專題十　水溶液中的離子平衡 第一講 水溶液中的離子平衡夯實備考基礎(chǔ)

學而優(yōu)·教有方PAGEPAGE343專題十水溶液中的離子平衡第一講水溶液中的離子平衡夯實備考基礎(chǔ)）1．(2021·廣東等級考)鳥嘌呤(G)是一種有機弱堿，可與鹽酸反應(yīng)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．0.001mol·L－1GHCl水溶液的pH＝3B．0.001mol·L－1GHCl水溶液加水稀釋，pH升高C．GHCl在水中的電離方程式為GHCl=G＋HClD．GHCl水溶液中：c(OH－)＋c(Cl－)＝c(GH＋)＋c(G)解析：選B0.001mol·L－1GHCl水溶液中GH＋少量水解生成H＋，所以c(H＋)小于0.001mol·L－1，pH＞3，A錯誤；0.001mol·L－1GHCl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。2．(2021·天津等級考)常溫下，下列有關(guān)電解質(zhì)溶液的敘述正確的是()A．在0.1mol·L－1H3PO4溶液中：c(H3PO4)>c(H2POeq\o\al(－,4))>c(HPOeq\o\al(2－,4))>c(POeq\o\al(3－,4))B．在0.1mol·L－1Na2C2O4溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HC2Oeq\o\al(－,4))＋c(C2Oeq\o\al(2－,4))C．在0.1mol·L－1NaHCO3溶液中：c(H2CO3)＋c(HCOeq\o\al(－,3))＝0.1mol·L－1D．氨水和NH4Cl溶液混合，形成pH＝9的溶液中：c(Cl－)>c(NHeq\o\al(＋,4))>c(OH－)>c(H＋)解析：選A由于磷酸為多元酸，第一步電離大于第二步電離大于第三步電離，所以在0.1mol·L－1H3PO4溶液中，離子濃度大小為c(H3PO4)>c(H2POeq\o\al(－,4))>c(HPOeq\o\al(2－,4))>c(POeq\o\al(3－,4))，故A正確；在0.1mol·L－1Na2C2O4溶液中，根據(jù)電荷守恒得到c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HC2Oeq\o\al(－,4))＋2c(C2Oeq\o\al(2－,4))，故B錯誤；在0.1mol·L－1NaHCO3溶液中，根據(jù)物料守恒得到c(H2CO3)＋c(HCOeq\o\al(－,3))＋c(COeq\o\al(2－,3))＝0.1mol·L－1，故C錯誤；氨水和NH4Cl溶液混合，形成pH＝9的溶液，則c(OH－)>c(H＋)，根據(jù)電荷守恒c(Cl－)＋c(OH－)＝c(NHeq\o\al(＋,4))＋c(H＋)，則c(Cl－)<c(NHeq\o\al(＋,4))，故D錯誤。3．(1)(2020·山東等級考·節(jié)選)用軟錳礦(主要成分為MnO2，含少量Fe3O4、Al2O3)和BaS制備高純MnCO3的工藝流程如下：已知：MnO2是一種兩性氧化物；25℃時相關(guān)物質(zhì)的Ksp見下表。物質(zhì)Fe(OH)2Fe(OH)3Al(OH)3Mn(OH)2Ksp1×10－16.31×10－38.61×10－32.31×10－12.7凈化時需先加入的試劑X為________________(填化學式)。再使用氨水調(diào)溶液的pH，則pH的理論最小值為________________(當溶液中某離子濃度c≤1.0×10－5mol·L－1時，可認為該離子沉淀完全)。(2)(2020·天津等級考·節(jié)選)已知25℃碳酸電離常數(shù)為Ka1、Ka2，當溶液pH＝12時，c(H2CO3)∶c(HCOeq\o\al(－,3))∶c(COeq\o\al(2－,3))＝1∶________∶________。解析：(1)濾渣用硫酸溶解，得到的濾液中主要金屬陽離子有Mn2＋、Fe2＋、Fe3＋、Al3＋，凈化時更好的除去Fe元素需要將Fe2＋氧化為Fe3＋，為了不引入新的雜質(zhì)，且不將Mn元素氧化，加入的試劑X可以是H2O2；根據(jù)表格數(shù)據(jù)可知，F(xiàn)e(OH)3和Al(OH)3為同種沉淀，而Al(OH)3的Ksp稍大，所以當Al3＋完全沉淀時，F(xiàn)e3＋也一定完全沉淀，當c(Al3＋)＝1.0×10－5mol·L－1時，c(OH－)＝eq\r(3,\a\vs4\al(\f(Ksp[AlOH3],cAl3＋)))＝eq\r(3,\f(1×10－32.3,1×10－5))mol·L－1＝10－9.1mol·L－1，所以c(H＋)＝10－4.9mol·L－1，pH＝4.9，即pH的理論最小值為4.9。(2)H2CO3的電離方程式為H2CO3H＋＋HCOeq\o\al(－,3)、HCOeq\o\al(－,3)H＋＋COeq\o\al(2－,3)，則Ka1＝eq\f(cH＋cHCO\o\al(－,3),cH2CO3)、Ka2＝eq\f(cH＋cCO\o\al(2－,3),cHCO\o\al(－,3))，當溶液的pH＝12時，c(H＋)＝1×10－12mol·L－1，將其代入Ka1、Ka2中分別求出c(HCOeq\o\al(－,3))＝1012Ka1c(H2CO3)、c(COeq\o\al(2－,3))＝1012Ka2c(HCOeq\o\al(－,3))＝1024Ka1Ka2c(H2CO3)，則c(H2CO3)∶c(HCOeq\o\al(－,3))∶c(COeq\o\al(2－,3))＝1∶1012Ka1∶1024Ka1Ka2。答案：(1)H2O24.9(2)1012Ka11024Ka1Ka24．(1)(2020·全國卷Ⅱ·節(jié)選)次氯酸為一元弱酸，具有漂白和殺菌作用，其電離平衡體系中各成分的組成分數(shù)δ[δ(X)＝eq\f(cX,cHClO＋cClO－)，X為HClO或ClO－]與pH的關(guān)系如圖所示。HClO的電離常數(shù)Ka值為________。(2)(2020·全國卷Ⅲ·節(jié)選)溶液中金屬離子開始沉淀和完全沉淀的pH如下表所示：金屬離子Ni2＋Al3＋Fe3＋Fe2＋開始沉淀時(c＝0.01mol·L－1)的pH7.23.72.27.5沉淀完全時(c＝1.0×10－5mol·L－1)的pH8.74.73.29.0利用上述表格數(shù)據(jù)，計算Ni(OH)2的Ksp＝__________(列出計算式)。如果“轉(zhuǎn)化”后的溶液中Ni2＋濃度為1.0mol·L－1，則“調(diào)pH”應(yīng)控制的pH范圍是________________________________________________________________。解析：(1)由圖知pH＝7.5時，溶液中c(HClO)＝c(ClO－)，HClO的Ka＝eq\f(cH＋cClO－,cHClO)＝c(H＋)＝10－7.5。(2)pH＝7.2，c(H＋)＝10－7.2mol·L－1，c(OH－)＝eq\b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\co1(\f(10－14,10－7.2)))mol·L－1，Ksp＝c(Ni2＋)·c2(OH－)＝0.01×(107.2－14)2，或利用Ni2＋沉淀完全時計算得Ksp＝10－5×(108.7－14)2。c(Ni2＋)＝1.0mol·L－1，若不生成Ni(OH)2，則c(OH－)<eq\r(0.01×107.2－142)mol·L－1，c(H＋)>10－6.2mol·L－1，pH<6.2，同時應(yīng)調(diào)節(jié)pH≥3.2以除去Fe3＋，故pH應(yīng)控制的范圍是3.2～6.2。答案：(1)10－7.5(2)0.01×(107.2－14)2或10－5×(108.7－14)23.2～6.2[洞悉考情]水溶液中的離子平衡試題涉及內(nèi)容主要有：電解質(zhì)相對強弱的判斷，離子濃度的變化或定量計算，pH的計算，電離平衡常數(shù)的求算，難溶電解質(zhì)的溶解平衡的判斷及Ksp的計算及其應(yīng)用。命題設(shè)計新穎靈活，綜合性強，難度較大，主要考查“證據(jù)推理與模型認知”的學科核心素養(yǎng)。(一)弱電解質(zhì)的電離平衡及溶液的酸堿性1．“四條件”對弱電解質(zhì)電離的影響條件改變對電離平衡的影響微粒濃度影響結(jié)果電離程度電離常數(shù)濃度加水正向移動弱酸的H＋、酸根離子濃度減小，OH－濃度增大；弱堿的OH－、金屬離子(或NHeq\o\al(＋,4))濃度減小，H＋濃度增大增大不變加弱電解質(zhì)正向移動弱電解質(zhì)相應(yīng)離子和弱電解質(zhì)濃度均增大減小不變加熱正向移動弱電解質(zhì)分子濃度減?。蝗蹼娊赓|(zhì)相應(yīng)離子濃度增大增大增大同離子效應(yīng)逆向移動弱電解質(zhì)濃度增大，“同離子”濃度增大，其他離子濃度減小減小不變加入與弱電解質(zhì)反應(yīng)的物質(zhì)正向移動參與反應(yīng)的離子濃度減小，其他離子濃度增大增大不變2．影響水電離的因素3．溶液的酸堿性及pH(1)溶液酸堿性與pH：在任何溫度下的中性溶液中，c(H＋)＝c(OH－)＝eq\r(KW)，常溫下中性溶液的pH＝7，溫度升高時，中性溶液的pH<7。(2)溶液pH的計算方法eq\a\vs4\al(先判斷溶液,的酸堿性)eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(酸性→cH＋→pH＝－lgcH＋,堿性→cOH－→cH＋,＝\f(KW,cOH－)→pH＝－lgcH＋))(二)鹽類的水解及其應(yīng)用1．鹽類水解的規(guī)律(1)組成鹽的弱堿陽離子水解使溶液顯酸性，組成鹽的弱酸根離子水解使溶液顯堿性。(2)鹽對應(yīng)的酸(或堿)越弱，水解程度越大，溶液堿性(或酸性)越強。(3)多元弱酸的酸根離子比酸式酸根離子的水解程度大得多。如相同濃度時，COeq\o\al(2－,3)比HCOeq\o\al(－,3)的水解程度大。(4)水解程度：相互促進水解的鹽>單水解的鹽>相互抑制水解的鹽。如NHeq\o\al(＋,4)的水解程度：(NH4)2CO3>(NH4)2SO4>(NH4)2Fe(SO4)2。2．溶液酸堿性的判斷方法(1)電離能力大于水解能力，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；同理NH3·H2O的電離程度大于NHeq\o\al(＋,4)的水解程度，等濃度的NH3·H2O和NH4Cl溶液等體積混合后溶液顯堿性。(2)水解能力大于電離能力，如HClO的電離程度小于ClO－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酸根的電離能力和水解能力哪一個更強。如在NaHCO3溶液中，HCOeq\o\al(－,3)的水解程度大于電離程度，故溶液顯堿性；而在NaHSO3溶液中，HSOeq\o\al(－,3)的電離程度大于水解程度，故溶液顯酸性。(三)沉淀溶解平衡及其應(yīng)用一般情況下，升高溫度能促進沉淀的溶解；稀釋使沉淀溶解平衡向右移動，稀釋后重新達到平衡時各離子濃度保持不變。對于確定的物質(zhì)來說，Ksp只與溫度有關(guān)；溫度相同時，組成形式相同的物質(zhì)，Ksp較大者溶解度較大。1．沉淀的生成或溶解的判斷：若體系內(nèi)Qc＝Ksp，體系處于溶解平衡狀態(tài)；Qc>Ksp，體系內(nèi)會有沉淀析出；Qc<Ksp，體系仍可溶解相應(yīng)的溶質(zhì)。2．沉淀順序的確定：同一溶液若有多種成分在某種條件下均可形成沉淀，則離子積先滿足Qc>Ksp者先形成沉淀。3．沉淀的轉(zhuǎn)化與Ksp大小間的關(guān)系：組成形式相同的難溶物質(zhì)，Ksp較大的沉淀肯定可轉(zhuǎn)化為Ksp較小的沉淀，但當二者Ksp相差不大時，反過來也可轉(zhuǎn)化。考點(一)粒子濃度大小比較1．理解溶液中的“三大守恒”(1)電荷守恒：電解質(zhì)溶液中所有陽離子的正電荷總數(shù)與所有陰離子的負電荷總數(shù)相等。(2)物料守恒：電解質(zhì)溶液中由于電離或水解因素，離子會發(fā)生變化，變成其他離子或分子等，但離子或分子中某些特定元素的原子的總數(shù)存在確定的比例關(guān)系。(3)質(zhì)子守恒：即H2O電離出的氫離子和氫氧根離子總數(shù)相等。一般根據(jù)電荷守恒式和物料守恒式整理得到。2．突破溶液中粒子濃度的“五模板”(1)MCl(強酸弱堿鹽)溶液電荷守恒c(M＋)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)物料守恒c(M＋)＋c(MOH)＝c(Cl－)粒子濃度c(Cl－)>c(M＋)>c(H＋)>c(MOH)>c(OH－)(2)Na2A(強堿弱酸鹽)溶液電荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(A2－)＋c(HA－)＋c(OH－)物料守恒c(Na＋)＝2[c(H2A)＋c(HA－)＋c(A2－)]粒子濃度c(Na＋)>c(A2－)>c(OH－)>c(HA－)>c(H2A)>c(H＋)(3)NaHA(a：水解為主，b：電離為主)電荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(A2－)＋c(HA－)＋c(OH－)物料守恒c(Na＋)＝c(H2A)＋c(HA－)＋c(A2－)粒子濃度ac(Na＋)>c(HA－)>c(OH－)>c(H2A)>c(H＋)>c(A2－)bc(Na＋)>c(HA－)>c(H＋)>c(A2－)>c(OH－)>c(H2A)(4)HA(弱酸)與NaA混合液(同濃度同體積)(a：pH<7，b：pH>7)電荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)物料守恒2c(Na＋)＝c(HA)＋c(A－)粒子濃度ac(A－)>c(Na＋)>c(HA)>c(H＋)>c(OH－)bc(HA)>c(Na＋)>c(A－)>c(OH－)>c(H＋)(5)MOH(弱堿)與MCl混合液(同濃度、同體積)(a：pH>7，b：pH<7)電荷守恒c(M＋)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)物料守恒2c(Cl－)＝c(MOH)＋c(M＋)粒子濃度ac(M＋)>c(Cl－)>c(MOH)>c(OH－)>c(H＋)bc(MOH)>c(Cl－)>c(M＋)>c(H＋)>c(OH－)[典例]室溫下，將兩種濃度均為0.1mol·L－1的溶液等體積混合，若溶液混合引起的體積變化可忽略，下列各混合溶液中微粒物質(zhì)的量濃度關(guān)系正確的是()A．NaHCO3Na2CO3混合溶液(pH＝10.30)：c(Na＋)>c(HCOeq\o\al(－,3))>c(OH－)>c(COeq\o\al(2－,3))B．氨水NH4Cl混合溶液(pH＝9.25)：c(NHeq\o\al(＋,4))＋c(H＋)＝c(NH3·H2O)＋c(OH－)C．CH3COOHCH3COONa混合溶液(pH＝4.76)：c(Na＋)>c(CH3COOH)>c(CH3COO－)>c(H＋)D．H2C2O4NaHC2O4混合溶液(pH＝1.68，H2C2O4為二元弱酸)：c(H＋)＋c(H2C2O4)＝c(Na＋)＋c(C2Oeq\o\al(2－,4))＋c(OH－)[解析]COeq\o\al(2－,3)的水解程度大于HCOeq\o\al(－,3)的水解程度，HCOeq\o\al(－,3)的水解程度大于其電離程度，所以溶液中c(Na＋)>c(HCOeq\o\al(－,3))>c(COeq\o\al(2－,3))>c(OH－)，A項錯誤；NH3·H2O的電離程度大于NHeq\o\al(＋,4)的水解程度，溶液中c(NH3·H2O)<c(Cl－)，根據(jù)電荷守恒，溶液中c(NHeq\o\al(＋,4))＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，可知c(NHeq\o\al(＋,4))＋c(H＋)>c(NH3·H2O)＋c(OH－)，B項錯誤；CH3COOH的電離程度大于CH3COO－的水解程度，則溶液中c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(CH3COOH)>c(H＋)，C項錯誤；根據(jù)電荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HC2Oeq\o\al(－,4))＋2c(C2Oeq\o\al(2－,4))，根據(jù)物料守恒有2c(Na＋)＝c(C2Oeq\o\al(2－,4))＋c(H2C2O4)＋c(HC2Oeq\o\al(－,4))，聯(lián)立上述兩式得c(H＋)＋c(H2C2O4)＝c(Na＋)＋c(C2Oeq\o\al(2－,4))＋c(OH－)，D項正確。[答案]D[思維建模]粒子濃度大小比較解題思維模型單一溶液酸或堿溶液—考慮電離鹽溶液—考慮水解混合溶液不反應(yīng)同時考慮電離和水解反應(yīng)不過量生成酸或堿—考慮電離生成鹽—考慮水解過量根據(jù)過量程度考慮電離或水解不同溶液中某離子濃度的變化若其他離子能促進該離子的水解，則該離子濃度減小，若抑制其水解，則該離子濃度增大[集訓沖關(guān)]1．室溫下，取20mL0.1mol·L－1H2A溶液，滴加0.1mol·L－1NaOH溶液。已知NaHA溶液顯堿性，下列說法不正確的是()A．0.1mol·L－1H2A溶液中有c(HA－)＋c(H2A)＋c(A2－)＝0.1mol·L－1B．當?shù)渭又林行詴r，溶液中c(Na＋)＝c(HA－)＋c(A2－)C．消耗10mLNaOH溶液時，溶液pH＜7，溶液中：c(HA－)＞c(Na＋)D．消耗40mLNaOH溶液時，溶液中：c(Na＋)＞c(A2－)＞c(OH－)＞c(HA－)解析：選BA項，NaHA溶液顯堿性，則NaHA屬于強堿弱酸鹽，說明H2A是弱酸，據(jù)物料守恒可知0.1mol·L－1H2A溶液中c(HA－)＋c(H2A)＋c(A2－)＝0.1mol·L－1，正確；B項，溶液中存在電荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HA－)＋2c(A2－)＋c(OH－)，當?shù)渭又林行詴rc(OH－)＝c(H＋)，則c(Na＋)＝c(HA－)＋2c(A2－)，錯誤；C項，消耗10mLNaOH溶液時，溶液中的溶質(zhì)為濃度相等的H2A和NaHA的混合物，溶液pH＜7，說明H2A的電離大于NaHA的水解，則c(HA－)＞c(Na＋)，正確；D項，消耗40mLNaOH溶液時，溶液中溶質(zhì)為Na2A，則溶液中c(Na＋)＞c(A2－)，由于水電離出OH－且A2－發(fā)生水解，所以c(OH－)＞c(HA－)，A2－水解較微弱，則Na2A溶液中c(Na＋)＞c(A2－)＞c(OH－)＞c(HA－)，正確。2．(2021·廣東六校聯(lián)盟聯(lián)考)常溫下，向一定濃度的Ba(OH)2溶液中滴入某濃度的NH4HSO4溶液，其導電能力隨滴入溶液體積的變化如圖所示。下列說法正確的是()A．b點溶液中只存在H2O的電離平衡和BaSO4的沉淀溶解平衡B．bc段水的電離程度先增大后減小C．c點溶液中：c(NHeq\o\al(＋,4))＞c(SOeq\o\al(2－,4))＞c(H＋)＞c(NH3·H2O)D．bc段之間存在某點，溶液呈中性，其溶液中：c(NHeq\o\al(＋,4))＝2c(SOeq\o\al(2－,4))＋c(OH－)解析：選Cb點溶液發(fā)生反應(yīng)Ba2＋＋2OH－＋NHeq\o\al(＋,4)＋H＋＋SOeq\o\al(2－,4)=BaSO4↓＋H2O＋NH3·H2O，溶液中存在NH3·H2O的電離平衡、H2O的電離平衡和BaSO4的沉淀溶解平衡，A不正確；bc段發(fā)生反應(yīng)NH3·H2O＋H＋=NHeq\o\al(＋,4)＋H2O，溶液從堿性(由NH3·H2O電離引起)到中性再到酸性(由NHeq\o\al(＋,4)水解引起)，水的電離程度持續(xù)增大，B不正確；c點溶質(zhì)為(NH4)2SO4，存在關(guān)系c(NHeq\o\al(＋,4))＞c(SOeq\o\al(2－,4))＞c(H＋)＞c(NH3·H2O)，C正確；bc段之間存在某點，溶液呈中性，根據(jù)電荷守恒，此時溶液中：c(NHeq\o\al(＋,4))＝2c(SOeq\o\al(2－,4))，D錯誤。3．下列各組溶液中粒子濃度關(guān)系正確的是()A．向0.2mol·L－1Na2CO3溶液中滴加等體積的0.1mol·L－1鹽酸后，溶液中存在c(Na＋)>c(COeq\o\al(2－,3))>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)B．0.2mol·L－1NaOH溶液和0.1mol·L－1H2C2O4溶液等體積混合，溶液中存在2c(Na＋)＝c(HC2Oeq\o\al(－,4))＋c(C2Oeq\o\al(2－,4))＋c(H2C2O4)C．向0.2mol·L－1NaHSO3溶液中滴加KOH溶液至中性，則c(Na＋)＝c(K＋)D．NaOH溶液和NH4Cl溶液混合至溶液呈中性，則混合溶液中c(Cl－)＝c(NHeq\o\al(＋,4))＋c(Na＋)解析：選DNa2CO3＋HCl=NaCl＋NaHCO3，混合溶液中Na2CO3、NaHCO3、NaCl的濃度相等，水解能力：COeq\o\al(2－,3)>HCOeq\o\al(－,3)且HCOeq\o\al(－,3)的水解能力大于其電離能力，離子濃度大小關(guān)系為c(Na＋)>c(Cl－)>c(COeq\o\al(2－,3))>c(OH－)>c(H＋)，A項錯誤；混合后溶質(zhì)為Na2C2O4，由物料守恒知，c(Na＋)＝2c(HC2Oeq\o\al(－,4))＋2c(C2Oeq\o\al(2－,4))＋2c(H2C2O4)，B項錯誤；若c(K＋)＝c(Na＋)，滴加后的混合溶液相當于等濃度的K2SO3和Na2SO3溶液，溶液應(yīng)呈堿性，C項錯誤；根據(jù)電荷守恒得c(Cl－)＋c(OH－)＝c(NHeq\o\al(＋,4))＋c(Na＋)＋c(H＋)，又因溶液呈中性，有c(OH－)＝c(H＋)，則c(Cl－)＝c(NHeq\o\al(＋,4))＋c(Na＋)，D項正確。考點(二)溶液中三大常數(shù)的計算1．電離常數(shù)(K電離)與電離度(α)的關(guān)系(以一元弱酸HA為例)HAH＋＋A－起始濃度：c酸00平衡濃度：c酸·(1－α)c酸·αc酸·αK電離＝eq\f(c酸·α2,c酸·1－α)＝eq\f(c酸·α2,1－α)。若α很小，可認為1－α≈1，則K電離＝c酸·α2eq\b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\co1(或α＝\r(\f(K電離,c酸))))。2．電離常數(shù)與水解常數(shù)的關(guān)系對于一元弱酸HA，Ka與Kh的關(guān)系HAH＋＋A－，Ka(HA)＝eq\f(cH＋·cA－,cHA)；A－＋H2OHA＋OH－，Kh(A－)＝eq\f(cOH－·cHA,cA－)。則Ka·Kh＝c(H＋)·c(OH－)＝KW，故Kh＝eq\f(KW,Ka)。常溫時Ka·Kh＝KW＝1.0×10－14，Kh＝eq\f(1.0×10－14,Ka)。3．溶度積常數(shù)(Ksp)的相關(guān)計算M(OH)n懸濁液中Ksp、KW、pH間的關(guān)系M(OH)n(s)Mn＋(aq)＋nOH－(aq)Ksp＝c(Mn＋)·cn(OH－)＝eq\f(cOH－,n)·cn(OH－)＝eq\f(cn＋1OH－,n)＝eq\f(1,n)eq\b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\co1(\f(KW,10－pH)))n＋1。[典例](2021·遼寧等級考)從釩鉻錳礦渣(主要成分為V2O5、Cr2O3、MnO)中提鉻的一種工藝流程如下：已知：pH較大時，二價錳[Mn(Ⅱ)](在空氣中易被氧化)?；卮鹣铝袉栴}：(1)Cr元素位于元素周期表第______周期______族。(2)用FeCl3溶液制備Fe(OH)3膠體的化學方程式為________________________________________________________________________。(3)常溫下，各種形態(tài)五價釩粒子總濃度的對數(shù)[lgc總(V)]與pH關(guān)系如圖1。已知釩鉻錳礦渣硫酸浸液中c總(V)＝0.01mol·L－1，“沉釩”過程控制pH＝3.0，則與膠體共沉降的五價釩粒子的存在形態(tài)為______________(填化學式)。(4)某溫度下，Cr(Ⅲ)、Mn(Ⅱ)的沉淀率與pH關(guān)系如圖2?！俺零t”過程最佳pH為________；在該條件下濾液B中c(Cr3＋)＝________mol·L－1[Kw近似為1×10－14，Cr(OH)3的Ksp近似為1×10－30]。(5)“轉(zhuǎn)化”過程中生成MnO2的離子方程式為_______________________________________________________________________________________________________。(6)“提純”過程中Na2S2O3的作用為________________________________________________________________________________________________________________。[解析]分析工藝流程圖可知，“沉釩”步驟中使用氫氧化鐵膠體吸附含有釩的雜質(zhì)，濾液中主要含有Mn2＋和Cr3＋，加熱NaOH“沉鉻”后，Cr3＋轉(zhuǎn)化為固體A為Cr(OH)3沉淀，濾液B中主要含有MnSO4，加入Na2S2O3主要是防止pH較大時，二價錳[Mn(Ⅱ)]被空氣中氧氣氧化，Cr(OH)3煅燒后生成Cr2O3，“轉(zhuǎn)化”步驟中反應(yīng)的離子方程式為Mn2＋＋H2O2＋2OH－=MnO2＋2H2O，據(jù)此分析解題。(1)Cr是24號元素，價層電子對排布式為3d54s1，根據(jù)最高能層數(shù)等于周期序數(shù)，價電子數(shù)等于族序數(shù)，故Cr元素位于元素周期表第4周期ⅥB族。(2)用FeCl3溶液制備Fe(OH)3膠體的化學方程式為FeCl3＋3H2O煮沸,Fe(OH)3(膠體)＋3HCl。(3)已知釩鉻錳礦渣硫酸浸液中c總(V)＝0.01mol·L－1，lgc總(V)＝－2，從圖中可知，“沉釩”過程控制pH＝3.0，lgc總(V)＝－2時，與膠體共沉降的五價釩粒子的存在形態(tài)為H3V2Oeq\o\al(－,7)。(4)由圖中信息可知“沉鉻”過程最佳pH為6.0；則此時溶液中OH－的濃度為c(OH－)＝10－8mol·L－1，在該條件下濾液B中c(Cr3＋)＝eq\f(Ksp[CrOH3],c3OH－)＝eq\f(1×10－30,10－83)＝1×10－6mol·L－1。(5)由分析可知，“轉(zhuǎn)化”過程中生成MnO2的離子方程式為Mn2＋＋H2O2＋2OH－=MnO2＋2H2O。[答案](1)4ⅥB(2)FeCl3＋3H2O煮沸,Fe(OH)3(膠體)＋3HCl(3)H3V2Oeq\o\al(－,7)(4)6.01×10－6(5)Mn2＋＋H2O2＋2OH－=MnO2＋2H2O(6)防止pH較大時，二價錳[Mn(Ⅱ)]被空氣中氧氣氧化，轉(zhuǎn)化為MnO2附在Cr(OH)3的表面，使產(chǎn)物不純[關(guān)鍵點撥]Ka、Kh、Ksp、KW之間的換算關(guān)系在一個平衡體系中，可能會出現(xiàn)電離常數(shù)(Ka)、水解常數(shù)(Kh)、溶度積常數(shù)(Ksp)、水的離子積常數(shù)(KW)四個常數(shù)中的多個常數(shù)同時存在的情況，解題時注意推導。如：對于二元弱酸——H2AH2AH＋＋HA－、HA－H＋＋A2－。(1)電離常數(shù)：Ka1＝eq\f(cH＋·cHA－,cH2A)、Ka2＝eq\f(cH＋·cA2－,cHA－)。(2)對電離常數(shù)表達式的靈活變形及其應(yīng)用①Ka1＝eq\f(cH＋·cHA－,cH2A)＝eq\f(cH＋·cHA－·cOH－,cH2A·cOH－)＝eq\f(KW·cHA－,cH2A·cOH－)＝eq\f(KW,Kh)Kh為HA－的水解常數(shù)，HA－＋H2OH2A＋OH－，Kh＝eq\f(cH2A·cOH－,cHA－)。②由Ka1＝eq\f(cH＋·cHA－,cH2A)，得eq\f(Ka1,cH＋)＝eq\f(cHA－,cH2A)，若eq\f(cHA－,cH2A)＝1，則Ka1＝c(H＋)；同理若eq\f(cA2－,cHA－)＝1時，Ka2＝c(H＋)。③eq\f(c2HA－,cH2A·cA2－)＝eq\f(cHA－,cH2A)eq\b\lc\/\rc\(\a\vs4\al\co1(\f(cA2－,cHA－)))＝eq\f(cH＋·cHA－,cH2A)eq\b\lc\/\rc\(\a\vs4\al\co1(\f(cH＋·cA2－,cHA－)＝\f(Ka1,Ka2)))。[集訓沖關(guān)]1．已知H2A的Ka1＝1×10－4，Ka2＝1×10－9，則常溫下，下列說法不正確的是()A．當溶液中c(HA－)＝c(A2－)時，pH＝9B．濃度均為0.1mol·L－1的H2A與NaOH溶液等體積混合，溶液呈堿性C．0.01mol·L－1的Na2A溶液的pH約為10.5D．pH＝10的溶液中eq\f(cA2－,cHA－)＝10解析：選B根據(jù)電離常數(shù)可求A2－的水解常數(shù)Kh1＝1×10－5，Kh2＝1×10－10。H2A與NaOH溶液混合恰好生成NaHA，HA－的電離程度(Ka2＝1×10－9)大于HA－的水解程度(Kh2＝1×10－10)，溶液呈酸性，B錯誤。2．已知：pKa＝－lgKa,25℃時，H2A的pKa1＝1.85，pKa2＝7.19。常溫下，用0.1mol·L－1NaOH溶液滴定20mL0.1mol·L－1H2A溶液的滴定曲線如圖所示。下列說法正確的是()A．a(chǎn)點所得溶液中：2n(H2A)＋n(A2－)>0.002molB．b點所得溶液中：c(H2A)＋c(H＋)＝c(HA－)＋c(OH－)C．c點所得溶液中：c(A2－)＝c(HA－)D．d點所得溶液中A2－的水解平衡常數(shù)Kh1＝10－7.19解析：選C用0.1mol·L－1NaOH溶液滴定20mL0.1mol·L－1H2A溶液，a點溶液中溶質(zhì)為H2A和NaHA，pH＝1.85＝pKa1，即c(H＋)＝Ka1，則c(H2A)＝c(HA－)，由物料守恒知，溶液中存在n(H2A)＋n(HA－)＋n(A2－)＝2n(H2A)＋n(A2－)＝0.1mol·L－1×0.02L＝0.002mol，A項錯誤；b點消耗NaOH溶液20mL，恰好反應(yīng)生成NaHA，溶液顯酸性，由溶液中電荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HA－)＋c(OH－)＋2c(A2－)，物料守恒c(Na＋)＝c(HA－)＋c(A2－)＋c(H2A)，可得c(H2A)＋c(H＋)＝c(A2－)＋c(OH－)，B項錯誤；c點溶液pH＝7.19＝pKa2，c(H＋)＝Ka2＝eq\f(cA2－·cH＋,cHA－)＝10－7.19，所以c(A2－)＝c(HA－)，C項正確；A2－水解平衡常數(shù)Kh1＝eq\f(cHA－·cOH－,cA2－)＝eq\f(cHA－·cOH－·cH＋,cA2－·cH＋)＝eq\f(KW,Ka2)＝10－6.81，D項錯誤。3．(2021·武漢一模)25℃時，用NaOH溶液滴定H2A溶液，溶液中－lgeq\f(cH＋,cH2A)和－lgc(HA－)、－lgeq\f(cH＋,cHA－)和－lgc(A2－)關(guān)系如圖所示。請回答：(1)H2A的Ka1＝________，Ka2＝________。(2)當c(A2－)＝c(HA－)時，pH＝__________。解析：(1)Ka1＝eq\f(cH＋·cHA－,cH2A)＝10－1×10－1＝10－2，Ka2＝eq\f(cH＋·cA2－,cHA－)＝10－3×10－2＝10－5。(2)根據(jù)eq\f(cH＋·cA2－,cHA－)＝10－5和c(A2－)＝c(HA－)知c(H＋)＝10－5mol·L－1，pH＝5。答案：(1)10－210－5(2)54．(1)25℃時，H2S的電離平衡常數(shù)Ka1＝1.3×10－7、Ka2＝7.0×10－15。用NaOH溶液吸收H2S氣體得到pH＝10的Na2S溶液，在此過程中水的電離程度將________(填“增大”“減小”或“不變”)；此時溶液中eq\f(cS2－,cHS－)＝________。(2)已知：常溫下Ksp[Fe(OH)3]＝8.0×10－38，Ksp[Al(OH)3]＝1.3×10－33，當Fe3＋完全沉淀時，溶液中Al3＋理論最大濃度為________。(3)CuCl加入飽和NaCl溶液中會部分溶解生成CuCleq\o\al(－,2)，在一定溫度下建立兩個平衡：Ⅰ.CuCl(s)Cu＋(aq)＋Cl－(aq)Ksp＝1.4×10－6Ⅱ.CuCl(s)＋Cl－(aq)CuCleq\o\al(－,2)(aq)K＝0.35請寫出c(Cu＋)與c(CuCleq\o\al(－,2))的數(shù)學關(guān)系為_____________________________________________________________________________________________________________。解析：(1)NaOH為強堿，對水的電離產(chǎn)生抑制，Na2S為強堿弱酸鹽，S2－水解促進水的電離，因此用NaOH溶液吸收H2S氣體生成Na2S的過程中，水的電離程度增大；eq\f(cS2－,cHS－)＝eq\f(cS2－×cH＋,cHS－×cH＋)＝eq\f(Ka2,cH＋)＝eq\f(7.0×10－15,10－10)＝7.0×10－5。(2)當離子濃度≤1.0×10－5mol·L－1時，認為該離子沉淀完全，即c3(OH－)＝eq\f(8.0×10－38,1.0×10－5)＝8.0×10－33mol3·L－3，c(Al3＋)＝eq\f(1.3×10－33,8.0×10－33)mol·L－1＝0.1625mol·L－1。(3)根據(jù)Ⅰ、Ⅱ可得2CuCl(s)Cu＋(aq)＋CuCleq\o\al(－,2)(aq)K′＝1.4×10－6×0.35，故c(Cu＋)·c(CuCleq\o\al(－,2))＝1.4×10－6×0.35＝4.9×10－7。答案：(1)增大7.0×10－5(2)0.1625mol·L－1(3)c(Cu＋)·c(CuCleq\o\al(－,2))＝4.9×10－7[專題跟蹤檢測]1．(2021·江蘇名校聯(lián)考)室溫下，通過下列實驗探究NaHSO3溶液的性質(zhì)。實驗實驗操作和現(xiàn)象1用pH試紙測定0.1mol·L－1NaHSO3溶液的pH，測得pH約為52向0.1mol·L－1NaHSO3溶液中滴加酸性KMnO4溶液，溶液紫紅色褪去3將濃度均為0.01mol·L－1的NaHSO3和Ba(OH)2溶液等體積混合，產(chǎn)生白色沉淀4向0.1mol·L－1NaHSO3溶液中滴加稀鹽酸，有刺激性氣體產(chǎn)生下列有關(guān)說法正確的是()A．0.1mol·L－1NaHSO3溶液中存在c(H＋)＝c(OH－)＋c(SOeq\o\al(2－,3))－c(H2SO3)B．實驗2說明NaHSO3溶液具有漂白性C．依據(jù)實驗3的現(xiàn)象，不能得出Ksp(BaSO3)＜2.5×10－5D．實驗4中生成的刺激性氣體可能為Cl2解析：選A酸性KMnO4溶液具有強氧化性，實驗2中酸性KMnO4溶液紫紅色褪去，說明NaHSO3溶液具有還原性，B項錯誤；將濃度均為0.01mol·L－1的NaHSO3溶液和Ba(OH)2溶液等體積混合，c(Ba2＋)＝0.005mol·L－1，c(SOeq\o\al(2－,3))＜0.005mol·L－1，產(chǎn)生BaSO3白色沉淀，說明Ksp(BaSO3)＜c(Ba2＋)·c(SOeq\o\al(2－,3))＜2.5×10－5，故C項錯誤；根據(jù)強酸制弱酸的原理知，實驗4中發(fā)生反應(yīng)：NaHSO3＋HCl=NaCl＋H2O＋SO2↑，生成的刺激性氣體為SO2，D項錯誤。2．(2021·浙江選考)某同學擬用pH計測定溶液pH以探究某酸HR是否為弱電解質(zhì)。下列說法正確的是()A．25℃時，若測得0.01mol·L－1NaR溶液pH＝7，則HR是弱酸B．25℃時，若測得0.01mol·L－1HR溶液pH>2且pH<7，則HR是弱酸C．25℃時，若測得HR溶液pH＝a，取該溶液10.0mL，加蒸餾水稀釋至100.0mL，測得pH＝b，b－a<1，則HR是弱酸D．25℃時，若測得NaR溶液pH＝a，取該溶液10.0mL，升溫至50℃，測得pH＝b，a>b，則HR是弱酸解析：選B25℃時，若測得0.01mol·L－1NaR溶液pH＝7，可知NaR為強酸強堿鹽，則HR為強酸，A錯誤；25℃時，若測得0.01mol·L－1HR溶液pH>2且pH<7，可知溶液中c(H＋)<0.01mol·L－1，所以HR未完全電離，HR為弱酸，B正確；假設(shè)HR為強酸，取pH＝6的該溶液10.0mL，加蒸餾水稀釋至100.0mL，測得此時溶液pH<7，C錯誤；假設(shè)HR為強酸，則NaR為強酸強堿鹽，溶液呈中性，升溫至50℃，促進水的電離，水的離子積常數(shù)增大，pH減小，D錯誤。3．為研究沉淀的生成及轉(zhuǎn)化，同學們進行如圖所示實驗。下列關(guān)于該實驗的分析不正確的是()A．①中產(chǎn)生白色沉淀的原因是c(Ag＋)·c(SCN－)＞Ksp(AgSCN)B．①中存在平衡：AgSCN(s)Ag＋(aq)＋SCN－(aq)C．②中無明顯變化是因為溶液中的c(SCN－)過低D．上述實驗不能證明AgSCN向AgI沉淀轉(zhuǎn)化反應(yīng)的發(fā)生解析：選D向2mL0.1mol·L－1AgNO3溶液中加入2mL0.05mol·L－1KSCN溶液，產(chǎn)生白色沉淀AgSCN，說明c(Ag＋)·c(SCN－)＞Ksp(AgSCN)，A項正確；生成的AgSCN沉淀存在溶解平衡AgSCN(s)Ag＋(aq)＋SCN－(aq)，B項正確；向①中滴加2滴0.1mol·L－1Fe(NO3)3溶液，溶液不變紅，可能是因為溶液中Fe3＋濃度太小，也可能是因為溶液中SCN－濃度太小，然后滴加KI溶液，產(chǎn)生黃色沉淀且溶液變紅，說明溶液中SCN－濃度增大，發(fā)生了AgSCN(s)＋I－(aq)AgI(s)＋SCN－(aq)反應(yīng)，從而說明②中無明顯變化是因為溶液中SCN－濃度過低，該過程發(fā)生了AgSCN向AgI沉淀轉(zhuǎn)化的反應(yīng)，故C項正確、D項錯誤。4．常溫下，下列溶液中的微粒濃度關(guān)系不正確的是()A．醋酸溶液加水稀釋時，eq\f(cH＋,cCH3COOH)、eq\f(cH＋,cCH3COO－)均增大B．HClO與HF的混合溶液中c(H＋)＝eq\r(KaHF·cHF＋KaHClO·cHClO＋KW)C．等濃度、等體積的Na2S溶液與HCl溶液混合，所得溶液中：2c(S2－)＋c(HS－)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)D．向0.1mol·L－1NH4HSO4溶液中滴加NaOH溶液至溶液恰好呈中性：c(Na＋)>c(SOeq\o\al(2－,4))>c(NHeq\o\al(＋,4))>c(OH－)＝c(H＋)解析：選C根據(jù)電荷守恒，可知C項中的混合液中存在：2c(S2－)＋c(Cl－)＋c(HS－)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)，C錯誤。5．常溫下，下列溶液中，有關(guān)微粒的物質(zhì)的量濃度關(guān)系正確的是()A．0.1mol·L－1(NH4)2Fe(SO4)2溶液：c(SOeq\o\al(2－,4))＞c(NHeq\o\al(＋,4))＞c(H＋)＞c(Fe2＋)B．將100mL0.1mol·L－1Na2CO3溶液逐滴滴加到100mL0.1mol·L－1鹽酸中：c(Na＋)＞c(Cl－)＞c(HCOeq\o\al(－,3))＞c(COeq\o\al(2－,3))C．pH＝12的NaOH溶液與pH＝2的醋酸溶液等體積混合后：c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)D．0.1mol·L－1NaHCO3溶液：c(H＋)＋2c(H2CO3)＝c(OH－)＋c(COeq\o\al(2－,3))解析：選C0.1mol·L－1(NH4)2Fe(SO4)2溶液中銨根離子、亞鐵離子水解，溶液顯酸性，離子濃度：c(SOeq\o\al(2－,4))＞c(NHeq\o\al(＋,4))＞c(Fe2＋)＞c(H＋)，故A錯誤；將100mL0.1mol·L－1Na2CO3溶液逐滴滴加到100mL0.1mol·L－1鹽酸中，開始時，酸過量，碳酸鈉與鹽酸反應(yīng)生成氯化鈉、二氧化碳氣體和水，最終得到氯化鈉和碳酸鈉的混合物，鈉離子、氯離子不水解，碳酸根離子部分水解，則離子濃度：c(Na＋)＞c(Cl－)＞c(COeq\o\al(2－,3))＞c(HCOeq\o\al(－,3))，故B錯誤；pH＝12的NaOH溶液與pH＝2的醋酸等體積混合后的溶液中，溶質(zhì)為CH3COONa和CH3COOH，離子濃度：c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)，故C正確；0.1mol·L－1NaHCO3溶液中，電荷守恒式為c(H＋)＋c(Na＋)＝c(OH－)＋2c(COeq\o\al(2－,3))＋c(HCOeq\o\al(－,3))，物料守恒式為c(Na＋)＝c(COeq\o\al(2－,3))＋c(HCOeq\o\al(－,3))＋c(H2CO3)，故c(H＋)＋c(H2CO3)＝c(OH－)＋c(COeq\o\al(2－,3))，故D錯誤。6．已知：pKa＝－lgKa。25℃時，幾種弱酸的pKa值如下表所示。下列說法正確的是()弱酸的化學式CH3COOHHCOOHH2SO3pKa4.743.74pKa1＝1.90pKa2＝7.20A．向Na2SO3溶液中加入過量乙酸，反應(yīng)生成SO2B．25℃時，pH＝8的甲酸鈉溶液中，c(HCOOH)＝9.9×10－7mol·L－1C．25℃時，某乙酸溶液pH＝a，則等濃度的甲酸pH＝a－1D．相同溫度下，等濃度的HCOONa溶液比Na2SO3溶液的pH大解析：選B根據(jù)表格數(shù)據(jù)分析，酸性順序為H2SO3>HCOOH>CH3COOH>HSOeq\o\al(－,3)。因為乙酸的酸性大于亞硫酸氫根離子，所以亞硫酸鈉和乙酸反應(yīng)生成亞硫酸氫鈉和乙酸鈉，A錯誤；甲酸鈉溶液因為甲酸根離子水解溶液顯堿性，且存在質(zhì)子守恒，c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCOOH)，因為溶液的pH＝8，所以c(OH－)＝10－6mol·L－1，c(H＋)＝10－8mol·L－1，所以c(HCOOH)＝9.9×10－7mol·L－1，B正確；等濃度的乙酸和甲酸溶液中存在電離平衡，假設(shè)甲酸溶液的pH＝b，eq\f(10－a×10－a,c)＝10－4.74，eq\f(10－b×10－b,c)＝10－3.74，計算b＝a－0.5，C錯誤；因為甲酸的酸性比亞硫酸氫根離子酸性強，所以同溫度下，等濃度的溶液中甲酸根離子水解程度小于亞硫酸根離子水解程度，即等濃度的甲酸鈉的pH小于亞硫酸鈉，D錯誤。7．t℃時，將0.200mol·L－1的某一元酸HA與0.200mol·L－1的NaOH溶液等體積混合，充分反應(yīng)后所得溶液中部分離子濃度如下表。下列說法中正確的是()微粒H＋Na＋A－濃度/(mol·L－1)2.50×10－100.1009.92×10－2A．所得溶液中：c(Na＋)>c(A－)>c(HA)>c(OH－)B．t℃時，水的離子積KW＝1.0×10－13C．t℃時，一元酸HA的電離常數(shù)K＝3.10×10－7D．t℃時，0.100mol·L－1NaA溶液中A－的水解率為0.80%解析：選Dt℃時，將0.200mol·L－1的某一元酸HA與0.200mol·L－1的NaOH溶液等體積混合，HA與NaOH發(fā)生反應(yīng)NaOH＋HA=NaA＋H2O，恰好生成0.1mol·L－1的NaA，根據(jù)物料守恒，c(HA)＋c(A－)＝0.1mol·L－1，已知c(A－)＝9.92×10－2mol·L－1，則c(HA)＝0.1mol·L－1－9.92×10－2mol·L－1＝8×10－4mol·L－1，c(Na＋)＝0.1mol·L－1，已知c(H＋)＝2.50×10－10mol·L－1，根據(jù)電荷守恒，c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)，則c(OH－)＝0.1mol·L－1＋2.50×10－10mol·L－1－9.92×10－2mol·L－1>8×10－4mol·L－1，A錯；KW＝c(H＋)·c(OH－)>2×10－13，B錯；K＝eq\f(cH＋×cA－,cHA)≈3.1×10－8，C錯。8．下列敘述正確的是()A．0.1mol·L－1pH為4的NaHB溶液中：c(HB－)>c(H2B)>c(B2－)B．常溫下，pH＝2的CH3COOH溶液和H2SO4溶液、pH＝12的氨水和NaOH溶液，四種溶液中由水電離出的c(H＋)不相等C．常溫下將濃度為0.1mol·L－1的HF溶液加水不斷稀釋，溶液中eq\f(cH＋,cHF)的值始終保持增大D．常溫下0.1mol·L－1的下列溶液①NH4Fe(SO4)2②NH4Cl③NH3·H2O④CH3COONH4中：c(NHeq\o\al(＋,4))由大到小的順序是②>①>④>③解析：選CNaHB溶液的pH＝4，說明HB－電離程度大于水解程度，則c(B2－)>c(H2B)，A錯誤；pH＝2的CH3COOH溶液和H2SO4溶液、pH＝12的氨水和NaOH溶液，酸溶液中H＋、堿溶液中OH－濃度相等，水中存在H2OH＋＋OH－，等濃度H＋或OH－對水的電離程度影響相同，則四種溶液中由水電離出的c(H＋)相等，B錯誤；常溫下將濃度為0.1mol·L－1的HF溶液加水不斷稀釋，溶液中n(H＋)增大，n(HF)減小，則eq\f(nH＋,nHF)增大，又eq\f(cH＋,cHF)＝eq\f(nH＋,nHF)，所以溶液中eq\f(cH＋,cHF)的值始終保持增大，C正確；NH4Fe(SO4)2中NHeq\o\al(＋,4)和Fe2＋都水解呈酸性，相互抑制，c(NHeq\o\al(＋,4))：①>②，一水合氨是弱電解質(zhì)，醋酸銨中水解相互促進，因此D錯誤。9.常溫下，向20mL濃度均為0.1mol·L－1的HX和CH3COOH的混合溶液中滴加0.1mol·L－1的氨水，測得溶液的電阻率(溶液的電阻率越大，導電能力越弱)與加入氨水的體積(V)的關(guān)系如圖(CH3COOH的Ka＝1.8×10－5，NH3·H2O的Kb＝1.8×10－5)。下列說法正確的是()A．同濃度的HX溶液比CH3COOH溶液的pH大B．a(chǎn)→c過程，水的電離程度逐漸減小C．c點時，c(CH3COO－)＋c(X－)＞c(NHeq\o\al(＋,4))D．d點時，c(NH3·H2O)＋c(NHeq\o\al(＋,4))＝0.1mol·L－1解析：選C若HX為弱酸，隨著NH3·H2O的加入，弱酸弱堿反應(yīng)生成鹽，溶液導電性將增強，電阻率將減小，但由題圖知，當加入的NH3·H2O溶液的體積不大于20mL時，溶液的電阻率增大，導電性減弱，故HX為強酸，則常溫下同濃度的HX溶液的pH比同濃度的CH3COOH溶液的pH小，A項錯誤；酸或堿都抑制水的電離，a→c過程中，HX和CH3COOH依次轉(zhuǎn)化為NH4X、CH3COONH4，溶液的酸性減弱，水的電離程度增大，B項錯誤；c點溶液中的溶質(zhì)為NH4X、CH3COONH4，且二者的物質(zhì)的量相等，溶液為酸性，c(H＋)＞c(OH－)，溶液中存在電荷守恒：c(H＋)＋c(NHeq\o\al(＋,4))＝c(CH3COO－)＋c(OH－)＋c(X－)，故c(CH3COO－)＋c(X－)＞c(NHeq\o\al(＋,4))，C項正確；d點時，加入了60mL氨水，溶液體積為80mL，根據(jù)氮原子守恒知，c(NHeq\o\al(＋,4))＋c(NH3·H2O)＝eq\f(60×10－3L×0.1mol·L－1,80×10－3L)＝0.075mol·L－1，D項錯誤。10．工業(yè)用Na2SO3溶液吸收SO2，減少空氣污染。常溫下，測得Na2SO3溶液吸收SO2過程中，pH隨c(SOeq\o\al(2－,3))∶c(HSOeq\o\al(－,3))的變化關(guān)系如下表所示，下列說法正確的是()c(SOeq\o\al(2－,3))∶c(HSOeq\o\al(－,3))91∶91∶19∶91pH8.27.26.2A．Ka1(H2SO3)<1×10－7.2B．NaHSO3溶液的pH<7，c(Na＋)＝c(HSOeq\o\al(－,3))＋c(SOeq\o\al(2－,3))C．吸收液的pH＝7時，c(Na＋)>c(HSOeq\o\al(－,3))>c(SOeq\o\al(2－,3))>c(H＋)＝c(OH－)D．Na2SO3溶液中，SOeq\o\al(2－,3)的水解常數(shù)Kh1＝9.1×10－5.2解析：選CKa2＝eq\f(cH＋·cSO\o\al(2－,3),cHSO\o\al(－,3))＝eq\f(1×10－7.2×1,1)＝1×10－7.2，Ka1>Ka2，Ka1>1×10－7.2，A項錯誤；NaHSO3溶液的pH<7，根據(jù)物料守恒可知，c(Na＋)＝c(HSOeq\o\al(－,3))＋c(H2SO3)＋c(SOeq\o\al(2－,3))，B項錯誤；吸收液的pH＝7時，結(jié)合表中數(shù)據(jù)可知，c(HSOeq\o\al(－,3))>c(SOeq\o\al(2－,3))，C項正確；SOeq\o\al(2－,3)的水解常數(shù)Kh1＝eq\f(cOH－·cHSO\o\al(－,3),cSO\o\al(2－,3))＝eq\f(KW,Ka2)＝eq\f(1×10－14,1×10－7.2)＝1×10－6.8，D項錯誤。11．25℃時，下列溶液中的微粒濃度關(guān)系正確的是()A．Na2CO3溶液：c(OH－)－c(H＋)＝c(HCOeq\o\al(－,3))＋c(H2CO3)B．氨水稀釋10倍后，其c(OH－)大于稀釋前c(OH－)的eq\f(1,10)C．pH之和為14的H2S溶液與NaOH溶液混合：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HS－)＋c(S2－)D．(NH4)2SO4溶液和NaOH溶液混合所得的中性溶液中：c(Na＋)>c(NH3·H2O)解析：選BA項，根據(jù)質(zhì)子守恒可知，c(OH－)＝c(HCOeq\o\al(－,3))＋2c(H2CO3)＋c(H＋)，把c(H＋)移到等式左邊可得c(OH－)－c(H＋)＝c(HCOeq\o\al(－,3))＋2c(H2CO3)，錯誤。B項，氨水稀釋時，電離平衡正向移動，所以稀釋10倍后，其c(OH－)大于稀釋前c(OH－)的eq\f(1,10)，正確。C項，根據(jù)電荷守恒可知，溶液中c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HS－)＋2c(S2－)，注意利用電荷守恒解題時，離子物質(zhì)的量濃度前一定要乘以離子所帶的電荷數(shù)，錯誤。D項，根據(jù)電荷守恒可知，c(NHeq\o\al(＋,4))＋c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋2c(SOeq\o\al(2－,4))，溶液顯中性，則c(NHeq\o\al(＋,4))＋c(Na＋)＝2c(SOeq\o\al(2－,4))，根據(jù)物料守恒可知c(NHeq\o\al(＋,4))＋c(NH3·H2O)＝2c(SOeq\o\al(2－,4))，所以溶液中c(Na＋)＝c(NH3·H2O)，錯誤。12．如表所示是25℃時某些鹽的溶度積常數(shù)和弱酸的電離平衡常數(shù)，下列說法正確的是()化學式AgClAg2CrO4CH3COOHHClOH2CO3Ksp或KaKsp＝1.8×10－10Ksp＝2.0×10－12Ka＝1.8×10－5Ka＝3.0×10－8Ka1＝4.3×10－7Ka2＝5.6×10－11A．相同濃度CH3COONa和Na2CO3的混合液中，各離子濃度的關(guān)系：c(Na＋)>c(COeq\o\al(2－,3))>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)B．向0.1mol·L－1CH3COOH溶液中滴加NaOH溶液至溶液pH＝5，此時c(CH3COOH)∶c(CH3COO－)＝9∶5C．少量碳酸氫鈉固體加入新制的氯水中，c(HClO)減小D．向濃度均為1×10－3mol·L－1的KCl和K2CrO4混合液中滴加1×10－3mol·L－1的AgNO3溶液，Cl－先形成沉淀解析：選D由表格中H2CO3的第二步電離平衡常數(shù)Ka2比CH3COOH的電離平衡常數(shù)小，所以COeq\o\al(2－,3)比CH3COO－水解程度大，則CH3COONa與Na2CO3濃度相等時：c(CH3COO－)>c(COeq\o\al(2－,3))，A錯誤；eq\f(cCH3COOH,cCH3COO－)＝eq\f(cH＋,Ka)＝eq\f(10－5,1.8×10－5)＝5∶9，B錯誤；新制的氯水中存在反應(yīng)：Cl2＋H2OHCl＋HClO，加入碳酸氫鈉固體后，消耗HCl，平衡正向移動，c(HClO)增大，C錯誤；形成AgCl沉淀所需要的c(Ag＋)＝eq\f(KspAgCl,cCl－)＝eq\f(1.8×10－10,10－3)mol·L－1＝1.8×10－7mol·L－1，形成Ag2CrO4沉淀所需要的c(Ag＋)＝eq\r(\f(KspAg2CrO4,cCrO\o\al(2－,4)))＝eq\r(\f(2×10－12,10－3))mol·L－1＝eq\r(2)×10－4.5mol·L－1，所需Ag＋濃度越小，越先產(chǎn)生沉淀，所以先產(chǎn)生的是AgCl沉淀，D正確。13．常溫下，幾種弱酸的電離常數(shù)的負對數(shù)pKa(pKa＝－lgKa)如下：弱酸HCNHNO2HClOHFpKa9.313.377.523.43下列說法錯誤的是()A．常溫下，加水稀釋NaClO溶液時水電離的c(H＋)·c(OH－)減小B．常溫下，0.1mol·L－1溶液的pH：NaNO2＞NaF＞NaClO＞NaCNC．0.2mol·L－1HNO2溶液和0.1mol·L－1KOH溶液等體積混合，所得溶液中：c(NOeq\o\al(－,2))＞c(K＋)＞c(H＋)＞c(OH－)D．常溫下，KCN溶液中KCN的水解常數(shù)的負對數(shù)pKh＝4.69解析：選BpKa越大，Ka越小，酸性越弱，酸性：HNO2＞HF＞HClO＞HCN。A項，次氯酸鈉溶液中OH－來自水的電離，稀釋次氯酸鈉溶液過程中，堿性減弱，水電離的c(H＋)、c(OH－)減小，正確；B項，由“越弱越水解”知，堿性：NaCN＞NaClO＞NaF＞NaNO2，錯誤；C項，所得溶液中c(HNO2)＝c(KNO2)，pKh＝14－pKa＝10.63＞3.37，溶液呈酸性，正確；D項，CN－＋H2OHCN＋OH－，Kh＝eq\f(cHCN·cOH－,cCN－)＝eq\f(KW,Ka)，pKh＝14－9.31＝4.69，正確。14．常溫下，將一定濃度的HA和HB兩種酸溶液分別與0.1mol·L－1NaOH溶液等體積混合，實驗記錄如下表：混合液pH加入的酸酸的濃度/(mol·L－1)①8.6HA0.10②2.0HB0.12下列說法正確的是()A．HA為強酸，HB為弱酸B．溶液①中存在：c(A－)>c(Na＋)>c(OH－)>c(H＋)C．升高溫度，溶液①中c(H＋)增大，pH減小D．溶液②中存在：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(B－)解析：選D溶液①中HA與NaOH恰好完全反應(yīng)，得到NaA溶液，pH＝8.6，說明NaA為強堿弱酸鹽，則HA為弱酸，溶液②中HB與NaOH反應(yīng)，HB過量，剩余HB的濃度為eq\f(0.12－0.1,2)mol·L－1＝0.01mol·L－1，pH＝2，說明HB為強酸，A項錯誤；溶液①中的溶質(zhì)為NaA，NaA為強堿弱酸鹽，離子濃度關(guān)系：c(Na＋)>c(A－)>c(OH－)>c(H＋)，B項錯誤；升高溫度，促進溶液①中NaA水解，c(OH－)增大，c(H＋)減小，pH增大，C項錯誤；根據(jù)電荷守恒，溶液②中c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(B－)，D項正確。15．鎵是制作高性能半導體的重要原料。工業(yè)上常從鋅礦冶煉的廢渣中回收鎵。已知某鋅礦渣主要含Zn、Si、Pb、Fe、Ga的氧化物，利用該礦渣制鎵的工藝流程如下：已知：①鎵在元素周期表中位于第四周期ⅢA族，化學性質(zhì)與鋁相似。②lg2＝0.3，lg3＝0.48。③部分物質(zhì)的Ksp如表所示：物質(zhì)Zn(OH)2Ga(OH)3Fe(OH)2Fe(OH)3Ksp1.6×10－172.7×10－318×10－162.8×10－39(1)加入H2O2的目的是(用離子方程