专题04 溶液中粒子浓度的大小比较（重难点讲义） 化学鲁科版2019选择性必修1

专题04 溶液中粒子浓度的大小比较 1、 掌握电解质溶液中粒子间的三个守恒关系； 2、 学会溶液中粒子浓度比较的思路； 3、 学会不同溶液中离子浓度的大小比较。 知识点一 两大理论 1．电离理论 (1)弱电解质(弱酸、弱碱)的电离是微弱的，电离产生的微粒较少，同时还要考虑水的电离，水的电离能力远小于弱酸或弱碱的电离能力。如氨水中NH3·H2O、NH4+、OH-的浓度大小关系是c(NH3·H2O)>c(OH-)>c(N)。 (2)多元弱酸的电离是分步进行的，以第一步电离为主(第一步电离程度远大于第二步电离)。如在H2S溶液中，H2S、HS-、S2-、H+的浓度大小关系是c(H2S)>c(H+)>c(HS-)>c(S2-)。 2．水解理论 (1)弱电解质离子的水解是微弱的(相互促进水解除外)，但由于水的电离，水解后酸性溶液中c(H+)或碱性溶液中c(OH-)总是大于水解产生的弱电解质的浓度。如NH4Cl溶液中，N、Cl-、NH3·H2O、H+的浓度大小关系是c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(NH3·H2O)。 (2)多元弱酸酸根离子的水解是分步进行的，以第一步水解为主，如在Na2CO3溶液中，CO32-、HCO3-、H2CO3的浓度大小关系是c(CO32-)>c(HCO3-)>c(H2CO3)。 【方法技巧】 1．比较时紧扣两个微弱。 1.弱电解质的电离是微弱的。如CH3COOH溶液中，c(CH3COOH)>c(H＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)。 2.盐溶液中离子的水解是微弱的。如CH3COONa溶液中，c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(CH3COOH)>c(H＋)。 2．酸式盐与多元弱酸的强碱正盐溶液酸碱性比较。 (1)酸式盐溶液的酸碱性主要取决于酸式盐中酸式酸根离子的电离能力和水解能力哪一个更强，如NaHCO3溶液中HCO3-的水解能力大于其电离能力，故溶液显碱性。 (2)多元弱酸的强碱正盐溶液：多元弱酸根离子水解以第一步为主。例如，Na2S溶液中：c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H+)。 知识点二 三种守恒 1．电荷守恒规律 (1)含义：电解质溶液中阳离子所带的正电荷总数等于阴离子所带的负电荷总数，溶液总是呈电中性。 (2)应用：如Na2CO3溶液中存在的阳离子有Na＋、H＋，存在的阴离子有OH－、CO、HCO，电荷守恒离子浓度关系式为c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO)＋2c(CO)。 2．元素质量守恒规律（物料守恒） (1)含义：在电解质溶液中，由于某些离子发生水解或电离，离子的存在形式发生了变化。但该离子所含的某种元素原子在变化前后是守恒的，称为物料守恒。 (2)应用：如Na2S溶液中Na＋和S2－的原始浓度之间的关系为c(Na＋)＝2c(S2－)，由于S2－发生水解，其在溶液中的存在形式除了S2－，还有HS－和H2S，根据物料守恒浓度关系式为c(Na＋)＝2[c(H2S)＋c(S2－)＋c(HS－)]。 3．质子守恒规律 (1)含义：质子守恒是指电解质溶液中粒子电离出来的H＋总数等于粒子接受的H＋总数。 (2)应用：如Na2S溶液中的质子转移如下： 可得质子守恒关系为c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)。 质子守恒关系也可由电荷守恒关系与元素质量守恒关系推导得到。 【名师提醒】 1．规避等量关系中的2个易失分点。 (1)电荷守恒式中不只是各离子浓度的简单相加。如2c(CO)的化学计量数2代表1个CO带2个负电荷，不可漏掉。 (2)元素质量守恒式中，离子浓度的化学计量数不能漏写或颠倒。如Na2S溶液中的元素质量守恒式c(Na+)=2[c(S2-)+c(HS-)+c(H2S)]中，“2”表示c(Na+)是溶液中硫原子浓度的2倍，不能写成2c(Na+)=c(S2-)+c(HS-)+c(H2S)。 2．根据粒子浓度关系式，套用合适守恒式。 (1)电荷守恒式的特点：一边全为阴离子，另一边全为阳离子。 (2)元素质量守恒式的特点：式子中有弱电解质对应的分子和离子，一般一边含一种元素，另一边含另一种元素的离子和分子。 (3)质子守恒式的特点：一边某微粒能电离出H+，另一边微粒能结合H+。 (4)等式两边没有明显特征：三个守恒结合。 【思维建模】 知识点三 常见的溶液粒子浓度大小比较模型 1．单一溶液中粒子浓度的关系 (1)电荷守恒：电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液都是呈电中性，即电解质溶液中阳离子所带的电荷总数与阴离子所带的电荷总数相等 实例 分析思路 以Na2CO3溶液为例 ①写出Na2CO3溶液中电离和水解过程 Na2CO3===2Na＋＋CO32－ CO32－＋H2OHCO3－＋OH－ HCO3－＋H2OH2CO3＋OH－ H2OH＋＋OH－ ②分析溶液中所有的阴、阳离子 Na＋、H＋、CO32－、HCO3－、OH－ ③阴、阳离子浓度乘以自身所带的电荷数建立等式 1×c(Na＋)＋1×c(H＋)＝2×c(CO32－)＋1×c(HCO3－)＋1×c(OH－) 化简得：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO32－)＋c(HCO3－)＋c(OH－) (2)元素质量守恒(也叫物料守恒)：在电解质溶液中，由于某些离子发生水解或电离，离子的存在形式发生了变化，变成了其它离子或分子，使离子的种类增多，但却不能使离子或分子中某种特定元素的原子的数目发生变化，其质量在反应前后是守恒的，始终遵循原子守恒 实例 分析思路 以Na2CO3溶液为例 ①分析溶质中的特定元素的原子或原子团间的定量关系(特定元素除H、O元素外) n(Na＋)：n(CO32－)=2：1，即n(Na＋)＝2n(CO32－)，CO32－在水中部分会水解成HCO3－、H2CO3，共三种含碳元素的存在形式 ②找出特征元素在水溶液中的所有存在形式 c(Na＋)＝2c(CO32－)＋2c(HCO3－)＋2c(H2CO3) (3)质子守恒——以Na2CO3溶液为例 ①方法一：可以由电荷守恒与物料守恒推导出来，将两个守恒中不水解的Na＋消掉 电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO32－)＋c(HCO3－)＋c(OH－) 元素质量守恒：c(Na＋)＝2c(CO32－)＋2c(HCO3－)＋2c(H2CO3) 将Na＋消掉得：c(H＋)＋2c(H2CO3)＋c(HCO3－)＝c(OH－)，即为质子守恒 ②方法二：质子守恒是依据水的电离平衡：H2OH＋＋OH－，水电离产生的H＋和OH－的物质的量总是相等的，无论在溶液中由水电离出的H＋和OH－以什么形式存在。可用下列图示进行快速书写 Na2CO3水溶液中的质子转移作用图 质子守恒 c(H3O＋)＋2c(H2CO3)＋c(HCO3－)＝c(OH－) 或c(H＋)＋2c(H2CO3)＋c(HCO3－)＝c(OH－) (4)离子(粒子)浓度比较——以Na2CO3溶液为例 分析思路 存在的平衡过程 抓住电离和水解都是微弱的，分清主次关系 Na2CO3===2Na＋＋CO32－ CO32－＋H2OHCO3－＋OH－ (主) HCO3－＋H2OH2CO3＋OH－ (次) H2OH＋＋OH－ 粒子浓度顺序：c(Na＋)＞c(CO32－)＞c(OH－)＞c(HCO3－)＞c(H2CO3)＞c(H＋) 2．混合溶液(缓冲溶液)中粒子浓度的关系判断 以“常温下，浓度均为0.1 mol·L－1CH3COOH(弱酸)溶液和CH3COONa溶液等体积混合，溶液呈酸性”为例： 实例 分析思路 常温下，0.1 mol·L－1CH3COOH溶液和CH3COONa溶液等体积混合，溶液呈酸性 写出混合溶液中存在的平衡过程 CH3COONa===Na＋＋CH3COO－ ①呈酸性，以HA电离为主 CH3COOH自身电离：CH3COOHH＋＋CH3COO－ ②水解呈碱性，次要 CH3COO－中水解：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－ ③水的电离：H2OH＋＋OH－ ①电荷守恒 c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－) ②元素质量守恒 2c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH) ③质子守恒 将Na＋消掉得：c(CH3COOH)＋2c(H＋)＝c(CH3COO－)＋2c(OH－) ④离子(粒子)浓度比较 分析：在没有电离和水解之前c(Na＋)、c(CH3COO－)、c(CH3COOH)均为0.1 mol·L－1， 但由于溶液呈酸性，以HA的电离为主，即电离程度大于水解程度 c(CH3COOH)＝0.1-电离消耗+水解生成＜0.1 c(CH3COO－)＝0.1+电离生成-水解消耗＞0.1 c(Na＋)＝0.1，H＋是由HA电离出来的，电离程度很微弱，故浓度大小为：c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(CH3COOH)＞c(H＋)＞c(OH－) 3．混合溶液中离子浓度的比较 (1)判断反应产物：判断两种溶液混合时生成了什么物质，是否有物质过量，再确定反应后溶液的组成。 (2)明确溶液中存在的所有平衡：根据溶液的组成，写出溶液中存在的所有平衡(水解平衡、电离平衡)。 (3)确定溶液的酸碱性：根据题给信息，确定溶液的酸碱性，判断是以电离为主还是以水解为主。 (4)比大小：比较离子大小，在比较中，要充分运用电荷守恒、物料守恒关系。 知识点四 离子浓度变化曲线 1．滴定曲线特殊点的分析 案例：常温下，用0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L－1 CH3COOH溶液所得滴定曲线如图： (1)pH—V图　各特殊点粒子大小关系及变化趋势 点 溶质 离子浓度大小比较 A CH3COOH c(H＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－) B(1∶1) CH3COOH、H3COONa c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－) C(pH＝7) CH3COOH、CH3COONa c(CH3COO－)＝c(Na＋)＞c(H＋)＝c(OH－) D CH3COONa c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋) E(2∶1) CH3COONa、NaOH c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋) F(1∶1) CH3COONa、NaOH c(Na＋)＞c(OH－)＞c(CH3COO－)＞c(H＋) (2)各特殊点对水电离程度的影响 点 溶质 水的电离情况 pH—V图 A CH3COOH 抑制 B CH3COOH、CH3COONa 抑制 C CH3COOH、CH3COONa 正常电离 D CH3COONa 只促进 E CH3COONa、NaOH 抑制 F CH3COONa、NaOH 抑制 结论：水的电离程度大小顺序为： D＞C＞B＞A＞E＞F 2．分布曲线 分布系数图及分析[分布曲线是指以pH为横坐标、分布系数(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) 二元弱酸(以草酸H2C2O4为例) δ0为CH3COOH分布系数，δ1为CH3COO－分布系数 δ0为H2C2O4分布系数、δ1为HC2O分布系数、δ2为C2O分布系数 1．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。根据分布系数可以书写一定pH时所发生反应的离子方程式 2．同一pH条件下可以存在多种溶质微粒。根据在一定pH的微粒分布系数和酸的浓度，就可以计算各成分在该pH时的平衡浓度 题型01离子浓度大小比较 【典例】常温下，下列有关电解质溶液的叙述正确的是( ) A．在0.1mol·L-1H3PO4溶液中c(H3PO4)＞c(H2PO4-)＞c(HPO42-)＞c(PO43-) B．在0.1mol·L-1Na2C2O4溶液中c(Na＋)+c(H＋)= c(OH―)+c(HC2O4-)+c(C2O42-) C．在0.1mol·L-1NaHCO3溶液中c(H2CO3)+ c(HCO3-)=0.1mol·L-1 D．氨水和NH4Cl溶液混合，形成pH=9的溶液中c(Cl－)＞c(NH4＋)＞c(OH―)＞c(H＋) 【答案】A 【解析】A项，由于磷酸为多元酸，第一步电离大于第二步电离大于第三步电离，所以在0.1mol·L-1H3PO4溶液中，离子浓度大小为：c(H3PO4)＞c(H2PO4-)＞c(HPO42-)＞c(PO43-)，故A正确；B项，在0.1mol·L-1Na2C2O4溶液中，根据电荷守恒得到c(Na＋)+c(H＋)= c(OH―)+c(HC2O4-)+2c(C2O42-)，故B错误；C项，在0.1mol·L-1NaHCO3溶液中，根据物料守恒得到c(H2CO3)+ c(HCO3-)+ c(CO32-)=0.1mol·L-1，故C错误；D项，氨水和NH4Cl溶液混合，形成pH=9的溶液，则c(OH―)＞c(H＋)，根据电荷守恒c(Cl－)+c(OH―)=c(NH4＋)+c(H＋)，则c(Cl－)＜c(NH4＋)，故D错误；故选A。 【变式】含SO2的烟气会形成酸雨，工业上常利用Na2SO3溶液作为吸收液脱除烟气中的SO2，随着SO2的吸收，吸收液的pH不断变化。下列粒子浓度关系一定正确的是(　　)。 A．Na2SO3溶液中存在：c(Na+)>c(SO32-)>c(H2SO3)>c(HSO3-) B．已知NaHSO3溶液的pH<7，该溶液中：c(Na+)>c(HSO3-)>c(H2SO3)>c(SO32-) C．当吸收液呈酸性时：c(Na+)=c(SO32-)+c(HSO3-)+c(H2SO3) D．当吸收液呈中性时：c(Na+)=2c(SO32-)+c(HSO3-) 【答案】D 【解析】Na2SO3溶液呈碱性，溶液中粒子浓度关系为c(Na+)>c(SO32-)>c(OH-)>c(HSO3-)>c(H+)>c(H2SO3)，A错误；NaHSO3溶液pH<7，则该溶液中HSO3-的电离程度大于其水解程度，溶液中粒子浓度大小关系为c(Na+)>c(HSO3-)>c(H+)>c(SO32-)>c(OH-)>c(H2SO3)，B错误；当吸收液呈酸性时可以是NaHSO3溶液，溶液中存在元素质量守恒：c(Na+)=c(H2SO3)+c(SO32-)+c(HSO3-)，也可以是NaHSO3和亚硫酸钠的混合溶液，则选项中的元素质量守恒关系式不再适用，C错误；当吸收液呈中性时，c(H+)=c(OH-)，溶液中存在电荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+2c(SO32-)+c(HSO3-)，故c(Na+)=2c(SO32-)+c(HSO3-)，D正确。 题型02 离子浓度变化曲线 【典例】当 25℃时，向 10mL 某浓度新制氯水中滴入0.1 mol∙L−1的 NaOH溶液，滴定曲线如图所示。已知次氯酸的电离常数为 ，下列说法正确的是( ) A．甲到乙发生的离子反应为：Cl2+2OH-=Cl-+ClO-+H2O B．乙到丁的过程中，水的电离程度一直增大 C．丙点溶液中： c(Na+)＞c(ClO-)＞c(Cl-)＞c(H＋) D．氯水中存在平衡：Cl2(aq)＋H2O(l)H+(aq)+ Cl-(aq)+HClO (aq)该反应的平衡常数K约为10-5 【答案】D 【解析】从图中可以看出，用NaOH溶液滴定氯水，滴定过程中有两个突变点，则从甲到乙，主要发生H+与OH-的反应；从乙到pH=10的点，主要发生HClO与OH-的反应。A项，甲到乙发生的非氧化还原反应主要为：H++OH-=H2O，A错误；B项，甲到丙的过程中，氯气与水反应的产物不断与NaOH发生反应，水的电离程度一直增大；从丙到丁的过程中，溶液中c(NaOH)不断增大，对水电离的抑制作用不断增大，水的电离程度不断减小，B错误；C项，丙点溶液中，=2.5×10-8，此时c(H+)=10-8mol/L，则c(ClO-)=2.5c(HClO)，c(Cl-)=c(ClO-)+c(HClO)，c(Na+)=c(Cl-)+c(ClO-)，所以c(Na+)＞c(ClO-)＞c(Cl-)＞c(H＋)，C正确；D项，氯水中存在平衡：Cl2(aq)＋H2O(l)H+(aq)+ Cl-(aq)+HClO (aq)，pH=10时，Cl2与NaOH刚好完全反应，由Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O，可求出c(Cl2)=0.05mol/L，根据起点pH>2，有c(H+)=c(Cl-)=c(HClO)，c(Cl2)=0.05-c(H+)，其平衡常数，数量级比10-5更小，D错误；故选C。 【变式】天然水体中的H2CO3与空气中的CO2保持平衡。某地溶洞(假设岩石成分只有CaCO3)的水体中(X：H2CO3、HCO3-、CO32-或Ca2+)与的关系如图所示。下列说法正确的是( ) A．直线②的X表示HCO3- B．该溶洞水体时，溶液中cCa2+＞cCO32-＞cHCO3- C．体系中存在物料守恒：cCa2+＝cCO32-＋cHCO3-＋cH2CO3 D．体系中存在 【答案】D 【解析】根据图象分析，随着pH的增大，溶液的碱性增强，HCO3-、CO32-浓度都增大， pH较小时HCO3-浓度大于CO32-，而随着CO32-浓度增大，逐渐生成CaCO3沉淀，溶液中Ca2+逐渐减小，因此直线① 代表HCO3-，②代表CO32-，③代表Ca2+。A项，根据分析可知，直线②的X表示CO32-，A错误；B项，越大，c(X)越小，该溶洞水体pH=7.5时，根据图中信息可知，故溶液中cCa2+＜cCO32-＜cHCO3-，B错误；C项，由于调节体系中pH值时所用的物质未知，所以无法确定体系中存在的物料守恒，只有当体系中的物质只有CaCO3时才满足，但体系中还有碳酸，故C错误；D项，由图可知，b点时pH=9.0，，则体系中，D正确；故选D。 题型03 化工流程中粒子浓度大小比较 【典例】室温下，通过矿物中PbSO4获得Pb(NO3)2的过程如下： 已知：，。下列说法正确的是( ) A．Na2CO3溶液中：cOH－＜cH＋＋cHCO3-＋2cH2CO3 B．反应PbSO4(s)+CO32-(aq)PbCO3(s))+SO42-(aq)正向进行，需满足 C．“脱硫”后上层清液中：cNa＋＋cH＋＝cOH－＋2cSO42- D．PbCO3悬浊液加入HNO3 “溶解”过程中，溶液中CO32-浓度逐渐减小 【答案】D 【解析】PbSO4中加入Na2CO3溶液脱硫，PbSO4与Na2CO3反应转化为PbCO3沉淀，再加入HNO3溶解得到Pb(NO3)2。A项，由质子守恒关系得：cOH－＝cH＋＋cHCO3-＋2cH2CO3，故A错误；B项，PbSO4(s)+CO32-(aq)PbCO3(s))+SO42-(aq)该反应的平衡常数，当浓度商时，平衡正向移动，故B错误；C项，“脱硫”后上层清液主要是Na2SO4溶液，还含有未反应完的Na2CO3溶液，守恒关系还应考虑CO32，故C错误；D项，PbCO3悬浊液加入HNO3“溶解”过程中，由于CO32会和H+反应生成CO2，所以溶液中CO32浓度逐渐减小，故D正确；故选D。 【变式】实验室通过下列过程制取草酸亚铁晶体。 已知：、 下列说法不正确的是( ) A．pH=2的H2C2O4溶液中：cH2C2O4＜cH C2O4- B．“酸化”后的溶液中：cNH4＋＋2c Fe2+＜2cSO42- C．可以用酸性KMnO4溶液检验“沉淀”后的上层清液中是否含有Fe2+ D．水洗后，再用乙醇洗涤有利于晶体快速干燥 【答案】C 【解析】A项，pH=2的H2C2O4溶液中c(H＋)= 10-2mol·L-1，，，即cH2C2O4＜cH C2O4-，A正确；B项，根据电荷守恒：，溶液显酸性，cH＋＞cOH－，cNH4＋＋2c Fe2+＜2cSO42-，B正确；C项，酸性KMnO4除了可以氧化Fe2+，也可以氧化H2C2O4等，溶液褪色不能证明是否含Fe2+，C错误；D项，乙醇与水互溶，用乙醇洗可带走水分，利于干燥，D正确；故选C。 【巩固训练】 1.实验测得10 mL 0.50 mol·L-1NH4Cl溶液、10 mL 0.50mol·L-1CH3COONa溶液的pH分别随温度与稀释加水量的变化如图所示。已知25 ℃时CH3COOH和NH3·H2O的电离常数均为1.8×10-5.下列说法不正确的是( ) A．图中实线表示pH随加水量的变化，虚线表示pH随温度的变化' B．将NH4Cl溶液加水稀释至浓度mol·L-1，溶液pH变化值小于lgx C．随温度升高，Kw增大，CH3COONa溶液中c(OH- )减小，c(H+)增大，pH减小 D．25 ℃时稀释相同倍数的NH4Cl溶液与CH3COONa溶液中：c(Na+ )-c(CH3COO- )=c(Cl-)-c(NH4+) 【答案】C 【解析】由题中信息可知，图中两条曲线为10 mL 0. 50 mol·L-1 NH4Cl溶液、10 mL 0.50mol·L-1CH3COONa溶液的pH分别随温度与稀释加水量的变化曲线，由于两种盐均能水解，水解反应为吸热过程，且温度越高、浓度越小其水解程度越大。氯化铵水解能使溶液呈酸性，浓度越小，虽然水程度越大，但其溶液的酸性越弱，故其pH越大；醋酸钠水解能使溶液呈碱性，浓度越小，其水溶液的碱性越弱，故其pH越小。温度越高，水的电离度越大。因此，图中的实线为pH随加水量的变化，虚线表示pH随温度的变化。A项，由分析可知，图中实线表示pH随加水量的变化，虚线表示pH随温度的变化，A说法正确；B项，将NH4Cl溶液加水稀释至浓度mol·L-1时，若氯化铵的水解平衡不发生移动，则其中的c(H+)变为原来的，则溶液的pH将增大lgx，但是，加水稀释时，氯化铵的水解平衡向正反应方向移动，c(H+)大于原来的，因此，溶液pH的变化值小于lgx，B说法正确；C项，随温度升高，水的电离程度变大，因此水的离子积变大，即Kw增大；随温度升高，CH3COONa的水解程度变大，溶液中c(OH-)增大，因此，C说法不正确；D项， 25℃时稀释相同倍数的NH4C1溶液与CH3COONa溶液中均分别存在电荷守恒，c(Na+ ) +c(H+) =c(OH-)+c(CH3COO- ) ，c(NH4+)+c(H+ ) =c(Cl-)+c(OH- )。因此，氯化铵溶液中，c(Cl-)-c(NH4+) =c(H+ )-c(OH- )，醋酸钠溶液中，c(Na+ )-c(CH3COO- )= c(OH-) -c(H+) 。由于25 ℃时CH3COOH和NH3·H2O的电离常数均为1.8 ×10-5，因此，由于原溶液的物质的量浓度相同，稀释相同倍数后的NH4C1溶液与CH3COONa溶液，溶质的物质的量浓度仍相等，由于电离常数相同，其中盐的水解程度是相同的，因此，两溶液中c(OH-) -c(H+)(两者差的绝对值)相等，故c(Na+ )-c(CH3COO- )=c(Cl-)-c(NH4+)，D说法正确。故选C。 2.常温下，用0.1000mol•L﹣1的盐酸分别滴定20.00mL浓度均为0.1000mol•L﹣1的三种一元弱酸的钠盐(NaX、NaY、NaZ)溶液，滴定曲线如图所示。下列判断错误的是(　　) A．该NaX溶液中：c(Na+)＞c(X﹣)＞c(OH﹣)＞c(H+) B．三种一元弱酸的电离常数：Ka(HX)＞Ka(HY)＞Ka(HZ) C．当pH＝7时，三种溶液中：c(X﹣)＝c(Y﹣)＝c(Z﹣) D．分别滴加20.00mL盐酸后，再将三种溶液混合：c(X﹣)+c(Y﹣)+c(Z﹣)＝c(H+)﹣c(OH﹣) 【答案】C 【解析】A项，因为HX为弱酸，NaX溶液存在水解：X﹣+H2O⇌HX+OH﹣，所以c(Na+)＞c(X﹣)＞c(OH﹣)＞c(H+)，故A正确；B项，根据盐类水解的规律：越弱越水解可知，相同浓度的强碱弱酸盐溶液中，一元弱酸越弱，则其盐溶液碱性越强，结合图片可知溶液碱性强弱为：NaX＜NaY＜NaZ，则酸性强弱为：HX＞HY＞HZ，一元弱酸中，酸性越强，电离程度越大，电离平衡常数K越大，所以有：Ka(HX)＞Ka(HY)＞Ka(HZ)，故B正确；C项，当pH＝7时，c(H+)＝c(OH﹣)，根据电荷守恒，NaX溶液中有：c(H+)+c(Na+)＝c(OH﹣)+c(X﹣)+c(Cl﹣)，则有：c(X﹣)＝c(Na+)﹣c(Cl﹣)，同理有：c(Y﹣)＝c(Na+)﹣c(Cl﹣)，c(Z﹣)＝c(Na+)﹣c(Cl﹣)，又因三种溶液滴定到pH＝7时，消耗的HCl的量是不一样的，即溶液中的c(Cl﹣)是不一样的，所以c(X﹣)≠c(Y﹣)≠c(Z﹣)，故C错误；D项，分别滴加20.00mL盐酸后，再将三种溶液混合后存在电荷守恒：c(X﹣)+c(Y﹣)+c(Z﹣)+c(OH﹣)+c(Cl﹣)＝c(H+)+c(Na+)，又混合溶液中c(Na+)0.05mol/L，混合溶液中c(Cl﹣)0.05mol/L，代入电荷守恒表达式，有c(X﹣)+c(Y﹣)+c(Z﹣)＝c(H+)﹣c(OH﹣)，故D正确。故选C。 3.鸟嘌呤(G)是一种有机弱碱，可与盐酸反应生成盐酸盐(用GHCl表示)。已知GHCl水溶液呈酸性，下列叙述正确的是( ) A．0.001mol·L-1GHCl水溶液的pH=3 B．0.001mol·L-1GHCl水溶液加水稀释，pH升高 C．GHCl在水中的电离方程式为：GHCl=G+HCl D．GHCl水溶液中：c(OH-)+c(Cl-)=c(GH+)+c(G) 【答案】B 【解析】A项，GHCl为强酸弱碱盐，电离出的GH+会发生水解，弱离子的水解较为微弱，因此0.001mol/L GHCl水溶液的pH>3，故A错误；B项，稀释GHCl溶液时，GH+水解程度将增大，根据勒夏特列原理可知溶液中c(H+)将减小，溶液pH将升高，故B正确；C项，GHCl为强酸弱碱盐，在水中电离方程式为GHCl=GH++Cl-，故C错误；D项，根据电荷守恒可知，GHCl溶液中c(OH-)+c(Cl-)=c(H+)+c(GH+)，故D错误；故选B。 4.25℃时，0.1mol/L溶液显酸性，下列有关判断正确的是 A．该溶液中离子浓度最大的是 B．mol/L C． D．的平衡常数表达式为 【答案】B 【详解】A．磷酸二氢钠在溶液中完全电离出等物质的量的钠离子和磷酸二氢根离子，磷酸二氢根离子在溶液中存在电离趋势和水解趋势，所以0.1mol/L磷酸二氢钠溶液中离子浓度最大的是钠离子，故A错误； B．0.1mol/L磷酸二氢钠溶液中存在物料守恒关系mol/L，故B正确； C．0.1mol/L磷酸二氢钠溶液中存在电荷守恒关系，故C错误； D．的平衡常数表达式为，故D错误； 故选B。 5.常温下，下列关于溶液说法正确的是[已知：] A． B．加入固体，水解程度增大 C．加水稀释，溶液中所有离子浓度及均减小 D．溶液约为4.5 【答案】A 【详解】A．由质子守恒，存在，A正确； B．加入固体，铵根离子浓度增大，铵根离子水解正向进行，但是水解程度减小，B错误；   C．氯化铵溶液水解显酸性，加水稀释，溶液中氢离子浓度减小，水的电离常数不变，则氢氧根离子浓度增大；，其值不变，C错误； D．铵根离子水解常数为，，则溶液中，，约为5，D错误； 故选A。 6.常温下，M(OH)2和 H2A 的水溶液中相关离子浓度比值的负对数值pX与pH的关系如图(其中pX= -lgX，X 表示 、 、 或 )。下列说法错误的是 A．曲线③表示 的负对数值随 pH 的变化情况 B．H2A 电离常数 C．pH=8时，溶液中微粒浓度大小关系为 ＜ D．常温下， 的 的水溶液中 【答案】D 【详解】A．由分析可知，曲线③表示p随 pH 的变化情况，故A正确； B．由分析可知，H2A电离常数Ka2=10-1.15×10-9.15=10-10.3，故B正确； C．H2A电离常数Ka1Ka2=，则溶液pH=8时，溶液中==10-4.7＜1，所以溶液中微粒浓度大小关系为 ＜，故C正确； D．MCl2是强酸弱碱盐，由分析可知M2十水解程度很大，则溶液中离子浓度大小顺序为>c(M2+)，故D错误； 故选D。 7.常温下，将的溶液滴加到一定浓度的二元酸()溶液中，混合溶液的与离子浓度变化的关系如图所示。下列叙述错误的是 A．曲线Ⅱ表示pH与的变化关系 B．的 C．y点存在 D．溶液中： 【答案】D 【详解】A．由分析可知，曲线Ⅱ表示pH与的变化关系，A项正确； B．由图可知，，，，B项正确； C．该式子为电荷守恒式，C项正确； D．溶液中，的电离平衡常数，则的水解平衡常数，由于，可知的电离程度大于其水解程度，溶液中存在，D项错误； 故选D。 8.在25℃时，下列说法正确的是 A．的醋酸溶液稀释100倍， B．溶液中，离子浓度大小关系为： C．向氨水中加入稀硫酸至，此时 D．同浓度的①②溶液，：①>② 【答案】B 【详解】A．pH =3的醋酸溶液稀释100倍，醋酸又电离出氢离子，溶液的pH<5，故A错误； B．NaClO溶液中，次氯酸根离子水解，溶液显碱性，离子浓度大小关系为：，故B正确； C．向氨水中加入稀硫酸至pH=7，溶液中c(H+)=c(OH-)，电荷守恒得到：，则，故C错误； D．硫酸氢铵溶液中电离出的氢离子会抑制铵根离子的水解，同浓度的①②溶液中：①<②，故D错误； 故选B。 9.是危害最为严重的大气污染物之一，的含量是衡量大气污染的一个重要指标。 (1)用还原生成S的反应分两步完成，如图甲所示，该过程中相关物质的物质的量浓度随时间的变化关系如图乙所示： 分析可知X为 (写化学式)，时间段的反应温度为 ，时间段用表示的化学反应速率为 。 (2)吸收液NaOH溶液吸收的过程中，pH随的变化如下表： pH 8.2 7.2 6.2 ①由上表判断溶液显 性，用化学平衡原理解释： 。 ②当吸收液呈中性时，溶液中离子浓度关系正确的是 (填序号)。 A． B． C． (3)一定温度下，用水吸收气体时，若得到的溶液，试计算溶液中 ，可用足量小苏打溶液吸收，反应的离子方程式是 。[已知该温度下，的电离常数：的电离常数] 【答案】(1) (2) 酸 、，的电离程度大于水解程度 AB (3) 400 HCO+SO2=HSO+CO2 【详解】（1）X和SO2反应生成S单质，根据化合价升降规律，可知X为H2S；0～t1时间段SO2和H2的浓度降低，H2S的浓度升高，故0～t1时间段温度为300℃；用SO2表示的化学反应速率v= =。 （2）①当n(SO)∶n(HSO)=时，溶液的pH=6.2，显酸性；SO水解使溶液显碱性，在NaHSO3溶液中HSO远大于SO，所以NaHSO3溶液显酸性。在NaHSO3溶液中，HSO存在电离HSOH++SO和水解HSO+H2OH2SO3+OH−，HSO的电离程度大于水解程度导致溶液显酸性； ②A．根据电荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(OH−)+2c(SO)+c(HSO)，溶液呈中性，所以c(H+)=c(OH−)，则c(Na+)=2c(SO)+c(HSO)，故A正确； B．当n(SO)∶n(HSO)=1∶1时，溶液的pH=7.2，显碱性，所以若溶液呈中性，则c(SO)<c(HSO)，溶液中的溶质为Na2SO3和NaHSO3，则c(Na+)最大，溶液呈中性，则c(H+)=c(OH−)，故有c(Na+)>c(HSO)>c(SO)>c(H+)=c(OH−)，故B正确； C．根据电荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(OH−)+2c(SO)+c(HSO)，故C错误； 选AB。 （3）亚硫酸的电离方程式为H2SO3+H+，H++，得到pH=4的H2SO3溶液，c(H+)=10−4mol/L，由于Ka2=，===400；由于Ka1(H2SO3)>Ka1(H2CO3)>Ka2(H2SO3)，所以SO2可用足量小苏打溶液吸收，根据“强酸制弱酸”，反应产生亚硫酸氢钠和二氧化碳，反应的离子方程式为+SO2=+CO2.。 10.研究电解质在水溶液中的离子反应与平衡有重要的意义。 (1)常温时，向溶液中滴加溶液，得到溶液pH与NaOH溶液体积的关系曲线如图所示。 ①溶液中各离子浓度由大到小的排列顺序是 。 ②向溶液中滴加NaOH溶液到a点的过程中，发生反应的离子方程式为 。 ③图中a、b、c、d四个点中水的电离程度最大的是 。 (2)已知：25℃时、和HClO的电离平衡常数： 化学式 HClO 电离平衡常数(K)    ①25℃时，若初始时醋酸中的物质的量浓度为0.01mol/L，达到电离平衡时溶液中 。(已知：) ②25℃时，等物质的量浓度的NaClO溶液和溶液pH关系为： (填“>”、“<”或“=”)。 ③实验测得0.5mol/L的溶液以及的pH随温度变化曲线如图所示。60℃，0.5mol/L的溶液中由水电离出的浓度是 。 (3)在水中，硒酸是一种强酸，但实际上只有第一步电离是完全的，第二步电离并不完全，电离方程式可表示为：，； ①25℃时，溶液的pH (填“>”“<”或“=”)7。 ②关于稀溶液，下列说法正确的是 。 A．溶液呈酸性，原因是电离程度大于水解程度 B．溶液中，水的电离受到抑制 C．加入少量固体，增大 D．加入少量NaOH固体，增大 【答案】(1) a (2) 4.2×10-4mol/L ＜ (3) ＞ BC 【详解】（1）①硫酸氢铵溶液中，硫酸氢铵在溶液中电离出氢离子、铵根离子和氢氧根离子，铵根离子在溶液中水解生成一水合氨和氢离子，则溶液中离子浓度大小顺序为； ②NH4HSO4溶液中滴加NaOH，OH－先与NH4HSO4电离出H＋反应，当加入100mLNaOH时，NaOH恰好与NH4HSO4电离出H＋反应完全，离子方程式为； ③a、b、c、d四个点，根据反应量的关系，a点恰好消耗完H＋，溶液中只有与，b、c、d三点溶液均含有，(NH4)2SO4可以促进水的电离，而抑制水的电离，所以a点水的电离程度最大； （2）①初始醋酸浓度为0.01mol/L，醋酸电离平衡常数为1.75×10-5，则有，氢离子浓度等于醋酸根离子浓度，醋酸浓度约为0.01mol/L，则氢离子浓度为mol/L=4.2×10-4mol/L； ②次氯酸的电离平衡常数大于的电离平衡常数，则次氯酸根离子的水解程度小于的水解程度，因此等浓度的NaClO和两种溶液，的pH更大； ③温度升高至60℃，溶液中由水电离出的浓度等于醋酸根离子水解得到的氢氧根离子浓度，从图像中可知，醋酸钠的pH=7.9，水的pH=6.5，所以此时Kw=，则醋酸钠中由水电离出的浓度=； （3）①由硒酸的第二步电离并不完全可知，常温下硒酸根离子在溶液中水解使溶液呈碱性，所以硒酸钠溶液的pH大于7； ②A．由硒酸是一种强酸，第一步电离是完全的可知，硒酸氢根离子在溶液中不能发生水解反应，所以硒酸氢钠溶液呈酸性是因为硒酸氢根离子在溶液中部分电离出氢离子所致，故错误； B．由硒酸是一种强酸，第一步电离是完全的，第二步电离并不完全可知，硒酸氢根离子在溶液中部分电离出氢离子会抑制水的电离，故正确； C．向溶液中加入少量硒酸钠固体，溶液中硒酸根离子浓度增大，第二步电离的电离平衡左移，溶液中硒酸氢根离子浓度增大，故正确； D．向溶液中加入少量氢氧化钠固体，氢氧根离子会中和溶液中的氢离子，使第二步电离的电离平衡右移，溶液中硒酸氢根离子浓度减小，故错误； 故选BC。 【强化训练】 11.在不同温度下的水溶液中离子浓度曲线如图所示，下列说法正确的是 A．a点和c点均为纯水 B．b点对应的溶液中大量存在：K＋、Ba2＋、NO、I- C．在c点溶液中加NH4Cl固体，可实现c点向d点移动 D．T℃时，0.1mol/L的NaOH溶液pH=11 【答案】D 【详解】A．a、c两点均存在，溶液均为中性，可能是纯水，也可能是等强酸强碱盐，A错误； B．b点对应的溶液中，溶液呈酸性，酸性条件下具有强氧化性，与会发生氧化还原反应，不能大量共存，B错误； C．在c点溶液中加固体，水解使溶液呈酸性，d点为碱性溶液，即c点不可能向d点移动，C错误； D．T℃时，，0.1mol/L的NaOH溶液中，，则，pH=11，D正确； 故选D。 12.常温下部分弱电解质的电离平衡常数如下表 化学式 HClO 电离常数 下列说法错误的是 A．溶液中、不能大量共存 B．25℃，将0.1mol·L-1溶液加水稀释，不变 C．25℃，pH相同的①②③NaClO三种溶液，浓度大小顺序为③>①>② D．溶液中的离子浓度大小大小顺序为 【答案】C 【详解】A．酸和盐发生复分解反应时，遵循以强制弱原则，强酸能和弱酸盐发生复分解反应生成弱酸，结合分析可知，溶液中、能反应生成碳酸、碳酸分解释放出二氧化碳，故、不能大量共存，A正确； B． 25℃，将0.1mol·L-1溶液加水稀释，，该温度下电离平衡常数和水的离子键常数不变，则不变，B正确； C． 越弱越水解，结合分析可知，水解程度②＞③NaClO＞①，则 25℃，pH相同的①②③NaClO三种溶液，浓度大小顺序为①＞③＞②，C不正确； D． 草酸氢钠完全电离为钠离子和草酸氢根，草酸氢根既能部分电离又能微弱水解，NaHC2O4的水解平衡常数为：，其电离程度大于水解程度，则溶液pH小于7，氢离子源自草酸氢根和水的电离，则溶液中的离子浓度大小大小顺序为，D正确； 选C。 13.时，向溶液中逐滴加入溶液，加入溶液体积与溶液的变化曲线如图所示，下列有关说法正确的是 A．之间任意一点溶液中离子浓度一定存在 B．b点时，，且 C．三点中，水的电离程度最大的是b点 D．c点溶液存在 【答案】C 【详解】A．由图可知，之间，离a点越近，溶液中氢氧化钠溶液的浓度大于醋酸钠溶液的浓度，溶液中离子浓度的大小关系为，故A错误； B．若x为12.5mL，氢氧化钠溶液与醋酸溶液恰好反应得到醋酸钠溶液、溶液呈碱性，而b点溶液呈中性，故x＞12.5，故B错误； C．由图可知，a点为氢氧化钠溶液与醋酸溶液反应得到的氢氧化钠和醋酸钠的混合溶液，溶液中氢氧化钠溶液浓度较大，在溶液中电离出的氢氧根离子抑制水的电离程度较大，b点为醋酸和醋酸钠的混合溶液，c点为等浓度的醋酸和醋酸钠的混合溶液，c点醋酸溶液浓度大于b点，醋酸电离出的氢离子抑制水的电离程度大于b点，所以水的电离程度最大的是b点，故C正确； D．由分析可知，c点为等浓度的醋酸和醋酸钠的混合溶液，溶液中存在电荷守恒关系c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)和物料守恒关系2c(Na+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)，整合可得c(CH3COO-)+2c(OH-)= c(CH3COOH) +2c(H+)，故D错误； 故选C。 14.天门冬氨酸(，记为H2Y)是一种天然氨基酸，水溶液显酸性，溶液中存在H2YH++HY-，HY-H++Y2-，与足量NaOH反应生成Na2Y ，与盐酸反应生成YH3Cl。下列说法正确的是( ) A．常温下，0.05 mol·L-1的H2Y溶液的pH=1 B．pH=2.97的H2Y溶液稀释100倍，所得溶液pH=4.97 C．YH3Cl水溶液中：c(H+)+c(YH3-)= c(OH-)+ c(Cl-)+c(HY-) D．Na2Y溶液中：c(OH-)=c(H+)+c(HY-)+ 2c(H2Y)+3c(YH3-) 【答案】D 【解析】A项，H2Y部分电离，常温下，0.05 mol·L-1的H2Y溶液的pH>1，A错误；B项，稀释过程中电离程度增大，pH=2.97的H2Y溶液稀释100倍，所得溶液pH<4.97，B错误；C项，根据电荷守恒知，YH3Cl水溶液中：c(H+)+c(YH3-)= c(OH-)+ c(Cl-)+c(HY-)+ 2c(Y2-)，C错误；D项，根据电荷守恒和物料守恒知，Na2Y溶液中：c(OH-)=c(H+)+c(HY-)+ 2c(H2Y)+3c(YH3-)，D正确；故选D。 15.室温下用0.1mol•L-1NaOH溶液吸收SO2，若通入SO2所引起的溶液体积变化和H2O挥发可忽略，溶液中含硫物种的浓度c总=c(H2SO3)+c(HSO3-)+c(SO32-)。H2SO3电离常数分别为Ka1=1.54×10-2、Ka2=1.00×10-7。下列说法正确的是( ) A．NaOH溶液吸收SO2所得到的溶液中：c(SO32-)>c(HSO3-)>c(H2SO3) B．NaOH完全转化为NaHSO3时，溶液中：c(H+)+c(SO32-)=c(OH—)+c(H2SO3) C．NaOH完全转化为Na2SO3时，溶液中：c(Na+)>c(SO32-)>c(OH—)>c(HSO3-) D．NaOH溶液吸收SO2，c总=0.1mol•L-1溶液中：c(H2SO3)>c(SO32-) 【答案】C 【解析】由电离常数可知，亚硫酸氢根离子的水解常数Kh==＜Ka2，说明亚硫酸氢根离子在溶液中的电离程度大于水解程度，亚硫酸氢钠溶液呈酸性。A项，氢氧化钠溶液吸收二氧化硫可能得到亚硫酸氢钠溶液，由分析可知，亚硫酸氢根离子在溶液中的电离程度大于水解程度，溶液中c(HSO3-)> c(SO32-) > c(H2SO3)，故A错误；B项，亚硫酸氢钠溶液中存在质子守恒关系c(H+)+ c(H2SO3) =c(OH—)+ c(SO32-)，故B错误；C项，亚硫酸钠是强碱弱酸盐，亚硫酸根离子在溶液中分步水解，以一级水解为主，则溶液中离子浓度的大小顺序为c(Na+)>c(SO32-)>c(OH—)>c(HSO3-)，故C正确；D项，c总=0.1mol•L-1溶液为亚硫酸氢钠溶液，由分析可知，亚硫酸氢根离子在溶液中的电离程度大于水解程度，溶液中c(SO32-) > c(H2SO3)，故D错误；故选C。 16.室温下，用含少量Mg2+的MnSO4溶液制备MnCO3的过程如题图所示： 已知：Ksp(MgF2)=5.2×10－11，Ksp(MnCO3)=8.0×10－11，Ksp[Mn(OH)2]=1.9×10－13；Ka1(H2CO3)=4.5×10-7，Ka2(H2CO3)=4.7×10-11。下列说法正确的是( ) A．MgF2饱和溶液中：cF-＋cHF＝2cMg2+ B．为提高MnCO3的产率，使用Na2CO3溶液“沉锰”效果更好 C．0.1mol·L-1NaHCO3溶液中，cNa＋＞cHCO3-＞cCO32-＞cH2CO3 D．反应Mn2++2HCO3-=MnCO3↓ +H2CO3的平衡常数为 【答案】D 【解析】由题给流程可知，向硫酸锰溶液中加入氟化钠溶液，将溶液中的镁离子转化为氟化镁沉淀，过滤得到氟化镁和滤液；向滤液中加入碳酸氢钠溶液，将溶液中的锰离子转化为碳酸锰沉淀，过滤得到碳酸锰。A项，氟化镁饱和溶液中存在如下物料守恒cF-＋cHF＝2cMg2+＋2c[Mg(OH)2]，故A错误；B项，由电离常数可知，碳酸钠溶液的碱性强于碳酸氢钠，使用碳酸钠溶液“沉锰”时，可能使锰离子转化为氢氧化锰沉淀导致碳酸锰的产率降低，故B错误；C项，由电离常数可知，碳酸氢根离子在溶液中的水解常数为Kh==≈2.2×10—8＞Ka2，则碳酸氢根离子在溶液中的水解程度大于电离程度，溶液中碳酸浓度大于碳酸根离子浓度，故C错误；D项，由方程式可知，反应的平衡常数K====≈1.3×106，故D正确；故选D。 17.室温下，用含少量ZnSO4杂质的1mol·L-1 MnSO4溶液制备MnCO3的过程如下图所示。下列说法正确的是( ) 已知： A．“除锌”后所得上层清液中，一定小于 B．0.1mol·L-1NH4HCO3溶液中存在： C．氨水、NH4HCO3溶液中存在： D．“沉锰”后的滤液中存在： 【答案】A 【解析】“除锌”步骤中，由于，因此当加入过量MnS时，产生ZnS沉淀，过滤后除掉过量的MnS和产生的ZnS沉淀，再用NH4HCO3将Mn2+沉淀为MnCO3。A项，MnS过量，“除锌”步骤完成沉淀生成ZnS，则上层清液一定小于，A正确；B项，NH4HCO3溶液中由电荷守恒，由物料守恒，联立两式可得，B错误；C项，由电荷守恒，pH>7，说明，则，C错误；D项，沉锰后滤液成分是(NH4)2SO4、NH3·H2O、NH4HCO3，则，D错误；故选A。 18.常温下，向新制氯水中滴加溶液，溶液中水电离出的OH-浓度与溶液体积之间的关系如图所示。下列推断正确的是( ) A．E、H点溶液的分别为3和7 B．F点对应的溶液中：c(Na+)=c(Cl-)+c(ClO-) C．G点对应的溶液中：c(Na+)＞c(ClO-)＞c(Cl-)＞c(OH-)＞c(H+) D．E～H点对应的溶液中，c(Cl-)+c(ClO-)+c(HClO)+c(Cl2)为定值 【答案】B 【解析】通过图象分析，E点位新制的氯水，溶液为盐酸和次氯酸的混合溶液，对水的电离有抑制作用，F点溶液为中性，G点促进水的电离，为氯化钠、次氯酸钠的混合溶液，次氯酸钠水解，使溶液呈碱性，H点溶液呈碱性。A项，E点新制氯水溶液，溶液显酸性，由水电离出的，溶液中OH−完全是由水电离出来的，所以c(OH−)=，则溶液中，则溶液pH=3；H点NaOH过量，溶液为碱性溶液，溶质为NaCl、NaClO和NaOH，pH>7，A错误；B项，F溶液为中性，c(OH-)=c(H+)，根据溶液呈电中性，c(Na+) +c(H+)=c(Cl-)+c(ClO-)+c(OH-)，可得c(Na+)＝c(Cl-)+c(ClO-)，B正确；C项，G点促进水的电离，为氯化钠、次氯酸钠的混合溶液，且物质的量相等，次氯酸钠水解，使溶液呈碱性，溶液中的次氯酸根离子浓度减小，则c(Na+)＞c(Cl-)＞c(ClO-)＞c(OH-)＞c(H+)，C错误；D项，根据Cl元素守恒，E～H点对应的溶液中，c(Cl-)+c(ClO-)+c(HClO)+2c(Cl2)为定值，D错误；故选B。 19.电解质溶液中存在多种平衡。请回答下列问题： Ⅰ．某温度下的溶液中：与y的关系如图所示。 (1)在此温度下，水的离子积 ，则t 25(填“>”“<”或“=”)。 Ⅱ．化学上把外加少量酸或碱而基本不变的溶液称为缓冲溶液。回答下列问题：时，浓度均为的和的缓冲溶液的。 (2)写出水解的离子方程式： 。 (3)改变下列条件，能使稀溶液中的值增大的是_______(填字母)。 A．升温 B．加入固体 C．稀释 D．加入固体 (4)该缓冲溶液中各离子浓度由大到小的顺序为 。 Ⅱ．时，四种弱电解质的电离平衡常数如下表： 物质 电离平衡常数 (5)该温度下，相等的三种溶液①溶液、②溶液、③溶液，浓度由大到小的顺序为 (填序号)。 (6)下列反应不能发生的是_______(填字母)。 A． B． C． D． (7)该温度下，均为11的和溶液，由水电离的之比为 。 【答案】(1) > (2) (3)BD (4) (5) (6)CD (7) 【详解】（1）x=0时，y=12，则c(H+)=1mol/L，c(OH-)=10-12mol/L，Kw= c(H+)×c(OH-)=10-12；水电离是吸热过程，温度升高Kw增大，Kw=10-12>10-14，故温度大于25°C； （2）是强碱弱酸盐，CH3COO-水解的离子方程式：CH3COO-+H2O⇋CH3COOH+OH-； （3）CH3COOH⇋CH3COO-+H+是吸热过程，升高温度平衡正向移动，CH3COOH浓度减少，H+浓度增加，变小，A不符合； Ka=，温度不变，Ka不变，加入固体NaOH，CH3COOH⇋CH3COO-+H+正向进行，c(CH3COO-)增大，减小，变大，B符合； 加水稀释，电离平衡正向移动，Ka=不变，c(CH3COO-)减小，增大，变小，C不符合； 加入CH3COONa固体，增大了CH3COO-浓度，减小，变大，D符合； 答案选BD； （4）浓度均为的和的缓冲溶液的，溶液呈酸性c(H+)>c(OH-)，根据电荷守恒，=0.10mol/L，因此离子浓度大小顺序为 ； （5）根据电离常数越大，酸性越强，酸性强弱顺序为：CH3COOH>H2CO3>HClO>，盐类水解规律是越弱越水解，pH值相等的①溶液、②溶液、③溶液，浓度由大到小的顺序为； （6）根据强酸可以制取弱酸的规律， A. CH3COOH酸性大于H2CO3，反应可以发生，A不符合； B. CH3COOH酸性大于HClO，可以发生，B不符合； C. 酸性H2CO3>HClO>，不能发生，C符合； D. 酸性H2CO3>HClO>，不能发生，D符合； 答案选CD； （7）25°C时，Kw=10-14，盐水解促进水的电离，为11的c(H+)=10-11mol/L，水电离的c(OH-)=10-3nol/L，碱抑制水的电离，为11溶液c(H+)=10-11mol/L，由水电离的=c(H+)=10-11mol/L，二者之比为10-3：10-11=108：1。 20．室温下碳酸钠溶液的pH随浓度的变化如图所示。向的溶液中滴加盐酸至浓度约为。 （1）根据如图判断，所得溶液的pH 12.0。(填“>”、“<”或“=”) （2）关于所得溶液中离子浓度关系判断正确的是___________。(不定项) A． B． C． D． （3）将上述溶液与足量盐酸反应后的通入溶液，溶液变浑浊。该现象 (填“能”或“不能”)说明酸性。若能，说明理由；若不能，说明实验的改进方案。 。 【答案】（1）< （2）CD （3） 不能 将反应后的二氧化碳先通过饱和碳酸氢钠溶液，再通入溶液 （1）向的溶液中滴加盐酸,发生反应所得溶液为、和的混合溶液。由图可知，当单一溶液浓度约为时，对应溶液的pH大约为12.0，这是因为的缘故。而溶液中电离出的抑制了的水解，所以所得溶液的pH<12.0。 （2）溶液中滴加盐酸所得溶液中存在的粒子有、、、、、、。 A．由于溶液与盐酸的体积均未给出，所以无法判断与的关系，A错误； B．溶液中加入盐酸不影响溶液中的物料守恒，根据物料守恒有，B错误； C．溶液中滴加盐酸,发生反应，此时，由于，使得的浓度增大，所以，C正确； D．根据电荷守恒有，D正确； 故答案选：CD。 （3）上述溶液与足量盐酸反应后的通入溶液，溶液变浑浊。该现象不能说明酸性。因为中可能会含有HCl气体（，溶液也变浑浊），干扰实验结果。实验的改进方案为：将反应后的二氧化碳先通过饱和碳酸氢钠溶液，再通入溶液。 1 / 2 学科网（北京）股份有限公司 $$ 专题04 溶液中粒子浓度的大小比较 1、 掌握电解质溶液中粒子间的三个守恒关系； 2、 学会溶液中粒子浓度比较的思路； 3、 学会不同溶液中离子浓度的大小比较。 知识点一 两大理论 1．电离理论 (1)弱电解质(弱酸、弱碱)的电离是微弱的，电离产生的微粒较少，同时还要考虑水的电离，水的电离能力远_____弱酸或弱碱的电离能力。如氨水中NH3·H2O、NH4+、OH-的浓度大小关系是_________________________。 (2)多元弱酸的电离是分步进行的，以__________电离为主(第一步电离程度远大于第二步电离)。如在H2S溶液中，H2S、HS-、S2-、H+的浓度大小关系是______________________________。 2．水解理论 (1)弱电解质离子的水解是微弱的(相互促进水解除外)，但由于水的电离，水解后酸性溶液中c(H+)或碱性溶液中c(OH-)总是大于水解产生的弱电解质的浓度。如NH4Cl溶液中，N、Cl-、NH3·H2O、H+的浓度大小关系是___________________________________。 (2)多元弱酸酸根离子的水解是__________进行的，以第一步水解为主，如在Na2CO3溶液中，CO32-、HCO3-、H2CO3的浓度大小关系是___________________________________。 【方法技巧】 1．比较时紧扣两个微弱。 1.弱电解质的电离是微弱的。如CH3COOH溶液中，______________________________。 2.盐溶液中离子的水解是微弱的。如CH3COONa溶液中，________________________________________。 2．酸式盐与多元弱酸的强碱正盐溶液酸碱性比较。 (1)酸式盐溶液的酸碱性主要取决于酸式盐中酸式酸根离子的电离能力和水解能力哪一个更强，如NaHCO3溶液中HCO3-的水解能力_____其电离能力，故溶液显碱性。 (2)多元弱酸的强碱正盐溶液：多元弱酸根离子水解以______为主。例如，Na2S溶液中：____________________。 知识点二 三种守恒 1．电荷守恒规律 (1)含义：电解质溶液中阳离子所带的正电荷总数_____阴离子所带的负电荷总数，溶液总是呈电中性。 (2)应用：如Na2CO3溶液中存在的阳离子有__________，存在的阴离子____________________，电荷守恒离子浓度关系式为___________________________________。 2．元素质量守恒规律（物料守恒） (1)含义：在电解质溶液中，由于某些离子发生水解或电离，离子的存在形式发生了变化。但该离子所含的某种元素原子在变化前后是__________的，称为物料守恒。 (2)应用：如Na2S溶液中Na＋和S2－的原始浓度之间的关系为c(Na＋)＝2c(S2－)，由于S2－发生水解，其在溶液中的存在形式除了S2－，还有HS－和H2S，根据物料守恒浓度关系式为______________________________。 3．质子守恒规律 (1)含义：质子守恒是指电解质溶液中粒子电离出来的H＋总数__________粒子接受的H＋总数。 (2)应用：如Na2S溶液中的质子转移如下： 可得质子守恒关系为________________________________________。 质子守恒关系也可由电荷守恒关系与元素质量守恒关系推导得到。 【名师提醒】 1．规避等量关系中的2个易失分点。 (1)电荷守恒式中不只是各离子浓度的简单相加。如2c(CO)的化学计量数2代表1个CO带2个负电荷，不可漏掉。 (2)元素质量守恒式中，离子浓度的化学计量数不能漏写或颠倒。如Na2S溶液中的元素质量守恒式c(Na+)=2[c(S2-)+c(HS-)+c(H2S)]中，“2”表示c(Na+)是溶液中硫原子浓度的2倍，不能写成2c(Na+)=c(S2-)+c(HS-)+c(H2S)。 2．根据粒子浓度关系式，套用合适守恒式。 (1)电荷守恒式的特点：一边全为阴离子，另一边全为阳离子。 (2)元素质量守恒式的特点：式子中有弱电解质对应的分子和离子，一般一边含一种元素，另一边含另一种元素的离子和分子。 (3)质子守恒式的特点：一边某微粒能电离出H+，另一边微粒能结合H+。 (4)等式两边没有明显特征：三个守恒结合。 【思维建模】 知识点三 常见的溶液粒子浓度大小比较模型 1．单一溶液中粒子浓度的关系 (1)电荷守恒：电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液都是呈电中性，即电解质溶液中阳离子所带的电荷总数与阴离子所带的电荷总数相等 实例 分析思路 以Na2CO3溶液为例 ①写出Na2CO3溶液中电离和水解过程 Na2CO3===2Na＋＋CO32－ CO32－＋H2OHCO3－＋OH－ HCO3－＋H2OH2CO3＋OH－ H2OH＋＋OH－ ②分析溶液中所有的阴、阳离子 _____________________________________________ ③阴、阳离子浓度乘以自身所带的电荷数建立等式 1×c(Na＋)＋1×c(H＋)＝2×c(CO32－)＋1×c(HCO3－)＋1×c(OH－) 化简得：________________________________________ (2)元素质量守恒(也叫物料守恒)：在电解质溶液中，由于某些离子发生水解或电离，离子的存在形式发生了变化，变成了其它离子或分子，使离子的种类增多，但却不能使离子或分子中某种特定元素的原子的数目发生变化，其质量在反应前后是守恒的，始终遵循原子守恒 实例 分析思路 以Na2CO3溶液为例 ①分析溶质中的特定元素的原子或原子团间的定量关系(特定元素除H、O元素外) n(Na＋)：n(CO32－)=2：1，即n(Na＋)＝2n(CO32－)，CO32－在水中部分会水解成HCO3－、H2CO3，共三种含碳元素的存在形式 ②找出特征元素在水溶液中的所有存在形式 ________________________________________ (3)质子守恒——以Na2CO3溶液为例 ①方法一：可以由电荷守恒与物料守恒推导出来，将两个守恒中不水解的Na＋消掉 电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO32－)＋c(HCO3－)＋c(OH－) 元素质量守恒：c(Na＋)＝2c(CO32－)＋2c(HCO3－)＋2c(H2CO3) 将Na＋消掉得：___________________________________，即为质子守恒 ②方法二：质子守恒是依据水的电离平衡：H2OH＋＋OH－，水电离产生的H＋和OH－的物质的量总是相等的，无论在溶液中由水电离出的H＋和OH－以什么形式存在。可用下列图示进行快速书写 Na2CO3水溶液中的质子转移作用图 质子守恒 c(H3O＋)＋2c(H2CO3)＋c(HCO3－)＝c(OH－) 或c(H＋)＋2c(H2CO3)＋c(HCO3－)＝c(OH－) (4)离子(粒子)浓度比较——以Na2CO3溶液为例 分析思路 存在的平衡过程 抓住电离和水解都是微弱的，分清主次关系 Na2CO3===2Na＋＋CO32－ CO32－＋H2OHCO3－＋OH－ (主) HCO3－＋H2OH2CO3＋OH－ (次) H2OH＋＋OH－ 粒子浓度顺序： _______________________________________ 2．混合溶液(缓冲溶液)中粒子浓度的关系判断 以“常温下，浓度均为0.1 mol·L－1CH3COOH(弱酸)溶液和CH3COONa溶液等体积混合，溶液呈酸性”为例： 实例 分析思路 常温下，0.1 mol·L－1CH3COOH溶液和CH3COONa溶液等体积混合，溶液呈酸性 写出混合溶液中存在的平衡过程 CH3COONa===Na＋＋CH3COO－ ①呈酸性，以HA电离为主 CH3COOH自身电离：CH3COOHH＋＋CH3COO－ ②水解呈碱性，次要 CH3COO－中水解：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－ ③水的电离：H2OH＋＋OH－ ①电荷守恒 _____________________________________________ ②元素质量守恒 __________________________________________________ ③质子守恒 将Na＋消掉得：c(CH3COOH)＋2c(H＋)＝c(CH3COO－)＋2c(OH－) ④离子(粒子)浓度比较 分析：在没有电离和水解之前c(Na＋)、c(CH3COO－)、c(CH3COOH)均为0.1 mol·L－1， 但由于溶液呈酸性，以HA的电离为主，即电离程度大于水解程度 c(CH3COOH)＝0.1-电离消耗+水解生成＜0.1 c(CH3COO－)＝0.1+电离生成-水解消耗＞0.1 c(Na＋)＝0.1，H＋是由HA电离出来的，电离程度很微弱，故浓度大小为：_____________________________________________ 3．混合溶液中离子浓度的比较 (1)判断反应产物：判断两种溶液混合时生成了什么物质，是否有物质过量，再确定反应后溶液的组成。 (2)明确溶液中存在的所有平衡：根据溶液的组成，写出溶液中存在的所有平衡(水解平衡、电离平衡)。 (3)确定溶液的酸碱性：根据题给信息，确定溶液的酸碱性，判断是以电离为主还是以水解为主。 (4)比大小：比较离子大小，在比较中，要充分运用电荷守恒、物料守恒关系。 知识点四 离子浓度变化曲线 1．滴定曲线特殊点的分析 案例：常温下，用0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L－1 CH3COOH溶液所得滴定曲线如图： (1)pH—V图　各特殊点粒子大小关系及变化趋势 点 溶质 离子浓度大小比较 A CH3COOH ___________________________________ B(1∶1) CH3COOH、H3COONa ___________________________________ C(pH＝7) CH3COOH、CH3COONa ___________________________________ D CH3COONa ___________________________________ E(2∶1) CH3COONa、NaOH ___________________________________ F(1∶1) CH3COONa、NaOH ___________________________________ (2)各特殊点对水电离程度的影响 点 溶质 水的电离情况 pH—V图 A CH3COOH 抑制 B CH3COOH、CH3COONa 抑制 C CH3COOH、CH3COONa 正常电离 D CH3COONa 只促进 E CH3COONa、NaOH 抑制 F CH3COONa、NaOH 抑制 结论：水的电离程度大小顺序为：___________________________________ 2．分布曲线 分布系数图及分析[分布曲线是指以pH为横坐标、分布系数(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) 二元弱酸(以草酸H2C2O4为例) δ0为CH3COOH分布系数，δ1为CH3COO－分布系数 δ0为H2C2O4分布系数、δ1为HC2O分布系数、δ2为C2O分布系数 1．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。根据分布系数可以书写一定pH时所发生反应的离子方程式 2．同一pH条件下可以存在多种溶质微粒。根据在一定pH的微粒分布系数和酸的浓度，就可以计算各成分在该pH时的平衡浓度 题型01离子浓度大小比较 【典例】常温下，下列有关电解质溶液的叙述正确的是( ) A．在0.1mol·L-1H3PO4溶液中c(H3PO4)＞c(H2PO4-)＞c(HPO42-)＞c(PO43-) B．在0.1mol·L-1Na2C2O4溶液中c(Na＋)+c(H＋)= c(OH―)+c(HC2O4-)+c(C2O42-) C．在0.1mol·L-1NaHCO3溶液中c(H2CO3)+ c(HCO3-)=0.1mol·L-1 D．氨水和NH4Cl溶液混合，形成pH=9的溶液中c(Cl－)＞c(NH4＋)＞c(OH―)＞c(H＋) 【变式】含SO2的烟气会形成酸雨，工业上常利用Na2SO3溶液作为吸收液脱除烟气中的SO2，随着SO2的吸收，吸收液的pH不断变化。下列粒子浓度关系一定正确的是(　　)。 A．Na2SO3溶液中存在：c(Na+)>c(SO32-)>c(H2SO3)>c(HSO3-) B．已知NaHSO3溶液的pH<7，该溶液中：c(Na+)>c(HSO3-)>c(H2SO3)>c(SO32-) C．当吸收液呈酸性时：c(Na+)=c(SO32-)+c(HSO3-)+c(H2SO3) D．当吸收液呈中性时：c(Na+)=2c(SO32-)+c(HSO3-) 题型02 离子浓度变化曲线 【典例】当 25℃时，向 10mL 某浓度新制氯水中滴入0.1 mol∙L−1的 NaOH溶液，滴定曲线如图所示。已知次氯酸的电离常数为 ，下列说法正确的是( ) A．甲到乙发生的离子反应为：Cl2+2OH-=Cl-+ClO-+H2O B．乙到丁的过程中，水的电离程度一直增大 C．丙点溶液中： c(Na+)＞c(ClO-)＞c(Cl-)＞c(H＋) D．氯水中存在平衡：Cl2(aq)＋H2O(l)H+(aq)+ Cl-(aq)+HClO (aq)该反应的平衡常数K约为10-5 【变式】天然水体中的H2CO3与空气中的CO2保持平衡。某地溶洞(假设岩石成分只有CaCO3)的水体中(X：H2CO3、HCO3-、CO32-或Ca2+)与的关系如图所示。下列说法正确的是( ) A．直线②的X表示HCO3- B．该溶洞水体时，溶液中cCa2+＞cCO32-＞cHCO3- C．体系中存在物料守恒：cCa2+＝cCO32-＋cHCO3-＋cH2CO3 D．体系中存在 题型03 化工流程中粒子浓度大小比较 【典例】室温下，通过矿物中PbSO4获得Pb(NO3)2的过程如下： 已知：，。下列说法正确的是( ) A．Na2CO3溶液中：cOH－＜cH＋＋cHCO3-＋2cH2CO3 B．反应PbSO4(s)+CO32-(aq)PbCO3(s))+SO42-(aq)正向进行，需满足 C．“脱硫”后上层清液中：cNa＋＋cH＋＝cOH－＋2cSO42- D．PbCO3悬浊液加入HNO3 “溶解”过程中，溶液中CO32-浓度逐渐减小 【变式】实验室通过下列过程制取草酸亚铁晶体。 已知：、 下列说法不正确的是( ) A．pH=2的H2C2O4溶液中：cH2C2O4＜cH C2O4- B．“酸化”后的溶液中：cNH4＋＋2c Fe2+＜2cSO42- C．可以用酸性KMnO4溶液检验“沉淀”后的上层清液中是否含有Fe2+ D．水洗后，再用乙醇洗涤有利于晶体快速干燥 【巩固训练】 1.实验测得10 mL 0.50 mol·L-1NH4Cl溶液、10 mL 0.50mol·L-1CH3COONa溶液的pH分别随温度与稀释加水量的变化如图所示。已知25 ℃时CH3COOH和NH3·H2O的电离常数均为1.8×10-5.下列说法不正确的是( ) A．图中实线表示pH随加水量的变化，虚线表示pH随温度的变化' B．将NH4Cl溶液加水稀释至浓度mol·L-1，溶液pH变化值小于lgx C．随温度升高，Kw增大，CH3COONa溶液中c(OH- )减小，c(H+)增大，pH减小 D．25 ℃时稀释相同倍数的NH4Cl溶液与CH3COONa溶液中：c(Na+ )-c(CH3COO- )=c(Cl-)-c(NH4+) 2.常温下，用0.1000mol•L﹣1的盐酸分别滴定20.00mL浓度均为0.1000mol•L﹣1的三种一元弱酸的钠盐(NaX、NaY、NaZ)溶液，滴定曲线如图所示。下列判断错误的是(　　) A．该NaX溶液中：c(Na+)＞c(X﹣)＞c(OH﹣)＞c(H+) B．三种一元弱酸的电离常数：Ka(HX)＞Ka(HY)＞Ka(HZ) C．当pH＝7时，三种溶液中：c(X﹣)＝c(Y﹣)＝c(Z﹣) D．分别滴加20.00mL盐酸后，再将三种溶液混合：c(X﹣)+c(Y﹣)+c(Z﹣)＝c(H+)﹣c(OH﹣) 3.鸟嘌呤(G)是一种有机弱碱，可与盐酸反应生成盐酸盐(用GHCl表示)。已知GHCl水溶液呈酸性，下列叙述正确的是( ) A．0.001mol·L-1GHCl水溶液的pH=3 B．0.001mol·L-1GHCl水溶液加水稀释，pH升高 C．GHCl在水中的电离方程式为：GHCl=G+HCl D．GHCl水溶液中：c(OH-)+c(Cl-)=c(GH+)+c(G) 4.25℃时，0.1mol/L溶液显酸性，下列有关判断正确的是 A．该溶液中离子浓度最大的是 B．mol/L C． D．的平衡常数表达式为 5.常温下，下列关于溶液说法正确的是[已知：] A． B．加入固体，水解程度增大 C．加水稀释，溶液中所有离子浓度及均减小 D．溶液约为4.5 6.常温下，M(OH)2和 H2A 的水溶液中相关离子浓度比值的负对数值pX与pH的关系如图(其中pX= -lgX，X 表示 、 、 或 )。下列说法错误的是 A．曲线③表示 的负对数值随 pH 的变化情况 B．H2A 电离常数 C．pH=8时，溶液中微粒浓度大小关系为 ＜ D．常温下， 的 的水溶液中 7.常温下，将的溶液滴加到一定浓度的二元酸()溶液中，混合溶液的与离子浓度变化的关系如图所示。下列叙述错误的是 A．曲线Ⅱ表示pH与的变化关系 B．的 C．y点存在 D．溶液中： 8.在25℃时，下列说法正确的是 A．的醋酸溶液稀释100倍， B．溶液中，离子浓度大小关系为： C．向氨水中加入稀硫酸至，此时 D．同浓度的①②溶液，：①>② 9.是危害最为严重的大气污染物之一，的含量是衡量大气污染的一个重要指标。 (1)用还原生成S的反应分两步完成，如图甲所示，该过程中相关物质的物质的量浓度随时间的变化关系如图乙所示： 分析可知X为 (写化学式)，时间段的反应温度为 ，时间段用表示的化学反应速率为 。 (2)吸收液NaOH溶液吸收的过程中，pH随的变化如下表： pH 8.2 7.2 6.2 ①由上表判断溶液显 性，用化学平衡原理解释： 。 ②当吸收液呈中性时，溶液中离子浓度关系正确的是 (填序号)。 A． B． C． (3)一定温度下，用水吸收气体时，若得到的溶液，试计算溶液中 ，可用足量小苏打溶液吸收，反应的离子方程式是 。[已知该温度下，的电离常数：的电离常数] 10.研究电解质在水溶液中的离子反应与平衡有重要的意义。 (1)常温时，向溶液中滴加溶液，得到溶液pH与NaOH溶液体积的关系曲线如图所示。 ①溶液中各离子浓度由大到小的排列顺序是 。 ②向溶液中滴加NaOH溶液到a点的过程中，发生反应的离子方程式为 。 ③图中a、b、c、d四个点中水的电离程度最大的是 。 (2)已知：25℃时、和HClO的电离平衡常数： 化学式 HClO 电离平衡常数(K)    ①25℃时，若初始时醋酸中的物质的量浓度为0.01mol/L，达到电离平衡时溶液中 。(已知：) ②25℃时，等物质的量浓度的NaClO溶液和溶液pH关系为： (填“>”、“<”或“=”)。 ③实验测得0.5mol/L的溶液以及的pH随温度变化曲线如图所示。60℃，0.5mol/L的溶液中由水电离出的浓度是 。 (3)在水中，硒酸是一种强酸，但实际上只有第一步电离是完全的，第二步电离并不完全，电离方程式可表示为：，； ①25℃时，溶液的pH (填“>”“<”或“=”)7。 ②关于稀溶液，下列说法正确的是 。 A．溶液呈酸性，原因是电离程度大于水解程度 B．溶液中，水的电离受到抑制 C．加入少量固体，增大 D．加入少量NaOH固体，增大 【强化训练】 11.在不同温度下的水溶液中离子浓度曲线如图所示，下列说法正确的是 A．a点和c点均为纯水 B．b点对应的溶液中大量存在：K＋、Ba2＋、NO、I- C．在c点溶液中加NH4Cl固体，可实现c点向d点移动 D．T℃时，0.1mol/L的NaOH溶液pH=11 12.常温下部分弱电解质的电离平衡常数如下表 化学式 HClO 电离常数 下列说法错误的是 A．溶液中、不能大量共存 B．25℃，将0.1mol·L-1溶液加水稀释，不变 C．25℃，pH相同的①②③NaClO三种溶液，浓度大小顺序为③>①>② D．溶液中的离子浓度大小大小顺序为 13.时，向溶液中逐滴加入溶液，加入溶液体积与溶液的变化曲线如图所示，下列有关说法正确的是 A．之间任意一点溶液中离子浓度一定存在 B．b点时，，且 C．三点中，水的电离程度最大的是b点 D．c点溶液存在 14.天门冬氨酸(，记为H2Y)是一种天然氨基酸，水溶液显酸性，溶液中存在H2YH++HY-，HY-H++Y2-，与足量NaOH反应生成Na2Y ，与盐酸反应生成YH3Cl。下列说法正确的是( ) A．常温下，0.05 mol·L-1的H2Y溶液的pH=1 B．pH=2.97的H2Y溶液稀释100倍，所得溶液pH=4.97 C．YH3Cl水溶液中：c(H+)+c(YH3-)= c(OH-)+ c(Cl-)+c(HY-) D．Na2Y溶液中：c(OH-)=c(H+)+c(HY-)+ 2c(H2Y)+3c(YH3-) 15.室温下用0.1mol•L-1NaOH溶液吸收SO2，若通入SO2所引起的溶液体积变化和H2O挥发可忽略，溶液中含硫物种的浓度c总=c(H2SO3)+c(HSO3-)+c(SO32-)。H2SO3电离常数分别为Ka1=1.54×10-2、Ka2=1.00×10-7。下列说法正确的是( ) A．NaOH溶液吸收SO2所得到的溶液中：c(SO32-)>c(HSO3-)>c(H2SO3) B．NaOH完全转化为NaHSO3时，溶液中：c(H+)+c(SO32-)=c(OH—)+c(H2SO3) C．NaOH完全转化为Na2SO3时，溶液中：c(Na+)>c(SO32-)>c(OH—)>c(HSO3-) D．NaOH溶液吸收SO2，c总=0.1mol•L-1溶液中：c(H2SO3)>c(SO32-) 16.室温下，用含少量Mg2+的MnSO4溶液制备MnCO3的过程如题图所示： 已知：Ksp(MgF2)=5.2×10－11，Ksp(MnCO3)=8.0×10－11，Ksp[Mn(OH)2]=1.9×10－13；Ka1(H2CO3)=4.5×10-7，Ka2(H2CO3)=4.7×10-11。下列说法正确的是( ) A．MgF2饱和溶液中：cF-＋cHF＝2cMg2+ B．为提高MnCO3的产率，使用Na2CO3溶液“沉锰”效果更好 C．0.1mol·L-1NaHCO3溶液中，cNa＋＞cHCO3-＞cCO32-＞cH2CO3 D．反应Mn2++2HCO3-=MnCO3↓ +H2CO3的平衡常数为 17.室温下，用含少量ZnSO4杂质的1mol·L-1 MnSO4溶液制备MnCO3的过程如下图所示。下列说法正确的是( ) 已知： A．“除锌”后所得上层清液中，一定小于 B．0.1mol·L-1NH4HCO3溶液中存在： C．氨水、NH4HCO3溶液中存在： D．“沉锰”后的滤液中存在： 18.常温下，向新制氯水中滴加溶液，溶液中水电离出的OH-浓度与溶液体积之间的关系如图所示。下列推断正确的是( ) A．E、H点溶液的分别为3和7 B．F点对应的溶液中：c(Na+)=c(Cl-)+c(ClO-) C．G点对应的溶液中：c(Na+)＞c(ClO-)＞c(Cl-)＞c(OH-)＞c(H+) D．E～H点对应的溶液中，c(Cl-)+c(ClO-)+c(HClO)+c(Cl2)为定值 19.电解质溶液中存在多种平衡。请回答下列问题： Ⅰ．某温度下的溶液中：与y的关系如图所示。 (1)在此温度下，水的离子积 ，则t 25(填“>”“<”或“=”)。 Ⅱ．化学上把外加少量酸或碱而基本不变的溶液称为缓冲溶液。回答下列问题：时，浓度均为的和的缓冲溶液的。 (2)写出水解的离子方程式： 。 (3)改变下列条件，能使稀溶液中的值增大的是_______(填字母)。 A．升温 B．加入固体 C．稀释 D．加入固体 (4)该缓冲溶液中各离子浓度由大到小的顺序为 。 Ⅱ．时，四种弱电解质的电离平衡常数如下表： 物质 电离平衡常数 (5)该温度下，相等的三种溶液①溶液、②溶液、③溶液，浓度由大到小的顺序为 (填序号)。 (6)下列反应不能发生的是_______(填字母)。 A． B． C． D． (7)该温度下，均为11的和溶液，由水电离的之比为 。 20．室温下碳酸钠溶液的pH随浓度的变化如图所示。向的溶液中滴加盐酸至浓度约为。 （1）根据如图判断，所得溶液的pH 12.0。(填“>”、“<”或“=”) （2）关于所得溶液中离子浓度关系判断正确的是___________。(不定项) A． B． C． D． （3）将上述溶液与足量盐酸反应后的通入溶液，溶液变浑浊。该现象 (填“能”或“不能”)说明酸性。若能，说明理由；若不能，说明实验的改进方案。 。 1 / 2 学科网（北京）股份有限公司 $$