2019年高考化学二轮复习专题10电解质溶液与离子平衡（讲）（含解析）.doc

1、1专题 10 电解质溶液与离子平衡考向一 弱电解质的电离与水的离子积（1） 考纲要求1.了解电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液的导电性。了解电解质的概念。了解强弱电解质的概念。2.了解弱 电解质在水溶液中的电离平衡。3.了解水的电离，水的离子积常数。4.了解溶液 pH 的定义。了解测定溶液 pH 的方法。能进行 pH 的简单计算。（2） 命题规律水溶液中的离子平衡是化学平衡的延伸和应用，弱电解质的电离平衡、溶液的酸碱性和 pH 的计算是高考化学中的热点内容。电离平衡重点考查弱电解质电离平衡的建立，电离方程式的书写，外界条件对电离平衡的影响，酸碱中和反应中有关弱电解质参与计算等等。抓好基础知

2、识的复习，理解电离平衡的本质，是解决此类问题的关键。【例 1】 【2018 天津卷】LiH 2PO4是制备电池的重要原料。室温下，LiH 2PO4溶液的 pH 随 c 初始 （H 2PO4）的变化如图 1 所示，H 3PO4溶液中 H2PO4的分布分数 随 pH 的变化如图 2 所示，下列有关 LiH2PO4溶液的叙述正确的是 （ ）A溶液中存在 3 个平衡B含 P 元素的粒子有 H2PO4、HPO 42、PO 43C随 c 初始 （H 2PO4）增大，溶液的 pH 明显变小D用浓度大于 1 molL-1的 H3PO4溶液溶解 Li2CO3，当 pH 达到 4.66 时，H 3PO4几乎全部转

3、化为LiH2PO42【答案】D【解析】分析：本题考查电解质溶液的相关知识。应该从题目的两个图入手，结合磷酸的基本性质进行分点睛：本题中随着 c 初始 （H 2PO4）增大，溶液的 pH 有一定的下降，但是达到一定程度后就基本不变了。主要是因为 H2PO4存在电离和水解，浓度增大电离和水解都会增加，影响会互相抵消。【例 2】 【2018 天津卷】CO 2是一种廉价的碳资源，其综合利用具有重要意义。回答下列问题：（1）CO 2可以被 NaOH 溶液捕获。若所得溶液 pH=13，CO 2主要转化为_（写离子符号） ；若所得溶液 c(HCO3) c(CO32)=21，溶液 pH=_。 （室温下，H 2

4、CO3的K1=4107； K2=51011）【答案】 CO 32- 10【解析】 （1）CO 2可以被 NaOH 溶液捕获。若所得溶液 pH=13，因为得到溶液的碱性较强，所以 CO2主要转化为碳酸根离子（CO 32-） 。若所得溶液 c(HCO3) c(CO32)=21， ，则根据第二步电离平衡常数 K2=51011，所以氢离子浓度为 110-10mol/L，pH=10。 1. “四条件”对弱电解质电离的影响（1）加水稀释：离子浓度一般都减小，但弱酸(或碱)溶液中 c(H )或 c(OH )减小，其对应的 c(OH )或 c(H )相应增大。（2）加热：加热促进弱电解质的电离，弱电解质分子减

5、少，离子浓度增大。 （3）同离子效应：加入与弱电解质电离产生的相同离子时，弱电解质的电离程度减小。（4）加入能反应的物质：参与反应的离子浓度减小，其他离子浓度增大。 32水的电离（1）任何条件下，水电离出的 c(H ) c(OH )；常温下，离子积常数 Kw1.010 14 。（2）酸、碱抑制水的电离，pH 相等的盐酸、醋酸对水的电离的抑制程度相同；浓度相等的盐酸和醋酸，盐酸对水的电离的抑制程度更大。（3）能水解的正盐则促进水的电离。（4）溶液中的 c(H )与水电离出的 c(H )的区别室温下水电离出的 c(H ) c(OH )1.010 7 mol/L，若某溶液中水电离出的 c(H )1.

6、010 7 mol/L，则可判断该溶液呈酸性或碱性，电解质电离产生的 H 或 OH 抑制了水的电离；若某溶液中水电离出的 c(H )1.010 7 mol/L，则可判断该溶液中存在能水 解的盐，从而促进了水的电离。室温下，溶液中 c(H )1.010 7 mol/L，说明溶液是酸性溶液或水解呈酸性的盐溶液；溶液中 c(H )1.010 7 mol/L，说明溶液是碱性溶液或水解呈碱性的盐溶液。 3常温下，酸性、中性和碱性溶液的比较溶液的酸碱性c(H )与 c(OH )比较c(H )与 1107的比较 pH酸性溶液c(H )c(OH )c(H )1107 molL1 74.计算溶液 pH 的原则5

7、常温时“pH 之和等于 14”时酸、碱混合问题的分析判断常温时“pH 之和等于 14”的意义：酸溶液中的氢离子浓度等于碱溶液中的氢氧根离子的浓度。（1）)已知酸、碱溶液的 pH 之和为 14，则等体积混合时，（2）已知酸、碱溶液的 pH 之和为 14，若混合后溶液的 pH 为 7，则溶液呈中性。4（3）强酸、强碱等体积混合后溶液酸、碱性的判断【例 1】 【湖南邵东县创新实验学校 2019 届高三第五次月考】室温下，甲、乙两烧杯均盛有 5 mL pH3 的某一元酸溶液，向乙烧杯中加水稀释至 pH4。关于甲、乙两烧杯中溶液的描述不正确的是（ ）溶液的体积：10V 甲 V 乙 水电离出的 OH 浓度

8、：10c(OH )甲 c(OH )乙若分别用等浓度的 NaOH 溶液完全中和，所得溶液的 pH：甲乙若分别与 5 mL pH11 的 NaOH 溶液反应，所得溶液的 pH：甲乙A B C D【答案】B【解析】若酸是强酸，则依据溶液稀释过程中氢离子物质的量不变 5ml10-3=V10-4，解得 V=5Oml，则可知，消耗氢氧化钠的物质的量相等，生成的酸盐的浓度甲大于乙，若酸为强酸则二者 pH 相等，若酸为弱酸，则甲的 pH 大于乙；若酸是强酸，分别与 5mL pH=11 的 NaOH 溶液反应，恰好发生酸碱中和，生成强酸强碱盐，pH 值相等，若为弱酸，则反应后酸有剩余，甲中剩余酸浓度大，酸性强，

9、pH小，所得溶液的 pH：甲乙；结合以上分析可知，错误，B 可选；综上所述，本题选 B。【趁热打铁】 【江西赣州市南康中学 2019 届高三上学期第五次月考】已知 100时，水的离子积常数Kw=110-12,对于该温度下 pH=l1 的氨水，下列叙述正确的是 （ ）5A温度降低至 25,该氨水溶液中 H2O 电离出的 H+浓度小于 10-11mol/LB向该溶液中加入同温同体积 pH=1 的盐酸，反应后溶液呈中性C该氨水溶液中加入 NH4Cl 溶液，NH 3H2O 的电离能力增强D滴加等浓度等体积的硫酸，得到的溶液中存在电离平衡:NH4HSO4(aq) NH4+(aq)+H+(aq)+SO42

10、-(aq) 【答案】A【解析】A.100时，pH=11 的氨水中 H2O 电离出来的 H+浓度等于 10-11mol/L，温度降低至 25时，水的离【例 2】 【哈尔滨呼兰区一中 2019 届高三上学期 12 月月考】室温下，下列溶液等体积混合后，所得溶液的pH 大于 7 的是 （ ）ApH=4 的盐酸和 pH=10 的氨水B0.1mol/L 的硫酸和 0.1mol/L 的氢氧化钡溶液CpH=4 的醋酸溶液和 pH=10 的氢氧化钠溶液D0.1mol/L 的盐酸和 0.1mol/L 的氢氧化钠溶液【答案】A【解析】A.pH=4 的盐酸和 pH=10 的氨水等体积混合，氨水过量，所得溶液 pH7

11、，A 正确；B. 0.1mol/L的硫酸和 0.1mol/L 的氢氧化钡恰好完全反应生成硫酸钡沉淀和水，溶液呈中性，pH=7，B 错误；C.pH=4 的醋酸和 pH=10 的 KOH 溶液等体积混合，醋酸过量，所得混合液 pH7，C 错误；D. 0.1mol/L的盐酸和 0.1mol/L 的氢氧化钠恰好完全反应生成氯化钠和水，溶液呈中性，pH=7，D 错误；答案为 A【趁热打铁】 【吉林汪清县六中 2019 届高三上学期第二次月考】下列说法正确的是 （ ）A100时，K W=1012 ，此温度下 pH=6 的溶液一定显酸性B25时，0.1mol/L 的 NaHSO3溶液 pH=4，说明 HSO

12、3 在水溶液中只存在电离CNH 4Cl、CH 3COONa、NaHCO 3、NaHSO 4溶于水，对水的电离都有促进作用D25时，10mL 0.1mol/L CH 3COOH 溶液与 5mL 0.1mol/L NaOH 溶液混合，所得溶液中有 2c（Na +）6c（CH 3COO ）+c（CH 3COOH）【答案】D1.判断强弱电解质的方法和规律： 若 0.01 molL1 的酸 HA 溶液的 pH2，说明酸 HA 在水溶液中没有完全电离，HA 为弱酸；相同 pH 的强酸、弱酸分别加水稀释相同倍数，溶液 pH 变化大的是强酸，变化小的是弱酸；相同 pH 的强酸和弱酸，分别加入等量相应的钠盐，溶

13、液 pH 增大的是弱酸，pH 几乎不变的是强酸；pH 相同、体积相同的强酸和弱酸与碱 NaOH 完全反应时，耗碱量大的是弱酸，或与足量锌反应，产生H2多的是弱酸； 取酸的钠盐溶于水，测定溶液 pH，若 pH=7，则对应酸为强酸，若 pH7，对应酸为弱酸。2.一强一弱(以强酸、弱酸为例) 比较图像题的分析方法相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸。a加水稀释相同的倍数，醋酸的 pH 大。b加水稀释到相同的 pH，盐酸加入的水多。相同体积、相同 pH 值的盐酸、醋酸。7a加水稀释相同的倍数，盐酸的 pH 大。b加水稀释到相同的 pH，醋酸加入的水多。3. 溶液 pH 计算的一般思维模型口诀：酸按酸(H )

14、，碱按碱(OH )，酸碱中和求过量，无限稀释 7 为限。（1）强酸溶液 pHlg c(H )，若两强酸溶液(pH 相差 2 以上)等体积混合，混合后溶液的 pH 等于混合前溶液 pH 小的加 0.3。（1）强碱溶液 pHlg c(H )14lg c(OH )，若两强碱溶液(pH 相差 2 以上)等体积混合，混合后溶液的 pH 等于混合前溶液 pH 大的减 0.3。（3）强酸与强碱混合：若恰好中和，pH7；若剩余酸，先求中和后剩余的 c(H )，再求 pH；若剩余碱，先求中和后剩余的 c(OH )，再通过 Kw求出 c(H )，最后求 pH。【例】 【湖北襄阳四中 2019 届高三上学期 11

15、月联考】常温时，下列说法正确的是 （ ）A中和等体积、等浓度的氨水和氢氧化钠溶液至 pH7，前者消耗的盐酸多B0.1mol/L 的 NaHA 溶液,其 pH=4，则:c(HA )c(H+)c(H2A)c(A2 )8C已知 298K 时氢氰酸(HCN)的 Ka=4.910-10，碳酸的 Ka1=4.410-7、K a2=4.710-11，据此可推测出将氢氰酸加入到碳酸钠溶液中能观察到有气泡产生D将 0.2mol/L 的某一元酸 HA 溶液和 0.1mol/LNaOH 溶液等体积混合后溶液的 pH 大于 7，则反应后的混合液 2c(OH )+c(A )=2c(H+)+c(HA)【答案】D【解析】A

16、.1：1 反应时生成 NH4Cl、NaCl，前者为酸性、后者为中性，则为使 pH=7，应使氨水剩余，则前误区警示：“电离平衡”分析判断中六大误区（1）误认为电离平衡正向移动，弱电解质的电离程度一定增大。如向醋酸溶液中加入少量冰醋酸，平衡向电离方向移动，但醋酸的电离程度减小。（2）误认为弱电解质在加水稀释的过程中，溶液中离子浓度都减小，如氨水加水稀释时， c(H )浓度增大。（3）弱电解质溶液加水稀释过程中，判断某些微粒浓度的关系式是否发生变化时，首先要考虑该关系式是否是电离常数、离子积常数、水解常数以及它们的变形。（4）误认为溶液的酸碱性取决于 pH，如 pH7 的溶液在温度不同时，可能呈酸性

17、或碱性，也可能呈中性。（5）误认为由水电离出的 c(H )10 13 mol/L 的溶液一定呈碱性。如 25，0.1mol/L 的盐酸或氢氧化钠溶液中由水电离出的 c(H )都为 1013 mol/L。（6）误认为酸碱恰好中和时溶液一定呈中性。如强酸和弱碱恰好中和溶液呈酸性，强碱和弱酸恰好中和溶液呈碱性，强酸和强碱恰好中和溶液呈中性。考向二 盐类的水解与离子浓度比较（1）考纲要求91.了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素、盐 类水解的应用。2.了解难溶电解质的沉淀溶解平衡及沉淀转化的本质。 （2）命题规律盐类水解是高考的热点和重点，主要考查盐类水解的应用和粒子浓度大小的比较。预测20

18、18 年的新课标高考会加大对本部分知识的考查，复习时侧重盐类的水解及其应用、盐类水解离子方程式的书写、粒子浓度大小的比较、三大守恒等。特别关注：水解相互促进反应在判断离子共存问题中的应用；酸碱反应过程中离子浓度大小关系。【例 1】 【2018 北京卷】测定 0.1 molL-1 Na2SO3溶液先升温再降温过程中的 pH，数据如下。时刻 温度/ 25 30 40 25pH 9.66 9.52 9.37 9.25实验过程中，取时刻的溶液，加入盐酸酸化的 BaCl2溶液做对比实验，产生白色沉淀多。下列说法不正确的是 （ ）ANa 2SO3溶液中存在水解平衡： +H2O +OHB的 pH 与不同，是

19、由于 浓度减小造成的C的过程中，温度和浓度对水解平衡移动方向的影响一致D与的 Kw值相等【答案】C【解析】分析：A 项，Na 2SO3属于强碱弱酸盐，SO 32-存在水解平衡；B 项，取时刻的溶液，加入盐酸10点睛：本题考查盐类水解离子方程式的书写、外界条件对盐类水解平衡的影响、影响水的离子积的因素、SO32-的还原性。解题时注意从 温度和浓度两个角度进行分析。 【例 2】 【2018 江苏卷】H 2C2O4为二元弱酸， Ka1 (H2C2O4 ) =5.4102， Ka2 (H2C2O4 ) =5.4105，设H2C2O4溶液中 c(总)= c(H2C2O4) +c(HC2O4) +c(C2

20、O42)。室温下用 NaOH 溶液滴定 25.00 mL 0.1000 molL1H2C2O4溶液至终点。滴定过程得到的下列溶液中微粒的物质的量浓度关系一定正确的是（ ）A0.1000 molL 1 H2C2O4溶液： c(H+ ) =0.1000 molL1+c(C2O42 )+c(OH)c(H2C2O4 )B c(Na+ ) =c(总)的溶液： c(Na+ ) c(H2C2O4 ) c(C2O42 ) c(H+ )CpH = 7 的溶液： c(Na+ ) =0.1000 molL1+ c(C2O42) c(H2C2O4)D c(Na+ ) =2c(总)的溶液： c(OH) c(H+) =

21、2c(H2C2O4) +c(HC2O4)【答案】AD【解析】分析：A 项，H 2C2O4溶液中的电荷守恒为 c（H +）=c（HC 2O4-）+2c（C 2O42-）+c（OH -） ，0.1000 molL1H2C2O4溶液中 0.1000mol/L=c（H 2C2O4） + c（HC 2O4-）+ c（C 2O42-） ，两式整理得 c（H +）=0.1000mol/L-c（H 2C2O4）+c（C 2O42-）+c（OH -） ；B 项，c（Na +）=c（总）时溶液中溶质为NaHC2O4，HC 2O4-既存在电离平衡又存在水解平衡，HC 2O4-水解的离子方程式为 HC2O4-+H2O

22、 H2C2O4+OH-，HC 2O4-水解常数 Kh= = =11= =1.85 10-13 Ka2（H 2C2O4） ，HC 2O4-的电离程度大于水解程度，则 c（C 2O42-）c（H 2C2O4） ；C 项，滴入 NaOH 溶液后，溶液中的电荷守恒为 c（Na +）+c（H +）=c（HC 2O4-）+2c（C 2O42-）+c（OH -） ，室温 pH=7 即 c（H +）=c（OH -） ，则 c（Na +）=c（HC 2O4-）+2c（C 2O42-）=c（总）+c（C 2O42-）-c（H 2C2O4） ，由于溶液体积变大，c（总） 0.1000mol/L；D 项，c（Na +

23、）=2c（总）时溶液中溶质为 Na2C2O4，溶液中的电荷守恒为 c（Na +）+c（H +）=c（HC 2O4-）+2c（C 2O42-）+c（OH -） ，物料守恒为 c（Na +）=2c（H 2C2O4） + c（HC 2O4-）+ c（C 2O42-），两式整理得 c（OH -）-c（H +）=2c（H 2C2O4）+c（HC 2O4-） 。详解：A 项，H 2C2O4溶液中的电荷守恒为 c（H +）=c（HC 2O4-）+2 c（C 2O42-）+c（OH -） ，0.1000 molL1H2C2O4溶液中 0.1000mol/L=c（H 2C2O4） + c（HC 2O4-）+ c

24、（C 2O42-） ，两式整理得 c（H +）=0.1000mol/L-c（H 2C2O4）+c（C 2O42-）+c（OH -） ，A 项正确；B 项，c（Na +）=c（总）时溶液中溶质为NaHC2O4，HC 2O4-既存在电离平衡又存在水解平衡，HC 2O4-水解的离子方程式为 HC2O4-+H2O H2C2O4+OH-，HC 2O4-水解常数 Kh= = = =1.85 1点睛：本题考查溶液中粒子浓度的大小关系。确定溶液中粒子浓度大小关系时，先确定溶质的组成，分析溶液中存在的平衡，弄清主次（如 B 项） ，巧用电荷守恒、物料守恒和质子守恒（质子守恒一般可由电荷守恒和物料守恒推出） 。注

25、意加入 NaOH 溶液后，由于溶液体积变大，c（总） 0.1000mol/L。一、盐类的水解121盐类水解规律难溶不水解，有弱才水解；无弱不水解，越弱越水解；都弱双水解，谁强显谁性；同强显中性，都弱不一定。如：盐的类型 实例 是否水解 发生水解的离子 溶液酸碱性强酸强碱盐 NaCl、KNO 3、BaCl 2 不水解 中性强酸弱碱盐 NH4Cl、CuSO 4、FeCl 3 水解 NH 、Cu 2 、Fe 3 4 酸性强碱弱酸盐 CH3COONa、K 2CO3、Na 2S 水解 CH3COO 、CO 、S 223 碱性弱酸弱碱盐 CH3COONH4 水解 NH 、CH 3COO 4 中性（1） “

26、越弱越水解”指的是盐对应的酸(或碱)越弱，水解程度越大，溶液碱性(或酸性)越强。如 CH3COOH的酸性比 HCN 的强，则对应的相同浓度的强碱弱酸盐溶液中，CH 3COO 的水解程度比 CN 的弱，后者的碱性较强。 （2）相同条件下的水解程度：正盐相应的酸式盐，如 CO HCO 。23 3（3）相互促进水解的盐单独水解的盐水解相互抑制的盐。如 NH 的水解程度：(NH 4)2CO3(NH 4)2SO4(NH 4)2Fe(SO4)2。 42盐类水解影响因素（1）内因：盐本身的性质，构成盐的弱酸阴离子对应的酸越弱(或构成盐的弱碱阳离子对应的碱越弱)，水解程度越大，溶液的碱性(或酸性)越强。（2）

27、外因：受温度、浓度及外加酸、碱的影响。 因素 水解平衡 水解程度 溶液中离子的浓度温度 升高 右移 增大 增大增大 右移 减小 增大浓度减小(稀释) 右移 增大 减小酸促进弱酸阴离子的水解，使其水解程度增大；抑制弱碱阳离子的水解，使其水解程度减小外加酸、碱碱抑制弱酸阴离子的水解，使其水解程度减小；促进弱碱阳离子的水解，使其水解程度增大3电离平衡与水解平衡的共存（1）弱酸的酸 式盐溶液，如：NaHSO 3、NaH 2PO4、NaHS、NaHCO 3、Na 2HPO4溶液的酸碱性取决于电离和水解程度的相对大小。13（2）弱酸（碱）及弱酸（碱）对应盐的混合溶液，如；HAC 与 NaAc 的混合溶液，

28、NH 3H2O 与 NH4Cl 的混合溶液，一般等浓度时，弱酸（碱）的电离要比对应盐的水解强。4电解质溶液中的守恒关系（1）电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。（2）物料守恒：电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。（3）质子守恒：电解质溶液中分子或离子得到或失去质子（H +）的物质的量应相等。如碳酸氢钠溶液NaHCO3溶液中的粒子：Na 、HCO 、CO 、H 、OH 、H 2CO3。 3 23电荷守恒： c(Na ) c(H ) c(OH ) c(HCO )2 c(

29、CO )。 3 23物料守恒： c(Na ) c(H2CO3) c(HCO ) c(CO )。 3 23质子守恒：c(H2CO3) c(H ) c(OH ) c(CO )。23二、沉淀溶解平衡1溶度积的概念难溶电解质 AmBn 在水溶液中有如下平衡：A nBm(s) nAm+(aq)+ mBn-(aq)根据化学平衡原理，它的平 衡常数表达为：Ksp=Am+nBn-mKsp 称为溶度积常数，简称溶度积。（1） Ksp 的数值在稀溶液中不受离子浓度的影响，只取决与温度。温度升高，多数难溶化合物的溶度积增大。但 Ksp 受温度影响不大，当温度变化不大时，可采用常温下的数据。（2）溶度积的大小反映了难

30、 溶电解质溶解能力的大小。对于同种类型基本不水解的难溶强电解质，溶度积越大，溶解度也越大；对于不同类型难溶电解质，就不能简单用 Ksp 大小来比较溶解能力的大小，必须把溶度积换算程溶解度。2溶度积规则14对于难溶电解质 AmBn，可以通过比较任意状态时的浓度商 Qc 与溶度积 Ksp 的大小判断沉 淀的生成与溶解（注意浓度商 Qc 是任意状态下离子浓度指数的乘积，因此 Qc 值不固定） 。Qc Ksp 时，若溶液中有固体存在，则沉淀量减少，直至沉积与溶解达到平衡状态；Qc= Ksp 时，沉积与溶解处于平衡状态； Qc Ksp 时，此时有沉淀析出，直至沉淀与溶解达到平衡状态。3溶度积的应用利用该

31、规则既可判断体系中有无沉淀生成，也可通过控制离子浓度，使产生沉淀、沉淀溶解或沉淀发生转化。（1）沉淀的溶解创造条件使溶液中 Qc Ksp。如：酸碱溶解法、氧化还 原溶解法等。 （2）难溶电解质的转化生成更难溶的电解质。如：沉淀溶解和转化的实质：难溶电解质溶解平衡的移动。【例 1】 【北京 2019 届高三上学期一轮测试】下列事实与水解反应无关的是 （ ）A用 Na2S 除去废水中的 Hg2+ B用热的 Na2CO3溶液去油污C利用油脂的皂化反应制造肥皂 D配制 CuSO4溶液时加少量稀 H2SO4【答案】A【解析】A硫离子与汞离子结合生成难溶性的 HgS，所以能用 Na2S 除去废水中的 Hg

32、2+，与水解反应无关，故 D 不选；故选 A。【趁热打铁】 【河北武邑中学 2019 届高三上学期期中】已知一定温度下 CuS 的溶度积常数为 4.01036 ，现将 0.1molCuSO4放入 100mL1.0molL1 的 Na2S 溶液中，充分搅拌反应(不考虑溶液体积变化)，则15下列说法不正确的是 （ ）A反应后溶液的 pH 比反应前溶液的 pH 小B反应后溶液中不存在 Cu2 、S 2C反应后溶液中：c(Cu 2 )与 c(S2 )都约为 2.01018 molL1DNa 2S 溶液中：c(Na )c(S 2 )c(HS )c(OH )c(H )【答案】BD【解析】A反应前是 Na2

33、S 溶液，属于强碱弱酸盐，S 2-水解，故溶液显碱性，PH7，反应后，溶液主要成【例 2】【南京六校 2019 届高三上学期 12 月联考】25时，用 0.050 molL1 H2C2O4 （K a1 =5.6102，K a2 =5.4105）溶液滴定 25.00 mL0.100 molL1NaOH 溶液所得滴定曲线如图。下列说法正确的是 （ ）A点所示溶液中：c(H )+c(H2C2O4)+c(HC2O4)=c(OH)B点所示溶液中：c(HC 2O4)+2c(C2O42)c(Na )C点所示溶液中：c(Na )c(HC2O4)c(H2C2O4)c(C2O42)D滴定过程中可能出现：c(Na

34、)c(C2O42)=c(HC2O4)c(H )c(OH)【答案】D16【解析】A,点所示加入 H2C2O4溶液的体积为 25mL,草酸和氢氧化钠恰好完全反应,生成正盐草酸钠,草酸钠【趁热打铁】 【福建东山县二中 2019 届高三上学期第三次月考】某温度下，0.1 molL -1 NaHA 的强电解质溶液中，已知该溶液中 c(H+) c(HA-) c(OH-) c(H2A) c(H+) c(A2-)【答案】A【解析】A.因溶液显电中性，由电荷守恒知：c(H +)+ c(Na+) = c(HA-) +2c(A2-)+ c(OH-)，故 A 错误；B.存在 A 的微粒有 H2A、HA -、A 2-，

35、由物料守恒可知，c(H 2A) + c(HA-) + c(A2-) = 0.1 molL-1，故 B正确；C.K w= c(H+) c(OH-)，只与温度有关，将上述溶液稀释至 0.01 molL-1，c(H +)c(OH-)不变，故 C 正确；D.0.1 molL -1 NaHA 的强电解质溶液中，c(H +) c(HA-) c(OH-) c(H2A) c(H+) c(A2-)，故 D 正确。故选A。 171巧抓“4 点” ，突破反应过程中“粒子”浓度关系（1）抓反应“一半”点，判断是什么溶质的等量混合。（2）抓“恰好”反应点，生成什么溶质，溶液呈什么性，是什么因素造成的。（3）抓溶液“中性

36、”点，生成什么溶质，哪种反应物过量或不足。（4）抓反应“过量”点，溶质是什么，判断谁多、谁少还是等量。2分析溶液中微粒浓度关系的思维流程3沉淀溶解平衡图像题的解题策略（1）沉淀溶解平衡曲线类似于溶解度曲线，曲线上任一点都表示饱和溶液，曲线上方的任一点均表示过饱和，此时有沉淀析出，曲线下方的任一点均表示不饱和溶液。（2）从图像中找到数据，根据 Ksp公式计算得出 Ksp的值。（3）比较溶液的 Qc与 Ksp的大小，判断溶液中有无沉淀析出。（3）涉及 Qc的计算时，所代入的离子浓度一定是混合溶液中的离子浓度，因此计算离子浓度时，所代入的溶液体积也必须是混合溶液的体积。【例】 【四川 2019 届高

37、三上学期“联测促改”活动（上)】常温下，已知：K a(CH3COOH)=1.8105 ，K b(NH3H2O)=1.8105 ，下列说法正确的是 18（ ）A向 0.1molLl CH3COOH 溶液中滴入氨水，至中性：c(NH 3H2O)+c(NH4+)c(CH 3COO )+c(CH3COOH)B向 20 mL 1 molLl CH3 COONa 溶液中通入 0.01 mol HCl：c(Na +)c(Cl )c( CH3COO )c(H+)C向 100mL0.1 molLl NH4HSO4溶液中通入 224mL(标况下)NH 3：c(NH 3H2O)=c(H+)c(OH )D用 0.1m

38、olLl 醋酸滴定 10.00mL0.1molLl 的 NaOH 溶液至恰好中和：c(CH3COOH)+c(H+)=c(CH3COO )+ c(OH )【答案】C【解析】A.因为 Ka(CH3COOH)=1.8105 ，K b(NH3H2O)=1.8105 ，溶液呈中性时，溶液为醋酸铵溶液，根误区警示：1浓度大小比较时紧扣两个微弱（1）弱电解质(弱酸、弱碱、水)的电离是微弱的，且水的电离能力远远小于弱酸和弱碱的电离能力。如在稀醋酸溶液中：CH 3COOH CH3COO H ，H 2O OH H ，在溶液中微粒浓度由大到小的顺序： c(CH3COOH)c(H )c(CH3COO )c(OH )。

39、（2）弱酸 根 离 子 或 弱 碱 阳 离 子 的 水 解 是 微 弱 的 ， 但 水 的 电 离 程 度 远 远 小 于 盐 的 水 解 程 度 。 如 稀 的 CH3COONa 溶液 中 ： CH3COONa=CH3COO Na ， CH3COO H2O CH3COOH OH ， H2O H OH ， 所 以 CH3COONa溶 液 中 ： c(Na )c(CH3COO )c(OH )c(CH3COOH)c(H )。2规避等量关系中的 2 个易失分点 （1）电荷守恒式中不只是各离子浓度的简单相加。如 2c(CO )的化学计量数 2 代表一个 CO 带 2 个负23 23电荷，不可漏掉。（2）物料守恒式中，离子浓度系数不能漏写或颠倒。如 Na2S 溶液中的物料守恒式中， “2”表示 c(Na )是溶液中各种硫元素存在形式的硫原子总浓度的 2 倍19