專題07水溶液中的離子平衡

褶專超導(dǎo)機(jī)

考點(diǎn)01弱電解質(zhì)的電離平衡........................................................1

考點(diǎn)02水的電離和溶液的酸堿性....................................................5

考點(diǎn)03酸堿中和滴定.............................................................10

考點(diǎn)04鹽類水解和粒子濃度大小比較..............................................15

考點(diǎn)05難溶電解質(zhì)的溶解平衡.....................................................20

中方宏分析

考點(diǎn)01弱電解質(zhì)的電離平衡

1.弱電解質(zhì)

(1)概念

完全電離r強(qiáng)電解質(zhì)，包括強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、

1大多數(shù)鹽等

在水溶液里

電解質(zhì)

部分電離弱電解質(zhì)，包括弱酸、弱堿、

水等

(2)與化合物類型的關(guān)系

強(qiáng)電解質(zhì)主要是大部分離子化合物及某些共價(jià)化合物，弱電解質(zhì)主要是某些共價(jià)化合物。

2.弱電解質(zhì)的電離平衡

(1)電離平衡的建立

在一定條件下(如溫度、壓強(qiáng)等)，當(dāng)弱電解質(zhì)電離產(chǎn)生離子的速率和離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率相等時(shí),

溶液中各分子和離子的濃度都不再發(fā)生變化，電離過程達(dá)到了平衡。

平衡建立過程的v-t圖像如圖所示。

,反應(yīng)速率?

、弱電解質(zhì)分子

電離成離子的

速率

兩種速率相等

處于電離平衡狀態(tài)

拿

畢落

時(shí)間⑺

(2)弱電解質(zhì)電離平衡的特征

沙可逆過程

動(dòng)態(tài)平衡

爭-。(電離)=。(結(jié)合)>0

奉A(yù)條件一定，平衡體系中分子與離子的濃度一定

如外界條件改變，電離平衡被打破，平衡發(fā)生移動(dòng)

3.影響電離平衡的外界條件

外界條件電離平衡移動(dòng)方向電離程度變化

溫度升高溫度向右移動(dòng)增大

濃度稀釋溶液向右移動(dòng)增大

加入與弱電解質(zhì)相同離子

相同離子向左移動(dòng)減小

的強(qiáng)電解質(zhì)

加入能與弱電解質(zhì)離子

向右移動(dòng)增大增大

反應(yīng)的物質(zhì)

4.弱電解質(zhì)平衡移動(dòng)的“三個(gè)不一定”

(1)稀醋酸加水稀釋時(shí)，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(shí)，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HzO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。

5.一元強(qiáng)酸與一元弱酸的比較

等物質(zhì)的量濃度的鹽酸

等pH的鹽酸(a)與醋酸溶液(b)

(a)與醋酸溶液(b)

pH或物質(zhì)的量濃度pH：a<b物質(zhì)的量濃度：a<b

溶液的導(dǎo)電性a>ba三b

水的電離程度a<ba=b

加水稀釋等倍數(shù)pH的變化量a>ba>b

等體積溶液中和NaOH反應(yīng)的量a三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

開始與金屬反應(yīng)的速率a>b相同

等體積溶液與過量活潑金屬產(chǎn)生相同a<b

H2的量

6.一元強(qiáng)酸(HC1)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

pHpH

7

1c

^XHC1CH3COOH

V'0匕匕“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

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

7.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)

NH3H2OKb=1.8x10-5

NH3H2O一—NHt+OH

+Ka=1.8x10-5

CH3COOHCH3COOH-—CH3COO+H

HC1OHC1O-二H++C10&=3.0義10一8

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H2c03H++HCO5，HCO5H++COFo

=c(k)c(HCOI)^c(H-)c(COr)

②電離平衡常數(shù)表達(dá)式：kc(H2CO3),c(HCOW)o

③比較大小：Kal>Ka2。

1.下列物質(zhì)屬于強(qiáng)電解質(zhì)的是()

A.KOHB.H3PO4C.S03D.CH3cH0

【答案】A

【解析】在水溶液中或熔融狀態(tài)下能夠完全電離的化合物為強(qiáng)電解質(zhì)。A項(xiàng)，KOH在水溶液中或熔融狀態(tài)

下能夠完全電離出K+和OH:KOH為強(qiáng)電解質(zhì)，A符合題意；B項(xiàng)，H3PCU在水溶液中或熔融狀態(tài)下能不

夠完全電離，H3P04為弱電解質(zhì)，B不符合題意；C項(xiàng)，SCh在水溶液中或熔融狀態(tài)下不能電離，SO3屬于

非電解質(zhì)，C不符合題意；D項(xiàng)，CH3CHO在水溶液中或熔融狀態(tài)下不能電離，CH3CHO屬于非電解質(zhì)，D

不符合題意；故選A。

1

2.已知某溫度下CH3coOH和NH3H2O的電離常數(shù)相等，現(xiàn)向10mL濃度為0.1mol-L_的CH3coOH溶

液中滴加相同濃度的氨水，在滴加過程中()

A.水的電離程度始終增大

c(NHp

B.c(NHrHzO)先增大再減小

C.c(CH3coOH)與c(CH3coeT)之和始終保持不變

D.當(dāng)加入氨水的體積為10mL時(shí)，c(NH[)=c(CH3co0一)

【答案】D

【解析】A項(xiàng)，醋酸顯酸性，水的電離平衡受到抑制，在滴加NH3H2O的過程中，酸性減弱，水的電離程

度受到抑制的程度減小，電離程度增大，當(dāng)CH3coOH反應(yīng)完后，加入的NH3H2O會抑制水的電離，電離

程度減小，故該選項(xiàng)錯(cuò)誤；B項(xiàng)，在向醋酸中滴加氨水的過程中，堿性增強(qiáng)酸性減弱，c(OJT)一直增大。

+c(NHQ二K

由NH3H2ONH；+0H-可知,K=?？?，，則」3H2。)—c(0H7),而K是常數(shù)，

C(NH3H2O)

K

故c(OH7)直減小，該選項(xiàng)錯(cuò)誤；C項(xiàng)，”(CH3co0H)與“(CH3coeT)之和保持不變，但溶液的體積是增大

的，故c(CH3co0H)與c(CH3coeT)之和逐漸減小，該選項(xiàng)錯(cuò)誤；D項(xiàng)，當(dāng)加入氨水10mL時(shí)，兩者恰好完

全反應(yīng)生成CH3COONH4,由CH3coOH和NH3H2O的電離常數(shù)相等可知，CH3coeF和NH1的水解程度也

相等，故c(NH1)=c(CH3co0一)，該選項(xiàng)正確。

3.常溫下pH=2的兩種酸溶液A和B,分別加水稀釋1000倍，其pH與所加水的體積變化如圖所示。下

列結(jié)論正確的是（）

V(H,O)

A.B酸比A酸的電離度大B.A為弱酸，B為強(qiáng)酸

C.B酸的物質(zhì)的量濃度比A的小D.A酸比B酸易電離

【答案】D

【解析】根據(jù)圖示可知溶液稀釋1000倍后，A酸溶液pH變化大，說明A酸酸性大于B酸酸性。則B酸

為弱酸，其電離度應(yīng)比A酸小，A酸易電離。同為pH=2,B酸溶液物質(zhì)的量濃度一定比A酸溶液濃度大。

4.（2022?浙江省湖州、衢州、麗水三地市高三教學(xué)質(zhì)量檢測）相同溫度下，三種酸在一定物質(zhì)的量濃度下的

電離度如表所示，下列說法正確的是（）

酸HAHBHD

濃度/mol,L」10.10.50.91

電離度/%0.30.30.150.110

A.HD是強(qiáng)酸

B.酸性：HB<HA<HD

C.在相同溫度下，HA酸濃度越大其電離度越小因而溶液酸性越弱

D.由表可知在相同溫度下，弱酸HB濃度越小其電離平衡常數(shù)越大

【答案】B

【解析】由表格可知，當(dāng)濃度都是lmol/L時(shí)，HA的電離度為0.3%,HD的電離度為10%,根據(jù)濃度相同

時(shí)，酸性越弱，電離度越小，所以酸性：HD>HA；當(dāng)濃度都是0.9mol/L時(shí)，HB的電離度為0.1%,若HB

的濃度增大為lmol/L,根據(jù)濃度越大電離度越小，所以HB的濃度為lmol/L,其電離度<0.1%；綜上可知，

當(dāng)濃度都是lmol/L時(shí)，電離度:HD>HA>HB,已知電離度越大，則酸性越強(qiáng)，所以酸性：HD>HA>HB?

A項(xiàng)，當(dāng)濃度都是lmol/L時(shí)，HD的電離度為10%,說明HD是弱酸，故A錯(cuò)誤；B項(xiàng)，根據(jù)分析可知

相同濃度電離度越小，酸性越弱，所以酸性：HD>HA>HB,故B正確；C項(xiàng)，濃度越大電離度越小，但

濃度增大電離平衡正向移動(dòng)，氫離子濃度大了，酸性增強(qiáng)，故C錯(cuò)誤；D項(xiàng)，相同溫度下，弱酸HB濃度

與電離平衡常數(shù)無關(guān)，平衡常數(shù)只受溫度影響，故D錯(cuò)誤；故選B。

考點(diǎn)02水的電離和溶液的酸堿性

1.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(OIT)。

①室溫下：Kw=1x10-4。

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，人不變。

2.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(OIT)。如pH=2的鹽酸中，溶液中的c(OJT)=

(KW/10-2)mol-L-1=10-12moLL-,即由水電離出的c(H+)=c(OH")=10。molL。

(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

+)=10-12moi1-1,即由水電離出的c(OH)=c(H+)=1012mol-L1o

(3)水解呈酸性或堿性的鹽溶液。

①pH=5的NH4cl溶液中，H卡全部來自水的電離，由水電離的c(H+)=l()rmol.Lr,因?yàn)椴糠諳tT與部分

NIK■結(jié)合，溶液中c(OJT)=1(T9m0卜廠1。

②pH=12的Na2cCh溶液中，OH-全部來自水的電離，由水電離出的c(OJT)=lO1mo].L、。

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

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

(3)使用pH試紙測溶液酸堿性時(shí)，若先用蒸餡水潤濕，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?。蝗舸郎y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=-lgc(H+)|

1.實(shí)驗(yàn)測得0.5molLTCH3coONa溶液、0.5moLLTCuSCU溶液以及H2。的pH隨溫度變化的曲線如圖所示。

下列說法正確的是

A.隨溫度升高，純水中c(H+)>c(OJT)

B.隨溫度升高，CH3coONa溶液的c(OlT)減小

C.隨溫度升高，CuSCU溶液的pH變化是品改變與水解平衡移動(dòng)共同作用的結(jié)果

D.隨溫度升高，CH3coONa溶液和CuSCU溶液的pH均降低，是因?yàn)镃H3coeF、Cu?+水解平衡移動(dòng)方向不同

【答案】C

【解析】水的電離為吸熱過程，升高溫度，平和向著電離方向移動(dòng)，水中c(H+).c(OH-)=Kw減小，故pH減

小，但c(H+)=c(OH)故A不符合題意；水的電離為吸熱過程，升高溫度，進(jìn)水的電離，所以c(OH-)增大，

醋酸根水解為吸熱過程,CH3COOH+H2O——CH3co0H+0H-,升高溫度促進(jìn)鹽類水解，所以c(OH-)增大,

故B不符合題意；升高溫度，促進(jìn)水的電離，故c(H+)增大；升高溫度，促進(jìn)銅離子水解CU2++2H2O^^

CU(OH)2+2H+,故c(H+)增大，兩者共同作用使pH發(fā)生變化，故C符合題意；鹽類水解為吸熱過程，升高

溫度促進(jìn)鹽類水解，故D不符合題意。

2.某溫度下，HNC)2和CH3cOOH的電離常數(shù)分別為5.0X1CT4和1.7x10-5。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

加水體枳

A.曲線I代表HNC)2溶液

B.溶液中水的電離程度：b點(diǎn)〉c點(diǎn)

c（HA）c（0H）

C.從c點(diǎn)到d點(diǎn)，溶液中保持不變(其中HA、A-分別代表相應(yīng)的酸和酸根離子)

D.相同體積a點(diǎn)的兩溶液分別與NaOH恰好中和后，溶液中〃(Na+)相同

【答案】C

【解析】由圖可知,稀釋相同的倍數(shù)，n的變化大,則II的酸性比I的酸性強(qiáng)，n代表HNO2,I代表CH3coOH,

A錯(cuò)誤；酸抑制水電離，b點(diǎn)pH小，酸性強(qiáng)，對水電離抑制程度大，B錯(cuò)誤；II代表HNO2,

++

c(HNO2)c(OH-)/c(NO2)=c(H)-c(HNO2)c(OH-)/[c(H)-c(NO2)]=kw/k(HNO2),kw為水的離子積常數(shù)，k(HNCh)

為HNO?的電離常數(shù)，這些常數(shù)只與溫度有關(guān)，溫度不變，則不變，C正確；體積和pH均相同的HNCh和

CH3co0H溶液，c(CH3coOH)>c(HNO2),分別滴加同濃度的NaOH溶液至恰好中和，CH3co0H消

耗的氫氧化鈉溶液體積多，HNCh消耗的NaOH少，故D錯(cuò)誤。

3.(2022?河北衡水中學(xué)高三調(diào)研)25℃時(shí)，向10mL0.1moLLr一元弱堿XOH溶液中逐滴滴加0.1mol-L

一1的HC1溶液，溶液的AG[AG=lg瑞']變化如圖所示(溶液混合時(shí)體積變化忽略不計(jì))。下列說法不正

A.若a=-8,則a點(diǎn)溶液中水電離出的c(H+)=lxl()FmoLLr

B.M點(diǎn)表示鹽酸和XOH恰好完全反應(yīng)

C.R點(diǎn)溶液中可能存在c(X+)+c(XOH)=c(CF)

D.M點(diǎn)到N點(diǎn)，水的電離程度先增大后減小

【答案】B

+-11-1+11-1

【解析】A項(xiàng)，a=-8,可求c(OH-)=l(r3moi[7,c(H)=IxlOmolL,c(H)H2O=IxlO_mol-L,

正確；B項(xiàng)，M點(diǎn)AG=O,則溶液中C(H+)=C(OIT),不恰好反應(yīng)，錯(cuò)誤；C項(xiàng)，R點(diǎn)可能為恰好反應(yīng)，溶

質(zhì)為XC1,根據(jù)物料守恒可知c(X-)+c(XOH)=c(C「)，正確；D項(xiàng)，M點(diǎn)為堿過量，N點(diǎn)為酸過量，正確。

4.25℃時(shí)，某混合溶液中c(CH3coOH)+c(CH3coeT)=0.1moL!Ti,lgc(CH3coOH)、lgc(CH3COO),

lgc(H+)和Igc(OH)隨pH變化的關(guān)系如下圖所示。Ka為CH3coOH的電離常數(shù)，下列說法正確的是()

A.0點(diǎn)時(shí)，c(CH3coOH)=C(CH3COO)

B.N點(diǎn)時(shí)，pH=-lgKa

O.lc(H+)

C.該體系中,C(CHCOOH)=mol-L1

3K+c(H+)

D.pH由7到14的變化過程中，CH3co0-的水解程度始終增大

【答案】BC

【解析】根據(jù)圖像分析可知，隨著pH的升高，氫氧根離子和醋酸根離子濃度增大，氫離子和醋酸離子濃度

減小，又pH=7的時(shí)候，氫氧根離子濃度等于氫離子濃度，故可推知，圖中各曲線

代表的濃度分別是：曲線1為lgc(CH3coO)隨pH的變化曲線，曲線2為lgc(H+)隨pH的變化曲線，曲線3

為Igc(OH-)隨pH的變化曲線，曲線4為lgc(CH3C00H)隨pH的變化曲線，據(jù)此結(jié)合水溶液的平衡分析作

答。根據(jù)上述分析可知，。點(diǎn)為曲線2和曲線3的交點(diǎn)，對應(yīng)的pH=7,應(yīng)該得出的結(jié)論為：c(H+)=c(OH),

故A錯(cuò)誤；N點(diǎn)為曲線1和曲線4的交點(diǎn)，lgc(CH3COO)=lgc(CH3COOH),即c(CH3coO-)=c(CH3coOH),

+

c(CH3COOyc(H)

因Ka='gH"。而，代入等量關(guān)系并變形可知pH=」gKa,故B正確；c(CH3coO)+c(CH3coOH)

+

C(CH3COO)c(H)

=0.1mol/L,則c(CH3co(y)=0.1mol/L-c(CH3coOH),又Ka=,聯(lián)立兩式消去

C(CH3COOH)

c(CH3co。)并化簡整理可得出，c(CH3co0H尸烏?4-mol/L,故C正確；醋酸根離子的水解平衡為:

K0+c(H)

CH3coO-+H2OUCH3COOH+OH,pH由7到14的變化過程中，堿性不斷增強(qiáng)，c(OH)不斷增大，則使

不利于醋酸根離子的水解平衡，會使其水解程度減小，故D錯(cuò)誤；答案選BC。

5.(2022.湖北黃岡高三調(diào)研)25℃時(shí)，將0.1molNaOH固體加入1.0L尤moLL-CH3COOH溶液中(忽略溶

液體積、溫度變化)，充分反應(yīng)后向混合液中加入CH3coOH或CH3coONa固體，溶液pH的變化如圖。下

列敘述正確的是()

A.c點(diǎn)對應(yīng)的溶液中c(Na+)>c(CH3coeT)

B.從b點(diǎn)對應(yīng)溶液到a點(diǎn)對應(yīng)溶液的過程中嚕羔譬減小

c(CH3coO)

C.a、b、c點(diǎn)對應(yīng)的溶液中，水的電離程度：a>b>c

02_

D.a、b、c點(diǎn)對應(yīng)的溶液中，&(CH3coOH)均為二^xl(p7

【答案】B

【解析】c點(diǎn)對應(yīng)的溶液呈中性，c(H+)=c(Oir),根據(jù)電荷守恒知c(Na+)=c(CH3co0一)，A錯(cuò)誤；加入

CH3coOH過程中，c(CH3coeT)和c(H+)增大，c(OJr)減小，c(Na+)不變，當(dāng)解禁魯減小，B正確；

CH3coeT增多，水解程度增大，水的電離程度增大，則a、b、c點(diǎn)對應(yīng)的溶液中，水的電離程度：c>b>a,

C錯(cuò)誤；溫度一定，電離平衡常數(shù)一定，c點(diǎn)時(shí)有c(Na+)+c(H+)=c(CH3coeT)+c(OlT),又溶液的pH=7,

+

c(CH3COO)c(H)

則C(H+)=C(OIT)=10-7momc(Na+)=c(CH3coeT)=0.2mol-Lb7Ca(CH3COOH)=

C(CH3COOH)

0.2x10-7_0.27

x+0.1—0.2x—0.1X'D錯(cuò)誤。

考點(diǎn)03酸堿中和滴定

i.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。

2.原理：c待=0普(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(shí)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(shí)，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）。

3.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)。

4.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。

試

2)劑

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

酚猷<8.2無色8.2-10.0淺紅色>10.0紅色

5.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。

查檢查滴定管活塞是否漏水,在確保不漏水后方可使用

洗用蒸溜水洗滌滴定管2~3次

潤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,并使液面位于迫

刻度以上2~3mL處

調(diào)節(jié)滴定管活塞，使尖嘴部分充滿溶液,并使液面位于

“0”刻度或“0”刻度以下某一刻度處

i己記錄初始液面刻度

(2)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

右手搖動(dòng)

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)

6.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)試劑：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，如高鎰酸鉀標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定草酸時(shí)，滴定終點(diǎn)為溶液由無色變?yōu)闇\紅色。

7.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CP、Br＞「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C「的含量時(shí)

常以CrO『為指示劑，這是因?yàn)锳gCl比AgCrCU更難溶。

1.以酚麟為指示劑，用0.1000mol-L-1的NaOH溶液滴定20.00mL未知濃度的二元酸H2A溶液。溶液中,

pH、分布系數(shù)6隨滴加NaOH溶液體積VNaOH的變化關(guān)系如圖所示。［比如A?一的分布系數(shù)：

_______c(A')_______

6(A2')=

2

C(H2A)+C(HA)+C(A)

下列敘述正確的是()

A.曲線①代表3(HzA),曲線②代表3(HAD

1

B.H2A溶液的濃度為0.2000mol.L

C.HA-的電離常數(shù)Ka=1.0xl0-2

D.滴定終點(diǎn)時(shí)，溶液中c(Na+)<2c(A")+c(HA-)

【答案】C

【解析】根據(jù)圖像，曲線①代表的粒子的分布系數(shù)隨著NaOH的滴入逐漸減小，曲線②代表的粒子的分布

系數(shù)隨著NaOH的滴入逐漸增大；當(dāng)加入40mLNaOH溶液時(shí)，溶液的pH在中性發(fā)生突變，且曲線②代表

的粒子達(dá)到最大值接近1；沒有加入NaOH時(shí)，pH為1,說明H2A第一步完全電離，第二步部分電離，曲

心<^八、士?0.1000mol/Lx40mL

線①代表6(HA-),曲線②代表B(A2)根據(jù)反應(yīng)2NaOH+H2A=Na2A+2H2O,c(H2A尸--------------------

2x20.00mL

=0.1000mol/L,據(jù)此分析作答。根據(jù)分析，曲線①代表3(HA)曲線②代表302-)，A錯(cuò)誤；當(dāng)加入

40.00mLNaOH溶液時(shí)，溶液的pH發(fā)生突變，說明恰好完全反應(yīng)，結(jié)合分析，根據(jù)反應(yīng)

0.1000mol/Lx40mL昆人

2NaOH+HA=NaA+2H2O,c(HA)=-------------------------------=0.1000mol/L,B錯(cuò)誤；由于H2A第一步完全

2222x20.00mL

電離，則HA-的起始濃度為0.1000mol/L,根據(jù)圖像，當(dāng)VNaOH=0時(shí)，的分布系數(shù)為0.9,溶液的pH=l,

0.1000mol/Lx0.lx0.lOOOmol/L

Az一的分布系數(shù)為0.1,則HA-的電離平衡常數(shù)&=。彷-)'3)七lxio-2,

c(HA)0.1000mol/Lx0.9

C正確；用酚酸作指示劑，酚St變色pH范圍為8.2?10,終點(diǎn)時(shí)溶液呈堿性，c(OH)>c(H+),溶液中的電

荷守恒為c(Na+)+c(H+)=2c(A2-)+c(HA-)+c(OH)則c(Na+)>2c(A%)+c(HA-),D錯(cuò)誤;答案選C。

2.用0.100molUAgNCh滴定50.0mL0.0500mol-L-1CF溶液的滴定曲線如圖所示。下列有關(guān)描述錯(cuò)誤的是

)

9

8

7

o6

5-5

T4

3

2

1

0

05101520253035404550

“AgNOiXmL

A.根據(jù)曲線數(shù)據(jù)計(jì)算可知Ksp(AgCl)的數(shù)量級為10”。

B.曲線上各點(diǎn)的溶液滿足關(guān)系式c(Ag+)-c(Cl-)=Ksp(AgCl)

C.相同實(shí)驗(yàn)條件下，若改為0.0400mol-L-1Ch反應(yīng)終點(diǎn)c移到a

D.相同實(shí)驗(yàn)條件下，若改為0.0500mol-L1Br,反應(yīng)終點(diǎn)c向b方向移動(dòng)

【答案】C

【解析】本題應(yīng)該從題目所給的圖入手，尋找特定數(shù)據(jù)判斷題目中的沉淀滴定的具體過程。注意：橫坐標(biāo)

是加入的硝酸銀溶液的體積，縱坐標(biāo)是氯離子濃度的負(fù)對數(shù)。選取橫坐標(biāo)為50mL的點(diǎn)，此時(shí)向50mL

0.05mol/L的Cl-溶液中，加入了50mL0.1mol/L的AgNCh溶液，所以計(jì)算出此時(shí)溶液中過量的Ag+濃度為

0.025mol/L(按照銀離子和氯離子1:1沉淀，同時(shí)不要忘記溶液體積變?yōu)樵瓉?倍)，由圖示得到此時(shí)約

為lxl0-8mol/L(實(shí)際稍小)，所以Ksp(AgCl)約為0.025x10-8=2.5x10-1。，所以其數(shù)量級為UH。,A正確。由

于Ksp(AgCl)極小,所以向溶液滴加硝酸銀就會有沉淀析出，溶液一直是氯化銀的飽和溶液,所以c(Ag+)-c(Cl-)

=KSP(AgCl),B正確。滴定的過程是用硝酸銀滴定氯離子，所以滴定的終點(diǎn),應(yīng)該由原溶液中氯離子的物質(zhì)

的量決定，將50mL0.05mol/L的溶液改為50mL0.04mol/L的溶液，此時(shí)溶液中的氯離子的物質(zhì)的量

是原來的0.8倍，所以滴定終點(diǎn)需要加入的硝酸銀的量也是原來的0.8倍，因此應(yīng)該由c點(diǎn)的25mL變?yōu)?/p>

25x0.8=20mL,而a點(diǎn)對應(yīng)的是15mL,C錯(cuò)誤。鹵化銀從氟化銀到碘化銀的溶解度應(yīng)該逐漸減小，所以

Ksp(AgCl)應(yīng)該大于Ksp(AgBr),將50mL0.05mol/L的C1溶液改為50mL0.05mol/L的Br-溶液，這是將溶液

中的氯離子換為等物質(zhì)的量的濱離子，因?yàn)殂y離子和氯離子或?yàn)I離子都是1：1沉淀的，所以滴定終點(diǎn)的橫坐

標(biāo)不變，但是因?yàn)榘幕y更難溶，所以終點(diǎn)時(shí)，澳離子的濃度應(yīng)該比終點(diǎn)時(shí)氯離子的濃度更小，所以有可

能由a點(diǎn)變?yōu)閎點(diǎn)，D正確。

3.中華人民共和國國家標(biāo)準(zhǔn)(GB2760-2011)規(guī)定葡萄酒中SCh最大使用量為025gL^。某興趣小組用圖1

裝置(夾持裝置略)收集某葡萄酒中so2,并對其含量進(jìn)行測定。

圖1圖2

(1)儀器A的名稱是，水通入A的進(jìn)口為

(2)B中加入300.00mL葡萄酒和適量鹽酸，加熱使SCh全部逸出并與C中H2O2完全反應(yīng)，其化學(xué)方程式為

⑶除去C中過量的H2O2，然后用0.0900molL-NaOH標(biāo)準(zhǔn)溶液進(jìn)行滴定，滴定前排氣泡時(shí)，應(yīng)選擇圖2

中的;若滴定終點(diǎn)時(shí)溶液的pH=8.8,則選擇的指示劑為；若用50mL滴定管進(jìn)行實(shí)驗(yàn)，

當(dāng)?shù)味ü苤械囊好嬖诳潭取?0”處，則管內(nèi)液體的體積(填序號)(①=10mL,②=40mL,③<10mL,

?>40mL)o

(4)滴定至終點(diǎn)時(shí)，消耗NaOH溶液25.00mL,該葡萄酒中SO2含量為g-L-1o

(5)該測定結(jié)果比實(shí)際值偏高，分析原因并利用現(xiàn)有裝置提出改進(jìn)措施：

【答案】⑴冷凝管(或冷凝器)b(2)SO2+H2O2=H2SO4(3)?酚麟④(4)0.24

(5)原因：鹽酸的揮發(fā)；改進(jìn)措施：用不揮發(fā)的強(qiáng)酸如硫酸代替鹽酸(或用蒸儲水代替葡萄酒進(jìn)行對比實(shí)驗(yàn)，

扣除鹽酸揮發(fā)的影響)

【解析】(1)A儀器的名稱為冷凝管或冷凝器；為使冷卻效果好，應(yīng)將冷卻水從處于低處的b口通入。(2)SC>2

具有強(qiáng)還原性，H2O2具有強(qiáng)氧化性，二者發(fā)生氧化還原反應(yīng)：SO2+H2O2=H2SO4=(3)NaOH盛裝在堿式

滴定管中，應(yīng)將橡皮管向上彎曲以排出氣泡，選③。滴定至終點(diǎn)時(shí)溶液的pH=8.8,在酚獻(xiàn)的變色范圍內(nèi)，

故可選用酚酷作指示劑。液面在10mL時(shí)滴定管中有刻度的液體為40mL,因滴定管的下端有一段無刻度，

故管內(nèi)液體的體積大于40mLo(4)SO2與NaOH存在如下關(guān)系：

SO2?H2s。4~2NaOH

64g2mol

一以

m(SO2)0.0900moLL0.025L

64gx0.0900moLL-ix0.025L故葡萄酒中的含量為端會

解得：加)=0.072g,SO2=0.24g-L^o(5)

(S02=2mol

鹽酸為揮發(fā)性酸，揮發(fā)出的HC1消耗NaOH,使測量值偏大?？梢杂秒y揮發(fā)的稀硫酸代替鹽酸進(jìn)行該實(shí)驗(yàn)。

考點(diǎn)04鹽類水解和粒子濃度大小比較

1.鹽類水解的應(yīng)用

應(yīng)用舉例

+

判斷溶液的酸堿性FeCb顯酸性，原因是Fe3++3H2。Fe(OH)3+3H

配制或貯存易水解的鹽溶液配制C11SO4溶液時(shí)，加入少量H2so4，防止Ci?+水解

加熱蒸干AlCb［加熱A1(NO3)3、FeCb、AlBr3溶液與之類似］溶液，因

為水解產(chǎn)物之一為揮發(fā)性物質(zhì)鹽酸，不斷揮發(fā)出氯化氫氣體，導(dǎo)致水

判斷鹽溶液蒸干產(chǎn)物

解平衡不斷向右移動(dòng)，最后徹底水解，蒸干后得到AI(OH)3,進(jìn)一步

灼燒得到Al203o

膠體的制取制取Fe(OH)3膠體的離子反應(yīng)：Fe3++3H2O=&=Fe(OH)3(膠體)+3H+

物質(zhì)的提純除去MgCL溶液中的Fe3+,可加入MgO、鎂粉或Mg(OH)2或MgCCh

離子共存的判斷A"+與A1O晨COF.HCO晨S2\HS等因相互促進(jìn)水解而不共存

3+

成分為NaHCCh與A12(SO4)3,發(fā)生反應(yīng)為A1+3HCO；===A1(OH)3；

泡沫滅火器原理

+3CO2T

作凈水劑明磯可作凈水劑，原理為AF++3H2。--A1(OH)3(膠體)+3H+

鏤態(tài)氮肥與草木灰不得混用，原因是2NH4+COF=2NH?+CO2T+

化肥的使用3

H2O

2.鹽類水解程度大小比較的三個(gè)規(guī)律

(1)鹽水解生成的弱酸(弱堿)越弱水解程度越大。常以此判斷弱酸(弱堿)的相對強(qiáng)弱。

(2)相同條件下：正鹽〉相應(yīng)酸式鹽，如COr>HCO-

(3)相互促進(jìn)水解的鹽,單水解的鹽〉相互抑制水解的鹽。

$n(NH4)2CO3>(NH4)2SO4>(NH4)2Fe(SO4)2

3.離子濃度大小比較

⑴微粒濃度大小比較的理論依據(jù)和守恒關(guān)系

A.兩個(gè)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，H2c03溶液中：C(H2co3)>c(HCO,)?c(CCT)(多元弱酸第一步電離程度遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于第二步電離)。

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，Na2cCh溶液中：c(COM)>c(HCO5)?c(H2co3)(多元弱酸根離子的水解以第一步為主)。

B.三個(gè)守恒關(guān)系

①電荷守恒：電荷守恒是指溶液必須保持電中性，即溶液中所有陽離子的電荷總濃度等于所有陰離子的電

荷總濃度。

例如，NaHCCh溶液中：c(Na+)+c(H+)=c(HCOF)+2c(COf)+c(OH-)0

②物料守恒：物料守恒也就是元素守恒，變化前后某種元素的原子個(gè)數(shù)守恒。

-1

例如，0.1mol-LNaHCCh溶液中:c(Na*)=c(HCOD+c(COF)+c(H2CO3)=0.1mol-L'o

③質(zhì)子守恒：由水電離出的c(H+)等于由水電離出的c(OlT),在堿性鹽溶液中OJT守恒，在酸性鹽溶液中

H+守恒。例如，純堿溶液中C(OIT)=C(H+)+C(HCO,)+2C(H2co3)。

(2)四種情況分析

①多元弱酸溶液

+

根據(jù)多步電離分析，如：在H3P。3溶液中，C(H)>C(H2PO；)>C(HPOD>C(POD=

②多元弱酸的正鹽溶液

+-

根據(jù)弱酸根的分步水解分析，如：Na2c。3溶液中：c(Na)>c(COr)>c(OH)>c(HCOF)o

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，②

CH3coONH4溶液，③NH4Hs04溶液，c(NH』)由大到小的順序是③，①〉②。

④混合溶液中各離子濃度的比較

要進(jìn)行綜合分析，如電離因素、水解因素等。例如，在0.1moll/的NH4cl和0.1moLL”的氨水混合溶液

中，各離子濃度的大小順序?yàn)椤?NHl)>c(C「)>c(OlT)>c(H+)。在該溶液中，NH3H2O的電離與NHI的水解

互相抑制，但NH3H2Q的電離程度大于NH：的水解程度，溶液呈堿性，c(OH3>c(H+),同時(shí)c(NH：)>c(Cl

)。

1.電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系

(1)電荷守恒：電解質(zhì)溶液中所有陽離子所帶有的正電荷數(shù)與所有的陰離子所帶的負(fù)電荷數(shù)相等。

如NaHCCh溶液中：w(Na+)+n(H+)=?(HCOr)+2R(COF)+?(OH-)

(2)物料守恒：電解質(zhì)溶液中由于電離或水解因素，離子會發(fā)生變化變成其它離子或分子等，但離子或分子

中某種特定元素的原子的總數(shù)是不會改變的。

如NaHCCh溶液中”(Na*):〃(C)=1：1,推出：c(Na+)=c(HCO,)+c(CO/)+c(H2co3)

(3)質(zhì)子守恒：電解質(zhì)溶液中分子或離子得到或失去質(zhì)子(H+)的物質(zhì)的量應(yīng)相等。

例如在NH4HCO3溶液中H3O+、H2cCh為得到質(zhì)子后的產(chǎn)物；NH3H2O,OH,CO/為失去質(zhì)子后的產(chǎn)物，

+

故有以下關(guān)系：C(H3O)+C(H2CO3)=C(NH3-H2O)+c(OH3+c(COF)o

2.微粒濃度大小的比較

+

⑴多元弱酸溶液，根據(jù)多步電離分析，如在H3P04的溶液中，c(H)>c(H2PO；)>c(HPOF)>c(POr)o

⑵多元弱酸的正鹽溶液，根據(jù)弱酸根的分步水解分析，如Na2cCh的溶液中：c(Na+)>c(COF)>c(OH

")>C(HCO3)O

(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影響的因素。如在相同的物質(zhì)的量濃度的下

列各溶液中A.NH4C1b.CH3COONH4c.NH4HSO40c(NH；)由大到小的順序是c>a>b。

(4)混合溶液中各離子濃度的比較，要進(jìn)行綜合分析，如電解因素、水解因素等。如相同濃度的NH4cl溶液

和氨水等體積混合后，由于氨水的電離程度大于NH］的水解程度，所以溶液中離子濃度順序?yàn)椋篶(NHt)>c(Cl

")>c(OH-)>c(H+)o

⑸巧抓仞點(diǎn)”，突破圖象中的“粒子”濃度關(guān)系

?.抓反應(yīng)“一半”點(diǎn)，判斷是什么溶質(zhì)的等量混合。

b.抓“恰好”反應(yīng)點(diǎn)，生成什么溶質(zhì)，溶液的酸堿性，是什么因素造成的。

c.抓溶液“中性”點(diǎn)，生成什么溶質(zhì)，哪種反應(yīng)物過量或不足。

d.抓反應(yīng)“過量”點(diǎn)，溶質(zhì)是什么，判斷誰多、誰少還是等量。

1.常溫下，用O.lmol-匚1氨水滴定10mL濃度均為O.hnol.匚1的HC1和CH3coOH的混合液，下列說法

不正確的是()

A.在氨水滴定前，HC1和CHaCOOH的混合液中c(C「)>c(CH3coeF)

B.當(dāng)?shù)稳氚彼?0mL時(shí)，c(NH^)+c(NH3-H2O)=C(CH3COO)+c(CH3COOH)

+

C.當(dāng)?shù)稳氚彼?0mL時(shí)，c(CH3COOH)+c(H)=c(NH3-H2O)+c(OH")

D.當(dāng)溶液呈中性時(shí)，氨水滴入量大于20mL,c(NH：)<c