水溶液中的离子平衡

A、强电解质都是离子化合物，弱电解质都是共价化合物。

B、强电解质都是可溶性化合物，弱电解质都是难溶性化合物。

C、强电解质的水溶液中无溶质分子，弱电解质的水溶液中有溶质分子。

D、强电解质导电能力强，弱电解质导电能力弱。

2）、已知醋酸的电离平衡方程式为CH3COOH===CH3COO-+H+，要使溶液中C(H+)/C(CH3COOH)值增大，可以采取的措施是（）A、加入少量烧碱溶液。

B、降温。

C、加少量冰醋酸。

D、加水3）、下列关于电离平衡常数K的说法中正确的是（）A、K越小，表示弱电解质的电离能力越弱。

B、K与温度无关C、不同浓度的同一弱电解质，其K不同。

D、多元弱酸的K的关系是K1<K2<K3练习：1）、25℃，水的电离平衡方程式为H2O==H++OH-,△H>0，下列说法正确的是（）A、向水中加入氢氧化钠，平衡逆移，C(OH -)降低。

B、向水中加入硫酸氢钠固体，平衡逆移，C(H +)增大，Kw不变。

C、降温，平衡右移，C(H +)增大，溶液呈酸性。

D、将水加热，Kw增大，PH不变。

、2）、下列说法正确的是（）A、任何浓度的溶液都可以用PH来表示酸碱性强弱。

B、C(H +)=1*10-7mol/L的溶液呈中性。

C、无论什么溶液，只要溶剂是水，在常温下C(H +)*C(OH-)=1*10-14D、0.2mol/L的CH3COOH溶液中的C(H+)是0.1mol/L CH3COOH溶液中的C(H+)的2倍。

3）、PH=2的盐酸，下列说法正确的是（）A、C(H +)=C(Cl-)+C(OH-)B、与等体积PH=12的氨水混合，所得溶液呈酸性。

C、由H2O电离出的C(H+)=1*10-12mol/L.D、与等体积0.01mol/L CH3COOH溶液混合所得的溶液中存在C(Cl-)= C(CH3COO-)。

4）、下列关于溶液酸碱性说法正确的是（）A、PH=7的溶液呈中性。

B、中性溶液一定有C(H+)=1*10-7mol/L。

高二化学知识点总结(水溶液中的离子平衡)高二化学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②SO2、NH3、CO2等属于非电解质③强电解质不等于易溶于水的化合物(如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4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。

5、电离方程式的书写：用可逆符号弱酸的电离要分布写(第一步为主)6、电离常数：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。

叫做电离平衡常数，(一般用Ka表示酸，Kb表示碱。

)表示方法：ABA++B- Ki=[ A+][B-]/[AB]7、影响因素：a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。

b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。

C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。

如：H2SO3>H3PO4>HF>>H2CO3>H2S>HClO二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：水的离子积：KW= c[H+]·c[OH-]25℃时,[H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW= [H+]·[OH-] = 1_10-14注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液(酸、碱、盐)2、水电离特点：(1)可逆(2)吸热(3)极弱3、影响水电离平衡的外界因素：①酸、碱：抑制水的电离 KW〈1_10-14②温度：促进水的电离(水的电离是吸热的)③易水解的盐：促进水的电离 KW 〉1_10-144、溶液的酸碱性和pH：(1)pH=-lgc[H+](2)pH的测定方法：酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞。

第三章 水溶液中的离子平衡第一节 弱电解质的电离一、强、弱电解质与结构的关系【注】离子化合物—含有离子键．．．．．的化合物．．．；共价化合物—只含共价键．．．．．的化合物．．．常见弱电解质：NH 3·H 2O 、Cu(OH)2、Mg(OH)2、Fe(OH)3、Al(OH)3、Fe(OH)2 、AgOH （难溶碱都弱碱）；HF 、HClO 、H 2S 、H 2SO 3、H 2CO 3、H 2SiO 3、H 3PO 4、HNO 2、有机酸 水是一种极弱的电解质。

二、弱电解的电离平衡1．电离平衡：在一定条件下，弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等，溶液未电离的分子浓度和已电离成离子的浓度保持不变的状态2．电离平衡的特征：逆：弱电解质的电离是可逆的(不完全电离) 动：达平衡时，V 电离＝V 结合≠0定：外界条件一定，溶液中分子、离子浓度一定 变：影响平衡的条件改变时，平衡发生移动。

3.弱电解质电离的一般规律：①一元弱酸、弱碱、多元弱碱一步电离；CH 3COOH H ＋＋CH 3COO －， NH 3·H 2O NH ＋4＋OH －Cu(OH)2 Cu 2＋＋2OH －②多元弱酸分步电离；且下一步比上一步电离程度更弱，第一步电离程度最大。

H 2S H ＋＋HS －HS－H ＋＋S 2－例1．下列说法正确的是( )A ．根据溶液中有CH 3COOH 、CH 3COO －和H ＋即可证明CH 3COOH 达到电离平衡状态 B ．根据溶液中CH 3COO －和H ＋的物质的量浓度相等可证明CH 3COOH 达到电离平衡状态 C ．当NH 3·H 2O 达到电离平衡时，溶液中NH 3·H 2O 、NH ＋4和OH －的浓度相等 D ．H 2CO 3是分步电离的，电离程度依次减弱4.影响电离平衡的条件：（1）温度：电离过程是吸热过程，因此，升高温度，促进电离（使平衡正向移动）；降低温度，抑制电离。

水溶液中的离子平衡归纳总结提高☆ 规律的理解和运用：一、强、弱电解质与结构的关系强电解质：水溶液中完全电离,绝大多数为离子化合物和强极性共价化合物,如,强酸、强碱、绝大多数盐；如果不在熔融状态下,在水溶液中导电性不一定强,因为可能是稀溶液或难溶强电解质;弱电解质：水溶液中不完全电离,绝大多数为含极性键的共价化合物,如,弱酸、弱碱、水;不要把溶解平衡当成电离平衡；弱电解质在很稀时电离程度也很大；导电性不一定比强电解质差;二、弱电解质的电离平衡1、在一定条件下主要是温度,因为在水溶液中压强不怎么影响平衡,当电解质分子电离成离子离子化的速率与和离子重新结合生成分子分子化的速率相等时,电离过程就达到了平衡状态;2、电离平衡的特征“动”——动态平衡； “等”——V 分子化=V 离子化； “定”——弱电解质的电离程度保持一定,溶液中各种粒子的浓度保持一定； “变”——外界条件发生变化,电离平衡也要发生移动; 3．影响电离平衡的因素①对弱电解质溶液的稀释过程中,弱电解质的电离程度增大,溶液中离子数目增多,溶液中离子浓度变小;这里有相反的两个过程,)()()(aq V B n B C nB 随着稀释稍稍增大一点,Vaq 却随着稀释显着增大；分母增大的倍数大,所以CB 还是减小; ②电离均为吸热过程,升高温度,电离程度增大,离了数目增多,离子浓度增大;K 也增大;三、水的电离和溶液的PH 1、水的离子积K w只与温度有关,25℃时：K w = cH ＋·cOH －=1×10－7×1×10－7=1×10－14; 2、影响水的电离的因素①加入酸或碱,抑制水的电离,K w 不变；②加入某些能水解盐,促进水的电离,K w 不变；加入金属钠也促进水的电离; ③升高温度,促进水的电离,水的离子积增大,有些资料认为：在100℃时,K W =1×10－12;3、溶液的酸碱性分析：中性 cH ＋=cOH －,酸性 cH ＋＞cOH －,碱性 cH ＋＜cOH －; 4、溶液的pH化学上常用cH ＋的负常用对数表示溶液酸碱性的强弱：pH=－lg ｛cH ＋｝范围在0~14四、盐类的水解1.离子浓度大小问题:在CH3COONa溶液中存在着下列电离及水解过程:粗略认为弱酸、弱碱电离1%,水解1‰.CH3COONa = CH3COO- + Na+O H+ + OH-HCOO- + H2O CH3COOH + OH-CH离子浓度大小顺序是:cNa+>cCH3COO->cOH->cH+;如果只有四种离子排序口诀：阳阴阴阳或阴阳阳阴;2.物料守恒质量守恒问题:CH3COONa的浓度为L ,达到水解平衡后cCH3COO-+cCH3COOH ＝CNa+= L 3. 电荷守恒;溶液是呈电中性的,因此溶液中的负电荷总浓度和正电荷总浓度应该相等,这就是溶液中的电荷守恒;CH3COONa溶液有:cNa++cH+=cCH3COO-+cOH-遇到二价离子×2,三价离子×3.4.质子守恒：用电荷守恒－物料守恒＝质子守恒;CH+=COH--CCH3COOH五、影响水解的因素条件1.水解反应的特点:1.水解反应是可逆反应其逆反应是有弱酸或弱碱参加的中和反应,因此存在着水解平衡;COONa水解的化学方程式为: CH3COONa+H2例如CHCH3COOH+NaOH由此可知CH3COONa水解反应的逆反应是CH3COOH和NaOH的中和反应,由于中和反应进行程度是比较高的,因此水解反应进行的程度是很微弱的,双水解比单一水解程度大些,只要双水解产物中有沉淀,则水解进行完全,写等号,不可逆;2.水解反应是吸热反应;因为中和反应是放热反应,所以水解反应是吸热的;2.促进盐类水解的方法:以CH3COO-+H2CH3COOH+OH- 为例1.加热:加热可使平衡向吸热反应方向移动,因此加热能促进水解反应的发生;2.加酸:加酸或酸性物质能中和水解产生的OH-,使OH-浓度减小,平衡正向移动;3.加入能消耗OH-的盐:如加入含有NH4+、Al3+、Fe3+等能结合OH-的盐也能促进水解反应的发生实际上除NH4+外,其它就是协同双水解反应;4.加水稀释:加水使溶液体积增大,平衡向微粒数增多的方向移动即正向移动水溶液中的化学平衡不考虑水分子;但是水解产生的酸性或碱性还是减弱;3.抑制盐类水解的方法:以NH4++H2NH3·H2O+H+为例1.降温:降低温度可使平衡向放热反应方向移动,因此降温能抑制水反应;2.加酸:加酸或酸性物质,使溶液中H＋浓度增大,平衡逆向移动;六．一般规律:1.强酸溶液每稀释10倍,溶液的PH值增大1个单位,强碱溶液每稀释10倍,溶液的PH值减小1个单位;2.弱酸溶液每稀释10倍,溶液的PH值增大不到1个单位,弱碱溶液每稀释10倍,溶液的PH值减小不到1个单位;3.使酸溶液PH值增大1个单位,强酸溶液只需要稀释10倍,弱酸溶液必须稀释10倍以上;4.使碱溶液PH值减小1个单位,强碱溶液只需要稀释10倍,弱碱溶液必须稀释10倍以上;5.酸越强对应离子的水解程度就越弱;酸越弱对应离子的水解程度就越强;6.碱越强对应离子的水解程度就越弱;碱越弱对应离子的水解程度就越强;7.浓度相同时,CH3COOH的电离程度大于CH3COO-的水解程度;8.相同条件下氨水的电离度和醋酸的电离程度相等,氨水和醋酸是强弱相当的弱碱和弱酸,因此浓度相同时NH3·H2O的电离程度大于NH4+的水解程度;醋酸铵溶液呈中性;9.若醋酸或氨水的浓度大于对应离子的浓度,他们的电离更大于水解;10.若是比醋酸和氨水较强的酸和碱,在浓度相同时,电解质的电离程度比对应离子的水解程度更大;七．难溶电解质溶解平衡1、概念：在一定条件下就是一定温度下,难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率,溶液中各离子的浓度保持不变的状态;也叫沉淀溶解平衡2、表达式：如：AgCl s Cl－aq＋Ag＋aq3、特征：饱、等、动、定、变4、影响溶解平衡的因素：1内因：电解质本身的性质①、绝对不溶的电解质是没有的;②、同是难溶电解质,溶解度差别也很大;从难溶电解质可以生成更难溶的电解质③、易溶电解质做溶质时只要是饱和溶液也可存在溶解平衡;2外因：①浓度：加水,平衡向溶解方向移动;加入能减少某一离子浓度的物质,平衡右移,直至溶解;如AgCl s Cl－aq＋Ag＋aq中滴加氨水,可以生成AgNH32+,降低Ag＋aq浓度,沉淀溶解;生成银氨溶液;②温度：升温,多数平衡向溶解方向移动;反常的有CaOH2,随温度升高,溶解度减小;5、溶度积平衡常数——K sp对于沉淀溶解平衡：平衡时M m A n s mM n＋aq＋nA m—aqK sp＝c M n＋m·cA m—n在一定温度下,K sp是一个常数,称为溶度积常数,不随离子浓度的改变而改变；只随温度改变而改变;简称溶度积;若任意时刻有：Qc叫离子积;Qc＝ c M n＋m·cA m—n则有：Qc > K sp 过饱和,析出沉淀,降低浓度,趋向平衡;Qc ＝K sp饱和,平衡状态;仍然是动态平衡;Qc < K sp未饱和;再加固体难溶物,还可以溶解的,直到平衡为止;☆范例引导例1、将下列物质分别加入100mL蒸馏水中,恢复至室温,所得溶液中阴离子浓度的大小顺序是溶液体积变化忽略不计①Na2O2②Na2O ③Na2CO3④NaClA. ①>②>③>④B. ①>②>④>③C. ①=②>③>④D. ①=②>③=④分析解答：①②溶于水,溶质都是NaOH,且物质的量都为,且二者与水反应时消耗的水的物质的量相同;故反应后溶液体积相同,故①=②；③中CO 32-水解,溶液中出现了OH -、HCO 3-,故溶液中阴离子浓度稍大于④；故C 正确;例2、常温下,将 mol·L -1氢氧化钠溶液与 mol·L -1硫酸溶液等体积混合,该混合溶液的pH 等于A ．B ．C ．D ．规范解答：设两溶液的体积均为1L,OH —离子的物质的量为 mol·L -1×1L= mol,因H +离子的浓度是硫酸浓度的2倍,即 mol·L -1×2=·L -1,故H +离子的物质的量为 mol·L -1×1L=,H +离子的物质的量大于OH —离子的物质的量,混合后,溶液呈酸性；混合反应后剩余H +离子的物质的量浓度为－ mol ÷1L+1L=·L -1,溶液的pH=－lgH +=2;例3、下列液体均处于25℃,有关叙述正确的是A ．某物质的溶液p H < 7,则该物质一定是酸或强酸弱碱盐B ．p H ＝ 的番茄汁中cH +是pH ＝ 的牛奶中cH +的100倍C ．AgCl 在同浓度的CaCl 2和NaCl 溶液中的溶解度相同D ．p H ＝ 的CH 3COOH 与CH 3COONa 混合溶液中,cNa + > cCH 3COO －规范解答：某些强酸的酸式盐pH ＜7,如NaHSO 4,故A 项错误；pH=,c H += mol·L -1,pH=,其c H += mol·L -1,故B 项正确；同浓度的CaCl 2溶液的c Cl -是NaCl 溶液的c Cl -的两倍,它们对AgCl 沉淀溶解平衡的抑制程度不同,故C 项错误；混合溶液显酸性,则c H +>c OH -,根据电荷守恒,c CH 3COO ->c Na +,故D 项错误;例4、相同体积、相同pH 的某一元强酸溶液①和某一元中强酸溶液②分别与足量的锌粉发生反应,下列关于氢气体积V 随时间t 变化的示意图正确的是 规范解答：①相同体积、相同pH 的一元强酸和中强酸,中强酸的物质的量浓度大于强酸的物质的量浓度,故与足量的锌粒反应中强酸产生的氢气多；②初始时二者的CH +相同,反应一旦开始,中强酸还会电离出新的CH +,即随后中强酸电离出的CH +大于强酸,故中强酸与锌粒的反应速率大于强酸的;结合题中图像C 选项正确;例5. 难溶电解质Mg OH 2的Ksp = ×10-11 mol 3·L -3;在cMg 2+= ·L -1的溶液中,要生成Mg OH 2沉淀,溶液pH 至少应控制在多少 规范解答：cOH － =)c(Mg Ksp 21/2= ×10-11/1/2 = ×10-5mol·L -1∴cH+ = ×10-14/×10-5= ×10-9mol·L-1故pH=9 即溶液的pH至少应控制在9以上;例6. 在氯化银饱和溶液中,尚有氯化银固体存在,当分别向溶液中加入下列物质时,将有何种变化加入物质平衡移动方向AgCl溶解度溶液中CAg+溶液中CCl－发生变化的原因·L－1HCl·L－1AgNO3KNO3s·L－1NH3·H2OH2O规范解答：AgCls Ag+aq + Cl-aq加入物质平衡移动方向AgCl溶解度溶液中CAg+溶液中CCl－发生变化的原因·L－1HCl 向左减小减小增大同离子效应·L－1AgNO3向左减小增大减小同离子效应KNO3s 向右增大增大增大盐效应·L－1NH3·H2O 向右增大减小增大形成配合物H2O 向右不变不变不变稀释作用例7、医院中进行钡餐透视时,用BaSO4做内服造影剂,为什么不用BaCO3做内服造影剂信息：①KspBaSO4=×10-10；KspBaCO3=×10-9②Ba2+有剧毒；③胃酸的酸性很强,pH约为～；规范解答：由于人体内胃酸的酸性较强,如果服下BaCO3,胃酸会与CO32-反应生成CO2和水,使CO32-离子浓度降低,使Qc < Ksp,使BaCO3的沉淀溶解平衡向右移动,使体内的Ba2+浓度增大而引起人体中毒;而SO42-不与H+结合生成硫酸,胃酸中的H+对BaSO4的溶解平衡没有影响,Ba2+浓度保持在安全浓度标准下,所以用BaSO4作“钡餐”; 所以,不能用BaCO3作为内服造影剂“钡餐”例8、Na2SO3·7H2O是食品工业中常用的漂白剂、抗氧化剂和防腐剂;Na2SO3在30℃时的溶解度为100gH2O;1计算30℃时Na2SO3饱和溶液中Na2SO3的质量分数ω;保留2位小数2计算30℃时271g Na2SO3饱和溶液中水的质量;3将30℃的Na2SO3饱和溶液271g冷却到10℃,析出Na2SO3·7H2O晶体;计算10℃时Na2SO3在水中的溶解度;规范解答：1根据Na2SO3的溶解度,其饱和溶液中溶质为；溶剂为100g；溶液总质量为,则；2271g饱和溶液中,假设其含有的溶剂为x,则：100=271：x；x=200g；3冷却溶液后,析出晶体,根据其晶体的组成,其中含有水和亚硫酸钠各一半,列式得：; 例9．回答下列有关常数的问题1K w的数学表达式是K w= ,温度升高K w 的变化情况是选填“变大”、“变小”或“不变”,若定义pOH=-lg c OH-,则pH+pOH= 用含K w的代数式表示2K通常表示化学平衡常数,K值越大表示该反应进行得越,对于反应2NO2g N2O4g,其化学平衡常K的数学表达式为;3K a通常表示弱酸的电离平衡常数,K a值越大表示该弱酸,α通常称为电离度,顾名思义是表示弱电解质的电离程度大小的一个指标,对于某一元弱酸,当用蒸馏水稀释该酸时,溶液越稀,K a的变化情况是选填“变大”、“变小”或“不变”,α的变化情况是选填“变大”、“变小”或“不变”;4K sp表示难溶物的溶度积常数,该常数越大表示;5 已知COg+2H2g CH3OHg某温度时,向一定容积的密闭容器中充入CO和H2,浓度分别为1mol·L-1、2mol·L-1,达到平衡时CO的浓度为·L-1;试求该温度下的化学平衡常数;规范解答：1c H +·c OH -；变大；-lg K w2完全；)()(2242NO c O N c K3的酸性越强；不变；变大4难溶电解质在水中的溶解性越大; 5 COg+2H 2gCH 3OHg初始浓度/mol·L -1 1 2 0 平衡浓度/mol·L -1 2-2= =K = 错误! =·L 2☆ 课后的检测 水溶液中的离子平衡单元检测一、选择题共18小题,每小题3分,共54分,每小题只有一个选项符合题意 1. 由硫酸钾、硫酸铝和硫酸组成的混合溶液,其pH=1,cAl 3+=·L -1,cSO 42-=·L -1,则cK +为A ． mol·L -1B ． mol·L -1C ． mol·L -1D ． mol·L -1 2. 对H 2O 的电离平衡不产生影响的粒子是3. 在相同温度时,L -1的醋酸溶液与10mL L -1的醋酸溶液相比较,下列数值中,前者大于后者的是A. H +的物质的量B. 醋酸的电离常数C. 中和时所需NaOH 的量D. CH 3COOH 的物质的量4. 下列说法正确的是A. pH=2与pH=1的硝酸中cH +之比为1：10B. Na 2CO 3溶液中cNa +与cCO 32-之比为2:1C. molL -1与L 醋酸中c H +之比为2:1D. NO 2溶于水时,被氧化的nNO 2与被还原的nNO 2之比为3:1 5. 0.1 molL -1 KHS 溶液中下列表达式不正确的是 K ++c H += c OH -+ c HS -+2 c S 2- K +> c HS -> c OH -> c S 2-> c H + HS -+ c S 2-+ c H 2S= molL -1 K +> c HS -> c OH -> c H 2S> c H +7. 在25℃时将pH ＝11 的NaOH 溶液与pH ＝3 的CH 3COOH 溶液等体积混合后,下列关系式中正确的是A ．c Na +=c CH 3COO -+c CH 3COOHB ．c H +=c CH 3COO -+c OH -C ．c Na + > c CH 3COO ->c OH ->cH +D ．c CH 3COO ->c Na +>c H +>c OH -11. 在给定的四种溶液中,加入以下各种离子,各离子能在原溶液中大量共存有A. 滴加石蕊试液显红色的溶液：Fe 3+、NH 4+、Cl -、I -B. pH 值为1的溶液：Cu 2+、Na +、Mg 2+、NO 3-C. 水电离出来的cH +=10－13mol/L 的溶液：K +、HCO 3-、Br -、Ba 2+D. 所含溶质为Na 2SO 4的溶液：K +、CO 32-、NO 3-、Al 3+12. 某溶液中只含有Na +、H +、OH -、A -四种离子,下列说法正确的是 A. 若溶液中c A -＝c Na +,则溶液一定呈中性 B. 溶液中不可能存在：c Na +> c A -> c OH -> c H +C. 若c OH -> c H +,溶液中不可能存在：c Na +> c OH -> c A -> c H +D. 若溶质为NaA 、HA,则一定存在：c A -> c Na +> c H +> c OH -13.要求设计实验证明某种盐的水解是吸热的,有四位学生分别作出如下回答,其中正确的是A ．甲学生：将硝酸铵晶体溶于水,若水温下降,说明硝酸铵水解是吸热的B ．乙学生：在盐酸中加入相同温度的氨水,若实验过程中混合液温度下降,说明盐类水解是吸热的C ．丙学生：在醋酸钠溶液中加入醋酸钠晶体,若溶液温度下降,说明盐类水解是吸热D ．丁学生：在醋酸钠溶液中滴入酚酞试液,加热后若红色加深,说明盐类水解是吸热14. 草酸是二元中强酸,草酸氢钠溶液显酸性;常温下,向10 mL molL -1 NaHC 2O 4溶液中滴加 molL -1 NaOH 溶液,随着NaOH 溶液体积的增加,溶液中离子浓度关系正确的是NaOH ＝0时,c H +＝1×10-2 molL -1NaOH ＜10 mL 时,不可能存在c Na +＝2cC 2O 42-+cHC 2O 4- NaOH ＝10 mL 时,c H +＝1×10-7 mol/LNaOH ＞10 mL 时,c Na +＞cC 2O 42-＞cHC 2O 4- 15. 下列操作中,能使电离平衡H 2O H +＋OH -,向右移动且溶液呈酸性的是A ．向水中加入NaHSO 4溶液B ．向水中加入Al 2SO 43固体C ．向水中加入Na 2CO 3溶液D ．将水加热到100℃,使pH ＝6 16. 下列叙述正确的是A. 将稀氨水逐滴加入稀硫酸中,当溶液pH=7时,cSO 42-＞cNH 4+B. 两种醋酸溶液的物质的量浓度分别为c 1和c 2,pH 分别为a 和a+1,则c 1=10c 2C. pH=11的NaOH 溶液与pH=3的醋酸溶液等体积混合,滴入石蕊溶液呈红色D. 向 mol/L 的氨水中加入少量硫酸铵固体,则溶液中)()(23O H NH c OH c ⋅-增大17. 现有常温时pH ＝1的某强酸溶液10mL,下列操作能使溶液的pH 变成2的是A ．加入10mL ·L －1的NaOH 溶液B ．加入10mL 的水进行稀释C ．加水稀释成100mLD ．加入10mL ·L －1的盐酸溶液 二、填空本题包括5个小题,共46分 19.6分1对于Ag 2Ss 2Ag +aq+ S 2-aq,其K sp =____________;2下列说法不正确的是__________;A. 用稀盐酸洗涤AgCl沉淀比用水洗涤损耗AgCl小；B. 物质的溶解度随温度的升高而增加,故物质的溶解都是吸热的；C. 对于AlOH3s AlOH3aq Al3+＋3OH-,前者为溶解平衡,后者为电离平衡；D. 除去溶液中的Mg2+,用OH-沉淀Mg2+比用CO32-效果好,说明MgOH2的溶解度比MgCO3大E. 沉淀反应中常加过量的沉淀剂,其目的是使沉淀完全;20.8分用实验确定某酸HA是弱电解质;两同学的方案是：甲：①称取一定量的HA配制L的溶液100mL；②用pH试纸测出该溶液的pH值,即可证明HA是弱电解质;乙：①用已知物质的量浓度的HA溶液、盐酸,分别配制pH＝1的两种酸溶液各100mL；②分别取这两种溶液各10mL,加水稀释为100mL；③各取相同体积的两种稀释液装入两个试管,同时加入纯度相同的锌粒,观察现象,即可证明HA是弱电解质;1在两个方案的第①步中,都要用到的定量仪器是__________;2甲方案中,说明HA是弱电解质的理由是测得溶液的pH___1选填＜、＞、= 乙方案中,说明HA是弱电解质的现象是_________多选扣分;a. 装盐酸溶液的试管放出H2的速率快;b. 装HA溶液的试管放出H2的速率快;c. 两个试管中产生H2的速率一样快;3请你再提出一个合理而比较容易进行的方案药品可任取,作简明扼要表述;____________________________________________________________; 22.10分1在粗制CuSO4·5H2O晶体中常含有杂质Fe2+;在提纯时为了除去Fe2+,常加入合适氧化剂,使Fe2+氧化为Fe3+,下列物质可采用的是________;A. KMnO4B. H2O2C. Cl2水D. HNO3然后再加入适当物质调整至溶液pH=4,使Fe3+转化为FeOH3,可以达到除去Fe3+而不损失CuSO4的目的,调整溶液pH可选用下列中的________;A. NaOHB. NH3·H2OC. CuOD. CuOH223.6分pH＝12的NaOH溶液100mL,要使它的pH为11;体积变化忽略不计1如果加入蒸馏水,应加_________mL；2如果加入pH＝10的NaOH溶液,应加_________mL；3如果加L HCl,应加_________mL;24．6分已知难溶于水的盐在水中存在溶解平衡,例如氯化银在水中的溶解平衡为：AgCls Ag+aq + Cl-aq在一定温度下,水溶液中银离子Ag+和氯离子Cl-的物质的量浓度的乘积为一常数,可用Ksp 表示：Ksp= Ag+·Cl- = 1．8 × 10-10 mol2·L-2现把氯化银足量分别放人：①100mL蒸馏水中；②100mL ·L-1的盐酸溶液中；③1000mL mol·L-l的氯化铝溶液中；④ mol·L-1的氯化镁溶液中;充分搅拌后,相同温度下,银离子浓度由大到小的顺序是用序号回答 ;在·L-l氯化铝溶液中,银离子的物质的量浓度最大可达到 mol·L-1;水溶液中的离子平衡单元检测参考答案1. C2. C3. A4. A5. B6. A7. D8. A9. A 10. B 11 .B 12. A 13.D 14. D 15. B 16. C 17. C 18. A19. 1cAg+2·cS2-2BD20.1100mL容量瓶 2＞ b 3配制NaA溶液,测其pH＞7即证明HA是弱电解质;21. 1若a＝7,则HA是强酸；若a＞7, 则HA是弱酸2否；cA-＝cNa+3弱cNa+＞cA-＞cOH-＞cH+410-510-5－10-910-922. 1B CD24 可行23. 1900 21000 324、①﹥②﹥④﹥③ 6×10-10。