专题05 水溶液中的离子平衡-【好题汇编】备战2024-2025学年高二化学下学期期末真题分类汇编（上海专用）

专题05 水溶液中的离子平衡 内容概览 考向1 从微观角度认识水溶液中离子反应 考向2 亚硫酸钠 考向3 亚硫酸与亚硫酸盐 考向4 电解质溶液 考向5 缓冲溶液应用广泛 考向6 含铅废水的治理 考向7 柠檬酸亚铁 考向1 从微观角度认识水溶液中离子反应 (上海市第八中学2023~2024学年第二学期期终考试高二化学(等级考))了解电解质在水溶液中的存在形式及其行为，有助于从微观角度认识水溶液中离子反应的本质和规律。 1．下表是几种常见弱酸的电离平衡常数(25℃)。 酸 CH3COOH HNO2 HCN HClO 电离平衡常数(Ka) 1.8×10-5 4.6×10-4 5×10-10 3.0×10-8 (1)可以证明醋酸是弱酸的事实是_______((填字母序号，双选)。 A．醋酸和水能以任意比例混溶 B．在醋酸水溶液中还含有未电离的醋酸分子 C．醋酸与Na2CO3溶液反应放出CO2气体 D．1mol·L-1的醋酸水溶液能使紫色石蕊溶液变红色 E．等体积等pH的醋酸和盐酸分别与足量氢氧化钠溶液充分反应，醋酸消耗的氢氧化钠更多 (2)结合表中给出的电离常数回答下列问题： ①上述四种酸中，酸性最强的酸是_______(用化学式表示)。 ②(双选)下列能使醋酸溶液中CH3COOH 的电离程度增大，而电离平衡常数不变的操作是_______。 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 E．加氢氧化钠固体 ③据上表，判断醋酸和次氯酸钠溶液能否反应：_______反应(填能或不能)。请结合上表中Ka数据，通过计算解释上述反应能否发生的原因：_______。 【答案】(1)BE (2)①HNO2 ②BE ③能 ④醋酸与次氯酸根离子反应的离子方程式为CH3COOH+ClO-=CH3COO-+HClO，该反应的化学平衡常数K====600，化学平衡常数大，说明该反应几乎是完全反应，因此一定能发生 【解析】(1)A项，醋酸能与水以任意比例混溶不能说明醋酸为弱酸，溶解度与物质的极性，能否形成氢键等有关与是否是弱酸无直接关系，A错误；B项，在醋酸水溶液中存在未电离的醋酸分子，说明醋酸在水溶液中不能完全电离，醋酸为弱酸，B正确；C项，醋酸能与碳酸钠反应生成二氧化碳气体只能说明醋酸酸性强于碳酸，不能说明醋酸是弱酸，C错误；D项，无论是弱酸还是强酸，一般情况下其水溶液都能使紫色石蕊溶液变红，不能说明醋酸是弱酸，D错误；E项，等体积等pH的醋酸和盐酸分别与足量氢氧化钠溶液充分反应，醋酸消耗的氢氧化钠更多，说明醋酸的浓度更高，醋酸不完全电离为弱酸，否则假如醋酸为强酸，两者消耗的氢氧化钠应该是一样多，E正确；故选BE。 (2)①上述四种酸都是一元酸，Ka越大，酸性越强，则酸性最强的是HNO2。②A项，升高温度，电离平衡常数增大，A错误；B项，加水稀释，醋酸电离程度增大，同时温度不变，电离平衡常数不变，B正确；C项，加入少量CH3COONa固体，则醋酸根离子浓度增大，醋酸的电离平衡逆向移动，醋酸电离程度减小，C错误；D项，加少量冰醋酸，虽然醋酸电离平衡正向移动导致部分醋酸分子电离，但是加入的醋酸更多，醋酸总体电离程度减小，D错误；E．加入氢氧化钠固体，消耗了溶液中的氢离子，氢离子浓度减小，促使醋酸电离程度增大，同时温度不变，电离平衡常数不变，E正确；故选BE。③从表中可知，醋酸酸性强于次氯酸，醋酸能与次氯酸钠反应生成醋酸钠和次氯酸。醋酸与次氯酸根离子反应的离子方程式为CH3COOH+ClO-=CH3COO-+HClO，该反应的化学平衡常数K====600，化学平衡常数大，说明该反应几乎是完全反应，因此一定能发生。 2．在室温下，下列五种溶液的物质的量浓度均为0.01 mol·L-1分析并回答下列问题，①盐酸 ②硫酸 ③醋酸 ④Ba(OH)2溶液 ⑤氨水 (1)pH由小到大的排列顺序是_______(填序号)。 (2)室温下，计算0.01 mol·L-1硫酸的pH=_______，其中由水电离产生的OH-浓度为_____ mol·L-1。 (3)若将等体积的溶液①和④混合并充分反应，计算反应后溶液pH=_______。 【答案】(1)②①③⑤④ (2)①1.7 ②5×10-13 (3)11.7 【解析】(1)盐酸是一元强酸，硫酸是二元强酸，醋酸是一元弱酸，氢氧化钡为强碱，氨水的溶质一水合氨为弱碱，相同浓度的这几种溶液的pH由小到大的顺序为：②①③⑤④；故答案为：②①③⑤④； (2)硫酸的，由水电离产生的OH-浓度为； (3)等体积等浓度的盐酸与氢氧化钡混合，溶液呈碱性，先求氢氧根离子浓度。,,。 考向2 亚硫酸钠 (上海市华东师范大学第二附属中学张江分校2023~2024学年高二下学期期末)Ⅰ.NaHSO3在染料、造纸、制革、化学合成等工业中作为还原剂，在酿造、饮料行业中用作杀菌剂，还可用于生产糖精、香料等。其水溶液中含硫微粒随pH的分布曲线如图所示。回答以下问题： (1)由图判断亚硫酸氢钠溶液酸碱性，并用平衡原理解释原因___________。 (2)下列说法正确的是___________。 A．pH=5时，水的电离程度最大 B．pH=6时，溶液中[Na+]＞[HSO3-]＞[SO32-]＞[H+]＞[OH-] C．NaHSO3溶液中[H+-]+[H2SO3]= [OH-]+[SO32-] D．NaHSO3溶液中 [Na+]=2[SO32-]+[HSO3-]+[H2SO3] (3)若向NaHSO3溶液中滴入NaOH溶液使pH恰好为7，此时测得[Na+]=0.12 mol/L，则溶液中[HSO3-]=___________mol/L。 Ⅱ.工业上可用纯碱吸收二氧化硫法制备Na2SO3，流程如下图所示。 (4)步骤Ⅰ中边搅拌边向Na2CO3溶液中通入SO2制备NaHSO3溶液，结合NaHSO3的分布系数图，确定停止通入SO2的最佳pH范围是___________，①中从溶液中得到NaHSO3·7H2O的操作为___________； (5)某小组同学用0.1000mol·L-1的酸性KMnO4溶液测定产品中Na2SO3的含量，具体流程： a．称量7.000g样品，溶解，配置成250 mL的溶液； b．用滴定管量取25.00 mL样品溶液于锥形瓶中，用酸性KMnO4溶液滴定； c．消耗KMnO4溶液体积为20.00 mL； a中配置溶液时，需要用到除烧杯外的玻璃仪器有：___________；判断滴定终点的现象是：___________ (6)假定杂质不含还原性物质，样品中Na2SO3的纯度为___________。 【答案】(1)亚硫酸氢钠溶液中HSO3-既存在电离平衡又存在水解平衡，因为其电离平衡程度大于水解平衡，故溶液显酸性 (2)BC (3)0.04 (4)①4≤pH≤5 ②蒸发浓缩，冷却结晶、过滤洗涤 (5)①玻璃棒、250mL容量瓶、胶体滴管 ②当滴入最后一滴标准液时，溶液有无色变为浅红色，且半分钟内不褪色 (6)90% 【解析】(1)图象可知pH=4左右时，HSO3-的含量最大，故亚硫酸氢钠溶液显酸性，亚硫酸氢钠溶液中HSO3-既存在电离平衡又存在水解平衡，因为其电离平衡程度大于水解平衡，故溶液显酸性； (2)A项，根据水解的原理，SO32-含量最高时，水的电离程度最大，由图可知此时pH为9左右，故A错误；B项，pH=6时，图象分析可知，溶液中离子浓度大小为：[Na+]＞[HSO3-]＞[SO32-]＞[H+]＞[OH-]，故B正确；C项，NaHSO3溶液中存在电荷守恒：[Na+]+[H+]=2[SO32-]+[HSO3-]+[OH-]，溶液中存在物料守恒：[Na+]=[SO32-]+[HSO3-]+[H2SO3]；合并得到[H+-]+[H2SO3]= [OH-]+[SO32-]，故C正确；D项，NaHSO3溶液中物料守恒的等式为：[Na+]=[SO32-]+[HSO3-]+[H2SO3]，故D错误；故选BC； (3)图象可知当pH=7时，[SO32-]=[HSO3-]，若向NaHSO3溶液中滴入NaOH溶液使pH恰好为7，此时测得[Na+]=0.12mol/L，溶液中存在电荷守恒得到：[Na+]+[H+]=2[SO32-]+[HSO3-]+[OH-]，则溶液中[HSO3-]=[Na+]=0.12mol/L=0.04mol/L； (4)用Na2CO3制NaHSO3溶液时，应边通SO2气体边测溶液的pH，当pH约为4≤pH≤5时，主要生成NaHSO3，应停止通SO2，操作①是溶液中得到溶质晶体的操作，蒸发浓缩、冷却结晶、过滤洗涤得到晶体； (5)a中配置溶液时，需要用到除烧杯外的玻璃仪器有：玻璃棒、250mL容量瓶、胶体滴管；判断滴定终点的现象是当滴入最后一滴标准液时，溶液有无色变为浅红色，且半分钟内不褪色； (6)酸性KMnO4溶液滴定产品中Na2SO3，反应的离子方程式为：2MnO4-+5SO32-+6H+=2Mn2++5SO42-+3H2O，得关系式2MnO4-~5SO32-，25mL溶液中含Na2SO3的物质的量为=0.005mol,250mL的溶液中含Na2SO3的物质的量=0.005mol×=0.05mol，样品中Na2SO3的纯度==90%。 考向3 亚硫酸与亚硫酸盐 (上海市二中学2023~2024学年第二学期高二化学等级期末)工业中亚硫酸盐运用广泛，可以综合运用工业废气排放的SO2制备亚硫酸盐。 1．保持常温下，用NaOH溶液吸收SO2得到Na2SO3溶液，吸收过程中___________。 A．水的离子积不断增大 B．水的电离平衡正向移动 C．溶液中存在4种离子 D．溶液中的c(OH―)始终大于c(H＋) 【答案】B 【解析】碱抑制水的电离，并且碱的浓度越大，抑制作用越强，则NaOH溶液吸收SO2过程中溶液的碱性逐渐减弱，水的电离程度逐渐增大，即水的电离平衡向右移动。A项，温度不变，水的离子积保持变，故A错误；B项，由分析可知，水的电离平衡正向移动，故B正确；C项，溶液中存在的离子种类有：Na+、SO32-、HSO3-、OH-、H+，共5种，故C错误；D项，吸收过程中，最终为亚硫酸氢钠溶液，显酸性，故溶液中的c(OH―)始终小于c(H＋)，故D错误；故选B。 2．常温下Na2SO3溶液呈碱性的原因是_______。(用方程式回答) 已知常温下H2SO3的Ka1=1.5×10-2，Ka2=1.0×10-7，常温下某浓度Na2SO3溶液的pH=9。该溶液中_______。 【答案】①SO32-+H2OHSO3-+OH- ②100 【解析】常温下Na2SO3溶液呈碱性的原因是亚硫酸根发生水解，离子方程式为：；，此时pH=9，则c(H+)=10-9mol/L，，则=100。 下表给出了常温下H2SO3、H2CO3和HClO的电离平衡常数。 H2SO3 H2CO3 HClO Ka1=1.5×10-2，Ka2=1.0×10-7 Ka1=4.2×10-7，Ka2=5.6×10-11 Ka=4.7×10-8 3．分析以上信息，常温时下列微粒在溶液中不能大量共存的是_______。 A．HClO、HCO3- B．HSO3-、H2CO3 C．HSO3-、HCO3- D．HClO、CO32- 4．将浓度为cmol·L-1的盐酸与0.05 mol·L-1的NaClO溶液等体积混合。 (1)书写此时溶液中的电荷守恒：_______。 (2)如此时溶液恰好为中性，则的值为_______。 【答案】3．D 4．①cNa＋＋cH＋＝cOH－＋cCl-＋cClO- ②. 【解析】Ka越大，酸性越强，则酸性强弱顺序为：H2SO3＞H2CO3＞HSO3-＞HClO＞HCO3-；A项，由于H2CO3＞HClO，故HClO与HCO3-不会发生反应，可以共存，故A不选；B项，由于H2SO3＞H2CO3＞HSO3-，故HSO3-与H2CO3不会发生反应，可以共存，故B不选；C项，由于H2CO3＞HSO3-，所以HSO3-与HCO3-不会发生反应，可以共存，故C不选；D项，由于HClO＞HCO3-，所以HClO与CO32-会反应生成HCO3-和ClO-，不能大量共存，故D选；故选D； 4．(1)此时溶液中阳离子为H+和Na+，阴离子为OH-、Cl-、ClO-，电荷守恒等式为：cNa＋＋cH＋＝cOH－＋cCl-＋cClO-； (2)若此时溶液为中性，有cH＋＝cOH－，根据电荷守恒，有cNa＋=cCl-＋cClO-，，，则，，则=0.47，c(HClO)=，则==。 向H2SO3溶液中滴加溶液，溶液中H2SO3、HSO3-、SO32-的微粒摩尔分数随pH的变化情况如下图所示。已知：H2SO3微粒摩尔分数。 5．实验室将SO2通入NaOH溶液来制备NaHSO3溶液，当检测到pH达到_______时，停止通入SO2。 A．2.3 B．4.5 C．7.0 D．9.1 6．在溶液从pH为5变为7的过程中，主要发生的离子方程式是_______。 7．在滴加溶液至恰好完全反应的全过程中，始终有_______。 A．水的电离程度始终不变 B．cH＋：cOH－的值始终下降 C．cH＋×cOH－的值始终上升 D．cHSO3-：cSO32-的值始终下降 8．将等物质的量浓度的H2SO3溶液和NaOH溶液等体积混合，溶液中cH＋、cOH－、cH2SO3、cSO32-这四种微粒的浓度由大到小顺序是__________________。 【答案】5．B 6．OH-+HSO3-=SO32-+H2O 7．BD 8．cH＋＞cSO32-＞cOH－＞cH2SO3 【解析】向H2SO3溶液中滴加NaOH溶液，发生的反应为：H2SO3+NaOH=NaHSO3+H2O、NaHSO3+NaOH=Na2SO3+H2O，一开始H2SO3的物质的量最大，随着NaOH溶液的加入，即pH增大，H2SO3的物质的量逐渐减小，HSO3-的物质的量逐渐增大而后减小，最后SO32-的物质的量逐渐增大，可知①表示H2SO3微粒摩尔分数，②表示HSO3-微粒摩尔分数，③表示SO32-微粒摩尔分数，据此作答。 5．向NaOH溶液中通入SO2制取NaHSO3溶液，观察图像可知，可将溶液的pH控制在约为4.5时应停止通入，故答案为：B。 6．②表示HSO3-微粒摩尔分数，③表示SO32-微粒摩尔分数，观察图像可知，在溶液从pH为5变为7的过程中，主要发生的离子方程式是：OH-+HSO3-=SO32-+H2O。 7．在滴加NaOH溶液至恰好完全反应的全过程中，发生的反应为：H2SO3+NaOH=NaHSO3+H2O、NaHSO3+NaOH=Na2SO3+H2O。A项，酸碱对于水的电离是抑制，仅水解的盐对水的电离是抑制，反应过程中，溶液中溶质由亚硫酸，逐渐生成亚硫酸氢钠，最后生成亚硫酸钠，水的电离从抑制逐渐为促进，水的电离程度发生改变，故A错误；B项，随着反应进行，氢离子被消耗，氢氧根在增多，因此cH＋：cOH－的值始终下降，故B正确；C项，温度不变，也不变，故C错误；D项，，随着反应进行，氢离子被消耗，因此值始终下降，故D正确；故选BD。 8．观察图像，②和③的交点可得cSO32-=cHSO3-，pH≈7，根据可得，，①和②的交点可得cHSO3-=cH2SO3，pH≈2.5，根据可得，，将等物质的量浓度的H2SO3溶液和NaOH溶液等体积混合，反应得到的是NaHSO3，NaHSO3溶液中存在HSO3-H++SO32-、HSO3-+H2OH2SO3+OH-、H2OH++OH-， ，，说明NaHSO3溶液中HSO3-的电离大于水解，溶液为酸性，因此四种微粒的浓度由大到小顺序是cH＋＞cSO32-＞cOH－＞cH2SO3。 考向4 电解质溶液 (上海市华东师范大学第二附属中学张江分校2023~2024学年高二下学期期末)研究弱电解质的电离及盐的水解，对科学研究和生产生活均有指导意义。 1．部分弱酸的电离平衡常数如下表： 化学式 HCOOH H2S H2CO3 HClO 电离平衡常数(25℃) Ka=1.77×10-4 Ka1=1.3×10-7，Ka2=7.1×10-15 Ka1=4.4×10-7，Ka2=4.7×10-11 Ka=3.0×10-8 Ka=1.8×10-5 (1)下列式子属于水解反应，且溶液呈酸性是___________。 A． B． C． D． (2)常温下0.1mol·L-1的CH3COOH溶液在加水稀释过程中，下列表达式的数据一定变小的是___________。 A． B． C． D． (3)H2S的二级电离平衡常数的表达式为___________。 (4)相同条件下，测得①Na2CO3②CH3COONa③NaClO三种溶液的pH相同，则它们的物质的量浓度由大到小的顺序是___________(用序号表示)。 (5)根据上述电离常数及物质的特性判断下列化学反应方程式错误的是___________(填序号)。 ①次氯酸与NaHCO3 溶液的反应： ②少量CO2通入NaClO溶液中： ③硫化氢气体通入NaClO溶液中： ④碳酸钠滴入足量甲酸溶液中： ⑤碳酸钠溶液通入少量H2S： 【答案】(1)BD (2)DD (3)Ka2= (4)②＞③＞① (5)①③⑤ 【解析】(1)A项，HCO3-+H2OCO32-+H3O+是电离方程式，故A不选；B项，Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+是水解方程式，溶液显酸性，故B选；C项，HS-+H2OH2S+OH-是水解方程式，溶液显碱性，故C不选；D项，NH4++H2ONH3·H2O+H-+水解方程式，溶液显酸性，故D选；故选BD； (2)常温下0.1 mol•L-1的CH3COOH溶液在加水稀释过程中，醋酸的电离程度增大，溶液的体积增大，但溶液体积增大对[H+]、[CH3COO-]的影响大于电离程度增大的影响，所以[H+]、[CH3COOH]、[CH3COO-]减小，[OH-]增大；A项，由上述分析可知 变大，故A不选；B项，不变，但是[CH3COO-]减小，故增大，故B不选；C项，=Kw不变，故C不选；D项，由分析可知[H+]变小，故D选；故选D； (3)H2S的二级电离平衡常数的表达式为Ka2=； (4)在相同的条件下测得①Na2CO3 ②CH3COONa ③NaClO三种溶液pH相同，由题干表格数据可知，酸性：CH3COOH＞HClO＞HCO3-，所以水解程度：Na2CO3＞NaClO＞CH3COONa，pH相同时，溶液的浓度：Na2CO3＜NaClO＜CH3COONa，即②＞③＞①； (5)由表格数据可知酸性强弱为：HCOOH＞CH3COOH> H2CO3＞H2S＞HClO＞HCO3-＞HS-；根据强酸制弱酸的原理判断；①次氯酸与NaHCO3溶液的反应，NaHCO3不能拆为CO32-，故离子方程式错误；根据酸性强弱，次氯酸不能与NaHCO3溶液反应，故①错误；②由于酸性H2CO3＞HClO＞HCO3-，少量CO2通入NaClO溶液中只能生成HClO和HCO3-，离子方程式为，故②正确；③硫化氢气体通入NaClO溶液中会发生氧化还原反应生成单质硫和氯离子：，故③错误；④甲酸酸性强于碳酸，碳酸钠滴入足量甲酸溶液中生成CO2和H2O：，故④正确；⑤酸性：H2S＞HCO3-＞HS-，碳酸钠溶液通入少量H2S生成HCO3-和HS-，离子方程式为：： 故⑤错误；答案为①③⑤。 2．下列事实不能用平衡移动原理解释的是___________。 A．将FeCl3溶液加热蒸干不能得到FeCl3固体 B．用稀硫酸洗涤BaSO4沉淀比用等体积蒸馏水洗涤损失的BaSO4少 C．铁质器件附有铜质配件，久置，在接触处铁易生锈 D．在漂白液中加入适量盐酸能增强其漂白效果 【答案】C 【解析】A项，FeCl3溶液中存在水解平衡：FeCl3+3H2O=Fe(OH)3+3HCl，加热时HCl挥发，使平衡向右移动，得到Fe(OH)3，最终得到Fe2O3固体，故A项正确；B项，硫酸钡存在溶解平衡：BaSO4(s)Ba2+ (aq)+SO42-(aq)，用水洗涤使BaSO4的溶解平衡向正方向移动，造成BaSO4的损失大；而用H2SO4洗涤，平衡向左移动，抑制了BaSO4的溶解，导致BaSO4损失量少，故B项正确；C项，铁质器件附有铜质配件，在接触处形成原电池装置，其中金属铁为负极，易生铁锈，和电化学腐蚀有关，与平衡移动无关，故C项错误；D项，漂白液中存在：ClO-+H2OHClO+OH-，加入适量盐酸，OH-被消耗，平衡向右移动，生成更多HClO，漂白效果增强，故D项正确；故选C。 3．利用弱电解质及盐类水解原理可配置化学缓冲溶液，即外加少量酸、碱后而pH值基本不变的溶液 (1)现有25℃时浓度均为0.1mol·L-1的CH3COOH和CH3COONa的缓冲溶液，pH=4.76，请用化学语言解释该溶液具有一定缓冲作用的原因：___________ (2)向1.0L上述0.1mol·L-1的CH3COOH和CH3COONa的缓冲溶液中滴加几滴NaOH稀溶液(忽略溶液体积的变化)，发生反应的离子方程式为___________，反应后溶液中c(H＋)= __________mol·L-1。 【答案】(1)CH3COOHCH3COO-+H+、CH3COO-+H2O CH3COOH+OH- (2)①CH3COOH+OH-=CH3COO-+H2O ②1.0×10-4.76 【解析】(1)缓冲溶液的作用是外加少量的酸或碱不会对溶液的pH有很大影响，25℃时浓度均为0.1mol·L-1的CH3COOH和CH3COONa的缓冲溶液中存在CH3COOHCH3COO-+H+的电离平衡和CH3COO-+H2O CH3COOH+OH-的水解平衡。 (2)向上述缓冲溶液中滴加几滴NaOH稀溶液，发生反应CH3COOH+OH-=CH3COO-+H2O，溶液pH几乎没有变化，则溶液中c(H＋)=1.0×10-4.76mol·L-1。 4．人体血液里主要通过碳酸氢盐缓冲体系()维持pH稳定。已知正常人体血液在正常体温时，H2CO3的一级电离常数，，正常情况情况下人体血液的___________(保留1位小数)。人在剧烈运动后或紧张时，易因过度换气呼出大量二氧化碳，而出现呼吸性碱中毒，此时血液缓冲体系中的值将___________(填“变大”、“变小”或“不变”)。 【答案】①7.4 ②变大 【解析】Ka1=，，所以c(H+)=mol•L-1，则pH=-lg=7.4；当过量的碱进入血液中时，氢氧根离子增大，氢离子浓度减小，而温度不变则Ka1不变，所以变大。 考向5 缓冲溶液应用广泛 (上海市延安中学2023-2024学年第二学期期末考试)化学上的缓冲溶液就是外加少量酸、碱后溶液pH基本不变的溶液。现有时浓度均为0.10mol·L-1的CH3COOH和CH3COONa的缓冲溶液，(此缓冲溶液是混合溶液)。已知：，Kh为醋酸盐的水解常数。 1．回答下列问题： (1)该缓冲溶液中存在的两个主要平衡是___________、___________(用电离方程式和离子方程式表示)，其中质子守恒的表达式为___________。 (2)25℃时，计算Khc(CH3COO−))=___________(保留小数点后两位)，近似计算上述0.10mol·L-1的CH3COOH和CH3COONa的缓冲溶液的pH=___________(保留小数点后两位)，该缓冲溶液中除水分子其他微粒浓度由大到小的顺序___________。 (3)人体血液存在H2CO3(CO2)和NaHCO3的缓冲体系，能有效除掉人体正常代谢产生的酸、碱，保持pH的稳定，有关机理说法正确的是___________。 血液中的缓冲体系可抵抗大量酸、碱的影响 代谢产生的碱被H+中和，H+又由H2CO3电离 代谢产生的H+被HCO3-结合形成H2CO3 【答案】(1)①CH3COOHCH3COO-+H+ ②CH3COO-+H2OCH3COOH+OH- ③CH3COOH+H+=OH- (2)①5.7×10-10 ②4.76 ③ c(CH3COO-)＞c(Na+)＞c(H+)＞c(OH-) (3)bc 【解析】电解质溶液中微粒浓度大小的比较 溶液中离子浓度大小的比较是近年来常考的题型。该题型主要考查对中学化学中三种平衡的理解(即水的电离平衡、弱电解质的电离平衡、盐类水解平衡。 (1)该缓冲溶液中存在的两个主要平衡是电离平衡和水解平衡； (2)①根据水解常数计算公式，；②混合溶液为缓冲溶液：当醋酸和醋酸钠的浓度相等时，由酸性缓冲溶液的pH计算公式可知pH=pKa-lg[酸]/[盐]=4.75-lg0.1/0.1=4.76,pH = pKa = 4.76；③相同浓度的CH3COOH和CH3COONa溶液中，CH3COO-的浓度最大，Na+含量第二，考虑到CH3COOH的电离和和CH3COONa水解程度是电离大于水解，溶液显酸性，故H+＞OH-，故答案为c(CH3COO-)＞c(Na+)＞c(H+)＞c(OH-)； (3)a项，血液中的缓冲体系可抵抗少量酸或碱的影响，不能抵抗大量酸或碱的影响，否则缓冲溶液失去作用、出现酸或碱中毒，故a错误；b项，代谢产生的碱性物质进入血液时，立即被H2CO3中和成HCO3，经过肾脏调节排除体外，同时H+又可由H2CO3电离补充，维持血液pH的稳定，故b正确；c项，缓冲溶液中存在H2CO3H++HCO3平衡，人体代谢产生的H+与HCO3结合形成H2CO3，随血液带到肺部分解生成二氧化碳和水，故c正确；故选bc。 2．向0.1mol·L-1FeSO4溶液中持续通入H2S至饱和，有微量黑色的FeS沉淀生成，该溶液中c(H2S)=0.1mol/L。(忽略FeSO4浓度的变化和溶液体积的变化)。已知常温下，的电离常数分别为：。通过计算书写生成黑色沉淀的离子方程式：___________(写出计算过程)。 【答案】向0.1mol∙L-1FeSO4溶液中持续通入H2S至饱和，有微量黑色的FeS沉淀生成， ，则溶液中c(S2-)=6.3×10-17mol/L，，则溶液中c(H+)=1.1×10-3mol/L，Fe2+和H2S反应的，反应为可逆反应，则生成黑色沉淀的离子方程式为：Fe2++H2SFeS↓+2H+。 【解析】向0.1mol∙L-1FeSO4溶液中持续通入H2S至饱和，有微量黑色的FeS沉淀生成， ，则溶液中c(S2-)=6.3×10-17mol/L，，则溶液中c(H+)=1.1×10-3mol/L，Fe2+和H2S反应的，反应为可逆反应，则生成黑色沉淀的离子方程式为：Fe2++H2SFeS↓+2H+。 考向6 含铅废水的治理 (上海市二中学2023~2024学年第二学期高二化学等级期末)含Pb2+的废水危害极大，一般采用沉淀法除去污水中的Pb2+。 1．加入沉淀剂，含铅的难溶电解质从溶液中析出的过程中，下列说法正确的是_______。 A．沉淀速率>溶解速率 B．沉淀速率＜溶解速率 C． D． 2． Pb(OH)2难溶于水，其沉淀溶解平衡表达式为_______。 3．PbSO4也是一种难溶于水的沉淀，在Pb(OH)2悬浊液中滴加稀硫酸，发生反应的离子方程式为：_______。 【答案】1．AC 2．Pb(OH)2(s)Pb2+ (aq)+2OH-(aq) 3．Pb(OH)2+2H++SO42-= PbSO4+2H2O 【解析】1．加入沉淀剂，含铅的难溶电解质从溶液中析出的过程中，沉淀溶解平衡逆向移动，沉淀速率>溶解速率，，故选AC； 2．Pb(OH)2难溶于水，其沉淀溶解平衡为：Pb(OH)2(s)Pb2+ (aq)+2OH-(aq)； 3．在Pb(OH)2悬浊液中滴加稀硫酸，平衡Pb(OH)2(s)Pb2+ (aq)+2OH-(aq)正向移动，同时Pb2+和SO42-结合生成PbSO4沉淀，离子方程式为：Pb(OH)2+2H++ SO42-= PbSO4+2H2O。 4．25℃时，Pb(OH)2的溶度积常数Ksp[Pb(OH)2]= 1.0×10－16。查阅国家标准，得知污水中的Pb2+不得高于4.8×10-6mol·L-1，则污水的pH应至少调节到_______，才能达到排放标准。(四舍五入，保留2位小数) 【答案】6.81 【解析】25℃时，Pb(OH)2的溶度积常数Ksp[Pb(OH)2]= 1.0×10－16，Pb2+不得高于4.8×10-6mol·L-1，则，因此污水的pH应至少调节到6.81。 5．PbS是一种难溶于酸的沉淀，已知Ksp(PbS)=3×10－28，H2S的Ka1=1.3×10-7，Ka2=7.1×10-15。通过计算说明不溶于酸的原因：_______。 【答案】PbS溶于酸的平衡为，该平衡的平衡常数K==，则认为该反应正向不能进行，即PbS不溶于酸 【解析】PbS溶于酸的平衡为，该平衡的平衡常数K==，则认为该反应正向不能进行，即PbS不溶于酸。 6．某小组分别在相同体积的蒸馏水和稀硫酸中加入相同质量的PbSO4固体。Pb2+的变化情况如下图。 (1)溶解在稀硫酸中的c(Pb 2+)变化曲线是_______。 A.曲线A B.曲线B (2)关于c(Pb 2+)的变化，下列说法正确是_______。 A．逐渐变为零 B．再加水，Ksp增大 C．逐渐减小 D．逐渐增大 【答案】(1) B (2)D 【解析】(1)PbSO4固体存在沉淀溶解平衡：PbSO4(s)Pb 2+(aq)+ SO42-(aq)，稀硫酸中的SO42-会抑制PbSO4固体的溶解，c(Pb 2+)相比在水中溶解时的小，则溶解在稀硫酸中的c(Pb 2+)变化曲线是B。 (2)A项，PbSO4固体的沉淀溶解平衡是动态平衡，不等于零，A错误；B项，Ksp只受温度影响，再加水，Ksp不变，B错误；C项，PbSO4固体溶解过程中，逐渐减小，逐渐增大，C错误；D项，PbSO4固体溶解过程中，逐渐减小，逐渐增大，D正确；故选D。 7．运用离子交换树脂结合中和滴定的方法可以测定溶度积常数。现有常温下的饱和PbSO4溶液，通过下列方法测定PbSO4的溶度积常数(25℃)。 步骤Ⅰ：常温下，取30.00 mL饱和PbSO4澄清液，将其转移到阳离子交换柱中，使所有Pb2+和H+发生交换。(已知：1份Pb2+能交换出2份+) 步骤Ⅱ：用蒸馏水洗涤交换柱，将交换出的全部转移到锥形瓶内。 步骤Ⅲ：用0.001mol·L-1NaOH标准液滴定锥形瓶内溶液，消耗标准液10.00 mL。 (1)滴定用酚酞作为指示剂，滴定终点的现象为_______。 (2)计算25℃时Ksp(PbSO4)的值_______。(四舍五入，保留3位有效数字)(按计算过程给分) 【答案】(1)最后半滴标准液时，溶液由无色变为粉红色，且半分钟内不褪色 (2)2.79×10-8 【解析】(1)用0.001mol·L-1NaOH标准液滴定锥形瓶内酸溶液，用酚酞作为指示剂，滴定终点的现象为当滴入最后半滴标准液时，溶液由无色变为粉红色，且半分钟内不褪色，说明达到滴定终点； (2)用0.001mol·L-1NaOH标准液滴定锥形瓶内溶液，消耗标准液10.00 mL，即n(OH-)==0.00001mol，交换出的H+的物质的量也为0.00001mol，1份Pb2+能交换出2份H+，则n(Pb2+)=5×10-6mol，c(Pb2+)==1.67×10-4mol/L，c(SO42-)=1.67×10-4mol/L，Ksp(PbSO4)==2.79×10-8。 考向7 柠檬酸亚铁 (上海市市北中学2023-2024学年第二学期高二年级化学(等级)期终)柠檬酸亚铁是一种高效补铁剂。利用硫铁矿烧渣(主要含Fe2O3及少量CaO、Al2O3)制备柠檬酸亚铁的工艺流程如图。 已知常温下： 1．滤渣1为___________(填化学式)。“还原”步骤中加入铁粉反应的离子方程式：___________。 2．“沉铝”过程中，为了使铝充分沉淀的同时减少铁的损失，需要精确控制氨水的加入量。已知溶液中c(Al3+)]≤10－5mol/L认为已经沉淀完全。请计算：恰好沉淀完全时，溶液中c(OH―)___________ mol/L。 3．“沉铁”过程中发生反应的离子方程式为：___________需控制温度在35℃以下，可能原因是___________。 4．“合成”过程中，需加入少量的抗氧化剂，下列试剂合适的是___________。 A．FeSO4 B．Fe C．Cu D．H2O2 【答案】1．①CaSO4 ②Fe+2Fe3＋＝3Fe2＋ 2．5.1×10－10 3．①2HCO3-+Fe2＋＝FeCO3↓+CO2↑+H2O ②防止NH4HCO3受热易分解，降低产率 4．B 【解析】向硫铁矿烧渣(主要含Fe2O3及少量CaO、Al2O3)中加入硫酸酸浸会生成硫酸铁、硫酸钙、硫酸铝和水，硫酸钙微溶于水，过滤得滤渣1为硫酸钙，加入铁粉后，铁粉将铁离子还原为亚铁离子，过滤得滤渣2为铁粉，加入氨水调节pH使铝离子沉淀完全，加入NH4HCO3使亚铁离子沉淀完全，再加入柠檬酸合成得柠檬酸亚铁，据此分析。 1．根据以上分析可知滤渣1为CaSO4。“还原”步骤中加入铁粉把铁离子还原为亚铁离子，反应的离子方程式为Fe+2Fe3＋＝3Fe2＋。 2．Ksp[Al(OH)3]=1.3×10－33，已知溶液中c(Al3+)]≤10－5mol/L，认为已经沉淀完全，Al3+恰好沉淀时，溶液中氢氧根离子的浓度为mol/L≈5.1×10－10mol/L； 3．“沉铁”过程中发生反应的离子方程式为2 HCO3-+Fe2＋＝FeCO3↓+CO2↑+H2O：为了防止NH4HCO3受热易分解，降低产率，因此“沉铁”过程中需控制温度在35℃以下； 4．“合成”过程中，加入柠檬酸与亚铁离子生成柠檬酸亚铁，亚铁离子易被氧化为铁离子，需加入少量的抗氧化剂Fe，以防止亚铁离子被氧化，且不引入新的杂质，故选B。 5．柠檬酸是一种重要的工业原料，化学式可表示为 属于三元弱酸。 25℃时，柠檬酸的电离常数分别为：Ka1=7.4×10-4、Ka2=1.7×10-5、Ka3=4.0×10-7。 (1)25℃时， 不同pH范围内， 和 所占的比例 (该微粒浓度与四种微粒浓度之和的比值)如下图所示，则其中代表 的曲线是_______。 (2)25℃时，0.1mol·L-1下列溶液中微粒的浓度关系正确的是_______。 A．Na3Cit溶液中，[Na+]+[H+]=[OH-]+[H2Cit-]+[HCit2-]+[Cit3-] B．Na3Cit溶液中，[OH-]＞[H+] C．NaH2Cit溶液中，[Na+]=[H3Cit]+[H2Cit-]+[HCit2-]+[Cit3-] D．Na2HCit溶液中，[OH-]＞[H+] (3)已知25℃时，碳酸的电离常数为：Ka1=4.4×10-7、Ka2=4.7×10-11向NaHCO3溶液中加入NaH2Cit溶液，请写出反应的化学方程式_______。 【答案】(1)Z (2)BC (3)NaH2Cit+NaHCO3=CO2↑+H2O+Na2HCit 【解析】(1)随着溶液pH增大，柠檬酸H3Cit被碱中和依次生成H2Cit-、HCit2-和Cit3-，H3Cit所占比例减小，H2Cit-逐渐增大，达到最大后又逐渐减小，同时HCit2-逐渐增大，达到最大值，又减小，同时Cit3-，逐渐增大，X为H3Cit,Y为H2Cit-，Z为HCit2-，M为Cit3-，答案为Z； (2)A项，根据电荷守恒，Na3Cit溶液中，[Na+]+[H+]=[OH-]+[H2Cit-]+2[HCit2-]+3[Cit3-]，故A错误；B项，Na3Cit溶液显碱性，溶液中[OH-]＞[H+]，故B正确；C项，NaH2Cit溶液中存在物料守恒，[Na+]=[H3Cit]+[H2Cit-]+[HCit2-]+[Cit3-]，故C正确；D项，由图像可知，Na2HCit溶液显酸性，[OH-]＜[H+]，故D错误；故选BC； (3)已知25℃时，碳酸的电离常数为：Ka1=4.4×10-7、Ka2=4.7×10-11，柠檬酸的电离常数如下：Ka1=7.4×10-4、Ka2=1.7×10-5、Ka3=4.0×10-7，酸性强弱为：H3Cit＞H2Cit-＞H2CO3＞HCit2-＞HCO3-，向NaHCO3溶液中加入NaH2Cit溶液，反应的化学方程式为：NaH2Cit+NaHCO3=CO2↑+H2O+Na2HCit。 18 / 19 学科网（北京）股份有限公司 $$ 专题05 水溶液中的离子平衡 内容概览 考向1 从微观角度认识水溶液中离子反应 考向2 亚硫酸钠 考向3 亚硫酸与亚硫酸盐 考向4 电解质溶液 考向5 缓冲溶液应用广泛 考向6 含铅废水的治理 考向7 柠檬酸亚铁 考向1 从微观角度认识水溶液中离子反应 (上海市第八中学2023~2024学年第二学期期终考试高二化学(等级考))了解电解质在水溶液中的存在形式及其行为，有助于从微观角度认识水溶液中离子反应的本质和规律。 1．下表是几种常见弱酸的电离平衡常数(25℃)。 酸 CH3COOH HNO2 HCN HClO 电离平衡常数(Ka) 1.8×10-5 4.6×10-4 5×10-10 3.0×10-8 (1)可以证明醋酸是弱酸的事实是_______((填字母序号，双选)。 A．醋酸和水能以任意比例混溶 B．在醋酸水溶液中还含有未电离的醋酸分子 C．醋酸与Na2CO3溶液反应放出CO2气体 D．1mol·L-1的醋酸水溶液能使紫色石蕊溶液变红色 E．等体积等pH的醋酸和盐酸分别与足量氢氧化钠溶液充分反应，醋酸消耗的氢氧化钠更多 (2)结合表中给出的电离常数回答下列问题： ①上述四种酸中，酸性最强的酸是_______(用化学式表示)。 ②(双选)下列能使醋酸溶液中CH3COOH 的电离程度增大，而电离平衡常数不变的操作是_______。 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 E．加氢氧化钠固体 ③据上表，判断醋酸和次氯酸钠溶液能否反应：_______反应(填能或不能)。请结合上表中Ka数据，通过计算解释上述反应能否发生的原因：_______。 2．在室温下，下列五种溶液的物质的量浓度均为0.01 mol·L-1分析并回答下列问题，①盐酸 ②硫酸 ③醋酸 ④Ba(OH)2溶液 ⑤氨水 (1)pH由小到大的排列顺序是_______(填序号)。 (2)室温下，计算0.01 mol·L-1硫酸的pH=_______，其中由水电离产生的OH-浓度为_____ mol·L-1。 (3)若将等体积的溶液①和④混合并充分反应，计算反应后溶液pH=_______。 考向2 亚硫酸钠 (上海市华东师范大学第二附属中学张江分校2023~2024学年高二下学期期末)Ⅰ.NaHSO3在染料、造纸、制革、化学合成等工业中作为还原剂，在酿造、饮料行业中用作杀菌剂，还可用于生产糖精、香料等。其水溶液中含硫微粒随pH的分布曲线如图所示。回答以下问题： (1)由图判断亚硫酸氢钠溶液酸碱性，并用平衡原理解释原因___________。 (2)下列说法正确的是___________。 A．pH=5时，水的电离程度最大 B．pH=6时，溶液中[Na+]＞[HSO3-]＞[SO32-]＞[H+]＞[OH-] C．NaHSO3溶液中[H+-]+[H2SO3]= [OH-]+[SO32-] D．NaHSO3溶液中 [Na+]=2[SO32-]+[HSO3-]+[H2SO3] (3)若向NaHSO3溶液中滴入NaOH溶液使pH恰好为7，此时测得[Na+]=0.12 mol/L，则溶液中[HSO3-]=___________mol/L。 Ⅱ.工业上可用纯碱吸收二氧化硫法制备Na2SO3，流程如下图所示。 (4)步骤Ⅰ中边搅拌边向Na2CO3溶液中通入SO2制备NaHSO3溶液，结合NaHSO3的分布系数图，确定停止通入SO2的最佳pH范围是___________，①中从溶液中得到NaHSO3·7H2O的操作为___________； (5)某小组同学用0.1000mol·L-1的酸性KMnO4溶液测定产品中Na2SO3的含量，具体流程： a．称量7.000g样品，溶解，配置成250 mL的溶液； b．用滴定管量取25.00 mL样品溶液于锥形瓶中，用酸性KMnO4溶液滴定； c．消耗KMnO4溶液体积为20.00 mL； a中配置溶液时，需要用到除烧杯外的玻璃仪器有：___________；判断滴定终点的现象是：___________ (6)假定杂质不含还原性物质，样品中Na2SO3的纯度为___________。 考向3 亚硫酸与亚硫酸盐 (上海市二中学2023~2024学年第二学期高二化学等级期末)工业中亚硫酸盐运用广泛，可以综合运用工业废气排放的SO2制备亚硫酸盐。 1．保持常温下，用NaOH溶液吸收SO2得到Na2SO3溶液，吸收过程中___________。 A．水的离子积不断增大 B．水的电离平衡正向移动 C．溶液中存在4种离子 D．溶液中的c(OH―)始终大于c(H＋) 2．常温下Na2SO3溶液呈碱性的原因是_______。(用方程式回答) 已知常温下H2SO3的Ka1=1.5×10-2，Ka2=1.0×10-7，常温下某浓度Na2SO3溶液的pH=9。该溶液中_______。 下表给出了常温下H2SO3、H2CO3和HClO的电离平衡常数。 H2SO3 H2CO3 HClO Ka1=1.5×10-2，Ka2=1.0×10-7 Ka1=4.2×10-7，Ka2=5.6×10-11 Ka=4.7×10-8 3．分析以上信息，常温时下列微粒在溶液中不能大量共存的是_______。 A．HClO、HCO3- B．HSO3-、H2CO3 C．HSO3-、HCO3- D．HClO、CO32- 4．将浓度为cmol·L-1的盐酸与0.05 mol·L-1的NaClO溶液等体积混合。 (1)书写此时溶液中的电荷守恒：_______。 (2)如此时溶液恰好为中性，则的值为_______。 向H2SO3溶液中滴加溶液，溶液中H2SO3、HSO3-、SO32-的微粒摩尔分数随pH的变化情况如下图所示。已知：H2SO3微粒摩尔分数。 5．实验室将SO2通入NaOH溶液来制备NaHSO3溶液，当检测到pH达到_______时，停止通入SO2。 A．2.3 B．4.5 C．7.0 D．9.1 6．在溶液从pH为5变为7的过程中，主要发生的离子方程式是_______。 7．在滴加溶液至恰好完全反应的全过程中，始终有_______。 A．水的电离程度始终不变 B．cH＋：cOH－的值始终下降 C．cH＋×cOH－的值始终上升 D．cHSO3-：cSO32-的值始终下降 8．将等物质的量浓度的H2SO3溶液和NaOH溶液等体积混合，溶液中cH＋、cOH－、cH2SO3、cSO32-这四种微粒的浓度由大到小顺序是__________________。 考向4 电解质溶液 (上海市华东师范大学第二附属中学张江分校2023~2024学年高二下学期期末)研究弱电解质的电离及盐的水解，对科学研究和生产生活均有指导意义。 1．部分弱酸的电离平衡常数如下表： 化学式 HCOOH H2S H2CO3 HClO 电离平衡常数(25℃) Ka=1.77×10-4 Ka1=1.3×10-7，Ka2=7.1×10-15 Ka1=4.4×10-7，Ka2=4.7×10-11 Ka=3.0×10-8 Ka=1.8×10-5 (1)下列式子属于水解反应，且溶液呈酸性是___________。 A． B． C． D． (2)常温下0.1mol·L-1的CH3COOH溶液在加水稀释过程中，下列表达式的数据一定变小的是___________。 A． B． C． D． (3)H2S的二级电离平衡常数的表达式为___________。 (4)相同条件下，测得①Na2CO3②CH3COONa③NaClO三种溶液的pH相同，则它们的物质的量浓度由大到小的顺序是___________(用序号表示)。 (5)根据上述电离常数及物质的特性判断下列化学反应方程式错误的是___________(填序号)。 ①次氯酸与NaHCO3 溶液的反应： ②少量CO2通入NaClO溶液中： ③硫化氢气体通入NaClO溶液中： ④碳酸钠滴入足量甲酸溶液中： ⑤碳酸钠溶液通入少量H2S： 2．下列事实不能用平衡移动原理解释的是___________。 A．将FeCl3溶液加热蒸干不能得到FeCl3固体 B．用稀硫酸洗涤BaSO4沉淀比用等体积蒸馏水洗涤损失的BaSO4少 C．铁质器件附有铜质配件，久置，在接触处铁易生锈 D．在漂白液中加入适量盐酸能增强其漂白效果 3．利用弱电解质及盐类水解原理可配置化学缓冲溶液，即外加少量酸、碱后而pH值基本不变的溶液 (1)现有25℃时浓度均为0.1mol·L-1的CH3COOH和CH3COONa的缓冲溶液，pH=4.76，请用化学语言解释该溶液具有一定缓冲作用的原因：___________ (2)向1.0L上述0.1mol·L-1的CH3COOH和CH3COONa的缓冲溶液中滴加几滴NaOH稀溶液(忽略溶液体积的变化)，发生反应的离子方程式为___________，反应后溶液中c(H＋)= __________mol·L-1。 4．人体血液里主要通过碳酸氢盐缓冲体系()维持pH稳定。已知正常人体血液在正常体温时，H2CO3的一级电离常数，，正常情况情况下人体血液的___________(保留1位小数)。人在剧烈运动后或紧张时，易因过度换气呼出大量二氧化碳，而出现呼吸性碱中毒，此时血液缓冲体系中的值将___________(填“变大”、“变小”或“不变”)。 考向5 缓冲溶液应用广泛 (上海市延安中学2023-2024学年第二学期期末考试)化学上的缓冲溶液就是外加少量酸、碱后溶液pH基本不变的溶液。现有时浓度均为0.10mol·L-1的CH3COOH和CH3COONa的缓冲溶液，(此缓冲溶液是混合溶液)。已知：，Kh为醋酸盐的水解常数。 1．回答下列问题： (1)该缓冲溶液中存在的两个主要平衡是___________、___________(用电离方程式和离子方程式表示)，其中质子守恒的表达式为___________。 (2)25℃时，计算Khc(CH3COO−))=___________(保留小数点后两位)，近似计算上述0.10mol·L-1的CH3COOH和CH3COONa的缓冲溶液的pH=___________(保留小数点后两位)，该缓冲溶液中除水分子其他微粒浓度由大到小的顺序___________。 (3)人体血液存在H2CO3(CO2)和NaHCO3的缓冲体系，能有效除掉人体正常代谢产生的酸、碱，保持pH的稳定，有关机理说法正确的是___________。 血液中的缓冲体系可抵抗大量酸、碱的影响 代谢产生的碱被H+中和，H+又由H2CO3电离 代谢产生的H+被HCO3-结合形成H2CO3 2．向0.1mol·L-1FeSO4溶液中持续通入H2S至饱和，有微量黑色的FeS沉淀生成，该溶液中c(H2S)=0.1mol/L。(忽略FeSO4浓度的变化和溶液体积的变化)。已知常温下，的电离常数分别为：。通过计算书写生成黑色沉淀的离子方程式：___________(写出计算过程)。 考向6 含铅废水的治理 (上海市二中学2023~2024学年第二学期高二化学等级期末)含Pb2+的废水危害极大，一般采用沉淀法除去污水中的Pb2+。 1．加入沉淀剂，含铅的难溶电解质从溶液中析出的过程中，下列说法正确的是_______。 A．沉淀速率>溶解速率 B．沉淀速率＜溶解速率 C． D． 2． Pb(OH)2难溶于水，其沉淀溶解平衡表达式为_______。 3．PbSO4也是一种难溶于水的沉淀，在Pb(OH)2悬浊液中滴加稀硫酸，发生反应的离子方程式为：_______。 4．25℃时，Pb(OH)2的溶度积常数Ksp[Pb(OH)2]= 1.0×10－16。查阅国家标准，得知污水中的Pb2+不得高于4.8×10-6mol·L-1，则污水的pH应至少调节到_______，才能达到排放标准。(四舍五入，保留2位小数) 5．PbS是一种难溶于酸的沉淀，已知Ksp(PbS)=3×10－28，H2S的Ka1=1.3×10-7，Ka2=7.1×10-15。通过计算说明不溶于酸的原因：_______。 6．某小组分别在相同体积的蒸馏水和稀硫酸中加入相同质量的PbSO4固体。Pb2+的变化情况如下图。 (1)溶解在稀硫酸中的c(Pb 2+)变化曲线是_______。 A.曲线A B.曲线B (2)关于c(Pb 2+)的变化，下列说法正确是_______。 A．逐渐变为零 B．再加水，Ksp增大 C．逐渐减小 D．逐渐增大 7．运用离子交换树脂结合中和滴定的方法可以测定溶度积常数。现有常温下的饱和PbSO4溶液，通过下列方法测定PbSO4的溶度积常数(25℃)。 步骤Ⅰ：常温下，取30.00 mL饱和PbSO4澄清液，将其转移到阳离子交换柱中，使所有Pb2+和H+发生交换。(已知：1份Pb2+能交换出2份+) 步骤Ⅱ：用蒸馏水洗涤交换柱，将交换出的全部转移到锥形瓶内。 步骤Ⅲ：用0.001mol·L-1NaOH标准液滴定锥形瓶内溶液，消耗标准液10.00 mL。 (1)滴定用酚酞作为指示剂，滴定终点的现象为_______。 (2)计算25℃时Ksp(PbSO4)的值_______。(四舍五入，保留3位有效数字)(按计算过程给分) 考向7 柠檬酸亚铁 (上海市市北中学2023-2024学年第二学期高二年级化学(等级)期终)柠檬酸亚铁是一种高效补铁剂。利用硫铁矿烧渣(主要含Fe2O3及少量CaO、Al2O3)制备柠檬酸亚铁的工艺流程如图。 已知常温下： 1．滤渣1为___________(填化学式)。“还原”步骤中加入铁粉反应的离子方程式：___________。 2．“沉铝”过程中，为了使铝充分沉淀的同时减少铁的损失，需要精确控制氨水的加入量。已知溶液中c(Al3+)]≤10－5mol/L认为已经沉淀完全。请计算：恰好沉淀完全时，溶液中c(OH―)___________ mol/L。 3．“沉铁”过程中发生反应的离子方程式为：___________需控制温度在35℃以下，可能原因是___________。 4．“合成”过程中，需加入少量的抗氧化剂，下列试剂合适的是___________。 A．FeSO4 B．Fe C．Cu D．H2O2 5．柠檬酸是一种重要的工业原料，化学式可表示为 属于三元弱酸。 25℃时，柠檬酸的电离常数分别为：Ka1=7.4×10-4、Ka2=1.7×10-5、Ka3=4.0×10-7。 (1)25℃时， 不同pH范围内， 和 所占的比例 (该微粒浓度与四种微粒浓度之和的比值)如下图所示，则其中代表 的曲线是_______。 (2)25℃时，0.1mol·L-1下列溶液中微粒的浓度关系正确的是_______。 A．Na3Cit溶液中，[Na+]+[H+]=[OH-]+[H2Cit-]+[HCit2-]+[Cit3-] B．Na3Cit溶液中，[OH-]＞[H+] C．NaH2Cit溶液中，[Na+]=[H3Cit]+[H2Cit-]+[HCit2-]+[Cit3-] D．Na2HCit溶液中，[OH-]＞[H+] (3)已知25℃时，碳酸的电离常数为：Ka1=4.4×10-7、Ka2=4.7×10-11向NaHCO3溶液中加入NaH2Cit溶液，请写出反应的化学方程式_______。 1 / 9 学科网（北京）股份有限公司 $$