第三章 水溶液中的离子反应与平衡（复习讲义）化学人教版2019选择性必修1

第三章 水溶液中的离子反应与平衡 复习讲义 复习目标 1.掌握弱电解质电离平衡、水的电离、盐类水解、沉淀溶解平衡四大核心概念； 2.理解离子浓度大小比较的三大守恒关系（电荷/物料/质子守恒）； 3.能分析温度、浓度等条件对平衡移动的影响； 4.运用平衡常数（Kw/Ka/Ksp）进行定量计算； 5.解决工农业生产中的pH调控实际问题（如珊瑚礁保护）。 重点和难点 重点：水溶液中的四类离子平衡及其应用。 难点：水溶液中的离子浓度的大小和粒子的守恒关系。 █知识点一 “三角度”法突破酸HA强弱的判断 1.根据弱电解质的定义判断：弱电解质不能完全电离 （1）配制一定物质的量浓度的HA溶液(如0. 1 mol·L-1)，测其pH，若pH>1，则说明HA是弱酸，若pH=1，则说明HA是强酸。 （2）与同浓度盐酸比较导电性，更弱的为弱酸。 （3）与同浓度的盐酸比较和锌反应的快慢，更慢的为弱酸。 2.根据弱电解质溶液中存在电离平衡判断：条件改变，平衡移动 （1）从一定pH的HA溶液稀释前后pH的变化判断，如①向HA溶液中加水稀释100倍后，溶液pH增大值小于2的是弱酸，pH增大值等于2的是强酸。 （2）从升高温度后pH的变化判断，变化大为弱酸。 （3）从等体积、等pH的HA溶液和盐酸分别与过量的锌反应生成H2的量判断，量多的为弱酸。 （4）向HA溶液中加入NaA晶体，溶液pH增大的是弱酸，pH不变的是强酸。 3.根据弱电解质形成的盐类能水解判断：如溶液变为浅红色可用下面两个现象判断CH3COOH为弱酸 （1）配制某浓度的醋酸钠溶液，向弱电解质形成的一其中加入几滴酚酞溶液。现象：溶液变为浅红色 （2）用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在pH试纸上，测其pH。现象：试纸显示pH>7 效果检测 1．下列事实中可以证明是弱电解质的是 A．能使紫色石蕊试液先变红后褪色 B．常温下，溶液 C．易溶于水，可以在水中电离出和 D．可以与溶液反应生成 【答案】B 【解析】A．HClO可以使石蕊试液变红，说明HClO电离出氢离子而使溶液呈酸性，但是不能证明HClO部分电离，则不能说明HClO是弱电解质，褪色是因为次氯酸的漂白性，故A错误；B．0.1mol/L的HClO溶液中c(H+)=10-3mol/L＜0.1mol/L，说明HClO部分电离，为弱电解质，故B正确；C．HClO可以在水中电离出和，不能证明HClO部分电离，则不能说明HClO是弱电解质，故C错误；D．可以与溶液反应生成和水，说明次氯酸属于酸，但不能证明其为弱酸，故D错误；故选B。 2．下列实验或事实中，不能证明CH3COOH是弱电解质的是 A．常温下，0.1mol/L CH3COOH溶液的pH=3 B．常温下，向0.1mol/L CH3COOH溶液中加入少量相应的盐CH3COONa(s)，溶液pH增大 C．常温下，相同的锌粒分别与等浓度盐酸和醋酸溶液反应，后者产生气泡的速率明显慢 D．常温下，相同体积相同浓度的盐酸和醋酸分别与足量的镁条反应，产生H2体积(同温同压)相同 2．下列事实中，能证实一元酸HR是弱电解质的是 A．HR溶液和KCl溶液不发生反应 B．能与水以任意比例互溶 C．0.1 mol·L-1的HR溶液中c(R-)=0.01mol·L-1 D．HR属于共价化合物 【答案】C 【解析】A．HR溶液和KCl溶液不发生反应，是不满足复分解反应的条件，无法说明HR是弱酸，A错误；B．HR能与水以任意比例互溶，说明HR易溶于水，但不能说明HR部分电离，不能说明HR是弱电解质，B错误；C．0.1 mol·L-1的HR溶液中c(R-) =0.01 mol·L-1，可知HR没有完全电离，HR是弱酸，C正确；D．HCl、HI、HBr都属于共价化合物，但都是强酸，因此无法证明HR就是弱酸，D错误；答案为C。 █知识点二 “中和滴定”考点归纳 1.“考”实验仪器 酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹(带铁架台)、锥形瓶。其中常考的是滴定管，如正确选择滴定管(包括量程)，滴定管的检漏、洗涤和润洗，滴定管的正确读数方法等。 2.“考”操作步骤 ①滴定前的准备；查漏、洗涤、润洗、充液(赶气泡)、调液面、读数；②滴定：移液、滴加指示剂、滴定至终点、读数；③计算。 3.“考”指示剂的选择 ①强酸强碱相互滴定，可选用甲基橙或酚酞；②若反应生成的强酸弱碱盐溶液呈酸性，则选用酸性变色范围的指示剂(甲基橙)，若反应生成强碱弱酸盐，溶液呈碱性，则选用碱性变色范围的指示剂(酚酞)；③石蕊溶液因颜色变化不明显，且变色范围过宽，一般不作指示剂。学&科网 4.“考”误差分析 写出计算式，分析操作对V标的影响，由计算式得出对最终测定结果的影响，切忌死记硬背结论。此外对读数视线问题要学会画图分析。 5.“考”数据处理 正确“取舍”数据，计算“平均”体积，根据反应式确定标准液与待测液浓度和体积的关系，从而列出公式进行计算。 效果检测 1．用草酸溶液滴定未知浓度的溶液。下列实验操作规范的是 A．配制草酸溶液 B．润洗滴定管 C．滴定 D．读数 【答案】D 【解析】A．转移或移液时需要用玻璃棒引流，A错误；B．润洗滴定管时应取少量标准液于滴定管中，倾斜着转动滴定管进行润洗，B错误；C．滴定时，应手持锥形瓶上端轻微地摇动锥形瓶，不能手持锥形瓶底端摇动，C错误；D．读数时，眼睛平视滴定管凹液面最低点，D正确；答案选D。 2．化学需氧量(COD)是衡量水体中有机物污染程度的指标之一，以水样消耗氧化剂的量折算成消耗的量(单位为)来表示。碱性不与反应，可用于测定含Cl⁻水样的COD，流程如图。 下列说法错误的是 A．Ⅱ中发生的反应有 B．Ⅱ中避光、加盖可抑制被氧化及的挥发 C．Ⅲ中消耗的越多，水样的COD值越高 D．若Ⅰ中为酸性条件，测得含水样的COD值偏高 【答案】C 【分析】I中KMnO4与水样中的有机物在碱性条件下反应得到MnO2，溶液中剩余有KMnO4，II中在酸性条件下KMnO4、MnO2与I-反应得到I2单质和Mn2+，III中生成的I2再用Na2S2O3滴定。 【解析】A．II中和MnO2在酸性条件下与过量的KI反应得到I2和Mn2+，存在MnO2+2I-+4H+=Mn2++I2+2H2O，A正确；B．II中避光防止I2升华挥发，加盖防止I-被氧气氧化，B正确；C．整个反应中，KMnO4得电子生成Mn2+，有机物和碘离子失去电子数目与KMnO4得电子数目相等，III中消耗的Na2S2O3越多，说明生成的I2单质越多，也说明有机物消耗的KMnO4的量少，水样中的COD值越低，C错误；D．若I中为酸性条件，Cl-会与KMnO4反应，水样中的COD值偏高，D正确；答案选C。 █知识点三 正确理解反应条件对三类平衡的影响 平衡类别 电离平衡(如CH3COOHCH3COO-+H+) 水解平衡(如CH3COO-+H2O CH3COOH+OH-) 沉淀溶解平衡[如AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq)] 研究对象 弱电解质(包括弱酸、弱碱、水、多元弱酸的酸式酸根等) 盐溶液(包括强酸弱碱盐、弱酸强碱盐、弱酸弱碱盐) 难溶电解质(如难溶的酸、碱、盐等) 平衡常数 Ka= Kh= Ksp(AgCl)=c(Ag+)·c(Cl-) 升高 温度 促进电离，离子浓度增大，Ka增大 促进水解，Kh增大 Ksp可能增大，也可能减小 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 促进溶解，Ksp不变 加入 相应离子 加入CH3COONa固体或盐酸，抑制电离，Ka不变 加入CH3COOH或NaOH，抑制水解，Kh不变 加入AgNO3溶液或NaCl溶液抑制溶解，Ksp不变 加入反应 的离子 加入NaOH，促进电离，Ka不变 加入盐酸，促进水解，Kh不变 加入氨水，促进溶解，Ksp不变 效果检测 1．配制FeCl3溶液时，将FeCl3固体溶解在较浓的盐酸中，再加水稀释。下列说法正确的是 A．FeCl3溶液显黄色， 没有 Fe(OH)3存在 B．稀释过程中 FeCl3水解程度增大，c(H⁺)增大 C．FeCl3溶液中存在 D．较浓氢氧化钠可有效抑制Fe³⁺水解 【答案】C 【解析】A．FeCl3溶液中存在水解平衡，溶液中一定存在Fe(OH)3，故A错误；B．稀释过程中 FeCl3水解程度增大，c(H⁺)减小，故B错误；C．FeCl3溶液中存在水解平衡，该反应为可逆反应，故C正确；D．FeCl3溶液中存在水解平衡，增大c(OH-)可使平衡正向移动，促进Fe³⁺水解，故D错误；故选C。 2.牙齿表面的釉质保护层主要成分为羟基磷灰石[Ca5(PO4)3OH]，羟基磷灰石的溶解平衡为Ca5(PO4)3OH(s)5Ca2+(aq)+3(aq)+OH-(aq)  Ksp=6.8×10-37。下列说法错误的是 A．由上述平衡可知，多补钙有利于保护牙齿 B．含糖量较高的食物在口腔中分解会产生有机酸，易造成龋齿 C．增大OH-浓度，上述平衡向羟塞磷灰石生成的方向移动，K减小 D．使用含氟牙膏能预防龋齿，是因为氟离子能够使Ca5(PO4)3OH(s)转化为更难溶的Ca5(PO4)3F(s)(Ksp=2.8×10-61) 【答案】C 【解析】A．根据Ca5(PO4)3OH(s)5Ca2+(aq)+3(aq)+OH-(aq)分析可知，增大钙离子浓度，平衡左移，防止了牙齿中羟基磷酸钙[Ca5(PO4)3OH]溶解，起到保护牙齿作用，A正确；B．残留在牙齿上的糖发酵会产生有机酸电离出H+，H+和沉淀溶解平衡中的氢氧根离子反应，促使平衡右移，保护牙齿的羟基磷酸钙[Ca5(PO4)3OH]溶解，易造成龋齿，B正确；C．增大OH-浓度，平衡左移，生成更多羟基磷灰石，但平衡常数K是常数，仅与温度有关，不随浓度变化而改变，C错误；D．羟基磷酸钙的Ksp大于氟磷酸钙，两种物质阴阳离子比相同，证明氟磷酸钙更难溶解，氟离子能够使Ca5(PO4)3OH(s)转化为更难溶的Ca5(PO4)3F(s)，使用含氟牙膏能防止龋齿，能够起到保护牙齿的作用，D正确；故选C。 █知识点四 四大平衡常数对比与应用 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) 盐类的水解常数(Kh) 适用体系 弱酸或弱碱溶液 任意水溶液 难溶电解质 弱离子的盐溶液 定义 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+)的乘积为一个常数 在一定温度下，在难溶电解质的饱和溶液中，各离子浓度幂之积是一个常数 在一定温度下，当盐类水解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，这个常数称为电离盐类水解平衡常数 表达式 （1）对于一元弱酸HA:HAH++A-，电离常数Ka= （2）对于一元弱碱BOH：BOHB＋＋OH－，电离常数Kb＝ Kw＝ c(H＋)·c(OH－) AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq)Ksp(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－) CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－ Kh＝ 影响因素 只与温度有关，温度升高K值增大 只与温度有关，温度升高Kw值增大 只与难溶电解质的性质和温度有关 只与温度有关，温度升高Kh值增大 应用 （1）判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，相同温度下，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。 （2）判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律，如25 ℃时，Ka(HCOOH)＝1.77×10－4 mol·L－1，Ka(HCN)＝4.9×10－10 mol·L－1，故知HCOOH＋NaCN===HCN＋HCOONa。 （3）利用电离常数可近似计算出弱酸、弱碱溶液中c平(H＋)或c平(OH－)(忽略水的电离)，当c/K≥500时，c平(H＋)或c平(OH－)=。 （1）计算溶液的c(OH-)或c(H+) （2）计算溶液中水电离出的c(OH-)或c(H+) （3）比较水的电离程度的大小 1.判断在一定条件下沉淀能否生成或溶解 （1）Qc>Ksp：溶液过饱和，有沉淀析出 （2）Qc＝Ksp：溶液饱和，处于平衡状态 （3）Qc<Ksp：溶液未饱和，无沉淀析出 2.判断难溶电解质之间的相互转化 （1）计算盐溶液的pH （2）判断盐溶液的酸碱性 （3）比较盐溶液中粒子浓度的大小 相关规律 （1）Qc与K的关系:二者表达式相同，若Qc<K，平衡正向移动;若Qc=K，平衡不移动;若Qc>K，平衡逆向移动。 （2）平衡常数都只与温度有关，温度不变，平衡常数不变。 （3）Ka(或Kb)、Kh、KW三者的关系式为Kh=(或Kh=)。 效果检测 1．下列有关化学平衡常数K、电离平衡常数Ka、水的离子积常数Kw的说法中错误的是 A．各常数的大小与温度有关 B．各常数的大小说明平衡体系正反应的程度大小 C．若温度升高则各常数一定增大 D．各常数越大反应物平衡转化率越大 【答案】C 【分析】化学平衡常数、电离平衡常数、水的离子积常数都只与温度有关；各常数的大小说明平衡体系正反应程度大小，平衡常数越大，正反应程度越大，升高温度平衡向吸热方向移动，据此方向解答。 【解析】A．化学平衡常数、电离平衡常数、水的离子积常数都只与温度有关，与溶液浓度无关，故A说法正确；B．各平衡常数的大小说明平衡体系正反应进行程度大小，平衡常数越大，正反应程度越大，故B说法正确；C．升高温度平衡向吸热方向移动，有的化学反应正反应是放热反应，升高温度时，平衡逆向移动，平衡常数减小，故C说法错误；D．各平衡常数越大，说明平衡体系正反应的程度越大，即反应物平衡转化率越大，故D说法正确；故答案为C。 2．下列有关化学平衡常数K、电离平衡常数Ka、水的离子积常数Kw的说法中错误的是 A．各常数的大小与温度有关 B．各常数的大小说明平衡体系正反应的程度大小 C．若温度升高则各常数一定增大 D．化学平衡常数越大反应物平衡转化率越大 【答案】C 【解析】A. 各常数的大小与温度有关，温度改变时，三常数都将发生改变，A正确；B. 各常数的大小说明平衡体系正反应的程度大小，常数越大，正反应进行的程度越大，B正确；C. 若温度升高，化学平衡常数可能增大也可能减小，C不正确；D. 化学平衡常数越大反应正向进行的越多，反应物平衡转化率越大，D正确。故选C。 █知识点五 水溶液中离子平衡的图像分析 常以酸碱中和反应和电离平衡、沉淀溶解平衡建立过程中离子浓度变化曲线、pH变化曲线等为设计背景。主要命题点有电解质电离方程式的书写、水电离程度的比较、离子浓度的等量关系、离子浓度大小的比较、电离常数的计算、pH的计算及溶度积的计算等，侧重考查考生分析问题的能力。 （一）一强一弱溶液稀释的图像 1.相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸 加水稀释到相同的体积，醋酸的pH大 加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多 2.相同体积、相同pH的盐酸、醋酸 加水稀释到相同的体积，盐酸的pH大 加水稀释到相同的pH，醋酸加入的水多 3.pH与稀释后溶液体积变化的线性关系(Va、Vb为稀释前的体积，V为稀释后的体积) （1）HY为强酸、HX为弱酸 （2）a、b两点的溶液中:c(X-)=c(Y-) （3）水的电离程度:d>c>a=b （1）MOH为强碱、ROH为弱碱 （2）c(ROH)>c(MOH) （3）水的电离程度:a>b （二）KW和Ksp图像 1.曲线型 不同温度下水溶液中c(H+)与c(OH-)的变化曲线 常温下，CaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲线[Ksp=9×10-6] （1）A、C、B三点均为中性，温度依次升高，KW依次增大 （2）D点为酸性溶液，E点为碱性溶液，KW=1×10-14 （3）AB直线的左上方均为碱性溶液，任意一点都有c(H+)<c(OH-) （1）a、c点在曲线上，a→c的变化为增大c(S)，如加入Na2SO4固体，但Ksp不变 （2）b点在曲线的上方，Qc>Ksp，将会有沉淀生成 （3）d点在曲线的下方，Qc<Ksp，则为不饱和溶液，还能继续溶解CaSO4 2.直线型(pM-pR曲线) pM为阳离子浓度的负对数，pR为阴离子浓度的负对数 ①直线AB上的点:c(M2+)=c(R2-)。 ②溶度积:CaSO4>CaCO3>MnCO3。 ③X点对CaSO4要析出沉淀，对CaCO3是不饱和溶液，能继续溶解CaCO3。 ④Y点:c(S)>c(Ca2+)，二者的浓度积等于10-5;Z点:c(C)<c(Mn2+)，二者的浓度积等于10-10.6。 （三）分布分数图及分析[分布曲线是指以pH为横坐标、分布分数(即组分的平衡浓度占总浓度的分数)为纵坐标的关系曲线] 一元弱酸(以CH3COOH为例) 二元酸(以草酸H2C2O4为例) 注:pKa为电离常数的负对数 δ0为CH3COOH分布分数，δ1为CH3COO-分布分数 δ0为H2C2O4分布分数、δ1为HC2分布分数、δ2为C2分布分数 随着pH增大，溶质分子浓度不断减小，离子浓度逐渐增大，酸根离子增多。根据分布分数可以书写一定pH时所发生反应的离子方程式 同一pH条件下可以存在多种溶质微粒。根据在一定pH的微粒分布分数和酸的分析浓度(平衡时各微粒的浓度之和)，就可以计算各微粒在该pH时的平衡浓度 （四）酸碱中和滴定曲线 氢氧化钠滴定等浓度等体积的盐酸、醋酸的滴定曲线 盐酸滴定等浓度等体积的氢氧化钠溶液、氨水的滴定曲线 曲线起点不同。强碱滴定强酸、弱酸的曲线，强酸起点低;强酸滴定强碱、弱碱的曲线，强碱起点高 突跃点变化范围不同。强碱与强酸反应的突跃点变化范围大于强碱与弱酸反应(强酸与弱碱反应) 室温下pH=7不一定是终点。强碱与强酸反应时，终点是pH=7;强碱与弱酸反应终点是pH>7，强酸与弱碱反应终点是pH<7 （五）“四步骤”突破多曲线图象题 1.明确横、纵坐标的含义。一般情况下，横坐标为pH，纵坐标各组分浓度随 pH 的变化趋势。 2.抓主关键点。重视起点、终点和交点对应的 pH，特别要关注交点，交点处微粒浓度相同，可用此特殊关系计算电离常数或水解平衡常数。 3.理解最高点和最低 点对应的 pH 和各组分存在的 pH 范围。 4.联系电离平衡、水解平衡的规律及电荷守恒、物料守恒的关系分析判断。 效果检测 1．向含和的溶液中逐滴加入的溶液，沉淀的质量与加入溶液的体积关系如图所示，已知。下列说法正确的是 A．原溶液中和的物质的量浓度相等 B．该实验不能证明的比的小 C．水的电离程度： D．若向悬浊液中加入溶液，一定会有生成 【答案】C 【解析】A．根据图像可知，时生成蓝色沉淀时生成的沉淀为，说明，原溶液中和的物质的量浓度不相等，A错误；B．由图可知，的物质的量浓度小且首先沉淀铜离子，说明的比的小，B错误；C．a点时溶质为和点时为点时为和，镁离子水解促进水的电离，抑制水的电离，对水的电离无影响，故水的电离程度：，C正确；D．要想生成沉淀，必须满足，因铜离子浓度大小未知，则无法判断是否生成沉淀，D错误；故选C。 2．常温下，的沉淀溶解曲线如图所示。已知：(的溶解度小于，代表或）。下列叙述正确的是 A．曲线Ⅰ代表 与 关系 B．常温下，的数量级为 C．M点对应的溶液可能是的过饱和溶液 D．的平衡常数 【答案】D 【解析】A．CaF2的溶解度小于BaF2，则图像上取相同的横坐标，即c(F⁻)相同时， 应更小， 更大，所以曲线Ⅰ代表 与 关系，则曲线Ⅱ代表 与-lgc(F⁻)关系，A错误；B．取曲线Ⅱ中 b点数据可计算： 数量级为 B错误；C．M点对应的溶液中 即M点是 BaF2 的不饱和溶液，C错误；D．取曲线Ⅰa点数据计算： D正确；故选D。 █考点一 弱电解质的判断方法 【例1】下列事实能说明是弱电解质的是 ①与水能以任意比互溶；②溶液能导电；③稀溶液中存在分子；④常温下，0.1mol·L-1HX溶液的pH比0.1mol·L-1盐酸的pH大；⑤溶液能和碳酸钙反应放出；⑥0.1mol·L-1NaX溶液pH=8.9；⑦大小相同的铁片与等物质的量浓度的盐酸和溶液反应，开始溶液产生的速率慢；⑧pH=a的HX溶液的物质的量浓度等于pH=a+1的HX溶液的物质的量浓度的10倍 A．②⑥⑦⑧ B．③④⑥⑧ C．③④⑥⑦ D．①② 【答案】C 【解析】①HX与水能以任意比互溶不能说明HX溶液中是否存在电离平衡，所以不能证明HX是弱酸，故错误；②HX溶液能导电只能说明HX在溶液能电离出自由移动的离子，但不能说明HX溶液中是否存在电离平衡，所以不能证明HX是弱酸，故错误；③HX稀溶液中存在HX分子，说明HX溶液中存在电离平衡，能证明HX是弱酸，故正确；④常温下，0.1mol/LHX溶液的pH比0.1mol/L盐酸的pH大，说明HX在溶液中部分电离出氢离子，说明HX是弱酸，故正确；⑤HX溶液能和碳酸钙反应放出二氧化碳说明HX的酸性比碳酸强，但不能说明HX溶液中是否存在电离平衡，所以不能证明HX是弱酸，故错误；⑥0.1mol/LNaX溶液pH为8.9，溶液呈碱性说明NaX是强碱弱酸盐，所以能说明HX是弱酸，故正确；⑦大小相同的铁片与同物质的量浓度的盐酸和HX反应，HX产生氢气速率慢，说明HX溶液中氢离子浓度小于盐酸溶液中氢离子浓度，HX溶液中存在电离平衡，能证明HX是弱酸，故正确；⑧pH=a的HX溶液的物质的量浓度等于pH=a+1的HX溶液的物质的量浓度的10倍，说明HX在溶液中完全电离，说明HX是强酸，故错误；则③④⑥⑦正确，故选C。解题要点 “三角度”法突破酸HA强弱的判断 1.从水解的角度分析，取其钠盐(NaA)溶于水，测其pH，若pH>7，则说明HA是弱酸，若pH=7，则说明HA是强酸。 2.从是否完全电离的角度分析，配制一定物质的量浓度的HA溶液(如0. 1 mol·L-1)，测其pH，若pH>1，则说明HA是弱酸，若pH=1，则说明HA是强酸。 3.从电离平衡移动的角度分析，如①向HA溶液中加水稀释100倍后，溶液pH增大值小于2的是弱酸，pH增大值等于2的是强酸;②向HA溶液中加入NaA晶体，溶液pH增大的是弱酸，pH不变的是强酸。 【变式1-1】下列不能证明是弱电解质的是 A．25℃时，溶液的pH大于7 B．用溶液做导电性实验，灯泡很暗 C．1 溶液中 D．pH=2的溶液稀释100倍后，pH约为3 【答案】B 【解析】A．25℃时，亚硝酸钠溶液的pH大于7，说明亚硝酸钠为强碱弱酸盐，所以能说明亚硝酸为弱酸，故A项不符合题意；B．溶液的导电性与离子浓度成正比，用HNO2溶液做导电实验，灯泡很暗，只能说明溶液中离子浓度很小，不能说明亚硝酸的电离程度，所以不能证明亚硝酸为弱电解质，故B项符合题意；C．0.1mol•L-1HNO2溶液的，说明亚硝酸不完全电离，溶液中存在电离平衡：，所以亚硝酸为弱电解质，故C项不符合题意；D．常温下pH=2的HNO2溶液稀释至100倍，pH约为3，说明亚硝酸中存在电离平衡：，则亚硝酸为弱电解质，故D项不符合题意；故本题选B。 【变式1-2】下列事实中能证明是弱电解质的有几项 ①氨水能与溶液反应： ②的氨水与的盐酸恰好完全反应 ③常温下，的浓氨水中加水至 ④用氨水做导电实验，灯泡很暗 ⑤氯化铵溶液与溶液反应： ⑥常温下，的氨水中 A．4项 B．3项 C．2项 D．1项 【答案】B 【解析】①强碱与溶液反应也生成氢氧化铁沉淀，所以通过氨水与溶液反应生成氢氧化铁沉淀，不能说明是弱电解质；②不论是强碱还是弱碱，的氨水与的盐酸都能恰好完全反应，不能说明一水合氨是弱电解质；③常温下，的浓氨水中加水至，溶液稀释1000倍，pH变化程度小于3个单位，可以说明是弱电解质；④溶液的导电能力与离子浓度有关，不能说明电解质的电离程度，所以不能说明一水合氨是弱电解质；⑤氯化铵溶液与溶液反应：，反应过程中铵根离子与氢氧根离子形成弱电解质一水合氨，可以说明是弱电解质；⑥常温下，的氨水中，说明溶液中，一水合氨未完全电离，可以说明是弱电解质；综上所述，能证明是弱电解质的有3项，答案选B。 █考点二 四大平衡常数的关系与应用 【例2】下列关于化学平衡常数(K)、电离平衡常数(Ka或Kb)、水解平衡常数(Kh)、沉淀溶解平衡常数(Ksp)、水的离子积常数(KW)的叙述错误的是(　　) A.K值越大，正反应进行的程度越大，一般地说，K>105时，该反应进行得就基本完全了 B.比较Ksp与离子积Qc的相对大小，可判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解 C.K、Ka或Kb、Kh、Ksp、KW都与温度有关，温度越高，常数值越大 D.弱酸HA的Ka与NaA的Kh、水的离子积常数KW三者间的关系可表示为KW=Ka·Kh 【答案】C 【解析】相同条件下不同反应的K值越大，表示反应进行的程度越大;相同的化学反应在不同条件下，K值越大，表示反应进行的程度越大，A正确。在给定条件下，Qc>Ksp时，溶液过饱和有沉淀析出;Qc=Ksp时，溶液饱和，沉淀与溶解处于动态平衡状态;Qc<Ksp时，溶液不饱和无沉淀析出，B正确。平衡常数都是温度的函数，电离平衡常数、水解平衡常数、水的离子积常数和大部分的溶解平衡常数随温度升高其值都增大，但是化学平衡常数随温度的变化和反应的吸放热情况有关，溶解平衡常数也有例外，C错误;A-的水解和HA的电离为可逆过程，Ka=，Kh=，则有Ka·Kh=KW，D正确，故答案为：C。 解题要点 水的离子积常数、电离常数、水解常数、溶度积常数是电解质溶液中的四大常数，它们均只与温度有关。有关常数的计算，要紧紧围绕它们只与温度有关，而不随其离子浓度的变化而变化来进行。 已知：常温下，H2S的电离常数为Ka1、Ka2，Cu(OH)2、CuS、Ag2S的溶度积常数分别为Ksp、K′sp、K″sp。 （1）水解常数与电离常数、离子积之间的关系 常温下的Na2S溶液中：S2－的水解常数Kh1＝Kw/Ka2，HS－的水解常数Kh2＝Kw/Ka1。 （2）水解常数与溶度积、离子积之间的关系 常温下的CuCl2 溶液中：Cu2＋的水解常数Kh＝K/Ksp。 （3）平衡常数与电离常数、溶度积之间的关系 ①反应CuS(s)＋2Ag＋(aq)Cu2＋(aq)＋Ag2S(s)的平衡常数K＝K′sp/K″sp。 ②反应CuS(s)＋2H＋(aq)Cu2＋(aq)＋H2S(aq)的平衡常数K＝K′sp/(Ka1·Ka2)。 （4）判断溶液的酸碱性 NaHS溶液显碱性，离子浓度的大小顺序为c(Na＋)>c(HS－)>c(OH－)>c(H＋)>c(S2－)，判断理由是HS－的水解常数(Kw/Ka1)大于其电离常数(Ka2)。 （5）Kw、Ka、Kb、Ksp、Kh之间的关系 1)一元弱酸强碱盐：Kh＝Kw/Ka。 2)一元弱碱强酸盐：Kh＝Kw/Kb。 3)多元弱碱强酸盐，如氯化铁：Fe3＋(aq)＋3H2O(l)Fe(OH)3(s)＋3H＋(aq) Kh＝c3(H＋)/c(Fe3＋)，将(Kw)3＝c3(H＋)×c3(OH－)与Ksp＝c(Fe3＋)×c3(OH－)两式相除，消去c3(OH－)可得Kh＝(Kw)3/Ksp。 【变式2-1】ROH是一元弱碱。难溶盐RA的饱和溶液中c(A-)随c(OH-)而变化，A-不发生水解。298 K时，c2(A-)与c(OH-)有如图所示线性关系。下列叙述错误的是(　　) A.pH=6时，c(A-)<2×10-5 mol·L-1 B.ROH的电离平衡常数Kb(ROH)=2×10-6 C.RA的溶度积Ksp(RA)=2×10-10 D.c2(A-)=Ksp(RA)+ 【答案】B 【解析】pH=6即c(OH-)=1×10-8 mol·L-1时，c2(A-)=30×10-11 (mol·L-1)2， c(A-)= mol·L-1=×10-5 mol·L-1<2×10-5 mol·L-1，A正确;c(OH-)=0时，可看作溶液中有较大浓度的H+，此时R+的水解极大地被抑制，溶液中c(R+)=c(A-)，则Ksp(RA)=c(R+)·c(A-)=c2(A-)=2×10-10，由物料守恒知c(A-)=c(ROH)+c(R+)，Kb(ROH)=，当c(R+)=c(ROH)时，则c(R+)=，Ksp(RA)==2×10-10，则c2(A-)=40×10-11 mol2·L-2，由题图可知此时溶液中c(OH-)=2×10-8 mol·L-1，所以ROH的电离平衡常数Kb(ROH)==c(OH-)=2×10-8，B错误、C正确;物料守恒为c(A-)=c(ROH)+c(R+)，根据溶度积常数和电离常数可知c(A-)=+c(R+)=+1]，因此溶液中存在c2(A-)=Ksp(RA)+，D正确，故答案为：B。 【变式2-2】K、Kw、Ka、Ksp分别表示化学平衡常数、水的离子积常数、弱酸电离常数和溶度积常数，下列判断不正确的是 A．在500°C、20MPa的密闭容器中进行合成氨的反应，更换新型催化剂后K不变 B．相同温度下的酸、碱、盐的稀溶液中水的离子积常数Kw不同 C．室温下Ka(HCN)<Ka(CH3COOH)，等浓度的HCN和CH3COOH溶液pH较小的为CH3COOH D．Ksp与难溶电解质的性质和温度有关，与溶液中相关离子的浓度无关 【答案】B 【解析】A．化学平衡常数仅仅是与温度有关，催化剂只影响化学反应速率，不影响化学平衡，故在500°C、20MPa的密闭容器中进行合成氨的反应，更换新型催化剂后K不变，A正确；B．Kw仅仅是与温度有关，故相同温度下的酸、碱、盐的稀溶液中水的离子积常数Kw相同，B错误；C．室温下Ka(HCN)<Ka(CH3COOH)，即等浓度是CH3COOH的酸性强于HCN，则等浓度的HCN和CH3COOH溶液pH较小的为CH3COOH，C正确；D．Ksp与难溶电解质的性质和温度有关，与溶液中相关离子的浓度无关，D正确；故答案为：B。 █考点三 水溶液中离子平衡图像的种类及分析 【例3】化学常用图像直观地描述化学反应的进程或结果。下列有关的图像描述正确的是 A．图甲表示一定温度下的在水溶液中的沉淀溶解平衡曲线，若a点溶液若降低温度，则a点可沿虚线移动到c点 B．图乙表示室温条件下、在水中的沉淀溶解平衡曲线，则在同时含有和固体的溶液中 C．图丙表示室温下，加水稀释、HB溶液至VmL过程中溶液pH与的关系，中和等体积、pH相同的两种溶液所需的相等 D．图丁表示一定物质的量浓度的溶液中通入至过量的过程中，混合溶液导电性的变化 【答案】B 【解析】A．，降低温度，促使硫酸银沉淀向沉淀生成的方向移动，若a点溶液若降低温度，则导致银离子浓度小于硫酸根离子浓度，故a点不会沿虚线移动到c点，A错误；B．图乙表示室温条件下、在水中的沉淀溶解平衡曲线，由bc点可知，、，在同时含有和固体的溶液中，B正确；C．图丙表示室温下，加水稀释、HB溶液至VmL过程中溶液pH与的关系，由图可知，HA为强酸、HB我弱酸，弱酸部分电离，中和等体积、pH相同的两种溶液则弱酸HB所需的更多，C错误；D．图丁中显示，导电性变化先减弱后增强，而醋酸是弱电解质，通入氨气后反应生成醋酸铵是强电解质，溶液的导电性增强，与图像不符，D错误；故选B。 解题要点 1．强、弱电解质的比较图像（图像法理解一强一弱的稀释规律） （1）相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸 加水稀释相同的倍数，醋酸的pH大 加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多 （2）相同体积、相同pH的盐酸、醋酸 加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大 加水稀释到相同的pH，醋酸加入的水多 2．酸、碱中和滴定图像——抓5点破中和滴定图像 （1）抓反应的“起始”点：判断酸、碱的相对强弱。 （2）抓反应“一半”点：判断是哪种溶质的等量混合。 （3）抓“恰好”反应点：判断生成的溶质成分及溶液的酸碱性。 （4）抓溶液的“中性”点：判断溶液中溶质的成分及哪种物质过量或不足。 （5）抓反应的“过量”点：判断溶液中的溶质，判断哪种物质过量。 3．沉淀溶解平衡图像 （1）溶解平衡曲线类似于溶解度曲线，曲线上任一点都表示饱和溶液，曲线上方的任一点，均表示过饱和，此时有沉淀析出，曲线下方的任一点，均表示不饱和。但如果将离子浓度取负对数，则结果正好相反，即线上方任一点表示不饱和，线下方任一点表示过饱和。 （2）从图像中找到数据，根据公式计算得出Ksp的值。 （3）比较溶液的Q与Ksp的大小，判断溶液中有无沉淀析出。 （4）涉及Q的计算时，所代入的离子浓度一定是混合溶液中的离子浓度，因此计算离子浓度时，所代入的溶液体积也必须是混合液的体积。 4．离子平衡图像 巧抓“四点”，突破溶液中的粒子浓度关系 （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，判断生成什么溶质及溶液的酸碱性。 （3）抓溶液的“中性”点，判断生成什么溶质，哪种物质过量或不足。 （4）抓反应的“过量”点，判断溶液中是什么溶质，哪种物质过量 【变式3-1】一定温度下，在不同pH的溶液中存在形式不同，溶液中随pH的变化如图1，溶液中含A微粒的物质的量分数随pH的变化如图2。已知：①MA，均为难溶物；②初始。 下列说法正确的是 A．时， B．初始状态a点发生反应： C．I曲线上的点满足 D．初始状态的b点，平衡后溶液中存在 【答案】B 【分析】由可得，，故曲线I表示M(OH)2的溶解平衡曲线，曲线Ⅱ表示MA的溶解平衡曲线。 【解析】A．由图2可得，H2A的电离平衡常数， ，，，则当c(A2-)=c(H2A)时，，即pH=8.5，故A错误；B．初始状态a点在曲线Ⅱ的上方，曲线I的下方，故生成MA，故发生反应：，故B正确；C．曲线I表示M(OH)2的溶解平衡曲线，故I曲线上的点满足c(M2+)·c2(OH-)=Ksp[M(OH)2]，故C错误；D．初始状态的b点在曲线Ⅱ的上方，曲线I的下方，生成MA，故平衡后溶液中存在c(A2-)+c(HA-)+c(H2A)＜0.2mol/L，故D错误；故选B。 【变式3-2】根据下列溶液中的平衡图像所得出的结论正确的是 A．若图甲表示稀释起始pH相同的NaOH溶液与氨水，则曲线a对应NaOH溶液 B．若图乙表示其他条件相同，的分解曲线，则说明溶液pH越大，的分解速率越快 C．若图丙表示室温时，醋酸和醋酸钠的混合溶液中与的浓度与pH的关系，则可知室温下醋酸的电离平衡常数为 D．图丁所对应的可逆反应平衡时升高温度时，v(正)减小，v(逆)增大，平衡向逆反应方向移动 【答案】C 【解析】A．起始pH相同的NaOH溶液与氨水加水稀释，强碱溶液对应的pH值变化大，则曲线a对应是氨水，A错误；B．由图乙可知，其他条件相同，的分解曲线，0.1mol/L的NaOH溶液对应的曲线陡，反应速率大，1mol/L的NaOH的溶液对应的反应速率小，B错误；C．醋酸的电离常数为K=，pH=4.75时， 与的浓度相等，醋酸的电离平衡常数为，C正确；D．升高温度lgK减小，平衡逆向移动，v(正)和v(逆)均增大，D错误；答案选C。 █考点四 中和滴定原理及原理的应用 【例3】用NaOH标准溶液滴定食用白醋，测定其中醋酸含量的操作中正确的是 A．盛白醋溶液的锥形瓶滴定前用白醋溶液润洗2～3次 B．酸式滴定管在装液前要用白醋溶液润洗2～3次 C．配标准溶液是称取4.0g NaOH固体放入1000mL容量瓶中，然后加水至刻度 D．用甲基橙作指示剂，溶液恰好由红色变为黄色，为滴定终点 【答案】B 【解析】A．盛白醋溶液的锥形瓶滴定前不能用白醋溶液润洗，否则导致待测液体积增大，故A错误；B．酸式滴定管在装液前要用白醋溶液润洗2～3次，以确保滴定管中放出的待测液浓度准确，B正确；C．容量瓶不能用来溶解固体，NaOH固体应在烧杯中溶解，故C错误；D．用NaOH溶液滴定白醋，终点生成醋酸钠为强碱弱酸盐，显碱性，应用酚酞作指示剂，溶液颜色恰好由无色变为浅红色，且半分钟内不褪色时，为滴定终点，故D错误；故选B。 【变式4-1】用标准的溶液滴定未知浓度的盐酸，若测定结果偏低，其原因可能是解题要点 1.中和滴定操作 （1）中和滴定实验中，滴定管必须润洗，锥形瓶不能润洗。 （2）强酸与强碱相互滴定时，既可选用甲基橙，也可选用酚酞作指示剂。 （3）石蕊颜色变化不明显，变色范围宽，一般不用作中和滴定的指示剂。 （4）强酸与弱碱相互滴定时，应选用甲基橙作指示剂。强碱与弱酸相互滴定时，应选用酚酞作指示剂。 （5）当滴入最后一滴标准液，指示剂发生颜色变化， 必须保证半分钟内不恢复原来的颜色，才是达到滴定终点。 （6）滴定停止后，必须等待1～2分钟，待附着在滴定管内壁的溶液流下后，再进行读数。 A．滴定时有盐酸溅出锥形瓶外 B．滴定终点读数时，仰视滴定管的刻度，其他操作正确 C．盛装未知液的锥形瓶用蒸馏水洗过后再用未知液润洗 D．滴定到终点读数时，发现滴定管尖嘴处悬挂一滴溶液 【答案】A 【解析】A．滴定时有盐酸溅出锥形瓶外，待测液物质的量偏少，测定结果偏小，A符合题意；B．定终点读数时，仰视滴定管的刻度，造成V(碱)偏大，测定结果偏高，B不符合题意；C．盛装未知液的锥形瓶用蒸馏水洗过后再用未知液润洗，待测液的物质的量偏多，测定结果偏高，C不符合题意；D．滴定到终点读数时，发现滴定管尖嘴处悬挂一滴溶液，造成V(碱)偏大，测定结果偏高，D不符合题意；故选A。 【变式4-2】某化学兴趣小组模拟酒驾的检测方法，设计如下实验：解题要点 中和滴定误差分析 （1）滴定终点的判断答题模板：当接近终点时，改为滴加半滴，直到因滴入最后半滴……标准溶液后，溶液变成……色，且半分钟(30 s)内不恢复原来的颜色。 （2）图解量器的读数方法 ①平视读数(如图1)：用量筒量取一定体积的液体，读取液体体积示数时，视线应与凹液面最低点相切，视线与刻度的交点即读数(即凹液面定视线，视线定读数)。 　 图1　　　　　　　图2　　　　　　图3 ②俯视读数(如图2)：当用量筒测量液体的体积时，由于俯视时视线向下倾斜，寻找切点的位置在凹液面的上侧，读数高于正确的刻度线位置，即读数偏大。 ③仰视读数(如图3)：仰视滴定管时，视线向上倾斜，寻找切点的位置在液面的下侧，滴定管刻度标法与量筒不同，仰视时读数偏大。 （3）中和滴定终点是指示剂颜色发生突变的点，但不一定是酸碱恰好中和的点。通常有一定误差(允许误差)。 ①配制500mLc1mol/LK2Cr2O7标准溶液并加入少许稀硫酸酸化；②量取VmL酒精溶液置于锥形瓶中；③加入c1mol/LK2Cr2O7标准溶液V1mL，充分反应后，再加入过量的KI溶液和指示剂；①用c2mol/LNa2S2O3溶液滴定反应后的溶液，达到滴定终点时，重复三次，平均消耗Na2S2O3溶液的体积为V2mL。 已知有关反应为：16H++2+3CH3CH2OH=4Cr3++3CH3COOH+11H2O、14H+++6I-=2Cr3++3I2+7H2O、I2+2=2I-+。 乙醇的物质的量浓度为 A． B． C． D． 【答案】D 【解析】根据反应14H+++6I-=2Cr3++3I2+7H2O、I2+2=2I-+可得关系式：~3I2~6，则与I-反应的K2Cr2O7的物质的量为c2V2×10-3mol，故与CH3CH2OH反应的K2Cr2O7的物质的量为(c1V1-c2V2)×10-3mol，所以CH3CH2OH的物质的量为(c1V1-c2V2)×10-3mol，则乙醇的物质的量浓度为，D项正确。故选D。 █考点五 水溶液中微粒浓度大小比较 【例5】草酸()是二元弱酸，常温下，下列有关草酸及草酸盐溶液的叙述错误的是 A．在溶液中 B．在溶液中 C．在溶液中 D．在和混合溶液中 【答案】B 【解析】A．在溶液中，草酸()是二元弱酸，弱酸电离度很小主要以分子形成存在于溶液中，草酸一次电离程度远大于二次电离，两次电离都会产生氢离子，水也会电离出氢离子，所以溶液中各微粒浓度大小为，故A正确；B．在溶液中，根据电荷守恒得到：，根据物料守恒得到：，整理得到：，故B错误；C．在溶液中，根据物料守恒得到：，故C正确；D．在和混合溶液中，根据电荷守恒得到：，故D正确；故选：B。 【变式5-1】表示0.1mol·L-1NaHCO3溶液有关微粒浓度的关系正确的解题要点 1.多元弱酸溶液，例如：0.1mol/L的H2S溶液中所存在的离子浓度由大到小的排列顺序是：c(H+)＞c(HS－)＞c(S2－)＞c(OH－)。判断多元弱酸溶液中离子浓度大小的一般规律是：（显性离子）＞（一级电离离子）＞（二级电离离子）＞（水电离出的另一离子） 2.一元弱碱的正盐溶液， （强酸弱碱盐） ①电荷守恒： ②物料守恒： ③微粒浓度： 判断一元弱酸的正盐溶液中离子浓度大小的一般规律是：（不水解离子）＞（水解离子）＞（显性离子）＞（水电离出的另一离子）。 例如：0.1mol/L的CH3COONa溶液中所存在的离子浓度由大到小的排列顺序是：c (Na+)＞c (CH3COO－)＞c (OH－)＞c (H+)。 3.二元弱酸的正盐溶液， （强碱弱酸盐）溶液 ①电荷守恒： ②物料守恒： ③判断二元弱酸的正盐溶液中离子浓度大小的一般规律是：（不水解离子）＞（水解离子）＞（显性离子）＞（二级水解离子）＞（水电离出的另一离子）。即微粒浓度：c (Na+)＞c (A2－)＞c (OH－)＞c (HA－) ＞c (H+)。 例如：0.1mol/L的Na2CO3溶液中所存在的离子浓度由大到小的排列顺序是： c (Na+)＞c(CO32－)＞c(OH－)＞c (HCO3－) ＞c(H+)。 4.二元弱酸的酸式盐溶液， （弱酸的酸式盐）溶液（ ：水解为主， ：电离为主） ①电荷守恒： ②物料守恒： ③判断二元弱酸的酸式盐溶液中离子浓度大小的一般规律是： 水解大于电离时：（不水解离子）＞（会水解离子）＞（显性离子）＞（水电离出的另一离子）＞（水解生成的微粒）＞（电离得到的酸跟离子）。 电离大于水解时：（不水解离子）＞（会电离离子）＞（显性离子）＞（电离得到的酸跟离子）＞（水电离出的另一离子）＞（水解生成的微粒） 即：微粒浓度 例如：0.1mol/L的NaHCO3溶液中所存在的离子浓度由大到小的排列顺序是： c (Na+)＞c(HCO3－)＞c(OH－)＞c(H+)＞c(CO32－)。 A．c(Na+)+c(H+)=c(HCO)+c(CO)+c(OH-) B．c(Na+)=c(HCO)+c(CO)+c(H2CO3) C．c(Na+)>c(HCO)>c(CO)>c(H+)>c(OH-) D．c(OH-)=c(H+)+c(H2CO3)+c(HCO) 【答案】B 【解析】A．由电荷守恒得：c(Na+)+c(H+)=c()+2c()+c(OH-)，A错误；B．由物料守恒得：c(Na+)=c()+c()+c(H2CO3)，B正确；C．的水解程度大于其电离程度，NaHCO3溶液呈碱性，则c(Na+)>c()>c(OH-)>c(H+)>c()，C错误；D．由质子守恒得：c(OH-)=c(H+)+2c(H2CO3)+ c()，D错误；故选B。 【变式5-2】常温下，几种弱酸或弱碱的电离平衡常数如表所示。下列说法正确的是 化学式 HCOOH H2CO3 HClO NH3•H2O Ka或Kb 1.8×10-4 Ka1=4.2×10-7、Ka2=5.6×10-11 4.0×10-8 1.8×10-5 A．HCOONa溶液中：c(OH-)=c(HCOOH)+c(H+) B．等物质的量浓度溶液的pH大小顺序为HCOONa＞NaHCO3＞NaClO C．向NaClO溶液中通入少量CO2的反应为CO2+2NaClO+H2O=2HClO+Na2CO3 D．等物质的量浓度溶液中c()大小顺序为(NH4)2CO3＞NH3•H2O＞NH4ClO 【答案】A 【解析】A．HCOONa溶液中，发生反应：HCOO-+H2OHCOOH+OH-、H2OH++OH-，则存在下列关系：c(OH-)=c(HCOOH)+c(H+)，A正确；B．比较表中的电离常数，可确定电离程度HCOOH＞H2CO3＞HClO，则离子的水解程度HCOONa＜NaHCO3＜NaClO，等物质的量浓度溶液的pH大小顺序为NaClO＞NaHCO3＞HCOONa，B不正确；C．向NaClO溶液中通入少量CO2，由于Ka2(H2CO3)＜Ka(HClO)，所以与ClO-不能发生反应，反应CO2+2NaClO+H2O=2HClO+Na2CO3不能发生，C不正确；D．(NH4)2CO3、NH4ClO在水溶液中发生完全电离，NH3•H2O只发生部分电离，则等物质的量浓度溶液中c()大小顺序为(NH4)2CO3＞NH4ClO＞NH3•H2O，D不正确；故选A。 基础应用 1．下列溶液一定显酸性的是 A．使甲基橙变黄的溶液 B．的溶液 C．由水电离出的的溶液 D．的溶液 【答案】D 【解析】A．甲基橙的变色范围是pH=3.1～4.4，当溶液pH>4.4时甲基橙变黄，此时溶液可能为弱酸性、中性或碱性，A错误；B．pH=6的溶液在常温下显酸性，但若温度升高（如100℃时水的离子积增大，pH=6可能为中性），B错误；C．水电离的c(OH-)=1×10-13mol/L表明水的电离被抑制，可能由强酸或强碱导致（如强酸溶液中显酸性，强碱溶液中显碱性），C错误；D．c(H+)>c(OH-)直接表明溶液中H⁺浓度大于OH-浓度，一定显酸性，D正确；故选D。 2．室温下的电离常数为，，下列说法不正确的是 A．将溶液微热，溶液减小 B．的溶液 C．向溶液中滴加盐酸至（保持室温）， D．向溶液中加入少量固体，增大 【答案】C 【解析】A．弱电解质的电离吸热，加热促进草酸电离，H+浓度增大，pH减小，故A正确；B．NaHC2O4的电离常数为，水解常数为，电离大于水解，溶液显酸性，pH<7，故B正确；C．pH=7时c(H+)=c(OH-)，根据电荷守恒条件，Na2C2O4溶液中有，故C错误；D．加入NaOH使H2C2O4转化为，比值增大，故D正确；故答案为C。 3．室温下，进行如下实验： ①向20mL0.1mol/L醋酸溶液中加入20mL0.1mol/LNaOH溶液；②继续滴加amL0.1mol/L稀盐酸，至溶液的pH=7。 下列说法不正确的是 A．0.1mol/L醋酸溶液pH>1 B．①中反应后溶液： C．②中，a=20 D．②中反应后溶液： 【答案】C 【解析】A．由于醋酸为弱酸，无法完全电离，所以0.1mol/L醋酸溶液的pH>1，A正确；B．①中反应后得到的溶液为醋酸钠溶液，主要离子为钠离子和醋酸根离子，醋酸根离子水解使得溶液显碱性，则醋酸钠溶液显碱性，，B正确；C．盐酸和醋酸钠反应生成醋酸和氯化钠，所得溶液pH=7，则加入盐酸为少量，a<20mL，C错误；D．②中反应后溶液由电荷守恒，，pH=7，则，故，D正确；故选C。 4．下列叙述不正确的是 A．溶液中，升高温度，减小 B．向溶液中加水稀释，和的电离程度都增大 C．溶液中，加入少量固体，减小 D．加水稀释溶液，由于水的浓度增大，的水解反应正向移动 【答案】D 【解析】A．升高温度，促进醋酸根离子的水解，导致醋酸根离子浓度减小，A正确；B．向HF溶液中加水稀释，HF浓度减小，电离平衡正向进行，电离程度增大，溶液酸性减弱，对水的电离抑制作用减小，则H2O的电离程度增大，B正确；C．溶液中，加入少量NaOH固体，氢氧根离子浓度增大，氢离子浓度减小，使得比值减小，C正确；D．溶液中存在水解平衡：，加水稀释，、、浓度等比例减小，Qc<Ka()，平衡正向移动，与水的浓度无关，D错误；故选D。 5．已知室温下Mg(OH)2 的Ksp = 5.6×10-12，Cu(OH)2 的Ksp = 2.2×10-20，则Mg(OH)2 和Cu(OH)2 在水中溶解能力的大小关系为 A．前者大于后者 B．前者小于后者 C．相等 D．无法比较 【答案】A 【解析】和的组成结构相似，其溶度积表达式均可以用来表示，则可以直接用的大小来比较溶解度大小，其越大溶解度越大，对比的远大于的，得到溶解度，即前者溶解度大于后者，答案所给四个选项中，A选项符合题意。 故答案为：A。 6．常温下，加水稀释溶液，下列物理量保持不变的是 A． B． C． D． 【答案】D 【分析】草酸是二元弱酸，，。加水稀释草酸溶液，浓度均减小，同时平衡向右移动，促进草酸电离。 【解析】A．，加水稀释，氢离子浓度减小，只与温度有关，稀释过程不变，所以减小，A不符合题意；B．，加水稀释，浓度减小，只与温度有关，稀释过程不变，所以增大，B不符合题意；C．加水稀释浓度减小，所以减小，C不符合题意；D．只与温度有关，稀释过程不变，不变，D符合题意；故选D。 7．下列溶液一定呈中性的是 A．由非电解质溶于水得到的溶液 B．c(OH-)、c(H＋)均为5.0×10-7mol·L-1的溶液 C．等物质的量的强酸与强碱反应得到的溶液 D．将c(OH-)=10-5mol·L-1的烧碱溶液稀释到原来的100倍所得到的溶液 【答案】B 【解析】A．非电解质溶于水可能显酸性（如）、中性（如乙醇）或碱性（如），因此溶液不一定中性，故A错误；B．当时，无论温度如何，溶液均呈中性，故B正确；C．等物质的量的强酸与强碱反应后，若酸和碱的元数不同（如与，与），溶液可能显酸性或碱性，故C错误；D．稀释强碱溶液时，c(OH⁻)降低，但溶液仍显碱性，故D错误；故选B。 8．常温下，将50mL0.1的硫酸与50mLc的KOH溶液混合(忽略溶液体积的变化)，混合后溶液pH=13.则c的数值为 A．1.0 B．0.8 C．0.6 D．0.4 【答案】D 【解析】混合后溶液pH=13，混合后溶液呈碱性，可得混合后，求得c=0.4，故选D。 9．硫的含氧酸根有很多，如、、、、等，其中可看作是中的一个原子被原子取代后的产物；内部含过氧键；焦亚硫酸钠()在医药、橡胶、印染、食品等方面应用广泛，通常由过饱和溶液经结晶脱水制得。 常温下，将等体积、浓度均为的溶液与新制溶液混合，出现白色浑浊；再滴加过量的溶液，振荡，出现白色沉淀。已知：常温下，的，，，。下列说法正确的是 A．溶液中存在 B．常温下，的溶液中， C．白色浑浊与白色沉淀均为 D．常温下，反应 【答案】B 【解析】A．亚硫酸是二元弱酸，存在两步电离，电离方程式为：，，溶液中还存在水的电离，且水的电离比H2SO3的第二步电离还弱，则溶液中，A错误；B． ， ，，当， ，则，B正确；C．根据Ksp()，当等体积、浓度均为的溶液与新制溶液混合后，第一步电离出的氢离子和亚硫酸氢根近似相等，所以，，a为亚硫酸钡，加入后，进一步氧化，故沉淀b为，C错误；D．，，D错误；故选B。 10．常温下，向的草酸()溶液中逐滴滴入等浓度的NaOH溶液至过量，用甲基橙(变色范围的pH值为3.1~4.4)作指示剂，并用pH计测定滴定过程的溶液pH值变化，其滴定曲线如图所示，则下列分析正确的是 A．滴入10mL标准NaOH溶液时，溶液颜色由红色变为橙色 B．图中①点所示溶液中： C．图中②点所示的溶液中： D．在①②之间的任意一点，均存在： 【答案】D 【分析】图中①点为第一滴定点，得到溶质为NaHC2O4；图中②点为第二滴定点，得到溶质为Na2C2O4。 【解析】A．甲基橙变色范围的pH值为3.1~4.4，滴入10mL标准NaOH溶液时，溶液pH为4.7，颜色由红色变为黄色，A错误；B．图中①点为第一滴定点，得到溶质为NaHC2O4，由质子守恒可知，所示溶液中：，B错误；C．图中②点为第二滴定点，得到溶质为Na2C2O4，所示的溶液中由物料守恒可知：，C错误；D．在①②之间的任意一点，得到溶质为NaHC2O4、Na2C2O4，草酸的，，则，因Ka1>Ka2，故，D正确；故选D。 11．CH3COOH的电离方程式为CH3COOHH++CH3COO-，25℃时，0.1mol·L-1CH3COOH溶液的Ka=1.8×10-5。下列说法正确的是 A．向该溶液中滴加几滴浓盐酸，平衡逆向移动，c(H+)减小 B．向该溶液中加少量CH3COONa固体，平衡正向移动 C．该温度下0.01mol·L-1CH3COOH溶液的Ka<1.8×10-5 D．升高温度，c(H+)增大，Ka变大 【答案】D 【解析】A．向该溶液中滴加浓盐酸，虽然平衡逆向移动，但浓盐酸引入大量H⁺，导致c(H⁺)增大，A错误；B．加入CH3COONa固体会增加CH3COO-浓度，平衡逆向移动，B错误；C．电离常数Ka仅与温度有关，浓度变化不影响Ka，故0.01mol/L溶液的Ka仍为1.8×10-5，C错误；D．升高温度促进电离（吸热反应），c(H+)增大，Ka随温度升高而增大，D正确；故选D。 12．已知硫酸锶（）、硫酸钡（）均难溶于水。下列有关说法错误的是 A．、均属于强电解质 B．、水溶液中仅存在和 C．升高温度，、的溶解度均增大 D．向、平衡体系中加入固体，其均不变 【答案】B 【解析】A．、溶于水的部分完全电离，属于强电解质，故A正确；B．，，溶液中还有溶于水的或与，故B错误；C．温度升高，溶解度增大，故C正确；D．温度不变，不变，故D正确。故答案为B。 13．将过量粉末置于水中达到平衡：。 已知：，的电离常数， 下列有关说法不正确的是 A．上层清液中存在 B．上层清液中含碳微粒主要为 C．要实现向的转化，需加入溶液的 D． 【答案】B 【解析】A．根据物料守恒，，故有，A正确；B．溶解在水中的草酸钙电离出草酸根离子，草酸根离子能水解，水解生成的远远小于，故含碳的微粒最主要的是，B错误；C．向的转化，反应方程式为，，，解得，因此要实现向的转化，需加入溶液的，C正确；D．，D正确；故选B。 能力提升 14．(氟化锶)可用作防蛀牙膏的添加剂。已知常温下，常温下用气体调节浊液的，测得不同下，平衡体系中(X为或)与的关系如图所示。 下列叙述正确的是 A．随增大，减小 B．随量的增加，沉淀溶解平衡不移动 C．M点平衡体系中， D．当时，平衡体系中存在离子浓度关系： 【答案】D 【分析】根据题意，浊液存在溶解平衡：，用HCl调节溶液存在平衡：；随着的增大，则逆向移动，浓度增大，溶解平衡逆向移动，减小，则增大，对应曲线，则代表随着的变化曲线。 【解析】A．由上述分析可知，随着的增大，增大，A错误；B．随量的增加，平衡：正向移动，减小，沉淀溶解平衡正向移动，B错误；C．，图中，，，则，b=1.1，C错误；D．由电荷守恒得：，再根据物料守恒：，整理得到：，当时，，则，D正确；故选D。 15．常温下，用浓度为的标准溶液滴定浓度均为的和的混合溶液，溶液中所有含A微粒的分布分数随变化曲线如图(忽略溶液混合后体积变化)。下列说法错误的是 A．Ⅰ表示的微粒为 B．的电离方程式：   C．点c： D．的的数量级为 【答案】C 【解析】A．越大，碱性越强，的分布分数越大，的分布分数越小，所以Ⅰ线为，Ⅱ线为，A正确；B．根据图像中含A微粒只有两条线，所以对应的微粒为和，溶液中不存在分子，则为强电解质，为弱电解质，电离方程式为  ，B正确；C．c点对应溶液的溶质为、，根据电荷守恒可得，根据物料守恒可得，联立两式可得，C错误；D．当为0.5时，，对应的，，根据的表达式，，数量级为，D正确；故选C。 16．已知：25℃时，几种酸的电离平衡常数如下表：(单位省略) HCN HF HClO ；；当离子浓度小于时候可以认为沉淀完全。 （1）写出碳酸的第一步电离平衡常数表达式 。 （2）物质的量浓度相同的HF、、中，由大到小的顺序是 。 （3）结合的能力由大到小的顺序是 。 （4）25℃时，向NaCN溶液中通入少量，反应的离子方程式为 。 （5）用同浓度的HF和除去水垢中的碳酸钙，效果更好的是，原因是 。 （6）已知为一元中强酸，写出与过量NaOH溶液反应的化学方程式 。 （7）常温下，溶液加水稀释过程中，下列表达式的数据变大的是 。 A．        B．        C．        D．        E． （8）标准状况下，将通入的NaOH溶液中，用溶液中微粒的浓度符号完成下列等式： 。 【答案】（1） （2）HF、CH3COOH、H2CO3 （3）CO>ClO->HCO （4） （5）用HF酸除水垢，生成的CaF2难溶于水，覆盖在水垢表面，阻止反应的进一步进行 （6）H3PO2+NaOH=NaH2PO2+H2O （7）BD （8） 【解析】（1）碳酸的第一步电离方程式为：，平衡常数表达式是：。 （2）根据三种酸的一级电离常数可知，电离常数越大，则电离程度越大，酸性越强，所以由大到小的顺序是：。 （3）根据表中电离常数可知，酸性强弱顺序为，因此结合氢离子的能力为。 （4）的酸性强于碳酸氢根离子，弱于碳酸，反应的离子方程式为：。 （5）虽然醋酸酸性弱于，但是由于与碳酸钙反应会生成沉淀，覆盖在水垢表面，阻止反应的进一步进行，导致反应停止，除去效果差。 （6）已知为一元中强酸，说明只能电离一个氢离子与碱反应，方程式为：。 （7）A．氢离子与醋酸根离子的物质的量增大，但体积增大的程度大，浓度减小，酸性减弱，A不符合题意；B．加水稀释过程中，氢离子的物质的量增大，醋酸分子的物质的量减小，所以增大，B符合题意；C．温度不变，水的离子积常数不变，C不符合题意；D．醋酸溶液加水稀释过程中酸性减弱，氢离子浓度减小，氢氧根离子浓度增大，所以增大，D符合题意；E．温度不变，醋酸的电离平衡常数不变，E不符合题意；故选BD。 （8）二氧化碳为，氢氧化钠的物质的量为，二者恰好完全反应生成碳酸钠，由质子守恒得：。 学科网（北京）股份有限公司1 / 10 学科网（北京）股份有限公司 $$ 第三章 水溶液中的离子反应与平衡 复习讲义 复习目标 1.掌握弱电解质电离平衡、水的电离、盐类水解、沉淀溶解平衡四大核心概念； 2.理解离子浓度大小比较的三大守恒关系（电荷/物料/质子守恒）； 3.能分析温度、浓度等条件对平衡移动的影响； 4.运用平衡常数（Kw/Ka/Ksp）进行定量计算； 5.解决工农业生产中的pH调控实际问题（如珊瑚礁保护）。 重点和难点 重点：水溶液中的四类离子平衡及其应用。 难点：水溶液中的离子浓度的大小和粒子的守恒关系。 █知识点一 “三角度”法突破酸HA强弱的判断 1.根据弱电解质的定义判断：弱电解质不能完全电离 （1）配制一定物质的量浓度的HA溶液(如0. 1 mol·L-1)，测其pH，若pH>1，则说明HA是弱酸，若pH=1，则说明HA是强酸。 （2）与同浓度盐酸比较导电性，更弱的为弱酸。 （3）与同浓度的盐酸比较和锌反应的快慢，更慢的为弱酸。 2.根据弱电解质溶液中存在电离平衡判断：条件改变，平衡移动 （1）从一定pH的HA溶液稀释前后pH的变化判断，如①向HA溶液中加水稀释100倍后，溶液pH增大值小于2的是弱酸，pH增大值等于2的是强酸。 （2）从升高温度后pH的变化判断，变化大为弱酸。 （3）从等体积、等pH的HA溶液和盐酸分别与过量的锌反应生成H2的量判断，量多的为弱酸。 （4）向HA溶液中加入NaA晶体，溶液pH增大的是弱酸，pH不变的是强酸。 3.根据弱电解质形成的盐类能水解判断：如溶液变为浅红色可用下面两个现象判断CH3COOH为弱酸 （1）配制某浓度的醋酸钠溶液，向弱电解质形成的一其中加入几滴酚酞溶液。现象：溶液变为浅红色 （2）用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在pH试纸上，测其pH。现象：试纸显示pH>7 效果检测 1．下列事实中可以证明是弱电解质的是 A．能使紫色石蕊试液先变红后褪色 B．常温下，溶液 C．易溶于水，可以在水中电离出和 D．可以与溶液反应生成 2．下列实验或事实中，不能证明CH3COOH是弱电解质的是 A．常温下，0.1mol/L CH3COOH溶液的pH=3 B．常温下，向0.1mol/L CH3COOH溶液中加入少量相应的盐CH3COONa(s)，溶液pH增大 C．常温下，相同的锌粒分别与等浓度盐酸和醋酸溶液反应，后者产生气泡的速率明显慢 D．常温下，相同体积相同浓度的盐酸和醋酸分别与足量的镁条反应，产生H2体积(同温同压)相同 2．下列事实中，能证实一元酸HR是弱电解质的是 A．HR溶液和KCl溶液不发生反应 B．能与水以任意比例互溶 C．0.1 mol·L-1的HR溶液中c(R-)=0.01mol·L-1 D．HR属于共价化合物 █知识点二 “中和滴定”考点归纳 1.“考”实验仪器 酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹(带铁架台)、锥形瓶。其中常考的是滴定管，如正确选择滴定管(包括量程)，滴定管的检漏、洗涤和润洗，滴定管的正确读数方法等。 2.“考”操作步骤 ①滴定前的准备；查漏、洗涤、润洗、充液(赶气泡)、调液面、读数；②滴定：移液、滴加指示剂、滴定至终点、读数；③计算。 3.“考”指示剂的选择 ①强酸强碱相互滴定，可选用甲基橙或酚酞；②若反应生成的强酸弱碱盐溶液呈酸性，则选用酸性变色范围的指示剂(甲基橙)，若反应生成强碱弱酸盐，溶液呈碱性，则选用碱性变色范围的指示剂(酚酞)；③石蕊溶液因颜色变化不明显，且变色范围过宽，一般不作指示剂。学&科网 4.“考”误差分析 写出计算式，分析操作对V标的影响，由计算式得出对最终测定结果的影响，切忌死记硬背结论。此外对读数视线问题要学会画图分析。 5.“考”数据处理 正确“取舍”数据，计算“平均”体积，根据反应式确定标准液与待测液浓度和体积的关系，从而列出公式进行计算。 效果检测 1．用草酸溶液滴定未知浓度的溶液。下列实验操作规范的是 A．配制草酸溶液 B．润洗滴定管 C．滴定 D．读数 2．化学需氧量(COD)是衡量水体中有机物污染程度的指标之一，以水样消耗氧化剂的量折算成消耗的量(单位为)来表示。碱性不与反应，可用于测定含Cl⁻水样的COD，流程如图。 下列说法错误的是 A．Ⅱ中发生的反应有 B．Ⅱ中避光、加盖可抑制被氧化及的挥发 C．Ⅲ中消耗的越多，水样的COD值越高 D．若Ⅰ中为酸性条件，测得含水样的COD值偏高 █知识点三 正确理解反应条件对三类平衡的影响 平衡类别 电离平衡(如CH3COOHCH3COO-+H+) 水解平衡(如CH3COO-+H2O CH3COOH+OH-) 沉淀溶解平衡[如AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq)] 研究对象 弱电解质(包括弱酸、弱碱、水、多元弱酸的酸式酸根等) 盐溶液(包括强酸弱碱盐、弱酸强碱盐、弱酸弱碱盐) 难溶电解质(如难溶的酸、碱、盐等) 平衡常数 Ka= Kh= Ksp(AgCl)=c(Ag+)·c(Cl-) 升高 温度 促进电离，离子浓度增大，Ka增大 促进水解，Kh增大 Ksp可能增大，也可能减小 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 促进溶解，Ksp不变 加入 相应离子 加入CH3COONa固体或盐酸，抑制电离，Ka不变 加入CH3COOH或NaOH，抑制水解，Kh不变 加入AgNO3溶液或NaCl溶液抑制溶解，Ksp不变 加入反应 的离子 加入NaOH，促进电离，Ka不变 加入盐酸，促进水解，Kh不变 加入氨水，促进溶解，Ksp不变 效果检测 1．配制FeCl3溶液时，将FeCl3固体溶解在较浓的盐酸中，再加水稀释。下列说法正确的是 A．FeCl3溶液显黄色， 没有 Fe(OH)3存在 B．稀释过程中 FeCl3水解程度增大，c(H⁺)增大 C．FeCl3溶液中存在 D．较浓氢氧化钠可有效抑制Fe³⁺水解 2.牙齿表面的釉质保护层主要成分为羟基磷灰石[Ca5(PO4)3OH]，羟基磷灰石的溶解平衡为Ca5(PO4)3OH(s)5Ca2+(aq)+3(aq)+OH-(aq)  Ksp=6.8×10-37。下列说法错误的是 A．由上述平衡可知，多补钙有利于保护牙齿 B．含糖量较高的食物在口腔中分解会产生有机酸，易造成龋齿 C．增大OH-浓度，上述平衡向羟塞磷灰石生成的方向移动，K减小 D．使用含氟牙膏能预防龋齿，是因为氟离子能够使Ca5(PO4)3OH(s)转化为更难溶的Ca5(PO4)3F(s)(Ksp=2.8×10-61) █知识点四 四大平衡常数对比与应用 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) 盐类的水解常数(Kh) 适用体系 弱酸或弱碱溶液 任意水溶液 难溶电解质 弱离子的盐溶液 定义 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+)的乘积为一个常数 在一定温度下，在难溶电解质的饱和溶液中，各离子浓度幂之积是一个常数 在一定温度下，当盐类水解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，这个常数称为电离盐类水解平衡常数 表达式 （1）对于一元弱酸HA:HAH++A-，电离常数Ka= （2）对于一元弱碱BOH：BOHB＋＋OH－，电离常数Kb＝ Kw＝ c(H＋)·c(OH－) AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq)Ksp(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－) CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－ Kh＝ 影响因素 只与温度有关，温度升高K值增大 只与温度有关，温度升高Kw值增大 只与难溶电解质的性质和温度有关 只与温度有关，温度升高Kh值增大 应用 （1）判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，相同温度下，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。 （2）判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律，如25 ℃时，Ka(HCOOH)＝1.77×10－4 mol·L－1，Ka(HCN)＝4.9×10－10 mol·L－1，故知HCOOH＋NaCN===HCN＋HCOONa。 （3）利用电离常数可近似计算出弱酸、弱碱溶液中c平(H＋)或c平(OH－)(忽略水的电离)，当c/K≥500时，c平(H＋)或c平(OH－)=。 （1）计算溶液的c(OH-)或c(H+) （2）计算溶液中水电离出的c(OH-)或c(H+) （3）比较水的电离程度的大小 1.判断在一定条件下沉淀能否生成或溶解 （1）Qc>Ksp：溶液过饱和，有沉淀析出 （2）Qc＝Ksp：溶液饱和，处于平衡状态 （3）Qc<Ksp：溶液未饱和，无沉淀析出 2.判断难溶电解质之间的相互转化 （1）计算盐溶液的pH （2）判断盐溶液的酸碱性 （3）比较盐溶液中粒子浓度的大小 相关规律 （1）Qc与K的关系:二者表达式相同，若Qc<K，平衡正向移动;若Qc=K，平衡不移动;若Qc>K，平衡逆向移动。 （2）平衡常数都只与温度有关，温度不变，平衡常数不变。 （3）Ka(或Kb)、Kh、KW三者的关系式为Kh=(或Kh=)。 效果检测 1．下列有关化学平衡常数K、电离平衡常数Ka、水的离子积常数Kw的说法中错误的是 A．各常数的大小与温度有关 B．各常数的大小说明平衡体系正反应的程度大小 C．若温度升高则各常数一定增大 D．各常数越大反应物平衡转化率越大 2．下列有关化学平衡常数K、电离平衡常数Ka、水的离子积常数Kw的说法中错误的是 A．各常数的大小与温度有关 B．各常数的大小说明平衡体系正反应的程度大小 C．若温度升高则各常数一定增大 D．化学平衡常数越大反应物平衡转化率越大 █知识点五 水溶液中离子平衡的图像分析 常以酸碱中和反应和电离平衡、沉淀溶解平衡建立过程中离子浓度变化曲线、pH变化曲线等为设计背景。主要命题点有电解质电离方程式的书写、水电离程度的比较、离子浓度的等量关系、离子浓度大小的比较、电离常数的计算、pH的计算及溶度积的计算等，侧重考查考生分析问题的能力。 （一）一强一弱溶液稀释的图像 1.相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸 加水稀释到相同的体积，醋酸的pH大 加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多 2.相同体积、相同pH的盐酸、醋酸 加水稀释到相同的体积，盐酸的pH大 加水稀释到相同的pH，醋酸加入的水多 3.pH与稀释后溶液体积变化的线性关系(Va、Vb为稀释前的体积，V为稀释后的体积) （1）HY为强酸、HX为弱酸 （2）a、b两点的溶液中:c(X-)=c(Y-) （3）水的电离程度:d>c>a=b （1）MOH为强碱、ROH为弱碱 （2）c(ROH)>c(MOH) （3）水的电离程度:a>b （二）KW和Ksp图像 1.曲线型 不同温度下水溶液中c(H+)与c(OH-)的变化曲线 常温下，CaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲线[Ksp=9×10-6] （1）A、C、B三点均为中性，温度依次升高，KW依次增大 （2）D点为酸性溶液，E点为碱性溶液，KW=1×10-14 （3）AB直线的左上方均为碱性溶液，任意一点都有c(H+)<c(OH-) （1）a、c点在曲线上，a→c的变化为增大c(S)，如加入Na2SO4固体，但Ksp不变 （2）b点在曲线的上方，Qc>Ksp，将会有沉淀生成 （3）d点在曲线的下方，Qc<Ksp，则为不饱和溶液，还能继续溶解CaSO4 2.直线型(pM-pR曲线) pM为阳离子浓度的负对数，pR为阴离子浓度的负对数 ①直线AB上的点:c(M2+)=c(R2-)。 ②溶度积:CaSO4>CaCO3>MnCO3。 ③X点对CaSO4要析出沉淀，对CaCO3是不饱和溶液，能继续溶解CaCO3。 ④Y点:c(S)>c(Ca2+)，二者的浓度积等于10-5;Z点:c(C)<c(Mn2+)，二者的浓度积等于10-10.6。 （三）分布分数图及分析[分布曲线是指以pH为横坐标、分布分数(即组分的平衡浓度占总浓度的分数)为纵坐标的关系曲线] 一元弱酸(以CH3COOH为例) 二元酸(以草酸H2C2O4为例) 注:pKa为电离常数的负对数 δ0为CH3COOH分布分数，δ1为CH3COO-分布分数 δ0为H2C2O4分布分数、δ1为HC2分布分数、δ2为C2分布分数 随着pH增大，溶质分子浓度不断减小，离子浓度逐渐增大，酸根离子增多。根据分布分数可以书写一定pH时所发生反应的离子方程式 同一pH条件下可以存在多种溶质微粒。根据在一定pH的微粒分布分数和酸的分析浓度(平衡时各微粒的浓度之和)，就可以计算各微粒在该pH时的平衡浓度 （四）酸碱中和滴定曲线 氢氧化钠滴定等浓度等体积的盐酸、醋酸的滴定曲线 盐酸滴定等浓度等体积的氢氧化钠溶液、氨水的滴定曲线 曲线起点不同。强碱滴定强酸、弱酸的曲线，强酸起点低;强酸滴定强碱、弱碱的曲线，强碱起点高 突跃点变化范围不同。强碱与强酸反应的突跃点变化范围大于强碱与弱酸反应(强酸与弱碱反应) 室温下pH=7不一定是终点。强碱与强酸反应时，终点是pH=7;强碱与弱酸反应终点是pH>7，强酸与弱碱反应终点是pH<7 （五）“四步骤”突破多曲线图象题 1.明确横、纵坐标的含义。一般情况下，横坐标为pH，纵坐标各组分浓度随 pH 的变化趋势。 2.抓主关键点。重视起点、终点和交点对应的 pH，特别要关注交点，交点处微粒浓度相同，可用此特殊关系计算电离常数或水解平衡常数。 3.理解最高点和最低 点对应的 pH 和各组分存在的 pH 范围。 4.联系电离平衡、水解平衡的规律及电荷守恒、物料守恒的关系分析判断。 效果检测 1．向含和的溶液中逐滴加入的溶液，沉淀的质量与加入溶液的体积关系如图所示，已知。下列说法正确的是 A．原溶液中和的物质的量浓度相等 B．该实验不能证明的比的小 C．水的电离程度： D．若向悬浊液中加入溶液，一定会有生成 2．常温下，的沉淀溶解曲线如图所示。已知：(的溶解度小于，代表或）。下列叙述正确的是 A．曲线Ⅰ代表 与 关系 B．常温下，的数量级为 C．M点对应的溶液可能是的过饱和溶液 D．的平衡常数 █考点一 弱电解质的判断方法 【例1】下列事实能说明是弱电解质的是 ①与水能以任意比互溶；②溶液能导电；③稀溶液中存在分子；④常温下，0.1mol·L-1HX溶液的pH比0.1mol·L-1盐酸的pH大；⑤溶液能和碳酸钙反应放出；⑥0.1mol·L-1NaX溶液pH=8.9；⑦大小相同的铁片与等物质的量浓度的盐酸和溶液反应，开始溶液产生的速率慢；⑧pH=a的HX溶液的物质的量浓度等于pH=a+1的HX溶液的物质的量浓度的10倍 A．②⑥⑦⑧ B．③④⑥⑧ C．③④⑥⑦ D．①② 解题要点 “三角度”法突破酸HA强弱的判断 1.从水解的角度分析，取其钠盐(NaA)溶于水，测其pH，若pH>7，则说明HA是弱酸，若pH=7，则说明HA是强酸。 2.从是否完全电离的角度分析，配制一定物质的量浓度的HA溶液(如0. 1 mol·L-1)，测其pH，若pH>1，则说明HA是弱酸，若pH=1，则说明HA是强酸。 3.从电离平衡移动的角度分析，如①向HA溶液中加水稀释100倍后，溶液pH增大值小于2的是弱酸，pH增大值等于2的是强酸;②向HA溶液中加入NaA晶体，溶液pH增大的是弱酸，pH不变的是强酸。 【变式1-1】下列不能证明是弱电解质的是 A．25℃时，溶液的pH大于7 B．用溶液做导电性实验，灯泡很暗 C．1 溶液中 D．pH=2的溶液稀释100倍后，pH约为3 【变式1-2】下列事实中能证明是弱电解质的有几项 ①氨水能与溶液反应： ②的氨水与的盐酸恰好完全反应 ③常温下，的浓氨水中加水至 ④用氨水做导电实验，灯泡很暗 ⑤氯化铵溶液与溶液反应： ⑥常温下，的氨水中 A．4项 B．3项 C．2项 D．1项 █考点二 四大平衡常数的关系与应用 【例2】下列关于化学平衡常数(K)、电离平衡常数(Ka或Kb)、水解平衡常数(Kh)、沉淀溶解平衡常数(Ksp)、水的离子积常数(KW)的叙述错误的是(　　) A.K值越大，正反应进行的程度越大，一般地说，K>105时，该反应进行得就基本完全了 B.比较Ksp与离子积Qc的相对大小，可判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解 C.K、Ka或Kb、Kh、Ksp、KW都与温度有关，温度越高，常数值越大 D.弱酸HA的Ka与NaA的Kh、水的离子积常数KW三者间的关系可表示为KW=Ka·Kh 解题要点 水的离子积常数、电离常数、水解常数、溶度积常数是电解质溶液中的四大常数，它们均只与温度有关。有关常数的计算，要紧紧围绕它们只与温度有关，而不随其离子浓度的变化而变化来进行。 已知：常温下，H2S的电离常数为Ka1、Ka2，Cu(OH)2、CuS、Ag2S的溶度积常数分别为Ksp、K′sp、K″sp。 （1）水解常数与电离常数、离子积之间的关系 常温下的Na2S溶液中：S2－的水解常数Kh1＝Kw/Ka2，HS－的水解常数Kh2＝Kw/Ka1。 （2）水解常数与溶度积、离子积之间的关系 常温下的CuCl2 溶液中：Cu2＋的水解常数Kh＝K/Ksp。 （3）平衡常数与电离常数、溶度积之间的关系 ①反应CuS(s)＋2Ag＋(aq)Cu2＋(aq)＋Ag2S(s)的平衡常数K＝K′sp/K″sp。 ②反应CuS(s)＋2H＋(aq)Cu2＋(aq)＋H2S(aq)的平衡常数K＝K′sp/(Ka1·Ka2)。 （4）判断溶液的酸碱性 NaHS溶液显碱性，离子浓度的大小顺序为c(Na＋)>c(HS－)>c(OH－)>c(H＋)>c(S2－)，判断理由是HS－的水解常数(Kw/Ka1)大于其电离常数(Ka2)。 （5）Kw、Ka、Kb、Ksp、Kh之间的关系 1)一元弱酸强碱盐：Kh＝Kw/Ka。 2)一元弱碱强酸盐：Kh＝Kw/Kb。 3)多元弱碱强酸盐，如氯化铁：Fe3＋(aq)＋3H2O(l)Fe(OH)3(s)＋3H＋(aq) Kh＝c3(H＋)/c(Fe3＋)，将(Kw)3＝c3(H＋)×c3(OH－)与Ksp＝c(Fe3＋)×c3(OH－)两式相除，消去c3(OH－)可得Kh＝(Kw)3/Ksp。 【变式2-1】ROH是一元弱碱。难溶盐RA的饱和溶液中c(A-)随c(OH-)而变化，A-不发生水解。298 K时，c2(A-)与c(OH-)有如图所示线性关系。下列叙述错误的是(　　) A.pH=6时，c(A-)<2×10-5 mol·L-1 B.ROH的电离平衡常数Kb(ROH)=2×10-6 C.RA的溶度积Ksp(RA)=2×10-10 D.c2(A-)=Ksp(RA)+ 【变式2-2】K、Kw、Ka、Ksp分别表示化学平衡常数、水的离子积常数、弱酸电离常数和溶度积常数，下列判断不正确的是 A．在500°C、20MPa的密闭容器中进行合成氨的反应，更换新型催化剂后K不变 B．相同温度下的酸、碱、盐的稀溶液中水的离子积常数Kw不同 C．室温下Ka(HCN)<Ka(CH3COOH)，等浓度的HCN和CH3COOH溶液pH较小的为CH3COOH D．Ksp与难溶电解质的性质和温度有关，与溶液中相关离子的浓度无关 █考点三 水溶液中离子平衡图像的种类及分析 【例3】化学常用图像直观地描述化学反应的进程或结果。下列有关的图像描述正确的是 A．图甲表示一定温度下的在水溶液中的沉淀溶解平衡曲线，若a点溶液若降低温度，则a点可沿虚线移动到c点 B．图乙表示室温条件下、在水中的沉淀溶解平衡曲线，则在同时含有和固体的溶液中 C．图丙表示室温下，加水稀释、HB溶液至VmL过程中溶液pH与的关系，中和等体积、pH相同的两种溶液所需的相等 D．图丁表示一定物质的量浓度的溶液中通入至过量的过程中，混合溶液导电性的变化 解题要点 1．强、弱电解质的比较图像（图像法理解一强一弱的稀释规律） （1）相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸 加水稀释相同的倍数，醋酸的pH大 加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多 （2）相同体积、相同pH的盐酸、醋酸 加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大 加水稀释到相同的pH，醋酸加入的水多 2．酸、碱中和滴定图像——抓5点破中和滴定图像 （1）抓反应的“起始”点：判断酸、碱的相对强弱。 （2）抓反应“一半”点：判断是哪种溶质的等量混合。 （3）抓“恰好”反应点：判断生成的溶质成分及溶液的酸碱性。 （4）抓溶液的“中性”点：判断溶液中溶质的成分及哪种物质过量或不足。 （5）抓反应的“过量”点：判断溶液中的溶质，判断哪种物质过量。 3．沉淀溶解平衡图像 （1）溶解平衡曲线类似于溶解度曲线，曲线上任一点都表示饱和溶液，曲线上方的任一点，均表示过饱和，此时有沉淀析出，曲线下方的任一点，均表示不饱和。但如果将离子浓度取负对数，则结果正好相反，即线上方任一点表示不饱和，线下方任一点表示过饱和。 （2）从图像中找到数据，根据公式计算得出Ksp的值。 （3）比较溶液的Q与Ksp的大小，判断溶液中有无沉淀析出。 （4）涉及Q的计算时，所代入的离子浓度一定是混合溶液中的离子浓度，因此计算离子浓度时，所代入的溶液体积也必须是混合液的体积。 4．离子平衡图像 巧抓“四点”，突破溶液中的粒子浓度关系 （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，判断生成什么溶质及溶液的酸碱性。 （3）抓溶液的“中性”点，判断生成什么溶质，哪种物质过量或不足。 （4）抓反应的“过量”点，判断溶液中是什么溶质，哪种物质过量 【变式3-1】一定温度下，在不同pH的溶液中存在形式不同，溶液中随pH的变化如图1，溶液中含A微粒的物质的量分数随pH的变化如图2。已知：①MA，均为难溶物；②初始。 下列说法正确的是 A．时， B．初始状态a点发生反应： C．I曲线上的点满足 D．初始状态的b点，平衡后溶液中存在 【变式3-2】根据下列溶液中的平衡图像所得出的结论正确的是 A．若图甲表示稀释起始pH相同的NaOH溶液与氨水，则曲线a对应NaOH溶液 B．若图乙表示其他条件相同，的分解曲线，则说明溶液pH越大，的分解速率越快 C．若图丙表示室温时，醋酸和醋酸钠的混合溶液中与的浓度与pH的关系，则可知室温下醋酸的电离平衡常数为 D．图丁所对应的可逆反应平衡时升高温度时，v(正)减小，v(逆)增大，平衡向逆反应方向移动 █考点四 中和滴定原理及原理的应用 【例3】用NaOH标准溶液滴定食用白醋，测定其中醋酸含量的操作中正确的是 A．盛白醋溶液的锥形瓶滴定前用白醋溶液润洗2～3次 B．酸式滴定管在装液前要用白醋溶液润洗2～3次 C．配标准溶液是称取4.0g NaOH固体放入1000mL容量瓶中，然后加水至刻度 D．用甲基橙作指示剂，溶液恰好由红色变为黄色，为滴定终点 【变式4-1】用标准的溶液滴定未知浓度的盐酸，若测定结果偏低，其原因可能是解题要点 1.中和滴定操作 （1）中和滴定实验中，滴定管必须润洗，锥形瓶不能润洗。 （2）强酸与强碱相互滴定时，既可选用甲基橙，也可选用酚酞作指示剂。 （3）石蕊颜色变化不明显，变色范围宽，一般不用作中和滴定的指示剂。 （4）强酸与弱碱相互滴定时，应选用甲基橙作指示剂。强碱与弱酸相互滴定时，应选用酚酞作指示剂。 （5）当滴入最后一滴标准液，指示剂发生颜色变化， 必须保证半分钟内不恢复原来的颜色，才是达到滴定终点。 （6）滴定停止后，必须等待1～2分钟，待附着在滴定管内壁的溶液流下后，再进行读数。 A．滴定时有盐酸溅出锥形瓶外 B．滴定终点读数时，仰视滴定管的刻度，其他操作正确 C．盛装未知液的锥形瓶用蒸馏水洗过后再用未知液润洗 D．滴定到终点读数时，发现滴定管尖嘴处悬挂一滴溶液 【变式4-2】某化学兴趣小组模拟酒驾的检测方法，设计如下实验：解题要点 中和滴定误差分析 （1）滴定终点的判断答题模板：当接近终点时，改为滴加半滴，直到因滴入最后半滴……标准溶液后，溶液变成……色，且半分钟(30 s)内不恢复原来的颜色。 （2）图解量器的读数方法 ①平视读数(如图1)：用量筒量取一定体积的液体，读取液体体积示数时，视线应与凹液面最低点相切，视线与刻度的交点即读数(即凹液面定视线，视线定读数)。 　 图1　　　　　　　图2　　　　　　图3 ②俯视读数(如图2)：当用量筒测量液体的体积时，由于俯视时视线向下倾斜，寻找切点的位置在凹液面的上侧，读数高于正确的刻度线位置，即读数偏大。 ③仰视读数(如图3)：仰视滴定管时，视线向上倾斜，寻找切点的位置在液面的下侧，滴定管刻度标法与量筒不同，仰视时读数偏大。 （3）中和滴定终点是指示剂颜色发生突变的点，但不一定是酸碱恰好中和的点。通常有一定误差(允许误差)。 ①配制500mLc1mol/LK2Cr2O7标准溶液并加入少许稀硫酸酸化；②量取VmL酒精溶液置于锥形瓶中；③加入c1mol/LK2Cr2O7标准溶液V1mL，充分反应后，再加入过量的KI溶液和指示剂；①用c2mol/LNa2S2O3溶液滴定反应后的溶液，达到滴定终点时，重复三次，平均消耗Na2S2O3溶液的体积为V2mL。 已知有关反应为：16H++2+3CH3CH2OH=4Cr3++3CH3COOH+11H2O、14H+++6I-=2Cr3++3I2+7H2O、I2+2=2I-+。 乙醇的物质的量浓度为 A． B． C． D． █考点五 水溶液中微粒浓度大小比较 【例5】草酸()是二元弱酸，常温下，下列有关草酸及草酸盐溶液的叙述错误的是 A．在溶液中 B．在溶液中 C．在溶液中 D．在和混合溶液中 【变式5-1】表示0.1mol·L-1NaHCO3溶液有关微粒浓度的关系正确的解题要点 1.多元弱酸溶液，例如：0.1mol/L的H2S溶液中所存在的离子浓度由大到小的排列顺序是：c(H+)＞c(HS－)＞c(S2－)＞c(OH－)。判断多元弱酸溶液中离子浓度大小的一般规律是：（显性离子）＞（一级电离离子）＞（二级电离离子）＞（水电离出的另一离子） 2.一元弱碱的正盐溶液， （强酸弱碱盐） ①电荷守恒： ②物料守恒： ③微粒浓度： 判断一元弱酸的正盐溶液中离子浓度大小的一般规律是：（不水解离子）＞（水解离子）＞（显性离子）＞（水电离出的另一离子）。 例如：0.1mol/L的CH3COONa溶液中所存在的离子浓度由大到小的排列顺序是：c (Na+)＞c (CH3COO－)＞c (OH－)＞c (H+)。 3.二元弱酸的正盐溶液， （强碱弱酸盐）溶液 ①电荷守恒： ②物料守恒： ③判断二元弱酸的正盐溶液中离子浓度大小的一般规律是：（不水解离子）＞（水解离子）＞（显性离子）＞（二级水解离子）＞（水电离出的另一离子）。即微粒浓度：c (Na+)＞c (A2－)＞c (OH－)＞c (HA－) ＞c (H+)。 例如：0.1mol/L的Na2CO3溶液中所存在的离子浓度由大到小的排列顺序是： c (Na+)＞c(CO32－)＞c(OH－)＞c (HCO3－) ＞c(H+)。 4.二元弱酸的酸式盐溶液， （弱酸的酸式盐）溶液（ ：水解为主， ：电离为主） ①电荷守恒： ②物料守恒： ③判断二元弱酸的酸式盐溶液中离子浓度大小的一般规律是： 水解大于电离时：（不水解离子）＞（会水解离子）＞（显性离子）＞（水电离出的另一离子）＞（水解生成的微粒）＞（电离得到的酸跟离子）。 电离大于水解时：（不水解离子）＞（会电离离子）＞（显性离子）＞（电离得到的酸跟离子）＞（水电离出的另一离子）＞（水解生成的微粒） 即：微粒浓度 例如：0.1mol/L的NaHCO3溶液中所存在的离子浓度由大到小的排列顺序是： c (Na+)＞c(HCO3－)＞c(OH－)＞c(H+)＞c(CO32－)。 A．c(Na+)+c(H+)=c(HCO)+c(CO)+c(OH-) B．c(Na+)=c(HCO)+c(CO)+c(H2CO3) C．c(Na+)>c(HCO)>c(CO)>c(H+)>c(OH-) D．c(OH-)=c(H+)+c(H2CO3)+c(HCO) 【变式5-2】常温下，几种弱酸或弱碱的电离平衡常数如表所示。下列说法正确的是 化学式 HCOOH H2CO3 HClO NH3•H2O Ka或Kb 1.8×10-4 Ka1=4.2×10-7、Ka2=5.6×10-11 4.0×10-8 1.8×10-5 A．HCOONa溶液中：c(OH-)=c(HCOOH)+c(H+) B．等物质的量浓度溶液的pH大小顺序为HCOONa＞NaHCO3＞NaClO C．向NaClO溶液中通入少量CO2的反应为CO2+2NaClO+H2O=2HClO+Na2CO3 D．等物质的量浓度溶液中c()大小顺序为(NH4)2CO3＞NH3•H2O＞NH4ClO 基础应用 1．下列溶液一定显酸性的是 A．使甲基橙变黄的溶液 B．的溶液 C．由水电离出的的溶液 D．的溶液 2．室温下的电离常数为，，下列说法不正确的是 A．将溶液微热，溶液减小 B．的溶液 C．向溶液中滴加盐酸至（保持室温）， D．向溶液中加入少量固体，增大 3．室温下，进行如下实验： ①向20mL0.1mol/L醋酸溶液中加入20mL0.1mol/LNaOH溶液；②继续滴加amL0.1mol/L稀盐酸，至溶液的pH=7。 下列说法不正确的是 A．0.1mol/L醋酸溶液pH>1 B．①中反应后溶液： C．②中，a=20 D．②中反应后溶液： 4．下列叙述不正确的是 A．溶液中，升高温度，减小 B．向溶液中加水稀释，和的电离程度都增大 C．溶液中，加入少量固体，减小 D．加水稀释溶液，由于水的浓度增大，的水解反应正向移动 5．已知室温下Mg(OH)2 的Ksp = 5.6×10-12，Cu(OH)2 的Ksp = 2.2×10-20，则Mg(OH)2 和Cu(OH)2 在水中溶解能力的大小关系为 A．前者大于后者 B．前者小于后者 C．相等 D．无法比较 6．常温下，加水稀释溶液，下列物理量保持不变的是 A． B． C． D． 7．下列溶液一定呈中性的是 A．由非电解质溶于水得到的溶液 B．c(OH-)、c(H＋)均为5.0×10-7mol·L-1的溶液 C．等物质的量的强酸与强碱反应得到的溶液 D．将c(OH-)=10-5mol·L-1的烧碱溶液稀释到原来的100倍所得到的溶液 8．常温下，将50mL0.1的硫酸与50mLc的KOH溶液混合(忽略溶液体积的变化)，混合后溶液pH=13.则c的数值为 A．1.0 B．0.8 C．0.6 D．0.4 9．硫的含氧酸根有很多，如、、、、等，其中可看作是中的一个原子被原子取代后的产物；内部含过氧键；焦亚硫酸钠()在医药、橡胶、印染、食品等方面应用广泛，通常由过饱和溶液经结晶脱水制得。 常温下，将等体积、浓度均为的溶液与新制溶液混合，出现白色浑浊；再滴加过量的溶液，振荡，出现白色沉淀。已知：常温下，的，，，。下列说法正确的是 A．溶液中存在 B．常温下，的溶液中， C．白色浑浊与白色沉淀均为 D．常温下，反应 10．常温下，向的草酸()溶液中逐滴滴入等浓度的NaOH溶液至过量，用甲基橙(变色范围的pH值为3.1~4.4)作指示剂，并用pH计测定滴定过程的溶液pH值变化，其滴定曲线如图所示，则下列分析正确的是 A．滴入10mL标准NaOH溶液时，溶液颜色由红色变为橙色 B．图中①点所示溶液中： C．图中②点所示的溶液中： D．在①②之间的任意一点，均存在： 11．CH3COOH的电离方程式为CH3COOHH++CH3COO-，25℃时，0.1mol·L-1CH3COOH溶液的Ka=1.8×10-5。下列说法正确的是 A．向该溶液中滴加几滴浓盐酸，平衡逆向移动，c(H+)减小 B．向该溶液中加少量CH3COONa固体，平衡正向移动 C．该温度下0.01mol·L-1CH3COOH溶液的Ka<1.8×10-5 D．升高温度，c(H+)增大，Ka变大 12．已知硫酸锶（）、硫酸钡（）均难溶于水。下列有关说法错误的是 A．、均属于强电解质 B．、水溶液中仅存在和 C．升高温度，、的溶解度均增大 D．向、平衡体系中加入固体，其均不变 13．将过量粉末置于水中达到平衡：。 已知：，的电离常数， 下列有关说法不正确的是 A．上层清液中存在 B．上层清液中含碳微粒主要为 C．要实现向的转化，需加入溶液的 D． 能力提升 14．(氟化锶)可用作防蛀牙膏的添加剂。已知常温下，常温下用气体调节浊液的，测得不同下，平衡体系中(X为或)与的关系如图所示。 下列叙述正确的是 A．随增大，减小 B．随量的增加，沉淀溶解平衡不移动 C．M点平衡体系中， D．当时，平衡体系中存在离子浓度关系： 15．常温下，用浓度为的标准溶液滴定浓度均为的和的混合溶液，溶液中所有含A微粒的分布分数随变化曲线如图(忽略溶液混合后体积变化)。下列说法错误的是 A．Ⅰ表示的微粒为 B．的电离方程式：   C．点c： D．的的数量级为 16．已知：25℃时，几种酸的电离平衡常数如下表：(单位省略) HCN HF HClO ；；当离子浓度小于时候可以认为沉淀完全。 （1）写出碳酸的第一步电离平衡常数表达式 。 （2）物质的量浓度相同的HF、、中，由大到小的顺序是 。 （3）结合的能力由大到小的顺序是 。 （4）25℃时，向NaCN溶液中通入少量，反应的离子方程式为 。 （5）用同浓度的HF和除去水垢中的碳酸钙，效果更好的是，原因是 。 （6）已知为一元中强酸，写出与过量NaOH溶液反应的化学方程式 。 （7）常温下，溶液加水稀释过程中，下列表达式的数据变大的是 。 A．        B．        C．        D．        E． （8）标准状况下，将通入的NaOH溶液中，用溶液中微粒的浓度符号完成下列等式： 。 学科网（北京）股份有限公司1 / 10 学科网（北京）股份有限公司 $$