第6 讲 溶液中粒子浓度的变化曲线
考点一 中和滴定曲线
1.巧抓“5 点”,突破滴定曲线中粒子浓度关系
(1)抓反应的“起始”点:判断酸、碱的相对强弱。
(2)抓反应“一半”点:判断是什么溶质的等量混合。
(3)抓“恰好”反应点:生成的溶质是什么,判断溶液的酸碱性。
(4)抓溶液的“中性”点:生成什么溶质,哪种物质过量或不足。
(5)抓反应的“过量”点:溶液中的溶质是什么,判断哪种物质过量。
2.抓住滴定曲线中的5 个关键点——模型构建
以室温时用0.1 mol·L-1 NaOH 溶液滴定20 mL 0.1 mol·L-1 HA 溶液为例。如图所示:
关键点
离子浓度关系
反应起始点(与pH
轴的交点)
起始点为HA 的单一溶液,0.1 mol·L-1 HA 溶液pH>1 说明HA 是弱
酸,c(HA)>c(H+)>c(A-)>c(OH-)
反应一半点(点①)
溶液中含等物质的量的NaA 和HA,此时溶液pH<7,说明HA 的电
离程度大于A-的水解程度,c(A-)>c(Na+)>c(HA)>c(H+)>c(OH-)
中性点(点②)
溶液
pH=7, 溶液呈中性, 酸没有完全被中
和,c(Na+)=c(A-)>c(HA)>c(H+)=c(OH-)
恰好完全反应点(点
③)
此时二者恰好完全反应生成NaA, 为强碱弱酸盐, 溶液显碱
性,c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(HA)>(H+)
过量点(点④)
此时,NaOH 溶液过量,得到NaA 与NaOH 等物质的量的混合液,溶
液显碱性,c(Na+)>c(OH-)>c(A-)>c(H+)
【例】 已知常温下,向20 mL 0.1 mol·L-1 HA 溶液中滴入0.1 mol·L-1的NaOH 溶液,所得滴定曲线
如图所示,下列说法正确的是( )
A.HA 为一元弱酸,其电离平衡常数的数量级为10-5
B.b 点溶液中:c(A-)+2c(H+)=2c(OH-)+c(HA)
C.c 点溶液中:c(Na+)=c(A-)+c(HA)
D.若d 点溶液的pH=8.4,则水电离出的c(H+)=10-8.4 mol·L-1
答案 A
解析 a 点的pH=3,则c(H+)=c(A-)=10-3 mol·L-1,而此时HA 溶液浓度是0.1 mol·L-1,c(H+)<c(HA),说明
HA 为一元弱酸,其电离平衡常数Ka=c( H
+)·c( A
−)
c( HA )
= 10
−3×10
−3
0.1
=10-5,故弱酸HA 电离平衡常数的数
量级为10-5,A 正确;b 点滴入10 mL NaOH 溶液,体积是酸的一半,二者的浓度相同,说明有一半HA 反
应,故该点溶液为NaA 和HA 等物质的量浓度混合溶液,由元素守恒知,2c(Na+)=c(A-)+c(HA);由电荷
守恒知,c(A-)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+), 据此得到各微粒物质的量浓度的关系:c(A-)+2c(OH-)=c(HA)
+2c(H+),B 错误;c 点溶液恰好呈中性,c(H+)=c(OH-),根据电荷守恒:c(A-)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+),故存在:
c(A-)=c(Na+),C 错误;d 点时,滴入20 mL 的NaOH 溶液,HA 与NaOH 恰好反应,得到NaA 溶液,因该盐
是强碱弱酸盐,A- 水解使溶液呈碱性, 促进水的电离, 若d 点的pH=8.4, 溶液中c(H+)=10-8.4
mol·L-1,c(OH-)= 10
−14
10
−8.4 mol·L-1=10-5.6 mol·L-1,则水电离出的c(H+)=c(OH-)=10-5.6 mol·L-1,D 错误。
1.常温下,向20 mL 0.1 mol·L-1氨水中滴加一定浓度的稀盐酸,溶液中由水电离的氢离子浓度随加入盐
酸体积的变化如图所示。则下列说法不正确的是( )
A.常温下,0.1 mol·L-1氨水中NH3·H2O 的电离常数Kb约为1×10-5
B.a、b 之间的点一定满足:c(NH 4
+)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+)
C.c 点溶液中c(NH 4
+)<c(Cl-)
D.b 点代表溶液呈中性
答案 B
解析 常温下,0.1 mol·L-1 氨水中c 水(H+)=10-11 mol·L-1,则c(OH-)=10
−14
10
−11 mol·L-1=10-3 mol·L-1,Kb=
c( N H 4
+)·c(O H
−)
c( N H 3· H 2O)
≈10
−3×10
−3
0.1
=1×10-5,A 正确;a、b 之间的任意一点,溶液都呈碱性,则c(H+)<c(OH-),
结合电荷守恒得:c(Cl-)<c(NH 4
+),而c(Cl-)和c(OH-)的相对大小与所加盐酸的量有关,B 错误;根据题图
知,c 点水电离出的氢离子的浓度最大,恰好反应生成氯化铵,铵根离子水解使溶液呈酸性,结合电荷守
恒得:c(NH 4
+)<c(Cl-),C 正确;b 点溶液中c 水(H+)=10-7 mol·L-1, 常温下c(H+)·c(OH-)=Kw=10-14, 所以
c(H+)=c(OH-),溶液呈中性,D 正确。
2.常温下向100 mL 0.1 mol·L-1 Na2C2O4溶液中滴加0.1 mol·L-1的盐酸,溶液中pOH 与加入盐酸的体
积关系如图所示。已知:pOH=-lg c(OH-),K a1(H2C2O4)=1×10-2,K a2(H2C2O4)=1×10-5。下列说法不正确的
是( )
A.m 的值约为5
B.若V1=100,则n>7
C.a 点:c(Na+)+c(H+)=c(HC2O4
−)+2c(C2O4
2−)+c(Cl-)+c(OH-)
D.若q=10,则b 点对应的溶液c( H C2O4
−)
c( H 2C2O4)>100
答案 D
解析 m 点还没有加入盐酸,C2O4
2−发生水解:C2O4
2−+ H 2O HC 2O4
−+OH-,Kh=
K w
K a2
= 1×10
−14
1×10
−5 =10-9,所以
c(OH-)≈❑√K h·c(C2O4
2−)=
❑√10
−9×0.1 mol·L-1=10-5 mol·L-1,pOH=5,A 正确;V1=100 时,Na2C2O4与盐酸按
照1∶1 恰好反应, 生成NaHC2O4 和NaCl,HC2O4
−的电离程度大于其水解程度, 溶液呈酸性,
pH<7,pOH>7,B 正确;a 点溶液满足电荷守恒:c(Na+)+c(H+)=c(HC2O4
−)+2c(C2O4
2−)+c(Cl-)+c(OH-),C 正确;
q=10,即pOH=10,c(OH-)=1×10-10 mol·L-1,c(H+)=1×10-4 mol·L-1, c( H C2O4
−)
c( H 2C2O4) =
K a1( H 2C2O4)
c( H
+)
=100,D 错误
3.(2024·山东烟台高三联考)室温下,将1.00 mol·L-1盐酸滴入20.00 mL 1.00 mol·L-1的氨水中,溶液pH
和温度随加入盐酸体积的变化曲线如图所示。
下列有关说法中不正确的是( )
A.a 点溶液中离子浓度大小关系:c(NH 4
+)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+)
B.b 点溶液中离子浓度大小关系:c(NH 4
+)=c(Cl-)>c(H+)=c(OH-)
C.c 点溶液中离子浓度大小关系:c(NH 4
+)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-)
D.d 点时溶液温度达到最高,之后温度略有下降,原因是NH3·H2O 电离
答案 D
解析 a 点溶液为等物质的量浓度的NH3·H2O 和NH4Cl,溶液显碱性,故氨水的电离程度大于NH4Cl
的水解程度,所以有c(NH 4
+)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+),A 正确,b 点溶液显中性,有c(H+)=c(OH-),根据电荷守
恒有c(NH 4
+)=c(Cl-),且有c(NH 4
+)=c(Cl-)>c(H+)=c(OH-),B 正确;c 点溶液中溶质是NH4Cl 和HCl,根据电
荷守恒有c(NH 4
+)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-),C 正确;d 点时酸碱恰好中和,放出热量最多,溶液温度达到最高,
中和反应结束后,加入的盐酸温度低,随着盐酸的加入,混合溶液温度逐渐降低,与NH3·H2O 电离无关,
D 错误。
考点二 分布系数曲线
1.认识分布曲线
一元弱酸(以CH3COOH 为例)
二元酸(以草酸H2C2O4为例)
δ0 为CH3COOH 分布系数,δ1 为
CH3COO-分布系数
δ0
为
H2C2O4
分
布
系
数
,δ1
为
HC2
O4
−分布系数、δ 2为C 2O4
2−分布系数
随着pH 增大,溶质分子浓度不断减小,离子浓度逐渐增大,酸根离子增多。根据分布系数可以书写
一定pH 时所发生反应的离子方程式
同一pH 条件下可以存在多种溶质微粒。根据在一定pH 的微粒分布系数和酸的分布浓度,就可以
计算各成分在该pH 时的平衡浓度。
2.读图解题要领
(1)读“曲线”——每条曲线所代表的粒子及变化趋势(以上图中H2C2O4为例)随pH 增大,δ 只减不增
的为H2C2O4曲线,δ 先增后减的为HC2O4
−曲线,δ 只增不减的为C2O4
2−曲线。
(2)“用交点”——交点是某两种粒子浓度相等的点,可计算电离常数K:
①图中①点:c(HC2O4
−)=c(H2C2O4),其pH 为pH1,K a1(H2C2O4)=c( H C2O4
−)·c( H
+)
c( H 2C2O4)
=10
−p H 1。
②同理图中②点:c(HC2O4
−)=c(C2O4
2−),对应pH 为pH2,K a2=10
−p H 2。
③图中③点,c(H2C2O4)=c(C2O4
2−),此时c(HC2O4
−)最大,其溶液pH 为pH3,则pH3= p H 1+ p H 2
2
。
推理过程如下:
H2C2O4
H++HC2O4
−,HC2O4
−H ++C 2O4
2−,K a1· K a2= c(C2O4
2−)·c
2( H
+)
c( H 2C2O4)
,由于交点③时,c(H2C2O4)=c(C2
O4
2−),c2(H+)=K a1· K a2=10
−p H 1·10
−p H 2,两边取负对数,即可得,pH3= p H 1+ p H 2
2
。
【例】 某弱酸HA 溶液中主要成分的分布分数随pH 的变化如图所示。下列说法错误的是( )
A.该酸-lg Ka≈4.7
B.NaA 的水解平衡常数Kh= 1
K a
C.当该溶液的pH=7.0 时,c(HA)<c(A-)
D.某c(HA)∶c(A-)=4∶1 的缓冲溶液,pH≈4
答案 B
解析 A.根据图像可知,c(HA)=c(A-)时,pH=4.7,即c(H+)=10-4.7 mol·L-1。该酸Ka=c( H
+)×c( A
−)
c( HA )
=c(H+)=10-4.7
mol·L-1, 故-lg
Ka≈4.7,A
说法正确;B.NaA
的水解平衡常数
Kh=
c(O H
−)×c( HA )×c( H
+)
c( A
−)×c( H
+)
= K w
K a
,B 说法错误;C.根据图像可知,当该溶液的pH=7.0 时,c(HA)<c(A-),C 说
法正确;D.根据图像可知,HA 的分布分数为0.8,A-的分布分数为0.2 时,pH 约为4,且其分布分数之比
等于其物质的量浓度比,故某c(HA)∶c(A-)=4∶1 的缓冲溶液,pH≈4,D 说法正确。
1.(2024·山东部分学校联考)H2C2O4 为二元弱酸。常温下,配制一组c(H2C2O4)+c(HC2O4
−)+c(C2O4
2−
)=0.100 mol·L-1的H2C2O4和NaOH 混合溶液,溶液中部分微粒的物质的量浓度随pH 的变化曲线如图
所示。下列指定溶液中微粒的物质的量浓度关系错误的是( )
A.pH=2.5 的溶液中:c(H2C2O4)+c(C2O4
2−)<c(HC2O4
−)
B.c(Na+)=0.100 mol·L-1的溶液中:c(H+)+c(H2C2O4)=c(OH-)+c(C2O4
2−)
C.pH=7 的溶液中:c(Na+)>2c(C2O4
2−)
D.c(HC2O4
−)>c(C2O4
2−)的溶液中:c(Na+)>0.100 mol·L-1+c(HC2O4
−)
答案 D
解析 A. 由图像可知,pH=2.5 的溶液中c(H2C2O4) 和c(C2O4
2−) 浓度之和小于c(HC2O4
−), 即
c(H2C2O4)+c(C2O4
2−)<c(HC2O4
−),A 正确;B.依据溶液中电荷守恒和元素守恒分析,c(Na+)=0.100 mol·L-1
的溶液为NaHC2O4溶液,溶液中存在电荷守恒c(H+)+c(Na+)=2c(C2O4
2−)+c(HC2O4
−)+c(OH-)和元素守恒
c(Na+)=c(HC2O4
−)+c(C2O4
2−)+c(H2C2O4), 将两式合并得到(或根据NaHC2O4 溶液中的质子守恒得
到)c(H+)+c(H2C2O4)=c(OH-)+c(C2O4
2−),B 正确;C.pH=7 的溶液呈中性,c(H+)=c(OH-),根据电荷守恒c(H+)
+c(Na+)=2c(C2O4
2−)+c(HC2O4
−)+c(OH-)可知,c(Na+)=2c(C2O4
2−)+c(HC2O4
−),故c(Na+)>2c(C2O4
2−),C 正确;D.
由图像可知,c(HC2O4
−)=c(C2O4
2−)的溶液呈酸性且c(H2C2O4)=0,c(H2C2O4)+c(HC2O4
−)+c(C2O4
2−)=2c(C2O4
2−
)=0.100 mol·L-1, 电荷守恒c(H+)+c(Na+)=2c(C2O4
2−)+c(HC2O4
−)+c(OH-), 因为c(H+)>c(OH-), 故
c(Na+)<2c(C2O4
2−)+c(HC2O4
−)=0.100 mol·L-1+c(HC2O4
−),D 错误。
2.室温下,向0.1 mol·L-1的某二元酸H2A 溶液中逐渐加入NaOH 固体,溶液中含A 各粒子的分布系数
δ(A)随溶液pH 的变化如图所示[
δ
如( A
2−)=
c( A
2−)
c( H 2 A )+c( H A
−)+c( A
2−)],已知lg 3≈0.48。下列说法
正确的是( )
A.曲线a 表示的是HA-的变化
B.K a2(H2A)的数量级为10-3
C.假设Q 点溶液中无A2-,则图中x=2.41
D.pH<7 时溶液中可能存在:c(Na+)>c(HA-)+2c(A2-)
答案 C
解析 根据图像横坐标的变化判断,加入氢氧化钠溶液后,pH 在增大,溶液中发生酸碱中和,根据二元
酸的电离方程式判断微粒的变化,酸式根离子先增大后减小,酸分子的浓度减小,根据交点的特点微
粒的浓度相等进行计算电离平衡常数。pH 越小,氢离子浓度越大,H2A 越多,所以曲线a 代表H2A 的
变化,A 项错误;P 点处c(A2-)=c(HA-), 故K a2=c(H+)=10-5.51 mol·L-1, 数量级为10-6,B 项错误; 由
c( H 2 A )
c( H 2 A )+c( H A
−)=0.75, 可得c( H A
−)
c( H 2 A ) = 1
3,K a1=10−2.89= c( H A
−)·c( H
+)
c( H 2 A )
,c(H+)=3×10-2.89,pH=-lg
c(H+)=-lg 3×10-2.89=2.89-0.48=2.41, 即Q 点纵坐标x 为2.41,C 项正确; 根据电荷守恒,c(Na+)
+c(H+)=c(OH-)+2c(A2-)+c(HA-),
推
出
c(Na+)-c(HA-)-2c(A2-)=c(OH-)-c(H+),
因
c(H+)>c(OH-),
故
c(Na+)<c(HA-)+2c(A2-),D 项错误。
考点三 对数图像
1.图像含义
将溶液中某一微粒的浓度[如c(A)]或某些微粒浓度的比值c( A )
c(B)取常用对数,即lg c(A)或lg c( A )
c(B)得
到的粒子浓度对数图像。
2.破解对数图像的数据
(1)运算法则:lg ab=lg a+lg b、lg a
b=lg a-lg b、lg 1=0。
(2)运算突破点:如lg c( A )
c(B)=0 的点有c(A)=c(B);lg c(D)=0 的点有c(D)=1 mol·L-1。
3.破解对数图像的步骤
(1)识图像:观察横坐标、纵坐标的含义,看清每条曲线代表的粒子种类以及曲线的变化趋势,计算电
离常数时应利用两种粒子浓度相等的点,如lg c( A)
c(B)=0。
(2)找联系:根据图像中的坐标含义和曲线的交点,分析所给电解质的电离平衡常数或pH 与纵、横坐
标之间的联系。
(3)想原理:涉及电离平衡常数,写出平衡常数表达式,在识图像、想原理的基础上,将图像与原理结合
起来思考。
(4)用公式:运用对数计算公式分析。
【例】 丙酮酸(CH3COCOOH)是一元弱酸。298 K 时,向20 mL 0.1 mol·L-1 丙酮酸溶液中滴加
pH=13 的NaOH 溶液,溶液中
lg c(C H 3COCOO
−)
c(C H 3COCOOH )与pH 的关系曲线如图所示。下列说法错误的是( )
A.298 K 时,CH3COCOOH 的电离常数的数量级为10-3
B.E 点溶液中,a=2
C.G 点对应的NaOH 溶液的体积为20 mL
D.E、F、G 三点对应的溶液中水的电离程度:E<F<G
答案 C
解析 F 点lg c(C H 3COCOO
−)
c(C H 3COCOOH )=0, 则c(CH3COCOO-)=c(CH3COCOOH), 此时溶液pH=2.5, 即
c(H+)=10-2.5 mol·L-1,所以Ka=c(C H 3COCOO
−)·c( H
+)
c(C H 3COCOOH )
=10-2.5,298 K 时,CH3COCOOH 的电离常数的数
量级为10-3,A 正确;E 点溶液中,lg
c(C H 3COCOO
−)
c(C H 3COCOOH )=-0.5, c(C H 3COCOO
−)
c(C H 3COCOOH )=10-0.5,Ka=
c(C H 3COCOO
−)·c( H
+)
c(C H 3COCOOH )
=10-2.5,c(H+)=10-2 mol·L-1,pH=a=2,B 正确;G 点对应的NaOH 溶液的体积如
果为20 mL,则刚好完全反应,溶质为CH3COCOONa,溶液应呈碱性,但G 点pH=4.5,呈酸性,C 错误;
E、F、G 三点随NaOH 的加入,CH3COCOONa 的浓度越来越大,CH3COCOONa 水解促进水的电离,
对应的溶液中水的电离程度:E<F<G,D 正确。
1.25 ℃时,向Na2CO3溶液中滴入盐酸,混合溶液的pH 与lg X 的变化关系如图所示。已知:lg X=lg
c(C O3
2−)
c( HC O3
−)
lg
或
c( HC O3
−)
c( H 2C O3),下列叙述正确的是( )
A.曲线m 表示pH 与lg c( HC O3
−)
c( H 2C O3)的变化关系
B.当溶液呈中性时,c(Na+)=c(HCO3
−)+2c(CO3
2−)
C.K a1(H2CO3)的数量级为10-6
D.滴加过程中,c(C O3
2−)·c
2( H
+)
c( H 2C O3)
保持不变
答案 D
解析 对图像进行以下分析:K a1(H2CO3)=c( H
+)·c( HC O3
−)
c( H 2C O3)
,K a2(H2CO3)=
c( H
+)·c(C O3
2−)
c( HC O3
−)
⇒K=c(H+)·X,M 点pH=9.3、lg X=-1,X=10-1,则K=10-10.3;N 点pH=7.4,lg X=1,X=10,则K=10-6.4;二元弱
酸的K a1≫K a2,则曲线m 表示lg
c(C O3
2−)
c( HC O3
−)与溶液pH 的变化关系,曲线n 代表lg c( HC O3
−)
c( H 2C O3)与溶液
pH 的变化关系,A 项错误;当溶液显中性时,根据电荷守恒:c(Na+)+c(H+)=c(HCO3
−)+2c(CO3
2−)+c(OH-)
+c(Cl-),c(H+)=c(OH-),则c(Na+)>c(HCO3
−)+2c(CO3
2−),B 项错误;根据A 项分析知K a1(H2CO3)=10-6.4,数量级
为10-7,C 项错误;
c(C O3
2−)·c
2( H
+)
c( H 2C O3)
= c(C O3
2−)·c( H
+)
c( HC O3
−)
× c( HC O3
−)·c( H
+)
c( H 2C O3)
= K a2(H2CO3)·K a1(H2CO3),温
度不变,K a1(H2CO3)、K a2(H2CO3)不变,故滴加过程中,c(C O3
2−)·c
2( H
+)
c( H 2C O3)
保持不变,D 项正确。
2.常温下,向二元弱酸H2Y 溶液中滴加NaOH 溶液,所得混合溶液的pH 与离子浓度变化的关系如图
所示:
回答下列问题:
(1) 向二元弱酸H2Y 中滴加NaOH 溶液, 依次反应的离子方程式为
。
(2)随着NaOH 溶液的滴加,lg c( H Y
−)
c( H 2Y ) (填“增大”或“减小”,下同),lg c( H Y
−)
c(Y
2−)
。
(3)K a2(H2Y)= 。
(4)在交叉点“e”,c(H2Y) c(Y2-)(填“>”“<”或“=”)。
答案 (1)H2Y+OH-===H2O+HY-、HY-+OH-===H2O+Y2-
(2)增大 减小 (3)10-4.3 (4)=
解析 (3)K a2= c( H
+)·c(Y
2−)
c( H Y
−)
,当c(H+)=10-3 mol·L-1时, c(Y
2−)
c( H Y
−)=10-1.3,所以K a2=10-4.3。(4)在“e”点lg
c( H Y
−)
c( H 2Y ) =lg c( H Y
−)
c(Y
2−) ,所以c( H Y
−)
c( H 2Y ) = c( H Y
−)
c(Y
2−) ,所以c(H2Y)=c(Y2-)。
1.(2025·八省联考云南卷)盐酸羟胺(NH2OH·HCl)是一种分析试剂。用0.100 0 mol·L-1 NaOH 溶液滴
定20.00 mL NH2OH·HCl(Mr=69.5)和NH4Cl(Mr=53.5)的混合溶液以测定NH2OH·HCl 的含量,待测液
中溶质总质量为0.246 0 g,滴定曲线如图甲所示,四种含氮物质分布分数δ 与pH 关系如图乙所示[如:
δ(NH 3
+OH)=
c( N H 3
+OH )
c( N H 3
+OH )+c( N H 2OH )]。
下列说法正确的是( )
A.曲线②表示δ(NH 4
+)~pH 的变化关系
B.a 点有97.8%的NH4Cl 参加了反应
C.b 点的电荷守恒关系:c(NH 3
+OH)+c(H+)+c(NH 4
+)=c(Cl-)+c(OH-)
D.溶质中NH2OH·HCl 的含量为56.5%
答案 D
解析 图甲可知,加入氢氧化钠20 mL 时,溶液pH 为7.61 显碱性;图乙起点①③分布分数δ=1,说明
①③代表NH 3
+OH 和NH4Cl,加入氢氧化钠会先和NH 3
+OH 反应,其分布系数会先减小,则①代表δ(N
H 3
+OH)、③代表δ(NH4Cl);随着NH 3
+OH 和氢氧化钠的反应,δ(NH2OH)会逐渐增大,所以②代表
δ(NH2OH),④代表δ(NH3·H2O)。A.根据分析,曲线③表示δ(NH 4
+)~pH 的变化关系,A 错误;B.图甲中a
点pH 为7.61,对应图乙中e 和f 点,δ(NH4Cl)=0.978,a 点有97.8%的NH4Cl 还未参加反应,B 错误;C.b
点的pH 在8~10,从图乙可看出此时是NH4Cl 与氢氧化钠反应,根据溶液中的阴阳离子列出电荷守恒
关系有c(NH 3
+OH)+c(H+)+c(NH 4
+)+c(Na+)=c(Cl-)+c(OH-),C 错误;D.加入氢氧化钠20 mL 时,即加入
n(NaOH)=0.002 mol,设n(NH 3
+OH)=x mol,根据反应列三段式分析
N H 3
+OH
+
O H
−
===
H 2O
+
N H 2OH
起始量(mol)
x
变化量(mol)
0.002
0.002
0.002
终态量(mol)
x−0.002
0.002
则δ(NH 3
+OH)=
c( N H 3
+OH )
c( N H 3
+OH )+c( N H 2OH )
= x−0.002
x
=0.022,x≈0.002 mol,所以NH2OH·HCl 的含量为
0.002mol×69.5 g·mol
−1
0.246 0 g
×100%=56.5%,D 正确。
2.(2024· 山东卷) 常温下Ag(Ⅰ)-CH3COOH 水溶液体系中存在反应:Ag++CH3COO-
CH3COOAg(aq),平衡常数为K。已知初始浓度c0(Ag+)=c0(CH3COOH)=0.08 mol·L-1,所有含碳物种的
摩尔分数与pH 变化关系如图所示(忽略溶液体积变化)。下列说法正确的是( )
A.线 Ⅱ 表示CH3OOOH 的变化情况
B.CH3OOOH 的电离平衡常数Ka=10-n
C.pH=n 时,c(Ag+)=10
m−n
K
mol·L-1
D.pH=10 时,c(Ag+)+c(CH3COOAg)=0.08 mol·L-1
答案 C
解析 在溶液中存在平衡:CH3COOH
CH3COO-+H+(①) 、Ag++CH3COO-
CH3COOAg(aq)
(②),Ag+的水解平衡Ag++H2O
AgOH+H+(③),随着pH 的增大,c(H+)减小,平衡①③正向移动,
c(CH3COOH)、c(Ag+)减小,pH 较小时(约小于7.8)CH3COO-浓度增大的影响大于Ag+浓度减小的影
响,CH3COOAg 浓度增大,pH 较大时(约大于7.8)CH3COO-浓度增大的影响小于Ag+浓度减小的影响,
CH3COOAg 浓度减小,故线 Ⅰ 表示CH3COOH 的摩尔分数随pH 变化的关系,线 Ⅱ 表示CH3COO-
的摩尔分数随pH 变化的关系,线 Ⅲ 表示CH3COOAg 随pH 变化的关系。A.根据分析,线 Ⅱ 表示
CH3COO-的变化情况,A 项错误;B.由图可知,当c(CH3COOH)=c(CH3COO-)相等时(即线 Ⅰ 和线 Ⅱ 的
交点),溶液的pH=m,则CH3COOH 的电离平衡常数Ka=c( H
+)·c(C H 3COO
−)
c(C H 3COOH )
=10-m,B 项错误;C.pH=n
时
c( H
+)·c(C H 3COO
−)
c(C H 3COOH )
=10-m,c(CH3COO-)=10
−mc(C H 3COOH )
c( H
+)
=10n-mc(CH3COOH),Ag++CH3COO-
CH3COOAg(aq) 的K=
c(C H 3COOAg)
c( A g
+)·c(C H 3COO
−),c(Ag+)=
c(C H 3COOAg)
K·c(C H 3COO
−), 由图可知pH=n 时,
c(CH3COOH)=c(CH3COOAg),代入整理得c(Ag+)=10
m−n
K
mol·L-1,C 项正确;D.根据元素守恒,pH=10 时
溶液中c(Ag+)+c(CH3COOAg)+c(AgOH)=0.08 mol·L-1,D 项错误。
3.(2024·浙江6 月选考)室温下,H2S 水溶液中各含硫微粒物质的量分数δ 随pH 变化关系如下图[例如
δ(H2S)=
c( H 2S)
c( H 2S)+c( H S
−)+c(S
2−)]。已知:Ksp(FeS)=6.3×10-18,Ksp[Fe(OH)2]=4.9×10-17。
下列说法正确的是( )
A.溶解度:FeS 大于Fe(OH)2
B.以酚酞为指示剂(变色的pH 范围8.2~10.0),用NaOH 标准溶液可滴定H2S 水溶液的浓度
C.忽略S2-的第二步水解,0.10 mol·L-1的Na2S 溶液中S2-水解率约为62%
D.0.010 mol·L-1的FeCl2溶液中加入等体积0.20 mol·L-1的Na2S 溶液,反应初始生成的沉淀是FeS
答案 C
解析 A.FeS 的溶解平衡为FeS(s)
Fe2+(aq)+S2-(aq), 饱和FeS 溶液物质的量浓度为
❑√K sp( FeS)=
❑√6.3×10
−18mol· L−1= ❑√6.3×10-9 mol·L-1。Fe(OH)2 的溶解平衡为Fe(OH)2(s)
Fe2+
(aq)+2OH-(aq),
饱
和
Fe(OH)2
溶
液
物
质
的
量
浓
度
为
3√
K sp[ Fe(OH )2]
4
=
3√
4.9×10
−17
4
mol· L−1=
3√12.25×10−6 mol· L−1>❑√6.3×10-9 mol·L-1, 故溶解度:
FeS 小于Fe(OH)2,A 项错误;B.酚酞的变色范围为8.2~10,若以酚酞为指示剂,用NaOH 标准溶液滴定
H2S 水溶液,由图可知当酚酞发生明显颜色变化时,反应没有完全,即不能用酚酞作指示剂判断滴定终
点,B 项错误;C.Na2S 溶液中存在水解平衡S2-+H2O
HS-+OH-、HS-+H2O
H2S+OH-(忽略第二步
水
解
),
第
一
步
水
解
平
衡
常
数
Kh(S2-)=
c( H S
−)·c(O H
−)
c(S
2−)
= c( H S
−)·c(O H
−)·c( H
+)
c(S
2−)·c( H
+)
=
K w
K a2( H 2S) = 1×10
−14
1×10
−13=0.1, 设水解的S2- 的浓度为x
mol·L-1, 则
x
2
0.1−x =0.1, 解得x≈0.062,S2- 的水解率约为0.062mol· L
−1
0.1mol· L
−1 ×100%=62%,C 项正确;D.0.01
mol·L-1 FeCl2溶液中加入等体积0.2 mol·L-1 Na2S 溶液,瞬间得到0.005 mol·L-1 FeCl2和0.1 mol·L-1
Na2S
的
混
合
液
,
结
合
C
项
,
瞬
时
c(Fe2+)·c(S2-)=0.005×(0.1-0.062)=1.9×10-
4>Ksp(FeS),c(Fe2+)·c2(OH-)=0.005×(0.062)2=1.922×10-5>Ksp[Fe(OH)2],故反应初始生成的沉淀是FeS 和
Fe(OH)2,D 项错误。
基础落实
选择题只有1 个选项符合题意
1.常温下,用0.10 mol·L-1的NaOH 溶液滴定20.00 mL 0.10 mol·L-1的HX 溶液,所得滴定曲线如图所示
下列说法错误的是( )
A.该滴定过程应选择酚酞作为指示剂
B.对应溶液中水的电离程度:a<b<c
C.c 点所示的溶液中:c(Na+)+c(HX)+c(X-)=0.10 mol·L-1
D.相同条件下,X-的水解能力强于HX 的电离能力
答案 D
解析 根据题图知,滴定终点溶液呈碱性,所以该实验应该选择酚酞作为指示剂,故A 正确。酸或碱
抑制水的电离,弱离子促进水的电离,a 点溶质为HX、NaX,溶液呈酸性,抑制水的电离;b 点溶液呈中
性,不影响水的电离;c 点溶质为NaX,X-水解促进水的电离,所以水的电离程度:a<b<c,故B 正确。酸、
碱的物质的量浓度相等,二者混合后存在元素守恒,根据元素守恒得c(Na+)+c(HX)+c(X-)=0.10
mol·L-1,故C 正确。加入10 mL 时,有一半的酸被中和,溶液中溶质为等物质的量浓度的NaX、HX,根
据图像知,混合溶液pH<7,溶液呈酸性,说明X-的水解能力弱于HX 的电离能力,故D 错误。
2.(2025·广东揭阳高三期中)室温时,向100 mL 0.1 mol·L-1 NH4HSO4溶液中滴加0.1 mol·L-1 NaOH 溶
液,溶液pH 随NaOH 溶液体积的变化如图所示。下列说法正确的是( )
A.a 点处存在c(NH 4
+)+c(NH3·H2O)=0.1 mol·L-1
B.b 点处存在c(Na+)>c(SO4
2−)>c(NH 4
+)>c(H+)=c(OH-)
C.由b 到c 发生反应的离子方程式为H++NH 4
++2OH-===NH3·H2O+H2O
D.图中a、b、c、d 四个点,水的电离程度最大的是d 点
答案 B
解析 a 点处溶液的体积是原来的两倍,c(NH 4
+)+c(NH3·H2O)=0.05 mol·L-1,A 错误;b 点处加入的氢氧
化钠溶液的体积大于100 mL,故c(Na+)>c(SO4
2−),SO4
2−和N H 4
+均来自NH4HSO4,随着氢氧化钠溶液的
加入,铵根离子的浓度减小有两个原因,一是体积的增大,二是铵根离子和氢氧根离子反应,故c(SO4
2−
)>c(NH 4
+),此时溶液中的c(H+)=c(OH-)=10-7 mol·L-1,浓度最小,B 正确;由起点到a 发生反应的离子方程
式为H++OH-===H2O,由b 到c 发生反应的离子方程式为NH 4
++OH-===NH3·H2O,C 错误;加酸、碱均
抑制水的电离,水解促进水的电离,a 点为(NH4)2SO4、Na2SO4 的混合溶液,b、c 点为(NH4)2SO4、
Na2SO4、NH3·H2O 的混合溶液,d 点为Na2SO4和NH3·H2O 的混合溶液,则a 点水的电离程度最大,D 错
误。
3.以酚酞为指示剂,用0.100 0 mol·L-1的NaOH 溶液滴定20.00 mL 未知浓度的二元酸H2A 溶液。溶
液中,pH、分布系数δ 随滴加NaOH 溶液体积VNaOH 的变化关系如图所示。[比如A2-的分布系数:
δ(A2-)=
c( A
2−)
c( H 2 A )+c( H A
−)+c( A
2−)]
下列叙述正确的是( )
A.曲线①代表δ(H2A),曲线②代表δ(HA-)
B.H2A 溶液的浓度为0.200 0 mol·L-1
C.HA-的电离常数Ka=1.0×10-2
D.滴定终点时,溶液中c(Na+)<2c(A2-)+c(HA-)
答案 C
解析 根据图像及题意分析,曲线①代表δ(HA-),曲线②代表δ(A2-),A 错误;当加入40 mL NaOH 溶液
时, 溶液的pH 发生突变, 说明酸碱恰好完全反应, 结合分析, 根据反应
2NaOH+H2A===Na2A+2H2O,c(H2A)=0.100 0mol· L
−1×40×10
−3 L
2×20.00×10
−3 L
=0.100 0 mol·L-1,B 错误;曲线①与
曲线②的交点存在等量关系:δ(HA-)=δ(A2-),则c(HA-)=c(A2-),此时加入的VNaOH=25 mL,对应滴定曲线
上pH=2.0,则c(H+)=10-2 mol·L-1,HA-的电离平衡常数Ka=c( A
2−)·c( H
+)
c( H A
−)
=c(H+)=1.0×10-2,C 正确;用酚酞
作指示剂,酚酞变色的pH 范围为8.2~10,说明滴定终点时溶液呈碱性,即c(OH-)>c(H+),溶液中存在电
荷守恒:c(Na+)+c(H+)=2c(A2-)+c(HA-)+c(OH-),则c(Na+)>2c(A2-)+c(HA-),D 错误。
4.改变0.1 mol·L-1二元弱酸H2A 溶液的pH,溶液中的H2A、HA-、A2-的物质的量分数δ(X)随pH 的变
化如图所示[已知δ(X)=
c( X )
c( H 2 A )+c( H A
−)+c( A
2−)]。
下列叙述错误的是( )
A.pH=1.2 时,c(H2A)=c(HA-)
B.lg [K2(H2A)]=-4.2
C.pH=2.7 时,c(HA-)>c(H2A)=c(A2-)
D.pH=4.2 时,c(HA-)=c(A2-)=c(H+)
答案 D
解析 A 项,根据图像,pH=1.2 时,H2A 和HA-相交,则有c(H2A)=c(HA-),正确;B 项,根据pH=4.2 时,
K2(H2A)=c( H
+)·c( A
2−)
c( H A
−)
=c(H+)=10-4.2,故lg [K2(H2A)]=-4.2,正确;C 项,根据图像,pH=2.7 时,H2A 和A2-相
交,则有c(H2A)=c(A2-),且小于c(HA-),正确;D 项,根据pH=4.2 时,c(HA-)=c(A2-),且c(HA-)+c(A2-)约为0.1
mol·L-1,而c(H+)=10-4.2 mol·L-1,可知c(HA-)=c(A2-)>c(H+),错误。
5.(2024·湖南长沙高三联考)酒石酸(H2B)及其与OH-形成的微粒的浓度分数随溶液pH 变化曲线如图
[已知:20 ℃时,Ksp(KHB)=3.8×10-4,S(K2B)=100 g·L-1]。向20 mL 0.1 mol·L-1酒石酸溶液中,逐滴加入0.2
mol·L-1 KOH 溶液,下列相关说法正确的是( )
A.酒石酸的K a1的数量级为10-3
B.pH=4,c(HB-)>c(H2B)>c(B2-)
C.用酒石酸检验K+时,最佳pH 范围是3.04~4.37
D.V(KOH)=10 mL 时,c(H2B)+c(HB-)+c(B2-)≈0.067 mol·L-1
答案 C
解析 由题图可知,当HB-的浓度分数等于H2B 的浓度分数时,溶液的pH 为3.04,则H2B 的电离常数
K a1= c( H B
−)·c( H
+)
c( H 2B)
=c(H+)=1×10-3.04,则K a1的数量级为10-4,故A 错误;由题图可知,溶液pH 为4 时,溶
液中三种离子的浓度大小顺序为c(HB-)>c(B2-)>c(H2B),故B 错误;由题图可知,溶液pH 在3.04~4.37
范围内,溶液中HB-浓度较大,有利于钾离子转化为酒石酸氢钾沉淀,故C 正确;当氢氧化钾溶液的体
积为10 mL 时,酒石酸溶液与氢氧化钾溶液恰好反应生成酒石酸氢钾,由酒石酸氢钾的溶度积可知,
溶液中c(K+)=❑√K sp( KHB)=
❑√3.8×10
−4 mol·L-1≈0.019 5 mol·L-1,由元素守恒可知,溶液中c(K+)=c(H2B)
+c(HB-)+c(B2-)≈0.019 5 mol·L-1,故D 错误。
6.常温下,向碳酸溶液中逐滴加入NaOH 溶液,所得溶液中pC(C 微粒的浓度的负对数)与pH 的关系
如图所示。下列说法错误的是( )
A.由图中数据可以计算碳酸的电离常数K a1的数量级为10-6
B.虽然H2CO3与CO3
2−能反应,但从图像中能看出这两种微粒在溶液中能够共存
C.pH=7 的溶液中离子浓度大小关系为c(HCO3
−)>c(H2CO3)>c(CO3
2−)
D.pH=10 的溶液中离子浓度大小关系有c(Na+)<3c(CO3
2−)
答案 D
解析 碳酸的电离常数K a1= c( H
+)·c( HC O3
−)
c( H 2C O3)
, 当c(H2CO3)=c(HCO3
−) 时,K a1= c( H
+)·c( HC O3
−)
c( H 2C O3)
=c(H+)=10-6,故碳酸的电离常数K a1的数量级为10-6,A 正确;从图像可知,在溶液pH 范围是5~12 时,溶
液中同时存在H2CO3 与CO3
2−,B 正确;根据图示可知:在溶液pH=7 时,溶液中离子浓度大小关系为
c(HCO3
−)>c(H2CO3)>c(CO3
2−),C 正确;在溶液pH=10 时,溶液存在电荷守恒,c(H+)+c(Na+)=c(HCO3
−)+2c(C
O3
2−)+c(OH-),溶液显碱性,则c(OH-)>c(H+),故c(Na+)>c(HCO3
−)+2c(CO3
2−),根据图示可知pH=10 时c(HC
O3
−)>c(CO3
2−),因此c(Na+)>3c(CO3
2−),D 错误。
7.常温下,向10 mL 0.1 mol·L-1的HNO2溶液中逐滴加入一定浓度的氨水,不考虑NH4NO2的分解,所得
溶液pH 及导电能力变化如图。下列分析正确的是( )
A.a 点和b 点溶液中,水的电离程度大小是a>b
B.b 点溶液中离子浓度大小的关系:c(NO2
−)>c(NH 4
+)>c(H+)>c(OH-)
C.a、d 两点的导电能力相同,则a、d 两点的pH 相同
D.氨水的物质的量浓度为1.0 mol·L-1
答案 B
解析 由题图可知,b 点导电能力最大,说明b 点HNO2和氨水恰好完全反应,溶质为NH4NO2,NH4NO2
水解促进水电离,a 点时HNO2过量,HNO2抑制水的电离,所以水的电离程度:a 点<b 点,故A 错误;b 点
导电能力最大,b 点HNO2和氨水恰好完全反应,溶液中的溶质只有NH4NO2,由于此时溶液显酸性,则
NH 4
+ 的水解程度大于N O2
−的水解程度,离子浓度的关系为c(NO2
−)>c(NH 4
+)>c(H+)>c(OH-),故B 正确;
由题图知,a 点溶液显酸性,d 点溶液显碱性,所以a、d 两点的pH 不相同,故C 错误;b 点导电能力最大,
说明b 点HNO2和氨水恰好完全反应,10 mL 0.1 mol·L-1的HNO2和10 mL 氨水恰好完全反应,所以
氨水的物质的量浓度为0.1 mol·L-1,故D 错误。
8.25 ℃时,向1 L 某缓冲溶液(含0.1 mol·L-1 CH3COOH、0.08 mol·L-1 CH3COONa)和1 L 0.1 mol·L-1
CH3COOH 溶液中加入NaOH(s)或通入HCl(g),两种溶液的pH 变化如图所示(不考虑溶液体积变化)。
已知缓冲溶液pH=pKa-lg c(酸)
c( 盐),下列说法正确的是( )
A.曲线①对应的溶液是缓冲溶液
B.25 ℃时醋酸的电离常数的数量级为10-6
C.a 点溶液中离子浓度的大小关系为c(CH3COO-)=c(CH3COOH)>c(H+)>c(OH-)
D.b 点溶液存在:4c(CH3COOH)+9c(H+)=9c(Cl-)+9c(OH-)+5c(CH3COO-)
答案 D
解析 当两种溶液中均未加入NaOH(s)或通入HCl(g),即图中横坐标为0 时,0.1 mol·L-1 CH3COOH
溶液的pH 值较小,故①为0.1 mol·L-1 CH3COOH 溶液,②为缓冲溶液。由题图分析可知②为缓冲溶
液,A 错误;①为0.1 mol·L-1 CH3COOH 溶液,当醋酸溶液中加入氢氧化钠0.05 mol 时,即图中a 点,溶
质成分为0.05 mol·L-1 CH3COOH 和0.05 mol·L-1 CH3COONa,因醋酸的电离和醋酸根离子的水解程
度较小,近似认为两者浓度相等,故Ka=c(C H 3COO
−)·c( H
+)
c(C H 3COOH )
≈c(H+)=10-4.75,Ka的数量级为10-5,B 错误;
根据B 中分析,图中a 点,溶质成分为0.05 mol·L-1 CH3COOH 和0.05 mol·L-1 CH3COONa,溶液呈酸
性,即醋酸的电离程度大于醋酸根离子的水解程度,故c(CH3COO-)>c(CH3COOH)>c(H+)>c(OH-),C 错
误;b 点溶液中溶质成分为0.15 mol·L-1 CH3COOH、0.05 mol·L-1 NaCl、0.03 mol·L-1 CH3COONa,根
据元素守恒:9c(Na+)=4[c(CH3COOH)+c(CH3COO-)],电荷守恒:c(Na+)+c(H+)=c(Cl-)+c(CH3COO-)+c(OH-),
联立两式,4c(CH3COOH)+9c(H+)=9c(Cl-)+9c(OH-)+5c(CH3COO-),D 正确。
9.常温下,将NaOH 溶液滴加到己二酸(H2X)溶液中,混合溶液的pH 与离子浓度变化的关系如图所示。
(1)该温度下,己二酸(H2X)的两级电离常数的数量级:K a1为 ,K a2为 。
(2)pH 与lg c( H X
−)
c( H 2 X )变化的曲线是 。
(3)HX-的电离程度 (填“大于”“小于”或“等于” )X2-的水解程度,其理由是
。
(4) 当反应进行到混合溶液呈中性时, 溶液中各种离子的浓度由大到小的顺序是
。
答案 (1)10-5 10-6
(2)N (3)大于 当HX-和X2-浓度相等时,溶液pH 小于7
(4)c(Na+)>c(X2-)>c(HX-)>c(H+)=c(OH-)
能力提升
10.常温下,向10 mL 0.1 mol·L-1的草酸(H2C2O4)溶液中逐滴滴入等浓度的NaOH 溶液至过量,用甲基
橙(变色范围的pH 为3.1~4.4)作指示剂,并用pH 计测定滴定过程的溶液pH 变化,其滴定曲线如图所
示,则下列分析正确的是( )
A.滴入10 mL 标准NaOH 溶液时,溶液颜色由红色变为橙色
B.图中①点所示溶液中:c(H2C2O4)+c(H+)=c(OH-)+2c(C2O4
2−)
C.在①②之间的任意一点,均存在:c(Na+)>c(HC2O4
−)>c(C2O4
2−)>c(H2C2O4)
D.图中②点所示的溶液中:c(Na+)=2c(HC2O4
−)+2c(C2O4
2−)+2c(H2C2O4)
答案 D
解析 甲基橙变色范围的pH 为3.1~4.4,滴入10 mL 标准NaOH 溶液时,溶液pH 为4.7,颜色由红色
变为黄色,A 错误;图中①点为第一滴定终点,得到的溶质为NaHC2O4,由质子守恒可知,所示溶液中:
c(H2C2O4)+c(H+)=c(OH-)+c(C2O4
2−),B 错误;在①②之间的任意一点,得到的溶质为NaHC2O4、Na2C2O4,
如果溶质以Na2C2O4 为主,则c(HC2O4
−)<c(C2O4
2−),C 错误;图中②点为第二滴定终点,得到的溶质为
Na2C2O4,所示的溶液中由元素守恒可知:c(Na+)=2c(HC2O4
−)+2c(C2O4
2−)+2c(H2C2O4),D 正确。
11.室温下,某二元碱X(OH)2水溶液中相关组分的物质的量分数随溶液pH 变化的曲线如图所示,下
列说法错误的是( )
A.由图可知X(OH)2一级、二级电离平衡常数
B.X(OH)NO3水溶液显碱性
C.等物质的量的X(NO3)2和X(OH)NO3混合溶液中c(X2+)<c[X(OH)+]
D.在pH=6 的水溶液中,c(OH-)=c(X2+)+c(H+)+c[X(OH)+]
答案 D
解析 A. 根据X(OH)2 一级、二级电离平衡常数表达式:K b1= c[ X (OH )
+]×c(O H
−)
c[ X (OH )2]
,
K b2= c( X
2+)×c(O H
−)
c[ X (OH )
+]
,根据图像,可以利用点(9.2,0.5)和点(6.2,0.5)两点中,c[X(OH)+]=c[X(OH)2]和
c(X2+)=c[X(OH)+],故电离平衡常数就等于该点的c(OH-),代入数值可以计算X(OH)2一级、二级电离
平衡常数,A 正确;B.根据选项A 的分析代入计算可得:K b1= c[ X (OH )
+]×c(O H
−)
c[ X (OH )2]
=c(OH-)=10-4.8,
K b2= c( X
2+)×c(O H
−)
c[ X (OH )
+]
=c(OH-)=10-7.8,则X(OH)+的水解平衡常数为Kh= K w
K b1
=10-9.2,则X(OH)+电离程度
大于其水解程度,溶液显碱性,B 正确;C.等物质的量的X(NO3)2和X(OH)NO3混合溶液,X2+的水解程度
大于X(OH)+ 的水解程度, 则溶液中c(X2+)<c[X(OH)+],C 正确;D. 室温下pH=6 溶液显酸性,
c(H+)>c(OH-),D 错误。
12.H2A 是一种二元弱酸,H2A 由于与空气中的某种成分作用而保持浓度不变,已知Ksp(MA)=3.0×10-9,
某水体中lg c(X)(X 为H2A、HA-、A2-、M2+)与pH 的关系如图所示。下列说法正确的是( )
A.曲线③代表HA-
B.H2A 的一级电离常数为10-8.3
C.c(M2+)随pH 升高而增大
D.pH=10.3 时,c(M2+)=3.0×10-7.9 mol·L-1
答案 D
解析 H2A 的浓度保持不变,则①代表H2A,随着pH 逐渐增大,HA-、A2-的浓度增大,pH 较小时HA-的
浓度大于A2-的浓度,则曲线②代表HA-,曲线③代表A2-,A 错误;曲线①②的交点代表溶液中H2A、
HA-的浓度相等。由坐标(6.3,-5)知:H2A 的一级电离常数K a1= c( H A
−)·c( H
+)
c( H 2 A )
=c(H+)=10-6.3,B 错误;曲
线④代表M2+,则c(M2+)随pH 升高而减小,C 错误;根据图像,曲线②③的交点(10.3,-1.1)代表溶液中
HA-、A2-浓度相等,均为10-1.1 mol·L-1,则c(M2+)=
K sp( MA )
c( A
2−)
= 3.0×10
−9
10
−1.1
mol·L-1=3.0×10-7.9 mol·L-1,D 正
确。
13.弱电解质的研究是重要课题。室温下,H2SeO3电离平衡体系中含Se 微粒的物质的量分数与溶液
pH 的关系如图所示,回答下列问题:
(1)写出NaHSeO3水解常数的表达式 。
(2) 写出将少量氢氧化钠溶液滴入
H2SeO3 溶液中的离子方程式:
。
(3)NaHSeO3溶液显 性,0.1 mol·L-1 NaHSeO3溶液中,离子浓度由大到小的顺序为
。
(4)计算H2SeO3+SeO3
2−2 HSeO3
−的平衡常数K= 。
答案 (1)
c( H 2SeO3)·c(O H
−)
c( HSeO3
−)
(2)OH-+H2SeO3===HSeO3
−+H2O
(3)酸 c(Na+)>c(HSeO3
−)>c(H+)>c(SeO3
2−)>c(OH-)
(4)1.0×105
解析 (1)NaHSeO3 中HSeO3
−水解方程式为HSeO3
−+H2O
H2SeO3+OH-; 水解常数的表达式为
c( H 2SeO3)·c(O H
−)
c( HSeO3
−)
。(2)少量氢氧化钠溶液滴入H2SeO3 溶液中,生成HSeO3
−,离子方程式为OH-
+H2SeO3===HSeO3
−+H2O。(3)由图像可知,NaHSeO3溶液显酸性,说明其电离程度大于水解程度,所以
溶液中离子浓度从大到小的顺序为c(Na+)>c(HSeO3
−)>c(H+)>c(SeO3
2−)>c(OH-)。(4)c(H2SeO3)=c(HSe
O3
−) 时,pH=2.5,K a1= c( HSeO3
−)
c( H 2SeO3)·c(H+)=c(H+)=10-2.5,c(SeO3
2−)=c(HSeO3
−) 时,pH=7.5,K a2= c(SeO3
2−)
c( HSeO3
−)
·c(H+)=c(H+)=10-7.5,H2SeO3+Se
O3
2−2 HSeO3
−的平衡常数K =
c
2( HSeO3
−)
c(SeO3
2−)·c( H 2SeO3)
= c( HSeO3
−)
c( H 2SeO3) ·
1
c(SeO3
2−)
c( HSeO3
−)
=
K a1
c( H
+)
·
1
K a2
c( H
+)
=
K a1
K a2
= 10
−2.5
10
−7.5
=1.0×105。
