資源簡介

選擇題突破九　電解質溶液
命題角度1 電離平衡、水解平衡及其應用
1.(2022·全國乙卷)常溫下，一元酸HA的Ka(HA)＝1.0×10－3。在某體系中，H＋與A－不能穿過隔膜，未電離的HA可自由穿過該膜(如圖所示)。
設溶液中c總(HA)＝c(HA)＋c(A－)，當達到平衡時，下列敘述正確的是(　　)
A.溶液Ⅰ中c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)
B.溶液Ⅱ中的HA的電離度[]為
C.溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)不相等
D.溶液Ⅰ和Ⅱ中的c總(HA)之比為10－4
2.(2021·廣東卷)鳥嘌呤(G)是一種有機弱堿，可與鹽酸反應生成鹽酸鹽(用GHCl表示)。已知GHCl水溶液呈酸性，下列敘述正確的是(　　)
A.0.001 mol·L－1 GHCl水溶液的pH＝3
B.0.001 mol·L－1 GHCl水溶液加水稀釋，pH升高
C.GHCl在水中的電離方程式為GHCl===G＋HCl
D.GHCl水溶液中：c(OH－)＋c(Cl－)＝c(GH＋)＋c(G)
命題角度2 溶液中離子平衡圖像分析
3.(2023·浙江1月選考)甲酸(HCOOH)是重要的化工原料。工業廢水中的甲酸及其鹽，通過離子交換樹脂(含固體活性成分R3N，R為烷基)因靜電作用被吸附回收，其回收率(被吸附在樹脂上甲酸根的物質的量分數)與廢水初始pH關系如圖(已知甲酸Ka＝1.8×10－4)，下列說法不正確的是(　　)
A.活性成分R3N在水中存在平衡：R3N＋H2OR3NH＋＋OH－
B.pH＝5的廢水中c(HCOO－)∶c(HCOOH)＝18
C.廢水初始pH＜2.4，隨pH下降，甲酸的電離被抑制，與R3NH＋作用的HCOO－數目減少
D.廢水初始pH＞5，離子交換樹脂活性成分主要以R3NH＋形態存在
4.(2023·湖南卷)常溫下，用濃度為0.020 0 mol·L－1 的NaOH標準溶液滴定濃度均為 0.020 0 mol·L－1 的HCl和CH3COOH的混合溶液，滴定過程中溶液的pH隨η(η＝)的變化曲線如圖所示。下列說法錯誤的是(　　)
A.Ka(CH3COOH)約為10－4.76
B.點a：c(Na＋)＝c(Cl－)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)
C.點b：c(CH3COOH)D.水的電離程度：a5.(2023·湖北卷)H2L為某鄰苯二酚類配體，其pKa1＝7.46，pKa2＝12.4。常溫下構建Fe(Ⅲ)－H2L溶液體系，其中c0(Fe3＋)＝2.0×10－4 mol·L－1，c0(H2L)＝5.0×10－3 mol·L－1。體系中含Fe物種的組分分布系數δ與pH的關系如圖所示，分布系數δ(x)＝，已知lg 2≈0.30，lg 3≈0.48。下列說法正確的是(　　)
A.當pH＝1時，體系中c(H2L)>c([FeL]＋)>c(OH－)>c(HL－)
B.pH在9.5～10.5之間，含L的物種主要為L2－
C.L2－＋[FeL]＋[FeL2]－的平衡常數的lg K約為14
D.當pH＝10時，參與配位的c(L2－)≈1.0×10－3 mol·L－1
命題角度3 沉淀溶解平衡圖像分析
6.(2023·全國乙卷)一定溫度下，AgCl和Ag2CrO4的沉淀溶解平衡曲線如圖所示。
下列說法正確的是(　　)
A.a點條件下能生成Ag2CrO4沉淀，也能生成AgCl沉淀
B.b點時，c(Cl－)＝c(CrO)，Ksp(AgCl)＝Ksp(Ag2CrO4)
C.Ag2CrO4＋2Cl－2AgCl＋CrO的平衡常數K＝107.9
D.向NaCl、Na2CrO4均為0.1 mol·L－1的混合溶液中滴加AgNO3溶液，先產生Ag2CrO4沉淀
7.(2023·全國甲卷)下圖為Fe(OH)3、Al(OH)3和Cu(OH)2在水中達沉淀溶解平衡時的pM－pH關系圖{pM＝－lg[c(M)/(mol·L－1)]；c(M)≤10－5 mol·L－1可認為M離子沉淀完全}。下列敘述正確的是(　　)
A.由a點可求得Ksp[Fe(OH)3]＝10－8.5
B.pH＝4時Al(OH)3的溶解度為 mol·L－1
C.濃度均為0.01 mol·L－1的Al3＋和Fe3＋可通過分步沉淀進行分離
D.Al3＋、Cu2＋混合溶液中c(Cu2＋)＝0.2 mol·L－1時二者不會同時沉淀
微題型1 電離平衡、水解平衡及應用
【典題精練】
1.(2023·廣東大聯考)H2S是一種有毒氣體，能溶于水，人們常用CuSO4溶液除去氣體中混有的H2S雜質，生成黑褐色的CuS沉淀。下列說法正確的是(　　)
A.H2S的在水溶液中電離方程式：H2S2H＋＋S2－
B.少量NaOH溶液吸收H2S可得到NaHS，NaHS的電離方程式：NaHSNa＋＋HS－
C.反應H2S＋Cu2＋===CuS↓＋2H＋可以發生，說明Ka1(H2S)·Ka2(H2S)大于Ksp(CuS)
D.常溫下，將pH＝5.8的H2S溶液稀釋100倍，溶液pH＝7.8
2.(2023·湛江模擬)25 ℃時，苯酚(C6H5OH)的Ka＝1.0×10－10，下列說法正確的是(　　)
A.相同溫度下，等pH的C6H5ONa和CH3COONa溶液中，c(C6H5O－)>c(CH3COO－)
B.將濃度均為0.10 mol·L－1的C6H5ONa和NaOH溶液加熱，兩種溶液的pH均變大
C.25 ℃時，C6H5OH溶液與NaOH溶液混合，測得pH＝10.00，則此時溶液中c(C6H5O－)＝c(C6H5OH)
D.25 ℃時，0.10 mol·L－1的C6H5OH溶液中加少量C6H5ONa固體，水的電離程度變小
3.常溫下，通過下列實驗探究CH3COOH溶液的性質(已知常溫下，CH3COOH的電離常數Ka＝1.8×10－5)：
實驗1：用pH試紙測定0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液的pH，測得pH約為3
實驗2：向20.00 mL 0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中逐滴加入10.00 mL 0.1 mol·L－1NaOH溶液
實驗3：向20.00 mL 0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中逐滴加入NaOH溶液至恰好完全反應
實驗4：將pH＝3的CH3COOH溶液與pH＝11的NaOH溶液等體積混合
下列說法正確的是(　　)
A.水中加入CH3COOH，水的電離程度變大
B.實驗2反應后溶液中：c(CH3COOH)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)
C.實驗3反應后的溶液中：溶液pH＝7
D.實驗4混合后的溶液中：c(CH3COO－)>c(H＋)>c(OH－)
【智能提升】
1.明確三個“比較”
(1)電離程度大于水解程度，如CH3COOH的電離程度大于CH3COO－的水解程度，所以等濃度的CH3COOH與CH3COONa溶液等體積混合后溶液顯酸性。
(2)水解程度大于電離程度，如HClO的電離程度小于ClO－的水解程度，所以等濃度的HClO與NaClO溶液等體積混合后溶液顯堿性。
(3)酸式鹽溶液的酸堿性主要取決于酸式鹽的電離程度和水解程度哪一個更強。如在NaHCO3溶液中，HCO的水解程度大于其電離程度，故溶液顯堿性。
2.掌握兩個“守恒”
(1)電荷守恒：電解質溶液中所有陽離子所帶的正電荷總數與所有陰離子所帶的負電荷總數相等。如在Na2CO3 溶液中存在Na＋、CO、H＋、OH－、HCO，它們存在如下關系：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(HCO)＋c(OH－)。
(2)元素質量守恒(也叫物料守恒)：電解質溶液中，由于某些離子能水解或電離，離子種類增多，但某些關鍵性的原子總是守恒的。
c(Na＋)＝2[c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3)]
3.利用常數關系判斷溶液的酸堿性
NaHS溶液顯堿性，離子濃度的大小順序為c(Na＋)>c(HS－)>c(OH－)>c(H＋)>c(S2－)，判斷的理由是HS－的水解常數大于其電離常數(Ka2)。
微題型2 溶液中的離子平衡圖像
【典題精練】
4.(2023·廣州四校測試)已知常溫下HF酸性強于HCN，分別向1 L 1 mol·L－1的HF、HCN溶液中加NaOH固體(忽略溫度和溶液體積變化)，溶液pH隨lg(X表示F或者CN)變化的情況如圖所示，下列說法錯誤的是(　　)
A.lg Ka(HF)－lg Ka(HCN)＝6
B.溶液中對應的c(X－)：d點>c點
C.b點溶液的pH＝5.2
D.e點溶液中c(Na＋)>c(HCN)>c(OH－)>c(H＋)
5.(2023·佛山質量監測)NH4Cl溶液可發生反應：4NH＋6HCHO===(CH2)6N4H＋(一元弱酸)＋3H＋＋6H2O；以0.100 0 mol·L－1的NaOH溶液滴定20.00 mL經HCHO處理后的NH4Cl溶液，滴定曲線如圖所示。關于該過程下列說法錯誤的是(　　)
A.應選擇酚酞作為指示劑
B.NH4Cl溶液的濃度為0.100 0 mol·L－1
C.(CH2)6N4H＋有Ka＝
D.溶液pH＝7時，c[(CH2)6N4H＋]＋c(Na＋)＝c(Cl－)
6.(2023·廣州天河區二模)25 ℃時，用NaOH溶液調節醋酸溶液的pH，實驗測得溶液中CH3COOH、CH3COO－的分布系數δ與pH的關系如圖所示。其中δ(CH3COO－)＝。下列說法正確的是(　　)
A.曲線1代表δ(CH3COO－)
B.25 ℃，CH3COOH的電離常數Ka＝4.74
C.δ(CH3COOH)＝
D.溶液中始終存在c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(H＋)
【智能提升】
1.與pH有關的圖像
(1)pH與稀釋倍數的線性關系
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)以常溫下將KOH溶液滴加到二元弱酸(H2X)溶液中為例，分析pH～lg曲線
①確定各曲線的含義：二元弱酸(H2X)第一步電離程度遠大于第二步電離程度。lg或lg越大，表示電離程度越大，因而N代表第一步電離曲線，M代表第二步電離曲線。
②pH～lg圖是分布系數圖的變形，通過找lg＝0，依次確定pKan。
如上述圖像，可以根據m點、n點的坐標計算pKa1和pKa2。
2.酸堿滴定曲線分析
(1)酸堿滴定pH～V標準液曲線的特點
強堿滴定等濃度HA 強酸滴定等濃度BOH
曲線起點：強堿滴定HA，酸性越強起點越低；強酸滴定BOH，堿性越強起點越高
突變范圍：強強滴定范圍大于強弱滴定
酸堿指示劑：根據中和反應終點的酸堿性選擇。若酸性，選甲基橙；堿性，選酚酞；中性，二者均可
(2)巧抓“五個”關鍵點，突破溶液中的粒子濃度關系
如：室溫下，向20 mL 0.1 mol·L－1 HA溶液中逐滴加入0.1 mol·L－1 NaOH溶液，溶液pH的變化如圖所示：
3.粒子分布系(分)數圖像分析
分布曲線指以pH為橫坐標，分布系數(即組分的平衡濃度占總濃度的分數)為縱坐標的關系曲線。
一元弱酸(以CH3COOH為例) 二元弱酸(以草酸H2C2O4為例)
注：pKa為電離常數的負對數
Ka＝ 交點：c(CH3COO－)＝c(CH3COOH)， 故Ka＝c(H＋)＝10－4.76 Ka1＝ A點：c(HC2O)＝c(H2C2O4)， 故Ka1＝c(H＋)＝10－1.2； Ka2＝ B點：c(C2O)＝c(HC2O)，故Ka2＝10－4.2
微題型3 沉淀溶解平衡圖像
【典題精練】
7.(2023·茂名一中月考)常溫下，往5 mL蒸餾水中加入一定量的Mg(OH)2固體后，再加入Fe3＋與Mg2＋等物質的量的FeCl3的溶液，測得－lg c～進程曲線如圖所示，下列說法不正確的是(　　)
A.加入Mg(OH)2固體存在沉淀溶解平衡Mg(OH)2(s)Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)，使得c(H＋)減少
B.加入FeCl3溶液后，c(Mg2＋)增大，存在沉淀的轉化
C.加入FeCl3溶液后，存在Fe3＋水解，c(H＋)增大
D.若增加FeCl3溶液的用量，最終pH會大于5
8.(2023·湛江調研)25 ℃時，－lg c(X)與pH的關系如圖所示，X代表Zn2＋或Fe2＋或Zn(OH)，下列說法錯誤的是(　　)
已知：常溫下，Fe(OH)2的Ksp＝8.1×10－16；強堿性溶液中Zn元素主要以Zn(OH)的形式存在。
A.曲線②代表－lg c(Zn2＋)與pH的關系
B.常溫下，Zn(OH)2的Ksp的數量級為10－17
C.向等濃度的ZnCl2和FeCl2的混合溶液中滴入NaOH溶液，Zn2＋先沉淀
D.向c[Zn(OH)]＝0.1 mol·L－1的溶液中加入等體積0.1 mol·L－1的HCl后，體系中Zn元素主要以Zn(OH)2、Zn(OH)的形式存在
9.(2023·廣東百萬聯考模擬)二元有機酸(H2X)的電離常數Ka1＝1.67×10－8、Ka2＝3.34×10－17。BaX難溶于水，常溫下，將BaX溶解在一定濃度的HY溶液中，直至不再溶解，測得混合液中c2(H＋)與c2(Ba2＋)的關系如圖所示。下列說法錯誤的是(　　)
已知：HY是一元強酸，BaY2易溶于水。
A.NaHX溶液顯堿性
B.溶度積Ksp(BaX)≈6.18×10－21 mol2·L－2
C.b點：2c(Ba2＋)＋c(H＋)＝2c(X2－)＋c(HX－)＋c(OH－)＋c(Y－)
D.若0.01 mol BaX溶于1 L x mol·L－1 HY溶液中得到c點溶液，則x＝0.4
【智能提升】
1.有關沉淀溶解平衡Ksp曲線的分析
(1)典型示例
(2)點的變化
a→c 曲線上變化，增大c(SO)
b→c 加入1×10－5 mol·L－1 Na2SO4溶液(加水不行)
d→c 加入BaCl2固體(忽略溶液的體積變化)
c→a 曲線上變化，增大c(Ba2＋)
曲線上方的點表示有沉淀生成；曲線下方的點表示不飽和溶液
2.有關沉淀溶解平衡對數圖像分析
圖像 說明
已知：pM＝－lg c(M)(M：Mg2＋、Ca2＋、Mn2＋)，p(CO)＝－lg c(CO) 橫坐標數值越大，c(CO)越小
縱坐標數值越大，c(M)越小
曲線上方的點為不飽和溶液
曲線上的點為飽和溶液
曲線下方的點表示有沉淀生成
曲線上任意一點，坐標數值越大，其對應的離子濃度越小
3.沉淀滴定曲線分析
以0.100 mol·L－1 AgNO3滴定50.0 mL 0.050 0 mol·L－1 Cl－溶液的滴定曲線為例：
①根據曲線數據計算可知Ksp(AgCl)的數量級為10－10。
②滴定終點c點為飽和AgCl溶液，c(Ag＋)＝c(Cl－)。
③相同實驗條件下，若改為0.040 0 mol·L－1 Cl－，反應終點c向a方向移動。
④相同實驗條件下，若改為0.050 0 mol·L－1Br－，反應終點c向b方向移動。
選擇題突破九　電解質溶液
真題導航·明確考向
1.B　[常溫下溶液Ⅰ的pH＝7.0，則溶液Ⅰ中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol·L－1，c(H＋)＜c(OH－)＋c(A－)，A錯誤；常溫下溶液Ⅱ的pH＝1.0，溶液中c(H＋)＝0.1 mol·L－1，Ka(HA)＝＝1.0×10－3，c總(HA)＝c(HA)＋c(A－)，則＝1.0×10－3，解得＝，B正確；根據題意，未電離的HA可自由穿過隔膜，故溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)相等，C錯誤；常溫下溶液Ⅰ的pH＝7.0，溶液Ⅰ中c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1，Ka(HA)＝＝1.0×10－3，c總(HA)＝c(HA)＋c(A－)，＝1.0×10－3，溶液Ⅰ中c總(HA)＝(104＋1)c(HA)；溶液Ⅱ中，由B項解析c總(HA)＝1.01 c(HA)，未電離的HA可自由穿過隔膜，故溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)相等，溶液Ⅰ和Ⅱ中c總(HA)之比為[(104＋1)c(HA)]∶[1.01c(HA)]＝(104＋1)∶1.01≈104，D錯誤。]
2.B　[0.001 mol·L－1 GHCl水溶液中GH＋少量水解生成H＋，所以c(H＋)小于0.001 mol·L－1，pH>3，A錯誤；0.001 mol·L－1 GHCl水溶液加水稀釋，GH＋水解平衡正向移動，但是溶液體積增大使c(H＋)減小，則pH升高，B正確；GHCl的電離方程式為GHCl===GH＋＋Cl－，C錯誤；GHCl水溶液中存在電荷守恒：c(H＋)＋c(GH＋)＝c(OH－)＋c(Cl－)，D錯誤。]
3.D　[A項，由圖可知，R3N溶液呈堿性，溶液中存在平衡R3N＋H2O??R3NH＋＋OH－，故A正確；B項，由電離常數公式可知，＝。當溶液pH為5時，廢水中＝＝18，故B正確；C項，由圖可知，溶液pH為2.4時，廢水中的甲酸及其鹽回收率最高。當溶液中pH小于2.4時，隨溶液pH下降，溶液中氫離子濃度增大，甲酸的電離被抑制，溶液中甲酸根離子濃度減小，與R3NH＋作用的數目減小，故C正確；D項，廢水中存在平衡R3N＋H2OR3NH＋＋OH－，當廢水初始pH大于5時，平衡向左移動，離子交換樹脂活性成分主要以R3N形態存在，故D錯誤；故選D。]
4.D　[NaOH溶液和HCl、CH3COOH混酸反應時，先與強酸反應，然后再與弱酸反應，由滴定曲線可知，a點時NaOH溶液和HCl恰好完全反應生成NaCl和水，CH3COOH未發生反應，溶質成分為等物質的量的NaCl和CH3COOH；b點時NaOH溶液反應掉一半的CH3COOH，溶質成分為NaCl、CH3COOH和 CH3COONa，且物質的量之比為2∶1∶1；c點時NaOH溶液與CH3COOH恰好完全反應，溶質成分為等物質的量的NaCl、CH3COONa；d點時NaOH過量，溶質成分為NaCl、CH3COONa和NaOH，據此解答。A.由分析可知，a點時溶質成分為NaCl和CH3COOH，c(CH3COOH)＝0.010 0 mol/L，c(H＋)＝10－3.38 mol/L，Ka(CH3COOH)＝≈＝10－4.76，故A正確；B.a點溶液為等濃度的NaCl和CH3COOH混合溶液，存在物料守恒關系c(Na＋)＝c(Cl－)＝c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)，故B正確；C.b點溶液中含有NaCl及等濃度的CH3COOH和 CH3COONa，由于pH<7，溶液顯酸性，說明CH3COOH的電離程度大于CH3COO－的水解程度，則c(CH3COOH)d，故D錯誤。]
5.C　[從圖給的分布分數圖可以看出，在兩曲線的交點橫坐標值加和取平均值即為某型體含量最大時的pH，利用此規律解決本題。A.從圖中可以看出Fe(Ⅲ)主要與L2－進行絡合，但在pH＝1時，富含L的型體主要為H2L，此時電離出的HL－較少，根據H2L的一級電離常數可以簡單計算pH＝1時溶液中c(HL－)≈5×10－9.46，但pH＝1時c(OH－)＝10－13，因此這四種離子的濃度大小為c(H2L)>c([FeL]＋)>c(HL－)>c(OH－)，A錯誤；B.根據圖示的分布分數圖可以推導出，H2L在pH≈9.9時HL－的含量最大，而H2L和L2－的含量較少，因此當pH在9.5～10.5之間時，含L的物種主要為HL－，B錯誤；C.該反應的平衡常數K＝，當[FeL2]－與[FeL]＋分布分數相等時，可以將K簡化為K＝，此時體系的pH≈4，在pH＝4時可以計算溶液中c(L2－)＝5.0×10－14.86，則該絡合反應的平衡常數K≈＝2×1013.86，即lg K≈14，C正確；D.根據圖像，pH＝10時溶液中主要的型體為[FeL3]3－和[FeL2(OH)]2－，其分布分數均為0.5，因此可以得到c([FeL3]3－)＝c([FeL2(OH)]2－)＝1×10－4 mol·L－1，此時形成[FeL3]3－消耗了3×10－4 mol·L－1的L2－，形成[FeL2(OH)]2－消耗了2×10－4 mol·L－1的L2－，共消耗了5×10－4 mol·L－1的L2－，即參與配位的c(L2－)≈5×10－4 mol·L－1，D錯誤。]
6.C　[根據圖像，由(1.7，5)可得到Ag2CrO4的溶度積Ksp(Ag2CrO4)＝c2(Ag＋)·c(CrO)＝(1×10－5)2×1×10－1.7＝10－11.7，由(4.8，5)可得到AgCl的溶度積Ksp(AgCl)＝c(Ag＋)·c(Cl－)＝1×10－5×1×10－4.8＝10－9.8，據此數據計算各選項結果。A.假設a點坐標為(4，6.5)，此時分別計算反應的濃度熵Q得，Q(AgCl)＝10－10.5，Q(Ag2CrO4)＝10－17，二者的濃度熵均小于其對應的溶度積Ksp，二者均不會生成沉淀，A錯誤；B.Ksp為難溶物的溶度積，是一種平衡常數，平衡常數只與溫度有關，與濃度無關，根據分析可知，二者的溶度積不相同，B錯誤；C.該反應的平衡常數表達式為K＝，將表達式轉化為與兩種難溶物的溶度積有關的式子得K＝＝＝＝＝1×107.9，C正確；D.向NaCl、Na2CrO4均為0.1 mol·L－1的混合溶液中滴加AgNO3，開始沉淀時所需要的c(Ag＋)分別為10－8.8和10－5.35，說明此時沉淀Cl－需要的銀離子濃度更低，在這種情況下，先沉淀的是AgCl，D錯誤。]
7.C　[A.由點a(2，2.5)可知，此時pH＝2，pOH＝12，則Ksp[Fe(OH)3]＝c(Fe3＋)·c3(OH－)＝10－2.5×(10－12)3＝10－38.5，故A錯誤；B.由點(5，6)可知，此時pH＝5，pOH＝9，則Ksp[Al(OH)3]＝c(Al3＋)·c3(OH－)＝10－6×(10－9)3＝10－33，pH＝4時Al(OH)3的溶解度為＝10－3 mol·L－1，故B錯誤；C.由圖可知，當鐵離子完全沉淀時，鋁離子尚未開始沉淀，可通過調節溶液pH的方法分步沉淀Al3＋和Fe3＋，故C正確；D.由圖可知，Al3＋沉淀完全時，c(Al3＋)≤10－5 mol·L－1，pM≥5，此時pH約為4.7，在此pH下Cu2＋剛開始沉淀的濃度為0.1 mol·L－1，而題中c(Cu2＋)＝0.2 mol·L－1>0.1 mol·L－1，則Al3＋、Cu2＋會同時沉淀，故D錯誤。]
剖析題型·培育能力
微題型1
典題精練
1.C　[A.H2S是二元弱酸，應該分步電離，選項A錯誤；B.NaHS是強電解質，完全電離成Na＋和HS－，應用“===”而不是“”，選項B錯誤；C.反應的平衡常數K＝，能除盡H2S說明該反應正向進行趨勢大，即K值較大，選項C正確；D.H2S是弱酸，稀釋后所得溶液一定顯酸性，即pH＜7，選項D錯誤。]
2.C　[A.醋酸的酸性大于苯酚，則醋酸根離子的水解程度較小，則相同溫度下，等pH的C6H5ONa和CH3COONa溶液中c(C6H5O－)3.D　[實驗1說明CH3COOH溶液中存在CH3COOHCH3COO－＋H＋，H＋抑制水的電離，故A項錯誤；實驗2反應后的溶液中n(CH3COOH)＝n(CH3COONa)，由電荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)、物料守恒：2c(Na＋)＝c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)，得出c(CH3COOH)＋2c(H＋)＝c(CH3COO－)＋2c(OH－)，B項錯誤；實驗3反應后的溶液中的溶質是CH3COONa，CH3COO－水解使溶液呈堿性，C項錯誤；CH3COOH為弱酸，將pH＝3的CH3COOH溶液與pH＝11的NaOH溶液等體積混合，CH3COOH過量，混合溶液呈酸性，故混合后的溶液中c(CH3COO－)>c(H＋)>c(OH－)，D項正確。]
微題型2
典題精練
4.B　[常溫下HF酸性強于HCN，即Ka(HF)>Ka(HCN)，由圖可知，當lg＝0或lg＝0即c(F－)＝c(HF)或c(CN－)＝c(HCN)時，Ka(HF)＝＝c(H＋)＝10－3.2，Ka(HCN)＝＝c(H＋)＝10－9.2，即Ⅰ代表HF，Ⅱ代表HCN。Ka(HF)＝10－3.2，Ka(HCN)＝10－9.2，則lg Ka(HF)－lg Ka(HCN)＝6，A正確；由于弱電解質的電離是微弱的，故溶液中c(HF)＝c(HCN)≈1 mol·L－1，則d點c(CN－)＝＝ mol·L－1，c點c(F－)＝＝mol·L－1，故c(X－)：c點>d點，B錯誤；b點溶液中lg＝2，則c(H＋)＝＝10－5.2mol·L－1，溶液的pH＝5.2，C正確；e點溶液pH為9.2即c(H＋)c(HCN)>c(OH－)>c(H＋)，D正確。]
5.C　[A.強堿滴定酸，根據圖像可知終點時溶液顯堿性，因此應選擇酚酞作為指示劑，A正確；B.所得溶液是(CH2)6N4HCl和HCl，滴加氫氧化鈉溶液恰好反應時生成Na(CH2)6N4Cl和NaCl，根據原子守恒可知氯化銨的物質的量和氫氧化鈉的物質的量相等，所以NH4Cl溶液的濃度為0.100 0 mol·L－1，B正確；C.(CH2)6N4H＋的電離方程式為(CH2)6N4H＋(CH2)6N4＋H＋，根據圖像可知起始時氫離子濃度是10－1.1 mol/L，但溶液中(CH2)6N4的濃度不是10－1.1 mol/L，所以(CH2)6N4H＋的電離常數不是，C錯誤；D.溶液pH＝7時氫離子濃度等于氫氧根濃度，所以根據電荷守恒可知c[(CH2)6N4H＋]＋c(Na＋)＝c(Cl－)，D正確。]
6.C　[A.已知δ(CH3COO－)＝，同時除以c(CH3COO－)可得δ(CH3COO－)＝＝，隨著pH值增大，氫離子濃度減小，增大，即隨著pH的增大，δ(CH3COO－)增大，所以曲線2代表δ(CH3COO－)，故A錯誤；B.由圖可知，當δ(CH3COO－)＝＝時，c(CH3COO－)＝c(CH3COOH)，Ka＝＝c(H＋)，已知pH＝4.74，故Ka＝10－4.74，故B錯誤；C.＝＝＝δ(CH3COOH)，故C正確；D.根據電荷守恒可知，溶液中始終存在c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(H＋)＋c(Na＋)，故D錯誤。]
微題型3
典題精練
7.D　[A.加入Mg(OH)2固體存在沉淀溶解平衡Mg(OH)2(s)Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)，OH－消耗H＋，使得c(H＋)減少，A正確；B.由圖可知：加入FeCl3溶液后，c(Mg2＋)增大，則氫氧化鐵比氫氧化鎂更難溶，存在以下沉淀溶解平衡轉化：3Mg(OH)2(s)＋2Fe3＋(aq)3Mg2＋(aq)＋2Fe(OH)3(s)，B正確；C.由圖知，加入FeCl3溶液后，c(H＋)增大，原因是存在Fe3＋水解，使溶液呈酸性，C正確；D.由圖知，加入Fe3＋與Mg2＋等物質的量的FeCl3的溶液、達到平衡時pH＝5，若增加FeCl3溶液的用量，鐵離子濃度增大，Fe3＋水解程度增大，最終pH小于5，或者：按溶度積常數可知，氫氧根離子隨鐵離子濃度增大而減小，則氫離子濃度增大，最終pH小于5，D錯誤。]
8.A　[A.由Zn元素在強堿性溶液中，主要以Zn(OH)形式存在，且隨堿性增強，c[Zn(OH)]增大，曲線③的Ksp≠8.1×10－16，所以曲線①②③分別代表－lg c[Zn(OH)]、－lg c(Fe2＋)、－lg c(Zn2＋)與pH的關系，A項錯誤；B.pH＝7.0時，－lg c(Zn2＋)＝3.0，則Zn(OH)2的Ksp＝c(Zn2＋)·c2(OH－)＝10－17，B項正確；C.常溫下，Zn(OH)2的Ksp更小，故Zn2＋先沉淀，C項正確；D.混合后生成Zn(OH)2、Zn(OH)，兩者的物質的量相等，D項正確。]
9.B　[HX－的水解常數Kh＝＝＝≈6×10－7>Ka2，溶液顯堿性，A項正確；BaX＋2H＋===Ba2＋＋H2X[c(Ba2＋)≈c(H2X)]，Ka1·Ka2＝，Ksp(BaX)＝c(Ba2＋)·c(X2－)＝≈6.18×10－23 mol2·L－2，B項錯誤；b點時，溶液中含BaY2和H2X，由電荷守恒：2c(Ba2＋)＋c(H＋)＝c(HX－)＋c(OH－)＋2c(X2－)＋c(Y－)，C項正確；BaX溶于HY溶液中的反應：BaX＋2H＋===Ba2＋＋H2X，0.01 mol BaX消耗0.02 mol H＋，c點溶液中n(H＋)＝ mol＝ mol＝0.38 mol，則c(HY)＝(0.38 mol＋0.02 mol)÷1 L＝0.4 mol·L－1，D項正確。]

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