2025屆高考化學一輪復(fù)習第8章物質(zhì)在水溶液中的行為第3節(jié)鹽類的水解水溶液中的圖像教案魯科版

PAGE24-第3節(jié)鹽類的水解水溶液中的圖像考綱定位要點網(wǎng)絡(luò)1.了解鹽類水解的原理。2．了解影響鹽類水解的主要因素。3．了解鹽類水解的應(yīng)用。4．能正確書寫鹽類水解的化學方程式或離子方程式。5．水溶液中粒子濃度的比較。鹽類的水解原理及規(guī)律學問梳理1．鹽類的水解原理(1)定義在溶液中鹽電離出來的離子跟水電離產(chǎn)生的H＋或OH－結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。(2)實質(zhì)→[H＋]≠[OH－]→溶液不再呈中性。(3)特點(4)水解常數(shù)(Kh)A－＋H2OHA＋OH－的水解常數(shù)表達式Kh＝eq\f([HA][OH－],[A－])＝eq\f([HA][OH－][H＋],[A－][H＋])＝eq\f(KW,Ka)，若25℃，HA的Ka為1×10－6mol·L－1，則A－的水解常數(shù)Kh為1×10－8_mol·L－1。2．鹽類的水解規(guī)律鹽的類型實例是否水解水解的離子溶液的酸堿性溶液的pH(常溫下)強酸強堿鹽NaCl、KNO3否—中性＝7強酸弱堿鹽NH4Cl、Cu(NO3)2是NHeq\o\al(＋,4)、Cu2＋酸性<7弱酸強堿鹽CH3COONa、Na2CO3是CH3COO－、COeq\o\al(2－,3)堿性>7留意：水解規(guī)律熟記口訣：有弱才水解，無弱不水解；越弱越水解，誰強顯誰性；同強顯中性，同弱不確定。這里說的“弱”指的是弱酸根離子或弱堿陽離子。[辨易錯](1)鹽溶于水顯酸性是因為鹽發(fā)生了水解。 ()(2)NH4Cl、CH3COONa投入水中，均促進了水的電離。 ()(3)能水解的鹽溶液肯定呈酸性或堿性，不行能呈中性。 ()(4)25℃，pH＝4的鹽溶液中水電離出的[H＋]肯定為1×10－4mol·L－1。 ()(5)常溫下，pH＝10的CH3COONa溶液與pH＝4的NH4Cl溶液，水的電離程度相同。 ()(6)25℃，0.1mol·L－1的CH3COONa與0.1mol·L－1的NaHCO3溶液前者pH高。 ()[答案](1)×(2)√(3)×(4)×(5)√(6)×3．酸式鹽在水中的性質(zhì)(1)強酸的酸式鹽只電離，不水解，溶液顯酸性。(2)弱酸的酸式鹽溶液的酸堿性，取決于酸式酸根離子的電離程度和水解程度的相對大小。①若電離程度小于水解程度，溶液呈堿性。常見的有NaHCO3、NaHS、Na2HPO4等。②若電離程度大于水解程度，溶液顯酸性。常見的有NaHSO3、NaH2PO4等。4．水解離子方程式的書寫(1)書寫形式在書寫鹽類水解方程式時一般要用“”號連接，產(chǎn)物不標“↑”或“↓”，用離子方程式表示為鹽中的弱離子＋水弱酸(或弱堿)＋OH－(或H＋)。(2)書寫規(guī)律①一般鹽類水解程度很小，水解產(chǎn)物很少，假如產(chǎn)物易分解(如NH3·H2O、H2CO3)也不寫成其分解產(chǎn)物的形式。②多元弱酸鹽的水解分步進行，以第一步為主，一般只寫第一步水解的離子方程式，如Na2CO3的水解離子方程式：COeq\o\al(2－,3)＋H2OHCOeq\o\al(－,3)＋OH－。③多元弱堿陽離子的水解方程式一步寫完，如FeCl3的水解離子方程式：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。④水解分別是酸性和堿性的離子組由于相互促進水解程度較大生成氣體或沉淀的，書寫時要用“=”“↑”“↓”；但水解不生成氣體或沉淀，水解不完全的，書寫仍用“”。如2Al3＋＋3COeq\o\al(2－,3)＋3H2O=2Al(OH)3↓＋3CO2↑；CH3COO－＋NHeq\o\al(＋,4)＋H2OCH3COOH＋NH3·H2O。[深思索]按要求寫出離子方程式或電離方程式(1)AlCl3顯酸性__________________________________________________。(2)Na2S顯堿性__________________________________________________。(3)Na[Al(OH)4]顯堿性____________________________________________。(4)FeCl3溶液與Na2CO3溶液混合__________________________________。(5)NaHCO3溶液顯堿性____________________________________________，NaHSO3溶液顯酸性______________________________________________。(6)對于易溶于水的正鹽MnRm溶液，若pH>7，其緣由是________________________(用離子方程式說明，下同)；若pH<7，其緣由是_________________________________________________________________________________________________________________________________。[答案](1)Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋(2)S2－＋H2OHS－＋OH－(3)[Al(OH)4]－Al(OH)3＋OH－(4)2Fe3＋＋3COeq\o\al(2－,3)＋3H2O=2Fe(OH)3↓＋3CO2↑(5)HCOeq\o\al(－,3)＋H2OH2CO3＋OH－HSOeq\o\al(－,3)H＋＋SOeq\o\al(2－,3)(6)Rn－＋H2OHR(n－1)－＋OH－Mm＋＋mH2OM(OH)m＋mH＋學問應(yīng)用1．A＋、B＋、C－、D－四種離子兩兩組成四種可溶性鹽，其中：AC和BD鹽溶液pH＝7，BC鹽溶液pH>7，則AOH、BOH、HC、HD的電離常數(shù)大小依次為____________________(用化學式表示)。[答案]BOH＝HD>HC＝AOH2．為探究純堿溶液呈堿性是由COeq\o\al(2－,3)引起的，請你設(shè)計一個簡潔的試驗方案：_____________________________________________________________________________________________________________________________。[答案]向純堿溶液中滴入酚酞溶液，溶液顯紅色；若再向該溶液中滴入過量氯化鈣溶液，產(chǎn)生白色沉淀，且溶液的紅色退去。則可以說明純堿溶液呈堿性是由COeq\o\al(2－,3)引起的3．氯化銨和氯化鋅做除銹劑的原理是_______________________________________________________________________________________________。[答案]NHeq\o\al(＋,4)和Zn2＋在水中發(fā)生水解反應(yīng)，溶液呈酸性◎命題點1鹽類水解的原理與離子方程式1．常溫下，濃度均為0.1mol·L－1的下列四種鹽溶液，其pH測定如表所示：序號①②③④溶液CH3COONaNaHCO3Na2CO3NaClOpH8.89.711.610.3下列說法正確的是()A．四種溶液中，水的電離程度：①>②>④>③B．Na2CO3和NaHCO3溶液中，粒子種類相同C．將等濃度的CH3COOH和HClO溶液比較，pH小的是HClOD．③溶液中水電離出的[OH－]＝1×10－11.6mol·L－1B[A項，水的電離程度應(yīng)為③>④>②>①，錯誤；C項，酸性CH3COOH強于HClO，pH小的為CH3COOH，錯誤；D項，Na2CO3促進水電離，[OH－]H2O＝1×10－2.4mol·L－1，錯誤。]2．25℃時濃度都是1mol·L－1的四種正鹽溶液：AX、BX、AY、BY；AX溶液的pH＝7且溶液中[X－]＝1mol·L－1，BX溶液的pH＝4，BY溶液的pH＝6。下列說法正確的是()A．電離平衡常數(shù)K(BOH)小于K(HY)B．AY溶液的pH小于BY溶液的pHC．稀釋相同倍數(shù)，溶液pH變更：BX等于BYD．將濃度均為1mol·L－1的HX和HY溶液分別稀釋10倍后，HX溶液的pH大于HYA[由題給條件可以推出AX是強酸強堿鹽，BX為強酸弱堿鹽，BY為弱酸弱堿鹽，AY為強堿弱酸鹽。1mol·L－1BY溶液的pH＝6，說明電離平衡常數(shù)K(BOH)<K(HY)，A正確；AY為強堿弱酸鹽，水溶液顯堿性，所以AY溶液的pH大于BY溶液的pH，B錯誤；稀釋相同的倍數(shù)，BX、BY的水解程度不同，所以pH變更不相等，C錯誤；相同濃度的一元強酸和一元弱酸，稀釋10倍后，弱酸的pH大于強酸，D錯誤。]3．下列有關(guān)鹽的說法不正確的是()A．向Na2CO3溶液中滴入酚酞溶液，溶液變紅的緣由是COeq\o\al(2－,3)＋H2OHCOeq\o\al(－,3)＋OH－，HCOeq\o\al(－,3)＋H2OH2CO3＋OH－B．由0.1mol·L－1一元酸HA溶液的pH＝3，可推知NaA溶液存在A－＋H2OHA＋OH－C．25℃，pH＝4的NaHSO3溶液中水電離的[H＋]H2O＝1×10－4mol·L－1D．NaHB的水溶液顯酸性，說明HB－電離程度可能大于水解程度C[NaHSO3在水中HSOeq\o\al(－,3)以電離為主，抑制水的電離，[H＋]H2O<1×10－7mol·L－1，C錯誤。]◎命題點2水解常數(shù)及電離常數(shù)的關(guān)系4．(1)25℃0.01mol·L－1NaA溶液的pH＝10，則A－的水解常數(shù)表達式為________，其值約為________。(2)已知常溫下H2SO3的電離常數(shù)Ka1＝1.0×10－2mol·L－1，Ka2＝6.0×10－8mol·L－1，則SOeq\o\al(2－,3)的水解常數(shù)Kh1＝________，Kh2＝________。若常溫下，pH＝9的Na2SO3溶液中eq\f([SO\o\al(2－,3)],[HSO\o\al(－,3)])＝________。[解析](1)Kh＝eq\f([HA][OH－],[A－])≈eq\f(10－4×10－4,0.01－10－4)mol·L－1≈10－6mol·L－1。(2)SOeq\o\al(2－,3)＋H2OHSOeq\o\al(－,3)＋OH－HSOeq\o\al(－,3)＋H2OH2SO3＋OH－Kh1＝eq\f([HSO\o\al(－,3)][OH－],[SO\o\al(2－,3)])＝eq\f(KW,Ka2)＝eq\f(10－14,6.0×10－8)mol·L－1≈1.67×10－7mol·L－1，Kh2＝eq\f([H2SO3][OH－],[HSO\o\al(－,3)])＝eq\f(KW,Ka1)＝1×10－12mol·L－1。eq\f([SO\o\al(2－,3)],[HSO\o\al(－,3)])＝eq\f([OH－],Kh1)＝eq\f(10－5×6.0×10－8,10－14)＝60。[答案](1)Kh＝eq\f([HA][OH－],[A－])10－6(2)1.67×10－7mol·L－11×10－12mol·L－1605．(1)已知25℃時，Na2CO3溶液的水解平衡常數(shù)為Kh＝5×10－5mol·L－1，則當溶液中[HCOeq\o\al(－,3)]∶[COeq\o\al(2－,3)]＝1∶2時，試求溶液的pH＝________。(2)已知25℃時，H2B的Ka1＝m，Ka2＝n，則pH＝5的NaHB溶液中eq\f([B2－],[H2B])＝________。[解析](1)Kh＝eq\f([HCO\o\al(－,3)][OH－],[CO\o\al(2－,3)])＝5×10－5mol·L－1，又[HCOeq\o\al(－,3)]∶[COeq\o\al(2－,3)]＝1∶2，得[OH－]＝10－4mol·L－1，故pH＝10。(2)eq\f([B2－],[H2B])＝eq\f(\f(Ka2·[HB－],[H＋]),\f([HB－][H＋],Ka1))＝eq\f(Ka1·Ka2,[H＋]2)＝eq\f(mn,10－10)＝1010mn。[答案](1)10(2)1010mn6．已知25℃時，H2A的Ka1＝1×10－6，Ka2＝1×10－10，則25℃時，NaHA溶液呈________性，寫出推導(dǎo)過程___________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________。[答案]堿Ka(HA－)＝Ka2＝1×10－10，Kh(HA－)＝eq\f(KW,Ka1)＝eq\f(1×10－14,1×10－6)＝1×10－8>Ka(HA－)，故HA－在水中水解程度大于電離程度，溶液呈堿性Ka或Kb與Kh的定量換算關(guān)系①一元弱酸或弱堿的Ka或Kb與弱酸根或弱堿離子的Kh關(guān)系Ka＝eq\f(KW,Kh)或Kb＝eq\f(KW,Kh)。②二元弱酸的Ka1、Ka2與相應(yīng)酸根的水解常數(shù)Kh1、Kh2的關(guān)系Ka1＝eq\f(KW,Kh2)，Ka2＝eq\f(KW,Kh1)。鹽類水解的影響因素及應(yīng)用學問梳理1．鹽類水解的影響因素(1)內(nèi)因——主要因素弱酸酸根離子、弱堿陽離子對應(yīng)的酸、堿越弱，就越易發(fā)生水解，溶液的堿性或酸性越強。如酸性(或Ka)CH3COOH>H2CO3>HCOeq\o\al(－,3)可知同濃度的CH3COONa、NaHCO3、Na2CO3的水解程度依次增大，pH依次增大。(2)外界因素對鹽類水解的影響因素水解平衡水解程度水解產(chǎn)生離子的濃度溫度上升右移增大增大濃度增大右移減小增大減小(即稀釋)右移增大減小外加酸、堿加酸弱堿陽離子的水解程度減??；弱酸酸根陰離子的水解程度增大加堿弱酸酸根陰離子的水解程度減??；弱堿陽離子的水解程度增大外加其他鹽水解形式相同的鹽相互抑制(如NH4Cl中加FeCl3)水解形式相反的鹽相互促進[如Al2(SO4)3中加NaHCO3][辨易錯](1)Na2CO3溶液中加水稀釋，COeq\o\al(2－,3)的水解平衡右移，n(OH－)增大，堿性增加。 ()(2)CH3COONa溶液中加入少量冰醋酸，冰醋酸與CH3COO－水解生成的OH－反應(yīng)，促進了CH3COO－的水解。 ()(3)因為0.1mol·L－1Na2CO3溶液的pH大于0.1mol·L－1Na2SO3溶液的pH故可推知酸性H2CO3<H2SO3。 ()(4)將氯化銨溶液加水稀釋時，eq\f([NH\o\al(＋,4)],[Cl－])的值減小。 ()(5)CH3COONa溶液濃度增大或減小，水解平衡均右移，水解程度均增大。 ()[答案](1)×(2)×(3)×(4)√(5)×2．鹽類水解的“六”大類應(yīng)用(1)推斷離子能否共存若陰、陽離子發(fā)生水解相互促進的反應(yīng)，水解程度較大而不能大量共存，有的甚至水解完全。常見的水解相互促進的反應(yīng)進行完全的有：①Al3＋與HCOeq\o\al(－,3)、COeq\o\al(2－,3)、[Al(OH)4]－、SiOeq\o\al(2－,3)、HS－、S2－、ClO－。②Fe3＋與HCOeq\o\al(－,3)、COeq\o\al(2－,3)、[Al(OH)4]－、SiOeq\o\al(2－,3)、ClO－。③NHeq\o\al(＋,4)與SiOeq\o\al(2－,3)、[Al(OH)4]－。(2)推斷鹽溶液蒸干時所得的產(chǎn)物①鹽溶液水解生成難揮發(fā)性酸和酸根陰離子易水解的強堿鹽，蒸干后一般得原物質(zhì)，如CuSO4(aq)蒸干得CuSO4；Na2CO3(aq)蒸干得Na2CO3(s)。②鹽溶液水解生成易揮發(fā)性酸時，蒸干灼燒后一般得對應(yīng)的氧化物，如AlCl3(aq)蒸干得Al(OH)3，灼燒得Al2O3。③弱酸的銨鹽蒸干后無固體。如NH4HCO3、(NH4)2CO3。(3)保存、配制某些鹽溶液如配制FeCl3溶液時，為防止出現(xiàn)Fe(OH)3沉淀，常加幾滴鹽酸來抑制FeCl3的水解；在試驗室盛放Na2CO3、CH3COONa、Na2S等溶液的試劑瓶不能用玻璃塞，應(yīng)用橡膠塞。(4)利用鹽類的水解反應(yīng)制取膠體、凈水照試驗室制備Fe(OH)3膠體的原理為FeCl3＋3H2Oeq\o(=,\s\up8(△))Fe(OH)3(膠體)＋3HCl。明礬凈水的原理為Al3＋水解生成氫氧化鋁膠體，膠體具有很大的表面積，吸附水中懸浮物而聚沉。(5)泡沫滅火器的原理NaHCO3與Al2(SO4)3的飽和溶液混合Al3＋＋3HCOeq\o\al(－,3)=Al(OH)3↓＋3CO2↑。(6)銨態(tài)氮肥與草木灰不能混用，某些鹽溶液(如ZnCl2、NH4Cl)作除銹劑。學問應(yīng)用(1)干脆蒸發(fā)CuCl2溶液，能不能得到CuCl2·2H2O晶體，應(yīng)如何操作？______________________________________________________________。(2)在Na2SO3溶液中滴加酚酞，溶液變紅色，若在該溶液中滴入過量的BaCl2溶液，現(xiàn)象是__________________________________________________________________________________________________________________________，請結(jié)合離子方程式，運用平衡原理進行說明：___________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________。(3)除去CaCl2溶液中的Fe3＋的方法是向溶液中加入過量________，其原理是________________________________________________________________________________________________________________________________。[答案](1)不能，應(yīng)在HCl氣流中加熱蒸發(fā)(2)產(chǎn)生白色沉淀，且紅色退去在Na2SO3溶液中，SOeq\o\al(2－,3)水解：SOeq\o\al(2－,3)＋H2OHSOeq\o\al(－,3)＋OH－，加入BaCl2后，Ba2＋＋SOeq\o\al(2－,3)=BaSO3↓(白色)，由于[SOeq\o\al(2－,3)]減小，SOeq\o\al(2－,3)水解平衡左移，[OH－]減小，紅色退去(3)CaCO3Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋，加入CaCO3，CaCO3與H＋反應(yīng)：CaCO3＋2H＋=Ca2＋＋CO2↑＋H2O，上述平衡右移，生成Fe(OH)3沉淀而除去◎命題點1鹽類水解平衡的移動與應(yīng)用1．下列有關(guān)電解質(zhì)溶液的說法不正確的是()A．向Na2CO3溶液中通入NH3，eq\f([Na＋],[CO\o\al(2－,3)])減小B．將0.1mol·L－1的K2C2O4溶液從25℃升溫至35℃，eq\f([K＋],[C2O\o\al(2－,4)])增大C．除去MgCl2溶液中Fe3＋，可在加熱攪拌的條件下加入MgO或Mg(OH)2D．向0.1mol·L－1的CH3COONa溶液中加入少量水，eq\f([CH3COOH],[CH3COO－][H＋])增大D[eq\f([CH3COOH],[CH3COO－][H＋])＝eq\f(1,KaCH3COOH)，加水稀釋，Ka(CH3COOH)不變，D錯誤。]2．(2024·武漢模擬)已知常溫下濃度為0.1mol·L－1的下列溶液的pH如表所示：溶質(zhì)NaFNaClONa2CO3pH7.59.711.6下列說法正確的是()A．加熱0.1mol·L－1NaClO溶液測其pH，pH小于9.7B．0.1mol·L－1Na2CO3溶液加水稀釋，COeq\o\al(2－,3)的水解平衡右移，pH變大C．依據(jù)上表數(shù)據(jù)得出三種酸電離平衡常數(shù)大小關(guān)系為HF>HClO>H2CO3(二級電離平衡常數(shù))D．0.1mol·L－1NaF溶液中加入Na2CO3，F(xiàn)－的水解程度變大C[A項，加熱促進鹽水解，pH>9.7，錯誤；B項，加水稀釋堿性變?nèi)?，pH變小，錯誤；C項，水解程度越大，pH越大，相應(yīng)的酸越弱，正確；D項，加Na2CO3，抑制F－水解，錯誤。]3．常溫下，HF的電離常數(shù)Ka＝6.61×10－4mol·L－1，NH3·H2O的電離常數(shù)Kb＝1.78×10－5mol·L－1。下列說法正確的是()A．NH4F溶液中l(wèi)geq\f([OH－],[H＋])>0B．NH4FC．NH4F溶液中F－的水解平衡常數(shù)Kh(F－)≈1.51×10－11mol·LD．NH4F與NH4Cl的混合溶液中有下列關(guān)系：[NHeq\o\al(＋,4)]>[F－]＋[Cl－]C[HF的電離平衡常數(shù)大于NH3·H2O的電離平衡常數(shù)，所以氟離子的水解程度小于銨根離子水解程度，溶液顯酸性，氫氧根離子與氫離子的比值的對數(shù)應(yīng)小于0，故A項錯誤；銨根離子和氟離子的水解促進水的電離，所以NH4F溶液中水的電離程度大于純水的電離程度，故B項錯誤；NH4F溶液中F－的水解平衡常數(shù)＝eq\f(KW,Ka)≈1.51×10－11mol·L－1，故C項正確；NH4F與NH4Cl的混合溶液顯酸性，[H＋]>[OH－]，有下列關(guān)系：[NHeq\o\al(＋,4)]<[F－]＋[Cl－]，故D項錯誤。]4．下列有關(guān)問題與鹽的水解有關(guān)的是()①NH4Cl與ZnCl2溶液可作焊接金屬時的除銹劑②NaHCO3與Al2(SO4)3兩種溶液可作泡沫滅火劑③草木灰與銨態(tài)氮肥不能混合施用④試驗室中盛放Na2CO3溶液的試劑瓶不能用磨口玻璃塞⑤加熱蒸干CuCl2溶液得到Cu(OH)2固體⑥要除去FeCl3溶液中混有的Fe2＋，可先通入氧化劑Cl2，再調(diào)整溶液的pHA．①②③B．②③④C．①④⑤D．①②③④⑤[答案]D◎命題點2鹽類水解的試驗探究5．已知：[FeCl4(H2O)2]－為黃色，溶液中可以存在可逆反應(yīng)：Fe3＋＋4Cl－＋2H2O[FeCl4(H2O)2]－，下列試驗所得結(jié)論不正確的是()①②③④加熱前溶液為淺黃色，加熱后顏色變深加熱前溶液接近無色，加熱后溶液顏色無明顯變更加入NaCl后，溶液馬上變?yōu)辄S色，加熱后溶液顏色變深加熱前溶液為黃色，加熱后溶液顏色變深注：加熱為微熱，忽視體積變更。A．試驗①中，F(xiàn)e2(SO4)3溶液顯淺黃色緣由是Fe3＋水解產(chǎn)生了少量Fe(OH)3B．試驗②中，酸化對Fe3＋水解的影響程度大于溫度的影響C．試驗③中，加熱，可逆反應(yīng)：Fe3＋＋4Cl－＋2H2O[FeCl4(H2O)2]－正向移動D．試驗④，可證明上升溫度，顏色變深肯定是因為Fe3＋水解平衡正向移動D[試驗④上升溫度，水解平衡與Fe3＋＋4Cl－＋2H2O[FeCl4(H2O)2]－平衡均可能移動使顏色加深，故D項不正確。]6．(2024·泰州模擬)10℃時加熱NaHCO3飽和溶液，測得該溶液的pH發(fā)生如下的變更：溫度(℃)102030加熱煮沸后冷卻到50℃pH8.38.48.58.8(1)甲同學認為，該溶液的pH上升的緣由是HCOeq\o\al(－,3)的水解程度增大，故堿性增加，該水解反應(yīng)的離子方程式為_________________。(2)乙同學認為，溶液pH上升的緣由是NaHCO3受熱分解，生成了Na2CO3，并推斷Na2CO3的水解程度________(填“大于”或“小于”)NaHCO3，該分解反應(yīng)的化學方程式為_______________。(3)丙同學認為甲、乙的推斷都不充分。丙認為：①只要在加熱煮沸的溶液中加入足量的試劑BaCl2溶液，若產(chǎn)生沉淀，則乙推斷正確。緣由是____________________________________________________________________________________________________________(用離子方程式表示)。能不能選用Ba(OH)2溶液？______(填“能”或“不能”)。②將加熱后的溶液冷卻到10℃，若溶液的pH________8.3(填“大于”“小于”或“等于”)，則________(填“甲”或“乙”)推斷正確。[解析](1)NaHCO3發(fā)生水解反應(yīng)的離子方程式為HCOeq\o\al(－,3)＋H2OH2CO3＋OH－。(2)加熱時，NaHCO3可分解生成Na2CO3，Na2CO3水解程度比NaHCO3大，溶液堿性較強；該分解反應(yīng)的化學方程式為2NaHCO3eq\o(=,\s\up8(△))Na2CO3＋CO2↑＋H2O。(3)①在加熱煮沸的溶液中加入足量的BaCl2溶液，若產(chǎn)生沉淀，則NaHCO3受熱分解，緣由是Ba2＋＋COeq\o\al(2－,3)=BaCO3↓；不能用加入Ba(OH)2溶液的方法推斷，緣由是Ba(OH)2溶液與碳酸鈉、碳酸氫鈉都會發(fā)生反應(yīng)產(chǎn)生BaCO3沉淀，因此不能確定物質(zhì)的成分；②將加熱后的溶液冷卻到10℃，若溶液的pH等于8.3，則甲正確；若pH>8.3，則乙正確。[答案](1)HCOeq\o\al(－,3)＋H2OH2CO3＋OH－(2)大于2NaHCO3eq\o(=,\s\up8(△))Na2CO3＋CO2↑＋H2O(3)①Ba2＋＋COeq\o\al(2－,3)=BaCO3↓不能②等于甲(或大于乙)溶液中粒子濃度的比較學問梳理1．理解“兩大理論”，構(gòu)建思維基點(1)電離理論——弱電解質(zhì)的電離是微弱的①弱電解質(zhì)的電離是微弱的，電離產(chǎn)生的粒子都特別少，同時還要考慮水的電離。如氨水中：NH3·H2O、NHeq\o\al(＋,4)、OH－、H＋濃度的大小關(guān)系是[NH3·H2O]>[OH－]>[NHeq\o\al(＋,4)]>[H＋]。②多元弱酸的電離是分步進行的，其主要是第一步電離(第一步電離程度遠大于其次步電離)。如在H2S溶液中：H2S、HS－、S2－、H＋的濃度大小關(guān)系是[H2S]>[H＋]>[HS－]>[S2－]。(2)水解理論——弱電解質(zhì)離子的水解是微弱的①弱電解質(zhì)離子的水解損失是微量的(水解相互促進的除外)，但由于水的電離，故水解后酸性溶液中[H＋]或堿性溶液中[OH－]總是大于水解產(chǎn)生的弱電解質(zhì)溶液的濃度。如NH4Cl溶液中：NHeq\o\al(＋,4)、Cl－、NH3·H2O、H＋的濃度大小關(guān)系是[Cl－]>[NHeq\o\al(＋,4)]>[H＋]>[NH3·H2O]。②多元弱酸酸根離子的水解是分步進行的，其主要是第一步水解。如在Na2CO3溶液中：COeq\o\al(2－,3)、HCOeq\o\al(－,3)、H2CO3的濃度大小關(guān)系應(yīng)是[COeq\o\al(2－,3)]>[HCOeq\o\al(－,3)]>[H2CO3]。2．理解“三個守恒”，明確濃度關(guān)系(1)電荷守恒電荷守恒是指溶液必需保持電中性，即溶液中全部陽離子的電荷總濃度等于全部陰離子的電荷總濃度。如NaHCO3溶液中：[Na＋]＋[H＋]＝[HCOeq\o\al(－,3)]＋2[COeq\o\al(2－,3)]＋[OH－]。(2)物料守恒：物料守恒也就是元素守恒，變更前后某種元素的原子個數(shù)守恒。①單一元素守恒，如1molNH3通入水中形成氨水，就有n(NH3)＋n(NH3·H2O)＋n(NHeq\o\al(＋,4))＝1mol，即氮元素守恒。②兩元素守恒，如NaHCO3溶液中：[Na＋]＝[H2CO3]＋[HCOeq\o\al(－,3)]＋[COeq\o\al(2－,3)]，即鈉元素與碳元素守恒。(3)質(zhì)子守恒(了解)：電解質(zhì)溶液中，由于電離、水解等過程的發(fā)生，往往存在質(zhì)子(H＋)的轉(zhuǎn)移，轉(zhuǎn)移過程中質(zhì)子數(shù)量保持不變，稱為質(zhì)子守恒。如NaHCO3溶液中：[H2CO3]＋[H＋]＝[COeq\o\al(2－,3)]＋[OH－]。留意：質(zhì)子守恒可以通過電荷守恒與物料守恒加減得到。3．同一溶液中不同粒子濃度大小比較模板[模板一]MCl溶液(MOH為弱堿)，如NH4Cl、NH4NO3(1)大小關(guān)系：[Cl－]>[M＋]>[H＋]>[MOH]>[OH－]。(2)電荷守恒：[Cl－]＋[OH－]＝[H＋]＋[M＋](3)物料守恒：[Cl－]＝[M＋]＋[MOH](4)質(zhì)子守恒：[MOH]＋[OH－]＝[H＋][模板二]Na2R溶液(H2R為二元弱酸)，如Na2CO3、Na2S、Na2C2O(1)大小關(guān)系：[Na＋]>[R2－]>[OH－]>[HR－]>[H＋](2)電荷守恒：[Na＋]＋[H＋]＝2[R2－]＋[HR－]＋[OH－](3)物料守恒：[Na＋]＝2[R2－]＋2[HR－]＋2[H2R](4)質(zhì)子守恒：[OH－]＝[H＋]＋[HR－]＋2[H2R][模板三]NaHR溶液(H2R為二元弱酸)如eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(pH<7：NaHSO3、NaHC2O4,pH>7：NaHCO3、NaHS))(1)大小關(guān)系eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(①pH<7：[Na＋]>[HR－]>[H＋],>[R2－]>[OH－]>[H2R],②pH>7：[Na＋]>[HR－]>[OH－],>[H2R]>[H＋]>[R2－]))(2)電荷守恒：[Na＋]＋[H＋]＝[HR－]＋2[R2－]＋[OH－](3)物料守恒：[Na＋]＝[HR－]＋[H2R]＋[R2－](4)質(zhì)子守恒：[H＋]＝[R2－]＋[OH－]－[H2R][模板四]MCl與MOH混合液[n(MCl)∶n(MOH)＝1∶1](1)大小關(guān)系eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(①pH>7：[M＋]>[Cl－]>[MOH],>[OH－]>[H＋],②pH<7：[MOH]>[Cl－]>[M＋]>,[H＋]>[OH－]))(2)物料守恒：2[Cl－]＝[M＋]＋[MOH][模板五]HR與NaR的混合液[n(HR)∶n(NaR)＝1∶1](1)大小關(guān)系：eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(①pH<7：[R－]>[Na＋]>[HR]>,[H＋]>[OH－],②pH>7：[HR]>[Na＋]>[R－]>,[OH－]>[H＋]))(2)物料守恒：2[Na＋]＝[R－]＋[HR][模板六]中和滴定曲線“五點”離子濃度比較以向10mL0.1mol·L－1的HA溶液中滴加0.1mol·L－1的NaOH溶液為例?eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(a點：離子濃度大?。篬H＋]>[A－]>[OH－],b點：離子濃度大?。篬A－]>[Na＋]>[H＋]>[OH－],c點：離子濃度大小：[A－]＝[Na＋]>[H＋]＝[OH－],d點：離子濃度大?。篬Na＋]>[A－]>[OH－]>[H＋],e點：離子濃度大小：[Na＋]>[A－]>[OH－]>[H＋]))◎命題點1同一溶液中不同微粒濃度比較1．常溫下，將濃度均為0.1mol·L－1的一元酸HX溶液和NaOH溶液等體積混合后，測得溶液的pH＝a。下列有關(guān)說法錯誤的是()A．若a＝8，則此時溶液中：[Na＋]－[X－]＝9.9×10－7mol·L－1B．若HX為弱酸，混合后的溶液中：[X－]＋[HX]＝0.05mol·L－1C．若混合后[H＋]<eq\r(KW)，則反應(yīng)后的溶液中：[Na＋]>[X－]>[OH－]D．若混合后a＝7，則0.1mol·L－1的HX溶液中：[OH－]＋[X－]<0.1mol·L－1D[將濃度為0.1mol·L－1的HX溶液與NaOH溶液等體積混合，反應(yīng)后得到0.05mol·L－1NaX溶液。若溶液pH＝8，則NaX為強堿弱酸鹽，依據(jù)電荷守恒得[Na＋]＋[H＋]＝[X－]＋[OH－]，[Na＋]－[X－]＝[OH－]－[H＋]＝10－6mol·L－1－10－8mol·L－1＝9.9×10－7mol·L－1，A項正確；依據(jù)物料守恒得[X－]＋[HX]＝0.05mol·L－1，B項正確；若混合后[H＋]<eq\r(KW)＝10－7mol·L－1，溶液顯堿性，則NaX溶液中X－發(fā)生了水解，離子濃度大小為[Na＋]>[X－]>[OH－]，C項正確；若混合后a＝7，則HX為強酸，0.1mol·L－1的HX溶液中[X－]＝0.1mol·L－1，[X－]＋[OH－]>0.1mol·L－1，D項錯誤。]2．常溫常壓下，將amolCO2氣體通入含bmolNaOH的溶液中，下列對所得溶液的描述正確的是()A．2a<b時，則肯定存在：[Na＋]>[COeq\o\al(2－,3)]>[OH－]>[H＋]B．2a＝b時，則肯定存在：[OH－]＝[H2CO3]＋[HCOeq\o\al(－,3)]＋[H＋]C．b<2a<2b時，則肯定存在：eq\f([HCO\o\al(－,3)],[CO\o\al(2－,3)])<eq\f([H2CO3],[HCO\o\al(－,3)])D．a(chǎn)＝b時，則肯定存在：2[Na＋]＋[H＋]＝[OH－]＋3[COeq\o\al(2－,3)]＋2[HCOeq\o\al(－,3)]＋[H2CO3]D[向NaOH溶液中通入CO2，依次發(fā)生反應(yīng)CO2＋2NaOH=Na2CO3＋H2O和Na2CO3＋CO2＋H2O=2NaHCO3。當2a<b時，溶液中溶質(zhì)為Na2CO3和NaOH，但不清晰[COeq\o\al(2－,3)]與[OH－]的大小關(guān)系，A錯誤；當2a＝b時，溶液中溶質(zhì)為Na2CO3，依據(jù)質(zhì)子守恒可得[OH－]＝2[H2CO3]＋[HCOeq\o\al(－,3)]＋[H＋]，B錯誤；當b<2a<2b時，溶液中溶質(zhì)為Na2CO3和NaHCO3，由電離常數(shù)Ka1＝eq\f([HCO\o\al(－,3)][H＋],[H2CO3])>Ka2＝eq\f([CO\o\al(2－,3)][H＋],[HCO\o\al(－,3)])，得eq\f([HCO\o\al(－,3)],[CO\o\al(2－,3)])>eq\f([H2CO3],[HCO\o\al(－,3)])，C錯誤；當a＝b時，溶液中溶質(zhì)為NaHCO3，由電荷守恒得[Na＋]＋[H＋]＝[OH－]＋2[COeq\o\al(2－,3)]＋[HCOeq\o\al(－,3)]，由物料守恒得[Na＋]＝[COeq\o\al(2－,3)]＋[HCOeq\o\al(－,3)]＋[H2CO3]，將兩式相加得2[Na＋]＋[H＋]＝[OH－]＋3[COeq\o\al(2－,3)]＋2[HCOeq\o\al(－,3)]＋[H2CO3]，D正確。]3．25℃時，分別向20.00mL0.1000mol·L－1的氨水、醋酸銨溶液中滴加0.1000mol·L－1的鹽酸，溶液pH與加入鹽酸體積的變更關(guān)系如圖所示。下列說法正確的是()A．M點溶液中：[OH－]>[NHeq\o\al(＋,4)]>[NH3·H2O]>[H＋]B．N點溶液中：[NHeq\o\al(＋,4)]>[Cl－]>[NH3·H2O]>[OH－]C．P點溶液中：[NHeq\o\al(＋,4)]>2[CH3COO－]＋[NH3·H2O]D．Q點溶液中：2[Cl－]＝[CH3COOH]＋[NHeq\o\al(＋,4)]B[一水合氨是弱電解質(zhì)，電離程度較小，一水合氨電離導(dǎo)致溶液呈堿性，水還電離出氫氧根離子，則存在[NH3·H2O]>[OH－]>[NHeq\o\al(＋,4)]>[H＋]，故A錯誤；N點溶液中溶質(zhì)為等物質(zhì)的量濃度的一水合氨、氯化銨，混合溶液呈堿性，說明一水合氨電離程度大于銨根離子水解程度，但是其電離和水解程度都較小，則存在[NHeq\o\al(＋,4)]>[Cl－]>[NH3·H2O]>[OH－]，故B正確；P點溶液中溶質(zhì)為等物質(zhì)的量濃度的氯化銨、醋酸銨和醋酸，溶液中存在物料守恒[NHeq\o\al(＋,4)]＋[NH3·H2O]＝[CH3COO－]＋[CH3COOH]＝2[Cl－]，存在電荷守恒[NHeq\o\al(＋,4)]＋[H＋]＝[CH3COO－]＋[Cl－]＋[OH－]，溶液呈酸性，則[H＋]>[OH－]，[NHeq\o\al(＋,4)]<[CH3COO－]＋0.5[NHeq\o\al(＋,4)]＋0.5[NH3·H2O]，即0.5[NHeq\o\al(＋,4)]<[CH3COO－]＋0.5[NH3·H2O]，所以[NHeq\o\al(＋,4)]<2[CH3COO－]＋[NH3·H2O]，故C錯誤；Q點溶質(zhì)為等物質(zhì)的量濃度的氯化銨和醋酸，溶液中存在物料守恒：[Cl－]＝[CH3COOH]＋[CH3COO－]、[Cl－]＝[NHeq\o\al(＋,4)]＋[NH3·H2O]，所以存在2[Cl－]＝[CH3COOH]＋[CH3COO－]＋[NHeq\o\al(＋,4)]＋[NH3·H2O]，故D錯誤。]4．(2024·徐州模擬)常溫下，將Cl2緩慢通入水中至飽和，然后向所得飽和氯水中滴加0.10mol·L－1的NaOH溶液，整個過程中溶液pH變更的曲線如圖所示。下列敘述中正確的是()A．點①所示溶液中：[H＋]＝[Cl－]＋[HClO]＋[OH－]B．點②所示溶液中：[H＋]>[Cl－]>[ClO－]>[HClO]C．點③所示溶液中：[Na＋]＝2[ClO－]＋[HClO]D．點④所示溶液中：[Na＋]>[ClO－]>[Cl－]>[HClO]C[①點表示Cl2緩慢通入水中但未達到飽和，電荷守恒式：[H＋]＝[Cl－]＋[ClO－]＋[OH－]，A錯誤；②點表示Cl2緩慢通入水中剛好達到飽和，HClO是弱酸，部分電離，[HClO]>[ClO－]，則有[H＋]>[Cl－]>[HClO]>[ClO－]，B錯誤；③點溶液pH＝7，電荷守恒式：[H＋]＋[Na＋]＝[ClO－]＋[Cl－]＋[OH－]，則[Na＋]＝[ClO－]＋[Cl－]，溶液中[Cl－]＝[ClO－]＋[HClO]，所以[Na＋]＝[ClO－]＋[Cl－]＝[ClO－]＋[ClO－]＋[HClO]＝2[ClO－]＋[HClO]，C正確；④點表示飽和氯水與NaOH溶液反應(yīng)得到NaCl、NaClO、NaOH，NaClO部分水解，則[Cl－]>[ClO－]，D錯誤。]溶液混合后溶液中微粒濃度比較思路◎命題點2不同溶液中同種微粒濃度比較5．有4種混合溶液，分別由等體積0.1mol·L－1的兩種溶液混合而成：①NH4Cl與CH3COONa(混合溶液呈中性)②NH4Cl與HCl③NH4Cl與NaCl④NH4Cl與NH3·H2O(混合溶液呈堿性)。下列各項排序正確的是()A．pH：②＜①＜③＜④B．溶液中[H＋]：①＜③＜②＜④C．[NHeq\o\al(＋,4)]：①＜③＜②＜④D．[NH3·H2O]：①＜③＜④＜②C[A項，④呈堿性，①呈中性，③呈弱酸性，②呈強酸性，pH：②<③<①<④，錯誤；B項，溶液中[H＋]：④<①<③<②，錯誤；D項，[NH3·H2O]：②<③<①<④，錯誤。]不同溶液中同種微粒濃度大小的比較水溶液中的生疏圖像分析借助圖像推斷電解質(zhì)溶液中微粒濃度的關(guān)系，是高考?？碱}型，其中不同階段微粒濃度關(guān)系的推斷是近幾年高考的熱點和亮點，同時此類試題的圖像往往與數(shù)學緊密聯(lián)系，難度較大。該類題目的解題關(guān)鍵是正確推斷溶液中溶質(zhì)的成分及其量的關(guān)系，以及離子的電離程度和水解程度的大小。該題型一般綜合性強、難度較大，能夠很好考查學生的分析推理實力。充分體現(xiàn)“證據(jù)推理與模型認知”的核心素養(yǎng)。類型一分布曲線圖像分析分布曲線是指以pH為橫坐標、分布系數(shù)(即組分的平衡濃度占總濃度的分數(shù))為縱坐標的關(guān)系曲線。一元弱酸(以CH3COOH為例)二元弱酸(以草酸H2C2O4注：pKa為電離常數(shù)的負對數(shù)δ0為CH3COOH分布系數(shù)，δ1為CH3COO－分布系數(shù)δ0為H2C2O4分布系數(shù)、δ1為HC2Oeq\o\al(－,4)分布系數(shù)、δ2為C2Oeq\o\al(2－,4)分布系數(shù)留意：利用圖像中交點對應(yīng)的pH可求pKa。[典例導(dǎo)航]常溫下，向0.1mol·L－1H3PO4溶液中加入NaOH的過程中各種微粒的物質(zhì)的量分數(shù)(δ)隨pH的變更關(guān)系如圖所示(H3PO4的三級電離常數(shù)依次為Ka1、Ka2、Ka3)。下列敘述錯誤的是()A．Ka2＝10－7.2mol·L－1，HPOeq\o\al(2－,4)的水解平衡常數(shù)為10－6.8mol·L－1B．為獲得盡可能純的NaH2PO4，pH應(yīng)限制在4～5C．反應(yīng)H2POeq\o\al(－,4)＋H2OH3PO4＋OH－的K＝10－11.9mol·L－1D．Na2HPO4溶液中存在[OH－]＋[POeq\o\al(3－,4)]＝[H＋]＋[H2POeq\o\al(－,4)]＋[H3PO4][思路點撥]H3PO4eq\o(→,\s\up10(OH－))H2POeq\o\al(－,4)eq\o(→,\s\up10(OH－))HPOeq\o\al(3－,4)eq\o(→,\s\up10(OH－))POeq\o\al(3－,4)，由題圖可知pKa1＝2.1，pKa2＝7.2，pKa3＝12.3，再依據(jù)Ka·Kh＝KW，可知pKh1＝1.7，pKh2＝6.8，pKh3＝11.9。D[分析題圖可知，曲線1代表H3PO4的物質(zhì)的量分數(shù)隨pH的變更關(guān)系，曲線2代表H2POeq\o\al(－,4)的物質(zhì)的量分數(shù)隨pH的變更關(guān)系，曲線3代表HPOeq\o\al(2－,4)的物質(zhì)的量分數(shù)隨pH的變更關(guān)系，曲線4代表POeq\o\al(3－,4)的物質(zhì)的量分數(shù)隨pH的變更關(guān)系。A項，當pH＝7.2時，[H2POeq\o\al(－,4)]＝[HPOeq\o\al(2－,4)]，Ka2＝eq\f([HPO\o\al(2－,4)][H＋],[H2PO\o\al(－,4)])＝[H＋]＝10－7.2mol·L－1，HPOeq\o\al(2－,4)的水解平衡常數(shù)Kh(HPOeq\o\al(2－,4))＝eq\f([H2PO\o\al(－,4)][OH－],[HPO\o\al(2－,4)])＝[OH－]＝10－6.8mol·L－1，正確；B項，由題圖可知，pH在4～5之間，H2POeq\o\al(－,4)的物質(zhì)的量分數(shù)接近1.0，正確；C項，當pH＝2.1時，[H3PO4]＝[H2POeq\o\al(－,4)]，Ka1＝eq\f([H2PO\o\al(－,4)][H＋],[H3PO4])＝[H＋]＝10－2.1mol·L－1，題述反應(yīng)的K＝eq\f([H3PO4][OH－],[H2PO\o\al(－,4)])＝eq\f([H3PO4][H＋][OH－],[H2PO\o\al(－,4)][H＋])＝eq\f(KW,Ka1)＝eq\f(10－14,10－2.1)＝10－11.9mol·L－1，正確；D項，Na2HPO4溶液中，依據(jù)質(zhì)子守恒知，[H＋]＋[H2POeq\o\al(－,4)]＋2[H3PO4]＝[OH－]＋[POeq\o\al(3－,4)]，錯誤。]類型二坐標為對數(shù)或負對數(shù)的圖像分析1．?？加嘘P(guān)對數(shù)示例(1)pC：類比pH，即為C離子濃度的負對數(shù)，規(guī)律是pC越大，C離子濃度越小。(2)pK：平衡常數(shù)的負對數(shù)，規(guī)律是pK越大，平衡常數(shù)越小，對于一元弱酸(HX)：pKa＝pH－lgeq\f([X－],[HX])，lgeq\f([X－],[HX])越大，HX的電離程度越大。(3)AG＝lgeq\f([H＋],[OH－])，氫離子濃度與氫氧根離子濃度比的對數(shù)；規(guī)律是：AG越大，酸性越強，中性時AG＝0。2．圖像示例(1)pOH—pH曲線(2)常溫下，二元弱酸H2Y溶液中滴加NaOH溶液，所得混合溶液的pH與離子濃度變更的關(guān)系如圖所示：?eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(L1代表lg\f([HY－],[H2Y])－pH,H2Y的Ka1＝10－1.3，Ka2＝10－4.3,e點：[H2Y]＝[Y2－]))(3)常溫下將KOH溶液滴加二元弱酸(H2X)溶液中，混合溶液的pH與離子濃度變更的關(guān)系圖：?eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(二元弱酸H2X一級電離程度遠大于二,級電離程度,lg\f([X2－],[HX－])越大，表示電離程度越大，因而,N代表一級電離的曲線，M代表二級電離曲線,可以依據(jù)m點，n點的坐標計算pKa1和pKa2))[典例導(dǎo)航]25℃時，向某二元弱酸H2X的溶液中滴加NaOH溶液，混合溶液中l(wèi)geq\f([X2－],[HX－])或lgeq\f([HX－],[H2X])與pH的關(guān)系如圖所示。下列敘述正確的是()A．Ka2(H2X)的數(shù)量級為10－9B．m曲線表示lgeq\f([HX－],[H2X])與pH的變更關(guān)系C．25℃時，NaHX溶液中[X2－]>[H2X]D．pH＝8時，eq\f([X2－],[H2X])＝10－0.7[思路點撥](1)Ka1＝eq\f([HX－][H＋],[H2X])?pH＋lgKa1＝lgeq\f([HX－],[H2X])同理：pH＋lgKa2＝lgeq\f([X2－],[HX－])(2)當pH＝7.4時，lgeq\f([HX－],[H2X])＝1，可求lgKa1＝－6.4當pH＝9.3時，lgeq\f([X2－],[HX])＝－1，可求lgKa2＝－10.3。(3)Ka1·Ka2＝eq\f([X2－][H＋]2,[H2X])，pH＝8可求eq\f([X2－],[H2X])＝eq\f(Ka1·Ka2,[H＋]2)＝10－0.7。D[B項，在相同條件下，Ka1>Ka2，然后結(jié)合圖像知，曲線m表示lgeq\f([X2－],[HX－])與pH的關(guān)系，曲線n表示lgeq\f([HX－],[H2X])與pH的關(guān)系，錯誤；A項，依據(jù)m曲線上的點(9.3，－1)可以計算出H2X的Ka2＝10－1－9.3＝10－10.3，依據(jù)n曲線上的點(7.4,1)可以計算出Ka1＝101－7.4＝10－6.4，H2X的Ka2＝10－10.3＝100.7－11＝100.7×10－11，故Ka2(H2X)的數(shù)量級為10－11，錯誤；C項，由H2X的Ka1＝10－6.4，Ka2＝10－10.3可知，25℃時，HX－的電離常數(shù)為10－10.3，HX－的水解平衡常數(shù)Kh＝eq\f(KW,Ka1)＝10－7.6，Ka2<Kh，故HX－的水解程度大于電離程度，NaHX溶液中[H2X]>[X2－]，錯誤。]1．(2024·棗強中學模擬)常溫下將鹽酸溶液滴加到聯(lián)氨(N2H4)的水溶液中，混合溶液中的微粒的物質(zhì)的量分數(shù)δ(X)隨－lg[OH－]變更的關(guān)系如圖所示。下列敘述錯誤的是()A．Kb1(N2H4)＝10－6B．反應(yīng)N2Heq\o\al(2＋,6)＋N2H42N2Heq\o\al(＋,5)的pK＝9.0(已知：pK＝－lgK)C．N2H5Cl溶液中[H＋]>[OH－]D．N2H5Cl溶液中存在[Cl－]＋[OH－]＝[N2Heq\o\al(＋,5)]＋2[N2Heq\o\al(2＋,6)]＋[H＋]B[當－lg[OH－]＝15.0時，[N2Heq\o\al(2＋,6)]＝[N2Heq\o\al(＋,5)]，電離方程式為N2Heq\o\al(＋,5)＋H2ON2Heq\o\al(2＋,6)＋OH－，Kb2(N2H4)＝eq\f([OH－][N2H\o\al(2＋,6)],[N2H\o\al(＋,5)])＝[OH－]＝10－15，反應(yīng)N2Heq\o\al(2＋,6)＋N2H42N2Heq\o\al(＋,5)的K＝eq\f([N2H\o\al(＋,5)]2,[N2H\o\al(2＋,6)][N2H4])＝eq\f(Kb1N2H4,Kb2N2H4)＝eq\f(10－6,10－15)＝109，pK＝－9.0，B項錯誤。]2．25℃時，向NaHCO3溶液中滴入鹽酸，混合溶液的pH與離子濃度變更的關(guān)系如圖所示。下列敘述錯誤的是()A．25℃時，H2CO3的一級電離Ka1(H2CO3)＝1.0×10－6.4B．M點溶液中：[H＋]＋[H2CO3]＝[Cl－]＋2[COeq\o\al(2－,3)]＋[OH－]C．25℃時，HCOeq\o\al(－,3)＋H2OH2CO3＋OH－的Kh＝1.0×10－7.6D．圖中a＝2.6B[A項，lgKa1＝－lgeq\f([HCO\o\al(－,3)],[H2CO3])＋pH＝－1＋7.4＝6.4，Ka1＝10－6.4，正確；B項，依據(jù)電荷守恒和物料守恒可知M點溶液中存在[H＋]＋[H2CO3]＝[Cl－]＋[COeq\o\al(2－,3)]＋[OH－]，錯誤；C項，Kh＝eq\f(KW,Ka1)＝10－7.6，正確；D項，6.4＝－a＋9，a＝2.6，正確。]3．(2024·濰坊模擬)常溫下，將NaOH溶液滴入二元弱酸H2X溶液中，混合溶液中的粒子濃度與溶液pH的變更關(guān)系如圖所示。下列敘述正確的是()A．曲線M表示lgeq\f([X2－],[HX－])與pH的變更關(guān)系B．NaHX溶液顯堿性C．當混合溶液呈中性時，[Na＋]>[X2－]>[HX－]>[H＋]＝[OH－]D．Ka2(H2X)的數(shù)量級為10－9C[H2X為二元弱酸，以第一步電離為主，則Ka1(H2X)>Ka2(H2X)，酸性條件下，則pH相同時eq\f([HX－],[H2X])>eq\f([X2－],[HX－])，由圖像可知N為lgeq\f([X2－],[HX－])的變更曲線，M為lgeq\f([HX－],[H2X])的變更曲線，當lgeq\f([HX－],[H2X])或lgeq\f([X2－],[HX－])＝0時，說明eq\f([HX－],[H2X])或eq\f([X2－],[HX－])＝1，濃度相等，結(jié)合圖像可計算電離常數(shù)并推斷溶液的酸堿性。][真題驗收]1．(2024·全國卷Ⅰ，T13)以酚酞為指示劑，用0.1000mol·L－1的NaOH溶液滴定20.00mL未知濃度的二元酸H2A溶液。溶液中，pH、分布系數(shù)δ隨滴加NaOH溶液體積VNaOH[比如A2－的分布系數(shù)：δ(A2－)＝eq\f(cA2－,cH2A＋cHA－＋cA2－)]下列敘述正確的是()A．曲線①代表δ(H2A)，曲線②代表δ(HA－B．H2A溶液的濃度為0.2000mol·LC．HA－的電離常數(shù)Ka＝1.0×10－2D．滴定終點時，溶液中c(Na＋)<2c(A2－)＋c(HA－C[由題圖可知加入40mLNaOH溶液時達到滴定終點，又H2A為二元酸，則H2A溶液的濃度為0.1000mol·L－1，由題圖可知，沒有加入NaOH溶液時，H2A溶液的pH約為1.0，分析可知H2A第一步完全電離，曲線①代表δ(HA－)，曲線②代表δ(A2－)，A項錯誤，B項錯誤；由題圖可知δ(HA－)＝δ(A2－)時溶液pH＝2.0，即c(HA－)＝c(A2－)時溶液pH＝2.0，則Ka(HA－)＝eq\f(cH＋·cA2－,cHA－)＝1.0×10－2，C項正確；滴定終點時溶液中存在的離子有Na＋、H＋、A2－、HA－、OH－，依據(jù)電荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(A2－)＋c(HA－)＋c(OH－)，此時c(H＋)<c(OH－)，則c(Na＋)＞2c(A