2018届一轮复习人教版水溶液中的离子平衡学案

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第八章 水溶液中的离子平衡 考点一　弱电解质的电离 一、掌握电离方程式的书写 ‎1．弱电解质 ‎(1)一元弱酸，如CH3COOH：CH3COOHH＋＋CH3COO－。‎ ‎(2)多元弱酸，分步电离，分步书写且第一步电离程度远远大于第二步的电离程度，如H2CO3：H2CO3H＋＋、。‎ ‎(3)多元弱碱，分步电离，一步书写，如Fe(OH)3：‎ Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。‎ ‎2．酸式盐 在水溶液中，强酸的酸式盐完全电离，弱酸的酸式盐中酸式酸根离子不完全电离。如 NaHSO4：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO NaHCO3：NaHCO3===Na＋＋HCO ‎[注意]　在熔融状态时NaHSO4===Na＋＋HSO。‎ 二、理解电离平衡的建立及其特征 ‎1．电离平衡的建立 ‎(1)开始时，v电离最大，而v结合为0。‎ ‎(2)平衡的建立过程中，v电离>v结合。‎ ‎(3)当v电离＝v结合时，电离过程达到平衡状态。‎ ‎2．电离平衡的特征 ‎[基点小练]‎ ‎1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。‎ ‎(1)弱电解质溶液中存在溶质分子，而强电解质溶液中不存在溶质分子(√)‎ ‎(2)AgCl的水溶液不导电，而CH3COOH的水溶液能导电，故AgCl是弱电解质，CH3COOH是强电解质(×)‎ ‎(3)由0.1 mol·L－1氨水的pH为11，可知溶液中存在NH3·H2ONH＋OH－(√)‎ ‎(4)弱电解质在溶液里达到电离平衡时，分子的浓度和离子的浓度一定相等(×)‎ 三、外界条件对电离平衡的影响 ‎1．外界条件对电离平衡的影响 ‎(1)温度：升高温度，电离平衡向右移动，电离程度增大。‎ ‎(2)浓度：稀释溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大。‎ ‎(3)相同离子：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向左移动，电离程度减小。‎ ‎(4)加入能与离子反应的物质：电离平衡向右移动，电离程度增大。‎ 以CH3COOHH＋＋CH3COO－　ΔH>0为例 改变条件 平衡移动方向 n(H＋)‎ c(H＋)‎ 导电能力 Ka 加水稀释 ‎→‎ 增大 减小 减弱 不变 加入少量冰醋酸 ‎→‎ 增大 增大 增强 不变 通入HCl(g)‎ ‎←‎ 增大 增大 增强 不变 加入NaOH(s)‎ ‎→‎ 减小 减小 增强 不变 加入镁粉 ‎→‎ 减小 减小 增强 不变 升高温度 ‎→‎ 增大 增大 增强 增大 ‎2．外界条件对电离平衡影响的四个不一定 ‎(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，如对于CH3COOHCH3COO－＋H＋，平衡后，加入冰醋酸，c(CH3COOH)增大，平衡右移，根据勒夏特列原理，只能“减弱”而不能消除，再次平衡时，c(CH3COOH)比原平衡时大。‎ ‎(3)电离平衡右移，离子的浓度不一定增大，如在CH3COOH溶液中加水稀释或加少量NaOH固体，都会引起平衡右移，但c(CH3COOH)、c(H＋)都比原平衡时要小。‎ ‎(4)电离平衡右移，电离程度也不一定增大，加水稀释或增大弱电解质的浓度，都使电离平衡向电离方向移动，但加水稀释时弱电解质的电离度增大，而增大弱电解质的浓度时弱电解质的电离程度减小。‎ ‎[基点小练]‎ ‎2．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。‎ ‎(1)温度不变，向CH3COOH溶液中加入CH3COONa，CH3COOH的电离平衡左移(√)‎ ‎(2)稀释某一弱电解质溶液时，所有离子的浓度都会减小(×)‎ ‎(3)向氨水中通入HCl气体，平衡NH3·H2ONH＋OH－向右移动(√)‎ ‎(4)降低温度和加水稀释都会使电离平衡发生移动，且移动方向相同(×)‎ 题点(一)　弱电解质电离平衡的特点 ‎1．在醋酸溶液中，CH3COOH的电离达到平衡的标志是(　　)‎ A．溶液显电中性 B．溶液中无CH3COOH分子 C．氢离子浓度恒定不变 D．c(H＋)＝c(CH3COO－)‎ 解析：选C　醋酸溶液中存在的电离平衡有：CH3COOHCH3COO－＋H＋，H2OH＋＋OH－，阴离子所带负电荷总数与阳离子所带正电荷总数永远相等，与是否达到电离平衡无关，A错误；CH3COOH是弱电解质，溶液中一定存在CH3COOH分子，B错误；依据电离方程式，不管是否达到平衡，都有c(H＋)＞c(CH3COO－)，D错误；氢离子浓度恒定不变时，电离达到平衡，C正确。‎ ‎2．(2016·上海高考)人体血液中的碳酸和碳酸氢盐存在平衡：H＋＋ HCOH2CO3，当有少量酸性或碱性物质进入血液中时，血液的pH变化不大，用平衡移动原理解释上述现象。‎ ‎________________________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ 答案：当少量酸性物质进入血液中，平衡向右移动，使H＋浓度变化较小，血液的pH基本不变；当少量碱性物质进入血液中，平衡向左移动，使H＋浓度变化较小，血液的pH基本不变(合理即可)‎ 题点(二)　影响电离平衡的外界因素 ‎3．下列关于电解质溶液的说法正确的是(　　)‎ A．(2016·四川高考)‎0.1 L 0.5 mol·L－1 CH3COOH溶液中含有的H＋数为0.05NA B．(2016·江苏高考)室温下，稀释0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液，溶液的导电能力增强 C．(2016·全国丙卷)向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中减小 D．(2013·江苏高考)CH3COOH溶液加水稀释后，溶液中的值减小 解析：选D　A项，CH3COOH为弱电解质，在水溶液中部分电离，‎0.1 L 0.5 mol·L－1 CH3COOH溶液中含有的H＋数小于0.05NA，错误；B项，CH3COOH溶液中存在平衡，CH3COOHCH3COO－＋H＋，加水稀释，平衡右移，产生的离子数增加，但溶液的体积增大，c(CH3COO－)、c(H＋)减小，导电能力减弱，错误；C项，加水稀释时，平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋右移，n(H＋)增大，n(CH3COOH)减小，＝＝，故比值变大，错误；D项，稀释时，n(CH3COO－)增大，n(CH3COOH)减小，故的值减小，正确。‎ ‎4．某浓度的氨水中存在下列平衡：NH3·H2ONH＋OH－，如想增大NH的浓度，而不增大OH－的浓度，应采取的措施是(　　)‎ ‎①适当升高温度　②加入NH4Cl固体 ‎③通入NH3　④加入少量盐酸 A．①②　　　　　　　　　 　B．②③‎ C．②④ D．①④‎ 解析：选C　升温平衡向右移动，c(NH)、c(OH－)都增大；加入NH4Cl固体，相当于增大c(NH)，平衡向左移动，c(OH－)减小，但c(NH)仍较原来增大，因平衡移动只能减小其增大的程度，而不能完全抵消它增大的部分；通入NH3平衡向右移动，c(NH)、c(OH－)都增大；加入少量盐酸，H＋与OH－反应使c(OH－)下降，平衡向右移动，使c(NH)增大。‎ ‎5.一定温度下，冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力如图所示。下列说法不正确的是(　　)‎ A．在O点时，醋酸不导电 B．a、b、c三点，a点时醋酸溶液中H＋浓度最小 C．b点时，醋酸电离程度最大 D．可通过微热的方法使c点溶液中c(CH3COO－)增大 解析：选C　A项，在O点时没有水，醋酸没有电离，不导电，正确；B项，导电能力为b>c>a，a、b、c三点，a点时醋酸溶液中H＋浓度最小，正确；C项，加水促进醋酸电离，b点时醋酸电离程度不是最大，错误；D项，加热向电离方向移动，正确。‎ 考点二　电离度、电离常数 一、电离度 ‎1．概念 在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质总数的分数。‎ ‎2．表示方法 α＝×100%‎ 也可表示为α＝×100%‎ ‎3．影响因素 温度的影响 升高温度，电离平衡向右移动，电离度增大；‎ 降低温度，电离平衡向左移动，电离度减小 浓度的影响 当弱电解质溶液浓度增大时，电离度减小；‎ 当弱电解质溶液浓度减小时，电离度增大 二、电离常数 ‎1．表达式 ‎(1)一元弱酸HA的电离常数：根据HAH＋＋A－，可表示为Ka＝。‎ ‎(2)一元弱碱BOH的电离常数：根据BOHB＋＋OH－，可表示为Kb＝。‎ ‎2．特点 电离常数只与温度有关，与电解质的浓度、酸碱性无关，由于电离过程是吸热的，故温度升高，K增大。多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是K1≫K2……，所以其酸性主要决定于第一步电离。‎ ‎3．意义 相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的酸性或碱性相对越强。‎ ‎4．影响因素 ‎5．电离常数的4大应用 ‎(1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。‎ ‎(2)判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱，电离常数越大，对应的盐水解程度越小，碱性(或酸性)越弱。‎ ‎(3)判断复分解反应能否发生，一般符合 “强酸制弱酸”规律。‎ ‎(4)判断微粒浓度比值的变化。‎ 弱电解质加水稀释时，能促进弱电解质的电离，溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化，但电离常数不变，题目中经常利用电离常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。‎ 如把0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，＝＝，稀释时，c(H＋)减小，K值不变，则变大。‎ ‎[基点小练]‎ ‎1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。‎ ‎(1)当弱电解质的浓度增大时，电离度增大(×)‎ ‎(2)在1 mol·L－1的CH3COOH溶液中，升高温度，电离度增大(√)‎ ‎(3)电离平衡右移，电离常数一定增大(×)‎ ‎(4)H2CO3的电离常数表达式：Ka＝(×)‎ ‎(5)电离常数可以表示弱电解质的相对强弱(√)‎ ‎(6)电离常数随着弱电解质浓度的增大而增大(×)‎ ‎(7)电离常数只与温度有关，与浓度无关(√)‎ ‎(8)电离常数大的酸溶液中的c(H＋)一定比电离常数小的酸溶液中的c(H＋)大(×)‎ ‎2．下表是几种常见弱酸的电离常数(‎25 ℃‎)‎ 弱酸 电离方程式 电离常数K CH3COOH CH3COOHCH3COO－＋H＋‎ ‎1.26×10－5‎ H2CO3‎ H2CO3H＋＋HCO HCOH＋＋CO K2＝5.61×10－11‎ K1＝4.31×10－7‎ H2S H2SH＋＋HS－HS－H＋＋S2－‎ K1＝9.1×10－8 ‎ K2＝1.1×10－15‎ H3PO4‎ H3PO4H＋＋H2PO ‎ H2POH＋＋HPO ‎ HPOH＋＋PO K1＝7.52×10－3 ‎ K2＝6.23×10－8 ‎ K3＝4.2×10－13‎ 回答下列问题：‎ ‎(1)K只与温度有关，当温度升高时，K值________(填“增大”“减小”或“不变”)。‎ ‎(2)在温度相同时，各弱酸的K值不同，那么K值的大小与酸性的相对强弱有何关系？________________________________________________________________________。‎ ‎(3)若把CH3COOH、H2CO3、HCO、H2S、HS－、H3PO4、H2PO、HPO都看作是酸，其中酸性最强的是________，酸性最弱的是________。‎ ‎(4)多元弱酸是分步电离的，每一步都有相应的电离常数，对于同一种多元弱酸的K1、K2、K3之间存在着数量上的规律是K1∶K2∶K3≈1∶105∶1010，产生此规律的原因是_________________________________________________。‎ 答案：(1)增大 ‎(2)相同温度下，K值越大，对应酸的酸性越强 ‎(3)H3PO4　HS－‎ ‎(4)上一级电离出的H＋对下一级电离有抑制作用 题点(一)　电离度、电离常数应用 ‎1．已知‎25 ℃‎下，醋酸溶液中各粒子存在下述关系：K＝＝1.75×10－5，下列有关说法可能成立的是(　　)‎ A．‎25 ℃‎下，向该溶液中加入一定量的盐酸时，K＝8×10－5‎ B．‎25 ℃‎下，向该溶液中加入一定量的盐酸时，K＝8×10－4‎ C．标准状况下，醋酸溶液中K＝1.75×10－5‎ D．升高到一定温度，K＝7.2×10－5‎ 解析：选D　K为醋酸的电离常数，只与温度有关，与离子浓度无关，故A、B两项均错误；由于醋酸电离过程吸热，则升高温度，K增大，降低温度，K 减小，所以标准状况下(‎0 ℃‎)，K应小于1.75×10－5，C项错误；升高温度，K应大于1.75×10－5，D项正确。‎ ‎2．相同温度下，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是(　　)‎ 酸 HX HY HZ 电离常数K ‎9×10－7‎ ‎9×10－6‎ ‎1×10－2‎ A．三种酸的强弱关系：HX＞HY＞HZ B．反应HZ＋Y－===HY＋Z－能够发生 C．相同温度下，0.1 mol·L－1的NaX、NaY、NaZ溶液，NaZ溶液pH最大 D．相同温度下，1 mol·L－1 HX溶液的电离常数大于0.1 mol·L－1 HX　‎ 解析：选B　表中电离常数大小关系：1×10－2＞9×10－6＞9×10－7，所以酸的强弱关系为HZ＞HY＞HX，可知A、C不正确，B正确；电离常数只与温度有关，与浓度无关，D不正确。‎ ‎3.(2016·全国乙卷)298 K时，在20.0 mL 0.10 mol·L－1氨水中滴入0.10 mol·L－1的盐酸，溶液的pH与所加盐酸的体积关系如图所示。已知0.10 mol·L－1氨 水的电离度为1.32%，下列有关叙述正确的是(　　)‎ A．该滴定过程应该选择酚酞作为指示剂 B．M点对应的盐酸体积为20.0 mL C．M点处的溶液中c(NH)＝c(Cl－)＝c(H＋)＝c(OH－)‎ D．N点处的溶液中pH＜12‎ 解析：选D　A项，用0.10 mol·L－1盐酸滴定20.0 mL 0.10 mol·L－1氨水，二者恰好完全反应时生成强酸弱碱盐NH4Cl，应选用甲基橙作指示剂；B项，当V(HCl)＝20.0 mL时，二者恰好完全反应生成NH4Cl，此时溶液呈酸性，而图中M点溶液的pH＝7，故M点对应盐酸的体积小于20.0 mL；C项，M点溶液呈中性，则有c(H＋)＝c(OH－)；据电荷守恒可得c(H＋)＋c(NH)＝c(OH－)＋c(Cl－)，则有c(NH)＝c(Cl－)，此时溶液中离子浓度关系为c(NH)＝c(Cl－)＞c(H＋)＝c(OH－)；D项，NH3·H2O为弱电解质，部分发生电离，N点时V(HCl)＝0，此时氨水的电离度为1.32%，则有c(OH－)＝0.10 mol·L－1×1.32%＝1.32×10－3 mol·L－1，c(H＋)＝＝ mol·L－1≈7.58×10－12 mol·L－1，故N点处的溶液中pH＜12。‎ 电离度与电离常数的比较 ‎(1)电离度是转化率的形式，电离常数是平衡常数的形式。‎ ‎(2)电离度受浓度的影响，电离常数不受浓度的影响。‎ ‎(3)两者均可用来表示弱电解质的电离程度及其相对强弱的；但用电离度时必须在同温同浓度条件下，而电离常数只须在同温下便可。‎ 题点(二)　电离平衡常数的相关计算 ‎4．(2016·浙江高考)苯甲酸钠(COONa，缩写为NaA)可用作饮料的防腐剂。研究表明苯甲酸(HA)的抑菌能力显著高于A－。已知‎25 ℃‎时，HA的Ka＝6.25×10－5，H2CO3的Ka1＝4.17×10－7，Ka2＝4.90×10－11。在生产碳酸饮料的过程中，除了添加NaA外，还需加压充入CO2气体。下列说法正确的是(温度为‎25 ℃‎，不考虑饮料中其他成分)(　　)‎ A．相比于未充CO2的饮料，碳酸饮料的抑菌能力较低 B．提高CO2充气压力，饮料中c(A－)不变 C．当pH为5.0时，饮料中＝0.16‎ D．碳酸饮料中各种粒子的浓度关系为c(H＋)＝c(HCO)＋c(CO)＋c(OH－)－c(HA)‎ 解析：选C　充入CO2的碳酸饮料中H＋浓度大，易形成抑菌能力强的HA，故碳酸饮料抑菌能力强，A项错误；提高CO2的充气压力，能够增大CO2的溶解度，溶液中H＋浓度增大，与A－结合生成难电离的HA，饮料中c(A－)减小，B项错误；根据电离平衡常数的关系式可得：＝6.25×10－5，整理得＝＝0.16，C项正确；根据电荷守恒得：c(H＋)＋c(Na＋)＝c(A－)＋‎2c(CO)＋c(OH－)＋c(HCO)，根据物料守恒得：c(Na＋)＝c(A－)＋c(HA)，将c(Na＋)＝c(A－)＋c(HA)代入电荷守恒关系式可得：c(H＋)＋c(HA)＝‎2c(CO)＋c(OH－)＋c(HCO)，D项错误。‎ ‎5．(2017·厦门模拟)某二元酸(H‎2A)在水中的电离方程式为H‎2A===H＋＋HA－，HA－H＋＋A2－(‎25 ℃‎时Ka＝1.0×10－2)，下列有关说法中正确的是(　　 )‎ A．H‎2A是弱酸 B．稀释0.1 mol·L－1 H‎2A溶液，因电离平衡向右移动而导致c(H＋ )增大 C．在0.1 mol·L－1的H‎2A溶液中，c(H＋)＝0.12 mol·L－1‎ D．若0.1 mol·L－1 NaHA溶液中c(H＋)＝0.02 mol·L－1，则0.1 mol·L－1的H‎2A中c(H＋)＜ 0.12 mol·L－1‎ 解析：选D　A项，二元酸(H‎2A)在水中第一步电离为完全电离，则H‎2A酸性较强，不是弱酸，错误；B项，加水稀释电离平衡右移，但是c(H＋)减小，错误；C项，二元酸(H‎2A)在水中的电离方程式为H‎2A===H＋＋HA－，HA－H＋＋A2－(Ka＝1.0×10－2)，第一步完全电离，第二步部分电离，设电离的HA－为x，则有：＝1.0×10－2，解之得x＝0.008 4。所以在0.1 mol·L－1的H‎2A溶液中，c(H＋)＝0.1 mol·L－1＋0.008 4 mol·L－1＝0.108 4 mol·L－1，错误；D项，若0.1 mol·L－1的NaHA溶液中c(H＋)＝0.02 mol·L－1，0.1 mol·L－1的H‎2A溶液中存在H‎2A===H＋＋HA－，HA－H＋＋A2－‎ ‎，第一步电离出的氢离子，抑制了第二步电离，所以c(H＋)＜0.12 mol·L－1，正确。‎ ‎6．碳氢化合物完全燃烧生成CO2和H2O。常温常压下，空气中的CO2溶于水，达到平衡时，溶液的pH＝5.60，c(H2CO3)＝1.5×10－5mol·L－1。若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离，则H2CO3HCO＋H＋的电离常数K1＝________(已知：10－5.60＝2.5×10－6)。‎ 解析：H2CO3H＋＋HCO K1＝＝＝4.2×10－7。‎ 答案：4.2×10－7‎ 有关电离常数计算的两种类型(以弱酸HX为例)‎ ‎1．已知c(HX)始和c(H＋)，求电离常数 ‎　　　　　　　　HX　　　H＋ ＋　X－‎ 起始/(mol·L－1)：c(HX)始　　　　　0　　　 0‎ 平衡/(mol·L－1)：c(HX)始－c(H＋) c(H＋)　c(H＋)‎ 则：Ka＝＝。‎ 由于弱酸只有极少一部分电离，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)始－c(H＋)≈c(HX)始，则Ka＝，代入数值求解即可。‎ ‎2．已知c(HX)始和电离常数，求c(H＋)‎ 同理可得Ka＝≈，则：c(H＋)＝，代入数值求解即可。‎ 考点三　强酸(碱)与弱酸(碱)的比较 一元强酸与一元弱酸的比较 ‎1．一元强酸(HA)与一元弱酸(HB)的比较 浓度均为0.01‎ ‎ mol·L－1‎ pH均为2‎ pH或物质 的量浓度 ‎2＝pHHAHB HA＝HB 体积相同时与 HA＝HB HAc(B－)‎ c(A－)＝c(B－)‎ 分别加入固体NaA、‎ NaB后pH变化 HA：不变 HB：变大 HA：不变 HB：变大 加水稀释10倍后 ‎3＝pHHApHHB>2‎ 溶液的导电性 HA>HB HA＝HB 水的电离程度 HA1。‎ 方法二：根据弱酸在水溶液中存在电离平衡判断，条件改变，平衡发生移动，如pH＝1的CH3COOH加水稀释10倍后，17。‎ ‎[对点演练]‎ ‎1．(2016·上海高考)能证明乙酸是弱酸的实验事实是(　　)‎ A．CH3COOH溶液与Zn反应放出H2‎ B．0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液的pH大于7‎ C．CH3COOH溶液与Na2CO3反应生成CO2‎ D．0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液可使紫色石蕊变红 解析：选B　A项，只能证明乙酸具有酸性，不能证明其酸性强弱，错误；B项，该盐水溶液显碱性，可以证明乙酸是弱酸，正确；C项，可以证明乙酸的酸性比碳酸强，但不能证明其为弱酸，错误；D项，可以证明乙酸具有酸性，但不能证明其酸性强弱，错误。‎ ‎2．为了证明一水合氨(NH3·H2O)是弱电解质，甲、乙、丙三人分别选用下列试剂进行实验：0.010 mol·L－1氨水、0.1 mol·L－1NH4Cl溶液、NH4Cl晶体、酚酞溶液、pH试纸、蒸馏水。‎ ‎(1)甲用pH试纸测出0.010 mol·L－1氨水的pH为10，则认定一水合氨是弱电解质，你认为这一方法____________(填“正确”或“不正确”‎ ‎)，并说明理由________________________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(2)乙取出10 mL 0.010 mol·L－1氨水，用pH试纸测其pH＝a，然后用蒸馏水稀释至1 000 mL，再用pH试纸测其pH＝b，若要确认NH3·H2O是弱电解质，则a、b应满足什么关系？________________________________。‎ ‎(3)丙取出10 mL 0.010 mol·L－1氨水，滴入2滴酚酞溶液，显粉红色，再加入少量NH4Cl晶体，溶液颜色变________(填“深”或“浅”)。你认为这一方法能否证明NH3·H2O是弱电解质？________(填“能”或“否”)，并说明原因________________________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(4)请你根据所提供的试剂，再提出一个合理又简便的方案证明NH3·H2O是弱电解质：________________________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ 解析：(1)若NH3·H2O是强电解质，则0.010 mol·L－1氨水中c(OH－)应为0.010 mol·L－1，pH＝12。用pH试纸测出0.010 mol·L－1氨水的pH为10，说明NH3·H2O没有完全电离，应为弱电解质。‎ ‎(2)若NH3·H2O是强电解质，用蒸馏水稀释至1 000 mL，其pH＝a－2。因为NH3·H2O是弱电解质，不能完全电离，a、b应满足a－20.01 mol·L－1,‎1 L溶液中n(HCl)＝0.01 mol，n(CH3COOH)>0.01 mol。A项，相同时间内pH变化较大的应为HCl，错误；B项，产生H2的速率大的应为CH3COOH，错误；D项，相同时间内c(H＋)变化较大的为HCl，错误。‎ ‎6.(2017·厦门模拟)‎25 ℃‎时，相同pH的两种一元弱酸HA与HB溶液分别加水稀释，溶液pH随溶液体积变化的曲线如图所示。下列说法正确的是(　　)‎ A．同浓度的NaA与NaB溶液中，c(A－)小于c(B－)‎ B．a点溶液的导电性大于b点溶液 C．a点的c(HA)大于b点的c(HB)‎ D．HA的酸性强于HB 解析：选D　由于稀释过程中HA的pH变化较大，故HA的酸性强于HB，D项正确；酸的酸性越强，对应盐的水解程度越弱，NaB的水解程度较大，同浓度的NaA与NaB溶液中，c(B－)小于c(A－)，A项错误；b点溶液的pH小于a点溶液的pH，说明b点溶液中c(H＋)较大、c(B－)较大，溶液的导电性较强，B项错误；HA酸性强于HB，则相同pH的溶液，c(HA)Vc D．a、c两点c(H＋)相等 解析：选D　pH：b点大于a点，所以溶液中的离子浓度b点大于a点，即导电能力b点大于a点，A错误；b点和c点的温度相同，其KW相等，B错误；由图像中曲线的变化趋势知，a点是NaOH溶液，c点是氨水，pH相同时c(NH3·H2O)远大于c(NaOH)，结合溶液的体积c点大于a点，故消耗盐酸体积Vac(H＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)‎ C．与同浓度的盐酸分别加水稀释10倍：pH(醋酸)c(CH3COO－)；水的电离受到抑制，c(CH3COO－)>c(OH－‎ ‎)；由于醋酸电离程度很弱，主要以分子的形式存在，所以c(CH3COOH)>c(H＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)，正确；C项，由于醋酸的电离程度远小于盐酸的电离程度，因此稀释10倍后，溶液中c(H＋)：醋酸<盐酸，所以pH(醋酸)>pH(盐酸)，错误；D项，与等浓度等体积NaOH溶液反应，由于溶液的体积增大，所以反应后的溶液中：c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)<0.1 mol·L－1，错误。‎ ‎6．(2017·江西新余模拟)‎25 ℃‎时，电离平衡常数：‎ 化学式 CH3COOH H2CO3‎ HCN 电离平 衡常数 ‎1.8×10－5‎ K1：4.3×10－7‎ K2：5.6×10－11‎ ‎4.9×10－10‎ 请回答下列问题：‎ ‎(1)物质的量浓度为0.1 mol·L－1的下列四种物质：‎ a．Na2CO3　 b．NaCN　 c．CH3COONa　 d．NaHCO3‎ pH由大到小的顺序是____________(填编号)。‎ ‎(2)‎25 ℃‎时，在0.5 mol·L－1的醋酸溶液中由醋酸电离出的c(H＋)约是由水电离出的c(H＋)的________倍。‎ ‎(3)写出向氰化钠溶液中通入少量二氧化碳的离子方程式：‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(4)‎25 ℃‎时，CH3COOH与CH3COONa的混合溶液，若测得混合液pH＝6，则溶液中c(CH3COO－)－c(Na＋)＝__________________(填准确数值)。‎ ‎(5)‎25 ℃‎时，将a mol·L－1的醋酸与b mol·L－1氢氧化钠溶液等体积混合，反应后溶液恰好显中性，用a、b表示醋酸的电离平衡常数为__________________。‎ 解析：(1)酸越弱，对应酸根离子的水解程度越大，浓度相同时，溶液的pH越大，所以pH由大到小的顺序是a＞b＞d＞c。‎ ‎(2)Ka(CH3COOH)＝＝＝1.8×10－5，c(CH3COOH)≈0.5 mol·L－1，c(H＋)≈3×10－3mol·L－1，由水电离出的c(H＋)约为 mol·L－1，由醋酸电离出的c(H＋)约是由水电离出的c(H＋)的＝9×108倍。‎ ‎(3)酸性强弱顺序为H2CO3＞HCN＞HCO，所以向氰化钠溶液中通入少量二氧化碳的离子方程式为CN－＋CO2＋H2O===HCO＋HCN。‎ ‎(4)‎25 ℃‎时，CH3COOH与CH3COONa的混合溶液，若测得混合溶液pH＝6，则c(H＋)＝10－6 mol·L－1，c(OH－)＝10－8 mol·L－1，根据电荷守恒有关系c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)，则c(CH3COO－)－c(Na＋)＝c(H＋)－c(OH－)＝10－6mol·L－1－10－8 mol·L ‎－1＝9.9×10－7 mol·L－1。‎ ‎(5)‎25 ℃‎时，a mol·L－1的醋酸与b mol·L－1氢氧化钠溶液等体积混合，反应后溶液恰好显中性，此时c(H＋)＝c(OH－)＝10－7 mol·L－1，c(CH3COO－)＝c(Na＋)＝ mol·L－1，c(CH3COOH)＝ mol·L－1，则Ka＝＝ 。‎ 答案：(1)a＞b＞d＞c　(2)9×108‎ ‎(3)CN－＋CO2＋H2O===HCO＋HCN ‎(4)9.9×10－7 mol·L－1　(5) ‎[课下提能练]‎ ‎1．(2017·兰州一中阶段测试)下列说法不正确的是(　　)‎ A．强电解质在溶液中完全电离，不存在电离平衡 B．导电能力强的溶液其溶质是强电解质 C．溶质为同一弱电解质的溶液，当温度不同时，其导电能力也不相同 D．强电解质在液态时，有的导电，有的不导电 解析：选B　溶液的导电能力与溶液中自由移动离子的浓度和离子所带电荷有关系，弱电解质的浓溶液也可能具有较强的导电性，B项错误；溶质为同一弱电解质的溶液，当温度不同时，其电离程度不同，溶液中自由移动的离子浓度不同，故其导电能力也不相同，C项正确；强电解质在液态时，有的导电，如氯化钠等离子化合物，有的不导电，如氯化氢等，D项正确。‎ ‎2．(2017·房山区模拟)将0.1 mol·L－1的NH3·H2O溶液加水稀释，下列说法正确的是(　　)‎ A.的值减小 B．OH－的物质的量减小 C.的值减小 D．NH的浓度减小 解析：选D　在NH3·H2O溶液中，存在电离平衡；NH3·H2O NH＋OH－，当加水稀释时，电离平衡正向移动，使电离出的n(NH)增大，溶液中的n(NH3·H2O)减小，则＝的值增大，A错误；加水稀释，电离平衡正向移动，OH－的物质的量增大，B错误；加水稀释时，温度不变，Kb＝的值不变，C错误；加水稀释，c ‎(NH)减小，D正确。‎ ‎3．(2017·成都模拟)对常温下pH＝3的 CH3COOH溶液，下列叙述不正确的是(　　)‎ A．c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)‎ B．加入少量CH3COONa固体后，c(CH3COO－)降低 C．该溶液中由水电离出的c(H＋)是1.0×10－11 mol·L－1‎ D．与等体积pH＝11的NaOH溶液混合后所得溶液显酸性 解析：选B　溶液中存在电荷守恒，c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，A正确；加入少量CH3COONa固体后，c(CH3COO－)增大，B错误；醋酸电离出H＋，抑制了水的电离，该溶液中c(OH－)＝1.0×10－11 mol·L－1，即水电离出的c(H＋)＝1.0×10－11 mol·L－1，C正确；与等体积pH＝11 的NaOH 溶液混合后醋酸过量，溶液显酸性，D正确。‎ ‎4．(2017·泰州模拟)部分弱酸的电离平衡常数如下表：‎ 弱酸 HCOOH HCN H2CO3‎ 电离平衡 常数(‎25 ℃‎)‎ ‎1.77×10－4‎ ‎4.9×10－10‎ K1＝4.3×10－7‎ K2＝5.6×10－11‎ 下列选项错误的是(　　)‎ A．2CN－＋H2O＋CO2===2HCN＋CO B．2HCOOH＋CO===2HCOO－＋H2O＋CO2↑‎ C．中和等体积、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者 D．HCOOH＋CN－===HCOO－＋HCN 解析：选A　A项，由酸的电离平衡常数知酸性由强至弱的顺序为HCOOH＞H2CO3＞HCN＞HCO，较强酸能够制取较弱酸，CN－与CO2、H2O反应的离子方程式为CN－＋H2O＋CO2===2HCN＋HCO，错误；B项，HCOOH与CO反应的离子方程式为2HCOOH＋CO===2HCOO－＋H2O＋CO2↑，正确；C项，等pH、等体积的HCOOH和HCN，n(HCN)＞n(HCOOH)，两者与NaOH反应，消耗NaOH的量前者小于后者，正确；D项，HCOOH与CN－反应的离子方程式为HCOOH＋CN－===HCOO－＋HCN，正确。‎ ‎5．pH＝2的两种一元酸x和y，体积均为100 mL，稀释过程中pH与溶液体积的关系如下图所示。分别滴加NaOH溶液(c＝0.1 mol·L－1)至pH＝7。消耗NaOH溶液的体积为Vx、Vy，则(　　)‎ A．x为弱酸，VxVy C．y为弱酸，VxVy 解析：选C　pH相等的两种酸，稀释过程中，强酸的pH变化大，弱酸的pH变化小，因为弱酸稀释时逐渐电离出H＋。因为y为弱酸，不能全部电离，x为强酸，是全部电离的，pH相同时，y的浓度大，所以y消耗OH－的量更多。‎ ‎6.(2017·南昌模拟)‎25 ℃‎时，将pH均为2的HCl与HX的溶液分别加水稀释，溶液pH随溶液体积变化的曲线如图所示。下列说法正确的是(　　)‎ A．稀释前，c(HX)＝0.01 mol·L－1‎ B．稀释10倍，HX溶液的pH＝3‎ C．a、b两点：c(X－)＞c(Cl－)‎ D．溶液的导电性：a＞b 解析：选C　HX为弱酸，pH＝2时，c(HX)＞0.01 mol·L－1，A错误；HX为弱酸，溶液稀释时，HX进一步电离，pH＝2的HX，稀释10倍，HX溶液的pH＜3，B错误；盐酸是强酸，完全电离，HX为弱酸，部分电离，相同温度下，相同pH的盐酸和醋酸溶液，HX浓度大，溶液稀释时，HX进一步电离，其溶液中离子浓度大于盐酸的离子浓度，所以a、b两点：c(X－)＞c(Cl－)，溶液的导电性：a＜b，故C正确，D错误。‎ ‎7．(2017·海淀区期末)常温下，下列有关两种溶液的说法不正确的是(　　)‎ 序号 ‎①‎ ‎②‎ pH ‎12‎ ‎12‎ 溶液 氨水 氢氧化钠溶液 A.①②两溶液中c(OH－)相等 B．①溶液的物质的量浓度为0.01 mol·L－1‎ C．①②两溶液分别加水稀释10倍，稀释后溶液的pH：①>②　‎ D．等体积的①、②两溶液分别与0.01 mol·L－1的盐酸完全中和，消耗盐酸的体积：①>②‎ 解析：选B　常温下，pH相同的氨水和氢氧化钠溶液中，c(OH－)相等，A项正确，由于NH3·H2O是弱碱，故氨水的物质的量浓度大于0.01 mol·L－1，B项错误；分别加水稀释10倍时，氢氧化钠溶液的pH变为11，而氨水的pH大于11且小于12，C项正确；等体积时氨水中溶质的物质的量大于NaOH溶液，分别与0.01 mol·L－1的盐酸完全中和，消耗盐酸的体积①>②，D项正确。‎ ‎8．(2017·日照模拟)常温下，向10 mL b mol·L－1的CH3COOH溶液中滴加等体积的0.01 mol·L－1的NaOH溶液，充分反应后，溶液中c(CH3COO－)＝c(Na＋)，下列说法不正确的是(　　)‎ A．b>0.01‎ B．混合后溶液呈中性 C．CH3COOH的电离常数Ka＝ D．向CH3COOH溶液中滴加NaOH溶液的过程中，水的电离程度逐渐减小 解析：选D　反应后溶液中c(CH3COO－)＝c(Na＋)，根据电荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)得：c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性，说明醋酸过量，b>0.01，A、B正确；pH＝7，c(H＋)＝10－7mol·L－1，Ka＝＝＝，C正确；在向CH3COOH溶液中滴加NaOH溶液的过程中，水的电离程度先变大后逐渐减小，因为酸、碱抑制水的电离，D错误。‎ ‎9.(2017·漯河模拟)常温下，浓度均为0.10 mol·L－1、体积均为V0的HA和HB溶液，分别加水稀释至体积V，pH随lg的变化如图所示，下列叙述正确的是(　　)‎ A．该温度下HB的电离平衡常数约等于1.11×10－5‎ B．当lg＝3时，若两溶液同时升高温度，则减小 C．相同条件下NaA溶液的pH大于NaB溶液的pH D．溶液中水的电离程度：a＝c＞b 解析：选A　根据图像可知，稀释100倍时HB的浓度变为0.001 mol·L－1，而此时溶液中c(H＋)为10－4 mol·L－1，即发生电离的HB是10－4 mol·L－1，该温度下HB的电离平衡常数K＝＝≈1.11×10－5，A正确；当lg＝3时，HA溶液的pH＝4，HB溶液的pH＞4，HA是强酸，HB是弱酸，升高温度，对c(A－)无影响，而HB溶液中存在电离平衡，升高温度，电离正向移动，c(B－)浓度增大，增大，B错误；HA为强酸，HB为弱酸，NaB溶液显碱性，NaA溶液显中性，相同条件下NaA溶液的pH小于NaB溶液的pH，C错误；酸电离出的c(H＋)越大，对水电离的抑制程度越大，根据图像可知，溶液中水的电离程度：a＝c＜b，D错误。‎ ‎10．食醋的主要成分是CH3COOH。请回答下列问题：‎ ‎(1)下列说法正确的是________。‎ A．向某温度下的CH3COOH溶液中通入HCl气体，醋酸的电离常数会增大 B．向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中分别通入HCl气体和加入CH3COONa固体，溶液中值均增大 C．食醋加水稀释过程中酸味不变 D．等体积等浓度的CH3COOH、HCl溶液分别与足量NaHCO3反应，放出的气体体积相等 ‎(2)研究醋酸的电离平衡。已知在‎25 ℃‎时，醋酸、碳酸和亚硫酸的电离平衡常数如下表所示。‎ 酸 电离常数 醋酸 K＝1.8×10－5‎ 碳酸 K1＝4.1×10－7　K2＝5.6×10－11‎ 亚硫酸 K1＝1.5×10－2　K2＝1.0×10－7‎ ‎①碳酸第一步电离的电离常数表达式为______________________________________。‎ ‎②醋酸加入Na2SO3中是否能发生反应？____________(填“能”或“不能”)；若能，其产物为________，NaHSO3溶液呈酸性的原因为________________________________________________________________________。‎ ‎③醋酸加水稀释100倍，图中的纵坐标可以是________。‎ A．溶液的pH B．醋酸的电离常数 C．溶液的导电能力 D．醋酸的电离程度 解析：(1)电离常数只与温度有关，温度不变，电离常数不变，A项错误；0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，通入HCl气体，c(H＋)增大，平衡左移，c(CH3COOH)增大，但c(H＋)增大的程度远大于c(CH3COOH)，所以值增大，加入CH3COONa固体，c(CH3COO－)增大，平衡左移，c(H＋)减小，c(CH3COOH)增大，所以值减小，B项错误；食醋加水稀释过程中，c(H＋)降低，酸味变淡，C项错误；CH3COOH和盐酸都是一元酸，二者溶液的体积和浓度相等时，消耗的NaHCO3的量相等，放出的CO2的体积也相等，D项正确。‎ ‎(2)①H2CO3的第一步电离方程式为H2CO3H＋＋HCO，K1＝。②根据CH3COOH和H2SO3的电离常数，可知酸性：H2SO3>CH3COOH>HSO，根据“强酸制弱酸”原理，CH3COOH能与Na2SO3反应生成NaHSO3和CH3COONa。HSO的电离程度大于其水解程度导致NaHSO3溶液呈酸性。③CH3COOH溶液加水稀释，CH3COOH的电离程度增大，n(H＋)增大，但c(H＋‎ ‎)减小，因此pH增大，A、D项错误；电离常数只与温度有关，因此稀释时CH3COOH的电离常数不变，B项错误；加水稀释时溶液中离子浓度减小，故溶液的导电能力降低，C项正确。‎ 答案：(1)D ‎(2)①K1＝　②能　NaHSO3、CH3COONa　HSO的电离程度大于其水解程度　③C ‎11．常压下，取不同浓度、不同温度的氨水测定，得到下表实验数据。‎ 温度/℃‎ c(NH3·H2O) /(mol·L－1)‎ 电离常数 电离度/%‎ c(OH－) /(mol·L－1)‎ ‎0‎ ‎16.56‎ ‎1.37×10－5‎ ‎9.098‎ ‎1.507×10－2‎ ‎10‎ ‎15.16‎ ‎1.57×10－5‎ ‎10.18‎ ‎1.543×10－2‎ ‎20‎ ‎13.63‎ ‎1.71×10－5‎ ‎11.2‎ ‎1.527×10－2‎ 提示：电离度＝×100%‎ ‎(1)温度升高，NH3·H2O的电离平衡向________(填“左”或“右”)移动，能支持该结论的表中数据是________(填字母)。‎ a．电离常数 B．电离度 c．c(OH－) D．c(NH3·H2O)‎ ‎(2)表中c(OH－)基本不变的原因是______________________________________。‎ ‎(3)常温下，在氨水中加入一定量的氯化铵晶体，下列说法错误的是________(填字母，下同)。‎ A．溶液的pH增大 B．氨水的电离度减小 C．c(OH－)减小 D．c(NH)减小 ‎(4)将氨水与盐酸等浓度等体积混合，下列做法能使c(NH)与c(Cl－)比值变大的是________。‎ A．加入固体氯化铵 B．通入少量氯化氢 C．降低溶液温度 D．加入少量固体氢氧化钠 解析：(1)根据表中电离常数随温度的变化可以判断，NH3·H2O的电离吸收热量，升高温度，NH3·H2O的电离平衡向右移动。(3)对于平衡NH3·H2ONH＋OH－，加入NH4Cl固体，平衡左移，pH减小，电离度减小，c(OH－)减小，c(NH)增大，A、D错误。(4)氨水与盐酸等浓度等体积混合，恰好生成NH4Cl溶液，NH＋H2ONH3·H2O＋H＋‎ ‎，加入固体NH4Cl，NH水解程度减小，增大，A正确；降温，NH水解程度减小，增大，C项正确；B项，通入HCl，c(Cl－)增大的较c(NH)多，减小；D项，加入NaOH固体，c(NH)减小，减小。‎ 答案：(1)右　a ‎(2)氨水浓度降低，使c(OH－)减小，而温度升高，使c(OH－)增大，双重作用使c(OH－)基本不变 ‎(3)AD　(4)AC ‎12．‎25 ℃‎时，部分物质的电离平衡常数如表所示：‎ 化学式 CH3COOH H2CO3‎ HClO 电离平衡常数 ‎1.7×10－5‎ K1＝4.3×10－7‎ K2＝5.6×10－11‎ ‎3.0×10－8‎ 请回答下列问题：‎ ‎(1)CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为________________________________________________。‎ ‎(2)同浓度的CH3COO－、HCO、CO、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序为________________________________________________________________________。‎ ‎(3)常温下0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液在加水稀释过程中，下列表达式的数据一定变小的是________(填字母，下同)。‎ A．c(H＋) B．c(H＋)/c(CH3COOH)‎ C．c(H＋)·c(OH－) D．c(OH－)/c(H＋)‎ E. 若该溶液升高温度，上述5种表达式的数据增大的是__________。‎ ‎(4)体积为10 mL pH＝2的醋酸溶液与一元酸HX溶液分别加水稀释至1 000 mL，稀释过程pH变化如图所示，则HX的电离平衡常数________(填“大于”“等于”或“小于”)醋酸的平衡常数。‎ ‎(5)H＋浓度相同等体积的两份溶液A(盐酸)和B(CH3COOH)分别与锌粉反应，若最后仅有一份溶液中存在锌，放出氢气的质量相同，则下列说法正确的是______ (填写序号)。‎ ‎①反应所需要的时间B＞A　②开始反应时的速率A＞B ‎③参加反应的锌的物质的量A＝B　④反应过程的平均速率B＞A　⑤A中有锌剩余　⑥B中有锌剩余 解析：(1)物质的电离平衡常数越大其酸性越强，CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为CH3COOH>H2CO3>HClO。‎ ‎(2)电离平衡常数越小，同浓度的CH3COO－、HCO、CO、ClO－结合H＋的能力越强，即结合H＋由强到弱的顺序为CO>ClO－>HCO>CH3COO－。‎ ‎(3)醋酸溶液浓度越小，c(H＋)越小；电离平衡常数＝c(H＋)·c(CH3COO－)/c(CH3COOH)，稀释过程中c(CH3COO－)减小，c(H＋)/c(CH3COOH)增大； c(H＋)·c(OH－)不变；醋酸稀释时，c(H＋)越小，c(OH－)增大，c(OH－)/c(H＋)增大；不变。升高温度，醋酸电离平衡右移c(H＋) 增大；升高温度，醋酸电离平衡右移c(H＋)/c(CH3COOH)增大；升高温度c(H＋)·c(OH－)增大；升高温度，c(H＋)增大，c(OH－)减小，c(OH－)/c(H＋) 减小；升高温度，K＝增大。‎ ‎(4)稀释前pH均为2，稀释相同倍数，pH变化越大，酸性越强，则HX的电离平衡常数大于醋酸的电离平衡常数。‎ ‎(5)①c(CH3COOH)>c(HCl)，盐酸与锌反应，H＋被消耗，CH3COOH与锌反应，H＋被消耗的同时，又由CH3COOH电离产生，即醋酸反应速率快，反应所需要的时间Bc(HCl)，醋酸反应速率快，反应过程的平均速率B＞A；⑤A中有锌剩余；⑥B中有酸剩余。‎ 答案：(1)CH3COOH>H2CO3>HClO ‎(2)CO>ClO－>HCO>CH3COO－‎ ‎(3)A　ABCE　(4)大于　(5)③④⑤‎ 考点一　水的电离 一、理清水的电离 ‎(1)水是极弱的电解质，水的电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－‎ 或简写为H2OH＋＋OH－。‎ ‎(2)‎25 ℃‎时，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7_mol·L－1；任何水溶液中，由水电离出的c(H＋)与c(OH－)都相等。‎ 二、明晰水的离子积常数 三、掌握外界条件对水的电离平衡的影响 体系 变化条件 平衡移 动方向 KW 水的电 离程度 c(OH－)‎ c(H＋)‎ 酸 逆向 不变 减小 减小 增大 碱 逆向 不变 减小 增大 减小 可水解 的盐 Na2CO3‎ 正向 不变 增大 增大 减小 NH4Cl 正向 不变 增大 减小 增大 温度 升温 正向 增大 增大 增大 增大 降温 逆向 减小 减小 减小 减小 其他，如加入Na 正向 不变 增大 增大 减小 ‎[基点小练]‎ ‎ 判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。‎ ‎(1)纯水中c(H＋)随着温度的升高而降低(×)‎ ‎(2)‎25 ℃‎时，0.10 mol·L－1 NaHCO3溶液加水稀释后，c(H＋)与c(OH－)的乘积变大(×)‎ ‎(3)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，在滴加过程中水的电离程度始终增大(×)‎ ‎(4)在蒸馏水中滴加浓H2SO4，KW不变(×)‎ ‎(5)向水中加入少量硫酸氢钠固体，促进了水的电离，c(H＋)增大，KW不变(×)‎ ‎(6)向水中加入AlCl3溶液对水的电离不产生影响(×)‎ ‎(7)‎100 ℃‎的纯水中c(H＋)＝1×10－6mol·L－1，此时水呈酸性(×)‎ 题点(一)　外界条件对水电离平衡的影响 ‎1．(2017·西安模拟)一定温度下，水存在H2OH＋＋OH－　ΔH＝Q(Q＞0)的平衡，下列叙述一定正确的是(　　)‎ A．向水中滴入少量稀盐酸，平衡逆向移动，KW减小 B．将水加热，KW 增大，pH不变 C．向水中加入少量金属Na，平衡逆向移动，c(H＋)降低 D．向水中加入少量固体硫酸钠，c(H＋)和KW均不变 解析：选D　A项，向水中滴入少量稀盐酸，平衡逆向移动，温度不变，KW不变，错误；B项，升高温度，促进水的电离，KW增大，c(H＋)增大，pH减小，错误；C项，向水中加入少量金属钠，反应消耗H＋，使水的电离平衡正向移动，c(H＋)降低，错误；D项，向水中加入硫酸钠固体后，不影响水的电离平衡，c(H＋)和KW均不变，正确。‎ ‎2．(2015·广东高考)一定温度下，水溶液中H＋和OH－的浓度变化曲线如图。下列说法正确的是(　　)‎ A．升高温度，可能引起由c向b的变化 B．该温度下，水的离子积常数为1.0×10－13‎ C．该温度下，加入FeCl3可能引起由b向a的变化 D．该温度下，稀释溶液可能引起由c向d的变化 解析：选C　A项，c点溶液中c(OH－)＞c(H＋)，溶液呈碱性，升高温度，溶液中c(OH－)不可能减小，错误；B项，由b点对应c(H＋)与c(OH－)可知，KW＝c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－7×1.0×10－7＝1.0×10－14，错误；C项，FeCl3溶液水解显酸性，溶液中c(H＋)增大，因一定温度下水的离子积是常数，故溶液中c(OH－)减小，因此加入FeCl3可能引起由b向a的变化，正确；D项，温度不变，KW不变，溶液中c(H＋)与c(OH－)的关系均符合题给曲线，其他条件的改变，如稀释溶液时不可能引起由c向d的转化，错误。‎ 题点(二)　水电离出的c(H＋)和c(OH－)的计算 ‎3．(2017·双鸭山模拟)在‎25 ℃‎时，某稀溶液中由水电离产生的H＋浓度为1×10－13‎ ‎ mol·L－1，下列有关该溶液的叙述，正确的是(　　)‎ A．该溶液可能呈酸性 B．该溶液一定呈碱性 C．该溶液的pH一定是1‎ D．该溶液的pH不可能为13‎ 解析：选A　在‎25 ℃‎时，某稀溶液中由水电离产生的c(H＋)为1×10－13 mol·L－1<1×10－7 mol·L－1，说明溶液中的溶质抑制水的电离，溶质为酸或碱，溶液可能呈酸性或碱性，A正确，B错误；如果该溶液呈酸性，则溶液的pH＝1，如果该溶液呈碱性，则溶液的pH＝13，C、D错误。‎ ‎4．(2017·韶关模拟)已知NaHSO4在水中的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。某温度下，向c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的c(H＋)＝1×10－2 mol·L－1。下列对该溶液的叙述不正确的是(　　)‎ A．该温度高于‎25 ℃‎ B．由水电离出来的H＋的浓度为1×10－10 mol·L－1‎ C．加入NaHSO4晶体抑制水的电离 D．取该溶液加水稀释100倍，溶液中的c(OH－)减小 解析：选D　该温度下蒸馏水中c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1，大于‎25 ℃‎时纯水中c(H＋)，该温度高于‎25 ℃‎，A正确；此温度下KW＝1×10－12，该NaHSO4溶液中c(OH－)＝＝1×10－10mol·L－1，由水电离出的c(H＋)与溶液中的c(OH－)相等，为1×10－10 mol·L－1，B正确；加入NaHSO4后，NaHSO4电离出的H＋抑制了水的电离，C正确；加水稀释时，c(H＋)减小，而KW不变，c(OH－)增大，D错误。‎ 溶液中H＋或OH－的来源 ‎1．溶质为酸的溶液 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) mol·L－1＝10－12 mol·L－1，即由水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12 mol·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 mol·L－1，即由水电离出的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12 mol·L－1。‎ ‎3．水解呈酸性或碱性的盐溶液 ‎(1)pH＝5的NH4Cl溶液中，H＋全部来自水的电离，由水电离的c(H＋)＝10－5 mol·L ‎－1，因为部分OH－与部分NH结合，溶液中c(OH－)＝10－9 mol·L－1。‎ ‎(2)pH＝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 mol·L－1。‎ 考点二　溶液的酸碱性与pH 一、熟记3种关系——溶液酸碱性与c(H＋)、c(OH－)的关系 溶液的酸碱性取决于c(H＋)和c(OH－)的相对大小 溶液的酸碱性 c(H＋)与c(OH－) 比较 c(H＋)大小 pH 酸性溶液 c(H＋)>c(OH－)‎ c(H＋)>1×10－7mol·L－1‎ ‎<7‎ 中性溶液 c(H＋)＝c(OH－)‎ c(H＋)＝1×10－7mol·L－1‎ ‎＝7‎ 碱性溶液 c(H＋)7‎ 二、掌握溶液的pH及其测定方法 ‎1．溶液的pH ‎(1)定义式：pH＝－lg_c(H＋)。‎ ‎(2)溶液的酸碱性跟pH的关系(室温下)：‎ ‎2．pH的测定方法 ‎(1)pH试纸测定 ‎①适用范围：0～14‎ ‎②使用方法 把小片试纸放在表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液点在干燥的pH试纸上，试纸变色后，与标准比色卡对比即可确定溶液的pH。‎ ‎③注意事项：pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则待测液因被稀释可能产生误差。广泛pH试纸只能测出整数值。‎ ‎(2)pH计测定：可精确测定溶液的pH。‎ ‎[基点小练]‎ ‎1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。‎ ‎(1)任何温度下，利用c(H＋)和c(OH－)的相对大小均可判断溶液的酸碱性(√)‎ ‎(2)某溶液的c(H＋)>10－7mol·L－1，则该溶液呈酸性(×)‎ ‎(3)用蒸馏水润湿的pH试纸测溶液的pH，一定会使结果偏低(×)‎ ‎(4)一定温度下，pH＝a的氨水，稀释10倍后，其pH＝b，则a＝b＋1(×)‎ ‎(5)常温常压时，pH＝11的NaOH溶液与pH＝3的醋酸溶液等体积混合后，滴入石蕊溶液呈红色(√)‎ ‎(6)根据溶液的pH判断该溶液的酸碱性(×)‎ ‎(7)把pH＝2与pH＝12的酸、碱溶液等体积混合后，所得溶液的pH为7(×)‎ ‎2．用pH试纸测溶液的pH时应注意什么问题？记录数据时又要注意什么？是否可用pH试纸测定氯水的pH?‎ 提示：pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则待测液因被稀释可能产生误差，中性溶液的pH不变，非中性溶液的pH测定将比实际值偏大(酸性溶液)或偏小(碱性溶液)；用pH试纸读出的pH只能是整数；不能用pH试纸测定氯水的pH，因为氯水既呈酸性又呈现强氧化性(漂白性)。‎ 三、溶液pH的计算方法 ‎1．总体原则 ‎(1)若溶液为酸性，先求c(H＋)⇨再求pH＝－lg c(H＋)。‎ ‎(2)若溶液为碱性，先求c(OH－)⇨再求c(H＋)＝KW/c(OH－)⇨最后求pH。‎ ‎2．单一类的计算方法 ‎(1)浓度为c的强酸(HnA)：由c(H＋)＝nc可求pH。‎ ‎(2)浓度为c的强碱[B(OH)n]：由c(OH－)＝nc可推c(H＋)＝⇨再求pH。‎ ‎3．混合类的计算方法 ‎(1)同性混合：‎ ‎①若为酸的溶液混合，则先求c(H＋)混＝[c(H＋)1V1＋c(H＋)2V2]/(V1＋V2)⇨再求pH。‎ ‎②若为碱的溶液混合，则先求c(OH－)混＝[c(OH－)1V1＋c(OH－)2V2]/(V1＋V2)⇨再求c(H＋)＝KW/c(OH－)混⇨最后求pH。‎ ‎(2)异性混合：‎ ‎①若酸过量，则先求c(H＋)过＝[c(H＋)酸V酸－c(OH－)碱V碱]/(V酸＋V碱)⇨再求pH。‎ ‎②若碱过量，则先求c(OH－)过＝[c(OH－)碱V碱－c(H＋)酸V酸]/(V酸＋V碱)⇨再求c(H＋)＝KW/c(OH－)过⇨最后求pH。‎ 题点(一)　混合溶液酸碱性的判断 ‎1．(2017·包头模拟)室温时，下列混合溶液的pH一定小于7的是(　　)‎ A．pH＝3的醋酸和pH＝11的氢氧化钡溶液等体积混合 B．pH＝3的盐酸和pH＝11的氢氧化钠溶液等体积混合 C．pH＝3的盐酸和pH＝11的氨水等体积混合 D．pH＝3的硫酸和pH＝11的氨水等体积混合 解析：选A　A项，pH＝3的醋酸中c(H＋)＝1×10－3 mol·L－1，pH＝11的Ba(OH)2溶液中c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1，由于醋酸为弱酸，则醋酸过量，在室温下等体积混合后，pH＜7，正确；B项，pH＝3的盐酸中c(H＋)＝1×10－3 mol·L－1，pH＝11的NaOH溶液中c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1，酸碱都是强电解质，在室温下等体积混合后，pH＝7，错误；C项，pH＝3的盐酸中c(H＋)＝1×10－3 mol·L－1，pH＝11的氨水中c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1，由于NH3·H2O为弱碱，则碱过量，在室温下等体积混合后，pH＞7，错误；D项，pH＝3的硫酸中c(H＋)＝1×10－3 mol·L－1，pH＝11的氨水中c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1，由于NH3·H2O为弱碱，则碱过量，在室温下等体积混合后，pH＞7，错误。‎ ‎2．(2017·沈阳模拟)已知温度T时水的离子积常数为KW，该温度下，将浓度为a mol·L－1的一元酸HA与b mol·L－1一元碱BOH等体积混合，可判定该溶液呈中性的依据是(　　)‎ A．a＝b B．混合溶液的pH＝7‎ C．混合溶液中，c(H＋)＝ mol·L－1‎ D．混合溶液中，c(H＋)＋c(B－)＝c(OH－)＋c(A－)‎ 解析：选C　A项，因酸碱的强弱未知，a＝b，只能说明酸与碱恰好完全反应，但如为强酸弱碱盐或强碱弱酸盐，则溶液不呈中性，错误；B项，因温度未知，则pH＝7不一定为中性，错误；C项，混合溶液中，c(H＋)＝ mol·L－1，根据c(H＋)·c(OH－)＝KW可知，溶液中c(H＋)＝c(OH－)＝ mol·L－1，溶液呈中性，正确；D项，任何溶液都存在电荷守恒，即c(H＋)＋c(B－)＝c(OH－)＋c(A－)，但不能由此确定溶液的酸碱性，错误。‎ ‎1．等浓度等体积一元酸与一元碱混合溶液的酸碱性 中和反应 混合溶液的酸碱性 强酸与强碱 中性 强酸与弱碱 酸性 弱酸与强碱 碱性 简记为：谁强显谁性，同强显中性 ‎2．室温下，已知酸和碱pH之和的溶液，等体积混合后溶液的酸碱性 ‎(1)两强混合 ‎①若pH之和等于14，则混合后溶液显中性，pH＝7。‎ ‎②若pH之和大于14，则混合后溶液显碱性，pH＞7。‎ ‎③若pH之和小于14，则混合后溶液显酸性，pH＜7。‎ ‎(2)一强一弱混合 pH之和等于14时，一元强酸和一元弱碱等体积混合呈碱性；一元弱酸和一元强碱等体积混合呈酸性。简记为：谁弱显谁性。‎ 题点(二)　有关pH的计算 ‎[典例]　求下列常温条件下溶液的pH(已知lg 1.3＝0.1，lg 2＝0.3，混合溶液忽略体积的变化)。‎ ‎(1)0.005 mol·L－1的H2SO4溶液。‎ ‎(2)0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液(已知CH3COOH的电离常数Ka＝1.8×10－5)。‎ ‎(3)0.001 mol·L－1的NaOH溶液。‎ ‎(4)pH＝2的盐酸与等体积的水混合。‎ ‎(5)pH＝2的盐酸加水稀释到1 000倍。‎ ‎(6)将pH＝8的NaOH与pH＝10的NaOH溶液等体积混合。‎ ‎(7)将pH＝3的HCl与pH＝3的H2SO4等体积混合。‎ ‎(8)常温下，将pH＝5的盐酸与pH＝9的NaOH溶液以体积比11∶9混合。‎ ‎[解析]　(1)c(H2SO4)＝0.005 mol·L－1，c(H＋)＝2×c(H2SO4)＝0.01 mol·L－1，pH＝2；(2)＝Ka＝1.8×10－5，作近似计算，可得c2(H＋)/0.1＝1.8×10－5，c2(H＋)＝1.8×10－6，c(H＋)＝1.34×10－3 mol·L－1，pH＝2.9；(3)c(NaOH)＝0.001 mol·L－1，c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1，c(H＋)＝＝10－11 mol·L－1，pH＝11；(4)由pH＝2得c(H＋)＝10－2 mol·L－1，加入等体积水后，c(H＋)＝×10－2 mol·L－1，pH＝2.3；(5)pH＝2的盐酸加水稀释到1 000倍，所得溶液的pH＝2＋3＝5；(6)由pH＝8，pH＝10可得两溶液c(OH－)＝10－6，c(OH－)＝10－4混合后溶液中，c(OH－)＝＝×10－6，c(H＋)＝＝2.0×10－10 mol·L－1，pH＝9.7；(7)两溶液中，pH＝3，则混合后溶液的pH＝3；(8)由pH＝5，得c(H＋)＝10－5，由pH＝9得c(OH－)＝10－5，按体积比11∶9混合时，酸过量，混合后c(H＋)＝＝10－6 mol·L－1，pH＝6。‎ ‎[答案]　(1)2　(2)2.9　(3)11　(4)2.3　(5)5　(6)9.7‎ ‎(7)3　(8)6‎ 溶液pH计算的一般思维模型 ‎[对点演练]‎ ‎3．(2017·雅安模拟)常温下，若使pH＝3的盐酸与pH＝9的Ba(OH)2溶液混合使其成为pH＝7的溶液，混合时盐酸和Ba(OH)2溶液的体积比为(　　)‎ A．1∶60　　　　　　　 　B．3∶1‎ C．1∶100 D．100∶1‎ 解析：选C　常温下，pH＝3的盐酸，c(H＋)＝1×10－3 mol·L－1，pH＝9的Ba(OH)2溶液，c(OH－)＝1×10－5 mol·L－1，两溶液混合后溶液的pH＝7，则n(H＋)＝n(OH－)，设盐酸体积为x L，Ba(OH)2溶液体积为y L,1×10－3 mol·L－1×x L＝1×10－5 mol·L－1×y L，解得：x∶y＝1∶100，即盐酸与Ba(OH)2溶液的体积之比为1∶100。‎ ‎4．(2017·苏州模拟)将pH＝1的盐酸平均分成两份，一份加入适量水，另一份加入与该盐酸物质的量浓度相同的适量NaOH溶液，pH都升高了1，则加入的水与NaOH溶液的体积比为(　　)‎ A．9 B．10‎ C．11 D．12‎ 解析：选C　将pH＝1的盐酸加适量水，pH升高了1，说明所加的水是原溶液的9倍；另一份加入与该盐酸物质的量浓度相同的适量NaOH溶液后，pH升高了1，则10－1×1－10－1·x＝10－2·(1＋x)，解得x＝，则加入的水与NaOH溶液的体积比为9∶＝11∶1。‎ ‎5．‎25 ℃‎时，将体积Va，pH＝a的某一元强碱与体积为Vb，pH＝b的某二元强酸混合。‎ ‎(1)若所得溶液的pH＝11，且a＝13，b＝2，则Va∶Vb＝______。‎ ‎(2)若所得溶液的pH＝7，且已知Va＞Vb，b＝‎0.5a，b值是否可以等于4________(填“是”或“否”)。‎ 解析：(1)混合后溶液pH为11，说明碱过量，则10－3＝，可得＝1∶9。‎ ‎(2)由pH＝a，得c(H＋)＝10－a，c(OH－)＝10－14＋a，再由pH＝b，得c(H＋)＝10－b ‎，强酸强碱恰好中和时10－14＋a×Va＝10－b×Vb，＝1014－(a＋b)，由于Va>Vb，故a＋b＜14，又由于b＝‎0.5a，可推知b＜，故b值可以等于4。‎ 答案：(1)1∶9　(2)是 考点三　酸碱中和滴定 一、理清实验原理 ‎1．酸碱中和滴定是利用酸碱中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。‎ ‎2．以标准盐酸溶液滴定待测的NaOH溶液，待测NaOH溶液的物质的量浓度为c(NaOH)＝。‎ ‎3．酸碱中和滴定的关键 ‎(1)准确测定标准液的体积。‎ ‎(2)准确判断滴定终点。‎ 二、熟记实验用品 ‎1．仪器 酸式滴定管(如图A)、碱式滴定管(如图B)、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。‎ ‎2．试剂的变色范围 指示剂 变色范围的pH 石蕊 ‎<5.0红色 ‎5.0～8.0紫色 ‎>8.0蓝色 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粉红色 ‎>10.0红色 ‎3．滴定管的使用 试剂性质 滴定管 原因 酸性、氧化性 酸式滴定管 氧化性物质易腐蚀橡胶管 碱性 碱式滴定管 碱性物质易腐蚀玻璃，致使玻璃活塞无法打开 ‎[基点小练]‎ ‎1．能否用碱式滴定管量取KMnO4溶液，用酸式滴定管量取Na2CO3溶液？‎ 提示：不能。KMnO4溶液具有强氧化性，能腐蚀橡胶，所以选用酸式滴定管量取；Na2CO3溶液水解显碱性，能腐蚀玻璃活塞，所以选用碱式滴定管量取。‎ ‎2．酸式滴定管应怎样查漏？‎ 提示：向已洗净的滴定管中装入一定体积的水，固定在滴定管夹上直立静置两分钟，观察有无水滴滴下，然后将活塞旋转180°，再静置两分钟，观察有无水滴滴下，若均不漏水，滴定管即可使用。‎ 三、掌握实验操作 ‎(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例)‎ ‎1．滴定前的准备 ‎2．滴定 ‎3．终点判断 等到滴入最后一滴标准液，溶液由红色变为无色，且在半分钟内不恢复原来的颜色，视为滴定终点并记录标准液的体积。‎ ‎4．数据处理 按上述操作重复二至三次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c(NaOH)＝计算。‎ ‎[基点小练]‎ ‎3．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。‎ ‎(1)pH计不能用于酸碱中和滴定终点的判断(×)‎ ‎(2)中和滴定实验时，用待测液润洗锥形瓶(×)‎ ‎(3)滴定终点就是酸碱恰好中和的点(×)‎ ‎(4)滴定管盛标准液时，其液面一定要调在0刻度(×)‎ ‎(5)用碱式滴定管量取20.00 mL KMnO4溶液(×)‎ ‎(6)滴定管在加入反应液之前一定要用所要盛装的反应液润洗2～3遍(√)‎ 四、辨清酸碱中和滴定中常见误差原因 ‎1．误差分析的方法 依据原理c(标准)·V(标准)＝c(待测)·V(待测)，得c(待测)＝，因为c(标准)与V(待测)已确定，所以只要分析出不正确操作引起V(标准)的变化，即分析出结果。‎ ‎2．常见误差分析 以标准酸溶液滴定未知浓度的碱(酚酞作指示剂)为例，常见的因操作不正确而引起的误差有：‎ 步骤 操作 V(标准)‎ c(待测)‎ 洗涤 酸式滴定管未用标准溶液润洗 变大 偏高 碱式滴定管未用待测溶液润洗 变小 偏低 锥形瓶用待测溶液润洗 变大 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 变小 偏低 滴定 酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失 变大 偏高 振荡锥形瓶时部分液体溅出 变小 偏低 部分酸液滴出锥形瓶外 变大 偏高 溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后反加一滴NaOH溶液无变化 变大 偏高 读数 酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或前仰后俯)‎ 变小 偏低 酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或前俯后仰)‎ 变大 偏高 ‎ [基点小练]‎ ‎4．某学生用已知物质的量浓度的盐酸来测定未知物质的量浓度的NaOH溶液时，选择甲基橙作指示剂。下列操作中可能使所测NaOH溶液的浓度数值偏低的是(　　)‎ A．酸式滴定管未用标准盐酸润洗就直接注入标准盐酸 B．滴定前盛放NaOH溶液的锥形瓶用蒸馏水洗净后没有干燥 C．酸式滴定管在滴定前有气泡，滴定后气泡消失 D．读取盐酸体积时，开始仰视读数，滴定结束时俯视读数 解析：选D　滴定管未用标准盐酸润洗，内壁附着一层水，可将加入的盐酸稀释，消耗相同量的碱，所需盐酸的体积偏大，结果偏高；用碱式滴定管取出的待测NaOH溶液的物质的量一旦确定，倒入锥形瓶后，水的加入不影响OH－的物质的量，也就不影响结果；若排出气泡，液面会下降，故读取V酸偏大，结果偏高；正确读数(虚线部分)和错误读数(实线部分)如图所示。‎ 题点(一)　滴定仪器、指示剂的选择 ‎1．实验室现有3种酸碱指示剂，其pH变色范围如下：‎ 甲基橙：3.1～4.4　石蕊：5.0～8.0　酚酞：8.2～10.0‎ 用0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定未知浓度的CH3COOH溶液，反应恰好完全时，下列叙述中正确的是(　　)‎ A．溶液呈中性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂 B．溶液呈中性，只能选用石蕊作指示剂 C．溶液呈碱性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂 D．溶液呈碱性，只能选用酚酞作指示剂 解析：选D　 NaOH溶液和CH3COOH溶液恰好反应生成CH3COONa时，CH3COO－水解使溶液显碱性，而酚酞的变色范围为8.2～10.0，故选用酚酞作指示剂。‎ ‎2．用已知浓度的NaOH溶液测定某H2SO4溶液的浓度，参考如图所示，从下表中选出正确选项(　　)‎ 选项 锥形瓶中溶液 滴定管中溶液 选用指示剂 选用滴定管 A 碱 酸 石蕊 乙 B 酸 碱 酚酞 甲 C 碱 酸 乙 甲基橙 D 酸 碱 酚酞 乙 解析：选D　解答本题的关键是：①明确酸式、碱式滴定管使用时的注意事项，②指示剂的变色范围。酸式滴定管不能盛放碱液，而碱式滴定管不能盛放酸液，指示剂应选择颜色变化明显的酚酞或甲基橙，不能选用石蕊。‎ 指示剂选择的基本原则 变色要灵敏，变色范围要小，变色范围尽量与滴定终点溶液的酸碱性一致。‎ ‎(1)不能用石蕊作指示剂。‎ ‎(2)滴定终点为碱性时，用酚酞作指示剂，例如用NaOH溶液滴定醋酸。‎ ‎(3)滴定终点为酸性时，用甲基橙作指示剂，例如用盐酸滴定氨水。‎ ‎(4)强酸滴定强碱一般用甲基橙，但用酚酞也可以。‎ ‎(5)并不是所有的滴定都须使用指示剂，如用标准的Na2SO3溶液滴定KMnO4溶液时，KMnO4颜色恰好褪去时即为滴定终点。‎ 题点(二)　滴定误差分析 ‎3．(2015·广东高考)准确移取20.00 mL某待测 HCl溶液于锥形瓶中，用0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定。下列说法正确的是(　　)‎ A．滴定管用蒸馏水洗涤后，装入NaOH溶液进行滴定 B．随着NaOH溶液滴入，锥形瓶中溶液pH由小变大 C．用酚酞作指示剂，当锥形瓶中溶液由红色变无色时停止滴定 D．滴定达终点时，发现滴定管尖嘴部分有悬滴，则测定结果偏小 解析：选B　A．滴定管用蒸馏水洗涤后，需用待装液润洗才能装入NaOH溶液进行滴定；B.随着NaOH溶液的滴入，锥形瓶内溶液中c(H＋)越来越小，故pH由小变大；C.用酚酞作指示剂，当锥形瓶内溶液由无色变为浅红色，且半分钟内不褪去，说明达到滴定终点，应停止滴定；D.滴定达终点时，滴定管尖嘴部分有悬滴，则所加标准NaOH溶液量偏多，使测定结果偏大。‎ ‎4．下列实验操作，对实验结果不会产生影响的是(　　)‎ A．用酸碱中和滴定法测待测液浓度时，装标准液的滴定管用水洗后未用标准液润洗 B．用酸碱中和滴定法测待测液浓度时，装待测液的锥形瓶用水洗后用待测液润洗2～3次 C．测定中和反应的反应热时，将碱溶液缓慢倒入酸溶液中 D．用蒸馏水湿润的pH试纸测定硫酸钠溶液的pH 解析：‎ 选D　用酸碱中和滴定法测待测液浓度时，装标准液的滴定管用水洗后未用标准液润洗，会导致测定结果偏高，A不正确；用酸碱中和滴定法测待测液浓度时，装待测液的锥形瓶用水洗后用待测液润洗2～3次，会导致测定结果偏高，B不正确；测定中和反应的反应热时，将碱溶液缓慢倒入酸溶液中，导致测定结果偏低，C不正确；用蒸馏水湿润的pH试纸测定硫酸钠溶液的pH，无影响，原因是硫酸钠溶液显中性，D正确。‎ 题点(三)　滴定曲线分析 ‎[典例]　(2015·山东高考)室温下向10 mL 0.1 mol·L－1 NaOH溶液中加入0.1 mol·L－1的一元酸HA，溶液pH的变化曲线如图所示。下列说法正确的是(　　)‎ A．a点所示溶液中c(Na＋)＞c(A－)＞c(H＋)＞c(HA)‎ B．a、b两点所示溶液中水的电离程度相同 C．pH＝7时，c(Na＋)＝c(A－)＋c(HA)‎ D．b点所示溶液中c(A－)＞c(HA)‎ ‎[解析]　A．a点所示溶液中NaOH和HA恰好反应生成NaA，溶液的pH＝8.7，呈碱性，则HA为弱酸，A－水解，则溶液中的粒子浓度：c(Na＋)＞c(A－)＞c(HA)＞c(H＋)。B.b点时为NaA和HA的溶液，a点NaA发生水解反应，促进了水的电离，b点HA抑制了水的电离，所以a点所示溶液中水的电离程度大于b点。C.pH＝7时，根据电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)，c(H＋)＝c(OH－)，所以c(Na＋)＝c(A－)。D.b点酸过量，溶液呈酸性，HA的电离程度大于NaA的水解程度，故c(A－)＞c(HA)。‎ ‎[答案]　D 滴定曲线分析的方法 ‎(1)分析步骤：首先看纵坐标，搞清楚是酸加入碱中，还是碱加入酸中；其次看起点，起点可以看出酸性或碱性的强弱，这在判断滴定终点时至关重要；再次找滴定终点和pH＝7的中性点，判断滴定终点的酸碱性，然后确定中性点(pH＝7)的位置；最后分析其他的特殊点(如滴定一半点，过量一半点等)，分析酸、碱过量情况。‎ ‎(2)滴定过程中的定量关系：①电荷守恒关系在任何时候均存在；②物料守恒可以根据加入酸的物质的量和加入碱的物质的量进行确定，但不一定为等量关系。‎ ‎[对点演练]‎ ‎5．(2017·太原模拟)室温下，向a点(pH＝a)的20.00 mL 1.000 mol·L－1氨水中滴入1.000 mol·L－1‎ 盐酸，溶液pH和温度随加入盐酸体积变化曲线如图所示。下列有关说法错误的是(　　)‎ A．将此氨水稀释，溶液的导电能力减弱 B．b点溶液中离子浓度大小可能存在：c(NH)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)‎ C．c点时消耗盐酸体积V(HCl)＜20.00 mL D．a、d两点的溶液，水的离子积KW(a)＞KW(d)‎ 解析：选D　A项，稀释氨水，虽然促进一水合氨的电离，但溶液中离子浓度减小，导电能力降低，正确；B项，b点pH＞7，c(OH－)＞c(H＋)，溶液中电荷守恒为c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，则c(NH)＞c(Cl－)，即c(NH)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)，正确；C项，溶液显中性时，HCl的物质的量小于一水合氨，所以c点消耗盐酸体积V(HCl)＜20.00 mL，正确；D项，d点温度高于a点，水的离子积KW(a)＜KW(d)，错误。‎ ‎6．(2017·唐山模拟)现有常温条件下甲、乙、丙三种溶液，甲为0.1 mol·L－1的NaOH溶液，乙为0.1 mol·L－1的HCl溶液，丙为0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液。试回答下列问题：‎ ‎(1)甲溶液的pH＝________。‎ ‎(2)丙溶液中存在的电离平衡为________________________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________(用电离平衡方程式表示)。‎ ‎(3)常温下，用水稀释0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液时，下列各量随水量的增加而增大的是________(填序号)。‎ ‎①n(H＋)　　　　　　　　　②c(H＋)‎ ‎③ ④c(OH－)‎ ‎(4)甲、乙、丙三种溶液中由水电离出的c(OH－)的大小关系为________。‎ ‎(5)某同学用甲溶液分别滴定20.00 mL乙溶液和20.00 mL丙溶液，得到如图所示的两条滴定曲线，请回答有关问题：‎ ‎①甲溶液滴定丙溶液的曲线是______(填“图‎1”‎或“图‎2”‎)曲线。‎ ‎②a＝________。‎ 解析：(1)c(OH－)＝0.1 mol·L－1，则c(H＋)＝10－13mol·L－1，pH＝13。(2)CH3COOH溶液中存在CH3COOH和H2O的电离平衡。(3)CH3COOH是弱酸，当向0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液中加水稀释时，CH3COOH的电离程度增大，平衡向右移动，n(H＋)增大，但是c(H＋)减小，即①增大，②减小；设CH3COOH在水中的电离平衡常数为K，则＝，c(H＋)减小，而K在一定温度下是常数，故减小，即③减小；温度一定，KW为一定值，KW＝c(H＋)·c(OH－)，c(H＋)减小，则c(OH－)增大，即④增大。(4)酸、碱对水的电离具有抑制作用，水溶液中c(H＋)或c(OH－)越大，水的电离程度越小，反之越大。(5)①HCl是强酸，CH3COOH是弱酸，分析题图，可知图2是甲溶液滴定丙溶液的曲线。②氢氧化钠溶液滴定盐酸恰好中和时，pH＝7，因二者浓度相等，则二者体积相等，a＝20.00。‎ 答案：(1)13‎ ‎(2)CH3COOHCH3COO－＋H＋、H2OOH－＋H＋‎ ‎(3)①④　(4)丙>甲＝乙 ‎(5)①图2　②20.00‎ ‎7．(2017·哈尔滨三中质检)醋酸是日常生活中常见的弱酸。‎ Ⅰ.常温下在pH＝5的醋酸稀溶液中，醋酸电离出的c(H＋)的精确值是________mol·L－1。‎ Ⅱ.某同学用0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定20.00 mL某浓度的CH3COOH溶液。‎ ‎(1)部分操作如下：‎ ‎①取一支用蒸馏水洗净的碱式滴定管，加入标准氢氧化钠溶液，记录初始读数 ‎②用酸式滴定管放出一定量待测液，置于用蒸馏水洗净的锥形瓶中，加入2滴甲基橙 ‎③滴定时，边滴加边振荡，同时注视滴定管内液面的变化 请选出上述操作过程中存在错误的序号：________。‎ 上述实验与一定物质的量浓度溶液配制实验中用到的相同仪器________。‎ ‎(2)某次滴定前滴定管液面如图所示，读数为____ mL。‎ ‎(3)根据正确实验结果所绘制的滴定曲线如图所示，其中点①所示溶液中c(CH3COO－)＝‎1.7c(CH3COOH)，点③所示溶液中c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝c(Na＋)。计算醋酸的电离常数：________，该CH3COOH的物质的量浓度为________ mol·L－1。‎ 解析：Ⅰ.常温下pH＝5的醋酸中c(H＋)＝1×10－5 mol·L－1，该氢离子来自醋酸的电离和水的电离，H2OH＋＋OH－，溶液中c(OH－)只来自于水的电离，c(OH－)＝＝ mol·L－1＝1×10－9 mol·L－1，则溶液中c(OH－)水＝c(H＋)水＝1×10－9 mol·L－1，水电离出的c(H＋)＝(10－5－10－9)mol·L－1。‎ Ⅱ.(1)①滴定管应润洗；②由于CH3COONa水解呈碱性，应用酚酞作指示剂；③滴定时应注视锥形瓶内溶液颜色的变化；中和滴定、配制溶液均用到烧杯和胶头滴管。‎ ‎(2)滴定管精确度为0.01 mL，又因为滴定管的刻度自上而下是逐渐增大的，所以根据液面的位置可知正确的读数。‎ ‎(3)①点溶液中氢离子浓度是10－5 mol·L－1，所以醋酸的电离平衡常数是＝＝1.7×10－5。点③所示溶液中c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝c(Na＋)，所以恰好满足物料守恒，即点③处溶液中溶质是醋酸钠，这说明两者恰好反应，所以根据消耗氢氧化钠溶液的体积是20.14 mL可知，醋酸的浓度是0.100 0 mol·L－1×＝0.100 7 mol·L－1。‎ 答案：Ⅰ.10－5－10－9‎ Ⅱ.(1)①②③　烧杯和胶头滴管 ‎(2)0.29(或0.28)‎ ‎(3)1.7×10－5　0.100 7‎ 考点四　中和滴定原理在定量实验中的拓展应用 碱中和滴定的原理及操作，不仅适用于酸碱中和反应，也可迁移应用于氧化还原反应、沉淀反应等。近几年全国卷和各地方高考中，频繁出现涉及氧化还原滴定、沉淀滴定的综合性试题，侧重考查滴定原理的分析与应用，指示剂的选择，终点判断，数据处理及误差分析等，成为定量实验中考查的热点。‎ 氧化还原滴定 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。‎ ‎(4)实例：‎ ‎①酸性KMnO4溶液滴定H‎2C2O4溶液：‎ 原理：2MnO＋6H＋＋5H‎2C2O4===10CO2↑＋2Mn2＋＋8H2O。‎ 指示剂：酸性KMnO4溶液本身呈紫色，不用另外选择指示剂，当滴入一滴酸性KMnO4溶液后，溶液由无色变浅红色，且半分钟内不褪色，说明到达滴定终点。‎ ‎②Na2S2O3溶液滴定碘液 原理：2Na2S2O3＋I2===Na2S4O6＋2NaI。‎ 指示剂：用淀粉作指示剂，当滴入最后一滴Na2S2O3溶液后，溶液的蓝色褪去，且半分钟内不恢复原色，说明到达滴定终点。‎ ‎[典例1]　用ClO2处理过的饮用水(pH为5.5～6.5)常含有一定量对人体不利的亚氯酸根离子(ClO)。饮用水中的ClO2、ClO含量可用连续碘量法进行测定。ClO2被I－还原为ClO、Cl－的转化率与溶液pH的关系如图所示。当pH≤2.0时，ClO也能被I－完全还原为Cl－。反应生成的I2用标准Na2S2O3溶液滴定：2Na2S2O3＋I2===Na2S4O6＋2NaI。‎ ‎(1)请写出pH≤2.0时ClO与I－反应的离子方程式：‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(2)请完成相应的实验步骤：‎ 步骤1：准确量取V mL水样加入到锥形瓶中；‎ 步骤2：调节水样的pH为7.0～8.0；‎ 步骤3：加入足量的KI晶体；‎ 步骤4：加入少量淀粉溶液，用c mol·L－1Na2S2O3溶液滴定至终点，消耗Na2S2O3溶液V1 mL；‎ 步骤5：__________________________；‎ 步骤6：再用c mol·L－1Na2S2O3溶液滴定至终点，又消耗Na2S2O3溶液V2 mL。‎ ‎(3)根据上述分析数据，测得该饮用水中ClO的浓度为________ mol·L－1(用含字母的代数式表示)。‎ ‎[解析]　(3)根据电子守恒可得pH为7.0～8.0时反应的关系式：‎ ClO2　　　　　～I2～　　Na2S2O3‎ cV1×10－3 mol cV1×10－3 mol pH≤2.0时，反应的关系式：‎ ClO ～2I2～ 4Na2S2O3‎ ×10－3 mol cV2×10－3 mol 故原水样中含有n(ClO)＝×10－3 mol c(ClO)＝ mol·L－1。‎ ‎[答案]　(1)ClO＋4H＋＋4I－===Cl－＋2I2＋2H2O ‎(2)调节溶液的pH≤2.0　(3) ‎[对点演练]‎ ‎1．(2017·昆明测试)乙二酸(HOOC—COOH)俗名草酸，是一种有还原性的有机弱酸，在化学上有广泛应用。‎ ‎(1)小刚在做“研究温度对化学反应速率的影响”实验时，他往A、B两支试管中均加入4 mL 0.01 mol·L－1的酸性KMnO4溶液和2 mL 0.1 mol·L－1 H‎2C2O4(乙二酸)溶液，振荡，A试管置于热水中，B试管置于冷水中，记录溶液褪色所需的时间。褪色所需时间tA________tB(填“>”“＝”或“<”)。写出该反应的离子方程式：________________________________________________________________________。‎ ‎(2)实验室有一瓶混有泥沙的乙二酸样品，小刚利用上述反应的原理来测定其含量，具体操作为：‎ ‎①配制250 mL溶液：准确称量‎5.000 g乙二酸样品，配成250 mL溶液。配制溶液需要的计量仪器有__________________________________________________。‎ ‎②滴定：准确量取25.00 mL所配溶液于锥形瓶中，加少量酸酸化，将0.100 0 mol·L－1 KMnO4标准溶液装入______(填“酸式”或“碱式”)滴定管，进行滴定操作。‎ 在滴定过程中发现，刚滴下少量KMnO4标准溶液时，溶液紫红色并没有马上褪去。将锥形瓶摇动一段时间后，紫红色才慢慢消失；再继续滴加时，紫红色就很快褪去，可能的原因是__________________________________________；判断滴定达到终点的现象是________________________________________________________________________。‎ ‎③计算：重复上述操作2次，记录实验数据如下表。则消耗KMnO4‎ 标准溶液的平均体积为________ mL，此样品的纯度为____________。‎ 序号 滴定前读数 滴定后读数 ‎1‎ ‎0.00‎ ‎20.01‎ ‎2‎ ‎1.00‎ ‎20.99‎ ‎3‎ ‎0.00‎ ‎21.10‎ ‎④误差分析：下列操作会导致测定结果偏高的是________。‎ A．未用KMnO4标准溶液润洗滴定管 B．滴定前锥形瓶内有少量水 C．滴定前滴定管尖嘴部分有气泡，滴定后气泡消失 D．观察读数时，滴定前仰视，滴定后俯视 解析：(1)其他条件相同，温度高时，反应速率快，则溶液褪色所需的时间短。酸性KMnO4溶液能将草酸氧化为CO2，MnO被还原为Mn2＋。(2)①准确称量‎5.000 g样品需要电子天平，配制250 mL的溶液需要250 mL容量瓶。②酸性高锰酸钾溶液有强氧化性，应置于酸式滴定管中。反应一段时间后反应速率加快，可能是反应生成的Mn2＋对反应有催化作用。③第三次实验数据的误差太大，应舍去。前两次实验消耗KMnO4标准溶液的平均体积为20.00 mL。25.00 mL所配草酸溶液中，n(H‎2C2O4)＝n(MnO)＝2.5×0.100 0 mol·L－1×20.00×10－‎3 L＝0.005 000 mol，则250 mL溶液中含0.050 00 mol草酸，其质量为0.050 00 mol×‎90 g·mol－1＝‎4.500 g，此样品的纯度为×100%＝90.00%。④未用KMnO4标准溶液润洗滴定管，会使标准溶液浓度偏低，耗用标准溶液体积偏大，结果偏高。滴定前锥形瓶内有少量水，对实验结果无影响。滴定前滴定管尖嘴部分有气泡，滴定后气泡消失，气泡体积计入了标准溶液的体积，使标准溶液体积偏大，结果偏高。观察读数时，滴定前仰视，滴定后俯视，使标准溶液体积偏小，结果偏低。‎ 答案：(1)<　2MnO＋5H‎2C2O4＋6H＋===10CO2↑＋2Mn2＋＋8H2O ‎(2)①电子天平、250 mL容量瓶　②酸式　反应生成的Mn2＋对反应有催化作用　滴入最后一滴溶液，溶液由无色变成浅紫色，且半分钟内不褪色　③20.00　90.00%　④AC 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CrO为指示剂，这是因为AgCl比Ag2CrO4更难溶的缘故。‎ ‎[典例2]　莫尔法是一种沉淀滴定法，以K2CrO4为指示剂，用标准硝酸银溶液滴定待测液，进而测定溶液中Cl－的浓度。已知：‎ 银盐 性质　　‎ AgCl AgBr AgCN Ag2CrO4‎ AgSCN 颜色 白 浅黄 白 砖红 白 溶解度(mol·L－1)‎ ‎1.34×10－6‎ ‎7.1×10－7‎ ‎1.1×10－8‎ ‎6.5×10－5‎ ‎1.0×10－6‎ ‎(1)滴定终点的现象是______________________________________________。‎ ‎(2)若用AgNO3溶液滴定NaSCN溶液，可选为滴定指示剂的是________。‎ A．NaCl　　　 　B．BaBr‎2　‎　　　C．Na2CrO4‎ 刚好达到滴定终点时，发生反应的离子方程式为__________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎[解析]　(1)根据沉淀滴定法原理可知，溶液中Ag＋和Cl－先反应，Cl－消耗完后再和指示剂反应生成Ag2CrO4砖红色沉淀，因此滴定终点时的颜色变化为生成砖红色沉淀。‎ ‎(2)当用AgNO3溶液滴定NaSCN溶液时，所选择的指示剂和Ag＋反应所生成沉淀的溶解度应大于AgSCN的溶解度，由题给数据可以看出，溶解度比AgSCN大的有AgCl和Ag2CrO4，但是由于AgCl是白色沉淀，所以应选择Na2CrO4为指示剂，这样在滴定终点时沉淀的颜色发生明显的变化(白色→砖红色)，以指示滴定刚好达到终点，此时发生反应的离子方程式为2Ag＋＋CrO===Ag2CrO4↓。‎ ‎[答案]　(1)滴入最后一滴标准溶液，生成砖红色沉淀 ‎(2)C　2Ag＋＋CrO===Ag2CrO4↓‎ ‎[对点演练]‎ ‎2．(2014·全国卷Ⅱ)某小组以CoCl2·6H2O、NH4Cl、H2O2、浓氨水为原料，在活性炭催化下，合成了橙黄色晶体X。为确定其组成，进行如下实验。‎ ‎①氨的测定：精确称取w g X，加适量水溶解，注入如图所示的三颈瓶中，然后逐滴加入足量10%NaOH溶液，通入水蒸气，将样品液中的氨全部蒸出，用V1 mL c1 mol·L－1的盐酸标准溶液吸收。蒸氨结束后取下接收瓶，用c2 mol·L－1 NaOH标准溶液滴定过剩的HCl，到终点时消耗V2 mL NaOH溶液。‎ ‎②氯的测定：准确称取样品X，配成溶液后用AgNO3标准溶液滴定，K2CrO4溶液为指示剂，至出现淡红色沉淀不再消失为终点(Ag2CrO4为砖红色)。‎ 回答下列问题：‎ ‎(1)装置中安全管的作用原理是_________________________________________。‎ ‎(2)用NaOH标准溶液滴定过剩的HCl时，应使用__________式滴定管，可使用的指示剂为__________。‎ ‎(3)样品中氨的质量分数表达式为__________。‎ ‎(4)测定氨前应该对装置进行气密性检验，若气密性不好测定结果将__________(填“偏高”或“偏低”)。‎ ‎(5)测定氯的过程中，使用棕色滴定管的原因是________________________；滴定终点时，若溶液中c(Ag＋)＝2.0×10－5 mol·L－1，c(CrO)为______________mol·L－1。[已知：Ksp(Ag2CrO4)＝1.12×10－12]‎ ‎(6)经测定，样品X中钴、氨和氯的物质的量之比为1∶6∶3，钴的化合价为__________。制备X的化学方程式为______________________________________________________；‎ X的制备过程中温度不能过高的原因是______________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ 解析：(1)当A中压力过大时，安全管中液面上升，使A瓶中压力稳定。(2)盛装氢氧化钠溶液应使用碱式滴定管，强碱滴定强酸，可以使用酚酞，也可以使用甲基红作指示剂。(3)总的盐酸的物质的量减去氢氧化钠的物质的量即为氨气物质的量，所以氨的质量分数的表达式为[(c1V1－c2V2)×10－3×17/w]×100%。(4)气密性不好，会有一部分氨逸出，使测定结果偏低。(5)因为硝酸银见光易分解，所以使用棕色滴定管；由题意，c2(Ag＋)×c(CrO)＝4.0×10－10×c(CrO)＝1.12×10－12，c(CrO)＝2.8×10－3mol·L－1。(6)由题给条件，可以写出X的化学式为[Co(NH3)6]Cl3，所以Co的化合价为＋3，制备X的化学方程式为2CoCl2＋2NH4Cl＋10NH3＋H2O2===2[Co(NH3)6]Cl3＋2H2O，反应物中有NH3和H2O2，温度过高，会使过氧化氢分解、氨气逸出，不利于X的制备。‎ 答案：‎ ‎(1)当A中压力过大时，安全管中液面上升，使A瓶中压力稳定　(2)碱　酚酞(或甲基红)‎ ‎(3)×100%　(4)偏低 ‎(5)防止硝酸银见光分解　2.8×10－3‎ ‎(6)＋3　2CoCl2＋2NH4Cl＋10NH3＋H2O2===2[Co(NH3)6]Cl3＋2H2O　温度过高过氧化氢分解、氨气逸出 ‎[课堂巩固练]‎ ‎1．(2017·赣州模拟)常温下，下列溶液一定呈碱性的是(　　)‎ A．能与金属铝反应放出氢气的溶液 B.＝10－6的溶液 C．pH＝2的CH3COOH溶液与pH＝12的NaOH溶液等体积混合 D．0.01 mol·L－1的氨水与0.01 mol·L－1的HCl溶液等体积混合 解析：选B　能与金属铝反应放出氢气的溶液可能呈酸性也可能呈强碱性，A错误；＝10－6<1，c(H＋)＜c(OH－)，溶液呈碱性，B正确；CH3COOH为弱酸，NaOH为强碱，pH＝2的CH3COOH溶液与pH＝12的NaOH溶液等体积混合，CH3COOH过量，溶液呈酸性，C错误；0.01 mol·L－1的氨水与0.01 mol·L－1的HCl溶液等体积混合恰好发生中和反应，生成的氯化铵水解使溶液呈酸性，D错误。‎ ‎2．(2017·广州模拟)某溶液中在‎25 ℃‎时由水电离出的氢离子浓度为1×10－12 mol·L－1，下列说法正确的是(　　 )‎ A．HCO在该溶液中一定不能大量共存 B．该溶液的pH一定是12‎ C．向该溶液中加入铝片后，一定能生成氢气 D．若该溶液的溶质只有一种，它一定是酸或碱 解析：选A　由水电离出的c(H＋)＝1×10－12 mol·L－1，该溶液可能为酸或碱溶液，HCO既与酸反应，又与碱反应，所以HCO在该溶液中一定不能大量共存，A正确；当该溶液为pH＝2的盐酸溶液，水电离出的c(H＋)也为1×10－12 mol·L－1，B错误；若是pH＝2的HNO3溶液，加入铝片后，一定不能生成氢气，C错误；可能是pH＝2的NaHSO4盐溶液，D错误。‎ ‎3.(2017·福建质检)H2S2O3是一种弱酸，实验室欲用0.01 mol·L－1的Na2S2O3溶液滴定碘水发生的反应为I2＋2Na2S2O3===2NaI＋Na2S4O6，下列说法正确的是(　　)‎ A．该滴定反应可用甲基橙作指示剂 B．Na2S2O3是该反应的还原剂 C．该滴定反应可选用如图所示装置 D．该反应中每消耗2 mol Na2S2O3，转移电子的物质的量为4 mol 解析：选B　碘水显酸性，甲基橙在该溶液中显红色，当用Na2S2O3溶液滴定达到终点时溶液由红色变为橙色，颜色变化不明显，因此该滴定反应不可用甲基橙作指示剂，应该用淀粉溶液作指示剂，A项错误；在该反应中，I的化合价降低，得到电子，作氧化剂，Na2S2O3中的S的化合价升高，失去电子，Na2S2O3是该反应的还原剂，B项正确；Na2S2O3是强碱弱酸盐，其溶液显碱性，应该使用碱式滴定管，不能用酸式滴定管，C项错误；该反应中每消耗2 mol Na2S2O3，转移2 mol电子，D项错误。‎ ‎4．常温下，将一元酸HA和NaOH溶液等体积混合，两种溶液的浓度和混合后所得溶液的pH如下表：‎ 实验 编号 c(HA)/mol·L－1‎ c(NaOH)/mol·L－1‎ 混合溶液的pH 甲 ‎ 0.1‎ ‎ 0.1‎ pH＝a 乙 ‎ 0.2‎ ‎ 0.2‎ pH＝9‎ 丙 c1‎ ‎ 0.2‎ pH＝7‎ 丁 ‎0.2‎ ‎0.1‎ pH＜7‎ 下列判断正确的是(　　)‎ A．a＝7‎ B．在乙组混合液中由水电离出的c(OH－)＝10－5 mol·L－1‎ C．c1＝0.2‎ D．丁组混合液中：c(Na＋)>c(A－)>c(H＋)>c(OH－)‎ 解析：选B　A项，由乙组数据知，HA与NaOH以等物质的量反应，所得NaA溶液呈碱性，HA为弱酸，甲组中，HA与NaOH以等物质的量混合，混合溶液pH>7，错误；B项，乙溶液为NaA溶液，溶液中的OH－全部来自水的电离，且c(OH－)＝10－5 mol·L－1，正确；C项，HA溶液与NaOH溶液等体积混合溶液的pH＝7，酸过量，c1>0.2，错误；D项，由数据知，丁组混合溶液是HA与NaA等物质的量混合，溶液呈酸性，HA的电离程度大于A－的水解程度，c(A－)>c(Na＋)，c(H＋)>c(OH－)，即c(A－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)，错误。‎ ‎5．(2017·厦门模拟)常温下，向20 mL某浓度的硫酸溶液中滴入0.1 mol·L－1氨水，溶液中水电离的氢离子浓度随加入氨水的体积变化如图。下列分析正确的是(　　)‎ A．V＝40‎ B．c点所示溶液中：c(H＋)－c(OH－)＝‎2c(NH3·H2O)‎ C．NH3·H2O的电离常数K＝10－4‎ D．d点所示溶液中：c(NH)＝‎2c(SO)‎ 解析：选D　A项，c点水的电离程度最大，说明此时c(NH)最大，对水的电离促进程度最大，氨水与硫酸恰好完全反应生成(NH4)2SO4，氨水体积为0时，水电离出c(H＋)＝1×10－13 mol·L－1，水电离出c(OH－)＝1×10－13 mol·L－1，溶液中的c(H＋)＝0.1 mol·L－1，c(H2SO4)＝0.05 mol·L－1，消耗氨水的体积也是20 mL，即V＝20，错误；B项，c点所示溶液是(NH4)2SO4溶液，由质子守恒得：c(H＋)－c(OH－)＝c(NH3·H2O)，错误；C项，根据题意，无法判断NH3·H2O的电离常数的大小，错误；D项，根据电荷守恒：c(H＋)＋c(NH)＝‎2c(SO)＋c(OH－)，而溶液呈中性c(OH－)＝c(H＋)，所以c(NH)＝‎2c(SO)，正确。‎ ‎6.(2017·绍兴一中月考)室温下，用0.1 mol·L－1氨水分别滴定20.0 mL 0.1 mol·L－1的盐酸和醋酸，曲线如图所示，下列说法正确的是(　　)‎ A．Ⅰ曲线表示的是滴定盐酸的曲线 B．x＝20‎ C．滴定过程中的值逐渐减小 D．当Ⅰ曲线和Ⅱ曲线pH均为7时，一溶液中的c(Cl－)等于另一溶液中的c(CH3COO－)‎ 解析：选C　滴定开始时0.1 mol·L－1盐酸pH＝1,0.1 mol·L－1醋酸pH>1，所以滴定盐酸的曲线是图Ⅱ，滴定醋酸的曲线是图Ⅰ，A错误；用0.1 mol·L－1氨水滴定20.0 mL 0.1 mol·L－1的盐酸，两者恰好反应，消耗20.0 mL 0.1 mol·L－1氨水，但反应生成氯化铵，氯化铵水解溶液呈酸性，所以溶液呈中性时，碱应过量，B错误；NH3·H2O的电离常数Kb＝只与温度有关，随着氨水的加入，c(OH－)在增大，所以滴定过程中的值逐渐减小，C正确；当Ⅰ曲线和Ⅱ曲线pH均为7时，分别存在电荷守恒：c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，c(NH)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，都存在：c(H＋)＝c(OH－)，所以c(NH)＝c(Cl－)，c(NH)＝c(CH3COO－)，在盐酸中，氨水过量，在醋酸中，氨水恰好反应，所以盐酸中c(NH)大，则c(Cl－)>c(CH3COO－)，D错误。‎ ‎7．(2017·南昌模拟)欲测定某NaOH溶液的物质的量浓度，可用0.100 0 mol·L－1‎ 的HCl标准溶液进行中和滴定(用甲基橙作指示剂)。‎ 请回答下列问题：‎ ‎(1)滴定时，盛装待测NaOH溶液的仪器名称为________。‎ ‎(2)盛装标准盐酸的仪器名称为______________。‎ ‎(3)滴定至终点的颜色变化为____________。‎ ‎(4)若甲学生在实验过程中，记录滴定前滴定管内液面读数为0.50 mL，滴定后液面如图，则此时消耗标准溶液的体积为__________。‎ ‎(5)乙学生做了三组平行实验，数据记录如下：‎ 实验 序号 待测NaOH溶液的体积/mL ‎0.100 0 mol·L－1 HCl溶液的体积/mL 滴定前刻度 滴定后刻度 ‎1‎ ‎25.00‎ ‎0.00‎ ‎26.29‎ ‎2‎ ‎25.00‎ ‎1.00‎ ‎31.00‎ ‎3‎ ‎25.00‎ ‎1.00‎ ‎27.31‎ 选取上述合理数据，计算出待测NaOH溶液的物质的量浓度为______________。(保留四位有效数字)‎ ‎(6)下列哪些操作会使测定结果偏高________(填字母)。‎ A．锥形瓶用蒸馏水洗净后再用待测液润洗 B．酸式滴定管用蒸馏水洗净后再用标准液润洗 C．滴定前酸式滴定管尖端气泡未排除，滴定后气泡消失 D．滴定前读数正确，滴定后俯视滴定管读数 解析：(1)待测NaOH溶液盛放于锥形瓶中。‎ ‎(2)盛装标准盐酸的仪器名称为酸式滴定管。‎ ‎(3)待测液是NaOH溶液，甲基橙在NaOH溶液中呈黄色，随着溶液的pH减小，当滴到溶液的pH小于4.4时，溶液颜色由黄色变成橙色，且半分钟不褪色，滴定结束。‎ ‎(4)滴定前滴定管内液面读数为0.50 mL，滴定后液面读数为27.40 mL，消耗标准溶液的体积为27.40 mL－0.50 mL＝26.90 mL。‎ ‎(5)三次实验消耗标准溶液的体积依次为26.29 mL、30.00 mL、26.31 mL，第二组数据误差较大，舍去，则1、3组平均消耗V(盐酸)＝＝26.30 mL，c(NaOH)＝＝0.105 2 mol·L－1。‎ ‎(6)A项，锥形瓶用待测液润洗，会使锥形瓶内溶质的物质的量增大，造成V(标准)偏大，‎ c(待测)偏高，正确；B项，酸式滴定管用蒸馏水洗净后再用标准液润洗，对V(标准)无影响，c(待测)不变，错误；C项，滴定前酸式滴定管尖端气泡未排除，滴定后气泡消失，造成V(标准)偏大，c(待测)偏高，正确；D项，滴定前读数正确，滴定后俯视滴定管读数，造成V(标准)偏小，c(待测)偏低，错误。‎ 答案：(1)锥形瓶　(2)酸式滴定管　(3)黄色变为橙色 ‎(4)26.90 mL　(5)0.105 2 mol·L－1　(6)AC ‎[课下提能练]‎ ‎1．(2016·海南高考)下列有关实验操作的叙述错误的是(　　)‎ A．过滤操作中，漏斗的尖端应接触烧杯内壁 B．从滴瓶中取用试剂时，滴管的尖嘴可以接触试管内壁 C．滴定接近终点时，滴定管的尖嘴可以接触锥形瓶内壁 D．向容量瓶转移液体时，引流用玻璃棒可以接触容量瓶内壁 解析：选B　A．过滤操作中，漏斗的尖端应接触烧杯内壁，使液体顺利流下，正确；B.从滴瓶中取用试剂时，滴管的尖嘴接触试管内壁，容易造成试剂污染，错误；C.滴定接近终点时，滴定管的尖嘴可以接触锥形瓶内壁，可以使残余在滴定管的尖嘴的液体进入到锥形瓶，正确；D.向容量瓶转移液体时，用玻璃棒引流可以接触容量瓶内壁，正确。‎ ‎2．(2017·松原模拟)常温下，pH＝13的强碱溶液与pH＝2的强酸溶液混合(体积变化忽略不计)，所得混合液的pH＝11，则强碱与强酸的体积比是(　　)‎ A．11∶1　　　　　　　 　B．9∶1‎ C．1∶11 D．1∶9‎ 解析：选D　酸碱反应后所得混合液的pH＝11，溶液呈碱性，OH－过量，设强碱溶液的体积为x L，强酸溶液的体积为y L，pH＝13的强碱溶液，c(OH－)＝0.1 mol·L－1，pH＝2的强酸溶液，c(H＋)＝0.01 mol·L－1，混合后pH＝11，则＝0.001 mol·L－1，解得x∶y＝1∶9。‎ ‎3．常温下，将pH＝3的盐酸a L分别与下列三种溶液混合后，混合溶液均呈中性：‎ ‎①1×10－3 mol·L－1的氨水b L ‎②c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1的氨水c L ‎③c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1的Ba(OH)2溶液d L 其中a、b、c、d的关系正确的是(　　)‎ A．b>a＝d>c　　　　　 　B．a＝b>c>d C．a＝b>d>c D．c>a＝d>b 解析：选A　pH＝3的盐酸中c(H＋)＝1×10－3 mol·L－1，与c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1的Ba(OH)2溶液混合，混合溶液呈中性时二者的体积相等，即d＝a；NH3·H2‎ O为弱电解质，1×10－3 mol·L－1的氨水中c(OH－)<1×10－3 mol·L－1，因此1×10－3 mol·L－1的氨水和c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1的氨水分别与盐酸混合，混合溶液呈中性时，b>a，cc>b B．常温下，浓度均为0.1 mol·L－1的①醋酸、②盐酸、③醋酸钠溶液，水的电离程度的顺序为③>①>②‎ C．常温下，将相同体积的pH＝3的硫酸和pH＝11的一元碱BOH溶液混合，所得溶液可能为中性，也可能为酸性 D．物质的量浓度相同的①氯化铵溶液、②硫酸铵溶液、③碳酸氢铵溶液，pH的顺序为③>①>②‎ 解析：‎ 选C　碱溶液稀释时，pH逐渐变小，稀释相同倍数时，氢氧化钠溶液的pH变化幅度较大，氨水继续发生电离，pH变化幅度较小，A项正确；醋酸钠为强碱弱酸盐，发生水解反应，促进水的电离，醋酸和盐酸抑制水的电离，由于盐酸是强酸，完全电离，氢离子浓度大，对水的电离的抑制程度大，B项正确；常温下，将相同体积的pH＝3的硫酸和pH＝11的一元强碱BOH溶液混合，所得溶液呈中性，常温下，将相同体积的pH＝3的硫酸和pH＝11的一元弱碱BOH溶液混合，碱过量，所得溶液呈碱性，C项错误；(NH4)2SO4和NH4Cl水解，使溶液呈酸性，(NH4)2SO4中H＋较多，pH较小，NH4HCO3溶液呈碱性，D项正确。‎ ‎9．已知‎25 ℃‎时，几种弱酸的电离常数如下：‎ 弱酸的化学式 CH3COOH HCN H2S 电离常数 ‎1.8×10－5‎ ‎4.9×10－10‎ K1＝9.1×10－8‎ K2＝1.1×10－12‎ 下列说法正确的是(　　)‎ A．等物质的量浓度的各溶液pH关系为：‎ pH(Na2S)>pH(NaCN)>pH(NaHS)>pH(CH3COONa)‎ B．用0.1 mol·L－1的NaOH溶液滴定pH相等的CH3COOH和HCN溶液，CH3COOH消耗的NaOH溶液体积更大 C．NaHS和Na2S的混合溶液中，一定存在c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HS－)＋‎2c(S2－)＋c(H2S)‎ D．某浓度的NaCN溶液的pH＝d，则其中由水电离出的c(OH－)＝10－d mol·L－1‎ 解析：选A　由表格中的数据可知，醋酸电离常数最大，酸性最强，酸性越强，盐的水解越弱，等物质的量浓度溶液的pH关系为pH(Na2S)＞pH(NaCN)＞pH(NaHS)＞pH(CH3COONa)，A正确；醋酸的酸性强于HCN，pH相等的CH3COOH和HCN的浓度前者小于后者，因此用0.1 mol·L－1的NaOH溶液滴定HCN消耗NaOH溶液的体积更大，B错误；NaHS和Na2S的混合溶液中存在电荷守恒关系，c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HS－)＋‎2c(S2－)，C错误；NaCN水解显碱性，则该溶液由水电离出的c(OH－)就是溶液中的c(OH－)，其等于10d－14 mol·L－1，D错误。‎ ‎10．(2016·天津高考)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＋)‎ 解析：选C　根据起点pH：HA＜HB＜HD知酸性：HA＞HB＞HD，根据酸性越强，酸的电离常数越大，则KHA＞KHB＞KHD，故A项正确；P点时根据横坐标中和百分数为50%知c(HB)∶c(NaB)＝1∶1，根据纵坐标pH＜7知酸的电离程度大于盐的水解程度，故B项正确；根据电荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)和pH＝7知c(Na＋)＝c(A－)，同理c(Na＋)＝c(B－)、c(Na＋)＝c(D－)，根据中和原理知溶液显中性时需要的NaOH的量不同，故c(Na＋)不相同，则c(A－)、c(B－)、c(D－)三者不相同，C项错误；当中和百分数都达到100%时，溶液为NaA、NaB、NaD的混合物，则c(OH－)＝c(HA)＋c(HB)＋c(HD)＋c(H＋)，即c(HA)＋c(HB)＋c(HD)＝c(OH－)－c(H＋)，D项正确。‎ ‎11．(2017·长沙模拟)Ⅰ.在‎25 ℃‎时，有一pH＝12的NaOH溶液100 mL ，欲使它的pH降为11：‎ ‎(1)如果加入蒸馏水，就加入________ mL；‎ ‎(2)如果加入pH＝10的NaOH溶液，应加入______ mL；‎ ‎(3)如果加入0.008 mol·L－1 HCl溶液，应加入_____mL。‎ Ⅱ.在‎25 ℃‎时，有pH为a的盐酸和pH为b的NaOH溶液等体积混合：‎ ‎(1)若a＋b＝14，则溶液呈________性；‎ ‎(2)若a＋b＝13，则溶液呈________性；‎ ‎(3)若a＋b＞14，则溶液呈________性。‎ 解析：Ⅰ.(1)pH＝12的NaOH溶液中，c(OH－)＝0.01 mol·L－1，pH＝11的NaOH溶液中，c(OH－)＝0.001 mol·L－1，设加入水的体积是V1,0.01 mol·L－1×‎0.1 L＝0.001 mol·L－1×(0.1＋V1)L，V1＝－‎0.1 L＝‎0.9 L＝900 mL。‎ ‎(2)pH＝12的NaOH溶液中c(OH－)＝0.01 mol·L－1，pH＝10的NaOH溶液中c(OH－)＝0.000 1 mol·L－1，设加入pH＝10的NaOH溶液的体积是V2,0.01 mol·L－1×‎0.1 L＋0.000 1 mol·L－1×V2＝0.001 mol·L－1×(0.1＋V2)，V2＝‎1 L＝1 000 mL。‎ ‎(3)0.008 mol·L－1 HCl溶液中c(H＋)＝0.008 mol·L－1，设加入盐酸的体积为V3，‎ c(OH－)＝＝0.001 mol·L－1，解得：V3＝100 mL。‎ Ⅱ.pH＝a的盐酸中c(H＋)＝10－a mol·L－1，pH＝b的NaOH溶液中c(OH－)＝10b－14 mol·L－1，两溶液等体积混合后：(1)若a＋b＝14，c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性；(2)若a＋b＝13，c(H＋)＞c(OH－)，溶液呈酸性；(3)若a＋b＞14，c(H＋)＜c(OH－)，溶液呈碱性。‎ 答案：Ⅰ.(1)900　(2)1 000　(3)100‎ Ⅱ.(1)中　(2)酸　(3)碱 ‎12.Ⅰ.某学生用0.200 0 mol·L－1‎ 的标准NaOH溶液滴定未知浓度的盐酸，其操作可分为如下几步：‎ ‎①用蒸馏水洗涤碱式滴定管，并注入NaOH溶液至“‎0”‎刻度线以上 ‎②固定好滴定管并使滴定管尖嘴充满液体 ‎③调节液面至“‎0”‎或“‎0”‎刻度线稍下，并记下读数 ‎④量取20.00 mL待测液注入洁净的锥形瓶中，并加入3 mL酚酞溶液 ‎⑤用标准液滴定至终点，记下滴定管液面读数 请回答：‎ ‎(1)以上步骤有错误的是________(填编号)。‎ ‎(2)用标准NaOH溶液滴定时，应将标准NaOH溶液注入______(从图中选填“甲”或“乙”)中。‎ ‎(3)下列操作会引起实验结果偏大的是______(填编号)。‎ A．在锥形瓶装液前，留有少量蒸馏水 B．滴定前，滴定管尖嘴有气泡，滴定后无气泡 C．锥形瓶先用蒸馏水洗涤后，未用待测液润洗 D．用酸式滴定管量取液体时，释放液体前滴定管前端有气泡，之后消失 ‎(4)滴定时，左手控制滴定管，右手摇动锥形瓶，眼睛注视______________。判断到达滴定终点的现象是：锥形瓶中溶液______________________________________。‎ ‎(5)以下是实验数据记录表 滴定次数 盐酸体积(mL)‎ NaOH溶液体积读数(mL)‎ 滴定前 滴定后 ‎1‎ ‎20.00‎ ‎0.00‎ ‎21.30‎ ‎2‎ ‎20.00‎ ‎0.00‎ ‎16.30‎ ‎3‎ ‎20.00‎ ‎0.00‎ ‎16.32‎ 通过计算可得，该盐酸浓度为______ mol·L－1(计算结果保留4位小数)。‎ Ⅱ.利用间接酸碱滴定法可测定Ba2＋的含量，实验分两步进行。‎ 已知：2CrO＋2H＋===Cr2O＋H2O Ba2＋＋CrO===BaCrO4↓‎ 步骤1：移取x mL一定浓度的Na2CrO4溶液于锥形瓶中，加入酸碱指示剂，用b mol·L－1盐酸标准液滴定至终点，测得滴加盐酸体积为V0 mL。‎ 步骤2：移取y mL BaCl2溶液于锥形瓶中，加入x mL与步骤1相同浓度的Na2CrO4溶液，待Ba2＋完全沉淀后，再加入酸碱指示剂，用b mol·L－1盐酸标准液滴定至终点，测得滴加盐酸的体积为V1 mL。‎ 则BaCl2溶液浓度为______________________ mol·L－1。若步骤2中滴加盐酸时有少量待测液溅出，则Ba2＋浓度的测量值将____________(填“偏大”或“偏小”)。‎ 解析：Ⅰ.(1)①碱式滴定管未用标准NaOH溶液润洗就直接注入标准NaOH溶液，标准液的浓度偏小，造成V(标准)偏大，根据c(待测)＝V(标准)×c(标准) ÷V(待测)，可知c(待测)偏大；④酸碱指示剂酚酞是弱电解质，也会反应消耗酸或碱，为了减少实验误差，酚酞一般滴加1滴或2滴，错误。‎ ‎(2)NaOH溶液，应装在碱式滴定管乙中。‎ ‎(3)A项，在锥形瓶装液前，留有少量蒸馏水，对实验结果无影响，错误；B项，滴定前，滴定管尖嘴有气泡，滴定后无气泡，使标准溶液体积偏大，导致待测溶液的浓度偏高，正确；C项，锥形瓶用蒸馏水洗涤后，未用待测液润洗，不产生误差，错误；D项，用酸式滴定管量取液体时，释放液体前滴定管前端有气泡，之后消失，则待测溶液体积偏少，反应消耗标准酸溶液的体积偏小，使测得浓度偏低，错误。‎ ‎(4)滴定时，左手控制滴定管，右手摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶内颜色；判断到达滴定终点的现象是：锥形瓶中溶液由无色变成浅红色，且半分钟内不褪色。‎ ‎(5)根据实验数据可知，第一次实验数据误差较大，舍去，V(NaOH)＝(16.30＋16.32)÷2＝16.31 mL，c(NaOH)·V(NaOH)＝c(HCl)·V(HCl)，c(HCl)＝[c(NaOH)·V(NaOH)]÷V(HCl)＝(0.200 0 mol·L－1×16.31 mL)÷20.00 mL＝0.163 1 mol·L－1。‎ Ⅱ.由题意知，步骤1用于测定x mL Na2CrO4中的n(Na2CrO4)，步骤2用于测定与Ba2＋反应后剩余n(Na2CrO4)，二者之差即为与Ba2＋反应的n(Na2CrO4)，‎ 由离子方程式知 ‎　　　H＋～CrO～Ba2＋，‎ ‎　　　1　　　　　　1‎ ‎(V0b－V1b)×10－‎3　‎c(BaCl2)×y×10－3‎ 所以c(BaCl2)＝(V0b－V1b)/y mol·L－1‎ 若步骤2中滴加盐酸时有少量待测液溅出，V1减小，则Ba2＋浓度测量值将偏大。‎ 答案：Ⅰ.(1)①④　(2)乙　(3)B ‎(4)锥形瓶内颜色　由无色变成浅红色，且半分钟内不褪色　(5)0.163 1‎ Ⅱ.(V0b－V1b)/y　偏大 考点一　盐类的水解及其规律 一、理清盐类水解的概念及实质 ‎1．概念：在溶液中盐电离出来的离子与水电离产生的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应。‎ ‎2．实质 二、明晰盐类水解的特点及规律 ‎1．水解的特点 ‎2．盐类水解的规律及类型 有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。‎ 盐的 类型 实例 是否 水解 水解的 离子 溶液的 酸碱性 溶液 的pH 强酸强 碱盐 NaCl、KNO3‎ 否 ‎－‎ 中性 ‎＝7‎ 强酸弱 碱盐 NH4Cl、‎ Cu(NO3)2‎ 是 NH、‎ Cu2＋‎ 酸性 ‎＜7‎ 弱酸强 碱盐 CH3COONa、‎ Na2CO3‎ 是 CH3COO－、‎ CO 碱性 ‎＞7‎ ‎[基点小练]‎ ‎1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。‎ ‎(1)酸式盐溶液一定呈酸性(×)‎ ‎(2)能水解的盐溶液一定呈酸性或碱性，不可能呈中性(×)‎ ‎(3)Na2CO3溶液显碱性的原因：CO＋2H2OH2CO3＋2OH－(×)‎ ‎(4)向Na2CO3溶液中加入少量Ca(OH)2固体，CO水解程度减小，pH减小(×)‎ ‎(5)常温下，pH＝11的CH3COONa溶液和pH＝3的CH3COOH溶液，水的电离程度相同(×)‎ ‎2．怎样用最简单的方法区别NaCl溶液、NH4Cl溶液和Na2CO3溶液？‎ 提示：将三种溶液各取少许装入试管中，分别滴入紫色石蕊溶液，溶液不变色的为NaCl溶液，变红色的为NH4Cl溶液，变蓝色的为Na2CO3溶液。‎ 三、掌握盐类水解离子方程式的书写 如NH4Cl水解的离子方程式：‎ NH＋H2ONH3·H2O＋H＋。‎ ‎1．一般来说，盐类水解的程度不大，用可逆号“”表示。盐类水解一般不会产生沉淀和气体，所以不用符号“↓”和“↑”表示水解产物。如CuCl2、NH4Cl水解的离子方程式：‎ Cu2＋＋2H2OCu(OH)2＋2H＋；‎ NH＋H2ONH3·H2O＋H＋。‎ ‎2．多元弱酸盐的水解是分步进行的，水解离子方程式要分步表示。如Na2S水解反应的离子方程式：S2－＋H2OHS－＋OH－、HS－＋H2OH2S＋OH－。‎ ‎3．多元弱碱阳离子的水解简化成一步完成，如FeCl3溶液中：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。‎ ‎4．水解分别是酸性和碱性的离子组由于水解相互促进的程度较大，书写时要用“===”、“↑”、“↓”等，如NaAlO2与AlCl3混合溶液反应的离子方程式：Al3＋＋3AlO＋6H2O===4Al(OH)3↓。‎ ‎[基点小练]‎ ‎3．按要求书写离子方程式 ‎(1)AlCl3溶液呈酸性：‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(2)Na2CO3溶液呈碱性：‎ ‎________________________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(3)NH4Cl溶于D2O中：‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(4)将NaHCO3溶液与AlCl3溶液混合：‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(5)实验室制备Fe(OH)3胶体：‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(6)NaHS溶液呈碱性的原因：‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(7)对于易溶于水的正盐MnRm溶液，若pH>7，其原因是：‎ ‎________________________________________________________________________；‎ 若pH<7，其原因是________________________________________________。‎ ‎(用离子方程式说明)‎ 解析：pH大于7是由于酸根离子水解呈碱性，pH小于7是由于弱碱阳离子水解呈酸性。‎ 答案：(1)Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋　(2)CO＋H2OHCO＋OH－　HCO＋H2OH2CO3＋OH－　(3)NH＋D2ONH3·HDO＋D＋　(4)Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑　(5)Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋　(6)HS－＋H2OH2S＋OH－　(7)Rn－＋H2OHR(n－1)－＋OH－　Mm＋＋mH2OM(OH)m＋mH＋‎ ‎1．(2017·赣州模拟)室温下，0.1 mol·L－1下列溶液的pH最大的是(　　)‎ A．NH4Cl　　　　　　　 　B．NaHCO3‎ C．Na2CO3 D．Na2SO4‎ 解析：选C　NH4Cl为强酸弱碱盐，溶液呈酸性，常温下pH＜7；NaHCO3、Na2CO3均是强碱弱酸盐，CO水解程度大于HCO水解程度而导致溶液碱性NaHCO3＜Na2CO3；Na2SO4不水解，常温下pH＝7。四种溶液中pH最大的是Na2CO3。‎ ‎2．(2017·银川模拟)物质的量浓度相同的三种盐NaX、NaY和NaZ的溶液，若它们的pH依次为8、9、10，则HX、HY、HZ的酸性由强到弱的排列顺序是(　　)‎ A．HX、HZ、HY B．HZ、HY、HX C．HX、HY、HZ D．HY、HZ、HX 解析：选C　组成盐的酸根对应的酸越弱，该酸根的水解程度越大，相同物质的量浓度时该盐溶液的碱性越强，pH越大，则HX、HY、HZ的酸性由强到弱的排列顺序是HX、HY、HZ。‎ ‎3．有四种物质的量浓度相等且都由一价阳离子A＋和B＋及一价阴离子X－和Y－组成的盐溶液。据测定常温下AX和BY溶液的pH＝7，AY溶液的pH>7，BX溶液的pH<7，由此判断不水解的盐是(　　)‎ A．BX B．AX C．AY D．BY 解析：选B　AY溶液的pH>7，说明AY为强碱弱酸盐；BX溶液的pH<7，说明BX为强酸弱碱盐；则AX为强酸强碱盐，不发生水解。‎ 盐类水解的规律 ‎(1)“谁弱谁水解，越弱越水解，谁强显谁性。”如酸性：HCNCH3COONa。‎ ‎(2)弱酸的酸式盐溶液的酸碱性，取决于酸式酸根离子电离程度和水解程度的相对大小。‎ ‎①若电离程度小于水解程度，溶液显碱性。如NaHCO3溶液中：HCOH＋＋CO(次要)，HCO＋H2OH2CO3＋OH－(主要)。‎ ‎②若电离程度大于水解程度，溶液显酸性。如NaHSO3溶液中：HSOH＋＋SO(主要)，HSO＋H2OH2SO3＋OH－(次要)。‎ ‎(3)相同条件下的水解程度：正盐>相应酸式盐，如CO>HCO。‎ ‎(4)相互促进水解的盐>单独水解的盐>水解相互抑制的盐。如NH的水解程度：(NH4)2CO3>(NH4)2SO4>(NH4)2Fe(SO4)2。‎ 考点二　盐类水解的影响因素 对应学生用书P162‎ ‎1．熟记影响盐类水解的关键因素——内因 弱酸根离子、弱碱阳离子对应的酸、碱越弱，就越易发生水解，溶液的碱性或酸性越强。‎ 如酸性：CH3COOH>H2CO3相同浓度的NaHCO3、CH3COONa溶液的pH大小关系为NaHCO3>CH3COONa。‎ ‎2．掌握外界因素对盐类水解的影响 因素 水解 平衡 水解 程度 水解产生 离子的浓度 温度 升高 右移 增大 增大 浓度 增大 右移 减小 增大 减小(即稀释)‎ 右移 增大 减小 外加 酸、碱 酸 弱碱阳离子的水解程度减小 碱 弱酸根离子的水解程度减小 ‎ [基点小练]‎ ‎1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。‎ ‎(1)加热0.1 mol·L－1Na2CO3溶液，CO的水解程度和溶液的pH均增大(√)‎ ‎(2)在滴有酚酞溶液的氨水里，加入NH4Cl至溶液恰好无色，则此时溶液的pH<7(×)‎ ‎(3)在CH3COONa溶液中加入适量CH3COOH，可使c(Na＋)＝c(CH3COO－)(√)‎ ‎(4)关于氯化铵溶液，加水稀释时，的值减小(√)‎ ‎(5)降低温度和加水稀释，都会使盐的水解平衡向逆反应方向移动(×)‎ ‎(6)通入适量的HCl气体使FeCl3溶液中增大(×)‎ ‎(7)试管中加入2 mL饱和Na2CO3溶液，滴入两滴酚酞，加热，溶液先变红，后红色变浅(×)‎ ‎2．把不同条件对FeCl3水解平衡的影响[Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋]填入下表。‎ 条件 移动方向 n(H＋)‎ pH 现象 升高温度 向右 增大 减小 溶液颜色变深 加HCl(aq)‎ 向左 增大 减小 溶液颜色变浅 加H2O 向右 增大 增大 溶液颜色变浅 加入NaHCO3‎ ‎(aq)‎ 向右 减小 增大 生成红褐色沉淀，‎ 放出气体 题点(一)　盐类水解的影响因素 ‎1．下列关于盐类水解的说法错误的是(　　)‎ A．pH相等的①NaHCO3、②Na2CO3、③NaOH溶液的物质的量浓度大小：①＞②＞③‎ B．浓度均为0.1 mol·L－1的①(NH4)2CO3、②(NH4)2SO4、③(NH4)2Fe(SO4)2溶液中，c(NH)的大小顺序为①＞②＞③‎ C．在NH4Cl溶液中加入稀HNO3，能抑制NH水解 D．在CH3COONa溶液中加入冰醋酸，能抑制CH3COO－水解 解析：选B　A项，等浓度时，盐水解的碱性弱于碱，多元弱酸盐的水解程度，正盐＞酸式盐，故pH相等时，物质的量浓度大小为①＞②＞③，正确；B项，①溶液中CO水解促进NH水解，使c(NH)减小；②中只有NH水解；③溶液中Fe2＋抑制NH水解，使c(NH)增大，c(NH)的大小顺序为③＞②＞①，错误；C项，NH4Cl溶液中存在NH＋H2ONH3·H2O＋H＋，加入稀HNO3，c(H＋)增大，平衡左移，抑制NH水解，正确；D项，在CH3COONa溶液中CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，加入冰醋酸，c(CH3COOH)增大，对水解平衡起抑制作用，正确。‎ ‎2．(2015·天津高考)室温下，将0.05 mol Na2CO3固体溶于水配成100‎ ‎ mL溶液，向溶液中加入下列物质，有关结论正确的是(　　)‎ 选项 加入的物质 结论 A ‎50 mL 1 mol·L－1H2SO4‎ 反应结束后，‎ c(Na＋)＝c(SO)‎ B ‎0.05 mol CaO 溶液中增大 C ‎50 mL H2O 由水电离出的 c(H＋)·c(OH－)不变 D ‎0.1 mol NaHSO4固体 反应完全后，溶液 pH减小，c(Na＋)不变 解析：选B　A项，反应结束后c(Na＋)＝‎2c(SO)。B项，加入0.05 mol CaO后，会生成Ca(OH)2，Ca(OH)2与Na2CO3反应生成CaCO3沉淀和NaOH，溶液中c(OH－)增大，CO水解产生的HCO减少，故溶液中增大。C项，加入水后，c(Na2CO3)减小，CO水解产生的c(OH－)减小，溶液中的OH－来源于水的电离，因水电离产生的c(OH－)＝c(H＋)，故由水电离出的c(H＋)·c(OH－)减小。D项，加入0.1 mol NaHSO4固体，溶液体积变化不大，但n(Na＋)变为原来的2倍，故c(Na＋)增大。‎ ‎3．如图所示三个烧瓶中分别装入含酚酞的0.01 mol·L－1 CH3COONa溶液，并分别放置在盛有水的烧杯中，然后向烧杯①中加入生石灰，向烧杯③中加入NH4NO3晶体，烧杯②中不加任何物质。‎ ‎(1)含酚酞的0.01 mol·L－1 CH3COONa溶液显浅红色的原因为______________________‎ ‎(用离子方程式和必要文字解释)。‎ ‎(2)实验过程中发现烧瓶①中溶液红色变深，烧瓶③中溶液红色变浅，则下列叙述正确的是________(填字母)。‎ A．水解反应为放热反应 B．水解反应为吸热反应 C．NH4NO3溶于水时放出热量 D．NH4NO3溶于水时吸收热量 ‎(3)向0.01 mol·L－1 CH3COONa溶液中分别加入NaOH固体、Na2CO3固体、FeSO4‎ 固体，使CH3COO－水解平衡移动的方向分别为________、________、________。(填“左”“右”或“不移动”)‎ 解析：(1)CH3COONa中CH3COO－水解使溶液显碱性，酚酞在碱性溶液中显红色。‎ ‎(2)生石灰与水剧烈反应放出大量热，根据烧瓶①中溶液红色变深，判断水解平衡向右移动，说明水解反应是吸热反应，同时烧瓶③中溶液红色变浅，则NH4NO3溶于水时吸收热量。‎ ‎(3)碱抑制CH3COO－的水解；CO水解显碱性，与CH3COO－的水解相互抑制；Fe2＋水解显酸性，与CH3COO－的水解相互促进。‎ 答案：(1)CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，使溶液显碱性　(2)BD　(3)左　左　右 题点(二)　Ka、KW、Kh三者关系的应用 ‎4．已知：CH3COOHCH3COO－＋H＋达到电离平衡时，电离平衡常数可以表示为Ka＝；CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－达到水解平衡时，水解平衡常数可以表示为Kh＝(式中各粒子浓度均为平衡时浓度)。‎ ‎(1)对于任意弱电解质来讲，其电离平衡常数Ka、对应离子的水解平衡常数Kh以及水的离子积常数KW的关系是____________________，由此可以推断，弱电解质的电离程度越小，其对应离子的水解程度____________。‎ ‎(2)由于CH3COOH的电离程度很小，计算时可将CH3COOH的平衡浓度看成是CH3COOH溶液的浓度，则c mol·L－1的CH3COOH溶液中c(H＋)＝______(不为0)。‎ ‎(3)现用某未知浓度(设为c′)的CH3COOH溶液及其他仪器、药品，通过实验测定一定温度下CH3COOH的电离平衡常数，需测定的数据有(用简要的文字说明)：‎ ‎①实验时的温度；‎ ‎②____________；‎ ‎③用______________(填一种实验方法)测定溶液浓度c′。‎ 解析：(1)根据Ka＝，Kh＝，二者的乘积等于KW，即Ka·Kh＝KW。(2)由于CH3COOH电离出的CH3COO－与H＋浓度近似相等，平衡时c(CH3COOH)又可看成是c(CH3COOH)溶液的浓度c，则Ka＝，c(H＋)＝ mol·L－1。(3)要测定Ka，则必须要分别用pH换算c(H＋)和用酸碱中和滴定的方法测定c′。‎ 答案：(1)Ka·Kh＝KW　越大　(2) mol·L－1‎ ‎(3)②溶液的pH　③酸碱中和滴定 ‎5．(2013·山东高考节选)‎25 ℃‎时，H2SO3HSO＋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”)。‎ 解析：H2SO3的电离常数表达式为Ka＝，NaHSO3的水解反应的平衡常数Kh＝＝＝＝＝1×10－12。由Kh＝得＝，加入I2后，HSO被氧化为H2SO4，c(H＋)增大，c(OH－)减小，Kh不变，所以增大。‎ 答案：1×10－12　增大 从定性、定量两角度理解盐类水解 ‎(1)盐类水解易受温度、浓度、溶液的酸碱性等因素的影响，以FeCl3水解为例，当改变条件如升温、通入HCl气体、加水、加铁粉、加NaHCO3溶液等时，应从平衡移动方向、pH的变化、水解程度、现象等方面归纳总结，加以分析掌握。‎ ‎(2)水解平衡常数(Kh)只受温度的影响，它与Ka(或Kb)、KW的定量关系为Ka·Kh＝KW或Kb·Kh＝KW。‎ 考点三　盐类水解的应用 对应学生用书P164‎ ‎1．熟记盐类水解的重要应用 应用 举例 判断溶液的酸碱性 FeCl3溶液显酸性，原因是(用方程式表示)Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋‎ 判断酸性强弱 NaX、NaY、NaZ三种盐pH分别为8、9、10，则酸性HX>HY>HZ 配制或贮存易水解的盐溶液 配制CuSO4溶液时，加入少量H2SO4，防止Cu2＋水解；配制FeCl3溶液，加入少量盐酸；贮存Na2CO3溶液、Na2SiO3溶液不能用磨口玻璃塞 胶体的制取 制取Fe(OH)3胶体的离子方程式：‎ Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋‎ 泡沫灭火器原理 成分为NaHCO3与Al2(SO4)3溶液，发生的反应为Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑‎ 作净水剂 明矾可作净水剂，原理为Al3＋＋3H2OAl(OH)3(胶体)＋3H＋‎ 化肥的使用 铵态氮肥与草木灰不得混用 除锈剂 NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接金属时的除锈剂 ‎2．盐溶液蒸干时所得产物的判断 ‎(1)盐溶液水解生成难挥发性酸和酸根阴离子易水解的强碱盐，蒸干后一般得原物质，如CuSO4(aq)蒸干得CuSO4(s)；Na2CO3(aq)蒸干得Na2CO3(s)。‎ ‎(2)盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得到对应的氧化物，如AlCl3(aq)蒸干得Al(OH)3，灼烧得Al2O3。‎ ‎(3)考虑盐受热时是否分解。Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固体受热易分解，因此蒸干灼烧后分别为Ca(HCO3)2―→CaCO3(CaO)；NaHCO3―→Na2CO3；KMnO4―→K2MnO4和MnO2；NH4Cl―→NH3↑＋HCl↑。‎ ‎(4)还原性盐在蒸干时会被O2氧化。如Na2SO3(aq)蒸干得Na2SO4(s)。‎ ‎(5)弱酸的铵盐蒸干后无固体。如NH4HCO3、(NH4)2CO3。‎ ‎3．熟记下列因相互促进水解不能大量共存的离子组合 ‎(1)Al3＋与HCO、CO、AlO、SiO、HS－、S2－、ClO－。‎ ‎(2)Fe3＋与HCO、CO、AlO、SiO、ClO－。‎ ‎(3)NH与SiO、AlO。‎ ‎[注意]　(1)NH与CH3COO－、HCO虽能发生相互促进水解反应，但能大量共存。‎ ‎(2)Fe3＋在中性条件下已完全水解。‎ ‎[基点小练]‎ ‎1．配制FeSO4溶液要加入铁粉，配制SnCl2溶液要加入盐酸，二者原理是否相同？‎ 答案：不相同，加入Fe粉是为了防止Fe2＋被氧化，加入盐酸是为了防止Sn2＋水解。‎ ‎2.一种常用的泡沫灭火器构造如图。内筒a是玻璃瓶，外筒b是钢瓶，平时泡沫灭火器内筒外筒盛有液态试剂，当遇火警时，将灭火器取下倒置，内外筒液体试剂立即混合产生大量CO2‎ 泡沫灭火。从液态试剂在灭火器中长久放置和快速灭火两个角度分析，则a中盛______________________，b中盛________________________________________________________________________。‎ 答案：Al2(SO4)3溶液　饱和NaHCO3溶液 ‎1．下列有关说法正确的是(　　)‎ A．(2016·全国甲卷)由MgCl2溶液制备无水MgCl2，将MgCl2溶液加热蒸干 B．(2016·全国乙卷)配制氯化铁溶液时，将氯化铁溶解在较浓的盐酸中再加水稀释 C．(2016·天津高考)室温下，测得氯化铵溶液pH<7，证明一水合氨是弱碱：NH＋2H2O===NH3·H2O＋H3O＋‎ D．(2014·全国卷Ⅰ)AlCl3溶液和Al2(SO4)3溶液加热、蒸发、浓缩、结晶、灼烧，所得固体的成分相同 解析：选B　由MgCl2溶液制备无水MgCl2时，先使MgCl2从溶液中结晶析出MgCl2·6H2O，然后MgCl2·6H2O在HCl气流中加热，防止MgCl2发生水解，A错误；FeCl3易发生水解，故配制FeCl3溶液时，将其固体溶于较浓的盐酸中，再加水稀释，以抑制FeCl3的水解，B正确；盐类水解一般是微弱的，书写离子方程式时应使用“”，C错误；水解方程式分别为AlCl3＋3H2OAl(OH)3＋3HCl，Al2(SO4)3＋6H2O2Al(OH)3＋3H2SO4，加热促进水解，由于盐酸为挥发性酸，硫酸为难挥发性酸，故前者最终产物为Al2O3，后者最终产物为Al2(SO4)3，D错误。‎ ‎2．生活中处处有化学，下列有关说法正确的是(　　)‎ A．天然弱碱性水呈碱性的原因是其中含有较多的Mg2＋、Ca2＋等离子 B．焊接时用NH4Cl溶液除锈与盐类水解无关 C．生活中用电解食盐水的方法制取消毒液，运用了盐类的水解原理 D．在滴有酚酞的Na2CO3溶液中慢慢滴入BaCl2溶液，溶液的红色逐渐褪去 解析：选D　A项，天然硬水是因为其中含有较多的Mg2＋、Ca2＋等离子，错误；B项，NH4Cl是强酸弱碱盐，水解显酸性，因此能溶解铁锈，错误；C项，惰性电极电解食盐水生成物是H2、Cl2、NaOH，Cl2与NaOH溶液反应可以制备漂白液，与水解无关，错误；D项，Na2CO3溶液中存在水解平衡CO＋H2OHCO＋OH－，加入BaCl2溶液后生成BaCO3沉淀，c(CO)降低，溶液的碱性减弱，所以红色逐渐褪去，正确。‎ ‎3．(2017·广安模拟)下列叙述中与盐类的水解有关的是(　　)‎ ‎①纯碱溶液去油污；②铁在潮湿的环境下生锈；‎ ‎③NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接中的除锈剂；‎ ‎④盛放Na2CO3溶液的试剂瓶应用橡皮塞，而不用玻璃塞；‎ ‎⑤酸雨在空气中放置一段时间pH降低；‎ ‎⑥草木灰与铵态氮肥不能混合施用 A．①③④⑥　　　　　　　 　B．①②⑤⑥‎ C．①③④⑤ D．全有关 解析：选A　①纯碱溶液因水解显碱性可去油污，正确；②铁在潮湿的环境下生锈，是电化学腐蚀，与水解无关，错误；③NH4Cl与ZnCl2溶液均因水解显酸性，可作焊接中的除锈剂，正确；④Na2CO3溶液水解显碱性，则盛放Na2CO3溶液的试剂瓶应用橡皮塞，而不用玻璃塞，正确；⑤酸雨在空气中放置一段时间pH降低，是亚硫酸被氧化为硫酸，与水解无关，错误；⑥草木灰(含K2CO3)溶液显碱性，铵态氮肥(NH)溶液显酸性，两者不能混合施用，正确。‎ ‎4．(2015·天津高考节选)FeCl3具有净水作用，但腐蚀设备，而聚合氯化铁是一种新型的絮凝剂，处理污水比FeCl3高效，且腐蚀性小。请回答下列问题：‎ ‎(1)FeCl3净水的原理是________________________________________________。‎ ‎(2)FeCl3在溶液中分三步水解：‎ Fe3＋＋H2OFe(OH)2＋＋H＋K1‎ Fe(OH)2＋＋H2OFe(OH)＋H＋K2‎ Fe(OH)＋H2OFe(OH)3＋H＋K3‎ 以上水解反应的平衡常数K1、K2、K3由大到小顺序是____________。通过控制条件，以上水解产物聚合，生成聚合氯化铁，离子方程式为xFe3＋＋yH2OFex(OH)＋yH＋，欲使平衡正向移动可采用的方法是(填字母)______________________________ ____________。‎ a．降温 B．加水稀释 c．加入NH4Cl D．加入NaHCO3‎ 室温下，使氯化铁溶液转化为高浓度聚合氯化铁的关键条件是________________________________________________________________________。‎ ‎(3)天津某污水处理厂用聚合氯化铁净化污水的结果如下图所示。由图中数据得出每升污水中投放聚合氯化铁[以Fe(mg·L－1)表示]的最佳范围约为_______mg·L－1。‎ 解析：(1)FeCl3作净水剂，主要是因为Fe3＋水解产生Fe(OH)3胶体，能吸附水中的悬浮杂质。(2)Fe3＋进行分步水解，水解程度如同多元弱酸根的水解，水解程度第一步大于第二步，第二步大于第三步，故水解反应平衡常数的大小关系为K1>K2>K3‎ ‎。盐类的水解是吸热反应，降温使平衡逆向移动；越稀越水解，加水稀释，可以促进水解平衡正向移动；NH4Cl溶于水呈酸性，使水解平衡逆向移动；NaHCO3与H＋反应，使水解平衡正向移动，故可以采用的方法是b、d。根据生成聚合氯化铁的离子方程式可以看出，室温下要使氯化铁溶液转化为高浓度聚合氯化铁的关键条件是控制H＋的浓度，即调节溶液的pH。(3)净化污水主要考虑两个方面：去除污水中的浑浊物和还原性物质。由图中数据可以看出，浑浊度的去除率最高时聚合氯化铁约为18 mg·L－1，还原性物质的去除率最高时聚合氯化铁约为20 mg·L－1，综合两方面考虑，聚合氯化铁的最佳范围约为18～20 mg·L－1。‎ 答案：(1)Fe3＋水解产生的Fe(OH)3胶体粒子能吸附水中悬浮的杂质 ‎(2)K1＞K2＞K3　bd　调节溶液的pH ‎(3)18～20‎ ‎[课堂巩固练]‎ ‎1．(2017·福州模拟)0.1 mol·L－1 AlCl3溶液，温度从‎20 ℃‎升高到‎50 ℃‎，浓度增幅最大的离子是(　　)‎ A．Cl－　　　　　　　　 　B．Al3＋‎ C．H＋ D．OH－‎ 解析：选C　升高温度，Al3＋的水解平衡右移，c(H＋)增大。‎ ‎2．下列根据反应原理设计的应用，不正确的是(　　)‎ A．CO＋H2OHCO＋OH－　热的纯碱溶液清洗油污 B．Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋　明矾净水 C．TiCl4＋(x＋2)H2O(过量)TiO2·xH2O↓＋4HCl　制备TiO2·xH2O D．SnCl2＋H2OSn(OH)Cl＋HCl　配制氯化亚锡溶液时加入氢氧化钠 解析：选D　热的纯碱溶液碱性增强、去污能力增强；Al3＋水解生成Al(OH)3胶体，吸附水中的悬浮物，具有净水作用；TiCl4与H2O作用水解可以制得纳米材料TiO2·xH2O，A、B、C项正确；SnCl2易水解，配制SnCl2溶液时若加入NaOH溶液，会促进SnCl2水解而生成Sn(OH)Cl或Sn(OH)2沉淀，配制SnCl2溶液应将SnCl2固体溶于浓盐酸中，再稀释至所需浓度。‎ ‎3．(2017·包头模拟)为了使Na2S溶液中的比值变小，可采取的措施是(　　)‎ ‎①加适量盐酸　②加适量NaOH(s)　③加适量KOH(s)‎ ‎④加适量KHS(s)　⑤加水　⑥通H2S(g)　⑦加热 A．②③④ B．①②⑤⑥⑦‎ C．②③ D．③④‎ 解析：选D　在Na2S溶液中，主要存在平衡S2－＋H2OHS－＋OH－。＝＝，比值变小，即比值变小。①加盐酸，平衡右移，n(S2－)减小，n(Na＋)不变，比值变大；②加NaOH(s)，平衡左移，n(Na＋)增大得多，n(OH－)增大得少，比值变大；③加KOH(s)，平衡左移，n(S2－)增大，n(Na＋)不变，比值变小；④加KHS，平衡左移，n(S2－)增大，n(Na＋)不变，比值变小；⑤加水，平衡右移，n(Na＋)不变，n(S2－)减小，比值变大；⑥通入H2S，平衡右移，n(S2－)减小，n(Na＋)不变，比值变大；⑦加热，平衡右移，n(S2－)减小，n(Na＋)不变，比值变大。‎ ‎4．(2017·福州模拟)室温下，有pH均为9，体积均为10 mL的NaOH溶液和CH3COONa溶液，下列说法正确的是(　　)‎ A．两种溶液中的c(Na＋)相等 B．两溶液中由水电离出的c(OH－)之比为10－9/10－5 ‎ C．分别加水稀释到100 mL时，两种溶液的pH依然相等 D．分别与同浓度的盐酸反应，恰好反应时消耗的盐酸体积相等 解析：选B　pH相等的NaOH和CH3COONa溶液，c(NaOH)＜c(CH3COONa)，相同体积、相同pH的这两种溶液，n(NaOH)＜n(CH3COONa)。A项，pH相等的NaOH和CH3COONa溶液，c(NaOH)＜c(CH3COONa)，Na＋不水解，所以CH3COONa溶液中c(Na＋)大，错误；B项，OH－抑制水电离，CH3COO－促进水电离，NaOH溶液中c(H＋)等于水电离出c(OH－)＝10－9 mol·L－1，CH3COONa溶液中水电离出的c(OH－)＝10－14/10－9＝10－5 mol·L－1，两者之比＝10－9/10－5，正确；C项，加水稀释促进CH3COONa水解，导致溶液中pH大小为CH3COONa＞NaOH，错误；D项，因为n(NaOH)＜n(CH3COONa)，所以CH3COONa消耗的盐酸体积大，错误。‎ ‎5．在含有弱电解质的溶液中，往往有多个化学平衡共存。‎ ‎(1)一定温度下，向‎1 L 0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中加入0.1 mol CH3COONa固体，则溶液中 ‎________________(填“增大”“不变”或“减小”)；写出表示该混合溶液中所有离子浓度之间的一个等式_______________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(2)土壤的pH一般在4～9之间。土壤中Na2CO3含量较高时，pH可高达10.5，试用离子方程式解释土壤呈碱性的原因___________________________________________。‎ 加入石膏(CaSO4·2H2O)可以使土壤碱性降低，有关反应的化学方程式为________________________________________________________________________。‎ ‎(3)常温下在20 mL 0.1 mol·L－1Na2CO3溶液中逐滴加入0.1 mol·L－1HCl溶液40‎ ‎ mL，溶液中含碳元素的各种微粒(CO2因逸出未画出)物质的量分数(纵轴)随溶液pH变化的部分情况如图所示。‎ 回答下列问题：‎ ‎①在同一溶液中，H2CO3、HCO3、CO________(填“能”或“不能”)大量共存；‎ ‎②当pH＝7时，溶液中含碳元素的主要微粒为____________________，溶液中各种离子的物质的量浓度的大小关系为__________________________________；‎ ‎③已知在‎25 ℃‎时，CO水解反应的平衡常数即水解常数Kh＝＝2.0×10－4 mol·L－1，当溶液中c(HCO)∶c(CO)＝2∶1时，溶液的pH＝　　　　。‎ 解析：(1)K＝，K仅受温度影响。由电荷守恒得c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(H＋)＋c(Na＋)。‎ ‎(2)土壤呈碱性，是因CO水解所致。利用沉淀的转化与生成规律，CaSO4与CO反应转化为更难溶的物质CaCO3：Na2CO3＋CaSO4·2H2O===CaCO3＋Na2SO4＋2H2O。‎ ‎(3)①H2CO3与CO反应生成HCO而不能大量共存。②由图知，pH＝7时溶液中含碳元素的主要微粒为HCO、H2CO3，此时，溶液为Na2CO3与HCl反应的混合液，溶质有H2CO3、NaHCO3、NaCl，可知c(Na＋)>c(Cl－)，pH＝7，c(H＋)＝c(OH－)，由Na2CO3＋HCl===NaCl＋NaHCO3，NaHCO3＋HCl===NaCl＋H2CO3知，c(Cl－)>c(HCO)，即c(Na＋)>c(Cl－)>c(HCO)>c(H＋)＝c(OH－)。③中c(OH－)＝1.0×10－4 mol·L－1，则c(H＋)＝1.0×10－10 mol·L－1，pH＝10。‎ 答案：(1)不变　c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(H＋)＋c(Na＋)‎ ‎(2)CO＋H2OHCO＋OH－‎ Na2CO3＋CaSO4·2H2OCaCO3＋Na2SO4＋2H2O ‎(3)①不能　②HCO、H2CO‎3　‎c(Na＋)>c(Cl－)>c(HCO)>c(H＋)＝c(OH－)　③10‎ ‎6．(2017·泰州模拟)‎10 ℃‎加热NaHCO3饱和溶液，测得该溶液的pH发生如下的变化：‎ 温度(℃)‎ ‎10‎ ‎20‎ ‎30‎ 加热煮沸后冷却到‎50 ℃‎ pH ‎8.3‎ ‎8.4‎ ‎8.5‎ ‎8.8‎ ‎(1)甲同学认为，该溶液的pH升高的原因是HCO的水解程度增大，故碱性增强，该水解反应的离子方程式为__________________________________。‎ ‎(2)乙同学认为，溶液pH升高的原因是NaHCO3受热分解，生成了Na2CO3，并推断Na2CO3的水解程度________(填“大于”或“小于”)NaHCO3，该分解反应的化学方程式为________________________________________________。‎ ‎(3)丙同学认为甲、乙的判断都不充分。丙认为：‎ ‎①只要在加热煮沸的溶液中加入足量的试剂BaCl2溶液，若产生沉淀，则乙判断正确。原因是____________。‎ 能不能选用Ba(OH)2溶液？______(答“能”或“不能”)。‎ ‎②将加热后的溶液冷却到‎10 ℃‎，若溶液的pH________(填“大于”“小于”或“等于”)8.3，则________(填“甲”或“乙”)判断正确。‎ 解析：(1)NaHCO3发生水解反应的离子方程式为HCO＋H2OH2CO3＋OH－；(2)加热时，NaHCO3可分解生成Na2CO3，Na2CO3水解程度比NaHCO3大，溶液碱性较强；该分解反应的化学方程式为2NaHCO3Na2CO3＋CO2↑＋H2O；(3)①在加热煮沸的溶液中加入足量的BaCl2溶液，若产生沉淀，则NaHCO3受热分解，原因是Ba2＋＋CO===BaCO3↓；不能用加入Ba(OH)2溶液的方法判断，原因是Ba(OH)2溶液与碳酸钠、碳酸氢钠都会发生反应产生BaCO3沉淀，因此不能确定物质的成分；②将加热后的溶液冷却到‎10 ℃‎，若溶液的pH等于8.3，则甲正确；若pH＞8.3，则乙正确。‎ 答案：(1)HCO＋H2OH2CO3＋OH－　(2)大于　2NaHCO3Na2CO3＋CO2↑＋H2O　(3)①Ba2＋＋CO===BaCO3↓　不能　②等于　甲(或大于　乙)‎ ‎[课下提能练]‎ ‎1．(2017·西安模拟)下列物质在常温时发生水解，对应的离子方程式正确的是(　　)‎ A．Na2CO3：CO＋2H2OH2CO3＋2OH－‎ B．NH4Cl：NH＋H2ONH3↑＋H2O＋H＋‎ C．CuSO4：Cu2＋＋2H2OCu(OH)2＋2H＋‎ D．NaF：F－＋H2O===HF＋OH－‎ 解析：选C　A项，应为CO＋H2OHCO＋OH－，B项，应为NH＋H2ONH3·H2O＋H＋；D项，应为F－＋H2OHF＋OH－。‎ ‎2．下列事实不能用平衡移动原理解释的是(　　)‎ A．工业合成氨时使用催化剂 B．配制FeCl3溶液时加入少量的盐酸 C．在Na2CO3溶液中，由水电离出的c(OH－) ＞1×10－7 mol·L－1‎ D．AgCl在水中的溶解度大于在饱和NaCl溶液中的溶解度 解析：选A　A项，催化剂能加快反应速率，与化学平衡移动无关，符合题意；B项，Fe3＋发生水解Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋，在配制FeCl3溶液时加入少量的盐酸，水解平衡左移，抑制了Fe3＋的水解；C项，水中存在H2OH＋＋OH－，加入Na2CO3后，H＋与CO生成HCO，使H2O的电离平衡右移，当再达到电离平衡时，由水电离出的c(OH－) ＞1×10－7mol·L－1；D项，AgCl在溶液中存在沉淀溶解平衡：AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)。若增大水溶液中的c(Cl－)，平衡左移，使AgCl的溶解度降低。‎ ‎3．常温下，下列各组离子在有关限定条件下溶液中一定能大量共存的是(　　)‎ A．由水电离产生的c(H＋)＝10－12 mol·L－1的溶液中：K＋、Na＋、ClO－、I－‎ B．c(H＋)＝ mol·L－1的溶液中：K＋、Fe3＋、Cl－、CO　‎ C．常温下，＝1×10－12的溶液：K＋、AlO、CO、Na＋　‎ D．pH＝13的溶液中：AlO、Cl－、HCO、SO 解析：选C　A项，由水电离产生的c(H＋)＝10－12 mol·L－1的溶液可能呈酸性也可能呈碱性，ClO－在酸性条件下不能大量存在；B项，c(H＋)＝ mol·L－1的溶液呈中性，Fe3＋、CO发生相互促进的水解反应，不能大量共存；D项pH＝13的溶液呈碱性，HCO不能大量共存。‎ ‎4．(2017·山东师大附中模拟)下列说法正确的是(　　)‎ A．向CuCl2溶液中加入CaCO3，调节pH可除去溶液中混有的Fe3＋‎ B．配制FeSO4溶液时，将FeSO4固体溶于稀盐酸中，然后稀释至所需浓度 C．用加热的方法可以除去KCl溶液中的Fe3＋‎ D．洗涤油污常用热的碳酸钠溶液 解析：选D　A项，由Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋加入CaCO3消耗H＋，使平衡右移而除去Fe3＋，但又引入新的杂质Ca2＋，不合理；B项，所加酸应是稀硫酸，不能引入新杂质；C项，加热法不能除去Fe3＋。‎ ‎5．(2017·湖北联考)‎25 ℃‎时浓度都是1 mol·L－1的四种正盐溶液：AX、BX、AY、BY；AX溶液的pH＝7且溶液中c(X－)＝1 mol·L－1，BX溶液的pH＝4，BY溶液的pH＝6。下列说法正确的是(　　)‎ A．电离平衡常数K(BOH)小于K(HY)‎ B．AY溶液的pH小于BY溶液的pH C．稀释相同倍数，溶液pH变化：BX等于BY D．将浓度均为1 mol·L－1的HX和HY溶液分别稀释10倍后，HX溶液的pH大于HY 解析：‎ 选A　由题给条件可以推出AX是强酸强碱盐，BX为强酸弱碱盐，BY为弱酸弱碱盐，AY为强碱弱酸盐。1 mol·L－1BY溶液的pH＝6，说明电离平衡常数K(BOH)②>④>③‎ B．Na2CO3和NaHCO3溶液中，粒子种类相同 C．将等浓度的CH3COOH和HClO溶液比较，pH小的是HClO D．Na2CO3溶液中，c(Na＋)＝c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3)‎ 解析：选B　A项，四种盐溶液均促进了水的电离，水解显碱性，水解程度越大，pH越大，则四种溶液中，水的电离程度③>④>②>①，错误；B项，Na2CO3和NaHCO3溶液中都存在着H＋、OH－、CO、HCO、H2CO3、Na＋、H2O，正确；C项，CH3COOH的酸性强于HClO，在浓度相等时，pH小的是CH3COOH，错误；D项，根据物料守恒，Na2CO3溶液中，c(Na＋)＝‎2c(CO)＋‎2c(HCO)＋‎2c(H2CO3)，错误。‎ ‎7．某同学在实验室探究NaHCO3的性质：常温下，配制0.10 mol·L－1 NaHCO3溶液，测其pH为9.7；取少量该溶液滴加CaCl2溶液至pH＝7，滴加过程中产生白色沉淀，但无气体放出。下列说法不正确的是(　　)‎ A．NaHCO3溶液呈碱性的原因是HCO的水解程度大于电离程度 B．加入CaCl2促进了HCO的水解 C．反应的离子方程式是2HCO＋Ca2＋===CaCO3↓＋H2CO3‎ D．反应后的溶液中存在：c(Na＋)＋‎2c(Ca2＋)＝c(HCO)＋‎2c(CO)＋c(Cl－)‎ 解析：选B　A项，NaHCO3既能电离又能水解，水解显碱性，电离显酸性，NaHCO3溶液呈碱性的原因是HCO的水解程度大于电离程度，正确；B项，溶液中存在HCOCO＋H＋，加入CaCl2消耗CO，促进HCO的电离，错误；C项，HCO与Ca2＋生成CaCO3和H＋，H＋结合HCO生成H2CO3，则反应的离子方程式为2HCO＋Ca2＋===CaCO3↓＋H2CO3，正确；D项，溶液中存在电荷守恒，c(Na＋)＋c(H＋)＋‎2c(Ca2＋)＝c(HCO)＋‎2c(CO)＋c(Cl－)＋c(OH－)，溶液的pH＝7，c(H＋)＝c(OH－)，c(Na＋)＋‎2c(Ca2＋)＝c(HCO)＋‎2c(CO)＋c(Cl－)，正确。‎ ‎8．等物质的量浓度的五种溶液：①CH3COOH　②(NH4)2CO3　③NaHSO4　‎ ‎④NaHCO3　⑤Ba(OH)2，溶液中水的电离程度由大到小排列正确的是(　　)‎ A．⑤③①④② B．⑤③①②④‎ C．②④①③⑤ D．②④③①⑤‎ 解析：选C　设五种溶液的物质的量浓度均为c，①CH3COOH为弱酸，抑制了水的电离，c(H＋)HCN>HCO知，NaCN和少量CO2反应生成NaHCO3、HCN，反应的化学方程式为NaCN＋CO2＋H2O===NaHCO3＋HCN。‎ ‎(3)将0.02 mol·L－1的HCN与0.01 mol·L－1的NaOH溶液等体积混合，溶液中的溶质是物质的量浓度都为0.005 mol·L－1的NaCN、HCN，测得c(Na＋)＞c(CN－)，根据电荷守恒可知：c(H＋)＜c(OH－)，溶液呈碱性，A错误，B正确；溶液中存在等物质的量的溶质HCN和NaCN，其中CN－＋H2O===HCN＋OH－，H2OH＋＋OH－，OH－来自CN－的水解和H2O的电离，而等式c(H＋)＋c(HCN)＝c(OH－)中，c(HCN)由CN－的水解和溶质HCN两者之和，即c(H＋)＋c(HCN)>c(OH－)，C错误；由物料守恒可知，c(HCN)＋c(CN－)＝0.01‎ ‎ mol·L－1，D正确。‎ ‎(4)Al3＋与HCO发生相互促进水解反应，生成Al(OH)3和CO2，反应的离子方程式为Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。‎ ‎(5)NaHC2O4溶液显酸性，则HC2O的电离程度大于其水解程度，所以c(C2O)＞c(H‎2C2O4)，由于氢离子来自水的电离和HC2O的电离，则c(H＋)＞c(C2O)，HC2O的水解程度较小，则c(HC2O)＞c(C2O)，溶液中各离子浓度大小为c(Na＋)＞c(HC2O)＞c(H＋)＞c(C2O)＞c(OH－)；溶液中存在的阴离子为HC2O、C2O、OH－，阳离子为Na＋、H＋，其电荷守恒表达式为c(HC2O)＋‎2c(C2O)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)。‎ 答案：(1)b＞a＞c ‎(2)NaCN＋CO2＋H2O===NaHCO3＋HCN ‎(3)B、D　(4)Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑‎ ‎(5)c(Na＋)＞c(HC2O)＞c(H＋)＞c(C2O)＞c(OH－)　c(HC2O)＋‎2c(C2O)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)‎ ‎12．Ⅰ‎.25 ℃‎，NaOH和Na2CO3两溶液的pH均为11。‎ ‎(1)两溶液中，由水电离出的c(OH－)分别是 ‎①NaOH溶液中___________________________________________________；‎ ‎②Na2CO3溶液中________________________________________________________；‎ ‎③在‎1 L水中加入上述溶液中的________会使水的电离程度减小。‎ ‎(2)各取10 mL上述两种溶液，分别加水稀释到100 mL，pH变化较大的是________(填化学式)溶液。‎ ‎(3)纯碱溶液呈碱性的原因是(用离子方程式表示)_______________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(4)为探究纯碱溶液呈碱性是由CO水解引起的，请你设计一个简单的实验方案。‎ Ⅱ.已知‎25 ℃‎时0.1 mol·L－1醋酸溶液的pH约为3，向其中加入醋酸钠晶体，等晶体溶解后发现溶液的pH增大。对上述现象有两种不同的解释：甲同学认为醋酸钠水解呈碱性，增大了c(OH－)，因而溶液的pH增大；乙同学认为醋酸钠溶于水电离出大量醋酸根离子，抑制了醋酸的电离，使c(H＋)减小，因此溶液的pH增大。‎ ‎(1)你认为上述两种解释中________(填“甲”或“乙”)正确。‎ ‎(2)为了验证上述哪种解释正确，继续做如下实验：‎ 向0.1 mol·L－1的醋酸溶液中加入少量下列物质中的________(填写编号)，然后测定溶液的pH。‎ A．固体CH3COOK B．固体CH3COONH4‎ C．气体NH3 D．固体NaHCO3‎ 若________(填“甲”或“乙”)的解释正确，溶液的pH应________(填“增大”“减小”‎ 或“不变”)。(已知‎25 ℃‎时CH3COONH4溶液呈中性)‎ 解析：Ⅰ.(1)①NaOH能抑制水的电离，NaOH溶液中的H＋来自于水的电离，c(H＋)水＝c(OH－)水＝1.0×10－11 mol·L－1；②Na2CO3水解能促进水的电离，其溶液中的OH－来自于水的电离，即c(OH－)＝1.0×10－3 mol·L－1；③NaOH电离的OH－会抑制水的电离。(2)加水稀释时，因为CO的水解程度增大，所以pH变化小，pH变化较大的是NaOH溶液。‎ Ⅱ.溶液中存在CH3COOHCH3COO－＋H＋电离平衡，加入CH3COONa，增大了CH3COO－浓度，平衡向左移动，c(H＋)减小，pH增大。‎ 答案：Ⅰ.(1)①1.0×10－11 mol·L－1　②1.0×10－3 mol·L－1　③NaOH溶液　(2)NaOH ‎(3)CO＋H2OHCO＋OH－‎ ‎(4)向纯碱溶液中滴入酚酞溶液，溶液显红色；若再向该溶液中滴入过量氯化钙溶液，产生白色沉淀，且溶液的红色褪去，则可以说明纯碱溶液呈碱性是由CO水解引起的(或其他合理答案)‎ Ⅱ.(1)乙　(2)B　乙(或甲)　增大(或不变)‎ ‎13．常温下，如果取 0.1 mol·L－‎1 HA溶液与0.1 mol·L－1 NaOH溶液等体积混合(忽略混合后溶液体积的变化)，测得混合溶液的pH＝8，试回答以下问题：‎ ‎(1)混合溶液的pH＝8的原因：_______________________________________________‎ ‎(用离子方程式表示)。‎ ‎(2)混合溶液中由水电离出的c(OH－)________(填“>”“<”或“＝”)0.1 mol·L－1 NaOH溶液中由水电离出的 c(OH－)。‎ ‎(3)求出混合溶液中下列算式的精确计算结果(填具体数字)：‎ c(Na＋)－c(A－)＝________ mol·L－1，‎ c(OH－)－c(HA)＝________ mol·L－1。‎ ‎(4)已知NH‎4A溶液为中性，又知HA溶液加到Na2CO3溶液中有气体放出，试推断(NH4)2CO3溶液的pH____7(填“>”“<”或“＝”)；将同温度下等浓度的四种盐溶液按pH由大到小的顺序排列是________(填字母)。‎ A．NH4HCO3 B．NH‎4A C．(NH4)2SO4 D．NH4Cl 解析：(2)混合溶液由于A－水解，促进水的电离，而NaOH抑制水的电离。(3)由电荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)，可得c(Na＋)－c(A－)＝c(OH－)－c(H＋)＝9.9×10－7 mol·L－1。由质子守恒c(OH－)＝c(HA)＋c(H＋)可得c(OH－)－c(HA)＝c(H＋)＝10－8mol·L－1。(4)NH‎4A溶液为中性，说明NH与A－的水解程度相当。HA溶液加到Na2CO3溶液中有气体放出，说明HA酸性强于H2CO3，HCO、CO水解程度大于A－，因而(NH4)2CO3溶液pH>7，NH4HCO3溶液的pH大于7。Cl－和SO不水解，(NH4)2SO4和NH4‎ Cl溶液显酸性，但(NH4)2SO4中c(NH)大，水解生成的c(H＋)大，因而pH[(NH4)2SO4]‎ ‎(3)9.9×10－7　10－8　(4)>　ABDC 难点增分课(五)用守恒思想破解溶液中粒子浓度大小的比较 ‎[知能必备]‎ 一、理解两大平衡，树立微弱意识 ‎1．电离平衡→建立电离过程是微弱的意识 弱电解质(弱酸、弱碱、水)的电离是微弱的，且水的电离能力远远小于弱酸和弱碱的电离能力。如在稀醋酸溶液中：CH3COOHCH3COO－＋H＋，H2OOH－＋H＋，在溶液中，粒子浓度由大到小的顺序：c(CH3COOH)>c(H＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)。‎ ‎2．水解平衡→建立水解过程是微弱的意识 弱酸根离子或弱碱阳离子的水解是微弱的，但水的电离程度远远小于盐的水解程度。如稀的CH3COONa溶液中，CH3COONa===CH3COO－＋Na＋，CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，H2OH＋＋OH－，溶液中，c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(CH3COOH)>c(H＋)。‎ 二、把握三大守恒，明确定量关系 ‎1．物料守恒(原子守恒)‎ 在电解质溶液中，由于某些离子能够水解，粒子种类增多，但这些粒子所含某些原子的总数始终不变，符合原子守恒。如NaHCO3溶液中，n(Na＋)∶n(C原子)＝1∶1，因HCO水解：HCO＋H2OH2CO3＋OH－以及HCO电离：HCOH＋＋CO，C元素的存在形式有3种，即HCO、H2CO3、CO，由n(Na＋)∶n(C原子)＝1∶1，得c(Na＋)＝c(HCO)＋c(CO)＋c(H2CO3)。‎ ‎2．电荷守恒 在电解质溶液中，阳离子的电荷总数与阴离子的电荷总数相等，即溶液呈电中性。如NaHCO3溶液中有Na＋、H＋、HCO、CO、OH－，存在如下关系：n(Na＋)＋n(H＋)＝n(HCO)＋2n(CO)＋n(OH－)，推出c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋‎2c(CO)＋c(OH－)。(因CO带2个单位负电荷，所以其所带电荷数为其离子数的2倍)‎ ‎3．质子守恒 电解质溶液中，电离、水解等过程中得到的质子(H＋)数等于失去的质子(H＋)数。如NaHCO3溶液中：‎ ‎　　‎ 即有c(H＋)＋c(H2CO3)＝c(OH－)＋c(CO)‎ 另外，质子守恒式可以由电荷守恒式和物料守恒式推导得出。‎ 以KHS溶液为例，电荷守恒式为c(K＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HS－)＋‎2c(S2－)①，物料守恒式为c(K＋)＝c(HS－)＋c(S2－)＋c(H2S)②，由①－②消去没有参与变化的K＋得质子守恒式c(H＋)＋c(H2S)＝c(OH－)＋c(S2－)。‎ 三、明晰三大类型，掌握解题流程 ‎1．比较溶液中粒子浓度大小的三大类型 类型一：单一溶液中各离子浓度的比较 ‎①多元弱酸溶液：多元弱酸分步电离，电离程度逐级减弱。如H3PO4溶液中：c(H＋)>c(H2PO)>c(HPO)>c(PO)。‎ ‎②多元弱酸的正盐溶液：多元弱酸的酸根离子分步水解，水解程度逐级减弱。如在Na2CO3溶液中：c(Na＋)>c(CO)>c(OH－)>c(HCO)。‎ 类型二：混合溶液中各离子浓度的比较 混合溶液要综合分析电离、水解等因素。如在0.1 mol·L－1 NH4Cl溶液和0.1 mol·L－1的氨水混合溶液中，各离子浓度大小的顺序为c(NH)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)。‎ 类型三：不同溶液中同一离子浓度的比较 不同溶液要看溶液中其他离子对该离子的影响。‎ 如在相同物质的量浓度的下列溶液中：①NH4Cl；②CH3COONH4；③NH4HSO4，c(NH)由大到小的顺序为③＞①＞②。‎ ‎2．比较溶液中粒子浓度大小的解题流程 ‎[常见题型]‎ 单一溶液中粒子浓度关系 ‎1．(2017·广州二模)常温下，浓度均为0.1 mol·L－1的下列溶液中，粒子的物质的量浓度关系正确的是(　　)‎ A．氨水中，c(NH)＝c(OH－)＝0.1 mol·L－1‎ B．NH4Cl溶液中，c(NH)＞c(Cl－)‎ C．Na2SO4溶液中，c(Na＋)＞c(SO)＞c(OH－)＝c(H＋)‎ D．Na2SO3溶液中，c(Na＋)＝‎2c(SO)＋c(HSO)＋c(H2SO3)　‎ 解析：选C　氨水为弱碱溶液，只能部分电离出氢氧根离子，结合电荷守恒c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－)可得：c(NH)＜c(OH－)＜0.1 mol·L－1，A错误；NH4Cl溶液中，铵根离子部分水解、氯离子浓度不变，则溶液中c(NH)＜c(Cl－)，B错误；Na2SO4溶液显中性，c(OH－)＝c(H＋)，结合电荷守恒可得：c(Na＋)＝‎2c(SO)，溶液中离子浓度大小为c(Na＋)＞c(SO)＞c(OH－)＝c(H＋)，C正确；根据亚硫酸钠溶液中的物料守恒可得：c(Na＋)＝‎2c(SO)＋‎2c(HSO)＋‎2c(H2SO3)，D错误。‎ ‎2．(2014·安徽高考)室温下，下列溶液中粒子浓度关系正确的是(　　)‎ A．Na2S溶液：c(Na＋)>c(HS－)>c(OH－)>c(H2S)‎ B．Na‎2C2O4溶液：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HC2O)＋‎2c(H‎2C2O4)‎ C．Na2CO3溶液：c(Na＋)＋c(H＋)＝‎2c(CO)＋c(OH－)‎ D．CH3COONa和CaCl2混合溶液：c(Na＋)＋c(Ca2＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＋‎2c(Cl－)‎ 解析：选B　Na2S溶液中，S2－＋H2OHS－＋OH－，HS－＋H2OH2S＋OH－，H2OH＋＋OH－，c(OH－)＝c(H＋)＋c(HS－)＋‎2c(H2S)，c(OH－)＞c(HS－)，A错误；Na‎2C2O4溶液中，C2O＋H2OHC2O＋OH－，HC2O＋H2OH‎2C2O4＋OH－，H2OH＋＋OH－，可得c(OH－)＝c(H＋)＋c(HC2O)＋‎2c(H‎2C2O4)，B正确；Na2CO3溶液中的电荷守恒关系式为c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO)＋‎2c(CO)，C错误；CH3COONa和CaCl2混合溶液，根据物料守恒关系：c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝c(Na＋)，c(Cl－)＝‎2c(Ca2＋)，即正确的关系式为c(Na＋)＋‎2c(Ca2＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＋c(Cl－)，D错误。‎ ‎(1)酸式盐溶液的酸碱性主要取决于酸式酸根离子的电离能力和水解能力的相对强弱，如NaHCO3溶液中，HCO的水解能力强于其电离能力，溶液显碱性；而NaHSO3溶液中，HSO的水解能力弱于其电离能力，溶液显酸性。‎ ‎(2)多元弱酸的强碱正盐溶液：弱酸根离子水解以第一步为主。如硫化钠溶液中，c(Na ‎＋)>c(S2－)>c(OH－)>c(HS－)>c(H＋)。‎ 混合溶液中粒子浓度关系 ‎3．(2016·四川高考)向‎1 L含0.01 mol NaAlO2和0.02 mol NaOH的溶液中缓慢通入CO2，随n(CO2)增大，先后发生三个不同的反应，当0.01 mol＜n(CO2)≤0.015 mol时发生的反应是2NaAlO2＋CO2＋3H2O===2Al(OH)3↓＋Na2CO3。下列对应关系正确的是(　　)‎ 选项 n(CO2)/mol 溶液中离子的物质的量浓度 A ‎0‎ c(Na＋)＞c(AlO)＋c(OH－)‎ B ‎0.01‎ c(Na＋)＞c(AlO)＞c(OH－)＞c(CO)‎ C ‎0.015‎ c(Na＋)＞c(HCO)＞c(CO)＞c(OH－)‎ D ‎0.03‎ c(Na＋)＞c(HCO)＞c(OH－)＞c(H＋)‎ 解析：选D　A．当n(CO2)＝0时，根据电荷守恒，c(H＋)＋c(Na＋)＝c(AlO)＋c(OH－)，所以c(Na＋)＜c(AlO)＋c(OH－)，错误；B.当n(CO2)＝0.01 mol时，溶液中溶质为NaAlO2和Na2CO3，因为碳酸酸性强于氢氧化铝，所以偏铝酸根离子水解程度比碳酸根离子强，溶液中离子浓度应为c(Na＋)＞c(CO)＞c(AlO)＞c(OH－)，错误；C.当n(CO2)＝0.015 mol 时，溶液中溶质为Na2CO3，溶液中离子浓度应为c(Na＋)＞c(CO)＞c(OH－)＞c(HCO)，错误；D.当n(CO2)＝0.03 mol时，溶液中溶质为NaHCO3，溶液中离子浓度应为c(Na＋)＞c(HCO)＞c(OH－)＞c(H＋)，正确。‎ ‎4.H‎2C2O4为二元弱酸。‎20 ℃‎时，配制一组c(H‎2C2O4)＋c(HC2O)＋c(C2O)＝0.100 mol·L－1的H‎2C2O4和NaOH混合溶液，溶液中部分微粒的物质的量浓度随pH的变化曲线如图所示。下列指定溶液中微粒的物质的量浓度关系一定正确的是(　　)‎ A．pH＝2.5的溶液中：c(H‎2C2O4)＋c(C2O)＞c(HC2O)‎ B．c(Na＋)＝0.100 mol·L－1的溶液中：c(H＋)＋‎2c(H‎2C2O4)＝c(OH－)＋c(C2O)‎ C．c(HC2O)＝c(C2O)的溶液中：c(Na＋)＞0.100 mol·L－1＋c(HC2O)‎ D．pH＝7.0的溶液中：c(Na＋)＞‎2c(C2O)‎ 解析：选D　A项中，由图中数据可知pH＝2.5时，c(H‎2C2O4)＋c(C2O)＜c(HC2O)，错误；B项中，由溶液中的电荷守恒可得c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HC2O)＋‎2c(C2O)＋c(OH－)，由已知条件可得c(Na＋)＝c(H‎2C2O4)＋c(HC2O)＋c(C2O)＝0.100 mol·L－1，代入上式得到c(H‎2C2O4)＋c(H＋)＝c(C2O)＋c(OH－)，错误；C项中，由电荷守恒得：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HC2O)＋‎2c(C2O)＋c(OH－)，当c(HC2O)＝c(C2O)时，c(H‎2C2O4)＝0，此时pH＝4.2，c(H＋)＞c(OH－)，推出：c(Na＋)＋c(H＋)＝0.100 0 mol·L－1＋c(HC2O)＋c(OH－)，c(Na＋)＜0.100 0 mol·L－1＋c(HC2O)，错误；D项中，pH＝7.0时c(H＋)＝c(OH－)，由电荷守恒得：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HC2O)＋‎2c(C2O)＋c(OH－)，即c(Na＋)＝c(HC2O)＋‎2c(C2O)，进一步得出 c(Na＋)＞‎2c(C2O)，正确。‎ 不同溶液中同一粒子浓度大小的比较 ‎5．(2017·银川模拟)常温下，下列有关叙述正确的是(　　)‎ A．0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液和0.1 mol·L－1的CH3COONa溶液等体积混合c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)‎ B．同浓度的①NH4Cl、②(NH4)2SO4、③NH4HSO4三种溶液中，c(NH)大小顺序为①＝②＞③‎ C．Na2CO3溶液中，‎2c(Na＋)＝c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3)‎ D．10 mL pH＝12的氢氧化钠溶液中加入pH＝2的HA至pH刚好等于7，所得溶液体积V(总)≥20 mL 解析：选A　0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液和0.1 mol·L－1的CH3COONa溶液等体积混合后在溶液中存在电荷守恒，即c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)，A正确；相同浓度的①、②、③三种溶液，②溶液中c(NH)最大，①和③比较，③酸性最强，NH水解受到的抑制最大，溶液中c(NH)由大到小的顺序排列为②＞③＞①，B错误；在Na2CO3溶液中，物料守恒关系式，c(Na＋)＝‎2c(CO)＋‎2c(HCO)＋‎2c(H2CO3)，C错误；10 mL pH＝12的氢氧化钠溶液中加入pH＝2的HA至pH刚好等于7，如HA为强酸，则V(总)＝20 mL，如HA为弱酸，则V(总)＜20 mL，所得溶液体积V(总)≤20 mL，D错误。‎ ‎6．(2016·上海高考)碳酸：H2CO3，Ki1＝4.3×10－7，Ki2＝5.6×10－11‎ 草酸：H‎2C2O4，Ki1＝5.9×10－2，Ki2＝6.4×10－5‎ ‎0．1 mol·L－1 Na2CO3溶液的pH________0.1 mol·L－1 Na‎2C2O4溶液的pH。(选填“大于”“小于”或“等于”)‎ 等浓度草酸溶液和碳酸溶液中，氢离子浓度较大的是____。‎ 若将等浓度的草酸溶液和碳酸溶液等体积混合，溶液中各种离子浓度大小的顺序正确的是________。(选填编号)‎ a．c(H＋)>c(HC2O)>c(HCO)>c(CO)‎ b．c(HCO)>c(HC2O)>c(C2O)>c(CO)‎ c．c(H＋)>c(HC2O)>c(C2O)>c(CO)‎ d．c(H2CO3)>c(HCO)>c(HC2O)>c(CO)‎ 解析：根据电离常数可知草酸的酸性强于碳酸，则碳酸钠的水解程度大于草酸钠，所以0.1 mol·L－1 Na2CO3溶液的pH大于0.1 mol·L－1 Na‎2C2O4溶液的pH。草酸的酸性强于碳酸，则等浓度草酸溶液和碳酸溶液中，氢离子浓度较大的是草酸。a项，草酸的一、二级电离常数均大于碳酸，所以草酸的电离程度大于碳酸，因此溶液中c(H＋)>c(HC2O)>c(C2O)>c(HCO)>c(CO)，正确；b项，根据a中分析可知b错误；c项，根据a中分析可知c正确；d项，根据a中分析可知d错误。‎ 答案：大于　草酸　ac 不同溶液中同种粒子浓度大小的比较 与图像有关的粒子浓度关系 ‎7.(2017·苏州模拟)常温下，向20.00 mL 0.100 0 mol·L－1(NH4)2SO4溶液中逐滴加入0.200 0 mol·L－1 NaOH时，溶液的pH与所加NaOH溶液体积的关系如图所示(不考虑挥发)。下列说法正确的是(　　)‎ A．点a所示溶液中：c(NH)＞c(SO)＞c(OH－)＞c(H＋)‎ B．点b所示溶液中：c(NH)＝c(Na＋)＞c(H＋)＝c(OH－)‎ C．点c所示溶液中：c(SO)＋c(H＋)＝c(NH3·H2O)＋c(OH－)‎ D．点d所示溶液中：c(SO)＞c(NH3·H2O)＞c(OH－)＞c(NH)‎ 解析：选C　a点所示溶液中，溶液显酸性，c(NH)＞c(SO)＞c(H＋)＞c(OH－)，A错误，b点所示溶液中，c(H＋)＝c(OH－)，NaOH不足，c(NH)＞c(Na＋)，B错误；c点处相当于NH3·H2O和Na2SO4、(NH4)2SO4按物质的量2∶1∶1的比例混合，根据电荷守恒，c(NH)＋ c(H＋)＋c(Na＋)＝‎2c(SO)＋c(OH－)，因c(Na＋)＝ c(SO)，c(NH)＋c(NH3·H2O)＝‎2c(SO)，所以有 c(SO)＋c(H＋)＝c(NH3·H2O)＋c(OH－)，C正确；d点处相当于 n(Na2SO4)‎ ‎∶n(NH3·H2O)＝1∶2的混合溶液，c(NH3·H2O)＞c(SO)，D错误。‎ ‎8．(2017·四川六校测试)‎25 ℃‎时，将0.1 mol·L－1 NaOH溶液加入20 mL 0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中，所加入溶液的体积(V)和混合液的pH的关系曲线如图所示。下列结论正确的是(　　)‎ A．①点时，c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝c(Na＋)‎ B．对曲线上①、②、③任何一点，溶液中都有：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)‎ C．③点时，醋酸恰好反应完，溶液中有：c(CH3COO－)＝c(Na＋)>c(H＋)＝c(OH－)‎ D．滴定过程中可能出现：c(H＋)>c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)‎ 解析：选B　A项，在曲线上①点时混合溶液为等物质的量浓度的CH3COONa和CH3COOH溶液，根据物料守恒：c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝‎2c(Na＋)，错误；B项，曲线上①、②、③点溶液中均存在电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)，正确；C项，③点时，NaOH与CH3COOH恰好完全反应，溶液呈碱性，则存在：c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)，错误；D项，滴定过程中，溶液中均存在离子：CH3COO－、Na＋、H＋、OH－，根据溶液电中性原则知，错误。‎ ‎1．常温下，将pH＝3的盐酸和pH＝11的氨水等体积混合，完全反应后，溶液中离子浓度关系正确的是(　　)‎ A．c(NH )＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)‎ B．c(NH )＞c(Cl－)＞c(H＋)＞c(OH－)‎ C．c(Cl－)＞c(NH )＞c(H＋)＞c(OH－)‎ D．c(Cl－)＞c(NH )＞c(OH－)＞c(H＋)‎ 解析：选A　pH＝3的盐酸c(HCl)＝0.001 mol·L－1，NH3·H2O为弱电解质，常温下pH＝11的氨水中c(OH－)＝0.001 mol·L－1，氨水的浓度一定大于0.001 mol·L－1，两溶液等体积混合后，氨水过量，溶液呈碱性，c(OH－)＞c(H＋)，由电荷守恒c(NH )＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)可知，c(NH )＞c(Cl－)，溶液中各离子浓度大小为c(NH )＞c(Cl－)＞c(OH－)>c(H＋)。‎ ‎2．(2017·洛阳检测)已知，常温下某浓度的NaHSO3稀溶液的pH<7。则该稀溶液中下列粒子关系正确的是(　　)‎ A．c(Na＋)>c(HSO)>c(H2SO3)>c(SO)‎ B．c(Na＋)>c(HSO)＋c(SO)‎ C．c(Na＋)＋c(H＋)＝‎2c(SO)‎ D．c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HSO)＋c(OH－)‎ 解析：选B　NaHSO3溶液中存在：HSOH＋＋SO，HSO＋H2OH2SO3＋OH－，由于溶液的pH<7，说明HSO的电离程度大于HSO的水解程度，故c(SO)>c(H2SO3)，A项错误；由物料守恒可知，c(Na＋)＝c(HSO)＋c(SO)＋c(H2SO3)，故c(Na＋)>c(HSO)＋c(SO)，B项正确；由电荷守恒可知，c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HSO)＋‎2c(SO)＋c(OH－)，C、D项均错误。‎ ‎3．(2017·肇庆模拟)室温下，将0.2 mol·L－1的一元酸HA和0.1 mol·L－1的NaOH溶液等体积混合后，溶液显碱性，下列说法不正确的是(　　)‎ A．0.1 mol·L－‎1HA溶液与0.1 mol·L－1的NaOH溶液中，水电离出来的c(H＋)相等 B．混合后溶液中：c(HA)>c(Na＋)>c(A－)>c(OH－)‎ C．混合后溶液中：c(A－)＋c(HA)＝0.1 mol·L－1‎ D．混合后溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)‎ 解析：选A　0.2 mol·L－1的一元酸HA和0.1 mol·L－1的NaOH溶液等体积混合后，生成物为NaA、HA，溶液显碱性，说明A－的水解程度大于HA的电离程度，HA是弱酸，NaOH是强碱，对水电离的抑制程度不同，A错误；经上述分析知，混合后溶液离子浓度大小：c(HA)>c(Na＋)>c(A－)>c(OH－)，B正确；根据物料守恒得c(A－)＋c(HA)＝ mol·L－1＝0.1 mol·L－1，C正确；根据电荷守恒得c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)，D正确。‎ ‎4．(2017·张掖模拟)‎25 ℃‎时，某溶液中只含有Na＋、H＋、OH－、A－四种离子。下列说法正确的是(　　)‎ A．对于该溶液一定存在：pH≥7‎ B．若c(OH－)>c(H＋)，则溶液中不可能存在：‎ c(Na＋)>c(OH－)>c(A－)>c(H＋)‎ C．若溶液中c(A－)＝c(Na＋)，则溶液一定呈中性 D．若溶质为NaA，则溶液中一定存在：c(Na＋)>c(A－)>c(OH－)>c(H＋)‎ 解析：选C　若是较多的酸溶液和少量的盐溶液混合，则混合溶液显酸性，pH<7，A项错误；若是氢氧化钠溶液和少量的盐溶液混合，则混合溶液显碱性，且混合溶液中，c(Na＋)>c(OH－)>c(A－)>c(H＋)，B项错误；根据电荷守恒，c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)，若溶液中c(A－)＝c(Na＋)，则一定有c(H＋)＝c(OH－)，即溶液一定呈中性，C项正确；若NaA是强酸强碱盐，则c(A－)＝c(Na＋)，D项错误。‎ ‎5．(2017·辽宁师大附中模拟)常温下，下列溶液中的微粒浓度关系正确的是(　　)‎ A．新制氯水中加入固体NaOH：c(Na＋)＝c(Cl－)＋c(ClO－)＋c(OH－)‎ B．pH＝8.3的NaHCO3溶液：c(Na＋)＞c(HCO)＞c(CO)＞c(H2CO3)‎ C．pH＝11的氨水与pH＝3的盐酸等体积混合：‎ c(Cl－)＝c(NH)＞c(OH－)＝c(H＋)‎ D．0.2 mol·L－1 CH3COOH溶液与0.1 mol·L－1 NaOH溶液等体积混合：c(H＋)＋c(CH3COOH)＜c(CH3COO－)＋c(OH－)‎ 解析：选D　A项，新制氯水中加入固体NaOH生成NaClO、NaCl、H2O，溶液中存在电荷守恒c(H＋)＋c(Na＋)＝c(Cl－)＋c(ClO－)＋c(OH－)，错误；B项，pH＝8.3的NaHCO3溶液中HCO的水解程度大于电离程度，c(H2CO3)>c(CO)，错误；C项，pH＝11的氨水与pH＝3的盐酸等体积混合氨水过量，溶液呈碱性，溶液中离子浓度大小为c(NH)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)，错误；D项，0.2 mol·L－1的CH3COOH溶液与0.1 mol·L－1的NaOH溶液等体积混合后得到浓度均为0.05 mol·L－1的CH3COOH和CH3COONa混合溶液，溶液中存在电荷守恒为c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)；依据物料守恒：‎2c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)；代入电荷守恒计算关系中得到：‎2c(H＋)＋c(CH3COOH)＝c(CH3COO－)＋‎2c(OH－)，混合溶液显酸性，c(H＋)＞c(OH－)，则c(H＋)＋c(CH3COOH)＜c(CH3COO－)＋c(OH－)，正确。‎ ‎6．(2017·西安模拟)常温下，有①氨水、②NH4Cl溶液、③Na2CO3溶液、④NaHCO3溶液各25 mL，物质的量浓度均为0.1 mol·L－1，下列说法错误的是(　　)‎ A．四种溶液的pH的大小顺序：①＞③＞④＞②‎ B．将溶液①、②等体积混合所得溶液呈碱性且：c(NH)＞c(NH3·H2O)‎ C．向溶液①、②中分别滴加25 mL 0.1 mol·L－1盐酸后，溶液中c(NH)：①＜②‎ D．将溶液③、④等体积混合所得溶液中：‎2c(OH－)－‎2c(H＋)＝‎3c(H2CO3)＋‎2c(HCO)－c(CO)‎ 解析：选D　①中NH3·H2O电离显碱性，②显酸性，③和④水解显碱性，Na2CO3的水解程度大于NaHCO3，物质的量浓度均为0.1 mol·L－1的4种溶液的碱性顺序是：①＞③＞④＞②，pH大小顺序：①＞③＞④＞②，A正确；①、②混合后pH＞7，NH3·H2O的电离程度大于NH的水解程度，c(NH)＞c(NH3·H2O)，B正确；①、②中分别加入25 mL 0.1 mol·L－1盐酸后，①中得NH4Cl溶液、②中得到NH4Cl和HCl的混合溶液，后者HCl抑制NH的水解，故溶液中c(NH)：①＜②，C正确；溶液③、④等体积混合所得溶液中存在电荷守恒：c(H＋)＋c(Na＋)＝c(OH－)＋c(HCO)＋‎2c(CO)，存在物料守恒：‎2c(Na＋)＝3[c(H2CO3)＋c(HCO)＋c(CO)]，整理两式，得到：‎2c(OH－)－‎2c(H＋)＝‎3c(H2CO3)＋c(HCO)－c(CO)，D错误。‎ ‎7．(2017·宜昌检测)0.02 mol·L－1HCN溶液与0.02 mol·L－1 NaCN溶液等体积混合，已知混合溶液中c(CN－)c(CN－)>c(OH－)>c(H＋)‎ B．c(HCN)＋c(CN－)＝0.04 mol·L－1‎ C．c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCN)‎ D．c(CN－)>c(HCN)‎ 解析：选A　电荷守恒关系式为c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CN－)，由c(CN－)c(A－)>c(H＋)>c(OH－)‎ B．实验①所得的混合溶液中：c(OH－)＋c(A－)＝c(K＋)＋c(H＋)‎ C．实验②所得的混合溶液中：c(A－)＋c(HA)＝0.1 mol·L－1‎ D．实验②所得的混合溶液中：c(K＋)>c(A－)>c(OH－)＝c(H＋)‎ 解析：选B　由题给条件可知，等体积等浓度的HA溶液与KOH溶液混合后溶液呈碱性，则HA为弱酸，KA为强碱弱酸盐，离子浓度关系为c(K＋)>c(A－)>c(OH－)>c(H＋)，A项错误；根据电荷守恒可得：c(K＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)，B项正确；混合前HA溶液中有c(A－)＋c(HA)＝0.1 mol·L－1，根据物料守恒可知，混合过程相当于对HA溶液进行稀释，故实验②所得的混合溶液中c(A－)＋c(HA)<0.1 mol·L－1，C项错误；根据电荷守恒可得，c(K＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)，因为c(H＋)＝c(OH－)，所以c(K＋)＝c(A－)，D项错误。‎ ‎10.常温下，用pH＝m的盐酸滴定20 mL pH＝n的MOH溶液，且m＋n＝14。混合溶液的pH与盐酸体积V的关系如图所示。下列说法正确的是(　　)‎ A．a点：c(Cl－)>c(M＋)>c(OH－)>c(H＋)‎ B．b点：MOH和HCl恰好完全反应 C．c点：c(H＋)＝c(OH－)＋c(MOH)‎ D．a点到d点：水电离的c(H＋)·c(OH－)先变大，后变小 解析：选D　m＋n＝14，从图像看出，b点时，盐酸体积与MOH溶液体积相等，溶液呈碱性，说明混合溶液中MOH过量，MOH继续电离，说明MOH是弱碱。A项，a点对应的溶液呈碱性，溶液中离子浓度大小顺序为c(M＋)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)，错误；B项，b点对应的溶液中MOH未完全反应，溶液呈碱性，错误；C项，c点对应的溶液显中性，c(H＋)＝c(OH－)，错误；D项，在碱溶液中滴加盐酸，水的电离程度逐渐增大，当碱与酸恰好完全反应时，水的电离程度最大，然后随着盐酸的不断加入，水的电离受到抑制，则水电离的c(H＋)·c(OH－)先变大，后变小，正确。‎ ‎11．(2015·安徽高考)‎25 ℃‎时，在10 mL浓度均为0.1 mol·L－1的NaOH和NH3·H2O混合溶液中滴加0.1 mol·L－1盐酸，下列有关溶液中粒子浓度关系正确的是(　　)‎ A．未加盐酸时：c(OH－)＞c(Na＋)＝c(NH3·H2O)‎ B．加入10 mL盐酸时：c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－)‎ C．加入盐酸至溶液pH＝7时：c(Cl－)＝c(Na＋)‎ D．加入20 mL盐酸时：c(Cl－)＝c(NH)＋c(Na＋)‎ 解析：选B　A项，NH3·H2O是弱电解质，能微弱电离，溶液中c(Na＋)＞c(NH3·H2O)；B项，当加入10 mL盐酸时，恰好将NaOH中和完，溶液中c(Na＋)＝c(Cl－)，根据电荷守恒式c(Na＋)＋c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)可知c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－)；C项，溶液pH＝7时，溶液中c(H＋)＝c(OH－)，根据电荷守恒式可知c(Na＋)＋c(NH)＝c(Cl－‎ ‎)；D项，加入20 mL盐酸时，恰好将NaOH和NH3·H2O中和完，根据物料守恒有c(Na＋)＋c(NH)＋c(NH3·H2O)＝c(Cl－)。‎ ‎12.(2017·山东师大附中模拟)常温下，向20 mL某盐酸中逐滴加入0.1 mol·L－1的氨水，溶液pH的变化与加入氨水的体积关系如图所示，下列叙述正确的是(　　)‎ A．盐酸的物质的量浓度为1 mol·L－1　‎ B．在①、②之间的任意一点：c(Cl－)>c(NH)，c(H＋)>c(OH－)　‎ C．在点②所示溶液中：c(NH)＝c(Cl－)>c(OH－)＝c(H＋)，且V<20‎ D．在点③所示溶液中，由水电离出的c(OH－)>10－7 mol·L－1‎ 解析：选B　盐酸的初始pH＝1，则c(HCl)＝c(H＋)＝0.1 mol·L－1，A项错误；在①、②之间的任意一点，溶液的pH<7，c(H＋)>c(OH－)，由电荷守恒关系式：c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)知，c(Cl－)>c(NH)，B项正确；盐酸与氨水恰好反应时，氨水体积为20 mL，由于NH的水解，溶液呈酸性，故溶液呈中性时，氨水已过量，即pH＝7时，V>20 mL，C项错误；③点时，溶液中含有过量的NH3·H2O，NH3·H2O电离出来的OH－抑制了水的电离，故由水电离出的c(OH－)<10－7 mol·L－1，D项错误。‎ ‎13．(2017·扬州模拟)(1)室温下，如果将0.1 mol CH3COONa和0.05 mol HCl全部溶于水，形成混合溶液(假设无损失)，________和________两种粒子的物质的量之和等于0.1 mol。‎ ‎(2)已知某溶液中只有Na＋、CH3COO－、H＋、OH－四种离子。某同学推测该溶液中离子浓度可能有如下四种关系：‎ A．c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)‎ B．c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(H＋)>c(OH－)‎ C．c(Na＋)>c(OH－)>c(CH3COO－)>c(H＋)‎ D．c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)‎ ‎①若溶液中只溶解了一种溶质，该溶质的名称是______，上述离子浓度大小关系中正确的是(填字母)________；‎ ‎②若上述关系中D是正确的，则溶液中溶质的化学式是________________；‎ ‎③若该溶液由体积相等的醋酸与NaOH溶液混合而成，且溶液恰好呈中性，则混合前c(CH3COOH)________(填“>”“<”“＝”，下同)c(NaOH)，混合后c(CH3COO－)与c(Na＋)的关系是c(CH3COO－)________c(Na＋)。‎ ‎(3)‎25 ℃‎时，向0.1 mol·L－1的醋酸溶液中加入少量的醋酸钠固体，当固体溶解后，测得溶液的pH增大，主要原因是________(填字母)。‎ A．醋酸与醋酸钠发生反应 B．醋酸钠溶液水解显碱性，增加了c(OH－)‎ C．醋酸钠溶于水电离出醋酸根离子，抑制了醋酸的电离，使c(H＋)减小 解析：(1)溶液中含有CH3COO－和CH3COOH共0.1‎ ‎ mol；(2)当溶质为醋酸钠时，CH3COO－水解使溶液呈碱性，离子浓度大小关系为A；D项溶液呈酸性，且c(CH3COO－)>c(Na＋)，溶质为CH3COOH和CH3COONa；当等体积的醋酸与NaOH溶液混合且溶液呈中性时，醋酸过量，c(CH3COOH)大于c(NaOH)，由电荷守恒知，c(CH3COO－)＝c(Na＋)。‎ 答案：(1)CH3COO－　CH3COOH　(2)①醋酸钠　A　②CH3COOH、CH3COONa　③>　＝　(3)C ‎14．硫酸是强酸，中学阶段将硫酸在水溶液中看作完全电离。但事实是，硫酸在水中的第一步电离是完全的，第二步电离并不完全，其电离情况为H2SO4===H＋＋HSO，HSOH＋＋SO。‎ 请回答下列有关问题：‎ ‎(1)Na2SO4溶液呈________(填“弱酸性”“中性”或“弱碱性”)，其理由是________________________________________________________________________‎ ‎(用离子方程式表示)。‎ ‎(2)H2SO4溶液与BaCl2溶液反应的离子方程式为________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(3)在0.10 mol·L－1的Na2SO4溶液中，下列离子浓度关系正确的是________(填字母)。‎ A．c(Na＋)＝c(SO)＋c(HSO)＋c(H2SO4)‎ B．c(OH－)＝c(HSO)＋c(H＋)‎ C．c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HSO)＋‎2c(SO)‎ D．c(Na＋)＝‎2c(SO)＋‎2c(HSO)‎ ‎(4)若‎25 ℃‎时，0.10 mol·L－1的NaHSO4溶液中c(SO)＝0.029 mol·L－1，则0.10 mol·L－1的H2SO4溶液中c(SO)________(填“<”“>”或“＝”)0.029 mol·L－1，其理由是________________________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(5)若‎25 ℃‎时，0.10 mol·L－1H2SO4溶液的pH＝－lg 0.11，则0.10 mol·L－1H2SO4溶液中c(SO)＝________ mol·L－1。‎ 解析：(1)由题中信息可得，硫酸钠是弱酸强碱盐，易水解生成硫酸氢钠：Na2SO4＋H2ONaHSO4＋NaOH，所以硫酸钠溶液呈弱碱性。(2)硫酸氢根离子部分电离，是弱酸根离子，硫酸与氯化钡反应的离子方程式为Ba2＋＋HSO===BaSO4↓＋H＋。(3)A项，由题意知，硫酸钠溶液中存在的阳离子：Na＋、H＋，阴离子：SO、OH－、HSO，溶液中不存在H2SO4，错误；由题意知，在硫酸钠溶液中，物料守恒式为c(Na＋)＝‎2c(SO)＋‎2c(HSO)，电荷守恒式为c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HSO)＋‎2c(SO)，两式相减，得质子守恒式：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HSO)，B、C、D项正确。(4)硫酸氢钠溶液中存在：HSOH＋‎ ‎＋SO，硫酸溶液中存在：H2SO4===H＋＋HSO，HSOH＋＋SO，硫酸第一步电离出来的H＋对第二步电离有抑制作用，使第二步电离平衡向左移动，故同浓度的硫酸溶液中c(SO)小于硫酸氢钠溶液中的c(SO)。(5)0.10 mol·L－1 H2SO4溶液中c(H＋)＝0.11 mol·L－1，由于硫酸在水中第一步完全电离，第二步部分电离，所以c(SO)＝0.01 mol·L－1。‎ 答案：(1)弱碱性　SO＋H2OHSO＋OH－‎ ‎(2)Ba2＋＋HSO===BaSO4↓＋H＋‎ ‎(3)BCD ‎(4)<　H2SO4溶液中存在：H2SO4===HSO＋H＋，电离出的H＋抑制HSO的电离 ‎(5)0.01‎ 考点一　沉淀溶解平衡及其应用 一、掌握一个概念——沉淀溶解平衡 ‎1．沉淀溶解平衡的概念 在一定温度下，当难溶强电解质溶于水形成饱和溶液时，溶解速率和生成沉淀的速率相等的状态。‎ ‎2．沉淀溶解平衡的建立 固体溶质溶液中的溶质 二、熟记沉淀溶解平衡的特征 三、掌握4个外界条件对沉淀溶解平衡的影响 ‎ [基点小练]‎ ‎1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。‎ ‎(1)升高温度，沉淀溶解平衡一定正向移动(×)‎ ‎(2)室温下，AgCl在水中的溶解度小于在食盐水中的溶解度(×)‎ ‎(3)难溶电解质达到溶解平衡时，增加难溶电解质的量，平衡向溶解的方向移动(×)‎ ‎(4)在饱和NaCl溶液中浸泡NaCl固体，可除去其中的MgCl2等杂质(√)‎ 四、明晰沉淀溶解平衡的应用 ‎1．沉淀的生成 当溶液中离子积(Qc)大于溶度积(Ksp)时有沉淀生成。‎ ‎(1)调节pH法：如除去NH4Cl溶液中的FeCl3杂质，可加入氨水调节pH至4左右，离子方程式为Fe3＋＋3NH3·H2O===Fe(OH)3↓＋3NH。‎ ‎(2)沉淀剂法：如用H2S沉淀Cu2＋，离子方程式为Cu2＋＋H2S===CuS↓＋2H＋。‎ ‎2．沉淀的溶解 当溶液中离子积(Qc)小于溶度积(Ksp)时，沉淀可以溶解。‎ ‎(1)酸溶解：用离子方程式表示CaCO3溶于盐酸：‎ CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋CO2↑＋H2O。‎ ‎(2)盐溶解：用离子方程式表示Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液：Mg(OH)2＋2NH===Mg2＋＋2NH3·H2O。‎ ‎(3)配位溶解：用离子方程式表示AgCl溶于氨水：‎ AgCl＋2NH3·H2O===[Ag(NH3)2]＋＋Cl－＋2H2O。‎ ‎(4)氧化还原溶解：如不溶于盐酸的硫化物Ag2S溶于稀HNO3。‎ ‎3．沉淀的转化 在难溶物质的饱和溶液中，溶解度小的沉淀会转化成溶解度更小的沉淀。‎ ‎(1)实质：沉淀溶解平衡的移动。‎ ‎(2)实例：AgNO3溶液AgClAgBr，则Ksp(AgCl)＞Ksp(AgBr)。‎ ‎(3)应用：‎ ‎①锅炉除垢：将CaSO4转化为CaCO3，离子方程式为CaSO4＋CO===CaCO3＋。‎ ‎②矿物转化：CuSO4溶液遇ZnS转化为CuS，离子方程式为ZnS＋Cu2＋===CuS＋Zn2＋。‎ ‎[基点小练]‎ ‎2．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。‎ ‎(1)向Na2SO4溶液中加入过量的BaCl2溶液，则SO沉淀完全，溶液中只含Ba2＋、Na＋和Cl－，不含SO(×)‎ ‎(2)Ksp小的物质其溶解能力一定比Ksp大的物质的溶解能力小(×)‎ ‎(3)为减少洗涤过程中固体的损耗，最好选用稀H2SO4代替H2O来洗涤BaSO4沉淀(√)‎ ‎(4)洗涤沉淀时，洗涤次数越多越好(×)‎ ‎(5)因溶解度小的沉淀易向溶解度更小的沉淀转化，故向ZnS沉淀中滴加CuSO4溶液可以得到CuS沉淀(√)‎ ‎(6)向AgCl悬浊液中滴加Na2S溶液，白色沉淀变成黑色沉淀：2AgCl＋S2－===Ag2S＋2Cl－(√)‎ 题点(一)　沉淀溶解平衡及其影响因素 ‎1．(2017·甘谷模拟)下列有关AgCl沉淀溶解平衡的说法中，正确的是(　　)‎ A．升高温度，AgCl的溶解度减小 B．在任何含AgCl固体的水溶液中，c(Ag＋)＝c(Cl－)且二者乘积是一个常数 C．AgCl沉淀生成和溶解不断进行，但速率相等 D．向AgCl沉淀溶解平衡体系中加入NaCl固体，AgCl溶解的质量不变 解析：选C　升高温度，AgCl的溶解度增大，A错误；在任何含AgCl固体的水溶液中，c(Ag＋)与c(Cl－)不一定相等，但二者乘积在一定温度下是一个常数，B错误；当达到平衡时，AgCl沉淀生成和溶解不断进行，但速率相等，C正确；向AgCl沉淀溶解平衡体系中加入NaCl固体，溶解平衡逆向移动，AgCl溶解的质量减小，D错误。‎ ‎2．试用平衡移动原理解释下列事实：‎ ‎(1)BaCO3不溶于水，为什么不能作钡餐？ ‎ ‎(2)CaCO3难溶于稀H2SO4，却能溶于醋酸中；‎ ‎(3)分别用等体积的蒸馏水和0.01 mol·L－1的盐酸洗涤AgCl沉淀，用水洗涤造成AgCl的损失大于用稀盐酸洗涤的损失量。‎ 提示：(1)BaCO3(s)Ba2＋(aq)＋CO(aq)，HCl===H＋＋Cl－，2H＋＋CO===H2O＋CO2↑，盐酸电离的H＋与BaCO3产生的CO结合生成CO2和H2O，破坏了BaCO3的溶解平衡，c(Ba2＋)增大，引起人体中毒。‎ ‎(2)CaCO3(s)Ca2＋(aq)＋CO(aq)，H2SO4===SO＋2H＋，Ca2＋＋SO===CaSO4↓，因为生成的CaSO4溶解度较小，会附着在CaCO3的表面，阻止平衡右移。而CH3COOHCH3COO－＋H＋，Ca2＋与CH3COO－不产生沉淀；当H＋与CO结合生成CO2和H2O时，CaCO3的溶解平衡右移。‎ ‎(3)用水洗涤AgCl，AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)平衡右移，AgCl的质量减少，用盐酸洗涤AgCl，稀释的同时HCl电离产生的Cl－会使平衡左移，AgCl减少的质量要小些。‎ 题点(二)　沉淀反应的应用 ‎3．(2017·株洲模拟)以MnO2为原料发生反应制得的MnCl2溶液，其中常含有Cu2＋、Pb2＋、Cd2＋等金属离子，通过添加过量难溶电解质MnS，可使这些金属离子形成硫化物沉淀，经过滤除去包括MnS在内的沉淀，再经蒸发、结晶，可得纯净的MnCl2。根据上述实验事实，下列分析正确的是(　　)‎ A．MnS的溶解度小于CuS、PbS、CdS等硫化物的溶解度 B．除杂试剂MnS也可用Na2S替代 C．MnS与Cu2＋反应的离子方程式是Cu2＋＋S2－===CuS↓‎ D．整个过程中涉及的反应类型有氧化还原反应和复分解反应 解析：选D　通过添加过量难溶电解质MnS，除去Cu2＋、Pb2＋、Cd2＋等离子，属于沉淀的转化，利用的是CuS、PbS、CdS比MnS更难溶于水的原理，A错误；用Na2S替代MnS，会引入S2－和Na＋杂质，同时也能生成MnS沉淀，B错误；沉淀转化的离子方程式为Cu2＋(aq)＋MnS(s)===CuS(s)＋Mn2＋(aq)，C错误；整个反应过程中MnO2和浓盐酸的反应是氧化还原反应，沉淀转化是复分解反应，D正确。‎ ‎4．‎25 ℃‎时，下列5种盐的溶度积常数(Ksp)分别是：‎ Ag2SO4‎ Ag2S AgCl AgBr AgI ‎1.4×10－5‎ ‎6.3×10－50‎ ‎1.8×10－10‎ ‎7.7×10－13‎ ‎8.51×10－16‎ 结合相关数据分析，下列说法不正确的是(　　)‎ A．除去溶液中的Ag＋用硫化钠溶液比硫酸钠效果好 B．向AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)平衡体系中加入少量氯化钠固体，溶液中c(Ag＋)不变 C．向少量溴化银悬浊液中加入足量饱和食盐水，沉淀颜色会由浅黄色变为白色 D．向生成的黄色AgI沉淀中滴加少量Na2S溶液，沉淀会变为黑色 解析：选B　A项，Ag2S的溶度积比Ag2SO4的小，更易生成Ag2S沉淀，A项正确；B项，由于温度一定时氯化银的溶度积一定，加入少量氯化钠会增加氯离子浓度，所以溶液中银离子浓度会减小，平衡逆向移动，B项错误；C项，由于饱和NaCl溶液中Cl－的浓度较大，溴化银沉淀会转化为氯化银沉淀，C项正确；D项，由于硫化银更难溶，所以碘化银会转化为黑色的硫化银，D项正确。‎ 考点二　溶度积常数及其应用 一、掌握2个概念——溶度积和离子积 以AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq)为例：‎ 溶度积 离子积 概念 沉淀溶解的平衡常数 溶液中有关离子浓度幂的乘积 符号 Ksp Qc 表达式 Ksp(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)，式中的浓度都是平衡浓度 Qc(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)，式中的浓度是任意浓度 应用 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 ‎③Qc1.80×10－10，所以有沉淀生成。‎ 题点(一)　Ksp的概念及影响因素 ‎1．下列说法不正确的是(　　)‎ A．Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关 B．由于Ksp(ZnS)>Ksp(CuS)，所以ZnS沉淀在一定条件下可转化为CuS沉淀 C．其他条件不变，离子浓度改变时，Ksp不变 D．两种难溶电解质作比较时，Ksp小的溶解度一定小 解析：选D　只有相同类型的难溶电解质作比较时，Ksp小的，溶解度一定小。‎ ‎2．(2017·林州一中月考)已知常温下Ksp(AgCl)＝1.8×10－10，Ksp(AgBr)＝5×10－13，下列有关说法错误的是(　　)‎ A．在饱和AgCl、AgBr的混合溶液中：＝360‎ B．向AgCl悬浊液中滴加浓NaBr溶液会产生淡黄色沉淀 C．AgCl在水中的溶解度及Ksp均比在NaCl溶液中的大 D．欲用‎1 L NaCl溶液将0.01 mol AgBr转化为AgCl，则c(NaCl)≥3.61 mol·L－1‎ 解析：选C　同一溶液中，c(Ag＋)相同，溶液中同时存在如下两种关系式c(Ag＋)·c(Br－)＝Ksp(AgBr)，c(Ag＋)·c(Cl－)＝Ksp(AgCl)，所以c(Cl－)∶c(Br－)＝Ksp(AgCl)∶Ksp(AgBr)＝360，A项正确；由于Ksp(AgCl)＞Ksp(AgBr)，氯化银容易转化为淡黄色溴化银沉淀，B项正确；溶度积只与温度有关，C项错误；AgBr＋Cl－AgCl＋Br－，平衡常数K＝＝，当溴化银全部转化为氯化银时，溶液中Br－的浓度为0.01 mol·L－1，将有关数据代入计算式，求得平衡时Cl－浓度为3.6 mol·L－1，溴化银转化过程中消耗了0.01 mol Cl－，故氯化钠的最低浓度为3.61 mol·L－1，D项正确。‎ 题点(二)　Ksp的相关计算及应用 ‎3．(2016·太原模拟)已知lg 2＝0.301 0，Ksp[Mn(OH)2]＝2.0×10－13。实验室制氯气的废液中含c(Mn2＋)＝0.1 mol·L－1，向该溶液中滴加稀氢氧化钠溶液至Mn2＋‎ 完全沉淀的最小pH等于(　　)‎ A．8.15　　　　　　　 　B．9.3‎ C．10.15 D．11.6‎ 解析：选C　Mn2＋沉淀较为完全时的浓度为1×10－5mol·L－1，已知Ksp＝c(Mn2＋)×c2(OH－)，c(OH－)＝＝ mol·L－1＝×10－4 mol·L－1，c(H＋)＝＝ mol·L－1＝×10－10 mol·L－1，所以pH＝－lg ×10－10＝10＋lg 2＝10.15。‎ ‎4．相关物质的溶度积常数见下表(‎25 ℃‎)：‎ 物质 Mg(OH)2‎ CH3COOAg AgCl Ag2CrO4‎ Ksp ‎1.1×10－11‎ ‎2.3×10－3‎ ‎1.8×10－10‎ ‎1.9×10－12‎ 下列有关说法中不正确的是(　　)‎ A．浓度均为0.2 mol·L－1的AgNO3溶液和CH3COONa溶液等体积混合一定产生CH3COOAg沉淀 B．将0.001 mol·L－1 AgNO3溶液滴入0.001 mol·L－1KCl和0.001 mol·L－1 K2CrO4的混合溶液中，先产生Ag2CrO4沉淀 C．向浓度为0.11 mol·L－1 MgCl2溶液中加入氨水产生Mg(OH)2沉淀时溶液的pH为9‎ D．在其他条件不变的情况下，向饱和AgCl溶液中加入NaCl溶液，Ksp(AgCl)不变 解析：选B　浓度均为0.2 mol·L－1的AgNO3溶液和CH3COONa溶液等体积混合后，浓度均变为0.1 mol·L－1，此时c(Ag＋)·c(CH3COO－)＝0.01 mol·L－1,0.01＞2.3×10－3，所以一定产生CH3COOAg沉淀，A项正确；根据AgCl和Ag2CrO4的溶度积常数可知在Cl－和CrO浓度均为0.001 mol·L－1的条件下，开始出现沉淀时Ag＋的浓度分别为1.8×10－7 mol·L－1、 mol·L－1，所以将0.001 mol·L－1 AgNO3溶液分别滴入0.001 mol·L－1 KCl和0.001 mol·L－1 K2CrO4的混合溶液中先产生AgCl沉淀，B项错误；根据Mg(OH)2的溶度积常数可知0.11 mol·L－1 MgCl2溶液中加入氨水产生Mg(OH)2沉淀时溶液中OH－的浓度为 mol·L－1＝1×10－5 mol·L－1，因此H＋浓度是1×10－9 mol·L－1，则溶液的pH为9，C项正确；溶度积常数只与温度有关系，则在其他条件不变的情况下，向饱和AgCl溶液中分别加入NaCl溶液，Ksp(AgCl)不变，D项正确。‎ ‎(1)已知溶度积求溶液中某种离子的浓度，如Ksp＝a的饱和AgCl溶液中，c(Ag＋)＝c(Cl－)＝ mol·L－1。‎ ‎(2)已知溶度积、溶液中某离子的浓度，求溶液中另一种离子的浓度，如某温度下AgCl的Ksp＝a，在0.1 mol·L－1的NaCl溶液中加入过量的AgCl固体，达到平衡后c(Ag＋)＝‎10a mol·L－1。‎ 题点(三)　沉淀溶解平衡图像 ‎5．在T ℃时，铬酸银(Ag2CrO4)在水溶液中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。下列说法中不正确的是(　　)‎ A．T ℃时，在Y点和Z点，Ag2CrO4的Ksp相等 B．向饱和Ag2CrO4溶液中加入固体K2CrO4不能使溶液由Y点变为X点 C．T ℃时，Ag2CrO4的Ksp为1×10－8‎ D．图中a＝×10－4‎ 解析：选C　一定温度下溶度积是常数，所以T ℃时，Y点和Z点Ag2CrO4的Ksp相等，A正确；在饱和Ag2CrO4溶液中加入K2CrO4固体仍为饱和溶液，点仍在曲线上，不能使溶液由Y点变为X点，B正确；曲线上的点都是沉淀溶解平衡点，Ag2CrO4的沉淀溶解平衡为Ag2CrO4(s)2Ag＋＋CrO，Ksp＝c2(Ag＋)·c(CrO)＝(10－3)2×10－5＝10－11，C错误；Ksp(Ag2CrO4)＝c2(Ag＋)·c(CrO)＝1×10－11，Z点时c(CrO)＝5×10－4，c2(Ag＋)＝2×10－8，所以a＝×10－4，D正确。‎ ‎6．(2017·南阳模拟)某温度时，BaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。已知：p(Ba2＋)＝－lg c(Ba2＋)，p(SO)＝－lg c(SO)。下列说法正确的是(　　)‎ A．该温度下，Ksp(BaSO4)＝1.0×10－24‎ B．a点的Ksp(BaSO4)小于b点的Ksp(BaSO4)‎ C．d点表示的是该温度下BaSO4的不饱和溶液 D．加入BaCl2可以使溶液由 c点变到a点 解析：选D　由图像可知，p(Ksp)＝p[c(Ba2＋)·c(SO)]＝p(Ba2＋)＋p(SO)＝10，则Ksp＝c(Ba2＋)·c(SO)＝10－10，A错误；处于同一温度下，Ksp相等，B错误；d点时p(Ba2＋)偏小，则c(Ba2＋)偏大，溶液过饱和，C错误；加入BaCl2，c(Ba2＋‎ ‎)增大，平衡正向移动，则可使溶液由c点变到a点，D正确。‎ ‎7．(2017·湖北七市联考)常温下，取一定量的PbI2固体配成饱和溶液，T时刻改变某一条件，离子的浓度变化如图所示[注：第一次平衡时c(I－)＝2×10－3 mol·L－1，c(Pb2＋)＝1×10－3 mol·L－1]，下列有关说法正确的是(　　)‎ A．常温下，PbI2的Ksp＝2×10－6‎ B．温度不变，向PbI2饱和溶液中加入少量硝酸铅浓溶液，PbI2的溶解度不变，Pb2＋浓度不变 C．常温下Ksp(PbS)＝8×10－28，向PbI2的悬浊液中加入Na2S溶液，PbI2(s)＋S2－(aq)PbS(s)＋2I－(aq)反应的化学平衡常数为5×1018　‎ D．T时刻改变的条件是升高温度，PbI2的Ksp增大 解析：选C　由PbI2Pb2＋＋2I－得Ksp＝c(Pb2＋)·c2(I－)＝1×10－3×(2×10－3)2＝4×10－9，A错误；由于硝酸铅是强电解质，完全电离产生Pb2＋，温度不变，PbI2的溶度积不变，但Pb2＋浓度增大，B错误；PbI2(s)＋S2－(aq)PbS(s)＋2I－(aq)反应的平衡常数K＝c2(I－)/c(S2－)＝Ksp(PbI2)/Ksp(PbS)＝4×10－9/8×10－28＝5×1018，C正确；T时刻若改变的条件是升高温度，c(Pb2＋)、c(I－)均呈增大趋势，D错误。‎ ‎8.(2016·遵义模拟)AlPO4的沉淀溶解平衡曲线如图所示(T2＞T1)。下列说法正确的是(　　)‎ A．图像中四个点的Ksp：a＝b＞c＞d B．AlPO4在b点对应的溶解度大于c点 C．AlPO4(s)Al3＋(aq)＋PO(aq)　ΔH＜0‎ D．升高温度可使d点移动到b点 解析：选B　由图像可知，温度越高溶度积常数越大，则图像中四个点的Ksp：a＝c＝d＜b，A错误；b点温度高，溶解度大，AlPO4在b点对应的溶解度大于c点，B正确；根据图像可知，温度升高溶度积常数增大，则AlPO4(s)Al3＋(aq)＋PO(aq)　ΔH＞0，C错误；升高温度，阴阳离子浓度均增大，不可能使d点移动到b点，D错误。‎ 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＜Ksp 。‎ 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。‎ ‎[课堂巩固练]‎ ‎1．(2017·衡水模拟)下列说法正确的是(　　)‎ A．难溶电解质的溶度积Ksp越小，则它的溶解度越小 B．任何难溶物在水中都存在沉淀溶解平衡，溶解度大小都可以用Ksp表示 C．溶度积常数Ksp与温度有关，温度越高，溶度积越大 D．升高温度，某沉淀溶解平衡逆向移动，说明它的溶解度是减小的，Ksp也变小 解析：选D　同类型的难溶电解质Ksp越小，溶解度越小，不同类型的电解质无法由溶度积比较溶解度大小，A错误；只有难溶电解质在水中才存在沉淀溶解平衡，B错误；溶度积常数Ksp与温度有关，温度升高，溶度积常数可能增大也可能减小，如果正反应是放热反应，则温度越高，溶度积常数越小，否则越大，C错误；升高温度，沉淀溶解平衡向吸热方向移动，如果某沉淀溶解平衡是放热反应，升高温度，逆向移动，则说明它的溶解度是减小的，溶液中离子浓度减小，Ksp也变小，D正确。‎ ‎2．(2017·南昌模拟)化工生产中常用MnS作沉淀剂除去工业废水中的Cu2＋：Cu2＋(aq)＋MnS(s)CuS(s)＋Mn2＋(aq)‎ 下列有关叙述中正确的是(　　)‎ ‎①MnS的Ksp大于CuS的Ksp　②达到平衡时c(Mn2＋)＝c(Cu2＋)　③溶液中加入少量Na2S固体后，溶液中c(Cu2＋)、c(Mn2＋)保持不变　④该反应平衡常数K＝　‎ A．①④　　　　　　　 　B．②③‎ C．①②③ D．②③④‎ 解析：选A　化学式相似的物质，溶度积大的物质容易转化为溶度积小的物质，所以MnS的Ksp比CuS的Ksp大，①正确；该反应达到平衡时各离子的浓度保持不变，但不相等，②错误；溶液中加入少量Na2S固体后，溶液中c(S2－)增大，由于温度不变，溶度积不变，故c(Cu2＋)、c(Mn2＋)均减小，③错误；反应的平衡常数K＝＝＝，④正确。‎ ‎3．(2017·兰州模拟)常温下，Ksp(CaSO4)＝9×10－6，常温下，CaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。下列判断错误的是(　　)‎ A．a、c两点均可以表示常温下CaSO4溶于水所形成的饱和溶液 B．a点对应的Ksp等于c点对应的Ksp C．b点将有沉淀生成，平衡后溶液中c(SO)一定不等于3×10－3mol·L－1‎ D．向d点溶液中加入适量CaCl2固体可以变到c点 解析：选A　CaSO4饱和溶液中阴阳离子浓度相等，a、c两点阴阳离子浓度不相等，A错误；a、c两点温度相同，温度不变Ksp不变，在曲线上的任意一点Ksp都相等，B正确；根据图示数据，可以看出b点Qc＝2×10－5＞Ksp，所以会生成沉淀，平衡后溶液中c(SO)一定小于3×10－3 mol·L－1，C正确；d点为不饱和状态，c(Ca2＋)较小，如加入适量CaCl2固体，c(Ca2＋)增大，此时c(SO)不变，则可以变到c点，D正确。‎ ‎4．(2017·衡阳模拟)已知Ksp(AgCl)＝1.8×10－10，Ksp(AgI)＝1.5×10－16。下列说法错误的是(　　)‎ A．AgCl不溶于水，不能转化为AgI B．在含有浓度均为0.001 mol·L－1的Cl－、I－的溶液中缓慢加入AgNO3稀溶液，首先析出AgI沉淀 C．AgI比AgCl更难溶于水，所以，AgCl可以转化为AgI D．常温下AgCl在NaI溶液中开始转化为AgI，则NaI的浓度必须不低于×10－11 mol·L－1‎ 解析：选A　AgCl难溶于水，AgI更难溶于水，AgCl能转化为AgI，A错误，C正确；在浓度均为0.001 mol·L－1的Cl－、I－的溶液中缓慢滴AgNO3稀溶液，由于AgI的溶度积小，所以AgI先沉淀析出，B正确；由Ksp(AgCl)＝1.8×10－10，得c(Ag＋)＝＝，c(I－)＝＝＝×10－11 mol·L－1，D正确。‎ ‎5．(2017·岳阳模拟)已知‎25 ℃‎时，Ksp(Ag2S)＝6.3×10－50、Ksp(AgCl)＝1.5×10－16。沙市中学某研究性学习小组探究AgCl、Ag2S沉淀转化的原因。‎ 步　骤 现　象 Ⅰ.将NaCl与AgNO3溶液混合 产生白色沉淀 Ⅱ.向所得固液混合物中加Na2S溶液 沉淀变为黑色 Ⅲ.滤出黑色沉淀，加入NaCl溶液 较长时间后，沉淀变为乳白色 ‎(1)Ⅰ中的白色沉淀是________。‎ ‎(2)Ⅱ中能说明沉淀变黑的离子方程式是______________________，沉淀转化的主要原因是__________。‎ ‎(3)滤出步骤Ⅲ中乳白色沉淀，推测含有AgCl。用浓HNO3溶解，产生红棕色气体，部分沉淀未溶解，过滤得到滤液X和白色沉淀Y。‎ ⅰ.向X中滴加Ba(NO3)2溶液，产生白色沉淀 ⅱ.向Y中滴加KI溶液，产生黄色沉淀 ‎①由ⅰ判断，滤液X中被检出的离子是______________。‎ ‎②由ⅰ、ⅱ可确认步骤Ⅲ中乳白色沉淀含有AgCl和另一种沉淀__________________。‎ ‎(4)该学生通过如下对照实验确认了步骤Ⅲ中乳白色沉淀产生的原因：在NaCl存在下，氧气将Ⅲ中黑色沉淀氧化。‎ 现象 B：一段时间后，出现乳白色沉淀 C：一段时间后，无明显变化 ‎①A中产生的气体是__________。 ‎ ‎②C中盛放的物质W是________。‎ ‎③该同学认为B中产生沉淀的反应如下(请补充完整)：‎ ‎2Ag2S＋________ ＋________ ＋2H2O4AgCl＋________‎ ‎＋4NaOH ‎④从平衡移动的角度，解释B中NaCl的作用：________________________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ 解析：(1)Ⅰ中NaCl与AgNO3溶液混合发生反应：Ag＋＋Cl－===AgCl↓‎ ‎，所以白色沉淀是AgCl。‎ ‎(2)水中存在AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)，向所得固液混合物中加Na2S溶液，由于c(S2－)·c2(Ag＋)＞Ksp(Ag2S)＝6.3×10－50，S2－与Ag＋生成Ag2S使上述平衡正向移动，最终白色沉淀变黑，该反应的离子方程式是：2AgCl(s)＋S2－Ag2S(s)＋2Cl－ 。沉淀转化的主要原因是Ag2S比AgCl溶解度更小或Ag2S的Ksp更小。‎ ‎(3)滤出黑色沉淀加入NaCl溶液，较长时间后，沉淀变为乳白色，滤出步骤Ⅲ中乳白色沉淀，用浓HNO3溶解，产生红棕色气体，部分沉淀未溶解，过滤得到滤液X和白色沉淀Y，向X中滴加Ba(NO3)2溶液产生白色沉淀，说明X中含有SO；向Y中滴加KI溶液，产生黄色沉淀，说明白色沉淀Y为AgCl；可进一步确定乳白色沉淀含有AgCl和单质S。‎ ‎(4)该学生的实验目的是通过对照实验确认了步骤Ⅲ中乳白色沉淀产生的原因是在NaCl存在下，氧气将Ⅲ中黑色沉淀氧化。所以①在MnO2作催化剂条件下H2O2发生分解反应生成O2，即A中产生的气体是O2；②C中盛放的物质W是Ag2S 的悬浊液；③B中产生沉淀的反应为2Ag2S＋O2＋4NaCl＋2H2O4AgCl＋2S＋4NaOH。④B中O2 将Ag2S 氧化生成S时有Ag＋游离出来，NaCl中大量的Cl－与游离的Ag＋结合成AgCl沉淀。由于c(Ag＋)减小，有利于③中反应平衡右移，B中最终出现乳白色沉淀。‎ 答案：(1)AgCl　(2)2AgCl(s)＋S2－Ag2S(s)＋2Cl－ 　Ag2S比AgCl溶解度更小(或Ag2S的Ksp更小)‎ ‎(3)①SO　②S　(4)①O2 　②Ag2S 的悬浊液 ‎③2Ag2S＋O2＋4NaCl＋2H2O4AgCl＋2S＋4NaOH ‎④O2 将Ag2S 氧化生成S时有Ag＋游离出来，NaCl中大量的Cl－与游离的Ag＋结合成AgCl沉淀。由于c(Ag＋)减小，有利于③中反应平衡右移，B中最终出现乳白色沉淀 ‎[课下提能练]‎ ‎1．(2017·荆州模拟)已知一定量Ca(OH)2固体溶于水后，存在以下平衡状态：Ca(OH)2(s)Ca2＋(aq)＋2OH－(aq)，Ksp＝4.7×10－6 ，下列措施可使Ksp增大的是(　　)‎ A．升高温度 B．降低温度 C．加入适量CaO固体 D．加入适量Na2CO3固体 解析：选B　Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关，而大多数难溶电解质的Ksp随温度的升高而增大，也有少数难溶电解质如Ca(OH)2，其Ksp随温度的升高而降低。‎ ‎2．(2017·武汉模拟)‎25 ℃‎，向50 mL 0.018 mol·L－1 AgNO3溶液中加入50 mL 0.02 mol·L－1盐酸生成沉淀。已知：Ksp(AgCl)＝1.8×10－10，则生成沉淀后的体系中c(Ag＋)为(　　)‎ A．1.8×10－7 mol·L－1 B．1.8×10－8 mol·L－1‎ C．1.8×10－9 mol·L－1 D．1.8×10－10 mol·L－1‎ 解析：选A　反应后溶液中c(Cl－)＝(50×10－3×0.002) mol÷‎0.1 L＝1×10－3 mol·L－1，Ksp(AgCl)＝c(Cl－)×c(Ag＋)＝1.8×10－10，故c(Ag＋)＝1.8×10－7 mol·L－1。‎ ‎3．(2017·德阳模拟)‎25 ℃‎时，Ksp[Mg(OH)2]＝5.61 ×10－12 ，Ksp(MgF2)＝7.42 ×10－11。下列说法正确的是(　　)‎ A．‎25 ℃‎时，固体Mg(OH)2在20 mL 0.01 mol·L－1氨水中的Ksp比20 mL 0.01 mol·L－1NH4Cl溶液中的Ksp小 B．‎25 ℃‎时，饱和Mg(OH)2溶液与饱和MgF2溶液相比，前者的c(Mg2＋)大 C．‎25 ℃‎时，在Mg(OH)2的悬浊液中加入NaF溶液后，Mg(OH)2不可能转化成为MgF2‎ D．‎25℃‎时，在Mg(OH)2的悬浊液中加入少量的NH4Cl固体，c(Mg2＋)增大 解析：选D　Ksp不随浓度变化，只与温度有关，A错误；因Ksp[Mg(OH)2]＜Ksp(MgF2)，Mg(OH)2饱和溶液比MgF2饱和溶液中的c(Mg2＋)小，B错误；二者Ksp接近，使用浓NaF溶液可以使Mg(OH)2转化为MgF2，C错误；NH结合OH－使Mg(OH)2溶解平衡正向移动，c(Mg2＋)增大，D正确。‎ ‎4．(2017·桂林模拟)已知Ksp(AgCl)＝1.56×10－10，Ksp(AgBr)＝7.7×10－13，Ksp(Ag2CrO4)＝9×10－11。某溶液中含有Cl－、Br－和CrO，浓度均为0.010 mol·L－1，向该溶液中逐滴加入0.010 mol·L－1的AgNO3溶液时，三种阴离子产生沉淀的先后顺序为(　　)‎ A．Cl－、Br－、CrO B．CrO、Br－、Cl－‎ C．Br－、Cl－、CrO D．Br－、CrO、Cl－‎ 解析：选C　根据溶度积的定义，Cl－、Br－和CrO的浓度均为0.010 mol·L－1，Cl－沉淀时c(Ag＋)的最小值是1.56×10－10/0.010 mol·L－1＝1.56×10－8 mol·L－1，Br－沉淀时c(Ag＋)的最小值是7.7×10－13/0.010 mol·L－1＝7.7×10－11 mol·L－1，CrO沉淀时c(Ag＋)的最小值是(9×10－11/0.010) mol·L－1＝3×10－4.5 mol·L－1，所以当阴离子的浓度相等时，沉淀所需c(Ag＋)小的先沉淀，三种阴离子沉淀的先后顺序是Br－、Cl－、CrO。‎ ‎5. ‎25 ℃‎时，Ksp(BaSO4)＝1×10－10，Ksp(BaCO3)＝2.6×10－9。该温度下，下列说法不正确的是(　　)‎ A．向同浓度的Na2SO4和Na2CO3的混合溶液中滴加BaCl2溶液，BaSO4先析出 B．向BaCO3的悬浊液中加入少量的新制氯水，c(Ba2＋)增大 C．BaSO4和BaCO3共存的悬浊液中，＝ D．向BaSO4的悬浊液中加入Na2CO3的浓溶液，BaSO4不可能转化为BaCO3‎ 解析：选D　从BaSO4和BaCO3沉淀的Ksp看，BaSO4比BaCO3更难溶，故BaSO4先析出，A项正确；新制氯水中存在反应Cl2＋H2OH＋＋Cl－＋HClO，能够溶解BaCO3，B项正确；两沉淀共存的溶液中 ＝＝，C项正确；增大CO的浓度，c(Ba ‎2＋)·c(CO)大于BaCO3的溶度积，BaSO4可能向BaCO3转化，D项错误。‎ ‎6.某温度下，Fe(OH)3(s)、Cu(OH)2(s)分别在溶液中达到沉淀溶解平衡后，改变溶液pH，金属阳离子浓度的变化如图所示。据图分析，下列判断错误的是(　　)‎ A．Ksp[Fe(OH)3]＜Ksp[Cu(OH)2]‎ B．加适量NH4Cl固体可使溶液由a点变到b点 C．c、d两点代表的溶液中c(H＋)与c(OH－)乘积相等 D．Fe(OH)3、Cu(OH)2分别在b、c两点代表的溶液中达到饱和 解析：选B　Ksp[Fe(OH)3]＝c(Fe3＋)·c3(OH－)，Ksp[Cu(OH)2]＝c(Cu2＋)·c2(OH－)，Fe3＋、Cu2＋浓度相等(b、c点)时，Fe3＋对应的pH小，c(H＋)较大，则c(OH－)较小，又知Ksp仅与温度有关，则Ksp[Fe(OH)3]＜Ksp[Cu(OH)2]，A正确；由a点到b点，溶液pH增大，而NH4Cl水解呈酸性，溶液pH减小，B错误；c(H＋)和c(OH－)的乘积为KW，温度不变，KW不变，C正确；由题意和题图知D选项正确。‎ ‎7．将适量AgBr固体加入水中，存在如下平衡：AgBr(s)Ag＋(aq)＋Br－(aq)。则下列说法正确的是(　　)‎ A．向此体系中滴加足量浓NaCl溶液，发现淡黄色固体转化为白色，说明Ksp(AgCl)＜Ksp(AgBr)‎ B．向此体系中加入少量AgBr固体平衡正向移动，当再次平衡时c(Ag＋)、c(Br－)均增大 C．此体系中一定存在c(Ag＋)＝c(Br－)＝[Ksp(AgBr)] D．某溶液中c(Ag＋)·c(Br－)＝Ksp(AgBr)，说明此时c(Ag＋)＝c(Br－)‎ 解析：选C　向题述体系中滴加足量浓NaCl溶液，溶液中满足c(Ag＋)·c(Cl－)＞Ksp(AgCl)即会生成AgCl沉淀，但这不能说明Ksp(AgCl)＜Ksp(AgBr)，A项错误；饱和溶液中离子的浓度只与温度有关，所以向此体系中加入少量AgBr固体，平衡不移动，c(Ag＋)、c(Br－)不变，B项错误；AgBr固体加入水中，溶解过程中存在AgBr(s)Ag＋(aq)＋Br－(aq)，Ksp(AgBr)＝c(Ag＋)·c(Br－)，所以此体系中一定存在c(Ag＋)＝c(Br－)＝[Ksp(AgBr)]，C项正确；饱和溶液中c(Ag＋)·c(Br－)＝Ksp(AgBr)，但Ag＋、Br－的浓度不一定相等，D项错误。‎ ‎8．(2017·唐山模拟)已知‎25 ℃‎时，CaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示，该条件下向100 mL的CaSO4饱和溶液中，加入400 mL 0.01 mol·L －1 的Na2SO4溶液，针对此过程的下列叙述正确的是(忽略混合过程中的体积变化)(　　)‎ A．溶液中析出CaSO4沉淀，最终溶液中c(SO)较原来大 B．溶液中无沉淀析出，溶液中c(Ca2＋ )、c(SO)都变小 C．溶液中析出CaSO4沉淀，溶液中c(Ca2＋ )、c(SO)都变小 D．溶液中无沉淀析出，但最终溶液中c(SO)较原来大 解析：选D　由图示可知，在该条件下，CaSO4饱和溶液中，c(Ca2＋)＝c(SO)＝3.0×10－3 mol·L－1，Ksp(CaSO4)＝9.0×10－6。当向100 mL CaSO4饱和溶液中加入400 mL 0.01 mol·L－1的Na2SO4溶液后，混合液中c(Ca2＋)＝＝6.0×10－4 mol·L－1，c(SO)＝＝8.6×10－3 mol·L－1，溶液中c(Ca2＋)·c( SO )＝5.16×10－6＜Ksp(CaSO4)＝9.0×10－6，所以混合液中无沉淀析出，最终溶液中硫酸根离子浓度增大。‎ ‎9.(2017·甘肃重点中学诊断)已知p(Ba2＋)＝－lg c(Ba2＋)、p(X2－)＝－lg c(X2－)，常温下BaSO4、BaCO3的沉淀溶解平衡曲线如图所示，下列叙述中正确的是(　　)‎ A．p(Ba2＋)＝a时，两种盐的饱和溶液中离子浓度c(SO)＞c(CO)‎ B．M点对应的溶液中Ba2＋、CO能形成BaCO3沉淀 C．相同条件下，SO比CO更易与Ba2＋结合形成沉淀 D．BaSO4不可能转化为BaCO3‎ 解析：选C　由图像信息知Ksp(BaSO4)＜Ksp(BaCO3)，当p(Ba2＋)＝a时，二者的饱和溶液中c(CO)＞c(SO)，A错误、C正确；M点时，Q(BaCO3)＜Ksp(BaCO3)，故无法形成BaCO3沉淀，B错误；因两种盐的Ksp相差不大，故在一定条件下二者之间可相互转化，D错误。‎ ‎10．(2017·宝鸡模拟)常温下，有关物质的溶度积如表所示。‎ 物 质 CaCO3‎ MgCO3‎ Ca(OH)2‎ Mg(OH)2‎ Fe(OH)3‎ Ksp ‎4.96×10－9‎ ‎6.82×10－6‎ ‎4.68×10－6‎ ‎5.61×10－12‎ ‎2.64×10－39‎ 下列有关说法不正确的是(　　)‎ A．常温下，除去NaCl溶液中的MgCl2杂质，选用NaOH溶液比Na2CO3溶液效果好 B．常温下，除去NaCl溶液中的CaCl2杂质，选用Na2CO3溶液比NaOH溶液效果好 C．向含有Mg2＋、Fe3＋的溶液中滴加NaOH溶液，当两种沉淀共存且溶液的pH＝8时，c(Mg2＋)∶c(Fe3＋)＝2.125×1021‎ D．无法利用Ca(OH)2制备NaOH 解析：选D　A项中Ksp[Mg(OH)2]＜Ksp(MgCO3)，所以用NaOH溶液可使Mg2＋沉淀更完全；同理可知B正确；C项中pH＝8即c(OH－)＝1×10－6 mol·L－1，当两种沉淀共存时，有＝，代入数据，可得＝×1×10－6＝2.125×1021，C正确；D项可用下述反应实现由Ca(OH)2制备NaOH：Ca(OH)2＋Na2CO3===CaCO3↓＋2NaOH，D错误。‎ ‎11．氧化铁是一种重要的无机材料，化学性质稳定，催化活性高，具有良好的耐光性、耐热性和对紫外线的屏蔽性，从某种工业酸性废液(主要含Na＋、Fe2＋、Fe3＋、Mg2＋、Al3＋、Cl－、SO)中回收氧化铁流程如图所示：‎ ‎ ‎ 已知：常温下Ksp[Mg(OH)2]＝1.2×10－11；Ksp[Fe(OH)2]＝2.2×10－16；Ksp[Fe(OH)3]＝3.5×10－38；Ksp[Al(OH)3]＝1.0×10－33‎ ‎(1)写出在该酸性废液中通入空气时发生反应的离子方程式：________________________________________________________________________，‎ 指出使用空气的优点是：________________________________________________________________________。‎ ‎(2)已知Fe3＋(aq)＋3OH－(aq)===Fe(OH)3(s)　ΔH＝－Q1 kJ·mol－1，题(1)中每生成1 mol含铁微粒时，放热Q2，请你计算1 mol Fe2＋全部转化为Fe(OH)3(s)的热效应ΔH＝________。‎ ‎(3)常温下，根据已知条件计算在pH＝5的溶液中，理论上下列微粒在该溶液中可存在的最大浓度c(Fe3＋)＝________________________________。‎ ‎(4)有人用氨水调节溶液pH，在pH＝5时将Fe(OH)3沉淀出来，此时可能混有的杂质是________(填化学式，下同)，用________试剂可将其除去。‎ 解析：(1)酸性废液中通入空气时，Fe2＋被空气中的O2所氧化，离子方程式为4Fe2＋＋O2＋4H＋===4Fe3＋＋2H2O。该方法的优点是耗费少且无污染。‎ ‎(2)根据盖斯定律，1 mol Fe2＋全部转化为Fe(OH)3(s)的热效应ΔH＝－(Q2＋Q1)kJ·mol－1。‎ ‎(3)溶液pH＝5，则c(OH－)＝10－9mol·L－1，根据Ksp[Fe(OH)3]＝c(Fe3＋)·c3(OH－‎ ‎)＝3.5×10－38可计算出 c(Fe3＋)为3.5×10－11 mol·L－1。‎ ‎(4)根据Ksp[Al(OH)3]＝1.0×10－33，可计算出溶液pH＝5 时，c(Al3＋)<1.0×10－6 mol·L－1，Al3＋也完全沉淀，故可能混有的杂质是Al(OH)3。Al(OH)3溶于强碱溶液，而 Fe(OH)3 不溶于强碱溶液，故可用NaOH溶液除去。‎ 答案：(1)4Fe2＋＋O2＋4H＋===4Fe3＋＋2H2O　耗费少且无污染 ‎(2)－(Q2＋Q1)kJ·mol－1　(3)3.5×10－11 mol·L－1‎ ‎(4)Al(OH)3　NaOH ‎12．(2015·江苏高考)软锰矿(主要成分MnO2，杂质金属元素Fe、Al、Mg等)的水悬浊液与烟气中SO2反应可制备MnSO4·H2O，反应的化学方程式为MnO2＋SO2===MnSO4。‎ ‎(1)质量为‎17.40 g纯净MnO2最多能氧化________L(标准状况)SO2。‎ ‎(2)已知：Ksp[Al(OH)3]＝1×10－33，Ksp[Fe(OH)3]＝3×10－39，pH＝7.1时Mn(OH)2开始沉淀。室温下，除去MnSO4溶液中的Fe3＋、Al3＋(使其浓度均小于1×10－6 mol·L－1)，需调节溶液pH范围为________。‎ ‎(3)下图可以看出，从MnSO4和MgSO4混合溶液中结晶MnSO4·H2O晶体，需控制的结晶温度范围为________。‎ ‎(4)准确称取0.171 ‎0 g MnSO4·H2O样品置于锥形瓶中，加入适量H3PO4和NH4NO3溶液，加热使Mn2＋全部氧化成Mn3＋，用c(Fe2＋)＝0.050 0 mol·L－1的标准溶液滴定至终点(滴定过程中Mn3＋被还原为Mn2＋)，消耗Fe2＋溶液20.00 mL。计算MnSO4·H2O样品的纯度(请给出计算过程)。‎ 解析：(1)n(MnO2)＝＝0.2 mol，由化学方程式MnO2＋SO2===MnSO4知，n(SO2)＝n(MnO2)＝0.2 mol，标准状况下V(SO2)＝‎22.4 L·mol－1×0.2 mol＝‎4.48 L。‎ ‎(2)Fe3＋全部转化为Fe(OH)3时，c(OH－)＝ ＝ ＝×10－11 mol·L－1；Al3＋全部转化为Al(OH)3时，c(OH－)＝ ＝ ＝1×10－9 mol·L－1，故Al3＋、Fe3＋完全沉淀时，溶液中OH－的最小浓度应为1×10－9 mol·L－1，即pH最小应为5.0，因为Mn(OH)2 沉淀时的最小pH为7.1，故除去MnSO4溶液中的Fe3＋、Al3＋，应调节溶液至5.0＜pH＜7.1。‎ ‎(3)由图可知，‎60 ℃‎时，MgSO4·6H2O与MnSO4·H2O的溶解度相等，随着温度的不断升高，MgSO4·6H2O的溶解度逐渐增大，而MnSO4·H2O的溶解度逐渐减小，因此欲从混合溶液中结晶析出MnSO4·H2O，需控制温度在‎60 ℃‎以上。‎ ‎(4)Fe2＋的氧化产物为Fe3＋，由质量守恒定律和电子守恒可得：Mn2＋～Mn3＋～Fe2＋，因此，n(Mn2＋)＝n(Fe2＋)＝0.050 0 mol·L－1×‎0.020 L＝1.00×10－3 mol，则m(MnSO4·H2O)＝1.00×10－3 mol×‎169 g·mol－1＝‎0.169 g，故MnSO4·H2O样品的纯度为×100%≈98.8%。‎ 答案：(1)4.48　(2)5.0＜pH＜7.1　(3)高于‎60 ℃‎ ‎(4)n(Fe2＋)＝0.050 0 mol·L－1×＝1.00×10－3 mol n(Mn2＋)＝n(Fe2＋)＝1.00×10－3 mol m(MnSO4·H2O)＝1.00×10－3 mol×‎169 g·mol－1＝‎‎0.169 g MnSO4·H2O样品的纯度为×100%≈98.8%‎ 难点增分课(六)四大平衡常数的重要应用 四大平衡常数的比较 化学平衡常数(K)‎ 电离常数(Ka、Kb)‎ 水的离子积常数(KW)‎ 难溶电解质的溶度积常数(Ksp)‎ 概　念 一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数，这个常数就是该反应的化学平衡常数 一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子(或离子)的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离常数 一定温度下，水或稀的水溶液中c(OH－)与c(H＋)的乘积 一定温度下，在难溶电解质的饱和溶液中，各离子浓度幂之积为一常数 表 达 式 对于一般的可逆反应：‎ mA(g)＋nB(g)p ‎(1)对于一元弱酸HA：‎ HAH＋＋A－，电离常数 KW＝c(OH－)·c(H＋)‎ MmAn的饱和溶液：‎ Ksp＝cm(Mn＋)·cn(Am－)‎ C(g)＋qD(g)，在一定温度下达到平衡时：K＝ Ka＝ ‎(2)对于一元弱碱BOH：‎ BOHB＋＋OH－，电离常数 Kb＝ 影响因素 只与温度有关 只与温度有关，升高温度，K值增大 只与温度有关，升高温度，KW增大 只与难溶电解质的性质和温度有关 化学平衡常数 常考题型 ‎1.求解平衡常数。‎ ‎2．由平衡常数计算初始(或平衡)浓度。‎ ‎3．计算转化率(或产率)。‎ ‎4．应用平衡常数K判断平衡移动的方向(或放热、吸热等情况)。‎ 对　策 从基础的地方入手，如速率计算、“三段式”的运用、阿伏加德罗定律及其推论的应用、计算转化率等，这些都与化学平衡常数密不可分(严格讲电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡也是化学平衡，只是在溶液中进行的特定类型的反应而已)，要在练习中多反思，提高应试能力。‎ ‎1．(2017·南昌模拟)某恒定温度下，在一个‎2 L的密闭容器中充入A气体，B气体，测得其浓度为2 mol·L－1和1 mol·L－1；且发生反应：‎3A(g)＋2B(g)‎4C(？)＋2D(？)‎ 已知“？”代表C、D状态未确定；反应一段时间后达到平衡，测得生成1.6 mol C，且反应前后压强比为5∶4，则下列说法中正确的是(　　)‎ ‎①该反应的化学平衡常数表达式为K＝ ‎②此时B的转化率为35%‎ ‎③增大该体系压强，平衡向右移动，但化学平衡常数不变 ‎④增加C的量，A、B转化率不变 A．①②　　　　　　　　 　B．②③‎ C．①④ D．③④‎ 解析：选D　　　　‎3A(g)＋2B(g)‎4C(？)＋2D(？)‎ 开始(mol·L－1) 2 1 0 0‎ 转化(mol·L－1) 0.6 0.4 0.8 0.4‎ 平衡(mol·L－1) 1.4 0.6 0.8 0.4‎ 设平衡时气体总物质的量浓度为x mol·L－1，根据压强之比等于物质的量之比可得：＝，又＝，故＝，可得x＝2.4，从而可知C为固体或液体，D为气体。化学平衡常数表达式为K＝，①错误；B的转化率为40%，②错误；该反应是一个反应后气体分子数减小的反应，增大压强，平衡向右移动，平衡常数只与温度有关，温度不变平衡常数不变，③正确；由于C为固体或液体，增加C的量，平衡不发生移动，A、B的转化率不变，④正确。‎ ‎2．高炉炼铁过程中发生的主要反应为Fe2O3(s)＋CO(g)Fe(s)＋CO2(g)。已知该反应在不同温度下的平衡常数如下：‎ 温度/℃‎ ‎1 000‎ ‎1 150‎ ‎1 300‎ 平衡常数 ‎4.0‎ ‎3.7‎ ‎3.5‎ 请回答下列问题：‎ ‎(1)该反应的平衡常数表达式K＝________，ΔH________0(填“>”“<”或“＝”)。‎ ‎(2)在一个容积为‎10 L的密闭容器中，1 ‎000 ℃‎时加入Fe、Fe2O3、CO、CO2各1.0 mol，反应经过10 min后达到平衡。求该时间范围内反应的平均反应速率v(CO2)＝________，CO的平衡转化率＝________。‎ 解析：(1)因Fe和Fe2O3都为固体，不能代入平衡常数的表达式，所以K＝，由表中数据知，升高温度，平衡常数减小，说明平衡向左移动，故ΔH<0。‎ ‎(2)　　　　　Fe2O3(s)＋CO(g)Fe(s)＋CO2(g)‎ 起始(mol·L－1)　　　　　　0.1　　　　　　　0.1‎ 转化(mol·L－1) x x 平衡(mol·L－1) 0.1－x 0.1＋x 由题意得K＝＝4.0，解得x＝0.06。所以α(CO)＝×100%＝60%，v(CO2)＝ ‎＝＝0.006 mol·L－1·min－1。‎ 答案：(1)　<　(2)0.006 mol·L－1·min－1　60%‎ 电离常数 常考题型 ‎1.直接求电离常数。‎ ‎2．由电离常数求弱酸(或弱碱)的浓度。‎ ‎3．由Ka或Kb求pH。‎ 对　策 试题一般难度不大，是在化学平衡基础上派生出来的。‎ 注意平衡体系中同种离子的浓度是同一个浓度，当两个量相加或相减时，若相差100倍以上，要舍弃小的数据进行近似处理。‎ ‎3.(2017·唐山模拟)已知某温度时CH3COOH的电离常数为K。该温度下向20 mL 0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中逐滴加入0.1 mol·L－1 NaOH溶液，pH变化曲线如图所示(忽略温度变化)。以下叙述正确的是(　　)‎ A．根据图中数据可计算出K值约为10－5‎ B．①②③点水的电离程度由大到小的顺序为②＞③＞①‎ C．点①所示溶液中：c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(CH3COOH)＋c(H＋)‎ D．点③时c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＝0.1 mol·L－1‎ 解析：选A　由图可知滴定前0.1 mol·L－1醋酸溶液的pH为3，则醋酸的电离常数K＝＝≈＝1×10－5 mol·L－1，A项正确；③点时，恰好完全反应生成CH3COONa，CH3COO－的水解促进水的电离，在②点时，溶液pH＝7，水的电离既没受到促进也没受到抑制，在①点时，水的电离受到抑制，故水的电离程度的大小顺序为③＞②＞①，B项错误；①点时得到等物质的量的CH3COOH和CH3COONa的混合溶液，根据电荷守恒得，c(H＋)＋c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，根据物料守恒得，‎2c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)，整理以上两个式子得质子守恒式：c(CH3COO－)＋‎2c(OH－)＝c(CH3COOH)＋‎2c(H＋)，且①点时溶液呈酸性，c(H＋)≠c(OH－)，则C项错误；D项忽视了溶液由20 mL变为40 mL，故③点时c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝0.05 mol·L－1，D项错误。‎ ‎4．下表是‎25 ℃‎时某些弱酸的电离常数。‎ 化学式 CH3COOH HClO H2CO3‎ H‎2C2O4‎ Ka Ka＝1.8×‎ ‎10－5‎ Ka＝3.0×‎ ‎10－8‎ Ka1＝4.1×10－7‎ Ka2＝5.6×10－11‎ Ka1＝5.9×10－2‎ Ka2＝6.4×10－5‎ ‎(1)H‎2C2O4与含等物质的量的KOH的溶液反应后所得溶液呈酸性，该溶液中各离子浓度由大到小的顺序为________________________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(2)pH相同的NaClO和CH3COOK溶液，其溶液的物质的量浓度的大小关系是：CH3COOK________NaClO，两溶液中：[c(Na＋)－c(ClO－)]______[c(K＋)－c(CH3COO－)]。(填“＞”“＜”或“＝”)‎ ‎(3)向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中滴加NaOH溶液至c(CH3COOH)∶c(CH3COO－)＝5∶9，此时溶液pH＝____。‎ ‎(4)碳酸钠溶液中滴加少量氯水的离子方程式为________________________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ 解析：(1)H‎2C2O4＋KOH===KHC2O4＋H2O，所得溶液呈酸性，说明HC2O以电离为主，水解为次。故c(K＋)＞c(HC2O)＞c(H＋)＞c(C2O)＞c(OH－)。(2)CH3COOH的电离常数大于HClO，故NaClO和CH3COOK溶液浓度相同时NaClO溶液的碱性较强，pH较大，则pH相同时，NaClO溶液的浓度较小。根据电荷守恒可知，NaClO溶液中存在c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(ClO－)，即c(Na＋)－c(ClO－)＝c(OH－)－c(H＋)，同理CH3COOK溶液中c(K＋)－c(CH3COO－)＝c(OH－)－c(H＋)，因为两溶液的pH相同，所以两溶液中c(OH－)－c(H＋)相等，即c(Na＋)－c(ClO－)＝c(K＋)－c(CH3COO－)。(3)CH3COOHCH3COO－＋H＋，电离常数只与温度有关。K＝＝＝1.8×10－5，故c(H＋)＝1×10－5 mol·L－1，pH＝5。(4)加入少量氯水时，发生反应的离子方程式为2CO＋Cl2＋H2O===Cl－＋ClO－＋2HCO。‎ 答案：(1)c(K＋)＞c(HC2O)＞c(H＋)＞c(C2O)＞c(OH－)‎ ‎(2)＞　＝　(3)5‎ ‎(4)2CO＋Cl2＋H2O===Cl－＋ClO－＋2HCO 水的离子积常数 常考题型 ‎1.计算温度高于室温时的KW。‎ ‎2．通过KW的大小比较相应温度的高低。‎ ‎3．溶液中c(H＋)与c(OH－)相互换算。‎ ‎4．酸、碱、能水解的盐溶液中水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算。‎ 对　策 KW只与温度有关，升高温度，KW增大；在稀溶液中，c(H＋)·c(OH－)＝KW，其中c(H＋)、c(OH－)是溶液中的H＋、OH－浓度；水电离出的H＋数目与OH－数目相等。‎ ‎5．右图表示水中c(H＋)和c(OH－)的关系，下列判断错误的是(　　)‎ A．两条曲线间任意点均有c(H＋)×c(OH－)＝KW B．M区域内任意点均有c(H＋)＜c(OH－)　‎ C．图中T1＜T2‎ D．XZ线上任意点均有pH＝7‎ 解析：选D　根据水的离子积定义可知A项正确；XZ线上任意点都存在c(H＋)＝c(OH－)，所以M区域内任意点均有c(H＋)＜c(OH－)，B项正确；因为图像显示T1时水的离子积小于T2时水的离子积，而水的电离程度随温度升高而增大，T1＜T2，C项正确；XZ线上只有X点的pH＝7，D项错误。‎ ‎6．(2017·成都模拟)水的电离平衡曲线如右图所示。‎ ‎(1)若以A点表示‎25 ℃‎时水在电离平衡时的离子浓度，当温度升到‎100 ℃‎时，水的电离平衡状态到B点，则此时水的离子积从________增加到________。‎ ‎(2)常温下，将pH＝10的Ba(OH)2溶液与pH＝5的稀盐酸混合，然后保持‎100 ℃‎的恒温，欲使混合溶液pH＝7，则Ba(OH)2与盐酸的体积比为________________。‎ ‎(3)在某温度下，Ca(OH)2的溶解度为‎0.74 g，其饱和溶液密度设为‎1 g·mL－1，Ca(OH)2的离子积为________。‎ ‎(4)‎25 ℃‎时，在等体积的①pH＝0的H2SO4溶液，②0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液，③pH＝10的Na2S溶液，④pH＝5的NH4NO3溶液中，发生电离的水的物质的量之比是____________________。‎ 解析：(1)A点，c(H＋)＝c(OH－)＝10－7 mol·L－1，则此时水的离子积为10－14；B点，c(H＋)＝c(OH－)＝10－6 mol·L－1，则此时水的离子积为10－12，这说明水的离子积从10－14增加到10－12。‎ ‎(2)常温下，pH＝10的Ba(OH)2溶液中c(OH－)是10－4 mol·L－1，pH＝5的稀盐酸中c(H＋)是10－5 mol·L－1，二者混合，然后保持‎100 ℃‎的恒温，欲使混合溶液pH＝7，则＝10－5，解得x∶y＝2∶9，即Ba(OH)2与盐酸的体积比为2∶9。‎ ‎(3)在某温度下，Ca(OH)2的溶解度为‎0.74 g，即‎100 g水中溶解了‎0.74 g Ca(OH)2，物质的量是0.01 mol。其饱和溶液密度设为‎1 g·mL－1， 则溶液的体积为‎0.1 L，所以溶液中c(Ca2＋)和c(OH－)分别是0.1 mol·L－1和0.2 mol·L－1，Ca(OH)2的离子积为0.1×0.22＝0.004。‎ ‎(4)‎25 ℃‎时，在等体积的①pH＝0的H2SO4溶液中水电离出的c(H＋)是10－14 mol·L－1；②0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液中水电离出的c(H＋)是10－13 mol·L－1；③pH＝10的Na2S溶液中水电离出的c(H＋)是10－4 mol·L－1；④pH＝5的NH4NO3溶液中水电离出的c(H＋)是10－5 mol·L－1，所以发生电离的水的物质的量之比是1∶10∶1010∶109。‎ 答案：(1)10－14　10－12　(2)2∶9　(3)0.004‎ ‎(4)1∶10∶1010∶109‎ 难溶电解质的溶度积常数 常考题型 ‎1.溶解度与Ksp的相关转化与比较。‎ ‎2．沉淀先后的计算与判断。‎ ‎3．沉淀转化相关计算。‎ ‎4．金属阳离子沉淀完全的pH及沉淀分离的相关计算。‎ ‎5．与其他平衡(如氧化还原平衡、配位平衡)的综合计算。‎ ‎6．数形结合的相关计算等。‎ 对　策 应用Ksp数值大小比较物质的溶解度大小时，一定是在组成上属于同一类型的难溶电解质才能进行比较，否则，不能比较；在判断沉淀的生成或转化时，先计算Qc值，若Qc大于Ksp，沉淀可生成或转化为相应难溶物质；利用Ksp可计算某些沉淀转化反应的化学平衡常数。‎ ‎7．常温下，Ag2SO4、AgCl、AgI的溶度积常数依次为Ksp(Ag2SO4)＝7.7×10－5、Ksp(AgCl)＝1.8×10－10、Ksp(AgI)＝8.3×10－17。下列有关说法中，错误的是(　　)‎ A．常温下，Ag2SO4、AgCl、AgI在水中的溶解能力依次减弱 B．在AgCl饱和溶液中加入NaI固体，有AgI沉淀生成 C．Ag2SO4、AgCl、AgI的溶度积常数之比等于它们饱和溶液的物质的量浓度之比 D．在Ag2SO4饱和溶液中加入Na2SO4固体有Ag2SO4沉淀析出 解析：选C　由数据可知A选项正确；Ksp(AgI)＜Ksp(AgCl)，说明AgI更难溶，B选项正确；Ksp(Ag2SO4)＝c2(Ag＋)×c(SO)，Ksp(AgCl)＝c(Ag＋)×c(Cl－)，Ksp(AgI)＝c(Ag＋)×c(I－)，显然C选项错误；Ag2SO4饱和溶液中存在沉淀溶解平衡：Ag2SO4(s)2Ag＋(aq)＋SO(aq)，加入Na2SO4固体，c(SO)增大，平衡逆向移动，有Ag2SO4沉淀析出，D选项正确。‎ ‎8．亚硝酸钠是一种工业盐，用途广泛；外观与食盐非常相似，但毒性较强，食品添加亚硝酸钠必须严格控制用量。某化学兴趣小组对食盐与亚硝酸钠进行了如下鉴别探究：‎ ‎(1)测定溶液pH 用pH试纸分别测定0.1 mol·L－1两种盐溶液的pH，测得NaNO2溶液呈碱性。NaNO2溶液呈碱性的原因是____________________(用离子方程式解释)。NaNO2溶液中c(HNO2)＝____________________(用溶液中其他离子的浓度关系式表示)。‎ ‎(2)沉淀法 取2 mL 0.1 mol·L－1两种盐溶液于试管中，分别滴加几滴稀硝酸银溶液，两只试管均产生白色沉淀，分别滴加几滴稀硝酸并振荡，盛NaNO2溶液的试管中沉淀溶解。该温度下Ksp(AgNO2)＝2×10－8；Ksp(AgCl)＝1.8×10－10。则反应AgNO2(s)＋Cl－(aq)===AgCl(s)＋NO(aq)的化学平衡常数K＝________。‎ ‎(3)氧化法 取2 mL 0.1 mol·L－1两种盐溶液于试管中，分别滴加几滴酸性KMnO4溶液，使酸性KMnO4溶液褪色的是NaNO2溶液。该反应的离子方程式为________________________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ 解析：(1)由于NaNO2溶液中存在水解平衡：NO＋H2O===HNO2＋OH－，所以NaNO2溶液显示碱性；根据NaNO2溶液中的质子守恒关系式为c(OH－)＝c(HNO2)＋c(H＋)，可得c(HNO2)＝c(OH－)－c(H＋)。(2)反应AgNO2(s)＋Cl－(aq)===AgCl(s)＋NO(aq)的化学平衡常数K＝，根据Ksp(AgCl)＝c(Cl－)·c(Ag＋)、Ksp(AgNO2)＝c(NO)·c(Ag＋)可得，K＝＝＝＝。(3)酸性KMnO4具有强氧化性，能够将NaNO2氧化成NaNO3，反应的离子方程式为5NO＋2MnO＋6H＋===5NO＋2Mn2＋＋3H2O。‎ 答案：(1)NO＋H2O===HNO2＋OH－　c(OH－)－c(H＋)　(2)　(3)5NO＋2MnO＋6H＋===5NO＋2Mn2＋＋3H2O ‎1．(2017·银川模拟)下列有关说法中正确的是(　　)‎ A．某温度时的混合溶液中c(H＋)＝ mol·L－1，说明该溶液呈中性(KW为该温度时水的离子积常数)‎ B．由水电离出的c(H＋)＝10－12mol·L－1的溶液中：Na＋、Ba2＋、HCO、Cl－可以大量共存 C．已知Ksp(AgCl)＝1.56×10－10，Ksp(Ag2CrO4)＝9.0×10－12，向含有Cl－、CrO且浓度均为0.010 mol·L－1溶液中逐滴加入0.010 mol·L－1的AgNO3溶液时，CrO先产生沉淀 D．常温下pH＝7的CH3COOH和NaOH混合溶液中，c(Na＋)>c(CH3COO－) ‎ 解析：选A　该混合溶液中c(H＋)＝ mol·L－1，可得c2(H＋)＝KW＝c(H＋)·c(OH－)，c(H＋)＝c(OH－)，则溶液呈中性，A正确；由水电离出的c(H＋)＝10－12mol·L－1的溶液中，存在大量H＋或OH－，HCO在溶液中一定不能大量共存，B错误；析出沉淀时，AgCl溶液中c(Ag＋)＝＝ mol·L－1＝1.56×10－8mol·L－1，Ag2CrO4溶液中c(Ag＋)＝ ＝ mol·L－1＝3×10－5 mol·L－1，所需c(Ag＋)越小，则先生成沉淀，两种阴离子产生沉淀的先后顺序为Cl－、CrO，即Cl－先产生沉淀，C错误；D.常温下pH＝7的CH3COOH和NaOH混合溶液中，c(H＋)＝c(OH－)，根据电荷守恒可知：c(Na＋)＝c(CH3COO－)，D错误。‎ ‎2．一定温度下，在密闭容器中X、Y、Z、W四种气体的初始浓度和平衡浓度如表所示，下列说法不正确的是(　　)‎ 物质 X Y Z W 初始浓度(mol·L－1)‎ ‎0.5‎ ‎0.5‎ ‎0‎ ‎0‎ 平衡浓度(mol·L－1)‎ ‎0.1‎ ‎0.1‎ ‎0.4‎ ‎0.4‎ A．反应达到平衡时，X的体积分数为10%‎ B．该温度下反应的平衡常数K＝16‎ C．保持温度不变增大压强，反应速率加快，平衡向正反应方向移动 D．若X、Y的初始浓度均为0.8 mol·L－1，则相同条件下达到平衡，W的浓度为0.64 mol·L－1‎ 解析：选C　根据表中所给数据，可得反应的化学方程式为X(g)＋Y(g)Z(g)＋W(g)，反应达到平衡时，X的体积分数为×100%＝10%，A正确；K＝＝16，B正确；这是一个反应前后气体分子数不变的反应，增大压强，正、逆反应速率都增大，但平衡不移动，C错误；设达平衡时W的浓度为c mol·L－1(0＜c＜0.8)，则16＝，解得c＝0.64，D正确。‎ ‎3.一定条件下存在反应：C(s)＋H2O(g)CO(g)＋H2(g)　ΔH＞0。向甲、乙、丙三个恒容容器中加入一定量C(s)和H2O(g)，各容器中温度、反应物的起始量如表所示，反应过程中CO的物质的量浓度随时间变化如图所示。‎ 容器 甲 乙 丙 容积 ‎0.5 L ‎0.5 L V 温度 T‎1 ℃‎ T‎2 ℃‎ T‎1 ℃‎ 起始量 ‎2 mol C ‎1 mol H2O ‎1 mol CO ‎1 mol H2‎ ‎4 mol C ‎2 mol H2O 下列说法正确的是(　　)‎ A．甲容器中，反应在前15 min的平均速率v(H2)＝0.2 mol·L－1·min－1‎ B．丙容器的体积V＜‎‎0.5 L C．当温度为T‎1 ℃‎时，反应的平衡常数K＝2.25‎ D．乙容器中，若平衡时n(H2O)＝0.4 mol，则T1＜T2‎ 解析：选B　根据图中甲容器中CO的平衡浓度可知，在前15 min的平均速率：v(H2)＝v (CO)＝＝0.1 mol·L－1·min－1，A错误；当丙容器的体积V＝‎0.5 L时，CO的平衡浓度应小于3.0 mol·L－1，只有体积缩小才能使CO的平衡浓度达到3.0 mol·L－1，B正确；根据甲容器的平衡浓度计算平衡常数K＝＝4.5，C错误；由于碳是固体物质，不影响平衡，则甲、乙两容器在同温下能达到等同平衡，由图像可知，甲容器中达到平衡后，n(CO)＝0.75 mol，则n(H2O)＝0.25 mol，而实际上乙容器中n(H2O)＝0.4 mol，又正反应吸热，说明乙容器的温度低，即T1＞T2，D错误。‎ ‎4．(2017·盐城模拟)下列说法符合事实的是(　　)‎ A．物质的量浓度相同的NH4HSO4溶液和CH3COONH4溶液中，硫酸氢铵中的铵根离子物质的量浓度较小 B．在10 mL 0.1 mol·L－1的AgNO3溶液中加入6 mL等浓度的NaCl溶液，有白色沉淀产生，再加入6 mL等浓度的Na2S溶液，溶液中又有黑色沉淀生成，说明Ksp(Ag2S)”“<”或“＝”)，平衡常数K2________(填“增大”“减小”或“不变”)。若要使K2减小，可采取的措施是________________________________________________________________________。‎ ‎(3)实验室可用NaOH溶液吸收NO2，反应为2NO2＋2NaOH===NaNO3＋NaNO2＋H2O。含0.2 mol NaOH的水溶液与0.2 mol NO2恰好完全反应得‎1 L溶液A，溶液B为0.1 mol·L－1的CH3COONa溶液，则两溶液中c(NO)、c(NO)和c(CH3COO－)由大到小的顺序为________________________。(已知HNO2的电离常数Ka＝7.1×10－4mol·L－1，CH3COOH的电离常数Ka＝1.7×10－5 mol·L－1)　‎ 可使溶液A和溶液B的pH相等的方法是________。‎ a．向溶液A中加适量水 b．向溶液A中加适量NaOH ‎ c．向溶液B中加适量水 d．向溶液B中加适量NaOH 解析：(1)将题干中已知的两个方程式作如下处理：(Ⅰ)×2－(Ⅱ)可得4NO2(g)＋2NaCl(s)2NaNO3(s)＋2NO(g)＋Cl2(g)，其平衡常数K＝。‎ ‎(2)用“三段式”法求解。‎ ‎　　　　　　2NO(g)　＋　Cl2(g)　2ClNO(g)‎ 起始(mol·L－1)　0.1　　　　0.05　　　　　0‎ 转化(mol·L－1)　0.1α1　　　0.05α1　　　　0.1α1‎ 平衡(mol·L－1)　0.1－0.1α1 0.05－0.05α1　0.1α1‎ v(ClNO)＝＝7.5×10－3 mol·L－1·min－1，得α1＝75%，平衡时n(Cl2)＝(0.05－0.05α1)mol·L－1×‎2 L＝0.025 mol。该反应为气体分子数减小的反应，恒压条件下相对于恒容条件下只增大压强，平衡右移，NO的转化率增大，即α2>α1；化学平衡常数只与温度有关，温度不变，平衡常数K2不变；该反应为放热反应，升高温度可使平衡常数K2减小。(3)酸的电离常数越小，对应酸的酸性越弱，则该酸的酸根离子越易水解。溶液A为NaNO3和NaNO2的混合溶液，且其浓度均为0.1 mol·L－1，酸性：HNO2>CH3COOH，NO不水解，故浓度大小关系为c(NO)>c(NO)>c(CH3COO－)。溶液A中NO的水解程度小于溶液B中CH3COO－的水解程度，故溶液A的pH小于溶液B的pH，要使溶液A和溶液B的pH相等，选项b、c的方法均可满足要求。‎ 答案：(1) ‎(2)2.5×10－2　75%　＞　不变　升高温度 ‎(3)c(NO)＞c(NO)＞c(CH3COO－)　bc 学段三(化学基本理论)阶段回顾与综合验收 ‎ 一、基础回顾练——温故基础，避免知识遗忘 一、元素的位—构—性 ‎1．判断正误·辨析概念(正确的打“√”，错误的打“×”)。‎ ‎(1)核外电子排布相同的微粒，其化学性质一定相同(×)‎ ‎(2)短周期元素中，电子层数与最外层电子数相等的元素全部为非金属元素(×)‎ ‎(3)质子数等于电子数的微粒，不可能是一种分子和一种离子(√)‎ ‎(4)同周期元素，从左到右，原子半径逐渐减小，离子半径也逐渐减小(×)‎ ‎(5)原子及离子的核外电子层数等于该元素所在的周期序数(×)‎ ‎(6)最外层电子数等于或大于3(小于8)的元素一定是主族元素(√)‎ ‎(7)原子的最外层有1个或2个电子，则可能是ⅠA、ⅡA族元素，也可能是副族、Ⅷ族元素或0族元素氦(√)‎ ‎(8)最外层电子数比次外层电子数多的元素一定位于第二周期(√)‎ ‎(9)某元素阴离子最外层电子数与次外层相同，该元素位于第三周期；若为阳离子，则位于第四周期(√)‎ ‎(10)共价化合物溶于水，一定破坏共价键，离子化合物溶于水一定破坏离子键(×)‎ ‎(11)活泼金属元素与活泼非金属元素形成的化合物一定是离子化合物(×)‎ ‎(12)HClO的电子式为(×)‎ ‎2．简答专练·规范语言 ‎(1)碳酸的酸性强于次氯酸，能否说明C的非金属性强于Cl?‎ 提示：不能。因为氯的最高价氧化物对应的水化物是HClO4而不是HClO，应根据元素最高价氧化物对应水化物的酸性强弱比较其非金属性强弱。‎ ‎(2)若短周期元素的四种离子A2＋、B＋、C3－、D－具有相同的电子层结构，则元素A、B、C、D的原子半径由大到小的顺序为________。‎ 提示：由于四种离子具有相同的电子层结构，离子所对应的元素应位于相邻两个周期，根据阴阳离子所带的电荷数，得出元素在周期表中的位置关系：。则原子半径由大到小的顺序为B＞A＞C＞D。‎ ‎(3)X、Y、Z、W均为短周期元素，它们在元素周期表中的相对位置如图所示。若Z原子的最外层电子数是第一层电子数的3倍，则W与Z的最高价氧化物对应水化物的酸性W______Z(填“>”“<”或“＝”)。‎ 提示：Z原子的最外层电子数是第一层电子数的3倍，Z为S元素，根据图示元素的位置关系知，W为Cl元素，非金属性Cl＞S，故最高价氧化物对应水化物的酸性HClO4＞H2SO4。‎ 二、化学反应与能量 ‎1．判断正误·辨析概念(正确的打“√”，错误的打“×”)。‎ ‎(1)HCl和NaOH反应的中和热ΔH＝－57.3 kJ·mol－1，则H2SO4和Ca(OH)2反应的中和热ΔH＝2×(－57.3) kJ·mol－1(×)‎ ‎(2)CO(g)的燃烧热是283.0 kJ·mol－1，则反应2CO2(g)===2CO(g)＋O2(g)的反应热ΔH＝＋2×283.0 kJ·mol－1(√)‎ ‎(3)1 mol甲烷燃烧生成气态水和CO2所放出的热量是甲烷的燃烧热(×)‎ ‎(4)应用盖斯定律，可计算某些难以直接测量的反应的焓变(√)‎ ‎(5)同温同压下，H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)在光照和点燃条件下的ΔH不同(×)‎ ‎(6)某反应的ΔH＝＋100 kJ·mol－1，则正反应活化能不小于100 kJ·mol－1(√)‎ ‎(7)根据电流方向或电子流向可判断原电池正负极；外电路中，电流由正极流向负极，电子由负极流向正极(√)‎ ‎(8)根据两极发生反应的类型可判断原电池的正负极；负极上总是发生氧化反应，正极上总是发生还原反应(√)‎ ‎(9)电解池工作时，电解池中与电源正极相连的是阳极，阳极发生氧化反应；与电源负极相连的是阴极，阴极发生还原反应。通电时，电子的流向为负极―→阴极―→电解质―→‎ 阳极―→正极(×)‎ ‎2．热化学方程式书写 ‎(1)沼气是一种能源，它的主要成分是CH4，常温下，0.5 mol CH4完全燃烧生成CO2(g)和液态水时，放出445 kJ热量，则热化学方程式为CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l)　ΔH＝－890 kJ·mol－1。‎ ‎(2)已知H—H键能436 kJ·mol－1，H—N键能391 kJ·mol－1，NN键能945.6 kJ·mol－1，试写出N2和H2反应生成NH3的热化学方程式N2(g)＋3H2(g)===2NH3(g)　ΔH＝－92.4 kJ·mol－1。‎ ‎(3)已知N2(g)＋H2(g)===N(g)＋3H(g)‎ ΔH1＝＋a kJ·mol－1‎ N(g)＋3H(g)===NH3(g)　ΔH2＝－b kJ·mol－1‎ NH3(g)===NH3(l)　ΔH3＝－c kJ·mol－1‎ 写出N2(g)和H2(g)反应生成液氨的热化学方程式N2(g)＋3H2(g)===2NH3(l)　ΔH＝－2(b＋c－a)kJ·mol－1。‎ ‎3．电极反应式的书写 ‎(1)氢氧燃料电池 ‎①电解质为KOH(碱性电解质)‎ 负极：2H2－4e－＋4OH－===4H2O；‎ 正极：O2＋2H2O＋4e－===4OH－；‎ 总反应式：2H2＋O2===2H2O。‎ ‎②电解质为H2SO4(酸性电解质)；‎ 负极：2H2－4e－===4H＋；‎ 正极：O2＋4e－＋4H＋===2H2O；‎ 总反应式：2H2＋O2===2H2O。‎ ‎(2)用惰性电极电解下列溶液 ‎①NaCl溶液 阴极：2H＋＋2e－===H2↑；‎ 阳极：2Cl－－2e－===Cl2↑；‎ 总反应式：2NaCl＋2H2O电解,2NaOH＋H2↑＋Cl2↑。‎ ‎②CuSO4溶液 阴极：2Cu2＋＋4e－===2Cu；‎ 阳极：4OH－－4e－===2H2O＋O2↑；‎ 总反应式：2CuSO4＋2H2O电解,2Cu＋2H2SO4＋O2↑。‎ ‎(3)用惰性电极电解下列熔融态物质 ‎①MgCl2‎ 阳极：2Cl－－2e－===Cl2↑；‎ 阴极：Mg2＋＋2e－===Mg；‎ 总反应式：MgCl2(熔融)电解,Mg＋Cl2↑。‎ ‎②Al2O3‎ 阳极：6O2－－12e－===3O2↑；‎ 阴极：4Al3＋＋12e－===4Al；‎ 总反应式：2Al2O3(熔融)电解,4Al＋3O2↑。‎ 三、化学反应速率与化学平衡 ‎1．判断正误·辨析概念(正确的打“√”，错误的打“×”)。‎ ‎(1)温度越高，活化分子百分数越大(√)‎ ‎(2)固体和纯液体的浓度是固定的，增加固体或纯液体的用量，化学反应速率保持不变(√)‎ ‎(3)增大反应物的浓度，活化分子百分数增大(×)‎ ‎(4)其他条件不变，温度越高，反应速率越快(√)‎ ‎(5)正反应为吸热反应的可逆反应达到平衡时，升高温度，正反应速率增大，逆反应速率减小，平衡向正反应方向移动(×)‎ ‎(6)在一定条件下，平衡向正反应方向移动，正反应速率变大(×)‎ ‎(7)由温度或压强改变引起的平衡正向移动，反应物的转化率一定增大(√)‎ ‎(8)平衡向正反应方向移动，反应物的转化率都增大(×)‎ ‎(9)对于2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)反应，当密度保持不变，在恒温恒容或恒温恒压条件下，均不能作为达到化学平衡状态的标志(×)‎ ‎(10)对于C(s)＋CO2(g)2CO(g)反应，当密度保持不变，在恒温恒容或恒温恒压条件下，均能作为达到化学平衡状态的标志(√)‎ ‎(11)化学平衡常数只受温度的影响，与反应物或生成物的浓度变化无关；温度越高，化学平衡常数越大(×)‎ ‎(12)K＝，升高温度，K增大，则CO2(g)＋H2(g)CO(g)＋H2O(g)　ΔH＞0(×)‎ ‎2．问题专练·深度思考 ‎(1)压强改变，反应速率是否一定改变？‎ 提示：不一定。①对于固体和纯液体物质参加的反应，压强对其体积的影响很小，固体和纯液体的浓度可看作不变，压强对无气体参加的化学反应的速率无影响；②‎ 一定温度下，对于有气体物质参加的化学反应，若保持反应容器体积不变，充入与反应无关的气体，体系压强增大，但气体物质的浓度不变，化学反应速率不变。‎ ‎(2)对于反应A(g)2B(g)＋C(g)，当减小压强时，平衡向正反应方向移动，因此物质B的浓度增大，这种说法是否正确？为什么？‎ 提示：不正确。温度不变，减小压强时，平衡向正反应方向移动，在生成物B的物质的量增大的同时，反应混合物的总体积也增大，并且反应混合物体积增大的倍数大于B的物质的量增大的倍数，结果是物质B的浓度减小(不能看到平衡向正反应方向移动，就简单地得出生成物B的浓度增大的错误结论)。‎ ‎(3)在一密闭容器中，反应aA(g)bB(g)达到平衡后，保持温度不变，将容器体积增加一倍，当达到新平衡时，B的浓度是原来的60%，则物质A的转化率减小。这种说法是否正确？为什么？‎ 提示：不正确。容器容积增大一倍的那一刻B的浓度应为原来的50%，而新平衡建立后B的浓度却为原来的60%，即由于容器容积增大一倍使平衡向正反应方向移动了，故A的转化率增大(不能看到B的浓度变为原来的60%时就武断地认为平衡向逆反应方向移动，A的转化率降低了。准确分析此类问题的关键是要看在容器容积增大一倍的那一刻与新平衡建立后，物质B浓度的相对大小，而不能简单比较原平衡与新平衡时物质B浓度的相对大小)。‎ 四、电解质溶液 ‎1．判断正误·辨析概念(正确的打“√”，错误的打“×”)。‎ ‎(1)1.0×10－3 mol·L－1盐酸的pH＝3.0,1.0×10－8 mol·L－1盐酸的pH＝8.0(×)‎ ‎(2)‎25 ℃‎时若1 mL pH＝1的盐酸与100 mL NaOH溶液混合后，溶液的pH＝7，则NaOH溶液的pH＝11(√)‎ ‎(3)pH＝2的醋酸加水稀释过程中，溶液中所有离子浓度都降低(×)‎ ‎(4)用pH试纸测定溶液的pH，不能用水浸湿，否则一定会产生误差(×)‎ ‎(5)pH＝5.6的CH3COOH与CH3COONa混合溶液中，c(Na＋)＞c(CH3COO－)(×)‎ ‎(6)将Ca(OH)2的饱和溶液加热，pH和KW均增大(×)‎ ‎(7)将AlCl3溶液和Na2SO3溶液分别蒸干并灼烧，得到Al2O3和Na2SO3(×)‎ ‎(8)在NaHSO4溶液中，c(H＋)＝c(OH－)＋c(SO)(√)‎ ‎(9)常温下，等体积的盐酸和CH3COOH的pH相同，由水电离出的c(H＋)相同(√)‎ ‎(10)CH3COONa和CH3COOH以任意比例混合，都有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)(√)‎ ‎(11)NH4HSO4溶液中各离子浓度的大小关系是c(H＋)＞c(SO)＞c(NH)＞c(OH－)(√)‎ ‎(12)pH相同的CH3COONa溶液、Na2CO3溶液、NaOH溶液，其浓度：c(CH3‎ COONa)＞c(Na2CO3)＞c(NaOH)(√)‎ ‎2．简答专练·规范语言 ‎(1)为了除去CuSO4溶液中的FeSO4，其操作是滴加H2O2溶液，稍加热；当Fe2＋完全转化后，慢慢加入Cu2(OH)2CO3粉末，搅拌，以控制pH＝3.5；加热煮沸一段时间，过滤，用稀硫酸酸化滤液至pH＝1。控制溶液pH＝3.5的原因是使Fe3＋全部转化为Fe(OH)3沉淀，而Cu2＋不会转化为Cu(OH)2沉淀。‎ ‎(2)常温下，0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液的pH大于8，则溶液中c(H2CO3)>c(CO)(填“＞”“＝”或“＜”)，原因是HCO＋H2OCO＋H3O＋(或HCOCO＋H＋)，HCO＋H2OH2CO3＋OH－，HCO的水解程度大于电离程度(用离子方程式和必要的文字说明)。‎ ‎(3)铈(Ce)是地壳中含量最高的稀土元素，在加热条件下CeCl3易发生水解，无水CeCl3可用加热CeCl3·6H2O和NH4Cl固体混合物的方法来制备。其中NH4Cl的作用是分解出HCl气体，抑制CeCl3水解。‎ ‎(4)利用浓氨水分解制备NH3，应加入NaOH固体，试用化学平衡原理分析NaOH的作用。‎ 提示：NaOH溶于氨水后放热；增大c(OH－)，使平衡NH3＋H2ONH3·H2ONH＋OH－向逆方向移动，加快氨气逸出。‎ ‎(5)某工艺流程通过将AgCl沉淀溶于NH3的水溶液，从含金、银、铜的金属废料中来提取银。已知在溶解后的溶液中测出含有[Ag(NH3)2]＋，试从沉淀溶解平衡移动的角度解释AgCl沉淀溶解的原因AgCl固体在溶液中存在沉淀溶解平衡AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)，由于Ag＋和NH3·H2O结合成[Ag(NH3)2]＋使c(Ag＋)降低，导致AgCl的沉淀溶解平衡向溶解的方向移动。‎ 二、真题集中练——练明考点，把脉命题规律 ‎[考情分析]‎ 化学基本理论是中学化学中的核心知识之一，在历年高考中都是设题考查的重点和热点，是高考试题的核心组成之一。‎ ‎(1)物质结构理论常以重大或者是最新的科技成果为背景，考查原子结构，同位素以及元素的金属性、非金属性强弱，微粒半径大小，结合元素化合物考查“位—构—性”之间的关系，全国卷多以选择题形式出现，再现率极高。‎ ‎(2)化学反应与能量从命题思路上看，选择题常以生产、生活和能源问题等社会热点为背景，考查热化学方程式的书写、判断、盖斯定律的应用等，以新型电源和科学实验、物质制备为背景考查电极判断、电极反应式的书写、电解原理的应用和简单计算等，试题灵活、角度新颖，常考常新，每年必考。‎ ‎(3)化学反应速率、化学平衡知识在高考中常以工农业生产、生活常识、科学实验为载体，以化学反应速率和化学平衡为知识主干，以数据处理、图像分析、解释现象等为考查方式，考查化学反应速率、化学平衡常数的表达式及相关计算、影响因素等。主要考查考生分析问题和解决问题的能力。‎ ‎(4)水溶液中的离子平衡是高考必考点，从命题思路上看，弱电解质的电离和溶液的酸碱性主要以选择题形式考查考生对相关原理的理解程度，也在综合题中考查对电离方程式的书写，pH计算方法的掌握情况；盐类水解和难溶电解质的溶解平衡则主要以选择题或非选择题形式考查考生对溶液中离子浓度大小比较和各种守恒关系，有关Ksp的计算和沉淀的转化与生成，在综合试题中将相关知识整合在一起进行综合考查。‎ 考点一　物质结构　元素周期律 ‎1．(2015·全国卷Ⅰ)W、X、Y、Z均为短周期主族元素，原子序数依次增加，且原子核外L电子层的电子数分别为0、5、8、8，它们的最外层电子数之和为18。下列说法正确的是(　　)‎ A．单质的沸点：W>X B．阴离子的还原性：W>Z C．氧化物的水化物的酸性：YH2，A不正确。B.Cl元素的非金属性强于H元素，元素得电子能力越强，其对应阴离子越不容易失去电子，故对应阴离子的还原性：Cl－弱于H－，B正确。C.P元素的非金属性弱于Cl元素的非金属性，元素非金属性越弱，其最高价氧化物对应水化物的酸性越弱，故酸性：H3PO4S>Na，A项错误；单质沸点：Na>S>F2，B项错误；离子半径：S2－>F－>Na＋，C项错误；原子序数：S>Na>F，D项正确。‎ 考点二　化学反应与能量 ‎3.(2014·全国卷Ⅱ)2013年3月我国科学家报道了如图所示的水溶液锂离子电池体系。下列叙述错误的是(　　)‎ A．a为电池的正极 B．电池充电反应为LiMn2O4===Li1－xMn2O4＋xLi C．放电时，a极锂的化合价发生变化 D．放电时，溶液中Li＋从b向a迁移 解析：选C　图示所给出的是原电池装置。A.由图示分析，金属锂易失电子，由原电池原理可知，含有锂的一端为原电池的负极，即b为负极，a为正极，故正确。B.电池充电时为电解池，反应式为原电池反应的逆反应，故正确。C.放电时，a极为原电池的正极，发生还原反应的是Mn元素，锂元素的化合价没有变化，故不正确。D.放电时为原电池，锂离子为阳离子，应向正极(a极)迁移，故正确。‎ ‎4．(2013·全国卷Ⅰ)银质器皿日久表面会逐渐变黑，这是生成了Ag2S的缘故。根据电化学原理可进行如下处理：在铝质容器中加入食盐溶液，再将变黑的银器浸入该溶液中，一段时间后发现黑色会褪去。下列说法正确的是(　　)‎ A．处理过程中银器一直保持恒重 B．银器为正极，Ag2S被还原生成单质银 C．该过程中总反应为2Al＋3Ag2S===6Ag＋Al2S3‎ D．黑色褪去的原因是黑色Ag2S转化为白色AgCl 解析：选B　根据信息可知在银器处理过程中运用了原电池原理，铝质容器作负极，电极反应为2Al－6e－===2Al3＋；银器作正极，电极反应为3Ag2S＋6e－===6Ag＋3S2－；继而Al3＋和S2－发生互相促进的水解反应：2Al3＋＋3S2－＋6H2O===2Al(OH)3↓＋3H2S↑，故原电池的总反应为3Ag2S＋2Al＋6H2O===6Ag＋2Al(OH)3＋3H2S↑，故C错误。黑色褪去的原因是Ag2S被还原为Ag，此过程中银器质量逐渐减小，故A、D错误，B正确。‎ ‎5.(2013·全国卷Ⅱ)“ZEBRA”蓄电池的结构如图所示，电极材料多孔Ni/NiCl2和金属钠之间由钠离子导体制作的陶瓷管相隔。下列关于该电池的叙述错误的是(　　)‎ A．电池反应中有NaCl生成 B．电池的总反应是金属钠还原三价铝离子 C．正极反应为NiCl2＋2e－===Ni＋2Cl－‎ D．钠离子通过钠离子导体在两电极间移动 解析：选B　该电池总反应为2Na＋NiCl2===2NaCl＋Ni，因此有NaCl生成，A项正确；电池总反应为Na还原Ni2＋，B项错误；正极为NiCl2发生还原反应：NiCl2＋2e－===Ni＋2Cl－，C项正确；钠离子通过钠离子导体由负极移向正极，D项正确。‎ ‎6．(2016·全国丙卷)锌空气燃料电池可用作电动车动力电源，电池的电解质溶液为KOH溶液，反应为2Zn＋O2＋4OH－＋2H2O===2Zn(OH)。下列说法正确的是(　　)‎ A．充电时，电解质溶液中K＋向阳极移动 B．充电时，电解质溶液中c(OH－)逐渐减小 C．放电时，负极反应为Zn＋4OH－－2e－===Zn(OH) D．放电时，电路中通过2 mol电子，消耗氧气‎22.4 L(标准状况)‎ 解析：选C　A项，充电时装置为电解池，溶液中的阳离子向阴极移动。B项，充电时的总反应为放电时的逆反应：2Zn(OH)===2Zn＋O2＋4OH－＋2H2O，c(OH－)逐渐增大。C项，放电时负极失电子发生氧化反应，由放电时的总反应可知，负极反应式为Zn＋4OH－－2e－===Zn(OH)。D项，由放电时的总反应可知，电路中通过2 mol电子时，消耗0.5 mol O2，其体积为‎11.2 L(标准状况)。‎ ‎7．(2015·全国卷Ⅱ)酸性锌锰干电池是一种一次性电池，外壳为金属锌，中间是碳棒，其周围是由碳粉、MnO2、ZnCl2和NH4Cl等组成的糊状填充物。该电池放电过程产生MnOOH。回收处理该废电池可得到多种化工原料。有关数据如下表所示：‎ 溶解度/(g/‎100 g水)‎ 温度/ ℃‎ 化合物 ‎0‎ ‎20‎ ‎40‎ ‎60‎ ‎80‎ ‎100‎ NH4Cl ‎29.3‎ ‎37.2‎ ‎45.8‎ ‎55.3‎ ‎65.6‎ ‎77.3‎ ZnCl2‎ ‎343‎ ‎395‎ ‎452‎ ‎488‎ ‎541‎ ‎614‎ 化合物 Zn(OH)2‎ Fe(OH)2‎ Fe(OH)3‎ Ksp近似值 ‎10－17‎ ‎10－17‎ ‎10－39‎ 回答下列问题：‎ ‎(1)该电池的正极反应式为______________________，电池反应的离子方程式为________________________________________________________________________。‎ ‎(2)维持电流强度为‎0.5 A，电池工作5分钟，理论上消耗锌________g。(已知F＝96 ‎500 C·mol－1)‎ ‎(3)废电池糊状填充物加水处理后，过滤，滤液中主要有ZnCl2和NH4‎ Cl，二者可通过________分离回收；滤渣的主要成分是MnO2、________和________，欲从中得到较纯的MnO2，最简便的方法为________，其原理是________________________________________________________________________‎ ‎　。‎ ‎(4)用废电池的锌皮制备ZnSO4·7H2O的过程中，需除去锌皮中的少量杂质铁，其方法是加稀H2SO4和H2O2溶解，铁变为______________，加碱调节至pH为________时，铁刚好沉淀完全(离子浓度小于1×10－5mol·L－1时，即可认为该离子沉淀完全)；继续加碱至pH为________时，锌开始沉淀(假定Zn2＋浓度为0.1 mol·L－1)。若上述过程不加H2O2后果是______________________，原因是________________________________________________________________________。‎ 解析：(1)酸性锌锰干电池中正极上发生还原反应，该电池放电过程中产生MnOOH，则正极反应式为MnO2＋H＋＋e－===MnOOH。金属锌作负极，发生氧化反应生成Zn2＋，则负极反应式为Zn－2e－===Zn2＋，结合得失电子守恒可得电池反应式为2MnO2＋2H＋＋Zn===2MnOOH＋Zn2＋。‎ ‎(2)电流强度为I＝‎0.5 A，时间为t＝5 min＝300 s，则通过电极的电量为Q＝It＝‎0.5 A×300 s＝‎150 C，又知F＝96 ‎500 C·mol－1，故通过电子的物质的量为 ≈0.001 6 mol，则理论上消耗Zn的质量为‎65 g·mol－1×0.001 6 mol×≈‎0.05 g。‎ ‎(3)由NH4Cl、ZnCl2的溶解度与温度的关系可知，相同温度下，ZnCl2的溶解度远远大于NH4Cl，因此从滤液中分离NH4Cl和ZnCl2，可采用加热浓缩、冷却结晶的方法。废电池的糊状填充物由碳粉、MnO2、ZnCl2和NH4Cl等组成，加水处理后，过滤，滤渣中含有碳粉、MnO2及MnOOH等，欲从中得到较纯的MnO2，可采用在空气中加强热的方法，碳粉与O2反应生成CO2，MnOOH氧化为MnO2。‎ ‎(4)Fe与稀H2SO4反应生成FeSO4，再被H2O2氧化转化为Fe2(SO4)3。Fe(OH)3的Ksp＝c(Fe3＋)·c3(OH－)，则有c(OH－)＝ ≈10－11.3mol·L－1，则溶液的pH＝2.7。Zn(OH)2的Ksp＝c(Zn2＋)·c2(OH－)，则有c(OH－)＝ ＝10－8mol·L－1，则溶液的pH＝6。Fe(OH)2和Zn(OH)2的Ksp相近，不加入H2O2将Fe2＋转化为Fe3＋，很难将Zn2＋和Fe2＋分开。‎ 答案：(1)MnO2＋H＋＋e－===MnOOH　2MnO2＋Zn＋2H＋===2MnOOH＋Zn2＋‎ ‎[注：式中Zn2＋可写为Zn(NH3)，Zn(NH3)2Cl2等，H＋可写为NH]‎ ‎(2)0.05‎ ‎(3)加热浓缩、冷却结晶　碳粉　MnOOH　在空气中加热　碳粉转变为CO2‎ ‎，MnOOH氧化为MnO2‎ ‎(4)Fe3＋　2.7　6　Zn2＋和Fe2＋分离不开　Fe(OH)2和Zn(OH)2的Ksp相近 考点三　化学反应速率　化学平衡 ‎8．(2014·全国卷Ⅰ)已知分解1 mol H2O2放出热量98 kJ，在含少量I－的溶液中，H2O2分解的机理为：‎ H2O2＋I－―→H2O＋IO－　　　慢 H2O2＋IO－―→H2O＋O2＋I－ 快 下列有关该反应的说法正确的是(　　)‎ A．反应速率与I－浓度有关 B．IO－也是该反应的催化剂 C．反应活化能等于98 kJ·mol－1‎ D．v(H2O2)＝v(H2O)＝v(O2)‎ 解析：选A　H2O2的分解反应主要是由第一个反应决定的，I－浓度越大，反应速率越快，A项正确；根据总反应可确定该反应的催化剂为I－，而IO－为中间产物，B项错误；根据所给信息无法确定反应活化能，C项错误；反应速率关系为v(H2O2)＝v(H2O)＝2v(O2)，D项错误。‎ ‎9．(2014·全国卷Ⅰ)乙醇是重要的有机化工原料，可由乙烯气相直接水合法或间接水合法生产。回答下列问题：‎ ‎(1)间接水合法是指先将乙烯与浓硫酸反应生成硫酸氢乙酯(C2H5OSO3H)，再水解生成乙醇。写出相应反应的化学方程式_________________________________________________。‎ ‎(2)已知：甲醇脱水反应 ‎2CH3OH(g)===CH3OCH3(g)＋H2O(g)‎ ΔH1＝－23.9 kJ·mol－1‎ 甲醇制烯烃反应 ‎2CH3OH(g)===C2H4(g)＋2H2O(g)‎ ΔH2＝－29.1 kJ·mol－1‎ 乙醇异构化反应 C2H5OH(g)===CH3OCH3(g)‎ ΔH3＝＋50.7 kJ·mol－1‎ 则乙烯气相直接水合反应C2H4(g)＋H2O(g)===C2H5OH(g)的ΔH＝________kJ·mol－1。与间接水合法相比，气相直接水合法的优点是________。‎ ‎(3)下图为气相直接水合法中乙烯的平衡转化率与温度、压强的关系(其中nH2O∶nC2H4＝1∶1)。‎ ‎①列式计算乙烯水合制乙醇反应在图中A点的平衡常数Kp＝________(用平衡分压代替平衡浓度计算，分压＝总压×物质的量分数)。‎ ‎②图中压强(p1、p2、p3、p4)的大小顺序为__________ ，理由是________________________________________________________________________。‎ ‎③气相直接水合法常用的工艺条件为：磷酸/硅藻土为催化剂，反应温度‎290 ℃‎、压强6.9 MPa，nH2O∶nC2H4＝0.6∶1，乙烯的转化率为5%，若要进一步提高乙烯转化率，除了可以适当改变反应温度和压强外，还可以采取的措施有____________、____________。‎ 解析：(1)由题给信息可写出：CH2===CH2＋H2SO4(浓)===C2H5OSO3H、C2H5OSO3H＋H2O===C2H5OH＋H2SO4。(2)将已知的三个热化学方程式依次编号为①、②、③，根据盖斯定律，用①－②－③即得所求的热化学方程式，由此可得到ΔH＝－45.5 kJ·mol－1。气相直接水合法生产乙醇时没有使用强腐蚀性、强酸性的浓硫酸，故与间接水合法相比，具有污染小、腐蚀性小等优点。(3)①A点时，乙烯的平衡转化率为20%，设开始时乙烯、水的物质的量均为n，平衡时总压为p(由图像知p＝7.85 MPa)，平衡时乙醇的物质的量为20%n，乙烯、水的物质的量均为80%n，混合气体的物质的量共为2n－20%n，则平衡时乙醇的分压为，乙烯、水的分压均为，Kp＝，代入有关数据后可求得Kp＝0.07 (MPa)－1。②该反应是一个气体分子数减小的反应，相同温度下，增大压强平衡向右移动，乙烯的转化率增大，对照题图可以得出p1p3>p2>p1　该反应为气体分子数减小的反应，相同温度下，压强升高，乙烯转化率提高 ‎③将产物乙醇液化移去　增加nH2O∶nC2H4‎ 考点四　电解质溶液 ‎10．(2014·全国卷Ⅰ)溴酸银(AgBrO3‎ ‎)溶解度随温度变化曲线如下图所示。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 解析：选A　从图像可看出随温度的升高，AgBrO3的溶解度逐渐升高，即AgBrO3的溶解是吸热过程，A项错误；温度升高，其溶解速度加快，B项正确；‎60 ℃‎时饱和溶液中AgBrO3的物质的量浓度约为 ≈2.5×10－2 mol·L－1，其Ksp＝c(Ag＋)·c(BrO)≈6×10－4，C项正确；由于AgBrO3的溶解度比较小，故KNO3中含有AgBrO3时，可采用重结晶的方法提纯，D项正确。‎ ‎11．(2014·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(HC2O)‎ D．pH相同的①CH3COONa　②NaHCO3　③NaClO三种溶液的c(Na＋)：①>②>③‎ 解析：选D　A．pH＝5的H2S溶液中H＋的浓度为1×10－5 mol·L－1，H＋来自于H2S的第一步电离、HS－的电离和水的电离，故H＋的浓度大于HS－的浓度，错误。B.弱碱不完全电离，弱碱稀释10倍时，pH减小不到一个单位，a碳酸的酸性>次氯酸的酸性，根据越弱越水解的原则，pH相同的三种钠盐，浓度的大小关系为醋酸钠>碳酸氢钠>次氯酸钠，则钠离子的浓度为①>②>③，故D正确。‎ 三、板块验收练——阶段评估，查验备考能力 ‎1．(2017·曲靖模拟)下列表达式错误的是(　　)‎ A．HCl电子式：HCl B．硫离子结构示意图：‎ C．10个中子的氧原子：O D．CO2结构式：‎ 解析：选A　HCl电子式应为，A错误。‎ ‎2．X、Y、Z三种短周期元素，原子半径的大小关系为r(Y)＞r(X)＞r(Z)，原子序数之和为16。X、Y、Z三种元素的常见单质在适当条件下可发生如图所示的变化，其中B和C均为10电子分子。下列说法不正确的是(　　)‎ A．X元素位于第ⅥA族 B．A不能溶于B中 C．A和C不可能发生氧化还原反应 D．B的沸点高于C的沸点 解析：选C　由B和C均为10电子分子可知，B、C分别可能是CH4、NH3、H2O等，则可断定Z一定是H元素，则X和Y的原子序数之和为15，不难得出是N和O，根据原子半径的大小关系为r(Y)＞r(X)确定Y为N，X为O，则A为NO，C为NH3，B为H2O。O元素位于第ⅥA族，A项正确；NO不能溶于H2O中，B项正确；NO和NH3可发生归中反应生成N2，即6NO＋4NH3催化剂,5N2＋6H2O，C项错误；H2O为液态，NH3为气态，故H2O的沸点高于NH3的沸点，D项正确。‎ ‎3.(2017·阜阳模拟)短周期元素R、T、Q、W在元素周期表中的相对位置如图所示，其中T所处的周期序数与族序数相等。下列判断不正确的是(　　)‎ A．最简单气态氢化物的热稳定性：R＞Q B．最高价氧化物对应水化物的酸性：Q＜W C．原子半径：T＞Q＞R D．简单离子半径：T＞R 解析：选D　由短周期元素R、T、Q、W的位置，可确定T、Q、W为第三周期的元素，R为第二周期元素，T所处的周期序数与族序数相等，T为Al元素，Q为Si元素，W为S元素，R为N元素。非金属性N＞Si，热稳定性NH3＞SiH4，A正确；Si和S元素最高价氧化物对应水化物的酸性H2SiO3＜H2SO4，B正确；同周期自左而右原子半径减小，同主族自上而下原子半径增大，故原子半径：T＞Q＞R，C正确；T为Al元素，R为N元素，二者离子具有相同的电子层结构，核电荷数越大，离子半径越小，则离子半径：T＜R，D错误。‎ ‎4．氢气、铝、铁都是重要的还原剂。已知下列反应的热化学方程式：‎ ‎2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g)　ΔH1‎ ‎3H2(g)＋Fe2O3(s)===2Fe(s)＋3H2O(g)　ΔH2‎ ‎2Fe(s)＋3/2O2(g)===Fe2O3(s)　ΔH3‎ ‎2Al(s)＋3/2O2(g)===Al2O3(s)　ΔH4‎ ‎2Al(s)＋Fe2O3(s)===Al2O3(s)＋2Fe(s)　ΔH5‎ 下列关于上述反应焓变的判断正确的是(　　)‎ A．ΔH1＜0，ΔH3＞0　　　 　B．ΔH5＜0，ΔH4＜ΔH3‎ C．ΔH1＝ΔH2＋ΔH3 D．ΔH3＝ΔH4＋ΔH5‎ 解析：选B　燃烧反应是放热反应，故ΔH1＜0，ΔH3＜0，A错；铝热反应是放热反应，故ΔH5＜0，ΔH5＝ΔH4－ΔH3＜0，即ΔH4＜ΔH3，B正确；ΔH1＝(ΔH2＋ΔH3)×2/3，C错；ΔH3＝ΔH4－ΔH5，D错。‎ ‎5．(2017·烟台模拟)高铁电池是一种新型可充电电池，与普通高能电池相比，该电池长时间保持稳定的放电电压。高铁电池的总反应为3Zn＋2K2FeO4＋8H2O3Zn(OH)2＋2Fe(OH)3＋4KOH，下列叙述不正确的是(　　)‎ A．放电时负极反应为Zn－2e－＋2OH－===Zn(OH)2‎ B．充电时阳极反应为Fe(OH)3－3e－＋5OH－===FeO＋4H2O C．放电时每转移3 mol电子，正极有1 mol K2FeO4被还原 D．放电时正极附近溶液的酸性增强 解析：选D　根据电池的总反应可知，高铁电池放电时锌被氧化作负极，电极反应式为Zn－2e－＋2OH－===Zn(OH)2，A正确；充电时阳极Fe(OH)3发生氧化反应，即为Fe(OH)3－3e－＋5OH－===FeO＋4H2O，B正确；放电时正极反应为FeO＋4H2O＋3e－===Fe(OH)3＋5OH－，每转移3 mol电子，正极有1 mol K2FeO4被还原，C正确；由正极反应知，反应后生成OH－，正极附近溶液碱性增强，D错误。‎ ‎6．(2017·南平模拟)为解决淀粉厂废水中BOD严重超标的问题，有人设计了电化学降解法。如图是利用一种微生物将废水中有机物[主要成分是(C6H10O5)n]的化学能转化为电能的装置，下列说法中正确的是(　　)‎ A．N极是负极 B．该装置工作时，H＋从右侧经阳离子交换膜移向左侧 C．负极的电极反应为(C6H10O5)n＋7nH2O－24ne－===6nCO2↑＋24nH＋‎ D．物质X是OH－‎ 解析：选C　由题意，该装置是化学能转化为电能的装置，为原电池，N极通O2，M极为有机物，N极为正极，M极为负极，A错误；装置中，H＋移动方向与电流方向一致，与电子移动方向相反，即从左侧移向右侧，B项错误；负极发生氧化反应，负极的电极反应为(C6H10O5)n＋7nH2O－24ne－===6nCO2↑＋24nH＋，C正确；N极为正极，正极通入O2，O2得电子结合H＋生成水，物质X为水，D错误。‎ ‎7．已知某化学反应的平衡常数表达式为K＝，在不同的温度下该反应的平衡常数值分别为：‎ t ℃‎ ‎700‎ ‎800‎ ‎830‎ ‎1 000‎ ‎1 200‎ K ‎1.67‎ ‎1.11‎ ‎1.00‎ ‎0.60‎ ‎0.38‎ 下列有关叙述不正确的是(　　)‎ A．该反应的化学方程式是CO(g)＋H2O(g)CO2(g)＋H2(g)‎ B．上述反应的正反应是放热反应 C．如果在一定体积的密闭容器中加入CO2和H2各1 mol，5 min后温度升高到‎830 ℃‎，此时测得C为0.4 mol时，该反应为平衡状态 D．某温度下，如果平衡浓度符合下列关系式：‎ ＝，判断此时的温度是1 ‎‎000 ℃‎ 解析：选C　由平衡常数表达式知，该反应的化学方程式是CO(g)＋H2O(g)CO2(g)＋H2(g)，A正确；根据表中数据随着温度的升高，平衡常数减小，说明升高温度平衡向逆反应方向移动，正反应是放热反应，B正确；此时CO和H2O(g)的物质的量都是0.4 mol，而CO2和H2的物质的量都是0.6 mol，则有＝＞1，因此反应没有达到平衡状态，C不正确；如果＝，则K＝＝＝0.6，即温度是1 ‎000 ℃‎，D正确。‎ ‎8．(2017·长春七校联考)下列有关电解质溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是(　　)‎ A．‎25 ℃‎时，pH＝7的NH4Cl与NH3·H2O混合溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝c(NH)＝c(Cl－)‎ B．‎25 ℃‎时，向10 mL pH＝12的NaOH溶液中滴加等体积pH＝2的CH3COOH溶液：c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(OH－)＞c(H＋)‎ C．0.1 mol·L－1的CH3COONa溶液与0.1 mol·L－1的CaCl2溶液等体积混合：c(Na＋)＋c(Ca2＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＋‎2c(Cl－)‎ D．浓度均为0.1 mol·L－1的①(NH4)2CO3、②(NH4)2SO4、③(NH4)2Fe(SO4)2溶液中，c(NH)的大小顺序为③>②>①‎ 解析：选D　A项溶液显中性，则c(NH)＝c(Cl－)>c(H＋)＝c(OH－)，错误；pH＝12的NaOH溶液和pH＝2的CH3COOH溶液等体积混合后，CH3COOH过量，溶液显酸性，B错误；C项溶液中的物料守恒式为c(Na＋)＋‎2c(Ca2＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＋c(Cl－)，错误；NH与CO相互促进水解，Fe2＋水解使溶液呈酸性，则Fe2＋对NH的水解起抑制作用，因此c(NH)的大小顺序为③>②>①，D正确。‎ ‎9．(2017·宜昌调研)下列说法中正确的是(　　)‎ A．常温下，某溶液中由水电离出的c(H＋)＝1.0×10－a mol·L－1，若a>7，则该溶液的pH＝14－a B．常温下，某稀CH3COOH溶液的pH＝3，将此溶液稀释100倍后溶液的pH＝a，则a>5‎ C．AgCl沉淀易转化成AgI沉淀且Ksp(AgX)＝c(Ag＋)·c(X－)，故Ksp(AgI)>Ksp(AgCl)‎ D．等浓度的醋酸钠与盐酸按体积比2∶1混合，则c(CH3COOH)－c(CH3COO－)＝2[c(OH－)－c(H＋)]‎ 解析：选D　若a>7，则该溶液抑制水的电离，若是酸溶液，则该溶液的pH＝14－a；若是碱溶液，则该溶液的pH＝a，A项错误。CH3COOH是弱酸，在水溶液中部分电离，稀释时促进CH3COOH的电离，故a<5，B项错误。相同类型的难溶电解质的Ksp越小，对应物质的溶解度越小，越难溶解，难溶物质易转化成更难溶的物质，故Ksp(AgI)

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