[考綱·考向·素養(yǎng)]
考綱要求
熱點考向
核心素養(yǎng)
(1)了解電解質的概念，了解強電解質和弱電解質的概念
(2)理解電解質在水中的電離以及電解質溶液的導電性
(3)了解水的電離、離子積常數(shù)
(4)了解溶液pH的含義及其測定方法，能進行pH的簡單計算
(5)理解弱電解質在水中的電離平衡，能利用電離平衡常數(shù)進行相關計算
(6)了解鹽類水解的原理、影響鹽類水解程度的主要因素、鹽類水解的應用
(7)了解難溶電解質的沉淀溶解平衡。理解溶度積(Ksp)的含義，能進行相關的計算
(1)弱電解質的電離平衡
(2)水的電離和溶液的酸堿性
(3)鹽類水解、粒子濃度比較
(4)難溶電解質沉淀溶解平衡
宏觀辨識與微觀探析：從宏觀物質和微觀粒子相結合的視角認識。電解質在水溶液中發(fā)生的反應及溶液中微粒間的關系。
證據(jù)推理與模型認識：以滴定曲線和反應過程為載體，正確推理分析曲線上“關鍵點”滿足的不等和守恒關系，建立解決電解質溶液圖像題的思維模型。
變化觀念與平衡思想：從平衡的角度討論溶液中微粒滿足的“電荷守恒”、“物料守恒”的微粒間的多少關系，從變化的觀念理解外界條件改變對電離平衡及水解平衡產(chǎn)生的影響。
科學態(tài)度與社會責任：具有理論聯(lián)系實際的觀念，將電離和水解理論應用于解決生產(chǎn)、生活中的實際問題，正確解釋一些變化。

1．一念對錯(正確的劃“√”，錯誤的劃“×”)
(1)常溫時，0.1 mol·L－1氨水的pH＝11.1：NH3·H2ONH＋OH－(√)
(2)LiH2PO4溶液中存在3個平衡(×)
(3)0.2 mol·L－1CH3COONa與0.1 mol·L－1鹽酸等體積混合后的溶液中(pH＜7)：c(CH3COO－)＞c(Cl－)＞c(CH3COOH)＞c(H＋)(√)
(4)常溫下，Ka(HCOOH)＝1.77×10－4，Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5，用相同濃度的NaOH溶液分別滴定等體積pH均為3的HCOOH和CH3COOH溶液至終點，消耗NaOH溶液的體積相等(×)
(5)25 ℃時，在10 mL濃度均為0.1 mol·L－1 NaOH和NH3·H2O混合溶液中，滴加0.1 mol·L－1的鹽酸，加入20 mL鹽酸時：c(Cl－)＝c(NH)＋c(Na＋)(×)
(6)等pH的①(NH4)2SO4溶液?、贜H4HSO4溶液?、跱H4Cl溶液中，c(NH)的大小關系：①＞③＞②(×)
(7)常溫下，將等體積、等物質的量濃度的NH4HCO3與NaCl溶液混合，析出部分NaHCO3晶體，過濾，所得濾液pH＜7，則濾液中：c(H＋)＋c(NH)＝c(OH－)＋c(HCO)＋2c(CO)(×)
(8)鍋爐中沉積的CaSO4可用飽和Na2CO3溶液浸泡，再將不溶物用稀鹽酸溶解除去(√)
(9)將AgCl與AgBr的飽和溶液等體積混合，再加入足量的濃AgNO3溶液，析出的AgCl沉淀少于AgBr沉淀(×)
(10)a mol/L的HCN溶液與b mol/L的NaOH溶液等體積混合，所得溶液中c(Na＋)＞c(CN－)，則a一定小于b(×)
(11)pH＝1的NaHSO4溶液：c(H＋)＝c(SO)＋c(OH－)(√)
2．(1)電離常數(shù)是用實驗的方法測定出來的?，F(xiàn)已經(jīng)測得25 ℃時c mol·L－1的醋酸溶液中c(H＋)＝a mol·L－1，試用a、c表示該溫度下醋酸的電離常數(shù)K(CH3COOH)＝________________。
(2)常溫下，0.1 mol·L－1的HCOONa溶液的pH＝8，則HCOOH的電離常數(shù)Ka＝________。
答案：(1)　(2)10－3 mol·L－1
3．水是一種極弱的電解質，水的電離常數(shù)的表達式為________，100 ℃時，1 L H2O有10－6 mol水電離，此時水的離子積常數(shù)為Kw＝______，在此溫度下，飽和食鹽水溶液的pH＝______，溶液顯______性，0.1 mol·L－1的NaOH溶液的pH＝________。
答案：K＝　1×10－12　6　中　11
4．完成下列各題
(1)(江蘇T21B(2)節(jié)選)①在向滴定管中注入K2Cr2O7標準溶液前，滴定管需要檢漏、________和________________________________________________。
②若滴定x mL濾液中的Fe2＋，消耗a mol·L－1 K2Cr2O7標準溶液b mL，則濾液中c(Fe2＋)＝________mol·L－1。
(2)(浙江T29(5))為測定產(chǎn)品的純度，可用EDTA(簡寫為Y4－)標準溶液滴定，反應的離子方程式：
Mg2＋＋Y4－===MgY2－
①滴定前潤洗滴定管的操作方法是_______________________________________
________________________________________________________________________。
②測定前，先稱取0.250 0 g無水MgBr2產(chǎn)品，溶解后，用0.050 0 mol·L－1的EDTA標準溶液滴定至終點，消耗EDTA標準溶液26.50 mL，則測得無水MgBr2產(chǎn)品的純度是________(以質量分數(shù)表示)。
答案：(1)①用蒸餾水洗凈　用K2Cr2O7標準溶液潤洗2～3次?、?br /> (2)①從滴定管上口加入少量待裝液，傾斜著轉動滴定管，使液體潤濕內壁，然后從下部放出，重復2～3次
②97.5%

考點一　電離平衡及溶液的酸堿性
[真題引領]
1．(2019·全國Ⅲ，T11)設NA為阿伏加德羅常數(shù)值。關于常溫下pH＝2的H3PO4溶液，下列說法正確的是(　　)
A．每升溶液中的H＋數(shù)目為0.02NA
B．c(H＋)＝c(H2PO)＋2c(HPO)＋3c(PO)＋c(OH－)
C．加水稀釋使電離度增大，溶液pH減小
D．加入NaH2PO4固體，溶液酸性增強
解析：B　[A.常溫下pH＝2，則溶液中氫離子濃度是0.01 mol/L，因此每升溶液中H＋數(shù)目為0.01NA，A錯誤；B.根據(jù)電荷守恒可知選項B正確；C.加水稀釋促進電離，電離度增大，但氫離子濃度減小，pH增大，C錯誤；D.加入NaH2PO4固體，H2PO濃度增大，抑制磷酸的電離，溶液的酸性減弱，D錯誤。]
2．(2018·天津理綜，6)LiH2PO4是制備電池的重要原料。室溫下，LiH2PO4溶液的pH隨c初始(H2PO)的變化如圖1所示，H3PO4溶液中H2PO的分布分數(shù)δ隨pH的變化如圖2所示[δ＝]。下列有關LiH2PO4溶液的敘述正確的是(　　)

A．溶液中存在3個平衡
B．含P元素的粒子有H2PO、HPO和PO
C．隨c初始(H2PO)增大，溶液的pH明顯變小
D．用濃度大于1 mol·L－1的H3PO4溶液溶解Li2CO3，當pH達到4.66時，H3PO4幾乎全部轉化為LiH2PO4
解析：D　[A.溶液中存在H2PO的電離平衡和水解平衡，存在HPO的電離平衡，存在水的電離平衡，所以至少存在4個平衡，選項A錯誤；B.含P元素的粒子有H2PO、HPO、PO和H3PO4，選B錯誤；C.從圖1中得到隨著c初始(H2PO)增大，溶液的pH只是從5.50減小到4.66，談不上明顯變小，同時達到4.66的pH以后就不變了，所以選項C錯誤；D.由圖2得到，pH＝4.66的時候，δ＝0.994，即溶液中所有含P的成分中H2PO占99.4%，所以此時H3PO4幾乎全部轉化為LiH2PO4，選項D正確。]
3．(2017·全國卷Ⅱ)改變0.1 mol·L－1二元弱酸H2A溶液的pH，溶液中的H2A、HA－、A2－的物質的量分數(shù)δ(X)隨pH的變化如圖所示。

下列敘述錯誤的是(　　)
A．pH＝1.2時， c(H2A)＝c(HA－)
B．lg[K2(H2A)]＝－4.2
C．pH＝2.7時， c(HA－)＞c(H2A)＝c(A2－)
D．pH＝4.2時， c(HA－)＝c(A2－)＝c(H＋)
解析：D　[A.根據(jù)圖像，pH＝1.2時，H2A和HA－相等，則有c(H2A)＝c(HA－)，正確；B.根據(jù)pH＝4.2時，K2(H2A)＝c(H＋)·c(A2－)/c(HA－)＝c(H＋)＝10－4.2，正確；C.根據(jù)圖像，pH＝2.7時，H2A和A2－相交，則有c(H2A)＝c(A2－)，正確；D.根據(jù)pH＝4.2時，c(HA－)＝c(A2－)，且物質的量分數(shù)約為0.48，而c(H＋)＝10－4.2，可知c(HA－)＝c(A2－)＞c(H＋)，錯誤。]
[知能必備]
1．弱電解質的證明方法
實驗設計(以證明HA是弱酸為例)
實驗方法
結論
(1)測0.01 mol·L－1 HA溶液的pH
若pH＞2，則HA為弱酸
(2)常溫下測NaA溶液的pH
若pH＞7，則HA為弱酸
(3)相同條件下，測等體積、等濃度的HA溶液和HCl溶液的導電能力
若HA溶液的導電能力比HCl溶液的弱，則HA為弱酸
(4)測相同pH的HA溶液與鹽酸稀釋相同倍數(shù)前后的pH變化
若稀釋前后HA溶液的pH變化較小，則HA為弱酸
(5)測等體積、等pH的HA溶液和鹽酸分別與足量鋅反應產(chǎn)生H2的快慢及H2的量
若HA溶液與鋅反應過程中產(chǎn)生H2較快且最終產(chǎn)生H2的量較多，則HA為弱酸
(6)測等體積、等pH的HA溶液和鹽酸中和等濃度NaOH溶液所消耗NaOH溶液的體積
若HA溶液消耗NaOH溶液的體積較大，則HA為弱酸
2.討論對0.1 mol·L－1CH3COOH加水稀釋或加入NaOH固體后微粒濃度變化
CH3COOHCH3COO－＋H＋
加入
物質
討論內容(“變大”“變小”或“不變”)
答案
解題策略
H2O
①n(H＋)
②c(H＋)
③n(CH3COO－)
④c(CH3COO－)
⑤
⑥
⑦
⑧c(H＋)·c(OH－)
⑨
⑩c(OH－)
?c(CH3COO－)·c(H＋)
變大的有：①③⑤⑥⑦⑩
變小的有：②④?
不變的有：⑧⑨
(1)在一定溫度下看所討論選項是否是常數(shù)，如⑧⑨
(2)轉化成物質的量之比進行判斷，如⑤和⑦
(3)利用外界條件變化引起的改變應遠遠大于平衡移動引起的改變。
如：加水稀釋時①③增大，②④卻變??；再如加入NaOH固體后，H＋和OH－的物質的量或濃度變化是因反應或直接提供，而
CH3COOH和CH3COO－的物質的量或濃度變化是由平衡移動引起的，討論NaOH固體帶來的影響時，以直接與NaOH反應或由NaOH提供進行討論，可以忽略移動引起的變化
(4)利用無限稀釋進行判斷，無限稀釋后H＋的濃度可看成不變，而c(CH3COO－)一直在減小，如⑥，綜合使用以上方法就能正確解題
NaOH固體
①n(H＋)
②c(H＋)
③n(CH3COO－)
④c(CH3COO－)
⑤
⑥
⑦
⑧c(H＋)·c(OH－)
⑨
⑩c(OH－)
?c(CH3COO－)·c(H＋)
變大的有：③④⑤⑩
變小的有：①②⑥
⑦?
不變的有：⑧⑨
3.溶液導電能力變化
溶液的導電能力取決于離子濃度大小和離子所帶電荷舉例如下：
原溶液
加入物質
導電能力變化(用圖像變化趨勢表示)
0.1
mol·L－1
鹽酸溶液
NaOH固體

0.1 mol·L－1
NaOH溶液

通入NH3

0.1 mol·L－1
NH3·H2O

0.1
mol·L－1
CH3COOH
溶液
NaOH固體

0.1 mol·L－1
NaOH溶液

0.1 mol·L－1
氨水

0.1
mol·L－1
CH3COONa
溶液
通入HCl氣體

0.1 mol·L－1鹽酸



0.1
mol·L－1
NaHA
溶液
加入0.1 mol·L－1
NaOH溶液

4.水的電離平衡移動
(1)升溫：促進水的電離，Kw增大、pH減小。常溫和100 ℃時，純水的Kw分別為1.0×10－14、1.0×10－12，pH分別為7和6。
(2)加酸或堿：抑制水的電離。加酸，溶液中的c(H＋)增大，c水(H＋)、c水(OH－)減小；加堿，溶液中的c(OH－)增大，c水(H＋)、c水(OH－)減小。常溫時，若c水(H＋)＜1.0×10－7，該溶液可能為酸性，也可能為堿性。
(3)加帶“弱”字的鹽：促進水的電離。水中加強堿弱酸鹽、強酸弱堿鹽、弱酸弱堿鹽均會因鹽類的水解而促進水的電離。
5．表示溶液酸堿性的量
(1)pH、pOH、pKw
pH＝－lg c(H＋)、pOH＝－lg c(OH－)、pKw＝－lg Kw，稀溶液中存在pH＋pOH＝pKw；常溫時稀溶液中存在pH＋pOH＝pKw＝14。當pH＝pOH時，溶液一定呈中性。
(2)AG(酸度)
AG＝lg，顯然AG＝0時溶液顯中性、AG＞0時溶液顯酸性、AG＜0時溶液顯堿性，AG越大溶液的酸性越強。常溫時，將c(OH－)＝代入AG的計算式，得AG＝14＋lg c2(H＋)＝14－2pH。
6．混合溶液pH計算
(1)依據(jù)pH＝－lg c(H＋)
(2)靈活運用兩個原則解題
①根據(jù)混合后或反應后溶液的性質，選擇計算方法，若混合后呈酸性則按c(H＋)計算pH，呈堿性按c(OH－)計算pH。
②靈活運用“忽略”原則，當溶液中參與計算的離子濃度相差100倍以上，應忽略小的。
如：將pH＝10的NaOH溶液于pH＝12的NaOH溶液等體積混合，求混合后溶液的pH。
法1：[H＋]混＝≈
pH＝－lg ＝10＋lg2＝10.3
法2：[OH－]混＝≈，[H＋]混＝＝2×10－12，pH＝－lg2×10－12＝12－lg2＝11.7
則方法2正確。
7．酸堿中和滴定
(1)滴定思維導圖

(2)滴定實驗指示劑的選擇
類型
滴定過程
指示劑
終點顏色變化
酸堿中
和反應
強酸滴定強堿(或弱堿)
甲基橙
溶液由黃色變?yōu)槌壬?br /> 強堿滴定強酸(或弱酸)
酚酞
溶液由無色變?yōu)闇\紅色
氧化還
原反應
Na2S2O3溶液滴定未知濃度的碘水
淀粉溶液
溶液由藍色變?yōu)闊o色
酸性KMnO4溶液滴定H2O2(或H2C2O4)溶液
不需要指示劑
溶液由無色變?yōu)闇\紅色
沉淀
反應
AgNO3溶液滴定含Cl－的溶液
K2CrO4溶液
出現(xiàn)淡紅色沉淀(Ag2CrO4為磚紅色沉淀)
(3)滴定實驗誤差分析(以標準鹽酸滴定氫氧化鈉溶液為例)
c待＝，由于c標和V待已經(jīng)確定，只要分析出由不當操作引起的V標的變化，即可分析出結果。
[題組訓練]
[題組1]　弱電解質的電離平衡
1．室溫下向10 mL 0.1 mol·L－1的氨水中加水稀釋后，下列說法正確的是(　　)
A．溶液中導電離子的數(shù)目減少
B．溶液中不變
C．NH3·H2O的電離程度增大，c(OH－)亦增大
D．NH3·H2O的電離常數(shù)隨氨水濃度減小而減小
解析：B　[氨水加水稀釋，促進NH3·H2O的電離，溶液中導電離子數(shù)目增加，A項錯誤；由于溫度不變，電離平衡常數(shù)Kb＝不變，B項正確；氨水加水稀釋，電離程度增大，但c(OH－)減小，C項錯誤；電離常數(shù)只與溫度有關，與氨水的濃度無關，D項錯誤。]
2．常溫時，1 mol·L－1的HClO2和1 mol·L－1的HMnO4兩種酸溶液，起始時的體積均為V0，分別向兩溶液中加水進行稀釋，稀釋后溶液體積為V，所得曲線如圖所示。下列說法正確的是 (　　)

A．稀釋前分別用1 mol·L－1的NaOH溶液中和，消耗的NaOH溶液體積：HMnO4＞HClO2
B．當稀釋至pH均為3時，溶液中c(ClO)＞c(MnO)
C．在0≤pH≤5時，HMnO4溶液滿足，pH＝lg
D．常溫下，濃度均為0.1 mol·L－1的NaClO2和NaMnO4溶液的pH：NaMnO4＞NaClO2
解析：C　[A.常溫時，1 mol·L－1的HClO2和1 mol·L－1的HMnO4兩種酸溶液，起始時的體積均為V0，稀釋前分別用1 mol·L－1的NaOH溶液中和，消耗的NaOH溶液體積相同，A錯誤；B.當稀釋至pH均為3時，兩溶液中均存在電荷守恒，c(H＋)＝c(OH－)＋c(ClO)，c(H＋)＝c(OH－)＋c(MnO)，溶液中c(ClO)＝c(MnO)，故B錯誤；C.由圖lg＋1＝1時，1 mol·L－1HMnO4中c(H＋)＝1 mol·L－1，說明HMnO4為強酸，在0≤pH≤5時，HMnO4溶液滿足pH＝lg，C正確；D.常溫下，NaClO2的水解能力強，濃度均為0.1 mol·L－1的NaClO2和NaMnO4溶液的pH：NaMnO4＜NaClO2，D錯誤。]
[題組2]　溶液導電性應用
3．四甲基氫氧化銨[(CH3)4NOH]是一元強堿。常溫下，向20 mL、濃度均為0.1 mol·L－1的四甲基氫氧化銨溶液、氨水中分別滴加0.1 mol·L－1鹽酸，溶液導電性如圖所示(已知：溶液導電性與離子濃度相關)。下列說法正確的是(　　)

A．在a、b、c、d、e中，水電離程度最大的點是d
B．c點溶液中：c(H＋)＝c(OH－)＋c(NH3·H2O)
C．曲線1中c與e之間某點溶液呈中性
D．a(chǎn)點溶液pH＝12
解析：B　[A.由圖像知，曲線1導電性較弱，說明曲線1對應的溶液為弱電解質溶液，即曲線1代表氨水，曲線2代表四甲基氫氧化銨，c點表示氨水與鹽酸恰好完全反應生成氯化銨，水解程度最大，故此點對應的溶液中水的電離程度最大，A錯誤；B.c點表示溶質是氯化銨，質子守恒式為c(H＋)＝c(OH－)＋c(NH3·H2O)，B正確；C.在氨水中滴加鹽酸，溶液由堿性變中性，再變成酸性，滴定前氨水呈堿性，而c點對應的溶液呈酸性，說明中性點在c點向b點間的某點，c點到e點溶液的酸性越來越強，C錯誤；D.依題意，四甲基強氧化銨是一元強堿，c(OH－)＝0.1 mol·L－1，c(H＋)＝1×10－13 mol·L－1，pH＝－ lg c(H＋)＝13，D錯誤。]
4．電導率是衡量電解質溶液導電能力大小的物理量。常溫下，將相同體積的鹽酸和氨水分別加水稀釋，溶液的電導率隨加入水的體積V(H2O)變化的曲線如圖所示，下列說法正確的是(　　)

A．曲線Ⅰ表示鹽酸加水稀釋過程中溶液電導率的變化
B．a(chǎn)、b、c三點溶液的pH：a>b>c
C．將a、b兩點溶液混合，所得溶液中：c(Cl－)＝c(NH)＋c(NH3·H2O)
D．氨水稀釋過程中，c(NH)/c(NH3·H2O)不斷減小
解析：B　[A.加水稀釋時，氨水進一步電離，導電能力變化較小，則曲線Ⅰ為氨水稀釋曲線，A錯誤；B.鹽酸顯酸性，氨水顯堿性，導電能力越大，說明離子濃度越大，則a、b、c三點溶液的pH：a>b>c，B正確；C.將a、b兩點溶液混合，由于氨水濃度大于鹽酸濃度，反應后氨水過量，所以溶液顯堿性，c(Cl－)

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