重難點12 電解質(zhì)溶液圖像分析-2025年高考化學(xué) 熱點重點難點專練（上海專用）-試卷下載-教習(xí)網(wǎng)

水溶液中的離子平衡是化學(xué)反應(yīng)原理摸塊中的重要章節(jié)，涉及宏觀辨識與微觀探析，變化觀念與平衡思想以及證據(jù)推理與模型認(rèn)知等多重學(xué)科素養(yǎng)，上海高考中主要是以電解質(zhì)溶液曲線變化為載體，考查電離平衡常數(shù)、水解平衡常數(shù)、溶度積的計算，指示劑的選擇，對水的電離平衡的影響，溶液中粒子濃度的大小關(guān)系，以及外界條件對電離平衡、水解平衡、溶解平衡的影響，從高考命題的變化趨勢來看，溶液中離子濃度的大小比較及沉淀的溶解平衡和轉(zhuǎn)化是主流試題。預(yù)計2025年，“四大常數(shù)”的計算及應(yīng)用、中和滴定的遷移應(yīng)用，離子濃度大小比較、沉淀溶解平衡仍為考查的重點，尤其是注意溶度積的計算及應(yīng)用。
【思維導(dǎo)圖】
【高分技巧】
1．電解質(zhì)溶液中的三大平衡
2．Kw、Ka、Kb、Ksp、Kh之間的關(guān)系
(1)一元弱酸強堿鹽：Kh＝Kw/Ka；
(2)一元弱堿強酸鹽：Kh＝Kw/Kb；
(3)多元弱堿強酸鹽，如氯化鐵：Fe3＋(aq)＋3H2O(l)Fe(OH)3(s)＋3H＋(aq)，Kh＝c3(H＋)/c(Fe3＋)。將(Kw)3＝c3(H＋)×c3(OH－)與Ksp＝c(Fe3＋)×c3(OH－)兩式相除，消去c3(OH－)可得Kh＝(Kw)3/Ksp。
(4)M(OH)n懸濁液中Ksp、Kw、pH間關(guān)系，M(OH)n(s) Mn＋(aq)＋nOH－(aq)，Ksp＝c(Mn＋)·cn(OH－)＝eq \f(c(OH－),n)·cn(OH－)＝eq \f(cn＋1(OH－),n)＝eq \f(1,n)(eq \f(Kw,10－pH))n＋1。
3．電離常數(shù)與水解常數(shù)的關(guān)系
(1)對于一元弱酸HA，Ka與Kh的關(guān)系
HAH++A-，Ka(HA)=c(H+)·c(A-)c(HA)；
A-+H2OHA+OH-，Kh(A-)=c(OH-)·c(HA)c(A-)。
則Ka·Kh=c(H+)·c(OH-)=Kw，故Kh=KwKa。常溫時Ka·Kh=Kw=1.0×10-14，Kh=1.0×10-14Ka。
(2)對于二元弱酸H2B，Ka1(H2B)、Ka2(H2B)與Kh(HB-)、Kh(B2-)的關(guān)系
HB-+H2OH2B+OH-，Kh(HB-)=c(OH-)·c(H2B)c(HB-)=c(H+)·c(OH-)·c(H2B)c(H+)·c(HB-)=KwKa1；
B2-+H2OHB-+OH-，Kh(B2-)=c(OH-)·c(HB-)c(B2-)=c(H+)·c(OH-)·c(HB-)c(H+)·c(B2-)=KwKa2。
4．滴定圖像分析的五點方法
如室溫下，向20 mL 0.1 ml·L-1 HA溶液中逐滴加入0.1 ml·L-1 NaOH溶液，溶液pH的變化如圖所示。
5．“分布系數(shù)”圖像及分析
分布系數(shù)圖像是酸堿中和滴定曲線的一種變式，常以pH、分布系數(shù)(δ)為橫、縱坐標(biāo)，結(jié)合滴定實驗數(shù)據(jù)繪制出關(guān)系曲線，這里分布系數(shù)(δ)代表組分的平衡濃度占總濃度的分?jǐn)?shù)。一元弱酸和二元弱酸的分布系數(shù)圖像及分析如下；
6．“對數(shù)關(guān)系”圖像及分析
利用某種離子濃度(或兩種離子濃度比值)的對數(shù)(或負(fù)對數(shù))與溶液的pH為坐標(biāo)，建立滴定過程中對數(shù)關(guān)系圖像，電解質(zhì)溶液中四種?？嫉膶?shù)關(guān)系及分析如下表；
常溫下，二元弱酸H2Y溶液中滴加NaOH溶液，所得混合溶液的pH與離子濃度變化的關(guān)系如圖所示；
(1)向二元弱酸H2Y中滴加NaOH溶液，依次發(fā)生反應(yīng)；H2Y+OH-===H2O+HY-、HY-+OH-===H2O+Y2-。
(2)隨著NaOH溶液的滴加，溶液的pH增大，lgc(HY?)c(H2Y)增大，lgc(HY?)c(Y2?)減小，故曲線M代表lgc(HY?)c(H2Y)的變化，曲線N代表lgc(HY?)c(Y2?)的變化。
(3)通過圖中信息，計算Ka2(H2Y)=10-4.3。
7．平衡常數(shù)(Kw、Ksp)圖像及分析
(1)雙曲線型
(2)直線型(pM-pR曲線)
pM為陽離子濃度的負(fù)對數(shù)，pR為陰離子濃度的負(fù)對數(shù)。
①直線AB上的點；c(M2+)=c(R2-)。
②溶度積；CaSO4>CaCO3>MnCO3。
③X點對CaCO3要析出沉淀，對CaSO4是不飽和溶液，能繼續(xù)溶解CaSO4。
④Y點；c(SO42?)>c(Ca2+)，二者的濃度積等于10-5；Z點；c(CO32?)C
B．B點溶液中：c(CH3COO－)+c?OH-?= c(Na＋)+c?H＋?
C．若D點為恰好完全中和的點，則溶液中：c(Na＋)=c(CH3COO－)+c(CH3COOH)
D．溶液pH=7時，
【答案】AD
【解析】由圖可知，A點為0.1ml/L醋酸溶液，醋酸在溶液中電離出的氫離子抑制水的電離；B點為等濃度的醋酸和醋酸鈉的混合溶液，溶液呈酸性；C點為醋酸和醋酸鈉的混合溶液，溶液呈中性；若D點為恰好完全中和的點，反應(yīng)得到的溶液為醋酸鈉溶液。A項，醋酸在溶液中電離出的氫離子抑制水的電離，醋酸鈉在溶液中水解促進水的電離，所以A點水的電離程度小于C點，故A錯誤；B項，B點為等濃度的醋酸和醋酸鈉的混合溶液，溶液中存在電荷守恒關(guān)系c(CH3COO－)+c?OH-?= c(Na＋)+c?H＋?，故B正確；C項，若D點為恰好完全中和的點，反應(yīng)得到的溶液為醋酸鈉溶液，溶液中存在物料守恒關(guān)系c(Na＋)=c(CH3COO－)+c(CH3COOH)，故C正確；D項，C點為醋酸和醋酸鈉的混合溶液，溶液呈中性，則溶液pH為7時，消耗氫氧化鈉溶液的體積小于20mL，故D錯誤；故選AD。
2．(2025·上海市南洋模范中學(xué)高三期中考試)常溫下，向20mL0.01ml·L-1CH3COOH溶液中逐滴加入0.01ml·L-1 NaOH溶液，溶液中水電離出的 c水(H＋)隨加入NaOH溶液體積的變化關(guān)系如圖所示，已知Ka(CH3COOH)=1.75×10-5，。
下列說法正確的是
A．b、d點對應(yīng)溶液的相同
B．b點：c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c?H＋?＞c?OH-?
C．e點：c(Na＋)=2[c(CH3COO－)+c(CH3COOH)]= 0.005ml·L-1
D．a(chǎn)點，
【答案】D
【解析】A項，常溫下，向20mL0.01ml·L-1CH3COOH溶液中逐滴加入0.01ml·L-1 NaOH溶液，隨加入氫氧化鈉溶液體積增大，溶液pH升高，b、d兩點加入氫氧化鈉溶液的體積不同，則b$、d兩點溶液的pH不同，故A錯誤；B項，b點溶質(zhì)為等物質(zhì)的量的CH3COOH和CH3COONa，CH3COO-的水解常數(shù)為，CH3COOH的電離能力大于CH3COO-的水解能力，即b點溶液顯酸性，所以c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c?H＋?＞c?OH-?，故B錯誤；C項，e點溶質(zhì)為等物質(zhì)的量的CH3COONa和NaOH，根據(jù)物料守恒可知，c(Na＋)=2[c(CH3COO－)+c(CH3COOH)]=，故C錯誤；D項，a點為0.01ml/LCH3COOH，則，電離常數(shù)，則，溶液中，即水電離出的，故D正確；故選D。
3．(2025·上海市南洋中學(xué)高三期中考試)(雙選)醋酸和醋酸鈉的混合液常用于控制溶液pH。現(xiàn)有一組c(CH3COO－)+c(CH3COOH)=0.1ml·L-1的醋酸和醋酸鈉的混合液。室溫下，該組溶液中c(CH3COOH)、c(CH3COO－)與pH的關(guān)系如圖所示，下列認(rèn)識正確的是( )
A．利用圖中信息，可以計算室溫下CH3COOH的電離常數(shù)Ka
B．W點，c(Na+)＞c(CH3COOH)
C．隨著pH的增大，增大
D．pHc(H+)，故c(Na+)＞3c(A2-)，故C正確；D項，NaHA完全電離出Na+和HA-，HA-發(fā)生水解和電離，故c(HA-)＜c(Na+)，但濃度均大于HA-水解產(chǎn)生的H2A和其電離產(chǎn)生的A2-；M點有c(A2-)=c(HA-)，pOH=6.8，可計算Ka2==10-7.2，HA-的水解方程式為：HA-+H2OH2A+OH-，由選項B可計算HA-的水解常數(shù)為=10-12.1，故HA-的水解常數(shù)小于HA-的電離常數(shù)，故c(H2A)＜c(A2-)，溶液中離子濃度大小關(guān)系為：c(Na+)＞c(HA-)＞c(A2-)＞c(H2A)，故D正確；故選A。
5．(2025·上海市七寶中高三月考)常溫下，用0.100ml?L-1NaOH溶液分別滴定?L-1的HX和HY溶液，滴定曲線如圖所示。下列說法正確的是
A．酸性：HX＞HY
B．B點滿足c(H+)+c(HY)=2c(OH-)+c(Y-)
C．A、B兩點中水的電離程度都比純水的電離程度大
D．HX曲線上的A與C點混合，則存在3c(X-)+3c(HX)=4c(Na+)
【答案】D
【解析】A項，由圖可知，0.100ml?L-1HX溶液的pH>0.100ml?L-1HY溶液的pH，說明酸性：HX c(CH3COO-)+c(CH3COOH)> c(CH3COO-)，又c(OH-)> c(H+)，故c(CH3COO-)+c(H+)Y>Z
B．X點：
C．Y點： c(Cl－)=c(H＋)=c(M+)=c(OH―)
D．對Z點溶液加熱，一定增大
【答案】D
【解析】A項，Z點鹽酸和MOH完全反應(yīng)生成MCl，MCl水解促進水電離，Z點水電離程度最大，MOH抑制水電離，X點到Z點，MOH減少，水的電離程度增大，水的電離程度：Xc(ClO-)
B．b點：c(Cl-)=2c(SO42-)=0.01ml·L-1
C．c點：c(Na+)=2c(HSO3-)+2c(S342-)+2c(SO42-)
D．d點：c(Na+)＝c(Cl－)+2c(SO32-)+c(HSO3-)+2c(SO42-)+ c(OH-)
【答案】C
【解析】該過程中發(fā)生兩步反應(yīng)，a→b：Cl2+Na2SO3+H2O=Na2SO4+2HCl，酸性增大；b→d：2HCl+Na2SO3=2NaCl+H2SO3，H2SO3+Na2SO3=2NaHSO3，酸性減小。當(dāng)溶液中溶質(zhì)全為NaHSO3時，溶液顯酸性，d點為中性，則d點溶液中的溶質(zhì)為Na2SO3和NaHSO3。A項，a點為氯水，氯氣和水反應(yīng)生成HCl和HClO，HCl完全電離、HClO部分電離，主要以電解質(zhì)分子存在，則微粒濃度大小關(guān)系為：c(H＋)＞c(Cl-)＞c(HClO)＞c(ClO-)，A正確；B項，a→b點發(fā)生的反應(yīng)為Cl2+Na2SO3+H2O=Na2SO4+2HCl，b點溶質(zhì)為Na2SO4、HCl，物質(zhì)的量之比為1：2 ，則c(Cl－)=c(H＋)=0.01ml/L，c(SO42-)=0.005ml/L，故有c(Cl-)=2c(SO42-)=0.01ml·L-1，B正確；C項，b到c過程中含有已經(jīng)生成的Na2SO4，以及加入的Na2SO3，根據(jù)兩個分子式可知Na原子的物質(zhì)的量是S原子的物質(zhì)的量的2倍，根據(jù)守恒可知鈉離子的物質(zhì)的量是反應(yīng)后含S元素的化合物的物質(zhì)的量的2倍，由于一部分含硫化合物存在于H2SO3中，由物料守恒：c(Na+)=2c(HSO3-)+2c(SO32-)+2c(SO42-)+2c(H2SO3)，故c(Na+)?2c(HSO3-)+2c(SO32-)+2c(SO42-)，C錯誤；D項，根據(jù)電荷守恒有c(Na+)+ c(H+)＝c(Cl－)+2c(SO32-)+c(HSO3-)+2c(SO42-)+ c(OH-)，d點顯中性，c(H＋)= c(OH-)，所以c(Na+)＝c(Cl－)+2c(SO32-)+c(HSO3-)+2c(SO42-)+ c(OH-)，D正確；故選C。
10．(2024·上海市南模、控江、曹二、進才中學(xué)四高三聯(lián)考)常溫下，向20mL0.10ml·L的碳酸鈉溶液中滴加0.10ml·L的鹽酸，溶液pH隨滴定百分率的變化如圖所示。下列說法正確的是
A．a(chǎn)點：c?H2CO3?- c(CO32-)＞c(OH―)-c(Cl－)
B．b點溶液中的含碳微粒之和b點
D．煮沸是為了除去CO2，使突躍變小43.9
【答案】C
【解析】碳酸鈉溶液中滴加鹽酸，依次發(fā)生反應(yīng)Na2CO3+HCl=NaHCO3+NaCl、NaHCO3+HCl= NaCl+H2O+CO2↑。A項，a點滴定百分率為25%，溶質(zhì)為等濃度的Na2CO3、NaHCO3、NaCl，碳酸根離子水解、碳酸氫根離子都水解，所以c(OH―)＞2c?H2CO3?，所以c?H2CO3?- c(CO32-)＜c(OH―)-c(Cl－)，故A錯誤；B項，b點滴定百分率為50%，溶質(zhì)為等濃度的NaHCO3、NaCl，根據(jù)物料守恒，溶液中的含碳微粒之和=0.002ml，故B錯誤；C項，碳酸根離子、碳酸氫根離子水解促進失電子，碳酸根離子水解程度大于碳酸氫根離子，隨滴定百分率增大，Na2CO3→NaHCO3→NaCl，水的電離程度降低：a點>b點，故選C；D項，煮沸是為了除去CO2，使pH突躍變大，故D錯誤；選C。
11．(2025·上海復(fù)旦大學(xué)附屬中學(xué)高三期中等級性考試)工業(yè)上常用電解法將CO2轉(zhuǎn)化為草酸(H2C2O4)。草酸H2C2O4是二元弱酸。向10mL0.1ml·L-1 H2C2O4溶液中加入0.1ml·L-1NaOH溶液，含碳微粒的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)隨溶液pH變化如圖所示：
(1)25℃時，碳酸電離平衡常數(shù)分別是Ka1=4×10-7，Ka2=4×10-11；寫出少量草酸和過量碳酸鈉反應(yīng)的離子方程式：。
(2)已知25℃草酸鈣的Ksp=4.0×10-8，碳酸鈣的Ksp=2.5×10-9。回答下列問題：25℃時向20mL碳酸鈣的飽和溶液中逐滴加入1.0×10-3 ml·L-1的草酸鉀溶液20mL，(填“能”或“否”) 產(chǎn)生草酸鈣沉淀，試通過計算說明理由。
【答案】(1)H2C2O4+2CO32-=C2O42-+2HCO3-
(2)否，解得，加入的草酸鉀溶液20mL，即等體積混合，離子濃度減小一半，混合后：，)則，所以不能產(chǎn)生
【解析】(1)由圖可知，向10mL0.1ml/L草酸溶液中加入0.1ml/LNaOH溶液，曲線Ⅰ代表的物質(zhì)的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)不斷下降，則Ⅰ表示H2C2O4，曲線Ⅱ代表的物質(zhì)的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)先增大后減小，則曲線Ⅱ表示HC2O4-，曲線Ⅲ表示的物質(zhì)的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)不斷增大，曲線Ⅲ表示C2O42-，Ⅰ、Ⅱ兩曲線的交點草酸和HC2O4-的濃度相同，根據(jù)H2C2O4H++HC2O4-+可得Ka1=c(H+)=10-1.2，同理Ⅱ、Ⅲ曲線的交點HC2O4-和C2O42-濃度相同，Ka2=c(H+)=10-4.2草酸電離平衡常數(shù)分別是Ka1=10-1.2、Ka2=10-4.2，再根據(jù)碳酸的電離平衡常數(shù)可知，酸性強弱順序為H2C2O4> HC2O4->H2CO3> HCO3-，少量草酸和過量碳酸鈉反應(yīng)的離子方程式為H2C2O4+2CO32-=C2O42-+2HCO3-；(2)Ksp(AgCl)= c?Ca2＋?·c?CO32-?=2.5×10－9，解得c?Ca2＋?=5×10-5 ml·L-1；碳酸鈣的飽和溶液中c?Ca2＋?＝c?CO32-?，，加入1.0×10-3 ml·L-1的草酸鉀溶液20mL，即等體積混合，離子濃度減小一半，混合后：c?Ca2＋?=2.5×10-5 ml·L-1，c? C2O42-?=0.5×10-3 ml·L-1)則，所以不能產(chǎn)生。
12．(2025·上海市徐匯中學(xué)高三期中考試)常溫下，相同體積、相同pH的鹽酸和醋酸(Ka=1.8×10-5)，分別加水稀釋，pH隨溶液體積變化的曲線如圖所示。
(1)改變下列條件，能使CH3COOH的電離平衡常數(shù)增大的是___________。
A．加冰醋酸B．加水稀釋C．加少量NaOH溶液D．升高溫度
(2)圖中表示鹽酸稀釋的pH變化曲線為 (填“Ⅰ”或“Ⅱ”)。
(3)圖中 (填“a”、“b”或“c”)點，對應(yīng)水的電離程度最大。
(4)常溫下，測得CH3COOH和CH3COONa的混合溶液pH為6，則。
【答案】(1)D (2)Ⅰ (3)c (4)18
【解析】(1)電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，電離吸熱，升高溫度醋酸電離平衡正向移動，電離平衡常數(shù)增大，能使CH3COOH的電離平衡常數(shù)增大的是升高溫度，故選D；(2)醋酸是弱酸，加水稀釋，醋酸電離平衡正向移動，相同體積、相同pH的鹽酸和醋酸加水稀釋相同倍數(shù)，醋酸的pH變化比鹽酸得pH變化小，表示鹽酸稀釋的pH變化曲線為Ⅰ。(3)酸對水電離起抑制作用，酸電離出的氫離子濃度越大，對水電離的抑制作用越強，a、b、c三點氫離子濃度a>b>c，所以圖中c點，對應(yīng)水的電離程度最大。(4)常溫下，，測得CH3COOH和CH3COONa的混合溶液pH為6，則。
13．(2025·上海市朱家角中學(xué)高三上學(xué)期第一階段測試)SO2是大氣的主要污染物，工業(yè)上利用鈉堿循環(huán)法可除去SO2。25℃時，H2SO3及其鈉鹽的溶液中，H2SO3、HSO3-、SO32-的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)隨溶液pH變化關(guān)系如圖所示。鈉堿循環(huán)法中，吸收液為Na2SO3溶液，可用Na2SO3溶液吸收SO2制備NaHSO3。
(1)NaHSO3溶液呈酸性，溶液中離子濃度的由大到小排序為。
(2)當(dāng)溶液恰好呈中性時：c(Na+)、c(HSO3-)、c(SO32-)的大小關(guān)系為。
【答案】(1)c(Na+)＞c(HSO3-)＞c(H+)＞c(SO32-)＞c(OH-)
(2)c(Na+)＞c(HSO3-)＞c(SO32-)
【解析】(1)NaHSO3溶液中存在電離和水解過程：NaHSO3＝Na++HSO3-、HSO3-H++SO32-、HSO3-+H2OH2SO3+OH-：溶液呈酸性，說明HSO3-的電離程度大于水解程度，且溶液中c(H+)＞c(OH-)，Na+不電離，則c(Na+)＞c(HSO3-)，根據(jù)HSO3-的電離平衡可知，c(HSO3-)＞c(H+)，H2O電離產(chǎn)生H+和OH-，但H2O的電離程度很微弱，則可知c(H+)＞c(SO32-)，NaHSO3溶液中離子濃度的由大到小排序為：c(Na+)＞c(HSO3-)＞c(H+)＞c(SO32-)＞c(OH-)。(2)根據(jù)電荷守恒有：c(Na+)+ c(H+)= c(HSO3-)+ 2c(SO32-)+c(OH-)，溶液呈中性時，c(H+)=c(OH-)，則c(Na+)= c(HSO3-)+ 2c(SO32-)，由圖可知，pH=7時，α(HSO3-)＞α(SO32-)，則c(HSO3-)＞c(SO32-)。當(dāng)溶液恰好呈中性時：c(Na+)＞c(HSO3-)＞c(SO32-)。
14．(2025·上海市市東中學(xué)高三摸底測試)如圖是某溫度下，將足量的BaSO4固體溶于一定量水中達到溶解平衡后，假定溶液體積不變的情況下，加入Na2CO3使c (CO32-)增大過程中，溶液中c(Ba2＋)和c(SO42-)的變化曲線。根據(jù)圖中的數(shù)據(jù)分析、計算下列各題。
(1)該溫度下，BaSO4的Ksp= 。
(2)當(dāng)c (CO32-)大于 ml·L-1時開始有BaCO3沉淀生成；BaCO3的Ksp= 。
(3)圖像中代表沉淀轉(zhuǎn)化過程中c(Ba2＋)隨c (CO32-)變化的曲線是 (填“MP”或“MN”)；沉淀轉(zhuǎn)化的離子方程式BaSO4(s)＋CO32- (aq)BaCO3(s)＋SO42-(aq)，該反應(yīng)的平衡常數(shù)K=
(4)向1 L Na2CO3溶液中加入足量BaSO4固體，假定溶液體積不變，當(dāng)溶液中c (CO32-)=1×10-3 ml·L-1時，溶解BaSO4的物質(zhì)的量為 ml。
【答案】(1) 1×10-10 (2) 2.5×10-4 2.5×10-9
(3) MN 0.04 (4) 4×10-5
【解析】足量的BaSO4固體溶于一定量水中達到溶解平衡后，加入碳酸鈉，體積不變，根據(jù)圖中分析碳酸根濃度增大，碳酸根和鋇離子反應(yīng)生成碳酸鋇，鋇離子濃度減小，硫酸鋇溶解平衡正向移動，硫酸根濃度增大，因此P點代表硫酸根濃度，N點代表鋇離子濃度。(1)該溫度下，BaSO4的；(2)根據(jù)圖中曲線得到當(dāng)c (CO32-)大于2.5×10-4 ml·L-1時開始有BaCO3沉淀生成；以N點分析，此時，c (CO32-)=5×10-4 ml·L-1，c (Ba2＋)= 5×10-6 ml·L-1， BaCO3的；(3)根據(jù)前面分析，加入碳酸鈉，碳酸根濃度增大，碳酸根和鋇離子結(jié)合生成碳酸鋇沉淀，鋇離子濃度減小，因此圖像中代表沉淀轉(zhuǎn)化過程中c(Ba2＋)隨c (CO32-)變化的曲線是MN；沉淀轉(zhuǎn)化的離子方程式BaSO4(s)＋CO32- (aq)BaCO3(s)＋SO42-(aq)，該反應(yīng)的平衡常數(shù)K=；(4)向1 L Na2CO3溶液中加入足量BaSO4固體，假定溶液體積不變，當(dāng)溶液中c (CO32-)=1×10-3 ml·L-1時，根據(jù)，則，得到溶液中硫酸根濃度為，溶液體積為1L，溶解BaSO4的物質(zhì)的量為4×10-5ml。
15．(2025·上海市復(fù)旦大學(xué)附屬中學(xué)高三階段性教學(xué)質(zhì)量評估)常溫下，H3AsO4和H3AsO3溶液中含砷微粒的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)與溶液的關(guān)系分別如下圖1和下圖2所示：
(1)H3AsO4的第一步電離方程式是，該步電離常數(shù)表達式是Ka1(H3AsO4)= 。
(2)由圖1中a點可知，當(dāng)時，；據(jù)此類推，由圖2可知，Ka1(H3AsO34)約等于，可判斷H3AsO4酸性強于H3AsO3。
(3)以酚酞為指示劑，將溶液逐滴加入到H3AsO3溶液中，當(dāng)溶液由無色變?yōu)榧t色時停止滴加。該過程中主要反應(yīng)的離子方程式為；時，溶液中，c(Na＋) c(H2AsO3-)(填“>”、“
(4)A (5)NaH2AsO4(Na2SO4)
(6)ii、iii中物質(zhì)轉(zhuǎn)化的定量關(guān)系：，H3AsO3的物質(zhì)的量為滴定消耗NaOH的物質(zhì)的量的
(7)b→c→a
【解析】(1)由圖可知，H3AsO4為多元弱酸，其電離是分步進行的，第一步電離方程式是：H3AsO4H++ H2AsO4-；根據(jù)電離常數(shù)的定義可知該步電離常數(shù)的表達式是；(2)在圖2中當(dāng)時，；(3)酚酞的變色范圍為8.2-10.0，變?yōu)榧t色，發(fā)生第一步反應(yīng)，生成H2AsO3-，離子方程式為：H3AsO3+OH-=H2AsO3- +H2O；開始滴定溶液為H3AsO3-NaH2AsO3混合溶液，電離呈酸性，水解呈堿性，pH=8，說明水解大于電離，故c(Na＋)＞c(H2AsO3-)。在滴定的時候要根據(jù)H3AsO4和H3AsO3兩種酸的強弱和用氫氧化鈉滴定時對酸的電離常數(shù)的要求，要考慮H3AsO4和H3AsO3的相互轉(zhuǎn)化，在誤差分析的時候，要考慮H3AsO3中雜質(zhì)的影響。(4)在用NaOH滴定的時候，硫酸也會消耗NaOH，若無ⅰ會導(dǎo)致NaOH消耗量增大，測定結(jié)果偏高，答案選A；(5)由圖1可知，溶液pH為4～5時，砷的主要存在形式為NaH2AsO4，且在氧化時還生成了HI，故溶質(zhì)中會有NaI，由于最初的H3AsO3溶液(含少量H2SO4，故此時溶液中的溶質(zhì)會含有硫酸鈉，故答案為：NaH2AsO4(Na2SO4)；(6)步驟ⅱ中碘和H3AsO3反應(yīng)的方程式為：I2+ H3AsO3+H2O= H3AsO4+2HI，由(4)可知滴定至終點時會生成NaH2AsO4，同時HI會和氫氧化鈉反應(yīng)，故H3AsO3的物質(zhì)的量為滴定消耗NaOH的物質(zhì)的量的；(7)由于待測液中含有H3AsO4且在調(diào)pH的時候會和氫氧化鈉反應(yīng)，故先還原將其還原為H3AsO3，然后再調(diào)pH除去硫酸，再用適量碘水將H3AsO3氧化為H3AsO4，再用氫氧化鈉滴定，從而測定其中總砷含量，故答案為：b→c→a。
三大平衡
電離平衡
水解平衡
沉淀溶解平衡
示例
CH3COOHCH3COO-+H+
CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-
AgCl(s) Ag+(aq)+Cl-(aq)
研究
對象
弱電解質(zhì)(包括弱酸、弱堿、水、多元弱酸的酸式酸根)
鹽溶液(包括強酸弱堿鹽、弱酸強堿鹽、弱酸弱堿鹽)
難溶電解質(zhì)(如難溶的酸、堿、鹽等)
平衡常數(shù)
Ka=
c(CH3COO-)·c(H+)c(CH3COOH)
Kh=
c(CH3COOH)·c(OH-)c(CH3COO-)
Ksp(AgCl)=
c(Ag+)·c(Cl-)
影
響
因
素
升高
溫度
促進電離，離子濃度增大，Ka增大
促進水解，Kh增大
Ksp可能增大，也可能減小
加水稀釋
促進電離，離子濃度(除OH-外)減小，Ka不變
促進水解，離子濃度(除H+外)減小，Kh不變
促進溶解，Ksp不變
加入相應(yīng)
離子
加入CH3COONa固體或鹽酸，抑制電離，Ka不變
加入CH3COOH或NaOH，抑制水解，Kh不變
加入AgNO3溶液或NaCl溶液，抑制溶解，Ksp不變
加入反應(yīng)
離子
加入NaOH，促進電離，Ka不變
加入鹽酸，促進水解，Kh不變
加入氨水，促進溶解，Ksp不變
一元弱酸(以CH3COOH為例)
二元弱酸(以草酸H2C2O4為例)
注；pKa為電離常數(shù)的負(fù)對數(shù)
Ka=c(CH3COO?)·c(H+)c(CH3COOH)
交點；c(CH3COO-)=c(CH3COOH)，故Ka=c(H+)=10-4.76
Ka1=c(HC2O4?)·c(H+)c(H2C2O4)
A點；c(HC2O4?)=c(H2C2O4)，故Ka1=c(H+)=10-1.2；
Ka2=c(C2O42?)·c(H+)c(HC2O4?)
B點；c(C2O42?)=c(HC2O4?)，故Ka2=10-4.2
類型
含義
變化規(guī)律
pH=-lgc(H+)
氫離子濃度的負(fù)對數(shù)值
pH越大，c(H+)越小，溶液的堿性越強
pC=-lgc(C)
C離子濃度的負(fù)對數(shù)值
pC越大，c(C)越小
lgc(HX?)c(H2X)
生成物與反應(yīng)物離子濃度比的對數(shù)值
lgc(HX?)c(H2X)越大，反應(yīng)向正反應(yīng)方向進行的程度越大
lgVV0
稀釋后與稀釋前體積比的對數(shù)值
lgVV0越大，稀釋程度越大
不同溫度下水溶液中c(H+)與c(OH-)的變化曲線
常溫下，CaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲線(Ksp=9×10-6)
①A、C、B三點均為中性，溫度依次升高，Kw依次增大；
②D點為酸性溶液，E點為堿性溶液，Kw=1×10-14；
③AB直線的左上方均為堿性溶液，任意一點；c(H+)Ksp，將會有沉淀生成；
③d點在曲線的下方，Q

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