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本题型在四年高考中考查10次（共12份试卷），试题具有一定的难度。题型主要是选择题和填空题，其考查主要内容有：①电离平衡。②酸、碱混合溶液酸碱性的判断及pH的简单计算。③盐对水电离平衡的影响及盐溶液蒸干(或灼烧)后产物的判断。④电解质溶液中离子浓度的大小比较。⑤沉淀的溶解平衡及沉淀的转化。从高考命题的变化趋势来看，溶液中离子浓度的大小比较及沉淀的溶解平衡和转化是主流试题。此类题目考查的内容既与盐的水解有关，又与弱电解质的电离平衡有关。题目不仅偏重考查粒子的浓度大小顺序，而且还侧重溶液中的各种守恒(电荷守恒、物料守恒、质子守恒)关系的考查，从而使题目具有一定的综合性、灵活性和技巧性。
年份
题号
分值
考查的主要内容及知识点
能力要求
知识要求
难度
要求
接受、吸收、 整合化学信息的能力
分析问题和解决化学问题的能力
化学实验与探究能力
了解
理解
掌握
综合
应用
2013(Ⅰ)
11
6
溶解平衡（Cl-、Br-、CrO42-与Ag+的沉淀）
√
√
√
易
2013(Ⅱ)
13
6
概理+计算[溶度积、水的离子积、pH及计算]
√
√
√
中难
2014(Ⅰ)
11
6
概理[AgBrO3溶解度、溶度积、溶解热、重结晶]
√
√
√
中难
2014(Ⅱ)
11
6
概理[H2S/氨水店里、溶液中电荷守恒、盐类水解]
√
√
√
中难
2015(Ⅰ)
13
6
电离平衡[强弱碱同浓度等体积稀释图像、比较碱性、c(OH-)电离程度、c(M+)/c(R+)等]
√
√
√
中
2016(Ⅰ)
12
6
海水资源的综合利用（提取溴、镁、粗盐的提纯）
√
√
√
√
中
2016(Ⅲ)
13
6
化学实验基本操作[借助实验考查物质的基本性质，涉及胶体的制备、 盐类水解的应用，物质的除杂，水和乙醇中氢的活泼性检验
√
√
√
中难
2015(Ⅰ)
13
6
弱电解质的电离、电力平衡常数、盐类水解、离子浓度大小比较
√
√
2016(Ⅰ)
12
6
平衡[离子溶度大小比较；电离与水解竞争判断]
√
√
√
中难
2016(Ⅲ)
13
6
电离平衡与溶液的pH[难溶电解质的溶解平衡及沉淀转化的本质，铜金属及其重要化合物的主要性质，综合考查含铜化合物的性质与应用，注意题给信息以及图标的分析，把握溶度积的计算。]
√
√
√
中难
1．【2017年高考新课标Ⅰ卷】常温下将NaOH溶液滴加到己二酸（H2X）溶液中，混合溶液的pH与离子浓度变化的关系如图所示。下列叙述错误的是

A．Ka2（H2X）的数量级为10–6
B．曲线N表示pH与的变化关系
C．NaHX溶液中
D．当混合溶液呈中性时，
【答案】D
【名师点睛】该题综合性强，该题解答时注意分清楚反应的过程，搞清楚M和N曲线表示的含义，答题的关键是明确二元弱酸的电离特点。电解质溶液中离子浓度大小比较问题，是高考热点中的热点。多年以来全国高考化学试卷几乎年年涉及。这种题型考查的知识点多，灵活性、综合性较强，有较好的区分度，它能有效地测试出学生对强弱电解质、电离平衡、水的电离、pH、离子反应、盐类水解等基本概念的掌握程度以及对这些知识的综合运用能力。围绕盐类水解的类型和规律的应用试题在高考中常有涉及。解决这类题目必须掌握的知识基础有：掌握强弱电解质判断及其电离，盐类的水解，化学平衡理论(电离平衡、水解平衡)，电离与水解的竞争反应，以及化学反应类型，化学计算，甚至还要用到“守恒”来求解。
2．【2017年高考新课标Ⅱ卷】改变0.1二元弱酸溶液的pH，溶液中的、、的物质的量分数随pH的变化如图所示[已知]。
下列叙述错误的是
A．pH=1.2时，
B．
C．pH=2.7时，
D．pH=4.2时，
【答案】D
【名师点睛】该题综合性强，该题解答时注意利用守恒的思想解决问题。电解质溶液中离子浓度大小比较问题，是高考热点中的热点。多年以来全国高考化学试卷几乎年年涉及。这种题型考查的知识点多，灵活性、综合性较强，有较好的区分度，它能有效地测试出学生对强弱电解质、电离平衡、水的电离、pH、离子反应、盐类水解等基本概念的掌握程度以及对这些知识的综合运用能力。围绕盐类水解的类型和规律的应用试题在高考中常有涉及。解决这类题目必须掌握的知识基础有：掌握强弱电解质判断及其电离，盐类的水解，化学平衡理论(电离平衡、水解平衡)，电离与水解的竞争反应，以及化学反应类型，化学计算，甚至还要用到“守恒”来求解。
3．【2017年高考新课标Ⅲ卷】在湿法炼锌的电解循环溶液中，较高浓度的会腐蚀阳极板而增大电解能耗。可向溶液中同时加入Cu和CuSO4，生成CuCl沉淀从而除去。根据溶液中平衡时相关离子浓度的关系图，下列说法错误的是
A．的数量级为
B．除反应为Cu+Cu2++2=2CuCl
C．加入Cu越多，Cu+浓度越高，除效果越好
D．2Cu+=Cu2++Cu平衡常数很大，反应趋于完全
【答案】C
【名师点睛】本题考查溶度积常数的计算及平衡的移动，难点是对溶液中平衡时相关离子浓度的关系图的理解，通过图示可以提取出Ksp(CuCl)，2Cu＋Cu2＋＋Cu的平衡常数，并且要注意在化学平衡中纯物质对反应无影响。
4．【2016年高考新课标Ⅰ卷】298K时，在20.0mL 0.10mol氨水中滴入0.10 mol的盐酸，溶液的pH与所加盐酸的体积关系如图所示。已知0.10 mol氨水的电离度为1.32%，下列有关叙述正确的是（ ）
A．该滴定过程应该选择酚酞作为指示剂
B．M点对应的盐酸体积为20.0 mL
C．M点处的溶液中c(NH4＋)＝c(Cl－)＝c(H＋)＝c(OH－)
D．N点处的溶液中pH<12
【答案】D
【解析】
【考点定位】考查酸碱中和滴定、弱电解质的电离以及离子浓度大小比较等知识。
【名师点睛】酸碱中和滴定是中学化学的重要实验，通常是用已知浓度的酸(或碱)来滴定未知浓度的碱(或酸)，由于酸、碱溶液均无色，二者恰好反应时溶液也没有颜色变化，所以通常借助指示剂来判断，指示剂通常用甲基橙或酚酞，而石蕊溶液由于颜色变化不明显，不能作中和滴定的指示剂。酸碱恰好中和时溶液不一定显中性，通常就以指示剂的变色点作为中和滴定的滴定终点，尽管二者不相同，但在实验要求的误差范围内。进行操作时，要注意仪器的润洗、查漏、气泡的排除，会进行误差分析与判断。判断电解质溶液中离子浓度大小时，经常要用到三个守恒：电荷守恒、物料守恒、质子守恒，会根据相应的物质写出其符合题意的式子，并进行叠加，得到正确的算式。掌握水的离子积常数的计算方法、离子浓度与溶液的pH的关系等是本题解答的关键所在。本题难度适中。
5．【2016年高考新课标Ⅲ卷】下列有关电解质溶液的说法正确的是 （ ）
A．向0.1molCH3COOH溶液中加入少量水，溶液中减小
B．将CH3COONa溶液从20℃升温至30℃，溶液中增大
C．向盐酸中加入氨水至中性，溶液中
D．向AgCl、AgBr的饱和溶液中加入少量AgNO3，溶液中不变
【答案】D
【解析】
【考点定位】考查弱电解质的电离平衡，盐类水解平衡，难溶电解质的溶解平衡
【名师点睛】本试题考查影响弱电解质电离平衡移动、盐类水解移动、离子浓度大小比较、难溶电解质的溶解平衡等知识，属于选修4上的知识点，这部分题考查学生对上述知识的运用、分析、审题能力，平时训练中需要强化这部分知识的练习，因为它是高考的重点。醋酸属于弱电解质，CH3COOHCH3COO－＋H＋，影响弱电解质的因素：（1）温度：升高温度促进电离；（2）加水稀释，促进电离；（3）同离子效应：加入相同离子抑制电离；（4）加入反应离子：促进电离；因为是都在同一溶液，溶液体积相同，因此看物质的量变化，加水稀释促进电离，n(H＋)增大，n(CH3COOH)减小，则比值增大；影响盐类水解的因素：温度、浓度、加入反应离子、同离子等，依据水解常数的表达式，得出：=1/K，K只受温度的影响，盐类水解是中和反应的逆过程，属于吸热反应，升高温度促进水解，K增大，则比值变小；离子浓度大小比较中，有“三个守恒”：电荷守恒、物料守恒、质子守恒，会根据相应的物质写出其符合题意的式子，并进行叠加，得到正确的算式，因为是溶液显中性，常用电荷守恒的思想解决，即c(NH4＋)＋c(H＋)=c(OH－)＋c(Cl－)，溶液显中性则c(H＋)=c(OH－)，即c(NH4＋)=c(Cl－)，比值等于1；依据溶度积的表达式得出：Ksp(AgCl)=c(Ag＋)×c(Cl－)，Ksp(AgBr)=c(Ag＋)×c(Br－)，则两式相比得到c(Cl－)/c(Br－)=Ksp(AgCl)/Ksp(AgBr)，溶度积只受温度的影响，温度不变，则比值不变，溶度积和离子积的关系：Qc=Ksp溶液达到饱和，Qc>Ksp溶液过饱和有沉淀析出，Qc6．【2015新课标Ⅰ卷理综化学】浓度均为0.10mol/L、体积均为V0的MOH和ROH溶液，分别加水稀释至体积V，pH随的变化如图所示，下列叙述错误的是 （ ）
A．MOH的碱性强于ROH的碱性
B．ROH的电离程度：b点大于a点
C．若两溶液无限稀释，则它们的c(OH－)相等
D．当=2时，若两溶液同时升高温度，则 增大
【答案】D
【考点定位】电解质强弱的判断、电离平衡移动（稀释、升温）；难度为较难等级。
【名师点晴】本题了图象方法在溶液的稀释与溶液的pH的关系的知识。解图像题的要领时是：先看三点，再看增减；先看单线，再做关联。本题区分MOH和ROH的关键就是两线的起点pH。当开始时溶液的体积相同时，稀释的倍数越大，溶液的离子浓度越小，溶液的pH就越小。稀释相同倍数时，强碱比弱碱的pH变化大。
7．【2014年高考新课标Ⅰ卷第11题】溴酸银(AgBrO3)溶解度随温度变化曲线如图所示，下列说法错误的是（ ）
A．溴酸银的溶解时放热过程
B．温度升高时溴酸银溶解速度加快
C．60 ℃时溴酸银的Ksp约等于6×10－4
D．若硝酸钾中含有少量溴酸银，可用重结晶方法提纯
【答案】A
【解析】解决本题，首先要认识坐标系，弄清在坐标系中横坐标、纵坐标的含义。然后分析物质的性质变化规律，再对各个选项中的知识进行逐一剖析。A、由溶解度随温度的变化曲线关系可知：温度升高，该物质的溶解度增大。说明升高温度促进物质的溶解，根据平衡移动原理：升高温度，OH向吸热方向移动。因此溴酸银(AgBrO3)溶解是吸热过程 ，错误；B、温度升高，溴酸银溶解在水中的微粒运动速度加快，扩散的更快，因此升高温度使其溶解速度加快，正确；C、有图像可以看出：在60℃时溴酸银的溶解度大约是0.6g.即在100g约0.1L,则在该饱和溶液中溶质是浓度为：c(AgBrO3)= (0.6g÷236g/mol) ÷ 0.1L =0.025mol/L，故Ksp=c(Ag+)·c(BrO3-)=0.025×0.025约等于6×10-4 ，正确；D、由于硝酸钾的溶解度比较大，而且溶解度随温度的升高而增大。而溴酸银的溶解度较小，所以若硝酸钾中含有少量溴酸银，可用重结晶方法提纯。正确。
【考点地位】本题主要是考查溶解平衡、外界条件对溶解平衡的影响、溶度积常数计算及物质的分离等
【名师点晴】自然界中的物质绝大多数是以混合物的形成存在。但是对于研究其中某物质的性质或将其应用与生产和生活中时，就会受到影响。所以从化学学科本身以及社会生活和生产的需要考虑，混合物的分离和提纯是非常必要的。这就要对物质在水或其它溶剂中的溶解性及影响其溶解性的因素有一定的了解和认识。然后根据被分离或提纯的物质性质的差异减小分离。图像法可以将抽象的知识、理论以形象、直观的形式展现。而且在物质的溶解、外界条件对化学反应速率、化学平衡、沉淀的形成与溶解、气体的放出或消耗等多个方面要使用。因此我们今后应该加强这方面的教学与训练。使学生学习理论不再枯燥、无味；变要我学为我要学。
8．【2014年高考新课标Ⅱ卷第11题】一定温度下，下列溶液的离子浓度关系式正确的是 （ ）
A．pH=5的H2S溶液中，c(H+)= c(HS－)=1×10—5 mol·L—1
B．pH=a的氨水溶液，稀释10倍后，其pH=b，则a=b+1
C．pH=2的H2C2O4溶液与pH=12的NaOH溶液任意比例混合：
c(Na＋)+ c(H＋)= c(OH－)+c( HC2O4－)
D．pH相同的①CH3COONa②NaHCO3③NaClO三种溶液的c(Na＋)：①＞②＞③
【答案】D
【解析】判断电解质溶液中离子浓度大小关系首先要确定电解质溶液的成分，是单一溶液还是混合溶液，若是两溶液混合，要理清是简单混合，还是有反应发生，理清溶液的最终组成；其次要分析溶液中存在的电离平衡、水解平衡等平衡，不可忽略水的电离平衡，然后结合相关信息判断平衡的主次，抓住弱电解质的电离及盐类的水解是微弱等特点做出判断；涉及等式关系要注意物料守恒式、电荷守恒式及质子守恒式的应用。结合选项逐个分析。A、H2S为二元弱酸，H2S溶液中存在H2S H+ + HS-、HS- H+ + S2-、H2O H+ + OH-，一级电离程度远大于二级电离程度，根据上述分析知，pH=5的H2S溶液中，c(H+)=1×10—5 mol·L—1＞ c(HS－)，错误；B、一水合氨为弱电解质，加水稀释，促进其电离，稀释过程中pH变化比强碱溶液稀释pH变化小。pH=a的氨水溶液，稀释10倍后，其pH=b，则a＜b+1，错误；C、根据电荷守恒知，pH=2的H2C2O4溶液与pH=12的NaOH溶液任意比例混合：c(Na＋)+ c(H＋)= c(OH－)+c( HC2O4－)+2 c( C2O42－)，错误；D、已知酸性：CH3COOH＞H2CO3＞HClO，根据盐类水解规律：组成盐的酸根对应的酸越弱，该盐的水解程度越大，物质的量浓度相同时，溶液的碱性越强，PH越大，故pH相同的①CH3COONa②NaHCO3③NaClO三种溶液的物质的量浓度：①＞②＞③，c(Na＋)：①＞②＞③，正确。
【命题意图】考查电解质溶液中离子浓度大小关系，涉及弱电解质的电离、盐类的水解及三个守恒式的应用，考查了学生对电离平衡和盐类水解平衡规律理解及应用能力。考查学生综合运用所学化学知识解决相关化学问题的能力。
9．【2013年高考全国新课标Ⅰ卷第11题】已知Ksp(AgCl)=1.56×10-10，Ksp(AgBr)=7.7×10-13，Ksp(Ag2CrO4)=9.0×10-12。某溶液中含有Cl-、Br-和CrO，浓度均为0.010mol ?L-1，向该溶液中逐滴加入0.010 mol ?L-1的AgNO3溶液时，三种阴离子产生沉淀的先后顺序为 （ ）
A．Cl-、Br-、CrO B．CrO、Br-、Cl-
C．Br-、Cl-、CrO D．Br-、CrO、Cl-
【答案】C
【解析】
考点：沉淀溶解平衡、溶度积常数
10．【2013年高考全国新课标Ⅱ卷第13题】室温时，M(OH)2(S) M2+(aq)+2OH-(aq) Ksp=a，c(M2+)=b mol·L-1时，溶液的pH等于 （ ）
A． lg() B． lg()
C．14+lg() D．14+lg()
【答案】C
【解析】
考点：水的离子积、KSP、pH计算
一、弱电解质的电离
1、弱电解质的电离平衡及其影响因素
弱电解质的电离平衡指在一定条件下（温度、浓度），弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时的状态。
（1）内因
弱电解质本身，如常温下K(HF)>K(CH3COOH)。
（2）外因
以CH3COOHCH3COO-+H+为例
①温度：弱电解质的电离过程一般是吸热的，升高温度，电离平衡向右移动，CH3COOH电离程度增大，c(H+)、c(CH3COO-)增大。
②浓度：加水稀释CH3COOH溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大。n(CH3COO-)、n(H+)增大，但c(CH3COO-)、c(H+)减小。
③同离子效应：在弱电解质溶液中加入同弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向逆反应方向移动。例如 0.1 mol/L的醋酸溶液中存在如下平衡CH3COOH CH3COO-+H+。加入少量CH3COONa固体或HCl，由于增大了c(CH3COO-)或c(H+)，使CH3COOH的电离平衡向逆反应方向移动。前者使c(H+)减小，后者使c(H+)增大。
④化学反应：在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质时，可使电离平衡向电离的方向移动。例如，在CH3COOH溶液中加入NaOH或Na2CO3溶液，由于OH-+H+=H2O、CO+2H+= H2O+CO2↑，使c(H+)减小，平衡向着电离的方向移动。
〖注意〗稀释弱电解质溶液时，平衡移动的方向易误判为逆向移动，把溶液中离子浓度的减小误认为是电离平衡逆向移动造成的，实际上稀释才是造成溶液中离子浓度减小的主要因素。
2、强酸与弱酸(或强碱与弱碱)的比较
等物质的量浓度的盐酸(a)与醋酸(b)
等pH的盐酸(a)与醋酸(b)
pH或物质的量浓度
pH：a物质的量浓度：a溶液导电性
a>b
a=b
水的电离程度
aa=b
c(Cl-)与c(CH3COO-)大小
c(Cl-)>c(CH3COO-)
c(Cl-)=c(CH3COO-)
等体积溶液中和NaOH的量
a=b
a分别加该酸的钠盐固体后pH
a:不变 b:变大
a:不变 b:变大
开始时与金属反应的速率
a>b
相同
等体积溶液与过量活泼金属产生H2的量
相同
a【典例1】下列事实中不能证明CH3COOH是弱电解质的是 （ ）
①常温下某CH3COONa溶液的pH=8 ②用CH3COOH溶液做导电实验，灯泡很暗 ③等pH等体积的盐酸、CH3COOH溶液和足量锌反应，CH3COOH放出的氢气较多 ④0.1mol/L的CH3COOH溶液的pH=2.1 ⑤pH=1的CH3COOH溶液稀释100倍，pH＜3
A．② B．②⑤ C．①③⑤ D．③④⑤
【答案】A
【解析】
试题分析：弱电解质的证明，是基于与强电解质对比进行的。弱电解质与强电解质最大的区别就 是弱电解质存在电离平衡，而强电解质不存在电离平衡。因此只要证明有电离平衡存在，就证明了弱电解质。①常温下某CH3COONa溶液的pH=8，说明溶液水解呈碱性，应为强碱弱酸盐，可证明CH3COOH是弱电解质，故①正确；②用CH3COOH溶液做导电实验，灯泡很暗，不能证明CH3COOH是弱电解质，只能说明溶液离子浓度较小，故②错误；③等pH等体积的盐酸、CH3COOH溶液和足量锌反应，CH3COOH放出的氢气较多，说明醋酸还可电离出氢离子，可证明CH3COOH是弱电解质，故③正确；④0.1mol?L-1?CH3COOH溶液的pH=2.1，说明醋酸没有完全电离，可以证明CH3COOH是弱电解质，故④正确；⑤0.1mol?L-1的CH3COOH溶液稀释至100倍，pH＜3，说明存在电离平衡，证明CH3COOH是弱电解质，故⑤正确，答案选A。
考点：本题主要是考查弱电解质的判断
【典例2】【哈尔滨师范大学附属中学2017年第三次模拟】常温下，下列说法不正确的是（ ）
A．将pH=4的某酸稀释10倍，测得其pH<5，则该酸为弱酸
B．相同pH 的 CH3COONa、NaOH 和 Na2CO3三种溶液：c(NaOH)C．0.1 mol/L NaHA 溶液 pH=5，则溶液：c(HA-)>c(H+)>c(A2-)>c(H2A)
D．已知H2CO3的电离常数K1=4.4×10-7、K2=4.7×10-11，HClO的电离常数K=2.9×10-8，若向新制氯水中加入足量Na2CO3固体，则c(HClO)增大
【答案】D
二、水的电离
1、影响水的电离平衡的因素
（1）温度：
若升高温度，促进水的电离，因为水的电离吸热，故水的电离平衡向右移动，c(H＋)与c(OH－)同时增大，KW增大pH变小，但由于c(H＋)与c(OH－)始终保持相等，故仍显中性。如纯水的温度由25 ℃升高到100 ℃，则c(H＋)与c(OH－)都从1×10－7 mol·L－1增大为1×10－6 mol·L－1，KW由1×10－14增大为1×10－12，pH由7变为6，由于c(H＋)＝c(OH－)，仍然显中性。
（2）加入酸、碱
向纯水中加入酸、碱，由于酸、碱的电离产生H＋和OH－增大了水中的c(H＋)和c(OH－)，故均可以使水的电离平衡向左移动。此时，若温度不变，则KW不变，水的电离程度变小。加酸时c(H＋)变大，pH变小，加碱时，c(OH－)变大，pH变大。
（3）易水解的盐：
在纯水中加入易水解的盐，不管水解后溶液显什么性，均促进水的电离，使水的电离程度增大，但只要温度不变，则Kw不变
（4）其他因素：
如向水中加入活泼金属，活泼金属与水电离出的H+直接作用，促进水的电离平衡向右移动
2、影响KW的因素
KW只与温度有关，温度不变，KW不变；温度升高，KW增大，反之KW减小。
①KW不仅适用于水，还适用于酸性或碱性的稀溶液。不管哪种溶液均有c(H＋)H2O＝c(OH－)H2O
如酸性溶液中：[c(H＋)酸＋c(H＋)H2O]·c(OH－)H2O＝KW
碱性溶液中：[c(OH－)碱＋c(OH－)H2O]·c(H＋)H2O＝KW
②水的离子积常数提示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H＋和OH－共存，只是相对含量不同而已。并且在稀酸或稀碱溶液中，当温度为25 ℃时，KW＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14为同一常数。
【典例3】水的电离平衡曲线如右图所示，下列说法中不正确的是 （ ）
A．图中五点的KW间的关系为：B>C>A=D=E
B．若从A点到D点，可采用：恒温条件下，在水中加入少量的醋 酸，提高溶液酸性
C．若从A点到C点，可采用：恒温条件下，在水中加入少量的醋酸铵，促进水的电离
D．100℃时，将pH=2的硫酸与0.01mol·L－1的KOH溶液等体积混合后，溶液中c(H+)=c(OH－)=10－6mol·L－1
【答案】C
【解析】
考点：水的电离平衡常数和电离平衡移动
【典例4 】25℃时，将某强酸和强碱溶液按10 : 1 的体积比混合后溶液恰好呈中性，则混合前强酸和强碱溶液的pH之和为
A．9 B．ll C．13 D．15
【答案】D
【解析】设强酸的pH=a，强碱的pH=b，由25℃时，若10体积的某强酸溶液与1体积的某强碱溶液混和后溶液呈中性，即n（H+）=n（OH-），则10×10-a=1×10b-14，解得a+b=15，故pH（酸）+pH（碱）=15，答案选D。
三、pH相关计算
pH计算的一般思维模型
（1）单一溶液pH的计算
①强酸溶液。如HnA，设物质的量浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝nc mol·L－1。pH＝－lg c(H＋)＝－lg nc。
②强碱溶液。如B(OH)n，设溶液物质的量浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝ mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg nc。
（2）两强酸混合
由c(H＋)混＝，先求出混合后的c(H＋)混，再根据公式pH＝－lg c(H＋)混求pH。若两强酸等体积混合，可采用速算方法：混合后溶液的pH等于混合前溶液pH小的加0.3。
如pH＝3和pH＝5的两种盐酸等体积混合后，pH＝3.3。
（3）两强碱混合
由c(OH－)混＝，先求出混合后的c(OH－)混，再通过KW求出c(H＋)混，最后求pH。若两强碱溶液等体积混合，可采用速算方法：混合后溶液的pH等于混合前溶液pH大的减0.3。
如pH＝9和pH＝11的两种烧碱溶液等体积混合后，pH＝10.7。
（4）强酸与强碱混合
强酸与强碱混合实质为中和，H＋＋OH－===H2O，中和后溶液的pH有以下三种情况：
①若恰好中和，pH＝7；
②若剩余酸，先求中和后剩余的c(H＋)，再求pH；
③若剩余碱，先求中和后剩余的c(OH－)，再通过KW求出c(H＋)，最后求pH。
【典例5】在25 ℃时，某溶液中由水电离出的[H＋]＝1×10-12 mol·L-1，则该溶液的pH可能是 （ ）
A．12　　　　　　B．10　　　　C．6　　　　D．4
【答案】A
【解析】
试题分析：溶液中的氢离子就是水电离出的氢离子时，溶液的pH为12 ，若溶液中的氢氧根离子就是水电离出的氢氧根离子时，溶液的pH为2，所以选A。
考点： 溶液的pH计算
【典例6】【南宁市2017届第二次适应性】10mL浓度均为0．1 mol/L的三种溶液:①HF溶液；②KOH溶液；③KF溶液。下列说法正确的是
A．①和②混合后，酸碱恰好中和，溶液呈中性 B．①和③中均有c(F-)+c(HF) =0.1mol/L
C．①和③混合：c(F-)+c(OH-) =c(H+) +c(HF) D．由水电离出来的c(OH-)：②>③>①
【答案】B
四、盐类的水解、离子浓度大小比较
1、盐类水解程度大小比较的三个规律
（1）盐水解生成的弱酸(弱碱)越弱水解程度越大。常以此判断弱酸(弱碱)的相对强弱。
（2）相同条件下：正盐>相应酸式盐，如CO>HCO。
（3）相互促进水解的盐>单水解的盐>相互抑制水解的盐。如(NH4)2CO3>(NH4)2SO4>(NH4)2Fe(SO4)2
2、蒸干盐溶液所得物质的判断方法
（1）先考虑分解。如NaHCO3溶液、Ca(HCO3)2溶液蒸干灼烧得Na2CO3、CaCO3；KMnO4溶液蒸干灼烧得K2MnO4和MnO2。
（2）考虑氧化还原反应。如加热蒸干Na2SO3溶液，所得固体为Na2SO4。
（3）盐水解生成挥发性酸的，蒸干后得到弱碱；盐水解生成不挥发性酸的，得到原物质。如AlCl3溶液蒸干得氢氧化铝，再灼烧得Al2O3；Al2(SO4)3溶液蒸干得本身。
（4）Na2CO3溶液蒸干得本身。
（5）NH4Cl溶液、(NH4)2S溶液蒸干、灼烧，无残留物。
3、离子浓度大小比较
（1）微粒浓度大小比较的理论依据和守恒关系
A．两个理论依据
①弱电解质电离理论：电离粒子的浓度大于电离生成粒子的浓度。
例如，H2CO3溶液中：c(H2CO3)>c(HCO)?c(CO)(多元弱酸第一步电离程度远远大于第二步电离)。
②水解理论：水解离子的浓度大于水解生成粒子的浓度。
例如，Na2CO3溶液中：c(CO)>c(HCO)?c(H2CO3)(多元弱酸根离子的水解以第一步为主)。
B．三个守恒关系
①电荷守恒：电荷守恒是指溶液必须保持电中性，即溶液中所有阳离子的电荷总浓度等于所有阴离子的电荷总浓度。
例如，NaHCO3溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)===c(HCO)＋2c(CO)＋c(OH－)。
②物料守恒：物料守恒也就是元素守恒，变化前后某种元素的原子个数守恒。
例如，0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液中：c(Na＋)＝c(HCO)＋c(CO)＋c(H2CO3)＝0.1 mol·L－1。
③质子守恒：由水电离出的c(H＋)等于由水电离出的c(OH－)，在碱性盐溶液中OH－守恒，在酸性盐溶液中H＋守恒。
例如，纯碱溶液中c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H2CO3)。
（2）四种情况分析
①多元弱酸溶液
根据多步电离分析，如：在H3PO3溶液中，c(H＋)>c(H2PO)>c(HPO)>c(PO)。
②多元弱酸的正盐溶液
根据弱酸根的分步水解分析，如：Na2CO3溶液中：c(Na＋)>c(CO)>c(OH－)>c(HCO)。
③不同溶液中同一离子浓度的比较
要看溶液中其他离子对其产生的影响。例如，在相同物质的量浓度的下列溶液中：①NH4NO3溶液，②CH3COONH4溶液，③NH4HSO4溶液，c(NH)由大到小的顺序是③>①>②。
④混合溶液中各离子浓度的比较
要进行综合分析，如电离因素、水解因素等。例如，在0.1 mol·L－1的NH4Cl和0.1 mol·L－1的氨水混合溶液中，各离子浓度的大小顺序为c(NH)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)。在该溶液中，NH3·H2O的电离与NH的水解互相抑制，但NH3·H2O的电离程度大于NH的水解程度，溶液呈碱性，c(OH－)>c(H＋)，同时c(NH)>c(Cl－)。
（3）解题思路
电解质溶液
【典例7】温下，下列溶液中粒子浓度关系正确的是 （ ）
A．Na2S溶液：c(Na＋) > c(HS－) > c(OH－) > c (H2S)
B．Na2C2O4溶液：c (OH－) ＝ c(H＋) ＋ c(HC2O4－) ＋ 2c (H2C2O4)
C．Na2CO3溶液：c (Na＋) ＋ c (H＋) ＝ 2c (CO32－) ＋ c (OH－)
D．CH3COONa和CaCl2混合溶液： c (Na＋) ＋ c (Ca2＋)＝c (CH3COO－) ＋c (CH3COOH) ＋2c (Cl－)
【答案】B
【解析】
考点：考查溶液中微粒浓度大小比较的知识。
【典例8】【天津市河北区2017届质量检测（二）】常温下，电解质溶液中的下列关系式不正确的是
A．已知A-+H2B(过量)==HA+HB-，则结合H+的能力：HB-B．在0.1mol·L-1的氨水中滴加0.1 mol·L-1盐酸，恰好完全中和时， c(NH4+)+c(NH3 ?H2O)=0.05 mol·L-1
C．将c mol·L-1的醋酸溶液与0.02 mol·L-1NaOH溶液等体积混合后溶液恰好呈中性，用含c的代数式表示CH3COOH的电离常数ka=
D．将0.2 mol·L-1盐酸与0.1 mol·L-1的KAlO2溶液等体积混合，溶液中离子浓度由大到小的顺序：c(Cl-)> c(K+)> c(Al3+)> c(H+)> c(OH-)
【答案】A
五、中和滴定及滴定曲线
1、实验原理：n(H＋)酸＝n(OH－)碱
2、中点判断和选择酸碱指示剂的注意事项
终点判断：当滴入最后一滴标准液时，溶液颜色发生突变，且半分钟内不再变化。
选择酸碱指示剂应注意：
①石蕊试液不能用作酸碱中和滴定的指示剂，主要原因是石蕊试液的颜色变化不够明显，对中和滴定终点的指示不够灵敏、不够准确。
②滴定20 mL的待测液，酸碱指示剂以2～3滴为宜。指示剂用量太少，其颜色太浅，不利于判断中和滴定的终点；指示剂用量太多，由于指示剂本身就是有机弱酸或有机弱碱，这样就会使标准溶液实际消耗的体积偏大或偏小。
③若滴定终点时溶液呈酸性，选择甲基橙作指示剂；若滴定终点时溶液呈碱性，选择酚酞作指示剂；若滴定终点时溶液呈中性，选择酚酞或甲基橙作指示剂都可以。
3、滴定曲线
酸碱中和滴定曲线类试题是以酸碱滴定过程为基础，考查离子浓度大小比较，溶液中的守恒关系等。这类试题的难点在于整个过程为一动态过程，在解题的过程中，我们可以化动为静，采取极端假设的方法进行判断。
（1）看横纵坐标，搞清楚是酸加入碱中，还是碱加入酸中；
（2）看起点，起点可以看出酸性或碱性的强弱，这个在判断滴定终点至关重要；
（3）找滴定终点和pH=7的中性点，滴定终点加入酸的物质的量等于加入碱的物质的量（一元酸碱），判断出滴定终点的酸碱性，然后可以确定pH=7的点的位置；
（4）滴定曲线中任意点，我们分析加入的酸碱过量情况，进行进一步的分析。
在整个滴定过程中有几个关系：①电荷守恒在任何时候均存在；②物料守恒我们根据加入酸的物质的量和加入碱的物质的量进行确定，但不一定为等量关系。
【典例9】室温下，用0.10mol/L的盐酸滴定20.00mL 0.10mol/L的某碱BOH溶液得到的滴定曲线如下，下列判断不正确的是 （ ）
A．a点时，溶液呈碱性，溶液中c(B+)>c(Cl-)
B．b点时溶液的pH=7
C．当c(Cl-)=c(B+)时，V(HCl)<20mL
D．C点时溶液中c(H+)约为0.03mol/L
【答案】B
【解析】本题使用盐酸滴定位置强弱的一元碱，故首先应该判断碱性的强弱，浓度为0.10mol/L，如为强碱，其pH=13，而图中看出其pH<12，故该碱为弱碱。再看b点，此时n(HCl)=n(BOH)，酸碱恰好中和，为滴定终点，此时恰好生成BCl，为强酸弱碱盐，水解呈酸性。a和c点为中间点，a点加入盐酸的量不够，为BOH-BCl的混合溶液，该溶液呈碱性，说明电离大于水解，故c(B+)>c(Cl-)；c点盐酸过量，为BCl—HCl的混合溶液，其中c(H+)可以根据过量的酸的物质的量除以体积来计算，加入盐酸为40ml时，c(H+)=(0.1×40-0.1×20)÷60≈0.03mol/L。在整个过程中还有一个点我们必须关注，就是pH=7的中性点，在此题中滴定终点溶液为酸性，故pH=7在b点之上，故加入的体积小于20mL，该题答案为B。
【典例10】【宁夏石嘴山市第三中学2017届下学期第三次模拟考试】T℃时，在20.00mL0.10mol·L－1CH3COOH溶液中滴入0.10 mol·L－1 NaOH溶液，溶液pH与NaOH溶液体积关系如图所示。下列说法正确的是
A．T℃时，CH3COOH电离平衡常数Ka=1.0×10-3
B．M点对应的NaOH溶液体积为20.0 mL
C．N点与Q点所示溶液中水的电离程度：N＞Q
D．N点所示溶液中c(Na+)＞c(OH－)＞c(CH3COO－)＞c(H+)
【答案】C
点睛：酸、碱、盐都是电解质，酸电离产生氢离子、碱电离产生氢氧根离子，它们对水的电离平衡都起抑制作用，等浓度的氢离子或氢氧根离子对水电离平衡的抑制作用相同。酸或碱电离产生的离子浓度越大，对水的抑制作用就越强。若盐电离氢离子或氢氧根离子，对水的电离平衡起抑制作用，与酸或碱的作用相同；若电离产生的离子或消耗水电离产生的氢离子或氢氧根离子产生弱酸或弱碱，就会使水的电离平衡正向移动，促进水的电离，盐电离产生的水解的离子浓度越大，水解的离子浓度越大，溶液的酸性或碱性越强。若盐电离产生的阳离子、阴离子都发生水解作用，水解产生的氢离子、氢氧根离子发生中和反应，使水的电离程度比单独只有阳离子、阴离子发生水解作用的水的电离程度大。溶液的酸碱性根据水解相对程度判断。谁弱谁水解，谁强显谁性，越弱越水解。
六、沉淀溶解平衡
1、难溶电解质的溶解平衡
在一定重要条件下，当沉淀与溶解的速度相等时，便达到固体难溶电解质与溶液中离子间的平衡状态。例如： BaSO4(s) Ba2+(aq) + SO (aq)
2、溶度积：在一定温度下，在难溶电解质的饱和溶液中，各离子浓度幂之乘积为一常数，称为溶度积常数，简称溶度积。用符号Ksp表示。
对于AmBn型电解质来说，溶度积的公式是：Ksp=[An+]m[Bm+]n
溶度积与溶解度的关系
溶度积和溶解度都可以表示物质的溶解能力，溶度积的大小与溶解度有关，它反映了物质的溶解能力。
溶度积规则，可以判断溶液中沉淀的生成和溶解。
离子积Qc与溶度积Ksp的区别与联系
某难溶电解质的溶液中任一情况下有关离子浓度的乘积Qc
当Qc＜Ksp时，为不饱和溶液；
当Qc=Ksp时，为饱和溶液；
当Qc＞Ksp时，为过饱和溶液。
3、沉淀平衡相关图像问题的解答
（1）溶解平衡曲线类似于溶解度曲线，曲线上任一点都表示饱和溶液，曲线上方的任一点均表示过饱和，此时有沉淀析出，曲线下方的任一点，均表示不饱和。
（2）从图像中找到数据，根据Ksp公式计算得出KSP的值。
（3）比较溶液的Qc与Ksp的大小，判断溶液中有无沉淀析出。
（4）涉及Qc的计算时，所代入的离子浓度一定是混合溶液中的离子浓度，因此计算离子浓度时，所代入的溶液体积也必须是混合液的体积。
【典例11】已知：25℃时， Ksp(FeS)=6.3×10-18；Ksp(CuS)=1.3×10-36；Ksp(ZnS)=1.6×10-24．下列叙述正确的是 （ ）
A．25℃时，FeS、ZnS、CuS的溶解度依次增大
B．ZnS饱和溶液这加入少量Na2S固体，平衡后溶液中c(Zn2+)·c(S2-)=Ksp，c(Zn2+)=c(S2-)
C．除去工业废水中的Cu2+，可用FeS作为沉淀剂
D．某溶液中含有Fe2+、Cu2+和Zn2+，浓度均为0.010mol/L。向该溶液中逐滴加入0.010mol/L的Na2S溶液时，Fe2+最先沉淀出来
【答案】C
【解析】
考点：考查沉淀溶解平衡常数的应用的知识。
【典例12】【四川省内江市2017届第五次模拟考试】下列说法中不正确的是
A．等浓度的小苏打溶液与烧碱溶液等体积混合：c(Na+)+c(H+)=2c(CO32-)+c(OH-) +c(HCO3-)
B．pH相同的盐酸和醋酸，分别用蒸馏水稀释至原体积的m倍和n倍稀释后两溶液pH 相等，则m>n
C．常温下，0.1mol/L某一元酸HA在水中有0.1％发生电离，则该温度下HA的电离常数为10-7
D．某温度下，Fe(OH)3(s)、Cu(OH)2(s)分别在溶液中达到沉淀溶解平衡后，改变溶液pH，金属阳离子浓度的变化如图。由图可知：Ksp[Fe(OH)3]
【答案】B
1．对弱电解质电离平衡的复习要注意与溶液的酸碱性、盐类水解的知识结合理解。对溶液酸碱性判断和pH计算的复习，注意化学平衡思想在水的电离平衡中的应用等。
2．对溶液中离子浓度的复习，从分析电离和水解入手，掌握三种守恒关系。
解答离子浓度大小比较的试题，抓住一个原理、两类平衡、三种守恒进行分析，包括化学平衡移动原理，电离平衡和水解平衡，电荷守恒、物料守恒和质子守恒。其中电荷守恒是指溶液中阳离子所带正电荷总数等于阴离子所带负电荷总数，溶液呈电中性，例如在NaHCO3溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO)＋2c(CO)；物料守恒是指某一组分的原始浓度应该等于它在溶液中各种存在形式的浓度之和，例如在Na2CO3溶液中：c(Na＋)＝c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3)；质子守恒是指溶液中由水电离出来的H＋和OH－总是相等的。质子守恒可由电荷守恒和物料守恒联立推导出来。例如在Na2CO3溶液中：c(OH－)＝c(HCO)＋2c(H2CO3)＋c(H＋)。
3．对沉淀溶解平衡的复习，多关注沉淀溶解平衡常数的计算以及沉淀的转化，注意化学平衡思想在沉淀溶解平衡中的应用等。

1．H2C2O4为二元弱酸。20℃时，有一组H2C2O4和NaOH的混合溶液，其中c (H2C2O4) +c (HC2O4)+c (C2O42-)=0.1mol/L，溶液中部分微粒的物质的量浓度随pH 的变化如图所示。[电离度=( 已电离电解质分子数/原弱电解质分子数) x 100%] 下列说法不正确的是
A．H2C2O4的Ka2数量级为10-5
B．在NaHC2O4溶液中，c (Na+)>c(HC2O4)>c (H+)>c(C2O42-)>c (OH-)
C．0.1mol/L 的H2C2O4溶液，H2C2O4的电离度约为80%
D．pH=7.0的溶液中，c (Na+)=0.1+c(C2O42-)-c (H2C2O4)
【答案】C
【解析】A、Ka2=，电离平衡常数只受温度的影响，c(C2O42－)=c(HC2O4－)时，Ka2=c(H＋)，根据图像，H2C2O4的Ka2数量级为10－5，故A说法正确；B、根据图像，NaHC2O4的溶液显酸性，即HC2O4－的电离程度大于其水解程度，因此离子浓度大小顺序是c (Na＋)>c(HC2O4－)>c (H＋)>c(C2O42－)>c (OH－)，故B说法正确；C、H2C2O4HC2O4－＋H＋，根据电离度的定义，已电离的H2C2O4的浓度等于生成的HC2O4－的浓度，根据图像，开始时c(C2O42－)约为0.072mol·L－1，草酸的电离度为0.072/0.1×100%=72%<80%，故C说法错误；D、根据电荷守恒，则有c(Na＋)＋c(H＋)=c(OH－)＋c(HC2O4－)＋2c(C2O42－)，c (H2C2O4) +c (HC2O4)+c (C2O42-)=0.1mol/L，pH=7，即c(H＋)=c(OH－)，因此有，c (Na+)=0.1+c(C2O42-)-c (H2C2O4)，故D说法正确。
2．T℃，分别向10ml浓度均为1mol/L的两种弱酸HA、HB中不断加水稀释，并用pH传感器测定溶液pH。所得溶液pH的两倍(2pH)?与溶液浓度的对数(1gc)?的关系如图所示。下列叙述正确的是
己知：（1）HA的电离平衡常数Ka=[c(H+)·c(A-)]/[c(HA)-c(A-)]≈c2(H+)/c(HA)；（2）?pKa=-lgKa
A．弱酸的Ka随溶液浓度的降低而增大
B．a?点对应的溶液中c(HA)=0.1mol/L，pH=4
C．酸性：HAD．弱酸HB的?pKa=5
【答案】B

3．298 K 时，0.1 mol/L H2R溶液中H2R、HR￣、R2￣ 三种微粒的分布系数δ随 pH 变化的关系如图所示。已知：298 K时，HF的Ka=1.0×10￣3.4。下列表述正确的是
A．H2R的Ka1 = 1.0×10￣1.3
B．Na2R 溶液中离子存在关系：c(Na+) = c(HR￣ ) +2c(R2￣ )
C．等物质的量的NaHR 和Na2R溶于水，所得溶液的pH 恰好为4.3
D．在足量的NaF 溶液中加入少量 H2R 溶液：H2R + 2F￣ = 2HF + R2￣
【答案】A
4．25℃时，将0.1 mol/L 氨水与0.1 mol/L 盐酸按不同比例混合（如下表），所得溶液中微粒间的关系不正确的是
编号
①
②
③
④
氨水体积/mL
40
V1
30
20
盐酸体积/mL
20
60?V1
30
40
A．①所得溶液中，c(NH4+) > c(Cl￣ ) > c(NH3·H2O) > c(OH￣ ) > c(H+)
B．若②所得溶液 pH = 7，则 c(NH4+) = c(Cl￣ ) = 1×10￣7 mol/L
C．③所得溶液中，c(H+) ? c(OH￣ ) = c(NH3·H2O)
D．④所得溶液中，c(Cl￣ ) = 2c(NH3·H2O) + 2c(NH4+)
【答案】B
【解析】据题给信息可知反应后混合液中溶质为NH4Cl 和NH3?H2O（浓度之比1:1），NH3?H2O 电离程度大于NH4+水解程度，溶液呈碱性， 所以c(NH4+) > c(Cl￣ ) > c(NH3·H2O) > c(OH￣ ) > c(H+)，A正确；②反应后所得NH4Cl和NH3?H2O混合溶液， pH = 7，则c(H+) = c(OH￣ )，根据电荷守恒得c(NH4+) = c(Cl￣ )> c(H+) = c(OH￣ )，所以c(NH4+) = c(Cl￣ ) >1×10￣7 mol/L，B错误；③反应后所得溶液为NH4Cl，溶液中存在电荷守恒c(H+)+c(NH4+) = c(Cl￣ )+ c(OH￣ )，根据物料守恒c(NH3·H2O)+ c(NH4+) = c(Cl￣ )，二者消去c(Cl￣ )，得到c(H+) ? c(OH￣ ) = c(NH3·H2O)，C正确；④反应后所得溶液为NH4Cl 和HCl（浓度之比1:1）溶液中存在物料守恒c(Cl￣ )= 2c(NH4+)+ 2c(NH3·H2O)，D正确；正确选项B。
点睛：常温下，等浓度的盐酸与氨水反应，若反应后溶液 pH = 7，二者不是恰好完全反应，而是氨水有剩余；若二者恰好完全反应，溶液显酸性，不显中性。
5．常温下，Ka1(H2C2O4)＝10－1.3， Ka2(H2C2O4)＝10－4.2。用0.1000 mol·L－1 NaOH溶液滴定10.00 mL 0.1000 mol·L－1 H2C2O4溶液所得滴定曲线如右图。下列说法正确的是
A．点①所示溶液中：c(Na+)>c(HC2O4－)＞c(H2C2O4)＞c(C2O42－)
B．点②所示溶液中：c(HC2O4－)＝c(C2O42－)
C．点③所示溶液中：c(Na+)＝c(HC2O4－) + c(C2O42－)
D．点④所示溶液中：c(Na+) + 2c(H2C2O4) + c(H+)＝2c(OH－) + 2c(C2O42－)
【答案】B
点睛：本题考查酸碱混合的定性判断，涉及物料守恒、电荷守恒等知识，试题知识点较多、综合性较强，解题时注意电荷守恒及物料守恒的应用，明确溶液酸碱性与溶液pH的关系为解答关键。易错点为选项D，点④所示的溶液的体积20mL，草酸和氢氧化钠恰好完全反应，生成正盐草酸钠，结合电荷守恒、物料守恒判断。
6．下到有关电解质溶液的说法不正确的是（ ）
A．向Na2CO3溶液中通入NH3， 减小
B．将0.1mol·L-1的K2C2O4溶液从25℃升温至35℃，增大
C．向0.1mol·L-1的HF溶液中滴加NaOH溶液至中性， =1
D．向0.1mol·L-1的CH3COONa溶液中加入少量水， 增大
【答案】D
7．常温下，Ka(HCOOH)=1.77×l0-4，Ka(CH3COOH)=1.75×l0-5,Kb(NH3·H20)=l.75×l0-5,下列说法正确的是
A．浓度均为0.1mol/L的HCOONa 和NH4Cl溶液中阳离子的物质的量浓度之和:前者大于后者
B．用相同浓度的NaOH溶液分别滴定等体积pH均为3的HCOOH和CH3COOH溶液至终点，消耗NaOH溶液的体积相等
C．0.2mol/LHCOOH与0.1mol/LNaOH等体积混合后的溶液中:c(HCOO-)+c(OH-)=c(HC0OH)+c(H+)
D．0.2mol/LCH3CONa与0.1mol/L盐酸等休积混合后的溶液中(pH<7): c(CH3COOH)>c(Cl-)>c(CH3COO-) >c(H+)
【答案】A
点睛：本题考查弱电解质的电离，侧重考查学生分析判断能力，解题关键：明确电离平衡常数与水解程度关系、溶液中存在的守恒，注意C中等量代换，D易错，注意醋酸电离程度大于醋酸钠水解程度。
8．已知：25℃时，0.1mol·L-l?CH3COOH的电离度（已电离的CH3COOH分子数/原CH3COOH分子总数）约为1%。该温度下，用0.1000mol·L-l?氨水滴定10.00 mL0.1000mol·L-l?CH3COOH溶液，溶液的pH与溶液的导电能力（I）的关系如图所示。下列说法正确的是
A．M点→N点，水的电离程度逐渐增大
B．25℃时，CH3COOH 的电离常数约为1.0×10-2
C．N点溶液中，c(CH3COO-) =c(NH4+)=0.05 mol·L-l
D．当滴入20 mL氨水时，溶液中c(CH3COO-)>c(NH4+)
【答案】A
9．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-l
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
【答案】A
【解析】A、Zn(OH)2溶于水形成的饱和溶液中，令饱和溶液中锌离子浓度为x,x×(2x)2=1.0×10-18,x==6.3×10-7 mol·L-l， c(Zn2+)<1.0×10-6 mol·L-l，故A错误；B、HCOO-的水解常数为 1.0×10-10，故B正确；C、向Zn(OH)2悬浊液中加入HCOOH,溶液中氢氧根离子减小，溶解平衡正向移动，溶液中c(Zn2+)增大，故C正确；D、Zn(OH)2+2HCOOHZn2++2HCOO-+2H2O?的平衡常数K== 100，故D正确；故选A。
点睛：D为难点，先写出方程式，Zn(OH)2+2HCOOHZn2++2HCOO-+2H2O?再写出平衡常数K的表达式，然后上下同乘以c(OH-)的平方，将Kw代入， 即可。
10．常温时,若Ca(OH)2和CaWO4(钨酸钙)的沉淀溶解平衡曲线如图所示(已知=0.58)。下列分析不正确的是
A．a点表示Ca(OH)2与CaWO4均未达到溶解平衡状态
B．饱和Ca(OH)2溶液和饱和CaWO4溶液等体积混合: c(OH-)>c(H+)>c(Ca2+)>c(WO42-)
C．饱和Ca(OH)2溶液中加入少量Na2O，溶液变浑浊
D．石灰乳与0.1mol/LNa2WO4溶液混合后发生反应:Ca(OH)2+WO42-=CaWO4?+2OH-
【答案】B
【解析】A项，如图，为Ca(OH)2和CaWO4(钨酸钙)的沉淀溶解平衡曲线，曲线上的点都代表平衡状态，则Ksp[Ca(OH)2]=c(Ca2+)?c2(OH-)=10-7，Ksp(CaWO4)=c(Ca2+)?c(WO42-)=10-10，a点的浓度商Q[Ca(OH)2]=c(Ca2+)?c2(OH-)=10-18小于Ksp[Ca(OH)2]，Q(CaWO4)=c(Ca2+)?c(WO42-)=10-12小于与Ksp(CaWO4)，所以a点表示Ca(OH)2与CaWO4均未达到溶解平衡状态，故A正确。B项，设饱和Ca(OH)2溶液中，c(Ca2+)=x，则c(OH-)=2x，根据Ksp[Ca(OH)2]=c(Ca2+)?c2(OH-)=10-7，则x?(2x)2=10-7，解得x=；设饱和CaWO4溶液中，c(Ca2+)=y，则c(WO42-)=y，根据Ksp(CaWO4)=c(Ca2+)?c(WO42-)=10-10，则y2=10-10，解得y=10-5；混合时：c(Ca2+)= ()≈ ==，c(OH-)=，c(H+)==0.29×10-12，c(WO42-)=×10-5，Q(CaWO4)=c(Ca2+)?c(WO42-)=××10-5大于Ksp(CaWO4)，所以混合后会析出CaWO4，但是溶液中减小的c(Ca2+)=c(WO42-)肯定会小于×10-5，所以沉淀后溶液中c(Ca2+)还是10-2级别，根据Ksp(CaWO4)=10-10可推出c(WO42-)是10-8级别，而前面已求得c(H+)=0.29×10-12。综上分析，c(OH-)>c(Ca2+)>c(WO42-)>c(H+)，故B错误。C项，Na2O和水反应使水减少，饱和Ca(OH)2溶液中，Q[Ca(OH)2]>Ksp[Ca(OH)2]，析出Ca(OH)2固体，所以溶液变浑浊，故C正确。D项，由前面的分析可知CaWO4比Ca(OH)2更难溶，所以石灰乳与0.1mol/LNa2WO4溶液混合后，会发生反应Ca(OH)2+WO42-=CaWO4+2OH-，实现沉淀的转化，故D正确。
点睛：本题考查沉淀溶解平衡曲线，解题思路为：①明确横纵坐标的含义；②理解曲线上的点、线外的点的含义；③抓住Ksp的特点，结合选项分析判断。注意本题中横纵坐标不是直接用离子浓度表示的，而是用离子浓度的负对数表示的，所以横纵坐标数值越大，表示的离子浓度越小；B项，因为含Ca(OH)2的溶液显碱性，c(H+)不可能大于c(Ca2+)，所以比较容易就能判断该项是错误的，但是要确定c(H+)与c(WO42-)的大小关系，最好通过计算来判断，因为两饱和溶液等体积混合后可能析出CaWO4，溶液中c(WO42-)会很小。
11．化学上常用AG?表示溶液中的酸碱度，AG=lg。25℃时，用0.100mol·L-1的NaOH溶液滴定20.00mL0.100mol·L-1HNO2溶液，AG与所加NaOH溶液的体积(V)关系如图所示，下列说法正确的是（ ）
A．D点溶液中的pH=11.25
B．B点溶液中存在c(H+)-c(OH-)=c(NO2-)-c(HNO2)
C．C点时，加入NaOH溶液的体积为20.00?mL
D．25℃时，HNO2?的电离平衡常数Ka=1.0×10-5.5
【答案】A
点睛：最难解答的是B、D两个选项，但不管如何变化，物料守恒、电荷守恒是解答问题的根本，而物料守恒关系的确定一定要明确物质的量之间的关系；而Ka要灵活应用Kw的关系。
12．已知：室温下0.2mol/L的氨水与0.1mol/L的盐酸等体积混合后溶液显碱性(假设混合以后溶液体积不变)，则混合溶液的下列关系不正确的是（ ）
A．c(NH4+)>c(OH-)>c(Cl-)>c(H+)
B．c(NH4+)+c(H+)=c(OH-)+c(Cl-)
C．c(NH4+)+c(NH3·H2O)=0.1mol/L
D．c(NH4+)+2c(H+)=c(NH3·H2O)+2c(OH-)
【答案】A
【解析】室温下0.2mol/L的氨水与0.1mol/L的盐酸等体积混合得到等浓度的氨水和氯化铵溶液；溶液呈碱性，说明氨水电离大于氯化铵水解，所以c(NH4+)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+)，故A错误；根据电荷守恒c(NH4+)+c(H+)=c(OH-)+c(Cl-)，故B正确；根据物料守恒，c(NH4+)+c(NH3·H2O)=0.1mol/L，故C正确；根据c(NH4+)+c(H+)=c(OH-)+c(Cl-)、c(NH4+)+c(NH3·H2O)=2c(Cl-)，可得c(NH4+)+2c(H+)=c(NH3·H2O)+2c(OH-)，故D正确。
点睛：0.2mol/L的氨水与0.1mol/L的盐酸等体积混合后，由于溶液体积扩大为2倍，所以c(Cl-)=0.05mol/L，c(NH4+)+c(NH3·H2O)=0.1mol/L。根据物料守恒c(NH4+)+c(NH3·H2O)= 2c(Cl-)。
13．在AgC1悬浊液中存在平衡： AgCl (s)Ag+(aq)+Cl-(aq)。已知常温下，Ksp (AgCl)=1.6×10-10 (mol/L)2。下列叙述正确的是
A．常温下，AgCl 悬浊液中c (C1-)= 4×10-5.5mol/L
B．温度不变时，向AgCl 悬浊液中加入少量NaCl 粉末，平衡向左移动，Ksp减小
C．向AgCl悬浊液中加入NaBr溶液，白色沉淀转化为淡黄色，说明Ksp(AgCl) sp(AgBr)
D．常温下，将0.001 mol·L-1AgNO3溶液与0.001 mol·L-1的KCl 溶液等体积混合，无沉淀析出
【答案】A
14．25 ℃时，用0.10 mol·L-1的盐酸分别滴定体积相同且浓度均为0.10 mol·L-1的三种一元碱XOH、YOH 及ZOH，滴定曲线如图所示。下列说法正确的是
A．YOH 是强碱
B．V(盐酸)/V(碱)=0.5 时，c(Z+)>c(Y+ )>c(X+)
C．X++H2OXOH+H+ 的平衡常数K=10-4
D．滴定XOH 时可用酚酞作指示剂
【答案】D
15．室温下，用0.200mol·L-1NaOH溶液分别滴定20.0mL0.200 mol·L-1的盐酸和醋酸，滴定曲线如图所示。下列说法正确的是
A．Ⅱ表示的是滴定醋酸的曲线
B．pH=7时，滴定醋酸消耗的V(NaOH)小于20mL
C．V(NaOH)=20.00?mL?时，两份溶液中c(Cl-)=c(CH3COO-)
D．V(NaOH)=10.00mL?时，醋酸溶液中c(Na+)>c(CH3COO-)> c(OH-)> c(H+)
【答案】B
【解析】醋酸是弱电解质，HCl是强电解质，相同浓度的醋酸和HCl溶液，醋酸的pH＞盐酸，所以I是滴定醋酸的曲线，A错误；pH=7时，溶液呈中性，但醋酸钠溶液呈碱性，要使溶液呈中性，则醋酸的体积稍微大于NaOH，所以滴定醋酸消耗的V（NaOH）小于20mL，B正确；V（NaOH）=20.00mL时，两种溶液中的溶质分别是醋酸钠和NaCl，醋酸根离子水解、氯离子不水解，所以C（Cl-）＞C（CH3COO-），C错误；V（NaOH）=10.00mL时，醋酸溶液中的溶质为等物质的量浓度的CH3COOH、CH3COONa，醋酸电离程度大于醋酸根离子水解程度，溶液呈酸性，则C（H+）＞C（OH-），再结合电荷守恒得C（Na+）＜C（CH3COO-），D错误；正确选项B。
16．25℃时，pH＝2的HA和HB各1 mL分别加水稀释，pH随溶液体积变化如图所示。下列叙述不正确的是（ ）
A．若X=5则HA为强酸
B．将a点与b点两溶液同时升高温度，则减小
C．由b到c, Kw不变
D．a、c两溶液中n(H+)相等
【答案】D
点睛：水的量的增加，会促进弱电解质的电离，弱酸的pH值增幅小于强酸的pH值增幅。
17．常温时，下列溶液中各粒子的浓度关系正确的是
A．pH=2的HA溶液与pH=12的KOH 溶液等体积混合：c(H+)>c(OH-)
B．0.1mol/L的NaHC2O4溶液，其pH=4：c(HC2O4-)>c(H+)>c(H2C2O4)>c(C2O42-)
C．醋酸钠和醋酸的酸性混合溶液中：c(Na+)>c(CH3COO-)>c(H+)>c(OH-)
D．0.1mol/L的NaHSO3溶液中：c(H+)+c(H2SO3)=c(SO32-)+c(OH-)
【答案】D
【解析】若HA是强酸，pH=2的HA溶液与pH=12的KOH溶液等体积混合溶液呈中性：c(H+)=c(OH-)，故A错误；0.1mol/L的NaHC2O4溶液，其pH=4，说明HC2O4-电离大于水解，所以c(HC2O4-)>c(H+)>c(C2O42-)>c(H2C2O4)，故B错误；醋酸钠和醋酸的酸性混合溶液，醋酸电离大于醋酸钠水解，所以c(CH3COO-)>c(Na+)，故C错误；0.1mol/L的NaHSO3溶液，根据物料守恒，c(Na+)= c(SO32-)+ c(HSO3-)+ c(H2SO3)，根据电荷守恒c(Na+)+ c(H+)= 2c(SO32-)+ c(HSO3-)+ c(OH-)，所以c(H+)+c(H2SO3)=c(SO32-)+c(OH-)，故D正确。
点睛：pH=2的HA溶液与pH=12的KOH溶液等体积混合，若HA是强酸，则混合后溶液呈中性，c(K+)=c(A-)>c(H+)=c(OH-)；若HA是弱酸，则混合后溶液呈酸性， c(H+)>c(OH-)；
18．在25℃时，将1.0Lcmol·L-1CH3COOH 溶液与0.1molNaOH 固体混合，使之充分反应。然后向该混合溶液中通入HCl或加入NaOH 固体(忽略体积和温度变化),溶液pH随通入(或加入) 物质的量的变化如右图所示。下列叙述正确的是（ ）
A．水的电离程度： a>b>c
B．c 点对应的混合溶液中，c(CH3COOH)>c(Na+ )>c(OH-)
C．a 点对应的混合溶液中，c(Na+ )=c(CH3COO-)
D．该温度下,醋酸的电离平衡常数Ka=
【答案】D
【解析】A．CH3COOH?溶液与0.1molNaOH?固体混合，CH3COOH+NaOHCH3COONa+H2O，形成CH3COOH和CH3COONa的混合溶液，其中CH3COONa的水解促进水的电离，CH3COOH的电离抑制水的电离。若向该混合溶液中通入HCl，a点反应CH3COONa+HClCH3COOH+NaCl恰好完全发生，CH3COONa减少，CH3COOH增多；若向该混合溶液中加入NaOH?固体，c点反应CH3COOH+NaOHCH3COONa+H2O恰好完全进行，CH3COONa增多，CH3COOH减少，因此，水的电离程度：?c>b>a，故A错误；B.在 CH3COOH和CH3COONa的混合溶液中，c(CH3COOH)=c(CH3COONa)的混合溶液呈酸性，c点pH=7，所以c(CH3COOH)c(CH3COOH)> c(OH-)，故故B错误；C．a点反应CH3COONa+HClCH3COOH+NaCl恰好完全发生，c(Na+)=c(Cl-)，溶液中电荷守恒：c（Na+）+c（H+）= c（Cl-）+c（OH-）+c（CH3COO-），所以c（H+）= c（OH-）+c（CH3COO-），c（H+）、c（OH-）很小，因此，c(Na+?)>c(CH3COO-)，故C错误；D．该温度下pH=7时，c（H+）=10-7mol?L-1，c(Na+?)=c(CH3COO-)=0.2mol/L，c（CH3COOH）=(c-0.1)mol/L，则醋酸的电离平衡常数Ka= c（CH3COO-）c（H+/ c（CH3COOH）==，故D正确。故选D。
点睛：解答本题的难点是选项A，需要明确酸、碱抑制水的电离，盐类水解促进水的电离。需要分析a、b、c三点c(CH3COOH)和c(CH3COONa)的差别，从而确定水的电离程度的相对大小。
19．已知pC=-lgc；Ksp[Cu(OH)2]=2.2×10-20和Ksp[Mg(OH)2]=1.8×10-11，测得两种金属离子的PC与pH的变化关系如下图所示。下列说法正确的是
A．加入氨水调节pH可除去MgS04溶液中的CuSO4杂质
B．pH调到Q点则Mg2+和Cu2+都已沉淀完全
C．在浓度均为1mo/LCuSO4和MgS04的混合溶液中，存在c(Cu2+)+c(Mg2+)>c(S042-)
D．L1代表pC(Cu2+)随pH变化，L2代表pC(Mg2+)随pH变化
【答案】D
【解析】A、加入氨水调节pH可使Cu2+生成沉淀与Mg2+分离，但引入了新的杂质离子NH4+，所以A错误；B、Q点的pH约为9，则由Ksp求得c(Cu2+)=10—10 mol/L<1.010—5 mol/L，c(Mg2+)=10—2 mol/L>1.010—5 mol/L，所以Cu2+已沉淀完全而Mg2+不能沉淀完全，故B错误；C、由于Mg2+和Cu2+都能够水解，所以c(Cu2+)+c(Mg2+)20．常温时，1mol·L-1的HClO2和1mol·L-1的HMnO4两种酸溶液，起始时的体积均为V0，分别向两溶液中加水进行稀释，所得曲线如图所示。下列说法正确的是（ ）
A．当稀释至pH均为3时，溶液中c(ClO2-)>c(MnO4-)
B．在0≤pH≤5时，HMnO4溶液满足：pH=1g
C．常温下，浓度均为0.1mol·L-1的NaClO2和NaMnO4溶液的pH：NaMnO4>NaClO2
D．稀释前分别用1mol·L-1的NaOH溶液中和，消耗的NaOH溶液体积：HMnO4＞HClO2
【答案】B
点睛：此题关键要从图像中读取出HMnO4为强酸，HClO2为弱酸的信息，问题就迎仍而解。

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