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第7題　電解質(zhì)溶液中微粒變化 復習建議：3課時(題型突破2課時　習題1課時) 1．(2018課標全國Ⅲ，12)用0.100 molL－1 AgNO3滴定50.0 mL 0.050 0 molL－1 Cl－溶液的滴定曲線如圖所示。下列有關(guān)描述錯誤的是(　　) A．根據(jù)曲線數(shù)據(jù)計算可知Ksp(AgCl)的數(shù)量級為10－10 B．曲線上各點的溶液滿足關(guān)系式c(Ag＋)c(Cl－)＝Ksp(AgCl) C．相同實驗條件下，若改為0.040 0 molL－1 Cl－，反應終點c移到a D．相同實驗條件下，若改為0.050 0 molL－1 Br－，反應終點c向b方向移動 解析　根據(jù)滴定曲線，當加入25 mL AgNO3溶液時，Ag＋與Cl－剛好完全反應，AgCl處于沉淀溶解平衡狀態(tài)，此時溶液中c(Ag＋)＝c(Cl－)＝10－4.75 molL－1，Ksp(AgCl)＝c(Ag＋)c(Cl－)＝10－9.5＝3.1610－10，A項正確；曲線上各點都處于沉淀溶解平衡狀態(tài)，故符合c(Ag＋)c(Cl－)＝Ksp(AgCl)，B項正確；根據(jù)圖示，Cl－濃度為0.050 0 molL－1時消耗25 mL AgNO3溶液，則Cl－濃度為0.040 0 molL－1時消耗20 mL AgNO3溶液，a點對應AgNO3溶液體積為15 mL，所以反應終點不可能由c點移到a點，C項錯誤；由于AgBr的Ksp小于AgCl的Ksp，初始c(Br－)與c(Cl－)相同時，反應終點時消耗的AgNO3溶液體積相同，但Br－濃度小于Cl－濃度，即反應終點從曲線上的c點向b點方向移動，D項正確。 答案　C 2．(2017課標全國Ⅰ，13)常溫下將NaOH溶液滴加到己二酸(H2X)溶液中，混合溶液的pH與離子濃度變化的關(guān)系如圖所示。下列敘述錯誤的是(　　) A．Ka2(H2X)的數(shù)量級為10－6 B．曲線N表示pH與lg的變化關(guān)系 C．NaHX溶液中c(H＋)>c(OH－) D．當混合溶液呈中性時，c(Na＋)>c(HX－)>c(X2－)>c(OH－)＝c(H＋) 解析　橫坐標取0時，曲線M對應pH約為5.4，曲線N對應pH約為4.4，因為是NaOH滴定H2X溶液，所以在酸性較強的溶液中會存在c(HX－)＝c(H2X)，所以曲線N表示pH與lg的變化關(guān)系，B項正確；＝1時，即lg＝0，pH＝5.4，c(H＋)＝110－5.4 molL－1，Ka2＝≈110－5.4，A正確；NaHX溶液中，c(HX－)>c(X2－)，即<1，lg<0，此時溶液呈酸性，C正確；D項，當溶液呈中性時，由曲線M可知lg>0，>1，即c(X2－)>c(HX－)，錯誤。 答案　D 3．(2017課標全國Ⅱ，12)改變0.1 molL－1二元弱酸H2A溶液的pH，溶液中的H2A、HA－、A2－的物質(zhì)的量分數(shù)δ(X)隨pH的變化如圖所示[已知δ(X)＝]。 下列敘述錯誤的是(　　) A．pH＝1.2時，c(H2A)＝c(HA－) B．lg[K2(H2A)]＝－4.2 C．pH＝2.7時，c(HA－)>c(H2A)＝c(A2－) D．pH＝4.2時，c(HA－)＝c(A2－)＝c(H＋) 解析　A項，根據(jù)圖像，pH＝1.2時，H2A和HA－物質(zhì)的量分數(shù)圖像相交，則有c(H2A)＝c(HA－)，正確；B項，根據(jù)pH＝4.2時，K2(H2A)＝c(H＋)c(A2－)/c(HA－)＝c(H＋)＝10－4.2 molL－1，正確；C項，根據(jù)圖像，pH＝2.7時，H2A和A2－物質(zhì)的量分數(shù)圖像相交，則有c(H2A)＝c(A2－)，正確；D項，根據(jù)pH＝4.2時，c(HA－)＝c(A2－)，且物質(zhì)的量分數(shù)約為0.48，而c(H＋)＝10－4.2 molL－1，可知c(HA－)＝c(A2－)＞c(H＋)，錯誤。 答案　D 4．(2017課標全國Ⅲ，13)在濕法煉鋅的電解循環(huán)溶液中，較高濃度的Cl－會腐蝕陽極板而增大電解能耗。可向溶液中同時加入Cu和CuSO4，生成CuCl沉淀從而除去Cl－。根據(jù)溶液中平衡時相關(guān)離子濃度的關(guān)系圖，下列說法錯誤的是(　　) A．Ksp(CuCl)的數(shù)量級為10－7 B．除Cl－反應為Cu＋Cu2＋＋2Cl－===2CuCl C．加入Cu越多，Cu＋濃度越高，除Cl－效果越好 D．2Cu＋=== Cu2＋＋Cu平衡常數(shù)很大，反應趨于完全 解析　A項，根據(jù)CuCl(s)Cu＋(aq)＋Cl－(aq)可知Ksp(CuCl)＝c(Cu＋)c(Cl－)，從Cu＋圖像中任取一點代入計算可得Ksp(CuCl)≈10－7，正確；B項，由題干中“可向溶液中同時加入Cu和CuSO4，生成CuCl沉淀從而除去Cl－”可知Cu、Cu2＋與Cl― 可以發(fā)生反應生成CuCl沉淀，正確；C項，Cu(s)＋Cu2＋(aq)2Cu＋(aq)，固體對平衡無影響，故增加固體Cu的物質(zhì)的量，平衡不移動，Cu＋的濃度不變，錯誤；D項，2Cu＋(aq)Cu(s)＋Cu2＋(aq)，反應的平衡常數(shù)K＝，從圖中兩條曲線上任取橫坐標相同的c(Cu2＋)、c(Cu＋)兩點代入計算可得K≈106，反應平衡常數(shù)較大，反應趨于完全，正確。 答案　C 5．(2016課標全國Ⅰ，12)298 K時，在20.0 mL 0.10 molL－1氨水中滴入0.10 molL－1的鹽酸，溶液的pH與所加鹽酸的體積關(guān)系如圖所示。已知0.10 molL－1氨水的電離度為1.32%，下列有關(guān)敘述正確的是(　　) A．該滴定過程應該選擇酚酞作為指示劑 B．M點對應的鹽酸體積為20.0 mL C．M點處的溶液中c(NH)＝c(Cl－)＝c(H＋)＝c(OH－) D．N點處的溶液中pH<12 解析　A項，鹽酸滴定氨水時，滴定終點溶液為NH4Cl溶液，呈酸性，故指示劑應選甲基橙，錯誤；B項，一水合氨屬于弱堿，與鹽酸正好反應生成NH4Cl時溶液呈酸性，故二者等濃度反應時，若溶液的pH＝7，鹽酸的體積應小于氨水的體積，即小于20.0 mL，錯誤；C項，根據(jù)電荷守恒可知溶液中：c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，M點溶液的pH＝7，即c(H＋)＝c(OH－)，則c(NH)＝c(Cl－)，由于水的電離是微弱的，故c(NH)＝c(Cl－)＞c(H＋)＝c(OH－)，錯誤；D項，由圖可知，N點即為0.10 molL－1氨水，由其電離度為1.32%，可知0.10 molL－1氨水中c(OH－)＝0.001 32 molL－1，故該氨水中111 D．向AgCl、AgBr的飽和溶液中加入少量AgNO3，溶液中不變 解析　A項，＝，加水稀釋，c(CH3COO―)減小，Ka不變，所以比值增大，錯誤；B項，＝(Kh為水解常數(shù))，溫度升高水解常數(shù)Kh增大，比值減小，錯誤；C項，向鹽酸中加入氨水至中性，根據(jù)電荷守恒：c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl―)＋c(OH―)，此時c(H＋)＝c(OH―)，故c(NH)＝c(Cl―)，所以＝1，錯誤；D項，在飽和溶液中＝，溫度不變?nèi)芏确eKsp不變，則溶液中不變，正確。 答案　D 7．(2015全國卷Ⅰ，13)濃度均為0.10 molL－1、體積均為V0的MOH和ROH溶液，分別加水稀釋至體積V，pH隨lg的變化如圖所示。下列敘述錯誤的是(　　) A．MOH的堿性強于ROH的堿性 B．ROH的電離程度：b點大于a點 C．若兩溶液無限稀釋，則它們的c(OH－)相等 D．當lg＝2時，若兩溶液同時升高溫度，則增大 解析　A項，0.10 molL－1的MOH和ROH，前者pH＝13，后者pH小于13，說明前者是強堿，后者是弱堿，正確；B項，ROH是弱堿，加水稀釋，促進電離，b點電離程度大于a點，正確；C項，兩堿溶液無限稀釋，溶液近似呈中性，c(OH－)相等，正確；D項，由MOH是強堿，在溶液中完全電離，所以c(M＋)不變，ROH是弱堿，升高溫度，促進電離平衡ROHR＋＋OH－向右進行，c(R＋)增大，所以減小，錯誤。 答案　D 8．(2014全國卷Ⅰ，11)溴酸銀(AgBrO3)溶解度隨溫度變化曲線如圖所示。下列說法錯誤的是(　　) A．溴酸銀的溶解是放熱過程 B．溫度升高時溴酸銀溶解速度加快 C．60 ℃時溴酸銀的Ksp約等于610－4 D．若硝酸鉀中含有少量溴酸銀，可用重結(jié)晶方法提純 解析　A項，由題圖可知，隨著溫度升高，溴酸銀的溶解度逐漸增大，因此AgBrO3的溶解是吸熱過程，錯誤；B項，由圖像曲線可知，溫度升高斜率增大，因此AgBrO3的溶解速度加快，正確；C項，由溶解度曲線可知，60 ℃時AgBrO3的溶解度約為0.6 g，則其物質(zhì)的量濃度為0.025 molL－1，AgBrO3的Ksp＝c(Ag＋)c(BrO)＝0.0250.025≈610－4，正確；D項，由于溫度對KNO3的溶解度的影響程度遠大于AgBrO3，故可用重結(jié)晶的方法提純含有少量AgBrO3的KNO3，正確。 答案　A 命題調(diào)研(2014～2018五年大數(shù)據(jù)) 命題角度 設(shè)項方向 頻數(shù) 難度 1.溶液的酸堿性及酸堿中和滴定 溶液pH的計算 3 0.43 考查滴定管的使用及滴定誤差分析 酸、堿稀釋過程中pH的變化特點 酸堿中和滴定曲線 2.弱電解質(zhì)的電離 強酸(堿)與弱酸(堿)的比較 4 0.51 電離平衡影響因素 借助滴定圖像計算Ka或Kb 3.鹽類的水解 鹽類水解的影響因素 3 0.47 鹽類水解的應用 粒子大小關(guān)系 4.數(shù)形結(jié)合曲線分析 通過某一點(一般為起點)計算Ka或Kb 7 0.40 曲線上某一點酸堿性的判斷 隨著橫坐標的變化對水電離程度的影響 曲線上某一點的粒子關(guān)系 5.溶解度及溶度積 根據(jù)圖像計算Ksp 2 0.60 判斷溶液的性質(zhì)(“飽和”還是“不飽和”) 外界條件對溶解平衡的影響 通過上述對本題型高考統(tǒng)計分析，弱電解質(zhì)的電離平衡主要考查外界條件對電離平衡的影響，以及借助圖像數(shù)據(jù)計算電離平衡常數(shù)；水的電離主要考查水的電離平衡、離子積常數(shù)和影響水電離平衡的因素，應特別關(guān)注酸、堿反應過程中水的電離程度的變化及以圖像為載體的弱電解質(zhì)的電離平衡；鹽類水解是高考的熱點和重點，主要考查粒子濃度大小關(guān)系。預測2019年高考會加大對本部分知識的考查，應特別關(guān)注反應過程中離子濃度大小關(guān)系的變化；沉淀溶解平衡在選擇題上的考查主要集中在溶解度曲線的應用、重結(jié)晶方法分離提純化合物等方面，預計今后的高考會注重把溶解度和難溶物質(zhì)的Ksp結(jié)合起來以圖像的形式考查溶解平衡，應給予關(guān)注。 1．溶質(zhì)為酸的溶液 H＋來源于酸和水的電離，而OH－只來源于水。如計算pH＝2的鹽酸中水電離出的c(H＋)：方法是先求出溶液中的c(OH－)＝10－12 molL－1，即水電離出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12 molL－1。 2．溶質(zhì)為堿的溶液 OH－來源于堿和水的電離，而H＋只來源于水。如pH＝12的NaOH溶液中，c(H＋)＝10－12 molL－1，即水電離產(chǎn)生的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12 molL－1。 3．水解呈酸性或堿性的正鹽溶液 H＋和OH－均由水電離產(chǎn)生。如pH＝2的NH4Cl溶液中由水電離出的c(H＋)＝10－2 molL－1；如pH＝12的Na2CO3溶液中由水電離出的c(OH－)＝10－2 molL－1。 1．相同pH、相同體積的一元強酸與一元弱酸溶液的比較 比較 c(H＋) c(酸) 中和堿 的能力 與足量活潑 金屬反應產(chǎn) 生H2的量 開始與金屬 反應的速率 一元強酸 相同 小 小 少 相同 一元弱酸 大 大 多 2.根據(jù)多元弱酸“共軛酸堿對”判斷電離常數(shù)(Ka)與水解常數(shù)(Kh)大小 (3)應用 以H3PO4為例： 類型一、一強一弱溶液的稀釋圖像 1．相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸 加水稀釋相同的倍數(shù)，醋酸的pH大 加水稀釋到相同的pH，鹽酸加入的水多 2.相同體積、相同pH值的鹽酸、醋酸 加水稀釋相同的倍數(shù)，鹽酸的pH大 加水稀釋到相同的pH，醋酸加入的水多 3.pH與稀釋倍數(shù)的線性關(guān)系 (1)HY為強酸、HX為弱酸 (2)a、b兩點的溶液中：c(X－)＝c(Y－) (3)水的電離程度：d＞c＞a＝b (1)MOH為強堿、ROH為弱堿 (2)c(ROH)＞c(MOH) (3)水的電離程度：a＞b 類型二、Kw和Ksp曲線 1．雙曲線型 不同溫度下水溶液中c(H＋)與c(OH－)的變化曲線 常溫下，CaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲線[Ksp＝910－6] (1)A、C、B三點均為中性，溫度依次升高，Kw依次增大 (2)D點為酸性溶液，E點為堿性溶液，Kw＝110－14 (3)AB直線的左上方均為堿性溶液，任意一點：c(H＋)＜c(OH－) (1)a、c點在曲線上，a→c的變化為增大c(SO)，如加入Na2SO4固體，但Ksp不變 (2)b點在曲線的上方，Qc＞Ksp，將會有沉淀生成 (3)d點在曲線的下方，Qc＜Ksp，則為不飽和溶液，還能繼續(xù)溶解CaSO4 2.直線型(pM－pR曲線) pM為陽離子濃度的負對數(shù)，pR為陰離子濃度的負對數(shù) ①直線AB上的點：c(M2＋)＝c(R2－)； ②溶度積：CaSO4＞CaCO3＞MnCO3； ③X點對CaSO4要析出沉淀，對CaCO3是不飽和溶液，能繼續(xù)溶解CaCO3； ④Y點：c(SO)＞c(Ca2＋)，二者的濃度積等10－5；Z點：c(CO)＜c(Mn2＋)，二者的濃度積等10－10.6。 類型三、分布系數(shù)圖及分析[分布曲線是指以pH為橫坐標、分布系數(shù)(即組分的平衡濃度占總濃度的分數(shù))為縱坐標的關(guān)系曲線] 一元弱酸(以CH3COOH為例) 二元酸(以草酸H2C2O4為例) δ0為CH3COOH分布系數(shù)，δ1為CH3COO－分布系數(shù) δ0為H2C2O4分布系數(shù)、δ1為HC2O分布系數(shù)、δ2為C2O分布系數(shù) 隨著pH增大，溶質(zhì)分子濃度不斷減小，離子濃度逐漸增大，酸根離子增多。根據(jù)分布系數(shù)可以書寫一定pH時所發(fā)生反應的離子方程式 同一pH條件下可以存在多種溶質(zhì)微粒。根據(jù)在一定pH的微粒分布系數(shù)和酸的分析濃度，就可以計算各成分在該pH時的平衡濃度 類型四、酸堿中和滴定曲線 氫氧化鈉滴定等濃度等體積的鹽酸、醋酸的滴定曲線 鹽酸滴定等濃度等體積的氫氧化鈉、氨水的滴定曲線 曲線起點不同：強堿滴定強酸、弱酸的曲線，強酸起點低；強酸滴定強堿、弱堿的曲線，強堿起點高 突躍點變化范圍不同：強堿與強酸反應(強酸與強堿反應)的突躍點變化范圍大于強堿與弱酸反應(強酸與弱堿反應) 室溫下pH＝7不一定是終點：強堿與強酸反應時，終點是pH＝7；強堿與弱酸(強酸與弱堿)反應時，終點不是pH＝7(強堿與弱酸反應終點是pH＞7，強酸與弱堿反應終點是pH＜7) [示例]　在某溫度時，將n molL－1氨水滴入10 mL 1.0 molL－1鹽酸中，溶液pH和溫度隨加入氨水體積變化曲線如圖所示，下列有關(guān)說法正確的是(　　) A．a(chǎn)點Kw＝1.010－14 B．水的電離程度：b＞c＞a＞d C．b點：c(NH)＞c(Cl－)＞c(H＋)＞c(OH－) D．25 ℃時NH4Cl水解平衡常數(shù)為(n－1)10－7(用n表示) [分析建模]　向弱酸(或強酸)溶液中逐滴滴入強堿(或弱堿)溶液，離子濃度、pH有一定的變化規(guī)律。現(xiàn)以向CH3COOH溶液中逐滴加入NaOH溶液為例進行分析，以能夠?qū)υ擃愵}有一個整體把握。 上圖一目了然，可以很清楚地得出不同情況下溶液中的pH、離子濃度的關(guān)系。 [模型解題] 答案　D 1．一點應用：判斷結(jié)晶的方法 (1)溶解度受溫度影響較小的(如NaCl)采取蒸發(fā)結(jié)晶的方法； (2)溶解度受溫度影響較大的采取蒸發(fā)濃縮、冷卻結(jié)晶的方法； (3)帶有結(jié)晶水的鹽，一般采取蒸發(fā)濃縮、冷卻結(jié)晶的方法，特別應注意的是若從FeCl3溶液中結(jié)晶出FeCl36H2O晶體，應在HCl氣氛中蒸發(fā)濃縮、冷卻結(jié)晶。 2．三點提醒 (1)并非Ksp越小，其物質(zhì)的溶解度就越小。對于陰、陽離子的個數(shù)比相同的難溶電解質(zhì)，它們的溶解度可以直接用Ksp的大小來比較，Ksp越小，其物質(zhì)的溶解度就越小；而對于陰、陽離子的個數(shù)比不同的難溶電解質(zhì)，它們的溶解度就不能直接用Ksp的大小來比較。 (2)溶度積小的難溶電解質(zhì)在一定條件下也能向溶度積大的難溶電解質(zhì)轉(zhuǎn)化。當兩種難溶電解質(zhì)的Ksp相差不是很大時，通過調(diào)節(jié)某種離子的濃度，可由溶度積小的難溶電解質(zhì)向溶度積大的難溶電解質(zhì)轉(zhuǎn)化。 (3)涉及Qc的計算時，所代入的離子濃度一定是混合溶液中的離子濃度，因此計算離子濃度時，所代入的溶液體積也必須是混合溶液的體積。 [典例演示1] (2018江蘇化學，14)H2C2O4為二元弱酸，Ka1(H2C2O4)＝5.410－2，Ka2(H2C2O4)＝5.410－5，設(shè)H2C2O4溶液中c(總)＝c(H2C2O4)＋c(HC2O)＋c(C2O)。室溫下用NaOH溶液滴定25.00 mL 0.100 0 molL－1H2C2O4溶液至終點。滴定過程得到的下列溶液中微粒的物質(zhì)的量濃度關(guān)系一定正確的是(雙選)(　　) A．0.100 0 molL－1 H2C2O4溶液：c(H＋)＝0.100 0 molL－1＋c(C2O)＋c(OH－)－c(H2C2O4) B．c(Na＋)＝c(總)的溶液：c(Na＋)>c(H2C2O4)>c(C2O)>c(H＋) C．pH＝7的溶液：c(Na＋)＝0.100 0 molL－1＋c(C2O)－c(H2C2O4) D．c(Na＋)＝2c(總)的溶液：c(OH－)－c(H＋)＝2c(H2C2O4)＋c(HC2O) 解析　H2C2O4溶液中存在電荷守恒：c(H＋)＝c(OH－)＋c(HC2O)＋2c(C2O)，物料守恒：c(H2C2O4)＋c(HC2O)＋c(C2O)＝0.100 0 molL－1，將兩式相加，可得：c(H＋)＝0.100 0 molL－1＋c(C2O)＋c(OH－)－c(H2C2O4)，A項正確；c(Na＋)＝c(總)的溶液，相當于等物質(zhì)的量的H2C2O4與NaOH反應后的溶液，即為NaHC2O4溶液，已知Ka2＝5.410－5，Kh(HC2O)＝＝c(H2C2O4)，B項錯誤；起始時，H2C2O4溶液中c(總)＝c(H2C2O4)＋c(HC2O)＋c(C2O)＝0.100 0 molL－1，滴入NaOH溶液后，c(H2C2O4)＋c(HC2O)＋c(C2O)<0.100 0 molL－1，溶液中存在電荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HC2O)＋2c(C2O)，pH＝7的溶液中，c(Na＋)＝c(HC2O)＋2c(C2O)<0.100 0 molL－1＋c(C2O)－c(H2C2O4)，C項錯誤；c(Na＋)＝2c(總)的溶液，相當于1 mol H2C2O4與2 mol NaOH反應后的溶液，即為Na2C2O4溶液，Na2C2O4中存在質(zhì)子守恒：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HC2O)＋2c(H2C2O4)，D項正確。 答案　AD 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 [題型訓練1] (2016海南，5)向含有MgCO3固體的溶液中滴加少許濃鹽酸(忽略體積變化)，下列數(shù)值變小的是(　　) A．c(CO) B．c(Mg2＋) C．c(H＋) D．Ksp(MgCO3) 解析　MgCO3固體在溶液中存在溶解平衡：MgCO3(s)Mg2＋(aq)＋CO(aq)，加入少量濃鹽酸可與CO反應促使溶解平衡正向移動，故溶液中c(Mg2＋)及c(H＋)增大，c(CO)減小，Ksp(MgCO3)只與溫度有關(guān)，不變。 答案　A [題型訓練2] 下列敘述正確的是(　　) A．常溫下，將pH＝3的醋酸溶液稀釋到原體積的10倍，稀釋后溶液的pH＝4 B．25 ℃時Ksp(AgCl)＝1.810－10，向AgCl沉淀的溶解平衡體系中加入NaCl固體，AgCl的溶解度增大 C．濃度均為0.1 molL－1的下列溶液，pH由大到小的排列順序為NaOH＞Na2CO3＞(NH4)2SO4＞NaHSO4 D．為確定二元酸H2A是強酸還是弱酸，可測NaHA溶液的pH，若pH＞7，則H2A是弱酸；若pH＜7，則H2A是強酸 解析　A項，醋酸稀釋后的pH為3＜pH＜4；B項，增大Cl－濃度，AgCl的溶解平衡左移，溶解度變??；C項，依據(jù)水解微弱的思想可判斷同濃度的溶液，堿性NaOH＞Na2CO3，酸性NaHSO4＞(NH4)2SO4，得出C項正確的結(jié)論；D項，若H2A是弱酸，NaHA中可能存在兩種趨勢，HA－H＋＋A－和HA－＋H2OH2A＋OH－，若HA－電離程度大于水解程度，則溶液pH＜7，故D項錯誤。 答案　C [典例演示2] 向x mL 0.01 molL－1氨水中滴加等物質(zhì)的量濃度的H2SO4溶液，測得混合溶液的pOH[pOH＝ －lgc(OH－)]、溫度隨著加入的硫酸溶液體積的變化如圖所示，下列說法正確的是(　　) A．x＝20 B．b點時溶液的pOH＝pH C．c點對應的溶液中：c(SO)>c(NH)>c(H＋)>c(OH－) D．a(chǎn)、b、d三點NH3H2O的電離常數(shù)：K(b)>K(d)>K(a) 解析　b點時溶液溫度最高，表明此時酸堿恰好反應完全，因1 mol H2SO4可與2 mol NH3H2O反應，故x＝40，A項錯誤；恰好反應時生成(NH4)2SO4，溶液顯酸性，B項錯誤；c點時溶液中的溶質(zhì)為等物質(zhì)的量的(NH4)2SO4與H2SO4，由于NH能水解，c(H＋)>c(SO)>c(NH)>c(OH－)，C項錯誤；a、b、d三點的溫度高低順序為b>d>a，溫度越高，NH3H2O的電離常數(shù)越大，D項正確。 答案　D [題型訓練3] 已知：pKa＝－lgKa，25 ℃時，H2A的pKa1＝1.85，pKa2＝7.19。常溫下，用0.1 molL－1 NaOH溶液滴定20 mL 0.1 molL－1 H2A溶液的滴定曲線如圖所示。下列說法正確的是(　　) A．A點所得溶液中：V0＝10 mL B．B點所得溶液中：c(H2A)＋c(H＋)＝c(HA－)＋c(OH－) C．C點所得溶液中：c(A2－)＝c(HA－) D．D點所得溶液中A2－水解平衡常數(shù)Kh1＝10－7.19 解析　用0.1 molL－1 NaOH溶液滴定20 mL 0.1 molL－1 H2A溶液，A點溶液中溶質(zhì)為H2A和NaHA，pH＝1.85＝pKa1，則c(H2A)＝c(HA－)，所加氫氧化鈉溶液的體積小于10 mL，A錯誤。B點是用0.1 molL－1 NaOH溶液滴定20 mL 0.1 molL－1 H2A溶液，恰好反應生成NaHA，溶液顯酸性，溶液中電荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HA－)＋c(OH－)＋2c(A2－)，物料守恒c(Na＋)＝c(HA－)＋c(A2－)＋c(H2A)，得到：c(H2A)＋c(H＋)＝c(A2－)＋c(OH－)，B錯誤。C點pH＝7.19＝pKa2，Ka2＝＝10－7.19，所以c(A2－)＝c(HA－)，C正確。A2－水解平衡常數(shù)Kh1＝＝10－6.81，D錯誤。 答案　C [題型訓練4] 298 K時，二元弱酸H2X溶液中含X微粒的分布分數(shù)如圖所示。下列敘述正確的是(　　) A．溶液呈中性時： c(Na＋)＝2c(X2－) B．Ka2(H2X)為10－7 C．NaHX溶液c( H＋)10y，則有Vax＝Vby，則＝，即Vb＞10Va，故D錯誤。 答案　B 2．(2018山西省實驗中學高三質(zhì)量監(jiān)測，15)下列溶液中各微粒的濃度關(guān)系正確的是(　　) A．pH＝2的CH3COOH 溶液與pH＝12的NaOH溶液等體積混合：c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋) B．含等物質(zhì)的量的CH3COONa和CH3COOH的混合溶液中：c(Na＋)>c(CH3COOH)>c(CH3COO－)>c(H＋)>c(OH－) C．0.1 molL－1 CH3COONa溶液與0.1 molL－1 HCl溶液混合至pH＝7：c(Na＋)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋) D．0.1 molL－1Na2CO3溶液與0.1 molL－1 NaHCO3溶液等體積混合：2c(Na＋)＝3[c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3)] 解析　A．pH＝2的CH3COOH 溶液與pH＝12的NaOH溶液等體積混合后溶液顯酸性：c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)，A錯誤；B.含等物質(zhì)的量的CH3COONa和CH3COOH的混合溶液顯酸性，說明醋酸的電離大于醋酸根離子的水解：c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(CH3COOH) >c(H＋)>c(OH－)，B錯誤；C.0.1 molL－1 CH3COONa溶液與0.1 molL－1HCl溶液混合至pH＝7；c(Na＋)>c(Cl－)>c(OH－)＝c(H＋)，C錯誤；D.0.1 molL－1 Na2CO3溶液與0.1 molL－1 NaHCO3溶液等體積混合，由Na2CO3與NaHCO3各自的物料守恒可得：c(Na＋)＝2[c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3)]，c(Na＋)＝c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3)，則混合液中：2c(Na＋)＝3[c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3)]，D正確。 答案　D 3．(2018山東六校聯(lián)考，13)常溫下，向1 L 0.1 molL－1 H2A溶液中加入NaOH固體，所得溶液中含A元素的微粒的物質(zhì)的量分數(shù)隨溶液pH的變化如圖所示(忽略溶液體積變化)。下列敘述正確的是(　　) A．H2A的電離方程式為H2AH＋＋HA－、HA－H＋＋A2－ B．lg[Ka2(H2A)]＝－3.0 C．NaHA溶液中：c(A2－)＋c(HA－)＋c(H2A)＝c(Na＋) D．pH＝3時，c(HA－)＝c(A2－)＝c(H＋) 解析　由圖像可知，H2A第一步完全電離，A項錯誤；HA－、A2－的物質(zhì)的量分數(shù)均為50%時，Ka2(H2A)＝＝10－3，lg[Ka2(H2A)]＝－3.0，B項正確；因為H2A完全電離，所以溶液中沒有H2A，C項錯誤；pH＝3時，c(H＋)＝10－3 molL－1，c(HA－)＝c(A2－)＝0.05 molL－1，D項錯誤。 答案　B 4．(2018綿陽二診，13)室溫下，濃度均為0.1 molL－1、體積均為V0的NaX、NaY溶液分別加水稀釋至體積V。已知pOH＝－lg c(OH－)，pOH與lg 的變化關(guān)系如圖所示。下列敘述正確的是(　　) A．HX、HY都是弱酸，且Ka(HX)>Ka(HY) B．圖中pOH隨lg的變化始終滿足直線關(guān)系 C．lg＝3時，NaX溶液中所含離子總數(shù)小于NaY溶液 D．分別向稀釋前的兩種溶液中加鹽酸至pH＝7時，c(X－)＝c(Y－) 解析　題圖中橫軸表示lg，lg＝1表示稀釋10倍，lg＝2表示稀釋102倍，以此類推。pOH越小，c(OH－)越大，溶液堿性越強。由題圖可知，lg＝0時，0.1 molL－1的NaX和NaY溶液的pOH均小于7，說明HX和HY均為弱酸，又pOH(NaX)>pOH(NaY)，則酸性：HX>HY。由以上分析可知，HX和HY均為弱酸，且酸性：HX>HY，則有Ka(HX)>Ka(HY)，A項正確。不斷加水稀釋時溶液的pOH只能無限接近于7，故pOH隨lg的變化不是始終保持直線關(guān)系，B項錯誤；根據(jù)電荷守恒，NaX和NaY溶液中分別滿足c(Na＋)＋c(H＋)＝c(X－)＋c(OH－)，c(Na＋)＋c(H＋)＝c(Y－)＋c(OH－)，lg＝3時，pOH(NaX)>pOH(NaY)，則NaX溶液中的c(H＋)大于NaY溶液中的，又兩溶液中c(Na＋)相等，故NaX溶液中所含離子總數(shù)大于NaY溶液，C項錯誤；向稀釋前兩溶液中加入鹽酸至溶液pH＝7時，結(jié)合電荷守恒，分別有c1(Na＋)＝c(X－)＋c1(Cl－)，c2(Na＋)＝c(Y－)＋c2(Cl－)，稀釋前兩溶液的濃度均為0.1 molL－1，則c1(Na＋)＝c2(Na＋)，又因為NaX和NaY原溶液的堿性不同，所以c1(Cl－)≠c2(Cl－)，則c(Y－)≠c(X－)，D項錯誤。 答案　A 5．(2018昆明市高三模擬測試，13)已知：T ℃時，Ksp(CaSO4)＝4.9010－5、Ksp(CaCO3)＝2.810－9、Ksp(PbCO3)＝8.410－14，三種鹽的沉淀溶解平衡曲線如圖所示，pM＝－lg c(陰離子)、pN＝－lg c(陽離子)。下列說法錯誤的是(　　) A．a(chǎn)線是CaSO4沉淀溶解平衡曲線 B．T ℃時，向10 mL水中加入CaCO3和PbCO3至二者均飽和，溶液中＝ C．d點表示CaCO3的飽和溶液，且c(Ca2＋)c(CO)，C項錯誤；一般來說，溶解度大的沉淀可以轉(zhuǎn)化成溶解度小的沉淀，向CaSO4沉淀中加入1 molL－1的Na2CO3溶液可得到溶解度較小的CaCO3沉淀，D項正確。 答案　C 題型特訓(一)　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 1．常溫下，醋酸和NH3H2O的電離平衡常數(shù)均為1.810－5。向10 mL 0.1 molL－1的氨水中滴加相同濃度的CH3COOH溶液(溫度變化忽略不計)，在滴加過程中(　　) A．水的電離程度始終增大 B．c(NH)與c(NH3H2O)之和始終保持不變 C.始終減小 D．當加入CH3COOH溶液的體積為10 mL時，溶液pH＞7 解析　開始時，溶液的堿性逐漸減弱，c(OH－)減小，水的電離程度逐漸增大，當醋酸過量后，溶液中氫離子濃度逐漸增大，水的電離程度逐漸減小，A錯誤；溶液的體積增大，n(NH)與n(NH3H2O)的和不變，所以c(NH)與c(NH3H2O)之和減小，B錯誤；已知Ka＝，Ka只與溫度有關(guān)，加醋酸，溶液中c(OH－)減小，則c(H＋)增大，所以減小，C正確；當加入CH3COOH溶液的體積為10 mL時，醋酸和一水合氨的物質(zhì)的量相等，由于兩者的電離常數(shù)相等，所以溶液顯中性，D錯誤。 答案　C 2．下列有關(guān)說法中，不正確的是(　　) A．a(chǎn) mol/L的HCN溶液與b mol/L的NaOH溶液等體積混合，所得溶液中c(Na＋)＞c(CN－)，則a一定小于b B．常溫下，CH3COONa溶液的pH＝8，則c(Na＋)－c(CH3COO－)＝9.910－7 mol/L C．常溫下，0.1 mol/L的某酸溶液中，若c(OH－)/c(H＋)＝110－8，則溶液中由水電離出的c(H＋)＝110－11 mol/L D．在0.1 mol/L的Na2CO3溶液中加入少量NaOH固體，減小 解析　A．等體積等濃度的HCN溶液和氫氧化鈉溶液混合后，反應生成強堿弱酸鹽NaCN，溶液顯示堿性，一定滿足c(Na＋)>c(CN－)，所以a mol/L的HCN溶液與b mol/L的NaOH溶液等體積混合，所得溶液中c(Na＋)>c(CN－)，則a≤b，故A錯誤；B.CH3COONa溶液中，一定滿足c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，溶液的pH＝8，則c(H＋)＝110－8 mol/L，c(OH－)＝110－6 mol/L，所以c(Na＋)－c(CH3COO－)＝c(OH－)－c(H＋)＝110－6 mol/L－1－10－8 mol/L＝9.910－7 mol/L，故B正確；C.常溫下，0.1 mol/L的某溶液中，若c(OH－)/c(H＋)＝110－8，根據(jù)水的離子積可知：c(H＋)＝110－3 mol/L；酸溶液中的氫氧根離子是水電離的，所以該溶液中由水電離出的c(H＋)＝110－11 mol/L，故C正確；D.CO在溶液中存在水解平衡：CO＋H2OHCO＋OH－，向0.1 molL－1的Na2CO3溶液中加入少量NaOH固體，平衡向右移動，故減小，故D正確。 答案　A 3．室溫時，向含有AgCl和AgBr固體的懸濁液中加入少量NaBr固體，下列各項中增大的是(　　) A．c(Ag＋) B. C．c(Cl－) D. 解析　向含有AgCl和AgBr固體的懸濁液中加入少量NaBr固體，溴離子濃度增大，使AgBr的溶解平衡逆向移動，c(Ag＋)減小，A錯誤；B項的比例式上下同乘c(Ag＋)，則轉(zhuǎn)化為溶度積常數(shù)之比，溶度積常數(shù)只與溫度有關(guān)，B錯誤；c(Ag＋)減小，使AgCl的溶解平衡正向移動，c(Cl－)增大，C正確；c(Ag＋)c(Br－)不變，c(Cl－)增大，D項減小。 答案　C 4．常溫下，將a molL－1 CH3COOH溶液與b molL－1 NaOH溶液(0b B．若a＝2b，則c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－) C．若2a＝b，則c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋) D．若混合溶液滿足：c(OH－)＝c(H＋)＋c(CH3COOH)，則可推出a＝b 解析　醋酸為弱電解質(zhì)，pH＝7時溶液呈中性，存在c(OH－)＝c(H＋)，醋酸應過量，根據(jù)電荷守恒可知c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(H＋)＋c(Na＋)，則有c(Na＋)＝c(CH3COO－)，A正確；若a＝2b，醋酸過量，溶液呈酸性，存在c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)，B正確；若2a＝b，NaOH過量，由于CH3COO－水解，則有c(OH－)>c(CH3COO－)，C錯誤；若a＝b，完全反應生成CH3COONa，溶液呈堿性，由質(zhì)子守恒可知c(OH－)＝c(H＋)＋c(CH3COOH)，D正確。 答案　C 5．(2017江蘇14，改編)常溫下，Ka(HCOOH)＝1.7710－4，Ka(CH3COOH)＝1.7510－5，Kb(NH3H2O)＝1.7610－5，下列說法正確的是(　　) A．濃度均為0.1 molL－1的HCOONa和NH4Cl溶液中陽離子的物質(zhì)的量濃度之和：前者大于后者 B．用相同濃度的NaOH溶液分別滴定等體積pH均為3的HCOOH和CH3COOH溶液至終點，消耗NaOH溶液的體積相等 C．0.2 molL－1 HCOOH與0.1 molL－1 NaOH等體積混合后的溶液中：c(HCOO－)＋c(OH－)＝c(HCOOH)＋c(H＋) D．0.2 molL－1 CH3COONa與0.1 molL－1鹽酸等體積混合后的溶液中(pH＜7)：c(CH3COO－)＞c(CH3COOH)＞c(Cl－)＞c(H＋) 解析　A項，由電荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCOO－)＋c(OH－)，c(Cl－)＋c(OH－)＝c(NH)＋c(H＋)，因Kb(NH3H2O)＜Ka(HCOOH)，同濃度的HCOONa和NH4Cl溶液，前者HCOO－水解程度小于后者NH的水解程度，即前者水解產(chǎn)生的c(OH－)小于后者水解產(chǎn)生的c(H＋)，有前者溶液中c(H＋)大于后者溶液中c(OH－)，c(Na＋)＝c(Cl－)，有c(Na＋)＋c(H＋) >c(Cl－)＋c(OH－)，正確；B項，CH3COOH的酸性比HCOOH弱，同pH時，c(CH3COOH)>c(HCOOH)，用NaOH滴定時，CH3COOH消耗的NaOH多，錯誤；C項，此時為等濃度的HCOOH和HCOONa溶液，質(zhì)子守恒式有c(HCOO－)＋2c(OH－)＝2c(H＋) ＋c(HCOOH)[可由電荷守恒式c(Na＋) ＋c(H＋) ＝c(HCOO－)＋c(OH－)和物料守恒式2c(Na＋)＝c(HCOO－)＋c(HCOOH)處理得到]，錯誤；D項，當兩者等體積混合時，得等濃度CH3COOH、CH3COONa、NaCl的混合溶液，若不考慮CH3COOH的電離和CH3COO－的水解，有c(CH3COO－)＝c(Cl－)＝c(CH3COOH)，溶液呈酸性，說明CH3COOH的電離程度大于CH3COO－的水解程度，有c(CH3COO－)>c(Cl－)>c(CH3COOH)>c(H＋)，錯誤。 答案　A 6．(2018黃岡中學、襄陽四中等八校聯(lián)考，13)室溫時，下列關(guān)于各溶液的敘述中正確的是(　　) A．將AgCl與AgBr的飽和溶液等體積混合，再加入足量的濃AgNO3溶液，析出的AgCl沉淀少于AgBr沉淀 B．已知酸性HF>CH3COOH，pH相等的NaF與CH3COOK溶液中：[c(Na＋)－c(F－)]<[c(K＋)－c(CH3COO－)] C．0.1 molL－1的氨水中pH＝a，0.01 molL－1的氨水中pH＝b，則a－1>b D．0.10 molL－1 CH3COONa溶液中通入HCl至溶液的pH恰好等于7，則c(Na＋)>c(CH3COOH)＝c(Cl－) 解析　Ksp(AgCl)>Ksp(AgBr)，則AgCl的飽和溶液中c(Cl－)大于AgBr的飽和溶液中c(Br－)，兩飽和溶液等體積混合，混合后Cl－的濃度仍大于Br－的濃度，再加入足量的濃AgNO3溶液，析出的AgCl沉淀多于AgBr沉淀，A項錯誤；根據(jù)電荷守恒，NaF溶液中c(Na＋)＋c(H＋)＝c(F－)＋c(OH－)，CH3COOK溶液中c(K＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，則c(Na＋)－c(F－)＝c(OH－)－c(H＋)、c(K＋)－c(CH3COO－)＝c(OH－)－c(H＋)，因兩溶液的pH相等，則兩溶液中c(OH－)－c(H＋)相等，故c(Na＋)－c(F－)＝c(K＋)－c(CH3COO－)，B項錯誤；氨水稀釋10倍，由于NH3H2O的電離程度增大，pH變化小于1，則a－b<1，故a－1c(Cl－)；根據(jù)物料守恒有c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)，結(jié)合c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(Cl－)，知c(CH3COOH)＝c(Cl－)，故c(Na＋)>c(CH3COOH)＝c(Cl－)，D項正確。 答案　D 7．苯甲酸鈉(，縮寫為NaA)可用作飲料的防腐劑。研究表明苯甲酸(HA)的抑菌能力顯著高于A－。已知25 ℃時，HA的Ka＝6.2510－5，H2CO3的Ka1＝4.1710－7，Ka2＝4.9010－11。在生產(chǎn)碳酸飲料的過程中，除了添加NaA外，還需加壓充入CO2氣體。下列說法正確的是(溫度為25 ℃，不考慮飲料中其他成分)(　　) A．相比于未充CO2的飲料，碳酸飲料的抑菌能力較低 B．提高CO2充氣壓力，飲料中c(A－)不變 C．當pH為5.0時，飲料中＝0.16 D．碳酸飲料中各種粒子的濃度關(guān)系為c(H＋)＝c(HCO)＋c(CO)＋c(OH－)－c(HA) 解析　由題給電離平衡常數(shù)可知，HA的酸性比H2CO3的酸性強。A項，A－在溶液中存在水解平衡A－＋H2OHA＋OH－，碳酸飲料中因充有CO2，可使平衡正向移動，生成更多的苯甲酸，根據(jù)題意，苯甲酸(HA)的抑菌能力顯著高于A－，因此相比未充入CO2的飲料，碳酸飲料的抑菌能力較強，錯誤；B項，提高CO2充氣壓力，CO2的溶解度增大，可使A－的水解平衡正向移動，飲料中c(A－)減小，錯誤；C項，由Ka＝知，當pH為5.0時，飲料中＝＝＝0.16，正確；D項，因為不考慮飲料中其他成分，故有電荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋2c(CO)＋c(OH－)＋c(A－)，物料守恒c(Na＋)＝c(HA)＋c(A－)，兩式相減得c(H＋)＝c(HCO)＋2c(CO)＋c(OH－)－c(HA)，錯誤。 答案　C 8．下列說法中正確的是(　　) A．將CH3COONa溶液從20 ℃升溫到30 ℃，溶液中增大 B．pH相同的①CH3COONa?、贜aHCO3　③NaClO三種溶液的c(Na＋)：①>②>③ C．CH3COONa和CaCl2混合溶液：c(Na＋)＋c(Ca2＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＋2c(Cl－) D．Na2CO3溶液中加入少量Ca(OH)2固體，CO水解程度減小，溶液的pH減小 解析　A項，溶液中存在水解平衡CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，鹽類的水解反應為吸熱反應，溫度升高，平衡正向移動，c(CH3COO－)減小，c(CH3COOH)、c(OH－)增大，故減小，錯誤；B項，酸性CH3COOH>H2CO3>HClO，根據(jù)鹽類水解的規(guī)律可知，組成鹽的弱酸根離子對應的酸酸性越弱，該鹽的水解程度越大，溶液的堿性就越強，pH就越大