2019年高考化學(xué) 藝體生百日突圍系列 專題2.8 水溶液中的離子平衡基礎(chǔ)練測.doc

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專題2.8 水溶液中的離子平衡 考綱解讀 1、了解電解質(zhì)的概念，了解強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念。 2、理解電解質(zhì)在水中的電離以及電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性。 3、了解水的電離、離子積常數(shù)。 4、了解溶液pH的含義及其測定方法，能進行pH的簡單計算。 5、理解弱電解質(zhì)在水中的電離平衡，能利用電離平衡常數(shù)進行相關(guān)計算。 6、了解鹽類水解的原理、影響鹽類水解程度的主要因素、鹽類水解的應(yīng)用。 7、了解難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡。理解溶度積（Ksp）的含義，能進行相關(guān)的計算。 考點探究 高考試題對本講能力點的考查以分析和解決化學(xué)問題能力、以接受、吸收整合化學(xué)信息能力等為主，試題難度適中。在高考試題中經(jīng)常將弱電解質(zhì)的電離與溶液的酸堿性、鹽類的水解、離子濃度大小比較、沉淀溶解平衡等內(nèi)容相結(jié)合，以圖象的形式出現(xiàn)。預(yù)測2019年高考對本講內(nèi)容的考查仍將以外界條件對弱電解質(zhì)電離平衡、水的電離平衡的影響，溶液中離子濃度大小比較，既與鹽類的水解有關(guān)，又與弱電解質(zhì)的電離平衡有關(guān)，還注重溶液中的各種守恒(電荷守恒、物料守恒、質(zhì)子守恒等)關(guān)系的考查，從而使題目具有一定的綜合性、靈活性和技巧性，在2019在高考中仍將會涉及；題型主要以選擇題為主。關(guān)于溶液pH的計算，題設(shè)條件可千變?nèi)f化，運用數(shù)學(xué)工具(圖表)進行推理的試題在2019年高考中出現(xiàn)的可能性較大，推理性會有所增強，應(yīng)予以重視。和2016年大綱相比，該考點變化計算，主要體現(xiàn)在：要求由“了解電解質(zhì)在水中的電離以及電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性”提高為“理解”；要求由“了解弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡”提高為“理解”；增加“能利用電離平衡常數(shù)進行相關(guān)計算”；“常見離子的檢驗方法” 的要求由“了解”提高為“掌握”；刪去“沉淀轉(zhuǎn)化的本質(zhì)”，增加“理解溶度積（Ksp）的含義，能進行相關(guān)的計算”，這說明2019年高考將加強對電離平衡常數(shù)和溶度積（Ksp）的計算的考查，在復(fù)習(xí)中應(yīng)給予更多的關(guān)注。 ⑤溶于水和熔化狀態(tài)兩各條件只需滿足其中之一，溶于水不是指和水反應(yīng)。 ⑥電解質(zhì)和非電解質(zhì)必須是化合物，對于不是化合物的物質(zhì)既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)。 ⑦溶液的導(dǎo)電能力強弱取決于溶液中離子濃度的大小和離子所帶電荷的多少，離子濃度越大，離子所帶的電荷越多，溶液的導(dǎo)電性越強。若強電解質(zhì)溶液中離子濃度很小，而弱電解質(zhì)溶液中離子濃度大，則弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力強，因此電解質(zhì)的強弱與電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性并無必然聯(lián)系。 ⑧強電解質(zhì)不一定易溶于水，如難溶的CaCO3、BaSO4都是難溶于水的，但溶于水的部分全部電離，因此硫酸鋇、碳酸鋇都是強電解質(zhì)；易溶于水的也不一定是強電解質(zhì)，如醋酸等，故電解質(zhì)的強、弱與溶解性無必然聯(lián)系。 ⑨“電解”“電離”和“通電”的區(qū)別：“電解”指在通電條件下，電解質(zhì)發(fā)生氧化還原反應(yīng)，而“電離”是在水溶液中或熔化狀態(tài)下電解質(zhì)離解成自由移動離子的過程，沒有發(fā)生氧化還原反應(yīng)；“通電”指接通電源，它是電解反應(yīng)的條件。 2、電離方程式：表示電解質(zhì)電離的式子叫電離方程式 （1）強電解質(zhì)：完全電離，用等號連接，如H2SO4的電離方程式為H2SO4===2H＋＋SO42－。 （2）弱電解質(zhì)：部分電離，用可逆號連接。 ①多元弱酸分步電離，且第一步電離程度遠遠大于第二步電離程度，如H2CO3的電離方程式：H2CO3H＋＋HCO3－、HCO3－H＋＋CO32－。 ②多元弱堿電離方程式一步寫成，如Fe(OH)3電離方程式：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。 （3）酸式鹽 ①強酸的酸式鹽，如：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO42－。 ②弱酸的酸式鹽，如：NaHCO3===Na＋＋HCO3－，HCO3－H＋＋CO32－。 二、弱電解質(zhì)的電離平衡 1、概念：弱電解質(zhì)的電離平衡是指在一定條件下(溫度、濃度)，弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率相等的狀態(tài)。 2、電離平衡的特征 逆——可逆過程 動——電離平衡是一種動態(tài)平衡 等——弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率＝離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率≠0 定——弱電解質(zhì)分子和陰、陽離子的濃度保持不變 變——條件改變，平衡狀態(tài)可能改變，在新條件下建立新的平衡狀態(tài) 3、外界條件對電離平衡的影響 （1）內(nèi)因：弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)。 （2）外因：電離平衡屬于動態(tài)平衡，當(dāng)外界條件改變時，弱電解質(zhì)的電離平衡也會發(fā)生移動，平衡移動也遵循勒夏特列原理。其規(guī)律是：以弱電解質(zhì)AB的電離為例：ABA＋＋B－ 升高溫度、加水稀釋、減小c(AB)、增大c(A＋)或c(B－)：平衡右移 降低溫度、減小c(A＋)或c(B－)、增大c(AB)：平衡左移 4、電離平衡常數(shù) （1）含義：在一定條件下，弱電解質(zhì)在達到電離平衡時，溶液中弱電解質(zhì)電離所生成的各種離子濃度的冪之積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數(shù)。叫做電離平衡常數(shù)，（一般用Ka表示酸，Kb表示堿。） （2）表達式：對一元弱酸HA：HAH＋＋A－，Ka＝。 對一元弱堿BOH：BOHB＋＋OH－，Kb＝。 （3）特點： ①電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，升高溫度，電離平衡常數(shù)值增大。 ②多元弱酸的各級電離常數(shù)的大小關(guān)系是Ka1?Ka2?Ka3，所以酸性主要決定于第一步電離。 （4）意義：電離常數(shù)反映了弱電解質(zhì)的電離程度大小，K值越大，電離程度越大，酸(或堿)性越強。如相同條件下常見弱酸的酸性強弱：H2SO3＞H3PO4＞HF＞CH3COOH＞H2CO3＞H2S＞HClO。 注意: 電離常數(shù)與電離程度的影響因素不是完全一致的，只有當(dāng)溫度改變時，兩者的變化一致，其余條件變化時，不影響電離常數(shù)K，但影響電離程度。例如向弱電解質(zhì)HA的溶液中加入少量燒堿溶液，平衡右移，HA的電離程度增大，但K并未改變。 （5）影響因素： ①電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)的本性決定。 ②電離常數(shù)受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。 三、水的電離 1、電離方程式：水是一種極弱的電解質(zhì)，H2O＋H2O H3O＋＋OH－簡寫為H2OH＋＋OH－。 2、水的離子積常數(shù)： （1）符號：KW。 （2）公式：KW＝c(H＋)c(OH－),25 ℃時,KW＝110－14mol2L－2。 3、影響 KW大小的因素：水的電離過程是個吸熱的過程，故溫度升高，H2O的KW增大。 說明： （1）KW只受溫度影響，改變其他條件水的電離程度會發(fā)生變化，但只要溫度不變，則KW不變。 （2）水的離子積是水電離平衡時的性質(zhì)，不僅適用于純水，也適用于酸性或堿性的稀溶液。不管哪種溶液均有c(H＋)H2O＝c(OH－)H2O。即任何稀水溶液中都存在這一關(guān)系。因此，在酸溶液中酸本身電離出來的H＋會抑制水的電離，c(H＋)酸c(OH－)水＝KW；而在堿溶液中，堿本身電離出來的OH－也會抑制水的電離，c(OH－)堿c(H＋)H2O＝KW。 （3）外界條件改變，水的電離平衡發(fā)生移動，但任何時候由水電離出的H＋和OH－總是相等的。如Na2CO3溶液中OH－全部由水電離產(chǎn)生，而水電離產(chǎn)生的H＋除一部分存在于溶液中，其他則存在于HCO3－和H2CO3中。故有c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO3－)＋2c(H2CO3)。 （4）水的離子積常數(shù)表示在任何水溶液中均存在水的電離平衡，都有H＋和OH－共存，只是相對含量不同而已。并且在稀酸或稀堿溶液中，當(dāng)溫度為25 ℃時，KW＝c(H＋)c(OH－)＝110－14mol2L－2為同一常數(shù)。 4、影響水的電離平衡的因素：外界條件對水的電離平衡的影響 （1）酸、堿均可抑制水的電離； （2）升高溫度可促進水的電離； （3）易水解的鹽均可促進水的電離； （4）活潑金屬(Na)可促進水的電離。 四、溶液的酸堿性與pH 1、溶液的酸堿性：溶液的酸堿性是由溶液中c(H＋)與c(OH－)的相對大小決定的：c(H＋)＞c(OH－)，溶液呈酸性；c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性；c(H＋)＜c(OH－)，溶液呈堿性。 2、pH及其測定： （1）計算公式：pH＝－lg c(H＋)。 （2）適用范圍：pH＝0～14。 （3）表示意義：表示溶液酸堿性的強弱；pH越小，酸性越強，pH越大，堿性越強。 （4）測定方法：pH試紙；pH酸度計。 ②生成的弱酸電離程度小于生成的弱堿的電離程度，溶液呈堿性，如NH4HCO3； ③生成的弱酸和弱堿的電離程度相同，溶液呈中性，如CH3COONH4。 七、鹽類水解的離子方程式的書寫 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(biāo)“↑”或“↓”，其一般形式為：鹽＋水酸＋堿，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，如果產(chǎn)物易分解(如NH3H2O、H2CO3)也不寫成其分解產(chǎn)物的形式，如：NH4Cl的水解離子方程式：NH4＋＋H2ONH3H2O＋H＋。 （2）多元弱酸正鹽的水解分步進行，以第一步為主，如Na2CO3的水解離子方程式： CO32－＋H2OHCO3－＋OH－。HCO3－＋H2OH2CO3＋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）水解呈酸性和堿性的離子組由于相互促進水解程度較大，書寫時要用“===”“↑”“↓”等，如NaHCO3與AlCl3混合溶液的反應(yīng)離子方程式：Al3＋＋3HCO3－===Al(OH)3↓＋3CO2↑。 八、影響鹽類水解平衡的因素 1、內(nèi)因：酸或堿越弱，其對應(yīng)的弱酸根陰離子或弱堿陽離子的水解程度越大，溶液的堿性或酸性越強。2.外因：水解是微弱的、可逆的、吸熱的動態(tài)平衡，屬于化學(xué)平衡，適用于勒夏特列原理 因素 水解平衡 水解程度 水解產(chǎn)生離子的濃度 溫度 升高 右移 增大 增大 濃度 增大 右移 減小 增大 減小 右移 增大 減小 外加 酸堿 酸 弱酸根離子的水解程度增大，弱堿陽離子的水解程度減小 堿 弱酸根離子的水解程度減小，弱堿陽離子的水解程度增大 例如：①純堿溶液中存在CO32－的水解平衡：CO32－＋H2OHCO3－＋OH－，溫度升高，水解平衡右移，c(OH－)增大，去污能力增強。 ②FeCl3溶液中存在Fe3＋的水解平衡：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋，加入鹽酸，c(H＋)增大，可抑制Fe3＋的水解。 九、沉淀溶解平衡和溶度積常數(shù) 1、沉淀溶解平衡的概念：在一定溫度下，當(dāng)難溶強電解質(zhì)溶于水形成飽和溶液時，溶解速率和生成沉淀速率相等的狀態(tài)。 2、溶解平衡的建立：固體溶質(zhì)溶液中的溶質(zhì)。 3、影響沉淀溶解平衡的因素(以AgCl為例)：AgCl(s) Ag＋(aq)＋Cl－(aq)　ΔH＞0 外界條件 移動方向 c(Ag＋) Ksp 升高溫度 正向 增大 增大 加入少量AgNO3 逆向 增大 不變 加入Na2S 正向 減小 不變 通入HCl 逆向 減小 不變 4、溶度積常數(shù)： （1）表達式：AmBn(s) mAn＋(aq)＋nBm－(aq)，Ksp＝cm(An＋)cn(Bm－)。 （2）Ksp的意義：Ksp反映了難溶電解質(zhì)在水中的溶解能力，當(dāng)化學(xué)式所表示的組成中陰陽離子個數(shù)比相同時，Ksp數(shù)值越大，難溶電解質(zhì)在水中的溶解能力越大。 （3）Ksp的影響因素：Ksp只與難溶電解質(zhì)的性質(zhì)和溫度有關(guān)，與沉淀量和溶液中離子的濃度無關(guān)。溶液中離子濃度的變化只能使平衡移動，并不改變?nèi)芏确e。 十、沉淀溶解平衡的應(yīng)用 由于沉淀溶解平衡也是動態(tài)平衡，因此可以通過改變條件使平衡移動，最終使溶液中的離子轉(zhuǎn)化為沉淀或沉淀轉(zhuǎn)化為溶液中的離子。 1、沉淀的生成： （1）應(yīng)用：可利用生成沉淀來達到分離或除去某些離子的目的。例如： ①分離離子：同一類型的難溶電解質(zhì)，如AgCl、AgBr、AgI，溶度積小的物質(zhì)先析出，溶度積大的物質(zhì)后析出。 ②控制溶液的pH來分離物質(zhì)，如除去CuCl2中的FeCl3就可向溶液中加入CuO或Cu(OH)2等物質(zhì)，將Fe3＋轉(zhuǎn)化為Fe(OH)3而除去。 （2）方法： 方法 實　例 反應(yīng)的離子方程式 調(diào)節(jié)pH法 用Cu(OH)2、CuO等除去CuCl2中的FeCl3 Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋ Cu(OH)2＋2H＋＝Cu2＋＋2H2O 沉淀劑法 以Na2S、H2S等作沉淀劑除去污水中的重金屬離子 H2S＋Cu2＋＝CuS↓＋2H＋ 2、沉淀的溶解： （1）酸溶解法：如CaCO3溶于鹽酸，離子方程式為：CaCO3＋2H＋＝Ca2＋＋H2O＋CO2↑。 （2）鹽溶解法：如Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液，離子方程式為：Mg(OH)2＋2NH4＋＝Mg2＋＋2NH3H2O。 （3）氧化還原溶解法：如不溶于鹽酸的硫化物Ag2S溶于稀HNO3。 3、沉淀的轉(zhuǎn)化： （1）實質(zhì)：沉淀溶解平衡的移動。 （2）特征： ①一般說來，溶解度小的沉淀轉(zhuǎn)化為溶解度更小的沉淀容易實現(xiàn)。 ②沉淀的溶解度差別越大，越容易轉(zhuǎn)化。 （3）應(yīng)用：例如鍋爐除垢：將CaSO4轉(zhuǎn)化為CaCO3，離子方程式為：CaSO4＋CO32－＝CaCO3＋SO42－。 注意： （1）利用生成沉淀的方法不可能將要除去的離子全部通過沉淀除去。一般認為殘留在溶液中的離子濃度小于110－5 molL－1時，沉淀已經(jīng)完全。 C.若是強電解質(zhì)，pH應(yīng)該等于7，氫氧化鈉是強電解質(zhì)，強堿弱酸鹽； D.溶液導(dǎo)電能力與溶液中離子濃度大小有關(guān)，導(dǎo)電能力弱，離子濃度小。 【詳解】 考點2 外界條件對電離平衡的影響 【例2】常溫下0.1 mol/L氨水的pH＝a，下列能使溶液的pH＝(a－1)的措施是（ ） A．將溶液稀釋到原體積的10倍 B．加入適量的氯化銨固體 C．加入等體積0.2 mol/LNaOH溶液 D．提高溶液的溫度（不考慮揮發(fā)） 【答案】B 【解析】 【分析】 根據(jù)弱電解質(zhì)的電離、溶液中的溶解平衡及外界條件對平衡的影響。 【詳解】 A .常溫下0.1mol/L氨水的pH=a，將溶液稀釋到原體積的10倍，由于溶液中存在NH3?H2O?NH4++OH-，加水促進電離，故溶液的PH＞（a-1），故A錯誤； B.加入適量的氯化銨固體，NH3?H2O?NH4++OH-，c(NH4+)增大，使平衡向逆方向移動，則OH-的濃度減小，PH減小，故PH有可能等于（a-1），故B正確； C.0.1mol/L氨水中加入等體積的0.1mol/L NaOH溶液，氫氧化鈉為強堿完全電離，溶液中OH-的濃度增大，PH增大，故C錯誤； D.把溶液的溫度提高，則NH3?H2O?NH4++OH-，平衡向吸熱反應(yīng)方向移動，即平衡向正方向移動，溶液中c(OH-)的濃度增大，PH增大，故D錯誤. 故選B。 【點睛】 水解和電離都是吸熱反應(yīng)；離子濃度增大促進平衡向離子濃度減小的方向移動。 考點3 影響水的電離平衡的因素及結(jié)果 【例3】水中加入下列物質(zhì)，對水的電離平衡不產(chǎn)生影響的是 A．NaHCO3 B．NaBr C．KAl(SO4)2 D．NH3 【答案】B 【解析】 【詳解】 【點睛】 影響水的電離平衡的因素有溫度、酸、堿、鹽等，加酸、加堿抑制水的電離，能水解的鹽促進水的電離。 考點4 有關(guān)溶液酸堿性的判斷和pH的計算 【例4】25℃時，甲、乙兩燒杯分別盛有5mLpH＝1的鹽酸和硫酸，下列描述中不正確的是 A．物質(zhì)的量濃度：c甲=2c乙 B．水電離出的OH－濃度：c(OH－)甲＝c(OH－)乙 C．若分別用等濃度的NaOH溶液完全中和，所得溶液的pH：甲=乙 D．將甲、乙燒杯中溶液混合后（不考慮體積變化），所得溶液的pH＞1 【答案】D 【解析】 【分析】 鹽酸是一元強酸，硫酸是二元強酸，其pH相等說明氫離子濃度相等。 【詳解】 鹽酸是一元強酸，硫酸是二元強酸，其pH相等說明氫離子濃度相等。 A. 鹽酸和硫酸溶液中氫離子濃度相等時，鹽酸濃度為硫酸濃度的2倍，即c甲=2c乙，故A正確； B. pH相等說明氫離子濃度相等，則氫氧根離子濃度也相等，故B正確； C.若分別用等濃度的NaOH溶液完全中和，都生成不能水解的強酸強堿鹽，即所得溶液的pH都為7，故C正確； D. 甲、乙燒杯中溶液混合時，若不考慮體積變化，氫離子濃度不變，故D錯誤，答案選D。 【點睛】 本題主要考查pH的含義，注意pH相等即氫離子濃度相等，與強酸是幾元酸無關(guān)，為易錯點，試題難度不大。 考點5 酸堿中和滴定實驗中指示劑的選擇和誤差分析 【例5】用NaOH標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定鹽酸，以下操作導(dǎo)致測定結(jié)果偏高的是( ) A．滴定管用待裝液潤洗 B．錐形瓶用待測液潤洗 C．滴定結(jié)束滴定管末端有氣泡 D．滴定時維形瓶中有液體濺出 【答案】B 【解析】 考點6 鹽類水解的規(guī)律 【例6】下列物質(zhì)因發(fā)生水解而使溶液呈酸性的是 A．HNO3 B．CuCl2 C．K2CO3 D．NaCl 【答案】B 【解析】 【分析】 能水解的是含弱酸陰離子或弱堿陽離子的鹽，而強酸弱堿鹽水解顯酸性，強堿弱酸鹽水解顯堿性，強堿強酸鹽不水解，據(jù)此分析。 H2C2O4是二元弱酸，任何電解質(zhì)溶液中都存在電荷守恒，根據(jù)電荷守恒判斷C； 鈉離子不水解，可以根據(jù)酸根離子對應(yīng)酸的酸性強弱判斷pH相同的①CH3COONa、②NaHCO3、③NaClO的濃度大小，鈉離子濃度與三者濃度相等分析判斷D。 【詳解】 考點9 沉淀溶解平衡及其應(yīng)用 【例9】下列有關(guān)沉淀溶解平衡的說法正確的是( ) A．Ksp(AB2) < Ksp(CD)，則物質(zhì)AB2的溶解度一定小于物質(zhì)CD的溶解度 B．在氯化銀的沉淀溶解平衡體系中，加入蒸餾水，氯化銀的Ksp增大 C．在硫酸鋇的沉淀溶解平衡體系中，加入飽和碳酸鈉溶液，平衡不移動 D．在氯化銀的沉淀溶解平衡體系中，加入碘化鉀固體，氯化銀沉淀可轉(zhuǎn)化為碘化銀沉淀 【答案】D 【解析】 【詳解】 考點10 Ksp的有關(guān)計算及其圖像分析 【例10】①已知t ℃時AgCl的Ksp=2.010－10；②在t ℃時Ag2CrO4在水中的沉淀溶解平衡曲線如圖所示。下列說法不正確的是 A．在t ℃時，Ag2CrO4的Ksp為1.010－12 B．在飽和Ag2CrO4溶液中加入K2CrO4可使溶液由Y點到X點 C．在t ℃時，以0.01 molL－1AgNO3溶液滴定20.00 mL 0.01 molL－1KCl和0.01 molL－1K2CrO4的混合溶液，CrO42-后沉淀 D．在t ℃時，反應(yīng)Ag2CrO4(s)＋2Cl－(aq)2AgCl(s)＋CrO (aq)的平衡常數(shù)K＝2.5107 【答案】B 【解析】 【詳解】 A、依據(jù)圖象曲線上的數(shù)據(jù)結(jié)合溶度積常數(shù)概念計算得到，曲線上的點是沉淀溶解平衡。Ag2CrO4的沉淀溶劑平衡為：Ag2CrO4 (s)2Ag+ +CrO42-，Ksp=c2(Ag+)c(CrO42-)=（10-3）210-6=10-12，故A正確； B、在飽和Ag2CrO4溶液中加入K2CrO4仍為飽和溶液，點仍在曲線上，所以在飽和Ag2CrO4溶液中加入K2CrO4不能使溶液由Y點變?yōu)閄點，故B錯誤； C、依據(jù)溶度積常數(shù)計算Ksp(Ag2CrO4)= c2(Ag+)c(CrO42-)=110-12；Ksp(AgCl)=c(Ag+)c(Cl-)=1.810-10，以0.01mol/L AgNO3溶液滴定20mL0.01mol/L KCl和0.01mol/L的K2CrO4的混合溶液，c(CrO42-)=0.01mol/L，得到c(Ag+)==10-5mol/L，0.01mol/L KCl溶液中，c(Cl-)=0.01mol/L；依據(jù)溶度積計算得到：c(Ag+)==210-8mol/L，所以先析出氯化銀沉淀，故C正確； 【詳解】 A、根據(jù)乙組，兩種溶液等體積混合，且兩種溶液濃度相等，兩種溶液恰好生成NaY，溶液顯中性，該鹽為強酸強堿鹽，即HY為強酸，故A正確； B、兩種溶液物質(zhì)的量濃度相同，即兩種溶液等體積混合，恰好完全反應(yīng)生成NaX，混合后pH=9，溶液顯堿性，即HX為弱酸，HX溶液的pH>1，故B錯誤； C、甲的混合液中，溶質(zhì)為NaX，HX為弱酸，X－發(fā)生水解，即c(Na＋)>c(X－)，故C錯誤； D、以的混合液中，溶質(zhì)為NaY，HY為強酸，即c(Na＋)=c(Y－)，故D錯誤。 5．下列關(guān)于實驗誤差的分析正確的是 A．用容量瓶配制溶液，定容時俯視刻度線，所配溶液濃度偏小 B．第一次讀數(shù)時滴定管尖嘴處有氣泡，第二次讀數(shù)時氣泡消失，所讀液體體積偏小 C．測定中和熱時，將鹽酸慢慢加入氫氧化鈉溶液中，所測中和熱數(shù)值偏小 D．用潤濕的pH試紙測稀硫酸溶液的pH，測定值偏低 【答案】C 【解析】 【詳解】 【點睛】 本題的易錯項為B項。酸堿中和滴定實驗中，第一次讀數(shù)時滴定管尖嘴處有氣泡，第二次讀數(shù)時氣泡消失，相當(dāng)于標(biāo)準(zhǔn)溶液體積多讀了一個氣泡的體積，從而使所測體積偏大。 6．下列有關(guān)說法正確的是 A．在Na2S溶液中加入少量的Na2S固體，Na2S的水解程度減小 B．反應(yīng)2Mg(s)+CO2(g)＝2MgO(s)+C(s)能自發(fā)進行，說明該反應(yīng)的ΔH＞0 C．用堿式滴定管量取20.00mL酸性高錳酸鉀溶液 D．室溫下，pH分別為2和4的鹽酸等體積混合后，溶液pH＝3 【答案】A 【解析】 【詳解】 7．已知室溫時，0.1 molL-1某一元酸HA在水中有0.1%發(fā)生電離，下列敘述錯誤的是 A．該溶液的pH=4 B．升高溫度，溶液的pH增大 C．此酸的電離常數(shù)約為110-7 D．稀釋HA溶液時，不是所有粒子濃度都一定會減小 【答案】B 【解析】 【詳解】 A.0.1 molL-1某一元酸HA在水中有發(fā)生電離，說明溶液中c(H+)=.0.1 0.1%=10-4，pH=4，故A項正確；B.升溫促進電離，溶液的c(H+)增大，pH減小，故B項錯誤；C.此酸的電離平衡常數(shù)約為c(H+)c(A-)/c(HA)=10-8/0.1=110-7，故C項正確；D. 稀釋HA溶液時，溶液中c(H+) 、c(A-)、c(HA)粒子濃度都減小，而c(OH－)濃度增大，故D錯誤；答案為B。