高三化學（第01期）好題速遞分項解析匯編 專題13 電解質溶液（含解析）

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專題十三 電解質溶液 1．【河南信陽高級中學2016屆第四次月考】室溫下，在0.2 mol/LAl2(SO4)3溶液中，逐滴加入1.0 mol/LNaOH溶液，實驗測得溶液pH隨NaOH溶液體積變化曲線如下圖，下列說法正確的是（ ） A．a(chǎn)點，離子方程式為：Al3+ +3OH- ==Al(OH)3↓ B．a(chǎn)～b段，溶液pH增大，促進了氫氧化鋁的堿式電離 C．b～c段，加入的OH—主要用于生成Al(OH)3沉淀 D．d點時，Al(OH)3沉淀開始溶解 【答案】C 考點：考查鹽類的水解和氫氧化鋁的兩性的知識。 2．【海南華僑中學2016屆第一次】常溫下，0．2 mol/L的一元酸．HA與等濃度的NaOH溶液等體積混合后，所得溶液中部分微粒組分及濃度如圖所示，下列說法正確的是( ) A．HA為強酸 B．該混合液pH=7 C．圖中X表示HA，Y表示OH-，Z表示H+ D．該混合溶液中：c(A-)+c(Y)=c(Na+) 【答案】D 【考點定位】考查圖像法在表示酸堿反應的溶液的酸堿性及微粒濃度大小比較的知識。 【名師點晴】本題主要考查電解質的強弱及溶液中離子濃度大小比較的知識。酸溶液顯酸性，堿溶液顯堿性，而酸與堿恰好完全反應產(chǎn)生鹽和水時的溶液不一定顯中性。若鹽是強酸強堿鹽，則溶液顯中性，若是強堿弱酸鹽或強酸弱堿鹽則鹽電離產(chǎn)生的弱酸根離子或弱堿根離子就會與水電離產(chǎn)生的H+或OH-離子結合形成弱酸或弱堿，促進了水的電離平衡正向移動，最終達到平衡時溶液中c(H+)、c(OH-)不再相等，使溶液顯堿性或酸性。即發(fā)生鹽的水解。水解規(guī)律是：有弱才水解，誰弱水水解，誰強顯誰性。鹽水解程度微弱的，主要以鹽電離產(chǎn)生的離子存在。對于多元弱酸形成的酸式鹽，在溶液中存在電離平衡、水解平衡，若電離程度大于水解程度，則溶液顯酸性，若水解程度大于電離程度，則溶液顯堿性。常見的電離程度大于水解程度的只有NaHSO3、Ca(H2PO4)2,其余都是水解作用大于電離作用。在比較離子濃度大小時要用到電荷守恒、物料守恒和質子守恒。掌握鹽的水解規(guī)律及比較離子濃度的方法是解答本題的關鍵。 3．【湖南衡陽八中2016屆第二次月考】往含I－和Cl－的稀溶液中滴入AgNO3溶液，沉淀的質量m(沉淀)與加入AgNO3溶液體積V(AgNO3)的關系如圖所示。則原溶液中c(I－)/c(Cl－)的比值為（ ） A．(V2－V1)/V1 B．V1/V2 C．V1/(V2－V1) D．V2/V1 【答案】C 【解析】 試題分析：由于ksp(AgI) c(HS－) > c(OH－) > c (H2S) B．Na2C2O4溶液：c (OH－) ＝ c(H＋) ＋ c(HC2O4－) ＋ 2c (H2C2O4) C．Na2CO3溶液：c (Na＋) ＋ c (H＋) ＝ 2c (CO32－) ＋ c (OH－) D．CH3COONa和CaCl2混合溶液： c (Na＋) ＋ c (Ca2＋)＝c (CH3COO－) ＋c (CH3COOH) ＋2c (Cl－) 【答案】B 【解析】 試題分析：A．Na2S溶液：S2-發(fā)生水解反應形成HS- 、OH-，HS-再發(fā)生水解反應產(chǎn)生H2S和OH-，所以溶液中離子濃度大小關系是c(Na＋) >c(OH－) > c(HS－) > c (H2S)，錯誤；B．Na2C2O4溶液中，根據(jù)質子守恒可得：c (OH－) ＝ c(H＋) ＋ c(HC2O4－) ＋ 2c (H2C2O4)，正確；C．Na2CO3溶液中，根據(jù)電荷守恒可得：c (Na＋) ＋ c (H＋) ＝ 2c (CO32－) ＋ c (OH－) ＋c (HCO3－) ，錯誤；D．CH3COONa和CaCl2混合溶液中，根據(jù)物料守恒可得： c (Na＋) ＋ 2c (Ca2＋)＝c (CH3COO－) ＋c (CH3COOH) ＋c (Cl－)，錯誤。 【考點定位】考查溶液中微粒濃度大小比較的知識。 【名師點睛】在化學學習中經(jīng)常要比較電解質溶液中離子濃度大小的知識。這就要求對電解質有一定的認識和了解，知道該電解質是強電解質還是弱電解質，強電解質在溶液中完全電離變?yōu)殡x子；弱電解質部分電離，在溶液中存在電離平衡。當電解質濃度相等時，強電解質電離產(chǎn)生的離子濃度大于弱電解質電離產(chǎn)生的離子濃度。對于強電解質來說，其電離產(chǎn)生的離子濃度等于電解質的濃度與其化學式中含有的該離子數(shù)目的乘積。對于鹽來說，強酸弱堿鹽或強堿弱酸鹽在溶液中存有鹽的水解平衡，破壞了水的電離平衡，當最終達到平衡時，使溶液表現(xiàn)一定的酸性或堿性。要會應用電荷守恒、物料守恒及質子守恒分析，對于多元弱酸的酸式鹽，在溶液中存在弱酸酸根離子的電離作用和水解作用，要會根據(jù)電離程度和水解程度的相對大小判斷溶液的酸堿性及其它微粒的濃度大小比較。 6．【寧夏銀川二中2016屆第三次月考】合理利用某些鹽能水解的性質，能解決許多生產(chǎn)、生活中的問題，下列敘述的事實與鹽水解的性質無關的是（ ） A．金屬焊接時可用NH4Cl溶液作除銹劑 B．配制FeSO4溶液時，加入一定量Fe粉 C．長期施用銨態(tài)氮肥會使土壤酸化 D．向FeCl3溶液中加入CaCO3粉末后有氣泡產(chǎn)生 【答案】B 考點：考查鹽類水解的應用 7．【寧夏銀川二中2016屆第三次月考】在t ℃時，AgBr在水中的沉淀溶解平衡曲線如圖所示， 又知t ℃時AgCl的Ksp＝410－10。下列說法不正確的是（ ） A．在t ℃時，AgBr的Ksp為4.910－13 B．在AgBr飽和溶液中加入NaBr固體，可使溶液由c點到b點 C．圖中a點對應的是AgBr的不飽和溶液 D．在t ℃時，AgCl(s)＋Br－(aq)AgBr(s)＋Cl－(aq)平衡常數(shù)K≈816 【答案】B 【名師點晴】Ksp的有關計算及其圖像分析 （1）溶度積的計算： ①已知溶度積求溶液中的某種離子的濃度，如Ksp＝a的飽和AgCl溶液中c(Ag＋)＝ mol/L。 ②已知溶度積、溶液中某離子的濃度，求溶液中的另一種離子的濃度，如某溫度下AgCl的Ksp＝a，在0.1 molL－1的NaCl溶液中加入過量的AgCl固體，達到平衡后c(Ag＋)＝10amolL－1。 （2）圖像分析： ①曲線上的任意一點，都代表指定溫度下的飽和溶液，由對應的離子濃度可求Ksp。 ②可通過比較、觀察得出溶液是否達到飽和狀態(tài)，是否有沉淀析出。處于曲線上方的點表明溶液處于過飽和狀態(tài)，一定會有沉淀析出，處于曲線下方的點，則表明溶液處于未飽和狀態(tài)，不會有沉淀析出。 ③從圖像中找到數(shù)據(jù)，根據(jù)Ksp公式計算得出Ksp的值。 ④比較溶液的Qc與Ksp的大小，判斷溶液中有無沉淀析出。 ⑤涉及Qc的計算時，所代入的離子濃度一定是混合溶液中的離子濃度，因此計算離子濃度時，所代入的溶液體積也必須是混合液的體積。 8．【四川成都七中2016屆上期中】下列關系式中，正確的是（ ） A．等濃度等體積的CH3COOH和CH3COONa溶液混合：c(CH3COO- )+c(OH -)=c(H+)+c(CH3COOH) B．常溫下，0.1 molL-1 HA溶液與0.1 mol/LNaOH溶液等體積完全反應時，溶液中一定存在：c(Na+)=c(A- )＞c(OH )=c(H+) C．常溫下，0.1 molL-1 Na2S溶液中存在：c(OH- )=c(H+)+c(HS- )+c(H2S) D．常溫下，將0.1 molL-1 CH3COOH溶液加水稀釋，當溶液的pH從3.0升到5.0時，溶液中c(CHCOO-)/c(CHCOOH)的值增大到原來的100倍 【答案】D 【考點定位】本題主要是考查離子濃度大小的比較 【名師點晴】溶液中微粒濃度大小的比較 （1）微粒濃度大小比較的理論依據(jù)和守恒關系： ①兩個理論依據(jù)：弱電解質電離理論：電離微粒的濃度大于電離生成微粒的濃度。例如，H2CO3溶液中：c(H2CO3)＞c(HCO3－)?c(CO32－)(多元弱酸第一步電離程度遠遠大于第二步電離)。 ②水解理論：水解離子的濃度大于水解生成微粒的濃度。例如，Na2CO3溶液中：c(CO32－)＞c(HCO3－)?c(H2CO3)(多元弱酸根離子的水解以第一步為主)。 （2）三個守恒關系： ①電荷守恒：電荷守恒是指溶液必須保持電中性，即溶液中所有陽離子的電荷總濃度等于所有陰離子的電荷總濃度。例如，NaHCO3溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)===c(HCO3－)＋2c(CO32－)＋c(OH－)。 ②物料守恒：物料守恒也就是原子守恒，變化前后某種元素的原子個數(shù)守恒。例如，0.1 molL－1 NaHCO3溶液中：c(Na＋)＝c(HCO3－)＋c(CO32－)＋c(H2CO3)＝0.1 molL－1。 ③質子守恒：由水電離出的c(H＋)等于由水電離出的c(OH－)，在堿性鹽溶液中OH－守恒，在酸性鹽溶液中H＋守恒。例如，純堿溶液中c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO3－)＋2c(H2CO3)。 （3）四種情況分析： ①多元弱酸溶液：根據(jù)多步電離分析，如：在H3PO3溶液中，c(H＋)＞c(H2PO4－)＞c(HPO42－)＞c(PO43－)。 ②多元弱酸的正鹽溶液：根據(jù)弱酸根的分步水解分析，如：Na2CO3溶液中：c(Na＋)＞c(CO32－)＞c(OH－)＞c(HCO3－)。 ③不同溶液中同一離子濃度的比較：要看溶液中其他離子對其產(chǎn)生的影響。例如，在相同物質的量濃度的下列溶液中：①NH4NO3溶液，②CH3COONH4溶液，③NH4HSO4溶液，c(NH4＋)由大到小的順序是③＞①＞②。 ④混合溶液中各離子濃度的比較：要進行綜合分析，如電離因素、水解因素等。例如，在0.1 molL－1的NH4Cl和0.1 molL－1的氨水混合溶液中，各離子濃度的大小順序為c(NH4＋)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)。在該溶液中，但NH3H2O的電離程度大于NH的水解程度，溶液呈堿性，c(OH－)＞c(H＋)，同時c(NH4＋)＞c(Cl－)。即 。 9．【西藏拉薩中學2016屆第二次月考】下列說法正確的是（ ） A．稀醋酸中加入少量醋酸鈉能增大醋酸的電離程度 B．25℃時，等體積等濃度的硝酸與氨水混合后，溶液pH =7 C．25℃時，0.1mol?L－1的硫化氫溶液比等濃度的硫化鈉溶液的導電能力弱 D．0.1mol AgCl和0.1molAgI混合后加入1L水中，所得溶液中c(Cl－)=c(I－) 【答案】C 【考點定位】考查弱電解質的電離平衡，酸堿混合PH判斷，溶液的導電性、沉淀溶解平衡。 【名師點睛】本題主要考查弱電解質的電離平衡，弱電解質溶于水時，在水分子的作用下，弱電解質分子電離出離子，而離子又可以重新結合成分子。因此，弱電解質的電離過程是可逆的。弱電解質電離程度的大小主要由物質本身決定，也受外界條件的影響。①濃度：弱電解質溶液中，水越多，濃度越稀，則弱電解質的電離程度越大?！　、跍囟龋弘婋x過程需吸收能量，所以升高溫度，電離程度增加。③同離子效應：若向弱電解質溶液中加入與弱電解質相同的離子，則會使平衡左移，弱電解質的電離程度減小。④離子反應效應：若向弱電解質溶液中加入能與弱電解質的離子結合的離子，則會使平衡右移，弱電解質的電離程度變大。溶液的導電性與多種因素有關：1.離子濃度，同條件下離子濃度大的導電能力強；2.離子所帶的電荷數(shù),離子電荷越高，電能力越強；.電解質強弱,相同條件下，電解質溶液的導電性大于弱電解質溶液的導電性。 10．【福建仙游一中2016屆10月月考】H2S2O3是一種弱酸，實驗室欲用0.01mol/L的Na2S2O3溶液滴定I2溶液發(fā)生的反應為I2+2Na2S2O3＝2NaI+Na2S4O6，下列說法合理的是（ ） A．該滴定可用甲基橙做指示劑 B．Na2S2O3是該反應的還原劑 C．該滴定可選用右圖所示裝置 D．該反應中每消耗2mol Na2S2O3，電子轉移數(shù)為4mol 【答案】B 考點：考查滴定反應的有關判斷 11．【浙江嘉興一中2016屆上期中】水的電離平衡曲線如右圖所示，下列說法中不正確的是（ ） A．圖中五點的KW間的關系為：B>C>A=D=E B．若從A點到D點，可采用：恒溫條件下，在水中加入少量的醋酸，提高溶液酸性 C．若從A點到C點，可采用：恒溫條件下，在水中加入少量的醋酸銨，促進水的電離 D．100℃時，將pH=2的硫酸與0.01molL－1的KOH溶液等體積混合后，溶液中c(H+)=c(OH－)=10－6molL－1 【答案】C 【解析】 試題分析：A、平衡常數(shù)只與溫度有關，水的電離是吸熱的，溫度越高，平衡常數(shù)越大，所以正確，不選A；B、從A到D，氫離子濃度增大，溫度不變，可以加入少量的醋酸，提高溶液的酸性，正確，不選B；C、從A到C點平衡常數(shù)改變，必須改變溫度，錯誤，選C；D、二者恰好完全反應，溶液為中性，在100℃時水電離出的氫離子濃度為10-6,mol/L，溶液pH為6，正確，不選D。 考點：水的電離平衡常數(shù)和電離平衡移動 12．【貴州貴陽一中2016屆第二次月考】25℃時，將amol/L一元酸HA與bmol/LNaOH溶液等體積混合后測得溶液pH＝7，則下列關系一定不正確的（ ） A．c（A-）＜c（Na+） B．a(chǎn)＞b C．c（A-）=c（Na+） D．a(chǎn)=b 【答案】A 【考點定位】本題主要是考查溶液中離子濃度比較、酸堿反應pH的定性判斷、鹽類水解等知識 13．【湖北華師大一附中2016屆上期中】25℃時，用0.1molL－1的CH3COOH溶液滴定20mL0.1 molL－1的NaOH溶液，當?shù)渭覸mLCH3COOH溶液時，混合溶液的pH=7。已知CH3COOH的電離平衡常數(shù)為Ka，忽略混合時溶液體積的變化，下列關系式正確的是( ) A、Ka = 　　B、V= C、K a = 　D、K a = 【答案】A 考點：考查電離平衡常數(shù)的計算等知識。 14．【吉林長春十一中2016屆上期中】25℃時，向20.00 mL的NaOH溶液中逐滴加入某濃度的CH3COOH溶液。滴定過程中，溶液的pH與滴入CH3COOH溶液的體積關系如圖所示，點②時NaOH溶液恰好被中和。則下列說法中，錯誤的是（ ） A．CH3COOH溶液的濃度為0.1 molL-1 B．圖中點①到點③所示溶液中，水的 電離程度先增大后減小 C．點④所示溶液中存在： (CH3COOH)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-) D．滴定過程中會存在： c(Na+)> c(CH3COO-)=c(OH-)> c(H+) 【答案】C 【解析】 試題分析：A、圖像分析氫氧化鈉溶液的濃度為0.1mol/L，②點時氫氧化鈉溶液恰好被中和消耗醋酸的溶液20ml，則醋酸濃度為0.1mol/L，正確，不選A；B、圖中①點到③點所示溶液中隨著滴入醋酸反應，水的電離被抑制程度減小，即水的電離程度增大，恰好反應后繼續(xù)滴加醋酸，對水的電離起到抑制作用，圖中①到③所示的溶液中水的電離程度先增大后減小，正確，選B；C、④點所示溶液是醋酸和醋酸鈉溶液，(CH3COOH)+ c(CH3COO-) = 2c(Na+)，電荷守恒c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)，則(CH3COOH)+2c(H+)=c(CH3COO-)+2c(OH-)，錯誤，不選C；D、滴定過程中的某點，醋酸鈉和氫氧化鈉混合溶液中會有c(Na+)> c(CH3COO-)=c(OH-)> c(H+)，正確，選D。 考點： 酸堿混合時定性判斷及有關計算 15．【山東濟南外國語2016屆上期中】下列液體均處于25℃，有關敘述中，正確的是（ ） A．某溶液中水電離出的c(H+)=10-13，則該溶液的pH一定為13 B．pH=4.5的番茄汁中c(H+)是pH=6.5的牛奶中c(H+)的2倍 C．pH相同的氨水與鹽酸等體積混合，所得溶液pH<7 D．pH=7的CH3COOH與CH3COONa混合溶液中，c(Na+)=c(CH3COO-) 【答案】D 【考點定位】考查溶液的酸堿性與pH計算 【名師點晴】本題綜合考查了電解質溶液中的有關知識，包括弱電解質的電離平衡、鹽類的水解、溶液的pH與c(H+)的關系、酸堿中和后溶液的酸堿性和溶液中離子濃度大小的比較．做題時注意鹽溶液類型的積累，對溶液濃度不同類型計算方法的整理，重點關注溶液中存在的電荷守恒和物料守恒，緊扣概念與公式是解題的基本，千萬不要急功近利。 16．【山東棗莊八中2016屆10月月考】將鐵鋁礬[Al2Fe(SO4)4xH2O]溶于水中，得到淺綠色溶液，有關該溶液的敘述正確的是（ ） A．鐵鋁礬有凈水作用，其水溶液顯中性 B．向該溶液中加入Na2S溶液，有淡黃色沉淀 C．在空氣中，蒸干并灼燒該溶液，最后所得的殘留固體為Al2O3、Fe2O3 D．用惰性電極電解該溶液時，陰極區(qū)有沉淀 【答案】D 考點： 鹽類的水解的應用，電解原理的應用 【名師點睛】在哪些情況下考慮鹽的水解呢? 1.分析判斷鹽溶液酸堿性時要考慮水解。 2.確定鹽溶液中的離子種類和濃度時要考慮鹽的水解。 3.配制某些鹽溶液時要考慮鹽的水解 如配制FeCl3,SnCl4 ,Na2SiO3等鹽溶液時應分別將其溶解在相應的酸或堿溶液中。 4.制備某些鹽時要考慮水解Al2S3 ,MgS,Mg3N2 等物質極易與水作用,它們在溶液中不能穩(wěn)定存在,所以制 取這些物質時,不能用復分解反應的方法在溶液中制取,而只能用干法制備。 5.某些活潑金屬與強酸弱堿溶液反應,要考慮水解 6.判斷中和滴定終點時溶液酸堿性,選擇指示劑以及當pH=7時酸或堿過量的判斷等問題時,應考慮到鹽的水解. 7.制備氫氧化鐵膠體時要考慮水解.FeCl3+3H2O=Fe(OH)3(膠體)+3HCl 8.分析鹽與鹽反應時要考慮水解.兩種鹽溶液反應時應分三個步驟分析考慮: （1）能否發(fā)生氧化還原反應; （2）能否發(fā)生雙水解互促反應; （3）以上兩反應均不發(fā)生,則考慮能否發(fā)生復分解反應. 9.加熱蒸發(fā)和濃縮鹽溶液時,對最后殘留物的判斷應考慮鹽類的水解 17．【黑龍江哈六中2016屆上期中】在硫化氫的水溶液中，存在以下平衡：H2SHS－＋H＋、HS－H＋＋S2－，若使溶液的pH減小，則c（S2－）（ ） A．增大 B．減小 C．不變 D．可能增大也可能減小 【答案】D 【解析】 試題分析：升溫平衡正向移動，溶液pH增大，加入堿溶液pH也增大，平衡都正向移動，硫離子濃度增大，加水稀釋時溶液酸性減弱，pH增大，各離子濃度都減小，所以當增大溶液的pH時，c（S2-）可能增大也可能減小，答案選D。 【考點定位】本題主要是考查外界條件對電離平衡的影響 【名師點晴】電離平衡也是一種動態(tài)平衡，當溶液的溫度、濃度以及離子濃度改變時，電離平衡都會發(fā)生移動，符合勒夏特列原理，其規(guī)律是：①濃度：濃度越大，電離程度越小。在稀釋溶液時，電離平衡向右移動，而離子濃度一般會減小。②溫度：溫度越高，電離程度越大。因電離是吸熱過程，升溫時平衡向右移動。③同離子效應：如向醋酸溶液中加入醋酸鈉晶體，增大了CH3COO－的濃度，平衡左移，電離程度減?。患尤胂←}酸，平衡也會左移。④能反應的物質。如向醋酸溶液中加入鋅或NaOH溶液，平衡右移，電離程度增大。 18．【重慶巴蜀中學2016屆上期中】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0.1mol/L的NaOH溶液．整個實驗進程中溶液的pH變化曲線如圖所示，下列敘述正確的是（　　） A．實驗進程中可用pH試紙測定溶液的pH B．a(chǎn)點的溶液中：c(H+）=c(Cl-)+c(HClO)+c(OH－) C．c點所示溶液中：c(Na+）=2c(ClO-)+c(HClO) D．由a點到b點的過程中，溶液中減小 【答案】C 【考點定位】考查氯水的成分及酸堿中和滴定原理。 【名師點晴】本題綜合考查氯氣的性質，側重于學生的分析能力的考查，注意理解溶液中的溶質及其性質是解本題關鍵，始終要搞清不同情況下溶液里的微粒及微粒間的關系，特別是溶液里存在的電荷守恒、物料守恒要能準確表達，并能進行等量替換，如選項C就是電荷守恒和物料守恒c（Cl-）=c（ClO-）+c（HClO）經(jīng)變換得到c(Na+）=2c(ClO-)+c(HClO)，難度大，但把握解題基本方法，會產(chǎn)生理想不到的效果。 19．【福建廈門雙十中學2016屆上期中】25℃時，在飽和氯水中存在平衡：Cl2+H2OH++Cl-+HClO。下列敘述中錯誤的是（ ） A．在飽和氯水中通入H2S氣體，溶液的pH變小 B．在飽和氯水中通入SO2氣體，溶液的pH變小 C．在飽和氯水中加入CaCO3，平衡向右移，溶液的pH變大 D．在飽和氯水中加入NaOH使pH＝7，所得溶液中微粒濃度：c(Na+)>c(ClO-)>c(Cl-)>c(HClO) 【答案】D 考點：平衡的移動及電解質溶液里的物料守恒。 20．【遼寧師大附中2016屆上期中】已知NaCN溶液呈堿性；(CN)2與鹵素單質的性質相似；CN－的還原性介于Br－、I－之間。下列變化不能發(fā)生的是 A．HCN H＋＋CN－ B．(CN)2＋2Br－＝2CN－＋Br2 C． (CN)2 ＋CH2＝CH2 → NC—CH2—CH2—CN D．(CN)2 ＋2OH－＝CN－ ＋CNO－ ＋H2O 【答案】B 【解析】 試題分析：A、NaCN溶液呈堿性，說明HCN是弱酸，電離是可逆的A正確；B、(CN)2與鹵素單質的性質相似；CN－的還原性介于Br－、I－之間，這說明(CN)2的氧化性介于單質溴和單質碘之間，因此選項B是不可能發(fā)生，因為單質溴的氧化性強于(CN)2的，B錯誤；C、該反應是加成反應，C正確；D、根據(jù)氯氣與氫氧化鈉溶液的反應原理可知選項D正確，答案選B。 考點：考查(CN)2的化學性質 21．【寧夏六盤山高級中學2016屆上期中】向MnCl2溶液中加入過量難溶電解質MnS，可使溶液中含有的Cu2＋、Pb2＋、Cd2＋等金屬離子轉化為硫化物沉淀，從而得到純凈的MnCl2。下列分析正確的是(　　) A. MnS具有吸附性 B. MnS有還原性，將Cu2+、Pb2+、Cd2+還原后除去 C. MnS溶液度大于CuS、PbS、CdS D. MnS與Cu2+反應的離子方程式是Cu2++S2-=CuS↓ 【答案】C 【考點定位】本題主要是考查難溶物的溶解平衡及沉淀轉化 【名師點晴】沉淀的生成、溶解和轉化的判斷：通過比較溶液中有關離子濃度冪的乘積——濃度積Qc與Ksp的相對大小，可以判斷難溶電解質在給定條件下沉淀能否生成、溶解或轉化。,兩溶液混合是否會產(chǎn)生沉淀或同一溶液中可能會產(chǎn)生多種沉淀時，判斷產(chǎn)生沉淀先后順序問題，均可利用溶度積的計算公式或離子積與溶度積的關系加以判斷。 22．【安徽合肥一中2016屆上期中】下列溶液中微粒的物質的量濃度關系正確的是 （ ） A．在0.1mol/L NaHCO3溶液中：c（Na+）+c（H+）=c（HCO3-）+2c(CO32-) B．在0.1mol/L Na2CO3溶液中：2c（Na+）= c（HCO3-）+c(CO32-)+ c（H2CO3） C．物質的量濃度相等的CH3COOK和CH3COOH溶液中，溶液顯酸性：c（CH3COO-）>c（CH3COOH） D．物質的量濃度相等的①NH4HSO4溶液、②NH4HCO3溶液、③NH4Cl溶液中的c(NH4+)：①>②>③ 【答案】C 【解析】 試題分析：A、碳酸氫鈉溶液中存在電荷守恒，c（Na+）+c（H+）=c（HCO3-）+2c(CO32-)+ c（OH-），錯誤，不選A；B、碳酸鈉中有物料守恒，碳原子總數(shù)應是鈉原子總數(shù)的一半，錯誤，不選B；C、溶液顯酸性，說明醋酸的電離程度大于醋酸根離子的水解程度，所以電離出的醋酸根離子濃度大于水解成的醋酸分子濃度，正確，選C；D、銨根離子水解顯酸性，硫酸氫銨中氫離子存在抑制銨根離子水解，碳酸氫銨中碳酸氫根也水解，水解出氫氧根離子促進銨根離子水解，所以碳酸氫銨中銨根離子濃度最小，硫酸氫銨中銨根離子濃度最大，錯誤，不選D。 考點：鹽類水解，溶液中離子濃度的比較 【名師定睛】分析鹽類水解的口訣為：鹽類水解，水被弱解；有弱才水解，無弱不水解；越弱越水解，都弱雙水解；誰強呈誰性，同強呈中性。 電解質溶液中的守恒關系 1.電荷守恒：電解質溶液中所有陽離子所帶有的正電荷數(shù)與所有的陰離子所帶的負電荷數(shù)相等。如NaHCO3溶液中：n(Na＋)＋n(H+)＝n(HCO3-)＋2n(CO32-)＋n(OH-)推出：[Na＋]＋[H＋]＝[HCO3-]＋2[CO32-]＋[OH-] 2.物料守恒：電解質溶液中由于電離或水解因素，離子會發(fā)生變化變成其它離子或分子等，但離子或分子中某種特定元素的原子的總數(shù)是不會改變的。如NaHCO3溶液中：n(Na＋)：n(c)＝1:1，推出： C (Na＋)＝c (HCO3-)＋c (CO32-)＋c (H2CO3) 3.質子守恒：(不一定掌握)電解質溶液中分子或離子得到或失去質子（H＋）的物質的量應相等。例如：在NH4HCO3溶液中H3O+、H2CO3為得到質子后的產(chǎn)物；NH3、OH-、CO32-為失去質子后的產(chǎn)物，故有以下關系：c (H3O+)+c (H2CO3)=c (NH3)+c (OH-)+c (CO32-) 23．【黑龍江實驗中學2016屆上期中】下列說法錯誤的是（ ） ①強電解質溶液的導電性比弱電解質溶液的導電性強 ②BaSO4投入水中，導電性較弱，故它是弱電解質 ③弱電解質水溶液中至少存在兩種共價化合物分子 ④強電解質都是離子化合物，弱電解質都是共價化合物 ⑤CaO是強電解質，是因為它的水溶液能導電 ⑥Cl2的水溶液能導電，所以Cl2是電解質 A． ①②④⑤⑥ B．①③⑤ C．②④⑥ D．③⑤⑥ 【答案】A 考點：強弱電解質的性質 【名師點睛】判斷電解質強弱的注意點：1、電解質的強弱與物質內部結構決定的，與任何外界因素無關。 2、電解質的強弱與其溶解度無關，某些鹽如硫酸鋇難溶于水，但溶于水的部分完全電離，所以是強電解質。能溶于水的物質不一定是強電解質，例如醋酸等，電離程度很小，屬于弱電解質。3、電解質溶液之所以導電，是由于溶液中有自由移動的離子存在，電解溶液的導電能力的大小，決定于溶液中自由移動的離子的濃度和離子的電荷數(shù)，和電解質的強弱沒有必然的聯(lián)系。 24．【浙江杭州高級中學2016屆第三次月考】下列曲線中，可以描述乙酸（甲，結構簡式為CH3COOH,Ka=1.810-5）和一氯乙酸（乙，結構簡式為ClCH2COOH，Ka=1.410-3）在水中的電離度與濃度關系的是（ ） 【答案】B 【考點定位】考查弱電解質的電離。 【名師點睛】本題將弱電解質的電離常數(shù)及影響電離平衡的外界因素與圖像結合在一起，考查了學生對弱電解質電離常數(shù)、電離度的意義、濃度對弱電解質的電離的影響等基礎知識掌握的熟練程度，又結合圖像考查了學生的觀察能力和思維能力，難度中等。該題的關鍵是明確弱電解質的電離平衡特點以及外界條件對弱電解質電離平衡的影響，有利于培養(yǎng)學生的邏輯推理能力，提高學生靈活運用基礎知識解決實際問題的能力。 25．【浙江舟山中學2016屆上期中】室溫下，將0.05 mol Na2CO3固體溶于水配成100mL溶液，向溶液中加入下列物質，有關結論正確的是（ ） 加入的物質 結論 A 50mL 1 molL－1H2SO4 反應結束后，c(Na+)=c(SO42－) B 0.05molCaO 溶液中 增大 C 50mL H2O 由水電離出的c(H+)c(OH—)不變 D 0.1mol NaHSO4固體 反應完全后，溶液pH減小，c(Na+)不變 【答案】B 考點：考查電解質溶液中離子濃度大小比較的知識。 26．【浙江舟山中學2016屆上期中】室溫下向10mL0.1 molL－1NaOH溶液中加入0.1 molL－1的一元酸HA，溶液pH的變化曲線如圖所示。下列說法正確的是（ ） A．a(chǎn)點所示溶液中c(Na+)>c(A—)>c(H+)>c(HA) B．a(chǎn)、b兩點所示溶液中水的電離程度相同 C．pH=7時，c(Na+)= c(A—)+ c(HA) D．b點所示溶液中c(A—)> c(HA) 【答案】D 考點：考查強堿與弱酸混合溶液中離子濃度大小比較的知識。 27．【浙江舟山中學2016屆上期中】 常溫下，將等體積、等物質的量濃度的NH4HCO3與NaCl溶液混合，析出部分NaHCO3晶體，過濾，所得濾液pH<7。下列關于濾液中的離子濃度關系不正確的是（ ） A．<1.010-7mol/L B．c(Na+)= c(HCO3－)+ c(CO32－)+ c(H2CO3) C．c(Cl－)> c(NH4+)> c(HCO3－)> c(CO32－) D．c(H+)+c(NH4+)= c(OH－)+ c(HCO3－)+2 c(CO32－) 【答案】D 【解析】 試題分析：常溫下，將等體積、等物質的量濃度的NH4HCO3與NaCl溶液混合，發(fā)生反應：NH4HCO3+ NaCl=NaHCO3↓+NH4Cl，所得濾主要含有NH4Cl及NaHCO3的飽和溶液，溶液的pH<7。A．由于過濾得到的濾液的pH<7，說明c(H+)>10-7mol/L，則由于室溫下Kw=10-14，所以=c(OH-)<1.010-7mol/L，正確；B．根據(jù)物料守恒可得c(Na+)= c(HCO3－)+ c(CO32－)+ c(H2CO3)，正確；C. 等體積、等物質的量濃度的NH4HCO3與NaCl溶液混合，反應產(chǎn)生的NaHCO3和NH4Cl物質的量相等，由于析出NaHCO3晶體，因此溶液中n(NH4Cl)>n(NaHCO3)，NH4Cl是強酸弱堿鹽，在溶液中NH4+發(fā)生水解反應而消耗，所以c(Cl－)> c(NH4+)，NaHCO3是強堿弱酸鹽，在溶液中HCO3-發(fā)生水解反應：HCO3-+H2O H2CO3+OH-，同時也存在電離作用：HCO3-H++ CO32－，但是其水解作用和電離作用是微弱的，主要以鹽電離產(chǎn)生的離子HCO3-存在，因此c(HCO3－)> c(CO32－)，根據(jù)物料守恒可知c(NH4+)> c(HCO3－)，故溶液中微粒濃度關系是c(Cl－)> c(NH4+)> c(HCO3－)> c(CO32－)，正確；D．根據(jù)電荷守恒可得c(Na+)+c(H+)+c(NH4+)= c(OH－)+ c(HCO3－)+2c(CO32－)+c(Cl-)，錯誤。 考點：考查電解質溶液中離子濃度大小關系正誤判斷的知識。 28．【浙江舟山中學2016屆上期中】分析下表，下列選項中錯誤的是（ ） 化學式　 NH3H2O CH3COOH HCN H2CO3 電離平衡常數(shù)（25℃） 1.8l0—5 1.8l0—5 4.9l0—10 K1= 4.3l0—7， K2= 5.6l0—11 A．0.1molL－1 CH3COONa 溶液顯堿性，0.1molL－1 CH3COONH4 溶液顯中性　 B．等物質的量濃度的NaHCO3和NaCN溶液，前者溶液中水的電離程度大 C．NaCN + H2O + CO2 (少量) = HCN + NaHCO3 D．上述3種等體積等pH的酸溶液，分別加水稀釋后pH仍相等，則醋酸中加入水的體積最少 【答案】B 【考點定位】考查電離平衡常數(shù)的應用的知識。 【名師點睛】弱電解質在溶液中存在電離平衡，弱電解質電離程度大小可以用電離平衡常數(shù)表示。電離平衡常數(shù)越大，弱酸的酸性越強，相等濃度時溶液中自由移動的離子濃度越大。它只與溫度有關，升高溫度，促進弱酸的電離，酸電離程度增大。等濃度的弱酸溶液稀釋相同的倍數(shù)，相對電離平衡常數(shù)大的溶液，pH變化大，電離平衡常數(shù)小的弱酸溶液pH變化小。弱酸的電離平衡常數(shù)也可用于比較鹽的水解，弱酸的電離平衡常數(shù)越大，等濃度的強堿弱酸鹽，其弱酸的酸根離子水解程度越小，溶液的堿性越弱。 29．【江西臨川一中2016屆10月月考】 在氫硫酸溶液中，通入或加入少量的下列物質：①O2；②Cl2；③SO2；④CuSO4；⑤NH3能使溶液的導電能力增強的是(　　) A．①②③ B．②④⑤ C．①④⑤ D．②③④ 【答案】B 考點：考查離子反應及溶液的導電性。 30．【浙江舟山中學2016屆上期中】下列有關電解質溶液的說法正確的是（ ） A．在蒸餾水中滴加濃H2SO4，KW不變 B．向NaAlO2溶液中滴加NaHCO3溶液，有沉淀和氣體生成 C．中和等體積等物質的量濃度的鹽酸和醋酸，所消耗的氫氧化鈉的物質的量相同 D．NaCl溶液和CH3COONH4溶液均顯中性，兩溶液中水的電離程度相同 【答案】C 考點：考查有關電解質溶液說法正誤判斷的知識。