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單元檢測七　水溶液中的離子反應與平衡
一、選擇題(本題包括15小題，每小題3分，共45分。在每小題給出的四個選項中，只有一項是符合題目要求的)
1.下列關于電解質溶液的說法正確的是(　　)
A.0.1 mol·L-1的KA溶液pH＝6.5，則HA一定為弱酸
B.等pH的鹽酸和醋酸溶液加水稀釋10倍后，c(Cl-)C.將pH＝3的醋酸溶液稀釋后，溶液中所有離子的濃度均降低
D.常溫下，pH相同的鹽酸和醋酸，將兩溶液升溫至80 ℃后溶液的 pH仍然相同
2.(2024·浙江金華模擬)下列說法正確的是(　　)
A.pH＝11的氨水和pH＝3的鹽酸混合后的溶液，若c(Cl-)＝c(N)，則溶液呈中性
B.在100 ℃時，pH約為6的純水呈酸性
C.25 ℃時，將pH＝8的NaOH溶液加水稀釋100倍，所得溶液的pH＝6
D.25 ℃時，0.1 mol·L-1 NH4Cl溶液的pH小于7不能說明NH3·H2O為弱電解質
3.苯甲酸(C6H5COOH)及其鈉鹽是常用的食品防腐劑。25 ℃，苯甲酸的Ka＝6.2×10-5，下列敘述正確的是(　　)
A.0.01 mol·L-1 C6H5COOH溶液稀釋100倍，pH增加2
B.0.1 mol·L-1 C6H5COONa溶液的pH≈8＋2lg2
C.苯甲酸鈉溶液中：c(H＋)＋c(C6H5COO-)＝c(OH-)
D.用NaOH標準溶液滴定苯甲酸溶液，可用甲基橙作指示劑
4.下表是在相同溫度下三種酸的一些數據，下列判斷正確的是(　　)
酸 HX HY HZ
濃度/(mol·L-1) 0.12 0.2 0.9 1 1
電離度 0.25 0.2 0.1 0.3 0.5
電離常數 Ka1 Ka2 Ka3 Ka4 Ka5
A.在相同溫度，從HX的數據可以說明：弱電解質溶液，濃度越低，電離度越大，且Ka1>Ka2>Ka3＝0.01
B.室溫時，若在NaZ溶液中加水，則變小，若加少量鹽酸，則變大
C.含等物質的量的NaX、NaY和NaZ的混合溶液：c(Z-)D.在相同溫度下，Ka5>Ka4>Ka3
5.下列判斷不正確的是(　　)
A.在0.1 mol·L-1的NaHCO3溶液中c(HC)＋c(H2CO3)＝0.1 mol·L-1
B.Na2CO3溶液和NaHCO3溶液中所含微粒種類相同
C.氨水和NH4Cl溶液混合，形成pH＝9的溶液中c(N)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H＋)
D.0.1 mol·L-1的NH4Cl溶液中c(H＋)＋c(N)＝c(Cl-)＋c(OH-)
6.室溫下，向3 mL 0.1 mol·L-1稀鹽酸中加入1 mL 0.1 mol·L-1氯化鈷溶液發生反應：
[Co(H2O)6]2＋＋4Cl-[CoCl4]2-＋6H2O
　 粉紅色　　　　　　　 藍色
ΔH>0
平衡時溶液呈淺紫色。下列說法不正確的是(　　)
A.加熱，溶液會逐漸變成藍色
B.向溶液中加AgNO3，如果生成白色沉淀，說明該反應存在限度
C.加入少量水，平衡逆向移動
D.加入NaCl固體，平衡右移，但平衡常數不變
7.下列有關說法正確的是(　　)
A.某溫度下，弱酸的酸性：HA>HB，則等濃度的NaA和NaB溶液中離子總濃度前者小
B.常溫下，將a mol·L-1氨水與b mol·L-1鹽酸等體積混合，所得溶液pH＝7，則NH3·H2O的電離常數Kb＝(忽略溶液混合時體積的變化)
C.等濃度的①Na2C2O4溶液、②NaHC2O4溶液、③H2C2O4溶液中，c(C2)由大到小的順序為①>③>②
D.等濃度的HCN和NaCN的混合溶液顯堿性，則溶液中>1
8.某化學學習小組模擬侯氏制堿法制備純堿并測定其含量。
實驗一：模擬侯氏制堿法制備純堿。
實驗二：測定純堿純度。取m g產品，用c mol·L-1鹽酸滴定測量Na2CO3的含量，Na2CO3與HCl的滴定過程分兩階段，第一階段消耗鹽酸V1 L，第二階段消耗鹽酸V2 L。相關物質溶解度如下表所示。
溫度/℃ 溶解度/(g·L-1) 鹽 0 10 20 30 40
NH4HCO3 11.9 15.8 21.0 27.0 分解
NaHCO3 6.9 8.15 9.6 11.1 12.7
NH4Cl 29.4 33.3 37.2 41.1 45.8
下列說法錯誤的是(　　)
A.為了促進NaHCO3沉淀析出，NaCl溶液應為飽和溶液
B.水浴加熱的溫度為30~35 ℃，目的是增大NH4HCO3的溶解度
C.滴定第二階段所用的指示劑為甲基橙，滴定終點的現象為溶液由橙色變為紅色
D.產品Na2CO3純度為×100%
9.(2024·江蘇南通高三模擬)室溫下，為了探究Na2SO3、H2SO3的性質進行了下列實驗，已知Ksp(BaSO3)＝5.0×10-10，Ka1(H2SO3)＝1.4×10-2，Ka2(H2SO3)＝6.0×10-8，下列說法正確的是(　　)
實驗 實驗操作及結論
1 測定某濃度的Na2SO3溶液pH約為10.0
2 測量并計算0.2 mol·L-1 H2SO3溶液的c(H＋)約為0.04 mol·L-1
3 測量并計算0.2 mol·L-1 H2SO3溶液中的c(H2SO3)約為0.14 mol·L-1
A.實驗1所在溶液中：c(HS)>(S)
B.實驗1所在溶液中：c(OH-)＝c(H＋)＋c(HS)＋2c(H2SO3)
C.0.2 mol·L-1 H2SO3溶液中存在：c(HS)>c(H2SO3)
D.將濃度均為0.4 mol·L-1H2SO3與BaCl2等體積混合，不能生成BaSO3沉淀
10.(2024·深圳模擬預測)侯氏制堿法是我國化學工程專家侯德榜于1943年創立的，是生產純堿和氯化銨兩種產品的方法。其原理為NaCl＋H2O＋NH3＋CO2===NaHCO3↓＋NH4Cl，2NaHCO3Na2CO3＋H2O＋CO2↑，下列說法正確的是(　　)
A.氨水加水稀釋過程中，逐漸減小
B.NH4Cl溶液中存在：c(N)>c(Cl-)>c(H＋)>c(OH-)
C.等物質的量濃度的NaHCO3溶液和Na2CO3溶液中水的電離程度：前者大于后者
D.0.1 mol·L-1NaHCO3溶液中：c(H＋)-c(OH-)＝c(C)-c(H2CO3)
11.(2024·長沙模擬)氫硒酸是一種比醋酸略強的二元弱酸。室溫下，通過調節0.1 mol·L-1 H2Se溶液的pH(假設溶液體積不變)，測得溶液中lg X[X＝或]隨pH的變化關系如圖所示。下列敘述錯誤的是(　　)
A.直線①對應的縱坐標中X為
B.m點對應溶液的pH＝7.45
C.隨著溶液pH的改變，溶液的導電能力也會改變
D.含有等物質的量Na2Se和NaHSe的溶液中：c(Na＋)>c(Se2-)>c(HSe-)
12.毒重石的主要成分為BaCO3(含Ca2＋、Mg2＋、Fe3＋等雜質)，實驗室利用毒重石制備BaCl2·2H2O的流程如下：
已知：
Ca2＋ Mg2＋ Fe3＋
開始沉淀時的pH 11.9 9.1 1.9
完全沉淀時的pH 13.9 11.1 3.2
Ksp(BaC2O4)＝1.6×10-7，Ksp(CaC2O4)＝2.3×10-9。
下列說法正確的是(　　)
A.①處15%的某酸，可以是鹽酸或硝酸
B.濾渣Ⅱ的成分只有Mg(OH)2
C.②處加入草酸的作用是使Ca2＋沉淀完全
D.③操作需要在HCl氣流中進行
13.(2024·遼寧大連模擬)常溫下，向NH4F溶液中滴加NaOH溶液，混合溶液中lg X[X表示或]隨pH變化如圖，已知Ka(HF)＝10-4.5，Ⅰ線和Ⅱ線交點橫坐標為6.6，下列說法錯誤的是(　　)
A.Ⅰ線代表lg
B.Ⅱ線和橫軸交點坐標為(8.7，0)
C.NH4F溶液加水稀釋過程中pH逐漸減小
D.NH4F溶液中存在：c(N)＋c(OH-)＋2c(NH3·H2O)＝c(H＋)＋c(F-)＋2c(HF)
14.(2024·湖北模擬預測)某氨基酸衍生物AcryMet(簡稱H2L)的pKa1＝1.47，pKa2＝7.90。常溫下構建Cu2＋ H2L體系，其中c0(Cu2＋)＝0.012 5 mol·L-1，c0(Cu2＋)∶c0(H2L)＝1∶2.2，體系中含Cu物種分布系數與pH關系如圖所示，下列說法正確的是(　　)
A.Cu(HL)2[CuHL]＋＋HL-　K≈0.008
B.pH＝4.5時c([CuHL]＋)>c(HL-)>c(H＋)>c(OH-)
C.pH＝11時，存在2c(L2-)＋c([HL]-)＋c([CuL(OH)]-)＋c(OH-)＝2c(Cu2＋)＋c([CuHL]＋)＋c(H＋)
D.pH＝12后繼續增大pH，溶液中的c([CuL(OH)]-)一定繼續增大
15.已知相同溫度下，Ksp(BaSO4)下列說法錯誤的是(　　)
A.曲線①中y2＝4.9
B.-lg c(Ba2＋)＝5.1時，兩溶液中＝1
C.加適量BaCl2固體可使溶液由c點變到b點
D.該溫度下：Ksp(BaSO4)＝1.0×10-10
二、非選擇題(本題包括4小題，共55分)
16.(13分)水溶液廣泛存在于生命體及其賴以生存的環境中。弱電解質的電離平衡、鹽類的水解平衡和難溶電解質的沉淀溶解平衡都與日常生活、工農業生產等息息相關。回答下列問題：
(1)25 ℃時，FeCl3溶液呈酸性的原因是　　　　　　(用離子方程式表示)，把FeCl3溶液蒸干并灼燒得到的固體產物是　　　　(填化學式)。
(2)25 ℃時，NH3·H2O的Kb＝1.8×10-5，H2SO3的Ka1＝1.3×10-2，Ka2＝6.2×10-8。若氨水的濃度為2.0 mol·L-1，溶液中的c(OH-)＝　　　　，將SO2通入該氨水中，當c(OH-)降至1.0×10-7 mol·L-1時，溶液中的＝　　　　。
(3)25 ℃時，檸檬酸(用H3R表示)為三元弱酸，其電離常數：Ka1＝7.4×10-4，Ka2＝1.7×10-5，Ka3＝4.0×10-7；電離常數的負對數：pKa1＝3.13，pKa2＝4.76，pKa3＝6.40。
①在濃度均為0.1 mol·L-1的NaH2R和Na2HR的混合液中，c(H2R-)　　　(填“<”“>”或“＝”)c(HR2-)；c(H3R)＋c(H2R-)＋c(HR2-)＋c(R3-)＝　　　　(填寫準確數值，下同)。
②當c(H2R-)＝c(R3-)時，溶液的pH＝　　　。
17.(13分)(2024·廣東模擬預測)CN-能與Ag＋生成[Ag(CN)2]-，常用于自然界中提取銀或廢液中回收銀。
(1)已知Ag在第五周期，與Cu同族，Ag＋的價層電子排布式為　　　。[Ag(CN)2]-中　　　原子提供孤電子對。
(2)向AgCl懸濁液中加入少量NaCN粉末，沉淀會逐漸溶解。此過程也可以表示為AgCl(s)＋2NaCN(s)[Ag(CN)2]-(aq)＋2Na＋(aq)＋Cl-(aq)，則此反應的ΔH＝　　　。
已知：
(3)常溫下，向含有Na[Ag(CN)2]溶液中加入Na2S，生成黑色沉淀，存在以下平衡：
ⅰ.Ag＋(aq)＋2CN-(aq)[Ag(CN)2]-(aq)　Kf＝1021；
ⅱ.Ag2S(s)2Ag＋(aq)＋S2-(aq)　Ksp＝10-50。
①下列說法正確的是　　　(填字母)。
A.加入Na2S時，反應ⅰ的平衡逆向移動，其平衡常數Kf減小
B.隨著c(CN-)增大，減小
C.溶液中存在c(Na＋)＋c(H＋)＋c(Ag＋)＝c([Ag(CN)2]-)＋c(CN-)＋c(OH-)
D.加水稀釋，反應ⅱ的平衡正向移動，c(Ag＋)增大
②反應2[Ag(CN)2]-(aq)＋S2-(aq)Ag2S(s)＋4CN-(aq)　K＝　　　(用Ksp、Kf表示)。
(4)由于CN-有劇毒，生產中常改用R2-提取Ag＋。
已知：Ag＋(aq)＋R2-(aq)[AgR]-(aq)　K1＝108.8；
[AgR]-(aq)＋R2-(aq)[AgR2]3-(aq)　K2＝104.7。
向1 L 0.1 mol·L-1AgNO3溶液中加入Na2R固體，得到澄清溶液(溶液體積不變)，溶液中Ag＋、[AgR]-、[AgR2]3-的物質的量分數δ(X)隨-lg c(R2-)的變化如圖所示。
已知：溶液中δ(X)＝。
①曲線　　　(填標號)表示Ag＋的變化。
②m點c(R2-)約為　　　 mol·L-1。
18.(15分)(2025·山西高三模擬)石油、天然氣開采、石油化工、煤化工等行業產生的廢氣中普遍含有H2S，對H2S回收處理并加以利用是人們普遍關心的問題。已知Ka1(H2S)＝10-6.88、Ka2(H2S)＝10-14.12。
回答下列問題：
(1)硫化氫可以用NaOH溶液吸收，也可以用ZnCl2溶液吸收。
①向100 mL 0.3 mol·L-1NaOH溶液中緩慢通入H2S氣體至完全反應，當溶液中c(Na2S)與c(NaHS)相等時，通入的H2S氣體在標準狀況下的體積約為　　　 L。
②常溫下，向0.1 mol·L-1ZnCl2酸性溶液中通入H2S至c(H2S)＝0.01 mol·L-1時，溶液中剛好有ZnS沉淀生成，計算溶液的pH＝　　　[已知：Ksp(ZnS)＝10-21.6]。
(2)活性炭氧化吸附脫除H2S的原理如圖所示，已知核心反應為HS-＋O===S↓＋OH-。
①其他條件不變時，增大水膜的厚度，H2S的去除率　　　(填“增大”或“降低”)。
②研究發現，其他條件不變時，適當增大水膜的pH，H2S的去除率增大，其原因可能為　　　。
(3)最近我國在太陽能光電催化 化學耦合處理硫化氫研究中取得新進展，相關裝置如圖所示。a極區依次發生的反應為　　　、　　　。
(4)富瑪克斯法治理硫化氫的工藝流程如圖所示，反應Ⅰ中無論H2S是少量還是過量均只生成兩種酸式鹽，反應Ⅱ生成RNHOH，反應Ⅲ生成RNO(R表示芳香烴基)。
①結合反應Ⅰ判斷，四個電離常數Ka1(H2S)、Ka2(H2S)、Ka1(H2CO3)、Ka2(H2CO3)中最大的和最小的分別是　　　、　　　。
②寫出反應Ⅱ中生成硫單質的化學方程式：　　　　　　　。
19.(14分)(2023·武漢江漢區模擬)高純硫酸錳在電池材料領域具有重要的用途。一種以軟錳礦(主要成分是MnO2，含有Fe2O3、SiO2、Al2O3、MgO等雜質)和硫鐵礦(主要成分是FeS2，含有FeO、NiO、SiO2等雜質)為原料制備MnSO4流程如圖所示。
相關金屬離子[c0(Mn＋)＝0.1 mol·L-1]形成氫氧化物沉淀的pH范圍如下：
金屬離子 Mn2＋ Fe2＋ Fe3＋ Al3＋ Mg2＋ Ni2＋
開始沉淀的pH 8.1 6.3 1.5 3.4 8.9 6.9
沉淀完全的pH 10.1 8.3 2.8 4.7 10.9 8.9
回答下列問題：
(1)“濾渣1”的成分是SiO2。“酸浸”過程中，FeS2轉化為Fe2(SO4)3的化學方程式為　　　　　　　。
(2)“氧化”目的是將浸出液中Fe2＋氧化為Fe3＋，為檢測溶液中Fe2＋是否被氧化完全，可選用的化學試劑為　　　　　　　。
(3)已知加入CaCO3調節溶液pH為5~6，則“濾渣2”的主要成分是　　　　　　　。
(4)已知Ksp(MnS)＝2.5×10-13，Ksp(NiS)＝1.0×10-21，請用沉淀溶解平衡原理計算說明“除雜1”中選擇MnS的原因為　　　　　　　。
(5)“除雜2”中加入MnF2的作用是　　　　　　　。
(6)如圖為MnSO4溶解度曲線。則“結晶”的具體操作為　　　　　　　、　　　　　　　、洗滌、干燥。單元檢測七　水溶液中的離子反應與平衡
一、選擇題(本題包括15小題，每小題3分，共45分。在每小題給出的四個選項中，只有一項是符合題目要求的)
1.下列關于電解質溶液的說法正確的是(　　)
A.0.1 mol·L-1的KA溶液pH＝6.5，則HA一定為弱酸
B.等pH的鹽酸和醋酸溶液加水稀釋10倍后，c(Cl-)C.將pH＝3的醋酸溶液稀釋后，溶液中所有離子的濃度均降低
D.常溫下，pH相同的鹽酸和醋酸，將兩溶液升溫至80 ℃后溶液的 pH仍然相同
答案　B
解析　溫度未知，所以無法判斷HA是強酸還是弱酸，A錯誤；等pH的鹽酸和醋酸溶液的濃度：c(HCl)CH3COOH，D錯誤。
2.(2024·浙江金華模擬)下列說法正確的是(　　)
A.pH＝11的氨水和pH＝3的鹽酸混合后的溶液，若c(Cl-)＝c(N)，則溶液呈中性
B.在100 ℃時，pH約為6的純水呈酸性
C.25 ℃時，將pH＝8的NaOH溶液加水稀釋100倍，所得溶液的pH＝6
D.25 ℃時，0.1 mol·L-1 NH4Cl溶液的pH小于7不能說明NH3·H2O為弱電解質
答案　A
解析　pH＝11的氨水和pH＝3的鹽酸混合后的溶液存在電荷守恒c(Cl-)＋c(OH-)＝c(N)＋c(H＋)，若c(Cl-)＝c(N)，則c(OH-)＝c(H＋)，溶液呈中性，故A正確；在100 ℃時，Kw＝10-12，pH約為6的純水呈中性，故B錯誤；25 ℃時，溶液的pH＝6顯酸性，將pH＝8的NaOH溶液加水稀釋100倍不可能由堿性變為酸性，故C錯誤；25 ℃時，0.1 mol·L-1 NH4Cl溶液的pH小于7，是因為N＋H2ONH3·H2O＋H＋，說明NH3·H2O為弱電解質，故D錯誤。
3.苯甲酸(C6H5COOH)及其鈉鹽是常用的食品防腐劑。25 ℃，苯甲酸的Ka＝6.2×10-5，下列敘述正確的是(　　)
A.0.01 mol·L-1 C6H5COOH溶液稀釋100倍，pH增加2
B.0.1 mol·L-1 C6H5COONa溶液的pH≈8＋2lg2
C.苯甲酸鈉溶液中：c(H＋)＋c(C6H5COO-)＝c(OH-)
D.用NaOH標準溶液滴定苯甲酸溶液，可用甲基橙作指示劑
答案　B
解析　苯甲酸為一元弱酸，加水稀釋時，電離平衡右移，溶液pH增加小于2，故A錯誤；由電離常數可知，苯甲酸根離子的水解常數Kh＝，則0.1 mol·L-1苯甲酸鈉溶液中氫氧根離子濃度為 mol·L-1，所以溶液pH≈8＋2lg2，故B正確；苯甲酸鈉溶液中存在質子守恒關系：c(H＋)＋c(C6H5COOH)＝c(OH-)，故C錯誤；苯甲酸為一元弱酸，則苯甲酸鈉在溶液中水解使溶液呈堿性，則用氫氧化鈉標準溶液滴定苯甲酸溶液時，應用酚酞作指示劑，故D錯誤。
4.下表是在相同溫度下三種酸的一些數據，下列判斷正確的是(　　)
酸 HX HY HZ
濃度/(mol·L-1) 0.12 0.2 0.9 1 1
電離度 0.25 0.2 0.1 0.3 0.5
電離常數 Ka1 Ka2 Ka3 Ka4 Ka5
A.在相同溫度，從HX的數據可以說明：弱電解質溶液，濃度越低，電離度越大，且Ka1>Ka2>Ka3＝0.01
B.室溫時，若在NaZ溶液中加水，則變小，若加少量鹽酸，則變大
C.含等物質的量的NaX、NaY和NaZ的混合溶液：c(Z-)D.在相同溫度下，Ka5>Ka4>Ka3
答案　D
解析　相同溫度下電離度隨溶液濃度的增大而減小，結合表中數據判斷，當HX的濃度為1 mol·L-1時，HX的電離度小于0.1，故三種酸的酸性強弱順序為HZ>HY>HX，D項正確；電離常數只與溫度有關，溫度相同，Ka1＝Ka2＝Ka3，A項錯誤；依據Z-＋H2OHZ＋OH-可知，是Z-水解常數的倒數，其只隨溫度的變化而變化，B項錯誤；依據“越弱越水解”可知，NaX的水解程度最大，c(X-)最小，C項錯誤。
5.下列判斷不正確的是(　　)
A.在0.1 mol·L-1的NaHCO3溶液中c(HC)＋c(H2CO3)＝0.1 mol·L-1
B.Na2CO3溶液和NaHCO3溶液中所含微粒種類相同
C.氨水和NH4Cl溶液混合，形成pH＝9的溶液中c(N)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H＋)
D.0.1 mol·L-1的NH4Cl溶液中c(H＋)＋c(N)＝c(Cl-)＋c(OH-)
答案　A
解析　根據碳元素守恒可知，c(HC)＋c(H2CO3)＋c(C)＝0.1 mol·L-1，A錯誤；Na2CO3與NaHCO3溶液中均含有H2O、Na＋、H2CO3、HC、C、H＋、OH-，故所含微粒種類相同，B正確；氨水和NH4Cl溶液混合，形成pH＝9的溶液，則c(OH-)>c(H＋) ，根據電荷守恒c(Cl-)＋c(OH-)＝c(N)＋c(H＋)，則c(Cl-)c(Cl-)>c(OH-)>c(H＋)，C正確；根據電荷守恒可知，c(H＋)＋c(N)＝c(Cl-)＋c(OH-)，D正確。
6.室溫下，向3 mL 0.1 mol·L-1稀鹽酸中加入1 mL 0.1 mol·L-1氯化鈷溶液發生反應：
[Co(H2O)6]2＋＋4Cl-[CoCl4]2-＋6H2O
　 粉紅色　　　　　　　 藍色
ΔH>0
平衡時溶液呈淺紫色。下列說法不正確的是(　　)
A.加熱，溶液會逐漸變成藍色
B.向溶液中加AgNO3，如果生成白色沉淀，說明該反應存在限度
C.加入少量水，平衡逆向移動
D.加入NaCl固體，平衡右移，但平衡常數不變
答案　B
解析　正反應為吸熱反應，加熱，平衡正向移動，溶液變藍色，故A正確；Cl-過量，所以向溶液中加入硝酸銀，會生成氯化銀白色沉淀，不能說明反應存在限度，故B錯誤；加水稀釋，平衡逆向移動，故C正確；加入氯化鈉，氯離子濃度增大，平衡向右移動，但平衡常數只受溫度影響，故D正確。
7.下列有關說法正確的是(　　)
A.某溫度下，弱酸的酸性：HA>HB，則等濃度的NaA和NaB溶液中離子總濃度前者小
B.常溫下，將a mol·L-1氨水與b mol·L-1鹽酸等體積混合，所得溶液pH＝7，則NH3·H2O的電離常數Kb＝(忽略溶液混合時體積的變化)
C.等濃度的①Na2C2O4溶液、②NaHC2O4溶液、③H2C2O4溶液中，c(C2)由大到小的順序為①>③>②
D.等濃度的HCN和NaCN的混合溶液顯堿性，則溶液中>1
答案　B
解析　酸性：HA>HB，故水解程度：B->A-，則等濃度的NaB溶液的堿性強于NaA溶液的堿性，根據電荷守恒：c(OH-)＋c(A-)＝c(H＋)＋c(Na＋)，c(OH-)＋c(B-)＝c(H＋)＋c(Na＋)等濃度時，NaA溶液中c(H＋)更大，離子總濃度更大，A錯誤；常溫下，將a mol·L-1氨水與b mol·L-1鹽酸等體積混合，所得溶液pH＝7，溶液呈中性，c(H＋)＝c(OH-)，由電荷守恒可知，c(Cl-)＝c(N)＝ mol·L-1，由元素守恒可知，c(NH3·H2O)＋c(N)＝ mol·L-1，則NH3·H2O的電離常數Kb＝，B正確；三種溶液中c(C2)：①>②>③，C錯誤；等濃度的HCN和NaCN的混合溶液顯堿性，說明CN-水解程度大于HCN的電離程度，溶液中<1，D錯誤。
8.某化學學習小組模擬侯氏制堿法制備純堿并測定其含量。
實驗一：模擬侯氏制堿法制備純堿。
實驗二：測定純堿純度。取m g產品，用c mol·L-1鹽酸滴定測量Na2CO3的含量，Na2CO3與HCl的滴定過程分兩階段，第一階段消耗鹽酸V1 L，第二階段消耗鹽酸V2 L。相關物質溶解度如下表所示。
溫度/℃ 溶解度/(g·L-1) 鹽 0 10 20 30 40
NH4HCO3 11.9 15.8 21.0 27.0 分解
NaHCO3 6.9 8.15 9.6 11.1 12.7
NH4Cl 29.4 33.3 37.2 41.1 45.8
下列說法錯誤的是(　　)
A.為了促進NaHCO3沉淀析出，NaCl溶液應為飽和溶液
B.水浴加熱的溫度為30~35 ℃，目的是增大NH4HCO3的溶解度
C.滴定第二階段所用的指示劑為甲基橙，滴定終點的現象為溶液由橙色變為紅色
D.產品Na2CO3純度為×100%
答案　C
解析　制備Na2CO3的工藝流程中，先將NaCl加水溶解，再加入NH4HCO3溶液，水浴加熱，根據不同溫度條件下各物質的溶解度不同，為了得到NaHCO3晶體，控制溫度在30~35 ℃發生反應，靜置抽濾后，最終得到濾液為NH4Cl溶液，晶體為NaHCO3，再將其加熱烘干，利用NaHCO3受熱易分解的性質，加熱分解NaHCO3制備Na2CO3，即2NaHCO3Na2CO3＋CO2↑＋H2O。Na2CO3與HCl的滴定過程，第一次滴定發生的反應是Na2CO3＋HCl===NaHCO3＋NaCl，滴定終點為堿性，因此指示劑使用的是酚酞；第二次滴定時發生的反應是NaHCO3＋HCl===NaCl＋H2O＋CO2↑，滴定終點為弱酸性，因此使用的指示劑可以是甲基橙，據此作答。使用氯化鈉飽和溶液，能夠最大程度地提高氯化鈉的濃度，促進NaHCO3沉淀析出，故A正確；由題中所給信息可知，40 ℃時，NH4HCO3會發生分解，若是低于30 ℃，反應速率較慢，因此目的是增大NH4HCO3的溶解度，更有利于NaHCO3的析出，故B正確；根據分析可知，第二次滴定時使用的指示劑為甲基橙溶液，滴定到終點前溶液的溶質為碳酸氫鈉和氯化鈉，滴定達到終點后溶液的溶質為氯化鈉和碳酸(溶解的CO2)，所以滴定終點的現象為溶液由黃色變橙色，故C錯誤；第一次滴定發生的反應是Na2CO3＋HCl===NaHCO3＋NaCl，則n(Na2CO3)＝n生成(NaHCO3)＝n(HCl)＝c mol·L-1×V1 L，則產品Na2CO3純度為×100%，故D正確。
9.(2024·江蘇南通高三模擬)室溫下，為了探究Na2SO3、H2SO3的性質進行了下列實驗，已知Ksp(BaSO3)＝5.0×10-10，Ka1(H2SO3)＝1.4×10-2，Ka2(H2SO3)＝6.0×10-8，下列說法正確的是(　　)
實驗 實驗操作及結論
1 測定某濃度的Na2SO3溶液pH約為10.0
2 測量并計算0.2 mol·L-1 H2SO3溶液的c(H＋)約為0.04 mol·L-1
3 測量并計算0.2 mol·L-1 H2SO3溶液中的c(H2SO3)約為0.14 mol·L-1
A.實驗1所在溶液中：c(HS)>(S)
B.實驗1所在溶液中：c(OH-)＝c(H＋)＋c(HS)＋2c(H2SO3)
C.0.2 mol·L-1 H2SO3溶液中存在：c(HS)>c(H2SO3)
D.將濃度均為0.4 mol·L-1H2SO3與BaCl2等體積混合，不能生成BaSO3沉淀
答案　B
解析　Ka2＝，結合pH代入數值知，Na2SO3溶液中c(S)>c(HS)，A錯誤；在Na2SO3溶液中，根據質子守恒得c(OH-)＝c(H＋)＋c(HS)＋2c(H2SO3)，B正確；0.2 mol·L-1H2SO3溶液中的c(H2SO3)約為0.14 mol·L-1，c(H＋)約為0.04 mol·L-1，根據H2SO3的電離方程式，得出c(HS)<0.04 mol·L-1，所以c(H2SO3)>c(HS)，C錯誤；將濃度均為0.4 mol·L-1H2SO3與BaCl2等體積混合后，c(H2SO3)為0.2 mol·L-1，c(Ba2＋)為0.2 mol·L-1，c(S)＝ mol·L-1＝1.05×10-7 mol·L-1，Q(BaSO3)＝c(Ba2＋)·c(S)＝0.2×1.05×10-7＝2.1×10-8>Ksp(BaSO3)＝5.0×10-10，所以溶液中會產生沉淀，D錯誤。
10.(2024·深圳模擬預測)侯氏制堿法是我國化學工程專家侯德榜于1943年創立的，是生產純堿和氯化銨兩種產品的方法。其原理為NaCl＋H2O＋NH3＋CO2===NaHCO3↓＋NH4Cl，2NaHCO3Na2CO3＋H2O＋CO2↑，下列說法正確的是(　　)
A.氨水加水稀釋過程中，逐漸減小
B.NH4Cl溶液中存在：c(N)>c(Cl-)>c(H＋)>c(OH-)
C.等物質的量濃度的NaHCO3溶液和Na2CO3溶液中水的電離程度：前者大于后者
D.0.1 mol·L-1NaHCO3溶液中：c(H＋)-c(OH-)＝c(C)-c(H2CO3)
答案　D
解析　NH3·H2ON＋OH-，Kb＝，，氨水加水稀釋過程中，c(OH-) 減小，逐漸增大，A錯誤；NH4Cl是強酸弱堿鹽，溶液中存在：c(Cl-)>c(N)>c(H＋)>c(OH-)，B錯誤；等物質的量濃度的NaHCO3溶液和Na2CO3溶液中水的電離程度：前者小于后者，C錯誤；0.1 mol·L-1NaHCO3溶液中存在質子守恒，則c(H＋)-c(OH-)＝c(C)-c(H2CO3)，D正確。
11.(2024·長沙模擬)氫硒酸是一種比醋酸略強的二元弱酸。室溫下，通過調節0.1 mol·L-1 H2Se溶液的pH(假設溶液體積不變)，測得溶液中lg X[X＝或]隨pH的變化關系如圖所示。下列敘述錯誤的是(　　)
A.直線①對應的縱坐標中X為
B.m點對應溶液的pH＝7.45
C.隨著溶液pH的改變，溶液的導電能力也會改變
D.含有等物質的量Na2Se和NaHSe的溶液中：c(Na＋)>c(Se2-)>c(HSe-)
答案　D
解析　隨pH的增大c(H2Se)減小，c(HSe-)增大，因此lg減小，即直線①代表lg與pH的關系，A正確；依據圖像信息及電離平衡常數表達式，可求出氫硒酸的電離平衡常數Ka1＝10-3.9、Ka2＝10-11，m點為兩直線的交點，可得，m點存在c2(H＋)＝Ka1·Ka2＝10-14.9即pH為7.45，B正確；改變溶液的pH，可能是通過加入酸或堿進行，故導電能力會改變，C正確；根據電離平衡常數，Na2Se是強堿弱酸鹽，Se2-更易水解，NaHSe的水解大于電離，溶液呈堿性，溶液中c(HSe-)>c(Se2-)，D錯誤。
12.毒重石的主要成分為BaCO3(含Ca2＋、Mg2＋、Fe3＋等雜質)，實驗室利用毒重石制備BaCl2·2H2O的流程如下：
已知：
Ca2＋ Mg2＋ Fe3＋
開始沉淀時的pH 11.9 9.1 1.9
完全沉淀時的pH 13.9 11.1 3.2
Ksp(BaC2O4)＝1.6×10-7，Ksp(CaC2O4)＝2.3×10-9。
下列說法正確的是(　　)
A.①處15%的某酸，可以是鹽酸或硝酸
B.濾渣Ⅱ的成分只有Mg(OH)2
C.②處加入草酸的作用是使Ca2＋沉淀完全
D.③操作需要在HCl氣流中進行
答案　C
解析　毒重石用15%的鹽酸浸取后，溶液含有的陽離子有Ca2＋、Mg2＋、Fe3＋、Ba2＋，加入氨水調節pH后，Fe3＋完全沉淀，濾渣Ⅰ為氫氧化鐵，加入氫氧化鈉調節pH＝12.5后Mg2＋全部沉淀，Ca2＋部分沉淀，濾渣Ⅱ中含有氫氧化鎂和氫氧化鈣，加入適量草酸后鈣離子沉淀完全，濾渣Ⅲ為草酸鈣，濾液再經過蒸發濃縮、冷卻結晶就可以得到BaCl2·2H2O。③為蒸發濃縮、冷卻結晶，不需要在HCl氣流中進行，D錯誤。
13.(2024·遼寧大連模擬)常溫下，向NH4F溶液中滴加NaOH溶液，混合溶液中lg X[X表示或]隨pH變化如圖，已知Ka(HF)＝10-4.5，Ⅰ線和Ⅱ線交點橫坐標為6.6，下列說法錯誤的是(　　)
A.Ⅰ線代表lg
B.Ⅱ線和橫軸交點坐標為(8.7，0)
C.NH4F溶液加水稀釋過程中pH逐漸減小
D.NH4F溶液中存在：c(N)＋c(OH-)＋2c(NH3·H2O)＝c(H＋)＋c(F-)＋2c(HF)
答案　C
解析　向NH4F溶液中滴加NaOH溶液，隨著pH增大，c(F-)增大，c(HF)減小，lg增大， c(N)減小，c(NH3·H2O)增大，lg減小，Ⅰ線代表lg，A正確；Ⅰ線和Ⅱ線交點橫坐標為6.6，可得，，Kb(NH3·H2O)＝10-5.3，橫軸交點說明＝1，則，c(OH-)＝10-5.3 mol·L-1，pH＝8.7，B正確；Ka(HF)>Kb(NH3·H2O)，NH4F溶液顯酸性，加水稀釋過程中水解程度增大，但氫離子濃度減小，pH逐漸增大，C錯誤；NH4F溶液中存在電荷守恒：c(N)＋c(H＋)＝c(F-)＋c(OH-)，元素守恒：c(N)＋c(NH3·H2O)＝c(F-)＋c(HF)，兩式相減得c(OH-)＋c(NH3·H2O)＝c(H＋)＋c(HF)，與c(N)＋c(NH3·H2O)＝c(F-)＋c(HF)相加得c(N)＋c(OH-)＋2c(NH3·H2O)＝c(H＋)＋c(F-)＋2c(HF)，D正確。
14.(2024·湖北模擬預測)某氨基酸衍生物AcryMet(簡稱H2L)的pKa1＝1.47，pKa2＝7.90。常溫下構建Cu2＋ H2L體系，其中c0(Cu2＋)＝0.012 5 mol·L-1，c0(Cu2＋)∶c0(H2L)＝1∶2.2，體系中含Cu物種分布系數與pH關系如圖所示，下列說法正確的是(　　)
A.Cu(HL)2[CuHL]＋＋HL-　K≈0.008
B.pH＝4.5時c([CuHL]＋)>c(HL-)>c(H＋)>c(OH-)
C.pH＝11時，存在2c(L2-)＋c([HL]-)＋c([CuL(OH)]-)＋c(OH-)＝2c(Cu2＋)＋c([CuHL]＋)＋c(H＋)
D.pH＝12后繼續增大pH，溶液中的c([CuL(OH)]-)一定繼續增大
答案　A
解析　由圖可知，溶液pH為6.90時，溶液中[CuHL]＋的分布系數與Cu(HL)2的分布系數均為48%，由電離常數可知，H2L溶液中Ka1＝＝1×10-1.47，pH＝6.90，得到關系式c(HL-)＝1×105.43×c(H2L)①，Ka2＝＝1×10-7.9，得到10c(L2-)＝c(HL-)②，部分HL-和L2-與銅離子結合，導致濃度減少，與Cu元素結合的L元素總濃度為0.012 5 mol·L-1×0.48＋0.012 5 mol·L-1×0.48×2＋0.012 5 mol·L-1×0.04＝0.018 5 mol·L-1 ③，根據L元素守恒有關系式c(HL-)＋c(H2L)＋c(L2-)＋c(與Cu結合的L元素)＝0.012 5 mol·L-1 ×2.2④，將①、②、③代入④中得到關系式c(HL-)＋c(HL-)＋0.018 5 mol·L-1＝0.027 5 mol·L-1，則HL-的濃度約為0.008 mol·L-1，由方程式可知，反應的平衡常數K＝＝c(HL-)≈0.008，故A正確；由圖可知，溶液pH為4.5時，同理由A項可知1×10-3.03×c(HL-)＝c(H2L)①，103.4c(L2-)＝c(HL-)②，溶液pH為4.5時，與Cu元素結合的L元素總濃度大約為0.012 5 mol·L-1，根據L元素守恒有關系式，c(HL-)＋c(H2L)＋c(L2-)＋c(與Cu結合的L元素)＝0.012 5 mol·L-1×2.2，代入①和②得到c(HL-)＋10-3.03× c(HL-)＋10-3.4×c(HL-)＋0.012 5 mol·L-1＝0.027 5 mol·L-1，解得HL-的濃度約為0.015 mol·L-1，溶液pH為4.5時，溶液中[CuHL]＋小于0.012 5 mol·L-1，則溶液中HL-的濃度大于[CuHL]＋， 故B錯誤；由圖可知，溶液pH為11時，溶液中外加堿調節pH，則溶液中存在電荷守恒關系2c(L2-)＋c([HL]-)＋c([CuL(OH)]-)＋c(OH-)＝2c(Cu2＋)＋c([CuHL]＋)＋c(H＋)中缺少了金屬陽離子，故C錯誤；由圖可知，溶液pH為12時，[CuL(OH)]-的分布系數接近最大，則繼續增大pH，溶液中[CuL(OH)]-會轉化為氫氧化銅而減小，故D錯誤。
15.已知相同溫度下，Ksp(BaSO4)下列說法錯誤的是(　　)
A.曲線①中y2＝4.9
B.-lg c(Ba2＋)＝5.1時，兩溶液中＝1
C.加適量BaCl2固體可使溶液由c點變到b點
D.該溫度下：Ksp(BaSO4)＝1.0×10-10
答案　B
解析　由硫酸鋇的溶度積小于碳酸鋇可知，曲線①表示硫酸鋇的沉淀溶解曲線，曲線②表示碳酸鋇的沉淀溶解曲線。由圖可知，當溶液中-lg c(Ba2＋)＝1.0時，-lg c(S)＝9.0，則硫酸鋇的溶度積為1.0×10-1× 1.0×10-9＝1.0×10-10，當溶液中-lg c(Ba2＋)＝5.1時，溶液中y2＝10-5.1＝4.9，故A、D正確；向碳酸鋇飽和溶液中加入氯化鋇固體，溶液中鋇離子濃度增大，溶度積不變，則硫酸根離子濃度減小，可以使溶液由c點變到b點，故C正確。
二、非選擇題(本題包括4小題，共55分)
16.(13分)水溶液廣泛存在于生命體及其賴以生存的環境中。弱電解質的電離平衡、鹽類的水解平衡和難溶電解質的沉淀溶解平衡都與日常生活、工農業生產等息息相關。回答下列問題：
(1)25 ℃時，FeCl3溶液呈酸性的原因是　　　　　　(用離子方程式表示)，把FeCl3溶液蒸干并灼燒得到的固體產物是　　　　(填化學式)。
(2)25 ℃時，NH3·H2O的Kb＝1.8×10-5，H2SO3的Ka1＝1.3×10-2，Ka2＝6.2×10-8。若氨水的濃度為2.0 mol·L-1，溶液中的c(OH-)＝　　　　，將SO2通入該氨水中，當c(OH-)降至1.0×10-7 mol·L-1時，溶液中的＝　　　　。
(3)25 ℃時，檸檬酸(用H3R表示)為三元弱酸，其電離常數：Ka1＝7.4×10-4，Ka2＝1.7×10-5，Ka3＝4.0×10-7；電離常數的負對數：pKa1＝3.13，pKa2＝4.76，pKa3＝6.40。
①在濃度均為0.1 mol·L-1的NaH2R和Na2HR的混合液中，c(H2R-)　　　(填“<”“>”或“＝”)c(HR2-)；c(H3R)＋c(H2R-)＋c(HR2-)＋c(R3-)＝　　　　(填寫準確數值，下同)。
②當c(H2R-)＝c(R3-)時，溶液的pH＝　　　。
答案　(1)Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋　Fe2O3　(2)6.0×10-3 mol·L-1　0.62　(3)①<　0.2 mol·L-1　②5.58
解析　(2)NH3·H2ON＋OH-，Kb＝＝1.8×10-5，因電離微弱，氨水的濃度近似為2.0 mol·L-1，解得c(OH-)＝6.0×10-3 mol·L-1；，當c(OH-)降至1.0×10-7 mol·L-1時，c(H＋)＝1.0×10-7 mol·L-1，溶液中的＝0.62。(3)①在濃度均為0.1 mol·L-1的NaH2R和Na2HR的混合液中，H2R-電離常數Ka2＝1.7×10-5，水解常數Kh＝≈1.35×10-11 ，H2R-以電離為主，同理HR2-也以電離為主，且H2R-的電離程度大于HR2-的電離程度，所以c(H2R-)17.(13分)(2024·廣東模擬預測)CN-能與Ag＋生成[Ag(CN)2]-，常用于自然界中提取銀或廢液中回收銀。
(1)已知Ag在第五周期，與Cu同族，Ag＋的價層電子排布式為　　　。[Ag(CN)2]-中　　　原子提供孤電子對。
(2)向AgCl懸濁液中加入少量NaCN粉末，沉淀會逐漸溶解。此過程也可以表示為AgCl(s)＋2NaCN(s)[Ag(CN)2]-(aq)＋2Na＋(aq)＋Cl-(aq)，則此反應的ΔH＝　　　。
已知：
(3)常溫下，向含有Na[Ag(CN)2]溶液中加入Na2S，生成黑色沉淀，存在以下平衡：
ⅰ.Ag＋(aq)＋2CN-(aq)[Ag(CN)2]-(aq)　Kf＝1021；
ⅱ.Ag2S(s)2Ag＋(aq)＋S2-(aq)　Ksp＝10-50。
①下列說法正確的是　　　(填字母)。
A.加入Na2S時，反應ⅰ的平衡逆向移動，其平衡常數Kf減小
B.隨著c(CN-)增大，減小
C.溶液中存在c(Na＋)＋c(H＋)＋c(Ag＋)＝c([Ag(CN)2]-)＋c(CN-)＋c(OH-)
D.加水稀釋，反應ⅱ的平衡正向移動，c(Ag＋)增大
②反應2[Ag(CN)2]-(aq)＋S2-(aq)Ag2S(s)＋4CN-(aq)　K＝　　　(用Ksp、Kf表示)。
(4)由于CN-有劇毒，生產中常改用R2-提取Ag＋。
已知：Ag＋(aq)＋R2-(aq)[AgR]-(aq)　K1＝108.8；
[AgR]-(aq)＋R2-(aq)[AgR2]3-(aq)　K2＝104.7。
向1 L 0.1 mol·L-1AgNO3溶液中加入Na2R固體，得到澄清溶液(溶液體積不變)，溶液中Ag＋、[AgR]-、[AgR2]3-的物質的量分數δ(X)隨-lg c(R2-)的變化如圖所示。
已知：溶液中δ(X)＝。
①曲線　　　(填標號)表示Ag＋的變化。
②m點c(R2-)約為　　　 mol·L-1。
答案　(1)4d10　C
(2)ΔH1＋ΔH2＋ΔH3
(3)①B　②
(4)①c　②4×10-4.7
解析　(1)[Ag(CN)2]-中配體為CN-，CN-中C原子和N原子都含有孤電子對，由于C的電負性小于N，對電子對的吸引能力較弱，則C原子提供孤電子對。(2)已知：①Ag＋(aq)＋2CN-(aq)[Ag(CN)2]-(aq) 　ΔH1；②AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl-(aq)　ΔH2；③2NaCN (s)2CN-(aq)＋2Na＋(aq)　ΔH3；由蓋斯定律可知，①＋②＋③可得AgCl(s)＋2NaCN(s)[Ag(CN)2]-(aq)＋2Na＋(aq)＋Cl-(aq)　ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3。(3)①加入Na2S時，S2-和Ag＋反應生成Ag2S沉淀，Ag＋的濃度減小，反應ⅰ的平衡逆向移動，平衡常數只受溫度影響，反應ⅰ的平衡常數Kf不變，A錯誤；溫度不變，反應ⅰ的平衡常數不變，則是定值，隨著c(CN-)增大，減小，B正確；溶液中存在電荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＋c(Ag＋)＝c([Ag(CN)2]-)＋c(CN-)＋c(OH-)＋2c(S2-)＋c(HS-)，C錯誤；加水稀釋，反應ⅱ的平衡正向移動，但c(Ag＋)減小，D錯誤。②由蓋斯定律可知，-反應ⅱ-2×反應ⅰ可得2[Ag(CN)2]-(aq)＋S2-(aq)Ag2S(s)＋4CN-(aq)，由Ksp、Kf的表示式可知該反應的平衡常數K＝。(4)①已知：Ag＋(aq)＋R2-(aq)[AgR]-(aq)、[AgR]-(aq)＋R2-(aq)[AgR2]3-(aq)，向1 L 0.1 mol·L-1AgNO3溶液中加入Na2R固體，隨著c(R2-)的增大，-lg c(R2-)減小，Ag＋的物質的量分數減小，[AgR]-的物質的量分數先增大后減小，[AgR2]3-的物質的量分數增大，則曲線c表示Ag＋的變化。②由①可知，曲線a代表[AgR2]3-的變化，m點[AgR2]3-的物質的量分數為0.8，[AgR2]3-的濃度為0.08 mol·L-1，此時Ag＋的物質的量分數為0，則[AgR]-的濃度為0.1 mol·L-1-0.08 mol·L-1＝0.02 mol·L-1，反應[AgR]-(aq)＋R2-(aq)[AgR2]3-(aq)的平衡常數K2＝＝104.7，則c(R2-)＝4×10-4.7 mol·L-1。
18.(15分)(2025·山西高三模擬)石油、天然氣開采、石油化工、煤化工等行業產生的廢氣中普遍含有H2S，對H2S回收處理并加以利用是人們普遍關心的問題。已知Ka1(H2S)＝10-6.88、Ka2(H2S)＝10-14.12。
回答下列問題：
(1)硫化氫可以用NaOH溶液吸收，也可以用ZnCl2溶液吸收。
①向100 mL 0.3 mol·L-1NaOH溶液中緩慢通入H2S氣體至完全反應，當溶液中c(Na2S)與c(NaHS)相等時，通入的H2S氣體在標準狀況下的體積約為　　　 L。
②常溫下，向0.1 mol·L-1ZnCl2酸性溶液中通入H2S至c(H2S)＝0.01 mol·L-1時，溶液中剛好有ZnS沉淀生成，計算溶液的pH＝　　　[已知：Ksp(ZnS)＝10-21.6]。
(2)活性炭氧化吸附脫除H2S的原理如圖所示，已知核心反應為HS-＋O===S↓＋OH-。
①其他條件不變時，增大水膜的厚度，H2S的去除率　　　(填“增大”或“降低”)。
②研究發現，其他條件不變時，適當增大水膜的pH，H2S的去除率增大，其原因可能為　　　。
(3)最近我國在太陽能光電催化 化學耦合處理硫化氫研究中取得新進展，相關裝置如圖所示。a極區依次發生的反應為　　　、　　　。
(4)富瑪克斯法治理硫化氫的工藝流程如圖所示，反應Ⅰ中無論H2S是少量還是過量均只生成兩種酸式鹽，反應Ⅱ生成RNHOH，反應Ⅲ生成RNO(R表示芳香烴基)。
①結合反應Ⅰ判斷，四個電離常數Ka1(H2S)、Ka2(H2S)、Ka1(H2CO3)、Ka2(H2CO3)中最大的和最小的分別是　　　、　　　。
②寫出反應Ⅱ中生成硫單質的化學方程式：　　　　　　　。
答案　(1)①0.448　②1.2
(2)①降低　②增大pH，促進H2S的電離，HS-濃度增大，促使反應HS-＋O===S↓＋OH-的進行
(3)Fe2＋-e-===Fe3＋　2Fe3＋＋H2S===2Fe2＋＋S↓＋2H＋
(4)①Ka1(H2CO3)　Ka2(H2S)　②NaHS＋RNO＋NaHCO3===RNHOH＋S↓＋Na2CO3
解析　(1)①向100 mL 0.3 mol·L-1NaOH溶液中緩慢通入H2S氣體完全反應，當溶液中c(Na2S)與c(NaHS)相等時，發生反應的化學方程式為3NaOH＋2H2S===Na2S＋NaHS＋3H2O，NaOH的物質的量為0.03 mol，故消耗H2S的物質的量為0.02 mol，其標準狀況下的體積為0.448 L。②向0.1 mol·L-1ZnCl2酸性溶液中通入H2S至c(H2S)＝0.01 mol·L-1時，溶液中剛好有ZnS沉淀生成時，溶液中c(S2-)＝ mol·L-1＝10-20.6 mol·L-1，H2S的Ka1＝、Ka2＝，則c2(H＋)＝＝10-2.4，c(H＋)＝10-1.2 mol·L-1，pH＝1.2。(2)①氧氣分子在活性炭表面變為活性氧原子，其他條件不變時，增大水膜的厚度，氧氣分子變為活性氧原子的數量降低，H2S的去除率降低。(3)在a極上Fe2＋失去電子變為Fe3＋，Fe3＋和H2S反應生成Fe2＋、S和H＋，故a極區發生的反應為Fe2＋-e-===Fe3＋、2Fe3＋＋H2S===2Fe2＋＋S↓＋2H＋。
(4)①由題意可知反應Ⅰ中無論H2S是少量還是過量均只生成兩種酸式鹽，則反應Ⅰ中發生反應的化學方程式為H2S＋Na2CO3===NaHS＋NaHCO3，且H2S不能和HC反應生成H2CO3，據此判斷Ka1(H2CO3)>Ka1(H2S)>Ka2(H2CO3)>Ka2(H2S)。②由題意可知反應Ⅱ的反應物為NaHS、RNO、NaHCO3，生成物有RNHOH、S和碳酸鈉，其中發生反應的化學方程式為NaHS＋RNO＋NaHCO3===RNHOH＋S↓＋Na2CO3。
19.(14分)(2023·武漢江漢區模擬)高純硫酸錳在電池材料領域具有重要的用途。一種以軟錳礦(主要成分是MnO2，含有Fe2O3、SiO2、Al2O3、MgO等雜質)和硫鐵礦(主要成分是FeS2，含有FeO、NiO、SiO2等雜質)為原料制備MnSO4流程如圖所示。
相關金屬離子[c0(Mn＋)＝0.1 mol·L-1]形成氫氧化物沉淀的pH范圍如下：
金屬離子 Mn2＋ Fe2＋ Fe3＋ Al3＋ Mg2＋ Ni2＋
開始沉淀的pH 8.1 6.3 1.5 3.4 8.9 6.9
沉淀完全的pH 10.1 8.3 2.8 4.7 10.9 8.9
回答下列問題：
(1)“濾渣1”的成分是SiO2。“酸浸”過程中，FeS2轉化為Fe2(SO4)3的化學方程式為　　　　　　　。
(2)“氧化”目的是將浸出液中Fe2＋氧化為Fe3＋，為檢測溶液中Fe2＋是否被氧化完全，可選用的化學試劑為　　　　　　　。
(3)已知加入CaCO3調節溶液pH為5~6，則“濾渣2”的主要成分是　　　　　　　。
(4)已知Ksp(MnS)＝2.5×10-13，Ksp(NiS)＝1.0×10-21，請用沉淀溶解平衡原理計算說明“除雜1”中選擇MnS的原因為　　　　　　　。
(5)“除雜2”中加入MnF2的作用是　　　　　　　。
(6)如圖為MnSO4溶解度曲線。則“結晶”的具體操作為　　　　　　　、　　　　　　　、洗滌、干燥。
答案　(1)15MnO2＋2FeS2＋14H2SO4===15MnSO4＋Fe2(SO4)3＋14H2O
(2)K3[Fe(CN)6](或鐵氰化鉀)
(3)Fe(OH)3、Al(OH)3
(4)Ksp(MnS)＝2.5×10-13>Ksp(NiS)＝1.0×10-21，則可發生沉淀轉化：MnS(s)＋Ni2＋(aq)NiS(s)＋Mn2＋(aq)，K＝＝2.5×108>105，反應完全
(5)沉淀Mg2＋、Ca2＋，且不引入新雜質
(6)蒸發結晶　趁熱過濾
解析　(1)“酸浸”過程中，FeS2被二氧化錳氧化，轉化為Fe2(SO4)3，還原產物為硫酸錳。(2)K3[Fe(CN)6](鐵氰化鉀)可靈敏檢測出溶液中的亞鐵離子，會產生特征的藍色沉淀。(3)由表知，加入CaCO3調節溶液pH為5~6時，鐵離子和鋁離子已沉淀完全。(6)MnSO4的溶解度隨溫度升高先增大后減小，則“結晶”的具體操作為蒸發結晶、趁熱過濾、洗滌、干燥。

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