2020届二轮复习水溶液中的离子平衡学案（全国通用）
专题九 水溶液中的离子平衡
最新考纲解读
1.了解电解质的概念；了解强电解质和弱电解质的概念。
2.了解水的电离、离子积常数。
3.了解电解质在水中的电离以及电解质溶液的导电性。
4.了解溶液pH的含义及其测定方法，能进行pH的简单计算。
5.理解弱电解质在水中的电离平衡，能利用电离平衡常数进行相关计算。
6.了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素、盐类水解的应用。
7.了解难溶电解质的沉淀溶解平衡。理解溶度积(Ksp)的含义，能进行相关的计算。
命题热点透析
命题热点
考查方式
1.弱电解质的电离平衡、盐类的水解平衡、沉淀溶解平衡的本质、影响因素及应用
2.电离平衡常数、电离度、水的离子积、溶度积有关应用及计算
3.中和滴定及仪器的使用、指示剂的选择及pH的简单计算
本专题在高考中主要以拼盘形式出选择题，结合图像进行知识考查，也与化工流程相结合以填空题形式呈现，难度较大
主干知识梳理
1.证明HA是弱酸的六种方法和两种典型方法
(1)六种方法：导电实验、水解实验、测定pH、稀释一定倍数测pH变化、与活泼金属反应速率比较及等pH、等体积时生成H2的多少。
(2)两种典型方法。
①测钠盐NaA溶液的pH，若pH＞7，则说明HA为弱酸。
②测一定物质的量浓度的HA溶液的pH，若0.01 mol·L－1HA溶液的pH＞2，则说明HA为弱酸。
2．计算溶液的pH时的三个关注条件
(1)外界条件是否为室温。
(2)溶液中的H＋和水电离出的H＋的浓度不同。
25 ℃，0.01 mol·L－1的盐酸中，c(OH－)＝10－12 mol·L－1，pH＝2，由水电离出的c(H＋)＝10－12 mol·L－1。
(3)是否为强酸、强碱的溶液。
3．必考的一个常数、两个比较和三个守恒
(1)一个常数：水的离子积Kw＝c(H＋)·c(OH－)(只与温度有关)。
(2)两个比较：盐溶液中阴、阳离子浓度比较；c(H＋)与c(OH－)的比较。
(3)三个守恒
①电荷守恒，如NaHCO3溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋2c(CO)＋c(OH－)。
②物料守恒：物质的量浓度或物质的量的关系，如0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液中：c(Na＋)＝c(HCO)＋c(CO)＋c(H2CO3)＝0.1 mol·L－1。
③质子守恒，如NaHCO3溶液
所以c(OH－)＋c(CO)＝c(H2CO3)＋c(H＋)。
4．值得关注的热点
(1)判断在一定条件下沉淀能否生成或溶解。
①Qc＞Ksp：溶液过饱和，有沉淀析出；
②Qc＝Ksp：溶液饱和，处于平衡状态；
③Qc＜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：
①Ksp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)可制备钡盐(BaCO3)。
高频考点探究
考点1 弱电解质电离平衡与溶液酸碱性
例1 LiH2PO4是制备电池的重要原料。室温下，LiH2PO4溶液的pH随c初始(H2PO)的变化如图1所示，H3PO4溶液中H2PO的分布分数δ随pH的变化如图2所示，[δ＝]下列有关LiH2PO4溶液的叙述正确的是( )
A．溶液中存在3个平衡
B．含P元素的粒子有H2PO、HPO、PO
C．随c初始(H2PO)增大，溶液的pH明显变小
D．用浓度大于1 mol·L－1的H3PO4溶液溶解Li2CO3，当pH达到4.66时，H3PO4几乎全部转化为LiH2PO4
答案 D
解析 溶液中存在H2PO的电离平衡和水解平衡，存在HPO的电离平衡，存在水的电离平衡，所以至少存在4个平衡，A错误。含P元素的粒子有H2PO、HPO、PO和H3PO4，B错误。从图1中得到随着c初始(H2PO)增大，溶液的pH不过大约从5.5减小到4.66，谈不上明显变小，同时达到4.66以后就不变了，C错误。由图2得到，pH＝4.66的时候，δ＝0.994，即溶液中所有含P的成分中H2
PO占99.4%，所以此时H3PO4几乎全部转化为LiH2PO4，D正确。
“电离平衡”分析判断中的常见误区
(1)误认为电离平衡向正向移动，弱电解质的电离程度一定增大。如向醋酸溶液中加入少量冰醋酸，平衡向电离方向移动，但醋酸的电离程度减小。
(2)误认为弱电解质在加水稀释的过程中，溶液中离子浓度都减小。如氨水加水稀释时，c(H＋)增大。
(3)误认为由水电离出的c(H＋)＝10－13 mol·L－1的溶液一定呈碱性。如25 ℃，0.1 mol·L－1的盐酸或氢氧化钠溶液中由水电离出的c(H＋)都为10－13 mol·L－1。
(4)弱电解质溶液加水稀释过程中，判断某些微粒浓度的关系式是否发生变化时，首先要考虑该关系式是否是电离常数、离子积常数以及它们的变形。
1．常温下，下列有关电解质溶液的叙述，正确的是( )
A．等浓度等体积的强酸与强碱溶液混合后，溶液的pH一定等于7
B．将10 mL pH＝a的盐酸与100 mL pH＝b的Ba(OH)2溶液混合后恰好中和，则a＋b＝13
C．pH＝10的Ba(OH)2溶液和pH＝13的NaOH溶液等体积混合后溶液的pH＝10.7(已知lg 2＝0.3)
D．pH＝2的盐酸与pH＝12的氨水等体积混合后所得溶液显中性
答案 B
解析 等浓度等体积的强酸和强碱溶液混合后，pH大小与酸和碱的元数有关，A错误；盐酸与Ba(OH)2溶液混合后恰好中和，则10－a×0.01＝10－14＋b×0.1，则－a－2＝－14＋b－1，则a＋b＝13，B正确；c(OH－)混＝≈5×10－2 mol·L－1，c(H＋)＝Kw÷c(OH－)＝2×10－13 mol·L－1，pH＝13－lg 2＝12.7，C错误；pH＝2的盐酸与pH＝12的氨水等体积混合后所得溶液呈碱性，D错误。
2．浓度均为0.1 mol/L、体积均为V0的HX、HY溶液，分别加水稀释至体积V, pH随lg 的变化关系如图所示。下列叙述正确的是( )
A．HX、HY都是弱酸，且HX的酸性比HY的弱
B．常温下，由水电离出的c(H＋)·c(OH－)：a
b
D．当lg ＝3时，若同时微热两种溶液(不考虑HX、HY和H2O的挥发)，则减小
答案 B
解析 根据题图分析，当lg ＝0时，HX溶液的pH>1，说明HX部分电离，为弱电解质，HY溶液的pH＝1，说明其完全电离，为强电解质，A错误；酸或碱抑制水的电离，酸中的氢离子浓度越小，其抑制水电离的程度越小，根据题图分析，b点溶液中氢离子浓度小于a点，则水的电离程度a②>③
B．0.1 mol·L－1 CuSO4·(NH4)2SO4·6H2O溶液：c(SO)>c(NH)>c(Cu2＋)>c(OH－)>c(H＋)
C．0.1 mol·L－1 Na2CO3溶液：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋c(CO)＋c(OH－)
D．等体积、等物质的量浓度的CH3COONa和CH3COOH混合后的溶液：c(CH3COO－)＋2c(OH－)＝2c(H＋)＋c(CH3COOH)
答案 D
解析 铵根离子水解使溶液显酸性，pH相等时，c(NH)大小顺序为①＝②，A错误；CuSO4·(NH4)2SO4·6H2O溶液中铜离子和铵根离子水解使溶液显酸性，故离子浓度顺序为c(SO)>c(NH)>c(Cu2＋)>c(H＋)>c(OH－)，B错误；根据电荷守恒，0.1 mol·L－1 Na2CO3溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋2c(CO)＋c(OH－)，C错误；等体积、等物质的量浓度的CH3COONa和CH3COOH混合后根据电荷守恒和物料守恒：c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(H＋)＋c(Na＋)，2c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)，可得c(CH3COO－)＋2c(OH－)＝2c(H＋)＋c(CH3COOH)，D正确。
6．25 ℃时，浓度均为0.1 mol·L－1的溶液，其pH如下表所示。有关说法正确的是( )
序号
①
②
③
④
溶液
NaCl
CH3COONH4
NaF
NaHCO3
pH
7.0
7.0
8.1
8.4
A．酸性强弱：H2CO3>HF
B．①和②中溶质均未水解
C．离子的总浓度：①>③
D．④中：c(HCO)＋2c(CO)＋c(H2CO3)＝0.1 mol·L－1
答案 C
解析 相同浓度时，pH：NaHCO3>NaF，则水解程度：HCO>F－，根据“越弱越水解”知，酸性：H2CO3③，C正确；根据物料守恒知，④中：c(HCO)＋c(CO)＋c(H2CO3)＝0.1 mol·L－1，D错误。
考点4 难溶电解质的溶解平衡
例4 常温下，用AgNO3溶液分别滴定浓度均为0.01 mol·L－1的KCl、K2C2O4溶液，所得的沉淀溶解平衡图像如图所示(不考虑C2O的水解)。下列叙述正确的是( )
A．Ksp(Ag2C2O4)的数量级等于10－7
B．n点表示AgCl的不饱和溶液
C．向c(Cl－)＝c(C2O)的混合液中滴入AgNO3溶液时，先生成Ag2C2O4沉淀
D．Ag2C2O4＋2Cl－2AgCl＋C2O的平衡常数为109.04
答案 D
解析 根据Ksp(Ag2C2O4)＝c2(Ag＋)·c(C2O)，可得：
lg Ksp(Ag2C2O4)＝2lg ＋lg ，由题图可知，－lg ＝4时，lg ＝－2.46，则lg Ksp(Ag2C2O4)＝2×(－4)－2.46＝－10.46，
Ksp(Ag2C2O4)＝10－10.46＝100.54×10－11，故
Ksp(Ag2C2O4)的数量级为10－11，A错误；通过n点向纵轴作垂线，该垂线与AgCl的沉淀溶解平衡曲线的交点为沉淀溶解平衡状态，即为AgCl的饱和溶液，而n点与该交点相比，纵坐标相同，但横坐标大于该交点的横坐标，即n点c(Cl
－)大于该交点的c(Cl－)，故n点Qc>Ksp(AgCl)，有沉淀产生，B错误；由题图可知当lg 与lg 相等时，达到饱和溶液时，AgCl对应的－lg 大，即c(Ag＋)小，因此要使Qc>Ksp，即产生沉淀时，生成AgCl所需c(Ag＋)小，故滴入AgNO3溶液时先产生AgCl沉淀，C错误；该反应的平衡常数K＝，两边取对数，lg K＝lg －2lg ，当－lg ＝4时，lg ＝－5.75，lg ＝－2.46，lg K＝－2.46－2×(－5.75)＝9.04，故K＝109.04，D正确。
与沉淀溶解平衡相关的易错问题
(1)把沉淀溶解平衡误认为电离平衡。实际上如BaSO4(s)Ba2＋(aq)＋SO(aq)是溶解平衡，因为BaSO4是强电解质，不存在电离平衡。
(2)误认为Ksp越小，物质的溶解度越小，溶解能力越弱。实际上只有物质类型相同时(如AB型、AB2型等)，Ksp越小，难溶电解质在水中的溶解能力越弱。
(3)一定温度下，误认为溶解度受溶液中相同离子浓度的影响，因而Ksp会随之改变。实际上Ksp只受温度影响，温度不变则Ksp不变，如Mg(OH)2在MgCl2溶液中的溶解度要小于在纯水中的溶解度，而Ksp[Mg(OH)2]不变。
(4)误认为Ksp大的难溶电解质只能向Ksp小的难溶电解质转化，反之不可能。实际上当两种难溶电解质Ksp相差不是很大时，通过调节某种离子的浓度，可实现难溶电解质由Ksp小的向Ksp大的转化。
7．已知t ℃时的Ksp(AgCl)＝1.6×10－10，Ksp(AgBr)＝7.8×10－13。在t ℃时，Ag2CrO4在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。下列说法正确的是( )
A．t ℃时，Ksp(Ag2CrO4)＝1×10－9
B．t ℃时，在饱和Ag2CrO4溶液中加入AgNO3可使溶液由Z点到X点
C．t ℃时，溶解度的大小顺序为AgCl>Ag2CrO4>AgBr
D．t ℃时，取一定量的KCl和KBr的混合溶液，向其中滴加AgNO3溶液，当AgCl开始沉淀时，＝
答案 D
解析 Ksp(Ag2CrO4)＝c2(Ag＋)·c(CrO)＝10－3×10－3×10－6＝10－12，A错误；Ag2CrO4饱和溶液加入AgNO3溶液，溶度积常数不变，溶液应由Z点沿曲线向Y点方向移动，B错误；t ℃时溶度积常数：AgBrAgBr，由Ksp(Ag2CrO4)可知Ag2CrO4溶解度为×10－4 mol·L－1，同理AgCl溶解度为×10－5 mol·L－1，则Ag2CrO4溶解度最大，C错误；t ℃时，同一溶液中，c(Ag＋)相同，AgCl溶液与AgBr溶液均达到饱和，则＝，D正确。
8．已知：室温下，Ksp(AgCl)＝1.8×10－10，Ksp(AgI)＝1.0×10－16。将等体积的AgCl和AgI的饱和溶液的清液混合，再向其中加入一定量的AgNO3固体，下列说法正确的是( )
A．若两清液混合，AgCl和AgI都沉淀
B．若AgNO3固体足量，AgCl和AgI都可沉淀，但以AgCl为主
C．向AgI清液中加入AgNO3固体，c(Ag＋)增大，Ksp(AgI)也增大
D．若取0.1435 g AgCl固体放入100 mL水(忽略体积变化)，c(Cl－)为0.01
mol·L－l
答案 B
解析 由溶度积常数可知溶解度：AgCl>AgI，所以两清液混合，AgCl不沉淀、AgI沉淀，A错误；由于溶液中Cl－较多，所以加入足量的AgNO3固体，生成的沉淀中AgCl较多，B正确；溶度积常数只与温度有关，所以加入AgNO3固体，溶度积常数不变，C错误；0.1435 g AgCl在100 mL水中不能全部溶解，故c(Cl－)小于0.01 mol·L－1，D错误。
考点5 溶液中“四大平衡常数”的应用
例5 (1)已知25 ℃，NH3·H2O的Kb＝1.8×10－5，H2SO3的Ka1＝1.3×10－2，Ka2＝6.2×10－8。若氨水的浓度为2.0 mol·L－1，溶液中的c(OH－)＝________mol·L－1。将SO2通入该氨水中，当c(OH－)降至1.0×10－7 mol·L－1时，溶液中的c(SO)/c(HSO)＝________。
(2)联氨为二元弱碱，在水中的电离方式与氨相似。联氨第一步电离反应的平衡常数值为________(已知：N2H4＋H＋N2H的K＝8.7×107；Kw＝1.0×10－14)。联氨与硫酸形成的酸式盐的化学式为__________________。
答案 (1)6.0×10－3 0.62
(2)8.7×10－7 N2H6(HSO4)2
解析 (1)NH3·H2O发生电离：NH3·H2ONH＋OH－。Kb＝c(NH)c(OH－)/c(NH3·H2O)。c(OH－)＝c(NH)，则c(OH－)＝＝ mol·L－1＝6.0×10－3 mol·L－1。在25 ℃的电解质溶液中，c(H＋)c(OH－)＝1.0×10－14，已知c(OH－)＝1.0×10－7 mol·L－1，可得c(H＋)＝1.0×10－7 mol·L－1。
H2SO3发生两步电离：
H2SO3HSO＋H＋
HSOSO＋H＋
Ka2＝c(SO)c(H＋)/c(HSO)
则c(SO)/c(HSO)＝Ka2/c(H＋)＝＝0.62。
(2)NH3在水中的电离方程式为NH3＋H2ONH＋OH－，则N2H4在水中的第一步电离方程式为N2H4＋H2ON2H＋OH－，该步电离的平衡常数K1＝，又知N2H4＋H＋N2H，K＝＝
＝8.7×107，则K1＝K·Kw＝8.7×107×1.0×10－14
＝8.7×10－7。
1．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。
2．“三段式”计算法的解题步骤
(1)写出涉及的可逆反应的化学方程式。
(2)找出起始量、转化量和平衡量中哪些是已知量，哪些是未知量，按“三段式”列出。
(3)根据问题建立相应的关系式进行计算。
3．平衡常数应用的关键点
(1)平衡常数的表达式书写形式，注意固体和纯液体不能写入。
(2)平衡常数可以用来判断强弱关系(一般来说)：化学平衡常数越小，越难转化。电离平衡常数越小，说明电离能力越弱(电解质越弱)；水解平衡常数越小，水解能力越弱；同类型难溶电解质的Ksp越小，代表溶解度越小。
(3)平衡常数只受温度影响：温度改变，平衡常数改变，平衡将发生移动；其他外界条件可能影响平衡状态，使平衡发生移动，但是不影响平衡常数。
(4)平衡都有向着平衡常数较小的方向移动的趋势。如Ksp(同类型)小的先形成沉淀(除杂原理)；Ka小的酸先生成(较强酸制较弱酸原理)。
9．如表所示是25 ℃时某些盐的溶度积常数和弱酸的电离平衡常数，下列说法正确的是( )
A．相同浓度CH3COONa和Na2CO3的混合液中，各离子浓度的关系：c(Na＋)>c(CO)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)
B．向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中滴加NaOH溶液至溶液pH＝5，此时c(CH3COOH)∶c(CH3COO－)＝9∶5
C．少量碳酸氢钠固体加入到新制的氯水中，c(HClO)增大
D．向浓度均为1×10－3 mol/L的KCl和K2CrO4混合液中滴加1×10－3 mol/L的AgNO3溶液，CrO先形成沉淀
答案 C
解析 表格中H2CO3的第二步电离平衡常数Ka2比CH3COOH的电离平衡常数小，所以CO比CH3COO－水解程度大，则CH3COONa与Na2CO3浓度相等时：c(CH3COO－)>c(CO)，A错误；＝＝＝5∶9，B错误；新制的氯水中存在反应：Cl2＋H2OHCl＋HClO，加入碳酸氢钠固体后，消耗HCl，平衡正向移动，c(HClO)增大，C正确；形成AgCl沉淀所需要的c(Ag＋)＝＝ mol/L＝1.8×10－7 mol/L，形成Ag2CrO4沉淀所需要的c(Ag＋)＝＝ mol/L＝×10－4.5 mol/L，所需Ag＋浓度越小，越先产生沉淀，所以先产生的是AgCl沉淀，D错误。
10．(1)25 ℃时，H2SO3HSO＋H＋的电离常数Ka＝1×10－2，则该温度下NaHSO3水解反应的平衡常数Kh＝________，若向NaHSO3溶液中加入少量的I2，则溶液中将________(填“增大”“减小”或“不变”)。
(2)已知25 ℃时，NH3·H2O的电离平衡常数Kb＝1.8×10－5，该温度下1 mol·L－1的NH4Cl溶液中c(H＋)＝________ mol·L－1。(已知≈2.36)
(3)已知：0.10 mol·L－1的Na2CO3溶液的pH为11.6，H2CO3
的电离平衡常数Ka1远远大于Ka2，则Ka2约为________。
答案 (1)1×10－12 增大 (2)2.36×10－5 (3)1.0×10－10.2
解析 (1)Ka＝
Kh＝＝
＝＝＝1×10－12。
HSO＋H2OH2SO3＋OH－，当加入少量I2时，发生I2＋HSO＋H2O===2I－＋3H＋＋SO，c(H＋)增大。
根据Kh＝，由于c(OH－)减小，而Kh不变，所以增大。
(2)Kh＝＝
c(H＋)≈c(NH3·H2O)，而c(NH)≈1 mol·L－1，所以c(H＋)＝＝ ≈2.36×10－5 mol·L－1。
(3)解法一：因为H2CO3的电离Ka1远远大于Ka2，Na2CO3的水溶液中以CO的第一步水解为主，第二步忽略不计，CO＋H2OHCO＋OH－，c(HCO)≈c(OH－)，0.1 mol·L－1的Na2CO3溶液中pH＝11.6，c(H＋)＝10－11.6 mol·L－1，c(OH－)＝10－2.4 mol·L－1，c(CO)＝0.1 mol·L－1－10－2.4 mol·L－1≈0.1 mol·L－1，则Ka2＝＝＝1.0×10－10.2。
解法二：Kh1＝
＝＝10－3.8，
Ka2·Kh1＝Kw，
Ka2＝＝10－10.2。
1．用0.100 mol·L－1 AgNO3滴定50.0 mL 0.0500 mol·L－1 Cl－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Ksp(AgCl)的数量级为10－10
B．曲线上各点的溶液满足关系式c(Ag＋)·c(Cl－)＝Ksp(AgCl)
C．相同实验条件下，若改为0.0400 mol·L－1 Cl－，反应终点c移到a
D．相同实验条件下，若改为0.0500 mol·L－1 Br－，反应终点c向b方向移动
答案 C
解析 选取横坐标为50 mL的点，此时向50 mL 0.0500 mol·L－1的Cl－溶液中，加入了50 mL 0.100 mol·L－1的AgNO3溶液，所以计算出此时溶液中过量的Ag＋浓度为0.025 mol·L－1(按照银离子和氯离子1∶1的比例沉淀，同时不要忘记溶液体积变为原来的2倍)，由图示得到此时Cl－的浓度约为1×10－8 mol·L－1(实际稍小)，所以Ksp(AgCl)约为0.025×10－8＝2.5×10－10，所以其数量级为10－10，A正确。由于Ksp(AgCl) 极小，所以向溶液滴加硝酸银就会有沉淀析出，溶液一直是氯化银的饱和溶液，所以曲线上各点的溶液均满足c(Ag＋)·c(Cl－)＝Ksp(AgCl)，B正确。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50 mL 0.0500 mol·L－1的Cl－溶液改为50 mL 0.0400 mol·L－1的Cl－溶液，此时溶液中的氯离子的物质的量是原来的0.8倍，所以滴定终点需要加入的硝酸银的量也是原来的0.8倍，因此应该由c点的25 mL变为25 mL×0.8＝20 mL，而a点对应的是15 mL，C错误。卤化银从氟化银到碘化银的溶解度逐渐减小，所以Ksp(AgCl)大于Ksp(AgBr)，将50 mL 0.0500 mol·L－1的Cl－溶液改为50 mL 0.0500 mol·L－1的Br－溶液，这是将溶液中的氯离子换为等物质的量的溴离子，因为银离子和氯离子或溴离子都是按比例1∶1沉淀的，所以滴定终点的横坐标不变，但是因为溴化银更难溶，所以终点时，
溴离子的浓度应该比终点时氯离子的浓度更小，所以有可能由点c向b方向移动，D正确。
2．常温下将NaOH溶液滴加到己二酸(H2X)溶液中，混合溶液的pH与离子浓度变化的关系如图所示。下列叙述错误的是( )
A．Ka2(H2X)的数量级为10－6
B．曲线N表示pH与lg的变化关系
C．NaHX溶液中c(H＋)>c(OH－)
D．当混合溶液呈中性时，c(Na＋)>c(HX－)>c(X2－)>c(OH－)＝c(H＋)
答案 D
解析 由H2XH＋＋HX－可知：Ka1＝
，则c(H＋)＝，等式两边同取负对数可得：pH1＝－lg Ka1＋lg 。同理，由HX－H＋＋X2－可得：pH2＝－lg Ka2＋lg 。因1＞Ka1≫Ka2，则－lg Ka1＜－lg Ka2。当lg ＝lg 时，有pH1＜pH2，故曲线N表示pH与lg 的变化关系，曲线M表示pH与lg 的变化关系，B正确。由曲线M可知，当pH＝4.8时，lg ≈－0.6，由pH2＝－lg Ka2＋lg 可得：lg Ka2≈－0.6－4.8＝－5.4，Ka2＝10－5.4＝100.6×10－6，故Ka2的数量级为10－6，A正确。NaHX溶液中，＜1，
则lg ＜0，此时溶液pH＜5.4，溶液呈酸性，所以c(H＋)＞c(OH－)，C正确。由图可知，当溶液呈中性时lg >0，则c(X2－)>c(HX－)，D错误。
3．改变0.1 mol·L－1二元弱酸H2A溶液的pH，溶液中H2A、HA－、A2－的物质的量分数δ(X)随pH的变化如图所示[已知δ(X)＝
]。
下列叙述错误的是( )
A．pH＝1.2时，c(H2A)＝c(HA－)
B．lg [K2(H2A)]＝－4.2
C．pH＝2.7时，c(HA－)>c(H2A)＝c(A2－)
D．pH＝4.2时，c(HA－)＝c(A2－)＝c(H＋)
答案 D
解析 A对：根据题给图像，pH＝1.2时，H2A与HA－的物质的量分数相等，则有c(H2A)＝c(HA－)。B对：根据题给图像，pH＝4.2时，HA－与A2－的物质的量分数相等，K2(H2A)＝＝c(H＋)＝10－4.2，则lg [K2(H2A)]＝－4.2。C对：根据题给图像，pH＝2.7时，H2A与A2－的物质的量分数相等，且远小于HA－的物质的量分数，则有c(HA－)>c(H2A)＝c(A2－)。D错：根据题给图像，pH＝4.2时，HA－与A2－的物质的量分数相等，c(HA－)＝c(A2－)，且c(HA－)＋c(A2－)约为0.1 mol·L－1，c(H＋)＝10－4.2 mol·L－1，则c(HA－)＝c(A2－)>c(H＋)。
4．下列有关电解质溶液的说法正确的是( )
A．向0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中减小
B．将CH3COONa溶液从20 ℃升温至30 ℃，溶液中增大
C．向盐酸中加入氨水至中性，溶液中>1
D．向AgCl、AgBr的饱和溶液中加入少量AgNO3，溶液中不变
答案 D
解析 CH3COOHCH3COO－＋H＋，K＝
，则＝，加水稀释，K不变，c(CH3COO－)减小，故比值变大，A错误。CH3COONa溶液中存在水解平衡：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，K＝，升高温度，水解平衡正向移动，K增大，则减小，B错误。溶液呈中性，则c(H＋)＝c(OH－)，根据电荷守恒可知，c(Cl－)＝c(NH)，C错误。向AgCl、AgBr 的饱和溶液中加入少量AgNO3，沉淀溶解平衡逆向移动，由于＝＝，Ksp仅与温度有关，故不变，D正确。
5．在两份相同的Ba(OH)2溶液中，分别滴入物质的量浓度相等的H2SO4、NaHSO4溶液，其导电能力随滴入溶液体积变化的曲线如图所示。
下列分析不正确的是( )
A．①代表滴加H2SO4溶液的变化曲线
B．b点，溶液中大量存在的离子是Na＋、OH－
C．c点，两溶液中含有相同量的OH－
D．a、d两点对应的溶液均显中性
答案 C
解析 向Ba(OH)2溶液中加入等物质的量浓度的H2SO4溶液，发生反应H2SO4＋Ba(OH)2===BaSO4↓＋2H2O，当加入的H2SO4的物质的量与Ba(OH)2的物质的量相等时，溶液中的离子浓度最低，导电能力最弱，对应①中a点，继续滴加H2SO4溶液，导电能力逐渐增强，故①代表滴加H2SO4溶液的曲线，A正确；另一份溶液，当加入少量NaHSO4溶液时，发生反应NaHSO4＋Ba(OH)2===BaSO4↓＋H2O＋NaOH，当加入的NaHSO4的物质的量与Ba(OH)2的物质的量相等时，反应后混合液的主要溶质为NaOH，此时对应②中b点，B正确；继续滴加NaHSO4溶液，发生反应NaOH＋NaHSO4===Na2SO4＋H2O，当加入的NaHSO4的物质的量与Ba(OH)2的总物质的量之比为2∶1时，发生反应2NaHSO4＋Ba(OH)2===BaSO4↓＋Na2SO4＋2H2O，溶质为Na2SO4，对应②中d点。c点两溶液导电能力相同，但是①中主要溶质为H2SO4，溶液显酸性，②中主要溶质为NaOH和Na2SO4，溶液显碱性，故C错误；a点溶液几乎为纯水，d点主要溶质为Na2SO4，a、d两点溶液均显中性，故D正确。
6．室温下，用相同浓度的NaOH溶液，分别滴定浓度均为0.1 mol·L－1的三种酸(HA、HB和HD)溶液，滴定曲线如图所示，下列判断错误的是( )
A．三种酸的电离常数关系：KHA>KHB>KHD
B．滴定至P点时，溶液中：c(B－)>c(Na＋)>c(HB)>c(H＋)>c(OH－)
C．pH＝7时，三种溶液中：c(A－)＝c(B－)＝c(D－)
D．当中和百分数达100%时，将三种溶液混合后：
c(HA)＋c(HB)＋c(HD)＝c(OH－)－c(H＋)
答案 C
解析 浓度均为0.1 mol·L－1的HA、HB和HD三种酸溶液的pH不同，pH越小，则酸的电离常数越大，A正确；滴定至P点时，所得溶液为等物质的量浓度的HB与NaB的混合溶液，溶液显酸性，说明HB的电离程度强于B－的水解程度，故c(B－)>c(Na＋)>c(HB)>c(H＋)>c(OH－)，B正确；pH＝7时，三种溶液中：c(A－)>c(B－)>c(D－)，C错误；根据质子守恒知，D正确。
7．溴酸银(AgBrO3)溶解度随温度变化曲线如图所示，下列说法错误的是( )
A．溴酸银的溶解是放热过程
B．温度升高时溴酸银溶解速度加快
C．60 ℃时溴酸银的Ksp约等于6×10－4
D．若硝酸钾中含有少量溴酸银，可用重结晶方法提纯
答案 A
解析 由题给曲线知，升高温度，AgBrO3的溶解度增大，说明升高温度，AgBrO3的溶解平衡AgBrO3(s)Ag＋(aq)＋BrO(aq) 向右移动，故AgBrO3的溶解是吸热过程，A错误；温度越高，物质的溶解速度越快，B正确；60 ℃时饱和AgBrO3溶液中c(Ag＋)＝c(BrO)≈ mol/L≈0.025 mol/L，故Ksp(AgBrO3)＝c(Ag＋)·c(BrO)＝0.025×0.025≈6×10－4，C正确；KNO3中混有少量AgBrO3，因KNO3溶解度大而AgBrO3溶解度小，故可用重结晶方法提纯，D正确。
8．常温下，在新制氯水中滴加NaOH溶液，溶液中水电离的c水(H＋
)与NaOH溶液体积之间的关系如图所示。下列推断正确的是( )
A．用pH试纸测定E点对应的溶液，其pH＝3
B．F、H点对应的溶液中都存在c(Na＋)＝c(Cl－)＋c(ClO－)
C．G点对应的溶液中c(Na＋)>c(Cl－)>c(ClO－)>c(OH－)>c(H＋)
D．常温下加水稀释H点对应的溶液，溶液的pH增大
答案 C
解析 E点对应的溶液中氢离子来自于水电离、氯化氢电离、次氯酸电离，溶液中氢氧根离子浓度与水电离的氢离子浓度相等，所以溶液中c(H＋)＝1×10－3 mol·L－1，溶液的pH＝3，但次氯酸具有漂白性，即E点对应的溶液有漂白性，用pH试纸测其pH误差较大，应用pH计测定，A错误。E点对应的溶液呈酸性，随着氢氧化钠溶液的加入，F点对应的溶液呈中性，G点对应的溶液中溶质是氯化钠、次氯酸钠，2NaOH＋Cl2===NaCl＋NaClO＋H2O，溶液呈碱性；继续加入氢氧化钠溶液，H点对应的溶液呈碱性，而不呈中性，由电荷守恒式c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(Cl－)＋c(ClO－)知，F点对应的溶液中，c(Na＋)＝c(Cl－)＋c(ClO－)，H点对应的溶液中，c(Na＋)>c(Cl－)＋c(ClO－)，B错误。G点对应的溶液中含等物质的量浓度的NaCl、NaClO(水解之前)，ClO－能发生水解，故离子浓度大小顺序为c(Na＋)>c(Cl－)>c(ClO－)>c(OH－)>c(H＋)，C正确。H点对应的溶液呈碱性，加水稀释后溶液体积增大程度大于ClO－水解程度，故溶液的碱性减弱，pH减小，D错误。
9．25 ℃时，用0.100 mol·L－1的NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 mol·L－1的HNO2溶液，lg 与所加NaOH溶液体积的关系如图所示，下列说法错误的是( )
A．25 ℃时，0.100 mol·L－1的HNO2溶液的pH＝2.75
B．B点对应的溶液中，2c(H＋)＋c(HNO2)＝c(NO)＋2c(OH－)
C．C点对应的溶液的pH＝7，加入NaOH溶液的体积为20.00 mL
D．D点对应的溶液的pH＝11.25，c(Na＋)－c(NO)的数量级为10－3
答案 C
解析 A点对应的溶液中lg＝8.5，则＝1.0×108.5，25 ℃时，Kw＝1.0×10－14，可得c(H＋)
＝1.0×10－2.75 mol·L－1，pH＝2.75，A正确。B点对应的溶液可以看成是等浓度等体积的HNO2溶液和NaNO2溶液混合，电荷守恒式为c(H＋)＋c(Na＋)＝c(OH－)＋c(NO)，物料守恒式为2c(Na＋)＝c(NO)＋c(HNO2)，则2c(H＋)＋c(HNO2)＝c(NO)＋2c(OH－)，B正确。若加入NaOH溶液体积为20.00 mL，则恰好完全反应生成NaNO2，溶液呈碱性，而C点对应的溶液中lg ＝0，则＝1，溶液呈中性，故此时加入NaOH溶液的体积小于20.00 mL，C错误。D点对应的溶液中，lg ＝－8.5，＝1.0×10－8.5，c(H＋)＝1.0×10－11.25 mol·L－1，pH＝11.25，c(OH－)＝1.0×10－2.75 mol·L－1，D点对应的溶液中电荷守恒式为c(H＋)＋c(Na＋)＝c(OH－)＋c(NO)，c(Na＋)－c(NO)＝c(OH－)－c(H＋)＝1.0×10－2.75－1.0×10－11.25≈1.0×10－2.75 (mol·L－1)，数量级为10－3，D正确。
