新高考化学二轮复习讲与练专题八 水溶液中的离子平衡（解析版）

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一、弱电解质的电离平衡
1．弱电解质
(1)概念
(2)与化合物类型的关系：强电解质主要是大部分离子化合物及某些共价化合物；弱电解质主要是某些共价化合物。
2．弱电解质的电离概念
(1)电离平衡的建立
在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。
(2)电离平衡的建立与特征
①开始时，v(电离)最大，而v(结合)为0。
②平衡的建立过程中，v(电离)＞v(结合)。
③当v(电离)＝v(结合)时，电离过程达到平衡状态。
3．外因对电离平衡的影响
以0.1 ml·L－1 CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOHCH3COO－＋H＋ ΔH＞0的影响。
二、电离平衡常数
1．表达式
(1)一元弱酸HA的电离常数：根据HAH＋＋A－，可表示为Ka＝eq \f(cA－·cH＋,cHA)。
(2)一元弱碱BOH的电离常数：根据BOHB＋＋OH－，可表示为Kb＝eq \f(cB＋·cOH－,cBOH)。
2．特点
(1)电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K值增大。
(2)电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，K越大，表示弱电解质越易电离，酸性或碱性越强。
(3)多元弱酸的各级电离常数的大小关系是K1≫K2≫K3……，故其酸性取决于第一步电离。
三、水的电离与水的离子积常数
1．水的电离
(1)水是极弱的电解质，其电离过程吸热。水的电离平衡常数的表达式为K＝eq \f(cH＋·cOH－,cH2O)。
(2)影响水的电离平衡的因素
①温度：温度升高，水的电离平衡向正方向移动，c(H＋)和c(OH－)均增大。
②加酸或碱会抑制水的电离。
③加能水解的盐，可与水电离出的H＋或OH－结合，使水的电离平衡正向移动。
2．水的离子积
(1)表达式：Kw＝c(H＋)·c(OH－)。
(2)影响因素：一定温度时，Kw是个常数，Kw只与温度有关，温度越高，Kw越大。25 ℃时，Kw＝1×10－14，100 ℃时，Kw＝1×10－12。
(3)适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。
四、溶液的酸碱性和pH
1．溶液的酸碱性
溶液的酸碱性取决于c(H＋)和c(OH－)的相对大小
2．溶液的pH
(1)计算公式：pH＝－lg c(H＋)。
(2)溶液的酸碱性与pH的关系(25 ℃)：
3．pH的测定方法
(1)pH试纸法
①适用范围：0～14。
②测定操作：用镊子夹取一小块试纸放在洁净的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液点在试纸的中央，变色后与标准比色卡对照。
③常用的广范pH试纸只能读取1～14的整数。
(2)pH计测定：可精确测定溶液的pH，可读取一位或两位小数。
4．常用酸碱指示剂及变色范围
5.溶液pH的计算
(1)单一溶液pH的计算
强酸溶液：如HnA，设浓度为c ml·L－1，c(H＋)＝nc ml·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝－lg (nc)。
强碱溶液(25 ℃)：如B(OH)n，设浓度为c ml·L－1，c(H＋)＝eq \f(10－14,nc) ml·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg (nc)。
(2)混合溶液pH的计算类型
①两种强酸混合：直接求出c(H＋)混，再据此求pH。c(H＋)混＝eq \f(cH＋1V1＋cH＋2V2,V1＋V2)。
②两种强碱混合：先求出c(OH－)混，再根据Kw求出c(H＋)混，最后求pH。c(OH－)混＝
eq \f(cOH－1V1＋cOH－2V2,V1＋V2)。
③强酸、强碱混合：先判断哪种物质过量，再由下式求出溶液中H＋或OH－的浓度，最后求pH。
c(H＋)混或c(OH－)混＝eq \f(|cH＋酸V酸－cOH－碱V碱|,V酸＋V碱)。
五、强酸(碱)与弱酸(碱)的比较
弱酸与强酸的根本区别在于弱酸不完全电离，存在电离平衡，常涉及下列几种问题的比较。
1．一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)的比较
(1)相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较
(2)相同pH、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较
2.一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)稀释图像比较
(1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸
(2)相同体积、相同pH的盐酸、醋酸
3.判断弱酸或弱碱的方法
为了证明醋酸是弱电解质，甲、乙、丙、丁四人分别选用下列试剂进行实验：0.1 ml·L－1醋酸溶液、0.1 ml·L－1盐酸、pH＝3的盐酸、pH＝3的醋酸、CH3COONa晶体、NaCl晶体、CH3COONH4晶体、蒸馏水、锌粒、pH试纸、酚酞、NaOH溶液等。
六、酸碱中和滴定的原理与操作
1．概念：用已知浓度的酸(或碱)滴定未知浓度的碱(或酸)，根据中和反应的等量关系来测定酸(或碱)的浓度。
2．原理
c(待测)＝eq \f(c标准·V标准,V待测)。
3．酸碱中和滴定的关键
(1)准确测定参加反应的酸、碱溶液的体积。
(2)选取适当指示剂。
(3)准确判断滴定终点。
4．酸碱中和滴定指示剂选择的基本原则
利用酸碱指示剂明显的颜色变化，表示反应已完全，指示滴定终点。因而指示剂变色要灵敏，变色范围要小，使变色范围尽量与滴定终点溶液的酸碱性一致。
(1)强酸滴定强碱一般用甲基橙，但用酚酞也可以。
(2)滴定终点为碱性时，一般用酚酞作指示剂。
(3)滴定终点为酸性时，一般用甲基橙作指示剂。
5．实验用品
(1)仪器(见下图)
(2)试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。
6．实验操作
以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例
(1)滴定前的准备
①滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→排气泡→调液面→记录。
②锥形瓶：注碱液→记体积→加指示剂。
(2)滴定
(3)终点判断：等到滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内不恢复原来的颜色，视为滴定终点并记录标准液的体积。
(4)数据处理：按上述操作重复2～3次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c(NaOH)＝eq \f(cHCl·VHCl,VNaOH)计算。
7．误差分析
分析依据：c(待测)＝eq \f(c标准·V标准,V待测)
若V(标准)偏大⇒c(待测)偏大；若V(标准)偏小⇒c(待测)偏小。
以标准酸溶液滴定未知浓度的碱(酚酞作指示剂)为例，常见的因操作不正确而引起的误差有：
【滴定曲线(pH曲线)分析与应用】
1．图示强酸与强碱滴定过程中pH曲线
(以0.100 0 ml·L－1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 ml·L－1盐酸为例)
2．强酸(碱)滴定弱碱(酸)pH曲线比较
七、盐类的水解
（一）盐类水解及其规律
1．盐类的水解
2．盐类水解规律
有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。
（二）盐类水解的影响因素及应用
1．影响盐类水解平衡的因素
(1)内因：生成盐的弱酸或弱碱越弱，其对应的弱酸酸根离子或弱碱阳离子的水解程度越大，溶液的碱性或酸性越强。
如水解程度：Na2CO3>Na2SO3，Na2CO3>NaHCO3。
(2)外因eq \b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\c1(溶液的浓度：浓度越小水解程度越大,温度：温度越高水解程度越大,外加酸碱\b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\c1(酸：弱酸酸根离子的水解程度增大，,弱碱阳离子的水解程度减小,碱：弱酸酸根离子的水解程度减小，,弱碱阳离子的水解程度增大))))
(3)以FeCl3水解为例：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋，分析外界条件对水解平衡的影响。
2.盐类水解的应用
(1)判断溶液的酸碱性
Na2CO3溶液呈碱性的原因：COeq \\al(2－,3)＋H2OHCOeq \\al(－,3)＋OH－
(2)配制或贮存易水解的盐溶液
如配制FeCl3溶液时，先将它溶解在较浓的盐酸中，再加水至指定浓度；配制CuSO4溶液时，加入少量的H2SO4，以抑制Cu2＋水解。
(3)判断盐溶液蒸干灼烧时所得的产物
如将AlCl3、FeCl3溶液蒸干后得到Al(OH)3、Fe(OH)3，灼烧得到Al2O3、Fe2O3；CuSO4溶液蒸干后得到CuSO4固体。
(4)离子共存
如Al3＋、Fe3＋与HCOeq \\al(－,3)、COeq \\al(2－,3)、AlOeq \\al(－,2)因相互促进水解而不共存。Al3＋与S2－因相互促进水解而不共存，但Fe3＋与S2－发生氧化还原反应，不共存。
(5)解释生活中的现象：如明矾净水、热纯碱溶液除油污，草木灰不能与铵盐混用、泡沫灭火器工作原理等。
(6)离子浓度大小的比较：如碳酸氢钠溶液中离子浓度大小顺序为c(Na＋)>c(HCOeq \\al(－,3))>c(OH－)>c(H＋)。
(7)物质的提纯(水解除杂)
如MgCl2溶液中混有少量Fe3＋杂质时，因Fe3＋的水解程度比Mg2＋的水解程度大，可加入MgO或Mg(OH)2等，使水解平衡右移，生成Fe(OH)3沉淀而除去。
在酸性较强的环境中Fe3＋比Al3＋、Mg2＋、Cu2＋更易发生水解，可采用加入CuO、Cu(OH)2等调节pH的方法生成Fe(OH)3沉淀除去，但不能用会引入杂质离子的物质。
（三）“粒子”浓度关系判断
1．熟悉两大理论，构建思维基点
(1)电离理论
①弱电解质的电离是微弱的，电离产生的微粒都非常少，同时还要考虑水的电离，如氨水溶液中：NH3·H2O、NHeq \\al(＋,4)、OH－浓度的大小关系是c(NH3·H2O)>c(OH－)>c(NHeq \\al(＋,4))。
②多元弱酸的电离是分步进行的，其主要是第一步电离(第一步电离程度远大于第二步电离)。如在H2S溶液中：H2S、HS－、S2－、H＋的浓度大小关系是c(H2S)>c(H＋)>c(HS－)>c(S2－)。
(2)水解理论
①弱电解质离子的水解损失是微量的(双水解除外)，但由于水的电离，故水解后酸性溶液中c(H＋)或碱性溶液中c(OH－)总是大于水解产生的弱电解质的浓度。如NH4Cl溶液中：NHeq \\al(＋,4)、Cl－、NH3·H2O、H＋的浓度大小关系是c(Cl－)>c(NHeq \\al(＋,4))>c(H＋)>c(NH3·H2O)。
②多元弱酸酸根离子的水解是分步进行的，其主要是第一步水解，如在Na2CO3溶液中：COeq \\al(2－,3)、HCOeq \\al(－,3)、H2CO3的浓度大小关系应是c(COeq \\al(2－,3))>c(HCOeq \\al(－,3))>c(H2CO3)。
2．把握三种守恒，明确等量关系
(1)电荷守恒规律
电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液都呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。如NaHCO3溶液中存在着Na＋、H＋、HCOeq \\al(－,3)、COeq \\al(2－,3)、OH－，存在如下关系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCOeq \\al(－,3))＋c(OH－)＋2c(COeq \\al(2－,3))。
(2)物料守恒规律
电解质溶液中，由于某些离子能够水解，离子种类增多，但元素总是守恒的。如K2S溶液中S2－、HS－都能水解，故S元素以S2－、HS－、H2S三种形式存在，它们之间有如下守恒关系：c(K＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋2c(H2S)。
(3)质子守恒规律
如Na2S水溶液中的质子转移情况图示如下：
由图可得Na2S水溶液中质子守恒式可表示：c(H3O＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)或c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)。质子守恒的关系式也可以由电荷守恒式与物料守恒式推导得到。
（四）离子浓度与曲线关系图
滴定过程中，离子浓度动态分析
（五）沉淀溶解平衡及应用
1．难溶、可溶、易溶界定
20 ℃时，电解质在水中的溶解度与溶解性存在如下关系：
2．沉淀溶解平衡：在一定温度下，当沉淀溶解和生成的速率相等时，形成饱和溶液，达到平衡状态，把这种平衡称为沉淀溶解平衡。
3．影响沉淀溶解平衡的因素
(1)内因：难溶电解质本身的性质，这是决定因素。
(2)外因
①浓度：加水稀释，平衡向沉淀溶解的方向移动；
②温度：绝大多数难溶盐的溶解是吸热过程，升高温度，平衡向沉淀溶解的方向移动；
③同离子效应：向平衡体系中加入难溶物溶解产生的离子，平衡向生成沉淀的方向移动；
④其他：向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或更难电离或气体的离子时，平衡向沉淀溶解的方向移动。
以AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq) ΔH＞0为例，填写外因对溶解平衡的影响
4.沉淀溶解平衡的应用
(1)沉淀的生成
①原理：当Qc>Ksp时，难溶电解质的溶解平衡向左移动，生成沉淀。
②应用：可利用生成沉淀来达到分离或除去溶液中杂质离子的目的。
③方法：
a．调节pH法，如除去NH4Cl溶液中的FeCl3杂质，可加入氨水调节pH，离子方程式为Fe3＋＋3NH3·H2O===Fe(OH)3↓＋3NHeq \\al(＋,4)。
b．沉淀剂法：如用H2S沉淀Cu2＋，离子方程式为Cu2＋＋H2S===CuS↓＋2H＋。
(2)沉淀的溶解
①原理：当Qc＜Ksp时，难溶电解质的溶解平衡向右移动，沉淀溶解。
②方法：
a．酸溶解法：CaCO3溶于盐酸，离子方程式为CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋CO2↑＋H2O。
b．盐溶解法：Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液，离子方程式为Mg(OH)2＋2NHeq \\al(＋,4)===Mg2＋＋2NH3·H2O。
c．氧化还原溶解法：不溶于盐酸的硫化物(如Ag2S)溶于稀HNO3。
d．配位溶解法：AgCl溶于氨水，离子方程式为AgCl＋2NH3·H2O===[Ag(NH3)2]＋＋Cl－＋2H2O。
(3)沉淀的转化
①实质：沉淀溶解平衡的移动。
②举例：
AgNO3溶液eq \(――→,\s\up7(NaCl))AgCl(白色沉淀)eq \(――→,\s\up7(NaBr))AgBr(浅黄色沉淀)eq \(――→,\s\up7(NaI))AgI(黄色沉淀)eq \(――→,\s\up7(Na2S))Ag2S(黑色沉淀)。
③规律：一般说来，溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现。
④应用
a．锅炉除水垢：将CaSO4转化为CaCO3，离子方程式为CaSO4＋COeq \\al(2－,3)===CaCO3＋SOeq \\al(2－,4)。
b．矿物转化：ZnS遇CuSO4溶液转化为CuS，离子方程式为ZnS＋Cu2＋===CuS＋Zn2＋。
八、溶度积常数及其应用
1．溶度积和离子积
以AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq)为例：
2.Ksp的意义
Ksp可以反映难溶电解质在水中的溶解能力。当化学式所表示的组成中阴、阳离子个数比相同时，Ksp越大的难溶电解质在水中的溶解能力越强，一般溶解度也越大；但阴、阳离子个数比不相同时，Ksp大的难溶电解质的溶解度不一定大。
3．Ksp的影响因素
溶度积只与难溶电解质的性质和温度有关，而与沉淀的量和溶液中离子的浓度无关。绝大多数难溶盐的溶解是吸热过程，升高温度，平衡向溶解方向移动，Ksp增大。
探究一 弱电解质的判断及强弱比较
常温下，下列实验一定能证明为弱电解质的是（ ）
A．0.1ml/LNaA溶液的
B．0.1ml/LHA溶液中滴入石蕊试液呈红色
C．蛋壳浸泡在0.1ml/LHA溶液中有气体放出
D．将的醋酸和溶液稀释相同倍数，溶液的值变化较小
【答案】D
【详解】A．常温下，0.1ml/LNaA溶液的pH为7说明NaA为强酸强碱盐，则HA为强酸，故A不符合题意；B．0.1ml/LHA溶液中滴入石蕊试液呈红色说明HA溶液呈酸性，但不能证明HA为弱酸，故B不符合题意；C．蛋壳浸泡在0.1ml/LHA溶液中有气体放出说明HA的酸性强于碳酸，但不能证明HA为弱酸，故C不符合题意；D．将pH=2的醋酸和HA溶液稀释相同倍数，HA溶液的pH值变化较小说明HA是在溶液中部分电离的弱酸，故D符合题意；故选D。
规律总结：1.弱电解质的判断
在判断弱电解质时，注意围绕以下三点进行分析：
(1)弱电解质不能完全电离。
(2)弱电解质溶液中存在电离平衡,外界条件(如浓度、温度等)改变,平衡发生移动。
(3)弱电解质对应的盐能水解,因此在判断某酸为弱酸时一般会考虑酸的钠盐的pH,或者在判断某碱为弱碱时一般会考虑碱的盐酸盐的pH。
2.弱电解质的强弱比较
在比较弱电解质的强弱时，主要从以下三个角度分析：
(1)一定温度下,弱酸(或弱碱)可通过电离常数的大小来分析酸(或碱)的相对强弱。
(2)一定温度下,弱酸(或弱碱)可通过其对应的相同浓度的盐溶液的酸碱性的强弱来分析酸（或碱）的相对强弱。
(3)一定温度下,根据相同浓度的弱酸(或弱碱)的电离程度大小来分析酸（或碱）的相对强弱。
【变式练习】
1．分类方法在化学学科的发展中起到了重要作用。下列根据分类标准得出的分类结果合理的是（ ）
A．AB．BC．CD．D
【答案】C
【详解】A．依据元素周期表中的金属和非金属的分界线将元素分为金属元素和非金属元素，分界线右上方的为非金属元素，左下方的为金属元素，故A错误；B．依据电解质在水溶液中是否能完全电离将电解质分为强电解质和弱电解质，在水溶液中能完全电离的为强电解质，部分电离的为弱电解质，故B错误；C．依据分散质微粒直径大小将分散系分为胶体、溶液和浊液，故C正确；D．依据变化过程中是否有化学键的断裂和化学键的形成将物质变化分为物理变化和化学变化，故D错误；故选C。
2．分类法是学习和研究化学的一种常用的科学方法。下列分类合理的是（ ）
①Fe2O3、Cu2O、CaO2都是碱性氧化物；SO3、SiO2、P2O5均属于电解质
②已知：H3RO2+NaOH(足量)=NaH2RO2+H2O，则H3RO2为三元酸，NaH2RO2为酸式盐
③H2SO4与KHSO4均含相同的元素氢，故KHSO4也可以称为酸
④空气、盐酸都是混合物；液氯、冰醋酸均属于纯净物
⑤由一种阳离子与两种酸根阴离子组成的盐称为混盐，CaOCl2是一种常见的混盐，该混盐具有强氧化性和漂白性
A．只有②④B．只有④⑤C．只有①②④D．只有②③⑤
【答案】B
【详解】①CaO2中氧元素显-1价，不属于碱性氧化物；SO3、SiO2、P2O5都是非金属氧化物，属于非电解质，①不正确；②H3RO2只能与等摩的NaOH反应，则其为一元酸，NaH2RO2为正盐，②不正确；③ KHSO4由K、H、S、O四种元素组成，含有酸式根离子和金属离子，KHSO4属于盐，③不正确；④空气由氮气和氧气等构成、盐酸由HCl溶于水形成，二者都是混合物；液氯是液态的氯分子、冰醋酸是纯净的醋酸，二者均属于纯净物，④正确；⑤CaOCl2是由Ca(ClO)2与CaCl2混合而成，Ca(ClO)2中含有ClO-，具有强氧化性和漂白性，⑤正确；综合以上分析，④⑤正确；故选B。
3．下列实验事实可以证明氯化氢是共价化合物的是（ ）
A．氯化氢的水溶液显酸性B．液态氯化氢不导电
C．氯化氢溶于水发生电离D．氯化氢不易分解
【答案】B
【详解】A．氯化氢的水溶液电离产生氢离子，溶液呈酸性，与是不是共价化合物无关，选项A错误；B．因共价化合物的构成微粒不带电，离子化合物的构成微粒带电，则可利用液态氯化氢不导电来证明氯化氢是共价化合物，选项B正确；C．共价化合物、离子化合物的溶液都可以电离，选项C错误；D．不能利用分解来判断是否为共价化合物，如KCl受热也不易分解，但属于离子化合物，选项D错误；答案选B。
探究二 弱电解质的电离平衡移动与分析
水体中重金属铅的污染问题备受关注。溶液中Pb2+及其与OH-形成的微粒的浓度分数α随溶液pH变化的关系如图所示。已知NH3·H2O的Kb=1.74×10-5。向Pb(NO3)2溶液中滴加氨水，关于该过程的说法正确的是（ ）
A．Pb2+的浓度分数先减小后增大
B．c()与c(Pb2+)的比值减小后增大，pH>10后不变
C．pH=7时，存在的阳离子仅有Pb2+、Pb(OH)+和H+
D．溶液中Pb2+与Pb(OH)2浓度相等时，氨主要以的形式存在
【答案】D
【详解】A.由图示可知，Pb2+与OH–依次形成Pd(OH)+、Pd(OH)2、Pd(OH)、Pd(OH)四种微粒。随着pH的增大，Pb2+的浓度分数逐渐减小，当pH=10时，Pb2+的浓度分数减小为0，故A错误；B．NO与Pb2+在同一溶液中，c(NO)与c(Pb2+)的比值等于其物质的量之比，滴加氨水过程中，随着pH的增大，n(Pb2+)逐渐减小，n(NO)不变，n(NO)与n(Pb2+)的比值增大，c(NO)与c(Pb2+)的比值增大，pH>10，c(Pb2+)减小为0时，比值无意义，故B错误；C．当pH=7时，根据图示可知，溶液中存在的阳离子有Pb2+、Pb(OH)+、H+以及NH，故C错误；D．当溶液中Pb2+与Pb(OH)2浓度相等时，由图可知，此时溶液pH约等于8，由NH3·H2O电离常数Kb = =1.74 ×10-5，则= = =17.4，故溶液中氨主要以NH形式存在，故D正确。故答案为D。
规律总结：有关弱电解质的电离平衡题主要是电离平衡移动题，此类试题一般可根据电离平衡移动规律进行定性分析，或者结合电离常数表达式进行半定量判断。解答时，特别注意外界条件的改变对溶液中各微粒的数目和浓度的影响。
【变式练习】
1．25℃时，向1L0.01ml•L-1H2B溶液中滴加盐酸或NaOH溶液，溶液中c(H2B)、c(HB-)、c(B2-)、c(OH-)、c(H+)的对数值(lgc)与pH的关系如图所示(温度保持不变)，下列说法错误的是（ ）
A．曲线c表示lgc(HB-)与pH的关系
B．随pH增加，c(H2B)•c(OH-)减小
C．0.01ml•L-1Na2B溶液，Kh1(B2-)的数量级为10-9
D．M点溶液中n(Na+)＋n(H+)―n(B2-)=0.01ml
【答案】C
【详解】A．pH=-lgc(H+)，所以a曲线代表c(H+)，e曲线代表c(OH-)；H2B可以NaOH发生反应H2B+NaOH=NaHB+H2O，NaHB+NaOH=Na2H+H2O，所以随溶液pH增大，c(H2B)逐渐减小，c(HB-)先增多后减小，c(B2-)逐渐增大，所以b代表c(H2B)，c代表c(HB-)，d代表c(B2-)。曲线c表示lgc(HB-)与pH的关系，故A正确；B．HB-的水解平衡常数的表达式为Kh=，所以c(H2B)•c(OH-)=Kh·c(HB-)，而随pH增加，c(HB-)先增大后减小，水解平衡常数不变，所以c(H2B)•c(OH-)先增大后减小，故B正确；C．Kh1(B2-)=，据图可知当c(B2-)= c(HB-)时溶液的pH=9，所以此时溶液中c(OH-)=10-5ml/L，则Kh1(B2-)=10-5ml/L，故C错误；D．M点溶液中存在电荷守恒2c(B2-)+c(HB-)+c(OH-)= c(Na+)+ c(H+)，因为在同一溶液中，所以2n(B2-)+n(HB-)+n(OH-)=n(Na+)+n(H+)，存在物料守恒n(B2-)+n(HB-)+n(H2B)=0.01ml，据图可知该点n(OH-)=n(H2B)，所以n(B2-)+n(HB-)+n(OH-)=0.01ml，根据物料守恒可知n(HB-)+n(OH-)=n(Na+)+n(H+)-2n(B2-)，带入可得n(Na+)＋n(H+)―n(B2-)=0.01ml，故D正确；故答案选C。
2．NA为阿伏伽德罗常数的值，下列说法正确的是（ ）
A．1ml甲基中含有的电子数为7NA
B．2L0.5ml•L-1亚硫酸溶液中含有的H+数为2NA
C．过氧化钠与水反应时，生成0.1mlO2转移的电子数为0.2NA
D．100mL18.4ml•L-1浓硫酸与足量铜反应，生成SO2分子的数目为0.92NA
【答案】C
【详解】A．甲基中含一个未成对单电子，故1ml甲基含有9ml电子，含有的电子数为9NA，故A错误；
B．亚硫酸的n=cV=1ml，但亚硫酸为弱电解质不能完全电离，含有的H+个数小于2NA，故B错误；C．2Na2O2+2H2O=4NaOH +O2↑，由方程式知，每生成1ml O2转移电子的物质的量为2ml,所以生成0.1ml氧气转移的电子数为0.2NA，故C正确；D．铜只能与浓硫酸反应，与稀硫酸不反应，故硫酸不能反应完全，则生成的二氧化硫分子个数小于0.92NA，故D错误；故选C。
3．（2022·广东·东莞市东华高级中学模拟预测）次磷酸(H3PO2)是一元中强酸，次磷酸钠(NaH2PO2)广泛应用于化学镀镍，次磷酸钠的生产与镀镍过程如图所示。下列有关说法正确的是（ ）
A．Ni2+价电子的轨道表示式为
B．“碱溶”时氧化剂与还原剂的物质的量之比为3：1
C．PH3、PO中P的杂化方式相同，键角PO>PH3
D．次磷酸铵与足量氢氧化钠共热，发生反应NH+H2PO+3OH-NH3↑+3H2O+PO
【答案】C
【详解】A．基态Ni原子的价层电子排布式为3d84s2，Ni原子失去2个4s电子变为Ni2+，则Ni2+的价层电子排布式为3d8，故其价电子的轨道表示式为 ，故A错误；B．“碱溶”时，发生的反应为P4+3NaOH+3H2O=3NaH2PO2+PH3↑，氧化剂与还原剂均为P4，根据化合价变化，二者物质的量之比为1:3，故B错误；C．PH3中P原子价层电子对数为：3+=4，采取sp3杂化，有1对孤电子对，空间构型为三角锥形；PO中P原子价层电子对数为：4+=4，采取sp3杂化，无孤电子对，空间构型为正四面体形，所以PO中P的杂化方式相同，键角PO>PH3，故C正确；D．H3PO2是一元酸，则NH4H2PO2为正盐，H2PO不电离，次磷酸铵与足量氢氧化钠共热，发生反应NH+OH-NH3↑+H2O，故D错误；
答案选C。
探究三 电离平衡常数的计算
赖氨酸[，用HR表示]是人体必需氨基酸。常温下，赖氨酸与足量盐酸反应可得盐酸盐(H3RCl2)，H3RCl2呈酸性，在水溶液中存在电离平衡：。下列叙述正确的是（ ）
A．0.01 H3RCl2的水溶液稀释10倍后，pH=3
B． H3RCl2的水溶液中
C． H3RCl2水溶液中
D．NaR水溶液中R-的水解平衡常数与的关系为
【答案】B
【详解】A．，0.01 H3RCl2的水溶液稀释10倍后，的电离平衡正向移动，n(H+)增大，pH＜3，A不正确；B．H3RCl2的水溶液中，存在电离平衡，对水电离产生抑制作用，，B正确；C．H3RCl2水溶液中，存在电荷守恒：，则，C不正确；D．NaR水溶液中R-的水解平衡常数与的关系为=KW=10-14，D不正确；故选B。
规律总结：解答此类问题的基本步骤：
1.根据题意写出相关反应的化学(或离子)方程式。
2.根据化学(或离子)方程式中化学计量数写出相关物质的物质的量关系（根据需要有时要将某些物质的物质的量转化成质量或标准状况下气体的体积）。
3.对应化学计量数,找出已知量和要求的量,分别写在化学方程式中相关物质下面,其中要求的量用n(B)、V(B)或设未知数x、y等表示。
4.挖掘题目中的隐含条件,确定正确的解题方法和思路,根据化学计量数的关系，列出比例式，求出未知数。
【变式练习】
1．常温下，用盐酸滴定10.00mL溶液时，溶液pH随滴加盐酸体积的变化如图所示，a点时，。已知、、。
下列说法错误的是（ ）
A．a点溶液的pH约为8.3
B．a点溶液中
C．a~b过程中水的电离程度不断减小
D．a~b滴定过程可选用甲基橙作指示剂
【答案】B
【详解】A．按电离平衡常数的定义，，已知a点时，。、、，则，则，则a点溶液的pH约为8.3，A正确；B．据分析、结合物料守恒可知， a点溶液中，B错误；C． a~b过程为碳酸氢钠与盐酸恰好反应生成氯化钠、二氧化碳和水，碳酸氢钠溶液因电离大于水解促进水的电离，酸溶液抑制水的电离，故a~b过程水的电离程度不断减小，C正确；D．a点溶液呈弱碱性、b点呈弱酸性，故a~b滴定过程可选用在弱酸性范围内变色的甲基橙作指示剂，D正确；答案选B。
2．饱和二氧化硫水溶液中存在下列平衡体系：SO2+H2OH++，H++，若向此溶液中（ ）
A．加水，浓度增大
B．通入少量Cl2气体，溶液pH增大
C．加少量CaSO3粉末，浓度基本不变
D．通入少量HCl气体，溶液中浓度减小
【答案】D
【详解】A．加水稀释，虽然平衡正向移动，但达平衡时，浓度仍减小，选项A错误；B．氯气与亚硫酸反应，生成硫酸和盐酸，溶液中氢离子浓度增大，溶液pH减小，选项B错误；C．CaSO3与H+反应生成，从而增大溶液中的浓度，选项C错误；D．通入HCl气体，氢离子浓度增大，第一步电离平衡逆向移动，浓度减小，选项D正确；答案选D。
3．常温下，向一定浓度的H2X溶液中滴加NaOH溶液，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．H2X的电离常数Ka1的数量级为10-2
B．水电离的(H+)：N点c(HX-)>c(H+)=c(OH-)
【答案】B
【详解】A．由分析可知，A正确；B．直线n表示pH与的关系，，N点=0，则c(H+)=1×10-4.3， HX-电离出氢离子使溶液呈酸性，则M点氢离子浓度更大，氢离子抑制水的电离，故水的电离程度N点>M点，B错误；C．N点存在电荷守恒，c(Na+)+ c(H+)=2c(X2-)+c(HX-)+c(OH-)，由图可知N点时c(X2-)=c(HX-)，由选项B分析可知，此时溶液显酸性，c(H+)>c(OH-)，则c(Na+)c(X2-)>c(HX-)>c(H+)=c(OH-)，D正确；故选B。
探究四 溶液pH的计算
设NA为阿伏伽德罗常数的值。下列说法正确的是（ ）
A．标准状况下，含有NA个分子
B．的乙酸溶液中的氢离子数目为0.1NA
C．常温常压下，含有0.2NA个阴离子
D．中含有中子数为12NA
【答案】D
【详解】A．标准状况下，四氯化碳为液态，无法计算22.4L四氯化碳的物质的量和含有的分子数，故A错误；B．缺溶液的体积，无法计算pH为1的乙酸溶液中氢离子的物质的量和数目，故B错误；C．过氧化钠是由钠离子和过氧根离子形成的离子化合物，7.8g过氧化钠中阴离子的数目为×1×NAml—1=0.1NA，故C错误；D．的中子数为12、质量数为22g/ml，则22g中含有中子数为×12×NAml—1=12NA，故D正确；故选D。
规律总结：溶液酸碱性的判断，一般可根据酸、碱混合或稀释的相关规律进行分析pH的计算一般按如下步骤进行:
【变式练习】
1．常温下，关于溶液稀释的说法正确的是（ ）
A．将1L0.1ml•L-1的Ba(OH)2溶液加水到体积为2L，pH=13
B．pH=3的醋酸溶液加水稀释到原浓度的，pH=5
C．pH=4的H2SO4溶液加水稀释到原浓度的，溶液中由水电离产生的c(H+)=1×10-6ml•L-1
D．pH=8的NaOH溶液加水稀释到原浓度的，其pH=6
【答案】A
【详解】A．c(OH-)=0.2ml·L-1，稀释1倍后c(OH-)=0.1ml·L-1，c(H+)==10-13ml·L-1，pH=-lgc(H+)=13，A正确；B．醋酸是弱酸，pH=3的醋酸中c(H+)=10-3ml/L，稀释100倍后，由于溶液中有大量未电离的醋酸分子在稀释时发生电离，故醋酸溶液的pH＜5，B错误；C．硫酸是强酸，pH=4的醋酸中c(H+)=10-4ml/L，稀释100倍后，H2SO4溶液的c(H+)=10-6ml/L，故pH=6，水电离的c(H+)水=c(OH-)水==10-8ml·L-1，C错误；D．常温下，pH=8的NaOH溶液稀释100倍后，仍是碱性溶液，pH不可能小于7，D错误；故选A。
2．设NA为阿伏加德罗常数的值，下列说法正确的是（ ）
A．标准状况下，22.4L氯气通入水中，
B．标准状况下，含有的分子数大于0.1NA
C．室温下，为13的溶液中数目为0.1NA
D．溶液含有28NA个电子
【答案】B
【详解】A．通入水中的氯气部分与水反应得到氯水，氯水中还含有未反应的氯气分子，由氯原子原子个数守恒可知，溶液中n(HClO)+n(Cl—)+n(ClO—)＜×2×NAml—1=2NA，故A错误；B．标准状况下，二氯甲烷为液态，2.24L二氯甲烷的物质的量大于=0.1ml，则含有的分子数大于0.1ml×NAml—1=0.1NA，故B正确；C．缺溶液的体积，无法计算pH为13的氢氧化钠溶液中氢氧化钠的物质的量和氢氧根离子的数目，故C错误；D．1L1ml/L氯化钠溶液中钠离子、氯离子和水分子中都含有电子，无法计算溶液中水分子的物质的量和溶液中含有电子的数目，故D错误；故选B。
3．50℃时，下列各溶液中，离子的物质的量浓度关系正确的是（ ）
A．的溶液中，
B．和的酸性混合溶液中，
C．溶液中，
D．的溶液中：
【答案】B
【详解】A．根据电荷守恒可知，的溶液中，，A错误；
B．和的混合溶液显酸性，说明，根据电荷守恒可知，，则，B正确；C．根据物料守恒可知，溶液中，C错误；D．温度为50℃时，，则的溶液中：，D错误；故答案为B。
探究五 溶液中粒子浓度的比较
是一种常见二元弱酸，用溶液滴定20mL同浓度的溶液的滴定曲线如下图。已知a点、c点依次存在、，下列说法错误的是（ ）
A．
B．b点
C．c点对应的溶液温度为滴定过程中的最高值
D．d点
【答案】C
【详解】A．根据图像可知a点pH=1.3，，，故A正确；B．当氢氧化钠溶液体积等于20mL时，恰好生成NaHR，由图可知Z>W=Y，B错误；C．电子层数越多，离子半径越大，电子层结构相同，核电荷数越大离子半径越小，则简单离子半径Z>W>X>Y，C正确；D．非金属性Cl>N>S，则最高价氧化物对应水化物的酸性W>X>Z，即四种元素的最高价氧化物对应水化物的酸性W最强，D错误；故答案选C。
10．（2022·辽宁·渤海大学附属高级中学模拟预测）常温下将浓度均为1.0ml·L-1，体积相同的HX和HY溶液分别加水稀释，pH与溶液浓度的对数(lgc)间的关系如图所示。下列叙述正确的是（ ）
A．酸性：HX＞ HY
B．HX的电离常数(Ka)的数量级为10-3
C．水的电离程度：a＜b
D．当lgc=-7时，HY溶液的pH大于7
【答案】C
【详解】A．由图可知，浓度均为1.0 ml/L，体积相同的HX和HY溶液，稀释相同倍数时，HY的pH小，酸性强，故酸性HY>HX，A错误；B．根据图中b点可计算HX的电离常数Ka=，B错误；C．由图可知，a点的c(H+ )大于b点且溶质均为酸，故a点对水的抑制作用强，即水的电离程度a＜b，C正确；D．HY是弱酸，当lgc=-7时，HY溶液的pH不可能等于7，要小于7，D错误；故选C。
1．（2022·北京市回民学校模拟预测）下列实验中，均产生白色沉淀。
下列分析不正确的是（ ）
A．Na2CO3与NaHCO3溶液中所含微粒种类相同
B．CaCl2能促进Na2CO3、NaHCO3水解
C．Al2(SO4)3能促进Na2CO3、NaHCO3水解
D．4个实验中，溶液滴入后，试管中溶液pH均降低
【答案】B
【详解】A．Na2CO3溶液、NaHCO3溶液均存在Na+、、、H2CO3、H+、OH-、H2O，故含有的微粒种类相同，A正确；B． H++，加入Ca2+后，Ca2+和反应生成沉淀，促进的电离，B错误；C．Al3+与、都能发生互相促进的水解反应，C正确；D．由题干信息可知形成沉淀时会消耗碳酸根和碳酸氢根，则它们浓度减小，水解产生的氢氧根的浓度会减小，pH减小，D正确；
故选B。
2．（2022·江苏·模拟预测）室温下，用0.5ml·L-1Na2CO3溶液浸泡CaSO4粉末，一段时间后过滤，向滤渣中加稀醋酸，产生气泡。已知Ksp(CaSO4)=5×10-5，Ksp(CaCO3)=3×10-9。下列说法正确的是（ ）
A．0.5ml·L-1Na2CO3溶液中存在：c(OH-)=c(H+)+c(HCO)+c(H2CO3)
B．反应CaSO4+COCaCO3+SO正向进行，需满足>×104
C．过滤后所得清液中一定存在：c(Ca2+)=且c(Ca2+)≤
D．滤渣中加入醋酸发生反应的离子方程式：CaCO3+2H+=Ca2++CO2↑+H2O
【答案】C
【详解】A．0.5ml·L-1Na2CO3溶液中存在质子守恒：c(OH-)=c(H+)+c(HCO)+2c(H2CO3)，A错误；
B．该反应的平衡常数K=====×104，当浓度商＜K时，反应正向进行，B错误；C．上层清液为碳酸钙的保护溶液，所以清液中满足c(Ca2+)=，由于硫酸钙沉淀转化为碳酸钙沉淀，所以清液为硫酸钙的不饱和溶液，则c(Ca2+)≤，C正确；D．醋酸为弱酸，不能拆成离子形式，D错误；综上所述答案为C。
3．（2022·陕西渭南·一模）湿法提银工艺中，浸出的Ag+需加入Cl-进行沉淀。25℃时，平衡体系中含Ag微粒的分布系数δ[如δ(AgCl)=]随lgc(Cl-)的变化曲线如图所示。已知：lg[Ksp(AgCl)]=-9.75。下列叙述错误的是（ ）
A．AgCl溶解度随c(Cl-)增大而不断减小
B．沉淀最彻底时，溶液中c(Ag+)=10-7.21ml•L-1
C．当c(Cl-)=10-2ml•L-1时，溶液中c(AgCl)>c(Ag+)>c(AgCl)
D．25℃时，AgCl+Cl-AgCl的平衡常数K=100.2
【答案】A
【详解】A．由图可知开始的时候氯化银的溶解度随着c(Cl-)增大而不断减小，但是当氯离子浓度增大的一定程度的时候，随着c(Cl-)增大溶液中的银离子和氯离子形成络离子，而溶解度增大，A错误；
B．沉淀最彻底时即银离子以氯化银的形式存在，而且氯化银最多的时候，就是沉淀最彻底时，由图可知此时c(Cl-)=10-2.54，由lg[Ksp(AgCl)]=-9.75可知，Ksp(AgCl)= 10-9.75，则此时c(Ag+)=10-7.21ml•L-1，B正确；
C．当c(Cl-)=10-2ml•L-1时，图中横坐标为-2，由图可知，此时c(AgCl)>c(Ag+)>c(AgCl)，C正确；
D．AgCl+Cl-AgCl的平衡常数，则在图中横坐标为-0.2时AgCl与AgCl相交，即其浓度相等，则在常数中其比值为1，此时常数K==100.2，D正确；故选A。
4．（2022·湖南省桃源县第一中学二模）NaH2A—Na2HA溶液是人体存在的缓冲溶液。常温下，H3A溶液中各微粒组成随着pH而变化，溶液中A3-、HA2-、H2A-、H3A浓度所占分数(δ)随pH变化的关系如图所示。
下列说法错误的是（ ）
A．0.1ml/LNaH2A溶液显酸性
B．H3A+HA2—=2H2A—的平衡常数K=105.08
C．将等物质的量的Na2HA和NaH2A配制成溶液，pH=7.20
D．pH=12.40时，存在关系：c(H+)c(A2-)>c(H2A)
D．用KOH固体改变KHA溶液pH至14过程中，c(A2-)一直增大
【答案】B
【详解】A．H2A+OH-= HA-+H+，HA-+OH-=H2O+ A2-，随pH增大c(H2A)一直下降，c(HA-)先增大后减小，c(A2-)一直增大，故曲线①代表lgc(H2A)，曲线③代表lgc(A2-)，A正确；
B．P点时，P处有K2A、KHA，(lgc(H2A)≈-5，即c(H2A) ≈10-5ml/L)，若溶质为KHA，则由物料守恒c(K+)=c(H2A)+c(HA-)+c(A2-)，但是P处有K2A、KHA 两种溶质c(K+)不等于c(H2A)+c(HA-)+c(A2-)，B错误；
C．HA-，Ka2=3.9×10-6，，，，故HA-的电离程度更大，故c(A2-)>c(H2A)，整体而言电离程度仍较小，c(K+)>c(HA-)>c(A2-)>c(H2A)，C正确；D．HA-+OH-=H2O+ A2-，c(A2-)一直增大，D正确；答案选B。
9．（2022·江苏·启东中学模拟预测）室温下，已知Ksp(CuS)=8.8×10-36，饱和Cu(OH)2溶液中x=—lg与pH的关系如下图所示。向0.1 ml·L-1的Na2S溶液(pH=12.4)中加入一定量的CuSO4晶体。下列说法正确的是（ ）
A．室温下Ksp[Cu(OH)2]=2.2 × 10-18
B．加入CuSO4晶体时，先生成Cu(OH)2沉淀
C．室温下，CuS在等浓度的Na2S和H2S溶液中的Ksp相等
D．反应后的溶液中存在离子浓度关系： c(Na+)+ c (H+)+ c (Cu2+ )= c (S2—)+c(HS—)+ c (OH— )+ c (SO)
【答案】C
【详解】A．由图可知，X为7时，溶液pH为10，则室温下Ksp[Cu(OH)2]= c(Cu2+) c2(OH— )= 2.2 × 10-12×(1×10—4)2=2.2 × 10-20，故A错误；B．向0.1ml/L硫化钠溶液中加入硫酸铜晶体时，硫化钠溶液与硫酸铜溶液反应生成溶度积小的硫化铜沉淀，不可能生成氢氧化铜沉淀，故B错误；C．硫化铜的溶度积是温度函数，温度不变，溶度积的大小不变，所以室温下，硫化铜在等浓度的硫化钠和氢硫酸溶液中的溶解度不同，但溶度积相等，故C正确；D．硫化钠溶液与硫酸铜溶液反应生成硫化铜沉淀和硫酸钠，所以反应后的溶液中存在的电荷守恒关系可能为c(Na+)+ c (H+)+2 c (Cu2+ )= 2c (S2—)+c(HS—)+ c (OH— )+2 c (SO)，故D错误；故选C。
10．（2022·重庆·模拟预测）常温下，难溶物Y2X与ZX在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示，若定义其坐标图示：p(A)=-lgc(A)，Mn+表示Y+或Z2+。下列说法错误的是（ ）
A．M表示Y2X的溶解平衡曲线
B．常温下，Y2X的分散系在c点时为悬浊液
C．向b点溶液中加入Na2X饱和溶液，析出ZX固体
D．ZX(s)+2Y+(aq)⇌Y2X(s)+Z2+(aq)的平衡常数K=1014
【答案】B
【详解】A．Ksp(Y2X)=c2(Y+)∙c(X2-)，Ksp(ZX)=c(Z2+)∙c(X2-)，横坐标表示阳离子浓度的负对数，纵坐标表示金属阳离子浓度的负对数，X2-改变相同量时，Y+浓度变化量大于Z2+浓度的变化量，所以M表示Y2X的溶解平衡曲线，N表示ZX的溶解平衡曲线，A正确；B.c点在M斜线上方，在金属阳离子浓度不变时，纵坐标越大，表示相应的阴离子浓度越小，因此c点Qc=c2(Y+)∙c(X2-)＜Ksp(Y2X)，因此c点形成的的是Y2X的不饱和溶液，B错误；C．N表示ZX的溶解平衡曲线，b点为ZX的饱和溶液，若加入Na2X饱和溶液，则c(X2-)增大，由于Ksp不变，ZX固体会析出，最终导致溶液中c(Z2+)减小，C正确；D．N表示ZX的溶解平衡曲线，由b(5，30.2)可知：ZX的溶度积常数Ksp=10-(5+30.2)=10-35.2，M表示Y2X的溶解平衡曲线，由a点坐标可知Ksp(Y2X)=c2(Y+)∙c(X2-)=10-(20×2+9.2)=10-49.2。ZX(s)+2Y+(aq)⇌Y2X(s)+Z2+(aq)的平衡常数K=，D正确；故合理选项是B。
1．（2022·河北·高考真题）某水样中含一定浓度的CO、HCO和其他不与酸碱反应的离子。取10.00mL水样，用0.01000ml•L-1的HCl溶液进行滴定，溶液pH随滴加HCl溶液体积V(HCl)的变化关系如图(混合后溶液体积变化忽略不计)。
下列说法正确的是（ ）
A．该水样中c(CO)=0.01ml•L-1
B．a点处c(H2CO3)+c(H+)=c(OH—)
C．当V(HCl)≤20.00mL时，溶液中c(HCO)基本保持不变
D．曲线上任意一点存在c(CO)+c(HCO)+c(H2CO3)=0.03ml•L-1
【答案】C
【详解】A．由分析可知，水样中碳酸根离子的浓度为0.02ml/L，故A错误；B．由图可知，a点发生的反应为碳酸根离子与氢离子恰好反应生成碳酸氢根离子，可溶性碳酸氢盐溶液中质子守恒关系为c(H2CO3)+c(H+)=c(OH—)+ c(CO)，故B错误；C．由分析可知，水样中碳酸氢根离子的浓度为0.01ml/L，当盐酸溶液体积V(HCl)≤20.00mL时，只发生反应CO+H+=HCO，滴定时溶液中碳酸氢根离子浓度为=0.01ml/L，则滴定时溶液中碳酸氢根离子浓度不变，故C正确；D．由分析可知，水样中碳酸根离子和碳酸氢根离子浓度之和为0.03ml/L，由物料守恒可知，溶液中c(CO)+c(HCO)+c(H2CO3)=0.03 ml/L，滴定加入盐酸会使溶液体积增大，则溶液中[c(CO)+c(HCO)+c(H2CO3)]会小于0.03 ml/L，故D错误；故选C。
2．（2022·北京·高考真题）2022年3月神舟十三号航天员在中国空间站进行了“天宫课堂”授课活动。其中太空“冰雪实验”演示了过饱和醋酸钠溶液的结晶现象。下列说法不正确的是（ ）
A．醋酸钠是强电解质
B．醋酸钠晶体与冰都是离子晶体
C．常温下，醋酸钠溶液的
D．该溶液中加入少量醋酸钠固体可以促进醋酸钠晶体析出
【答案】B
【详解】A．醋酸钠在水溶液中能完全电离，醋酸钠是强电解质，故A正确；B．醋酸钠晶体是离子晶体，冰是分子晶体，故B错误；C．醋酸钠是强碱弱酸盐，常温下，醋酸钠溶液的，故C正确；D．过饱和醋酸钠溶液处于亚稳态，加入少量醋酸钠固体可以促进醋酸钠晶体析出，形成饱和溶液，故D正确；选B。
3．（2022·辽宁·高考真题）甘氨酸是人体必需氨基酸之一、在时，、和的分布分数【如】与溶液关系如图。下列说法错误的是（ ）
A．甘氨酸具有两性
B．曲线c代表
C．的平衡常数
D．
【答案】D
【详解】A．中存在和-COOH，所以溶液既有酸性又有碱性，故A正确；B．氨基具有碱性，在酸性较强时会结合氢离子，羧基具有酸性，在碱性较强时与氢氧根离子反应，故曲线a表示 的分布分数随溶液pH的变化，曲b表示的分布分数随溶液pH的变化，曲线c表示的分布分数随溶液pH的变化，故B正确；C．的平衡常数，时，根据a，b曲线交点坐标可知，时，，则，故C正确；D．由C项分析可知，，根据b，c曲线交点坐标坐标分析可得电离平衡的电离常数为K1=，，则，即，故D错误；故答案选D。
4．（2022·辽宁·高考真题）下列类比或推理合理的是（ ）
A．AB．BC．CD．D
【答案】A
【详解】A．、、的相对分子质量逐渐增大，沸点逐渐升高，可推知分子晶体的相对分子质量越大，分子间作用力越大，沸点越高，由于相对分子质量：，所以沸点：，故A正确；
B．非金属元素最高价含氧酸的酸性与非金属性有关，元素的非金属性越强，最高价含氧酸的酸性越强，所以酸性：，酸性：，故B错误；C．由金属性：，可推出氧化性；由离子方程式可得，氧化性：，故C错误；D．和的阴、阳离子个数比不相同，不能通过大小来比较二者在水中的溶解度，故D错误；选A。
5．（2022·湖南·高考真题）甲基丙烯酸甲酯是合成有机玻璃的单体。
旧法合成的反应：
新法合成的反应：
下列说法错误的是(阿伏加德罗常数的值为)（ ）
A．的电子式为
B．新法没有副产物产生，原子利用率高
C．的溶液中的微粒数小于
D．的作用是降低反应的活化能，使活化分子数目增多，百分数不变
【答案】D
【详解】A．氢氰酸为共价化合物，结构式为H—C≡N，电子式为，故A正确；B．由方程式可知，新法合成甲基丙烯酸甲酯的反应为没有副产物生成，原子利用率为100的化合反应，故B正确；C．硫酸氢铵是强酸弱碱的酸式盐，铵根离子在溶液中会发生水解反应，所以1L0.05ml/L的硫酸氢铵溶液中铵根离子的数目小于0.05ml/L×1L×NAml—1=0.05NA，故C正确；D．由方程式可知，钯为新法合成甲基丙烯酸甲酯的催化剂，能降低反应的活化能，使活化分子的数目和百分数都增大，故D错误；故选D。
6．（2022·全国·高考真题）常温下，一元酸的。在某体系中，与离子不能穿过隔膜，未电离的可自由穿过该膜(如图所示)。
设溶液中，当达到平衡时，下列叙述正确的是（ ）
A．溶液Ⅰ中
B．溶液Ⅱ中的HA的电离度为
C．溶液Ⅰ和Ⅱ中的不相等
D．溶液Ⅰ和Ⅱ中的之比为
【答案】B
【详解】A．常温下溶液I的pH=7.0，则溶液I中c(H+)=c(OH-)=1×10-7ml/L，c(H+)＜c(OH-)＋c(A-)，A错误；B．常温下溶液II的pH=1.0，溶液中c(H+)=0.1ml/L，Ka==1.0×10-3，c总(HA)=c(HA)+c(A-)，则=1.0×10-3，解得=，B正确；C．根据题意，未电离的HA可自由穿过隔膜，故溶液I和II中的c(HA)相等，C错误；D．常温下溶液I的pH=7.0，溶液I中c(H+)=1×10-7ml/L，Ka==1.0×10-3，c总(HA)=c(HA)+c(A-)，=1.0×10-3，溶液I中c总(HA)=(104+1)c(HA)，溶液II的pH=1.0，溶液II中c(H+)=0.1ml/L，Ka==1.0×10-3，c总(HA)=c(HA)+c(A-)，=1.0×10-3，溶液II中c总(HA)=1.01c(HA)，未电离的HA可自由穿过隔膜，故溶液I和II中的c(HA)相等，溶液I和II中c总(HA)之比为[(104+1)c(HA)]∶[1.01c(HA)]=(104+1)∶1.01≈104，D错误；答案选B。
7．（2022·浙江·高考真题）时，向浓度均为的盐酸和醋酸的混合溶液中逐滴加入的溶液(醋酸的；用的溶液滴定等浓度的盐酸，滴定终点的突跃范围4.3～9.7)。下列说法不正确的是（ ）
A．恰好中和时，溶液呈碱性
B．滴加溶液至的过程中，发生反应的离子方程式为：
C．滴定过程中，
D．时，
【答案】B
【详解】A．恰好中和时，生成氯化钠溶液和醋酸钠溶液，其中醋酸根离子会水解，溶液显碱性，A正确；
B．滴加溶液至的过程中，若只发生反应的离子方程式：，则滴加NaOH溶液的体积为20mL，则根据电离常数，的醋酸中，c(H+)≈c(CH3COO-)= ==>1.0×10-4.3，故用氢氧化钠滴定的过程中，醋酸也参加了反应，则离子方程式为：H++OH-=H2O和CH3COOH+OH-=CH3COO-+H2O，B错误；C．滴定前盐酸和醋酸的浓度相同，故滴定过程中，根据物料守恒可知：，C正确；D．向浓度均为的盐酸和醋酸的混合溶液中逐滴加入的溶液，当NaOH的体积为20ml时，溶液为氯化钠和醋酸的混合溶液，显酸性，需要再滴加适量的氢氧化钠，当加入的NaOH溶液的体积为30mL时，溶液为NaCl和等浓度的CH3COONa、CH3COOH，根据Ka=1.8×10-5＞Kh=可知，此时溶液仍然呈酸性，需继续滴加NaOH溶液，故有，D正确；故答案为：B。
8．（2022·浙江·高考真题）时，苯酚的，下列说法正确的是（ ）
A．相同温度下，等的和溶液中，
B．将浓度均为的和溶液加热，两种溶液的均变大
C．时，溶液与溶液混合，测得，则此时溶液中
D．时，的溶液中加少量固体，水的电离程度变小
【答案】C
【详解】A．醋酸的酸性大于苯酚，则醋酸根离子的水解程度较小，则相同温度下，等pH的C6H5ONa和CH3COONa溶液中c(C6H5O-)
B．实验2中两溶液混合时有：c(Ca2+)·c(CO)1.0×10－7ml·L－1
4.4黄色
酚酞
＜8.2无色
8.2～10.0浅红色
>10.0红色
比较项目
酸
c(H＋)
pH
中和碱的能力
与活泼金属反应产生H2的量
开始与金属反应的速率
盐酸
大
小
相同
相同
大
醋酸溶液
小
大
小
比较项目
酸
c(H＋)
c(酸)
中和碱的能力
与足量活泼金属反应产生H2的量
开始与金属反应的速率
盐酸
相同
小
小
少
相同
醋酸溶液
大
大
多
加水稀释相同的倍数，醋酸的pH大
加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多
加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大
加水稀释到相同的pH，醋酸加入的水多
步骤
操作
V(标准)
c(待测)
洗涤
酸式滴定管未用标准溶液润洗
变大
偏高
碱式滴定管未用待测溶液润洗
变小
偏低
锥形瓶用待测溶液润洗
变大
偏高
锥形瓶洗净后还留有蒸馏水
不变
无影响
取液
放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失
变小
偏低
滴定
酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失
变大
偏高
振荡锥形瓶时部分液体溅出
变小
偏低
部分酸液滴出锥形瓶外
变大
偏高
溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后加一滴NaOH溶液无变化
变大
偏高
读数
酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后俯视读数
变小
偏低
酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后仰视读数
变大
偏高
氢氧化钠滴定等浓度等体积的盐酸、醋酸的滴定曲线
盐酸滴定等浓度等体积的氢氧化钠、氨水的滴定曲线
曲线起点不同：强碱滴定强酸、弱酸的曲线，强酸起点低；强酸滴定强碱、弱碱的曲线，强碱起点高
突跃点变化范围不同：强碱与强酸反应(强酸与强碱反应)的突跃点变化范围大于强碱与弱酸反应(强酸与弱碱反应)
盐的类型
实例
是否水解
水解的离子
溶液的
酸碱性
溶液的pH
强酸强碱盐
NaCl、KNO3
否
－
中性
pH＝7
强酸弱碱盐
NH4Cl、Cu(NO3)2
是
NHeq \\al(＋,4)、Cu2＋
酸性
pH＜7
弱酸强碱盐
CH3COONa、Na2CO3
是
CH3COO－、COeq \\al(2－,3)
碱性
pH>7
条件
平衡移动方向
H＋数
pH
现象
升温
向右
增多
减小
颜色变深
通HCl
向左
增多
减小
颜色变浅
加H2O
向右
增多
增大
颜色变浅
加NaHCO3
向右
减小
增大
生成红褐色沉淀，放出气体
关键点
溶液中溶质成分及粒子浓度大小关系
常温下，用0.100 0 ml·L－1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 ml·L－1CH3COOH溶液
V(NaOH)＝0(0点)
溶质是CH3COOH
粒子浓度大小关系：c(CH3COOH)＞c(H＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)
V(NaOH)＝10 mL
(点①)
溶质是等物质的量的CH3COOH和CH3COONa
粒子浓度大小关系：c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(CH3COOH)＞c(H＋)＞c(OH－)
pH＝7(点②)
溶质是CH3COONa和少量的CH3COOH
粒子浓度大小关系：c(Na＋)＝c(CH3COO－)＞c(H＋)＝c(OH－)
V(NaOH)＝20 mL
(点③)
溶质是CH3COONa
粒子浓度大小关系：c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋)
V(NaOH)＝40 mL
溶质是等物质的量的CH3COONa和NaOH
粒子浓度大小关系：c(Na＋)＞c(OH－)＞c(CH3COO－)＞c(H＋)
外界条件
移动方向
平衡后c(Ag＋)
平衡后c(Cl－)
Ksp
升高温度
正向
增大
增大
增大
加水稀释
正向
不变
不变
不变
加入少量AgNO3
逆向
增大
减小
不变
通入HCl
逆向
减小
增大
不变
通入H2S
正向
减小
增大
不变
溶度积
离子积
概念
沉淀溶解平衡的平衡常数
溶液中有关离子浓度幂的乘积
符号
Ksp
Qc
表达式
Ksp(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)，式中的浓度是平衡浓度
Qc(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)，式中的浓度是任意浓度
应用
判断在一定条件下沉淀能否生成或溶解
①Qc>Ksp：溶液过饱和，有沉淀析出
②Qc＝Ksp：溶液饱和，处于平衡状态
③Qc＜Ksp：溶液未饱和，无沉淀析出
选项
分类目标
分类标准
分类结果
A
元素
原子最外层电子数的多少
金属元素和非金属元素
B
电解质
溶液导电能力的强弱
强电解质和弱电解质
C
分散系
分散质微粒直径大小
胶体、溶液和浊液
D
物质变化
变化过程中是否有化学键的断裂
物理变化和化学变化
氢氧化物
开始沉淀的pH
1.5
4.0
6.5
完全沉淀的pH
3.3
5.2
9.7
选项
实验操作
现象
结论
A
向两支盛有KI3溶液的试管中分别滴加淀粉溶液和AgNO3溶液
前者溶液变蓝，后者有黄色沉淀生成
KI3溶液中存在平衡：II2+I-
B
向两支盛有5mL6%H2O2溶液的试管中分别加入1mL0.1ml/LFeCl3溶液和1mL0.1ml/LCuSO4溶液
滴加FeCl3溶液比滴加CuSO4溶液的试管中相同时间内产生气泡多
Fe3+催化效果好
C
向盛有Fe(NO3)2溶液的试管中加入1ml/L的硫酸
试管口出现红棕色气体
溶液中的NO被Fe2+还原为NO2
D
常温下，用pH计分别测定等体积1ml/LCH3COONH4溶液和0.1ml/L CH3COONH4溶液的pH
pH均为7
两种CH3COONH4溶液中水的电离程度相同
1号环
2号环
3号环
4号环
5号环
第一次加入
Na2CO3溶液
KI和KIO3溶液
乙酸溶液
Na2CO3溶液
Na2CO3溶液
第二次加入
溴百里酚蓝
淀粉溶液，乙酸
甲基橙
甲基橙
甲基橙、溴百里酚蓝
已知
方法
结论
A
沸点：
类比
沸点：
B
酸性：
类比
酸性：
C
金属性：
推理
氧化性：
D
：
推理
溶解度：