PAGEPAGE33解密11弱電解質的電離和溶液的酸堿性高考考點考查內容三年高考探源考查頻率弱電解質的電離平衡1．了解電解質的概念，了解強電解質和弱電解質的概念2．理解電解質在水中的電離以及電解質溶液的導電性3．了解水的電離和水的離子積常數4．了解溶液pH的含義及其測定方法，能進行pH的簡潔計算5．理解弱電解質在水中的電離平衡，能利用電離平衡常數進行相關計算2024課標全國Ⅰ27；2024課標全國Ⅱ28；2024課標全國Ⅲ26。2024課標全國Ⅰ13、26、28；2024課標全國Ⅱ12、28；2024課標全國Ⅰ12；2024課標全國Ⅱ26；2024課標全國Ⅲ13。★★★★★水的電離和溶液的酸堿性★★★★★滴定原理及應用★★★★★考點1弱電解質的電離平衡1．強電解質和弱電解質強電解質弱電解質定義在水溶液中或熔融狀態下能完全電離的電解質在水溶液中只能部分電離的電解質溶液中微粒的存在形式離子，不存在強電解質分子離子和弱電解質分子電離過程不行逆，不存在電離平衡可逆，存在電離平衡電離方程式用“”用“”舉例強酸：HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、HBr、HI等強堿：KOH、NaOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等活潑金屬氧化物：Na2O、MgO等絕大部分鹽：BaSO4、BaCl2等弱酸：CH3COOH、HCN、H2S、H2CO3等弱堿：NH3·H2O、Cu(OH)2等H2O及小部分鹽QUOTE(CH3COO)2Pb等]2．強、弱電解質的推斷方法（1）依據物質的類別進行推斷在沒有特別說明的狀況下，我們認為鹽是強電解質；而常見的弱酸、弱堿為弱電解質，如H2CO3、H2SO3、HClO、H2SiO3、NH3·H2O等；而強酸(HCl、H2SO4、HNO3等)、強堿[NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等]為強電解質。（2）依據強、弱電解質的定義或弱電解質電離平衡的移動進行推斷(見下表)濃度均為0.01mol·L－1的強酸HA與弱酸HBpH均為2的強酸HA與弱酸HBpH或物質的量濃度2=pHHA＜pHHB0.01mol·L－1=c(HA)＜c(HB)起先與金屬反應的速率HA＞HBHA=HB體積相同時與過量的堿反應時消耗堿的量HA=HBHA＜HB體積相同時與過量活潑金屬產生H2的量HA=HBHA＜HBc(A－)與c(B－)大小c(A－)＞c(B－)c(A－)=c(B－)分別加入固體NaA、NaB后pH變更HA：不變HB：變大HA：不變HB：變大加水稀釋10倍后的pH3=pHHA＜pHHB3=pHHA＞pHHB＞2溶液的導電性HA＞HBHA=HB水的電離程度HA＜HBHA=HB（3）依據鹽類水解進行推斷取酸的鈉鹽溶于水，測溶液的酸堿性，若pH=7，則對應的酸為強酸，如NaCl；若pH＞7，則對應的酸為弱酸，如CH3COONa。（4）一元強酸和一元弱酸的比較(以鹽酸和醋酸為例)比較項目等物質的量濃度的鹽酸(a)與醋酸(b)等pH的鹽酸(a)與醋酸(b)pH或物質的量濃度pH：a<b物質的量濃度：a<b溶液的導電實力a>ba=b水的電離程度a<ba=bc(Cl-)與c(CH3COO-)大小c(Cl-)>c(CH3COO-)c(Cl-)=c(CH3COO-)中和等體積兩種酸所消耗的NaOH的量a消耗=b消耗a消耗<b消耗分別加入兩酸對應的鈉鹽固體后的pHa：不變b：變大a：不變b：變大與足量Zn反應產生H2的起始速率a>ba=b(起先后b>a)與足量Zn反應產生H2的體積a=ba<b3．弱電解質的電離平衡（1）電離平衡的建立在肯定條件下(如溫度、壓強等)，當弱電解質電離產生離子的速率和離子結合成分子的速率相等時，電離過程達到了平衡。（2）電離平衡的特征（3）外界條件對電離平衡的影響內因弱電解質本身的性質，是確定因素外因溫度電離是吸熱過程。溫度上升，電離程度增大；反之，電離程度減小濃度增大弱電解質的濃度，電離平衡向電離方向移動加水稀釋，電離平衡向電離方向移動同離子效應在弱電解質溶液中加入與弱電解質電離出相同離子的強電解質，電離平衡向生成弱電解質分子的方向移動化學反應若外加物質能與弱電解質電離出的離子發生反應，電離平衡向電離方向移動（4）電離平衡屬于化學平衡，當外界條件變更時，弱電解質的電離平衡也會發生移動，平衡移動也遵循勒夏特列原理。以CH3COOHCH3COO－+H+ΔH＞0為例：變更條件平衡移動方向c(CH3COOH)n(H+)c(H+)c(CH3COO－)電離程度導電實力電離平衡常數加水稀釋→減小增大減小減小增大減弱不變加少量冰醋酸→增大增大增大增大減小增加不變通入HCl氣體←增大增大增大減小減小增加不變加NaOH固體→減小減小減小增大增大增加不變加CH3COONa固體←增大減小減小增大減小增加不變加入鎂粉→減小減小減小增大增大增加不變上升溫度→減小增大增大增大增大增加增大4．電離平衡常數的計算和應用（1）表達式對于可逆反應ABA++B?，K=對于一元弱酸HA：HAH＋＋A?，Ka=對于一元弱堿BOH：BOHB＋＋OH?，Kb=對于多元弱酸，其電離是分步進行的，每步各有電離常數，通常用Ka1、Ka2、Ka3等分別表示。如：H2SH++HS?，Ka1=HS?H++S2-，Ka2=（2）留意事項①對于給定的弱電解質，K值只隨溫度變更。相同溫度下，同種弱電解質溶液濃度變更時，電離常數不變。同一溫度下，不同種類的弱酸（堿），電離常數越大，其電離程度越大，酸（堿）性越強。②化學平衡常數反映可逆反應進行的限度，電離平衡常數反映弱電解質的電離程度。一般來說，電離常數較大的弱酸能與電離常數較小的弱酸鹽發生反應生成電離常數較小的弱酸（強酸制弱酸）。③多元弱酸的各級電離常數的大小關系：Ka1》Ka2》Ka3，故多元弱酸的酸性強弱取決于Ka1的大小。（3）應用①依據電離平衡常數推斷弱酸或弱堿的相對強弱在相同溫度下，電離平衡常數越大，表明弱電解質越易電離，對應的酸性或堿性越強。對于多元弱酸，酸性的強弱主要取決于第一步電離，故應依據Ka1進行推斷。②利用電離平衡常數計算某離子濃度若已知c(HX)和電離平衡常數K，求c(X?)。因弱酸電離程度很小，c(HX)?c(X?)≈c(HX)。則c(X?)=，代入數值求解即可。在運用電離平衡常數表達式進行計算時，濃度必需是平衡時的濃度。方。5．弱電解質分布系數的圖像分析分布系數是指弱電解質溶液中，某一組分的平衡濃度占總濃度的分數，常用δ表示。分布曲線是以pH為橫坐標，分布系數為縱坐標，分布系數與溶液pH之間的關系曲線。（1）一元弱酸：以醋酸為例，對于總濃度為c的CH3COOH溶液，溶液中與CH3COOH相關的只有c(CH3COOH)和c(CH3COO－)兩種，則c=c(CH3COOH)+c(CH3COO－)，從圖1中得出：CH3COOH分布系數為δ0，CH3COO－分布系數為δ1，δ1隨著pH的上升而增大，δ0隨著pH的上升而減小。當pH<pKa時，主要形體是CH3COOH；當pH>pKa時，主要形體是CH3COO－。δ0與δ1曲線相交在δ0=δ1=0.5處，此時c(CH3COOH)=c(CH3COO－)，即pH=pKa，CH3COOH和CH3COO－各占一半。這一結論可應用于任何一元弱酸(堿)。同時，只要知道某一元弱酸(堿)在肯定pH的分布系數和酸(堿)的分析濃度，就很簡潔計算它在該pH時的平衡濃度。（2）二元酸：以草酸為例(碳酸與之相像)，其δ與pH曲線如圖2所示，δ0為H2C2O4、δ1為、δ2為。由圖2看出，當溶液的pH=pKa1時δ0=δ1，pH=pKa2時δ1=δ2。當pH<pKa1時，H2C2O4占優勢；在pKa1<pH<pKa2區間，H占優勢；當pH>pKa2時，為主要存在形體。由計算可知，在pH=2.75時H占94.2%，而H2C2O4和分別為2.6%和3.2%，說明在H占優勢的區域內，三種形體可以同時存在。調研1稀氨水中存在著下列平衡：NH3·H2ONHeq\o\al(＋,4)＋OH－，若要使平衡向逆反應方向移動，同時使c(OH－)增大，應加入的物質或實行的措施是①NH4Cl固體②硫酸③NaOH固體④水⑤加熱⑥加入少量MgSO4固體A．①②③⑤ B．③⑥C．③ D．③⑤【答案】C【解析】若在氨水中加入NH4Cl固體，c(NHeq\o\al(＋,4))增大，平衡向逆反應方向移動，c(OH－)減小，①不合題意；硫酸中的H＋與OH－反應，使c(OH－)減小，平衡向正反應方向移動，②不合題意；當在氨水中加入NaOH固體后，c(OH－)增大，平衡向逆反應方向移動，③符合題意；若在氨水中加入水，稀釋溶液，平衡向正反應方向移動，但c(OH－)減小，④不合題意；電離屬吸熱過程，加熱平衡向正反應方向移動，c(OH－)增大，⑤不合題意；加入少量MgSO4固體發生反應生成Mg(OH)2沉淀，溶液中c(OH－)減小，⑥不合題意。調研2pH＝11的x、y兩種堿溶液各5mL，分別稀釋至500mL，其pH與溶液體積(V)的關系如圖所示。下列說法正確的是A．x是強堿，y是弱堿B．若x、y是一元堿，則等物質的量濃度的x的硝酸鹽溶液的pH比y的硝酸鹽溶液大C．若x、y是一元堿，室溫下pH＝11的x、y兩種堿溶液的濃度相同D．完全中和x、y兩溶液時，消耗同濃度稀硫酸的體積V(x)＞V(y)【答案】B【解析】由題圖知x的堿性強于y，因a值不確定，故不能推斷x是否為強堿，A錯；pH＝11的兩種堿c(y)＞c(x)，C錯；完全中和5mLpH＝11的兩溶液時，y消耗的酸多，D錯。調研3已知25℃時弱電解質電離平衡常數：Ka(CH3COOH)=1.8×10?5，Ka(HSCN)=0.13。（1）將20mL、0.10mol·L?1CH3COOH溶液和20mL、0.10mol·L?1的HSCN溶液分別與0.10mol·L?1的NaHCO3溶液反應，試驗測得產生CO2氣體體積(V)與時間(t)的關系如圖。反應起先時，兩種溶液產生CO2的速率明顯不同的緣由；反應結束后所得溶液中c(SCN?)c(CH3COO?)(填“>”“=”或“<”)。（2）2.0×10?3mol·L?1的氫氟酸水溶液中，調整溶液pH(忽視調整時體積變更)，測得平衡體系中c(F?)、c(HF)與溶液pH的關系如圖。則25℃時，HF電離平衡常數為Ka(HF)=(列式求值)。【答案】（1）Ka(HSCN)>Ka(CH3COOH)，溶液中c(H+)：HSCN>CH3COOH，c(H+)大反應速率快>（2）QUOTE=QUOTE=4×10?4【解析】（1）電離平衡常數大的電離出的離子濃度大，反應起先時，兩種溶液產生CO2的速率明顯不同的緣由是Ka(HSCN)>Ka(CH3COOH)，溶液中c(H+)：HSCN>CH3COOH，c(H+)大，反應速率快。因酸性HSCN>CH3COOH，故CH3COO?水解程度大于SCN?，故c(SCN?)>c(CH3COO?)。（2）電離平衡常數Ka(HF)=QUOTE=QUOTE=4×10?4。考點2水的電離和溶液的酸堿性一、外界因素對水電離的影響變更條件電離平衡溶液中c(H＋)溶液中c(OH?)pH溶液的酸堿性KW上升溫度右移增大增大減小中性增大加入酸、堿加入酸，如稀硫酸、醋酸左移增大減小減小酸性不變加入堿，如NaOH溶液、氨水左移減小增大增大堿性不變加入鹽加入強堿弱酸鹽，如Na2CO3溶液右移減小增大增大堿性不變加入強酸弱堿鹽，如AlCl3溶液右移增大減小減小酸性不變加入強酸強堿鹽，如NaCl溶液不移動不變不變不變中性不變加入活潑金屬如Na右移減小增大增大堿性不變二、溶液酸堿性與pH的計算1．溶液pH的計算（1）基本思路（2）類型方法①單一溶液溶液類型相關計算強酸（HnA）設HnA的濃度為cmol/L，則c(H+)=ncmol/L，pH=?lgc(H+)=?lgnc強堿［B(OH)n］溶液設B(OH)n的濃度為cmol/L，則c(OH?)=ncmol/L，c(H+)=mol/L，pH=?lgc(H+)=14+lgnc②混合溶液溶液類型相關計算兩種強酸混合兩種強堿混合強酸強堿混合恰好完全反應pH=7（25℃）酸過量c(H＋)=堿過量c(OH?)=2．酸堿混合的有關規律（1）等體積的強酸（pH1）與強堿（pH2）混合(25℃)若混合前pH1+pH2>14，則混合后溶液呈堿性，pH混>7；若混合前pH1+pH2=14，則混合后溶液呈中性，pH混=7；若混合前pH1+pH2<14，則混合后溶液呈酸性，pH混<7。（2）強酸（pH1）與強堿（pH2）混合呈中性時，二者的體積關系(25℃)若pH1+pH2=14，則V酸=V堿；若pH1+pH2≠14，則10pH1+pH2?14。（3）等體積的強酸（pH1）與弱堿（pH2）混合(25℃)，若pH1+pH2=14，由于弱堿過量，pH混>7。（4）等體積的弱酸（pH1）與強堿（pH2）混合(25℃)，若pH1+pH2=14，由于弱酸過量，pH混<7。三、溶液稀釋時pH的變更規律1．常溫下酸、堿的稀釋規律溶液稀釋前溶液pH加水稀釋到體積為原來的10n倍稀釋后溶液pH酸強酸pH=apH=a+n弱酸a<pH<a+n堿強堿pH=bpH=b?n弱堿b?n<pH<b注：表中a+n<7，b?n>7。2．酸、堿的無限稀釋規律常溫下任何酸或堿溶液無限稀釋時，溶液的pH都不行能大于7或小于7，只能接近7。留意：（1）對于pH相同的強酸和弱酸（或強堿和弱堿）溶液稀釋相同的倍數，強酸（或強堿）溶液的pH變更幅度大。這是因為強酸（或強堿）已完全電離，隨著加水稀釋，溶液中的H＋(或OH?)的數目（水電離出的除外）不會增多，而弱酸（或弱堿）隨著加水稀釋，電離平衡向右移動，溶液中H＋(或OH?)的數目還會增多。將pH相同的強酸和弱酸稀釋后pH仍相同，則弱酸中所加的水比強酸中的多（2）對于物質的量濃度相同的強酸和弱酸（或強堿和弱堿），稀釋相同的倍數，pH的變更幅度不同，強酸（或強堿）稀釋后pH的變更幅度大。調研1水的電離常數如下圖中a、b兩條曲線所示，曲線中的點都符合c(H+)×c(OH-)=常數。下列說法正確的是A．圖中溫度T2>T1B．曲線a、b均代表純水的電離狀況C．圖中五點的KW的關系：B>C>A>D=ED．若處在B點時，將pH=2的硫酸溶液與pH=12的KOH溶液等體積混合后，溶液呈堿性【答案】D【解析】水的電離是吸熱過程，上升溫度促進水電離，則水中c(H+)、c(OH-)及離子積常數增大，依據圖像可知，T1曲線所示水的離子積常數大于T2，所以T1>T2，A錯誤；只有c(OH-)=c(H+)的點是純水的電離，所以只有A、B點才是純水的電離，B錯誤；水的離子積常數只與溫度有關，溫度越高，離子積常數越大，同一曲線對應相同溫度，依據圖像可知，溫度凹凸點依次是B>C>A=D=E，所以離子積常數大小依次是B>C>A=D=E，C錯誤；B點時，KW=1×10-12，pH=2的硫酸中c(H+)=0.01mol·L-1，pH=12的KOH溶液中c(OH-)=1mol·L-1，兩溶液等體積混合時剩余堿，溶液呈堿性，D正確。調研2室溫下，下列有關電解質溶液的敘述正確的是A．同濃度、同體積的強酸與強堿溶液混合，混合溶液的pH=7B．pH=10的Ba(OH)2溶液和pH=13的NaOH溶液等體積混合后pH=10.7(已知lg2=0.3)C．將10mLpH=a的鹽酸與100mLpH=b的Ba(OH)2溶液混合后恰好中和，則a+b=13D．pH=2的鹽酸與pH=12的氨水等體積混合后所得溶液顯中性【答案】C【解析】同濃度、同體積的強酸與強堿溶液混合后，假如酸電離出的氫離子和堿電離出的氫氧根離子的物質的量相等，則二者恰好反應，溶液呈中性，若酸和堿的元數不同，反應后溶液就不會呈中性，A錯誤；B項，混合溶液中c(OH-)=mol·L-1，則混合液中氫離子濃度為c(H+)=mol·L-1≈2×10-13mol·L-1，pH=12.7，B錯誤；C項，氯化氫和氫氧化鋇都是強電解質，酸堿恰好中和，則鹽酸中n(H+)等于氫氧化鋇中n(OH-)，所以10-amol·L-1×0.01L=1014-bmol·L-1×0.1L，則a+b=13，C正確；D項，pH=2的鹽酸與pH=12的氨水相比較，氨水的物質的量濃度大于鹽酸，兩種溶液等體積混合后氨水過量，所得溶液顯堿性，D錯誤。考點3滴定原理及應用一、“中和滴定”考點歸納（1）“考”試驗儀器酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾(帶鐵架臺)、錐形瓶。其中常考的是滴定管，如正確選擇滴定管(包括量程)，滴定管的檢漏、洗滌和潤洗，滴定管的正確讀數方法等。（2）“考”操作步驟①滴定前的打算：查漏、洗滌、潤洗、充液(趕氣泡)、調液面、讀數；②滴定：移液、滴加指示劑、滴定至終點、讀數；③計算。（3）“考”指示劑的選擇①強酸強堿相互滴定，可選用甲基橙或酚酞；②若反應生成的強酸弱堿鹽溶液呈酸性，則選用酸性變色范圍的指示劑(甲基橙)，若反應生成強堿弱酸鹽，溶液呈堿性，則選用堿性變色范圍的指示劑(酚酞)；③石蕊溶液因顏色變更不明顯，且變色范圍過寬，一般不作指示劑。常用酸堿指示劑及變色范圍如下表所示：指示劑變色范圍的pH石蕊<5.0紅色5.0～8.0紫色>8.0藍色甲基橙<3.1紅色3.1～4.4橙色>4.4黃色酚酞<8.2無色8.2～10.0粉紅色>10.0紅色（4）“考”誤差分析寫出計算式，分析操作對V標的影響，由計算式得出對最終測定結果的影響，切忌死記硬背結論。此外對讀數視線問題要學會畫圖分析。以標準酸溶液滴定未知濃度的堿(酚酞作指示劑)為例，常見的因操作不正確而引起的誤差有：步驟操作V(標準)c(待測)洗滌酸式滴定管未用標準溶液潤洗變大偏高堿式滴定管未用待測溶液潤洗變小偏低錐形瓶用待測溶液潤洗變大偏高錐形瓶洗凈后還留有蒸餾水不變無影響取液放出堿液的滴定管起先有氣泡，放出液體后氣泡消逝變小偏低滴定酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定終點時氣泡消逝變大偏高振蕩錐形瓶時部分液體濺出變小偏低部分酸液滴出錐形瓶外變大偏高溶液顏色較淺時滴入酸液過快，停止滴定后反加一滴NaOH溶液無變更變大偏高讀數酸式滴定管滴定前讀數正確，滴定后俯視讀數(或前仰后俯)變小偏低酸式滴定管滴定前讀數正確，滴定后仰視讀數(或前俯后仰)變大偏高（5）“考”數據處理正確“取舍”數據，計算“平均”體積，依據反應式確定標準液與待測液濃度和體積的關系，從而列出公式進行計算。二、酸堿中和滴定的拓展應用中和滴定操作不僅適用于酸堿中和反應，還可以遷移應用于氧化還原反應、NaOH和Na2CO3混合溶液與鹽酸的反應及沉淀反應。1．氧化還原滴定法（1）原理：以氧化劑或還原劑為滴定劑，干脆滴定一些具有還原性或氧化性的物質。（2）實例①酸性KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液原理：2+6H++5H2C2O410CO2↑+2Mn2++8H2O指示劑：酸性KMnO4溶液本身呈紫色，不用另外選擇指示劑，當滴入一滴酸性KMnO4溶液后，溶液由無色變為淺紅色，且半分鐘內不褪色，說明到達滴定終點。②Na2S2O3溶液滴定碘液原理：2Na2S2O3+I2Na2S4O6+2NaI指示劑：用淀粉作指示劑，當滴入一滴Na2S2O3溶液后，溶液的藍色褪去，且半分鐘內不復原原色，說明到達滴定終點。氧化還原滴定中應正確選用指示劑及明確終點時顏色變更滴定方式還原劑滴定酸性KMnO4溶液酸性KMnO4溶液滴定還原劑碘水滴定還原劑還原劑滴定碘水鐵鹽溶液滴定還原劑還原劑滴定鐵鹽溶液指示劑酸性KMnO4溶液本身酸性KMnO4溶液本身淀粉溶液淀粉溶液KSCN溶液KSCN溶液終點時顏色變更淺紫色→無色無色→淺紫色無色→藍色藍色→無色溶液變紅色溶液紅色消逝2．沉淀滴定（1）沉淀滴定是利用沉淀反應進行滴定、測量分析的方法。生成沉淀的反應許多，但符合條件的卻很少，事實上應用最多的是銀量法，即利用Ag+與鹵素離子的反應來測定Cl?、Br?、I?濃度。（2）沉淀滴定所用的指示劑本身就是一種沉淀劑，滴定劑與被滴定物反應的生成物的溶解度要比滴定劑與指示劑反應的生成物的溶解度小且兩種沉淀的顏色要有明顯不同，否則不能用這種指示劑。如用AgNO3溶液測定溶液中Cl?的濃度時常以為指示劑，這是因為AgCl（白色）比Ag2CrO4（磚紅色）更難溶的原因。調研1下列試驗操作，對試驗結果不會產生影響的是A．用酸堿中和滴定法測待測液濃度時，裝標準液的滴定管用水洗后未用標準液潤洗B．用酸堿中和滴定法測待測液濃度時，裝待測液的錐形瓶用水洗后用待測液潤洗2～3次C．測定中和反應的反應熱時，將堿溶液緩慢倒入酸溶液中D．用蒸餾水潮濕的pH試紙測定硫酸鈉溶液的pH【答案】D【解析】用酸堿中和滴定法測待測液濃度時，裝標準液的滴定管用水洗后未用標準液潤洗，會導致測定結果偏高，選項A不正確；用酸堿中和滴定法測待測液濃度時，裝待測液的錐形瓶用水洗后用待測液潤洗2～3次，會導致測定結果偏高，選項B不正確；測定中和反應的反應熱時，將堿溶液緩慢倒入酸溶液中，導致測定結果偏低，選項C不正確；用蒸餾水潮濕的pH試紙測定硫酸鈉溶液的pH，無影響，緣由是硫酸鈉溶液本身溶液顯中性，選項D正確。調研2滴定法是一種重要的定量分析方法，應用范圍很廣。（1）利用酸堿滴定法可測定Ba2＋的含量，試驗分兩步進行。已知：2CrOeq\o\al(2－,4)＋2H＋===Cr2Oeq\o\al(2－,7)＋H2O，Ba2＋＋CrOeq\o\al(2－,4)===BaCrO4↓。步驟Ⅰ：移取xmL肯定濃度的Na2CrO4溶液于錐形瓶中，加入酸堿指示劑，用bmol·L－1鹽酸標準液滴定至終點，測得滴加鹽酸體積為V0mL。步驟Ⅱ：移取ymLBaCl2溶液于錐形瓶中，加入xmL與步驟Ⅰ中相同濃度的Na2CrO4溶液，待Ba2＋完全沉淀后，再加入酸堿指示劑，用bmol·L－1鹽酸標準液滴定至終點，測得滴加鹽酸的體積為V1mL。滴加鹽酸標準液時應用酸式滴定管，“0”刻度位于滴定管的________(填“上方”或“下方”)。BaCl2溶液的濃度為________mol·L－1，若步驟Ⅱ中滴加鹽酸時有少量待測液濺出，Ba2＋的濃度測量值將________(填“偏大”或“偏小”)。（2）某地市場上銷售的一種食用精制鹽包裝袋上有如下部分說明：產品等級一級配料食鹽、碘酸鉀、抗結劑碘含量(以I計)20～50mg·kg－1已知：IOeq\o\al(－,3)＋5I－＋6H＋===3I2＋3H2O，I2＋2S2Oeq\o\al(2－,3)===2I－＋S4Oeq\o\al(2－,6)。某學生擬測定食用精制鹽的碘(KIO3)含量，其步驟為a.精確稱取Wg食鹽，加適量蒸餾水使其完全溶解；b.用稀硫酸酸化所得溶液，加入足量KI溶液，使KIO3與KI反應完全；c.以淀粉為指示劑，逐滴加入物質的量濃度為2.0×10－3mol·L－1的Na2S2O3溶液10.0mL，恰好反應完全。①推斷c中恰好完全反應所依據的現象是______________________________________。②b中反應所產生的I2的物質的量是________mol。③依據以上試驗和包裝說明，算得所測食用精制鹽的碘含量是(以含W的代數式表示)________mg·kg－1。【答案】（1）上方eq\f(bV0－bV1,y)偏大（2）①溶液由藍色恰好變為無色②1.0×10－5③eq\f(423,W)【解析】（1）滴定管的刻度值上小下大，“0”刻度位于滴定管的上方。由步驟Ⅰ，可求得c(CrOeq\o\al(2－,4))＝eq\f(bV0,x)mol·L－1；由步驟Ⅱ，求得與Ba2＋反應的CrOeq\o\al(2－,4)的物質的量為eq\f(bV0－bV1,1000)mol，則c(Ba2＋)＝eq\f(bV0－bV1,y)mol·L－1。依據計算式可知，若步驟Ⅱ中滴加鹽酸時有少量待測液濺出，則V1減小，Ba2＋濃度的測量值將偏大。（2）碘的淀粉溶液顯藍色，碘與Na2S2O3溶液恰好反應完全時，溶液由藍色變為無色。計算的關系式為KIO3～3I2～6S2Oeq\o\al(2－,3)。n(I2)＝eq\f(1,2)n(S2Oeq\o\al(2－,3))＝eq\f(1,2)×2.0×10－3mol·L－1×10.0×10－3L＝1.0×10－5mol，n(I)＝n(KIO3)＝eq\f(1,3)n(I2)，食用精制鹽的碘含量＝eq\f(127g·mol－1×1.0×10－5mol×103mg·g－1,3×W×10－3kg)≈eq\f(423,W)mg·kg－1。1．水在許多試驗中必不行少，但有時水的存在可能使試驗產生誤差。下列試驗中，水的存在使試驗結果偏低的是A．配制肯定物質的量濃度的氯化鈉溶液時，容量瓶中預先有少量水B．中和熱測定試驗中，用作反應容器的小燒杯中預先有少量水C．中和滴定試驗中，盛放待測液的錐形瓶中預先有少量水D．中和滴定試驗中，盛放標準液的滴定管中預先有少量水【答案】B【解析】A、C項中的水對試驗結果無影響；B項中的水會汲取中和反應放出的熱，使終止溫度偏低，中和熱偏低；D項使測定結果偏高。2．肯定溫度下，在0.1mol·L-1CH3COOH溶液中存在如下電離平衡：CH3COOHCH3COO-+H+，對于該平衡，下列敘述正確的是A．加入少量0.1mol·L-1HCl溶液，溶液中c(H+)不變B．加入水稀釋時，平衡向正反應方向移動，溶液中全部離子的濃度都減小C．加入少量CH3COONa固體，平衡向逆反應方向移動，電離常數變大D．加入少量NaOH固體，促進了醋酸的電離，溶液中QUOTE變大【答案】D【解析】本題考查弱電解質的電離平衡。A．CH3COOH溶液中加入少量0.1mol·L-1HCl溶液，溶液中c(H+)增大，錯誤；B．加水稀釋時，c(H+)減小，Kw不變，溶液中c(OH—)增大，錯誤；C．電離常數只與溫度有關，加入少量CH3COONa固體，平衡向逆反應方向移動，電離常數不變，錯誤；D．QUOTE=QUOTE，加入少量NaOH固體，消耗氫離子，平衡正向移動，Ka不變，QUOTE增大，正確。故本題選D。3．下列各示意圖與對應的表述正確的是A．圖①表示肯定條件下某化學反應的速率隨時間變更的趨勢圖，該反應肯定為放熱反應B．圖②中曲線表示將氫氧化鈉溶液滴加到醋酸溶液濃度的變更趨勢圖D．圖④為水的電離平衡曲線圖，若從A點到C點，可采納在水中加入適量NaOH固體的方法【答案】B【解析】A．圖①中起先階段，隨著反應的進行化學反速率加快，可能緣由有兩種：溫度上升或有催化作用的產物生成，若是因為溫度升到導致反應速率加快，說明該反應是放熱反應，若為生成物有催化作用，則無法推斷該反應中的熱量變更，A錯誤；B．醋酸是弱酸，在溶液中主要是以電解質分子的形式存在。當向其中加入氫氧化鈉溶液時，二者發生酸堿中和反應，破壞了醋酸的電離平衡，使醋酸的濃度漸漸減小，當二者恰好中和時醋酸的濃度達到最小值。此后再加入氫氧化鈉就不再發生反應，得到的是醋酸鈉與氫氧化鈉的混合溶液，氫氧化鈉的濃度漸漸增大，B正確；C．鹽酸和醋酸都是一元酸，鹽酸酸性大于醋酸，等體積、等物質的量濃度的鹽酸和醋酸溶液中二者的物質的量相等，由于醋酸是弱酸，鹽酸是強酸，所以分別加入足量鎂粉，產生H2的速率：鹽酸比醋酸快，但最終得到的氫氣的物質的量相等，C錯誤；D．水的離子積常數只與溫度有關，而與其它條件無關，D錯誤；故選B。4．298K時，用0.1mol·L-1H2SO4溶液滴定20mL0.1mol·L-1氨水，水的電離程度隨硫酸體積的變更曲線如圖所示。下列說法不正確的是A．該試驗應選擇甲基橙作指示劑B．從P點到N點，水的電離程度先增大后減小C．M點對應的溶液中c(H+QUOTE)=c(OHQUOTE-)+c(NH3·H2O)D．N點對應的溶液中有：c(NQUOTE)+c(NH3·H2O)=2c(SQUOTE)【答案】D【解析】本題考查酸堿中和滴定與粒子濃度關系，意在考查考生的綜合分析實力。A項，強酸滴定弱堿，達到滴定終點時溶液呈酸性，應用甲基橙作指示劑，正確；B項，P點到M點，水的電離程度增大，M點到N點，水的電離程度減小，正確；C項，由題圖知，M點對應的溶液為硫酸銨溶液，硫酸與氨水恰好完全反應，由質子守恒知，該式正確；D項，N點時，依據物料守恒有：c(S)=c(N)+c(NH3·H2O)，錯誤。5．某溫度下Kw＝10-13，在此溫度下，將pH＝a的NaOH溶液VaL與pH＝b的H2SO4溶液VbL混合，下列說法正確的是A．若所得混合液為中性，且a＝12，b＝2，則Va∶Vb＝1∶1B．若所得混合液為中性，且a＋b＝12，則Va∶Vb＝100∶1C．若所得混合液pH＝10，且a＝12，b＝2，則Va∶Vb＝1∶9D．若所得混合液pH＝10，且a＝12，b＝2，則Va∶Vb＝101∶99【答案】C【解析】本題考查溶液的酸堿性。A、若所得混合溶液為中性，且a=12，b=2，因c(OH-)×Vb=c(H+)×Va，則0.1×Va=0.01Vb，則Va∶Vb=1∶10，故A錯誤；B、若所得混合液為中性，則c(OH-)×Va=c(H+)×Vb，即10a?13×Va=10?bVb，又因為a+b=12，Va∶Vb=1013-a-b=10，則Va∶Vb=10∶1，故B錯誤；C、若所得混合溶液的pH=10，堿過量，c(OH-)=QUOTE=0.001，則Va∶Vb=1∶9，故C正確；D、依據C的計算，Va∶Vb=1∶9，故D錯誤；故選C。6．下列試驗操作或原理正確的是A．用如圖裝置收集SO2氣體B．為驗證吸氧腐蝕，將鐵釘放入試管中，用鹽酸浸沒C．酸堿中和滴定過程中，眼睛必需凝視滴定管刻度的變更D．配制溶液定容時，俯視容量瓶刻度線會使所配溶液的濃度偏高【答案】D【解析】本題考查試驗基本操作。收集SO2氣體應用向上排空氣法，A項錯誤；將鐵釘放入試管中，用鹽酸浸沒，鐵釘腐蝕過程中不斷有H2放出，發生析氫腐蝕，B項錯誤；酸堿中和滴定過程中，眼睛應凝視錐形瓶中溶液顏色的變更，C項錯誤；配制溶液定容時，俯視容量瓶刻度，會使加入的蒸餾水削減，導致所配溶液的濃度偏高，D項正確。7．25℃時，下列說法正確的是B．pH=3的CH3COOH溶液與pH=11的NaOH溶液等體積混合后，因生成的CH3COONa水解，所以由水電離出的c(H+)>10-7mol·L-1C．pH=2的鹽酸、pH=2的醋酸中由水電離出的c(H+)均為10-12mol·L-1D．pH=11和pH=13的NaOH溶液等體積混合后，溶液中的c(H+)=QUOTEmol·L-1【答案】C【解析】NaOH溶液中的H+是由水電離產生的，當稀釋時，由于NaOH溶液的濃度發生變更，對H2O電離的抑制程度會變更，水的電離平衡會發生移動，因而將其當成不變的值進行計算是錯誤的，即A項錯誤；B項中CH3COOH電離出的H+即可將NaOH完全中和，而絕大多數的CH3COOH是沒電離的，即CH3COOH遠遠過量，混合溶液呈酸性，對水的電離起抑制作用，B項錯誤；C項中pH=2的鹽酸、pH=2的醋酸中c(H+)均為10-2mol·L-1，再結合水的離子積常數可求出c(OH-)均為10-12mol·L-1，由水電離出的c(H+)也均為10-12mol·L-1，C項正確；pH=11的NaOH溶液中c(OH-)=10-3mol·L-1，pH=13的NaOH溶液中c(OH-)=10-1mol·L-1，等體積混合后c(OH-)=QUOTE≈5×10-2mol·L-1，再結合離子積常數求得c(H+)=2×10-13mol·L-1，D項錯誤。8．甲胺(CH3NH2)是一種有機化合物，其水溶液呈弱堿性，25℃時電離常數Kb(CH3NH2·H2O)=4.0×10-5。常溫下，用0.0500mol·L-1的稀硫酸滴定10mL0.1000mol·L-1的甲胺溶液，溶液中c(OH-)的負對數(pOH)與所加稀硫酸的體積(V)的關系如圖所示。下列說法正確的是A．CH3NH2·H2O在水中的電離方程式為CH3NH2·H2OCH3NQUOTE+OH-B．a、b、c三點溶液中，水電離出來的c(H+)：b>c>aC．c點溶液中QUOTE=2.5×10-5D．b點溶液中存在c(CH3NH2·H2O)>c(CH3N)>c(H+)>c(OH-)【答案】C【解析】本題考查水溶液中的離子平衡，意在考查考生運用學問解決問題的綜合實力。CH3NH2·H2O是一元弱堿，電離方程式為CH3NH2·H2OCH3N+OH-，A錯誤；CH3NH2·H2O是一元弱堿，對水的電離起抑制作用，隨著稀硫酸的加入，抑制作用減弱，c點恰好完全反應，溶質是強酸弱堿鹽，對水的電離起促進作用，a、b、c三點溶液中，水電離出來的c(H+)：c>b>a，B錯誤；c點所在溶液中，QUOTE=QUOTE，c點溶液中QUOTE=2.5×10-5，C正確；Kh(CH3N)=2.5×10-10<4.0×10-5，說明CH3NH2·H2O電離的程度大于CH3N水解的程度，所以b點溶液呈堿性，c(CH3N)>c(CH3NH2·H2O)>c(OH-)>c(H+)，D錯誤。9．298K時，用0.100mol·L-1NaOH溶液分別滴定濃度均為0.100mol·L-1、體積均為10.00mL的HX和HY溶液，利用傳感器測得滴定過程中溶液的電導率如圖所示。下列有關說法不正確的是A．滴定HX、HY溶液都可選擇酚酞作指示劑B．相同條件下，HX的酸性比HY的強C．相同溫度下，溶液中水電離出的c(H+)：b<a=cD．d點對應溶液中：c(X-)=2c(OH-)-2c(H+)【答案】C【解析】依題意得，HX、HY溶液的起始濃度相等，HX溶液的導電實力比HY溶液的強，在滴加NaOH溶液過程中，HX溶液導電實力先減弱后漸漸增加，HY溶液的導電實力漸漸增加，說明HX是強酸，HY是弱酸，強堿滴定弱酸或強酸，都可用酚酞作指示劑，A、B項說法正確；a點和c點表示酸與堿恰好完全反應，NaY會發生水解，促進水的電離，溶液呈堿性，而NaX既不促進水的電離，也不抑制水的電離，其溶液呈中性，b點對應溶液中溶質是NaY和NaOH且二者濃度相等，NaOH抑制水的電離，故水電離程度大小為a>c>b，C項說法錯誤；d點對應的溶液中，由物料守恒有2c(Na+)=3c(X-)，由電荷守恒有c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(X-)，整理得c(X-)=2c(OH-)-2c(H+)，D項正確。10．常溫下，向濃度均為0.1mol?L-1、體積均為100mL的兩種一元酸HX、HY的溶液中，分別加入NaOH固體，lgQUOTE隨加入NaOH的物質的量的變更狀況如圖所示。下列敘述正確的是A．HX的酸性弱于HY的B．a點由水電離出的c(H+)=1×10-12mol?L-1C．c點溶液中：c(Y-)>c(HY)D．b點時酸堿恰好完全中和【答案】C【解析】lg越大，溶液中氫離子濃度越大，未加NaOH時，HX溶液比HY溶液的lg大，所以HX的酸性大于HY的，A項錯誤；由于a點lg=12，則溶液中c(H+)=0.1mol·L-1，溶液中由水電離的c(H+)=QUOTE=1×10-13(mol·L-1)，B項錯誤；由于c點lg=6，則溶液中c(H+)=1×10-4mol·L-1，此時消耗的NaOH的物質的量為0.005mol，則溶液中的溶質為NaY和HY，且溶液中NaY和HY的物質的量濃度相等，由于溶液顯酸性，所以HY的電離程度大于NaY的水解程度，c(Y-)>c(HY)，C項正確；由于100mL0.1mol·L-1的HY溶液與NaOH溶液恰好中和時消耗NaOH的物質的量為0.01mol，而b點時消耗NaOH的物質的量為0.008mol，所以酸過量，D項錯誤。11．現代傳感信息技術在化學試驗中有廣泛的應用。Ⅰ.某小組用傳感技術測定噴泉試驗中的壓強變更來相識噴泉試驗的原理(圖1)。（1）制取氨氣。燒瓶中用濃氨水和某固體反應制取氨氣，該固體可以是

。

A．CaO B．NaOH C．CaCl2 D．P2O5檢驗三頸瓶集滿NH3的方法是

(填操作和現象)。

（2）噴泉試驗。關閉a，將單孔塞(插有吸入水的膠頭滴管)塞緊頸口c，打開b，完成噴泉試驗，電腦繪制三頸瓶內壓強變更曲線(圖2)。圖2中

點時噴泉最猛烈。

（3）引發噴泉試驗的方法有多種，下列操作能引發噴泉的是

。

A．用熱毛巾捂燒瓶底部 B．通入HCl氣體C．CH3COOH溶液 D．CCl4Ⅱ.室溫下，測定NH3·H2O的濃度及電離平衡常數Kb。（4）從三頸瓶中用

(填儀器名稱)量取20.00mL氨水至錐形瓶中，用0.04000mol·L-1鹽酸滴定。用pH計采集數據，電腦繪制滴定曲線如圖3。

（5）依據圖3計算氨水的濃度為

mol·L-1，當pH=11.0時計算Kb的近似值，Kb=

。(列式并計算)

（6）工業上，若出現液氨泄漏，最好噴灑

(填“Na2CO3”或“NaHCO3”)，寫出反應的化學方程式

。

【答案】Ⅰ.（1）AB將潮濕的紅色石蕊試紙靠近瓶口c，試紙變藍色，證明NH3已收集滿(或將蘸有濃鹽酸的玻璃棒靠近瓶口c，有白煙生成，證明NH3已收集滿)（2）D（3）ABCⅡ.（4）堿式滴定管(或移液管)（5）0.04500QUOTE=2.2×10-5(2.27×10-5也給分)（6）NaHCO32NaHCO3+2NH3Na2CO3+(NH4)2CO3【解析】本題考查噴泉試驗及電離平衡學問。Ⅰ.（1）CaO能與水反應同時放出大量的熱，有利于氨氣的逸出；NaOH溶于水放出大量的熱，有利于氨氣的逸出，A、B項符合題意。（2）外界大氣壓與三頸瓶內壓強之差越大，噴泉越猛烈，大氣壓不變，D點壓強最小，所以大氣壓和D點壓強之差最大，則D點時噴泉最猛烈。（3）能夠產生壓強差就能引發噴泉，氨氣不溶于CCl4，兩者也不反應，不能產生壓強差，不能引發噴泉，A、B、C項操作均能引發噴泉。Ⅱ.（4）氨水呈堿性，應當用堿式滴定管或移液管量取。（5）設氨水的物質的量濃度為c，則有c×20.00mL=0.04000mol·L-1×22.50mL，解得c=0.04500mol·L-1。電離平衡常數Kb=QUOTE，pH=11.0的氨水中c(OH-)=10-3mol·L-1，c(NQUOTE)≈c(OH-)=10-3mol·L-1，則Kb=QUOTE=2.2×10-5。（6）液氨與Na2CO3不反應，與NaHCO3發生反應：2NaHCO3+2NH3Na2CO3+(NH4)2CO3。12．硫酸亞鐵晶體(FeSO4?7H2O)在醫藥上作補血劑。某課外小組擬用KMnO4溶液滴定的方法，測定該補血劑中鐵元素的含量，進行了如下試驗【查閱資料】在酸性條件下，用KMnO4標準溶液進行氧化還原滴定，可以測定Fe2+的含量。反應的離子方程式是Fe2++QUOTE→Fe3++Mn2++H2O(未配平)【打算試驗用品】①儀器a：電子天平，b.滴定管，c.100mL量筒，d.燒杯，e.漏斗，f.容量瓶(100mL、250mL)，g.錐形瓶，h.玻璃棒，i.藥匙，j.燒瓶，k.鐵架臺(帶滴定管夾)，l.膠頭滴管。②試劑a.硫酸亞鐵補血劑藥片，b.高錳酸鉀晶體，c.酚酞試液，d.KSCN溶液，e.稀硫酸，f.稀鹽酸，g.蒸餾水。【試驗步驟】稱取0.474gKMnO4晶體，配成250.00mL水溶液；②取除去糖衣(非還原糖)后的硫酸亞鐵補血劑藥片(1.500g)，研細后加稀硫酸溶解，配成100.00mL水溶液；③用酸式滴定管取待測”補血劑”溶液20.00mL于某容器中；④盛裝標準KMnO4溶液，靜置后，讀取數據，記錄為KMnO4標準溶液體積初讀數；⑤滴定，并記錄KMnO4標準溶液的終讀數，再重復滴定2次。【試驗記錄】滴定次數試驗數據123V(樣品)/mL20.0020.0020.00V(KMnO4)/mL(初讀數)0.000.200.00V(KMnO4)/mL(終讀數)15.8515.2214.98【溝通與探討】（1）打算的試驗用品中，肯定不須要的儀器有

(填序號)；不須要的試劑有

(填序號)。（2）本試驗所用的KMnO4標準溶液的物質的量濃度為

(保留四位有效數字)。（3）課外小組里有位同學設計了下列四種滴定方式(夾持部分略去)，引起了同學們的探討，最終取得共識，認為最合理的是(填字母序號)。（4）推斷滴定終點的依據是

。（5）若在接近滴定終點時，用少量蒸餾水將錐形瓶內壁沖洗一下，再接著滴定至終點，則所測得的補血劑中鐵元素的含量

(偏大、偏小、無影響)。（6）依據試驗數據，計算該補血劑中鐵元素的質量分數為

。【答案】（1）e、j

c、d、f（2）（3）b（4）滴入最終一滴KMnO4溶液，溶液恰好由無色變淺紫紅色，且半分鐘內不褪色（5）無影響（6）16.8%【解析】本題考查了氧化還原反應滴定試驗及計算。（1）打算的試驗用品中，肯定不須要的儀器有：燒杯和燒瓶，選e、j；不須要的試劑有：酚酞試液、KSCN溶液、稀鹽酸，高錳酸鉀溶液是紫色的，滴定終點時溶液是黃色，不須要額外加入指示劑，KSCN溶液是檢驗鐵離子的，該試驗中不須要，高錳酸鉀溶液酸化時用稀硫酸，不能用鹽酸，因為鹽酸能被高錳酸鉀溶液氧化，故選c、d、f。（2）本試驗所用的KMnO4標準溶液的物質的量濃度為：QUOTE=0.012mol/L。（3）酸性高錳酸鉀溶液是強氧化劑，應當運用酸式滴定管盛裝，滴定時應當盡可能使滴定終點時顏色變更明顯，合理的裝置是b。（4）推斷滴定終點的依據是：滴入最終一滴KMnO4溶液，溶液恰好由無色變淺紫紅色，且半分鐘內不褪色。（5）若在接近滴定終點時，用少量蒸餾水將錐形瓶內壁沖洗一下，再接著滴定至終點，對發生反應的物質的量沒有影響，則所測得的補血劑中鐵元素的含量無影響。（6）從表中數據可用看出：①試驗數據誤差太大，舍去，用②和③的數據取平均值，所用的KMnO4標準溶液體積為：QUOTE=15.00mL，消耗高錳酸鉀的物質的量為：QUOTE，反應方程式為：5Fe2++QUOTE+8H+=5Fe3++Mn2++4H2O，亞鐵離子的物質的量為：5×QUOTE1.8×10-4mol=9×10-4molQUOTE，該補血劑中鐵元素的質量分數為：QUOTE16.8%1．[2024天津]LiH2PO4是制備電池的重要原料。室溫下，LiH2PO4溶液的pH隨c初始（H2PO4–）的變更如圖1所示，H3PO4溶液中H2PO4–的分布分數隨pH的變更如圖2所示[]。下列有關LiH2PO4溶液的敘述正確的是A．溶液中存在3個平衡B．含P元素的粒子有H2PO4–、HPO42–、PO43–C．隨c初始（H2PO4–）增大，溶液的pH明顯變小D．用濃度大于1mol·L-1的H3PO4溶液溶解Li2CO3，當pH達到4.66時，H3PO4幾乎全部轉化為LiH2PO4【答案】D【解析】本題考查電解質溶液的相關學問。應當從題目的兩個圖入手，結合磷酸的基本性質進行分析。A．溶液中存在H2PO4–的電離平衡和水解平衡，存在HPO42–的電離平衡，存在水的電離平衡，所以至少存在4個平衡。選項A錯誤。B．含P元素的粒子有H2PO4–、HPO42–、PO43–和H3PO4。選B錯誤。C．從圖1中得到隨著c初始（H2PO4–）增大，溶液的pH不過從5.5減小到4.66，談不上明顯變小，同時達到4.66的pH值以后就不變了。所以選項C錯誤。D．由圖2得到，pH=4.66的時候，δ=0.994，即溶液中全部含P的成分中H2PO4–占99.4%，所以此時H3PO4幾乎全部轉化為LiH2PO4。選項D正確。點睛：本題中隨著c初始（H2PO4–）增大，溶液的pH有肯定的下降，但是達到肯定程度后就基本不變了。主要是因為H2PO4–存在電離和水解，濃度增大電離和水解都會增加，影響會相互抵消。2．[2024江蘇]依據下列圖示所得出的結論不正確的是A．圖甲是CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)的平衡常數與反應溫度的關系曲線，說明該反應的ΔH<0B．圖乙是室溫下H2O2催化分解放出氧氣的反應中c(H2O2)隨反應時間變更的曲線，說明隨著反應的進行H2O2分解速率漸漸減小C．圖丙是室溫下用0.1000mol·L?1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol·L?1某一元酸HX的滴定曲線，說明HX是一元強酸D．圖丁是室溫下用Na2SO4除去溶液中Ba2+達到沉淀溶解平衡時，溶液中c(Ba2+)與c(SO42?)的關系曲線，說明溶液中c(SO42?)越大c(Ba2+)越小【答案】C【解析】A項，上升溫度，lgK減小，平衡向逆反應方向移動，逆反應為吸熱反應，正反應為放熱反應，該反應的ΔH0，A項正確；B項，依據圖像，隨著時間的推移，c（H2O2）變更趨于平緩，隨著反應的進行H2O2分解速率漸漸減小，B項正確；C項，依據圖像，沒有滴入NaOH溶液時，0.1000mol/LHX溶液的pH1，HX為一元弱酸，C項錯誤；D項，依據圖像可見橫坐標越小，縱坐標越大，-lgc（SO42-）越小，-lgc（Ba2+）越大，說明c（SO42-）越大c（Ba2+）越小，D項正確；答案選C。點睛：本題考查圖像的分析，側重考查溫度對化學平衡常數的影響、化學反應速率、酸堿中和滴定pH曲線的分析、沉淀溶解平衡曲線的分析，駕馭有關的原理，明確圖像中縱、橫坐標的含義和曲線的變更趨勢是解題的關鍵。3．[2024新課標Ⅱ]變更0.1二元弱酸溶液的pH，溶液中的、、的物質的量分數隨pH的變更如圖所示[已知]。下列敘述錯誤的是A．pH=1.2時，B．C．pH=2.7時，D．pH=4.2時，【答案】D【解析】A、依據圖像，pH=1.2時，H2A和HA?相交，則有c(H2A)=c(HA?)，故A說法正確；B、pH=4.2時，c(A2?)=c(HA?)，依據其次步電離HA?H＋＋A2?，得出：K2(H2A)=c(H+)×c(A2?)/c(HA?)=c(H+)=10?4.2，故B說法正確；C、依據圖像，pH=2.7時，H2A和A2?相交，則有，故C說法正確；D、由圖知，pH=4.2時，c(HA?)=c(A2?)，H2A電離出一個HA?時釋放出一個H+，電離出一個A2?時，釋放出2個H+，同時水也會電離出H+，因此c(H+)＞c(HA?)=c(A2?)，錯誤。【名師點睛】該題綜合性強，該題解答時留意利用守恒的思想解決問題。電解質溶液中離子濃度大小比較問題，是高考熱點中的熱點。多年以來全國高考化學試卷幾乎年年涉及。這種題型考查的學問點多，敏捷性、綜合性較強，有較好的區分度，它能有效地測試出學生對強弱電解質、電離平衡、水的電離、pH、離子反應、鹽類水解等基本概念的駕馭程度以及對這些學問的綜合運用實力。圍繞鹽類水解的類型和規律的應用試題在高考中常有涉及。解決這類題目必需駕馭的學問基礎有：駕馭強弱電解質推斷及其電離，鹽類的水解，化學平衡理論(電離平衡、水解平衡)，電離與水解的競爭反應，以及化學反應類型，化學計算，甚至還要用到“守恒”來求解。4．[2024上海]能證明乙酸是弱酸的試驗事實是A．CH3COOH溶液與Zn反應放出H2B．0.1mol/LCH3COONa溶液的pH大于7C．CH3COOH溶液與NaCO3反應生成CO2D．0.1mol/LCH3COOH溶液可使紫色石蕊變紅【答案】B【解析】A．只能證明乙酸具有酸性，不能證明其酸性強弱，錯誤；B．該鹽水溶液顯堿性，由于NaOH是強堿，故可以證明乙酸是弱酸，正確；C．可以證明乙酸的酸性比碳酸強，但是不能證明其是弱酸，錯誤；D．可以證明乙酸具有酸性，但是不能證明其酸性強弱，錯誤。5．[2024北京]在兩份相同的Ba(OH)2溶液中，分別滴入物質的量濃度相等的H2SO4、NaHSO4溶液，其導電實力隨滴入溶液體積變更的曲線如圖所示。下列分析不正確的是A．①代表滴加H2SO4溶液的變更曲線B．b點，溶液中大量存在的離子是Na+、OH–C．c點，兩溶液中含有相同量的OH–D．a、d兩點對應的溶液均顯中性【答案】C【解析】兩個反應的方程式分別為：①Ba(OH)2+H2SO4BaSO4+2H2O，②Ba(OH)2+NaHSO4NaOH+BaSO4+H2O、NaOH+NaHSO4Na2SO4+H2O。A、依據反應的化學方程式可知，當氫氧化鋇恰好和硫酸完全反應時，溶液的導電實力最小，故①代表滴加硫酸時的變更曲線，A正確；B、b點是加入硫酸氫鈉進行反應②，溶液中含有氫氧化鈉，B正確；C、c點①曲線為硫酸，②曲線為氫氧化鈉和硫酸鈉，因為硫酸根離子濃度相同，②中的鈉離子濃度大于①中氫離子濃度，所以溶液中的氫氧根離子濃度不相同，C錯誤；D、a點為鋇離子和硫酸根離子完全沉淀，d為硫酸鈉溶液，溶液都顯中性，D正確。答案選C。6．[2024新課標Ⅰ]298K時，在20.0mL0.10mol·L?1氨水中滴入0.10mol·L?1的鹽酸，溶液的pH與所加鹽酸的體積關系如圖所示。已知0.10mol·L?1氨水的電離度為1.32%，下列有關敘述正確的是A．該滴定過程應選擇酚酞作為指示劑B．M點對應的鹽酸體積為20.0mLC．M點處的溶液中c()=c(Cl?)=c(H+)=c(OH?)D．N點處的溶液中pH<12【答案】D【解析】本題考查了酸堿中和滴定過程中溶液中存在的平衡的分析，意在考查考生分析圖象的實力以及敏捷運用所學學問解決問題的實力。當恰好完全中和時，生成NH4Cl，而NH4Cl溶液呈酸性，酚酞的變色范圍為pH=8.2~10.0，甲基橙的變色范圍為pH=3.1~4.4，故應選甲基橙作指示劑，A項錯誤；當V(鹽酸)=20.0mL時，恰好完全反應，溶液呈酸性，B項錯誤；M點時由溶液中電荷守恒知c()+c(H+)=c(Cl?)+c(OH?)，而溶液呈中性，即c(H+)=c(OH?)，則c()=c(Cl?)，但c(QUOTE)=c(Cl?)?c(H+)=c(OH?)，C項錯誤；該溫度下，0.10mol·L?1一元強堿溶液的pH=13，若0.10mol·L?1一元弱堿溶液的電離度為10%，則其pH=12，而0.10mol·L?1氨水的電離度小于10%，故溶液的pH<12，D項正確。7．[2024天津]室溫下，用相同濃度的NaOH溶液，分別滴定濃度均為0.1mol·L?1的三種酸(HA、HB和HD)溶液，滴定曲線如圖所示，下列推斷錯誤的是A．三種酸的電離常數關系：KHA>KHB>KHDB．滴定至P點時，溶液中：c(B?)>c(Na+)>c(HB)>c(H+)>c(OH?)C．pH=7時，三種溶液中：c(A?)=c(B?)=c(D?)D．當中和百分數達100%時，將三種溶液混合后：c(HA)+c(HB)+c(HD)=c(OH?)?c(H+)【答案】C【解析】本題考查酸堿中和滴定的分析，意在考查考生對滴定過程中粒子的分析實力。三種酸的濃度相等，依據圖象，在滴定前HA溶液的pH最小，酸性最強，HD溶液的pH最大，酸性最弱，說明HA的電離程度最大，電離常數最大，A項正確；P點溶液中含有等物質的量的NaB與HB，此時溶液顯酸性，說明HB的電離程度大于B?的水解程度，所以c(B?)>c(HB)，由物料守恒：2c(Na+)=c(HB)+c(B?)知，c(Na+)介于c(B?)、c(HB)之間，B項正確；每種溶液中均存在電荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(X?)+c(OH?)，X?代表A?、B?、D?，在pH=7時，c(H+)=c(OH?)，c(Na+)=c(