2024届高考化学易错题真题分层训练-水溶液中的离子平衡

(备战高考)2024届高考化学易错题真题分层训练

一一水溶液中的离子平衡

易错点I不清楚电解质溶液的导电能力与什么有关

【分析】

电解质溶液导电能力取决于自由移动离子的浓度和离子所带电荷数，自由移动离子的浓度越

大、离子所带电荷数越多，导电能力越强。

比较对象导电性原因

同浓度的氢氧化钠溶液氢氧化钠是强电解质，完全电离；一水合氨是

氢氧化钠溶液大于氨水溶液

与氨水溶液弱电解质，部分电离

H2c2。4的Kal=5.9X10-2

同浓度的醋酸溶液与草

醋酸溶液小于草酸溶液CH3COOH的Ka=1.79X10-5

酸溶液

电离常数：H2C2O4>CH3COOH

氢氧化钠极稀溶液与0.1氢氧化钠极稀溶液小于0.1氢氧化钠极稀溶液的离子浓度小于0.1mol-17

mol-L-'氨水溶液mol氨水溶液1氨水溶液的离子浓度

易错点2一元强酸(HCI)与一元弱酸(Cn.COOH)稀释图像比较

【分析】

(1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸加水稀释的图像

加水稀释相同的倍数加水稀释到相同的pH

pHpH

c

^<fic|CH3CO°H

r丫（水）O匕匕KzK）

醋酸的pH大盐酸加入的水多

(2)相同体积、相同pH的盐酸、醋酸加水稀释的图像

加水稀释相同的倍数加水稀释到相同的pH

।_______________

pllpH

4

a

b

JCHaCOOH

_____i_

0r“水)

6V,V2”水)

盐酸的pH大醋酸加入的水多

易错点3不理解水的电离特点

【分析】

1、水的电离易错点：

(1)在不同溶液中，c(H+)、c(OHT)可能不同，但任何溶液中由水电离出的c(H')与c(OH)一定

相等

(2)酸、碱能抑制水的电离，故室温下，酸、碱溶液中水电离产生的c(H')<lXl(r7moi,L!

而能水解的盐溶液中水电离产生的c(H')[或c(OH")J>IX10-7mol•L-1

(3)室温下，由水电离出的c，MH')或cMOK)VIOrmol・「时，可能是加酸或加碱抑制了水

的电离

(4)给水加热，水的电离程度增大，c(H+)>l()rmo]・Lr,pH<7,但水仍显中性

2、水电离出的c(H+)木或c(0H-)水的计算

⑴计算方法

①任何情况下水电离产生的c(H+)和C(OIT)总是相等的

②当抑制水的电离时(如酸或碱溶液)：在溶液中c(H')、c(OH)较小的数值是水电离出来的

c(H+)/(mol•L-c(OH)/(mol•L-

溶液(25℃)c(H")水或c(OH)水/(mol•L')

'),)

0.01mol-盐酸1.0X10-21.0X10-121.0X10-12

0.1mol-LNaOH溶

1.0X10-131.0X10-1LOX10-13

液

③当促进水的电离时(如盐H勺水解)：在溶液中c(H+)、c(OFT)较大的数值是水电离出来的

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常见计算的2种类型(25C)

①中性溶液:c(OH-)=c(H+)=10-7mol•L-1

②酸溶液——OFT全部来自水的电离：c(H+)^=c(OH-U=c(OH-)

例：pH=2的盐酸中c(H*)=10-2moi・L，则c(OH-)*=1X10-12mol•L-1,即水电离出的

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

③碱溶液一一H,全部来自水的电离：c(OHa=c(H+h=c(H)

例：pH=12的NaOH溶液中c(H,)水=1X1012mol•L即水电离出的c(OH)=c(H)=IO

□mol•L-1

④水解呈酸性的盐溶液——H.全部来自水的电离：C(H+),K=C(OH-»=c(H+)

例：pH=5的NHQ溶液中，由水电离出的或酎)水=1()rmo|・L」，因部分0旷与部分N”；

结合使溶液中

c(OH)=10-9mol・L-1

⑤水解呈碱性的盐溶液一一OFT全部来自水的电离：c(OH-'=c(H；h=c(OH]

例：pH=12的Na2co3溶液中，由水电离出的c(OFT)水=102m°]・LL因部分H+与部分

CU3结合使溶液中c(H+)=10-12mol-L_,

易错点4溶液酸碱性的判断误区

【分析】

1、溶液的酸碱性

⑴溶液的酸碱性：溶液酸碱性的判断标准是溶液中c(H')与c(OFT)的相对大小

⑵溶液的酸碱性与c(H-)和c(OHD的关系

c(K)与c(OH)相对大小c(HF)/mol・丁1的范围(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

碱性溶液c(OH-)>c(H+)c(H+)<1.0X10^7

⑶溶液的pH与c(H)及酸碱性的关系

①pH的定义：pH是c(H')的负对数，其表达式是pH=—lgc(Hh)

②pH的意义：pH越大，溶液的碱性越强；pH越小，溶液的酸性越强

③溶液酸碱性与pH的关系(常温下)：pHV7,为酸性溶液；pH=7,为中性溶液；pH>7,为

碱性溶液

pH0123456789)0111213It

酸性增强中性碱性增强

c(H')io*'JO'2IO'41(尸K)-1010-12IO'14

(mol-L-1)

@pH的适用范围：1义1014mol•LVC(H+)<1mol,L1

【点拨】①酸性(碱性)溶液并不一定是酸类(碱类)物质

②判断溶液的酸碱性不能根据c(H+)和c(OH)绝对大小，而应比较二者相对大小，不受温度影

响

③溶液的酸碱性也不能根据pH来判断，如：pH=7的溶液不一定为中性溶液，100℃时，pH=6

为中性溶液

④当c(H,)或c(OH一)大于1mol・L।时，通常用c(H)或c(OH)直接表示

⑤当c(H+)或c(OFT)小于或等于1mol-时，通常用PH表示

易错点5溶液的稀释与pH变化

【分析】

酸碱溶液稀释时pH的变化

酸(pH=a)碱(pH=b)

弱酸强酸弱碱强碱

稀释10”倍pH<a+npH=a+npH>b-npH=b-n

无限稀释pH趋向于7

易错点6酸碱中和滴定实验中的常错点

【分析】

1.滴定管的认识和使用

⑵滴定管的认识

①构造：滴定管的管身是内径均匀、带有刻度的细长玻璃管，酸式滴定管的下端是玻璃活塞，

碱式滴定管的下端是由橡皮管和玻璃球构成的阀。

②滴定管的使用要求：酸式滴定管不能盛放碱液、水解呈碱性的溶液和氢氟酸，可以呈酸液、

氧化性溶液和中性溶液，因为酸性和氧化性物质易腐蚀橡胶管；碱式滴定管不能盛放酸液和强

氧化性溶液，可以呈碱液和中性溶液，因为碱性物质易腐蚀玻璃，致使活塞无法打开。

③规格：滴定管的最小分度是0.1mL,实验室中常用滴定管的规格有25mL和50mL两种。

④滴定管的读数方法：0刻度在上，从上往下读，读数时取小数点后两位，估读至0.01mL：

如：24.00mL、23.38mL。

⑤用途：滴定管主要是用来精确地量取一定体积的液体。

⑥由于滴定管尖嘴处无刻度，故将滴定管中的液体全部放出时，放出的液体体积比理论值要大。

（3）滴定管的使用方法

①检查仪器：使用滴定管前，首先要检查活塞是否漏水。

检杳滴定管是否漏水的方法：向滴定管内加水（对酸式滴定管，要先关闭活塞）至液面在“0”

刻度线附近，用滴定管夹将滴定管固定在铁架台上，观察滴定管是否漏水。若不漏水，对酸式

滴定管将活塞旋转180。，对碱式滴定管松动其阀门，放出少量液体，再次观察滴定管是否漏

水，经两次检查都不漏水的滴定管是检漏合格的滴定管。只有不漏水的滴定管才能使用，若滴

定管漏水，则不能使用。

②润洗仪器：滴定管在加入酸、碱反应液之前，先用蒸储水洗涤干净，然后分别用待装液润洗

2〜3次。

润洗的方法：从滴定管上口加入3〜5mL所要盛装的酸或碱，倾斜着转动滴定管，使液体润

湿全部滴定管内壁。然后，一手控制活塞（轻轻转动酸式滴定管的活塞；或者轻轻挤压碱式滴

定管中的玻璃球），将液体从滴定管下部放入预置的烧杯中。

③加入反应液：分别将酸、碱反应液加入酸式、碱式滴定管中，使液面位于“0”刻度以上2〜

3mL处，并将滴定管垂直固定在滴定管夹上。

④调节起始读数：在滴定管下放一烧杯，调节活塞或玻璃球，使滴定管尖嘴部分充满反应液，

如果滴定管内部有气泡，应快速放液以赶出气泡，然后调节滴定管液面使其处于“0”刻度或

“0”刻度以下的某一刻度。准确读取数值并记录。

2、实验操作一一以用盐酸标准液滴定NaOH溶液为例

（I）查漏：使用前先检查滴定管活塞是否漏水。

⑵洗涤

①锥形瓶：只能用蒸循水洗涤，不能用待测溶液润洗。

②滴定管洗涤：应先用自来水，再用蒸储水，然后再用标准溶液（或待测溶液）润洗2〜3次，

以避免溶液被滴定管内壁上附着的蒸储水稀释而导致浓度变小。

③洗涤的原则：少量多次。

④洗涤的标准：管内壁不挂水珠。

⑶取液

①向润洗过的碱式滴定管中加入待测浓度的NaOH溶液，赶出气泡、调节液面至“0”刻度后,

用碱式滴定管向锥形瓶中滴入25.00mL待测溶液，再向其中滴加2滴酚酷溶液。

②向润洗过的酸式滴定管中加入标准盐酸，赶山气泡、调节液面至“0”刻度后准确记录读数

为VimL。

(4)滴定：在锥形瓶下垫一张白纸，左手控制滴定管的活塞，向锥形瓶中先快后慢地加入标准

盐酸(后面逐滴加入，接近终点时，改成滴加半滴酸)，右手摇动锥形瓶，眼睛观察锥形瓶内溶

液的颜色变化

眼睛注视锥

形婀族溶液

的颜色变化

(5)读数：当加入最后半滴标准盐酸，溶液由粉红色变为无色，且半分钟内不变色，停止滴定。

平视滴定管中凹液面最低点，读取溶液体积为V.mU

⑹计算：以(V2—V。为消耗的标准盐酸的体积，取2〜3次实验结果的平均值，依据c(NaOH)

c(HCl)V(HCl)

=*NaOH)计算待测NaOH溶液的物质的量浓度。

3、指示剂的选择

(1)中和滴定曲线：以滴加酸(或碱)的量为横坐标，以溶液的pH为纵坐标绘出i条溶液的pH

随酸(或碱)的滴加量而变化的曲线。

用0.1000mol-NaOH溶液滴定20.00mLO.1000mol•L^1HC1溶液过程中的pH变化曲

线

加入的VNaOH余VHC过量VNAOH

PH中和滴定曲线

(mL)(mL)(mL)

PH

0.0020.001.012

10突

18.002.002.3酚取

8变

》反应终点范

19.800.203.36围

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)指示剂选择的依据：由曲线可以看出，在酸、碱中和滴定过程中，溶液的pH在接近滴定终

点时有一个突变过程，在比范围内，滴加很少的酸(或碱)，溶液的pH就有很大的变化，能使

指示剂的颜色发生明显变化，有利于确定滴定终点，所以即使酚酰、甲基橙的变色不在恰好中

和的pH=7的点上，但体积差距很小，可以忽略不计。

⑶酸碱指示剂法(只能测定溶液的pH范围)

常见酸碱指示剂的变色范围

指示剂变色范围(颜色与pH的关系)

石蕊<5.0红色5.0〜8.0紫色>8.()蓝色

酚酰<8.2无色8.2〜10.0浅红色>10.0红色

甲基橙<3.1红色34〜4.4橙色>4.4黄色

(4)指示剂选择的基本原则

①酸碱中和滴定中一般不用石蕊作指示剂，因其颜色变化不明显。

②滴定终点为碱性时，用酚酰作指示剂，如：用NaOH溶液滴定醋酸。

③滴定终点为酸性时，用甲基橙作指示剂，如：用盐酸滴定氨水。

④强酸滴定强碱一般用酚散，但用甲基橙也可以。

⑤并不是所有的滴定都需使用指示剂，如氧化还原滴定中，用标准的酸性KMnOa溶液滴定

H2c溶液时，可利用KMnCh溶液本身颜色的变化来判断滴定终点。

(5)滴定终点的判断——以盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液为例

①若用酚献作指示剂，当滴入最后一滴盐酸时，溶液的颜色由粉红色突变为无色，且半分钟内

不变色，说明达到滴定终点。

②若用甲基橙作指示剂，当滴入最后一滴盐酸时，溶液的颜色由黄色变为橙色，且半分钟内不

变色，说明达到滴定终点。

3、常见的误差分析一一以用标准盐酸滴定待测氢氧化钠溶液为例

步骤操作准c(NaOH)

酸式滴定管未用标准溶液润洗偏大偏高

碱式滴定管未用待测液润洗偏小偏低

洗涤

锥形瓶用待测液润洗偏大偏高

锥形瓶洗净后还留有蒸储水不变无影响

取液放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失偏小偏低

酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失偏大偏高

滴定过程中振荡锥形瓶时部分液体溅出偏小偏低

滴定时，部分酸液滴出锥形瓶外偏大偏高

滴定时有几滴标准溶液滴在锥形瓶的内壁上而未用蒸储水冲

滴定偏大偏高

入瓶内

溶液颜色较浅时滴入盐酸过快，停止滴定后反加一滴NaOH溶

偏大偏高

液无变化

滴定完毕后立即读数，半分钟后颜色又褪去偏小偏低

滴定前仰视读数或滴定后俯视读数偏小偏低

读数

滴定前俯视读数或痛定后仰视读数偏大偏高

【微点拨】

①用HQ滴定0.1mol-L「Na2co3溶液，第一步生成NaHCO?时，可选用酚酥为指示剂,由

红色一浅红一无色。化学方程式为：Na2co3+HCl=NaHCO3+NaQ；第二步生成碳酸(CO?t

+H2O),可选用甲基橙为指示剂，由黄色f橙色，化学方程式为：NaHCO3+HCl=NaCl+

H2O+CO210

②强酸与强碱完全中和时，溶液的pH就为7,但指示剂变色时，溶液的pH不等于7。是因为:

强酸强碱完全中和时溶液的pH就为7,而滴定的终点则是通过指示剂颜色的变化来观察，此

时溶液的pH往往不是7,但由滴定曲线可知：在滴定过程中开始一段时间溶液的pH变化不

大，处于量变过程中，而在接近完全中和时，滴入0.02ml的碱溶液时，溶液的pH变化很大,

溶液由酸性变中性再变成碱性发生了突变，之后再滴入碱溶液，溶液的pH变化又比较缓慢，

说明滴定过程中，溶液的酸碱性变化经过了由量变引起质变的过程，有一段发生了pH突变的

过程，完全中和和酚猷或甲基橙指示剂变色的pH虽不同，但只相差半滴，即只有0.02mL左

右，这种误差在许可的范围之内。

③酸碱恰好中和(即滴定终点)时溶液不一定呈中性，最终溶液的酸碱性取决于生成盐的性质，

强酸强碱盐的溶液呈中性，强碱弱酸盐的溶液呈碱性，强酸弱碱盐的溶液呈酸性。

易错点7酸式强碱盐溶液酸碱性的判断

【分析】

酸式强碱盐的水溶液呈什么性质，这要看该盐的组成微粒的性质。

++2

⑴强酸的酸式盐只电离，不水解，一定显酸性，如NaHSOj：NaHSO4=Na+H+SO4-

⑵弱酸的酸式盐（NaHA）存在两种趋势，既存在电离平衡乂存在水解平衡：NaHA=Na-+HA

HA--J：H++A2—（电离，显酸性）

HA—+H2O=^H2A+OHX水解，显碱性）

①若电离程度大于水解程度，则品酸性，常见的酸式盐中，显酸性的有：NaHSCh、KHC2O4

②若水解程度大于电离程度，则显碱性；常见的酸式盐中，显碱性的有：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，小）

+-7

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

-

HCO3+H2O^^H2CO3+OH'（主要，大）呈碱性

+2_

HCO3-^^H+CCh（次要，小）

（3）在酸式盐NaHA溶液中，电离程度〉水解程度、c（H+）>c（OH-）和《人2一）"（出人）是等价条件,

都表明溶液呈酸性，反之亦反。

易错点8混合溶液中离（粒）子浓度大小比较

【分析】

1、以“常温下，浓度均为0.1mol-L_*HA（弱酸）溶液和NaA溶液等体积混合，溶液呈酸性”

为例。

实例

常温下，0.1mol-L-'HA溶液和NaA溶液等体积混合，溶液呈酸性

解题思路

NaA=Na'+A-

写出混合溶液中存在的平HA自身电离：HAKIH卜+A一①（呈酸性，以HA电离为主）

-_

衡过程NaAA「中水解：A4-H2O^^：HA+OH②（水解呈碱性，次要）

H；Ch=iH+4-OH

①电荷守恒c(Na+)+c(H+)=c(A-)+c(OH-)

②物料守恒显然n(Na)n(A)=2：1,贝ij2c(Na+)=c(AD+c(HA)

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

分析:在没有电离和水解之前c(Na+)、c(A)c(HA)均为0.1mol・L，

但由于溶液呈酸性，以HA的电啕为主，即电离程度大于水解程度

c(HA)=0.1—电阳消耗+水解生成<0」

④离子(粒子)浓度比较

c(A)=0.1+电离生成一水解消耗>0.1

c(Na+)=0.1,H4■是由HA电离出来的，电离程度很微弱，故浓度大小为：

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

易错点9有关K$p的常见i一算

【分析】

炎型一、由溶度积求溶液中某离了的浓度

①已知溶度积，求溶液中的某种离子的浓度

a-1

如：Ksp=a的饱和AgCl溶液中，c(Ag')=Vmol•L

计算技

②已知溶度积、溶液中某离子的浓度，求溶液中的另一种离子的浓度

巧

1

如:某温度下AgCl的Ksp=a,在0.1mol•L_的NaCl溶液中加入过量的AgCl固

体，达到平衡后c(Ag+)=-^p=10amol•L-1

类型二、判断沉淀的生成或沉淀是否完全

①把离子浓度数据代入K卬表达式得Qc，若Q；K、p,则有沉淀生成；若QsKsp,

计算技无沉淀生成

巧②利用K、p的数值计算某一离子浓度，若该离子浓度小于10-5mol-L「，则该离子

沉淀完全

类型二、常温下，计算氢氧化物沉淀开始和沉淀完全时的pH

①根据氢氧化物的(p,先计算初始浓度溶液中c(OH),再求得溶液的pH

计算技

②金属阳离子沉淀完全时的离子浓度为10-5mol-L依据K’p可计算金属阳离子

巧

沉淀完全时溶液中的c(OFT),进而求得pH

类型四、计算沉淀转化反应的平衡常数，并判断沉淀转化的程度

依据沉淀的转化反应和K,p,计算该反应的平衡常数，K值越大，转化反应越易进

行，转化程度越大

计算技

如：对于反应Cir(aq)+ZnS(s)^-----^CuS(s)+Zn~(aq)

巧

、、、Q(ZnS)

该反应的平衡常数K=c(—)=c(.)"(S)=J(c吟

c(a产)C(CM2+)T(S2-)

类型五、溶度积与溶解度的相互计算

①由饱和溶液的物质的量浓度c(mol/L)」^7饱和溶液的溶解度S(g)

以AgQ(s)KiAg+(aq)+C「(aq)为例，饱和溶液的物质的浓度c=1.34XIO-5mol/L

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

I.92X103g

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

度，P=lg/cm3

4

计算即：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饱和溶液的溶解度S(g)>由饱和溶液的物质的量浓度c(mol/L)>KSP

20℃时，S(AgCl)=1.5XI0-4g,即：100g水中溶解了AgCI的质量为1.5X10%,

由于溶液极稀，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的质量为I.5XIO-4g,也即是：0.IL溶液中溶解了AgCI的质量为1.5X10ig,

6

此时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~

类型六、沉淀先后的计算与判断

①沉淀类型相同，则K,p小的化合物先沉淀

计算技

②沉淀类型不同，则需要转化为溶解度进行判断，溶解度小的最先沉淀或根据K、p

巧

计算出沉淀时所需离子浓度，所需离子浓度小的先沉淀

类型七、外加溶液稀释后的计算

①加水时，各离子浓度都会减小，先要计算出稀释后各离子浓度，再计算出Qc，

计算技

然后与KSp比较，看是否有沉淀生成

巧

②加同离子的电解质溶液时,先要计算出稀释后各离子浓度,再计算出Q「然后

与K叩比较，看是否有沉淀生成

1.(2023秋•北京昌平•高三统考期末)已知物质的相关数据如下表，下列说法正确的是

物质HFH2cO3c*Ca(OH)2

匕al=4.5x10“

4

相关数据K«3=6.8xl0Ksp=3.5x1O-"&=5.6x10-5

K•1,=4.7xl0-11

A.NaF不与盐酸溶液反应

B.NaF溶液中存在的所有微粒有：凡0、Na\广、OH\H+

C.HF与碳酸钠溶液反应，可能产生气体

D.向石灰水悬浊液中加入NaF溶液，溶液可能变澄清

【正确答案】C

A.HF为弱酸，NaF与盐酸反应生成NaF+HQ=NaCI+HF,符合强酸制弱酸，A错误；

B.NaF=Na，+F,F~+HQUHF+,则溶液中的微粒有，

Na一,HF,广，FT,OH-,HQ,B错误；

C.根据电离平衡常数，HF>H2CO3>HCO-,〃"+2%。03=^^+14；!0+。07。符合强酸

制弱酸，C正确：

D.根据Ksp可知,Ksp(CaF^<Ksp\Ca{OH)^\,Ca(OH)2转化为CaFz沉淀，D错误;

故C。

2.(2023•重庆沙坪坝-高三重庆南开中学校考阶段练习)某含磷废水中的磷以磷酸及其盐的

形式存在。室温下向pH=6的该含磷废水中加入CaC12可以得到Ca5(POJ3OH沉淀从而实现

废水除磷。己知常温下H3P(%的电离常数分别为，=10一」2、(2=10-5、£3=104%。下

列叙述错误的是

A.室温下，14F。4+皿0：=214了。；的平衡常数长=10509

B.保持体积不变，若逐渐增大该废水的pH,溶液中c(HPO；)将先增大后减小

C.该废水中存在离子浓度关系：C(H2PO；)>C(HPOJ-)>C(PO^)

D.加入CaC%实现废水除璘后，溶液pH将增大

【正确答案】D

A平衡常勘K二c—FO；)C：CC；《」产2

—(H2PO)(H)(H2P°)—=105.09,故A

-+721

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

说法正确;

B.废水的pH增大，H2P04转化成HPO；,c（HPO；）增大，到达一定程度后，继续增大pH,

HPO；转化成PO；,c（HPO；）减小，因此过程中c（HPO：）先增大后减小，故B说法正确;

C.磷酸电离方程式为H3PO4.H2PO；+H\HZPO—HPO；+H+、HPO：-・PO；+H+,

当c（H2PO；）=c（HPO：）时，pH=a2=7.2l,因此pH=6的废水中c（H2PO；）＞c（HPO；）＞c（PO；）,

故C说法正确；

D.由题意可知，该废水中除磷的离子方程式为3H2PO；+5Ca2++H2O=Ca5（PO4）.QHI+7H+,溶

液c（H+）增大，pH降低，故D说法错误；

答案为D。

3.（2023春-重庆沙坪坝-高三重庆一中校考阶段练习）已知某温度下，

12

/Tsp[Mg（OH）2]=6xl0-o该温度下，将0.2mol/L的元酸KA与0.2mol/L的NaOH溶液等体

积混合（假设混合后溶液总体积不变），充分反应后所得溶液pH=l（）,且溶液中

c（A）=0.08mol/Lo下列说法错误的是

A.所得溶液中,c（H+）+c（HA）=c（OH）

B.该温度下，HA电离平衡常数"（HAXdxlO」。

C.该温度下，水的离子积常数9产2.0x10小

D.该温度下,反应Mg（OH）2（s）+2HA（aq）=Mg，aq）+2A-（aq）+2H9⑴的平衡常数

KB2.4x10'

【正确答案】C

A.0.2mol/L的一元酸HA与0.2mol/L的NaOH溶液等体积混合，两者恰好完全反应生成生成

NaA,由质子守恒可得：c（H+）4-c（HA）=c（OH）,故A正确；

B.两溶液混合后恰好生成NaA,NaA的起始浓度为0.1mol/L,溶液中c（A）=0.08mol/L,

根据物料守恒可知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正确;

ac(HA)0.02mol/L

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

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

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

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故口正确；

故选：Co

4.(2023•浙江宁波・统考二模)向工业废水中加入硫化物可以获得CuS、FeS纳米粒子[已

36

知K、p(FeS)=6.3xl(T。^(CuS)=1.3x10-],下列说法正确的是

A.FeS固体不能用于去除工业废水中的Ci产

B.向FeSO,和CuSO,混合溶液中加入NaS容液，当两种沉淀共存时，c(Cu2+):c(Fe2+)«1018

C.向CuS饱和溶液中加入CuCl?固体，CuS的溶解平衡逆向移动，滤液中一定存在

心")=甯

D.已知H2s溶液中心《2=1x10-21,可判断CuS易溶于稀盐酸

【正确答案】C

A.根据(,(。15)<勺位€8)可知，FeS固体能用于去除工业废水中的C/+,故A错误;

B.向FeSO4和CuS。,混合溶液中加入Na2s溶液，当两种沉淀共存时,

2+36

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

。2.lxid

2418故B错误;

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

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

离子浓度增大，因此CuS的溶解平衡逆向移动，根据溶度枳常数得到滤液中一定存在

c(Cu")=?答),故C正确：

D.若要溶解CuS+2H+=C/++H,S,则K=二):01划二仆.=L3x10：=ijx10*,

2C2(H+)K/KQ1X1(尸

平衡常数很小，反应几乎不能发生，可判断CuS难溶于稀盐酸，故D错误。

综上所述，答案为C。

5.(2023•河北•模拟预测)常温下,0.1mol•L“NH3•H2O溶液的pH=ll,在如图所示的溶

液体系中，隔膜不让NH：和OH通过，NH/H?。分子可巨由穿过。已知溶液中

c^(NH5H2O)=c(NHrH2O)+c(NH；),该体系达到平衡时，下列叙述正确的是

隔膜

溶液A溶液B

pH=7pH=ll

NH：+OHF^NH3H2O<__>NHrH2O5=iNH；+OH

A.水的电离程度：溶液AV溶液B

B.溶液A中：c总（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浓度相等：C（H）+C（NH3H2O）＞C（OHj+c（Cl）

【止确答案】B

A.溶液B的pH大于溶液A的，所以溶液B中｛OH1大，对水的电离抑制程度大，溶液B

中水的电离程度小，选项A错误；

B.常温下，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

变化(mol/L)103103103

平衡(mol/L)0.1-10310-3105

将数值代入Kb的表达式，得到约为11.0x10-5,溶液A中4O/rjuLOxlO^M/.j,则溶

c（NH：）=c（NH：）=]=100

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

"人

C.由于NH/H2。的电离程度很弱，则平衡体系中«说「也。）最大，OH来源于NH/H。

的电离和水的电离，所以微粒浓度从大到小的顺序为

C（NH3-H2O）＞C（OH-）＞c（N”；）＞c（H+）,选项C错误；

D.混合溶液中若NH©和NHrHQ浓度相等,根据计算可知NH.•H2O的电离平衡常数Kb大

于N/a的水解平衡常数K〃，所以混合溶液中c（M/；）＞c（NH＜Hg）,再结合电荷守恒

"+

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

误；

答案选B。

6.（2023春•重庆沙坪坝­高三重庆一中校考阶段练习）用0.1000mol」的NaOH溶液分别滴

定0.1000mol/L、20.00mLHX＞HY、HZ三种酸溶液。溶液pH与加入NaOH体积之间的关系

如图所示，下列说法错误的是

HNaOHVmL

A.HX为一元强酸，电离常数Ka（HY）>Ka（HZ）

B.a、b、c三点中，b点所对应的水溶液里阴离子的物质的量浓度最大

C.d点所对应的水溶液里，c（OH）约为0.02mol/L

D.滴定时使用酚曲作指示剂，会产生系统误差，但可通过空白对照实验消除

【正确答案】C

【分析】如图，0.10000101（的HX、HY、HZ的pH分别为1、2,4左右，根据酸性越强电

离程度越大，所以酸性：HX>HY>HZ，因为0/000mol/L的HX溶液，pH=l,所以HX为

一元强酸；依次解题；

A.综上所述，HX为一元强酸，HY和HZ为弱酸，且酸性HY>HZ,所以（HY）>K」HZ）,

故A正确；

B.图中，a点加入的NaOH溶液体积为10mL,此时溶质为NaZ和HZ,pH小于7,溶液呈

酸性，所以HZ的电离大于NaZ的水解，电荷守恒为：c（Na+）+c（H+）=c（Z