题型质量检测(七) 水溶液中的离子平衡
专题07 水溶液中的离子平衡(解析版)
三观一统十年高考真题精解专题07 水溶液中的离子平衡高考对本专题内容的考查主要集中在弱电解质的电离平衡、水的离子积、有关溶液pH的计算、酸碱中和滴定实验操作等方面,利用滴定实验原理设计计算型试题是高考命题的热点。
运用数学工具(图表)进行推理是本专题的常见考查形式。
考查学生的变化观念与平衡思想素养。
高考对本专题内容的考查主要包括盐类的水解平衡和难溶电解质的溶解平衡,考查重点侧重于对平衡的影响以及平衡移动的分析。
常用的规律有勒夏特列原理(平衡移动结果的分析)、三大守恒(离子浓度大小的判断)等。
考查学生的变化观念与平衡思想素养。
预计以后高考中对本专题内容的考查点主要有：一是强瑞电解质的判断与比较；二是外界条件对电离平衡的影响，三是影响水电离平衡因素及K W的应用，四是溶液酸碱性的判断判断及pH的计算；五是滴定原理的应用及定量研究的计算。
盐类水解和难溶性电解质的溶解平衡也是高考考查的重点与热点，预计以后高考命题中主要有四个方面：一是盐类水解方程式的书写；二是盐类水解平衡的影响及平衡的移动；三是溶液中离子浓度大小的比较和守恒关系；四是盐类水解的工农业和实际生产中的应用。
（一）2020考纲考点2020考纲要求1.了解电解质的概念。
2.根据电解质在水溶液中的电离与电解质溶液的导电性,理解强电Ⅰ解质和弱电解质的概念,并能正确书写电离方程式。
3.理解弱电解质在水溶液中的电离平衡。
1.了解水的电离及离子积常数。
Ⅱ2.认识溶液的酸碱性、溶液中c(H+)和c(OH-)、pH三者之间的关系,并能进行简单计算。
3.了解溶液pH的测定方法。
4.了解酸碱中和滴定的原理。
5.了解溶液pH的调控在生活、生产和科学研究中的重要作用。
1.理解盐类水解的原理,掌握影响盐类水解程度的主要因素和盐类水解的应用。
2.能够理解离子浓度大小比较中三种守恒关系的本质。
并能利用三种守恒关系解决相关问题。
Ⅱ1.了解难溶电解质的溶解平衡及沉淀转化的本质。
水溶液中的离子平衡专题检测
水溶液中的离子平衡专题检测(时间100分钟满分100分)第1卷选择题（共48分）一、选择题(本题包括16小题，每小题3分，共48分，每小题只有一个选项符合题意)1．下列说法正确的是()A．强电解质溶液一定比弱电解质溶液的导电性强B．强电解质的稀溶液中不存在溶质分子C．强电解质都是离子化合物，而弱电解质都是共价化合物D．不同的弱电解质只要物质的量的浓度相同，电离程度也相同答案 B解析强电解质不一定都是离子化合物如HCl，其导电能力不一定比弱电解质溶液强。
而弱电解质不一定都是共价化合物，如Mg(OH)2。
不同弱电解质，电离程度不同。
2．等体积等物质的量浓度的MOH强碱溶液和HA弱酸溶液混合后，混合溶液中有关离子浓度关系正确的是()A．c(M＋)＞c(OH－)＞c(A－)＞c(H＋)B．c(M＋)＞c(A－)＞c(H＋)＞c(OH－)C．c(M＋)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H＋)D．c(M＋)＋c(H＋)＞c(A－)＋c(OH－)答案 C3．已知当NH4Cl溶液的浓度小于0.1 mol·L－1时，其pH＞5.1。
现用0.1 mol·L－1的盐酸滴定10 mL 0.05 mol·L－1的氨水，用甲基橙作指示剂达到终点时所用盐酸的量应是() A．10 mL B．5 mL C．大于5 mL D．小于5 mL答案 C解析盐酸与氨水完全中和时生成NH4Cl，为强酸弱碱盐，水解后溶液的pH＞5.1，当用甲基橙作指示剂时，甲基橙的变色范围是3.1～4.4，小于5.1，因此，盐酸的用量要偏大。
4．已知HF、CH3COOH均为弱酸，酸性强弱顺序为HF>CH3COOH，下列说法正确的是()A．浓度均为0.1 mol·L－1的NaF、CH3COONa溶液相比较，CH3COONa溶液碱性较强B．0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液，加水稀释过程中，所有离子浓度均减小C．NaF溶液中只含有Na＋、F－、H＋、OH－、H2O五种微粒D．NaF溶液中加入少量NaOH固体，溶液中c(F－)变小答案 A5．25 ℃时，pH＝3的盐酸a L分别与下列三种溶液充分混合后，溶液均呈中性：①c(NH3·H2O)＝10－3 mol·L－1的氨水b L，②c(OH－)＝10－3 mol·L－1的氨水c L，③c(OH－)＝10－3 mol·L－1的Ba(OH)2溶液d L。
高考化学压轴题之化水溶液中的离子平衡(高考题型整理,突破提升)附答案解析
高考化学压轴题之化水溶液中的离子平衡(高考题型整理,突破提升)附答案解析一、水溶液中的离子平衡1．水合肼(N2H4·H2O)是一种强还原性的碱性液体，常用作火箭燃料。
利用尿素法生产水合肼的原理为CO(NH2)2+2NaOH+NaClO=N2H4·H2O+Na2CO3+NaCl。
实验1：制备NaClO溶液(己知：3NaClO2NaCl+NaClO3)。
（1）图甲装置Ⅰ中烧瓶内发生反应的离子方程式为________________________。
（2）用NaOH固体配制溶质质量分数为30%的NaOH溶液时，所需玻璃仪器有_______________。
（3）图甲装置Ⅱ中用冰水浴控制温度的目的是________________________。
实验2：制取水合肼（4）图乙中若分液漏斗滴液速度过快，部分N2H4·H2O会参与A 中反应并产生大量氮气，降低产品产率，该过程中反应生成氮气的化学方程式为__________________。
充分反应后，蒸馏A中溶液即可得到水合肼的粗产品。
实验3：测定馏分中水合肼的含量（5）称取馏分3.0g，加入适量NaHCO3固体(滴定过程中，调节溶液的pH 保持在6.5 左右)，加水配成250mL溶液，移出25.00mL置于锥形瓶中，并滴加2~3 滴淀粉溶液。
用0.15mol·L-1的碘的标准溶液滴定。
(已知：N2H4·H2O+2I2=N2↑+4HI+H2O)①滴定操作中若不加入适量NaHCO3固体，则测量结果会___________“偏大”“ 偏小”“ 无影响”)。
②下列能导致馏分中水合肼的含量测定结果偏高的是___________(填字母)。
a.锥形瓶清洗干净后未干燥b.滴定前，滴定管内无气泡，滴定后有气泡c.读数时，滴定前平视，滴定后俯视d.盛标准液的滴定管水洗后，直接装标准液③实验测得消耗I2溶液的平均值为20.00mL，馏分中水合肼(N2H4·H2O)的质量分数为___________________。
《水溶液中的离子平衡》高考典型题型解析汇总
《水溶液中的离子平衡》高考典型题型解析汇总一、选择题：本题共7小题，每小题6分，共42分。
1．[2019·河南洛阳质检]能影响水的电离平衡，并使溶液中的c(H＋)>c(OH－)的措施是( )A．向水中通入SO2 B．将水加热煮沸C．向纯水中投入一小块金属钠 D．向水中加入NaCl固体答案：A解析：向水中通入SO2，SO2与水发生反应生成H2SO3，抑制水的电离，所得溶液呈酸性，则有c(H＋)>c(OH－)，A正确；将水加热煮沸，促进水的电离，但水仍呈中性，则有c(H＋)＝c(OH－)，B错误；向纯水中投入一小块金属钠，Na与水反应生成NaOH，抑制水的电离，所得溶液呈碱性，则有c(H＋)<c(OH－)，C错误；向水中加入NaCl固体，而NaCl是强酸强碱盐，不发生水解，对水的电离平衡无影响，D错误。
2．室温时，pH＝10的氨水和Na2CO3溶液中，水电离产生的c(H＋)前者与后者之比为( ) A．1：1 B．10－10：10－4C．10－4：10－10 D．10－10：10－7答案：B解析：pH＝10的氨水中水电离出的氢氧根离子浓度等于水电离出的氢离子浓度，为10－10mol·L－1，pH＝10的碳酸钠溶液中水电离产生的c(H＋)＝10－4mol·L－1，前者与后者之比为10－10：10－4。
3．[2019·四川南充一诊]25 ℃时，0.1 mol·L－1的3种溶液：①盐酸、②氨水、③CH3COONa 溶液。
下列说法中，不正确的是( )A．3种溶液中pH最小的是①B．3种溶液中水的电离程度最大的是③C．①与②等体积混合后溶液显酸性D．①与③等体积混合后：c(Na＋)>c(Cl－)>c(H＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)答案：D解析：盐酸呈酸性，氨水和CH3COONa溶液呈碱性，则pH最小的是盐酸，A正确；盐酸和氨水抑制水的电离，CH3COONa因发生水解而促进水的电离，故水的电离程度最大的是CH3COONa，B正确；等浓度、等体积的盐酸和氨水混合，二者恰好完全反应生成NH4Cl，由于NH＋4发生水解而使溶液呈酸性，C正确；等浓度、等体积的盐酸和CH3COONa溶液混合，二者恰好完全反应生成CH3COOH和NaCl，由于Na＋、Cl－均不发生水解，则有c(Na＋)＝c(Cl－)，D错误。
水溶液中的离子平衡典型练习试题和答案解析
水溶液中的离子平衡1.常温下将稀NaOH溶液和稀CH3COOH溶液混合,溶液中不可能出现的结果是（）。
A。
pH＞7，且c（OH—）＞c(Na+）＞c(H+）＞c（CH3COO-）B.pH＞7,且c(Na+）+c（H+)＝c(CH3COO-）+c（OH-）C。
pH＜7，且c（CH3COO-)＞c(H+）＞c(Na+）＞c（OH-）D.pH＝7，且c（CH3COO-）＞c(Na+)＞c（H+）＝c（OH—)2。
在25℃，将a mol/L的氨水与b…的盐酸等体积混合，反应后显中性…用含a和b的代数式表示该混合溶液中一水合氨的电离平衡常数是?3.水的电离平衡曲线如图所示，下列说法中，正确的是( ）A、图中A、B、D三点处Kw的大小关系:B＞A＞DB、25℃时，向pH=1的稀硫酸中逐滴加入pH=8的稀氨水，溶液中c（NH4+）/c（NH3?H2O）的值逐渐减小C、在25℃时，保持温度不变，在水中加人适量NH4Cl固体，体系可从A点变化到C点D、A点所对应的溶液中，可同时大量存在Na+、Fe3+、Cl—、S042—4. 设水的电离平衡线如图所示：(1)若以A点表示25℃时水在电离平衡时的离子浓度,当温度上升到100℃时,水的电离平衡状态到B 点，则此时水的离子积从_____增加到____，造成水的离子积增大的原因是____.（2)将pH=8的Ba(OH） 2 溶液与pH=5的稀盐酸混合,并保持100℃的恒温，欲混合溶液pH=7,则Ba(OH） 2 溶液与盐酸的体积比为____。
(3）100℃时，已知某强酸溶液的pH酸与某强碱溶液的pH碱存在如下关系：pH酸+ pH碱=13，若要使该强酸与该强碱混合后溶液呈中性，则该强酸溶液的体积与强碱溶液的体积之比为__5. 已知NaHSO4在水中的电离方程式为：NaHSO4═Na++H++SO42—．某温度下，向pH=6的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的pH为2．下列对该溶液的叙述中,不正确的是（）A．该温度高于25℃B．由水电离出来的H+的浓度是1。
高中化学专题07 第13题 水溶液中的离子平衡(知识过关)-2020年高考化学二三轮复习题型大突破系
专题07 第13题水溶液中的离子平衡知识过关一、试题分析水溶液中的离子平衡是高考的重点，主要考查弱电解质的电离平衡、盐类的水解平衡、难溶电解质的溶解平衡的移动影响规律及应用，溶液中粒子浓度大小的比较，K sp、pH的计算，中和滴定的计算、指示剂的选择等。
二、试题导图三、必备知识知识点1 电离平衡和溶液的酸碱性1．电离平衡中的三个易错点(1)电离平衡向正向移动，弱电解质的电离程度不一定增大，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)弱电解质在加水稀释的过程中，溶液中所有离子浓度不一定都减小，如氨水加水稀释时，c(H＋)增大。
(3)由水电离出的c(H＋)＝1.0×10－13 mol·L－1的溶液不一定呈碱性。
2．水的电离和溶液的酸碱性(1)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K W＝1.0×10－14。
②酸、碱抑制水的电离，能水解的正盐、活泼金属(如Na)则促进水的电离。
(2)溶液的酸碱性溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。
①当电离能力大于水解能力时，如何判断溶液酸碱性举例：a．CH3COOH的电离程度大于CH3COO－的水解程度，所以等浓度的CH3COOH与CH3COONa溶液等体积混合后溶液显酸性；b．NH3·H2O的电离程度大于NH＋4的水解程度，等浓度的NH3·H2O和NH4Cl溶液等体积混合后溶液显碱性。
②当水解能力大于电离能力时，如何判断溶液酸碱性举例：HClO的电离程度小于ClO－的水解程度，所以等浓度的HClO与NaClO溶液等体积混合后溶液显碱性。
③酸式盐溶液的酸碱性主要取决于酸式酸根的电离能力和水解能力哪一个更强。
如在NaHCO3溶液中，HCO－3的水解能力大于电离能力，故溶液显碱性；而在NaHSO3溶液中，HSO－3的电离能力大于水解能力，故溶液显酸性。
(完整版)水溶液中的离子平衡测试题(含答案)
班别：姓名：座号：水溶液中的离子平衡测试题一、选择题：（每小题3分，共48分，每小题有．1．个或．．2．个．正确选项。
）1．水是一种极弱的电解质，在室温下，平均每n个水分子中只有1个水分子发生了电离，则n的值是（）A．1×10-14B．55.6×107C．107D．55.62．下列溶液一定是碱性的是（）A．pH＝8的某电解质的溶液B．c(OH-)＞1×10-7mol/LC．溶液中含有OH-D．溶液中c(OH-)＞c(H+)3．已知某温度下，四种一元弱酸的电离平衡常数为：K a(HCN)＝6.2×10-10mol/L、K a(HF)＝6.8×10-4mol/L、K a(CH3COOH)＝1.8×10-5mol/L、K a(HNO2)＝6.4×10-6 mol/L。
物质的量浓度都为0.1 mol/L的下列溶液中，pH最小的是（）A．HCN B．CH3COOH C．HF D．HNO2 4．0.1 mol/L K2CO3溶液中，若使c(CO32-)更接近0.1 mol/L，可采取的措施是（）A．加入少量盐酸B．加KOH固体C．加水D．加热5．在已达到电离平衡的0.1mol/L的醋酸溶液中，欲使平衡向电离的方向移动，同时使溶液的pH 降低，应采取的措施是（）A．加少量盐酸B．加热C．加少量醋酸钠晶体D．加少量水6．将足量的BaCO3粉末分别加入下列溶液中，充分溶解至溶液饱和。
各溶液中Ba2+的浓度最小的为（）A．10 mL 0.2 mol/LNa2CO3溶液B．40 mL水C．50 mL 0.01 mol/L 氯化钡溶液D．100 mL 0.01 mol/L盐酸7．下列有关滴定操作的顺序正确的是（）①检查滴定管是否漏水；②用蒸馏水洗涤玻璃仪器；③用标准溶液润洗盛装标准溶液的滴定管，用待测液润洗盛待测液的滴定管；④装标准溶液和待测液并调整液面（记录初读数）；⑤取一定体积的待测液于锥形瓶中；⑥滴定操作A．①③②④⑤⑥B．①②③④⑤⑥C．②③①④⑤⑥D．④⑤①②③⑥8．要使K2S溶液中[K+]／[S2-]的比值变小，可加入的物质是（）A．适量盐酸B．适量NaOH溶液C．适量KOH溶液D．适量KHS溶液9．在Ca(OH)2（K sp=5.5×10-6）、Mg(OH)2（K sp=1.2×10-11）、AgCl（K sp=1.56×10-10）三种物质中，下列说法正确的是（）A．Mg(OH)2的溶解度最小B．Ca(OH)2的溶解度最小C．AgCl的溶解度最小D．同下Ksp越大的溶解度也越大10．在室温下，等体积的酸和碱的溶液混合后，pH一定少于7的是（）A．pH=3的HNO3跟pH=11的KOH B．pH=3的盐酸跟pH=11的氨水C．pH=3硫酸跟pH=11的NaOH D．pH=3的醋酸跟pH=11的Ba(OH)2 11．已知某溶液中存在OH-、H+、NH4+、Cl-四种离子。
水溶液中的离子平衡【 答案+解析】
二轮复习题型特训：水溶液中的离子平衡【精编30题答案+解析】1．常温下，向1 L 0.1 mol·L－1NH4Cl溶液中，不断加入固体NaOH后，NH＋4与NH3·H2O的变化趋势如图所示(不考虑体积变化和氨的挥发)。
下列说法不正确的是( )A．M点溶液中水的电离程度比原溶液小B．在M点时，n(OH－)－n(H＋)＝(a－0.05) molC．随着NaOH的加入，c H＋c NH＋4不断增大D．当n(NaOH)＝0.1 mol时，c(Na＋)＝c(NH＋4)＋c(NH3·H2O)解析：选C。
M点溶液为NH4Cl、NH3·H2O、NaCl的混合溶液，NH＋4的水解促进水的电离，NH3·H2O的电离抑制水的电离，且M点NH＋4的浓度小于原溶液中NH＋4的浓度，故M点溶液中水的电离程度比原溶液小，A项正确；在M点时，根据电荷守恒有：n(OH－)＋n(Cl－)＝n(H＋)＋n(Na＋)＋n(NH＋4)，则n(OH－)－n(H＋)＝n(Na＋)＋n(NH＋4)－n(Cl－)＝(a＋0.05－0.1)mol＝(a－0.05) mol，B项正确；NH＋4的水解常数K h＝c NH3·H2O·c H＋c NH＋4，则c H＋c NH＋4＝Khc NH3·H2O，随NaOH加入，K h不变，c(NH3·H2O)不断增大，则c H＋c NH＋4不断减小，C项错误；当n(NaOH)＝0.1 mol时，得到等物质的量的NaCl和NH3·H2O的混合溶液，则c(Na＋)＝c(Cl－)，结合物料守恒式：c(Cl－)＝c(NH＋4)＋c(NH3·H2O)知，D项正确。
2.常温下，0.1 mol·L－1的H2C2O4溶液中H2C2O4、HC2O－4、C2O2－4三者所占物质的量分数(分布系数)随pH变化的关系如图所示。
第七专题 水溶液中的离子平衡
cH＋· cOH－ ①水的电离常数：K＝ ； cH2O ②水的离子积：KW＝c(H＋)· c(OH－)===K· c(H2O)。25 ℃时，
KW＝1.0×10－14 。(2)pH与溶液的酸碱性。
－lgc(H＋) 。 ①数学表达式：pH＝__________
②溶液酸碱性与pH、c(H＋)、c(OH－)的关系。溶液呈中性，
解析：A项正确，符合电荷守恒；B项错误，NH3· H2O 是
弱碱，pH＝12 的氨水中 NH3· H2O 的浓度远大于 0.01 mol· L－1， 故其与等体积等浓度的盐酸混合后所得溶液显碱性；C项正确， c(H＋)水＝c(OH－)水＝Kw/c(H＋)＝1.0×10－12 mol· L－1；D项错误， 混合后生成的乙酸是弱酸，只有部分电离，故c(Cl－)＞
弱电解质的电离平衡 [例 1]证明可溶性一元酸(HX)是弱酸，在 25 ℃条件下设计 如下方案，其中不合理的是( )。 A．测 1 mol· L－1NaX溶液的 pH 时，若pH＞7，证明 HX 是弱酸 B．测0.1 mol· L－1 HX溶液的 pH 时，若pH＞1，证明 HX 是弱酸
C．将等浓度、等体积的盐酸和 NaX 溶液混合，若混合溶 液的 pH＜7，证明 HX 是弱酸 D．对 0.1 mol· L－1的盐酸和0.1 mol· L－1的 HX 溶液进行导 电性实验，若连接 HX 溶液的灯泡较暗，证明 HX 是弱酸
确；加入盐酸会使溶液的酸性增强，使醋酸溶液 pH 减小，C
项错误；提高溶液温度会使醋酸的电离程度增大，使醋酸溶液
酸性增强，pH 减小，D 项错误。
答案：B
1．影响弱电解质电离平衡常数 K 的外界因素为温度，浓 度对 K 无影响。
2．相同浓度下，弱酸的电离平衡常数 K 值越大，酸性越
21届高考12题： 水溶液中的离子平衡——题型特训30题(答案+解析)
《高考12题逐题突破》：水溶液中的离子平衡——题型特训【方法技巧】1．巧抓“四点”，突破反应过程中“粒子”浓度的关系(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，溶液的酸碱性，是什么因素造成的。
(3)抓溶液“中性”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．根据多元弱酸“共轭酸碱对”判断电离常数(K a)与水解常数(K h)大小解答沉淀溶解平衡图像题的注意事项(1)溶液在蒸发时，离子浓度的变化分两种情况：①原溶液不饱和时，离子浓度都增大；②原溶液饱和时，离子浓度都不变。
(2)溶度积常数只是温度的函数，与溶液中溶质的离子浓度无关，在同一曲线上的点，溶度积常数相同。
(3)对处于沉淀溶解平衡状态的体系，若温度不变时，无论改变哪种离子的浓度，另一种离子的浓度只能在曲线上变化，不会出现在曲线以外。
【精编30题答案+解析】1．(2019·武汉模拟)常温下，浓度均为1.0 mol·L－1的NH3·H2O和NH4Cl混合溶液10 mL，测得其pH为9.3。
下列有关叙述正确的是( ) A．加入适量的NaCl，可使c(NH＋4)＝c(Cl－)B．滴加几滴浓氨水，c(NH＋4)减小C．滴加几滴浓盐酸，c NH＋4c NH3·H2O的值减小D．1.0 mol·L－1的NH4Cl溶液中c(NH＋4)比该混合溶液中的大答案 A解析根据题意，等浓度的两种溶液混合后，溶液呈碱性，说明NH3·H2O的电离程度大于NH4Cl的水解程度，即c(NH＋4)＞c(Cl－)，加入适量的NaCl，可使c(NH＋4)＝c(Cl－)，A项正确；滴加几滴浓氨水，虽然电离程度减小，但c(NH＋4)仍增大，B项错误；加入几滴浓盐酸后，c(OH－)减小，由于电离常数不变，c NH＋4c NH3·H2O＝Kh c OH－的值增大，C项错误；1.0 mol·L－1的NH4Cl溶液中c(NH＋4)比该混合溶液中的小，D项错误。
(完整版)《水溶液中的离子平衡》综合测试题(含答案).doc
（人教版选修四）第三章 《水溶液中的离子平衡》综合测试题（考试时间： 90 分钟 满分： 100 分）本试卷分第 Ⅰ 卷 (选择题 )和第 Ⅱ 卷(非选择题 )两部分。
第 Ⅰ 卷 54 分，第 Ⅱ卷 46 分， 共 100 分，考试时 间 90 分钟。
第Ⅰ卷(选择题共 50 分 )一、选择题 (本大题共 25 小题，每小题 2 分，共 50 分。
在每小题给出的四个选项中，只有一项是符合题目要求的 )1．下列说法中正确的是 ( D )A ．二氧化硫溶于水能导电，故二氧化硫属于电解质B ．硫酸钡难溶于水，故硫酸钡属于弱电解质C ．硫酸是强电解质，故纯硫酸能导电D ．氢氧根离子浓度相同的氢氧化钠溶液和氨水导电能力相同－1 醋酸溶液加水稀释，下列说法正确的是( D )2．将 0.1 mol L ·A ．溶液中 c(OH －)和 c(H ＋)都减小 B ．溶液中 c(H ＋)增大 C ．醋酸电离平衡向左移动D ．溶液的 pH 增大A 、因醋酸溶液中加水稀释，溶液的体积增大，则电离产生的氢离子的浓度减小，则氢氧根浓度增大，故 A 错误；B 、因醋酸溶液中加水稀释，溶液的体积增大，则电离产生的氢离子的浓度减小，故 B 错误；C 、醋酸是弱电解质，则醋酸溶液中加水稀释将促进电离，平衡向右移动，故C 错误；D 、醋酸溶液中加水稀释，溶液的体积增大，则电离产生的氢离子的浓度减小，根据Kw 值不变，所以氢氧根浓度增大，故 D 正确；故选 D ．3．相同温度下，等物质的量浓度的下列溶液中，pH 最小的是 ( C )A ．NH 4ClB ． NH 4HCO 3C ．NH 4HSO 4D ． (NH 4)2SO 4解析： NH4Cl 和 (NH4)2SO4 对比，水解都呈酸性， (NH4)2SO4pH 较小； NH4HCO3 水解呈碱性， pH 最大； NH4HSO4 为酸式盐， HSO4- 完全电离，溶液酸性最强，则pH 最小，故选 C 。
水溶液中的离子平衡 经典测试
1.现有如下各化合物：①酒精、②氯化铵、③氢氧化钡、④氨水、⑤蔗糖、⑥硝酸、⑦氢硫酸、⑧硫酸钾、⑨磷酸、⑩硫酸、⑪钠。
请用物质的序号填写下列空白：属于强电解质的有：____________，属于弱电解质的有：________________________________________________________________________。
2.在甲酸的下列性质中，可以证明它是弱电解质的是()A．1 mol/L甲酸溶液中c(H＋)约为1×10－2 mol/LB．甲酸能与水以任意比例互溶C．10 mL 1 mol/L甲酸恰好跟10 mL 1 mol/L NaOH溶液完全反应D．在相同条件下，甲酸的导电性比强酸溶液的导电性弱3.某浓度的氨水中存在下列平衡：NH3·H2O＋4＋OH－，如想增大NH＋4的浓度，而不增大OH－的浓度，应采取的措施是()A．适当升高温度B．加入NH4Cl固体C．通入NH3D．加入少量盐酸4.下列说法正确的是()A．氯水能导电，所以氯气是电解质B．碳酸钙不溶于水，所以它是非电解质C．固体磷酸是电解质，所以磷酸在熔化状态下和溶于水时都能导电D．胆矾虽不能导电，但它属于电解质5.一定量的盐酸跟过量的铁粉反应时，为了减缓反应速率，且不影响生成氢气的总量，可向盐酸中加入适量的()A．NaOH(固体) B．H2O C．HCl D．CH3COONa(固体) 6.在醋酸的电离平衡CH3COOH3COO－＋H＋中，要使电离平衡右移且c(H＋)增大，应采取的措施是()A．加入NaOH(s) B．加入盐酸C．加蒸馏水D．升高温度7.写出下列物质的电离方程式(在水溶液中)(1)NH3·H2O___________________________________________________________；(2)H2CO3_____________________________________________________________；(3)NaHSO4____________________________________________________________；(4)NaHCO3____________________________________________________________；(5)CuSO4______________________________________________________________。
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题型质量检测（七）水溶液中的离子平衡1．(2020·浙江7月选考)下列说法不正确的是()A．2.0×10－7 mol·L－1的盐酸中c(H＋)＝2.0×10－7 mol·L－1B．将KCl溶液从常温加热至80 ℃，溶液的pH变小但仍保持中性C．常温下，NaCN溶液呈碱性，说明HCN是弱电解质D．常温下，pH为3的醋酸溶液中加入醋酸钠固体，溶液pH增大解析：选A极稀的溶液中，H2O电离出的H＋不能忽略，故c(H＋)大于2×10－7 mol·L－1，A项错误；水的电离是吸热的，升高温度促进水的电离，氢离子浓度和氢氧根离子浓度均增大，pH减小，但氢离子浓度和氢氧根离子浓度仍相等，溶液呈中性，B项正确；常温下，NaCN溶液呈碱性，说明NaCN是强碱弱酸盐，HCN是弱酸，C项正确；醋酸溶液中加入醋酸钠，醋酸根离子浓度增大，醋酸的电离平衡逆向移动，氢离子浓度减小，pH增大，D项正确。
2．(2020·浙江名校联考)25 ℃时，向10 mL 0.1 mol·L－1 NaOH溶液中，逐滴加入10 mL 浓度为c mol·L－1的HF稀溶液。
已知25 ℃时：①HF(aq)＋OH－(aq)===F－(aq)＋H2O(l)ΔH ＝－67.7 kJ·mol－1；②H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l)ΔH＝－57.3 kJ·mol－1。
请根据信息判断，下列说法不正确的是()A．整个滴加过程，水的电离程度不一定存在先增大后减小的变化趋势B．将氢氟酸溶液温度由25 ℃升高到35 ℃时，HF的电离程度减小(不考虑挥发)C．当c>0.1时，溶液中才有可能存在c(Na＋)＝c(F－)D．若滴定过程中存在c(Na＋)>c(OH－)>c(F－)>c(H＋)，则c一定小于0.1解析：选D A项，在滴加NaOH溶液的过程中，c(NaOH)逐渐减小，c(NaF)增大，则水电离程度逐渐增大，当二者恰好完全反应生成NaF时，水的电离程度最大，由于HF 的浓度未知，所以滴入10 mL HF时，混合溶液可能是碱过量，也可能是酸过量，也可能是二者恰好完全反应产生NaF，因此滴加过程中水的电离程度不一定存在先增大后减小的变化趋势，正确；B项，①HF(aq)＋OH－(aq)===F－(aq)＋H2O(l)ΔH＝－67.7 kJ·mol－1，②H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l)ΔH＝－57.3 kJ·mol－1，将①－②得HF(aq)F－(aq)＋H＋(aq)ΔH＝－67.7 kJ·mol－1－(－57.3)kJ·mol－1＝－10.4 kJ·mol－1，则HF的电离过程放出热量，升高温度，电离平衡逆向移动，导致HF电离程度减小，正确；C项，向NaOH 溶液中开始滴加HF稀溶液，当c>0.1时，混合溶液中溶质为NaF、HF，溶液可能呈中性，结合电荷守恒得c(Na＋)＝c(F－)，正确；D项，若c≥0.1，在刚开始滴加时，溶液为NaOH、NaF的混合物，且n(NaOH)>n(NaF)，微粒的物质的量浓度存在c(Na＋)>c(OH－)>c(F－)> c(H＋)，所以c不一定小于0.1，错误。
3．(2020·山东烟台质检)下列有关说法正确的是()A．向饱和氯水中加入NaOH溶液至pH＝7，所得溶液中c(Na＋)>c(ClO－)>c(Cl－)> c(OH－)B．pH相等的①NH4NO3，②(NH4)2SO4，③NH4HSO4溶液中，c(NH＋4)大小顺序为①＞②＞③C．常温下，pH为1的0.1 mol·L－1 HA溶液与0.1 mol·L－1 NaOH溶液恰好完全反应时，溶液中一定存在：c(Na＋)＝c(A－)>c(OH－)＝c(H＋)D．常温下，0.1 mol·L－1 Na2S溶液中存在c(OH－)＝c(H＋)＋c(HS－)＋c(H2S)解析：选C A项，向饱和氯水中加入NaOH溶液至pH＝7，反应生成NaCl、NaClO，ClO－水解，则所得溶液中c(Na＋)＞c(Cl－)＞c(ClO－)＞c(OH－)，错误；B项，相同pH的(NH4)2SO4与NH4NO3溶液，两者都是强酸弱碱盐，两溶液中NH＋4浓度相等，由于NH4HSO4是电离时产生的H＋使溶液呈酸性，NH4NO3是NH＋4水解使溶液呈酸性，因此NH4HSO4中NH＋4的浓度小于NH4NO3，则pH相等时溶液中NH＋4浓度大小顺序为①＝②>③，错误；C 项，常温下，pH为1的0.1 mol·L－1 HA溶液，HA为强酸，与0.1 mol·L－1 NaOH溶液恰好完全反应时生成强酸强碱盐NaA，反应后溶液显中性，c(Na＋)＝c(A－)、c(OH－)＝c(H＋)，溶液中离子浓度大小为c(Na＋)＝c(A－)>c(OH－)＝c(H＋)，正确；D项，常温下0.1 mol·L－1 Na2S溶液中，质子守恒关系式为c(OH－)＝c(H＋)＋c(HS－)＋2c(H2S)，错误。
4．(2020·湖南衡阳质检)25 ℃时，在20 mL 0.1 mol·L－1一元弱酸HA溶液中滴加0.1 mol·L－1 NaOH溶液，溶液中lg c(A－)c(HA)与pH关系如图所示。
下列说法正确的是()A．A点对应溶液中c(Na＋)＞c(A－)＞c(H＋)＞c(OH－)B ．25 ℃时，HA 酸的电离常数为1.0×10－5.3C ．B 点对应的NaOH 溶液体积为10 mLD ．对C 点溶液加热(不考虑挥发)，则c (A －)c (HA )·c (OH －)一定增大 解析：选B A 项，A 点对应溶液显酸性，c (H ＋)＞c (OH －)，溶液中电荷守恒关系为 c (Na ＋)＋c (H ＋)＝c (A －)＋c (OH －)，所以c (A －)＞c (Na ＋)＞c (H ＋)＞c (OH －)，错误；B 项，pH＝5.3时，lg c (A －)c (HA )＝0，即c (A －)＝c (HA)，HA 电离常数K a ＝c (A －)·c (H ＋)c (HA )＝c (H ＋)＝10－pH ＝10－5.3，正确；C 项，K a ＝10－5.3＞10－1410－5.3＝K W K aK h ，在20 mL HA 溶液中加入10 mL NaOH 溶液，得到等浓度HA 和NaA 混合溶液，电离程度大于水解程度，c (A －)＞c (HA)，即lg c (A －)c (HA )＞0，故B 点对应的NaOH 溶液的体积小于10 mL ，错误；D 项，A －的水解常数K h 随温度升高而增大，所以c (A －)c (HA )·c (OH －)＝1K h，随温度升高而减小，错误。
5．(2020·安徽合肥质检)已知：25 ℃时，K a (HA)>K a (HB)。
该温度下，用0.100 mol·L －1盐酸分别滴定浓度均为0.100 mol·L －1的NaA 溶液和NaB 溶液，混合溶液的pH 与所加盐酸体积(V )的关系如图所示。
下列说法正确的是( )A ．滴定前NaA 溶液与NaB 溶液的体积相同B ．25 ℃时，K a (HA)的数量级为l0－11C ．当pH 均为6时，两溶液中水的电离程度相同D ．P 点对应的两溶液中c (A －)＋c (HA)<c (B －)＋c (HB)解析：选C A 项，由题中信息K a (HA)>K a (HB)可知，相同浓度下A －的水解程度小于B －的水解程度，滴定至P 点，滴加等体积的盐酸时两溶液的pH 相等，则滴定前NaA 溶液的体积大于NaB 溶液的体积，错误；B 项，由题图可知，25 ℃时，0.100 mol·L －1NaA 溶液的pH ＝11，由A －＋H 2O HA ＋OH －知，c (HA)＝c (OH －)＝10－1410－11 mol·L －1＝10－3 mol·L－1，则K a (HA)＝c (H ＋)·c (A －)c (HA )＝10－11×0.10010－3＝10－9，错误；C 项，当pH 均为6时，溶液中的OH －均由水电离产生且浓度相等，故两溶液中水的电离程度相同，正确；D 项，滴定前NaA 溶液的体积大于NaB 溶液的体积，根据物料守恒得c (A －)＋c (HA)＞c (B －)＋c (HB)，错误。
6．(2020·大庆实验中学模拟)室温下，用0.1 mol·L －1的盐酸滴定相同浓度的25 mL 溴化肼(N 2H 5Br)溶液，已知肼(N 2H 4)是二元弱碱，N 2H 4＋H 2ON 2H ＋5＋OH － K b1＝1.0 × 10－6，N 2H ＋5＋H 2O N 2H 2＋6＋OH － K b2＝1.3× 10－15，滴定过程中混合溶液的相对导电能力变化曲线如图所示。
下列叙述错误的是( )A ．N 2H 4与硫酸反应形成的酸式盐的化学式为N 2H 6(HSO 4)2B ．b 点表示盐酸与溴化肼恰好完全反应：c (Cl －)＝c (Br －)>c (N 2H 2＋6)C ．a 点对应的溶液中c (Br －)＋c (OH －)＝c (N 2H ＋5)＋2c (N 2H 2＋6)＋c (H ＋)D ．c 点的混合溶液中c (Cl －)>c (Br －)>c (H ＋)>c (N 2H 2＋6)>c (N 2H ＋5)>c (OH －)解析：选D A 项，N 2H 4与硫酸反应形成的酸式盐，则酸过量，N 2H 4会完全电离为N 2H 2＋6，该酸式盐的化学式为N 2H 6(HSO 4)2，正确；B 项，b 点表示盐酸与溴化肼恰好为1∶1完全反应，此时溶液为N 2H 6BrCl ，而N 2H 2＋6水解，故c (Cl －)＝c (Br －)>c (N 2H 2＋6)，正确；C 项，a 点时为N 2H 5Br 溶液，根据电荷守恒：c (Br －)＋c (OH －)===c (N 2H ＋5)＋2c (N 2H 2＋6)＋c (H＋)，正确；D 项，c 点为N 2H 6BrCl 、HCl 的混合溶液，溶液显酸性，抑制N 2H 2＋6水解，从图中可得知，c (N 2H 2＋6)>c (H ＋)，错误。