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电离平衡、水解平衡及沉淀溶解平衡的分析应用
【知识网络 悉考点】
【研析真题 明方向】
1．(2024·贵州卷)硼砂[Na2B4O5(OH)4·8H2O]水溶液常用于pH计的校准。硼砂水解生成等物质的量的B(OH)3(硼酸)和Na[B(OH)4](硼酸钠)。下列说法正确的是( )
已知：①25℃时，硼酸显酸性的原理B(OH)3＋2H2OH3O＋＋，Ka＝5.8×10－10
②lg≈0.38
A．硼砂稀溶液中c(Na＋)＝c(B(OH)3)
B．硼酸水溶液中的H＋主要来自水的电离
C．25℃时，0.01 mol·L－1硼酸水溶液的pH≈6.38
D．等浓度等体积的B(OH)3和Na[B(OH)4]溶液混合后，溶液显酸性
2．(2023·浙江1月卷)甲酸Ka＝1.8×10－4是重要的化工原料。工业废水中的甲酸及其盐，通过离子交换树脂(含固体活性成分R3N，R为烷基)因静电作用被吸附回收，其回收率(被吸附在树脂上甲酸根的物质的量分数)与废水初始pH关系如图(已知甲酸Ka＝1.8×10－4)，下列说法不正确的是( )
A．活性成分R3N在水中存在平衡：R3N＋H2OR3NH+＋OH－
B．pH＝5的废水中c(HCOO－)∶c(HCOOH)＝18
C．废水初始pH＜2.4，随pH下降，甲酸的电离被抑制，与R3NH+作用的HCOO－数目减少
D．废水初始pH＞5，离子交换树脂活性成分主要以R3NH+形态存在
3．(2023·海南卷)25℃下，Na2CO3水溶液的pH随其浓度的变化关系如图所示。下列说法正确的是( )
A．c(Na2CO3)＝0.6mol·L－1时，溶液中c(OH－)＜0.01mol·L－1
B．Na2CO3水解程度随其浓度增大而减小
C．在水中H2CO3的Ka2＜4.0×10－11
D．0.2mol·L－1的Na2CO3溶液和0.3mol·L－1的NaHCO3溶液等体积混合，得到的溶液c(OH－)＜2×10－4mol·L－1
【核心考点精讲 固基础】
1．弱电解质的电离平衡及溶液的酸碱性
(1)“四条件”对弱电解质电离的影响
条件改变 对电离平衡的影响 微粒浓度影响结果 电离程度 电离常数
浓度 加水 正向移动 弱酸的H＋、酸根离子浓度减小，OH－浓度增大；弱碱的OH－、金属离子(或NH)浓度减小，H＋浓度增大 增大 不变
加弱电解质 正向移动 弱电解质相应离子和弱电解质浓度均增大 减小 不变
加热 正向移动 弱电解质分子浓度减小；弱电解质相应离子浓度增大 增大 增大
同离子效应 逆向移动 弱电解质浓度增大，“同离子”浓度增大，其他离子浓度减小 减小 不变
加入与弱电解质反应的物质 正向移动 参与反应的离子浓度减小，其他离子浓度增大 增大 不变
(2)影响水电离的因素
(3)溶液的酸碱性及pH
①溶液酸碱性与pH：溶液酸碱性的判断标准是溶液中c(H＋)与c(OH－)的相对大小
c(H＋)与c(OH－)相对大小 与pH的关系(常温下)
中性溶液 c(H＋)＝c(OH－)＝ pH＝7
酸性溶液 c(H＋)＞c(OH－) pH＜7
碱性溶液 c(H＋)＜c(OH－) pH＞7
②溶液pH的计算方法——先判断溶液的酸碱性
a．酸性c(H＋)pH＝－lgc(H＋)
b．碱性c(OH－)c(H＋)＝pH＝－lgc(H＋)
(3)证明弱电解质的思维方法——以HA为例
实验方法 结论
①测0.01 mol·L－1 HA溶液的pH pH＝2，HA为强酸；pH＞2，HA为弱酸
②室温下测NaA溶液的pH pH＝7，HA为强酸；pH＞7，HA为弱酸
③相同条件下，测相同浓度的HA溶液和盐酸(强酸)的导电性 若导电性相同，则HA为强酸；若导电性较盐酸弱，则HA为弱酸
④测定同pH的HA与HCl溶液稀释相同倍数后的pH变化 若ΔpH(HA)＝ΔpH(HCl)，HA是强酸；若ΔpH(HA)＜ΔpH(HCl)，HA是弱酸
⑤测定等体积、等pH的HA溶液和盐酸分别中和NaOH的量 若消耗NaOH的量相同，则HA为强酸；若HA溶液消耗NaOH的量较盐酸多，则HA为弱酸
⑥往同浓度的HA和HCl中投入相同的Zn粒 开始反应速率快的为强酸；开始反应速率慢的为弱酸
(4)25 ℃时，不同溶液中水电离出的c(H＋)水或c(OH－)水的计算
①中性溶液：c(OH－)＝c(H＋)＝10－7 mol·L－1
②酸(或显酸性的酸式盐)溶液——OH－全部来自水的电离：c(H＋)水＝c(OH－)水＝
例：pH＝2的HCl、CH3COOH溶液中c(H＋)溶液＝10－2 mol·L－1，则 c(OH－)水＝＝＝1×10－12
mol·L－1，即水电离出的c(H＋)水＝c(OH－)水＝10－12mol·L－1
③碱溶液——H＋全部来自水的电离：c(OH－)水＝c(H＋)水＝c水(H＋)＝
例：pH＝12的NaOH、NH3·H2O溶液中c(H＋)水＝1×10－12 mol·L－1，即水电离出的c(OH－)水＝c(H＋)水＝10－12 mol·L－1
④水解呈酸性的盐溶液——H＋全部来自水的电离：c(H＋)水＝c(OH－)水＝c溶液(H＋)
例：pH＝3的AlCl3、FeCl3溶液中，由水电离出的 c(H＋)水＝c溶液(H＋)＝10－3 mol·L－1，因部分OH－与部分NH结合使溶液中 c(OH－)＝10－11mol·L－1
⑤水解呈碱性的盐溶液——OH－全部来自水的电离：c(OH－)水＝c(H＋)水＝c溶液(OH－)
例：pH＝11的CH3COONa、Na2CO3、NaHCO3溶液中，由水电离出的 c(OH－)水＝c溶液(OH－)＝＝＝10－3 mol·L－1，因部分H＋与部分CO结合使溶液中c(H＋)＝10－11 mol·L－1
2．盐类的水解及其应用
(1)盐类水解的规律
①组成盐的弱碱阳离子水解使溶液显酸性，组成盐的弱酸根离子水解使溶液显碱性
②盐对应的酸(或碱)越弱，水解程度越大，溶液碱性(或酸性)越强
③多元弱酸的酸根离子比酸式酸根离子的水解程度大得多，如相同浓度时，CO比HCO的水解程度大
④水解程度：相互促进水解的盐＞单水解的盐＞相互抑制水解的盐
如NH的水解程度：(NH4)2CO3＞(NH4)2SO4＞(NH4)2Fe(SO4)2。
(2)溶液酸碱性的判断方法
①电离能力大于水解能力，如CH3COOH的电离程度大于CH3COO－的水解程度，所以等浓度的CH3COOH与CH3COONa溶液等体积混合后溶液显酸性；同理NH3·H2O的电离程度大于NH的水解程度，等浓度的NH3·H2O和NH4Cl溶液等体积混合后溶液显碱性
②水解能力大于电离能力，如HCN的电离程度小于CN－水解程度，所以等浓度的HCN与NaCN溶液等体积混合后溶液显碱性
③酸式盐溶液的酸碱性主要取决于酸式酸根的电离能力和水解能力哪一个更强。如在NaHCO3溶液中，HCO的水解程度大于电离程度，故溶液显碱性；而在NaHSO3溶液中，HSO的电离程度大于水解程度，故溶液显酸性
3．沉淀溶解平衡及其应用
一般情况下，升高温度能促进沉淀的溶解；稀释使沉淀溶解平衡向右移动，稀释后重新达到平衡时各离子浓度保持不变。对于确定的物质来说，Ksp只与温度有关；温度相同时，组成形式相同的物质，Ksp较大者溶解度较大
(1)沉淀的生成或溶解的判断：若体系内Qc＝Ksp，体系处于溶解平衡状态；Qc＞Ksp，体系内会有沉淀析出；Qc＜Ksp，体系仍可溶解相应的溶质
(2)沉淀顺序的确定：同一溶液若有多种成分在某种条件下均可形成沉淀，则离子积先满足Qc>Ksp者先形成沉淀。
(3)沉淀的转化与Ksp大小间的关系：组成形式相同的难溶物质，Ksp较大的沉淀易转化为Ksp较小的沉淀，但当二者Ksp相差不大时，反过来也可转化
4．溶液中的三大平衡常数分析　
(1)电离常数(K电离)与电离度(α)的关系——以一元弱酸HA为例
25 ℃，c mol·L－1的弱酸HA，设电离度为α
HA H＋ ＋ A－
起始浓度/mol·L－1 c酸 0 0
变化浓度/mol·L－1 c酸·α c酸·α c酸·α
平衡浓度/mol·L－1 c酸－c酸·α c酸·α c酸·α
电离平衡常数Ka＝＝，由于α很小，可认为1－α≈1
则Ka＝c酸·α2，α＝ (越稀越电离)
则：c(H＋)＝c酸·α＝
(2)电离常数与水解常数的关系
①对于一元弱酸HA，Ka与Kh的关系：Kh＝
A－＋H2OHA＋OH－，Kh＝＝c(OH－)·c(H＋),c(A－)·c(H＋)) ＝eq \f(Kw,)＝
②对于二元弱酸H2B，Kal(H2B)、Ka2(H2B)与Kh(HB－)、Kh(B2－)的关系： Kh1＝；Kh2＝
B2－＋H2OHB－＋OH－，Kh1(B2－)＝＝＝
HB－＋H2OH2B＋OH－，Kh2(HB－)＝＝＝
③强酸弱碱盐：Kh＝
NH4Cl：NH＋H2ONH3·H2O＋H+
Kh＝ eq \f(c(NH3·H2O)·c(H+),c(NH)) ＝ eq \f(c(NH3·H2O)·c(H+)·c(OH－),c(NH)) ＝eq \f(Kw, eq \f(c(NH),c(NH3·H2O)) )＝
(3)溶度积常数(Ksp)的相关计算——M(OH)n悬浊液中Ksp、Kw、pH间的关系
M(OH)n(s)Mn＋(aq)＋nOH－(aq)
Ksp＝c(Mn＋)·cn(OH－)＝·cn(OH－)＝＝()n＋1
5．关于Ksp的计算
(1)计算难溶电解质的Ksp
以“AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq)”为例：Ksp(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)，式中的浓度都是平衡浓度
(2)根据Ksp计算离子浓度
①已知溶度积，求溶液中的某种离子的浓度。如：Ksp＝a的饱和AgCl溶液中，c(Ag＋)＝mol·L－1
②已知溶度积、溶液中某离子的浓度，求溶液中的另一种离子的浓度。如：某温度下AgCl的Ksp＝a，在0.1
mol·L－1的NaCl溶液中加入过量的AgCl固体，达到平衡后c(Ag＋)＝＝10a mol·L－1
(3)计算pH范围
①pH控制的范围：杂质离子完全沉淀时pH值～主要离子开始沉淀时pH
②一般情况下，当溶液中离子浓度小于1×10－5 mol·L－1时，通常认为沉淀反应进行完全
(4)计算沉淀转化反应的平衡常数：若计算沉淀转化的平衡常数K＜10－5，则转化反应不能进行，若10－5＜K＜105，则转化反应为可逆反应，且K值越大，沉淀转化的越多
已知：常温下，ZnS和CuS的Ksp分别为1.6×10－24和6.4×10－36，判断常温下反应ZnS＋CuSO4===CuS＋ZnSO4能否进行。
该反应的平衡常数K＝＝＝＝＝2.5×1011＞105，故该反应能完全转化
【题型突破 查漏缺】
1．碳酸钙是常见难溶物，将过量碳酸钙粉末置于水中达到溶解平衡：CaCO3(s)Ca2+(aq)＋CO(aq)[已知Ksp(CaCO3)＝3.4×10－9，Ksp(CaSO4)＝4.9×10－5，H2CO3的电离常数Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11]，下列有关说法正确的是( )
A．上层清液中存在c(Ca2+)＝c(CO)
B．上层清液中含碳微粒最主要以HCO形式存在
C．向体系中通入CO2气体，溶液中c(Ca2+)保持不变
D．通过加Na2SO4溶液可实现CaCO3向CaSO4的有效转化
2．下列过程与水解反应无关的是( )
A．热的纯碱溶液去除油脂
B．重油在高温、高压和催化剂作用下转化为小分子烃
C．蛋白质在酶的作用下转化为氨基酸
D．向沸水中滴入饱和FeCl3溶液制备Fe(OH)3胶体
3．在25 ℃时，对10.0 mL浓度均为0.1 mol·L－1盐酸和醋酸的混合溶液进行如下操作。下列说法正确的是(　　)
A．加入少量CH3COONa固体，溶液中将减小
B．加入10.0 mL相同浓度的NaOH溶液，所得溶液pH>7
C．加入15.0 mL NaOH溶液，若所得溶液pH＜7，则水电离的c(H＋)＜1×10－7 mol·L－1
D．加入20.0 mL相同浓度的NaOH溶液，若忽略混合时的体积变化，此时溶液中：c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＋c(Cl－)＝c(Na＋)＝0.05 mol·L－1
4．实验测得0.10 mol·L－1 NaHCO3溶液的pH随温度变化如图。下列说法正确的是(　　)
A．OM段随温度升高溶液的pH减小，原因是HCO的水解被抑制
B．O点溶液和P点溶液中c(OH－)相等
C．将N点溶液恢复到25 ℃，pH可能大于8.62
D．Q点、M点溶液中均有c(CO)＋c(HCO)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)
5．实验室中，向CaSO4悬浊液中加入过量(NH4)2CO3溶液，充分搅拌后过滤得到CaCO3。已知室温时，Ksp(CaSO4)＝9.0×10－6，Ksp(CaCO3)＝3.0×10－9。下列说法正确的是(　　)
A．(NH4)2CO3溶液中存在：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H2CO3)
B．CaSO4悬浊液中存在：c(Ca2＋)＜10－5 mol·L－1
C．反应CaSO4(s)＋CO(aq)CaCO3(s)＋SO(aq)正向进行，需满足eq \f(c(SO),c(CO))＜3.0×103
D．过滤后所得滤液中一定存在：c(H＋)＋c(NH)＝c(OH－)＋2c(SO)
6．某同学拟用pH计测定溶液pH以探究某碱ROH是否为弱电解质。下列说法正确的是(　　)
A．25 ℃时，若测得0.01 mol·L-1 RCl溶液pH＝7，则ROH是弱碱
B．25 ℃时，若测得0.01 mol·L-1 ROH溶液pH＜12且pH＞7，则ROH是弱碱
C．25 ℃时，若测得ROH溶液pH＝a，取该溶液10.0 mL，加蒸馏水稀释至100.0 mL，测得pH＝b，a－b＜1，则ROH是弱碱
D．25 ℃时，若测得RCl溶液pH＝a，取该溶液10.0 mL，升温至50 ℃，测得pH＝b，a＞b，则ROH是弱碱
7．实验小组用双指示剂法准确测定NaOH样品(杂质为Na2CO3)的纯度。
步骤如下：
①称取m g样品，配制成100 mL溶液；
②取出25 mL溶液置于锥形瓶中，加入2滴酚酞溶液，用浓度为c mol·L－1的盐酸滴定至溶液恰好褪色(溶质为NaCl和NaHCO3)，消耗盐酸体积为V1 mL；
③滴入2滴甲基橙溶液，继续滴定至终点，消耗盐酸体积为V2 mL。
下列说法正确的是(　　)
A．①中配制溶液时，需在容量瓶中加入100 mL水
B．②中溶液恰好褪色时：c(Na＋)＝c(HCO)＋2c(CO)＋c(Cl－)
C．NaOH样品纯度为×100%
D．配制溶液时放置时间过长，会导致最终测定结果偏高
8．25 ℃时，苯酚(C6H5OH)的Ka＝1.0×10－10，下列说法正确的是(　　)
A．相同温度下，等pH的C6H5ONa和CH3COONa溶液中，c(C6H5O－)＞c(CH3COO－)
B．将浓度均为0.10 mol·L-1的C6H5ONa和NaOH溶液加热，两种溶液的pH均变大
C．25 ℃时，C6H5OH溶液与NaOH溶液混合，测得pH＝10.00，则此时溶液中c(C6H5O－)＝c(C6H5OH)
D．25 ℃时，0.10 mol·L-1的C6H5OH溶液中加少量C6H5ONa固体，水的电离程度变小
9．某同学设计下述实验检验[Ag(NH3)2]Cl溶液中的Ag＋，实验如表，下列说法不正确的是(　　)
实验编号 实验 滴管内试剂 现象
Ⅰ [Ag(NH3)2]Cl溶液 6滴0.1 mol·L－1KCl溶液 无明显现象
Ⅱ 6滴0.1 mol·L－1KI溶液 产生黄色沉淀
Ⅲ 6滴0.1 mol·L－1KCl溶液 产生白色沉淀
Ⅳ 6滴饱和KCl溶液 产生白色沉淀
A．Ⅰ中的c(Ag＋)较小，不足以与Cl－沉淀
B．Ⅱ中存在平衡：AgI(s)Ag＋(aq)＋I－(aq)
C．Ⅲ说明NH3与H＋的结合能力小于与Ag＋的结合能力
D．配离子与其他离子能否反应，其本质是平衡移动的问题
10．常温下、将等体积、浓度均为0.40 mol·L－1 BaCl2溶液与新制H2SO3溶液混合，出现白色浑浊；再滴加过量的H2O2溶液，振荡，出现白色沉淀。
已知：H2SO3 Ka1＝1.4×10－2，Ka2＝6.0×10－8；Ksp(BaSO3)＝5.0×10－10，Ksp(BaSO4)＝1.1×10－10，下列说法不正确的是( )
A．H2SO3溶液中存在c(H＋)＞c(HSO)＞c(SO)＞c(OH－)
B．将0.40 mol·L－1 H2SO3溶液稀释到0.20mol·L－1，c(SO)几乎不变
C．BaCl2溶液与H2SO3溶液混合后出现的白色浑浊不含有BaSO3
11．黑色HgS的水溶性很差。已知：HgS(s)＋2H＋(aq)Hg2+(aq)＋H2S(aq)平衡常数K＝10－30.8，
Ksp(HgS)＝10－51.8，Ksp(FeS)＝10-17.2。下列有关说法错误的是(　　)
A．降低pH可以增大HgS的溶解量
B．可将H2S气体通入Hg2+水溶液中制备HgS
C．H2S的电离平衡常数的乘积Ka1·Ka2＝10－20
D．用FeS除废水中Hg2+：FeS(s)＋Hg2+(aq)HgS(s)＋Fe2+(aq)，平衡常数K＝1034.6
12．下表是在相同温度下三种酸的一些数据，下列判断正确的是(　　)
酸 HX HY HZ
浓度/(mol·L－1) 0.12 0.2 0.9 1 1
电离度 0.25 0.2 0.1 0.3 0.5
电离常数 K1 K2 K3 K4 K5
A．在相同温度下，从HX的数据可以说明：弱电解质溶液，浓度越低，电离度越大，且K1＞K2＞K3＝0.01
B．室温时，若在NaZ溶液中加少量盐酸，则的值变大
C．表格中三种浓度的HX溶液中，从左至右c(X－)逐渐减小
D．在相同温度下，电离常数：K5＞K4＞K3
13．常温下，0.1 mol·L－1 的几种钠盐溶液的pH如下表，下列叙述正确的是(　　)
溶液 ①CH3COONa ②NaHCO3 ③NaClO ④NaHSO3
pH 8.8 9.7 10.3 5.28
A．水电离出的c(H＋)：①＞②＞③ B．Ka2(H2SO3)＞
C．离子总浓度：③＞① D．④中滴少量③，pH升高
14．根据下列各图曲线表征的信息，得出的结论不正确的是(　　)
A．图甲表示常温下向体积为10 mL的0.1 mol·L－1 NaOH溶液中逐滴加入0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液的pH变化曲线，则a点处有c(Na＋)＝2c(CH3COO－)＋2c(CH3COOH)
B．图乙曲线表示冰醋酸稀释过程中溶液导电能力变化，a、b、c三点对应的溶液中，醋酸电离程度最大的是c
C．图丙曲线表示(NH4)2SO4溶解度随温度变化情况，则P点存在c(NH)＋c(H＋)＝2c(SO)＋c(OH－)
D．结合图丁分析可知，向100 mL含Cu2＋、Mn2＋、Fe2＋、Zn2＋均为0.001 mol·L－1的混合溶液中逐滴加入0.001 mol·L－1 Na2S溶液，Zn2＋先沉淀
15．室温下，向100 mL饱和的H2S溶液中通入SO2气体(气体体积换算成标准状况)，发生反应：2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O，测得溶液pH与通入SO2的关系如图所示。下列有关说法正确的是(　　)
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A．整个过程中，水的电离程度逐渐增大
B．该温度下H2S的Ka1数量级为10－7
C．曲线y代表继续通入SO2气体后溶液pH的变化
D．a点之后，随SO2气体的通入，eq \f(c(HSO),c(H2SO3))的值始终减小
【题型特训 练高分】
1．在25 ℃时对氨水进行如下操作，正确的是(　　)
A．若向氨水中加少量硫酸铵固体，则溶液中将增大
B．若向氨水中加稀硫酸，使氨水恰好被中和，所得溶液pH＞7
C．向氨水中加稀硫酸至溶液的pH＝7，此时溶液c(NH)＝a mol·L－1 ，则c(SO)＝0.5 a mol·L－1
D．将pH＝11的氨水和pH＝3的盐酸等体积混合，所得溶液c(Cl－)＞c(NH)＞c(OH－)＞c(H＋)
2．下列事实不能用平衡移动原理解释的是(　　)
A．FeS可用于除去废水中的Hg2＋
B．25 ℃～100 ℃，随温度升高，纯水的pH减小
C．加热FeCl3溶液，液体由黄色变为红褐色
D．2SO2＋O22SO3　ΔH＜0，采用高温提高单位时间内SO3的产率
3．某温度下，将pH和体积均相同的HCl和CH3COOH溶液分别加水稀释，其pH随加水体积的变化如图所示。下列叙述不正确的是(　　)
A．稀释前溶液的浓度：c(HCl)＜c(CH3COOH)
B．溶液中水的电离程度：b点＜c点
C．从b点到d点，溶液中c(H＋)·c(OH－)逐渐增大
D．溶液的导电能力：d点＞e点
4．常温下，一种解释乙酰水杨酸(用HA表示，Ka＝1×10－3.0)药物在人体吸收模式如下：
假设离子不会穿过组织薄膜，而未电离的HA分子则可自由穿过该膜且达到平衡。下列说法正确的是(　　)
A．血浆中c大于胃中c
B．取胃中液体，加水稀释100倍后，pH＝3.0
C．在血浆中，＝1×104.4
D．在血浆和胃中，HA电离程度相同
5．向浓度均为0.010 mol·L－1的Na2CrO4、NaBr和NaCl的混合溶液中逐滴加入0.010 mol·L－1的AgNO3溶液。[已知Ksp(AgCl)＝1.77×10－10，Ksp(Ag2CrO4)＝1.12×10－12，Ksp(AgBr)＝5.35×10－13，Ag2CrO4为砖红色]，下列叙述正确的是(　　)
A．原溶液中n(Na＋)＝0.040 mol
B．Na2CrO4可用作AgNO3溶液滴定Cl－或Br－的指示剂
C．生成沉淀的先后顺序是AgBr—Ag2CrO4—AgCl
D．出现Ag2CrO4沉淀时，溶液中c(Cl－)：c(Br－)＝177：535
6．往锅炉注入Na2CO3溶液浸泡，将水垢中的CaSO4转化为CaCO3，再用盐酸去除，下列叙述正确的是(　　)
A．温度升高，Na2CO3溶液的Kw和c(H＋)均会减小
B．CaSO4能转化为CaCO3，说明Ksp(CaCO3)>Ksp(CaSO4)
C．CaCO3溶解于盐酸而CaSO4不溶，是因为硫酸酸性强于盐酸
D．沉淀转化的离子方程式为CO(aq)＋CaSO4(s)===CaCO3(s)＋SO(aq)
7．常温下，将2种一元酸HX和HY分别和NaOH溶液等体积混合，实验数据如下，下列说法正确的是(　　)
组别 混合前 混合后
甲 c(HX)＝0.1 mol·L－1 c(NaOH)＝0.1mol·L－1 pH＝9
乙 c(HY)＝0.1 mol·L－1 c(NaOH)＝0.1 mol·L－1 pH＝7
A．HY为强酸 B．HX溶液的pH＝1
C．甲的混合液中c(X－)＝c(Na＋) D．乙的混合液中c(Na＋)＞c(Y－)
8．测定0.1 mol·L－1 Na2SO3溶液先升温再降温过程中的pH，数据如下。
时刻 ① ② ③ ④
温度/℃ 25 30 40 25
pH 9.66 9.52 9.37 9.25
实验过程中，取①④时刻的溶液，加入盐酸酸化的BaCl2溶液做对比实验，④产生白色沉淀多。下列说法不正确的是(　　)
A．Na2SO3溶液中存在水解平衡：SO＋H2OHSO＋OH－
B．④的pH与①不同，是SO浓度减小造成的
C．①→③的过程中，温度和浓度对水解平衡移动方向的影响一致
D．①与④的Kw值相等
9．如表所示是25 ℃时某些盐的溶度积常数和弱酸的电离平衡常数，下列说法正确的是(　　)
化学式 AgCl Ag2CrO4 CH3COOH HClO H2CO3
Ksp或Ka Ksp＝1.8×10－10 Ksp＝2.0×10－12 Ka＝1.8×10－5 Ka＝3.0×10－8 Ka1＝4.3×10－7Ka2＝5.6×10－11
A．相同浓度CH3COONa和Na2CO3的混合液中，各离子浓度的关系：
c(Na＋)＞c(CO)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋)
B．向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中滴加NaOH溶液至溶液pH＝5，此时c(CH3COOH)∶c(CH3COO－)＝9∶5
C．少量碳酸氢钠固体加入新制的氯水中，c(HClO)减小
D．向浓度均为1×10－3 mol·L－1的KCl和K2CrO4混合液中滴加1×10－3 mol·L－1的AgNO3溶液，Cl－先形成沉淀
10．常温下，几种弱酸的电离常数的负对数pKa(pKa＝－lg Ka)如下，下列说法错误的是(　　)
弱酸 HCN HNO2 HClO HF
pKa 9.31 3.37 7.52 3.43
A．常温下，加水稀释NaClO溶液时水电离的c(H＋)·c(OH－)减小
B．常温下，0.1 mol·L－1溶液的pH：NaNO2＞NaF＞NaClO＞NaCN
C．0.2 mol·L－1 HNO2溶液和0.1 mol·L－1 KOH溶液等体积混合，所得溶液中：c(NO)＞c(K＋)＞c(H＋)＞c(OH－)
D．常温下，KCN溶液中KCN的水解常数的负对数pKh＝4.69
11．常温时，下列叙述正确的是(　　)
A．稀释pH＝3的醋酸溶液，溶液中所有离子的浓度均降低
B．用标准盐酸滴定未知浓度的烧碱溶液，滴定前仰视，滴定后俯视，测得的烧碱溶液浓度偏低
C．pH均为11的NaOH和NH3·H2O溶液中，水的电离程度不相同
D．分别中和pH与体积均相同的硫酸和醋酸溶液，硫酸溶液消耗氢氧化钠的物质的量多
12．极稀溶液中溶质的物质的量浓度很小，常用其负对数pc表示(pcB＝－lg cB)。如某溶液中溶质的物质的量浓度为1×10－5 mol·L－1，则该溶液中溶质的pc＝5。下列说法正确的是(　　)
A．电解质溶液的pc(H＋)与pc(OH－)之和均为14
B．用盐酸滴定某浓度的KOH溶液，滴定过程中pc(H＋)逐渐增大
C．BaCl2溶液中逐滴加入硫酸溶液，滴加过程中pc(Ba2＋)逐渐减小
D．某温度下Ksp(AgCl)＝1.0×10－10，则其饱和溶液中pc(Ag＋)＋pc(Cl－)＝10
13．已知：25℃时，Ksp[Zn(OH)2]＝1.0×10－18，Ka(HCOOH)＝1.0×10－4。该温度下，下列说法错误的是(　　)
A. Zn(OH)2溶于水形成的饱和溶液中c(Zn2＋)＞1.0×10－6 mol·L－1
B．HCOO－的水解常数为1.0×10－10
C．向Zn(OH)2悬浊液中加入HCOOH，溶液中c(Zn2＋)增大
D．Zn(OH)2＋2HCOOH===Zn2＋＋2HCOO－＋2H2O的平衡常数K＝100
14．常温下，下列说法不正确的是(　　)
A．在0.1 mol·L－1的醋酸溶液中，加0.1 mol·L－1的氯化钠溶液，醋酸的电离程度增大
B．向0.1 mol·L－1的氨水中加入少量硫酸铵固体，则溶液中增大
C．0.1 mol·L－1的Na2CO3溶液中加入少量CaCl2晶体(碳酸钠没有被沉淀完全)，CO水解程度增大，但溶液的pH减小
D．pH＝5的下列3种溶液：①HCl、②CH3COOH和CH3COONa混合溶液、③NH4Cl溶液，水电离的程度：①＝②＜③
15．下列有关电解质溶液的说法不正确的是(　　)
A．向Na2CO3溶液中通入NH3，eq \f(c(Na＋),c(CO))减小
B．将0.1 mol·L－1的K2C2O4溶液从25 ℃升温至35 ℃，eq \f(c(K＋),c(C2O))增大
C．向0.1 mol·L－1的HF溶液中滴加NaOH溶液至中性，＝1
D．向0.1 mol·L－1的CH3COONa溶液中加入少量水，增大
16．电镀废液中Cr2O可通过下列反应转化成铬黄(PbCrO4)：Cr2O(aq)＋2Pb2＋(aq)＋H2O(l)2PbCrO4(s)＋2H＋(aq)　ΔH＜0，达到平衡。下列说法正确的是(　　)
A．移走PbCrO4(s)，Cr2O的转化率升高
B．加入少量NaOH固体，自然沉降后，溶液颜色变深
C．加入Pb(NO3)2固体，平衡逆向移动
D．降低温度，该反应的平衡常数K＝ eq \f(c2(H＋),c(Cr2O)·c2(Pb2＋)) 增大
17．室温下，向0.01 mol·L－1的醋酸溶液中滴入pH＝7醋酸铵溶液，溶液pH随滴入醋酸铵溶液体积变化的曲线如图所示。下列分析正确的是(　　)
A．a点，pH＝2
B．b点，c(CH3COO－)＞c(NH)
C．c点，pH可能大于7
D．ac段，溶液pH增大是CH3COOHH＋＋CH3COO－逆向移动的结果
18．下列平衡移动方向和现象判断正确的是(　　)
A．[Cu(H2O)4]2＋＋4Cl－[CuCl4]2－＋4H2O　ΔH＞0，升高温度，平衡正向移动，溶液由蓝绿色变为黄绿色
B．2NO2N2O4，减小容器容积，平衡正向移动，气体颜色变浅
C．Fe3＋＋3SCN－3Fe(SCN)3，加入 KSCN 浓溶液，平衡逆向移动，溶液颜色变浅
D．Cr2O＋H2O2CrO＋2H＋，加水，平衡正向移动，溶液黄色加深
【电离平衡、水解平衡及沉淀溶解平衡的分析应用】答案
【研析真题 明方向】
1．B。解析：A．B4O5(OH)水解生成等物质的量浓度的B(OH)3和Na[B(OH)4]，硼酸遇水转换B(OH)3＋2H2OH3O＋＋B(OH)，根据物料守恒，c(Na＋)＝{c[B(OH)3]＋c[B(OH)]}，A错误；
B．根据已知，硼酸遇水转换B(OH)3＋2H2OH3O＋＋B(OH)，其中的H+是由水提供的，B正确；
C．25℃时，B(OH)3＋2H2OH3O＋＋B(OH)，Ka1＝ eq \f(c(H＋)·c[B(OH)],c[B(OH)3]) ＝5.8×10－10，
c(H＋)＝＝＝×10－6，因lg≈0.38，pH≈6－0.38≈5.62，C错误；D．B(OH)3的电离平衡常数为Ka＝5.8×10－10，B(OH)的水解平衡常数Kh＝＝＝×10－4，水解程度大于电离程度，显碱性，D错误； 故选B。
2．D。解析：A项，由图可知，R3N溶液呈碱性，溶液中存在如下平衡R3N＋H2OR3NH+＋OH－，故A正确；B项，由电离常数公式可知，溶液中＝，当溶液pH为5时，溶液中中＝＝18，故B正确；C项，由图可知，溶液pH为2.4时，废水中的甲酸及其盐回收率最高，当溶液中pH小于2.4时，随溶液pH下降，溶液中氢离子浓度增大，甲酸的电离被抑制，溶液中甲酸个离子浓度减小，与R3NH+作用的数目减小，故C正确；D项，由图可知，R3N溶液呈碱性，溶液中存在如下平衡R3N＋H2OR3NH+＋
OH－，当废水初始pH大于5时，平衡向左移动，离子交换树脂活性成分主要以R3N形态存在，故D错误；故选D。
3．B。解析：A．由图像可以，c(Na2CO3)＝0.6mol·L－1时，pH＞12.0，溶液中c(OH－)＞0.01mol·L－1，故A错误；B．盐溶液越稀越水解，Na2CO3水解程度随其浓度增大而减小，故B正确；C．结合图像可知，当c(Na2CO3)＝0.5mol·L－1，pH＝12，Kh＝＝＝2×10－4，则Ka2＝＝5×10－11, 故C错误；D．若
0.2mol·L－1的Na2CO3溶液等体积的蒸馏水混合，浓度变为0.1 mol·L－1，由图可知，pH＞10－11.6，得到的溶液
c(OH－)＞2×10－4mol·L－1，0.2mol·L－1的Na2CO3溶液和0.3mol·L－1的NaHCO3溶液等体积混合后c(OH－)大于与水混合的，故D错误。答案为：B。
【题型突破 查漏缺】
1．B。解析：A项，上层清液为碳酸钙的饱和溶液，碳酸根离子水解生成碳酸氢根离子，因此c(Ca2+)＞c(CO)，A错误；B项，根据Ka2＝4.7×10－11可得eq \f(c(H＋)·c(CO),c(HCO))＝4.7×10－11，则碳酸根的水解平衡常数为Kh＝eq \f(c(OH－)·c(HCO),c(CO))＝＝2×102，说明碳酸根的水解程度较大，则上层清液中含碳微粒主要为碳酸氢根离子，B正确；C项，向体系中通入CO2，碳酸钙与CO2反应生成碳酸氢钙，碳酸氢钙易溶于水，则溶液中钙离子浓度增大，C错误；D项，由题干可知，Ksp(CaCO3)＝3.4×10－9，Ksp(CaSO4)＝4.9×10－5，碳酸钙比硫酸钙更难溶，加入硫酸钠后碳酸钙不会转化成硫酸钙，D错误；故选B。
2．B。解析：A项，热的纯碱溶液因碳酸根离子水解显碱性，油脂在碱性条件下能水解生成易溶于水的高级脂肪酸盐和甘油，故可用热的纯碱溶液去除油脂，A不符合题意；B项，重油在高温、高压和催化剂作用下发生裂化或裂解反应生成小分子烃，与水解反应无关，B符合题意；C项，蛋白质在酶的作用下可以发生水解反应生成氨基酸，C不符合题意；D项，Fe3+能发生水解反应生成 Fe(OH)3，加热能增大Fe3+ 的水解程度，D不符合题意；故选B。
3．C。解析：A．向盐酸和醋酸的混合溶液中加入少量CH3COONa固体，则c(CH3COO－)变大，平衡逆向移动，c(CH3COOH)变大，但没有c(CH3COO－)变大的多，故变大，A错误；B.加入10.0 mL相同浓度的NaOH溶液，溶液中为氯化钠和醋酸混合物，显酸性，所得溶液pH＜7，B错误；C.加入15.0 mL NaOH溶液，若所得溶液pH＜7，说明溶液显酸性，即酸有剩余，酸对水的电离抑制，故水电离的c(H＋)＜1×10－7 mol·L－1，C正确；D.加入20.0 mL相同浓度的NaOH溶液，根据物料守恒c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＋c(Cl－)＝c(Na＋)＝0.1 mol·L－1×＝0.067 mol·L－1，D错误；故选C。
4．C。解析：水解吸热，升高温度，HCO的水解平衡向右移动，而根据图像可知，M点之前升高温度，溶液pH减小，主要原因是升温促进了水的电离，故A错误；O点溶质只有NaHCO3，P点溶质有NaHCO3和Na2CO3，两点溶液水解程度不同，且温度不同，Kw不同，c(OH－)不相等，故B错误；温度升高后，碳酸氢钠可能部分发生分解得到碳酸钠，将N点溶液恢复到25 ℃，由于碳酸钠的水解程度大于碳酸氢钠，故溶液pH可能大于8.62，故C正确；Q点、M点溶液中均有电荷守恒：2c(CO)＋c(HCO)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)，故D错误。
5．C。解析：(NH4)2CO3溶液中，由电荷守恒可得c(H＋)＋c(NH)＝c(OH－)＋c(HCO)＋2c(CO)，由元素守恒可得c(NH)＋c(NH3·H2O)＝2c(H2CO3)＋2c(HCO)＋2c(CO)，二式联立可得c(OH－)＋c(NH3·H2O)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H2CO3)，A错误；CaSO4悬浊液中存在c(Ca2＋)＝c(SO)、Ksp(CaSO4)＝c(Ca2＋)·c(SO)＝9.0×10－6，则c(Ca2＋)＝ mol·L－1＝3×10－3 mol·L－1>10－5 mol·L－1，B错误；反应CaSO4(s)＋CO(aq)CaCO3(s)＋SO(aq)，K＝eq \f(c(SO),c(CO))＝＝＝3.0×103，若要反应正向进行，则需满足Q＜K，即eq \f(c(SO),c(CO))＜3.0×103，C正确；(NH4)2CO3溶液过量，则滤液中还含有(NH4)2CO3，根据电荷守恒可知，D错误。
6．B。解析：25 ℃时，若测得0.01 mol·L-1 RCl溶液pH＝7，可知RCl为强酸强碱盐，则ROH是强碱，A错误；25 ℃时，若测得0.01 mol·L-1 ROH溶液pH＜12且pH＞7，可知溶液中c(OH－)＜0.01 mol·L-1，所以ROH未完全电离，ROH为弱碱，B正确；假设ROH为强碱，取pH＝8的该溶液10.0 mL，加蒸馏水稀释至100.0 mL测得此时溶液pH＞7，C错误；假设ROH为强碱，加热RCl溶液时水的电离程度增大，c(H＋)增大，pH减小，a＞b，D错误。
7．C。解析：①中配制溶液时，在容量瓶中定容时溶液总体积为100 mL，A错误；②中溶液恰好褪色时溶质为NaCl和NaHCO3，由电荷守恒可知，c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋2c(CO)＋c(Cl－)＋c(OH－)，此时溶液显碱性，故c(Na＋)＞c(HCO)＋2c(CO)＋c(Cl－)，B错误；第1次滴定反应为OH－＋H＋===H2O、CO＋H＋===HCO，第2次滴定反应为HCO＋H＋===H2O＋CO2↑，则通过第2次滴定可知，n(CO)＝n(HCO)＝cV2×10－3 mol，第1次滴定中氢氧化钠消耗HCl的物质的量n(HCl)＝cV1×10－3 mol－cV2×10－3 mol＝c(V1－V2)×10－3 mol＝n(NaOH)，故NaOH样品纯度为×100%＝×100%，C正确；配制溶液时放置时间过长，氢氧化钠吸收空气中二氧化碳生成碳酸钠，会导致最终测定结果偏低，D错误。
8．C。解析：醋酸的酸性大于苯酚，则醋酸根离子的水解程度较小，则相同温度下，等pH的C6H5ONa和CH3COONa溶液中，c(C6H5O－)＜c(CH3COO－)，A错误；C6H5ONa溶液中，升温促进C6H5O－的水解，c(C6H5O－)减小，c(C6H5OH)增大，Ka＝随温度升高增大，则c(H＋)增大，pH减小，加热NaOH溶液，溶液中c(OH－)不变，Kw增大，则c(H＋)增大，pH减小，B错误；当pH＝10.00时，c(H＋)＝1.0×10－10 mol·L－1，Ka＝＝＝1.0×10－10，故c(C6H5O－)＝c(C6H5OH)，C正确；C6H5ONa中的C6H5O－可以水解，会促进水的电离，D错误。
9．C。解析：25 ℃时，Ksp(AgCl)＞Ksp(AgI)，对比实验Ⅰ和Ⅱ，说明Ⅰ中的c(Ag＋)较小，不足以与Cl－沉淀，故A正确；Ⅱ中产生黄色沉淀即生成AgI沉淀，AgI沉淀存在溶解平衡：AgI(s)Ag＋(aq)＋I－(aq)，故B正确；根据Ⅰ和 Ⅲ的实验现象，说明[Ag(NH3)2]Cl和氢离子反应，有大量银离子生成，银离子和氯离子反应生成AgCl沉淀，则 Ⅲ 中NH3与H＋的结合能力大于与Ag＋的结合能力，故C错误；通过对比实验Ⅰ和Ⅲ可知，NH3与H＋的结合使[Ag(NH3)2]＋(aq)Ag＋(aq)＋2NH3(aq)正向移动，即配离子与其他离子能否反应，其本质是平衡移动的问题，故D正确。
10．C。解析：A项，亚硫酸是二元弱酸，存在二次电离，电离方程式为：H2SO3H+＋HSO，HSOH+＋SO，则溶液中c(H＋)＞c(HSO)＞c(SO)＞c(OH－)，A正确；B项，H2SO3的第二步电离很微弱，可近似认为溶液中c(H＋)≈c(HSO)，则Ka2＝eq \f(c(H＋)·c(SO),c(HSO))≈c(SO)，温度不变，平衡常数不变，故稀释时亚硫酸根离子浓度几乎不变，B正确；C项，两溶液等体积混合后，溶液中c(Ba2＋)＝0.20 mol·L－1，根据B项分析知，溶液中c(SO)≈6.0×10－8mol·L－1，则c(Ba2＋)·c(SO)≈1.2×10－8＞Ksp(BaSO3)，故BaCl2溶液与H2SO3溶液混合后出现的白色浑浊含有BaSO3，C错误；D项，结合上述分析知，混合溶液中大量存在的微粒是Ba2＋、H2SO3，加入H2O2溶液后，由于过氧化氢具有强氧化性，可以将＋4价硫氧化为＋6价硫酸根离子，则存在反应BaSO3＋H2O2===BaSO4↓＋H2O，故出现白色沉淀的主要原因生成BaSO4沉淀，D正确；故选C。
11．C。解析：已知：HgS(s)＋2H＋(aq)Hg2+(aq)＋H2S(aq)，降低pH，c(H＋)增大，平衡正向移动，HgS的溶解量增大，A正确；将H2S气体通入Hg2+水溶液中，HgS的溶解平衡逆向移动，可制备HgS，B正确；H2S的电离平衡常数的乘积Ka1·Ka2＝＝＝＝10－21，C错误；用FeS除废水中Hg2+时，反应的平衡常数K＝＝＝＝＝1034.6，D正确。
12．D。解析：由表中HX的数据可知，弱电解质溶液的浓度越小，电离度越大，但电离常数只与温度有关，K1＝K2＝K3，A错误；在NaZ溶液中存在Z－的水解平衡：Z－＋H2O HZ＋OH－，水解常数Kh＝，加入少量盐酸，平衡正向移动，由于温度不变，则Kh不变，故的值不变，B错误；由表中HX的数据可知，HX的浓度越大，其电离度越小，但电离产生的c(X－)越大，故表格中三种浓度的HX溶液中，从左至右c(X－)逐渐增大，C错误；由表中数据可以看出，1 mol·L-1 HX溶液中，HX的电离度小于0.1，相同温度下，等浓度溶液中，弱酸的电离度越大，则酸性越强，其电离常数越大，故相同温度下，电离常数：K5＞K4＞K3，D正确。
13．B。解析：根据相同浓度的钠盐溶液pH大小知，酸根离子水解程度大小顺序是：ClO－＞HCO＞CH3COO ＞HSO，则酸的强弱顺序是H2SO3＞CH3COOH＞H2CO3＞HClO，相同浓度的这几种钠盐溶液中，溶液pH越大，则水的电离程度越大，根据表中数据知，水电离出的c(H＋)：①<②<③，故A错误；NaHSO3溶液呈酸性，说明HSO电离程度大于其水解程度，即Ka2(H2SO3)＞，故B正确；NaClO溶液中离子总浓度＝2c(Na＋)＋2c(H＋)，CH3COONa溶液中离子总浓度＝2c(Na＋)＋2c(H＋)，两溶液中c(Na＋)相同，NaClO溶液的pH大，因此离子总浓度：③<①，故C错误；NaHSO3具有还原性，NaClO具有氧化性，两者发生氧化还原反应生成硫酸钠和HCl，溶液酸性增强，pH减小，故D错误。
14．D。解析：图甲中a点加入5 mL 0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液，与10 mL 0.1 mol·L－1 NaOH溶液充分反应后得到等物质的量浓度的CH3COONa和NaOH的混合液，物料守恒为c(Na＋)＝2c(CH3COO－)＋2c(CH3COOH)，A正确；相同条件下，加水体积越多，醋酸分子浓度越小、电离程度就越大，所以醋酸电离程度最大的是c，溶液导电性的差异取决于实际离子浓度等因素，a、b、c三点的氢离子浓度是醋酸分子浓度和电离程度相乘的结果，B正确；P点是(NH4)2SO4的不饱和溶液，存在电荷守恒c(NH)＋c(H＋)＝2c(SO)＋c(OH－)，C正确；根据题给图像知，Ksp(CuS)＜Ksp(MnS)＜Ksp(FeS)＜Ksp(ZnS)，CuS溶度积最小，在阳离子浓度等同且S2－少量的情况下，最先生成CuS沉淀，D错误。
15．C。解析：由图可知，a点表示SO2气体通入112 mL即0.005 mol时 pH＝7，溶液呈中性，说明SO2气体与H2S溶液恰好完全反应，可知饱和H2S溶液中溶质物质的量为0.01 mol，c(H2S)＝0.1 mol·L－1，a点之前为H2S过量，a点之后为SO2过量，溶液均呈酸性，酸抑制水的电离，故a点水的电离程度最大，水的电离程度先增大后减小，A错误；由图中起点可知0.1 mol·L－1 H2S溶液电离出的c(H＋)＝10－4.1 mol·L－1，电离方程式为H2S
H＋＋HS－、HS－H＋＋S2－，以第一步电离为主，根据平衡常数表达式算出该温度下H2S的Ka1≈＝10－7.2，数量级为10－8，B错误；当SO2气体通入336 mL时，相当于溶液中的c(H2SO3)＝0.1 mol·L－1，因为H2SO3酸性强于H2S，故此时溶液中对应的pH应小于4.1，故曲线y代表继续通入 SO2气体后溶液pH的变化，C正确；根据平衡常数表达式可知eq \f(c(HSO),c(H2SO3))＝eq \f(c(HSO)·c(H＋),c(H2SO3)·c(H＋))＝，a点之后，随SO2气体的通入，c(H＋)增大，当通入的SO2气体达饱和时，c(H＋)就不变了，Ka1也是一个定值，eq \f(c(HSO),c(H2SO3))的值先减小后不变，D错误。
【题型特训 练高分】
1．C。解析：A．氨水中存在NH3·H2ONH＋OH－，加少量硫酸铵固体，NH含量增加，抑制氨水的电离，c(NH3·H2O)增大，c(OH－)减小，则溶液中将减小，故A错误；B.若向氨水中加稀硫酸，使氨水恰好被中和，此时溶液中溶质为硫酸铵，NH水解使得所得溶液pH＜7，故B错误；C.向氨水中加稀硫酸至溶液的pH＝7，c(OH－)＝c(H＋)，根据电荷守恒有c(OH－)＋2c(SO)＝c(NH)＋c(H＋)，此时溶液c(NH)＝a mol·L－1 ，所以c(SO)＝0.5a mol·L－1 ，故C正确；D.将pH＝11的氨水和pH＝3的盐酸等体积混合，此时溶质为NH4Cl和NH3·H2O，溶液显碱性，所以c(OH－)＞c(H＋)，NH3·H2O电离，c(NH)＞c(Cl－)，所以离子浓度为c(NH)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)，故D错误；故答案选C。
2．D。解析：A.存在FeS(s)Fe2＋(aq)＋S2－(aq)，硫离子与Hg2＋生成硫化汞沉淀，平衡正向移动，A不符合
题意；B.H2O H＋＋OH－吸热，升高温度，平衡正移，氢离子浓度增大，pH减小，B不符合题意；C.Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋吸热，升高温度，平衡正移，氢氧化铁浓度增大，液体由黄色变为红褐色，C不符合题意；D.2SO2＋O22SO3　ΔH＜0，采用高温，可以加快化学反应速率，提高单位时间内SO3的产率，与平衡移动无关，D符合题意。
3．C。解析：稀释前两溶液的pH相等，由于醋酸是弱酸，部分电离，因此稀释前溶液的浓度：c(HCl)＜c(CH3COOH)，故A正确；b点pH小于c点pH，说明c点酸性弱，水的电离程度大，因此溶液中水的电离程度：b点＜c点，故B正确；从b点到d点，由于溶液的温度不变，因此溶液中c(H＋)·c(OH－)不变，故C错误；曲线Ⅱ稀释过程中pH变化慢，则表示CH3COOH稀释的过程，故D正确。
4．C。解析：A.未电离的HA分子可自由穿过隔膜，则达到平衡时，血浆和胃中c(HA)相等，故A错误；B.取胃中液体，HA是弱酸，加水稀释100倍后，电离平衡正向移动，pH<3.0，故B错误；C.在血浆中，＝＝＝1×104.4，故C正确；D.氢离子抑制HA电离，在血浆和胃中的pH不同，HA电离程度不相同，故D错误；
5．B。解析：原溶液中c(Na＋)＝0.04 mol·L－1，未指明溶液的体积，无法计算溶液中Na＋的物质的量，A项错误；析出AgCl沉淀时，c(Ag＋)＝＝mol·L－1＝1.77×10－8 mol·L－1，AgBr沉淀时，c(Ag＋)＝＝mol·L－1＝5.35×10－11 mol·L－1，Ag2CrO4沉淀时，c(Ag＋)＝＝mol·L－1≈1.1×10－5 mol·L－1，c(Ag＋)越小，则越先生成沉淀，所以产生沉淀的先后顺序为Br－、Cl－、CrO，故可用Na2CrO4作AgNO3溶液滴定Cl－或Br－的指示剂，B项正确、C项错误；出现Ag2CrO4沉淀时，溶液中＝＝1 770：5.35，D项错误。
6．D。解析：温度升高，水的电离平衡正向移动，Kw增大，A项错误；根据沉淀的转化，CaSO4能转化为CaCO3，说明Ksp(CaCO3)7．A。解析：乙组，HY和NaOH物质的量浓度相同，两种溶液等体积混合，恰好生成NaY，溶液显中性，则HY为强酸，A项正确；两种溶液物质的量浓度相同，两种溶液等体积混合，恰好完全反应生成NaX，混合后pH＝9，溶液显碱性，则HX为弱酸，pH>1，B项错误；甲的混合液中，溶质为NaX，HX为弱酸，X－发生水解，则>c(X－)，C项错误；乙的混合液中，溶质为NaY，HY为强酸，则c(Na＋)＝，D项错误。
8．C。解析：Na2SO3属于强碱弱酸盐，SO存在水解平衡：SO＋H2O??HSO＋OH－、HSO＋H2O??H2SO3＋OH－，A项正确；取①④时刻的溶液，加入盐酸酸化的BaCl2溶液做对比实验，④产生白色沉淀多，说明实验过程中部分Na2SO3被氧化成Na2SO4，①与④温度相同，④与①对比，SO浓度减小，溶液中c(OH－)减小，④的pH小于①，即④的pH与①不同，是SO浓度减小造成的，B项正确；盐类水解为吸热过程，①→③的过程，升高温度SO水解平衡正向移动，c(SO)减小，水解平衡逆向移动，温度和浓度对水解平衡移动方向的影响相反，C项错误；Kw只与温度有关，①与④温度相同，Kw值相等，D项正确。
9．D。解析：由表格中H2CO3的第二步电离平衡常数Ka2比CH3COOH的电离平衡常数小，所以CO比CH3COO－水解程度大，则CH3COONa与Na2CO3浓度相等时：c(CH3COO－)>c(CO)，A错误；＝＝＝5∶9，B错误；新制的氯水中存在反应：Cl2＋H2O??HCl＋HClO，加入碳酸氢钠固体后，消耗HCl，平衡正向移动，c(HClO)增大，C错误；形成AgCl沉淀所需要的c(Ag＋)＝＝ mol·L－1＝1.8×10－7 mol·L－1，形成Ag2CrO4沉淀所需要的c(Ag＋)＝ ＝ mol·L－1＝×10－4.5 mol·L－1，所需Ag＋浓度越小，越先产生沉淀，所以先产生的是AgCl沉淀，D正确。
10．B。解析：pKa越大，Ka越小，酸性越弱，酸性：HNO2＞HF＞HClO＞HCN。A项，次氯酸钠溶液中OH－来自水的电离，稀释次氯酸钠溶液过程中，碱性减弱，水电离的c(H＋)、c(OH－)减小，正确；B项，由“越弱越水解”知，碱性：NaCN＞NaClO＞NaF＞NaNO2，错误；C项，所得溶液中c(HNO2)＝c(KNO2)，pKh＝14－pKa＝10.63＞3.37，溶液呈酸性，正确；D项，CN－＋H2O??HCN＋OH－，Kh＝＝，pKh＝14－9.31＝4.69，正确。
11．B。解析：稀释pH＝3的醋酸溶液，醋酸的电离程度增大，、n(CH3COO－)增大，但c(H＋)、c(CH3COO－)减小，根据Kw＝c(H＋)·c(OH－)知，c(OH－)增大，A项错误；滴定前仰视，读数偏大，滴定后俯视，读数偏小，则读取的标准盐酸的体积偏小，导致测得的烧碱溶液浓度偏低，B项正确；pH均为11的NaOH和NH3·H2O溶液中，c(OH－)相同，故水的电离程度相同，C项错误；醋酸为弱酸，不完全电离，故分别中和pH与体积均相同的硫酸和醋酸溶液时，醋酸溶液消耗氢氧化钠的物质的量多，D项错误。
12．D。解析：溶液中的c(H＋)和c(OH－)与水的电离程度有关，而水的电离程度随温度的升高而增大，如常温下Kw＝c(H＋)×c(OH－)＝1.0×10－14，则pc(H＋)＋pc(OH－)＝14，而在100℃时Kw＝c(H＋)×c(OH－)＝1.0×10－12，则pc(H＋)＋pc(OH－)＝12，A项错误；用盐酸滴定某浓度的KOH溶液时，滴定过程中c(OH－)逐渐减小，则c(H＋)逐渐增大，所以pc(H＋)是逐渐减小的，B项错误；向BaCl2溶液中逐滴加入硫酸溶液，滴加过程中c(Ba2＋)逐渐减小，则pc(Ba2＋)逐渐增大，C项错误；某温度下Ksp(AgCl)＝1.0×10－10，则饱和溶液中c(Ag＋)＝c(Cl－)＝1.0×10－5 mol·L－1，所以pc(Ag＋)＋pc(Cl－)＝10，D项正确。
13．A。解析：Zn(OH)2溶于水形成的饱和溶液中，令锌离子浓度为x mol·L－1，x×(2x)2＝1.0×10－18，x≈6.3×10－7，c(Zn2＋)＜1.0×10－6 mol·L－1，A错误；HCOO－的水解常数Kh＝＝＝1.0×10－10，B项正确；向Zn(OH)2悬浊液中加入HCOOH，溶液中OH－减小，溶解平衡正向移动，溶液中c(Zn2＋)增大，C项正确；Zn(OH)2＋2HCOOH===Zn2＋＋2HCOO－＋2H2O的平衡常数K＝＝＝100，D项正确。
14．B。解析：在0.1 mol·L－1的醋酸溶液中，加0.1 mol·L－1的氯化钠溶液，氯化钠不影响醋酸的电离，相当于稀释了溶液，促进醋酸电离，醋酸的电离程度增大，故A正确；向0.1 mol·L－1的氨水中加入少量硫酸铵固体，铵根离子浓度增大，温度不变，电离常数不变，则溶液中＝减小，故B不正确；碳酸钠溶液中碳酸根离子水解生成碳酸氢根离子和氢氧根离子，加入少量CaCl2晶体(碳酸钠没有被沉淀完全)，碳酸根离子浓度降低，平衡逆向移动，氢氧根离子浓度降低，溶液的pH减小，但CO水解程度增大，故C正确；pH＝5的下列3种溶液：①HCl、②CH3COOH和CH3COONa混合溶液、③NH4Cl溶液，③中铵根离子水解促进水的电离，①②抑制水的电离，①②pH相等，则两溶液中水的电离程度相同，所以水电离的程度：①＝②＜③ ，故D正确。
15．D。解析：在一定条件下，Na2CO3溶液中存在水解平衡：CO＋H2OHCO＋OH－，溶液中通入NH3，抑制水解，c(CO)增大，c(Na＋)不变，则eq \f(c(Na＋),c(CO))减小，A正确；K2C2O4溶液中草酸根离子水解溶液呈碱性，升高温度，水解程度增大，草酸根离子浓度减小，钾离子浓度不变，所以钾离子和草酸根离子浓度比值eq \f(c(K＋),c(C2O))增大，B正确；向0.1 mol·L－1的HF溶液中滴加NaOH溶液至中性，此时溶液的溶质是HF和NaF的混合物，存在电荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＝c(F－)＋c(OH－)，c(H＋)＝c(OH－)，钠离子和氟离子浓度相等，＝1，C正确；CH3COONa溶液中加入少量水，温度不变，不会影响醋酸的电离平衡常数，即＝不变，D不正确。
16．D。解析：PbCrO4(s)是固体，不影响平衡移动，则移走PbCrO4(s)，Cr2O的转化率不变，A错误；加入少量NaOH固体，溶液中c(H＋)减小，平衡正向移动，溶液颜色变浅，B错误；加入Pb(NO3)2固体导致溶液中c(Pb2＋)增大，则平衡正向移动，C错误；降低温度平衡正向移动，则平衡常数K增大，D正确。
17．B。解析：醋酸是弱酸，0.01 mol·L－1的醋酸溶液的pH>2，故A错误；b点为醋酸和醋酸铵的混合溶液，溶液显酸性，pH逐渐接近7，根据电荷守恒，c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(NH)＋c(H＋)，因此，c(CH3COO－)>c(NH)，故B正确；酸性溶液和中性溶液混合，不可能变成碱性，故C错误；D项对应两种情况，①醋酸铵溶液c(CH3COO－)大于醋酸中c(CH3COO－)，平衡左移，c(H＋)减小，pH变大。②醋酸铵溶液中c(CH3COO－)小于醋酸溶液中c(CH3COO－)，相当于加水稀释，平衡右移，但c(H＋)减小；pH变大，故D错误。
18．A。解析：其他条件不变时，升高温度平衡正向移动，生成物离子浓度增大，则溶液由蓝绿色变为黄绿色，故A正确；减小容器容积相当于增大压强，平衡向气体体积减小的方向移动，因为容器容积减小导致平衡时二氧化氮浓度大于原来平衡时的浓度，则气体颜色比原来平衡状态时的深，故B错误；加入KSCN浓溶液导致c(SCN－)增大，平衡正向移动，c[Fe(SCN)3]增大，溶液颜色变深，故C错误；加水稀释平衡正向移动，溶液黄色变浅，故D错误。
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