高考化学专题水溶液中的离子平衡

2018年高考化学专题——水溶液中的离子平衡

考点一：水溶液中离子平衡的存在

1、弱电解质的电离平衡及其影响因素

弱电解质的电离平衡指在一定条件下（温度、浓度），弱电

解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时的状态。

（1）内因

弱电解质本身，如常温下K(HF)>K(CH3COOH)。

（2）外因

以CH 3COOH CH3COO-+H+为例

①温度：弱电解质的电离过程一般是吸热的，升高温度，

电离平衡向右移动，CH3COOH电离程度增大，

c(H+)、c(CH3COO-)增大。

②浓度：加水稀释CH3COOH溶液，电离平衡向右移动，

电离程度增大。n(CH3COO-)、n(H+)增大，但

c(CH3COO-)、c(H+)减小。

③同离子效应：在弱电解质溶液中加入同弱电解质具有

相同离子的强电解质，电离平衡向逆反应方向移

动。例如0.1mol/L的醋酸溶液中存在如下平衡

CH 3COOH CH3COO-+H+。加入少量CH3COONa

固体或HCl，由于增大了c(CH3COO-)或c(H+)，

使CH3COOH的电离平衡向逆反应方向移动。前

者使c(H+)减小，后者使c(H+)增大。

④化学反应：在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离

产生的某种离子反应的物质时，可使电离平衡向

电离的方向移动。例如，在CH3COOH溶液中加

入NaOH或Na2CO3溶液，由于OH-+H+=H2O、

CO+2H+=H2O+CO2↑，使c(H+)减小，平衡向着电

离的方向移动。

2、水的电离

（1）影响水的电离平衡的因素

①温度：

若升高温度，促进水的电离，因为水的电离吸热，故水的电离平衡向右移动，c(H＋)与c(OH－)同时增大，

K W增大pH变小，但由于c(H＋)与c(OH－)始终保持相等，

故仍显中性。如纯水的温度由25℃升高到100℃，则

c(H＋)与c(OH－)都从1×10－7m ol·L－1增大为1×10－

6mol·L－1，K W由1×10－14增大为1×10－12，pH由7变为

6，由于c(H＋)＝c(OH－)，仍然显中性。

②加入酸、碱

向纯水中加入酸、碱，由于酸、碱的电离产生H＋和OH－增大了水中的c(H＋)和c(OH－)，故均可以使水的

电离平衡向左移动。此时，若温度不变，则K W不变，

水的电离程度变小。加酸时c(H＋)变大，pH变小，加碱

时，c(OH－)变大，pH变大。

③易水解的盐：

在纯水中加入易水解的盐，不管水解后溶液显什么性，均促进水的电离，使水的电离程度增大，但只要

温度不变，则K w不变

④其他因素：

如向水中加入活泼金属，活泼金属与水电离出的H+直接作用，促进水的电离平衡向右移动

（2）影响K W的因素

K W只与温度有关，温度不变，K W不变；温度升高，K W增大，反之K W减小。

①K W不仅适用于水，还适用于酸性或碱性的稀溶液。

不管哪种溶液均有c(H＋)H2O＝c(OH－)H2O

如酸性溶液中：[c(H＋)酸＋c(H＋)H2O]·c(OH－)H2O＝K W

碱性溶液中：[c(OH－)碱＋c(OH－)H2O]·c(H＋)H2O＝K W

②水的离子积常数提示了在任何水溶液中均存在水的

电离平衡，都有H＋和OH－共存，只是相对含量不

同而已。并且在稀酸或稀碱溶液中，当温度为25℃

时，K W＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14为同一常数。3、盐类水解

（1）盐类水解的规律

规律：有弱才水解，无弱不水解，都弱都水解，越弱越水解，谁虽显谁性，同强显中性。

（2）影响盐类水解的因素

内因：盐本身的性质是决定盐水解程度大小的最主要因素，组成盐的酸根相对应的酸越弱(或阳离子对应的碱越弱)，

水解程度就越大。

外因：

①温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程

度增大。

②浓度：盐的浓度越小，电解质离子相互碰撞结合成电

解质分子的几率越小，水解程度越大。

③外加酸碱：促进或抑制盐的水解。例如：CH3COONa

溶液中加强酸，盐的水解程度增大，加强碱，盐的

水解程度减小。

④外加盐

a．加入水解后酸碱性相反的盐，盐的水解互相促进；

加入水解后酸碱性相同的盐，盐的水解互相抑制。

b．加入不参加水解的固态盐，对水解平衡无影响；加入不参加水解的盐溶液，相当于对原盐溶液稀释，

盐的水解程度增大。

外界条件对反应Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+(正反应为吸热反应)的影响如下：

通HCl

1、微粒浓度大小比较的理论依据和守恒关系

A．两个理论依据

①弱电解质电离理论：电离粒子的浓度大于电离生成粒

子的浓度。

例如，H2CO3溶液中：c(H2CO3)>c(HCO)?c(CO)(多元弱酸第一步电离程度远远大于第二步电离)。

②水解理论：水解离子的浓度大于水解生成粒子的浓度。

例如，Na2CO3溶液中：c(CO)>c(HCO)?c(H2CO3)(多元弱酸根离子的水解以第一步为主)。

B．三个守恒关系

①电荷守恒：电荷守恒是指溶液必须保持电中性，即溶

液中所有阳离子的电荷总浓度等于所有阴离子的电荷总

浓度。

例如，NaHCO3溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)===c(HCO)＋2c(CO)＋c(OH－)。

②物料守恒：物料守恒也就是元素守恒，变化前后某种

元素的原子个数守恒。

例如，0.1mol·L－1NaHCO3溶液中：c(Na＋)＝c(HCO)＋c(CO)＋c(H2CO3)＝0.1mol·L－1。

③质子守恒：由水电离出的c(H＋)等于由水电离出的

c(OH－)，在碱性盐溶液中OH－守恒，在酸性盐溶液中H

＋守恒。

例如，纯碱溶液中c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H2CO3)。

2、四种情况分析

①多元弱酸溶液

根据多步电离分析，如：在H3PO3溶液中，c(H

＋)>c(H2PO)>c(HPO)>c(PO)。

②多元弱酸的正盐溶液

根据弱酸根的分步水解分析，如：Na2CO3溶液中：c(Na ＋)>c(CO)>c(OH－)>c(HCO)。

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产生的影响。例如，在相同物质的量浓度的下列溶液中：①NH4NO3溶液，②CH3COONH4溶液，③NH4HSO4溶液，c(NH)由大到小的顺序是③>①>②。

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。例如，在

0.1mol·L－1的NH4Cl和0.1mol·L－1的氨水混合溶液中，各离

子浓度的大小顺序为c(NH)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)。在该溶液中，NH3·H2O的电离与NH的水解互相抑制，但NH3·H2O的电离程度大于NH的水解程度，溶液呈碱性，c(OH－)>c(H＋)，同时c(NH)>c(Cl－)。

3、解题思路

电解质溶液

考点三：酸碱中和滴定曲线

酸碱中和滴定曲线类试题是近几年高考的热点和难点，试题以酸碱滴定过程为基础，考查离子浓度大小比较，溶液中的守恒关系等。这类试题的难点在于整个过程为一动态过程，在解题的过程中，我们可以化动为静，采取极端假设的方法进行判断。

首先看横纵坐标，搞清楚是酸加入碱中，还是碱加入酸中；然后我们看起点，起点可以看出酸性或碱性的强弱，这个在判断

滴定终点至关重要；再次我们找滴定终点和pH=7的中性点，滴定终点加入酸的物质的量等于加入碱的物质的量（一元酸碱），判断出滴定终点的酸碱性，然后可以确定pH=7的点的位置；最后滴定曲线中任意点，我们分析加入的酸碱过量情况，进行进一步的分析。在整个滴定过程中有几个关系：①电荷守恒在任何时候均存在；②物料守恒我们根据加入酸的物质的量和加入碱的物质的量进行确定，但不一定为等量关系，如此题中a点，n(BOH)=0.02L×0.1mol/L=0.002mol，n(HCl)=0.01L×0.1mol/L=0.001mol，故有c(B+)+c(BOH)=2c(Cl-)。

考点四：酸碱中和滴定

1、实验原理：n(H＋)酸＝n(OH－)碱

2、中点判断和选择酸碱指示剂的注意事项

终点判断：当滴入最后一滴标准液时，溶液颜色发生突变，且半分钟内不再变化。

选择酸碱指示剂应注意：

①石蕊试液不能用作酸碱中和滴定的指示剂，主要原因是石

蕊试液的颜色变化不够明显，对中和滴定终点的指示不够

灵敏、不够准确。

②滴定20mL的待测液，酸碱指示剂以2～3滴为宜。指示剂

用量太少，其颜色太浅，不利于判断中和滴定的终点；指

示剂用量太多，由于指示剂本身就是有机弱酸或有机弱碱，这样就会使标准溶液实际消耗的体积偏大或偏小。

③若滴定终点时溶液呈酸性，选择甲基橙作指示剂；若滴定

终点时溶液呈碱性，选择酚酞作指示剂；若滴定终点时溶

液呈中性，选择酚酞或甲基橙作指示剂都可以。

3、误差分析

根据待测液浓度的计算公式：c(测)＝进行分析，可见c(测)与V(标)成正比，凡是使V(标)的读数偏大的操作都会使c(测)偏大；反之，c(测)偏小。

（1）标准液配制引起的误差

①称取5.2克氢氧化钠配制标准液时，物码倒置。(偏高)

②配制标准液时，烧杯及玻璃棒未洗涤。(偏高)

③配制标准液时，定容俯视。(偏低)

④配制标准液时，定容仰视。(偏高)

⑤配制标准NaOH滴定盐酸时，NaOH中如混有碳酸钠。

(偏高)

⑥配制标准NaOH滴定盐酸时，NaOH中如混有碳酸氢

钠。(偏高)

⑦配制标准NaOH滴定盐酸时，NaOH中如混有KOH。

(偏高)

⑧滴定管水洗后，未用标准液洗涤。(偏高)

（2）标准液操作引起的误差。

①滴定前读数仰视，滴定后读数俯视。(偏低)

②滴定结束，滴定管尖嘴处有一滴未滴下。(偏高)

③滴定前有气泡未赶出，后来消失。(偏高)

（3）待测液操作引起的误差。

①锥形瓶水洗后，用待测液润洗过再装待测液。(偏高)

②锥形瓶有少量水，直接放入待测液。(无影响)

③摇动锥形瓶时，溅出部分溶液。(偏低)

考点五：沉淀溶解平衡

1、难溶电解质的溶解平衡

在一定重要条件下，当沉淀与溶解的速度相等时，便达到固体难溶电解质与溶液中离子间的平衡状态。例如：BaSO 4(s) Ba2+(aq)+SO(aq)

2、溶度积：在一定温度下，在难溶电解质的饱和溶液中，各离子浓度幂之乘积为一常数，称为溶度积常数，简称溶度积。用符号K sp表示。

对于A m B n型电解质来说，溶度积的公式是：K sp=[A n+]m[B m+]n

①溶度积与溶解度的关系

溶度积和溶解度都可以表示物质的溶解能力，溶度积的大小与溶解度有关，它反映了物质的溶解能力。

②溶度积规则，可以判断溶液中沉淀的生成和溶解。

③离子积Q c与溶度积K sp的区别与联系

某难溶电解质的溶液中任一情况下有关离子浓度的乘积Qc 当Q c＜K sp时，为不饱和溶液；

当Q c=K sp时，为饱和溶液；

当Q c＞K sp时，为过饱和溶液。

一、选择题

1.能证明乙酸是弱酸的实验事实是（）

A．CH3COOH溶液与Zn反应放出H2

B．0.1mol/LCH3COONa溶液的pH大于7

C ．CH 3COOH 溶液与NaCO 3反应生成CO 2

D ．0.1mol/LCH 3COOH 溶液可使紫色石蕊变红

2.常温下，将等体积，等物质的量浓度的NH 4HCO 3与NaCl 溶液

混合，析出部分NaHCO 3

晶体，过滤，所得滤液pH<7。下列关于滤液中的离子浓度关系

不正确．．．

的是（） A ．<1.0×10-7mol/L

B ．c(Na +)=c(HCO 3－)+c(CO 32－

)+c(H 2CO 3)

C ．c(H +)+c(NH 4+)=c(OH －)+c(HCO 3－)+2 c(CO 32－)

D ．c(Cl －)>c(NH 4+)>c(HCO 3－)>c(CO 32－)

3.室温下向10mL0.1mol·L －1NaOH 溶液中加入0.1mol·L －1的一元

酸HA 溶液pH 的变化曲

线如图所示。下列说法正确的是（）

A ．a 点所示溶液中c(Na +)>c(A —)>c(H +)>c(HA)

B ．a 、b 两点所示溶液中水的电离程度相同

C ．pH=7时，c(Na +)=c(A —)+c(HA)

D ．b 点所示溶液中c(A —)>c(HA)

4.298K 时，在20.0mL0.10mol 氨水中滴入0.10mol 的盐酸，

溶液的pH 与所加盐酸

的体积关系如图所示。已知0.10mol 氨水的电离度为1.32%，

下列有关叙述正确的是（）

A ．该滴定过程应该选择酚酞作为指示剂 1L -?1L -?1L -?

B．M点对应的盐酸体积为20.0mL

C．M点处的溶液中c(NH4＋)＝c(Cl－)＝c(H＋)＝c(OH－)

D．N点处的溶液中pH<12

5.向含有MgCO3固体的溶液中滴加少许浓盐酸（忽略体积变化），

下列数值变小的是（）

A．c(CO32?)B．c(Mg2+)C．c(H+)D．K sp(MgCO3)

6.H2C2O4为二元弱酸。20℃时，配制一组c（H2C2O4）+c（HC2O4-）

+c（C2O42-）=0.100mol·L-1

的H2C2O4和NaOH混合溶液，溶液中部分微粒的物质的量浓度随pH的变化曲线如右图所

示。下列指定溶液中微粒的物质的量浓度关系一定正确的是（）A．pH=2.5的溶液中：c（H2C2O4）+c（C2O42-）＞c（HC2O4-）B．c（Na+）＝0.100mol·L-1的溶液中：c（H+）+c（H2C2O4）＝c（OH-）+c（C2O42-）

C．c（HC2O4-）＝c（C2O42-）的溶液中：c（Na+）＞0.100mol·L-1+c （HC2O4-）

D．pH=7的溶液中：c（Na+）＞2c（C2O42-）

7．向1L含0.01molNaAlO2和0.02molNaOH的溶液中缓慢通入二氧化碳，随n(CO2)增大，

先后发生三个不同的反应，当0.01mol

反应是：

2NaAlO2+CO2+2H2O=2Al(OH)3↓+Na2CO3。下列对应关系正

确的是（）

8.室温下，用相同浓度的NaOH 溶液，分别滴定浓度均为

0.1mol·L －1的三种酸(HA 、HB 和

HD)溶液，滴定的曲线如图所示，下列判断错误的是()

A ．三种酸的电离常数关系：K HA >K H

B >K HD

B ．滴定至P 点时，溶液中：

c(B －)>c(Na ＋)>c(HB)>c(H ＋)>c(OH －)

C ．pH=7时，三种溶液中：c(A －)=c(B －)=c(

D －)

D ．当中和百分数达100%时，将三种溶液混合后：c(HA)＋c(HB)＋c(HD)=c(OH －)－c(H ＋)

9．浓度均为0.10mol/L 、体积均为V 0的MOH 和ROH 溶液，分

别加水稀释至体积V ，pH

随的变化如图所示，下列叙述错误．．

的是（） A ．MOH 的碱性强于ROH 的碱性

B ．ROH 的电离程度：b 点大于a 点

0lg V V

C ．若两溶液无限稀释，则它们的c(OH －)相等

D ．当=2时，若两溶液同时升高温度，则增大 10．40℃时，在氨－水体系中不断通入CO 2，各种离子的变化趋

势如下图所示。下列说法

不正确．．．

的是（） A ．在pH ＝9.0时，c (NH 4+)＞c (HCO)＞c (NH 2COOˉ)＞c (CO 32

－)

B ．不同pH 的溶液中存在关系：c (NH 4+)＋c (H +)＝2c (CO 32－)

＋c (HCO 3－)＋c (NH 2COOˉ)＋c (OHˉ)

C ．随着CO 2的通入，不断增大

D ．在溶液中pH 不断降低的过程中，有含NH 2COOˉ的中间

产物生成

11．室温下，将0.05molNa 2CO 3固体溶于水配成100mL 溶液，向溶液中加入下列物质。有关结论正确的是（） 溶液中增大 0lg V V )

()(++R c M c

12．25℃时，在10mL浓度均为0.1mol/LNaOH和NH3·H2O混合溶液中，滴加0.1mol/L的

盐酸，下列有关溶液中粒子浓度关系正确的是（）

A．未加盐酸时：c(OH－)＞c(Na＋)=c(NH3·H2O)

B．加入10mL盐酸时：c(NH4＋)＋c(H＋)＝c(OH－)

C．加入盐酸至溶液pH=7时：c(Cl－)=c(Na＋)

D．加入20mL盐酸时：c(Cl－)＝c(NH4＋)＋c(Na＋)

13．一定温度下，水溶液中H+和OH-的浓度变化曲线如图2，下列说法正确的是（）

A．升高温度，可能引起有c向b的变化

B．该温度下，水的离子积常数为1.0×10-13

C．该温度下，加入FeCl3可能引起由b向a的变化

D．该温度下，稀释溶液可能引起由c向d的变化

14．一定温度下，下列溶液的离子浓度关系式正确的是（）A．pH=5的H2S溶液中，c(H+)=c(HS－)=1×10—5mol·L—1

B．pH=a的氨水溶液，稀释10倍后，其pH=b，则a=b+1 C．pH=2的H2C2O4溶液与pH=12的NaOH溶液任意比例混合：

c(Na＋)+c(H＋)=c(OH－)+c(HC2O4－)

D．pH相同的①CH3COONa②NaHCO3③NaClO三种溶液的c(Na＋)：①＞②＞③

15．室温下，下列溶液中粒子浓度大小关系正确的是（）

A．Na2S溶液：c(Na＋)>c(HS－)>c(OH－)>c(H2S)

B．Na2C2O4溶液中：c(OH－)=c(H＋)+c(HC2O4－)+2c(H2C2O4) C．Na2CO3溶液：c(Na＋)+c(H＋)=2c(CO32－)+c(OH－)

D．CH3COONa和CaCl2混合溶液：c(Na＋)+c(Ca2＋)=c(CH3COO －)+c(CH3COOH)+2c(Cl－)

16．常温下，0.2mol/L一元酸HA与等浓度的NaOH溶液等体积混合后，所得溶液中部分微

粒组分及浓度如图5所示，下列说法正确的是（）

A．HA是强酸

B．该混合液pH=7

C．图中x表示HA，Y表示OH-，Z表示H+

D．该混合溶液中：c(A-)+c(Y)=c（Na+）

17．常温下，下列有关叙述正确的是（）

A．NaY溶液的pH=8，c(Na+)–c(Y–)＝9.9×10–7mol/L

B．Na2CO3溶液中，2c(Na＋)＝c(CO32－)＋c(HCO3－)＋c(H2CO3)

C．pH相等的①NH4NO3②(NH4)2SO4③NH4HSO4溶液中，c(NH4＋)大小顺序①＞②＞③

D．10mLpH＝12的氢氧化钠溶液中加入pH＝2的HA至pH刚好等于7，则所得溶液体积一定为20mL

18．常温下，向100mL0.01mol·L-1HA溶液中逐滴加入0.02mol·L-1的MOH溶液，如中所

示曲线表示混合溶液的pH变化情况。下列说法中正确的是（）A．HA为一元弱酸，MOH为一元强碱

B．滴入MOH溶液的体积为50mL时，c(M+)＞c(A-)

C ．N 点水的电离程度大于K 点水的电离程度

D ．K 点时，c （MOH ）+c （M +）=0.02mol·L -1

19．室温下，分别用0.1mol·L

－1溶液进行下列实验，结论不正．．确．

的是（） A ．向NaHCO 3溶液中通CO 2至pH=7：c (Na +)=c (HCO )+2c (CO )

B ．向CH 3COONa 溶液中加入等浓度等体积的盐酸：c (Na +)=c (Cl )

C ．向NaHSO 4

Ba(OH)2溶液：pH=13

D ．向氨水中加入少量NH 4Cl 固体：增大

20．25℃时，H 2SO 3及其钠盐的溶液中，H 2SO 3、HSO 3-、SO 32-

的物质的量分数(α)随溶液

pH 变化关系如下图所示，下列叙述错误的是（）

A ．溶液的pH=5时，硫元素的主要存在形式为HSO 3-

B ．当溶液恰好呈中性时：c(Na +)>c(SO 32-)+c(HSO 3-)

C ．向pH=8的上述溶液中滴加少量澄清石灰水，

的值增

大

D ．向pH=3的上述溶液中滴加少量稀硫酸,α(HSO 3-)减小

21．下列有关说法正确的是( )

A ．反应CaC 2(s)＋N 2(g)===CaCN 2(s)＋C(s)能自发进行，是

因为ΔH <0

B ．若电工操作中将铝线与铜线直接相连，会导致铜线更快-

3-23-

被氧化

C．向水中加入NaHCO3或NaHSO4固体后，水的电离程度均增大

D．对于乙酸乙酯的水解反应，加入稀硫酸会使平衡向正反应方向移动

22．下列说法正确的是（）

A．反应A(g)?2B(g)△H，若正反应的活化能为E a kJ/mol，逆反应的活化能为E b kJ/mol，则△H=-(E a-E b)kJ/mol

B．常温下，pH相同的NaOH溶液和Ba(OH)2溶液中，水的电离程度相同

C．某温度氯化钠在水中的溶解度是20 g，该温度饱和氯化钠溶液的质量分数为20%

D．将浓度为0.1mol/LHF溶液加水不断稀释过程中，电离平衡常数Ka(HF)保持不变，始终保持增大

23．pH相同、体积相同的氨水和氢氧化钠溶液分别采取下列措施，有关叙述正确的是…

（）

A．加入适量的氯化铵晶体后，两溶液的pH均碱小

B．温度下降10°C，两溶液的pH均不变

C．分别加水稀释10倍，两溶液的pH仍相等

D．用同浓度的盐酸中和，消耗盐酸的体积相同

24．下列有关离子的各种说法中，正确的是（）

A．金属钠溶于足量水中的离子方程式：Na＋2H2O＝Na＋＋H2↑

＋2OH－

B．加入铝粉后产生大量氢气的溶液中：NH4＋、Na＋、NO3－、Cl －可以大量共存

C．等物质的量浓度、等体积的氨水与盐酸混和，溶液中离子浓度关系为：

c(Cl－)＞c(NH4＋)＞c(OH－)＞c(H＋)

D．等物质的量的二元弱酸H2X与其钾盐K2X的混合溶液中c(K ＋)=c(H2X)+c(HX－)+c(X2－)

25．25℃时，下列溶液中，离子浓度关系正确的是（）A．pH=a的氨水稀释10倍后，其pH=b，则a=b+1

B．浓度相同的①NH4Cl②CH3COONH4③NH4HSO4，三种溶液中的c(NH4+):①>③>②

C．将相同浓度的氨水与盐酸等体积混合，所得溶液中的离子浓度关系：

c(NH4+)>c(Cl-)>c(H+)>c(OH-)

D．将amol·L-1CH3COOH与bmol·L-1NaOH溶液等体积混合，测得溶液pH为7，则a与b的关系：a>b

26．常温下，下列溶液的pH或微粒的物质的量浓度关系正确的是（）

A．某溶液中由水电离出的c(OH-)=1×10-a mol·L-1，若a>7时，则该溶液的pH一定为14-a

B．等体积、等物质的量浓度的Na2SO3溶液与NaHSO3溶液混合：

c (Na +)=c (SO 32-)+c(HSO 3-)+c (H 2SO 3)

C ．将0.2mol·L -1的某一元酸HA 溶液和0.1mol·L -1的NaOH 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)

D ．pH=3的二元弱酸H 2R 溶液与pH=11的NaOH 溶液混合后，混合液的pH 等于7，则反应后的混合液：c (Na +)>2c (R 2-)+c (HR -)

27．下列关系式错误的是（）

A ．CO 2的水溶液：c(H +)>c(HCO 3-)>2c(CO 32-)

B ．等浓度的HCN 溶液与NaOH 溶液等体积混合，所得溶液pH>7，则溶液中离子浓度：c(Na +)>c(CN -)>c(OH -)>c(H +)

C ．0.4mol·L -1某一元酸HA 溶液和0.2mol·L -1NaOH 溶液等体积混合的溶液中：2c(OH -)+c(A -)=2c(H +)+c(HA)

D ．两种弱酸HX 和HY 混合后，溶液中的c(H +)为(Ka 为电离平衡常数)

28．溴酸银(AgBrO 3)溶解度随温度变化曲线如下图所示。下列说法错误的是( )

A ．溴酸银的溶解是放热过程

B ．温度升高时溴酸银溶解速度加快

C ．60 ℃时溴酸银的K sp 约等于6×10－4

D ．若硝酸钾中含有少量溴酸银，可用重结晶方法提纯

29．氢氟酸是一种弱酸，可用来刻蚀玻璃。已知25°C 时：

①HF(aq)＋OH －(aq)===F －(aq)＋H 2O(l)

ΔH ＝－67.7kJ·mol －1

②H ＋(aq)＋OH －(aq)===H 2O(l)

ΔH ＝－57.3kJ·mol －1

在20mL0.1mol·L －1氢氟酸中加入V mL0.1mol·L －

1NaOH 溶液。下列有关说法正确的是 A ．氢氟酸的电离方程式及热效应可表示为： HF(aq)F －(aq)＋H ＋(aq) ΔH ＝＋10.4kJ·mol －1

B ．当V ＝20时，溶液中：c (OH －)＝c (HF)＋c (H ＋)

C ．当V ＝20时，溶液中：c (F －)＜c (Na ＋)＝0.1mol·L －

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