水溶液中地離子平衡歸納總結(jié)材料提高

實(shí)用文案水溶液中的離子平衡歸納總結(jié)提高☆規(guī)律的理解和運(yùn)用：一、強(qiáng)、弱電解質(zhì)與結(jié)構(gòu)的關(guān)系強(qiáng)電解質(zhì)：水溶液中完全電離，絕大多數(shù)為離子化合物和強(qiáng)極性共價(jià)化合物， 如，強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、絕大多數(shù)鹽；如果不在熔融狀態(tài)下，在水溶液中導(dǎo)電性不一定強(qiáng)，因?yàn)榭赡苁窍∪芤夯螂y溶強(qiáng)電解質(zhì)。弱電解質(zhì)：水溶液中不完全電離，絕大多數(shù)為含極性鍵的共價(jià)化合物， 如，弱酸、弱堿、水。不要把溶解平衡當(dāng)成電離平衡； 弱電解質(zhì)在很稀時(shí)電離程度也很大；導(dǎo)電性不一定比強(qiáng)電解質(zhì)差。二、弱電解質(zhì)的電離平衡1、在一定條件下（主要是溫度，因?yàn)樵谒芤褐袎簭?qiáng)不怎么影響平衡），當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子（離子化）的速率與和離子重新結(jié)合生成分子（分子化）的速率相等時(shí)，電離過程就達(dá)到了平衡狀態(tài)。2、電離平衡的特征“動(dòng)”——?jiǎng)討B(tài)平衡； “等”——V分子化=V離子化； “定”——弱電解質(zhì)的電離程度保持一定，溶液中各種粒子的濃度保持一定； “變”——外界條件發(fā)生變化，電離平衡也要發(fā)生移動(dòng)。3．影響電離平衡的因素①對(duì)弱電解質(zhì)溶液的稀釋過程中， 弱電解質(zhì)的電離程度增大，溶液中離子數(shù)目增多，溶液中離子濃度變小。這里有相反的兩個(gè)過程，C(B)n(B)n(B)隨V(aq)著稀釋稍稍增大一點(diǎn)，V(aq)卻隨著稀釋顯著增大；分母增大的倍數(shù)大，所以C(B)還是減小。②電離均為吸熱過程，升高溫度，電離程度增大，離了數(shù)目增多，離子濃度增大。K也增大。三、水的電離和溶液的 PH1、水的離子積Kw標(biāo)準(zhǔn)文檔實(shí)用文案只與溫度有關(guān)，25℃時(shí)：Kw=c（H＋）·c（OH－）=1×10－7×1×10－7=1×1014。2、影響水的電離的因素①加入酸或堿，抑制水的電離， Kw不變；②加入某些能水解鹽，促進(jìn)水的電離， Kw不變；加入金屬鈉也促進(jìn)水的電離。③升高溫度，促進(jìn)水的電離，水的離子積增大，有些資料認(rèn)為：在 100℃時(shí)，KW=1×10－12。3、溶液的酸堿性分析：中性 c（H＋）=c（OH－），酸性 c（H＋）＞c（OH－），堿性 c（H＋）＜c（OH－）。4、溶液的pH化學(xué)上常用c（H＋）的負(fù)常用對(duì)數(shù)表示溶液酸堿性的強(qiáng)弱：pH=－lg｛c（H-＋）｝范圍在0~14四、鹽類的水解1.離子濃度大小問題:在CH3COONa溶液中存在著下列電離及水解過程:粗略認(rèn)為弱酸、弱堿電離1%，水解1‰.CH3COONa=CH3COO-+Na+H2OH++OH-CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-離子濃度大小順序是:c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+)。如果只有四種離子排序口訣：陽陰陰陽或陰陽陽陰。2.物料守恒(質(zhì)量守恒)問題:CH3COONa的濃度為 0.1mol/L,達(dá)到水解平衡后 c(CH3COO-)+c(CH3COOH)C(Na+)=0.1mol/L電荷守恒。溶液是呈電中性的,因此溶液中的負(fù)電荷總濃度和正電荷總濃度應(yīng)該相等,這就是溶液中的電荷守恒。標(biāo)準(zhǔn)文檔實(shí)用文案CH3COONa 溶液有:c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-) 遇到二價(jià)離子×2，三價(jià)離子×3.4.質(zhì)子守恒：用電荷守恒－物料守恒＝質(zhì)子守恒。C(H+)=C(OH-)-C(CH3COOH)五、影響水解的因素(條件)1.水解反應(yīng)的特點(diǎn):(1).水解反應(yīng)是可逆反應(yīng)（其逆反應(yīng)是有弱酸或弱堿參加的中和反應(yīng)） ,因此存在著水解平衡。例如 CH3COONa 水解的化學(xué)方程式為: CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOH由此可知CH3COONa水解反應(yīng)的逆反應(yīng)是 CH3COOH和NaOH 的中和反應(yīng),由于中和反應(yīng)進(jìn)行程度是比較高的 ,因此水解反應(yīng)進(jìn)行的程度是很微弱的，雙水解比單一水解程度大些，只要雙水解產(chǎn)物中有沉淀，則水解進(jìn)行完全，寫等號(hào) ,不可逆。(2).水解反應(yīng)是吸熱反應(yīng)。因?yàn)橹泻头磻?yīng)是放熱反應(yīng) ,所以水解反應(yīng)是吸熱的。2.促進(jìn)鹽類水解的方法:以CH3COO-+H2O CH3COOH+OH- 為例(1).加熱:加熱可使平衡向吸熱反應(yīng)方向移動(dòng) ,因此加熱能促進(jìn)水解反應(yīng)的發(fā)生。(2).加酸:加酸或酸性物質(zhì)能中和水解產(chǎn)生的 OH-,使OH-濃度減小,平衡正向移動(dòng)。(3).加入能消耗OH-的鹽:如加入含有NH4+、Al3+、Fe3+等能結(jié)合OH-的鹽也能促進(jìn)水解反應(yīng)的發(fā)生(實(shí)際上除NH4+外，其它就是協(xié)同雙水解反應(yīng) )。(4).加水稀釋:加水使溶液體積增大,平衡向微粒數(shù)增多的方向移動(dòng)即正向移動(dòng) (水溶液中的化學(xué)平衡不考慮水分子 )。但是水解產(chǎn)生的酸性或堿性還是減弱。3.抑制鹽類水解的方法:以NH4++H2O NH3·H2O+H+ 為例(1).降溫:降低溫度可使平衡向放熱反應(yīng)方向移動(dòng) ,因此降溫能抑制水反應(yīng)。(2).加酸:加酸或酸性物質(zhì),使溶液中H＋濃度增大,平衡逆向移動(dòng)。六．一般規(guī)律:1.強(qiáng)酸溶液每稀釋 10倍,溶液的PH值增大1個(gè)單位,強(qiáng)堿溶液每稀釋 10倍,溶液標(biāo)準(zhǔn)文檔實(shí)用文案的PH值減小1個(gè)單位。2.弱酸溶液每稀釋10倍,溶液的PH值增大不到1個(gè)單位,弱堿溶液每稀釋10倍,溶液的PH值減小不到1個(gè)單位。3.使酸溶液PH值增大1個(gè)單位,強(qiáng)酸溶液只需要稀釋 10倍,弱酸溶液必須稀釋倍以上。4.使堿溶液PH值減小1個(gè)單位,強(qiáng)堿溶液只需要稀釋 10倍,弱堿溶液必須稀釋倍以上。5.酸越強(qiáng)對(duì)應(yīng)離子的水解程度就越弱 ;酸越弱對(duì)應(yīng)離子的水解程度就越強(qiáng)。6.堿越強(qiáng)對(duì)應(yīng)離子的水解程度就越弱 ;堿越弱對(duì)應(yīng)離子的水解程度就越強(qiáng)。7.濃度相同時(shí),CH3COOH的電離程度大于 CH3COO-的水解程度。8.相同條件下氨水的電離度和醋酸的電離程度相等 ,氨水和醋酸是強(qiáng)弱相當(dāng)?shù)娜鯄A和弱酸,因此濃度相同時(shí)NH3·H2O的電離程度大于 NH4+的水解程度。醋酸銨溶液呈中性。9.若醋酸或氨水的濃度大于對(duì)應(yīng)離子的濃度 ,他們的電離更大于水解。若是比醋酸和氨水較強(qiáng)的酸和堿,在濃度相同時(shí),電解質(zhì)的電離程度比對(duì)應(yīng)離子的水解程度更大。七．難溶電解質(zhì)溶解平衡1、概念：在一定條件下（就是一定溫度下），難溶電解質(zhì)電解質(zhì)溶解成離子的速率等于離子重新結(jié)合成沉淀的速率，溶液中各離子的濃度保持不變的狀態(tài)。 （也叫沉淀溶解平衡）2、表達(dá)式：如： AgCl(s) Cl－（aq）＋Ag＋（aq）3、特征：飽、等、動(dòng)、定、變4、影響溶解平衡的因素：（1）內(nèi)因：電解質(zhì)本身的性質(zhì)標(biāo)準(zhǔn)文檔實(shí)用文案①、絕對(duì)不溶的電解質(zhì)是沒有的。②、同是難溶電解質(zhì)，溶解度差別也很大。 （從難溶電解質(zhì)可以生成更難溶的電解質(zhì)）③、易溶電解質(zhì)做溶質(zhì)時(shí)只要是飽和溶液也可存在溶解平衡。2）外因：①濃度：加水，平衡向溶解方向移動(dòng)。加入能減少某一離子濃度的物質(zhì)，平衡右移，直至溶解。如AgCl(s)Cl－（aq）＋Ag＋（aq）中滴加氨水，可以生成Ag(NH3)2+,降低Ag＋（aq）濃度，沉淀溶解。生成銀氨溶液。②溫度：升溫，多數(shù)平衡向溶解方向移動(dòng)。反常的有 Ca(OH)2,隨溫度升高，溶解度減小。5、溶度積（平衡常數(shù)）—— Ksp對(duì)于沉淀溶解平衡：（平衡時(shí)）MmAn(s) mMn＋（aq）＋nAm—（aq）Ksp＝[c(Mn＋)]m·[c(Am—)]n在一定溫度下，Ksp是一個(gè)常數(shù)，稱為溶度積常數(shù)，不隨離子濃度的改變而改變；只隨溫度改變而改變。簡(jiǎn)稱溶度積。若任意時(shí)刻有：Qc叫離子積。Qc＝[c(Mn＋)]m·[c(Am—)]n則有：Qc > Ksp 過飽和，析出沉淀，降低濃度，趨向平衡。Qc ＝Ksp 飽和，平衡狀態(tài)。仍然是動(dòng)態(tài)平衡。Qc < Ksp 未飽和。再加固體難溶物，還可以溶解的，直到平衡為止。標(biāo)準(zhǔn)文檔實(shí)用文案☆范例引導(dǎo)例1、將0.01mol下列物質(zhì)分別加入100mL蒸餾水中，恢復(fù)至室溫，所得溶液中陰離子濃度的大小順序是（溶液體積變化忽略不計(jì)）①Na2O2 ②Na2O ③Na2CO3 ④NaClA.①>②>③>④ B.①>②>④>③C.①=②>③>④ D.①=②>③=④【分析解答】：①②溶于水，溶質(zhì)都是 NaOH，且物質(zhì)的量都為 0.02moL,且二者與水反應(yīng)時(shí)消耗的水的物質(zhì)的量相同。故反應(yīng)后溶液體積相同，故① =②；③中CO32-水解，溶液中出現(xiàn)了 OH-、HCO3-，故溶液中陰離子濃度稍大于④；故正確。例2、常溫下，將0.1mol·L-1氫氧化鈉溶液與0.06mol·L-1硫酸溶液等體積混合，該混合溶液的pH等于A．1.7 B．2.0 C．12.0 D．12.4【規(guī)范解答】：設(shè)兩溶液的體積均為 1L，OH—離子的物質(zhì)的量為 0.1mol·L-1×1L=0.1 mol，因 H+離子的濃度是硫酸濃度的 2倍，即 0.06 mol·L-1×2=0.12mol ·L-1，故H+離子的物質(zhì)的量為 0.12mol·L-1×1L=0.12mol ，H+離子的物質(zhì)的量大于 OH—離子的物質(zhì)的量，混合后，溶液呈酸性；混合反應(yīng)后剩余標(biāo)準(zhǔn)文檔實(shí)用文案H+離子的物質(zhì)的量濃度為（ 0.12mol－0.1mol）÷（1L+1L）=0.01mol ·L-1，溶液的pH=－lg(H+)=2。例3、下列液體均處于 25℃，有關(guān)敘述正確的是A．某物質(zhì)的溶液 pH<7，則該物質(zhì)一定是酸或強(qiáng)酸弱堿鹽B．pH ＝4.5的番茄汁中c(H+)是pH ＝6.5的牛奶中c(H+)的100倍C．AgCl在同濃度的CaCl2和NaCl溶液中的溶解度相同D．pH ＝5.6的CH3COOH與CH3COONa混合溶液中，c(Na+)>c(CH3COO)【規(guī)范解答】：某些強(qiáng)酸的酸式鹽pH＜7，如NaHSO4，故A項(xiàng)錯(cuò)誤；pH=4.5，c(H+)=10-4.5mol·L-1，pH=6.5，其c(H+)=10-6.5mol·L-1，故B項(xiàng)正確；同濃度的CaCl2溶液的c(Cl-)是NaCl溶液的c(Cl-)的兩倍，它們對(duì)AgCl沉淀溶解平衡的抑制程度不同，故 C項(xiàng)錯(cuò)誤；混合溶液顯酸性，則 c(H+)>c(OH-)，根據(jù)電荷守恒，c(CH3COO-)>c(Na+)，故D項(xiàng)錯(cuò)誤。例4、相同體積、相同pH的某一元強(qiáng)酸溶液①和某一元中強(qiáng)酸溶液②分別與足量的鋅粉發(fā)生反應(yīng)，下列關(guān)于氫氣體積（V）隨時(shí)間（t）變化的示意圖正確的是【規(guī)范解答】：①相同體積、相同 pH的一元強(qiáng)酸和中強(qiáng)酸，中強(qiáng)酸的物質(zhì)的量濃度大于強(qiáng)酸的物質(zhì)的量濃度， 故與足量的鋅粒反應(yīng)中強(qiáng)酸產(chǎn)生的氫氣多； ②初標(biāo)準(zhǔn)文檔實(shí)用文案始時(shí)二者的C（H+)相同，反應(yīng)一旦開始，中強(qiáng)酸還會(huì)電離出新的C（H+)，即隨后中強(qiáng)酸電離出的 C（H+)大于強(qiáng)酸，故中強(qiáng)酸與鋅粒的反應(yīng)速率大于強(qiáng)酸的。結(jié)合題中圖像 C選項(xiàng)正確。例5.難溶電解質(zhì)Mg(OH)2的Ksp=1.2×10-11mol3·L-3。在c(Mg2+)=0.12mol·L-1的溶液中，要生成Mg(OH)2沉淀，溶液pH至少應(yīng)控制在多少？Ksp）1/2=（1.2×10-11/0.12）1/2=1.0×【規(guī)范解答】：c(OH－)=（c(Mg2)10-5mol·L-1∴c(H+) =1.0×10-14/1.0×10-5=1.0×10-9（mol·L-1）故pH=9即溶液的pH至少應(yīng)控制在9以上。例6.在氯化銀飽和溶液中,尚有氯化銀固體存在，當(dāng)分別向溶液中加入下列物質(zhì)時(shí)，將有何種變化？溶液中平衡移動(dòng)AgCl溶解溶液中發(fā)生變化加入物質(zhì)C(Ag+方向度C(Cl－)的原因)0.1mol·L－1HCl0.1mol·L－1AgNO3KNO3(s)0.1mol·L－1NH3·H2OH2O【規(guī)范解答】：AgCl（s） Ag+(aq)+Cl-(aq)標(biāo)準(zhǔn)文檔實(shí)用文案溶液平衡移動(dòng)AgCl溶解中溶液中發(fā)生變化的加入物質(zhì)方向度C(Ag+C(Cl－)原因)0.1mol·L－1HCl向左減小減小增大同離子效應(yīng)0.1mol·L－1AgNO3向左減小增大減小同離子效應(yīng)KNO3(s)向右增大增大增大鹽效應(yīng)0.1mol·L－向右增大減小增大形成配合物1NH3·H2OH2O向右不變不變不變稀釋作用例7、醫(yī)院中進(jìn)行鋇餐透視時(shí)，用BaSO4做內(nèi)服造影劑，為什么不用BaCO3做內(nèi)服造影劑？信息：①Ksp(BaSO4)=1.1×10-10；Ksp(BaCO3)=5.1×10-9②Ba2+有劇毒；③胃酸的酸性很強(qiáng)，pH約為0.9～1.5；【規(guī)范解答】：由于人體內(nèi)胃酸的酸性較強(qiáng)(pH0.9-1.5)，如果服下BaCO3,胃酸會(huì)與CO32-反應(yīng)生成CO2和水，使CO32-離子濃度降低，使Qc<Ksp，使BaCO3的沉淀溶解平衡向右移動(dòng)，使體內(nèi)的 Ba2+濃度增大而引起人體中毒。而SO42-不與H+結(jié)合生成硫酸，胃酸中的H+對(duì)BaSO4的溶解平衡沒有影響，Ba2+濃度保持在安全濃度標(biāo)準(zhǔn)下，所以用 BaSO4作“鋇餐”。所以，不能用BaCO3作為內(nèi)服造影劑“鋇餐”例8、Na2SO3·7H2O是食品工業(yè)中常用的漂白劑、抗氧化劑和防腐劑。 Na2SO3標(biāo)準(zhǔn)文檔實(shí)用文案在30℃時(shí)的溶解度為35.5g/100gH2O。(1）計(jì)算30℃時(shí)Na2SO3飽和溶液中Na2SO3的質(zhì)量分?jǐn)?shù)ω。（保留2位小數(shù)）(2）計(jì)算30℃時(shí)271gNa2SO3飽和溶液中水的質(zhì)量。(3）將30℃的Na2SO3飽和溶液271g冷卻到10℃，析出Na2SO3·7H2O晶體79.5g。計(jì)算10℃時(shí)Na2SO3在水中的溶解度。【規(guī)范解答】：（1）根據(jù)Na2SO3的溶解度，其飽和溶液中溶質(zhì)為 35.5g；溶劑為100g；溶液總質(zhì)量為 135.5g，則 ；2）271g飽和溶液中，假設(shè)其含有的溶劑為x，則135.5：100=271：x；x=200g）；3）冷卻溶液后，析出晶體79.5g，根據(jù)其晶體的組成，其中含有水和亞硫酸鈉 各 一 半 ， 列 式 得 ：。例9．回答下列有關(guān)常數(shù)的問題 (1)Kw的數(shù)學(xué)表達(dá)式是 Kw= ，溫度升高Kw的變化情況是 (選填“變大”、“變小”或“不變” )，若定義pOH=-lg c(OH-)，則pH+pOH= (用含Kw的代數(shù)式表示)(2)K通常表示化學(xué)平衡常數(shù)，K值越大表示該反應(yīng)進(jìn)行得越 ，對(duì)于反應(yīng) 2NO2(g) N2O4(g)，其化學(xué)平衡常 K 的數(shù)學(xué)表達(dá)式為 。(3)Ka通常表示弱酸的電離平衡常數(shù)， Ka值越大表示該弱酸 ，α通常稱為電離度，顧名思義是表示弱電解質(zhì)的電離程度大小的一個(gè)指標(biāo)，標(biāo)準(zhǔn)文檔實(shí)用文案對(duì)于某一元弱酸，當(dāng)用蒸餾水稀釋該酸時(shí)，溶液越稀， Ka的變化情況是(選填“變大”、“變小”或“不變”)，α的變化情況是 (選填“變大”、“變小”或“不變”)。(4)Ksp表示難溶物的溶度積常數(shù)，該常數(shù)越大表示 。已知CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)某溫度時(shí)，向一定容積的密閉容器中充入CO和H2，濃度分別為1mol·L-1、2mol·L-1，達(dá)到平衡時(shí)CO的濃度為0.6mol·L-1。試求該溫度下的化學(xué)平衡常數(shù)?！疽?guī)范解答】：(1)c(H+)·c(OH-)；變大；-lgKwc(N2O4)(2)完全；K c2(NO2) (3)的酸性越強(qiáng)；不變；變大(4)難溶電解質(zhì)在水中的溶解性越大。(5)CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)初始濃度/mol·L-1120平衡濃度/mol·L-10.62-2(1-0.6)1-0.6=1.2=0.4K=0.4mol·L-12=0.463mol-2·L2-1-1)06mol·L×(2mol·L標(biāo)準(zhǔn)文檔實(shí)用文案☆課后的檢測(cè) 水溶液中的離子平衡單元檢測(cè)一、選擇題（共 18小題，每小題 3分，共54分，每小題只有一個(gè)選項(xiàng)符合題意）由硫酸鉀、硫酸鋁和硫酸組成的混合溶液，其pH=1，c(Al3+)=0.4mol·L-1，c(SO42-)=0.8mol·L-1,則c(K+)為（）A．0.15mol·L-1B．0.2mol·L-1C．0.3mol·L-1D．0.4mol·L-12.對(duì)H2O的電離平衡不產(chǎn)生影響的粒子是（）3.在相同溫度時(shí)，100mL0.01mol?L-1的醋酸溶液與10mL0.1mol?L-1的醋酸溶液相比較，下列數(shù)值中，前者大于后者的是（）A.H+的物質(zhì)的量B.醋酸的電離常數(shù)C.中和時(shí)所需NaOH的量D.CH3COOH的物質(zhì)的量4.下列說法正確的是（）A.pH=2與pH=1的硝酸中c(H+)之比為1：10B.Na2CO3溶液中c(Na+)與c(CO32-)之比為2:1C.0.2mol?L-1與0.1mol/L醋酸中c(H+)之比為2:1D.NO2溶于水時(shí),被氧化的n(NO2)與被還原的n(NO2)之比為3:1標(biāo)準(zhǔn)文檔實(shí)用文案5.0.1mol?L-1KHS溶液中下列表達(dá)式不正確的是（）A.c(K+)+c(H+)=c(OH-)+c(HS-)+2c(S2-)B.c(K+)>c(HS-)>c(OH-)>c(S2-)>c(H+)C.c(HS-)+c(S2-)+c(H2S)=0.1mol?L-1D.c(K+)>c(HS-)>c(OH-)>c(H2S)>c(H+)7.在25℃時(shí)將pH＝11的NaOH溶液與pH＝3的CH3COOH溶液等體積混合后，下列關(guān)系式中正確的是（）A．c(Na+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)B．c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)C．c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+)D．c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)在給定的四種溶液中，加入以下各種離子，各離子能在原溶液中大量共存有滴加石蕊試液顯紅色的溶液：Fe3+、NH4+、Cl-、I-pH值為1的溶液：Cu2+、Na+、Mg2+、NO3-C.水電離出來的c(H+)=10－13mol/L 的溶液：K+、HCO3-、Br-、Ba2+所含溶質(zhì)為Na2SO4的溶液：K+、CO32-、NO3-、Al3+某溶液中只含有Na+、H+、OH-、A-四種離子，下列說法正確的是（）若溶液中c（A-）＝c（Na+），則溶液一定呈中性溶液中不可能存在：c（Na+）>c（A-）>c（OH-）>c（H+）若c（OH-）>c（H+），溶液中不可能存在：c（Na+）>c（OH-）>c（A-）>c（H+）D.若溶質(zhì)為NaA、HA，則一定存在：c（A-）>c（Na+）>c（H+）>c（OH-）要求設(shè)計(jì)實(shí)驗(yàn)證明某種鹽的水解是吸熱的，有四位學(xué)生分別作出如下回答，其中正確的是( )A．甲學(xué)生：將硝酸銨晶體溶于水，若水溫下降，說明硝酸銨水解是吸熱的B．乙學(xué)生：在鹽酸中加入相同溫度的氨水，若實(shí)驗(yàn)過程中混合液溫度下降，說明鹽類水解是吸熱的C．丙學(xué)生：在醋酸鈉溶液中加入醋酸鈉晶體，若溶液溫度下降，說明鹽類水解是吸熱標(biāo)準(zhǔn)文檔實(shí)用文案D．丁學(xué)生：在醋酸鈉溶液中滴入酚酞試液，加熱后若紅色加深，說明鹽類水解是吸熱草酸是二元中強(qiáng)酸，草酸氫鈉溶液顯酸性。常溫下，向10mL0.01mol?L-1NaHC2O4溶液中滴加0.01mol?L-1NaOH溶液，隨著NaOH溶液體積的增加，溶液中離子濃度關(guān)系正確的是（）A.V（NaOH）＝0時(shí)，c(H+)＝1×10-2mol?L-1B.V（NaOH）＜10mL時(shí)，不可能存在c(Na+)＝2c(C2O42-)+c(HC2O4-)C.V（NaOH）＝10mL時(shí)，c(H+)＝1×10-7mol/LD.V（NaOH）＞10mL時(shí)，c(Na+)＞c(C2O42-)＞c(HC2O4-)下列操作中，能使電離平衡H2OH+＋OH-，向右移動(dòng)且溶液呈酸性的是（）A．向水中加入NaHSO4溶液B．向水中加入Al2(SO4)3固體C．向水中加入Na2CO3溶液D．將水加熱到100℃，使pH＝616.下列敘述正確的是（）A.將稀氨水逐滴加入稀硫酸中，當(dāng)溶液pH=7時(shí)，c(SO42-)＞c(NH4+)B.兩種醋酸溶液的物質(zhì)的量濃度分別為c1和c2，pH分別為a和a+1，則c1=10c2C.pH=11的NaOH溶液與pH=3的醋酸溶液等體積混合，滴入石蕊溶液呈紅色c(OH )D.向0.1mol/L 的氨水中加入少量硫酸銨固體，則溶液中c(NH3 H2O)增大現(xiàn)有常溫時(shí)pH＝1的某強(qiáng)酸溶液10mL，下列操作能使溶液的pH變成2的是（）A．加入10mL0.01mol·L－1的NaOH溶液B．加入10mL的水進(jìn)行稀釋C．加水稀釋成100mLD．加入10mL0.01mol·L－1的鹽酸溶液二、填空（本題包括5個(gè)小題，共46分）標(biāo)準(zhǔn)文檔實(shí)用文案19.（6分）（1）對(duì)于Ag2S(s)2Ag+(aq)+S2-(aq)，其Ksp=。（2）下列說法不正確的是。A.用稀鹽酸洗滌AgCl沉淀比用水洗滌損耗AgCl??；物質(zhì)的溶解度隨溫度的升高而增加，故物質(zhì)的溶解都是吸熱的；C.對(duì)于Al(OH)3(s) Al(OH)3(aq) Al3+＋3OH-，前者為溶解平衡，后者為電離平衡；除去溶液中的Mg2+，用OH-沉淀Mg2+比用CO32-效果好，說明Mg(OH)2的溶解度比MgCO3大E.沉淀反應(yīng)中常加過量的沉淀劑，其目的是使沉淀完全。（8分）用實(shí)驗(yàn)確定某酸HA是弱電解質(zhì)。兩同學(xué)的方案是：甲：①稱取一定量的HA配制0.1mol/L的溶液100mL；②用pH試紙測(cè)出該溶液的pH值，即可證明HA是弱電解質(zhì)。乙：①用已知物質(zhì)的量濃度的HA溶液、鹽酸，分別配制pH＝1的兩種酸溶液各100mL；②分別取這兩種溶液各10mL，加水稀釋為100mL；③各取相同體積的兩種稀釋液裝入兩個(gè)試管，同時(shí)加入純度相同的鋅粒，觀察現(xiàn)象，即可證明 HA是弱電解質(zhì)。（1）在兩個(gè)方案的第①步中，都要用到的定量?jī)x器是 。2）甲方案中，說明HA是弱電解質(zhì)的理由是測(cè)得溶液的pH___1（選填＜、＞、=）乙方案中，說明HA是弱電解質(zhì)的現(xiàn)象是 （多選扣分）。裝鹽酸溶液的試管放出H2的速率快。裝HA溶液的試管放出H2的速率快。兩個(gè)試管中產(chǎn)生H2的速率一樣快。（3）請(qǐng)你再提出一個(gè)合理而比較容易進(jìn)行的方案（藥品可任?。?，作簡(jiǎn)明扼要表述。。（10分）（1）在粗制CuSO4·5H2O晶體中常含有雜質(zhì)Fe2+。在提純時(shí)為了