資源簡介

2025屆高三化學(xué)一輪專題復(fù)習(xí)講義（14）
專題三 基本理論
3-7 電離和水解平衡（二）（1課時，共2課時）
——溶液中粒子濃度關(guān)系
【復(fù)習(xí)目標】
1．理解弱電解質(zhì)的電離平衡、水的電離平衡以及鹽類的水解平衡的特征。
2．熟練運用三大守恒原理和比較電解質(zhì)溶液中離子的濃度大小。
【重點突破】
利用電荷守恒、物料守恒和質(zhì)子守恒原理，理解溶液中微粒濃度大小的比較方法。
【真題再現(xiàn)】
例1．（2023·江蘇卷）室溫下，用含少量Mg2+的MnSO4溶液制備MnCO3的過程如題圖所示。已知Ksp(MgF2)=5.2×10－11，Ka(HF)=6.3×10－4。下列說法正確的是
A．0.1mol·L－1NaF溶液中：c(F－)=c(Na+) + c(H+)
B．“除鎂”得到的上層清液中：c(Mg2+)＝
C．0.1mol·L－1NaHCO3溶液中：c(CO32－) = c(H+) + c(H2CO3)－c(OH－)
D． “沉錳”后的濾液中：c(Na+) + c(H+) = c(OH－) + c(HCO3－)+ 2c(CO32－)
解析：A項，0.1mol·L－1NaF溶液中存在電荷守恒：c(OH－)+c(F－)=c(Na+)+c(H+)，A錯誤；B項， “除鎂”得到的上層清液中為MgF2的飽和溶液，有Ksp(MgF2)= c(Mg2+)·c(F-)，故c(Mg2+)＝，B錯誤；C項，0.1mol·L－1NaHCO3溶液中存在質(zhì)子守恒：
c(CO32－)+c(OH－)= c(H+)+ c(H2CO3)，故c(CO32－) = c(H+)+ c(H2CO3)－c(OH－)，C正確；
D項，“沉錳”后的濾液中還存在F－、SO42－等離子，故電荷守恒中應(yīng)增加其他離子使等式成立，D錯誤。
答案：C
例2．（2022·江蘇卷）一種捕集煙氣中CO2的過程如圖所示。室溫下以0.1mol L-1KOH溶液吸收CO2，若通入CO2所引起的溶液體積變化和H2O揮發(fā)可忽略，溶液中含碳物種的濃度c總=c(H2CO3)+c(HCO)+c(CO)。H2CO3電離常數(shù)分別為Ka1=4.4×10-7、Ka2=4.4×10-11。下列說法正確的是
A．KOH吸收CO2所得到的溶液中：c(H2CO3)＞c(HCO)
B．KOH完全轉(zhuǎn)化為K2CO3時，溶液中：c(OH-)= c(H+)+c(HCO)+c(H2CO3)
C．KOH溶液吸收CO2，c總=0.1mol L-1溶液中：c(H2CO3)＞c(CO)
D．如圖所示的“吸收”“轉(zhuǎn)化”過程中，溶液的溫度下降
解析：A項，KOH吸收CO2所得到的溶液，若為K2CO3溶液，則CO主要發(fā)生第一步水解，溶液中：c(H2CO3)＜c(HCO)，若為KHCO3溶液，則 HCO發(fā)生水解的程度很小，溶液中：c(H2CO3)＜c(HCO)，正確；B項，KOH完全轉(zhuǎn)化為K2CO3時，依據(jù)電荷守恒，溶液中：c(K+)+ c(H+)=c(OH-)+ c(HCO)+2c(CO)，依據(jù)物料守恒，c(K+)=2[c(HCO)+c(CO)+c(H2CO3)]，則c(OH-)= c(H+)+c(HCO)+2c(H2CO3)，不正確；C項，KOH溶液吸收CO2，c(KOH)=0.1mol L-1，c總=0.1mol L-1，則溶液為KHCO3溶液， Kh2==≈2.3×10-8＞Ka2=4.4×10-11，表明HCO以水解為主，所以溶液中：c(H2CO3)＞c(CO)，正確；D項，如圖所示的“吸收”“轉(zhuǎn)化”過程中，發(fā)生反應(yīng)為：CO2+2KOH=K2CO3+H2O、K2CO3+CaO+H2O=CaCO3↓+2KOH(若生成KHCO3或K2CO3與KHCO3的混合物，則原理相同)，二式相加得：CO2+CaO=CaCO3↓，該反應(yīng)放熱（碳酸鈣分解吸熱），溶液的溫度升高，不正確。
答案：C
例3．（2021·江蘇卷）室溫下，通過下列實驗探究NaHCO3、Na2CO3溶液的性質(zhì)。
實驗1：用pH試紙測量0.1mol·L-1NaHCO3溶液的pH，測得pH約為8
實驗2：將0.1mol·L-1NaHCO3溶液與0.1mol·L-1CaCl2溶液等體積混合，產(chǎn)生白色沉淀
實驗3：向0.1mol·L-1Na2CO3溶液中通入CO2，溶液pH從12下降到約為9
實驗4：向0.1mol·L-1Na2CO3溶液中滴加新制飽和氯水，氯水顏色褪去
下列說法正確的是
A．由實驗1可得出：Ka2(H2CO3)＞
B．實驗2中兩溶液混合時有：c (Ca2+)·c (CO)＜Ksp(CaCO3)
C．實驗3中發(fā)生反應(yīng)的離子方程式為CO+H2O+CO2=2HCO
D．實驗4中c反應(yīng)前(CO)解析：A項，用pH試紙測量0.1mol·L-1NaHCO3溶液的pH，測得pH約為8，c (H+)＞c (OH-)。則碳酸氫鈉溶液的水解程度大于電離程度。可得出：c(Na+)＞c(HCO)＞c(H2CO3)＞c(CO)，Kw=c(H+)·c(OH-)，Ka1(H2CO3)=eq \f(c(H＋)·c(HCO), c(H2CO3))，Ka2(H2CO3)=eq \f(c(H＋)·c(CO), c(HCO))，Ka2(H2CO3)=eq \f(c(H＋)·c(CO), c(HCO))＜ =eq \f(c(OH-)·c(H2CO3), c(HCO))，錯誤；B項，將0.1mol·L-1NaHCO3溶液與0.1mol·L-1CaCl2溶液等體積混合，產(chǎn)生白色沉淀碳酸鈣，則由沉淀溶解平衡原理知，兩溶液混合c (Ca2+)·c (CO)＞Ksp(CaCO3)，錯誤；C項，等物質(zhì)的量濃度的碳酸鈉堿性大于碳酸氫鈉。0.1mol·L-1Na2CO3溶液中通入一定量的CO2，溶液pH從12下降到10，則反應(yīng)的離子方程式為CO+H2O+CO2=2 HCO，正確；D項， Na2CO3與新制飽和氯水中HCl反應(yīng)，則c反應(yīng)前(CO)＞c反應(yīng)后( CO)，錯誤。
答案：C
小結(jié)：確定溶液中粒子濃度大小關(guān)系時，先確定溶質(zhì)的組成，分析溶液中存在的平衡，弄清主次，巧用電荷守恒、物料守恒和質(zhì)子守恒（質(zhì)子守恒一般可由電荷守恒和物料守恒推出）。
【知能整合】
1．某些鹽溶液的配制、保存
（1）在配制FeCl3、AlCl3、CuCl2、SnCl2等溶液時為防止水解，常先將鹽溶于少量相應(yīng)的中，再加蒸餾水稀釋到所需濃度。
（2）Na2SiO3、Na2CO3等不能貯存于帶磨口玻璃塞的試劑瓶中。因Na2SiO3、Na2CO3水解呈堿性，產(chǎn)生較多OH－，能腐蝕玻璃生成Na2SiO3，使瓶口和瓶塞粘在一起。
2．判斷加熱濃縮鹽溶液能否得到同溶質(zhì)的固體
（1）弱堿易揮發(fā)性酸鹽加熱蒸干通常得到氫氧化物固體(除銨鹽)，再灼燒生成氧化物。例如高溫蒸發(fā)濃縮FeCl3溶液，最后灼燒，得到的固體物質(zhì)是Fe2O3。又如若要得到MgCl2固體，可將MgCl2·6H2O在HCl氣氛中加熱脫水。
（2）強堿易揮發(fā)性酸鹽加熱蒸干可以得到同溶質(zhì)固體。例如高溫蒸發(fā)濃縮Na2CO3溶液，最后灼燒，得到的固體物質(zhì)是Na2CO3。
3．鹽類水解在生活中的應(yīng)用
（1）FeCl3、KAl(SO4)2·12H2O等可作凈水劑。原因：Fe3＋、Al3＋水解產(chǎn)生少量膠狀的Fe(OH)3、Al(OH)3，結(jié)構(gòu)疏松、表面積大、吸附能力強，故它們能吸附水中懸浮的小顆粒而沉降，從而起到凈水的作用。
（2）熱的純堿溶液去油污效果好。原因：加熱能促進Na2CO3水解，產(chǎn)生的c(OH－)較大，而油脂在堿性較強的條件下水解受到促進，故熱的純堿溶液比冷的去油污效果好。
（3）如除去MgCl2溶液中的Fe3＋可在加熱攪拌條件下，加入MgCO3[或MgO或Mg(OH)2]后，再過濾。
4．判斷鹽溶液蒸干所得產(chǎn)物成分關(guān)鍵點
（1）鹽溶液水解生成易揮發(fā)性酸金屬氧化物。
（2）考慮鹽受熱時是否分解。
原物質(zhì) 　蒸干灼燒后固體物質(zhì)
Ca(HCO3)2 　CaCO3或CaO
NaHCO3 　Na2CO3
KMnO4 　K2MnO4和MnO2
NH4Cl 　分解為NH3和HCl無固體物質(zhì)存在
（3）還原性鹽在蒸干時會被O2氧化。如Na2SO3(aq)蒸干得Na2SO4(s)。
（4）弱酸的銨鹽蒸干后無固體。如NH4HCO3、(NH4)2CO3。
5．理清一條思路，掌握分析方法
（1）首先必須形成正確的解題思路
電解質(zhì)溶液
（2）要養(yǎng)成認真、細致、嚴謹?shù)慕忸}習(xí)慣，在形成正確解題思路的基礎(chǔ)上學(xué)會常規(guī)分析方法，例如：關(guān)鍵性離子定位法、守恒判斷法、淘汰法、整體思維法等。
6．熟悉二大理論，構(gòu)建思維基點
（1）電離(即電離理論)
①弱電離質(zhì)的電離是微弱的，電離產(chǎn)生的微粒都非常少，同時還要考慮水的電離，如氨水溶液中：c(NH3·H2O)>c(OH－)>c(NH)。
②多元弱酸的電離是分步進行的，其主要是第一級電離。
如H2S溶液中：c(H2S)>c(H＋)>c(HS－)>c(S2－)。
（2）水解(即水解理論)
①弱電解質(zhì)離子的水解損失是微量的（雙水解除外），但由于水的電離，水解后酸性溶液中c(H＋)或堿性溶液中c(OH－)總是大于水解產(chǎn)生的弱電解質(zhì)溶液的濃度。
如NH4Cl溶液中：c(Cl－)>c(NH)>c(H＋)>c(NH3·H2O)。
②多元弱酸根離子的水解是分步進行的，其主要是第一步水解。
如在Na2CO3溶液中：c(CO)>c(HCO)>c(H2CO3)。
7．把握三種守恒，明確等量關(guān)系
（1）電荷守恒：
如在Na2CO3溶液中存在離子：Na＋、CO、H＋、OH－、HCO，它們的濃度存在如下關(guān)系：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(HCO)＋c(OH－)。
（2）物料守恒：物料守恒也就是原子守恒，變化前后某種元素的原子個數(shù)不變。
（3）質(zhì)子守恒：即H2O電離的H＋和OH－濃度相等。
如在Na2CO3溶液中水電離出OH－和H＋，其中水電離出的H＋以H＋、HCO、H2CO3三種形式存在于溶液中，則有c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H2CO3)（由上述電荷守恒式減去物料守恒式也可得出質(zhì)子守恒式）。
【體系再構(gòu)】
【隨堂反饋】
基礎(chǔ)訓(xùn)練
1．下列有關(guān)問題與鹽的水解有關(guān)的是
①NH4Cl與ZnCl2溶液可作焊接金屬時的除銹劑
②NaHCO3與Al2(SO4)3兩種溶液可作泡沫滅火劑
③草木灰與銨態(tài)氮肥不能混合施用
④實驗室中盛放Na2CO3溶液的試劑瓶不能用磨口玻璃塞
⑤加熱蒸干CuCl2溶液得到Cu(OH)2固體
⑥要除去FeCl3溶液中混有的Fe2＋，可先通入氧化劑Cl2，再調(diào)節(jié)溶液的pH
A．①②③ B．②③④ C．①④⑤ D．①②③④⑤
2．室溫下，將0.2mol·L-1的一元酸HA和0.1mol·L-1的NaOH溶液等體積混合后，溶液顯堿性，下列說法不正確的是
A．混合后溶液中：c (A－)＋c (HA)＝0.1mol·L-1
B．混合后溶液中：c (HA)> c (Na＋)> c (A－)> c (OH－)
C．0.1mol·L-1HA溶液與0.1mol·L-1的NaOH溶液中，水電離出來的c (H＋)相等
D．混合后溶液中：c (Na＋)＋c (H＋)＝c (A－)＋c (OH－)
3．室溫下，向5 mL 0.1 mol·L-1NaHCO3溶液中滴入2滴0.1 mol·L-1CaCl2溶液，生成白色沉淀，且有無色氣體產(chǎn)生。下列說法正確的是
A． 0.1 mol·L-1 NaHCO3溶液中存在：
c(Na＋)＝c(H2CO3)＋c(HCO3－)＋2c(CO32－)
B． 0.1 mol·L-1 NaHCO3溶液中存在：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO3－)＋c(CO32－)
C． 0.1 mol·L-1NaHCO3溶液中存在：c(H2CO3)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CO32－)
D．生成白色沉淀的離子方程式為2HCO3－＋Ca2＋===Ca(HCO3)2↓
4．室溫下，通過下列實驗探究Na2S溶液的性質(zhì)。
實驗 實驗操作和現(xiàn)象
1 用pH試紙測定0.1 mol·L-1 Na2S溶液的pH，測得pH約為13
2 向0.1 mol·L-1 Na2S溶液中加入過量0.2 mol/L AgNO3溶液，產(chǎn)生黑色沉淀
3 向0.1 mol·L-1Na2S溶液中通入過量H2S，測得溶液pH約為9
4 向0.1 mol·L-1 Na2S溶液中滴加幾滴0.05 mol·L-1鹽酸，觀察不到明顯現(xiàn)象
下列說法正確的是
A． 0.1 mol·L-1 Na2S溶液中存在 c(OH－)＝c(H＋)＋c(HS－)＋c(H2S)
B．實驗2反應(yīng)靜置后的上層清液中有c(Ag＋)·c(S2－)＝Ksp(Ag2S)
C．實驗3得到的溶液中有c(HS－)＋2c(S2－)<0.2 mol·L-1
D．實驗4說明H2S的酸性比HCl的酸性強
拓展訓(xùn)練
5．下列溶液中粒子的物質(zhì)的量濃度關(guān)系正確的是
A．0.1mol·L-1 NaHCO3溶液與0.1mol·L-1 NaOH溶液等體積混合，所得溶液中：
c (Na＋)＞c (CO)＞c (HCO)＞c (OH－)
B．20mL 0.1mol·L-1 CH3COONa溶液與10mL 0.1mol·L-1 鹽酸混合后溶液呈酸性，
所得溶液中：c (CH3COO－)>c (Cl－)>c (CH3COOH)>c (H＋)
C．室溫下，pH＝2的鹽酸與pH＝12的氨水等體積混合，所得溶液中：
c (Cl－)＋c (H＋)＞c (NH)＋c (OH－)
D．0.1mol·L-1 CH3COOH溶液與0.1mol·L-1 NaOH溶液等體積混合，所得溶液中：
c (OH－)＞c (H＋)＋c (CH3COOH)
6．室溫下，通過下列實驗探究Na2CO3溶液的性質(zhì).
實驗 實驗操作和現(xiàn)象
1 用pH試紙測定0.1mol·L-1 Na2CO3溶液的pH，測得pH約為12
2 向0.1mol·L-1 Na2CO3溶液中加入過量0.2mol·L-1 CaCl2溶液，產(chǎn)生白色沉淀
3 向0.1mol·L-1 Na2CO3溶液中通入過量CO2，測得溶液pH約為8
4 向0.1mol·L-1 Na2CO3溶液中滴加幾滴0.05mol·L-1 HCl溶液，觀察不到實驗現(xiàn)象
下列有關(guān)說法正確的是
A．0.1mol·L-1 Na2CO3溶液中存在c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H2CO3)
B．實驗2反應(yīng)靜置后的上層清液中有c(Ca2+)·c(CO)＜Ksp(CaCO3)
C．實驗3得到的溶液中有c(HCO)＜c(CO)
D．實驗4中反應(yīng)的化學(xué)方程式為H++OH－=H2O
7．室溫下：Ka1(H2C2O4)＝10-1.26、Ka2(H2C2O4)＝10-4.27、Ksp(CaC2O4)＝10-8.64。實驗室進行多組實驗測定某些酸、堿、鹽性質(zhì)，相關(guān)實驗記錄如表。下列所得結(jié)論正確的是
實驗 實驗操作和現(xiàn)象
1 測定0.10 mol·L-1 NaHC2O4溶液的pH＝a
2 配制pH相等的(NH4)2SO4、NH4Cl、NH4HSO4三種溶液
3 向0.10 mol·L-1Na2C2O4溶液中滴加等濃度鹽酸后，混合溶液的pH＝7
4 向0.10 mol·L-1 NaHC2O4溶液加入一定體積的等濃度CaCl2溶液產(chǎn)生白色沉淀，測得上層清液pH＝4，c(Ca2＋)＝10-4 mol·L-1
A．a(chǎn) >7
B．實驗2中溶液濃度的大小關(guān)系為c(NH4Cl)C．實驗3混合溶液中有c(Na＋)＝c(C2O)＋c(HC2O)＋c(Cl－)
D．實驗4所得上層清液中的c(HC2O)＝10-4.37 mol·L-1
8．常溫下，用200 mL 0.1 mol·L-1 NaOH溶液吸收SO2與N2混合氣體，所得溶液pH與吸收氣體體積的關(guān)系如圖所示，已知Ka1(H2SO3)＝1.2×10-2，Ka2(H2SO3)＝5.6×10-8。下列說法正確的是
A．吸收3 L氣體時溶液中主要溶質(zhì)為NaHSO3
B．溶液pH＝7時2c(SO)＞c(HSO)
C．X點呈酸性的原因是HSO3－水解程度大于其電離程度
D．曲線上任意點均存在：
c(H＋)＋c(Na＋)＝c(OH－)＋c(HSO)＋c(SO)
9．室溫下，通過下列實驗探究Na2SO3、NaHSO3溶液的性質(zhì)。下列說法不正確的是
實驗 實驗操作和現(xiàn)象
1 用pH試紙測定0.1 mol·L-1 Na2SO3溶液的pH，測得pH約為10
2 向0.1 mol·L-1 Na2SO3溶液中通入少量SO2，測得溶液pH約為8
3 用pH試紙測定0.1 mol·L-1 NaHSO3溶液的pH，測得pH約為5
4 向0.1 mol·L-1 NaHSO3溶液中通入少量Cl2，無明顯現(xiàn)象
A．0.1 mol·L-1 Na2SO3溶液中存在：c(OH－)＝c(H＋)＋2c(H2SO3)＋c(HSO)
B．實驗2得到的溶液中存在：c(Na＋)>c(HSO)＋2c(SO)
C．實驗3可以得出：Ka1(H2SO3)·Ka2(H2SO3)>Kw
D．實驗4中反應(yīng)后的溶液中存在：c(SO)＋3c(SO)＝c(H2SO3)
10．常溫下，用0.10 mol·L-1NaOH溶液分別滴定20.00mL濃度均為0.10 mol·L-1HA溶液和HB溶液，所得滴定曲線如圖所示（其中HA的滴定曲線部分未畫出）。下列說法錯誤的是
已知：M點溶液中c(A－)＝c(HA)
A．＝105.8
B．P點溶液中溶質(zhì)為NaB和HB，由水電離出的c(H＋)＝1.0×10－7 mol·L-1
C．M點溶液中，2c(Na＋)＞c(HA)＋c(A－)
D．等體積等濃度的HB溶液和NaA溶液混合后的溶液中：c(OH－)＜c(H＋)
【隨堂反饋】答案
1．D 2．C　 3．C 4．C 5．B 6．A 7．D 5．B 9．D 10．D
【課后作業(yè)】
1．25℃時，苯酚(C6H5OH)的Ka=1.0×10-10，下列說法正確的是
A．相同溫度下，等pH的C6H5ONa和CH3COONa溶液中，c (C6H5O-)＞c (CH3COO-)
B．將濃度均為0.10mol·L-1的C6H5ONa和NaOH溶液加熱，兩種溶液的pH均變大
C．25℃時，C6H5OH溶液與NaOH溶液混合，測得pH=10.00，則此時溶液中
c(C6H5O-)= c(C6H5OH)
D． 25℃時，0.10mol·L-1的C6H5OH溶液中加少量C6H5ONa固體，水的電離程度變小
2．常溫下，下列有關(guān)敘述正確的是
A．NaY溶液的pH=8，c (Na+) > c(Y-) > c(OH-) > c(H+)
B．Na2CO3溶液中：c(Na+)=2c(CO)+c(HCO3-)+c(H2CO3)
C．0.1mol·L-1NH4Cl的溶液和0.1 mol·L-1NH3·H2O的溶液等體積混合后溶液中：
c(Cl-)>c(NH4+)>c(OH-)>c(H+)
D．10mLpH=12的氫氧化鈉溶液中加入pH=2的HA至pH剛好等于7，則HA溶液體積一定是10mL
3．巳知NaHSO3溶液常溫時顯酸性，溶液中存在以下平衡：
HSO+H2OH2SO3+OH－① HSOH++ SO②
向0.1 mol·L-1的NaHSO3溶液中分別加入以下物質(zhì)， 下列有關(guān)說法正確的是
A．加入少量金屬鈉，平衡①左移，平衡②右移，溶液中c (HSO)增大
B．加入少量 Na2SO3固體，則c (H+)+ c (Na+)= c (HSO)+ c (OH－)+ c (SO)
C．加入少量 NaOH溶液，則、的值均增大
D．加入氨水至中性。則2 c (Na+)= c (SO)＞c (H+)＝c (OH－)
4．室溫下，向10 mL pH=10的氨水溶液中加入下列物質(zhì)，對所得溶液的分析錯誤的是
選項 加入的物質(zhì) 對所得溶液的分析
A 90 mL H2O 水電離的c (OH-)＜10-9 mol·L-1
B 0.1 mol NH4Cl固體 溶液中的c (OH-)比原氨水溶液中的小
C 10 mLpH=10的NaOH溶液 c (Na+)+ c (NH)+ c (H+)= c (OH-)
D 10 mL pH=4的HCl溶液 c (NH)＞c (Cl-)＞c (H+)＞c (OH-)
5．室溫下，通過下列實驗探究NaHCO3溶液的性質(zhì)。下列有關(guān)說法正確的是
實驗 實驗操作和現(xiàn)象
1 用pH計測定0.05 mol·L-1NaHCO3溶液的pH，測得pH約為8.3
2 向10 mL 0.05 mol·L-1 NaHCO3溶液中滴加10 mL 0.05 mol·L-1NaOH溶液，反應(yīng)結(jié)束，測得pH約為11.3
3 向10 mL 0.05 mol·L-1NaHCO3溶液中滴加10 mL 0.05 mol·L-1鹽酸，反應(yīng)結(jié)束，測得pH約為4.3
4 向0.05 mol·L-1NaHCO3溶液中滴加過量0.1 mol·L-1Ca(OH)2溶液，產(chǎn)生白色沉淀
A．由實驗1可知，NaHCO3溶液中HCO的電離程度大于水解程度
B．實驗2滴加過程中：c(HCO)＋2c(CO)＋c(OH－)逐漸減小
C．實驗3滴加過程中：c(Na＋)＝c(HCO)＋c(CO)＋c(H2CO3)
D．實驗4反應(yīng)靜置后的上層清液中：c(Ca2＋)·c(CO)＜Ksp(CaCO3)
6．室溫下取NH4Cl溶液、氨水進行如下實驗。
實驗1：將0.1 mol·L-1 NH4Cl溶液和0.1 mol·L-1氨水等體積混合，混合溶液的pH＞7。
實驗2：將0.1 mol·L-1 NH3·H2O與0.1 mol·L-1 FeCl3溶液等體積混合，生成紅褐色沉淀。
實驗3：向0.1 mol·L-1 NH4Cl溶液中通入少量NH3。
實驗4：向10 mL 0.1 mol·L-1NH3·H2O中滴加20 mL 0.1 mol·L-1鹽酸。
下列說法正確的是
A．Kb(NH3·H2O)＜10-7
B．實驗2說明混合時溶液中存在Ksp[Fe(OH)3]＞c3(OH－)·c(Fe3＋)
C．實驗3中NH4+的水解程度減小
D．實驗4所得混合溶液中c(H＋)＜c(NH4+)＋c(NH3·H2O)＋c(OH－)
7．常溫下將NaOH溶液滴加到磷酸(H3PO4)溶液中，混合溶液中的pH與部分離子濃度變化的關(guān)系如圖所示。下列說法正確的是
A．Na2HPO4溶液中：2c(Na＋)＝c(H3PO4)＋c(H2PO)＋c(HPO)＋c(PO)
B．若直線丙表示pH與的變化關(guān)系，應(yīng)該在甲、乙之間
C．常溫下，Ka2(H3PO4)＝10-6.79
D．當(dāng)c(HPO)＝c(H3PO4)時，pH＝4.68
8．常溫下，Ka(CH3COOH)=1.75×10-5，Ka (HCN)=6.2×10-10，下列說法正確的是
A．0.1 mol·L-1 CH3COONa溶液與0.1 mol·L-1 KCN溶液：
c (Na+)- c (CH3COO-)> c (K+)- c (CN-)
B．20mL0.1mol·L-1 CH3COONa與10mL 0.1mol·L-1 HCl溶液混合后所得酸性溶液：
c (Na+)> c (CH3COOH)> c (CH3COO-)
C．0.2 mol·L-1HCN溶液與0.1 mol·L-1 NaOH溶液等體積混合所得溶液：
c (Na+)> c (CN-)> c (H+)> c (OH-)
D．向濃度均為0.1 mol·L-1的CH3COOH和HCN混合溶液中滴加0.1 mol·L-1NaOH溶液，當(dāng)恰好中和時所得溶液：c (CH3COOH)+ c (HCN)+ c (H+)= c (OH-)
9．室溫下，通過下列實驗探究NaHSO3溶液的性質(zhì)。
實驗 實驗操作和現(xiàn)象
1 用pH試紙測定0.1mol·L-1NaHSO3溶液的pH，測得pH約為5
2 向0.1mol·L-1NaHSO3溶液中滴加酸性KMnO4溶液，溶液紫紅色褪去
3 將濃度均為0.01mol·L-1的NaHSO3和Ba(OH)2溶液等體積混合，產(chǎn)生白色沉淀
4 向0.1mol·L-1NaHSO3溶液中滴加稀鹽酸，有刺激性氣體產(chǎn)生
下列有關(guān)說法正確的是
A．0.1mol·L-1NaHSO3溶液中存在c (H+)= c (OH－)+ c (SO) - c (H2SO3)
B．實驗2說明NaHSO3溶液具有漂白性
C．依據(jù)實驗3的現(xiàn)象，不能得出Ksp(BaSO3)＜2.5×10-5的結(jié)論
D．實驗4中生成的刺激性氣體可能為Cl2
10．氫硫酸是一種二元弱酸。Na2S是染料工業(yè)中用于生產(chǎn)硫化青和硫化藍的原料，現(xiàn)對常溫時Na2S溶液的性質(zhì)進行探究，則下列結(jié)論正確的是
A．0.1 mol·L-1Na2S溶液中存在：c(H＋)＋c(Na＋)＝c(OH－)＋c(HS－)＋c(S2－)
B．已知酸性：H2CO3＞H2S，向Na2S溶液中通入過量CO2，反應(yīng)的離子方程式為
CO2＋S2－＋H2O===H2S↑＋CO
C．0.1 mol·L-1的Na2S溶液存在：
c(OH－)＝c(H＋)＋c(HS－)＋2c(H2S)
D．在5 mL 0.01 mol·L-1的Na2S溶液中先滴入幾滴0.01 mol·L-1ZnCl2溶液有白色沉淀生成，再滴入0.01 mol·L-1CuCl2溶液，出現(xiàn)黑色沉淀，證明Ksp(CuS)＜Ksp(ZnS)
11．室溫下，通過下列實驗探究Na2C2O4溶液的性質(zhì)。
已知25 ℃時，Ka1(H2C2O4)＝5.9×10-2，Ka2(H2C2O4)＝6.4×10-5。
實驗1：用pH計測得0.0100 mol·L-1Na2C2O4溶液pH為8.60。
實驗2：向0.0100 mol·L-1Na2C2O4溶液中滴加0.02 mol/L CaCl2溶液，產(chǎn)生白色沉淀。
實驗3：向0.0100 mol·L-1Na2C2O4溶液中滴加等濃度等體積稀鹽酸，無明顯現(xiàn)象。
實驗4：向0.0100mol·L-1Na2C2O4溶液中加入足量稀硫酸，再滴加KMnO4溶液，溶液紫紅色褪去。
下列說法正確的是
A．實驗1溶液中存在c(OH－)＝c(H＋)＋2c(HC2O)＋c(H2C2O4)
B．實驗2上層清液中一定存在
c(C2O)×0.005 mol·L-1＝Ksp(CaC2O4)
C．實驗3溶液中存在c(H＋)＋c(C2O)>c(H2C2O4)＋c(OH－)
D．實驗4溶液中KMnO4參與反應(yīng)的離子方程式為
5C2O＋2MnO＋16H＋===10CO2↑＋2Mn2＋＋8H2O
12．25 ℃時，向20 mL0.1 mol·L-1的H2SO3溶液中滴加0.1 mol·L-1NaOH溶液，所得H2SO3、SO和HSO的物質(zhì)的量分數(shù)隨pH的變化如圖所示。下列說法不正確的是
A．H2SO3的電離平衡常數(shù)Ka1＝10-1.9，Ka2＝10-7.2
B．向pH＝7.2的溶液滴加NaOH溶液，反應(yīng)的離子方程式為
H2SO3＋OH－===HSO＋H2O
C．當(dāng)溶液的pH＝7時，溶液中存在：c(Na＋)＝c(HSO)＋2c(SO)
D．當(dāng)?shù)渭覰aOH溶液的體積為10mL時，所得溶液呈酸性
【課后作業(yè)】答案
1．C 2．A 3．C 4．D 5．B 6．C 7．D 8．D 9．A 10．C 11．C 12．B
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