母题必读 命题区间十一水溶液中的离子平衡--《高考快车道》2026版高考化学母题必读及衍生卷

　水溶液中的离子平衡
命题角度 3年考题分布 考情预测
结合图像判断溶液中离子浓度的大小关系 2024·湖南卷T14；2024·河北卷T11； 2024·新课标卷T17；2023·湖北卷T14； 2023·辽宁卷T15；2023·北京卷T14； 2022·湖南卷T10；2022·山东卷T14 水溶液中的离子平衡是高考的热点和难点。选择题多以图像为载体考查溶液酸碱性的判断、各种常数的分析计算、粒子浓度的关系；非选择题中利用滴定原理测定某种物质的浓度及滴定操作出现的概率仍然很大。
中和滴定及拓展应用 2024·山东卷T19；2024·安徽卷T16； 2023·湖南卷T12；2022·浙江6月卷T23；2022·山东卷T6
以水溶液中离子平衡为主要考查内容的工艺流程题 2024·湖南卷T16；2023·全国乙卷T27；2023·北京卷T18；2022·山东卷T17； 2022·广东卷T18
结合图像判断溶液中离子浓度的大小关系
高考真题 构建解题模型
(2024·湖南卷T14)常温下Ka(HCOOH)＝1．8×10-4，向20 mL 0．10 mol·L-1 NaOH溶液中缓慢滴入相同浓度的HCOOH溶液，混合溶液中某两种离子的浓度随加入HCOOH溶液体积的变化关系如图所示，下列说法错误的是(　　) A．水的电离程度：Mc(HCOO－)>c(OH－)>c(H＋)>c(HCOOH) 审题干，明确电解质溶液及操作情况审图像，弄清横、纵坐标含义，起点、交点等特殊点审选项，明确问题角度，结合图像信息，分析解答问题。 根据题意可知M点为c(OH－)＝c(HCOO－)，N点为恰好反应点，溶质为HCOONa。 A．M点有OH－剩余，抑制水的电离，故水的电离程度：Mc(HCOO－)>c(OH－)>c(HCOOH)>c(H＋)，错误。 D
与Kw、Ksp有关的图像分析 (1)直线型(pM pR曲线) pM为阳离子浓度的负对数，pR为阴离子浓度的负对数 ①直线AB上的点：c(M2+)＝c(R2-)； ②溶度积：CaSO4>CaCO3>MnCO3； ③X点相对于CaCO3来说要析出沉淀，相对于CaSO4来说是不饱和溶液，能继续溶解CaSO4； ④Y点：>c(Ca2+)，二者的浓度积等于10-5； Z点：Ksp，将会有沉淀生成 ③d点在曲线的下方，Q(3)分布系数图像分析 [说明：pH为横坐标、δ(即组分的平衡浓度占总浓度的分数)为纵坐标] 一元弱酸 (以CH3COOH为例)二元弱酸 (以H2C2O4为例) 注：pKa为电离常数的负对数 注：pKa1、pKa2为电离常数的负对数δ0为CH3COOH的分布系数，δ1为CH3COO－的分布系数δ0为H2C2O4的分布系数，δ1为的分布系数，δ2为的分布系数随着pH增大，溶质分子数不断减小，离子数逐渐增大，酸根离子增多。根据分布系数可以书写一定pH时所发生反应的离子方程式同一pH条件下可以存在多种溶质微粒。根据在一定pH条件下的微粒分布系数和酸的分析浓度，可以计算各成分在该pH时的平衡浓度
中和滴定及拓展应用
高考真题 构建解题模型
(2024·山东卷T19节选)利用“燃烧—碘酸钾滴定法”测定钢铁中硫含量的实验装置如下图所示(夹持装置略)。 实验过程如下： ①加样，将a mg样品加入管式炉内瓷舟中(瓷舟两端带有气孔且有盖)，聚四氟乙烯活塞滴定管G内预装c(KIO3)∶c(KI)略小于1∶5的KIO3碱性标准溶液，吸收管F内盛有盐酸酸化的淀粉水溶液。向F内滴入适量KIO3碱性标准溶液，发生反应：KIO3＋5KI＋6HCl===3I2＋6KCl＋3H2O，使溶液显浅蓝色。 由题中信息可知，利用“燃烧—碘酸钾滴定法”测定钢铁中硫含量的实验中，将氧气经干燥、净化后通入管式炉内瓷舟中将钢铁中硫氧化为SO2，然后将生成的SO2导入碘液中吸收，通过消耗KIO3碱性标准溶液的体积来测定钢铁中硫的含量。 (1)取20．00 mL 0．100 0 mol·L-1 KIO3的碱性溶液和一定量的KI固体，配制1 000 mL KIO3碱性标准溶液(稀释了50倍后KIO3的浓度为0．002 000 0 mol·L-1)，需要用碱式滴定管或移液管量取20．00 mL 0．100 0 mol·L-1 KIO3的碱性溶液，需要用一定精确度的天平称量一定质量的KI固体，需要在烧杯中溶解KI固体，溶解时要用到玻璃棒搅拌，需要用1 000 mL容量瓶配制标准溶液，需要用胶头滴管定容，因此，必须用到的是AD。
②燃烧：按一定流速通入O2，一段时间后，加热并使样品燃烧。 ③滴定：当F内溶液浅蓝色消退时(发生反应：SO2＋I2＋2H2O===H2SO4＋2HI)，立即用KIO3碱性标准溶液滴定至浅蓝色复现。随SO2不断进入F，滴定过程中溶液颜色“消退－变蓝”不断变换，直至终点。 回答下列问题： (1)取20．00 mL 0．100 0 mol·L-1 KIO3的碱性溶液和一定量的KI固体，配制1 000 mL KIO3碱性标准溶液，下列仪器必须用到的是 (填标号)。 A．玻璃棒　　　　　 B．1 000 mL锥形瓶 C．500 mL容量瓶 D．胶头滴管 (2)该滴定实验达终点的现象是 ； 滴定消耗KIO3碱性标准溶液V mL，样品中硫的质量分数是 (用代数式表示)。 (3)若装置D中瓷舟未加盖，会因燃烧时产生粉尘而促进SO3的生成，粉尘在该过程中的作用是 ；若装置E冷却气体不充分，可能导致测定结果偏大，原因是 ； 若滴定过程中，有少量不经I2直接将SO2氧化成H2SO4，测定结果会 (填“偏大”“偏小”或“不变”)。 (2)该滴定实验达终点的现象是当加入最后半滴KIO3碱性标准溶液后，溶液由无色突变为蓝色且30 s内不变色；由S元素守恒及SO2＋I2＋2H2O===H2SO4＋2HI、KIO3＋5KI＋6HCl===3I2＋6KCl＋3H2O可得关系式3S～3SO2～3I2～KIO3，若滴定消耗KIO3碱性标准溶液V mL，则n(KIO3)＝V×10-3L×0．002 0000 mol·L-1＝2．000 0×10-6V mol，n(S)＝3n(KIO3)＝3×2．000 0×10-6V mol＝6．000 0×10-6V mol，样品中硫的质量分数是×100%＝%。(3)若装置D中瓷舟未加盖，燃烧时产生粉尘中含有铁的氧化物，铁的氧化物能催化SO2的氧化反应从而促进SO3的生成，因此，粉尘在该过程中的作用是催化剂；若装置E冷却气体不充分，则通入F的气体温度过高，可能导致部分I2升华，这样就要消耗更多KIO3碱性标准溶液，从而可能导致测定结果偏大；若滴定过程中，有少量不经I2直接将SO2氧化成H2SO4，从得失电子守恒的角度分析得到6e－被还原为I－，仍能得到关系式3S～3SO2～KIO3，测定结果会不变。 (1)AD (2)当加入最后半滴KIO3碱性标准溶液后，溶液由无色突变为蓝色且30 s内不变色　 % (3)催化剂　通入F的气体温度过高，导致部分I2升华，从而消耗更多的KIO3碱性标准溶液　不变
“中和滴定”考点归纳 1．滴定实验思维导图 2．指示剂的选择 类型滴定过程指示剂终点颜色变化酸碱中和反应强酸滴定强碱(或弱碱)甲基橙溶液由黄色变为橙色强碱滴定强酸(或弱酸)酚酞溶液由无色变为浅红色氧化还原反应Na2S2O3溶液滴定未知浓度的碘水淀粉溶液溶液由蓝色变为无色酸性溶液滴定(或H2C2O4)溶液不需要指示剂溶液由无色变为浅红色沉淀反应AgNO3溶液滴定含Cl－的溶液K2CrO4溶液出现淡红色沉淀(Ag2CrO4为砖红色沉淀)
以水溶液中离子平衡为主要考查内容的工艺流程题
高考真题 构建解题模型
(2023·全国乙卷，T27)LiMn2O4作为一种新型锂电池正极材料受到广泛关注。由菱锰矿(MnCO3，含有少量Si、Fe、Ni、Al等元素)制备LiMn2O4的流程如下： 已知：Ksp[Fe(OH)3]＝2．8×10-39， Ksp[Al(OH)3]＝1．3×10-33，Ksp[Ni(OH)2]＝5．5×10-16。 回答下列问题： (1)硫酸溶矿主要反应的化学方程式为 。 为提高溶矿速率，可采取的措施是 (举1例)。 (2)加入少量MnO2的作用是 。 不宜使用H2O2替代MnO2，原因是 。 (3)溶矿反应完成后，反应器中溶液pH＝4，此时c(Fe3+)＝ mol·L-1；用石灰乳调节至pH≈7，除去的金属离子是 。 根据题给的流程，将菱锰矿置于反应器中，加入硫酸和MnO2，可将固体溶解，将杂质中的Fe、Ni、Al等元素物质也转化为其离子形式，同时，加入的MnO2可以将溶液中的Fe2+氧化为Fe3+；随后将溶液pH调至约等于7，此时，根据已知条件给出的三种氢氧化物的溶度积可以将溶液 中的Al3+沉淀出来；随后加入BaS，可以将溶液中的Ni2+沉淀，得到相应的滤渣；溶液中含有大量的Mn2+，将此溶液置于电解槽中电解，得到MnO2，将MnO2与碳酸锂共同煅烧得到最终产物LiMn2O4。 (1)菱锰矿中主要含有MnCO3，加入硫酸后可以与其反应，硫酸溶矿主要反应的化学方程式为MnCO3＋H2SO4===MnSO4＋H2O＋CO2↑；为提高溶矿速率，可以将菱锰矿粉碎。 (2)根据分析，加入MnO2的作用是将酸溶后溶液中含有的Fe2+氧化为Fe3+，但不宜使用H2O2氧化Fe2+，因为氧化后生成的Fe3+可以催化H2O2分解，不能使溶液中的Fe2+全部氧化为Fe3+。 (3)溶矿完成以后，反应器中溶液pH＝4，此时溶液中c(OH－)＝1．0×10-10mol·L-1，此时体系中含有的c(Fe3+)＝＝2．8×10-9mol·L-1，这时，溶液中的c(Fe3+)小于1．0×10-5mol·L-1，认为Fe3+已经沉淀完全；用石灰乳调节至pH≈7，这时溶液中c(OH－)＝1．0×10-7mol·L-1，溶液中c(Al3+)＝1．3×10-12mol·L-1，c(Ni2+)＝5．5×10-2mol·L-1，c(Al3+)小于1．0×10-5mol·L-1，Al3+沉淀完全，这一阶段除去的金属离子是Al3+。 (4)加入少量BaS溶液除去Ni2+，反应的离子方程式为===BaSO4↓＋NiS↓，生成的沉淀有BaSO4、NiS。 (5)在电解槽中，Mn2+发生反应生成MnO2，反应的离子方程式为Mn2+＋2H2OH2↑＋MnO2↓＋2H＋；电解时电解液中Mn2+大量减少，H＋大量增加，需要加入Mn(OH)2以保持电解液成分的稳定。
(4)加入少量BaS溶液除去Ni2+，生成的沉淀有 。 (5)在电解槽中，发生电解反应的离子方程式为 。 随着电解反应进行，为保持电解液成分稳定，应不断 。电解废液可在反应器中循环利用。 (6)煅烧窑中，生成LiMn2O4反应的化学方程式是 。 (6)煅烧窑中MnO2与Li2CO3发生反应生成LiMn2O4，反应的化学方程式为2Li2CO3＋8MnO24LiMn2O4＋2CO2↑＋O2↑。 (1)MnCO3＋H2SO4===MnSO4＋CO2↑＋H2O　将菱锰矿粉碎(或适当升高温度、适当提高硫酸浓度、充分搅拌等，答出一点即可)　(2)将Fe2+氧化为Fe3+　溶液中的Mn2+或氧化生成的Fe3+能催化H2O2分解　(3)2．8×10-9　Al3+ (4)NiS、BaSO4　(5)Mn2+＋2H2OMnO2↓＋H2↑＋2H＋　加入Mn(OH)2　(6)8MnO2＋2Li2CO34LiMn2O4＋O2↑＋2CO2↑
(2024·湖南卷T16)铜阳极泥(含有Au、Ag2Se、Cu2Se、PbSO4等)是一种含贵金属的可再生资源，回收贵金属的化工流程如下： 已知：①当某离子的浓度低于1．0×10-5 mol·L-1时，可忽略该离子的存在； ②AgCl(s)＋Cl－(aq) [AgCl2]－(aq)　K＝2．0×10-5； ③Na2SO3易从溶液中结晶析出； ④不同温度下Na2SO3的溶解度如下： 温度/℃020406080溶解度/g14．426．137．433．229．0
铜阳极泥(含有Au、Ag2Se、Cu2Se、PbSO4等)加入H2O2、H2SO4、NaCl氧化酸浸，由题中信息可知，滤液1中含有Cu2+和H2SeO3，滤渣1中含有Au、AgCl、PbSO4；滤渣1中加入NaClO、H2SO4、NaCl，将Au转化为Na[AuCl4]除去，滤液2中含有Na[AuCl4]，滤渣2中含有AgCl、PbSO4；在滤渣2中加入Na2SO3，将AgCl转化为Ag2SO3，过滤除去，滤液3含有Ag2SO3；向滤液3和滤液4的混合液中加入Na2S2O4，将Ag元素还原为Ag单质，Na2S2O4转化为Na2SO3，滤液4中溶质主要为Na2SO3，可继续进行银转化过程。
回答下列问题： (1)Cu属于 区元素，其基态原子的价电子排布式为 。 (2)“滤液1”中含有Cu2+和H2SeO3，“氧化酸浸”时Cu2Se反应的离子方程式为 。 (3)“氧化酸浸”和“除金”工序抣需加入一定量的NaCl： ①在“氧化酸浸”工序中，加入适量NaCl的原因是 。 ②在“除金”工序溶液中，Cl－浓度不能超过 mol·L-1。 (4)在“银转化”体系中，[Ag(SO3)2]3-和[Ag(SO3)3]5-浓度之和为0．075 mol·L-1，两种离子分布分数δ随浓度的变化关系如图所示，若浓度为1．0 mol·L-1，则[Ag(SO3)3]5-的浓度为 mol·L-1。 (5)滤液4中溶质主要成分为 (填化学式)；在连续生产的模式下，“银转化”和“银还原”工序需在40 ℃左右进行，若反应温度过高，将难以实现连续生产，原因是 。 (1)Cu的原子序数为29，位于第四周期第ⅠB族，属于ds区元素，其基态原子的价电子排布式为3d104s1。 (2)滤液1中含有Cu2+和H2SeO3，氧化酸浸时Cu2Se与H2O2、H2SO4发生氧化还原反应，生成CuSO4、H2SeO3和H2O，反应的离子方程式为Cu2Se＋4H2O2＋4H＋===2Cu2+＋H2SeO3＋5H2O。 (3)①在“氧化酸浸”工序中，加入适量NaCl的原因是使银元素转化为AgCl沉淀； ②由题目可知AgCl(s)＋Cl－(aq) [AgCl2]－(aq)，在“除金”工序溶液中，若Cl－加入过多，AgCl则会转化为[AgCl2]－，当某离子的浓度低于1．0×10-5 mol·L-1时，可忽略该离子的存在，为了不让AgCl发生转化，则令c[AgCl2]－＝1．0×10-5 mol·L-1，由K＝＝2．0×10-5，可得c(Cl－)＝0．5 mol·L-1，即Cl－浓度不能超过0．5 mol·L-1。 (4)在“银转化”体系中，[Ag(SO3)2]3-和[Ag(SO3)3]5-浓度之和为0．075 mol·L-1，溶液中存在平衡关系： [Ag(SO3)3]5-，当＝0．5 mol·L-1时，此时c[Ag(SO3)2]3-＝＝0．0375 mol·L-1，则该平衡关系的平衡常数K＝＝＝2，当＝1 mol·L-1时，K＝＝＝2，解得此时c[Ag(SO3)3]5-＝0．05 mol·L-1。 (5)由分析可知滤液4中溶质主要成分为Na2SO3；由不同温度下Na2SO3的溶解度可知，高于40 ℃后，Na2SO3的溶解度下降，“银转化”和“银还原”的效率降低，难以实现连续生产。 (1)ds　3d104s1　(2)Cu2Se＋4H2O2＋4H＋===2Cu2+＋H2SeO3＋5H2O　(3)①使银元素转化为AgCl沉淀　②0．5　(4)0．05　(5)Na2SO3　高于40 ℃后，Na2SO3的溶解度下降，“银转化”和“银还原”的效率降低，难以实现连续生产
1．四大平衡知识网络 2．认识溶液中各类平衡常数 (1)电离常数(K电离)与电离度(α)的关系(以一元弱酸HA为例) 　　　　　 HA　 　　H＋　＋　A－ 起始浓度： c酸 0 0 平衡浓度： c酸·(1－α) c酸·α c酸·α K电离＝＝。
若α很小，可认为1－α≈1，则K电离＝c酸·α2(或α＝)。 (2)电离常数与水解常数的关系 ①对于一元弱酸HA，Ka与Kh的关系 HA H＋＋A－，Ka(HA)＝； A－＋H2O HA＋OH－，Kh(A－)＝。则Ka·Kh＝c(H＋)·c(OH－)＝Kw，故Kh＝。常温时Ka·Kh＝Kw＝1．0×10-14，Kh＝。 ②对于二元弱酸H2B，Ka1(H2B)、Ka2(H2B)与Kh(HB－)、Kh(B2-)的关系 HB－＋H2O H2B＋OH－，Kh(HB－)＝＝＝。 B2-＋H2O HB－＋OH－，Kh(B2-)＝＝＝。 【特别提醒】　常温时，对于一元弱酸HA，当Ka>1．0×10-7时，Kh<1．0×10-7，此时将等物质的量浓度的HA溶液与NaA溶液等体积混合，HA的电离程度大于A－的水解程度，溶液呈酸性；同理，当Ka<1．0×10-7时，Kh>1．0×10-7，A－的水解程度大于HA的电离程度，溶液呈碱性。对于多元弱酸，Kh＝，Ka是其阴离子结合一个H＋所形成的粒子的电离常数。 3．溶度积常数(Ksp)的相关计算 (1)M(OH)n悬浊液中Ksp、Kw、pH间的关系 M(OH)n(s) Mn＋(aq)＋nOH－(aq)， Ksp＝c(Mn＋)·cn(OH－)＝·cn(OH－)＝＝)n+1。 (2)Ksp与溶解度(S)之间的计算关系 对于AB型物质，其Ksp＝。