2018届高三总复习-水溶液中的离子平衡
2018高考化学专题_水溶液中的离子平衡
2018年高考化学专题——水溶液中的离子平衡考点一：水溶液中离子平衡的存在1、弱电解质的电离平衡及其影响因素弱电解质的电离平衡指在一定条件下（温度、浓度），弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时的状态。
（1）内因弱电解质本身，如常温下K(HF)>K(CH 3COOH)。
（2）外因 以CH 3COOHCH 3COO -+H +为例①温度：弱电解质的电离过程一般是吸热的，升高温度，电离平衡向右移动，CH 3COOH电离程度增大，c(H +)、c(CH 3COO -)增大。
②浓度：加水稀释CH 3COOH 溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大。
n(CH 3COO -)、n(H +)增大，但c(CH 3COO -)、c(H +)减小。
③同离子效应：在弱电解质溶液中加入同弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向逆反应方向移动。
例如 0.1 mol/L 的醋酸溶液中存在如下平衡CH 3COOHCH 3COO -+H +。
加入少量CH 3COONa 固体或HCl ，由于增大了c(CH 3COO -)或c(H +)，使CH3COOH 的电离平衡向逆反应方向移动。
前者使c(H +)减小，后者使c(H +)增大。
④化学反应：在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质时，可使电离平衡向电离的方向移动。
例如，在CH 3COOH 溶液中加入NaOH 或Na 2CO 3溶液，由于OH -+H +=H 2O 、CO 2-3 +2H += H 2O+CO 2↑，使c(H +)减小，平衡向着电离的方向移动。
2、水的电离（1）影响水的电离平衡的因素①温度：若升高温度，促进水的电离，因为水的电离吸热，故水的电离平衡向右移动，c (H ＋)与c (OH －)同时增大，K W 增大pH 变小，但由于c (H ＋)与c (OH －)始终保持相等，故仍显中性。
如纯水的温度由25 ℃升高到100 ℃，则c (H ＋)与c (OH －)都从1×10－7m ol·L －1增大为1×10－6 mol·L －1，K W 由1×10－14增大为1×10－12，pH 由7变为6，由于c(H＋)＝c(OH－)，仍然显中性。
2018年最新高三总复习专题攻略之水溶液中的离子平衡：
【高考预测】1. （★）掌握弱电解质的电离平衡。
2. （★）了解电离平衡常数的概念。
3. （★★★）了解影响电离平衡的因素1A ．向0.1 mol 1L -⋅CH3COOH 溶液中加入少量水，溶液中3(H )(CH COOH)c c +减小B ．将CH3COONa 溶液从20℃升温至30℃，溶液中33(CH COO )(CH COOH)(OH )c c c --⋅增大 C ．向盐酸中加入氨水至中性，溶液中4(NH )1(Cl )c c +->D ．向AgCl 、AgBr 的饱和溶液中加入少量AgNO3，溶液中(Cl )(Br )c c --不变 【答案】D2．（2015重庆）下列叙述正确的是（ ）A ．稀醋酸中加入少量醋酸钠能增大醋酸的电离程度B ．25℃时，等体积等浓度的硝酸与氨水混合后，溶液pH=7C ．25℃时，0.1mol·L －1的硫化氢溶液比等浓度的硫化钠溶液的导电能力弱D ．0.1 mol AgCl 和0.1mol AgI 混合后加入1L 水中，所得溶液中c(Cl －)=c(I －) 【答案】C1. 定义和特征⑴电离平衡的含义在一定条件(如温度、浓度)下，弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合成分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都保持不变的状态叫电离平衡状态。
任何弱电解质在水溶液中都存在电离平衡，达到平衡时，弱电解质具有该条件下的最大电离程度。
⑵电离平衡的特征① 逆：弱电解质的电离过程是可逆的，存在电离平衡。
② 等：弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等。
③ 动：弱电解质电离成离子和离子结合成分子的速率相等，不等于零，是动态平衡。
④ 定：弱电解质在溶液中达到电离平衡时，溶液里离子的浓度、分子的浓度都不再改变。
⑤ 变：外界条件改变时，平衡被破坏，电离平衡发生移动。
2. 影响电离平衡的因素⑴浓度：同一弱电解质，增大溶液的物质的量浓度，电离平衡将向电离的方向移动，但电解质的电离程度减小；稀释溶液时，电离平衡将向电离方向移动，且电解质的电离程度增大。
2018年高考化学真题分类汇编专题10 水溶液中的离子平衡
1．【2018新课标3卷】用0.100mol·L-1AgNO3滴定50.0mL0.0500mol·L-1Cl-溶液的滴定曲线如图所示。
下列有关描述错误的是A．根据曲线数据计算可知sp(AgCl)的数量级为10-10B．曲线上各点的溶液满足关系式c(Ag+)·c(Cl-)=sp(AgCl)C．相同实验条件下，若改为0.0400mol·L-1Cl-，反应终点c移到aD．相同实验条件下，若改为0.0500mol·L-1Br-，反应终点c向b方向移动【答案】C【解析】分析：本题应该从题目所给的图入手，寻找特定数据判断题目中的沉淀滴定的具体过程。
注意：横坐标是加入的硝酸银溶液的体积，纵坐标是氯离子浓度的负对数。
C．滴定的过程是用硝酸银滴定氯离子，所以滴定的终点应该由原溶液中氯离子的物质的量决定，将50mL0.05mol/L的Cl-溶液改为50mL0.04mol/L的Cl-溶液，此时溶液中的氯离子的物质的量是原的0.8倍，所以滴定终点需要加入的硝酸银的量也是原的0.8倍，因此应该由c点的25mL变为25×0.8=20mL，而a点对应的是15mL，选项C错误。
点睛：本题虽然选择了一个学生不太熟悉的滴定过程——沉淀滴定，但是其内在原理实际和酸碱中和滴定是一样的。
这种滴定的理论终点都应该是恰好反应的点，酸碱中和滴定是酸碱恰好中和，沉淀滴定就是恰好沉淀，这样就能判断溶液发生改变的时候，滴定终点如何变化了。
2．【2018北京卷】测定0.1mol·L-1Na2SO3溶液先升温再降温过程中的pH，数据如下。
时刻①②③④温度/℃25304025 pH9.669.529.379.25实验过程中，取①④时刻的溶液，加入盐酸酸化的BaCl2溶液做对比实验，④产生白色沉淀多。
下列说法不正确．．．的是A．Na2SO3溶液中存在水解平衡：+H2O+OH−B．④的pH与①不同，是由于浓度减小造成的C．①→③的过程中，温度和浓度对水解平衡移动方向的影响一致D．①与④的w值相等【答案】C【解析】分析：A项，Na2SO3属于强碱弱酸盐，SO32-存在水解平衡；B项，取①④时刻的溶液，加入盐酸酸化的BaCl2溶液做对比实验，④产生白色沉淀多，说明实验过程中部分Na2SO3被氧化成Na2SO4，①与④温度相同，④与①对比，SO32-浓度减小，溶液中c （OH-），④的pH小于①；C项，盐类水解为吸热过程，①→③的过程，升高温度SO32-水解平衡正向移动，c（SO32-）减小，水解平衡逆向移动；D项，w只与温度有关。
高中化学总复习水溶液中的离子平衡共39页文档
15、机会是不守纪律的。——雨果
31、只有永远躺在泥坑里的人，才不会再掉进坑里。——黑格尔 32、希望的灯一旦熄灭，生活刹那间变成了一片黑暗。——普列姆昌德 33、希望是人生的乳母。——科策布 34、形成天才的决定因素应该是勤奋。——郭沫若 35、学到很多东西的诀窍，就是一下子不要学很多。——洛克
高中化学总复习水溶液中的离 子平衡
11、战争满足了，或曾经满足过人的 好斗的 本能， 但它同 时还满 足了人 对掠夺 ，破坏 以及残 酷的纪 律和专 制力的 欲望。 ——查·埃利奥 特 12、不应把纪律仅仅看成教育的手段 。纪律 是教育 过程的 结果， 首先是 学生集 体表现 在一切 生活领 域—— 生产、 日常生 活、学 校、文 化等领 域中努 力的结 果。— —马卡 连柯(名 言网)
2018高考化学专题_水溶液中的离子平衡
2018年高考化学专题——水溶液中的离子平衡考点一：水溶液中离子平衡的存在1、弱电解质的电离平衡及其影响因素弱电解质的电离平衡指在一定条件下（温度、浓度），弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时的状态。
（1）内因弱电解质本身，如常温下K(HF)>K(CH 3COOH)。
（2）外因 以CH 3COOHCH 3COO -+H +为例①温度：弱电解质的电离过程一般是吸热的，升高温度，电离平衡向右移动，CH 3COOH电离程度增大，c(H +)、c(CH 3COO -)增大。
②浓度：加水稀释CH 3COOH 溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大。
n(CH 3COO -)、n(H +)增大，但c(CH 3COO -)、c(H +)减小。
③同离子效应：在弱电解质溶液中加入同弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向逆反应方向移动。
例如 0.1 mol/L 的醋酸溶液中存在如下平衡CH 3COOHCH 3COO -+H +。
加入少量CH 3COONa 固体或HCl ，由于增大了c(CH 3COO -)或c(H +)，使CH3COOH 的电离平衡向逆反应方向移动。
前者使c(H +)减小，后者使c(H +)增大。
④化学反应：在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质时，可使电离平衡向电离的方向移动。
例如，在CH 3COOH 溶液中加入NaOH 或Na 2CO 3溶液，由于OH -+H +=H 2O 、CO 2-3 +2H += H 2O+CO 2↑，使c(H +)减小，平衡向着电离的方向移动。
2、水的电离（1）影响水的电离平衡的因素①温度：若升高温度，促进水的电离，因为水的电离吸热，故水的电离平衡向右移动，c (H ＋)与c (OH －)同时增大，K W 增大pH 变小，但由于c (H ＋)与c (OH －)始终保持相等，故仍显中性。
如纯水的温度由25 ℃升高到100 ℃，则c (H ＋)与c (OH －)都从1×10－7m ol·L －1增大为1×10－6 mol·L －1，K W 由1×10－14增大为1×10－12，pH 由7变为6，由于c (H ＋)＝c (OH －)，仍然显中性。
水溶液中的离子平衡专题复习
水溶液中的离子平衡一、概念：在一定条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了电离平衡状态。
二、特点：1. 电离平衡是动态平衡2. 弱电解质溶液加水稀释时，电离平衡向电解质电离的方向移动。
此时，溶液中的离子数目增多，但电解质的分子数减少，离子浓度减小，溶液的导电性降低。
3. 电离平衡是吸热过程，升高温度，电离平衡向正方向移动，此时，溶液中的离子数目增多，离子浓度增大，溶液的导电性增强。
4. 在弱电解质溶液中，加入与弱电解质电离出相同的离子的强电解质时，使弱电解质的电离平衡向逆反应方向移动。
三、知识点：（1）水的电离和离子积常数及其影响因素水是一种极弱的电解质，发生微弱电离：H2O + H2O H3O+ + OH－或H2O H+ + OH－。
一定温度下，由水电离出的H+浓度与OH－浓度的乘积为一常数，通常用K W表示。
水的离子积常数（K W）只受温度影响，而与溶液的酸碱性和浓度大小无关，K W随着温度的升高而增大，如25℃时，K W＝1×10－14、100℃时，K W＝1×10－12。
对水的电离平衡和离子积常数影响因素的比较：平衡移动方向c(H+)的变化c(OH－)的变化c(H+)与c(OH－)的关系K W溶液的酸碱性升高温度向右增大增大c(H+)＝c(OH－) 增大中性加少量固体NH4Cl向右增大减小c(H+)＞c(OH－) 不变酸性加少量固体向右减小增大c(H+)＜c(OH－) 不变碱性CH3COONa加少量金属向左减小增大c(H+)＜c(OH－) 不变碱性Na加入少量向左减小减小c(H+)＞c(OH－) 不变酸性H2SO4加人少量固向左减小增大c(H+)＜c(OH－) 不变碱性体NaOH提醒：①由于同离子效应的原因，酸、碱能抑制水的电离，但不能改变K W的大小。
②盐的水解能促进水的电离，但不改变K W的大小。
结论：①一定温度下，强酸强碱溶液中，水的电离不受影响，电离度不变；强酸弱碱盐或强碱弱酸盐溶液中水的电离得到促进，水的电离度变大；②强酸弱碱盐溶液中，水的电离度用c(H+)计算，强碱弱酸盐溶液中，水的电离度用c(OH－)计算；③25℃时，pH之和为14的一对强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的溶液中水的电离度相等，即此时两种盐对水的电离的促进效果相同。
高三复习 水溶液中的离子平衡
高三复习 水溶液中的离子平衡复习梳理【复习知识点】1、能区分强、弱电解质，了解弱电解质的电离平衡及影响因素、水的电离平衡影响因素，理解水的离子积常数，会求不同溶液的pH ，掌握中和滴定实验操作过程。
2、知道盐类水解的实质和影响因素，能运用盐类水解解释和解决一些实际问题。
掌握溶液中离子溶度大小比较的方法。
3、了解难溶电解质的溶解平衡的建立，掌握沉淀反应的应用，会用溶度积解题。
考点1 弱电解质的电离1、根据化合物在水溶液里或熔融状态下能否导电，可以把化合物分为 电解质 和 非电解质 。
根据电解质在 水溶液 里电离能力的大小，又可将电解质分为 强电解质 和 弱电解质 。
2、常见的弱电解质：弱酸（如 CH 3COOH 、 H 2SO3、 H 2S 等）和弱碱（如 NH 3·H 2O 等），它们溶于水时，在水分子作用下，分子 电离为离子，还有未电离的分子存在。
另外，水也是 弱电解质 。
考点2 弱电解质的电离平衡及影响因素1、电离平衡的概念：在一定条件（如：温度、浓度）下，当电解质 分子 电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。
2、电离平衡的特征： ①弱：只有弱电解质才会存在电离平衡；②动：电离平衡是动态的平衡；③等：v 电离 = v 结合（填﹥、=或﹤）；④定：条件一定 分子 与 离子 的浓度一定；⑤变：条件改变， 电离平衡 破坏，发生移动。
3、电离平衡的影响因素①内因：由电解质本身的性质决定。
②外因：主要是温度、浓度、同离子效应。
§1 弱电解质的电离 强弱电解质→弱电解质电离为可逆→电离平衡→ 电离常数 §4 难溶电解质的溶解平衡难溶≠不溶→溶解平衡应用：生成、溶解、转化 §2 水的电离和溶液的酸碱性 水是极弱电解质→水(稀溶液)离子积为常数→稀溶液酸碱性及表示方法pH →pH 应用§3 盐类的水解 水的电离平衡 ＋弱电解质的生成→盐类水解→水解的应用(平衡移动) 深入 综合运用 化学平衡理论a.温度：升温使电离平衡向电离的方向移动，因为弱电解质电离是吸热过程。
高中化学选修4第三章水溶液中的离子平衡知识点和题型总结[1]
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水溶液中的离子平衡§1 知识要点一、弱电解质的电离1、定义：电解质、非电解质 ；强电解质 、弱电解质下列说法中正确的是（ ）A 、能溶于水的盐是强电解质，不溶于水的盐是非电解质;B 、强电解质溶液中不存在溶质分子;弱电解质溶液中必存在溶质分子；C 、在熔融状态下能导电的化合物一定是离子化合物，也一定是强电解质；D 、Na 2O 2和SO 2溶液于水后所得溶液均能导电，故两者均是电解质。
2、电解质与非电解质本质区别：在一定条件下（溶于水或熔化）能否电离（以能否导电来证明是否电离）电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物离子化合物与共价化合物鉴别方法：熔融状态下能否导电下列说法中错误的是（ ）A 、非电解质一定是共价化合物；离子化合物一定是强电解质；B 、强电解质的水溶液一定能导电；非电解质的水溶液一定不导电；C 、浓度相同时,强电解质的水溶液的导电性一定比弱电解质强;D 、相同条件下，pH 相同的盐酸和醋酸的导电性相同。
3、强电解质与弱电质的本质区别：在水溶液中是否完全电离（或是否存在电离平衡)注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO 2、NH 3、CO 2等属于非电解质③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO 4不溶于水，但溶于水的BaSO 4全部电离，故BaSO 4为强电解质)4、强弱电解质通过实验进行判定的方法（以HAc 为例）:（1）溶液导电性对比实验； （2）测0.01mol/LHAc 溶液的pH 〉2；（3）测NaAc 溶液的pH 值； （4）测pH= a 的HAc 稀释100倍后所得溶液pH<a +2（5）将物质的量浓度相同的HAc 溶液和NaOH 溶液等体积混合后溶液呈碱性（6）中和10mLpH=1的HAc 溶液消耗pH=13的NaOH 溶液的体积大于10mL;（7）将pH=1的HAc 溶液与pH=13的NaOH 溶液等体积混合后溶液呈酸性（8）比较物质的量浓度相同的HAc 溶液与盐酸分别与同样的锌粒反应产生气体的速率最佳的方法是 和 ；最难以实现的是 ,说明理由。
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专题八
水溶液中的离子平衡
例1 [2014· 山东卷]已知某温度下CH3COOH和NH3·H2O － 的电离常数相等，现向10 mL浓度为0.1 mol·L 1的CH3COOH 溶液中滴加相同浓度的氨水，在滴加过程中( ) A．水的电离程度始终增大 ＋ c（NH4 ） B. 先增大再减小 c（NH3·H2O） － C．c(CH3COOH)与c(CH3COO )之和始终保持不变 ＋ － D．当加入氨水的体积为10 mL时，c(NH4 )＝c(CH3COO )
专题八
水溶液中的离子平衡
D [解析] H2S中存在两步可逆电离，c(H )＝1×10 5 － － mol·L 1＞c(HS )，A项错误；一水合氨是弱电解质，加水 ＋ 稀释时促进其电离平衡向正向移动，c(H )减小程度小于10 倍，即a＜b＋1，B项错误；混合溶液中存在电荷守恒式： ＋ ＋ － － － c(Na )＋c(H )＝c(OH )＋c(HC2O 4 )＋2c(C2O 2 4 )，C项错 误；组成盐的酸根对应的酸越弱，该盐的水解程度越大， － 等pH时其浓度越小，HCO 3 对应的弱酸是H2CO3，D项正 确。
专题八
水溶液中的离子平衡
3．溶液的pH KW (1)计算公式：pH＝－lgc(H )＝-lg 。 － c（OH ）
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(2)溶液酸碱性与pH：在任何温度下中性溶液中c(H )＝ － c(OH )，常温下中性溶液pH＝7时，温度升高时，中性溶液的 pH<7。 (3)稀释过程中溶液pH的变化 ①任何性质的溶液，稀释后的pH均趋向7，且极限值为 7。 ②等倍数稀释强酸(强碱)与弱酸(弱碱)时，强酸(强碱)溶液 的pH变化值要大一些。 (4)pH和等于14的酸、碱溶液等体积混合，溶液的酸碱性 与酸和碱的强弱有关；当它们混合后溶液呈中性时，参与反应 的酸和碱的体积与酸、碱的强弱有关。
专题八
水溶液中的离子平衡
B [解析] 由于CO 2 3 是HCO 3 电离生成的，故其水解能 力的强弱应该用K2(H2CO3)数值与K(HClO)进行比较，因前者 － － 小于后者，故CO 2 水解能力比 ClO 强，Na2CO3溶液碱性比 3 NaClO溶液的强，A项错误；电离常数越小，表示酸电离能 ＋ 力越弱，相应的酸根离子结合H 能力越强，故B项正确，D － 项错误；因K(HClO)>K2(H2CO3)＝4.7×10 11，故HClO的酸 － － 2－ 性比HCO 3 的酸性强，HClO可与CO 3 反应生成HCO 3 ，C项 错误。
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专题八
水溶液中的离子平衡
2．[2014· 广东卷] 常温下，0.2 mol· L 1的一元酸HA与 等浓度NaOH溶液等体积混合后，所得溶液中部分微粒组分 及浓度如图Z81所示，下列说法正确的是( ) A．HA为强酸 B．该混合溶液pH＝7.0 － C．该混合溶液中：c(A )＋ ＋ c(Y)＝c(Na ) D．图中X表示HA，Y表示 － ＋ OH ，Z表示H
专题八
水溶液中的离子平衡
(2)[2014· 重庆卷改编] 葡萄酒中SO2最大使用量为0.25 － g·L 1。300.00 mL葡萄酒，通过适当的方法使SO2全部逸出并 － 用H2O2将其氧化为H2SO4，然后用0.090 0 mol· L 1NaOH标准溶 液进行滴定。 ①滴定前排气泡时，应选择图Z83中的________。
KMnO4
淀粉
淀粉
KSCN
KSCN
终点 时颜 色变 化
粉(浅)红 色→无色
无色→粉 (浅)红色
无色→ 蓝色
蓝色→ 无色
溶液变 红色
红色 消失
专题八
水溶液中的离子平衡
例2 (1)[2014· 天津卷] 测定Na2S2O3·SH2O的纯度时， 准确称取W g产品，用适量蒸馏水溶解，以________作指示 － 剂，用0.100 0 mol· L 1碘的标准溶液滴定。 － － 2－ 反应原理为2S2O2 ＋ I ===S O ＋ 2I 3 2 4 6 滴定至终点时，溶液颜色的变化： ______________。 滴定起始和终点的液面位置如图Z82， 则消耗碘的标准溶液体积为______mL。产 品的纯度为(设Na2S2O3·5H2O相对分子质量 为M) ____。 图Z82
专题八 水溶液中的离子平衡
知识网络构建
专题八
水溶液中的离子平衡
1．[2014· 新课标全国卷Ⅱ] 一定温度下，下列溶液的 离子浓度关系式正确的是( ) ＋ － － A．pH＝5的H2S溶液中，c(H )＝c(HS )＝1×10 5 － mol·L 1 B．pH＝a的氨水溶液，稀释10倍后，其pH＝b，则a＝ b ＋1 C．pH＝2的H2C2O4溶液与pH＝12的NaOH溶液任意比 ＋ ＋ － － 例混合：c(Na )＋c(H )＝c(OH )＋c(HC2O4 ) D．pH相同的①CH3COONa、②NaHCO3、③NaClO三 ＋ 种溶液的c(Na )：①＞②＞③
专题八
水溶液中的离子平衡
【名师点拔】 ＋ ＋ 溶液中的c(H )与水电离出的c(H )的区别 ＋ － －7 ①室温下水电离出的c(H )＝c(OH )＝1.0×10 mol/L， ＋ －7 若某溶液中水电离出的c(H )<1.0×10 mol/L，则可判断该溶 ＋ － 液呈酸性或碱性，弱电解质电离产生的H 或OH 抑制了水的电 ＋ －7 离；若某溶液中水电离出的c(H )>1.0×10 mol/L，则可判断 该溶液中存在能水解的盐，从而促进了水的电离。 ＋ －7 ②室温下，溶液中c(H )>1.0×10 mol/L，说明溶液是酸 ＋ － 性溶液，可能是水解呈酸性的盐溶液；溶液中c(H )<1.0×10 7 mol/L，说明溶液是碱性溶液，可能是水解呈碱性的盐溶液。
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专题八
水溶液中的离子平衡
变式 已知常温下两种酸的电离平衡常数K(HClO)＝ － － － 3×10 8；K1(H2CO3)＝4.4×10 7，K2(H2CO3)＝4.7×10 11。 下列判断正确的是( ) A．等物质的量浓度的NaClO、Na2CO3溶液pH： Na2CO3<NaClO － B．HClO、H2CO3、HCO 三种微粒电离能力： 3 － H2CO3>HClO>HCO3 C．向饱和氯水中加入足量Na2CO3固体可使溶液中 HClO浓度增加 ＋ － － － D．三种微粒结合H 能力强弱：CO2 >HCO >ClO 3 3
专题八
水溶液中的离子平衡
4．氧化还原反应滴定法 指氧化剂与还原剂之间的相互滴定，该滴定方法在仪器使 用、实验操作上与中和滴定一样，常见的试剂有KMnO4、I2、铁 盐，复习中应明确使用的指示剂及终点时颜色变化。
滴定 方式 指示 剂 还原剂滴定 KMnO4 KMnO4 KMnO4滴 定还原剂 I2滴定还 原剂 还原剂滴定I2 铁盐滴定 还原剂 还原剂滴 定铁盐
专题八
水溶液中的离子平衡
[答案] (1)淀粉 无色变成蓝色 18.10 3.62×10 3M × W
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图Z81
专题八
水溶液中的离子平衡
C [解析] 0.2 mol· L 1 的一元酸 HA 与等浓度的 NaOH － 溶液等体积混合，恰好生成 0.1 mol· L 1 NaA 溶液，由图知 － － － A 浓度小于 0.1 mol· L 1，可知 A 发生了水解，故 HA 为弱 酸，A 项错误；NaA 为强碱弱酸盐，水解显碱性，pH＞7.0， － ＋ B 项错误；A 发生水解生成 HA，溶液中除 Na 、水分子外， － － ＋ 各粒子的浓度大小关系为 c(A )＞c(OH )＞c(HA)＞c(H )， － ＋ 故 X 为 OH 、Y 为 HA、Z 为 H ，D 项错误；根据物料守 － ＋ － ＋ 恒可知 c(A )＋c(HA)＝c(Na )，即 c(A )＋c(Y)＝c(Na ), C 项正确。
专题八
水溶液中的离子平衡
④加入能反应的物质：参与反应离子浓度减小，其他离子 浓度增大。 (3)同一弱电解质，K值只与温度有关，一般情况下，温度 升高，K值增大；对于多元弱酸来说，其K1≫K2≫K3。 2．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KW＝1.0×10 14。 (2)酸、碱抑制水的电离，能水解的正盐则促进水的电 离。
专题八
水溶液中的离子平衡
2.中和滴定中指示剂的选用及终点颜色判断
强酸滴定强碱 酚酞 甲基橙 浅红色→无色(pH介于7～8.2 之间) 黄色→橙色(pH介于4.4～7之 间) 强碱滴定强酸 无色→浅红色(pH介于8.2～10 之间) 橙色→黄色(pH介于3.1～4.4 之间)
专题八
水溶液中的离子平衡
专题八
水溶液中的离子平衡
D [解析] 水的电离程度先增大，当反应完全后，随氨 水的加入，水的电离程度减小，A 项错误；溶液中 ＋ c（NH4 ） Kb（NH3·H2O） ＝ ， 滴 定 过 程 中 － c（NH3·H2O） c（OH ） c（NH4 ） － Kb(NH3· H2O)不变， 溶液中 c(OH )一直增大， c（NH3·H2O） 一直减小，B 项错误；利用原子守恒知溶液中 n(CH3COOH) － 与 n(CH3COO )之和不变，滴定过程中溶液体积不断增大， － c(CH3COOH)与 c(CH3COO ) 之和不断减小， C 项错误；由 CH3COOH 与 NH3·H2O 的电离程度相等可知 CH3COONH4 溶液呈中性， 当加入等体积氨水时， 溶液恰好为 CH3COONH4 ＋ － 溶液， 利用电荷守恒知溶液中 c(NH4 )＝c(CH3COO )， D 项正 确。
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专题八
水溶液中的离子平衡
考点二 酸碱中和滴定及应用 1．滴定分析中两种滴定管的比较
结构特征 酸式 滴定 管 碱式 滴 定管 下方有一 玻璃旋塞 下方有一内置玻璃珠 的橡皮管 量液范围 不能量取 碱性溶液 不能量取酸性、强氧 化性溶液及有机溶剂 刻度特点