《2022年高考化學(xué)二輪復(fù)習(xí) 上篇 專題突破方略 專題二 基本理論 第七講 水溶液中的離子平衡學(xué)案》由會員分享，可在線閱讀，更多相關(guān)《2022年高考化學(xué)二輪復(fù)習(xí) 上篇 專題突破方略 專題二 基本理論 第七講 水溶液中的離子平衡學(xué)案（18頁珍藏版）》請在裝配圖網(wǎng)上搜索。

1、2022年高考化學(xué)二輪復(fù)習(xí) 上篇 專題突破方略 專題二 基本理論 第七講 水溶液中的離子平衡學(xué)案 　xx高考導(dǎo)航——適用于全國卷Ⅰ 最新考綱 高頻考點 高考印證 命題趨勢 1.了解電解質(zhì)的概念。了解強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念。 2.了解電解質(zhì)在水溶液中的電離，以及電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性。 3.了解弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡。 4.了解水的電離、離子積常數(shù)。 5.了解溶液pH的定義。了解測定溶液pH的方法，能進行pH的簡單計算。 6.了解鹽類水解的原理、影響鹽類水解程度的主要因素、鹽類水解的應(yīng)用。 7.了解難溶電解質(zhì)的溶解平衡。了解溶度積的含義及其表達式，能進行相關(guān)的計算

2、。 8.以上各部分知識的綜合應(yīng)用。 溶液的酸堿性和pH xx·T13 xx·T26 xx·T8 xx·T13 1．弱電解質(zhì)的電離和溶液的酸堿性是歷年高考的熱點內(nèi)容，主要有(1)比較某些物質(zhì)導(dǎo)電性的強弱，(2)強弱電解質(zhì)的判斷與溶液中粒子濃度的比較，(3)外界條件對弱電解質(zhì)電離平衡的影響及電離平衡理論的應(yīng)用，(4)溶液酸堿性(或pH大小)的判斷，(5)有關(guān)溶液pH的計算。常見的題型主要是選擇題，有時也出現(xiàn)非選擇題。 2．利用化學(xué)平衡原理分析電解質(zhì)在溶液中的變化(電離平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡)，是歷年高考的考查熱點，考查方式多以選擇題形式呈現(xiàn)，有時也以非選擇題的形式與元素及其化

3、合物知識結(jié)合起來進行考查。 3．溶液中粒子濃度大小的比較在近三年高考中出題較少，但它屬于重要的考點。若出題，不僅考查粒子濃度的大小順序，而且還側(cè)重于對溶液中的各種守恒(電荷守恒、物料守恒、質(zhì)子守恒)關(guān)系的考查，從而使題目具有一定的綜合性、靈活性和技巧性。 溶液中粒子濃度大小的比較 xx·T8 電解質(zhì)溶液中的三大平衡 xx·T10 xx·T13 xx·T28 xx·T8 xx·T11 xx·T13 xx·T9 xx·T11 考點一　溶液的酸堿性和pH [學(xué)生用書P31] 1．一個基本不變 相同溫度下，不論是純水還是稀溶液

4、，水的離子積常數(shù)不變。應(yīng)用這一原則時需要注意兩個條件：水溶液必須是稀溶液；溫度必須相同。 2．兩種測量方法 溶液的pH可以用pH試紙測定，也可以用pH計(精確到0.01)測定。常用的pH試紙有廣范pH試紙[范圍是1～14(最常用)或0～10，可以識別的pH差值約為1]和精密pH試紙(可以判別0.2或0.3的pH差值)。 3．三個具體問題 (1)溶液中的c(H＋)和水電離出來的c(H＋)的區(qū)別 ①室溫下水電離出的c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1，若某溶液中水電離出的c(H＋)<1×10－7 mol·L－1，則可判斷該溶液呈酸性或堿性；若某溶液中水電離出的c(H＋)>1×10－7

5、 mol·L－1，則可判斷出該溶液中存在能水解的鹽，從而促進了水的電離。 ②室溫下，溶液中的c(H＋)>1×10－7 mol·L－1，說明該溶液是酸溶液或水解呈酸性的鹽溶液等；溶液中的c(H＋)<1×10－7 mol·L－1，說明該溶液是堿溶液或水解呈堿性的鹽溶液等。 (2)計算溶液pH的原則 (3)常溫下，強酸與強堿溶液pH之和分析 pH(酸)＋pH(堿) 　　　　弱電解質(zhì)的電離平衡 1．(性質(zhì)判斷類)(xx·高考全國卷Ⅰ，T13,6分)濃度均為 0.10 mol·L－1、體積均為V0的MOH和ROH溶液，分別加水稀釋至體積V，pH隨lg的變化如圖所示。下列敘

6、述錯誤的是(　　) A．MOH的堿性強于ROH的堿性 B．ROH的電離程度：b點大于a點 C．若兩溶液無限稀釋，則它們的c(OH－)相等 D．當(dāng)lg＝2時，若兩溶液同時升高溫度，則增大 [破題關(guān)鍵]　等濃度的兩種一元堿，強堿的pH大于弱堿的pH；加水稀釋，弱電解質(zhì)的電離程度增大；無限稀釋，溶液的pH接近于純水的pH。 解析：選D。由圖像分析濃度為0.10 mol·L－1的MOH溶液，在稀釋前pH為13，說明MOH完全電離，則MOH為強堿，而ROH的pH<13，說明ROH沒有完全電離，ROH為弱堿。A.MOH的堿性強于ROH的堿性，A正確。B.曲線的橫坐標lg越大，表示加水稀釋體

7、積越大，由曲線可以看出b點的稀釋程度大于a點，弱堿ROH存在電離平衡：ROH R＋＋OH－，溶液越稀，弱電解質(zhì)電離程度越大，故ROH的電離程度：b點大于a點，B正確。C.若兩溶液無限稀釋，則溶液的pH接近于7，故兩溶液的c(OH－)相等，C正確。D.當(dāng)lg＝2時，溶液V＝100V0，溶液稀釋100倍，由于MOH發(fā)生完全電離，升高溫度，c(M＋)不變；ROH存在電離平衡：ROH R＋＋OH－，升高溫度促進電離平衡向電離方向移動，c(R＋)增大，故減小，D錯誤。 [互動拓展] 如何判斷某種酸是強酸還是弱酸？ 答案：①在相同濃度、相同溫度下，與強酸做導(dǎo)電性對比實驗。 ②濃度與pH的關(guān)系。例如

8、：0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液，其pH>1，則可證明CH3COOH是弱酸。 ③測定對應(yīng)鹽的酸堿性。例如：CH3COONa溶液呈堿性，則證明CH3COOH是弱酸。 ④稀釋前后的pH與稀釋倍數(shù)的關(guān)系。例如：將pH＝2的酸溶液稀釋至原體積的1 000倍，若pH小于5，則證明該酸為弱酸；若pH為5，則證明該酸為強酸。 ⑤在相同濃度、相同溫度下，比較與金屬反應(yīng)的速率的快慢。例如：將鋅粒投入等濃度的鹽酸和醋酸溶液中，起始速率前者比后者快，則證明醋酸是弱酸。 　(xx·高考廣東卷)常溫下，0.2 mol·L－1的一元酸HA與等濃度的NaOH溶液等體積混合后，所得溶液中部分微粒組分及濃度

9、如圖所示，下列說法正確的是(　　) A．HA為強酸 B．該混合液pH＝7 C．該混合溶液中：c(A－)＋c(Y)＝c(Na＋) D．圖中X表示HA，Y表示OH－，Z表示H＋ 解析：選C。做圖像題首先要弄清楚橫、縱坐標軸所代表的意義，本題所給圖像的縱坐標為濃度，橫坐標為各組分，即本圖像給出的是各組分的濃度大小關(guān)系。其中，A－濃度最大，X、Y、Z濃度依次減小，由題意知，兩者反應(yīng)生成0.1 mol·L－1的NaA溶液。A.由于A－濃度小于0.1 mol·L－1，說明A－水解，即HA是弱酸，A錯誤。B.由于A－水解，水解后溶液呈堿性，B錯誤。C.根據(jù)物料守恒可知，c(A－)＋c(HA)＝

10、c(Na＋)，即c(A－)＋c(Y)＝c(Na＋)，C正確。D.混合液中粒子濃度大小關(guān)系：c(Na＋)>c(A－)>c(OH－)>c(HA)>c(H＋)，因此X表示OH－，Y表示HA，Z表示H＋，D錯誤。 2．已知NaHSO3溶液顯酸性，溶液中存在以下平衡： HSO＋H2O H2SO3＋OH－① HSOH＋＋SO② 向0.1 mol·L－1的NaHSO3溶液中分別加入以下物質(zhì)，下列有關(guān)說法正確的是(　　) A．加入少量金屬Na，平衡①左移，平衡②右移，溶液中c(HSO)增大 B．加入少量Na2SO3固體，則c(H＋)＋c(Na＋)＝c(HSO) ＋c(OH－)＋c(SO) C．加

11、入少量NaOH溶液，、的值均增大 D．加入氨水至中性，則2c(Na＋)＝c(SO)>c(H＋)＝c(OH－)　 解析：選C。根據(jù)加入物質(zhì)的性質(zhì)判斷平衡移動方向，進一步判斷各選項結(jié)論是否正確。A.加入金屬鈉后，鈉和水反應(yīng)生成氫氧化鈉，使平衡①左移，平衡②右移，移動的結(jié)果是c(SO)增大?？梢岳脴O端分析法判斷，如果金屬鈉適量，充分反應(yīng)后溶液中溶質(zhì)可以是亞硫酸鈉，此時c(HSO)很小，所以A項錯誤。B.依據(jù)電荷守恒判斷，c(SO)前面的化學(xué)計量數(shù)應(yīng)為2，即c(H＋)＋c(Na＋)＝c(HSO)＋c(OH－)＋2c(SO)，所以B項錯誤。C.加入氫氧化鈉溶液后，溶液酸性減弱，堿性增強，所以增大；

12、平衡①左移，平衡②右移，最終c(SO)增大，c(HSO)減小，所以增大。D.加入氨水至溶液呈中性，即c(H＋)＝c(OH－)。由電荷守恒知，其他離子存在如下關(guān)系：c(Na＋)＋c(NH)＝2c(SO)＋c(HSO)，所以D項錯誤。 　　　　溶液酸堿性與pH計算 1.25 ℃時，下列敘述正確的是(　　) A．某醋酸溶液的pH＝a，將此溶液稀釋1倍后，溶液的pH＝b，則a>b B．在滴有酚酞溶液的氨水里，加入NH4Cl至溶液恰好無色，則此時溶液的pH<7 C．1.0×10－3 mol·L－1鹽酸的pH＝3.0,1.0×10－8 mol·L－1鹽酸的pH＝8.0 D．將pH＝

13、2的某酸溶液和pH＝12的KOH溶液等體積混合，所得溶液的pH≤7 解析：選D。醋酸溶液稀釋后c(H＋)減小，pH增大，b>a，故A錯誤；酚酞的變色范圍是pH＝8.2～10.0(無色→紅色)，現(xiàn)在溶液恰好無色，pH不一定小于7，可能在7～8.2之間，故B錯誤；常溫下1.0×10－8 mol·L－1的鹽酸的pH不可能大于7，只能無限的接近7，故C錯誤；若某酸為強酸時，混合溶液的pH＝7，若某酸為弱酸時，混合溶液的pH<7，故D正確。 2．室溫時，M(OH)2(s) M2＋(aq)＋2OH－(aq)　Ksp＝a，c(M2＋)＝b mol·L－1時，溶液的pH等于(　　) A.lg()　　　　

14、　　　B.lg() C．14＋lg() D．14＋lg() 解析：選C。根據(jù)溶度積常數(shù)、pH與c(H＋)及c(OH－)的關(guān)系分析各選項。Ksp [M(OH)2]＝c(M2＋)·c2(OH－)＝a，c(M2＋)＝b mol·L－1，則有c(OH－)＝() mol·L－1，結(jié)合水的離子積常數(shù)可知，c(H＋)＝＝ mol·L－1＝10－14·() mol·L－1，那么pH＝14＋lg()。 3．pH＝2的兩種一元酸x和y，體積均為100 mL，稀釋過程中pH與溶液體積的關(guān)系如圖所示。分別滴加NaOH溶液(c＝0.1 mol·L－1)至pH＝7，消耗NaOH溶液的體積為Vx、Vy，則(　

15、　) A．x為弱酸，VxVy C．y為弱酸，VxVy 解析：選C。由圖知：將一元酸x和y分別稀釋10倍，pH的變化量ΔpHx＝1.0，ΔpHy<1.0，所以x為強酸，而y為弱酸。一元酸x和y的pH＝2時，弱酸y的濃度大，滴加NaOH溶液至pH＝7時所需NaOH溶液的體積大。 圖像法理解一強一弱的稀釋規(guī)律 (1)相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸 ①加水稀釋相同的倍數(shù)，醋酸的pH大。 ②加水稀釋到相同的pH，鹽酸加入的水多。 (2)相同體積、相同pH的鹽酸、醋酸

16、 ①加水稀釋相同的倍數(shù)，鹽酸的pH大。 ②加水稀釋到相同的pH，醋酸加入的水多。 考點二　溶液中粒子濃度大小的比較 [學(xué)生用書P32] 1．溶液中的三個守恒 (1)電荷守恒：電解質(zhì)溶液中所有陽離子所帶的正電荷總數(shù)與所有的陰離子所帶的負電荷總數(shù)相等，如NaHCO3溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋2c(CO)＋c(OH－)。 (2)物料守恒：電解質(zhì)溶液中由于電離或水解因素，離子會變成其他離子或分子等，但離子或分子中某種特定元素的原子總數(shù)是不會改變的，如NaHCO3溶液中n (Na)∶n(C)＝1∶1，推出c(Na＋)＝c(HCO)＋c

17、(CO)＋c(H2CO3)。 (3)質(zhì)子守恒：質(zhì)子守恒是指電解質(zhì)溶液中粒子電離出的氫離子(H＋)數(shù)等于粒子接受的氫離子(H＋)數(shù)與游離的氫離子(H＋)數(shù)的和，如Na2S水溶液中的質(zhì)子轉(zhuǎn)移可用圖表示如下。 由上圖可得Na2S水溶液中質(zhì)子守恒式可表示為c(H3O＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)或c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)。質(zhì)子守恒的關(guān)系式也可以由電荷守恒與物料守恒推導(dǎo)得到。 2．溶液中離子濃度大小的比較 (1)同一溶液中離子濃度大小的比較 ①單一溶液 ②混合溶液 (2)不同溶液中同一離子濃度大小的比較 要注意溶液中離子間的相互影響，如

18、CH3COONH4溶液中CH3COO－和NH的水解相互促進；NH4HSO4溶液中NH4HSO4電離出的H＋抑制NH的水解。故等物質(zhì)的量濃度的CH3COONH4、NH4HSO4和NH4Cl溶液中c(NH)的大小關(guān)系：NH4HSO4>NH4Cl>CH3COONH4。 　　　　溶液中粒子濃度關(guān)系判斷 1．(化學(xué)理論應(yīng)用類)(xx·高考安徽卷)室溫下，下列溶液中粒子濃度關(guān)系正確的是(　　) A．Na2S溶液：c(Na＋)>c(HS－)>c(OH－)>c(H2S) B．Na2C2O4溶液：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HC2O)＋2c(H2C2O4) C．Na2CO3溶液：c(

19、Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(OH－) D．CH3COONa和CaCl2混合溶液：c(Na＋)＋c(Ca2＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＋2c(Cl－) [破題關(guān)鍵]　溶液中的三大守恒關(guān)系有：電荷守恒、物料守恒及質(zhì)子守恒；鹽類水解是微弱過程，鹽電離出的離子濃度大于水解產(chǎn)物的離子濃度。 解析：選B。A.Na2S溶液中微粒關(guān)系為c(Na＋)>c(S2－)>c(OH－)>c(HS－)>c(H2S)，A錯誤。 B．Na2C2O4溶液中，由電荷守恒得：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(C2O)＋c(HC2O)＋c(OH－)① 由物料守恒得：c(Na＋)＝2c(C2O)

20、＋2c(HC2O)＋2c(H2C2O4)② 由①－②得：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HC2O)＋2c(H2C2O4)，B正確。 C．Na2CO3溶液中，由電荷守恒得：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(HCO)＋c(OH－)，C錯誤。 D．CH3COONa和CaCl2混合溶液中存在：c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)① 2c(Ca2＋)＝c(Cl－)② ①＋②得：c(Na＋)＋2c(Ca2＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＋c(Cl－)，D錯誤。 [互動拓展] (1)寫出NaHS溶液中的電離方程式和水解方程式。 (2)已知NaHS溶

21、液呈堿性，寫出該溶液中離子濃度的大小順序。 答案：(1)電離方程式：NaHS===Na＋＋HS－、HS－H＋＋S2－、H2O H＋＋OH－，水解方程式：HS－＋H2O H2S＋OH－。 (2)c(Na＋)>c(HS－)>c(OH－)>c(H＋)>c(S2－)。 　(xx·湖北武漢高三模擬)HA為酸性略強于醋酸的一元弱酸，則下列敘述正確的是(　　) A．0.1 mol·L－1 HA溶液中：c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－) B．0.1 mol·L－1 HA溶液與0.1 mol·L－1 NaOH溶液混合至溶液呈中性：c(Na＋)>c(A－) C．0.1 mol·L－1 NaA溶液中：

22、c(Na＋)>c(OH－)>c(A－)>c(H＋) D．0.1 mol·L－1 HA溶液中加入少量NaA固體，HA的電離常數(shù)減小 解析：選A。根據(jù)電荷守恒，0.1 mol·L－1 HA溶液中c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)，A正確；HA溶液與NaOH溶液混合，根據(jù)電荷守恒有c(H＋)＋c(Na＋)＝c(OH－)＋c(A－)，又因溶液呈中性，故c(H＋)＝c(OH－)，則c(Na＋)＝c(A－)，B錯誤；0.1 mol·L－1 NaA溶液中，由于A－部分水解使溶液呈堿性，則c(Na＋)>c(A－)>c(OH－)>c(H＋)，C錯誤；HA溶液中加入少量NaA固體，c(A－)增大，電離平衡逆

23、向移動，但電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，溫度不變，電離常數(shù)不變，D錯誤。 2．(xx·高考四川卷)常溫下，將等體積、等物質(zhì)的量濃度的NH4HCO3與NaCl溶液混合，析出部分NaHCO3晶體，過濾，所得濾液pH<7。下列關(guān)于濾液中的離子濃度關(guān)系不正確的是(　　) A.<1.0×10－7 mol/L B．c(Na＋)＝c(HCO)＋c(CO)＋c(H2CO3) C．c(H＋)＋c(NH)＝c(OH－)＋c(HCO)＋2c(CO) D．c(Cl－)>c(NH)>c(HCO)>c(CO) 解析：選C。濾液中溶質(zhì)的主要成分為NH4Cl和NaHCO3的混合物。A.濾液pH<7，則c(H＋)>1.0×

24、10－7 mol/L，常溫下Kw＝1.0×10－14，所以<1.0×10－7 mol/L，A項正確；B.由于開始加入等物質(zhì)的量的NH4HCO3與NaCl，根據(jù)物料守恒可知，B項正確；C.析出部分NaHCO3晶體后，在濾液中根據(jù)電荷守恒得c(H＋)＋c(NH)＋c(Na＋)＝c(OH－)＋c(HCO)＋2c(CO)＋c(Cl－)，C項錯誤；D.開始時NH4HCO3與NaCl等物質(zhì)的量，由于析出了一部分NaHCO3晶體，故c(Cl－)與c(NH)都大于c(HCO)和c(Na＋)，少量的NH、HCO發(fā)生水解，極少量的HCO發(fā)生電離，所以 c(Cl－)>c(NH)>c(HCO)>c(CO)，D項正確。

25、 　　　　反應(yīng)過程中粒子濃度關(guān)系判斷 1．(xx·高考山東卷)室溫下向10 mL 0.1 mol·L－1NaOH溶液中加入0.1 mol·L－1的一元酸HA，溶液pH的變化曲線如下所示。下列說法正確的是(　　) A．a(chǎn)點所示溶液中c(Na＋)>c(A－)>c(H＋)>c(HA) B．a(chǎn)、b兩點所示溶液中水的電離程度相同 C．pH＝7時，c(Na＋)＝c(A－)＋c(HA) D．b點所示溶液中c(A－)>c(HA) 解析：選D。A.a點所示溶液中NaOH和HA恰好反應(yīng)生成NaA，溶液的pH＝8.7，呈堿性，則HA為弱酸，A－水解，則溶液中的粒子濃度：c(Na＋)>c

26、(A－)> c(HA)>c(H＋)。B.b點時為NaA和HA的溶液，a點NaA發(fā)生水解反應(yīng)，促進了水的電離，b點HA抑制了水的電離，所以a點所示溶液中水的電離程度大于b點。C.pH＝7時，根據(jù)電荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)，c(H＋)＝c(OH－)，所以c(Na＋)＝c(A－)。D.b點酸過量，溶液呈酸性，HA的電離程度大于NaA的水解程度，故c(A－)>c(HA)。 2．(xx·高考安徽卷)25 ℃時，在10 mL濃度均為0.1 mol·L－1的NaOH和NH3·H2O混合溶液中滴加0.1 mol·L－1鹽酸，下列有關(guān)溶液中粒子濃度關(guān)系正確的是(　　) A

27、．未加鹽酸時：c(OH－)>c(Na＋)＝c(NH3·H2O) B．加入10 mL鹽酸時：c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－) C．加入鹽酸至溶液pH＝7時：c(Cl－)＝c(Na＋) D．加入20 mL鹽酸時：c(Cl－)＝c(NH)＋c(Na＋) 解析：選B。A.NH3·H2O是弱電解質(zhì)，能微弱電離，溶液中c(Na＋)＞c(NH3·H2O)。B.當(dāng)加入10 mL鹽酸時，恰好將NaOH中和完，溶液中c(Na＋)＝c(Cl－)，根據(jù)電荷守恒式c(Na＋)＋c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)可知c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－)。C.溶液pH＝7時，溶液中c(H＋)＝c

28、(OH－)，根據(jù)電荷守恒式可知c(Na＋)＋c(NH)＝c(Cl－)。D.加入20 mL鹽酸時，恰好將NaOH和NH3·H2O中和完，根據(jù)物料守恒有c(Na＋)＋c(NH)＋c(NH3·H2O)＝c(Cl－)。 　巧抓“四點”，突破粒子濃度關(guān)系判斷 (1)抓反應(yīng)“一半”點，判斷是什么溶質(zhì)的等量混合。 (2)抓“恰好反應(yīng)”點，生成什么溶質(zhì)，溶液呈什么性，是什么因素造成的。 (3)抓溶液“中性”點，生成什么溶質(zhì)，哪種反應(yīng)物過量或不足。 (4)抓反應(yīng)“過量”點，溶質(zhì)是什么，判斷誰多、誰少還是等量。 考點三　電解質(zhì)溶液中的三大平衡 [學(xué)生用

29、書P34] 1．電解質(zhì)溶液中的三大平衡的比較 電離平衡 水解平衡 沉淀溶解平衡 舉例 CH3COOH CH3COO－＋H＋ NH＋H2O NH3·H2O＋H＋ PbI2(s) Pb2＋(aq)＋2I－(aq) 平衡常數(shù)表達式 Ka＝ Kh＝ Ksp＝ c(Pb2＋)·c2(I－) 影響平衡常數(shù)的因素 內(nèi)因：弱電解質(zhì)的相對強弱 外因：溫度。溫度越高，電離程度越大，Ka越大 鹽的水解程度隨溫度的升高而增大，Kh隨溫度的升高而增大 內(nèi)因：難溶電解質(zhì)在水中的溶解能力 外因：Ksp與溫度有關(guān) 濃度對平衡的影響 電離平衡、水解平衡、

30、沉淀溶解平衡及化學(xué)平衡都為動態(tài)平衡，平衡的移動符合平衡移動原理(勒夏特列原理)，濃度對平衡常數(shù)無影響。 ①加水均能促進三大平衡正向移動； ②改變平衡體系中某微粒的濃度，能使平衡移動； ③三大平衡都不受壓強的影響 2.沉淀溶解平衡的應(yīng)用 沉淀的生成、溶解和轉(zhuǎn)化在生產(chǎn)、生活以及醫(yī)療中可用來進行污水處理、物質(zhì)提純、疾病的檢查和治療。解決這類問題時應(yīng)充分利用平衡移動的原理加以分析。 (1)沉淀的生成 ①條件：Qc>Ksp。 ②應(yīng)用：a.調(diào)節(jié)pH法：控制溶液的pH來分離物質(zhì)；b.沉淀劑法：分離離子。 (2)沉淀的溶解 ①條件：Qc

31、濁液中滴加鹽酸；b.鹽溶解法，如向Mg(OH)2懸濁液中滴加NH4Cl溶液；c.氧化還原法，如向CuS懸濁液中滴加濃硝酸；d.絡(luò)合法，如向AgOH懸濁液中滴加濃氨水。 (3)沉淀的轉(zhuǎn)化：溶解度或Ksp小的難(或微)溶電解質(zhì)可以向溶解度或Ksp更小的難溶電解質(zhì)轉(zhuǎn)化。對于陰、陽離子比相同的難溶電解質(zhì)才可應(yīng)用Ksp直接判斷。 3．影響沉淀溶解平衡的因素 (1)濃度：加水稀釋，平衡向溶解的方向移動，但Ksp不變。 (2)溫度：絕大多數(shù)難溶電解質(zhì)的溶解是吸熱過程，升高溫度，平衡向溶解的方向移動，Ksp增大。 (3)同離子效應(yīng)：在難、微溶電解質(zhì)達到沉淀溶解平衡的溶液中，加入與電解質(zhì)溶液中含有某種

32、相同離子的強電解質(zhì)時，相當(dāng)于增大了沉淀溶解平衡中產(chǎn)物的濃度，平衡左移，溶解度減小。 (4)其他：向平衡體系中加入可與體系中某些離子反應(yīng)生成更難溶、更難電離的物質(zhì)或氣體時，平衡向溶解的方向移動，但Ksp不變。 　　　　難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡 1．(沉淀溶解平衡計算類)(xx·高考全國卷Ⅰ，T11，6分)溴酸銀(AgBrO3)溶解度隨溫度變化曲線如圖所示，下列說法錯誤的是(　　) A．溴酸銀的溶解是放熱過程 B．溫度升高時溴酸銀溶解速度加快 C．60 ℃時溴酸銀的Ksp約等于6×10－4 D．若硝酸鉀中含有少量溴酸銀，可用重結(jié)晶方法提純 [破題關(guān)鍵]　溫度升高

33、，平衡右移的過程為吸熱過程；由質(zhì)量分數(shù)計算物質(zhì)的量濃度的計算公式為c＝。 解析：選A。A.由題圖可知，隨著溫度升高，溴酸銀的溶解度逐漸增大，因此AgBrO3的溶解是吸熱過程。B.由圖像曲線可知，溫度升高斜率增大，因此AgBrO3的溶解速度加快。C.由溶解度曲線可知，60 ℃時，AgBrO3的溶解度約為0.6 g，則其物質(zhì)的量濃度約為0.025 mol·L－1，AgBrO3的Ksp＝c(Ag＋)·c(BrO)＝0.025×0.025≈6×10－4。D.若KNO3中含有少量AgBrO3，可通過蒸發(fā)濃縮得到KNO3的飽和溶液，再冷卻結(jié)晶獲得KNO3晶體，而AgBrO3留在母液中。 [互動拓展]

34、 (1)相同溫度下，Ksp小的難溶電解質(zhì)的溶解度一定小于Ksp較大的難溶電解質(zhì)嗎？ (2)在沉淀的轉(zhuǎn)化關(guān)系中，化學(xué)式相似的難溶電解質(zhì)，Ksp較大的沉淀能夠轉(zhuǎn)化為Ksp較小的沉淀，那么Ksp較小的沉淀能否轉(zhuǎn)化為Ksp較大的沉淀？ 答案：(1)不一定，由于化學(xué)式不同，Ksp較小的難溶電解質(zhì)，其物質(zhì)的量濃度可能較大；此外，溶質(zhì)的摩爾質(zhì)量不同，若化學(xué)式相似，Ksp相差不大時，但摩爾質(zhì)量較大的溶質(zhì)所計算得的溶解度可能較大。 (2)可能轉(zhuǎn)化，關(guān)鍵看是否滿足Qc>Ksp。 　已知Ksp(AgCl)＝1.56×10－10，Ksp(AgBr)＝7.7×10－13，Ksp(Ag2CrO4)＝9.0×10－

35、12。某溶液中含有Cl－、Br－和CrO，濃度均為0.010 mol·L－1，向該溶液中逐滴加入0.010 mol·L－1的AgNO3溶液時，三種陰離子產(chǎn)生沉淀的先后順序為(　　) A．Cl－、Br－、CrO　　　 B．CrO、Br－、Cl－ C．Br－、Cl－、CrO D．Br－、CrO、Cl－ 解析：選C。利用沉淀溶解平衡原理，當(dāng)Qc>Ksp時，有沉淀析出。溶液中Cl－、Br－、CrO的濃度均為0.010 mol·L－1，向該溶液中逐滴加入0.010 mol·L－1的AgNO3溶液時，溶解度小的先滿足Qc>Ksp，有沉淀析出。比較Ksp，AgBr、AgCl同類型，溶解度：

36、AgBr mol·L－1。故溶解度順序為AgBr

37、等體積混合得到濁液a，過濾得到濾液b和白色沉淀c； ②向濾液b中滴加0.1 mol·L－1 KI溶液，出現(xiàn)渾濁； ③向沉淀c中滴加0.1 mol·L－1 KI溶液，沉淀變?yōu)辄S色。 下列分析不正確的是(　　) A．濁液a中存在沉淀溶解平衡：AgCl(s) Ag＋(aq)＋Cl－(aq) B．濾液b中不含有Ag＋ C．③中顏色變化說明AgCl轉(zhuǎn)化為AgI D．實驗可以證明AgI比AgCl更難溶 解析：選B。A.向二者恰好反應(yīng)后的濾液b中滴加0.1 mol·L－1 KI溶液出現(xiàn)碘化銀沉淀，則說明濁液a中存在沉淀溶解平衡，A正確。B.向濾液b中加入0.1 mol·L－1 KI 溶液，出

38、現(xiàn)渾濁，則說明b中含有Ag＋，B錯誤。C.③中顏色變化是沉淀發(fā)生了轉(zhuǎn)化，即AgCl轉(zhuǎn)化為AgI，C正確。D.因AgCl沉淀能轉(zhuǎn)化為AgI沉淀，所以Ksp(AgI)

39、＋)·c(OH－)不變 D.0.1 mol NaHSO4固體 反應(yīng)完全后，溶液pH減小，c(Na＋)不變 解析：選B。A.Na＋的物質(zhì)的量為0.1 mol，而SO的物質(zhì)的量為0.05 mol，混合溶液中Na＋與SO的濃度不可能相等。B.加入0.05 mol CaO后，會生成Ca(OH)2，Ca(OH)2與Na2CO3反應(yīng)生成CaCO3沉淀和NaOH，溶液中c(OH－)增大，CO水解產(chǎn)生的HCO減少，故溶液中增大。 C．加入H2O后，c(Na2CO3)減小，CO水解產(chǎn)生的c(OH－)減小，溶液中的OH－來源于水的電離，因水電離產(chǎn)生的c(OH－)＝c(H＋)，故由水電離出的c(H＋)·c(O

40、H－)減小。D.加入0.1 mol NaHSO4固體，溶液體積變化不大，但n(Na＋)變?yōu)樵瓉淼?倍，故c(Na＋)增大。 2．(xx·高考江蘇卷)室溫下，向下列溶液中通入相應(yīng)的氣體至溶液pH＝7(通入氣體對溶液體積的影響可忽略)，溶液中部分微粒的物質(zhì)的量濃度關(guān)系正確的是(　　) A．向0.10 mol·L－1 NH4HCO3溶液中通CO2：c(NH)＝c(HCO )＋c(CO) B．向0.10 mol·L－1 NaHSO3溶液中通NH3：c(Na＋)>c(NH )>c(SO) C．向0.10 mol·L－1 Na2SO3溶液中通SO2：c(Na＋)＝2[c(SO)＋c(HSO)＋c(

41、H2SO3)] D．向0.10 mol·L－1 CH3COONa溶液中通HCl：c(Na＋)＞c(CH3COOH)＝c(Cl－) 解析：選D。A選項，由電荷守恒知：c(NH)＋c(H＋)＝c(HCO)＋2c(CO)＋c(OH－)，當(dāng)c(H＋)＝c(OH－)時，上式變?yōu)閏(NH)＝c(HCO)＋2c(CO)，所以錯誤；B選項，由電荷守恒知c(NH)＋c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HSO)＋2c(SO)＋c(OH－)，由物料守恒知c(Na＋)＝c(HSO)＋c(SO)＋c(H2SO3)，兩者相減得c(NH)＋c(H＋)＝c(SO)－c(H2SO3) ＋c(OH－)，當(dāng)c(H＋)＝c(OH－)時

42、，上式變?yōu)閏(NH)＋c(H2SO3)＝c(SO)，因此c(NH)＜c(SO)，所以錯誤；C選項，由物料守恒知，在亞硫酸鈉溶液中即存在該守恒式，當(dāng)通入二氧化硫后，硫原子個數(shù)增多，因此原等式肯定不成立，所以錯誤；D選項，由電荷守恒知：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)＋c(Cl－)，由物料守恒知，c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)，兩式相減得c(H＋)＋c(CH3COOH)＝c(OH－)＋c(Cl－)，當(dāng)c(H＋)＝c(OH－)時，上式變?yōu)閏(CH3COOH)＝c(Cl－)，而溶液中的c(Na＋)＞c(CH3COOH)，因此c(Na＋)＞c(CH3

43、COOH)＝c(Cl－)，所以正確。 正確找到鹽的對應(yīng)酸來判斷水解程度大小 在比較不同的鹽的水解程度大小時，往往需要根據(jù)它們的對應(yīng)酸的酸性強弱來判斷，迅速準確地判斷它們的對應(yīng)酸非常重要。技巧就是，取鹽的酸根離子，加上1個H＋即可。例如：NaHCO3的酸根為HCO，則H2CO3就是NaHCO3的對應(yīng)酸；Na2CO3的酸根為CO，則HCO就是Na2CO3的對應(yīng)酸。 根據(jù)H2CO3的電離： H2CO3 HCO＋H＋　K1 HCO CO＋H＋　K2 K1>K2，說明酸性H2CO3>HCO，則水解程度Na2CO3>NaHCO3。 電解質(zhì)溶液問題的常

44、見易錯點 1．誤認為強電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性一定強于弱電解質(zhì)溶液。其實不一定，因為溶液的導(dǎo)電性強弱取決于溶液中離子的濃度及離子所帶電荷數(shù)的多少，與電解質(zhì)的強弱無必然關(guān)系，只有當(dāng)強弱電解質(zhì)等濃度時，強電解質(zhì)溶液離子濃度大，導(dǎo)電性才強于弱電解質(zhì)溶液。 2．誤認為某化合物的水溶液能導(dǎo)電，則這種化合物一定是電解質(zhì)。其實不一定，如NH3、CO2的水溶液可以導(dǎo)電是因為NH3、CO2與水反應(yīng)生成了NH3·H2O、H2CO3，NH3·H2O、H2CO3發(fā)生電離而導(dǎo)電，故NH3、CO2是非電解質(zhì)。 3．誤認為當(dāng)對酸、堿溶液稀釋時，所有離子的濃度都減小。其實不一定，如對于電離平衡CH3COOH CH3COO－＋

45、H＋，當(dāng)加水稀釋時，由于Kw是定值，故c(H＋)減小，c(OH－)增大；而堿溶液稀釋時，c(OH－)減小，c(H＋)增大。 4．誤認為當(dāng)用pH試紙測定溶液的pH時，若事先把試紙進行了潤濕，測定結(jié)果一定有誤差。其實不一定，這要看原溶液的酸堿性：①原溶液為酸性，則pH偏大；②原溶液為堿性，則pH偏?。虎墼芤簽橹行?，則pH不變。 5．誤認為酸堿恰好中和時溶液一定顯中性。其實不一定，如強酸和弱堿恰好中和時溶液顯酸性，強堿和弱酸恰好中和時溶液顯堿性，強酸和強堿恰好中和時溶液顯中性。 6．誤認為弱酸強堿鹽都因水解而顯堿性。其實不一定，如NaHSO3因為酸式酸根的電離能力大于水解能力，其溶液顯酸性。

46、 7．由于加熱可促進鹽類水解，錯誤地認為可水解的鹽溶液在蒸干后都得不到原溶質(zhì)。其實不一定，對于那些水解程度不是很大，水解產(chǎn)物離不開平衡體系的情況[如Al2(SO4)3、Na2CO3]來說，溶液蒸干仍得原溶質(zhì)。 8．誤認為Ksp小的難溶物不可以轉(zhuǎn)化為Ksp大的難溶物。其實不一定，如將BaSO4置于飽和Na2CO3溶液中就可以轉(zhuǎn)化為BaCO3。這是因為沉淀的生成與溶解主要取決于一定溫度下Qc和Ksp的大小關(guān)系，只要滿足Qc>Ksp，則就向著生成該沉淀的方向進行。 1．(xx·高考廣東卷)一定溫度下，水溶液中H＋和OH－的濃度變化曲線如圖。下列說法正確的是(　　) A．升高溫度，

47、可能引起由c向b的變化 B．該溫度下，水的離子積常數(shù)為1.0×10－13 C．該溫度下，加入FeCl3可能引起由b向a的變化 D．該溫度下，稀釋溶液可能引起由c向d的變化 解析：選C。A.c點溶液中c(OH－)＞c(H＋)，溶液呈堿性，升溫，溶液中c(OH－)不可能減小。B.由b點對應(yīng)c(H＋)與c(OH－)可知，Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－7×1.0×10－7＝1.0×10－14。C.FeCl3溶液水解顯酸性，溶液中c(H＋)增大，因一定溫度下水的離子積是常數(shù)，故溶液中c(OH－)減小，因此加入FeCl3溶液可能引起由b向a的變化。D.c點溶液呈堿性，稀釋時c(OH

48、－)減小，同時c(H＋)應(yīng)增大，故稀釋溶液時不可能引起由c向d的變化。 2．已知H2B在溶液中的電離方程式：H2B===H＋＋HB－，HB－H＋＋B2－。下列敘述一定正確的是(　　) A．Na2B溶液存在：c(Na＋)＝2c(HB－)＋2c(B2－)＋2c(H2B) B．NaHB溶液一定顯酸性 C．HB－的水解方程式：HB－＋H2O H2B＋OH－ D．NaHB溶液與稀鹽酸反應(yīng)的離子方程式是HB－＋H＋===H2B 解析：選B。該酸的第一步電離是完全電離，第二步電離是部分電離，所以NaHB不發(fā)生水解，僅發(fā)生電離，溶液呈酸性，而Na2B溶液僅發(fā)生一步水解，溶液中不存在H2B分子，A、

49、C項錯誤，B項正確。NaHB溶液與稀鹽酸不反應(yīng)，D項錯誤。 3．(xx·高考福建卷)下列關(guān)于0.10 mol·L－1 NaHCO3溶液的說法正確的是(　　) A．溶質(zhì)的電離方程式為NaHCO3===Na＋＋H＋＋CO B．25 ℃時，加水稀釋后，n(H＋)與n(OH－)的乘積變大 C.離子濃度關(guān)系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO)＋c(CO) D.溫度升高，c(HCO)增大 解析：選B。A.H2CO3為弱電解質(zhì)，HCO在水溶液中電離程度很小，書寫電離方程式時，不能拆開，正確寫法為NaHCO3===Na＋＋HCO。B.注意是H＋和OH－的物質(zhì)的量的乘積，而不是物質(zhì)

50、的量濃度的乘積。加水稀釋，n(H＋)、n(OH－)均增大。C.根據(jù)電荷守恒的規(guī)律，應(yīng)在c(CO)前面乘以2。D.溫度升高，HCO的電離程度、水解程度都增大，所以c(HCO)減小。 4．(xx·北京石景山一模)常溫下，將濃度均為0.1 mol/L的HA溶液和NaOH溶液等體積混合，混合溶液的pH＝9，下列說法正確的是(　　) A．該混合溶液中：c(A－)>c(Na＋)>c(OH－)>c(H＋) B．該混合溶液中：c(HA)＋c(A－)＝0.1 mol/L C．常溫下，0.1 mol/L HA溶液的pH＝1 D．0.1 mol/L HA溶液中：c(HA)>c(A－) 解析：選D。根據(jù)題

51、意可知HA與NaOH恰好完全反應(yīng)，溶液呈堿性，則HA為弱酸，在生成的NaA溶液中，A－水解，c(A－)1，C項錯誤；在0.1 mol/L HA溶液中HA只有極少部分電離，故c(HA)>c(A－)，D項正確。 5．(xx·河北衡水中學(xué)模擬)在T ℃時，鉻酸銀(Ag2CrO4)在水溶液中的沉淀溶解平衡曲線如圖所示。下列說法不正確的是(　　) A．T ℃時，Y點和Z點Ag2CrO4的Ksp相等 B．在飽和Ag2C

52、rO4溶液中加入K2CrO4不能使溶液由Y點變?yōu)閄點 C．T ℃時，Ag2CrO4的Ksp為1×10－8 D．圖中a的值為×10－4 解析：選C。Ksp只與溫度有關(guān)，故溫度不變，Y、Z兩點的Ksp相等，A項正確；在飽和Ag2CrO4溶液中加入K2CrO4，c(CrO)增大，c(Ag＋)減小，所得溶液仍為飽和Ag2CrO4溶液，點仍在曲線上，B項正確；T ℃時Ksp(Ag2CrO4)＝c2(Ag＋)·c(CrO)＝(1×10－3)2×1×10－5＝1×10－11，C項錯誤；a點的值為＝×10－4，D項正確。 6．(xx·山東實驗中學(xué)第四次診斷)常溫下，下列溶液的離子濃度關(guān)系式正確的是(　

53、　) A．pH＝4的氯化銨溶液中：c(H＋)＝c(NH3·H2O)＝1×10－4 mol·L－1 B．pH＝a的HCl溶液，稀釋10倍后，其pH＝b，則a＝b－1 C．pH＝2的HF溶液與pH＝12的NaOH溶液以體積比1∶1混合：c(Na＋)＝c(F－)>c(H＋)＝c(OH－) D．pH相同的①NaOH、②NaClO兩種溶液中水的電離程度：①<② 解析：選D。氯化銨溶液中的電荷守恒為c(H＋)＋c(NH)＝c(OH－)＋c(Cl－)，物料守恒為c(Cl－)＝c(NH)＋c(NH3·H2O)，二者結(jié)合可得：c(H＋)＝c(OH－)＋c(NH3·H2O)，故A項錯誤；當(dāng)a＝6時，pH

54、＝6的HCl溶液稀釋10倍后，其pH<7，不會等于7，故B項錯誤；pH＝2的HF溶液與pH＝12的NaOH溶液以體積比1∶1混合后，HF過量，溶液顯酸性，則c(H＋)>c(OH－)，故C項錯誤；氫氧化鈉抑制了水的電離，次氯酸鈉溶液中次氯酸根離子水解促進了水的電離，則水的電離程度：①<②，故D項正確。 7．(xx·河南鄭州質(zhì)檢)25 ℃時，用濃度為0.100 0 mol·L－1的NaOH溶液分別滴定20.00 mL濃度均為0.100 0 mol·L－1的三種酸HX、HY、HZ，滴定曲線如圖所示。下列說法正確的是(　　) A．在相同溫度下，同濃度的三種酸溶液的導(dǎo)電能力順序：HZ

55、 B．根據(jù)滴定曲線，可得Ka(HY)≈10－5 C．將上述HX、HY溶液等體積混合后，用NaOH溶液滴定至HX恰好完全反應(yīng)時：c(X－)>c(Y－)>c(OH－)>c(H＋) D．HY與HZ混合，達到平衡時：c(H＋)＝＋c(Z－)＋c(OH－) 解析：選B。A項，在相同溫度下，同濃度的三種酸溶液的酸性：HX

56、②NaHCO3、③HCl、④NH3·H2O。 (1)上述溶液中，可發(fā)生水解的是________(填序號，下同)。 (2)上述溶液中，既能與氫氧化鈉反應(yīng)，又能與硫酸反應(yīng)的溶液中離子濃度由大到小的順序為________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 (3)向④中加入少量氯化銨固體，此時c(NH)/c(OH－)的值________(填“增大”、“減小

57、”或“不變”)。 (4)若將③和④的溶液混合后溶液恰好呈中性，則混合前③的體積________④的體積(填“大于”、“小于”或“等于”)，此時溶液中離子濃度由大到小的順序是________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 (5)取10 mL溶液③，加水稀釋到500 mL，則此時溶液中由水電離出的c(H＋)＝________。 解析：(3)因④中存

58、在NH3·H2O NH＋OH－，加入NH4Cl后導(dǎo)致c(NH)增大，c(OH－)減小，故c(NH)/c(OH－)的值增大。(4)若鹽酸與氨水等體積混合，溶液恰好反應(yīng)完，溶液呈酸性，現(xiàn)在溶液呈中性，意味著酸的量不足，鹽酸體積小于氨水體積，由電荷守恒原理知此時c(NH)＝c(Cl－)，但比c(OH－)大。(5)稀釋后c(HCl)＝0.01 mol/L，則c(OH－)＝10－12 mol/L，故由水電離出的c(H＋)＝10－12 mol/L。 答案：(1)①② (2)c(Na＋)>c(HCO)>c(OH－)>c(H＋)>c(CO) (3)增大 (4)小于　c(NH)＝c(Cl－)>c(H＋)

59、＝c(OH－) (5)10－12 mol/L 9．(xx·山東青島一模)工廠中用稀硫酸浸泡某礦石后的溶液中，除了含有大量硫酸外，還含有少量NH、Fe3＋、AsO、Cl－。為除去雜質(zhì)離子，部分操作流程如下： 請回答問題： (1)用稀硫酸浸泡礦石后的溶液中，硫酸的濃度為4.9 g·L－1，則該溶液的pH約為________。 (2)NH在用稀硫酸浸泡某礦石后的溶液中以(NH4)2SO4和NH4Cl的形式存在。現(xiàn)有一份(NH4)2SO4溶液，一份NH4Cl溶液，(NH4)2SO4溶液中c(NH)恰好是NH4Cl溶液中c(NH)的2倍，則c[(NH4)2SO4]________c(NH4

60、Cl)(填“<”、“＝”或“>”)。 (3)隨著向廢液中投入生石灰(忽略溶液溫度的變化)，溶液中c(NH3·H2O)/c(OH－)的值________(填“增大”、“減小”或“不變”)。 (4)投入生石灰調(diào)節(jié)pH＝2～3時，大量沉淀的主要成分為CaSO4·2H2O[含有少量Fe(OH)3]，提純CaSO4·2H2O的主要操作步驟：向沉淀中加入過量________，充分反應(yīng)后，過濾、洗滌、________。 (5)25 ℃時，H3AsO4的電離常數(shù)為K1＝5.6×10－3，K2＝1.7×10－7，K3＝4.0×10－12。當(dāng)溶液pH調(diào)節(jié)到8～9時，沉淀的主要成分為Ca3(AsO4)2。

61、①pH調(diào)節(jié)到8左右Ca3(AsO4)2才開始沉淀的原因是 ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 ②Na3AsO4第一步水解的平衡常數(shù)數(shù)值為________。 ③已知：AsO＋2I－＋2H＋===AsO＋I2＋H2O，SO2＋I2＋2H2O===SO＋2I－＋4H＋。上述兩個反應(yīng)中還原性最強的微粒是________。 解析：(1)硫酸

62、的濃度為4.9 g·L－1，則其物質(zhì)的量濃度為0.05 mol·L－1，則溶液中c(H＋)＝0.1 mol·L－1，故溶液的pH＝1。(2)離子濃度越小，水解程度越大，題中(NH4)2SO4溶液中c(NH)恰好是NH4Cl溶液中c(NH)的2倍，所以c[(NH4)2SO4]

63、(HAsO)，Kw＝c(H＋)·c(OH－)，所以Kw＝Kh·K3，從而得水解平衡常數(shù)為2.5×10－3；③由所給兩個氧化還原反應(yīng)可知，還原性：SO2>I－>AsO。 答案：(1)1　(2)<　(3)減小　(4)稀硫酸　干燥 (5)①H3AsO4是弱酸，當(dāng)溶液pH調(diào)節(jié)到8左右，c(AsO)增大，Ca3(AsO4)2開始沉淀?、?.5×10－3　③SO2 10．(xx·江西南昌高三調(diào)研)25 ℃時，某些弱酸的電離平衡常數(shù)如下： 化學(xué)式 CH3COOH H2CO3 HClO 電離平衡 常數(shù) 1.8×10－5 K1＝4.3×10－7 K2＝5.6×10－11 3.0

64、×10－8 回答下列問題： (1)物質(zhì)的量濃度為0.1 mol·L－1的下列四種物質(zhì)： a．Na2CO3，b.NaClO，c.CH3COONa，d.NaHCO3， pH由大到小的順序是________________________________________________________________________(填編號)。 (2)常溫下0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀釋過程中，下列表達式的數(shù)據(jù)一定變小的是________。 A．c(H＋)　　　　　　　　B. C．c(H＋)·c(OH－) D. (3)體積為10 mL pH＝2的醋酸溶液與一元酸

65、HX溶液分別加水稀釋至1 000 mL，稀釋過程pH變化如圖。則HX的電離平衡常數(shù)________(填“大于”、“等于”或“小于”)醋酸的平衡常數(shù)，理由是________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 稀釋后，HX溶液中水電離出來的c(H＋)________(填“大于”、“等于”或“小于”)醋酸溶液中水電離出來的c(H＋)，理由是_________

66、_______________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 (4)25 ℃時，CH3COOH與CH3COONa的混合溶液，若測得混合液pH＝6，則溶液中c(CH3COO－)－c(Na＋)＝__________________(填準確數(shù)值)。 解析：(1)觀察電離平衡常數(shù)可知酸性為CH3COOH>H2CO3>HClO>HCO，而這些酸失去氫離子后水解能力卻正好相反，所以得出pH大小順序為a>b>d>c。(2)醋酸是弱電解質(zhì)，稀釋后電離程度增大，但CH3COOH、CH3COO－、H＋濃度都是減小的，OH－濃度是增大的，且CH3COOH濃度減少最多，因此A項正確。(3)稀釋相同倍數(shù)，HX溶液的pH變化比CH3COOH溶液的大，說明HX的酸性強，則其電離平衡常數(shù)大；HX酸性強于CH3COOH，稀釋后HX溶液中的c(H＋)小于CH3COOH溶液中的c(H＋)，所以對水的電離