2022年高考化學二輪專題題組訓練 第8講 考點2 溶液中的“三大平衡”（含解析）

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1、2022年高考化學二輪專題題組訓練 第8講 考點2 溶液中的“三大平衡”（含解析） 題組一　弱電解質的電離平衡 1．在0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中存在如下電離平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，對于該平衡，下列敘述正確的是 (　　)。 A．加入水時，平衡逆向移動 B．加入少量NaOH固體，平衡正向移動 C．加入少量0.1 mol·L－1鹽酸，溶液中c(H＋)減小 D．加入少量CH3COONa固體，平衡正向移動 解析　加水稀釋促進弱電解質的電離，平衡正向移動，A項錯誤；加入少量NaOH固體，OH－與H＋反應，使c(H＋)減小，平衡正向移動，B項正

2、確；HCl是強酸，加入少量0.1 mol·L－1 鹽酸，溶液中c(H＋)將增大，C項錯誤；加入少量CH3COONa固體，使c(CH3COO－)增大，平衡逆向移動，D項錯誤。 答案　B 2．常溫下，0.1 mol·L－1某一元酸(HA)溶液中＝1.0×10－8。下列敘述正確的是 (　　)。 A．該溶液中由水電離出的c(H＋)＝1.0×10－3mol·L－1 B．常溫下HA的電離平衡常數(shù)為1.0×10－6 C．向該HA溶液加水稀釋的過程中，c(H＋)逐漸增大 D．pH＝3的HA溶液與pH＝11的NaOH溶液等體積混合后，c(A－)> c(Na＋)>c(H＋)>c(O

3、H－) 解析　結合常溫下水的離子積常數(shù)可知此時溶液中的c(H＋)＝1.0×10－3 mol·L－1，c(OH－)＝1.0×10－11mol·L－1，則由水電離出的c(H＋)＝ 1.0×10－11mol·L－1，HA的電離平衡常數(shù)為(1.0×10－3)2/0.1＝1.0×10－5，A、B項不正確；向該HA溶液中加水稀釋能促進HA的電離，但由于溶液的體積增大，c(H＋)逐漸減小，C項不正確；由于HA是弱酸不能完全電離，則pH＝3的HA溶液的濃度大于pH＝11的NaOH溶液，二者等體積混合后，HA過量，溶液呈酸性，則有c(A－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)，D項正確。 答案　

4、D —————[方法規(guī)律]———————————— 一元強酸與一元弱酸的比較 酸 項目　　　　 相同物質的量濃度、相同體積 相同pH、相同體積 一元強酸 一元弱酸 一元強酸 一元弱酸 c(H＋) 大 小 相同 中和堿的能力 相同 小 大 與金屬反應的起始速率 大 小 相同 稀釋相同倍數(shù)后的pH 小 大 大 小 題組二　鹽類水解的實質、規(guī)律及其影響因素 3．Na2CO3水溶液中存在平衡CO＋H2OHCO＋OH－。下列說法不正確的是 (　　)。 A．稀釋溶液，增大 B．通入CO2，溶液pH減小 C．升高溫度，平衡常

5、數(shù)增大 D．加入NaOH固體，減小 解析　稀釋溶液，平衡向正反應方向移動，但平衡常數(shù)不變，A項錯；通入CO2，發(fā)生反應CO2＋2OH－===CO＋H2O，溶液pH減小，B項正確；升高溫度，平衡正向移動，平衡常數(shù)增大，C項正確；加入NaOH固體，溶液中c(OH－)增大，平衡逆向移動，c(HCO)減小，c(CO)增大，減小，D項正確。 答案　A 4．有①Na2CO3溶液、②CH3COONa溶液、③NaOH溶液各25 mL，物質的量濃度均為0.1 mol·L－1，下列說法正確的是 (　　)。 A．三種溶液pH的大小順序是③>②>① B．若將三種溶液稀釋相同倍數(shù)，pH變化最大的是

6、② C．若分別加入25 mL 0.1 mol·L－1鹽酸后，pH最大的是① D．若三種溶液的pH均為9，則物質的量濃度的大小順序③>①>② 解析　濃度相同時，酸根離子對應的酸越弱，酸根離子越易水解溶液堿性越強，因此三種溶液pH的大小順序應是③>①>②。若將三種溶液稀釋相同倍數(shù)，由于Na2CO3溶液和CH3COONa溶液中存在水解平衡，隨著水的加入弱酸根離子會水解產生少量的OH－，因此pH變化最大的應是③；三種溶液中分別加入25 ml 0.1 mol·L－1鹽酸后，①中生成NaHCO3，②中生成CH3COOH，③中生成H2O和NaCl，故pH最大的①，C正確；NaOH是強堿，CO比C

7、H3COO－水解程度大，故三種溶液pH均為9時，其濃度大小順序為②>①>③，D錯誤。 答案　C 題組三　難溶電解質的沉淀溶解平衡 5．25 ℃時，某難溶性堿MOH在水中的沉淀溶解平衡曲線如圖所示(單位： mol·L－1)。下列說法正確的是 (　　)。 A．該堿在25 ℃時的Ksp為2×10－10 B．a點的Ksp大于b點的Ksp C．通過蒸發(fā)可使溶液由b點變?yōu)閏點 D．25 ℃時，要使c(M＋)為0.1 mol·L－1的溶液形成沉淀，溶液的pH至少要升高到5 解析　A項可由a點算出Ksp＝c(M＋)·c(OH－)＝10－5×10－5＝10－10，錯誤。B項K

8、sp只受溫度影響，與溶液中溶質的離子濃度無關，錯誤。C項由于b點時原溶液為飽和溶液，所以蒸發(fā)后各離子濃度都不變，錯誤。D項要使溶液形成沉淀，溶液的c(OH－)至少要達到＝mol·L－1＝10－9mol·L－1，c(H＋)＝＝10－5mol·L－1，pH＝5，正確。 答案　D 6．(xx·綿陽診斷)20 mL 0.1 mol·L－1溶液中含有Fe2＋，向其中滴加NaOH溶液至pH＝4，溶液中有沉淀生成，過濾，得沉淀和濾液。已知：Ksp[Fe(OH)3]＝4.0×10－38，Ksp[Fe(OH)2]＝8.0×10－16。下列說法不正確的是 (　　)。 A．沉淀只有Fe(OH)3 B．

9、沉淀有Fe(OH)3和Fe(OH)2 C．濾液c(Fe3＋)＝4.0×10－8 mol·L－1 D．向濾液中滴加FeCl2溶液，無沉淀產生 解析　由pH＝4知，c(H＋)＝10－4mol·L－1，所以c(OH－)＝10－10mol·L－1，根據Fe(OH)3的溶度積，c(Fe3＋)·(10－10)3＝4.0×10－38，所以c(Fe3＋)＝4.0×10－8 mol·L－1，根據Fe(OH)2的溶度積，c(Fe2＋)·(10－10)2＝8.0×10－16，所以c(Fe2＋)＝8.0×104 mol·L－1，遠大于溶液中Fe2＋的濃度，沒有Fe(OH)2沉淀生成，A、C正確；B錯誤。

10、 答案　B —————[方法技能]———————————— 1．判斷在一定條件下沉淀能否生成或溶解。 (1)Qc＞Ksp：溶液過飽和，有沉淀析出 (2)Qc＝Ksp：溶液飽和，處于平衡狀態(tài) (3)Qc＜Ksp：溶液未飽和，無沉淀析出 2．判斷難溶電解質在水中的溶解能力 當難溶電解質的類型相同時： (1)Ksp越大的難溶電解質在水中的溶解能力越強。 (2)當一種離子和其他幾種離子都可能產生沉淀時，Ksp越小，沉淀越容易生成。 3．判斷能否發(fā)生沉淀轉化反應 一般來說，Ksp大的沉淀容易轉化為Ksp小的沉淀。但在一定條件下也可以使Ksp小的沉淀轉化為Ksp大的沉淀，如用飽和Na2CO3溶液浸泡重晶石(BaSO4)可制備可溶性鋇鹽(BaCO3)。