2011高考化学考前强化知识点专项能力突破：基本理论 第3讲 电解质溶液
文档属性
| 名称 | 2011高考化学考前强化知识点专项能力突破：基本理论 第3讲 电解质溶液 |  | |
| 格式 | zip | ||
| 文件大小 | 40.6KB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 通用版 | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2011-05-31 08:33:08 | ||
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文档简介
第3讲 电解质溶液
1． 电离平衡与水解平衡
精要阐释：
电离平衡 水解平衡
研 究 对 象 弱电解质（弱酸、弱强、水） 盐（强碱弱酸盐、强酸弱碱盐）
实 质 弱酸H＋ +弱酸根离子弱碱OH－+弱碱根离子 弱酸根+H2O弱酸(根)+OH－弱碱根离子+H2O 弱碱+H+
特 点 酸(碱)越弱；电离程度越小电离过程吸热多元弱酸：分步电离且一级电离>>二级电离>>三级电离 ①对应酸或碱越弱，盐水解程度越大②水解过程吸热；③多元弱酸根：分步水解且一级水解>>二级水解>>三级水解。
表 达 方 式 电离方程式H2CO3HCO3― +H+HCO3―CO32― +H+ 水解方程式CO32― +H2O HCO3― +OH―HCO3― +H2O H2CO3 +OH―
影响因素 温 度 升温,促进电离,离子浓度增大(易挥发的溶质除外) 升温，促进水解
浓度 加水稀释 促进电离,但离子浓度减小 促进水解
加入同种离子 抑制电离 抑制水解
加入反应离子 促进电离 促进水解
母题典范：25 ℃时，浓度均为0.2 mol/L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(CO32-)均增大
思路与解析：本题属于对电解质溶液中水的电离、弱电解质（HCO3-）的电离平衡、弱酸根离子（HCO3-和CO32-）的水解平衡的综合考查。
NaHCO3和Na2CO3溶液溶液都存在水解不容置疑，但是A容易被误选，因为很多考生认为Na2CO3溶液中只有碳酸根离子水解而忽视了水的电离；B选项中HCO3-水解电离后与CO32- 水解后的粒子种类一样，此时两溶液中均存在：HCO3-、CO32-、H2CO3、OH-、Na+、H+、H2O,因此B正确。因为CO32- 水解能力大于HCO3-，所以Na2CO3溶液碱性更强，因而C错误。CO32- 水解溶液呈碱性，加碱可以抑制水解，使c(CO32-)增大，而NaHCO3 直接与NaOH反应生成Na2CO3，使c(CO32-)增大 ，所以D正确。答案为C。
应对策略：本题主要考查盐类的水解和弱电解质的电离，跳出了目前常规题目的考法，较为新颖。A选项迷惑性强，大多数出错的考生肯定都是忽视了水的电离。
变式练习 设NA为阿伏加德罗常数，下列说法中正确的是（ C ）
A．Cl2的摩尔质量与NA个Cl2分子的质量在数值和单位上都相等。
B．活泼金属从盐酸中置换出1molH2，转移电子数为NA
C．500mL0.5mol·L-1Al2(SO4)3溶液中，含SO42-数目为0.75NA
D．常温常压下，0.5 NA个一氧化碳分子所占体积是11.2L
解析：物质的摩尔质量单位是“g·mol-1”，物质的质量单位是“g”，A不正确；B中转移电
子数应为2NA；500mL 0.5mol·L-1Al2(SO4)3溶液中，SO42-的物质的量为3×0.5mol·L-1×0.5L
=0.75mol，含SO42-数目为0.75NA，C正确；0.5NA个氧气分子为0.5mol ，在标准状况下
所占的体积为0.5mol×22.4 L·mol-1 =11.2L，但常温常压下要比11.2L 略大，D不正确。
答案：C
2．电解质溶液中离子浓度的大小比较
精要阐释：电解质溶液中有关离子浓度的判断是近年化学高考的重要题型之一。解此类型题的关键是掌握“两平衡、两原理”，即弱电解质的电离平衡、盐的水解平衡和电解质溶液中的电荷守恒、物料守恒原理。
母题典范：下列叙述正确的是（ ）
A.0.1 mol/LC6H5ONa溶液中：c(Na+)＞c(C6H5O-)＞c(H+)＞c(OH-)
B.Na2CO3溶液加水稀释后，恢复至原温度，pH和Kw均减小
C.pH=5的CH3COOH溶液和pH =5的NH4Cl溶液中，c(H+)不相等
D.在Na2S溶液中加入AgCl固体，溶液中c(S2-)下降
思路与解析：本题除了考查水解的相关知识外，还考查了难溶物的溶解平衡问题，整题综合度较大。
A选项，C6H5ONa溶液因为C6H5O-水解呈碱性，因此c(OH-)＞c(H+)；B选项，Kw是温度函数，只要温度不变Kw不变，另外加水稀释，CO32- 水解程度增大，但c(OH-)减小，因此，pH减小正确。pH相等即代表c(H+)相等，因此C选项错误。D选项是因为生成了更难溶的Ag2S沉淀。
答案：D。
应对策略： 此类题的解答要注意如下几个问题：
⑴弱酸（碱）溶液中离子浓度的大小判断：解此类题的关键是紧抓弱酸（碱）的电离平衡。
⑵能发生水解的盐溶液中离子浓度大小比较：解此类题的关键是抓住盐溶液中水解的离子。
⑶两种电解质溶液相混合离子浓度的判断
解此类题的关键是抓住两溶液混合后生成的盐的水解情况以及混合时弱电解质有无剩余，若有剩余，则应讨论弱电解质的电离。
⑷电解质溶液中的电荷守恒和物料守恒
解此类题的关键是抓住溶液呈中性（即阴、阳离子所带电荷总数相等）及变化前后原子的个数守恒两大特点。若题中所给选项为阴阳离子的浓度关系，则应考虑电荷守恒；若所给选项等式关系中包含了弱电解质的分子浓度在内，则应考虑物料守恒。
变式练习 pH=3的盐酸aL分别与下列3种溶液混合，充分反应后溶液呈中性：
① pH=11的氨水bL；
② 物质的量浓度为1×10－3mol/L的氨水cL；
③ c(OH－)=1×10－3mol/L的Ba(OH)2溶液dL。
试判断a、b、c、d的大小关系正确的为（ ）
A．a=b>c>d B．b>a=d>c C．c>a>d>b D．c>a=d>b
解析：据①知a＞b，据②知c＞a，据③知a＞d。
答案：D
3．pH计算、测定与酸碱中和滴定
精要阐释：有关溶液pH计算：
母题典范：取浓度相等的NaOH和HCl溶液，以3∶2体积比相混和，所得溶液的pH
等于12，则原溶液的浓度为（ ）
A.0.01mol/L B. 0.017mol/L C. 0.05mol/L D. 0.50mol/L
思路与解析：本题考查酸碱中和反应后溶液pH的计算，其关键是先判断反应后溶液的酸碱性。
设原溶液物质的量浓度为cmol/L，V(NaOH)=3L V(HCl)=2L,二者混合后反应，混合溶液体积为5L，二者混合后反应，所得溶液pH=12，则 c(OH-)=10-2mol/L
L×cmol/L—2L×cmol/L = 10-2mol/L×5L则，c=0.05mol/L
答案：C。
应对策略：酸碱中和反应的计算是高中化学计算重点，应掌握其方法及规律，一般情况下在先判断反应完毕溶液的酸碱性后，再用“减法”和“除法”求出溶液中的c(H+) 或c(OH-)。
变式练习 在一定体积pH=1的HCl与HNO3的混合溶液中，逐滴加入c mol·L－1的
AgNO3溶液，当溶液中的Cl－恰好完全沉淀时，溶液pH=2。若反应后溶液的体积等于反应前两溶液体积之和，则原溶液中NO3-的物质的量浓度是（ ）
A．0．1c mol·L-1 B．9c mol·L-1
C．（0．1－9c） mol·L-1 D．（0．9－c）mol·L-1
解析：Cl－恰好完全沉淀时，反应后的溶液为硝酸，H＋的物质的量不变。设原混合液的
体积为V1，AgNO3溶液的体积为V2，由H＋守恒得0．1V1＝0．01（V1+V2） 9V1＝
V2。再由混合液中NO3－、Cl －、H＋的电荷守恒得出答案为C
答案：C
【限时演练】
1．下列有关说法正确的是 （ ）
A．硫酸铝钾、聚氯乙烯、液氯均为化合物
B．干馏、蒸馏、萃取都是物理变化
C．纯碱、冰醋酸、硫酸钡和干冰均为电解质
D．表示金属元素名称的汉字不一定都含“钅”旁
解析：聚氯乙烯是混合物，液氯是单质，A错；干馏是化学变化，干冰是非电解质，故B、C有误；元素名称的中文书写的特点：金属元素除金、汞外，其他都是“钅”旁，D正确。
答案：D
2．下列关于水的说法中正确的是（ ）。
A．水的电离过程是放热的过程 B．盐的水解一定能促进水的电离
C．催化剂能提高水分解的转化率 D．金属的电化腐蚀与水无关
解析：电离过程都为吸热的过程；盐的水解一定促进水的电离；催化剂不能改变反应的转化率；金属的电化腐蚀与水形成的电解质溶液有关。
答案：B
4．某溶液中含有CH3COO－、I－、SO32－、HCO3－、NH4+等五种离子。将少量的CaO固
体加入其中后，仍能大量存在的离子是（ ）
A．CH3COO－、I－、SO32－ B．I－、NH4+、HCO3－
C．CH3COO－、I－ D．CH3COO－、HCO3－
解析：加入CaO，实际上溶液中增加了Ca2+和OH—，前者使SO32－减少，后者使HCO3－和NH4+减少，故最后仍然存在的离子是CH3COO－、I－。
答案：C
4．某温度的溶液中只含有Na＋、H＋、OH－、A－四种离子，下列说法正确的是（ ）。
A．若溶液中c(A－) = c(Na＋)，则溶液一定呈中性，pH=7
B．溶液中不可能存在：c(Na＋)>c (A－)>c(OH－)>c(H＋)
C．若c(OH－)>c(H＋)，溶液中不可能存在：c(Na＋)>c(OH－)> c(H＋) >c(A－)
D．若溶质为NaA、HA，则一定存在： c(A－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)
解析：由于温度不一定是室温，当溶液中c(A－) = c(Na＋)时，有c(OH－)=c(H＋)，故溶液
一定呈中性，但pH不一定等于7；溶液中一定存在c(Na＋)+ c(H＋)=c(OH－)+ c (A－)，故溶液中可能存在：c(Na＋)>c (A－)>c(OH－)>c(H＋)，不可能存在：c(Na＋)>c(OH－)> c(H＋) > c(A－)；
当溶质为NaA、HA时，若NaA的水解程度大于HA的电离程度，则存在：c(A－)> c(Na＋)>
c(OH－) >c(H＋)。
答案：C
5．常温下，0.1mol·L－1某一元酸(HA)溶液中c(OH－)/c(H＋)＝1×10－8，下列叙述正确的是（ ）
A．溶液中水电离出的c(H＋)＝10－10 mol·L－1
B．溶液中c(H＋)＋c(A－)＝0.1mol·L－1
C．与0.05mol·L－1 NaOH溶液等体积混合后：c(Na＋) ＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H＋)
D．原溶液中加入一定量CH3COONa晶体或加水稀释，溶液的c(OH－)均增大
解析：因为：c(OH－) ·c(H＋)＝1×10－14 ，c(OH－)/c(H＋)＝1×10－8，所以c(H＋)＝1×10－3
mol/L，c(OH－) ＝1×10－11mol/L；溶液中由水电离出的c(H＋)＝10－11 mol·L－1； c(HA)＋
c(A－)＝0.1mol·L－1；与0.05mol·L－1 NaOH溶液等体积混合后，成为HA和NaA的混合溶液，故溶液呈酸性， c(A－) ＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)，原溶液中加入一定量CH3COONa晶体或加水稀释，溶液的酸性减弱，故c(OH－)均增大。
答案：D
6．将45mL，0.1 mol·L-1HCl和5mL，0.5 mol·L-1的Ba(OH)2溶液相混合并稀释至500mL
所得溶液的pH等于（ ）
A．2.4 B．3 C．11 D．12
解析：两溶液相混合过程中发生反应：2HCl + Ba(OH)2BaCl2 + 2H2O，
反应后Ba(OH)2剩余0.00025mol该溶液显碱性，稀释至500mL后，溶液中c(OH-)=eq \o(\s\up 4(),\s\do 6(0.5L)) =0.001mol·L-1，根据KW= c(H+)·c(OH-)=10-14，则c(H+)=1×10-11 mol·L-1，所以该溶液的pH=-lg c(H+)=11。
答案：C
7．用惰性电极电解1 L且足量的KCl溶液，若电路中通过n mol电子的电量，则溶液的pH
与n的关系是（设电解前后溶液的体积不变）（ ）。
A．pH= lg n B．pH=－lg n C．pH=14+lgn D．pH=lgn－14
解析：转移1mol电子产生1molOH—，故电路中通过n mol电子时，产生n mol OH—的电量，
则c(OH－)=nmol/L，pH=14+lgn
答案：C
8．向盛有50mL 1.00mol·L-1HC1溶液的绝热容器中加入NaOH溶液，NaOH溶液的体
积（V）与所得混合溶液的最高测量温度（T）的关系如图所示，下列叙述中不正确的是 （ ）
A．该实验表明化学能可以转化为热能
B．NaOH溶液的浓度大于1.00mol·L-1
C．V=50mL时，混合液的pH>7
D．该实验表明有水生成的反应都是放热反应
解析：加入NaOH溶液体积为40mL时与盐酸刚好反应完，中和反应都为放热反应， NaOH溶液的浓度为1.25mol·L-1；V=50mL时，氢氧化钠过量，混合液的pH>7；并不是所有有水生成的反应都是放热反应。
答案：D
9．10℃时加热NaHCO3饱和溶液，测得该溶液的pH发生如下变化：
温度（℃） 10 20 30 加热煮沸后冷却到50℃
pH 8.3 8.4 8.5 8.8
甲同学认为，该溶液的pH升高的原因是HCO3-的水解程度增大，故碱性增强，该反应的离子方程式为 。乙同学认为，溶液pH升高的原因是NaHCO3受热分解，生成了Na2CO3，并推断Na2CO3的水解程度 （填“大于”或“小于”）NaHCO3。丙同学认为甲、乙的判断都不充分。丙认为：
⑴只要在加热煮沸的溶液中加入足量的试剂X，若产生沉淀，则 （填“甲”或“乙”）判断正确。试剂X是 。
A.Ba(OH)2溶液 B.BaCl2溶液 C.NaOH溶液 D.澄清的石灰水
⑵将加热后的溶液冷却到10℃，若溶液的pH (填“高于”、“低于”或“等于”）8.3，则 （填“甲”或“乙”）判断正确。
⑶查阅资料，发现NaHCO3的分解温度为150℃，丙断言 （填“甲”或“乙”）判断是错误的，理由是 。
解析：CO32-的水解程度大于HCO3-的水解程度；⑴NaHCO3与BaCl2溶液不反应，煮沸后加入BaCl2溶液若产生白色沉淀证明生成了Na2CO3，所以乙的判断正确；⑵将加热后的溶液冷却到10℃，若溶液的pH恢复到8.3，则证明NaHCO3未分解，所以甲正确；⑶常压下加热NaHCO3的水溶液，溶液的温度达不到150℃，因为水会沸腾。故乙不正确。
答案： HCO3-+H2OH2CO3+OH-；大于；
⑴ 乙；B；⑵ 等于；甲； ⑶ 乙；常压下加热NaHCO3的水溶液，溶液的温度达不到150℃
10．下表1是常温下几种弱酸的电离常数（Ka），表2是常温下几种难（微）溶物的溶度积常数（Ksp）。
酸 电离常数（Ka）
CH3COOH 1.8×10－5
HNO2 4.6×10－4
HCN 5×10－10
HClO 3×10－8
难（微）溶物 溶度积常数（Ksp）
BaSO4 1×10－10
BaCO3 2.6×10－9
CaSO4 7×10－5
CaCO3 5×10－9
请回答下列问题：
（1）上述四种酸中，酸性最强的是 （用化学式表示）。会使醋酸溶液中
CH3COOH的电离程度增大，而电离常数不变的操作是 。
A．升高温度 B．加水稀释
C．加少量的CH3COONa固体 D．加少量冰醋酸
（2）常温下，相同物质的量浓度的上述4种酸的钠盐pH由大到小的顺序是
（填钠盐的化学式）。若将pH=3的CH3COOH溶液与pH=11的NaOH溶液等体积混合后，溶液中各离子浓度由大到小的排列顺序是 。
（3）写出BaSO4的溶度积常数表达式：Ksp(BaSO4)＝ 。工业中常将BaSO4转化为BaCO3后，再将其制成各种可溶性的钡盐（如：BaCl2）。具体做法是用饱和的纯碱溶液浸泡BaSO4粉末，并不断补充纯碱，最后BaSO4可转化为BaCO3。现有足量的BaSO4悬浊液，在该悬浊液中加纯碱粉末并不断搅拌，为使SO42－物质的量浓度达到0.1mol·L－1以上，则溶液中CO32－物质的量浓度应≥ mol·L－1。
解析：本题涉及了电解质溶液中的电离平衡、水解平衡和沉淀溶解平衡。
（1）同等条件下，几种弱酸中，K值越大者，酸性越强，故酸性最强的是HNO2；稀释能使醋酸的电离程度增大，而K不变。
（2）酸性强，其对应盐的水溶液的碱性就弱。
答案：（1）HNO2 ；B
（2）NaCN＞NaClO＞CH3COONa＞NaNO2（若按顺序“＞”不写也给分或NaNO2＜CH3COONa＜NaClO＜ NaCN c(CH3COO—)＞c(Na+)＞c(H+)＞c(OH—)
（3）c(Ba2+)×c(SO42－) ；2.6
11．（Ⅰ）常温下将0.01molNH4Cl和0.002molNaOH溶于水配成1L溶液。该溶液中存在的 个平衡体系，溶液中共有____________种不同粒子。
（Ⅱ） 某无色溶液只含有下列8种离子中的某几种：Na+、H+、Mg2+、Ag+、Cl-、OH-、
HCO3-、NO3-。已知该溶液可与Al2O3反应，则：
（1）该溶液与Al2O3反应后有Al3+生成，则原溶液中一定含有 ，
一定不会含有大量的 。
（2）该溶液与Al2O3反应后有AlO2-生成，则原溶液中一定含有 ，
可能含有大量的 。
（3）写出该溶液与Al2O3反应生成AlO2-的离子方程式 。
（Ⅰ）解析：溶液中存在如下3种平衡：NH3+H2ONH3·H2O NH4++OH—
NH4++H2ONH3·H2O+H+ H2OH++OH－3
7种离子：NH4+、Na+、Cl－、NH3·H2O、H2O、H+、OH－
答案：（1）3 7
（Ⅱ）（1）H+ OH-、HCO3-
（2）OH- Na+ ；Cl- 、NO3-
（3）Al2O3 + 2OH- =2 AlO2- + H2O
强酸混合:c(H+) =
强碱混合:c(OH-) =
强强混合:先判断溶液酸碱性再列式计算
两强混合呈中性: =10
表1
表2
1． 电离平衡与水解平衡
精要阐释：
电离平衡 水解平衡
研 究 对 象 弱电解质（弱酸、弱强、水） 盐（强碱弱酸盐、强酸弱碱盐）
实 质 弱酸H＋ +弱酸根离子弱碱OH－+弱碱根离子 弱酸根+H2O弱酸(根)+OH－弱碱根离子+H2O 弱碱+H+
特 点 酸(碱)越弱；电离程度越小电离过程吸热多元弱酸：分步电离且一级电离>>二级电离>>三级电离 ①对应酸或碱越弱，盐水解程度越大②水解过程吸热；③多元弱酸根：分步水解且一级水解>>二级水解>>三级水解。
表 达 方 式 电离方程式H2CO3HCO3― +H+HCO3―CO32― +H+ 水解方程式CO32― +H2O HCO3― +OH―HCO3― +H2O H2CO3 +OH―
影响因素 温 度 升温,促进电离,离子浓度增大(易挥发的溶质除外) 升温，促进水解
浓度 加水稀释 促进电离,但离子浓度减小 促进水解
加入同种离子 抑制电离 抑制水解
加入反应离子 促进电离 促进水解
母题典范：25 ℃时，浓度均为0.2 mol/L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(CO32-)均增大
思路与解析：本题属于对电解质溶液中水的电离、弱电解质（HCO3-）的电离平衡、弱酸根离子（HCO3-和CO32-）的水解平衡的综合考查。
NaHCO3和Na2CO3溶液溶液都存在水解不容置疑，但是A容易被误选，因为很多考生认为Na2CO3溶液中只有碳酸根离子水解而忽视了水的电离；B选项中HCO3-水解电离后与CO32- 水解后的粒子种类一样，此时两溶液中均存在：HCO3-、CO32-、H2CO3、OH-、Na+、H+、H2O,因此B正确。因为CO32- 水解能力大于HCO3-，所以Na2CO3溶液碱性更强，因而C错误。CO32- 水解溶液呈碱性，加碱可以抑制水解，使c(CO32-)增大，而NaHCO3 直接与NaOH反应生成Na2CO3，使c(CO32-)增大 ，所以D正确。答案为C。
应对策略：本题主要考查盐类的水解和弱电解质的电离，跳出了目前常规题目的考法，较为新颖。A选项迷惑性强，大多数出错的考生肯定都是忽视了水的电离。
变式练习 设NA为阿伏加德罗常数，下列说法中正确的是（ C ）
A．Cl2的摩尔质量与NA个Cl2分子的质量在数值和单位上都相等。
B．活泼金属从盐酸中置换出1molH2，转移电子数为NA
C．500mL0.5mol·L-1Al2(SO4)3溶液中，含SO42-数目为0.75NA
D．常温常压下，0.5 NA个一氧化碳分子所占体积是11.2L
解析：物质的摩尔质量单位是“g·mol-1”，物质的质量单位是“g”，A不正确；B中转移电
子数应为2NA；500mL 0.5mol·L-1Al2(SO4)3溶液中，SO42-的物质的量为3×0.5mol·L-1×0.5L
=0.75mol，含SO42-数目为0.75NA，C正确；0.5NA个氧气分子为0.5mol ，在标准状况下
所占的体积为0.5mol×22.4 L·mol-1 =11.2L，但常温常压下要比11.2L 略大，D不正确。
答案：C
2．电解质溶液中离子浓度的大小比较
精要阐释：电解质溶液中有关离子浓度的判断是近年化学高考的重要题型之一。解此类型题的关键是掌握“两平衡、两原理”，即弱电解质的电离平衡、盐的水解平衡和电解质溶液中的电荷守恒、物料守恒原理。
母题典范：下列叙述正确的是（ ）
A.0.1 mol/LC6H5ONa溶液中：c(Na+)＞c(C6H5O-)＞c(H+)＞c(OH-)
B.Na2CO3溶液加水稀释后，恢复至原温度，pH和Kw均减小
C.pH=5的CH3COOH溶液和pH =5的NH4Cl溶液中，c(H+)不相等
D.在Na2S溶液中加入AgCl固体，溶液中c(S2-)下降
思路与解析：本题除了考查水解的相关知识外，还考查了难溶物的溶解平衡问题，整题综合度较大。
A选项，C6H5ONa溶液因为C6H5O-水解呈碱性，因此c(OH-)＞c(H+)；B选项，Kw是温度函数，只要温度不变Kw不变，另外加水稀释，CO32- 水解程度增大，但c(OH-)减小，因此，pH减小正确。pH相等即代表c(H+)相等，因此C选项错误。D选项是因为生成了更难溶的Ag2S沉淀。
答案：D。
应对策略： 此类题的解答要注意如下几个问题：
⑴弱酸（碱）溶液中离子浓度的大小判断：解此类题的关键是紧抓弱酸（碱）的电离平衡。
⑵能发生水解的盐溶液中离子浓度大小比较：解此类题的关键是抓住盐溶液中水解的离子。
⑶两种电解质溶液相混合离子浓度的判断
解此类题的关键是抓住两溶液混合后生成的盐的水解情况以及混合时弱电解质有无剩余，若有剩余，则应讨论弱电解质的电离。
⑷电解质溶液中的电荷守恒和物料守恒
解此类题的关键是抓住溶液呈中性（即阴、阳离子所带电荷总数相等）及变化前后原子的个数守恒两大特点。若题中所给选项为阴阳离子的浓度关系，则应考虑电荷守恒；若所给选项等式关系中包含了弱电解质的分子浓度在内，则应考虑物料守恒。
变式练习 pH=3的盐酸aL分别与下列3种溶液混合，充分反应后溶液呈中性：
① pH=11的氨水bL；
② 物质的量浓度为1×10－3mol/L的氨水cL；
③ c(OH－)=1×10－3mol/L的Ba(OH)2溶液dL。
试判断a、b、c、d的大小关系正确的为（ ）
A．a=b>c>d B．b>a=d>c C．c>a>d>b D．c>a=d>b
解析：据①知a＞b，据②知c＞a，据③知a＞d。
答案：D
3．pH计算、测定与酸碱中和滴定
精要阐释：有关溶液pH计算：
母题典范：取浓度相等的NaOH和HCl溶液，以3∶2体积比相混和，所得溶液的pH
等于12，则原溶液的浓度为（ ）
A.0.01mol/L B. 0.017mol/L C. 0.05mol/L D. 0.50mol/L
思路与解析：本题考查酸碱中和反应后溶液pH的计算，其关键是先判断反应后溶液的酸碱性。
设原溶液物质的量浓度为cmol/L，V(NaOH)=3L V(HCl)=2L,二者混合后反应，混合溶液体积为5L，二者混合后反应，所得溶液pH=12，则 c(OH-)=10-2mol/L
L×cmol/L—2L×cmol/L = 10-2mol/L×5L则，c=0.05mol/L
答案：C。
应对策略：酸碱中和反应的计算是高中化学计算重点，应掌握其方法及规律，一般情况下在先判断反应完毕溶液的酸碱性后，再用“减法”和“除法”求出溶液中的c(H+) 或c(OH-)。
变式练习 在一定体积pH=1的HCl与HNO3的混合溶液中，逐滴加入c mol·L－1的
AgNO3溶液，当溶液中的Cl－恰好完全沉淀时，溶液pH=2。若反应后溶液的体积等于反应前两溶液体积之和，则原溶液中NO3-的物质的量浓度是（ ）
A．0．1c mol·L-1 B．9c mol·L-1
C．（0．1－9c） mol·L-1 D．（0．9－c）mol·L-1
解析：Cl－恰好完全沉淀时，反应后的溶液为硝酸，H＋的物质的量不变。设原混合液的
体积为V1，AgNO3溶液的体积为V2，由H＋守恒得0．1V1＝0．01（V1+V2） 9V1＝
V2。再由混合液中NO3－、Cl －、H＋的电荷守恒得出答案为C
答案：C
【限时演练】
1．下列有关说法正确的是 （ ）
A．硫酸铝钾、聚氯乙烯、液氯均为化合物
B．干馏、蒸馏、萃取都是物理变化
C．纯碱、冰醋酸、硫酸钡和干冰均为电解质
D．表示金属元素名称的汉字不一定都含“钅”旁
解析：聚氯乙烯是混合物，液氯是单质，A错；干馏是化学变化，干冰是非电解质，故B、C有误；元素名称的中文书写的特点：金属元素除金、汞外，其他都是“钅”旁，D正确。
答案：D
2．下列关于水的说法中正确的是（ ）。
A．水的电离过程是放热的过程 B．盐的水解一定能促进水的电离
C．催化剂能提高水分解的转化率 D．金属的电化腐蚀与水无关
解析：电离过程都为吸热的过程；盐的水解一定促进水的电离；催化剂不能改变反应的转化率；金属的电化腐蚀与水形成的电解质溶液有关。
答案：B
4．某溶液中含有CH3COO－、I－、SO32－、HCO3－、NH4+等五种离子。将少量的CaO固
体加入其中后，仍能大量存在的离子是（ ）
A．CH3COO－、I－、SO32－ B．I－、NH4+、HCO3－
C．CH3COO－、I－ D．CH3COO－、HCO3－
解析：加入CaO，实际上溶液中增加了Ca2+和OH—，前者使SO32－减少，后者使HCO3－和NH4+减少，故最后仍然存在的离子是CH3COO－、I－。
答案：C
4．某温度的溶液中只含有Na＋、H＋、OH－、A－四种离子，下列说法正确的是（ ）。
A．若溶液中c(A－) = c(Na＋)，则溶液一定呈中性，pH=7
B．溶液中不可能存在：c(Na＋)>c (A－)>c(OH－)>c(H＋)
C．若c(OH－)>c(H＋)，溶液中不可能存在：c(Na＋)>c(OH－)> c(H＋) >c(A－)
D．若溶质为NaA、HA，则一定存在： c(A－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)
解析：由于温度不一定是室温，当溶液中c(A－) = c(Na＋)时，有c(OH－)=c(H＋)，故溶液
一定呈中性，但pH不一定等于7；溶液中一定存在c(Na＋)+ c(H＋)=c(OH－)+ c (A－)，故溶液中可能存在：c(Na＋)>c (A－)>c(OH－)>c(H＋)，不可能存在：c(Na＋)>c(OH－)> c(H＋) > c(A－)；
当溶质为NaA、HA时，若NaA的水解程度大于HA的电离程度，则存在：c(A－)> c(Na＋)>
c(OH－) >c(H＋)。
答案：C
5．常温下，0.1mol·L－1某一元酸(HA)溶液中c(OH－)/c(H＋)＝1×10－8，下列叙述正确的是（ ）
A．溶液中水电离出的c(H＋)＝10－10 mol·L－1
B．溶液中c(H＋)＋c(A－)＝0.1mol·L－1
C．与0.05mol·L－1 NaOH溶液等体积混合后：c(Na＋) ＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H＋)
D．原溶液中加入一定量CH3COONa晶体或加水稀释，溶液的c(OH－)均增大
解析：因为：c(OH－) ·c(H＋)＝1×10－14 ，c(OH－)/c(H＋)＝1×10－8，所以c(H＋)＝1×10－3
mol/L，c(OH－) ＝1×10－11mol/L；溶液中由水电离出的c(H＋)＝10－11 mol·L－1； c(HA)＋
c(A－)＝0.1mol·L－1；与0.05mol·L－1 NaOH溶液等体积混合后，成为HA和NaA的混合溶液，故溶液呈酸性， c(A－) ＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)，原溶液中加入一定量CH3COONa晶体或加水稀释，溶液的酸性减弱，故c(OH－)均增大。
答案：D
6．将45mL，0.1 mol·L-1HCl和5mL，0.5 mol·L-1的Ba(OH)2溶液相混合并稀释至500mL
所得溶液的pH等于（ ）
A．2.4 B．3 C．11 D．12
解析：两溶液相混合过程中发生反应：2HCl + Ba(OH)2BaCl2 + 2H2O，
反应后Ba(OH)2剩余0.00025mol该溶液显碱性，稀释至500mL后，溶液中c(OH-)=eq \o(\s\up 4(),\s\do 6(0.5L)) =0.001mol·L-1，根据KW= c(H+)·c(OH-)=10-14，则c(H+)=1×10-11 mol·L-1，所以该溶液的pH=-lg c(H+)=11。
答案：C
7．用惰性电极电解1 L且足量的KCl溶液，若电路中通过n mol电子的电量，则溶液的pH
与n的关系是（设电解前后溶液的体积不变）（ ）。
A．pH= lg n B．pH=－lg n C．pH=14+lgn D．pH=lgn－14
解析：转移1mol电子产生1molOH—，故电路中通过n mol电子时，产生n mol OH—的电量，
则c(OH－)=nmol/L，pH=14+lgn
答案：C
8．向盛有50mL 1.00mol·L-1HC1溶液的绝热容器中加入NaOH溶液，NaOH溶液的体
积（V）与所得混合溶液的最高测量温度（T）的关系如图所示，下列叙述中不正确的是 （ ）
A．该实验表明化学能可以转化为热能
B．NaOH溶液的浓度大于1.00mol·L-1
C．V=50mL时，混合液的pH>7
D．该实验表明有水生成的反应都是放热反应
解析：加入NaOH溶液体积为40mL时与盐酸刚好反应完，中和反应都为放热反应， NaOH溶液的浓度为1.25mol·L-1；V=50mL时，氢氧化钠过量，混合液的pH>7；并不是所有有水生成的反应都是放热反应。
答案：D
9．10℃时加热NaHCO3饱和溶液，测得该溶液的pH发生如下变化：
温度（℃） 10 20 30 加热煮沸后冷却到50℃
pH 8.3 8.4 8.5 8.8
甲同学认为，该溶液的pH升高的原因是HCO3-的水解程度增大，故碱性增强，该反应的离子方程式为 。乙同学认为，溶液pH升高的原因是NaHCO3受热分解，生成了Na2CO3，并推断Na2CO3的水解程度 （填“大于”或“小于”）NaHCO3。丙同学认为甲、乙的判断都不充分。丙认为：
⑴只要在加热煮沸的溶液中加入足量的试剂X，若产生沉淀，则 （填“甲”或“乙”）判断正确。试剂X是 。
A.Ba(OH)2溶液 B.BaCl2溶液 C.NaOH溶液 D.澄清的石灰水
⑵将加热后的溶液冷却到10℃，若溶液的pH (填“高于”、“低于”或“等于”）8.3，则 （填“甲”或“乙”）判断正确。
⑶查阅资料，发现NaHCO3的分解温度为150℃，丙断言 （填“甲”或“乙”）判断是错误的，理由是 。
解析：CO32-的水解程度大于HCO3-的水解程度；⑴NaHCO3与BaCl2溶液不反应，煮沸后加入BaCl2溶液若产生白色沉淀证明生成了Na2CO3，所以乙的判断正确；⑵将加热后的溶液冷却到10℃，若溶液的pH恢复到8.3，则证明NaHCO3未分解，所以甲正确；⑶常压下加热NaHCO3的水溶液，溶液的温度达不到150℃，因为水会沸腾。故乙不正确。
答案： HCO3-+H2OH2CO3+OH-；大于；
⑴ 乙；B；⑵ 等于；甲； ⑶ 乙；常压下加热NaHCO3的水溶液，溶液的温度达不到150℃
10．下表1是常温下几种弱酸的电离常数（Ka），表2是常温下几种难（微）溶物的溶度积常数（Ksp）。
酸 电离常数（Ka）
CH3COOH 1.8×10－5
HNO2 4.6×10－4
HCN 5×10－10
HClO 3×10－8
难（微）溶物 溶度积常数（Ksp）
BaSO4 1×10－10
BaCO3 2.6×10－9
CaSO4 7×10－5
CaCO3 5×10－9
请回答下列问题：
（1）上述四种酸中，酸性最强的是 （用化学式表示）。会使醋酸溶液中
CH3COOH的电离程度增大，而电离常数不变的操作是 。
A．升高温度 B．加水稀释
C．加少量的CH3COONa固体 D．加少量冰醋酸
（2）常温下，相同物质的量浓度的上述4种酸的钠盐pH由大到小的顺序是
（填钠盐的化学式）。若将pH=3的CH3COOH溶液与pH=11的NaOH溶液等体积混合后，溶液中各离子浓度由大到小的排列顺序是 。
（3）写出BaSO4的溶度积常数表达式：Ksp(BaSO4)＝ 。工业中常将BaSO4转化为BaCO3后，再将其制成各种可溶性的钡盐（如：BaCl2）。具体做法是用饱和的纯碱溶液浸泡BaSO4粉末，并不断补充纯碱，最后BaSO4可转化为BaCO3。现有足量的BaSO4悬浊液，在该悬浊液中加纯碱粉末并不断搅拌，为使SO42－物质的量浓度达到0.1mol·L－1以上，则溶液中CO32－物质的量浓度应≥ mol·L－1。
解析：本题涉及了电解质溶液中的电离平衡、水解平衡和沉淀溶解平衡。
（1）同等条件下，几种弱酸中，K值越大者，酸性越强，故酸性最强的是HNO2；稀释能使醋酸的电离程度增大，而K不变。
（2）酸性强，其对应盐的水溶液的碱性就弱。
答案：（1）HNO2 ；B
（2）NaCN＞NaClO＞CH3COONa＞NaNO2（若按顺序“＞”不写也给分或NaNO2＜CH3COONa＜NaClO＜ NaCN c(CH3COO—)＞c(Na+)＞c(H+)＞c(OH—)
（3）c(Ba2+)×c(SO42－) ；2.6
11．（Ⅰ）常温下将0.01molNH4Cl和0.002molNaOH溶于水配成1L溶液。该溶液中存在的 个平衡体系，溶液中共有____________种不同粒子。
（Ⅱ） 某无色溶液只含有下列8种离子中的某几种：Na+、H+、Mg2+、Ag+、Cl-、OH-、
HCO3-、NO3-。已知该溶液可与Al2O3反应，则：
（1）该溶液与Al2O3反应后有Al3+生成，则原溶液中一定含有 ，
一定不会含有大量的 。
（2）该溶液与Al2O3反应后有AlO2-生成，则原溶液中一定含有 ，
可能含有大量的 。
（3）写出该溶液与Al2O3反应生成AlO2-的离子方程式 。
（Ⅰ）解析：溶液中存在如下3种平衡：NH3+H2ONH3·H2O NH4++OH—
NH4++H2ONH3·H2O+H+ H2OH++OH－3
7种离子：NH4+、Na+、Cl－、NH3·H2O、H2O、H+、OH－
答案：（1）3 7
（Ⅱ）（1）H+ OH-、HCO3-
（2）OH- Na+ ；Cl- 、NO3-
（3）Al2O3 + 2OH- =2 AlO2- + H2O
强酸混合:c(H+) =
强碱混合:c(OH-) =
强强混合:先判断溶液酸碱性再列式计算
两强混合呈中性: =10
表1
表2
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