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第八章
水溶液中的离子反应与平衡
第36讲　弱电解质的电离平衡
课标解读 1．理解弱电解质在水溶液中的电离平衡，能用电离方程式进行表征。
2．依据勒夏特列原理分析外界条件对电离平衡的影响及结果。
3．理解电离平衡常数的含义，掌握电离平衡常数的应用并能进行相关计算。
考点二
考点一
考点一 电离平衡及影响因素
1．弱电解质的电离平衡
(1)电离平衡的含义
在一定条件下，在电离初始，弱电解质分子电离成离子的速率随着分子浓度的减小而逐渐________，同时离子结合成分子的速率随着离子浓度的增大而逐渐________。经过一段时间后，两者的速率________，达到电离平衡状态。
减小
增大
相等
(2)电离平衡的建立及特征
①开始时，v(电离)________，而v(结合)为______。
②平衡的建立过程中，v(电离)______v(结合)。
③当v(电离)______v(结合)时，电离过程达到平衡状态。
最大
0
>
＝
2．影响电离平衡的因素
(1)影响电离平衡的内因
　　　　　　　影响电离平衡的决定性因素
影响电离平衡的内因是弱电解质本身的______________，其他条件相同时，电解质越弱越难电离。
结构与性质
(2)影响电离平衡的外因
改变条件 移动方向 c(H＋) c(CH3COO－) 电离程度
升温
浓度 加水稀释
加冰醋酸
同离子 效应 加固体醋酸钠
通入HCl气体
向右
增大
增大
增大
向右
减小
减小
增大
向右
增大
增大
减小
向左
减小
增大
减小
向左
增大
减小
减小
改变条件 移动方向 c(H＋) c(CH3COO－) 电离程度
加入含有与弱电解质反应的物质　 加固体氢 氧化钠
加入镁粉
向右
减小
增大
增大
向右
减小
增大
增大
[微点归纳]　(1)一般情况下，加水稀释时，弱电解质电离产生离子的浓度减小，并非溶液中所有离子的浓度都减小。如CH3COOH溶液加水稀释时，c(CH3COO－)、c(H＋)减小，但溶液中c(OH－)反而增大。
(2)电离平衡向右移动，电离程度不一定增大，如向CH3COOH溶液中加入冰醋酸，CH3COOH电离程度减小。
【正误辨析】
(1)弱电解质加水稀释，导电粒子的数目减小。(　　)
[提示]　×　加水稀释促进弱电解质的电离，自由移动的离子数目增多。
(2)用pH相同的氢氟酸和盐酸中和等体积等浓度的NaOH溶液，盐酸消耗的体积多。(　　)
[提示]　√　氢氟酸为一元弱酸，盐酸为一元强酸。pH相同时，氢氟酸浓度大于盐酸，则中和等体积等浓度的NaOH溶液，盐酸消耗的体积多。
(3)将0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释或加入少量CH3COONa晶体时都会引起溶液中c(H＋)减小。(　　)
[提示]　√　加水会使醋酸溶液的酸性减弱，c(H＋)减小，加入CH3COONa晶体会使醋酸的电离平衡逆向进行，c(H＋)减小。
[提示]　×　碳酸是二元弱酸，应分步电离。
(5)弱电解质的导电能力一定小于强电解质。(　　)
[提示]　×　导电能力取决于带电离子的浓度大小及所带电荷的多少，与强弱电解质无直接关系。例如硫酸钡是强电解质，它的溶液导电能力却比不上醋酸溶液，因为它溶解度小，离子浓度小。
A．加水，平衡向右移动，溶液中氢离子浓度增大
B．通入过量SO2气体，平衡向左移动，溶液pH增大
C．滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液pH减小
D．加入少量硫酸铜固体(忽略体积变化)，溶液中所有离子浓度都减小
微考点1　外界条件对电离平衡的影响
[答案]　C
[解析]　加水促进电离，但氢离子浓度减小，A项错误；通入过量SO2气体发生反应：2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O，当SO2过量时溶液显酸性，而且酸性比H2S强，pH减小，B项错误；滴加新制氯水，发生反应：Cl2＋H2S===2HCl＋S↓，平衡向左移动，溶液pH减小，C项正确；加入少量硫酸铜固体，发生反应：H2S＋Cu2＋===CuS↓＋2H＋，H＋浓度增大，D项错误。
[答案]　D
[答案]　D
外界条件对电离平衡影响的四个不一定
加水稀释时，溶液中不一定所有的离子浓度都减小。如稀醋酸加水稀释时，溶液中的c(H＋)减小，因为温度不变，Kw＝c(H＋)·c(OH－)是定值，故c(OH－)增大。
1
2
电离平衡右移，离子的浓度不一定增大，如在CH3COOH溶液中加水稀释或加少量NaOH固体，都会引起平衡右移，但c(H＋)比原平衡时要小。
电离平衡右移，电离程度也不一定增大，加水稀释或增大弱电解质的浓度，都使电离平衡向电离方向移动，但加水稀释时弱电解质的电离程度增大，而增大弱电解质的浓度时弱电解质的电离程度减小。
3
4
4．(2025·湖南长沙南雅中学高三模拟)室温下，向10 mL pH＝3的CH3COOH溶液中加入下列物质，对所得溶液的分析正确的是(　　)
微考点2　电离平衡移动的结果及分析
选项 加入的物质 对所得溶液的分析
A 90 mL H2O 由水电离出的c(H＋)＝10－10 mol·L－1
B 0.1 mol CH3COONa固体 c(OH－)比原CH3COOH溶液中的大
C 10 mL pH＝1的H2SO4溶液 CH3COOH的电离程度不变
D 10 mL pH＝11的NaOH溶液 c(Na＋)＝c(CH3COO－)>c(OH－)＝c(H＋)
[答案]　B
[解析]　向10 mL pH＝3的CH3COOH溶液中加入90 mL H2O，醋酸的电离平衡正向移动，c(H＋)>10－4 mol·L－1，故由水电离出的c(H＋)<10－10 mol·L－1，选项A错误；向10 mL pH＝3的CH3COOH溶液中加入0.1 mol CH3COONa固体，醋酸根离子浓度增大，醋酸的电离平衡逆向移动，c(H＋)降低，c(OH－)比原CH3COOH溶液中的大，选项B正确；向10 mL pH＝3的CH3COOH溶液中加入10 mL pH＝1的H2SO4溶液，氢离子浓度增大，抑制醋酸的电离，CH3COOH的电离程度减小，选项C错误；向10 mL pH＝3的CH3COOH溶液中加入10 mL pH＝11的NaOH溶液，醋酸过量，所得溶液呈酸性，故c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)，选项D错误。
5.常温下，向0.01 mol·L－1的醋酸溶液中加入醋酸铵固体(其水溶液pH＝7)，溶液的pH随加入醋酸铵固体质量的变化曲线如图所示。下列分析正确的是(　　)
A．a点：pH＝2
B．b点：c(CH3COO－)>c(NH )
C．c点：pH可能大于7
D．a点到c点，溶液pH增大是因为醋酸铵水解显碱性
[答案]　B
[答案]　D
弱电解质的判断方法
根据电离不完全
1
根据存在电离平衡
2
根据酸碱中和
3
根据正盐溶液的酸碱性
4
考点二 电离平衡常数及应用
1．电离平衡常数
(1)定义
在—定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液里各组分的浓度之间存在一定的关系。对一元弱酸或一元弱碱来说，溶液中弱电解质电离所生成的各种____________的乘积，与溶液中________________ ________是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数。用K(弱酸用Ka，弱碱用Kb)表示。
离子浓度
未电离分子的浓
度之比
(2)表达式
(3)意义
相同条件下，K值越大，表示该弱电解质________电离，所对应粒子的酸性或碱性相对________。
(4)特点
越易
越强
[微点归纳]　表达式中离子浓度是指达到平衡时的浓度、溶液中存在的离子浓度，不一定都是弱电解质自身电离的，可以对比水的离子积去掌握。
2．电离度(教材拓展)
[提示]　×　H2CO3是二元弱酸，分步电离，有两个电离常数。不能写成一步电离。
(2)相同温度时电离常数越大，表示电解质的电离能力越强。(　　)
[提示]　√　电离常数表示弱电解质电离程度的大小，电离常数越大，表示电解质的电离能力越强。
(3)常温下向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加入少量CH3COONa晶体，醋酸的电离常数减小。(　　)
[提示]　×　电离常数只与温度有关，温度不变，电离常数不变。
(5)电离常数大的酸溶液中的c(H＋)一定比电离常数小的酸溶液中的c(H＋)大。(　　)
[提示]　×　弱酸溶液中c(H＋)的大小与酸的浓度和电离常数有关。
1．(2025·河北衡水检测)25 ℃时，HNO2、HF、HCN三种酸的电离平衡常数分别为6.3×10－4、5.6×10－4、6.2×10－10中的一种。已知下列反应可以发生：①NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2；②NaCN＋HF===HCN＋NaF；③NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。由此判断，下列有关叙述不正确的是(　　)
A．Ka(HF)＝6.3×10－4，Ka(HNO2)＝6.2×10－10
B．电离常数：Ka(HF)>Ka(HNO2)>Ka(HCN)
C．反应HNO2＋NaF===NaNO2＋HF不能发生
D．该温度下，0.1 mol·L－1 HF溶液中c(H＋)≈8×10－3 mol·L－1
微考点1　根据电离常数判断弱电解质的相对强弱
[答案]　A
[解析]　根据酸与盐发生复分解反应遵循“较强酸制取较弱酸”的规律，由反应①、②、③可得酸性：HNO2>HCN、HF>HCN、HF> HNO2，从而可得酸性：HF>HNO2>HCN，则电离平衡常数：Ka(HF)>Ka(HNO2)>Ka(HCN)。结合三个电离平衡常数的相对大小推知，Ka(HF)＝6.3×10－4，Ka(HNO2)＝5.6×10－4，Ka(HCN)＝6.2×10－10，A错误；由前面分析可知，B正确；由于酸性：HF>HNO2，故HNO2和NaF不发生反应，C正确；结合电离常数表达式可得，c2(H＋)＝Ka(HF)·c(HF)＝6.3×10－4×0.1，解得c(H＋)≈8×10－3 mol·L－1，D正确。
2．(2025·山东潍坊检测)部分弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸 电离平衡常数(25 ℃)
HCOOH Ka＝1.77×10－4
H2S Ka1＝1.1×10－7、Ka2＝1.3×10－13
H2CO3 Ka1＝4.5×10－7、Ka2＝4.7×10－11
HClO Ka＝4.0×10－8
3．已知部分弱酸的电离常数如下表：
弱酸 CH3COOH HCN H2CO3
电离常数 (25 ℃) Ka＝1.7× 10－5 Ka＝6.2× 10－10 Ka1＝4.5×10－7、
Ka2＝4.7×10－11
利用电离平衡常数大小进行的比较
微考点2　结合电离常数判断溶液中微粒浓度比值的变化
[答案]　B
5．下表是几种常见弱酸的电离平衡常数(25 ℃)，回答下列问题：
酸 CH3COOH HNO2 HCN HClO
电离平衡常数(Ka) 1.8×10－5 4.6×10－4 5×10－10 3×10－8
(1)当温度升高时，Ka________(填“增大”“减小”或“不变”)。
(2)结合表中给出的电离平衡常数，下列能使醋酸溶液中CH3COOH的电离程度增大，且电离平衡常数不变的操作是________(填字母)。
A．升高温度 B．加水稀释
C．加少量的CH3COONa固体 D．加少量冰醋酸
(3)已知草酸是一种二元弱酸，其电离平衡常数K1＝5.4×10－2，K2＝5.4×10－5，写出草酸的电离方程式：__________________________ __________________________________、__________________________ ______________________________________________，试从电离平衡移动的角度解释K1 K2的原因是____________________________________ ____________________________________________________________。
1
2
3
微考点3　电离平衡常数的相关计算
[答案]　A
7．(2025·湖南长沙检测)25 ℃，浓度为0.1 mol·L－1的几种弱电解质的电离度α如下表。下列说法不正确的是(　　)
电解质 CH3COOH HNO2 HF NH3·H2O
α/% 1.3 7.0 7.8 1.3
A．电离常数从大到小的顺序为Ka(HF)>Ka(HNO2)>Ka(CH3COOH)＝Kb(NH3·H2O)
B．溶液的pH大小顺序为pH(NH3·H2O)>pH(HF)>pH(HNO2)> pH(CH3COOH)
C．NH4F溶液呈酸性
D．等浓度的CH3COONa、NaNO2、NaF溶液，pH最大的是CH3COONa溶液
[答案]　B
微考点4　结合图像计算电离平衡常数
A．给N2H4的水溶液中加水稀释，电离程度逐渐增大
B．电离常数Ka1：AC．据图中A点可求：Ka1＝10－6
D．图D点溶液的c(OH－)＝10－10.5 mol·L－1
[答案]　B
计算电离常数的一般步骤
(1)根据电离方程式，写出电离平衡常数表达式。
(2)根据题干信息，结合电荷守恒、元素守恒，找出各微粒的浓度，代入表达式即可。
(3)若有图像信息，可选择曲线上特殊点(能准确读出纵、横坐标的数值)，确定各微粒的浓度，最后代入平衡常数表达式计算。
1
2
注意：弱电解质的电离程度比较小，若a、b相差较大时可进行近似处理：c(CH3COOH)＝(a－b)mol·L－1≈a mol·L－1。
1.(2024·贵州卷，12,3分)硼砂[Na2B4O5(OH)4·8H2O]水溶液常用于pH计的校准。硼砂水解生成等物质的量的B(OH)3(硼酸)和Na[B(OH)4](硼酸钠)。
已知：①25 ℃时，硼酸显酸性的原理
下列说法正确的是(　　)
A．硼砂稀溶液中c(Na＋)＝c[B(OH)3]
B．硼酸水溶液中的H＋主要来自水的电离
C．25 ℃时，0.01 mol·L－1硼酸水溶液的pH≈6.38
D．等浓度等体积的B(OH)3和Na[B(OH)4]溶液混合后，溶液显酸性
[答案]　B
[答案]　C
[答案]　D
4．(2022·福建卷，5,4分)探究醋酸浓度与电离度(α)关系的步骤如下。与相关步骤对应的操作或叙述正确的是(　　)
步骤 操作或叙述
A Ⅰ.用NaOH标准溶液标定醋酸溶液浓度 滴定时应始终注视滴定管中的液面
B Ⅱ.用标定后的溶液配制不同浓度的醋酸溶液 应使用干燥的容量瓶
C Ⅲ.测定步骤Ⅱ中所得溶液的pH 应在相同温度下测定
D Ⅳ.计算不同浓度溶液中醋酸的电离度
计算式为α＝
×100%
[答案]　C
5．(2022·浙江1月选考，17.2分)已知25 ℃时二元酸H2A的Ka1＝1.3×10－7，Ka2＝7.1×10－15。下列说法正确的是(　　)
A．在等浓度的Na2A、NaHA溶液中，水的电离程度前者小于后者
B．向0.1 mol·L－1的H2A溶液中通入HCl气体(忽略溶液体积的变化)至pH＝3，则H2A的电离度为0.013%
C．向H2A溶液中加入NaOH溶液至pH＝11，则c(A2－)>c(HA－)
D．取pH＝a的H2A溶液10 mL，加蒸馏水稀释至100 mL，则该溶液pH＝a＋1
[答案]　B
[答案]　C
1．判断强弱电解质的核心依据
电解质在水溶液中的电离程度，若不完全电离则为弱电解质。
2．电离平衡的两个特征
v(电离)＝v(结合)≠0；分子、离子浓度保持不变。
3．影响电离平衡的三个因素
(1)升高温度：电离平衡右移。
(2)稀释：电离平衡右移。
(3)同离子效应：电离平衡左移。
5．依据勒夏特列原理分析外界条件对电离平衡的影响
6．“凑常数”法解决电离平衡常数相关计算问题
(1)利用电离平衡常数计算粒子浓度的值(或比值)
充分利用电离平衡常数、水的离子积等表达式进行变形整理，将某些粒子的浓度比值乘以或除以某种离子的浓度，将会转化为常数，计算更简洁方便。
(2)利用图像计算电离平衡常数
关注图像的交点，表明图线各自对应的粒子浓度相等，可以代入电离平衡常数表达式中，进而简化计算。(共61张PPT)
第八章
水溶液中的离子反应与平衡
第37讲　水的电离和溶液的pH
课标解读 1.认识水的电离，了解水的离子积常数。
2．认识溶液的酸碱性及pH，能进行溶液pH的简单计算，能正确测定溶液的pH，能调控溶液的酸碱性。
3．能选择实例说明溶液pH的调控在工农业生产和科学研究中的重要作用。
考点二
考点一
考点一 水的电离与水的离子积常数
(2)25 ℃时，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝________________________；任何水溶液中，由水电离出的c(H＋)与c(OH－)都________。
(3)水的电离是吸热过程，升高温度，水的电离平衡向电离方向移动，c(H＋)和c(OH－)都增大，故Kw增大，但溶液仍呈中性；对于Kw，若未注明温度，一般认为在常温下，即25 ℃。
1×10－7 mol·L－1
相等
2．水的离子积常数
[微点归纳]　(1)水的离子积常数Kw＝c(H＋)·c(OH－)，不仅适用于纯水，也适用于一切酸、碱、盐的稀溶液。
(2)水的离子积常数说明在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H＋和OH－存在，只是相对含量不同而已。
(3)在不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离产生的c(H＋)、c(OH－)总是相等的。在Kw的表达式中，c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中H＋、OH－总的物质的量浓度而不是单指由水电离出的c(H＋)、c(OH－)。
3．水的电离平衡影响因素的定性判断
改变条件 平衡 移动 溶液中 c(H＋) 溶液中 c(OH－) pH 溶液的 酸碱性 Kw
升高温度 右移 增大 增大 减小 中性 增大
加酸 左移
加碱 左移
加入盐 Na2CO3 右移
NH4Cl 右移
加入金属Na 右移
增大
减小
减小
酸性
不变
减小
增大
增大
碱性
不变
减小
增大
增大
碱性
不变
增大
减小
减小
酸性
不变
减小
增大
增大
碱性
不变
[微点归纳]　水中加酸或碱对水的电离均有抑制作用，因此，在常温下，若由水电离出的c(H＋)<1×10－7mol·L－1，该溶液可能显酸性，也可能显碱性。
【正误辨析】
(1)水的离子积即水的电离平衡常数。(　　)
[提示]　×　水的离子积Kw与水的电离平衡常数Kc(H2O)的关系是Kw＝Kc(H2O)·c(H2O)。
(2)在表达式Kw＝c(H＋)·c(OH－)中c(H＋)、c(OH－)一定是水电离出的。(　　)
[提示]　×　表达式Kw＝c(H＋)·c(OH－)中c(H＋)、c(OH－)均表示溶液中的c(H＋)、c(OH－)，不一定是水电离出的。
(3)室温下，0.1 mol·L－1的HCl溶液与0.1 mol·L－1的NaOH溶液中水的电离程度相等。(　　)
[提示]　√　室温下，0.1 mol·L－1的HCl溶液与0.1 mol·L－1的NaOH溶液中水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－13 mol·L－1。
(4)向0.1 mol·L－1的醋酸中逐滴滴加NaOH溶液，水的电离程度逐渐增大。(　　)
[提示]　×　
(5)某温度下，纯水中c(H＋)＝2.0×10－7 mol·L－1，则此时c(OH－)＝5×10－8 mol·L－1。(　　)
[提示]　×　纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝2×10－7 mol·L－1。
(6)25 ℃时，加水稀释醋酸溶液，c(H＋)、c(OH－)都减小，Kw减小。(　　)
[提示]　×　加水稀释醋酸溶液，c(H＋)减小，由于温度不变，Kw不变，c(OH－)增大。
(7)25 ℃时CH3COONa溶液的Kw大于100 ℃时NaOH溶液的Kw。(　　)
[提示]　×　Kw只与温度有关，温度越高Kw越大。
(8)任何水溶液中均存在H＋和OH－，且水电离出的c(H＋)和c(OH－)相等。(　　)
[提示]　√　不管温度变化还是加入促进或抑制水的电离的物质，水自身电离出的c(H＋)和c(OH－)相等。
1．(2025·广东广州检测)水的电离常数如图两条曲线所示，曲线中的点都符合c(H＋)·c(OH－)＝常数，下列说法错误的是(　　)
微考点1　水的电离及电离平衡曲线
A．图中温度T1>T2
B．图中五点Kw间的关系：B>C>A＝D＝E
C．曲线a、b均代表纯水的电离情况
D．若处在B点时，将pH＝2的硫酸溶液与pH＝12的KOH溶液等体积混合后，溶液显碱性
[答案]　C
正确解读水的电离平衡曲线
同一曲线上任意点的Kw都相同，即c(H＋)·c(OH－)相同，温度相同。
同一曲线外的任意点与曲线上任意点的Kw不同，温度不同。
实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，改变酸碱性；实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定要改变温度。
1
2
3
2．(2025·宁夏六盘山模拟)某水溶液中pH和pOH的关系如图所示[pOH＝－lg c(OH－)]。下列说法错误的是(　　)
A．b＝7
B．d点溶液中通入HCl，d点向c点迁移
C．Kw(f)>Kw(d)
D．pH＝6.5的f点溶液呈酸性
[答案]　D
[解析]　25 ℃时水的离子积Kw＝1.0×10－14，水中c(H＋)＝c(OH－)＝10－7 mol/L，即b＝7，A正确；根据图像可知，d点c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性，通入氯化氢，pH减小，pOH增大，d点向c点迁移，B正确；水的电离是吸热过程，升高温度，促进水的电离，因此Kw(f)>Kw(d)，C正确；f点溶液中c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性，D错误。
微考点2　由水电离出的c水(H＋)或c水(OH－)的计算方法
3．(2025·广西北海检测)25 ℃时，在等体积的①pH＝0的H2SO4溶液、②0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液、③pH＝10的Na2S溶液、④pH＝5的NH4NO3溶液中，发生电离的水的物质的量之比是(　　)
A．1∶10∶1010∶109
B．1∶5∶(5×109)∶(5×108)
C．1∶20∶1010∶109
D．1∶10∶104∶109
[答案]　A
4．(2025·湖南长沙检测)常温时，纯水中由水电离出的c(H＋)＝a mol·L－1，pH＝1的盐酸中由水电离出的c(H＋)＝b mol·L－1，0.1 mol·L－1的盐酸与0.1 mol·L－1的氨水等体积混合后，由水电离出的c(H＋)＝c mol·L－1，则a、b、c的关系正确的是(　　)
A．a>b＝c B．c>a>b
C．c>b>a D．b>c>a
[答案]　B
[解析]　盐酸抑制水的电离，所以ba，故B正确。
5．某温度下，纯水中的c(H＋)＝2×10－7 mol·L－1，则此时c(OH－)＝________________。若温度不变，滴入稀H2SO4使c(H＋)＝5×10－6 mol·L－1，则c(OH－)＝________________，由水电离出的c(H＋)为________________。
[答案]　2×10－7 mol·L－1　8×10－9 mol·L－1　8×10－9 mol·L－1
25 ℃时，由水电离出的c水(H＋)或c水(OH－)的5种类型的计算方法
中性溶液：c水(H＋)＝c水(OH－)＝1.0×10－7 mol·L－1。
酸的溶液：H＋来源于酸电离和水电离，而OH－只来源于水，故有c水(OH－)＝c水(H＋)＝c溶液(OH－)。
碱的溶液：OH－来源于碱电离和水电离，而H＋只来源于水，故有c水(H＋)＝c水(OH－)＝c溶液(H＋)。
水解呈酸性的盐溶液：c水(H＋)＝c溶液(H＋)。
水解呈碱性的盐溶液：c水(OH－)＝c溶液(OH－)。
1
2
3
4
5
考点二 溶液的酸碱性与pH
1．溶液的酸碱性
溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小 酸性溶液 c(H＋)______c(OH－)，常温下，pH______7
中性溶液 c(H＋)______c(OH－)，常温下，pH______7
碱性溶液 c(H＋)>
<
＝
＝
>
2.溶液的pH
(1)定义式：pH＝____________________。
(2)溶液的酸碱性跟pH的关系(室温下)：
－lg c(H＋)
(3)pH适用范围：pH的取值范围为0～14，即只适用于c(H＋)和c(OH－)都较小的稀溶液(<1 mol·L－1)。当浓度较高(>1 mol·L－1)时，一般直接用浓度表示即可。
(4)pH与pOH：由Kw＝c(H＋)·c(OH－)，pKw＝pH＋pOH，常温下Kw＝10－14，则pKw＝pH＋pOH＝14。
3．pH的测定
(1)酸碱指示剂：只能测出pH的________，一般不能准确测定pH。
常用酸碱指示剂的变色范围：
指示剂 pH的变色范围 石蕊 <5红色 5～8紫色 >8蓝色
甲基橙 <3.1红色 3.1～4.4橙色 >4.4黄色
酚酞 <8.2无色 8.2～10浅红 >10红色
范围
(2)pH试纸：粗略测定溶液的pH，广泛pH试纸一般可测出pH的__________。
使用方法：将pH试纸放在____________________________上，用干燥洁净的玻璃棒蘸取待测液，点在________________，然后与______________对照。
注意事项：pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则待测液因被稀释可能产生误差。
(3)pH计：如需精确到小数点后一位或两位，或者更高的精度，可以通过仪器来精确测定溶液的pH，如pH计。
整数值
干燥洁净的玻璃片或表面皿
pH试纸中部
标准比色卡
nc mol·L－1
－lg nc
－lg Kw＋lg nc
(5)溶液稀释后求pH
a．对于强酸溶液，每稀释10倍，pH__________；对于弱酸溶液，每稀释10倍，pH增大__________。无论稀释多少倍，酸溶液的pH不能等于或大于7，只能趋近于7。
b．对于强碱溶液，每稀释10倍，pH__________；对于弱碱溶液，每稀释10倍，pH减小__________。无论稀释多少倍，碱溶液的pH不能等于或小于7，只能趋近于7。
增大1
不足1
减小1
不足1
【正误辨析】
(1)溶液中c(H＋)>10－7 mol·L－1，该溶液呈酸性。(　　)
[提示]　×　在25 ℃时，溶液中c(H＋)>10－7 mol·L－1，溶液呈酸性，在其他温度就不一定显酸性，如100 ℃还可能显碱性。
(2)pOH＝－lg c(OH－)，常温下溶液中的pH＋pOH＝14，正常人的血液pH＝7.3，则正常人血液(人的体温高于室温)的pOH等于6.7。(　　)
[提示]　×　因人的体温高于室温，则正常人血液中水的离子积常数大于10－14，故pH＋pOH<14，pOH<14－pH＝6.7。
(3)用广泛pH试纸测得某溶液的pH为3.4，用pH计测得某溶液的pH为7.45。(　　)
[提示]　×　pH试纸精确到1，pH计精确到0.01。
(4)用湿润的pH试纸测溶液的pH，一定影响测量结果。(　　)
[提示]　×　如果测中性溶液(如强酸强碱盐溶液)的pH，不会影响测量结果。
(5)常温下，将pH＝3的酸和pH＝11的碱等体积混合，所得溶液的pH＝7。(　　)
[提示]　×　常温下，pH＝3的强酸中的c(H＋)和pH＝11的强碱中的c(OH－)都是1×10－3 mol·L－1，等体积混合，溶液呈中性，但若酸、碱为弱酸或弱碱，溶液的酸碱性不能确定。
(6)pH试纸测定氯水的pH为2。(　　)
[提示]　×　氯水中含HClO，用pH试纸测其pH时，现象为先变红后褪色，无法测出其pH。
(7)pH<7的溶液一定呈酸性。(　　)
[提示]　×　25 ℃时pH<7的溶液一定呈酸性，若温度高于此温度，溶液可能是酸性、中性或者碱性。
(8)25 ℃时，纯水和烧碱溶液中水的离子积常数不相等。(　　)
[提示]　×　25 ℃时，任何稀电解质溶液中Kw均为1.0×10－14。
(9)在100 ℃时，纯水的pH>7。(　　)
[提示]　×　100 ℃时，纯水中c(H＋)>10－7 mol·L－1，则pH<7。
(10)c(OH－)>1×10－7 mol·L－1某电解质溶液一定是碱性溶液。(　　)
[提示]　×　温度影响水的电离，温度升高，水的电离程度增大，不能判断c(OH－)>1×10－7 mol·L－1的溶液中c(OH－)与c(H＋)的关系。
1．(2025·天津高三检测)下列关于溶液的酸碱性，说法正确的是(　　)
A．pH＝7的溶液呈中性
B．中性溶液中一定有c(H＋)＝1.0×10－7 mol·L－1
C．常温下，若水电离出的c(OH－)＝1.0×10－11 mol·L－1，则溶液可能呈酸性，也可能呈碱性
D．在100 ℃时，纯水的pH<7，因此呈酸性
[答案]　C
微考点1　溶液酸碱性的判断及应用
[解析]　在100 ℃时，纯水的pH＝6，呈中性，该温度下pH＝7时溶液呈碱性，温度未知，不能根据pH大小判断溶液的酸碱性，A、B、D错误；常温下，由水电离出的c(OH－)＝1.0×10－11 mol·L－1的溶液中，水的电离受到了抑制，溶液可能呈酸性，也可能呈碱性，C正确。
2．室温下，下列混合溶液的pH一定小于7的是(　　)
A．pH＝3的盐酸和pH＝11的氨水等体积混合
B．pH＝3的盐酸和pH＝11的氢氧化钡溶液等体积混合
C．pH＝3的醋酸溶液和pH＝11的氢氧化钡溶液等体积混合
D．pH＝3的硫酸溶液和pH＝11的氨水等体积混合
[答案]　C
[解析]　pH＝3的盐酸中c(H＋)＝1×10－3 mol·L－1，pH＝11的氨水中c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1，由于一水合氨为弱碱，在室温下等体积混合后，氨水过量，pH>7，A错误；pH＝3的盐酸中c(H＋)＝1×10－3 mol·L－1，pH＝11的氢氧化钡溶液中c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1，酸、碱都是强电解质，在室温下等体积混合后，pH＝7，B错误；pH＝3的醋酸溶液中c(H＋)＝1×10－3 mol·L－1，pH＝11的氢氧化钡溶液中c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1，由于醋酸为弱酸，在室温下等体积混合后，醋酸溶液过量，pH<7，C正确；pH＝3的硫酸溶液中c(H＋)＝1×10－3 mol·L－1，pH＝11的氨水中c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1，由于一水合氨为弱碱，在室温下等体积混合后，氨水过量，pH>7，D错误。
酸碱溶液混合后酸碱性的判断规律
等浓度等体积的一元酸与一元碱混合的溶液——“谁强显谁性，同强显中性”。
室温下c酸(H＋)＝c碱(OH－)，即pH之和等于14时，一强一弱等体积混合——“谁弱谁过量，谁弱显谁性”。
已知强酸和强碱的pH，等体积混合(25 ℃时)：
(1)pH之和等于14，呈中性；
(2)pH之和小于14，呈酸性；
(3)pH之和大于14，呈碱性。
1
2
3
3．(2025·河北衡水检测)常温下，下列叙述正确的是(　　)
A．将pH＝a的氨水稀释10倍后，其pH＝b，则a＝b＋1
B．将pH＝3.0的盐酸稀释105倍后，溶液的pH＝8.0
C．将pH＝9.0的NaOH溶液与pH＝11.0的NaOH溶液等体积混合，所得溶液的pH＝10.7
D．若将1 mL pH＝1.0的盐酸与100 mL NaOH溶液混合后，溶液的pH＝7.0，则NaOH溶液的pH＝10.0
[答案]　C
微考点2　溶液pH的计算
4．计算25 ℃时下列溶液的pH。
(1)0.005 mol·L－1的H2SO4溶液的pH＝________。
(2)0.001 mol·L－1的NaOH溶液的pH＝________。
(3)0.1 mol·L－1的NH3·H2O溶液(NH3·H2O的电离度α约为1%)的pH＝________。
(4)将pH＝8的NaOH溶液与pH＝10的NaOH溶液等体积混合，混合溶液的pH＝________。
(5)0.015 mol·L－1的硫酸与0.01 mol·L－1的NaOH溶液等体积混合，混合溶液的pH＝________。
[答案]　(1)2　(2)11　(3)11　(4)9.7　(5)2
5．(2025·山东滨州检测)按要求计算下列各题(常温下，忽略溶液混合时体积的变化)：
(1)25 ℃时，pH＝3的硝酸和pH＝12的氢氧化钡溶液按照体积比为9∶1混合，混合溶液的pH＝________。
(2)在一定体积pH＝12的Ba(OH)2溶液中，逐滴加入一定物质的量浓度的NaHSO4溶液，当溶液中的Ba2＋恰好完全沉淀时，溶液pH＝11。若反应后溶液的体积等于Ba(OH)2溶液与NaHSO4溶液的体积之和，则Ba(OH)2溶液与NaHSO4溶液的体积比是________。
[答案]　(1)10　(2)1∶4　(3)10
计算溶液pH的思维模型
6．(2025·河南新乡检测)某温度下，将pH和体积均相同的HCl和CH3COOH溶液分别加水稀释，其pH随加水体积的变化如图所示。下列叙述不正确的是(　　)
微考点3　稀释酸、碱溶液时pH变化规律
A．稀释前溶液的浓度：c(HCl)B．溶液中水的电离程度：b点C．从b点到d点，溶液中c(H＋)·c(OH－)逐渐增大
D．在d点和e点均存在：c(H＋)>c(酸根阴离子)
[答案]　C
[解析]　稀释前两溶液的pH相等，由于醋酸是部分电离，则溶液的浓度：c(HCl)c(酸根阴离子)，D正确。
溶液稀释时pH的变化图像
相同体积、相同浓度的盐酸和醋酸
1
相同体积、相同pH的盐酸和醋酸
2
1.(2024·湖南卷，13,3分)常温下Ka(HCOOH)＝1.8×10－4，向20 mL 0.10 mol·L－1 NaOH溶液中缓慢滴入相同浓度的HCOOH溶液，混合溶液中某两种离子的浓度随加入HCOOH溶液体积的变化关系如图所示，下列说法错误的是(　　)
A．水的电离程度：MB．M点：2c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)
C．当V(HCOOH)＝10 mL时，c(OH－)＝
c(H＋)＋2c(HCOOH)＋c(HCOO－)
D．N点：c(Na＋)>c(HCOO－)>c(OH－)>c(H＋)>c(HCOOH)
[答案]　D
2．(2021·浙江1月选考卷)某同学拟用pH计测定溶液pH以探究某酸HR是否为弱电解质。下列说法正确的是(　　)
A．25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1 NaR溶液pH＝7，则HR是弱酸
B．25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1HR溶液pH>2且pH<7，则HR是弱酸
C．25 ℃时，若测得HR溶液pH＝a，取该溶液10.0 mL，加蒸馏水稀释至100.0 mL，测得pH＝b，b－a<1，则HR是弱酸
D．25 ℃时，若测得NaR溶液pH＝a，取该溶液10.0 mL，升温至50 ℃，测得pH＝b，a>b，则HR是弱酸
[答案]　B
[解析]　由题意知NaR为强酸强碱盐，则HR为强酸，A错误；可知溶液中c(H＋)<0.01 mol·L－1，所以HR为弱酸，B正确；假设HR为强酸，取pH＝6的该溶液10.0 mL，加蒸馏水稀释至100.0 mL，测得此时溶液pH<7，C错误；假设HR为强酸，则NaR为强酸强碱盐，溶液呈中性，升温至50 ℃，促进水的电离，水的离子积常数增大，pH减小，D错误。
4．有关pH计算的一般思维模型
(1)关于溶液pH的计算是高考中的重要题型，主要包含直接求溶液的pH、求酸或碱溶液的浓度、所需酸或碱的体积等，无论以哪一种形式出现，均可按照以下方法求解。(共92张PPT)
第八章
水溶液中的离子反应与平衡
第38讲　酸碱中和滴定及拓展应用
课标解读 1.了解酸碱中和滴定的原理和滴定终点的判断方法，掌握指示剂的变色范围及选择方法。
2．掌握酸碱中和滴定的操作、数据处理方法及误差分析的方法。
3．掌握滴定法在定量测定实验中的应用。
考点二
考点一
考点一 酸碱中和滴定的原理与操作
酸(或碱)
碱(或酸)
体积
(2)选取适当指示剂，准确判断____________。
常用酸碱指示剂及变色范围
指示剂 变色范围的pH 石蕊 <5.0红色 5.0～8.0紫色 >8.0蓝色
甲基橙 <3.1红色 3.1～4.4橙色 >4.4黄色
酚酞 <8.2无色 8.2～10.0浅红色 >10.0红色
滴定终点
3.滴定曲线在酸碱中和滴定时，当接近终点(pH＝7)时，很少量(半滴，约0.02 mL)的碱(或酸)就会引起溶液pH突变。如图是用0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L－1 HCl溶液过程中的pH变化。
4．实验用品
(1)仪器：图(A)是________滴定管，图(B)是________滴定管，滴定管夹、铁架台、__________。
酸式
碱式
锥形瓶
(2)滴定管
①构造：“0”刻度线在______方，尖嘴部分无刻度。
②精确度：读数精确到____________mL。
③洗涤：先用蒸馏水洗涤，再用__________润洗。
④排气泡：酸、碱式滴定管中的液体在滴定前均要排出尖嘴中的气泡。
上
0.01
待装液
⑤选择
试剂性质 滴定管 原因
酸性、氧化性 ________ 滴定管 酸性、氧化性物质易腐蚀橡胶管(橡胶成分中含碳碳双键，易被氧化)
碱性 ________ 滴定管 碱性物质易腐蚀玻璃，致使玻璃活塞无法打开(例如SiO2＋NaOH)
酸式
碱式
(3)滴定管的使用方法
(4)主要试剂：待测液、标准液、指示剂(一般用________或__________)。
酚酞
甲基橙
5．滴定操作
(1)实验前的准备工作
滴定管→_______→水洗→_______→注液→赶气泡→调液面→初始读数
锥形瓶→水洗→装待测液→加指示剂
(2)滴定(以酸式滴定管为例)
检漏
润洗
(3)滴定终点的判断：(以盐酸滴定氢氧化钠溶液为例，酚酞作指示剂)当滴入最后半滴盐酸时，___________________________________ _________，即为滴定终点。读数并记录标准液的体积。
6．数据处理
为减少实验误差，滴定时，要求重复实验__________次，求出所用标准溶液体积的__________，然后再计算待测液的物质的量浓度。
溶液由红色变为无色，且半分钟内不
恢复原色
2～3
平均值
偏大
偏小
[微点归纳]　滴定实验思维导图
【正误辨析】
(1)滴定终点就是酸碱恰好中和的点。(　　)
[提示]　×　滴定终点是指示剂变色稳定的点，而中和点则是理论上酸碱恰好反应的点，在实验中，两者越接近，实验越准确。
(2)用碱式滴定管量取20.00 mL KMnO4溶液。(　　)
[提示]　×　碱式滴定管不能用于量取酸性和强氧化性溶液。
(3)滴定管在加入反应液之前一定要用所要盛装的反应液润洗2～3遍。(　　)
[提示]　√　滴定管在洗净后内壁会残留蒸馏水，不用反应液润洗会使溶液浓度减小。
(4)若用标准盐酸滴定待测NaOH溶液，滴定前仰视，滴定后俯视则测定值偏大。(　　)
[提示]　×　滴定前仰视，滴定后俯视，读数偏小。
(5)中和滴定操作中所需标准溶液越浓越好，指示剂一般加入2～3 mL。(　　)
[提示]　×　标准溶液越浓，误差越大，且指示剂本身也是一种酸碱，若加入过多，会消耗一部分反应物，造成误差。
(6)中和滴定时，眼睛必须注视滴定管中的液面变化。(　　)
[提示]　×　滴定时，眼睛应该注视锥形瓶中溶液的颜色变化，及时判断滴定终点。
(7)25 ℃时，用醋酸溶液滴定等浓度NaOH溶液到pH＝7，V(醋酸)[提示]　×　等浓度的醋酸溶液和NaOH溶液若等体积混合时，恰好完全中和生成CH3COONa，呈碱性，所以要使溶液呈中性，需满足V(醋酸)>V(NaOH)。
(8)若用标准盐酸溶液滴定待测NaOH溶液，滴定完成后发现酸式滴定管下悬着一滴酸液，则测定结果偏小。(　　)
[提示]　×　标准液读数偏大，测定结果偏大。
(9)“酸碱中和滴定”实验中，容量瓶和锥形瓶用蒸馏水洗净后即可使用，滴定管和移液管用蒸馏水洗净后，须经干燥或标准溶液润洗后方可使用。(　　)
[提示]　√　
(10)利用酚酞试液作指示剂，达到滴定终点时，锥形瓶内的溶液的pH一定为7。(　　)
[提示]　×　利用酚酞试液作指示剂，酚酞的变色范围为8.2～10，滴定终点时溶液的pH在8.2～10之间，pH不等于7。
(11) 利用如图所示的方法，排出酸式滴定管内的气泡。(　　)
[提示]　×　酸式滴定管下端为玻璃旋塞，图示滴定管为碱式滴定管。
1.(2025·湖北武汉检测)实验室盛放NaOH的试剂瓶口出现了大量的白色蘑菇云状物质。某化学兴趣小组对其成分进行探究，称取一定质量的样品溶于水配成1 000 mL溶液，取40 mL溶液置于小烧杯中并加入指示剂1，用1.00 mol·L－1盐酸标准液滴定，第一次达到滴定终点时消耗盐酸的体积V1＝1.70 mL，加入指示剂2继续滴定，第二次达到滴定终点时又消耗盐酸体积V2＝3.40 mL。下列说法错误的是(　　)
微考点1　酸碱中和滴定操作及分析
[答案]　D
2．(2025·湖南长沙检测)中和滴定是一种操作简单，准确度高的定量分析方法。下列有关几种具体的滴定分析的说法不正确的是(　　)
A．用标准酸性KMnO4溶液滴定Na2SO3溶液以测量其浓度：滴定终点时，溶液由无色变为浅红色
B．利用“Ag＋＋SCN－===AgSCN↓”反应，用标准KSCN溶液测量AgNO3溶液浓度时可用Fe(NO3)3作指示剂
C．利用“2Fe3＋＋2I－===I2＋2Fe2＋”，用FeCl3溶液测量碘化钾样品中KI的百分含量时，可用淀粉作指示剂
D．用标准NaOH溶液测量某盐酸的浓度时，若用酚酞作指示剂，当观察到溶液由无色变为粉红色，且半分钟不恢复原色时达到滴定终点
[答案]　C
[解析]　当Na2SO3溶液反应完全时，再加半滴标准酸性KMnO4溶液，溶液颜色突变为浅红色，即为滴定终点，A正确；当AgNO3溶液反应完全时，再加半滴标准KSCN溶液，与Fe3＋作用，溶液变为红色，指示达到滴定终点，B正确；FeCl3溶液与KI只要一开始反应就有I2生成，溶液就呈蓝色，不能表明反应完全，不能用淀粉作指示剂，C错误；用标准NaOH溶液滴定盐酸，用酚酞作指示剂，起始溶液无色，终点时溶液为粉红色，D正确。
3．现用中和滴定来测定某NaOH溶液的浓度。
(1)滴定：用________式滴定管盛装c mol·L－1 HCl标准溶液。如图表示某次滴定前后50 mL滴定管中液面的位置。此次滴定结束后的读数为________mL，滴定管中剩余液体的体积为________，可用________作指示剂。
(2)排出碱式滴定管中气泡的方法应采用如图________(填“甲” “乙”或“丙”)的操作，然后挤压玻璃球使尖嘴部分充满碱液。
(3)有关数据记录如下表：
滴定序号 待测液体积/mL 所消耗HCl标准溶液的体积/mL 滴定前 滴定后 消耗的体积
1 V 0.50 25.80 25.30
2 V — — —
3 V 6.00 31.35 25.35
根据所给数据，写出计算NaOH溶液的物质的量浓度的表达式：__________________________________________________(不必化简)。
指示剂选择的基本原则
变色要灵敏，变色范围要小，变色范围尽量与滴定终点溶液的酸碱性一致。
(1)不能用石蕊作指示剂(变色不明显)。
(2)到达滴定终点溶液呈碱性，用酚酞作指示剂。
例：用氢氧化钠滴定醋酸
(3)到达滴定终点溶液呈酸性，用甲基橙作指示剂。
例：用盐酸滴定氨水
(4)强酸滴定强碱一般用甲基橙，但用酚酞也可以。
(5)并非所有的滴定都须使用指示剂，如用标准的KMnO4溶液滴定Na2C2O4溶液时，溶液呈紫红色时，且30 s内不褪色，即为滴定终点。
4．(2025·北京海淀检测)实验室用标准盐酸测定某NaOH溶液的浓度，用甲基橙作指示剂，下列操作中可能使测定结果偏高的是(　　)
A．酸式滴定管在装酸液前用标准盐酸润洗2～3次
B．开始实验时酸式滴定管尖嘴部分有气泡，在滴定过程中气泡消失
C．锥形瓶内溶液颜色由黄色变橙色，立即记下滴定管液面所在刻度
D．盛NaOH溶液的锥形瓶滴定前用水洗2～3次
[答案]　B
微考点2　酸碱中和滴定实验误差及分析
5．(2025·广东广州检测)实验室用标准盐酸溶液测定某NaOH溶液的浓度，用甲基橙作指示剂，下列操作中可能使测定结果偏低的是(　　)
A．用量筒量取NaOH溶液时仰视读数
B．滴定结束后，滴定管尖嘴处有一悬挂液滴
C．锥形瓶内溶液颜色变化由黄色变橙色，立即记下滴定管液面所在刻度
D．盛NaOH溶液的锥形瓶滴定前用NaOH溶液润洗2～3次
[答案]　C
[解析]　用量筒量取NaOH溶液时仰视读数，会使NaOH溶液的体积偏大，造成消耗盐酸的体积偏大，测定结果偏高，A错误；滴定结束后，滴定管尖嘴处有一悬挂液滴，会使消耗的盐酸的体积偏大，测定结果偏高，B错误；锥形瓶内溶液颜色变化由黄色变橙色，立即记下滴定管液面所在刻度，会造成滴定终点的误判，使消耗盐酸的体积偏小，测定结果偏低，C正确；盛NaOH溶液的锥形瓶滴定前用NaOH溶液润洗2～3次，会造成消耗盐酸的体积偏大，测定结果偏高，D错误。
1
项目 操作 V(酸) c(碱)
洗涤 酸式滴定管未用标准溶液润洗 变大 偏高
碱式滴定管未用待测溶液润洗 变小 偏低
锥形瓶用待测溶液润洗 变大 偏高
锥形瓶洗净后还留有蒸馏水 不变 无影响
项目 操作 V(酸) c(碱)
取液 放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体气泡消失 变小 偏低
滴定 酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失 变大 偏高
振荡锥形瓶时部分液体溅出 变小 偏低
部分酸溶液滴出锥形瓶外 变大 偏高
读数误差分析
分析下列图示读数对滴定结果的影响：
2
①如图Ⅰ，开始仰视读数，滴定完毕俯视读数，滴定结果会偏低。
②如图Ⅱ，开始俯视读数，滴定完毕仰视读数，滴定结果会偏高。
6．(2025·山东潍坊检测)用0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L－1盐酸过程中的pH变化如图所示。下列说法错误的是(　　)
微考点3　酸碱中和滴定曲线的分析
A．b点时，加入极少量NaOH溶液都会引
起pH的突变
B．选指示剂时，其变色范围应在4.30～9.70之间
C．若将盐酸换成同浓度的CH3COOH溶液，曲线ab段将会上移
D．都使用酚酞作指示剂，若将NaOH溶液换成同浓度的氨水，所消耗氨水的体积较NaOH溶液小
[答案]　D
[解析]　b点在突变范围内，极少量NaOH溶液也会引起pH的突变，A正确；题图中反应终点的pH在4.30～9.70之间，选择指示剂的变色范围应在反应终点的pH范围内，B正确；醋酸是弱酸，等浓度时醋酸溶液的pH大于盐酸，滴定终点时醋酸钠溶液水解显碱性，曲线ab段将会上移，C正确；使用酚酞作指示剂，用同浓度氨水代替NaOH溶液，滴定终点时溶质为NH4Cl，溶液显酸性，要使溶液由无色变为浅红色，pH在8.2～10之间，则消耗氨水的体积大于NaOH溶液，D错误。
7．(2025·河北衡水检测)20 mL 0.100 0 mol·L－1氨水用0.100 0 mol·L－1的盐酸滴定，滴定曲线如图，下列说法正确的是(　　)
[析题·图文诠释]　
[答案]　C
8．室温条件下，将0.1 mol·L－1的NaOH溶液逐滴滴入10 mL 0.1 mol·L－1 HB溶液中，所得溶液pH随NaOH溶液体积的变化如图。下列说法正确的是(　　)
A．Ka(HB)的数量级为10－4
B．该中和滴定可采用酚酞作为指示剂
C．V1＝10
D．b点时，NaOH与HB恰好完全反应
[答案]　B
考点二 氧化还原滴定和沉淀滴定
1．氧化还原滴定
(1)原理：以氧化剂或还原剂为滴定剂，直接滴定一些具有还原性或氧化性的物质，或者间接滴定一些本身并没有还原性或氧化性，但能与某些还原剂或氧化剂反应的物质。
常用于滴定的氧化剂 酸性KMnO4溶液、K2Cr2O7溶液等
常用于滴定的还原剂 亚铁盐、草酸、维生素C等
氧化还原指示剂 ①自身指示剂，如高锰酸钾标准溶液滴定草酸时，滴定终点为溶液由无色变为浅红色
②专用指示剂，如在碘量法滴定中，可溶性淀粉溶液遇碘变蓝
(2)试剂
(3)实例
①酸性KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液
②Na2S2O3溶液滴定碘液
原理 2Na2S2O3＋I2===Na2S4O6＋2NaI
指示剂 用淀粉溶液作指示剂
终点判断 当滴入最后半滴Na2S2O3溶液后，溶液的蓝色褪去，且半分钟内不恢复原色，说明到达滴定终点
2.沉淀滴定法
(1)含义
沉淀滴定法是利用沉淀反应进行滴定、测量分析的方法。生成沉淀的反应很多，但符合条件的却很少，实际上应用最多的是银量法，即利用Ag＋与卤素离子的反应来测定Cl－、Br－、I－的浓度。
(2)原理
1．(2025·山东青岛检测)已知：Na2S2O3·5H2O的摩尔质量为248 g·mol－1；2Na2S2O3＋I2===2NaI＋Na2S4O6，取晶体样品a g，加水溶解后配成250 mL溶液，取25.00 mL溶液于锥形瓶中，滴入几滴淀粉溶液，用0.005 mol·L－1碘水滴定到终点时，消耗碘水溶液V mL，试回答：
(1)达到滴定终点时的现象是_________________________________
____________________________________________________________。
微考点1　氧化还原滴定及应用
(2)产品中Na2S2O3·5H2O的质量分数为_________________________ _______________________________________。
(3)滴定过程中可能造成实验结果偏低的是________(填字母)。
A．锥形瓶未用Na2S2O3溶液润洗
B．锥形瓶中溶液变蓝后立刻停止滴定，进行读数
C．滴定到终点时仰视读数
D．滴定管尖嘴内滴定前无气泡，滴定到终点出现气泡
回答下列问题：
(1)“氧的固定”中发生反应的化学方程式为___________________
____________________________________________________________。
(2)Na2S2O3溶液不稳定，使用前需标定。配制该溶液时需要的玻璃仪器有烧杯、玻璃棒、试剂瓶和________；蒸馏水必须经过煮沸、冷却后才能使用，其目的是杀菌、除________及二氧化碳。
(3)取100.00 mL水样经固氧、酸化后，用a mol·L－1 Na2S2O3溶液滴定，以淀粉溶液作指示剂，终点现象为___________________________
_______________________________________________；若消耗Na2S2O3溶液的体积为b mL，则水样中溶解氧的含量为________ mg·L－1。
(4)上述滴定完成时，若滴定管尖嘴处留有气泡会导致测定结果偏________(填“高”或“低”)。
[答案]　(1)2Mn(OH)2＋O2===2MnO(OH)2 (2)量筒　氧气
(3)当最后半滴标准液滴入时，溶液由蓝色变为无色，且半分钟内无变化　80ab (4)低
[答案]　当滴入最后半滴草酸钠标准溶液，溶液恰好由紫红色变为无色，且半分钟内不恢复
[解析]　加入的草酸钠滴定剩余的KMnO4，滴定终点KMnO4反应完毕，达到滴定终点时的现象为当滴入最后半滴草酸钠标准溶液，溶液恰好由紫红色变为无色，且半分钟内不恢复。
[答题模板]　滴定终点的判断的表述思路可概括为“最后半滴试剂，看现象，若30 s无变化，得结论”。
最后半滴试剂——当最后半滴标准液加入时
看现象——溶液颜色变化
若30 s无变化——如30 s颜色不恢复
得结论——则达到滴定终点
4．用沉淀滴定法快速测定NaI等碘化物溶液中的c(I－)，实验过程包括准备标准溶液和滴定待测溶液。
Ⅰ.准备标准溶液
a．准确称取AgNO3基准物4.246 8 g(0.025 0 mol)后，配制成250 mL标准溶液，放在棕色试剂瓶中避光保存，备用。
b．配制并标定100 mL 0.100 0 mol·L－1 NH4SCN标准溶液，备用。
Ⅱ.滴定的主要步骤
a．取待测NaI溶液25.00 mL置于锥形瓶中。
微考点2　沉淀滴定及应用
b．加入25.00 mL 0.100 0 mol·L－1 AgNO3溶液(足量)，使I－完全转化为AgI沉淀。
c．加入NH4Fe(SO4)2溶液作指示剂。
d．用0.100 0 mol·L－1 NH4SCN溶液滴定过量的Ag＋，使其恰好完全转化为AgSCN沉淀后，体系出现淡红色，停止滴定。
e．重复上述操作两次。三次测定数据如下表：
实验序号 1 2 3
消耗NH4SCN标准溶液的体积/mL 10.24 10.02 9.98
f.数据处理。
回答下列问题：
(1)Ⅱ中b和c两步操作是否可以颠倒________，说明理由__________ ____________________________________________________________。
(2)所消耗的NH4SCN标准溶液平均体积为________mL，测得c(I－)＝________mol·L－1。
(3)在滴定管中装入NH4SCN标准溶液的前一步，应进行的操作为__________________________________________________________________________________________________________________________。
(4)判断下列操作对c(I－)测定结果的影响________(填“偏高”“偏低”或“无影响”)。
①若在配制AgNO3标准溶液时，烧杯中的溶液有少量溅出，则测定结果________。
②若在滴定终点读取滴定管刻度时，俯视标准液液面，则测定结果________。
[答案]　(1)否(或不能)　若颠倒，Fe3＋与I－反应，指示剂耗尽，无法判断滴定终点 (2)10.00　0.060 0
(3)用NH4SCN标准溶液润洗滴定管2～3次 (4)①偏高　②偏高
5．利用沉淀滴定法快速测定NaBr等卤化物溶液中c(Br－)，实验过程包括配制标准溶液和滴定待测溶液。
Ⅰ.配制标准溶液
准确称取AgNO3基准物8.5 g，配制成500 mL标准溶液，放在棕色试剂瓶中避光保存，备用。
Ⅱ.滴定的主要步骤
a．取待测NaBr溶液25.00 mL，配制成100 mL溶液，取其中25.00 mL置于锥形瓶中。
b．加入K2CrO4溶液作指示剂。
c．用AgNO3标准溶液进行滴定，记录消耗标准溶液的体积。
d．重复上述操作三次，测定数据如下表：
实验序号 1 2 3 4
消耗AgNO3标准溶液的体积/mL 25.86 25.06 24.98 24.96
e.数据处理。
请回答下列问题：
(1)将称得的AgNO3配制成标准溶液，所使用的玻璃仪器除烧杯和玻璃棒外还有____________________________________________________ ________________________________________________，配制的AgNO3溶液的浓度为____________________________________________。
(2)AgNO3标准溶液应使用________(填“酸式”或“碱式”)棕色滴定管盛装，检漏后装液前需要进行的操作有________________。
(3)实验可用铬酸钾(K2CrO4)作指示剂，一方面是由于Ag2CrO4是砖红色沉淀，现象变化明显，另一方面是由于_______________________ ____________________________________________________________。
(4)达到滴定终点时的现象为_________________________________ ____________________________________________________________。
(5)由上述实验数据测得原溶液中c(Br－)＝________mol·L－1。
6．某小组用沉淀滴定法测定[Ni(NH3)6]Cl2产品中Cl－的质量分数，实验中以AgNO3溶液作标准液，滴加少量K2CrO4溶液作为指示剂。已知Ksp(AgCl)＝1.8×10－10，Ksp(Ag2CrO4)＝1.2×10－12。
(1)下列关于滴定分析的操作，不正确的是________(填字母)。
A．锥形瓶中既可以盛放Ni(NH3)6Cl2溶液，也可以盛放AgNO3溶液
B．在接近滴定终点时，需用蒸馏水直接把该仪器尖端悬挂的液滴冲入锥形瓶
C．为减少沉淀吸附现象，滴定过程中需充分摇动锥形瓶中溶液，及时释放Cl－
D．滴定前，需用经干燥处理的NaCl配成标准液来标定AgNO3溶液，若NaCl未干燥将使产品纯度计算结果偏大
E．AgNO3溶液可装在使用聚四氟乙烯活塞的酸碱通用滴定管
(2)结果发现[Ni(NH3)6]Cl2质量分数明显偏高。分析其原因，发现配制[Ni(NH3)6]Cl2待测液时少加了一种试剂。该试剂是________(填“稀盐酸”或“稀硝酸”或“稀硫酸”)，添加该试剂的理由是_____________ ___________________________________________________________。
[答案]　(1)AB
(2)稀硝酸　加入稀硝酸进行中和，防止碱性溶液与AgNO3溶液反应生成沉淀
[解析]　(1)若锥形瓶中盛放AgNO3溶液，会与指示剂K2CrO4溶液发生反应，起不到指示作用，故A错误；在接近滴定终点时，需用锥形瓶把滴定管尖端悬挂的液滴刮入锥形瓶，不能直接用水冲，故B错误；生成的沉淀能吸附Cl－，滴定过程中需充分摇动锥形瓶中溶液，释放Cl－，故C正确；若NaCl未干燥，则Cl－含量偏小，使得标定的AgNO3溶液浓度偏大，使得测定的[Ni(NH3)6]Cl2的纯度偏大，故D正确；AgNO3溶液呈酸性，可装在使用聚四氟乙烯活塞的酸碱通用滴定管，故E正确。(2)[Ni(NH3)6]Cl2的水溶液显碱性，需要加入稀硝酸进行中和，防止碱性溶液与AgNO3溶液反应生成沉淀。
1.(2022·浙江6月选考卷)25 ℃时，向20 mL浓度均为0.1 mol·L－1的盐酸和醋酸的混合溶液中逐滴加入0.1 mol·L－1的NaOH溶液(醋酸的Ka＝1.8×10－5；用0.1 mol·L－1的NaOH溶液滴定20 mL等浓度的盐酸，滴定终点的pH突跃范围为4.3～9.7)。下列说法不正确的是(　　)
A．恰好中和时，溶液呈碱性
B．滴加NaOH溶液至pH＝4.3的过程中，发生反应的离子方程式为H＋＋OH－===H2O
C．滴定过程中，c(Cl－)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)
D．pH＝7时，c(Na＋)>c(Cl－)>c(CH3COO－)>c(CH3COOH)
[答案]　B
[答案]　C
3．(2021·浙江1月选考，17,2分)25 ℃时，下列说法正确的是(　　)
A．NaHA溶液呈酸性，可以推测H2A为强酸
B．可溶性正盐BA溶液呈中性，可以推测BA为强酸强碱盐
C．0.010 mol·L－1、0.10 mol·L－1的醋酸溶液的电离度分别为α1、α2，则α1<α2
D．100 mL pH＝10.00的Na2CO3溶液中水电离出H＋的物质的量为1.0×10－5 mol
[答案]　D
[解析]　NaHSO3溶液呈酸性，但H2SO3为弱酸，A错误；CH3COONH4溶液呈中性，但它为弱酸弱碱盐，B错误；溶液越稀，电离度越大，则α1>α2，C错误；pH＝10.00的Na2CO3溶液中OH－全部来自水的电离，c水(H＋)＝c水(OH－)＝1.0×10－4 mol·L－1，故100 mL此溶液中n水(H＋)＝1.0×10－4 mol·L－1×0.1 L＝1.0×10－5 mol，D正确。
4．(2023·浙江6月选考卷)草酸(H2C2O4)是二元弱酸。某小组做如下两组实验：
实验Ⅰ：往20 mL 0.10 mol·L－1 NaHC2O4溶液中滴加0.1 mol·L－1 NaOH溶液。
实验Ⅱ：往20 mL 0.10 mol·L－1 NaHC2O4溶液中滴加0.10 mol·L－1 CaCl2溶液。
[已知：H2C2O4的电离常数Ka1＝5.4×10－2，Ka2＝5.4×10－5，Ksp(CaC2O4)＝2.4×10－9，溶液混合后体积变化忽略不计]，下列说法正确的是(　　)
[答案]　D
2．滴定曲线的分析方法(共82张PPT)
第八章
水溶液中的离子反应与平衡
第39讲　盐类的水解
课标解读 1.了解盐类水解的原理及一般规律。
2．掌握盐类水解离子方程式的书写。
3．了解影响盐类水解程度的主要原因。
4．了解盐类水解的应用。
5．能利用水解常数(Kh)进行相关计算。
考点二
考点一
考点一 盐类的水解原理及规律
1．盐类的水解
NH3·H2O＋H＋
(2)三种类型的盐水解离子方程式的书写
①多元弱酸盐水解：分步进行，以第一步为主，一般只写第一步水解方程式。
如Na2CO3水解的离子方程式为：
第一步水解
__________________________________；
第二步水解
__________________________________。
(3)实例探究分析盐类水解规律
中性
pH＝7
酸性
pH<7
碱性
pH>7
【正误辨析】
(1)常温下，pH＝11的CH3COONa溶液与pH＝3的CH3COOH溶液，水的电离程度相同。(　　)
[提示]　×　CH3COONa促进水的电离，CH3COOH抑制水的电离。
(2)相同温度时，浓度均为0.2 mol·L－1的NaHCO3和Na2CO3溶液中，存在的粒子种类相同。(　　)
[提示]　√　NaHCO3和Na2CO3溶液中，存在的粒子种类相同。
(3)某盐的溶液呈酸性，该盐一定发生了水解反应。(　　)
(4)已知酸性：HF>CH3COOH，所以等浓度的CH3COONa溶液的碱性强于NaF溶液。(　　)
[提示]　√　根据越弱越水解可知，CH3COO－的水解程度大于F－的水解程度，所以CH3COONa溶液的碱性更强。
(5)向AlCl3溶液中滴加NaHCO3溶液，有沉淀和气体生成。(　　)
[提示]　√　两种物质相互促进水解,水解彻底,有沉淀和气体生成。
(9)水解平衡右移，盐离子的水解程度可能增大，也可能减小。(　　)
[提示]　√　若是加入能水解的该盐固体，平衡右移，盐离子的水解程度会减小，若是加水稀释，平衡右移，水解程度是增大的。
(10)稀溶液中，盐的浓度越小，水解程度越大，其溶液酸性(或碱性)也越强。(　　)
[提示]　×　溶液越稀，水解程度越大，水解产生的H＋或OH－的物质的量越大，但稀释后H＋或OH－的浓度越小，所以溶液酸性(或碱性)会越弱。
1．(2025·北京海淀检测)已知HClO、CH3COOH在常温下的电离常数分别为4.0×10－8、1.8×10－5。常温下，物质的量浓度均为0.1 mol·L－1的六种溶液：①(NH4)2SO4溶液；②KNO3溶液；③NH4HSO4溶液；④NH4Cl溶液；⑤NaClO溶液；⑥CH3COONa溶液，则上述六种溶液的pH由小到大的顺序是(　　)
A．③①④②⑤⑥ B．③①④②⑥⑤
C．③②①⑥④⑤ D．⑤⑥②④①③
[答案]　B
微考点1　盐类水解的实质及规律
2．(2025·武汉模拟)如图是某离子M的水解过程示意图，M可能是(　　)
[答案]　C
3．室温下，0.1 mol·L－1的NH4CN溶液的pH等于9.32，下列说法错误的是(　　)
A．上述溶液能使甲基橙试剂变黄色
B．室温下，NH3·H2O是比HCN更弱的电解质
C．上述溶液中CN－的水解程度大于NH的水解程度
D．室温下，0.1 mol·L－1 NaCN溶液中，CN－的水解程度小于上述溶液中CN－的水解程度
[答案]　B
1
2
3
弱酸弱碱盐阴、阳离子都水解，其溶液的酸碱性取决于弱酸阴离子和弱碱阳离子水解程度的相对强弱。当K酸＝K碱(K为电离常数)时，溶液显中性，如CH3COONH4；当K酸>K碱时，溶液显酸性，如HCOONH4；当K酸4
[答案]　D
[解析]　硫化钠分步水解，生成的硫化氢具有臭味，离子方程式必须分步书写、没有气体符号、应使用可逆符号，D项错误。
微考点2　水解产物判断与方程式的书写
5．(2025·山东青岛二中检测)25 ℃时，0.1 mol·L－1的3种溶液：①盐酸；②氨水；③CH3COONa溶液。下列说法中不正确的是(　　)
A．3种溶液中pH最小的是①
B．3种溶液中水的电离程度最大的是②
C．①与②等体积混合后溶液显酸性
D．①与③等体积混合后c(H＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)
[答案]　B
[解析]　①盐酸pH<7，②氨水电离呈碱性，③CH3COONa水解呈碱性，pH最小的是①，故A正确；①盐酸电离出氢离子、②氨水电离出氢氧根离子均抑制水电离，CH3COONa水解促进水电离，所以水的电离程度最大的是③，故B错误；①与②等体积混合后，恰好生成氯化铵，氯化铵水解呈酸性，故C正确；①与③等体积混合后，恰好完全反应生成醋酸和氯化钠，根据电荷守恒c(H＋)＋c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)＋c(Cl－)，c(Na＋)＝c(Cl－)，所以c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，所以c(H＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)，故D正确。
6．(2025·湖南长沙检测)物质与水发生的复分解反应称为水解反应。例如：Mg3N2＋6H2O===3Mg(OH)2↓＋2NH3↑。在一定条件下，BrCl、CuCl2、Mg2C3和K3P均可以发生水解。根据上述观点，下列说法不正确的是(　　)
A．BrCl的水解产物是HBrO和HCl
B．K3P的水解产物是KOH和H3PO4
C．Mg2C3的水解产物是Mg(OH)2和C3H4
D．CuCl2的水解产物是Cu(OH)2和HCl
[答案]　B
溶液酸碱性强弱比较
盐溶液的酸碱性
1
盐的类型 是否水解 溶液的pH
强酸弱碱盐 水解 pH<7
强碱弱酸盐 水解 pH>7
强酸强碱盐 不水解 pH＝7
弱酸弱碱盐 水解 谁强显谁性
比较相同浓度的溶液pH大小的方法
(1)先按酸性、中性、碱性分类，再按电离和水解规律排序。
(2)酸性：强酸<弱酸<强酸弱碱盐。
碱性：强碱>弱碱>强碱弱酸盐。
2
书写盐类水解离子方程式的注意事项
3
微考点3　利用电离常数计算水解常数
[答案]　(1)1×10－12　增大　(2)2.4×10－5
[答案]　10
考点二 盐类水解的影响因素及应用
盐的性质
越易
>
条件 平衡移动方向 H＋数目 pH 现象
升高温度 增多 液体颜色变深
通HCl 向左 减小 液体____________
加H2O 增多 液体颜色变浅
加NaHCO3 向右 增大
向右
减小
增多
颜色变浅
向右
增大
减小
生成红褐色沉　
淀，放出气体
2.盐类水解的应用
应用 举例
判断盐溶液蒸干时的产物 盐水解生成挥发性酸，蒸干灼烧后一般得氧化物。如AlCl3→ Al2O3
盐水解生成难挥发性酸，蒸干后得原物质。如CuSO4→CuSO4
考虑盐受热时是否分解。如KMnO4→K2MnO4和MnO2
还原性盐溶液蒸干时会被O2氧化。如Na2SO3→Na2SO4
弱酸的铵盐溶液蒸干后无固体剩余。如NH4HCO3、(NH4)2CO3
【正误辨析】
(1)水解平衡右移，盐的离子的水解程度一定增大。(　　)
[提示]　×　水解平衡右移，盐的离子的水解程度也可能是在减小，如增大盐的浓度。
(2)在CH3COONa溶液中加入冰醋酸，能抑制CH3COO－水解。(　　)
[提示]　√　醋酸分子浓度增加，抑制CH3COO－的水解。
(3)将Fe2(SO4)3溶液加热蒸干并灼烧，最后得到Fe2O3。(　　)
[提示]　×　将Fe2(SO4)3溶液加热蒸干并灼烧，最后得到Fe2(SO4)3。
(6)碳酸钠溶液可以用于除去油污。(　　)
[提示]　√　碳酸钠溶液水解显碱性，油污在碱性条件下水解，生成可溶于水的物质，起到去污效果。
(7)NH4F溶液存放在玻璃试剂瓶中。(　　)
[提示]　×　NH4F溶液中F－水解生成HF会与玻璃中的SiO2反应。
(8)可溶性铁盐可以用于净水。(　　)
[提示]　√　可溶性铁盐如Fe2(SO4)3水解可以生成Fe(OH)3胶体，胶体具有吸附作用，可用于净水。
(13)明矾作为净水剂，可以杀菌、消毒。(　　)
[提示]　×　明矾溶于水后，Al3＋的水解产物Al(OH)3胶体具有吸附作用，可以净水，但不能杀菌消毒。
(14)配制FeSO4溶液时，应加入铁粉防止Fe2＋被氧化，并加入盐酸抑制Fe2＋水解。(　　)
[提示]　×　应加入硫酸抑制Fe2＋水解。
1．利用传感技术测定一定浓度碳酸钠溶液的pH与温度(T)的关系，曲线如图，下列分析错误的是(　　)
微考点1　外界条件对盐类水解的影响
A．碳酸钠水解是吸热反应
B．ab段说明水解平衡正向移动
C．bc段说明水解平衡逆向移动
D．水的电离平衡也对pH产生影响
[析题·图文诠释]　
[答案]　C
[解析]　分析图像，碳酸钠溶液中碳酸根离子水解，升温pH增大，说明水解是吸热反应，故A正确；碳酸钠是弱酸强碱盐，水解使溶液显碱性，而升高温度使平衡正向移动，溶液的碱性增强，故B正确；水解是吸热的，温度不断升高只会导致平衡不断正向移动，此时溶液pH却出现反常下降，这是由于水本身也存在电离，温度改变对水的电离平衡造成了影响，故C错误；水本身也存在着一个电离平衡，温度改变平衡移动，因此对溶液的pH产生影响，故D正确。
[答案]　A
[名师点拨]　理解盐类水解影响因素的常见误区
误区一：误认为水解平衡向正向移动，离子的水解程度一定增大。如向FeCl3溶液中，加入少量FeCl3固体，平衡向水解方向移动，但Fe3＋的水解程度减小。
误区二：误认为弱酸强碱盐都因水解而显碱性。如NaHSO3溶液显酸性。
误区三：误认为可水解的盐溶液在蒸干后都得不到原溶质。例如：对于水解程度不大且水解产物不离开平衡体系的情况[如Al2(SO4)3]来说，溶液蒸干仍得原溶质。
3．实验测得0.5 mol·L－1 CH3COONa溶液、0.5 mol·L－1 CuSO4溶液以及H2O的pH随温度变化的曲线如图所示。下列说法正确的是(　　)
A．随温度升高，纯水中c(H＋)>c(OH－)
B．随温度升高，CH3COONa溶液的c(OH－)减小
C．随温度升高，CuSO4溶液的pH变化是Kw改变与水解平衡移动共同作用的结果
D．随温度升高，CH3COONa溶液和CuSO4溶液的pH均降低，是因为CH3COO－、Cu2＋水解平衡移动方向不同
[答案]　C
[解析]　升高温度，促进水的电离，但纯水中的c(H＋)＝c(OH－)，A错误；升高温度既促进水的电离，又促进醋酸钠的水解，使溶液中c(OH－)增大，B错误；升高温度既促进水的电离，Kw增大，又促进铜离子的水解，使其水解平衡正向移动，这相当于促进了氢氧根离子与铜离子结合，故c(H＋)增大，导致pH减小，C正确；盐类的水解是吸热反应，随着温度升高，CH3COO－、Cu2＋的水解平衡均正向移动，水解平衡移动方向相同，D错误。
1
2
4．(2024·河北保定高三检测)下列有关问题与盐的水解有关的是(　　)
①NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接金属时的除锈剂　②NaHCO3与Al2(SO4)3两种溶液可作泡沫灭火剂
③草木灰与铵态氮肥不能混合施用　④实验室中盛放Na2CO3溶液的试剂瓶不能用磨口玻璃塞　⑤加热蒸干CuCl2溶液得到Cu(OH)2固体　⑥要除去FeCl3溶液中混有的Fe2＋，可先通入氧化剂Cl2，再调节溶液的pH
A．①②③ B．②③④
C．①④⑤ D．①②③④⑤
[答案]　D
微考点2　盐类水解在生产和生活中的应用
5．下列物质的应用中，利用了水解平衡的是(　　)
A．用NaHCO3固体制备纯碱
B．用明矾[KAl(SO4)2·12H2O]处理污水
C．用盐酸去除铁锈(主要成分Fe2O3·xH2O)
D．用双氧水杀灭细菌
[答案]　B
[解析]　NaHCO3固体加热分解得到纯碱(碳酸钠)，A不符合题意；明矾[KAl(SO4)2·12H2O]电离出的Al3＋水解生成Al(OH)3胶体，有吸附性，B符合题意；氧化铁能与盐酸反应生成可溶性氯化铁和水，C不符合题意；双氧水有较强的氧化性，用于杀灭细菌，D不符合题意。
6．请回答下列问题。
(1)把AlCl3溶液蒸干灼烧，最后得到的主要固体是________，原因是____________________________________________________________
______________________________________________________________
______________________________________________________________
(用化学方程式表示并配以必要的文字说明)，如何操作溶质不变？______________________________________________________________
____________________________________________________________。
(2)Mg粉可溶解在NH4Cl溶液中，原因是_______________________
_____________________________________________________________
______________________________________________________________
____________________________________________________________。
1
2
3
4
5
1.(2024·安徽卷，13,3分)环境保护工程师研究利用Na2S、FeS和H2S处理水样中的Cd2＋。
已知25 ℃时，H2S饱和溶液浓度约为0.1 mol·L－1，Ka1(H2S)＝10－6.97，Ka2(H2S)＝10－12.90，Ksp(FeS)＝10－17.20，Ksp(CdS)＝10－26.10。下列说法错误的是(　　)
A．Na2S溶液中：c(H＋)＋c(Na＋)＝c(OH－)＋c(HS－)＋2c(S2－)
B．0.01 mol·L－1 Na2S溶液中：c(Na＋)>c(S2－)>c(OH－)>c(HS－)
C．向c(Cd2＋)＝0.01 mol·L－1的溶液中加入FeS，可使c(Cd2＋)<10－8 mol·L－1
D．向c(Cd2＋)＝0.01 mol·L－1的溶液中通入H2S气体至饱和，所得溶液中：c(H＋)>c(Cd2＋)
[答案]　B
2．(2023·北京卷，3,3分)下列过程与水解反应无关的是(　　)
A．热的纯碱溶液去除油脂
B．重油在高温、高压和催化剂作用下转化为小分子烃
C．蛋白质在酶的作用下转化为氨基酸
D．向沸水中滴入饱和FeCl3溶液制备Fe(OH)3胶体
[答案]　B
[解析]　用热的纯碱溶液去油污，是因为纯碱在热水中水解程度增大，溶液碱性增强，可促进油脂水解；重油在高温、高压和催化剂作用下生成小分子烃，属于分解反应；蛋白质在酶的作用下发生水解反应转化为氨基酸；向沸水中滴入饱和FeCl3溶液，Fe3＋发生水解反应生成Fe(OH)3胶体；综上所述可知选B。
3．(2023·重庆卷，11,3分)(NH4)2SO4溶解度随温度变化的曲线如图所示，关于各点对应的溶液，下列说法正确的是(　　)
[答案]　B
4．(2023·海南卷，14,1分)25 ℃下，Na2CO3水溶液的pH随其浓度的变化关系如图所示。下列说法正确的是(　　)
A．c(Na2CO3)＝0.6 mol·L－1时，溶液中
c(OH－)<0.01 mol·L－1
B．Na2CO3水解程度随其浓度增大而减小
C．在水中H2CO3的Ka2<4×10－11
D．0.2 mol·L－1的Na2CO3溶液和0.3 mol·L－1的NaHCO3溶液等体积混合，得到的溶液中c(OH－)<2×10－4 mol·L－1
[答案]　B
1．盐类水解的三个特点
(1)可逆反应。
(2)吸热反应(中和反应的逆反应)。
(3)水解程度一般很微弱。
2．酸式盐溶液酸碱性的判断
3．盐类水解的规律
有弱才水解，无弱不水解；越弱越水解，都弱都水解，谁强显谁性，同强显中性，弱弱具体定。
4．影响水解的外部因素：温度、浓度、外加酸碱。
5．盐溶液蒸干的两项注意
(1)易挥发性强酸的弱碱盐溶液蒸干得到氢氧化物，灼烧得到氧化物。
(2)难挥发性强酸的弱碱盐溶液蒸干仍得到原溶质。(共65张PPT)
第八章
水溶液中的离子反应与平衡
第40讲　反应过程中微粒浓度变化及图像分析
课标解读 1.理解电解质溶液中存在的电离平衡和水解平衡，能分析电解质在水溶液中发生的变化及结果。
2．掌握溶液中各组分之间存在的守恒关系(电荷守恒、元素守恒和质子守恒)，并能应用于分析、比较微粒浓度的大小。
3．能正确认别酸与碱(或盐)反应的图像，能确定图像中曲线代表的微粒变化，找出曲线的变化趋势、关键点(起点、反应一半点、中性点等)。
4．利用溶液中的守恒关系，学会分析不同类型图像中各种微粒浓度之间的关系。
考点二
考点一
考点一 溶液中微粒浓度的关系及分析
c(H2S)>c(H＋)>c(HS－)>c(S2－)
2．明确电解质溶液中的三个守恒关系
注意：质子守恒式可以由电荷守恒式和原子守恒式推导得出。
以KHS溶液为例，电荷守恒式为c(K＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HS－)＋2c(S2－)①，物料守恒式为c(K＋)＝c(HS－)＋c(S2－)＋c(H2S)②，由①－②消去没有参与变化的K＋得质子守恒c(H＋)＋c(H2S)＝c(OH－)＋c(S2－)。
微考点1　单一溶液中各种微粒浓度的比较
[答案]　B
微考点2　混合溶液中各种微粒浓度的比较
[答案]　B
3．(2025·湖北武汉检测)用物质的量都是0.1 mol的CH3COOH和CH3COONa配成1 L混合溶液，已知其中c(CH3COO－)>c(Na＋)，对该溶液的下列判断正确的是(　　)
A．c(H＋)>c(OH－)
B．c(CH3COO－)＝0.1 mol·L－1
C．c(CH3COOH)>c(CH3COO－)
D．c(CH3COO－)＋c(OH－)＝0.1 mol·L－1
[答案]　A
[解析]　电荷守恒式为c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)，因c(CH3COO－)>c(Na＋)，则c(H＋)>c(OH－)；元素守恒式为c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＝0.2 mol·L－1，因c(CH3COO－)>c(Na＋)＝0.1 mol·L－1，则c(CH3COO－)>c(CH3COOH)。
[答案]　C
微考点3　不同溶液中同一离子浓度的比较
[答案]　⑤>④>③>①>②
6．比较下列几组溶液中指定粒子浓度的大小。
(1)浓度均为0.1 mol·L－1的①H2S、②NaHS、③Na2S、④H2S和NaHS混合液，溶液pH从大到小的顺序是_________________________。
(2)相同浓度的下列溶液中：①CH3COONH4、②CH3COONa、③CH3COOH，c(CH3COO－)由大到小的顺序是____________________。
(3)c(NH)相等的①(NH4)2SO4溶液、②NH4HSO4溶液、③(NH4)2CO3溶液、④NH4Cl溶液，其物质的量浓度由大到小的顺序为____________ __________________。
[答案]　(1)③>②>④>①　(2)②>①>③ (3)④>②>③>①
比较溶液中微粒浓度大小的基本思路
考点二 反应过程中微粒浓度变化
图像及分析
1．滴定曲线中的微粒浓度关系及分析
(1)巧抓关键“五点”，突破中和滴定曲线中粒子浓度关系
[微点归纳]　解答水溶液中图像题的解题流程
(2)应用示例及分析
以室温时用0.1 mol·L－1 NaOH溶液滴定0.1 mol·L－1 HA溶液为例，总结如何抓住滴定曲线的5个关键点。滴定曲线如图所示：
关键点 离子浓度关系
反应起始点(与pH轴的交点) 起始点为HA的单一溶液，0.1 mol·L－1 HA溶液pH>1说明HA是弱酸，c(HA)>c(H＋)>c(A－)>c(OH－)
反应一半点(点①) 两者反应生成等物质的量的NaA和HA混合液，此时溶液pH<7，说明HA的电离程度大于A－的水解程度，c(A－)>c(Na＋)>c(HA)>c(H＋)>c(OH－)
关键点 离子浓度关系
中性点(点②) 此时溶液pH＝7，溶液显中性，酸没有完全被中和，c(Na＋)＝c(A－)>c(HA)>c(H＋)＝c(OH－)
恰好完全反应点(点③) 此时二者恰好完全反应生成NaA，为强碱弱酸盐，溶液显碱性，c(Na＋)>c(A－)>c(OH－)>c(HA)>c(H＋)
过量点(点④) 此时，NaOH溶液过量，得到NaA与NaOH等物质的量的混合液，溶液显碱性，c(Na＋)>c(OH－)>c(A－)>c(H＋)
2.分布分数图像中微粒浓度关系及分析
分布分数图像是酸碱中和滴定曲线的一种变式，常以pH、分布分数(δ)为横、纵坐标，结合滴定实验数据绘制出关系曲线，这里分布分数(δ)代表组分的平衡浓度占总浓度的分数。一元弱酸和二元弱酸的分布分数图像及分析如下：
3.对数图像中的微粒浓度关系及分析
(1)利用某种微粒浓度(或两种微粒浓度的比值)的对数(或负对数)与溶液的pH为坐标，建立滴定过程中的对数关系图像，电解质溶液中四种常考对数关系及分析如下表：
类型 含义 变化规律
pH＝－lg c(H＋) 氢离子浓度的常用对数负值 pH越大，c(H＋)越小，溶液的碱性越强
pC＝－lg c(C) 微粒C浓度的常用对数负值 pC越大，c(C)越小
1．(2025·湖北武汉模拟)已知pKa＝－lg Ka,25 ℃时，H2SO3的pKa1＝1.85，pKa2＝7.19。常温下，用0.1 mol·L－1 NaOH溶液滴定20 mL 0.1 mol·L－1 H2SO3溶液的滴定曲线如图所示。下列说法不正确的是(　　)
微考点1　滴定图像中的微粒浓度的关系
[答案]　D
2．(2025·山东济南检测)室温下,将1.00 mol/L盐酸滴入20.00 mL 1.00 mol/L的氨水中,溶液pH和温度随加入盐酸体积的变化曲线如图所示。
[答案]　D
3．(2025·广西北海模拟)柠檬酸是番茄中最常见的天然酸性物质，其分子结构简式为
(用H3R表示)。常温下，用
0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L－1 H3R溶液的滴定曲线如图所示。已知常温下柠檬酸的电离常数为Ka1＝1.0×10－3.1，Ka2＝1.0×10－4.8，Ka3＝1.0×10－6.4。下列叙述正确的是(　　)
[答案]　C
明确解题要领，快速准确作答
“读曲线”——每条曲线所代表的粒子及变化趋势；
“读浓度”——通过横坐标的垂线，可读出某pH时的粒子浓度；
“用交点”——交点是某两种粒子浓度相等的点，可计算电离常数K；
“可替换”——根据溶液中的元素守恒进行替换，分析得出结论。
1
2
3
4
4．(2025·广东广州检测)常温下，已知Ka1(H2CO3)＝4.5×10－7，Ka2(H2CO3)＝4.7×10－11。某二元酸H2R及其钠盐的溶液中，H2R、HR－、R2－三者的物质的量分数随溶液pH变化关系如图所示，下列叙述正确的是(　　)
微考点2　分布分数图像中微粒浓度关系
[答案]　B
5．某弱酸HA溶液中主要成分的分布系数随pH的变化如图所示。下列说法错误的是(　　)
[答案]　B
0．1 mol·L－1的NaHC2O4溶液呈________
性，其离子浓度从大到小的顺序为_______________________________
_________________________________。
A．Ka(CH3COOH)约为10－4.76
B．点a：c(Na＋)＝c(Cl－)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)
C．点b：c(CH3COOH)D．水的电离程度：a[答案]　D
2．(2023·江苏卷，12,3分)室温下，用含少量Mg2＋的MnSO4溶液制备MnCO3的过程如图所示。已知Ksp(MgF2)＝5.2×10－11，Ka(HF)＝6.3×10－4。下列说法正确的是(　　)
[答案]　C
[答案]　D
[答案]　A
1．离子浓度大小的比较
(1)判断离子：电离过程、水解反应。
(2)明确“微弱”：电离是微弱的，水解是微弱的。
(3)利用守恒：原子守恒、电荷守恒、质子守恒(电荷守恒与原子守恒的推导)。
(4)溶液中粒子浓度关系比较的一般方法
2．判断溶液中粒子浓度关系的注意事项
3．从定性和定量两个角度辨析Kw、Ka(Kb)、Kh三者关系(共107张PPT)
第八章
水溶液中的离子反应与平衡
第41讲　沉淀溶解平衡
课标解读 1.认识难溶电解质在水溶液中存在沉淀溶解平衡，了解沉淀的生成、溶解与转化，并能应用化学平衡原理解释。
2．理解溶度积(Ksp)的含义，并能进行相关计算。
3．了解常见沉淀溶解平衡图像的形式，能分析沉淀溶解平衡图像，获取关键信息，解决相关问题。
4．利用沉淀溶解平衡原理，分析图像中离子浓度的关系、沉淀溶解平衡的移动方向并计算溶度积等。
考点二
考点三
考点一
考点一 沉淀溶解平衡及其应用
1．固体溶质的溶解性
在25 ℃时，固体物质的溶解度与溶解性存在的关系如下：
沉淀溶解
沉淀生成
饱和
等于
(2)沉淀溶解平衡的建立
[微点归纳]　①沉淀溶解平衡是化学平衡的一种，沉淀溶解平衡也同样遵循勒夏特列原理。
②沉淀溶解达到平衡时，再加入该难溶物对平衡无影响。
>
溶解
＝
平衡
<
析出
(3)沉淀溶解平衡的特征
(4)影响沉淀溶解平衡的因素
①内因
难溶电解质本身的性质，这是决定因素。
a．绝对不溶的电解质是没有的。
b．同是难溶电解质，溶解度差别也很大。
c．易溶电解质作溶质时只要是饱和溶液也可存在溶解平衡。
外界条件 移动方向 平衡后c(Ag＋) 平衡后c(Cl－)
升高温度
加入少量的AgNO3
通入H2S
通入HCl
正向
增大
增大
逆向
增大
减小
正向
减小
增大
逆向
减小
增大
3.沉淀溶解平衡的应用
(1)沉淀的生成
方法 举例 原理(离子方程式)
调节 pH法 除去NH4Cl溶液中的FeCl3杂质，可加入氨水调节pH至7
加沉淀 剂法 通入H2S气体除去污水中的Cu2＋
(2)沉淀的溶解
方法 举例 原理(离子方程式)
酸溶法 加入稀盐酸除去碳酸钙
配位溶解法 用足量氨水溶解并除去AgCl
CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋H2O＋CO2↑
AgCl＋2NH3·H2O===[Ag(NH3)2]＋＋Cl－＋2H2O
越大
②应用示例
应用 举例 原理(离子方程式)
锅炉除垢 将CaSO4转化为易溶于酸的CaCO3
矿物转化 CuSO4溶液遇PbS转化为CuS
(2)在同浓度的盐酸中，ZnS可溶而CuS不溶，说明CuS的溶解度比ZnS的小。(　　)
[提示]　√　CuS的溶解度比ZnS的小。
(3)室温下，AgCl在水中的溶解度小于在食盐水中的溶解度。(　　)
[提示]　×　食盐水中c(Cl－)大，抑制AgCl的溶解，故AgCl在水中的溶解度大于在食盐水中的溶解度。
(4)升高温度，沉淀溶解平衡一定正向移动。(　　)
[提示]　×　如Ca(OH)2的溶解度随温度升高而降低，因此升高温度，Ca(OH)2的溶解平衡逆向移动。
(5)为减少洗涤过程中固体的损耗，最好选用稀硫酸代替H2O来洗涤BaSO4沉淀。(　　)
(6)Ksp大的容易向Ksp小的转化，但Ksp小的不能向Ksp大的转化。(　　)
[提示]　×　当Ksp相差不大情况下，Ksp小的也能向Ksp大的转化。
(7)难溶电解质达到沉淀溶解平衡时，增加难溶电解质的量，平衡向溶解方向移动。(　　)
[提示]　×　沉淀溶解平衡不移动。
(8)因溶解度小的沉淀易向溶解度更小的沉淀转化，故向ZnS沉淀中滴加CuSO4溶液可以得到CuS沉淀。(　　)
[提示]　√　Ksp(ZnS)>Ksp(CuS)，因溶解度小的沉淀易向溶解度更小的沉淀转化，故向ZnS沉淀中滴加CuSO4溶液可以得到CuS沉淀。
(9)向AgCl悬浊液中滴加Na2S溶液，白色沉淀变成黑色沉淀：2AgCl＋S2－===Ag2S＋2Cl－。(　　)
[提示]　√　向AgCl悬浊液中滴加Na2S溶液，AgCl溶解产生的Ag＋与S2－生成更难溶的电解质，白色沉淀变成黑色沉淀，离子方程式为2AgCl＋S2－===Ag2S＋2Cl－。
(10)牙膏中添加氟化物用于预防龋齿，发生了氧化还原反应。(　　)
[提示]　×　羟基磷酸钙转化为氟化磷酸钙，属于复分解反应，不属于氧化还原反应。
(11)调节pH除去废水中的Fe3＋时，pH越大越好。(　　)
[提示]　×　只需要达到令c(Fe3＋)小于10－5 mol·L－1即可，pH太大，可能导致其他离子沉淀，从而造成损失。
(12)已知常温下：Ksp(AgCl)＝1.8×10－10，将0.002 mol·L－1的AgNO3溶液与0.002 mol·L－1的KCl溶液等体积混合会产生AgCl沉淀。(　　)
[提示]　√　混合后Qc＝c(Ag＋)·c(Cl－)＝0.001 mol·L－1×0.001 mol·L－1＝1.0×10－6>1.8×10－10，故生成AgCl沉淀。
1．(2025·湖北武汉模拟)为研究沉淀的生成及转化，某小组进行如下实验。关于该实验的分析不正确的是(　　)
微考点1　沉淀溶解平衡及其影响因素
[答案]　D
[答案]　A
[解析]　加入碳酸钠粉末会生成CaCO3，使Ca2＋浓度减小，②错误；Ca(OH)2的溶度积较大，要除去溶液中的Ca2＋，应将Ca2＋转化为更难溶的CaCO3，③错误；恒温下Ksp不变，加入CaO后，溶液仍为Ca(OH)2的饱和溶液，pH不变，④错误；加热，Ca(OH)2的溶解度减小，溶液的pH降低，⑤错误；加入Na2CO3溶液，沉淀溶解平衡向右移动，Ca(OH)2固体转化为CaCO3固体，固体质量增加，⑥正确；加入NaOH固体平衡向左移动，Ca(OH)2固体质量增加，⑦错误。
3．(2025·北京石景山区模拟)已知：Ag＋＋SCN－===AgSCN↓(白色)，某同学探究AgSCN的溶解平衡及转化，进行以下实验。
微考点2　沉淀溶解平衡的应用
下列说法不正确的是(　　)
A．①中现象能说明Ag＋与SCN－生成AgSCN沉淀的反应有限度
B．②中现象产生的原因是发生了反应Fe(SCN)3＋3Ag＋===3AgSCN↓＋Fe3＋
C．③中产生黄色沉淀的现象能证明AgI的溶解度比AgSCN的溶解度小
D．④中黄色沉淀溶解的原因可能是AgI与KI溶液中的I－进一步发生了反应
[答案]　C
[解析]　由实验过程可知，AgNO3和KSCN溶液恰好完全反应生成AgSCN沉淀，向上层清液中滴加Fe(NO3)3溶液，得到浅红色溶液，则上层清液中含有SCN－，说明Ag＋与SCN－生成AgSCN沉淀的反应有限度，A正确；向含Fe(SCN)3的浅红色溶液加入AgNO3溶液，红色褪去，产生白色沉淀，发生了反应：Fe(SCN)3＋3Ag＋===3AgSCN↓＋Fe3＋，B正确；向①中加入AgNO3溶液生成白色沉淀AgSCN后，AgNO3仍剩余；向②中加入2 mol·L－1 KI溶液，溶液中Ag＋和I－反应生成AgI黄色沉淀，未发生AgI和AgSCN之间的转化，故不能比较二者的溶解度大小，C错误；④向白色沉淀AgSCN中加入2 mL 2 mol·L－1 KI溶液，白色沉淀转化为黄色沉淀，则AgSCN转化为AgI；随后沉淀溶解，得到无色溶液，由于溶液中KI有剩余，可能是AgI和I－反应生成无色易溶性物质，D正确。
4．工业上采用湿法炼锌过程中，以ZnSO4为主要成分的浸出液中，含有Fe3＋、Fe2＋、Cu2＋、Cl－等杂质，这些杂质对锌的电解工序有妨碍，必须事先除去。现有下列试剂可供选择：①酸性KMnO4溶液　②NaOH溶液　③ZnO　④H2O2溶液　⑤Zn　⑥Fe
⑦AgNO3　⑧Ag2SO4。下列说法不正确的是(　　)
A．用酸性KMnO4溶液将Fe2＋氧化成Fe3＋，再转化为Fe(OH)3沉淀除去
B．用ZnO调节浸出液的酸碱性，可使某些离子形成氢氧化物沉淀
C．在实际生产过程中，加入Ag2SO4可除去Cl－，是利用了沉淀转化的原理
D．也可以用ZnCO3代替ZnO调节溶液的酸碱性
[答案]　A
[解析]　用酸性KMnO4溶液氧化Fe2＋时，会引入K＋、Mn2＋等新的杂质，这些离子在后续反应中难以除去，影响生产，A错误；生产中应该使用H2O2溶液氧化Fe2＋，然后加入ZnO或ZnCO3调节溶液的pH，使Fe3＋等离子形成沉淀，B、D正确；加入Ag2SO4可除去Cl－，是利用了沉淀转化的原理，C正确。
沉淀生成的两大应用
分离离子：同一类型的难溶电解质，如AgCl、AgBr、AgI，溶度积小的物质先析出，溶度积大的物质后析出。
控制溶液的pH来分离物质，如除去CuCl2中的FeCl3就可向溶液中加入CuO或Cu(OH)2等物质，将Fe3＋转化为Fe(OH)3而除去。
2
1
考点二 溶度积及其应用
类型 溶度积 离子积
定义 离子浓度幂的乘积 沉淀溶解平衡常数 溶液中有关离子
浓度幂的乘积
符号 Ksp Qc
表达式 Ksp(AmBn)＝__________________，式中的浓度都是平衡浓度 Qc(AmBn)＝_______________式中的浓度是任意时刻浓度
cm(An＋)·cn(Bm－)
cm(An＋)·cn(Bm－)
类型 溶度积 离子积
应用 判断在一定条件下沉淀能否生成或溶解 ①Qc>Ksp：溶液中有________析出 ②Qc＝Ksp：沉淀与溶解处于________状态 ③QcKsp可以反映难溶电解质在水中的溶解能力。当化学式所表示的组成中阴、阳离子个数比相同时，Ksp越大的难溶电解质在水中的溶解能力越______，一般溶解度也越______；但阴、阳离子个数比不相同时，Ksp大的难溶电解质的溶解度不一定大。
沉淀
平衡
无
强
大
2．Ksp的影响因素
(1)内因：难溶物质本身的性质，这是主要决定因素。
(2)外因：只受________影响，与其他外界条件无关。绝大多数难溶电解质的溶解是________过程，升高温度，平衡向________方向移动，Ksp________。
3．溶度积常数的应用
(1)判断能否产生沉淀
25 ℃时，在1.00 L 0.03 mol/L AgNO3溶液中加入0.50 L 0.06 mol/L的CaCl2溶液，______(填“能”或“不能”)生成AgCl沉淀(已知：AgCl的Ksp＝1.8×10－10)。
温度
吸热
溶解
增大
能
4
6.6
【正误辨析】
(1)Ksp(AB2)小于Ksp(CD)，则AB2的溶解度小于CD的溶解度。(　　)
[提示]　×　溶度积大的难溶电解质的溶解度不一定大，只有组成相同的难溶电解质才可以通过Ksp比较溶解度大小。
(2)溶度积常数只受温度影响，升高温度Ksp增大。(　　)
[提示]　×　大多数难溶物升高温度Ksp增大，少数(如氢氧化钙)升高温度Ksp减小。
(3)常温下，向Mg(OH)2饱和溶液中加入NaOH固体，Mg(OH)2的Ksp不变。(　　)
[提示]　√　Ksp只受温度影响。
(5)将0.1 mol·L－1 MgSO4溶液滴入NaOH溶液中至不再有沉淀产生，再滴加0.1 mol·L－1 CuSO4溶液，现象是先有白色沉淀生成，后变为浅蓝色沉淀，所以Cu(OH)2的溶度积比Mg(OH)2的小。(　　)
[提示]　√　以上实验说明Mg(OH)2可以转化为Cu(OH)2，所以Cu(OH)2的溶度积比Mg(OH)2小。
1．(2025·河北承德模拟)分别进行下列操作，由现象得出的结论正确的是(　　)
微考点1　溶度积大小的比较
选项 操作 现象 结论
A 将稀硫酸和Na2S反应生成的气体通入AgNO3与AgCl组成的悬浊液中 出现黑色沉淀 Ksp(AgCl)>
Ksp(Ag2S)
选项 操作 现象 结论
B 向盛有2 mL 0.1 mol·L－1 AgNO3溶液的试管中滴加1 mL 0.1 mol·L－1NaCl溶液，再向其中滴加4～5滴0.1 mol·L－1 KI溶液 先有白色沉淀生成，后又产生黄色沉淀 Ksp(AgCl)>
Ksp(AgI)
C 向AgI悬浊液中滴入Na2S溶液 固体变黑 Ksp(Ag2S)>
Ksp(AgI)
D 将H2S气体通入浓度均为0.01 mol·L－1的ZnSO4和CuSO4溶液中 先出现CuS黑色沉淀 Ksp(CuS)<
Ksp(ZnS)
[答案]　D
[解析]　生成的硫化氢会与硝酸银溶液反应生成硫化银沉淀，没有沉淀的转化，无法判断Ksp(AgCl)、Ksp(Ag2S)的大小，A错误；AgNO3溶液过量，KI直接与AgNO3反应，无法判断Ksp(AgCl)与Ksp(AgI)的大小关系，B错误；溶度积常数大的物质能转化为溶度积常数小的物质，AgI悬浊液中滴入Na2S溶液，固体变黑，Ag2S与AgI虽属于不同类型的沉淀，但Ksp(Ag2S)与Ksp(AgI)相差较大，故可以直接比较大小，说明Ksp(Ag2S)< Ksp(AgI)，C错误；难溶的物质先沉淀出来，说明Ksp(CuS)2．下列说法正确的是(　　)
A．相同温度下，溶度积越大，溶解度越大
B．相同温度下，BaCO3在水中和在Na2CO3溶液中的Ksp相等
C．向MgCO3悬浊液中，加入MgCO3固体，溶液中c(Mg2＋)增加
D．已知常温下Ksp(AgCl)＝1.8×10－10，则常温下饱和AgCl溶液中c(Ag＋)为9×10－5 mol/L
[答案]　B
3．(2025·湖南长沙模拟)已知25 ℃时，一些难溶物质的溶度积常数如下：
化学式 溶度积
Zn(OH)2 5×10－17
ZnS 2.5×10－22
AgCl 1.8×10－10
Ag2S 6.3×10－50
MgCO3 6.8×10－6
Mg(OH)2 1.8×10－11
[答案]　C
[解析]　根据溶度积常数可知，溶解度：ZnS溶解度与Ksp的大小比较
沉淀转化一般是难溶物向更难溶物质转化，体现了溶解度的大小；
对于相同类型的沉淀，溶解度越大，则Ksp越大，反之则越小；
对于不同类型的沉淀，则需要由溶解度去做具体计算，才能比较Ksp的大小。
1
2
3
微考点2　溶度积的有关计算
(2)向0.10 mol·L－1硫酸铜溶液中加入氢氧化钠稀溶液充分搅拌，有浅蓝色Cu(OH)2沉淀生成，当溶液的pH＝8时，c(Cu2＋)＝________ mol·L－1(已知Ksp[Cu(OH)2]＝2.2×10－20)。若在0.10 mol·L－1硫酸铜溶液中通入过量H2S气体，使Cu2＋完全沉淀为CuS，此时溶液中的H＋浓度为________mol·L－1。
[答案]　(1)5　(2)2.2×10－8　0.20
[答案]　(1)5　(2)6
(3)有关数据如表所示：
化合物 Zn(OH)2 Fe(OH)2 Fe(OH)3
Ksp近似值 10－17 10－17 10－39
用废电池的锌皮制备ZnSO4·7H2O的过程中，需除去锌皮中的少量杂质铁，其方法是加稀H2SO4和H2O2溶解，铁变为________，加碱调节至pH为________时，铁刚好沉淀完全(离子浓度小于1×10－5 mol·L－1时，即可认为该离子沉淀完全)；继续加碱至pH为________时，锌开始沉淀(假定Zn2＋浓度为0.1 mol·L－1)。若上述过程不加H2O2后果是________，原因是____________________________________________。
1
2
3
考点三 沉淀溶解平衡图像
1．两类沉淀溶解平衡图像
(1)沉淀溶解平衡——浓度图像
①典型示例(以某温度下AgBr在水中的沉淀溶解平衡曲线为例)
②图中点的变化及分析
a→c 曲线上变化，增大c(Br－)
d→c 加入AgNO3(忽略溶液体积变化)
c→a 曲线上变化，增大c(Ag＋)
曲线上方的点表示有沉淀生成，曲线下方的点表示不饱和溶液，曲线上的点处于平衡状态 (2)沉淀溶解平衡——对数图像
类型①：正对数[lg c(M＋)～lg c(R－)]曲线
以CuS、 ZnS为例
曲线可 知信息 ①曲线上各点的意义：每条曲线上任一点都表示饱和溶液，曲线上方的任一点均表示过饱和溶液，此时有沉淀析出，曲线下方的任一点均表示不饱和溶液
ZnS曲线：a点表示饱和溶液，c点表示不饱和溶液
CuS曲线：b点表示饱和溶液，c点表示过饱和溶液
②计算Ksp：由曲线上面给定数据可以计算CuS、ZnS的Ksp
③比较Ksp大小：Ksp(ZnS)>Ksp(CuS)
类型②：负对数[－lg c(M＋)～－lg c(R－)]曲线
2.沉淀滴定曲线
沉淀滴定曲线是沉淀滴定过程中构成难溶电解质的离子浓度与沉淀剂加入量之间的关系曲线。如向10 mL 0.2 mol·L－1 CuCl2溶液中滴加0.2 mol·L－1的Na2S溶液：
滴定曲线 曲线可知信息
①曲线上各点的意义：曲线上任一点(a、b、c点)都表示饱和溶液
②计算Ksp：由b点恰好完全反应可知c(Cu2＋)＝
10－17.7，进而求出Ksp＝10－17.7×10－17.7＝10－35.4
③比较a、b、c三点水的电离程度大小
1．(2025·湖南正源中学高三模拟)T1 ℃时，AgCl、AgBr在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示(X表示Cl或Br)，Ksp(AgCl)>Ksp(AgBr)。下列说法正确的是(　　)
微考点1　沉淀溶解平衡浓度图像分析
A．L1代表AgCl在水中的沉淀溶解平衡曲线
B．其他条件不变，增大c(X－)，N点会向P点移动
C．AgCl在水中和氯化钠溶液中的溶解度相同
D．向2 mL 0.5 mol·L－1 NaCl溶液中加入3～4滴0.1 mol·L－1 AgNO3溶液，得到白色沉淀，再滴加0.1 mol·L－1 NaBr溶液，出现浅黄色沉淀，可以证明Ksp(AgCl)>Ksp(AgBr)
[答案]　D
2．在T ℃时，铬酸银(Ag2CrO4)在水溶液中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。下列说法中不正确的是(　　)
[答案]　C
3．(2025·山东肥城模拟)25 ℃时，Fe(OH)2和Cu(OH)2的饱和溶液中，金属阳离子的物质的量浓度的负对数[－lg c(M2＋)]与溶液pH的变化关系如图所示，已知该温度下Ksp[Cu(OH)2]微考点2　沉积溶解平衡对数图像
A．线a表示Fe(OH)2饱和溶液中的变化关系
B．除去CuSO4溶液中含有的少量Fe2＋，可加入适量CuO
C．当Fe(OH)2和Cu(OH)2沉淀共存时，溶液中c(Fe2＋)∶c(Cu2＋)＝104.6∶1
D．向X点对应的饱和溶液中加入少量NaOH固体，可转化为Y点对应的溶液
[答案]　C
4．(2023·全国甲卷)下图为Fe(OH)3、Al(OH)3和Cu(OH)2在水中达沉淀溶解平衡时的pM－pH关系图(pM＝－lg[c(M)/(mol·L－1)]；c(M)≤10－5 mol·L－1可认为M离子沉淀完全)。下列叙述正确的是(　　)
[答案]　C
解决对数图像问题必用对数计算
将溶液中某一微粒的浓度[如c(A)]取常用对数，即lg c(A)，反映到图像中是：
若c(A)＝1时，lg c(A)＝0；
若c(A)>1时，lg c(A)取正值且c(A)越大，lg c(A)越大；
若c(A)<1时，lg c(A)取负值，且c(A)越大，lg c(A)越大，但数值越小；
1
2
3
当坐标表示浓度的对数时，要注意离子浓度的换算，如lg c(X)＝a，则c(X)＝10a；
当坐标表示浓度的负对数[－lg c(X)＝pX]时，pX越大，c(X)越小，c(X)＝10－pX。
5
4
5．(2022·湖南卷)室温时，用0.100 mol·L－1的
标准AgNO3溶液滴定15.00 mL浓度相等的Cl－、Br－
和I－混合溶液，通过电位滴定法获得lg c(Ag＋)与
V(AgNO3溶液)的关系曲线如图所示[忽略沉淀对离子
的吸附作用。若溶液中离子浓度小于1.0×10－5 mol·L－1时，认为该离子沉淀完全。Ksp(AgCl)＝1.8×10－10，Ksp(AgBr)＝5.4×10－13，Ksp(AgI)＝8.5×10－17]。下列说法正确的是(　　)
微考点3　沉淀滴定曲线分析
A．a点：有白色沉淀生成
B．原溶液中I－的浓度为0.100 mol·L－1
C．当Br－沉淀完全时，已经有部分Cl－沉淀
D．b点：c(Cl－)>c(Br－)>c(I－)>c(Ag＋)
[答案]　C
6．已知：pAg＝－lg c(Ag＋)，Ksp(AgCl)＝1×10－12。如图是向10 mL AgNO3溶液中逐渐加入0.1 mol·L－1的NaCl溶液时，溶液的pAg随着加入NaCl溶液的体积变化的图像(实线)。[提示：Ksp(AgCl)>Ksp(AgI)]
(1)原AgNO3溶液的物质的量浓度为________mol·L－1。
(2)图中在x点时加入NaCl溶液的体积为________。
(3)相同温度下，AgCl在热水中溶解度________(填“>”“<”或“＝”)在NaCl溶液中的溶解度。
(4)若将0.1 mol·L－1的NaCl换成0.1 mol·L－1 NaI，用虚线在原图中画出x点后的图像。
[答案]　(1)1　(2)100 mL　(3)>
(4)
1.(2024·黑、吉、辽卷，15,3分)25 ℃下，AgCl、AgBr和Ag2CrO4的沉淀溶解平衡曲线如下图所示。某实验小组以K2CrO4为指示剂，用AgNO3标准溶液分别滴定含Cl－水样、含Br－水样。
已知：①Ag2CrO4为砖红色沉淀；
②相同条件下AgCl溶解度大于AgBr；
③25 ℃时，pKa1(H2CrO4)＝0.7，
pKa2(H2CrO4)＝6.5。
[答案]　D
2．(2024·江西卷，13,3分)废弃电池中锰可通过浸取回收。某温度下，MnSO4在不同浓度的KOH水溶液中，Mn(Ⅱ)的分布系数δ与pH的关系如图。下列说法正确的是(　　)
[答案]　C
[答案]　D
[解析]　
[答案]　C
4．溶度积规则中的三个关系
(1)Qc(2)Qc＝Ksp：溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态。
(3)Qc>Ksp：溶液过饱和，有沉淀析出。
5．沉淀溶解平衡图像题的解题策略
第一步：明确图像中横、纵坐标的含义
横、纵坐标可以是c(M)，也可以是－lg c(M)或lg c(M)，其中M为难溶电解质电离出的离子。
第二步：理解图像中的线上点、线外点的含义
以AgCl的沉淀溶解平衡曲线图为例
(1)在该沉淀溶解平衡图像上，曲线上的任意一点都达到沉淀溶解平衡状态，此时Qc＝Ksp；曲线上的任意一点，在温度不变时，无论改变哪种离子的浓度，另一种离子的浓度只能在曲线上变化，不会出现在曲线外的点；
(2)曲线上方区域的点均为过饱和溶液，此时Qc>Ksp；
(3)曲线下方区域的点均为不饱和溶液，此时Qc(4)溶度积只是温度的函数，在同一曲线上的点，溶度积相同；
(5)从图像中找到数据，根据Ksp表达式计算得出Ksp的值；
(6)根据题中信息计算Qc的大小，比较Qc与Ksp的大小，判断溶液中有无沉淀析出。
注意：所代入的离子浓度一定是混合溶液中的离子浓度，因此计算离子浓度时，所代入的溶液体积一定是混合溶液的体积。

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