专题八 电解质溶液
【p30】
【p30】
一、命题趋势
1.主要以选择题为主，难度适中的考点有：强、弱电解质的判断与比较；外界条件对弱电解质电离平衡的影响；电离平衡以及溶液的导电性的变化；电离平衡常数的计算及应用；水的电离平衡及影响因素；溶液的酸碱性及pH计算；酸碱中和滴定实验及误差分析；盐类水解的原理及其应用；溶液中粒子浓度大小的比较。
2.主要以选择题、填空题形式呈现，难度较大的考点有：沉淀溶解平衡的建立和平衡的移动；溶度积的应用及其影响因素；沉淀反应在生产、科研、环保中的应用。
二、备考建议
1.以化学平衡原理为指导，以判断平衡移动的方向为线索，以勒夏特列原理和相关守恒原理为计算依据，结合生产生活实际，联系元素及化合物知识，串点成线，结线成网，形成完整的认知结构。
2.电离平衡、水解平衡和溶解平衡是本单元的基础和核心。复习时应强化对一系列概念的认识，把握其中的内在联系，能够根据勒夏特列原理分析电离平衡、水解平衡以及溶解平衡的影响因素和移动方向。把握相关知识点的命题规律及主要题型的解题思路。
3.要善于运用对比方法从物质分类的角度认识电解质、非电解质，强电解质和弱电解质的概念及其差异；认识盐类水解程度与弱酸或弱碱之间的关系。
探究一 水的电离、溶液的酸碱性及pH计算
一、知识归纳
1.水电离的c(H＋)或c(OH－)的计算方法(25
℃)
(1)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝__1.0×10－7_mol·L－1__。
(2)溶质为酸的溶液
H＋来源于酸和水的电离，而OH－只来源于水。如计算pH＝2的盐酸中水电离出的c(H＋)：方法是先求出溶液中的c(OH－)＝10－12
mol·L－1，即水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝__10－12_mol·L－1__。
(3)溶质为碱的溶液
OH－来源于碱和水的电离，而H＋只来源于水。如pH＝12的NaOH溶液中，c(H＋)＝10－12
mol·L－1，即水电离产生的c(OH－)＝c(H＋)＝__10－12__mol·L－1。
(4)水解呈酸性或碱性的正盐溶液
H＋和OH－均由水电离产生。
如pH＝2的NH4Cl溶液中由水电离出的c(H＋)＝10－2
mol·L－1；如pH＝12的Na2CO3溶液中由水电离出的c(OH－)＝__10－2__mol·L－1。
2.谨防“三误区”
误区一：不能正确理解酸、碱的无限稀释规律
常温下任何酸或碱溶液无限稀释时，溶液的pH都不可能大于7或小于7，只能接近7。
误区二：不能正确理解弱酸、弱碱的稀释规律
溶液
稀释前溶液pH
酸
强酸
弱酸
pH＝a
碱
强碱
弱碱
pH＝b
加水稀释至体积为原来的10n倍
稀释后溶液pH
pH＝a＋n
a＜pH＜a＋n
pH＝b－n
b－n＜pH＜b
误区三：不能正确掌握混合溶液的定性规律
pH＝n(n<7)的强酸和pH＝14－n的强碱溶液等体积混合，pH＝7；pH＝n(n<7)的醋酸和pH＝14－n的氢氧化钠溶液等体积混合，混合溶液pH<7；pH＝n(n<7)的盐酸和pH＝14－n的氨水等体积混合，混合溶液pH__>__7。
二、典题导法
例1
已知Ka、Kb、Kw、Kh、Ksp分别表示弱酸的电离平衡常数、弱碱的电离平衡常数，水的离子积常数、盐的水解平衡常数、难溶电解质的溶度积常数。通过查阅资料获得温度为25
℃时以下数据：Kw＝1.0×10－14，Ka(CH3COOH)＝1.8×10－5，Ka(HSCN)＝0.13，Ka(HF)＝4.0×10－4，Ksp[Mg(OH)2]＝1.8×10－11。
(1)有关上述常数的说法正确的是__________(填字母代号)。
a.它们都能反映一定条件下对应变化进行的程度
b.所有弱电解质的电离常数和难溶电解质的Ksp都随温度的升高而增大
c.常温下，CH3COOH在水中的Ka大于在饱和CH3COONa溶液中的Ka
d.一定温度下，在CH3COONa溶液中，Kw＝Ka·Kh
(2)25
℃时，1.0
mol·L－1HF溶液的pH约等于__________(已知lg
2≈0.3)。将浓度相等的HF与NaF溶液等体积混合，判断溶液呈__________(填“酸”“碱”或“中”)性，并结合有关数据解释原因：________________________。
(3)已知CH3COONH4溶液为中性，又知将CH3COOH溶液加到Na2CO3溶液中有气体放出，现有25
℃时等浓度的四种溶液：A.NH4Cl B.NH4SCN C.CH3COONH4 D.NH4HCO3。回答下列问题：
①试推断NH4HCO3溶液的pH__________7(填“＞”“＜”或“＝”)。
②将四种溶液按NH浓度由大到小的顺序排列是：__________(填字母代号)。
③NH4SCN溶液中所有离子浓度由大到小的顺序为__________。
(4)为探究Mg(OH)2在酸中的溶解性，利用以上数据可以计算出反应：Mg(OH)2(s)＋2CH3COOH(aq)??Mg2＋(aq)＋2CH3COO－(aq)＋2H2O(l)在25
℃时的平衡常数K＝____________，并据此推断Mg(OH)2__________(填“能”或“不能”)溶解于醋酸。(已知1.83≈5.8)
【解析】(1)a.平衡常数等于生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比，所以它们都能反映一定条件下对应变化进行的程度，a正确；b.难溶电解质Ca(OH)2的Ksp随温度的升高而减小，b错误；c.电离平衡常数只与温度有关，温度相同电离平衡常数相同，c错误；d.一定温度下，在CH3COONa溶液中，Kh＝＝＝，所以KW＝Ka·Kh，d正确。
(2)25
℃时，1.0
mol·L－1
HF溶液中，Ka(HF)＝≈＝4.0×10－4，c(H＋)＝2.0×10－2，pH≈1.7，HF和NaF的浓度相等，Ka(HF)＝4.0×10－4，NaF溶液中Kh＝Kw/Ka＝2.5×10－11，所以HF的电离程度大于NaF的水解程度，溶液呈酸性。
(3)①已知CH3COONH4溶液为中性，说明CH3COO－和NH水解程度相同，又知CH3COOH溶液加到Na2CO3溶液中有气体放出，说明酸性：CH3COOH>H2CO3，越弱越水解，可知HCO水解程度大于NH水解程度，所以NH4HCO3溶液显碱性，pH＞7。
②根据电离平衡常数可知，酸性：HSCN>CH3COOH>H2CO3，越弱越水解，所以四种溶液按NH浓度由大到小的顺序：A>B>C>D。
③酸性：HSCN>CH3COOH，CH3COO－和NH水解程度相同，所以NH水解程度大于SCN－水解程度，NH4SCN溶液显酸性，其所有离子浓度由大到小的顺序为：c(SCN－)>c(NH)>c(H＋)>c(OH－)。
(4)在25
℃时，平衡常数K＝＝＝＝＝＝5.8×107，据此推断Mg(OH)2能溶解于醋酸。
【答案】(1)ad
(2)1.7 酸 HF和NaF的浓度相等，Ka(HF)＝4.0×10－4，NaF溶液中Kh＝Kw/Ka＝2.5×10－11，所以HF电离程度大于NaF的水解程度，溶液显酸性
(3)①＞ ②A>B>C>D ③c(SCN－)>c(NH)>c(H＋)>c(OH－)
(4)5.8×107 能
探究二 四大平衡
一、知识归纳
1.四大平衡概念对比
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－
Ka＝
(2)对于一元弱碱BOH：
BOH??B＋＋OH－
Kb＝
Kw＝c(OH－)·c(H＋)
MmAn的饱和溶液中：Ksp＝cm(Mn＋)·cn(Am－)
应用
Qc
v(逆)；
Qc＝K：反应处于平衡状态；v(正)＝v(逆)；
Qc>K：反应向逆反应方向进行，v(正)对于一元弱酸、一元弱碱盐：
Ka>Kb：溶液显酸性，如NH4F；
Ka＝Kb：溶液显中性，如CH3COONH4；
Ka25
℃时，Kw＝1×10－14，c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7
mol·L－1
Qc>Ksp：溶液过饱和，有沉淀析出
Qc＝Ksp：溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态
Qc影响
因素
只受温度影响
只受温度影响，升高温度，K值增大
只受温度影响，升高温度，Kw增大
只受难溶电解质的性质和温度影响
2.对比分析电离平衡和水解平衡
电离平衡及水解平衡均属于化学平衡，均遵循勒夏特列原理，外界条件对两平衡的影响如表所示：
电离平衡(如CH3COOH溶液)
水解平衡(如CH3COONa溶液)
升高温度
促进电离，离子浓度增大，Ka增大
促进水解，Kh增大
加水稀释
促进电离，离子浓度(除OH－外)减小，Ka不变
促进水解，离子浓度(除H＋外)减小，Kh不变
加入相应离子
加入CH3COONa固体，抑制电离，Ka不变
加入NaOH固体，抑制水解，Kh不变
加入反应离子
加入NaOH固体，促进电离，Ka不变
加入盐酸，促进水解，Kh不变
Ka、Kh、Kw的关系
Kw＝Ka·Kh
二、典题导法
例2
某温度下，向一定体积0.1
mol/L氨水中逐滴加入相同浓度的盐酸，溶液中pH与pOH的变化关系如图所示。下列说法错误的是( )
A.此温度下，水的离子积常数为1.0×10－2a
B.N点溶液加水稀释，增大
C.M、Q、N三点所示的溶液中均存在：c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(Cl－)
D.Q点消耗的盐酸的体积等于氨水的体积
【解析】Q点溶液中pOH＝pH，c(H＋)＝c(OH－)＝10－a
mol/L，溶液呈中性，此时氢离子浓度和氢氧根离子浓度乘积即为该温度下的离子积常数，为1.0×10－2a，故A正确；一水合氨的电离平衡常数Kb＝，所以＝，N点溶液pOH【答案】D
【方法小结】 平衡常数的计算
1.电离常数、水解常数和水的离子积常数间的关系
(1)某一元弱酸(弱碱)溶液的电离平衡常数为Ka(Kb)，其强碱弱酸盐(强酸弱碱盐)的水解平衡常数为Kh，则Ka·Kh＝Kw(Kb·Kh＝Kw)。
(2)某二元弱酸的一级电离平衡常数为Ka1，其二级电离平衡常数为Ka2，其与强碱反应生成的正盐的第一步水解常数为Kh1，其酸式盐的水解常数为Kh2，则Ka1·Kh2＝Kw、Ka2·Kh1＝Kw。
2.电离常数和水解常数的计算的常见题型
(1)单一溶液如醋酸、氨水、醋酸钠溶液等溶液中Ka、Kb、Kh的计算。醋酸溶液、氨水中Ka、Kb的计算一般忽略水的电离，平衡时醋酸溶液、氨水的浓度一般忽略掉其电离，因此醋酸溶液中平衡常数一般等于氢离子浓度的平方或醋酸根离子浓度的平方除以醋酸的起始浓度；而醋酸钠的水解常数的计算一般等于醋酸分子浓度的平方或氢氧根离子浓度的平方除以醋酸钠的起始浓度。
(2)混合溶液中的Ka、Kb、Kh的计算的一般方法是先考虑化学反应，注意反应谁过量和少量，反应完以后直接找到计算常数所需要的粒子的浓度，一般不考虑弱电解质的电离和盐的水解了。
【注意】 等体积混合溶液时，各离子浓度减半。
(3)图象中Ka、Kb、Kh的计算，注意有特别标注的点，将各数据代入常数公式计算即可。
探究三 pH计算与溶液的酸碱中和滴定
一、知识归纳
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
a.原理：2MnO＋6H＋＋5H2C2O4===10CO2↑＋2Mn2＋＋8H2O。
b.指示剂：酸性KMnO4溶液本身呈紫红色，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。
【注意】 ⅰ在回答滴定终点的颜色变化问题时，要强调在半分钟内溶液颜色不褪去(或不恢复原色)。
ⅱ在进行相关计算时，要注意取出的样品溶液与原样品所配制溶液量之间的关系。
②Na2S2O3溶液滴定碘液
a.原理：2Na2S2O3＋I2===Na2S4O6＋2NaI。
b.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。
生成沉淀的反应有很多，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－的浓度。
(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。
二、典题导法
例3
已知pKa＝－lgKa，25
℃时，H2SO3的pKa1＝1.85，pKa2＝7.19。该温度下用0.1
mol·L－1NaOH溶液滴定20
mL
0.1
mol·L－1H2SO3溶液的滴定曲线如图所示。下列说法不正确的是( )
A.若a点溶液c(HSO)＝c(H2SO3)，则a点对应的pH＝1.85
B.若选择b为反应终点，宜选择甲基橙为指示剂
C.c点对应的溶液2c(Na＋)＝3c(HSO)
D.d点对应的溶液c(Na＋)>c(SO)>c(HSO)>c(OH－)>c(H＋)
【解析】若a点溶液c(HSO)＝c(H2SO3)，在a点时Ka1＝，则c(H＋)＝Ka1，对应的pH＝－lgKa1＝1.85，A正确；若选择b为反应终点，由图中可知，此点溶液的pH＝4.52，变色范围在酸性区域，所以宜选择甲基橙为指示剂，B正确；在c点，pKa2＝7.19，则此点c(HSO)＝c(SO)，依据物料守恒，对应的溶液中：2c(Na＋)＝3[c(HSO)＋c(SO)＋c(H2SO3)]，C不正确；c点时，c(HSO)＝c(SO)，继续加NaOH，发生反应OH－＋HSO===SO＋H2O，到d点时，c(HSO)c(SO)>c(HSO)>c(OH－)>c(H＋)，D正确。
【答案】C
【方法小结】 pH的计算
探究四 溶液中各粒子浓度的大小比较
一、知识归纳
1.理解守恒规律
(1)电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带的正电荷总数与所有的阴离子所带的负电荷总数相等。如NaHCO3溶液中存在n(Na＋)＋n(H＋)＝n(HCO)＋2n(CO)＋n(OH－)，推出c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋2c(CO)＋c(OH－)。
(2)物料守恒：电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其他离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。如NaHCO3溶液中n(Na)∶n(C)＝1∶1，推出c(Na＋)＝__c(HCO)＋c(CO)＋c(H2CO3)__。
(3)质子守恒：电解质溶液中分子或离子得到或失去质子(H＋)的物质的量应相等。例如在NH4HCO3溶液中H＋、H2CO3为得到质子后的产物，NH3·H2O、OH－、CO为失去质子后的产物，故有以下关系：c(H＋)＋c(H2CO3)＝__c(NH3·H2O)＋c(OH－)＋c(CO)__。
2.掌握常见题型
(1)多元弱酸溶液。根据多步电离分析，如：在H3PO4溶液中，c(H＋)＞c(H2PO)＞c(HPO)＞c(PO)。
(2)多元弱酸的正盐溶液。根据弱酸根的分步水解分析，如Na2CO3溶液中：__c(CO)>c(OH－)>c(HCO)>c(H2CO3)__。
(3)不同溶液中同一离子浓度的比较。要看溶液中其他离子对其产生的影响。例如，在相同物质的量浓度的下列溶液中：a.NH4NO3溶液，b.CH3COONH4溶液，c.NH4HSO4溶液，c(NH)由大到小的顺序是__c＞a＞b__。
(4)混合溶液中各离子浓度的比较。要进行综合分析，如电离因素、水解因素等。
二、典题导法
例4
常温下，下列溶液中的微粒浓度关系正确的是( )
A.pH＝5的CH3COOH溶液和pH＝5的NH4Cl溶液中，c不相等
B.NaHCO3溶液中：c>c>c>c
C.0.1
mol
AgCl和0.1
mol
AgI混合后加入1
L水中，所得溶液中：cD.把0.2
mol·L－1醋酸与0.1
mol·L－1醋酸钠溶液等体积混合：c＋c＝3c
【解析】相同温度下，pH＝5的CH3COOH溶液和pH＝5的NH4Cl溶液中c相等，故A错误；溶液中存在5种离子Na＋、HCO、OH－、H＋、CO，Na＋最多，HCO要水解和电离，由于溶液呈碱性，说明HCO水解大于电离，水解得H2CO3，电离得CO，水解和电离都是微弱的，故c>c>c>c，故B错误；0.1
mol
AgCl和0.1
mol
AgI混合后加入1
L水中，AgI更难溶，所得溶液中：c>c，故C错误；把0.2
mol·L－1醋酸与0.1
mol·L－1醋酸钠溶液等体积混合：根据物料守恒：c＋c＝3c，故D正确。
【答案】D
【名师点睛】 溶液中“粒子”浓度关系突破
巧抓“四点”，突破“粒子”浓度关系：
(1)抓反应“一半”点，判断是什么溶质的等量混合。
(2)抓“恰好”反应点，生成什么溶质，溶液呈什么性，是什么因素造成的。
(3)抓溶液“中性”点，生成什么溶质，哪种反应物过量或不足。
(4)抓反应“过量”点，溶质是什么，判断谁多、谁少还是等量。
【方法小结】 溶液中离子浓度比较的四种类型
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，电离程度逐级减弱。
如H3PO4溶液中：c(H＋)＞c(H2PO)＞c(HPO)＞c(PO)。
(2)多元弱酸的正盐溶液：多元弱酸弱酸根离子分步水解，水解程度逐级减弱。
如在Na2CO3溶液中：c(Na＋)＞c(CO)＞c(OH－)＞c(HCO)>c(H2CO3)。
类型二：混合溶液中各离子浓度的比较
对混合溶液进行离子浓度比较时要综合分析电离、水解等因素。如在0.1
mol·L－1NH4Cl溶液和0.1
mol·L－1氨水的等体积混合溶液中，各离子浓度大小的顺序为c(NH)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)。
类型三：酸碱中和型离子浓度的大小比较
类型四：不同溶液中同一离子浓度的比较
该类情况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。
【p34】
(2020·全国卷Ⅰ)以酚酞为指示剂，用0.100
0
mol·L－1的NaOH溶液滴定20.00
mL未知浓度的二元酸H2A溶液。溶液中，pH、分布系数δ随滴加NaOH溶液体积VNaOH的变化关系如图所示。[比如A2－的分布系数：δ(A2－)＝]
下列叙述正确的是( )
A.曲线①代表δ(H2A)，曲线②代表δ(HA－)
B.H2A溶液的浓度为0.200
0
mol·L－1
C.HA－的电离常数Ka＝1.0×10－2
D.滴定终点时，溶液中c(Na＋)<2c(A2－)＋c(HA－)
【解析】根据图象，曲线①代表的粒子的分布系数随着NaOH的溶液滴入逐渐减小，曲线②代表的粒子的分布系数随着NaOH溶液的滴入逐渐增大；当加入40
mL
NaOH溶液时，溶液的pH发生突变，且曲线②代表的粒子的分布系数达到最大值接近1，根据反应2NaOH＋H2A===Na2A＋2H2O，可知c(H2A)＝＝0.100
0
mol/L。根据分析，曲线①代表δ(HA－)，曲线②代表δ(A2－)，A错误；根据分析可知，c(H2A)＝0.100
0
mol/L，B错误；当
VNaOH＝25
mL时，pH＝2.0，δ(A2－)＝δ(HA－)＝0.5即c(HA－)＝c(A2－)，由Ka＝得Ka＝1.0×10－2，C正确；用酚酞作指示剂，酚酞变色的pH范围为8.2～10，终点时溶液呈碱性，则c(OH－)＞c(H＋)，溶液中的电荷守恒为c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(A2－)＋c(HA－)＋c(OH－)，则c(Na＋)＞2c(A2－)＋c(HA－)，D错误。
【答案】C(共98张PPT)
专题八 电解质溶液
1.0×10－7
mol·L－1
10－12
mol·L－1
10－12
10－2
>
c(HCO3-)＋c(CO32-)＋c(H2CO3)
c(NH3·H2O)
＋c(OH－)＋c(CO32-)
c(CO32-)>c(OH－)
>c(HCO3-)>c(H2CO3)
c＞a＞b
知识网络
电离平衡的特征
电离方程式电离平衡
影响电离平衡的因素
强弱电解质
水解平衡
离子反应的条件
水解规律}盐类水解
电解质
溶液
离子反离子反贼方程式的书写
水解应用
离子的共存
水的离子积和溶液pH
难溶电解质的溶解平衡和溶庋积K
水的电离与
溶液酸碱性
PH的概念和
水的离子积
与pH的关系
简单计算
专题探究>●。·。
真题赏析>●。。。
限时训练>●。。
电极
n(n)/mo
负载
电极
2.0
1.0
Naoh
naoh
0.5
阳离子交换膜
0
0.51.01.52.0n(H2/mol
2.0
1.5
1.0
0.5
0
4
t/min【p104】
A组（选择题为单选）
1.常温下，下列溶液中各粒子的物质的量浓度关系正确的是( )
A.若常温下浓度均为0.1
mol·L－1的NaA和HA的混合溶液的pH＞7，则c(A－)＞c(HA)
B.相同条件下，pH＝5的①NH4Cl溶液、②CH3COOH溶液、③稀盐酸三种溶液中由水电离出的c(H＋)：①＞②＞③
C.等物质的量浓度的NaClO、NaHCO3混合溶液中：
c(HClO)＋c(ClO－)＝c(HCO)＋c(H2CO3)＋c(CO)
D.0.2
mol/L的NaHCO3溶液与0.3
mol/L的Ba(OH)2溶液等体积混合，所得溶液中：c(OH－)＞c(Ba2＋)＞c(Na＋)＞c(H＋)
【解析】由题意知该混合溶液的pH＞7，说明A－的水解程度大于HA的电离程度，故c(A－)＜c(HA)，A项错误；盐酸、醋酸是酸，电离出的氢离子抑制水的电离，氯化铵为强酸弱碱盐，铵根离子水解促进水的电离，pH相同时，由水电离产生的c(H＋)：①＞②＝③，B项错误；根据物料守恒可知等物质的量浓度的NaClO、NaHCO3混合溶液中：c(HClO)＋c(ClO－)＝c(HCO)＋c(H2CO3)＋c(CO)，C正确；0.2
mol/L的NaHCO3溶液与0.3
mol/L的Ba(OH)2溶液等体积混合发生反应后氢氧化钡过量，c(Ba2＋)＝0.05
mol/L，c(Na＋)＝0.1
mol/L，故c(Na＋)＞c(Ba2＋)，D项错误。
【答案】C
2.下列曲线图与对应的叙述相符的是( )
A.如图所示，在体积均为0.5
L、pH均等于1的盐酸、醋酸溶液中，分别投入1.4
g铁粉，产生氢气的物质的量变化
B.用0.1
mol·L－1
NaOH溶液分别滴定相同物质的量浓度、相同体积的盐酸和醋酸，其中实线表示的是滴定盐酸的曲线
C.反应CO2(g)＋H2(g)??CO(g)＋H2O(g) ΔH>0，水蒸气含量随温度的变化
D.某温度下FeS、CuS的沉淀溶解平衡曲线如图所示，纵轴c(M2＋)代表Fe2＋或Cu2＋的浓度，横轴c(S2－)代表S2－的浓度。在物质的量浓度相等的Fe2＋和Cu2＋的溶液中滴加硫化钠溶液，首先沉淀的离子为Cu2＋
【解析】在体积均为0.5
L、pH均为1的盐酸、醋酸溶液中，投入1.4
g(0.025
mol)铁粉，HCl恰好完全反应，醋酸过量，则产生氢气的物质的量相同，A错误；用0.1
mol·L－1
NaOH溶液滴定醋酸时，随着加入氢氧化钠溶液的量的增加，醋酸会电离出一部分氢离子，所以对应的pH突跃要缓慢；起始时盐酸和醋酸浓度相等，盐酸的pH小；综上所述，虚线应为盐酸的滴定曲线，B错误；依据选项的图分析可知，温度为T2的曲线先平衡，故T2>T1，由温度升高、水蒸气含量减小可知该反应ΔH<0，C错误；依据选项的图分析可知，硫化铜的溶度积小于硫化亚铁，向同浓度Fe2＋和Cu2＋的溶液中滴加硫化钠溶液，先沉淀的离子是Cu2＋，D正确。
【答案】D
3.常温下，HCOOH和CH3COOH的电离常数分别1.80×10－4和1.75×10－5。将pH＝3，体积均为V0的两种酸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.溶液中水的电离程度：b点＜c点
B.相同体积a点的两溶液分别与NaOH恰好中和后，溶液中n(Na＋)相同
C.从c点到d点，溶液中不变(HA、A－分别代表相应的酸和酸根离子)
D.若两溶液无限稀释，则它们的c(H＋)相等
【解析】在c点，溶液的pH大，则酸电离出的c(H＋)小，对水电离的抑制作用小，所以溶液中水的电离程度：b点＜c点，A正确；相同体积a点的两溶液，CH3COOH的物质的量比HCOOH大，分别与NaOH恰好中和后，消耗的NaOH的量更多，所以CH3COOH溶液中n(Na＋)大，B错误；对于HCOOH来说，从c点到d点，温度不变，溶液中＝不变，C正确；若两溶液无限稀释，溶液接近中性，所以它们的c(H＋)相等，D正确。
【答案】B
4.化学上把外加少量酸、碱，而pH基本不变的溶液称为缓冲溶液。现有25
℃时，浓度均为0.10
mol/L的CH3COOH和CH3COONa的缓冲溶液，pH＝4.76。[已知：Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5，Kb为CH3COONa的水解常数]，下列说法正确的是( )
A.混合溶液加水稀释，c(OH－)减小
B.25
℃时，Ka(CH3COOH)＜Kb(CH3COO－)
C.c(CH3COO－)＋c(OH－)＜c(CH3COOH)＋c(H＋)
D.向1.0
L上述缓冲溶液中滴加几滴NaOH稀溶液(忽略溶液体积的变化)，反应后溶液pH基本不变
【解析】该混合溶液pH<7，溶液显酸性，加水稀释，溶液中c(H＋)减小，由于Kw＝c(H＋)·c(OH－)，在温度不变时，Kw不变，溶液中c(H＋)减小，则c(OH－)增大，A错误；浓度均为0.10
mol/L的CH3COOH和CH3COONa的缓冲溶液，pH＝4.76，说明酸的电离作用大于盐的水解作用，所以Ka(CH3COOH)＞Kb(CH3COO－)，B错误；根据物料守恒可得①2c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)，根据电荷守恒可得②c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)，将①＋2×②，整理可得c(CH3COO－)＋2c(OH－)＝c(CH3COOH)＋2c(H＋)，溶液pH＝4.76，则c(H＋)＞c(OH－)，所以c(CH3COO－)＋c(OH－)＞c(CH3COOH)＋c(H＋)，C错误；向该缓冲溶液中加入几滴NaOH溶液，由于缓冲溶液中存在平衡：CH3COOH??CH3COO－＋H＋，NaOH电离产生的OH－中和溶液中H＋，使电离平衡正向移动，因此反应后溶液pH基本不变，D正确。
【答案】D
5.t
℃时，两种碳酸盐MCO3(M表示X2＋或Y2＋)的沉淀溶解平衡曲线如图所示。已知：pM＝－lgc，p＝－lgc，Ksp下列说法正确的是( )
A.线a表示YCO3的溶解平衡曲线
B.Ksp＝1.0×10－8
C.t
℃时，向XCO3悬浊液中加入饱和Y溶液，可能有YCO3生成
D.t
℃时，向饱和YCO3溶液中加入Na2CO3溶液，一定能产生YCO3沉淀
【解析】由图可知，pM＝－lgc(M2＋)，pM越小，c(M2＋)越大；pc(CO)＝－lgc(CO)，p(CO)越小，c(CO)越大，Ksp(XCO3)＜Ksp(YCO3)，所以线a表示XCO3的溶解平衡曲线，A错误；当p(CO)＝4时，pX＝－lgc(X2＋)＝0，则c(CO)＝1.0×10－4
mol/L，c(X2＋)＝1.0
mol/L，故Ksp(XCO3)＝1.0×1.0×10－4＝1.0×10－4，B错误；t
℃时，XCO3悬浊液中，XCO3(s)??X2＋(aq)＋CO(aq)，当向XCO3悬浊液中加入饱和Y(NO3)2溶液，当c(Y2＋)×c(CO)＞Ksp(YCO3)时，则有YCO3沉淀生成，C正确；t
℃时，向饱和YCO3溶液中加入Na2CO3溶液，使溶液中Y2＋的物质的量浓度减小，当溶液中c(Y2＋)×c(CO)【答案】C
6.pc类似pH，是指极稀溶液中溶质物质的量浓度的常用对数负值。如某溶液溶质的浓度为1×10－3
mol/L，则该溶液溶质的pc＝3。下列说法正确的是( )
A.25
℃时，0.01
mol/L
Na2S水溶液中，pc(H＋)＋pc(OH－)＝14
B.用0.01
mol/L的NaOH溶液滴定某浓度的盐酸，滴定过程中pc(OH－)逐渐增大
C.某温度下，弱酸HB的Ka＝1×10－5
mol/L，则该溶液中pc(H＋)＋pc(B－)＝10
D.向0.01
mol/L的Ca(HCO3)2溶液中逐渐滴加烧碱溶液，滴加过程中pc(Ca2＋)逐渐减小
【解析】25
℃时，Kw＝c×c＝10－14，所以0.01
mol/L
Na2S水溶液中，pc(H＋)＋pc(OH－)＝14，故A正确；用0.01
mol/L的NaOH溶液滴定某浓度的盐酸，滴定过程中c(OH－)逐渐增大，pc(OH－)逐渐减小，故B错误；某温度下，弱酸HB的Ka＝1×10－5
mol/L，由于不知HB的浓度，则该溶液中pc(H＋)＋pc(B－)的值不确定，故C错误；向0.01
mol/L的Ca(HCO3)2溶液中逐渐滴加烧碱溶液，反应生成碳酸钙沉淀，钙离子浓度降低，滴加过程中pc(Ca2＋)逐渐增大，故D错误。
【答案】A
7.现有室温下溶质浓度均为1×10－3
mol/L的几种溶液：①盐酸、②硫酸、③醋酸、④硫酸铵、⑤氨水、⑥氢氧化钠溶液，回答下列问题：
(1)在④溶液中，各离子浓度大小顺序为：____________。
(2)将③、⑥混合后，若溶液呈现中性，则消耗溶液的体积为③__________⑥(填“>”“＝”或“<”)，混合溶液中的离子浓度由大到小的顺序为__________________。
(3)在常温下，将100
mL的②与100
mL的⑥溶液混合后(假设混合后溶液的体积为混合前溶液的体积之和)，溶液的pH＝__________。(已知lg5＝0.7)
(4)在常温下，六种液体的pH由大到小的顺序是__________________。
(5)若将③溶液和⑥溶液按体积比2∶1混合后溶液呈酸性，则混合后溶液中c(CH3COO－)________(填“>”“＝”或“<”)c(CH3COOH)。
(6)常温下将③溶液加水稀释过程中，下列表达式的数据一定变大的是__________(填字母代号)。
A.c(H＋)
B.c(OH－)
C.c(H＋)·c(OH－)
D.
【解析】(1)④为(NH4)2SO4，NH水解溶液呈酸性，但水解是微弱的，溶液中c(NH)＞c(SO)，c(H＋)＞c(OH－)，所以离子浓度大小为：c(NH)＞c(SO)＞c(H＋)＞c(OH－)。
(2)③为CH3COOH，⑥为NaOH，若恰好反应生成CH3COONa，由于CH3COONa水解溶液为碱性，为使溶液呈中性需要稍过量的CH3COOH，所以消耗溶液体积③＞⑥，混合溶液中c(H＋)＝c(OH－)，根据电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)，所以c(Na＋)＝c(CH3COO－)，则溶液中离子浓度大小关系为：c(Na＋)＝c(CH3COO－)＞c(H＋)＝c(OH－)。
(3)常温下，将100
mL的②与100
mL的⑥溶液混合，发生反应：H2SO4＋2NaOH===Na2SO4＋2H2O，等体积等浓度反应，酸过量，则反应后溶液中c(H＋)＝
mol/L＝5×10－4
mol/L，则溶液pH＝－lgc(H＋)＝3.3。
(4)硫酸为二元酸，同浓度的条件下，硫酸酸性强于盐酸，醋酸为弱电解质，酸性弱于盐酸，硫酸铵水解为酸性，酸性更弱，氨水为弱碱，氢氧化钠为强碱，酸性越弱，pH值越大，所以五种液体的pH由大到小的顺序是：⑥>⑤>④>③>①>②。
(5)将③溶液和⑥溶液按体积比2∶1混合后溶液呈酸性，溶质为等量的CH3COOH和CH3COONa，则醋酸的电离程度大于水解程度，则混合后溶液中c(CH3COO－)＞c(CH3COOH)。
(6)稀释过程中，n(H＋)增大，但溶液体积增加更大，整体来说c(H＋)减小，故A不选；稀释过程中c(H＋)减小，则c(OH－)＝增大，故B选；Kw＝c(H＋)·c(OH－)只随温度改变而改变，故C不选；＝，稀释过程中c(H＋)减小，则增大，故D选。
【答案】(1)c(NH)>c(SO)>c(H＋)>c(OH－)
(2)> c(Na＋)＝c(CH3COO－)>c(H＋)＝c(OH－)
(3)3.3 (4)⑥>⑤>④>③>①>②
(5)> (6)BD
8.氨是重要的工业原料，在农业、医药、国防和化工等领域有重要应用；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。回答下列问题：
(1)NH4Al(SO4)2可用作净水剂的原因是____________________(用离子方程式表示)。
(2)相同条件下，0.1
mol·L－1
NH4Al(SO4)2中c(NH)________(填“>”“<”或“＝”)0.1
mol·L－1
NH4HSO4中c(NH)。
(3)图所示是0.1
mol·L－1电解质溶液的pH随温度变化的图象。图中符合0.1
mol·L－1
NH4Al(SO4)2溶液的pH随温度变化的曲线是________(填序号)；20
℃时，0.1
mol·L－1
NH4Al(SO4)2溶液中2c(SO)－c(NH)－3c(Al3＋)＝__________
mol·L－1(Kw约为10－14)。
(4)若液氨中也存在类似水的电离(H2O＋H2O??H3O＋＋OH－)，碳酸钠溶于液氨后也能发生完全电离和类似水解的氨解。
①液氨的电离方程式为________________________________________________________________________。
②碳酸钠的液氨溶液中各离子浓度的大小关系为__________。
【解析】(1)NH4Al(SO4)2中的铝离子在水中发生水解生成氢氧化铝胶体，胶体能够吸附溶液中的粒子生成沉淀起到净水的作用。
(2)0.1
mol·L－1
NH4Al(SO4)2中部分铝离子发生水解生成氢氧化铝胶体和氢离子，对铵根离子的水解有抑制作用，但产生的氢离子浓度小于NH4HSO4中电离产生的氢离子，则0.1
mol·L－1
NH4Al(SO4)2中c(NH)小。
(3)NH4Al(SO4)2为强酸弱碱盐，溶液呈酸性，升高温度，平衡向水解的方向移动，则酸性增强，曲线Ⅰ符合0.1
mol·L－1
NH4Al(SO4)2溶液的pH随温度变化；根据溶液呈电中性，3c(Al3＋)＋c(H＋)＋c(NH)＝2c(SO)＋c(OH－)，则2c(SO)－c(NH)－3c(Al3＋)＝c(H＋)－c(OH－)＝10－3
mol/L－10－11
mol/L[c(OH－)太小，可忽略]。
(4)①液氨的电离类似水的电离，则电离方程式为NH3＋NH3??NH＋NH。
②碳酸钠的液氨溶液发生电离与氨解，Na2CO3===2Na＋＋CO、CO＋2NH3??NH4CO＋NH(少量)，则c(Na＋)>c(CO)>c(NH)>c(NH4CO)>c(NH)。
【答案】(1)Al3＋＋3H2O??Al(OH)3(胶体)＋3H＋
(2)<
(3)Ⅰ 10－3
(4)①NH3＋NH3??NH＋NH ②c(Na＋)>c(CO)>c(NH)>c(NH4CO)>c(NH)
B组（选择题有1～2个选项符合题意）
9.向含MgCl2和CuCl2的溶液中逐滴加入0.1
mol·L－1的NaOH溶液，沉淀的质量(m)与加入NaOH溶液体积(V)的关系如图所示，已知V2＝3V1，下列说法正确的是( )
A.原溶液中MgCl2和CuCl2的物质的量浓度不相等
B.该实验不能证明Cu(OH)2的Ksp比Mg(OH)2的Ksp小
C.水的电离程度：A>B>C
D.若向Mg(OH)2悬浊液中加入CuCl2溶液，一定会有Cu(OH)2生成
【解析】V2＝3V1，说明n[Mg(OH)2]＝2n[Cu(OH)2]，原溶液中MgCl2和CuCl2的物质的量浓度不相等，故A正确；由图可知，CuCl2的物质的量浓度小且首先沉淀铜离子，说明Cu(OH)2的Ksp比Mg(OH)2的Ksp小，故B错误；A点时溶质为NaCl和MgCl2，B点时为NaCl，C点为NaCl和NaOH，镁离子水解促进水的电离，NaOH抑制水的电离，NaCl对水的电离无影响，故水的电离程度：A>B>C，故C正确；要想生成沉淀，必须满足Qc>Ksp，因铜离子浓度大小未知，则无法判断是否生成沉淀，故D错误。
【答案】AC
10.根据下列图示所得出的结论不正确的是( )
A.图甲是室温下20
mL
0.1
mol·L－1氨水中滴加盐酸，溶液中由水电离出的c(H＋)随加入盐酸体积的变化关系，图中b、d两点溶液的pH值均为7
B.图乙是CO(g)＋H2O(g)??CO2(g)＋H2(g)的平衡常数与反应温度的关系曲线，说明该反应的ΔH＞0
C.图丙是室温下用0.100
0
mol·L－1
NaOH溶液滴定20.00
mL
0.100
0
mol·L－1某一元酸HX的滴定曲线，该滴定过程可以选择酚酞作为指示剂
D.图丁是室温下用Na2SO4除去溶液中Ba2＋达到沉淀溶解平衡时，溶液中c(Ba2＋)与c(SO)的关系曲线，说明Ksp(BaSO4)＝1×10－10
【解析】过量氨水或者盐酸存在抑制水的电离，NH4Cl水解促进水的电离，随着盐酸的滴加，溶液中NH4Cl逐渐增多，到达b点时存在NH4Cl和氨水，此时溶液中c水(H＋)＝10－7
mol/L，可说明溶液为中性，继续滴加至c点，此时完全是NH4Cl，溶液为酸性，继续滴加HCl，溶液酸性增强，到达d点虽然c水(H＋)＝10－7
mol/L，但溶液为酸性，故A符合题意；根据图象，温度升高，平衡常数值减小，说明平衡逆向移动，所以正反应为放热反应，反应的ΔH<0，故B符合题意；根据图知，HX中未加NaOH溶液时，0.100
0
mol/L的HX溶液中pH大于2，说明该溶液中HX不完全电离，所以HX为一元弱酸，pH突跃范围落在酚酞的指示范围内，可以使用酚酞，故C不符合题意；温度不变，溶度积常数不变，Ksp(BaSO4)＝c(Ba2＋)·c(SO)，c(Ba2＋)与c(SO)成反比，则c(SO)越大，c(Ba2＋)越小，根据图象上的点计算可得Ksp(BaSO4)＝1×10－10，故D不符合题意。
【答案】AB
11.下列图示与对应的叙述相符的是( )
A.图甲表示压强对反应2A(g)＋2B(g)??3C(g)＋D(s)的影响，曲线a对应的压强大于b
B.根据图乙，除去CuSO4溶液中的Fe3＋，可向溶液中加适量CuO、调节pH＝4、过滤
C.图丙表示0.100
0
mol·L－1
NaOH溶液滴定20.00
mL
0.100
0
mol·L－1
CH3COOH溶液所得到的滴定曲线
D.图丁中曲线Ⅱ表示反应2SO2＋O2??SO3在催化剂存在条件下反应过程中能量的变化情况
【解析】2A(g)＋2B(g)??3C(g)＋D(s)为气体体积减小的反应，增大压强平衡正向移动，图中平衡状态相同，应为使用催化剂，故A错误；根据图乙，除去CuSO4溶液中的Fe3＋，Fe3＋＋3H2O??Fe(OH)3＋3H＋，可向溶液中加适量CuO，促进铁离子水解，调节pH＝4，铁离子沉淀完全，铜还没有开始沉淀，过滤，达到分离的目的，故B正确；图丙表示的是强碱滴定强酸的滴定曲线图，醋酸是弱酸，故C错误；使用催化剂，能降低反应的活化能，图丁中曲线Ⅱ表示反应2SO2＋O2??SO3在催化剂存在条件下反应过程中能量的变化情况，故D正确。
【答案】BD
12.水合肼(N2H4·H2O)是一种无色易溶于水的油状液体，具有碱性和极强的还原性，在工业生产中应用非常广泛。
(1)肼(N2H4)是一种火箭燃料。已知：
N2(g)＋2O2(g)===2NO2(g)
ΔH＝＋67.7
kJ·mol－1
N2H4(g)＋O2(g)===N2(g)＋2H2O(g)
ΔH＝－534.0
kJ·mol－1
NO2(g)===N2O4(g)
ΔH＝－28.0
kJ·mol－1
反应2N2H4(g)＋N2O4(g)===3N2(g)＋4H2O(g)的ΔH＝__________
kJ·mol－1。
(2)目前正在研发的高能量密度燃料电池车是以水合肼燃料电池作为动力来源，电池结构如图1所示。
①起始时正极区与负极区NaOH溶液浓度相同，工作一段时间后，NaOH浓度较大的是________(填“正”或“负”)极区。
②该电池负极的电极反应式为____________。
(3)已知水合肼是二元弱碱(25
℃，K1＝5×10－7，K2＝5×10－15)，0.1
mol·L－1水合肼溶液中四种离子：①H＋ ②OH－ ③N2H ④N2H的浓度从大到小的顺序为______________(填序号)。
(4)在弱酸性条件下水合肼可处理电镀废水，将Cr2O还原为Cr(OH)3沉淀而除去，水合肼被氧化为N2，该反应的离子方程式为____________________________。
(5)肼是一种优良的贮氢材料，其在不同条件下分解方式不同。
①在高温下，N2H4可完全分解为NH3、N2及H2，实验测得分解产物中N2与H2物质的量变化如图2所示，该分解反应方程式为______________________。
②在303
K，Ni?Pt催化下，则发生N2H4(l)??N2(g)＋2H2(g)。在2
L密闭容器中加入1
mol
N2H4，测得容器中与时间关系如图3所示。则0～4
min氮气的平均速率v(N2)＝__________。
【解析】(1)已知a.N2(g)＋2O2(g)===2NO2(g) ΔH＝＋67.7
kJ/mol，b.N2H4(g)＋O2(g)===N2(g)＋2H2O(g) ΔH＝－534.0
kJ/mol，c.NO2(g)===N2O4(g) ΔH＝－28.0
kJ·mol－1，由盖斯定律b×2－a－c×2得到：热化学方程式：2N2H4(g)＋N2O4(g)===3N2(g)＋4H2O(g) ΔH＝－1
079.7
kJ/mol。
(2)①负极发生氧化反应，肼失电子和氢氧根离子反应生成氮气和水，电极反应式为N2H4＋4OH－－4e－===4H2O＋N2↑，正极是氧气得电子发生还原反应，正极反应为：O2＋2H2O＋4e－===4OH－，根据电极反应式可知工作一段时间后，正极区NaOH浓度较大；②负极发生氧化反应，肼失电子和氢氧根离子反应生成氮气和水，电极反应式为N2H4＋4OH－－4e－===4H2O＋N2↑。
(3)水合肼是二元弱碱，分步电离：N2H4·H2O??N2H＋OH－、N2H·H2O??N2H＋OH－，第一步电离会抑制第二步电离，两步电离均产生氢氧根，所以离子的浓度大小为：c(OH－)＞c(N2H)＞c(N2H)＞c(H＋)，即②③④①。
(4)N2H4·H2O被氧化成N2，每个N化合价升高2价，共升高4价；Cr2O被还原为Cr(OH)3，每个Cr降低3价，共降低6价，所以二者系数比为3∶2，再结合元素守恒可得离子方程式为2Cr2O＋4H＋＋3N2H4·H2O===4Cr(OH)3↓＋3N2↑＋5H2O。
(5)①据图可知相同时间内Δn(H2)∶Δn(N2)＝2∶3，再结合元素守恒可得该分解反应方程式为：7N2H48NH3＋3N2＋2H2；②设0～4
min
Δn(N2H4)＝a
mol，剩余的n(N2H4)＝(1－a)
mol根据方程式可知Δn(H2)＝2a
mol，Δn(N2)＝a
mol，则有＝3，解得a＝0.5，所以0～4
min
Δn(N2)＝0.5
mol，容器体积为2
L，所以v(N2)＝＝0.062
5
mol·L－1·
min－1。
【答案】(1)－1
079.7
(2)①正 ②N2H4＋4OH－－4e－===N2↑＋4H2O
(3)②③④①
(4)2Cr2O＋4H＋＋3N2H4·H2O===4Cr(OH)3↓＋3N2↑＋5H2O
(5)①7N2H48NH3＋3N2＋2H2
②0.062
5
mol·L－1·
min－1