备战2026年高考化学考试易错题（新高考）易错类型13 水溶液中的离子平衡（8大易错点）（原卷版）

易错类型13水溶液中的离子平衡

01易错陷阱（8大陷阱）

易错点1不理解弱电解质的多级电离特点

易错点2不会比较容易的酸性或碱性强弱

易错点3溶液的稀释与pH变化

易错点4酸碱中和滴定实验中的常错点

易错点5不理解盐类水解的特点

易错点6混合溶液中离(粒)子浓度大小比较

易错点7有关Ksp的常见计算

易错点8不会分析电解质曲线

02易错题通关

易错点1不理解弱电解质的多级电离特点

【分析】

多元弱酸的电离是分步进行的，每步各有电离平衡常数，通常用K1、K2等来分别表示。

多元弱酸各步电离常数的大小比较为Ka1＞Ka2，因此，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。由于多元弱

碱为难溶碱，所以一般不用电离平衡常数。

2

【例1】（2024·江苏卷）室温下，通过下列实验探究SO2的性质。已知Ka1H2SO31.310，

8

Ka2H2SO36.210。

实验1：将SO2气体通入水中，测得溶液pH3。

1

实验2：将SO2气体通入0.1molLNaOH溶液中，当溶液pH4时停止通气。

1

实验3：将SO2气体通入0.1molL酸性KMnO4溶液中，当溶液恰好褪色时停止通气。

下列说法正确的是

2

A．实验1所得溶液中：cHSO3cSO3cH

2

B．实验2所得溶液中：cSO3cHSO3

C．实验2所得溶液经蒸干、灼烧制得NaHSO3固体

22

D．实验3所得溶液中：cSO4cMn

【变式1-1】（2024届·贵州贵阳·三模）已知相关数据如下表：

化学式HFH2CO3H2S

4711812

电离平衡常数(Ka)7.210K14.410K24.710K19.110K21.110

下列离子方程式书写正确的是

232

A．Na2S与少量FeCl3反应：S2Fe=2FeS

2

B．足量CO2通入饱和Na2CO3溶液中：2NaCO3CO2H2O=2NaHCO3

2

C．氢氧化钙溶液与氢氟酸混合的离子方程式：2OHCa2H2F=CaF22H2O

22

D．向Na2CO3溶液通入过量H2S：H2SCO3=CO2SH2O

易错点2不会比较容易的酸性或碱性强弱

【分析】

1、溶液的酸碱性

（1）溶液的酸碱性：溶液酸碱性的判断标准是溶液中c(H＋)与c(OH－)的相对大小

（2）溶液的酸碱性与c(H＋)和c(OH－)的关系

c(H＋)与c(OH－)相对大小c(H＋)/mol·L－1的范围(25℃)

－＋＋－

中性溶液c(OH)＝c(H)c(H)＝1.0×107

酸性溶液c(OH－)<c(H＋)c(H＋)>1.0×10－7

碱性溶液c(OH－)>c(H＋)c(H＋)<1.0×10－7

＋

（3）溶液的pH与c(H)及酸碱性的关系

①pH的定义：pH是c(H＋)的负对数，其表达式是pH＝－lgc(H＋)

②pH的意义：pH越大，溶液的碱性越强；pH越小，溶液的酸性越强

③溶液酸碱性与pH的关系(常温下)：pH＜7，为酸性溶液；pH＝7，为中性溶液；pH＞7，为碱性溶液

④pH的适用范围：1×10－14mol·L－1≤c(H＋)≤1mol·L－1

【点拨】①酸性(碱性)溶液并不一定是酸类(碱类)物质

②判断溶液的酸碱性不能根据c(H+)和c(OH–)绝对大小，而应比较二者相对大小，不受温度影响

③溶液的酸碱性也不能根据pH来判断，如：pH=7的溶液不一定为中性溶液，100℃时，pH=6为中性溶液

④当c(H＋)或c(OH－)大于1mol·L－1时，通常用c(H＋)或c(OH－)直接表示

⑤当c(H＋)或c(OH－)小于或等于1mol·L－1时，通常用pH表示

【例2】（2023·天津卷）下表列出25℃时不同羧酸的pKa(即-lgKa)。根据表中的数据推测，结论正确的是

羧酸CH3COOHCH2FCOOHCH2ClCOOHCH2BrCOOH

pKa4.762.592.872.90

A．酸性强弱：CH2ICOOH>CH2BrCOOH

B．对键合电子的吸引能力强弱：F<Cl<Br

C．25℃时的pKa大小：CHF2COOH<CH2FCOOH

D．25℃时0.1mol/L溶液的碱性强弱：CH3COONa<CH2ClCOONa

易错点3溶液的稀释与pH变化

【分析】

酸碱溶液稀释时pH的变化

酸(pH＝a)碱(pH＝b)

弱酸强酸弱碱强碱

稀释10n倍pH<a＋npH＝a＋npH>b－npH＝b－n

无限稀释pH趋向于7

【例3】（2024·贵州卷）硼砂Na2B4O5(OH)48H2O水溶液常用于pH计的校准。硼砂水解生成等物质的

量的B(OH)3(硼酸)和NaB(OH)4(硼酸钠)。

已知：①25℃时，硼酸显酸性的原理K5.81010

BOH32H2OH3Oa

②lg5.80.38。

下列说法正确的是

A．硼砂稀溶液中cNacB(OH)3

B．硼酸水溶液中的H主要来自水的电离

C．25℃时，0.01molL1硼酸水溶液的pH6.38

D．等浓度等体积的B(OH)3和NaB(OH)4溶液混合后，溶液显酸性

【变式3-1】（2021·浙江）某同学拟用pH计测定溶液pH以探究某酸HR是否为弱电解质。下列说法正

确的是

A．25℃时，若测得0.01molL-1NaR溶液pH=7，则HR是弱酸

B．25℃时，若测得0.01molL-1HR溶液pH>2且pH<7，则HR是弱酸

C．25℃时，若测得HR溶液pH=a，取该溶液10.0mL，加蒸馏水稀释至100.0mL，测得pH=b,b-a<1，

则HR是弱酸

D．25℃时，若测得NaR溶液pH=a，取该溶液10.0mL，升温至50℃，测得pH=b，a>b，则HR是弱

酸

易错点4酸碱中和滴定实验中的常错点

【分析】

1.滴定管的认识和使用

（2）滴定管的认识

①构造：滴定管的管身是内径均匀、带有刻度的细长玻璃管，酸式滴定管的下端是玻璃活塞，碱式滴定管

的下端是由橡皮管和玻璃球构成的阀。

②滴定管的使用要求：酸式滴定管不能盛放碱液、水解呈碱性的溶液和氢氟酸，可以呈酸液、氧化性溶液

和中性溶液，因为酸性和氧化性物质易腐蚀橡胶管；碱式滴定管不能盛放酸液和强氧化性溶液，可以呈碱

液和中性溶液，因为碱性物质易腐蚀玻璃，致使活塞无法打开。

③规格：滴定管的最小分度是0.1mL，实验室中常用滴定管的规格有25mL和50mL两种。

④滴定管的读数方法：0刻度在上，从上往下读，读数时取小数点后两位，估读至0.01mL；如：24.00mL、

23.38mL。

⑤用途：滴定管主要是用来精确地量取一定体积的液体。

⑥由于滴定管尖嘴处无刻度，故将滴定管中的液体全部放出时，放出的液体体积比理论值要大。

（3）滴定管的使用方法

①检查仪器：使用滴定管前，首先要检查活塞是否漏水。

检查滴定管是否漏水的方法：向滴定管内加水(对酸式滴定管，要先关闭活塞)至液面在“0”刻度线附近，用

滴定管夹将滴定管固定在铁架台上，观察滴定管是否漏水。若不漏水，对酸式滴定管将活塞旋转180°，对

碱式滴定管松动其阀门，放出少量液体，再次观察滴定管是否漏水，经两次检查都不漏水的滴定管是检漏

合格的滴定管。只有不漏水的滴定管才能使用，若滴定管漏水，则不能使用。

②润洗仪器：滴定管在加入酸、碱反应液之前，先用蒸馏水洗涤干净，然后分别用待装液润洗2～3次。

润洗的方法：从滴定管上口加入3~5mL所要盛装的酸或碱，倾斜着转动滴定管，使液体润湿全部滴定管内

壁。然后，一手控制活塞(轻轻转动酸式滴定管的活塞；或者轻轻挤压碱式滴定管中的玻璃球)，将液体从滴

定管下部放入预置的烧杯中。

③加入反应液：分别将酸、碱反应液加入酸式、碱式滴定管中，使液面位于“0”刻度以上2～3mL处，并将

滴定管垂直固定在滴定管夹上。

④调节起始读数：在滴定管下放一烧杯，调节活塞或玻璃球，使滴定管尖嘴部分充满反应液，如果滴定管

内部有气泡，应快速放液以赶出气泡，然后调节滴定管液面使其处于“0”刻度或“0”刻度以下的某一刻度。准

确读取数值并记录。

2、实验操作——以用盐酸标准液滴定NaOH溶液为例

（1）查漏：使用前先检查滴定管活塞是否漏水。

（2）洗涤

①锥形瓶：只能用蒸馏水洗涤，不能用待测溶液润洗。

②滴定管洗涤：应先用自来水，再用蒸馏水，然后再用标准溶液(或待测溶液)润洗2~3次，以避免溶液被滴

定管内壁上附着的蒸馏水稀释而导致浓度变小。

③洗涤的原则：少量多次。

④洗涤的标准：管内壁不挂水珠。

（3）取液

①向润洗过的碱式滴定管中加入待测浓度的NaOH溶液，赶出气泡、调节液面至“0”刻度后，用碱式滴定管

向锥形瓶中滴入25.00mL待测溶液，再向其中滴加2滴酚酞溶液。

②向润洗过的酸式滴定管中加入标准盐酸，赶出气泡、调节液面至“0”刻度后准确记录读数为V1mL。

（4）滴定：在锥形瓶下垫一张白纸，左手控制滴定管的活塞，向锥形瓶中先快后慢地加入标准盐酸(后面逐

滴加入，接近终点时，改成滴加半滴酸)，右手摇动锥形瓶，眼睛观察锥形瓶内溶液的颜色变化

（5）读数：当加入最后半滴标准盐酸，溶液由粉红色变为无色，且半分钟内不变色，停止滴定。平视滴定

管中凹液面最低点，读取溶液体积为V2mL。

cHCl·VHCl

（6）计算：以(V2－V1)为消耗的标准盐酸的体积，取2～3次实验结果的平均值，依据c(NaOH)＝

VNaOH

计算待测NaOH溶液的物质的量浓度。

3、指示剂的选择

（1）中和滴定曲线：以滴加酸(或碱)的量为横坐标，以溶液的pH为纵坐标绘出一条溶液的pH随酸(或碱)

的滴加量而变化的曲线。

用0.1000mol·L－1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol·L－1HCl溶液过程中的pH变化曲线

加入的VNaOH(mL)余VHCl(mL)过量VNaOH(mL)pH中和滴定曲线

0.0020.001.0

18.002.002.3

19.800.203.3

19.980.024.3

20.000.007.0

20.020.029.7

20.200.2010.7

22.002.0011.7

40.0020.0012.5

（2）指示剂选择的依据：由曲线可以看出，在酸、碱中和滴定过程中，溶液的pH在接近滴定终点时有一

个突变过程，在此范围内，滴加很少的酸(或碱)，溶液的pH就有很大的变化，能使指示剂的颜色发生明显

变化，有利于确定滴定终点，所以即使酚酞、甲基橙的变色不在恰好中和的pH＝7的点上，但体积差距很

小，可以忽略不计。

（3）酸碱指示剂法(只能测定溶液的pH范围)

常见酸碱指示剂的变色范围

指示剂变色范围(颜色与pH的关系)

石蕊<5.0红色5.0～8.0紫色>8.0蓝色

酚酞<8.2无色8.2～10.0浅红色>10.0红色

甲基橙<3.1红色3.1～4.4橙色>4.4黄色

（4）指示剂选择的基本原则

①酸碱中和滴定中一般不用石蕊作指示剂，因其颜色变化不明显。

②滴定终点为碱性时，用酚酞作指示剂，如：用NaOH溶液滴定醋酸。

③滴定终点为酸性时，用甲基橙作指示剂，如：用盐酸滴定氨水。

④强酸滴定强碱一般用酚酞，但用甲基橙也可以。

⑤并不是所有的滴定都需使用指示剂，如氧化还原滴定中，用标准的酸性KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液时，

可利用KMnO4溶液本身颜色的变化来判断滴定终点。

（5）滴定终点的判断——以盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液为例

①若用酚酞作指示剂，当滴入最后一滴盐酸时，溶液的颜色由粉红色突变为无色，且半分钟内不变色，说

明达到滴定终点。

②若用甲基橙作指示剂，当滴入最后一滴盐酸时，溶液的颜色由黄色变为橙色，且半分钟内不变色，说明

达到滴定终点。

3、常见的误差分析——以用标准盐酸滴定待测氢氧化钠溶液为例

步骤操作V标准c(NaOH)

酸式滴定管未用标准溶液润洗偏大偏高

碱式滴定管未用待测液润洗偏小偏低

洗涤

锥形瓶用待测液润洗偏大偏高

锥形瓶洗净后还留有蒸馏水不变无影响

取液放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失偏小偏低

酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失偏大偏高

滴定滴定过程中振荡锥形瓶时部分液体溅出偏小偏低

滴定时，部分酸液滴出锥形瓶外偏大偏高

滴定时有几滴标准溶液滴在锥形瓶的内壁上而未用蒸馏水冲

偏大偏高

入瓶内

溶液颜色较浅时滴入盐酸过快，停止滴定后反加一滴NaOH溶

偏大偏高

液无变化

滴定完毕后立即读数，半分钟后颜色又褪去偏小偏低

滴定前仰视读数或滴定后俯视读数偏小偏低

读数

滴定前俯视读数或滴定后仰视读数偏大偏高

【微点拨】

－1

①用HCl滴定0.1mol·LNa2CO3溶液，第一步生成NaHCO3时，可选用酚酞为指示剂，由红色→浅红→无

色。化学方程式为：Na2CO3＋HCl===NaHCO3＋NaCl；第二步生成碳酸(CO2↑＋H2O)，可选用甲基橙为指示

剂，由黄色→橙色，化学方程式为：NaHCO3＋HCl===NaCl＋H2O＋CO2↑。

②强酸与强碱完全中和时，溶液的pH就为7，但指示剂变色时，溶液的pH不等于7。是因为：强酸强碱

完全中和时溶液的pH就为7，而滴定的终点则是通过指示剂颜色的变化来观察，此时溶液的pH往往不是

7，但由滴定曲线可知：在滴定过程中开始一段时间溶液的pH变化不大，处于量变过程中，而在接近完全

中和时，滴入0.02ml的碱溶液时，溶液的pH变化很大，溶液由酸性变中性再变成碱性发生了突变，之后

再滴入碱溶液，溶液的pH变化又比较缓慢，说明滴定过程中，溶液的酸碱性变化经过了由量变引起质变的

过程，有一段发生了pH突变的过程，完全中和和酚酞或甲基橙指示剂变色的pH虽不同，但只相差半滴，

即只有0.02mL左右，这种误差在许可的范围之内。

③酸碱恰好中和(即滴定终点)时溶液不一定呈中性，最终溶液的酸碱性取决于生成盐的性质，强酸强碱盐的

溶液呈中性，强碱弱酸盐的溶液呈碱性，强酸弱碱盐的溶液呈酸性。

【例4】（2023·浙江卷）草酸(H2C2O4)是二元弱酸。某小组做如下两组实验：

-1-1

实验I：往20mL0.1molLNaHC2O4溶液中滴加0.1molLNaOH溶液。

-1-1

实验Ⅱ：往20mL0.10molLNaHC2O4溶液中滴加0.10molLCaCl2溶液。

-2-5-9

[已知：H2C2O4的电离常数Kal=5.410,Ka2=5.410,KspCaC2O4=2.410，溶液混合后体积变化忽略不计]，

下列说法正确的是

A．实验I可选用甲基橙作指示剂，指示反应终点

2--

B．实验I中V(NaOH)=10mL时，存在cC2O4<cHC2O4

-2++

C．实验Ⅱ中发生反应HC2O4+CaCaC2O4+H

2--8-1

D．实验Ⅱ中VCaCl2=80mL时，溶液中cC2O4=4.010molL

【变式4-1】（2022·福建卷）探究醋酸浓度与电离度α关系的步骤如下，与相关步骤对应的操作或叙述

正确的

步骤操作或叙述

AⅠ.用NaOH标准溶液标定醋酸溶液浓度滴定时应始终注视滴定管中的液面

BⅡ.用标定后的溶液配制不同浓度的醋酸溶液应使用干燥的容量瓶

CⅢ.测定步骤Ⅱ中所得溶液的pH应在相同温度下测定

cH

计算不同浓度溶液中醋酸的电离度

DⅣ.计算式为α100%

cCH3COO

【变式4-2】（2022·浙江卷）25℃时，向20mL浓度均为0.1molL-1的盐酸和醋酸的混合溶液中逐滴加入

-15-1

0.1molL的NaOH溶液(酷酸的Ka=1.810；用0.1molL的NaOH溶液滴定20mL等浓度的盐酸，滴定终

点的pH突跃范围4.3～9.7)。下列说法不．正．确．的是

A．恰好中和时，溶液呈碱性

+-

B．滴加NaOH溶液至pH=4.3的过程中，发生反应的离子方程式为：H+OH=H2O

--

C．滴定过程中，cCl=cCH3COO+cCH3COOH

+--

D．pH=7时，cNa>cCl>cCH3COO>cCH3COOH

易错点5不理解盐类水解的特点

2+℃

【例5】（2024·安徽卷）环境保护工程师研究利用Na2S、FeS和H2S处理水样中的Cd。已知25时，H2S

-1-6.97-12.90-17.20-26.10

饱和溶液浓度约为0.1molL，Ka1H2S=10，Ka2H2S=10，Ksp(FeS)=10，Ksp(CdS)=10。

下列说法错误的是

+--2-

A．Na2S溶液中：cH+cNa=cOH+cHS+2cS

-1+2---

B．0.01molLNa2S溶液中：cNa>cS>cOH>cHS

C．向cCd2+=0.01molL-1的溶液中加入FeS，可使cCd2+<10-8molL-1

2+-1+2+

D．向cCd=0.01molL的溶液中通入H2S气体至饱和，所得溶液中：cH>cCd

【变式5-1】（2023·海南卷）25℃下，Na2CO3水溶液的pH随其浓度的变化关系如图所示。下列说法正

确的是

11

A．cNa2CO30.6molL时，溶液中cOH0.01molL

B．Na2CO3水解程度随其浓度增大而减小

11

C．在水中H2CO3的Ka2410

1141

D．0.2molL的Na2CO3溶液和0.3molL的NaHCO3溶液等体积混合，得到的溶液cOH210molL

易错点6混合溶液中离(粒)子浓度大小比较

【分析】

1、以“常温下，浓度均为0.1mol·L－1HA(弱酸)溶液和NaA溶液等体积混合，溶液呈酸性”为例。

实例

常温下，0.1mol·L－1HA溶液和NaA溶液等体积混合，溶液呈酸性

解题思路

NaA===Na＋＋A－

写出混合溶液中存在的平HA自身电离：HAH＋＋A－①(呈酸性，以HA电离为主)

－－－

衡过程NaAA中水解：A＋H2OHA＋OH②(水解呈碱性，次要)

＋－

H2OH＋OH

①电荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)

＋＋－

②物料守恒显然n(Na)：n(A)＝2：1，则2c(Na)＝c(A)＋c(HA)

③质子守恒将Na＋消掉得：c(HA)＋2c(H＋)＝c(A－)＋2c(OH－)

分析：在没有电离和水解之前c(Na＋)、c(A－)、c(HA)均为0.1mol·L－1，

但由于溶液呈酸性，以HA的电离为主，即电离程度大于水解程度

c(HA)＝0.1－电离消耗＋水解生成<0.1

④离子(粒子)浓度比较

c(A－)＝0.1＋电离生成－水解消耗>0.1

c(Na＋)＝0.1，H＋是由HA电离出来的，电离程度很微弱，故浓度大小为：

c(A－)>c(Na＋)>c(HA)>c(H＋)>c(OH－)

【例6】（2020·天津卷）常温下，下列有关电解质溶液的说法错误的是

A.相同浓度的HCOONa和NaF两溶液，前者的pH较大，则Ka(HCOOH)>Ka(HF)

B.相同浓度的CH3COOH和CH3COONa两溶液等体积混合后pH约为4.7，则溶液中

-++-

cCH3COO>cNa>cH>cOH

C.FeS溶于稀硫酸，而CuS不溶于稀硫酸，则Ksp(FeS)>Ksp(CuS)

在-1溶液中，2---1

D.1molLNa2ScS+cHS+cH2S=1molL

℃3.044.371

【变式6-1】（2023·福建卷）25时，某二元酸H2A的Ka110、Ka210。1.0molLNaHA溶

、、2

液稀释过程中H2AHAA与pcNa的关系如图所示。已知pcNalgcNa,HA的

cHA

分布系数HA。下列说法错误的是

2．．

cH2AcHAcA

A．曲线n为HA的变化曲线B．a点：pH4.37

C．b点：2cH2AcHAcNaD．c点：cNacH3cHAcOH

易错点7有关Ksp的常见计算

【分析】

类型一、由溶度积求溶液中某离子的浓度

①已知溶度积，求溶液中的某种离子的浓度

＋－1

如：Ksp＝a的饱和AgCl溶液中，c(Ag)＝amol·L

②已知溶度积、溶液中某离子的浓度，求溶液中的另一种离子的浓度

计算技巧

－1

如：某温度下AgCl的Ksp＝a，在0.1mol·L的NaCl溶液中加入过量的AgCl固体，达到平

＋－1

衡后c(Ag)＝Ksp=10amol·L

0.1

类型二、判断沉淀的生成或沉淀是否完全

①把离子浓度数据代入Ksp表达式得Qc，若Qc>Ksp，则有沉淀生成；若Qc<Ksp，无沉淀生成

计算技巧

－5－1

②利用Ksp的数值计算某一离子浓度，若该离子浓度小于10mol·L，则该离子沉淀完全

类型三、常温下，计算氢氧化物沉淀开始和沉淀完全时的pH

－

①根据氢氧化物的Ksp，先计算初始浓度溶液中c(OH)，再求得溶液的pH

－5－1

计算技巧②金属阳离子沉淀完全时的离子浓度为10mol·L，依据Ksp可计算金属阳离子沉淀完全时

溶液中的c(OH－)，进而求得pH

类型四、计算沉淀转化反应的平衡常数，并判断沉淀转化的程度

依据沉淀的转化反应和Ksp，计算该反应的平衡常数，K值越大，转化反应越易进行，转化程

计算技巧

度越大

如：对于反应Cu2＋(aq)＋ZnS(s)CuS(s)＋Zn2＋(aq)

Ksp（ZnS）

该反应的平衡常数K=2=22=

c(Zn)c(Zn)c(S)Ksp（CuS）

c(Cu2)c(Cu2)c(S2)

类型五、溶度积与溶解度的相互计算

①由饱和溶液的物质的量浓度c(mol/L)转化饱和溶液的溶解度S(g)

以AgCl(s)Ag+(aq)+Cl－(aq)为例，饱和溶液的物质的浓度c＝1.34×10－5mol/L

即：1L溶液中含有1.34×10－5mol的AgCl溶质，也就是(1.34×10－5×143.5)g＝1.92×10－3g

即：1L溶液中溶解的AgCl为1.92×10－3g，由于溶液极稀，其溶液近似等于水的密度，ρ＝1g/cm3

即：1000g溶液中溶解了1.92×10－3g的AgCl，100g水中溶解了1.92×10－4g的AgCl

即：AgCl的溶解度S(AgCl)＝1.92×10－4g

计算

②饱和溶液的溶解度S(g)转化由饱和溶液的物质的量浓度c(mol/L)转化KSP

技巧

20℃时，S(AgCl)＝1.5×10－4g，即：100g水中溶解了AgCl的质量为1.5×10－4g，由于溶液极稀，

－

其溶液近似等于水的密度，ρ＝1g/cm3，也即是：0.1L水中溶解了AgCl的质量为1.5×104g，也

－

即是：0.1L溶液中溶解了AgCl的质量为1.5×104g，此时n(AgCl)＝，

1.510－4g

1.0510－6mol

143.5g/mol

－5+—－5－5

c(AgCl)＝，c(AgCl)＝1.05×10mol/L，KSP＝c(Ag)·c(Cl)＝1.05×10×1.05×10

n1.0510—6mol

V0.1L

＝1.1×10—10

类型六、沉淀先后的计算与判断

①沉淀类型相同，则Ksp小的化合物先沉淀

计算技巧②沉淀类型不同，则需要转化为溶解度进行判断，溶解度小的最先沉淀或根据Ksp计算出沉淀

时所需离子浓度，所需离子浓度小的先沉淀

类型七、外加溶液稀释后的计算

①加水时，各离子浓度都会减小，先要计算出稀释后各离子浓度，再计算出Qc，然后与Ksp

比较，看是否有沉淀生成

计算技巧

②加同离子的电解质溶液时，先要计算出稀释后各离子浓度，再计算出Qc，然后与Ksp比较，

看是否有沉淀生成

2

【例7】（2023·江苏卷）室温下，用含少量Mg的MnSO4溶液制备MnCO3的过程如题图所示。已知

114

KspMgF25.210，KaHF6.310。下列说法正确的是

A．0.1molL1NaF溶液中：cFcNacH

2KspMgF2

B．“除镁”得到的上层清液中：cMg

cF

12

C．0.1molLNaHCO3溶液中：cCO3cHcH2CO3cOH

2

D．“沉锰”后的滤液中：cNacHcOHcHCO32cCO3

-1

【变式7-1】（2024·浙江1月卷）常温下、将等体积、浓度均为0.40molLBaCl2溶液与新制H2SO3溶液

混合，出现白色浑浊；再滴加过量的H2O2溶液，振荡，出现白色沉淀。

-2-8

已知：H2SO3Ka1=1.410,Ka2=6.010

-10-10

KspBaSO3=5.010,KspBaSO4=1.110

下列说法不．正．确．的是

+-2--

A．H2SO3溶液中存在cH>cHSO3>cSO3>cOH

-1-12-

B．将0.40molLH2SO3溶液稀释到0.20molL，cSO3几乎不变

C．BaCl2溶液与H2SO3溶液混合后出现的白色浑浊不含有BaSO3

2++

D．存在反应Ba+H2SO3+H2O2BaSO4+2H+H2O是出现白色沉淀的主要原因

-1

【变式7-2】（2024·全国甲卷）将0.10mmolAg2CrO4配制成1.0mL悬浊液，向其中滴加0.10molL的NaCl

溶液。-1代表+、-或2-随加入溶液体积的变化关系如图所示。

lgcM/molL(MAgClCrO4)NaCl(V)

下列叙述正确的是

A．交点a处：cNa+=2cCl-

Ksp(AgCl)-2.21

B．=10

KspAg2CrO4

2-

cCrO4

C．V2.0mL时，不变

cCl-

D．y1=-7.82,y2=-lg34

易错点8不会分析电解质曲线

41

【例8】（2024·湖南卷）常温下KnHCOOH1.810，向20mL0.10molLNaOH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：M<N

B．M点：2cOHcNacH

C．当VHCOOH10mL时，cOHcH2cHCOOHcHCOO

D．N点：cNacHCOOcOHcHcHCOOH

【变式8-1】·常温下CH2ClCOOH和CHCl2COOH的两种溶液中，分布系数δ与pH的变化关系如图所示。

cCH2ClCOO

比如：

[CH2ClCOO]

cCH2ClCOOHcCH2ClCOO

下列叙述正确的是

A．曲线M表示CHCl2COO~pH的变化关系

1

B．若酸的初始浓度为0.10molL，则a点对应的溶液中有cHcCHCl2COOcOH

1.3

C．CH2ClCOOH的电离常数Ka10

电离度(CHClCOOH)0.15

．pH2.08时，2

D电离度

(CHCl2COOH)0.85

1．（2022·北京卷）2022年3月神舟十三号航天员在中国空间站进行了“天宫课堂”授课活动。其中太空“冰

雪实验”演示了过饱和醋酸钠溶液的结晶现象。下列说法不．正．确．的是

A．醋酸钠是强电解质

B．醋酸钠晶体与冰都是离子晶体

C．常温下，醋酸钠溶液的pH7

D．该溶液中加入少量醋酸钠固体可以促进醋酸钠晶体析出

2．（2024届·浙江金华·三模）下列说法正确的是

-+

A．pH=11的氨水和pH=3的盐酸混合后的溶液，若cCl=cNH4，则溶液呈中性

B．在100℃时，pH约为6的纯水呈酸性

C．25℃时，将pH=8的NaOH溶液加水稀释100倍，所得溶液的pH=6

1

D．0.1molLNH4Cl溶液的pH小于7不能说明NH3H2O为弱电解质

8

3．（2022·海南卷）NaClO溶液具有添白能力，已知25℃时，Ka(HClO)=4.010。下列关于NaClO溶液

说法正确的是

A．0.01mol/L溶液中，cClO-<0.01molL-1

B．长期露置在空气中，释放Cl2，漂白能力减弱

-

C．通入过量SO2，反应的离子方程式为SO2+ClO+H2O=HSO3+HClO

D．25℃，pH=7.0的NaClO和HClO的混合溶液中，c(HClO)>cClO-=cNa+

2+

4．（2024届广东省广州市越秀区一模）室温下用含少量Mg的MnSO4溶液制备MnCO3的过程如图所示，

下列说法不正确的是

A．0.1mol/LNaF溶液中：cOHcFcNacH

2KspMgF2

B．“除镁”得到的上层清液中：cMg

c2F

2

C．0.1mol/LNaHCO3溶液中：cNacHCO3cCO3cH2CO3

2

D．“沉锰”后的滤液中：cNacHcOHcHCO32cCO3

5．（2024·山东德州一中、二中联考一模）常温下部分难溶电解质的溶度积Ksp如下表：

难溶电解质AgClAg2CrO4AgBrAgIAg2S

1012131750

Ksp1.8101.1105.4108.5101.810

下列叙述中错误的是

A．AgCl在等物质的量浓度的NaCl和AgNO3溶液中的溶解度相同

1

B．向Ag2CrO4悬浊液中加入0.1molLNaBr溶液，可完成沉淀的转化

217

C．2AgIsSaqAg2Ss2Iaq的平衡常数约为4.010

D．含AgCl和AgBr固体的溶液中离子浓度关系为：cAgcClcBr

6．（2024届广东省广州天河区一模）甘氨酸(NH2CH2COOH)是人体必需氨基酸之一，25℃时，甘氨酸溶

+-

液中NH3CH2COOH、NH2CH2COOH、NH2CH2COO的分布分数与溶液pH关系如图(分布分数即各组分的

平衡浓度占总浓度的分数)。下列说法不正确的是

A．甘氨酸具有两性

-

B．曲线c代表NH2CH2COO

ƒ+--2.35

C．NH2CH2COOH+H2ONH3CH2COOH+OH的平衡常数K=10

+--+

D．NH2CH2COOK溶液中cK>cNH2CH2COO>cOH>cH

7．（2024·贵州·二模）BOH是一元弱碱，25C时其电离常数为Kb，某混合溶液中

1，1

cBOHcB0.1molLlgcMmolL与pH的关系如图所示(其中M代表BOH、B、H、OH)。

下列说法正确的是

A．S点时，pHlgKbB．Q点时，cBOHcB

0.1K

b1

C．pH由10到14的变化过程中，cBOH逐渐减小D．该体系中，cBmolL

KbcOH

8．（2024·浙江6月卷）室温下，H2S水溶液中各含硫微粒物质的量分数δ随pH变化关系如下图[例如

cHS

2-18，-17

δH2S=-2-]。已知：Ksp(FeS)=6.310KspFe(OH)2=4.910。

cH2S+cHS+cS

下列说法正确的是

A．溶解度：FeS大于Fe(OH)2

B．以酚酞为指示剂(变色的pH范围8.2~10.0)，用NaOH标准溶液可滴定H2S水溶液的浓度

2-2-

C．忽略S的第二步水解，0.10mol/L的Na2S溶液中S水解率约为62%

D．0.010mol/L的FeCl2溶液中加入等体积0.20mol/L的Na2S溶液，反应初始生成的沉淀是FeS

817

9．（2024·山东泰安一模）已知H2R的电离常数Ka1210,Ka2310。常温下，难溶物BaR在不同

浓度盐酸(足量)中恰好不再溶解时，测得混合液中lgcBa2与pH的关系如图所示，下列说法错误的是

22

A．Ksp(BaR)约为610

B．M点：cClcHcR2

C．N点：cHR约为2107molL1

D．直线上任一点均满足