《2019高考化學(xué)二輪選擇題增分策略 第一篇 命題區(qū)間七 水溶液中的離子平衡學(xué)案.doc》由會員分享，可在線閱讀，更多相關(guān)《2019高考化學(xué)二輪選擇題增分策略 第一篇 命題區(qū)間七 水溶液中的離子平衡學(xué)案.doc（39頁珍藏版）》請在裝配圖網(wǎng)上搜索。

命題區(qū)間七　水溶液中的離子平衡 角度一　水溶液中的離子平衡 1．判斷溶液的酸堿性 (1)根本方法：溶液的酸堿性由c(H＋)、c(OH－)相對大小而定，與溶液的濃度、溫度無關(guān)。 若c(H＋)＝c(OH－)，則呈中性，c(H＋)＞c(OH－)呈酸性，反之呈堿性。 (2)?？见}溶液的酸堿性 ①正鹽：誰弱誰水解，誰強顯誰性。 如：CH3COONa顯堿性；NH4Cl顯酸性。 CH3COONH4溶液，CH3COO－和NH水解程度幾乎相同，溶液顯中性。 ②酸式鹽(含有弱酸根)： 看弱酸酸式酸根電離程度和水解程度的相對大小，若電離程度大于水解程度，則顯酸性，反之顯堿性。 如：NaHCO3，NaHS顯堿性；NaHSO3顯酸性，NH4HCO3顯堿性。 (3)弱酸(或弱堿)及其鹽(1∶1)混合溶液 比較弱酸(或弱堿)電離常數(shù)Ka(或Kb)與對應(yīng)鹽的弱酸根(或陽離子)水解常數(shù)Kh的相對大小，若Ka＞Kh則顯酸性，反之顯堿性(若Kb＞Kh則顯堿性，反之顯酸性)。 如：1∶1的CH3COOH和CH3COONa混合溶液顯酸性； 1∶1的NH3H2O和NH4Cl的混合溶液顯堿性； 1∶1的HCN和NaCN的混合溶液顯堿性。 2．水溶液中離子平衡影響因素 (1)常考影響水電離程度大小的因素 (2)弱電解質(zhì)平衡移動的“三個”不一定 ①稀醋酸加水稀釋時,溶液中不一定所有的離子濃度都減小。因為溫度不變,Kw＝c(H＋)c(OH－)是定值，稀醋酸加水稀釋時，溶液中的c(H＋)減小，故c(OH－)增大。 ②電離平衡右移，電解質(zhì)分子的濃度不一定減小，離子的濃度不一定增大，電離程度也不一定增大。 ③對于濃的弱電解質(zhì)溶液加H2O稀釋的過程，弱電解質(zhì)的電離程度逐漸增大，但離子濃度不一定減小，可能先增大后減小。 (3)“水解平衡”常見的認識誤區(qū) ①誤認為水解平衡向正向移動，離子的水解程度一定增大。如向FeCl3溶液中加入少量FeCl3固體，平衡向水解方向移動，但Fe3＋的水解程度減小。 ②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、NaAlO2、Na2CO3]來說，溶液蒸干后仍得原溶質(zhì)。 ③極端化認為水解相互促進即能水解徹底。如CH3COONH4溶液中盡管CH3COO－、NH水解相互促進，但仍然能大量共存，常見水解促進比較徹底而不能大量共存的離子有Al3＋與AlO、CO(或HCO)、S2－(或HS－)、SO(或HSO)等。 3．明確“三個”守恒原理 (1)電荷守恒：電解質(zhì)溶液中陰離子所帶電荷總數(shù)等于陽離子所帶電荷總數(shù)，根據(jù)電荷守恒可準確、快速地解決電解質(zhì)溶液中許多復(fù)雜的離子濃度問題。 如(NH4)2CO3與NH4HCO3的混合溶液中一定有： c(NH)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(HCO)＋c(OH－)。 (2)物料守恒：物質(zhì)發(fā)生變化前后，有關(guān)元素的存在形式不同，但元素的種類和原子數(shù)目在變化前后保持不變，根據(jù)物料守恒可準確、快速地解決電解質(zhì)溶液中復(fù)雜離子、分子物質(zhì)的量濃度或物質(zhì)的量的關(guān)系。 如：①0.1 molL－1 NaHCO3溶液中一定有c(Na＋)＝c(HCO)＋c(CO)＋c(H2CO3)＝0.1 molL－1。 ②0.1 molL－1 CH3COOH與0.1 molL－1 CH3COONa等體積混合一定有：c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＝2c(Na＋)＝0.1 molL－1。 (3)質(zhì)子守恒：在電離或水解過程中，會發(fā)生質(zhì)子(H＋)轉(zhuǎn)移，但質(zhì)子轉(zhuǎn)移過程中其數(shù)量保持不變。 將混合溶液中的電荷守恒式和物料守恒式相聯(lián)立，通過代數(shù)運算消去其中未參與平衡移動的離子，即可推出溶液中的質(zhì)子守恒式。 題組一　電解質(zhì)溶液中的平衡移動 1．(2018北京，11)測定0.1 molL－1Na2SO3溶液先升溫再降溫過程中的pH，數(shù)據(jù)如下。 時刻 ① ② ③ ④ 溫度/℃ 25 30 40 25 pH 9.66 9.52 9.37 9.25 實驗過程中，?、佗軙r刻的溶液，加入鹽酸酸化的BaCl2溶液做對比實驗，④產(chǎn)生白色沉淀多。 下列說法不正確的是(　　) A．Na2SO3溶液中存在水解平衡：SO＋H2OHSO＋OH－ B．④的pH與①不同，是由SO濃度減小造成的 C．①→③的過程中，溫度和濃度對水解平衡移動方向的影響一致 D．①與④的Kw值相等 答案　C 解析　①→③的過程中，pH變小，說明SO水解產(chǎn)生的c(OH－)減?。簧邷囟?，SO的水解平衡正向移動，溶液中SO水解產(chǎn)生的c(OH－)增大，pH應(yīng)增大，而實際上溶液的pH減小，其主要原因是實驗過程中部分SO被空氣中的O2氧化生成SO，溶液中c(SO)減小，水解平衡逆向移動，則溶液中c(OH－)減小，pH減?。虎佟鄣倪^程中，溫度升高，SO的水解平衡正向移動，而c(SO)減小，水解平衡逆向移動，二者對水解平衡移動方向的影響不一致，C錯；Na2SO3是強堿弱酸鹽，在水溶液中發(fā)生水解，存在水解平衡：SO＋H2OHSO＋OH－，A對；實驗過程中，取①④時刻的溶液，加入鹽酸酸化的BaCl2溶液做對比實驗，④產(chǎn)生白色沉淀多，說明④中的SO數(shù)目大于①中的，④中的SO數(shù)目小于①中的，所以④中OH－數(shù)目小于①中的，pH不同，B對；Kw只與溫度有關(guān)，D對。 2．人體血液里存在重要的酸堿平衡： CO2＋H2OH2CO3HCO，使人體血液pH保持在7.35～7.45，否則就會發(fā)生酸中毒或堿中毒。其pH隨c(HCO)∶c(H2CO3)變化關(guān)系如下表： c(HCO)∶c(H2CO3) 1.0 17.8 20.0 22.4 pH 6.10 7.35 7.40 7.45 下列說法不正確的是(　　) A．正常人體血液中，HCO的水解程度大于電離程度 B．人體血液酸中毒時，可注射NaHCO3溶液緩解 C．pH＝7.00的血液中，c(H2CO3)＜c(HCO) D．pH＝7.40的血液中，HCO的水解程度一定大于H2CO3的電離程度 答案　D 解析　A項，人體血液pH小于7.35時碳酸會轉(zhuǎn)化成碳酸氫根，使酸性降低，當(dāng)人體血液pH大于7.45時，碳酸氫根會轉(zhuǎn)化成碳酸增大酸度，所以正常人體血液中，HCO的水解程度大于電離程度，正確；B項，人體血液酸中毒時，只要增加碳酸氫根即可緩解，所以可注射NaHCO3溶液緩解酸中毒，正確；C項，從pH隨c(HCO)∶c(H2CO3)變化關(guān)系表知，pH＝7.00的血液中，c(H2CO3)＜c(HCO)，正確；D項，pH＝7.40的血液中，c(HCO)∶c(H2CO3)＝20.0，只能說明血液中的HCO遠大于H2CO3但并不能說明HCO的水解程度一定大于H2CO3的電離程度，錯誤。 3．下列敘述正確的是(　　) A．常溫下，將pH＝3的醋酸溶液稀釋到原體積的10倍，稀釋后溶液的pH＝4 B．25 ℃時Ksp(AgCl)＝1.810－10，向AgCl沉淀的溶解平衡體系中加入NaCl固體，AgCl的溶解度增大 C．濃度均為0.1 molL－1的下列溶液，pH由大到小的排列順序為NaOH＞Na2CO3＞(NH4)2SO4＞NaHSO4 D．為確定二元酸H2A是強酸還是弱酸，可測NaHA溶液的pH，若pH＞7，則H2A是弱酸；若pH＜7，則H2A是強酸 答案　C 解析　A項，醋酸稀釋3＜pH＜4，錯誤；B項，增大Cl－濃度，AgCl的溶解平衡左移，溶解度變小，錯誤；C項，依據(jù)水解的微弱思想可判斷同濃度的溶液，堿性：NaOH＞Na2CO3，酸性：NaHSO4＞(NH4)2SO4，正確；D項，若H2A是弱酸，NaHA中可能存在兩種趨勢,HA－H＋＋A－和HA－＋H2OH2A＋OH－，若HA－電離程度大于水解程度，則溶液pH＜7，錯誤。 題組二　溶液中的粒子濃度關(guān)系 4．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(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－) 答案　B 解析　在Na2S溶液中存在：H2OOH－＋H＋以及S2－＋H2OHS－＋OH－、HS－＋H2OH2S＋OH－,溶液中粒子濃度關(guān)系為c(Na＋)＞c(S2－)＞c(OH－)＞c(HS－)＞c(H2S)＞c(H＋),A錯誤；利用質(zhì)子守恒知，Na2C2O4溶液中存在：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HC2O)＋2c(H2C2O4)，B正確；利用電荷守恒知，Na2CO3溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(HCO)＋c(OH－)，C錯誤；利用物料守恒可知，CH3COONa和CaCl2的混合液中c(Na＋)＋c(Ca2＋)＝c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＋c(Cl－)，D錯誤。 5．室溫下，將一元酸HA的溶液和KOH溶液等體積混合(忽略體積變化)，實驗數(shù)據(jù)如下表： 實驗編號 起始濃度/molL－1 反應(yīng)后溶液的pH c(HA) c(KOH) ① 0.1 0.1 9 ② x 0.2 7 下列判斷不正確的是(　　) A．實驗①反應(yīng)后的溶液中：c(K＋)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H＋) B．實驗①反應(yīng)后的溶液中：c(OH－)＝c(K＋)－c(A－)＝ molL－1 C．實驗②反應(yīng)后的溶液中：c(A－)＋c(HA)＞0.1 molL－1 D．實驗②反應(yīng)后的溶液中：c(K＋)＝c(A－)＞c(OH－)＝c(H＋) 答案　B 解析　KA為強堿弱酸鹽，溶液呈堿性，A－會發(fā)生水解，故A項正確；根據(jù)溶液中的電荷守恒，即c(K＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)，則c(OH－)＝c(K＋)＋c(H＋)－c(A－)，故B項錯誤；要使等體積的HA弱酸溶液和KOH強堿溶液混合后呈中性，則酸的濃度應(yīng)大于堿的，故C項正確；中性溶液中水的電離較微弱，所以有c(K＋)＝c(A－)＞c(OH－)＝c(H＋)，故D項正確。 6．(2018江蘇，4)室溫下，下列各組離子在指定溶液中能大量共存的是(　　) A．0.1 molL－1 KI溶液：Na＋、K＋、ClO－、OH－ B．0.1 molL－1 Fe2(SO4)3溶液：Cu2＋、NH、NO、SO C．0.1 molL－1 HCl溶液：Ba2＋、K＋、CH3COO－、NO D．0.1 molL－1 NaOH溶液：Mg2＋、Na＋、SO、HCO 答案　B 解析　B項，各離子可以大量共存；A項，ClO－有氧化性，能將I－氧化為I2，不能大量共存；C項，CH3COOH為弱電解質(zhì)，CH3COO－與H＋不能大量共存；D項，OH－與Mg2＋、HCO均不能大量共存。 解答離子濃度判斷題的一般思路 (1)等式關(guān)系：依據(jù)三個守恒(電荷守恒、物料守恒、質(zhì)子守恒) ①電荷守恒式的特點：一邊全為陰離子，另一邊全為陽離子。 ②物料守恒式的特點：式子有弱電解質(zhì)對應(yīng)的分子和離子，一般一邊含一種元素，另一邊含另一種元素的離子和分子。 ③質(zhì)子守恒的特點：一邊某微粒能電離H＋，另一邊微粒能結(jié)合H＋。 (2)不等式關(guān)系 ①單一溶液：酸或堿溶液考慮電離，鹽溶液考慮水解。 ②混合溶液：不反應(yīng)(考慮電離和水解)；恰好反應(yīng)看生成的是酸或堿(考慮電離)，生成鹽溶液(考慮水解)；過量(根據(jù)過量程度考慮電離和水解)。 角度二　巧用三大平衡常數(shù) 1．溶液中的“三大平衡常數(shù)” 符號 平衡關(guān)系式(實例) 及平衡常數(shù)表達式 弱電解質(zhì)電離平衡常數(shù) Ka或Kb HFH＋＋F－ Ka＝ 鹽的水解平衡常數(shù) Kh CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－ Kh＝ 沉淀溶解平衡常數(shù) Ksp Mg(OH)2(s)Mg2＋(aq)＋2OH－(aq) Ksp[Mg(OH)2]＝c(Mg2＋)c2(OH－) 2.相關(guān)規(guī)律 (1)Qc與K的關(guān)系 二者表達式相同，若Qc＜K，平衡正向移動；若Qc＝K，平衡不移動，若Qc＞K，平衡逆向移動。 (2)平衡常數(shù)都只與溫度有關(guān)，溫度不變，平衡常數(shù)不變。升高溫度，Ka、Kb、Kw、Kh均增大。 (3)Ka、Kh、Kw三者的關(guān)系式為Kh＝；Kb、Kh、Kw三者的關(guān)系式為Kh＝。 題組一　利用平衡常數(shù)判斷酸、堿的強弱及反應(yīng)方向 1．硼酸(H3BO3)溶液中存在如下反應(yīng)： H3BO3(aq)＋H2O(l)[B(OH)4]－(aq)＋H＋(aq)。 化學(xué)式 電離常數(shù)(298 K) 硼酸 K＝5.710－10 碳酸 K1＝4.410－7 K2＝4.710－11 醋酸 K＝1.7510－5 下列說法正確的是(　　) A．將一滴碳酸鈉溶液滴入硼酸溶液中一定能觀察到有氣泡產(chǎn)生 B．將一滴醋酸溶液滴入碳酸鈉溶液中一定能觀察到有氣泡產(chǎn)生 C．等物質(zhì)的量濃度的碳酸溶液和硼酸溶液比較，pH：前者＞后者 D．等物質(zhì)的量濃度的碳酸溶液和醋酸溶液比較，pH：前者＞后者 答案　D 解析　由電離常數(shù)可知酸性：CH3COOH＞H2CO3＞H3BO3＞HCO。A項中應(yīng)生成HCO；B項中CH3COOH少量，也只生成HCO；C項中碳酸溶液pH小；D項中CH3COOH比H2CO3易電離，故醋酸溶液pH小。 2．已知下表為25 ℃時某些弱酸的電離平衡常數(shù)。如圖表所示常溫時，稀釋CH3COOH、HClO兩種酸的稀溶液時，溶液pH隨加水量的變化。依據(jù)所給信息，下列說法正確的是(　　) CH3COOH HClO H2CO3 Ka＝1.810－5 Ka＝3.010－8 Ka1＝4.410－7 Ka2＝4.710－11 A.相同濃度的CH3COONa和NaClO的混合溶液中，各離子濃度的大小關(guān)系是：c(Na＋)＞c(ClO－)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋) B．向NaClO溶液中通入少量二氧化碳的離子方程式為2ClO－＋CO2＋H2O===2HClO＋CO C．a(chǎn)、b、c三點所示溶液中水的電離程度c＞a＞b D．圖像中，Ⅰ表示CH3COOH，Ⅱ表示HClO，且溶液導(dǎo)電性：c＞b＞a 答案　C 解析　醋酸的酸性強于次氯酸，所以相同濃度的CH3COONa和NaClO混合溶液中，水解程度CH3COO－＜ClO－,溶液中離子濃度的大小關(guān)系是c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(ClO－)＞c(OH－)＞c(H＋)，A項錯誤；由表格中的電離平衡常數(shù)可知，酸性H2CO3＞HClO＞HCO，所以向NaClO溶液中通入少量的二氧化碳的離子方程式為ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCO，B項錯誤；a、b、c三點表示溶液中H＋濃度的大小關(guān)系是b＞a＞c，H＋的濃度越大，水的電離程度越小，所以水的電離程度c＞a＞b，C項正確；醋酸的酸性比次氯酸強，加入同體積的水時，醋酸的pH變化大于次氯酸，因此Ⅰ表示CH3COOH，Ⅱ表示HClO，因溶液的導(dǎo)電性與溶液中的離子濃度有關(guān)，離子濃度越大,導(dǎo)電性越強，所以溶液導(dǎo)電性b＞a＞c，D項錯誤。 3．(2017長郡中學(xué)模擬)已知：Ksp(CuS)＝6.010－36，Ksp(ZnS)＝3.010－25，Ksp(PbS)＝9.010－29。在自然界中，閃鋅礦(ZnS)和方鉛礦(PbS)遇硫酸銅溶液能轉(zhuǎn)化成銅藍(CuS)。下列有關(guān)說法不正確的是(　　) A．硫化鋅轉(zhuǎn)化成銅藍的離子方程式為ZnS(s)＋Cu2＋(aq)===Zn2＋(aq)＋CuS(s) B．在白色硫化鋅濁液中滴加硝酸鉛溶液，不會生成黑色沉淀(PbS) C．在水中的溶解度：S(ZnS)＞S(PbS)＞S(CuS) D．若溶液中c(Cu2＋)＝110－10 molL－1，則S2－已完全轉(zhuǎn)化成CuS 答案　B 解析　由Ksp(CuS)＝6.010－36，Ksp(ZnS)＝3.010－25，知CuS的溶解度小于ZnS，硫化鋅可以轉(zhuǎn)化為硫化銅，ZnS(s)＋Cu2＋(aq)===Zn2＋(aq)＋CuS(s)，故A正確；ZnS的溶解度大于PbS，在白色硫化鋅濁液中滴加硝酸鉛溶液，可以生成黑色沉淀(PbS)，故B錯誤；由已知可知在水中的溶解度：S(ZnS)＞S(PbS)＞S(CuS)，故C正確；Ksp(CuS)＝6.010－36，若溶液中c(Cu2＋)＝110－10 molL－1，則c(S2－)＝＝6.010－26 molL－1＜110－5 molL－1，S2－已完全轉(zhuǎn)化成CuS，故D正確。 題組二　利用平衡常數(shù)判斷微粒濃度的關(guān)系 4．(2016全國卷Ⅲ，13)下列有關(guān)電解質(zhì)溶液的說法正確的是(　　) A．向0.1 molL－1 CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中減小 B．將CH3COONa溶液從20 ℃升溫至30 ℃，溶液中增大 C．向鹽酸中加入氨水至中性，溶液中>1 D．向AgCl、AgBr的飽和溶液中加入少量AgNO3，溶液中不變 答案　D 解析　A項，＝，加水稀釋，c(CH3COO－)減小，Ka不變，所以比值增大，錯誤；B項，＝(Kh為水解常數(shù))，溫度升高，水解常數(shù)Kh增大,比值減小,錯誤；C項，向鹽酸中加入氨水至中性，根據(jù)電荷守恒：c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，此時c(H＋)＝c(OH－)，故c(NH)＝c(Cl－)，所以＝1，錯誤；D項，在飽和溶液中＝，溫度不變，溶度積Ksp不變，則溶液中不變，正確。 5．(2016海南，5)向含有MgCO3固體的溶液中滴加少許濃鹽酸(忽略體積變化)，下列數(shù)值變小的是(　　) A．c(CO) B．c(Mg2＋) C．c(H＋) D．Ksp(MgCO3) 答案　A 解析　含有MgCO3固體的溶液中存在溶解平衡：MgCO3(s)Mg2＋(aq)＋CO(aq)，加入少量濃鹽酸可與CO反應(yīng)促使溶解平衡正向移動，故溶液中c(Mg2＋)及c(H＋)增大，c(CO)減小，Ksp(MgCO3)只與溫度有關(guān)，不變。 6．CO2溶于水生成碳酸。已知下列數(shù)據(jù)： 弱電解質(zhì) H2CO3 NH3H2O 電離常數(shù)(25 ℃) Ka1＝4.3010－7 Ka2＝5.6110－11 Kb＝1.7710－5 現(xiàn)有常溫下1 molL－1的(NH4)2CO3溶液，下列說法正確的是(　　) A．由數(shù)據(jù)可判斷該溶液呈酸性 B．c(NH)＞c(HCO)＞c(CO)＞c(NH3H2O) C．c(NH)＋c(NH3H2O)＝2c(CO)＋2c(HCO)＋2c(H2CO3) D．c(NH)＋c(H＋)＝c(HCO)＋c(OH－)＋c(CO) 答案　C 解析　根據(jù)表中數(shù)據(jù)知NH的水解平衡常數(shù)Kh＝，CO第一步水解的平衡常數(shù)Kh＝，知CO的水解程度大于NH的水解程度，常溫下1 molL－1的(NH4)2CO3溶液呈堿性，A項錯誤；鹽類的水解是微弱的，1 molL－1的(NH4)2CO3溶液中：c(NH)＞c(CO)＞c(HCO)＞c(NH3H2O)，B項錯誤；根據(jù)物料守恒判斷，C項正確；根據(jù)電荷守恒知c(NH)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(HCO)＋c(OH－)，D項錯誤。 角度三　結(jié)合圖像判斷溶液中粒子濃度的變化 結(jié)合圖像分析電離平衡、水解平衡、溶解平衡，判斷離子濃度的關(guān)系是全國卷考查的重點，?？紙D像類型總結(jié)如下： 1．一強一弱溶液的稀釋圖像 (1)相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸 加水稀釋相同的倍數(shù)，醋酸的pH大 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 加水稀釋相同的倍數(shù)，鹽酸的pH大 加水稀釋到相同的pH，醋酸加入的水多 (3)pH與稀釋倍數(shù)的線性關(guān)系 lg＝0，代表沒稀釋；lg＝1，代表稀釋10倍 ①HY為強酸、HX為弱酸 ②a、b兩點的溶液中：c(X－)＝c(Y－) ③水的電離程度：d＞c＞a＝b ①MOH為強堿、ROH為弱堿 ②c(ROH)＞c(MOH) ③水的電離程度：a＞b 2.雙曲線型[K＝c(X＋)c(Y－)] 不同溫度下水溶液中c(H＋)與c(OH－)的變化曲線 常溫下，CaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲線[Ksp＝910－6] (1)A、C、B三點均為中性，溫度依次升高，Kw依次增大 (2)D點為酸性溶液，E點為堿性溶液，Kw＝110－14 (3)AB直線的左上方均為堿性溶液，任意一點：c(H＋)＜c(OH－) (1)a、c點在曲線上，a→c的變化為增大c(SO)，如加入Na2SO4固體，但Ksp不變 (2)b點在曲線的上方，Qc＞Ksp，將會有沉淀生成 (3)d點在曲線的下方，Qc＜Ksp，則為不飽和溶液，還能繼續(xù)溶解CaSO4 3.直線型(雙曲線轉(zhuǎn)化為直線) (1)?？加嘘P(guān)對數(shù)舉例 ①pC：類比pH，即為C離子濃度的負對數(shù)，規(guī)律是pC越大，C離子濃度越小。 ②pK：平衡常數(shù)的負對數(shù)，規(guī)律是pK越大，平衡常數(shù)越小，對于一元弱酸(HX)：pKa＝pH－lg，lg越大，HX的電離程度越大。 ③AG＝lg，氫離子濃度與氫氧根離子濃度比的對數(shù)；規(guī)律是：AG越大，酸性越強，中性時AG＝0。 (2)?？加嘘P(guān)圖像舉例 ①pOH－pH曲線： a．表示一元酸與一元堿中和過程中H＋與OH－離子濃度的關(guān)系。 b．Q點代表中性。 c．M點顯酸性，N點顯堿性，兩點水的電離程度相同。 ②直線型(pM－pR曲線) pM為陽離子濃度的負對數(shù)，pR為陰離子濃度的負對數(shù) a．直線AB上的點：c(M2＋)＝c(R2－)； b．溶度積：CaSO4＞CaCO3＞MnCO3； c．X點對CaCO3要析出沉淀，對CaSO4是不飽和溶液，能繼續(xù)溶解CaSO4； d．Y點：c(SO)＞c(Ca2＋)，二者的濃度積等于10－5；Z點：c(CO)＜c(Mn2＋)，二者的濃度積等于10－10.6。 ③常溫下將KOH溶液滴加到二元弱酸(H2X)溶液中，混合溶液的pH與離子濃度變化的關(guān)系圖 a．二元弱酸(H2X)一級電離程度遠大于二級電離程度。 lg越大，表示電離程度越大，因而N代表一級電離的曲線，M代表二級電離曲線。 b．可以根據(jù)m點，n點的坐標計算pKa1和pKa2。 4．酸堿中和滴定 氫氧化鈉滴定等濃度等體積的鹽酸、醋酸的滴定曲線 鹽酸滴定等濃度等體積的氫氧化鈉、氨水的滴定曲線 曲線起點不同：強堿滴定強酸、弱酸的曲線，強酸起點低；強酸滴定強堿、弱堿的曲線，強堿起點高 突躍點變化范圍不同：強堿與強酸反應(yīng)(強酸與強堿反應(yīng))的突躍點變化范圍大于強堿與弱酸反應(yīng)(強酸與弱堿反應(yīng)) 室溫下pH＝7不一定是終點：強堿與強酸反應(yīng)時，終點是pH＝7；強堿與弱酸(強酸與弱堿)反應(yīng)時，終點不是pH＝7(強堿與弱酸反應(yīng)終點是pH＞7，強酸與弱堿反應(yīng)終點是pH＜7) 5.分布系數(shù)圖及分析[分布曲線是指以pH為橫坐標、分布系數(shù)(即組分的平衡濃度占總濃度的分數(shù))為縱坐標的關(guān)系曲線] 一元弱酸(以CH3COOH為例) 二元酸(以草酸H2C2O4為例) δ0為CH3COOH分布系數(shù)，δ1為CH3COO－分布系數(shù) δ0為H2C2O4分布系數(shù)，δ1為HC2O分布系數(shù)，δ2為C2O分布系數(shù) 隨著pH增大，溶質(zhì)分子濃度不斷減小，離子濃度逐漸增大，酸根離子增多。根據(jù)分布系數(shù)可以書寫一定pH時所發(fā)生反應(yīng)的離子方程式 同一pH條件下可以存在多種溶質(zhì)微粒。根據(jù)在一定pH的微粒分布系數(shù)和酸的分析濃度，就可以計算各成分在該pH時的平衡濃度 題組一　弱酸或弱堿稀釋曲線 1．(2017泉州一模)某溫度下，相同體積、相同pH的氨水和氫氧化鈉溶液加水稀釋時的pH變化曲線如圖所示，下列判斷正確的是(　　) A．a(chǎn)點導(dǎo)電能力比b點強 B．b點的Kw值大于c點 C．與鹽酸完全反應(yīng)時，消耗鹽酸體積Va＞Vc D．a(chǎn)、c兩點c(H＋)相等 答案　D 解析　由圖可知pH：b點大于a點，所以溶液中的離子濃度b點大于a點，即導(dǎo)電能力b點大于a點，A項錯誤；b點和c點的溫度相同，其Kw相等，B項錯誤；由圖像中曲線的變化趨勢知，a點是NaOH溶液，c點是氨水，pH相同時c(NH3H2O)遠大于c(NaOH)，結(jié)合溶液的體積c點大于a點，故消耗鹽酸體積Va＜Vc，C項錯誤；a、c兩點的pH相同，則c(H＋)相同，D項正確。 2．已知MOH和ROH均為一元堿，常溫下對其水溶液分別加水稀釋時，pH變化如圖所示。下列說法正確的是(　　) A．在A點時，由H2O電離出的c(H＋)相等，c(M＋)＝c(R＋) B．稀釋前，ROH溶液的物質(zhì)的量濃度等于MOH溶液的物質(zhì)的量濃度的10倍 C．稀釋前的ROH溶液與等體積pH＝1的H2SO4溶液混合后所得溶液顯酸性 D．等體積、等濃度的MOH溶液和HCl溶液混合后,溶液中離子濃度大小關(guān)系為c(Cl－)＞c(M＋)＞c(OH－)＞c(H＋) 答案　A 解析　由圖可知，稀釋前ROH溶液的pH＝13，稀釋100倍時pH＝11，故ROH為強堿，而稀釋前MOH的pH＝12，稀釋100倍時pH＝11，故MOH為弱堿。由ROH===R＋＋OH－、MOHM＋＋OH－可知，在A點，兩種溶液的c(OH－)相等，則c(M＋)＝c(R＋)，A項正確；稀釋前,ROH溶液的物質(zhì)的量濃度為0.1 molL－1,MOH溶液的物質(zhì)的量濃度大于0.01 molL－1,則ROH溶液的物質(zhì)的量濃度小于MOH溶液的物質(zhì)的量濃度的10倍，B項錯誤；稀釋前的ROH溶液與等體積pH＝1的H2SO4溶液混合后恰好中和生成鹽，溶液顯中性，C項錯誤；MOH為弱堿，等體積、等濃度的MOH溶液與鹽酸混合，反應(yīng)生成強酸弱堿鹽，水解顯酸性，故c(H＋)＞c(OH－)，D項錯誤。 3．濃度均為0.1 molL－1、體積均為V0的HX、HY溶液，分別加水稀釋至體積為V，pH隨lg的變化關(guān)系如圖所示。下列敘述正確的是(　　) A．HX、HY都是弱酸，且HX的酸性比HY的弱 B．常溫下，由水電離出的c(H＋)c(OH－)：ab D．lg＝3時，若同時微熱兩種溶液(不考慮HX 、HY和H2O的揮發(fā))，則減小 答案　B 解析　A項，根據(jù)圖分析，當(dāng)lg＝0時，HX的pH>1，說明HX部分電離，為弱電解質(zhì)；HY的pH＝1，說明其完全電離，為強電解質(zhì)，所以HY的酸性大于HX的酸性，錯誤；B項，酸或堿抑制水的電離，酸中的氫離子濃度越小，其抑制水電離程度越小，根據(jù)圖分析，b點對應(yīng)的溶液中氫離子濃度小于a點對應(yīng)的溶液中氫離子濃度，則水的電離程度aKHB>KHD B．滴定至P點時，溶液中：c(B－)>c(Na＋)>c(HB)>c(H＋)>c(OH－) C．pH＝7時，三種溶液中：c(A－)＝c(B－)＝c(D－) D．當(dāng)中和百分數(shù)達100%時，將三種溶液混合后：c(HA)＋c(HB)＋c(HD)＝c(OH－)－c(H＋) 答案　C 解析　A項，根據(jù)圖像知，在未滴加NaOH溶液時，0.1 molL－1的三種酸(HA、HB和HD)溶液的pH均大于1，說明三種酸均為弱酸，且HA的pH最小、酸性最強，HD的pH最大、酸性最弱，因酸性越強，電離常數(shù)越大，故KHA>KHB>KHD，正確； B項，滴定至P點時，溶液中未反應(yīng)的HB與生成的NaB的濃度相等，且溶液呈酸性，說明HB的電離程度大于B－水解程度，故c(B－)>c(Na＋)>c(HB)>c(H＋)>c(OH－)，正確；C項，pH＝7時，三種離子的濃度分別等于c(Na＋)，然而三種溶液中陰離子水解程度不同，加入NaOH溶液的體積不同，故三種陰離子的濃度也不同，錯誤；D項，根據(jù)質(zhì)子守恒即可得出，三種溶液混合后溶液的質(zhì)子守恒關(guān)系：c(HA)＋c(HB)＋c(HD)＝c(OH－)－c(H＋)，正確。 8．常溫下，向10 mL 0.1 molL－1的HR溶液中逐滴滴入0.1 molL－1的NH3H2O溶液，所得溶液pH及導(dǎo)電性變化如圖。下列分析不正確的是(　　) A．a(chǎn)～b點導(dǎo)電能力增強，說明HR為弱酸 B．b點溶液pH＝5，此時酸堿恰好中和 C．c點溶液存在c(NH)＞c(R－)、c(OH－)＞c(H＋) D．b～c任意點溶液均有c(H＋)c(OH－)＝Kw＝1.010－14 答案　B 解析　A項，根據(jù)圖像可知，a～b點導(dǎo)電能力增強，說明HR為弱電解質(zhì)，在溶液中部分電離，加入氨水后生成強電解質(zhì)，離子濃度增大；B項，b點溶液pH＝7，此時加入10 mL一水合氨，HR與一水合氨的濃度、體積相等，則二者恰好反應(yīng)；C項，c點時溶液的pH＞7，混合液顯堿性，則c(OH－)＞c(H＋)，結(jié)合電荷守恒可知：c(NH)＞c(R－)；D項，b～c點，溶液的溫度不變，則水的離子積不變。 9．已知：常溫下，(1)Ka1(H2CO3)＝4.310－7，Ka2(H2CO3)＝5.610－11；(2)H2R及其鈉鹽的溶液中，H2R、HR－、R2－分別在三者中所占的物質(zhì)的量分數(shù)(α)隨溶液pH的變化關(guān)系如圖所示。下列敘述錯誤的是(　　) A．在pH＝4.3的溶液中：3c(R2－)＝c(Na＋)＋c(H＋)－c(OH－) B．等體積等濃度的NaOH溶液與H2R溶液混合后，溶液中水的電離程度比純水大 C．在pH＝3的溶液中存在＝10－3 D．向Na2CO3溶液中加入少量H2R溶液，發(fā)生反應(yīng)：2CO＋H2R===2HCO＋R2－ 答案　B 解析　A項，在pH＝4.3的溶液中，c(HR－)＝c(R2－)，根據(jù)溶液中電荷守恒2c(R2－)＋c(HR－)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)，可知3c(R2－)＝c(Na＋)＋c(H＋)－c(OH－)，正確；B項，等體積等濃度的NaOH溶液與H2R溶液混合生成NaHR，此時HR－含量最高，H2R和R2－含量接近于0，由題圖可知，此時pH接近于3，溶液顯酸性，對水的電離起到抑制作用，所以溶液中水的電離程度比純水小，錯誤；C項，當(dāng)溶液pH＝1.3時，c(H2R)＝c(HR－)，則Ka1＝＝10－1.3，當(dāng)溶液pH＝4.3時，c(R2－)＝c(HR－)，則Ka2＝＝10－4.3，＝＝＝10－3，正確；D項，由C選項分析可知，H2R的電離常數(shù)Ka2大于H2CO3的Ka2，即酸性：HR－＞HCO，所以向Na2CO3溶液中加入少量H2R溶液，發(fā)生反應(yīng)：2CO＋H2R===2HCO＋R2－，正確。 10．乙二胺(H2NCH2CH2NH2)是二元弱堿，在水中的電離原理類似于氨。常溫下，向乙二胺溶液中滴加鹽酸，溶液的pH與相關(guān)離子濃度的關(guān)系如圖所示。下列說法不正確的是(　　) A．曲線T代表pH與lg的關(guān)系 B．乙二胺在水中第一步電離的電離方程式為H2NCH2CH2NH2＋H2OH2NCH2CH2NH＋OH－ C．常溫下，pKb2＝－lg Kb2＝7.15 D．(H3NCH2CH2NH3)Cl2溶液中c(H＋)＞c(OH－) 答案　A 解析　由曲線T、G上橫坐標為0的點可分別求出乙二胺的電離常數(shù)Kb1、Kb2依次為10－4.07、10－7.15，乙二胺的第一步電離發(fā)生在pH較大的溶液中，第二步電離則發(fā)生在pH較小的溶液中，所以曲線T代表乙二胺的第一步電離情況，即pH與lg的關(guān)系，A項錯誤，C項正確；類似氨在水中的電離，乙二胺在水中的電離實質(zhì)是結(jié)合水電離的氫離子，生成氫氧根離子，B項正確；與NH4Cl的水解相似，(H3NCH2CH2NH3)Cl2水解使溶液也呈弱酸性，D項正確。 巧抓“四點”，突破反應(yīng)過程中“粒子”濃度的關(guān)系 (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)，溶液的酸堿性，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。 題組四　有關(guān)沉淀平衡曲線的分析 11．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，在Y點和Z點，Ag2CrO4的Ksp相等 B．在飽和Ag2CrO4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110－8 D．圖中a＝10－4 答案　C 解析　物質(zhì)的Ksp只與溫度有關(guān)，A項正確；X點的Ksp大于Y點的Ksp，因此由Y點變?yōu)閄點只能通過改變溫度實現(xiàn)，B項正確；T ℃時,Ag2CrO4的Ksp＝c(CrO)c2(Ag＋)＝(110－3)2 10－5＝110－11，C項錯誤；溫度不變，Ksp不變，Ksp＝110－11＝a2510－4，解得a＝10－4，D項正確。 12．某溫度下，F(xiàn)e(OH)3(s)、Cu(OH)2(s)分別在溶液中達到沉淀溶解平衡后，改變?nèi)芤旱膒H，金屬陽離子濃度的變化如圖所示。據(jù)圖分析，下列判斷錯誤的是(　　) A．Ksp[Fe(OH)3]＜Ksp[Cu(OH)2] B．加適量NH4Cl固體可使溶液由a點變到b點 C．c、d兩點代表的溶液中c(H＋)與c(OH－)的乘積相等 D．Fe(OH)3、Cu(OH)2分別在b、c兩點代表的溶液中達到飽和 答案　B 解析　Ksp[Fe(OH)3]＝c(Fe3＋)c3(OH－)，Ksp[Cu(OH)2]＝c(Cu2＋)c2(OH－)，F(xiàn)e3＋、Cu2＋濃度相等(b、c點)時，F(xiàn)e3＋對應(yīng)的pH小，c(H＋)較大，則c(OH－)較小，在相同溫度下，Ksp[Fe(OH)3]＜Ksp[Cu(OH)2]，A選項正確；a點存在沉淀溶解平衡：Fe(OH)3(s)Fe3＋(aq)＋3OH－(aq)，加入NH4Cl固體，因為NH水解產(chǎn)生H＋，H＋與OH－反應(yīng)使平衡正向移動，c(Fe3＋)增大，B選項錯誤；c(H＋)和c(OH－)的乘積為Kw，Kw僅與溫度有關(guān)，則C選項正確；由題意和圖知D選項正確。 13．已知：pCu＝－lg c(Cu＋)，pX＝－lg c(X－)，式中X－表示鹵素陰離子。298 K時，Ksp(CuCl)≈1.010－7，Ksp(CuBr)≈1.010－9，Ksp(CuI)≈1.010－12。298 K時，CuCl、CuBr、CuI的飽和溶液中pCu和pX的關(guān)系如圖所示。下列說法正確的是(　　) A．298 K時，向CuCl飽和溶液中加入少量NaCl固體，c(Cu＋)和c(Cl－)都減小 B．圖像中曲線Z代表CuI且a＝6 C．298 K時，在曲線Y對應(yīng)的飽和溶液中，增大陰離子濃度，曲線Y向曲線X移動 D．298 K時，反應(yīng)CuBr(s)＋I－(aq)===CuI(s)＋Br－(aq)的平衡常數(shù)K＝ 答案　B 解析　向CuCl(s)Cu＋(aq)＋Cl－(aq)平衡體系中加入少量氯化鈉固體，c(Cl－)增大，平衡向左移動，c(Cu＋)減小，A項錯誤。X、Y、Z三條曲線中，當(dāng)pX相同時，pCu越小，對應(yīng)CuX的Ksp越大，因此，曲線X代表CuCl，曲線Y代表CuBr，曲線Z代表CuI；且在CuI的飽和溶液中，c(Cu＋)＝c(I－)＝＝ molL－1＝1.010－6 molL－1，有pCu＝pI＝6，B項正確。298 K時，在曲線Y對應(yīng)的飽和溶液中，增大陰離子濃度，溶液還是飽和溶液，其組成只能用曲線Y描述，曲線Y不會移動，C項錯誤。反應(yīng)CuBr(s)＋I－(aq)===CuI(s)＋Br－(aq)的平衡常數(shù)K＝＝＝＝＝1 000，D項錯誤。 解答沉淀溶解平衡圖像題的注意事項 (1)溶液在蒸發(fā)時，離子濃度的變化分兩種情況： ①原溶液不飽和時，離子濃度都增大； ②原溶液飽和時，離子濃度都不變。 (2)溶度積常數(shù)只是溫度的函數(shù)，與溶液中溶質(zhì)的離子濃度無關(guān)，在同一曲線上的點，溶度積常數(shù)相同。 (3)對于沉淀溶解平衡狀態(tài)的體系，若溫度不變時，無論改變哪種離子的濃度，另一種離子的濃度只能在曲線上變化，不會出現(xiàn)在曲線以外。 命題區(qū)間特訓(xùn) A組 1．下列溶液一定呈中性的是(　　) A．含等物質(zhì)的量的HCl、Na2CO3、CH3COOH的混合溶液 B．0.01 molL－1的鹽酸和pH＝12的氫氧化鋇溶液等體積混合 C．0.05 molL－1的H2SO4溶液和0.1 molL－1的KOH溶液等體積混合 D．非電解質(zhì)溶于水得到的溶液 答案　C 解析　A項中的物質(zhì)混合后，所得溶液的溶質(zhì)為NaCl和CH3COONa，溶液顯堿性，A項錯誤；溫度未知，溶液的Kw不一定為10－14，則pH＝12的氫氧化鋇溶液中，c(OH－)不一定為0.01 molL－1，B項錯誤；兩物質(zhì)恰好中和，溶液呈中性，C項正確；非電解質(zhì)溶于水，溶液可能顯酸性、堿性、中性，D項錯誤。 2．常溫下，濃度均為1.0 molL－1的NH3H2O和NH4Cl混合溶液10 mL，測得其pH為9.3。下列有關(guān)敘述正確的是(　　) A．加入適量的NaCl，可使c(NH)＝c(Cl－) B．滴加幾滴濃氨水，c(NH)減小 C．滴加幾滴濃鹽酸，的值減小 D．1.0 molL－1的NH4Cl溶液中c(NH)比該混合溶液中的大 答案　A 解析　根據(jù)題意，等濃度的兩種溶液混合后，溶液呈堿性，說明NH3H2O的電離程度大于NH4Cl的水解程度，即c(NH)＞c(Cl－)，加入適量的NaCl，可使c(NH)＝c(Cl－)，A項正確；滴加幾滴濃氨水,雖然電離程度減小，但c(NH)仍增大,B項錯誤；加入幾滴濃鹽酸后,c(OH－) 減小，由于電離常數(shù)不變，的值增大，C項錯誤；由于NH3H2O電離出的NH抑制了NH的水解，1.0 molL－1的NH4Cl溶液中c(NH)比該混合溶液中的小，D項錯誤。 3．室溫下，將0.05 mol Na2CO3固體溶于水配成100 mL溶液，向溶液中加入下列物質(zhì)，有 關(guān)結(jié)論正確的是(　　) 選項 加入的物質(zhì) 結(jié)論 A 50 mL 1 molL－1 H2SO4 反應(yīng)結(jié)束后，c(Na＋)＝c(SO) B 0.05 mol CaO 溶液中增大 C 50 mL H2O 由水電離出的c(H＋)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 答案　B 解析　A項，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項，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項，加入水后，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(OH－)減??；D項，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。 4．實驗：①0.1 molL－1AgNO3溶液和0.1 molL－1NaCl溶液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 molL－1KI溶液，出現(xiàn)渾濁； ③向沉淀c中滴加0.1 molL－1KI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 答案　B 解析　A項，在濁液a中，存在AgCl的沉淀溶解平衡，正確；B項，在濾液b中，仍含有少量Ag＋,故在b中生成了AgI沉淀,錯誤；由于AgI比AgCl更難溶解,向c中加入0.1 molL－1 KI溶液，能發(fā)生沉淀轉(zhuǎn)化反應(yīng)，生成黃色的AgI，C項和D項都正確。 5．下列電解質(zhì)溶液中微粒的物質(zhì)的量濃度關(guān)系一定正確的是(　　) A．在0.1 molL－1 NaHCO3溶液中：c(Na＋)＞c(HCO)＞c(CO)＞c(H2CO3) B．在0.1 molL－1 NaClO溶液中：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HClO) C．某溫度下，CH3COOH溶液中滴入NaOH溶液，使溶液pH＝7時：c(CH3COO－)＝c(Na＋)＞c(H＋)＝c(OH－) D．已知酸性：HCOOH＞CH3COOH，相同濃度的HCOOK與CH3COONa溶液中：c(K＋)－c(HCOO－)＞c(Na＋)－c(CH3COO－) 答案　B 解析　碳酸氫鈉溶液中碳酸氫根離子的水解程度大于電離程度，所以水解出的碳酸分子濃度大于電離出的碳酸根離子濃度，A項錯誤；根據(jù)質(zhì)子守恒，B項正確；沒有說明溶液的溫度是否為常溫，則pH＝7不一定是中性，所以氫離子濃度和氫氧根離子濃度不一定相等，C項錯誤；已知酸性：HCOOH＞CH3COOH，所以甲酸根離子水解程度小于乙酸根離子水解程度，所以在等濃度的甲酸鉀和乙酸鈉溶液中鉀離子和鈉離子濃度相等，甲酸根離子濃度大于乙酸根離子濃度，所以c(K＋)－c(HCOO－)＜c(Na＋)－c(CH3COO－)，D項錯誤。 6．下列物質(zhì)用途或操作正確且與鹽類水解有關(guān)的一組是(　　) ①用熱飽和硫酸銨溶液清洗鐵器表面的鐵銹?、诿鞯\吸附水中雜質(zhì)?、塾描F粉、氯化鈉和炭粉的混合物作食品保鮮劑?、茉诤然F雜質(zhì)的氯化銅溶液中加入過量的氧化銅，過濾除雜?、菰诼然瘹錃夥罩凶茻然V晶體制備無水氯化鎂　⑥用硫酸銅和石灰乳配制波爾多液殺蟲劑?、哂门菽瓬缁鹌鳒缁稹、嗯渲艶e(NO3)2溶液時將Fe(NO3)2晶體溶于濃硝酸中并加蒸餾水稀釋至指定濃度 A．①③④⑥⑦⑧ B．③④⑥⑦⑧ C．①②④⑤⑦ D．②③④⑤⑥⑦ 答案　C 解析?、酆廷抻猛菊_，但與鹽類水解無關(guān)；⑧操作錯誤，濃硝酸會氧化Fe2＋，不能用此方法來配制Fe(NO3)2溶液。 7．下列溶液中各微粒的濃度關(guān)系正確的是(　　) A．室溫下，pH＞7的醋酸和醋酸鈉的混合溶液中：c(CH3COO－)＞c(Na＋) B．將醋酸鈉、鹽酸兩溶液混合后，溶液呈中性，則混合后的溶液中：c(Na＋)＝c(Cl－) C．等pH的氨水、KOH、Ba(OH)2溶液中：c(NH)＝c(K＋)＝c(Ba2＋) D．0.2 molL－1的某一元弱酸HA溶液和0.1 molL－1 NaOH溶液等體積混合后的溶液：2c(OH－)＋c(A－)＝2c(H＋)＋c(HA) 答案　D 解析　根據(jù)電荷守恒可得c(CH3COO－)＋