2019年領軍高考化學 清除易錯點 專題15 鹽的水解、難溶電解質(zhì)的溶解平衡知識點講解.doc

易錯點15 鹽的水解、難溶電解質(zhì)的溶解平衡瞄準高考1（2018北京）測定0.1 molL-1 Na2SO3溶液先升溫再降溫過程中的pH，數(shù)據(jù)如下。時刻溫度/25304025pH9.669.529.379.25實驗過程中，取時刻的溶液，加入鹽酸酸化的BaCl2溶液做對比實驗，產(chǎn)生白色沉淀多。下列說法不正確的是A. Na2SO3溶液中存在水解平衡：+H2O+OHB. 的pH與不同，是由于濃度減小造成的C. 的過程中，溫度和濃度對水解平衡移動方向的影響一致D. 與的Kw值相等【答案】C2（2018天津）LiH2PO4是制備電池的重要原料。室溫下，LiH2PO4溶液的pH隨c初始（H2PO4）的變化如圖1所示，H3PO4溶液中H2PO4的分布分數(shù)隨pH的變化如圖2所示，下列有關LiH2PO4溶液的敘述正確的是 A. 溶液中存在3個平衡B. 含P元素的粒子有H2PO4、HPO42、PO43C. 隨c初始（H2PO4）增大，溶液的pH明顯變小D. 用濃度大于1 molL-1的H3PO4溶液溶解Li2CO3，當pH達到4.66時，H3PO4幾乎全部轉(zhuǎn)化為LiH2PO4【答案】D3（2018課標）用0.100 molL-1 AgNO3滴定50.0 mL 0.0500 molL-1 Cl-溶液的滴定曲線如圖所示。下列有關描述錯誤的是A. 根據(jù)曲線數(shù)據(jù)計算可知Ksp(AgCl)的數(shù)量級為10-10B. 曲線上各點的溶液滿足關系式c(Ag+)c(Cl-)=Ksp(AgCl)C. 相同實驗條件下，若改為0.0400 molL-1 Cl-，反應終點c移到aD. 相同實驗條件下，若改為0.0500 molL-1 Br-，反應終點c向b方向移動【答案】C4（2018江蘇）H2C2O4為二元弱酸，Ka1 (H2C2O4 ) =5.4102，Ka2 (H2C2O4 ) =5.4105，設H2C2O4溶液中c(總)=c(H2C2O4) +c(HC2O4) +c(C2O42)。室溫下用NaOH溶液滴定25.00 mL 0.1000 molL1H2C2O4溶液至終點。滴定過程得到的下列溶液中微粒的物質(zhì)的量濃度關系一定正確的是A. 0.1000 molL1 H2C2O4溶液：c(H+ ) =0.1000 molL1+c(C2O42 )+c(OH)c(H2C2O4 )B. c(Na+ ) =c(總)的溶液：c(Na+ ) >c(H2C2O4 ) >c(C2O42 ) >c(H+ )C. pH = 7的溶液：c(Na+ ) =0.1000 molL1+ c(C2O42) c(H2C2O4)D. c(Na+ ) =2c(總)的溶液：c(OH) c(H+) = 2c(H2C2O4) +c(HC2O4)【答案】AD【解析】分析：A項，H2C2O4溶液中的電荷守恒為c（H+）=c（HC2O4-）+2c（C2O42-）+c（OH-），0.1000 molL1H2C2O4溶液中0.1000mol/L=c（H2C2O4） + c（HC2O4-）+ c（C2O42-），兩式整理得c（H+）=0.1000mol/L-c（H2C2O4）+c（C2O42-）+c（OH-）；B項，c（Na+）=c（總）時溶液中溶質(zhì)為NaHC2O4，HC2O4-既存在電離平衡又存在水解平衡，HC2O4-水解的離子方程式為HC2O4-+H2OH2C2O4+OH-，HC2O4-水解常數(shù)Kh=1.8510-13Ka2（H2C2O4），HC2O4-的電離程度大于水解程度，則c（C2O42-）c（H2C2O4）；C項，滴入NaOH溶液后，溶液中的電荷守恒為c（Na+）+c（H+）=c（HC2O4-）+2c（C2O42-）+c（OH-），室溫pH=7即c（H+）=c（OH-），5（2017課標）常溫下將NaOH溶液添加到己二酸（H2X）溶液中，混合溶液的pH與離子濃度變化的關系如圖所示。下列敘述錯誤的是AKa2（H2X）的數(shù)量級為10-6B曲線N表示pH與的變化關系CNaHX溶液中c(H)c(OH)D當混合溶液呈中性時，c(Na)c(HX-)c(X2-)c(H+)=c(OH-)【答案】D6（2017天津）以下實驗設計能達到實驗目的是 實驗目的實驗設計A除去NaHCO3固體中的Na2CO3將固體加熱至恒重 B制備無水AlCl3 蒸發(fā)Al與稀鹽酸反應后的溶液C重結(jié)晶提純苯甲酸將粗品水溶、過濾、蒸發(fā)、結(jié)晶 D鑒別NaBr和KI溶液分別加新制氯水后，用CCl4萃取AA BB CC DD【答案】D【解析】A碳酸氫鈉加熱分解生成碳酸鈉，加熱將原物質(zhì)除去，不能除雜，故A錯誤；B蒸發(fā)時促進氯化鋁水解，生成的鹽酸易揮發(fā)，則應在HCl氣流中蒸發(fā)結(jié)晶，故B錯誤；C苯甲酸在水中的溶解度不大，應趁熱過濾后，選擇重結(jié)晶法分離提純，故C錯誤；D氯氣與NaBr、NaI反應分別生成溴、碘，在四氯化碳中的顏色不同，則分別加新制氯水后，用CCl4萃取后觀察顏色可鑒別，故D正確。7（2017江蘇）常溫下，Ka(HCOOH) =1.77104，Ka(CH3COOH) =1.75105，Kb(NH3H2O) =1.76105，下列說法正確的是A濃度均為0.1 molL1的 HCOONa和NH4Cl 溶液中陽離子的物質(zhì)的量濃度之和：前者大于后者B用相同濃度的NaOH溶液分別滴定等體積pH均為3的HCOOH和CH3COOH溶液至終點，消耗NaOH溶液的體積相等C0.2 molL1 HCOOH 與 0.1 molL1 NaOH 等體積混合后的溶液中：C(HCOO) +c(OH) =c(HCOOH) +c(H+)D0.2 molL1 CH3COONa 與 0.1 molL1鹽酸等體積混合后的溶液中(pH7)：c(CH3COO)c(Cl)c(CH3COOH)c(H+)【答案】AD鎖定考點一鹽類的水解1. 鹽類水解的概念：在溶液中鹽電離出來的離子跟水電離產(chǎn)生出來的H或OH結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應，叫做鹽類的水解鹽類的水解反應與中和反應互為可逆過程：鹽 + 水酸 + 堿 熱量2. 鹽類水解的實質(zhì)：鹽溶于水時電離產(chǎn)生的弱堿陽離子(如NH4、A13、Fe3等)或者弱酸陰離子(如CH3COO、CO32、S2等)與水電離產(chǎn)生的OH或H結(jié)合生成了難電離的弱堿、弱酸(弱電解質(zhì))，使水的電離平衡發(fā)生移動，從而引起水電離產(chǎn)生的c(H)與c(OH)的大小發(fā)生變化判斷某鹽是否水解的簡易口訣：不溶不水解，無弱不水解，誰弱誰水解，都弱都水解判斷鹽溶液酸堿性的簡易口訣：有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解，都弱雙水解，誰強顯誰性，同強顯中性，都弱具體定(比較等溫時K酸與K堿的大小)。3. 鹽類水解離子方程式的書寫方法書寫原則：方程式左邊的水寫化學式“H2O”，中間符號用“”，右邊不寫“”、“”符號整個方程式中電荷、質(zhì)量要守恒 強酸弱堿鹽弱堿陽離子：Mn + nH2OM(OH)n + nH如CuSO4水解的離子方程式為： Cu2 + 2H2OCu(OH)2 + 2H，溶液中離子濃度大小的順序為：c(SO42)c(Cu2)c(H)c(OH)。弱酸強堿鹽a一元弱酸對應的鹽如CH3COONa水解離子方程式為： CH3COO + H2OCH3COOH + OH，溶液中離子濃度大小的順序為：c(Na)c(CH3COO)c(OH)c(H)根據(jù)“任何電解質(zhì)溶液中陰、陽離子電荷守恒”可知：c(Na) + c(H) c(CH3COO) + c(OH)b多元弱酸對應的鹽多元弱酸對應的鹽發(fā)生水解時，是幾元酸就分幾步水解，且每步水解只與1個H2O分子結(jié)合，生成1個OH離子多元弱酸鹽的水解程度是逐漸減弱的，因此，多元弱酸鹽溶液的酸堿性主要由第一步水解決定。例如K2CO3的水解是分兩步進行的第一步：CO32 + H2OHCO3 + OH；第二步：HCO3 +H2OH2CO3 + OH水解程度：第一步第二步所以K2CO3溶液中各微粒濃度大小的順序為：c(K)c(CO32)c(OH)c(HCO3)c(H2CO3)c(H)，根據(jù)“任何電解質(zhì)溶液中電荷守恒”可知：c(K) + c(H) 2c(CO32) + c(OH) + c(HCO3)弱酸弱堿鹽如CH3COONH4水解的離子方程式為：CH3COO + NH4 + H2OCH3COOH + NH3H2O，因為K(CH3COOH)K(NH3H2O)1.8105，所以CH3COONH4溶液呈中性。二. 各種類型的鹽的水解情況比較鹽的類型強酸強堿鹽強酸弱堿鹽弱酸強堿鹽弱酸弱堿鹽水解情況不水解水解水解水解參與水解的離子弱堿陽離子弱酸陰離子弱酸陰離子和弱堿陽離子溶液的酸堿性正鹽顯中性；酸式鹽因電離產(chǎn)生H而顯酸性酸性弱堿陽離子與H2O電離產(chǎn)生的OH-結(jié)合而使得c(H) c(OH)堿性弱酸陰離子與H2O電離產(chǎn)生的OH-結(jié)合而使得c(H)c(OH)依組成鹽對應的酸、堿的電離常數(shù)尺的相對大小而定K酸K堿：溶液呈酸性K酸K堿：溶液呈堿性實 例正 鹽：KCl、Na2SO4、等酸式鹽：NaHSO4等CuCl2、NH4C1、FeCl3、A12(SO4)3CH3COONa、NaClO、NaF、K2S、K2CO3CH3COONH4、NH4F、(NH4)2CO3說 明 鹽類的水解程度很小，水解后生成的難溶物的微粒數(shù)、易揮發(fā)性物質(zhì)的微粒數(shù)都很少，沒有沉淀、氣體產(chǎn)生，因此不能用“”、“”符號表示 發(fā)生水解的鹽都是使水的電離平衡正向移動而促進水的電離(而酸或堿則總是抑制水的電離)三. 影響鹽類水解的因素內(nèi)因：鹽本身的性質(zhì)外因：溫度：鹽的水解是吸熱反應，因此升高溫度，水解程度增大。濃度：稀釋鹽溶液，可以促進水解，鹽的濃度越小，水解程度越大。外加酸堿：外加酸堿能促進或抑制鹽的水解。以FeCl3和CH3COONa為例a Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+條 件移動方向H+數(shù)pHFe3+水解率現(xiàn)象升高溫度向右增降增大顏色變深(黃變紅棕)通HCl向左增降減小顏色變淺加H2O向右增升增大顏色變淺加Mg粉向右減升增大紅褐色沉淀，無色氣體加NaHCO3向右減升增大紅褐色沉淀，無色氣體加少量NaF向右減升增大顏色變深加少量NaOH向右減升增大紅褐色沉淀bCH3COO- + H2O CH3COOH + OH-c(CH3COO-)c(CH3COOH)c(OH-)c(H+)pH水解程度升 溫降低升高升高降低升高 升高加 水降低升高降低升高降低升高加醋酸升高降低降低升高降低降低加醋酸鈉升高升高升高降低升高降低加HCl降低升高降低升高降低升高加NaOH升高降低升高降低升高降低【拓展提升】電離平衡和水解平衡的比較電 離 平 衡水 解 平 衡實 例H2S水溶液（0.1mol/L）Na2S水溶液（0.1mol/L）研 究對 象弱電解質(zhì)（弱酸、弱堿、水）強電解質(zhì)（弱酸鹽、弱堿鹽）實 質(zhì)弱酸H+ + 弱酸根離子弱堿OH + 弱堿陽子H2O + H2OH3O+ + OH離子化速率 = 分子化速率弱酸根陰離子+H2O弱酸 + OH弱堿陽離子+H2O弱堿 + H+水解速率 = 中和速率程 度酸或堿越弱，電離程度越小，多元酸的一級電離遠遠大于二級電離，大于三級電離“越弱越水解”，多元弱酸根一級水解遠遠大于二級水解，大于三級水解一般中和程度遠遠大于水解程度雙水解程度較大，甚至很徹底。能量變化吸熱（極少數(shù)例外）吸熱表達式電離方程式：用 “ ”多元弱酸分步電離H2SH+ + HSHSH+ + S2水解反應離子方程式用“”多元弱酸根分步水解 除了雙水解反應，產(chǎn)物不寫分解產(chǎn)物，不標或S2+H2OHS+OH（主要）HS+H2OH2S+OH（次要）微 粒 濃 度大 小比 較c(H2S)>c(H+)>c(HS)>c(S2) >c(OH-)c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H2S)> c(H+)電 荷守恒式c(H+)= c(HS-)+2c(S2-)+ c(OH-)c(Na+)+ c(H+)= c(HS-)+2c(S2-)+ c(OH-)物 料守恒式c(H2S)+c(HS)+c(S2)=0.1mol/Lc(H2S)+c(HS)+c(S2)=0.1mol/L= c(Na+)/2影 響 因 素溫 度升溫促進電離（極少數(shù)例外）升溫促進水解濃 度 稀 釋促進電離，但濃度減小，酸性減弱促進水解，但濃度減小，堿性減弱通H2S電離平衡向右移動，酸性增強，但電離程度減小，電離常數(shù)不變。S2+H2OHS+ OHH2S + OHHS+ H2O 促使上述平衡右移，合并為：H2S + S22HS加Na2SH2SH+ + HSS2+ H+HS促使上述平衡右移，合并為：H2S + S22HS水解平衡向右移動，堿性增強，但水解程度減小。四離子濃度大小比較一. 電離平衡理論和水解平衡理論1. 電離理論 弱電解質(zhì)的電離是微弱的，電離消耗的電解質(zhì)及產(chǎn)生的微粒都是少量的，同時注意考慮水的電離的存在。 多元弱酸的電離是分步的，主要以第一步電離為主；例如H2S溶液中微粒濃度大小關系。2. 水解理論 弱酸的陰離子和弱堿的陽離子因水解而損耗；如NaHCO3溶液中有：c(Na+)c(HCO3-)。 弱酸的陰離子和弱堿的陽離子的水解是微量的（雙水解除外），因此水解生成的弱電解質(zhì)及產(chǎn)生H+的（或OH-）也是微量，但由于水的電離平衡和鹽類水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c(H+)（或堿性溶液中的c(OH-)）總是大于水解產(chǎn)生的弱電解質(zhì)的濃度； 多元弱酸的酸根離子的水解是分步進行的，主要以第一步水解為主?！痉治觥坑捎谠贜H3H2O溶液中存在下列電離平衡：NH3H2ONH4+OH-，H2OH+OH-，所以溶液中微粒濃度關系為：c(NH3H2O)c(OH-)c(NH4+)c(H+)?！痉治觥坑捎贖2S溶液中存在下列平衡：H2S HS-+H+，HS- S2-+H+，H2OH+OH-，所以溶液中微粒濃度關系為：c(H2S )c(H+)c(HS-)c(OH-)。例如（NH4）2SO4溶液中微粒濃度關系：c(NH4+)c(SO42-)c(H+)c(NH3H2O)c(OH-)。例如: Na2CO3溶液中水解平衡為：CO32-+H2OHCO3-+OH-，H2O+HCO3-H2CO3+OH-所以溶液中部分微粒濃度的關系為：c(CO32-)c(HCO3-)。二. 電荷守恒和物料守恒1電荷守恒：電解質(zhì)溶液中所有陽離子所帶有的正電荷數(shù)與所有的陰離子所帶的負電荷數(shù)相等。2物料守恒：電解質(zhì)溶液中由于電離或水解因素，離子會發(fā)生變化變成其它離子或分子等，但離子或分子中某種特定元素的原子的總數(shù)是不會改變的。3導出式質(zhì)子守恒：如NaHCO3溶液中：n(Na+)n(H+)n(HCO3-)2n(CO32-)n(OH-)推出：c(Na+)c(H+)c(HCO3-)2c(CO32-)c(OH-)如NaHCO3溶液中n(Na+)：n(c)1：1，推出：c(Na+)c(HCO3-)c(CO32-)c(H2CO3)如碳酸鈉溶液中由電荷守恒和物料守恒將Na+離子消掉可得：c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)。 如醋酸鈉溶液中由電荷守恒和物料守恒將鈉離子消掉可：c(OH-)=c(H+)+c(CH3COOH)。五難溶電解質(zhì)的溶解平衡 1溶解度和溶解性：難溶電解質(zhì)和易溶電解質(zhì)之間并無嚴格的界限，溶解度小于0.01g的稱為難溶電解質(zhì)，離子相互反應生成難溶電解質(zhì)，可以認為是完全反應。在20時電解質(zhì)的溶解性與溶解度的關系如下：溶解性易溶可溶微溶難溶溶解度>10g1-10g1-0.1g<0.01g2根據(jù)對溶解度及反應限度、化學平衡原理的認識，說明生成沉淀的離子反應是否真正能進行到底？AgCl在溶液中存在兩個過程，一方面，在水分子作用下，少量Cl-、Ag脫離AgCl表面溶入水中；另一方面，溶液中的Cl-、Ag受AgCl表面陰、陽離子的靜電作用，回到AgCl的表面析出晶體。一定溫度下，AgCl飽和溶液建立下列動態(tài)平衡的反應式：AgCl（s）Cl-（aq）Ag（aq），沉淀、溶解之間由于動態(tài)平衡的存住，決定了沉淀反應不能完全進行到底。3溶解平衡的特征：逆：溶解平衡是 一個 可逆過程。 等：溶解速率和沉淀速率相等。動：溶解速率和沉淀速率相等，但不為0。定：平衡狀態(tài)時，溶液中各種離子的濃度保持一定。變：當外界條件改變，溶解平衡發(fā)生移動?！久麕燑c撥】難溶強電解質(zhì)的電離方程式用“=”，如：AgCl 溶解平衡：AgCl（s） Cl-（aq）Ag（aq）；電離平衡：AgClCl- Ag4. 影響平衡的因素：影 響 因 素沉淀溶解平衡電 離 平 衡內(nèi) 因電 解 質(zhì) 本 身 的 性 質(zhì)外因溫 度溫度升高，多數(shù)溶解平衡向溶解的方向移動溫度升高正向移動稀 釋向溶解的方向移動正向移動同離子效應加入相同離子，向生成沉淀的方向移動逆向移動六. 溶度積（Ksp）1. 概念：一定溫度下，難溶電解質(zhì)在飽和溶液中各離子濃度冪的乘積是一個常數(shù)，這個常數(shù)稱為該難溶電解質(zhì)的溶度積，用符號Ksp表示。2. 表達式：對于沉淀溶解平衡：MmAn（s）mMn+(aq)+nAm-(aq)，溶度積常數(shù)：Ksp = c（Mn+）mc（Am-）n 3. 溶度積規(guī)則：比較Ksp與溶液中有關離子濃度冪的乘積（離子積Qc）判斷難溶電解質(zhì)在給定條件下沉淀能否生成或溶解。QcKsp時，生成沉淀；QcKsp時，達到溶解平衡；QcKsp時，沉淀溶解。4. 影響溶度積的因素：Ksp 只與難溶電解質(zhì)的性質(zhì)和溫度有關，而與沉淀的量無關，并且溶液中的離子濃度的變化能使平衡移動，并不改變Ksp 。5. 溶度積的物理意義：Ksp反映了難溶電解質(zhì)在水中的溶解能力。當化學式所表示的組成中陰、陽離子個數(shù)比相同時，Ksp數(shù)值越大則難溶電解質(zhì)在水中的溶解能力越強。但對化學式所表示的組成中陰、陽離子個數(shù)比不相同的電解質(zhì)，則不能直接由它們的溶度積來比較溶解能力的大小，必須通過具體計算確定。6. 難溶電解質(zhì)的溶度積以及溶解能力的比較沉淀溶解平衡Ksp（1825）溶解能力比較AgCl（s）Cl-（aq）Ag（aq）1.810-10mol2. L-2AgCl> AgBr > AgIAgBr（s）Br-（aq）Ag（aq）5.010-13mol2.L-2AgI（s）I-（aq）Ag（aq）8.310-17mol2.L-2Mg(OH)2（s）Mg 2+（aq）2OH-（aq）1.810-11mol3.L-3Mg(OH)2 > Cu(OH)2Cu(OH)2（s） Cu 2+（aq）2OH-（aq）2.210-20mol3.L-3【拓展提升】一. 沉淀的生成1沉淀生成的應用在涉及無機制備、提純工藝的生產(chǎn)、科研、廢水處理等領域中，常利用沉淀溶解來達到分離或除去某些離子的目的。2沉淀的方法(1) 調(diào)節(jié)pH法：如工業(yè)原料氯化銨中含雜質(zhì)氯化鐵，使其溶解于水，再加入氨水調(diào)節(jié)pH至78，可使Fe3轉(zhuǎn)變?yōu)镕e(OH)3沉淀而除去。反應如下：Fe33NH3H2O=Fe(OH)33NH。(2) 加沉淀劑法：如以Na2S、H2S等作沉淀劑，使某些金屬離子，如Cu2、Hg2等生成極難溶的硫化物CuS、HgS等沉淀，也是分離、除去雜質(zhì)常用的方法。反應如下：Cu2S2=CuS Cu2H2S=CuS + 2H+ Hg2S2=HgS Hg2H2S=HgS+ 2H+二. 沉淀的轉(zhuǎn)化1實驗探究(1) Ag的沉淀物的轉(zhuǎn)化實驗步驟實驗現(xiàn)象有白色沉淀生成白色沉淀變?yōu)辄S色黃色沉淀變?yōu)楹谏瘜W方程式AgNO3NaCl=AgClNaNO3AgClKI=AgIKCl2AgINa2S=Ag2S2NaI實驗結(jié)論溶解度小的沉淀可以轉(zhuǎn)化成溶解度更小的沉淀(2) Mg(OH)2與Fe(OH)3的轉(zhuǎn)化實驗步驟實驗現(xiàn)象產(chǎn)生白色沉淀產(chǎn)生紅褐色沉淀化學方程式MgCl22NaOH=Mg(OH)22NaCl3Mg(OH)22FeCl3=2Fe(OH)33MgCl2實驗結(jié)論Fe(OH)3比Mg(OH)2溶解度小2. 沉淀轉(zhuǎn)化的方法對于一些用酸或其他方法也不能溶解的沉淀，可以先將其轉(zhuǎn)化為另一種用酸或其他方法能溶解沉淀。3沉淀轉(zhuǎn)化的實質(zhì)沉淀轉(zhuǎn)化的實質(zhì)就是沉淀溶解平衡的移動。一般說來，溶解度大的沉淀轉(zhuǎn)化成溶解度更小的沉淀容易實現(xiàn)。兩種沉淀的溶解度差別越大，沉淀轉(zhuǎn)化越容易。4沉淀轉(zhuǎn)化的應用沉淀的轉(zhuǎn)化在科研和生產(chǎn)中具有重要的應用價值。(1) 鍋爐除水垢水垢CaSO4(s)CaCO3Ca2(aq)其反應方程式是CaSO4Na2CO3CaCO3Na2SO4，CaCO32HCl=CaCl2H2OCO2。(2) 對一些自然現(xiàn)象的解釋在自然界也發(fā)生著溶解度小的礦物轉(zhuǎn)化為溶解度更小的礦物的現(xiàn)象。例如，各種原生銅的硫化物經(jīng)氧化、淋濾作用后可變成CuSO4溶液，并向深部滲透，遇到深層的閃鋅礦(ZnS)和方鉛礦(PbS)時，便慢慢地使之轉(zhuǎn)變?yōu)殂~藍(CuS)。其反應如下：CuSO4ZnS=CuS + ZnSO4 、CuSO4PbS=CuS + PbSO4。小題快練1下列有關說法正確的是A 在Na2S溶液中加入少量的Na2S固體，Na2S的水解程度減小B Fe3O4(s)+4CO(g)3Fe(s)+4CO2(g)室溫下不能自發(fā)進行，說明該反應的H0C 用堿式滴定管量取20.00mL酸性高錳酸鉀溶液D 室溫下，pH分別為2和4的鹽酸等體積混合后，溶液pH3【答案】A210時加熱NaHCO3溶液，測得溶液pH發(fā)生如下變化：溫度（）102030加熱煮沸后冷卻到50pH8.38.48.58.8下列判斷正確的是A 50時，c(OH)1105.2mol/L B 30時，c(Na+)c(HCO3) +2c(CO32)C 升高溫度，c(Na+)/c(HCO3)增大 D 將NaHCO3溶液蒸干，得到NaOH固體【答案】C【解析】A. 50時，碳酸氫鈉溶液的pH為8.8，說明溶液中氫離子濃度為10-8.8mol/L，但因為水的離子積常數(shù)不能確定，所以不能計算氫氧根離子濃度，故錯誤；B.溶液中的物料守恒，c(Na+)c(HCO3) +c(CO32) + c(H2CO3)，溶液中碳酸氫根子水解生成碳酸，電離生成碳酸根離子，因為溶液顯堿性，說明水解程度大于電離程度，即碳酸分子濃度大于碳酸根離子濃度，故c(Na+)c(HCO3) +2c(CO32)錯誤；C. 升高溫度，碳酸氫根離子水解程度增大，碳酸氫根離子濃度減小，所以c(Na+)/c(HCO3)增大，故正確；D. 將NaHCO3溶液蒸干，碳酸氫鈉受熱分解生成碳酸鈉和水和二氧化碳，不能得到NaOH固體，故錯誤。3用NaHCO3溶液處理NaAlO2溶液(由Al2O3過量NaOH溶液反應制得)，測得溶液pH和Al(OH)3生成的量隨加入NaHCO3溶液體積的變化情況如圖所示。下列說法正確的是（ ）A Al(OH)3的生成是因為NaHCO3促進了NaAlO2的水解B b點和c點溶液所含微粒種類不同C NaHCO3溶液的物質(zhì)的量濃度為1.0molL-1D d點時：c(Na+)=c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)【答案】C4苯甲酸鈉(，縮寫為NaA)可用作飲料的防腐劑。研究表明苯甲酸(HA)的抑菌能力顯著高于A。已知25 時，HA的Ka6.25105，H2CO3的Ka14.17107，Ka24.901011。在生產(chǎn)碳酸飲料的過程中，除了添加NaA外，還需加壓充入CO2氣體。下列說法不正確的是(溫度為25 ，不考慮飲料中其他成分)( )A 由于碳酸的酸性弱于HA，充入CO2不能生成HA，因此充入CO2并不能增強抑菌能力B pH相同的NaA和NaHCO3溶液，導電能力前者強于后者C 當pH為5.0時，飲料中0.16D 碳酸飲料中各種粒子的濃度關系為：c(H) c(Na)c(HCO)2c(CO)c(OH)+c(A)【答案】A5下列關于物質(zhì)的分類或變化說法正確的是A Na2CO3、BaCl2是常見的強電解質(zhì)，且溶于水時均會破壞水的電離平衡B NO2經(jīng)降溫加壓凝成無色液體為物理變化，NO2排水收集到無色氣體為化學變化C Na2OSiO2是一種簡單的硅酸鹽，露置于空氣中會變質(zhì)D 植物油可萃取溴水中的溴而使溴水褪色【答案】C【解析】A. BaCl2屬于強酸強堿鹽，不發(fā)生水解，對水的電離平衡沒有影響，故A項錯誤；B.二氧化氮經(jīng)加壓凝成無色液體，發(fā)生反應：2NO2N2O4，屬于化學變化，故B項錯誤；C. Na2OSiO2為Na2SiO3的氧化物形式，是一種簡單的硅酸鹽，露置于空氣中會與二氧化碳、水蒸氣反應生成碳酸鈉和硅酸，發(fā)生變質(zhì)，故C項正確；D. 植物油為不飽和高級脂肪酸甘油酯，含有不飽和碳碳鍵，可以與溴水發(fā)生加成反應，因此植物油不能萃取出溴水中的溴單質(zhì)，故D項錯誤。6室溫時，CH3COOH的電離平衡常數(shù)為K，向20mL 0.1mol/L CH3COOH溶液中逐滴加入0.1mol/L NaOH溶液，其pH變化曲線如圖所示（忽略溫度變化）。下列說法中正確的是（ ）A b點表示的溶液中c(Na+)c(CH3COO)B c點表示CH3COOH和NaOH恰好反應完全C d點表示的溶液中c(CH3COO) c(H+)/c(CH3COOH)大于KD b、c、d三點表示的溶液中一定都存在：c(Na+)+c(H+)c(CH3COO)+c(OH)【答案】D7下列說法中不正確的是()弱酸CH3COOHHClOH2CO3電離平衡常數(shù)（ 25）Ki=1.76105Ki=2.95108Ki1=4.30107Ki2=5.601011A pH相同的CH3COONaNaHCO3NaClO三種溶液中c(Na+):<<B 一定濃度的NaHS溶液中:c(Na+)+ c(H+) = c(OH-) +c(HS-)+2c(S2-)C pH=a的氨水，稀釋至原體積的10倍后, 其pH=b, 則b>a-1D 室溫下，甲、乙兩燒杯均盛有5mL pH=2的某一元酸溶液，向乙燒杯中加水稀釋至pH=3，則甲乙兩個燒杯中，由水電離出來的c(OH)：10c(OH)甲c(OH)乙【答案】D【解析】根據(jù)電離平衡常數(shù)，推出電離出H的能力：CH3COOH>H2CO3>HClO>HCO3。A、依據(jù)越弱越水解，推出相同濃度時，溶液pH大小順序是NaClO>NaHCO3>CH3COONa，pH相同時，c(CH3COONa)>c(NaHCO3)>c(NaClO)，即c(Na)大小順序是>>，故A說法正確；B、根據(jù)溶液呈現(xiàn)電中性，因此有c(Na)c(H)=c(OH)c(HS)2c(S2)，故B說法正確；C、假設NH3H2O為強堿，稀釋10倍，則b應為a1，但NH3H2O為弱堿，加水稀釋促使NH3H2O電離，即b>a1，故C說法正確；D、酸性溶液中OH是水電離的，甲燒杯中水電離出的c(OH)=Kw/c(H)=1014/102molL1=1012molL1，乙燒杯中加水稀釋至pH=3，此時水電離出c(OH)=Kw/c(H)=1014/103molL1=1011molL1，則10c(OH)甲=c(OH)乙，故D說法錯誤。8下列有關電解質(zhì)溶液的說法正確的是 ( )A 向0.1molL1CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中c(H+)/c(CH3COOH)減小B 將CH3COONa溶液從20升溫至30，溶液中(c(CH3COO-)/(c(CH3COOH)c(OH-)增大C 向鹽酸中加入氨水至中性，溶液中(c(NH4+)/(c(Cl-)>1D NH4HSO4和NaOH混合呈中性C(Na)>C(SO42)>C(NH4)>C(NH3H2O)>C(H)=C(OH)【答案】D9向FeCl3溶液中加入Na2SO3溶液，測定混合后溶液pH隨混合前溶液中c(SO32-)/c(Fe3+)變化的曲線如圖所示。實驗發(fā)現(xiàn)：i. a點溶液透明澄清，向其中滴加NaOH溶液后，立即產(chǎn)生灰白色沉淀，滴入KSCN溶液顯紅色；ii. c點和d點溶液中產(chǎn)生紅褐色沉淀，無氣體逸出。取其上層清液滴加NaOH溶液后無明顯現(xiàn)象，滴加KSCN溶液顯紅色。下列分析合理的是A 向a點溶液中滴加BaCl2溶液，無明顯現(xiàn)象B b點較a點溶液pH升高的主要原因：2Fe3+ + SO32- + H2O = 2Fe2+ + SO42- + 2H+C c點溶液中發(fā)生的主要反應：2Fe3+ + 3SO32- + 6H2O2Fe(OH)3+ 3H2SO3D 向d點上層清液中滴加KSCN溶液，溶液變紅；再滴加NaOH溶液，紅色加深【答案】C10下列裝置能達到實驗目的的是A 用如裝置將氯化鐵溶液直接蒸干得到氯化鐵固體B 用如圖裝置制備Fe(OH)2C 用如圖裝置除去CO2中含有的少量HClD 用如圖裝置配制100mL 0.1mol/L的稀硫酸【答案】B【解析】A. 氯化鐵溶液中，鐵離子發(fā)生水解：Fe3+3H2OFe(OH)3+3H+，加熱蒸發(fā)，氯化氫揮發(fā)，平衡右移，結(jié)果生成氫氧化鐵，在灼燒，氫氧化鐵分解生成氧化鐵，A錯誤；B.打開彈簧夾，稀硫酸與鐵粉反應生成氫氣，可排除整個裝置內(nèi)的空氣；然后關閉彈簧夾，利用氫氣產(chǎn)生的壓強作用，把反應產(chǎn)生的硫酸亞鐵溶液壓入到試管B中，制得的氫氧化亞鐵可以較長時間穩(wěn)定存在，B正確；C. 二氧化碳、氯化氫氣體都能與碳酸鈉溶液反應，所以達不到除去雜質(zhì)的目的，應該用飽和碳酸氫鈉溶液除去氯化氫，C錯誤；D. 濃硫酸應該在燒杯中進行稀釋，冷卻至室溫后，在用玻璃棒轉(zhuǎn)移進容量瓶中，D錯誤。11常溫下，用0.01000 molL-1的鹽酸滴定0.01000 molL-1NaA溶液20.00mL。滴定曲線如圖所示，下列說法正確的是A a點到d點的過程中，等式c(HA)+c(A)=0.01000 molL1恒成立B b點時，溶液中微粒濃度大小關系為：c(A)>c(Cl )>c(HA)>c(OH)>c(H+)C c點時，溶液中微粒濃度存在關系：c(Na+)+c(H+) = c(HA)+c(OH)+2c(A)D d點時，溶液中微粒濃度存在關系：c(OH)+c(A)=c(H+)【答案】C12下列物質(zhì)之間的轉(zhuǎn)化在給定條件下能實現(xiàn)的是SSO2BaSO4CuSO4(aq)Cu(OH)2懸濁液Cu2O飽和NaCl(aq)NaHCO3Na2CO3Fe2O3FeCl3(aq)無水FeCl3A B C D 【答案】B13下列有關溶液組成的描述合理的是（ ）A 中性溶液中可能大量存在Fe3+、K+、Cl、SO42B 弱堿性溶液中可能大量存在Na+、K+、Cl、HCO3C 酸性溶液中可能大量存在Na+、ClO、SO42、ID 無色溶液中可能大量存在Al3+、NH4+、Cl、CO32【答案】B【解析】Fe3+在溶液中發(fā)生水解，溶液呈酸性，不可能為中性，A錯誤；Na+、K+、Cl、HCO3之間不反應，HCO3在溶液中水解大于電離，使溶液顯弱堿性，B正確；酸性溶液中，ClO、I之間發(fā)生氧化還原反應，ClO與氫離子反應生成次氯酸，在溶液中不能大量共存，C錯誤；Al3+與CO32在溶液中發(fā)生雙水解反應，在溶液中不能大量共存，D錯誤。14能證明乙酸是弱酸的實驗事實是A CH3COOH溶液與Zn反應放出H2 B 常溫下，0.1 mol/L CH3COONa溶液的pH大于7C CH3COOH溶液與Na2CO3反應生成CO2 D 0.1 mol/L CH3COOH溶液可使紫色石蕊變紅【答案】B【解析】A只能證明乙酸具有酸性，不能證明其酸性強弱，選項A錯誤；B該鹽水溶液顯堿性，由于NaOH是強堿，故可以證明乙酸是弱酸，選項B正確；C可以證明乙酸的酸性比碳酸強，但是不能證明其酸性強弱，選項C錯誤；D可以證明乙酸具有酸性，但是不能證明其酸性強弱，選項D錯誤。15常溫下，向1 L 0.1 molL1一元酸HR溶液中逐漸通入氨氣已知常溫下NH3H2O電離平衡常數(shù)K1.76105，使溶液溫度和體積保持不變，混合溶液的pH與離子濃度變化的關系如下圖所示。下列敘述正確的是A 0.1 molL1 HR溶液的pH為5B HR為弱酸，常溫時隨著氨氣的通入，c(R)/c(OH).c(HR) 逐漸增大C 當通入0.1 mol NH3時，c(NH4+)c(R)c(OH)c(H+)D 當c(R) c(HR)時，溶液必為中性【答案】C