2024屆高考化學易錯題真題分層訓練-水溶液中的離子平衡

(備戰(zhàn)高考)2024屆高考化學易錯題真題分層訓練

一一水溶液中的離子平衡

易錯點I不清楚電解質溶液的導電能力與什么有關

【分析】

電解質溶液導電能力取決于自由移動離子的濃度和離子所帶電荷數(shù)，自由移動離子的濃度越

大、離子所帶電荷數(shù)越多，導電能力越強。

比較對象導電性原因

同濃度的氫氧化鈉溶液氫氧化鈉是強電解質，完全電離；一水合氨是

氫氧化鈉溶液大于氨水溶液

與氨水溶液弱電解質，部分電離

H2c2。4的Kal=5.9X10-2

同濃度的醋酸溶液與草

醋酸溶液小于草酸溶液CH3COOH的Ka=1.79X10-5

酸溶液

電離常數(shù)：H2C2O4>CH3COOH

氫氧化鈉極稀溶液與0.1氫氧化鈉極稀溶液小于0.1氫氧化鈉極稀溶液的離子濃度小于0.1mol-17

mol-L-'氨水溶液mol氨水溶液1氨水溶液的離子濃度

易錯點2一元強酸(HCI)與一元弱酸(Cn.COOH)稀釋圖像比較

【分析】

(1)相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸加水稀釋的圖像

加水稀釋相同的倍數(shù)加水稀釋到相同的pH

pHpH

c

^<fic|CH3CO°H

r丫（水）O匕匕KzK）

醋酸的pH大鹽酸加入的水多

(2)相同體積、相同pH的鹽酸、醋酸加水稀釋的圖像

加水稀釋相同的倍數(shù)加水稀釋到相同的pH

?_______________

pllpH

4

a

b

JCHaCOOH

_____i_

0r“水)

6V,V2”水)

鹽酸的pH大醋酸加入的水多

易錯點3不理解水的電離特點

【分析】

1、水的電離易錯點：

(1)在不同溶液中，c(H+)、c(OHT)可能不同，但任何溶液中由水電離出的c(H')與c(OH)一定

相等

(2)酸、堿能抑制水的電離，故室溫下，酸、堿溶液中水電離產(chǎn)生的c(H')<lXl(r7moi,L!

而能水解的鹽溶液中水電離產(chǎn)生的c(H')[或c(OH")J>IX10-7mol?L-1

(3)室溫下，由水電離出的c，MH')或cMOK)VIOrmol?「時，可能是加酸或加堿抑制了水

的電離

(4)給水加熱，水的電離程度增大，c(H+)>l()rmo]?Lr,pH<7,但水仍顯中性

2、水電離出的c(H+)木或c(0H-)水的計算

⑴計算方法

①任何情況下水電離產(chǎn)生的c(H+)和C(OIT)總是相等的

②當抑制水的電離時(如酸或堿溶液)：在溶液中c(H')、c(OH)較小的數(shù)值是水電離出來的

c(H+)/(mol?L-c(OH)/(mol?L-

溶液(25℃)c(H")水或c(OH)水/(mol?L')

'),)

0.01mol-鹽酸1.0X10-21.0X10-121.0X10-12

0.1mol-LNaOH溶

1.0X10-131.0X10-1LOX10-13

液

③當促進水的電離時(如鹽H勺水解)：在溶液中c(H+)、c(OFT)較大的數(shù)值是水電離出來的

c(H)木或c(OH)4mol,L

溶液Q5℃)c(H)/(mol,L')c(OH-)/(mol?L-1)

')

pH=5的NH4cl溶液LOX1(尸LOXl()r1.0X|()-5

pH=10的Na2cCh溶液LOXIO-10LOXIO-4LOXIO-4

⑵常見計算的2種類型(25C)

①中性溶液:c(OH-)=c(H+)=10-7mol?L-1

②酸溶液——OFT全部來自水的電離：c(H+)^=c(OH-U=c(OH-)

例：pH=2的鹽酸中c(H*)=10-2moi?L，則c(OH-)*=1X10-12mol?L-1,即水電離出的

c(H*)=c(OH)=10,2mol,L1

③堿溶液一一H,全部來自水的電離：c(OHa=c(H+h=c(H)

例：pH=12的NaOH溶液中c(H,)水=1X1012mol?L即水電離出的c(OH)=c(H)=IO

□mol?L-1

④水解呈酸性的鹽溶液——H.全部來自水的電離：C(H+),K=C(OH-?=c(H+)

例：pH=5的NHQ溶液中，由水電離出的或酎)水=1()rmo|?L」，因部分0曠與部分N”；

結合使溶液中

c(OH)=10-9mol?L-1

⑤水解呈堿性的鹽溶液一一OFT全部來自水的電離：c(OH-'=c(H；h=c(OH]

例：pH=12的Na2co3溶液中，由水電離出的c(OFT)水=102m°]?LL因部分H+與部分

CU3結合使溶液中c(H+)=10-12mol-L_,

易錯點4溶液酸堿性的判斷誤區(qū)

【分析】

1、溶液的酸堿性

⑴溶液的酸堿性：溶液酸堿性的判斷標準是溶液中c(H')與c(OFT)的相對大小

⑵溶液的酸堿性與c(H-)和c(OHD的關系

c(K)與c(OH)相對大小c(HF)/mol?丁1的范圍(25℃)

中性溶液c(OH-)=c(H+)c(H+)=l.()X10—7

酸性溶液c(OH)<c(H1)c(H')>1.0X107

堿性溶液c(OH-)>c(H+)c(H+)<1.0X10^7

⑶溶液的pH與c(H)及酸堿性的關系

①pH的定義：pH是c(H')的負對數(shù)，其表達式是pH=—lgc(Hh)

②pH的意義：pH越大，溶液的堿性越強；pH越小，溶液的酸性越強

③溶液酸堿性與pH的關系(常溫下)：pHV7,為酸性溶液；pH=7,為中性溶液；pH>7,為

堿性溶液

pH0123456789)0111213It

酸性增強中性堿性增強

c(H')io*'JO'2IO'41(尸K)-1010-12IO'14

(mol-L-1)

@pH的適用范圍：1義1014mol?LVC(H+)<1mol,L1

【點撥】①酸性(堿性)溶液并不一定是酸類(堿類)物質

②判斷溶液的酸堿性不能根據(jù)c(H+)和c(OH)絕對大小，而應比較二者相對大小，不受溫度影

響

③溶液的酸堿性也不能根據(jù)pH來判斷，如：pH=7的溶液不一定為中性溶液，100℃時，pH=6

為中性溶液

④當c(H,)或c(OH一)大于1mol?L?時，通常用c(H)或c(OH)直接表示

⑤當c(H+)或c(OFT)小于或等于1mol-時，通常用PH表示

易錯點5溶液的稀釋與pH變化

【分析】

酸堿溶液稀釋時pH的變化

酸(pH=a)堿(pH=b)

弱酸強酸弱堿強堿

稀釋10”倍pH<a+npH=a+npH>b-npH=b-n

無限稀釋pH趨向于7

易錯點6酸堿中和滴定實驗中的常錯點

【分析】

1.滴定管的認識和使用

⑵滴定管的認識

①構造：滴定管的管身是內徑均勻、帶有刻度的細長玻璃管，酸式滴定管的下端是玻璃活塞，

堿式滴定管的下端是由橡皮管和玻璃球構成的閥。

②滴定管的使用要求：酸式滴定管不能盛放堿液、水解呈堿性的溶液和氫氟酸，可以呈酸液、

氧化性溶液和中性溶液，因為酸性和氧化性物質易腐蝕橡膠管；堿式滴定管不能盛放酸液和強

氧化性溶液，可以呈堿液和中性溶液，因為堿性物質易腐蝕玻璃，致使活塞無法打開。

③規(guī)格：滴定管的最小分度是0.1mL,實驗室中常用滴定管的規(guī)格有25mL和50mL兩種。

④滴定管的讀數(shù)方法：0刻度在上，從上往下讀，讀數(shù)時取小數(shù)點后兩位，估讀至0.01mL：

如：24.00mL、23.38mL。

⑤用途：滴定管主要是用來精確地量取一定體積的液體。

⑥由于滴定管尖嘴處無刻度，故將滴定管中的液體全部放出時，放出的液體體積比理論值要大。

（3）滴定管的使用方法

①檢查儀器：使用滴定管前，首先要檢查活塞是否漏水。

檢杳滴定管是否漏水的方法：向滴定管內加水（對酸式滴定管，要先關閉活塞）至液面在“0”

刻度線附近，用滴定管夾將滴定管固定在鐵架臺上，觀察滴定管是否漏水。若不漏水，對酸式

滴定管將活塞旋轉180。，對堿式滴定管松動其閥門，放出少量液體，再次觀察滴定管是否漏

水，經(jīng)兩次檢查都不漏水的滴定管是檢漏合格的滴定管。只有不漏水的滴定管才能使用，若滴

定管漏水，則不能使用。

②潤洗儀器：滴定管在加入酸、堿反應液之前，先用蒸儲水洗滌干凈，然后分別用待裝液潤洗

2?3次。

潤洗的方法：從滴定管上口加入3?5mL所要盛裝的酸或堿，傾斜著轉動滴定管，使液體潤

濕全部滴定管內壁。然后，一手控制活塞（輕輕轉動酸式滴定管的活塞；或者輕輕擠壓堿式滴

定管中的玻璃球），將液體從滴定管下部放入預置的燒杯中。

③加入反應液：分別將酸、堿反應液加入酸式、堿式滴定管中，使液面位于“0”刻度以上2?

3mL處，并將滴定管垂直固定在滴定管夾上。

④調節(jié)起始讀數(shù)：在滴定管下放一燒杯，調節(jié)活塞或玻璃球，使滴定管尖嘴部分充滿反應液，

如果滴定管內部有氣泡，應快速放液以趕出氣泡，然后調節(jié)滴定管液面使其處于“0”刻度或

“0”刻度以下的某一刻度。準確讀取數(shù)值并記錄。

2、實驗操作一一以用鹽酸標準液滴定NaOH溶液為例

（I）查漏：使用前先檢查滴定管活塞是否漏水。

⑵洗滌

①錐形瓶：只能用蒸循水洗滌，不能用待測溶液潤洗。

②滴定管洗滌：應先用自來水，再用蒸儲水，然后再用標準溶液（或待測溶液）潤洗2?3次，

以避免溶液被滴定管內壁上附著的蒸儲水稀釋而導致濃度變小。

③洗滌的原則：少量多次。

④洗滌的標準：管內壁不掛水珠。

⑶取液

①向潤洗過的堿式滴定管中加入待測濃度的NaOH溶液，趕出氣泡、調節(jié)液面至“0”刻度后,

用堿式滴定管向錐形瓶中滴入25.00mL待測溶液，再向其中滴加2滴酚酷溶液。

②向潤洗過的酸式滴定管中加入標準鹽酸，趕山氣泡、調節(jié)液面至“0”刻度后準確記錄讀數(shù)

為VimL。

(4)滴定：在錐形瓶下墊一張白紙，左手控制滴定管的活塞，向錐形瓶中先快后慢地加入標準

鹽酸(后面逐滴加入，接近終點時，改成滴加半滴酸)，右手搖動錐形瓶，眼睛觀察錐形瓶內溶

液的顏色變化

眼睛注視錐

形婀族溶液

的顏色變化

(5)讀數(shù)：當加入最后半滴標準鹽酸，溶液由粉紅色變?yōu)闊o色，且半分鐘內不變色，停止滴定。

平視滴定管中凹液面最低點，讀取溶液體積為V.mU

⑹計算：以(V2—V。為消耗的標準鹽酸的體積，取2?3次實驗結果的平均值，依據(jù)c(NaOH)

c(HCl)V(HCl)

=*NaOH)計算待測NaOH溶液的物質的量濃度。

3、指示劑的選擇

(1)中和滴定曲線：以滴加酸(或堿)的量為橫坐標，以溶液的pH為縱坐標繪出i條溶液的pH

隨酸(或堿)的滴加量而變化的曲線。

用0.1000mol-NaOH溶液滴定20.00mLO.1000mol?L^1HC1溶液過程中的pH變化曲

線

加入的VNaOH余VHC過量VNAOH

PH中和滴定曲線

(mL)(mL)(mL)

PH

0.0020.001.012

10突

18.002.002.3酚取

8變

》反應終點范

19.800.203.36圍

J

4甲基橙—

19.980.024.3

2

010203040

V[NaOH(aq)ymL

20.000.007.0

20.020.029.7

20.200.2010.7

22.002.0011.7

40.0020.0012.5

(2)指示劑選擇的依據(jù)：由曲線可以看出，在酸、堿中和滴定過程中，溶液的pH在接近滴定終

點時有一個突變過程，在比范圍內，滴加很少的酸(或堿)，溶液的pH就有很大的變化，能使

指示劑的顏色發(fā)生明顯變化，有利于確定滴定終點，所以即使酚酰、甲基橙的變色不在恰好中

和的pH=7的點上，但體積差距很小，可以忽略不計。

⑶酸堿指示劑法(只能測定溶液的pH范圍)

常見酸堿指示劑的變色范圍

指示劑變色范圍(顏色與pH的關系)

石蕊<5.0紅色5.0?8.0紫色>8.()藍色

酚酰<8.2無色8.2?10.0淺紅色>10.0紅色

甲基橙<3.1紅色34?4.4橙色>4.4黃色

(4)指示劑選擇的基本原則

①酸堿中和滴定中一般不用石蕊作指示劑，因其顏色變化不明顯。

②滴定終點為堿性時，用酚酰作指示劑，如：用NaOH溶液滴定醋酸。

③滴定終點為酸性時，用甲基橙作指示劑，如：用鹽酸滴定氨水。

④強酸滴定強堿一般用酚散，但用甲基橙也可以。

⑤并不是所有的滴定都需使用指示劑，如氧化還原滴定中，用標準的酸性KMnOa溶液滴定

H2c溶液時，可利用KMnCh溶液本身顏色的變化來判斷滴定終點。

(5)滴定終點的判斷——以鹽酸滴定未知濃度的NaOH溶液為例

①若用酚獻作指示劑，當?shù)稳胱詈笠坏嘻}酸時，溶液的顏色由粉紅色突變?yōu)闊o色，且半分鐘內

不變色，說明達到滴定終點。

②若用甲基橙作指示劑，當?shù)稳胱詈笠坏嘻}酸時，溶液的顏色由黃色變?yōu)槌壬?，且半分鐘內?/p>

變色，說明達到滴定終點。

3、常見的誤差分析一一以用標準鹽酸滴定待測氫氧化鈉溶液為例

步驟操作準c(NaOH)

酸式滴定管未用標準溶液潤洗偏大偏高

堿式滴定管未用待測液潤洗偏小偏低

洗滌

錐形瓶用待測液潤洗偏大偏高

錐形瓶洗凈后還留有蒸儲水不變無影響

取液放出堿液的滴定管開始有氣泡，放出液體后氣泡消失偏小偏低

酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定終點時氣泡消失偏大偏高

滴定過程中振蕩錐形瓶時部分液體濺出偏小偏低

滴定時，部分酸液滴出錐形瓶外偏大偏高

滴定時有幾滴標準溶液滴在錐形瓶的內壁上而未用蒸儲水沖

滴定偏大偏高

入瓶內

溶液顏色較淺時滴入鹽酸過快，停止滴定后反加一滴NaOH溶

偏大偏高

液無變化

滴定完畢后立即讀數(shù)，半分鐘后顏色又褪去偏小偏低

滴定前仰視讀數(shù)或滴定后俯視讀數(shù)偏小偏低

讀數(shù)

滴定前俯視讀數(shù)或痛定后仰視讀數(shù)偏大偏高

【微點撥】

①用HQ滴定0.1mol-L「Na2co3溶液，第一步生成NaHCO?時，可選用酚酥為指示劑,由

紅色一淺紅一無色?；瘜W方程式為：Na2co3+HCl=NaHCO3+NaQ；第二步生成碳酸(CO?t

+H2O),可選用甲基橙為指示劑，由黃色f橙色，化學方程式為：NaHCO3+HCl=NaCl+

H2O+CO210

②強酸與強堿完全中和時，溶液的pH就為7,但指示劑變色時，溶液的pH不等于7。是因為:

強酸強堿完全中和時溶液的pH就為7,而滴定的終點則是通過指示劑顏色的變化來觀察，此

時溶液的pH往往不是7,但由滴定曲線可知：在滴定過程中開始一段時間溶液的pH變化不

大，處于量變過程中，而在接近完全中和時，滴入0.02ml的堿溶液時，溶液的pH變化很大,

溶液由酸性變中性再變成堿性發(fā)生了突變，之后再滴入堿溶液，溶液的pH變化又比較緩慢，

說明滴定過程中，溶液的酸堿性變化經(jīng)過了由量變引起質變的過程，有一段發(fā)生了pH突變的

過程，完全中和和酚猷或甲基橙指示劑變色的pH雖不同，但只相差半滴，即只有0.02mL左

右，這種誤差在許可的范圍之內。

③酸堿恰好中和(即滴定終點)時溶液不一定呈中性，最終溶液的酸堿性取決于生成鹽的性質，

強酸強堿鹽的溶液呈中性，強堿弱酸鹽的溶液呈堿性，強酸弱堿鹽的溶液呈酸性。

易錯點7酸式強堿鹽溶液酸堿性的判斷

【分析】

酸式強堿鹽的水溶液呈什么性質，這要看該鹽的組成微粒的性質。

++2

⑴強酸的酸式鹽只電離，不水解，一定顯酸性，如NaHSOj：NaHSO4=Na+H+SO4-

⑵弱酸的酸式鹽（NaHA）存在兩種趨勢，既存在電離平衡乂存在水解平衡：NaHA=Na-+HA

HA--J：H++A2—（電離，顯酸性）

HA—+H2O=^H2A+OHX水解，顯堿性）

①若電離程度大于水解程度，則品酸性，常見的酸式鹽中，顯酸性的有：NaHSCh、KHC2O4

②若水解程度大于電離程度，則顯堿性；常見的酸式鹽中，顯堿性的有：NaHCO3>NaHS

+2-7

如：NaIISO3=NaIIISO；^（II2SO3：Ki=1.54X10-,K2=1.02X10）

HSOa\=iH++SO，-（主要，大）呈酸性

HSO.r+H2O^^H2SO3+OH（次要，?。?/p>

+-7

NaHCO3=Na+HCO3（H2co3：Ki=4.30X10,K2=5.6IX10"）

-

HCO3+H2O^^H2CO3+OH'（主要，大）呈堿性

+2_

HCO3-^^H+CCh（次要，小）

（3）在酸式鹽NaHA溶液中，電離程度〉水解程度、c（H+）>c（OH-）和《人2一）"（出人）是等價條件,

都表明溶液呈酸性，反之亦反。

易錯點8混合溶液中離（粒）子濃度大小比較

【分析】

1、以“常溫下，濃度均為0.1mol-L_*HA（弱酸）溶液和NaA溶液等體積混合，溶液呈酸性”

為例。

實例

常溫下，0.1mol-L-'HA溶液和NaA溶液等體積混合，溶液呈酸性

解題思路

NaA=Na'+A-

寫出混合溶液中存在的平HA自身電離：HAKIH卜+A一①（呈酸性，以HA電離為主）

-_

衡過程NaAA「中水解：A4-H2O^^：HA+OH②（水解呈堿性，次要）

H；Ch=iH+4-OH

①電荷守恒c(Na+)+c(H+)=c(A-)+c(OH-)

②物料守恒顯然n(Na)n(A)=2：1,貝ij2c(Na+)=c(AD+c(HA)

③質子守恒將Na'消掉得：c(HA)+2c(H')=c(A-)+2c(OH)

分析:在沒有電離和水解之前c(Na+)、c(A)c(HA)均為0.1mol?L，

但由于溶液呈酸性，以HA的電啕為主，即電離程度大于水解程度

c(HA)=0.1—電陽消耗+水解生成<0」

④離子(粒子)濃度比較

c(A)=0.1+電離生成一水解消耗>0.1

c(Na+)=0.1,H4■是由HA電離出來的，電離程度很微弱，故濃度大小為：

c(A)>c(Na')>c(HA)>c(H')>c(OH)

易錯點9有關K$p的常見i一算

【分析】

炎型一、由溶度積求溶液中某離了的濃度

①已知溶度積，求溶液中的某種離子的濃度

a-1

如：Ksp=a的飽和AgCl溶液中，c(Ag')=Vmol?L

計算技

②已知溶度積、溶液中某離子的濃度，求溶液中的另一種離子的濃度

巧

1

如:某溫度下AgCl的Ksp=a,在0.1mol?L_的NaCl溶液中加入過量的AgCl固

體，達到平衡后c(Ag+)=-^p=10amol?L-1

類型二、判斷沉淀的生成或沉淀是否完全

①把離子濃度數(shù)據(jù)代入K卬表達式得Qc，若Q；K、p,則有沉淀生成；若QsKsp,

計算技無沉淀生成

巧②利用K、p的數(shù)值計算某一離子濃度，若該離子濃度小于10-5mol-L「，則該離子

沉淀完全

類型二、常溫下，計算氫氧化物沉淀開始和沉淀完全時的pH

①根據(jù)氫氧化物的(p,先計算初始濃度溶液中c(OH),再求得溶液的pH

計算技

②金屬陽離子沉淀完全時的離子濃度為10-5mol-L依據(jù)K’p可計算金屬陽離子

巧

沉淀完全時溶液中的c(OFT),進而求得pH

類型四、計算沉淀轉化反應的平衡常數(shù)，并判斷沉淀轉化的程度

依據(jù)沉淀的轉化反應和K,p,計算該反應的平衡常數(shù)，K值越大，轉化反應越易進

行，轉化程度越大

計算技

如：對于反應Cir(aq)+ZnS(s)^-----^CuS(s)+Zn~(aq)

巧

、、、Q(ZnS)

該反應的平衡常數(shù)K=c(—)=c(.)"(S)=J(c吟

c(a產(chǎn))C(CM2+)T(S2-)

類型五、溶度積與溶解度的相互計算

①由飽和溶液的物質的量濃度c(mol/L)」^7飽和溶液的溶解度S(g)

以AgQ(s)KiAg+(aq)+C「(aq)為例，飽和溶液的物質的濃度c=1.34XIO-5mol/L

即：1L溶液中含有1.34X105moi的AgCl溶質，也就是(1.34X10'X143.5)g=

I.92X103g

即：IL溶液中溶解的AgCl為l.92X|(>3g,由于溶液極稀，其溶液近似等于水的密

度，P=lg/cm3

4

計算即：1000g溶液中溶解了1.92X10%的AgCl,100g水中溶解了1.92X10-g的AgCI

-4

技巧即：AgCI的溶解度S(AgCl)=1.92X10g

②飽和溶液的溶解度S(g)>由飽和溶液的物質的量濃度c(mol/L)>KSP

20℃時，S(AgCl)=1.5XI0-4g,即：100g水中溶解了AgCI的質量為1.5X10%,

由于溶液極稀，其溶液近似等于水的密度，P=lg/cm3,也即是；0.IL水中溶解了

AgCI的質量為I.5XIO-4g,也即是：0.IL溶液中溶解了AgCI的質量為1.5X10ig,

6

此時n(AgCl)=L5x[()%=1.05x107mo],c(AgCl)=ni.Q5xioin)i,c(AgCl)=

\43.5g/nu)lVOAL

5+-5510

L05X10-mol/L.KSP=c(Ag)?c(Cl)=1.05X10-X1.05X10-=1.1X1O~

類型六、沉淀先后的計算與判斷

①沉淀類型相同，則K,p小的化合物先沉淀

計算技

②沉淀類型不同，則需要轉化為溶解度進行判斷，溶解度小的最先沉淀或根據(jù)K、p

巧

計算出沉淀時所需離子濃度，所需離子濃度小的先沉淀

類型七、外加溶液稀釋后的計算

①加水時，各離子濃度都會減小，先要計算出稀釋后各離子濃度，再計算出Qc，

計算技

然后與KSp比較，看是否有沉淀生成

巧

②加同離子的電解質溶液時,先要計算出稀釋后各離子濃度,再計算出Q「然后

與K叩比較，看是否有沉淀生成

1.(2023秋?北京昌平?高三統(tǒng)考期末)已知物質的相關數(shù)據(jù)如下表，下列說法正確的是

物質HFH2cO3c*Ca(OH)2

匕al=4.5x10“

4

相關數(shù)據(jù)K?3=6.8xl0Ksp=3.5x1O-"&=5.6x10-5

K?1,=4.7xl0-11

A.NaF不與鹽酸溶液反應

B.NaF溶液中存在的所有微粒有：凡0、Na\廣、OH\H+

C.HF與碳酸鈉溶液反應，可能產(chǎn)生氣體

D.向石灰水懸濁液中加入NaF溶液，溶液可能變澄清

【正確答案】C

A.HF為弱酸，NaF與鹽酸反應生成NaF+HQ=NaCI+HF,符合強酸制弱酸，A錯誤；

B.NaF=Na，+F,F~+HQUHF+,則溶液中的微粒有，

Na一,HF,廣，F(xiàn)T,OH-,HQ,B錯誤；

C.根據(jù)電離平衡常數(shù)，HF>H2CO3>HCO-,〃"+2%。03=^^+14；!0+。07。符合強酸

制弱酸，C正確：

D.根據(jù)Ksp可知,Ksp(CaF^<Ksp\Ca{OH)^\,Ca(OH)2轉化為CaFz沉淀，D錯誤;

故C。

2.(2023?重慶沙坪壩-高三重慶南開中學?？茧A段練習)某含磷廢水中的磷以磷酸及其鹽的

形式存在。室溫下向pH=6的該含磷廢水中加入CaC12可以得到Ca5(POJ3OH沉淀從而實現(xiàn)

廢水除磷。己知常溫下H3P(%的電離常數(shù)分別為，=10一」2、(2=10-5、￡3=104%。下

列敘述錯誤的是

A.室溫下，14F。4+皿0：=214了。；的平衡常數(shù)長=10509

B.保持體積不變，若逐漸增大該廢水的pH,溶液中c(HPO；)將先增大后減小

C.該廢水中存在離子濃度關系：C(H2PO；)>C(HPOJ-)>C(PO^)

D.加入CaC%實現(xiàn)廢水除璘后，溶液pH將增大

【正確答案】D

A平衡常勘K二c—FO；)C：CC；《」產(chǎn)2

—(H2PO)(H)(H2P°)—=105.09,故A

-+721

?C(H3PO4)C(HPO；)C(H3PO4)C(HPO；)C(H)Ka2IO-

說法正確;

B.廢水的pH增大，H2P04轉化成HPO；,c（HPO；）增大，到達一定程度后，繼續(xù)增大pH,

HPO；轉化成PO；,c（HPO；）減小，因此過程中c（HPO：）先增大后減小，故B說法正確;

C.磷酸電離方程式為H3PO4.H2PO；+H\HZPO—HPO；+H+、HPO：-?PO；+H+,

當c（H2PO；）=c（HPO：）時，pH=a2=7.2l,因此pH=6的廢水中c（H2PO；）＞c（HPO；）＞c（PO；）,

故C說法正確；

D.由題意可知，該廢水中除磷的離子方程式為3H2PO；+5Ca2++H2O=Ca5（PO4）.QHI+7H+,溶

液c（H+）增大，pH降低，故D說法錯誤；

答案為D。

3.（2023春-重慶沙坪壩-高三重慶一中?？茧A段練習）已知某溫度下，

12

/Tsp[Mg（OH）2]=6xl0-o該溫度下，將0.2mol/L的元酸KA與0.2mol/L的NaOH溶液等體

積混合（假設混合后溶液總體積不變），充分反應后所得溶液pH=l（）,且溶液中

c（A）=0.08mol/Lo下列說法錯誤的是

A.所得溶液中,c（H+）+c（HA）=c（OH）

B.該溫度下，HA電離平衡常數(shù)"（HAXdxlO」。

C.該溫度下，水的離子積常數(shù)9產(chǎn)2.0x10小

D.該溫度下,反應Mg（OH）2（s）+2HA（aq）=Mg，aq）+2A-（aq）+2H9⑴的平衡常數(shù)

KB2.4x10'

【正確答案】C

A.0.2mol/L的一元酸HA與0.2mol/L的NaOH溶液等體積混合，兩者恰好完全反應生成生成

NaA,由質子守恒可得：c（H+）4-c（HA）=c（OH）,故A正確；

B.兩溶液混合后恰好生成NaA,NaA的起始濃度為0.1mol/L,溶液中c（A）=0.08mol/L,

根據(jù)物料守恒可知c(HA)=0.1mol/L-0.08mol/L=0.02mol/L,pH=10,c(H+)=1.0xl0-10mol/L，

c(AD0.08mo"Lx1.0x1mol/L

K(HA)==4X1(T\故B正確;

ac(HA)0.02mol/L

C.由水解反應：A+H2Op=iHA+OH-,可知此時溶液中的c(OH)=c(HA)=0.02mol/L,Kw=

c(OH)c(H+)=1.0x10-1°mol/LX0.02mol/L=2.0x10-12，故C錯誤;

D.反應Mg(OH)2(s)+2HA(aq)=Mg2，(aq)+2A-(aq)+2Hq⑴的平衡常數(shù)

K=c(Mg2+)?c2(A)=c(Mg?+)?c?(OFT)?c?(A-)?c?(H')=(池(。叫卜七出人)二

:22+2

「(HA)—--C(HA)C(OH')C(H)--Kw

6x10-2x(4x10*27ui

(2.0x10-)-=14X10故口正確；

故選：Co

4.(2023?浙江寧波?統(tǒng)考二模)向工業(yè)廢水中加入硫化物可以獲得CuS、FeS納米粒子[已

36

知K、p(FeS)=6.3xl(T。^(CuS)=1.3x10-],下列說法正確的是

A.FeS固體不能用于去除工業(yè)廢水中的Ci產(chǎn)

B.向FeSO,和CuSO,混合溶液中加入NaS容液，當兩種沉淀共存時，c(Cu2+):c(Fe2+)?1018

C.向CuS飽和溶液中加入CuCl?固體，CuS的溶解平衡逆向移動，濾液中一定存在

心")=甯

D.已知H2s溶液中心《2=1x10-21,可判斷CuS易溶于稀鹽酸

【正確答案】C

A.根據(jù)(,(。15)<勺位€8)可知，F(xiàn)eS固體能用于去除工業(yè)廢水中的C/+,故A錯誤;

B.向FeSO4和CuS。,混合溶液中加入Na2s溶液，當兩種沉淀共存時,

2+36

c(Cu)^p(CuS)1.3xlQ-

。2.lxid

2418故B錯誤;

c(Fe)~^sp(FeS)~6.3xl0

C.CuS存在溶解平衡CuS(s)除?>Cu2+(aq)+S2-(aq),向CuS飽和溶液中加1入CuCl?固體，銅

離子濃度增大，因此CuS的溶解平衡逆向移動，根據(jù)溶度枳常數(shù)得到濾液中一定存在

c(Cu")=?答),故C正確：

D.若要溶解CuS+2H+=C/++H,S,則K=二):01劃二仆.=L3x10：=ijx10*,

2C2(H+)K/KQ1X1(尸

平衡常數(shù)很小，反應幾乎不能發(fā)生，可判斷CuS難溶于稀鹽酸，故D錯誤。

綜上所述，答案為C。

5.(2023?河北?模擬預測)常溫下,0.1mol?L“NH3?H2O溶液的pH=ll,在如圖所示的溶

液體系中，隔膜不讓NH：和OH通過，NH/H?。分子可巨由穿過。已知溶液中

c^(NH5H2O)=c(NHrH2O)+c(NH；),該體系達到平衡時，下列敘述正確的是

隔膜

溶液A溶液B

pH=7pH=ll

NH：+OHF^NH3H2O<__>NHrH2O5=iNH；+OH

A.水的電離程度：溶液AV溶液B

B.溶液A中：c總（NH3H2。）=/c（NH；）

+

C.溶液B中：c（NH；）＞c（NH3H2O）＞c（OH）＞c（H）

+

D.混合溶液中NH4cl和NH-HzO濃度相等：C（H）+C（NH3H2O）＞C（OHj+c（Cl）

【止確答案】B

A.溶液B的pH大于溶液A的，所以溶液B中｛OH1大，對水的電離抑制程度大，溶液B

中水的電離程度小，選項A錯誤；

B.常溫下，0.1〃山LW凡此。溶液的pH=ll,可知《OH-）=1.0x10-%0/.匚I可列三段式

如下：

NH,H2ONH；+OH

起始(mol/L)0.100

變化(mol/L)103103103

平衡(mol/L)0.1-10310-3105

將數(shù)值代入Kb的表達式，得到約為11.0x10-5,溶液A中4O/rjuLOxlO^M/.j,則溶

c（NH：）=c（NH：）=]=100

液A中嘎（NH3H2。）-c（NH/H2O）+c（NH：）——c（0H）-ToT,選項B正確；

"人

C.由于NH/H2。的電離程度很弱，則平衡體系中?說「也。）最大，OH來源于NH/H。

的電離和水的電離，所以微粒濃度從大到小的順序為

C（NH3-H2O）＞C（OH-）＞c（N”；）＞c（H+）,選項C錯誤；

D.混合溶液中若NH?和NHrHQ濃度相等,根據(jù)計算可知NH.?H2O的電離平衡常數(shù)Kb大

于N/a的水解平衡常數(shù)K〃，所以混合溶液中c（M/；）＞c（NH＜Hg）,再結合電荷守恒

"+

c（H）+c（7VH；）=c（OH）-Fc（Cr）qJfeic（H）+c（^H2O）＜c（O/7）+c（C/-）,選項D錯

誤；

答案選B。

6.（2023春?重慶沙坪壩-高三重慶一中?？茧A段練習）用0.1000mol」的NaOH溶液分別滴

定0.1000mol/L、20.00mLHX＞HY、HZ三種酸溶液。溶液pH與加入NaOH體積之間的關系

如圖所示，下列說法錯誤的是

HNaOHVmL

A.HX為一元強酸，電離常數(shù)Ka（HY）>Ka（HZ）

B.a、b、c三點中，b點所對應的水溶液里陰離子的物質的量濃度最大

C.d點所對應的水溶液里，c（OH）約為0.02mol/L

D.滴定時使用酚曲作指示劑，會產(chǎn)生系統(tǒng)誤差，但可通過空白對照實驗消除

【正確答案】C

【分析】如圖，0.10000101（的HX、HY、HZ的pH分別為1、2,4左右，根據(jù)酸性越強電

離程度越大，所以酸性：HX>HY>HZ，因為0/000mol/L的HX溶液，pH=l,所以HX為

一元強酸；依次解題；

A.綜上所述，HX為一元強酸，HY和HZ為弱酸，且酸性HY>HZ,所以（HY）>K」HZ）,

故A正確；

B.圖中，a點加入的NaOH溶液體積為10mL,此時溶質為NaZ和HZ,pH小于7,溶液呈

酸性，所以HZ的電離大于NaZ的水解，電荷守恒為：c（Na+）+c（H+）=c（Z