2019届二轮复习盐类水解和沉淀溶解平衡学案（全国通用） 12页

盐类水解和沉淀溶解平衡 一、考纲要求 ‎1. 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. 了解难溶电解质的溶解平衡及沉淀转化的本质。‎ 二、考题规律 对盐的水解考查的形式主要有：酸与碱混合形成的盐溶液的酸碱性的判断，内容既有盐的水解，又有弱电解质的电离，不仅考查离子浓度大小比较，还有溶液中各种守恒（电荷守恒、物料守恒）的考查，题目具有一定的综合性、灵活性和技巧性。 难溶电解质的溶解平衡主要考查对沉淀溶解平衡的理解及有关溶度积的计算、沉淀溶解平衡的应用。‎ 三、考向预测 离子浓度大小比较、溶液的酸碱性将是今后高考命题的热点，综合性问题将有可能出现在Ⅱ卷中。水解的知识与其他知识有机地结合在一起以考查酸、碱、盐对水的电离平衡的影响。盐类水解的应用比较广泛。沉淀溶解平衡这部分内容与化学平衡理论、溶液浓度、溶解度联系密切，是高考命题综合考查的结合点，仍然是高考的热点。‎ 一、盐类水解和沉淀溶解平衡 二、水解离子方程式的书写 ‎（1）一般来说，盐类水解的程度不大，应该用可逆号“”表示。盐类水解一般不会产生沉淀和气体，所以不用符号“↓”和“↑”表示水解产物。‎ ‎（2）多元弱酸盐的水解是分步进行的，用分步水解离子方程式表示。‎ ‎（3）多元弱碱阳离子的水解简化为一步完成。‎ ‎（4）双水解：当阴阳离子都很容易水解时，它们的水解相互促进而反应彻底，故生成物中出现的沉淀或气体物质，均要用符号“↓”“↑”注明状态，中间用“”连接。‎ 三、盐类水解的应用 ‎1. 盐溶液蒸干时产物的判断 ‎（1）盐水解生成易挥发性酸，蒸干后得对应的弱碱，经灼烧得固体氧化物。‎ ‎（2）盐水解生成难挥发性酸或强碱弱酸盐，蒸干后一般得原物质。‎ ‎2. 化肥的合理使用 铵态氮肥与草木灰不能混合使用。‎ ‎3. 溶液的配制 ‎（1）配制强酸弱碱盐溶液时，需滴几滴相应的强酸溶液，可使水解平衡向左移动，抑制弱碱阳离子的水解。‎ ‎（2）配制强碱弱酸盐溶液时，需滴几滴相应的强碱溶液，可使水解平衡向左移动，抑制弱酸根离子的水解。‎ ‎4. 物质的制取 例如，制取Al2S3时，不能在溶液中反应，如果用Na2S溶液和AlCl3溶液，两种盐溶液发生相互促进的水解反应，生成Al（OH）3和H2S，得不到Al2S3。故制取时要用铝粉和硫粉的混合物：2Al＋3SAl2S3。‎ ‎5. 试剂的贮存 水解显强碱性的溶液不可用玻璃塞的试剂瓶贮存。‎ ‎6. 泡沫灭火器的灭火原理 利用Al2（SO4）3溶液和NaHCO3溶液混合产生大量CO2来灭火。‎ ‎7. 明矾净水 明矾[KAl（SO4）2·12H2O]净水的原理：生成Al（OH）3胶体的表面积大，吸附能力强，能吸附水中难溶杂质生成沉淀而起到净水作用。‎ ‎8. 水解后溶液酸、碱性的应用 Mg、Zn等较活泼金属溶于强酸弱碱盐（如NH4Cl、AlCl3、FeCl3等）溶液中，产生H2。‎ ‎9. 水解除杂 如两种盐的水解程度不一样，可利用水解反应将一种盐转化为氢氧化物沉淀而除去。‎ ‎10. 判断盐溶液中的离子种类或浓度关系 如Na2CO3溶液中存在的离子：Na＋、CO32－、HCO3－、OH－、H＋，其中c（Na＋）∶c（CO32－）＞2∶1。‎ 四、沉淀溶解平衡的应用 ‎1. 沉淀的生成 原理：若Qc大于Ksp，难溶电解质的沉淀溶解平衡向左移动，就会生成沉淀。‎ 常见的方法有：‎ ‎（1）调节溶液的pH法：使杂质离子转化为氢氧化物沉淀。‎ ‎ （2）加沉淀剂法：加入沉淀剂使杂质离子转化为沉淀除去。‎ 如用H2S沉淀Cu2＋，离子方程式为Cu2＋＋H2S＝CuS↓＋2H＋；用BaCl2溶液沉淀SO，离子方程式为Ba2＋＋SO＝BaSO4↓。‎ ‎2. 沉淀的溶解 原理：若Qc小于Ksp，难溶电解质的沉淀溶解平衡向右移动，沉淀就会溶解。‎ 根据平衡移动原理，对于在水中难溶的电解质，如果能设法不断地移去溶解平衡体系中的相应离子，使平衡向沉淀溶解的方向移动，就可以使沉淀溶解。方法有：‎ ‎（1）酸碱溶解法：加入酸或碱与溶解平衡体系中的相应离子反应，降低离子浓度，使平衡向溶解的方向移动。 ‎ ‎（2）盐溶解法：加入盐溶液，与沉淀溶解平衡体系中的某种离子生成弱电解质，从而减小离子浓度使沉淀溶解。‎ ‎（3）配位溶解法：加入适当的配合剂，与沉淀溶解平衡体系中的某种离子生成稳定的配合物，从而减小离子浓度使沉淀溶解。‎ ‎（4）氧化还原法：通过氧化还原反应使平衡体系中的离子浓度降低，从而使沉淀溶解，‎ ‎3. 沉淀的转化 ‎（1）实质：沉淀溶解平衡的移动 ‎（2）特征 ‎①一般来说，溶解能力相对较强的物质易转化为溶解能力相对较弱的物质。‎ ‎②沉淀的溶解能力差别越大，越容易转化。‎ ‎ （3）沉淀转化的应用 ‎①锅炉除水垢 除水垢[CaSO4（s）CaCO3（s）Ca2＋（aq）]‎ ‎②矿物转化 聚焦热点1：盐类的水解 例1 下列离子方程式中，属于水解反应的是（ ）‎ A. HCOOH＋H2OHCOO－＋H3O＋ B. CO2＋H2OHCO＋H＋‎ C. CO＋H2OHCO＋OH－ D. HS－＋H2OS2－＋H3O＋‎ 分析：A选项和D选项分别为HCOOH和HS－的电离方程式；B选项为CO2溶于水生成碳酸并发生电离的电离方程式；故A、B、D项错误，只有C项正确。‎ 答案：C ‎ 点评：本题易混淆的是电离与水解，电离是指“给出”H＋或OH－的过程，如本题中的A、B、D项，而水解则是“结合”水电离的H＋或OH－的过程，如C项。‎ 例2 关于FeCl3的水解，下列说法错误的是（ ）‎ A. 水解达到平衡时，无论加氯化铁饱和溶液还是加水稀释，平衡均向水解方向移动 B. 浓度为5 mol/L和0.5 mol/L的两种FeCl3溶液，其他条件相同时，Fe3＋的水解程度前者比后者小 C. 有50℃和20℃的同浓度的两种FeCl3稀溶液，其他条件相同时，Fe3＋的水解程度 前者比后者大 D. 为抑制Fe3＋水解，较好地保存FeCl3溶液，应加少量盐酸和铁屑 分析：根据平衡移动原理分析，增大FeCl3溶液的浓度或稀释FeCl3溶液，都可使Fe3＋的水解平衡向水解方向移动，且浓度越大时水解程度越小，如5 mol/L FeCl3溶液与0.5 mol/L FeCl3溶液相比较，前者的水解程度比后者小，但前者溶液中离子的浓度却比后者的大；因Fe3＋的水解是吸热的，升高温度后会使水解平衡向水解方向移动，使Fe3＋的水解程度增大；Fe3＋水解的离子方程式为Fe3＋＋3H2O Fe（OH）3＋3H＋，要抑制Fe3＋的水解，可向溶液中加入少量盐酸，但不能加入铁屑，因Fe与Fe3＋反应生成Fe2＋。‎ 答案：D 点评：此题主要考查盐类水解的影响因素，这里要注意水解平衡正向移动，水解程度不一定增大。如：A项中加氯化铁饱和溶液使平衡正向移动但水解程度减小了。‎ 例3 下列有关问题，与盐的水解有关的是（ ）‎ ‎①NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接金属中的除锈剂 ②用NaHCO3与Al2（SO4）3两种溶液可作泡沫灭火剂 ③草木灰与铵态氮肥不能混合施用 ④实验室盛放Na2CO3溶液的试剂瓶不能用磨口玻璃塞 ⑤加热蒸干AlCl3溶液得到Al（OH）3固体 A. ①②③ B. ②③④ C. ①④⑤ D. ①②③④⑤‎ 分析：本题考查盐类水解的应用与解释。①中NH4Cl与ZnCl2溶液水解均显酸性，可以除去金属表面的锈；②HCO3－与Al3＋两种离子水解相互促进，产生二氧化碳，可作灭火剂；③草木灰主要成分为碳酸钾，水解显碱性，而铵态氮肥水解显酸性，因而不能混合施用；④碳酸钠溶液水解显碱性，而磨口玻璃塞中的二氧化硅会与碱反应生成硅酸钠将瓶塞与瓶口黏合而打不开，因此实验室盛放碳酸钠的试剂瓶应用橡胶塞；⑤AlCl3溶液中存在水解平衡：AlCl3＋3H2OAl（OH）3‎ ‎＋3HCl，加热时，HCl挥发使平衡不断右移，最终得到Al（OH）3固体（如果灼烧，会得到Al2O3固体）。‎ 答案：D 点评：这道题主要考查盐类水解的应用。判断的依据是利用盐类水解的规律：“有弱才水解”。‎ 聚焦热点2：沉淀溶解平衡 例1 下列说法正确的是（ ）‎ A. 难溶电解质的溶度积Ksp越小，则它的溶解度越小 B. 任何难溶物在水中都存在沉淀溶解平衡，溶解度大小都可以用Ksp表示 C. 溶度积常数Ksp与温度有关，温度越高，溶度积越大 D. 升高温度，某沉淀溶解平衡逆向移动，说明它的溶解度是减小的，Ksp也变小 ‎ 分析：本题易错选A或B。同类型的难溶电解质Ksp越小，溶解度越小，不同类型的电解质无法由溶度积比较溶解度大小，如CuS与Ag2S，故A错；B选项错在“任何难溶物”，而不是“难溶电解质”。‎ 答案：D 点评：本题考查了沉淀的溶解平衡及其影响因素，还有Ksp与溶解度的关系等，考查的知识点细、多。考生易忽略不同类型物质其溶度积常数表达式不同，从而不能简单地由Ksp来判断物质的溶解性的大小。‎ 例2 常温下，Fe（OH）3（s）、Cu（OH）2（s）分别在溶液中达到沉淀溶解平衡后，改变溶液pH，金属阳离子浓度的变化如图所示。据图分析，下列判断错误的是（ ）‎ A. Ksp[Fe（OH）3]＜Ksp[Cu（OH）2]‎ B. 加适量NH4Cl固体可使溶液由a点变到b点 C. c、d两点代表的溶液中c（H＋）与c（OH－）的乘积相等 D. Fe（OH）3、Cu（OH）2分别在b、c两点代表的溶液中达到饱和 分析：b、c两点金属阳离子的浓度相等，均设为x，c（OH－）c＝10－9.6，c（OH－）b＝10－12.7，则Ksp[Fe（OH）3]＝x×（10－12.7）3，Ksp[Cu（OH）2]＝x×（10－9.6）2，故Ksp[Fe（OH）3]Ksp，沉淀要析出，故D正确。‎ 答案：B 点评：Kw和Ksp均为平衡常数，只与温度有关，本题容易忽视该问题，因c点是平衡点，而d点不是平衡点，易误认为两点对应的Kw有差异。‎ 例3 金属氢氧化物在酸中的溶解度不同，因此可以利用这一性质，控制溶液的pH，达到分离金属离子的目的。难溶金属的氢氧化物在不同pH下的溶解度[S/（mol·L－1]见图 ‎（1）pH＝3时溶液中铜元素的主要存在形式是_____（写化学式）。‎ ‎（2）若要除去CuCl2溶液中的少量Fe3＋，应该控制溶液的pH为________。‎ A. ＜1 B. 4左右 C. ＞6‎ ‎（3）在Ni（NO3）2溶液中含有少量的Co2＋杂质，___________（“能”或“不能”）通过调节溶液pH的方法来除去，理由是______________________________。‎ ‎（4）要使氢氧化铜沉淀溶解，除了加入酸之外，还可以加入氨水，生成[Cu（NH3）4]2＋，写出反应的离子方程式________________________________________。‎ ‎（5）已知一些难溶物的溶度积常数如下表。‎ 物质 FeS ‎ MnS CuS PbS HgS ZnS Ksp ‎6.3×10－18‎ ‎2.5×10－13‎ ‎1.3×10－36‎ ‎3.4×10－28‎ ‎6.4×10－53‎ ‎1.6×10－24‎ 某工业废水中含有Cu2＋、Pb2＋、Hg2＋，最适宜向此工业废水中加入过量的________除去它们。（选填序号）‎ A. NaOH B. FeS C. Na2S 分析：由图可知，在pH＝3时，溶液中不会出现Cu（OH）2沉淀。（2）除去Fe3＋的同时必须保证Cu2＋不能沉淀，因此pH应保持在4左右。（3）从图示关系可看出，Co2＋和Ni2＋沉淀的pH范围相差太小，无法控制溶液的pH。（4）Cu（OH）2（s）Cu2＋（aq）＋2OH－（aq），加入氨水后生成难电离的[Cu（NH3）4]2＋，促进了Cu（OH）2的溶解。（5）要使三种离子生成沉淀，最好选择难溶于水的FeS，使它们转化为更难溶解的金属硫化物沉淀，同时又不引入其他离子。‎ 答案：（1）Cu2＋ （2）B （3）不能 Co2＋和Ni2＋沉淀的pH范围相差太小 ‎（4）Cu（OH）2＋4NH3·H2O[Cu（NH3）4]2＋＋2OH－＋4H2O （5）B 点评：利用难溶电解质的Ksp确定控制溶液的pH、选择沉淀试剂或溶液中某些离子的浓度，以达到分离溶液中金属离子的作用，这在工业生产中是成熟的方法。‎ 聚焦热点3：离子浓度的大小比较[来源:]‎ 例1 下列溶液中，微粒浓度关系一定正确的是（ ）‎ A. 氨水与氯化铵的pH＝7的混合溶液中：c（Cl－）＞c（NH4＋）‎ B. pH＝2的一元酸和pH＝12的一元强碱溶液等体积混合：c（OH－）＝c（H＋）‎ C. 0.1 mol·L－1的硫酸铵溶液中：c（NH4＋）＞c（SO42－）＞c（H＋）‎ D. 0.1 mol·L－1的硫化钠溶液中：c（OH－）＝c（H＋）＋c（HS－）＋c（H2S）‎ 分析：氨水和氯化铵的混合溶液的pH＝7，即溶液中c（H＋）＝c（OH－），则c（Cl－）＝c（NH4＋），A错；由于酸的强弱未知，若是强酸时正确，若是弱酸时，酸过量则溶液中c ‎（H＋）＞c（OH－），B错；0.1 mol·L－1的硫酸铵溶液中，铵根离子部分水解，根据物质的组成，可知c（NH4＋）＞c（SO42－）＞c（H＋），C对；0.1 mol·L－1的硫化钠溶液中，根据电荷守恒和物料守恒，可知c（OH－）＝c（H＋）＋c（HS－）＋2c（H2S），D错。‎ 答案：C 点评：在解答溶液中微粒浓度的大小比较类题目时，核心是抓住守恒，其包括：电荷守恒、物料守恒和质子（氢离子）守恒。其中电荷守恒是指溶液中阳离子所带正电荷总数等于阴离子所带负电荷总数；物料守恒是指原子个数守恒或质量守恒；质子守恒是指在强碱弱酸盐或强酸弱碱盐溶液中，由水所电离的H＋与OH－的量相等。‎ 例2 用物质的量都是0.1 mol的CH3COOH和CH3COONa配制成1 L混合溶液，已知其中c（CH3COO－）>c（Na＋），对该混合溶液的下列判断正确的是（ ）‎ A. c（H＋）c（CH3COO－） D. c（CH3COO－）＋c（OH－）＝0.2 mol/L 分析：CH3COOH和CH3COONa的混合溶液中，CH3COOH的电离和CH3COONa的水解同时存在。已知c（CH3COO－）>c（Na＋），根据电荷守恒c（CH3COO－）＋c（OH－）＝c（Na＋）＋c（H＋），可得出c（OH－）c（CH3COOH），C项错误。根据物料守恒，可推出B项是正确的，而D项是错误的。‎ 答案：B 点评：本题考查了弱电解质及其盐的混合溶液中各微粒浓度大小的比较，充分运用三个守恒关系是解此题的关键，考生往往只抓电离或水解的一个方面，而忽视另一方面，导致错误。 ‎ 例3 向体积为Va的0.05 mol·L－1 CH3COOH溶液中加入体积为Vb的0.05 mol·L－1 KOH溶液，则下列关系错误的是（ ）‎ A. Va>Vb时：c（CH3COOH）＋c（CH3COO－）>c（K＋）‎ B. Va＝Vb时：c（CH3COOH）＋c（H＋）＝c（OH－）‎ C. Vac（K＋）>c（OH－）>c（H＋）‎ D. Va与Vb为任意比时：c（K＋）＋c（H＋）＝c（OH－）＋c（CH3COO－）‎ 分析：A项，因CH3COOH过量，根据物料守恒可知A项正确；B项CH3COOH与KOH恰好反应，由质子守恒可知B项正确；C项，因KOH过量，故c（K＋）最大，C项错误；根据电荷守恒可得D项正确。‎ 答案：C 点评：本题主要是考查离子浓度的大小比较，这类题要借助电荷守恒和物料守恒来解决。 ‎ 离子浓度相对大小的比较技巧 ‎（1）解题思路 ‎（2）守恒规律 ‎①电荷守恒 电解质溶液中所有阳离子所带正电荷总数等于所有阴离子所带负电荷总数。‎ ‎②物料守恒 电解质溶液中，某种粒子的初始浓度等于它的各种存在形式的浓度之和。物料守恒实际上属于原子个数守恒和质量守恒。‎ ‎③质子守恒：任何水溶液中水电离出的H＋和OH－的量总是相等的；盐类水解过程中，由于弱酸阴离子或弱碱阳离子结合了水电离的H＋或OH－，从而使溶液中的c（H＋）与c（OH－）不再相等而表现出一定的酸碱性，但水电离出的H＋与OH－守恒的关系依然存在。‎ ‎（3）离子浓度大小比较类型 ‎①多元弱酸溶液，根据多步电离分析 ‎②多元弱酸的正盐溶液根据弱酸根的分步水解分析 ‎③不同溶液中同一离子浓度的比较，要看溶液中其他离子对其影响的因素。如在相同的物质的量浓度的下列溶液中：a.NH4Cl；b.CH3COONH4；c.NH4HSO4，c（NH）由大到小的顺序是c＞a＞b。‎ ‎④混合溶液中各离子浓度的比较，要进行综合分析，如电离因素、水解因素等，一般来说，酸和盐混合，认为酸的电离大于盐的水解，混合溶液显酸性；碱和盐混合，碱的电离大于盐的水解，混合溶液显碱性。‎ 练习题 ‎（答题时间：60分钟）‎ 一、选择题 ‎1. NH4Cl溶于重水（D2O）生成一水合氨和水合氢离子的化学式是（ ）‎ A. NH3·D2O和HD2O＋ B. NH3·HDO和D3O＋‎ C. NH2D·D2O和DH2O＋ D. NH2D·HDO和D3O＋‎ ‎2. 为了配制NH的浓度与Cl－的浓度比为1∶1的溶液，可在NH4Cl溶液中加入（ ）‎ ‎①适量的HCl ②适量的NaCl ③适量的氨水 ④适量的NaOH A. ①② B. ③ C. ③④ D. ④‎ ‎3. 下列对沉淀溶解平衡的描述，正确的是（ ）‎ A. 反应开始时，溶液中各离子浓度相等 B. 沉淀溶解达到平衡时，沉淀的速率和溶解的速率相等 C. 沉淀溶解达到平衡时，溶液中溶质的离子浓度相等，且保持不变 D. 沉淀溶解达到平衡时，如果再加入难溶性的该沉淀物，将促进溶解 ‎4. 向三份0.1 mol·L－1的CH3COONa溶液中分别加入少量NH4NO3、Na2SO3、FeCl3固体（忽略溶液体积变化），则CH3COO－浓度的变化依次为（ ）‎ A. 减小、增大、减小 B. 增大、减小、减小 ‎ C. 减小、增大、增大 D. 增大、减小、增大 ‎5. 25℃时，浓度均为0.2 mol/L的NaHCO3和Na2CO3溶液中，下列判断不正确的是（ ）‎ A. 均存在电离平衡和水解平衡 B. 存在的粒子种类相同 C. c（OH－）前者大于后者 D. 分别加入NaOH固体，恢复到原温度，c（CO）均增大 ‎*6. 将标准状况下的2.24 L CO2通入150 mL 1 mol/L ‎ NaOH溶液中，下列说法正确的是（ ）‎ A. c（HCO）略大于c（CO） B. c（HCO）等于c（CO）‎ C. c（Na＋）等于c（CO）与c（HCO）之和 D. c（HCO）略小于c（CO）‎ ‎7. 在Na2CO3溶液中，下列关系式错误的是（ ）‎ A. c（Na＋）＋c（H＋）＝c（CO）＋c（HCO）＋c（OH－）‎ B. c（Na＋）＝2c（CO）＋2c（HCO）＋2c（H2CO3）‎ C. c（OH－）＝c（H＋）＋c（HCO）＋2c（H2CO3）‎ D. c（CO）>c（OH－）>c（HCO）‎ ‎8. 常温下，在10 mL 0.2 mol·L－1氨水中，滴入0.2 mol·L－1的稀盐酸，使溶液的pH＝7。则下列说法正确的是（ ）‎ A. 加入盐酸的体积大于10 mL B. c（NH）＝c（Cl－）‎ C. 加入盐酸的体积等于10 mL D. c（NH）c（Na＋）>c（OH－）>c（H＋）‎ D. 加入适量氨水，c（CH3COO－）一定大于c（Na＋）、c（NH）之和 ‎11. 某溶液中存在的离子有：Na＋、H＋、S2－、HS－、OH－，则下列有关该溶液的叙述错误的是（ ）‎ A. 离子浓度可能是c（Na＋）>c（S2－）>c（OH－）>c（HS－）>c（H＋）‎ B. 组成该溶液的溶质只能是Na2S或NaHS或二者的混合物 C. 离子物质的量的关系是2n（S2－）＋n（HS－）＋n（OH－）＝n（Na＋）＋n（H＋）‎ D. 该溶液可能呈中性、碱性或酸性[来源：]‎ ‎*12. 已知25℃时，Ka（HF）＝3.6×10－4，Ksp（CaF2）＝1.46×10－10。现向1 L 0.2 mol·L－1 HF溶液中加入1 L 0.2 mol·L－1 CaCl2溶液，则下列说法中，正确的是（ ）‎ A. 25℃时，0.1 mol·L－1 HF溶液中pH＝1 ‎ B. Ksp（CaF2）随温度和浓度的变化而变化 C. 该体系中没有沉淀产生 ‎ D. 该体系中HF与CaCl2反应产生沉淀 二、非选择题 ‎13. 常温下有浓度均为0.5 mol/L的四种溶液：‎ ‎ ①Na2CO3溶液 ②NaHCO3溶液 ③HCl溶液 ④氨水 ‎（1）上述溶液中，可发生水解的是________（填序号，下同）。‎ ‎（2）上述溶液中，既能与氢氧化钠反应，又能和硫酸反应的溶液中，离子浓度由大到小的顺序为_______________________________________________________。‎ ‎（3）向④中加入少量氯化铵固体，此时c（NH）/c（OH－）的值________（填“增大”、“减小”或“不变”）。‎ ‎（4）若将③和④溶液混合后该溶液恰好呈中性，则混合前③的体积________④的体积（填“大于”、“小于”或“等于”），此时溶液中离子浓度由大到小的顺序是_______。‎ ‎（5）取10 mL溶液③，加水稀释到500 mL，则此时溶液中由水电离出的c（H＋）＝________。‎ ‎*14. 已知某溶液中存在OH－、H＋、NH、Cl－四种离子，某同学推测其离子浓度大小顺序有如下四种关系：‎ ‎①c（Cl－）>c（NH）>c（H＋）>c（OH－） ②c（Cl－）>c（NH）>c（OH－）>c（H＋）‎ ‎③c（NH）>c（Cl－）>c（OH－）>c（H＋） ④c（Cl－）>c（H＋）>c（NH）>c（OH－）‎ 填写下列空白：‎ ‎（1）若溶液中只溶解了一种溶质，则该溶质是________，上述四种离子浓度的大小顺序为________（选填序号）。‎ ‎（2）若上述关系中③是正确的，则溶液中的溶质为________；‎ 若上述关系中④是正确的，则溶液中的溶质为________。‎ ‎（3）若该溶液是由体积相等的稀盐酸和氨水混合而成，且恰好呈中性，则混合前c（HCl）________c（NH3·H2O）（填“大于”“小于”或“等于”，下同），混合前酸中c （H＋）和碱中c（OH－）的关系为c（H＋）________c（OH－）。‎ ‎*15. 在25 mL氢氧化钠溶液中逐滴加入0.2 mol/L醋酸溶液，滴定曲线如下图所示。‎ ‎（1）写出氢氧化钠溶液与醋酸溶液反应的离子方程式 ‎___________________________________________________________________。‎ ‎（2）该氢氧化钠溶液的物质的量浓度为________mol·L－1。‎ ‎（3）在B点，a________12.5 mL（填“大于”、“小于”或“等于”，下同）。若由体积相等的氢氧化钠溶液和醋酸溶液混合且恰好呈中性，则混合前c（NaOH）____________c（CH3COOH），混合前酸中c（H＋）和碱中c（OH－）的关系：c（H＋）________c（OH－）。‎ ‎（4）在D点，溶液中离子浓度的大小关系为：____________________________。‎ ‎*16. 已知难溶电解质在水溶液中存在溶解平衡：‎ MmAn（s）mMn＋（aq）＋nAm－（aq）‎ Ksp＝c（Mn＋）m·c（Am－）n，称为溶度积。‎ 某学习小组欲探究CaSO4沉淀转化为CaCO3沉淀的可能性，查得如下资料：（25℃）‎ 难溶电解质 CaCO3‎ CaSO4‎ MgCO3‎ Mg（OH）2‎ Ksp ‎2.8×10－9‎ ‎9.1×10－6‎ ‎6.8×10－6‎ ‎1.8×10－11‎ 实验步骤如下：‎ ‎①往100 mL 0.1 mol·L－1的CaCl2溶液中加入100 mL 0.1 mol ·L－1的Na2SO4溶液，立即有白色沉淀生成。‎ ‎②向上述悬浊液中加入固体Na2CO3 3 g，搅拌，静置，沉淀后弃去上层清液。‎ ‎③再加入蒸馏水搅拌，静置，沉淀后再弃去上层清液。‎ ‎④______________________________________________________________________。‎ ‎（1）由题中信息，Ksp越大，表示电解质的溶解度越________（填“大”或“小”）。‎ ‎（2）写出第②步发生反应的化学方程式：_____________________________。‎ ‎（3）设计第③步的目的是________________________________________。‎ ‎（4）请补充第④步操作及发生的现象：_________________________________。‎ 练习题答案 ‎1. B 解析：NH＋2D2ONH3·HDO＋D3O＋。‎ ‎2. B 解析：NH4Cl溶液中由于NH的水解，NH的浓度与Cl－的浓度比小于1∶1，要配制NH的浓度与Cl－的浓度比为1∶1的溶液，必须增加体系中NH的量，加少量氨水可促使NH＋H2ONH3·H2O＋H＋往左移动，达到题目要求。‎ ‎3. B 解析：本题考查了沉淀溶解平衡的建立与特征。A项：反应开始时，各离子的浓度没有必然的关系。B项正确。C项：沉淀溶解达到平衡时溶液中溶质的离子浓度保持不变，但不一定相等。D项：沉淀溶解达到平衡时，如果再加入难溶性的该沉淀物，由于固体的浓度为常数，故平衡不发生移动。‎ ‎4. A 解析：NH、Fe3＋水解使溶液呈酸性，对CH3COO－的水解有促进作用，而SO水解对CH3COO－的水解有抑制作用，故在CH3COONa溶液中加入NH4NO3、FeCl3固体时CH3COO－浓度减小，加入Na2SO3固体时CH3COO－浓度增大。‎ ‎5. C 解析：A项，两种溶液中均存在着水的电离平衡，NaHCO3溶液中还存在：HCOH＋＋CO及HCO＋H2OH2CO3＋OH－，Na2CO3溶液中还存在：CO＋H2OHCO＋OH－，故A正确。B项，两种溶液中均存在Na＋、CO、HCO、H2CO3、OH－、H＋、H2O，B正确。C项，浓度相同时，CO水解程度大于HCO，故Na2CO3溶液中c（OH－）更大，C错。D项，NaHCO3溶液中加入NaOH固体：HCO＋OH－H2O＋CO，c（CO）增大；Na2CO3溶液中加入 NaOH固体，导致CO的水解平衡向左移动，c（CO）增大，故D正确。‎ ‎﹡6. A 解析：‎ ‎/ mol/L＝0.15 mol 二者反应生成两种盐Ｎa2CO3、NaHCO3，设二者的物质的量分别为 则 解得 mol， mol ‎ 但由于，故略大于0.05 mol，略小于0.05 mol。‎ ‎7. A 解析：电荷守恒强调的是利用正、负电荷数相等，找出阴、阳离子浓度间的关系，不是阴、阳离子数相等，A错；由物料（原子）守恒知c（Na＋）＝2c（）＋2c（）＋2c（H2CO3），B正确；由质子守恒c（H＋）H2O＝c（OH－）H2O知c（OH－）＝c（OH－）H2O＝c（H＋）H2O＝c（H＋）＋c（HCO）＋2c（H2CO3），C正确；由水解规律知D正确。‎ ‎8. B 解析：根据溶液中电荷守恒的原则，pH＝7时，溶液呈中性，c（H＋）＝c（OH－），则另两种阴阳离子的物质的量浓度也相等，即c（NH）＝c（Cl－），而要使溶液呈中性，所加同浓度的盐酸体积应略小于氨水，若V[HCl（aq）]≥10 mL，则由于NH4Cl水解和HCl过量而呈酸性。‎ ‎9. C 解析：溶解平衡为动态平衡，是沉淀生成的速率和沉淀溶解的速率达到相等而并非速率为0的状态，物质的难溶是相对的，因此AgCl溶液中Ag＋、Cl－非常少，向AgCl沉淀中加NaCl，增大c（Cl－），使平衡向逆方向移动，则溶解度减小。‎ ‎10. A 解析：A项中CH3COOH是过量的，溶液呈酸性，故合理；B项中二者恰好反应，生成的CH3COONa使溶液呈碱性；C项中c（OH－）>c（H＋），溶液呈碱性，不合题意；D项，溶液中含有NH。‎ ‎11. B 解析：含有Na＋、H＋、S2－、HS－、OH－的溶液可能是Na2S、NaHS、Na2S和NaHS的混合液、NaHS和H2S的混合液。‎ ‎*12. D 解析：两溶液混合后，c（HF）＝0.1 mol·L－1，则有＝＝3.6×10－4，[c（F－）]2＝3.6×10－5。c（Ca2＋）＝0.1 mol·L－1。[c（F－）]2·c（Ca2＋）＝3.6×10－6>1.46×10－10，体系中有CaF2沉淀析出。‎ ‎13. （1）①②（2）c（Na＋）>c（HCO）>c（OH－）>c（H＋）>c（CO） （3）增大 ‎（4）小于 c（NH）＝c（Cl－）>c（H＋）＝c（OH－） （5）10－12 mol/L 解析：（3）因④中存在NH3·H2ONH＋OH－，加入NH4Cl后导致c（NH）增大，c（OH－）减小，故c（NH）/c（OH－）的值增大。（4）若盐酸与氨水等体积混合，溶液恰好反应完全，溶液呈酸性，现在溶液呈中性，意味着酸的量不足，盐酸体积小于氨水体积，由电荷守恒原理知此时c（NH）＝c（Cl－）。（5）稀释后c（HCl）＝0.01 mol/L，则c（OH－）＝10－12 mol/L，故由水电离出的c（H＋）＝10－12 mol/L。‎ ‎﹡14. （1）NH4Cl ①‎ ‎（2）NH4Cl和NH3·H2O NH4Cl和HCl ‎（3）小于 大于 ‎ 解析：（1）若溶液中只有一种溶质，则该溶质为NH4Cl，因NH的水解溶液呈酸性，离子浓度的大小关系为c（Cl－）>c（NH）>c（H＋）>c（OH－）。（2）因为c（OH－）>c（H＋）、c（NH）>c（Cl－），所以溶液中除含有NH4Cl外，还必须含有NH3·H2O。若c（Cl－）>c（H＋）>c（NH）>c（OH－），则说明溶液中含有NH4Cl和HCl。（3）NH4Cl水解溶液呈酸性，若等体积稀盐酸与氨水混合后该溶液呈中性，说明氨水过量，故c（HCl）c（Na＋）>c（H＋）>c（OH－）‎ 解析：（1）书写氢氧化钠与醋酸反应的离子方程式时，醋酸写化学式，CH3COOH＋OH－CH3COO－＋H2O；（2）由图象知当不加醋酸溶液时，pH＝13，则氢氧化钠溶液的物质的量浓度为0.1 mol/L；（3）若a＝12.5 mL，则表明氢氧化钠与醋酸恰好完全反应，由于是强碱弱酸盐，溶液呈碱性，即pH不可能等于7，若要使溶液的pH等于7，则醋酸应过量，即大于12.5 mL。若体积相等的氢氧化钠溶液和醋酸溶液混合该溶液呈中性，则氢氧化钠溶液浓度小于醋酸溶液浓度；由于酸是弱酸，碱是强碱，所以混合前酸中c（H＋）小于碱中的c（OH－）；（4）在D点，由电荷守恒知，c（CH3COO－）＋c（OH－）＝c（Na＋）＋c（H＋），D点溶液呈酸性，即c（H＋）>c（OH－），则有c（CH3COO－）>c（Na＋），所以各种离子浓度的大小顺序为：c（CH3COO－）>c（Na＋）>c（H＋）>c（OH－）。‎ ‎*16. （1）大 ‎（2）Na2CO3＋CaSO4Na2SO4＋CaCO3‎ ‎（3）洗去沉淀中附着的SO ‎（4）向沉淀中加入足量的盐酸，沉淀完全溶解 解析：由Ksp表达式不难看出其与溶解度的关系，在硫酸钙的悬浊液中存在：CaSO4（s） SO（aq）＋Ca2＋（aq），而加入Na2CO3后，溶液中CO浓度较大，而CaCO3的Ksp较小，故CO与Ca2＋结合生成沉淀，即CO＋Ca2＋CaCO3。既然是探究性实验，必须验证所推测结果的正确性，故设计了③④步操作，即验证所得固体是否为碳酸钙。‎