高考化学二轮复习专题11水溶液中的离子平衡教学案(含解析)

专题11 水溶液中的离子平衡
1.了解弱电解质在水溶液中存在电离平衡。

2.了解水的电离、离子积常数。

3.了解溶液pH的定义，能进行pH的简单计算。

4.了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素、盐类水解的应用。

5.了解难溶电解质的溶解平衡。

了解溶度积的含义，能用平衡移动原理分析沉淀溶解、生成和转化过程。

水溶液中的离子平衡是化学平衡的延伸和应用，也是高考中考点分布较多的内容之一。

其中沉淀溶解平衡是新课标中新增的知识点，题型主要是选择题和填空题，其考查主要内容有：①电离平衡。

②酸、碱混合溶液酸碱性的判断及pH的简单计算。

③盐对水电离平衡的影响及盐溶液蒸干(或灼烧)后产物的判断。

④电解质溶液中离子浓度的大小比较。

⑤沉淀的溶解平衡及沉淀的转化。

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。

此类题目考查的内容既与盐的水解有关，又与弱电解质的电离平衡有关。

题目不仅偏重考查粒子的浓度大小顺序，而且还侧重溶液中的各种守恒(电荷守恒、物料守恒、质子守恒)关系的考查，从而使题目具有一定的综合性、灵活性和技巧性。

一、电解质
1.强、弱电解质与物质分类的关系
2.强、弱电解质与化学键的关系
一般电解质的键型不同，电离程度就不同，已知典型的离子化合物，如强碱(NaOH、KOH等)、大部分盐类(如NaCl、CaCl2)以及强极性共价化合物(如HCl、H2SO4)，在水分子作用下能够全部电离，我们称这种在水溶液中能够完全电离的物质为强电解质。

而含弱极性键的共价化合物如
CH3COOH、NH3·H2O、H2O等，在水中仅部分电离，为弱电解质。

但是，仅从键型来区分强、弱电解质是不全面的，即使强极性共价化合物也有属于弱电解质的情况，如HF。

3.弱电解质的判断
在中学化学电解质溶液这一知识点的学习中，常常需要根据一些性质对强弱电解质进行有关判断和分析，属于高考的热点。

现以弱酸为例进行分析，常见的判断方法有：（1）测定已知物质的量浓度的弱酸的pH。

如已知酸HB，物质的量浓度为0.01 mol·L－1，若为强酸，则完全电离，c(H＋)＝0.01 mol·L－1，pH＝2；若为弱酸，则部分电离，c(H＋)<0.01 mol·L－1，pH>2。

（2）取一定体积的酸HB溶液(设取1体积)，测定其pH，稀释至体积扩大100倍，再测定其pH。

若pH增大2个单位，则为强酸；若pH增大小于2个单位，则为弱酸。

（3）取酸HB对应的钠盐溶液，测定其pH。

若pH＝7，则为强酸；若pH>7，则为弱酸。

（4）取体积和pH相同的酸HB溶液和盐酸，分别加入足量的锌粒，若HB产生H2的速率大且量多，说明是弱酸。

（5）分别取等体积等pH的酸HB和盐酸进行中和滴定，若达到终点时酸HB消耗的同浓度的NaOH溶液体积大，说明HB为弱酸。

（6）分别取相同物质的量浓度的酸HB溶液和盐酸，测其导电性，若酸HB溶液的导电能力弱，说明HB为弱酸。

（7）分别取相同pH的酸HB溶液和盐酸，向其中加入NaCl晶体和NaB晶体，振荡，待晶体溶解后，盐酸的pH几乎不变，若酸HB溶液的pH增大，说明HB为弱酸。

4．电离方程式的书写
(1)强电解质：完全电离用“＝”，如：HCl＝H＋＋Cl－；NaOH＝Na＋＋OH－；NaNO3＝Na＋＋NO3-。

(2)弱电解质：部分电离用“”，如：CH3COOH CH3COO－＋H＋，NH3·H2O NH2-＋OH－。

(3)多元弱酸的电离是分步进行的，以第一步电离为主。

如：H2CO3H＋＋HCO3-(主要)；HCO3-H＋＋CO32- (次要)。

(4)多元弱碱用一步电离表示，如：Cu(OH)2Cu2＋＋2OH－。

(5)强酸的酸式盐在水溶液中完全电离，如NaHSO4 =Na＋＋H＋＋SO42－，在熔融状态下的电离为KHSO4=K＋＋HSO4－。

弱酸的酸式盐既有完全电离，又有部分电离，如NaHCO3=Na＋＋HCO3－，HCO3 2－。

－H＋＋CO
3
5．电离度
(1)定义：弱电解质在水中达到电离平衡状态时，已电离的电解质分子数占原有电解质分子
总数(包括已电离和未电离)的百分率，称为电离度。

(2)表达式：电离度通常用α表示：
α＝ ×100%。

(3)意义
电离度实质上是平衡转化率的一种。

电离度表示弱电解质在水中的电离程度。

温度相同、浓度相同时，不同的弱电解质的电离度是不同的，同一种电解质在不同浓度的水溶液中，其电离度也是不同的，溶液越稀，电离度越大。

二、酸碱稀释时pH 的变化 1．强酸、强碱的稀释
在稀释时，当它们的浓度大于10－5
mol·L －1
时，不考虑水的电离；当它们的浓度小于10
－
5
mol·L －1
时，应考虑水的电离。

例如：(1)pH=6的HCl 溶液稀释100倍，混合液pH≈7(不能大于7)； (2)pH=8的NaOH 溶液稀释100倍，混合液pH≈7(不能小于7)； (3)pH=3的HCl 溶液稀释100倍，混合液pH=5； (4)pH=10的NaOH 溶液稀释100倍，混合液pH=8。

2．弱酸、弱碱的稀释
在稀释过程中有浓度的变化，又有电离平衡的移动，不能求得具体数值，只能确定其pH
范围。

例如：(1)pH=3的CH 3COOH 溶液，稀释100倍，稀释后3<pH<5； (2)pH=10的NH 3·H 2O 溶液，稀释100倍，稀释后8<pH<10； (3)pH=3的酸溶液，稀释100倍，稀释后3<pH≤5； (4)pH=10的碱溶液，稀释100倍，稀释后8≤pH<10。

3．对于pH 相同的强酸和弱酸(或强碱和弱碱)溶液稀释相同的倍数，强酸(或强碱)溶液的pH 变化幅度大。

这是因为强酸(或强碱)已完全电离，随着加水稀释，溶液中H ＋
(或OH －
)数(除水电离的以外)不会增多，而弱酸(或弱碱)随着加水稀释，电离程度增大，H ＋
(或OH －)数会增多。

4．对于物质的量浓度相同的强酸和弱酸 (或强碱和弱碱)，稀释相同的倍数，pH 的变化幅度不同，强酸(或强碱)稀释后pH 变化幅度大。

三、关于pH 值的计算 1．单一溶液pH 的计算
强酸溶液(H n A)，其物质的量浓度为c mol/L ，则：c (H ＋
)＝nc mol/L ，pH ＝－lg c (H ＋
)＝－lg nc ；强碱溶液B(OH)n ]，其物质的量浓度为c mol/L ，则c (OH －
)＝nc mol/L ，c (H ＋
)＝
1.0×10－14
nc
mol/L ，pH ＝－lg c (H ＋
)＝14＋lg nc 。

2．强酸、强碱混合液的pH 计算 (1)强酸与强酸混合求pH ①非等体积混合
c (H ＋
)＝c 1(H ＋)·V 1＋c 2(H ＋)·V 2
V 1＋V 2
，然后再求pH 。

②等体积混合可近似计算pH ＝pH 小＋0.3 (2)强碱与强碱混合求pH ①非等体积混合
先计算：c (OH －
)＝c 1(OH －)·V 1＋c 2(OH －)·V 2
V 1＋V 2
，
再求c (H ＋
)＝
K W
c (OH －)
，最后求pH 。

②等体积混合，可近似计算pH ＝pH 大－0.3。

(3)强酸与强碱混合
①恰好完全反应，溶液呈中性，pH ＝7。

②酸过量：
先求c (H ＋
)余＝c (H ＋)·V (酸)－c (OH －)·V (碱)
V (酸)＋V (碱)
，再求pH 。

③碱过量：
先求c (OH －
)余＝c (OH －)·V (碱)－c (H ＋)·V (酸)V (酸)＋V (碱)，再求c (H ＋
)＝K W c (OH －)
，然后求pH 。

四、酸碱中和滴定的误差分析 1．原理
c (标准)·V (标准)＝c (待测)·V (待测)，所以c (待测)＝c 标准·V 标准
V 待测
，因c (标准)已确定，
因此只要分析出不正确操作引起V (标准)与V (待测)的变化，即 分析出结果。

2．引起误差的原因
中和滴定实验中，产生误差的途径主要有操作不当、读数不准等，分析误差要根据计算式分析，c 待测＝
c 标准·V 标准
V 待测
，当用标准酸溶液滴定待测碱溶液时，c 标准、V 待测均为定值，c 待测的大小取决于V 标准的大小。

下列为不正确操作导致的实验结果偏差： (1)仪器洗涤
①酸式滴定管水洗后，未润洗(偏高)；②酸式滴定管水洗后，误用待测液润洗(偏高)；③碱式滴定管水洗后，未润洗(偏低)；④锥形瓶水洗后，用待测液润洗(偏高)。

(2)量器读数
①滴定前俯视酸式滴定管，滴定后平视(偏高)；
②
滴定前仰视酸式滴定管，滴定后俯视(偏低)如图所示；
③滴定完毕后，立即读数，半分钟后颜色又褪去(偏低)。

(3)操作不当
①滴定前酸式滴定管尖嘴部分有气泡，滴定结束后气泡消失(偏高)；
②滴定过程中，振荡锥形瓶时，不小心将溶液溅出(偏低)；
①滴定过程中，锥形瓶内加少量蒸馏水(无影响)。

3．常见误差分析
以标准酸溶液滴定未知浓度的碱(酚酞作指示剂)为例，
常见的因操作不正确而引起的误差有：
五、盐类水解离子方程式的书写
1.水和弱电解质应写成分子式，不能写成相应的离子。

2．水解反应是可逆过程，因此要用“”符号，不能用“＝”。

通常情况下，中和反应是趋于完成的反应，所以盐的水解程度很小，产物的量很少，因此方程式中不标“↑”“↓”符号，也不把易分解的生成物(如NH3·H2O、H2CO3等)写成其分解产物的形式。

如NH4Cl＋H2O NH3·H2O＋HCl；离子方程式为NH4+＋H2O＝NH3·H2O。

3．多元弱酸盐的水解是分步进行的，应分步书写，水解程度主要取决于第一步。

如：CO32－＋H2O HCO3－＋OH－；
HCO3－＋H2O H2CO3＋OH－。

4．多元弱碱的盐也是分步水解的，由于中间过程复杂，中学阶段仍写成一步，如：
Cu2＋＋2H2O Cu(OH)2＋2H＋
Al3＋3H2O Al(OH)3＋3H＋
(5)某些盐溶液在混合时，一种盐的阳离子与另一种盐的阴离子在一起都发生水解，使两种盐的离子水解趋于完全。

此时，用“＝”“↑”“↓”(又叫双水解反应)。

如生成的H2CO3写成CO2↑＋H2O。

如将Al2(SO4)3溶液与NaHCO3溶液混合，立即产生大量白色沉淀和大量气体。

这是由于Al2(SO4)3溶液显酸性：Al3＋＋3H2O Al(OH)3＋3H＋，NaHCO3溶液显碱性：HCO32－＋H2O H2CO3＋OH－，二者混合后，发生反应H＋＋OH－＝H2O，使两个水解反应相互促进，趋于完全，所以产生白色沉淀和气体。

总反应为Al3＋＋3HCO3－＝Al(OH)3↓＋3CO2↑。

配平双水解反应离子方程式可遵循离子的电荷守恒和质量守恒配平。

如：
Al3＋＋3AlO2－＋6H2O＝4Al(OH)3↓，
2Fe3＋＋3CO32－＋3H2O＝2Fe(OH)3↓＋3CO2↑
即：m M n＋＋n A n－＋nm H2O＝m M(OH)n↓＋n H m A
常见的能发生相互促进水解的离子有：Al3＋与CO32－、HCO3－、S2－、HS－、AlO2－；
Fe3＋与CO32－、HCO3－、AlO2－；NH4+与AlO2－、SiO32－等。

双水解反应的规律可以用于：①判断离子能否大量共存；②确定待鉴别的试剂；③比较物质溶解性的大小；④选择要制备物质的试剂种类；⑤确定肥料的复合方式。

六、盐类水解的应用
1．实验室配制和储存易水解的盐溶液
配制FeCl3溶液时加入一定量酸(盐酸)，防止铁离子水解；
配制CuSO4溶液时加入少量硫酸，防止铜离子水解。

2．某些活泼金属与强酸弱碱盐反应
Mg放入NH4Cl、CuCl2、FeCl3溶液中产生氢气。

3．制备Fe(OH)3胶体
沸水中滴加FeCl3溶液，产生红褐色胶体。

Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3(胶体)＋3H＋
4．明矾KAl(SO4)2·12H2O]、三氯化铁(FeCl3)等净水
Al3＋＋3H2O Al(OH)3(胶体)＋3H＋
Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3(胶体)＋3H＋
原因：胶体吸附性强，可起净水作用。

5．苏打(Na2CO3)洗涤去油污
CO32－＋H2O＝HCO3－＋OH－，加热，去油污能力增强。

原因：加热，促进CO32－的水解，碱性增强，去油污能力增强。

6．泡沫灭火器原理
成分：NaHCO3、Al2(SO4)3
NaHCO3水解：HCO 3－＋H2O H2CO3＋OH－碱性
Al2(SO4)3水解：Al3＋＋3H2O Al(OH)3＋3H＋酸性
原理：当两盐混合时，氢离子与氢氧根离子结合生成水，双方相互促进水解：3HCO3－＋Al3＋＝Al(OH)
3↓＋3CO2↑
7．施用化肥
普钙【Ca(H2PO4)2】、铵态氮肥不能与草木灰(K2CO3)混用
原因：K2CO3水解显碱性：CO32－＋H2O HCO 3－＋OH－
3Ca(H2PO4)2＋12OH－＝Ca3(PO4)2↓＋12H2O＋4PO43-
NH4+＋OH－＝NH3↑＋H2O 降低肥效
8．判断盐溶液的酸碱性或pH
如相同物质的量浓度的下列溶液：NaCl、KHSO4、NaH2PO4、Na2HPO4、CH3COOH，pH由大到小的顺序为Na3PO4＞Na2HPO4＞NaCl＞CH3COOH＞KHSO4
9．比较盐溶液中离子浓度的大小
如Na2CO3溶液中，各离子浓度大小的顺序为c(Na＋)＞c(CO32－)＞c(OH－)＞c(HCO3－ )＞c(H＋) 10．加热蒸发盐溶液析出固体
不水解、不分解的盐的溶液加热蒸干时，析出盐的晶体，如NaCl。

能水解，但生成的酸不挥发，也能析出该盐的晶体，如Al2(SO4)3。

能水解，但水解后生成的酸有挥发性，则析出金属氢氧化物，若蒸干后继续加热，则可分解为金属氧化物，如AlCl3、FeCl3。

若盐在较低温度下受热能分解，则加热蒸干其溶液时，盐已分解，如Ca(HCO3)2。

11．判断盐所对应酸的相对强弱
如已知物质的量浓度相同的两种盐溶液NaA和NaB，其溶液的pH前者大于后者，则酸HA 和HB的酸性强弱为HB＞HA。

12．判断盐溶液中离子种类多少(如Na3PO4溶液中存在哪些离子。

)
13．某些试剂的实验室贮存，如Na2CO3溶液、Na3PO4溶液、Na2SiO3溶液等不能贮存于磨口玻璃瓶中。

14．证明弱酸或弱碱的某些实验要考虑盐的水解，如证明Cu(OH)2为弱碱时，可用CuCl2溶液能使蓝色石蕊试纸变红(显酸性)证之。

15．除杂：①采用加热的方法来促进溶液中某些盐的水解，使之生成氢氧化物沉淀，以除去溶液中某些金属离子。

例如，不纯的KNO3溶液中常含有杂质Fe3＋，可用加热的方法来除去KNO3溶液中所含的Fe3＋。

②向MgCl2、FeCl3的混合溶液中加入MgO以除去FeCl3。

16．如果溶液浓度较低，可以利用水解反应来获得纳米材料(氢氧化物可变为氧化物)。

如果水解程度很大，还可用于无机化合物的制备，如制TiO2：
TiCl4＋(x＋2)H2O(过量)TiO2·x H2O↓＋4HCl
所得TiO2·x H2O经焙烧得TiO2。

17．判断溶液中离子能否共存
如Al3＋、Fe3＋与CO32－、HCO3－在溶液中不能大量共存，因为能发生双水解反应。

考点一弱电解质的电离平衡
例1．常温下，将一定浓度的盐酸和醋酸加水稀释，溶液的导电能力随溶液体积变化的曲线如图所示。

下列说法正确的是( )
A．两溶液稀释前的浓度相同
B．a、b、c三点溶液的pH由大到小顺序为a>b>c
C．a点的K w值比b点的K w值大
D．a点水电离的n(H＋)大于c点水电离的n(H＋)
【变式探究】pH＝2的两种一元酸x和y，体积均为100 mL，稀释过程中pH与溶液体积的关系如图所示。

分别滴加NaOH溶液(c＝0.1 mol·L－1)至pH＝7，消耗NaOH溶液的体积为V x、V y，则( )
A．x为弱酸，V x<V y
B．x为强酸，V x>V y
C．y为弱酸，V x<V y
D．y为强酸，V x>V y
解析：选C。

由图知：将一元酸x和y分别稀释10倍，pH的变化量ΔpH x＝1，ΔpH y<1，所以x为强酸，而y为弱酸。

pH＝2时弱酸y的浓度大，则滴加NaOH溶液至pH＝7时需NaOH 溶液的体积y要比x大。

考点二水的电离和溶液的酸碱性判断
例2．已知温度T时水的离子积常数为K w，该温度下，将浓度为a mol·L－1的一元酸HA 与b mol·L－1的一元碱BOH等体积混合，可判定该溶液呈中性的依据是( ) A．a＝b
B．混合溶液的pH＝7
C．混合溶液中，c(H＋)＝K w mol·L－1
D．混合溶液中，c(H＋)＋c(B＋)＝c(OH－)＋c(A－)
解析：选C。

a＝b只能说明酸碱恰好完全反应，生成盐和水，由于酸碱强弱未知，不能说明溶液呈中性，A错误；题给温度未指明是25 ℃，所以pH＝7并不能说明溶液呈中性，B错误；由于混合溶液中c(H＋)＝K w，结合K w＝c(H＋)·c(OH－)，可推断出c(H＋)＝c(OH－)，所以溶液一定呈中性，C正确；电荷守恒表达式是正确的，无论溶液是否呈中性都满足此式，D错误。

【变式探究】已知水的电离平衡曲线如图所示，下列说法正确的是( )
A．水的离子积常数关系为：K w(B)＞K w(A)＞K w(C)＞K w(D)
B．向水中加入醋酸钠固体，可从C点到D点
C．B点对应的温度下，pH＝4的硫酸与pH＝10的氢氧化钠溶液等体积混合，溶液的pH＝7 D．升高温度可实现由C点到D点
考点三水的电离与溶液pH的判断与计算
例3．一定温度下，水溶液中H＋和OH－的浓度变化曲线如图。

下列说法正确的是( )
A．升高温度，可能引起由c向b的变化
B．该温度下，水的离子积常数为1.0×10－13
C．该温度下，加入FeCl3可能引起由b向a的变化
D．该温度下，稀释溶液可能引起由c向d的变化
解析：选C。

A项，c点溶液中c(OH－)＞c(H＋)，溶液呈碱性，升温，溶液中c(OH－)不可能减小。

B项，由b点对应c(H＋)与c(OH－)可知，K w＝c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－7×1.0×10－7＝1.0×10－14。

C项，FeCl3溶液水解显酸性，溶液中c(H＋)增大，因一定温度下水的离子积是常数，故溶液中c(OH－)减小，因此加入FeCl3溶液可能引起由b向a的变化。

D项，c点溶液呈碱性，稀释时c(OH－)减小，同时c(H＋)应增大，故稀释溶液时不可能引起由c向d的转化。

【变式探究】下列说法正确的是( )
A．25 ℃时，在pH＝4的盐酸和NH4Cl溶液中，由水电离出的H＋浓度相等
B．25 ℃时，pH＝3和pH＝5的盐酸等体积混合后，溶液的pH＝4
C．25 ℃时，pH＝9和pH＝11的NaOH溶液等体积混合后，溶液的pH＝10
D．25 ℃时，pH＝3.6的某橙汁中的c(H＋)是pH＝5.6的某西瓜汁中的c(H＋)的100倍
考点四盐类水解及其应用
例4．化学在日常生活和生产中有着重要的应用。

下列说法不正确的是( )
A．明矾水解形成的Al(OH)3胶体能吸附水中悬浮物，可用于水的净化
B．某雨水样品采集后放置一段时间，pH由4.68变为4.28，是因为溶液中的SO2－3水解C．将饱和FeCl3溶液滴入沸水中可制备Fe(OH)3胶体，利用的是盐类水解原理
D．纯碱溶液呈碱性的原因是CO2－3＋H2－3＋OH－
解析：选B。

雨水中pH变小的原因是：2H2SO3＋O2===2H2SO4，与SO2－3水解无关。

【变式探究】在氯化铁溶液中存在下列平衡：FeCl 3＋3H23＋3HCl ΔH>0
(1)将饱和FeCl3溶液，滴入沸腾的蒸馏水中可得到一种红褐色透明液体。

向这种液体中加入稀H2SO4产生的现象为__________________________________________________。

(2)不断加热FeCl3溶液，蒸干其水分并灼烧得到的固体可能是________。

(3)在配制FeCl3溶液时，为防止产生浑浊，应________________________________________________。

(4)FeCl3净水的原理是________________________________。

FeCl3溶液腐蚀钢铁设备，除H＋作用外，另一主要原因是(用离子方程式表示)_____________________________________。

答案：(1)先生成红褐色沉淀，又逐渐溶解生成黄色溶液
(2)Fe2O3(3)加入少许浓盐酸
(4)Fe3＋水解生成的Fe(OH)3胶体粒子能吸附水中的悬浮杂质2Fe3＋＋Fe===3Fe2＋
考点五溶液中“粒子”浓度关系判断
例5．下列叙述中不正确的是( )
A．0.1 mol·L－1NH4HS溶液中有：c(NH＋4)<c(HS－)＋c(S2－)＋c(H2S)
B．25 ℃时，将a mol·L－1的氨水与0.01 mol·L－1的盐酸等体积混合后，c(NH＋4)＝c(Cl
－)，则NH
3·H2O的电离常数为10－9
a－0.01
C．等浓度的HCN和NaCN混合溶液中有：2c(Na＋)＝c(CN－)＋c(HCN)
D．等pH的①(NH4)2SO4溶液②NH4HSO4溶液③NH4Cl溶液中，c(NH＋4)的大小关系：①>③>②
解析：选D。

NH4HS溶液中存在NH＋4和HS－的水解平衡、HS－的电离平衡，由物料守恒知，c(NH＋4)＋c(NH3·H2O)＝c(HS－)＋c(S2－)＋c(H2S)，则c(NH＋4)＜c(HS－)＋c(S2－)＋c(H2S)，故A正确。

氨
水与盐酸反应后，c (NH ＋4)＝c (Cl －)＝0.005 mol·L －1，则c (H ＋)＝c (OH －)＝10－7mol·L －1，溶液
呈中性，K a ＝0.005×10－7a 2
－0.005＝10－9a －0.01，B 正确。

HCN 是弱酸，等浓度的HCN 和NaCN 混合溶液中根据物料守恒有2c (Na ＋)＝c (CN －)＋c (HCN)，C 正确。

pH 相等时，①和③两溶液中c (NH ＋4)相同，NH ＋4的水解程度也相同；②NH ＋4的水解受到抑制，因此溶液中c (NH ＋4)最小，故D 错误。

【变式探究】常温条件下，将0.01 mol·L －1Na 2CO 3溶液与0.01 mol·L －1KHCO 3溶液等体积混合。

若忽略混合后体积的变化，则下列判断正确的是( )
A ．两种溶液混合前，Na 2CO 3溶液中由水电离出的c (H ＋)小于KHCO 3溶液中由水电离出的c (H ＋)
B ．混合后溶液中存在关系：c (CO 2－3)＋c (HCO －3)＋c (H 2CO 3)＝0.02 mol·L －1
C ．混合后溶液中存在关系：c (K ＋)＋c (Na ＋)＋c (H ＋)＝c (CO 2－3)＋c (HCO －3)＋c (OH －)
D ．混合后溶液中存在关系：c (K ＋)＋c (H 2CO 3)＋c (H ＋)＝c (CO 2－3)＋c (OH －)
考点六 “滴定法”的综合考查
例6．某小组以CoCl 2·6H 2O 、NH 4Cl 、H 2O 2、浓氨水为原料，在活性炭催化下，合成了橙黄色晶体X 。

为确定其组成，进行如下实验。

①氨的测定：精确称取w g X ，加适量水溶解，注入如图所示的三颈瓶中，然后逐滴加入足量10% NaOH 溶液，通入水蒸气，将样品液中的氨全部蒸出，用V 1 mL c 1 mol·L －1
的盐酸标准溶液吸收。

蒸氨结束后取下接收瓶，用c 2 mol·L －1 NaOH 标准溶液滴定过剩的HCl ，到终点时消耗V 2 mL NaOH 溶液。

②氯的测定：准确称取样品X ，配成溶液后用AgNO 3标准溶液滴定，K 2CrO 4溶液为指示剂，至出现淡红色沉淀不再消失为终点(Ag 2CrO 4为砖红色)。

回答下列问题：
(1)装置中安全管的作用原理是_______________________________________________________。

(2)用NaOH标准溶液滴定过剩的HCl时，应使用________式滴定管，可使用的指示剂为________。

(3)样品中氨的质量分数表达式为________。

(4)测定氨前应该对装置进行气密性检验，若气密性不好测定结果将________(填“偏高”或“偏低”)。

(5)测定氯的过程中，使用棕色滴定管的原因是__________________________________________；
滴定终点时，若溶液中c(Ag＋)＝2.0×10－5mol·L－1，c(CrO2－4)为________mol·L－1。

已知：K sp(Ag2CrO4)＝1.12×10－12]
(6)经测定，样品X中钴、氨和氯的物质的量之比为1∶6∶3，钴的化合价为________。

制备X的化学方程式为_____________________________________________________________________；
X的制备过程中温度不能过高的原因是_____________________________________________________。

解析：(1)若没有A中的安全管，当A中产生气体时，会因装置压力过大发生危险，反之，有安全管存在，当A中压力过大时，安全管中的液面会上升，使A瓶中压力稳定。

(2)由题意知，用NaOH标准溶液滴定过剩的HCl时，NaOH溶液应放入碱式滴定管中，可使用酚酞作指示剂，滴定至终点时溶液由无色变为浅红色。

(3)已知盐酸的总的物质的量为c1mol·L－1×V1mL×10－3L·mL－1＝c1V1×10－3 mol，NH3反应完后剩余的盐酸用NaOH标准溶液滴定，可求出剩余的盐酸为c2×V2×10－3 mol，由NH3＋
HCl===NH 4Cl可求出NH3的物质的量。

进而求出w g X中的含氨量，即：c1V1－c2V2－3×17
w
×100%。

(4)若装置气密性不好，会有NH3外逸，而不被HCl吸收，则剩余的HCl的物质的量会增多，消耗NaOH增多，即c2V2的值增大，由(3)中计算式可知氨的测定结果偏低。

(5)AgNO3是见光易分解的物质，使用棕色滴定管的目的是防止AgNO3分解而影响实验结果；由Ag2CrO4的溶度积常数K sp＝1.12×10－12，c(Ag＋)＝2.0×10－5mol·L－1，可求出c(CrO2－4)＝
K sp c2＋＝
1.12×10－12
－52
mol·L－1＝2.8×10－3mol·L－1。

【变式探究】滴定法是一种重要的定量分析方法，应用范围很广。

(1)利用酸碱滴定法可测定Ba2＋的含量，实验分两步进行。

已知：2CrO2－4＋2H＋===Cr2O2－7＋H2O，Ba2＋＋CrO2－4===BaCrO4↓。

步骤Ⅰ：移取x mL一定浓度的Na2CrO4溶液于锥形瓶中，加入酸碱指示剂，用b mol·L－1盐酸标准液滴定至终点，测得滴加盐酸体积为V0 mL。

步骤Ⅱ：移取y mL BaCl2溶液于锥形瓶中，加入x mL与步骤Ⅰ中相同浓度的Na2CrO4溶液，待Ba2＋完全沉淀后，再加入酸碱指示剂，用b mol·L－1盐酸标准液滴定至终点，测得滴加盐酸的体积为V1 mL。

滴加盐酸标准液时应用酸式滴定管，“0”刻度位于滴定管的________(填“上方”或“下方”)。

BaCl2溶液的浓度为________ mol·L－1，若步骤Ⅱ中滴加盐酸时有少量待测液溅出，Ba2＋的浓度测量值将________(填“偏大”或“偏小”)。

(2)某地市场上销售的一种食用精制盐包装袋上有如下部分说明：
已知：IO－3＋5I－＋6H＋===3I2＋3H2O，I2＋2S2O2－3===2I－＋S4O2－6。

某学生拟测定食用精制盐的碘(KIO3)含量，其步骤为
a．准确称取w g食盐，加适量蒸馏水使其完全溶解；
b ．用稀硫酸酸化所得溶液，加入足量KI 溶液，使KIO 3与KI 反应完全；
c ．以淀粉为指示剂，逐滴加入物质的量浓度为2.0×10－3mol·L －1的Na 2S 2O 3溶液10.0 mL ，恰好反应完全。

①判断c 中恰好完全反应所依据的现象是____________________________________________________。

②b 中反应所产生的I 2的物质的量是________ mol 。

根据以上实验和包装袋说明，算得所测食用精制盐的碘含量是(以含w 的代数式表示)________mg·kg －1。

(2)碘的淀粉溶液显蓝色，碘与Na 2S 2O 3溶液恰好反应完全时，溶液由蓝色变为无色。

计算
的关系式为KIO 3～3I 2～6S 2O 2－3。

n (I 2)＝12n (S 2O 2－3)＝12
×2.0×10－3mol·L －1×10.0×10－3L ＝1.0×10－5mol ，n (I)＝n (KIO 3)＝
13n (I 2)，食用精制盐的碘含量＝127 g·mol －1×1.0×10－5m ol×103 mg·g －13×w ×10－3 kg ≈423w
mg·kg －1。

答案：(1)上方
bV 0－bV 1y 偏大 (2)①溶液由蓝色恰好变为无色且半分钟内不恢复 ②1.0×10－5 ③423w
考点七 沉淀溶解平衡
例7．已知K sp (AgCl)＝1.56×10
－10，K sp (AgBr)＝7.7×10－13，K sp (Ag 2CrO 4)＝9.0×10－12。

某溶液中含有Cl －、Br －和CrO 2－4，浓度均为0.010 mol·L －1，向该溶液中逐滴加入0.010 mol·L
－1的AgNO 3溶液时，三种阴离子产生沉淀的先后顺序为( )
A ．Cl －、Br －、CrO 2－4
B ．CrO 2－4、Br －、Cl －
C ．Br －、Cl －、CrO 2－4
D ．Br －、CrO 2－4、Cl －
【变式探究】溴酸银(AgBrO3)溶解度随温度变化曲线如图所示。

下列说法错误的是( )
A．溴酸银的溶解是放热过程
B．温度升高时溴酸银溶解速度加快
C．60 ℃时溴酸银的K sp约等于6×10－4
D．若硝酸钾中含有少量溴酸银，可用重结晶方法提纯
解析：选A。

A.由题图可知，随着温度升高，溴酸银的溶解度逐渐增大，因此AgBrO3的溶解是吸热过程。

B.温度越高物质的溶解速率越快。

C.由溶解度曲线可知，60 ℃时AgBrO3的溶解度约为0.6 g，则其物质的量浓度约为0.025 mol·L－1，AgBrO3的K sp＝c(Ag＋)·c(BrO－3)＝0.025×0.025≈6×10－4。

D.若KNO3中含有少量AgBrO3，可通过蒸发浓缩得到KNO3的饱和溶液，再冷却结晶获得KNO3晶体，而AgBrO3留在母液中。

1．【2016年高考海南卷】向含有MgCO3固体的溶液中滴加少许浓盐酸（忽略体积变化），下列数值变小的是（）
A．c(CO32−)B．c(Mg2+) C．c(H+) D．K sp(MgCO3)
【答案】A
2．【2016年高考江苏卷】下列图示与对应的叙述不相符合
．．．．的是（）
A．图甲表示燃料燃烧反应的能量变化
B．图乙表示酶催化反应的反应速率随反应温度的变化
C．图丙表示弱电解质在水中建立电离平衡的过程
D．图丁表示强碱滴定强酸的滴定曲线
【答案】A
【解析】燃烧为放热反应，反应物的总能量高于生成物的总能量，与图甲不符，A错误；反应开始温度升高，酶催化反应的反应速率加快，温度达到一定值，酶（蛋白质）发生变性，催化性能降低，反应速率变慢，B正确；将弱电解质加入水中，一开始弱电解质分子的电离速率大于离子结合成电解质分子的速率，随着电离的进行，二者速率相等，达到电离平衡，C正确；强碱滴定强酸的过程中溶液的pH逐渐增大，当接近滴定终点时pH发生突变，D正确。

3．【2016年高考江苏卷】H2C2O4为二元弱酸。

20℃时，配制一组c（H2C2O4）+c（HC2O4-）+c （C2O42-）=0.100 mol·L-1的H2C2O4和NaOH混合溶液，溶液中部分微粒的物质的量浓度随pH的变化曲线如右图所示。

下列指定溶液中微粒的物质的量浓度关系一定正确的是（）
A．pH=2.5的溶液中：c（H2C2O4）+c（C2O42-）＞c（HC2O4-）
B．c（Na+）＝0.100 mol·L-1的溶液中：c（H+）+c（H2C2O4）＝c（OH-）+c（C2O42-）
C．c（HC2O4-）＝c（C2O42-）的溶液中：c（Na+）＞0.100 mol·L-1+c（HC2O4-）
D．pH=7的溶液中：c（Na+）＞2c（C2O42-）
【答案】BD
4．【2016年高考上海卷】能证明乙酸是弱酸的实验事实是（）
A．CH3COOH溶液与Zn反应放出H2
B．0.1mol/L CH3COONa溶液的pH大于7
C．CH3COOH溶液与NaCO3反应生成CO2
D．0.1 mol/L CH3COOH溶液可使紫色石蕊变红
【答案】B
【解析】只能证明乙酸具有酸性，不能证明其酸性强弱，A错误；该盐水溶液显碱性，由于NaOH是强碱，故可以证明乙酸是弱酸，B正确；可以证明乙酸的酸性比碳酸强，但是不能证明其是弱酸，C错误；0.1 mol/L CH3COOH溶液可使紫色石蕊变红可以证明乙酸具有酸性，但是不能证明其酸性强弱，D错误。

5．【2016年高考四川卷】向1L含0.01molNaAlO2和0.02molNaOH的溶液中缓慢通入二氧化碳，随n(CO2)增大，先后发生三个不同的反应，当0.01mol<n(CO2) 0.015时发生的反应是：
2 NaAlO2+ CO2+2H2O=2Al(OH)3↓+Na2CO3。

下列对应关系正确的是（）
【答案】D
6．【2016年高考天津卷】下列叙述正确的是（）
A．使用催化剂能够降低化学反应的反应热(△H)
B．金属发生吸氧腐蚀时，被腐蚀的速率和氧气浓度无关
C．原电池中发生的反应达到平衡时，该电池仍有电流产生
D．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
【答案】D
【解析】使用催化剂不能改变化学反应的反应热(△H) ，A错误；金属发生吸氧腐蚀时，被腐蚀的速率和氧气浓度有关，氧气的浓度越大，腐蚀速率越快，B错误；原电池中发生的反应达到平衡时，两端就不存在电势差了，无法形成电压驱动电子移动，无法形成电流，C错误；根据K sp的计算公式，二者化学式形式相似，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，D正确。

7．【2016年高考天津卷】室温下，用相同浓度的NaOH溶液，分别滴定浓度均为0.1mol·L －1的三种酸(HA、HB和HD)溶液，滴定的曲线如图所示，下列判断错误的是( )
A．三种酸的电离常数关系：K HA>K HB>K HD
B．滴定至P点时，溶液中：c(B－)>c(Na＋)>c(HB)>c(H＋)>c(OH－)
C．pH=7时，三种溶液中：c(A－)=c(B－)=c(D－)
D．当中和百分数达100%时，将三种溶液混合后：c(HA)＋c(HB)＋c(HD)=c(OH－)－c(H＋)。