2025年高考二輪專題13水溶液中的離子平衡

【考向分析】

水溶液中的離子平衡是化學平衡的延伸和應用，也是高考中考點分布較多的內容之一。考查內容主要

有以下三個方面：弱電解質的電離平衡和溶液的酸堿性；鹽類的水解平衡；難溶電解質的沉淀溶解平

衡。從近幾年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化是主流

試題。此類題目考查的內容既與鹽類的水解有關，又與弱電解質的電離平衡有關。題目不僅注重考查

溶液中粒子濃度的大小順序，而且還側重溶液中的各種守恒(電荷守恒、物料守恒、質子守恒)關系的

考查，從而使題目具有一定的綜合性、靈活性和技巧性。

【思維導圖】

【考點解讀】

考點1水溶液中的平衡體系

1.弱電解質的電離平衡：

(1)弱電解質在溶液中存在著電離平衡，溶液中含有弱電解質分子、電離出的陽離子、陰離子及水分

子、H#、OH-o

(2)電離平衡的影響因素：升溫、加水稀釋、加入能反應的物質促進弱電解質的電離，加入同離子則

抑制弱電解質的電離。

(3)電離平衡常數僅是溫度的函數，K越大，越易電離，對應的酸(堿)性越強。

(4)多元弱酸的各級電離平衡常數的大小關系是K1?K2?K3,其酸性取決于第一步。

(5)同pH、同體積的弱酸(弱堿)溶液，酸(堿)性越弱其濃度越大。

2.水的電離平衡：水是一種非常弱的電解質，一定溫度下，純水電離產生的H+和OJT濃度相等，

且二者濃度的乘積是一常數,表示為Kw=c(H+>c(OJT)o在電解質稀溶液中，水的電離平衡仍然存在，

且Kw=c(H+>c(OJT)仍然成立，一些情況下，溶液的酸堿性就決定于水的電離或水的電離的變化。

+

(1)純水的電離：水的電離是一吸熱過程：H2O=^H+OHA;/>0O

溫度常溫(25℃)100℃

水電離產生的c(H+)、C(OH)107mol/L106mol/L

水的離子積常數1X10-141X1CP12

水的pH76

酸堿性中性中性

水的電離程度100℃>25℃

(2)溶液中水的電離：用水的離子積常數進行計算時，要注意溫度的變化導致的數值變化。

25℃時pH=2和100℃時pH=2的兩電解質溶液中，c(H+)=ICT?mol/L,

酸性溶液溶液的酸性強弱相同，原因是水的電離程度雖然增大了，但水電離出的

c(H+)仍然微不足道，可以忽略

25℃時pH=10和100℃時pH=10的兩電解質溶液中，溶液的堿性強

弱不同，原因是水的電離程度影響了水的離子積常數，計算c(OJT)時，

堿性溶液

結果就不同了。25℃時，pH=10的電解質溶液中，C(OH")=10-14/10-10

=10-4(molZL)；100℃時，pH=10的電解質溶液中,c(OH-)=10-12/10

10=10-2(mol/L)

電解質溶液稀釋過程中，水的電離也會發生相應的變化。如強酸或強堿溶

稀釋液稀釋過程中，水的電離程度不斷增大。所以溶液中的某些離子濃度在稀

釋過程中，反而會增大。如pH=5的鹽酸溶液，加水稀釋至原體積的10

倍時，c(H+)、c(C廠)都會減小，但c(OH-)會增大

在某些鹽溶液的電解過程中，溶液pH的變化往往與水的電離變化有關。

如用惰性電極電解飽和食鹽水時，在陰極上由于發生：2H++21=H2T

的反應，破壞了水的電離平衡，使水的電離程度增大，導致陰極區里c(OH

電解

一)>c(H+),溶液顯堿性。同理用惰性電極電解硫酸銅溶液時，陽極區里

因OH一失去電子，破壞了水的電離平衡，導致溶液顯酸性

(3)電解質對水電離的影響：酸和堿能抑制水的電離，鹽的水解能促進水的電離。

酸電離產生的c(H+)=10-4mol/L,水電離產生的c(H+)=c(OH-)=

IO-。mol/L,水電離產生的c(H+)可以忽略，判斷水的電離程度看

pH=4的酸溶液c(OH")o在pH=4的水解的鹽溶液中，水電離產生的c(H+)=c(OH

一)=l()rmol/L,c(H+逢部來自水的電離，判斷水的電離程度看c(H

十)

堿電離產生的c(OH-)=10-4mol/L,水電離產生的c(OH-)=c(H+)

=10-10mol/L,水電離產生的c(OHT)可以忽略，判斷水的電離程度

pH=10的堿溶液看c(H+)o在pH=10的水解的鹽溶液中，水電離產生的c(OJT)=

c(H+)=10"4mol/L,c(OJT)全部來自水的電離，判斷水的電離程度

看c(oir)

水的電離程度是pH=4的酸溶液中水的電離程度的1。6倍。pH=10

pH=4的鹽溶液的鹽溶液中水的電離程度是pH=10的堿溶液中水的電離程度的106

倍

3.鹽的水解平衡：

⑴鹽類水解的規律：有弱才水解，無弱不水解；誰弱誰水解，越弱越水解；誰強顯誰性，都弱具體

定。如：強酸弱堿鹽水解溶液顯酸性。

(2)酸式鹽溶液酸堿性的判斷：強酸酸式鹽(如NaHSOQ只電離不水解，溶液顯酸性。弱酸酸式鹽：酸

式酸根既電離又水解，溶液酸堿性取決電離、水解程度的相對大小：若水解程度大，則溶液顯堿性,

如NaHS、NaHCCh;若電離程度大，貝U溶液顯酸性，如NaHSCh、NaH2Po4。

(3)鹽類水解程度大小比較規律：越弱越水解、越稀越水解、越熱越水解；相同條件，正鹽〉相應酸式

鹽；相互促進水解的鹽〉單水解的鹽〉相互抑制水解的鹽。

4.難溶電解質的溶解平衡：

(1)影響因素

條件變化

濃度加水稀釋，平衡向溶解的方向移動，但&p不變

溫度絕大多數難溶電解質的溶解是吸熱過程，升高溫度，平衡向溶解的方向移

動，Kp增大

同離子效應加入與電解質溶液中含有某種相同離子的強電解質時，平衡左移，溶解度

減小

其他向平衡體系中加入可與體系中某些離子反應生成更難溶、更難電離的物質

或氣體時，平衡向溶解的方向移動，但Ksp不變

(2)應用

應用條件措施

調節pH法：控制溶液的pH來分離物質。如除去

CuCh中的FeCb，就可向溶液中加入CuO或

沉淀的生成Qc>Ksp

CU(OH)2等物質，將Fe3+轉化為Fe(OH)3而除去

沉淀劑法分離離子：同一類型的難溶電解質，如

AgCl、AgBr、AgL溶度積小的物質先析出，溶度

積大的物質后析出

酸堿溶解法：加入酸或堿與溶解平衡體系中的相應

離子反應，降低離子濃度，使平衡向溶解的方向移

動，如向CaCCh懸濁液中滴加鹽酸

鹽溶解法：加入鹽溶液，與沉淀溶解平衡體系中某

種離子生成弱電解質，從而減小離子濃度使沉淀溶

沉淀的溶解Qc〈Ksp解，如向Mg(OH)2懸濁液中滴加NH4C1溶液

氧化還原法：通過氧化還原反應使平衡體系中的離

子濃度降低，從而使沉淀溶解，如向CuS懸濁液中

滴加濃硝酸

絡合法：加入適當的配合劑，與沉淀溶解平衡體系

中某種離子生成穩定的配合物，從而減小離子濃度

使沉淀溶解，如向AgOH懸濁液中滴加濃氨水

沉淀的轉化溶解度大的向溶解度對于陰、陽離子比相同的難溶電解質才可應用Ksp

小的難溶電解質轉化直接判斷

【典例精講】

例題1、測定0.1mol-L1Na2s03溶液先升溫再降溫過程中的pH,數據如下。

時刻①②③④

溫度/℃25304025

PH9.669.529.379.25

實驗過程中，取①④時刻的溶液，加入鹽酸酸化的BaCL溶液做對比實驗，④產生白色沉淀多。下列

說法不E項的是

A.Na2s。3溶液中存在水解平衡：SO^+H2O^=^HSO3+OH

B.④的pH與①不同，是由于SO『濃度減小造成的

C.①一③的過程中，溫度和濃度對水解平衡移動方向的影響一致

D.①與④的Kw值相等

2

C【解析】A、Na2sCh屬于強堿弱酸鹽，Na2s。3溶液中存在：SO3+H2OHSO3+OH-,HSO3+H2O

2so3+OH-,正確；B、根據信息，取①④時刻的溶液，加入鹽酸酸化的BaCb溶液做對比實驗，

④產生白色沉淀多，說明實驗過程中部分Na2sCh被氧化成Na2s04,①與④溫度相同，④與①對比，

SO32-濃度減小，溶液中c(OH-),④的pH小于①，即④的pH與①不同，是由于SO32-濃度減小造成

的，正確；C、鹽類水解為吸熱過程，①一③的過程，升高溫度SO32-水解平衡正向移動，c(SO32-)

減小，水解平衡逆向移動，溫度和濃度對水解平衡移動方向的影響相反，錯誤；D、Kw只與溫度有關，

①與④溫度相同，Kw值相等，正確。

【易錯提醒】下面以用0.1000mol?「NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol?L-1HA溶液為例，

總結抓住解決滴定曲線問題的幾個關鍵點：

滴定曲線關鍵點離子濃度關系

原點為的單一溶液，-1的

葉點。HA0.1000mol-LHA

pH>l,說明是弱酸，c(HA)>c(H+)>c(A-)>c(OIT)

兩者反應生成等物質的量的HA和NaA,此時溶液

點①PH<7,說明HA電離程度大于葭水解程度，c(A

「)>c(Na+)>c(HA)>C(H+)〉C(OIT)

此時溶液pH=7,溶液呈中性，酸沒有完全被反

點②

應，c(A-)=c(Na+)>c(HA)>c(H+)=c(OH-)

此時兩者恰好反應生成NaA,為弱酸強堿溶液，

點③

c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+)

此時NaOH過量或者遠遠過量，溶液顯堿性，可

點③之后能出現c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+),也可能出

現c(Na+)>c(OH-)>c(A-)>c(H+)

【變式練習】

1.常溫下，向一定濃度的NazR溶液中滴入稀硫酸,粒子濃度與混合溶液pH的變化關系如下圖所示。

已知：H2R是二元弱酸，Y表示-"R?或&HR),pY=-lgY,題中涉及濃度的單位為mol?LL下

c(HR)C(H2R)

列敘述錯誤的是

A.曲線m表示p與混合溶液pH的變化關系

^(H2R)

B.-

^(H2R)

C.NaHR溶液中存在：c(Na+)<c(HR-)4-2c(R2-)

D.滴加稀硫酸的過程中，以R3)保持不變

C(H2R)

c(HR一)c(R之)

C【解析】H2X為二元弱酸，以第一步電離為主，貝ljKai(H2X)=-^——^xc(H+)>Ka2(H2X)=一~~-

C(H2R)C(HR)

,c(HR)c(R2')c(R2')c(HR)

nlnl、

xc(H+),pH相同時，而面>刖，PH=MH+),PY=-lgY,則p刖>P-^，則m

n分別表示pH與p,3L、p"HR)的變化關系。A.由分析可知，曲線m表示?與混

c(HR)C(H2R)C(HR-)

C(R21

合溶液pH的變化關系，故A正確；B.由M點可知，-[Ig」~人+lgc(H+)]=-lgKa2=10.3,即&2=10"3,

c(HR)

K(HR)in_6.4KiQ-14

同理可知，Kal=1064,上需=103.9,故B正確;C.R2-的水解常數a2=三空=&J=10-76

(2(凡陽IO-103Q10-6.4

>Ka2,說明NaHR溶液呈堿性，即溶液中c(OH-)>c(H+),根據電荷守恒c(H+)+c(Na+)=c(HR-)+

C(R2-)"(H+)

2c(R2-)+c(0H-)可知，c(Na+)>c(HR-)+2c(R2),故C錯誤；D.

C(H2R)

C(R2)C(H+).C(H+).C(HR)

KalXK配,滴加稀硫酸的過程中，溫度不變，因此平衡常數不會發生

C(H2R)C(HR)

改變，故D正確。

考點2溶液中的守恒關系與大小比較

電荷守恒電解質溶液中所有陽離子所帶有的正電荷數與所有陰離子所帶

++2-

的負電荷數相等。n(Na)+n(H)=n(HCO3")+2n(CO3)+n

+-2--

(OH),即C(Na+)+C(H)=C(HCO3)+2C(CO3)+C(OH)

電解質溶液中由于電離或水解因素，離子會發生變化，變成其他

物料守恒離子或分子等，但離子或分子中某特定元素的原子總數是不會改

變的。如NaHCCh溶液中n(Na+):n(C)=1:1,推出：C(Na+)

-2-

=C(HCO3)+C(CO3)+C(H2CO3)

守恒關系由水電離出的C(H+)水=C(OH")水，得質子守恒關系為：

質子守恒C(OH)=C(H+)+C(HCO3-)+2C(H2CO3)(也可通

過電荷守恒和物料守恒推導)

多元弱酸溶液中，多元弱酸分步電離，逐級減弱。如H3P。4溶

+

液中：C(H)>C(H2PO；)>c(HPOF)>c(POr)

多元弱酸的正鹽溶液中，多元弱酸的酸根離子分步水解，水解程

度逐級減弱。如在Na2cCh溶液中：c(Na+)>c(COF)>c(OH

單一溶液

")>c(HCO?)

多元弱酸的酸式鹽溶液要考慮酸式酸根離子的電離程度與水解

程度的相對大小，如HC03—以水解為主,NaHCCh溶液中：

++2

c(Na)>c(HCO3-)>c(OH)>c(H)>C(CO3-)而HS一以電離為主，

++2

NaHSO3溶液中:c(Na)>c(HS-)>c(H)>c(S-)>c(OH)

分子的電離大于相應離子的水解，如等物質的量濃度的NH4CI

與NH3H2O混合溶液中,C(NH4+)>C(C1?C(OH-)>C(H+)；等物質的

量濃度的CH3coONa與CH3COOH混合溶液

大小關系中,c(CH3coeT)>c(Na+)>

混合溶液

c(H+)>c(OH)

分子的電離小于相應離子的水解，如在0.1molL」的NaCN和

0.1molL1的HCN的混合溶液中，各離子濃度的大小順序為

c(Na+)>c(CN-)>c(OH)>c(H+)

如CH3COOH和NaOH等濃度等體積混合，離子濃度大小順序

+-_+

為c(Na)>c(CH3COO)>c(OH)>c(H)

如NaOH和CH3coOH等濃度按1:2體積比混合后pH<7,離

酸堿中和

-++

子濃度大小順序為c(CH3COO>c(Na)>c(H)>c(OH")

如pH=2的CH3COOH與pH=12的NaOH等體積混合，其離

子濃度大小順序為c(CH3coeT)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)

【典例精講】

例題2、向等物質的量濃度Na?S、NaOH混合溶液中滴加稀鹽酸至過量。其中主要含硫物種(H?S、

HS、S2-)的分布分數(平衡時某物種的濃度占各物種濃度之和的分數)與滴加鹽酸體積的關系如圖所

示(忽略滴加過程H2s氣體的逸出)。下列說法正確的是

?

捍

安

芹

磐

爆

國

A.由X點處的pH,可計算出KJH2S)

22

B.X點對應溶液中存在C(H2S)-C(S)>C(HS)

C.Y點對應溶液中存在c(Na+)=3[c(H?S)+c(HS-)+c

D.X、Y點對應溶液中水的電離程度大小關系為：X<Y

C【解析】向等物質的量濃度的Na?S、NaOH混合溶液中滴加稀鹽酸，鹽酸和氫氧化鈉先反應，然后

和硫化鈉反應，A表示含硫微粒濃度減小，則A為S”；B先增加后減少，則B為HS,C開始時幾乎

不存在，之后逐漸增大，則C為H2S。A.X點c(HS)=c(S2-),晨(H?S)==c(H)

c(HSj

則由X點處的pH,可計算(HzS)的值，故A錯誤;B.X點c(HS-)=c儼),此時c(H2S)<c(HS),

則X點對應溶液中不存在C(H2S)-C(S2—)>°2(HS-),故B錯誤；C.向等物質的量濃度Na?S、

NaOH混合溶液中滴加稀鹽酸,若忽略滴加過程H2s氣體的逸出,根據混合液中Na、S物料守恒可得：

+-2-

c(Na)=3[c(H2S)+c(HS)+c(S)],故C正確；D.X點c(HS)=c(S'),H2s量比較少，Y

點C(HS-)=C(H2S),S2-量比較少，S2-和HS-都促進水的電離，H2s抑制水電離，則X點水的電離程度

較大，故D錯誤。

【解法指導】對于離子在溶液離子濃度大小的判斷，不要把離子的水解與離子濃度大小的情況混淆,

其實離子的水解或弱電解質的電離都是比較弱的，所以對于溶液中本身能夠電離產生的離子濃度均是

最大的。解此類型題的關鍵是認真分析溶液中各離子反應的實質，找全微粒種類，注意量的關系(如

物料守恒、電荷守恒中的系數的處理)；理解離子水解的實質性原因，看準溶液的酸堿性，理解質子

守恒的含義；以等量關系推不等量關系，簡捷、方便；對不熟悉的或一時看不清的關系式，要認真分

析，不可草率了事，看看是否是幾種守恒式的組合。注意題中是“已混合的溶液”，還是“兩溶液等

體積混合后”，主要是要搞清溶液的體積是否擴大了兩倍。

【變式練習】

2.室溫下，反應HCO；+H2。=2co3+OT的平衡常數K=2.2xl(r8。將NH4HCO3溶液和氨水按一

定比例混合，可用于浸取廢渣中的ZnO。若溶液混合引起的體積變化可忽略，室溫時下列指定溶液中

微粒物質的量濃度關系正確的是

+

A.0.2moLLT氨水：c(NH3.H2O)>c(NH；)>c(OH)>c(H)

B.0.2mol-LTNH4HCC)3溶液(pH>7)：c(NH；)>c(HCO；)>c(H2CO3)>c(NH3H2O)

-1

C.0.2mol-L氨水和0.2mol-L'NH^COs溶液等體積混合：c(NH；)+c(NH3-H2O)=c(H2CO3)+c

(HCO；)+c(COj)

1

D.0.6mol1T氨水和0.2mol-LNH4HCO3溶液等體積混合：c(NH3H2O)+c(COj)+c(OH)=c

(H2co3)+c(H+)

+

B【解析】A.NHsHO屬于弱堿，部分電離，氨水中存在的電離平衡有：NH3F2O鮮?NH4+OH-,

H2O峰分

H++OH,所以C(OH)>C(NH4+),錯誤；B.NH4HCO3溶液顯堿性，說明HCO3一的水解程

+

度大于NH4+的水解，所以C(NH4)>C(HCO3),HCO3-水解：H2O+HCO3-峰為H2CO3+OH,NH4+水解:

+

NH4++H2O灌診NH3H2O+H,前者水解程度大且水解都是微弱的，則c(H2co3)>C(NH3HO),正確；

+2

C.由物料守恒，n(N):n(C)=2:l,則有c(NH4)+c(NH3-H2O)=2[c(H2CO3)+c(HCO3-)+c(CO3)],錯誤；D.由

物料守恒，n(N):n(C)=4:l,則有c(NH4+)+c(NH3-H2O)=4[c(H2cosHKHCChAcCCh')]①；電荷守恒有：

++2+

C(NH4)+C(H)=C(HCO3-)+2C(CO3-)+C(OH-)②；結合①②消去c(NH4)得：

+2

C(NH3-H2O)+C(OH-)=C(H)+4C(H2CO3)+3C(HCO3)+2C(CO39(3),0.2mol/LNH4HCO30.6mol/L氨水等

2

體積混合后瞬間c(NH4HCO3)=0.1mol/L,由碳守恒有，c(H2C03)+c(HC03-)+c(C03)=0.1mol/L?,將

2

③等式兩邊各加一個c(CO3),則有

2+2

C(NH3H2O)+C(OH-)+C(CO3-)=C(H)+C(H2CO3)+3C(H2CO3)+3C(HCO3)+3C(CO3),將④帶入③中得，

2+

c(NH3-H2O)+c(OH)+c(CO3)=c(H)+c(H2CO3)+0.3mol/L,錯誤。

考點3酸堿中和滴定及應用

1.實驗原理：在中和反應中使用一種已知濃度的酸(或堿)溶液與另一種未知濃度的堿(或酸)溶液完全

中和，測出二者所用的體積，根據化學反應方程式中酸、堿的物質的量之比，求出未知溶液的濃度。

2.實驗用品：

酸式滴定管(不能盛放堿液、水解呈堿性的鹽溶液、氫氟酸)

儀器堿式滴定管(不能盛放酸性溶液和強氧化性溶液)

錐形瓶、鐵架臺、滴定管夾、燒杯等

.標推溶液

試劑?特測溶液

作用：通過指示劑顏色的變化確定滴定終點

〔指示劑,

.選擇：變色要靈敏、明顯(終點與變色范圍一致)

3.實驗步驟(以標準鹽酸滴定未知濃度的NaOH溶液為例)：

(1)準備：

檢驗酸式滴定管是否漏水

滴定管洗滌滴定管后要用標準液潤洗2?3次，并排除滴定管尖嘴處的氣泡

向滴定管中注入標準液至“0”刻度上方2?3cm處

將液面調節到“0”或“0”以下某一刻度處，記下讀數V(始)

錐形瓶只用蒸儲水洗滌，不能用待測液潤洗

選擇指示劑時，一般要求變色要明顯，指示劑的變色范圍與恰好中和的溶

液pH相吻合，一般不用石蕊作為指示劑(顏色變化不易觀察)。強酸滴定

弱堿，適宜用甲基橙；強堿滴定弱酸，適宜用酚醐；強酸滴定強堿，或強

指示劑

堿滴定強酸，用甲基橙或酚髓均可

(2)滴定:

①移取待測液（以標準酸溶液滴定未知堿溶液為例）：從堿式滴定管中放出指定量（如20mL）堿液于用

蒸儲水洗凈的錐形瓶中一滴入2?3滴指示劑一記錄*堿）。

②將盛堿液的錐形瓶置于酸式滴定管下，瓶底墊一張白紙，左手控制滴定管活塞，右手拇指、食指、

中指拿住錐形瓶頸部，并按同一方向不斷旋轉搖動；眼睛注視錐形瓶內溶液顏色變化及滴定流速。邊

滴邊振蕩一滴加速度先快中穩后慢一注視溶液顏色的變化一判斷終點（溶液顏色半分鐘不再變化）一

記下刻度V（終），V（酸）=V（終）一V（始）。

③終點判斷：當滴入最后一滴標準液，溶液顏色發生突變，且半分鐘不再變化。

④數據記錄與處理。

待測堿標準酸溶液的體積

滴定

溶液的

次數滴定前刻度滴定后刻度體積/mL

體積/mL

4.誤差分析：中和反應的實質是酸中的H+與堿中的OJT恰好完全反應生成H2O,計算公式是

。（標＞V（標）必標）=c（待）M待）”（待）（c表示物質的量濃度，V表示溶液體積，”表示酸或堿的元數），所

以c（待尸*彳曾富標。分析此等式可知造成測定結果產生誤差的各種因素。

①偏高：酸式滴定管水洗后未潤洗即裝酸；錐形瓶用待測液潤洗；滴定時酸液濺出；滴定前酸式滴定

管內有氣泡，滴定后消失；滴定后滴定管尖嘴處懸有液滴；滴定后仰視讀數；滴定前俯視讀數；終點

判斷滯后。

②偏低：滴定時堿液濺出；滴定前酸式滴定管無氣泡，滴定后有氣泡；滴定后俯視讀數；滴定前仰視

讀數；終點判斷超前；滴定時堿液濺到錐形瓶內壁上又沒流下。

③無影響：錐形瓶加水稀釋。

【典例精講】

例3、醬油是一種常用調味劑，根據國標要求醬油中NaCl的含量不應低于15g/100mL。莫爾法是較

簡單的一種測量含量的方法。現采用該法測量某市售醬油是否符合NaCl含量標準要求。實驗原

理如下（25℃）：

12mL

13mL

Ag++Cl-=AgCl!（白色）Xp（AgCl）=1.8X10-23

+--22

2Ag+CrO4=Ag2CrO4l（磚紅）4p（AgzCrO。=1.2X10

準確移取醬油樣品5.00mL稀釋至100mLo從其中取出10.00mL置于錐形瓶中，再向其中加入適量

的銘酸鉀溶液，以0.1000mol/L的硝酸銀標準溶液滴定，重復實驗三次。

（1）樣品稀釋過程中，用移取醬油樣品，應在_____中定容，還需用到玻璃儀器—o

⑵標準硝酸銀溶液用棕色滴定管盛裝的原因是,滴定中眼睛應注視

,出現即達到滴定。

（3）滴定結束時，滴定管中液面如上圖所示，則讀數為o

（4）若三次消耗硝酸銀標準溶液的平均體積為12.50mL,則稀釋后的醬油中NaCl的濃度為mol/L,

該市售醬油是否符合NaCl含量標準（填“符合”或“不符合”）。

【答案】（1）酸式滴定管或移液管100mL容量瓶燒杯、玻璃棒、膠頭滴管（2）硝酸銀見光易分

解錐形瓶中顏色變化淡紅色沉淀，不再消失（3）12.70mL（4）0.1250不符合

【解析】（1）取5.00mL溶液，用酸式滴定管或移液管。準確配制100mL溶液需要用到100mL容量

瓶、燒杯（稀釋）、玻璃棒（引流）、膠頭滴管（定容）。（2）AgN0,見光易分解，所以用棕色瓶盛裝。滴定

時眼睛注視錐形瓶中顏色變化，當最后一滴滴下，出現淡紅色沉淀時，且半分鐘內不再消失，說明達

到終點［因為4P（AgCl）小，所以C廠先沉淀，當C廠沉淀完全時，CrO廠才沉淀且生成磚紅色沉淀，由

于量少且混在白色沉淀中，所以顯淡紅色］。（3）滴定管讀數讀到小數點后2位，為12.70mL。（4）c（Cl

一）=12-5。mLX?10,。mol?L.=0.。皿。］.廣京.00mL醬油稀釋為100mL,原醬油的中c（NaCl）

10mL

=2.5mol,L-1,取100mL,ffl（NaCl）=2.5mol,L*X0.1LX58.5g,mol1=11.9g<15g,不符

合標準。

【變式練習】

3、以酚醐為指示劑，用0.1000mol-L1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B隨滴加NaOH溶液體積VNaOH的變化關系如圖所示。［比如A?一的分布系數：

________5c)________1

-2-J

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

下列敘述正確的是

A.曲線①代表3（4人），曲線②代表3（HA）

1

B.H2A溶液的濃度為0.2000mol-L

C.HA-的電離常數Ka=L0xl0-2

D.滴定終點時，溶液中c(Na+)<2c(A”)+c(HA-)

C【解析】根據圖像，曲線①代表的粒子的分布系數隨著NaOH的滴入逐漸減小，曲線②代表的粒子

的分布系數隨著NaOH的滴入逐漸增大,粒子的分布系數只有1個交點；當加入40mLNaOH溶液時，

溶液的pH在中性發生突變，且曲線②代表的粒子達到最大值接近1；沒有加入NaOH時，pH約為1,

說明H2A第一步完全電離，第二步部分電離，曲線①代表B(HA)曲線②代表B(A2)根據反應

21

2NaOH+H2A=Na2A+2H2O,c(H2A尸辿如山皿L=0.1000mol/L。A.根據分析，曲線①代表6(HA)

2x20.00mL

曲線②代表3(A2)A錯誤；B.當加入40.00mLNaOH溶液時，溶液的pH發生突變，說明恰好完全

x

反應，結合分析，根據反應2NaOH+H2A=Na2A+2H2。，c(H2A尸o.iooomoi/L40mL=0,i000mol/L,B錯誤；

2x20.00mL

C.根據曲線當B(HA-)=6(A2-)時溶液的pH=2,則HA的電離平衡常數&=".產田)=°3+)=1乂10-2,c

C(HA')

正確；D.用酚麟作指示劑，酚酥變色的pH范圍為8.2~10,終點時溶液呈堿性，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(A2)+c(HA),D錯誤。

【真題演練】

1.(2024.天津?高考真題)甲胺(CHsNH?)水溶液中存在以下平衡：CH3NH2+H2OCH3NH；+OH"o

5

已知：25℃時，CH3NH2的Kb=4.2xlOT,NH3H2OKb=1.8xlQ-o下列說法錯送的是

C(CH3NH》C(OH-)

A.CH3NH2的Kb=

C(CH3NH2)

B.CH3NH2溶液中存在c(H+)+c(CH3NH：)=c(OHT)

C.25℃時，O.lmol/LNH4cl溶液與O.lmol/LCHsNH3cl溶液相比，NH4cl溶液中的c(fF)小

D.OOlmol/LCHsNH2溶液與相同濃度的CH3NH3cl溶液以任意比例混合，混合液中存在

C(CH3NH2)+c(CH3NHt)=O.Olmol/L

2.(2025?浙江?高考真題)25℃時，H2c。3的電離常數

n9

&1=4.5x107降2=4.7X10^;Ksp(CaCO3)=3.4x10^0下列描述不亞酶的是

8

A.HCO；+H2O^OH+H2CO3,K=2.2xlO-

-4

B.2HCO；^H2CO3+CO；\K=1.0xl0

2++2

C.HCO；+CaCaCO3(s)+H,K=1.4xW

+

D.NaHCOs溶液中，c(H)+c(H2CO3)=c(OH)+c(COt),則c")=；幣］

3.(2024?重慶?高考真題)某興趣小組探究［CU(NH3)/(NO3)2的生成過程。若向

3mL0.1mol/LCu（NO3）2溶液中逐滴加入1mol/L氨水，則下列說法正確的是

A.產生少量沉淀時（pH=4.8）,溶液中c（NH：）＜c（OH）

B.產生大量沉淀時（pH=6.0）,溶液中c（NH：）＞c（NOj

C.沉淀部分溶解時，溶液中c（Cu2+）＜c（NH：）

D.沉淀完全溶解時，溶液中2c,CU（NH3）4「卜（NC）3）

4.（2024.湖南?高考真題）中和法生產NazHPO.lZH。的工藝流程如下：

已知：①H3PO4的電離常數：K］=6.9x10-3,跖=6.2x10-8,己=4.8x10*

②NazHPO/lZH。易風化。

下列說法錯誤的是

A.“中和”工序若在鐵質容器中進行，應先加入Na2c溶液

B.“調pH”工序中X為NaOH或H3PO4

C.“結晶”工序中溶液顯酸性

D.“干燥”工序需在低溫下進行

5.（2024?廣西?高考真題）常溫下，用O.lOOOmoLUNaOH溶液分別滴定下列兩種混合溶液:

I.20.00mL濃度均為O.lOOOmohLHCl和CH3coOH溶液

II.20.00mL濃度均為0.lOOOmol.U'HCl和NH4C1溶液

5

兩種混合溶液的滴定曲線如圖。已知Ka（CH3coOH）=Kb（NH3-H2O）=1.8xlQ-,下列說法正確的是

10203040r（NaOH）/mL

A.I對應的滴定曲線為N線

B.a點水電離出的c（OJT）數量級為KT?

C.V（NaOH）=30.00mL時，H中c（Cr）＞c（NH3-H2O）＞c（NH：）

D.pH=7時，I中c（CH3coOH）、C（CH3coeF）之和小于H中?爐珥.凡0）、c（NH；）之和

6.（2024.江西?高考真題）廢棄電池中銃可通過浸取回收。某溫度下，MnSCU在不同濃度的KOH水

溶液中，若Mn（II）的分布系數3與pH的關系如圖。下列說法正確的是

9

照

幅

幅

去

已知：Mn(OH)2難溶于水，具有兩性；5(MnOH+)=

c(MnOH+)

c(Mn2+)+c(MnOH+)+c(HMnO；)+c1Mn+c(MnO『)

A.曲線z為6(MnOH+)

B.O點，c(H+)=|xlO-10-2

C.P點,c(Mn2+)<c(K+)

D.Q點，c(SOf)=2c(MnOH+)+2c(MnO"-)

7.（2024?浙江?高考真題）室溫下，H2s水溶液中各含硫微粒物質的量分數§隨pH變化關系如下圖［例

如他”何儲HS)+c(sW已知：K￡FeS)=6.3xl。%K[Fe(OH)]=4.9x10

sp2

下列說法正確的是

A.溶解度：FeS大于Fe(OH)2

B.以酚獻為指示劑(變色的pH范圍8.2~10.0),用NaOH標準溶液可滴定H2s水溶液的濃度

C.忽略S?一的第二步水解，O.lOmol/L的Na2s溶液中片-水解率約為62%

D.0.010mol/L的FeCl?溶液中加入等體積0.20mol/L的Na?S溶液，反應初始生成的沉淀是FeS

8.(2024.福建?高考真題)將草酸鈣固體溶于不同初始濃度［c°(HCl)］的鹽酸中，平衡時部分組分的

lgcTgc°(HCl)關系如圖。已知草酸Ka尸10*,%*=1()43。下列說法謂送的是

A.lgc°(HCl)=-1.2時，溶液的pH=1.3

2+

B.任意c°(HCl)下均有：c(Ca)=c(HC2O；)+c(H2C2O4)+c(C2O^)

+2+30

C.CaC2O4(s)+2H(aq)=Ca(aq)+H2C2O4(aq)的平衡常數為IO

D.lgc°(HCl)=-4.1時，2c(Ca2+)+c(H+)=c(OIT)+2c(HC2O,+c(C「)

9.(2024?天津?高考真題)檸檬酸鈣［Ca3(C6H507)2］微溶于水、難溶于乙醇，是一種安全的食品補鈣

劑。某學習小組以蛋殼為主要原料，開展制備檸檬酸鈣的如下實驗。

I.實驗流程

(1)實驗中，需將蛋殼研磨成粉，其目的是=

(2)寫出蛋殼主要成分與醋酸反應的離子方程式,此反應的實驗現象是o

(3)實驗流程中，先將蛋殼粉與醋酸反應，而不是直接與檸檬酸溶液反應。解釋該設計的理由_____o

(4)過濾時用到的玻璃儀器有。

(5)洗滌檸檬酸鈣最適宜的試劑是(填序號)。

a.水b.乙醇c.醋酸

(6)上述實驗流程中可循環使用的反應物為。

II.檸檬酸鈣樣品純度的測定

已知：檸檬酸鈣的摩爾質量為Mg/mol,EDTA與Ca2+按1：1(物質的量之比)形成穩定配合物。

將干燥后的檸檬酸鈣樣品ag置于錐形瓶中，按照滴定要求將其配成淺液，用溶液調節pH大于13,加

入鈣指示劑，用bmol/L的EDTA標準溶液滴定至試液由紫紅色變為藍色，達到滴定終點，消耗EDTA

標準溶液VmL。

(7)配制ImoVLNaOH溶液時，需將洗滌燒杯內壁和玻璃棒的洗滌液一并轉移至容量瓶中，其目的

是O

(8)測定實驗中，滴定管用蒸儲水洗滌后，加入EDTA標準溶液之前，需進行的操作為o若滴定

所用錐形瓶在使用前洗凈但未干燥，會導致測定結果(填“偏高”、“偏低”或“無影響”)。

(9)樣品中檸檬酸鈣質量分數的表達式是(用字母表示)。

【模擬演練】

5

1.(2025?江蘇?一模)已知：25℃時2c2Oj=5.9x10-2、Xa2(H2C2O4)=6.4xl0-o室溫下，通

過下列實驗探究NaHC2O4,Na2C2O4溶液的性質。

實驗1：向O.OlmollTNa2c2O4溶液中滴加酸性KM!!。」溶液，溶液的紫紅色褪去

實驗2：用pH計測得O.OlmoLl/NaHCa溶液pH為5.50

實驗3：向O.OlmoLL