高考化学二轮复习专题十电解质溶液课件
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专题十 电解质溶液
考点一 溶液中的“三大平衡”及其应用
1．(2025·广东卷)CuCl微溶于水，但在Cl－浓度较高的溶液中因形成[CuCl2]－和[CuCl3]2-而溶解。将适量CuCl完全溶于盐酸，得到含[CuCl2]－和[CuCl3]2-的溶液，下列叙述正确的是( )
A. 加水稀释，[CuCl3]2-浓度一定下降
B．向溶液中加入少量NaCl固体，[CuCl2]－浓度一定上升
C．H[CuCl2]的电离方程式为H[CuCl2]===H＋＋Cu＋＋2Cl－
D．体系中，c(Cu＋)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c{[CuCl2]－}＋c{[CuCl3]2-}＋c(OH－)
√
解析：将适量CuCl完全溶于盐酸，得到含[CuCl2]－和[CuCl3]2-的溶液，该溶液中存在平衡：[CuCl2]－＋Cl－ [CuCl3]2-。加水稀释，溶液体积变大，[CuCl3]2-浓度一定下降，A正确；向溶液中加入少量NaCl固体，Cl－浓度增大，促使[CuCl2]－转化为[CuCl3]2-，[CuCl2]－浓度一定下降，B错误；[CuCl2]－不能拆分，H[CuCl2]的电离方程式为H[CuCl2]===H＋＋[CuCl2]－，C错误；体系中存在电荷守恒：c(Cu＋)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c{[CuCl2]－}＋2c{[CuCl3]2-}＋c(OH－)，D错误。
2. (2025·江苏卷)室温下，有色金属冶炼废渣(含Cu、Ni、Si等的氧化物)用过量的较浓H2SO4溶液酸浸后，提取铜和镍的过程如下图所示。
√
√
1．对比理解“三大平衡”的影响因素
(1)外界条件对电离平衡的影响。
①外界条件对醋酸的电离平衡的影响：
CH3COOH CH3COO－＋H＋ ΔH>0
外界条件 平衡移动方向 n(H＋) c(H＋) 导电能力 Ka
加水稀释 向右 增大 减小 减弱 不变
加少量冰醋酸 向右 增大 增大 增强 不变
通入HCl(g) 向左 增大 增大 增强 不变
加NaOH(s) 向右 减小 减小 增强 不变
加镁粉 向右 减小 减小 增强 不变
升高温度 向右 增大 增大 增强 增大
加CH3COONa(s) 向左 减小 减小 增强 不变
②外界条件对水的电离平衡的影响：
H2O H＋＋OH－ ΔH>0
外界条件 平衡移动方向 水的电离程度 c(OH－) c(H＋) Kw
加酸 向左 减小 减小 增大 不变
加碱 向左 减小 增大 减小 不变
加可水解的盐 Na2CO3 向右 增大 增大 减小 不变
NH4Cl 向右 增大 减小 增大 不变
温度 升温 向右 增大 增大 增大 增大
降温 向左 减小 减小 减小 减小
(2)外界条件对盐类水解平衡的影响(以FeCl3为例)。
Fe3+＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋ ΔH>0
外界条件 平衡移动方向 n(H＋) pH 水解程度 Kh
升高温度 向右 增大 减小 增大 增大
通入HCl(g) 向左 增大 减小 减小 不变
加H2O 向右 增大 增大 增大 不变
加FeCl3(s) 向右 增大 减小 减小 不变
加NaHCO3(s) 向右 减小 增大 增大 不变
(3)外界条件对沉淀溶解平衡的影响(以AgCl为例)。
AgCl(s) Ag＋(aq)＋Cl－(aq) ΔH>0
外界条件 平衡移动方向 c(Ag＋) c(Cl－) Ksp
升高温度 向右 增大 增大 增大
加水稀释 向右 不变 不变 不变
加少量AgNO3(s) 向左 增大 减小 不变
通入HCl(g) 向左 减小 增大 不变
通入H2S(g) 向右 减小 增大 不变
2.熟练判断溶液中粒子浓度的大小
(1)抓住主要矛盾。
③质子守恒。
如Na2S溶液中的质子转移图示如下：
由上图可得Na2S溶液中质子守恒可表示如下：c(H3O＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)或c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)。
√
√
√
3．25 ℃时，Ka(HClO)＝4.0×10-8。下列说法正确的是( )
A.25 ℃时，向pH＝3的HClO溶液中加入少量NaClO固体，HClO的电离程度和水电离出的c(H＋)均减小
B.将浓度均为0.1 mol·L-1的NaClO和NaOH溶液加热，两种溶液的pH均变大
C.相同温度下，等pH的HCOONa和NaClO溶液中存在：c(HCOO－)>c(ClO－)
D.25 ℃时，浓度均为0.1 mol·L-1的NaClO和HClO混合溶液中存在：c(HClO)解析：A.HClO为弱酸，在水溶液中存在电离平衡HClO H＋＋ClO－，当向HClO溶液中加入少量NaClO固体后，溶液中c(ClO－)增大，电离平衡逆向移动，即HClO的电离程度减小，但水的电离平衡正向移动，水电离出的c(H＋ )增大，故A错误；B.NaClO为强碱弱酸盐，其水溶液中ClO－会水解且ClO－的水解为吸热反应，即升高温度ClO－水解程度增大，则溶液的碱性增强；NaOH为强碱，在水溶液中完全电离，加热水的电离程度增大，即NaOH溶液加热，其pH略微降低，故B错误；C.酸性：甲酸＞次氯酸，相同温度下，等pH的HCOONa和NaClO溶液中，水解程度：ClO－＞HCOO－，则溶液中存在：c(HCOO－ )>c(ClO－)，故C正确；D.25 ℃时，Ka(HClO)＝4.0×10-8，ClO－的水解平衡常数Kh＝2.5×10-7，ClO－的水解程度大于HClO的电离程度，故c(HClO)＞c(Na＋)>c(ClO－)，故D错误。
√
考点二 “多变”的酸碱反应图像
√
√
2．(2024·湖南卷)常温下Ka(HCOOH)＝1.8×10-4，向20 mL 0.10 mol·L-1NaOH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下图所示。下列说法错误的是( )
A.水的电离程度：MB.M点：2c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)
C.当V(HCOOH溶液)＝10 mL时，c(OH－)＝c(H＋)＋2c(HCOOH)＋c(HCOO－)
D.N点：c(Na＋)>c(HCOO－)>c(OH－)>c(H＋)>c(HCOOH)
解析：由题图可知，上升的曲线表示HCOO－的浓度变化，下降的曲线表示OH－的浓度变化。M点时，V(HCOOH溶液)＝10 mL，溶液中的溶质为c(NaOH)∶c(HCOONa)＝1∶1，仍剩余有未反应的NaOH，对水的电离是抑制的，N点HCOOH溶液与NaOH溶液恰好反应生成HCOONa，此时仅存在HCOONa的水解，此时水的电离程度最大，A正确；M点时，V(HCOOH溶液)＝10 mL，溶液中的溶质为c(NaOH)∶c(HCOONa)＝1∶1，根据电荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCOO－)＋c(OH－)，M点时c(HCOO－)＝c(OH－)，联立可得2c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)，B正确；
1．理解酸碱中和滴定曲线
突跃点变化范围不同：强碱与强酸反应(强酸与强碱反应)的突跃点变化范围大于强碱与弱酸反应(强酸与弱碱反应)
室温下，当等体积等浓度的一元强碱和一元强酸反应时，滴定终点pH＝7；但当等体积等浓度的一元强碱和一元弱酸(或一元强酸和一元弱碱)反应时，滴定终点pH>7(或pH<7)
指示剂的选择：强酸滴定弱碱用甲基橙，强碱滴定弱酸用酚酞，强酸与强碱的滴定选用甲基橙和酚酞均可
2.抓住关键“五点”，突破中和滴定曲线
关键“五点” 作用与判断依据
抓反应“起始”点 判断酸、碱的相对强弱
抓反应“一半”点 判断是哪种溶质的等量混合
抓溶液“中性”点 判断溶液中溶质的成分及哪种物质过量或不足
抓“恰好反应”点 判断生成的溶质成分及溶液的酸碱性
抓反应“过量”点 判断溶液中的溶质及哪种物质过量
例如，室温下，向20 mL 0.1 mol·L-1 HA溶液中逐滴加入0.1 mol·L-1 NaOH溶液，溶液pH的变化如下图所示：
√
1．(2025·广东联考)已知：pOH＝－lg c(OH－)，298 K时，向20.00 mL 0.10 mol·L-1氨水中滴入0.10 mol·L-1盐酸，溶液的pH和pOH与加入盐酸体积关系如下图所示。下列说法不正确的是( )
A.曲线PJN表示溶液中pOH的变化
B.图中a＋b＝14
C.水的电离程度：MD.交点J对应的V(盐酸)>20.00 mL
解析：298 K时，向20.00 mL 0.10 mol·L-1氨水中滴入0.10 mol·L-1盐酸时，溶液中OH－浓度减小、H＋浓度增大，故pH减小、pOH增大，则曲线PJN表示溶液中pOH的变化、曲线MJQ表示溶液中pH的变化，故A正确；由题图可知，M点pH＝a，P点pOH＝b，则溶液中H＋浓度为10－a mol·L-1＝10-14+b mol·L-1，即a＋b＝14，故B正确；由题图可知，J点为一水合氨和氯化铵的混合溶液，溶液中pH＝pOH，说明溶液显中性，M点为一水合氨和氯化铵的混合溶液，pH>pOH，溶液呈碱性，水的电离被抑制，所以M点水的电离程度小于J点，故C正确；由题图可知，J点为一水合氨和氯化铵的混合溶液，且溶液呈中性，则交点J对应的盐酸体积小于20.00 mL，故D错误。
√
2．常温下，用0.100 0 mol/L的NaOH溶液分别滴定20.00 mL 0.100 0 mol/L的HX、HY、HZ三种酸溶液。溶液pH与加入NaOH体积之间的关系如右图所示，下列说法错误的是( )
A.HX为一元强酸，电离常数Ka(HY)>Ka(HZ)
B.a、b、c三点中，c点所对应的水溶液里阴离子的物质的量浓度最大
C.d点所对应的水溶液里，c(OH－)约为0.02 mol/L
D.滴定时使用酚酞作为指示剂，会产生系统误差，但可通过空白对照实验消除
解析：A.由题图可知，0.100 0 mol/L的HX、HY、HZ三种酸溶液的pH分别为1、2、3左右，根据酸性越强电离程度越大可知，电离程度：HX>HY>HZ，因为0.100 0 mol/L的HX溶液的pH＝1，所以HX为一元强酸，HY和HZ为弱酸，且酸性HY>HZ，所以Ka(HY)>Ka(HZ)，故A正确；B.溶液中的阴离子包含对应的酸根离子X－、Y－、Z－及OH－，因酸均未被完全中和，故OH－浓度的数量级很小，可以忽略不计，HX为一元强酸，完全电离，即c点溶液中X－的物质的量最大，又c处溶液体积最小，所以a、b、c三点中，c点所对应的水溶液里阴离子的物质的量浓度最大，故B正确；C.d点时加入的NaOH溶液的体积为30 mL，pH约为12，溶液中c(OH－)约为0.01 mol/L，故C错误；D.酚酞的变色范围(pH)为8.2～10，由题图中的滴定终点附近各溶液的pH突变范围可知，用强碱滴定HX、HY、HZ溶液时，可以使用酚酞作为指示剂，产生的系统误差，可通过空白对照实验消除，故D正确。
√
3．某温度下，向 0.1 mol·L-1 H2X溶液中缓慢加入固体NaOH，溶液pH、温度随H2X被滴定分数的变化如下图所示(忽略溶液体积变化)。下列说法错误的是( )
A.M点的Ka1(H2X)小于Q点的Ka1(H2X)
B.N点，c(H2X)－c(X2-)＝c(OH－)－c(H＋)
C.P点对应的溶液一定显中性
D.M、N、P、Q四点中，水的电离程度最大的是Q点
解析：酸碱中和反应是放热反应，由题图可知，随着NaOH的加入，溶液温度升高，当NaOH过量后，溶液温度又开始下降，故曲线Ⅰ为温度随H2X被滴定分数的变化，随着NaOH的加入，溶液pH始终保持增大趋势，故曲线Ⅱ为pH随H2X被滴定分数的变化。A.M点温度低于Q点，所以M点的Ka1(H2X)小于Q点的Ka1(H2X)，A正确；B.由题图可知，N点时n(H2X)＝n(NaOH)，反应后溶质为NaHX，根据电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HX－)＋2c(X2-)＋c(OH－)，根据元素守恒：c(Na＋)＝c(HX－)＋c(X2-)＋c(H2X)，联立可得c(H2X)－c(X2-)＝c(OH－)－c(H＋)，B正确；C.P点对应的溶液温度高于25 ℃，此时pH＝7的溶液呈弱碱性，C错误；D.M、N、P、Q四点中，Q点处被滴定分数为2，溶质为Na2X，Na2X水解程度较大，所以水的电离程度最大的是Q点，D正确。
√
考点三 分布系数(分数)图像与对数图像
√
解析：Cl为吸电子基团，故CH2ClCOOH的酸性比CHCl2COOH的弱，即Ka(CH2ClCOOH)1，而a点对应溶液的pH＝1，故需另外加酸使pH减小，B错误；
√
[注意] E点向右，c(H2C2O4)不等于0，属于渐近线，只能无限接近横轴。
3．分布系数曲线分析模型
(1)利用交点可计算弱电解质的平衡常数。
(2)判断酸式盐的酸碱性：在最高点附近。
(3)判断酸式盐溶液中粒子浓度的大小：在最高点附近作横轴的垂线，当酸式盐的电离程度大于其水解程度时，垂线在最高点偏右；当酸式盐的水解程度大于其电离程度时，垂线在最高点偏左。直接读垂线与曲线的交点的分布系数即可比较粒子浓度大小。
√
√
√
解析：因为ClCH2COOH的酸性比PhCOOH的强，故ClCH2COOH的电离常数比PhCOOH的大，随着pH增大，ClCH2COOH先发生电离，L1代表δ(ClCH2COOH)与pH的关系，L2代表δ(ClCH2COO－)与pH的关系，L3代表δ(PhCOOH)与pH的关系，L4代表δ(PhCOO－)与pH的关系，A项错误；由M、N点数据计算可知，Ka(ClCH2COOH)＝10-2.87，其数量级为10-3，Ka(PhCOOH)＝10-4.2，其数量级为10-5，B项错误；设0.1 mol·L-1PhCOOH溶液中c(H＋)＝x mol·L-1，
考点四 沉淀溶解平衡图像
√
√
√
解析：H2A是一种二元酸，随着pH增大，c(H2A)逐渐减小，c(HA－)先增大后减小，c(A2-)逐渐增大；含MA(s)的0.10 mol·L-1Na2A溶液中，随着pH增大，A2-＋H2O HA－＋OH－平衡逆向移动，c(A2-)逐渐增大，导致MA(s) M2+(aq)＋A2-(aq)平衡逆向移动，c(M2+)逐渐减小，故曲线①表示lg[c(A2-)/(mol·L-1)]与pH的关系，曲线②表示lg[c(HA－)/(mol·L-1)]与pH的关系，曲线③表示lg[c(M2+)/(mol·L-1)]与pH的关系，曲线④表示lg[c(H2A)/(mol·L-1)]与pH的关系。根据分析，曲线④表示lg[c(H2A)/(mol·L-1)]与pH的关系，A错误；
1．沉淀溶解平衡图像分析
(1)典型示例。
(2)点的变化。
2.沉淀滴定曲线分析
以0.100 mol·L-1 AgNO3溶液滴定50.0 mL 0.050 0 mol·L-1 Cl－溶液的滴定曲线为例：
(1)根据曲线数据计算可知，Ksp(AgCl)的数量级为10-10。
(2)滴定终点c点为饱和AgCl溶液，c(Ag＋)＝c(Cl－)。
(3)相同实验条件下，若改为0.040 0 mol·L-1 Cl－，反应终点c向a方向移动。
(4)相同实验条件下，若改为0.050 0 mol·L-1Br－，反应终点c向b方向移动。
1．常温下，向5 mL蒸馏水中加入一定量的Mg(OH)2固体后，再加入FeCl3溶液，测得－lg c～进程曲线如图所示。下列说法错误的是( )
A.加入Mg(OH)2固体存在沉淀溶解平衡，使得c(H＋)减少
B.加入FeCl3溶液后，c(Mg2+)增大，存在沉淀的转化
C.加入FeCl3溶液后，c(H＋)增大，Ksp[Mg(OH)2]不变
D.若增加FeCl3溶液的用量，则最终pH大于5
√
解析：A.加入Mg(OH)2固体存在沉淀溶解平衡：Mg(OH)2(s) Mg2+(aq)＋2OH－(aq)，使得c(H＋)减少，选项A正确；B.加入FeCl3溶液后存在沉淀的转化：3Mg(OH)2(s)＋2Fe3+(aq) 3Mg2+(aq)＋2Fe(OH)3(s)，选项B正确；C.加入FeCl3溶液后，c(H＋)增大，Ksp[Mg(OH)2]不变，选项C正确；D.若增加FeCl3溶液的用量，则最终pH小于5，选项D错误。
√
√
(1)随pH增大，溶液中c(H2CO3)________(填“增大”“减小”或“不变”)。
解析：平衡常数只受温度影响，根据反应1，分压固定的CO2气相中，溶液中CO2浓度也相应固定，根据反应2，溶液中的H2CO3的浓度也固定，则随pH增大，溶液中c(H2CO3)不变。
不变
(2)结合图中数据计算：Ksp(CaCO3)＝______________。
10-8.5
专题十 电解质溶液
考点一 溶液中的“三大平衡”及其应用
1．(2025·广东卷)CuCl微溶于水，但在Cl－浓度较高的溶液中因形成[CuCl2]－和[CuCl3]2-而溶解。将适量CuCl完全溶于盐酸，得到含[CuCl2]－和[CuCl3]2-的溶液，下列叙述正确的是( )
A. 加水稀释，[CuCl3]2-浓度一定下降
B．向溶液中加入少量NaCl固体，[CuCl2]－浓度一定上升
C．H[CuCl2]的电离方程式为H[CuCl2]===H＋＋Cu＋＋2Cl－
D．体系中，c(Cu＋)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c{[CuCl2]－}＋c{[CuCl3]2-}＋c(OH－)
√
解析：将适量CuCl完全溶于盐酸，得到含[CuCl2]－和[CuCl3]2-的溶液，该溶液中存在平衡：[CuCl2]－＋Cl－ [CuCl3]2-。加水稀释，溶液体积变大，[CuCl3]2-浓度一定下降，A正确；向溶液中加入少量NaCl固体，Cl－浓度增大，促使[CuCl2]－转化为[CuCl3]2-，[CuCl2]－浓度一定下降，B错误；[CuCl2]－不能拆分，H[CuCl2]的电离方程式为H[CuCl2]===H＋＋[CuCl2]－，C错误；体系中存在电荷守恒：c(Cu＋)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c{[CuCl2]－}＋2c{[CuCl3]2-}＋c(OH－)，D错误。
2. (2025·江苏卷)室温下，有色金属冶炼废渣(含Cu、Ni、Si等的氧化物)用过量的较浓H2SO4溶液酸浸后，提取铜和镍的过程如下图所示。
√
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1．对比理解“三大平衡”的影响因素
(1)外界条件对电离平衡的影响。
①外界条件对醋酸的电离平衡的影响：
CH3COOH CH3COO－＋H＋ ΔH>0
外界条件 平衡移动方向 n(H＋) c(H＋) 导电能力 Ka
加水稀释 向右 增大 减小 减弱 不变
加少量冰醋酸 向右 增大 增大 增强 不变
通入HCl(g) 向左 增大 增大 增强 不变
加NaOH(s) 向右 减小 减小 增强 不变
加镁粉 向右 减小 减小 增强 不变
升高温度 向右 增大 增大 增强 增大
加CH3COONa(s) 向左 减小 减小 增强 不变
②外界条件对水的电离平衡的影响：
H2O H＋＋OH－ ΔH>0
外界条件 平衡移动方向 水的电离程度 c(OH－) c(H＋) Kw
加酸 向左 减小 减小 增大 不变
加碱 向左 减小 增大 减小 不变
加可水解的盐 Na2CO3 向右 增大 增大 减小 不变
NH4Cl 向右 增大 减小 增大 不变
温度 升温 向右 增大 增大 增大 增大
降温 向左 减小 减小 减小 减小
(2)外界条件对盐类水解平衡的影响(以FeCl3为例)。
Fe3+＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋ ΔH>0
外界条件 平衡移动方向 n(H＋) pH 水解程度 Kh
升高温度 向右 增大 减小 增大 增大
通入HCl(g) 向左 增大 减小 减小 不变
加H2O 向右 增大 增大 增大 不变
加FeCl3(s) 向右 增大 减小 减小 不变
加NaHCO3(s) 向右 减小 增大 增大 不变
(3)外界条件对沉淀溶解平衡的影响(以AgCl为例)。
AgCl(s) Ag＋(aq)＋Cl－(aq) ΔH>0
外界条件 平衡移动方向 c(Ag＋) c(Cl－) Ksp
升高温度 向右 增大 增大 增大
加水稀释 向右 不变 不变 不变
加少量AgNO3(s) 向左 增大 减小 不变
通入HCl(g) 向左 减小 增大 不变
通入H2S(g) 向右 减小 增大 不变
2.熟练判断溶液中粒子浓度的大小
(1)抓住主要矛盾。
③质子守恒。
如Na2S溶液中的质子转移图示如下：
由上图可得Na2S溶液中质子守恒可表示如下：c(H3O＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)或c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)。
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3．25 ℃时，Ka(HClO)＝4.0×10-8。下列说法正确的是( )
A.25 ℃时，向pH＝3的HClO溶液中加入少量NaClO固体，HClO的电离程度和水电离出的c(H＋)均减小
B.将浓度均为0.1 mol·L-1的NaClO和NaOH溶液加热，两种溶液的pH均变大
C.相同温度下，等pH的HCOONa和NaClO溶液中存在：c(HCOO－)>c(ClO－)
D.25 ℃时，浓度均为0.1 mol·L-1的NaClO和HClO混合溶液中存在：c(HClO)
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考点二 “多变”的酸碱反应图像
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2．(2024·湖南卷)常温下Ka(HCOOH)＝1.8×10-4，向20 mL 0.10 mol·L-1NaOH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下图所示。下列说法错误的是( )
A.水的电离程度：M
C.当V(HCOOH溶液)＝10 mL时，c(OH－)＝c(H＋)＋2c(HCOOH)＋c(HCOO－)
D.N点：c(Na＋)>c(HCOO－)>c(OH－)>c(H＋)>c(HCOOH)
解析：由题图可知，上升的曲线表示HCOO－的浓度变化，下降的曲线表示OH－的浓度变化。M点时，V(HCOOH溶液)＝10 mL，溶液中的溶质为c(NaOH)∶c(HCOONa)＝1∶1，仍剩余有未反应的NaOH，对水的电离是抑制的，N点HCOOH溶液与NaOH溶液恰好反应生成HCOONa，此时仅存在HCOONa的水解，此时水的电离程度最大，A正确；M点时，V(HCOOH溶液)＝10 mL，溶液中的溶质为c(NaOH)∶c(HCOONa)＝1∶1，根据电荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCOO－)＋c(OH－)，M点时c(HCOO－)＝c(OH－)，联立可得2c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)，B正确；
1．理解酸碱中和滴定曲线
突跃点变化范围不同：强碱与强酸反应(强酸与强碱反应)的突跃点变化范围大于强碱与弱酸反应(强酸与弱碱反应)
室温下，当等体积等浓度的一元强碱和一元强酸反应时，滴定终点pH＝7；但当等体积等浓度的一元强碱和一元弱酸(或一元强酸和一元弱碱)反应时，滴定终点pH>7(或pH<7)
指示剂的选择：强酸滴定弱碱用甲基橙，强碱滴定弱酸用酚酞，强酸与强碱的滴定选用甲基橙和酚酞均可
2.抓住关键“五点”，突破中和滴定曲线
关键“五点” 作用与判断依据
抓反应“起始”点 判断酸、碱的相对强弱
抓反应“一半”点 判断是哪种溶质的等量混合
抓溶液“中性”点 判断溶液中溶质的成分及哪种物质过量或不足
抓“恰好反应”点 判断生成的溶质成分及溶液的酸碱性
抓反应“过量”点 判断溶液中的溶质及哪种物质过量
例如，室温下，向20 mL 0.1 mol·L-1 HA溶液中逐滴加入0.1 mol·L-1 NaOH溶液，溶液pH的变化如下图所示：
√
1．(2025·广东联考)已知：pOH＝－lg c(OH－)，298 K时，向20.00 mL 0.10 mol·L-1氨水中滴入0.10 mol·L-1盐酸，溶液的pH和pOH与加入盐酸体积关系如下图所示。下列说法不正确的是( )
A.曲线PJN表示溶液中pOH的变化
B.图中a＋b＝14
C.水的电离程度：M
解析：298 K时，向20.00 mL 0.10 mol·L-1氨水中滴入0.10 mol·L-1盐酸时，溶液中OH－浓度减小、H＋浓度增大，故pH减小、pOH增大，则曲线PJN表示溶液中pOH的变化、曲线MJQ表示溶液中pH的变化，故A正确；由题图可知，M点pH＝a，P点pOH＝b，则溶液中H＋浓度为10－a mol·L-1＝10-14+b mol·L-1，即a＋b＝14，故B正确；由题图可知，J点为一水合氨和氯化铵的混合溶液，溶液中pH＝pOH，说明溶液显中性，M点为一水合氨和氯化铵的混合溶液，pH>pOH，溶液呈碱性，水的电离被抑制，所以M点水的电离程度小于J点，故C正确；由题图可知，J点为一水合氨和氯化铵的混合溶液，且溶液呈中性，则交点J对应的盐酸体积小于20.00 mL，故D错误。
√
2．常温下，用0.100 0 mol/L的NaOH溶液分别滴定20.00 mL 0.100 0 mol/L的HX、HY、HZ三种酸溶液。溶液pH与加入NaOH体积之间的关系如右图所示，下列说法错误的是( )
A.HX为一元强酸，电离常数Ka(HY)>Ka(HZ)
B.a、b、c三点中，c点所对应的水溶液里阴离子的物质的量浓度最大
C.d点所对应的水溶液里，c(OH－)约为0.02 mol/L
D.滴定时使用酚酞作为指示剂，会产生系统误差，但可通过空白对照实验消除
解析：A.由题图可知，0.100 0 mol/L的HX、HY、HZ三种酸溶液的pH分别为1、2、3左右，根据酸性越强电离程度越大可知，电离程度：HX>HY>HZ，因为0.100 0 mol/L的HX溶液的pH＝1，所以HX为一元强酸，HY和HZ为弱酸，且酸性HY>HZ，所以Ka(HY)>Ka(HZ)，故A正确；B.溶液中的阴离子包含对应的酸根离子X－、Y－、Z－及OH－，因酸均未被完全中和，故OH－浓度的数量级很小，可以忽略不计，HX为一元强酸，完全电离，即c点溶液中X－的物质的量最大，又c处溶液体积最小，所以a、b、c三点中，c点所对应的水溶液里阴离子的物质的量浓度最大，故B正确；C.d点时加入的NaOH溶液的体积为30 mL，pH约为12，溶液中c(OH－)约为0.01 mol/L，故C错误；D.酚酞的变色范围(pH)为8.2～10，由题图中的滴定终点附近各溶液的pH突变范围可知，用强碱滴定HX、HY、HZ溶液时，可以使用酚酞作为指示剂，产生的系统误差，可通过空白对照实验消除，故D正确。
√
3．某温度下，向 0.1 mol·L-1 H2X溶液中缓慢加入固体NaOH，溶液pH、温度随H2X被滴定分数的变化如下图所示(忽略溶液体积变化)。下列说法错误的是( )
A.M点的Ka1(H2X)小于Q点的Ka1(H2X)
B.N点，c(H2X)－c(X2-)＝c(OH－)－c(H＋)
C.P点对应的溶液一定显中性
D.M、N、P、Q四点中，水的电离程度最大的是Q点
解析：酸碱中和反应是放热反应，由题图可知，随着NaOH的加入，溶液温度升高，当NaOH过量后，溶液温度又开始下降，故曲线Ⅰ为温度随H2X被滴定分数的变化，随着NaOH的加入，溶液pH始终保持增大趋势，故曲线Ⅱ为pH随H2X被滴定分数的变化。A.M点温度低于Q点，所以M点的Ka1(H2X)小于Q点的Ka1(H2X)，A正确；B.由题图可知，N点时n(H2X)＝n(NaOH)，反应后溶质为NaHX，根据电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HX－)＋2c(X2-)＋c(OH－)，根据元素守恒：c(Na＋)＝c(HX－)＋c(X2-)＋c(H2X)，联立可得c(H2X)－c(X2-)＝c(OH－)－c(H＋)，B正确；C.P点对应的溶液温度高于25 ℃，此时pH＝7的溶液呈弱碱性，C错误；D.M、N、P、Q四点中，Q点处被滴定分数为2，溶质为Na2X，Na2X水解程度较大，所以水的电离程度最大的是Q点，D正确。
√
考点三 分布系数(分数)图像与对数图像
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解析：Cl为吸电子基团，故CH2ClCOOH的酸性比CHCl2COOH的弱，即Ka(CH2ClCOOH)
√
[注意] E点向右，c(H2C2O4)不等于0，属于渐近线，只能无限接近横轴。
3．分布系数曲线分析模型
(1)利用交点可计算弱电解质的平衡常数。
(2)判断酸式盐的酸碱性：在最高点附近。
(3)判断酸式盐溶液中粒子浓度的大小：在最高点附近作横轴的垂线，当酸式盐的电离程度大于其水解程度时，垂线在最高点偏右；当酸式盐的水解程度大于其电离程度时，垂线在最高点偏左。直接读垂线与曲线的交点的分布系数即可比较粒子浓度大小。
√
√
√
解析：因为ClCH2COOH的酸性比PhCOOH的强，故ClCH2COOH的电离常数比PhCOOH的大，随着pH增大，ClCH2COOH先发生电离，L1代表δ(ClCH2COOH)与pH的关系，L2代表δ(ClCH2COO－)与pH的关系，L3代表δ(PhCOOH)与pH的关系，L4代表δ(PhCOO－)与pH的关系，A项错误；由M、N点数据计算可知，Ka(ClCH2COOH)＝10-2.87，其数量级为10-3，Ka(PhCOOH)＝10-4.2，其数量级为10-5，B项错误；设0.1 mol·L-1PhCOOH溶液中c(H＋)＝x mol·L-1，
考点四 沉淀溶解平衡图像
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√
√
解析：H2A是一种二元酸，随着pH增大，c(H2A)逐渐减小，c(HA－)先增大后减小，c(A2-)逐渐增大；含MA(s)的0.10 mol·L-1Na2A溶液中，随着pH增大，A2-＋H2O HA－＋OH－平衡逆向移动，c(A2-)逐渐增大，导致MA(s) M2+(aq)＋A2-(aq)平衡逆向移动，c(M2+)逐渐减小，故曲线①表示lg[c(A2-)/(mol·L-1)]与pH的关系，曲线②表示lg[c(HA－)/(mol·L-1)]与pH的关系，曲线③表示lg[c(M2+)/(mol·L-1)]与pH的关系，曲线④表示lg[c(H2A)/(mol·L-1)]与pH的关系。根据分析，曲线④表示lg[c(H2A)/(mol·L-1)]与pH的关系，A错误；
1．沉淀溶解平衡图像分析
(1)典型示例。
(2)点的变化。
2.沉淀滴定曲线分析
以0.100 mol·L-1 AgNO3溶液滴定50.0 mL 0.050 0 mol·L-1 Cl－溶液的滴定曲线为例：
(1)根据曲线数据计算可知，Ksp(AgCl)的数量级为10-10。
(2)滴定终点c点为饱和AgCl溶液，c(Ag＋)＝c(Cl－)。
(3)相同实验条件下，若改为0.040 0 mol·L-1 Cl－，反应终点c向a方向移动。
(4)相同实验条件下，若改为0.050 0 mol·L-1Br－，反应终点c向b方向移动。
1．常温下，向5 mL蒸馏水中加入一定量的Mg(OH)2固体后，再加入FeCl3溶液，测得－lg c～进程曲线如图所示。下列说法错误的是( )
A.加入Mg(OH)2固体存在沉淀溶解平衡，使得c(H＋)减少
B.加入FeCl3溶液后，c(Mg2+)增大，存在沉淀的转化
C.加入FeCl3溶液后，c(H＋)增大，Ksp[Mg(OH)2]不变
D.若增加FeCl3溶液的用量，则最终pH大于5
√
解析：A.加入Mg(OH)2固体存在沉淀溶解平衡：Mg(OH)2(s) Mg2+(aq)＋2OH－(aq)，使得c(H＋)减少，选项A正确；B.加入FeCl3溶液后存在沉淀的转化：3Mg(OH)2(s)＋2Fe3+(aq) 3Mg2+(aq)＋2Fe(OH)3(s)，选项B正确；C.加入FeCl3溶液后，c(H＋)增大，Ksp[Mg(OH)2]不变，选项C正确；D.若增加FeCl3溶液的用量，则最终pH小于5，选项D错误。
√
√
(1)随pH增大，溶液中c(H2CO3)________(填“增大”“减小”或“不变”)。
解析：平衡常数只受温度影响，根据反应1，分压固定的CO2气相中，溶液中CO2浓度也相应固定，根据反应2，溶液中的H2CO3的浓度也固定，则随pH增大，溶液中c(H2CO3)不变。
不变
(2)结合图中数据计算：Ksp(CaCO3)＝______________。
10-8.5
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