第一部分专题二第3讲水溶液中的离子平衡
[基础等级评价]
1．(2010·佛山一中)下列叙述中正确的是()
A．物质的溶解过程，实质上就是其电离过程
B．二氧化硫的水溶液能导电，所以二氧化硫是电解质
C．1 L 0.1 mol·L－1的H2SO4溶液中含有0.2 mol的H＋
D．1 L 0.1 mol·L－1的H2SO3溶液中含有0.2 mol的H＋
解析：像碘溶于酒精，溶解但不是电离，A错误；二氧化硫溶于水，与水生成的亚硫酸电离而导电，而非二氧化硫本身电离的离子导电，所以二氧化硫是非电解质，B错误；H2SO4是强电解质能完全电离，而H2SO3是弱电解质只能部分电离，C正确，D错误．答案：C
2．(2010·安徽无为中学)某温度下，向pH＝6的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的pH为2.下列对该溶液的叙述中，不．正确的是()
A．该温度高于25℃
B．由水电离出来的H＋的浓度是1.0×10－10 mol/L
C．加入NaHSO4晶体抑制了水的电离
D．该温度下加入等体积pH＝12的NaOH溶液可使该溶液恰好呈中性
解析：某温度下蒸馏水的pH＝6，所以K W＝1.0×10－12(mol/L)2，大于25℃时的K W＝
1.0×10－14(mol/L)2，所以温度高于25℃，A正确；c(H＋)水＝c(OH－)水＝
K W
c(H＋)NaHSO4
1.0×10－12(mol/L)2
1.0×10－2mol/L
＝1.0×10－10mol/L，B正确；NaHSO4能完全电离出氢离子，相当于一元强酸，抑制水的电离，C正确；此时K W为1.0×10－12(mol/L)2，所以应加入等体积pH＝10的NaOH溶液，可使该溶液恰好呈中性，D错误．
答案：D
3．(2010·全国卷Ⅰ)下列叙述正确的是()
A．某醋酸溶液的pH＝a，将此溶液稀释1倍后，溶液的pH＝b，则a>b
B．在滴有酚酞溶液的氨水中，加入NH4Cl至溶液恰好无色，则此时溶液的pH<7 C．1.0×10－3 mol/L盐酸的pH＝3.0,1.0×10－8 mol/L盐酸的pH＝8.0
D．若1 mL pH＝1的盐酸与100 mL NaOH溶液混合后，溶液的pH＝7，则NaOH溶液的pH＝11
解析：本题考查电解质溶液，意在考查考生对水溶液中离子平衡的理解和应用能力．醋酸在稀释时，其电离程度增大，n(H＋)增大，但c(H＋)减小，因此pH增大，故a 答案：D 4．(2010·北京朝阳4月)室温下，下列关于pH均为9、体积均为10 mL的NaOH溶液和CH3COONa溶液的比较说法正确的是() A．两种溶液中的c(Na＋)相等 B．分别加热到相同温度时，CH3COONa溶液的pH小 C．分别加水稀释到100 mL时，两种溶液的pH依然相等 D．两溶液中由水电离出的c(OH－)之比为10－9/10－5 解析：pH相同的NaOH溶液和CH3COONa溶液的浓度并不相同，CH3COONa溶液的浓度远大于NaOH溶液的浓度；对两溶液加热时，CH3COONa水解程度增大，c(OH－)浓度增大，然而NaOH溶液中的c(OH－)不变，故加热后的溶液CH3COONa的pH大；加水稀释10倍，NaOH溶液的pH变为8，CH3COONa溶液的pH在8～9之间；对于D项在NaOH溶液中由水电离出的c(OH－)为10－9，在CH3COONa溶液中由水电离出的c(OH－)为10－5，故D项正确． 答案：D 5．(2010·上海高考)下列溶液中微粒浓度关系一定正确的是() A．氨水与氯化铵的pH＝7的混合溶液中：[Cl－]＞[NH＋4] B．pH＝2的一元酸和pH＝12的一元强碱等体积混合：[OH－]＝[H＋] C．0.1 mol·L－1的硫酸铵溶液中：[NH＋4]＞[SO2－4]＞[H＋] D．0.1 mol·L－1的硫化钠溶液中：[OH－]＝[H＋]＋[HS－]＋[H2S] 解析：本题考查离子浓度的大小比较，意在考查考生的分析能力．氨水与氯化铵混合溶液的pH＝7，则[H＋]＝[OH－]，根据电荷守恒：[H＋]＋[NH＋4]＝[OH－]＋[Cl－]，则[NH＋4]＝[Cl－]，A项错误；pH＝2的一元酸和pH＝12的一元强碱等体积混合，若一元酸为强酸，则二者恰好完全反应，溶液显中性，[H＋]＝[OH－]，若一元酸为弱酸，则一元酸剩余，溶液显酸性，[H＋]＞[OH－]，B项错误；0.1 mol/L的(NH4)2SO4溶液中由于NH＋4水解，溶液显酸性，离子浓度大小为[NH＋4]＞[SO2－4]＞[H＋]＞[OH－]，C项正确；0.1 mol/L的Na2S溶液中，根据电荷守恒：[Na＋]＋[H＋]＝2[S2－]＋[HS－]＋[OH－]…①，根据物料守恒：[Na＋]＝2([S2－]＋[HS－]＋[H2S])…②，将②代入①，消去[Na＋]，则[H＋]＋[HS－]＋2[H2S]＝[OH－]，D项错误． 6．(2010·福州4月)已知298 K时，Mg(OH)2的溶度积常数K sp＝5.6×10－12，取适量的MgCl2溶液，加入一定量的烧碱溶液达到沉淀溶解平衡，测得pH＝13，则下列说法不．正确的是() A．所得溶液中的c(H＋)＝1.0×10－13mol·L－1 B．所得溶液中由水电离产生的c(OH－)＝1.0×10－13 mol·L－1 C．所加的烧碱溶液pH＝13 D．所得溶液中的c(Mg2＋)＝5.6×10－10 mol·L－1 解析：加入一定量的烧碱溶液测得pH＝13，则所加烧碱溶液的pH大于13，故C项错误，A、B、D项正确． 答案：C [发展等级评价] (限时45分钟，满分100分) 一、选择题(本题包括10小题，每小题4分，共40分) 1．下列关于水的说法正确的是() A．常温下正常雨水的pH为7.0，酸雨的pH小于7.0 B．将25℃纯水加热至95℃时，K W c(OH－) 增大 C．将纯水加热到95℃时，水的离子积变大，pH不变，水仍呈中性 D．向水中加入醋酸或醋酸钠，均可促进水的电离 解析：正常雨水的pH为5.6，酸雨的pH小于5.6；将纯水加热后，水的离子积变大，B项算式表示氢离子浓度，其值变大，pH变小，水仍呈中性；向水中加入醋酸可抑制水的电离，而加入醋酸钠会促进水的电离． 答案：B 2．向CH3COONa稀溶液中加入(或通入)少许X物质，其溶液中部分微粒浓度变化如表所示(溶液温度不变)： 则X物质可能为() A．氯化氢B．氢氧化钠 C．蒸馏水D．醋酸 解析：向CH3COONa稀溶液中加入氢氧化钠，c(OH－)增大；加入蒸馏水，c(CH3COOH)减小；加入醋酸，c(CH3COO－)增大． 3．(2010·湖北部分重点高中联考)常温下，对下列四种溶液的叙述正确的是() A．②、④两溶液相比，两者的K W不相同 B．四种溶液分别加水稀释10倍，pH变化最大的是①和④ C．①、②、③中分别加入少量的醋酸铵固体后，三种溶液的pH均减小 D．①、④两溶液按一定体积比混合，所得溶液中离子浓度的关系可以为：c(NH＋4)＋c(H ＋)＝c(Cl－)＋c(OH－) 解析：只要温度不变，任何水溶液中水的离子积常数K W不变，A项错误；氨水和醋酸中的溶质是弱电解质，稀释时因存在电离平衡的移动，pH变化不大，B项错误；醋酸中加入醋酸铵固体，醋酸铵电离出的CH3COO－结合H＋生成CH3COOH，使溶液的pH增大，C项错误；氨水和盐酸按一定体积比混合，溶液呈电中性时，D项正确．答案：D 4．(2010·安徽无为中学)有4种混合溶液，分别由等体积0.1 mol·L－1的2种溶液混合而成：①CH3COONa与Na2CO3；②CH3COONa与NaCl；③CH3COONa与NaOH； ④CH3COONa与HCl. c(CH3COO－)排序正确的是() A．③＞①＞②＞④B．③＞②＞①＞④ C．④＞②＞①＞③D．④＞②＞③＞① 解析：③中NaOH抑制了CH3COO－的水解，使CH3COO－浓度最大；①中加了显碱性的盐，相互抑制水解，浓度次之；②中CH3COO－正常水解，CH3COO－水解显碱性；④中加酸，促进了CH3COO－的水解，CH3COO－浓度最小． 答案：A 5．相同温度、相同浓度下的六种盐溶液，其pH由小到大的顺序如图所示，图中①②③代表的物质可能分别为() A．NH4Cl(NH4)2SO4CH3COONa B．(NH4)2SO4NH4Cl CH3COONa C．(NH4)2SO4NH4Cl NaOH D．CH3COOH NH4Cl(NH4)2SO4 解析：(NH4)2SO4中比NH4Cl的铵根离子浓度大，水解生成的氢离子浓度大，醋酸钠 水解显碱性，但其碱性比强碱NaOH要弱． 答案：B 6．常温下，0.1 mol/L HA溶液的pH＞1,0.1 mol/L BOH溶液中c(OH－)与c(H＋)之比为1012，将两溶液等体积混合，以下判断正确的是() A．HA是一种强酸 B．反应后溶液中c(OH－)＜c(H＋) C．c(A－)＞c(B＋)＞c(H＋)＞c(OH－) D．反应后混合溶液中还含有HA分子 解析：由0.1 mol/L HA溶液的pH＞1可知HA是一种弱酸．由0.1 mol/L BOH溶液中c(OH－)与c(H＋)之比为1012可知，c(OH－)＝0.1 mol/L，故BOH是一种强碱．将两溶液等体积混合，恰好完全反应生成强碱弱酸盐BA，该盐水解呈碱性，反应后混合溶液中还含有HA分子，且c(B＋)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H＋)． 答案：D 7．(2010·海淀期中检测)常温下，0.2 mol/LCH3COOH溶液与0.1 mol/L NaOH溶液等体积混合后(忽略混合前后溶液体积的变化)，溶液的pH＜7，则下列有关此溶液的叙述正确的是() A．溶液中由水电离产生的H＋浓度为1×10－7mol/L B．c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)－c(Na＋)＝0.05 mol/L C．溶液中CH3COOH的电离程度小于CH3COONa的水解程度 D．溶液中离子浓度的大小关系为：c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(H＋)＞c(OH－) 解析：混合后溶液中为等物质的量的CH3COONa和CH3COOH，pH＜7，说明CH3COOH的电离程度大于CH3COONa的水解程度，C错误；酸性条件下水的电离受到抑制，A错误；D选项不符合电荷守恒，因为CH3COOH的电离程度大于CH3COONa的水解程度，所以c(CH3COO－)＞c(Na＋)；由物料守恒可知，混合后的溶液中，c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝0.1 mol/L，c(Na＋)＝0.05 mol/L，则B选项正确． 答案：B 8．下列溶液中各微粒的浓度关系或说法正确的是() A．常温下Na2CO3溶液中c(Na＋)＞c(CO2－3)＞c(OH－)＞c(H＋) B．等物质的量浓度的下列溶液中，①NH4Al(SO4)2、②NH4Cl、③CH3COONH4、④NH3·H2O；c(NH＋4)由大到小的顺序是：②＞①＞③＞④ C．室温下，向20 mL 0.1 mol/L盐酸中加入一定量0.1 mol/L氨水，c(NH＋4)＞c(Cl－)＞c(H＋)＞c(OH－) D．0.1 mol·L－1醋酸的pH＝a,0.01 mol·L－1醋酸的pH＝b，则a＋1＝b 解析：根据电荷守恒和物料守恒很容易得出A项是正确的；B项中NH4Al(SO4)2的NH＋4 和Al3＋都水解，互相抑制水解，使NH＋4浓度较大．NH4Cl中只有NH＋4水解，因此①＞②；C项氨水的量无法确定，离子浓度无法确定；D项中醋酸是弱电解质． 答案：A 9．常温下，K sp(CaSO4)＝9×10－6，常温下CaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲线如图．下列说法正确的是() A．在任何溶液中，c(Ca2＋)、c(SO2－4)均相等 B．b点将有沉淀生成，平衡后溶液中c(SO2－4)一定等于3×10－3 mol·L－1 C．a点对应的K sp等于c点对应的K sp D．d点溶液通过蒸发可以变到c点 解析：A项只有在单一CaSO4溶液中c(Ca2＋)、c(SO2－4) 才相等；B项b点Q c＞K sp，故有沉淀生成，开始c(Ca2＋)、c(SO2－4)不相等而反应消耗的Ca2＋、SO2－4相等，因此平衡后的两种离子也不会都等于3×10－3mol·L－1，B项错误；在平衡线上的K sp均相等，C项正确；D项d点通过蒸发后各离子浓度都增大，不可能保持SO2－4浓度不变而到达c点，D项错误．答案：C 10．(2010·青岛3月)已知常温下：K sp(AgCl)＝1.8×10－10mol2·L－2，K sp(Ag2CrO4)＝1.9×10－12mol3·L－3，下列叙述正确的是() A．AgCl在饱和NaCl溶液中的K sp比在纯水中的K sp小 B．向AgCl的悬浊液中加入NaBr溶液，白色沉淀转化为淡黄色，说明K sp(AgCl)＜K sp(AgBr) C．将0.001 mol·L－1的AgNO3溶液滴入0.001 mol·L－1的KCl和0.001 mol·L－1的K2CrO4溶液中先产生Ag2CrO4沉淀 D．向AgCl的悬浊液中滴加浓氨水，沉淀溶解，说明AgCl的溶解平衡向右移动 解析：A项K sp的值只跟温度有关；B项只是平衡发生移动，并不表明K sp(AgCl)＜K sp(AgBr)；C项AgNO3溶液滴入0.001 mol·L－1的KCl中开始产生AgCl沉淀时c(Ag＋)＝1.8×10－10mol2·L－2÷0.001 mol·L－1＝1.8×10－7mol·L－1，而AgNO3溶液滴入0.001 mol·L－ 1K 2CrO4溶液中开始产生Ag2CrO4沉淀时c(Ag＋)＝ 1.9×10－12mol3·L－3 (0.001 mol·L－1)2 ＝1.9×10－6mol·L－1， 所以AgCl沉淀先产生. 答案：D 二、非选择题(本题包括4小题，共60分) 11．(16分)运用化学反应原理研究卤族元素的性质具有重要意义． (1)下列关于氯水的叙述正确的是________(填写符号)． a．氯水中存在两种电离平衡 b．向氯水中通入SO2，其漂白性增强 c．向氯水中通入氯气，c(H＋)/c(ClO－)减小 d．加水稀释氯水，溶液中的所有离子浓度均减小 e．加水稀释氯水，水的电离平衡向正反应方向移动 f．向氯水中加入少量固体NaOH，可能有c(Na＋)＝c(Cl－)＋c(ClO－) (2)常温下，已知25℃时有关弱酸的电离平衡离数： 写出84消毒液露置在空气中发生反应的离子方程式 ________________________________________________________________________. (3)电解饱和食盐水可得到溶质为M的碱溶液，常温下将浓度为c1的M溶液与0.1 mol·L －1的一元酸HA等体积混合，所得溶液pH＝7，则c ________ 0.1 mol·L－1(填“≥”、“≤” 1 或“＝”)，溶液中离子浓度的大小关系为________．若将上述“0.1 mol·L－1的一元酸HA”改为“pH＝1的一元酸HA”，所得溶液的pH仍为7，则c1________0.1 mol·L－1. (4)牙釉质对牙齿起着保护作用，其主要成分为羟基磷灰石(Ca5(PO4)3OH)，研究证实氟磷灰石(Ca5(PO4)3F)比它更能抵抗酸的侵蚀，故含氟牙膏已使全世界千百万人较少龋齿，请写出羟基磷灰石的溶度积常数表达式K sp＝________，氟离子与之反应转化的离子方程式为________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________. 解析：(1)氯水中存在次氯酸的电离和水的电离两种电离平衡；向氯水中通入SO2，二者反应生成硫酸和盐酸，其漂白性减弱；当氯水饱和时再通氯气，c(H＋)/c(ClO－)不变，若氯水不饱和再通氯气酸性增强会抑制次氯酸的电离，故比值增大；加水稀释氯水，溶液中的OH－浓度增大；加水稀释氯水，酸性减弱，对水的电离抑制作用减弱，故水的电离平衡向正反应方向移动；向氯水中加入少量固体NaOH，当溶液呈中性时，根据电荷守恒可推导出：c(Na＋)＝c(Cl－)＋c(ClO－)． (2)由于次氯酸的酸性介于碳酸的两级电离常数之间，因此84消毒液露臵在空气中与二氧化碳反应只能生成碳酸氢钠． (3)当HA为强酸时二者浓度相等，为弱酸时由于生成的盐因水解显碱性，则酸要稍过量．离子浓度大小比较时可根据电荷守衡进行推导． (4)沉淀转化的实质是由难溶物质转化为更难溶的物质． 答案：(1)aef (2)ClO －＋CO 2＋H 2O ===HClO ＋HCO －3 2HClO =====光照 2H ＋＋2Cl － ＋O 2↑ (3)≤ c (Na ＋)＝c (A －)＞c (OH －)＝c (H ＋) ≥ (4)[Ca 2＋]5[PO 3－4]3[OH －] Ca 5(PO 4)3OH ＋F － === Ca 5(PO 4)3F ＋OH － 12．(14分)现有浓度均为0.1 mol/L 的下列溶液：①硫酸、②醋酸、③氢氧化钠、④氯化铵、⑤醋酸铵、⑥硫酸铵、⑦硫酸氢铵、⑧氨水，请回答下列问题： (1)①、②、③、④四种溶液中由水电离出的H ＋的浓度由大到小的顺序是(填序号)________________． (2)④、⑤、⑥、⑦、⑧五种溶液中NH ＋4浓度由大到小的顺序是(填序号)________________． (3)将③和④等体积混合后，溶液中各离子浓度由大到小的顺序是________________． (4)已知t ℃时，K W ＝1×10－13，则t ℃(填“＞”、“＜”或“＝”)________25℃.在t ℃时将pH ＝11的NaOH 溶液a L 与pH ＝1的H 2SO 4溶液b L 混合(忽略混合后溶液体积的变化)，若所得混合溶液的pH ＝2，则a ∶b ________. 解析：(1)H 2SO 4、CH 3COOH 、NaOH 抑制H 2O 的电离，NH 4Cl 促进水的电离，所以NH 4Cl 溶液中H 2O 电离出的H ＋的浓度最大，因H 2SO 4电离出的H ＋的浓度大，抑制水电离的能力最强，故H 2SO 4溶液中由H 2O 电离出的H ＋的浓度最小．而NaOH 抑制H 2O 电离的能力比CH 3COOH 强，故由水电离出的H ＋的浓度大小顺序为：NH 4Cl ＞CH 3COOH ＞NaOH ＞H 2SO 4. (2)在等物质的量浓度的NH 4Cl 、CH 3COONH 4、(NH 4)2SO 4、NH 4HSO 4、NH 3·H 2O 中，由于NH ＋4的水解程度和NH 3·H 2O 的电离程度都是微弱的，故(NH 4)2SO 4溶液中NH ＋4浓度最大，NH 3·H 2O 中NH ＋4浓度最小．因CH 3COONH 4溶液中，CH 3COO －的水解对NH ＋4的水解具有促进作用，故CH 3COONH 4溶液中NH ＋4浓度小于NH 4Cl 、NH 4HSO 4溶液中的NH ＋4浓度，又因HSO －4电离产生的H ＋抑制了NH ＋4的水解，故NH 4HSO 4溶液中NH ＋4浓度大于NH 4Cl 溶液中的NH ＋4浓度，综合上述，NH ＋4浓度由大到小的顺序为：(NH 4)2SO 4＞NH 4HSO 4＞NH 4Cl ＞CH 3COONH 4＞NH 3·H 2O. (3)等物质的量的NaOH 、NH 4Cl 反应后，生成等物质的量的NH 3·H 2O 和NaCl.由于NaCl 是强电解质，全部电离，NH 3·H 2O 是弱电解质，部分电离产生NH ＋4和OH －，又由于H 2O 的电离导致溶液中c (OH －)＞c (NH ＋4)，故有：c (Na ＋)＝c (Cl －)＞c (OH －)＞c (NH ＋4)＞c (H ＋)． (4)因H 2O 的电离过程是吸热的，温度越高，K W 值越大，t ℃时的K W ＝1×10 －13＞1×10－14，故t ＞25.此条件下pH ＝11的a L NaOH 溶液中，n (OH －)＝0.01a mol ，pH ＝1的b L H 2SO 4 溶液中，n (H ＋)＝0.1b mol ，二者混合后溶液的pH ＝2，说明H ＋过量，故有(0.1b －0.01a )mol/(a ＋b ) L ＝0.01 mol·L － 1，解得a /b ＝9/2. 答案：(1)④②③① (2)⑥⑦④⑤⑧ (3)c(Na＋)＝c(Cl－)＞c(OH－)＞c(NH＋4)＞c(H＋) (4)＞9∶2 13．(15分)现使用酸碱中和滴定法测定市售白醋的总酸量(g/100 mL)． Ⅰ.实验步骤： (1)量取10.00 mL食用白醋，在烧杯中用水稀释后转移到100 mL________(填仪器名称)中定容，摇匀即得待测白醋溶液． (2)用酸式滴定管取待测白醋溶液20.00 mL于锥形瓶中，向其中滴加2滴 ________作指示剂． (3)读取盛装0.1000 mol·L－1NaOH溶液的碱式滴定管的初始读数．如果液面位 置如右图所示，则此时的读数为________ mL. (4)滴定．当________________________________________________时，停止滴 定，并记录NaOH溶液的终读数．重复滴定3次． Ⅱ.实验记录 Ⅲ.数据处理与讨论： (1)甲同学在处理数据时计算得： 平均消耗的NaOH溶液的体积V＝(15.95＋15.00＋15.05＋14.95)/4 mL＝15.24 mL. 指出他的计算的不合理之处：________________________________；按正确数据处理，可得市售白醋总酸量＝________g/100 mL.(结果保留四位有效数字) (2)乙同学仔细研究了该品牌白醋的标签，发现其中还含有苯甲酸钠作为食品添加剂，他想用资料法验证醋酸与苯甲酸钠不会发生离子互换反应，需查找在一定温度下的醋酸与苯甲酸的________(填写序号)． a．pH b．沸点c．电离常数d．溶解度 (3)在本实验的滴定过程中，下列操作会使实验结果偏大的是________(填写序号)． a．碱式滴定管在滴定时未用标准NaOH溶液润洗 b．碱式滴定管的尖嘴在滴定前有气泡，滴定后气泡消失 c．锥形瓶中加入待测白醋溶液后，再加少量水 d．锥形瓶在滴定时剧烈摇动，有少量液体溅出 解析：Ⅰ.(1)定容容器为容量瓶． (2)滴定终点时生成醋酸钠，水解显碱性，因此选用的指示剂为酚酞，其变色范围为8～10，在滴定终点时可观察到明显的颜色变化． (3)从图示中读出为0.70 mL，注意要读到小数点后两位数字． (4)滴定终点时溶液由无色恰好变为粉红色，并在半分钟内不褪色． Ⅱ.(1)第一组数据与后前3组相差较大，属异常值，应舍去，根据后三组数据平均消耗NaOH溶液的体积V＝(15.00＋15.05＋14.95)/4 mL＝15.00 mL，则白醋溶液的浓度为0.1000 mol·L－1×15.00 mL/20 mL＝0.075 mol·L－1，原10.00 mL食用白醋所含白醋的量为0.075 mol·L－1×100 mL＝0.0075 mol，质量为0.45 g，则100 mL原食用白醋所含的酸量为4.500 g. (2)从电离常数可判断酸性强弱，从而确定能否发生离子互换反应． (3)a项造成标准液浓度偏小，消耗标准液偏多；b项读数偏大；c项无影响；d项消耗的标准液偏小． 答案：Ⅰ.(1)容量瓶(2)酚酞(3)0.70(4)溶液由无色恰好变为粉红色，并在半分钟内不褪色 Ⅱ.(1)不合理，因为第一组数据与后前3组相差较大，属异常值，应舍去 4.500(2)c (3)ab 14．(15分)(2010·浙江高考)已知： (1)25℃时，弱电解质的电离平衡常数： K a(CH3COOH)＝1.8×10－5，K a(HSCN)＝0.13；难溶电解质的溶度积常数：K sp(CaF2)＝1.5×10－10. (2)25℃时，2.0×10－3mol·L－1氢氟酸水溶液中，调节溶液pH(忽略体积变化)，得到c(HF)、c(F－)与溶液pH的变化关系，如下图所示： 请根据以上信息回答下列问题： (1)25℃时，将20 mL 0.10 mol·L－1 CH3COOH溶液和20 mL 0.10 mol·L－1 HSCN溶液分别与20 mL 0.10 mol·L－1 NaHCO3溶液混合，实验测得产生的气体体积(V)随时间(t)变化的示意图为： 反应初始阶段，两种溶液产生CO2气体的速率存在明显差异的原因是________，反应结束后所得两溶液中，c(CH3COO－)________c(SCN－)(填“＞”、“＜”或“＝”)． (2)25℃时，HF 电离平衡常数的数值K a ≈________，列式并说明得出该平衡常数的理由__________________________________________． (3)4.0×10－3 mol·L －1 HF 溶液与4.0×10－4 mol·L － 1 CaCl 2溶液等体积混合，调节混合液pH 为4.0(忽略调节时混合液体积的变化)，通过列式计算说明是否有沉淀产生． 解析：本题主要考查电离平衡和沉淀溶解平衡等知识点，意在考查考生的逻辑思维能力和信息提取的能力．由题给数据可知，相同条件下，HSCN 的酸性强于CH 3COOH ，则等体积、等浓度时，HSCN 溶液中的c (H ＋)比CH 3COOH 溶液中的大，则反应速率要快，最终均与NaHCO 3完全反应，得到CH 3COONa 溶液和NaSCN 溶液，酸性越弱，则水解程度越大，所以反应后的溶液中，c (CH 3COO －)＜c (SCN －)． 答案：(1)HSCN 的酸性比CH 3COOH 强，其溶液中c (H ＋)较大，故其溶液与NaHCO 3溶液的反应速率较快 ＜ (2)10－3.45(或3.5×10－ 4) K a ＝c (H ＋ )·c (F －)c (HF ) ，当c (F －)＝c (HF)时，K a ＝c (H ＋)，查图中的交点处即为c (F －)＝c (HF)，故所对应的pH 即为K a 的负对数 (3)查图，当pH ＝4.0时，溶液中的c (F －)＝1.6×10－3 mol·L －1 溶液中c (Ca 2＋)＝2.0×10－4 mol·L －1，c (Ca 2＋)×c 2(F －)＝5.1×10－10＞K sp (CaF 2)，有沉淀产生． 1．(2010·广东揭阳一中摸底)常温下，在25 mL 0.1 mol·L － 1NaOH 溶液中逐滴加入a mL 0.2 mol·L － 1CH 3COOH 溶液，有关混合溶液的判断正确的是( ) A ．当pH ＝7时，一定有：c (Na ＋)＝c (CH 3COOH －)＝c (OH －)＝c (H ＋ ) B ．当a ＝25时，一定有：c (CH 3COO －)＋c (CH 3COOH)＝c (Na ＋) C ．当c (CH 3COO －)＞c (Na ＋)时，a 一定大于12.5 D ．当c (OH －)＞c (H ＋)时，a 一定小于12.5 解析：pH ＝7时，c (Na ＋)＝c (CH 3COO －)＞c (OH －)＝c (H ＋)，A 错误；a ＝25时，反应前n (CH 3COOH)＝2n (NaOH)，根据物料守恒有：c (CH 3COO －)＋c (CH 3COOH)＝2c (Na ＋)，B 错误；a ＝12.5时，得到CH 3COONa 溶液，c (Na ＋)＞c (CH 3COO －)，因此c (CH 3COO －)＞c (Na ＋)时，a 一定大于12.5，C 正确．当c (OH －)＞c (H ＋)，二者也可完全反应，D 错误． 答案：C 2．(2010·温州检测)下列事实与结论相符且正确的是( ) A ．100 mL 0.1 mol·L －1AlCl 3溶液中含有Al 3＋数目为0.01N A (N A 代表阿伏加德罗常数) B ．K sp (BaSO 4)＝1.07×10 －10，K sp (BaCO 3)＝2.58×10－ 9，所以不能将BaSO 4转化为BaCO 3 C．常温下，pH＝11的NaOH溶液和pH＝3的CH3COOH溶液等体积混合后，溶液pH＜7 D．0.1 mol·L－1Na2CO3溶液中：c(Na＋)＞c(CO2－3)＞c(HCO－3)＞c(OH－)＞c(H＋) 解析：A项，铝离子水解，数量减少．B项，提高碳酸根离子浓度，可以使BaSO4转化为BaCO3.C项，pH＝11的NaOH溶液氢氧根离子浓度为0.001 mol·L－1，pH＝3的CH3COOH溶液电离出氢离子0.001 mol·L－1，醋酸是部分电离，故醋酸剩余，pH＜7.D项，碳酸钠溶液中，CO2－3水解生成等量的HCO－3和OH－，水电离出OH－和H＋，OH－浓度增大，所以c(OH－)＞c(HCO－3)，D错误． 答案：C 3．(2010·淄博市模拟)常温下，Ag2SO4、AgCl、AgI的溶度积常数依次为：K sp(Ag2SO4)＝7.7×10－5、K sp(AgCl)＝1.8×10－10、K sp(AgI)＝8.3×10－17.下列有关说法中，错误的是() A．常温下，Ag2SO4、AgCl、AgI在水中的溶解能力依次减弱 B．在AgCl饱和溶液中加入NaI固体，有AgI沉淀生成 C．Ag2SO4、AgCl、AgI的溶度积常数之比等于它们饱和溶液的物质的量浓度之比D．在Ag2SO4饱和溶液中加入Na2SO4固体有Ag2SO4沉淀析出 解析：由数据可知A正确；K sp(AgI)＜K sp(AgCI)，说明AgI更难溶，B正确；K sp(Ag2SO4)＝c2(Ag＋)×c(SO2－4)，K sp(AgCl)＝c(Ag＋)×c(Cl－)，K sp(AgI)＝c(Ag＋)×c(I－)，显然C错误；Ag SO4饱和溶液中存在沉淀溶解平衡：Ag2SO4(s)2Ag＋(aq)＋SO2－4(aq)，加入Na2SO4 固体，SO2－4的浓度增大，平衡逆向移动，有Ag2SO4固体析出，D正确． 答案：C 4．如图是在室温时用一定浓度的盐酸滴定V mL同浓度的氨水而得到的滴定曲线．下列说法不．正确的是() A．a点时溶液中的溶质为氯化铵和氨水 B．b点时溶液中c(NH＋4)＝c(Cl－) C．b点时溶液中水的电离程度最大 D．c、d两点时溶液中c(Cl－)：c＜d 解析：a点氨水反应了一半，溶质为氯化铵和氨水；b点根据电荷守恒c(H＋)＝c(OH－)，则c(NH＋4)＝c(Cl－)；c点时恰好完全反应生成氯化铵，此时水的电离程度最大；c、d两点间随着盐酸量的增加c(Cl－)逐渐增大． 答案：C 5．(2009·海南中学)金属氢氧化物在酸中溶解度不同，因此可以利用这一性质，控制溶液的pH，达到分离金属离子的目的．难溶金属的氢氧化物在不同pH下的溶解度(S/mol·L－1)如图所示． (1)pH＝3时溶液中铜元素的主要存在形式是___________________________________． (2)若要除去CuCl2溶液中的少量Fe3＋，应该控制溶液的pH________. A．＜1B．4左右C．＞6 (3)在Ni(NO3)2溶液中含有少量的Co2＋杂质，________(填“能”或“不能”)通过调节溶液pH的方法来除去，理由是___________________________________________________ ________________________________________________________________________. (4)要使氢氧化铜沉淀溶解，除了加入酸之外，还可以加入氨水生成[Cu(NH3)4]2＋，写出反应的离子方程式：____________________________________________________________ ________________________________________________________________________. (5)已知一些难溶物的溶度积常数如下表. 为除去某工业废水中含有的Cu2＋、Pb2＋、Hg2＋杂质，最适宜向此工业废水中加入过量的________(填选项)． A．NaOH B．FeS C．Na2S 解析：(1)由图可知，在pH＝3时溶液中不会出现Cu(OH)2沉淀． (2)要除去Fe3＋的同时必须保证Cu2＋不能沉淀，因此pH应保持在4左右. (3)从图示关系可看出，Co2＋和Ni2＋沉淀的pH范围相差太小，不能通过调控pH而达到分离的目的． (4)Cu(OH)2(s)Cu2＋(aq)＋2OH－(aq)，加入氨水后生成难电离的[Cu(NH3)4]2＋，促进Cu(OH)2的溶解． (5)要使三种离子生成沉淀，最好选择难溶于水的FeS，使三种杂质离子转化为更难溶解的金属硫化物沉淀，同时又不会引入其他杂质离子． 答案：(1)Cu2＋(2)B (3)不能Co2＋和Ni2＋沉淀的pH范围相差太小 (4)Cu(OH)2＋4NH3·H2O===[Cu(NH3)4]2＋＋2OH－＋4H2O (5)B 【人教版】选修4知识点总结：第三章水溶液中的离子平衡 一、弱电解质的电离 课标要求 1、了解电解质和非电解质、强电解质和弱电解质的概念 2、掌握弱电解质的电离平衡 3、熟练掌握外界条件对电离平衡的影响 要点精讲 1、强弱电解质 （1）电解质和非电解质 电解质是指溶于水或熔融状态下能够导电的化合物；非电解质是指溶于水和熔融状态下都不导电的化合物。 注：①单质、混合物既不是电解质，也不是非电解质。 ②化合物中属于电解质的有：活泼金属的氧化物、水、酸、碱和盐；于非电解质的有：非金属的氧化物。 （2）强电解质和弱电解质 ①强电解质：在水溶液中能完全电离的电解质称为强电解质（如强酸、强碱和大部分的盐） ②弱电解质：在水溶液里只有部分电离为离子（如：弱酸、弱碱和少量盐）。 注：弱电解质特征：存在电离平衡，平衡时离子和电解质分子共存，而且大部分以分子形式存在。 （3）强电解质、弱电解质及非电解的判断 2、弱电解质的电离 （1）弱电解质电离平衡的建立（弱电解质的电离是一种可逆过程） （2）电离平衡的特点 弱电解质的电离平衡和化学平衡一样，同样具有“逆、等、动、定、变”的特征。 ①逆：弱电解质的电离过程是可逆的。 ②等：达电离平衡时，分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等③动：动态平衡，即达电离平衡时分子电离成离子和离子结合成分子的反应并没有停止。 ④定：一定条件下达到电离平衡状态时，溶液中的离子浓度和分子浓度保持不变，溶液里既有离子存在，也有电解质分子存在。且分子多，离子少。 ⑤变：指电离平衡是一定条件下的平衡，外界条件改变，电离平衡会发生移动。 （3）电离常数 ①概念：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K来表示。 ② ③意义：K值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的弱酸或弱碱相对较强。 ④电离常数的影响因素 a.电离常数随温度变化而变化，但由于电离过程热效应较小，温度改变对电离常数影响不大，其数量级一般不变，所以室温范围内可忽略温度对电离常数的影响 b.电离常数与弱酸、弱碱的浓度无关，同一温度下，不论弱酸、弱碱的浓度如何变化，电离常数是不会改变的。即：电离平衡常数与化学平衡常数一样，只与温度有关。 （3）电解质的电离方程式 ①强电解质的电离方程式的书写强电解质在水中完全电离，水溶液中只存在水合阴、阳离子，不存在电离平衡。在书写有关强电解质电离方程式时，应用“” ②弱电解质的电离方程式的书写弱电解质在水中部分电离，水溶液中既有水合阴、阳离子又有水合分子，存在电离平衡，书写电离方程式时应该用“”。 （4）影响电离平衡的因素 ①内因：电解质本身的性质，是决定性因素。 ②外因 a.温度：因电离过程吸热较少，在温度变化不大的情况下，一般不考虑温度变化对电离平衡的影响。 b.浓度：在一定温度下，浓度越大，电离程度越小。因为溶液浓度越大，离子相互碰撞结合成分子的机会越大，弱电解质的电离程度就越小。因此，稀释溶液会促进弱电解质的电离。 c.外加物质：若加入的物质电离出一种与原电解质所含离子相同的离子，则会抑制原电解质的电离，使电离平衡向生成分子的方向移动；若加入的物质能与弱电解质电离出的离子反应，则会促进原电解质的电离，使电离平衡向着电离的方向移动。 本节知识树 弱电解质的电离平衡类似于化学平衡，应用化学平衡的知识来理解电离平衡的实质和影响因素，并注意电离常数的定义。 二、水的电离和溶液的酸碱性 课标要求 1、熟练掌握水的电离平衡，外加物质对水的电离平衡的影响 2、熟练掌握溶液的计算 水溶液中的离子平衡 1.常温下将稀NaOH溶液和稀CH3COOH溶液混合,溶液中不可能出现的结果是（）. A.pH＞7,且c（OH-）＞c（Na+）＞c（H+）＞c（CH3COO-） B.pH＞7,且c（Na+）+c（H+）＝c（CH3COO-）+c（OH-） C.pH＜7,且c（CH3COO-）＞c（H+）＞c（Na+）＞c（OH-） D.pH＝7,且c（CH3COO-）＞c（Na+）＞c（H+）＝c（OH-） 2. 在25℃,将a mol/L的氨水与b…的盐酸等体积混合,反应后显中性…用含a和b的代数式表示 该混合溶液中一水合氨的电离平衡常数是? 3.水的电离平衡曲线如图所示，下列说法中，正确的是（） A、图中A、 B、D三点处Kw的大小关系：B＞A＞D B、25℃时，向pH=1的稀硫酸中逐滴加入pH=8的稀氨水，溶液中c（NH4+）/c（NH3?H2O）的值逐渐减小 C、在25℃时，保持温度不变，在水中加人适量NH4Cl固体，体系可从A点变化到C点 D、A点所对应的溶液中，可同时大量存在Na+、Fe3+、Cl-、S042- 4. 设水的电离平衡线如图所示： (1)若以A点表示25℃时水在电离平衡时的离子浓度,当温度上升到100℃时,水的电离平衡状态到B 点,则此时水的离子积从_____增加到____,造成水的离子积增大的原因是____. (2)将pH=8的Ba(OH) 2 溶液与pH=5的稀盐酸混合,并保持100℃的恒温,欲混合溶液pH=7,则 Ba(OH) 2 溶液与盐酸的体积比为____. (3)100℃时,已知某强酸溶液的pH酸与某强碱溶液的pH碱存在如下关系：pH酸+ pH碱=13,若要 使该强酸与该强碱混合后溶液呈中性,则该强酸溶液的体积与强碱溶液的体积之比为__ 5. 已知NaHSO4在水中的电离方程式为：NaHSO4═Na++H++SO42-．某温度下，向pH=6的蒸馏水中加入 NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的pH为2．下列对该溶液的叙述中，不正确的是（）A．该温度高于25℃ B．由水电离出来的H+的浓度是1.0×10-10mol/L C．加入NaHSO4晶体抑制了水的电离 D．该温度下加入等体积pH=12的NaOH溶液可使该溶液恰好呈中性 （人教版选修四）第三章《水溶液中的离子平衡》综合测试题 （考试时间：90分钟满分：100分） 本试卷分第Ⅰ卷(选择题)和第Ⅱ卷(非选择题)两部分。第Ⅰ卷54分，第Ⅱ卷46分，共100分，考试时间90分钟。 第Ⅰ卷(选择题共50分) 一、选择题(本大题共25小题，每小题2分，共50分。在每小题给出的四个选项中，只有一项是符合题目要求的) 1．下列说法中正确的是( D) A．二氧化硫溶于水能导电，故二氧化硫属于电解质 B．硫酸钡难溶于水，故硫酸钡属于弱电解质 C．硫酸是强电解质，故纯硫酸能导电 D．氢氧根离子浓度相同的氢氧化钠溶液和氨水导电能力相同 2．将mol·L－1醋酸溶液加水稀释，下列说法正确的是( D) A．溶液中c(OH－)和c(H＋)都减小 B．溶液中c(H＋)增大 C．醋酸电离平衡向左移动 D．溶液的pH增大 A、因醋酸溶液中加水稀释，溶液的体积增大，则电离产生的氢离子的浓度减小，则氢 氧根浓度增大，故A错误； B 、因醋酸溶液中加水稀释，溶液的体积增大，则电离产生的氢离子的浓度减小，故B 错误； C 、醋酸是弱电解质，则醋酸溶液中加水稀释将促进电离，平衡向右移动，故C 错误； D 、醋酸溶液中加水稀释，溶液的体积增大，则电离产生的氢离子的浓度减小，根据Kw 值不变，所以氢氧根浓度增大，故D 正确；故选D ． 3．相同温度下，等物质的量浓度的下列溶液中，pH 最小的是( C ) A ．NH 4Cl B ．NH 4HCO 3 C ．NH 4HSO 4 D ．(NH 4)2SO 4 解析：NH4Cl 和(NH4)2SO4对比，水解都呈酸性，(NH4)2SO4pH 较小；NH4HCO3水解呈碱性，pH 最大；NH4HSO4为酸式盐，HSO4-完全电离，溶液酸性最强，则pH 最小，故选C 。 4．下列各电离方程式中，书写正确的是( D ) A ．H 2S 2H ＋＋S 2— B ．KHSO 4K ＋＋H ＋＋SO 2－ 4 C ．Al(OH)3===Al 3＋＋3OH － D ．NaH 2PO 4===Na ＋＋H 2PO －4 A ．氢硫酸分步电离，应该分步写，主要以第一步为主，其正确的为：H 2S H ＋＋HS — ，故A 错误； B ．为强电解质，应该用等号，正确的为：KHSO4==K++H++SO42-，故B 错误； C ．为弱电解质，应该用可逆号，正确的为：Al （OH ）3==Al3++3OH-，故C 错误； 考点一弱电解质的电离 (一)强、弱电解质 1．概念 [注意]①六大强酸：HCl、H SO4、HNO3、HBr、HI、HClO4。②四大强碱：NaOH、 2 KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2。③大多数盐包括难溶性盐，如BaSO4。 2．电离方程式书写 (1)弱电解质 ①多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步(通常只写第一步电离)，如H2CO3的电离方程式： H2CO3H＋＋HCO－3、HCO－3H＋＋CO2－3。 ②多元弱碱电离方程式一步写成，如Fe(OH)3电离方程式为Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。 (2)酸式盐 ①强酸的酸式盐在溶液中完全电离，如NaHSO4的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO2－4。 ②弱酸的酸式盐中酸根离子在溶液中不能完全电离，如 NaHCO3===Na＋＋HCO－3、HCO－3H＋＋CO2－3。 (二)弱电解质的电离平衡 1．电离平衡的建立 2．电离平衡的特征 (三)影响弱电解质电离平衡的因素 1．影响电离平衡的内因 弱电解质本身的性质是决定电离平衡的主要因素。 2．外界条件对电离平衡的影响 以弱电解质HB的电离为例：HB H＋＋B－。 (1)温度：弱电解质电离吸热，温度升高，电离平衡向正反应方向移动，HB的电离程度增大，c(H＋)、c(B－)均增大。 (2)浓度：稀释溶液，电离平衡向正反应方向移动，电离程度增大，n(H＋)、n(B－)增大，但c(H＋)、c(B－)均减小。 (3)相同离子：在弱电解质的溶液中，加入与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，电离程度减小。 (4)加入能与电离出的离子反应的物质：电离平衡向正反应方向移动，电离程度增大。 (四)溶液的导电能力 电解质溶液导电能力取决于溶液中自由移动离子浓度和离子所带电荷数。自由移动离子浓度越大，离子所带电荷数越多，则导电能力越强。将冰醋酸、稀醋酸加水稀释，其导电能力随加水的量的变化曲线如图所示。 [说明]①OA段导电能力随加水量的增多导电能力增强，原因是冰醋酸发生了电离，溶液中离子浓度增大。 ②AB段导电能力减弱的原因，随水的加入，溶液的体积增大，离子浓度变小，导电能力减弱。 水溶液中的离子平衡练习题 1．已知水的电离方程式：H 2O H＋+ OH－。下列叙述中，正确的是A．升高温度，K W增大，pH不变 B．向水中加入少量硫酸，c(H＋)增大，K W不变 C．向水中加入氨水，平衡向逆反应方向移动，c(OH－)降低 D．向水中加入少量固体CH3COONa，平衡向逆反应方向移动，c(H＋)降低 2．A、B两种酸溶液pH都是2，各取1 mL分别加水稀释成1000 mL，其pH的变化如图所示，则下列判断正确的是 A．原酸溶液的浓度c(A)＝c(B) B．若a＝5，则B为强酸，A为弱酸 C．原酸溶液的浓度c(A)>c(B) D．若a<5，则A、B都是弱酸 3.某温度下，相同pH值的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，溶液的pH值随溶液体积变化的曲线如右图所示。据图判断正确的是 A．Ⅱ为盐酸稀释时的pH值变化曲线 B．b点溶液的导电性比c点溶液的导电性强 C．a点K W的数值比c点K W的数值大 D．b点酸的总浓度大于a点酸的总浓度 4.现有等pH或等物质的量浓度的盐酸和醋酸溶液，分别加入足量镁产生H2的体积(同温同 压下测定)的变化图示如下： 其中正确的是 A．①③B．②④C．①②③④D．都不对 5．（12分）有甲、乙两份等体积的浓度均为0.1mol·L-1的氨水，pH为11。 （1）甲用蒸馏水稀释100倍，则NH3·H2O的电离平衡向__________ (填“促进”或“抑制”)电离的方向移动，溶液的pH将为_______ (填序号)。 A．9~11之间B．11 C．12~13之间D．13 （2）乙用0.1mol·L-1的氯化铵溶液稀释100倍。稀释后的乙溶液与稀释后的甲溶液比较，pH______(填“甲大”、“乙大”或“相等”），其原因是_____________________________________。25．（6分）根据电离平衡原理，设计实验证明NH3?H2O是弱碱。 可选用的试剂：酚酞、石蕊、稀氨水、醋酸铵晶体和蒸馏水。 专题16 水溶液中的离子平衡 2017年高考题 1.【2017高考全国卷Ⅱ卷12题】改变0.1 mol·L-1二元弱酸H2A溶液的pH，溶液中H2A、 HA-、A2-的物质的量分数δ(X)随pH的变化如图所示[已知δ(X)=]。下列叙述错误的是（） A.pH=1.2时，c(H2A)=c(HA-) B.lg [K2(H2A)]=-4.2 C.pH=2.7时，c(HA-)>c(H2A)=c(A2-) D.pH=4.2时，c(HA-)=c(A2-)=c(H+) 【答案】D 【解析】本题考查水溶液中的离子平衡。解答本题的关键是明确δ(X)与溶液pH的对应关系，以及H2A、HA-、A2-的浓度与pH的大小关系。从图象中可以看出pH=1.2时，δ(H2A)=δ(HA-)， 则c(H2A)=c(HA-)，A项正确；根据HA-H++A2-，可确定K2(H2A)=，从图象中 可以看出pH=4.2时，δ(HA-)=δ(A2-)，则c(HA-)=c(A2-)，即lg [K2(H2A)]=lg c(H+)=-4.2，B项正确；从图象中可以看出pH=2.7时，δ(HA-)>δ(H2A)=δ(A2-)，则c(HA-)>c(H2A)=c(A2-)，C 项正确；从图象中可以看出pH=4.2时，δ(HA-)=δ(A2-)，则c(HA-)=c(A2-)≈0.05 mol·L-1，而 c(H+)=10-4.2 mol·L-1，D项错误。 2.【2017高考全国卷Ⅲ卷13题】在湿法炼锌的电解循环溶液中，较高浓度的Cl-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Cl-。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.K sp(CuCl)的数量级为10-7 B.除Cl-反应为Cu+Cu2++2Cl-2CuCl 《第三章水溶液中的离子平衡》单元测试题 满分：100分时间90分钟 1．下列电离方程式书写正确的是() A．H2S2H＋＋S2－B．H2S＋H2O H3O＋＋HS－ C．NH3＋H2O===NH＋4＋OH－D．HClO===H＋＋ClO－ 2．等体积等物质的量浓度MOH强碱和HA弱酸溶液混合后，混合液中有关离子浓度应满足的关系是() A．c(M＋)＞c(OH－)＞c(A－)＞c(H＋) B．c(M＋)＞c(A－)＞c(H＋)＞c(OH－) C．c(M＋)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H＋) D．c(M＋)＞c(H＋)＞c(A－)＞c(OH－) 3．向盛有0.1mol/LAgNO3溶液的试管中滴加0.05mol/LNa2S溶液至沉淀完全，再向上层清液中滴加足量NaCl，产生的现象及发生的反应是() A．黑色沉淀完全转化为白色沉淀B．既有Ag2S也有AgCl C．不能由黑色沉淀转变为白色沉淀D．只有AgCl白色沉淀 4．用0.1mol·L－1的盐酸滴定0.10mol·L－1的氨水，滴定过程中不可能 ．．．出现的结果是() A．c(NH＋4)>c(Cl－)，c(OH－)>c(H＋) B．c(NH＋4)＝c(Cl－)，c(OH－)＝c(H＋) C．c(Cl－)>c(NH＋4)，c(OH－)>c(H＋) D．c(Cl－)>c(NH＋4)，c(H＋)>c(OH－) 5．25℃，向纯水中加入NaOH，使溶液的pH为11，则该溶液中由NaOH电离出的c(OH－)与由水电离出的c(OH－)之比为() A．1010∶1 B．5×109∶1 C．108∶1 D．1∶1 6. 25℃时，BaCl2溶液呈中性，溶液中存在平衡：H2O H+＋OH－；ΔH＞0，下列叙述正 确的是 A.向溶液中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH―)降低，K w不变 B.向溶液中加入少量固体CuSO4，c (H+)增大，K w不变 C.向溶液中加入少量固体CH3COONa，平衡逆向移动，c (H+)降低，K w不变 D.将溶液加热到90℃，K w增大，溶液仍呈中性，pH不变 7．下列各组离子一定能大量共存的是 A．在含大量Fe3+的溶液中：NH4+、Na+、Cl-、SCN- B．在强碱溶液中：Na+、K+、AlO2-、CO32- C．在c(H＋)=10—13mol/L的溶液中：NH4+、Al3+、CO32-、NO3- D．在pH=1的溶液中：K+、Fe2+、Cl-、NO3- 8．室温下，物质的量浓度相同的三种盐NaX、NaY、NaZ溶液，其pH依次为7、8、9。下列有关说法正确的是 A．HX、HY、HZ三种酸的强弱顺序为：HZ＞HY＞HX B．HX是强酸，HY、HZ是弱酸，且酸HY强于酸HZ C．X－、Y－、Z－三种酸根均能水解，且水解程度Z－＞Y－＞X－ D．三种盐溶液中X－、Y－、Z－的浓度大小顺序为c(Z－)＞c(Y－)＞c(X－) 9．下列关于盐酸与醋酸两种稀溶液的说法正确的是() A．相同浓度的两溶液中c(H＋)相同 B．100mL 0.1mol/L的两溶液能中和等物质的量的氢氧化钠 C．pH＝3的两溶液稀释100倍，pH都为5 D．两溶液中分别加入少量对应的钠盐，c(H＋)均明显减小 10．常温下，以下4种溶液pH最小的是() 水溶液中的离子平衡 知识点 Revised on November 25, 2020 【人教版】选修4知识点总结：第三章水溶液中的离子平衡 一、弱电解质的电离 课标要求 1、了解电解质和非电解质、强电解质和弱电解质的概念 2、掌握弱电解质的电离平衡 3、熟练掌握外界条件对电离平衡的影响 要点精讲 1、强弱电解质 （1）电解质和非电解质 电解质是指溶于水或熔融状态下能够导电的化合物；非电解质是指溶于水和熔融状态下都不导电的化合物。 注：①单质、混合物既不是电解质，也不是非电解质。 ②化合物中属于电解质的有：活泼金属的氧化物、水、酸、碱和盐；于非电解质的有：非金属的氧化物。 （2）强电解质和弱电解质 ①强电解质：在水溶液中能完全电离的电解质称为强电解质（如强酸、强碱和大部分的盐） ②弱电解质：在水溶液里只有部分电离为离子（如：弱酸、弱碱和少量盐）。 注：弱电解质特征：存在电离平衡，平衡时离子和电解质分子共存，而且大部分以分子形式存在。 （3）强电解质、弱电解质及非电解的判断 2、弱电解质的电离 （1）弱电解质电离平衡的建立（弱电解质的电离是一种可逆过程） （2）电离平衡的特点 弱电解质的电离平衡和化学平衡一样，同样具有“逆、等、动、定、变”的特征。 ①逆：弱电解质的电离过程是可逆的。 ②等：达电离平衡时，分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等③动：动态平衡，即达电离平衡时分子电离成离子和离子结合成分子的反应并没有停止。 ④定：一定条件下达到电离平衡状态时，溶液中的离子浓度和分子浓度保持不变，溶液里既有离子存在，也有电解质分子存在。且分子多，离子少。 ⑤变：指电离平衡是一定条件下的平衡，外界条件改变，电离平衡会发生移动。 专题3水溶液中的离子平衡学案 考情解读： 1.了解弱电解质在水溶液中存在电离平衡。 2.了解水的电离、离子积常数。 3.了解溶液pH的定义，能进行pH的简单计算。 4.了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素、盐类水解的应用。 5.了解难溶电解质的溶解平衡。了解溶度积的含义，能用平衡移动原理分析沉淀溶解、生成和转化过程。 水溶液中的离子平衡是化学平衡的延伸和应用，也是高考中考点分布较多的内容之一。其中沉淀溶解平衡是新课标中新增的知识点，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。 重点知识梳理： 一、电解质 1.强、弱电解质与物质分类的关系 2.强、弱电解质与化学键的关系 一般电解质的键型不同，电离程度就不同，已知典型的离子化合物，如强碱(NaOH、KOH等)、大部分盐类(如NaCl、CaCl2)以及强极性共价化合物(如HCl、H2SO4)，在水分子作用下能够全部电离，我们称这种在水溶液中能够完全电离的物质为强电解质。而含弱极性键的共价化合物如 CH3COOH、NH3·H2O、H2O等，在水中仅部分电离，为弱电解质。但是，仅从键型来区分强、弱电解质是不全面的，即使强极性共价化合物也有属于弱电解质的情况，如HF。 溶液中的离子平衡图像题 一、溶液的导电性 溶液的导电性与离子浓度成正比 1．在一定温度下，无水醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力I随加入水的体积 V变化的曲线如图所示。请回答： （1）“O”点导电能力为O的理由是______________； （2）a、b、c三点处，溶液的c(H＋)由小到大的顺序为_________； （3）a、b、c三点处，电离程度最大的是___________________； 2．（2016北京）在两份相同的Ba(OH)2溶液中，分别滴入物质的量浓度相等的H2SO4、NaHSO4溶液，其导电能力随滴入溶液体积变化的曲线如右图所示。 下列分析不正确 ．．．的是（） A．①代表滴加H2SO4溶液的变化曲线 B．b点，溶液中大量存在的离子是Na+、OH– C．c点，两溶液中含有相同量的OH– D．a、d两点对应的溶液均显中性 ※3．电导率是衡量电解质溶液导电能力大小的物理量。常温下，将相同体积的氢氧化钠溶液和醋酸溶液分别加水稀释，溶液的电导率随溶液体积变化的曲线如图所示。下列说法正确的是（）A．I表示NaOH溶液加水稀释过程中溶液电导率的变化 B．a、b、c三点溶液的pH：b>c>a C．将a、b两点溶液混合，所得溶液中： c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+) D．a点水电离出的n(H+)大于c点水电离出的n(H+) 二、强、弱电解质溶液的稀释 等浓度弱酸碱的PH更靠近7；等PH弱酸碱的浓度更大；越弱稀释时PH变化越小；无论酸碱溶液稀释时PH不过7；每稀释10倍PH变化1为强电解质；酸碱盐反应的量不分强弱。 4．能表示人体大量喝水时，胃液的pH变化的是（） pH pH 7 7 7 7 0 V(H2O) 0 V(H2O) 0 V(H2O) 0 V(H2O) A C D 5．0.1 －c(H＋)的变化曲线(如下图)正确的是() 第三章 水溶液中的离子平衡 一、弱电解质的电离 1、定义：电解质： 在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质 。 非电解质 ： 在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物 。 强电解质 ： 在水溶液里全部电离成离子的电解质 。 弱电解质： 在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质 。 2、电解质与非电解质本质区别： 电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物 注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO 2、NH 3、CO 2等属于非电解质 ③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO 4不溶于水，但溶于水的BaSO 4全部电离，故BaSO 4为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。 3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成 离子的速率 和离子结合成 电解质分子 时，电离过程就达到了 平衡状态 ，这叫电离平衡。 4、影响电离平衡的因素： A 、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。 B 、浓度：浓度越大，电离程度 越小 ；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。 C 、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会 减弱 电离。 D 、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。 物质 单质 化合物 电解质 非电解质： 非金属氧化物，大部分有机物 。如SO 3 、CO 2 、C 6H 12O 6 、CH 2 =CH 2 强电解质： 强酸，强碱，大多数盐 。如HCl 、NaOH 、NaCl 、BaSO 4 弱电解质： 弱酸，弱碱，极少数盐，水 。如HClO 、NH 3 ·H 2 O 、Cu(OH)2 、 混和物 纯净物水溶液中的离子平衡知识点(1)
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