【优化方案】（全国通用）2016版高考化学二轮复习 上篇 专题突破方略 专题二 基本理论 第七讲 水溶液中的离子平衡学案.doc

第七讲　水溶液中的离子平衡 ‎　2016高考导航——适用于全国卷Ⅰ 最新考纲 高频考点 高考印证 命题趋势 ‎1.了解电解质的概念。了解强电解质和弱电解质的概念。‎ ‎2.了解电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液的导电性。‎ ‎3.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。‎ ‎4.了解水的电离、离子积常数。‎ ‎5.了解溶液pH的定义。了解测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。‎ ‎6.了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素、盐类水解的应用。‎ ‎7.了解难溶电解质的溶解平衡。了解溶度积的含义及其表达式，能进行相关的计算。‎ ‎8.以上各部分知识的综合应用。‎ 溶液的酸碱性和pH ‎2015·T13‎ ‎2015·T26‎ ‎2014·T8‎ ‎2014·T13‎ ‎1．弱电解质的电离和溶液的酸碱性是历年高考的热点内容，主要有(1)比较某些物质导电性的强弱，(2)强弱电解质的判断与溶液中粒子浓度的比较，(3)外界条件对弱电解质电离平衡的影响及电离平衡理论的应用，(4)溶液酸碱性(或pH大小)的判断，(5)有关溶液pH的计算。常见的题型主要是选择题，有时也出现非选择题。‎ ‎2．利用化学平衡原理分析电解质在溶液中的变化(电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡)，是历年高考的考查热点，考查方式多以选择题形式呈现，有时也以非选择题的形式与元素及其化合物知识结合起来进行考查。‎ ‎3．溶液中粒子浓度大小的比较在近三年高考中出题较少，但它属于重要的考点。若出题，不仅考查粒子浓度的大小顺序，而且还侧重于对溶液中的各种守恒(电荷守恒、物料守恒、质子守恒)关系的考查，从而使题目具有一定的综合性、灵活性和技巧性。‎ 溶液中粒子浓度大小的比较 ‎2014·T8‎ 电解质溶液中的三大平衡 ‎2015·T10‎ ‎2015·T13‎ ‎2015·T28‎ ‎2014·T8‎ ‎2014·T11‎ ‎2014·T13‎ ‎2013·T9‎ ‎2013·T11‎ ‎,‎ 考点一　溶液的酸碱性和pH ‎[学生用书P31]‎ ‎1．一个基本不变 相同温度下，不论是纯水还是稀溶液，水的离子积常数不变。应用这一原则时需要注意两个条件：水溶液必须是稀溶液；温度必须相同。‎ ‎2．两种测量方法 溶液的pH可以用pH试纸测定，也可以用pH计(精确到0.01)测定。常用的pH试纸有广范pH试纸[范围是1～14(最常用)或0～10，可以识别的pH差值约为1]和精密pH试纸(可以判别0.2或0.3的pH差值)。‎ ‎3．三个具体问题 18‎ ‎(1)溶液中的c(H＋)和水电离出来的c(H＋)的区别 ‎①室温下水电离出的c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1，若某溶液中水电离出的c(H＋)1×10－7 mol·L－1，则可判断出该溶液中存在能水解的盐，从而促进了水的电离。‎ ‎②室温下，溶液中的c(H＋)>1×10－7 mol·L－1，说明该溶液是酸溶液或水解呈酸性的盐溶液等；溶液中的c(H＋)c(A－)>c(OH－)>c(HA)>c(H＋)，因此X表示OH－，Y表示HA，Z表示H＋，D错误。‎ ‎2．已知NaHSO3溶液显酸性，溶液中存在以下平衡：‎ HSO＋H2O H2SO3＋OH－①‎ HSOH＋＋SO②‎ 向0.1 mol·L－1的NaHSO3溶液中分别加入以下物质，下列有关说法正确的是(　　)‎ A．加入少量金属Na，平衡①左移，平衡②右移，溶液中c(HSO)增大 B．加入少量Na2SO3固体，则c(H＋)＋c(Na＋)＝c(HSO) ＋c(OH－)＋c(SO)‎ C．加入少量NaOH溶液，、的值均增大 D．加入氨水至中性，则‎2c(Na＋)＝c(SO)>c(H＋)＝c(OH－)　‎ 解析：选C。根据加入物质的性质判断平衡移动方向，进一步判断各选项结论是否正确。A.加入金属钠后，钠和水反应生成氢氧化钠，使平衡①左移，平衡②右移，移动的结果是c(SO)增大。可以利用极端分析法判断，如果金属钠适量，充分反应后溶液中溶质可以是亚硫酸钠，此时c(HSO)很小，所以A项错误。B.依据电荷守恒判断，c(SO)前面的化学计量数应为2，即c(H＋)＋c(Na＋)＝c(HSO)＋c(OH－)＋‎2c(SO 18‎ ‎)，所以B项错误。C.加入氢氧化钠溶液后，溶液酸性减弱，碱性增强，所以增大；平衡①左移，平衡②右移，最终c(SO)增大，c(HSO)减小，所以增大。D.加入氨水至溶液呈中性，即c(H＋)＝c(OH－)。由电荷守恒知，其他离子存在如下关系：c(Na＋)＋c(NH)＝‎2c(SO)＋c(HSO)，所以D项错误。‎ ‎　　　　溶液酸碱性与pH计算 ‎1.25 ℃‎时，下列叙述正确的是(　　)‎ A．某醋酸溶液的pH＝a，将此溶液稀释1倍后，溶液的pH＝b，则a>b B．在滴有酚酞溶液的氨水里，加入NH4Cl至溶液恰好无色，则此时溶液的pHa，故A错误；酚酞的变色范围是pH＝8.2～10.0(无色→红色)，现在溶液恰好无色，pH不一定小于7，可能在7～8.2之间，故B错误；常温下1.0×10－8 mol·L－1的盐酸的pH不可能大于7，只能无限的接近7，故C错误；若某酸为强酸时，混合溶液的pH＝7，若某酸为弱酸时，混合溶液的pHCH3COONH4。‎ ‎　　　　溶液中粒子浓度关系判断 ‎1．(化学理论应用类)(2014·高考安徽卷)室温下，下列溶液中粒子浓度关系正确的是(　　)‎ A．Na2S溶液：c(Na＋)>c(HS－)>c(OH－)>c(H2S)‎ B．Na‎2C2O4溶液：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HC2O)＋‎2c(H‎2C2O4)‎ C．Na2CO3溶液：c(Na＋)＋c(H＋)＝‎2c(CO)＋c(OH－)‎ D．CH3COONa和CaCl2混合溶液：c(Na＋)＋c(Ca2＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＋‎2c(Cl－)‎ ‎[破题关键]　溶液中的三大守恒关系有：电荷守恒、物料守恒及质子守恒；盐类水解是微弱过程，盐电离出的离子浓度大于水解产物的离子浓度。‎ 解析：选B。A.Na2S溶液中微粒关系为c(Na＋)>c(S2－)>c(OH－)>c(HS－)>c(H2S)，A错误。‎ B．Na‎2C2O4溶液中，由电荷守恒得：c(Na＋)＋c(H＋)＝‎2c(C2O)＋c(HC2O)＋c(OH－)①‎ 由物料守恒得：c(Na＋)＝‎2c(C2O)＋‎2c(HC2O)＋‎2c(H‎2C2O4)②‎ 由①－②得：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HC2O)＋‎2c(H‎2C2O4)，B正确。‎ C．Na2CO3溶液中，由电荷守恒得：c(Na＋)＋c(H＋)＝‎2c(CO)＋c(HCO)＋c(OH－)，C错误。‎ D．CH3COONa和CaCl2混合溶液中存在：c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)①‎ ‎2c‎(Ca2＋)＝c(Cl－)②‎ ‎①＋②得：c(Na＋)＋‎2c(Ca2＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＋c(Cl－)，D错误。‎ ‎[互动拓展]‎ ‎(1)写出NaHS溶液中的电离方程式和水解方程式。‎ ‎(2)已知NaHS溶液呈碱性，写出该溶液中离子浓度的大小顺序。‎ 答案：(1)电离方程式：NaHS===Na＋＋HS－、HS－H＋＋S2－、H2O H＋＋OH－‎ 18‎ ‎，水解方程式：HS－＋H2O H2S＋OH－。‎ ‎(2)c(Na＋)>c(HS－)>c(OH－)>c(H＋)>c(S2－)。‎ ‎　(2015·湖北武汉高三模拟)HA为酸性略强于醋酸的一元弱酸，则下列叙述正确的是(　　)‎ A．0.1 mol·L－‎1 HA溶液中：c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)‎ B．0.1 mol·L－‎1 HA溶液与0.1 mol·L－1 NaOH溶液混合至溶液呈中性：c(Na＋)>c(A－)‎ C．0.1 mol·L－1 NaA溶液中：c(Na＋)>c(OH－)>c(A－)>c(H＋)‎ D．0.1 mol·L－‎1 HA溶液中加入少量NaA固体，HA的电离常数减小 解析：选A。根据电荷守恒，0.1 mol·L－‎1 HA溶液中c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)，A正确；HA溶液与NaOH溶液混合，根据电荷守恒有c(H＋)＋c(Na＋)＝c(OH－)＋c(A－)，又因溶液呈中性，故c(H＋)＝c(OH－)，则c(Na＋)＝c(A－)，B错误；0.1 mol·L－1 NaA溶液中，由于A－部分水解使溶液呈碱性，则c(Na＋)>c(A－)>c(OH－)>c(H＋)，C错误；HA溶液中加入少量NaA固体，c(A－)增大，电离平衡逆向移动，但电离常数只与温度有关，温度不变，电离常数不变，D错误。‎ ‎2．(2015·高考四川卷)常温下，将等体积、等物质的量浓度的NH4HCO3与NaCl溶液混合，析出部分NaHCO3晶体，过滤，所得滤液pHc(HCO)>c(CO)‎ 解析：选C。滤液中溶质的主要成分为NH4Cl和NaHCO3的混合物。A.滤液pH1.0×10－7 mol/L，常温下Kw＝1.0×10－14，所以c(NH)>c(HCO)>c(CO)，D项正确。‎ ‎　　　　反应过程中粒子浓度关系判断 ‎1．(2015·高考山东卷)室温下向10 mL 0.1 mol·L－1NaOH溶液中加入0.1 mol·L－1的一元酸HA，溶液pH的变化曲线如下所示。下列说法正确的是(　　)‎ A．a点所示溶液中c(Na＋)>c(A－)>c(H＋)>c(HA)‎ B．a、b两点所示溶液中水的电离程度相同 C．pH＝7时，c(Na＋)＝c(A－)＋c(HA)‎ D．b点所示溶液中c(A－)>c(HA)‎ 解析：选D。A.a点所示溶液中NaOH和HA恰好反应生成NaA，溶液的pH＝8.7，呈碱性，则HA为弱酸，A－水解，则溶液中的粒子浓度：c(Na＋)>c(A－)>‎ c(HA)>c(H＋‎ 18‎ ‎)。B.b点时为NaA和HA的溶液，a点NaA发生水解反应，促进了水的电离，b点HA抑制了水的电离，所以a点所示溶液中水的电离程度大于b点。C.pH＝7时，根据电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)，c(H＋)＝c(OH－)，所以c(Na＋)＝c(A－)。D.b点酸过量，溶液呈酸性，HA的电离程度大于NaA的水解程度，故c(A－)>c(HA)。‎ ‎2．(2015·高考安徽卷)‎25 ℃‎时，在10 mL浓度均为0.1 mol·L－1的NaOH和NH3·H2O混合溶液中滴加0.1 mol·L－1盐酸，下列有关溶液中粒子浓度关系正确的是(　　)‎ A．未加盐酸时：c(OH－)>c(Na＋)＝c(NH3·H2O)‎ B．加入10 mL盐酸时：c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－)‎ C．加入盐酸至溶液pH＝7时：c(Cl－)＝c(Na＋)‎ D．加入20 mL盐酸时：c(Cl－)＝c(NH)＋c(Na＋)‎ 解析：选B。A.NH3·H2O是弱电解质，能微弱电离，溶液中c(Na＋)＞c(NH3·H2O)。B.当加入10 mL盐酸时，恰好将NaOH中和完，溶液中c(Na＋)＝c(Cl－)，根据电荷守恒式c(Na＋)＋c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)可知c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－)。C.溶液pH＝7时，溶液中c(H＋)＝c(OH－)，根据电荷守恒式可知c(Na＋)＋c(NH)＝c(Cl－)。D.加入20 mL盐酸时，恰好将NaOH和NH3·H2O中和完，根据物料守恒有c(Na＋)＋c(NH)＋c(NH3·H2O)＝c(Cl－)。‎ ‎　巧抓“四点”，突破粒子浓度关系判断 ‎(1)抓反应“一半”点，判断是什么溶质的等量混合。‎ ‎(2)抓“恰好反应”点，生成什么溶质，溶液呈什么性，是什么因素造成的。‎ ‎(3)抓溶液“中性”点，生成什么溶质，哪种反应物过量或不足。‎ ‎(4)抓反应“过量”点，溶质是什么，判断谁多、谁少还是等量。‎ 考点三　电解质溶液中的三大平衡 ‎[学生用书P34]‎ ‎1．电解质溶液中的三大平衡的比较 电离平衡 水解平衡 沉淀溶解平衡 举例 CH3COOH CH3COO NH＋H2O ‎ PbI2(s) Pb2＋‎ 18‎ ‎－＋H＋‎ NH3·H2O＋H＋‎ ‎(aq)＋2I－(aq)‎ 平衡常数表达式 Ka＝‎ Kh＝‎ Ksp＝‎ c(Pb2＋)·c2(I－)‎ 影响平衡常数的因素 内因：弱电解质的相对强弱 外因：温度。温度越高，电离程度越大，Ka越大 盐的水解程度随温度的升高而增大，Kh随温度的升高而增大 内因：难溶电解质在水中的溶解能力 外因：Ksp与温度有关 浓度对平衡的影响 电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡及化学平衡都为动态平衡，平衡的移动符合平衡移动原理(勒夏特列原理)，浓度对平衡常数无影响。‎ ‎①加水均能促进三大平衡正向移动；‎ ‎②改变平衡体系中某微粒的浓度，能使平衡移动；‎ ‎③三大平衡都不受压强的影响 ‎2.沉淀溶解平衡的应用 沉淀的生成、溶解和转化在生产、生活以及医疗中可用来进行污水处理、物质提纯、疾病的检查和治疗。解决这类问题时应充分利用平衡移动的原理加以分析。‎ ‎(1)沉淀的生成 ‎①条件：Qc>Ksp。‎ ‎②应用：a.调节pH法：控制溶液的pH来分离物质；b.沉淀剂法：分离离子。‎ ‎(2)沉淀的溶解 ‎①条件：QcKsp。‎ ‎　已知Ksp(AgCl)＝1.56×10－10，Ksp(AgBr)＝7.7×10－13，Ksp(Ag2CrO4)＝9.0×10－12。某溶液中含有Cl－、Br－和CrO，浓度均为0.010 mol·L－1，向该溶液中逐滴加入0.010 mol·L－1的AgNO3溶液时，三种阴离子产生沉淀的先后顺序为(　　)‎ A．Cl－、Br－、CrO　　　 B．CrO、Br－、Cl－‎ C．Br－、Cl－、CrO D．Br－、CrO、Cl－‎ 解析：选C。利用沉淀溶解平衡原理，当Qc>Ksp时，有沉淀析出。溶液中Cl－、Br－、CrO的浓度均为0.010 mol·L－1，向该溶液中逐滴加入0.010 mol·L－1的AgNO3溶液时，溶解度小的先满足Qc>Ksp，有沉淀析出。比较Ksp，AgBr、AgCl同类型，溶解度：AgBr mol·L－1。故溶解度顺序为AgBrK2，说明酸性H2CO3>HCO，则水解程度Na2CO3>NaHCO3。‎ 电解质溶液问题的常见易错点 ‎1．误认为强电解质溶液的导电性一定强于弱电解质溶液。其实不一定，因为溶液的导电性强弱取决于溶液中离子的浓度及离子所带电荷数的多少，与电解质的强弱无必然关系，只有当强弱电解质等浓度时，强电解质溶液离子浓度大，导电性才强于弱电解质溶液。‎ ‎2．误认为某化合物的水溶液能导电，则这种化合物一定是电解质。其实不一定，如NH3、CO2的水溶液可以导电是因为NH3、CO2与水反应生成了NH3·H2O、H2CO3，NH3·H2O、H2CO3发生电离而导电，故NH3、CO2是非电解质。‎ ‎3．误认为当对酸、碱溶液稀释时，所有离子的浓度都减小。其实不一定，如对于电离平衡CH3COOH CH3COO－＋H＋，当加水稀释时，由于Kw是定值，故c(H＋)减小，c(OH－)增大；而碱溶液稀释时，c(OH－)减小，c(H＋)增大。‎ ‎4．误认为当用pH试纸测定溶液的pH时，若事先把试纸进行了润湿，测定结果一定有误差。其实不一定，这要看原溶液的酸碱性：①原溶液为酸性，则pH偏大；②原溶液为碱性，则pH偏小；③原溶液为中性，则pH不变。‎ ‎5．误认为酸碱恰好中和时溶液一定显中性。其实不一定，如强酸和弱碱恰好中和时溶液显酸性，强碱和弱酸恰好中和时溶液显碱性，强酸和强碱恰好中和时溶液显中性。‎ ‎6．误认为弱酸强碱盐都因水解而显碱性。其实不一定，如NaHSO3因为酸式酸根的电离能力大于水解能力，其溶液显酸性。‎ 18‎ ‎7．由于加热可促进盐类水解，错误地认为可水解的盐溶液在蒸干后都得不到原溶质。其实不一定，对于那些水解程度不是很大，水解产物离不开平衡体系的情况[如Al2(SO4)3、Na2CO3]来说，溶液蒸干仍得原溶质。‎ ‎8．误认为Ksp小的难溶物不可以转化为Ksp大的难溶物。其实不一定，如将BaSO4置于饱和Na2CO3溶液中就可以转化为BaCO3。这是因为沉淀的生成与溶解主要取决于一定温度下Qc和Ksp的大小关系，只要满足Qc>Ksp，则就向着生成该沉淀的方向进行。‎ ‎1．(2015·高考广东卷)一定温度下，水溶液中H＋和OH－的浓度变化曲线如图。下列说法正确的是(　　)‎ A．升高温度，可能引起由c向b的变化 B．该温度下，水的离子积常数为1.0×10－13‎ C．该温度下，加入FeCl3可能引起由b向a的变化 D．该温度下，稀释溶液可能引起由c向d的变化 解析：选C。A.c点溶液中c(OH－)＞c(H＋)，溶液呈碱性，升温，溶液中c(OH－)不可能减小。B.由b点对应c(H＋)与c(OH－)可知，Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－7×1.0×10－7＝1.0×10－14。C.FeCl3溶液水解显酸性，溶液中c(H＋)增大，因一定温度下水的离子积是常数，故溶液中c(OH－)减小，因此加入FeCl3溶液可能引起由b向a的变化。D.c点溶液呈碱性，稀释时c(OH－)减小，同时c(H＋)应增大，故稀释溶液时不可能引起由c向d的变化。‎ ‎2．已知H2B在溶液中的电离方程式：H2B===H＋＋HB－，HB－H＋＋B2－。下列叙述一定正确的是(　　)‎ A．Na2B溶液存在：c(Na＋)＝‎2c(HB－)＋‎2c(B2－)＋‎2c(H2B)‎ B．NaHB溶液一定显酸性 C．HB－的水解方程式：HB－＋H2O H2B＋OH－‎ D．NaHB溶液与稀盐酸反应的离子方程式是HB－＋H＋===H2B 解析：选B。该酸的第一步电离是完全电离，第二步电离是部分电离，所以NaHB不发生水解，仅发生电离，溶液呈酸性，而Na2B溶液仅发生一步水解，溶液中不存在H2B分子，A、C项错误，B项正确。NaHB溶液与稀盐酸不反应，D项错误。‎ ‎3．(2014·高考福建卷)下列关于0.10 mol·L－1 NaHCO3溶液的说法正确的是(　　)‎ A．溶质的电离方程式为NaHCO3===Na＋＋H＋＋CO B．‎25 ℃‎时，加水稀释后，n(H＋)与n(OH－)的乘积变大 C.离子浓度关系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO)＋c(CO)‎ D.温度升高，c(HCO)增大 解析：选B。A.H2CO3为弱电解质，HCO在水溶液中电离程度很小，书写电离方程式时，不能拆开，正确写法为NaHCO3===Na＋＋HCO。B.注意是H＋和OH－的物质的量的乘积，而不是物质的量浓度的乘积。加水稀释，n(H＋)、n(OH－)均增大。C.根据电荷守恒的规律，应在c(CO)前面乘以2。D.温度升高，HCO的电离程度、水解程度都增大，所以c(HCO)减小。‎ ‎4．(2015·北京石景山一模)常温下，将浓度均为0.1 mol/L的HA溶液和NaOH溶液等体积混合，混合溶液的pH＝9，下列说法正确的是(　　)‎ 18‎ A．该混合溶液中：c(A－)>c(Na＋)>c(OH－)>c(H＋)‎ B．该混合溶液中：c(HA)＋c(A－)＝0.1 mol/L C．常温下，0.1 mol/L HA溶液的pH＝1‎ D．0.1 mol/L HA溶液中：c(HA)>c(A－)‎ 解析：选D。根据题意可知HA与NaOH恰好完全反应，溶液呈碱性，则HA为弱酸，在生成的NaA溶液中，A－水解，c(A－)1，C项错误；在0.1 mol/L HA溶液中HA只有极少部分电离，故c(HA)>c(A－)，D项正确。‎ ‎5．(2015·河北衡水中学模拟)在T ℃时，铬酸银(Ag2CrO4)在水溶液中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。下列说法不正确的是(　　)‎ A．T ℃时，Y点和Z点Ag2CrO4的Ksp相等 B．在饱和Ag2CrO4溶液中加入K2CrO4不能使溶液由Y点变为X点 C．T ℃时，Ag2CrO4的Ksp为1×10－8‎ D．图中a的值为×10－4‎ 解析：选C。Ksp只与温度有关，故温度不变，Y、Z两点的Ksp相等，A项正确；在饱和Ag2CrO4溶液中加入K2CrO4，c(CrO)增大，c(Ag＋)减小，所得溶液仍为饱和Ag2CrO4溶液，点仍在曲线上，B项正确；T ℃时Ksp(Ag2CrO4)＝c2(Ag＋)·c(CrO)＝(1×10－3)2×1×10－5＝1×10－11，C项错误；a点的值为＝×10－4，D项正确。‎ ‎6．(2015·山东实验中学第四次诊断)常温下，下列溶液的离子浓度关系式正确的是(　　)‎ A．pH＝4的氯化铵溶液中：c(H＋)＝c(NH3·H2O)＝1×10－4 mol·L－1‎ B．pH＝a的HCl溶液，稀释10倍后，其pH＝b，则a＝b－1‎ C．pH＝2的HF溶液与pH＝12的NaOH溶液以体积比1∶1混合：c(Na＋)＝c(F－)>c(H＋)＝c(OH－)‎ D．pH相同的①NaOH、②NaClO两种溶液中水的电离程度：①c(H＋)＝c(OH－)‎ ‎(5)10－12 mol/L ‎9．(2015·山东青岛一模)工厂中用稀硫酸浸泡某矿石后的溶液中，除了含有大量硫酸外，还含有少量NH、Fe3＋、AsO、Cl－。为除去杂质离子，部分操作流程如下：‎ 请回答问题：‎ ‎(1)用稀硫酸浸泡矿石后的溶液中，硫酸的浓度为‎4.9 g·L－1，则该溶液的pH约为________。‎ 18‎ ‎(2)NH在用稀硫酸浸泡某矿石后的溶液中以(NH4)2SO4和NH4Cl的形式存在。现有一份(NH4)2SO4溶液，一份NH4Cl溶液，(NH4)2SO4溶液中c(NH)恰好是NH4Cl溶液中c(NH)的2倍，则c[(NH4)2SO4]________c(NH4Cl)(填“”)。‎ ‎(3)随着向废液中投入生石灰(忽略溶液温度的变化)，溶液中c(NH3·H2O)/c(OH－)的值________(填“增大”、“减小”或“不变”)。‎ ‎(4)投入生石灰调节pH＝2～3时，大量沉淀的主要成分为CaSO4·2H2O[含有少量Fe(OH)3]，提纯CaSO4·2H2O的主要操作步骤：向沉淀中加入过量________，充分反应后，过滤、洗涤、________。‎ ‎(5)‎25 ℃‎时，H3AsO4的电离常数为K1＝5.6×10－3，K2＝1.7×10－7，K3＝4.0×10－12。当溶液pH调节到8～9时，沉淀的主要成分为Ca3(AsO4)2。‎ ‎①pH调节到8左右Ca3(AsO4)2才开始沉淀的原因是 ‎________________________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎②Na3AsO4第一步水解的平衡常数数值为________。‎ ‎③已知：AsO＋2I－＋2H＋===AsO＋I2＋H2O，SO2＋I2＋2H2O===SO＋2I－＋4H＋。上述两个反应中还原性最强的微粒是________。‎ 解析：(1)硫酸的浓度为‎4.9 g·L－1，则其物质的量浓度为0.05 mol·L－1，则溶液中c(H＋)＝0.1 mol·L－1，故溶液的pH＝1。(2)离子浓度越小，水解程度越大，题中(NH4)2SO4溶液中c(NH)恰好是NH4Cl溶液中c(NH)的2倍，所以c[(NH4)2SO4]I－>AsO。‎ 答案：(1)1　(2)H2CO3>HClO>HCO，而这些酸失去氢离子后水解能力却正好相反，所以得出pH大小顺序为a>b>d>c。(2)醋酸是弱电解质，稀释后电离程度增大，但CH3COOH、CH3COO－、H＋浓度都是减小的，OH－浓度是增大的，且CH3COOH浓度减少最多，因此A项正确。(3)稀释相同倍数，HX溶液的pH变化比CH3COOH溶液的大，说明HX的酸性强，则其电离平衡常数大；HX酸性强于CH3COOH，稀释后HX溶液中的c(H＋)小于CH3COOH溶液中的c(H＋)，所以对水的电离的抑制能力减弱。(4)根据电荷守恒得 c(CH3COO－)－c(Na＋)＝c(H＋)－c(OH－)＝10－6 mol·L－1－10－8 mol·L－1＝9.9×10－7 mol·L－1。‎ 答案：(1)a>b>d>c　(2)A　(3)大于　稀释相同倍数，HX溶液的pH变化比CH3COOH溶液的大，说明HX的酸性强，则其电离平衡常数大　大于　HX酸性强于CH3COOH，稀释后HX溶液中的c(H＋)小于CH3COOH溶液中的c(H＋)，所以对水的电离的抑制能力减弱　(4)9.9×10－7 mol·L－1‎ ‎11．(2015·高考山东卷)毒重石的主要成分为BaCO3(含Ca2＋、Mg2＋、Fe3＋等杂质)，实验室利用毒重石制备BaCl2·2H2O的流程如下：‎ ‎(1)毒重石用盐酸浸取前需充分研磨，目的是__________________________。实验室用37%的盐酸配制15%的盐酸，除量筒外还需使用下列仪器中的________。‎ a．烧杯　　b．容量瓶　　c．玻璃棒　　d．滴定管 ‎(2)加入NH3·H2O调pH＝8可除去________(填离子符号)，滤渣Ⅱ中含________________(填化学式)。加入H‎2C2O4时应避免过量，原因是________________________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ Ca2＋‎ Mg2＋‎ Fe3＋‎ 开始沉淀时的pH ‎11.9‎ ‎9.1‎ ‎1.9‎ 完全沉淀时的pH ‎13.9‎ ‎11.1‎ ‎3.2‎ 已知：Ksp(BaC2O4)＝1.6×10－7，Ksp(CaC2O4)＝2.3×10－9‎ ‎(3)利用间接酸碱滴定法可测定Ba2＋的含量，实验分两步进行。‎ 已知：2CrO＋2H＋===Cr2O＋H2O　Ba2＋＋CrO===BaCrO4↓‎ 步骤Ⅰ：移取x mL一定浓度的Na2CrO4溶液于锥形瓶中，加入酸碱指示剂，用b mol·L－1盐酸标准液滴定至终点，测得滴加盐酸的体积为V0 mL。‎ 步骤Ⅱ：移取y mL BaCl2溶液于锥形瓶中，加入x mL与步骤Ⅰ相同浓度的Na2CrO4溶液，待Ba2＋完全沉淀后，再加入酸碱指示剂，用b mol·L－1盐酸标准液滴定至终点，测得滴加盐酸的体积为V1 mL。‎ 滴加盐酸标准液时应使用酸式滴定管，“0”刻度位于滴定管的________(填“上方”或“下方”)。BaCl2溶液的浓度为________mol·L－1。若步骤Ⅱ中滴加盐酸时有少量待测液溅出，Ba2＋浓度测量值将________(填“偏大”或“偏小”)。‎ 18‎ 解析：(1)毒重石用盐酸浸取前需充分研磨，目的是增大与盐酸的接触面积，加快反应速率。实验室配制一定质量分数的溶液时，需用到的仪器是量筒、烧杯和玻璃棒。(2)由流程图和表中数据可知，pH＝8时，可除去Fe3＋；调节pH＝12.5时，Mg2＋完全沉淀，Ca2＋部分沉淀，故滤渣Ⅱ中含有Mg(OH)2和Ca(OH)2；加入H‎2C2O4的目的是除去溶液中剩余的Ca2＋，使Ca2＋(aq)＋C2O(aq)===CaC2O4(s)，当H‎2C2O4过量时，也可能使c(Ba2＋)·c(C2O)＞Ksp(BaC2O4)，而生成BaC2O4沉淀，导致产品BaCl2·2H2O的量减少。(3)由方程式2CrO＋2H＋===Cr2O＋H2O知，步骤Ⅰ中加入的CrO的总物质的量为b mol·L－1× L＝ mol。步骤Ⅱ中，加入BaCl2充分反应后，剩余的CrO的物质的量为b mol·L－1× L＝ mol，与Ba2＋反应的CrO的物质的量为 mol－ mol＝ mol，由方程式Ba2＋＋CrO===BaCrO4↓得，n(Ba2＋)＝n(CrO)，所以BaCl2溶液的浓度：c(BaCl2)＝＝ mol·L－1。若步骤Ⅱ中滴加盐酸时，有少量待测液溅出，造成V1的用量减小，所以的测量值将偏大。‎ 答案：(1)增大接触面积从而使反应速率加快　ac ‎(2)Fe3＋　Mg(OH)2、Ca(OH)2　H‎2C2O4过量会导致生成BaC2O4沉淀，产品产量减少　‎ ‎(3)上方　　偏大 18‎