三维设计教师用书高考化学 水溶液中的离子平衡复习 新人教版

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水溶液中的离子平衡 第一节弱电解质的电离 ‎1．了解电解质的概念。了解强电解质和弱电解质的概念。‎ ‎2．了解电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液的导电性。‎ ‎3．了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。‎ 考点一 ‎[记牢主干知识]‎ ‎1．强、弱电解质 ‎(1)概念 ‎(2)电离方程式的书写 ‎①弱电解质 a．多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步，如H2CO3电离方程式：H2CO3H＋＋，HCOH＋＋。‎ b．多元弱碱电离方程式一步写成，如Fe(OH)3电离方程式：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。‎ ‎②酸式盐 a．强酸的酸式盐完全电离，如NaHSO4电离方程式：NaHSO4===Na＋＋H＋＋。‎ b．弱酸的酸式盐中酸式酸根不能完全电离，如NaHCO3电离方程式：NaHCO3===Na＋＋HCO，HCOH＋＋。‎ ‎2．弱电解质的电离平衡 ‎(1)电离平衡的建立 在一定条件下(如一定温度下)，当弱电解质电离的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。‎ ‎(2)电离平衡的特征 ‎ ‎ ‎(3)影响电离平衡的外界条件 ‎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。‎ ‎[练通基础小题]‎ 一、基础知识全面练 ‎1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。‎ ‎(1)HClO是弱酸，所以NaClO是弱电解质(×)‎ ‎(2)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(√)‎ ‎(3)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(×)‎ ‎(4)由0.1 mol·L－1氨水的pH为11，可知溶液中存在NH3·H2ONH＋OH－(√)‎ ‎(5)为确定某酸H‎2A是强酸还是弱酸，可测NaHA溶液的pH。若pH>7，则H‎2A是弱酸；若pH<7，则H‎2A是强酸(×)‎ ‎(6)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(×)‎ ‎2．稀释某一弱电解质溶液时，所有离子浓度都会减小吗？‎ 提示：不是所有离子浓度都会减小。对于弱酸或弱碱溶液，只要对其稀释，电离平衡均会发生右移，例如稀释弱酸HA溶液时，c(H＋)、c(A－)减小，但c(OH－)会增大。‎ ‎3．分别画出冰醋酸和0.1 mol·L－1醋酸溶液加水稀释时溶液导电能力的变化图。‎ 提示：‎ 二、常考题点分组练 题点(一)　电离平衡的特点 ‎1．下列说法正确的是(　　)‎ A．(2015·全国卷Ⅰ)‎2 L 0.5 mol·L－1的亚硫酸溶液中含有的H＋离子数为2NA B．(2013·江苏高考)CH3COOH溶液加水稀释后，溶液中的值减小 C．(2012·重庆高考)稀醋酸加水稀释，醋酸电离程度增大，溶液的pH减小 D．(2012·浙江高考)常温下，将pH＝3的醋酸溶液稀释到原体积的10倍后，溶液的pH＝4‎ 解析：选B　H2SO3为弱酸，不能完全电离，A错；加水稀释时，电离平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋向正向移动，溶液中n(CH3COOH)减小，而n(CH3COO－)增大，故的值减小，醋酸的电离程度增大，但c(H＋)减小，pH增大，B正确，C错误；因稀释过程中CH3COOH又电离出部分H＋，故稀释到原体积的10倍后，溶液的pH大于3，小于4，D错。‎ ‎2．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　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；CH3COOH是弱电解质，溶液中一定存在CH3COOH分子，B错；依据电离方程式，不管是否达到平衡，都有c(H＋)＞c(CH3COO－)，所以D错；氢离子浓度恒定不变时，电离达到平衡，所以C对。‎ 题点(二)　影响电离平衡的因素 ‎3．H2S水溶液中存在电离平衡H2SH＋＋HS－和HS－H＋＋S2－。若向H2S溶液中(　　)‎ A．加水，平衡向右移动，溶液中氢离子浓度增大 B．通入过量SO2气体，平衡向左移动，溶液pH增大 C．滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液pH减小 D．加入少量硫酸铜固体(忽略体积变化)，溶液中所有离子浓度都减小 解析：选C　向H2S溶液中加水，平衡向右移动，但溶液体积增大，溶液中H＋浓度减小，A错误。通入SO2，可发生反应：2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O，SO2过量时，SO2与水反应生成的H2SO3酸性比氢硫酸酸性强，因此溶液pH减小，B错误。滴加新制氯水，发生反应：H2S＋Cl2===2HCl＋S↓，H2S浓度减小，平衡向左移动，反应生成的盐酸为强酸，溶液酸性增强，pH减小，C正确。加入少量CuSO4，发生反应：CuSO4＋H2S===CuS↓＋H2SO4，溶液中S2－浓度减小，H＋浓度增大，D错误。‎ ‎4．将浓度为 0.1 mol·L－1 HF溶液加水不断稀释，下列各量始终保持增大的是(　　)‎ A．c(H＋)　　　　　　　　 B．Ka(HF)‎ C． D． 解析：选D　在0.1 mol·L－1 HF 溶液中存在如下电离平衡：HFH＋＋F－，加水稀释，平衡向右移动，但c(H＋)减小；选项B, 电离平衡常数与浓度无关，其数值在稀释过程中不变；选项C，加水后，平衡右移，n(F－)、n(H＋)都增大，但由于水电离产生的n(H＋)也增大，故C项比值减小；选项D，变形后得，稀释过程中c(F－)逐渐减小，故其比值始终保持增大。‎ ‎[探规寻律]‎ 平衡移动引起结果变化的判断方法 电离平衡属于动态平衡，当外界条件改变时，弱电解质的电离平衡会发生移动，平衡移动遵循勒夏特列原理。‎ 实例(稀溶液)‎ CH3COOHH＋＋CH3COO－　ΔH>0‎ 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 考点二 ‎[基础自主落实]‎ ‎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．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。‎ ‎3．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。‎ ‎4．影响因素 小题热身 ‎1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。‎ ‎(1)电离平衡右移，电离常数一定增大(×)‎ ‎(2)H2CO3的电离常数表达式：Ka＝(×)‎ ‎(3)电离常数可以表示弱电解质的相对强弱(√)‎ ‎(4)电离常数随着弱电解质的浓度增大而增大(×)‎ ‎(5)电离常数只与温度有关，与浓度无关(√)‎ ‎(6)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 K1＝4.31×10－7 ‎ K2＝5.61×10－11‎ 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________，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 ‎[考向合作探究]‎ 电离常数的影响因素及其应用 ‎1．下列关于电离常数的说法正确的是(　　)‎ A．电离常数随着弱电解质浓度的增大而增大 B．CH3COOH的电离常数表达式为Ka＝ C．电离常数只受温度影响，与浓度无关 D．向CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固体，电离常数减小 解析：选C　A．电离常数与弱电解质浓度无关，只与电解质本身的强弱和所处温度有关，错误。B.电离常数是弱电解质达到电离平衡时，电离产生的离子浓度的乘积与未电离的电解质分子的浓度之比。因此CH3COOH的电离常数表达式为Ka＝，错误。C.电离需要吸收能量，所以电离常数只受温度影响，与浓度无关，正确。D.向CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固体，电离平衡逆向移动，c(H＋)减小，c(CH3COO－)增大，但是电离常数不变，错误。‎ ‎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，所以酸性排序为HZ＞HY＞HX，可知A、C不正确。电离常数只与温度有关，与浓度无关，D不正确。‎ ‎3．(2016·佳木斯模拟)下列关于一定温度、一定浓度的氨水的说法正确的是(　　)‎ A．NH3·H2O的电离达到平衡的标志是溶液呈电中性 B．是个常数 C．氨水促进了水的电离 D．c(NH)＋c(H＋)＝c(NH3·H2O)＋c(OH－)‎ 解析：选B　溶液在任何情况下均呈电中性，A项错误；设NH3·H2O的电离常数为Kb，则 Kb＝，而KW＝c(H＋)·c(OH－)，两式相比得＝，因为Kb、KW为常数，故为常数，B项正确；NH ‎3·H2O电离出OH－，抑制了水的电离，C项错误；根据溶液中的电荷守恒可知c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－)，D项错误。‎ 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，考题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：0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加水稀释，＝＝，加水稀释时，c(H＋)减小，K值不变，则增大。‎ ‎　　 ‎ 有关电离常数的定量计算 ‎4．已知室温时，0.1 mol·L－1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，下列叙述错误的是(　　)‎ A．该溶液的pH＝4‎ B．升高温度，溶液的pH增大 C．此酸的电离常数约为1×10－7‎ D．由HA电离出的c(H＋)约为水电离出的c(H＋)的106倍 解析：选B　c(H＋)＝0.1%×0.1 mol·L－1＝10－4 mol·L－1，‎ pH＝4；因HA在水中有电离平衡，升高温度促进平衡向电离的方向移动，c(H＋)将增大，pH会减小；C选项可由电离常数表达式算出Ka＝＝1×10－7；c(H＋)＝10－4 mol·L－1，所以水电离出的c(H＋)＝10－10 mol·L－1，前者是后者的106倍。‎ ‎5．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 (难点拉分型——讲细练全) ‎1．相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较 比较项目 酸　　　　‎ c(H＋)‎ pH 中和碱的能力 与足量Zn反应产生H2的量 开始与金属反应的速率 一元强酸 大 小 相同 相同 大 一元弱酸 小 大 小 ‎2．相同pH、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较 比较项目 酸　　　　‎ c(H＋)‎ c(酸)‎ 中和碱的能力 与足量Zn反应产生H2的量 开始与金属反应的速率 一元强酸 相同 小 小 少 相同 一元弱酸 大 大 多 ‎[说明]　一元强碱与一元弱碱的比较规律与以上类似。‎ ‎3．一元强酸(碱)和一元弱酸(碱)稀释时的pH变化图像 图中，a、b为pH相等的NaOH溶液和氨水，c、d为pH相等的盐酸和醋酸。对于该图像，要深刻理解以下4点：‎ ‎(1)对于pH＝y的强酸溶液稀释时，体积每增大10n倍，pH就增大n个单位，即pH＝y＋n；对于pH＝y的弱酸溶液来说，体积每增大10n 倍，pH增大不足n个单位，即pHx－n；无论怎样稀释，碱溶液的pH不能等于或小于7，只能趋近于7。‎ ‎(3)加水稀释相同倍数后的pH大小：氨水>NaOH溶液，盐酸>醋酸。‎ ‎(4)稀释后的pH仍然相等，则加水量的多少：氨水>NaOH溶液，醋酸>盐酸。‎ 弱酸(碱)的判断 ‎1．(2016·德阳模拟)下列事实中一定不能证明CH3COOH是弱电解质的是(　　)‎ ‎①常温下某CH3COONa溶液的pH＝8‎ ‎②用CH3COOH溶液做导电实验，灯泡很暗 ‎③等pH等体积的盐酸、CH3COOH溶液和足量锌反应，CH3COOH放出的氢气较多 ‎④pH＝1的CH3COOH溶液和pH＝13的KOH溶液等体积混合，溶液呈酸性 ‎⑤CH3COONa和稀H3PO4反应，生成CH3COOH ‎⑥pH＝1的CH3COOH溶液稀释至100倍，pH<3‎ ‎⑦10 mL 0.1 mol·L－1CH3COOH恰好与10 mL 0.1mol·L－1 NaOH溶液完全反应 A．②⑦　　　　　　　　　 B．②⑤‎ C．①③⑤ D．②④⑤⑥‎ 解析：选A　①说明溶液水解呈碱性，应为强碱弱酸盐，可证明CH3COOH是弱电解质，正确；②只能说明溶液离子浓度较小，错误；③说明醋酸还可电离出氢离子，可证明CH3COOH是弱电解质，正确；④说明醋酸有剩余，即醋酸没有完全电离，可以证明CH3COOH是弱电解质，正确；⑤说明醋酸的酸性比磷酸弱，而磷酸为中强酸，则醋酸为弱酸，正确；⑥说明存在电离平衡，证明CH3COOH是弱电解质，正确；⑦只能说明一元酸碱恰好反应，不能说明醋酸是弱酸，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－21。‎ 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。‎ ‎　　　 ‎ 强弱电解质的比较及图像分析 ‎3．‎25 ℃‎时，有下列四种溶液：‎ ‎①‎ ‎②‎ ‎③‎ ‎④‎ ‎0.1 mol·L－1氨水 pH＝11氨水 ‎0.1 mol·L－1盐酸 pH＝3盐酸 下列说法中正确的是(　　)‎ A．①稀释到原来的100倍后，pH与②相同 B．等体积①③混合、等体积②④混合所得的溶液都呈酸性 C．①②中分别加入少量CH3COONa固体，的值都变小 D．③④稀释到原来的100倍后，稀释后④溶液中的pH大 解析：选D　A选项，稀释后c(NH3·H2O)＝0.001 mol·L－1，一水合氨是弱电解质，c(OH－)<0.001 mol·L－1，pH<11，错误；等体积②④混合，因为氨水的浓度远大于盐酸的浓度，所以溶液显碱性，B选项错误；C选项，CH3COONa水解显碱性，加入CH3COONa固体，使NH3·H2ONH＋OH－平衡左移，的值都增大，错误；稀释后③④溶液中pH分别为3、5，D选项正确。‎ ‎4．(2016·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，对应的盐的水解程度越小，故NaB的水解程度大，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，故溶液导电性较强，B项错误；HA酸性强于HB，则相同pH的溶液，c(HA)0.01 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。‎ 以“弱酸的电离平衡常数”为载体串联弱电解质的相关知识 高考载体(2013·上海高考T18)‎ ‎　　部分弱酸的电离常数如下表：‎ 弱酸 HCOOH HCN H2CO3‎ 电离常数(‎25 ℃‎)‎ K＝1.77×10－4‎ K＝4.9×10－10‎ K1＝4.3×10－7‎ K2＝5.6×10－11‎ ‎[知识串联设计]‎ ‎(1)依据表格中三种酸的电离常数，判断三种酸酸性强弱的顺序为_________________。‎ ‎(2)向NaCN溶液中通入CO2气体能否制得HCN？________。若能写出反应的化学方程式？__________________________________________________________________________。‎ ‎(3)同浓度的HCOO－、HCO、CO、CN－结合H＋的能力由强到弱的顺序是_______。‎ ‎(4)①升高0.1 mol·L－1 HCOOH溶液的温度，HCOOH的电离程度如何变化？________。‎ ‎②加水稀释，如何变化？__________________________________________‎ ‎_________________________________________________________________________。‎ ‎(5)pH＝4的HCOOH和NH4Cl溶液中，水的电离程度相同吗？_________________。‎ ‎(6)试用两种最常用的方法判断常温下HCOOH是一种弱酸？____________________‎ ‎_________________________________________________________________________。‎ 答案：(1)HCOOH＞H2CO3＞HCN ‎(2)能　NaCN＋H2O＋CO2===HCN＋NaHCO3‎ ‎(3)CO＞CN－＞HCO＞HCOO－‎ ‎(4)①升高温度，能促进HCOOH的电离 ‎②加水稀释，增大 ‎(5)不相同 ‎(6)方法Ⅰ：配制0.01 mol·L－1的HCOOH溶液，测其pH，若pH＞2，则证明HCOOH为弱酸；‎ 方法Ⅱ：配制少量HCOONa溶液，测其pH，若pH＞7，则证明HCOOH为弱酸。‎ ‎1．(2016·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直接关系，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也不同，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．(2016·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，所以OH－的物质的量增大，B错误；加水稀释，c(NH)、c(OH－)、c(NH3·H2O)都减小，但是Kb＝的值不变，C错误；加水稀释，使c(NH)减小，D正确。‎ ‎3．(2015·重庆高考)下列叙述正确的是(　　)‎ A．稀醋酸中加入少量醋酸钠能增大醋酸的电离程度 B．‎25 ℃‎时，等体积等浓度的硝酸与氨水混合后，溶液pH＝7‎ C．‎25 ℃‎时，0.1 mol·L－1的硫化氢溶液比等浓度的硫化钠溶液的导电能力弱 D．0.1 mol AgCl和0.1 mol AgI混合后加入‎1 L水中，所得溶液中c(Cl－)＝c(I－)‎ 解析：选C　醋酸是弱电解质，存在电离平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋，加入醋酸钠，使溶液中的c(CH3COO－)增大，电离平衡逆向移动，抑制醋酸的电离，故A不正确。‎25 ℃‎时，等体积等浓度的硝酸与氨水完全反应生成NH4NO3，NH发生水解，溶液呈酸性，pH<7，故B不正确。H2S是弱电解质，部分电离，而Na2S是强电解质，完全电离，在等浓度的两种溶液中，Na2S溶液中离子浓度较大，溶液的导电能力强，故C正确。0.1 mol AgCl和0.1 mol AgI混合后加入‎1 L水中，达到沉淀溶解平衡，因为AgCl的溶解度大于AgI，溶液中c(Cl－)>c(I－)，故D不正确。‎ ‎4．H2CO3和H2S在‎25 ℃‎时的电离常数如下：‎ 电离常数 Ki1‎ Ki2‎ H2CO3‎ ‎4.2×10－7‎ ‎5.6×10－11‎ H2S ‎5.7×10－8‎ ‎1.2×10－15‎ 则下列反应可能发生的是(　　)‎ A．NaHCO3＋NaHS===Na2CO3＋H2S B．H2S＋Na2CO3===NaHS＋NaHCO3‎ C．Na2S＋H2O＋CO2===H2S＋Na2CO3‎ D．H2S＋NaHCO3===NaHS＋H2CO3‎ 解析：选B　电离常数越大，酸性越强，所以酸性由强到弱的顺序是：H2CO3＞H2S＞HCO ＞HS－，只有B项可以发生。‎ ‎5．(2016·揭阳模拟)对常温下0.1 mol·L－1的醋酸溶液，以下说法正确的是(　　)‎ A．由水电离出来的c(H＋)＝1.0×10－13mol·L－1‎ B．c(CH3COOH)>c(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(OH－)，在溶液中还存在水的电离平衡：H2OH＋＋OH－。所以c(H＋)>c(CH3COO－)。由于醋酸电离程度很弱，主要以分子的形式存在。所以溶液中微粒关系是c(CH3COOH)>c(H＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)，正确；C.与同浓度的盐酸分别加水稀释10倍：由于醋酸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.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．(2016·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，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。‎ ‎7．(2016·郑州模拟)分析下表，下列选项中错误的是(　　)‎ 弱酸 CH3COOH HCN H2CO3‎ 电离常数(‎25 ℃‎)‎ ‎1.8×10－5‎ ‎4.9×10－10‎ Ka1＝4.3×10－7 ‎ Ka2＝5.6×10－11‎ A．CH3COO－、HCO、CN－在溶液中可以大量共存 B．向食醋中加入水可使CH3COOH的电离平衡向电离方向移动 C．相同物质的量浓度的Na2CO3和NaCN溶液，后者pH较大 D．pH＝a的上述3种酸溶液，加水后溶液的pH仍相同，则醋酸中加入水的体积最小 解析：选C　根据电离常数可知HCO和CH3COO－、HCO和CN－均不发生反应，A正确；向食醋中加入水，CH3COOH的电离平衡正向移动，B正确；由于电离常数HCN>HCO，根据“越弱越易水解”可知C错；pH相同的CH3COOH、HCN、H2CO3 3种酸溶液，加入相同体积的水，CH3COOH溶液pH变化最大，则pH变化相同的情况下，CH3COOH溶液中加入水的体积最小，D正确。‎ ‎8．(2016·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(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；在整个滴加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．室温下，甲、乙两烧杯均盛有5 mL pH＝3的某一元酸溶液，向乙烧杯中加水稀释至pH＝4。关于甲、乙两烧杯中溶液的描述正确的是(　　)‎ ‎①溶液的体积：10V甲≤V乙 ‎②水电离出的OH－浓度：‎10c(OH－)甲≤c(OH－)乙 ‎③若分别用等浓度的NaOH溶液完全中和，所得溶液的pH：甲≤乙 ‎④若分别与5 mL pH＝11的NaOH溶液反应，所得溶液的pH：甲≤乙 A．①②　　　　　　　　　 B．②③‎ C．③④ D．①④‎ 解析：选D　若该一元酸是强酸，则10V甲＝V乙，若该一元酸是弱酸，稀释时会继续电离，加水稀释至pH＝4时需要多加水，即10V甲＜V乙，①正确；室温下，甲溶液中水电离出的OH－浓度为10－11mol·L－1，乙溶液中水电离出的OH－浓度为10－10 mol·L－1，即‎10c(OH－)甲＝c(OH－)乙，②错误；两溶液中酸的物质的量相等，分别用等浓度的NaOH溶液完全中和，若是强酸，所得溶液显中性，pH：甲＝乙，若是弱酸，则生成强碱弱酸盐，乙中溶液浓度较小，c(OH－)小，pH小，③错误；若分别与5 mL pH＝11的NaOH溶液反应，若是强酸，所得溶液显中性，pH：甲＝乙，若是弱酸则酸过量，溶液显酸性，乙中浓度小酸性较弱，pH较大，④正确。‎ ‎10．(2015·全国卷Ⅰ)浓度均为0.10 mol·L－1、体积均为V0的MOH和ROH溶液，分别加水稀释至体积V，pH随lg的变化如图所示。下列叙述错误的是(　　)‎ A．MOH的碱性强于ROH的碱性 B．ROH的电离程度：b点大于a点 C．若两溶液无限稀释，则它们的c(OH－)相等 D．当lg＝2时，若两溶液同时升高温度，则增大 解析：选D　由图像分析浓度为0.10 mol·L－1的MOH溶液，在稀释前pH为13，说明MOH完全电离，则MOH为强碱，而ROH的pH<13，说明ROH没有完全电离，ROH为弱碱。A.MOH的碱性强于ROH的碱性，A正确。B.曲线的横坐标lg越大，表示加水稀释体积越大，由曲线可以看出b点的稀释程度大于a点，弱碱ROH存在电离平衡：ROHR＋＋OH－，溶液越稀，弱电解质电离程度越大，故ROH的电离程度：b点大于a点，B正确。C.若两溶液无限稀释，则溶液的pH接近于7，故两溶液的c(OH－)相等，C正确。D.当lg＝2时，溶液V＝100V0，溶液稀释100倍，由于MOH发生完全电离，升高温度，c(M＋)不变；ROH存在电离平衡：ROHR＋＋OH－，升高温度促进电离平衡向电离方向移动，c(R＋)增大，故减小，D错误。‎ ‎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，所以升温，NH3·H2O的电离平衡向右移动。(3)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，故减小；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．(2016·武汉模拟)水是极弱的电解质，改变温度或加入某些电解质会影响水的电离。请回答下列问题：‎ ‎(1)纯水在‎100 ℃‎时，pH＝6，该温度下0.1 mol·L－1的NaOH溶液的pH＝________。‎ ‎(2)‎25 ℃‎时，向水中加入少量碳酸钠固体，得到pH为11的溶液，其水解的离子方程式为____________________________，由水电离出的c(OH－)＝________mol·L－1。‎ ‎(3)体积均为100 mL、pH均为2的盐酸与一元酸HX，加水稀释过程中pH与溶液体积的关系如图所示，则HX是______(填“强酸”或“弱酸”)，理由是___________________________________‎ ‎_____________________________________________________。‎ ‎(4)电离常数是衡量弱电解质电离程度强弱的物理量。已知：‎ 化学式 电离常数(‎25 ℃‎)‎ HCN K＝4.9×10－10‎ CH3COOH K＝1.8×10－5‎ H2CO3‎ K1＝4.3×10－7，K2＝5.6×10－11‎ ‎①‎25 ℃‎时，等浓度的NaCN溶液、Na2CO3溶液和CH3COONa溶液，溶液的pH由大到小的顺序为__________________________(填化学式)。‎ ‎②‎25 ℃‎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。‎ 解析：(1)根据题意可知，c(OH－)＝0.1 mol·L－1，该温度下，KW＝c(H＋)·c(OH－)＝10－12，则c(H＋)＝10－11mol·L－1，pH＝11。‎ ‎(2)碳酸根离子水解的离子方程式为CO＋H2OHCO＋OH－，pH＝11说明c(H＋)＝10－11mol·L－1，c(OH－)＝mol·L－1＝10－3mol·L－1，溶液中的OH－全部是由水电离产生的。‎ ‎(4)①酸的酸性越弱，其对应的盐的水解程度越大，碱性越强，pH越大，由表知酸性：CH3COOH>HCN>HCO，则pH：Na2CO3>NaCN>CH3COONa。②醋酸的电离常数为：Ka(CH3COOH)＝＝＝1.8×10－5，c(CH3COOH)≈0.5 mol·L－1，则c(H＋)≈3×10－3mol·L－1，由水电离出的氢离子浓度约为mol·L－1，故由醋酸电离出的c(H＋)约是由水电离出的c(H＋)的＝9×108倍。‎ 答案：(1)11　(2)CO＋H2OHCO＋OH－　10－3‎ ‎(3)弱酸　稀释相同倍数，一元酸HX的pH变化量比HCl的小，说明HX存在电离平衡，故HX为弱酸 ‎(4)①Na2CO3>NaCN>CH3COONa　②9×108‎ ‎13．(2016·潍坊模拟)某小组以醋酸为例探究弱酸的性质。‎ ‎(1)实验一：探究酸的强弱对酸与镁条反应速率的影响。‎ ‎①设计实验方案如下表，表中c＝________mol·L－1。‎ 编号 酸的种类 酸的浓度/(mol·L－1)‎ 酸的体积/mL 镁条质量/g ‎1‎ 醋酸 ‎1.0‎ ‎10‎ ‎2.0‎ ‎2‎ 盐酸 c ‎10‎ ‎2.0‎ ‎②实验步骤：‎ a)检查装置(如图)的气密性后，添加药品；‎ b)反应开始后，________；‎ c)将所记录的数据转化为曲线图(下图)。‎ ‎③写出0～5 min醋酸、盐酸与镁条反应的反应速率变化规律：__________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(2)实验二：现有一瓶醋酸溶液，常温下测定其中醋酸的电离程度(已电离的电解质分子数占原来总分子数的百分比)。设计实验方案，将待测物理量和对应的测定方法填写在下表中。‎ 待测物理量 测定方法 ‎①________‎ 量取25.00 mL醋酸溶液于锥形瓶中，滴加指示剂，将0.100 0 mol·L－1 NaOH标准溶液装入________，滴定至终点，记录数据。重复滴定2次。‎ ‎②________‎ 解析：(1)①要探究酸的强弱对酸与镁条反应速率的影响，则两种酸的浓度应该是相等的，即表中c＝1.0 mol·L－1。‎ ‎②b)根据图像中数据可知，纵坐标需要氢气的体积，因此反应开始后，每隔1 min记录一次生成H2的体积；‎ ‎③根据图像可知0～5 min醋酸反应的曲线几乎是直线，这说明醋酸与镁条反应的速率随时间变化不明显；而盐酸与镁条反应开始阶段曲线斜率较大，这说明反应速率很快，但一段时间后反应速率明显减小。‎ ‎(2)要测定醋酸的电离程度(已电离的电解质分子数占原来总分子数的百分比)，则需要测定醋酸的浓度和溶液的pH值。‎ 答案：(1)①1.0　②每隔1 min记录一次生成H2的体积；③醋酸与镁条反应的反应速率随时间变化不明显；盐酸与镁条反应开始阶段反应速率很快，一段时间后反应速率明显减小 ‎(2)‎ 待测物理量 测定方法 ‎①醋酸溶液的物质的量浓度 碱式滴定管 ‎②H＋的物质的量浓度 取适量醋酸溶液于烧杯中，用pH计测定溶液pH ‎1．了解水的电离、离子积常数。‎ ‎2．了解溶液pH的定义。能进行pH的简单计算。‎ ‎3．了解测定溶液pH的方法。‎ 第二节 水的电离和溶液的酸碱性 ‎ 考点一 ‎[基础自主落实]‎ ‎1．水的电离 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－。‎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。‎ ‎2．水的离子积常数 KW＝c(H＋)·c(OH－)。‎ ‎(1)室温下：KW＝1×10－14。‎ ‎(2)影响因素：只与温度有关，升高温度，KW增大。‎ ‎(3)适用范围：KW不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。‎ ‎(4)KW揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，KW不变。‎ ‎3．影响水电离平衡的因素 ‎(1)温度升高，促进水的电离，KW增大；温度降低，抑制水的电离，KW减小。‎ ‎(2)加入酸或碱抑制水的电离。‎ ‎(3)加入可水解的盐，促进水的电离。‎ ‎(4)加入能与水反应的活泼金属，促进水的电离。‎ ‎4．外界条件对水的电离平衡的影响 改变条件 电离平衡移动方向 KW 升高温度 右移 增大 加入酸或碱 左移 不变 加能水解的盐或活泼金属 右移 不变 小题热身 ‎1．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，n(H＋)与n(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(×)‎ ‎2．KW＝c(H＋)·c(OH－)中，H＋和OH－一定由水电离出来的吗？‎ 提示：不一定，如酸溶液中H＋由酸和水电离产生，碱溶液中OH－由碱和水电离产生，只要是水溶液必定有H＋和OH－，当溶液浓度不大时，总有KW＝c(H＋)·c(OH－)。‎ ‎3．甲同学认为，在水中加入H2SO4，水的电离平衡向左移动，解释是加入H2SO4后c(H＋)增大，平衡左移。乙同学认为，加入H2SO4后，水的电离平衡向右移动，解释为加入H2SO4后，c(H＋)浓度增大，H＋与OH－中和，平衡右移。你认为哪种说法正确？并说明原因。水的电离平衡移动后，溶液中c(H＋)·c(OH－)是增大还是减小？‎ 提示：甲正确，温度不变，KW是常数，加入H2SO4，c(H＋)增大，c(H＋)·c(OH－)>KW，平衡左移。‎ c(H＋)·c(OH－)不变，因为KW仅与温度有关，温度不变，则KW不变，与外加酸、碱、盐无关。‎ ‎[考向合作探究]‎ 外界条件对水的电离平衡的影响 ‎1．(2016·曲靖模拟)‎25 ℃‎时，水的电离达到平衡：H2OH＋＋OH－　ΔH>0，下列叙述正确的是(　　)‎ A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH－)降低 B．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c(H＋)增大，KW不变 C．向水中加入少量盐酸，平衡逆向移动，c(OH－)增大 D．将水加热，KW增大，pH不变，呈中性 解析：选B　A．向水中加入稀氨水，由于氨水在溶液中存在电离平衡：NH3·H2ONH＋OH－，电离产生的OH－使溶液中c(OH－)增大，水的电离平衡逆向移动，c(OH－)增大，错误；B.向水中加入少量固体硫酸氢钠，盐电离产生的H＋使溶液中c(H＋)增大，温度不变，所以KW不变，正确；C.向水中加入少量HCl，电离产生的H＋使水的电离平衡逆向移动，但是平衡移动的趋势是微弱的，溶液中酸电离产生的离子浓度增大的趋势大于平衡移动使离子浓度减小的趋势，所以c(H＋)增大，c(OH－)减小，错误；D.将水加热，KW增大，c(H＋)增大，pH减小，溶液仍然呈中性，错误。‎ ‎2．常温下，某溶液中由水电离的c(H＋)＝1×10－13 mol·L－1，该溶液可能是(　　)‎ ‎①二氧化硫水溶液　②氯化铵水溶液　③硝酸钠水溶液 ‎④氢氧化钠水溶液 A．①④　　　　　　　　　 B．①②‎ C．②③ D．③④‎ 解析：选A　水电离的c(H＋)＝1×10－13 mol·L－1＜10－7 mol·L－1，说明水电离受到抑制，溶液可能为酸溶液，也可能为碱溶液，二氧化硫水溶液和氢氧化钠水溶液符合，氯化铵水解促进水的电离，硝酸钠为中性溶液，不影响水的电离。‎ 水电离出的c(H＋)和c(OH－)的计算 ‎3．(2015·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＋)，故该温度高于‎25 ℃‎，A正确；此温度下KW＝1×10－12，故该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，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，故c(OH－)增大，D错。‎ ‎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(　　)‎ A．1∶10∶1010∶109 B．1∶5∶5×109∶5×108‎ C．1∶20∶1010∶109 D．1∶10∶104∶109‎ 解析：选A　①pH＝0的H2SO4溶液中c(H＋)＝1 mol·L－1，c(OH－)＝10－14 mol·L－1，H2SO4抑制H2O的电离，则由H2O电离出的c(H＋)＝10－14 mol·L－1；②0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液中c(OH－)＝0.1 mol·L－1，c(H＋)＝10－13 mol·L－1，Ba(OH)2抑制H2O的电离，则由H2O电离出的c(H＋)＝10－13 mol·L－1；③Na2S促进H2O的电离，由H2O电离出的c(H＋)＝10－4 mol·L－1；④NH4NO3促进H2O的电离，由H2O电离出的c(H＋)＝10－5 mol·L－1。4种溶液中发生电离的H2O的物质的量等于H2O电离产生的H＋的物质的量，其比为10－14∶10－13∶10－4∶10－5＝1∶10∶1010∶109。　‎ ‎5．在一定条件下，相同pH的硫酸和硫酸铁溶液中水电离出来的c(H＋)分别是1.0×10－a mol·L－1和1.0×10－b mol·L－1，在此温度下，则下列说法正确的是(　　)‎ A．a＜b B．a＝b C．水的离子积为1.0×10－(7＋a)‎ D．水的离子积为1.0×10－(b＋a)‎ 解析：选D　加酸抑制水的电离，加易水解的盐促进水的电离，则a＞b，A和B选项错误；由题意可知，两种溶液的pH＝b，即硫酸溶液中c(H＋)是1.0×10－b mol·L－1，而水电离产生的c(H＋)等于水电离产生的c(OH－)，所以硫酸溶液中c(OH－)是1.0×10－a mol·L－1，KW＝1.0×10－(b＋a)，D选项正确。‎ 水电离的c(H＋)或c(OH－)的计算技巧(‎25 ℃‎时)‎ ‎(1)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7mol·L－1。‎ ‎(2)酸或碱抑制水的电离，水电离出的c(H＋)＝c(OH－)<10－7 mol·L－1，当溶液中的c(H＋)<10－7 mol·L－1时就是水电离出的c(H＋)；当溶液中的c(H＋)>10－7 mol·L－1时，就用10－14除以这个浓度即得到水电离的c(H＋)。‎ ‎(3)可水解的盐促进水的电离，水电离的c(H＋)或c(OH－)均大于10－7mol·L－1。若给出的c(H＋)>10－7 mol·L－1，即为水电离的c(H＋)；若给出的c(H＋)<10－7 mol·L－1，就用10－14除以这个浓度即得水电离的c(OH－)。‎ ‎　　　 考点二 ‎[基础自主落实]‎ ‎1．溶液的酸碱性(‎25 ℃‎时)‎ 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 ‎2．溶液的pH及其测量 ‎(1)定义式：pH＝－lg_c(H＋)。‎ ‎(2)溶液的酸碱性跟pH的关系：‎ 室温下：‎ ‎(3)pH试纸的适用范围：0～14。‎ ‎(4)pH试纸的使用 ‎①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。‎ ‎②注意：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会产生误差。广泛pH试纸只能测出整数值。‎ 小题热身 ‎1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。‎ ‎(1)任何温度下，利用H＋和OH－浓度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．判断下列溶液在常温下的酸碱性(在括号中填“酸性”“碱性”或“中性”)。‎ ‎(1)相同浓度的HCl和NaOH溶液等体积混合。(　　)‎ ‎(2)相同浓度的CH3COOH和NaOH溶液等体积混合。(　　)‎ ‎(3)相同浓度的氨水和HCl溶液等体积混合。(　　)‎ ‎(4)pH＝2的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合。(　　)‎ ‎(5)pH＝3的HCl和pH＝10的NaOH溶液等体积混合。(　　)‎ ‎(6)pH＝3的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合。(　　)‎ ‎(7)pH＝2的CH3COOH和pH＝12的NaOH溶液等体积混合。(　　)‎ ‎(8)pH＝2的HCl和pH＝12的氨水等体积混合。(　　)‎ 答案：(1)中性　(2)碱性　(3)酸性　(4)中性　(5)酸性　(6)碱性　(7)酸性　(8)碱性 ‎3．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)。‎ ‎[考向合作探究]‎ 混合溶液酸碱性的判断 ‎1．(2016·响水中学月考)常温下，下列叙述不正确的是(　　)‎ A．c(H＋)>c(OH－)的溶液一定显酸性 B．pH＝3的弱酸溶液与pH＝11的强碱溶液等体积混合后溶液呈酸性 C．pH＝5的硫酸溶液稀释到原来的500倍，稀释后c(SO)与c(H＋)之比约为1∶10‎ D．中和10 mL 0.1 mol·L－1醋酸与100 mL 0.01 mol·L－1醋酸所需NaOH的物质的量不同 解析：选D　B项，pH＝3的弱酸溶液与pH＝11的强碱溶液等体积混合，弱酸浓度大，有大量剩余，反应后溶液显酸性。C项，pH＝5的硫酸溶液稀释到原来的500倍，则溶液接近于中性，c(H＋)约为10－7 mol·L－1，c(SO)＝10－5/(2×500)＝10－8 mol·L－1，则c(SO)∶c(H＋)＝1∶10。D项，两份醋酸的物质的量相同，则所需NaOH的物质的量相同，错误。‎ ‎2．(2016·桂林模拟)下表是不同温度下水的离子积数据：‎ 温度(℃)‎ ‎25‎ t1‎ t2‎ 水的离子积常数 ‎1×10－14‎ α ‎1×10－12‎ 试回答下列问题：‎ ‎(1)若25”“<”或“＝”)1×10－14，作出此判断的理由是 ‎________________________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(2)在t1时，测得纯水中的c(H＋)＝2.4×10－7mol·L－1，则c(OH－)为________。该温度下，测得某H2SO4溶液中c(SO)＝5×10－6mol·L－1，该溶液中c(OH－)＝________mol·L－1。　‎ ‎(3)t‎2 ℃‎下：①0.01 mol·L－1的氢氧化钠溶液的pH＝________。‎ ‎②若10体积的某强酸溶液与1体积的某强碱溶液混合后溶液呈中性，则混合之前，该强酸的pH数值pH1与强碱的pH数值pH2之间应满足的关系是________。‎ 解析：(1)水是弱电解质，存在电离平衡，电离吸热。所以温度升高，水的电离程度增大，离子积增大；(2)水电离出的氢离子浓度和氢氧根离子浓度相同，某温度下纯水中的c(H＋)＝2.4×10－7mol·L－1，则此时纯水中的c(OH－)＝2.4×10－7mol·L－1，该温度下，某H2SO4溶液中c(SO)＝5×10－6mol·L－1，则溶液中氢离子浓度是1×10－5mol·L－1，c(OH－)＝＝5.76×10－9mol·L－1；(3)t2温度下水的离子积常数是1×10－12，①0.01 mol·L－1的氢氧化钠溶液的c(H＋)＝1×10－12/0.01＝10－10，则pH＝10；②设强酸的pH＝a，强碱的pH＝b，由t‎2℃‎时，若10体积的某强酸溶液与1体积的某强碱溶液混合后溶液呈中性，即n(H＋)＝n(OH－)，则10×10－a＝1×10b－12,101－a＝10b－12，即1－a＝b ‎－12，则a＋b＝13，即pH(酸)＋pH(碱)＝13。‎ 答案：(1)>　水的电离是吸热过程，升高温度，平衡向电离的方向移动，c(H＋)增大，c(OH－)增大，KW＝c(H＋)·c(OH－)，KW增大 ‎(2)2.4×10－7mol·L－1　5.76×10－9mol·L－1‎ ‎(3)①10　②pH1＋pH2＝13‎ ‎[探规寻律]‎ 混合溶液酸碱性的判断方法 ‎1．等浓度等体积一元酸与一元碱混合的溶液 ‎——“谁强显谁性，同强显中性”‎ 中和反应 反应后所得溶液的酸碱性 强酸与强碱 中性 强酸与弱碱 酸性 弱酸与强碱 碱性 ‎2．室温下，已知酸和碱pH之和的溶液等体积混合 ‎(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——“谁弱显谁性”。‎ 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。‎ 关于pH的计算 ‎3．(2016·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1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。‎ ‎4．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)将pH＝8的NaOH与pH＝10的NaOH溶液等体积混合。‎ ‎(4)常温下，将pH＝5的盐酸与pH＝9的NaOH溶液以体积比11∶9混合。‎ ‎(5)将pH＝3的HCl与pH＝3的H2SO4等体积混合。‎ ‎(6)0.001 mol·L－1的NaOH溶液。‎ ‎(7)pH＝2的盐酸与等体积的水混合。‎ ‎(8)pH＝2的盐酸加水稀释到1 000倍。‎ 答案：(1)2　(2)2.9　(3)9.7　(4)6　(5)3　(6)11‎ ‎(7)2.3　(8)5‎ ‎[探规寻律]‎ 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。‎ 考点三 ‎[基础自主落实]‎ ‎1．实验原理 利用酸碱中和反应，用已知浓度酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。以标准盐酸溶液滴定待测的NaOH溶液，待测的NaOH溶液的物质的量浓度为c(NaOH)＝。‎ 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。‎ ‎2．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 标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。‎ ‎(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 ‎3．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。‎ ‎4．常用酸碱指示剂及变色范围 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 小题热身 ‎1．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(√)‎ ‎(7)若用标准盐酸滴定待测NaOH溶液，滴定前仰视，滴定后俯视则测定值偏大(×)‎ ‎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。‎ ‎3．精确量取一定体积的KMnO4溶液应用酸式滴定管，而量取Na2CO3溶液应选用碱式滴定管，请说明选择的理由。‎ 提示：KMnO4溶液具有强氧化性，能腐蚀橡胶，所以选用酸式滴定管；Na2CO3溶液显碱性，能腐蚀玻璃活塞，所以选用碱式滴定管。‎ ‎[考向合作探究]‎ 酸碱中和滴定中仪器、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－水解显碱性，而酚酞的变色范围为8.2～10.0，比较接近。‎ 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 甲基橙 乙 D 酸 碱 酚酞 乙 ‎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(　　)‎ ‎　　‎ 解析：选D　解答本题的关键是：①明确酸、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，而碱式滴定管不能盛放酸，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。‎ ‎[知能存储]‎ 指示剂选择的基本原则 变色要灵敏，变色范围要小，使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。‎ 酸碱中和滴定中的误差分析 ‎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．(2016·扬州模拟)用已知浓度的盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液，选用酚酞作指示剂，下列操作会导致测定结果偏低的是(　　)‎ A．酸式滴定管未润洗就装标准液滴定 B．锥形瓶未用待测液润洗 C．读取标准液读数时，滴前仰视，滴定到终点后俯视 D．滴定前酸式滴定管尖嘴处有气泡未排出，滴定后气泡消失 解析：选C　酸碱中和滴定的误差分析过程中需参考公式c(待)＝c(标)×V(标)/V(待)，其中c(标)和V(待)为已知量，所以分析误差主要取决于对V(标)的影响。A、D项操作会导致V(标)增大，测定结果偏高；B项锥形瓶不用待测液润洗。‎ ‎[知能存储]‎ 酸碱中和滴定中常见误差分析 ‎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 变小 偏低 放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失 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 酸碱中和滴定曲线分析 ‎5．(2014·海南高考)室温下，用0.100 mol·L－1 NaOH溶液分别滴定20.00 mL 0.100 mol·L－1的盐酸和醋酸，滴定曲线如图所示。下列说法正确的是(　　)‎ A．Ⅱ表示的是滴定醋酸的曲线 B．pH＝7时，滴定醋酸消耗的V(NaOH)小于20 mL C．V(NaOH)＝20.00 mL时，两份溶液中c(Cl－)＝c(CH3COO－)‎ D．V(NaOH)＝10.00 mL时，醋酸溶液中c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(H＋)>c(OH－)‎ 解析：选B　A项，相同浓度的盐酸和醋酸，由于盐酸是强酸，醋酸是弱酸，所以pH醋酸的大，盐酸的小。即Ⅰ是醋酸，Ⅱ是盐酸。B项，因为盐酸与醋酸的浓度、体积相同，即物质的量相同。若都恰好中和，得到的NaCl是强酸强碱盐，溶液为中性，而醋酸钠是强碱弱酸盐，水解显碱性，若要使pH＝7时，则滴加的体积就要比盐酸少。因此滴定醋酸消耗的V(NaOH)小于20 mL，正确。C项，V(NaOH)＝20.00 mL时，根据物料守恒，可得c(Cl－)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)，错误。D项，V(NaOH)＝10.00 mL时，得到是醋酸和醋酸钠等浓度的混合溶液。由于酸的电离大于盐的水解，所以溶液中c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)，错误。‎ ‎6．(2016·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CH3‎ COOH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和水的电离平衡。(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，H＋的物质的量增大，但是c(H＋)减小，故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；常温下，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；氢氧化钠溶液滴定醋酸恰好中和时，生成醋酸钠溶液，pH>7。‎ 答案：(1)13‎ ‎(2)CH3COOHCH3COO－＋H＋、H2OOH－＋H＋‎ ‎(3)①④　(4)丙>甲＝乙 ‎(5)①图2　②20.00‎ 考点四 (难点拉分型——讲细练全) 滴定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，NaOH、Na2CO3混合溶液与盐酸的反应及沉淀反应。‎ ‎1．氧化还原滴定法 ‎(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。‎ ‎(2)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。‎ ‎2．沉淀滴定法 ‎(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。‎ ‎[注意]　(1)在回答滴定终点的颜色变化时，要强调在半分钟内溶液颜色不褪去(或不恢复原色)。‎ ‎(2)在进行相关计算时，要注意取出样品溶液与原样品所配制溶液量之间的关系。‎ 中和滴定综合考查 ‎1．(2014·重庆高考)中华人民共和国国家标准(GB2760－2011)规定葡萄酒中SO2最大使用量为‎0.25 g·L－1。某兴趣小组用图1装置(夹持装置略)收集某葡萄酒中SO2，并对其含量进行测定。‎ ‎(1)仪器A的名称是________，水通入A的进口为________。‎ ‎(2)B中加入300.00 mL葡萄酒和适量盐酸，加热使SO2全部逸出并与C中H2O2完全反应，其化学方程式为____________________________________________________________‎ ‎_________________________________________________________________________。‎ ‎(3)除去C中过量的H2O2，然后用0.090 0 mol·L－1NaOH标准溶液进行滴定，滴定前排气泡时，应选择图2中的________；若滴定终点时溶液的pH＝8.8，则选择的指示剂为________；若用50 mL滴定管进行实验，当滴定管中的液面在刻度“‎10”‎处，则管内液体的体积(填序号)________(①＝10 mL，②＝40 mL，③＜10 mL，④＞40 mL)。‎ ‎(4)滴定至终点时，消耗NaOH溶液25.00 mL，该葡萄酒中SO2含量为：________g·L－1。‎ ‎(5)该测定结果比实际值偏高，分析原因并利用现有装置提出改进措施：___________。‎ 解析：(1)仪器A为起冷凝作用的冷凝管(或冷凝器)。为使整个冷凝管中充满冷凝水，水应该从下端(b口)进入。(2)SO2被H2O2氧化为H2SO4，化学方程式为SO2＋H2O2===H2SO4。(3)盛放NaOH溶液，应用带有橡胶管的碱式滴定管，可通过折弯橡胶管的方法(③)排出滴定管中的气泡。滴定终点时溶液的pH＝8.8，溶液呈弱碱性，应该选用酚酞作指示剂。由于滴定管下端充满溶液且没有刻度，所以滴定管中NaOH溶液的体积大于50 mL－10 mL＝40 mL。(4)根据SO2～H2SO4～2NaOH，n(SO2)＝×0.090 0 mol·L－1×25.00×10－‎3L＝1.125 0×10－3 mol，则m(SO2)＝1.125 0×10－3mol×‎64 g·mol－1＝7.2×10－‎2 g，故SO2的含量＝ ＝‎0.24 g·L－1。(5)测定结果偏高应该从消耗NaOH溶液体积进行分析，如B中加入的盐酸具有挥发性，加热时进入装置C中，导致溶液中H＋的量增多，消耗NaOH溶液体积增大，导致测定结果偏高，要消除影响，可用难挥发性酸(如稀硫酸)代替盐酸；也可从滴定管读数方面进行分析。‎ 答案：(1)冷凝管或冷凝器　b ‎(2)SO2＋H2O2===H2SO4‎ ‎(3)③　酚酞　④　(4)0.24‎ ‎(5)原因：盐酸的挥发；改进措施：用不挥发的强酸如硫酸代替盐酸，或用蒸馏水代替葡萄酒进行对比实验，扣除盐酸挥发的影响 氧化还原滴定 ‎2．某学习小组用“间接碘量法”测定某CuCl2晶体试样的纯度，试样不含其他能与I－发生反应的氧化性杂质，已知：2Cu2＋＋4I－===2CuI↓＋I2，I2＋2S2O===S4O＋2I－。取m g试样溶于水，加入过量KI固体，充分反应，用0.100 0 mol·L－1Na2S2O3标准溶液滴定，部分实验仪器和读数如图所示。‎ 下列说法正确的是(　　)‎ A．试样在甲中溶解，滴定管选乙 B．选用淀粉作指示剂，当甲中溶液由蓝色变为无色时，即达到滴定终点 C．丁图中滴定前，滴定管的读数为a－0.50 mL D．对装有标准液的滴定管读数时，滴定前后读数方式如丁图所示，则测得的结果偏小 解析：选D　A项，甲中盛装的是含有I2的溶液，则滴定管中盛装的为Na2S2O3标准溶液，该溶液显碱性，应选用碱式滴定管(丙)，不正确；B项，溶液变色且经过30 s左右溶液不恢复原来的颜色，视为滴定终点，不正确；C项，滴定管“0”刻度在上端，故滴定前的读数为a＋0.50 mL，不正确；D项，滴定后俯视读数，将导致读数偏小，故测得的结果偏小，正确。‎ ‎3．(2016·南京模拟)铜的硫化物可用于冶炼金属铜。为测定某试样中Cu2S、CuS的质量分数，进行如下实验：‎ 步骤1：在0.750 ‎0 g试样中加入100.00 mL 0.120 0 mol·L－1 KMnO4的酸性溶液，加热，硫元素全部转化为SO，铜元素全部转化为Cu2＋，滤去不溶性杂质。‎ 步骤2：收集步骤1所得滤液至250 mL容量瓶中，定容。取25.00 mL溶液，用0.100 0 mol·L－1 FeSO4溶液滴定至终点，消耗16.00 mL。‎ 步骤3：在步骤2滴定所得溶液中滴加氨水至出现沉淀，然后加入适量NH4HF2溶液(使Fe、Mn元素不参与后续反应)，加入约‎1 g KI固体(过量)，轻摇使之溶解并发生反应：‎ ‎2Cu2＋＋4I－===2CuI↓＋I2。用0.050 00 mol·L－1 Na2S2O3溶液滴定至终点(离子方程式为2S2O＋I2===2I－＋S4O)，消耗14.00 mL。‎ 已知：酸性条件下，MnO的还原产物为Mn2＋。‎ ‎(1)若步骤3加入氨水产生沉淀时，溶液的pH＝2.0，则溶液中c(Fe3＋)＝________。(已知室温下Ksp[Fe(OH)3]＝2.6×10－39)‎ ‎(2)步骤3若未除去Fe3＋，则测得的Cu2＋的物质的量将________(填“偏高”“偏低”或“不变”)。‎ ‎(3)计算试样中Cu2S和CuS的质量分数(写出计算过程)。‎ 解析：(1)步骤3加入氨水产生沉淀时，溶液的pH＝2.0，c(OH－)＝10－12mol·L－1，Ksp[Fe(OH)3]＝c(Fe3＋)×c(OH－)3＝2.6×10－39，则溶液中c(Fe3＋)＝2.6×10－3mol·L－1。　‎ ‎(2)Fe3＋也能氧化I－，步骤3若未除去Fe3＋，这样生成的I2多，消耗的Na2S2O3溶液偏多，测得的Cu2＋的物质的量将偏高。‎ ‎(3)设Cu2S和CuS的物质的量分别为x、y；‎ ‎2Cu2＋～I2～2S2O n(Cu2＋)＝n(S2O)＝0.050 00 mol·L－1×14.00×10－‎3L＝7.000×10－4mol x＝2.000×10－3mol y＝3.000×10－3mol w(Cu2S)＝×100%≈42.7%‎ w(CuS)＝×100%＝38.4%‎ 答案：(1)2.6×10－3mol·L－1　(2)偏高　(3)w(Cu2S)≈42.7%，w(CuS)＝38.4%‎ 沉淀滴定法的综合应用 ‎4．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)根据沉淀滴定法的原理，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，由此可知滴定终点时的颜色变化。(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)滴定最后一滴标准溶液，生成砖红色沉淀　(2)C　2Ag＋＋CrO===Ag2CrO4↓‎ 以“一元碱的稀释”为载体串联溶液酸碱性知识 高考载体(2015·全国卷ⅠT13)‎ 浓度均为0.10 mol·L－1、体积均为V0的MOH和ROH溶液，分 别加水稀释至体积V，pH随lg的变化如图所示。‎ ‎[知识串联设计]‎ ‎(1)在浓度0.10 mol·L－1的MOH溶液中，水电离出的c(H＋)是多少？________。‎ ‎(2)一元碱MOH是强碱还是弱碱？________。说明判断的理由。_________________‎ ‎_________________________________________________________________________。‎ ‎(3)通过题图比较碱MOH与碱ROH的相对强弱：MOH________(填“强于”或“弱于”)ROH。‎ ‎(4)室温下，ROH与盐酸溶液恰好完全中和时溶液的pH________7(填“大于”“等于”或“小于”)。‎ ‎(5)①体积相同，物质的量浓度相同的MOH和ROH中和盐酸的能力是否相同？________。‎ ‎②pH相同、体积相同的MOH和ROH中和盐酸的能力：MOH________ROH(填“大于”“等于”或“小于”)。‎ ‎③室温下，若将pH＝12的ROH与pH＝2的HCl溶液等体积混合，则混合溶液呈________性(填“酸”“碱”或“中”)。‎ ‎(6)1体积pH＝12的MOH与9体积pH＝3的盐酸混合，混合溶液的pH是________(忽略溶液混合时溶液体积的变化)。‎ 答案：(1)1×10－13mol·L－1‎ ‎(2)强碱　根据题图可知0.10 mol·L－1的MOH的pH＝13，即c(OH－)＝0.10 mol·L－1，说明MOH完全电离，属于强碱 ‎(3)强于 ‎(4)小于 ‎(5)①相同　②小于　③碱 ‎(6)10‎ ‎1．(2016·廊坊模拟)下列说法正确的是(　　)‎ A．水的电离方程式：H2O===H＋＋OH－‎ B．pH＝7的溶液一定是中性溶液 C．升高温度，水的电离程度增大 D．将稀醋酸加水稀释时，c(H＋)减小，c(OH－)也减小 解析：选C　A．水是弱电解质，电离方程式应该使用可逆号，电离的方程式应为H2OH＋＋OH－‎ ‎，错误；B.若溶液的温度不是室温，则pH＝7的溶液不一定是中性溶液，错误；C.水是弱电解质，电离吸收热量，所以升高温度，水的电离程度增大，正确；D.将稀醋酸加水稀释时，c(H＋)减小，由于存在水的电离平衡，所以c(OH－)增大，错误。‎ ‎2．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·H2O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，cb，则混合液中的c(NH)大于c(Cl－)‎ C．若溶液呈酸性，则ab时，溶液可能呈酸性、中性或碱性，c(NH)可能小于、等于或大于c(Cl－)，B不正确；当a＝b时，氨水和HCl恰好完全反应生成NH4Cl，因水解该溶液呈酸性，C不正确；只有a＝b时，混合液中c(Cl－)＝c(NH)＋c(NH3·H2O)才成立，D不正确。‎ ‎7．在‎25 ℃‎时，向V mL pH＝m的HNO3中滴加pH＝n的KOH溶液10V mL时，溶液中NO的物质的量恰好等于加入的K＋的物质的量，则m＋n的值为(　　)‎ A．13 B．14‎ C．15 D．不能确定 解析：选A　溶液中NO的物质的量恰好等于加入K＋的物质的量，说明反应HNO3＋KOH===KNO3＋H2O恰好完全进行，溶液呈中性，故n(HNO3)＝n(KOH)，即V×10－3×10－m＝10V×10－3×10n－14，解得：m＋n＝13。‎ ‎8．(2016·黄冈模拟)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，选项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，选项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，选项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，原因是硫酸钠溶液本身溶液显中性，选项D正确。‎ ‎9．(2016·珠海模拟)如图曲线a和b是盐酸与氢氧化钠的相互滴定的滴定曲线，下列叙述正确的是(　　)‎ A．盐酸的物质的量浓度为 1 mol·L－1　‎ B．P点时反应恰好完全，溶液呈中性 C．曲线a是盐酸滴定氢氧化钠的滴定曲线 D．酚酞不能用作本实验的指示剂 解析：选B　根据曲线a知，滴定前盐酸的pH＝1，c(HCl)＝0.1 mol·L－1，A错误；P点表示盐酸与氢氧化钠恰好完全中和，溶液呈中性，B正确；曲线a是氢氧化钠溶液滴定盐酸的曲线，曲线b是盐酸滴定氢氧化钠溶液的曲线，C错误；强酸与强碱滴定，可以用酚酞作指示剂，D错误。‎ ‎10．(2016·东北师大附中模拟)甲、乙两杯醋酸稀溶液，甲的pH＝a，乙的pH＝a＋1，对下列叙述的判断正确的是(　　)‎ ‎①甲由水电离出来的H＋的物质的量浓度是乙的　②物质的量浓度：c(甲)＝‎10c(乙)　③中和等物质的量的NaOH溶液需甲、乙两杯酸的体积：10V(甲)>V(乙)‎ ‎④甲中的c(OH－)为乙中的c(OH－)的10倍 A．①②④ B．①③‎ C．②④ D．①‎ 解析：选D　甲溶液的pH＝a，由水电离出来的c(OH－)水＝c(H＋)水＝1×‎10a－14 mol·L－1；乙溶液的pH＝a＋1，由水电离出来的c(OH－)水＝c(H＋)水＝1×‎10a＋1－14mol·L－1＝1×‎10a－13 mol·L－1，①正确，④错误；弱电解质浓度越大，电离度越小，故c(甲)>‎10c(乙)，②错误；中和等量的NaOH时，10V(甲)”“<”或“＝”)。‎ 解析：(1)在用未知浓度的碱滴定已知浓度的酸的操作中，正确的操作顺序是配制250 mL盐酸标准溶液；取20.00 mL 标准溶液放入锥形瓶中；向溶液中加入1～2滴指示剂；用氢氧化钠溶液滴定至终点；重复以上操作；根据实验数据计算氢氧化钠的物质的量浓度。故顺序是⑤②①③④⑥。上述②取20.00 mL标准溶液放入锥形瓶中；向溶液中加入1～2滴指示剂中使用的仪器除锥形瓶外，还需要酸式滴定管；为了使滴定结果准确，使用的指示剂的颜色由浅到深时使用酚酞，可以减少滴定误差。(2)他的计算不合理，原因是第三组数据明显数值偏多，偏离真实值，误差太大，不应采用。根据滴定曲线可知，在二者恰好完全反应时pH＝7，这时没有达到滴定突越，所以a<20.02 mL。‎ 答案：(1)⑤②①③④⑥　酸式滴定管　酚酞 ‎(2)不合理　第3组数据明显偏大，应舍去　<‎ ‎12．(1)常温下，将1 mL pH＝1的H2SO4溶液加水稀释到100 mL，稀释后的溶液中＝________。‎ ‎(2)某温度时，测得0.01 mol·L－1的NaOH溶液的pH为11，则该温度下水的离子积常数KW＝________。该温度________(填“高于”或“低于”)‎25 ℃‎。‎ ‎(3)常温下，设pH＝5的H2SO4溶液中由水电离出的H＋浓度为c1；pH＝5的Al2(SO4)3溶液中由水电离出的H＋浓度为c2，则＝________。‎ ‎(4)常温下，pH＝13的Ba(OH)2溶液a L与pH＝3的H2SO4溶液b L混合(混合后溶液体积变化忽略不计)。‎ 若所得混合溶液呈中性，则a∶b＝________。‎ 若所得混合溶液pH＝12，则a∶b＝________。‎ ‎(5)在(2)所述温度下，将pH＝a的NaOH溶液VaL与pH＝b的硫酸Vb L混合。‎ ‎①若所得混合液为中性，且a＝12，b＝2，则Va∶Vb＝________。‎ ‎②若所得混合液的pH＝10，且a＝12，b＝2，则Va∶Vb＝________。‎ 解析：(3)c1＝c(OH－)＝10－9mol·L－1，c2＝c(H＋)＝10－5mol·L－1。(4)若呈中性，则‎0.1a＝10－3b，a∶b＝1∶100；若pH＝12，则c(OH－)＝＝0.01 mol·L－1，a∶b＝11∶90。(5)KW＝1×10－13，①若呈中性，则10－13＋a·Va＝10－b·Vb，将a＝12，b＝2代入，得Va∶Vb＝1∶10。②若pH＝10，则呈碱性，c(OH－)混＝＝10－3mol·L－1，而c(OH－)混＝，将a＝12，b＝2代入，得Va∶Vb＝1∶9。‎ 答案：(1)108　(2)1×10－13　高于　(3)10－4　(4)1∶100　11∶90　(5)①1∶10　②1∶9‎ ‎13．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I－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) ‎1．了解盐类水解的原理。‎ ‎2．了解影响盐类水解程度的主要因素。‎ ‎3．了解盐类水解的应用。‎ 第三节 盐类的水解　‎ 考点一 ‎[基础自主落实]‎ ‎1．定义：在溶液中盐电离出来的离子跟水电离产生的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应。‎ ‎2．实质 ‎3．特点 ‎4．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 NH4‎ 是 NH、Cu2＋‎ 酸性 ‎＜7‎ Cl、Cu(NO3)2‎ 弱酸强碱盐 CH3COONa、‎ Na2CO3‎ 是 CH3COO－、‎ CO 碱性 ‎＞7‎ 小题热身 ‎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NaAlO2溶液中滴加NaHCO3溶液，有沉淀和气体生成(×)‎ ‎(5)Na2CO3溶液中加入少量Ca(OH)2固体，CO水解程度减小，pH减小(×)‎ ‎(6)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。‎ ‎3．(1)现有0.1 mol·L－1的纯碱溶液，用pH试纸测定溶液的pH，其正确的操作是 ‎________________________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ 你认为该溶液pH的范围一定介于________之间。‎ ‎(2)为探究纯碱溶液呈碱性是由CO引起的，请你设计一个简单的实验方案：‎ ‎________________________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ 提示：(1)把一小块pH试纸放在洁净的表面皿(或玻璃片)上，用蘸有待测溶液的玻璃棒点在试纸的中部，试纸变色后，与标准比色卡比较来确定溶液的pH　7～13‎ ‎(2)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引起的 ‎[考向合作探究]‎ 盐类水解的实质和离子方程式的书写 ‎1．在盐类发生水解的过程中，正确的说法是(　　)‎ A．盐的电离平衡被破坏 B．水的电离程度逐渐增大 C．溶液的pH发生了较大改变 D．水解后溶液一定呈酸性或碱性 解析：选B　盐类水解是盐电离出的某些离子结合水所电离出的H＋或OH－，破坏了水的电离平衡，促进了水的电离，A错误，B正确；但水解程度是微弱的，故pH改变不大，C错误；醋酸铵水解后，溶液仍呈中性，D错误。‎ ‎2．(2016·合肥模拟)下列各式中属于正确的水解方程式的是(　　)‎ A．NH＋H2ONH3·H2O＋H＋‎ B．S2－＋2H2OH2S＋2OH－‎ C．CH3COOH＋H2OCH3COO－＋H3O＋‎ D．CH3COOH＋OH－CH3COO－＋H2O 解析：选A　选项B为多元弱酸根离子的水解，要分步书写，故错误，正确的水解方程式为S2－＋H2OHS－＋OH－、HS－＋H2OH2S＋OH－；选项C为电离方程式；选项D为酸碱中和反应的离子方程式。‎ 书写盐类水解的离子方程式需注意的几个方面 如NH4Cl水解的离子方程式：‎ NH＋H2ONH3·H2O＋H＋。‎ ‎(1)多元弱酸盐水解：分步进行，以第一步为主，一般只写第一步水解。‎ 如Na2CO3水解的离子方程式：‎ CO＋H2OHCO＋OH－。‎ ‎(2)多元弱碱盐水解：离子方程式一步写完。‎ 如FeCl3水解的离子方程式：‎ Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。‎ ‎(3)阴、阳离子相互促进水解，水解程度较大，书写时要用“===”、“↑”、“↓”等。‎ 如NaHCO3与AlCl3混合溶液反应的离子方程式：Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。‎ ‎　　　 ‎ 盐类水解的规律 ‎3．(2016·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值依次为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。‎ ‎4．‎25 ℃‎时，浓度均为0.2 mol·L－1的NaHCO3和Na2CO3溶液中，下列判断不正确的是(　　)‎ A．均存在电离平衡和水解平衡 B．存在的粒子种类相同 C．c(OH－)前者大于后者 D．分别加入NaOH固体，恢复到原温度，c(CO)均增大 解析：选C　两种溶液中均存在着水的电离平衡，NaHCO3溶液中还存在：HCOH＋＋CO及HCO＋H2OH2CO3＋OH－的水解平衡，Na2CO3溶液中还存在：CO＋H2OHCO＋OH－的水解平衡，A正确；两种溶液中均存在Na＋、CO、HCO、H2CO3、OH－、H＋、H2O，B正确；浓度相同时，CO水解程度大于HCO水解程度，故Na2CO3溶液中c(OH－)更大，C错误；NaHCO3溶液中加入NaOH固体：HCO＋OH－H2O＋CO， c(CO)增大，Na2CO3溶液中加入NaOH，导致CO的水解平衡向左移动，c(CO)增大，D正确。‎ ‎5．(2015·四川高考)常温下，将等体积、等物质的量浓度的NH4HCO3与NaCl溶液混合，析出部分NaHCO3晶体，过滤，所得滤液pH<7。下列关于滤液中的离子浓度关系不正确的是(　　)‎ A．＜1.0×10－7 mol·L－1‎ B．c(Na＋)＝c(HCO)＋c(CO)＋c(H2CO3)‎ C．c(H＋)＋c(NH)＝c(OH－)＋c(HCO)＋‎2c(CO)‎ D．c(Cl－)＞c(NH)＞c(HCO)＞c(CO)‎ 解析：选C　滤液中溶质的主要成分为NH4Cl和NaHCO3的混合物。A项，滤液pH＜7，则c(H＋)＞1.0×10－7 mol·L－1，常温下KW＝1.0×10－14，所以＜1.0×10－7 mol·L－1，A项正确；B项，由于开始加入等物质的量的NH4HCO3与NaCl，根据物料守恒可知，B项正确；C项，析出NaHCO3后，在滤液中根据电荷守恒得c(H＋)＋c(NH)＋c(Na＋)＝c(OH－)＋c(HCO)＋‎2c(CO)＋c(Cl－)，因c(Na＋)CH3COONa。‎ ‎(2)弱酸的酸式盐溶液的酸碱性，取决于酸式酸根离子的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：(NH4)2CO3>(NH4)2SO4>(NH4)2Fe(SO4)2。‎ ‎　　　 考点二 ‎[记牢主干知识]‎ ‎1．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．外因 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 弱碱阳离子水解程度减小 碱 弱酸阴离子水解程度减小 例如，不同条件对FeCl3水解平衡的影响[Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋]‎ 条件 移动方向 H＋数 pH 现象 升温 向右 增多 减小 颜色变深 通HCl 向左 增多 减小 颜色变浅 加H2O 向右 增多 增大 颜色变浅 加NaHCO3‎ 向右 减少 增大 生成红褐色沉淀，放出气体 ‎[练通基础小题]‎ 一、基础知识全面练 ‎1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。‎ ‎(1)加热0.1 mol·L－1 Na2CO3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(×)‎ ‎(8)向Na2CO3溶液通入CO2，可使水解平衡：CO＋H2OHCO＋OH－向正反应方向移动，则溶液pH增大(×)‎ ‎2．稀溶液中，盐的浓度越小，水解程度越大，其溶液酸性(或碱性)也越强吗？‎ 提示：盐溶液的浓度越小，水解程度越大，但由于溶液中离子浓度小是主要因素，故溶液酸性(或碱性)越弱。‎ ‎3．有人认为，向CH3COONa溶液中，加入少量冰醋酸，会与CH3COONa溶液水解产生的OH－反应，使平衡向水解方向移动，这种说法对吗？为什么？‎ 提示：不对。因为体系中c(CH3COOH)增大，抑制了CH3COO－的水解，会使水解平衡CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－左移。‎ 二、常考题点题组练 ‎1．漂白粉在溶液中存在下列平衡：ClO－＋H2OHClO＋OH－，下列措施能提高其漂白效率的是(　　)‎ A．加H2O　　　　　　　　 B．通入CO2‎ C．通入SO2 D．加少量NaOH 解析：选B　加H2O虽然使平衡向右移动，但HClO的浓度减小；SO2与HClO反应；NaOH使平衡向左移动，所以A、C、D均使HClO的浓度减小，降低其漂白效率；通入CO2与OH－反应，使平衡向右移动，HClO的浓度增大，提高其漂白效率，B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，Na＋的物质的量为0.1 mol，而SO的物质的量为0.05 mol，混合溶液中Na＋与SO的浓度不可能相等。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．下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，酚酞溶液遇碱显红色。‎ ‎(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 考点三 ‎1．盐类水解的应用 应用 举例 判断溶液的酸碱性 FeCl3溶液显酸性，原因是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胶体的离子反应：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋‎ 泡沫灭火器原理 成分为NaHCO3与Al2(SO4)3，发生反应为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。‎ ‎[题组训练]‎ ‎1．下列过程或现象与盐类水解无关的是(　　)‎ A．纯碱溶液去油污　　　　 B．铁在潮湿的环境下生锈 C．加热氯化铁溶液颜色变深 D．浓硫化钠溶液有臭味 解析：选B　A项，碳酸钠水解显碱性，利用油污在碱性条件下水解生成可溶于水的物质而达到去油污目的；C项，氯化铁溶液中存在Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋，在加热条件下水解平衡正向移动造成体系颜色加深；D项，硫化钠溶液中存在S2－＋H2OHS－＋OH－、HS－＋H2OH2S＋OH－，水解产物H2S是产生臭味的原因；B项，是铁发生电化学腐蚀的结果，不涉及盐类的水解。‎ ‎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，氯化铵是强酸弱碱盐，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氢气、氢氧化钠与氯气。氯气与氢氧化钠溶液反应可以制备漂白液，与水解无关，错误；D项，碳酸钠溶液中存在水解平衡CO＋H2OHCO＋OH－，加入氯化钡溶液后生成碳酸钡沉淀，降低CO的浓度，溶液的碱性降低，所以红色逐渐褪去，正确。‎ ‎3. (2016·益阳模拟)下列说法中正确的是(　　)‎ A．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 B．配制FeCl3溶液时，将FeCl3固体溶解在硫酸中，然后再用水稀释到所需的浓度 C．向CuCl2溶液加入CuO，调节pH可除去溶液中混有的Fe3＋‎ D．泡沫灭火器中常使用的原料是碳酸钠和硫酸铝 解析：选C　A项，AlCl3与Al2(SO4)3溶液的水解方程式分别为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；B项，将FeCl3固体溶解在硫酸中，会引入杂质SO， 应溶解在盐酸中；C项，由于Fe3＋水解，Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋，加入CuO消耗H＋，从而使其水解完全，除去Fe3＋；D项，为了加快产生CO2的速率，泡沫灭火器中常使用的原料是NaHCO3和Al2(SO4)3。HCO水解结合1个H＋即生成H2CO3，比Na2CO3反应速率快。‎ 以“硫元素及其化合物的性质”为载体串联盐类水解的相关知识 高考载体(2015·福建高考T23)‎ 研究硫元素及其化合物的性质具有重要意义。‎ ‎(1)‎25 ℃‎，在0.10 mol·L－1 H2S溶液中，通入HCl气体或加入NaOH固体以调节溶液pH，溶液pH与c(S2－)关系如下图(忽略溶液体积的变化、H2S的挥发)。‎ Ka1‎ Ka2‎ H2SO3‎ ‎1.3×10－2‎ ‎6.3×10－8‎ H2CO3‎ ‎4.2×10－7‎ ‎5.6×10－11‎ ‎ (2)‎25 ℃‎，两种酸的电离平衡常数如下表。‎ ‎[知识串联设计]‎ ‎(1)Na2S溶液呈________性(填“酸”“碱”或“中”)，其原因是什么？________________________(用方程式表示)。‎ ‎(2)NaHS溶液中存在哪些平衡关系？试一一写出。_____________________________。‎ ‎(3)在NaHS溶液中存在哪些离子？____________。试写出溶液中的电荷守恒式：________________________________________________________________________。‎ ‎(4)在0.1 mol·L－1 Na2S溶液中c(Na＋)与c(S2－)、c(HS－)、c(H2S)之间存在如何的定量关系？________________________________________________________________________。‎ ‎(5)根据H2SO3、H2CO3的电离平衡常数判断，相同浓度的Na2SO3和Na2CO3溶液，pH较大的是________。‎ ‎(6)①Na2SO3溶液中存在哪些离子？________。试写出离子浓度由大到小的顺序：________________________________________________________________________。‎ ‎②试写出Na2SO3溶液中的质子守恒关系式：_________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ 答案：(1)碱　Na2S发生水解：S2－＋H2OHS－＋OH－，HS－＋H2O===H2S＋OH－‎ ‎(2)存在水的电离平衡：H2OH＋＋OH－；HS－的电离平衡：HS－H＋＋S2－；HS－的水解平衡：HS－＋H2OH2S＋OH－‎ ‎(3)Na＋、HS－、S2－、H＋、OH－‎ c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HS－)＋‎2c(S2－)＋c(OH－)‎ ‎(4)c(Na＋)＝c(S2－)＋c(HS－)＋c(H2S)＝0.1 mol·L－1　‎ ‎(5)Na2CO3溶液 ‎(6)①Na＋、SO、HSO、H＋、OH－‎ c(Na＋)>c(SO)>c(OH－)>c(HSO)>c(H＋)‎ ‎②c(H＋)＝c(OH－)－c(HSO)－‎2c(H2SO3)‎ ‎ ‎ ‎1．(2016·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，有利于Al3＋水解，溶液的酸性增强，c(H＋)增大。‎ ‎2．对水的电离平衡不产生影响的粒子是(　　)‎ A．H B．‎26M3‎＋‎ C． D．‎ 解析：选C　由于H2OH＋＋OH－，A项，加入HCl，c(H＋)增大抑制了水的电离；B项为Fe3＋，Fe3＋能发生水解，促进水的电离；Cl－不会发生水解；D项中乙酸为弱酸，CH3COO－能发生水解，促进水的电离。‎ ‎3．(2016·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　多元弱酸酸根离子水解是分步进行的，是可逆反应，水解的量较少不能生成沉淀和气体。‎ ‎4．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。‎ ‎5．(2016·洛阳模拟)常温下，浓度均为0.1 mol·L－1的下列四种盐溶液，其pH测定如下表所示：‎ 序号 ‎①‎ ‎②‎ ‎③‎ ‎④‎ 溶液 CH3COONa NaHCO3‎ Na2CO3‎ NaClO pH ‎8.8‎ ‎9.7‎ ‎11.6‎ ‎10.3‎ 下列说法正确的是(　　)‎ A．四种溶液中，水的电离程度①>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．该溶液为四种盐溶液，均促进了水的电离，根据越弱越水解，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，A错误；B.Na2CO3和NaHCO3溶液中都存在着H＋、OH－、CO、HCO、H2CO3、Na＋、H2O，B正确；C.醋酸的酸性强于次氯酸，在等物质的量浓度相等下，pH小的是醋酸，C错误；D.根据物料守恒，Na2CO3溶液中，c(Na＋)＝‎2c(CO)＋‎2c(HCO)＋‎2c(H2CO3)，D错误。‎ ‎6．下列根据反应原理设计的应用，不正确的是(　　)‎ A．CO＋H2OHCO＋OH－　用热的纯碱溶液清洗油污 B．Al3＋＋3H2OAl(OH)3(胶体)＋3H＋　明矾净水 C．TiCl4＋(x＋2)H2O(过量)TiO2·xH2O↓＋4HCl　制备TiO2纳米粉 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　配制SnCl2溶液时应加入稀盐酸抑制SnCl2水解，加入NaOH会促进SnCl2的水解，而发生变质。‎ ‎7．(2016·新建质检)有酸HA和碱BOH两种溶液，下列说法正确的是(　　)‎ A．相同条件下，相同浓度的HA和BOH溶液，前者的c(H＋)与后者的c(OH－)一定相等 B．等浓度、等体积的HA与NaA混合，溶液一定呈酸性 C．HA和BOH混合，溶液中微粒浓度关系可能为c(A－)>c(B＋)>c(OH－)>c(H＋)‎ D．室温下，向1 mL pH＝1的HA溶液中加水至10 mL，则所得溶液中水电离出的c(H＋)≤1.0×10－12 mol·L－1‎ 解析：选D　选项A，无法确定HA和BOH是否是强酸或强碱，无法比较H＋和OH－浓度。选项B，若A－的水解能力大于HA的电离能力，溶液呈碱性。选项C，根据电荷守恒有：c(A－)＋c(OH－)＝c(B＋)＋c(H＋)，若c(A－)>c(B＋)，则有c(H＋)>c(OH－)。选项D，假设HA为强酸，稀释后c(H＋)＝0.01 mol·L－1，H2O电离出的c(H＋)＝1.0×10－12 mol·L－1，HA若是弱酸，则c(H＋)>1.0×10－2 mol·L－1，故由H2O电离出的c(H＋)≤1.0×10－12 mol·L－1。　‎ ‎8．(2016·成都模拟)室温时，将浓度和体积分别为c1、V1的NaOH溶液和c2、V2的CH3COOH溶液相混合，下列关于该混合溶液的叙述错误的是(　　)‎ A．若pH>7，则一定是c1V1＝c2V2‎ B．在任何情况下都是c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)　‎ C．当pH＝7时，若V1＝V2，则一定是c2>c1‎ D．若V1＝V2，c1＝c2，则c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝c(Na＋)　‎ 解析：选A　A项，pH>7时，可以是c1V1＝c2V2，也可以是c1V1>c2V2，错误；B项，c(Na ‎＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)符合电荷守恒，正确；C项，当pH＝7时，醋酸一定过量，正确；D项，c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝c(Na＋)符合物料守恒，正确。‎ ‎9．(2016·抚顺六校联考)常温下，一定量的醋酸与氢氧化钠溶液发生中和反应。下列说法正确的是(　　)‎ A．当溶液中c(CH3COO－)＝c(Na＋)时，醋酸与氢氧化钠恰好完全反应 B．当溶液中c(CH3COO－)＝c(Na＋)时，一定是氢氧化钠过量 C．当溶液中c(CH3COO－)＝c(Na＋)>c(H＋)＝c(OH－)时，一定是醋酸过量 D．当溶液中c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)时，一定是氢氧化钠过量 解析：选C　当溶液中c(CH3COO－)＝c(Na＋)时，根据电荷守恒可得c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，溶液中还存在醋酸分子，则一定是醋酸过量，A、B项错，C项正确；D项，当氢氧化钠与醋酸恰好完全反应时，也符合。‎ ‎10．(2016·皖南十校模拟)A＋、B＋、C－、D－四种离子两两组成四种可溶性盐，其中：AC和BD盐溶液pH＝7，BC盐溶液pH>7，则下列说法不正确的是(　　)‎ A．AD盐溶液pH<7‎ B．在AC盐溶液中c(A＋)＋c(AOH)＝c(C－)＋c(HC)‎ C．碱的电离程度一定是：AOH>BOH D．酸的电离程度一定是：HD>HC 解析：选C　在盐类水解中，遵循“有弱就水解，越弱越水解，谁强显谁性，同强显中性”的规律，AC、BD盐溶液pH＝7，说明AOH与HC、BOH与HD的电离程度相当，而BC盐溶液pH>7，说明BOH比HC的电离程度大，故碱的电离程度AOHHC，C项错误，D项正确；AD为强酸弱碱盐，显酸性，A正确；由物料守恒可知，B项正确。‎ ‎11．(2016·兰州模拟)(1)AlCl3溶液呈________性(填“酸”“中”或“碱”)，原因是____________________________(用离子方程式表示)。把AlCl3溶液蒸干、灼烧，最后得到的主要固体产物是____________________(写化学式)。实验室在保存AlCl3溶液时，常在溶液中加少量的________，以________(填“促进”或“抑制”其水解)。‎ ‎(2)将等体积等物质的量浓度的醋酸和氢氧化钠溶液混合后，溶液呈________性(填“酸”“中”或“碱”)，溶液中c(Na＋)________c(CH3COO－)(填“>”“＝”或“<”)。‎ ‎(3)‎25 ℃‎时，pH＝3的醋酸和pH＝11的氢氧化钠溶液等体积混合后溶液呈________性(填“酸”“中”或“碱”)，溶液中，c(Na＋)________c(CH3COO－)(填“>”“＝”或“<”)。‎ ‎(4)物质的量浓度相同的醋酸和氢氧化钠溶液混合后，溶液中醋酸根离子和钠离子浓度相等，则混合后溶液呈________性(填“酸”“中”或“碱”)，醋酸体积________氢氧化钠溶液体积(填“>”“＝”或“<”)。‎ ‎(5)已知0.1 mol·L－1的NaHCO3溶液pH＝9，则溶液中c(CO)________c(H2CO3)(填“>”“＝”或“<”)，其溶液显电中性的原因是_____________________________________(用离子浓度关系式表示)。‎ 解析：(1)AlCl3是强酸弱碱盐，水解显酸性，水解方程式是Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋。水解是吸热的，加热促进水解，且生成的HCl挥发，最终生成的是Al(OH)3，灼烧后得到Al2O3。实验室在保存AlCl3溶液时，常在溶液中加少量的HCl，以抑制AlCl3水解。(2)醋酸和氢氧化钠的物质的量相等，恰好反应，生成醋酸钠。醋酸钠水解，溶液显碱性，根据电荷守恒可知，c(Na＋)>c(CH3COO－)。(3)由于醋酸是弱酸，所以pH＝3的醋酸的浓度大于0.001 mol·L－1，和氢氧化钠溶液反应时，醋酸是过量的，所以溶液显酸性，根据电荷守恒可知，c(Na＋)　(3)酸　<　(4)中　>‎ ‎(5)<　‎2c(CO)＋c(OH－)＋c(HCO)＝c(Na＋)＋c(H＋)　‎ ‎12．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水解显碱性所致。利用沉淀的转化与生成规律，CaSO4转化为更难溶的物质CaCO3：Na2CO3＋CaSO4·2H2O===CaCO3＋Na2SO4＋2H2O。‎ ‎(3)通过观察图像求解①②问。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 ‎13．(2016·仙桃中学调研)复分解反应存在这样一个规律：较强酸可制取较弱酸。盐类的水解也是复分解反应，弱酸强碱盐对应的弱酸越弱，其盐越容易发生水解。‎ 已知在常温下测得浓度均为0.1 mol·L－1的下列6种溶液的pH：‎ 溶质 CH3COONa NaHCO3‎ Na2CO3‎ NaClO NaCN C6H5ONa pH ‎8.8‎ ‎9.7‎ ‎11.6‎ ‎10.3‎ ‎11.1‎ ‎11.3‎ ‎(1)请根据上述信息判断下列反应不能发生的是________(填字母)。‎ A．CO2＋H2O＋2NaClO===Na2CO3＋2HClO B．CO2＋H2O＋NaClO===NaHCO3＋HClO C．CO2＋H2O＋C6H5ONa―→NaHCO3＋C6H5OH D．CO2＋H2O＋‎2C6H5ONa―→Na2CO3＋‎2C6H5OH E．Na2CO3＋C6H5OH―→NaHCO3＋C6H5ONa F．CH3COOH＋NaCN===CH3COONa＋HCN ‎(2)一些复分解反应的发生还遵循其他的规律。下列变化都属于复分解反应：‎ ‎①将石灰乳与纯碱溶液混合可制得苛性钠溶液 ‎②向饱和碳酸氢铵溶液中加入饱和食盐水可获得小苏打固体 ‎③蒸发KCl和NaNO3的混合溶液，首先析出NaCl晶体。‎ 根据上述反应，总结出复分解反应发生的另一规律为__________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(3)物质的量浓度均为0.05 mol·L－1的下列五种物质的溶液中，pH由大到小的顺序是____________(填编号)。‎ ‎①C6H5OH(苯酚)　②CH3COOH　③HClO4　④HClO　⑤H2SO4‎ ‎(4)一定温度下，向等体积纯水中分别加入等物质的量的下列物质：①NaOH、②CH3COOH、③NaClO，则水的电离程度最大的是________(填编号)。一定温度下，向等体积纯水中分别加入等物质的量的CH3COONa和NaCN，两溶液中阴离子的总物质的量分别为n1和n2，则n1和n2的关系为n1________n2(填“>”“<”或“＝”)。‎ 解析：这些盐都是弱酸的钠盐，水解时生成相应的弱酸，且弱酸的酸性越弱，水解程度也越大，即所得溶液的碱性越强，pH越大。这些弱酸的酸性由强到弱的顺序为CH3COOH、H2CO3、HClO、HCN、C6H5OH、HCO(注意：Na2CO3对应的弱酸为HCO，NaHCO3对应的弱酸为H2CO3)。(1)根据强酸制弱酸的原理及生成物质的性质；A反应若生成HClO，则可与Na2CO3起反应生成NaClO和NaHCO3，A不能发生，B能发生；同理可分析，D不能发生，C、E、F能发生。(2)从三个反应特点：①生成难溶的CaCO3，②生成的NaHCO3在水中的溶解度最小，③KNO3、KCl、NaNO3和NaCl四种物质中NaCl在水中的溶解度最小，得出结论：复分解反应总是由溶解度大的物质向生成溶解度小的物质的方向进行。(3)比较溶液pH大小时，弱酸可根据相对强弱，强酸则看H＋的浓度大小，根据(1)的结论，弱酸中苯酚酸性弱于HClO，HClO弱于CH3COOH，强酸有H2SO4和HClO4，相同浓度的溶液中，由于H2SO4中c(H＋)大，故pH较小，从而得出pH由大到小的顺序为①④②③⑤。(4)酸或碱(无论是强的还是弱的)都会抑制水的电离，而多数盐由于发生水解而促进水的电离，因而，水的电离程度最大的是弱酸或弱碱形成的盐，即为NaClO；在等物质的量的CH3COONa和NaCN溶液中，由电荷守恒可得：n1＝n(Na＋)＋n(H＋)＝n(CH3COO－)＋n(OH－)；n2＝n(Na＋)＋n(H＋)＝n(CN－)＋n(OH－)，又NaCN溶液中的OH－物质的量大于CH3COONa溶液中OH－物质的量，则有NaCN溶液中的n(H＋)比CH3COONa溶液中的n(H＋)少，且两溶液中的n(Na＋)相等，必有：n1>n2。‎ 答案：(1)AD　(2)反应能够由溶解度相对较大的物质向生成溶解度相对较小的物质的方向进行 ‎(3)①④②③⑤　(4)③　>‎ 精品微课(六) 用守恒思想破解溶液中粒子浓度大小的比较 ‎[必备知能]‎ 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＋，在溶液中微粒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 弱酸根离子或弱碱根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－，所以CH3COONa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元素)＝1∶1，因HCO水解：HCO＋H2OH2CO3＋OH－以及HCO电离：HCOH＋＋CO，C的存在形式有3种，即HCO、H2CO3、CO，由n(Na＋)∶n(C元素)＝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)＋c(OH－)＋‎2c(CO)。(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 质子守恒的关系式也可以由电荷守恒式与物料守恒式推导得到。Na2S水溶液中电荷守恒式为c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HS－)＋‎2c(S2－)①，物料守恒式为c(Na＋)＝2[c(HS－)＋c(S2－)＋c(H2S)]②，由①－②即可得质子守恒式，消去没有参与变化的Na＋等，得c(H＋)＋‎2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)。‎ 三、明晰三大类型，掌握解题思路 ‎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，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思路 ‎[必研题型]‎ 单一溶液中粒子浓度关系 ‎1．(2016·雅安模拟)已知某温度下0.1 mol·L－1的NaHB(HB－为弱酸酸式酸根)溶液中c(H＋)>c(OH－)，则下列有关说法或关系式一定正确的是(　　)‎ ‎①HB－的水解程度小于HB－的电离程度　②c(Na＋)＝0.1 mol·L－1>c(B2－)　③溶液的pH＝1　④c(Na＋)＝c(HB－)＋‎2c(B2－)＋c(OH－)‎ A．①②　　　　　　　　　　 B．②③‎ C．②④ D．①②③‎ 解析：选A　①某温度下0.1 mol·L－1的NaHB溶液中c(H＋)>c(OH－)，溶液显酸性，说明HB－的电离程度大于HB－的水解程度，正确。②由于盐NaHB的浓度是0.1 mol·L－1，根据盐电离方程式：NaHB===Na＋＋HB－，HB－的电离程度很小，主要以HB－存在，所以c(Na＋)＝0.1 mol·L－1>c(B2－)，正确。③c(H＋)<0.1 mol·L－1，pH>1，错误。④根据物料守恒可得c(Na＋)＝c(HB－)＋c(B2－)＋c(H2B)，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　A项错误，Na2S电离产生的S2－部分水解生成HS－，HS－发生更弱的水解，生成H2S分子，两步水解均破坏了水的电离平衡，使溶液中OH－不断增多，c(HS－)c(S2－)>c(OH－)>c(HS－)>c(H＋)。‎ ‎　　‎ 混合溶液中粒子浓度关系 ‎3．(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－)。‎ ‎4．(2016·昆明模拟)‎25 ℃‎时，下列有关溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是(　　)‎ A．向醋酸钠溶液中加入适量醋酸，得到的酸性混合溶液：c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(H＋)>c(OH－)‎ B．0.1 mol·L－1Na2CO3溶液与0.1 mol·L－1NaHCO3溶液等体积混合：‎2c(Na＋)＝‎3c(CO)＋‎3c(HCO)＋‎3c(H2CO3)　‎ C．0.1 mol·L－1NH4Cl溶液与0.1 mol·L－1氨水等体积混合(pH>7)：c(NH3·H2O)>c(NH)>c(Cl－)>c(OH－)　‎ D．0.1 mol·L－1Na‎2C2O4溶液与0.1 mol·L－1HCl溶液等体积混合(H‎2C2O4为二元弱酸)：‎2c(C2O)＋c(HC2O)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)‎ 解析：选B　向醋酸钠溶液中加入适量醋酸，根据电荷守恒得c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，溶液呈酸性，说明c(H＋)>c(OH－)，则c(Na＋)7说明NH的水解程度小于NH3·H2O的电离程度，故c(NH3·H2O)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：‎2c(H＋)－‎2c(OH－)＝c(CH3COO－)－c(CH3COOH)‎ 解析：选D　A项，新制氯水中加入固体NaOH，由电荷守恒得c(H＋)＋c(Na＋)＝c(Cl－)＋c(ClO－)＋c(OH－)，错误；B项，溶液pH＝8.3，说明HCO的水解程度大于电离程度，水解产生的H2CO3浓度大于电离产生的CO浓度，错误；C项，常温下，pH之和等于14的两溶液，酸溶液中的c(H＋)与碱溶液中的c(OH－)相等，等体积混合时，弱碱在反应过程中能继续电离，即碱过量，最终溶液显碱性，错误；D项，两者混合后发生反应，得到物质的量浓度相等的CH3COOH和CH3COONa混合溶液，物料守恒式为c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝‎2c(Na＋)，电荷守恒式为c(H＋)＋c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，根据以上两式可知，D正确。‎ ‎ 溶液混合型粒子浓度的比较两类型 ‎(1)溶液混合但不发生反应的类型。要同时考虑电离和水解，涉及弱酸、弱碱、含能水解离子的盐溶液时，可用极限观点思考，以“强势”反应为主，可不考虑“弱势”反应。‎ ‎①电离强于水解型。如CH3COOH溶液和CH3COONa溶液等体积、等物质的量浓度混合，分析时可只考虑CH3COOH的电离，不考虑CH3COONa的水解，粒子浓度大小顺序为c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(CH3COOH)>c(H＋)>c(OH－)。‎ ‎②水解强于电离型。如HCN溶液和NaCN溶液等体积、等物质的量浓度混合，粒子浓度大小顺序为c(HCN)>c(Na＋)>c(CN－)>c(OH－)>c(H＋)。‎ ‎(2)溶液混合发生反应但有一种过量的类型。根据过量程度及产物情况，要同时考虑电离和水解，不过这类问题大多转化为“溶液混合但不发生反应类型”问题。‎ ‎　　　 ‎ 不同溶液中同一粒子浓度的大小比较 ‎6．常温下，下列有关离子浓度及pH大小的比较正确的是(　　)‎ A．NH浓度相同的下列溶液：①(NH4)2Fe(SO4)2　②(NH4)2CO3　③(NH4)2SO4‎ ‎，溶液浓度由大到小的顺序为③>②>①‎ B．由pH＝3的CH3COOH溶液与pH＝11的NaOH溶液等体积混合，其离子浓度不可能是c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)‎ C．pH＝13的Ba(OH)2溶液与pH＝1的盐酸等体积混合，混合溶液的pH>7‎ D．pH＝12的Ba(OH)2溶液与pH＝14的NaOH溶液等体积混合，混合溶液的pH范围是131×10－3mol·L－1，pH＝11的NaOH溶液中c(OH－)＝1×10－3mol·L－1，c(NaOH)＝1×10－3 mol·L－1，当两种溶液等体积混合时，酸过量，溶液呈酸性，c(H＋)>c(OH－)，根据电荷守恒得c(CH3COO－)>c(Na＋)，则c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)的关系式成立，错误。C项，pH＝13的Ba(OH)2溶液与pH＝1的盐酸中c(OH－)＝c(H＋)，二者等体积混合时，H＋与OH－恰好完全中和，所得溶液呈中性，pH＝7，错误。D项，pH＝12的Ba(OH)2溶液中c(OH－)＝1×10－2mol·L－1，pH＝14的NaOH溶液中c(OH－)＝1 mol·L－1，二者等体积混合所得溶液的c(OH－)约为0.5 mol·L－1，c(H＋)约为2×10－14mol·L－1，pH范围是13④>⑤>③>①‎ B．c(CH3COOH)：①>③>⑤>④>②‎ C．c(CH3COO－)：②>③>④>⑤>①‎ D．：①>⑤>③>④>②‎ 解析：选D　A项中pH的大小关系为②>④>③>⑤>①；B项中c(CH3COOH)的大小关系为①>⑤>③>④>②；C项中c(CH3COO－)的大小关系为②>④>③>⑤>①；D项中的大小关系为①>⑤>③>④>②，故正确。‎ ‎[探规寻律]‎ 不同溶液中同种粒子浓度的大小比较 与图像有关的粒子浓度关系 ‎8．如图是草酸溶液中H‎2C2O4、HC2O、C2O三种微粒的分布分数(某微粒物质的量浓度与三种微粒物质的量浓度和的比值)与pH的关系，下列有关说法不正确的是(　　)‎ A．pH＝5的溶液中：c(C2O)>c(HC2O)‎ B．NaHC2O4溶液中：c(OH－)＋c(C2O)＝c(H＋)＋c(H‎2C2O4)‎ C．向NaHC2O4溶液中加强酸至pH与a点对应时，溶液中‎2c(Na＋)＝c(HC2O)＋c(H‎2C2O4)‎ D．为使溶液中c(HC2O)尽可能多一些，溶液的pH最好控制在2.7左右 解析：选C　由图知，pH＝5时，溶液中的C2O浓度大于HC2O浓度，A正确；由质子守恒知B正确；a点时，溶液中含有碳元素的微粒只有草酸氢根离子和草酸分子，且二者浓度相等，由物料守恒知，c(Na＋)＝c(HC2O)＋c(H‎2C2O4)，C错误；由图知D正确。‎ ‎9．(2016·成都第三次诊断)常温下，向10 mL 0.1 mol·L－1的HR溶液中逐滴滴入 0.1 mol·L－1的NH3·H2O溶液，所得溶液pH及导电性变化如图。下列分析不正确的是(　　)‎ A．a～b导电能力增强，说明HR为弱酸 B．b点溶液pH＝7，说明NH4R没有水解 C．c点溶液中存在c(NH)>c(R－)、c(OH－)>c(H＋)‎ D．b～c任意点溶液均有c(H＋)×c(OH－)＝KW＝1.0×10－14‎ 解析：选B　A项，a～b导电能力增强，是因为生成了盐(强电解质)，可以说明HR为弱酸；B项，b点溶液的pH＝7，是因为生成的弱酸弱碱盐中两种离子的水解程度相同；C项，c点溶液是NH4R与NH3·H2O的混合溶液，溶液呈碱性，有c(OH－)>c(H＋)，根据电荷守恒有c(NH)>c(R－)；D项，温度不变，KW为常数。‎ ‎10．NH4Al(SO4)2是食品加工中最为快捷的食品添加剂，用于焙烤食品；NH4HSO4‎ 在分析试剂、医药、电子工业中用途广泛。‎ 请回答下列问题：‎ ‎(1)相同条件下，相同物质的量浓度的NH4Al(SO4)2中c(NH)________(填“＝”“>”或“<”)NH4HSO4中c(NH)。　‎ ‎(2)如图甲是0.1 mol·L－1电解质溶液的pH随温度变化的图像。‎ ‎①其中符合0.1 mol·L－1NH4Al(SO4)2的pH随温度变化的曲线是________(填字母)；‎ ‎②室温时，0.1 mol·L－1NH4Al(SO4)2中‎2c(SO)－c(NH)－‎3c(Al3＋)＝________ mol·L－1(填数值)。‎ ‎(3)室温时，向100 mL 0.1 mol·L－1NH4HSO4溶液中滴加0.1 mol·L－1NaOH溶液，得到的溶液pH与NaOH溶液体积的关系曲线如图乙所示。‎ 试分析图中a、b、c、d四个点，水的电离程度最大的是________；在b点，溶液中各离子浓度由大到小的排列顺序是______________________________________________。‎ 解析：(1)NH4Al(SO4)2与NH4HSO4中的NH均发生水解，但是NH4Al(SO4)2中Al3＋水解使溶液呈酸性，抑制NH水解，HSO电离出的H＋同样抑制NH水解，因为HSO电离生成的H＋浓度比Al3＋水解生成的H＋浓度大，所以NH4HSO4中NH水解程度比NH4Al(SO4)2中的小。‎ ‎(2)①NH4Al(SO4)2水解使溶液呈酸性，升高温度其水解程度增大，pH减小，符合的曲线为A。②‎20 ℃‎时，0.1 mol·L－1NH4Al(SO4)2溶液的pH＝3，c(H＋)＝10－3mol·L－1，根据电荷守恒有：‎2c(SO)＋c(OH－)＝c(NH)＋‎3c(Al3＋)＋c(H＋)，‎2c(SO)－c(NH)－‎3c(Al3＋)＝c(H＋)－c(OH－)＝(10－3－10－11)mol·L－1＝10－3mol·L－1[c(OH－)太小，可忽略]。‎ ‎(3)a、b、c、d四个点，根据反应物的量的关系，a点恰好消耗完H＋，溶液中只有(NH4)2SO4与Na2SO4；b、c、d三点溶液中均含有NH3·H2O，(NH4)2SO4可以促进水的电离，而NH3·H2O抑制水的电离。b点溶液呈中性，即溶液中含有(NH4)2SO4、Na2SO4、NH3·H2O三种成分，a点时c(Na＋)＝c(SO)，b点时c(Na＋)>c(SO)，根据N元素与S元素的物质的量相等，可以得出c(SO)>c(NH)，故c(Na＋)>c(SO)>c(NH)>c(OH－)＝c(H＋)。‎ 答案：(1)<　(2)①A　②10－3(或10－3－10－11)‎ ‎(3)a　c(Na＋)>c(SO)>c(NH)>c(OH－)＝c(H＋)‎ ‎1．下列溶液中各微粒的浓度关系正确的是(　　)‎ A．等pH的氨水、KOH溶液、Ba(OH)2溶液中：c(NH)＝c(K＋)＝c(Ba2＋)‎ B．将10 mL 0.1 mol·L－1Na2CO3溶液逐滴滴加到10 mL 0.1 mol·L－1盐酸中：c(Na＋)>c(Cl－)>c(HCO)>c(CO)‎ C．向NH4HCO3溶液中滴加NaOH溶液至pH＝7：c(NH)＋c(Na＋)＝c(HCO)＋c(CO)‎ D．0.2 mol·L－1的某一元弱酸HA溶液和0.1 mol·L－1NaOH溶液等体积混合后的溶液：‎2c(OH－)＋c(A－)＝‎2c(H＋)＋c(HA)‎ 解析：选D　等pH的氨水、KOH溶液、Ba(OH)2溶液中：c(NH)＝c(K＋)＝‎2c(Ba2＋)，A错误；将10 mL 0.1 mol·L－1Na2CO3溶液逐滴滴加到10 mL 0.1 mol·L－1盐酸中，开始盐酸过量产生CO2，最终所得溶液是氯化钠和碳酸钠的混合溶液，则溶液中c(Na＋)>c(Cl－)>c(CO)>c(HCO)，B错误；向NH4HCO3溶液中滴加NaOH溶液至pH＝7，根据电荷守恒可知c(NH)＋c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO)＋‎2c(CO)，则溶液中c(NH)＋c(Na＋)＝c(HCO)＋‎2c(CO)，C错误；0.2 mol·L－1的某一元弱酸HA溶液和0.1 mol·L－1NaOH溶液等体积混合后的溶液是由HA和NaA组成的，且二者的浓度相等，因此根据电荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)和物料守恒‎2c(Na＋)＝c(HA)＋c(A－)可知溶液中‎2c(OH－)＋c(A－)＝‎2c(H＋)＋c(HA)，D正确。‎ ‎2．(2016·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。‎ ‎3．(2016·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－水解能力大于HA的电离，HA是弱酸，NaOH是强碱，对水的抑制不相同，A错误；经上述分析，混合后溶液离子浓度大小：c(HA)>c(Na＋)>c(A－)>c(OH－)，B正确；根据元素守恒c(A－)＋c(HA)＝ mol·L－1＝0.1 mol·L－1，C正确；根据溶液呈现电中性，c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)，D正确。‎ ‎4．(2016·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。‎ ‎5．(2014·广东高考)常温下，0.2 mol·L－1的一元酸HA与等浓度的NaOH溶液等体积混合后，所得溶液中部分微粒组分及浓度如图所示。下列说法正确的是(　　)‎ A．HA为强酸 B．该混合溶液pH＝7.0‎ C．该混合溶液中：c(A－)＋c(Y)＝c(Na＋)‎ D．图中X表示HA，Y表示OH－，Z表示H＋‎ 解析：选C　若HA为强酸，按题意两溶液混合后，所得溶液中c(A－)＝0.1 mol·L－1。由图知A－浓度小于0.1 mol·L－1，表明A－发生水解。根据水解原理，溶液中主要微粒的浓度大小关系应为c(Na＋)>c(A－)>c(OH－)>c(HA)>c(H＋)，可以判断X表示OH－，Y表示HA，Z表示H＋。则A、B、D项错误，C项满足物料守恒，正确。‎ ‎6．(2016·宜昌检测)0.02 mol·L－1HCN溶液与0.02 mol·L－1NaCN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　根据电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CN－)，由c(CN－)n(HCl)‎ D．当0 mLc(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)‎ 解析：选B　0.100 0 mol·L－1的醋酸的pH>1，故图乙是滴定醋酸的曲线，A项错误；在B、D状态时，pH＝7，c(H＋)＝c(OH－)，根据电荷守恒，c(Na＋)＝c(A－)，B项正确；B、E状态时，反应消耗的NaOH的物质的量相同，根据反应的化学方程式，反应消耗的HCl、CH3COOH的物质的量相同，C项错误；当V(NaOH)接近20.00 mL时，CH3COOH几乎完全反应，溶液可能显碱性，c(OH－)>c(H＋)，故D项错误。‎ ‎8．将0.1 mol·L－1 KHSO4与0.1 mol·L－1 Na2S溶液等体积混合后，溶液能使酚酞显粉红色，则离子浓度关系不正确的是(　　)‎ A．c(SO)>c(HS－)>c(OH－)>c(H＋)‎ B．c(Na＋)>c(K＋)>c(H＋)>c(OH－)‎ C．c(Na＋)＝c(S2－)＋c(HS－)＋c(H2S)＋c(SO)‎ D．c(K＋)＋c(Na＋)＋c(H＋)＝‎2c(SO)＋‎2c(S2－)＋c(HS－)＋c(OH－)‎ 解析：选B　混合后，KHSO4＋Na2S===Na2SO4＋KHS，溶液中含有等物质的量的Na2SO4、KHS，且溶液呈碱性。HS－在水溶液中发生水解反应，故c(SO)>c(HS－)，由于溶液呈碱性，故c(OH－)>c(H＋)，因此，A项正确，B项错误；由于KHSO4与Na2S物质的量相等，根据物料守恒，则c(Na＋)＝c(S2－)＋c(HS－)＋c(H2S)＋c(SO)，C项正确；根据电荷守恒，有c(K＋)＋c(Na＋)＋c(H＋)＝‎2c(SO)＋‎2c(S2－)＋c(HS－)＋c(OH－)，D项正确。‎ ‎9．(2013·四川高考)室温下，将一元酸HA的溶液和KOH溶液等体积混合(忽略体积变化)，实验数据如下表：‎ 实验编号 起始浓度/(mol·L－1)‎ 反应后溶液的pH c(HA)‎ c(KOH)‎ ‎①‎ ‎0.1‎ ‎0.1‎ ‎9‎ ‎②‎ x ‎0.2‎ ‎7‎ 下列判断不正确的是(　　)‎ A．实验①反应后的溶液中：c(K＋)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H＋)‎ B．实验①反应后的溶液中：c(OH－)＝c(K＋)－c(A－)＝ mol·L－1‎ C．实验②反应后的溶液中：c(A－)＋c(HA)＞0.1 mol·L－1　‎ D．实验②反应后的溶液中：c(K＋)＝c(A－)＞c(OH－) ＝c(H＋)‎ 解析：选B　实验①反应后溶液的pH为9，即溶液显碱性，说明HA为弱酸，二者等浓度等体积恰好反应生成KA，A－水解，A项正确；实验①反应后的溶液中，由电荷守恒式c(H＋)＋c(K＋)＝c(A－)＋c(OH－)知，c(K＋)－c(A－)＝c(OH－)－c(H＋)，B项错误；因为HA为弱酸，如果与等体积等浓度的KOH溶液混合，溶液显碱性，若溶液显中性，则在两溶液体积相等的条件下，加入的HA溶液的浓度应大于0.2 mol·L－1，所以实验②反应后的溶液中，c(A－)＋c(HA)＞0.1 mol·L－1，C项正确；实验②反应后溶液显中性，根据电荷守恒式c(H＋)＋c(K＋)＝c(A－)＋c(OH－)，且c(H＋)＝c(OH－)，则c(K＋)＝c(A－)，即c(K＋)＝c(A－)＞c(H＋)＝c(OH－)，D项正确。‎ ‎10．‎40 ℃‎，在氨－水体系中不断通入CO2，各种离子的变化趋势如下图所示。下列说法不正确的是(　　)‎ A．在pH＝9.0时，c(NH)>c(HCO)>c(NH2COO－)>c(CO)‎ B．不同pH的溶液中存在关系：‎ c(NH)＋c(H＋)＝‎2c(CO)＋c(HCO)＋c(NH2COO－)＋c(OH－)‎ C．随着CO2的通入，不断增大 D．在溶液pH不断降低的过程中，有含NH2COO－的中间产物生成 解析：选C　A项，在横坐标pH＝9.0的点，向上做一条垂直于横坐标的直线，根据与不同曲线的交点的纵坐标可以判断，A项正确；B项，根据溶液中的电荷守恒可得B项正确；C项，c(OH－)/c(NH3·H2O)＝Kb/c(NH)，随着CO2的通入，NH的物质的量分数不断增大，故c(NH)不断增大，Kb/c(NH)不断减小，也就是c(OH－)/c(NH3·H2O)不断减小，C项错；D项，根据图像，pH在不断降低的过程中NH2COO－先出现，后消失，由此判断D项正确。‎ ‎11．(2016·淄博七中二模)已知NaHSO3溶液呈酸性、NaHCO3溶液呈碱性。现有浓度均为0.1 mol·L－1的NaHSO3溶液和NaHCO3溶液，溶液中各粒子的物质的量浓度存在下列关系(R表示S或C)。其中正确的是(　　)‎ A．c(Na＋)>c(HRO)>c(H＋)>c(RO)>c(OH－)‎ B．c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HRO)＋c(RO)＋c(OH－)‎ C．c(H＋)＋c(H2RO3)＝c(RO)＋c(OH－)‎ D．两溶液中c(Na＋)、c(HRO)、c(RO)分别相等 解析：选C　由于NaHCO3溶液呈碱性，即c(OH－)>c(H＋)，故A项错误；根据电荷守恒，c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HRO)＋‎2c(RO)＋c(OH－)，B项错误；根据物料守恒，c(Na＋)＝c(HRO)＋c(RO)＋c(H2RO3)，结合电荷守恒可知，c(OH－)＝c(H＋)＋c(H2RO3)－c(RO)，即C项正确；根据物料守恒，c(HCO)＋c(CO)＋c(H2CO3)＝c(HSO)＋c(SO)＋c(H2SO3)，由于NaHCO3溶液呈碱性，说明HCO的水解程度大于HCO的电离程度，而NaHSO3溶液呈酸性，说明HSO的电离程度大于HSO的水解程度，故溶液中c(HSO)≠c(HCO)，c(SO)≠c(CO)，D项错误。‎ ‎12．(2016·广州测试)室温下，将一元酸HA溶液和NaOH溶液等体积混合，实验数据如表：‎ 实验编号 起始浓度c(HA)‎ 起始浓度c(NaOH)‎ 反应后溶液的pH ‎①‎ ‎0.1 mol·L－1‎ ‎0.1 mol·L－1‎ ‎9‎ ‎②‎ x ‎0.2 mol·L－1‎ ‎7‎ 下列说法正确的是(　　)‎ A．实验①反应前HA溶液中：c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)‎ B．实验①反应后溶液中：c(A－)>c(Na＋)‎ C．实验②反应前HA溶液浓度：x＝0.2 mol·L－1‎ D．实验②反应后溶液中：c(A－)＋c(HA)＝c(Na＋)‎ 解析：选A　根据电荷守恒可知，HA溶液中c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)，A项正确；实验①反应后，根据电荷守恒，c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)，由于溶液的pH＝9，则c(OH－)>c(H＋)，故c(Na＋)>c(A－)，B项错误；由实验①可知，HA为弱酸，实验②中，若x＝0.2 mol·L－1，反应后溶液的pH>7，现在溶液的pH＝7，说明x>0.2 mol·L－1，C项错误；由电荷守恒，c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)，由于溶液的pH＝7，即c(H＋)＝c(OH－)，故c(A－)＝c(Na＋)，D项错误。‎ ‎13．(2016·山东师大附中模拟)常温下，向20 mL某盐酸溶液中逐滴加入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－)，根据电荷守恒：c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，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，需增加氨水的用量，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。‎ ‎14．(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：选D　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)。‎ ‎15．(2016·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＋)所以溶质为CH3COOH和CH3COONa；当等体积的醋酸与NaOH混合且溶液呈中性，则应该醋酸过量，所以浓度大于NaOH，由电荷守恒确定：c(CH3COO－)＝c(Na＋)。‎ 答案：(1)CH3COO－　CH3COOH　(2)①醋酸钠　A　②CH3COOH、CH3COONa　③>　＝　(3)C ‎16．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，A项错误；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 ‎1．了解难溶电解质的沉淀溶解平衡。‎ ‎2．了解溶度积的含义及其表达式，能进行相关的计算。‎ 第四节 难溶电解质的溶解平衡 考点一 ‎[基础自主落实]‎ ‎1．沉淀的溶解平衡 ‎(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 ‎(3)沉淀溶解平衡的特征 ‎(4)沉淀溶解平衡的外界影响因素 以AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)　ΔH>0为例分析外界条件改变对沉淀溶解平衡影响 外界条件 移动方向 c(Ag＋)‎ 升高温度 正向 增大 加入少量的AgNO3‎ 逆向 增大 加入Na2S 正向 减小 通入HCl 逆向 减小 ‎2．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)时有沉淀的生成。‎ ‎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：用离子方程式表示难溶于水的CaCO3可溶于盐酸：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举例：AgNO3溶液AgClAgBr，则Ksp[AgCl]＞Ksp[AgBr]。‎ ‎③应用：‎ a．锅炉除垢：将CaSO4转化为CaCO3，离子方程式为CaSO4＋CO===CaCO3＋。‎ b．矿物转化：CuSO4溶液遇ZnS转化为CuS，离子方程式为ZnS＋Cu2＋===CuS＋Zn2＋。‎ 小题热身 ‎1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。‎ ‎(1)沉淀达到溶解平衡状态，溶液中各离子浓度一定相等(×)‎ ‎(2)升高温度，沉淀溶解平衡一定正向移动(×)‎ ‎(3)某物质的溶解性为难溶，则该物质不溶于水(×)‎ ‎(4)因溶解度小的沉淀易向溶解度更小的沉淀转化，故ZnS沉淀中滴加CuSO4溶液可以得到CuS沉淀(√)‎ ‎(5)室温下，AgCl在水中的溶解度小于在食盐水中的溶解度(×)‎ ‎(6)AgCl沉淀易转化为AgI沉淀且K(AgX)＝c(Ag＋)·c(X－)，故K(AgI)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。‎ ‎[考向合作探究]‎ 溶度积常数的概念及影响因素 ‎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．已知‎25 ℃‎时BaSO4饱和溶液中存在BaSO4(s)Ba2＋(aq)＋SO(aq)，Ksp＝1.102 5×10－10，下列有关BaSO4的溶度积和溶解平衡的叙述正确的是(　　)‎ A．‎25 ℃‎时，向c(SO)＝1.05×10－5 mol·L－1的BaSO4溶液中，加入BaSO4固体，c(SO) 增大 B．向该饱和溶液中加入Ba(NO3)2固体，则BaSO4的溶度积常数增大 C．向该饱和溶液中加入Na2SO4固体，则该溶液中c(Ba2＋)>c(SO)‎ D．向该饱和溶液中加入BaCl2固体，则该溶液中c(SO)减小　‎ 解析：选D　BaSO4的溶度积等于c(Ba2＋)和c(SO)的乘积，故饱和溶液中c(SO)＝1.05×10－5 mol·L－1，再加入BaSO4固体不溶解，c(SO)不变，A项错误；溶度积常数只与温度有关，B项错误；加入Na2SO4固体，BaSO4的溶解平衡向左移动，c(Ba2＋)减小，应为c(SO)>c(Ba2＋)，C项错误；加入BaCl2固体，BaSO4的溶解平衡向左移动，c(SO)减小。‎ 溶度积常数的相关计算及应用 ‎3．已知Ksp(AgCl)＝1.8×10－10，Ksp(AgI)＝1.0×10－16。下列关于不溶物之间转化的说法中错误的是(　　)‎ A．AgCl不溶于水，不能转化为AgI B．两种不溶物的Ksp相差越大，不溶物就越容易转化为更难溶的不溶物 C．AgI比AgCl更难溶于水，所以AgCl可以转化为AgI D．常温下，AgCl若要在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不溶于水，但是在水中存在沉淀溶解平衡：AgCl(s)Cl－(aq)＋Ag＋(aq)，当向溶液中滴加含有I－溶液时，达到c(Ag＋)·c(I－)>Ksp(AgI)，就会产生AgI沉淀，沉淀由白色变为黄色，A错误。两种不溶物的Ksp相差越大，当向其中加入另外一种物质时，溶液中离子浓度与加入的物质的微粒浓度乘积大于溶解度小的物质的溶度积常数，就越容易形成沉淀。即不溶物就越容易转化为更难溶的不溶物，B正确。AgI比AgCl更难溶于水，所以根据化学平衡移动原理可知AgCl可以转化为AgI，C正确。常温下，AgCl若要在NaI溶液中开始转化为AgI，由于c(Ag＋)＝×10－5，则根据NaI离子积常数，可知要形成AgI沉淀，c(Ag＋)·c(I－)>Ksp(AgI)＝1.0×10－16，所以c(I－)>＝×10－11 mol·L－1，D正确。‎ ‎4．已知Ksp(AgCl)＝1.8×10－10，Ksp(AgI)＝1.5×10－16，Ksp(Ag2CrO4)＝2.0×10－12，则下列难溶盐的饱和溶液中，Ag＋浓度大小顺序正确的是(　　)‎ A．AgCl＞AgI＞Ag2CrO4　　 B．AgCl＞Ag2CrO4＞AgI C．Ag2CrO4＞AgCl＞AgI D．Ag2CrO4＞AgI＞AgCl 解析：选C　由Ksp(AgCl)＝1.8×10－10可求出c(Ag＋)＝1.34×10－5 mol·L－1；由Ksp(AgI)＝1.5×10－16可求出c(Ag＋)＝1.22×10－8 mol·L－1；由Ksp(Ag2CrO4)＝2.0×10－12可求出 c(Ag＋)＝1.59×10－4 mol·L－1，所以c(Ag＋)大小顺序为Ag2CrO4＞AgCl＞AgI。‎ ‎5．(2016·太原模拟)一定温度下，难溶电解质的饱和溶液中存在着沉淀溶解平衡，已知：‎ 物质 Fe(OH)2‎ Cu(OH)2‎ Fe(OH)3‎ Ksp(‎25 ℃‎)‎ ‎8.0×10－16‎ ‎2.2×10－20‎ ‎4.0×10－38‎ ‎25 ℃‎时，对于含Fe2(SO4)3、FeSO4和CuSO4各0.5 mol的‎1 L混合溶液，根据上表数据判断，下列说法不正确的是(　　)‎ A．在pH＝5的溶液中，Fe3＋不能大量存在 B．混合溶液中c(SO)∶[c(Fe3＋)＋c(Fe2＋)＋c(Cu2＋)]>5∶4‎ C．向混合溶液中逐滴加入0.1 mol·L－1NaOH溶液，最先看到红褐色沉淀 D．向混合溶液中加入适量氯水，并调节pH到3～4过滤，可获较纯净的CuSO4溶液 解析：选D　在pH＝5的溶液中氢氧根的浓度是10－9mol·L－1，铁离子的浓度是0.5 mol·L－1，则浓度商＝1×10－27>4×10－38，所以有氢氧化铁沉淀产生，则Fe3＋不能大量存在，A正确；由于在溶液中金属阳离子均水解，则混合溶液中c(SO)∶[c(Fe3＋)＋c(Fe2＋)＋c(Cu2＋)]>5∶4，B正确；根据三种物质的溶度积常数可知分别形成沉淀时需要氢氧根的浓度分别是 、 、 ，因此向混合溶液中逐滴加入0.1 mol·L－1NaOH溶液，首先生成氢氧化铁沉淀，则最先看到红褐色沉淀，C正确；向混合溶液中加入适量氯水，并调节pH到3～4过滤，得到的是硫酸、盐酸和CuSO4的混合溶液，D错误。‎ ‎[探规寻律]‎ ‎(1)已知溶度积求溶液中的某种离子的浓度，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，求溶液中的另一种离子的浓度，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。‎ 考点三(难点拉分型——讲细练全) ‎1．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。‎ ‎2．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，不会出现在曲线外的点。‎ ‎(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。‎ ‎3．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，离子浓度要增大都增大；‎ ‎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。‎ ‎[题组训练]‎ ‎1．(2016·兖州模拟)某温度时，AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。下列说法正确的是(　　)‎ A．加入AgNO3, 可以使溶液由c点变到d点 B．加入少量水，平衡右移，Cl－浓度减小 C．d点没有AgCl沉淀生成 D．c点对应的Ksp等于a点对应的Ksp 解析：选D　加入硝酸银，溶解平衡逆向移动，沿曲线移动，A错误；加入水，平衡向右移动，溶液仍为饱和溶液，氯离子浓度不变，B错误；d点溶液中溶解了过多的氯化银，肯定有沉淀析出，C错误；溶度积常数只受温度影响，所以曲线上各点的溶度积都相等，D正确。‎ ‎2．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－)，Fe ‎3＋、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选项正确；存在沉淀溶解平衡：Fe(OH)3(s)Fe3＋(aq)＋3OH－(aq)，加入NH4Cl固体，因为NH水解产生H＋，H＋与OH－反应使平衡正向移动，c(Fe3＋)增大，B选项错误；c(H＋)和c(OH－)的乘积为KW，KW仅与温度有关，则C选项正确；由题意和题图知D选项正确。‎ ‎3．(2016·洛阳模拟)①已知t ℃时AgCl的Ksp＝2×10－10；②在t ℃时，Ag2CrO4在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。下列说法正确的是(　　)‎ A．在t ℃时，反应Ag2CrO4(s)＋2Cl－2AgCl(s)＋CrO(aq)的平衡常数K＝2.5×107‎ B．在t ℃时，Ag2CrO4的Ksp为1×10－9‎ C．在饱和Ag2CrO4溶液中加入K2CrO4可使溶液由Y点到X点 D．在t ℃时，以0.01 mol·L－1 AgNO3溶液滴定20 mL 0.01 mol·L－1 KCl和0.01 mol·L－1的K2CrO4的混合溶液，CrO先沉淀 解析：选A　A项，平衡常数K＝c(CrO)÷c2(Cl－)＝[c(CrO)×c2(Ag＋)]÷[c2(Cl－)×c2(Ag＋)]＝1×10－12÷(2×10－10)2＝2.5×107，正确；B项，依据图像曲线上的数据结合溶度积常数概念计算得到，Ksp＝c2(Ag＋)·c(CrO)＝(10－3)2×10－6＝1×10－12，错误；C项，在饱和Ag2CrO4溶液中加入K2CrO4仍为饱和溶液，点仍在曲线上，错误；D项，依据溶度积常数计算，以0.01 mol·L－1 AgNO3溶液滴定20 mL 0.01 mol·L－1 KCl和0.01 mol·L－1的K2CrO4的混合溶液，c(CrO)＝0.01 mol·L－1，得到c(Ag＋)＝ ＝10－5 mol·L－1,0.01 mol·L－1 KCl溶液中，c(Cl－)＝0.01 mol·L－1，c(Ag＋)＝2×10－10÷0.01＝2×10－8 mol·L－1，所以先析出氯化银沉淀，错误。‎ ‎4．(2016·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。‎ 以“难溶电解质的溶度积”为载体串联溶解平衡的知识 高考载体(2015·全国卷ⅡT26)‎ ‎　　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：‎ 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 溶解度/(g/‎100 g水)‎ 化合物 Zn(OH)2‎ Fe(OH)2‎ Fe(OH)3‎ Ksp近似值 ‎10－17‎ ‎10－17‎ ‎10－39‎ ‎[知识串联设计]‎ ‎(1)Fe(OH)3沉淀溶解平衡常数(Ksp)的表达式是什么？__________________。‎ ‎(2)Fe(OH)3能否溶于稀硫酸？________。试用沉淀溶解平衡理论解释。____________。‎ ‎(3)①常温下，若使FeCl3溶液中的Fe3＋沉淀完全，需加入NaOH溶液调整溶液的pH为多少？(离子浓度小于1×10－5 mol·L－1时，即可认为该离子沉淀完全)__________________ _______________。‎ ‎②常温下若使0.1 mol·L－1的ZnCl2溶液中的Zn2＋开始沉淀，应加入NaOH溶液调整溶液的pH为多少？_____________________________________________________________。‎ ‎(4)向等物质的量浓度的Zn2＋、Fe3＋的混合溶液中逐滴加入NaOH溶液，最先产生的沉淀是什么？___________________________________________________________________。‎ ‎(5)若在ZnCl2溶液中混有少量的Fe2＋，应如何除去？__________________________。‎ 答案：(1)Ksp[Fe(OH)3]＝c(Fe3＋)·c3(OH－)‎ ‎(2)能　在沉淀溶解平衡Fe(OH)3(s)Fe3＋(aq)＋3OH－(aq)中加入稀H2SO4时，H＋与OH－发生中和反应，上述平衡右移，故Fe(OH)3可溶于稀硫酸 ‎(3)①Ksp[Fe(OH)3]＝c(Fe3＋)·c3(OH－)＝1×10－5×c3(OH－)＝1×10－39，c(OH－)＝ ≈10－11.3，则溶液pH＝2.7‎ ‎②Ksp[Zn(OH)2]＝c(Zn2＋)·c2(OH－)＝0.1×c2(OH－)＝1×10－17，c(OH－)＝1×10－8，pH＝6‎ ‎(4)Fe(OH)3‎ ‎(5)先向混合溶液中加入适量稀盐酸和H2O2溶液，再加入ZnO或Zn(OH)2或ZnCO3，调节ZnCl2溶液的pH ‎1．(2016·郑州模拟)向含有AgCl(s)的饱和AgCl溶液中加水，下列叙述正确的是(　　)‎ A．AgCl的溶解度增大　　　 B．AgCl的溶解度、Ksp均不变 C．Ksp(AgCl)增大 D．AgCl的溶解度、Ksp均增大 解析：选B　AgCl(s)在水中存在沉淀溶解平衡：AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)，当加水稀释时，c(Ag＋)、c(Cl－)减小，平衡正向移动，使AgCl溶解量增大，但是由于温度不变，所以该物质的溶解度、Ksp均不变。‎ ‎2．(2016·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　由于Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关。而大多数电解质的Ksp随温度的升高而增大，但个别物质如Ca(OH)2，Ksp随温度的升高而降低。‎ ‎3．(2016·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。‎ ‎4．(2016·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，浓度均为0.010 mol·L－1，氯离子沉淀时银离子的最小值是1.56×10－10/0.010 mol·L－1＝1.56×10－8 mol·L－1，溴离子沉淀时银离子的最小值是7.7×10－13/0.010 mol·L－1＝7.7×10－11 mol·L－1，CrO沉淀时银离子的最小值是(9×10－11/0.010 mol·L－1)1/2＝3×10－4.5 mol·L－1，所以当银离子的浓度相等时，沉淀所需银离子浓度小的先沉淀，所以三种离子的沉淀的先后顺序是Br－、Cl－、CrO。‎ ‎5．(2016·蚌埠铁中一模)已知Ag2SO4的Ksp为2.0×10－5，将适量Ag2SO4固体溶于100 mL水中至刚好饱和，该过程中Ag＋和SO浓度随时间变化关系如下图[饱和Ag2SO4溶液中c(Ag＋)＝0.034 mol·L－1]。若t1时刻在上述体系中加入100 mL 0.020 mol·L－1 Na2SO4溶液，下列示意图中，能正确表示t1时刻后Ag＋和SO浓度随时间变化关系的是(　　)‎ 解析：选B　Ag2SO4刚好为100 mL的饱和溶液，因为c(Ag＋)＝0.034 mol·L－1，所以c(SO)＝0.017 mol·L－1；当加入100 mL 0.020 mol·L－1 Na2SO4溶液后，c(SO)＝0.018 5 mol·L－1，c(Ag＋)＝0.017 mol·L－1(此时Qc＜Ksp)。由计算可知选B。‎ ‎6．一定温度下的难溶电解质AmBn在水溶液中达到沉淀溶解平衡时，其平衡常数Ksp＝cm(An＋)·cn(Bm－)，称为难溶电解质的溶度积。已知‎25 ℃‎时，以下五种物质的Ksp：‎ 物质 AgCl Ag2CrO4‎ AgBr AgI Ag2S Ksp ‎2×10－10‎ ‎2×10－12‎ ‎5.4×10－13‎ ‎8.3×10－17‎ ‎6.3×10－50‎ 颜色 白色 砖红色 淡黄色 黄色 黑色 现以0.1 mol·L－1的AgNO3溶液测定某溶液中c(Cl－)，适宜作滴定指示剂的物质是(　　)‎ A．K2CrO4 B．KBr C．KI D．K2S 解析：选A　若用AgNO3去滴定溶液中的Cl－，则选用的滴定指示剂与Ag＋反应生成物的溶解度应大于AgCl的溶解度，根据Ksp数据可知，只有Ag2CrO4的溶解度大于AgCl的溶解度，且Ag2CrO4为砖红色沉淀，颜色变化明显，故可用K2CrO4作该实验的滴定指示剂。‎ ‎7．(2016·德州一模)已知难溶性物质K2SO4·MgSO4·2CaSO4在水中存在如下平衡：‎ K2SO4·MgSO4·2CaSO4(s)2Ca2＋＋2K＋＋Mg2＋＋4SO，不同温度下，K＋的浸出浓度与溶浸时间的关系如图所示，则下列说法错误的是(　　)‎ A．向该体系中加入饱和NaOH溶液，溶解平衡向右移动 B．向该体系中加入饱和碳酸钠溶液，溶解平衡向右移动 C．升高温度，反应速率增大，平衡向正反应方向移动 D．该平衡的Ksp＝c(Ca2＋)·c(K＋)·c(Mg2＋)·c(SO)‎ 解析：选D　A项，已知K2SO4·MgSO4·2CaSO4(s)2Ca2＋＋2K＋＋Mg2＋＋4SO，加入饱和NaOH溶液，OH－和Mg2＋结合生成Mg(OH)2沉淀，c(Mg2＋)减小，溶解平衡右移，A项正确；B项，加入饱和碳酸钠溶液，CO和Ca2＋结合生成CaCO3沉淀，c(Ca2＋)减小，溶解平衡右移，B项正确；C项，由图可知，升高温度，反应速率增大，且c(K＋)增大，说明平衡正向移动，C项正确；D项，K2SO4·MgSO4·2CaSO4(s)2Ca2＋＋2K＋＋Mg2＋＋4SO，则该平衡的Ksp＝c2(Ca2＋)·c2(K＋)·c(Mg2＋)·c4(SO)，D项错误。‎ ‎8．如图是碳酸钙(CaCO3)在‎25 ℃‎和‎100 ℃‎两种情况下，在水中的沉淀溶解平衡曲线。下列有关说法正确的是(　　)‎ A．CaCO3(s)Ca2＋(aq)＋CO(aq)　ΔH<0‎ B．a、b、c、d四点对应的溶度积Ksp相等 C．‎25 ℃‎时，CaCO3的Ksp＝2.8×10－9 mol2·L－2‎ D．温度不变，挥发水分，可使溶液由a点变到c点 解析：选C　由图像可知，‎100 ℃‎时碳酸钙的溶度积大于‎25 ℃‎时的溶度积，故其溶解过程吸热，即ΔH>0，A项错误；Ksp仅与温度有关，但a、d点温度不确定，B项错误；‎25 ℃‎时Ksp＝c(Ca2＋)·c(CO)＝2.0×10－5 mol·L－1×1.4×10－4mol·L－1＝2.8×10－9 mol2·L－2，C项正确；挥发水分，c(Ca2＋)、c(CO)均增大，而a点到c点，c(Ca2＋)不变，D项错误。‎ ‎9．(2016·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，则有题中结果，C正确；D项可用下述反应实现：Ca(OH)2＋Na2CO3===CaCO3↓＋2NaOH，D错误。‎ ‎10．已知：pAg＝－lg c(Ag＋)，Ksp(AgCl)＝1×10－12。如图是向10 mL AgNO3溶液中逐渐加入0.1 mol·L－1的NaCl溶液时，溶液的pAg随着加入NaCl溶液的体积(单位mL)变化的图像(实线)。根据图像所得下列结论错误的是[提示：Ksp(AgCl)>Ksp(AgI)](　　)‎ A．原AgNO3溶液的物质的量浓度为1 mol·L－1‎ B．图中x点的坐标为(100,6)‎ C．图中x点表示溶液中Ag＋被完全沉淀 D．把0.1 mol·L－1的NaCl换成0.1 mol·L－1 NaI则图像在终点后变为虚线部分 解析：选D　A项，加入NaCl之前，pAg＝0，所以c(AgNO3)＝1 mol·L－1，正确；B项，由于c(Ag＋)＝10－6 mol·L－1，可认为Ag＋沉淀完全，n(NaCl)＝n(AgNO3)＝‎0.01 L×1 mol·L－1＝0.01 mol，V(NaCl)＝100 mL，B、C正确；若把NaCl换成NaI，由于Ksp(AgI)更小，所以c(Ag＋)更小，D错误。‎ ‎11．已知：‎25 ℃‎时，Ksp(BaSO4)＝1×10－10，Ksp(BaCO3)＝1×10－9。‎ ‎(1)医学上进行消化系统的X射线透视时，常使用BaSO4作内服造影剂。胃酸酸性很强(pH约为1)，但服用大量BaSO4仍然是安全的，BaSO4不溶于酸的原因是(用溶解平衡原理解释)________________________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ 万一误服了少量BaCO3，应尽快用大量0.5 mol·L－1 Na2SO4溶液给患者洗胃，如果忽略洗胃过程中Na2SO4溶液浓度的变化，残留在胃液中的Ba2＋浓度仅为________mol·L－1。‎ ‎(2)长期使用的锅炉需要定期除水垢，否则会降低燃料的利用率。水垢中含有的CaSO4，可先用Na2CO3溶液处理，使之转化为疏松、易溶于酸的CaCO3，而后用酸除去。‎ ‎①CaSO4转化为CaCO3的离子方程式为______________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎②请分析CaSO4转化为CaCO3的原理：______________________________________‎ ‎_________________________________________________________________________。‎ 解析：BaSO4(s)Ba2＋(aq)＋SO(aq)，由于Ba2＋、SO均不与H＋反应，无法使平衡移动。c(Ba2＋)＝＝2×10－10 mol·L－1。‎ 答案：(1)对于平衡BaSO4(s)Ba2＋(aq)＋SO(aq)，H＋不能减少Ba2＋或SO的浓度，平衡不能向溶解的方向移动　2×10－10‎ ‎(2)①CaSO4(s)＋CO(aq)===CaCO3(s)＋SO(aq)‎ ‎②CaSO4存在沉淀溶解平衡，加入Na2CO3溶液后，CO与Ca2＋结合生成CaCO3沉淀，Ca2＋浓度减小，使CaSO4的沉淀溶解平衡向溶解方向移动 ‎12．(2016·鹤岗模拟)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＋被空气中的氧气所氧化，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]＝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，而 Fe(OH)3 不溶，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 ‎13．(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·H2‎ O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%‎ 精品微课(七) 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 在一定温度下，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 在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的浓度的乘积与溶液中未电离的分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 在一定温度下，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)pC(g)＋qD(g)，‎ 在一定温度下达到平衡时：‎ K＝ ‎(1)对于一元弱酸HA：‎ HAH＋＋A－，电离常数 Ka＝ ‎(2)对于一元弱碱BOH：‎ BOHB＋＋OH－，电离常数 Kb＝ KW＝c(OH－)·c(H＋)‎ MmAn的饱和溶液：‎ Ksp＝cm(Mn＋)·cn(Am－)‎ 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、“三阶段式”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．(2016·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；且发生如下反应：‎ ‎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 设平衡时气体总的物质的量浓度为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。故化学平衡常数的表达式为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.直接求电离平衡常数。‎ ‎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，要舍弃小的等一些基本的近似处理能力。‎ ‎3．(2014·山东高考)已知某温度下CH3COOH和NH3·H2O 的电离常数相等，现向10‎ ‎ mL浓度为0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液中滴加相同浓度的氨水，在滴加过程中(　　)‎ A．水的电离程度始终增大 B．c(NH)/c(NH3·H2O)先增大再减小 C．c(CH3COOH)与c(CH3COO－)之和始终保持不变 D．当加入氨水的体积为10 mL时，c(NH)＝c(CH3COO－)‎ 解析：选D　由CH3COOH和NH3·H2O的电离常数相等可知当二者恰好完全反应时，溶液呈中性，结合电荷守恒知c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(NH)＋c(H＋)，则c(CH3COO－)＝c(NH)，D项正确；开始滴加氨水时，水的电离程度增大，二者恰好完全反应时，水的电离程度最大，再继续滴加氨水时，水的电离程度减小，A项错误；向醋酸中滴加氨水，溶液的酸性减弱，碱性增强，c(OH－)增大，由NH3·H2ONH＋OH－可知K＝，故减小，B项错误；根据原子守恒知n(CH3COO－)与n(CH3COOH)之和不变，但滴加氨水过程中，溶液体积不断增大，故c(CH3COO－)与c(CH3COOH)之和减小，C项错误。‎ ‎4．(2016·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。‎ 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．(2013·大纲卷)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－)，所以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，所以C项正确；XZ线上只有X点的pH＝7，所以D项错误。‎ ‎6．(2016·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____________________。‎ ‎(5)等体积的下列溶液中，阴离子的总物质的量最大的是________(填序号)。‎ ‎①0.1 mol·L－1的CuSO4溶液 ②0.1 mol·L－1的Na2CO3‎ ‎③0.1 mol·L－1的KCl ④0.1 mol·L－1的NaHCO3‎ ‎(6)某二元酸(化学式用H‎2A表示)在水中的电离方程式是：H‎2A===H＋＋HA－，HAH＋＋A2－。‎ ‎①则Na‎2A 溶液显________(填“酸性”“中性”或“碱性”)；NaHA溶液显________(填“酸性”“中性”或“碱性”)。‎ ‎②若有0.1 mol·L－1 Na‎2A 的溶液，其中各种离子浓度由大到小的顺序是________(填字母)。‎ A．c(Na＋)＞c(A2－)＞c(OH－)＞c(HA－)＞c(H＋)‎ B．c(Na＋)＞c(OH－)＞c(HA－)＞c(A2－)＞c(H＋)‎ C．c(Na＋)＞c(H＋)＞c(A2－)＞c(OH－)＞c(HA－)‎ D．c(A2－)＞c(Na＋)＞c(OH－)＞c(H＋)＞c(HA－)‎ 解析：(1)A点氢离子和氢氧根离子的浓度均是10－7 mol·L－1，则此时水的离子积为10－14；B点氢离子和氢氧根离子的浓度均是10－6 mol·L－1，则此时水的离子积为10－12，这说明此时水的离子积从10－14增加到10－12。‎ ‎(2)常温下，pH＝10的Ba(OH)2溶液中氢氧根的浓度是10－4 mol·L－1，pH＝5的稀盐酸溶液中氢离子浓度是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氢氧化钙，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，所以溶液中钙离子和氢氧根的浓度分别是0.1 mol·L－1和0.2 mol·L－1，所以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溶液中水电离出的氢离子浓度是10－14 mol·L－1；②0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液中水电离出的氢离子浓度是10－13 mol·L－1；③pH＝10的Na2S溶液中水电离出的氢离子浓度是10－4 mol·L－1；④pH＝5的NH4NO3溶液中水电离出的氢离子浓度是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。‎ ‎(5)0.1 mol·L－1的CuSO4溶液中硫酸根不水解；0.1 mol·L－1的Na2CO3溶液中碳酸根水解转化为碳酸氢根和氢氧根；0.1 mol·L－1的KCl溶液中氯离子不水解；0.1 mol·L－1的NaHCO3溶液中碳酸氢根水解转化为氢氧根和碳酸，所以等体积的溶液中，阴离子的总物质的量最大的是碳酸钠，答案选②。‎ ‎(6)①根据电离方程式可知H‎2A的第一步电离是完全的，第二步电离是不完全的，则Na‎2A溶液中A2－水解，溶液显碱性；NaHA溶液中只有HA－的电离平衡，溶液显酸性。②0.1 mol·L－1 Na‎2A的溶液阴离子水解溶液显碱性，则各种离子浓度由大到小的顺序是c(Na＋)＞c(A2－)＞c(OH－)＞c(HA－)＞c(H＋)，答案选A。‎ 答案：(1)10－14　10－12　(2)2∶9　(3)0.004‎ ‎(4)1∶10∶1010∶109　(5)②　(6)①碱性　酸性　②A 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)综合的计算。‎ ‎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，把离子浓度数值代入Ksp表达式，若数值大于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．(2016·常州模拟)已知‎25 ℃‎时，Ka(HF)＝6.0×10－4，Ksp(MgF2)＝5.0×10－11。现向‎1 L 0.2 mol·L－1 HF溶液中加入 ‎1 L 0.2 mol·L－1 MgCl2溶液。下列说法中正确的是(　　)‎ A．‎25 ℃‎时，0.1 mol·L－1 HF溶液中pH＝1‎ B．0.2 mol·L－1 MgCl2溶液中离子浓度关系为‎2c(Mg2＋)＝c(Cl－)＞c(H＋)＝c(OH－)‎ C．2HF(aq)＋Mg2＋(aq)MgF2(s)＋2H＋(aq)，该反应的平衡常数K＝1.2×107‎ D．该反应体系中有MgF2沉淀生成 解析：选D　A项，HF是弱酸，‎25 ℃‎时，0.1 mol·L－1 HF溶液中pH＞1，错误；B项，MgCl2属于强酸弱碱盐，离子浓度关系为c(Cl－)＞‎2c(Mg2＋)＞c(H＋)＞c(OH－)，错误，C项，2HF(aq)＋Mg2＋(aq)MgF2(s)＋2H＋(aq)，该反应的平衡常数K＝K(HF)/Ksp(MgF2)＝7.2×103，错误；D项，该反应体系中c(Mg2＋)·c2(F－)＞Ksp(MgF2)，有MgF2沉淀生成，正确。‎ ‎8．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，SO的浓度增大，平衡逆向移动，有Ag2SO4固体析出，D选项正确。‎ ‎[专题专项训练]‎ ‎1．化学平衡常数(K)、弱酸的电离平衡常数(Ka)、难溶物的溶度积常数(Ksp)是判断物质性质或变化的重要的平衡常数。下列关于这些常数的说法中，正确的是(　　)‎ A．平衡常数的大小与温度、浓度、压强、催化剂等有关 B．当温度升高时，弱酸的电离平衡常数Ka变小 C．Ksp(AgCl)>Ksp(AgI) ，由此可以判断AgCl(s) ＋ I－(aq)===AgI(s)＋ Cl－(aq)能够发生 D．Ka(HCN)”“<”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做如下处理：(Ⅰ)×2－(Ⅱ)可得4NO2(g)＋2NaCl(s)2NaNO3(s)＋2NO(g)＋Cl2(g)，其平衡常数K＝。‎ ‎(2)根据“三段式”：‎ ‎　　　　　　 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，压强增大，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