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专题三
微专题6　电离平衡　盐类水解　沉淀溶解平衡
电解质溶液中的平衡
命题规律
考向1　弱电解质及其盐溶液中微粒浓度大小关系
1．(2025·广东卷)CuCl微溶于水，但在Cl－浓度较高的溶液中因形成[CuCl2]－和[CuCl3]2－而溶解.将适量CuCl完全溶于盐酸，得到含[CuCl2]－和[CuCl3]2－的溶液。下列叙述正确的是 (　　)
A．加水稀释，[CuCl3]2－浓度一定下降
B．向溶液中加入少量NaCl固体，[CuCl2]－浓度一定上升
C．H[CuCl2]的电离方程式为H[CuCl2]===H＋＋Cu＋＋2Cl－
D．体系中，c(Cu＋)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c{[CuCl2]－}＋c{[CuCl3]2－}＋c(OH－)
A
【解析】 加水稀释，溶液中溶质离子浓度减小，[CuCl3]2－浓度一定下降，A正确；溶液中可能存在反应：[CuCl2]－＋Cl－ [CuCl3]2－，向溶液中加入少量NaCl固体，[CuCl2]－浓度可能减小，B错误；H[CuCl2]的电离方程式为H[CuCl2] H＋＋[CuCl2]－，C错误；体系中存在电荷守恒：c(Cu＋)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c{[CuCl2]－}＋2c{[CuCl3]2－}＋c(OH－)，D错误。
2．(2021·广东卷)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．0.001 mol/L GHCl水溶液加水稀释，pH升高
B．0.001 mol/L GHCl水溶液的pH＝3
C．GHCl 在水中的电离方程式为GHCl===G＋HCl
D．GHCl 水溶液中存在：c(OH－) ＋ c(Cl－)＝c(GH＋)＋ c(G)
【解析】 加水稀释，平衡向水解方向移动，但溶液的体积变化更快，c(H＋)减小，pH升高，A正确；GHCl为强酸弱碱盐，0.001 mol/L该溶液的pH>3，B错误；GHCl 在水中的电离方程式为GHCl===GH＋＋Cl－，C错误；GHCl 水溶液中存在元素守恒：c(Cl－)＝c(GH＋)＋c(G)，D错误。
A
考向2　酸碱中和滴定　电离常数的测定
3．(2025·广东卷节选)兴趣小组测定常温下苯甲酸饱和溶液的浓度c0和苯甲酸的Ka，实验如下：取50.00 mL苯甲酸饱和溶液，用0.100 0 mol/L NaOH溶液滴定，用pH计测得体系的pH随滴入溶液体积V变化的曲线如图。据图可得：
(1) c0＝_________mol/L。
(2) 苯甲酸的Ka＝___________________(列出算式，水的
电离可忽略)。
0.028

4．(2022·广东卷)食醋是烹饪美食的调味品，有效成分主要为醋酸(用HAc表示)。HAc的应用与其电离平衡密切相关。25 ℃时，HAc的Ka＝1.75×10－5＝10－4.76。
(1)配制250 mL 0.1 mol/L HAc溶液，需5 mol/L HAc溶液的体积为______mL。
(2)下列关于250 mL容量瓶的操作正确的是_____(填字母)。
5.0
C
A
B
C
D
(3)某小组研究25 ℃下HAc电离平衡的影响因素。
提出假设：稀释HAc溶液或改变Ac－浓度，HAc电离平衡会发生移动。
设计方案并完成实验：用浓度均为0.1 mol/L HAc和NaAc溶液，按下表配制总体积相同的系列溶液；测定pH，记录数据。
序号 V(HAc)/mL V(NaAc)/mL V(H2O)/mL pH
Ⅰ 40.00 — — 0 2.86
Ⅱ 4.00 — 36.00 0 3.36
…
Ⅶ 4.00 a b 3∶4 4.53
Ⅷ 4.00 4.00 32.00 1∶1 4.65
3.00
33.00
正
实验Ⅱ相较于实验Ⅰ，醋酸溶液稀释了10
倍，而实验Ⅱ的pH增大值小于1
对比数据发现，实验Ⅷ中pH＝4.65与资料数据Ka＝10－4.76存在一定差异；推测可能由物质浓度准确程度不够引起，故先准确测定HAc溶液的浓度再验证。
①移取20.00 mL HAc溶液，加入2滴酚酞溶液，用0.100 0 mol/L NaOH溶液滴定至终点，消耗体积为22.08 mL，则该HAc溶液的浓度为_________mol/L。画出上述过程的滴定曲线示意图并标注滴定终点。
答案： 滴定曲线如图所示：
0.110 4
②用上述HAc溶液和0.100 0 mol/L NaOH溶液，配制等物质的量的HAc与NaAc混合溶液，测定pH，结果与资料数据相符。
(5)小组进一步提出：如果只有浓度均约为0.1 mol/L的HAc和NaOH溶液，如何准确测定HAc的Ka？小组同学设计方案并进行实验。请完成下表中Ⅱ的内容。
实验总结得到的结果与资料数据相符，方案可行。
(6)根据Ka可以判断弱酸的酸性强弱。写出一种无机弱酸及其用途：________ ___________________________________________________________________________。
Ⅰ 移取20.00 mL HAc溶液，用NaOH溶液滴定至终点，消耗NaOH溶液V1 mL
Ⅱ _____________________________________，测得溶液的pH为4.76
向滴定后的混合液中加入20 mL HAc溶液
HClO：
漂白剂和消毒液(或H2SO3：还原剂、防腐剂或H3PO4：食品添加剂、制药、生产肥
料)
【解析】 (1)溶液稀释过程中，溶质的物质的量不变，因此250 mL×0.1 mol/L＝V×5 mol/L，V＝5.0 mL。(2)容量瓶使用过程中，不能用手等触碰瓶口，以免污染试剂，A错误；定容时，视线应与溶液凹液面最低处以及刻度线“三线相切”，不能仰视或俯视，B错误；向容量瓶中转移液体，需用玻璃棒引流，玻璃棒下端位于刻度线以下，同时玻璃棒不能接触容量瓶口，C正确；定容完成后，盖上瓶塞，将容量瓶上下颠倒，将溶液摇匀，颠倒过程中，左手食指抵住瓶塞，防止瓶塞脱落，右手扶住容量瓶底部，防止容量瓶从左手掉落，D错误。(3)①实验Ⅶ的溶液中n(NaAc)∶n(HAc)＝3∶4，V(HAc)＝4.00 mL，因此V(NaAc)＝3.00 mL，即a＝3.00，由实验Ⅰ可知，溶液最终的体积为40.00 mL，因此V(H2O)＝40.00 mL－4.00 mL－3.00 mL＝33.00 mL，即b＝33.00。
考向3　物质的溶解度　电解质溶液的导电性
5．(2021·广东卷节选) 某合作学习小组进行以下实验探究。
(1) 实验任务。通过测定溶液电导率，探究温度对AgCl溶解度的影响。
(2) 查阅资料。电导率是表征电解质溶液导电能力的物理量。温度一定时，强电解质稀溶液的电导率随溶液中离子浓度的增大而增大；离子浓度一定时，稀溶液电导率随温度的升高而增大。25 ℃ 时，Ksp(AgCl)＝1.8×10－10。
(3) 提出猜想。
猜想a：较高温度的AgCl饱和溶液的电导率较大。
猜想b：AgCl在水中的溶解度：S(45 ℃) >S(35 ℃)>S(25 ℃)。
(4) 设计实验、验证猜想。
取试样Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ(不同温度下配制的AgCl饱和溶液)，在设定的测试温度下，进行表中实验1~3，记录数据。
(5) 数据分析、交流讨论。25 ℃的AgCl饱和溶液中，c(Cl－)＝______________ ____________ mol/L。
实验序号 试样 测试温度/℃ 电导率/(μS/cm)
1 Ⅰ：25 ℃的AgCl饱和溶液 25 A1
2 Ⅱ：35 ℃的AgCl饱和溶液 35 A2
3 Ⅲ：45 ℃的AgCl饱和溶液 45 A3
1.34×10－5(或
实验结果为A3>A2>A1。小组同学认为，此结果可以证明(3)中的猜想a成立，但不足以证明猜想b成立。结合(2)中信息，猜想b不足以成立的理由有___________ ___________________________________________________。
(6) 优化实验。小组同学为进一步验证猜想b，在实验1~3的基础上完善方案，进行实验4和5。请完成表中的内容。
(7) 实验总结　根据实验1~5的结果，并结合(2)中信息，小组同学认为猜想b也成立。猜想b成立的判断依据是______________。
实验序号 试样 测试温度/℃ 电导率/(μS/cm)
4 Ⅰ ______ B1
5 ______ ______ B2
存在两个变
量，即温度与浓度，温度升高的同时，溶液浓度也在增大
45
Ⅱ
45
A3＞B2＞B1
考向4　沉淀转化平衡
6．(2021·广东卷节选)对废催化剂进行回收可有效利用金属资源。某废催化
(1) 生成BaMoO4的离子方程式为___________________________。

D
序号 ① ② ③ ④
溶液 CH3COONa NaHCO3 Na2CO3 NaClO
pH 8.8 9.7 11.6 10.3
D
B
C
核心突破
能力1　电离平衡常数(K电离)、水的离子积常数(Kw)与盐类水解常数(Kh)
1．电解质的电离与溶液的pH
(1) 强电解质与弱电解质的电离。
物质 电离常数
NH3·H2O Kb＝1.8×10－5
CH3COOH Ka＝1.75×10－5
物质 电离常数
H2C2O4 Ka1＝5.6×10－2
Ka2＝1.5×10－4
H2CO3 Ka1＝4.5×10－7
Ka2＝4.7×10－11
H3PO4 Ka1＝6.9×10－3
Ka2＝6.2×10－8
Ka3＝4.8×10－13
多元弱酸(或弱碱)的电离是分步进行的，一般Ka1 Ka2 Ka3，即第二步电离通常比第一步电离难得多，第三步电离又比第二步电离难得多。因此计算多元弱酸溶液的 c(H＋)或比较弱酸酸性相对强弱时，通常只考虑第一步电离。
可以通过比较弱酸第一电离平衡常数的大小来比较酸性的强弱。如酸性：H2C2O4>H3PO4>CH3COOH>H2CO3。
2．水的电离
(1) 如图所示，两曲线表示不同温度下的水溶液中c(H＋)与c(OH－)的关系。
由于水的电离是吸热过程，升高温度促进水电离，水的离子积常数增大，所以曲线cd的温度大于25 ℃[已知，在25 ℃时，水的离子积常数Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝10－14]。
(2) 25 ℃时，由水电离出的c水(H＋)或c水(OH－)与溶液pH的关系如表所示：
举例 说明 c水(H＋)/(mol/L)
pH＝3的HCl溶液、CH3COOH溶液 c(H＋)＝10－3 mol/L、
c(OH－)＝10－11 mol/L 水的电离受抑制时，由水电离出的c水(H＋)较小(从计算出的2个数值中选择较小的) 10－11
pH＝3的NaHSO4溶液
pH＝12的NaOH溶液、NH3·H2O溶液 c(H＋)＝10－12 mol/L、
c(OH－)＝10－2 mol/L 10－12
举例 说明 c水(H＋)/(mol/L)
pH＝3的AlCl3溶液、FeCl3溶液 c(H＋)＝10－3 mol/L、
c(OH－)＝10－11 mol/L 水的电离受促进时，由水电离出的c水(H＋)较大(从计算出的2个数值中选择较大的) 10－3
pH＝11的CH3COONa溶液、Na2CO3溶液、NaHCO3溶液、NaHS溶液 c(H＋)＝10－11 mol/L、
c(OH－)＝10－3 mol/L 10－3
③同温度、同浓度的盐酸的导电性强于醋酸溶液的导电性，说明醋酸是弱电解质。
④取pH＝3的醋酸溶液1 mL，用蒸馏水稀释到100 mL，pH＜5，说明醋酸为弱电解质。
⑤向0.1 mol/L CH3COOH溶液中加入少量CH3COONH4(水溶液呈中性)固体，溶液的pH变大，说明醋酸为弱电解质。
＞
[及时巩固]
已知：
H2CO3的Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11；
H2SO3的Ka1＝1.4×10－2，Ka2＝6.0×10－8；
H3PO4的Ka1＝6.9×10－3，Ka2＝6.2×10－8，Ka3＝4.8×10－13。
①NaHCO3溶液的pH______7(填“＞”或“＜”，下同)。
②NaHSO3溶液的pH______7。
③NaH2PO4溶液的pH______7。
④Na2HPO4溶液的pH______7。
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能力2　电解质溶液中微粒浓度大小及守恒关系
已知：常温下H2CO3的Ka1＝4.5×10－7、Ka2＝4.7×10－11；CH3COOH的Ka＝1.75×10－5。
1．0.1 mol/L　Na2CO3溶液中
电荷守恒：____________________________________________
元素守恒：________________________________________
质子守恒：_____________________________________
2．0.1 mol/L NaHCO3溶液中
电荷守恒：___________________________________________
元素守恒：____________________________________
质子守恒：___________________________________
3．等体积0.1 mol/L Na2CO3和0.1 mol/L NaHCO3的混合溶液中
质子守恒：_______________________________________________
4．等体积0.1 mol/L　CH3COOH和0.1 mol/L　CH3COONa混合溶液中(pH＜7)：
微粒浓度大小关系：_________________________________________________
电荷守恒：_______________________________________
元素守恒：___________________________________
质子守恒：____________________________________________
c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(CH3COOH)＞c(H＋)＞c(OH－)
c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)
c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝2c(Na＋)
c(CH3COOH)＋2c(H＋)＝c(CH3COO－)＋2c(OH－)
能力3　反应过程中微粒浓度大小关系
1．25 ℃时，c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＝0.1 mol/L 的一组醋酸、醋酸钠混合溶液，溶液中c(CH3COOH)、c(CH3COO－)与pH的关系如图所示。验证W点存在关系式：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COOH)＋c(OH－)。
[思维过程]
电荷守恒→c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)
题给信息→c(CH3COO－)＝c(CH3COOH)
↓替换
结论→c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COOH)＋c(OH－)
[思维过程]
3．强碱(或强酸)与弱酸(或弱碱)反应曲线上各点成分粒子浓度的分析
常温下，用0.100 0 mol/L NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol/L CH3COOH溶液
特殊点 分析溶液中溶质成分及粒子浓度大小关系
①点：V(NaOH)＝0 mL 反应前(溶质是CH3COOH)：
_______________________
_______________________
②点：V(NaOH)＝10 mL 反应一半(溶质是等物质的量的CH3COOH和CH3COONa)：__________________________
__________________________
c(CH3COOH)＞c(H＋)＞
c(CH3COO－)＞c(OH－)
c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞
c(CH3COOH)＞c(H＋)＞c(OH－)
常温下，用0.100 0 mol/L NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol/L CH3COOH溶液
③点：pH＝7 溶质是CH3COONa和少量的CH3COOH：
_________________________________________
④点：V(NaOH)＝20 mL 恰好完全反应(溶质是CH3COONa)：
_________________________________________
c(Na＋)＝c(CH3COO－)
c(Na＋)＞c(CH3COO－)
＞c(H＋)＝c(OH－)
＞c(OH－)＞c(H＋)
4．利用pH和Ka求离子浓度大小关系
问题 解题策略
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5．弱电解质的分布系数图
类型 分布系数图 交点的含义分析
一元
弱酸
10－4.76
类型 分布系数图 交点的含义分析
二元
弱酸
10－1.2
10－4.2
类型 分布系数图 交点的含义分析
三元
弱酸
10－2
10－7.1
10－12.2
能力4　缓冲溶液
1．概念：能够抵御少量外来的酸、碱或稀释，而保持溶液的pH基本不变的溶液叫缓冲溶液。
2．缓冲溶液的类型：
类型 举例 等浓度的混合溶液的酸碱性
弱酸－弱酸盐 CH3COOH－CH3COONa 酸性；pH＝4.76
弱碱－弱碱盐 NH3·H2O－NH4Cl 碱性；pH＝9.25
正盐－酸式盐 Na2CO3－NaHCO3 碱性；pH＝10.30
酸式盐－酸 NaHC2O4－H2C2O4 酸性；pH＝1.68
能力5　酸碱中和滴定
1．强碱滴定强酸
(1)0.10 mol/L NaOH标准液滴定0.10 mol/L 20.00 mL HCl溶液(如图1)：
加入NaOH溶液 剩余HCl溶
液体积/mL 过量NaOH溶
液体积/mL pH
滴定/% V/mL
99.9 19.98 0.02 — 4.30 滴定突跃ΔpH＝5.4
100.0 20.00 0.00 0.00 7.00
100.1 20.02 — 0.02 9.70
图1
NaOH溶液从19.98 mL到20.02 mL，只增加了0.04 mL(约1滴)，就使得溶液的pH改变了5.4个单位。这种在化学计量点±0.1%范围内，pH的急剧变化就称为滴定突跃。滴定突跃范围是选择指示剂的重要依据，凡是在滴定突跃范围内能发生
颜色变化的指示剂都可以用来指示滴定终点。实际分析时，为了更好地判断终点，氢氧化钠溶液滴定盐酸通常选用酚酞作指示剂的原因：终点的颜色由无色变为浅红色，更容易辨别。
图2
图3
(2) 滴定剂浓度越大，滴定突跃就越大，可供选择的指示剂就越多(如图2)。
NaOH溶液的浓度 HCl溶液的浓度 A点pH B点pH 滴定突跃
1.000 0 mol/L 1.000 0 mol/L 3.30 10.70 ΔpH＝7.4
0.100 0 mol/L 0.100 0 mol/L 4.30 9.70 ΔpH＝5.4
0.010 0 mol/L 0.010 0 mol/L 5.30 8.70 ΔpH＝3.4
2．强碱滴定弱酸曲线
由图3可知：酸性越弱，Ka越小，滴定突跃范围就越小。
3．滴定操作的一般步骤(用0.200 0 mol/L标准NaOH溶液滴定未知浓度的盐酸)
能力6　Ksp与沉淀转化平衡常数K
1．判断沉淀的生成
当离子积Qc≥Ksp时，生成沉淀。
2．比较溶解度的大小
(1) 同类型的难溶物，可以直接比较它们Ksp的大小，来比较溶解度大小。
如：Ksp(AgCl)＞Ksp(AgBr)＞Ksp(AgI)，则溶解度： AgCl＞AgBr＞AgI。
(2) 不同类型的难溶物，溶解度大小需要计算后比较。
如比较AgCl和Ag2CrO4溶解度大小[已知：25 ℃时， Ksp (AgCl)＝1.56×10－10， Ksp(Ag2CrO4)＝9.0×10－12]，需要通过计算得出溶解度：AgCl＜Ag2CrO4。
3．根据实验现象判断Ksp的大小
(1) 先生成沉淀的Ksp更小。
(2) 若溶液浓度未知则无法比较Ksp的大小。
(3) 若沉淀类型不同，则无法比较Ksp的大小。
(4) 沉淀剂要少量，若过量则无法比较Ksp的大小。
(5) 生成的沉淀要有辨识度。
4．判断沉淀转化平衡移动的方向

沉淀之间的转化与Ksp大小没有必然联系。
A、B沉淀类型相同，一定条件下发生如下转化：
A(如：CaSO4) B(如：CaCO3)
①若加入稀溶液，发生A→B转化，则可推出Ksp(B)＜Ksp(A)。
②若加入饱和溶液或浓溶液，发生B→A转化，则无法推出Ksp(B)＜Ksp(A)。
2.0
2.7×10－3
2.5×10－3
5.0≤pH＜7.0
能力8　沉淀溶解平衡图像分析
1．有关Ksp曲线图的分析
BaSO4的Ksp曲线图 点的变化
a→c
b→c
d→c
BaSO4的Ksp曲线图 点的变化
c→a 曲线上变化，增大c(Ba2＋)
曲线上方的点表示有沉淀生成；曲线下方的点表示不饱和溶液
不同曲线(T1、T2)之间变化仅能通过改变温度实现
2．有关沉淀溶解平衡对数直线图的分析
图像 说明 解题策略
①先弄清楚横、纵坐标表示的意思；
②再弄清楚变化趋势；
③根据变化趋势判断线上、线下的点所表示的意义
纵坐标数值越大，c(M)越小
曲线上方的点为______________
曲线上的点为____________
曲线下方的点表示_________________
曲线上任意点，坐标数值越大，其对应的离子浓度越小
越大
不饱和溶液
饱和溶液
下方 有沉淀生成
C
类型2　盐类水解
例2　(2025·佛山三模)已知：H2A===H＋＋HA－、HA－ H＋＋A2－。某化学研究小组利用pH传感器测定了暴露在空气中的0.1 mol/L Na2A溶液和蒸馏水(均溶有微量的二氧化碳)的pH随温度的变化曲线如图所示。下列说法不正确的是(　　)
A．常温下，Na2A溶液(不含CO2)呈碱性
B．0.1 mol/L Na2A溶液中：c(A2－)＋c(OH－)
－c(H＋)＜0.1 mol/L
B
C．温度高于60 ℃，Na2A溶液的pH增大的原因可能是碳酸分解、溶解的CO2逸出
D．利用充分煮沸并用植物油液封冷却的蒸馏水进行实验，该蒸馏水的pH将随温度升高而减小
【解析】 A2－可发生水解：A2－＋H2O HA－＋OH－，常温下Na2A溶液(不含二氧化碳)呈碱性，A正确；H2A完全电离，则Na2A溶液中存在元素守恒： c(Na＋)＝2c(A2－)＋2c(HA－)，电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(A2－)＋c(HA－)＋c(OH－)，两式联立可得：c(Na＋)＋2c(H＋)＝2c(A2－)＋2c(OH－)，将c(Na＋)＝0.2 mol/L代入得到c(A2－)＋c(OH－)－c(H＋)＝0.1 mol/L，B错误；碳酸分解、溶解的二氧化碳逸出会导致溶液中氢离子浓度减小，溶液pH增大，C正确；温度升高，水的电离程度增大，则水电离的c(H＋)增大，即pH减小，D正确。
B
类型4　酸碱中和滴定
[中和滴定曲线图]
A．M点，c(A－)＞c(HA)
B．N点，c(Na＋)＝c(HA)＋c(A－)
C．M→N过程中，水的电离程度逐渐增大
D．当滴定至溶液显中性时，c(Na＋)＝c(A－)
＝c(OH－)＝c(H＋)
D
【解析】 M点溶液中c(NaA)＝c(HA)，溶液呈酸性，说明HA的电离程度大于A－的水解程度，则c(A－)＞c(HA)，A正确；N点溶液中溶质为NaA，存在元素守恒：c(Na＋)＝c(HA)＋c(A－)，B正确；M→N过程中c(HA)逐渐减小，c(NaA)增大，酸抑制水的电离，强碱弱酸盐促进水的电离，则M→N过程中，水的电离程度逐渐增大，C正确；当滴定至溶液显中性时c(OH－)＝c(H＋)，溶质为NaA和少量HA，则c(Na＋)＝c(A－)＞c(OH－)＝c(H＋)，D错误。
[分布系数图]
例5　(2025·佛山期末)室温时，用NaOH中和H2A溶液并保持体系中c(H2A)＋c(HA－)＋c(A2－)＝0.10 mol/L，中和过程中，溶液中H2A、HA－、A2－的物质的量分数δ随pH变化的关系如图所示。下列说法不正确的是 (　　)
A．室温时，H2A的Ka2＝10－7
D
D
类型5　有关Ksp及沉淀转化
例7　(1) (2025·湖北卷)20 ℃时，CaF2饱和溶液的浓度为c mol/L，用c表示CaF2的溶度积Ksp＝_______。
(2) (2025·河南卷)已知：Ksp[Sn(OH)2]＝5.5×10－28。SnCl2初始浓度为1.0×10－4 mol/L，为避免生成Sn(OH)2沉淀，溶液适宜的pH为_____(填字母)。
A．2.0　　　　　　　　B．4.0　　　　　　　　C．6.0
(3) (2025·陕晋青宁卷)已知：常温下Ksp[Mg(OH)2]＝10－11.25，Ksp[Mn(OH)2]＝10－12.72。向含Mg2＋、Mn2＋的溶液中加入NH3·H2O，当Mg2＋(c＝10－0.68 mol/L)将要开始沉淀时，溶液中剩余Mn2＋浓度为____________mol/L。
4c3
A
10－2.15
C
能力评价
B
2．(2025·深圳期末)25 ℃时，用0.100 mol/L的NaOH溶液滴定20 mL 0.100 mol/L的CH3COOH溶液，测得滴定过程中溶液的pH变化如图所示。下列说法正确的是 (　　)
A．该滴定可以用甲基橙作为指示剂
B．若③点溶液中存在c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋
c(CH3COOH)，此时V(NaOH)＞20 mL
C．①点溶液中：c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)
＞c(OH－)
D．在相同温度下，①、②、③三点溶液中水电
离的c(H＋)：③＜②＜①
C
【解析】 滴定终点时溶质为醋酸钠，醋酸钠溶液显碱性，应选用酚酞试液作指示剂，A错误；若c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)，根据元素守恒，此时NaOH与CH3COOH恰好完全反应生成CH3COONa，NaOH溶液体积V(NaOH)＝20 mL，B错误；①点时，加入10 mL氢氧化钠溶液，此时溶液中溶质为等物质的量的醋酸和醋酸钠，此时溶液呈酸性，说明CH3COOH电离程度大于CH3COO－水解程度，溶液中离子浓度大小应为c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(CH3COOH)＞c(H＋)＞c(OH－)，C正确；①点溶液中CH3COOH过量，溶液呈酸性，抑制水的电离；②点溶液呈中性，水的电离基本不受影响；③点可能恰好完全反应，此时恰好生成CH3COONa，促进水的电离，也可能是NaOH过量，溶液呈碱性，抑制水的电离，所以在相同温度下，①、②、③三点溶液中水电离的c(H＋)不可能是①最大，D错误。
D
4．(2025·深圳9月)根据表数据回答问题：
溶质 NaClO Na2CO3
pH 9.7 11.6
表1　25 ℃时浓度为0.1 mol/L两种溶液的pH
Ka1 Ka2
H2SO3 1.3×10－2 6.3×10－8
H2CO3 4.2×10－7 5.6×10－11
表2　25 ℃时两种酸的电离平衡常数
不能
＋H2O＋CO2↑
先生成白色沉
淀，后来变成砖红色

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