高考化學(xué)大二輪專題復(fù)習(xí)與增分策略訓(xùn)練 專題10 電解質(zhì)溶液

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1、高考化學(xué)大二輪專題復(fù)習(xí)與增分策略訓(xùn)練 專題10 電解質(zhì)溶液 [考綱要求]　1.了解電解質(zhì)的概念；了解強(qiáng)、弱電解質(zhì)的概念。2.了解電解質(zhì)在水溶液中的電離，以及電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性。3.了解弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡。4.了解水的電離及離子積常數(shù)。5.了解溶液pH的定義，認(rèn)識(shí)溶液的酸堿性、溶液中c(H+)和c(OH-)、pH三者之間的關(guān)系，并能進(jìn)行簡(jiǎn)單計(jì)算；了解測(cè)定溶液pH的方法。6.了解鹽類水解的原理、影響鹽類水解的主要因素以及鹽類水解的應(yīng)用。7.了解難溶電解質(zhì)的溶解平衡以及沉淀轉(zhuǎn)化的本質(zhì)。 考點(diǎn)一　溶液的酸堿性及pH 1．一個(gè)基本不變 相同溫度下，不論是純水還是稀溶液，水的離子積常

2、數(shù)不變。應(yīng)用這一原則時(shí)需要注意兩個(gè)條件：水溶液必須是稀溶液；溫度必須相同。 2．兩種測(cè)量方法 溶液的pH值可以用pH試紙測(cè)定(精確到整數(shù)，且只能在1～14的范圍內(nèi))，也可以用pH計(jì)(精確到0.1)測(cè)定。 3．三個(gè)重要比較 水溶液可分為酸性溶液、中性溶液和堿性溶液，下表是常溫下這三種溶液的比較： 溶液的酸堿性 c(H＋)與c(OH－)比較 c(H＋)大小 pH 酸性溶液 c(H＋)>c(OH－) c(H＋)>1×10－7 mol·L－1 <7 中性溶液 c(H＋)＝c(OH－) c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1 ＝7 堿性溶液 c(H＋)

3、 c(H＋)<1×10－7 mol·L－1 >7 4.pH使用中的幾個(gè)誤區(qū) (1)pH＝7的溶液不一定呈中性。只有在常溫下pH＝7的溶液才呈中性；當(dāng)在100 ℃時(shí)，水的離子積常數(shù)為1×10－12，此時(shí)pH＝6的溶液為中性溶液，pH>6時(shí)為堿性溶液，pH<6時(shí)為酸性溶液。 (2)使用pH試紙測(cè)溶液pH時(shí)，若先用蒸餾水潤(rùn)濕，測(cè)量結(jié)果不一定偏小。若先用蒸餾水潤(rùn)濕，相當(dāng)于將待測(cè)液稀釋了，若待測(cè)液為堿性溶液，則所測(cè)結(jié)果偏小；若待測(cè)液為酸性溶液，則所測(cè)結(jié)果偏大；若待測(cè)液為中性溶液，則所測(cè)結(jié)果沒(méi)有誤差。 5．溶液中的c(H＋)和水電離出來(lái)的c(H＋)的區(qū)別 (1)室溫下水電離出的c(H＋)＝1

4、×10－7 mol·L－1，若某溶液中水電離出的c(H＋)<1×10－7 mol·L－1，則可判斷該溶液呈酸性或堿性；若某溶液中水電離出的c(H＋)>1×10－7 mol·L－1，則可判斷出該溶液中存在能水解的鹽，從而促進(jìn)了水的電離。 (2)室溫下，溶液中的c(H＋)>1×10－7 mol·L－1，說(shuō)明該溶液是酸性溶液或水解呈酸性的鹽溶液；溶液中的c(H＋)<1×10－7 mol·L－1，說(shuō)明該溶液是堿性溶液或水解呈堿性的鹽溶液。 6．pH和等于14的酸堿混合問(wèn)題的判斷 pH和等于14的意義：酸溶液中的氫離子濃度等于堿溶液中的氫氧根離子的濃度。 (1)已知酸、堿溶液的pH之和為14，則

5、等體積混合時(shí)： pH＝7 pH>7 pH<7 (2)已知酸、堿溶液的pH之和為14，若混合后溶液的pH為7，溶液呈中性，則 ―→V酸∶V堿＝1∶1 ―→V酸∶V堿>1∶1 ―→V酸∶V堿<1∶1 (3)強(qiáng)酸、強(qiáng)堿等體積混合后溶液酸、堿性的判斷： 7．溶液pH計(jì)算的一般思維模型 題組一　走出溶液稀釋與混合的誤區(qū) 1．正誤判斷，正確的劃“√”，錯(cuò)誤的劃“×” (1)常溫下pH為2的鹽酸與等體積pH＝12的氨水混合后所得溶液呈酸性(×) (xx·廣東理綜，23B) (2)常溫下pH為2的鹽酸由H2O電離出的c(H＋)＝1.0×10－12 mol·L－1(√)

6、 (xx·廣東理綜，23C) (3)同濃度、同體積的強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液混合后，溶液的pH＝7(×) (xx·天津理綜，5A) (4)常溫下，將pH＝3的醋酸溶液稀釋到原體積的10倍后，溶液的pH＝4(×) (xx·浙江理綜，12A) (5)100 ℃時(shí)，將pH＝2的鹽酸與pH＝12的NaOH溶液等體積混合，溶液呈中性(×) (2011·天津理綜，5D) 誤區(qū)一：不能正確理解酸、堿的無(wú)限稀釋規(guī)律 常溫下任何酸或堿溶液無(wú)限稀釋時(shí)，溶液的pH都不可能大于7或小于7，只能接近7。 誤區(qū)二：不能正確理解弱酸、弱堿的稀釋規(guī)律 溶液 稀釋前溶液pH 加水稀釋到體積為原來(lái)的10n倍

7、稀釋后溶液pH 酸 強(qiáng)酸 pH＝a pH＝a＋n 弱酸 a＜pH＜a＋n 堿 強(qiáng)堿 pH＝b pH＝b－n 弱堿 b－n＜pH＜b 誤區(qū)三：不能正確掌握混合溶液的定性規(guī)律 pH＝n(n＜7)的強(qiáng)酸和pH＝14－n的強(qiáng)堿溶液等體積混合，pH＝7；pH＝n(n＜7)的醋酸和pH＝14－n的氫氧化鈉溶液等體積混合，混合溶液pH＜7；pH＝n(n＜7)的鹽酸和pH＝14－n的氨水溶液等體積混合，混合溶液pH＞7。 題組二　一強(qiáng)一弱比較的圖像分析 2．相同體積、相同pH的HCl(a)和CH3COOH(b)，按要求畫(huà)出圖像。 分別與足量的鋅粉發(fā)生反應(yīng)。 (1)產(chǎn)生H2的

8、體積(V)隨時(shí)間(t)的變化圖像。 (2)產(chǎn)生H2的速率v(H2)隨時(shí)間(t)的變化圖像。 (3)溶液的pH隨時(shí)間(t)的變化圖像。 答案　(1) (2) (3) 3．pH＝2的兩種一元酸x和y，體積均為100 mL，稀釋過(guò)程中pH與溶液體積的關(guān)系如下圖所示。分別滴加NaOH溶液(c＝0.1 mol·L－1)至pH＝7，消耗NaOH溶液的體積為Vx、Vy，則(　　) A．x為弱酸，VxVy C．y為弱酸，VxVy 答案　C 解析　由圖知：將一元酸x和y分別稀釋10倍，pH的變化量ΔpHx＝1，ΔpH

9、y<1，所以x為強(qiáng)酸，而y為弱酸。pH＝2時(shí)弱酸y的濃度大，滴加NaOH至pH＝7時(shí)需NaOH溶液的體積則y要比x大。 圖像法理解一強(qiáng)一弱的稀釋規(guī)律 1．相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸 (1)加水稀釋相同的倍數(shù)，醋酸的pH大。 (2)加水稀釋到相同的pH，鹽酸加入的水多。 2．相同體積、相同pH值的鹽酸、醋酸 (1)加水稀釋相同的倍數(shù)，鹽酸的pH大。 (2)加水稀釋到相同的pH，醋酸加入的水多。 題組三　理解換算關(guān)系，突破pH的計(jì)算 4．在T ℃時(shí)，Ba(OH)2的稀溶液中c(H＋)＝10－a mol·L－1，c(OH－)＝10－b mol·L－1，已知a＋b＝1

10、2。向該溶液中逐滴加入pH＝4的鹽酸，測(cè)得混合溶液的部分pH如表所示： 序號(hào) 氫氧化鋇溶液的體積/mL 鹽酸的體積/mL 溶液的pH ① 22.00 0.00 8 ② 22.00 18.00 c ③ 22.00 22.00 d 假設(shè)溶液混合前后的體積變化可忽略不計(jì)，則下列說(shuō)法不正確的是(　　) A．a(chǎn)＝8 B．b＝4 C．c＝9 D．d＝6 答案　C 解析　本題考查了pH的綜合計(jì)算和從表中獲取關(guān)鍵信息的能力。Ba(OH)2溶液的pH＝8，即a＝8，再根據(jù)a＋b＝12，則b＝4，c(OH－)＝10－4 mol·L－1。Ba(OH)2溶液中氫氧根離子的

11、濃度與鹽酸的濃度相等，該溫度下Kw＝10－12，當(dāng)加入22.00 mL鹽酸時(shí)恰好中和，溶液的pH＝6，即d＝6；當(dāng)加入18.00 mL鹽酸時(shí)，氫氧化鋇過(guò)量，c(OH－)＝(10－4×22.00－10－4×18.00)÷(22.00＋18.00)＝10－5 (mol·L－1)，所以此時(shí) c(H＋)＝10－7 mol·L－1，pH＝7，故c＝7。 室溫下，Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14，則pKw＝14。 考點(diǎn)二　溶液中的“三大平衡” 電離平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡是溶液中的三大平衡。這三種平衡都遵循勒夏特列原理——當(dāng)只改變體系的一個(gè)條件時(shí)，平衡向能夠減弱這種改變

12、的方向移動(dòng)。 1．對(duì)比分析電離平衡和水解平衡 電離平衡及水解平衡均屬于化學(xué)平衡，均遵循勒夏特列原理，外界條件對(duì)兩平衡的影響如表所示： 電離平衡(如CH3COOH溶液) 水解平衡(如CH3COONa溶液) 升高溫度 促進(jìn)電離，離子濃度增大，Ka增大 促進(jìn)水解，Kh增大 加水稀釋 促進(jìn)電離，離子濃度(除OH－外)減小，Ka不變 促進(jìn)水解，離子濃度(除H＋外)減小，Kh不變 加入相應(yīng)離子 加入CH3COONa固體，抑制電離，Ka不變 加入NaOH固體，抑制水解，Kh不變 加入反應(yīng)離子 加入NaOH固體，促進(jìn)電離，Ka不變 加入鹽酸，促進(jìn)水解，Kh不變 Ka、Kh

13、、Kw的關(guān)系 Kw＝Ka·Kh 2.強(qiáng)化記憶弱酸弱堿鹽、酸式鹽溶液的酸堿性 (1)弱酸弱堿鹽雙水解，其溶液的酸堿性取決于弱酸和弱堿的相對(duì)強(qiáng)弱。當(dāng)Ka＝Kb時(shí)，溶液顯中性，如CH3COONH4；當(dāng)Ka>Kb時(shí)，溶液顯酸性，如HCOONH4；當(dāng)Ka

14、較溶度積與非平衡狀態(tài)下溶液中有關(guān)離子濃度冪的乘積——離子積Qc的相對(duì)大小，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：Qc>Ksp，溶液過(guò)飽和，有沉淀析出；Qc＝Ksp，溶液飽和，沉淀的生成與溶解處于平衡狀態(tài)；Qc

15、3)溶度積(Ksp)與溶解能力關(guān)系的突破方法 溶度積(Ksp)反映了電解質(zhì)在水中的溶解能力，對(duì)于陰陽(yáng)離子個(gè)數(shù)比相同的電解質(zhì)，Ksp的數(shù)值越大，難溶電解質(zhì)在水中的溶解能力越強(qiáng)；但對(duì)于陰陽(yáng)離子個(gè)數(shù)比不同的電解質(zhì)，不能直接比較Ksp數(shù)值的大小。 題組一　影響弱電解質(zhì)電離平衡因素的多角度分析 1．(xx·安徽理綜，13)已知NaHSO3溶液顯酸性，溶液中存在以下平衡： HSO＋H2OH2SO3＋OH－① HSOH＋＋SO② 向0.1 mol·L－1的NaHSO3溶液中分別加入以下物質(zhì)，下列有關(guān)說(shuō)法正確的是(　　) A．加入少量金屬Na，平衡①左移，平衡②右移，溶液中c(HSO

16、)增大 B．加入少量Na2SO3固體，則c(H＋)＋c(Na＋)＝c(HSO)＋c(OH－)＋c(SO) C．加入少量NaOH溶液，、的值均增大 D．加入氨水至中性，則2c(Na＋)＝c(SO)＞c(H＋)＝c(OH－) 答案　C 解析　根據(jù)加入物質(zhì)的性質(zhì)判斷平衡移動(dòng)方向，進(jìn)一步判斷各選項(xiàng)結(jié)論是否正確。 A項(xiàng)加入金屬鈉后，鈉和水反應(yīng)生成氫氧化鈉，使平衡①左移，平衡②右移，移動(dòng)的結(jié)果是c(SO)增大?？梢岳脴O端分析法判斷，如果金屬鈉適量，充分反應(yīng)后溶液中溶質(zhì)可以是亞硫酸鈉，此時(shí)c(HSO)很小，所以A項(xiàng)錯(cuò)誤。B項(xiàng)依據(jù)電荷守恒判斷，c(SO)前面的化學(xué)計(jì)量數(shù)應(yīng)為2，即c(H＋)＋c(

17、Na＋)＝c(HSO)＋c(OH－)＋2c(SO)，所以B項(xiàng)錯(cuò)誤。C項(xiàng)加入氫氧化鈉溶液后，溶液酸性減弱，堿性增強(qiáng)，所以增大；平衡①左移，平衡②右移，最終c(SO)增大，c(HSO)減小，所以增大。D項(xiàng)加入氨水至溶液呈中性，即c(H＋)＝c(OH－)。由電荷守恒知，其他離子存在如下關(guān)系：c(Na＋)＋c(NH)＝2c(SO)＋c(HSO)，所以D項(xiàng)錯(cuò)誤。 酸、堿、鹽對(duì)水的電離的影響：酸和堿抑制水的電離，強(qiáng)酸弱堿鹽和強(qiáng)堿弱酸鹽促進(jìn)水的電離。強(qiáng)酸弱堿鹽和堿溶液中由水電離的c(H＋)或c(OH－)取決于溶液中的c(H＋)；強(qiáng)堿弱酸鹽和酸溶液中由水電離出的c(H＋)或c(OH－)取決于溶液中的c(

18、OH－)。但應(yīng)關(guān)注酸式鹽的特殊性，如硫酸氫鈉完全電離，會(huì)抑制水的電離；碳酸氫鈉以水解為主，呈堿性，促進(jìn)水的電離。 題組二　多角度攻克鹽類水解問(wèn)題 2．正誤判斷，正確的劃“√”，錯(cuò)誤的劃“×” (1)將NH4Cl溶液蒸干制備NH4Cl固體(×) (xx·福建理綜，8B) (2)CH3COONa溶液中滴加少量濃鹽酸后c(CH3COO－)增大(×) (xx·重慶理綜，3B) (3)用熱的純堿溶液洗去油污，是因?yàn)镹a2CO3可直接與油污反應(yīng)(×) (xx·新課標(biāo)全國(guó)卷Ⅰ，8A) (4)施肥時(shí)，草木灰(有效成分為K2CO3)不能與NH4Cl混合使用，是因?yàn)镵2CO3與NH4Cl反應(yīng)生成

19、氨氣會(huì)降低肥效(√) (xx·新課標(biāo)全國(guó)卷Ⅰ，8C) (5)加熱0.1 mol·L－1 Na2CO3溶液，CO的水解程度和溶液的pH均增大(√) (xx·江蘇，11C) (6)用蒸餾水潤(rùn)濕的試紙測(cè)溶液的pH，一定會(huì)使結(jié)果偏低(×) (xx·大綱全國(guó)卷，6D) (7)NaCl溶液和CH3COONH4溶液均顯中性，兩溶液中水的電離程度相同(×) (xx·天津理綜，5D) (8)向NaAlO2溶液中滴加NaHCO3溶液，有沉淀和氣體生成(×) (xx·重慶理綜，2C) (9)25 ℃時(shí)，用醋酸溶液滴定等濃度NaOH溶液至pH＝7，V醋酸＜VNaOH(×) (xx·重慶理綜，2B

20、) (10)為確定某酸H2A是強(qiáng)酸還是弱酸，可測(cè)NaHA溶液的pH。若pH＞7，則H2A是弱酸；若pH＜7，則H2A是強(qiáng)酸(×) (xx·浙江理綜，12B) (11)25 ℃時(shí)，a mol·L－1一元酸HA與b mol·L－1 NaOH等體積混合后，pH為7，則c(A－)≤c(Na＋)(×) (xx·海南，11改編) (12)NaHSO4溶液、KF溶液、KAl(SO4)2溶液、NaI溶液中，前三個(gè)都對(duì)水的電離平衡產(chǎn)生影響，且都促進(jìn)水的電離(×) (xx·上海，7改編) (13)鹽酸中滴加氨水至中性，溶液中的溶質(zhì)為NH4Cl(×) (xx·重慶理綜，10A) 1．鹽類水解易

21、受溫度、濃度、溶液的酸堿性等因素的影響，以氯化鐵水解為例，當(dāng)改變條件如升溫、通入HCl氣體、加水、加鐵粉、加碳酸氫鈉等時(shí)，學(xué)生應(yīng)從移動(dòng)方向、pH的變化、水解程度、現(xiàn)象等方面去歸納總結(jié)，加以分析掌握。 2．多元弱酸的酸式鹽問(wèn)題。酸式鹽一般既存在水解，又存在電離。如果酸式鹽的電離程度大于其水解程度，溶液顯酸性，如NaHSO3溶液；如果酸式鹽的水解程度大于其電離程度，則溶液顯堿性，如NaHCO3溶液。 題組三　正確理解外界因素對(duì)難溶電解質(zhì)沉淀溶解平衡的影響 3．正誤判斷，正確的劃“√”，錯(cuò)誤的劃“×” (1)驗(yàn)證Fe(OH)3的溶解度小于Mg(OH)2，可以將FeCl3溶液加入Mg(OH)2

22、懸濁液中，振蕩，可觀察到沉淀由白色變?yōu)榧t褐色(√) (xx·四川理綜，4D) (2)溶解度小的沉淀易向溶解度更小的沉淀轉(zhuǎn)化，所以ZnS沉淀中滴加CuSO4溶液可以得到CuS沉淀(√) (xx·安徽理綜，12D) (3)AgCl沉淀易轉(zhuǎn)化為AgI沉淀且K(AgX)＝c(Ag＋)·c(X－)，故K(AgI)＜K(AgCl)(√) (xx·重慶理綜，2D) (4)相同溫度下，將足量氯化銀固體分別放入相同體積的①蒸餾水?、?.1 mol·L－1鹽酸?、?.1 mol·L－1氯化鎂溶液?、?.1 mol·L－1硝酸銀溶液中，Ag＋濃度：①＞④＝②＞③(×) (xx·浙江理綜，12D) 4

23、．(xx·北京理綜，10)實(shí)驗(yàn)：①0.1 mol·L－1AgNO3溶液和0.1 mol·L－1NaCl溶液等體積混合得到濁液a，過(guò)濾得到濾液b和白色沉淀c； ②向?yàn)V液b中滴加0.1 mol·L－1KI溶液，出現(xiàn)渾濁； ③向沉淀c中滴加0.1 mol·L－1KI溶液，沉淀變?yōu)辄S色。 下列分析不正確的是(　　) A．濁液a中存在沉淀溶解平衡：AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq) B．濾液b中不含有Ag＋ C．③中顏色變化說(shuō)明AgCl轉(zhuǎn)化為AgI D．實(shí)驗(yàn)可以證明AgI比AgCl更難溶 答案　B 解析　A項(xiàng)，在濁液a中，存在AgCl的沉淀溶解平衡，正確；B項(xiàng)，在濾液b中

24、，仍含有少量Ag＋，故在b中生成了AgI沉淀，錯(cuò)誤；由于AgI比AgCl更難溶解，向c中加入0.1 mol·L－1KI溶液，能發(fā)生沉淀轉(zhuǎn)化反應(yīng)，生成黃色的AgI，C項(xiàng)和D項(xiàng)都正確。 1．沉淀溶解平衡與化學(xué)平衡、電離平衡一樣，具有動(dòng)態(tài)平衡的特征，平衡時(shí)溶液中各離子濃度保持恒定，平衡只受溫度的影響，與濃度無(wú)關(guān)。 2．溶度積(Ksp)的大小只與難溶電解質(zhì)的性質(zhì)和溶液的溫度有關(guān)，相同類型的難溶電解質(zhì)的Ksp越小，溶解度越小，越難溶。 考點(diǎn)三　溶液中的“三大常數(shù)” 電離平衡常數(shù)、水的離子積常數(shù)、溶度積常數(shù)是溶液中的三大常數(shù)，它們均只與溫度有關(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

25、增大，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來(lái)進(jìn)行。 (1)CH3COONa、CH3COOH溶液中，Ka、Kh、Kw的關(guān)系是Kw＝Ka·Kh。 (2)M(OH)n懸濁液中Ksp、Kw、pH間關(guān)系 M(OH)n(s)Mn＋(aq)＋nOH－(aq) Ksp＝c(Mn＋)·cn(OH－)＝·cn(OH－)＝＝()n＋1。 題組一　水的離子積常數(shù)及應(yīng)用 1．不同溫度下，水溶液中c(H＋)與c(OH－)的關(guān)系如圖所示。下列有關(guān)說(shuō)法中正確的是(　　) A．若從a點(diǎn)到c點(diǎn)，可采用在水中加入酸的方法 B．

26、b點(diǎn)對(duì)應(yīng)的醋酸中由水電離的c(H＋)＝10－6 mol·L－1 C．c點(diǎn)對(duì)應(yīng)溶液的Kw大于d點(diǎn)對(duì)應(yīng)溶液的Kw D．T ℃時(shí)，0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液的pH＝11 答案　D 解析　本題重點(diǎn)考查不同溫度下水的電離平衡和水的離子積常數(shù)的計(jì)算。a點(diǎn)對(duì)應(yīng)的c(H＋)和c(OH－)相等，同理c點(diǎn)對(duì)應(yīng)的c(H＋)和c(OH－)也相等，溶液一定呈中性，從a點(diǎn)到c點(diǎn)，可以采用升溫的方法，A項(xiàng)錯(cuò)誤；Kw只與溫度有關(guān)，同溫度下不同酸堿性溶液的Kw相同，a點(diǎn)和b點(diǎn)的Kw都是10－14，c點(diǎn)和d點(diǎn)的Kw都是10－12，酸和堿溶液都會(huì)抑制水的電離，酸溶液中由水電離的c(H＋)與溶液中的c(OH

27、－)相等，即c(H＋)水電離＝c(OH－)＝10－8 mol·L－1，B、C項(xiàng)均錯(cuò)誤；T ℃時(shí)，Kw＝10－12,0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液的c(H＋)＝10－11 mol·L－1，pH＝11，D項(xiàng)正確。 題組二　電離平衡常數(shù)的計(jì)算 2．在25 ℃下，將a mol·L－1的氨水與0.01 mol·L－1的鹽酸等體積混合，反應(yīng)平衡時(shí)溶液中c(NH)＝c(Cl－)，則溶液顯__________(填“酸”、“堿”或“中”)性；用含a的代數(shù)式表示NH3·H2O的電離常數(shù)Kb＝_________________________________________________。 答

28、案　中　 解析　氨水與HCl等體積混合后的溶液中的電荷守恒關(guān)系式為c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，因c(NH)＝c(Cl－)，故有c(H＋)＝c(OH－)，溶液顯中性。 3．碳?xì)浠衔锿耆紵蒀O2和H2O。常溫常壓下，空氣中的CO2溶于水，達(dá)到平衡時(shí)，溶液的pH＝5.60，c(H2CO3)＝1.5×10－5 mol·L－1。若忽略水的電離及H2CO3的第二級(jí)電離，則H2CO3HCO＋H＋的平衡常數(shù)K1＝________。(已知：10－5.60＝2.5×10－6) 答案　4.2×10－7 解析　由H2CO3H＋＋HCO得平衡常數(shù) K1＝ 其pH＝5.6

29、0 則c(H＋)＝2.5×10－6 mol·L－1＝c(HCO) 因此K1＝ ≈4.2×10－7。 4．常溫下，將a mol·L－1 CH3COONa溶于水配成溶液，向其中滴加等體積的b mol·L－1的鹽酸使溶液呈中性(不考慮鹽酸和醋酸的揮發(fā))，用含a和b的代數(shù)式表示醋酸的電離常數(shù)Ka＝________。 答案　 解析　 所以c(CH3COOH)＝c(Cl－) CH3COOH　　CH3COO－　＋　H＋ － 10－7 Ka＝＝。 題組三　Ka·Kh＝Kw或Kb·Kh＝Kw的應(yīng)用 5．[xx·山東理綜，29(4)]25 ℃時(shí)，H2SO3H

30、SO＋H＋的電離常數(shù)Ka＝1×10－2 mol·L－1，則該溫度下NaHSO3水解反應(yīng)的平衡常數(shù)Kh＝______mol·L－1，若向NaHSO3溶液中加入少量的I2，則溶液中將________(填“增大”、“減小”或“不變”)。 答案　1×10－12　增大 解析　Ka＝ Kh＝＝ ＝＝＝1×10－12 mol·L－1。 HSO＋H2OH2SO3＋OH－，當(dāng)加少量I2時(shí)，發(fā)生I2＋HSO＋H2O===2I－＋3H＋＋SO。 根據(jù)Kh＝ 由于c(OH－)減小，而Kh不變， 所以增大。 6．已知25 ℃時(shí)，NH3·H2O的電離平衡常數(shù)Kb＝1.8×10－5 mol·L－1，該

31、溫度下1 mol·L－1的NH4Cl溶液中c(H＋)＝________ mol·L－1。(已知≈2.36) 答案　2.36×10－5 解析　Kh＝＝ c(H＋)≈c(NH3·H2O)，而c(NH)≈1 mol·L－1。 所以c(H＋)＝＝＝2.36×10－5 mol·L－1。 7．常溫下，用NaOH溶液吸收SO2得到pH＝9的Na2SO3溶液，吸收過(guò)程中水的電離平衡________移動(dòng)(填“向左”、“向右”或“不”)。試計(jì)算溶液中＝________(常溫下H2SO3的電離平衡常數(shù)Ka1＝1.0×10－2，Ka2＝6.0×10－8) 答案　向右　60 解析　NaOH電離出的OH－抑

32、制水的電離平衡，Na2SO3電離出SO水解促進(jìn)水的電離平衡。 SO＋H2OHSO＋OH－ Kh＝＝＝ 所以＝＝60。 題組四　Ksp的應(yīng)用 8．(xx·新課標(biāo)全國(guó)卷Ⅱ，13)室溫時(shí)，M(OH)2(s)M2＋(aq)＋2OH－(aq)　　Ksp＝a。c(M2＋)＝b mol·L－1時(shí)，溶液的pH等于(　　) A.lg() B.lg() C．14＋lg() D．14＋lg() 答案　C 解析　由Ksp＝c(M2＋)·c2(OH－)得c(OH－)＝ mol·L－1，Kw＝c(H＋)·c(OH－)得c(H＋)＝ mol·L－1 pH＝＝14＋lg()。 9．已知某溫度

33、下，Ksp(AgCl)＝1.56×10－10，Ksp(Ag2CrO4)＝1×10－12，下列敘述正確的是(　　) A．飽和AgCl溶液與飽和Ag2CrO4溶液相比，前者的c(Ag＋)大 B．向氯化銀的濁液中加入氯化鈉溶液，氯化銀的Ksp減小 C．向0.000 8 mol·L－1的K2CrO4溶液中加入等體積的0.002 mol·L－1 AgNO3溶液，則CrO完全沉淀 D．將0.001 mol·L－1的AgNO3溶液滴入0.001 mol·L－1的KCl和0.001 mol·L－1的K2CrO4溶液，則先產(chǎn)生AgCl沉淀 答案　D 10．如圖所示，有T1、T2不同溫度下BaSO4在

34、水中的沉淀溶解平衡曲線，下列說(shuō)法不正確的是(　　) A．加入Na2SO4可使溶液由a點(diǎn)變?yōu)閎點(diǎn) B．在T1曲線上方區(qū)域(不含曲線)任意一點(diǎn)時(shí)，均有BaSO4沉淀生成 C．蒸發(fā)溶劑可能使溶液由d點(diǎn)變?yōu)榍€上a，b之間的某一點(diǎn)(不含a，b) D．升溫可使溶液由b點(diǎn)變?yōu)閐點(diǎn) 答案　D 解析　A項(xiàng)正確，溫度不變Ksp不變，c(SO)增大，c(Ba2＋)減??；B項(xiàng)正確，T1曲線上方區(qū)域，任意一點(diǎn)為過(guò)飽和溶液，有BaSO4沉淀生成；C項(xiàng)正確，蒸發(fā)溶劑，c(SO)、c(Ba2＋)均增大，而由d點(diǎn)到a點(diǎn)c(SO)保持不變，由d點(diǎn)到b點(diǎn)c(Ba2＋)保持不變；D項(xiàng)錯(cuò)誤，升溫Ksp增大，c(Ba2

35、＋)、c(SO)均應(yīng)增大。 考點(diǎn)四　溶液中“粒子”濃度的變化 1．明確“四種”類型 類型一：?jiǎn)我蝗芤褐懈麟x子濃度的比較 (1)多元弱酸溶液：多元弱酸分步電離，電離程度逐級(jí)減弱。如H3PO4溶液中：c(H＋)＞c(H2PO)＞c(HPO)＞c(PO)。 (2)多元弱酸的正鹽溶液：多元弱酸弱酸根離子分步水解，水解程度逐級(jí)減弱。如在Na2CO3溶液中：c(Na＋)＞c(CO)＞c(OH－)＞c(HCO)。 類型二：混合溶液中各離子濃度的比較 對(duì)混合溶液進(jìn)行離子濃度比較時(shí)要綜合分析電離、水解等因素。如在0.1 mol·L－1 NH4Cl溶液和0.1 mol·L－1的氨水混合溶液中，各

36、離子濃度大小的順序?yàn)閏(NH)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)。 類型三：酸堿中和型離子濃度的大小比較 類型四：不同溶液中同一離子濃度的比較 該類情況要看溶液中其他離子對(duì)該離子的影響。如在相同物質(zhì)的量濃度的下列溶液中：①NH4Cl　②CH3COONH4?、跱H4HSO4，c(NH)由大到小的順序?yàn)棰郏劲伲劲凇? 2．抓住“三個(gè)”守恒 (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)電荷守恒，可準(zhǔn)確快速解決電解質(zhì)溶液中許多復(fù)雜的離子濃度問(wèn)題，如NaHCO3溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋2c(CO)＋c(OH－)。 (2)物料守

37、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0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液中：c(Na＋)＝c(HCO)＋c(CO)＋(H2CO3)＝0.1 mol·L－1。 (3)質(zhì)子守恒 是指在電離或水解過(guò)程中，會(huì)發(fā)生質(zhì)子(H＋)轉(zhuǎn)移，但質(zhì)子轉(zhuǎn)移過(guò)程中其數(shù)量保持不變。如在Na2CO3或NaHCO3溶液中，可用以下圖幫助理解質(zhì)子守恒： ①Na2CO3溶液 所以c(OH－)＝c(HCO)＋2c(H2CO3)＋c(H3O＋)， 即c(OH－)＝c(HC

38、O)＋2c(H2CO3)＋c(H＋)。 ②NaHCO3溶液 所以c(OH－)＋c(CO)＝c(H2CO3)＋c(H＋)。 另外，將混合溶液中的電荷守恒式和物料守恒式相聯(lián)立，通過(guò)代數(shù)運(yùn)算消去其中某離子，即可推出該溶液中的質(zhì)子守恒。 3．應(yīng)用“三個(gè)”規(guī)律 (1)一般而言，等濃度的弱酸與弱酸鹽混合，電離程度大于水解程度，溶液呈酸性；HCN、NaCN混合液除外，它們的溶液呈堿性，水解程度大于電離程度。 (2)對(duì)于存在電離和水解過(guò)程的NaHA溶液，若溶液呈酸性，則電離程度大于水解程度，則c(A2－)＞c(H2A)；若溶液呈堿性，則電離程度小于水解程度，則c(H2A)＞c(A2－)。 (

39、3)僅含4種離子的溶液，可以根據(jù)溶液的電中性判斷離子濃度大小。如： ①CH3COOH和NaOH等物質(zhì)的量混合時(shí)溶液顯堿性，故c(OH－)＞c(H＋)，則c(Na＋)＞c(CH3COO－)； ②NH3·H2O與HCl等物質(zhì)的量混合時(shí)溶液顯酸性，故c(H＋)＞c(OH－)，則c(Cl－)＞c(NH)。 題組一　不同溶液中“粒子”濃度關(guān)系判斷 1．(xx·安徽理綜，11)室溫下，下列溶液中粒子濃度關(guān)系正確的是(　　) A．Na2S溶液：c(Na＋)>c(HS－)>c(OH－)>c(H2S) B．Na2C2O4溶液：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HC2O)＋2c(H2C2O4) C．

40、Na2CO3溶液：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(OH－) D．CH3COONa和CaCl2混合溶液：c(Na＋)＋c(Ca2＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＋2c(Cl－) 答案　B 解析　A項(xiàng)，Na2S溶液中微粒關(guān)系為c(Na＋)>c(S2－)>c(OH－)>c(HS－)>c(H2S)，錯(cuò)誤；B項(xiàng)，Na2C2O4溶液中，由電荷守恒得： c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(C2O)＋c(HC2O)＋c(OH－)① 由物料守恒得：c(Na＋)＝2c(C2O)＋2c(HC2O)＋2c(H2C2O4)② 由①－②得：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HC2O)＋2c

41、(H2C2O4)，正確； C項(xiàng)，Na2CO3溶液中，由電荷守恒得：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(HCO)＋c(OH－)，錯(cuò)誤； D項(xiàng)，CH3COONa和CaCl2混合溶液中存在：c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)① 2c(Ca2＋)＝c(Cl－)② ①＋②得：c(Na＋)＋2c(Ca2＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＋c(Cl－)，錯(cuò)誤。 2．(xx·江蘇，14改編)25 ℃時(shí)，下列有關(guān)溶液中微粒的物質(zhì)的量濃度關(guān)系不正確的是(　　) A．0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液與0.1 mol·L－1 HCl溶液等體積混合：c

42、(Na＋)＝c(Cl－)＞c(CH3COO－)＞c(OH－) B．0.1 mol·L－1 NH4Cl溶液與0.1 mol·L－1氨水等體積混合(pH＞7)：c(NH3·H2O)＞c(NH)＞c(Cl－)＞c(OH－) C．0.1 mol·L－1 Na2CO3溶液與0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液等體積混合：c(Na＋)＝c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3) D．0.1 mol·L－1 Na2C2O4溶液與0.1 mol·L－1 HCl溶液等體積混合(H2C2O4為二元弱酸)：2c(C2O)＋c(HC2O)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)＋c(Cl－) 答案　B

43、解析　A項(xiàng)，二者恰好反應(yīng)生成CH3COOH和NaCl，CH3COOH發(fā)生電離：CH3COOHCH3COO－＋H＋，溶液顯酸性，正確；B項(xiàng)，NH4Cl與NH3·H2O等濃度等體積混合顯堿性，說(shuō)明NH3·H2O的電離程度大于NH的水解程度，故c(NH)>c(NH3·H2O)，錯(cuò)誤；C項(xiàng)，等濃度的Na2CO3和NaHCO3溶液中，根據(jù)物料守恒，可知2c(Na＋)＝3c(CO)＋3c(HCO)＋3c(H2CO3)，正確；D項(xiàng)，根據(jù)電荷守恒，正確。 題組二　化學(xué)反應(yīng)過(guò)程中“粒子”濃度關(guān)系判斷 3．20 ℃時(shí)向20 mL 0.1 mol·L－1醋酸溶液中不斷滴入0.1 mol·L－1 NaOH(a

44、q)，溶液pH變化如圖所示。此過(guò)程溶液中離子濃度的關(guān)系錯(cuò)誤的是(　　) A．a(chǎn)點(diǎn)：c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－) B．b點(diǎn)：c(Na＋)＝c(CH3COO－)＞c(H＋)＝c(OH－) C．c點(diǎn)：c(H＋)＝c(CH3COOH)＋c(OH－) D．d點(diǎn)：c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋) 答案　C 解析　a點(diǎn)是CH3COOH和CH3COO Na的等量混合，離子濃度關(guān)系為c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)；b點(diǎn)，溶液呈中性，溶質(zhì)為CH3COONa和少量CH3COOH，根據(jù)電荷守恒判斷；c點(diǎn)，正好生成

45、CH3COONa溶液，根據(jù)質(zhì)子守恒得c(OH－)＝c(CH3COOH)＋c(H＋)；d點(diǎn)是CH3COONa和NaOH的混合，其中CH3COONa的物質(zhì)的量是NaOH的2倍，正確。 巧抓“四點(diǎn)”，突破“粒子”濃度關(guān)系 1．抓反應(yīng)“一半”點(diǎn)，判斷是什么溶質(zhì)的等量混合。 2．抓“恰好”反應(yīng)點(diǎn)，生成什么溶質(zhì)，溶液呈什么性，是什么因素造成的。 3．抓溶液“中性”點(diǎn)，生成什么溶質(zhì)，哪種反應(yīng)物過(guò)量或不足。 4．抓反應(yīng)“過(guò)量”點(diǎn)，溶質(zhì)是什么，判斷誰(shuí)多、誰(shuí)少還是等量。 考點(diǎn)五　酸堿中和滴定及“遷移”應(yīng)用 “中和滴定”考點(diǎn)歸納 (1)“考”實(shí)驗(yàn)儀器 酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾(帶鐵

46、架臺(tái))、錐形瓶。其中?？嫉氖堑味ü埽缯_選擇滴定管(包括量程)，滴定管的檢漏、洗滌和潤(rùn)洗，滴定管的正確讀數(shù)方法等。 (2)“考”操作步驟 ①滴定前的準(zhǔn)備；查漏、洗滌、潤(rùn)洗、充液(趕氣泡)、調(diào)液面、讀數(shù)；②滴定：移液、滴加指示劑、滴定至終點(diǎn)、讀數(shù)；③計(jì)算。 (3)“考”指示劑的選擇 ①?gòu)?qiáng)酸強(qiáng)堿相互滴定，可選用甲基橙或酚酞；②若反應(yīng)生成的強(qiáng)酸弱堿鹽溶液呈酸性，則選用酸性變色范圍的指示劑(甲基橙)，若反應(yīng)生成強(qiáng)堿弱酸鹽，溶液呈堿性，則選用堿性變色范圍的指示劑(酚酞)；③石蕊試液因顏色變化不明顯，且變色范圍過(guò)寬，一般不作指示劑。 (4)“考”誤差分析 寫(xiě)出計(jì)算式，分析操作對(duì)V標(biāo)的影響，由

47、計(jì)算式得出對(duì)最終測(cè)定結(jié)果的影響，切忌死記硬背結(jié)論。此外對(duì)讀數(shù)視線問(wèn)題要學(xué)會(huì)畫(huà)圖分析。 (5)“考”數(shù)據(jù)處理 正確“取舍”數(shù)據(jù)，計(jì)算“平均”體積，根據(jù)反應(yīng)式確定標(biāo)準(zhǔn)液與待測(cè)液濃度和體積的關(guān)系，從而列出公式進(jìn)行計(jì)算。 題組一　中和滴定的基本操作 1．正誤判斷，正確的劃“√”，錯(cuò)誤的劃“×” (1)酸式滴定管裝標(biāo)準(zhǔn)溶液前，必須先用該溶液潤(rùn)洗(√) (xx·新課標(biāo)全國(guó)卷Ⅰ，12B) (2)酸堿滴定實(shí)驗(yàn)中，用待滴定溶液潤(rùn)洗錐形瓶以減小實(shí)驗(yàn)誤差(×) (xx·新課標(biāo)全國(guó)卷Ⅰ，12C) (3)欲測(cè)定NaOH溶液濃度，可選用滴定管、錐形瓶、燒杯、NaOH溶液、0.100 0 mol·L－

48、1鹽酸達(dá)到實(shí)驗(yàn)?zāi)康?×) (xx·安徽理綜，9D) (4)滴定前滴定管內(nèi)無(wú)氣泡，終點(diǎn)讀數(shù)時(shí)有氣泡，所測(cè)體積偏小(√) (xx·天津理綜，4C) (5)中和滴定實(shí)驗(yàn)時(shí)，用待測(cè)液潤(rùn)洗錐形瓶(×) (xx·山東理綜，11A) (6)“中和滴定”實(shí)驗(yàn)中，容量瓶和錐形瓶用蒸餾水洗凈后即可使用，滴定管和移液管用蒸餾水洗凈后，須經(jīng)干燥或潤(rùn)洗后方可使用(√) (2011·浙江理綜，8C) (7)讀數(shù)為22.30(×) (2011·海南，2改編) (8)酸堿滴定時(shí)，若加入待測(cè)液前用待測(cè)液潤(rùn)洗錐形瓶，將導(dǎo)致測(cè)定結(jié)果偏高(√) (xx·山東理綜，14C) (9)(√) (xx·安徽理綜，8

49、A) (10)(×) (xx·重慶理綜，7B) (11)可用25 mL堿式滴定管量取20.00 mL KMnO4溶液(×) (12)讀取滴定管內(nèi)液體的體積，俯視讀數(shù)導(dǎo)致讀數(shù)偏小(√) 題組二　滴定終點(diǎn)的描述 2．用a mol·L－1的HCl滴定未知濃度的NaOH溶液，用酚酞作指示劑，達(dá)到滴定終點(diǎn)的現(xiàn)象是____________________；若用甲基橙作指示劑，滴定終點(diǎn)現(xiàn)象是____________________。 答案　滴入最后一滴標(biāo)準(zhǔn)液，溶液由紅色變?yōu)闊o(wú)色，且半分鐘內(nèi)不恢復(fù)紅色　當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏螛?biāo)準(zhǔn)液，溶液由黃色變?yōu)槌壬?，且半分鐘?nèi)不恢復(fù)黃色 3．用標(biāo)準(zhǔn)碘溶液滴定溶有SO

50、2的水溶液，以測(cè)定水中SO2的含量，應(yīng)選用____________作指示劑，達(dá)到滴定終點(diǎn)的現(xiàn)象是________________________________。 答案　淀粉溶液　當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏螛?biāo)準(zhǔn)液，溶液由無(wú)色變?yōu)樗{(lán)色，且半分鐘內(nèi)不褪色 4．用標(biāo)準(zhǔn)酸性KMnO4溶液滴定溶有SO2的水溶液，以測(cè)定水中SO2的含量，是否需要選用指示劑________(填“是”或“否”)，達(dá)到滴定終點(diǎn)的現(xiàn)象是___________________ ________________________________________________________________________。 答案　否　當(dāng)

51、滴入最后一滴酸性KMnO4溶液，溶液由無(wú)色變?yōu)樽霞t色，且半分鐘內(nèi)不褪色 5．用氧化還原滴定法測(cè)定TiO2的質(zhì)量分?jǐn)?shù)：一定條件，將TiO2溶解并還原為T(mén)i3＋，再用KSCN溶液作指示劑，用NH4Fe(SO4)2標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定Ti3＋至全部生成Ti4＋，滴定Ti3＋時(shí)發(fā)生反應(yīng)的離子方程式為_(kāi)_________________________，達(dá)到滴定終點(diǎn)時(shí)的現(xiàn)象是__________________________。 答案　Ti3＋＋Fe3＋===Ti4＋＋Fe2＋　當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏螛?biāo)準(zhǔn)液，溶液變成血紅色，且半分鐘內(nèi)不褪色 題組三　“滴定法”的遷移應(yīng)用 6．(xx·重慶理綜，9)中華人民共和國(guó)

52、國(guó)家標(biāo)準(zhǔn)(GB2760-2011)規(guī)定葡萄酒中SO2最大使用量為0.25 g·L－1。某興趣小組用題圖1裝置(夾持裝置略)收集某葡萄酒中SO2，并對(duì)其含量進(jìn)行測(cè)定。 (1)儀器A的名稱是____________，水通入A的進(jìn)口為_(kāi)___________。 (2)B中加入300.00 mL葡萄酒和適量鹽酸，加熱使SO2全部逸出并與C中H2O2完全反應(yīng)，其化學(xué)方程式為_(kāi)_______________________________。 (3)除去C中過(guò)量的H2O2，然后用0.090 0 mol·L－1NaOH標(biāo)準(zhǔn)溶液進(jìn)行滴定，滴定前排氣泡時(shí)，應(yīng)選擇題圖2中的________；若滴定終點(diǎn)

53、時(shí)溶液的pH＝8.8，則選擇的指示劑為_(kāi)_______；若用50 mL滴定管進(jìn)行實(shí)驗(yàn)，當(dāng)?shù)味ü苤械囊好嬖诳潭取?0”處，則管內(nèi)液體的體積(填序號(hào))________(①＝10 mL，②＝40 mL，③<10 mL，④>40 mL)。 (4)滴定至終點(diǎn)時(shí)，消耗NaOH溶液25.00 mL，該葡萄酒中SO2含量為_(kāi)_______g·L－1。 (5)該測(cè)定結(jié)果比實(shí)際值偏高，分析原因并利用現(xiàn)有裝置提出改進(jìn)措施___________________ __________________________________________________。 答案　(1)冷凝管(或冷凝器)　b (2)S

54、O2＋H2O2===H2SO4 (3)③　酚酞?、堋?4)0.24 (5)原因：鹽酸的揮發(fā)；改進(jìn)措施：用不揮發(fā)的強(qiáng)酸如硫酸代替鹽酸，或用蒸餾水代替葡萄酒進(jìn)行對(duì)比實(shí)驗(yàn)，扣除鹽酸揮發(fā)的影響 解析　(1)A儀器的名稱為冷凝管或冷凝器；為使冷卻效果好，應(yīng)將冷卻水從處于低處的b口通入。 (2)SO2具有強(qiáng)還原性，H2O2具有強(qiáng)氧化性，二者發(fā)生氧化還原反應(yīng)：SO2＋H2O2===H2SO4。 (3)NaOH盛裝在堿式滴定管中，應(yīng)將橡皮管向上彎曲排出氣泡，故選③；滴定至終點(diǎn)時(shí)溶液的pH＝8.8，在酚酞的變色范圍內(nèi)，故可選用酚酞作指示劑；液面在10 mL時(shí)滴定管中有刻度的液體為40 mL，因滴定管的

55、下端有一段無(wú)刻度，故滴定管內(nèi)液體的體積大于40 mL。 (4)SO2與NaOH存在如下關(guān)系： SO2　　～　　H2SO4　　～　　2NaOH 64 g　　　　　　　　　　　　　2 mol m(SO2)　　　　　　0.090 0 mol·L－1×0.025 L 解得：m(SO2)＝＝0.072 g，故葡萄酒中SO2的含量為＝0.24 g·L－1。 (5)鹽酸為揮發(fā)性酸，揮發(fā)出的HCl消耗NaOH，使測(cè)量值偏大?？梢杂秒y揮發(fā)的稀硫酸代替鹽酸進(jìn)行該實(shí)驗(yàn)。 專題突破練 1．(xx·福建理綜，10)下列關(guān)于0.10 mol·L－1 NaHCO3溶液的說(shuō)法正確的是(　　) A．溶質(zhì)的電離

56、方程式為NaHCO3===Na＋＋H＋＋CO B．25 ℃時(shí)，加水稀釋后，n(H＋)與n(OH－)的乘積變大 C．離子濃度關(guān)系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO)＋c(CO) D．溫度升高，c(HCO)增大 答案　B 解析　A項(xiàng)，H2CO3為弱電解質(zhì)，HCO在水溶液中電離程度很小，書(shū)寫(xiě)電離方程式時(shí)，不能拆開(kāi)，正確寫(xiě)法為NaHCO3===Na＋＋HCO；B項(xiàng)，注意是H＋和OH－的物質(zhì)的量的乘積，而不是物質(zhì)的量濃度的乘積，加水稀釋，n(H＋)、n(OH－)均增大；C項(xiàng)，根據(jù)電荷守恒的規(guī)律，應(yīng)在c(CO)前面乘以2；D項(xiàng)，溫度升高，HCO的電離程度、水解程度都增大，所以c

57、(HCO)減小。 2．(xx·四川理綜，6)下列溶液中粒子的物質(zhì)的量濃度關(guān)系正確的是(　　) A．0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液與0.1 mol·L－1 NaOH溶液等體積混合，所得溶液中：c(Na＋)＞c(CO)＞c(HCO)＞c(OH－) B．20 mL 0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液與10 mL 0.1 mol·L－1 HCl溶液混合后溶液呈酸性，所得溶液中：c(CH3COO－)＞c(Cl－)＞c(CH3COOH)＞c(H＋) C．室溫下，pH＝2的鹽酸與pH＝12的氨水等體積混合，所得溶液中：c(Cl－)＋c(H＋)＞c(NH)＋c(OH－) D．0.

58、1 mol·L－1 CH3COOH溶液與0.1 mol·L－1 NaOH溶液等體積混合，所得溶液中：c(OH－)＞c(H＋)＋c(CH3COOH) 答案　B 解析　A項(xiàng)，等濃度等體積的NaHCO3與NaOH混合時(shí)，兩者恰好反應(yīng)生成Na2CO3，在該溶液中CO能進(jìn)行兩級(jí)水解：CO＋H2OHCO＋OH－、HCO＋H2OH2CO3＋OH－，故溶液中c(OH－)>c(HCO)，該項(xiàng)錯(cuò)誤；B項(xiàng)，CH3COONa與HCl混合時(shí)反應(yīng)后生成的溶液中含有等量的CH3COONa、CH3COOH、NaCl，因溶液顯酸性，故溶液中CH3COOH的電離程度大于CH3COO－的水解程度，該項(xiàng)正確；C項(xiàng)，在混合

59、前兩溶液的pH之和為14，則氨水過(guò)量，所得溶液為少量NH4Cl和過(guò)量NH3·H2O的混合溶液，則c(Cl－)

60、混合后，所得溶液中部分微粒組分及濃度如圖所示，下列說(shuō)法正確的是(　　) A．HA為強(qiáng)酸 B．該混合液pH＝7 C．該混合溶液中：c(A－)＋c(Y)＝c(Na＋) D．圖中X表示HA，Y表示OH－，Z表示H＋ 答案　C 解析　做圖像題首先要弄清橫、縱坐標(biāo)軸所代表的含義，本題所給圖像的縱坐標(biāo)為濃度，橫坐標(biāo)為各組分，即本圖像給出的是各組分的濃度大小關(guān)系。其中，A－濃度最大，X、Y、Z濃度依次減小，由題意知，兩者反應(yīng)生成0.1 mol·L－1的NaA溶液。A項(xiàng)，由于A－濃度小于0.1 mol·L－1，說(shuō)明A－水解，即HA是弱酸，錯(cuò)誤；B項(xiàng)，由于A－水解，水解后溶液呈堿性，錯(cuò)誤；D項(xiàng)，

61、混合液中粒子濃度大小關(guān)系：c(Na＋)>c(A－)>c(OH－)>c(HA)>c(H＋)，因此X表示OH－，Y表示HA，Z表示H＋，錯(cuò)誤；C項(xiàng)，根據(jù)物料守恒可知，c(A－)＋c(HA)＝c(Na＋)，即c(A－)＋c(Y)＝c(Na＋)，正確。 4．(xx·天津理綜，5)下列有關(guān)電解質(zhì)溶液中粒子濃度關(guān)系正確的是(　　) A．pH＝1的NaHSO4溶液：c(H＋)＝c(SO)＋c(OH－) B．含有AgCl和AgI固體的懸濁液：c(Ag＋)>c(Cl－)＝c(I－) C．CO2的水溶液：c(H＋)>c(HCO)＝2c(CO) D．含等物質(zhì)的量的NaHC2O4和Na2C2O4的溶液：3c

62、(Na＋)＝2[c(HC2O)＋c(C2O)＋c(H2C2O4)] 答案　A 解析　NaHSO4溶液中，根據(jù)電荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋2c(SO)，又因?yàn)閏(Na＋)＝c(SO)，綜合可得：c(H＋)＝c(OH－)＋c(SO)，A正確；相同條件下AgI的溶解度小于AgCl的，含有AgCl和AgI固體的懸濁液中，顯然有c(Ag＋)>c(Cl－)>c(I－)，B錯(cuò)誤；CO2與水反應(yīng)生成弱酸H2CO3，只有部分電離生成H＋和HCO，受H＋的抑制作用，HCO的電離程度更小，離子濃度關(guān)系為c(H＋)>c(HCO)>2c(CO)，C錯(cuò)誤；含等物質(zhì)的量的NaHC2O4和Na2C2

63、O4的溶液中，根據(jù)物料守恒有2c(Na＋)＝3[c(HC2O)＋c(C2O)＋c(H2C2O4)]，D錯(cuò)誤。 5．下列說(shuō)法正確的是(　　) ①常溫下，強(qiáng)酸溶液的pH＝a，將溶液的體積稀釋到原來(lái)的10n倍，則pH＝a＋n； ②已知BaSO4的Ksp＝c(Ba2＋)·c(SO)，所以在BaSO4溶液中有c(Ba2＋)＝c(SO)＝ ③將0.1 mol·L－1的NaHS和0.1 mol·L－1 Na2S溶液等體積混合，所得溶液中有c(S2－)＋2c(OH－)＝2c(H＋)＋c(HS－)＋3c(H2S) ④在0.1 mol·L－1氨水中滴加0.1 mol·L－1鹽酸，剛好完全中和時(shí)pH＝a，

64、則由水電離產(chǎn)生的c(H＋)＝10－a mol·L－1 A．①④ B．②③ C．③④ D．①② 答案　C 解析　①若無(wú)限稀釋，pH≈7；②根據(jù)Ksp的意義，在BaSO4飽和溶液中，存在c(Ba2＋)＝c(SO)＝；③c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(S2－)＋c(HS－)＋c(OH－) 2c(Na＋)＝3c(S2－)＋3c(HS－)＋3c(H2S)，由以上兩式可以推出c(S2－)＋2c(OH－)＝2c(H＋)＋c(HS－)＋3c(H2S)；④剛好完全中和時(shí)生成NH4Cl溶液，溶液中H＋來(lái)自水的電離，所以由水電離產(chǎn)生的c(H＋)＝10－a mol·L－1。 6．(xx·海南，11)室

65、溫下，用0.100 mol·L－1 NaOH溶液分別滴定20.00 mL 0.100 mol·L－1 的鹽酸和醋酸，滴定曲線如圖所示。下列說(shuō)法正確的是(　　) A．Ⅱ表示的是滴定醋酸的曲線 B．pH＝7時(shí)，滴定醋酸消耗的V(NaOH)小于20 mL C．V(NaOH) ＝20.00 mL時(shí)，兩份溶液中c(Cl－)＝c(CH3COO－) D．V(NaOH) ＝10.00 mL時(shí)，醋酸溶液中c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(H＋)＞c(OH－) 答案　B 解析　A項(xiàng)，滴定開(kāi)始時(shí)0.100 0 mol·L－1鹽酸pH＝1,0.100 0 mol·L－1醋酸pH＞1，所以滴定鹽酸

66、的曲線是Ⅱ，滴定醋酸的曲線是Ⅰ，錯(cuò)誤；B項(xiàng)，醋酸鈉水解呈堿性，氯化鈉不水解，pH＝7時(shí)，醋酸所用NaOH溶液的體積小，正確；C項(xiàng)，V(NaOH)＝20.00 mL 時(shí)，二者反應(yīng)生成氯化鈉和醋酸鈉，醋酸根發(fā)生水解，濃度小于氯離子，錯(cuò)誤；D項(xiàng)，加入10 mL氫氧化鈉時(shí)，溶液中恰好為同濃度的醋酸和醋酸鈉，醋酸的電離程度大于醋酸根的水解程度，所以c(CH3COO－ ) ＞c(Na＋ )，錯(cuò)誤。 7．常溫下，用0.100 0 mol·L－1 HCl溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L－1 NH3·H2O溶液，滴定曲線如下圖。下列說(shuō)法正確的是(　　) A．①溶液：c(Cl－)＞c(NH)＞c(OH－)＞c(H＋) B．②溶液：c(NH)＝c(Cl－)＞c(OH－)＝c(H＋) C．③溶液：c(OH－)＞c(H＋) D．滴定過(guò)程中不可能出現(xiàn)：c(NH3·H2O)＞c(NH)＞c(OH－)＞c(Cl－)＞c(H＋) 答案　B 解析?、冱c(diǎn)是NH4Cl和NH3·H2O等量混合，離子濃度大小應(yīng)為c(NH)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)；B項(xiàng)，根據(jù)電荷守恒判斷該項(xiàng)正