第三章 水溶液中的離子平衡

1、 選修四復(fù)習(xí)資料（第三章 水溶液中的離子平衡）學(xué)校： 姓名： 一、弱電解質(zhì)的電離 1、定義：電解質(zhì):在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物,叫電解質(zhì)。非電解質(zhì) ：在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物。強(qiáng)電解質(zhì) ：在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì)。弱電解質(zhì)：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì)。物質(zhì)單質(zhì)化合物電解質(zhì)非電解質(zhì)：非金屬氧化物，大部分有機(jī)物 。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2強(qiáng)電解質(zhì)：強(qiáng)酸，強(qiáng)堿，大多數(shù)鹽。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱電解質(zhì)：弱酸，弱堿，極少數(shù)鹽，水 。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O混和物純凈

2、物 2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：電解質(zhì)離子化合物或共價(jià)化合物 非電解質(zhì)共價(jià)化合物注意：電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物 SO2、NH3、CO2等屬于非電解質(zhì) 強(qiáng)電解質(zhì)不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4為強(qiáng)電解質(zhì)）電解質(zhì)的強(qiáng)弱與導(dǎo)電性、溶解性無關(guān)。3、電離平衡：在一定的條件下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成時(shí)，電離過程就達(dá)到了平衡狀態(tài)，這叫電離平衡。4、影響電離平衡的因素：A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。B、濃度：濃度越大，電離程度越??；溶液稀釋時(shí)，電離平衡向著電離的方向移動(dòng)。C、同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液里加入與弱電解質(zhì)具有相

3、同離子的電解質(zhì)，會(huì)減弱電離。D、其他外加試劑：加入能與弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的某種離子反應(yīng)的物質(zhì)時(shí)，有利于電離。5、電離方程式的書寫：用可逆符號 弱酸的電離要分布寫（第一步為主）6、電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質(zhì)在達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個(gè)常數(shù)。叫做電離平衡常數(shù)，（一般用Ka表示酸，Kb表示堿。 ）表示方法：ABA+B- Ki= A+ B-/AB7、影響因素：a、電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)的本性決定。b、電離常數(shù)受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。C、同一溫度下，不同弱酸，電離常數(shù)越大，其電離程度越大，酸性越強(qiáng)。如：

4、H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO二、水的電離和溶液的酸堿性1、水電離平衡：: 水的離子積：KW =cH+·cOH- 25時(shí), H+=OH- =10-7 mol/L ; KW = H+·OH- = 1*10-14注意：KW只與溫度有關(guān)，溫度一定，則KW值一定KW不僅適用于純水，適用于任何溶液（酸、堿、鹽）2、水電離特點(diǎn)：（1）可逆 （2）吸熱 （3）極弱3、影響水電離平衡的外界因素：酸、堿 ：抑制水的電離 KW1*10-14 溫度：促進(jìn)水的電離（水的電離是吸熱）易水解的鹽：促進(jìn)水的電離 KW 1*1

5、0-144、溶液的酸堿性和pH：（1）pH=-lgcH+ （2）pH的測定方法：酸堿指示劑： 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。變色范圍：甲基橙 3.14.4（橙色）石蕊5.08.0（紫色）酚酞8.210.0（淺紅色）PH試紙操作：玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對比即可。注意：事先不能用水濕潤PH試紙；廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或范圍三 、混合液的pH值計(jì)算方法公式1、強(qiáng)酸與強(qiáng)酸的混合：先求H+混：將兩種酸中的H+離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它 H+混 =（H+1V1+H+2V2）/（V1+V2）2、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合：先求OH-混：將兩種酸中的OH離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再

6、求其它 OH-混（OH-1V1+OH-2V2）/（V1+V2） (注意 :不能直接計(jì)算H+混)3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合：先據(jù)H+ + OH- =H2O計(jì)算余下的H+或OH-H+有余，則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求H+混；OH-有余，則用余下的OH-數(shù)除以溶液總體積求OH-混，再求其它四、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律：1、強(qiáng)酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀 = pH原+ n （但始終不能大于或等于7）2、弱酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀 pH原+n （但始終不能大于或等于7）3、強(qiáng)堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀 = pH原n （但始終不能小于或等于7）4、弱堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀 pH原n

7、（但始終不能小于或等于7）5、不論任何溶液，稀釋時(shí)pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋后pH均接近76、稀釋時(shí)，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強(qiáng)酸、強(qiáng)堿變化得快。五、強(qiáng)酸（pH1）強(qiáng)堿（pH2）混和計(jì)算規(guī)律1、若等體積混合pH1+pH2=14 則溶液顯中性pH=7pH1+pH215 則溶液顯堿性pH=pH2-0.3pH1+pH213 則溶液顯酸性pH=pH1+0.32、若混合后顯中性pH1+pH2=14 V酸：V堿=1：1pH1+pH214 V酸：V堿=1：1014-（pH1+pH2）練習(xí)1. 純水在10和50的pH，前者與后者的關(guān)系是 ( ) A. 前者大 B. 后者

8、大 C. 相等 D. 不能確定2. 下列措施能使水的電離程度增大的是 （ ）A. 加熱 B. 加入硫酸溶液 C. 加入氫氧化鈉溶液 D. 降溫3. 將純水加熱至較高溫度，下列敘述正確的是 ( )A. 水的離子積變大、pH變小、呈酸性B. 水的離子積不變、pH不變、呈中性C. 水的離子積變小、pH變大、呈堿性D. 水的離子積變大、pH變小、呈中性4. 能說明溶液呈中性的可靠依據(jù)是 （ ）A. pH7 B. c(H+)c(OH-) C. pH試紙不變色 D. 石蕊試液不變色5. 下列溶液肯定顯酸性的是 （ ）A. 含H+的溶液 B. 能使酚酞呈無色的溶液C. pH<7的溶液 D. c(OH-

9、)<c(H+)的溶液6. 室溫下，在pH=12的強(qiáng)堿溶液中，由水電離出的c(OH-)為 （ ）A. 1.0×10-7 molL-1 B.1.0×10-6 molL-1 C. 1.0×10-2 molL-1 D. 1.0×10-12 molL-17. 在由水電離產(chǎn)生的H+濃度為1×10-13mol·L-1的溶液中，一定能大量共存的離子組是（ ） K+、Cl-、NO3-、S2- K+、Fe2+、I-、SO42- Na+、Cl-、NO3-、SO42-Na+、Ca2+、Cl-、HCO3- K+、Ba2+、Cl-、NO3-A B C D8

10、. 某溫度時(shí)水的離子積Kw=3.8×10-13，則該溫度時(shí)純水的pH是（ ）A. 等于7 B. 小于7 C. 大于7 D. 無法確定9. 99時(shí)，向pH=6的蒸餾水中加入NaHSO4晶體，保持溫度不變，測得溶液的pH=2。下列敘述中不正確的是（ ）A. 此時(shí)水的離子積Kw=1×10-14 B. 水電離出的c(H+)=1×10-10molL-1C. 水的電離程度隨溫度升高而增大 D. c(Na+)=c(SO42-)10. 25時(shí)，水的電離可達(dá)到平衡：H2OH+OH- H0，下列敘述正確的是 （ ）A. 向水中加入稀氨水，平衡逆向移動(dòng)，c(OH-)降低 B. 向水中加

11、入少量固體硫酸氫鈉，c(H+)增大，Kw不變C. 向水中加入少量固體CH3COONa，平衡逆向移動(dòng)，c(H+)降低D. 將水加熱，Kw增大，pH不變 11.下列敘述正確的是（ ）A95純水的pH<7，說明加熱可導(dǎo)致水呈酸性BpH=3的醋酸溶液，稀釋至10倍后pH=4C0.2 molL-1的鹽酸，與等體積水混合后pH=1DpH=3的醋酸溶液，與pH=11的氫氧化鈉溶液等體積混合后pH=712.用pH試紙測定溶液pH的正確操作是 （）A. 將一小塊試紙放在表面皿上，用玻璃棒蘸取少量待測液點(diǎn)在試紙上，再與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對照B. 將一小塊試紙用蒸餾水潤濕后放在表面皿上，用玻璃棒蘸取少量待測點(diǎn)在試紙上

12、，與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對照C. 將一小條試紙?jiān)诖郎y液中蘸一下，取出后放在表面皿上，與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對照 D. 將一小條試紙先用蒸餾水潤濕后，在待測液中蘸一下，取出后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對照 13.取濃度相同的NaOH和HCl溶液，以32 體積比相混合，所得溶液的pH 等于12，則原溶液的濃度為 （ ）A0.01 molL-1 B0.017 molL-1C0.05 molL-1 D0.50 molL-114.（1）10mLpH4的鹽酸，稀釋10倍到100mL時(shí)，pH_。 （2）常溫下，pH5和pH3的鹽酸溶液等體積混合后溶液的pH_。 15. 某溫度（t）時(shí)，水的KW=10-13，則該溫度（填大于、等于或小于）_2

13、5，理由是_，將此溫度下pH=11的NaOH溶液aL與pH=1的H2SO4溶液bL混合， （1）若所得混合溶液為中性，則a：b=_；（2）若所得混合溶液pH=2，則a：b=_。第三章 水溶液中的離子平衡學(xué)校： 姓名： 六、酸堿中和滴定：1、中和滴定的原理實(shí)質(zhì)：H+OH=H2O 即酸能提供的H+和堿能提供的OH-物質(zhì)的量相等。2、中和滴定的操作過程：（1）滴定管的刻度，O刻度在 上 ，往下刻度標(biāo)數(shù)越來越大，全部容積 大于 它的最大刻度值，因?yàn)橄露擞幸徊糠譀]有刻度。滴定時(shí)，所用溶液不得超過最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸（或堿），也不得中途向滴定管中添加。滴定管可以讀到小數(shù)點(diǎn)后 一位 。（2）

14、藥品：標(biāo)準(zhǔn)液；待測液；指示劑。（3）準(zhǔn)備過程：準(zhǔn)備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。（洗滌：用洗液洗檢漏：滴定管是否漏水用水洗用標(biāo)準(zhǔn)液洗（或待測液洗）裝溶液排氣泡調(diào)液面記數(shù)據(jù)V(始)（4）試驗(yàn)過程3、酸堿中和滴定的誤差分析原理：能引起誤差的一些操作V（HCl）c（NaOH）藥品不純（如NaOH中含Na2O）增大偏高錐形瓶用蒸餾水洗凈后，未把水倒凈錐形瓶用蒸餾水洗凈后，用待測液潤洗增大偏高酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)液潤洗增大偏高堿式滴定管未用待測液潤洗減小偏低用移液管量取25mL待測時(shí)將殘液吹出增大偏高內(nèi)有氣泡，滴定后無氣泡增大偏高尖嘴未充滿標(biāo)準(zhǔn)液就開始滴定增大偏高滴定時(shí)部分標(biāo)準(zhǔn)液附在錐形瓶壁上

15、增大偏高滴定時(shí)搖勻或HCl成股流下減小偏低滴前仰視讀數(shù)，滴后俯視讀數(shù)減小偏低用酚酞做指示劑，當(dāng)紅色褪成無色，反滴一滴無顏色變化增大偏高七、鹽類的水解（只有可溶于水的鹽才水解）1、鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。2、水解的實(shí)質(zhì)：水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結(jié)合,破壞水的電離，是平衡向右移動(dòng)，促進(jìn)水的電離。3、鹽類水解規(guī)律：有 弱 才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰 強(qiáng)顯誰性，兩弱都水解，同強(qiáng)顯中性。多元弱酸根，濃度相同時(shí)正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強(qiáng)。 (如:Na2CO3 NaHCO3)4、鹽類水解的特點(diǎn)：（1）可

16、逆（與中和反應(yīng)互逆） （2）程度小 （3）吸熱5、影響鹽類水解的外界因素：溫度：溫度越 高 水解程度越大 （水解吸熱，越熱越水解）濃度：濃度越小，水解程度越 大 （越稀越水解）酸堿：促進(jìn)或抑制鹽的水解（H+促進(jìn) 陰離子 水解而 抑制 陽離子水解；OH -促進(jìn)陽離子水解而抑制陰離子水解）6、酸式鹽溶液的酸堿性：只電離不水解：如HSO4- 顯酸性 電離程度水解程度，顯酸性 （如: HSO3- 、H2PO4-） 水解程度電離程度，顯堿性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-）7、雙水解反應(yīng)： （1）構(gòu)成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反應(yīng)。雙水解反應(yīng)相互促進(jìn)，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡

17、向右移。 （2）常見的雙水解反應(yīng)完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-與NH4+；CO32-(HCO3-)與NH4+其特點(diǎn)是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O = 2Al(OH)3+ 3H2S8、水解平衡常數(shù) （Kh）對于強(qiáng)堿弱酸鹽：Kh =Kw/Ka(Kw為該溫度下水的離子積，Ka為該條件下該弱酸根形成的弱酸的電離平衡常數(shù))對于強(qiáng)酸弱堿鹽：Kh =Kw/Kb（Kw為該溫度下水的離子積，Kb為該條件下該弱堿根形成的弱堿的電離平衡常數(shù)）電離、

18、水解方程式的書寫原則1、多元弱酸（多元弱酸鹽）的電離（水解）的書寫原則：分步書寫 注意：不管是水解還是電離，都決定于第一步，第二步一般相當(dāng)微弱。2、多元弱堿（多元弱堿鹽）的電離（水解）書寫原則：一步書寫 八、溶液中微粒濃度的大小比較基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恒關(guān)系：電荷守恒：:任何溶液均顯電中性，各陽離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和各陰離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和物料守恒: （即原子個(gè)數(shù)守恒或質(zhì)量守恒）某原子的總量(或總濃度)其以各種形式存在的所有微粒的量(或濃度)之和質(zhì)子守恒：即水電離出的H+濃度與OH-濃度相等。九、難溶電解質(zhì)的溶解平衡1、難溶電解質(zhì)的溶解平衡的一些常

19、見知識(shí)（1）溶解度 小于 0.01g的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì)。（2）反應(yīng)后離子濃度降至1*10-5以下的反應(yīng)為完全反應(yīng)。如酸堿中和時(shí)H+降至10-7mol/L<10-5mol/L，故為完全反應(yīng)，用“=”，常見的難溶物在水中的離子濃度均遠(yuǎn)低于10-5mol/L，故均用“=”。（3）難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。（4）掌握三種微溶物質(zhì)：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4（5）溶解平衡常為吸熱，但Ca(OH)2為放熱，升溫其溶解度減少。（6）溶解平衡存在的前提是：必須存在沉淀，否則不存在平衡。2、溶解平衡方程式的書寫 注意在沉淀后用(s)標(biāo)明狀態(tài)，并用“ ”。如：Ag2S(s

20、) 2Ag+(aq）+ S2-(aq)3、沉淀生成的三種主要方式 （1）加沉淀劑法：Ksp越小（即沉淀越難溶），沉淀越完全；沉淀劑過量能使沉淀更完全。 （2）調(diào)pH值除某些易水解的金屬陽離子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。 （3）氧化還原沉淀法： （4）同離子效應(yīng)法 4、沉淀的溶解： 沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移動(dòng)。常采用的方法有：酸堿；氧化還原； 沉淀轉(zhuǎn)化 。5、沉淀的轉(zhuǎn)化：溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度 更小 的。如：AgNO3 AgCl(白色沉淀) AgBr（淡黃色） AgI （黃色） Ag2S（黑色）6、溶度積（KSP）1、定義：在一定條件下，難溶電解質(zhì)電

21、解質(zhì)溶解成離子的速率等于離子重新結(jié)合成沉淀的速率，溶液中各離子的濃度保持不變的狀態(tài)。w.w.w.k.s.5.u.c.o.m2、表達(dá)式：AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq) KSP= c(An+)m c(Bm-)n3、影響因素：外因：濃度：加水，平衡向溶解方向移動(dòng)。溫度：升溫，多數(shù)平衡向溶解方向移動(dòng)。4、溶度積規(guī)則QC（離子積） KSP，有沉淀析出；QC = KSP ，平衡狀態(tài)；QC KSP ， 未飽和，繼續(xù)溶解練習(xí)1. 如下對“難溶”的理解正確的是 （ ）A. 在水中難溶的物質(zhì)，在其他溶劑中也是難溶的B. 難溶就是絕對不溶C. 難溶就是溶解度相對較小，沒有絕對不溶于水的電解質(zhì)D.

22、 如果向某溶液中加入另一種試劑時(shí) , 生成了難溶性的電解質(zhì)，則說明原溶液中的相應(yīng)離子已基本沉淀完全2. 在含有濃度均為0.01molL-1的Cl-、Br-、I-離子的溶液中，緩慢加入AgNO3稀溶液，析出三種沉淀的先后順序是 （ ）A. AgCl、AgBr、AgI B. AgI、AgBr、AgCl C. AgBr、AgCl、AgI D. 三種沉淀同時(shí)析出 3. 下列說法不正確的是 （ ）A. 不溶于水的物質(zhì)溶解度為0B. 絕對不溶解的物質(zhì)是不存在的C. 當(dāng)殘留在溶液中的離子濃度小于10-5 molL-1時(shí)就認(rèn)為沉淀完全D. 習(xí)慣上將溶解度小于0.01g的電解質(zhì)稱為難溶電解質(zhì) 4. 除去NaCl

23、溶液中MgC12、CaC12的方法是 （ ）A. 將樣品溶于蒸餾水，加入過量NaOH過濾后，加鹽酸蒸發(fā)B. 將樣品溶于蒸餾水，加入過量 Na2CO3過濾后，加鹽酸蒸發(fā)C. 將樣品溶于蒸餾水，加入過量Ca(OH)2過濾，然后加過量Na2CO3過濾，在濾液中加過量鹽酸后蒸發(fā)D. 用半透膜有選擇地除去Ca2+、Mg2+5. 下列關(guān)于溶解平衡的說法不正確的是 （ ）A. 溶解平衡是一種動(dòng)態(tài)平衡B. 達(dá)到溶解平衡時(shí)，物質(zhì)沉淀和溶解的速率相同C. 達(dá)到溶解平衡時(shí)，升高溫度平衡將向溶解方向移動(dòng)D. 達(dá)到溶解平衡時(shí)，加入其他物質(zhì)，溶解平衡一定不移動(dòng) 6. 有關(guān)AgCl沉淀的溶解平衡的說法正確的是 （ ）A.

24、AgCl沉淀的生成和溶解仍在不斷進(jìn)行，但速率相等B. AgCl不溶于水，溶液中沒有Cl-和Ag+C. 升高溫度，AgCl的溶解度增大，Ksp增大D. 向AgCl飽和溶液中加入NaCl固體，AgCl的溶解度和Ksp都不變7. 在一定溫度下，向AgI的飽和溶液中：（填“增大”、“減小”或“不變”）（1）若加入AgNO3固體，c(I-) 。（2）若加入更多的AgI固體，則c(Ag+) 。（3）若加入固體AgBr，c(I-) 。15. 已知常溫下FeS的Ksp=6.25×10-18。（1）常溫下FeS的溶解度為多少g？（設(shè)飽和溶液的密度為1gcm-3）（2）在常溫下將過量FeS投入到0.10

25、molL-1的Na2S溶液中，則平衡時(shí)c(Fe2+)為多少？ 第三章 水溶液中的離子平衡學(xué)校： 姓名： 可能用到的相對原子質(zhì)量：H：1 O：16 S：32 Ba：137一、選擇題（本題包括14小題，每小題2分，共28分。每小題只有一個(gè)選項(xiàng)符合題意）1咖喱是一種烹飪輔料，若白襯衣沾上咖喱汁后，用普通肥皂洗滌該污漬時(shí)會(huì)發(fā)現(xiàn)，黃色污漬變?yōu)榧t色。經(jīng)水漂洗后紅色又變?yōu)辄S色。據(jù)此現(xiàn)象，你認(rèn)為咖喱汁與下列何種試劑可能有相似的化學(xué)作用 （ ） A品紅溶液 B石蕊溶液 C氯水 DKI一淀粉溶液2有一支50mL酸式滴定管中盛鹽酸，液面恰好在amL刻度處，把管內(nèi)液體全部放出，盛入量筒內(nèi)，所得液體體積一定是（ ）Aa

26、 mL B（50a）mL C 大于（50a）mL D 大于a mL3在0.01mol/L醋酸中加入少量硫酸后，其變化結(jié)果是（ ）A氫離子濃度變小B醋酸分子的濃度減小C酸性減小，pH變大D醋酸根離子濃度變小4為了同時(shí)對某農(nóng)作物施用分別含N、P、K三中元素的化肥，對于給定的化肥：K2CO3、KCl、Ca(H2PO4)2、(NH4)2SO4、氨水，最合適的組合是（ ）A B C D5下列水解的離子方程式正確的是 （ ）ANH4H2ONH3·H2OHBBrH2OHBrOHCCO322H2OH2CO32OH DFe33H2OFe(OH)33H6下列說法中，正確的是 （ ）A強(qiáng)電解質(zhì)一定是離子化

27、合物 B溶于水的強(qiáng)電解質(zhì)在水中完全電離C強(qiáng)電解質(zhì)在水中溶解度一定大于弱電解質(zhì) D強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性一定大于弱電解質(zhì)7物質(zhì)的量濃度相同的下列溶液中，NH4+ 濃度最大的是（ ）ANH4Cl BNH4HSO4 CCH3COONH4DNH3·H2O 8pH相等的鹽酸溶液和醋酸溶液都稀釋相同的倍數(shù)后，pH的大小關(guān)系是（ ）A鹽酸 > 醋酸B醋酸 > 鹽酸C鹽酸 = 醋 D無法判斷9下列事實(shí)可證明氨水是弱堿的是 （ ） A氨水能跟氯化亞鐵溶液反應(yīng)生成氫氧化亞鐵 B銨鹽受熱易分解 C0.1mol/L氨水可以使酚酞試液變紅 D0.1mol/L氯化銨溶液的pH為510將pH=1的鹽酸平

28、均分成2份，1份加適量水，另1份加入與該鹽酸物質(zhì)的量濃度相同的適量NaOH溶液后，pH都升高了1，則加入的水與NaOH溶液的體積比為（ ） A911 B109 C111 D12111將H+、Cl、Al3、K、S2、OH、NO3、NH4分別加入H2O中，基本上不影響水的電離平衡的離子是（ ） A B C D12已知次氯酸是比碳酸還弱的酸，反應(yīng)Cl2+H2OHCl+HClO達(dá)到平衡后，要使HClO濃度增大，可加入（ ）ANa2SO3固體B水 CCaCO3固體 DNaOH固體13若溶液中由水電離產(chǎn)生的c(OH)=1×1014 mol/L，則此溶液中一定可以大量共存的離子組是 （ ）AAl3

29、+、Na+、NO3、ClBK+、Na+、Cl、NO3CK+、Na+、Cl、AlO2DK+、NH4+、SO42、NO314下列四種溶液（1)pH=0的鹽酸溶液 （2)0.1mol/L的鹽酸溶液 （3)0.01mol/L的NaOH （4)pH=11的NaOH溶液由水電離出的c(H+)濃度之比（ ) A 1：10：100：1000 B 0：1：11：11 C 14：13：12：11 D100；10：1：0二、選擇題（本題包括6小題，每小題4分，共24分。）15下列錯(cuò)誤操作中，能造成中和滴定結(jié)果偏低的是( ) A.未用標(biāo)準(zhǔn)液潤洗滴定管 B.盛標(biāo)準(zhǔn)液的滴定管尖嘴部分有氣泡未排除就開始滴定C.往錐形瓶中加

30、待測液時(shí)，滴定管未用待測液潤洗 D.振蕩時(shí)錐形瓶中液滴飛濺出來16在平衡體系Ca(OH)2(s)Ca2+(aq)+2OH(aq)中，能使c(Ca2+)減小，而使c(OH)增大的是（ ）A加入少量MgCl2固體 B加入少量Na2CO3固體 C加入少量KCl固體 D加入少量Ba(OH)2固體 17將pH11 NaOH溶液和pH3的甲酸溶液以等體積混合后，對所得溶液，下列判斷一定正確的是（ ）Ac(HCOO) c(Na+) Bc(HCOO) c(Na+)Cc(OH） c(HCOO） Dc(OH） c(HCOO）18液氨與水的電離相似，存在關(guān)微弱的電離：2NH3+NH3NH4+NH2。對該體系的說法中

31、錯(cuò)誤的是 （ ） A液氨中c(NH4+)與c(NH2)的乘積為一常數(shù) B液氨電離達(dá)到平衡時(shí)，c(NH3)=c(NH4+)=c(NH2)C只要不加入其它物質(zhì)c(NH4+)=c(NH2) D液氨中存在NH3、NH4+、NH2、H2O、NH3·H2O等粒子。19下列關(guān)于電解質(zhì)溶液的敘述正確的是A常溫下，pH7的NH4Cl與氨水的混合溶液中離子濃度大小順序?yàn)閏(Cl)c(NH4+)c(H)c(OH)B10mL0.1mol/LNH4Cl溶液5mL0.2mol/L NaOH溶液混合：c(Na+)=c(Cl-)>c(OH-)>c(H+)C相同溫度和濃度的鉀鹽溶液中，酸式鹽的pH一定小于正鹽的pHD常溫下，同濃度的Na2S與NaHS溶液相比，Na2S溶液的pH大20. 下列物質(zhì)的溶液加熱蒸發(fā)至干、灼燒，所得固體的成分不相同的是（ ） AFeCl2、FeCl3 BFeCl2、Fe2(S