2025年高中化學高考考前沖刺-考前12天《水溶液中的離子反應與平衡》測試含答案解析

考前12天水溶液中的離子反應與平衡考情分析+高考預測+應試必備+真題回眸+名校預測+名師押題年份試卷考點2024安徽卷微粒濃度大小比較2024湖北卷微粒濃度大小比較2024遼寧卷沉淀溶解平衡曲線、平衡常數(shù)2024山東卷電離平衡常數(shù)、微粒濃度大小比較2024新課標卷電離平衡常數(shù)、微粒濃度大小比較2024浙江卷微粒濃度大小比較、離子方程式2024江蘇卷微粒濃度大小比較2024湖南卷微粒濃度大小比較2024重慶卷微粒濃度大小比較2024天津卷電離平衡常數(shù)、微粒濃度大小比較2024江西卷微粒濃度大小比較2024廣西卷滴定曲線、微粒濃度大小比較2024福建卷電離平衡常數(shù)、微粒濃度大小比較2023新課標卷電離平衡常數(shù)、微粒濃度大小比較、溶度積常數(shù)2023乙卷平衡常數(shù)、Ksp、沉淀溶解平衡曲線2023湖南卷水的電離程度、電離平衡常數(shù)、微粒濃度大小比較2023海南卷水解平衡的移動、電離平衡常數(shù)、溶液混合的有關計算2023浙江卷水解平衡電離方程式、電離平衡、pH對平衡移動的影響2023湖南卷酸堿滴定曲線、離子濃度大小比較、水的電離程度2023遼寧卷pH與-lgc關系圖像、Ksp的有關計算2023山東卷pH與-lgc關系圖像、平衡常數(shù)的影響因素2023重慶卷溶解度隨溫度變化的曲線、離子濃度大小比較2022海南卷pH與-lgc關系圖像、Ksp的有關計算2022湖北卷混合體系中部分物種的c-pH關系圖像2022湖南卷電位滴定、離子濃度大小比較、Ksp的有關計算2022山東卷pH與-lgc關系圖像、平衡常數(shù)的計算、沉淀的轉化、溶度積的計算2022遼寧卷分布分數(shù)圖像、平衡常數(shù)的計算、離子濃度大小比較2025年高考會結合化學實驗、工藝流程等情境，考查平衡常數(shù)、Ksp的計算、離子濃度大小關系等，具有一定的綜合性、靈活性和技巧性，對考生的分析問題和解決問題的能力要求較高。以圖像、圖表形式呈現(xiàn)信息考查對數(shù)、分布系數(shù)熱點圖像等，命題設計新穎靈活，綜合性強，難度較大，較好地考查學生的觀察能力、獲取信息、采集處理數(shù)據(jù)的能力、圖形轉化能力、推理判斷能力和圖像分析能力。1．對比理解“三大”平衡的影響因素平衡類型影響因素升溫加水同離子效應電離平衡：CH3COOH?CH3COO－＋H＋促進電離促進電離加入CH3COO－，抑制電離水解平衡：CH3COO－＋H2O?CH3COOH＋OH－促進水解促進水解加入OH－，抑制水解沉淀溶解平衡：AgCl(s)?Ag＋(aq)＋Cl－(aq)促進溶解促進溶解加入Ag＋、Cl－，均抑制溶解【特別提醒】平衡常數(shù)Ka(或Kb)、Kh、Ksp僅是溫度的函數(shù)，溫度不變，平衡常數(shù)不變。2．沉淀溶解平衡圖像分析(1)典型示例(2)點的變化a→c在曲線上變化，增大c(SOeq\o\al(2－,4))b→c加入1×10－5mol·L－1Na2SO4溶液(忽略溶液的體積變化)d→c加入BaCl2固體(忽略溶液的體積變化)c→a在曲線上變化，增大c(Ba2＋)曲線上方的點表示有沉淀生成；曲線下方的點表示不飽和溶液3．沉淀滴定曲線分析以0.100mol·L－1AgNO3溶液滴定50.0mL0.0500mol·L－1Cl－溶液的滴定曲線為例：(1)根據(jù)曲線數(shù)據(jù)計算可知，Ksp(AgCl)的數(shù)量級為10－10。(2)滴定終點c點為飽和AgCl溶液，c(Ag＋)＝c(Cl－)。(3)相同實驗條件下，若改為0.0400mol·L－1Cl－，反應終點c向a方向移動。(4)相同實驗條件下，若改為0.0500mol·L－1Br－，反應終點c向b方向移動。4．沉淀溶解平衡對數(shù)圖像分析圖像說明已知：pM＝－lgc(M)(M：Mg2＋、Ca2＋、Mn2＋)，p(COeq\o\al(2－,3))＝－lgc(COeq\o\al(2－,3))橫坐標數(shù)值越大，c(COeq\o\al(2－,3))越小縱坐標數(shù)值越大，c(M)越小曲線上方的點為不飽和溶液曲線上的點為飽和溶液曲線下方的點表示有沉淀生成曲線上任意一點，坐標數(shù)值越大，其對應的離子濃度越小5．理解酸堿中和滴定曲線氫氧化鈉溶液滴定等濃度等體積的鹽酸、醋酸鹽酸滴定等濃度等體積的氫氧化鈉溶液、氨水曲線起點不同：強堿滴定強酸、弱酸的曲線，強酸起點低；強酸滴定強堿、弱堿的曲線，強堿起點高突躍點變化范圍不同：強堿與強酸反應(強酸與強堿反應)的突躍點變化范圍大于強堿與弱酸反應(強酸與弱堿反應)室溫下，當?shù)润w積等濃度的一元強堿和一元強酸反應時，滴定終點pH＝7；但當?shù)润w積等濃度的一元強堿和一元弱酸(或一元強酸和一元弱堿)反應時，滴定終點pH>7(或pH<7)指示劑的選擇：強酸滴定弱堿用甲基橙，強堿滴定弱酸用酚酞，強酸與強堿的滴定選用甲基橙和酚酞均可6．抓住關鍵“五點”，突破中和滴定曲線抓反應“起始”點判斷酸、堿的相對強弱抓反應“一半”點判斷是哪種溶質的等量混合抓溶液“中性”點判斷溶液中溶質的成分及哪種物質過量或不足抓“恰好反應”點判斷生成的溶質成分及溶液的酸堿性抓反應“過量”點判斷溶液中的溶質及哪種物質過量例如，室溫下，向20mL0.1mol·L－1HA溶液中逐滴加入0.1mol·L－1NaOH溶液，溶液pH的變化如下圖所示：7．不同pH情況下“分布系數(shù)”圖像分析分布系數(shù)(δ)是溶液中某酸堿組分的平衡濃度占其總濃度的分數(shù)，δ與溶液pH的關系曲線稱為分布曲線。如以草酸(H2C2O4)為例，在不同pH溶液中存在的三種微粒形式(H2C2O4、HC2Oeq\o\al(－,4)、C2Oeq\o\al(2－,4))的分布系數(shù)圖如下：(1)曲線Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ分別代表的微粒曲線Ⅰ代表H2C2O4，曲線Ⅱ代表HC2Oeq\o\al(－,4)，曲線Ⅲ代表C2Oeq\o\al(2－,4)。(2)交點A、C的含義及應用①交點A粒子濃度的等量關系為c(HC2Oeq\o\al(－,4))＝c(H2C2O4)；交點C粒子濃度的等量關系為c(C2Oeq\o\al(2－,4))＝c(HC2Oeq\o\al(－,4))。②利用交點A、C粒子濃度的等量關系，可以很方便地計算草酸(H2C2O4)的Ka1和Ka2，Ka1＝eq\f(c（HC2Oeq\o\al(－,4)）·c（H＋）,c（H2C2O4）)＝c(H＋)＝10－1.2，Ka2＝eq\f(c（C2Oeq\o\al(2－,4)）·c（H＋）,c（HC2Oeq\o\al(－,4)）)＝c(H＋)＝10－4.2。(3)B、D點的含義及應用①最高點D對應的三種粒子濃度的關系：c(HC2Oeq\o\al(－,4))>c(H2C2O4)＝c(C2Oeq\o\al(2－,4))。②推導c(H＋)與Ka1、Ka2的關系：Ka1·Ka2＝eq\f(c（HC2Oeq\o\al(－,4)）·c（H＋）,c（H2C2O4）)·eq\f(c（C2Oeq\o\al(2－,4)）·c（H＋）,c（HC2Oeq\o\al(－,4)）)＝eq\f(c2（H＋）·c（C2Oeq\o\al(2－,4)）,c（H2C2O4）)，由于B點c(H2C2O4)＝c(C2Oeq\o\al(2－,4))，因此Ka1·Ka2＝c2(H＋)。③最高點D代表的不是NaHC2O4溶液。由圖可知，NaHC2O4溶液的pH介于1.2～4.2，呈酸性，HC2Oeq\o\al(－,4)的電離程度大于其水解程度，故c(C2Oeq\o\al(2－,4))>c(H2C2O4)，而δ(HC2Oeq\o\al(－,4))的最高點D點存在δ(C2Oeq\o\al(2－,4))＝δ(H2C2O4)。【特別提醒】E點向右，c(H2C2O4)不等于0，屬于漸近線，只能無限接近橫軸。8．溶液中粒子濃度大小比較的規(guī)律比較粒子濃度大小時關鍵是先確定所得電解質溶液的酸堿性(1)多元弱酸的酸式鹽溶液：對于電離為主的，如NaHSO3，遵循c(自身)>c(電離產(chǎn)物)>c(水解產(chǎn)物)，即c(HSOeq\o\al(－,3))>c(SOeq\o\al(2－,3))>c(H2SO3)；對于水解為主的，如NaHCO3，遵循c(自身)>c(水解產(chǎn)物)>c(電離產(chǎn)物)，即c(HCOeq\o\al(－,3))>c(H2CO3)>c(COeq\o\al(2－,3))?！咎貏e提醒】常見的酸式鹽溶液中NaHSO3和NaH2PO4以電離為主，顯酸性。(2)混合溶液離子濃度：例如0.2mol·L－1氨水與0.2mol·L－1氯化銨溶液等體積混合后，溶液以電離為主，顯堿性(常見物質中除了等濃度氫氰酸和氰化物混合溶液，大部分以電離為主)，所以c(OH－)>c(H＋)，則c(NHeq\o\al(＋,4))大于c(Cl－)，即c(NHeq\o\al(＋,4))>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)。再如0.2mol·L－1醋酸與0.2mol·L－1醋酸鈉溶液等體積混合后，溶液以電離為主，顯酸性，所以c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)。(3)溶液中離子、分子濃度的比較：對于HA和NaA的混合溶液，在比較鹽或酸的水解、電離對溶液酸、堿性的影響時，由于溶液中的Na＋保持不變，若水解大于電離，則有c(HA)>c(Na＋)>c(A－)，顯堿性；若電離大于水解，則有c(A－)>c(Na＋)>c(HA)，顯酸性。9．熟練三個守恒(1)電荷守恒：電解質溶液中所有陽離子所帶的正電荷總數(shù)與所有陰離子所帶的負電荷總數(shù)相等。如在Na2CO3溶液中存在著Na＋、COeq\o\al(2－,3)、H＋、OH－、HCOeq\o\al(－,3)，它們存在如下關系：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(COeq\o\al(2－,3))＋c(HCOeq\o\al(－,3))＋c(OH－)。(2)元素質量守恒：電解質溶液中，由于某些離子能水解或電離，離子種類增多，但某些關鍵性的原子總是守恒的。(3)質子守恒：是指在電離或水解過程中，會發(fā)生質子(H＋)轉移，但在質子轉移過程中其數(shù)量保持不變。以Na2CO3和NaHCO3溶液為例，可用下圖幫助建立質子守恒關系式：①Na2CO3溶液所以c(OH－)＝c(HCOeq\o\al(－,3))＋2c(H2CO3)＋c(H＋)。②NaHCO3溶液所以c(OH－)＋c(COeq\o\al(2－,3))＝c(H2CO3)＋c(H＋)。另外，將混合溶液中的電荷守恒式和元素質量守恒式聯(lián)立，通過代數(shù)運算消去其中的某離子，也可推出該溶液中的質子守恒式。-.典例1【2024·安徽卷】環(huán)境保護工程師研究利用、和處理水樣中的。已知時，飽和溶液濃度約為，，，，。下列說法錯誤的是A.溶液中：B.溶液中：C.向的溶液中加入，可使D.向的溶液中通入氣體至飽和，所得溶液中：【答案】B【解析】溶液中只有5種離子，分別是，溶液是電中性的，存在電荷守恒，可表示為，A正確；溶液中，水解使溶液呈堿性，其水解常數(shù)為，根據(jù)硫元素守恒可知,所以，則，B不正確；遠遠大于，向的溶液中加入時，可以發(fā)生沉淀的轉化，該反應的平衡常數(shù)為，因此該反應可以完全進行，的飽和溶液中，若加入足量時可使，C正確的平衡常數(shù)，該反應可以完全進行，因此，當向的溶液中通入氣體至飽和，可以完全沉淀，所得溶液中，D正確；綜上所述，本題選B。典例2【2024·湖北卷】氣氛下，溶液中含鉛物種的分布如圖?？v坐標()為組分中鉛占總鉛的質量分數(shù)。已知，、，。下列說法錯誤的是A.時，溶液中B.時，C.時，D.時，溶液中加入少量，會溶解【答案】C【解析】由圖可知，pH=6.5時δ(Pb2+)>50%，即c(Pb2+)>1×10-5mol/L，則c()≤=mol/L=10-7.1mol/L<c(Pb2+)，A項正確；由圖可知，δ(Pb2+)=δ(PbCO3)時，溶液中還存在Pb(OH)+，根據(jù)c0(Pb2+)=2.0×10-5mol/L和Pb守恒，溶液中c(Pb2+)<1.0×10-5mol/L，B項正確；溶液中的電荷守恒為2c(Pb2+)+c[Pb(OH)+]+c(H+)=2c()+c()+c()+2c[]+c(OH-)，pH=7時溶液中c(H+)=c(OH-)，則2c(Pb2+)+c[Pb(OH)+]=2c()+c()+c()+2c[]，C項錯誤；NaHCO3溶液中的水解平衡常數(shù)為==10-7.6>Ka2(H2CO3)，NaHCO3溶液呈堿性，加入少量NaHCO3固體，溶液pH增大，PbCO3轉化成而溶解，D項正確；故選C。典例3【2024·甲卷】將配制成1.0mL懸濁液，向其中滴加的NaCl溶液。(M代表、或)隨加入溶液體積(V)的變化關系如圖所示。下列敘述正確的是A.交點a處：B.C.時，不變D.【答案】D【解析】向1.0mL含的懸濁液中滴加的NaCl溶液，發(fā)生反應：，兩者恰好完全反應時,NaCl溶液的體積為v(NaCl)=，2mL之后再加溶液，c(Cl-)增大，據(jù)，Ksp(AgCl)=c(Ag+)c(Cl-)可知，c(Ag+)會隨著c(Cl-)增大而減小，所以2mL后降低的曲線，即最下方的虛線代表Ag+，升高的曲線，即中間虛線代表Cl-，則剩余最上方的實線為CrO42-曲線。由此分析解題：2mL時Ag2CrO4與NaCl溶液恰好完全反應，則a點時溶質為NaCl和Na2CrO4，電荷守恒：c(Na+)+c(Ag+)+c(H+)=2c(CrO42-)+c(Cl-)+c(OH-)，此時c(H+)、c(OH-)、c(Ag+)可忽略不計，a點為Cl-和CrO42-曲線的交點，即c(CrO42-)=c(Cl-)，則溶液中c(Na+)≈3c(Cl-)，A錯誤；當V(NaCl)=1.0mL時，有一半的Ag2CrO4轉化為AgCl，Ag2CrO4與AgCl共存，均達到沉淀溶解平衡，取圖中橫坐標為1.0mL的點，得Ksp(AgCl)=c(Ag+)c(Cl-)=10-5.18×10-4.57=10-9.75，Ksp(Ag2CrO4)=c2(Ag+)c(CrO42-)=(10-5.18)2×10-1.60=10-11.96，則==102.21，B錯誤；V＜2.0mL時，Ag+未沉淀完全，體系中Ag2CrO4和AgCl共存，則=為定值，即為定值，由圖可知，在V≤2.0mL時c(Ag+)并不是定值，則的值也不是定值，即在變化，C錯誤；V＞2.0mL時AgCl處于飽和狀態(tài)，V(NaCl)=2.4mL時，圖像顯示c(Cl-)=10-1.93mol/L，則c(Ag+)===10-7.82mol/L，故y1=-7.82，此時Ag2CrO4全部轉化為AgCl，n(CrO42-)守恒，等于起始時n(Ag2CrO4)，則c(CrO)===mol/L，則y2=lg。c(CrO42-)=lg=-lg34，D正確；故選D。典例4【2024·山東卷】常溫下水溶液體系中存在反應：，平衡常數(shù)為K。已初始濃度，所有含碳物種的摩爾分數(shù)與變化關系如圖所示(忽略溶液體積變化)。下列說法正確的是A.線Ⅱ表示的變化情況B.的電離平衡常數(shù)C.時，D.時，【答案】C【解析】在溶液中存在平衡：CH3COOHCH3COO-+H+（①）、Ag++CH3COO-CH3COOAg(aq)（②），Ag+的水解平衡Ag++H2OAgOH+H+（③），隨著pH的增大，c(H+)減小，平衡①③正向移動，c(CH3COOH)、c(Ag+)減小，pH較小時（約小于7.8）CH3COO-濃度增大的影響大于Ag+濃度減小的影響，CH3COOAg濃度增大，pH較大時（約大于7.8）CH3COO-濃度增大的影響小于Ag+濃度減小的影響，CH3COOAg濃度減小，故線Ⅰ表示CH3COOH的摩爾分數(shù)隨pH變化的關系，線Ⅱ表示CH3COO-的摩爾分數(shù)隨pH變化的關系，線Ⅲ表示CH3COOAg隨pH變化的關系。根據(jù)分析，線Ⅱ表示CH3COO-的變化情況，A項錯誤；由圖可知，當c(CH3COOH)=c(CH3COO-)相等時（即線Ⅰ和線Ⅱ的交點），溶液的pH=m，則CH3COOH的電離平衡常數(shù)Ka==10-m，B項錯誤；pH=n時=10-m，c(CH3COO-)==10n-mc(CH3COOH)，Ag++CH3COO-CH3COOAg(aq)的K=，c(Ag+)=，由圖可知pH=n時，c(CH3COOH)=c(CH3COOAg)，代入整理得c(Ag+)=mol/L，C項正確；根據(jù)物料守恒，pH=10時溶液中c(Ag+)+c(CH3COOAg)+c(AgOH)=0.08mol/L，D項錯誤；答案選C。典例5【2024·新課標卷】常溫下和的兩種溶液中，分布系數(shù)δ與pH的變化關系如圖所示。[比如：]下列敘述正確的是A.曲線M表示的變化關系B.若酸的初始濃度為，則a點對應的溶液中有C.的電離常數(shù)D.時，【答案】D【解析】隨著pH的增大，、濃度減小，、濃度增大，—Cl為吸電子基團，的酸性強于，即)，δ(酸分子)=δ(酸根離子)=0.5時的pH分別約為1.3、2.8，則兩種酸的電離常數(shù)分別為，，由此分析解題。根據(jù)分析，曲線M表示的變化關系，A錯誤；根據(jù)，初始，若溶液中溶質只有，則，但a點對應的，說明此時溶液中加入了酸性更強的酸，根據(jù)電荷守恒，，B錯誤；根據(jù)分析，CH2ClCOOH的電離常數(shù)Ka=10-2.8，C錯誤；電離度，，則=，，時，，，D正確；故選D?！久ｎA測·第一題】（2025·湖南常德一模）向盛有500mL蒸餾水的燒杯中加入和固體，固體全部溶解(忽略溶液體積的變化)，將溶解后溶液持續(xù)加熱，出現(xiàn)白色沉淀，其過程中的pH變化曲線如圖所示。已知：常溫下，的電離平衡常數(shù)，的溶度積常數(shù)，為易溶于水的弱電解質，存在三步電離。下列說法正確的是A．常溫下，混合后溶液未出現(xiàn)白色沉淀是由于pH太小B．常溫下，反應的平衡常數(shù)：C．常溫下，與不能大量共存的原因是發(fā)生了劇烈的雙水解D．a(chǎn)點溶液中存在：【名校預測·第二題】（2025·江蘇一模）室溫下，通過下列實驗探究溶液的性質。已知：，，。實驗1：用pH試紙測得溶液的pH約為8。實驗2：將溶液加熱者沸后冷卻至室溫，溶液pH約為11。實驗3：向溶液中滴加溶液，產(chǎn)生白色沉淀。下列說法正確的是A．溶液中：B．實驗2所得溶液中：C．實驗2所得溶液中：D．實驗3中發(fā)生反應的離子方程式為【名校預測·第三題】（2025·福建三模）25℃時，用標準溶液滴定和的混合溶液以測定兩種物質的含量，滴定曲線如圖甲所示；四種含氮物質分布分數(shù)與關系如圖乙所示。下列說法錯誤的是A．該混合溶液中B．C．b點處有D．a(chǎn)、b、c點均存在【名校預測·第四題】（2025·遼寧大連一模）HA和H2B分別為一元酸和二元酸，M2+不發(fā)生水解。常溫條件下，現(xiàn)有含MA2(s)的MA2飽和溶液和含MB(s)的MB飽和溶液。兩份溶液中及含A粒子的分布系數(shù)δ[如]隨pH的變化關系如下圖所示。下列說法正確的是A．曲線②是MA2飽和溶液中pc(M2+)隨pH變化曲線B．C．的平衡常數(shù)約為10-9D．pH=4時，MB飽和溶液中存在【名校預測·第五題】（2025·陜西三模）在pH=7含的溶液中，一定范圍內存在平衡關系：；；；；平衡常數(shù)依次為、、、。已知，，，的變化關系如圖所示。下列說法正確的是A．曲線②表示的是隨的變化情況B．隨增大，先減小后增大C．M點：D．p點的橫坐標是【名校押題·第一題】（2025·遼寧一模）常溫下，向、、的混合溶液中滴加稀溶液，溶液中[、、]與關系如圖所示。已知：的溶解度大于。下列敘述正確的是A．直線②代表與關系B．d點對應的溶液是過飽和溶液C．當同時生成和沉淀時，溶液中D．向上述混合溶液中滴加少量溶液，先生成沉淀【名校押題·第二題】（2025·河北衡水中學二模）某溫度下，分別向和溶液中滴加溶液，滴加過程中為或與溶液體積的變化關系如圖所示忽略溶液體積變化。下列說法正確的是A．曲線表示與的變化關系B．點溶液中：C．該溫度下，D．相同實驗條件下，若改為的和溶液，則曲線中反應終點由點移到點【名校押題·第三題】（2025·山東二模）電位滴定法是根據(jù)滴定過程中電極電位的變化來確定終點的一種方法，被測離子濃度突躍，電極電位()產(chǎn)生突躍，從而確定滴定終點。現(xiàn)向某濃度的蘋果酸(，二元弱酸，)溶液中，滴加溶液，利用電位滴定法測定的滴定曲線如圖。下列說法錯誤的是A．水電離出的B．a(chǎn)點和b點溶液均顯酸性C．c點存在D．蘋果酸的濃度約為【名校押題·第四題】（2025·江西二模）25℃時向10mL某濃度新制氯水中滴入0.1的NaOH溶液，滴定曲線如圖所示。已知次氯酸的電離平衡常數(shù)為。下列說法正確的是A．該實驗過程可以用pH試紙測量溶液的pH值B．甲點溶液中存在：C．丙點溶液中：D．氯水中存在平衡：該反應的平衡常數(shù)K的數(shù)量級為【名校押題·第五題】（2025·北京石景山一模）時，關于濃度均為的氨水和兩種溶液，下列說法不正確的是A．分別通入少量HCl氣體，均增大B．水電離出的：氨水的小于溶液的C．兩種溶液等體積混合后D．兩種溶液等體積混合后【名校預測·第一題】【答案】B【解析】向盛有500mL蒸餾水的燒杯中加入和固體，溶液中≈=0.03mol/L，pH=5.8時，c(OH-)=，此時溶液中Qc=c(Al3+)c3(OH-)=3×10-26.6>，然而此時沒有沉淀生成，說明不是由于pH太小，A錯誤；常溫下，反應的平衡常數(shù)：==，B正確；常溫下，和固體混合后，固體全部溶解，沒有沉淀，說明不能共存的原因不是雙水解，而是生成了，即與不能大量共存的原因是生成了弱電解質，C錯誤；D．向盛有500mL蒸餾水的燒杯中加入，n()=，為易溶于水的弱電解質，存在三步電離，根據(jù)物料守恒：，D錯誤；故選B?！久ｎA測·第二題】【答案】C【解析】溶液中，根據(jù)電荷守恒和物料守恒，得，則，A錯誤；實驗2所得溶液中溶液pH約為11，說明碳酸氫鈉溶液在加熱條件下分解生成了碳酸鈉，此時物料守恒為：，B錯誤；因為，且實驗2所得溶液中溶液pH約為11，則，故，C正確；實驗3中向溶液中滴加溶液，產(chǎn)生白色沉淀，反應的離子方程式為，D錯誤；故選C?！久ｎA測·第三題】【答案】B【解析】堿性弱于先發(fā)生反應，則第一個滴定突變點為的滴定終點，由a點可知，；第二個滴定突變點為的滴定終點，由c點可知，；b點溶質為、、，且濃度均為；結合滴定過程中反應順序可知，乙圖中曲線對應粒子；由分析，該混合溶液中，A正確；由乙圖中點（6.0，0.5），此時且pH=6，pOH=8，，，B錯誤；b點處，pH=6.1，pOH=7.9，結合分析，此時，則，C正確；

由電荷守恒，a、b、c點均存在，D正確；故選B?！久ｎA測·第四題】【答案】A【解析】含MA2(s)的MA2飽和溶液中存在如下平衡：MA2(s)M2++2A-、A-+H2OHA+OH-，往飽和溶液中加酸，不斷減小溶液的pH，則兩平衡都發(fā)生正向移動，HA的分布系數(shù)δ不斷增大，A-的分布系數(shù)δ不斷減小，M2+濃度不斷增大，pc(M2+)不斷減小，所以曲線②表示MA2中pc(M2+)隨pH變化曲線，曲線③表示HA的分配系數(shù)隨pH變化曲線，曲線④表示A-的分配系數(shù)隨pH變化曲線，曲線①表示MB飽和溶液中pc(M2+)隨pH變化曲線。由分析可知，曲線②是MA2飽和溶液中pc(M2+)隨pH變化曲線，A正確；從圖中可以看出，MB飽和溶液中，pc(M2+)=10-5mol/L，由于B2-會發(fā)生水解，溶液中c(B2-)＜10-5mol/L，所以Ksp(MB)=c(M2+)?c(B2-)＜10-10，B不正確；在曲線③④的交叉點，pH=3，c(HA)=c(A-)，的平衡常數(shù)為=10-11，C不正確；MB為強堿弱酸鹽，其飽和溶液的pH＞7，pH=4的溶液應為MB飽和溶液中加入了酸，溶液中含有酸根離子，此時存在，D不正確；故選A。【名校預測·第五題】【答案】D【解析】隨著增大，、、、這些平衡會向右移動。會不斷減小，也不斷減小，所以曲線①表示隨的變化。從反應來看，隨著增大，先生成，其濃度先增大，當濃度增大到一定程度后，繼續(xù)與反應生成等，濃度又會減小，所以曲線②表示隨的變化。同理，曲線③表示隨的變化，曲線④表示隨的變化，A錯誤；由上述對曲線的分析可知，曲線③表示隨的變化，從圖中可以看出，隨著增大，一直增大，B錯誤；C．M點是曲線③、曲線④的交點，說明此時，則相當于是，看似是電荷守恒，但是觀察橫坐標從左往右增大，說明氯離子的濃度在增大，根據(jù)題干已知，可知體系中加入的氯離子的來源不可以是鹽酸，只能是不影響溶液pH的物質，類似于NaCl之類的物質，M點時氯離子濃度較大，根據(jù)電荷守恒可知，中加入的陽離子未考慮完整，C錯誤；P點以a、c表示出橫坐標，M點是曲線③、曲線④的交點，說明此時，，M點的橫坐標為a，可知，，N點是曲線②、曲線④的交點，說明此時，根據(jù)，N點的橫坐標為c，，，結合，有，P點時是曲線②、曲線③的交點，說明此時，根據(jù)，可知，，P點的橫坐標為，D正確；故選D?！久Ｑ侯}·第一題】【答案】C【解析】根據(jù)溶度積與離子濃度關系有-lg=-lgKsp(Ag2SO4)+2lgc(Ag+)，-lg=-lgKsp(Ag2CrO4)+2lgc(Ag+)，-lgc(Cl-)=-lgKsp(AgCl)+lgc(Ag+)，結合圖像中曲線斜率可知，②代表-lgc(Cl-)與lgc(Ag+)的關系，結合溶解度大小可知，Ksp(Ag2SO4)>Ksp(Ag2CrO4)，故①代表-lg與lgc(Ag+)的關系，③代表-lg與lgc(Ag+)的關系，根據(jù)a、b、c點坐標可知，Ksp(Ag2CrO4)=10-11.95，Ksp(Ag2SO4)=10-4.92，Ksp(AgCl)=10-9.75。由分析可知，直線②代表-lgc(Cl-)與lgc(Ag+)的關系，A錯誤；由分析可知，③代表-lg與lgc(Ag+)的關系，d點相比a點，c(Ag+)偏小，則d點對應的溶液是不飽和溶液，B錯誤；當同時生成和沉淀時，溶液中，C正確；先計算開始產(chǎn)生沉淀時銀離子濃度，然后判斷沉淀順序，所需銀離子濃度越小，越先沉淀，開始生成Ag2CrO4時，c(Ag+)=2mol/L，開始生成AgCl時，c(Ag+)=，開始生成Ag2SO4時，c(Ag+)=2mol/L，向上述混合溶液中滴加少量溶液，先生成AgCl沉淀，D錯誤；故選C?！久Ｑ侯}·第二題】【答案】D【解析】KCl和硝酸銀反應的化學方程式為KCl+AgNO3=AgCl↓+KNO3，鉻酸鉀和硝酸銀反應的化學方程式為K2CrO4+2AgNO3=Ag2CrO4↓+2KNO3，根據(jù)反應方程式可知在相同濃度的KCl和K2CrO4溶液中加入相同濃度的硝酸銀溶液，氯離子濃度減小的更快，所以L1代表是-lgc(Cl-)與的變化關系，曲線表示與的變化關系，以此解答。由分析可知，曲線表示與的變化關系，A錯誤；A點加入的硝酸銀溶液體積是15mL，根據(jù)反應方程式KCl+AgNO3=AgCl↓+KNO3可知，應生成0.001mol硝酸鉀和0.001mol氯化銀，剩余0.0005mol硝酸銀，則c()>c(K+)>c(Ag+)，銀離子水解使溶液表現(xiàn)酸性，則c(H+)>c(OH-)，所以A點溶液中,離子濃度為c()>c(K+)>c(Ag+)>c(H+)>c(OH-)，B錯誤；由分析可知，L1代表是-lgc(Cl-)與的變化關系，曲線表示與的變化關系；加入20mL硝酸銀溶液時，K2CrO4恰好完全反應，B點為Ag2CrO4飽和溶液，由縱坐標的數(shù)值是4.0，則Ag2CrO4在沉淀溶解平衡中c()=10-4.0mol/L，c(Ag+)=2×10-4mol/L，Ksp(Ag2CrO4)=c()c2(Ag+)=10-4.0×(2×10-4)2=4.0×10-12；加入10mL硝酸銀時，KCl恰好完全反應，L1曲線中-lgc(Cl-)=4.9時為AgCl飽和溶液，c(Cl-)=10-4.9mol/L，則AgCl在沉淀溶解