2024年高考化学易错类型 水溶液中的离子平衡（原卷版）

高考材料

易错类型13水溶液中的离子平衡

易错点1不清楚电解质溶液的导电能力与什么有关

易错点2一元强酸(HC1)与一元弱酸(CH3co0H)稀释图像比较

易错点3不理解水的电离特点

易错点4溶液酸碱性的判断误区

易错点5溶液的稀释与pH变化

易错点6酸碱中和滴定实验中的常错点

易错点7酸式强碱盐溶液酸碱性的判断

易错点8混合溶液中离(粒)子浓度大小比较

易错点9有关Ksp的常见计算

易错点1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=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」molL-'

mol-L-1氨水溶液molL1氨水溶液氨水溶液的离子浓度

易错点2一元强酸(HC1)与一元弱酸(CH3coOH)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

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pH，PHI

7--------------------------

a

b^<HC1：CH380H

-----!-----------►

0

r“水)0匕V2X水)

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

PH|

PH

7

a7HC^^

b冰&，OOH

,；CH3coOH

i/

»VV(水)0匕匕/(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(OH-)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+)<lxl0-7mol』T,而能水解的盐溶

液中水电离产生的c(H+)[或c(OH-)]>lxlO-7molL1

(3)室温下，由水电离出的c水(H+)或c水(OH-)<10-7mol-LT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+)>10-7molL-1,pH<7,但水仍显中性

2、水电离出的c(H+)水或c(OH-)水的计算

(1)计算方法

①任何情况下水电离产生的c(H+)和c(OH-)总是相等的

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

溶液(25℃)c(H+)/(molL-1)c(OH-)/(mol[T)c(H+)水或c(OH-)水/(molLT)

0.01mol-LT盐酸1.0x10-21.0xl0T21.0x10-12

0.1mol-LTNaOH溶液1.0X10T3l.Oxlo-i1.0x10-13

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

溶液(25℃)c(H+)/(mol-L1)c(OH)/(mol-L-1)c(H+)水或c(OH-)水/(mol【T)

1.0x10-51.0x10-91.0x10-5

pH=5的NH4C1溶液

pH=10的Na2c。3溶液l.Oxlo-io1.0x10-41.0x10-4

⑵常见计算的2种类型(25℃)

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①中性溶液：c(OH)=c(H+)=10-7mol-L-1

②酸溶液——OH-全部来自水的电离：以11+)水=&011-)水=c(OH-)

例：pH=2的盐酸中c(H+)=10-2moi.LT,贝Uc(OH-)水=1义1。-12moi即水电离出的c(H+)=c(OH-)=

10-12molL-|

③碱溶液——H+全部来自水的电离：c(OH-H=c(H+'=c(H+)

例：pH=12的NaOH溶液中c(H+)水=1x10-12moi[T,即水电离出的c(OH-)=c(H+)=l()T2moi[T

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

例：pH=5的NH4cl溶液中，由水电离出的c(H+)水=10-5mol[T,因部分0H-与部分NH才结合使溶液中

c(OH-)=10-9moi-L-i

⑤水解呈碱性的盐溶液——0H-全部来自水的电离：c(OH-bk=c(H+)水=c(OH)

例：pH=12的Na2c。3溶液中，由水电离出的。(OH-)水=10-2moi[T,因部分H+与部分COF结合使溶

液中c(H+)=IO-12molL-1

易错点4溶液酸碱性的判断误区

【分析】

1、溶液的酸碱性

(1)溶液的酸碱性：溶液酸碱性的判断标准是溶液中c(H+)与c(OH-)的相对大小

(2)溶液的酸碱性与c(H+)和c(OH-)的关系

c(H+)与c(OH-)相对大小c(H+)/mol[T的范围(25℃)

中性溶液c(OH-)=c(H+)c(H+)=1.0x10-7

酸性溶液c(OH-)<c(H+)c(H+)>1.0xl0-7

碱性溶液c(OH-)>c(H+)c(H+)<1.0xl0-7

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(H+)

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)：pH<7,为酸性溶液；pH=7,为中性溶液；pH>7,为碱性溶液

pH01234567891011121314

酸性增强中性碱性增强

c(H+)I。。io-2IO-410-710T°IO-'210-14

(mol-L-1)

@pH的适用范围：IxlO-14molL-'<c(H+)<lmolL-1

【点拨】①酸性(碱性)溶液并不一定是酸类(碱类)物质

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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，10(FC时，pH=6为中性溶液

④当c(H+)或c(OH-)大于1mol-L1时，通常用c(H+)或c(OH-)直接表示

⑤当c(H+)或c(OH-)小于或等于1molL-1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=4)碱(pH=6)

弱酸强酸弱碱强碱

稀释10"倍pHv〃+〃pH=a+〃pH>Z)—«pH=b

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

(2)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。口

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。口

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。

检查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

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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、实验操作一以用盐酸标准液滴定NaOH溶液为例

（1）查漏：使用前先检查滴定管活塞是否漏水。

⑵洗涤

①锥形瓶：只能用蒸储水洗涤，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滴酚酥溶液。

②向润洗过的酸式滴定管中加入标准盐酸，赶出气泡、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

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（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V2mL。

⑹计算：以（匕一匕）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。（NaOH）=^黑黑工

计算待测NaOH溶液的物质的量浓度。

3、指示剂的选择

⑴中和滴定曲线：以滴加酸（或碱）的量为横坐标，以溶液的pH为纵坐标绘出一条溶液的pH随酸（或碱）的

滴加量而变化的曲线。

用0.1000molL-1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol-L-1HC1溶液过程中的pH变化曲线

加入的VNa0H(mL)余VHCi(mL)过量VNaOH(mL)PH中和滴定曲线

0.0020.001.0

18.002.002.312严------

19.800.203.3

10…|―1-I-------J-

8酚配一J

19.980.024.3

6《反应终点笠

20.000.007.0r।

4甲基橙।।—匚

20.020.029.7

2020020107

u10203040

22.002.0011.7V[NaOH(aq)]/mL

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，在此范围内，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，所以即使酚酸、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。

（3）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>8.0蓝色

酚醐<8.2无色8,2〜10.0浅红色>10.0红色

甲基橙<3.1红色3.1〜4.4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，用酚酷作指示剂，如：用NaOH溶液滴定醋酸。

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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酥，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KMnCU溶液滴定H2c2O4溶液时,

可利用KMnCU溶液本身颜色的变化来判断滴定终点。

⑸滴定终点的判断——以盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液为例

①若用酚麟作指示剂，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——以用标准盐酸滴定待测氢氧化钠溶液为例

步骤操作V标准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

滴定前俯视读数或滴定后仰视读数偏大偏高

【微点拨】

①用HC1滴定0.1mobL-Na2c。3溶液，第一步生成NaHCC)3时，可选用酚酸为指示剂，由红色—浅红一无

色。化学方程式为：Na2CO3+HCl=NaHCO3+NaCl；第二步生成碳酸(CO2T+H2O),可选用甲基橙为指示

齐IJ,由黄色—橙色，化学方程式为：NaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2To

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

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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，完全中和和酚酥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NaHSOvNaHSO4=Na+H+SO4-

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

HA-y=H++A2-（电离，显酸性）

HA-+H2O?=^H2A+OH-（水解，显碱性）

①若电离程度大于水解程度，则显酸性，常见的酸式盐中，显酸性的有：NaHSO3>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

+

如：NaHSO3=Na+HSO3-（H2so3：&=1.54*10-2,&=1.02x10-7）

+2

HSO3-?=^H+SO3-（主要，大）呈酸性

HSO3-+H2O^=^H2SO3+OH-（次要，小）

+"

NaHCO3=Na+HCO3（H2CO3：&=4.30*10-7,&=5.61乂1（）-11）

（主要，大）呈碱性

HCO3-+H2O^=^H2CO3+OH-

-+2

HCO3^^H+CO3-（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c（A2-）>c（H2A）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O.lmol-LTHA（弱酸）溶液和NaA溶液等体积混合，溶液呈酸性”为例。

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实例

常温下，0.1mol-LTHA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：HA^^H++A-①(呈酸性，以HA电离为主)

衡过程NaAA-中水解：A-+H2O^^HA+OH-②(水解呈碱性，次要)

H20^——-H++OH

①电荷守恒c(Na+)+c(H+)=c(A-)+c(OH)

②物料守恒显然”(Na+)：n(A)=2：1,则2c(Na+)=c(A-)+c(HA)

③质子守恒将Na+消掉得：c(HA)+2c(H+)=c(A-)+2c(0H-)

分析：在没有电离和水解之前c(Na+)、c(A-)>c(HA)均为O.lmolLT,

但由于溶液呈酸性，以HA的电离为主，即电离程度大于水解程度

c(HA)=0.1—电离消耗+水解生成<0.1

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,H+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Ksp的常见计算

【分析】

类型一、由溶度积求溶液中某离子的浓度

①已知溶度积，求溶液中的某种离子的浓度

如：Ksp="的饱和AgCl溶液中，c(Ag+)=V«molL1

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

计算技巧

如：某温度下AgCl的七=。，在0/mol-LT的NaCl溶液中加入过量的AgCl固体，达到平

衡后c(Ag+)==]0amolL-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Ksp表达式得4，若4>Ksp，则有沉淀生成；若&<Ksp,无沉淀生成

计算技巧

②利用Ksp的数值计算某一离子浓度，若该离子浓度小于lO-mobLT,则该离子沉淀完全

类型三、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

计算技巧②金属阳离子沉淀完全时的离子浓度为10-5mol-L-1,依据Ksp可计算金属阳离子沉淀完全时

溶液中的c(OH-),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

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依据沉淀的转化反应和Kp,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

计算技巧如：对于反应Cu2+(aq)+ZnS(s)=^CuS(s)+Zn2+(叫)

2门户,五针四物叱c(Z〃")C(Z«2+)»C(52-)&p(ZnS)

该反应的平衡常数K='=J,----;....-

c(Cu2+)C(CI/2+)»C(52-)Ksp(CUS)

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)—饱和溶液的溶解度S(g)

以AgCl(s)=iAg+(aq)+C「(aq)为例，饱和溶液的物质的浓度c=1.34xlOTmol/L

即：1L溶液中含有1.34x10-5mol的AgCl溶质，也就是(1.34xl0-5xl43.5)g=1.92xl0-3g

即：1L溶液中溶解的AgCl为1.92xl0-3g,由于溶液极稀，其溶液近似等于水的密度，p=lg/cm3

即：1000g溶液中溶解了1.92xl0-3g的AgCl,100g水中溶解了1.92xl0-4g的AgC1

即：AgCl的溶解度S(AgCl)=1.92xlO-4g

计算

②饱和溶液的溶解度S(g)转化>由饱和溶液的物质的量浓度c(mol/L)转化>KSP

技巧

20P时,S(AgCl)=1.5xlO-4g,即：100g水中溶解了AgCl的质量为1.5xl0-4g,由于溶液极稀，

其溶液近似等于水的密度，p=lg/cm3,也即是：0.1L水中溶解了AgCl的质量为1.5xl0-4g,也

415xl046

即是:0.1L溶液中溶解了AgCl的质量为1.5xl0-g,n(AgCl)=_g=i.05xWmol，

143.5g/mol

65

c(AgCl)=n=i.05xiQ-moi,c(AgCl)=1.05x10-mol/L,Ksp=c(Ag+)-c(Cl—)=1.05x10-5x105x10-5

V~0.1Z

=1.1x10—1。

类型六、沉淀先后的计算与判断

①沉淀类型相同，则Ksp小的化合物先沉淀

计算技巧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Ksp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，再计算出然后与Ksp比

较，看是否有沉淀生成

计算技巧

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4,然后与Ksp比较，

看是否有沉淀生成

三9

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

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物质HFH2CO3CagCa(OH)2

K,=4.5x10，

alK、=5.6x10-5

相关数据%=6.8X10”叩=3.5x10-"n

K=4.7x10」

a2

A.NaF不与盐酸溶液反应

B.NaF溶液中存在的所有微粒有：HQ、Na\F\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

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CaCl2可以得到Ca5（PO4）3OH沉淀从而实现废水除磷。已知常温下H3PO4

的电离常数分别为=10-2:仁=10力;心=10皿6。下列叙述错误的是

A.室温下，H3PC)4+HPO；-=2H2Poi的平衡常数K=1()5.09

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

该废水中存在离子浓度关系：

C.C（H2PO;）＞C（HPO^-）＞C（PO：-）

D.加入CaCL实现废水除磷后，溶液pH将增大

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，KMMg（OH）2]=6xlO*。该温度下,

将0.2mol/L的一元酸HA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=10,且溶液中。（A-）=0.08mol/L。下列说法错误的是

A.所得溶液中，c（H+）+c（HA）=c（0H-）

B.该温度下，HA电离平衡常数E（HA）=4xlOT°

C.该温度下，水的离子积常数Kw22.0x104

D.该温度下，反应Mg（OH）2（s）+2HA（aq）fMg2+（aq）+2AXaq）+2Hq⑴的平衡常数K合2.4*10-7

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[已知

1836

^sp（FeS）=6.3xlO-,^sp（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Cu?+

B.向FeSO,和CuSO”混合溶液中加入Na2s溶液，当两种沉淀共存时，c（Cu2+）:c（Fe2+）«1018

(p(CuS)

C.向CuS饱和溶液中加入CuC“固体，CuS的溶解平衡逆向移动，滤液中一定存在c（Cu"）=

c(S")

D.已知H2s溶液中&「篦2=1x10-21,可判断CuS易溶于稀盐酸

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

高考材料

让NH；和OH-通过，NIVHQ分子可自由穿过。已知溶液中该体系

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；+OHfNH3H2O<-—NH3H20fNH；+OJT

A.水的电离程度：溶液A＜溶液B

B,溶液A中：c总（NH/Hq）=器c（NH：）

+

C.溶液B中：c（NH：）＞c（NH3.H20）＞c（0Hj＞c（H）

+

D.混合溶液中NH4cl和NH「Hq浓度相等：c（H）+c（NH3-H^j^fOHj+cfcij

6.（2023春•重庆沙坪坝•高三重庆一中校考阶段练习）用0.1000mol-1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

10

8

2

1

0

5IOI52O253O354O

ItNaOHVmL

A.HX为一元强酸，电禺常数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（0H）约为0.02mol/L

D.滴定时使用酚酥作指示剂，会产生系统误差，但可通过空白对照实验消除

7.（2023・全国•模拟预测）已知25。（3时，反应2AgX（s）+Na2A（aq）fAg2A（s）+2NaX（aq）的平衡常数

25

K=1.62X10-6,^al（H2A）=4xlO-,^a2（H,A）=6xl0-0用0.02mol-LT的一元强酸HX滴定20mL0.02

8

molL-'Na2A溶液，所得pH-V（HX）关系如图所示。已知：/Csp（AgX）=1.8xlO-,下列说法错误的是

高考材料

八pH

°102030K（HX）/mL

A.a点溶液中滴加O.OlmolLiAgNf%溶液，先产生AgX沉淀

B.a点溶液显酸性

c（A2_）

C.若b点pH=4,则b点一一^=24

C（H2A）

2

D.c点溶液中满足:c（X-）＜3C（HA-）+6e（A-）

8.（2023秋・北京通州•高三统考期末）某实验小组的同学用0.1000mol/L氢氧化钠溶液和0.05000mol/L草酸

溶液在25（下进行中和滴定实验，先向锥形瓶内加入25.00L溶液，然后开始滴定，直至滴定完全测得锥形

瓶内溶液pH随滴定管滴加溶液体积变化的曲线（见下图）。根据图中数据，下列说法正确的是

A.草酸是一元酸

B.该实验不能使用碱式滴定管

C.当滴加了20.00mL溶液后，锥形瓶内溶液的草酸根离子浓度大于氢离子浓度

D.当滴加了30.00mL溶液后，锥形瓶内溶液的钠离子浓度小于氢氧根离子浓度

9.（2023秋•江苏常州•高三统考期末）某水样中含一定浓度的CO，、HCO］和其他不与酸碱反应的离子。

取10.00mL水样，用0.01000molL-'的HC1溶液进行滴定，溶液pH随滴加HC1溶液体积片（HC1）的变化

关系如图所示（混合后溶