2_精讲册-第十章　水溶液中的离子反应与平衡_2026版教学资源包_202653高考总复习A版_广东版_2026版.广东版.选考总复习.化学.5·3A版_二、教师用书PDF_第十章水溶液中的离子反应与平衡

第十章 水溶液中的离子反应与平衡
第 1 节 弱电解质的电离平衡
5%# 续表
平衡移 导电
一、弱电解质的电离平衡 条件变化 CH３COOHc( ＋ )
动方向 电离程度 H 性
1.强电解质和弱电解质
加少量冰醋酸 向右 减小 增大 增强

* *?BUF-,0 加少量浓盐酸 向左 减小 增大 增强
! *.
?
#"GF
B *?BUF-! ,0 加少量
*. 向左 减小 减小 增强
固体
CH３COONa
2.弱电解质的电离平衡
加少量 固体 向右 增大 减小 增强
NaOH
建立与特征
(１)
注意 电离平衡右移,电离程度不一定增大.如增大
弱电解质的浓度,电离平衡右移,但电离程度减小.
电解质溶液的导电能力 取决于自由移动离子
(３) :
的浓度和离子所带电荷数 自由移动离子的浓
,
度越大 离子所带电荷数越多 导电能力越强
、 , .
注意 电解质溶液的导电能力与电解质的强弱无必
影响因素
(２) 然关系,强电解质溶液的导电能力不一定强,如 .
BaSO４
*?B+*. &D/U 二、电离平衡常数
P#U*.= /U*
#
./  1.表达式 以一元弱酸 为例
: HA ,HA 􀜩􀜑􀜨
!/FU*.= /U c ＋ c －
. " *./ U * H ＋ ＋A － , K a＝ (H c )􀅰 (A ) .
* ?B" U*.= (HA)
= /U*./ 注意 弱酸的电离平衡常数用K 表示,弱碱的电离
2+
a
 平衡常数用K 表示.
 *?B*.*+
* . b
/.+*?BU*.=E
 2.特点 多元弱酸分步电离 各级电离平衡常数
/U*./ : ,
的大小关系是K K K 故其酸性
6*?B*.*+ a１≫ a２≫ a３􀆺􀆺

/. +'BU*.= 主要取决于第一步电离
 .
/U*./ 
3.影响因素
以 的醋酸溶液
０．１mol􀅰L －１ [CH３COOH
(１)
内因
:
弱电解质本身的性质
.
􀜩􀜑􀜨 H ＋ ＋CH３COO － (Δ H ＞０)] 为例 , 改变 (２) 外因 : 只与温度有关 , 温度升高 , K a 增大 .
条件后 有如下变化
4.应用
, :
平衡移 导电
应用 举例
条件变化 CH３COOHc(
＋
)
动方向 电离程度 H 性
判断弱酸酸性
升高温度 向右 增大 增大 增强 或弱碱碱性 K a(HF)＞ K a(HClO), 则同浓度溶
( )液的酸性
加少量水 向右 增大 减小 减弱 的相对强弱 :HF＞HClO
第十章 水溶液中的离子反应与平衡 ９９
􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋续表 相同 相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较
(２) pH、
应用 举例
盐酸 醋酸溶液
K K
a１ (H２CO３)＞ a (HClO)＞ c ＋ 相同
判断酸与盐的 K 无论 是否过量 (H )
a２(H２CO３), CO２ ,
反应能否发生 与 溶液反应的化学方程 c ( 酸 ) 小 大
CO２ NaClO
强酸制弱酸 式均 为 中和碱的能力 小 大
( ) NaClO＋CO２ ＋H２O 􀪅􀪅
与足量活泼金属反
NaHCO３＋HClO
少 多
c － 应产生 的量
稀释氨水
,
判断
c
(OH ) 的变
H２
(NH３􀅰H２O)
与金属反应的起始速率 相同
判断溶液中粒 化趋势 可根据K 的
, b(NH３􀅰H２O)
子浓度比值的 表 达 式 将 该 比 值 转 化 为 2.一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH COOH)稀释图
3
变化 K
b(NH３􀅰H２O)稀释过程中分子 像的比较
c ＋ ,
(NH４)
不变 分母减小 故比值增大 相同体积 相同物质的量浓度的盐酸 醋酸溶液
, , (１) 、 、
时 的K
－７
２５℃ ,H２CO３ a１＝４．５×１０ 、
判断酸式酸根 K －１１ － 的水解常
a２＝４．７×１０ ,HCO３
离子的电离和
K －１４
数 K W １×１０
水解程度的相 h＝K ＝ －７ ≈２．２×
a１ ４．５×１０
对大小 －８ K 故 － 的水解程度大
１０ ＞ a２, HCO３ 加水稀释相同的倍数 加水稀释到相同的
于其电离程度 , pH,
醋酸溶液的 大 盐酸中加入的水多
pH
5.电离平衡相关计算（以弱酸 HA 为例）
相同体积 相同 的盐酸 醋酸溶液
(２) 、 pH 、
计算类型 计算过程
＋ －
HA 􀜩􀜑􀜨 H ＋ A
起始c始(HA)
０ ０
① 已知c始(HA) 平衡c始(HA)－ c (H ＋) c (H ＋) c (H ＋)
和c (H ＋ ), 求 则K c (H ＋ )􀅰 c (A － )
K a(HA) a(HA)＝ c (HA) ＝ 加水稀释相同的倍数 , 加水稀释到相同的 pH,
c２ (H ＋ ) c２ (H ＋ ) 盐酸的 大 醋酸溶液中加入的水多
c始(HA)－ c
(H
＋
)
≈c始(HA) pH
②
已知c始(HA)由
于 K
c２
(H
＋
) 则
3.强酸、弱酸的判断方法
和K
a(HA),
求 a (HA)≈c始(HA) ,
实验方法 结论
c (H ＋ ) c (H ＋ )≈ K a(HA)􀅰 c始(HA) 常温下 测 为强酸
① , ０．０１mol􀅰 pH＝２,HA ;
三、强酸、弱酸的比较与判断方法 溶液的 为弱酸
－１
L HA pH pH＞２,HA
1.一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH COOH)的比较 常温下 测 溶液 为强酸
3 ② , NaA pH＝７,HA ;
的 为弱酸
相同物质的量浓度 相同体积的盐酸与醋酸 pH pH＞７,HA
(１) 、 测相同 的 溶液 若 溶液的 变化
溶液的比较 ③ pH HA HA pH
和盐酸稀释相同倍数前 比盐酸的小 则 为
, HA
盐酸 醋酸溶液 后的 变化 弱酸
pH
测 等 体 积 等 的 若 溶液消耗
c
(H
＋
)
大 小 ④ 、 pH HA NaOH
溶液和盐酸分别中和 的物质的量比盐酸的
小 大 HA
pH 的物质的量 多 则 为弱酸
中和碱的能力 相同 NaOH , HA
测等体积 等物质的量 若 溶液与锌粒反应
⑤ 、 HA
与足量活泼金属反应
浓度的 溶液和盐酸 的速率比盐酸与锌粒反
相同
HA
产生 的量
分别与颗粒大小相同的 应的速率慢 则 为
H２
, HA
与金属反应的起始速率 快 慢 锌粒反应的速率 弱酸
１００ 5年高考 3年模拟 A版 高考化学
􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋即练即清 －
学生用书 P97 HCOO
－ ２－
１关于常温下 －１ 的醋酸溶液 下列 B．２CN ＋H２O＋CO２􀪅􀪅２HCN＋CO３
． ０．１mol􀅰L ,
中和等体积 等 的 溶液和
叙述正确的是 C． 、 pH HCOOH
( )
溶液消耗 的量 前者小于后者
溶液中c ＋ c － HCN NaOH :
A． (H )＝ (CH３COO )
时 反应
－
加水稀释后 溶液中所有离子的浓度均减小 D．２５℃ , HCOOH＋CN 􀜩􀜑􀜨 HCN＋
B． ,
的化学平衡常数约为
－ ５
加入少量醋酸钠晶体后 溶液的 增大 HCOO ３．６７×１０
C． , pH
答案 B
加入等体积 的 溶液后
D． 、pH＝１３ NaOH ,
３能证明乙酸是弱酸的实验事实是
c ＋ c － ． ( )
(Na )＝ (CH３COO )
溶液与 反应放出
答案 C A．CH３COOH Zn H２
溶液的 大于
２部分弱电解质的电离平衡常数如下表 B．０．１mol/LCH３COONa pH ７
． :
溶液与 反应生成
弱电解质 C．CH３COOH Na２CO３ CO２
HCOOH HCN H２CO３ 溶液可使紫色石蕊
电离平衡常K K K －７ D．０．１mol/LCH３COOH
a＝１．８× a＝４．９× a１＝４．５×１０
数( ) －４ －１０ K －１１ 变红
２５℃ １０ １０ a２＝４．７×１０
下列说法错误的是 答案 B
( )
结合 的能力
＋ ２－ － －
A． H :CO３ ＞CN ＞HCO３ ＞
第十章 水溶液中的离子反应与平衡 １０１
􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋
第 2 节 溶液的酸碱性 酸碱中和滴定
5%# 水的离子积常数
(３)
=D , D ) eD 0)
一、水的电离和溶液的酸碱性 8
 #U, f
1.水的电离 8
 # UP#U, 
水的电离平衡 8
＋ －
(１) :H２O􀜩􀜑􀜨H ＋OH .
, E*3!UE*/+
影响因素 E* 8
(２) *?B#"
温度升高 促进水的电离
, A !#"  ) 
① , .  8
加入酸或碱 抑制水的电离 0)U ># U, 
8
② , .
加入能水解的盐 促进水的电离
③ , . 注意 K W 表达式中的c( H ＋ )和c( OH － )不一定都
是由水电离出来的,指的是溶液中的c(
＋
)和c(
－
).
水的 H OH
溶液中 溶液中 溶液的
2.溶液的酸碱性和 pH
条件变化 电离 K
c( ＋ )c( － )pH 酸碱性 W
平衡 H OH 溶液的酸碱性
(１)
升高温度 右移 增大 增大 减小 中性 增大
c(H＋ )与c(OH－ )
pH c(H＋ )/(mol􀅰L－１ )
大小的比较
加酸 左移 增大 减小 减小 酸性 不变
加碱 左移 减小 增大 增大 碱性 不变 酸性 ＜７ ＞１０ －７ c (H ＋ )＞ c (OH － )
中性 －７ c ＋ c －
加 右移 减小 增大 增大 碱性 不变 ＝７ ＝１０ (H )＝ (OH )
入
Na２CO３
碱性 －７ c ＋ c －
盐 右移 增大 减小 减小 酸性 不变 ＞７ ＜１０ (H )＜ (OH )
NH４Cl 适用的
常温下 任何温度
加入 右移 减小 增大 增大 碱性 不变 温度
Na
􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋溶液的 滴定终点溶液为中性时,用甲基橙或酚酞作指示剂均
(２) pH ④
可.例如用盐酸滴定 溶液.
计算公式 c ＋ NaOH
① :pH＝－lg (H ).
3.实验操作
适用范围 稀溶液 数值在 之间
② : , ０~１４ .
滴定前的准备
表示意义 溶液酸碱性的强弱 越小 酸性 (１)
③ : ,pH ,
滴定管 检漏 洗涤 润洗 装液 调液
越强 ① : → → → →
.
面 记录
溶液 计算的一般思维模型 → .
(３) pH
锥形瓶 注碱液 加指示剂
F+ ② : → .
/F 注意 向滴定管内添加液体时,一般要加到“”刻
a． ０
! 3
度以上.如果排气泡时用的液体过多,排完气泡后要补
FF F #"
# #" O ) U
加液体.滴定前要将液体的凹液面调至“”刻度或“”刻
０ ０
!D ) 度以下,并记录数据.
F-
Q) MH
D )
排气泡的方法:
# ! 3 b．
如果酸式滴定管内部有气泡,应快速放液以
#"
-- - O 0) 
赶出气泡;如果碱式滴定管内部有气泡,赶
# #" D 0) U 出碱式滴定管胶管中气泡的方法如图所示.
, !
-+ D ) 8 滴定
/F (２)
二、酸 碱 中 和 滴 定 (以 标 准 盐 酸 滴 定 待 测
NaOH 溶液为例)
1.原理
c 标 V 标
c 测 ( )􀅰 ( ) 终点判断
( )＝ V 测 (３)
( )
等到滴入最后半滴标准液时溶液变色 且半
2.实验用品 ,
分钟内不恢复原来的颜色 视为滴定终点 记
仪器 酸式滴定管 碱式滴定管 滴定管夹 , ,
(１) : 、 、 、
录用去标准液的体积 读数精确至
烧杯 铁架台 锥形瓶 ( ０．０１mL).
、 、 .
4.数据处理



 U ()"
$ F$0
 F 按上述操作重复 次 求出用去标准盐酸

0 
A1-  60()) -$0 ２~３ ,

N- 体 积 的 平 均 值 根 据 c
, (NaOH)＝
c V
注意 滴定管的选择 (HCl)􀅰 (HCl)计算
V .
酸性、氧化性溶液一般用酸式滴定管盛装,因为其易腐 (NaOH)
①
蚀橡胶. 注意 若有异常数据,则应该舍弃异常数据后再求平
碱性溶液一般用碱式滴定管盛装,因为其易腐蚀玻璃, 均值.
②
致使玻璃活塞无法打开.
5.误差分析
使用聚四氟乙烯活塞的滴定管为酸碱通用滴定管.
③
可将所有误差都归结到对V 的影响上
试剂 标准液 待测液 指示剂 蒸馏水 (HCl) .
(２) : 、 、 、 .
注意 指示剂的选择 操作 具体内容 误差
不用石蕊作中和滴定的指示剂,颜色变化不明显.
① 酸式滴定管未用盐酸润洗 偏高
滴定终点溶液为碱性时,用酚酞作指示剂.例如用
②
溶液滴定醋酸溶液.
仪器洗涤 碱式滴定管未用 溶液润洗 偏低
NaOH NaOH
滴定终点溶液为酸性时,用甲基橙作指示剂.例如用
③
锥形瓶用 溶液润洗 偏高
盐酸滴定氨水.
NaOH
１０２ 5年高考 3年模拟 A版 高考化学
􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋续表 强酸起点低 强酸滴定强碱 弱碱的曲线 强
; 、 ,
操作 具体内容 误差 碱起点高
.
突变范围不同 强碱与强酸反应 强酸与强
滴定前有气泡 滴定后无气泡 偏高
, (２) : (
气泡处理
碱反应 的突变范围大于强碱与弱酸反应
滴定前无气泡 滴定后有气泡 偏低 )
,
强酸与弱碱反应 的突变范围
盐酸滴出瓶外 偏高 ( ) .
滴定 即练即清
学生用书 P99
振荡时瓶内溶液溅出 偏低
１为测定工业烧碱样品中 的质量分数
前仰后平 偏低 ． NaOH ,
用标准盐酸滴定 若测得的 质量分数
, NaOH
读数 前平后仰 偏高
偏低 可能的原因是
, ( )
前仰后俯 偏低
配制待测液时 转移过程中洗涤烧杯和玻
A． ,
滴定终点时滴定管尖嘴悬一滴溶液 偏高 璃棒 次
２~３
其他 锥形瓶用蒸馏水洗涤后 再用待测液润洗
指示剂变色即停止滴定 半分钟内
, 偏低 B． ,
恢复原来的颜色 盛放标准盐酸的滴定管未用标准液润洗
C．
滴定时 锥形瓶摇晃剧烈 有少量液体溅出
三、滴定曲线(pH 曲线)分析 D． , ,
答案 D
1.强酸与强碱滴定过程中的 pH 曲线
２常温下 关于下列溶液的说法不正确的是
以 －１ 溶 液 滴 定 ． ,
( ０．１０００ mol􀅰L NaOH
－１
盐酸为例 ( )
２０．００mL０．１０００mol􀅰L )
编号
① ② ③ ④ ⑤
溶液氨水 氢氧化钠溶液 盐酸醋酸溶液 氯化钠溶液
pH １１ １１ ３ ３ ７
水电离出的 浓度
＋
A． H :①＝②＝③＝④＝
－４
⑤×１０
分别加水稀释至 倍 溶液的
B． １０ , pH:①＞
2.强酸（碱）与强碱（酸）、弱碱（酸）的滴定
②＞⑤＞③＞④
曲线比较
两溶液等体积混合所得溶液中水的
C．①、③
氢氧化钠溶液滴定等浓 盐酸滴定等浓度 等体积
、 电离程度大于 溶液
⑤
度 等体积的盐酸 醋酸 的氢氧化钠溶液 氨水的
、 、 、 V 溶液与V 溶液混合 若混合溶
溶液的滴定曲线 滴定曲线 D．１L② ２L③ ,
液 则V V 忽略溶液体
pH＝４, １∶ ２＝９∶１１(
积变化
)
答案 C
３室温下 向
－１
盐酸
． , ２０．００mL０．１０００mol􀅰L
中滴加 溶液 溶液
－１
０．１０００mol􀅰L NaOH ,
的 随 溶液体积的变化如图 已知
pH NaOH .
曲线起点不同 强碱滴定强酸 弱酸的曲线 下列说法不正确的是
(１) : 、 , lg５＝０．７. ( )
第十章 水溶液中的离子反应与平衡 １０３
􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋与盐酸恰好完全反应时
A．NaOH ,pH＝７
选择变色范围在 突变范围内的指示剂
B． pH ,
可减小实验误差
选择甲基红指示反应终点 误差比甲基橙的大
C． ,
V 时
D．(NaOH)＝３０．００mL ,pH＝１２．３
答案 C
１０４ 5年高考 3年模拟 A版 高考化学
􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋
第 3 节 盐类的水解
5%# 外因
(２)
1.盐类水解的相关概念 水解产物
外因及其变化 水解平衡 水解程度
的浓度
盐类水解是指在水溶液中 盐电离产生的
,
离子与水电离产生的 或 结合生成 温度 升温 右移 增大 增大
＋ －
H OH
弱电解质的反应 水解反应是可逆的 是 增大 加
. , ( 右移 减小 增大
溶质
微弱的 它是酸碱中和反应的逆反应 是吸 )
, , 浓度
热反应 减小 加
. ( 右移 增大 减小
水稀释
2.盐类水解规律 )
/B$MF-+U 外加 加酸 弱碱阳离子水解程度减小
!?U !?UFU)$/ $)$00)U
 酸 碱
BB!? , #"-U 、 加碱 弱酸阴离子水解程度减小
/B$/ $)$00/B

5.水解方程式的书写
/)$MF-+U#"
 一般来说 盐类水解的程度不大 应该用
+ FU$)$00/B-F
 (１) , ,
1 +U#"-U, $)$00) 

! AA B  表示 盐类水解一般不会产生沉淀
? U 
,
C
/)

e)

0 U$)

$00/)

“􀜩􀜑􀜨” .
>  #"DU, B )$00) 和 气 体 所 以 一 般 不 用 符 号 和
 , /)e)0 U)$00/)#" , “↓”
C   
F 如
“↑”. :
+!?/ , #"Q)U Cu ２＋ ＋２H２O􀜑􀜩􀜨Cu(OH)２＋２H ＋
+F+ /B$0 /B)$0
   ＋ ＋
NH４ ＋H２O􀜑􀜩􀜨 NH３􀅰H２O＋H
3.酸式盐溶液酸碱性的判断
多元弱酸盐的水解是分步进行的 水解方程
(２) ,
*.U!?U#"
F+F+ 式分步书写 如 的水解反应
FU/B)40  . Na２CO３ :
F ２－ － －

8FF .+*./ CO３ ＋H２O􀜑􀜩􀜨 HCO３ ＋OH
+ !?/U#"FU
－ －
/B)40/B)10/B)$0 HCO３ ＋H２O􀜩􀜑􀜨 H２CO３＋OH
    
F+ 相互促进的水解反应
F+ (３)
8FF .+*./
弱酸阴离子和弱碱阳离子会相互促进水解
!?/U#"-U .
/B)$0/B)10/B)4 若水解产物均为容易脱离反应体系的溶解
  
4.盐类水解的影响因素 度较小的物质 如溶解度不大的气体或沉
(
内因 盐本身的性质 淀 则其相互促进水解的程度非常大 水解
(１) : . ), ,
􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋反应认为完全进行 应用 表 续表
, “􀪅􀪅”“↑”“↓”
示 如 应用 示例
３＋ －
, Al ＋３HCO３ 􀪅􀪅 Al(OH)３↓＋
若水解产物中有溶解度较大的物 判断 物 质 间 因 ＋ 水解使溶液显酸性 将
３CO２↑; NH４ , Mg
能否反应 加入 溶液中会产生
质 无法脱离反应体系 虽水解反应能相互
NH４Cl H２
( ),
促进 但水解程度还是较小 如 加热 浓 缩 某
, , NH４ ＋ ＋ 浓缩 溶液 蒸干得氢氧
些盐溶液时 FeCl３、AlCl３ ,
, 化物 灼烧得金属氧化物
CH３COO － ＋H２O􀜩􀜑􀜨CH３COOH＋NH３􀅰 要考虑水解 ,
与 可大量共存
＋ －
H２O,NH４ CH３COO . 配制 溶液时 将 固体溶
FeCl３ , FeCl３
注意 ２＋ 与 － 、[ ( )] － 与 － 的反 配制 保存某 解在浓盐酸中 然后加水稀释 保存
Mn HCO３ AlOH ４ HCO３ 、 , ;
应不是相互促进的水解反应,前者是 － 电离出的 些盐溶液时 等碱性盐溶液不能用磨口
HCO３ , Na２CO３
２－ 与 ２＋ 反应,后者是 － 电离出的 ＋ 与 要考虑水解 玻璃塞 保存 溶液不能用玻
CO３ Mn HCO３ H , NH４F
[ ( )] － 反应. 璃瓶
AlOH ４
盐的水解常数 以
６． ( A － ＋H２O􀜩􀜑􀜨HA＋OH － 泡沫灭火器 主要成分为
[ NaHCO３
为例
溶液和 溶液 工作原理
) Al２(SO４)３ ] :
表达式 K c (HA)􀅰 c (OH － ) Al ３＋ ＋３HCO３ － 􀪅􀪅 Al(OH)３↓＋
(１) : h＝ c －
(A ) ３CO２↑
K 与K K 的关系
(２) h W、 a 明矾作净水剂 :Al ３＋ ＋３H２O 􀜩􀜑􀜨
c c － c ＋ K 胶体 ＋
K (HA)􀅰 (OH )􀅰 (H ) W Al(OH)３( )＋３H
h＝ c － c ＋ ＝K
(A )􀅰 (H ) a
生活 生产中 化肥的使用 铵态氮肥与草木灰不
K 、 :
注意 的第一步水解常数 K W; 的应用 能混用
①Na２CO３ h＝K
a２
K
的水解常数K W. 水解常数只受温度 除锈剂 与 溶液显酸
NaHCO３ h＝K ② :NH４Cl ZnCl２
a１
性 可以与金属表面的氧化物反应
影响.水解反应是吸热反应,故K 随温度升高而增 , ,
h
作焊接金属的除锈剂
大.K 越大,水解趋势越大. 根据电离常数与水解
h ③
常数的大小关系可判断弱酸的酸式盐溶液的酸碱性.
热的纯碱溶液清洗油污 加热促进
例如根据K ( － ) K ( )可知 溶 :
h HCO３ ＞ a２ H２CO３ NaHCO３ 溶液中
２－
的水解 溶液
液呈碱性. Na２CO３ CO３ ,
碱性增强 去污能力增强
,
7.盐类水解的应用
实验室制备 胶体
３＋
应用 示例 Fe(OH)３ :Fe ＋
△ 胶体 ＋
判断 溶 液 的 溶液显酸性 原因是 ３＋ 物质的制备 ３H２O􀪅􀪅Fe(OH)３( )＋３H
FeCl３ , Fe ＋
酸碱性 ３H２O􀜩􀜑􀜨Fe(OH)３＋３H ＋ 用 TiCl４ 制备 TiO２:TiCl４＋( x ＋２)H２O
x
等物质的量浓度的 􀪅􀪅TiO２􀅰 H２O↓＋４HCl
判断 弱 酸 的 NaX、NaY、NaZ
三种盐溶液的 分别为
酸性强弱 pH ８、９、１０, 即练即清
则酸性 学生用书 P101
:HX＞HY＞HZ
判断 溶 液 中 Al ３＋ 、Fe ３＋ 与 HCO３ － 、CO ２ ３ － 、SiO ２ ３ － 、 １ ．２５℃ 时 , 浓度均为 ０．２mol􀅰L －１ 的 NaHCO３
离子 能 否 大 － 等因相互促进水解的 溶液和 溶液中 下列判断不正确的是
[Al(OH)４] Na２CO３ ,
量共存 程度较大而不能大量共存
( )
第十章 水溶液中的离子反应与平衡 １０５
􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋均存在电离平衡和水解平衡 往混合液中滴加少量 溶液 可促进
A． D． NaOH ,
存在的粒子种类相同
＋
的水解 水解常数K 增大
B． CH３NH３ , h
c － 前者大于后者 答案 D
C．(OH )
分别加入 固体 恢复到原温度 ３下列实验中 均产生白色沉淀
D． NaOH , , ． , .
c ２－ 均增大
(CO３ )
答案 C
２甲胺 为一元弱碱 可与盐酸反应
． (CH３NH２) , 下列分析不正确的是
生成盐酸盐 用 表示 将 ( )
( CH３NH３Cl ). １０mL 与 溶液中所含微粒种类
溶液与 A．Na２CO３ NaHCO３
－１
０．１mol􀅰L CH３NH２ １０mL０１．mol􀅰 相同
盐酸混合 下列叙述不正确的是
－１
L . ( ) 能促进 水解
混合溶液呈酸性 加水稀释n
＋
增加 B．CaCl２ Na２CO３、NaHCO３
A． , ,(H ) 能促进 水解
甲胺在水中的电离方程式为 C．Al２(SO４)３ Na２CO３、NaHCO３
B． CH３NH２＋ 个实验中 溶液滴入后 试管中溶液
D．４ , , pH
＋ －
H２O􀜩􀜑􀜨CH３NH３ ＋OH 均降低
混合溶液中 c ＋ c －
C． : (CH３NH３ )＋ (Cl )＜ 答案 B
－１
０．１mol􀅰L
１０６ 5年高考 3年模拟 A版 高考化学
􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋
第 4 节 沉淀溶解平衡
5%# 3.影响沉淀溶解平衡的因素
ì内因:难溶电解质本身的性质(决定因素)
ï
1.沉淀溶解平衡
ï
ì浓度:加水稀释,平衡向溶解方向移动,但
ï ï
固体溶质溶解的过程是一个可逆过程
ï ï
: 影ï ï K 不变
ì ïv溶解 v结晶 固体溶解 响ï ï sp
＞ 温度:升温时,多数平衡向溶解方向移动,少
溶解 ï 沉ï ï
固体溶质
􀜩􀜑结􀜨晶
溶液中的离子í
ï
v溶解
＝
v结晶 溶解平衡
淀
ï
ï
ï
ï 数平衡向沉淀方向移动.如 ( ),
î ï v溶解
＜
v结晶 析出晶体 溶
解í
ï外
í
ï
升温时平衡向析出 (
Ca
)
O
的
H
方
２
因
沉淀溶解平衡的特点 逆 等 动 定 变 适用 平ï ï CaOH ２
: 、 、 、 、 ( 衡ï ï 向移动,即溶解度减小
ï ï
平衡移动原理 的
). 因
ï ï同离子效应:加入难溶电解质对应的离子,
ï ï
2.溶度积 素ï ï 平衡向沉淀方向移动
ï ï
" # T 










N"O BR O#N BR ï î ï 发生反应:加入可与难溶电解质对应离子反
=D N O ï
, <D "O >Ne<D #N >O ï
TQ î 应的物质,平衡向溶解方向移动
4.沉淀溶解平衡的应用
 2 , #
TQ
沉淀的生成
2 , U#"N U!" U (１)
TQ
#/> 2 , U!"#?='U 在溶液中 当Q K 时 就会生成沉淀 利
2 ,
TQ
U !" U,7D=
, ＞ sp , .
TQ 用生成沉淀可除去溶液中的杂质离子 常用
,
注意 某温度下,难溶电解质溶液在任意时刻下有关 方法
:
离子浓度幂的乘积为Q(离子积).
􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋K 的应用
方法 示例 (４) sp
应用 示例
用 等作沉淀剂 使某些金属离
加沉淀 Na２S、H２S ,
剂法 子 (Cu ２＋ 、Hg ２＋ 等 ) 生成极难溶的硫化物 根 据 沉 向浓度均为 ０．１mol􀅰L －１ ( 同浓度 ) 的
沉淀 等 淀 的 先 和 同类型 混合溶液中滴加
(CuS、HgS ) NaCl NaI( )
后 次 序 少量 溶液 少量沉淀剂 先出
, AgNO３ ( ),
除去 溶液中的 可加入
CuCl２ FeCl３, CuO、 比较K sp 现黄色沉淀 ( 先生成的沉淀的K sp 更
调节 Cu(OH)２、Cu２(OH)２CO３ 等消耗 H ＋ , 使 的大小 小 ), 则K sp(AgCl)＞ K sp(AgI)
法 平衡
３＋ ＋
pH Fe ＋３H２O􀜩􀜑􀜨Fe(OH)３＋３H 已知 K －３３
正向移动 生成 沉淀 : sp[Al(OH)３]＝１×１０ ,
, Fe(OH)３
K －３９
sp[Fe(OH)３]＝３×１０ ,pH＝７．１
注意 不可能使要除去的离子全部通过形成沉淀 时 开始沉淀 室温下 除去
①
Mn(OH)２ . ,
而除去.一般认为残留在溶液中的离子浓度小于 溶液中的 ３＋ ３＋ 又不使
１× MnSO４ Fe 、Al
１０ －５ mol 􀅰 L －１ 时,沉淀完全. 根据K sp Mn ２＋ 沉淀出来 , 由K sp[Al(OH)３]＞
判断两种溶液混合时是否有沉淀生成,要注意混合后 判 断 沉 K 可知 ３＋ 沉淀完全时
② sp[Fe(OH)３] ,Al
溶液体积改变引起的浓度变化,利用混合后的离子浓度 淀 某 离
３＋
早已沉淀完全 当
３＋
恰好沉淀
Fe , Al
计算出Q,再与K 进行比较. 子的 完全时 c ３＋ －５ －１
sp pH ,(Al )＝１０ mol􀅰L ,
范围
沉淀的溶解 K c ３＋ c３ －
(２)
sp[Al(OH)３]＝ (Al )􀅰 (OH )＝
－３３
此时c
－ －９．３
当Q K 时 沉淀就会溶解 常用方法 １×１０ , (OH )≈１０ mol􀅰
＜ sp , . : －１ c ＋ K c －
L , (H )＝ W/ (OH )＝
方法 示例 －４７． －１ 即 故需调节
１０ mol􀅰L , pH＝４．７,
溶液 范围为
pH ４．７≤pH＜７．１
酸 碱溶解法 用盐酸溶解
、 BaCO３
即练即清
氧化还原法 用硝酸溶解金属硫化物 等 学生用书 P103
(CuS、HgS )
１已知 下列物质的溶度积常数
生成配合物法用氨水溶解 生成 ＋ ． ２５ ℃ .FeS:
AgCl [Ag(NH３)２]
K －１８ K －３６
盐溶解法 用 溶液溶解
sp＝６．３×１０ ;CuS: sp＝１．３×１０ ;
NH４Cl Mg(OH)２ K －２４ 以下说法正确的是
ZnS: sp＝１．６×１０ .
沉淀的转化
(３) ( )
一般来说 若难溶电解质类型相同 则K 时 饱和 溶液中 的浓度为
, , sp A．２５℃ , CuS Cu ２＋
较大的沉淀易转化为K 较小的沉淀 若类
sp ; １．３ ×１０ －１８ mol􀅰L －１
型不同 沉淀的溶解度差别越大 越容易
时 的 溶 解 度 大 于 的 溶
, ,
B．２５ ℃ ,CuS ZnS
转化
解度
.
注意 一种沉淀可以转化为更难溶的沉淀,这是一般
因为 是强酸 故
规律,并不意味着溶解度小的沉淀不能转化为溶解度大 C． H２SO４ , CuSO４＋H２S􀪅􀪅
不能发生
的沉淀,沉淀转化的实质是沉淀溶解平衡的移动.如 CuS↓＋H２SO４
比 更难溶解,但将 沉淀加入饱和 向物质的量浓度相同的 的混
BaSO４ BaCO３ BaSO４ D． FeCl２、ZnCl２
溶液中,只要c( ２＋ )􀅰c( ２－ ) K ( ), 合液 中 加 入 少 量 只 有 沉 淀
Na２CO３ Ba CO３ ＞ sp BaCO３ Na２S, FeS
就可以缓慢转化为 .
BaSO４ BaCO３ 生成
答案 A
第十章 水溶液中的离子反应与平衡 １０７
􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋２下列现象不能用沉淀溶解平衡移动原理解释 中的少量硫化钠杂质
．
的是 答案 B
( )
相同温度下 在水中的溶解程度大于 ３ ３＋ 也有一定毒性 会污染水体 常温下
A． ,AgCl ．(５)Cr , ,
在氯化钠溶液中的溶解程度 要除去废液中多余的 调节 至少为
３＋
Cr , pH
浓 溶液滴入沸水中继续加热形成红 才能使铬离子沉淀完全 若溶液中
B． FeCl３ , [
褐色透明液体 离子浓度小于 认为该离子
－５
１．０×１０ mol/L,
自然界地表层原生铜矿变成 溶液 沉淀完全 的溶度积常数为
C． CuSO４ , ;Cr(OH)３ １．０×
向地下深层渗透 遇到难溶的 或
－３２
, ZnS PbS, １０ ].
慢慢转变为铜蓝 答案
(CuS) (５)５
加入少量 固体可以除去氯化钠溶液
D． AgCl
１０８ 5年高考 3年模拟 A版 高考化学
􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋
考法突破 19 溶液中微粒浓度关系判断
1.溶液中微粒浓度大小比较的原则 2.电解质溶液中的“三大守恒”规律
比较原则 示例 类型 含义 示例
溶液中 溶液中阳离子所带
①Na２CO３ , 溶液中c
＋
电荷 的正电荷总数等于 NaHCO３ : (Na )＋
２－ － －
CO３ ＋H２O􀜩􀜑􀜨 HCO３ ＋OH c ＋ c －
守恒 阴离子所带的负电 (H )＝ (HCO３ )＋
－ －
HCO３ ＋H２O􀜩􀜑􀜨 H２CO３＋OH c ２－ c －
单一盐溶液中 则c ＋ c ２－ c － 荷总数 ２(CO３ )＋ (OH )
(Na )＞ (CO３ )＞ (OH )＞
微粒浓度的比c － c 电解质溶液中 某
(HCO３)＞ (H２CO３) 元素 , －１ 溶液
较 需要考虑 溶液中 的水解程度 些离子发生电离或０．１mol􀅰L NaHCO３
, ②NaHCO３ ,HCO３ － 守恒 中c ＋ c －
离 电 子 离 的水解或 c 大 于 电 － 离 c 程 度 , 所 以 c c (N ２ a － ＋ )＞ ( 物料 水 的某 解 种 , 但 元 离 素 子 在 所 变 含 化 c (C : O ( ２ ３ N － a )＋ ) c ＝ ( ( H H ２C C O O ３ ３ ) )＋ ＝
(HCO３)＞
溶
(
液
H２
中
CO３)＞ (
的
CO
水
３
解
)
程度
守恒 )前后是守恒的 ０．１mol􀅰L －１
－
③NaHSO３ ,HSO３
小 于 电 离 程 度 则 c ＋ 溶液中
, (Na )＞ Na２CO３ :
c (HSO３ － )＞ c (SO ２ ３ － )＞ c (H２SO３) 电解质溶液中 , 分 B






 'B






B
相同浓度的 子或离子得到质子 )$0   ) $0
不 同 同 一 盐 离 溶 子 液 浓 中 度 NH４HSO４( N c H ) ４ 三 Cl 种 (a) 溶 、C 液 H３ 中 CO , O 因 NH Cl ４ － (b 对 )、 质 守 子 恒 (H ＋ ) 与 的 失 物 去 质 质 的 子 量 ) )   $ 0 0   ) ) )  0  ) 0)
＋ 的 水 解 无 影 响 － 对 (H ＋ )
的比较 , 要看 NH４ 的水解起促进作 、 用 CH３C 对 OO 相等 c (HCO３ － )＋２ c (H２CO３)＋
＋ ＋ ＋
溶液中其他离 NH４ 、H NH４ c ＋ c －
的水解起抑制作用 所以c
＋
由
(H )＝ (OH )
子的影响 , (NH４ )
大到小的顺序 溶液中存在元素守
:c＞a＞b Na２CO３
混合溶液中微粒 相同浓度的 NH４Cl 和 NH３􀅰H２O 的混 恒 : c (Na ＋ )＝２ c (CO ２ ３ － )＋
浓度的比较 , 要 合溶液中 , 因 NH３􀅰H２O 的电离程度 ２ c (HCO３ － )＋２ c (H２CO３),
综合分析水解因 大于 的水解程度 故浓度顺序为 三者关系 质子守恒式 电荷守恒c ＋ c ＋
NH４ ＋ , : :(Na)＋ (H )＝
素和电离因素带c (NH４ ＋ )＞ c (Cl － )＞ c (NH３􀅰H２O)＞ 可通过电荷守恒式与 c (HCO３ － )＋２ c (CO ２ ３ － )＋
来的影响 c
(OH
－
)＞
c
(H
＋
)
元素守恒式联立得到 c (OH － ), 两式联立消去
c ＋ 可得c －
注意 若两份溶液混合时发生反应,需先确定混合后
(Na ) (HCO３)＋
c c ＋
溶液的溶质组成及相应浓度,再分析微粒浓度的大小 ２(H２CO３)＋ (H )＝
c － 即质子守恒式
关系. (OH ),
􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋方法技巧 微粒浓度大小比较的常用方法 即练即清 学生用书 P105
()定性比较法
１ 典例 ( 天津, , 分)常温下 下列有关电
  ２０２１ １０３ ,
0 0 0
解质溶液的叙述正确的是
 >  >
( )
#B1
=' =' 在 －１ 溶液中c
A． ０．１mol􀅰L H３PO４ ,(H３PO４)＞
$)$00/B $)$00 )0
   )0






) 0) c － c ２－ c ３－
#" $)$00) 0)




  (H２PO４ )＞ (HPO４ )＞ (PO４ )


在
－１
溶液中c
＋
$)$00   $)$00)   B． ０．１mol􀅰L Na２C２O４ ,(Na )＋
   )






/B 






0) c ＋ c － c － c ２－
(H )＝ (OH )＋ (HC２O４)＋ (C２O４ )
在 溶 液 中
/B  0)  ) C． ０．１ mol􀅰 L －１ NaHCO３ ,
$)$00 $)$00)
  c c － －１
(H２CO３)＋ (HCO３ )＝０．１mol􀅰L
()定量比较法
２ 氨水和 溶液混合 形成 的溶液
守恒法 如 、 混合溶液中存 D． NH４Cl , pH＝９
① CH３COONaCH３COOH 中c － c ＋ c － c ＋
在电荷守恒:c(
－
) c(
－
) c(
＋
) ,(Cl )＞ (NH４ )＞ (OH )＞ (H )
CH３COO ＋ OH ＝ H ＋ 答案 A
c(
＋
),若该混合溶液呈碱性,有c(
－
)c(
＋
),
Na OH ＞ H
则有c(
Na ＋
)
＞
c(
CH３COO －
). 变式 变考查形式
:
依据图像考查微粒浓度关系
②
常数法 已知常温下,K
a＝
c(
C
c
H３
(
COO －
)􀅰c(
)
H ＋
)
＝
判断 (
２０２３
深圳光明区二模,
１６
)常温下
,
用
CH３COOH
的 溶液滴定
－５ ,若某 、 混合溶液的 ０．０１mol􀅰L －１ NaOH １０mLHX
１．８×１０ CH３COONaCH３COOH
pH＝６
,将c(
H ＋
)
＝１０ －６ mol
􀅰
L －１
代入K
a
表达式可得 和
HY
的混合酸
,
测得溶液的导电能力随滴入
c(
－
) 溶液体积V的关系如图所示 已知
c( CH３COO )＝１８ ,即c( CH３COO － ) ＞ c( CH３COOH ). NaOH . HX
CH３COOH 为强酸 为弱酸 点和 点可分别看作
,HY ,N P
3.解题模型 和 恰好与 完全反应的点 忽略
HX HY NaOH (
#" 溶液混合时引起的体积变化 下列叙述正确
 # ).
#B+
*?B 3 B#" 的是
* ( )
#"
 #"
#
+F-
*
#"

D 0) !? 
D )  *. .
2 /, "
 
2
DK.U
*8
DK. 点 溶 液 中 和 的 浓 度 均 为
A．M HX HY
D .2U －１
2 ０．００５mol􀅰L
D .2
1" 点 溶 液 中 存 在 c ＋ c －
B．P : (Na )＝ (X )＋
20
D16*.) U B c (Y － )＋ c (OH － )
D163 )
点溶液中存在c ＋ c － c －
C．Q :(Na )＞ (X )＞ (Y )
.0 水的电离程度
0! '
5 D． :Q＞P＞N＞M
答案 C
第十章 水溶液中的离子反应与平衡 １０９
􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋微专题 4 溶液中离子平衡图像分析
一、解题策略 2.沉淀溶解平衡图像
1.明确坐标轴的意义 以一定温度下 的沉淀溶解平衡体系
BaSO４
先看清横 纵坐标所表示的量 进而理解整个
、 , 为例
:
图像的含义
. D #B  NPMe-
2.把握曲线的变化趋势 BD% 3 2 ,UN #"
f TQ
C2U, !"*
曲线的变化趋势代表了某物质的某一参数的 TQ
C
f B D, #B40 f 
变化情况 通过分析曲线的变化趋势 判断参 D TQ 
, , f E2U, N #"
E TQ
数变化的原因以及溶液中溶质的变化情况 
. ff f D 40  

  NPMe-
3.关注特殊点
解题关键
起点 定性或定量判断酸 碱的相对强弱
(１) : 、 . 理解图像中线上点、线外点的含义:曲线上任意一点
①
反应一半点 中性点 恰好反应点 主要用来
(２) 、 、 : 都达到了沉淀溶解平衡状态,此时Q
＝
K
sp
;曲线上方
确定不同阶段中各反应物与生成物的量的 的点()Q K ,会有沉淀析出;曲线下方的点()
b ＞ sp d
关系 进而分析溶液中各粒子浓度的关系 Q K ,无沉淀析出. K 只受温度影响,在同一曲
, . ＜ sp ② sp
交点 某条件下两个值是相等的 交点处信 线上的点,K 相同.
(３) : , sp
息的应用分析往往是解决问题的关键
. 注意 纵、横坐标可能改为 c(
２＋
)/ c(
２＋
)、
二、常见图像类型 lg Ba －lg Ba
c(
２－
)/ c(
２－
),曲线变为直线,注意直线上方
lg SO４ －lg SO４
1.中和滴定图像 和下方的点代表的意义可能发生变化.
理解图中的 关键点 对应的溶质是解题关键 3.分布系数图像
“ ” .
如常温下 将 溶液滴加
, ０．１mol􀅰L －１ NaOH 分布曲线是指以 为横坐标 分布系数即各
pH ,
到 溶液中 溶液
－１
２０mL０．１mol􀅰L HA , pH 组分的平衡浓度占总浓度的分数 以 为
与 溶液体积的关系图 [ H２A
NaOH : c
例 δ (X) 为
, (X)＝c c － c ２－ ]
(H２A)＋ (HA )＋ (A )
纵坐标作出的关系曲线
.
一元弱酸 二元弱酸
(CH３COOH) (H２C２O４)
三元弱酸
(H３PO４)
１１０ 5年高考 3年模拟 A版 高考化学
􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋图中需要注意的信息 4.对数图像或负对数图像
:
曲线代表的微粒 图像种类 具体类型 变化规律
(１)
分别为
①CH３COOH:①、② CH３COOH、
c －
－ 的分布系数随 的变化曲线 lgc
(HX )越大
,
CH３COO pH . (H２X)
分 别 为 c － c －
② H２C２O４:①、②、③ H２C２O４、 lgc
(HX ) 表示
c
(HX )越大
;
的分布系数随 的变化
(H２X) (H２X)
HC２O４ － 、C２O ２ ４ － pH 对数图像 c (HX － ) K a１
曲线 . lgc (H２X) ＝lgc (H ＋ )
分 别 为
③H３PO４:①、②、③、④ H３PO４、
AG
越大
,
酸性越强
,
中
－ ２－ ３－ 的分布系数随 c ＋ c ＋
H２PO４ 、HPO４ 、PO４ pH (H ) 性 时 (H )
AG＝lgc － ,c － ＝１,
的变化曲线 (OH ) (OH )
.
AG＝０
微粒的平衡浓度
(２)
用总浓度乘以某 下某微粒的分布系数 越大c ＋ 越小
pH pH＝－lg c (H ＋ ) p 溶 H 液的碱 , 性 ( 越 H 强 ) ,
数值 即可得该 下该微粒的平衡浓度 或 ;pOH
, pH . 负对数 pOH＝ 越大c － 越小 溶
相邻曲线交点计算电离常数K 图像 －lg c (OH － ) 液的 , 酸 ( 性 O 越 H 强 ) ,
(３) a
以 为 例 根 据 K
H２C２O４ , a１ ＝
c 越大c 越小
c － c ＋ pC＝－lg(C) pC ,(C)
(HC２O４ )􀅰 (H ) 由 图 可 知
c , ,
(H２C２O４) 解题关键
c c － 时为 与 的交 先确定图像的类型是对数图像还是负对数图像,若
(H２C２O４)＝ (HC２O４ ) ① ② ①
为负对数图像,应注意负对数数值越大实际数值越小.
点 因此K c ＋ －１．２ 同
,pH＝１．２, a１＝ (H )＝１０ , 再弄清楚图像中横坐标和纵坐标的含义,是浓度对
理 根据 与 的交点 可以得出K ②
, ② ③ pH a２＝ 数还是浓度比值对数.
c (C c ２O (H ２ ４ － C ) ２ 􀅰 O c ４ － ( ) H ＋ ) ＝ c (H ＋ )＝１０ －４．２ . ③ 抓住图像中特殊点:如 lg c c ( ( B A ) ) ＝０ 的点有c( A ) ＝
计算特定点的 c(), c( ) 的点有c( ) 􀅰
－１
,以及
(４) pH B lg D ＝０ D ＝１mol L
的点、交点等.
以
H２C２O４
为例
,①
与
③
的交点c
(H２C２O４)＝
pH＝７
c － c ＋ 图像示例 水溶液中 图像
c ２－ K K (HC２O４)􀅰 (H ) : pOH－pH
(C２O４ ), a１􀅰 a２＝ c ×
(H２C２O４)
Q0)
c (C２O ２ ４ － )􀅰 c (H ＋ ) c２ ＋ c ＋ C .
c (HC２O４ － ) ＝ (H ), (H )＝ B 2
K K －２．７ －１ 故该点溶液 /
a１􀅰 a２ ＝１０ mol􀅰L ,
的
pH＝２．７. 0 B




C Q)
易错警示
重要信息
分布系数图像的横坐标为 ,故需外加酸或碱来调 :
pH
节 .因此,书写分布系数图像中某点对应的电荷守 点代表中性溶液 点溶液呈酸性 点
pH Q .M ,N
恒式时,一定不要忽略外加酸(或碱)中阴离子(或阳离 溶液呈碱性 三点对应的K 相等
.M、Q、N W ,
子)的电荷浓度.
均为 a
－２
１０ .
第十章 水溶液中的离子反应与平衡 １１１
􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋5.复合图像 某c c － 的缓冲溶液
D． (HA)∶ (A )＝４∶１ ,pH≈４
复合图像为在同一图像中 集合了两个或两个 解题导引
,
以上坐标系的图像 例如
. :
溶液滴入 溶液中 氨水滴入稀硫酸中
NaOH H２A
答案 B
典例 2 ( 大湾区一模,)常温下 向
２０２４ ４ , ２０．００mL
乙二胺盐酸盐溶液中加入 固体 －１ 次磷酸 一元酸 中 逐滴
NaOH １mol􀅰L [H３PO２( )] ,
注意 由于一个图像有两个或两个以上的坐标系,且共 加入 溶液 溶液的 与所
－１
１mol􀅰L NaOH , pH
用横轴或纵轴,图像相对复杂,可以根据共用的坐标轴量的
加 溶液的体积关系如图所示 下列有
变化与其他不同坐标轴对应量之间的变化关系加以区分. NaOH .
关叙述正确的是
如氨水滴入稀硫酸中,溶液温度、 随滴加氨水体积V ( )
pH
的变化关系图:该图有两个坐标系,共用横轴氨水体积,
Q) D
随着氨水体积的增大,曲线 先增大后减小,只能是温
① C
度 氨水体积图像.而曲线 随着氨水体积的增大逐渐
－ ② B
增大,且在滴入 氨水时出现了突变,是 氨水 
２０mL pH－
体积图像. 






 7 /B0)#" N-
即练即清
学生用书 P108 点 溶 液 中c － c －
A．a (H２PO２ )＋ (OH )＝
典例 1 ( 海南, , 分)某弱酸 溶液中 c ＋ c ＋
２０２０ １２４ HA (Na )＋ (H )
主要成分的分布分数随 的变化如图所示 点溶液中
pH . B．b pH＝７
下列说法错误的是 溶液显酸性
( ) C．NaH２PO２
的电离平衡常数约为
－１
D．H３PO２ １×１０
解题导引
C% %U#B/B)10
 
Q)
D D%DF
B% %U#B
%U# C /B)10
B0'B  B /B0)  
+F+)10
 
该酸 K /B)10    7 /B0)#" N-
 
A． －lg a≈４．７
B%U B%Q) @0)10+
的水解平衡常数K １ *.=  
B．NaA h＝K
a
当该溶液的 时c c － 答案 A
C． pH＝７．０ ,(HA)＜ (A )
１１２ 5年高考 3年模拟 A版 高考化学
􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋