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最新高考化学解密08 水溶液中的离子反应与平衡（讲义）-【高频考点解密】
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第一，用什么资料，怎样使用资料；第二，在那些核心考点上有所突破，准备采取什么样的措施；第三，用时多长，怎样合理分配。
二、怎样查漏。
第一，教师根据一轮复习的基本情况做出预判；第二，通过检测的方式了解学情。
三、怎样补缺。
1、指导学生针对核心考点构建本专题的知识网络，归纳本专题的基本题型和解题思路;
2、结合学情教师要上好核心考点的讲授课;
3、针对学生在检测或考试当中出现的问题，教师要做好系统性讲评;
4、根据学生存在的问题进行跟踪性训练;
5、教育学生在对待错题上一定要做到:错题重做，区别对待，就地正法。
6、抓好“四练”。练基本考点，练解题技巧，练解题速度，练答题规范。
高考解密08 水溶液中的离子反应与平衡
考点热度 ★★★★★
考点1、弱电解质(包括水)的电离平衡
1．（2023·浙江·高考真题）甲酸是重要的化工原料。工业废水中的甲酸及其盐，通过离子交换树脂(含固体活性成分，R为烷基)因静电作用被吸附回收，其回收率(被吸附在树脂上甲酸根的物质的量分数)与废水初始关系如图(已知甲酸)，下列说法不正确的是
A．活性成分在水中存在平衡：
B．的废水中
C．废水初始，随下降，甲酸的电离被抑制，与作用的数目减少
D．废水初始，离子交换树脂活性成分主要以形态存在
考点2、溶液的酸碱性和中和滴定及其应用
2．（2022·全国·统考高考真题）常温下，一元酸的。在某体系中，与离子不能穿过隔膜，未电离的可自由穿过该膜(如图所示)。
设溶液中，当达到平衡时，下列叙述正确的是
A．溶液Ⅰ中
B．溶液Ⅱ中的HA的电离度为
C．溶液Ⅰ和Ⅱ中的不相等
D．溶液Ⅰ和Ⅱ中的之比为
考点3、溶液中离子浓度的大小比较
3．（2022·河北·高考真题）某水样中含一定浓度的CO、HCO和其他不与酸碱反应的离子。取10.00mL水样，用0.01000ml•L-1的HCl溶液进行滴定，溶液pH随滴加HCl溶液体积V(HCl)的变化关系如图(混合后溶液体积变化忽略不计)。
下列说法正确的是
A．该水样中c(CO)=0.01ml•L-1
B．a点处c(H2CO3)+c(H+)=c(OH—)
C．当V(HCl)≤20.00mL时，溶液中c(HCO)基本保持不变
D．曲线上任意一点存在c(CO)+c(HCO)+c(H2CO3)=0.03ml•L-1
考点4、沉淀溶解平衡及其应用
4．（2023·浙江·高考真题）碳酸钙是常见难溶物，将过量碳酸钙粉末置于水中达到溶解平衡：
[已知，，的电离常数]，下列有关说法正确的是
A．上层清液中存在
B．上层清液中含碳微粒最主要以形式存在
C．向体系中通入气体，溶液中保持不变
D．通过加溶液可实现向的有效转化
1、对点核心素养
(1)变化观念和平衡思想:能以变化观念和平衡思想认识电解质在水溶液中的离子平衡,能运用电离度、电离平衡常数、水解常数、溶度积常数等,多角度、动态地分析弱电解质的电离平衡、盐类水解平衡和沉淀溶解平衡,并会用相关原理解决实际问题。
(2)证据推理与模型认知:能运用电离平衡模型、水解平衡、沉淀溶解平衡模型解释化学现象,揭示现象的本质与规律,培养证据推理与模型认知的核心素养。
(3)科学态度与社会责任感:培养严谨求实的科学态度和探索未知、崇尚真理的意识,能对与盐类水解的应用,沉淀溶解平衡的应用有关的社会热点问题做出正确的解释和判断,培养科学态度与社会责任感。
2、对点命题分析
水溶液中的离子平衡是历年高考考查的重点和热点，考查方式常以选择题形式呈现。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。试题注重知识的应用，多以图象、图表的形式，利用平衡移动原理分析外界条件改变对溶液中电离平衡、水解平衡、难溶电解质的溶解平衡的分析考查，偏重考查粒子浓度大小顺序和溶液中各种守恒关系，使题目具有一定的综合性、灵活性和技巧性。能较好地考查对知识的迁移能力、灵活应用能力和运用化学用语的能力。溶液中离子浓度的比较涉及的问题很复杂，其中主要涉及溶液的酸碱性、弱电解质的电离平衡、盐的水解、电离平衡和水解平衡的移动等。沉淀溶解平衡主要考查沉淀溶解平衡的移动、浓度积的表达式及计算、沉淀的生成与转化等。
核心考点一、弱电解质的电离平衡
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.弱电解质平衡移动的“三个不一定”
(1)稀醋酸加水稀释时，溶液中不一定所有的离子浓度都减小。因为温度不变，Kw＝c(H＋)·c(OH－)是定值，稀醋酸加水稀释时，溶液中的c(H＋)减小，故c(OH－)增大。
(2)电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，离子的浓度不一定增大，电离程度也不一定增大。
(3)对于浓的弱电解质溶液加H2O稀释的过程，弱电解质的电离程度逐渐增大，但离子浓度不一定减小，可能先增大后减小。
4．一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)稀释图像比较
(1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸
(2)相同体积、相同pH值的盐酸、醋酸
5．电离平衡常数
(1)①填写下表(25 ℃)
②CH3COOH酸性大于(填“大于”“小于”或“等于”)HClO酸性，判断的依据：相同条件下，电离常数越大，电离程度越大，c(H＋)越大，酸性越强。
③电离平衡常数的意义：弱酸、弱碱的电离平衡常数能够反映酸碱性的相对强弱。电离平衡常数越大，电离程度越大。多元弱酸的电离以第一步电离为主，各级电离平衡常数的大小差距较大。
④外因对电离平衡常数的影响：电离平衡常数与其他化学平衡常数一样只与温度有关，与电解质的浓度无关，升高温度，K值增大，原因是电离是吸热过程。
(2)多元弱酸的分步电离，以碳酸为例，碳酸是二元弱酸，在水溶液中的电离是分步进行。
①电离方程式是H2CO3H＋＋HCOeq \\al(－,3)，HCOeq \\al(－,3)H＋＋COeq \\al(2－,3)。
②电离平衡常数表达式：，。
③比较大小：Ka1>Ka2。
6．水的电离
(1)水的电离：H2O＋H2OH3O＋＋OH－，可简写为H2OH＋＋OH－。
(2)水的离子积常数：Kw＝c(H＋)·c(OH－)。
①室温下：Kw＝1×10－14。
②影响因素：只与温度有关，升高温度，Kw增大。
③适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。
④Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，Kw不变。
核心考点二、溶液的酸碱性和中和滴定
1．溶液中H＋或OH－的来源分析
(1)溶液为酸的溶液。
溶液中的OH－全部来自水的电离，水电离产生的c(H＋)＝c(OH－)。如pH＝2的盐酸中，溶液中的c(OH－)＝(Kw/10－2) ml·L－1＝10－12 ml·L－1，即由水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12 ml·L－1。
(2)溶质为碱的溶液。
溶液中的H＋全部来自水的电离，水电离产生的c(OH－)＝c(H＋)。如pH＝12的NaOH溶液中，溶液中的c(H＋)＝10－12 ml·L－1，即由水电离出的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12 ml·L－1。
(3)水解呈酸性或碱性的盐溶液。
①pH＝5的NH4Cl溶液中，H＋全部来自水的电离，由水电离的c(H＋)＝10－5 ml·L－1，因为部分OH－与部分NHeq \\al(＋,4)结合，溶液中c(OH－)＝10－9 ml·L－1。
②pH＝12的Na2CO3溶液中，OH－全部来自水的电离，由水电离出的c(OH－)＝10－2 ml·L－1。
2．突破溶液酸、碱性判断的四条规律
(1)正盐溶液。
强酸强碱盐溶液显中性,强酸弱碱盐(如NH4Cl)溶液显酸性,强碱弱酸盐(如CH3COONa)溶液显碱性。
(2)酸式盐溶液。
NaHSO4（NaHSO4=Na++H++SO42-）NaHSO3、NaHC2O4、NaH2PO4水溶液显酸性（酸式酸根离子的电离程度大于水解程度)，NaHCO3、NaHS、Na2HPO4水溶液显碱性（酸式酸根离子的水解程度大于电离程度)。
注意:因为浓度相同的CH3COO-与NH4+的水解程度相同,所以CH3COONH4溶液显中性,而NH4HCO3溶液略显碱性。
(3)弱酸(或弱碱)及其盐1∶1混合的溶液。
①CH3COOH和CH3COONa混合液呈酸性(等浓度的CH3COOH与CH3COO-,CH3COOH的电离程度大于CH3COO-的水解程度)。
②NH3·H2O和NH4Cl混合溶液呈碱性。
(4)酸碱pH之和等于14等体积混合溶液。
pH之和等于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。
已知酸、碱溶液的pH之和为14,则等体积混合时:
强酸、强碱,混合后溶液pH=7,
强酸、弱碱,混合后溶液pH>7,
弱酸、强碱,混合后溶液pH<7。
3.溶液酸碱性判断中的常见误区
(1)误认为溶液的酸碱性取决于pH。如pH＝7的溶液在温度不同时，可能呈酸性或碱性，也可能呈中性。
(2)误认为酸碱恰好中和时溶液一定显中性。如强酸和弱碱恰好中和时，溶液显酸性；强碱和弱酸恰好中和时，溶液显碱性，强酸和强碱恰好中和时，溶液显中性。
(3)使用pH试纸测溶液酸碱性时，若先用蒸馏水润湿，测量结果不一定偏小。先用蒸馏水润湿，相当于将待测液稀释，若待测液为碱性溶液，则所测结果偏小；若待测液为酸性溶液，则所测液为中性溶液，则所测结果没有误差。
4．有关pH计算的一般思维模型
5．中和滴定的概念：用已知物质的量浓度的酸(或碱)来测定未知物质的量浓度的碱(或酸)的方法。
6．中和滴定的原理：c待＝eq \f(c标×V标,V待)(以一元酸与一元碱的滴定为例)。
在酸碱中和滴定过程中，开始时由于被滴定的酸(或碱)浓度较大，滴入少量的碱(或酸)对其pH的影响不大。当滴定接近终点(pH＝7)时，很少量(一滴，约0.04 mL)的碱(或酸)就会引起溶液pH突变(如图所示)。
7．酸碱中和滴定的关键
(1)准确测定参加反应的酸、碱溶液的体积。
(2)选取适当指示剂，准确判断滴定终点。
8．酸碱中和滴定实验用品
(1)仪器
图(A)是酸式滴定管，图B是碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。
(2)试剂
标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。
9．中和滴定实验操作(以酚酞作指示剂，用盐酸滴定氢氧化钠溶液)。
(1)滴定前的准备。
(2)滴定。
(3)终点判断：等到滴入最后一滴反应液，指示剂变色，且在半分钟内不能恢复原来的颜色，视为滴定终点，并记录标准液的体积。
(4)数据处理：按上述操作重复2～3次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据原理计算。
c(NaOH)＝eq \f(c（HCl）·V（HCl）,V（NaOH）)
10．氧化还原滴定的原理及指示剂的选择：
(1)原理：以氧化剂或还原剂为滴定剂，直接滴定一些具有还原性或氧化性的物质，或者间接滴定一些本身并没有还原性或氧化性，但能与某些还原剂或氧化剂反应的物质。
(2)试剂：常见用于滴定的氧化剂有KMnO4、K2Cr2O7等；常见用于滴定的还原剂有亚铁盐、草酸、维生素C等。
(3)指示剂：氧化还原滴定的指示剂有三类：
①氧化还原指示剂；
②专用指示剂，如在碘量法滴定中，可溶性淀粉溶液遇碘标准溶液变蓝；
③自身指示剂，如高锰酸钾标准溶液滴定草酸时，滴定终点为溶液由无色变为浅红色。
11．沉淀滴定：
(1)概念：沉淀滴定是利用沉淀反应进行滴定、测量分析的方法。生成沉淀的反应很多，但符合条件的却很少，实际上应用最多的是银量法，即利用Ag＋与卤素离子的反应来测定Cl－、Br－、I－浓度。
(2)原理：沉淀滴定所用的指示剂本身就是一种沉淀剂，滴定剂与被滴定物反应的生成物的溶解度要比滴定剂与指示剂反应的生成物的溶解度小，否则不能用这种指示剂。如用AgNO3溶液测定溶液中Cl－的含量时常以CrOeq \\al(2－,4)为指示剂，这是因为AgCl比AgCrO4更难溶。
12.中和滴定考点归纳
(1)“考”实验仪器。
酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹(带铁架台)、锥形瓶。其中常考的是滴定管,如正确选择滴定管(包括量程),滴定管的检漏、洗涤和润洗,滴定管的正确读数方法等。
(2)“考”操作步骤。
①滴定前的准备:检漏、洗涤、润洗、充液(赶气泡)、调液面、读数。
②滴定:移液、滴加指示剂、滴定至终点、读数。
③计算。
(3)“考”指示剂的选择。
①强酸强碱相互滴定,可选用甲基橙或酚酞。
②若反应生成强酸弱碱盐,溶液呈酸性,则选用酸性变色范围的指示剂(甲基橙),若反应生成强碱弱酸盐,溶液呈碱性,则选用碱性变色范围的指示剂(酚酞)。
③石蕊溶液因颜色变化不明显,且变色范围过宽,一般不用作指示剂。
(4)“考”误差分析。
写出计算式,分析操作对V标的影响,由计算式得出对最终测定结果的影响,切忌死记硬背结论。此外对读数时视线(俯视、仰视)问题的判断要学会画图分析。
(5)“考”数据处理。
正确“取舍”数据,计算“平均”体积,根据反应式确定标准液与待测液浓度和体积的关系,从而列出公式进行计算。
核心考点三、溶液中离子浓度大小比较
1．同一溶液中，不同粒子浓度大小比较的方法
(1)正盐溶液：基本遵循c(不水解离子)>c(水解离子)>c(显性离子)，当水解离子浓度是不水解离子浓度的数倍时，顺序提前。例如在浓度为c ml·L－1的醋酸钠溶液中，有c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)；在浓度为c ml·L－1的硫酸铵溶液中，有c(NHeq \\al(＋,4))>c(SOeq \\al(2－,4))>c(H＋)>c(OH－)。
(2)酸式盐溶液：对于电离为主的，如NaHSO3，遵循c(自身)>c(电离产物)>c(水解产物)，即c(Na＋)>c(HSOeq \\al(－,3))>c(H＋)>c(SOeq \\al(2－,3))>c(OH－)>c(H2SO3)；对于水解为主的，如NaHCO3，遵循c(自身)>c(水解产物)>c(电离产物)，即c(Na＋)>c(HCOeq \\al(－,3))>c(OH－)>c(H2CO3)>c(H＋)>c(COeq \\al(2－,3))。
(3)缓冲溶液：例如0.2 ml·L－1氨水与0.2 ml·L－1氯化铵溶液等体积混合后，溶液以电离为主，显碱性(常见物质中除了氢氰酸和氰化物，都以电离为主)，所以氢氧根离子浓度大于氢离子浓度，再根据电荷守恒可知，铵根离子浓度大于氯离子浓度，即c(NHeq \\al(＋,4))>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)。
2．弱酸弱碱盐溶液的酸碱性
弱酸弱碱盐双水解，其溶液的酸碱性取决于弱酸和弱碱的相对强弱。当Ka＝Kb时，溶液显中性，如CH3COONH4；当Ka>Kb时，溶液显酸性，如HCOONH4；当Ka3．溶液中的“三大守恒”
(1)电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带的正电荷总数与所有阴离子所带的负电荷总数相等。如在Na2CO3溶液中存在着Na＋、COeq \\al(2－,3)、H＋、OH－、HCOeq \\al(－,3)，它们存在如下关系：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(COeq \\al(2－,3))＋c(HCOeq \\al(－,3))＋c(OH－)。
(2)物料守恒：电解质溶液中，由于某些离子能水解或电离，离子种类增多，但某些关键性的原子总是守恒的。
c(Na＋)＝2[c(COeq \\al(2－,3))＋c(HCOeq \\al(－,3))＋c(H2CO3)]
(3)质子守恒：指在电离或水解过程中，会发生质子(H＋)转移，但在质子转移过程中其数量保持不变，如在Na2CO3溶液中：
所以c(OH－)＝c(HCOeq \\al(－,3))＋2c(H2CO3)＋c(H3O＋)
4．三个规律
(1)一般而言，等浓度的弱酸与弱酸盐混合，电离程度大于水解程度，溶液呈酸性；HCN、NaCN混合液除外，它们的溶液呈碱性，水解程度大于电离程度。
(2)对于存在电离和水解过程的NaHA溶液，若溶液呈酸性，则电离程度大于水解程度，则c(A2－)＞c(H2A)；若溶液呈碱性，则电离程度小于水解程度，则c(H2A)＞c(A2－)。
(3)仅含4种离子的溶液，可以根据溶液的电中性判断离子浓度大小。如：
a．CH3COOH和NaOH等物质的量混合时溶液显碱性，故c(OH－)＞c(H＋)，则c(Na＋)＞c(CH3COO－)；
b．NH3·H2O与HCl等物质的量混合时溶液显酸性，故c(H＋)＞c(OH－)，则c(Cl－)＞c(NHeq \\al(＋,4))。
5.比较溶液中粒子浓度大小的思维模型
6.巧抓巧抓五点突破中和滴定图像
(1)抓反应的“起始点”:判断酸、碱的相对强弱。
(2)抓反应“一半点”:判断是哪些溶质的等量混合。
(3)抓“恰好反应点”:判断生成的溶质成分及溶液的酸碱性。
(4)抓溶液的“中性点”:判断溶液中溶质的成分及哪种物质过量或不足。
(5)抓反应的“过量点”:判断溶液中的溶质,判断哪种物质过量。
7.盐溶液蒸干灼烧时所得产物的判断规律
(1)盐溶液水解生成难挥发性酸时,蒸干后一般得原物质,如CuSO4(aq)CuSO4(s);盐溶液水解生成易挥发性酸时,蒸干灼烧后一般得对应的氧化物,如AlCl3(aq)Al(OH)3Al2O3。
(2)酸根阴离子易水解的强碱盐,如Na2CO3溶液等蒸干后可得到原物质。
(3)考虑盐受热时是否分解。如Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl等固体受热易分解,因此蒸干灼烧后分别为Ca(HCO3)2CaCO3(CaO),NaHCO3Na2CO3,KMnO4K2MnO4+MnO2,NH4ClNH3↑+HCl↑。
(4)还原性盐在蒸干时会被O2氧化。例如:Na2SO3(aq)Na2SO4(s)。
核心考点四、沉淀溶解平衡
1．判断在一定条件下沉淀能否生成或溶解
(1)Qc＞Ksp：溶液过饱和，有沉淀析出。
(2)Qc＝Ksp：溶液饱和，处于平衡状态。
(3)Qc＜Ksp：溶液未饱和，无沉淀析出。
2．判断难溶电解质在水中的溶解能力
当难溶电解质的类型相同时：(1)Ksp越大的难溶电解质在水中的溶解能力越强。(2)当一种离子和其他几种离子都可能产生沉淀时，Ksp越小，沉淀越容易生成。
3．判断能否发生沉淀转化反应：一般来说，Ksp大的沉淀容易转化为Ksp小的沉淀。但在一定条件下也可以使Ksp小的沉淀转化为Ksp大的沉淀，如用饱和Na2CO3溶液浸泡重晶石(BaSO4)可制备BaCO3。
4．Kw、Ka、Kb、Ksp、Kh之间的关系
(1)一元弱酸强碱盐：Kh＝Kw/Ka。
(2)一元弱碱强酸盐：Kh＝Kw/Kb。
(3)多元弱碱强酸盐，如氯化铁：Fe3＋(aq)＋3H2O(l)Fe(OH)3(s)＋3H＋(aq)
Kh＝c3(H＋)/c(Fe3＋)，将(Kw)3＝c3(H＋)×c3(OH－)与Ksp＝c(Fe3＋)×c3(OH－)两式相除，消去c3(OH－)可得Kh＝(Kw)3/Ksp。
5.解沉淀溶解平衡图像题三步骤
第一步：明确图像中纵、横坐标的含义。
纵、横坐标通常是难溶物溶解后电离出的离子浓度。
第二步：理解图像中线上点、线外点的含义。
(1)以氯化银为例，在该沉淀溶解平衡图像上，曲线上任意一点都达到了沉淀溶解平衡状态，此时Qc＝Ksp。在温度不变时，无论改变哪种离子的浓度，另一种离子的浓度只能在曲线上变化，不会出现在曲线以外。
(2)曲线上方区域的点均为过饱和溶液，此时Qc>Ksp。
(3)曲线下方区域的点均为不饱和溶液，此时Qc第三步：抓住Ksp的特点，结合选项分析判断。
(1)溶液在蒸发时，离子浓度的变化分两种情况：
①原溶液不饱和时，离子浓度都增大；
②原溶液饱和时，离子浓度都不变。
(2)溶度积常数只是温度的函数，与溶液中溶质的离子浓度无关，在同一曲线上的点，溶度积常数相同。
核心考点五、水溶液中离子平衡的图像分析
常以酸碱中和反应和电离平衡、沉淀溶解平衡建立过程中离子浓度变化曲线、pH变化曲线等为设计背景。主要命题点有电解质电离方程式的书写、水电离程度的比较、离子浓度的等量关系、离子浓度大小的比较、电离常数的计算、pH的计算及溶度积的计算等,侧重考查考生分析问题的能力。
一、一强一弱溶液稀释的图像
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.pH与稀释后溶液体积变化的线性关系(Va、Vb为稀释前的体积,V为稀释后的体积)
二、KW和Ksp图像
1.曲线型
2.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点对CaSO4要析出沉淀,对CaCO3是不饱和溶液,能继续溶解CaCO3。
④Y点:c(SO42−)>c(Ca2+),二者的浓度积等于10-5;Z点:c(CO32−)三、分布分数图及分析[分布曲线是指以pH为横坐标、分布分数(即组分的平衡浓度占总浓度的分数)为纵坐标的关系曲线]
四、酸碱中和滴定曲线
考点一、弱电解质(包括水)的电离平衡
【高考解密】本考点主要考查强弱电解质的判断与比较、弱电解质溶液中离子浓度大小比较、电离常数的应用，是高考新增热点，一般以选择题的形式出现。解题的关键是明确强、弱电解质的概念、电离平衡及其影响因素。
例1．（2022·浙江·模拟预测）下列说法不正确的是
A．将纯水加热，增大，不变，仍为中性
B．常温下，向的溶液中加入少量固体，溶液的增大，说明溶液存在电离平衡
C．常温下，酸式盐的，则一定是弱酸
D．常温下，等的盐酸和醋酸溶液加水稀释10倍后，
【变式训练1】（考查判断电解质强弱）（2022·浙江·模拟预测）下列物质属于强电解质的是
A．B．C．D．
【变式训练2】（考查影响电离平衡的因素）（2022·浙江·模拟预测）水溶液中存在电离平衡：，。下列说法正确的是
A．若向溶液中加水，平衡向右移动，溶液中氢离子浓度增大
B．若向溶液中滴加少量新制氯水，平衡向左移动，溶液pH减小
C．若向溶液中通入过量气体，平衡向左移动，溶液pH增大
D．若向溶液中加入少量硫酸铜固体(忽略溶液体积变化)，溶液中所有离子浓度都减小
【变式训练3】（考查电解质溶液稀释图象）（2021·浙江绍兴·校考模拟预测）T ℃，分别向10mL浓度均为1ml/L的两种弱酸HA、HB中不断加水稀释，并用pH传感器测定溶液pH。所得溶液pH的两倍(2pH)与溶液浓度的常用对数(lgc)的关系如图所示。下列叙述正确的是
A．弱酸HB的Ka = 1×10-5
B．a点对应的溶液中c(HA) = 0.1ml/L，pH = 4
C．将1ml/L的HA和HB溶液等体积混合，所得溶液pH为2
D．将pH相同的HA和HB溶液稀释相同倍数，HB稀溶液的pH更大
【变式训练4】（考查电离平衡常数及其应用）（2022·浙江·模拟预测）常温下，，，，下列说法正确的是
A．浓度均为的和溶液中阳离子的物质的量浓度之和：前者小于后者
B．用相同浓度的溶液分别滴定等体积均为3的和溶液至终点，消耗溶液的体积相等
C．溶液与溶液等体积混合后的溶液中：
D．与盐酸等体积混合后的溶液中：
考点二、溶液的酸碱性和中和滴定
【高考解密】本考点主要考查溶液酸碱性的判断和酸碱中和滴定及其应用，一般以选择题和填空题的形式出现。解题的关键是明确溶液酸碱性的判断方法及中和滴定原理及其操作。
例2．（2022·浙江·模拟预测）时，下列说法正确的是
A．为5的氯水和为5的溶液混合，仍为5
B．物质的量浓度相同的溶液和溶液，的数值前者大
C．相同的醋酸和盐酸，分别与足量的锌粒反应，前者产生的氢气一定大于后者
D．某溶液中水电离出的，则该溶液中的溶质可能为酸、碱或盐
【变式训练1】（考查溶液酸碱性判断）（2022·上海黄浦·统考二模）下列溶液一定呈中性的是
A．的溶液B．等物质的量的强酸和强碱反应得到的溶液
C．c(H+)=c(OH—)的溶液D．紫色石蕊试液不变色的溶液
【变式训练2】（考查滴定实验仪器的使用及酸碱中和滴定）（2022·云南昆明·昆明一中校考模拟预测）测定某氢氧化钠样品中NaOH的含量，主要操作步骤为：①称取一定质量的样品溶于水中；②转移、定容得待测液；③取20.00 mL待测液，用HCl标准溶液滴定。完成上述操作，下列仪器中不需要用到的有
A．1种B．2种C．3种D．4种
【变式训练3】（考查酸碱中和滴定误差分析）（2022·上海虹口·统考模拟预测）用已知浓度盐酸滴定未知浓度溶液，甲基橙作指示剂。若测定结果偏低，可能原因是
A．滴定管用蒸馏水洗净后未用盐酸润洗
B．盛装待测液的锥形瓶水洗后未烘干
C．滴定过程中振荡锥形瓶时不慎有少量液体溅出
D．滴定至锥形瓶中溶液颜色由橙变红，且内不改变时停止
【变式训练4】（考查酸碱中和滴定原理的应用——氧化还原滴定和沉淀滴定）（2022·北京海淀·北大附中校考三模）某同学设计实验方案，利用沉淀滴定法测定“Ag++Fe2+Fe3++Ag↓”的平衡常数K。一定温度下，先将0.0100ml·L-1Ag2SO4溶液与0.0400ml·L-1FeSO4溶液(pH=1)等体积混合，待反应达到平衡时，过滤，取vmL滤液用c1ml·L-1KSCN标准溶液滴定Ag+，至出现稳定的浅红色时消耗KSCN标准溶液v1mL。
已知：Ag++SCN-AgSCN↓(白色) K1
Fe3++SCN- FeSCN2+(红色) K2
下列说法正确的是
A．Ag2SO4溶液和FeSO4溶液(pH=1)可替换为AgNO3溶液和Fe(NO3)2溶液(pH=1)
B．K1>>K2，Fe3+是滴定终点的指示剂
C．若不过滤，直接用浊液做滴定实验测定c(Ag+)，则所测K值偏大
D．若改为测定滤液中c(Fe3+)，选择合适的滴定方法直接滴定滤液，也能达到目的
【变式训练5】（考查中和滴定曲线分析）（2023·湖北·统考一模）常温下，向溶液中逐滴加入溶液，所得溶液中、、三种微粒的物质的量分数()与溶液pH的关系如图所示。下列分析错误的是
A．曲线1表示的物质的量分数随溶液pH的变化
B．时，溶液中：
C．溶液中：
D．反应的平衡常数
考点三、电解质溶液里离子浓度的比较
【高考解密】本考点主要考查电解质溶液中离子浓度大小比较，类型主要有1、弱电解质溶液中离子浓度大小比较，2、结合中和滴定的离子浓度大小比较，3、结合图像的离子浓度大小比较。一般以选择题的形式出现。解题的关键是明确电解质溶液中三大守恒及弱电解质的电离平衡、盐类水解平衡。
例3.（2022·上海金山·统考一模）室温下，向100mL中分别加(通)入不同试剂，现象见下表：
下列说法错误的是A．中存在：
B．实验1中随着水的不断加入，溶液中的值逐渐增大
C．实验2反应后溶液中存在：
D．实验3反应后溶液中存在：
【变式训练1】（考查弱电解质溶液中离子浓度大小比较）（2022·广东广州·广州六中校考三模）常温下，0.1ml·L-1氨水pH=11，0.1ml·L-1醋酸pH=3，下列说法正确的是
A．将0.1ml·L-1氨水稀释10倍，pH<10
B．常温下，CH3COOH的电离平衡常数与NH3·H2O的相等
C．0.1ml·L-1醋酸溶液中，c(CH3COOH)>c(CH3COO-)>c(H+)>c(OH-)
D．CH3COONH4溶液因水解呈酸性
【变式训练2】（考查结合中和滴定的离子浓度大小比较）（2022·浙江·模拟预测）室温下，用NaOH溶液分别滴定体积均为20mL、浓度均为的HCl和HX溶液，溶液pH随加入NaOH溶液体积的变化如图所示，下列说法不正确的是
A．HX的电离平衡常数
B．M点存在：
C．将P点和N点的溶液混合，溶液呈酸性
D．向N点的溶液中通入HCl气体至pH=7：
【变式训练3】（考查结合图像的离子浓度大小比较）（2022·河北衡水·河北衡水中学校考模拟预测）t ℃时，向蒸馏水中不断加入NaA溶液，溶液中c2()与c()的变化关系如图所示。下列叙述错误的是
A．当溶液中c()=2× ml/L时，有c() > 5× ml/L
B．该温度下，的水解常数Kh的数量级为
C．溶液中：c(HA)＋c() = c()
D．x点溶液中：c() > c() > c(HA) > c()
考点四、沉淀的溶解平衡
【高考解密】本考点主要考查高考考查的重点与热点，沉淀溶解平衡主要考点有三个：一是考查溶解平衡的移动及平衡的建立；二是结合图象，考查溶度积的应用及影响因素；三是沉淀反应在生产、科研、环保中的应用。难溶电解质的溶解平衡在近几年来一直是考查的重点，预计今后这部分知识可能和元素化合物、工艺流程、实验等相关知识点组成综合性比较强的题目。解题的关键是理解难溶电解质的溶解平衡及影响因素、溶度积及其应用。
例4．（2022·浙江·模拟预测）T℃时，和的沉淀溶解平衡曲线如图所示。已知为浓度的负对数，pN为阴离子浓度的负对数。下列说法不正确的是
A．曲线Ⅰ是，的沉淀溶解平衡曲线
B．加热可使溶液由X点变到Z点
C．Y点对应的可能为的过饱和溶液
D．T℃时，的平衡常数
【变式训练1】（考查沉淀溶解平衡及其影响因素）（2022·重庆·统考二模）时，用溶液分别滴定浓度均为的溶液，所得的沉淀溶解平衡图象分别是下图中的N和M。下列叙述不正确的是
A．a点对或都是过饱和溶液
B．向b点的溶液中加入少量固体，b点可变到c点
C．时，
D．向的混合液中滴入溶液时，先沉淀
【变式训练2】（考查沉淀的生成、溶解与转化）（2022·云南曲靖·校考二模）在T°C时，Ag2CrO4(橘红色)在水溶液中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。已知该温度下AgCl的Ksp=1.8x10-10。下列说法正确的是
A．T°C时，Ag2CrO4的Ksp为1.0x10-8
B．T°C时，Y点和Z点时Ag2CrO4的Ksp不相等
C．向Ag2CrO4饱和溶液中加入K2CrO4，可使溶液由Y点最终变为X点
D．T°C时，将0.01ml·L-1AgNO3，溶液滴入20mI0.01ml·L-1KCl和0.01ml·L-1K2CrO4的混合溶液中，Cl-先沉淀
【变式训练3】（考查溶度积概念理解及其定量计算）（2022·吉林长春·长春十一高校考模拟预测）已知298K时，Ksp(NiS)=1.0×10-21，Ksp(FeS)=6.0×10-18，其沉淀溶解平衡曲线如图所示(图中R表示Ni或Fe)，下列说法正确的是
(已知：≈2.4，≈3.2)
A．曲线I代表NiS
B．FeS+Ni2+⇌NiS+Fe2+的平衡常数K=60000
C．与P点相对应的FeS的分散系是均一稳定的
D．M点对应的溶液中，c(S2-)≈3.2×10-11 ml•L-1
加水稀释相同的倍数，醋酸的pH大
加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多
加水稀释相同的倍数，
盐酸的pH大
加水稀释到相同的pH，
醋酸加入的水多
弱电解质
电离方程式
电离常数
NH3·H2O
NH3·H2ONHeq \\al(＋,4)＋OH－
Kb＝1.8×10－5
CH3COOH
CH3COOHCH3COO－＋H＋
Ka＝1.8×10－5
HClO
HClOH＋＋ClO－
Ka＝3.0×10－8
指示剂
变色范围的pH
甲基橙
<3．1红色
3．1～4．4橙色
>4．4黄色
酚酞
<8．2无色
8．2～10．0浅红色
>10．0红色
加水稀释到相同的体积,醋酸的pH大
加水稀释到相同的pH,盐酸加入的水多
加水稀释到相同的体积,盐酸的pH大
加水稀释到相同的pH,醋酸加入的水多
(1)HY为强酸、HX为弱酸
(2)a、b两点的溶液中:c(X-)=c(Y-)
(3)水的电离程度:d>c>a=b
(1)MOH为强碱、ROH为弱碱
(2)c(ROH)>c(MOH)
(3)水的电离程度:a>b
不同温度下水溶液中c(H+)与c(OH-)的变化曲线
常温下,CaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲线[Ksp=9×10-6]
(1)A、C、B三点均为中性,温度依次升高,KW依次增大
(2)D点为酸性溶液,E点为碱性溶液,KW=1×10-14
(3)AB直线的左上方均为碱性溶液,任意一点都有c(H+)(1)a、c点在曲线上,a→c的变化为增大c(SO42−),如加入Na2SO4固体,但Ksp不变
(2)b点在曲线的上方,Qc>Ksp,将会有沉淀生成
(3)d点在曲线的下方,Qc一元弱酸(以CH3COOH为例)
二元酸(以草酸H2C2O4为例)
注:pKa为电离常数的负对数
δ0为CH3COOH分布分数,δ1为CH3COO-分布分数
δ0为H2C2O4分布分数、δ1为HC2O4-分布分数、δ2为C2O42−分布分数
随着pH增大,溶质分子浓度不断减小,离子浓度逐渐增大,酸根离子增多。根据分布分数可以书写一定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的微粒分布分数和酸的分析浓度(平衡时各微粒的浓度之和),就可以计算各微粒在该pH时的平衡浓度
氢氧化钠滴定等浓度等体积的盐酸、醋酸的滴定曲线
盐酸滴定等浓度等体积的氢氧化钠溶液、氨水的滴定曲线
曲线起点不同。强碱滴定强酸、弱酸的曲线,强酸起点低;强酸滴定强碱、弱碱的曲线,强碱起点高
突跃点变化范围不同。强碱与强酸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pH=7不一定是终点。强碱与强酸反应时,终点是pH=7;强碱与弱酸反应终点是pH>7,强酸与弱碱反应终点是pH<7
实验
试剂
现象
1
酚酞
溶液变红，加水稀释，红色变浅
2
少量
用pH试纸测得溶液
3
少量
无明显现象
第一，用什么资料，怎样使用资料；第二，在那些核心考点上有所突破，准备采取什么样的措施；第三，用时多长，怎样合理分配。
二、怎样查漏。
第一，教师根据一轮复习的基本情况做出预判；第二，通过检测的方式了解学情。
三、怎样补缺。
1、指导学生针对核心考点构建本专题的知识网络，归纳本专题的基本题型和解题思路;
2、结合学情教师要上好核心考点的讲授课;
3、针对学生在检测或考试当中出现的问题，教师要做好系统性讲评;
4、根据学生存在的问题进行跟踪性训练;
5、教育学生在对待错题上一定要做到:错题重做，区别对待，就地正法。
6、抓好“四练”。练基本考点，练解题技巧，练解题速度，练答题规范。
高考解密08 水溶液中的离子反应与平衡
考点热度 ★★★★★
考点1、弱电解质(包括水)的电离平衡
1．（2023·浙江·高考真题）甲酸是重要的化工原料。工业废水中的甲酸及其盐，通过离子交换树脂(含固体活性成分，R为烷基)因静电作用被吸附回收，其回收率(被吸附在树脂上甲酸根的物质的量分数)与废水初始关系如图(已知甲酸)，下列说法不正确的是
A．活性成分在水中存在平衡：
B．的废水中
C．废水初始，随下降，甲酸的电离被抑制，与作用的数目减少
D．废水初始，离子交换树脂活性成分主要以形态存在
考点2、溶液的酸碱性和中和滴定及其应用
2．（2022·全国·统考高考真题）常温下，一元酸的。在某体系中，与离子不能穿过隔膜，未电离的可自由穿过该膜(如图所示)。
设溶液中，当达到平衡时，下列叙述正确的是
A．溶液Ⅰ中
B．溶液Ⅱ中的HA的电离度为
C．溶液Ⅰ和Ⅱ中的不相等
D．溶液Ⅰ和Ⅱ中的之比为
考点3、溶液中离子浓度的大小比较
3．（2022·河北·高考真题）某水样中含一定浓度的CO、HCO和其他不与酸碱反应的离子。取10.00mL水样，用0.01000ml•L-1的HCl溶液进行滴定，溶液pH随滴加HCl溶液体积V(HCl)的变化关系如图(混合后溶液体积变化忽略不计)。
下列说法正确的是
A．该水样中c(CO)=0.01ml•L-1
B．a点处c(H2CO3)+c(H+)=c(OH—)
C．当V(HCl)≤20.00mL时，溶液中c(HCO)基本保持不变
D．曲线上任意一点存在c(CO)+c(HCO)+c(H2CO3)=0.03ml•L-1
考点4、沉淀溶解平衡及其应用
4．（2023·浙江·高考真题）碳酸钙是常见难溶物，将过量碳酸钙粉末置于水中达到溶解平衡：
[已知，，的电离常数]，下列有关说法正确的是
A．上层清液中存在
B．上层清液中含碳微粒最主要以形式存在
C．向体系中通入气体，溶液中保持不变
D．通过加溶液可实现向的有效转化
1、对点核心素养
(1)变化观念和平衡思想:能以变化观念和平衡思想认识电解质在水溶液中的离子平衡,能运用电离度、电离平衡常数、水解常数、溶度积常数等,多角度、动态地分析弱电解质的电离平衡、盐类水解平衡和沉淀溶解平衡,并会用相关原理解决实际问题。
(2)证据推理与模型认知:能运用电离平衡模型、水解平衡、沉淀溶解平衡模型解释化学现象,揭示现象的本质与规律,培养证据推理与模型认知的核心素养。
(3)科学态度与社会责任感:培养严谨求实的科学态度和探索未知、崇尚真理的意识,能对与盐类水解的应用,沉淀溶解平衡的应用有关的社会热点问题做出正确的解释和判断,培养科学态度与社会责任感。
2、对点命题分析
水溶液中的离子平衡是历年高考考查的重点和热点，考查方式常以选择题形式呈现。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。试题注重知识的应用，多以图象、图表的形式，利用平衡移动原理分析外界条件改变对溶液中电离平衡、水解平衡、难溶电解质的溶解平衡的分析考查，偏重考查粒子浓度大小顺序和溶液中各种守恒关系，使题目具有一定的综合性、灵活性和技巧性。能较好地考查对知识的迁移能力、灵活应用能力和运用化学用语的能力。溶液中离子浓度的比较涉及的问题很复杂，其中主要涉及溶液的酸碱性、弱电解质的电离平衡、盐的水解、电离平衡和水解平衡的移动等。沉淀溶解平衡主要考查沉淀溶解平衡的移动、浓度积的表达式及计算、沉淀的生成与转化等。
核心考点一、弱电解质的电离平衡
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.弱电解质平衡移动的“三个不一定”
(1)稀醋酸加水稀释时，溶液中不一定所有的离子浓度都减小。因为温度不变，Kw＝c(H＋)·c(OH－)是定值，稀醋酸加水稀释时，溶液中的c(H＋)减小，故c(OH－)增大。
(2)电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，离子的浓度不一定增大，电离程度也不一定增大。
(3)对于浓的弱电解质溶液加H2O稀释的过程，弱电解质的电离程度逐渐增大，但离子浓度不一定减小，可能先增大后减小。
4．一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)稀释图像比较
(1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸
(2)相同体积、相同pH值的盐酸、醋酸
5．电离平衡常数
(1)①填写下表(25 ℃)
②CH3COOH酸性大于(填“大于”“小于”或“等于”)HClO酸性，判断的依据：相同条件下，电离常数越大，电离程度越大，c(H＋)越大，酸性越强。
③电离平衡常数的意义：弱酸、弱碱的电离平衡常数能够反映酸碱性的相对强弱。电离平衡常数越大，电离程度越大。多元弱酸的电离以第一步电离为主，各级电离平衡常数的大小差距较大。
④外因对电离平衡常数的影响：电离平衡常数与其他化学平衡常数一样只与温度有关，与电解质的浓度无关，升高温度，K值增大，原因是电离是吸热过程。
(2)多元弱酸的分步电离，以碳酸为例，碳酸是二元弱酸，在水溶液中的电离是分步进行。
①电离方程式是H2CO3H＋＋HCOeq \\al(－,3)，HCOeq \\al(－,3)H＋＋COeq \\al(2－,3)。
②电离平衡常数表达式：，。
③比较大小：Ka1>Ka2。
6．水的电离
(1)水的电离：H2O＋H2OH3O＋＋OH－，可简写为H2OH＋＋OH－。
(2)水的离子积常数：Kw＝c(H＋)·c(OH－)。
①室温下：Kw＝1×10－14。
②影响因素：只与温度有关，升高温度，Kw增大。
③适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。
④Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，Kw不变。
核心考点二、溶液的酸碱性和中和滴定
1．溶液中H＋或OH－的来源分析
(1)溶液为酸的溶液。
溶液中的OH－全部来自水的电离，水电离产生的c(H＋)＝c(OH－)。如pH＝2的盐酸中，溶液中的c(OH－)＝(Kw/10－2) ml·L－1＝10－12 ml·L－1，即由水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12 ml·L－1。
(2)溶质为碱的溶液。
溶液中的H＋全部来自水的电离，水电离产生的c(OH－)＝c(H＋)。如pH＝12的NaOH溶液中，溶液中的c(H＋)＝10－12 ml·L－1，即由水电离出的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12 ml·L－1。
(3)水解呈酸性或碱性的盐溶液。
①pH＝5的NH4Cl溶液中，H＋全部来自水的电离，由水电离的c(H＋)＝10－5 ml·L－1，因为部分OH－与部分NHeq \\al(＋,4)结合，溶液中c(OH－)＝10－9 ml·L－1。
②pH＝12的Na2CO3溶液中，OH－全部来自水的电离，由水电离出的c(OH－)＝10－2 ml·L－1。
2．突破溶液酸、碱性判断的四条规律
(1)正盐溶液。
强酸强碱盐溶液显中性,强酸弱碱盐(如NH4Cl)溶液显酸性,强碱弱酸盐(如CH3COONa)溶液显碱性。
(2)酸式盐溶液。
NaHSO4（NaHSO4=Na++H++SO42-）NaHSO3、NaHC2O4、NaH2PO4水溶液显酸性（酸式酸根离子的电离程度大于水解程度)，NaHCO3、NaHS、Na2HPO4水溶液显碱性（酸式酸根离子的水解程度大于电离程度)。
注意:因为浓度相同的CH3COO-与NH4+的水解程度相同,所以CH3COONH4溶液显中性,而NH4HCO3溶液略显碱性。
(3)弱酸(或弱碱)及其盐1∶1混合的溶液。
①CH3COOH和CH3COONa混合液呈酸性(等浓度的CH3COOH与CH3COO-,CH3COOH的电离程度大于CH3COO-的水解程度)。
②NH3·H2O和NH4Cl混合溶液呈碱性。
(4)酸碱pH之和等于14等体积混合溶液。
pH之和等于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。
已知酸、碱溶液的pH之和为14,则等体积混合时:
强酸、强碱,混合后溶液pH=7,
强酸、弱碱,混合后溶液pH>7,
弱酸、强碱,混合后溶液pH<7。
3.溶液酸碱性判断中的常见误区
(1)误认为溶液的酸碱性取决于pH。如pH＝7的溶液在温度不同时，可能呈酸性或碱性，也可能呈中性。
(2)误认为酸碱恰好中和时溶液一定显中性。如强酸和弱碱恰好中和时，溶液显酸性；强碱和弱酸恰好中和时，溶液显碱性，强酸和强碱恰好中和时，溶液显中性。
(3)使用pH试纸测溶液酸碱性时，若先用蒸馏水润湿，测量结果不一定偏小。先用蒸馏水润湿，相当于将待测液稀释，若待测液为碱性溶液，则所测结果偏小；若待测液为酸性溶液，则所测液为中性溶液，则所测结果没有误差。
4．有关pH计算的一般思维模型
5．中和滴定的概念：用已知物质的量浓度的酸(或碱)来测定未知物质的量浓度的碱(或酸)的方法。
6．中和滴定的原理：c待＝eq \f(c标×V标,V待)(以一元酸与一元碱的滴定为例)。
在酸碱中和滴定过程中，开始时由于被滴定的酸(或碱)浓度较大，滴入少量的碱(或酸)对其pH的影响不大。当滴定接近终点(pH＝7)时，很少量(一滴，约0.04 mL)的碱(或酸)就会引起溶液pH突变(如图所示)。
7．酸碱中和滴定的关键
(1)准确测定参加反应的酸、碱溶液的体积。
(2)选取适当指示剂，准确判断滴定终点。
8．酸碱中和滴定实验用品
(1)仪器
图(A)是酸式滴定管，图B是碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。
(2)试剂
标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。
9．中和滴定实验操作(以酚酞作指示剂，用盐酸滴定氢氧化钠溶液)。
(1)滴定前的准备。
(2)滴定。
(3)终点判断：等到滴入最后一滴反应液，指示剂变色，且在半分钟内不能恢复原来的颜色，视为滴定终点，并记录标准液的体积。
(4)数据处理：按上述操作重复2～3次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据原理计算。
c(NaOH)＝eq \f(c（HCl）·V（HCl）,V（NaOH）)
10．氧化还原滴定的原理及指示剂的选择：
(1)原理：以氧化剂或还原剂为滴定剂，直接滴定一些具有还原性或氧化性的物质，或者间接滴定一些本身并没有还原性或氧化性，但能与某些还原剂或氧化剂反应的物质。
(2)试剂：常见用于滴定的氧化剂有KMnO4、K2Cr2O7等；常见用于滴定的还原剂有亚铁盐、草酸、维生素C等。
(3)指示剂：氧化还原滴定的指示剂有三类：
①氧化还原指示剂；
②专用指示剂，如在碘量法滴定中，可溶性淀粉溶液遇碘标准溶液变蓝；
③自身指示剂，如高锰酸钾标准溶液滴定草酸时，滴定终点为溶液由无色变为浅红色。
11．沉淀滴定：
(1)概念：沉淀滴定是利用沉淀反应进行滴定、测量分析的方法。生成沉淀的反应很多，但符合条件的却很少，实际上应用最多的是银量法，即利用Ag＋与卤素离子的反应来测定Cl－、Br－、I－浓度。
(2)原理：沉淀滴定所用的指示剂本身就是一种沉淀剂，滴定剂与被滴定物反应的生成物的溶解度要比滴定剂与指示剂反应的生成物的溶解度小，否则不能用这种指示剂。如用AgNO3溶液测定溶液中Cl－的含量时常以CrOeq \\al(2－,4)为指示剂，这是因为AgCl比AgCrO4更难溶。
12.中和滴定考点归纳
(1)“考”实验仪器。
酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹(带铁架台)、锥形瓶。其中常考的是滴定管,如正确选择滴定管(包括量程),滴定管的检漏、洗涤和润洗,滴定管的正确读数方法等。
(2)“考”操作步骤。
①滴定前的准备:检漏、洗涤、润洗、充液(赶气泡)、调液面、读数。
②滴定:移液、滴加指示剂、滴定至终点、读数。
③计算。
(3)“考”指示剂的选择。
①强酸强碱相互滴定,可选用甲基橙或酚酞。
②若反应生成强酸弱碱盐,溶液呈酸性,则选用酸性变色范围的指示剂(甲基橙),若反应生成强碱弱酸盐,溶液呈碱性,则选用碱性变色范围的指示剂(酚酞)。
③石蕊溶液因颜色变化不明显,且变色范围过宽,一般不用作指示剂。
(4)“考”误差分析。
写出计算式,分析操作对V标的影响,由计算式得出对最终测定结果的影响,切忌死记硬背结论。此外对读数时视线(俯视、仰视)问题的判断要学会画图分析。
(5)“考”数据处理。
正确“取舍”数据,计算“平均”体积,根据反应式确定标准液与待测液浓度和体积的关系,从而列出公式进行计算。
核心考点三、溶液中离子浓度大小比较
1．同一溶液中，不同粒子浓度大小比较的方法
(1)正盐溶液：基本遵循c(不水解离子)>c(水解离子)>c(显性离子)，当水解离子浓度是不水解离子浓度的数倍时，顺序提前。例如在浓度为c ml·L－1的醋酸钠溶液中，有c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)；在浓度为c ml·L－1的硫酸铵溶液中，有c(NHeq \\al(＋,4))>c(SOeq \\al(2－,4))>c(H＋)>c(OH－)。
(2)酸式盐溶液：对于电离为主的，如NaHSO3，遵循c(自身)>c(电离产物)>c(水解产物)，即c(Na＋)>c(HSOeq \\al(－,3))>c(H＋)>c(SOeq \\al(2－,3))>c(OH－)>c(H2SO3)；对于水解为主的，如NaHCO3，遵循c(自身)>c(水解产物)>c(电离产物)，即c(Na＋)>c(HCOeq \\al(－,3))>c(OH－)>c(H2CO3)>c(H＋)>c(COeq \\al(2－,3))。
(3)缓冲溶液：例如0.2 ml·L－1氨水与0.2 ml·L－1氯化铵溶液等体积混合后，溶液以电离为主，显碱性(常见物质中除了氢氰酸和氰化物，都以电离为主)，所以氢氧根离子浓度大于氢离子浓度，再根据电荷守恒可知，铵根离子浓度大于氯离子浓度，即c(NHeq \\al(＋,4))>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)。
2．弱酸弱碱盐溶液的酸碱性
弱酸弱碱盐双水解，其溶液的酸碱性取决于弱酸和弱碱的相对强弱。当Ka＝Kb时，溶液显中性，如CH3COONH4；当Ka>Kb时，溶液显酸性，如HCOONH4；当Ka
(1)电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带的正电荷总数与所有阴离子所带的负电荷总数相等。如在Na2CO3溶液中存在着Na＋、COeq \\al(2－,3)、H＋、OH－、HCOeq \\al(－,3)，它们存在如下关系：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(COeq \\al(2－,3))＋c(HCOeq \\al(－,3))＋c(OH－)。
(2)物料守恒：电解质溶液中，由于某些离子能水解或电离，离子种类增多，但某些关键性的原子总是守恒的。
c(Na＋)＝2[c(COeq \\al(2－,3))＋c(HCOeq \\al(－,3))＋c(H2CO3)]
(3)质子守恒：指在电离或水解过程中，会发生质子(H＋)转移，但在质子转移过程中其数量保持不变，如在Na2CO3溶液中：
所以c(OH－)＝c(HCOeq \\al(－,3))＋2c(H2CO3)＋c(H3O＋)
4．三个规律
(1)一般而言，等浓度的弱酸与弱酸盐混合，电离程度大于水解程度，溶液呈酸性；HCN、NaCN混合液除外，它们的溶液呈碱性，水解程度大于电离程度。
(2)对于存在电离和水解过程的NaHA溶液，若溶液呈酸性，则电离程度大于水解程度，则c(A2－)＞c(H2A)；若溶液呈碱性，则电离程度小于水解程度，则c(H2A)＞c(A2－)。
(3)仅含4种离子的溶液，可以根据溶液的电中性判断离子浓度大小。如：
a．CH3COOH和NaOH等物质的量混合时溶液显碱性，故c(OH－)＞c(H＋)，则c(Na＋)＞c(CH3COO－)；
b．NH3·H2O与HCl等物质的量混合时溶液显酸性，故c(H＋)＞c(OH－)，则c(Cl－)＞c(NHeq \\al(＋,4))。
5.比较溶液中粒子浓度大小的思维模型
6.巧抓巧抓五点突破中和滴定图像
(1)抓反应的“起始点”:判断酸、碱的相对强弱。
(2)抓反应“一半点”:判断是哪些溶质的等量混合。
(3)抓“恰好反应点”:判断生成的溶质成分及溶液的酸碱性。
(4)抓溶液的“中性点”:判断溶液中溶质的成分及哪种物质过量或不足。
(5)抓反应的“过量点”:判断溶液中的溶质,判断哪种物质过量。
7.盐溶液蒸干灼烧时所得产物的判断规律
(1)盐溶液水解生成难挥发性酸时,蒸干后一般得原物质,如CuSO4(aq)CuSO4(s);盐溶液水解生成易挥发性酸时,蒸干灼烧后一般得对应的氧化物,如AlCl3(aq)Al(OH)3Al2O3。
(2)酸根阴离子易水解的强碱盐,如Na2CO3溶液等蒸干后可得到原物质。
(3)考虑盐受热时是否分解。如Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl等固体受热易分解,因此蒸干灼烧后分别为Ca(HCO3)2CaCO3(CaO),NaHCO3Na2CO3,KMnO4K2MnO4+MnO2,NH4ClNH3↑+HCl↑。
(4)还原性盐在蒸干时会被O2氧化。例如:Na2SO3(aq)Na2SO4(s)。
核心考点四、沉淀溶解平衡
1．判断在一定条件下沉淀能否生成或溶解
(1)Qc＞Ksp：溶液过饱和，有沉淀析出。
(2)Qc＝Ksp：溶液饱和，处于平衡状态。
(3)Qc＜Ksp：溶液未饱和，无沉淀析出。
2．判断难溶电解质在水中的溶解能力
当难溶电解质的类型相同时：(1)Ksp越大的难溶电解质在水中的溶解能力越强。(2)当一种离子和其他几种离子都可能产生沉淀时，Ksp越小，沉淀越容易生成。
3．判断能否发生沉淀转化反应：一般来说，Ksp大的沉淀容易转化为Ksp小的沉淀。但在一定条件下也可以使Ksp小的沉淀转化为Ksp大的沉淀，如用饱和Na2CO3溶液浸泡重晶石(BaSO4)可制备BaCO3。
4．Kw、Ka、Kb、Ksp、Kh之间的关系
(1)一元弱酸强碱盐：Kh＝Kw/Ka。
(2)一元弱碱强酸盐：Kh＝Kw/Kb。
(3)多元弱碱强酸盐，如氯化铁：Fe3＋(aq)＋3H2O(l)Fe(OH)3(s)＋3H＋(aq)
Kh＝c3(H＋)/c(Fe3＋)，将(Kw)3＝c3(H＋)×c3(OH－)与Ksp＝c(Fe3＋)×c3(OH－)两式相除，消去c3(OH－)可得Kh＝(Kw)3/Ksp。
5.解沉淀溶解平衡图像题三步骤
第一步：明确图像中纵、横坐标的含义。
纵、横坐标通常是难溶物溶解后电离出的离子浓度。
第二步：理解图像中线上点、线外点的含义。
(1)以氯化银为例，在该沉淀溶解平衡图像上，曲线上任意一点都达到了沉淀溶解平衡状态，此时Qc＝Ksp。在温度不变时，无论改变哪种离子的浓度，另一种离子的浓度只能在曲线上变化，不会出现在曲线以外。
(2)曲线上方区域的点均为过饱和溶液，此时Qc>Ksp。
(3)曲线下方区域的点均为不饱和溶液，此时Qc
(1)溶液在蒸发时，离子浓度的变化分两种情况：
①原溶液不饱和时，离子浓度都增大；
②原溶液饱和时，离子浓度都不变。
(2)溶度积常数只是温度的函数，与溶液中溶质的离子浓度无关，在同一曲线上的点，溶度积常数相同。
核心考点五、水溶液中离子平衡的图像分析
常以酸碱中和反应和电离平衡、沉淀溶解平衡建立过程中离子浓度变化曲线、pH变化曲线等为设计背景。主要命题点有电解质电离方程式的书写、水电离程度的比较、离子浓度的等量关系、离子浓度大小的比较、电离常数的计算、pH的计算及溶度积的计算等,侧重考查考生分析问题的能力。
一、一强一弱溶液稀释的图像
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.pH与稀释后溶液体积变化的线性关系(Va、Vb为稀释前的体积,V为稀释后的体积)
二、KW和Ksp图像
1.曲线型
2.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点对CaSO4要析出沉淀,对CaCO3是不饱和溶液,能继续溶解CaCO3。
④Y点:c(SO42−)>c(Ca2+),二者的浓度积等于10-5;Z点:c(CO32−)
四、酸碱中和滴定曲线
考点一、弱电解质(包括水)的电离平衡
【高考解密】本考点主要考查强弱电解质的判断与比较、弱电解质溶液中离子浓度大小比较、电离常数的应用，是高考新增热点，一般以选择题的形式出现。解题的关键是明确强、弱电解质的概念、电离平衡及其影响因素。
例1．（2022·浙江·模拟预测）下列说法不正确的是
A．将纯水加热，增大，不变，仍为中性
B．常温下，向的溶液中加入少量固体，溶液的增大，说明溶液存在电离平衡
C．常温下，酸式盐的，则一定是弱酸
D．常温下，等的盐酸和醋酸溶液加水稀释10倍后，
【变式训练1】（考查判断电解质强弱）（2022·浙江·模拟预测）下列物质属于强电解质的是
A．B．C．D．
【变式训练2】（考查影响电离平衡的因素）（2022·浙江·模拟预测）水溶液中存在电离平衡：，。下列说法正确的是
A．若向溶液中加水，平衡向右移动，溶液中氢离子浓度增大
B．若向溶液中滴加少量新制氯水，平衡向左移动，溶液pH减小
C．若向溶液中通入过量气体，平衡向左移动，溶液pH增大
D．若向溶液中加入少量硫酸铜固体(忽略溶液体积变化)，溶液中所有离子浓度都减小
【变式训练3】（考查电解质溶液稀释图象）（2021·浙江绍兴·校考模拟预测）T ℃，分别向10mL浓度均为1ml/L的两种弱酸HA、HB中不断加水稀释，并用pH传感器测定溶液pH。所得溶液pH的两倍(2pH)与溶液浓度的常用对数(lgc)的关系如图所示。下列叙述正确的是
A．弱酸HB的Ka = 1×10-5
B．a点对应的溶液中c(HA) = 0.1ml/L，pH = 4
C．将1ml/L的HA和HB溶液等体积混合，所得溶液pH为2
D．将pH相同的HA和HB溶液稀释相同倍数，HB稀溶液的pH更大
【变式训练4】（考查电离平衡常数及其应用）（2022·浙江·模拟预测）常温下，，，，下列说法正确的是
A．浓度均为的和溶液中阳离子的物质的量浓度之和：前者小于后者
B．用相同浓度的溶液分别滴定等体积均为3的和溶液至终点，消耗溶液的体积相等
C．溶液与溶液等体积混合后的溶液中：
D．与盐酸等体积混合后的溶液中：
考点二、溶液的酸碱性和中和滴定
【高考解密】本考点主要考查溶液酸碱性的判断和酸碱中和滴定及其应用，一般以选择题和填空题的形式出现。解题的关键是明确溶液酸碱性的判断方法及中和滴定原理及其操作。
例2．（2022·浙江·模拟预测）时，下列说法正确的是
A．为5的氯水和为5的溶液混合，仍为5
B．物质的量浓度相同的溶液和溶液，的数值前者大
C．相同的醋酸和盐酸，分别与足量的锌粒反应，前者产生的氢气一定大于后者
D．某溶液中水电离出的，则该溶液中的溶质可能为酸、碱或盐
【变式训练1】（考查溶液酸碱性判断）（2022·上海黄浦·统考二模）下列溶液一定呈中性的是
A．的溶液B．等物质的量的强酸和强碱反应得到的溶液
C．c(H+)=c(OH—)的溶液D．紫色石蕊试液不变色的溶液
【变式训练2】（考查滴定实验仪器的使用及酸碱中和滴定）（2022·云南昆明·昆明一中校考模拟预测）测定某氢氧化钠样品中NaOH的含量，主要操作步骤为：①称取一定质量的样品溶于水中；②转移、定容得待测液；③取20.00 mL待测液，用HCl标准溶液滴定。完成上述操作，下列仪器中不需要用到的有
A．1种B．2种C．3种D．4种
【变式训练3】（考查酸碱中和滴定误差分析）（2022·上海虹口·统考模拟预测）用已知浓度盐酸滴定未知浓度溶液，甲基橙作指示剂。若测定结果偏低，可能原因是
A．滴定管用蒸馏水洗净后未用盐酸润洗
B．盛装待测液的锥形瓶水洗后未烘干
C．滴定过程中振荡锥形瓶时不慎有少量液体溅出
D．滴定至锥形瓶中溶液颜色由橙变红，且内不改变时停止
【变式训练4】（考查酸碱中和滴定原理的应用——氧化还原滴定和沉淀滴定）（2022·北京海淀·北大附中校考三模）某同学设计实验方案，利用沉淀滴定法测定“Ag++Fe2+Fe3++Ag↓”的平衡常数K。一定温度下，先将0.0100ml·L-1Ag2SO4溶液与0.0400ml·L-1FeSO4溶液(pH=1)等体积混合，待反应达到平衡时，过滤，取vmL滤液用c1ml·L-1KSCN标准溶液滴定Ag+，至出现稳定的浅红色时消耗KSCN标准溶液v1mL。
已知：Ag++SCN-AgSCN↓(白色) K1
Fe3++SCN- FeSCN2+(红色) K2
下列说法正确的是
A．Ag2SO4溶液和FeSO4溶液(pH=1)可替换为AgNO3溶液和Fe(NO3)2溶液(pH=1)
B．K1>>K2，Fe3+是滴定终点的指示剂
C．若不过滤，直接用浊液做滴定实验测定c(Ag+)，则所测K值偏大
D．若改为测定滤液中c(Fe3+)，选择合适的滴定方法直接滴定滤液，也能达到目的
【变式训练5】（考查中和滴定曲线分析）（2023·湖北·统考一模）常温下，向溶液中逐滴加入溶液，所得溶液中、、三种微粒的物质的量分数()与溶液pH的关系如图所示。下列分析错误的是
A．曲线1表示的物质的量分数随溶液pH的变化
B．时，溶液中：
C．溶液中：
D．反应的平衡常数
考点三、电解质溶液里离子浓度的比较
【高考解密】本考点主要考查电解质溶液中离子浓度大小比较，类型主要有1、弱电解质溶液中离子浓度大小比较，2、结合中和滴定的离子浓度大小比较，3、结合图像的离子浓度大小比较。一般以选择题的形式出现。解题的关键是明确电解质溶液中三大守恒及弱电解质的电离平衡、盐类水解平衡。
例3.（2022·上海金山·统考一模）室温下，向100mL中分别加(通)入不同试剂，现象见下表：
下列说法错误的是A．中存在：
B．实验1中随着水的不断加入，溶液中的值逐渐增大
C．实验2反应后溶液中存在：
D．实验3反应后溶液中存在：
【变式训练1】（考查弱电解质溶液中离子浓度大小比较）（2022·广东广州·广州六中校考三模）常温下，0.1ml·L-1氨水pH=11，0.1ml·L-1醋酸pH=3，下列说法正确的是
A．将0.1ml·L-1氨水稀释10倍，pH<10
B．常温下，CH3COOH的电离平衡常数与NH3·H2O的相等
C．0.1ml·L-1醋酸溶液中，c(CH3COOH)>c(CH3COO-)>c(H+)>c(OH-)
D．CH3COONH4溶液因水解呈酸性
【变式训练2】（考查结合中和滴定的离子浓度大小比较）（2022·浙江·模拟预测）室温下，用NaOH溶液分别滴定体积均为20mL、浓度均为的HCl和HX溶液，溶液pH随加入NaOH溶液体积的变化如图所示，下列说法不正确的是
A．HX的电离平衡常数
B．M点存在：
C．将P点和N点的溶液混合，溶液呈酸性
D．向N点的溶液中通入HCl气体至pH=7：
【变式训练3】（考查结合图像的离子浓度大小比较）（2022·河北衡水·河北衡水中学校考模拟预测）t ℃时，向蒸馏水中不断加入NaA溶液，溶液中c2()与c()的变化关系如图所示。下列叙述错误的是
A．当溶液中c()=2× ml/L时，有c() > 5× ml/L
B．该温度下，的水解常数Kh的数量级为
C．溶液中：c(HA)＋c() = c()
D．x点溶液中：c() > c() > c(HA) > c()
考点四、沉淀的溶解平衡
【高考解密】本考点主要考查高考考查的重点与热点，沉淀溶解平衡主要考点有三个：一是考查溶解平衡的移动及平衡的建立；二是结合图象，考查溶度积的应用及影响因素；三是沉淀反应在生产、科研、环保中的应用。难溶电解质的溶解平衡在近几年来一直是考查的重点，预计今后这部分知识可能和元素化合物、工艺流程、实验等相关知识点组成综合性比较强的题目。解题的关键是理解难溶电解质的溶解平衡及影响因素、溶度积及其应用。
例4．（2022·浙江·模拟预测）T℃时，和的沉淀溶解平衡曲线如图所示。已知为浓度的负对数，pN为阴离子浓度的负对数。下列说法不正确的是
A．曲线Ⅰ是，的沉淀溶解平衡曲线
B．加热可使溶液由X点变到Z点
C．Y点对应的可能为的过饱和溶液
D．T℃时，的平衡常数
【变式训练1】（考查沉淀溶解平衡及其影响因素）（2022·重庆·统考二模）时，用溶液分别滴定浓度均为的溶液，所得的沉淀溶解平衡图象分别是下图中的N和M。下列叙述不正确的是
A．a点对或都是过饱和溶液
B．向b点的溶液中加入少量固体，b点可变到c点
C．时，
D．向的混合液中滴入溶液时，先沉淀
【变式训练2】（考查沉淀的生成、溶解与转化）（2022·云南曲靖·校考二模）在T°C时，Ag2CrO4(橘红色)在水溶液中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。已知该温度下AgCl的Ksp=1.8x10-10。下列说法正确的是
A．T°C时，Ag2CrO4的Ksp为1.0x10-8
B．T°C时，Y点和Z点时Ag2CrO4的Ksp不相等
C．向Ag2CrO4饱和溶液中加入K2CrO4，可使溶液由Y点最终变为X点
D．T°C时，将0.01ml·L-1AgNO3，溶液滴入20mI0.01ml·L-1KCl和0.01ml·L-1K2CrO4的混合溶液中，Cl-先沉淀
【变式训练3】（考查溶度积概念理解及其定量计算）（2022·吉林长春·长春十一高校考模拟预测）已知298K时，Ksp(NiS)=1.0×10-21，Ksp(FeS)=6.0×10-18，其沉淀溶解平衡曲线如图所示(图中R表示Ni或Fe)，下列说法正确的是
(已知：≈2.4，≈3.2)
A．曲线I代表NiS
B．FeS+Ni2+⇌NiS+Fe2+的平衡常数K=60000
C．与P点相对应的FeS的分散系是均一稳定的
D．M点对应的溶液中，c(S2-)≈3.2×10-11 ml•L-1
加水稀释相同的倍数，醋酸的pH大
加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多
加水稀释相同的倍数，
盐酸的pH大
加水稀释到相同的pH，
醋酸加入的水多
弱电解质
电离方程式
电离常数
NH3·H2O
NH3·H2ONHeq \\al(＋,4)＋OH－
Kb＝1.8×10－5
CH3COOH
CH3COOHCH3COO－＋H＋
Ka＝1.8×10－5
HClO
HClOH＋＋ClO－
Ka＝3.0×10－8
指示剂
变色范围的pH
甲基橙
<3．1红色
3．1～4．4橙色
>4．4黄色
酚酞
<8．2无色
8．2～10．0浅红色
>10．0红色
加水稀释到相同的体积,醋酸的pH大
加水稀释到相同的pH,盐酸加入的水多
加水稀释到相同的体积,盐酸的pH大
加水稀释到相同的pH,醋酸加入的水多
(1)HY为强酸、HX为弱酸
(2)a、b两点的溶液中:c(X-)=c(Y-)
(3)水的电离程度:d>c>a=b
(1)MOH为强碱、ROH为弱碱
(2)c(ROH)>c(MOH)
(3)水的电离程度:a>b
不同温度下水溶液中c(H+)与c(OH-)的变化曲线
常温下,CaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲线[Ksp=9×10-6]
(1)A、C、B三点均为中性,温度依次升高,KW依次增大
(2)D点为酸性溶液,E点为碱性溶液,KW=1×10-14
(3)AB直线的左上方均为碱性溶液,任意一点都有c(H+)
(2)b点在曲线的上方,Qc>Ksp,将会有沉淀生成
(3)d点在曲线的下方,Qc
二元酸(以草酸H2C2O4为例)
注:pKa为电离常数的负对数
δ0为CH3COOH分布分数,δ1为CH3COO-分布分数
δ0为H2C2O4分布分数、δ1为HC2O4-分布分数、δ2为C2O42−分布分数
随着pH增大,溶质分子浓度不断减小,离子浓度逐渐增大,酸根离子增多。根据分布分数可以书写一定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的微粒分布分数和酸的分析浓度(平衡时各微粒的浓度之和),就可以计算各微粒在该pH时的平衡浓度
氢氧化钠滴定等浓度等体积的盐酸、醋酸的滴定曲线
盐酸滴定等浓度等体积的氢氧化钠溶液、氨水的滴定曲线
曲线起点不同。强碱滴定强酸、弱酸的曲线,强酸起点低;强酸滴定强碱、弱碱的曲线,强碱起点高
突跃点变化范围不同。强碱与强酸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pH=7不一定是终点。强碱与强酸反应时,终点是pH=7;强碱与弱酸反应终点是pH>7,强酸与弱碱反应终点是pH<7
实验
试剂
现象
1
酚酞
溶液变红，加水稀释，红色变浅
2
少量
用pH试纸测得溶液
3
少量
无明显现象
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