2019年领军高考化学 清除易错点 专题15 盐的水解、难溶电解质的溶解平衡知识点讲解.doc

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易错点15 盐的水解、难溶电解质的溶解平衡 瞄准高考 1．（2018北京）测定0.1 molL-1 Na2SO3溶液先升温再降温过程中的pH，数据如下。 时刻 ① ② ③ ④ 温度/℃ 25 30 40 25 pH 9.66 9.52 9.37 9.25 实验过程中，取①④时刻的溶液，加入盐酸酸化的BaCl2溶液做对比实验，④产生白色沉淀多。 下列说法不正确的是 A. Na2SO3溶液中存在水解平衡：+H2O+OH− B. ④的pH与①不同，是由于浓度减小造成的 C. ①→③的过程中，温度和浓度对水解平衡移动方向的影响一致 D. ①与④的Kw值相等 【答案】C 2．（2018天津）LiH2PO4是制备电池的重要原料。室温下，LiH2PO4溶液的pH随c初始（H2PO4–）的变化如图1所示，H3PO4溶液中H2PO4–的分布分数δ随pH的变化如图2所示，[]下列有关LiH2PO4溶液的叙述正确的是 A. 溶液中存在3个平衡 B. 含P元素的粒子有H2PO4–、HPO42–、PO43– C. 随c初始（H2PO4–）增大，溶液的pH明显变小 D. 用浓度大于1 molL-1的H3PO4溶液溶解Li2CO3，当pH达到4.66时，H3PO4几乎全部转化为LiH2PO4 【答案】D 3．（2018课标Ⅲ）用0.100 molL-1 AgNO3滴定50.0 mL 0.0500 molL-1 Cl-溶液的滴定曲线如图所示。下列有关描述错误的是 A. 根据曲线数据计算可知Ksp(AgCl)的数量级为10-10 B. 曲线上各点的溶液满足关系式c(Ag+)c(Cl-)=Ksp(AgCl) C. 相同实验条件下，若改为0.0400 molL-1 Cl-，反应终点c移到a D. 相同实验条件下，若改为0.0500 molL-1 Br-，反应终点c向b方向移动 【答案】C 4．（2018江苏）H2C2O4为二元弱酸，Ka1 (H2C2O4 ) =5.410−2，Ka2 (H2C2O4 ) =5.410−5，设H2C2O4溶液中c(总)=c(H2C2O4) +c(HC2O4−) +c(C2O42−)。室温下用NaOH溶液滴定25.00 mL 0.1000 molL−1H2C2O4溶液至终点。滴定过程得到的下列溶液中微粒的物质的量浓度关系一定正确的是 A. 0.1000 molL−1 H2C2O4溶液：c(H+ ) =0.1000 molL−1+c(C2O42− )+c(OH−)−c(H2C2O4 ) B. c(Na+ ) =c(总)的溶液：c(Na+ ) >c(H2C2O4 ) >c(C2O42− ) >c(H+ ) C. pH = 7的溶液：c(Na+ ) =0.1000 molL−1+ c(C2O42−) −c(H2C2O4) D. c(Na+ ) =2c(总)的溶液：c(OH−) −c(H+) = 2c(H2C2O4) +c(HC2O4−) 【答案】AD 【解析】分析：A项，H2C2O4溶液中的电荷守恒为c（H+）=c（HC2O4-）+2c（C2O42-）+c（OH-），0.1000 molL−1H2C2O4溶液中0.1000mol/L=c（H2C2O4） + c（HC2O4-）+ c（C2O42-），两式整理得c（H+）=0.1000mol/L-c（H2C2O4）+c（C2O42-）+c（OH-）；B项，c（Na+）=c（总）时溶液中溶质为NaHC2O4，HC2O4-既存在电离平衡又存在水解平衡，HC2O4-水解的离子方程式为HC2O4-+H2OH2C2O4+OH-，HC2O4-水解常数Kh=====1.8510-13Ka2（H2C2O4），HC2O4-的电离程度大于水解程度，则c（C2O42-）c（H2C2O4）；C项，滴入NaOH溶液后，溶液中的电荷守恒为c（Na+）+c（H+）=c（HC2O4-）+2c（C2O42-）+c（OH-），室温pH=7即c（H+）=c（OH-），5．（2017课标Ⅰ）常温下将NaOH溶液添加到己二酸（H2X）溶液中，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．Ka2（H2X）的数量级为10-6 B．曲线N表示pH与的变化关系 C．NaHX溶液中c(H＋)＞c(OH－) D．当混合溶液呈中性时，c(Na＋)＞c(HX-)＞c(X2-)＞c(H+)=c(OH-) 【答案】D 6．（（2017天津）以下实验设计能达到实验目的是 实验目的 实验设计 A． 除去NaHCO3固体中的Na2CO3 将固体加热至恒重 B． 制备无水AlCl3 蒸发Al与稀盐酸反应后的溶液 C． 重结晶提纯苯甲酸 将粗品水溶、过滤、蒸发、结晶 D． 鉴别NaBr和KI溶液 分别加新制氯水后，用CCl4萃取 A．A B．B C．C D．D 【答案】D 【解析】A．碳酸氢钠加热分解生成碳酸钠，加热将原物质除去，不能除杂，故A错误； B．蒸发时促进氯化铝水解，生成的盐酸易挥发，则应在HCl气流中蒸发结晶，故B错误； C．苯甲酸在水中的溶解度不大，应趁热过滤后，选择重结晶法分离提纯，故C错误； D．氯气与NaBr、NaI反应分别生成溴、碘，在四氯化碳中的颜色不同，则分别加新制氯水后，用CCl4萃取后观察颜色可鉴别，故D正确。 7．（2017江苏）常温下，Ka(HCOOH) =1.7710—4，Ka(CH3COOH) =1.7510—5，Kb(NH3•H2O) =1.7610—5，下列说法正确的是 A．浓度均为0.1 mol•L﹣1的 HCOONa和NH4Cl 溶液中阳离子的物质的量浓度之和：前者大于后者 B．用相同浓度的NaOH溶液分别滴定等体积pH均为3的HCOOH和CH3COOH溶液至终点，消耗NaOH溶液的体积相等 C．0.2 mol•L—1 HCOOH 与 0.1 mol•L—1 NaOH 等体积混合后的溶液中： C(HCOO—) +c(OH—) =c(HCOOH) +c(H+) D．0.2 mol•L﹣1 CH3COONa 与 0.1 mol•L﹣1盐酸等体积混合后的溶液中(pH＜7)： c(CH3COO—)＞c(Cl—)＞c(CH3COOH)＞c(H+) 【答案】AD 锁定考点 一．盐类的水解 1. 盐类水解的概念：在溶液中盐电离出来的离子跟水电离产生出来的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解． 盐类的水解反应与中和反应互为可逆过程：盐 + 水酸 + 碱 － 热量 2. 盐类水解的实质：盐溶于水时电离产生的弱碱阳离子(如NH4＋、A13＋、Fe3＋等)或者弱酸阴离子(如CH3COO－、CO32－、S2－等)与水电离产生的OH－或H＋结合生成了难电离的弱碱、弱酸(弱电解质)，使水的电离平衡发生移动，从而引起水电离产生的c(H＋)与c(OH－)的大小发生变化． ⑴　判断某盐是否水解的简易口诀：不溶不水解，无弱不水解，谁弱谁水解，都弱都水解． ⑵　判断盐溶液酸碱性的简易口诀： 有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱双水解，谁强显谁性，同强显中性，都弱具体定(比较等温时K酸与K碱的大小)。 3. 盐类水解离子方程式的书写方法 书写原则：方程式左边的水写化学式“H2O”，中间符号用“”，右边不写“↓”、“↑”符号．整个方程式中电荷、质量要守恒． ⑴ 强酸弱碱盐 弱碱阳离子：Mn＋ + nH2OM(OH)n + nH＋ 如CuSO4水解的离子方程式为： Cu2＋ + 2H2OCu(OH)2 + 2H＋，溶液中离子浓度大小的顺序为：c(SO42－)＞c(Cu2＋)＞c(H＋)＞c(OH－)。 ⑵　弱酸强碱盐 a．一元弱酸对应的盐．如CH3COONa水解离子方程式为： CH3COO－ + H2OCH3COOH + OH－， 溶液中离子浓度大小的顺序为：c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋) 根据“任何电解质溶液中阴、阳离子电荷守恒”可知：c(Na＋) + c(H＋) ＝ c(CH3COO－) + c(OH－) b．多元弱酸对应的盐．多元弱酸对应的盐发生水解时，是几元酸就分几步水解，且每步水解只与1个H2O分子结合，生成1个OH－离子．多元弱酸盐的水解程度是逐渐减弱的，因此，多元弱酸盐溶液的酸碱性主要由第一步水解决定。 例如K2CO3的水解是分两步进行的 第一步：CO32－ + H2OHCO3－ + OH－；第二步：HCO3－ +H2OH2CO3 + OH－ 水解程度：第一步＞第二步．所以K2CO3溶液中各微粒浓度大小的顺序为：c(K＋)＞c(CO32－)＞c(OH－)＞c(HCO3－)＞c(H2CO3)＞c(H＋)，根据“任何电解质溶液中电荷守恒”可知：c(K＋) + c(H＋) ＝2c(CO32－) + c(OH－) + c(HCO3－) ⑶　弱酸弱碱盐 如CH3COONH4水解的离子方程式为：CH3COO－ + NH4＋ + H2OCH3COOH + NH3H2O， 因为K(CH3COOH)＝K(NH3H2O)＝1.810－5，所以CH3COONH4溶液呈中性。 二. 各种类型的盐的水解情况比较 盐的类型 强酸强碱盐 强酸弱碱盐 弱酸强碱盐 弱酸弱碱盐 水解情况 不水解 水解 水解 水解 参与水 解的离子 弱碱阳离子 弱酸阴离子 弱酸阴离子和弱碱阳离子 溶液的酸碱性 正盐显中性；酸式盐因电离产生H’而显酸性 酸性 弱碱阳离子与H2O电离产生的OH-结合而使得c(H＋)＞ c(OH－) 碱性 [弱酸阴离子与H2O电离产生的OH-结合而使得c(H＋)＜c(OH－)] 依组成盐对应的酸、碱的电离常数尺的相对大小而定K酸＞K碱：溶液呈酸性K酸＜K碱：溶液呈碱性 实 例 正 盐：KCl、 Na2SO4、等酸式盐：NaHSO4等 CuCl2、NH4C1、FeCl3、A12(SO4)3 CH3COONa、 NaClO、NaF、K2S、 K2CO3 CH3COONH4、NH4F、(NH4)2CO3 说 明 ① 盐类的水解程度很小，水解后生成的难溶物的微粒数、易挥发性物质的微粒数都很少，没有沉淀、气体产生，因此不能用“↑”、“↓”符号表示② 发生水解的盐都是使水的电离平衡正向移动而促进水的电离(而酸或碱则总是抑制水的电离) 三. 影响盐类水解的因素 内因：盐本身的性质 外因：⑴　温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。 ⑵　浓度：稀释盐溶液，可以促进水解，盐的浓度越小，水解程度越大。 ⑶　外加酸碱：外加酸碱能促进或抑制盐的水解。 以FeCl3和CH3COONa为例 a． Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+ 条 件 移动方向 H+数 pH Fe3+水解率 现象 升高温度 向右 增 降 增大 颜色变深(黄变红棕) 通HCl 向左 增 降 减小 颜色变浅 加H2O 向右 增 升 增大 颜色变浅 加Mg粉 向右 减 升 增大 红褐色沉淀，无色气体 加NaHCO3 向右 减 升 增大 红褐色沉淀，无色气体 加少量NaF 向右 减 升 增大 颜色变深 加少量NaOH 向右 减 升 增大 红褐色沉淀 b．CH3COO- + H2O CH3COOH + OH- c(CH3COO-) c(CH3COOH) c(OH-) c(H+) pH 水解程度 升 温 降低 升高 升高 降低 升高 升高 加 水 降低 升高 降低 升高 降低 升高 加醋酸 升高 降低 降低 升高 降低 降低 加醋酸钠 升高 升高 升高 降低 升高 降低 加HCl 降低 升高 降低 升高 降低 升高 加NaOH 升高 降低 升高 降低 升高 降低 【拓展提升】 电离平衡和水解平衡的比较 电 离 平 衡 水 解 平 衡 实 例 H2S水溶液（0.1mol/L） Na2S水溶液（0.1mol/L） 研 究 对 象 弱电解质（弱酸、弱碱、水） 强电解质（弱酸盐、弱碱盐） 实 质 弱酸H+ + 弱酸根离子 弱碱OH— + 弱碱阳子 H2O + H2OH3O+ + OH— 离子化速率 = 分子化速率 弱酸根阴离子+H2O弱酸 + OH— 弱碱阳离子+H2O弱碱 + H+ 水解速率 = 中和速率 程 度 酸或碱越弱，电离程度越小，多元酸的一级电离远远大于二级电离，大于三级电离…… “越弱越水解”，多元弱酸根一级水解远远大于二级水解，大于三级水解…… 一般中和程度远远大于水解程度 双水解程度较大，甚至很彻底。 能量变化 吸热（极少数例外） 吸热 表达式 电离方程式：①用 “ ” ②多元弱酸分步电离 H2SH+ + HS— HS—H+ + S2— 水解反应离子方程式①用“” ②多元弱酸根分步水解 ③除了双水解反应，产物不写分解产物，不标↑或↓ S2—+H2OHS—+OH—（主要） HS—+H2OH2S+OH—（次要） 微 粒 浓 度 大 小 比 较 c(H2S)>c(H+)>c(HS—)>c(S2—) >c(OH-) c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H2S)> c(H+) 电 荷 守恒式 c(H+)= c(HS-)+2c(S2-)+ c(OH-) c(Na+)+ c(H+)= c(HS-)+2c(S2-)+ c(OH-) 物 料 守恒式 c(H2S)+c(HS—)+c(S2—)=0.1mol/L c(H2S)+c(HS—)+c(S2—)=0.1mol/L= c(Na+)/2 影 响 因 素 温 度 升温促进电离（极少数例外） 升温促进水解 浓 度 稀 释 促进电离，但浓度减小，酸性减弱 促进水解，但浓度减小，碱性减弱 通H2S 电离平衡向右移动，酸性增强，但 电离程度减小，电离常数不变。 S2—+H2OHS—+ OH— H2S + OH—HS—+ H2O 促使上述平衡右移，合并为：H2S + S2—2HS— 加Na2S H2SH+ + HS— S2—+ H+HS—促使上述平衡右移，合并为：H2S + S2—2HS— 水解平衡向右移动，碱性增强，但水解程度减小。 四．离子浓度大小比较 一. 电离平衡理论和水解平衡理论 1. 电离理论 ⑴ 弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的 电解质及产生的微粒都是少量的，同时注意考虑水的电离的存在。 ⑵ 多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主；例如H2S溶液中微粒浓度大小关系。 2. 水解理论 ⑴ 弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗；如NaHCO3溶液中有：c(Na+)＞c(HCO3-)。 ⑵ 弱酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微量的（双水解除外），因此水解生成的弱电解质及产生H+的（或OH-）也是微量，但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c(H+)（或碱性溶液中的c(OH-)）总是大于水解产生的弱电解质的浓度； ⑶ 多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的，主要以第一步水解为主。 【分析】由于在NH3H2O溶液中存在下列电离平衡：NH3H2ONH4++OH-，H2OH++OH-，所以溶液中微粒浓度关系为：c(NH3H2O)＞c(OH-)＞c(NH4+)＞c(H+)。 【分析】由于H2S溶液中存在下列平衡：H2S HS-+H+，HS- S2-+H+，H2OH++OH-，所以溶液中微粒浓度关系为：c(H2S )＞c(H+)＞c(HS-)＞c(OH-)。 例如（NH4）2SO4溶液中微粒浓度关系： c(NH4+)＞c(SO42-)＞c(H+)＞c(NH3H2O)＞c(OH-)。 例如: Na2CO3溶液中水解平衡为：CO32-+H2OHCO3-+OH-，H2O+HCO3-H2CO3+OH- 所以溶液中部分微粒浓度的关系为： c(CO32-)＞c(HCO3-)。 二. 电荷守恒和物料守恒 1．电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。 2．物料守恒：电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。 3．导出式——质子守恒： 如NaHCO3溶液中：n(Na+)＋n(H+)＝n(HCO3-)＋2n(CO32-)＋n(OH-)推出：c(Na+)＋c(H+)＝c(HCO3-)＋2c(CO32-)＋c(OH-) 如NaHCO3溶液中n(Na+)：n(c)＝1：1，推出：c(Na+)＝c(HCO3-)＋c(CO32-)＋c(H2CO3) 如碳酸钠溶液中由电荷守恒和物料守恒将Na+离子消掉可得：c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)。 如醋酸钠溶液中由电荷守恒和物料守恒将钠离子消掉可：c(OH-)=c(H+)+c(CH3COOH)。 五．难溶电解质的溶解平衡 1．溶解度和溶解性：难溶电解质和易溶电解质之间并无严格的界限，溶解度小于0.01g的称为难溶电解质，离子相互反应生成难溶电解质，可以认为是完全反应。 在20℃时电解质的溶解性与溶解度的关系如下： 溶解性 易溶 可溶 微溶 难溶 溶解度 >10g 1-10g 1-0.1g <0.01g 2．根据对溶解度及反应限度、化学平衡原理的认识，说明生成沉淀的离子反应是否真正能进行到底？ AgCl在溶液中存在两个过程，一方面，在水分子作用下，少量Cl-、Ag＋脱离AgCl表面溶入水中；另一方面，溶液中的Cl-、Ag＋受AgCl表面阴、阳离子的静电作用，回到AgCl的表面析出晶体。一定温度下，AgCl饱和溶液建立下列动态平衡的反应式：AgCl（s）Cl-（aq）＋Ag＋（aq），沉淀、溶解之间由于动态平衡的存住，决定了沉淀反应不能完全进行到底。 3．溶解平衡的特征： 逆：溶解平衡是 一个 可逆过程。 等：溶解速率和沉淀速率相等。 动：溶解速率和沉淀速率相等，但不为0。 定：平衡状态时，溶液中各种离子的浓度保持一定。 变：当外界条件改变，溶解平衡发生移动。 【名师点拨】难溶强电解质的电离方程式用“=”，如：AgCl 溶解平衡：AgCl（s） Cl-（aq）＋Ag＋（aq）；电离平衡：AgCl＝Cl- ＋Ag＋ 4. 影响平衡的因素： 影 响 因 素 沉淀溶解平衡 电 离 平 衡 内 因 电 解 质 本 身 的 性 质 外 因 温 度 温度升高，多数溶解平衡向溶解的方向移动 温度升高正向移动 稀 释 向溶解的方向移动 正向移动 同离子效应 加入相同离子，向生成沉淀的方向移动 逆向移动 六. 溶度积（Ksp） 1. 概念：一定温度下，难溶电解质在饱和溶液中各离子浓度幂的乘积是一个常数，这个常数称为该难溶电解质的溶度积，用符号Ksp表示。 2. 表达式：对于沉淀溶解平衡：MmAn（s）mMn+(aq)+nAm-(aq)， 溶度积常数：Ksp = c（Mn+）mc（Am-）n 3. 溶度积规则：比较Ksp与溶液中有关离子浓度幂的乘积（离子积Qc）判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解。 Qc＞Ksp时，生成沉淀； Qc＝Ksp时，达到溶解平衡； Qc＜Ksp时，沉淀溶解。 4. 影响溶度积的因素： Ksp 只与难溶电解质的性质和温度有关，而与沉淀的量无关，并且溶液中的离子浓度的变化能使平衡移动，并不改变Ksp 。 5. 溶度积的物理意义： Ksp反映了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数值越大则难溶电解质在水中的溶解能力越强。但对化学式所表示的组成中阴、阳离子个数比不相同的电解质，则不能直接由它们的溶度积来比较溶解能力的大小，必须通过具体计算确定。 6. 难溶电解质的溶度积以及溶解能力的比较 沉淀溶解平衡 Ksp（18～25℃） 溶解能力比较 AgCl（s）Cl-（aq）＋Ag＋（aq） 1.810-10mol2. L-2 AgCl> AgBr > AgI AgBr（s）Br-（aq）＋Ag＋（aq） 5.010-13mol2.L-2 AgI（s）I-（aq）＋Ag＋（aq） 8.310-17mol2.L-2 Mg(OH)2（s）Mg 2+（aq）＋2OH-（aq） 1.810-11mol3.L-3 Mg(OH)2 > Cu(OH)2 Cu(OH)2（s） Cu 2+（aq）＋2OH-（aq） 2.210-20mol3.L-3 【拓展提升】 一. 沉淀的生成 1．沉淀生成的应用 在涉及无机制备、提纯工艺的生产、科研、废水处理等领域中，常利用沉淀溶解来达到分离或除去某些离子的目的。 2．沉淀的方法 (1) 调节pH法：如工业原料氯化铵中含杂质氯化铁，使其溶解于水，再加入氨水调节pH至7～8，可使Fe3＋转变为Fe(OH)3沉淀而除去。反应如下：Fe3＋＋3NH3H2O===Fe(OH)3↓＋3NH。 (2) 加沉淀剂法：如以Na2S、H2S等作沉淀剂，使某些金属离子，如Cu2＋、Hg2＋等生成极难溶的硫化物CuS、HgS等沉淀，也是分离、除去杂质常用的方法。反应如下： Cu2＋＋S2－===CuS↓ Cu2＋＋H2S===CuS↓ + 2H+ Hg2＋＋S2－===HgS↓ Hg2＋＋H2S===HgS↓+ 2H+ 二. 沉淀的转化 1．实验探究 (1) Ag＋的沉淀物的转化 实验步骤 实验现象 有白色沉淀生成 白色沉淀变为黄色 黄色沉淀变为黑色 化学方程式 AgNO3＋NaCl===AgCl↓＋ NaNO3 AgCl＋KI===AgI＋KCl 2AgI＋Na2S===Ag2S＋2NaI 实验结论 溶解度小的沉淀可以转化成溶解度更小的沉淀 (2) Mg(OH)2与Fe(OH)3的转化 实验步骤 实验现象 产生白色沉淀 产生红褐色沉淀 化学方程式 MgCl2＋2NaOH===Mg(OH)2↓＋2NaCl 3Mg(OH)2＋2FeCl3===2Fe(OH)3＋3MgCl2 实验结论 Fe(OH)3比Mg(OH)2溶解度小 2. 沉淀转化的方法 对于一些用酸或其他方法也不能溶解的沉淀，可以先将其转化为另一种用酸或其他方法能溶解沉淀。 3．沉淀转化的实质 沉淀转化的实质就是沉淀溶解平衡的移动。一般说来，溶解度大的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现。 两种沉淀的溶解度差别越大，沉淀转化越容易。 4．沉淀转化的应用 沉淀的转化在科研和生产中具有重要的应用价值。 (1) 锅炉除水垢 水垢[CaSO4(s)CaCO3Ca2＋(aq)] 其反应方程式是CaSO4＋Na2CO3 CaCO3＋Na2SO4，CaCO3＋2HCl===CaCl2＋H2O＋CO2↑。 (2) 对一些自然现象的解释 在自然界也发生着溶解度小的矿物转化为溶解度更小的矿物的现象。例如，各种原生铜的硫化物经氧化、淋滤作用后可变成CuSO4溶液，并向深部渗透，遇到深层的闪锌矿(ZnS)和方铅矿(PbS)时，便慢慢地使之转变为铜蓝(CuS)。其反应如下：CuSO4＋ZnS===CuS↓ + ZnSO4 、CuSO4＋PbS===CuS↓ + PbSO4。 小题快练 1．下列有关说法正确的是 A． 在Na2S溶液中加入少量的Na2S固体，Na2S的水解程度减小 B． Fe3O4(s)+4CO(g)＝3Fe(s)+4CO2(g)室温下不能自发进行，说明该反应的ΔH＞0 C． 用碱式滴定管量取20.00mL酸性高锰酸钾溶液 D． 室温下，pH分别为2和4的盐酸等体积混合后，溶液pH＝3 【答案】A 2．10℃时加热NaHCO3溶液，测得溶液pH发生如下变化： 温度（℃） 10 20 30 加热煮沸后冷却到50℃ pH 8.3 8.4 8.5 8.8 下列判断正确的是 A． 50℃时，c(OH—)＝110—5.2mol/L B． 30℃时，c(Na+)＝c(HCO3—) +2c(CO32—) C． 升高温度，c(Na+)/c(HCO3—)增大 D． 将NaHCO3溶液蒸干，得到NaOH固体 【答案】C 【解析】A. 50℃时，碳酸氢钠溶液的pH为8.8，说明溶液中氢离子浓度为10-8.8mol/L，但因为水的离子积常数不能确定，所以不能计算氢氧根离子浓度，故错误；B.溶液中的物料守恒，c(Na+)＝c(HCO3—) +c(CO32—) + c(H2CO3)，溶液中碳酸氢根子水解生成碳酸，电离生成碳酸根离子，因为溶液显碱性，说明水解程度大于电离程度，即碳酸分子浓度大于碳酸根离子浓度，故c(Na+)＝c(HCO3—) +2c(CO32—)错误；C. 升高温度，碳酸氢根离子水解程度增大，碳酸氢根离子浓度减小，所以c(Na+)/c(HCO3—)增大，故正确；D. 将NaHCO3溶液蒸干，碳酸氢钠受热分解生成碳酸钠和水和二氧化碳，不能得到NaOH固体，故错误。 3．用NaHCO3溶液处理NaAlO2溶液(由Al2O3过量NaOH溶液反应制得)，测得溶液pH和Al(OH)3生成的量随加入NaHCO3溶液体积的变化情况如图所示。下列说法正确的是（ ） A． Al(OH)3的生成是因为NaHCO3促进了NaAlO2的水解 B． b点和c点溶液所含微粒种类不同 C． NaHCO3溶液的物质的量浓度为1.0molL-1 D． d点时：c(Na+)=c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3) 【答案】C 4．苯甲酸钠(，缩写为NaA)可用作饮料的防腐剂。研究表明苯甲酸(HA)的抑菌能力显著高于A－。已知25 ℃时，HA的Ka＝6.2510－5，H2CO3的Ka1＝4.1710－7，Ka2＝4.9010－11。在生产碳酸饮料的过程中，除了添加NaA外，还需加压充入CO2气体。下列说法不正确的是(温度为25 ℃，不考虑饮料中其他成分)( ) A． 由于碳酸的酸性弱于HA，充入CO2不能生成HA，因此充入CO2并不能增强抑菌能力 B． pH相同的NaA和NaHCO3溶液，导电能力前者强于后者 C． 当pH为5.0时，饮料中＝0.16 D． 碳酸饮料中各种粒子的浓度关系为：c(H＋) ＋c(Na＋)＝c(HCO)＋2c(CO)＋c(OH－)+c(A－) 【答案】A 5．下列关于物质的分类或变化说法正确的是 A． Na2CO3、BaCl2是常见的强电解质，且溶于水时均会破坏水的电离平衡 B． NO2经降温加压凝成无色液体为物理变化，NO2排水收集到无色气体为化学变化 C． Na2O•SiO2是一种简单的硅酸盐，露置于空气中会变质 D． 植物油可萃取溴水中的溴而使溴水褪色 【答案】C 【解析】A. BaCl2属于强酸强碱盐，不发生水解，对水的电离平衡没有影响，故A项错误；B.二氧化氮经加压凝成无色液体，发生反应：2NO2N2O4，属于化学变化，故B项错误；C. Na2O•SiO2为Na2SiO3的氧化物形式，是一种简单的硅酸盐，露置于空气中会与二氧化碳、水蒸气反应生成碳酸钠和硅酸，发生变质，故C项正确；D. 植物油为不饱和高级脂肪酸甘油酯，含有不饱和碳碳键，可以与溴水发生加成反应，因此植物油不能萃取出溴水中的溴单质，故D项错误。 6．室温时，CH3COOH的电离平衡常数为K，向20mL 0.1mol/L CH3COOH溶液中逐滴加入0.1mol/L NaOH溶液，其pH变化曲线如图所示（忽略温度变化）。下列说法中正确的是（ ） A． b点表示的溶液中c(Na+)＞c(CH3COO﹣) B． c点表示CH3COOH和NaOH恰好反应完全 C． d点表示的溶液中c(CH3COO﹣) c(H+)/c(CH3COOH)大于K D． b、c、d三点表示的溶液中一定都存在：c(Na+)+c(H+)═c(CH3COO﹣)+c(OH﹣) 【答案】D 7．下列说法中不正确的是(　　) 弱酸 CH3COOH HClO H2CO3 电离平衡常数 （ 25℃） Ki=1.7610﹣5 Ki=2.9510﹣8 Ki1=4.3010﹣7 Ki2=5.6010﹣11 A． pH相同的①CH3COONa　②NaHCO3　③NaClO三种溶液中c(Na+):③<②<① B． 一定浓度的NaHS溶液中:c(Na+)+ c(H+) = c(OH-) +c(HS-)+2c(S2-) C． pH=a的氨水，稀释至原体积的10倍后, 其pH=b, 则b>a-1 D． 室温下，甲、乙两烧杯均盛有5mL pH=2的某一元酸溶液，向乙烧杯中加水稀释至pH=3，则甲乙两个烧杯中，由水电离出来的c(OH—)：10c(OH－)甲≤c(OH－)乙 【答案】D 【解析】根据电离平衡常数，推出电离出H＋的能力：CH3COOH>H2CO3>HClO>HCO3。A、依据越弱越水解，推出相同浓度时，溶液pH大小顺序是NaClO>NaHCO3>CH3COONa，pH相同时，c(CH3COONa)>c(NaHCO3)>c(NaClO)，即c(Na＋)大小顺序是①>②>③，故A说法正确；B、根据溶液呈现电中性，因此有c(Na＋)＋c(H＋)=c(OH－)＋c(HS－)＋2c(S2－)，故B说法正确；C、假设NH3H2O为强碱，稀释10倍，则b应为a－1，但NH3H2O为弱碱，加水稀释促使NH3H2O电离，即b>a－1，故C说法正确；D、酸性溶液中OH－是水电离的，甲烧杯中水电离出的c(OH－)=Kw/c(H＋)=10－14/10－2molL－1=10－12molL－1，乙烧杯中加水稀释至pH=3，此时水电离出c(OH－)=Kw/c(H＋)=10－14/10－3molL－1=10－11molL－1，则10c(OH－)甲=c(OH－)乙，故D说法错误。 8．下列有关电解质溶液的说法正确的是 ( ) A． 向0.1molL－1CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中c(H+)/c(CH3COOH)减小 B． 将CH3COONa溶液从20℃升温至30℃，溶液中(c(CH3COO-))/(c(CH3COOH)⋅c(OH-))增大 C． 向盐酸中加入氨水至中性，溶液中(c(NH4+))/(c(Cl-))>1 D． NH4HSO4和NaOH混合呈中性C(Na＋)>C(SO42—)>C(NH4＋)>C(NH3H2O)>C(H＋)=C(OH—) 【答案】D 9．向FeCl3溶液中加入Na2SO3溶液，测定混合后溶液pH随混合前溶液中c(SO32-)/c(Fe3+)变化的曲线如图所示。实验发现： i. a点溶液透明澄清，向其中滴加NaOH溶液后，立即产生灰白色沉淀，滴入KSCN溶液显红色； ii. c点和d点溶液中产生红褐色沉淀，无气体逸出。取其上层清液滴加NaOH溶液后无明显现象，滴加KSCN溶液显红色。下列分析合理的是 A． 向a点溶液中滴加BaCl2溶液，无明显现象 B． b点较a点溶液pH升高的主要原因：2Fe3+ + SO32- + H2O === 2Fe2+ + SO42- + 2H+ C． c点溶液中发生的主要反应：2Fe3+ + 3SO32- + 6H2O2Fe(OH)3↓+ 3H2SO3 D． 向d点上层清液中滴加KSCN溶液，溶液变红；再滴加NaOH溶液，红色加深 【答案】C 10．下列装置能达到实验目的的是 A． 用如装置将氯化铁溶液直接蒸干得到氯化铁固体 B． 用如图装置制备Fe(OH)2 C． 用如图装置除去CO2中含有的少量HCl D． 用如图装置配制100mL 0.1mol/L的稀硫酸 【答案】B 【解析】A. 氯化铁溶液中，铁离子发生水解：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+，加热蒸发，氯化氢挥发，平衡右移，结果生成氢氧化铁，在灼烧，氢氧化铁分解生成氧化铁，A错误；B.打开弹簧夹，稀硫酸与铁粉反应生成氢气，可排除整个装置内的空气；然后关闭弹簧夹，利用氢气产生的压强作用，把反应产生的硫酸亚铁溶液压入到试管B中，制得的氢氧化亚铁可以较长时间稳定存在，B正确；C. 二氧化碳、氯化氢气体都能与碳酸钠溶液反应，所以达不到除去杂质的目的，应该用饱和碳酸氢钠溶液除去氯化氢，C错误；D. 浓硫酸应该在烧杯中进行稀释，冷却至室温后，在用玻璃棒转移进容量瓶中，D错误。 11．常温下，用0.01000 molL-1的盐酸滴定0.01000 molL-1NaA溶液20.00mL。滴定曲线如图所示，下列说法正确的是 A． a点到d点的过程中，等式c(HA)+c(A—)=0.01000 molL—1恒成立 B． b点时，溶液中微粒浓度大小关系为：c(A—)>c(Cl —)>c(HA)>c(OH—)>c(H+) C． c点时，溶液中微粒浓度存在关系：c(Na+)+c(H+) = c(HA)+c(OH—)+2c(A—) D． d点时，溶液中微粒浓度存在关系：c(OH—)+c(A—)=c(H+) 【答案】C 12．下列物质之间的转化在给定条件下能实现的是 ①SSO2BaSO4 ②CuSO4(aq)Cu(OH)2悬浊液Cu2O ③饱和NaCl(aq)NaHCO3Na2CO3 ④Fe2O3FeCl3(aq)无水FeCl3 A． ①③ B． ②③ C． ②④ D． ①④ 【答案】B 13．下列有关溶液组成的描述合理的是（ ） A． 中性溶液中可能大量存在Fe3+、K+、Cl‾、SO42— B． 弱碱性溶液中可能大量存在Na+、K+、Cl‾、HCO3‾ C． 酸性溶液中可能大量存在Na+、ClO‾、SO42‾、I‾ D． 无色溶液中可能大量存在Al3+、NH4+、Cl‾、CO32— 【答案】B 【解析】Fe3+在溶液中发生水解，溶液呈酸性，不可能为中性，A错误；Na+、K+、Cl‾、HCO3‾之间不反应，HCO3‾在溶液中水解大于电离，使溶液显弱碱性，B正确；酸性溶液中，ClO‾、I‾之间发生氧化还原反应，ClO‾与氢离子反应生成次氯酸，在溶液中不能大量共存，C错误；Al3+与CO32—在溶液中发生双水解反应，在溶液中不能大量共存，D错误。 14．能证明乙酸是弱酸的实验事实是 A． CH3COOH溶液与Zn反应放出H2 B． 常温下，0.1 mol/L CH3COONa溶液的pH大于7 C． CH3COOH溶液与Na2CO3反应生成CO2 D． 0.1 mol/L CH3COOH溶液可使紫色石蕊变红 【答案】B 【解析】A．只能证明乙酸具有酸性，不能证明其酸性强弱，选项A错误；B．该盐水溶液显碱性，由于NaOH是强碱，故可以证明乙酸是弱酸，选项B正确；C．可以证明乙酸的酸性比碳酸强，但是不能证明其酸性强弱，选项C错误；D．可以证明乙酸具有酸性，但是不能证明其酸性强弱，选项D错误。 15．常温下，向1 L 0.1 molL－1一元酸HR溶液中逐渐通入氨气［已知常温下NH3H2O电离平衡常数K＝1.7610－5］，使溶液温度和体积保持不变，混合溶液的pH与离子浓度变化的关系如下图所示。下列叙述正确的是 A． 0.1 molL－1 HR溶液的pH为5 B． HR为弱酸，常温时随着氨气的通入，c(R－)/[c(OH－).c(HR)] 逐渐增大 C． 当通入0.1 mol NH3时，c(NH4+)＞c(R－)＞c(OH－)＞c(H+) D． 当c(R－)＝ c(HR)时，溶液必为中性 【答案】C