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(共30张PPT)
专题5　水溶液中的离子平衡
选择题型3　电解质溶液的图像分析
高考重点：化学图像题是一种利用数学中的二维图像来描述化学问题的常见题型。试 题以某种电解质溶液或难溶电解质的微粒浓度为素材，考查学生对反应变化与规律的 掌握程度，涉及曲线的含义、微粒浓度大小比较、外界条件对平衡的影响、电离常 数、溶度积常数的计算等内容。对数图像和分布分数图像试题涉及多种微粒和多种平 衡，试题难度大，要求学生能够在陌生、复杂的情景下进行分析与判断，主要考查学 生信息获取与加工、逻辑推理和论证能力。
■真题调研
1. （2025·甘肃卷）氨基乙酸（NH2CH2COOH）是结构最简单的氨基酸分子，其分子 在水溶液中存在如下平衡：
＋NH3CH2COOH ＋NH3CH2COO－ NH2CH2COO－
在25 ℃时，其分布分数δ［如δ（NH2CH2COO－）＝
C
A. 曲线Ⅰ对应的离子是＋NH3CH2COOH
B. a点处对应的pH为9.6
C. b点处c（＋NH3CH2COOH）＝c（NH2CH2COO－）
D. c点处2c（＋NH3CH2COOH）＋c（＋NH3CH2COO－）＋c （H＋）＝c（OH－）
C
C. 图中a点对应的pH＝4.2
D. 当pH＝6.4时，体系中c（HL2－）＞c（[CuL2]4－）＞c（[CuL]－）＞c（L3－）
A. Ⅲ为[Ag（NH3）2]＋的变化曲线
C. K1＝103.24
D. C点：c（NH3）＝10－3.52 mol·L－1
B
■重点理解
1. 与水电离平衡相关的图像
（1）不同温度下水溶液中c（H＋）与c（OH－）的变化曲线
水的电离过程吸热，温度越高，Kw越大。Kw只与温度有关，与溶液的酸碱性变化无 关。水电离出的c水（H＋）与c水（OH－）始终相等。
（2）滴定过程中c水（H＋）或c水（OH－）的变化曲线
25 ℃时，以盐酸滴定20 mL 0.1 mol·L－1氨水过程中，由水电离出的氢离子浓度[c水 （H＋）]随加入盐酸体积的变化关系图为例进行分析：
2. pH－V滴定图像模型
（1）明确pH－V图像的来源：根据题干信息及pH－V图像确定溶液pH随加入碱（或 酸）溶液体积的变化之间的关系。
（2）分析图像：①利用“五个”特殊点分析：
根据加入的碱（或酸）溶液的体积确定曲线中反应的起点、半反应点、中性点、反应 终点和过量点，分析对应溶液的酸碱性、溶质成分等（以一元强碱MOH滴定浓度为c mol·L－1的一元弱酸HA为例）
3. 分布分数图像模型
（1）明确分布分数图像的来源
根据反应过程中溶液pH变化测定溶液中不同pH时，微粒在溶液中的物质的量分数、 微粒浓度的变化。
（2）分析图像
第一步：确定每条曲线代表的微粒、变化趋势
第二步：标浓度、用交点计算相关量
（以NaOH溶液滴定三元弱酸H3A为例）
酸性较强时，A以H3A的形式存在，随着酸性减弱，分别以H2A－、HA2－的形式存 在，碱性较强时，以A3－的形式存在。故δ0、δ1、δ2、δ3分别表示H3A、H2A－、HA2 －、A3－的分布分数。
4. 对数图像模型
（1）明确对数图像与其他类型图像的转化
明确对数图像是由哪种类型的图像转化得到的，如①pH/pOH－lg X图像、②lg c－lg X图像均可由分布分数图像转化得到（“曲线”变“直线”“交点”变“零点”）； ③加水稀释pH－lg V图像可由pH－V图像转化得到等。
（2）分析图像
第一步：找特殊点，计算平衡常数，并确定直线。根据图像中的特殊点（如零点、交 点、赋值点等）计算反应的平衡常数，确定直线表示的含义（根据Ka1＞Ka2或Kb1＞ Kb2确定对应直线）。
第二步：分析问题。根据反应原理、电离（水解）平衡，结合“三大守恒”等进一步分析问题。
如向弱酸H2X溶液中滴加NaOH溶液为例。
5. 沉淀溶解平衡图像模型
（1）MA的沉淀溶解平衡曲线
①一般来说，温度越高，物质的溶解度越大，则T2＞T1；②曲线上的任意点均表示饱 和溶液，均可用于计算Ksp；③曲线上方的点表示该温度下的过饱和溶液，曲线下方 的点表示该温度下的不饱和溶液；④向m点的饱和溶液中加入NaA，c（A－）增大， 由于温度不变，Ksp不变，c（M＋）减小，溶液组成由m沿mpn线向n方向移动；温度 降低时，MA的饱和溶液中的M＋和A－结合成沉淀析出，离子浓度减小，但c（M＋） ＝c（A－），溶液组成由q沿qp线向p方向移动。
（2）MA和MB的沉淀溶解平衡对数曲线
①离子浓度的负对数越大，离子浓度越小，由此判断Ksp：曲线a对应物质＜曲线b对 应物质。②两种沉淀共存时，溶液中c（A－）/c（B－）＝Ksp（MA）/Ksp（MB）。 ③曲线上方的点表示该溶质的不饱和溶液，曲线下方的点表示该溶质的过饱和溶液。
■题组演练
1. 一定温度下，初始浓度为c0 mol·L－1的H2CrO4溶液中存在如下平衡：
体系中四种含铬物种的浓度随pH变化如图所示。
C
A. 减小盐溶液初始浓度，离子水解程度可能减小
C. CH3COONH4溶液的初始浓度越小，其水解程度越大
A
A. Q点溶液pH为7
B. M点与N点溶液中c（HA－）相等
C. N点溶液中c（Na＋） ＜3c（A2－）
D. V2－V1＞20.00
D(共26张PPT)
专题5　水溶液中的离子平衡
选择题型1　三大“平衡”的分析及应用
高考重点：弱电解质的电离平衡、盐类的水解平衡和沉淀溶解平衡是电解质溶液中的 三大平衡，试题以弱电解质的电离平衡、盐的水解平衡或难溶电解质的沉淀溶解平衡 为载体，考查电解质溶液中三大平衡的影响因素及相关内容，主要涉及离子浓度的定 性分析和定量计算等必备知识。此类试题难度较大，涉及电解质溶液中的“三大”守 恒，主要考查学生信息获取与加工、逻辑推理与论证能力。
■真题调研
1. （2024·江苏卷）室温下，通过下列实验探究SO2的性质。已知Ka1（H2SO3）＝ 1.3×10－2，Ka2（H2SO3）＝6.2×10－8。
实验1：将SO2气体通入水中，测得溶液pH＝3。
实验2：将SO2气体通入0.1 mol·L－1 NaOH溶液中，当溶液pH＝4时停止通气。
实验3：将SO2气体通入0.1 mol·L－1酸性KMnO4溶液中，当溶液恰好褪色时停 止通气。
C. 实验2所得溶液经蒸干、灼烧制得NaHSO3固体
D
D
B. c点：c[（CH2）6N4H＋]＋c（H＋）＝c（OH－）
C. a点：c[（CH2）6N4H＋]＞c（H＋）＞c（OH－）＞c[（CH2）6N4]
■重点理解
1. 三大平衡的比较
平衡类型
影 响 因 素 升 温 促进电离 Ka增大 促进水解 Kh增大 若难溶 物的溶 解度随 温度升 高而增 大，促 进溶 解；反 之，抑 制溶解 若难溶物的 溶解度随温 度升高而增 大，则Ksp增 大；反之， 则Ksp减小
平衡类型
影响 因素 加水 促进电离 Ka不变 促进水解 Kh不变 促进溶解 Ksp不变
加入 相应 离子
（或 物质 ） 加 CH3COONa 或盐酸，抑制电离 Ka不变 加 CH3COOH 或NaOH， 抑制水解 Kh不变 加入AgNO3 或NaCl， 抑制溶解 Ksp不变 加入相应离子（或物质）
平衡类型
影 响 因 素 加 入 反 应
离 子 （ 或
物 质 ） 加入OH－， 促进电离 Ka不变 加入H＋， 促进水解 Kh不变 加入氨 水，促 进溶解 Ksp不变
2. Ka（Kb）、KW、Kh、Ksp理解
（1）均为温度函数，只与温度、物质性质有关，温度不变，Ka（Kb）、KW、Kh、 Ksp不变。
（2）Ka（Kb）
①酸性（碱性）越强，Ka（Kb）越大
②酸性（碱性）越弱其盐水解程度越大，Kh越大
③电离常数与电离度（α）的关系（以一元弱酸为例）
起始浓度/
（mol·L－1） c酸 0 0
平衡浓度/
（mol·L－1） c酸·（1－α）　c酸·α　　c酸·α
①温度恒定时，改变其他条件，溶液中c（OH－）与c（H＋）的变化遵循“此起彼 伏”或“此消彼长”的规律，因为c（H＋）·c（OH－）＝KW为定值。如稀释 CH3COOH溶液时，c（OH－）随c（H＋）的减小而增大。
②常温时，pH之和为14的强碱溶液与弱酸溶液（或弱碱溶液与强酸溶液）等体积混 合，溶液的酸碱性遵循“以弱胜强”的规律。如pH＝2的CH3COOH溶液与pH＝12的 烧碱溶液等体积混合，溶液显酸性，其实质是CH3COOH过量。
③等浓度、等体积的一元强碱溶液与一元弱酸溶液（或一元弱碱溶液与一元强酸溶 液）混合，溶液的酸碱性遵循“恃强凌弱”的规律。如等浓度、等体积的NaOH溶液 与CH3COOH溶液混合，溶液显碱性，其实质是CH3COOH与NaOH恰好完全反应生成 CH3COONa，CH3COO－发生水解使溶液呈碱性。
（3）KW与溶液酸碱性（“成语法”巧记溶液酸碱性的变化规律）
（4）Kh
①Kh与Ka、Kb、KW的关系
②利用Ka（Kb）、Kh判断溶液酸碱性
a.酸式盐NaHA溶液：HA－的电离常数Ka2（H2A）＞HA－的水解常数Kh（HA－）， 则溶液显酸性。
b.等浓度HA和NaA混合溶液：若Ka（HA）＞Kh（A－），则溶液显酸性。
（5）Ksp
①同类型的难溶电解质，Ksp越大，物质的溶解度越大，不同类型的难溶电解质，不 能用Ksp比较溶解度大小。
②沉淀转化：一般情况下，Ksp大的难溶电解质可以转化为Ksp小的难溶电解质。
③Ksp的应用：Q＞Ksp，产生沉淀；Q＜Ksp，沉淀溶解。
b.建立Ksp与K的关系，一般是在K的表达式的分子、分母中同乘以某个离子的浓 度，将分子、分母转化为不同物质的Ksp。
④电离常数、溶度积常数与平衡常数的关系
⑤Ksp与溶解度（S）之间的关系
⑥难溶碱的Ksp与pH的关系
A. ②代表－lg c（OH－）与pH的关系曲线
B. 溶解度：Al（OH）3＜Zn（OH）2
C. pH逐渐增大时，优先析出的沉淀是ZnS
D
解析：依据纵坐标－lg c（OH－）即为pOH，室温下pOH＋pH＝14，根据点（5.8， 8.2）可推知②代表－lg c（OH－）与pH的关系曲线，pH越大，硫离子浓度越大，所 以①代表S2－；从c（Al3＋）、c（Zn2＋）均为0.1 mol·L－1可知③④代表金属离子； 根据②与④的交点坐标（5.8，8.2）可知此时pH＝5.8，则c（OH－）＝10－8.2 mol·L－1，同时根据Ksp[Zn（OH）2]＝1.2×10－17，则④代表Al3＋，③代表Zn2＋。 由分析知，②代表－lg c（OH－）与pH的关系曲线，A不符合题意；
A. 实验Ⅰ中加入8滴水后溶液的pH不变
C
B. c点pH＝7
A(共27张PPT)
专题5　水溶液中的离子平衡
选择题型2　溶液中离子浓度的大小比较
高考重点：试题主要以电解质溶液为载体，结合电离平衡、水解平衡、数学计算等知 识综合考查电解质溶液中各粒子浓度之间的关系。解题时要注意灵活运用电荷守恒、 元素守恒和质子守恒。此类试题能力要求较高，难度大，考查学生逻辑思维能力、综 合分析与计算能力。
■真题调研
B. δ（Pb2＋）＝δ（PbCO3）时，c（Pb2＋）＜1.0×10－5 mol·L－1
D. pH＝8时，溶液中加入少量NaHCO3（s），PbCO3会溶解
C
A. 加水稀释，[CuCl3]2－浓度一定下降
B. 向溶液中加入少量NaCl固体，[CuCl2]－浓度一定上升
D. 体系中，c（Cu＋）＋c（H＋）＝c（Cl－）＋c（[CuCl2]－）＋c（[CuCl3]2－） ＋c（OH－）
A
3. （2025·安徽卷）H2A是二元弱酸，M2＋不发生水解。25 ℃时，向足量的难溶 盐MA粉末中加入稀盐酸，平衡时溶液中 lg[c（M2＋） /（mol·L－1 ）]与pH的 关系如图所示。
A. 25 ℃时，MA的溶度积常数Ksp（MA）＝10－6.3
B. pH＝1.6时，溶液中c（M2＋）＞c（Cl－）＞c（HA－）＞c（A2－）
C. pH＝4.5时，溶液中c（HA－）＞c（H2A）＞c（A2－）
D. pH＝6.8时，溶液中c（H＋）＋2c（HA－）＋c（H2A）＝c（OH－）＋c（Cl－）
A
■重点理解
1. 溶液中粒子浓度大小关系
（1）基本思路和步骤
（2）熟练判断溶液中粒子浓度的大小关系
①明确三个“比较”
a.电离程度大于水解程度，如CH3COOH的电离程度大于CH3COO－的水解程度，所以 等浓度的CH3COOH与CH3COONa溶液等体积混合后溶液显酸性。
b.水解程度大于电离程度，如HClO的电离程度小于ClO－的水解程度，所以等浓度的 HClO与NaClO溶液等体积混合后溶液显碱性。
②掌握三大守恒关系的应用
2. 溶液中粒子浓度比较的2个易错点
（1）不清楚使用哪个守恒而出错。①当等式中的粒子均为离子时，或一边均为阳离 子，另一边均为阴离子时，考虑电荷守恒。②当等式中的粒子有分子时考虑元素守 恒。③若等式既不符合元素守恒，也不符合电荷守恒，可考虑将元素守恒式和电荷守 恒式联立。直接书写质子守恒容易漏掉OH－或H＋，还容易漏写失去2个质子或得到2 个质子后粒子的“系数”（“系数”为2），可将元素守恒式与电荷守恒式联立得出 质子守恒式。
（2）判断粒子浓度关系时容易忽略粒子的水解、电离而出错。①比较粒子浓度大小 时，多元弱酸的酸式盐一般既存在水解，又存在电离，要根据酸式酸根离子水解程度 和电离程度的相对大小确定溶液中c（H＋）与c（OH－）的相对大小。②等浓度的弱 酸（HA）与弱酸盐（NaA）的混合溶液中，要根据电离常数和水解常数的相对大小 判断以电离为主还是以水解为主，若以电离为主，则HA的浓度小于A－的。
3. 应用举例
（1）单一溶液
①Na2S溶液
离子浓度大小关系：c（Na＋）＞c（S2－）＞c（OH－）＞c（HS－）＞c（H＋）；
电荷守恒：c（Na＋）＋c（H＋）＝2c（S2－）＋c（HS－）＋c（OH－）；
元素守恒：c（Na＋）＝2[c（S2－）＋c（HS－）＋c（H2S）]；
质子守恒：c（OH－）＝c（H＋）＋c（HS－）＋2c（H2S）。
（2）混合溶液
①等物质的量浓度、等体积的CH3COOH、CH3COONa溶液
离子浓度大小关系：c（CH3COO－）＞c（Na＋）＞c（H＋）＞c（OH－）；
电荷守恒：c（Na＋）＋c（H＋）＝c（CH3COO－）＋c（OH－）；
元素守恒：2c（Na＋）＝c（CH3COO－）＋c（CH3COOH）；
质子守恒：c（CH3COO－）＋2c（OH－）＝c（CH3COOH）＋2c（H＋）。
②CH3COOH、CH3COONa混合溶液呈中性
离子浓度大小关系：c（CH3COO－）＝c（Na＋）＞c（H＋）＝c（OH－）；
电荷守恒：c（Na＋）＋c（H＋）＝c（CH3COO－）＋c（OH－）。
③常温下，pH＝2的CH3COOH与pH＝12的NaOH等体积混合的溶液
离子浓度大小关系：c（CH3COO－）＞c（Na＋）＞c（H＋）＞c（OH－）；
电荷守恒：c（Na＋）＋c（H＋）＝c（CH3COO－）＋c（OH－）。
④等物质的量浓度、等体积的Na2CO3－NaHCO3混合溶液
■题组演练
1. （2025·江苏苏州三模）室温下，通过下列实验探究NaHC2O4的性质。已知：室温 下，Ka1（H2C2O4）＝5.4×10－2，Ka2（H2C2O4）＝5×10－5，Ksp（CaC2O4）＝ 2.4×10－9。lg 2＝0.3。
实验1：往20 mL 0.10 mol·L－1NaHC2O4溶液中滴加0.10 mol·L－1NaOH溶液。
实验2：往20 mL 0.10 mol·L－1NaHC2O4溶液中滴加0.10 mol·L－1CaCl2溶液。
A. 实验1可选用酚酞作指示剂，反应终点为无色变为浅红色
C. 实验2中V（CaCl2）＝10 mL时，溶液中c（H＋）＋c（Na＋）＞c（Cl－）＋c （OH－）
B
2. （2025·北京海淀三模）25 ℃时，向100 mL蒸馏水中加入3 g CaCO3粉末，一段时 间后再向其中加入10 mL蒸馏水。该过程中电导率的变化如图。
已知：25 ℃时，Ksp（CaCO3）＝3.4×10－9；饱和CaCO3溶液的pH略小于10。H2CO3的电离常数：Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11。
B. c→d过程的上层清液电导率下降，说明CaCO3的溶解平衡逆向移动
C
3. （2025·江苏常州二模）室温下，通过下列实验探究NaHS溶液的性质。
已知：Ka1（H2S）＝1.0×10－7，Ka2（H2S）＝1.0×10－13，Ksp（CuS）＝1.0×10－ 36。
实验1：向0.10 mol/L NaHS溶液中逐滴加入NaOH溶液，至溶液pH＝11；
实验2：向0.10 mol/L NaHS溶液中滴加新制氯水，氯水褪色，有淡黄色沉淀产生；
实验3：向0.10 mol/L NaHS溶液中滴加几滴CuSO4溶液，有黑色沉淀生成。
A. 实验1所得溶液中：c（S2－）＜c（H2S）
B. 实验1所得溶液中：c（Na＋）＞c（HS－）＋2c（S2－）
B
A. 曲线③表示p（H2CO3）的变化曲线
C

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