溶液中的粒子濃度關系實例分析：向CH3COOH溶液中逐滴加入NaOH溶液，溶液pH與加入NaOH溶液體積的關系如圖所示：(注：a點為反應一半點，b點呈中性，c點恰好完全反應，d點NaOH過量一倍)分析：a點，溶質為

，離子濃度關系：_____________________

；b點，溶質為

，離子濃度關系：

；c點，溶質為

，離子濃度關系：

；d點，溶質為

，離子濃度關系：

。CH3COONa、CH3COOHc(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)CH3COONa、CH3COOHc(CH3COO－)＝c(Na＋)＞c(H＋)＝c(OH－)CH3COONac(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋)CH3COONa、NaOHc(Na＋)＞c(OH－)＞c(CH3COO－)＞c(H＋)真題演練021.(2023·湖南，12)常溫下，用濃度為0.0200mol·L－1的NaOH標準溶液滴定濃度均為0.0200mol·L－1的HCl和CH3COOH的混合溶液，滴定過程中溶液的pH隨η[η＝

]的變化曲線如圖所示。下列說法錯誤的是A.Ka(CH3COOH)約為10－4.76B.點a：c(Na＋)＝c(Cl－)＝c(CH3COO－)

＋c(CH3COOH)C.點b：c(CH3COOH)<c(CH3COO－)D.水的電離程度：a<b<c<d1234√點a溶液為等濃度的NaCl和CH3COOH混合溶液，存在元素質量守恒：c(Na＋)＝c(Cl－)＝c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)，故B正確；1234點b溶液中含有NaCl及等濃度的CH3COOH和

CH3COONa，由于pH<7，溶液顯酸性，說明CH3COOH的電離程度大于CH3COO－的水解程度，則c(CH3COOH)<c(CH3COO－)，故C正確；點c溶液中CH3COO－水解促進水的電離，點d堿過量，會抑制水的電離，則水的電離程度：c>d，故D錯誤。12342.(2021·湖南，9)常溫下，用0.1000mol·L－1的鹽酸分別滴定20.00mL濃度均為0.1000mol·L－1的三種一元弱酸的鈉鹽(NaX、NaY、NaZ)溶液，滴定曲線如圖所示。下列判斷錯誤的是

A.該NaX溶液中：c(Na＋)>c(X－)>c(OH－)>c(H＋)B.三種一元弱酸的電離常數：Ka(HX)>Ka(HY)>Ka(HZ)C.當pH＝7時，三種溶液中：c(X－)＝c(Y－)＝c(Z－)D.分別滴加20.00mL鹽酸后，再將三種溶液混合：

c(X－)＋c(Y－)＋c(Z－)＝c(H＋)－c(OH－)1234√NaX為強堿弱酸鹽，在溶液中水解使溶液呈堿性，則溶液中離子濃度的大小順序為c(Na＋)＞c(X－)＞c(OH－)＞c(H＋)，故A正確；弱酸的酸性越弱，電離常數越小，分析可知，HX、HY、HZ三種一元弱酸的酸性依次減弱，則三種一元弱酸的電離常數的大小順序為Ka(HX)＞Ka(HY)＞Ka(HZ)，故B正確；當溶液pH為7時，酸越弱，向鹽溶液中加入鹽酸的體積越大，酸根離子的濃度越小，則三種鹽溶液中酸根離子的濃度大小順序為c(X－)＞c(Y－)＞c(Z－)，故C錯誤；1234向三種鹽溶液中分別滴加20.00mL鹽酸，三種鹽都完全反應，溶液中鈉離子濃度等于氯離子濃度，將三種溶液混合后溶液中存在電荷守恒關系c(Na＋)＋c(H＋)＝c(X－)＋c(Y－)＋c(Z－)＋c(Cl－)＋c(OH－)，由c(Na＋)＝c(Cl－)可得：c(X－)＋c(Y－)＋c(Z－)＝c(H＋)－c(OH－)，故D正確。12343.(2019·全國卷Ⅰ，11)NaOH溶液滴定鄰苯二甲酸氫鉀(鄰苯二甲酸H2A的Kal＝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－)1234√滴定至終點時發(fā)生反應：2NaOH＋2KHA===K2A＋Na2A＋2H2O。溶液導電能力與溶液中離子濃度、離子種類有關，離子濃度越大、所帶電荷越多，其導電能力越強，A項正確；1234圖像中縱軸表示“相對導電能力”，隨著NaOH溶液的滴加，溶液中c(K＋)、c(HA－)逐漸減小，而Na＋、A2－的物質的量逐漸增大，由題圖可知，溶液的相對導電能力逐漸增強，說明Na＋與A2－的導電能力之和大于HA－的，B項正確；本實驗默認在常溫下進行，滴定終點時，溶液中的溶質為鄰苯二甲酸鈉和鄰苯二甲酸鉀，由于鄰苯二甲酸是弱酸，所以溶液呈堿性，pH>7，C項錯誤；1234滴定終點時，c(K＋)＝c(Na＋)，a點到b點加入NaOH溶液的體積大于b點到c點的，故c點時c(K＋)>c(OH－)，所以c(Na＋)>c(K＋)>c(OH－)，D項正確。4.(2016·天津，6)室溫下，用相同濃度的NaOH溶液，分別滴定濃度均為0.1mol·L－1的三種酸(HA、HB和HD)溶液，滴定曲線如圖所示。下列判斷錯誤的是A.三種酸的電離常數關系：KHA>KHB>KHDB.滴定至P點時，溶液中：c(B－)>c(Na＋)>c(HB)

>c(H＋)>c(OH－)C.pH＝7時，三種溶液中：c(A－)＝c(B－)＝c(D－)D.當中和百分數達100%時，將三種溶液混合后：

c(HA)＋c(HB)＋c(HD)＝c(OH－)－c(H＋)1234√1234A項，根據圖像知，在未滴加NaOH溶液時，0.1mol·L－1的三種酸(HA、HB和HD)溶液的pH均大于1，說明三種酸均為弱酸，且HA的pH最小、酸性最強，HD的pH最大、酸性最弱，因酸性越強，電離常數越大，故KHA>KHB>KHD，正確；B項，滴定至P點時，溶液中未反應的HB與生成的NaB的濃度相等，且溶液呈酸性，說明HB的電離程度大于B－的水解程度，故c(B－)>c(Na＋)>c(HB)>c(H＋)>c(OH－)，正確；C項，pH＝7時，三種陰離子的濃度分別等于c(Na＋)，然而三種溶液中陰離子水解程度不同，加入的NaOH的體積不同，故三種陰離子的濃度也不同，錯誤；D項，根據質子守恒即可得出，三種溶液混合后溶液的質子守恒關系：c(HA)＋c(HB)＋c(HD)＝c(OH－)－c(H＋)，正確。1234考向預測031.(2023·廣東珠海第一中學高三模擬)25℃時，向20.00mL0.10mol·L－1CH3COOH溶液中滴入0.10mol·L－1NaOH溶液，溶液pH與NaOH溶液體積的關系如圖所示。下列說法正確的是A.25℃時，CH3COOH的電離平衡常數Ka

＝1.0×10－3B.M點對應的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(溶質只有CH3COONa)中c(Na＋)>c(OH－)>c(CH3COO－)

>c(H＋)1234√M點pH＝7，若加入20mLNaOH溶液，溶液中溶質是CH3COONa，CH3COO－水解使溶液顯堿性，與題干的溶液顯中性相違背，說明M點對應的NaOH溶液的體積小于20.00mL，B項錯誤；1234CH3COOH完全反應后，加入的NaOH越多，OH－對水的電離抑制程度越大，故N點水的電離程度比Q點大，C項正確；N點所示溶液中醋酸與NaOH恰好中和，溶液為CH3COONa溶液，CH3COO－發(fā)生水解反應而消耗，所以c(Na＋)>c(CH3COO－)，CH3COO－發(fā)生水解反應消耗水電離產生的H＋，最終達到平衡時，溶液中c(OH－)>c(H＋)，但鹽水解程度是微弱的，水解產生的離子濃度遠小于鹽電離產生的離子濃度，因此c(CH3COO－)>c(OH－)，故該溶液中離子濃度關系為c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)，D項錯誤。12342.(2023·廣州第二中學高三模擬)常溫下，在20.00mL0.1000mol·L－1NH3·H2O溶液中逐滴滴加0.1000mol·L－1HCl溶液，溶液pH隨滴入HCl溶液體積的變化曲線如圖所示。下列說法正確的是1234√③點時酸堿恰好反應，生成氯化銨，氯化銨水解使溶液呈酸性，促進水的電離，①②兩點有堿剩余，抑制水的電離，①②③三點所示的溶液中水的電離程度：③＞②＞①，故C錯誤；123412343.(2023·福建漳州高三質檢)常溫下，用0.10mol·L－1NaOH溶液分別滴定20.00mL濃度均為0.10mol·L－1的CH3COOH溶液和HCN溶液所得滴定曲線如圖所示。下列說法正確的是A.兩種一元弱酸的電離常數：Ka(CH3COOH)

<Ka(HCN)B.溶液中水的電離程度：③>②>①C.pH＝7時，c(CH3COO－)＝c(CN－)D.滴定時均可選用甲基橙作指示劑，指示滴定終點1234√同濃度的酸溶液，電離平衡常數越大，溶液酸性越強，起始時CH3COOH溶液pH較小，CH3COOH酸性較強，則室溫下，電離平衡常數：Ka(CH3COOH)＞Ka(HCN)，A錯誤；由圖可知，①對應溶液顯酸性，以CH3COOH的電離為主，此時抑制水的電離，②對應溶液呈中性，對水的電離幾乎無影響，③對應溶液中溶質為CH3COONa，CH3COO－水解促進水的電離，故溶液中水的電離程度：③>②>①，B正確；1234由圖可知，滴定終點溶液均顯堿性，故滴定時均應選酚酞作指示劑，不能選用甲基橙作指示劑指示滴定終點，D錯誤。1234根據電荷守恒可知，溶液中分別有：c(CN－)＋c(OH－)＝c1(Na＋)＋c(H＋)，c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c2(Na＋)＋c(H＋)，pH＝7時，則有c(CN－)＝c1(Na＋)，c(CH3COO－)＝c2(Na＋)，由圖可知，c2(Na＋)＞c1(Na＋)，即c(CH3COO－)＞c(CN－)，C錯誤；4.(2023·廣州六校高三聯考)電位滴定是根據滴定過程中電極電位的變化來確定滴定終點的一種分析方法。在化學計量點附近，被測離子濃度發(fā)生突躍，電極電位也發(fā)生突躍，進而確定滴定終點。常溫下利用鹽酸滴定某溶液中Na2CO3的含量，其電位滴定曲線與pH曲線如圖所示。下列說法正確的是A.該滴定過程需要酚酞和甲基橙兩種指示劑1234√因為是電位滴定，根據指示電極電位的突躍位置可以確定滴定終點，無需任何指示劑，A錯誤；1234a點溶液的溶質為NaHCO3和NaCl，NaHCO3水解促進水的電離，b點溶液的溶質為H2CO3和NaCl，H2CO3抑制水的電離，水電離出的c水(H＋)：a點＞b點，C錯誤；12341234本課結束選擇題專攻4.中和滴定反應中“分布系數圖像”的分析應用核心精講01CH3COOH電離：CH3COOH

CH3COO－＋H＋1.CH3COOH溶液、CH3COONa溶液CH3COONa水解：CH3COO－＋H2O

CH3COOH＋OH－分布系數圖(δ0、δ1分別為CH3COOH、CH3COO－的分布系數)：在分布系數圖中的交叉點的含義：c(CH3COOH)＝c(CH3COO－)―→c(H＋)＝Ka＝1.8×10－5―→pH＝pKa＝4.76。2.H2C2O4溶液回答下列問題：(1)寫出H2C2O4的電離方程式及電離平衡常數表達式：①

，Ka1＝_______________；②

，Ka2＝______________。(2)根據A點，得Ka1＝

，根據B點，得Ka2＝

。10－1.210－4.2(3)在pH＝2.7的溶液中，＝________。1000(4)0.1mol·L－1的NaHC2O4溶液呈______(填“酸”“堿”或“中”)性，其離子濃度從大到小的順序為_________________________________________。酸(注：也可以根據圖像觀察)3.H3PO4溶液回答下列問題：(1)δ0、δ1、δ2、δ3分別代表的微粒是______、______、_______、_____。(2)寫出pH由1到14依次發(fā)生反應的離子方程式：_____________________________、______________________________、___________________________。(3)Ka1＝______，Ka2＝______，Ka3＝________。H3PO410－210－7.110－12.2＋H2O＋H2O(4)常溫下，試判斷①0.1mol·L－1NaH2PO4溶液；②0.1mol·L－1Na2HPO4溶液的酸堿性。①______；②_______。酸性堿性真題演練021.(2023·湖北，14)H2L為某鄰苯二酚類配體，其pKa1＝7.46，pKa2＝12.4。常溫下構建Fe(Ⅲ)-H2L溶液體系，其中c0(Fe3＋)＝2.0×10－4mol·L－1，c0(H2L)＝5.0×10－3mol·L－1。體系中含Fe物種的組分分布系數δ與pH的關系如圖所示，分布系數δ(x)＝

，已知lg2≈0.30，lg3≈0.48。下列說法正確的是A.當pH＝1時，體系中c(H2L)>c([FeL]＋)>c(OH－)>c(HL－)B.pH在9.5～10.5之間，含L的物種主要為L2－C.L2－＋[FeL]＋

[FeL2]－的平衡常數的lgK約

為14D.當pH＝10時，參與配位的c(L2－)≈1.0×10－3mol·L－11234√由圖可知，pH＝1，即c(H＋)＝0.1mol·L－1時c([FeL]＋)＝1.0×10－4mol·L－1，又c0(H2L)＝5.0×10－3mol·L－1，根據Fe3＋＋H2L

[FeL]＋＋2H＋知，此時c(H2L)＝(5.0－0.1)×10－3mol·L－1＝4.9×10－3mol·L－1，結合Ka1＝

＝10－7.46知，此時c(HL－)＝10－7.46×4.9×10－3×10mol·L－1＝4.9×10－9.46mol·L－1，又pH＝1時，c(OH－)＝10－13mol·L－1，故A錯誤；1234pH在9.5～10.5之間時c([FeL3]3－)＝c([FeL2(OH)]2－)＝10－4mol·L－1，其中兩種離子共含c(L2－)＝3×10－4mol·L－1＋2×10－4mol·L－1＝5×10－4mol·L－1，當pH＝10時，c(H＋)＝10－10mol·L－1，123412342.(2022·湖北，15)如圖是亞砷酸As(OH)3和酒石酸(H2T，lgKa1＝－3.04，lgKa2＝－4.37)混合體系中部分物種的c－pH圖(濃度：總As為5.0×10－4mol·L－1，總T為1.0×10－3mol·L－1)。下列說法錯誤的是A.As(OH)3的lgKa1為－9.1B.[As(OH)2T]－的酸性比As(OH)3

的強C.pH＝3.1時，As(OH)3的濃度比

[As(OH)2T]－的高D.pH＝7.0時，溶液中濃度最高的物種為As(OH)31234√1234[As(OH)2T]－

[AsO(OH)T]2－＋H＋，Ka＝

，當pH＝4.6時，c{[AsO(OH)T]2－}＝c{[As(OH)2T]－}，Ka＝10－4.6，而由A選項計算得As(OH)3的Ka1＝10－9.1，即Ka>Ka1，所以[As(OH)2T]－的酸性比As(OH)3的強，B正確；1234由圖可知As(OH)3的濃度為左坐標，濃度的數量級為10－3，[As(OH)2T]－的濃度為右坐標，濃度的數量級為10－6，所以pH＝3.1時，As(OH)3的濃度比[As(OH)2T]－的高，C正確；1234由已知條件，酒石酸(H2T，lgKa1＝－3.04，lgKa2＝－4.37)，As(OH)3的lgKa1為－9.1，即酒石酸的第一步電離常數遠大于亞砷酸的第一步電離常數，所以酒石酸的酸性遠強于As(OH)3，另外1234總As的濃度也小于總T的濃度，所以當pH＝7.0時，溶液中濃度最高的物種不是As(OH)3，D錯誤。1234√NH2CH2COOH中存在—NH2和—COOH，所以甘氨酸既有酸性又有堿性，故A正確；1234123412344.(2021·山東，15改編)賴氨酸[H3N＋(CH2)4CH(NH2)COO－，用HR表示]是人體必需氨基酸，其鹽酸鹽(H3RCl2)在水溶液中存在如下平衡：H3R2＋

H2R＋

HR

R－。向一定濃度的H3RCl2溶液中滴加NaOH溶液，溶液中H3R2＋、H2R＋、HR和R－的分布系數δ(X)隨pH變化如圖所示。1234K1K2K31234√M點存在電荷守恒：c(R－)＋c(OH－)＋c(Cl－)＝2c(H3R2＋)＋c(H2R＋)＋c(H＋)＋c(Na＋)，此時c(H3R2＋)＝c(H2R＋)，因此c(R－)＋c(OH－)＋c(Cl－)＝3c(H2R＋)＋c(H＋)＋c(Na＋)，故B錯誤；1234P點溶質為NaCl、HR、NaR，此時溶液呈堿性，因此c(OH－)>c(H＋)，溶質濃度大于水解和電離所產生的微粒濃度，因此c(Na＋)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)，故D正確。1234考向預測031.已知H3PO4是一種三元中強酸。25℃時，向某濃度H3PO4溶液中逐滴加入NaOH溶液，滴加過程中各種含磷微粒的物質的量分數δ隨溶液pH的變化曲線如圖所示。下列說法正確的是C.pH＝7.2時，溶液中由水電離出的

c(H＋)＝10－6.8mol·L－1√12341234123412342.(2023·遼寧鞍山高三模擬)常溫下，用0.1000mol·L－1的NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol·L－1的二元酸H2A溶液。溶液中分布系數δ[例如A2－的分布系數：δ(A2－)＝

]隨pH的變化關系如圖所示。下列敘述正確的是A.曲線①代表δ(H2A)B.滴加NaOH溶液體積為30.00mL時，溶液中

c(HA－)＋2c(H＋)＝c(A2－)＋2c(OH－)C.A2－的水解常數Kh＝1.0×10－2D.a點時溶液中c(Na＋)>2c(A2－)＋c(HA－)＋c(H2A)1234√在未加NaOH溶液時，曲線①的分布系數與曲線②的分布系數之和等于1，且曲線①一直在減小，曲線②一直在增加，說明H2A第一步完全電離，第二步存在電離平衡，即H2A===H＋＋HA－，HA－

H＋＋A2－，曲線①代表δ(HA－)，曲線②代表δ(A2－)，故A錯誤；由電荷守恒得：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(A2－)＋c(OH－)＋c(HA－)，滴加NaOH溶液體積為30.00mL時，根據元素質量守恒得：2c(Na＋)＝3c(A2－)＋3c(HA－)，聯立兩式得：c(HA－)＋2c(H＋)＝c(A2－)＋2c(OH－)，故B正確；1234a點時溶液中存在電荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(A2－)＋c(HA－)＋c(OH－)，此時溶液顯酸性，則c(Na＋)<2c(A2－)＋c(HA－)，c(H2A)＝0，則c(Na＋)<2c(A2－)＋c(HA－)＋c(H2A)，故D錯誤。12343.(2023·湖北八市高三聯考)已知pKa＝－lgKa，25℃時，H2R的pKa1＝1.85，pKa2＝7.22。用0.1000mol·L－1NaOH溶液滴定20.00mLH2R溶液，溶液中H2R、HR－、R2－的分布分數δ[如R