高考解密08水溶液中的離子反應(yīng)與平衡

考點(diǎn)熱度★★★★★

專?？键c(diǎn)導(dǎo)航

溶液中離子濃度的大弱電解質(zhì)（包括水）的電

小比較離平衡及其應(yīng)用

水溶液中的

離子平衡

沉淀溶解平衡及其應(yīng)用溶液的酸堿性和中和滴

定及其應(yīng)用

,對點(diǎn)真題體驗(yàn)

考點(diǎn)1、弱電解質(zhì)（包括水）的電離平衡

1.（2023?浙江?高考真題）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的物質(zhì)

的量分?jǐn)?shù)）與廢水初始pH關(guān)系如圖（已知甲酸Ka=1.8xl0T）,下列說法不無俄的是

線

<

與

回

廢水初始pH

+

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（HCOC^）:c（HCOOH）=18

C.廢水初始pH<2.4,隨pH下降，甲酸的電離被抑制，與R3NH+作用的HCOCT數(shù)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

【答案】D

【解析】A.由圖可知，R?N溶液呈堿性，溶液中存在如下平衡RSN+HZOURSNIT+OH-,故A正確；B.由

cHCOO-

電離常數(shù)公式可知，溶液中當(dāng)溶液PH為5時’溶液中故B

c(HCOOH)c(H+)'

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(dāng)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R3NH+作用的數(shù)

目減小，故C正確；D.由圖可知，R3N溶液呈堿性，溶液中存在如下平衡RsN+HaOURsNlT+OH-,

當(dāng)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RsN形態(tài)存在，故D錯誤；故選D。

考點(diǎn)2、溶液的酸堿性和中和滴定及其應(yīng)用

2.(2022?全國?統(tǒng)考高考真題)常溫下，一元酸HA的陌(HA)=L0義10-3。在某體系中，與人-離子不

能穿過隔膜，未電離的HA可自由穿過該膜(如圖所示)。

溶液I膜溶液n

pH=7.0pH=1.0

叫A-=HA<——>HA=H++A-

設(shè)溶液中C總(HA)=c(HA)+c(A-),當(dāng)達(dá)到平衡時，下列敘述正確的是

A.溶液I中c(H+)=c(OH-)+c(A-)

B.溶液II中的HA的電離度一為之

(c總(HA)J101

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10-4

【答案】B

【解析】A.常溫下溶液I的pH=7.0,則溶液I中c(H+)=c(0H)=lX107mol/L,c(H*)<c(0H)+c(A),A錯誤;

c(H+).c(A)

3

B.常溫下溶液口的pH=1.0,溶液中c(lT)=0.Imol/L,KB='(HA)=i.0X10,c.e(HA)=c(HA)+c(A),

0.1c(A)c(A)]

則，(HAAaA-li.oxiO，,解得c￡HA)=ioi,B正確；C.根據(jù)題意，未電離的HA可自由穿過隔膜，故

c(H+)-c(A)

溶液I和H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+)=lX107mol/L,Kmc(HA)

7

10-[C&(HA)-C(HA)]

=1.OXIO：c總(HA)=c(HA)+c(A),c(HA)=1.0X1%溶液I中C,￡HA)=(104+1)C(HA),溶液

c(H)c(A)

n的pH=1.0,溶液n中c?)=0.lmol/L,KFC(HA)=1oxio\c.s(HA)=c(HA)+c(A),

0.1[CB(HA)-C(HA)]

c(HA)=1.0X103,溶液n中c總(HA)=1.01c(HA),未電離的HA可自由穿過隔膜，故溶液I和

H中的c(HA)相等，溶液I和H中c〃(HA)之比為[(1041)C(HA)]：：1.01C(HA)]=(104+1)：l.Ol?lO4,D

錯誤；答案選B。

考點(diǎn)3、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CO》、HCO]和其他不與酸堿反應(yīng)的離子。取10.00mL

水樣，用0.OlOOOmol-L1的HC1溶液進(jìn)行滴定，溶液pH隨滴加HC1溶液體積K(HC1)的變化關(guān)系如圖(混合后

K(HCl)/mL

下列說法正確的是

A.該水樣中c(C0()=0.Olmolji

B.a點(diǎn)處c(H2CO3)+c(H+)=c(OH-)

C.當(dāng)「(HCl)W20.00mL時，溶液中c(HCO：)基本保持不變

D.曲線上任意一點(diǎn)存在c(CO；-)+c(HCOJ)+c(H2co3)=0.03mol?lJ

【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(yīng)COj+H*=HCO-HCO；+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(yīng)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(yīng)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

0.01000mol/LxQ.0200L

的體積為20.00mL,由反應(yīng)方程式COj+H'=HCO；可知，水樣中碳酸根離子的濃度為

0.0100L

=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

0.01000mol/Lx(0.0500L-0.0200L-0.0200L)

=0.01mol/LoA.由分析可知，水樣中碳酸根離子的濃度為

0.0100L

0.02mol/L,故A錯誤；B.由圖可知，a點(diǎn)發(fā)生的反應(yīng)為碳酸根離子與氫離子恰好反應(yīng)生成碳酸氫根離子,

可溶性碳酸氫鹽溶液中質(zhì)子守恒關(guān)系為c(H2cO3)+C(H+)=C(OIT)+C(CO^),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(dāng)鹽酸溶液體積M(HCl)W20.00mL時，只發(fā)生反應(yīng)CO,+HMK0］,

一……皿一，一…,0.01000mol/Lx0.0100L+0.01000mol/LxV(HC1)

滴定時溶液中碳酸氫根禺子濃度為-------------如八“7，口5---------'--=0.Olmol/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(C0；-)+c(HC01)+c(H2C03)=0.03mol/L,滴定加入鹽酸會使溶液體

積增大，則溶液中［c(C0j)+c(HC0J)+c(H￡03)］會小于0.03mol/L,故D錯誤；故選C。

考點(diǎn)4、沉淀溶解平衡及其應(yīng)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(dá)到溶解平衡：

2+5

CaCO3(s)Ca(aq)+CO^(aq)［已知Ksp(CaCC)3)=3.4x10-9,Ksp(CaSO4)=4.9xlQ-,H2cO3的電離常

數(shù)Kal=4.5x101—=4.7x10-"］,下列有關(guān)說法正確的是

A.上層清液中存在c(Ca2+)=c(COj)

B.上層清液中含碳微粒最主要以HCO；形式存在

C.向體系中通入CO?氣體，溶液中c(Ca?+)保持不變

D.通過加Na2SO4溶液可實(shí)現(xiàn)CaCOs向CaSO4的有效轉(zhuǎn)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c(Ca2+)>c(COj),A

錯誤；B.根據(jù)Q=4.7Xl()u可得空窸坐2=4.7X1()T,則碳酸根的水解平衡常數(shù)為

C(HCO3)

a=c(HC)：；(：H)=乎=2x10?,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CO?,碳酸鈣與C0?反應(yīng)生成碳酸氫鈣，碳酸氫鈣易溶于水，則溶液中鈣

95

離子濃度增大，C錯誤；D.由題干可知，Ksp(CaCO3)=3.4xl0-,Ksp(CaSO4)=4.9xl0-,碳酸鈣比硫酸

鈣更難溶，加入硫酸鈉后碳酸鈣不會轉(zhuǎn)化成硫酸鈣，D錯誤；故答案選B。

發(fā)看對點(diǎn)考情解密

1、對點(diǎn)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(rèn)識電解質(zhì)在水溶液中的離子平衡,能運(yùn)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(zhì)的電離平衡、鹽類水解平衡和沉淀溶解

平衡,并會用相關(guān)原理解決實(shí)際問題。

(2)證據(jù)推理與模型認(rèn)知:能運(yùn)用電離平衡模型、水解平衡、沉淀溶解平衡模型解釋化學(xué)現(xiàn)象,揭示現(xiàn)象的本

質(zhì)與規(guī)律,培養(yǎng)證據(jù)推理與模型認(rèn)知的核心素養(yǎng)。

(3)科學(xué)態(tài)度與社會責(zé)任感:培養(yǎng)嚴(yán)謹(jǐn)求實(shí)的科學(xué)態(tài)度和探索未知、崇尚真理的意識,能對與鹽類水解的應(yīng)用,

沉淀溶解平衡的應(yīng)用有關(guān)的社會熱點(diǎn)問題做出正確的解釋和判斷,培養(yǎng)科學(xué)態(tài)度與社會責(zé)任感。

2、對點(diǎn)命題分析

水溶液中的離子平衡是歷年高考考查的重點(diǎn)和熱點(diǎn)，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(zhuǎn)化是主流試題。試題注重知識的應(yīng)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(zhì)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(guān)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(yīng)用能力和運(yùn)用化學(xué)用語的能力。溶液中離子濃度

的比較涉及的問題很復(fù)雜，其中主要涉及溶液的酸堿性、弱電解質(zhì)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(dá)式及計(jì)算、沉淀的生成與轉(zhuǎn)

化等。

■常對點(diǎn)知識解密

核心考點(diǎn)一、弱電解質(zhì)的電離平衡

1.正確理解弱酸、弱堿的稀釋規(guī)律

稀釋前

溶液稀釋后溶液pH

溶液pH

加水稀釋

強(qiáng)酸到體積為pH=a+n<7

酸pH=a

弱酸原來的a<pH<a+w<7

10”倍

強(qiáng)堿pH=6-n>7

堿pH=6

弱堿7<6-w<pH<6

2.一元強(qiáng)酸和一元弱酸的比較

等物質(zhì)的電濃

等pH的鹽酸(a)與

度的鹽酸(a)與

醋酸溶液(b)

借酸溶液(b)

pH或物質(zhì)的量物質(zhì)的量濃度：

pH:aVb

濃度的大小aVb

溶液導(dǎo)電性的

a>ba=b

強(qiáng)弱

t(cr)與

c(Cl-)=

“C匕COO)

ZCHfCOCT)c(CHcocr)

的大小d

等體枳溶液中和

NaOH的量的a=baVb

多少

分別神該綾的

鹽酸：小變鹽裳:不變

的鹽固體后H

P精皎溶液:變大醋酸席液；變大

的變化

稀釋等倍數(shù)后

pH型化春度的a>ba>b

大小

3.弱電解質(zhì)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?yàn)闇囟炔蛔?，KW=C(H+).C(OJT)是定值，

稀醋酸加水稀釋時，溶液中的c(H+)減小，故c(OJT)增大。

(2)電離平衡右移，電解質(zhì)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(zhì)溶液加H2O稀釋的過程，弱電解質(zhì)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(qiáng)酸(HC1)與一元弱酸(CH3coOH)稀釋圖像比較

⑴相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸

pHpH,

7

c

^TO^H3COOH

Z^1rciCH3COOH

V'011%”水)

加水稀釋相同的倍數(shù)，醋酸的pH加水稀釋到相同的pH,鹽酸加入的水多

大

(2)相同體積、相同pH值的鹽酸、醋酸

pW卜

7

aHC^COOH

bC

,；CH3coOH

____1___

0r1(水)GVv(zK)

加水稀釋相同的倍數(shù)，加水稀釋到相同的pH,

鹽酸的pH大醋酸加入的水多

5.電離平衡常數(shù)

(1)①填寫下表(25℃)

弱電解質(zhì)電離方程式電離常數(shù)

—NHt+OHKb=1.8xl(r5

NH3H2ONH3H2O一

Ka=1.8x10-

CH3COOHCH3COOH-—CH3COO+H*

HC1OHC1O一—Ht+CIOKa=3.0xl(F8

②CH3coOH酸性大于(填“大于”“小于”或“等于”)HC10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(qiáng)。

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(qiáng)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?qū)﹄婋x平衡常數(shù)的影響：電離平衡常數(shù)與其他化學(xué)平衡常數(shù)一樣只與溫度有關(guān)，與電解質(zhì)的濃度無

關(guān)，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(jìn)行。

①電離方程式是H2cChH++HCO5，HCO?H++COFO

^c(H-)c(HCOD=c(H-)-c(COr)

②電離平衡常數(shù)表達(dá)式：kc(H：CO;),c(HCO?)。

③比較大?。篕al>Ka2。

6.水的電離

+

(1)水的電離：H2O+H2OH3O+OH,可簡寫為H2OH++OH,

(2)水的離子積常數(shù)：KW=C(H+>C(0IT)。

①室溫下：Kw=1x10-14。

②影響因素：只與溫度有關(guān)，升高溫度，降增大。

③適用范圍：品不僅適用于純水，也適用于稀的電解質(zhì)水溶液。

④心揭示了在任何水溶液中均存在H+和OH,只要溫度不變，心不變。

核心考點(diǎn)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OJT全部來自水的電離，水電離產(chǎn)生的C(H+)=C(OJT)。如pH=2的鹽酸中，溶液中的C(O1T)=

(T^w/lO-2)mol-L-1=10-12mol-L-1,即由水電離出的c(H+)=c(OJr)=molir。

(2)溶質(zhì)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(OJT)=c(H+)。如pH=12的NaOH溶液中，溶液中的c(H

+)=10-12molL即由水電離出的c(OH-)=c(H+)=1012mol-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+)=lCT5mol.Lr,因?yàn)椴糠諳IT與部分

NH：結(jié)合，溶液中c(OlT)=10-9moLL-i。

②pH=12的Na2cCh溶液中，OJT全部來自水的電離，由水電離出的c(OJT)=10-2mori/%

2.突破溶液酸、堿性判斷的四條規(guī)律

(1)正鹽溶液。

強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽溶液顯中性，強(qiáng)酸弱堿鹽(如NH4C1)溶液顯酸性，強(qiáng)堿弱酸鹽(如CH3coONa)溶液顯堿性。

(2)酸式鹽溶液。

NaHS04(NaHSONa++H'+SOj)NaHSO3>NaHC。、NaH2P04水溶液顯酸性(酸式酸根離子的電離程度大于水解

程度)，NaHCOs、NaHS、NazHPO」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?yàn)闈舛认嗤腃HsCOO與NHJ的水解程度相同,所以CLCOONH,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。

@CH3COOH和CHsCOONa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)。

②限?H2和NH&C1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(qiáng)酸、強(qiáng)堿,混合后溶液pH=7,

強(qiáng)酸、弱堿，混合后溶液pH>7,

弱酸、強(qiáng)堿,混合后溶液pH<7o

3.溶液酸堿性判斷中的常見誤區(qū)

(1)誤認(rèn)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(rèn)為酸堿恰好中和時溶液一定顯中性。如強(qiáng)酸和弱堿恰好中和時，溶液顯酸性；強(qiáng)堿和弱酸恰好中和

時，溶液顯堿性，強(qiáng)酸和強(qiáng)堿恰好中和時，溶液顯中性。

(3)使用pH試紙測溶液酸堿性時，若先用蒸儲水潤濕，測量結(jié)果不一定偏小。先用蒸儲水潤濕，相當(dāng)于將待

測液稀釋，若待測液為堿性溶液，則所測結(jié)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(jié)果沒有誤差。

4.有關(guān)pH計(jì)算的一般思維模型

|pH=-Igc(H+)|

5.中和滴定的概念：用已知物質(zhì)的量濃度的酸（或堿）來測定未知物質(zhì)的量濃度的堿（或酸）的方法。

6.中和滴定的原理：c符=一大（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(dāng)?shù)味ń咏K點(diǎn)（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(guān)鍵

（1）準(zhǔn)確測定參加反應(yīng)的酸、堿溶液的體積。

（2）選取適當(dāng)指示劑，準(zhǔn)確判斷滴定終點(diǎn)。

8.酸堿中和滴定實(shí)驗(yàn)用品

⑴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(biāo)準(zhǔn)液、待測液、指示劑、蒸儲水。

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

酚酎<8.2無色8.2-10.0淺紅色>10.0紅色

9.中和滴定實(shí)驗(yàn)操作(以酚麟作指示劑，用鹽酸滴定氫氧化鈉溶液)。

(1)滴定前的準(zhǔn)備。

⑧一檢查滴定管活塞是否逋丕，在確保不漏水后方可使用

⑥一用蒸溜水洗滌滴定管2~3次

圖)一用待盛液潤洗滴定管2~3次

將酸、堿溶液分別注入相應(yīng)的滴定管,并使液面位于土

號廠刻度以上2~3mL處

俺—調(diào)節(jié)滴定管活塞，使尖嘴部分充滿溶液,并使液面位于

X“0”刻度或“0”刻度以下某一刻度處

?-記錄初始液面刻度

⑵滴定。

眼睛注視鏈

左手控制滴

形瓶內(nèi)溶液

定管的活塞

的顏色變化

右手推動

錐形瓶

(3)終點(diǎn)判斷：等到滴入最后一滴反應(yīng)液，指示劑變色，且在半分鐘內(nèi)不能恢復(fù)原來的顏色,視為滴定終點(diǎn),

并記錄標(biāo)準(zhǔn)液的體積。

(4)數(shù)據(jù)處理：按上述操作重復(fù)2?3次，求出用去標(biāo)準(zhǔn)鹽酸體積的平均值，根據(jù)原理計(jì)算。

c(HC1)-V(HC1)

c(NaOH)=7(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(zhì)，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(yīng)的物質(zhì)。

(2)試齊IJ：常見用于滴定的氧化劑有KMnCU、KzCnCh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(biāo)準(zhǔn)溶液變藍(lán)；

③自身指示劑，如高鋸酸鉀標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定草酸時，滴定終點(diǎn)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(yīng)進(jìn)行滴定、測量分析的方法。生成沉淀的反應(yīng)很多，但符合條件的卻很

少，實(shí)際上應(yīng)用最多的是銀量法，即利用Ag+與鹵素離子的反應(yīng)來測定cr、Br>:r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(yīng)的生成物的溶解度要比滴定

劑與指示劑反應(yīng)的生成物的溶解度小，否則不能用這種指示劑。如用AgNCh溶液測定溶液中cr的含量時

常以CrO/為指示劑，這是因?yàn)锳gCl比AgCrCU更難溶。

12.中和滴定考點(diǎn)歸納

(1)“考”實(shí)驗(yàn)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埽缯_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(zhǔn)備:檢漏、洗滌、潤洗、充液(趕氣泡)、調(diào)液面、讀數(shù)。

②滴定:移液、滴加指示劑、滴定至終點(diǎn)、讀數(shù)。

③計(jì)算。

⑶“考”指示劑的選擇。

①強(qiáng)酸強(qiáng)堿相互滴定，可選用甲基橙或酚獻(xiàn)。

②若反應(yīng)生成強(qiáng)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(yīng)生成強(qiáng)堿弱酸鹽，溶液

呈堿性，則選用堿性變色范圍的指示劑(酚?0。

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(jì)算式，分析操作對V標(biāo)的影響，由計(jì)算式得出對最終測定結(jié)果的影響,切忌死記硬背結(jié)論。此外對讀數(shù)

時視線(俯視、仰視)問題的判斷要學(xué)會畫圖分析。

(5)“考”數(shù)據(jù)處理。

正確“取舍”數(shù)據(jù)，計(jì)算“平均”體積，根據(jù)反應(yīng)式確定標(biāo)準(zhǔn)液與待測液濃度和體積的關(guān)系，從而列出公式進(jìn)行

計(jì)算。

核心考點(diǎn)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)〉。(顯性離子)，當(dāng)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?的醋酸鈉溶液中,Wc(Na)>c(CH3C00)>c(0Hl>f(H)；在

+

濃度為cmol?L-的硫酸錢溶液中,有c(Ntf)>c(S0D>c(H)>c(0H-)o

⑵酸式鹽溶液：對于電離為主的，如NaHSOs,遵循c(自身)>c(電離產(chǎn)物)>c(水解產(chǎn)物)，即c(Na

++-

)>e(HS0r)>c(H)>c(S0r)>C(OH)>C(H2SO3)；對于水解為主的，如NaHC03,遵循c(自身)>c(水解產(chǎn)物)>c(電

++

離產(chǎn)物)，即c(Na)>c(HCOD>c(OH")>c(H2CO3)>c(H)>c(COD-

(3)緩沖溶液：例如0.2mol?IT］氨水與0.2mol?氯化錢溶液等體積混合后，溶液以電離為主，顯堿性

(常見物質(zhì)中除了氫氟酸和氧化物，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，鏤根離子濃度大于氯離子濃度，即c(NH：)〉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(qiáng)弱。當(dāng)時，溶液顯中性，如

CH3COONH4；當(dāng)?及時,溶液顯酸性,如HC00NH4；當(dāng)《〈用時，溶液顯堿性，如NHJKOs。

3.溶液中的“三大守恒”

(1)電荷守恒：電解質(zhì)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(fù)電荷總數(shù)相等。如在Na￡03

溶液中存在著Na+、COT、H+、OH，HCOr,它們存在如下關(guān)系：c(Na+)+，(『)=2c(C07)+c(HC0「)+c(0H

(2)物料守恒：電解質(zhì)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(guān)鍵性的原子總是守恒

的。

物料[守恒

+

c(Na)=2[c(COD+c(HCOr)+c(H2CO3)]

(3)質(zhì)子守恒：指在電離或水解過程中，會發(fā)生質(zhì)子(H+)轉(zhuǎn)移，但在質(zhì)子轉(zhuǎn)移過程中其數(shù)量保持不變，如在

Na2cCh溶液中:

+H+

cor------?Hcor

+2H+

--------H2CO3

H2O

-+

所以c(OH)=c(HCOr)+2C(H2C03)+C(H30)

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(A-)>c(H2A)；

若溶液呈堿性，則電離程度小于水解程度，則C(H2A)>C(A~)。

(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(zhì)的量混合時溶液顯堿性，故c(0IT)>0田+),則c(Na+)A/CLCOCT)；

+

b.NH3-H20與HC1等物質(zhì)的量混合時溶液顯酸性，故c(H)>c(0H~),則c(CF)>c(NH[),

5.比較溶液中粒子濃度大小的思維模型

最燈

濃度

H+的

考

慮

電

上

度比較

電離程

度根據(jù)

子的濃

其他離離

最大

濃度

H-的

J0

綜

>?

|-----

“正鹽

水解

I考慮合

電運(yùn)

離為

以電

根是

式酸

斷酸

先判

*

式鹽I_

解T酸用

為主

水解

是以

質(zhì)不主還三

溶同

一離子

比較同個

對

離子

其他

液中

同溶

溶看不

液守

大小

濃度的

影響

子的

液該離

恒

關(guān)

混系

合