高考化学二轮复习讲义+分层训练（新高考专用） 高考解密08 水溶液中的离子反应与平衡（讲义）-【高频考点解密】（原卷版+解析）

这是一份高考化学二轮复习讲义+分层训练（新高考专用） 高考解密08 水溶液中的离子反应与平衡（讲义）-【高频考点解密】（原卷版+解析），共52页。试卷主要包含了弱电解质的电离平衡，溶液的酸碱性和中和滴定及其应用，溶液中离子浓度的大小比较，沉淀溶解平衡及其应用等内容，欢迎下载使用。

考点1、弱电解质(包括水)的电离平衡
1．（2023·浙江·高考真题）甲酸是重要的化工原料。工业废水中的甲酸及其盐，通过离子交换树脂(含固体活性成分，R为烷基)因静电作用被吸附回收，其回收率(被吸附在树脂上甲酸根的物质的量分数)与废水初始关系如图(已知甲酸)，下列说法不正确的是
A．活性成分在水中存在平衡：
B．的废水中
C．废水初始，随下降，甲酸的电离被抑制，与作用的数目减少
D．废水初始，离子交换树脂活性成分主要以形态存在
考点2、溶液的酸碱性和中和滴定及其应用
2．(2023·全国·统考高考真题）常温下，一元酸的。在某体系中，与离子不能穿过隔膜，未电离的可自由穿过该膜(如图所示)。
设溶液中，当达到平衡时，下列叙述正确的是
A．溶液Ⅰ中
B．溶液Ⅱ中的HA的电离度为
C．溶液Ⅰ和Ⅱ中的不相等
D．溶液Ⅰ和Ⅱ中的之比为
考点3、溶液中离子浓度的大小比较
3．(2023·河北·高考真题）某水样中含一定浓度的CO、HCO和其他不与酸碱反应的离子。取10.00mL水样，用0.01000ml•L-1的HCl溶液进行滴定，溶液pH随滴加HCl溶液体积V(HCl)的变化关系如图(混合后溶液体积变化忽略不计)。
下列说法正确的是
A．该水样中c(CO)=0.01ml•L-1
B．a点处c(H2CO3)+c(H+)=c(OH—)
C．当V(HCl)≤20.00mL时，溶液中c(HCO)基本保持不变
D．曲线上任意一点存在c(CO)+c(HCO)+c(H2CO3)=0.03ml•L-1
考点4、沉淀溶解平衡及其应用
4．（2023·浙江·高考真题）碳酸钙是常见难溶物，将过量碳酸钙粉末置于水中达到溶解平衡：
[已知，，的电离常数]，下列有关说法正确的是
A．上层清液中存在
B．上层清液中含碳微粒最主要以形式存在
C．向体系中通入气体，溶液中保持不变
D．通过加溶液可实现向的有效转化
1、对点核心素养
(1)变化观念和平衡思想:能以变化观念和平衡思想认识电解质在水溶液中的离子平衡,能运用电离度、电离平衡常数、水解常数、溶度积常数等,多角度、动态地分析弱电解质的电离平衡、盐类水解平衡和沉淀溶解平衡,并会用相关原理解决实际问题。
(2)证据推理与模型认知:能运用电离平衡模型、水解平衡、沉淀溶解平衡模型解释化学现象,揭示现象的本质与规律,培养证据推理与模型认知的核心素养。
(3)科学态度与社会责任感:培养严谨求实的科学态度和探索未知、崇尚真理的意识,能对与盐类水解的应用,沉淀溶解平衡的应用有关的社会热点问题做出正确的解释和判断,培养科学态度与社会责任感。
2、对点命题分析
水溶液中的离子平衡是历年高考考查的重点和热点，考查方式常以选择题形式呈现。从高考命题的变化趋势来看，溶液中离子浓度的大小比较及沉淀的溶解平衡和转化是主流试题。试题注重知识的应用，多以图象、图表的形式，利用平衡移动原理分析外界条件改变对溶液中电离平衡、水解平衡、难溶电解质的溶解平衡的分析考查，偏重考查粒子浓度大小顺序和溶液中各种守恒关系，使题目具有一定的综合性、灵活性和技巧性。能较好地考查对知识的迁移能力、灵活应用能力和运用化学用语的能力。溶液中离子浓度的比较涉及的问题很复杂，其中主要涉及溶液的酸碱性、弱电解质的电离平衡、盐的水解、电离平衡和水解平衡的移动等。沉淀溶解平衡主要考查沉淀溶解平衡的移动、浓度积的表达式及计算、沉淀的生成与转化等。
核心考点一、弱电解质的电离平衡
1．正确理解弱酸、弱碱的稀释规律
2.一元强酸和一元弱酸的比较
3.弱电解质平衡移动的“三个不一定”
(1)稀醋酸加水稀释时，溶液中不一定所有的离子浓度都减小。因为温度不变，Kw＝c(H＋)·c(OH－)是定值，稀醋酸加水稀释时，溶液中的c(H＋)减小，故c(OH－)增大。
(2)电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，离子的浓度不一定增大，电离程度也不一定增大。
(3)对于浓的弱电解质溶液加H2O稀释的过程，弱电解质的电离程度逐渐增大，但离子浓度不一定减小，可能先增大后减小。
4．一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)稀释图像比较
(1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸
(2)相同体积、相同pH值的盐酸、醋酸
5．电离平衡常数
(1)①填写下表(25 ℃)
②CH3COOH酸性大于(填“大于”“小于”或“等于”)HClO酸性，判断的依据：相同条件下，电离常数越大，电离程度越大，c(H＋)越大，酸性越强。
③电离平衡常数的意义：弱酸、弱碱的电离平衡常数能够反映酸碱性的相对强弱。电离平衡常数越大，电离程度越大。多元弱酸的电离以第一步电离为主，各级电离平衡常数的大小差距较大。
④外因对电离平衡常数的影响：电离平衡常数与其他化学平衡常数一样只与温度有关，与电解质的浓度无关，升高温度，K值增大，原因是电离是吸热过程。
(2)多元弱酸的分步电离，以碳酸为例，碳酸是二元弱酸，在水溶液中的电离是分步进行。
①电离方程式是H2CO3H＋＋HCOeq \\al(－,3)，HCOeq \\al(－,3)H＋＋COeq \\al(2－,3)。
②电离平衡常数表达式：，。
③比较大小：Ka1>Ka2。
6．水的电离
(1)水的电离：H2O＋H2OH3O＋＋OH－，可简写为H2OH＋＋OH－。
(2)水的离子积常数：Kw＝c(H＋)·c(OH－)。
①室温下：Kw＝1×10－14。
②影响因素：只与温度有关，升高温度，Kw增大。
③适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。
④Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，Kw不变。
核心考点二、溶液的酸碱性和中和滴定
1．溶液中H＋或OH－的来源分析
(1)溶液为酸的溶液。
溶液中的OH－全部来自水的电离，水电离产生的c(H＋)＝c(OH－)。如pH＝2的盐酸中，溶液中的c(OH－)＝(Kw/10－2) ml·L－1＝10－12 ml·L－1，即由水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12 ml·L－1。
(2)溶质为碱的溶液。
溶液中的H＋全部来自水的电离，水电离产生的c(OH－)＝c(H＋)。如pH＝12的NaOH溶液中，溶液中的c(H＋)＝10－12 ml·L－1，即由水电离出的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12 ml·L－1。
(3)水解呈酸性或碱性的盐溶液。
①pH＝5的NH4Cl溶液中，H＋全部来自水的电离，由水电离的c(H＋)＝10－5 ml·L－1，因为部分OH－与部分NHeq \\al(＋,4)结合，溶液中c(OH－)＝10－9 ml·L－1。
②pH＝12的Na2CO3溶液中，OH－全部来自水的电离，由水电离出的c(OH－)＝10－2 ml·L－1。
2．突破溶液酸、碱性判断的四条规律
(1)正盐溶液。
强酸强碱盐溶液显中性,强酸弱碱盐(如NH4Cl)溶液显酸性,强碱弱酸盐(如CH3COONa)溶液显碱性。
(2)酸式盐溶液。
NaHSO4（NaHSO4=Na++H++SO42-）NaHSO3、NaHC2O4、NaH2PO4水溶液显酸性（酸式酸根离子的电离程度大于水解程度)，NaHCO3、NaHS、Na2HPO4水溶液显碱性（酸式酸根离子的水解程度大于电离程度)。
注意:因为浓度相同的CH3COO-与NH4+的水解程度相同,所以CH3COONH4溶液显中性,而NH4HCO3溶液略显碱性。
(3)弱酸(或弱碱)及其盐1∶1混合的溶液。
①CH3COOH和CH3COONa混合液呈酸性(等浓度的CH3COOH与CH3COO-,CH3COOH的电离程度大于CH3COO-的水解程度)。
②NH3·H2O和NH4Cl混合溶液呈碱性。
(4)酸碱pH之和等于14等体积混合溶液。
pH之和等于14的意义:酸溶液中的氢离子浓度等于碱溶液中的氢氧根离子的浓度。
已知酸、碱溶液的pH之和为14,则等体积混合时:
强酸、强碱,混合后溶液pH=7,
强酸、弱碱,混合后溶液pH>7,
弱酸、强碱,混合后溶液pHc(水解离子)>c(显性离子)，当水解离子浓度是不水解离子浓度的数倍时，顺序提前。例如在浓度为c ml·L－1的醋酸钠溶液中，有c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)；在浓度为c ml·L－1的硫酸铵溶液中，有c(NHeq \\al(＋,4))>c(SOeq \\al(2－,4))>c(H＋)>c(OH－)。
(2)酸式盐溶液：对于电离为主的，如NaHSO3，遵循c(自身)>c(电离产物)>c(水解产物)，即c(Na＋)>c(HSOeq \\al(－,3))>c(H＋)>c(SOeq \\al(2－,3))>c(OH－)>c(H2SO3)；对于水解为主的，如NaHCO3，遵循c(自身)>c(水解产物)>c(电离产物)，即c(Na＋)>c(HCOeq \\al(－,3))>c(OH－)>c(H2CO3)>c(H＋)>c(COeq \\al(2－,3))。
(3)缓冲溶液：例如0.2 ml·L－1氨水与0.2 ml·L－1氯化铵溶液等体积混合后，溶液以电离为主，显碱性(常见物质中除了氢氰酸和氰化物，都以电离为主)，所以氢氧根离子浓度大于氢离子浓度，再根据电荷守恒可知，铵根离子浓度大于氯离子浓度，即c(NHeq \\al(＋,4))>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)。
2．弱酸弱碱盐溶液的酸碱性
弱酸弱碱盐双水解，其溶液的酸碱性取决于弱酸和弱碱的相对强弱。当Ka＝Kb时，溶液显中性，如CH3COONH4；当Ka>Kb时，溶液显酸性，如HCOONH4；当KaKsp。
(3)曲线下方区域的点均为不饱和溶液，此时QcCaCO3>MnCO3。
③X点对CaSO4要析出沉淀,对CaCO3是不饱和溶液,能继续溶解CaCO3。
④Y点:c(SO42−)>c(Ca2+),二者的浓度积等于10-5;Z点:c(CO32−)>K2，Fe3+是滴定终点的指示剂
C．若不过滤，直接用浊液做滴定实验测定c(Ag+)，则所测K值偏大
D．若改为测定滤液中c(Fe3+)，选择合适的滴定方法直接滴定滤液，也能达到目的
【变式训练5】（考查中和滴定曲线分析）（2023·湖北·统考一模）常温下，向溶液中逐滴加入溶液，所得溶液中、、三种微粒的物质的量分数()与溶液pH的关系如图所示。下列分析错误的是
A．曲线1表示的物质的量分数随溶液pH的变化
B．时，溶液中：
C．溶液中：
D．反应的平衡常数
考点三、电解质溶液里离子浓度的比较
【高考解密】本考点主要考查电解质溶液中离子浓度大小比较，类型主要有1、弱电解质溶液中离子浓度大小比较，2、结合中和滴定的离子浓度大小比较，3、结合图像的离子浓度大小比较。一般以选择题的形式出现。解题的关键是明确电解质溶液中三大守恒及弱电解质的电离平衡、盐类水解平衡。
例3.(2023·上海金山·统考一模）室温下，向100mL中分别加(通)入不同试剂，现象见下表：
下列说法错误的是A．中存在：
B．实验1中随着水的不断加入，溶液中的值逐渐增大
C．实验2反应后溶液中存在：
D．实验3反应后溶液中存在：
【变式训练1】（考查弱电解质溶液中离子浓度大小比较）(2023·广东广州·广州六中校考三模）常温下，0.1ml·L-1氨水pH=11，0.1ml·L-1醋酸pH=3，下列说法正确的是
A．将0.1ml·L-1氨水稀释10倍，pHc(CH3COO-)>c(H+)>c(OH-)
D．CH3COONH4溶液因水解呈酸性
【变式训练2】（考查结合中和滴定的离子浓度大小比较）(2023·浙江·模拟预测）室温下，用NaOH溶液分别滴定体积均为20mL、浓度均为的HCl和HX溶液，溶液pH随加入NaOH溶液体积的变化如图所示，下列说法不正确的是
A．HX的电离平衡常数
B．M点存在：
C．将P点和N点的溶液混合，溶液呈酸性
D．向N点的溶液中通入HCl气体至pH=7：
【变式训练3】（考查结合图像的离子浓度大小比较）(2023·河北衡水·河北衡水中学校考模拟预测）t ℃时，向蒸馏水中不断加入NaA溶液，溶液中c2()与c()的变化关系如图所示。下列叙述错误的是
A．当溶液中c()=2× ml/L时，有c() > 5× ml/L
B．该温度下，的水解常数Kh的数量级为
C．溶液中：c(HA)＋c() = c()
D．x点溶液中：c() > c() > c(HA) > c()
考点四、沉淀的溶解平衡
【高考解密】本考点主要考查高考考查的重点与热点，沉淀溶解平衡主要考点有三个：一是考查溶解平衡的移动及平衡的建立；二是结合图象，考查溶度积的应用及影响因素；三是沉淀反应在生产、科研、环保中的应用。难溶电解质的溶解平衡在近几年来一直是考查的重点，预计今后这部分知识可能和元素化合物、工艺流程、实验等相关知识点组成综合性比较强的题目。解题的关键是理解难溶电解质的溶解平衡及影响因素、溶度积及其应用。
例4．(2023·浙江·模拟预测）T℃时，和的沉淀溶解平衡曲线如图所示。已知为浓度的负对数，pN为阴离子浓度的负对数。下列说法不正确的是
A．曲线Ⅰ是，的沉淀溶解平衡曲线
B．加热可使溶液由X点变到Z点
C．Y点对应的可能为的过饱和溶液
D．T℃时，的平衡常数
【变式训练1】（考查沉淀溶解平衡及其影响因素）(2023·重庆·统考二模）时，用溶液分别滴定浓度均为的溶液，所得的沉淀溶解平衡图象分别是下图中的N和M。下列叙述不正确的是
A．a点对或都是过饱和溶液
B．向b点的溶液中加入少量固体，b点可变到c点
C．时，
D．向的混合液中滴入溶液时，先沉淀
【变式训练2】（考查沉淀的生成、溶解与转化）(2023·云南曲靖·校考二模）在T°C时，Ag2CrO4(橘红色)在水溶液中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。已知该温度下AgCl的Ksp=1.8x10-10。下列说法正确的是
A．T°C时，Ag2CrO4的Ksp为1.0x10-8
B．T°C时，Y点和Z点时Ag2CrO4的Ksp不相等
C．向Ag2CrO4饱和溶液中加入K2CrO4，可使溶液由Y点最终变为X点
D．T°C时，将0.01ml·L-1AgNO3，溶液滴入20mI0.01ml·L-1KCl和0.01ml·L-1K2CrO4的混合溶液中，Cl-先沉淀
【变式训练3】（考查溶度积概念理解及其定量计算）(2023·吉林长春·长春十一高校考模拟预测）已知298K时，Ksp(NiS)=1.0×10-21，Ksp(FeS)=6.0×10-18，其沉淀溶解平衡曲线如图所示(图中R表示Ni或Fe)，下列说法正确的是
(已知：≈2.4，≈3.2)
A．曲线I代表NiS
B．FeS+Ni2+⇌NiS+Fe2+的平衡常数K=60000
C．与P点相对应的FeS的分散系是均一稳定的
D．M点对应的溶液中，c(S2-)≈3.2×10-11 ml•L-1
加水稀释相同的倍数，醋酸的pH大
加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多
加水稀释相同的倍数，
盐酸的pH大
加水稀释到相同的pH，
醋酸加入的水多
弱电解质
电离方程式
电离常数
NH3·H2O
NH3·H2ONHeq \\al(＋,4)＋OH－
Kb＝1.8×10－5
CH3COOH
CH3COOHCH3COO－＋H＋
Ka＝1.8×10－5
HClO
HClOH＋＋ClO－
Ka＝3.0×10－8
指示剂
变色范围的pH
甲基橙
4．4黄色
酚酞
10．0红色
加水稀释到相同的体积,醋酸的pH大
加水稀释到相同的pH,盐酸加入的水多
加水稀释到相同的体积,盐酸的pH大
加水稀释到相同的pH,醋酸加入的水多
(1)HY为强酸、HX为弱酸
(2)a、b两点的溶液中:c(X-)=c(Y-)
(3)水的电离程度:d>c>a=b
(1)MOH为强碱、ROH为弱碱
(2)c(ROH)>c(MOH)
(3)水的电离程度:a>b
不同温度下水溶液中c(H+)与c(OH-)的变化曲线
常温下,CaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲线[Ksp=9×10-6]
(1)A、C、B三点均为中性,温度依次升高,KW依次增大
(2)D点为酸性溶液,E点为碱性溶液,KW=1×10-14
(3)AB直线的左上方均为碱性溶液,任意一点都有c(H+)Ksp,将会有沉淀生成
(3)d点在曲线的下方,Qc7,强酸与弱碱反应终点是pHKa2。
6．水的电离
(1)水的电离：H2O＋H2OH3O＋＋OH－，可简写为H2OH＋＋OH－。
(2)水的离子积常数：Kw＝c(H＋)·c(OH－)。
①室温下：Kw＝1×10－14。
②影响因素：只与温度有关，升高温度，Kw增大。
③适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。
④Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，Kw不变。
核心考点二、溶液的酸碱性和中和滴定
1．溶液中H＋或OH－的来源分析
(1)溶液为酸的溶液。
溶液中的OH－全部来自水的电离，水电离产生的c(H＋)＝c(OH－)。如pH＝2的盐酸中，溶液中的c(OH－)＝(Kw/10－2) ml·L－1＝10－12 ml·L－1，即由水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12 ml·L－1。
(2)溶质为碱的溶液。
溶液中的H＋全部来自水的电离，水电离产生的c(OH－)＝c(H＋)。如pH＝12的NaOH溶液中，溶液中的c(H＋)＝10－12 ml·L－1，即由水电离出的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12 ml·L－1。
(3)水解呈酸性或碱性的盐溶液。
①pH＝5的NH4Cl溶液中，H＋全部来自水的电离，由水电离的c(H＋)＝10－5 ml·L－1，因为部分OH－与部分NHeq \\al(＋,4)结合，溶液中c(OH－)＝10－9 ml·L－1。
②pH＝12的Na2CO3溶液中，OH－全部来自水的电离，由水电离出的c(OH－)＝10－2 ml·L－1。
2．突破溶液酸、碱性判断的四条规律
(1)正盐溶液。
强酸强碱盐溶液显中性,强酸弱碱盐(如NH4Cl)溶液显酸性,强碱弱酸盐(如CH3COONa)溶液显碱性。
(2)酸式盐溶液。
NaHSO4（NaHSO4=Na++H++SO42-）NaHSO3、NaHC2O4、NaH2PO4水溶液显酸性（酸式酸根离子的电离程度大于水解程度)，NaHCO3、NaHS、Na2HPO4水溶液显碱性（酸式酸根离子的水解程度大于电离程度)。
注意:因为浓度相同的CH3COO-与NH4+的水解程度相同,所以CH3COONH4溶液显中性,而NH4HCO3溶液略显碱性。
(3)弱酸(或弱碱)及其盐1∶1混合的溶液。
①CH3COOH和CH3COONa混合液呈酸性(等浓度的CH3COOH与CH3COO-,CH3COOH的电离程度大于CH3COO-的水解程度)。
②NH3·H2O和NH4Cl混合溶液呈碱性。
(4)酸碱pH之和等于14等体积混合溶液。
pH之和等于14的意义:酸溶液中的氢离子浓度等于碱溶液中的氢氧根离子的浓度。
已知酸、碱溶液的pH之和为14,则等体积混合时:
强酸、强碱,混合后溶液pH=7,
强酸、弱碱,混合后溶液pH>7,
弱酸、强碱,混合后溶液pHc(水解离子)>c(显性离子)，当水解离子浓度是不水解离子浓度的数倍时，顺序提前。例如在浓度为c ml·L－1的醋酸钠溶液中，有c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)；在浓度为c ml·L－1的硫酸铵溶液中，有c(NHeq \\al(＋,4))>c(SOeq \\al(2－,4))>c(H＋)>c(OH－)。
(2)酸式盐溶液：对于电离为主的，如NaHSO3，遵循c(自身)>c(电离产物)>c(水解产物)，即c(Na＋)>c(HSOeq \\al(－,3))>c(H＋)>c(SOeq \\al(2－,3))>c(OH－)>c(H2SO3)；对于水解为主的，如NaHCO3，遵循c(自身)>c(水解产物)>c(电离产物)，即c(Na＋)>c(HCOeq \\al(－,3))>c(OH－)>c(H2CO3)>c(H＋)>c(COeq \\al(2－,3))。
(3)缓冲溶液：例如0.2 ml·L－1氨水与0.2 ml·L－1氯化铵溶液等体积混合后，溶液以电离为主，显碱性(常见物质中除了氢氰酸和氰化物，都以电离为主)，所以氢氧根离子浓度大于氢离子浓度，再根据电荷守恒可知，铵根离子浓度大于氯离子浓度，即c(NHeq \\al(＋,4))>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)。
2．弱酸弱碱盐溶液的酸碱性
弱酸弱碱盐双水解，其溶液的酸碱性取决于弱酸和弱碱的相对强弱。当Ka＝Kb时，溶液显中性，如CH3COONH4；当Ka>Kb时，溶液显酸性，如HCOONH4；当KaKsp。
(3)曲线下方区域的点均为不饱和溶液，此时QcCaCO3>MnCO3。
③X点对CaSO4要析出沉淀,对CaCO3是不饱和溶液,能继续溶解CaCO3。
④Y点:c(SO42−)>c(Ca2+),二者的浓度积等于10-5;Z点:c(CO32−)>K2，Fe3+是滴定终点的指示剂
C．若不过滤，直接用浊液做滴定实验测定c(Ag+)，则所测K值偏大
D．若改为测定滤液中c(Fe3+)，选择合适的滴定方法直接滴定滤液，也能达到目的
【答案】B
【解析】Ag++Fe2+Fe3++Ag↓为可逆反应，要计算平衡常数，需要知道平衡时各离子的浓度。反应完全时，过滤，滤液用KSCN溶液滴定，可计算出平衡时的银离子浓度，从而可知平衡时各离子浓度，K值也可计算。A．由于硝酸根在酸性环境下具有强氧化性，能将亚铁离子氧化为铁离子，会干扰实验，故不可用AgNO3溶液和Fe(NO3)2溶液(pH=1) 替换原试剂，A错误；B．用标准KSCN标准溶液滴定Ag+，至出现稳定的浅红色时实验达到终点，说明SCN-先与Ag+反应完全后再与Fe3+反应，故K1>>K2；出现稳定的浅红色时实验达到终点，说明Fe3+是滴定终点的指示剂，B正确；C．若不过滤，直接用浊液做滴定实验测定c(Ag+)，滴入KSCN溶液时发生反应Ag++SCN-AgSCN↓，使Ag++Fe2+Fe3++Ag↓逆向移动，使银离子浓度增大，，K值偏小，C错误；D．若改为测定滤液中c(Fe3+)，Fe2+容易被空气中的氧气氧化为Fe3+，滴定结果不准确，D错误；故选B。
【变式训练5】（考查中和滴定曲线分析）（2023·湖北·统考一模）常温下，向溶液中逐滴加入溶液，所得溶液中、、三种微粒的物质的量分数()与溶液pH的关系如图所示。下列分析错误的是
A．曲线1表示的物质的量分数随溶液pH的变化
B．时，溶液中：
C．溶液中：
D．反应的平衡常数
【解析】向溶液中逐滴加入溶液，发生反应分别为H2C2O4+NaOH=NaHC2O4+H2O、NaHC2O4+NaOH=Na2C2O4+H2O，所得溶液中物质的量逐渐减少，物质的量先逐渐增多，然后逐渐减少，物质的量逐渐增多，直至最大，则结合图像，曲线1表示的物质的量分数随溶液pH的变化，曲线2表示物质的量分数随溶液pH的变化，曲线3表示物质的量分数随溶液pH的变化。A．根据分析，曲线1表示的物质的量分数随溶液pH的变化，A正确；B．时，物质的量等于物质的量，结合电荷守恒，溶液中：，B错误；C．属于盐，完全电离为Na+和，溶液显酸性，少部分电离出氢离子，溶液中：，C正确；D．根据反应，该反应对应图像pH=1.2时，此时c()=c(H2C2O4)，则Ka1=c(H+)=10-1.2，pH=4.2时，c()=c()，Ka2=c(H+)=10-4.2，由电离常数可知K===，D正确；故选B。
【答案】B
考点三、电解质溶液里离子浓度的比较
【高考解密】本考点主要考查电解质溶液中离子浓度大小比较，类型主要有1、弱电解质溶液中离子浓度大小比较，2、结合中和滴定的离子浓度大小比较，3、结合图像的离子浓度大小比较。一般以选择题的形式出现。解题的关键是明确电解质溶液中三大守恒及弱电解质的电离平衡、盐类水解平衡。
例3.(2023·上海金山·统考一模）室温下，向100mL中分别加(通)入不同试剂，现象见下表：
下列说法错误的是A．中存在：
B．实验1中随着水的不断加入，溶液中的值逐渐增大
C．实验2反应后溶液中存在：
D．实验3反应后溶液中存在：
【解析】A．中根据质子守恒可知，，A正确； B．，实验1中随着水的不断加入，溶液中碱性变弱，氢离子浓度增大，故比值逐渐增大，B正确；C．实验2反应后溶液根据电荷守恒可知，，溶液，溶液显碱性，则，故存在：，C正确；D．通入少量，发生反应，故，D错误；故选D。
【答案】D
【名师点睛】本题考查了弱电解质的电离、离子浓度大小比较，侧重于学生实验分析能力的考查，注意把握物料守恒、电荷守恒的运用。
【变式训练1】（考查弱电解质溶液中离子浓度大小比较）(2023·广东广州·广州六中校考三模）常温下，0.1ml·L-1氨水pH=11，0.1ml·L-1醋酸pH=3，下列说法正确的是
A．将0.1ml·L-1氨水稀释10倍，pHc(CH3COO-)>c(H+)>c(OH-)
D．CH3COONH4溶液因水解呈酸性
【解析】A．氨水为弱碱，将0.1ml·L-1氨水稀释10倍，电离平衡NH3·H2O⇌NH+OH-正向移动，c(OH-)大于原来的，pH>10，A错误；B．常温下，0.1ml·L-1氨水pH=11，c(OH-)=10-3ml/L，0.1ml·L-1醋酸pH=3，c(H+)=10-3ml/L，则CH3COOH的电离平衡常数与NH3·H2O的相等，B正确；C．常温下，0.1ml·L-1醋酸pH=3，c(H+)=10-3ml/L，醋酸发生电离，但电离程度小，则c(CH3COOH)>c(H+)，溶液中还存在水的微弱电离：H2O⇌H++OH-，则c(CH3COOH)>c(H+)>c(CH3COO-)>c(OH-)，C错误；D．CH3COOH的电离平衡常数与NH3·H2O的相等，CH3COONH4溶液中NH与CH3COO-的水解程度相等，则溶液呈中性，D错误；答案选B。
【答案】B
【变式训练2】（考查结合中和滴定的离子浓度大小比较）(2023·浙江·模拟预测）室温下，用NaOH溶液分别滴定体积均为20mL、浓度均为的HCl和HX溶液，溶液pH随加入NaOH溶液体积的变化如图所示，下列说法不正确的是
A．HX的电离平衡常数
B．M点存在：
C．将P点和N点的溶液混合，溶液呈酸性
D．向N点的溶液中通入HCl气体至pH=7：
【解析】A．M点时HX溶液中加入了10mLNaOH溶液，，且混合溶液呈碱性，说明HX的电离常数小于的水解常数，即，解得，A正确；B．M点，溶液中存在电荷守恒……①，物料守恒……②，①×2―②得，移项得，且M点：，所以，B正确；C．P点，N点，二者混合后HCl和NaX发生反应得到NaCl和HX，此时溶液中：，由A选项可知，溶液呈碱性，C错误；D．N点溶质为NaX，通入HCl气体至pH=7，由电荷守恒推知……①，物料守恒为……②，所以，又由A选项知，时，即，D正确；故选C。
【答案】C
【变式训练3】（考查结合图像的离子浓度大小比较）(2023·河北衡水·河北衡水中学校考模拟预测）t ℃时，向蒸馏水中不断加入NaA溶液，溶液中c2()与c()的变化关系如图所示。下列叙述错误的是
A．当溶液中c()=2× ml/L时，有c() > 5× ml/L
B．该温度下，的水解常数Kh的数量级为
C．溶液中：c(HA)＋c() = c()
D．x点溶液中：c() > c() > c(HA) > c()
【解析】A．由图可知，t℃时，没有加入NaA的水中c2()为1× ml2 · ，蒸馏水中氢离子浓度等于氢氧根离子浓度，都为1× ml· ，则水的离子积常数Kw=1×。由图可知，溶液中浓度为2× ml· 时，溶液中c2()为3×ml2 ·，溶液中氢氧根离子浓度为×ml·，则溶液中的氢离子浓度为ml·L-1≈ 5.8×10-8ml·L-1 > 5×10-8ml·L-1，A项正确；B．NaA溶液中存在的水解平衡和水的电离平衡，溶液中浓度越大，溶液中与HA的浓度越接近，的水解常数Kh ≈，由图可知，浓度较大时Kh ≈ 1×10-10，数量级为10-10，B项错误；C．NaA溶液中存在质子守恒关系c(HA)＋c() = c()，C项正确；D．由图可知，x点溶液中浓度为3× ml·，溶液中氢氧根离子浓度为2× ml·L-1，由C项分析可知NaA溶液中c(HA)＋c() = c()，溶液中HA的浓度小于氢氧根离子浓度，氢离子浓度为5× ml·L-1，则溶液中各微粒浓度的大小顺序为c() > c() > c(HA) > c()，D项正确；答案选B。
【答案】B
考点四、沉淀的溶解平衡
【高考解密】本考点主要考查高考考查的重点与热点，沉淀溶解平衡主要考点有三个：一是考查溶解平衡的移动及平衡的建立；二是结合图象，考查溶度积的应用及影响因素；三是沉淀反应在生产、科研、环保中的应用。难溶电解质的溶解平衡在近几年来一直是考查的重点，预计今后这部分知识可能和元素化合物、工艺流程、实验等相关知识点组成综合性比较强的题目。解题的关键是理解难溶电解质的溶解平衡及影响因素、溶度积及其应用。
例4．(2023·浙江·模拟预测）T℃时，和的沉淀溶解平衡曲线如图所示。已知为浓度的负对数，pN为阴离子浓度的负对数。下列说法不正确的是
A．曲线Ⅰ是，的沉淀溶解平衡曲线
B．加热可使溶液由X点变到Z点
C．Y点对应的可能为的过饱和溶液
D．T℃时，的平衡常数
【解析】的沉淀溶解平衡为，即，则；的沉淀溶解平衡为，即，则，结合题图中曲线Ⅰ、Ⅱ的斜率可知，曲线I为的沉淀溶解平衡曲线，曲线Ⅱ为的沉淀溶解平衡曲线， ，即；而，即。A．根据分析，A正确；B．曲线Ⅰ为的沉淀溶解平衡曲线，若加热，的沉淀溶解平衡正向移动，溶液中的和浓度会同时增大，阴、阳离子浓度的负对数均会减小，B错误；C．Y点在的沉淀溶解平衡曲线的下方，该点为4，即，为6，即，则，故Y点对应的为的过饱和溶液，C正确；D．由反应可知，，D正确；故答案为：B。
【答案】B
【名师点睛】本题考查沉淀溶解平衡的知识，根据图象所提供的信息计算出CdCO3、Cd(OH)2的Ksp数值是解题关键，注意掌握溶度积常数的含义及应用方法，该题培养了学生的分析能力及化学计算能力。
【变式训练1】（考查沉淀溶解平衡及其影响因素）(2023·重庆·统考二模）时，用溶液分别滴定浓度均为的溶液，所得的沉淀溶解平衡图象分别是下图中的N和M。下列叙述不正确的是
A．a点对或都是过饱和溶液
B．向b点的溶液中加入少量固体，b点可变到c点
C．时，
D．向的混合液中滴入溶液时，先沉淀
【解析】A．a点银离子的浓度大于平衡浓度，故对或都是过饱和溶液，A正确；B．向b点的溶液中加入少量固体，Y2-浓度变大，Ag+浓度变小，b点不会变到c点，B错误；C．曲线上任意一点Ksp都相等，任取两点带入AgCl和Ag2Y的溶度积常数的公式可知，N为的沉淀溶解平衡图象，时，Y2-浓度为10-2.46ml/L时，Ag+浓度为10-4ml/L，，C正确；D．由图可知，时，的沉淀溶解平衡中银离子浓度更小，故混合液中滴入溶液时，先沉淀，D正确；故选B。
【答案】B
【变式训练2】（考查沉淀的生成、溶解与转化）(2023·云南曲靖·校考二模）在T°C时，Ag2CrO4(橘红色)在水溶液中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。已知该温度下AgCl的Ksp=1.8x10-10。下列说法正确的是
A．T°C时，Ag2CrO4的Ksp为1.0x10-8
B．T°C时，Y点和Z点时Ag2CrO4的Ksp不相等
C．向Ag2CrO4饱和溶液中加入K2CrO4，可使溶液由Y点最终变为X点
D．T°C时，将0.01ml·L-1AgNO3，溶液滴入20mI0.01ml·L-1KCl和0.01ml·L-1K2CrO4的混合溶液中，Cl-先沉淀
【解析】A．Ag2CrO4的溶度积Ksp=c2(Ag＋)×c(CrO)=(1×10－3)2×1×10－5=1×10－11，故A错误；B．溶度积只受温度的影响，因此Y点和Z点的溶度积相同，故B错误；C．c2(Ag＋)×c(CrO)=Ksp，向Ag2CrO4饱和溶液中加入K2CrO4，溶液中c(Ag＋)减小、c(CrO)增大，仍然在曲线上，不可能由Y点移动到X点，故C错误；D．KCl溶液中出现沉淀时，需要的c(Ag＋)==1.8×10－8ml·L－1，K2CrO4中出现沉淀，需要消耗c(Ag＋)=ml/L，因此先析出氯化银沉淀，故D正确；答案为D。
【答案】D
【变式训练3】（考查溶度积概念理解及其定量计算）(2023·吉林长春·长春十一高校考模拟预测）已知298K时，Ksp(NiS)=1.0×10-21，Ksp(FeS)=6.0×10-18，其沉淀溶解平衡曲线如图所示(图中R表示Ni或Fe)，下列说法正确的是
(已知：≈2.4，≈3.2)
A．曲线I代表NiS
B．FeS+Ni2+⇌NiS+Fe2+的平衡常数K=60000
C．与P点相对应的FeS的分散系是均一稳定的
D．M点对应的溶液中，c(S2-)≈3.2×10-11 ml•L-1
【解析】已知298 K时，Ksp(NiS)=1.0×10-21，Ksp(FeS)= 6.0×10-18，可知NiS较难溶于水，其溶度积常数更小，则图中I为FeS、II为NiS，曲线上的点为平衡点。A．由于298 K时，Ksp(NiS)=1.0×10-21，Ksp(FeS)= 6.0×10-18，可知NiS较难溶于水，其溶度积常数更小，则图中I表示为FeS、II表示为NiS，A错误；B．FeS+Ni2+⇌NiS+Fe2+的平衡常数K=，B错误；
C．曲线I表示FeS的沉淀溶解平衡曲线，P点在平衡线以上，为物质的不饱和溶液，因此是均一稳定的，C正确；D．M点对应的溶液为FeS饱和溶液，c(S2-)=≈2.4×10-9 ml•L-1，D错误；故合理选项是C。
【答案】C
加水稀释相同的倍数，醋酸的pH大
加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多
加水稀释相同的倍数，
盐酸的pH大
加水稀释到相同的pH，
醋酸加入的水多
弱电解质
电离方程式
电离常数
NH3·H2O
NH3·H2ONHeq \\al(＋,4)＋OH－
Kb＝1.8×10－5
CH3COOH
CH3COOHCH3COO－＋H＋
Ka＝1.8×10－5
HClO
HClOH＋＋ClO－
Ka＝3.0×10－8
指示剂
变色范围的pH
甲基橙
4．4黄色
酚酞
10．0红色
加水稀释到相同的体积,醋酸的pH大
加水稀释到相同的pH,盐酸加入的水多
加水稀释到相同的体积,盐酸的pH大
加水稀释到相同的pH,醋酸加入的水多
(1)HY为强酸、HX为弱酸
(2)a、b两点的溶液中:c(X-)=c(Y-)
(3)水的电离程度:d>c>a=b
(1)MOH为强碱、ROH为弱碱
(2)c(ROH)>c(MOH)
(3)水的电离程度:a>b
不同温度下水溶液中c(H+)与c(OH-)的变化曲线
常温下,CaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲线[Ksp=9×10-6]
(1)A、C、B三点均为中性,温度依次升高,KW依次增大
(2)D点为酸性溶液,E点为碱性溶液,KW=1×10-14
(3)AB直线的左上方均为碱性溶液,任意一点都有c(H+)Ksp,将会有沉淀生成
(3)d点在曲线的下方,Qc7,强酸与弱碱反应终点是pH