2020年高考化学二轮复习考点学与练专题11 水溶液中的离子平衡(含解析)
通用版2020版高考化学二轮复习专题突破练水溶液中的离子平衡含解析
C.物质的量浓度相同的醋酸溶液和盐酸分别与镁反应,开始瞬间醋酸产生H2快
D.c(H+)=c(OH-)的溶液不一定呈中性
3.(20xx湖南××县创新实验学校检测)下列有关电解质溶液的说法不正确的是( )
A.向0.1 mol·L-1CH3COOH溶液中加入少量水,溶液中 增大
2.A解析氢氟酸为一元弱酸,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,盐酸消耗的体积大,故A正确;相同温度下,pH相等的氨水和NaOH溶液,c(OH-)相等,故B错误;醋酸为一元弱酸,盐酸为一元强酸。物质的量浓度相同的醋酸溶液和盐酸,醋酸中的氢离子浓度小于盐酸中氢离子浓度,则与镁反应时,开始瞬间盐酸产生H2快,故C错误;c(H+)=c(OH-)的溶液一定呈中性,故D错误。
①在同一溶液中,H2CO3、HC 、C (填“能”或“不能”)大量共存。
②当pH=7时,溶液中含碳元素的微粒主要为。溶液中各种离子的物质的量浓度大小关系为。
③反应的C +H2O HC +OH-的平衡常数Kh=。
12.(20xx山东济南历城第二中学高三月考)(15分)以硼镁矿(2MgO·B2O3·H2O、SiO2及少量Fe3O4、CaCO3、Al2O3)为原料gt;T2>T1
B.图中pH关系是:pH(B)=pH(D)=pH(E)
C.图中五点KW间的关系:E>D>A=B=C
D.C点可能是显酸性的盐溶液
8.常温下,已知:Ksp(AgCl)=1.8×10-10,Ksp(Ag2CrO4)=1.1×10-12,Ksp[Cu(OH)2]=2×10-20。下列说法错误的是( )
备战高考化学压轴题专题复习——化水溶液中的离子平衡的综合附答案解析
备战高考化学压轴题专题复习——化水溶液中的离子平衡的综合附答案解析一、水溶液中的离子平衡1．纳米TiO2是一种重要的光催化剂。
以钛酸酯Ti(OR)4为原料制备纳米TiO2的步骤如下：①组装装置如图所示，保持温度约为65℃，先将30mL钛酸四丁酯[Ti(OC4H9)4]加入盛有无水乙醇的三颈烧瓶，再加入3mL乙酰丙酮，充分搅拌；②将含水20%的乙醇溶液缓慢滴入三颈烧瓶中，得到二氧化钛溶胶；③将二氧化钛溶胶干燥得到二氧化钛凝胶，灼烧凝胶得到纳米TiO2。
已知：钛酸四丁酯能溶于除酮类物质以外的大部分有机溶剂，遇水剧烈水解；Ti(OH)4不稳定，易脱水生成TiO2。
回答下列问题：（1）仪器a的名称是__，冷凝管的作用是__。
（2）加入的乙酰丙酮可以减慢水解反应的速率，其原理可能是__(填字母)。
A.增加反应的焓变B.增大反应的活化能C.减小反应的焓变D.降低反应的活化能制备过程中，减慢水解反应速率的措施还有_。
（3）步骤②中制备二氧化钛溶胶的化学方程式为__。
如图所示实验装置中，可用于灼烧二氧化钛凝胶的是__(填字母)。
（4）测定样品中TiO2纯度的方法是：精确称取0.2000g样品放入锥形瓶中，加入硫酸和硫酸铵的混合溶液，加强热使其溶解。
冷却后，加入一定量稀盐酸得到含TiO2+的溶液。
加入金属铝，将TiO2+全部转化为Ti3+。
待过量的金属铝完全溶解并冷却后，加入指示剂，用0.1000mol·L-1NH4Fe(SO4)2溶液滴定至终点。
重复操作2次，消耗0.1000mol·L-1NH4Fe(SO4)2溶液的平均值为20.00mL(已知：Ti3++Fe3++H2O=TiO2++Fe2++2H+)。
①加入金属铝的作用除了还原TiO2+外，另一个作用是__。
②滴定时所用的指示剂为__(填字母)。
a.酚酞溶液b.KSCN溶液c.KMnO4溶液d.淀粉溶液③样品中TiO2的质量分数为__%。
高考化学二轮复习专题考点剖析—水溶液中的离子平衡
高考化学二轮复习专题考点剖析—水溶液中的离子平衡必备知识解读一、弱电解质的电离（弱电解质：包括弱酸、弱碱、极少数盐(如醋酸铅)、两性氢氧化物、水等。
）1．电离度(1)概念在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质总分子数的分数。
(2)表示方法α＝已电离的弱电解质分子数溶液中原有弱电解质的总分子数×100%也可表示为α＝弱电解质的离子浓度弱电解质的浓度×100%(3)影响因素温度的影响升高温度，电离平衡向右移动，电离度增大；降低温度，电离平衡向左移动，电离度减小浓度的影响当弱电解质溶液浓度增大时，电离度减小；当弱电解质溶液浓度减小时，电离度增大2．电离常数(1)概念：电离平衡的常数叫做电离常数。
(2)表达式①对于一元弱酸HA ：HAH ＋＋A －，电离常数K a ＝c(H ＋)·c (A －)c(HA)。
②对于一元弱碱BOH ：BOH B ＋＋OH －，电离常数K b ＝c(B ＋)·c(OH －)c(BOH -)。
(3)特点多元弱酸各级电离常数的大小关系是K 1≫K 2≫K 3，故其酸性取决于第一步电离。
(4)影响因素内因：弱电解质本身的性质外因：电离常数只与温度有关，升高温度，K值增大。
(5)意义K越大―→越易电离―→酸碱性越强如相同条件下常见弱酸的酸性强弱：H2C2O4＞H2SO3＞H3PO4＞HF＞HCOOH＞CH3COOH＞H2CO3＞H2S＞HClO。
3.电离常数的四大应用①判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。
②判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱，电离常数越大，对应的盐水解程度越小，酸性(或碱性)越弱。
③判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。
④计算弱酸、弱碱溶液中的c(H＋)、c(OH－)。
有关电离平衡常数的计算(以弱酸HX为例)已知c(HX)和电离平衡常数，求c(H＋)。
HX H＋＋X－起始：c(HX)00平衡：c(HX)－c(H＋)c(H＋)c(X－)则：K＝c（H＋）·c（X－）c（HX）－c（H＋）＝c2（H＋）c（HX）－c（H＋）由于c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，则c(H＋)＝K·c（HX），代入数值求解即可。
高考化学二轮备考高频考点知识讲解与训练20---水溶液中的离子平衡(解析版)
高考化学二轮备考高频考点知识讲解与训练水溶液中的离子平衡1.（不定项）常温下，向20mL0.1mol•L-1的HA溶液中逐滴加入0.1mol•L-1的NaOH溶液，溶液中由水电离出H+浓度的负对数[-lgc水（H+）]与所加NaOH溶液体积关系如图所示。
下列说法不正确的是A．从a到d，HA的电离始终受到促进B．c、e两点溶液对应的pH=7C．常温下，A-的水解平衡常数Kh约为1×10-9mol•L-1D．f点的溶液呈碱性，粒子浓度之间存在：2c（HA）+c（A-）+c（H+）=c（OH-）【答案】B【解析】A、NaA水解促进水的电离，过量的NaOH存在抑制水的电离，从a到d，溶液中NaA不断增多，不断促进水的电离，故A正确；B、c点存在NaA和HA，因为c点溶液为中性，pH=7，e点存在NaA和NaOH，则e点为碱性，pH＞7，故B错误；C、起始时溶液中只有HA，溶液为酸性，c水(H+)=10-11mol/L，则由HA电离出c(H+)=10-3mol/L，所以HA的电离平衡常数为K a(HA)=()()()+--3-3-3H A1010=HA0.1-10c cc⨯≈10-5，所以A-的水解常数为K h =()-14w-5a10=HA10KK=10-9，故C正确；D、f点加入NaOH40mL，反应产生等量的NaOH和NaA ，溶液中存在电荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(A-)，存在物料守恒：c(Na+)=2c(A-)+2c(HA)，则2c(HA)+c(A-)+c(H+)=c(OH -)，故D正确，故选：B。
2.根据下列图示得出的结论不正确的是A．图甲是CO（g）+H2O（g）CO2（g）+H2（g）的平衡常数与反应温度的关系曲线，说明该反应的△H＜0B．图乙是向Na2CO3溶液中通入SO2过程中部分微粒摩尔分数与pH的关系曲线，用该方法制备NaHSO3，当pH=4时应停止通入SO2C．图丙是常温下等体积盐酸和氨水稀释时溶液导电性与体积变化的曲线，图中pH大小关系为c＞b＞dD．图丁表示不同温度下水溶液中-lgc（H+）、-lgc（OH-）的变化曲线，图中T1＞T2【答案】C【解析】A、根据图知，升高温度，化学平衡常数减小，说明平衡逆向，升高温度平衡向吸热方向移动，则逆反应是吸热反应，正反应是放热反应，即正反应△H＜0，故A正确；B、根据图象分析，pH=4时，溶液中主要存在为HSO3-，所以当pH=4时应停止通入SO2，控制pH，主要得到NaHSO3，故B正确；C、盐酸溶液pH小于一水合氨，稀释过程中盐酸溶液pH增大，溶液的pH大小关系：b＞d＞c，故C错误；D、-lgc(H+)、-lgc(OH-)的乘积越大，水的电离程度越小，可知T1＜T2，故D正确，故选：C。
2020高考化学二轮题：水溶液中的离子平衡通用练习和答案
c (CH 3COO －)c (CH 3COOH )·c (OH －) ＝ ＝K ，温度不变，K a 和 K wc (CH 3COO －)c (CH 3COOH )·c (OH －)2020 高考化学二轮题：水溶液中的离子平衡通用练习及答案**水溶液中的离子平衡**一、选择题1、下列物质中，属于弱电解质的是()A ．氯化氢B ．氢氧化钠C ．一水合氨D ．酒精解析 氯化氢、NaOH 为强电解质，酒精为非电解质，NH 3·H 2O 为弱电解质。
答案 C2、室温下，向 10 mL 0.1 mol/L 醋酸溶液中加水稀释后，下列说法正确的是( )A ．溶液中离子的数目减小B ．再加入 CH 3COONa 固体能促进醋酸的电离C ．醋酸的电离程度增大，c(H ＋)亦增大D ．溶液中 不变【答案】D解析：醋酸是弱电解质，存在电离平衡，稀释促进醋酸电离出氢离子和醋酸根离子，故最终溶液中离子的数目增加，A 错误；加入 CH 3COONa 固体后，醋酸根离子浓度升高，抑制醋酸的电离，B 错误；稀释醋酸溶液，溶液中除了氢氧根离子的浓度外其余所有离子的浓度均降低，C 错误；溶液中c (CH 3COO －) c (CH 3COO －)·c (H ＋)K a c (CH 3COOH )·c (OH －) c (CH 3COOH )·c (OH －)·c (H ＋) w的值不变，故 不变，D 正确。
3、在某温度时，测得纯水中的 c(H ＋)＝2.0×10－7 mol ·L －1，则 c(OH －)为()A ．2.0×10－7 mol ·L －1B ．0.1×10－7 mol ·L －1C ．1.0×10－14/2.0×10－7 mol ·L －1D ．无法确定解析：根据水的电离方程式 H 2O 中，水电离出的 c(H ＋)＝c(OH －)。
2020年高三化学二轮复习(二模备考)：水溶液中的离子平衡【必备知识、解题技巧、提升训练】
2020年高三化学二轮复习（二模备考）：水溶液中的离子平衡【必备知识】(一)电离平衡和溶液的酸碱性1．电离平衡中的三个易错点(1)电离平衡向正向移动，弱电解质的电离程度不一定增大，如向醋酸溶液中加入少量冰醋酸，平衡向电离方向移动，但醋酸的电离程度减小。
(2)弱电解质在加水稀释的过程中，溶液中所有离子浓度不一定都减小，如氨水加水稀释时，c(H＋)增大。
(3)由水电离出的c(H＋)＝1.0×10－13 mol·L－1的溶液不一定呈碱性。
2．图像法理解一强一弱的稀释规律(1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸(2)相同体积、相同pH的盐酸、醋酸3．水的电离和溶液的酸碱性(1)水的电离①任何条件下，水电离出的c(H＋)＝c(OH－)；常温下，离子积常数K W＝1.0×10－14。
②酸、碱抑制水的电离，能水解的正盐、活泼金属(如Na)则促进水的电离。
(2)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。
3CH3COO－的水解程度，所以等浓度的CH3COOH与CH3COONa溶液等体积混合后溶液显酸性；同理NH3·H2O的电离程度大于NH＋4的水解程度，等浓度的NH3·H2O和NH4Cl溶液等体积混合后溶液显碱性。
②当水解能力大于电离能力，如：HClO的电离程度小于ClO－水解程度，所以等浓度的HClO与NaClO溶液等体积混合后溶液显碱性。
③酸式盐溶液的酸碱性主要取决于酸式酸根的电离能力和水解能力哪一个更强。
如在NaHCO 3溶液中，HCO －3的水解大于电离，故溶液显碱性；而在NaHSO 3溶液中，HSO －3的电离大于水解，故溶液显酸性。
4．酸碱中和滴定(二)典型电解质溶液中粒子浓度关系 1．CH 3COONa 与NH 4Cl233(三)沉淀溶解平衡1．沉淀溶解平衡的三类应用(1)沉淀的生成①加沉淀剂，如向AgNO3溶液中加入NaCl可生成沉淀；②调节pH，如向一定浓度的CuSO4和FeSO4的混合溶液中先加入H2O2氧化FeSO4，使Fe2＋转化为Fe3＋，再加入CuO或Cu(OH)2调节pH至约等于4，使得Fe3＋的水解平衡右移转化为沉淀，而Cu2＋没有沉淀从而达到除杂的目的。
2020年高考化学复习专题《水溶液中的离子平衡》
(3)常温下，pH＝2的H3PO4溶液，加水稀释使电离度增大，溶液pH减小( × ) (2019·全国卷Ⅲ，11C)
(4)常温下，pH＝2的H3PO4溶液，加入NaH2PO4固体，溶液酸性增强( × ) (2019·全国卷Ⅲ，11D)
123
(5)碳酸钠可用于去除餐具的油污( √ )(2018·全国卷Ⅱ，7A) (6)100 mL 1 mol·L－1 FeCl3溶液中所含Fe3＋的数目为0.1NA( × )
命题区间七
水溶液中的离子平衡
考前三个月系列图书配套资源
第一篇
栏目 索引
角度一 溶液中的三大平衡及影响因素 角度二 结合图像判断溶液中粒子浓度的变化
角度一
溶液中的三大平衡及 研究对象
电离平衡CH3COOH CH3COO－＋H＋
弱电解质溶液
水解平衡CH3COO－ ＋H2O CH3COOH＋OH－
cH＋ A.向 0.1 mol·L－1 CH3COOH 溶液中加入少量水，溶液中cCH3COOH减小
B.将
CH3COONa
溶液从
20
℃升温至
30
℃，溶液中 cCH3COO－ 增大 cCH3COOH·cOH－
cNH＋ 4
C.向盐酸中加入氨水至中性，溶液中
>1
cCl－
cCl－
√D.向 AgCl、AgBr 的饱和溶液中加入少量 AgNO3，溶液中cBr－不变
会水解的盐溶液
沉淀溶解平衡AgCl(s) Ag＋(aq)＋Cl－(aq)
难溶电解质
若难溶物的溶 若难溶物的溶
影响 升温 促进电离
因素
Ka增大
促进水解
解度与温度成 解度与温度成 Kh增大 正比，促进溶 正比，则Ksp增
2020年高考化学真题-水溶液中的离子平衡(讲义版)
2020年高考真题水溶液中的离子平衡1．【2020年7月浙江选考】下列物质在熔融状态下不导电．．．的是( )A．B．C．D．【答案】C【解析】A．NaOH属于离子化合物，其在熔融状态下能电离成自由移动的Na+和OH-，故其在熔融状态下能导电，A不符合题意；B．CaCl2属于离子化合物，其在熔融状态下能电离成自由移动的Ca2+和Cl-，故其在熔融状态下能导电，B不符合题意；C．HCl是共价化合物，其在熔融状态下不能电离成离子，故其在熔融状态下不导电，C符合题意；D．K2SO4属于离子化合物，其在熔融状态下能电离成自由移动的K+和SO，故其在熔融状态下能导电，D不符合题意。
综上所述，本题答案为C。
2．【2020年7月浙江选考】水溶液呈酸性的是( )A．B．C．D．【答案】B【解析】A．NaCl是强酸强碱盐，其不能水解，故其水溶液呈中性，A不符合题意；B．NaHSO4是强酸的酸式盐，其属于强电解质，其在水溶液中的电离方程式为NaHSO4=Na++H++SO，故其水溶液呈酸性，B符合题意；C．HCOONa属于强碱弱酸盐，其在水溶液中可以完全电离，其电离产生的HCOO－可以发生水解，其水解的离子方程式为HCOO－＋H2O⇌HCOOH＋OH－，故其水溶液呈碱性，C不符合题意；D．NaHCO３是强碱弱酸盐，既能发生电离又能发生水解，但其水解程度大于电离程度，故其水溶液呈碱性，D不符合题意。
综上所述，本题答案为B。
3．【2020年新课标】以酚酞为指示剂，用0.1000 mol·L−1的NaOH溶液滴定20.00 mL未知浓度的二元酸H2A溶液。
溶液中，pH、分布系数随滴加NaOH溶液体积V NaOH的变化关系如图所示。
[比如A2−的分布系数：]下列叙述正确的是A．曲线①代表，曲线②代表B．H2A溶液的浓度为0.2000 mol·L−1C．HA−的电离常数K a=1.0×10−2D．滴定终点时，溶液中【答案】C【解析】【分析】根据图像，曲线①代表的粒子的分布系数随着NaOH的滴入逐渐减小，曲线②代表的粒子的分布系数随着NaOH的滴入逐渐增大，粒子的分布系数只有1个交点；当加入40mLNaOH溶液时，溶液的pH在中性发生突变，且曲线②代表的粒子达到最大值接近1；没有加入NaOH时，pH约为1，说明H2A第一步完全电离，第二步部分电离，曲线①代表δ(HA-)，曲线②代表δ(A2-)，根据反应2NaOH+H2A=Na2A+2H2O，c(H2A)==0.1000mol/L，据此分析作答。
2020年高考化学(人教版)总复习-水溶液中的离子平衡盐类的水解(含解析)
3 4 3 3 3 3 3 3 4 242 2331．下列各离子方程式中，属于水解反应的是 A ．HCO 3-+H 2OH 3O ++CO 2-B ．NH ++H 2ONH 3∙H 2O+H +C ．PO 3-+H O HPO 2-+OH -D ．H O+H O H O ++OH - 2.能使 0.1mol/LCH 3COONa 溶液的 pH 值增大的方法是A ．加水B ．加盐酸C ．加热D ．加醋酸钠晶体3．下列物质能跟镁反应并生成 H 2 的是（ ） A ．甲酸溶液 B ．NaOH 溶液 C ．NH 4Cl 溶液 D ．Na 2CO 3 溶液4. 等体积等浓度的 MOH 强碱溶液和 HA 弱酸溶液混合后，混合液中有关离子浓度应满足的关系是（ ）A ．c(M +)>c(OH –)>c(A –)>c(H +)B ．c(M +)> c(A –)> c(H +)> c(OH –)C ．c(M +)> c(A –)> c(OH –)> c(H +)D ．c(M +)+c(H +)＝c(A –)+ c(OH –) 5. 关于酸性溶液的叙述正确的是（ ）A ．pH 小于 7 的溶液B ．一定是酸的水溶液C ．溶液中 c （H +）大于 c （OH -）D ．不含有OH -的溶液6．150ml 1mol/L NaOH 溶液吸收 2.24L(标准状况)CO 2，有关溶液的说法正确的是（ ）A ．HCO 3–数目等于 CO 2–数目 B ．HCO –数目大于 CO 2–数目C ．HCO 3–数目小于 CO 2–数目D ．Na +个数等于 HCO –和 CO 2–数目之和7．20ml 1mol/L CH 3COOH 溶液跟 40ml 0.5mol/L NaOH 溶液相混合，所得溶液中离子浓度的关系式是（ ）A ．c （Na +）>c （CH 3COO -）>c （OH -）>c （H +）B ．c （Na +）= c （CH 3COO -）>c （OH -）> c （H +）C ．c （Na +）> c （OH -）> c （CH 3COO -）> c （H +）D ．c （Na +）+ c （H +）= c （CH 3COO -）+ c （OH -）8．在 10mL 0.1mol∙L -1NaOH 溶液中加入同体积、同浓度的 HAc 溶液，反应后溶液中各微粒的浓度关系错误的是（ ）A ．C(Na +)>C(Ac -)>C(H +)>C(OH +)B ．C(Na +)>C(Ac -)>C(OH -)>C(H +)C ．C(Na +)=C(Ac -)+C(HAc)D ．C （Na +）+C(H +)=C(Ac -)+C(OH -)1．常温下，下列各组数据中比值为 2：1 的是（ ）A ．Na 2CO 3 溶液中c(Na +)与 c(CO 2-)之比B ．0.2 mol∙L -1 的 CH 3COOH 溶液与 0.1 mol∙L -1 的盐酸中c(H +)之比C. pH=7 的氨水和(NH 4)2SO 4 的混合溶液中，c(NH + )与c(SO 2-)之比444 4 4 3 4 3 4 3 3D. pH=12 的Ba(OH)2 溶液与pH=12 的KOH 溶液中溶质的物质的量浓度之比2．一种一元强酸 HA 溶液中加入一种碱 MOH 反应后，溶液呈中性，下列判断正确的是 （ ）A ．加入的碱过量B ．混合前酸与碱中溶质的物质的量相等C ．生成的盐不发生水解D ．反应后溶液中A -、M +物质的量浓度相等3.25℃时，pH=3 的盐酸 aL 分别与下列三种溶液充分混合后，溶液均呈中性：①c(NH 3∙H 2O)=10-3 mol∙L -1 的氨水 bL ，②c(OH - )=10-3mol∙L -1 的氨水 cL ，③c(OH -)=10- 3mol∙L -1 的Ba(OH)2 溶液dL 。
2020年高三化学二轮微专题突破：水溶液中的离子平衡【要点总结透析、提升训练】
2020年高三化学二轮微专题突破：——水溶液中的离子平衡【要点透析】[基础点回顾主线]1．弱电解质的电离平衡(1)特征：逆、等、动、定、变(2)影响因素①内因：电解质本身性质(主因)②外因浓度越小，电离程度越大温度升高，电离程度增大同离子效应，抑制电离化学反应，促进电离(3)电离方程式书写：可逆、多元弱酸分步电离，多元弱碱一步电离(4)电离平衡常数①影响因素：只受温度影响②应用判断弱酸或弱碱的相对强弱判断水解程度相对大小判断酸(碱)与盐能否反应2．水的电离和溶液的酸碱性(1)水的电离O H＋＋OH－[K w＝c(H＋)·c(OH－)]H2影响因素酸、碱抑制水电离升温、能水解的盐促进水的电离(2)溶液酸碱性①溶液的pH表达式为pH＝－lg c(H＋)测量方法：pH试纸、酸碱指示剂、pH计等pH计算[结合K w＝c(H＋)·c(OH－)]②酸碱中和滴定O，c(H＋)·V(H＋)＝c(OH－)·V(OH－)原理：H＋＋OH－===H2指示剂的选择：所选指示剂应使滴定终点前后溶液颜色变化明显3．盐类的水解(1)规律：有弱才水解，无弱不水解；越弱越水解，都弱都水解；谁弱谁水解，谁强显谁性，都强显中性(2)影响因素①内因：盐本身的性质②外因温度：水解吸热，升温促进水解浓度：稀释促进水解溶液的酸碱性：外加酸碱能促进或抑制盐的水解(3)盐类水解方程式的书写：单水解或部分双水解用“”表示，并且分步水解，不能标“↓”“↑”；完全双水解用“===”表示，标“↓”“↑”。
(4)应用：配制某些金属盐溶液，盐溶液中离子浓度的大小比较，解释某些化学现象及生产、生活的应用。
4．难溶电解质的溶解平衡(1)特征：等、定、动、变(2)影响因素①内因：难溶电解质本身的性质②外因：浓度、温度等，遵循勒夏特列原理(3)溶度积(s)Al3＋(aq)＋3OH－(aq) K sp＝c(Al3＋)·c3(OH－)①表达式：Al(OH)3②应用：计算离子沉淀时的pH、判断能否产生沉淀等(K sp与Q c)③沉淀反应的应用：沉淀的生成、沉淀的溶解、沉淀的转化考向一弱电解质(包括水)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.pH和等于14时酸、碱混合问题的分析判断pH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。
2020版高考化学新课标大二轮专题辅导与增分攻略专题强化训练：水溶液中的离子平衡 含解析
4．(20xx·辽宁省五校协作体联合模拟)已知25℃时有关弱酸的电离平衡常数如下表：则下列有关说法正确的是( )A．同浓度时各溶液pH关系为：pH(Na2CO3)>pH(NaCN)>pH(CH3COONa)B．a mol·L－1 HCN溶液与b mol·L－1NaOH溶液等体积混合.所得溶液中c(Na＋)>c(CN－).则a一定小于b C．向冰醋酸中逐滴加水.则溶液的导电性和pH均先增大后减小D．NaHCO3和Na2CO3的混合溶液中.一定有2c(Na＋)＝3[c(H2C O3)＋c(HCO－3)＋c(CO2－3)][解析] 由电离平衡常数可知酸性：CH3COOH>HCN>HCO－3.根据越弱越水解可知盐类水解能力：Na2CO3>NaCN>CH3COONa.同浓度时则各溶液pH关系：pH(Na2CO3)>pH(NaCN)>pH(CH3COONa).A项正确；a mol·L－1 HCN溶液与b mol·L－1 NaOH溶液等体积混合.所得溶液中c(Na＋)>c(CN－).由电荷守恒得c(OH－)>c(H＋).溶液呈碱性.则溶液中溶质可能是NaCN或NaCN和极少量HCN或NaCN和NaOH.故a、b关系不确定.B项错误；加水稀释冰醋酸.能促进CH3COOH电离.离子浓度先增大.增大到一定程度时再加水.离子浓度反而减小.即溶液的导电性先增大后减小.溶液的pH先减小后增大.C项错误；只有Na2CO3溶液和NaHCO3溶液等物质的量混合时.才存在2c(Na＋)＝3[c(H2CO3)＋c(HCO－3)＋3)].D项错误。
c(CO2－[答案] A5．(20xx·深圳调研)298 K时.向20 mL、c mol·L－1NaOH溶液中滴加0.2 mol·L－1HCOOH溶液.水电离的c水(H＋)与HCOOH溶液体积的关系如图所示。
2020届高考化学二轮复习题型特训（精编30题）——水溶液中的离子平衡【 答案+解析】
二轮复习题型特训：水溶液中的离子平衡【精编30题答案+分析】1．常温下，向1L0.1mol·L－1NH4Cl溶液中，不断参与固体NaOH后，NH与NH3·H2O的变卦趋势如以下图(不考虑体积变卦跟氨的挥发)。
以下说法不精确的选项是( ) A．M点溶液中水的电离程度比原溶液小B．在M点时，n(OH－)－n(H＋)＝(a－0.05)molC．随着NaOH的参与，不断增大年夜D．当n(NaOH)＝0.1mol时，c(Na＋)＝c(NH)＋c(NH3·H2O)分析：选C。
M点溶液为NH4Cl、NH3·H2O、NaCl的混淆溶液，NH的水解促进水的电离，NH3·H2O的电离抑制水的电离，且M点NH的浓度小于原溶液中NH的浓度，故M点溶液中水的电离程度比原溶液小，A项精确；在M点时，依照电荷守恒有：n(OH－)＋n(Cl－)＝n(H＋)＋n(Na＋)＋n(NH)，那么n(OH－)－n(H＋)＝n(Na＋)＋n(NH)－n(Cl－)＝(a＋0.05－0.1)mol＝(a－0.05)mol，B项精确；NH的水解常数K h＝，那么＝，随NaOH 参与，K h波动，c(NH3·H2O)不断增大年夜，那么不断减小，C项差错；当n(NaOH)＝0.1mol时，失落失落等物质的量的NaCl跟NH3·H2O的混淆溶液，那么c(Na＋)＝c(Cl－)，结合物料守恒式：c(Cl－)＝c(NH)＋c(NH3·H2O)知，D项精确。
2.常温下，0.1mol·L－1的H2C2O4溶液中H2C2O4、HC2O、C2O三者所占物质的量分数(分布系数)随pH变卦的关系如以下图。
以下表述不精确的选项是( )A．HC2OH＋＋C2O K＝1×10－4.3B．将等物质的量的NaHC2O4、Na2C2O4溶于水中，所得溶液pH偏偏为4.3C．常温下HF的K a＝1×10－3.45，将大年夜批H2C2O4溶液参与到足量NaF溶液中，发生的反响为H2C2O4＋F－===HF＋HC2OD．在0.1mol·L－1NaHC2O4溶液中，各离子浓度大小关系为c(Na＋)>c(HC2O)>c(H＋)>c(C2O)>c(OH－)分析：选B。
2020届高考化学：水溶液中的离子平衡练习及答案
2020届高考化学：水溶液中的离子平衡练习及答案复习：水溶液中的离子平衡一、选择题1、下列物质按纯净物、混合物、强电解质、弱电解质、非电解质的组合中，正确的是（）解析盐酸、水煤气、硫酸、醋酸、水银分别属于混合物、混合物、强电解质、弱电解质，单质，故A项错误；冰醋酸、汽油、苛性钠、碘化氢、乙醇分别属于纯净物、混合物、强电解质、强电解质，非电解质，故B项错误；火碱、蔗糖溶液、氯化钠、氨水、三氧化硫分别属于纯净物、混合物、强电解质、混合物，非电解质，故C项错误；胆矶、氯水、硫酸钡、次氯酸、氨气分别属于纯净物、混合物、强电解质、弱电解质、非电解质，故D项正确，故选D项。
答案D2、下列关于电离常数的说法中正确的是（A ）A.电离常数越小，表示弱电解质的电离能力越弱B.电离常数与温度无关C.不同浓度的同一弱电解质，其电离常数不同D.多元弱酸各步电离常数相互关系K1<K2<K3解析：电离常数的大小直接反映了该弱电解质的电离能力，A正确；电离常数的大小只与温度有关，因为弱电解质电离吸热，温度升高，电离常数增大，除温度外，电离常数与其他因素无关，B、C错误；对于多元弱酸，第一步电离产生的H +对第二步电离起抑制作用，故K1》K2》K3，D错误。
3、（2019年甘肃模拟）下列操作中，能使电离平衡H2O—H+ + OH-向右移动且溶液呈酸性的是（）A.向水中加入NaHSO4溶液B.向水中加入Al2(SO4)3固体C向水中加入Na2c03溶液D.将水加热到100℃,使pH=6解析：硫酸氢钠的电离：NaHSO4==N&+H+ + SO42「溶液中氢离子浓度增大，水的电离平衡向着逆向移动，故A错误；向水中加入硫酸铝，铝离子水解而促进水电离，且溶液呈酸性，故B正确；向水中加入碳酸钠溶液，碳酸根离子水解促进水的电离，碳酸根离子和氢离子结合生成碳酸氢根离子而使溶液中氢氧根离子浓度大于氢离子浓度，所以溶液呈碱性，故C错误；升高温度，水的电离程度增大，但是溶液中氢离子浓度等于氢氧根离子浓度，溶液显中性，故D错误。
2020年高考化学二轮复习考点学与练专题11 水溶液中的离子平衡(含解析)
专题十一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。
知识点一、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。
河北省2020-2021年高考化学二轮专题复习 专题十一：水溶液中的离子平衡
河北省2020-2021年高考化学二轮专题复习专题十一：水溶液中的离子平衡姓名:________ 班级:________ 成绩:________一、单选题 (共15题；共30分)1. （2分）下列说法正确的是（）A . 金属比非金属易失电子，所以金属可以置换非金属，而非金属不能置换金属B . 变价金属一定是过渡元素C . 不含金属元素的化合物也可能是离子化合物D . 显酸性的溶液中溶质只能是酸或强酸弱碱盐2. （2分） (2015高三上·潍坊期末) 归纳法是高中化学学习常用的方法之一，某化学研究性学习小组在学习了《化学反应原理》后作出了如下的归纳总结：归纳正确的是（）①对已建立化学平衡的某可逆反应，当改变条件使化学平衡向正反应方向移动时，生成物的百分含量一定增加②常温下，pH=3的醋酸溶液与pH=11的NaOH溶液等体积混合，则有c（Na+）+c（H+）═c（OH﹣）+c（CH3COO ﹣）③常温下，AgCl在同物质的量浓度的CaCl2和NaCl溶液中的溶解度相同④若将适量CO2 通入0.1mol•L﹣1Na2CO3溶液中至溶液恰好呈中性，则溶液中（不考虑溶液体积变化） 2c （CO32ˉ）+c（HCO3ˉ）=0.1mol•L﹣1⑤常温下，已知醋酸电离平衡常数为Ka；醋酸根水解平衡常数为Kh；水的离子积为Kw；则有：Ka•Kh=Kw ．A . ①②④⑤B . ②④C . ②⑤D . ①②③④3. （2分） (2019高二上·埇桥期末) 下列溶液中有关物质的量浓度关系错误的是（）A . pH相等的NaOH、CH3COONa和NaHCO3三种溶液，则有c(NaOH) <c(NaHCO3) <c(CH3COONa)B . 已知25℃时Ksp(AgCl)=1.8×10－10 ，则在0.3mol·L－1NaCl溶液中，Ag+的物质的量浓度最大可达到6. 0×10－10mol·L－1C . 25℃时，0.1mol·L－1Na2CO3溶液中水电离出来的c(OH－)大于0.1mol·L－1NaOH溶液中水电离出来的c(OH－)D . 室温下，0.1mol·L－1NaHA溶液的pH=4，则有c(HA－) >c(H+)>c(H2A)>c(A2－)4. （2分） (2016高三上·日喀则期中) 分类法是一种行之有效、简单易行的科学方法．某同学用如下表所示的形式对所学知识进行分类，甲与乙、丙、丁是包含关系．其中正确的是（）A . AB . BC . CD . D5. （2分） (2015高二上·南昌期末) 一定温度下，向300mL1mol/L的NaOH溶液中通入bmolCO2 ，下列说法正确的是（）A . 通入CO2过程中溶液的Kw减小B . 当b=0.2时，所得溶液中部分离子浓度关系为：c （HCO3﹣）＞c （CO32﹣）＞c （ OH﹣）＞c （H+）C . b=0.3与b=0.15时，所得溶液中的微粒种类不相同D . 当恰好生成NaHCO3时，溶液中存在：c（Na+）+c（H+）═c（HCO3﹣）+c（ OH﹣）6. （2分） (2019高三上·嘉兴期中) 25℃时，下列有关溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是（）A . pH=1的NaHSO4溶液：c(H+)＝c(SO42－)＋c(OH－)B . 0.1mol/LNH4Cl与0.1mol/L氨水等体积混合(pH>7)：c(NH3·H2O)>c(NH4+)>c(Cl－)>c(OH－)C . 0.1mol/LNa2C2O4与0.1mol/LHCl溶液等体积混合(H2C2O4为二元弱酸)：2c(C2O42－)＋c(HC2O4－)＋c(OH －)＝c(Na+)＋c(H+)D . 0.1mol/LNa2CO3与0.1mol/LNaHCO3溶液等体积混合：3c(Na+)＝2[c(CO32－)＋c(HCO3－)＋c(H2CO3)]7. （2分） (2018高二上·和平期末) 20℃时，两种一元弱酸的钠盐NaX和NaY，已知，往NaX溶液中通入CO2只能生成HX和NaHCO3；往NaY溶液中通入CO2能生成HY和Na2CO3 ，下列说法正确的是（）A . 酸性HY>HXB . 结合H+的能力Y->CO >X->HCOC . 溶液的碱性：NaX>Na2CO3>NaY>NaHCO3D . HX和HY酸性相同但比H2CO3弱8. （2分）某温度下，Ksp （Mg（OH）2）=8.39×10﹣12 ，则Mg（OH）2的溶解度为（）mol•L﹣1 ．A . 2.05×10﹣4B . 2.03×10﹣4C . 1.28×10﹣4D . 2.90×10﹣49. （2分）常温下，某溶液中水电离出的H+浓度为1×10﹣13m ol•L﹣1 ，有关该溶液的说法正确的是（）A . 加入铝粉一定能产生大量H2B . 溶液中OH﹣的浓度一定为0.1mol•L﹣1C . 还可能大量存在Na+、NH4+‘Cl﹣、S2O32﹣D . 通入少量 HCl 气体可能会使溶液中水的电离程度增大10. （2分） (2016高三上·海淀期中) 已知：2CrO42﹣+2H+⇌Cr2O72﹣+H2O．25℃时，调节初始浓度为1.0mol•L ﹣1 的Na2CrO4溶液的pH，测定平衡时溶液中c（Cr2O72﹣）和c（H+），获得如图所示的曲线．下列说法不正确的是（）A . 平衡时，pH越小，c（Cr2O72﹣）越大B . A点CrO42﹣的平衡转化率为50%C . A点CrO42﹣转化为Cr2O72﹣反应的平衡常数K=1014D . 平衡时，若溶液中c（Cr2O72﹣）=c（Cr2O42﹣），则c（H+）＞2.0×10﹣7 mol•L﹣111. （2分） (2018高二上·翁牛特旗期中) 纯水在25 ℃和80 ℃时，c(H＋)前后大小关系及酸碱性分别是（）A . 大于弱酸性B . 等于都显中性C . 小于弱酸性D . 小于都显中性12. （2分） (2018高三上·邢台期末) 化学上常用AG表示溶液中的酸碱度，AG=lg 。
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专题十一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。
知识点一、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：CH 3COOH 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：H 2CO3H＋＋HCO3-(主要)；HCO3-H＋＋CO 32- (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KHSO 4=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－H＋＋CO32－。
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。
知识点二、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10－5mol·L－1时，不考虑水的电离；当它们的浓度小于10－5mol·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CH3COOH溶液，稀释100倍，稀释后3<pH<5；(2)pH=10的NH3·H2O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。
知识点三、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 ＋)＝1.0×10－14ncmol/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 2V 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 2V 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 。
知识点四、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)；③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：知识点五、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NH 3·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：CO 32－＋H2O HCO3－＋OH－；HCO 3－＋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＋＋2H 2O Cu(OH)2＋2H＋Al3＋3H 2O 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。