（课时作业）第三章 06 特色训练(五) 电解质溶液的综合应用(一)-【学而思·高中同步培优练】2026-2027学年高二化学选择性必修1 化学反应原理 课时作业(人教版·新教材)

特色训练(五)　电解质溶液的综合应用(一) 1.C　[解析] 缺少亚硫酸的浓度,无法计算其一级电离常数,A错误;说明醋酸易电离,醋酸的酸性强,B错误;根据沉淀转化的本质,AgCl会转化为溶解度更小的AgI,C正确;数据只能说明AgOH和AgCl在水中的溶解度大小,而AgOH易溶于稀硝酸,D错误。 2.C　[解析] Fe2(SO4)3溶液的pH≈1.3,证明Fe3+发生了水解:Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+,使溶液中c(H+)> c(OH-),溶液呈酸性,A项正确;将溶液a滴入沸水中并加热,有丁达尔效应,说明生成了胶体,说明加热促进Fe3+水解生成了Fe(OH)3胶体,B项正确;加入浓盐酸,H+的浓度增大,抑制Fe3+的水解,使Fe3+的浓度增大,Cl-浓度增大,促进Fe3++4Cl-[FeCl4]-(黄色)正向移动,使Fe3+的浓度减小,H+与Cl-对溶液颜色变化、Fe3+浓度大小的影响不一致,C项错误;向b中加入AgNO3后,发生反应Ag++Cl-AgCl↓,Cl-的浓度减小,平衡Fe3++4Cl-[FeCl4]-逆向移动,溶液的黄色应变浅,而b中加入AgNO3后黄色褪至几乎无色,结合题给粒子的颜色,说明与此同时溶液中H+浓度大,H+能抑制Fe3+水解使溶液几乎无色,D项正确。 3.D　[解析] 实验1中0.05 mol·L-1 NaHSO3溶液的pH约为6.4,溶液呈酸性,故HS的水解程度小于其电离程度,A项错误;实验2上层清液中已经达到CaSO3沉淀溶解平衡,故c(Ca2+)·c(S)=Ksp(CaSO3),B项错误;实验3滴加过程中,根据电荷守恒可知,c(Na+)+c(H+)=c(HS)+2c(S)+c(OH-)+c(Cl-),C项错误;实验4中,根据电荷守恒:c(Na+)+c(H+)=c(HS)+2c(S)+c(OH-),c(Na+)不变而c(H+)逐渐减小,D项正确。 4.C　[解析] 由图可知,随pH增大,c(OH-)增大,Zn2+转化为Zn(OH)2沉淀,c(OH-)继续增大,Zn(OH)2可转化为[Zn(OH)4]2-,可知曲线Ⅰ表示lg c(Zn2+)与pH的关系,曲线Ⅱ表示lg c{[Zn(OH)4]2-}与pH的关系,故A正确。由图可知,pH=14.0时,溶液中Zn元素主要以[Zn(OH)4]2-的形式存在,故B正确。pH=13.0时,溶液显碱性,则加入了NaOH溶液,由电荷守恒可知,c(Na+)+c(H+)+2c(Zn2+)=2c{[Zn(OH)4]2-}+c(OH-),故C错误。由点(8.5,-6)可知,pH=8.5,pOH=5.5,则K(①)=10-6×(10-5.5)2=10-17;由点(12,-6)可知,pH=12,pOH=2,则K(②)==10-2;则Zn2+(aq)+[Zn(OH)4]2-(aq)2Zn(OH)2(s)的平衡常数K==1019,反应进行的趋势很大,故D正确。 5.D　[解析] 碳酸氢钠是弱酸的酸式盐,碳酸氢根离子在溶液中存在电离平衡和水解平衡,0.1 mol·L-1碳酸氢钠溶液呈碱性,说明碳酸氢根离子在溶液中的水解程度大于电离程度,滴加氯化钙溶液产生白色沉淀,但无气体放出说明钙离子与溶液中碳酸根离子反应生成碳酸钙沉淀,促进碳酸氢根离子的电离,则向碳酸氢钠溶液中滴入氯化钙溶液反应得到氯化钠、碳酸氢钠和碳酸的混合溶液。由分析可知,向碳酸氢钠溶液中滴入氯化钙溶液生成白色沉淀说明钙离子与溶液中碳酸根离子反应生成碳酸钙沉淀,促进碳酸氢根离子的电离,故A正确;由分析可知,碳酸氢钠溶液呈碱性说明碳酸氢根离子在溶液中的水解程度大于电离程度,故B正确;由分析可知,碳酸氢钠溶液加入氯化钙溶液得到碳酸钙沉淀和氯化钠、碳酸氢钠、碳酸的混合溶液,反应的离子方程式为2HC+Ca2+CaCO3↓+H2CO3,故C正确;由分析可知,向碳酸氢钠溶液中滴入氯化钙溶液反应得到碳酸钙沉淀,溶液中存在的元素守恒关系为n(Na+)>n(HC)+n(C)+ n(H2CO3),故D错误。 6.C　[解析] 用0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液滴定25.00 mL未知浓度的二元酸H2A溶液,反应终点消耗氢氧化钠溶液50 mL,则H2A溶液的浓度为0.100 0 mol·L-1,故A正确;Ka1=,a点溶液中pH=-lg Ka1,则c(HA-)=c(H2A),故B正确;根据电荷守恒,d点溶液中:c(Na+)+c(H+)=c(HA-)+2c(A2-)+c(OH-),溶液呈碱性,c(H+)<c(OH-),所以c(Na+)>c(HA-)+2c(A2-),故C错误;根据反应终点1、2的pH可知,滴定过程中可选择甲基橙和酚酞溶液作指示剂,故D正确。 7.B　[解析] a点时Kh(CH3COO-)=≈=1×10-9,故A正确;a、b两点中,b点温度高,升高温度,CH3COO-的水解程度增大,碱性增强,故B错误;由a点到b点,升高温度,水的电离程度增大,故C正确;由a点到b点,升高温度,CH3COO-水解程度增大,故D正确。 8.D　[解析] 从滴定前溶液导电率看出,曲线1代表弱碱溶液,是甲胺溶液;曲线2代表强碱溶液,即四甲基氢氧化铵溶液,A项错误。c点表示甲胺和盐酸恰好完全反应,生成氯化甲胺盐,该点水的电离程度最大,B项错误。c点溶质为CH3NH3Cl,由质子守恒有:c(H+)=c(OH-)+c(CH3NH2·H2O),由于b点加入的盐酸较c点少,则c(H+)<c(OH-)+c(CH3NH2·H2O),C项错误。根据Kh=,pKh=14-3.38=10.62,Kh=1×10-10.62,数量级为10-11,D项正确。 9.D　[解析] 由HF(aq)H+(aq)+F-(aq),Ka=,=,则随lg []增大, c(F-)增大,即-lg c(F-)减小,因此L1代表-lg c(F-)与lg []的变化关系曲线,L2代表-lg c(Mg2+)与lg []的变化关系曲线,故B错误;由a、b点坐标可知,lg []=1,-lg c(F-)=2.2,-lg c(Mg2+)=4,由MgF2(s)Mg2+(aq)+2F-(aq)得,Ksp(MgF2)= c(Mg2+)·c2(F-)=10-4×(10-2,2)2=10-8.4,故A错误;MgF2中存在2n(Mg)=n(F), 由元素守恒可知,a、c两点均存在2c(Mg2+)=c(F-)+c(HF),故C错误;c点溶液中存在c(Mg2+)=c(F-), lg []>0,则>1,即 c(HF)>c(H+),由元素守恒:2c(Mg2+)=c(F-)+c(HF),电荷守恒:c(H+)+2c(Mg2+)=c(F-)+c(Cl-)+c(OH-), c点溶液呈酸性,故溶液中存在c(Cl-)>c(Mg2+)=c(HF)>c(H+),故D正确。 10.(1)Na2CO3　ClO-+CO2+H2OHClO+HC (2)CaCO3(s)+C2(aq)CaC2O4(s)+C(aq),CaC2O4的Ksp更小,且C2浓度较大,平衡正向移动,生成CaC2O4　10∶1 (3)③ (4)<　Ka(HC2)=6.0×10-5>Kh(HC2)= [解析] (1)弱酸的电离平衡常数越小,其对应的酸根离子水解程度越大,盐溶液碱性越强;由电离常数知,Ka(HC)=4.7×10-11<Ka(HClO)=4.0×10-8<Ka(CH3COOH)=1.75×10-5,则水解程度C>ClO->CH3COO-,浓度均为0.1 mol·L-1的CH3COONa、NaClO、Na2CO3溶液,其中pH最大的是Na2CO3;根据酸性强弱,H2CO3>HClO>HC,则少量CO2与NaClO溶液反应生成HClO和NaHCO3,离子方程式为ClO-+CO2+H2OHClO+HC。 (2)CaCO3存在沉淀溶解平衡:CaCO3(s)Ca2+(aq)+C(aq),Ksp(CaCO3)=1.0×10-9,Ksp(CaC2O4)=1.0×10-10,因向Na2C2O4溶液加入CaCO3后生成更难溶的CaC2O4,使钙离子浓度减小,促进CaCO3的沉淀溶解平衡正向移动,最终生成CaC2O4,离子方程式为CaCO3(s)+C2(aq) CaC2O4(s)+C(aq);====10,同一溶液中离子浓度之比等于其物质的量之比,故n(C)∶n(C2)=10∶1。 (3) CH3COOH是弱电解质,加水稀释时电离平衡CH3COOHCH3COO-+H+正向移动;电离平衡正向移动,n(CH3COO-)增大,①错误;=,稀释后c(H+)减小,Ka不变,增大,②错误;稀释时n(CH3COOH)减小,n(H+)增大,同一溶液中粒子的浓度之比等于其物质的量之比,则减小,③正确;KW= c(H+)·c(OH-),KW只与温度有关,数值不变,④错误;==,KW与Ka只与温度有关,数值不变,⑤错误。 (4)NaHC2O4中的HC2既会电离也会水解:HC2H++C2,Ka2=6.0×10-5,HC2+H2OH2C2O4+OH-,Kh(HC2)==≈1.7×10-13,因Ka2(H2C2O4)>Kh(HC2),即HC2的电离程度大于水解程度,溶液显酸性,pH<7。 学科网（北京）股份有限公司 $ 特色训练(五)　电解质溶液的综合应用(一) 1.电离常数(Ka或Kb)、溶度积常数(Ksp)是判断物质性质的重要常数,下列关于这些常数的计算或运用正确的是 (　) A.某亚硫酸溶液pH=4.3,若忽略二级电离,则其一级电离平衡常数Ka1=1.0×10-8.60 B.Ka(HCN)<Ka(CH3COOH),说明同浓度时氢氰酸的酸性比醋酸强 C.Ksp(AgI)<Ksp(AgCl),向AgCl悬浊液中加入KI溶液会出现黄色沉淀 D.Ksp(AgCl)<Ksp(AgOH),说明AgOH和AgCl均不溶于稀硝酸 2.Fe2(SO4)3溶于一定量水中,溶液呈浅棕黄色(a)。加入少量浓盐酸,黄色加深(b)。 已知:Fe3++4Cl-[FeCl4]-(黄色);浓度较小时[Fe(H2O)6]3+(用Fe3+表示)几乎无色。取溶液进行如下实验,对现象的分析不正确的是 (　) A.测溶液a的pH≈1.3,证明Fe3+发生了水解 B.将溶液a滴入沸水中并加热,有丁达尔效应,说明加热能促进Fe3+水解 C.加入浓盐酸,H+与Cl-对溶液颜色变化、Fe3+浓度大小的影响是一致的 D.向b中加入AgNO3后,黄色褪至几乎无色,说明H+能抑制Fe3+水解 3.室温下,通过下列实验探究NaHSO3溶液的性质。下列有关说法正确的是 (　) 实验 实验操作和现象 1 用pH计测定0.05 mol·L-1 NaHSO3溶液的pH,测得pH约为6.4 2 向0.05 mol·L-1 NaHSO3溶液中滴加过量0.1 mol·L-1 Ca(OH)2溶液,产生白色沉淀 3 向10 mL 0.05 mol·L-1 NaHSO3溶液中滴加10 mL 0.05 mol·L-1盐酸,反应结束,测得pH约为3.2 4 向10 mL 0.05 mol·L-1 NaHSO3溶液中滴加10 mL 0.05 mol·L-1 NaOH溶液,反应结束,测得pH约为9.3 A.实验1中:NaHSO3溶液中满足HS的水解常数大于其电离常数 B.实验2反应静置后的上层清液中:c(Ca2+)·c(S)<Ksp(CaSO3) C.实验3滴加过程中:c(Na+)+c(H+)=c(HS)+2c(S)+c(OH-) D.实验4滴加过程中:c(HS)+2c(S)+c(OH-)逐渐减小 4.Zn(OH)2(s)在溶液中存在平衡:①Zn(OH)2(s)Zn2+(aq)+2OH-(aq);②Zn(OH)2(s)+2OH-(aq)[Zn(OH)4]2-(aq)。25 ℃时,向Zn(OH)2悬浊液中加盐酸或者NaOH溶液,测得lg c与溶液pH的关系如图所示,c代表c(Zn2+)或c{[Zn(OH)4]2-}。 下列说法错误的是 (　) A.曲线Ⅱ代表lg c{[Zn(OH)4]2-}与pH的关系 B.溶液pH=14.0时,溶液中Zn元素主要以 [Zn(OH)4]2-的形式存在 C.溶液pH=13.0时,c(H+)+2c(Zn2+)=2c{[Zn(OH)4]2-}+c(OH-) D.反应Zn2+(aq)+[Zn(OH)4]2-(aq) 2Zn(OH)2(s)进行的趋势很大 5.某同学在实验室探究NaHCO3的性质:常温下,配制0.10 mol·L-1 NaHCO3溶液,测其pH为8.4;取少量该溶液滴加CaCl2溶液至pH=7,滴加过程中产生白色沉淀,但无气体放出,下列说法不正确的是 (　) A.加入CaCl2促进了HC的电离 B.NaHCO3溶液呈碱性的原因是HC的水解程度大于电离程度 C.反应的离子方程式是2HC+Ca2+CaCO3↓+H2CO3 D.反应后的上层清液中存在n(Na+)=n(HC)+n(C)+n(H2CO3) 6.室温时,用0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液滴定25.00 mL未知浓度的二元酸H2A溶液,滴定曲线如图所示(已知pKa=-lg Ka),下列说法错误的是 (　) A.H2A溶液的浓度为0.100 0 mol·L-1 B.a点溶液中:c(HA-)=c(H2A) C.d点溶液中:c(Na+)<c(HA-)+2c(A2-) D.滴定过程中可选择甲基橙和酚酞溶液作指示剂 7.如图为实验测得0.1 mol·L-1 CH3COONa溶液在升温过程中(不考虑溶质和溶剂的挥发)的pH变化曲线,下列说法错误的是 (　) A.a点时Kh(CH3COO-)约等于10-9 B.a、b两点中,b点溶液pH小,碱性弱 C.由a点到b点,水的电离程度增大 D.由a点到b点,CH3COO-的水解程度增大 8.四甲基氢氧化铵[(CH3)4NOH]是强碱,常温下甲胺(CH3NH2·H2O)的电离常数为Kb,且pKb=-lg Kb=3.38。常温下,在体积均为20 mL、浓度均为0.1 mol·L-1的四甲基氢氧化铵溶液和甲胺溶液中,分别滴加浓度为0.1 mol·L-1的盐酸,溶液的导电率与盐酸体积的变化关系如图所示。下列说法正确的是 (　) A.曲线1代表四甲基氢氧化铵溶液 B.在b、c、e三点中,水的电离程度最大的点是e C.b点溶液中存在c(H+)=c(OH-)+c(CH3NH2·H2O) D.常温下,CH3NH3Cl水解常数的数量级为10-11 9.已知MgF2属于难溶于水、可溶于酸的盐。常温下,用HCl调节MgF2浊液的pH,测得在不同pH条件下,体系中-lg c(X)(X为Mg2+或F-)与lg []的关系如图所示。下列说法正确的是 (　) A.Ksp(MgF2)的数量级为10-10 B.L1代表-lg c(Mg2+)与lg []的变化关系曲线 C.a、c两点的溶液中均存在2c(Mg2+)<c(F-)+c(HF) D.c点的溶液中存在c(Cl-)>c(Mg2+)=c(HF)>c(H+) 10.[2025·河北衡水高二期中] 下面是某些弱酸在常温下的电离平衡常数的数值: 弱酸 CH3COOH H2C2O4 (草酸) H2CO3 HClO 电离平衡常数 Ka=1.75×10-5 Ka1=6.0×10-2 Ka2=6.0×10-5 Ka1=4.5×10-7 Ka2=4.7×10-11 Ka=4.0×10-8 回答下列问题: (1)常温下,浓度均为0.1 mol·L-1的CH3COONa、NaClO、Na2CO3溶液,其中pH最大的是　 (填化学式)。向浓度为0.1 mol·L-1的NaClO溶液中通入少量CO2,发生反应的离子方程式为 　 。  (2)常温下向500 mL浓度为0.1 mol·L-1的Na2C2O4溶液加入适量的CaCO3固体,一段时间后,沉淀中生成CaC2O4,写出离子方程式并利用平衡移动原理给出合理的解释:  [已知:Ksp(CaCO3)=1.0×10-9,Ksp(CaC2O4)=1.0×10-10]。反应后溶液中n(C)∶n(C2)=　　　　　　　　。  (3)常温下,将0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液加水稀释,下列表达式中的数据变小的是　　　　(填序号)。  ①n(CH3COO-) ② ③ ④c(H+)·c(OH-) ⑤ (4)试判断常温下0.1 mol·L-1的NaHC2O4溶液的pH　　　　(填“<”“>”或“=”)7,利用平衡常数的数值,写出判断依据,列出相应表达式即可:　  　。  学科网（北京）股份有限公司 $