专题 水溶液中的离子平衡
高考化学真题专题解析—水溶液中的离子平衡
高考化学真题专题解析—水溶液中的离子平衡【母题来源】2022年全国乙卷【母题题文】常温下，一元酸HA 的3a K (HA)=1.010-⨯。
在某体系中，+H 与-A 离子不能穿过隔膜，未电离的HA 可自由穿过该膜(如图所示)。
设溶液中()c (HA)c(HA)c A -=+总，当达到平衡时，下列叙述正确的是A ．溶液Ⅰ中()()()c Hc OH c A +--=+B ．溶液Ⅱ中的HA 的电离度()-c A c (HA)⎛⎫ ⎪ ⎪⎝⎭总为1101C ．溶液Ⅰ和Ⅱ中的(HA)c 不相等D ．溶液Ⅰ和Ⅱ中的c (HA)总之比为410- 【答案】B 【试题解析】A ．常温下溶液I 的pH=7.0，则溶液I 中c (H +)=c (OH -)=1×10-7mol/L ，c (H +)＜c (OH -)＋c (A -)，A 错误；B ．常温下溶液II 的pH=1.0，溶液中c (H +)=0.1mol/L ，K a =+-(H )(A )(HA)c c c ⋅=1.0×10-3，c 总(HA)=c (HA)+c (A -)，则--0.1(A )(HA)-(A )c c c 总=1.0×10-3，解得-(A )(HA)c c 总=1101，B 正确； C ．根据题意，未电离的HA 可自由穿过隔膜，故溶液I 和II 中的c (HA)相等，C 错误；D ．常温下溶液I 的pH=7.0，溶液I 中c (H +)=1×10-7mol/L ，K a =+-(H )(A )(HA)c c c ⋅=1.0×10-3，c 总(HA)=c (HA)+c (A -)，-710[(HA)(HA)](HA)c c c -总=1.0×10-3，溶液I 中c 总(HA)=(104+1)c (HA)，溶液II 的pH=1.0，溶液II 中c (H +)=0.1mol/L ，K a =+-(H )(A )(HA)c c c ⋅=1.0×10-3，c 总(HA)=c (HA)+c (A -)，0.1[(HA)(HA)](HA)c c c -总=1.0×10-3，溶液II 中c 总(HA)=1.01c (HA)，未电离的HA 可自由穿过隔膜，故溶液I 和II 中的c (HA)相等，溶液I 和II 中c 总(HA)之比为[(104+1)c (HA)]∶[1.01c (HA)]=(104+1)∶1.01≈104，D 错误； 答案选B 。
专题10 水溶液中的离子平衡(解析版)
专题10 水溶液中的离子平衡1．[2020新课标Ⅰ]以酚酞为指示剂，用0.1000 mol·L −1的NaOH 溶液滴定20.00 mL 未知浓度的二元酸H 2A 溶液。
溶液中，pH 、分布系数δ随滴加NaOH 溶液体积a N OH V 的变化关系如下图所示。
[比如A 2−的分布系数：2222(A )(A)(H A)(HA )(A )c c c c δ----=++]下列叙述正确的是A ．曲线①代表2(H A)δ，曲线②代表(HA )δ-B ．H 2A 溶液的浓度为0.2000 mol·L −1C ．HA −的电离常数K a =1.0×10−2D ．滴定终点时，溶液中2(Na )2(A )(HA )c c c +--<+【答案】C【解析】根据图像，曲线①代表的粒子的分布系数随着NaOH 的滴入逐渐减小，曲线②代表的粒子的分布系数随着NaOH 的滴入逐渐增大，粒子的分布系数只有1个交点；当加入40mLNaOH 溶液时，溶液的pH 在中性发生突变，且曲线②代表的粒子达到最大值接近1；没有加入NaOH 时，pH 约为1，说明H 2A 第一步完全电离，第二步部分电离，曲线①代表δ(HA -)，曲线②代表δ(A 2-)，根据反应2NaOH+H 2A=Na 2A+2H 2O ，c (H 2A)==0.1000mol/L ，据此分析作答。
A ．根据分析，曲线①代表δ(HA -)，曲线②代表δ(A 2-)，A 错误；B ．当加入40.00mLNaOH 溶液时，溶液的pH 发生突变，说明恰好完全反应，结合分析，根据反应2NaOH+H 2A=Na 2A+2H 2O ，c (H 2A)= =0.1000mol/L ，B 错误；C ．根据曲线当δ(HA -)=δ(A 2-)时溶液的pH=2，则HA -的电离平衡常数K a ==c (H +)=1×10-2，C 正确；D ．用酚酞作指示剂，酚酞变色的pH 范围为8.2~10，终点时溶液呈碱性，c (OH -)＞c (H +)，溶液中的电荷守恒为c (Na +)+c (H +)=2c (A 2-)+c (HA -)+c (OH -)，则c (Na +)＞2c (A 2-)+c (HA -)，D 错误；答案选C 。
专题9水溶液中的离子平衡(247 张)PPT
自主排查
命 专题角 作度 业
0
命题角度
2
命题角度一 电离平衡 溶液的酸碱性
1．(2020·浙江高考)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－1 B．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 答案 A
自主排查
命 专题角 作度 业
10．用湿润的 pH 试纸测溶液的 pH，一定有误差。( × ) 解析 用湿润的 pH 试纸测氯化钠等中性溶液，不会产生误差。
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命 专题角 作度 业
11．用热的纯碱溶液洗去油污，是因为 Na2CO3 可直接与油污反应。 ( ×)
解析 Na2CO3 受热水解程度增大，碱性增强，有利于油污水解而除去。
解析 电离平衡常数只与温度有关。
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命 专题角 作度 业
5．室温下，pH＝3 的 CH3COOH 溶液与 pH＝11 的 NaOH 溶液等体积 混合，溶液 pH>7。( × )
解析 等体积混合，CH3COOH 剩余，溶液呈酸性。
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命 专题角 作度 业
6．25 ℃时，等体积、等浓度的硝酸与氨水混合后，溶液 pH＝7。( × ) 解析 恰好中和生成 NH4NO3、NH＋ 4 水解使溶液显酸性。
解析 CH3COONa 促进水的电离，CH3COOH 抑制水的电离。
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命 专题角 作度 业
16．向 NH4HSO4 溶液中加入等物质的量的 NaOH 形成的溶液中：c(Na ＋)＝c(SO24－ )>c(NH＋ 4 )>c(H＋)>c(OH－)。( √ )
第三章 水溶液中的离子平衡 章末归纳与整理-高二化学(人教版选修4)
＜7
c(H＋)＜c(OH－)
c(H＋)＜10－7mol·L－1
＞7
pH＝－lgc(H＋) 常温下：①pH相同的酸(或碱)，酸(或碱)越弱，其物质的量 浓度越大。②pH相同的强酸和弱酸溶液，加水稀释相同的 倍数时，强酸溶液的pH变化大。
2．酸碱中和滴定过程中的溶液的pH变化规律：在中和反应中，溶液
pH发生很大的变化，在滴定过程中会因pH突变而使指示剂发生颜色变
中和滴定
1．溶液的酸碱性规律：取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小：
溶液 类别
中性 溶液 酸性 溶液 碱性 溶液 定义
规律
c(H＋)与c(OH－)的 关系
室温(25 ℃)
数值
pH
c(H＋)＝c(OH－) c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol·L－1 ＝7
c(H＋)＞c(OH－)
c(H＋)＞10－7mol·L－1
2．电离平衡的移动与电离平衡常数K、离子浓度的关系
实例 改变条件 加水稀释
CH3COOH CH3COO－＋H＋ ΔH＞0
NH3·H2O
NH4+＋OH－ H＋)
c(OH－)
移动方 向
平衡常 数
c(OH－)
c(H＋)
向右 不变 减小 增大 向右 不变 减小 增大
加HCl 加NaOH
盐的类别 溶液的酸碱性
原因
强酸 弱碱盐
强碱 弱酸盐
呈酸性， pH＜7
呈碱性， pH＞7
弱碱阳离子与H2O电离出的OH－结 水解实质：盐电
合，使c(H＋)＞c(OH－)
离出的阴离子、
弱酸根阴离子与H2O电离出的H＋
阳离子与H2O电离 出的H＋或OH－结
结合，使c(OH－)＞c(H＋)
高考化学二轮复习专题考点剖析—水溶液中的离子平衡
高考化学二轮复习专题考点剖析—水溶液中的离子平衡必备知识解读一、弱电解质的电离（弱电解质：包括弱酸、弱碱、极少数盐(如醋酸铅)、两性氢氧化物、水等。
）1．电离度(1)概念在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质总分子数的分数。
(2)表示方法α＝已电离的弱电解质分子数溶液中原有弱电解质的总分子数×100%也可表示为α＝弱电解质的离子浓度弱电解质的浓度×100%(3)影响因素温度的影响升高温度，电离平衡向右移动，电离度增大；降低温度，电离平衡向左移动，电离度减小浓度的影响当弱电解质溶液浓度增大时，电离度减小；当弱电解质溶液浓度减小时，电离度增大2．电离常数(1)概念：电离平衡的常数叫做电离常数。
(2)表达式①对于一元弱酸HA ：HAH ＋＋A －，电离常数K a ＝c(H ＋)·c (A －)c(HA)。
②对于一元弱碱BOH ：BOH B ＋＋OH －，电离常数K b ＝c(B ＋)·c(OH －)c(BOH -)。
(3)特点多元弱酸各级电离常数的大小关系是K 1≫K 2≫K 3，故其酸性取决于第一步电离。
(4)影响因素内因：弱电解质本身的性质外因：电离常数只与温度有关，升高温度，K值增大。
(5)意义K越大―→越易电离―→酸碱性越强如相同条件下常见弱酸的酸性强弱：H2C2O4＞H2SO3＞H3PO4＞HF＞HCOOH＞CH3COOH＞H2CO3＞H2S＞HClO。
3.电离常数的四大应用①判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。
②判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱，电离常数越大，对应的盐水解程度越小，酸性(或碱性)越弱。
③判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。
④计算弱酸、弱碱溶液中的c(H＋)、c(OH－)。
有关电离平衡常数的计算(以弱酸HX为例)已知c(HX)和电离平衡常数，求c(H＋)。
HX H＋＋X－起始：c(HX)00平衡：c(HX)－c(H＋)c(H＋)c(X－)则：K＝c（H＋）·c（X－）c（HX）－c（H＋）＝c2（H＋）c（HX）－c（H＋）由于c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，则c(H＋)＝K·c（HX），代入数值求解即可。
大学水溶液中的离子平衡实验原理
大学水溶液中的离子平衡实验原理
离子平衡实验是指通过调节溶液中离子的浓度来实现离子平衡的实验。
离子平衡实验原理可以归纳为以下几个方面：
1. 配位平衡原理：配位平衡是指在溶液中多种离子之间通过配位反应形成稳定的配合物。
通过调节配体的浓度或改变配体与离子的配位数，可以影响离子的浓度，从而实现离子平衡。
2. 酸碱平衡原理：溶液中的酸碱反应可以使一些离子发生转化，从而影响离子的浓度。
通过调节酸度或碱度，可以改变离子的浓度分布，实现离子平衡。
3. 沉淀平衡原理：当溶液中存在能够与溶液中的离子反应生成沉淀的物质时，溶液中的离子浓度将受到沉淀的影响。
通过调节溶液中的沉淀物质的浓度或控制溶液中离子的沉淀速度，可以实现离子平衡。
4. 氧化还原平衡原理：溶液中存在氧化还原反应的离子时，通过调节氧化剂和还原剂的浓度或氧化还原反应的条件，可以实现离子的氧化还原平衡。
总之，离子平衡实验通过调节溶液中离子的浓度，利用不同的化学反应原理实现离子平衡。
这些原理可以单独或者联合使用，以实现特定的实验目的。
水溶液中的离子平衡专练带答案
水溶液中的离子平衡专练一、正误判断•辨析概念1.弱电解质的电离平衡(1)0.1 mol-L-1 氨水中加入CH3COONH4 固体，c(OH-)/c(NH3- H2O)变大。
()(2)强电解质溶液中一定不存在电离平衡。
()⑶改变条件使电离平衡正向移动，溶液的导电能力一定增强。
()(4)CHCOOH溶液加水稀释后，溶液中。
(CH3c OOH)的值减小。
()3c (CH3COO-)(5)0.1 moll-1 CH3COOH溶液中加入冰醋酸，醋酸的电离程度变小。
()(6)在室温下，CH3COOH分子可以完全以分子的形式存在于pH=8的溶液中。
()⑺中和pH和体积均相同的盐酸和醋酸，消耗NaOH的体积相同。
()(8)0.1 moll-1的CH3COOH溶液加水稀释，CH3COOH的电离平衡向正方向移动，n(H+)增大。
( 2.水的电离和溶液的pH(1)25 ℃时NH4Cl溶液的K w大于100℃时Nad溶液的K()(2)NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同。
()⑶在蒸馏水中滴加浓H2s，K w不变。
()(4)无论在酸溶液中还是碱溶液中，由水电离出的c(H+) = c(OH-)。
()(5)pH=0 的溶液中c(H+)=0 moll-1。
( )(6)某溶液中滴入酚欧呈无色，溶液呈酸性。
()(7)用pH试纸测定溶液的pH,不能用水浸湿，否则一定会产生误差。
()(8)两种醋酸的物质的量浓度分别为c3口c2, pH分别为。
和a +1,则c尸10c2。
()⑼将Ca(OH)2的饱和溶液加热，pH和K w均增大。
()(10)1.0x10-3 mol • L-1 盐酸的pH=3.0, 1.0X10-8 mol • L-1 盐酸的pH=8.0。
( )(11)分别和pH相等的盐酸和硫酸反应时，消耗NaOH的物质的量相同。
()(12)将纯水加热，K w变大，pH变小，酸性变强。
()(13)只有pH=7的溶液中才存在c(H+) = c(OH-)o ( )(14)常温下，等体积的盐酸和CH3COOH的pH相同，由水电离出的c(H+)相同。
水溶液中的离子反应与平衡(解析版)
专题十四水溶液中的离子反应与平衡考情概览：解读近年命题思路和内容要求，统计真题考查情况。
2024年真题研析：分析命题特点，探寻常考要点，真题分类精讲。
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命题解读考向水溶液中的离子反应与平衡是《化学反应原理》重要内容之一，主要内容为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 、pH 的计算，中和滴定的计算、指示剂的选择等。
溶液中的三大平衡--电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡早已成为高考化学中的热点内容。
常见的题型是选择题，也有填空题，题目设计新颖灵活，综合性强，注重考査考生的读图识表能力、逻辑推理能力以及分析问题和解决问题的能力。
题目的考査点基于基础知识突出能力要求，并与平衡移动、粒子浓度比较、化学计算等联系在一起考查。
一般需要考生具有一定的识别图像、图表的能力，综合分析、推理、计算、做出判断，本部分内容经常与其他部分知识(如化学平衡、物质结构、元素及其化合物、化学计算等)联系在一起考查，同时考查考生变化观念与平衡思想的核心素养。
考向一电离平衡考向二盐类的水解及其应用考向三沉淀溶解平衡考向四电解质溶液曲线命题分析分析2024年高考化学试题可以看出，水溶液中的离子反应与平衡依然是各个卷区的选择题压轴题，通常作为选择题的最后一题，难度大，思维强，多与电解质溶液曲线相结合。
是广大考生的易失分题。
试题精讲考向一电离平衡1(2024·江苏卷)室温下，通过下列实验探究SO 2的性质。
已知K a 1H 2SO 3 =1.3×10-2，K a 2H 2SO 3 =6.2×10-8。
实验1：将SO 2气体通入水中，测得溶液pH =3。
实验2：将SO 2气体通入0.1mol ⋅L -1NaOH 溶液中，当溶液pH =4时停止通气。
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)
A．向 0.1 mol· L－1CH3COOH 溶液中加入少量水，溶液中 cH＋ 减小 cCH3COOH B ．将 CH3COONa 溶液从 20 ℃升温至 30 ℃，溶液中 cCH3COO－ 增大 cCH3COOH· cOH－ cNH＋ 4 C．向盐酸中加入氨水至中性，溶液中 － ＞1 cCl D．向 AgCl、AgBr 的饱和溶液中加入少量 AgNO3，溶液中 cCl 不变 cBr－
(14)洗涤沉淀时，洗涤次数越多越好。(
)
(15)为减少洗涤过程中固体的损耗，最好选用稀H2SO4代替H2O来 洗涤BaSO4沉淀。( ) (16)AgCl在NaCl溶液中的溶解度小于在纯水中的溶解度。( )
(17)Ksp大的容易向Ksp小的转化，但Ksp小的不能向Ksp大的转化。 ( )
(18)在0.1 mol· L－1的AlCl3溶液中滴加少量NaOH溶液，再 滴加0.1 mol· L－1的FeCl3溶液，其现象为先产生白色沉淀， 后白色沉淀转化成红褐色沉淀，则Ksp[Fe(OH)3]＜Ksp[Al(OH)3]。 ( )
命题点一 弱电解质的电离平衡及平衡常数的应用
4．常温下，几种弱酸的电离常数的负对数pKa(pKa＝－lgKa)如下：
弱酸 pKa
HCN
HNO2
HClO
HF
9.31
3.37
7.52
3.43( )源自下列说法错误的是A．常温下，加水稀释NaClO溶液时水电离的c(H＋)· c(OH－)减小 B．常温下，0.1 mol· L 1溶液的pH：NaNO2＞NaF＞NaClO＞
(9)用热的纯碱溶液洗去油污，是因为Na2CO3可直接与油 污反应( )
(10)施肥时，草木灰(有效成分为K2CO3)不能与NH4Cl混合 使用，是因为K2CO3与NH4Cl反应生成氨气会降低肥效。 ( ) (11)NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性，两溶液中水 的电离程度相同。( )
(12)向NaAlO2溶液中滴加NaHCO3溶液，有沉淀和气体生 成。( ) (13)用NaHCO3溶液可一次鉴别出稀盐酸、NaOH溶液、 AlCl3溶液、NaAlO2溶液。( )
下列叙述错误的是 A．pH＝1.2 时，c(H2A)＝c(HA－) B．lg[K2(H2A)]＝－4.2 C．pH＝2.7 时，c(HA )>c(H2A)＝c(A2 )
－ －
(
)
D．pH＝4.2 时，c(HA )＝c(A2 )＝c(H )
－ － ＋
5．(2016· 全国卷Ⅲ)下列有关电解质溶液的说法正确的是(
3．(2016· 全国卷Ⅰ)298 K 时，在 20.0 mL 0.10 mol· L 0.10 mol· L－1 的盐酸，溶液的 pH 与所加盐酸 的体积关系如图所示。 已知 0.10 mol· L
－1
－1
氨水中滴入
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 B．M 点对应的盐酸体积为 20.0 mL 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
A．Ksp(CuCl)的数量级为 10－7 B．除 Cl 反应为 Cu＋Cu2 ＋2Cl ===2CuCl
－ ＋ －
C．加入 Cu 越多，Cu＋浓度越高，除 Cl－效果越好 D．2Cu ===Cu2 ＋Cu 平衡常数很大，反应趋于完全
＋ ＋
8．(1)(2015· 全国卷Ⅰ节选)浓缩液中主要含有 I 、Cl 等离子。 取一定量的浓缩液，向其中滴加 AgNO3 溶液，当 AgCl 开 cI －7 4.7 × 10 始沉淀时，溶液中 为 ________ 。已知 Ksp(AgCl) ＝ cCl－
C 项，酸抑制水的电离，酸电离出的氢离子浓度越大，对水的抑 述正确的是 ( )
－5 制程度越大，氢离子浓度： a＝c＞b，所以溶液中水的电离程度： A．该温度下 HB 的电离常数约等于 1.11 × 10 － D 项，升高温度促进弱酸的电离，HB 中 B 浓度增大，强酸的酸 a＝B c< b，错误； ．相同条件下 NaA pH 溶液的 pH 大于 溶液的 pH为强酸， 0.1 mol· L－1的HA溶液的 ＝1，说明 HANaB 完全电离， HA － －1 cB NaB为强碱 － ＞2，说明HB在溶液中部分电离， B 项， HA 为强酸， NaA 是强酸强碱盐，溶液显中性， 0.1 mol· L 的 HB 溶液的 pH HB 根离子浓度不变，所以 A 的浓度不变，因此 － 增大，错误。 C．溶液中水的电离程度： a＝c＞b ＋ － c＋ A ，稀释100倍 是弱酸。 A 项， a 点时，存在平衡： HB H B 弱酸盐，水解显碱性，相同条件下－ NaA溶液的 pH－ 小于 NaB溶液的 ＋ － 4 cB－ V pH＝4，溶液中c(B )≈c(H )＝10 后，HB溶液的 mol· L 1，则 D．当 ＝3 时，若两溶液同时升高温度，则 － 比值减小 ＋ lg － －4 －4 V pH，错误； cA 0 cH · cB 10 ×10 －5 Ka＝ ＝ ，正确； －4＝1.11×10 cHB 0.001－10
5．在25 ℃时，H2R及其钠盐的溶液中，H2R、HR 、R2 分
－ －
别在三者中所占的物质的量分数(α)随溶液pH变化关系如 图所示，下列叙述错误的是 ( )
A．H2R是二元弱酸，其Ka1＝1×10－2 B．NaHR在溶液中水解程度小于电离程度 C．pH<7.2的溶液中一定存在：c( Na＋)>c( HR－) > － ＋ － c(R2 )>c(H )>c(OH ) － － D．pH＝7.2时混合溶液中存在c(HR )＝c(R2 )
专题 水溶液中的离子平衡
水溶液中的离子平衡是高考的难点，在试题命制时，既 可在选择题中作为独立的题型呈现，又可在非选择题中结合 化学实验、化工流程及反应原理等其他知识综合呈现。
主要命题角度有弱电解质的电离平衡、盐类的水解平衡、 难溶电解质溶解平衡移动的影响规律及应用，电离常数的计 算及其应用，以酸碱滴定反应为依托通过图像分析考查溶液 中粒子浓度大小的比较， Ksp、pH 的计算，中和滴定的计算、 指示剂的选择等。
－1 －1 － － － －
HX 溶液和 10 mL 0.1 mol·
HY 溶液中滴加相同浓度的氢氧化钠溶液，恰好完
全反应时，消耗氢氧化钠溶液的体积较大的是 HX
命题点一 弱电解质的电离平衡及平衡常数的应用
3．常温下，浓度均为 0.10 mol· L 1、体积均为
－
V0 的 HA 和 HB 溶液，分别加水稀释至体 V 积 V，pH 随 lg 的变化如图所示，下列叙 V0
命题点 一
弱电解质的电离平衡 及平衡常数的应用
命题点一 弱电解质的电离平衡及平衡常数的应用
1．室温下，0.1 mol· L 1的HA溶液中c(H )/c(OH )＝1010，下 列有关说法中正确的是 ( ) A．溶液的pH＝4 B．加蒸馏水稀释后，c(HA)/c(A－)减小 C．向体积和pH均相等的HA溶液与盐酸中加入足量锌， 盐酸中产生的气体多 D．在NaA溶液中存在浓度关系：c(H＋)＞c(OH－)
－
6． (2015· 全国卷Ⅰ)浓度均为 0.10 mol· L－1、 体积均为 V0 的 MOH 和 ROH 溶液，分 V 别加水稀释至体积 V， pH 随 lg 的变化 V0 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 C．若两溶液无限稀释，则它们的 c(OH )相等 cM V D．当 lg ＝2 时，若两溶液同时升高温度，则 增大 V0 cR＋
－ ＋ －
命题点一 弱电解质的电离平衡及平衡常数的应用
2．25 ℃时，有 pH＝2 的 HX 溶液和 HY 溶液各 1 mL，分别 加水稀释， 溶液 pH 随溶液体积变化的曲线如图所示。 下列 说法正确的是 ( )
A．b、c 两点对应 HY 的电离平衡常数：K(c)＞K(b) B．a、b 两点对应的溶液中：c(X )＞c(Y ) C．等物质的量浓度的 HX 和 HY 的混合溶液中： c(Y )＜c(X ) D．分别向 10 mL 0.1 mol· L L
＋ －5
mol· L 1，c(CrO 2 4 )
－ －
－3 2.8 × 10 为__________mol· L－1。[已知：Ksp(Ag2CrO4)＝1.12× 10－12]
思维深化——做一做 判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)CH3COOH溶液加水稀释，溶液中所有离子浓度均减小。 ( ) (2)pH＝a的氨水溶液，稀释10倍后，其pH＝b，则a＝b＋1。 ( ) (3)25 ℃时，等体积、等浓度的硝酸与氨水混合后，溶液pH＝7。 ( ) (4)同浓度、同体积的强酸与强碱溶液混合后，溶液的pH＝7。 ( ) (5)常温下pH为2的盐酸由H2O电离出的c(H＋)＝1.0×10－12 mol· L －1。( ) (6)用蒸馏水润湿的试纸测溶液的pH，一定会使结果偏低。( ) (7)水的离子积Kw随着温度的升高而增大，说明水的电离是放热 反应。( ) (8)常温下pH为2的盐酸与等体积pH＝12的氨水混合后所得溶液 呈酸性。( )
－
NaCN C．0.2 mol· L
－1
HNO2溶液和0.1 mol· L
－1
KOH溶液等体积混合，
＋ ＋ － 所得溶液中：c(NO－ ) ＞ c (K ) ＞ c (H ) ＞ c (OH ) 2 D．常温下，KCN溶液中KCN的水解常数的负对数pKh＝4.69
命题点一 弱电解质的电离平衡及平衡常数的应用
－1 －1 ＋ －
Cl ，反应终
－
Br ，反应
－
2．(2017· 全国卷Ⅰ)常温下将 NaOH 溶液滴加到己二酸(H2X)溶液中， 混合溶液的 pH 与离子浓度变化 的关系如图所示。下列叙述错误 的是 ( )