2020屆高考化學(xué)二輪復(fù)習(xí)專題：電解質(zhì)溶液

1、2020屆高考化學(xué)二輪復(fù)習(xí)專題：電解質(zhì)溶液考點(diǎn)一粒子濃度比較1 .溶液中粒子濃度大小比較的規(guī)律(1)比較粒子濃度大小時(shí)關(guān)鍵是先確定所得電解質(zhì)溶液的酸堿性多元弱酸的酸式鹽溶液：對(duì)于電離為主的，如NaHSO遵循c(自身)c(電離產(chǎn)物)c(水解 產(chǎn)物)，即c(HSO3Ac(SO3-)c(H2SQ;對(duì)于水解為主的,如NaHCO遵循c(自身)c(水解產(chǎn) 物)c(電離產(chǎn)物),即 c(H83Ac(H2CO)c(CO3-)。規(guī)律常見的酸式鹽中NaHSOF口 NaHPO溶液是以電離為主顯酸性的?；旌先芤弘x子濃度：例如0.2 mol - L-1氨水與0.2 mol L-1氯化俊溶液等體積混合后，溶 液以電離為主，

2、顯堿性(常見物質(zhì)中除了等濃度氫氟酸和氟化物混合溶液，都以電離為主),所以 c(OH)c(H+),則 NH+濃度大于 Cl-濃度，即 c(NH+)c(Cl -)c(OH)c(H+)。再如0.2 mol - L-1醋酸與0.2 mol - L-1醋酸鈉溶液等體積混合后，溶液以電離為主，顯酸性， 所以，c(CHCOOc(Na+)c(H+)c(OH)。溶液中離子、分子濃度的比較：對(duì)于HA和NaA的混合溶液，在比較鹽或酸的水解、電離 對(duì)溶液酸、堿性的影響時(shí)，由于溶液中的Na保持不變，若水解大于電離，則有 c(HA)c(Na+) c(A-), 顯堿性；若電離大于水解，則有c(A-)c(Na+) c(HA)

3、,顯酸性。2 .粒子濃度大小比較的守恒規(guī)律3 1)電荷守恒:即電解質(zhì)溶液中陰離子所帶電荷總數(shù)等于陽(yáng)離子所帶電荷總數(shù)。根據(jù)電荷守包可準(zhǔn)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。如在NaCO溶液中存在著 NS、83、H、OH、H3,它們存在如下關(guān)系:c(Na+)+ c(H+)=2 c(CO3-)+ c(HCO3)+ c(OH)。4 2)物料守恒:是指物質(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(zhǔn)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。如在 NaCO溶液中：c（Na+）=2 c（CO3 ）+c（H83）+c（

4、H2CO）圖7-1(3)質(zhì)子守恒:是指在電離或水解過程中,會(huì)發(fā)生質(zhì)子(H+)轉(zhuǎn)移，但在質(zhì)子轉(zhuǎn)移過程中其數(shù)量保持不變。C律一2失去1個(gè)H*結(jié)合I個(gè)H* HCO結(jié)合2個(gè)丁山式金結(jié)合 1個(gè)圖7-2如NaCO溶液中質(zhì)子守恒關(guān)系可以用如圖 7-2所示分析。由得失氫離子守恒可得：c(OH尸c(H+)+c(H83)+2c(H2CQ。3.粒子濃度大小比較的分析方法(1)若題給選項(xiàng)中全部使用的是“ ”或“c(HB)c(H2B)c(B2-)B.等物質(zhì)的量濃度的 Na2S和NaHS液中：c(Na+)=2c(S2-)+ c(HS-)C.NHHSO液中滴加 NaOH液至恰女?呈中性：c(Na+) c(SO4-)c(NH

5、；) c(OH尸c(H+)D.0.1 mol - L -1 NaHPO溶液中：c(Na+尸c(PO3-)+c(HPO2-)+c(H2PO4)+c(H3PO)式 已知:6C6H5OH+FX TFe(C6HO)63-+6hi;CH3COOH+ NaHC的 液，有關(guān)說法錯(cuò)誤的是()A. 向六種溶液中分別逐漸加入氯化鐵溶液時(shí), 溶液中先產(chǎn)生紅褐色沉淀, 后沉淀完全消失的是C6H5ONaB.將物質(zhì)的量濃度均為0.5 mol - L-1的上述六種溶液稀釋相同的倍數(shù),其pH變化最大的是 NaOH 液C.露置于空氣中一段時(shí)間后（不考慮水分的蒸發(fā)），溶液的pH近似為7,這種溶液的溶質(zhì)為Na2SO3D.當(dāng)六種溶液

6、的pH相同時(shí)，其物質(zhì)的量濃度由大到小的順序是 CHCOONaNaHCO NaSO、 C6H5ONa、 Na2CO3、 NaOH考點(diǎn)二 滴定曲線分析一、酸堿滴定中三個(gè)重要的點(diǎn)當(dāng)量點(diǎn) : 酸的當(dāng)量數(shù)=堿的當(dāng)量數(shù)（ 二者正好完全反應(yīng)）終點(diǎn) : 指示劑變色的點(diǎn)中性點(diǎn) : 酸堿滴定過程中, 溶液恰好呈中性的點(diǎn)二、酸堿滴定中指示劑的選擇:1. 強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的中和滴定當(dāng)量點(diǎn)與中性點(diǎn)一致，此時(shí)溶液的pH=7,既可選酚獻(xiàn)作指示劑（滴定終點(diǎn)呈堿性），也可選甲基橙作指示劑（滴定終點(diǎn)呈酸性）。2. 強(qiáng)酸與弱堿的中和滴定當(dāng)量點(diǎn)溶液顯酸性，溶液pH7, 這時(shí)最好選酚酞作指示劑, 一般不選甲基橙作指示劑。三、常見滴定曲線圖像

7、分析示例1. “單一曲線”滴定圖像的分析巧抓“五點(diǎn)”, 突破溶液中的粒子濃度關(guān)系（1） 抓起點(diǎn) , 判斷酸或堿的強(qiáng)弱。 抓反應(yīng)“一半”點(diǎn)，判斷是什么溶質(zhì)的等量混合。抓“恰好”反應(yīng)點(diǎn)，生成的溶質(zhì)是什么，判斷溶液的酸堿性。 抓溶液的“中性”點(diǎn)，生成什么溶質(zhì)，哪種物質(zhì)過量或不足。(5)抓反應(yīng)的“過量”點(diǎn)，溶液中的溶質(zhì)是什么，判斷哪種物質(zhì)過量【示例分析11常溫下,CHCOO和NHH2O的電離常數(shù)均為1.8X10-5。向20 ml#度土勻?yàn)?.1 moly-1 NaOH和NH H2O的混合液中滴加等物質(zhì)的量濃度的 CHCOO降液，所得混合液的電導(dǎo)率與加入CHCOO皤液的體積(V)關(guān)系如圖7-3所示。涉及

8、反應(yīng)電導(dǎo)率的分析先后發(fā)生反應(yīng)： 溶液中離子濃度越大，溶液的電導(dǎo)率越大。體積在020mL時(shí)，發(fā)生反 應(yīng)，因 增大導(dǎo)致離子濃度減小，溶液的電導(dǎo)率減小，M點(diǎn)溶信 液中溶質(zhì)為；繼續(xù)加入醋酸溶液，發(fā)生反應(yīng)，弱電解息,質(zhì)轉(zhuǎn)化為強(qiáng)電解質(zhì)CHCOONHW子濃度增大，溶液的電導(dǎo)率增大,N點(diǎn)時(shí) 恰好反應(yīng)完,N點(diǎn)溶液中溶質(zhì)為 ,且二者的物讀 質(zhì)的量相等，繼續(xù)加入醋酸，溶液體積增大，離子的濃度減小，電導(dǎo)率逐 漸減小2 .“交叉點(diǎn)”滴定圖像的分析滴定圖像中有“交叉點(diǎn)”，一般是多元酸滴定一元堿時(shí)粒子含量變化圖像，分析時(shí)要點(diǎn):(1)抓住相應(yīng)曲線代表的是哪一種粒子，為什么有圖示的變化。交叉點(diǎn)代表兩曲線所示的粒子物質(zhì)的量或物質(zhì)

9、的量濃度或百分含量相等。(3)交叉點(diǎn)、起點(diǎn)等特殊點(diǎn)往往用于計(jì)算相應(yīng)的電離平衡常數(shù)、水解平衡常數(shù)等。【示例分析2】常溫下,向某濃度的草酸溶液中逐滴加入一定物質(zhì)的量濃度的 KOH容液,所得溶液中HGO、HCO4、GO2-三種微粒的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)(g與溶液pH的關(guān)系如圖7-4所示:】-HK口Oa 2-HCA 3-C.?Q;圖7-4涉及反應(yīng)線、點(diǎn)的分析信由反應(yīng)決定了 HGQ、HCO4、GO4-三種微粒的物息質(zhì)的量分?jǐn)?shù)變化規(guī)律，由特殊點(diǎn)A可計(jì)算草酸滴定過程中的離子反應(yīng)為解的，特殊點(diǎn)C可計(jì)算草酸的，特殊點(diǎn)B讀可計(jì)算草酸的3 .“直線”滴定圖像的分析滴定圖像中有直線，直線表示酸堿滴定過程中離子濃度比的對(duì)數(shù)關(guān)系

10、與溶液pH的關(guān)系，分析時(shí)要點(diǎn)：(1)由溶液pH變化規(guī)律，聯(lián)系題設(shè)反應(yīng)知識(shí)分析滴定過程中離子濃度比的變化，確定相應(yīng)直線代表的是哪些離子濃度比的對(duì)數(shù)關(guān)系。(2)分析直線代表的離子濃度關(guān)系，隱含對(duì)應(yīng)的是哪種電離平衡常數(shù)。(3)直線上的點(diǎn)反映的滴定時(shí)溶液中溶質(zhì)是什么，點(diǎn)的坐標(biāo)可計(jì)算出相應(yīng)的電離平衡常數(shù) 等?！臼纠治?】常溫下，二元弱酸H2Y溶液中滴加KOH液，所得混合溶液的pH與離子濃度變化的關(guān)系如 圖7-5所示:頜箝 或圖7-5涉及反應(yīng)信滴定中的離子反應(yīng)：息解讀線、點(diǎn)的分析發(fā)生反應(yīng)，c(H+)減小,PH，妥 M 及，故曲線表示pH與lg 注的變化關(guān)系；Q(HY尸嗎苧，由的數(shù)值，可計(jì) ?H 2? )

11、?H2 ?算Ki(H2Y);曲線N表示pH與幻黑2，的變化關(guān)系，由虛線對(duì)應(yīng)點(diǎn) (的pH,計(jì)算;交點(diǎn)e的溶液中竺2=3竺=i.5, ?HY-)=?HY-)i,則粒子濃度關(guān)系?h2?y2-)?h2? ?y2-)有232.NaOH溶液滴定鄰苯二甲酸氫鉀(鄰苯二甲酸HA的Q=1.1 乂 10-3,(2=3.9 乂 10-6)溶液,混合溶液的相對(duì)導(dǎo)電能力變化曲線如圖7-6所示，其中b點(diǎn)為反應(yīng)終點(diǎn)。下列敘述錯(cuò)誤的是10 20 30 ITNaOHVmL()圖7-6A.混合溶液的導(dǎo)電能力與離子濃度和種類有關(guān)B.Na+與A2-的導(dǎo)電能力之和大于HA的C.b點(diǎn)的混合溶液pH=7D.c 點(diǎn)的混合溶液中,c(Na+)

12、c(K+)c(OH)式式 常溫下，將NaOH液分別滴加到HA HB兩種弱酸溶液中，兩溶液中pH與粒子濃度比值的對(duì)數(shù)關(guān)系如圖7-7所示，已知pK=-lg Ko下列有關(guān)敘述錯(cuò)誤的是()A.HA、HB兩種酸中，HB的酸性弱于HAB.b 點(diǎn)時(shí)，c(B-尸c(HB)c(Na+)c(H+)c(OH)C.同濃度同體積的NaA和NaB溶液中,陰離子總數(shù)相等D.向HB溶液中加入NaOH液所得的?M合溶液中 篇;二10(pH-p?4 ?HB )考點(diǎn)三沉淀溶解平衡及圖像分析應(yīng)用一、“三法”突破沉淀溶解平衡1 .沉淀能否生成或溶解的判斷方法通過比較溶度積與非平衡狀態(tài)下溶液中有關(guān)離子濃度幕的乘積一一離子積Q的相對(duì)大小,

13、可以判斷難溶電解質(zhì)在給定條件下沉淀生成或溶解的情況：QKp,溶液過飽和，有沉淀析出；Q二Ksp,溶液飽和，沉淀的生成與溶解處于平衡狀態(tài)；QKsp；曲線下方區(qū)域的點(diǎn)均為不飽和溶液，此時(shí)Q Kp(BaSO),所以 信橫坐標(biāo)、縱坐標(biāo)均為離離子濃度的負(fù)對(duì)數(shù)的值BaCOBaSO故直線A表示, 息 子濃度的負(fù)對(duì)數(shù)，離子濃直線 B表示;a、b兩點(diǎn)在直線上，表示;c 點(diǎn)解度，其負(fù)對(duì)數(shù)在直線 A的上方，表示,在直線 B的下方,讀就_表小圜3絢麗多彩的無機(jī)顏料的應(yīng)用曾創(chuàng)造了古代繪畫和彩陶的輝煌。硫化鎘(CdS)是一種難溶于水的黃色顏料，其在水中的沉淀溶解平衡曲線如圖 7-10所示。下列說法錯(cuò)誤的是然，j/fmcl

14、-L-1)圖 7-10A.圖中a和b分別為Ti、T2溫度下CdSft水中的溶解度B.圖中各點(diǎn)對(duì)應(yīng)的Kp的關(guān)系為Ksp(m尸Kp(n) Kp(p) Kp(q)C.向m點(diǎn)的溶液中加入少量NaS固體，溶液組成由m沿mpn線向p方向移動(dòng)D.溫度降低時(shí)，q點(diǎn)的飽和溶液的組成由q沿qp線向p方向移動(dòng)式式 常溫下，用AgNO溶液分別滴定濃度均為0.01 mol L-1的KCl、K2GQ溶液，所得的沉淀溶解平衡圖像如圖7-11所示(不考慮GOT的水解)。下列敘述正確的是()C.Ag2CQ(s)+2Cl -(aq)-2AgCl(s)+C2O4-(aq)的平衡常數(shù)為 109.04D.向c(Cl-尸c(C2O4-)

15、的混合液中滴入AgNO容液時(shí)，先生成AgGQ沉淀考向四電離平衡、水解平衡及相關(guān)圖像分析、水的電離1 .酸、堿抑制水的電離(H+或0睇度決定對(duì)水電離的抑制程度)，能水解的鹽(相應(yīng)離子的 水解程度決定對(duì)水電離的促進(jìn)程度)、活潑金屬(如Na)、升溫則促進(jìn)水的電離。2 .常溫時(shí)水電離出的c(H+)或c(OH)的計(jì)算K表達(dá)式中，c(H+)、c(OH)均表示整個(gè)溶液中總物質(zhì)的量濃度，計(jì)算時(shí)關(guān)鍵在于理清溶液中 或OH的來源。(1)酸溶液中H+來源于酸和水的電離，而OH只來源于水。如計(jì)算pH=2的鹽酸中水電離出的c(H+),方法是先求出溶液中的c(OH)=10-12 mol L-1,則水電離出的 c(H+尸c

16、(OH)=10-12 mol - L-1o(2)堿溶液中OK源于堿和水的電離,而H只來源于水。如 pH=12的 NaOHS液中，c(H+)=10-12 mol L-1,則水電離產(chǎn)生的 c(OH尸c(H+)=10-12 mol 廠1。(3)水解呈酸性或堿性的正鹽溶液，H+和OH勻由水電離產(chǎn)生。如pH=2的NHCl溶液中由水電離出的 c(H+)=10-2 mol - L-1;如pH=12的NaCO溶液中由水電離出的c(OH)=10-2 mol - L-1o二、弱電解質(zhì)( 除水外 ) 電離平衡影響因素分析1. 溶液加水稀釋：弱電解質(zhì)溶液的濃度越小，電離程度越大；但在弱酸溶液中c(H+)減小,弱堿溶液

17、中c(OH-) 減小。2. 加熱 : 電離是吸熱的, 加熱使電離平衡向右移動(dòng), 溶液中弱電解質(zhì)分子數(shù)減小, 溶液中離子濃度增大。3. 同離子效應(yīng): 當(dāng)向弱電解質(zhì)溶液中加入的物質(zhì)含有與弱電解質(zhì)相同的離子時(shí), 由于同種離子的相互影響, 使電離平衡向左移動(dòng), 弱電解質(zhì)的電離程度減小。4. 加入能反應(yīng)的物質(zhì): 當(dāng)向弱電解質(zhì)溶液中加入的物質(zhì)能和弱電解質(zhì)電離出的離子反應(yīng)時(shí)電離平衡向右移動(dòng), 參加反應(yīng)的離子濃度減小, 其他的離子濃度增大。三、影響鹽類水解平衡的因素1. 溫度 : 升高溫度, 鹽類水解程度增大。2. 濃度 : 稀釋鹽溶液, 可以促進(jìn)水解, 鹽的濃度越小, 水解程度越大。3. 外加酸或堿: 水解

18、呈酸性的鹽溶液, 若加入堿, 會(huì)促進(jìn)水解, 加入酸則抑制水解; 水解呈堿性的鹽溶液, 若加入堿, 會(huì)抑制水解, 加入酸 , 會(huì)促進(jìn)水解。4. 外加鹽 : 加入與鹽的水解性質(zhì)相反的鹽會(huì)使鹽的水解程度增大。四、電離平衡常數(shù)、水的離子積常數(shù)、水解平衡常數(shù)均只與溫度有關(guān)。電離平衡常數(shù)和水的離子積常數(shù)隨著溫度的升高而增大, 這是因?yàn)槿蹼娊赓|(zhì)的電離和水的電離均為吸熱反應(yīng)。有關(guān)常數(shù)的計(jì)算, 要緊緊圍繞它們只與溫度有關(guān), 而不隨其離子濃度的變化而變化。同時(shí)注意如CHCOONaCHCOO耨液中，Ka、小 Kv的關(guān)系是 Kw=K (。五、常見電離平衡、水解平衡圖像分析示例1 . “含量一一pH平衡圖像的分析該類平

19、衡圖像直觀表達(dá)了酸堿性對(duì)弱電解質(zhì)的電離、鹽類水解的影響，分析時(shí)應(yīng)注意：(1)明確電解質(zhì)溶液中存在的粒子成分，明確多條交叉的曲線所表示的粒子種類。(2)曲線之間的交叉點(diǎn)往往是計(jì)算電離平衡常數(shù)、水解平衡常數(shù)的依據(jù)。(3)結(jié)合電荷守恒、物料守恒規(guī)律，分析判斷題干各選項(xiàng)中的離子濃度大小規(guī)律?！臼纠治?1在25 C時(shí),H2R的鈉鹽溶液中，H2R HR、F2-分別在三者中所占的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)(a)隨溶 液pH變化關(guān)系如圖7-12所示：圖 7-12線、點(diǎn)的分析信根據(jù)圖像可知，隨pH的變化，溶液中存在R2-、HR、H2R,可確定H2R為;在pH=2息 時(shí)，溶液中的c(H2R)=,可計(jì)算(產(chǎn)?)-)=102,同

20、理可得 ?H2?解 一*、士 ,2= . =;配制c(R2 )=c(HR)的鈉鹽溶液應(yīng)控制溶液的 pH=讀？HR )2 .”溶液體積一一pH平衡圖像的分析該類平衡圖像直觀表達(dá)了加水稀釋對(duì)酸堿的電離、鹽類水解的影響，分析時(shí)應(yīng)注意：明確電解質(zhì)溶液中存在的粒子成分，明確線條所表示酸、堿或鹽種類。線條的起點(diǎn)往往是判斷電解質(zhì)類別(強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、弱酸、弱堿、強(qiáng)酸弱堿鹽等)的依據(jù)。線條變化的趨勢(shì)可用于判斷酸堿的強(qiáng)弱，溶液的pH是判斷對(duì)水電離影響的依據(jù)。圖 7-13【示例分析2】常溫下,體積都為V mL濃度都為0.1 mol L-1的MCk NaR MRE種鹽溶液,加入蒸儲(chǔ)水稀釋至V mL,溶液的pH與lg】的

21、關(guān)系如圖7-13所示。?線的分析從圖中三條線的起點(diǎn)分析，三種鹽溶液分別呈酸性、堿性和中性，則MO的弱堿、HR為弱酸，故X為,Y為MR,Z為;曲線Y為MR弱酸弱堿鹽，溶減呈中性，說明弱酸息，一，-一、，一 ，一 ，一 -一根離子和弱堿的陽(yáng)離子水解程度相同，但 水電離，向浴披中加水稀釋，水解程度 ;0.1 mol - L-1 X溶液的pH=9,水解平衡常數(shù)約為10 * 10- =10-9，根據(jù)電離平衡常讀0.1數(shù)和水解平衡常數(shù)的關(guān)系KW=KaX R分析，常溫下,HR的電離常數(shù) 凡=典例探究位|4某溫度下，HNO和CHCOO的電離常數(shù)分別為5.0 X 10-4和1.7 X 10-5。將pH和體積均

22、相同的兩種酸溶液分別稀釋，其pH隨加水體積的變化如圖7-14所示。下列敘述正確的是（）H *a:cd曲線n曲線 加水體積圖 7-14A.曲線I代表HNO液B.溶液中水的電離程度：b點(diǎn)5點(diǎn)C.從c點(diǎn)到d點(diǎn)，溶液中？?HA）。=?0H-）保持不變（其中HA A-分別代表相應(yīng)的酸和酸根離子）? A ）D.相同體積a點(diǎn)的兩溶液分別與NaOK好中和后，溶液中n（Na+）相同20.00 mL濃度均為 0.1 mol - L-1式式 常溫下，用0.1 mol - L-1 NaOH液分別滴定體積均為的HX HY溶液,pH隨NaOH液體積變化如圖7-15。下列結(jié)論正確的是（）圖 7-15A.酸性:HX c(HY

23、)c(Y-)c(H+)1.設(shè)N為阿伏伽德羅常數(shù)值。關(guān)于常溫下 pH=2的HPO溶液，下列說法正確的是()A.每升溶液中的H數(shù)目為0.02MB. c(H+)= c(H2PO4)+2 c(HPO4- )+3c(PO4-)+ c(OH-)C.加水稀釋使電離度增大，溶液pH減小D.加入NaHPO固體，溶液酸性增強(qiáng)2.實(shí)驗(yàn)測(cè)得0.5 mol - L-1 CH3COON溶液、0.5 mol - L-1 CuSO溶液以及HO的pH隨溫度 變化的曲線如圖7-16所示。下列說法正確的是()CHWOOK上fi * 7、.I呼5 c(OH)B.隨溫度升高，CHCOON溶液的c(OH)減小C.隨溫度升高，CuSO溶液

24、的pH變化是K/改變與水解平衡移動(dòng)共同作用的結(jié)果D.隨溫度升高，CHCOON溶液和CuSO容液的pH均降低，是因?yàn)镃HCOO CiT水解平衡移動(dòng) 方向不同3 .用 0.100 mol - L-1 AgNO滴定 50.0 mL 0.050 0 mol - L-1 Cl -溶液的滴定曲線如圖 7-17 所示。下列有關(guān)描述錯(cuò)誤的是()9HA&NW圖 7-17A.根據(jù)曲線數(shù)據(jù)計(jì)算可知 Kp(AgCl)的數(shù)量級(jí)為10-10B.曲線上各點(diǎn)的溶液滿足關(guān)系式 c(Ag+) c(Cl 尸Kp(AgCl)C.相同實(shí)驗(yàn)條件下,若改為0.040 0 mol - L-1 Cl ,反應(yīng)終點(diǎn)c移到aD.相同實(shí)驗(yàn)條件下，若改

25、為0.050 0 mol L1 Br-,反應(yīng)終點(diǎn)c向b方向移動(dòng)4 .室溫下，將1 L 0.3 mol rHA溶液與0.1 mol NaOH固體混合，使之充分反應(yīng)得到溶液。圖 7-18然后向該溶液中通入HCl或加入NaOFg體(忽略體積和溫度變化),溶液pH隨通(加)入物質(zhì)的物質(zhì)的量的變化如圖7-18。下列敘述錯(cuò)誤的是()A.HA是一種弱酸B.向a點(diǎn)對(duì)應(yīng)溶液中通入HCl,充分反應(yīng)后，黑增大?HA )C.b 點(diǎn)對(duì)應(yīng)溶液中：c(Na+尸c(Cl -)c(HA)c(H+)c(OH)D.c點(diǎn)對(duì)應(yīng)溶液中：c(Na+)=c(A-)電解質(zhì)溶液例題精講【典例探究】例1 B 解析NaHB液的pH=8.3說明HB的

26、水解(HB+HO HB+OF)程度大于HB的電 離(HB=H+片)程度，溶液中粒子濃度由大到小的順序?yàn)?c(Na+)c(HB)c(H2B)c(B2)A正確； 等物質(zhì)的量濃度的NaS和NaHS液中的電荷守恒為c(Na+)+c(H+尸c(OH)+c(HS)+2c(S2)由于 溶液呈堿性，c(OH)c(H+),則c(Na+)c(HS)+2c(S2)B錯(cuò)誤；若NHHSO與NaOHZ物質(zhì)的量之比 1 ： 1混合，發(fā)生的反應(yīng)為2NHHSO+2NaOH (NH)2SO+NaSO+2HO,所得溶液呈酸性，若NHHSO 與NaOHZ物質(zhì)的量之比1 ： 2混合，發(fā)生的反應(yīng)為NHHSO+2NaOH NaSO+NH

27、H2O+HO,所得溶 液呈堿性，NHHSO容液中滴加NaOH液至呈中性，則1 ： 2n(NHHSQ : n(NaOH)c(SO4c(NH+)c(OH尸c(H+),C正確;H2PO4在溶液中 既存在電離平衡(H2PO4=H+HP)4-、HPO4- - H+PO3-)又存在水解平衡(H2PO4+HO, HPQ+OHQ.1 mol l/NaHPO溶液中的物料守恒為 c(Na+)=c(H2PC4)+c(HPO4-)+c(PO3-)+c(H3PO),D 正確。變式 D 解析C 6H5ONH容液中存在水解 CeHO+HO GHOH+OH容液顯堿性，加入氯化 鐵，產(chǎn)生紅褐色沉淀，隨著氯化鐵的增多，F(xiàn)e3+與

28、苯酚發(fā)生絡(luò)合反應(yīng)6GH5OH+Fe Fe(C 6H5。)6/+6耳口+濃度增大，原有的氫氧化鐵紅褐色沉淀溶解，A正確；上述六種溶液，NaOH容 液是強(qiáng)堿溶液，不存在水解平衡，另外五種都是強(qiáng)堿弱酸鹽溶液，存在水解平衡，所以加水稀釋 都存在水解平衡的移動(dòng),pH變化較小，NaOH溶液的pH變化最大,B正確;NazSO溶液露置于空氣 中一段時(shí)間后，Na2SO被空氣氧化為強(qiáng)堿強(qiáng)酸鹽 NaSQpH近似為7,C正確；題中五種強(qiáng)堿弱酸 鹽溶液均顯堿性，弱酸根離子對(duì)應(yīng)的酸酸性越弱，鹽越易發(fā)生水解，當(dāng)鹽溶液pH相同時(shí)，其鹽溶 液濃度越小，根據(jù)已知方程式 CHCOOH+S- chcoohsd3，co3-+2hsd3

29、 TcoT +HO+2S)3-， 結(jié)合所學(xué)知識(shí)可知，酸性:CH3COOHHSHCOGH5OHHO3,故pH相同時(shí)，其對(duì)應(yīng)的五種鹽溶液 物質(zhì)的量濃度大小順序?yàn)?CHCOONaNSONaHCOGH5ONaNCQNaOH為強(qiáng)堿，濃度最小，D錯(cuò) 誤?！竞诵耐肝觥渴纠治?1 NaOH+GCOOH CHCOONa+H NH H2O+CHCOOH CHCOON4+H2O 溶 液體積CHCOONaNH H2O CHCOONaCHCOONH示例分析 2 HGQ+OH HCO4+H。HCO4+OHGO4-+HO Q G Q Ka2示例分析3 HY+OH HY+HO HY+OH Y2-+HO 增大 增大 增大 M

30、 d點(diǎn) Ka2(HY) c(HY)c(Y2-尸 c(HY)【典例探究】例2 c 解析在NaOH液滴定鄰苯二甲酸氫鉀(KHA)過程中發(fā)生反應(yīng)HA+OH A2-+HO,電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力取決于溶液中離子所帶電荷的多少及離子的濃度大小，根據(jù)上述反應(yīng)，可以發(fā)現(xiàn)離子濃度和種類均發(fā)生改變，從圖像中也可以看出溶液的導(dǎo)電能力增強(qiáng),A項(xiàng) 正確。圖像中a點(diǎn)為KHA,隨著NaOH液的加入，HA-濃度減小，Na+、值濃度增大，混合溶液的導(dǎo) 電能力增強(qiáng)，故Na+和A2-的導(dǎo)電能力之和大于HA的導(dǎo)電能力,B項(xiàng)正確?；旌先芤旱膶?dǎo)電能力曲 線變化拐點(diǎn)即b點(diǎn)為滴定終點(diǎn)，此時(shí)溶液中的 片發(fā)生水解使溶液顯堿性，pH7,C項(xiàng)錯(cuò)誤。

31、b點(diǎn) 為滴定終點(diǎn)，發(fā)生的反應(yīng)為2KHA+2NaOH KA+NaA+2HO,止匕時(shí)c(Na+)= c(K+)c(OH),由于ab 段加入的NaOFHSM#積大于bc段，故c點(diǎn)c(Na+)c(K+)c(OH),D項(xiàng)正確。變式 C 解析a 點(diǎn) lg ?AA)_=0，PH=4,即?AA)=1 時(shí) pH=4,K(HA)=10-4,b 點(diǎn)lg篙=0,pH=5, K(HB)=10-5,所以HA HB兩種酸中,HB的酸性弱于HA,A正確也點(diǎn)?Hb )lg 募T=0,斐U=1,根據(jù)電荷守恒，c(Na+)+c(H+尸c(OH) + c(B-),pH=5,溶液呈酸性，c(H+)c(OH), ?HB )?Hb )所以

32、 c(Na+)c(Na+)c(H+)c(OH),B 正確；根據(jù) A項(xiàng),HB 的酸性 弱于HA,B水解程度大于A,所以根據(jù)電荷守恒可知同濃度同體積的NaA和NaB溶液中，陰離子- ?B-)?H+)-總數(shù) NaA大于 NaB,C專昔誤；?B= ?H?、-=10=10( pH-p?Z),D 正確。 ,?HB) ?H+)10 pH,示例分析1飽和銘酸銀溶液 AgCrQ的Ksp Z點(diǎn)c(Ag+)過飽和溶液 不可能示例分析2越大越小碳酸鋼硫酸鋼 BaCO的飽和溶液 BaCO的不飽和溶液 BaSO的過飽和溶液【典例探究】例 3 B 解析CdS的 KSp=c(Cd2+) - c(S2-),p、q 處，c(Cd

33、2+)=c(S2-),對(duì)應(yīng)的 a、b 代表此溫 度下所溶解的c(Cd2+),即為溶解度,A項(xiàng)正確；溫度相同，則G相同，所以m p、n的Kp均相等,B 項(xiàng)錯(cuò)誤；曲線mpnh的點(diǎn)土滿足Kp=c(Cd2+) c(S2-),當(dāng)c(S2-)增多時(shí)，c(Cd2+)減小，且兩者的乘積 仍等于Kp,C項(xiàng)正確;q點(diǎn)對(duì)應(yīng)的c(Cd2+)比p點(diǎn)對(duì)應(yīng)的c(Cd2+)大，說明T2處的G大，升高溫度會(huì) 促進(jìn)沉淀溶解平衡正向移動(dòng)，降溫時(shí)，Kp減小，即由q沿qp線向p方向移動(dòng)，D項(xiàng)正確。變式 C 解析由圖可知,n點(diǎn)AgCl的濃度商Q大于其溶度積Kp,則n點(diǎn)表示AgCl的 過飽和溶液,會(huì)析出AgCl沉淀,A錯(cuò)誤；由圖可知，當(dāng)c

34、(Ag+)=1.0 X 10-4 mol - L-1 時(shí)，c(CzO2-)=1.0 x I。26 mol - L-1,則溶度積G(Ag2GO)=c2(Ag+) c(C2O4-)=(1.0 X10-4)2x 1.0X10246=1.0X10-1O.46,B 錯(cuò)誤;Ag2GQ(s)+2Cl -(aq) -2AgCl(s)+C2O4-(aq)的平衡常數(shù)?C2O2-)= ?6Ag2c2O4)= (10-4)20-2.46 =109.04 C 正確.由圖可知 當(dāng)溶液中K ?(Cl-) ?面(AgCl ) ?p (AgCl ) (10-4)2 - (10-5.75)2 10 ,C 止吸由刈三徑w儀十 c(

35、Cl-)=c(C2O4-)時(shí),AgCl飽和溶液中c(Ag+)小于AgGQ飽和溶液中c(Ag+),則向c(Cl -尸cQO2-) 的混合液中滴入AgNO容液時(shí)，先生成AgCl沉淀,D錯(cuò)誤。示例分析1二元弱酸 c(HR) 10-7.2 7.2示例分析2 NaR MCl促進(jìn)增大 1X10-5 【典例探究】例4 c 解析由電離常數(shù)可知，HNO的酸性強(qiáng)于CHCOOH線I代表CHCOOHg液,A 項(xiàng)錯(cuò)誤;b點(diǎn)酸性較強(qiáng)，對(duì)水的電離抑制程度較大，故水的電離程度為b點(diǎn)c點(diǎn),B項(xiàng)錯(cuò)誤；曲線 ”、士 3 ?HNO2) , ?OH-) ?HNO 2) . ?OH-) ?H + )?w 4Mm 田/eH 代表 HN0液

36、,?NO2)=?NO2) . ?H+)=?(HNO 2)為吊數(shù),故八值保扛不交 ,C 人正確;HNO的酸性強(qiáng)于CHCOOH1同體積的a點(diǎn)兩溶液中，HNO的總量小于CHCOOF&別與NaOH 恰好中和后CHCOO粘液中Na+個(gè)數(shù)大于HNO液中Na+個(gè)數(shù),D項(xiàng)錯(cuò)誤。變式 C 解析對(duì)于HX和HY,酸性越弱，等濃度的溶液中電離出的 H濃度越小，根據(jù)圖 像，初始時(shí)刻pH越小的酸的酸性越強(qiáng)，電離程度就越大，因此酸性強(qiáng)弱為HYc(Y-),B項(xiàng)錯(cuò)誤；當(dāng)V(NaOH)=20.00 mL 時(shí),HX恰好轉(zhuǎn)化為NaX,HY恰好轉(zhuǎn)化為NaY,二者均水解使溶液顯堿性，根據(jù)質(zhì)子守恒可知 c(HX)+c(HY)+c(H+尸c

37、(OH),C 項(xiàng)正確；當(dāng) V(NaOH)=10.00 mL時(shí),HY 的溶液中存在 HY和 NaY,物 質(zhì)的量之比為1 ： 1，此時(shí)溶液顯酸性，可以判斷是酸的電離程度大于酸根離子的水解程度，對(duì)于HY NaY的混合溶液來說，根據(jù)電荷守恒c(Na+)+c(H+)=c(OH)+c(Y-),由于溶液顯酸性，因此 c(H+)c(OH),則c(Na+)c(Na+)c(HY)c(H+)c(OH),D項(xiàng)錯(cuò)誤。1.B 解析常溫下,pH=2的HPO溶液中c(H+)=10-2 mol L-1,則1 L溶液中H+的數(shù)目為 0.01 N,A項(xiàng)錯(cuò)誤；磷酸溶液中的陽(yáng)離子為H+,陰離子為HPO4、HPO2-、PO4-及OH,根

38、據(jù)電荷守恒 可得c(H+)=c(H2PO4)+2c(HPO4-)+3c(PC4-)+c(OH),B項(xiàng)正確；磷酸為弱電解質(zhì),加水稀釋促進(jìn)電 離，但c(H+)變小,pH變大,C項(xiàng)錯(cuò)誤；磷酸的第一步電離方程式為 HPO HPO4+H：向磷酸溶液 中加入NaHPO固體，根據(jù)同離子效應(yīng)可知，磷酸電離平衡逆向移動(dòng)，溶液酸性減弱，D項(xiàng)錯(cuò)誤。2 .C 解析對(duì)純水加熱，會(huì)促進(jìn)其電離，但是水電離出的c(H+尸c(OH),仍為中性,A項(xiàng)錯(cuò) 誤;升高溫度，會(huì)促進(jìn)鹽類水解，CH3COOK解程度變大后，c(OH)變大,B項(xiàng)錯(cuò)誤；加熱會(huì)促進(jìn)CiT 水解，同時(shí)由于溫度升高，也會(huì)促進(jìn)水的電離，c(H+)變大,C項(xiàng)正確；加熱CH

39、COO CiT的溶液，水 解均是正向移動(dòng)，CHCOON溶液的pH減小的原因是水的離子積變大，D項(xiàng)錯(cuò)誤。3 .C 解析從滴定曲線看，在c處為滴定終點(diǎn)，-lg c(Cl-)=5, c(Cl-)=10-5mol L-1,此時(shí) c(Ag+尸 10 -5 mol - L-1, Kp(AgCl)= c(Ag+) c(Cl-),則 KSp(AgCl)的數(shù)量級(jí)為 10-1O,A 項(xiàng)正確；滴定曲 線上的每個(gè)點(diǎn)均滿足c(Ag+) c(Cl -)=Ksp(AgCl),B項(xiàng)正確；當(dāng)Cl-的濃度變小時(shí)，需要的AgNO液 體積也變小，當(dāng)V(AgNO)=20 mL時(shí)恰好完全反應(yīng),C項(xiàng)錯(cuò)誤；Kp(AgBr)v KSp(AgC

40、l),滴入相同體積 的AgNO容液時(shí)，c(Br-)比c(Cl-)小,則-lg c(Br-)比-lg c(Cl -)大,即在c點(diǎn)的上方,D項(xiàng)正確。4 .C 解析1 L 0.3 mol L-1HA溶液與0.1 mol NaOHI體yM合，反應(yīng)后的溶質(zhì)為0.1 mol NaA和 0.2 mol HA,假設(shè) HA為強(qiáng)酸，此時(shí) c(H+)=0.2 mol - L-1,pH 為 1-lg 2,但現(xiàn)在 pH3,說明 HA為弱酸。根據(jù)上述分析，HA為弱酸,A正確；?H：)=?H；:?；A： =?0答，a點(diǎn)對(duì)應(yīng)溶液中通入HCl,?HA ) ?HA) X ?A )?A )發(fā)生NaA+HCl NaCl+HAc(A-

41、)減小,因此該比值增大,B正確;b點(diǎn)通入HCl為0.1 mol,此時(shí)溶 質(zhì)為HA和NaCl,HA的物質(zhì)的量為0.3 mol,NaCl物質(zhì)的量為0.1 mol,HA為弱酸，電離程度弱， 因此微粒濃度大小順序是c(HA)c(Na+尸c(Cl -)c(H+)c(OH),C錯(cuò)誤；根據(jù)電荷守 包,c(Na+)+c(H+尸c(OH)+c(A-),c 點(diǎn) pH=7,c(H+)= c(OH),即有 c(Na+尸c(A-),D 正確。1 .常溫下，將NaOH滴加到某一元酸(HA)溶液中，測(cè)得混合溶液的pH與粒子濃度變化關(guān)系如圖所示已知,黑=也 繁】。下列敘述不正確的是A.Ka(HA)的數(shù)量級(jí)為10-5B.滴加N

42、aO哈液過程中，布等需保持不變 ?HA ) A ? On )C.m點(diǎn)所示溶液中：c(H+)=c(HA)+c(OH)- c(Na+)D.n 點(diǎn)所示溶液中：c(Na+)=c(A-)+c(HA)解析D HA ,H+A, 4HA尸? ？?H+),p !=-lg 絲二0 ?HA)1?HA)?HA)時(shí)，E(HA尸c(H+)=10-4.76, Ka(HA)的數(shù)量級(jí)為 10-5,A 正確；一?A-) . =一?A-)Y：L、=竺,而此 ,),1,?HA)X?OH) ?HA) x ?OH ) x?H + ) ?W,常數(shù)是溫度函數(shù)，滴加NaOH液過程中,?ha?A?；h-)保持不變舊正確；由電荷守恒可知，m點(diǎn)所

43、示溶液中，c(H+)+c(Na+)=c(A-)+c(OH),由 A分析可知，m 點(diǎn)時(shí) c(A-)=c(HA),則 c(H+)=c(HA)+c(OH)-c(Na+),故C正確;n點(diǎn)時(shí)溶液顯酸性，c(H+)c(OH),由電荷守恒可 知，c(Na+)c(A-),則此時(shí)溶液中，c(Na+)NHOHC.當(dāng)兩溶液均稀釋至lg 2=4時(shí)，溶液中水的電離程度：NH2OHCNH mLD.濃度相同的CHNHCl和NHOHCl的混合溶液中離子濃度大小關(guān)系：c(NHOH)c(CH3NH+)解析D 依題意 1 mol - L-1 的 NHOH容液的 pOH=4.5，則 c(OH)=10-4.5 mol - L-Z/NH

44、OH), 所以電離平衡常數(shù)K=?NH?NHX?；OH-)=10：5.T5 = 10-9,A正確。根據(jù)圖示可知堿性 CHNHNHOH,與鹽酸反應(yīng)生成鹽的酸性 NHOHClC3NHCl,用相同濃度的鹽酸分別滴定上述兩 種堿溶液至pH=7,即消耗鹽酸體積：CHaNHNHOH,B正確。由于堿性CHNHNHOH,當(dāng)兩溶液均稀 釋至lg V=4時(shí),CH3NH電離出的c(OH)NHOH電離出的c(OH),抑制水電離能力CHNH更強(qiáng)，故 溶液中水的電離程度：NHOHaCHUHC正確。根據(jù)鹽類越弱越水解可知，濃度相同的CHNHCl和 NHOHCl的混合溶液中離子濃度大小關(guān)系：c(NH3OH)vc(CHNH3+)

45、,D錯(cuò)誤。專題訓(xùn)練1 .往鍋爐中注入NaCO溶液浸泡，將水垢中的CaSO?；癁镃aCO再用鹽酸去除，下列敘述正確的是()A.溫度升高NaCO溶液的K和c(H+)均會(huì)增大B.CaSO能轉(zhuǎn)化為 CaCO 說明 Q(CaCQ Kp(CaSO)C.CaCO解于鹽酸而CaSO溶，是因?yàn)榱蛩崴嵝詮?qiáng)于鹽酸D.沉淀轉(zhuǎn)化的離子方程式為 CO3- (aq)+CaSO(s)CaCQs)+S。2- (aq)2 .某同學(xué)在實(shí)驗(yàn)室探究NaHCO勺性質(zhì)：常溫下，配制0.10 mol L-1NaHCO液，測(cè)其pH為8.4;取少量該溶液滴加CaCb溶液至pH=7,滴加過程中產(chǎn)生白色沉淀，但無氣體放出。下列說法 不正確的是()A.NaHCO液呈堿性的原因是HGD3的水解程度大于電離程度B.反應(yīng)的過程中產(chǎn)生