專題3水溶液中的離子平衡學案

1、專題3水溶液中的離子平衡學案考情解讀:1 .了解弱電解質(zhì)在水溶液中存在電離平衡。2 .了解水的電離、離子積常數(shù)。3 .了解溶液pH的定義，能進行pH的簡單計算。4 .了解鹽類水解的原理、影響鹽類水解程度的主要因素、鹽類水解的應用。5 .了解難溶電解質(zhì)的溶解平衡。了解溶度積的含義，能用平衡移動原理分析沉淀溶解、生成和 轉(zhuǎn)化過程。水溶液中的離子平衡是化學平衡的延伸和應用,也是高考中考點分布較多的內(nèi)容之一。其中沉淀溶解平衡是新課標中新增的知識點， 衡。酸、堿混合溶液酸堿性的判斷及題型主要是，選擇題和填空題,其考查主要內(nèi)容有：電離平pH的簡單計算。鹽對水電離平衡的影響及鹽溶液蒸干灼燒）后產(chǎn)物的判斷。電

2、解質(zhì)溶液中離子濃度的大小比較。沉淀的溶解平衡及沉淀的轉(zhuǎn)化。從高考命題的變化趨勢來看，溶液中離子濃度的大小比較及沉淀的溶解平衡和轉(zhuǎn)化是主流試題。此類題目考查的內(nèi)容既與鹽的水解有關(guān)， 子的濃度大小順序，而且還側(cè)重溶液中的各種守恒 從而使題目具有一定的綜合性、靈活性和技巧性。又與弱電解質(zhì)的電離平衡有關(guān)。題目不僅偏重考查粒（電荷守恒、物料守恒、質(zhì)子守恒 ）關(guān)系的考查,重點知識梳理:一、電解質(zhì)1 .強、弱電解質(zhì)與物質(zhì)分類的關(guān)系St7州性共府七 備新arr里電 胃十去碰I包比摘 r“病遺 一5；商W肝血不月/甲J用獷2 .強、弱電解質(zhì)與化學鍵的關(guān)系一般電解質(zhì)的鍵型不同，電離程度就不同，已知典型的離子化合物

3、，如強堿（NaOH、KOH等）、 大部分鹽類（如NaCl、CaCl2）以及強極性共價化合物（如HCl、H2SO4）,在水分子作用下能夠全部電 離，我們稱這種在水溶液中能夠完全電離的物質(zhì)為強電解質(zhì)。而含弱極性鍵的共價化合物如CH3COOH、NH3 H2。、H2O等，在水中僅部分電離，為弱電解質(zhì)。但是，僅從鍵型來區(qū)分強、弱 電解質(zhì)是不全面的，即使強極性共價化合物也有屬于弱電解質(zhì)的情況，如HF。3 .弱電解質(zhì)的判斷在中學化學電解質(zhì)溶液這一知識點的學習中，常常需要根據(jù)一些性質(zhì)對強弱電解質(zhì)進行有關(guān)判斷和分析，屬于高考的熱點?，F(xiàn)以弱酸為例進行分析，常見的判斷方法有：(1)測定已知物質(zhì)的量濃度的弱酸的pH。

4、如已知酸HB,物質(zhì)的量濃度為 0.01 mol L-1,若為強酸，則完全電離，c(H+)=0.0l mol L：1, pH = 2；若為弱酸，則部分電離，c(H+)2。(2)取一定體積的酸 HB溶液(設(shè)取1體積)，測定其pH,稀釋至體積擴大100倍，再測定其 pH。若pH增大2個單位，則為強酸；若 pH增大小于2個單位，則為弱酸。 二、酸堿稀釋時 pH的變化 1.強酸、強堿的稀釋在稀釋時，當它們的濃度大于105mol L1時，不考慮水的電離；當它們的濃度小于10 5mol L 一1時，應考慮水的電離。例如：pH=6的HCl溶液稀釋100倍，混合液pH- 7懷能大于7)；(2)pH=8的NaOH

5、溶液稀釋100倍，混合液pH 7不能小于7)；pH=3的HCl溶液稀釋100倍，混合液pH=5；(4)pH=10的NaOH溶液稀釋100倍，混合液pH=8。4 .弱酸、弱堿的稀釋在稀釋過程中有濃度的變化，又有電離平衡的移動， 不能求得具體數(shù)值，只能確定其pH范圍。例如：(1)pH=3的CH3COOH溶液，稀釋100倍，稀釋后 3pH5；(2)pH=10的NH 3 H 2O溶液，稀釋100倍，稀釋后 8pH10 ；pH=3的酸溶液，稀釋100倍，稀釋后3pHW5；(4)pH=10的堿溶液，稀釋100倍，稀釋后8pH Na2HPO4 NaCl CH3COOH KHSO 4 9.比較鹽溶液中離子濃度

6、的大小如Na2CO3溶液中，各離子濃度大小的順序為c(Na+)c(CO32 )c(OH )c(HCO3 )c(H+)10 .加熱蒸發(fā)鹽溶液析出固體不水解、不分解的鹽的溶液加熱蒸干時，析出鹽的晶體，如NaCL能水解，但生成的酸不揮發(fā)，也能析出該鹽的晶體，如Al 2(SO4)3o能水解，但水解后生成的酸有揮發(fā)性，則析出金屬氫氧化物，若蒸干后繼續(xù)加熱，則可分解為金屬氧化物，如A1C13、FeCl3。若鹽在較低溫度下受熱能分解，則加熱蒸干其溶液時，鹽已分解，如Ca(HCO3)2。11 .判斷鹽所對應酸的相對強弱如已知物質(zhì)的量濃度相同的兩種鹽溶液NaA和NaB,其溶液的pH前者大于后者，則酸HA和HB的

7、酸性強弱為 HBHAO12 .判斷鹽溶液中離子種類多少(如Na3PO4溶液中存在哪些離子。)13 .某些試劑的實驗室貯存，如Na2CO3溶液、Na3PO4溶液、Na2SiO3溶液等不能貯存于磨口玻璃瓶中。14 .證明弱酸或弱堿的某些實驗要考慮鹽的水解，如證明Cu(OH)2為弱堿時，可用 CuCl2溶液能使藍色石蕊t紙變紅(顯酸性)證之。15 .除雜：采用加熱的方法來促進溶液中某些鹽的水解，使之生成氫氧化物沉淀，以除去溶液中 某些金屬離子。例如，不純的KNO 3溶液中常含有雜質(zhì) Fe3+,可用加熱的方法來除去 KNO3溶液中所含的Fe3+O【特別提醒】(1)在回答滴定終點的顏色變化時，要強調(diào)在半

8、分鐘內(nèi)溶液顏色不褪去(或不恢復原色)。(2)在進行相關(guān)計算時，要注意取出樣品溶液與原樣品所配制溶液量之間的關(guān)系。 八、難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡1 .掌握沉淀溶解平衡的3類應用沉淀的生成加沉淀齊J,如向 AgNO3溶液中加入NaCl可生成沉淀；調(diào)節(jié) pH,如向一定濃度的 CuSO4和FeSO4的混合溶液中先加入 H2O2氧化FeSO4,使Fe2轉(zhuǎn)化為Fe3 ,再加入CuO或Cu(0H)2調(diào) 節(jié)pH至約等于4,使得Fe3+的水解平衡右移轉(zhuǎn)化為沉淀，而Cu2+沒有沉淀從而達到除雜的目的。(2)沉淀的溶解酸溶解法，如 CaCO3溶于鹽酸；鹽溶液溶解法，如 Mg(OH) 2溶于NH4Cl溶液；氧化還 原

9、溶解法，如 Ag2s溶于稀HNO3；配位溶解法，如 AgCl溶于氨水?！疽族e提醒】2 .電離平衡中的3個易錯點(1)電離平衡向正向移動，弱電解質(zhì)的電離程度不一定增大，如向醋酸溶液中加入少量冰醋酸， 平衡向電離方向移動，但醋酸的電離程度減小。(2)弱電解質(zhì)在加水稀釋的過程中，溶液中離子濃度不一定都減小，如氨水加水稀釋時，c(H *)增大。(3)由水電離出的 c(H+)=1.0 10 13 mol L 1的溶液不一定呈堿性。3 .利用電離常數(shù)(K)巧判溶液稀釋中有關(guān)粒子濃度比值大小弱電解質(zhì)(HA)加水稀釋時，溶液中的 H +、HA、A的濃度均是降低的，但稀釋過程中溫度不 變，電離常數(shù)(K)不變。因

10、此解答弱電解質(zhì)溶液稀釋時粒子濃度比值的變化，可借助電離常數(shù)K來解答。 KCH80-)如0.1 mol L 1的CH 3COOH溶液，加水稀釋， /五五而是增大還是減小？因為加水稀釋時， 溶液中c(CH 3COOH)和c(CH3CO。)均是減小的，式中存在兩個 變量”，不C 耳 COO)cfCHCOO)易確定比值的變化情況，利用電離常數(shù)(K)將二人，八變形為=匚(CH5c OOH)c(CH5C OOH)3co01舊 K ，人嚕、，人,x ，+由兩個變量變成一個變量，加水稀釋時 K不變，而 c(H )減bcC. a點的Kw值比b點的Kw值大D. a點水電離的n(H+)大于c點水電離的n(H )2.

11、 pH=2的兩種一元酸x和y,體積均為100 mL,稀釋過程中 pH與溶液體積的關(guān)系如圖所示。分別滴加 NaOH溶液(c= 0.1mol L1)至pH = 7,消耗NaOH溶液的體積為 V Vy,則(A. x為弱酸，VxVyC. y為弱酸，VxVya mol L 1 的一元酸 HA 與 b mol L 1高頻考點二水的電離和溶液的酸堿性判斷3 .已知溫度T時水的離子積常數(shù)為 Kw,該溫度下，將濃度為A. a= bC.混合溶液中,)的一元堿BOH等體積混合，可判定該溶液呈中性的依據(jù)是()B.混合溶液的pH = 7c(H+)= 赤 mol L 1 D.混合溶液中，c(H+)+c(B + )=c(O

12、H )+c(A4 .已知水的電離平衡曲線如圖所示，下列說法正確的是()A .水的離子積常數(shù)關(guān)系為：Kw(B) Kw(A) Kw(C) Kw(D)B.向水中加入醋酸鈉固體，可從 C點到D點C. B點對應的溫度下，pH = 4的硫酸與pH = 10的氫氧化鈉溶液等 體積混合，溶液的 pH = 7D.升高溫度可實現(xiàn)由C點到D點5.下列說法正確的是()A. 25 C時，在pH=4的鹽酸和NH4Cl溶液中，由水電離出的H卡濃度相等B. 25 C時，pH= 3和pH = 5的鹽酸等體積混合后，溶液的 pH = 4C. 25 C時，pH=9和pH=11的NaOH溶液等體積混合后，溶液的 pH = 10D.

13、25 c時，pH=3.6的某橙汁中的c(H+)是pH = 5.6的某西瓜汁中的 c(H卡)的100倍【誤區(qū)警示】警惕溶液稀釋、混合的 3個誤區(qū)誤區(qū)1不能正確理解酸、堿的無限稀釋規(guī)律常溫下任何酸或堿溶液無限稀釋時，溶液的pH都不可能大于7或小于7,只能接近7。誤區(qū)2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 的10n倍稀釋后溶液pH酸強酸pH apH= a+ n弱酸apHa + n堿強堿pH = bpH= bn弱堿b npH b誤區(qū)3不能正確掌握混合溶液的定性規(guī)律常溫下pH =n(n7)的強酸和pH = 14n的強堿溶液等體積混合，pH = 7； pH= n(n7)

14、的醋酸和pH = 14- n的氫氧化鈉溶液等體積混合，混合溶液pH7 ; pH = n(n7。高頻考點三水的電離與溶液pH的判斷與計算6. (2018年天津卷)LiH 2PO4是制備電池的重要原料。室溫下，LiH 2PO4溶液的pH隨c初始(H2P。4一)的變化如圖1所示，H3PO4溶液中H2PO4一的分布分數(shù)8隨pH的變化如圖2所示,6 下列有關(guān)c,(含P元累的粒子;，LiH 2PO4溶液的敘述正確的是(A.溶液中存在3個平衡B.含P元素的粒子有 H2PO4、HPO42、PO43C.隨c初始(H2PO4D增大，溶液的 pH明顯變小D.用濃度大于1 mol L-1的H3PO4溶液溶解Li2CO

15、3,當pH達到4.66時，H3PO4幾乎全部轉(zhuǎn)化為 LiH 2PO4的物質(zhì)的量分數(shù)式4隨pH的變化如圖所示已知1.00壟7.12017新課標2卷】改變0.1mol?LF二元弱酸H2A溶液的pH,溶液中的H2A、HA、A2下列敘述錯誤的是()S nJA. pH=1.2 時，c(H2A)=c(HA )。B. lgK2 (H2A) =-4.2C. PH=2.7 時，c(HA ) c(H2A)=c(A2 )010 X 1。( OH- ) M LD. pH=4.2 時，c(HA )=c(A2 )=c( H2A)8 .一定溫度下，水溶液中H+和OH的濃度變化曲線如圖。下列說法正確的是()A.升高溫度，可能

16、引起由c向b的變化B.該溫度下，水的離子積常數(shù)為1.0 10 13C.該溫度下，加入 FeCl3可能引起由b向a的變化D .該溫度下，稀釋溶液可能引起由c向d的變化9 .關(guān)于小蘇打溶液的表述錯誤的是A. c (Na+) =c (HCO3-) +c (CO32-) +c (H2CO3)B. c (Na+) +c (H+) =c (HCO3) +2c (CO32-) +c (OH-)C. HCO 3的電離程度小于其水解程度D. c (Na+) c (HCO3-) c (OH-) c (CO32-) c (H+) 高頻考點四鹽類水解及其應用10. (2018年北京卷)測定0.1 mol L-1 Na

17、2SO3溶液先升溫再降溫過程中的pH,數(shù)據(jù)如下。時刻溫度/C25304025pH9.669.529.379.25實驗過程中，取時刻的溶液，加入鹽酸酸化的 BaCl2溶液做對比實驗，產(chǎn)生白色沉淀多。下列說法不正確的是()A. Na2SO3溶液中存在水解平衡：SO32+H2O=I HSO3 +OH-8 .的pH與不同，是由于 SO32一濃度減小造成的C.一的過程中，溫度和濃度對水解平衡移動方向的影響一致D.與的Kw值相等11 .化學在日常生活和生產(chǎn)中有著重要的應用。下列說法不正確的是()A.明磯水解形成的 Al(OH) 3膠體能吸附水中懸浮物，可用于水的凈化B.某雨水樣品采集后放置一段時間，pH由

18、4.68變?yōu)?.28,是因為溶液中的 SO32一水解C.將飽和FeCl3溶液滴入沸水中可制備Fe(OH)3膠體，利用的是鹽類水解原理D.純堿溶液呈堿性的原因是CO32 +H2OHCO3 +OH12 .下列敘述中不正確的是 ()A. 0.1 mol L11NH4HS 溶液中有：c(NH4+) 13 .常溫條件下，將 0.01 mol LNa2CO3溶液與0.01 mol L：1KHCO 3溶液等體積混合。若忽略混合 后體積的變化，則下列判斷正確的是()A.兩種溶液混合前，Na2CO3溶液中由水電離出的c(H+)小于KHCO3溶液中由水電離出的 c(H + )B.混合后溶液中存在關(guān)系：c(CO32

19、 )+c(HCO3 )+c(H2CO3)=0.02 mol L：1C .混合后溶液中存在關(guān)系：c(K +)+ c(Na +) + c(H +)= c(CO32 )+ c(HCO3 ) + c(OH )D.混合后溶液中存在關(guān)系：c(K +) + c(H2CO3) + c(H +) = c(CO32 ) + c(OH )14 .在氯化鐵溶液中存在下列平衡：FeCl3+3H2O=Fe(OH)3 + 3HClAH0(1)將飽和FeCl3溶液，滴入沸騰的蒸儲水中可得到一種紅褐色透明液體。向這種液體中加入稀 H2SO4產(chǎn)生的現(xiàn)象為。(2)不斷加熱FeCl3溶液，蒸干其水分并灼燒得到的固體可能是 。(3)在

20、配制FeCl3溶液時，為防止產(chǎn)生渾濁，應 。(4)FeCl3凈水的原理是。FeCl3溶液腐蝕鋼鐵設(shè)備，除 H+作用外，另一主要原因是 (用離子方程式表示)。 高頻考點五滴定法”的綜合考查15 . (2017全國卷n )水中的溶解氧是水生生物生存不可缺少的條件。某課外小組采用碘量法測定學校周邊河水中的溶解氧。實驗步驟及測定原理如下：I .取樣、氧的固定用溶解氧瓶采集水樣。記錄大氣壓及水體溫度。將水樣與Mn(OH)2堿性懸濁液(含有KI)混合，反應生成MnO(OH) 2,實現(xiàn)氧的固定。n .酸化、滴定將固氧后的水樣酸化，MnO(OH) 2被還原為Mn-,在暗處靜置5 min ,然后用標準 Na2s

21、2。3溶液滴定生成的 I2(2S2O32 + I2 =2+ S4O62 )o回答下列問題：(1)取水樣時應盡量避免擾動水體表面，這樣操作的主要目的是(2)氧的固定”中發(fā)生反應的化學方程式為 。(3)Na2s2O3溶液不穩(wěn)定，使用前需標定。配制該溶液時需要的玻璃儀器有燒杯、玻璃棒、試劑 瓶和;蒸儲水必須經(jīng)過煮沸，冷卻后才能使用，其目的是殺菌、除 及二氧化碳。(4)取100.00 mL水樣經(jīng)固氧、酸化后，用 a mol L 1 Na2s2O3溶液滴定，以淀粉溶液作指示劑， 終點現(xiàn)象為 ;若消耗Na2s2O3溶液的體積為b mL,則水樣中溶解氧的含量為 mg L 1。(5)上述滴定完成時，若滴定管尖

22、嘴處留有氣泡會導致測定結(jié)果偏 (填篙或 謊”)16 .某小組以CoC12 6H2。、NH4Cl、H2O2、濃氨水為原料，在活性炭催化下，合成了橙黃色晶體X。為確定其組成，進行如下實驗。氨的測定：精確稱取 w g X,加適量水溶解，注入如圖所示的三頸瓶中，然后逐滴加入足量 10% NaOH溶液，通入水蒸氣，將樣品液中的氨全部蒸出，用V1 mL C1 mol L 1的鹽酸標準溶液吸收。蒸氨結(jié)束后取下接收瓶，用C2 mol L 1 NaOH標準溶液滴定過剩的 HC1 ,到終點時消耗 V2 mLNaOH溶液。班的北定裝置已行略加捷和先符裝置)氯的測定：準確稱取樣品X,配成溶液后用 AgNO3標準溶液滴

23、定，K2CrO4溶液為指示劑,至出現(xiàn)淡紅色沉淀不再消失為終點(Ag 2CrO4為科紅色)?；卮鹣铝袉栴}：(1)裝置中安全管的作用原理是 。(2)用NaOH標準溶液滴定過剩的HCl時，應使用 式滴定管，可使用的指示劑為 。樣品中氨的質(zhì)量分數(shù)表達式為 。(4)測定氨前應該對裝置進行氣密性檢驗，若氣密性不好測定結(jié)果將 (填偏高或偏低”) 測定氯的過程中，使用棕色滴定管的原因是 ;滴定終點時，若溶液中 c(Ag +)=2.0 10 5 mol L-1, c(CrO42)為 mol L_1。已知：Ksp(Ag2CrO4)= 1.12 10 12(6)經(jīng)測定，樣品X中鉆、氨和氯的物質(zhì)的量之比為1：6：3,

24、鉆的化合價為 。制備X的化學方程式為 ; X 的制備過程中溫度不能過高的原因是 。 高頻考點七沉淀溶解平衡17 . (2018年全國卷出)用 0.100 mol L-1 AgNO 3滴定50.0 mL 0.0500 mol L-1 Cl-溶液的滴定曲線如(i V 10 15 30 25 so6 5 4R莓r圖所示。下列有關(guān)描述錯誤的是()9B.曲線上各點的溶液滿足關(guān)系式A.根據(jù)曲線數(shù)據(jù)計算可知 Ksp(AgCl)的數(shù)量級為10-10Sc(Ag+) c(Cl-)=Ksp(AgCl)C.相同實驗條件下，若改為0.0400 mol L-1 Cl-,反應終點c移到aD.相同實驗條件下， 若改為0.05

25、00 mol L-1 Br-,反應終點 c向b方向移動【特別提醒】辨清沉淀溶解平衡的4個誤區(qū)(1)沉淀溶解平衡不是電離平衡。如BaSO4(s)Ba2+(aq)+SO42-(aq)是溶解平衡，因為BaSO4是強電解質(zhì),不存在電離平衡。(2)Ksp大，其溶解度不一定大。Ksp還與難溶物化學式中的各離子配比有關(guān)，只有同類型的難溶物的Ksp大小才可用于比較其溶解度大小。(3)Ksp只受溫度影響，溫度不變則Ksp不變，如Mg(OH) 2在MgCl 2溶液中的溶解度要小于在純水中的溶解度，而 KspMg(OH) 2不變。(4)既可以實現(xiàn)Ksp大的向Ksp小的轉(zhuǎn)化，也可以實現(xiàn) Ksp小的轉(zhuǎn)化為Ksp大的。實

26、際上當兩 種難溶電解質(zhì)的 Ksp相差不是很大時， 通過調(diào)節(jié)某種離子的濃度，可實現(xiàn)難溶電解質(zhì)由 Ksp小的向Ksp大的轉(zhuǎn)化。18.12017新課標3卷】在濕法煉鋅的電解循環(huán)溶液中，較高濃度的 Cl會腐蝕陽極板而增大電解能耗?？上蛉芤褐型瑫r加入 Cu和CuSO4,生成CuCl沉淀從而除去Cl o根據(jù)溶液中平衡時相關(guān)離子濃度的關(guān)系圖，下列說法錯誤的是()A. Ksp (CuCl)的數(shù)量級為107B.除 Cl 反應為 Cu+Cu2+2Cl =2CuClC,加入Cu越多，Cu+濃度越高，除C效果越好D. 2Cu+=Cu2+Cu平衡常數(shù)很大，反應趨于完全19.已知 Ksp(AgCl) =1.56 10 1

27、0, Ksp(AgBr) = 7.7 10 13, Ksp(Ag2CrO4)= 9.0 10 12。某溶液中含有 Cl、Br 和 CrO42,濃度均為0.010 mol L 1,向該溶液中逐滴加入 0.010mol L-1的AgNO3溶液時，三種陰離子產(chǎn)生沉淀的先后順序為A. Cl、Br、CrO42B. CrO42、Br、ClC. Br、Cl、CrO42D. Br、CrO42、Cl20.澳酸銀(AgBrO 3)溶解度隨溫度變化曲線如圖所示。下列說法錯誤的是()A.澳酸銀的溶解是放熱過程B.溫度升高時澳酸銀溶解速度加快C. 60 C時澳酸銀的 Ksp約等于6X10 4D.若硝酸鉀中含有少量澳酸銀

28、，可用重結(jié)晶方法提純真題感悟：21. ( 2019新課標I ) NaOH溶液滴定鄰苯二甲酸氫鉀 Ka2=3.9 M0-6)溶液，混合溶液的相對導電能力變化 曲線如圖所示，其中b點為反應終點。下列敘述錯誤的是()A.混合溶液的導電能力與離子濃度和種類有關(guān)B. Na+與A2-的導電能力之和大于 HA-的C. b點的混合溶液pH=7D. c 點的混合溶液中，c(Na+)c(K+)c(OH-)(鄰苯二甲酸H2A 的 Ka1=1.1 10-3 ，22. (2019新課標H)絢麗多彩的無機顏料的應用曾創(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所示。

29、下列說法錯誤的是()A.圖中a和b分別為Ti、T2溫度下CdS在水中的溶解度B.圖中各點對應的 Ksp的關(guān)系為：Ksp(m)= Ksp(n) Ksp(p)c(OH-)B .隨溫度升高，CH 3COONa溶液的c(OH-)減小C.隨溫度升高， CuSO4溶液的pH變化是Kw改 變與水解平衡移動共同作用的結(jié)果D.隨溫度升高,CH3COONa溶液和CuSO4溶液 的pH均降低，是因為 CH3COO-、Cu2+水解 平衡移動方向不同25. 2019天津某溫度下，HNO2和CH3COOH的電離常數(shù)分別為 5.0 10-4和1.7X0-5。將pH和A.曲線I代表HNO2溶液B .溶液中水的電離程度：b點5

30、點c(HA)C6H50HC.向含有ZnS和Na2s的懸濁液中滴加CuSO4溶液生成黑色沉淀Ksp(CuS)Ksp(ZnS)D.某溶液中加入 Ba(NO3)2溶液再加足量鹽酸產(chǎn)生白色沉淀仍啟白色沉淀原溶液中后SO42-A. A B. B C. C D. D28. ( 2018年江蘇卷)根據(jù)下列圖示所得出的結(jié)論不正確的是()乙Q 1H0 200301040002.D 4 IF 6.(1 Kf)飛小。：)TA .圖甲是CO(g)+H 2O(g尸CO 2(g)+H 2(g)的平衡常數(shù)與反應溫度的關(guān)系曲線，說明該反應的AHc(OH )D.當混合溶液呈中性時，c(Na + ) c(HX-)c(X2-)c(

31、H+)=c(OH-)30.【2017 江蘇卷】常溫下，Ka(HCOOH)=1.77 X10-4, Ka(CH 3COOH)=1.75 X10-5, Kb(NH 3 H2O)=1.76 M0-5,下列說法正確的是()(雙選)A.濃度均為0.1 mol L-J的HCOONa和NH4C1溶液中陽離子的物質(zhì)的量濃度之和：前者大于后者B.用相同濃度的 NaOH溶液分別滴定等體積 pH均為3的HCOOH和CH3COOH溶液至終點，消 耗NaOH溶液的體積相等C. 0.2 mol L-1 HCOOH 與 0.1 mol L-1 NaOH 等體積混合后的溶液中：c(HCOO-) + c(OH-) =c(HCO

32、OH) + c(H+)D. 0.2 mol L-1 CH3COONa 與 0.1 mol L-1 鹽酸等體積混合后的溶液中 (pH c(Cl-) c(CH3COOH) c(H+)31 .【2016年上海卷】能證明乙酸是弱酸的實驗事實是()A. CH3COOH溶液與Zn反應放出H2B. 0.1mol/L CH3COONa 溶液的 pH 大于 7C. CH3COOH溶液與NaCO3反應生成 CO2D. 0.1 mol/L CH 3COOH溶液可使紫色石蕊變紅32 .【2016年四川卷】向1L含0.01molNaAlO 2和0.02molNaOH的溶液中緩慢通入二氧化碳，隨n(CO2)增大，先后發(fā)生三個不同的反應，當 0.01molc(AlO 2-)+c(OH -)B0.01c(Na+)c(AlO 2-) c(OH-)c(CO32)C0.015c(Na+) c(HCO 3-)c(CO 32-) c(OH -)D0.03