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章末综合提升
第三章 水溶液中的离子反应与平衡
概念梳理 建体系
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分层突破 提能力
一、弱电解质的电离
1.特征：可逆
2.影响电离平衡的因素：浓度、温度、同离子效应。
3.电离方程式用“ ”。
4.电离平衡常数：是温度函数，温度不变K不变，不随浓度的改变而改变，可判断弱电解质相对强弱。
①NH4Cl固体 ②硫酸 ③NaOH固体 ④水 ⑤加热
⑥加入少量MgSO4固体
A.①②③⑤ B.③④⑥
C.③ D.③⑤
√
典例1
在一定温度下，有a.盐酸 b.硫酸 c.醋酸三种酸。
(1)当三种酸物质的量浓度相同时，c(H＋)由大到小的顺序是__________(填字母，下同)。
(2)同体积、同物质的量浓度的三种酸，中和NaOH的能力由大到小的顺序是__________。
(3)若三者c(H＋)相同时，物质的量浓度由大到小的顺序是__________。
(4)当三者c(H＋)相同且体积也相同时，分别放入足量的锌，相同状况下产生气体的体积由大到小的顺序是__________。
(5)当三者c(H＋)相同且体积相同时，同时加入形状、密度、质量完全相同的锌，若产生相同体积的H2(相同状况)，则开始时反应速率的大小关系为__________，反应所需时间的长短关系是________。
b>a>c
b>a＝c
c>a>b
c>a＝b
a＝b＝c
a＝b>c
典例2
(6)将c(H＋)相同的三种酸均加水稀释至原来的100倍后，c(H＋)由大到小的顺序是__________。
(7)将c(H＋)相同、体积相同的三种酸，分别与等浓度的NaOH稀溶液反应至pH＝7，则消耗NaOH溶液的体积大小关系为__________。
c>a＝b
c>a＝b
二、水的电离和溶液的酸碱性
1.水的电离
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)升高温度，水的电离程度增大，Kw增大。
(2)加入酸或碱，水的电离程度减小，Kw不变。
(3)加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3)，水的电离程度增大，Kw不变。
4.溶液的酸碱性
溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。
(1)酸性溶液：c(H＋)>c(OH－)，常温下，pH<7。
(2)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)，常温下，pH＝7。
(3)碱性溶液：c(H＋)7。
5.pH及其测量
(1)计算公式：pH＝－lg c(H＋)。
(2)测量方法
①pH试纸法：用镊子夹取一小块试纸放在洁净的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待测溶液点在试纸的中央，变色后与标准比色卡对照，即可确定溶液的pH。
②pH计测量法。
室温时，关于下列溶液的叙述正确的是
A.1.0×10－3 mol·L－1盐酸的pH＝3，1.0×10－8 mol·L－1的盐酸pH＝8
B.pH＝a的醋酸溶液稀释1倍后，溶液的pH＝b，则a>b
C.pH＝12的氨水和pH＝2的盐酸等体积混合，混合液的pH<7
D.1 mL pH＝1的盐酸与100 mL NaOH溶液混合后，溶液的pH＝7，则NaOH溶液的pH＝11
√
室温时酸溶液的pH不可能大于7，故A项错误；醋酸溶液稀释后c(H＋)降低，pH增大，所以a7，故C项错误；由混合后溶液pH＝7可得1 mL×10－1 mol·L－1＝100 mL×c
(OH－)，c(OH－)＝10－3 mol·L－1，则NaOH溶液的pH＝11，故D项正确。
典例3
常温下，下列溶液的离子浓度关系式正确的是
A.pH＝4的氯化铵溶液中：c(H＋)＝c(NH3·H2O)＝1×10－4 mol·L－1
B.pH＝a的HCl溶液，稀释10倍后，其pH＝b，则a＝b－1
C.pH＝2的HF溶液与pH＝12的NaOH溶液体积比1∶1混合：c(Na＋)＝
c(F－)>c(H＋)＝c(OH－)
D.pH相同的①NaOH、②NaClO两种溶液中水的电离程度：①<②
√
典例4
(1)判断某盐是否水解的简易口诀：不溶不水解，无弱不水解，谁弱谁水解，都弱都水解。
(2)判断盐溶液酸碱性的简易口诀：有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱双水解，谁强显谁性，同强显中性。
2.影响盐类水解的因素
(1)内因：盐本身的性质。
(2)外因：①温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。
②浓度：稀释盐溶液，可以促进水解，盐的浓度越小，水解程度越大。
③外加酸碱：外加酸碱能促进或抑制盐的水解。
25 ℃时，关于①0.1 mol·L－1的NH4Cl溶液 ②0.1 mol·L－1的NaOH溶液，下列叙述正确的是
B.若将①和②均稀释100倍，①的pH变化更大
C.若向②中加适量水，水的电离平衡正向移动
D.若将①和②混合，所得溶液的pH＝7，则溶液中的c(NH3·H2O)>c(Na＋)
√
典例5
50 ℃时，0.1 mol·L－1 Na2CO3溶液的pH＝12，下列判断正确的是
A.c(OH－)＝10－2 mol·L－1
√
典例6
四、难溶电解质的溶解平衡
1.溶度积概念：一定温度下，难溶电解质在饱和溶液中各离子浓度幂的乘积是一个常数，这个常数称为该难溶电解质的溶度积，用符号Ksp表示。
2.溶度积表达式
溶度积常数：Ksp＝cm(Mn＋)·cn(Am－)。
3.溶度积规则：比较Ksp与溶液中有关离子浓度幂的乘积(离子积Q)判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解。
Q＞Ksp时，生成沉淀；
Q＝Ksp时，达到溶解平衡；
Q＜Ksp时，沉淀溶解。
4. 影响溶度积的因素
Ksp 只与难溶电解质的性质和温度有关，而与沉淀的量无关，并且溶液中的离子浓度的变化能使平衡移动，并不改变Ksp。
5. 溶度积的物理意义
Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力。当化学式所表示的组成中阴、阳离子个数比相同时，Ksp数值越大则难溶电解质在水中的溶解能力越强。但对化学式所表示的组成中阴、阳离子个数比不相同的电解质，则不能直接由它们的溶度积来比较溶解能力的大小，必须通过具体计算确定。
工业上向锅炉里注入Na2CO3溶液浸泡，将水垢中的CaSO4转化为CaCO3，而后用盐酸去除。下列叙述不正确的是
A.温度升高，Na2CO3溶液的Kw和c(OH－)均会增大
C.盐酸溶液中，CaCO3的溶解性大于CaSO4
D.Na2CO3溶液遇CO2后，阴离子浓度均减小
√
典例7
已知常温下各物质的溶度积或电离平衡常数如下：
Ksp(CuS)＝1.3×10－36，Ksp(FeS)＝6.5×10－18；
H2S：Ka1＝1.2×10－7，Ka2＝7×10－15。
一般来说，如果一个反应的平衡常数大于105，通常认为反应进行得较完全；如果一个反应的平衡常数小于10－5，则认为该反应很难进行。请回答：
(1)向浓度均为0.1 mol·L－1的FeSO4和CuSO4的混合溶液中加Na2S溶液，请写出首先出现沉淀的离子方程式：____________________。当加入Na2S溶液至出现两种沉淀，则溶液中c(Fe2＋)∶c(Cu2＋)＝_____________。
Cu2＋＋S2－===CuS↓
5.0×1018
因为Ksp(CuS)＝1.3×10－36＜Ksp(FeS)＝6.5×10－18，所以c(Fe2＋)＝c(Cu2＋)的情况下，首先出现CuS沉淀，故首先出现沉淀的离子方程式为：Cu2＋＋S2－===CuS↓；溶液中出现两种沉淀，说明FeS也出现沉淀，故c(Fe2＋)∶c(Cu2＋)＝Ksp(FeS)÷Ksp(CuS)＝5.0×1018；
典例8
(2)通过计算说明反应CuS(s)＋2H＋===Cu2＋＋H2S进行的程度__________
___________________。
反应很难进
行(计算过程见解析)
(3)常温下，NaHS溶液呈碱性，此时溶液中离子浓度由大到小的顺序是________________________________________。若向此溶液中加入CuSO4
溶液，恰好完全反应，所得溶液的pH____(填“>”、“<”或“＝”)7。用离子方程式表示其原因__________________________。
c(Na＋)＞c(HS－)＞c(OH－)＞c(S2－)＞c(H＋)
＜
HS－＋Cu2＋===CuS↓＋H＋
NaHS溶液呈碱性，故HS－的水解程度大于电离程度，且水会电离出
OH－，故溶液中离子浓度由大到小的顺序是c(Na＋)＞c(HS－)＞c(OH－)＞c(S2－)＞c(H＋)；因为发生的离子反应为HS－＋Cu2＋===CuS↓＋H＋，故溶液显酸性，pH＜7。
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教考衔接 明考向
√
下列说法错误的是
A.曲线Ⅰ可视为AgCl溶解度随NH3浓度变化曲线
B.AgCl的溶度积常数Ksp＝c(Ag＋)·c(Cl－)＝10－9.75
C.反应[Ag(NH3)]＋＋NH3 [Ag(NH3)2]＋的平衡常数K的值为103.81
D.c(NH3)＝0.01 mol·L－1时，溶液中c{[Ag(NH3)2]＋}＞c{[Ag(NH3)]＋}＞c(Ag＋)
√
2.(2023·全国甲卷)下图为Fe(OH)3、Al(OH)3和Cu(OH)2在水中达沉淀溶解平衡时的pM-pH关系图(pM＝－lg [c(M)/(mol·L－1)]；c(M)≤10－5 mol·L－1
可认为M离子沉淀完全)。下列叙述正确的是
A.由a点可求得Ksp[Fe (OH)3]＝10－8.5
C.浓度均为0.01 mol·L－1的Al3＋和Fe3＋可通过分步沉淀进行分离
D.Al3＋、Cu2＋混合溶液中c(Cu2＋) ＝0.2 mol·L－1时二者不会同时沉淀
此时Q[Al(OH)3]＝0.01 mol/L×10－33.5 (mol·L－1)3＝10－35.5<
Ksp[Al(OH)3]＝10－33，Al3＋还未沉淀，所以浓度为0.01 mol·L－1的Al3＋和Fe3＋可通过分步沉淀进行分离，C正确；由题图可知，Al3＋沉淀完全时，pH约为4.7，Cu2＋刚要开始沉淀，此时c(Cu2＋)＝0.1 mol·L－1，
若c(Cu2＋)＝0.2 mol·L－1>0.1 mol·L－1，Cu2＋、Al3＋会同时沉淀，D错误。
3.(2023·全国乙卷)一定温度下，AgCl和Ag2CrO4的沉淀溶解平衡曲线如图所示。
下列说法正确的是
A.a点条件下能生成Ag2CrO4沉淀，
也能生成AgCl沉淀
D.向NaCl、Na2CrO4均为0.1 mol·L－1的混合溶液中滴加AgNO3溶液，先产生Ag2CrO4沉淀
√
A.当pH＝1时，体系中c(H2L)>c([FeL]＋)>c
(OH－)>c(HL－)
B.pH在9.5～10.5之间，含L的物种主要为L2－
C.L2－＋[FeL]＋ [FeL2]－的平衡常数的lg K约为14
D.当pH＝10时，参与配位的c(L2－)≈1.0×10－3 mol·L－1
√
5.(2023·湖北卷)学习小组探究了铜的氧化过程及铜的氧化物的组成。回答下列问题：
(1)铜与浓硝酸反应的装置如下图，仪器A的名称为__________，装置B的作用为________________。
具支试管
安全瓶(防倒吸)
由题给实验装置可知，仪器A的名称为具支试管；Cu与浓HNO3反应产生的尾气直接用NaOH溶液吸收会引发溶液倒吸，装置B起到安全瓶的作用，防止倒吸。
(2)铜与过量H2O2反应的探究如下：
实验②中Cu溶解的离子方程式为_________________________________；
产生的气体为________。比较实验①和②，从氧化还原角度说明H＋的作用是____________________。
Cu＋ H2O2 ＋2H＋===Cu2＋＋2H2O
O2
增强H2O2的氧化性
Cu在稀H2SO4作用下，被H2O2氧化生成Cu2＋和H2O，溶液变蓝。Cu2＋作用下，H2O2会被催化分解生成O2。在Na2SO4溶液中H2O2不能氧化Cu，在稀H2SO4中H2O2能氧化Cu，说明H＋使得H2O2的氧化性增强。
CuO2
滴入最后半滴Na2S2O3标准溶液时，溶液由蓝色变为无色，且半分钟内
不变色
96.0%
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单元检测
√
1.下列溶液一定呈酸性的是
A.c(H＋)＝1×10－10 mol·L－1的溶液 B.pH＜7的溶液
C.c(OH－)＜c(H＋)的溶液 D.使酚酞试液变无色的溶液
25 ℃时c(H＋)＝1×10－10 mol/L的溶液呈碱性，A项不符合题意；pH＜7的溶液不一定呈酸性，如100 ℃时纯水的pH＜7，但呈中性，B项不符合题意；呈酸性的溶液中c(H＋)＞c(OH－)，C项符合题意；酚酞的变色范围为8.2～10，pH＜8.2的溶液使酚酞试液变无色，使酚酞试液变无色的溶液可能呈酸性、中性、碱性，D项不符合题意；答案选C。
√
2.醋酸溶液中存在电离平衡CH3COOH H＋＋CH3COO－，下列叙述不正确的是
A.升高温度，平衡正向移动，醋酸的电离常数Ka增大
B.0.10 mol·L－1的CH3COOH溶液中加水稀释，溶液的pH变大
C.CH3COOH溶液中加少量的CH3COONa固体，该电离平衡逆向移动
D.25 ℃时，欲使醋酸溶液pH、电离常数Ka和电离程度都减小，可加入少量冰醋酸
电离是一个吸热过程，升高温度，醋酸的电离常数增大，平衡正向移动，A正确；醋酸溶液加水稀释，电离程度增大，但溶液体积也在增大，氢离子浓度减小，溶液的pH增大，B正确；增大生成物的浓度，平衡逆向移动，C正确；加入冰醋酸，电离常数不变，D错误；故选D。
√
3.下列实验误差分析不正确的是
A.用标准盐酸滴定氨水来测定其浓度，选择酚酞作指示剂会使测定结果偏大
B.中和反应反应热的测定实验中，用铜制环形搅拌器代替玻璃搅拌器，会使所测反应体系的温度偏低
C.用润湿的pH试纸测量稀NaOH溶液的pH，测定值偏小
D.用酸式滴定管量取20.00 mL盐酸，开始时平视，结束时仰视，会使所量液体体积偏小
盐酸与氨水恰好完全反应时溶液显酸性，若用酚酞作指示剂，当溶液刚好由红色变成无色时呈碱性，盐酸加入量偏少，会使滴定的氨水的浓度偏小，故A错误；中和反应热的测定实验使用铜制环形搅拌器，由于铜丝传热，会使所测反应体系的温度偏低，故B正确；用润湿的pH试纸测量稀NaOH溶液的pH，相当于稀释了溶液，NaOH溶液显碱性，pH值大于7，则测定值偏小，故C正确；用酸式滴定管量取20.00 mL盐酸，开始时平视，结束时仰视，会使滴定管内剩余液体比平视时多，则会使所量液体体积偏小，故D正确。答案选A。
√
4.等物质的量浓度的下列六种溶液：①CH3COOH ②CH3COONa ③NaHSO4 ④Na2CO3 ⑤NaOH ⑥H2SO4，pH由大到小排列正确的是
A.⑤②④③①⑥ B.⑤④②③⑥①
C.⑤④②①③⑥ D.④⑤②③⑥①
⑤NaOH因完全电离呈强碱性，④Na2CO3、②CH3COONa因微弱水解呈弱碱性，醋酸酸性大于碳酸，按“越弱越水解” 知：④Na2CO3碱性大于②CH3COONa；①CH3COOH因部分电离呈弱酸性，③NaHSO4与⑥H2SO4均能完全电离出氢离子呈强酸性，但硫酸是二元强酸故酸性更强，碱性越强氢氧根浓度越大pH越大，酸性越强氢离子浓度越大pH越小，则pH由大到小排列是⑤④②①③⑥；故选C。
√
5.25 ℃时，HF的下列性质中，可以证明它是弱电解质的是
A.HF能与水以任意比互溶
B.0.1 mol/L HF溶液的pH值约为3
C.HF与SiO2发生反应
D.10 mL 1 mol/L HF恰好与10 mL 1 mol/L NaOH溶液完全反应
HF能与水以任意比互溶，水溶性不能证明电解质的强弱，故A错误；0.1 mol/L HF溶液的pH值约为3，证明溶液中HF部分电离出氢离子，属于弱电解质，故B正确；HF与SiO2反应与其酸性强弱无关，不能据此证明其为弱电解质，故C错误；酸碱中和反应不能判断电解质的强弱，故D错误；故选B。
√
6.水溶液中的离子平衡在生产生活中有广泛的应用，下列说法不正确的是
A.蒸干硫酸镁溶液并灼烧得到干燥的硫酸镁固体，则蒸干氯化镁溶液并灼烧也可得到干燥的氯化镁固体
B.用氯化铵溶液除去铁器表面的铁锈是利用了铵根离子水解生成的氢离子
C.向含有酚酞的Na2CO3溶液中滴入BaCl2溶液，观察到溶液颜色变浅，证明Na2CO3溶液中存在水解平衡
D.pH＝6的盐酸和pH＝8的碳酸钠溶液中，二者由水电离出的氢离子浓度不同
√
A.将纯水加热到95 ℃时，Kw变大，pH不变，水仍呈中性
B.向纯水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH－)增大，Kw变小
C.向纯水中加入少量Na2CO3固体，c(OH－)增大，Kw不变，影响水的电离平衡
√
8.常温下，关于溶液的稀释下列说法正确的是
A.pH＝3的醋酸溶液稀释100倍，pH<5
B.pH＝2的H2SO4溶液加水稀释100倍，溶液中由水电离产生的c(H＋)＝1×10－4 mol·L－1
C.将1 L 0.1 mol·L－1的H2SO4溶液稀释为2 L，pH＝1.3
D.pH＝8的NaOH溶液稀释1 000倍，其pH＝5
pH＝3的醋酸溶液稀释100倍，因为醋酸是弱电解质，稀释增大醋酸的电离程度，因此稀释后其pH<5，A正确；pH＝2的硫酸溶液加水稀释100倍，此时pH＝4，c(H＋)＝10－4 mol/L，c(OH－)＝10－10 mol/L，硫酸会抑制水的电离，因此水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－10 mol/L，B错误；1 L 0.1 mol/L的硫酸溶液稀释成2 L，此时溶液中氢离子浓度为0.1 mol/L，pH＝1，C错误；pH＝8的NaOH溶液稀释1 000倍，溶液也呈碱性，pH不可能小于7，D错误；故答案选A。
√
9.常温下，下列各组离子一定能在指定溶液中大量共存的是
√
10.在相同温度下，0.01 mol·L－1的NaOH溶液和0.01 mol·L－1的盐酸相比，下列说法正确的是
A.由水电离出的c(H＋)相等
B.由水电离出的c(H＋)都是1.0×10－12 mol·L－1
C.由水电离出的c(H＋)都是0.01 mol·L－1
D.两者都促进了水的电离
11.分别取100 mL pH＝3的两种一元酸HX和HY溶液，加入足量锌粉，充分反应后，收集到H2的体积分别为V(HX)和V(HY)。若V(HX)A.HY可能是强酸
B.HX的酸性弱于HY的酸性
C.HX一定是强酸
D.反应开始时，二者生成H2的速率相等
√
分别取100 mL pH＝3的两种一元酸HX和HY溶液，H＋的浓度相等，若两种酸都是强酸全部电离，加入足量锌粉产生氢气的体积应该相等，产生氢气是V(HX)√
由题图可知，硫酸钡的溶度积Ksp(BaSO4)＝10－10×1＝10－10，碳酸钡的溶度积Ksp(BaCO3)＝10－9×1＝10－9，则硫酸钡的溶解度小于碳酸钡。由分析可知，硫酸钡的溶解度小于碳酸钡，所以硫酸钡是比碳酸钡更难溶的钡盐，故A错误；由题图可知，m点为碳酸钡的不饱和溶液，其浓度熵小于溶度积，则溶液中碳酸钡的结晶速率小于其溶解速率，故B错误；
13.下列各溶液中，粒子的物质的量浓度关系正确的是
√
14.室温下，下列实验探究方案能达到探究目的的是
选项 探究方案 探究目的
A 用pH试纸测得：0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液的pH约为9，0.1 mol·L－1 NaNO2溶液的pH约为8 Ka(CH3COOH)>Ka(HNO2)
B 将少量SO2气体通入0.1 mol·L－1 BaCl2溶液中，观察实验现象 BaSO3难溶于水
C 向两支盛有KI3溶液的试管中，分别滴加淀粉溶液和AgNO3溶液，前者溶液变蓝，后者生成沉淀 KI3溶液中存在平衡： I2＋I－
D 向NaCl、NaI混合溶液中滴加少量AgNO3溶液，观察沉淀的颜色 Ksp(AgCl)>Ksp(AgI)
√
15.(18分)(1)已知碳酸：H2CO3，Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11，草酸：H2C2O4，Ka1＝5.6×10－2，Ka2＝1.5×10－4。
①0.1 mol·L－1 Na2CO3溶液的pH________(填“大于”、“小于”或“等于”)0.1 mol·L－1 Na2C2O4溶液的pH。
大于
根据电离常数可知草酸的酸性强于碳酸，则碳酸钠的水解程度大于草酸钠，所以0.1 mol·L－1 Na2CO3溶液的pH大于0.1 mol·L－1 Na2C2O4溶液的pH。
②等浓度草酸溶液和碳酸溶液中，氢离子浓度较大的是________。
草酸
草酸的酸性强于碳酸，则等浓度草酸溶液和碳酸溶液中，氢离子浓度较大的是草酸。
③若将等浓度的草酸溶液和碳酸溶液等体积混合，溶液中各种粒子浓度大小的顺序正确的是______(填字母)。
ac
(2)SO2会对环境和人体健康带来极大的危害，工业上采取多种方法减少SO2的排放，回答下列方法中的问题。
方法1(双碱法)：用NaOH溶液吸收SO2，并用CaO使NaOH再生
NaOH溶液 Na2SO3溶液
①写出过程ⅰ的离子方程式：_____________________________。
②CaO在水中存在如下转化：
CaO(s)＋H2O(l)===Ca(OH)2(s) Ca2＋(aq)＋2OH－(aq)
从平衡移动的角度，简述过程ⅱ中NaOH再生的原理：________________
_________________________________________。
CaSO3沉淀，平衡正向移动，有NaOH生成
方法2：用氨水除去SO2
6.0×10－3
0.60
16.(16分)富硼渣中含有镁硼酸盐(2MgO·B2O3)、镁硅酸盐(2MgO·SiO2)及少量Al2O3、FeO等杂质。由富硼渣湿法制备硫酸镁晶体和硼酸(H3BO3)晶体的一种工艺流程如下：
已知：生成氢氧化物沉淀的pH(金属离子的起始浓度为0.1 mol·L－1)
Fe(OH)3 Al(OH)3 Fe(OH)2 Mg(OH)2
开始沉淀时 1.9 3.4 7.0 9.1
完全沉淀时 3.2 4.7 9.0 11.1
(1)酸浸时发生反应：2MgO·SiO2＋2H2SO4===2MgSO4＋SiO2＋2H2O，2MgO·B2O3＋2H2SO4＋H2O===2H3BO3＋2MgSO4。
①上述反应体现出酸性强弱：H2SO4______(填“>”或“＜”)H3BO3。
＞
2MgO·B2O3＋2H2SO4＋H2O===2H3BO3＋2MgSO4，根据强酸制弱酸可知，酸性：H2SO4＞H3BO3。
Fe(OH)3 Al(OH)3 Fe(OH)2 Mg(OH)2
开始沉淀时 1.9 3.4 7.0 9.1
完全沉淀时 3.2 4.7 9.0 11.1
AC
(2)检验褐色浸出液中的杂质离子：取少量浸出液，___________________
_______________(填操作和现象)，证明溶液中含有Fe2＋。
滴加K3[Fe(CN)6]溶液，
产生蓝色沉淀
Fe(OH)3 Al(OH)3 Fe(OH)2 Mg(OH)2
开始沉淀时 1.9 3.4 7.0 9.1
完全沉淀时 3.2 4.7 9.0 11.1
(3)除去浸出液中的杂质离子：用MgO调节溶液的pH至__________以上，使杂质离子转化为__________________(填化学式)沉淀，过滤。
4.7
Al(OH)3、Fe(OH)3
溶液中含有铁离子、铝离子等杂质，由表中数据可知，用MgO调节溶液的pH至4.7以上，使杂质离子转化为Al(OH)3、Fe(OH)3。
Fe(OH)3 Al(OH)3 Fe(OH)2 Mg(OH)2
开始沉淀时 1.9 3.4 7.0 9.1
完全沉淀时 3.2 4.7 9.0 11.1
(4)获取晶体：ⅰ.浓缩滤液，使MgSO4和H3BO3接近饱和；ⅱ.控制温度使两种晶体分别从溶液中结晶。结合如图溶解度曲线，简述ⅱ的方法：将浓缩液加入到高压釜中，升温结晶得到________晶体，分离后，再将母液降温结晶，分离得到_____晶体。
硫酸镁
硼酸
由题图知当温度升高时，MgSO4的溶解度随温度升高而降低，而硼酸的溶解度随温度升高而增大。
测定未知浓度的NaOH溶液的浓度时，通常用已知浓度的盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液，盛放盐酸的酸式滴定管应先用标准盐酸润洗，再盛装标准盐酸，量取待测NaOH溶液的碱式滴定管或移液管也需用未知浓度的NaOH溶液润洗。(1)用标准的盐酸溶液滴定待测的氢氧化钠溶液时，由于盐酸会腐蚀橡皮管，所以标准液应装在酸式滴定管中；滴定前，溶液呈黄色，滴定达终点时，甲基橙变为橙色，则达到终点的现象为加入最后半滴盐酸后，溶液由黄色变为橙色，且在半分钟内不恢复原色。
17.(10分)某学生欲用已知物质的量浓度的盐酸来测定未知物质的量浓度的氢氧化钠溶液，选择甲基橙作指示剂。请填写下列空白：
(1)用标准的盐酸溶液滴定待测的氢氧化钠溶液时，标准液应该装在________________(填仪器名称)中，滴定达到终点的现象为____________
________________________________________________________。
酸式滴定管
滴盐酸后，溶液由黄色变为橙色，且在半分钟内不恢复原色
加入最后半
(2)下列操作中可能使所测氢氧化钠溶液的浓度数值偏低的是________(填字母)。
A.酸式滴定管未用标准盐酸溶液润洗就直接注入标准盐酸溶液
B.滴定前盛放氢氧化钠溶液的锥形瓶用蒸馏水洗净后没有干燥
C.读取盐酸体积时，开始仰视读数，滴定结束时俯视读数
D.滴定前酸式滴定管装液后尖嘴处有气泡，滴定后气泡消失
E.滴定过程中锥形瓶中有溶液溅出
CE
酸式滴定管未用标准盐酸溶液润洗就直接注入标准盐酸溶液，则标准盐酸的浓度偏小，所用体积偏大，测得的NaOH溶液的浓度偏高，A不符合题意；滴定前盛放氢氧化钠溶液的锥形瓶用蒸馏水洗净后没有干燥，不影响NaOH的物质的量，也不影响所用标准盐酸的体积，测得的NaOH溶液的浓度不变，B不符合题意；读取盐酸体积时，开始仰视读数，滴定结束时俯视读数，则读取盐酸的体积偏小，测得的NaOH溶液的浓度偏低，C符合题意；滴定前酸式滴定管装液后尖嘴处有气泡，滴定后气泡消失，则读取盐酸的体积偏大，测得的NaOH溶液的浓度偏高，D不符合题意；滴定过程中锥形瓶中有溶液溅出，则所用盐酸的体积偏小，测得的NaOH溶液的浓度偏低，E符合题意；故选CE。
(3)若滴定开始和结束时，滴定管中的液面如图所示，所用盐酸溶液的体积为____________mL。
26.10
若滴定开始和结束时，滴定管中的液面如题图所示，所用盐酸溶液的体积为26.10 mL－0.00 mL＝26.10 mL。
(4)某学生根据三次实验分别记录有关数据如表：
滴定
次数 待测NaOH溶液的体积 0.100 0 mol/L盐酸的体积
滴定前刻度/mL 滴定后刻度/mL 溶液体积/mL
第一次 25.00 0.00 26.11 26.11
第二次 25.00 1.56 30.30 28.74
第三次 25.00 0.22 26.31 26.09
请选用数据计算该氢氧化钠溶液的物质的量浓度：c(NaOH)＝__________ mol·L－1(保留小数点后4位)。
0.1044
滴定
次数 待测NaOH溶液的体积 0.100 0 mol/L盐酸的体积
滴定前刻度/mL 滴定后刻度/mL 溶液体积/mL
第一次 25.00 0.00 26.11 26.11
第二次 25.00 1.56 30.30 28.74
第三次 25.00 0.22 26.31 26.09
18.(14分)弱电解质的电离平衡、盐类的水解平衡和难溶物的沉淀溶解平衡均属于化学平衡。
(1)常温下，Na2A溶液的pH_____ (填字母)，原因是___________________
________ (填离子方程式)。
A.大于7 B.小于7
C.等于7 D.无法确定
A
A2－＋H2O HA－
＋OH－
由于A2－水解导致溶液显碱性，故此处选A；对应原因的离子方程式为A2－＋H2O HA－＋OH－；
(2)常温下，若向0.1 mol·L－1的H2A溶液中逐滴滴加0.1 mol·L－1 NaOH溶液至溶液呈中性。此时该混合溶液中的下列关系一定正确的是________(填字母)。
A.c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－14
B.c(Na＋)＝c(HA－)＋2c(A2－)
C.c(H2A)>c(HA－)
D.c(Na＋)＝c(H2A)＋c(HA－)＋c(A2－)
AB
(3)常温下，CaA的饱和溶液中存在以下平衡：CaA(s) Ca2＋(aq)＋A2－(aq) ΔH＞0，若要使该溶液中Ca2＋浓度增大，可采取的措施有_____ (填字母)。
A.升高温度 B.降低温度
C.加入少量蒸馏水 D.加入Na2A固体
A
升温，促进CaA溶解平衡正向移动，溶液中c(Ca2＋)增大，A符合题意；降温，CaA溶解平衡逆向移动，溶液中c(Ca2＋)减小，B不符合题意；由于溶液饱和，加水后，溶液由饱和变为不饱和，故c(Ca2＋)减小，C不符合题意；加入Na2A，CaA溶解平衡逆向移动，溶液中c(Ca2＋)减小，D不符合题意；故选A；
Ⅱ.化学沉淀法是除去酸性废水中Pb2＋的主要方法。根据其原理不同可以分为氢氧化物沉淀法、硫化物沉淀法等。水样中各形态铅的百分含量X与溶液pH变化的关系如图所示。向含Pb2＋的溶液中逐滴滴加NaOH溶液，溶液变浑浊，继续滴加NaOH溶液又变澄清。
(4)若采用氢氧化物沉淀法除溶液中的Pb2＋，应将溶液的pH调至约为________；pH＝11时，溶液中发生的主要离子方程式为_______________
________________。
10
Pb(OH)2＋OH－
(5)向酸性含铅废水中加Na2S可将Pb2＋转化为PbS沉淀除去。若某工厂处理过的废水中S2－浓度为2.0×10－20 mol/L，则c(Pb2＋)为__________mol/L
(Ksp(PbS)＝8.0×10－28)。
4×10－8
由Ksp＝c(Pb2＋)·c(S2－)＝c(Pb2＋)×2.0×10－20 mol/L＝8.0×10－28，解得c(Pb2＋)＝4×10－8 mol/L。
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一、弱电解质的电离
1.特征：可逆
2.影响电离平衡的因素：浓度、温度、同离子效应。
3.电离方程式用“”。
4.电离平衡常数：是温度函数，温度不变K不变，不随浓度的改变而改变，可判断弱电解质相对强弱。
稀氨水中存在着下列平衡：NH3·H2ONH＋OH－，若要使平衡向逆反应方向移动，同时使c(OH－)增大，应加入的物质或采取的措施是( )
①NH4Cl固体 ②硫酸 ③NaOH固体 ④水 ⑤加热 ⑥加入少量MgSO4固体
A.①②③⑤ B.③④⑥ C.③ D.③⑤
答案：C
解析：若在氨水中加入NH4Cl固体，c(NH)增大，平衡向逆反应方向移动，c(OH－)减小，①不符合题意；硫酸中的H＋与OH－反应，使c(OH－)减小，平衡向正反应方向移动，②不符合题意；当在氨水中加入NaOH固体后，c(OH－)增大，平衡向逆反应方向移动，③符合题意；若在氨水中加入水，稀释溶液，平衡向正反应方向移动，但c(OH－)减小，④不符合题意；电离属于吸热过程，加热平衡向正反应方向移动，c(OH－)增大，⑤不符合题意；加入少量MgSO4固体发生反应Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓，溶液中c(OH－)减小，⑥不符合题意。
在一定温度下，有a.盐酸 b.硫酸 c.醋酸三种酸。
(1)当三种酸物质的量浓度相同时，c(H＋)由大到小的顺序是__________(填字母，下同)。
(2)同体积、同物质的量浓度的三种酸，中和NaOH的能力由大到小的顺序是__________。
(3)若三者c(H＋)相同时，物质的量浓度由大到小的顺序是__________。
(4)当三者c(H＋)相同且体积也相同时，分别放入足量的锌，相同状况下产生气体的体积由大到小的顺序是__________。
(5)当三者c(H＋)相同且体积相同时，同时加入形状、密度、质量完全相同的锌，若产生相同体积的H2(相同状况)，则开始时反应速率的大小关系为__________，反应所需时间的长短关系是________。
(6)将c(H＋)相同的三种酸均加水稀释至原来的100倍后，c(H＋)由大到小的顺序是__________。
(7)将c(H＋)相同、体积相同的三种酸，分别与等浓度的NaOH稀溶液反应至pH＝7，则消耗NaOH溶液的体积大小关系为__________。
答案：(1)b>a>c (2)b>a＝c (3)c>a>b
(4)c>a＝b (5)a＝b＝c a＝b>c (6)c>a＝b (7)c>a＝b
解析：解答本题要注意以下三点：①HCl、H2SO4都是强酸，但H2SO4是二元酸；②CH3COOH是弱酸，在水溶液中不能完全电离；③醋酸溶液中存在CH3COOHCH3COO－＋H＋的电离平衡。
二、水的电离和溶液的酸碱性
1.水的电离
水是极弱的电解质，水的电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－或H2OH＋＋OH－。
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)升高温度，水的电离程度增大，Kw增大。
(2)加入酸或碱，水的电离程度减小，Kw不变。
(3)加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3)，水的电离程度增大，Kw不变。
4.溶液的酸碱性
溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。
(1)酸性溶液：c(H＋)>c(OH－)，常温下，pH<7。
(2)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)，常温下，pH＝7。
(3)碱性溶液：c(H＋)7。
5.pH及其测量
(1)计算公式：pH＝－lg c(H＋)。
(2)测量方法
①pH试纸法：用镊子夹取一小块试纸放在洁净的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待测溶液点在试纸的中央，变色后与标准比色卡对照，即可确定溶液的pH。
②pH计测量法。
室温时，关于下列溶液的叙述正确的是( )
A.1.0×10－3 mol·L－1盐酸的pH＝3，1.0×10－8 mol·L－1的盐酸pH＝8
B.pH＝a的醋酸溶液稀释1倍后，溶液的pH＝b，则a>b
C.pH＝12的氨水和pH＝2的盐酸等体积混合，混合液的pH<7
D.1 mL pH＝1的盐酸与100 mL NaOH溶液混合后，溶液的pH＝7，则NaOH溶液的pH＝11
答案：D
解析：室温时酸溶液的pH不可能大于7，故A项错误；醋酸溶液稀释后c(H＋)降低，pH增大，所以a7，故C项错误；由混合后溶液pH＝7可得1 mL×10－1 mol·L－1＝100 mL×c(OH－)，c(OH－)＝10－3 mol·L－1，则NaOH溶液的pH＝11，故D项正确。
常温下，下列溶液的离子浓度关系式正确的是( )
A.pH＝4的氯化铵溶液中：c(H＋)＝c(NH3·H2O)＝1×10－4 mol·L－1
B.pH＝a的HCl溶液，稀释10倍后，其pH＝b，则a＝b－1
C.pH＝2的HF溶液与pH＝12的NaOH溶液体积比1∶1混合：c(Na＋)＝c(F－)>c(H＋)＝c(OH－)
D.pH相同的①NaOH、②NaClO两种溶液中水的电离程度：①<②
答案：D
解析：氯化铵溶液中的电荷守恒为c(H＋)＋c(NH)＝c(OH－)＋c(Cl－)，元素守恒为c(Cl－)＝c(NH)＋c(NH3·H2O)，二者结合可得：c(H＋)＝c(OH－)＋c(NH3·H2O)，故A项错误；当a＝6时，pH＝6的HCl溶液稀释10倍后，其pH<7，不会等于7，故B项错误；pH＝2的HF溶液与pH＝12的NaOH溶液体积比1∶1混合后，HF过量，溶液显酸性，则c(H＋)>c(OH－)，故C项错误；氢氧化钠抑制了水的电离，次氯酸钠溶液中次氯酸根离子水解促进了水的电离，则水的电离程度：①<②，故D项正确。
三、盐的水解
1.盐类水解的实质：盐溶于水时电离产生的弱碱阳离子(如NH、Al3＋、Fe3＋等)或者弱酸阴离子(如CH3COO－、CO、S2－等)与水电离产生的OH－或H＋结合生成了难电离的弱碱、弱酸(弱电解质)，使水的电离平衡发生移动，从而引起水电离产生的c(H＋)与c(OH－)的大小发生变化。
(1)判断某盐是否水解的简易口诀：不溶不水解，无弱不水解，谁弱谁水解，都弱都水解。
(2)判断盐溶液酸碱性的简易口诀：有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱双水解，谁强显谁性，同强显中性。
2.影响盐类水解的因素
(1)内因：盐本身的性质。
(2)外因：①温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。
②浓度：稀释盐溶液，可以促进水解，盐的浓度越小，水解程度越大。
③外加酸碱：外加酸碱能促进或抑制盐的水解。
25 ℃时，关于①0.1 mol·L－1的NH4Cl溶液 ②0.1 mol·L－1的NaOH溶液，下列叙述正确的是( )
A.若向①中加适量水，溶液中的值减小
B.若将①和②均稀释100倍，①的pH变化更大
C.若向②中加适量水，水的电离平衡正向移动
D.若将①和②混合，所得溶液的pH＝7，则溶液中的c(NH3·H2O)>c(Na＋)
答案：C
解析：加水促进NH水解，n(Cl－)不变，n(NH)减小，而＝，故随着溶液的稀释，逐渐增大，A项错误；水解为可逆反应，而且水解较微弱，而NaOH是强电解质，故①和②均稀释100倍时，②的pH变化大，B项错误；0.1 mol/L的NaOH溶液加水稀释时，溶液中c(OH－)减小，对水的电离的抑制程度减小，故水的电离平衡正向移动，C项正确；由溶液中电荷守恒可得：c(Cl－)＋c(OH－)＝c(H＋)＋c(NH)＋c(Na＋)，由元素守恒可知c(Cl－)＝c(NH3·H2O)＋c(NH)，因pH＝7，故c(OH－)＝c(H＋)，三式联立可得c(Na＋)＝c(NH3·H2O)，D项错误。
50 ℃时，0.1 mol·L－1 Na2CO3溶液的pH＝12，下列判断正确的是( )
A.c(OH－)＝10－2 mol·L－1
B.加入少量NaOH固体，c(Na＋)和c(CO)均增大
C.c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋c(OH－)＋c(CO)
D.2c(Na＋) ＝c(HCO)＋c(CO)＋c(H2CO3)
答案：B
解析：50 ℃时水的离子积不等于10－14，所以c(OH－)不能用25 ℃时水的离子积进行计算，A项错误；加入少量NaOH固体，抑制了Na2CO3的水解，c(Na＋)和c(CO)都增大，B项正确；根据电荷守恒得：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(HCO)＋c(OH－)，C项错误；根据元素守恒得：c(Na＋)＝2c(CO)＋2c(HCO)＋2c(H2CO3)，D项错误。
四、难溶电解质的溶解平衡
1.溶度积概念：一定温度下，难溶电解质在饱和溶液中各离子浓度幂的乘积是一个常数，这个常数称为该难溶电解质的溶度积，用符号Ksp表示。
2.溶度积表达式
对于沉淀溶解平衡：MmAn(s)mMn＋(aq)＋nAm－(aq)；
溶度积常数：Ksp＝cm(Mn＋)·cn(Am－)。
3.溶度积规则：比较Ksp与溶液中有关离子浓度幂的乘积(离子积Q)判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解。
Q＞Ksp时，生成沉淀；
Q＝Ksp时，达到溶解平衡；
Q＜Ksp时，沉淀溶解。
4. 影响溶度积的因素
Ksp 只与难溶电解质的性质和温度有关，而与沉淀的量无关，并且溶液中的离子浓度的变化能使平衡移动，并不改变Ksp。
5. 溶度积的物理意义
Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力。当化学式所表示的组成中阴、阳离子个数比相同时，Ksp数值越大则难溶电解质在水中的溶解能力越强。但对化学式所表示的组成中阴、阳离子个数比不相同的电解质，则不能直接由它们的溶度积来比较溶解能力的大小，必须通过具体计算确定。
工业上向锅炉里注入Na2CO3溶液浸泡，将水垢中的CaSO4转化为CaCO3，而后用盐酸去除。下列叙述不正确的是( )
A.温度升高，Na2CO3溶液的Kw和c(OH－)均会增大
B.沉淀转化的离子方程式为CO(aq)＋CaSO4(s)CaCO3(s)＋SO(aq)
C.盐酸溶液中，CaCO3的溶解性大于CaSO4
D.Na2CO3溶液遇CO2后，阴离子浓度均减小
答案：D
解析：温度升高，Kw增大，温度升高促进碳酸钠溶液水解，c(OH－)增大，A选项正确；加入碳酸钠溶液，把硫酸钙转化为碳酸钙：CO(aq)＋CaSO4(s)CaCO3(s)＋SO(aq)，B选项正确；因为碳酸钙与盐酸反应，而硫酸钙不与盐酸反应，所以在盐酸溶液中碳酸钙的溶解性大于硫酸钙，C选项正确；根据CO＋CO2＋H2O===2HCO知，HCO浓度增大，D选项错误。
已知常温下各物质的溶度积或电离平衡常数如下：
Ksp(CuS)＝1.3×10－36，Ksp(FeS)＝6.5×10－18；
H2S：Ka1＝1.2×10－7，Ka2＝7×10－15。
一般来说，如果一个反应的平衡常数大于105，通常认为反应进行得较完全；如果一个反应的平衡常数小于10－5，则认为该反应很难进行。请回答：
(1)向浓度均为0.1 mol·L－1的FeSO4和CuSO4的混合溶液中加Na2S溶液，请写出首先出现沉淀的离子方程式：__________________________________________________。
当加入Na2S溶液至出现两种沉淀，则溶液中c(Fe2＋)∶c(Cu2＋)＝________________。
(2)通过计算说明反应CuS(s)＋2H＋===Cu2＋＋H2S进行的程度________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(3)常温下，NaHS溶液呈碱性，此时溶液中离子浓度由大到小的顺序是________________________________________________________________________。
若向此溶液中加入CuSO4溶液，恰好完全反应，所得溶液的pH________(填“>”、“<”或“＝”)7。用离子方程式表示其原因____________________________________。
答案：(1)Cu2＋＋S2－===CuS↓ 5.0×1018 (2)反应很难进行(计算过程见解析) (3)c(Na＋)＞c(HS－)＞c(OH－)＞c(S2－)＞c(H＋) (4)＜ HS－＋Cu2＋===CuS↓＋H＋
解析：(1)因为Ksp(CuS)＝1.3×10－36＜Ksp(FeS)＝6.5×10－18，所以c(Fe2＋)＝c(Cu2＋)的情况下，首先出现CuS沉淀，故首先出现沉淀的离子方程式为：Cu2＋＋S2－===CuS↓；溶液中出现两种沉淀，说明FeS也出现沉淀，故c(Fe2＋)∶c(Cu2＋)＝Ksp(FeS)÷Ksp(CuS)＝5.0×1018；(2)因为Ksp(CuS)＝c(Cu2＋)·c(S2－)＝1.3×10－36，Ka1＝＝1.2×10－7，Ka2＝＝7×10－15，又因为反应CuS(s)＋2H＋===Cu2＋＋H2S的平衡常数为K＝＝≈1.5×10－15＜10－5，结合题干可知反应很难进行；(3)NaHS溶液呈碱性，故HS－的水解程度大于电离程度，且水会电离出OH－，故溶液中离子浓度由大到小的顺序是c(Na＋)＞c(HS－)＞c(OH－)＞c(S2－)＞c(H＋)；因为发生的离子反应为HS－＋Cu2＋===CuS↓＋H＋，故溶液显酸性，pH＜7。
1.(2023·新课标卷)向AgCl饱和溶液(有足量AgCl固体)中滴加氨水，发生反应Ag＋＋NH3 [Ag(NH3)]＋和[Ag(NH3)]＋＋NH3[Ag(NH3)2]＋，lg [c(M)/(mol·L－1)]与lg [c(NH3)/(mol·L－1)]的关系如下图所示(其中M代表Ag＋、Cl－、[Ag(NH3)]＋或[Ag(NH3)2]＋)。
下列说法错误的是( )
A.曲线Ⅰ可视为AgCl溶解度随NH3浓度变化曲线
B.AgCl的溶度积常数Ksp＝c(Ag＋)·c(Cl－)＝10－9.75
C.反应[Ag(NH3)]＋＋NH3[Ag(NH3)2]＋的平衡常数K的值为103.81
D.c(NH3)＝0.01 mol·L－1时，溶液中c{[Ag(NH3)2]＋}＞c{[Ag(NH3)]＋}＞c(Ag＋)
答案：A
解析：AgCl饱和溶液中存在沉淀溶解平衡AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)，初始时Ag＋浓度和Cl－浓度相等，随着氨水的滴入，Ag＋浓度减小，AgCl的沉淀溶解平衡正向移动，Cl－浓度增大，AgCl的溶解度也增大，故曲线Ⅲ表示Ag＋浓度变化，曲线Ⅳ表示Cl－浓度变化，曲线Ⅳ也可视为AgCl的溶解度随NH3浓度的变化曲线，A错误；AgCl的溶度积常数Ksp仅与温度有关，由题图可知，当c(NH3)＝10－1mol·L－1时，c(Cl－)＝10－2.35 mol·L－1，c(Ag＋)＝10－7.40 mol·L－1，则Ksp(AgCl)＝c(Cl－)·c(Ag＋)＝10－2.35×l0－7.40＝10－9.75，B正确；随着氨水的滴入，Ag＋先转化为[Ag(NH3)]＋，[Ag(NH3)]＋再转化为[Ag(NH3)2]＋，所以开始时，[Ag(NH3)2]＋浓度比[Ag(NH3)]＋浓度小，则曲线Ⅰ表示[Ag(NH3)2]＋的浓度变化，曲线Ⅱ表示[Ag(NH3)]＋的浓度变化，反应[Ag(NH3)]＋＋NH3[Ag(NH3)2]＋的平衡常数K＝＝＝103.81，C正确；结合上述分析及题图知，当c(NH3)＝0.01 mol·L－1时，溶液中c([Ag(NH3)2]＋)>c([Ag(NH3)]＋)>c(Ag＋)，D正确。
2.(2023·全国甲卷)下图为Fe(OH)3、Al(OH)3和Cu(OH)2在水中达沉淀溶解平衡时的pM-pH关系图(pM＝－lg [c(M)/(mol·L－1)]；c(M)≤10－5 mol·L－1可认为M离子沉淀完全)。下列叙述正确的是( )
A.由a点可求得Ksp[Fe (OH)3]＝10－8.5
B.pH＝4时Al(OH)3的溶解度为 mol·L－1
C.浓度均为0.01 mol·L－1的Al3＋和Fe3＋可通过分步沉淀进行分离
D.Al3＋、Cu2＋混合溶液中c(Cu2＋) ＝0.2 mol·L－1时二者不会同时沉淀
答案：C
解析：结合题图可知，a点时pH＝2、pM＝2.5，则Ksp[Fe(OH)3]＝c(Fe3＋)·c3(OH－)＝10－2.5×(102－14)3＝10－38.5，A错误；由题图可知，pH＝4时Al3＋对应的pM＝3，即c(Al3＋)＝10－3 mol·L－1，故Al(OH)3的溶解度为10－3 mol·L－1，B错误；由题图可知，Fe3＋优先沉淀，当Fe3＋沉淀完全时，c3(OH－)＝ (mol·L－1)3＝10－33.5(mol·L－1)3，此时Q[Al(OH)3]＝0.01 mol/L×10－33.5 (mol·L－1)3＝10－35.50.1 mol·L－1，Cu2＋、Al3＋会同时沉淀，D错误。
3.(2023·全国乙卷)一定温度下，AgCl和Ag2CrO4的沉淀溶解平衡曲线如图所示。
下列说法正确的是( )
A.a点条件下能生成Ag2CrO4沉淀，也能生成AgCl沉淀
B.b点时，c(Cl－)＝c(CrO)，Ksp(AgCl)＝Ksp(Ag2CrO4)
C.Ag2CrO4＋2Cl－2AgCl＋CrO的平衡常数K＝107.9
D.向NaCl、Na2CrO4均为0.1 mol·L－1的混合溶液中滴加AgNO3溶液，先产生Ag2CrO4沉淀
答案：C
解析：由题图可知，Ksp(AgCl)＝10－4.8×10－5＝10－9.8，Ksp (Ag2CrO4)＝10－1.7×(10－5)2＝10－11.7。a点时，Q(AgCl)4.(2023·湖北卷)H2L为某邻苯二酚类配体，其pKa1＝7.46，pKa2＝12.4。常温下构建Fe(Ⅲ)-H2 L溶液体系，其中c0(Fe3＋)＝2.0×10－4 mol·L－1，c0(H2L)＝5.0×10－3 mol·L－1。体系中含Fe物种的组分分布系数δ与pH的关系如图所示，分布系数δ(x)＝，已知lg 2≈0.30，lg 3≈0.48。下列说法正确的是( )
A.当pH＝1时，体系中c(H2L)>c([FeL]＋)>c(OH－)>c(HL－)
B.pH在9.5～10.5之间，含L的物种主要为L2－
C.L2－＋[FeL]＋ [FeL2]－的平衡常数的lg K约为14
D.当pH＝10时，参与配位的c(L2－)≈1.0×10－3 mol·L－1
答案：C
解析：当pH＝1时，＝10－7.46，则＝10－6.46，即＝10－6.46，c(HL－)＝10－6.46×c0(H2L)－10－6.46×c(HL－)，则c(HL－)＝×c0(H2L)＝×5.0×10－3mol·L－1>10－13mol·L－1，所以c(HL－)>c(OH－)，A错误。＝10－12.4，则＝，当pH在9.5～10.5之间时，的值在10－2.9～10－1.9之间，即c(L2－)5.(2023·湖北卷)学习小组探究了铜的氧化过程及铜的氧化物的组成。回答下列问题：
(1)铜与浓硝酸反应的装置如下图，仪器A的名称为________，装置B的作用为________________________________________________________________________。
(2)铜与过量H2O2反应的探究如下：
实验②中Cu溶解的离子方程式为__________________________________________________
________________________________________________________________________；
产生的气体为________。比较实验①和②，从氧化还原角度说明H＋的作用是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(3)用足量NaOH处理实验②新制的溶液得到沉淀X，元素分析表明X为铜的氧化物，提纯干燥后的X在惰性氛围下加热，m g X完全分解为n g黑色氧化物Y，＝。X的化学式为________________________________________________________________________。
(4)取含X粗品0.050 0 g(杂质不参加反应)与过量的酸性KI完全反应后，调节溶液至弱酸性。以淀粉为指示剂，用0.100 0 mol·L－1 Na2S2O3标准溶液滴定，滴定终点时消耗Na2S2O3标准溶液15.00 mL。(已知：2Cu2＋＋4I－===2CuI↓＋I2，I2＋2S2O===2I－＋S4O)标志滴定终点的现象是__________________________________________________________
________________________________________________________________________，
粗品中X的相对含量为________。
答案：(1)具支试管 安全瓶(防倒吸)
(2) Cu＋ H2O2 ＋2H＋===Cu2＋＋2H2O O2 增强H2O2的氧化性 (3) CuO2
(4)滴入最后半滴Na2S2O3标准溶液时，溶液由蓝色变为无色，且半分钟内不变色 96.0%
解析：(1)由题给实验装置可知，仪器A的名称为具支试管；Cu与浓HNO3反应产生的尾气直接用NaOH溶液吸收会引发溶液倒吸，装置B起到安全瓶的作用，防止倒吸。(2) Cu在稀H2SO4作用下，被H2O2氧化生成Cu2＋和H2O，溶液变蓝。Cu2＋作用下，H2O2会被催化分解生成O2。在Na2SO4溶液中H2O2不能氧化Cu，在稀H2SO4中H2O2能氧化Cu，说明H＋使得H2O2的氧化性增强。(3)X为铜的氧化物，设X的化学式为CuOx，其在惰性氛围下分解生成黑色氧化物(CuO)，则：
CuOxCuO＋O2＋3I2 ＋4H2O，则2CuO2 ～3I2 ～ 6Na2S2O3，则样品中m(CuO2)＝×2×96 g＝0.048 g，w(CuO2)＝×100% ＝96.0%。
单元检测卷(三) 水溶液中的离子反应与平衡
时间：75分钟 分值：100分
(本栏目内容，在学生用书中以独立形式分册装订！)
一、选择题(本题包括14小题，每小题3分，共42分；每小题只有一个选项符合题目要求)
1.下列溶液一定呈酸性的是( )
A.c(H＋)＝1×10－10 mol·L－1的溶液
B.pH＜7的溶液
C.c(OH－)＜c(H＋)的溶液
D.使酚酞试液变无色的溶液
答案：C
解析：25 ℃时c(H＋)＝1×10－10 mol/L的溶液呈碱性，A项不符合题意；pH＜7的溶液不一定呈酸性，如100 ℃时纯水的pH＜7，但呈中性，B项不符合题意；呈酸性的溶液中c(H＋)＞c(OH－)，C项符合题意；酚酞的变色范围为8.2～10，pH＜8.2的溶液使酚酞试液变无色，使酚酞试液变无色的溶液可能呈酸性、中性、碱性，D项不符合题意；答案选C。
2.醋酸溶液中存在电离平衡CH3COOHH＋＋CH3COO－，下列叙述不正确的是( )
A.升高温度，平衡正向移动，醋酸的电离常数Ka增大
B.0.10 mol·L－1的CH3COOH溶液中加水稀释，溶液的pH变大
C.CH3COOH溶液中加少量的CH3COONa固体，该电离平衡逆向移动
D.25 ℃时，欲使醋酸溶液pH、电离常数Ka和电离程度都减小，可加入少量冰醋酸
答案：D
解析：电离是一个吸热过程，升高温度，醋酸的电离常数增大，平衡正向移动，A正确；醋酸溶液加水稀释，电离程度增大，但溶液体积也在增大，氢离子浓度减小，溶液的pH增大，B正确；增大生成物的浓度，平衡逆向移动，C正确；加入冰醋酸，电离常数不变，D错误；故选D。
3.下列实验误差分析不正确的是( )
A.用标准盐酸滴定氨水来测定其浓度，选择酚酞作指示剂会使测定结果偏大
B.中和反应反应热的测定实验中，用铜制环形搅拌器代替玻璃搅拌器，会使所测反应体系的温度偏低
C.用润湿的pH试纸测量稀NaOH溶液的pH，测定值偏小
D.用酸式滴定管量取20.00 mL盐酸，开始时平视，结束时仰视，会使所量液体体积偏小
答案：A
解析：盐酸与氨水恰好完全反应时溶液显酸性，若用酚酞作指示剂，当溶液刚好由红色变成无色时呈碱性，盐酸加入量偏少，会使滴定的氨水的浓度偏小，故A错误；中和反应热的测定实验使用铜制环形搅拌器，由于铜丝传热，会使所测反应体系的温度偏低，故B正确；用润湿的pH试纸测量稀NaOH溶液的pH，相当于稀释了溶液，NaOH溶液显碱性，pH值大于7，则测定值偏小，故C正确；用酸式滴定管量取20.00 mL盐酸，开始时平视，结束时仰视，会使滴定管内剩余液体比平视时多，则会使所量液体体积偏小，故D正确。答案选A。
4.等物质的量浓度的下列六种溶液：①CH3COOH ②CH3COONa ③NaHSO4 ④Na2CO3 ⑤NaOH ⑥H2SO4，pH由大到小排列正确的是( )
A.⑤②④③①⑥ B.⑤④②③⑥①
C.⑤④②①③⑥ D.④⑤②③⑥①
答案：C
解析：⑤NaOH因完全电离呈强碱性，④Na2CO3、②CH3COONa因微弱水解呈弱碱性，醋酸酸性大于碳酸，按“越弱越水解” 知：④Na2CO3碱性大于②CH3COONa；①CH3COOH因部分电离呈弱酸性，③NaHSO4与⑥H2SO4均能完全电离出氢离子呈强酸性，但硫酸是二元强酸故酸性更强，碱性越强氢氧根浓度越大pH越大，酸性越强氢离子浓度越大pH越小，则pH由大到小排列是⑤④②①③⑥；故选C。
5.25 ℃时，HF的下列性质中，可以证明它是弱电解质的是( )
A.HF能与水以任意比互溶
B.0.1 mol/L HF溶液的pH值约为3
C.HF与SiO2发生反应
D.10 mL 1 mol/L HF恰好与10 mL 1 mol/L NaOH溶液完全反应
答案：B
解析：HF能与水以任意比互溶，水溶性不能证明电解质的强弱，故A错误；0.1 mol/L HF溶液的pH值约为3，证明溶液中HF部分电离出氢离子，属于弱电解质，故B正确；HF与SiO2反应与其酸性强弱无关，不能据此证明其为弱电解质，故C错误；酸碱中和反应不能判断电解质的强弱，故D错误；故选B。
6.水溶液中的离子平衡在生产生活中有广泛的应用，下列说法不正确的是( )
A.蒸干硫酸镁溶液并灼烧得到干燥的硫酸镁固体，则蒸干氯化镁溶液并灼烧也可得到干燥的氯化镁固体
B.用氯化铵溶液除去铁器表面的铁锈是利用了铵根离子水解生成的氢离子
C.向含有酚酞的Na2CO3溶液中滴入BaCl2溶液，观察到溶液颜色变浅，证明Na2CO3溶液中存在水解平衡
D.pH＝6的盐酸和pH＝8的碳酸钠溶液中，二者由水电离出的氢离子浓度不同
答案：A
解析：蒸干硫酸镁溶液时，硫酸不挥发，得到干燥的硫酸镁固体；蒸干氯化镁溶液时，氯化氢挥发，促进Mg2＋的水解，生成的Mg(OH)2，灼烧得到MgO，故A错误。NH＋H2ONH3·H2O＋H＋，生成的H＋使铁锈中的氧化铁溶解，故B正确。碳酸钠溶液中存在水解平衡，加氯化钡与碳酸根离子反应，水解平衡逆向移动，则红色变浅，故C正确。pH＝6的盐酸，抑制水的电离，常温下，水电离出的氢离子浓度为10－8 mol/L，pH＝8的碳酸钠溶液，促进水的电离，水电离出的氢离子浓度为10－6 mol/L，故D正确。答案选A。
7.25 ℃时，水的电离达到平衡：H2OH＋＋OH－，下列叙述正确的是( )
A.将纯水加热到95 ℃时，Kw变大，pH不变，水仍呈中性
B.向纯水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH－)增大，Kw变小
C.向纯水中加入少量Na2CO3固体，c(OH－)增大，Kw不变，影响水的电离平衡
D.向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中减小
答案：C
解析：水的电离是吸热过程，将水加热，促进水的电离，Kw增大，氢离子浓度增大，pH减小，但水仍呈中性，故A错误；向水中加入稀氨水，稀氨水是弱碱，抑制水的电离，平衡逆向移动，c(OH－)增大，温度不变，Kw不变，故B错误；向水中加入少量固体碳酸钠，碳酸根离子水解结合水电离出的氢离子，c(H＋)减小，c(OH－)增大，Kw不变，促进水电离，平衡正向移动，故C正确；向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中＝，此时平衡常数不变，醋酸根离子浓度减小，即增大，故D错误；故选C。
8.常温下，关于溶液的稀释下列说法正确的是( )
A.pH＝3的醋酸溶液稀释100倍，pH<5
B.pH＝2的H2SO4溶液加水稀释100倍，溶液中由水电离产生的c(H＋)＝1×10－4 mol·L－1
C.将1 L 0.1 mol·L－1的H2SO4溶液稀释为2 L，pH＝1.3
D.pH＝8的NaOH溶液稀释1 000倍，其pH＝5
答案：A
解析：pH＝3的醋酸溶液稀释100倍，因为醋酸是弱电解质，稀释增大醋酸的电离程度，因此稀释后其pH<5，A正确；pH＝2的硫酸溶液加水稀释100倍，此时pH＝4，c(H＋)＝10－4 mol/L，c(OH－)＝10－10 mol/L，硫酸会抑制水的电离，因此水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－10 mol/L，B错误；1 L 0.1 mol/L的硫酸溶液稀释成2 L，此时溶液中氢离子浓度为0.1 mol/L，pH＝1，C错误；pH＝8的NaOH溶液稀释1 000倍，溶液也呈碱性，pH不可能小于7，D错误；故答案选A。
9.常温下，下列各组离子一定能在指定溶液中大量共存的是( )
A.c水(H＋)＝1×10－12 mol·L－1的溶液：Al3＋、Fe3＋、Cl－、SO
B.与Al反应放出H2的溶液： Mg2＋、Cu2＋、HCO、SO
C.澄清透明的无色溶液：K＋ 、NH、MnO、HCO
D.＝1×10－13 mol·L－1的溶液：NH、Ca2＋、Cl－、NO
答案：D
解析：c水(H＋)＝1×10－12 mol·L－1的溶液可能是酸性或者是碱性，碱性条件下氢氧根离子可以和铝离子以及铁离子生成沉淀，不能共存，A错误；与Al反应放出H2的溶液可能是酸性或者是碱性，碱性条件下氢氧根离子可以和碳酸氢根离子、镁离子以及铜离子反应，不能共存，酸性条件下，可以碳酸氢根离子反应，不能共存，B错误；高锰酸根离子为紫红色，不能存在，C错误；常温下，＝1×10－13的溶液显酸性，酸性条件下，NH、Ca2＋、Cl－、NO不发生反应，可以共存，D正确；故选D。
10.在相同温度下，0.01 mol·L－1的NaOH溶液和0.01 mol·L－1的盐酸相比，下列说法正确的是( )
A.由水电离出的c(H＋)相等
B.由水电离出的c(H＋)都是1.0×10－12 mol·L－1
C.由水电离出的c(H＋)都是0.01 mol·L－1
D.两者都促进了水的电离
答案：A
解析：在相同温度下，0.01 mol·L－1的NaOH溶液中c(OH－)是0.01 mol·L－1，水电离产生的氢离子为 mol/L，0.01 mol·L－1的盐酸中c(H＋)是0.01 mol·L－1，水电离产生的氢离子浓度等于氢氧根浓度，为 mol/L，二者均抑制水的电离，且抑制程度相同，由水电离出的c(H＋)相等，A正确；具体温度数据未给出，Kw不确定，无法计算由水电离产生的c(H＋)，B错误；由选项B分析知，C错误；酸溶液或碱溶液均抑制水的电离，D错误；故选A。
11.分别取100 mL pH＝3的两种一元酸HX和HY溶液，加入足量锌粉，充分反应后，收集到H2的体积分别为V(HX)和V(HY)。若V(HX)A.HY可能是强酸
B.HX的酸性弱于HY的酸性
C.HX一定是强酸
D.反应开始时，二者生成H2的速率相等
答案：D
解析：分别取100 mL pH＝3的两种一元酸HX和HY溶液，H＋的浓度相等，若两种酸都是强酸全部电离，加入足量锌粉产生氢气的体积应该相等，产生氢气是V(HX)12.已知在常温时，－lg c(Ba2＋)随－lg c(CO)和－lg c(SO)的变化趋势如图所示(A表示BaCO3、B表示BaSO4)，下列说法正确的是( )
A.碳酸钡是一种比硫酸钡更难溶的物质
B.图中m点碳酸钡的结晶速率大于其溶解速率
C.向含有CO、SO的溶液中逐滴加入BaCl2溶液，SO一定先沉淀
D.常温下反应BaCO3(s)＋SO(aq)BaSO4(s)＋CO(aq)的平衡常数为10
答案：D
解析：由题图可知，硫酸钡的溶度积Ksp(BaSO4)＝10－10×1＝10－10，碳酸钡的溶度积Ksp(BaCO3)＝10－9×1＝10－9，则硫酸钡的溶解度小于碳酸钡。由分析可知，硫酸钡的溶解度小于碳酸钡，所以硫酸钡是比碳酸钡更难溶的钡盐，故A错误；由题图可知，m点为碳酸钡的不饱和溶液，其浓度熵小于溶度积，则溶液中碳酸钡的结晶速率小于其溶解速率，故B错误；没有明确溶液中碳酸根离子和硫酸根离子的浓度大小，所以向溶液中逐滴加入氯化钡溶液时，不能确定硫酸根离子和碳酸根离子的沉淀先后顺序，故C错误；由方程式可知，反应的平衡常数K＝＝＝＝＝10，故D正确；故选D。
13.下列各溶液中，粒子的物质的量浓度关系正确的是( )
A.0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液：c(OH－)＋c(CO)＝c(H＋)＋c(H2CO3)
B.0.1 mol·L－1 NH4Cl溶液：c(NH)＝c(Cl－)
C.向醋酸钠溶液中加入适量醋酸，得到酸性的混合溶液：c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(H＋)>c(OH－)
D.向硝酸钠溶液中滴加稀盐酸得到pH＝5的混合溶液：c(Na＋)＝c(NO)＋c(Cl－)
答案：A
解析：NaHCO3溶液存在质子守恒：c(OH－)＋c(CO)＝c(H＋)＋c(H2CO3)，故A正确；NH4Cl溶液中铵根离子发生水解反应导致浓度比氯离子小，即c(NH)c(OH－)，则c(Na＋)c(OH－)，则c(Na＋) 14.室温下，下列实验探究方案能达到探究目的的是( )
选项 探究方案 探究目的
A 用pH试纸测得：0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液的pH约为9，0.1 mol·L－1 NaNO2溶液的pH约为8 Ka(CH3COOH)>Ka(HNO2)
B 将少量SO2气体通入0.1 mol·L－1 BaCl2溶液中，观察实验现象 BaSO3难溶于水
C 向两支盛有KI3溶液的试管中，分别滴加淀粉溶液和AgNO3溶液，前者溶液变蓝，后者生成沉淀 KI3溶液中存在平衡：II2＋I－
D 向NaCl、NaI混合溶液中滴加少量AgNO3溶液，观察沉淀的颜色 Ksp(AgCl)>Ksp(AgI)
答案：C
解析：用pH试纸测得：0.1 mol·L－1CH3COONa溶液的pH约为9，0.1 mol·L－1 NaNO2溶液的pH约为8，说明CH3COO－的水解程度大于NO，则说明酸性：CH3COOH二、非选择题(本题包括4小题，共58分)
15.(18分)(1)已知碳酸：H2CO3，Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11，草酸：H2C2O4，Ka1＝5.6×10－2，Ka2＝1.5×10－4。
①0.1 mol·L－1 Na2CO3溶液的pH________(填“大于”、“小于”或“等于”)0.1 mol·L－1 Na2C2O4溶液的pH。
②等浓度草酸溶液和碳酸溶液中，氢离子浓度较大的是________。
③若将等浓度的草酸溶液和碳酸溶液等体积混合，溶液中各种粒子浓度大小的顺序正确的是______(填字母)。
a.c(H＋)>c(HC2O)>c(HCO)>c(CO)
b.c(HCO)>c(HC2O)>c(C2O)>c(CO)
c.c(H＋)>c(HC2O)>c(C2O)>c(CO)
d.c(H2CO3)>c(HCO)>c(HC2O)>c(CO)
(2)SO2会对环境和人体健康带来极大的危害，工业上采取多种方法减少SO2的排放，回答下列方法中的问题。
方法1(双碱法)：用NaOH溶液吸收SO2，并用CaO使NaOH再生
NaOH溶液Na2SO3溶液
①写出过程ⅰ的离子方程式：___________________________________________
________________________________________________________________________。
②CaO在水中存在如下转化：
CaO(s)＋H2O(l)===Ca(OH)2(s)Ca2＋(aq)＋2OH－(aq)
从平衡移动的角度，简述过程ⅱ中NaOH再生的原理：_______________________________。
方法2：用氨水除去SO2
③已知25 ℃，NH3·H2O的Kb＝1.8×10－5，H2SO3的Ka1＝1.4×10－2，Ka2＝6.0×10－8。若氨水的浓度为2.0 mol·L－1，溶液中的c(OH－)＝________ mol·L－1。将SO2通入该氨水中，当c(OH－)降至1.0×10－7 mol·L－1时，溶液中的＝________。
答案：(1)①大于 ②草酸 ③ac
(2)①2OH－＋SO2===SO＋H2O ②SO与Ca2＋生成CaSO3沉淀，平衡正向移动，有NaOH生成 ③6.0×10－3 0.60
解析：(1)①根据电离常数可知草酸的酸性强于碳酸，则碳酸钠的水解程度大于草酸钠，所以0.1 mol·L－1 Na2CO3溶液的pH大于0.1 mol·L－1 Na2C2O4溶液的pH。②草酸的酸性强于碳酸，则等浓度草酸溶液和碳酸溶液中，氢离子浓度较大的是草酸。③草酸的一、二步电离常数均大于碳酸的，所以草酸的电离程度大于碳酸，因此溶液中c(H＋)＞c(HC2O)＞c(C2O)＞c(HCO)＞c(CO)，a、c正确；根据上述分析可知b、d错误。(2)①过程ⅰ是二氧化硫和氢氧化钠溶液反应生成亚硫酸钠和水，反应的离子方程式为2OH－＋SO2===SO＋H2O。②过程ⅱ加入CaO，存在CaO(s)＋H2O (l)===Ca(OH)2(s)Ca2＋(aq)＋2OH－(aq)，因SO与Ca2＋生成CaSO3沉淀，平衡正向移动，有NaOH生成。③NH3·H2O的Kb＝1.8×10－5，若氨水的浓度为2.0 mol·L－1，由Kb＝可知c(OH－)＝ mol·L－1＝6.0×10－3 mol·L－1；当c(OH－)降至1.0×10－7 mol·L－1时，c(H＋)＝1.0×10－7 mol·L－1，H2SO3的Ka2＝6.0×10－8，由Ka2＝，可知＝＝0.60。
16.(16分)富硼渣中含有镁硼酸盐(2MgO·B2O3)、镁硅酸盐(2MgO·SiO2)及少量Al2O3、FeO等杂质。由富硼渣湿法制备硫酸镁晶体和硼酸(H3BO3)晶体的一种工艺流程如下：
已知：生成氢氧化物沉淀的pH(金属离子的起始浓度为0.1 mol·L－1)
Fe(OH)3 Al(OH)3 Fe(OH)2 Mg(OH)2
开始沉淀时 1.9 3.4 7.0 9.1
完全沉淀时 3.2 4.7 9.0 11.1
(1)酸浸时发生反应：2MgO·SiO2＋2H2SO4===2MgSO4＋SiO2＋2H2O，2MgO·B2O3＋2H2SO4＋H2O===2H3BO3＋2MgSO4。
①上述反应体现出酸性强弱：H2SO4__________(填“>”或“＜”)H3BO3。
②已知硼酸与过量NaOH溶液发生的中和反应为H3BO3＋OH－===B(OH)。下列关于硼酸的说法正确的是________(填字母)。
A.硼酸是一元酸
B.向NaHCO3固体中滴加饱和硼酸溶液，有气泡产生
C.硼酸的电离方程式可表示为H3BO3＋H2OB(OH)＋H＋
(2)检验褐色浸出液中的杂质离子：取少量浸出液，____________________________(填操作和现象)，证明溶液中含有Fe2＋。
(3)除去浸出液中的杂质离子：用MgO调节溶液的pH至__________以上，使杂质离子转化为__________________(填化学式)沉淀，过滤。
(4)获取晶体：ⅰ.浓缩滤液，使MgSO4和H3BO3接近饱和；ⅱ.控制温度使两种晶体分别从溶液中结晶。结合如图溶解度曲线，简述ⅱ的方法：将浓缩液加入到高压釜中，升温结晶得到__________晶体，分离后，再将母液降温结晶，分离得到____________晶体。
答案：(1)①＞ ②AC (2)滴加K3[Fe(CN)6]溶液，产生蓝色沉淀 (3)4.7 Al(OH)3、Fe(OH)3
(4)硫酸镁 硼酸
解析：(1)①2MgO·B2O3＋2H2SO4＋H2O===2H3BO3＋2MgSO4，根据强酸制弱酸可知，酸性：H2SO4＞H3BO3。②硼酸与过量NaOH溶液发生的中和反应为H3BO3＋OH－===B(OH)，可知硼酸为一元酸，A项正确；由于非金属性：B17.(10分)某学生欲用已知物质的量浓度的盐酸来测定未知物质的量浓度的氢氧化钠溶液，选择甲基橙作指示剂。请填写下列空白：
(1)用标准的盐酸溶液滴定待测的氢氧化钠溶液时，标准液应该装在____________(填仪器名称)中，滴定达到终点的现象为__________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)下列操作中可能使所测氢氧化钠溶液的浓度数值偏低的是____________(填字母)。
A.酸式滴定管未用标准盐酸溶液润洗就直接注入标准盐酸溶液
B.滴定前盛放氢氧化钠溶液的锥形瓶用蒸馏水洗净后没有干燥
C.读取盐酸体积时，开始仰视读数，滴定结束时俯视读数
D.滴定前酸式滴定管装液后尖嘴处有气泡，滴定后气泡消失
E.滴定过程中锥形瓶中有溶液溅出
(3)若滴定开始和结束时，滴定管中的液面如图所示，所用盐酸溶液的体积为____________mL。
(4)某学生根据三次实验分别记录有关数据如表：
滴定次数 待测NaOH 溶液的体积 0.100 0 mol/L盐酸的体积
滴定前 刻度/mL 滴定后 刻度/mL 溶液体 积/mL
第一次 25.00 0.00 26.11 26.11
第二次 25.00 1.56 30.30 28.74
第三次 25.00 0.22 26.31 26.09
请选用数据计算该氢氧化钠溶液的物质的量浓度：c(NaOH)＝__________ mol·L－1(保留小数点后4位)。
答案：(1)酸式滴定管 加入最后半滴盐酸后，溶液由黄色变为橙色，且在半分钟内不恢复原色
(2)CE (3)26.10 (4)0.104 4
解析：测定未知浓度的NaOH溶液的浓度时，通常用已知浓度的盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液，盛放盐酸的酸式滴定管应先用标准盐酸润洗，再盛装标准盐酸，量取待测NaOH溶液的碱式滴定管或移液管也需用未知浓度的NaOH溶液润洗。(1)用标准的盐酸溶液滴定待测的氢氧化钠溶液时，由于盐酸会腐蚀橡皮管，所以标准液应装在酸式滴定管中；滴定前，溶液呈黄色，滴定达终点时，甲基橙变为橙色，则达到终点的现象为加入最后半滴盐酸后，溶液由黄色变为橙色，且在半分钟内不恢复原色。(2)酸式滴定管未用标准盐酸溶液润洗就直接注入标准盐酸溶液，则标准盐酸的浓度偏小，所用体积偏大，测得的NaOH溶液的浓度偏高，A不符合题意；滴定前盛放氢氧化钠溶液的锥形瓶用蒸馏水洗净后没有干燥，不影响NaOH的物质的量，也不影响所用标准盐酸的体积，测得的NaOH溶液的浓度不变，B不符合题意；读取盐酸体积时，开始仰视读数，滴定结束时俯视读数，则读取盐酸的体积偏小，测得的NaOH溶液的浓度偏低，C符合题意；滴定前酸式滴定管装液后尖嘴处有气泡，滴定后气泡消失，则读取盐酸的体积偏大，测得的NaOH溶液的浓度偏高，D不符合题意；滴定过程中锥形瓶中有溶液溅出，则所用盐酸的体积偏小，测得的NaOH溶液的浓度偏低，E符合题意；故选CE。(3)若滴定开始和结束时，滴定管中的液面如题图所示，所用盐酸溶液的体积为26.10 mL－0.00 mL＝26.10 mL。(4)从表中数据可以看出，第二次实验数据误差过大，不能采用。则所用盐酸的体积为＝26.10 mL，则该氢氧化钠溶液的物质的量浓度：c(NaOH)＝＝0.104 4 mol·L－1。
18.(14分)弱电解质的电离平衡、盐类的水解平衡和难溶物的沉淀溶解平衡均属于化学平衡。
Ⅰ.已知H2A在水中存在以下平衡：H2AH＋＋HA－，HA－H＋＋A2－。
(1)常温下，Na2A溶液的pH________(填字母)，原因是_________________________
(填离子方程式)。
A.大于7 B.小于7
C.等于7 D.无法确定
(2)常温下，若向0.1 mol·L－1的H2A溶液中逐滴滴加0.1 mol·L－1 NaOH溶液至溶液呈中性。此时该混合溶液中的下列关系一定正确的是________(填字母)。
A.c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－14
B.c(Na＋)＝c(HA－)＋2c(A2－)
C.c(H2A)>c(HA－)
D.c(Na＋)＝c(H2A)＋c(HA－)＋c(A2－)
(3)常温下，CaA的饱和溶液中存在以下平衡：CaA(s) Ca2＋(aq)＋A2－(aq) ΔH＞0，若要使该溶液中Ca2＋浓度增大，可采取的措施有________(填字母)。
A.升高温度
B.降低温度
C.加入少量蒸馏水
D.加入Na2A固体
Ⅱ.化学沉淀法是除去酸性废水中Pb2＋的主要方法。根据其原理不同可以分为氢氧化物沉淀法、硫化物沉淀法等。水样中各形态铅的百分含量X与溶液pH变化的关系如图所示。向含Pb2＋的溶液中逐滴滴加NaOH溶液，溶液变浑浊，继续滴加NaOH溶液又变澄清。
(4)若采用氢氧化物沉淀法除溶液中的Pb2＋，应将溶液的pH调至约为________；pH＝11时，溶液中发生的主要离子方程式为__________________________________________________
________________________________________________________________________。
(5)向酸性含铅废水中加Na2S可将Pb2＋转化为PbS沉淀除去。若某工厂处理过的废水中S2－浓度为2.0×10－20 mol/L，则c(Pb2＋)为________mol/L(Ksp(PbS)＝8.0×10－28)。
答案：Ⅰ.(1)A A2－＋H2OHA－＋OH－ (2)AB (3)A
Ⅱ.(4)10 Pb(OH)2＋OH－Pb(OH)
(5)4×10－8
解析：Ⅰ(1)由于A2－水解导致溶液显碱性，故此处选A；对应原因的离子方程式为A2－＋H2O??HA－＋OH－；(2)常温时，稀溶液中始终存在Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－14，A正确；加入NaOH后，溶液中始终存在电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HA－)＋2c(A2－)，由于溶液显中性，故c(H＋)＝c(OH－)，所以c(Na＋)＝c(HA－)＋2c(A2－)，B正确；由Ka1＝，故＝＝，若Ka1＞10－7，则＞1，即c(HA－)＞c(H2A)，若Ka1＜10－7，则＜1，即c(HA－)＜c(H2A)，若Ka1＝10－7，则＝1，即c(HA－)＝c(H2A)，故C选项无法确定；由于此时加入的NaOH与H2A物质的量之比不一定为1∶1，故D选项的元素守恒也不一定成立，D不一定正确；故选AB；(3)升温，促进CaA溶解平衡正向移动，溶液中c(Ca2＋)增大，A符合题意；降温，CaA溶解平衡逆向移动，溶液中c(Ca2＋)减小，B不符合题意；由于溶液饱和，加水后，溶液由饱和变为不饱和，故c(Ca2＋)减小，C不符合题意；加入Na2A，CaA溶解平衡逆向移动，溶液中c(Ca2＋)减小，D不符合题意；故选A；Ⅱ(4)由图像知，pH在10左右时，Pb(OH)2沉淀量达最大，pH＞10时，Pb(OH)2溶解，故pH应调至约为10；pH＝11时，主要是Pb(OH)2转化为Pb(OH)，即Pb(OH)2＋OH－Pb(OH)；(5)由Ksp＝c(Pb2＋)·c(S2－)＝c(Pb2＋)×2.0×10－20 mol/L＝8.0×10－28，解得c(Pb2＋)＝4×10－8 mol/L。
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