第三章 水溶液中的离子反应与平衡（含解析）——2023-2024学年高二化学人教版（2019）选择性必修一大单元复习学案 (1)
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| 名称 | 第三章 水溶液中的离子反应与平衡（含解析）——2023-2024学年高二化学人教版（2019）选择性必修一大单元复习学案 (1) |  | |
| 格式 | docx | ||
| 文件大小 | 744.3KB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 人教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2023-10-11 17:50:28 | ||
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文档简介
第三章 水溶液中的离子反应与平衡
一、大单元思维知识整合
一、弱电解质的电离
1、定义：
电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。
非电解质 ：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。
强电解质 ：在水溶液里全部电离成离子的电解质。
弱电解质： 在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。
2、电解质与非电解质本质区别：
电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物
注意：
①电解质、非电解质都是化合物
②SO2、NH3、CO2等属于非电解质
③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成 离子的速率和离子结合成 分子的速率 时，电离过程就达到了 平衡状态 ，这叫电离平衡。
4、影响电离平衡的因素：
A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。
B、浓度：浓度越大，电离程度 越小 ；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。
C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。
D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。
5、电离方程式的书写：用可逆符号 弱酸的电离要分布写（第一步为主）
6、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。）
AB==A++B- Ki=[ A+][ B-]/[AB]
7、影响因素：
a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。
b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。
C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO
二、水的电离和溶液的酸碱性
1、水电离平衡：:
水的离子积：KW = c[H+]·c[OH-]
25℃时, [H+]=[OH-] =10-7mol/L ; KW = [H+]·[OH-] = 1*10-14
注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定
KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）
2、水电离特点：（1）可逆 （2）吸热 （3）极弱
3、影响水电离平衡的外界因素：
①酸、碱 ：抑制水的电离 KW〈1*10-14
②温度：促进水的电离（水的电离是 吸 热的）
③易水解的盐：促进水的电离 KW 〉 1*10-14
4、溶液的酸碱性和pH：
（1）pH=-lgc[H+]
（2）pH的测定方法：
酸碱指示剂—— 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。
变色范围：甲基橙 3.1~4.4（橙色） 石蕊5.0~8.0（紫色） 酚酞8.2~10.0（浅红色）
pH试纸 —操作 玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可。
注意：①事先不能用水湿润PH试纸；②广泛pH试纸只能读取整数值或范围
三 、混合液的pH值计算方法公式
1、强酸与强酸的混合：（先求[H+]混：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积，再求其它） [H+]混 =（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）
2、强碱与强碱的混合：（先求[OH-]混：将两种酸中的OH离子物质的量相加除以总体积，再求其它） [OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2） (注意 :不能直接计算[H+]混)
3、强酸与强碱的混合：（先据H+ + OH- ==H2O计算余下的H+或OH-，①H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求[H+]混；OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混，再求其它）
四、稀释过程溶液pH值的变化规律：1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀 = pH原+ n （但始终不能大于或等于7）
2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀 〈 pH原+n （但始终不能大于或等于7）
3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀 = pH原－n （但始终不能小于或等于7）
4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀 〉 pH原－n （但始终不能小于或等于7）
5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均接近7
6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。
五、强酸（pH1）强碱（pH2）混和计算规律1、若等体积混合pH1+pH2=14 则溶液显中性pH=7pH1+pH2≥15 则溶液显碱性pH=pH2-0.3pH1+pH2≤13 则溶液显酸性pH=pH1+0.3
2、若混合后显中性pH1+pH2=14 V酸：V碱=1：1pH1+pH2≠14 V酸：V碱=1：10〔14-（pH1+pH2）〕
六、酸碱中和滴定：1、中和滴定的原理实质：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等。
2、中和滴定的操作过程：（1）仪②滴定管的刻度，O刻度在 上 ，往下刻度标数越来越大，全部容积 大于 它的最大刻度值，因为下端有一部分没有刻度。滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，不得一次滴定使用两滴定管酸（或碱），也不得中途向滴定管中添加。②滴定管可以读到小数点后 一位 。
（2）药品：标准液；待测液；指示剂。
（3）准备过程：
准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。（洗涤：用洗液洗→检漏：滴定管是否漏水→用水洗→用标准液洗（或待测液洗）→装溶液→排气泡→调液面→记数据V(始)（4）试验过程
3、酸碱中和滴定的误差分析误差分析：利用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析式中：n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c——酸或碱的物质的量浓度；V——酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则：c碱=
上述公式在求算浓度时很方便，而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化，因为在滴定过程中c酸为标准酸，其数值在理论上是不变的，若稀释了虽实际值变小，但体现的却是V酸的增大，导致c酸偏高；V碱同样也是一个定值，它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的，当在实际操作中碱液外溅，其实际值减小，但引起变化的却是标准酸用量的减少，即V酸减小，则c碱降低了；对于观察中出现的误差亦同样如此。综上所述，当用标准酸来测定碱的浓度时，c碱的误差与V酸的变化成正比，即当V酸的实测值大于理论值时，c碱偏高，反之偏低。同理，用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。
七、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。
2、水解的实质： 水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离 。
3、盐类水解规律：①有 弱 才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁 强显谁性，两弱都水解，同强显中性。②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。 (如:Na2CO3 ＞NaHCO3)
4、盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反应互逆） （2）程度小 （3）吸热
5、影响盐类水解的外界因素：①温度：温度越 高 水解程度越大 （水解吸热，越热越水解）②浓度：浓度越小，水解程度越 大 （越稀越水解）③酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进 阴离子 水解而 抑制 阳离子水解；OH -促进阳离子水解而抑制阴离子水解）
6、酸式盐溶液的酸碱性：①只电离不水解：如HSO4- 显 酸 性 ②电离程度＞水解程度，显 酸 性 （如: HSO3- 、H2PO4-） ③水解程度＞电离程度，显 碱 性 （如：HCO3-、HS- 、HPO42-）
7、双水解反应：（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。
（2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-与NH4+；CO32-(HCO3-)与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡,如：2Al3+ + 3S2-+ 6H2O == 2Al(OH)3↓+3H2S↑ 8、盐类水解的应用：
水解的应用 实例 原理
1、净水 明矾净水
Al3++3H2O == Al(OH)3(胶体)+3H+
2、去油污 用热碱水冼油污物品 CO32-+H2O==HCO3-+OH-
3、药品的保存 ①配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸 Fe3++3H2O==Fe(OH)3+3H+
②配制Na2CO3溶液时常加入少量NaOH CO32-+H2O==HCO3-+OH-
4、制备无水盐 由MgCl2·6H2O制无水MgCl2 在HCl气流中加热 若不然，则：MgCl2·6H2O==Mg(OH)2+2HCl+4H2OMg(OH)2==MgO+H2O
5、泡沫灭火器 用Al2(SO4)3与NaHCO3溶液混合 Al3++3HCO3-==Al(OH)3↓+3CO2↑
6、比较盐溶液中离子浓度的大小 比较NH4Cl溶液中离子浓度的大小 NH4++H2O==NH3·H2O+H+ c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-
9、水解平衡常数 （Kh）对于强碱弱酸盐：Kh =Kw/Ka(Kw为该温度下水的离子积，Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数)对于强酸弱碱盐：Kh =Kw/Kb（Kw为该温度下水的离子积，Kb为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数）
八、电离、水解方程式的书写原则1、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写 注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。
2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写
九、溶液中微粒浓度的大小比较☆☆基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系：①电荷守恒：:任何溶液均显电 中 性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和＝各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和
②物料守恒: （即原子个数守恒或质量守恒）某原子的总量(或总浓度)＝其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和
③质子守恒：即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等。
十、难溶电解质的溶解平衡
1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识
（1）溶解度 小于 0.01g的电解质称难溶电解质。
（2）反应后离子浓度降至1*10-5以下的反应为完全反应。如酸碱中和时[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故为完全反应，用“=”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5mol/L，故均用“=”。
（3）难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。
（4）掌握三种微溶物质：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4
（5）溶解平衡常为吸热，但Ca(OH)2为放热，升温其溶解度减少。
（6）溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀，否则不存在平衡。
2、溶解平衡方程式的书写
注意在沉淀后用(s)标明状态，并用“ ”。如：Ag2S(s) 2Ag+(aq）+ S2-(aq)
3、沉淀生成的三种主要方式
（1）加沉淀剂法：Ksp越小（即沉淀越难溶），沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全。
（2）调pH值除某些易水解的金属阳离子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。
（3）氧化还原沉淀法：
（4）同离子效应法
4、沉淀的溶解：
沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。常采用的方法有：①酸碱；②氧化还原；③ 沉淀转化 。
5、沉淀的转化：
溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度 更小 的。
如：AgNO3 AgCl(白色沉淀) AgBr（淡黄色） AgI （黄色） Ag2S（黑色）
6、溶度积（KSP）
（1）定义：在一定条件下，难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。
（2）表达式：AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq)
KSP= [c(An+)]m [c(Bm-)]n
（3）影响因素：
外因：①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。
②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。
（4）溶度积规则
QC（离子积）〉KSP 有沉淀析出
QC= KSP 平衡状态
QC 〈KSP 未饱和，继续溶解
二、大单元综合试题训练
1.下列说法正确的是( )
A.25℃时，水电离出的的溶液，其pH>7
B.25℃时，pH=3的HCl与pH=11的MOH溶液混合，测得pH>7，则MOH为弱碱
C.25℃时，若测得HR溶液pH=a，取该溶液10.0mL，滴入10.0mL NaR浓溶液，测得pH=b，b>a，则HR是弱酸
D.25℃时，物质的量浓度相等的盐溶液NaX与NaY，若，则HX为强酸
2.室温下向20mL0.1NaOH溶液中加入0.1mol·L-1的溶液，溶液pH、微粒的分布系数随滴加溶液体积的变化关系如图所示[如的分布系数：]。下列说法正确的是( )
A.曲线①代表，曲线②代表
B.pH=7时，
C.a点所示溶液中
D.该温度下的电离平衡常数
3.某化学兴趣小组在学习完温度对盐类水解的影响后，测定了溶液的pH随温度的变化，结果如图所示。下列分析正确的是( )
A.升温前溶液呈碱性的主要原因是：
B.常温下，0.1溶液中：
C.温度升高，水解程度增大，溶液pH增大，故图1实验数据一定错误
D.降低温度，水解平衡移动和水的电离平衡移动对溶液pH的影响一致
4.常温下，向10mL0.1丙烯酸（）溶液中滴加pH=13的NaOH溶液，溶液的酸度（AG）与NaOH溶液体积的关系如图所示。
已知：，电离度=×100%。若忽略溶液混合时的体积变化，下列说法正确的是( )
A.b点对应的溶液中：
B.d点对应的溶液中：
C.溶液中丙烯酸的电离度近似等于10%
D.若AG=0时，则丙烯酸的电离常数
5.已知25℃时，几种难溶电解质的溶度积常数如表所示：
难溶电解质
下列叙述正确的是( )
A.由溶度积常数可以判断相应物质的溶解度大小
B.将等体积的的溶液和溶液混合，有沉淀产生
C.向AgCl的悬浊液中滴加饱和NaBr溶液不能得到黄色AgBr
D.向100 mL 0.02的溶液中加入100mL 0.02的溶液，有白色沉淀生成
6.络合反应的平衡常数用配合物稳定常数表示，与在水溶液中存在如下平衡（其中分别是的逐级稳定常数）：
向硫酸铜溶液中缓慢通入氨气，实验测得各含铜微粒的分布分数随溶液中游离氨浓度的变化关系如图所示。下列说法错误的是( )
A.曲线d表示
B.的平衡常数
C.时，
D.M点时，
7.25℃时，向浓度均为0.1、体积均为100mL的两种一元酸HX、HY的溶液中分别加入NaOH固体，溶液中随的变化如图所示。下列说法正确的是( )
A.a点时溶液中水电离出的
B.c点时溶液中：
C.水的电离程度：d>c
D.中和等体积、等浓度的两种酸所需的NaOH的物质的量：HX>HY
8.25℃时，草酸（）溶液中部分微粒的物质的量浓度如下：
微粒
下列关系不能说明草酸的第二步电离比第一步电离更难的是( )
A.大于 B.大于
C.远远大于 D.约等于
9.向10mL1的HCOOH溶液中不断滴加1的NaOH溶液，并一直保持常温，所加碱溶液的体积与-lg的关系如图所示。为溶液中水电离出的。下列说法正确的是( )
A.常温下，的数量级为
B.a点显酸性，b点pH为7
C.从a点到b点，水的电离程度先增大后减小
D.混合溶液的导电性先增强后减弱最后保持不变
10.一定温度下，向氨水中通入，得到含有等物质的溶液。溶液中部分微粒的物质的量分数与pH的关系如图所示。下列说法正确的是( )
A.随着的通入，溶液中不断增大
B.已知常温下，0.1溶液的pH=7.8，则常温下
C.溶液中存在关系：
D.pH=9.0时，溶液中存在关系：
11.25℃时，以NaOH溶液调节0.1二元弱酸溶液的pH，溶液中的物质的量分数随pH的奕化如图所示[已知]。下列说法不正确的是( )
A.二元弱酸的（已知：）
B.20.0mL 0.1的溶液与30.0mL0.1NaOH溶液混合，混合液的pH=4.2
C.往溶液中滴加NaOH溶液的过程中，一定存在：
D.在0.1NaHA溶液中，各离子浓度大小关系：
12.常温下，向20mL浓度均为0.1的HA与NaA的混合溶液中，分别滴加浓度均为0.1的HCl、NaOH两种溶液，混合溶液的pH变化情况如图所示。下列说法正确的是( )
A.滴加HCl溶液的曲线为Ⅰ
B.水的电离程度：c>b>a
C.d点时，
D.c点溶液中存在：
13.氮是空气中含量最多的元素，在自然界中的存在十分广泛，实验小组对不同含氮物质做了相关研究。
（1）乙二胺是二元弱碱，分步电离，在溶液中的电离类似于氨。25℃时，乙二胺溶液中各含氮微粒的分布分数（平衡时某含氮微粒的浓度占各含氮微粒浓度之和的分数）随溶液的变化曲线如图所示。
①在水溶液中第一步电离的方程式为______。
②乙二胺的一级电离平衡常数为______，A点时，溶液中的离子浓度关系______（填“>”“<”或“=”）。
（2）已知溶液呈中性，又知将溶液滴加到溶液中有无色无味气体放出，试推断溶液的pH______7（填“>”“<”或“=”）。现有25℃时等浓度的4种溶液：①溶液；②溶液；③溶液；④溶液，这4种溶液按浓度由大到小的顺序排列是______（填序号）。
（3）25℃时，将10mL0.02溶液和10mL0.01溶液混合（忽略混合后的体积变化），混合后溶液中的浓度为________[25℃时，]。用数字传感器探究AgCl的沉淀溶解平衡。实验测得悬浊液中溶解的氯化物的质量浓度随时间变化如图所示，其中a点表示AgCl溶于溶液形成的悬浊液，下列说法正确的是________（填字母）。
A.图中b点可能是滴加溶液
B.图中c点后无黄色沉淀生成
C.图中d点
D.由图可知：
14.25℃时，部分酸的电离常数如下：
化学式
电离常数
（1）物质的量浓度为0.1的下列四种物质：
a.
b.NaCN
c.
d.
pH由大到小的顺序是_______（填编号）。
（2）25℃时，在0.5的醋酸溶液中由醋酸电离出的约是由水电离出的的_______倍。
（3）写出向氰化钠溶液中通入少量二氧化碳的离子方程式：_______。
（4）25℃时，有与的混合溶液，若测得混合液的pH=6，则溶液中_______（填准确数值）。
（5）25℃时，将a的醋酸与b氢氧化钠溶液等体积混合，反应后溶液恰好显中性，用a、b表示醋酸的电离常数为_______。
答案以及解析
1.答案：D
解析：常温下，水电离出的的溶液既可能呈酸性，也可能呈碱性，A错误；选项中没有说明两溶液是等体积混合，故无法判断MOH是强碱还是弱碱，B错误；若HR是强酸，则取HR溶液10.0mL，滴入10.0mL NaR浓溶液，溶液中氢离子浓度减小，pH也增大，C错误；在NaY溶液中，存在物料守恒，两溶液中相等，则说明在NaX溶液中，不水解，则HX为强酸，D正确。
2.答案：D
解析：由图可知，即曲线①、②相交时，溶液pH=4.7，则的电离平衡常数，D正确。
3.答案：B
解析：升温前溶液呈碱性的主要原因是碳酸钠为强碱弱酸盐，水解使溶液显碱性：，A错误；常温下，0.1溶液中存在电荷守恒，溶液呈碱性，，故，B正确；温度升高，水解程度增大，溶液pH增大，但升高温度，水的电离平衡也正向移动，pH降低，综合两者作用，温度对水电离平衡常数的影响大于对碳酸根离子水解平衡常数的影响，溶液pH降低，C错误；降低温度，水解平衡逆向移动，溶液的pH降低，水的电离平衡逆向移动，溶液的pH升高，故D错误。
4.答案：D
解析：pH=13的NaOH溶液中，则b点对应的溶液中溶质为等浓度的和，溶液呈酸性，结合电荷守恒得，A错误；d点对应的溶液中存在物料守恒：，结合电荷守恒得，B错误；时AG=8，则，故溶液中丙烯酸的电离度近似等于，C错误；AG=0时，对应的溶液呈中性，此时，，，故丙烯酸的电离常数，D正确。
5.答案：B
解析：对于组成结构相似的物质，溶度积常数越小，溶解度越小，而组成结构不相似的物质，不能根据溶度积常数大小比较溶解度，A错误；两溶液等体混合后，、、，所以有沉淀产生，B正确；由表格中的数据可知，AgBr的溶解度比AgCl小，所以向AgCl的悬浊液中滴加NaBr的饱和溶液可以得到黄色AgBr，C错误；两溶液等体积混合后，，则没有白色沉淀生成，D错误。
6.答案：D
解析：随着浓度增大，含铜微粒由逐渐生成，a、b、c、d、e曲线分别对应，A正确；若方程式相加，则平衡常数相乘，故的，B正确；即时，由图可知，C正确；M点时，则，D错误。
7.答案：B
解析：a点，为HX溶液，则，酸溶液中的全部由水电离产生，故a点时溶液中水电离出的，A错误；c点为等浓度的HY与NaY的混合溶液，溶液显酸性，则，B正确；c、d两点溶液均因酸的电离而显酸性，且d点溶液酸性更强，故水的电离程度：c>d，C错误；HX、HY均为一元酸，中和等体积、等浓度的两种酸所需的NaOH的物质的量相等，D错误。
8.答案：A
解析：草酸分步电离，大于，只能说明草酸不能完全电离，故A符合题意；大于，能说明草酸的第二步电离比第一步电离更难，B不符合题意；第一步电离生成的，第二步电离生成的，而溶液中远远大于，约等于，说明第二步电离的产物可忽略不计，C、D不符合题意。
9.答案：C
解析：起始时1的甲酸溶液中，酸的水溶液中均是由水电离出来的，则溶液中，HCOOH的电离平衡常数，数量级为，A错误；酸或碱抑制水的电离，盐类水解促进水的电离，a点溶液中存在HCOOH和HCOONa，，说明HCOOH对水电离的抑制程度与水解对水电离的促进程度相等，则溶液呈中性，b点溶液为HCOONa和过量的NaOH的混合溶液，溶液显碱性，B错误；由题图知，从a点到b点的过程中，先增大后减小，则水的电离程度先增大后减小，C正确；随着NaOH溶液的不断加入，溶液中离子浓度不断增大，溶液的导电性不断增强，当HCOOH完全反应后，继续加入NaOH溶液，溶液中浓度增大，溶液的导电性增强，D错误。
10.答案：D
解析：已知，温度一定时，为常数，不随浓度的变化而变化，随着的通入，逐渐增大，则不断减小，A错误；常温下，0.1溶液的pH=7.8，溶液显碱性，的水解程度大于的水解程度，则，即常温下，B错误；由物料守恒知，C错误；结合题图可知，pH=9.0时，溶液中存在电荷守恒，D正确。
11.答案：B
解析：20.0mL0.1的溶液与30.0mL0.1的NaOH溶液混合得到等物质的量的NaHA和，此时，则该混合液的pH不是4.2，B错误；往溶液中滴加NaOH溶液的过程中，根据电荷守恒可知，溶液中一定存在关系式：，C正确；由题图知，NaHA溶液呈酸性，则的电离程度大于水解程度，故离子浓度大小关系为，D正确。
12.答案：C
解析：滴加盐酸的曲线为Ⅱ，A错误；a、b点都在曲线Ⅱ上，滴加盐酸时发生反应，随着HCl溶液的滴入，NaA逐渐减少、HA逐渐增多，HA电离出的抑制水的电离，水解促进水的电离，所以水的电离程度a>b，B错误；浓度均为0.1的HA与NaA的混合溶液的pH=4.76，溶液中，则，d点溶液的pH=10，溶液中，，，则，C正确；滴加NaOH溶液时发生反应，c点加入20mLNaOH溶液，得到0.1NaA溶液，溶液中的物料守恒为，D错误。
13.答案：（1）①；②；<
（2）>；④①②③
（3）；C
解析：（1）①由氨的电离知乙二胺的第一步电离方程式为。②根据题图，乙二胺的一级电离平衡常数。A点时，加入酸可调节pH使其减小，故A点溶液中还应该存在带负电荷的酸根离子，故根据电荷守恒知，离子浓度关系为。
（2）溶液呈中性，说明，将溶液滴加到溶液中有无色无味气体放出，说明，由越弱越水解知，溶液中的水解程度大，故溶液呈碱性。铵盐中，弱酸根离子对应的酸的酸性越弱，对的水解的促进作用越强；电离出的氢离子抑制的水解，对的水解无影响，所以溶液中由大到小的顺序是④①②③。
（3）反应后溶液中，则。b点后降低，由恒定不变，知升高，故b点滴加的不可能是溶液，A错误；c点滴加KI溶液后，升高，且高于起始时，说明此时溶液中部分银离子转化为碘化银沉淀，故B错误；d点时大于起始时的，且起始时由于AgCl溶解于中，存在，故d点，C正确；由B项分析知，c点后产生了碘化银沉淀，故，D错误。
14.答案：（1）
（2）
（3）
（4）
（5）
解析：（1）酸越弱，对应酸根离子的水解程度越大，则浓度相同的相应盐溶液的pH越大，所以pH由大到小的顺序是a>b>d>c。
（2），当时，，酸溶液中的全部由水电离产生，故溶液中由水电离出的约为，则由醋酸电离出的约是由水电离出的的倍。
（3）酸性，所以向氰化钠溶液中通入少量二氧化碳的离子方程式为。
（4）25℃时，与的混合溶液pH=6，则，由电荷守恒，知。
（5）反应后的溶液中，，，则醋酸的电离常数。
2
一、大单元思维知识整合
一、弱电解质的电离
1、定义：
电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。
非电解质 ：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。
强电解质 ：在水溶液里全部电离成离子的电解质。
弱电解质： 在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。
2、电解质与非电解质本质区别：
电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物
注意：
①电解质、非电解质都是化合物
②SO2、NH3、CO2等属于非电解质
③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成 离子的速率和离子结合成 分子的速率 时，电离过程就达到了 平衡状态 ，这叫电离平衡。
4、影响电离平衡的因素：
A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。
B、浓度：浓度越大，电离程度 越小 ；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。
C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。
D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。
5、电离方程式的书写：用可逆符号 弱酸的电离要分布写（第一步为主）
6、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。）
AB==A++B- Ki=[ A+][ B-]/[AB]
7、影响因素：
a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。
b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。
C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO
二、水的电离和溶液的酸碱性
1、水电离平衡：:
水的离子积：KW = c[H+]·c[OH-]
25℃时, [H+]=[OH-] =10-7mol/L ; KW = [H+]·[OH-] = 1*10-14
注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定
KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）
2、水电离特点：（1）可逆 （2）吸热 （3）极弱
3、影响水电离平衡的外界因素：
①酸、碱 ：抑制水的电离 KW〈1*10-14
②温度：促进水的电离（水的电离是 吸 热的）
③易水解的盐：促进水的电离 KW 〉 1*10-14
4、溶液的酸碱性和pH：
（1）pH=-lgc[H+]
（2）pH的测定方法：
酸碱指示剂—— 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。
变色范围：甲基橙 3.1~4.4（橙色） 石蕊5.0~8.0（紫色） 酚酞8.2~10.0（浅红色）
pH试纸 —操作 玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可。
注意：①事先不能用水湿润PH试纸；②广泛pH试纸只能读取整数值或范围
三 、混合液的pH值计算方法公式
1、强酸与强酸的混合：（先求[H+]混：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积，再求其它） [H+]混 =（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）
2、强碱与强碱的混合：（先求[OH-]混：将两种酸中的OH离子物质的量相加除以总体积，再求其它） [OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2） (注意 :不能直接计算[H+]混)
3、强酸与强碱的混合：（先据H+ + OH- ==H2O计算余下的H+或OH-，①H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求[H+]混；OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混，再求其它）
四、稀释过程溶液pH值的变化规律：1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀 = pH原+ n （但始终不能大于或等于7）
2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀 〈 pH原+n （但始终不能大于或等于7）
3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀 = pH原－n （但始终不能小于或等于7）
4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀 〉 pH原－n （但始终不能小于或等于7）
5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均接近7
6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。
五、强酸（pH1）强碱（pH2）混和计算规律1、若等体积混合pH1+pH2=14 则溶液显中性pH=7pH1+pH2≥15 则溶液显碱性pH=pH2-0.3pH1+pH2≤13 则溶液显酸性pH=pH1+0.3
2、若混合后显中性pH1+pH2=14 V酸：V碱=1：1pH1+pH2≠14 V酸：V碱=1：10〔14-（pH1+pH2）〕
六、酸碱中和滴定：1、中和滴定的原理实质：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等。
2、中和滴定的操作过程：（1）仪②滴定管的刻度，O刻度在 上 ，往下刻度标数越来越大，全部容积 大于 它的最大刻度值，因为下端有一部分没有刻度。滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，不得一次滴定使用两滴定管酸（或碱），也不得中途向滴定管中添加。②滴定管可以读到小数点后 一位 。
（2）药品：标准液；待测液；指示剂。
（3）准备过程：
准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。（洗涤：用洗液洗→检漏：滴定管是否漏水→用水洗→用标准液洗（或待测液洗）→装溶液→排气泡→调液面→记数据V(始)（4）试验过程
3、酸碱中和滴定的误差分析误差分析：利用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析式中：n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c——酸或碱的物质的量浓度；V——酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则：c碱=
上述公式在求算浓度时很方便，而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化，因为在滴定过程中c酸为标准酸，其数值在理论上是不变的，若稀释了虽实际值变小，但体现的却是V酸的增大，导致c酸偏高；V碱同样也是一个定值，它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的，当在实际操作中碱液外溅，其实际值减小，但引起变化的却是标准酸用量的减少，即V酸减小，则c碱降低了；对于观察中出现的误差亦同样如此。综上所述，当用标准酸来测定碱的浓度时，c碱的误差与V酸的变化成正比，即当V酸的实测值大于理论值时，c碱偏高，反之偏低。同理，用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。
七、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。
2、水解的实质： 水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离 。
3、盐类水解规律：①有 弱 才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁 强显谁性，两弱都水解，同强显中性。②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。 (如:Na2CO3 ＞NaHCO3)
4、盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反应互逆） （2）程度小 （3）吸热
5、影响盐类水解的外界因素：①温度：温度越 高 水解程度越大 （水解吸热，越热越水解）②浓度：浓度越小，水解程度越 大 （越稀越水解）③酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进 阴离子 水解而 抑制 阳离子水解；OH -促进阳离子水解而抑制阴离子水解）
6、酸式盐溶液的酸碱性：①只电离不水解：如HSO4- 显 酸 性 ②电离程度＞水解程度，显 酸 性 （如: HSO3- 、H2PO4-） ③水解程度＞电离程度，显 碱 性 （如：HCO3-、HS- 、HPO42-）
7、双水解反应：（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。
（2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-与NH4+；CO32-(HCO3-)与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡,如：2Al3+ + 3S2-+ 6H2O == 2Al(OH)3↓+3H2S↑ 8、盐类水解的应用：
水解的应用 实例 原理
1、净水 明矾净水
Al3++3H2O == Al(OH)3(胶体)+3H+
2、去油污 用热碱水冼油污物品 CO32-+H2O==HCO3-+OH-
3、药品的保存 ①配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸 Fe3++3H2O==Fe(OH)3+3H+
②配制Na2CO3溶液时常加入少量NaOH CO32-+H2O==HCO3-+OH-
4、制备无水盐 由MgCl2·6H2O制无水MgCl2 在HCl气流中加热 若不然，则：MgCl2·6H2O==Mg(OH)2+2HCl+4H2OMg(OH)2==MgO+H2O
5、泡沫灭火器 用Al2(SO4)3与NaHCO3溶液混合 Al3++3HCO3-==Al(OH)3↓+3CO2↑
6、比较盐溶液中离子浓度的大小 比较NH4Cl溶液中离子浓度的大小 NH4++H2O==NH3·H2O+H+ c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-
9、水解平衡常数 （Kh）对于强碱弱酸盐：Kh =Kw/Ka(Kw为该温度下水的离子积，Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数)对于强酸弱碱盐：Kh =Kw/Kb（Kw为该温度下水的离子积，Kb为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数）
八、电离、水解方程式的书写原则1、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写 注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。
2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写
九、溶液中微粒浓度的大小比较☆☆基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系：①电荷守恒：:任何溶液均显电 中 性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和＝各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和
②物料守恒: （即原子个数守恒或质量守恒）某原子的总量(或总浓度)＝其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和
③质子守恒：即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等。
十、难溶电解质的溶解平衡
1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识
（1）溶解度 小于 0.01g的电解质称难溶电解质。
（2）反应后离子浓度降至1*10-5以下的反应为完全反应。如酸碱中和时[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故为完全反应，用“=”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5mol/L，故均用“=”。
（3）难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。
（4）掌握三种微溶物质：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4
（5）溶解平衡常为吸热，但Ca(OH)2为放热，升温其溶解度减少。
（6）溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀，否则不存在平衡。
2、溶解平衡方程式的书写
注意在沉淀后用(s)标明状态，并用“ ”。如：Ag2S(s) 2Ag+(aq）+ S2-(aq)
3、沉淀生成的三种主要方式
（1）加沉淀剂法：Ksp越小（即沉淀越难溶），沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全。
（2）调pH值除某些易水解的金属阳离子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。
（3）氧化还原沉淀法：
（4）同离子效应法
4、沉淀的溶解：
沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。常采用的方法有：①酸碱；②氧化还原；③ 沉淀转化 。
5、沉淀的转化：
溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度 更小 的。
如：AgNO3 AgCl(白色沉淀) AgBr（淡黄色） AgI （黄色） Ag2S（黑色）
6、溶度积（KSP）
（1）定义：在一定条件下，难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。
（2）表达式：AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq)
KSP= [c(An+)]m [c(Bm-)]n
（3）影响因素：
外因：①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。
②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。
（4）溶度积规则
QC（离子积）〉KSP 有沉淀析出
QC= KSP 平衡状态
QC 〈KSP 未饱和，继续溶解
二、大单元综合试题训练
1.下列说法正确的是( )
A.25℃时，水电离出的的溶液，其pH>7
B.25℃时，pH=3的HCl与pH=11的MOH溶液混合，测得pH>7，则MOH为弱碱
C.25℃时，若测得HR溶液pH=a，取该溶液10.0mL，滴入10.0mL NaR浓溶液，测得pH=b，b>a，则HR是弱酸
D.25℃时，物质的量浓度相等的盐溶液NaX与NaY，若，则HX为强酸
2.室温下向20mL0.1NaOH溶液中加入0.1mol·L-1的溶液，溶液pH、微粒的分布系数随滴加溶液体积的变化关系如图所示[如的分布系数：]。下列说法正确的是( )
A.曲线①代表，曲线②代表
B.pH=7时，
C.a点所示溶液中
D.该温度下的电离平衡常数
3.某化学兴趣小组在学习完温度对盐类水解的影响后，测定了溶液的pH随温度的变化，结果如图所示。下列分析正确的是( )
A.升温前溶液呈碱性的主要原因是：
B.常温下，0.1溶液中：
C.温度升高，水解程度增大，溶液pH增大，故图1实验数据一定错误
D.降低温度，水解平衡移动和水的电离平衡移动对溶液pH的影响一致
4.常温下，向10mL0.1丙烯酸（）溶液中滴加pH=13的NaOH溶液，溶液的酸度（AG）与NaOH溶液体积的关系如图所示。
已知：，电离度=×100%。若忽略溶液混合时的体积变化，下列说法正确的是( )
A.b点对应的溶液中：
B.d点对应的溶液中：
C.溶液中丙烯酸的电离度近似等于10%
D.若AG=0时，则丙烯酸的电离常数
5.已知25℃时，几种难溶电解质的溶度积常数如表所示：
难溶电解质
下列叙述正确的是( )
A.由溶度积常数可以判断相应物质的溶解度大小
B.将等体积的的溶液和溶液混合，有沉淀产生
C.向AgCl的悬浊液中滴加饱和NaBr溶液不能得到黄色AgBr
D.向100 mL 0.02的溶液中加入100mL 0.02的溶液，有白色沉淀生成
6.络合反应的平衡常数用配合物稳定常数表示，与在水溶液中存在如下平衡（其中分别是的逐级稳定常数）：
向硫酸铜溶液中缓慢通入氨气，实验测得各含铜微粒的分布分数随溶液中游离氨浓度的变化关系如图所示。下列说法错误的是( )
A.曲线d表示
B.的平衡常数
C.时，
D.M点时，
7.25℃时，向浓度均为0.1、体积均为100mL的两种一元酸HX、HY的溶液中分别加入NaOH固体，溶液中随的变化如图所示。下列说法正确的是( )
A.a点时溶液中水电离出的
B.c点时溶液中：
C.水的电离程度：d>c
D.中和等体积、等浓度的两种酸所需的NaOH的物质的量：HX>HY
8.25℃时，草酸（）溶液中部分微粒的物质的量浓度如下：
微粒
下列关系不能说明草酸的第二步电离比第一步电离更难的是( )
A.大于 B.大于
C.远远大于 D.约等于
9.向10mL1的HCOOH溶液中不断滴加1的NaOH溶液，并一直保持常温，所加碱溶液的体积与-lg的关系如图所示。为溶液中水电离出的。下列说法正确的是( )
A.常温下，的数量级为
B.a点显酸性，b点pH为7
C.从a点到b点，水的电离程度先增大后减小
D.混合溶液的导电性先增强后减弱最后保持不变
10.一定温度下，向氨水中通入，得到含有等物质的溶液。溶液中部分微粒的物质的量分数与pH的关系如图所示。下列说法正确的是( )
A.随着的通入，溶液中不断增大
B.已知常温下，0.1溶液的pH=7.8，则常温下
C.溶液中存在关系：
D.pH=9.0时，溶液中存在关系：
11.25℃时，以NaOH溶液调节0.1二元弱酸溶液的pH，溶液中的物质的量分数随pH的奕化如图所示[已知]。下列说法不正确的是( )
A.二元弱酸的（已知：）
B.20.0mL 0.1的溶液与30.0mL0.1NaOH溶液混合，混合液的pH=4.2
C.往溶液中滴加NaOH溶液的过程中，一定存在：
D.在0.1NaHA溶液中，各离子浓度大小关系：
12.常温下，向20mL浓度均为0.1的HA与NaA的混合溶液中，分别滴加浓度均为0.1的HCl、NaOH两种溶液，混合溶液的pH变化情况如图所示。下列说法正确的是( )
A.滴加HCl溶液的曲线为Ⅰ
B.水的电离程度：c>b>a
C.d点时，
D.c点溶液中存在：
13.氮是空气中含量最多的元素，在自然界中的存在十分广泛，实验小组对不同含氮物质做了相关研究。
（1）乙二胺是二元弱碱，分步电离，在溶液中的电离类似于氨。25℃时，乙二胺溶液中各含氮微粒的分布分数（平衡时某含氮微粒的浓度占各含氮微粒浓度之和的分数）随溶液的变化曲线如图所示。
①在水溶液中第一步电离的方程式为______。
②乙二胺的一级电离平衡常数为______，A点时，溶液中的离子浓度关系______（填“>”“<”或“=”）。
（2）已知溶液呈中性，又知将溶液滴加到溶液中有无色无味气体放出，试推断溶液的pH______7（填“>”“<”或“=”）。现有25℃时等浓度的4种溶液：①溶液；②溶液；③溶液；④溶液，这4种溶液按浓度由大到小的顺序排列是______（填序号）。
（3）25℃时，将10mL0.02溶液和10mL0.01溶液混合（忽略混合后的体积变化），混合后溶液中的浓度为________[25℃时，]。用数字传感器探究AgCl的沉淀溶解平衡。实验测得悬浊液中溶解的氯化物的质量浓度随时间变化如图所示，其中a点表示AgCl溶于溶液形成的悬浊液，下列说法正确的是________（填字母）。
A.图中b点可能是滴加溶液
B.图中c点后无黄色沉淀生成
C.图中d点
D.由图可知：
14.25℃时，部分酸的电离常数如下：
化学式
电离常数
（1）物质的量浓度为0.1的下列四种物质：
a.
b.NaCN
c.
d.
pH由大到小的顺序是_______（填编号）。
（2）25℃时，在0.5的醋酸溶液中由醋酸电离出的约是由水电离出的的_______倍。
（3）写出向氰化钠溶液中通入少量二氧化碳的离子方程式：_______。
（4）25℃时，有与的混合溶液，若测得混合液的pH=6，则溶液中_______（填准确数值）。
（5）25℃时，将a的醋酸与b氢氧化钠溶液等体积混合，反应后溶液恰好显中性，用a、b表示醋酸的电离常数为_______。
答案以及解析
1.答案：D
解析：常温下，水电离出的的溶液既可能呈酸性，也可能呈碱性，A错误；选项中没有说明两溶液是等体积混合，故无法判断MOH是强碱还是弱碱，B错误；若HR是强酸，则取HR溶液10.0mL，滴入10.0mL NaR浓溶液，溶液中氢离子浓度减小，pH也增大，C错误；在NaY溶液中，存在物料守恒，两溶液中相等，则说明在NaX溶液中，不水解，则HX为强酸，D正确。
2.答案：D
解析：由图可知，即曲线①、②相交时，溶液pH=4.7，则的电离平衡常数，D正确。
3.答案：B
解析：升温前溶液呈碱性的主要原因是碳酸钠为强碱弱酸盐，水解使溶液显碱性：，A错误；常温下，0.1溶液中存在电荷守恒，溶液呈碱性，，故，B正确；温度升高，水解程度增大，溶液pH增大，但升高温度，水的电离平衡也正向移动，pH降低，综合两者作用，温度对水电离平衡常数的影响大于对碳酸根离子水解平衡常数的影响，溶液pH降低，C错误；降低温度，水解平衡逆向移动，溶液的pH降低，水的电离平衡逆向移动，溶液的pH升高，故D错误。
4.答案：D
解析：pH=13的NaOH溶液中，则b点对应的溶液中溶质为等浓度的和，溶液呈酸性，结合电荷守恒得，A错误；d点对应的溶液中存在物料守恒：，结合电荷守恒得，B错误；时AG=8，则，故溶液中丙烯酸的电离度近似等于，C错误；AG=0时，对应的溶液呈中性，此时，，，故丙烯酸的电离常数，D正确。
5.答案：B
解析：对于组成结构相似的物质，溶度积常数越小，溶解度越小，而组成结构不相似的物质，不能根据溶度积常数大小比较溶解度，A错误；两溶液等体混合后，、、，所以有沉淀产生，B正确；由表格中的数据可知，AgBr的溶解度比AgCl小，所以向AgCl的悬浊液中滴加NaBr的饱和溶液可以得到黄色AgBr，C错误；两溶液等体积混合后，，则没有白色沉淀生成，D错误。
6.答案：D
解析：随着浓度增大，含铜微粒由逐渐生成，a、b、c、d、e曲线分别对应，A正确；若方程式相加，则平衡常数相乘，故的，B正确；即时，由图可知，C正确；M点时，则，D错误。
7.答案：B
解析：a点，为HX溶液，则，酸溶液中的全部由水电离产生，故a点时溶液中水电离出的，A错误；c点为等浓度的HY与NaY的混合溶液，溶液显酸性，则，B正确；c、d两点溶液均因酸的电离而显酸性，且d点溶液酸性更强，故水的电离程度：c>d，C错误；HX、HY均为一元酸，中和等体积、等浓度的两种酸所需的NaOH的物质的量相等，D错误。
8.答案：A
解析：草酸分步电离，大于，只能说明草酸不能完全电离，故A符合题意；大于，能说明草酸的第二步电离比第一步电离更难，B不符合题意；第一步电离生成的，第二步电离生成的，而溶液中远远大于，约等于，说明第二步电离的产物可忽略不计，C、D不符合题意。
9.答案：C
解析：起始时1的甲酸溶液中，酸的水溶液中均是由水电离出来的，则溶液中，HCOOH的电离平衡常数，数量级为，A错误；酸或碱抑制水的电离，盐类水解促进水的电离，a点溶液中存在HCOOH和HCOONa，，说明HCOOH对水电离的抑制程度与水解对水电离的促进程度相等，则溶液呈中性，b点溶液为HCOONa和过量的NaOH的混合溶液，溶液显碱性，B错误；由题图知，从a点到b点的过程中，先增大后减小，则水的电离程度先增大后减小，C正确；随着NaOH溶液的不断加入，溶液中离子浓度不断增大，溶液的导电性不断增强，当HCOOH完全反应后，继续加入NaOH溶液，溶液中浓度增大，溶液的导电性增强，D错误。
10.答案：D
解析：已知，温度一定时，为常数，不随浓度的变化而变化，随着的通入，逐渐增大，则不断减小，A错误；常温下，0.1溶液的pH=7.8，溶液显碱性，的水解程度大于的水解程度，则，即常温下，B错误；由物料守恒知，C错误；结合题图可知，pH=9.0时，溶液中存在电荷守恒，D正确。
11.答案：B
解析：20.0mL0.1的溶液与30.0mL0.1的NaOH溶液混合得到等物质的量的NaHA和，此时，则该混合液的pH不是4.2，B错误；往溶液中滴加NaOH溶液的过程中，根据电荷守恒可知，溶液中一定存在关系式：，C正确；由题图知，NaHA溶液呈酸性，则的电离程度大于水解程度，故离子浓度大小关系为，D正确。
12.答案：C
解析：滴加盐酸的曲线为Ⅱ，A错误；a、b点都在曲线Ⅱ上，滴加盐酸时发生反应，随着HCl溶液的滴入，NaA逐渐减少、HA逐渐增多，HA电离出的抑制水的电离，水解促进水的电离，所以水的电离程度a>b，B错误；浓度均为0.1的HA与NaA的混合溶液的pH=4.76，溶液中，则，d点溶液的pH=10，溶液中，，，则，C正确；滴加NaOH溶液时发生反应，c点加入20mLNaOH溶液，得到0.1NaA溶液，溶液中的物料守恒为，D错误。
13.答案：（1）①；②；<
（2）>；④①②③
（3）；C
解析：（1）①由氨的电离知乙二胺的第一步电离方程式为。②根据题图，乙二胺的一级电离平衡常数。A点时，加入酸可调节pH使其减小，故A点溶液中还应该存在带负电荷的酸根离子，故根据电荷守恒知，离子浓度关系为。
（2）溶液呈中性，说明，将溶液滴加到溶液中有无色无味气体放出，说明，由越弱越水解知，溶液中的水解程度大，故溶液呈碱性。铵盐中，弱酸根离子对应的酸的酸性越弱，对的水解的促进作用越强；电离出的氢离子抑制的水解，对的水解无影响，所以溶液中由大到小的顺序是④①②③。
（3）反应后溶液中，则。b点后降低，由恒定不变，知升高，故b点滴加的不可能是溶液，A错误；c点滴加KI溶液后，升高，且高于起始时，说明此时溶液中部分银离子转化为碘化银沉淀，故B错误；d点时大于起始时的，且起始时由于AgCl溶解于中，存在，故d点，C正确；由B项分析知，c点后产生了碘化银沉淀，故，D错误。
14.答案：（1）
（2）
（3）
（4）
（5）
解析：（1）酸越弱，对应酸根离子的水解程度越大，则浓度相同的相应盐溶液的pH越大，所以pH由大到小的顺序是a>b>d>c。
（2），当时，，酸溶液中的全部由水电离产生，故溶液中由水电离出的约为，则由醋酸电离出的约是由水电离出的的倍。
（3）酸性，所以向氰化钠溶液中通入少量二氧化碳的离子方程式为。
（4）25℃时，与的混合溶液pH=6，则，由电荷守恒，知。
（5）反应后的溶液中，，，则醋酸的电离常数。
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