第2节 弱电解质的电离 盐类的水解（19大题型专项训练）化学鲁科版2019选择性必修1

第二节 弱电解质的电离 盐类的水解 · 题型01 电离平衡的建立与电离常数 · 题型02 电离平衡常数的应用 · 题型03 电离平衡的影响因素 · 题型04 电离常数的有关定量判断与计算 · 题型05 强酸(碱)与弱酸(碱)的比较 · 题型06 盐类水解的实质 · 题型07 盐类水解的规律与判断溶液酸碱性 · 题型08 水解方程式的书写 · 题型09 电解质溶液中的三大守恒 · 题型10 溶液中粒子浓度大小的比较 · 题型11 影响盐类水解平衡的因素 · 题型12 水解常数及其应用 · 题型13 盐类水解在粒子浓度关系中的应用 · 题型14 盐类水解在生产、生活、实验中的应用 · 题型15 盐类水解在判断离子反应中的应用 · 题型16 弱酸(碱)的稀释pH变化曲线分析 · 题型17 酸碱中和反应进程中pH变化曲线分析 · 题型18 分布系数曲线的分析 · 题型19 对数曲线的分析 题型01 电离平衡的建立与电离常数 1.电离平衡状态 (1)建立过程 (2)概念：在一定条件(如温度、浓度)下，弱电解质分子 与 相等，溶液中各分子和离子的浓度都不再发生变化时达到了电离平衡状态。 (3)电离平衡的特征 2.电离平衡常数 概念 溶液中弱电解质电离生成的各种 与溶液中未电离的 是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数 表示方法 对于ABA++B-，Ka或Kb=(酸用Ka，碱用Kb) 影响因素 ①同一温度下，不同弱电解质的电离常数取决于 ； ②对于同一弱电解质的稀溶液来说，电离常数只与 3.多元弱酸的电离平衡常数 (1)多元弱酸每一步电离都有电离平衡常数，例如H2CO3电离常数表达式(25 ℃时)： ①H2CO3H++HC Ka1==4.2×10-7mol·L-1； ②HCH++C Ka2==5.6×10-11mol·L-1。 (2)多元弱酸各步电离常数的大小比较：Ka1>Ka2>Ka3……当Ka1≫Ka2时，多元弱酸的酸性主要由 决定。 【典例1】下列有关的叙述错误的是（    ） A．电离平衡时， B．电离平衡时，电离的速率等于和结合成的速率 C．电离平衡时，各离子浓度保持不变 D．电离平衡是动态平衡，当外界条件改变时，电离平衡发生移动 【变式1-1】已知下面三个数据：①7.2×10-4、②4.6×10-4、③4.9×10-10分别是三种酸的电离平衡常数，若已知这三种酸可发生如下反应：NaCN+HNO2=HCN+NaNO2，NaCN+HF=HCN+NaF，NaNO2+HF=HNO2+NaF，由此可判断下列叙述中正确的是 A．HF的电离常数是① B．HNO2的电离常数是① C．HCN的电离常数是② D．HNO2的电离常数是③ 【变式1-2】下列关于电离常数(K)的说法正确的是 A．电离常数只与温度有关，升高温度，K值减小 B．电离常数K与温度无关 C．相同温度下，电离常数(K)越小，表示弱电解质的电离能力越弱 D．多元弱酸各步电离常数大小关系为 【变式1-3】下列有关电离常数的表达式错误的是（） A．： B．： C．： D．： 题型02 电离平衡常数的应用 1.电离平衡常数的意义 电离常数表征了弱电解质的 。 2.可根据相同温度下电离常数的大小判断弱电解质电离能力的相对强弱。一般，相同温度下，弱酸的Ka越大，电离程度越 ，酸性越 ；弱碱的Kb越大，电离程度越 ，碱性越 。 【典例2】相同温度下，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是 酸 HX HY HZ 电离常数K/(mol·L-1) 9×10-7 9×10-6 1×10-2 A．三种酸的强弱关系：HX＞HY＞HZ B．反应HZ+Y-=HY+Z-能够发生 C．由电离平衡常数可以判断，HZ属于强酸，HX和HY属于弱酸 D．相同温度下，1mol·L-1 HX溶液的电离常数大于0.1mol·L-1 HX溶液的电离常数 【变式2-1】在25℃时，用蒸馏水稀释1 mol·L-1氨水至0.01 mol·L-1，随溶液的稀释，下列各项中始终保持增大趋势的是 A． B． C． D．c(OH-) 【变式2-2】下列说法正确的是 A．弱酸电离平衡向右移动，其电离平衡常数一定增大 B．相同温度下，不同浓度的同一弱电解质，其电离平衡常数不同 C．相同温度下，电离平衡常数越小，表示弱电解质的电离能力越弱 D．相同温度下，弱电解质的电离平衡常数越大，则其溶液中的离子浓度越大 【变式2-3】常温下、、在水中的电离常数如下表： 弱酸 电离常数/（） （1）下列能证明是弱酸的事实是 （填标号）。 A 易挥发 B 常温下，溶液的pH约为3 C．将的溶液加水稀释10倍，溶液的 D 等体积、等浓度的溶液和盐酸分别与足量镁粉反应，产生氢气一样多 （2）煤气化过程中产生的可用足量溶液吸收，该反应的离子方程式为 。 题型03 电离平衡的影响因素 以0.1 mol·L-1CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOHCH3COO-+H+　ΔH>0的影响。 改变条件 平衡移动方向 n(H+) c平(H+) 加水稀释 加入少量冰醋酸 通入HCl(g) 加入NaOH(s) 加CH3COONa(s) 加入镁粉 升高温度 【典例3】在0.1 mol·L-1的HCN溶液中存在如下电离平衡： HCN H++CN-。下列叙述正确的是 A．加入少量NaOH固体，平衡正向移动 B．加入少量NaCN固体，平衡正向移动 C．加水，平衡逆向移动 D．滴加少量0.1 mol·L-1HCl溶液， 溶液中c(H+)减小 【变式3-1】稀氨水中存在着平衡：NH3·H2O＋OH－，若要使平衡向逆方向移动，同时使c平(OH－)增大，应加入适量的 ①NH4Cl固体　②硫酸　③NaOH固体　④水  ⑤MgSO4固体 A．①②③ B．③⑤ C．③ D．③④ 【变式3-2】用蒸馏水逐渐稀释的氨水，若维持温度不变，则在稀释过程中逐渐增大的是（    ） A．的物质的量浓度 B．的物质的量浓度 C．的物质的量浓度 D．和的物质的量 【变式3-3】已知25 ℃时，醋酸溶液中存在下述关系：Ka＝c(H+)c(CH3COO-)/c(CH3COOH)＝1.75×10－5，其中Ka的数值是该温度下醋酸的电离平衡常数。有关Ka的下列说法正确的是(　　) A．当向该溶液中加入一定量的硫酸时，Ka的值增大 B．升高温度，Ka的值增大 C．向醋酸溶液中加水，Ka的值增大 D．向醋酸溶液中加氢氧化钠溶液，Ka的值增大 题型04 电离常数的有关定量判断与计算 1.电离度 (1)概念：弱电解质在水中的电离达到平衡状态时， 的百分率称为电离度。 (2)表达式：α=×100%。 (3)影响电离度的因素 ①温度：通常电离过程为吸热过程，在其他条件不变时，升高溶液温度，电离平衡向电离方向移动，电离度 。 ②浓度：其他条件不变时，加水稀释减小弱电解质溶液的浓度，电离平衡向电离方向移动，电离度 ；若增大弱电解质溶液的浓度，电离平衡向电离方向移动，但电离度 。 2.有关电离平衡常数的计算模板 　　　　　HX　　　　H+　+　X- 起始　　　c(HX)　　　　　0　　　0 平衡　　c(HX)-c平(H+)　　c平(H+)　c平(X-) 则Ka==， 当弱电解质电离程度很小时，c(HX)-c平(H+)≈c(HX)，则Ka=；c平(H+)=。 【典例4】某一元弱酸溶液中存在个弱酸分子和个氢离子，则该酸的电离度为 A． B． C． D． 【变式4-1】常温下，0.1mol•L-1一元酸HA溶液中c（OH-）/c（H+）=1×10-6，下列叙述正确的是（　 ） A．该溶液中水的离子积常数为1×10−12 B．该一元酸溶液的pH=1 C．该溶液中由水电离出的c（H+）=1×10−6mol•L-1 D．向该溶液中加入一定量NaA晶体或加水稀释，溶液中c（OH-）均增大 【变式4-2】已知Ka(CH3COOH)=1.75×10－5，试计算0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中H＋的浓度(写出计算过程) 。 【变式4-3】常温下，药物乙酰水杨酸(用HA表示，，且含A粒子为药物有效部分)在胃内吸收模式如图(只有HA可自由穿过胃粘膜进入血液)，若不考虑溶液体积的变化，下列说法错误的是 A．酸性强的食物有利于药物吸收 B．HA在血液中电离度小于胃中 C．在胃中， D．血液与胃中药量之比约为 题型05 强酸(碱)与弱酸(碱)的比较 1.相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较项目 c(H+) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 一元弱酸 2.相同体积、相同pH的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较项目 c(H+) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 一元弱酸 【典例5】已知下列三个数据:7.1×10-4 mol·L-1、6.8×10-4 mol·L-1、6.2×10-10 mol·L-1分别是三种酸的电离平衡常数。若这三种酸可发生如下反应: ①NaCN+HNO2＝HCN+NaNO2 ②NaCN+HF＝HCN+NaF ③ NaNO2+HF＝HNO2+NaF 则下列叙述中不正确的是 A．HF的电离平衡常数为7.1×10-4 mol·L-1 B．HNO2的电离平衡常数为6.2×10-10 mol·L-1 C．根据①③两个反应即可知三种酸的相对强弱 D．HNO2的电离平衡常数比HCN的大,比HF的小 【变式5-1】化合物HIn在水溶液中因存在以下电离平衡，故可用作酸碱指示剂 HIn（溶液） H＋（溶液）＋In－（溶液） 红色                        黄色 浓度为0.02 mol·L－1的下列各溶液①盐酸②石灰水③NaCl溶液 ④NaHSO4溶液 ⑤NaHCO3溶液 ⑥氨水，其中能使指示剂显红色的是 A．②⑤⑥ B．①④ C．①④⑤ D．②③⑥ 【变式5-2】在25℃时，0.1mol·L-1的HNO2、HCOOH、HCN、H2CO3的溶液，电离平衡常数分别为5.6×10-4、1.8×10-4、6.2×10-10、(H2CO3)=4.5×10-7和(H2CO3)=4.7×10-11，其中氢离子浓度最小的是 A．HCN B．HCOOH C．HNO2 D．H2CO3 【变式5-3】下列实验事实不能证明醋酸是弱电解质的是 A．相同pH的醋酸溶液和盐酸分别与同样颗粒大小的锌反应时，产生的起始速率相等 B．常温下，测得醋酸溶液的 C．常温下，将的醋酸溶液稀释1000倍，测得 D．在相同条件下，0.1mol/L的醋酸溶液的导电性比0.1mol/L的盐酸的导电性弱 题型06 盐类水解的实质 1.概念：在溶液中由盐电离产生的弱酸酸根离子或弱碱阳离子与水中的 或 结合生成 的过程，叫作盐类的水解。 2.实质 3.盐类水解的特点 【典例6】下列有关盐类水解的说法不正确的是 A．盐类的水解过程破坏了水的电离平衡 B．盐类的水解是酸碱中和反应的逆过程 C．溶液中 D．水解的实质是与电离出的结合生成NaOH 【变式6-1】如图表示的是某离子X的水解过程示意图，则离子X可能是(　　) A．CO B．HCO C．Na＋ D．NH 【变式6-2】在盐类水解的过程中，下列说法正确的是 A．盐的电离平衡被破坏 B．水的电离程度一定会增大 C．溶液的pH一定会增大 D．c(H＋)与c(OH－)的乘积一定会增大 【变式6-3】下列物质的水溶液中，除了水分子外，不存在其他分子的是(　　) A．HCl B．NH4NO3 C．Na2S D．HClO 题型07 盐类水解的规律与判断溶液酸碱性 1.“有弱才水解，无弱不水解”—— 盐中有弱酸酸根离子或弱碱阳离子才水解，若没有，则是强酸强碱盐，不发生水解反应。 2.“谁强显谁性，同强显中性”——当盐中酸根离子对应的酸比阳离子对应的碱更容易电离时，盐溶液呈酸性，反之呈碱性。当二者均为强酸、强碱离子对应的盐时，盐溶液呈中性；当盐中的阳离子对应的碱的电离常数Kb与盐中的阴离子对应的酸的电离常数Ka相等时，盐溶液呈中性。 3.溶液酸碱性的判断 盐溶液 水解的离子 酸碱性 Na2SO4 性 Cu(NO3)2 性 NaClO 性 NaHSO4 性 KAl(SO4)2 性 NaHCO3 性 【典例7】下列说法错误的是（    ） A．盐溶液呈酸性或碱性的原因是盐的水解破坏了水的电离平衡 B．溶液呈酸性是由于溶液中 C．在溶液中，由水电离出的 D．水中的（或）与盐电离出的弱酸阴离子（或弱碱阳离子）结合生成弱电解质，导致盐溶液呈碱性（或酸性） 【变式7-1】下列盐溶液因水解而显酸性的是 A．NaHSO4 B．NaHCO3 C．Na2HPO4 D．NH4Cl 【变式7-2】下列物质的水溶液由于水解而呈碱性的是 A．NaHSO4 B．Na2SO4 C．NaHCO3 D．NH3 【变式7-3】现有S2-，SO，NH，Al3+，HPO，Na+，SO，AlO，Fe3+，HCO，Cl-，请按要求填空： (1)在水溶液中，水解后溶液呈碱性的离子是 。 (2)在水溶液中，水解后溶液呈酸性的离子是 。 (3)既能在酸性较强的溶液中大量存在，又能在碱性较强的溶液中大量存在的离子有 。 (4)既不能在酸性较强的溶液中大量存在，又不能在碱性较强的溶液中大量存在的离子有 。 题型08 水解方程式的书写 1.水解方程式的一般模式 阴(阳)离子+H2O弱酸(或弱碱)+OH-(或H+)。 2.一般盐类水解程度很小，水解产物很少，通常不生成沉淀和气体，也不发生分解，产物一般不标“↑”或“↓”。 3.水解方程式书写的注意事项 (1)单一离子水解要用“”连接，一般无气体、沉淀产生。 (2)多元弱酸酸根离子水解分步书写，多元弱碱阳离子水解一步写出。 (3)少数水解完全的反应，书写时用“===”连接，可标“↓”或“↑”。 (4)要注意区分弱酸酸式酸根离子的水解和电离过程。 【典例8】下列物质在常温下发生水解时，对应的离子方程式正确的是 ① ② ③ ④ A．①④ B．②③ C．①③ D．②④ 【变式8-1】下列水解反应离子方程式书写正确的是 A．Cu2＋＋2H2OCu(OH)2＋2H＋ B．CO＋2H2OH2O＋CO2↑＋2OH- C．HClO＋H2OClO-＋H3O＋ D．F-＋H2O=HF＋OH- 【变式8-2】下列各式中属于正确的水解反应离子方程式的是（   ） A．NH4++H2O⇌NH3·H2O+H+ B．S2-+2H2O⇌H2S+2OH- C．CH3COOH+H2O⇌CH3COO-+H3O+ D．CH3COOH+OH-⇌CH3COO-+H2O 【变式8-3】下列离子方程式表示的是盐类的水解且正确的是(　　) A．HS－＋H2OH3O＋＋S2－ B．HS－＋H＋===H2S C．CO32-＋2H2OH2CO3＋2OH－ D．Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋ 题型09 电解质溶液中的三大守恒 1.电荷守恒：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，溶液呈电中性。 书写过程 实例(以Na2CO3溶液为例) 找出溶液中的所有阴、阳离子 Na+、H+、C、HC、OH- 阴、阳离子浓度乘以每个离子所带的电荷数，建立等式 c平(Na+)+c平(H+)=2c平(C)+c平(HC)+c平(OH-) 每个C带2个单位负电荷，故C所带负电荷浓度是c(C)的2倍 2.元素守恒：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变化，就该离子中所含有的某种元素来说，其质量或物质的量在变化前后是守恒的。 书写过程 实例(以Na2CO3溶液为例) 分析溶质中特定元素的原子或原子团之间的定量关系(除H、O) 　　　 抓溶质组成。因为水中含有H和O，故特定元素不能选择H和O Na2CO3固体中=，即n(Na+)=2n(C)，溶于水时C部分水解成HC、H2CO3，共有3种含碳元素的粒子 找出含有特定元素的所有粒子，利用元素守恒建立等式 c平(Na+)=2[c平(C)+c平(HC)+c平(H2CO3)] 3.质子守恒式的书写 (1)电荷守恒式与元素守恒式联立，消去未参与水解平衡的微粒，即可得质子守恒式。如，Na2S水溶液中的质子守恒可以将(2)中c(Na+)代入(1)中的等式，化简后可得(3)。 (2)分析Na2S水溶液中的质子转移情况，如下图： 【典例9】在溶液中存在着多种离子和分子，下列关系式正确的是 A． B． C． D． 【变式9-1】常温下，将甲酸和氢氧化钠溶液混合，所得溶液pH=7，则此溶液中 A．c(HCOO-)>c(Na＋) B．c(HCOO-)＜c(Na＋) C．c(HCOO-)=c(Na＋) D．无法确定c(HCOO-)与c(Na＋)的关系 【变式9-2】下列有关碳酸盐溶液的说法中，不正确的是 A．在物质的量浓度相等的Na2CO3、NaHCO3两溶液中，阴离子总数相等 B．常温下，等物质的量浓度的Na2CO3溶液的pH大于NaHCO3溶液的pH C．在NaHCO3溶液中一定有： D．在Na2CO3溶液中一定有： 【变式9-3】的电离分步进行，常温下，，，下列说法不正确的是 A．加水稀释使电离程度增大，溶液pH减小 B． C．溶液中， D．浓度均为的NaOH溶液和溶液按照体积比混合，混合液的pH>7 题型10 溶液中粒子浓度大小的比较 1.判断混合溶液中粒子浓度大小的一般思路 (1)明确研究对象——溶液的组成(溶质及各种粒子)。 (2)明确溶液中存在的所有平衡(电离平衡、水解平衡)。 (3)根据题给信息，确定程度大小(是以电离为主还是以水解为主)。 (4)比较粒子浓度大小时，要充分运用电荷守恒、元素守恒关系。 2.解题模型 【典例10】用物质的量都是0.1 mol的CH3COOH和CH3COONa配成1L混合溶液，已知其中c(CH3COO－)>c(Na＋)，对该溶液的下列判断正确的是 A．c(H＋)>c(OH－) B．c(CH3COO－)＝0.1 mol·L－1 C．c(CH3COOH)>c(CH3COO－) D．c(CH3COO－)＋c(OH－)＝0.1 mol·L－1 【变式10-1】已知乙酸（HA）的酸性比甲酸（HB）弱，在物质的量浓度均为0.1mol/L的NaA和NaB混合溶液中，下列排序正确的是 A．c(OH-)>c(HA)>c(HB)>c(H+) B． c(OH-)>c(A-)>c(B-)>c(H+) C． c(OH-)>c(B-)>c(A-)>c(H+) D． c(OH-)>c(HB)>c(HA)>c(H+) 【变式10-2】下列溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是： A．室温下，向0.01mol·L－1NH4HSO4溶液中滴加NaOH 溶液至中性： c(Na＋)>c(SO42－)>c(NH4＋)>c(OH－)＝c(H＋) B．0.1mol·L－1NaHCO3溶液：c(Na＋)>c(OH－)>c((HCO3－)>c(H＋) C．Na2CO3溶液：c(OH－)－c(H＋)＝c(HCO3－)+2c(H2CO3) D．25℃时，，pH＝4.75、浓度均为0.1mol·L－1的CH3COOH 、CH3COONa 混合溶液：c(CH3COO－)＋c(OH－)<c(CH3COOH)＋c(H＋) 【变式10-3】把0.02mol·L-1的醋酸钠溶液与0.01mol·L-1 盐酸等体积混合，溶液显酸性，则溶液中有关微粒的浓度关系不正确的是 A．c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=0.01mol·L-1 B．c(CH3COO-)＞c(Cl-)＞c(CH3COOH)＞c(H+) C．2c(Na+)=c(CH3COOH)+c(CH3COO-) D．c(Na+)+c(H+)＝c(CH3COO-)+c(Cl-)+c(OH-) 题型11 影响盐类水解平衡的因素 1.内因对盐类水解平衡的影响规律 盐类水解程度的大小主要由 决定，生成盐的弱酸酸性越弱(或弱碱碱性越弱)，即越 (电离常数越小)，该盐的水解程度 ，即越弱越水解。 2.外界条件对水解平衡影响 CH3COONa溶液：CH3COO-+H2OCH3COOH+OH- 平衡移动方向 c平(CH3COO-) c平(CH3COOH) c平(OH-) pH 水解程度 加热 加水 加CH3COOH 加CH3COONa 加NaOH 加HCl 3.判断影响盐类水解的因素的方法 【典例11】下列关于水解的说法错误的是（    ） A．浓度相同时，溶液在30℃时的水解程度大于20℃时的水解程度 B．温度相同时，溶液的水解程度大于溶液的水解程度 C．溶液在保存时，可加入少量的盐酸抑制的水解 D．用固体配制溶液时，先溶在盐酸中，然后再稀释到所需的浓度 【变式11-1】下列措施能使AlCl3溶液的水解平衡正向移动且使溶液的pH 增大的是 A．加热 B．通CO2气体 C．加水 D．通HCl气体 【变式11-2】一定条件下，溶液中存在水解平衡。下列说法正确的是（    ） A．加入少量NaOH固体，减小 B．升高温度溶液的pH增大 C．稀释溶液，溶液的pH增大 D．通入少量HCl气体，水解平衡常数减小 【变式11-3】在一定条件下，溶液中存在水解平衡：。下列说法正确的是（    ） A．稀释溶液，各物质浓度均减小，平衡不移动 B．通入，平衡向正反应方向移动 C．升高温度，减小 D．加入NaOH固体，溶液pH减小 题型12 水解常数及其应用 1.水解常数表达式(以CH3COONa为例) CH3COO-+H2OCH3COOH+OH- Kh=，只与 有关。 2.水解常数与电离常数的关系 Kh= = =。 所以，Kh·Ka=Kw。同理，可推出Kh=。 弱酸或弱碱的电离常数越小，其所生成的盐的水解程度就越 。 【典例12】通过查阅资料获得温度为时有以下数据：是盐的水解平衡常数，在溶液中存在，则。有关上述常数的说法正确的是 A．通过比较上述常数，可得溶液显碱性 B．所有弱电解质的电离常数和难溶电解质的都随温度的升高而增大 C．常温下，在水中的大于在饱和溶液中的 D．一定温度下，在溶液中， 【变式12-1】在25℃条件下，将的溶液加水稀释过程中，下列说法正确的是 A．能使的水解常数增大 B．溶液中不变 C．能使溶液中增大 D．此过程中，溶液中所有离子浓度均减小 【变式12-2】(1)25℃时，H2SO3⇌＋H＋的电离常数Ka=1×10-2mol·L-1，则该温度下NaHSO3水解反应的平衡常数Kh= mol·L-1。 (2)常温下，用NaOH溶液吸收SO2得到pH=9的Na2SO3溶液，吸收过程中水的电离平衡 (填“向左”“向右”或“不”)移动。试计算溶液中= (常温下H2SO3的电离平衡常数Ka1=1.0×10-2，Ka2=6.0×10-8)。 【变式12-3】(1)已知常温下CN－的水解常数Kh=1.61×10－5，常温下，含等物质的量浓度的HCN与NaCN的混合溶液显 (填“酸”“碱”或“中”)性，c平(CN－) (填“>”“<”或“=”)c平(HCN) 。 (2)取5 mL pH=5的NH4Cl溶液，加水稀释至50 mL，则c平(H＋) (填“>”“<”或“=”)10－6 mol·L－1， (填“增大”“减小”或“不变”)。 (3)已知在室温条件下，pH均为5的H2SO4溶液和NH4Cl溶液，回答下列问题：各取5 mL上述溶液，分别加水稀释至50 mL，pH较大的是 溶液。 题型13 盐类水解在粒子浓度关系中的应用 以强碱弱酸盐NaA溶液为例，分析其溶液中各粒子浓度的大小。 【典例13】有等物质的量浓度下列四种溶液：a.；b.；c.；d.，其中大小关系判断正确的是 A． B． C． D． 【变式13-1】下列关于0.10 mol·L－1 NaHCO3溶液的说法正确的是 A．溶质的电离方程式为NaHCO3＝Na＋＋ H＋＋ CO32－ B．25 ℃时，加水稀释后，n(H＋)与n(OH－)的乘积变大 C．离子浓度关系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO3－)＋c(CO32－) D．温度升高，c(HCO3－)增大 【变式13-2】有关①100mL 0.1 mol/L、②100mL 0.1 mol/L两种溶液的叙述不正确的是 A．溶液中水电离出的个数：②>① B．溶液中阴离子的物质的量浓度之和:②>① C．①溶液中: D．②溶液中: 【变式13-3】常温下，将等体积，等物质的量浓度的NH4HCO3与NaCl溶液混合，析出部分NaHCO3晶体，过滤，所得滤液pH<7。下列关于滤液中的离子浓度关系不正确的是 A．<1.0×10-7mol/L B．c(Na+)= c(HCO3－)+ c(CO32－)+ c(H2CO3) C．c(H+)+c(NH4+)= c(OH－)+ c(HCO3－)+2 c(CO32－) D．c(Cl－)> c(NH4+)> c(HCO3－)> c(CO32－) 题型14 盐类水解在生产、生活、实验中的应用 1.热的纯碱溶液去油污 (1)纯碱水解的离子方程式为 。 (2)热纯碱去污能力强的原因是 。 2.解释铝盐(如明矾)、铁盐(如硫酸铁)的净水原理，结合离子方程式说明： 。 3.泡沫灭火器原理 泡沫灭火器中药品的主要成分为 与 ，其反应的离子方程式为： 。 【典例14】下列应用与盐类水解无主要关系的是（    ） A．用铝盐和铁盐作净水剂 B．将（遇水剧烈水解）和混合加热制取无水 C．溶液制备晶体时，不能直接蒸干结晶获取 D．草木灰与铵态氮肥不能混合施用 【变式14-1】下列说法中正确的是 A．溶液和溶液分别加热、蒸发、浓缩、结晶、灼烧，所得固体的成分相同 B．实验室配制溶液时，往往在溶液中加入少量的硫酸 C．向溶液中加入，调节可除去溶液中混有的 D．用和两种溶液可作泡沫灭火剂 【变式14-2】下列事实不属于盐类水解应用的是 A．明矾净水 B．使用热的纯碱溶液去除油污 C．实验室配制FeCl3溶液时加入少量稀盐酸 D．向FeCl3溶液中加入NaOH溶液产生红褐色沉淀 【变式14-3】下列根据反应原理设计的应用，不正确的是 A．CO+H2O⇌HCO+OH-　热的纯碱溶液清洗油污 B．Al3++3H2O⇌Al(OH)3(胶体)+3H+　明矾净水 C．TiCl4+(x+2)H2O(过量)=TiO2·xH2O↓+4HCl　用TiCl4制备TiO2 D．SnCl2+H2O⇌Sn(OH)Cl↓+HCl　配制氯化亚锡溶液时加入NaOH固体 题型15 盐类水解在判断离子反应中的应用 判断离子是否共存：Al3+与[Al(OH)4]-、C、HC、S2-、HS-等因 而不能大量共存。 【典例15】下列各组离子在给定溶液中能大量共存的是 A．在氨水中：、、、 B．在醋酸溶液中：、、、 C．在硝酸银溶液中：、、、 D．在氯化铁溶液中：、、、 【变式15-1】常温下，下列各组离子在指定条件下可能大量共存的是 A．使甲基橙变红的溶液中：、、、 B．与Al反应能放出的溶液中：、、、 C．含有的溶液中：、、、 D．的溶液中：、、、 【变式15-2】常温下，下列各组离子在指定溶液中一定能大量共存的是 A．溶液中：、、、 B．含有的溶液中：、、、 C．澄清透明的溶液中：、、、 D．使酚酞变红色的溶液中：、、、 【变式15-3】下列有关方程式书写不正确的是 A．醋酸的电离： B．水溶液显碱性： C．和在水溶液中不能大量共存： D．气体通入溶液中产生黑色沉淀： 题型16 弱酸(碱)的稀释pH变化曲线分析 1.酸碱溶液稀释时pH的计算 酸(pH=a) 碱(pH=b) 弱酸 强酸 弱碱 强碱 稀释10n倍 pH<a+n<7 pH=a+n<7 pH>b-n>7 pH=b-n>7 无限稀释 此时考虑水的电离，pH只能接近7(略小于7) 此时考虑水的电离，pH只能接近7(略大于7) 2.酸碱溶液稀释时pH的变化图像 ①pH相等的酸或碱溶液稀释后溶液pH的变化示意图 ②浓度相等的酸或碱溶液稀释后溶液pH的变化示意图 可以看出无论是浓度相等还是pH相等，加水稀释相同倍数pH变化大的都是强酸或强碱。 【典例16】常温下，将的溶液加水稀释，溶液的随溶液体积的变化如图所示，下列说法错误的是 A．一定为强酸 B．点溶液中， C．点溶液中， D．的过程中，一直增大 【变式16-1】常温下，向一定质量的冰醋酸中加水稀释，溶液的导电能力变化如图。已知，。下列说法正确的是 A．a、b、c三点溶液的pH：b＞a＞c B．a、b、c三点溶液中水的电离程度：a＞b＞c C．b→c过程减小 D．向c点溶液中加入等浓度等体积的氮水，所得溶液呈中性 【变式16-2】，相同 的两种一元弱酸 与 溶液分别加水稀释，溶液随溶液体积变化的曲线如图所示。下列说法正确的是 A．同浓度的与 溶液中，大于 B．的酸性强于 C．点溶液的导电性大于点溶液 D．点的大于点的 【变式16-3】常温下，分别取未知浓度的和溶液，加水稀释至原体积的n倍。稀释过程中，两溶液pH的变化如图所示。下列叙述不正确的是 A．P线代表的稀释图像 B．Z点溶液稀释倍，所得溶液 C．X、Y、Z点水的电离程度： D．将溶液和溶液等体积混合，所得溶液呈碱性 题型17 酸碱中和反应进程中pH变化曲线分析 常温下，以0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L-1 HA溶液为例，其滴定曲线如图。 关键点 粒子浓度关系 起点(点①) 起点为HA的单一溶液，0.100 0 mol·L-1 HA的pH>1，说明是弱酸， 反应一半点(点②) 两者反应生成等物质的量的HA和NaA混合液，此时溶液pH<7，说明HA的电离程度大于A-的水解程度， 中性点(点③) 此时溶液pH=7，溶液呈中性，酸没有完全反应， 恰好完全反应点(点④) 此时两者恰好完全反应生成NaA，为强碱弱酸盐，溶液呈碱性， 过量点(点⑤) 此时NaOH过量或者远远过量，溶液显碱性，可能出现 ，也可能出现 在上述过程中，点 代表的溶液中水的电离程度最大 【典例17】常温下，用0.10mol·L-1NaOH溶液分别滴定20.00mL浓度均为0.10mol·L-1CH3COOH溶液和HCN溶液所得滴定曲线如图。下列说法正确的是 A．酸性：CH3COOH<HCN B．水的电离程度：①<② C．Ka(HCN)=10-11 D．②、③、④点所示溶液中都有： 【变式17-1】常温下,向 20 mL 0.2 mol/LH2A溶液中滴加0. 2 mol/L NaOH溶液.有关微粒的物质的量变化曲线如图所示(其中I代表H2A．，II代表HA—，III表A2—)。根据图示.判断下列说法正确的是    A．当V(NaOH)=20 mL时.溶液中各离子浓度的大小关系为c(Na+)>c(HA—)>c(H+)>c(A2一)>c(OH—) B．等体积、等物质的量浓度的NaOH溶液与H2 A溶液混合后，其溶液中水的电离程度比纯水中的大 C．NaHA溶液中:c(OH—)+2c(A2—) =c(H+) +c(H2A ) D．将Na2A溶液加水稀释.溶液中所有离子的浓度都减小.但部分离子的物质的量增加 【变式17-2】室温下，用0.10mol·L-1NaOH溶液分别滴定20.00mL浓度均为0.10 mol·L-1的CH3COOH 溶液和HCN溶液所得滴定曲线如图所示。下列说法正确的是 A．当加入10mLNaOH时：c(CH3COOH)>c(HCN) B．点③和点④所示溶液中：c(Na+)＞c(OH-)＞c(CH3COO-)＞c(H+) C．已知室温下某碱AOH的Kb=1×10-9，则ACN的水溶液呈碱性 D．点②和点③所示溶液中都有：c(CH3COO-)+c(OH-)=c(CH3COOH)+c(H+) 【变式17-3】常温下，向20.00mL 0.1000的HCOOH溶液中逐滴滴入0.1000 NaOH溶液。溶液的pH及HCOOH、的pc随变化关系如图所示，pc表示HCOOH、浓度的负对数()。 下列说法错误的是 A．曲线III表示的变化情况 B．的数量级为 C．M点溶液中 D．N点溶液中 题型18 分布系数曲线的分析 1.认识分布系数(以CH3COOH为例) CH3COOH H++CH3COO-，当体系处于平衡状态时，各种形式微粒的浓度即为平衡浓度，各种存在形式平衡浓度之和称为总浓度。某一存在形式的平衡浓度占总浓度的分数，即为该存在形式的分布系数，以δ表示。 δ(CH3COOH)==； δ(CH3COO-)==。 2.一元弱酸的分布系数图(以CH3COOH为例) 当δ(CH3COOH)=δ(CH3COO-)时，即=，Ka=c平(H+)= mol·L-1(图像中交点)。 3.二元弱酸的分布系数图(以H2C2O4为例) H2C2O4两步电离平衡：H2C2O4H++HC2，HC2H++C2 分布系数图像如下 (1)δ0为 的分布系数，δ1为 的分布系数，δ2为 的分布系数。 (2)A点的pH=1.2，此时c(H2C2O4) c(HC2)，Ka1(H2C2O4)==c平(H+)= mol·L-1。 (3)C点的pH=4.2，此时c(C2) c(HC2)，Ka2(H2C2O4)==c平(H+)= mol·L-1。 (4)B点对应的H2C2O4与C2的分布系数相等，则c(H2C2O4) c(C2)。 【典例18】以酚酞为指示剂，用NaOH溶液滴定20.00mL未知浓度的二元酸溶液。溶液中，pH、分布系数δ随滴加NaOH溶液体积的变化关系如图所示。[例如的分布系数：]，下列叙述错误的是 A．曲线①代表 B．溶液的浓度为 C．的电离常数 D．滴定终点时，溶液中 【变式18-1】常温下，向(一元中强酸)溶液中滴加溶液，溶液中含磷粒子的分布系数与的关系如图所示。 已知：。 下列叙述错误的是 A．曲线代表与的关系 B．当时达到M点 C．常温下， D．常温下，的水解常数 【变式18-2】常温下，用0.1mol·L-1NaOH溶液滴定等浓度的溶液，溶液的pH、微粒分布分数δ[，X表示、或]随的变化如图所示，下列说法正确的是 A．曲线I表示的是随的变化曲线 B．的数量级为 C．时， D．时， 【变式18-3】常温下，L2－能够与Cu＋形成CuL－、配离子。当溶液中含铜微粒浓度总和为时，一定pH下，含铜微粒分布系数与pL2－关系如图。 已知：， 下列说法正确的是 A．Ⅰ代表CuL－ B．pL2－＝1.69时， C． D．当pL2－＝2时，溶液中有 题型19 对数曲线的分析 1.将溶液中某一微粒的浓度[如c(A)]或某些微粒浓度的比值取常用对数，即lg c(A)或lg 得到的粒子浓度对数图像。 2.解题策略 (1)先确定图像的类型是对数图像还是负对数图像。 (2)再弄清楚图像中横坐标和纵坐标的含义，是浓度对数还是比值对数。 (3)理清图像中曲线的变化趋势及含义，根据含义判断线上、线下的点所表示的意义。 (4)抓住图像中特殊点：如lg =0的点有c(A)=c(B)；lg c(D)=0的点有c(D)=1 mol·L-1 。 (5)将图像中数据或曲线的变化与所学知识对接，得出题目的正确答案。 【典例19】丁二酸俗称琥珀酸，天然存在于琥珀中，广泛用于医药、食品。常温下，向琥珀酸(简记为)溶液中滴加溶液，溶液中[或]与关系如图所示。下列说法错误的是 A．表示与的关系 B．NaHA溶液呈酸性 C．当时， D．时， 【变式19-1】常温下，将溶液分别滴加到等浓度的三氯乙酸()和乙酸()溶液中，两溶液中与微粒浓度比值的对数的变化关系如图所示。[已知，b点坐标为]下列叙述错误的是 A．曲线Ⅱ表示与的变化关系 B．曲线I表示酸的 C．a点时，溶液中 D．乙酸溶液中加入乙酸钠固体，增大 【变式19-2】乙二胺(，简写为X)为二元弱碱。常温时，向其盐酸盐溶液中加入固体NaOH(溶液体积变化忽略不计)，体系中三种粒子浓度的对数值(lgc)、所加NaOH固体质量与的关系如图所示。下列说法正确的是 A．乙二胺第二步电离常数的数量级为 B．a点时， C．b点时， D．c点时，加入NaOH的质量 【变式19-3】常温下，用浓度为0.1000mol·L-1的NaOH标准溶液滴定浓度为0.1000mol·L-1的CH3COOH溶液，滴定过程中CH3COOH、CH3COO-、H+、OH-浓度的对数值(lgc)及滴定分数η(η=)随pH的变化曲线如图所示。 下列说法错误的是 A．曲线①表示lgc(CH3COO-)随pH的变化关系 B．CH3COOH的电离平衡常数的数量级为10-5 C．P点时，存在c(Na+)+c(H+)>c(OH-)+c(CH3COOH) D．η从0到100%的过程中，水的电离程度逐渐增大 / 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $ 第2节 弱电解质的电离 盐类的水解 · 题型01 电离平衡的建立与电离常数 · 题型02 电离平衡常数的应用 · 题型03 电离平衡的影响因素 · 题型04 电离常数的有关定量判断与计算 · 题型05 强酸(碱)与弱酸(碱)的比较 · 题型06 盐类水解的实质 · 题型07 盐类水解的规律与判断溶液酸碱性 · 题型08 水解方程式的书写 · 题型09 电解质溶液中的三大守恒 · 题型10 溶液中粒子浓度大小的比较 · 题型11 影响盐类水解平衡的因素 · 题型12 水解常数及其应用 · 题型13 盐类水解在粒子浓度关系中的应用 · 题型14 盐类水解在生产、生活、实验中的应用 · 题型15 盐类水解在判断离子反应中的应用 · 题型16 弱酸(碱)的稀释pH变化曲线分析 · 题型17 酸碱中和反应进程中pH变化曲线分析 · 题型18 分布系数曲线的分析 · 题型19 对数曲线的分析 题型01 电离平衡的建立与电离常数 1.电离平衡状态 (1)建立过程 (2)概念：在一定条件(如温度、浓度)下，弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合成弱电解质分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都不再发生变化时达到了电离平衡状态。 (3)电离平衡的特征 2.电离平衡常数 概念 溶液中弱电解质电离生成的各种离子的浓度(次方)的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数 表示方法 对于ABA++B-，Ka或Kb=(酸用Ka，碱用Kb) 影响因素 ①同一温度下，不同弱电解质的电离常数取决于弱电解质的性质； ②对于同一弱电解质的稀溶液来说，电离常数只与温度有关 3.多元弱酸的电离平衡常数 (1)多元弱酸每一步电离都有电离平衡常数，例如H2CO3电离常数表达式(25 ℃时)： ①H2CO3H++HC Ka1==4.2×10-7mol·L-1； ②HCH++C Ka2==5.6×10-11mol·L-1。 (2)多元弱酸各步电离常数的大小比较：Ka1>Ka2>Ka3……当Ka1≫Ka2时，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。 【典例1】下列有关的叙述错误的是（    ） A．电离平衡时， B．电离平衡时，电离的速率等于和结合成的速率 C．电离平衡时，各离子浓度保持不变 D．电离平衡是动态平衡，当外界条件改变时，电离平衡发生移动 【答案】A 【详解】A. 电离平衡时，各离子的浓度保持不变，但不一定相等，故A错误，符合题意； B. 电离平衡时，电离的速率即正反应速率等于和结合成的速率即逆反应速率，故B正确，但不符合题意； C. 电离平衡时，各离子浓度保持不变，符合电离平衡定义，故C正确，但不符合题意； D. 电离平衡是在一定条件下建立的动态平衡，当外界条件改变时，电离平衡发生移动，故D正确，但不符合题意； 故选：A。 【变式1-1】已知下面三个数据：①7.2×10-4、②4.6×10-4、③4.9×10-10分别是三种酸的电离平衡常数，若已知这三种酸可发生如下反应：NaCN+HNO2=HCN+NaNO2，NaCN+HF=HCN+NaF，NaNO2+HF=HNO2+NaF，由此可判断下列叙述中正确的是 A．HF的电离常数是① B．HNO2的电离常数是① C．HCN的电离常数是② D．HNO2的电离常数是③ 【答案】A 【详解】NaCN+HNO2=HCN+NaNO2，NaCN+HF=HCN+NaF，NaNO2+HF=HNO2+NaF，由此得出酸的强弱顺序是HF>HNO2>HCN，所以酸的电离平衡常数大小顺序是HF>HNO2>HCN，则HF的电离常数是①、HNO2的电离常数是②、HCN的电离平衡常数是③， 故选A。 【变式1-2】下列关于电离常数(K)的说法正确的是 A．电离常数只与温度有关，升高温度，K值减小 B．电离常数K与温度无关 C．相同温度下，电离常数(K)越小，表示弱电解质的电离能力越弱 D．多元弱酸各步电离常数大小关系为 【答案】C 【详解】A．电离常数只与温度有关，与浓度、压强等无关，电离属于吸热过程，升高温度，促进电离，K值增大，A错误； B．电离常数只与温度有关，与浓度、压强等无关，B错误； C．电离常数可衡量弱电解质的电离能力，K值越大，电离程度越大，则同温下电离常数越小，表示弱电解质的电离能力越弱，C正确； D．多元弱酸分步电离，且以第一步电离为主，每一步电离对下一步电离起抑制作用，则各步电离常数大小关系为，D错误。 答案选C。 【变式1-3】下列有关电离常数的表达式错误的是（） A．： B．： C．： D．： 【答案】C 【详解】A．是一元弱酸，，A正确； B．是一元弱碱，，B正确； C．多元弱酸的电离是分步进行的，每一步电离均有自己的电离常数，，，，，C项错误； D．是二元弱酸，分两步电离，第二步电离的平衡常数为：，D正确； 答案选C。 题型02 电离平衡常数的应用 1.电离平衡常数的意义 电离常数表征了弱电解质的电离能力。 2.可根据相同温度下电离常数的大小判断弱电解质电离能力的相对强弱。一般，相同温度下，弱酸的Ka越大，电离程度越大，酸性越强；弱碱的Kb越大，电离程度越大，碱性越强。 【典例2】相同温度下，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是 酸 HX HY HZ 电离常数K/(mol·L-1) 9×10-7 9×10-6 1×10-2 A．三种酸的强弱关系：HX＞HY＞HZ B．反应HZ+Y-=HY+Z-能够发生 C．由电离平衡常数可以判断，HZ属于强酸，HX和HY属于弱酸 D．相同温度下，1mol·L-1 HX溶液的电离常数大于0.1mol·L-1 HX溶液的电离常数 【答案】B 【详解】A．相同温度下，电离平衡常数越大，酸性越强，三种酸的酸性强弱关系： ，A判断错误； B．根据较强酸制较弱酸原理，反应HZ+Y-=HY+Z-能够发生，B判断正确； C．由电离平衡常数可以判断，HX、HY、HZ都属于弱酸，C判断错误； D．电离平衡常数只与温度有关，与酸的浓度无关，D判断错误。 答案为B。 【变式2-1】在25℃时，用蒸馏水稀释1 mol·L-1氨水至0.01 mol·L-1，随溶液的稀释，下列各项中始终保持增大趋势的是 A． B． C． D．c(OH-) 【答案】A 【分析】用蒸馏水稀释1 mol·L-1氨水至0.01 mol·L-1，NH3·H2O⇌OH－+NH，随溶液的稀释n(OH－)、n(NH)增大，n(NH3·H2O)减小，稀释向正向移动；溶液中氢氧根离子浓度、铵根离子浓度和一水合氨浓度都减小，因为溶液中一水合氨电离增大程度小于溶液体积增大程度；在相同溶液中，二种微粒的浓度比值与其物质的量比值相同，推断时可相互借用，以此来解析； 【详解】A．加水稀释促进一水合氨电离，则溶液中氢氧根离子、铵根离子的物质的量增大，一水合氨分子的物质的量减小，所以增大，A正确； B．溶液中氢氧根离子、铵根离子的物质的量增大，且其增大程度相等，基本不变，故B错误； C．加水稀释促进一水合氨电离，则溶液中氢氧根离子，铵根离子的物质的量增大，一水合氨分子的物质的量减小，所以减小，C错误； D．加水稀释促进一水合氨电离，因为溶液中一水合氨电离增大程度小于溶液体积增大程度，则溶液中c(OH-)减小，D错误； 故选A。 【变式2-2】下列说法正确的是 A．弱酸电离平衡向右移动，其电离平衡常数一定增大 B．相同温度下，不同浓度的同一弱电解质，其电离平衡常数不同 C．相同温度下，电离平衡常数越小，表示弱电解质的电离能力越弱 D．相同温度下，弱电解质的电离平衡常数越大，则其溶液中的离子浓度越大 【答案】C 【详解】A. 若温度不变，则弱酸的电离平衡常数不变，若升高温度，则弱酸的电离平衡常数增大，A项错误； B. 电离平衡常数只与温度有关，相同温度下，不同浓度的同一弱电解质，其电离平衡常数相同，B项错误； C. 相同温度下，电离平衡常数越小，未电离的弱电解质越多，表示弱电解质的电离能力越弱，C项正确； D. 溶液中的离子浓度不仅与电离平衡常数有关，也与弱电解质的浓度有关，D项错误； 故选C。 【变式2-3】常温下、、在水中的电离常数如下表： 弱酸 电离常数/（） （1）下列能证明是弱酸的事实是 （填标号）。 A 易挥发 B 常温下，溶液的pH约为3 C．将的溶液加水稀释10倍，溶液的 D 等体积、等浓度的溶液和盐酸分别与足量镁粉反应，产生氢气一样多 （2）煤气化过程中产生的可用足量溶液吸收，该反应的离子方程式为 。 【答案】 BC 【详解】（1）A.的挥发性不能说明其为弱电解质，故A项不符合题意； B.若为强电解质，溶液的，实际上，说明为弱电解质，故B项符合题意； C.若为强电解质，将的溶液加水稀释10倍，溶液的，实际上，说明为弱电解质，加水稀释电离平衡右移，故C项符合题意； D.等体积、等浓度的溶液和盐酸中，，所以与足量反应时，产生氢气的量相同，不能说明CH3COOH是弱酸，故D项不符合题意； 答案选BC。 （2）由电离常数越大酸性越强可知，酸性，根据强酸制弱酸的原理，该反应的离子方程式为。 题型03 电离平衡的影响因素 以0.1 mol·L-1CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOHCH3COO-+H+　ΔH>0的影响。 改变条件 平衡移动方向 n(H+) c平(H+) 加水稀释 向右 增大 减小 加入少量冰醋酸 向右　 增大　 增大 通入HCl(g) 向左 增大 增大 加入NaOH(s) 向右 减小 减小 加CH3COONa(s) 向左 减小 减小 加入镁粉 向右 减小 减小 升高温度 向右 增大 增大 【典例3】在0.1 mol·L-1的HCN溶液中存在如下电离平衡： HCN H++CN-。下列叙述正确的是 A．加入少量NaOH固体，平衡正向移动 B．加入少量NaCN固体，平衡正向移动 C．加水，平衡逆向移动 D．滴加少量0.1 mol·L-1HCl溶液， 溶液中c(H+)减小 【答案】A 【详解】A．加入NaOH固体，OH-与H+结合，促进平衡正向进行，A正确； B．加入NaCN固体，溶液中CN-的浓度增大，促进平衡逆向进行，B错误； C．加水，促进电离，平衡正向进行，C错误； D．加入HCl，溶液中H+浓度增大，平衡逆向进行，CN-浓度减小，D错误； 故答案为：A。 【变式3-1】稀氨水中存在着平衡：NH3·H2O＋OH－，若要使平衡向逆方向移动，同时使c平(OH－)增大，应加入适量的 ①NH4Cl固体　②硫酸　③NaOH固体　④水  ⑤MgSO4固体 A．①②③ B．③⑤ C．③ D．③④ 【答案】C 【详解】①加入NH4Cl固体，铵根离子浓度增大，平衡向逆方向移动，c平(OH－)减小，故①不符合题意； ②加入硫酸，氢离子消耗氢氧根，平衡正向移动，故②不符合题意； ③加入NaOH固体，氢氧根浓度增大，平衡逆方向移动，但c平(OH－)比原来浓度大，故③符合题意； ④加水，平衡正向移动，氢氧根浓度减小，故④不符合题意； ⑤加MgSO4固体，镁离子会消耗氢氧根生成沉淀，平衡正方向移动，氮氢氧根浓度比原来浓度小，故⑤不符合题意； 故C符合题意。 答案为C。 【变式3-2】用蒸馏水逐渐稀释的氨水，若维持温度不变，则在稀释过程中逐渐增大的是（    ） A．的物质的量浓度 B．的物质的量浓度 C．的物质的量浓度 D．和的物质的量 【答案】D 【详解】稀释氨水时，的电离平衡正向移动，所以和的物质的量均增大，但是溶液的体积变化更大，、、的物质的量浓度均减小，故A、B、C均不合题意，D符合题意；故答案为：D。 【变式3-3】已知25 ℃时，醋酸溶液中存在下述关系：Ka＝c(H+)c(CH3COO-)/c(CH3COOH)＝1.75×10－5，其中Ka的数值是该温度下醋酸的电离平衡常数。有关Ka的下列说法正确的是(　　) A．当向该溶液中加入一定量的硫酸时，Ka的值增大 B．升高温度，Ka的值增大 C．向醋酸溶液中加水，Ka的值增大 D．向醋酸溶液中加氢氧化钠溶液，Ka的值增大 【答案】B 【分析】醋酸溶液中存在CH3COOH H++CH3COO-， Ka＝c(H+)c(CH3COO-)/c(CH3COOH)，根据Ka的表达式和影响因素分析解答。 【详解】A. 向醋酸溶液中加入一定量的硫酸时，c(H+)增大，CH3COOH H++CH3COO-平衡逆向移动，但温度不变，Ka不变，故A错误； B. 醋酸的电离为吸热过程，升高温度，促进电离，Ka的值增大，故B正确； C. 向醋酸溶液中加水，促进醋酸的电离，但温度不变，Ka不变，故C错误； D. 向醋酸溶液中加氢氧化钠溶液，c(H+)减小，CH3COOH H++CH3COO-平衡正向移动，但温度不变，Ka不变，故D错误； 故选B。 题型04 电离常数的有关定量判断与计算 1.电离度 (1)概念：弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数(包括已电离的和未电离的)的百分率称为电离度。 (2)表达式：α=×100%。 (3)影响电离度的因素 ①温度：通常电离过程为吸热过程，在其他条件不变时，升高溶液温度，电离平衡向电离方向移动，电离度增大。 ②浓度：其他条件不变时，加水稀释减小弱电解质溶液的浓度，电离平衡向电离方向移动，电离度增大；若增大弱电解质溶液的浓度，电离平衡向电离方向移动，但电离度减小。 2.有关电离平衡常数的计算模板 　　　　　HX　　　　H+　+　X- 起始　　　c(HX)　　　　　0　　　0 平衡　　c(HX)-c平(H+)　　c平(H+)　c平(X-) 则Ka==， 当弱电解质电离程度很小时，c(HX)-c平(H+)≈c(HX)，则Ka=；c平(H+)=。 【典例4】某一元弱酸溶液中存在个弱酸分子和个氢离子，则该酸的电离度为 A． B． C． D． 【答案】C 【详解】该酸的电离度； 答案选C。 【变式4-1】常温下，0.1mol•L-1一元酸HA溶液中c（OH-）/c（H+）=1×10-6，下列叙述正确的是（　 ） A．该溶液中水的离子积常数为1×10−12 B．该一元酸溶液的pH=1 C．该溶液中由水电离出的c（H+）=1×10−6mol•L-1 D．向该溶液中加入一定量NaA晶体或加水稀释，溶液中c（OH-）均增大 【答案】D 【详解】A. 常温下，水的离子积常数为1×10−14，故A错误； B. 根据c（OH-）/c（H+）=1×10-6和c（OH-）×c（H+）=10-14可解得c（H+）=0.0001mol/L，HA为弱酸，pH>1，故B错误； C. 根据c（OH-）/c（H+）=1×10-6和c（OH-）×c（H+）=10-14可解得c（H+）=0.0001mol/L，HA为弱酸，该溶液中由水电离出的c（H+）=c（OH-）=Kw/0.0001=10-10mol/L，故C错误； D.根据一元酸HA电离的方程式：HA⇌H++A-，加入一定量NaA晶体，则A-的浓度增大，所以平衡逆向移动，所以氢离子浓度减小，c（OH-）增大；加水稀释，溶液中氢离子浓度减小，所以c（OH-）增大，故D正确； 综上所述，本题选D。 【变式4-2】已知Ka(CH3COOH)=1.75×10－5，试计算0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中H＋的浓度(写出计算过程) 。 【答案】c平(H＋)=1.32×10－3 mol·L－1 【详解】设CH3COOH溶液中H＋的浓度为x mol·L－1，则，则Ka=，由于Ka很小，所以x也很小，即0.1－x≈0.1，则解得x=1.32×10－3；故答案为：c平(H＋)=1.32×10－3 mol·L－1。 【变式4-3】常温下，药物乙酰水杨酸(用HA表示，，且含A粒子为药物有效部分)在胃内吸收模式如图(只有HA可自由穿过胃粘膜进入血液)，若不考虑溶液体积的变化，下列说法错误的是 A．酸性强的食物有利于药物吸收 B．HA在血液中电离度小于胃中 C．在胃中， D．血液与胃中药量之比约为 【答案】B 【详解】A．HA的电离方程式为HAH++A-，酸性增强，平衡逆向移动，有利于药物吸收，A正确； B．HA的电离方程式为HAH++A-，血液中pH=7.4，呈弱碱性，促进HA电离，胃中pH=1.0，呈酸性，抑制HA的电离，血液中HA的电离程度比胃中大，B错误； C．，胃中pH=1.0，c(H+)=1×10-1.0mol/L，则血液中，C正确； D．胃中HA初始浓度为c0​，血液中HA浓度由胃中扩散平衡决定。血液中​​HA几乎全部电离，[HA]血液​≈平衡分配​​，HA在胃和血液中的分子浓度相同（自由穿透），但血液中总药量（HA + A⁻）远高于胃中。 ，D正确； 故选B。 题型05 强酸(碱)与弱酸(碱)的比较 1.相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较项目 c(H+) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 大 强 相同 相同 大 一元弱酸 小 弱 小 2.相同体积、相同pH的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较项目 c(H+) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 相同 相同 小 少 相同 一元弱酸 大 多 【典例5】已知下列三个数据:7.1×10-4 mol·L-1、6.8×10-4 mol·L-1、6.2×10-10 mol·L-1分别是三种酸的电离平衡常数。若这三种酸可发生如下反应: ①NaCN+HNO2＝HCN+NaNO2 ②NaCN+HF＝HCN+NaF ③ NaNO2+HF＝HNO2+NaF 则下列叙述中不正确的是 A．HF的电离平衡常数为7.1×10-4 mol·L-1 B．HNO2的电离平衡常数为6.2×10-10 mol·L-1 C．根据①③两个反应即可知三种酸的相对强弱 D．HNO2的电离平衡常数比HCN的大,比HF的小 【答案】B 【分析】强酸能和弱酸盐反应生成弱酸，根据：①NaCN+HNO2=HCN+NaNO2、②NaCN+HF═HCN+NaF、③NaNO2+HF=HNO2+NaF知，亚硝酸的酸性大于氢氰酸，氢氟酸的酸性大于亚硝酸，所以这三种酸的强弱顺序是：氢氟酸＞亚硝酸＞氢氰酸。 【详解】A．通过以上分析知，氢氟酸的酸性最强，所以氢氟酸的电离平衡常数最大，故A正确； B．通过以上分析知，亚硝酸的酸性大于氢氰酸，所以亚硝酸的电离平衡常数为：4.6×10-4，故B错误； C．根据强酸制取弱酸知，由①③两个反应即可知三种酸的相对强弱，故C正确； D．亚硝酸的酸性大于氢氰酸但小于氢氟酸，所以亚硝酸的电离平衡常数比HCN大，比HF小，故D正确； 答案选B。 【变式5-1】化合物HIn在水溶液中因存在以下电离平衡，故可用作酸碱指示剂 HIn（溶液） H＋（溶液）＋In－（溶液） 红色                        黄色 浓度为0.02 mol·L－1的下列各溶液①盐酸②石灰水③NaCl溶液 ④NaHSO4溶液 ⑤NaHCO3溶液 ⑥氨水，其中能使指示剂显红色的是 A．②⑤⑥ B．①④ C．①④⑤ D．②③⑥ 【答案】B 【详解】要使指示剂显红色，则平衡应该向逆反应方向移动。根据方程式可知，增大氢离子浓度平衡向逆反应方向移动，所以答案选B。 【变式5-2】在25℃时，0.1mol·L-1的HNO2、HCOOH、HCN、H2CO3的溶液，电离平衡常数分别为5.6×10-4、1.8×10-4、6.2×10-10、(H2CO3)=4.5×10-7和(H2CO3)=4.7×10-11，其中氢离子浓度最小的是 A．HCN B．HCOOH C．HNO2 D．H2CO3 【答案】A 【详解】酸的电离常数越大，说明该酸在溶液中的电离程度越大，酸性越强，溶液中氢离子浓度越大，反之，溶液中氢离子浓度越小；由电离常数的大小可知，酸性由强到弱的顺序是：，故最小的是溶液。 答案选A。 【变式5-3】下列实验事实不能证明醋酸是弱电解质的是 A．相同pH的醋酸溶液和盐酸分别与同样颗粒大小的锌反应时，产生的起始速率相等 B．常温下，测得醋酸溶液的 C．常温下，将的醋酸溶液稀释1000倍，测得 D．在相同条件下，0.1mol/L的醋酸溶液的导电性比0.1mol/L的盐酸的导电性弱 【答案】A 【详解】A．相同pH的醋酸溶液和盐酸，其氢离子浓度大小一样，所以跟同样大小颗粒的锌反应时，产生H2的起始速率相等，不能证明它是弱电解质，A错误； B．测得0.1mol·L-1醋酸溶液的pH=4证明醋酸存在电离平衡，证明了醋酸是弱电解质，B正确； C．将pH=1的醋酸溶液稀释1000倍，测得pH＜4，说明醋酸在稀释过程中可以继续电离，所以是弱电解质，C正确； D．在相同条件下，等浓度醋酸溶液的导电性比盐酸溶液的弱，说明醋酸中离子浓度小于盐酸中的离子浓度，醋酸不完全电离，能证明其是弱电解质，D正确； 故选A。 题型06 盐类水解的实质 1.概念：在溶液中由盐电离产生的弱酸酸根离子或弱碱阳离子与水中的H+或OH-结合生成弱电解质的过程，叫作盐类的水解。 2.实质 3.盐类水解的特点 【典例6】下列有关盐类水解的说法不正确的是 A．盐类的水解过程破坏了水的电离平衡 B．盐类的水解是酸碱中和反应的逆过程 C．溶液中 D．水解的实质是与电离出的结合生成NaOH 【答案】D 【详解】A．盐的水解是盐电离出的离子与水电离出的或结合生成弱电解质，从而破坏了水的电离平衡，故A正确； B．中和反应是酸和碱反应生成盐和水，盐类水解是盐和水反应生成酸和碱，互为逆反应，故B正确； C．溶液中若无水解，则成立，由于水解，所以，故C正确； D．水解的实质是与电离出的结合生成，使溶液中，故D错误； 选D。 【变式6-1】如图表示的是某离子X的水解过程示意图，则离子X可能是(　　) A．CO B．HCO C．Na＋ D．NH 【答案】D 【详解】根据盐的水解原理结合图示的内容可以知道X离子水解显示酸性。 A、碳酸根水解，显示碱性，故A错误； B、碳酸氢根离子水解显示碱性，故B错误； C、钠离子不会发生水解，故C错误； D、铵根离子水解溶液显示酸性，故D正确。 故选D。 【变式6-2】在盐类水解的过程中，下列说法正确的是 A．盐的电离平衡被破坏 B．水的电离程度一定会增大 C．溶液的pH一定会增大 D．c(H＋)与c(OH－)的乘积一定会增大 【答案】B 【详解】A、大多数盐为强电解质，在水中完全电离，A错误； B、盐类的水解促进水的电离，B正确； C、强酸弱碱盐水解溶液呈酸性，pH减小，C错误； D、一定温度下的稀溶液中，c(H＋)与c(OH－)的乘积是一个常数，D错误。 答案选B。 【变式6-3】下列物质的水溶液中，除了水分子外，不存在其他分子的是(　　) A．HCl B．NH4NO3 C．Na2S D．HClO 【答案】A 【详解】NH4NO3可水解出NH3·H2O分子；Na2S可水解出H2S分子；HClO本身就是弱酸，只能部分电离； 题型07 盐类水解的规律与判断溶液酸碱性 1.“有弱才水解，无弱不水解”—— 盐中有弱酸酸根离子或弱碱阳离子才水解，若没有，则是强酸强碱盐，不发生水解反应。 2.“谁强显谁性，同强显中性”——当盐中酸根离子对应的酸比阳离子对应的碱更容易电离时，盐溶液呈酸性，反之呈碱性。当二者均为强酸、强碱离子对应的盐时，盐溶液呈中性；当盐中的阳离子对应的碱的电离常数Kb与盐中的阴离子对应的酸的电离常数Ka相等时，盐溶液呈中性。 3.溶液酸碱性的判断 盐溶液 水解的离子 酸碱性 Na2SO4 无 中性 Cu(NO3)2 Cu2+ 酸性 NaClO ClO- 碱性 NaHSO4 无 酸性 KAl(SO4)2 Al3+ 酸性 NaHCO3 HC 碱性 【典例7】下列说法错误的是（    ） A．盐溶液呈酸性或碱性的原因是盐的水解破坏了水的电离平衡 B．溶液呈酸性是由于溶液中 C．在溶液中，由水电离出的 D．水中的（或）与盐电离出的弱酸阴离子（或弱碱阳离子）结合生成弱电解质，导致盐溶液呈碱性（或酸性） 【答案】C 【详解】A．盐溶液呈酸性或碱性的原因是盐的水解破坏了水的电离平衡，使溶液中，A项正确； B．溶液呈酸性则一定有，B项正确； C．根据水的电离方程式可知，在任何溶液中由水电离出的，C项错误； D．水中的（或）与盐电离出的弱酸阴离子（或弱碱阳离子）结合生成弱电解质，是导致盐溶液呈碱性（或酸性）的原因，D项正确； 答案选C。 【变式7-1】下列盐溶液因水解而显酸性的是 A．NaHSO4 B．NaHCO3 C．Na2HPO4 D．NH4Cl 【答案】D 【详解】A．NaHSO4是强酸的酸式盐，在水中电离产生Na+、H+、，而使溶液显酸性，A不符合题意； B．NaHCO3是强碱弱酸盐，在溶液中发生水解反应，消耗水电离产生的H+、H2CO3、OH-，最终达到平衡时，溶液中c(OH-)＞c(H+)，使溶液显碱性，B不符合题意； C．Na2HPO4是强碱弱酸盐，在溶液中发生水解作用，消耗水电离产生的H+，产生、OH-，使溶液显碱性；同时溶液中存在的电离作用，电离产生H+和，使溶液显酸性。由于其水解作用大于电离作用，因此最终达到平衡时，溶液中c(OH-)＞c(H+)，溶液显碱性，C不符合题意； D．NH4Cl是强酸弱碱盐，在溶液中发生水解作用，消耗水电离产生的OH-，反应产生NH3·H2O、H+，最终达到平衡时，溶液中c(H+)＞c(OH-)，使溶液显酸性，D符合题意； 故合理选项是D。 【变式7-2】下列物质的水溶液由于水解而呈碱性的是 A．NaHSO4 B．Na2SO4 C．NaHCO3 D．NH3 【答案】C 【详解】A、NaHSO4是强酸的酸式盐，不发生水解，溶液显酸性，A错误； B、Na2SO4是强酸强碱盐，不水解，溶液显中性，B错误； C、NaHCO3是弱酸的酸式盐，碳酸氢根离子的水解程度大于电离程度，使溶液呈碱性，C正确； D、NH3是非电解质，溶于水后生成弱碱，溶液显碱性，D错误。 答案选C。 【变式7-3】现有S2-，SO，NH，Al3+，HPO，Na+，SO，AlO，Fe3+，HCO，Cl-，请按要求填空： (1)在水溶液中，水解后溶液呈碱性的离子是 。 (2)在水溶液中，水解后溶液呈酸性的离子是 。 (3)既能在酸性较强的溶液中大量存在，又能在碱性较强的溶液中大量存在的离子有 。 (4)既不能在酸性较强的溶液中大量存在，又不能在碱性较强的溶液中大量存在的离子有 。 【答案】 S2-，SO，HPO，AlO，HCO NH，Al3+，Fe3+ Na+，Cl-，SO HPO，HCO 【详解】(1)弱酸根离子水解后溶液呈碱性，部分酸式酸根离子的水解程度大于电离程度，其水溶液也呈碱性，故填S2-，SO，HPO，AlO，HCO。故答案为：S2-，SO，HPO，AlO，HCO； (2)NH，Al3+，Fe3+属于弱碱阳离子，水解后溶液呈酸性。故答案为：NH，Al3+，Fe3+； (3)Na+是强碱的阳离子，Cl-和SO是强酸的阴离子，它们既能在强酸性溶液中存在，又能在强碱性溶液中存在。故答案为：Na+，Cl-，SO； (4)HPO，HCO既能与强酸反应，又能与强碱反应。故答案为：HPO，HCO。 题型08 水解方程式的书写 1.水解方程式的一般模式 阴(阳)离子+H2O弱酸(或弱碱)+OH-(或H+)。 2.一般盐类水解程度很小，水解产物很少，通常不生成沉淀和气体，也不发生分解，产物一般不标“↑”或“↓”。 3.水解方程式书写的注意事项 (1)单一离子水解要用“”连接，一般无气体、沉淀产生。 (2)多元弱酸酸根离子水解分步书写，多元弱碱阳离子水解一步写出。 (3)少数水解完全的反应，书写时用“===”连接，可标“↓”或“↑”。 (4)要注意区分弱酸酸式酸根离子的水解和电离过程。 【典例8】下列物质在常温下发生水解时，对应的离子方程式正确的是 ① ② ③ ④ A．①④ B．②③ C．①③ D．②④ 【答案】B 【详解】①应为，(只写第一步也可,不能两步一起写)，①错误；②正确；③正确；④中水解程度小，应为，④错误；故离子方程式正确的是②③，正确答案选B。 【变式8-1】下列水解反应离子方程式书写正确的是 A．Cu2＋＋2H2OCu(OH)2＋2H＋ B．CO＋2H2OH2O＋CO2↑＋2OH- C．HClO＋H2OClO-＋H3O＋ D．F-＋H2O=HF＋OH- 【答案】A 【详解】A．铜离子水解生成氢氧化铜和氢离子，故A正确； B．碳酸根离子一级水解生成碳酸氢根离子和氢氧根离子，CO＋H2O+OH-，碳酸氢根离子水解生成碳酸和氢氧根离子，＋H2O+OH-，，故B错误； C．该方程式是电离方程式，不是水解方程式，故C错误； D．水解程度较弱，水解方程式应用可逆符号表示，F-＋H2OHF＋OH-，故D错误； 故选A。 【变式8-2】下列各式中属于正确的水解反应离子方程式的是（   ） A．NH4++H2O⇌NH3·H2O+H+ B．S2-+2H2O⇌H2S+2OH- C．CH3COOH+H2O⇌CH3COO-+H3O+ D．CH3COOH+OH-⇌CH3COO-+H2O 【答案】A 【详解】A．铵根离子水解生成一水合氨和氢离子，则属于水解离子反应，选项A选； B．硫离子水解分步进行，以第一步为主，不能一步完成，选项B不选； C．醋酸电离生成醋酸根离子和水合氢离子，则选项C为电离方程式，选项C不选； D．醋酸与碱反应生成盐和水，则选项D为中和的离子反应，选项D不选； 答案选A。 【变式8-3】下列离子方程式表示的是盐类的水解且正确的是(　　) A．HS－＋H2OH3O＋＋S2－ B．HS－＋H＋===H2S C．CO32-＋2H2OH2CO3＋2OH－ D．Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋ 【答案】D 【分析】盐电离出来的离子结合水电离出来的H+或OH-生成弱电解质的过程是盐类水解，据此解答。 【详解】A. HS－水解的方程式为HS－＋H2OOH－＋H2S，HS－＋H2OH3O＋＋S2－表示其电离方程式，A错误； B. HS－＋H＋＝H2S表示HS－与氢离子反应生成硫化氢，B错误； C. 碳酸根水解分步进行，以第一步水解为主：CO32-＋H2OHCO3－＋OH－，C错误； D. 铁离子水解方程式为Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋，D正确。 答案选D。 题型09 电解质溶液中的三大守恒 1.电荷守恒：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，溶液呈电中性。 书写过程 实例(以Na2CO3溶液为例) 找出溶液中的所有阴、阳离子 Na+、H+、C、HC、OH- 阴、阳离子浓度乘以每个离子所带的电荷数，建立等式 c平(Na+)+c平(H+)=2c平(C)+c平(HC)+c平(OH-) 每个C带2个单位负电荷，故C所带负电荷浓度是c(C)的2倍 2.元素守恒：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变化，就该离子中所含有的某种元素来说，其质量或物质的量在变化前后是守恒的。 书写过程 实例(以Na2CO3溶液为例) 分析溶质中特定元素的原子或原子团之间的定量关系(除H、O) 　　　 抓溶质组成。因为水中含有H和O，故特定元素不能选择H和O Na2CO3固体中=，即n(Na+)=2n(C)，溶于水时C部分水解成HC、H2CO3，共有3种含碳元素的粒子 找出含有特定元素的所有粒子，利用元素守恒建立等式 c平(Na+)=2[c平(C)+c平(HC)+c平(H2CO3)] 3.质子守恒式的书写 (1)电荷守恒式与元素守恒式联立，消去未参与水解平衡的微粒，即可得质子守恒式。如，Na2S水溶液中的质子守恒可以将(2)中c(Na+)代入(1)中的等式，化简后可得(3)。 (2)分析Na2S水溶液中的质子转移情况，如下图： 【典例9】在溶液中存在着多种离子和分子，下列关系式正确的是 A． B． C． D． 【答案】D 【详解】A．溶液中的质子守恒式为：，A错误； B．溶液中的质子守恒式为：，B错误； C．溶液中的电荷守恒为：，C错误； D．溶液中的物料守恒式为：，D正确； 故答案为：D。 【变式9-1】常温下，将甲酸和氢氧化钠溶液混合，所得溶液pH=7，则此溶液中 A．c(HCOO-)>c(Na＋) B．c(HCOO-)＜c(Na＋) C．c(HCOO-)=c(Na＋) D．无法确定c(HCOO-)与c(Na＋)的关系 【答案】C 【详解】常温下，将醋酸和氢氧化钠溶液混合，根据电荷守恒，c(CH3COO－) + c(OH－)= c(H+)+ c(Na+)，溶液pH=7，c(OH－)= c(H+)，因此c(CH3COO－) = c(Na+)，故C正确； 答案为C。 【变式9-2】下列有关碳酸盐溶液的说法中，不正确的是 A．在物质的量浓度相等的Na2CO3、NaHCO3两溶液中，阴离子总数相等 B．常温下，等物质的量浓度的Na2CO3溶液的pH大于NaHCO3溶液的pH C．在NaHCO3溶液中一定有： D．在Na2CO3溶液中一定有： 【答案】A 【详解】A． Na2CO3易发生，使阴离子数目增多，故Na2CO3溶液中阴离子总数比NaHCO3多，故A错误； B．Na2CO3水解程度比NaHCO3大，故Na2CO3的碱性强于NaHCO3的碱性，故B正确； C．NaHCO3溶液中水解显碱性，则c(OH-)>c(H＋)，因部分水解，有c(Na+)>c()，则，故C正确； D．碳酸钠溶液中，根据电荷守恒有，故D正确； 答案选A。 【变式9-3】的电离分步进行，常温下，，，下列说法不正确的是 A．加水稀释使电离程度增大，溶液pH减小 B． C．溶液中， D．浓度均为的NaOH溶液和溶液按照体积比混合，混合液的pH>7 【答案】A 【详解】A．加水稀释时，虽然H3PO4的电离程度增大，但溶液中H+浓度的降低幅度大于电离增加的幅度，总体pH会增大而非减小，A错误； B．电荷守恒式为：，与选项B完全一致，B正确； C．对于Na2HPO4溶液，质子守恒应满足：，选项C的等式正确，C正确； D．0.1mol/L NaOH与H3PO4按体积比2:1混合，生成Na2HPO4。的水解常数（Kh≈1.6×10-7）大于其电离常数（Ka3=4.8×10-13），溶液呈碱性，pH>7，D正确； 答案选A。 题型10 溶液中粒子浓度大小的比较 1.判断混合溶液中粒子浓度大小的一般思路 (1)明确研究对象——溶液的组成(溶质及各种粒子)。 (2)明确溶液中存在的所有平衡(电离平衡、水解平衡)。 (3)根据题给信息，确定程度大小(是以电离为主还是以水解为主)。 (4)比较粒子浓度大小时，要充分运用电荷守恒、元素守恒关系。 2.解题模型 【典例10】用物质的量都是0.1 mol的CH3COOH和CH3COONa配成1L混合溶液，已知其中c(CH3COO－)>c(Na＋)，对该溶液的下列判断正确的是 A．c(H＋)>c(OH－) B．c(CH3COO－)＝0.1 mol·L－1 C．c(CH3COOH)>c(CH3COO－) D．c(CH3COO－)＋c(OH－)＝0.1 mol·L－1 【答案】A 【详解】A．等物质的量浓度的醋酸和醋酸钠溶液中，c（CH3COO-）＞c（Na+），根据电荷守恒得c（CH3COO-）+c（OH-）=c（Na+）+c（H+），所以c（H+）＞c（OH-），故A项正确； B．c（Na+）=0.1mol/L，c(CH3COO－)>c(Na＋)= 0.1mol/L，故B项错误； C．混合溶液呈酸性，则醋酸的电离程度大于醋酸根离子的水解程度，所以c（CH3COOH）＜c（CH3COO-），故C项错误； D．根据电荷守恒得c（CH3COO-）+c（OH-）=c（Na+）+c（H+），钠离子不水解，所以钠离子浓度为0.1mol/L，则c（CH3COO-）+c（OH-）=c（Na+）+c（H+）＞0.1mol/L，故D项错误； 故答案选A。 【变式10-1】已知乙酸（HA）的酸性比甲酸（HB）弱，在物质的量浓度均为0.1mol/L的NaA和NaB混合溶液中，下列排序正确的是 A．c(OH-)>c(HA)>c(HB)>c(H+) B． c(OH-)>c(A-)>c(B-)>c(H+) C． c(OH-)>c(B-)>c(A-)>c(H+) D． c(OH-)>c(HB)>c(HA)>c(H+) 【答案】A 【详解】根据“越弱越水解”的原则，NaA的水解比NaB水解程度大，所以溶液中的c(HA)＞c(HB)，c(A－)＜c(B－)；再根据“谁强显谁性”可知溶液中的c(OH－)＞c(H＋)；由于溶液中离子的水解毕竟是微弱的，所以c(OH－)＜c(A－)和c(B－)。在物质的量浓度均为0.1mol/L的NaA和NaB混合溶液中，c(Na+)> c(B－)> c(A－)>c(OH-)>c(HA)>c(HB)>c(H+)，故A正确， 答案选A。 【变式10-2】下列溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是： A．室温下，向0.01mol·L－1NH4HSO4溶液中滴加NaOH 溶液至中性： c(Na＋)>c(SO42－)>c(NH4＋)>c(OH－)＝c(H＋) B．0.1mol·L－1NaHCO3溶液：c(Na＋)>c(OH－)>c((HCO3－)>c(H＋) C．Na2CO3溶液：c(OH－)－c(H＋)＝c(HCO3－)+2c(H2CO3) D．25℃时，，pH＝4.75、浓度均为0.1mol·L－1的CH3COOH 、CH3COONa 混合溶液：c(CH3COO－)＋c(OH－)<c(CH3COOH)＋c(H＋) 【答案】AC 【详解】A、室温下，向0.01mol·L-1NH4HSO4溶液中滴加NaOH溶液，如加入等物质的量的NaOH，溶液呈酸性，若呈中性，则加入的NaOH应多于硫酸氢铵，但小于硫酸氢铵物质的量的2倍，溶液中存在NH4+和NH3·H2O，故有c(Na＋)>c((SO42－)>c(NH4＋)>c(OH－)＝c(H＋)，故A正确； B、NaHCO3溶液中，OH-是由HCO3-水解和水的电离所生成的，但是这些都是微弱的，HCO3-的浓度应大于OH-浓度，故B错误； C、由电荷守恒有：c（Na+）+c（H+）=c（OH-）+c（HCO3-）+2c（CO32-），由物料守恒可得：c（Na+）=2c（HCO3-）+2c（CO32-）+2c（H2CO3），合并可得c(OH－)－c(H＋)＝c((HCO3－)+2c(H2CO3)，故C正确； D、25C时，pH=4.75、浓度均为0.1mol·L-1的CH3COOH、CH3COONa的混合液为酸性，说明CH3COOH的电离程度大于CH3COO-的水解程度，则溶液中c（CH3COO-）>c（Na+）>c（CH3COOH），根据电荷守恒可得：c（CH3COO-）+c（OH-）=c（Na+）+c（H+），由于c（Na+）>c（CH3COOH），则c（CH3COO-）+c（OH-）>c（CH3COOH）+c（H+），故D错误； 故选AC。 【变式10-3】把0.02mol·L-1的醋酸钠溶液与0.01mol·L-1 盐酸等体积混合，溶液显酸性，则溶液中有关微粒的浓度关系不正确的是 A．c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=0.01mol·L-1 B．c(CH3COO-)＞c(Cl-)＞c(CH3COOH)＞c(H+) C．2c(Na+)=c(CH3COOH)+c(CH3COO-) D．c(Na+)+c(H+)＝c(CH3COO-)+c(Cl-)+c(OH-) 【答案】C 【分析】反应后的混合溶液中溶质为等物质的量浓度的NaCl、CH3COOH、CH3COONa，混合溶液呈酸性，说明醋酸的电离程度大于醋酸根离子水解程度，溶液中存在电荷守恒和物料守恒，据此分析解答。 【详解】反应后的混合溶液中溶质为等物质的量浓度的NaCl、CH3COOH、CH3COONa，混合溶液呈酸性，说明醋酸的电离程度大于醋酸根离子水解程度， A．根据物料守恒得c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=0.02×V/2V=0.01mol/L，A正确； B．反应后NaAc和HAc的物质的量相等，溶液显酸性，说明HAc电离程度大于Ac- 水解程度，则（Ac-）＞c（Cl-），HAc为弱电解质，部分电离，应有c（HAc）＞c（H+ ），所以：c(CH3COO-)＞c(Cl-)＞c(CH3COOH)＞c(H+)，B正确； C．反应后NaAc、HAc和NaCl的物质的量均相等，根据物料守恒，c(CH3COOH)+c(CH3COO-)= c(Na+)，C错误； D．溶液中存在电荷守恒：c（Na+）+c（H+）=c（Ac-）+c（Cl-）+c（OH-），D正确； 综上所述，本题选C。 题型11 影响盐类水解平衡的因素 1.内因对盐类水解平衡的影响规律 盐类水解程度的大小主要由盐的性质决定，生成盐的弱酸酸性越弱(或弱碱碱性越弱)，即越难电离(电离常数越小)，该盐的水解程度越大，即越弱越水解。 2.外界条件对水解平衡影响 CH3COONa溶液：CH3COO-+H2OCH3COOH+OH- 平衡移动方向 c平(CH3COO-) c平(CH3COOH) c平(OH-) pH 水解程度 加热 正向 减小 增大 增大 增大 增大 加水 正向 减小 减小 减小 减小 增大 加CH3COOH 逆向 增大 增大 减小 减小 减小 加CH3COONa 正向 增大 增大 增大 增大 减小 加NaOH 逆向 增大 减小 增大 增大 减小 加HCl 正向 减小 增大 减小 减小 增大 3.判断影响盐类水解的因素的方法 【典例11】下列关于水解的说法错误的是（    ） A．浓度相同时，溶液在30℃时的水解程度大于20℃时的水解程度 B．温度相同时，溶液的水解程度大于溶液的水解程度 C．溶液在保存时，可加入少量的盐酸抑制的水解 D．用固体配制溶液时，先溶在盐酸中，然后再稀释到所需的浓度 【答案】B 【详解】A.的水解离子方程式为，温度升高，水解平衡右移，水解程度增大，故A正确； B.溶液的浓度越大，其水解程度越小，故B错误； C.由水解离子方程式可知，加入盐酸可使水解平衡向左移动，故C正确； D.用固体配制溶液时，先溶解在盐酸中是为了抑制其水解，故D正确； 故选：B。 【变式11-1】下列措施能使AlCl3溶液的水解平衡正向移动且使溶液的pH 增大的是 A．加热 B．通CO2气体 C．加水 D．通HCl气体 【答案】C 【详解】AlCl3溶液的水解平衡为Al3++3H2OAl(OH)3+3H+。水解是吸热的，加热使如上平衡向正反应方向移动，但是氢离子浓度增大，pH减小，选项A错误。通入二氧化碳气体，相当于加入碳酸，增大氢离子浓度，pH减小，选项B错误。加水稀释，平衡向正反应方向移动（越稀越水解），但是终究是稀释，氢离子浓度一定会减小，pH增大，选项C正确。通HCl气体增大氢离子浓度，pH减小，选项D错误。 【变式11-2】一定条件下，溶液中存在水解平衡。下列说法正确的是（    ） A．加入少量NaOH固体，减小 B．升高温度溶液的pH增大 C．稀释溶液，溶液的pH增大 D．通入少量HCl气体，水解平衡常数减小 【答案】B 【详解】A．加入的NaOH会抑制的水解，水解平衡逆向移动，使增大，故A错误； B．升高温度能促进盐类的水解，水解平衡正向移动，溶液中增大，溶液的pH增大，故B正确； C．释醋酸钠溶液，促进醋酸根离子水解，但醋酸根离子水解增大程度小于溶液体积增大程度，所以溶液中c(OH-)减小，溶液的pH也减小，故C错误； D．通入的HCl在溶液中电离出氢离子，使得c(OH-)减小，水解平衡正向移动，能促进的水解，但温度不变，水解平衡常数不变，故D错误； 答案选B。 【变式11-3】在一定条件下，溶液中存在水解平衡：。下列说法正确的是（    ） A．稀释溶液，各物质浓度均减小，平衡不移动 B．通入，平衡向正反应方向移动 C．升高温度，减小 D．加入NaOH固体，溶液pH减小 【答案】B 【详解】A．稀释溶液，、、均减小，平衡正向移动，故A错误； B．通入，会与水解产生的反应，的浓度降低，平衡向正反应方向移动，故B正确； C．水解过程吸热，升高温度平衡正向移动，减小，增大，则增大，故C错误； D．加入NaOH固体，增大，溶液的碱性增强，pH增大，故D错误； 答案选B。 题型12 水解常数及其应用 1.水解常数表达式(以CH3COONa为例) CH3COO-+H2OCH3COOH+OH- Kh=，只与温度有关。 2.水解常数与电离常数的关系 Kh= = =。 所以，Kh·Ka=Kw。同理，可推出Kh=。 弱酸或弱碱的电离常数越小，其所生成的盐的水解程度就越大。 【典例12】通过查阅资料获得温度为时有以下数据：是盐的水解平衡常数，在溶液中存在，则。有关上述常数的说法正确的是 A．通过比较上述常数，可得溶液显碱性 B．所有弱电解质的电离常数和难溶电解质的都随温度的升高而增大 C．常温下，在水中的大于在饱和溶液中的 D．一定温度下，在溶液中， 【答案】D 【详解】A．根据谁强显谁性可知，可得溶液水解显酸性，A错误； B．升高温度平衡向吸热方向移动，如果化学平衡正反应是放热反应，则升高温度化学平衡常数减小，B错误； C．电离平衡常数只与温度有关，温度相同电离平衡常数相同，C错误； D．一定温度下，在溶液中水解常数为，则，D正确； 故选D。 【变式12-1】在25℃条件下，将的溶液加水稀释过程中，下列说法正确的是 A．能使的水解常数增大 B．溶液中不变 C．能使溶液中增大 D．此过程中，溶液中所有离子浓度均减小 【答案】B 【详解】A．水解常数只受温度影响，不会改变，错误； B．溶液中=不变，正确； C．加水稀释过程中，铵根离子水解程度变大，导致溶液中减小，错误； D．此过程中，=不变，稀释过程中溶液氢离子浓度减小，则氢氧根离子浓度变大，错误。 故选B。 【变式12-2】(1)25℃时，H2SO3⇌＋H＋的电离常数Ka=1×10-2mol·L-1，则该温度下NaHSO3水解反应的平衡常数Kh= mol·L-1。 (2)常温下，用NaOH溶液吸收SO2得到pH=9的Na2SO3溶液，吸收过程中水的电离平衡 (填“向左”“向右”或“不”)移动。试计算溶液中= (常温下H2SO3的电离平衡常数Ka1=1.0×10-2，Ka2=6.0×10-8)。 【答案】(1)1×10－12 (2) 向右 60 【详解】（1）Kh＝mol·L－1＝1×10-12 mol·L-1； 故答案为：1×10-12。 （2）Na2SO3电离出的水解促进水的电离平衡，平衡向右移动；+H2O+OH-，Kh＝，所以； 故答案为：向右；60。 【变式12-3】(1)已知常温下CN－的水解常数Kh=1.61×10－5，常温下，含等物质的量浓度的HCN与NaCN的混合溶液显 (填“酸”“碱”或“中”)性，c平(CN－) (填“>”“<”或“=”)c平(HCN) 。 (2)取5 mL pH=5的NH4Cl溶液，加水稀释至50 mL，则c平(H＋) (填“>”“<”或“=”)10－6 mol·L－1， (填“增大”“减小”或“不变”)。 (3)已知在室温条件下，pH均为5的H2SO4溶液和NH4Cl溶液，回答下列问题：各取5 mL上述溶液，分别加水稀释至50 mL，pH较大的是 溶液。 【答案】(1) 碱 < (2) > 减小 (3)H2SO4 【详解】（1）易知Ka(HCN)·Kh(CN－)=Kw，得Ka(HCN)= Kw/ Kh(CN－)< Kh(CN－)，即同浓度下的HCN与CN－，CN－水解程度大于HCN电离程度，CN－水解使溶液显碱性，故含等物质的量浓度的HCN与NaCN的混合溶液显碱性，因此c平(CN－) <c平(HCN)。 （2）pH=5的NH4Cl溶液加水稀释过程中促进NH4Cl溶液的水解，产生更多的氢离子，故加水稀释至50 mL，则c平(H＋) >10－6 mol·L－1。由于，加水稀释过程中，铵根离子物质的量减少，氢离子物质的量增加，故减小，因此减小。 （3）pH为5的H2SO4溶液加水稀释过程中无法继续电离出氢离子，而pH为5的NH4Cl溶液加水稀释过程中继续水解得到氢离子，故稀释相同倍数后的两种溶液， NH4Cl溶液酸性更强，pH更小，故pH较大的是H2SO4溶液。 题型13 盐类水解在粒子浓度关系中的应用 以强碱弱酸盐NaA溶液为例，分析其溶液中各粒子浓度的大小。 【典例13】有等物质的量浓度下列四种溶液：a.；b.；c.；d.，其中大小关系判断正确的是 A． B． C． D． 【答案】D 【详解】的水解是微弱的，观察四种物质的化学式，可知、溶液中的浓度大于、溶液中的浓度。溶液中和的水解相互促进，而溶液中对铵根离子的水解无影响，即溶液中；溶液中不影响铵根离子的水解，溶液中抑制铵根离子的水解，即溶液中；则由大到小的顺序排列为，D正确。答案选D。 【变式13-1】下列关于0.10 mol·L－1 NaHCO3溶液的说法正确的是 A．溶质的电离方程式为NaHCO3＝Na＋＋ H＋＋ CO32－ B．25 ℃时，加水稀释后，n(H＋)与n(OH－)的乘积变大 C．离子浓度关系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO3－)＋c(CO32－) D．温度升高，c(HCO3－)增大 【答案】B 【详解】A．碳酸氢钠为强电解质，在溶液中完全电离出钠离子和碳酸氢根离子，正确的电离方程式为：NaHCO3═Na++HCO3-，故A错误； B．25℃时，加水稀释后，促进HCO3-水解，n（OH-）增大，c（OH-）减小，由Kw不变，可知c（H+）增大，则n（H+）增大，则n（H+）与n（OH-）的乘积变大，故B正确； C．离子浓度关系为c（Na+）+c（H+）═c（OH-）+c（HCO3-）+2c（CO32-），遵循电荷守恒，故C错误； D．HCO3-水解为吸热反应，温度升高，促进HCO3－ 的电离和水解，c(HCO3－ )减小，D错误； 故选B。 【变式13-2】有关①100mL 0.1 mol/L、②100mL 0.1 mol/L两种溶液的叙述不正确的是 A．溶液中水电离出的个数：②>① B．溶液中阴离子的物质的量浓度之和:②>① C．①溶液中: D．②溶液中: 【答案】C 【详解】A、因HCO3-的水解程度大于其电离程度，所以NaHCO3溶液显碱性；由于CO32-水解使得Na2CO3溶液也显碱性。根据越弱越水解原理可知，HCO3-的水解程度小于CO32-，弱离子水解程度越大，水的电离程度越大，所以相同浓度的NaHCO3和Na2CO3溶液中，水电离出的H+个数：②>①，A正确； B、HCO3-水解生成H2CO3和OH-，即消耗一个HCO3-的同时又生成一个OH-，水解的过程中阴离子数不变；但CO32-的第一级水解生成HCO3-和OH-，即消耗一个CO32-的同时却生成了两个阴离子，水解的过程中，阴离子总数在增加；由于起始时CO32-和HCO3-的浓度相同，所以溶液中阴离子的物质的量浓度之和：②>①，B正确； C、因HCO3-的水解程度大于其电离程度，所以①溶液中：c（H2CO3）>c（CO32-），C错误； D、CO32-的第一级水解生成HCO3-，第二级水解生成H2CO3，且以第一级水解为主，所以②溶液中：c(HCO3-)>c(H2CO3)，D正确； 答案选C。 【变式13-3】常温下，将等体积，等物质的量浓度的NH4HCO3与NaCl溶液混合，析出部分NaHCO3晶体，过滤，所得滤液pH<7。下列关于滤液中的离子浓度关系不正确的是 A．<1.0×10-7mol/L B．c(Na+)= c(HCO3－)+ c(CO32－)+ c(H2CO3) C．c(H+)+c(NH4+)= c(OH－)+ c(HCO3－)+2 c(CO32－) D．c(Cl－)> c(NH4+)> c(HCO3－)> c(CO32－) 【答案】C 【详解】A、因为所得滤液pH<7，溶液显酸性，因此有=c(OH-) <10－7 mol/L，故A正确； B、因为两者是等体积等浓度混合，因此NH4HCO3和NaCl物质的量相等，即n(Na＋)=n(HCO3－)，根据物料守恒有c(Na＋)= c(HCO3－)+ c(CO32－)+ c(H2CO3)，故B正确； C、发生的反应是NH4HCO3＋NaCl=NaHCO3↓＋NH4Cl，溶液有NH4Cl和一部分NaHCO3，因此依据电荷守恒，有c(H＋)＋c(Na＋)＋c(NH4＋)=c(OH－)＋c(HCO3－)＋c(Cl－)＋2c(HCO3－)，故C错误； D、根据选项C的分析，离子浓度大小顺序是 c(Cl－)> c(NH4＋)> c(HCO3－)> c(CO32－)，故D正确； 答案选C。 题型14 盐类水解在生产、生活、实验中的应用 1.热的纯碱溶液去油污 (1)纯碱水解的离子方程式为C+H2OHC+OH-、HC+H2OH2CO3+OH-。 (2)热纯碱去污能力强的原因是水解吸热，加热，促进Na2CO3的水解，使溶液中c(OH-)增大，去污能力增强。 2.解释铝盐(如明矾)、铁盐(如硫酸铁)的净水原理，结合离子方程式说明：Al3+、Fe3+易水解生成胶体，胶体具有吸附性，能吸附水中细小的悬浮颗粒聚集成较大的颗粒而沉降：Al3++3H2OAl(OH)3+3H+、Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+。 3.泡沫灭火器原理 泡沫灭火器中药品的主要成分为NaHCO3与Al2(SO4)3，其反应的离子方程式为：Al3++3HC===Al(OH)3↓+3CO2↑。 【典例14】下列应用与盐类水解无主要关系的是（    ） A．用铝盐和铁盐作净水剂 B．将（遇水剧烈水解）和混合加热制取无水 C．溶液制备晶体时，不能直接蒸干结晶获取 D．草木灰与铵态氮肥不能混合施用 【答案】C 【详解】A.铝离子和铁离子均水解，分别生成氢氧化铝胶体和氢氧化铁胶体，因此用铝盐和铁盐作净水剂，与盐类水解有关，故A不选； B.氯化铝水解生成氢氧化铝和氯化氢，水解生成，抑制氯化铝水解，将和混合加热制取无水，与盐类水解有关，故B不选； C.亚铁离子不稳定，易被空气中的氧化生成铁离子，且受热易分解，所D.以不能直接蒸干饱和溶液来制备，与盐类水解无关，故C选； 铵根离子和碳酸根离子水解相互促进，因此施化肥时，不能将草木灰和硝酸铵混合使用，与盐类水解有关系，故D不选。 故答案选：C。 【变式14-1】下列说法中正确的是 A．溶液和溶液分别加热、蒸发、浓缩、结晶、灼烧，所得固体的成分相同 B．实验室配制溶液时，往往在溶液中加入少量的硫酸 C．向溶液中加入，调节可除去溶液中混有的 D．用和两种溶液可作泡沫灭火剂 【答案】C 【详解】A．溶液和溶液分别加热、蒸发、浓缩结晶、灼烧，所得固体的成分不相同，前者得到，后者得到，故A错误； B．配制溶液时，应将固体溶解在盐酸中，再加水稀释到所需的浓度，若溶于硫酸，会引入杂质离子，故B错误； C．，向溶液中加入，消耗，使上述水解平衡正向移动生成氢氧化铁沉淀，达到调节除去溶液中混有的的目的，故C正确； D．泡沫灭火器中常使用的原料是和，故D错误； 选C。 【变式14-2】下列事实不属于盐类水解应用的是 A．明矾净水 B．使用热的纯碱溶液去除油污 C．实验室配制FeCl3溶液时加入少量稀盐酸 D．向FeCl3溶液中加入NaOH溶液产生红褐色沉淀 【答案】D 【详解】A、明矾净水的原理是，其中的铝离子水解得到氢氧化铝胶体，吸附水中杂质，与水解相关； B、用热的纯碱溶液除去油污，是利用纯碱水解溶液显碱性的性质，使油污发生皂化反应，从而除去的，与水解相关； C、实验室配制氯化铁溶液的时候，应该加入盐酸以抑制其水解，与水解相关； D、向FeCl3溶液中加入NaOH溶液产生红褐色沉淀，是铁离子直接与氢氧根离子反应，所与水解无关； 答案选D。 【变式14-3】下列根据反应原理设计的应用，不正确的是 A．CO+H2O⇌HCO+OH-　热的纯碱溶液清洗油污 B．Al3++3H2O⇌Al(OH)3(胶体)+3H+　明矾净水 C．TiCl4+(x+2)H2O(过量)=TiO2·xH2O↓+4HCl　用TiCl4制备TiO2 D．SnCl2+H2O⇌Sn(OH)Cl↓+HCl　配制氯化亚锡溶液时加入NaOH固体 【答案】D 【详解】A．碳酸钠水解使溶液呈碱性，油脂在碱性条件下能发生水解，所以纯碱溶液可用来清洗油污，故A正确； B．Al3+水解生成Al(OH)3胶体，胶体具有吸附性，所以明矾可做净水剂，故B正确； C．TiCl4水解生成TiO2·xH2O沉淀，所以TiCl4可以制备TiO2，故C正确； D．SnCl2水解生成盐酸，所以配制氯化亚锡溶液时加入盐酸，阻止SnCl2的水解，故D错误； 故答案选D。 题型15 盐类水解在判断离子反应中的应用 判断离子是否共存：Al3+与[Al(OH)4]-、C、HC、S2-、HS-等因相互促进水解而不能大量共存。 【典例15】下列各组离子在给定溶液中能大量共存的是 A．在氨水中：、、、 B．在醋酸溶液中：、、、 C．在硝酸银溶液中：、、、 D．在氯化铁溶液中：、、、 【答案】B 【详解】A．在0.1mol/L氨水中，Mg2+和Cu2+会生成Mg(OH)2和Cu(OH)2沉淀，不能大量共存，A错误； B．在0.1mol/L醋酸溶液中，、、、均为可溶性离子且无氧化还原反应，能大量共存，B正确； C．在0.1mol/L硝酸银溶液中，Cl-、能与Ag+生成沉淀，不能大量共存，C错误； D．在0.1mol/L氯化铁溶液中，Fe3+会氧化I-生成I2，且与Fe3+发生水解反应，不能大量共存，D错误； 故选B。 【变式15-1】常温下，下列各组离子在指定条件下可能大量共存的是 A．使甲基橙变红的溶液中：、、、 B．与Al反应能放出的溶液中：、、、 C．含有的溶液中：、、、 D．的溶液中：、、、 【答案】A 【详解】A．使甲基橙变红的溶液为酸性溶液，四种离子在酸性溶液中不发生任何反应，能大量共存，A正确； B．与铝反应能放出氢气的溶液可能为酸溶液，也可能为碱溶液，酸溶液中硫离子与氢离子反应，碱溶液中铵根离子与氢氧根离子反应，则四种离子在与铝反应能放出氢气的溶液中一定不能大量共存，B错误； C．含有铝离子的溶液中，铝离子能与碳酸氢根离子发生双水解反应，不能大量共存，C错误； D．的溶液呈酸性，酸性溶液中高锰酸根离子与氯离子反应，不能大量共存，D错误； 故选A。 【变式15-2】常温下，下列各组离子在指定溶液中一定能大量共存的是 A．溶液中：、、、 B．含有的溶液中：、、、 C．澄清透明的溶液中：、、、 D．使酚酞变红色的溶液中：、、、 【答案】A 【详解】A．硝酸钾溶液中该组离子之间不反应，可大量共存，故A选； B．Fe3+、I-发生氧化还原反应，不能大量共存，故B不选； C．Al3+、HCO相互促进水解，不能大量共存，故C不选； D．使酚酞变红色的溶液，显碱性，不能大量存在Mg2+，故D不选； 故选：A。 【变式15-3】下列有关方程式书写不正确的是 A．醋酸的电离： B．水溶液显碱性： C．和在水溶液中不能大量共存： D．气体通入溶液中产生黑色沉淀： 【答案】C 【详解】A．醋酸在水溶液中电离生成和，则醋酸的电离方程式为：，A正确； B．为强碱弱酸盐，其水溶液显碱性是因为发生水解：，B正确； C．和在水溶液中不能大量共存是因为和发生了双水解，反应的离子方程式为：，C错误； D．气体通入溶液中生成黑色的CuS沉淀，反应的离子方程式为：，D正确； 故选C。 题型16 弱酸(碱)的稀释pH变化曲线分析 1.酸碱溶液稀释时pH的计算 酸(pH=a) 碱(pH=b) 弱酸 强酸 弱碱 强碱 稀释10n倍 pH<a+n<7 pH=a+n<7 pH>b-n>7 pH=b-n>7 无限稀释 此时考虑水的电离，pH只能接近7(略小于7) 此时考虑水的电离，pH只能接近7(略大于7) 2.酸碱溶液稀释时pH的变化图像 ①pH相等的酸或碱溶液稀释后溶液pH的变化示意图 ②浓度相等的酸或碱溶液稀释后溶液pH的变化示意图 可以看出无论是浓度相等还是pH相等，加水稀释相同倍数pH变化大的都是强酸或强碱。 【典例16】常温下，将的溶液加水稀释，溶液的随溶液体积的变化如图所示，下列说法错误的是 A．一定为强酸 B．点溶液中， C．点溶液中， D．的过程中，一直增大 【答案】D 【详解】A．由图可知，初始溶液体积为 1 mL，则，当稀释到 1000 mL 时，，对应，假定 HX为强酸 完全电离，则整过程氢离子总物质的量保持不变，契合图示变化规律，故可判定HX为强酸，A正确； B．在点时，大于，则溶液中小于，因此由水自身电离产生的小于，B正确； C．在点时，，因HX为强酸，电离后，则，得到，C正确； D．因HX为强酸，在起始点到b点的稀释过程中，与等比减小，而随稀释会增大；在初始点时，；到b点时，，所以随稀释的过程中，逐渐减小，D错误； 故答案为：D。 【变式16-1】常温下，向一定质量的冰醋酸中加水稀释，溶液的导电能力变化如图。已知，。下列说法正确的是 A．a、b、c三点溶液的pH：b＞a＞c B．a、b、c三点溶液中水的电离程度：a＞b＞c C．b→c过程减小 D．向c点溶液中加入等浓度等体积的氮水，所得溶液呈中性 【答案】D 【分析】由图可知，冰醋酸中只存在醋酸分子，不存在自由移动的离子，不能导电；加水稀释过程中，醋酸溶液的浓度减小，电离程度变大，溶液中离子浓度先增大后减小，溶液的导电性先增强后减弱。 【详解】A．溶液的导电性越强，溶液中离子浓度越大，由图可知，a、b、c三点对应的溶液的导电性的强弱顺序为c＜a＜b，则溶液中醋酸根离子浓度由小到大的顺序为c＜a＜b，故A错误； B．醋酸在溶液中存在电离平衡，加水稀释时，电离平衡右移，溶液中醋酸的浓度减小，电离程度增大，由图可知，a、b、c三点对应的溶液中c点醋酸溶液的浓度最小，则c点醋酸的电离程度最大，故B错误； C．由电离常数可知，溶液中，醋酸溶液加水稀释时，醋酸的电离常数不变，溶液中氢离子浓度先增大后减小，则溶液中的值先减小后增大，故C错误； D．向c点溶液中加入等浓度等体积的氮水，CH3COOH和NH3⋅H2O恰好完全反应，溶质为CH3COONH4，Ka(CH3COOH)=Kb(NH3⋅H2O)，CH3COONH4溶液呈中性，D正确； 本题选D。 【变式16-2】，相同 的两种一元弱酸 与 溶液分别加水稀释，溶液随溶液体积变化的曲线如图所示。下列说法正确的是 A．同浓度的与 溶液中，大于 B．的酸性强于 C．点溶液的导电性大于点溶液 D．点的大于点的 【答案】A 【分析】由图可知，pH相同的HA、HB溶液稀释同等倍数，HA的pH改变较大，则HA的酸性强于HB。 【详解】A．根据越弱越水解，同浓度的NaA与NaB溶液，A-的水解程度小于B-的水解程度，则c平(A-)大于c平(B-)，A项正确； B．根据分析，HB的酸性弱于HA，B项错误； C．a点溶液的pH大于b点溶液的pH，a点溶液中c(H+)小于b点溶液中c(H+)，a点溶液中离子物质的量浓度小于b点溶液中离子物质的量浓度，则a点溶液的导电性小于b点溶液，C项错误； D．HA的酸性强于HB，pH相同的HA和HB溶液物质的量浓度c(HA) ＜c(HB)，稀释相同的倍数，HA电离的程度较大，故a点的c平(HA)小于b点的c平(HB)，D项错误； 答案选A。 【变式16-3】常温下，分别取未知浓度的和溶液，加水稀释至原体积的n倍。稀释过程中，两溶液pH的变化如图所示。下列叙述不正确的是 A．P线代表的稀释图像 B．Z点溶液稀释倍，所得溶液 C．X、Y、Z点水的电离程度： D．将溶液和溶液等体积混合，所得溶液呈碱性 【答案】C 【分析】P线代表的物质pH始终小于7，P线代表HA溶液，Q线代表NaOH溶液。纵坐标表示稀释倍数n的对数，HA从pH=4到pH=5稀释倍数大于10倍，HA为弱酸，由此解答下列选项。 【详解】A．P线溶液在稀释过程中pH始终小于7，P线代表HA的稀释图像，A正确； B．碱溶液无限稀释时，pH接近于7，Z点溶液稀释倍，相当于是无限稀释，因此所得溶液，B正确； C．水的电离程度受溶液中酸电离出的H+浓度或者碱电离出的OH-浓度影响，X点pH=5，水电离出的氢离子浓度c(H+)=，同理可得Z点水电离的氢离子浓度c(H+)=10-9mol/L，Y点水电离的氢离子浓度c(H+)=10-10mol/L，所以水的电离程度Z=X>Y，C错误； D．HA从pH=4到pH=5稀释倍数大于10倍，HA为弱酸，1mol/L的NaOH和1mol/L的HA溶液等体积混合，生成强碱弱酸盐，溶液显碱性，D正确； 故答案选C。 题型17 酸碱中和反应进程中pH变化曲线分析 常温下，以0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L-1 HA溶液为例，其滴定曲线如图。 关键点 粒子浓度关系 起点(点①) 起点为HA的单一溶液，0.100 0 mol·L-1 HA的pH>1，说明是弱酸，c(HA)>c(H+)>c(A-)>c(OH-) 反应一半点(点②) 两者反应生成等物质的量的HA和NaA混合液，此时溶液pH<7，说明HA的电离程度大于A-的水解程度，c(A-)>c(Na+)>c(HA)>c(H+)>c(OH-) 中性点(点③) 此时溶液pH=7，溶液呈中性，酸没有完全反应，c(A-)=c(Na+)>c(HA)>c(H+)=c(OH-) 恰好完全反应点(点④) 此时两者恰好完全反应生成NaA，为强碱弱酸盐，溶液呈碱性，c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+) 过量点(点⑤) 此时NaOH过量或者远远过量，溶液显碱性，可能出现c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+)，也可能出现c(Na+)>c(OH-)>c(A-)>c(H+) 在上述过程中，点④代表的溶液中水的电离程度最大 【典例17】常温下，用0.10mol·L-1NaOH溶液分别滴定20.00mL浓度均为0.10mol·L-1CH3COOH溶液和HCN溶液所得滴定曲线如图。下列说法正确的是 A．酸性：CH3COOH<HCN B．水的电离程度：①<② C．Ka(HCN)=10-11 D．②、③、④点所示溶液中都有： 【答案】C 【分析】根据电离平衡常数的计算公式利用图中特殊点如0点即没有加入氢氧化钠时的pH值代入公式进行计算约值；对于离子浓度的大小可以利用电荷、物料、质子守恒进行比较； 【详解】A．根据图象0点可知，CH3COOH的pH=3，c(H+)=0.001mol/L，HCN的pH=6，c(H+)=10-6mol/L，根据电离平衡常数的三段式：，，，，则酸性：CH3COOH>HCN，A错误； B．根据图象，当加入10mLNaOH溶液时，点②得到等物质的量浓度的CH3COOH和CH3COONa的混合液，点②溶液呈酸性，CH3COOH的电离程度大于CH3COO-的水解程度，水的电离被抑制，点①得到等物质的量浓度的HCN和NaCN的混合液，点①溶液呈碱性，HCN的电离程度小于CN-的水解程度，水的电离被促进，水的电离程度：①>②，B错误； C．结合A的分析可知，Ka(HCN)=10-11，C正确； D．当加入10mLNaOH溶液时，点②得到等物质的量浓度的CH3COOH和CH3COONa的混合液，电荷守恒为c（Na+）+c（H+）=c（OH-）+c（CH3COO-），元素守恒为：2c（Na+）=c（CH3COOH）+c（CH3COO-），两者结合可知，，D错误； 故选C。 【变式17-1】常温下,向 20 mL 0.2 mol/LH2A溶液中滴加0. 2 mol/L NaOH溶液.有关微粒的物质的量变化曲线如图所示(其中I代表H2A．，II代表HA—，III表A2—)。根据图示.判断下列说法正确的是    A．当V(NaOH)=20 mL时.溶液中各离子浓度的大小关系为c(Na+)>c(HA—)>c(H+)>c(A2一)>c(OH—) B．等体积、等物质的量浓度的NaOH溶液与H2 A溶液混合后，其溶液中水的电离程度比纯水中的大 C．NaHA溶液中:c(OH—)+2c(A2—) =c(H+) +c(H2A ) D．将Na2A溶液加水稀释.溶液中所有离子的浓度都减小.但部分离子的物质的量增加 【答案】A 【详解】A、当V(NaOH)=20mL时，发生反应为NaOH+H2A=NaHA+H2O，溶液主要为NaHA，由图象看出c(A2-)＞c(H2A)，说明HA-电离大于水解，溶液呈酸性，则c(Na+)＞c(HA-)＞c(H+)＞c(A2-)＞c(OH-)，选项A正确； B．等体积等浓度的NaOH溶液与H2A溶液混合后生成NaHA，溶液呈酸性，则抑制水的电离，溶液中水的电离程度比纯水中的小，选项B错误； C、根据质子守恒可知，NaHA溶液中: c(OH一)+c(A2—) =c (H +) +c(H2A )，选项C错误； D、因对强碱弱酸盐溶液稀释，c（H+）增大，则将该电解质溶液加水稀释，溶液中离子浓度不一定都减小，选项D错误； 答案选A。 【变式17-2】室温下，用0.10mol·L-1NaOH溶液分别滴定20.00mL浓度均为0.10 mol·L-1的CH3COOH 溶液和HCN溶液所得滴定曲线如图所示。下列说法正确的是 A．当加入10mLNaOH时：c(CH3COOH)>c(HCN) B．点③和点④所示溶液中：c(Na+)＞c(OH-)＞c(CH3COO-)＞c(H+) C．已知室温下某碱AOH的Kb=1×10-9，则ACN的水溶液呈碱性 D．点②和点③所示溶液中都有：c(CH3COO-)+c(OH-)=c(CH3COOH)+c(H+) 【答案】C 【详解】A项，根据图象，当加入10mLNaOH溶液时，点②得到等物质的量浓度的CH3COOH和CH3COONa的混合液，点②溶液呈酸性，CH3COOH的电离程度大于CH3COO-的水解程度，溶液中粒子浓度由大到小顺序为c（CH3COO-）c（Na+）c（CH3COOH），点①得到等物质的量浓度的HCN和NaCN的混合液，点①溶液呈碱性，CN-的水解程度大于HCN的电离程度，溶液中粒子浓度由大到小顺序为c（HCN）c（Na+）c（CN-），加入10mLNaOH溶液时，两溶液中c（Na+）相等，两溶液中c（CH3COOH）c（HCN），A项错误；B项，点③和点④在NaOH滴定CH3COOH溶液过程中的电荷守恒为c（Na+）+c（H+）=c（OH-）+c（CH3COO-），点③溶液的pH=7，点③溶液中c（H+）=c（OH-），点③溶液中c（Na+）=c（CH3COO-），点④加入20mLNaOH溶液充分反应后得到CH3COONa溶液，点④溶液中由于CH3COO-的水解溶液呈碱性，溶液中离子浓度由大到小的顺序为c（Na+）c（CH3COO-）c（OH-）c（H+），B项错误；C项，根据图象0.1mol/L的HCN溶液的pH5即c（H+）110-5mol/L0.1mol/L，HCN的电离方程式为HCNH++CN-，HCN的电离平衡常数Ka（HCN）==110-9=Kb（AOH），ACN属于弱酸弱碱盐，根据盐类水解的规律“谁强显谁性”，ACN的水溶液呈碱性，C项正确；D项，点②所示溶液为等物质的量浓度的CH3COOH和CH3COONa的混合液，点②溶液呈酸性，CH3COOH的电离程度大于CH3COO-的水解程度，溶液中粒子浓度由大到小顺序为c（CH3COO-）c（Na+）c（CH3COOH），溶液中电荷守恒为c（Na+）+c（H+）=c（OH-）+c（CH3COO-），点②溶液中c（CH3COO-）+c（OH-）c（CH3COOH）+c（H+），根据点③加入NaOH溶液的体积，点③溶液由CH3COONa和略过量的CH3COOH组成，点③溶液的pH=7，根据电荷守恒c（Na+）+c（H+）=c（OH-）+c（CH3COO-），点③溶液中c（Na+）=c（CH3COO-），c（Na+）c（CH3COOH），则c（CH3COO-）+c（OH-）c（CH3COOH）+c（H+），D项错误；答案选C。 【变式17-3】常温下，向20.00mL 0.1000的HCOOH溶液中逐滴滴入0.1000 NaOH溶液。溶液的pH及HCOOH、的pc随变化关系如图所示，pc表示HCOOH、浓度的负对数()。 下列说法错误的是 A．曲线III表示的变化情况 B．的数量级为 C．M点溶液中 D．N点溶液中 【答案】B 【分析】HCOOH为弱酸，20.00mL 0.1000的pH>1，向HCOOH溶液中加NaOH溶液开始体系为酸性且pH>1，然后体系发生pH突跃，最后体系呈碱性，故曲线I为溶液的pH随变化关系；HCOOH为弱酸，在水溶液中部分电离，HCOONa为盐，在水溶液中完全电离,因此向HCOOH溶液中加NaOH溶液后，c(HCOO-)增大，因此曲线III为HCOO-的pc随变化关系；向HCOOH溶液中加NaOH溶液，消耗HCOOH，c(HCOOH)减小，因此曲线II为HCOOH的pc随变化关系。 【详解】A．据分析，曲线III表示的变化情况，故A正确； B．曲线II和曲线III交点处：，此时，则数量级为，故B错误； C．M点溶液组成为HCOONa、HCOOH，且c(HCOONa)=3c(HCOOH)，则溶液中有份HCOO-和份HCOOH，则根据质子守恒有：，即，故C正确； D．N点溶液组成为HCOONa，由于HCOO-水解，则溶液显碱性，c(Na+)>c(HCOO-)，则，故D正确； 故答案为B。 题型18 分布系数曲线的分析 1.认识分布系数(以CH3COOH为例) CH3COOH H++CH3COO-，当体系处于平衡状态时，各种形式微粒的浓度即为平衡浓度，各种存在形式平衡浓度之和称为总浓度。某一存在形式的平衡浓度占总浓度的分数，即为该存在形式的分布系数，以δ表示。 δ(CH3COOH)==； δ(CH3COO-)==。 2.一元弱酸的分布系数图(以CH3COOH为例) 当δ(CH3COOH)=δ(CH3COO-)时，即=，Ka=c平(H+)=10-4.76 mol·L-1(图像中交点)。 3.二元弱酸的分布系数图(以H2C2O4为例) H2C2O4两步电离平衡：H2C2O4H++HC2，HC2H++C2 分布系数图像如下 (1)δ0为H2C2O4的分布系数，δ1为HC2的分布系数，δ2为C2的分布系数。 (2)A点的pH=1.2，此时c(H2C2O4)=c(HC2)，Ka1(H2C2O4)==c平(H+)=10-1.2 mol·L-1。 (3)C点的pH=4.2，此时c(C2)=c(HC2)，Ka2(H2C2O4)==c平(H+)=10-4.2 mol·L-1。 (4)B点对应的H2C2O4与C2的分布系数相等，则c(H2C2O4)=c(C2)。 【典例18】以酚酞为指示剂，用NaOH溶液滴定20.00mL未知浓度的二元酸溶液。溶液中，pH、分布系数δ随滴加NaOH溶液体积的变化关系如图所示。[例如的分布系数：]，下列叙述错误的是 A．曲线①代表 B．溶液的浓度为 C．的电离常数 D．滴定终点时，溶液中 【答案】C 【详解】A．从分布系数图像中观察只有一个含A微粒的交点，pH变化曲线只有一个突变，可得出第一步电离是完全电离，曲线①代表，A正确； B．的NaOH溶液在40mL时达到反应终点，可知20.00mL溶液浓度也为，B正确； C．的电离常数计算可以找分布系数图像的交点，观察交点对应的pH为2，所以，C错误； D．滴定终点时的溶质为，根据质子守恒可知，D正确； 答案选C。 【变式18-1】常温下，向(一元中强酸)溶液中滴加溶液，溶液中含磷粒子的分布系数与的关系如图所示。 已知：。 下列叙述错误的是 A．曲线代表与的关系 B．当时达到M点 C．常温下， D．常温下，的水解常数 【答案】B 【详解】A．向溶液中滴加溶液，减小，增大，所以，曲线代表与的关系，曲线代表与的关系，A项正确； B．当滴加溶液时，溶质为和且二者物质的量相等，由于电离常数大，所以电离程度大于水解程度，此时溶液中大于，B项错误； C．由M点溶液中=，计算，C项正确； D．水解常数，D项正确。 故选B。 【变式18-2】常温下，用0.1mol·L-1NaOH溶液滴定等浓度的溶液，溶液的pH、微粒分布分数δ[，X表示、或]随的变化如图所示，下列说法正确的是 A．曲线I表示的是随的变化曲线 B．的数量级为 C．时， D．时， 【答案】D 【分析】用0.1mol·L-1NaOH溶液滴定等浓度的溶液，发生的反应为：、，因此随着增大，即NaOH的增多，逐渐转化为，再转化为 ，所以曲线 Ⅰ 表示的分布分数，曲线 Ⅱ 表示的分布分数，曲线 Ⅲ 表示的分布分数 ，据此回答。 【详解】A．由上述分析可知，曲线 Ⅰ 表示的是随的变化曲线，故A错误； B．，当曲线 Ⅰ曲线 Ⅱ 相交时，存在，即，观察滴定曲线可知此时pH=3.4，因此，的数量级为，故B错误； C．当时，根据分析可知，溶液中溶质为NaHA，根据物料守恒，故C错误； D．当时，溶质为 ，此时大于0.75，小于0.25，所以，故D正确； 故答案选D。 【变式18-3】常温下，L2－能够与Cu＋形成CuL－、配离子。当溶液中含铜微粒浓度总和为时，一定pH下，含铜微粒分布系数与pL2－关系如图。 已知：， 下列说法正确的是 A．Ⅰ代表CuL－ B．pL2－＝1.69时， C． D．当pL2－＝2时，溶液中有 【答案】C 【分析】随着pL2－增大，L2－离子浓度减小，的量减小、的量先增大后减小、的量增大，则曲线Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ分别表示、、与pL2－关系； 【详解】A．由分析，曲线Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ分别表示、、与pL2－关系，A错误； B．pL2－＝1.69时，，，，则，B错误； C．由分析，，，则，C正确； D．若溶液中加入调节溶液中L2－浓度，由电荷守恒存在，由物料守恒可知，，则溶液中有，D错误； 故选C。 题型19 对数曲线的分析 1.将溶液中某一微粒的浓度[如c(A)]或某些微粒浓度的比值取常用对数，即lg c(A)或lg 得到的粒子浓度对数图像。 2.解题策略 (1)先确定图像的类型是对数图像还是负对数图像。 (2)再弄清楚图像中横坐标和纵坐标的含义，是浓度对数还是比值对数。 (3)理清图像中曲线的变化趋势及含义，根据含义判断线上、线下的点所表示的意义。 (4)抓住图像中特殊点：如lg =0的点有c(A)=c(B)；lg c(D)=0的点有c(D)=1 mol·L-1 。 (5)将图像中数据或曲线的变化与所学知识对接，得出题目的正确答案。 【典例19】丁二酸俗称琥珀酸，天然存在于琥珀中，广泛用于医药、食品。常温下，向琥珀酸(简记为)溶液中滴加溶液，溶液中[或]与关系如图所示。下列说法错误的是 A．表示与的关系 B．NaHA溶液呈酸性 C．当时， D．时， 【答案】D 【分析】对于， ，，由于为二元弱酸，所以Ka1＞Ka2，表示与pH的变化关系，表示与pH的变化关系，由图，Ka1=10-4.2，Ka2=10-5.6； 【详解】A．由分析，表示与的关系，A正确； B．室温下，，所以NaHA溶液呈酸性，B正确； C．当时，，，，C正确； D．时，，，，D错误； 故选D。 【变式19-1】常温下，将溶液分别滴加到等浓度的三氯乙酸()和乙酸()溶液中，两溶液中与微粒浓度比值的对数的变化关系如图所示。[已知，b点坐标为]下列叙述错误的是 A．曲线Ⅱ表示与的变化关系 B．曲线I表示酸的 C．a点时，溶液中 D．乙酸溶液中加入乙酸钠固体，增大 【答案】C 【分析】酸性：＜，即电离平衡常数Ka：＜，Ka(CCl3COOH)=，Ka(CH3COOH)=，当或一定时Ka与c(H+)成正比，与pH成反比，则曲线Ⅰ、Ⅱ分别表示溶液pH与lg、lg的关系，结合电离平衡常数及盐类水解规律分析解答该题； 【详解】A．根据分析，曲线Ⅱ表示与的变化关系，A正确； B．根据分析，曲线I的b点坐标为代入，表示酸的，B正确； C．a点时，=1.5，，根据溶液中电荷守恒：，故，C错误； D．，乙酸溶液中加入乙酸钠固体，减小，增大，故增大，D正确； 故选C。 【变式19-2】乙二胺(，简写为X)为二元弱碱。常温时，向其盐酸盐溶液中加入固体NaOH(溶液体积变化忽略不计)，体系中三种粒子浓度的对数值(lgc)、所加NaOH固体质量与的关系如图所示。下列说法正确的是 A．乙二胺第二步电离常数的数量级为 B．a点时， C．b点时， D．c点时，加入NaOH的质量 【答案】B 【分析】 由于，因此溶液碱性越强，pOH越小，曲线从上至下溶液碱性逐渐增强，根据XH2Cl2的起始浓度为0.1mol/L可知，溶液中含X微粒总浓度为0.1mol/L，因此图像左侧曲线从左至右微粒浓度逐渐增大，X在水中发生电离的方程式依次为：，因此向XH2Cl2中加入NaOH固体过程中，随NaOH的加入，逐渐减小，先增大后减小，逐渐增大， 由此可知曲线()中代表的微粒为：①代表，②表示，③表示X，据此分析解题。 【详解】A．乙二胺X的第二步电离为，电离常数Kb2​= ​ 。当=时，pOH=7.20，Kb2​=10−7.20，数量级为10−8，A错误； B．a点时，pOH=7.20，根据电荷守恒：，且a点时= ，结合电荷守恒可得：，故，B正确； C．b点时，lg＜lg＜lg，可得 ，C错误；     D．c点时，溶液中==；根据反应和可知，加入NaOH的物质的量为0.003mol，故m2=0.03mol×40g/mol=0.12g，D错误； 故选B。 【变式19-3】常温下，用浓度为0.1000mol·L-1的NaOH标准溶液滴定浓度为0.1000mol·L-1的CH3COOH溶液，滴定过程中CH3COOH、CH3COO-、H+、OH-浓度的对数值(lgc)及滴定分数η(η=)随pH的变化曲线如图所示。 下列说法错误的是 A．曲线①表示lgc(CH3COO-)随pH的变化关系 B．CH3COOH的电离平衡常数的数量级为10-5 C．P点时，存在c(Na+)+c(H+)>c(OH-)+c(CH3COOH) D．η从0到100%的过程中，水的电离程度逐渐增大 【答案】A 【分析】醋酸溶液中存在电离平衡，滴入NaOH溶液，η(η=)增大、pH增大，lgc(H+)减小，lgc(OH-)增大，当η=1时得到醋酸钠溶液，显碱性，lgc(OH-)＞lgc(H+)，当pH=7时，lgc(OH-)=lgc(H+)，故曲线③表示lgc(OH-)随pH的变化关系，曲线②代表lgc(H+)随pH的变化关系；电离平衡正向移动，CH3COOH浓度减小，lgc(CH3COOH)减小，CH3COO-浓度增大，lgc(CH3COO-)增大，故曲线④表示lgc(CH3COO-)，曲线①表示lgc(CH3COOH)。 【详解】A．由分析可知曲线①表示lgc(CH3COOH)随pH的变化关系，曲线④表示lgc(CH3COO-)随pH的变化关系，A错误； B．由图可知，c(CH3OOH)和c(CH3COO-)相等时(虚线与实线相交的点)，pH=4.75，根据，c(CH3OOH)=c(CH3COO-)时，Ka=10-4.75，数量级为10-5，B正确； C．P点时，由电荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(CH3COO-)，溶质组成为大量的CH3COONa和少量CH3COOH，c(CH3COOH)<c(CH3COO-)，故c(Na+)+c(H+)>c(OH-)+c(CH3COOH)，C正确； D．η从0到100%的过程中，CH3COONa的物质的量逐渐增加，CH3COONa促进水的电离，水的电离程度增大，D正确； 故选A。 / 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $