10.(2010四川理綜卷)有關①100ml 0.1 mol/L 、②100ml 0.1 mol/L 兩種溶液的敘述不正確的是

A.溶液中水電離出的個數(shù)：②>①　 B.溶液中陰離子的物質的量濃度之和:②>①

C.①溶液中:　 　　D.②溶液中:

答案： C

解析：本題考查鹽類水解知識；鹽類水解促進水的電離,且Na₂CO₃的水解程度更大，堿性更強，故水中電離出的H⁺個數(shù)更多，A項正確；B②鈉離子的物質的量濃度為0.2 mol/L而①鈉離子的物質的量濃度為0.1 mol/L根據(jù)物料守恒及電荷守恒可知溶液中陰離子的物質的量濃度之和:②>①，B項正確；C項水解程度大于電離所以C(H₂CO₃)＞C(CO₃^2-)D項 C0₃^2-分步水解第一步水解占主要地位且水解大于電離。判斷D正確。C、D兩項只要寫出它們的水解及電離方程式即可判斷。

(2010江蘇卷)12．常溫下，用 0.1000 mol·LNaOH溶液滴定 20.00mL0.1000 mol·L溶液所得滴定曲線如右圖。下列說法正確的是

A．點①所示溶液中：

B．點②所示溶液中：

C．點③所示溶液中：

D．滴定過程中可能出現(xiàn)：

[答案]D

[解析]本題主要考查的是粒子濃度大小的比較。A項，處于點①時，酸過量，根據(jù)電荷守恒，則有B項，在點②時，pH=7。仍沒有完全反應，酸過量，；C項。當時，兩者完全反應，此時由于的水解，溶液呈堿性，但水解程度是微弱的，D項，在滴定過程中，當的量少時，不能完全中和醋酸，則有綜上分析可知，本題選D項。

16．(2010上海卷)下列溶液中微粒濃度關系一定正確的是

A．氨水與氯化銨的pH=7的混合溶液中：[Cl^-]>[NH₄⁺]

B．pH=2的一元酸和pH=12的一元強堿等體積混合： [OH^-]= [H⁺]

C．0.1 mol·L^-1的硫酸銨溶液中：[NH₄⁺]>[SO₄^2-]>[H⁺]

D．0.1 mol·L^-1的硫化鈉溶液中：[OH^-]=[H⁺]+[HS^-]+[H₂S]

答案：C

解析：此題考查了溶液中的微粒濃度的大小比較。氨水和氯化銨混合溶液的pH=7時，溶液中[H⁺]=[OH^-]，則[Cl^-]=[NH₄⁺]，A錯；由于pH=2的酸的強弱未知，當其是強酸正確，當其是弱酸時，酸過量則溶液中[H⁺]>[OH^-]，B錯；1mol.L^-1的硫酸銨溶液中，銨根離子部分水解，根據(jù)物質的組成，可知：[NH₄⁺]>[SO₄^2-]>[H⁺]，C對；1mol.L^-1的硫化鈉溶液中，根據(jù)物料守恒，可知[OH^-]=[H⁺]+[HS^-]+2[H₂S]，D錯。

技巧點撥：在解答溶液中微粒濃度的大小比較類的題目時，核心是抓住守恒，其包括：電荷守恒、物料守恒和質子(氫離子)守恒。其中電荷守恒是指溶液中陽離子所帶正電荷總數(shù)等于陰離子所帶負電荷總數(shù)；物料守恒是指原子個數(shù)守恒或質量守恒；質子守恒：是指在強堿弱酸鹽或強酸弱堿鹽溶液中，由水所電離的H⁺與OH^－量相等。

14．(2010上海卷)下列判斷正確的是

A．測定硫酸銅晶體中結晶水含量時，灼燒至固體發(fā)黑，測定值小于理論值

B．相同條件下，2mol氫原子所具有的能量小于1mol氫分子所具有的能量

C．0.1 mol·L^-1的碳酸鈉溶液的pH大于0.1 mol·L^-1的醋酸鈉溶液的pH

D．1L 1 mol·L^-1的碳酸鈉溶液吸收SO₂的量大于1L mol·L^-1硫化鈉溶液吸收SO₂的量

答案：C

解析：此題考查了實驗操作、化學反應中的能量變化、溶液的pH、元素化合物等知識。測定硫酸銅晶體中結晶水含量時，灼燒至固體發(fā)黑，說明部分硫酸銅分解生成了氧化銅，測定值大于理論值，A錯；氫原子轉化為氫分子，形成化學鍵放出能量，說明2mol氫原子的能量大于1molH₂，B錯；碳酸的酸性弱于醋酸，故此相同濃度的碳酸鈉溶液的pH大于醋酸鈉溶液，C對；1L 1mol.L^-1的溶液中含有溶質1mol，前者發(fā)生：Na₂CO₃+SO₂+H₂O=2NaHSO₃+CO₂↑；后者發(fā)生：2Na₂S+5SO₂+2H₂O=4NaHSO₃+3S↓；分析可知，很明顯后者大于前者，D錯。

易錯警示：此題解答是的易錯點有二：一是對化學鍵的形成斷開和吸熱放熱的關系不清，要能夠準確理解斷鍵吸熱成鍵放熱；二是忽視亞硫酸的酸性強于氫硫酸，不能準確判斷硫化鈉中通入二氧化硫時要生成氫硫酸，造成氫硫酸和亞硫酸能發(fā)生氧化還原反應生成單質硫。

10．(2010福建卷)下列關于電解質溶液的正確判斷是

A．在pH = 12的溶液中，、、、可以常量共存

B．在pH＝ 0的溶液中，、、、可以常量共存

C．由0．1 mol·一元堿BOH溶液的pH＝10,可推知BOH溶液存在BOH＝

D．由0．1 mol·一元堿HA溶液的pH＝3, 可推知NaA溶液存在A^- + H₂O⇋HA + OH^-

[解析]答案：D

本題考查常見離子的共存、弱電解質溶液的電離和水解

A.　　 pH=12的溶液呈堿性含有比較多的OH^-，不能與HCO₃^-共存

B.　　 pH=0的溶液呈酸性含有較多的H⁺，在NO₃^-離子存在的情況下，亞硫酸根離子容易被氧化成硫酸根離子，無法共存

C.　　 0．1mol/L的一元堿的pH=10表明該一元堿是弱堿，在溶液中不能完全電離

D.　　 由題意可得該酸是弱酸，在NaA溶液中A^-會發(fā)生水解而使溶液呈堿性

12．(2010廣東理綜卷)HA為酸性略強與醋酸的一元弱酸，在0.1 mol·L^-1 NaA溶液中，離子濃度關系正確的是

A．c(Na⁺)＞c(A^－)＞c(H⁺)＞c(OH^－)

B．c(Na⁺)＞c(OH^－)＞c(A^－)＞c(H⁺)

C．c(Na⁺)+ c(OH^－)= c(A^－)+ c(H⁺)

D．c(Na⁺)+ c(H⁺) = c(A^－)+ c(OH^－)

解析：A明顯錯誤，因為陽離子濃度都大于陰離子濃度，電荷不守恒；D是電荷守恒，明顯正確。NaA的水解是微弱的，故c(A^－)＞c(OH^－)，B錯；C的等式不符合任何一個守恒關系，是錯誤的；

答案：D

4．(2010天津卷)下列液體均處于25℃，有關敘述正確的是

A．某物質的溶液pH < 7，則該物質一定是酸或強酸弱堿鹽

B．pH ＝ 4.5的番茄汁中c(H⁺)是pH ＝ 6.5的牛奶中c(H⁺)的100倍

C．AgCl在同濃度的CaCl₂和NaCl溶液中的溶解度相同

D．pH ＝ 5.6的CH₃COOH與CH₃COONa混合溶液中，c(Na⁺) > c(CH₃COO^－)

解析：某些強酸的酸式鹽pH＜7，如NaHSO₄，故A錯；pH=4.5，c(H⁺)=10^-4.5 mol·L^-1，pH=6.5，其c(H⁺)=10^-6.5 mol·L^-1，故B正確；同濃度的CaCl₂溶液的c(Cl^-)是NaCl的兩倍，它們對AgCl沉淀溶解平衡的抑制程度不同，故C錯；混合溶液顯酸性，則c(H⁺)>c(OH^-)，根據(jù)電荷守恒，c(CH₃COO^-)>c(Na⁺)，故D錯。

答案：B

命題立意：綜合考查了電解質溶液中的有關知識，包括鹽類的水解、溶液的pH與c(H⁺)的關系、沉淀溶解平衡的移動和溶液中離子濃度大小的比較。

9．(2010全國2)下列敘述正確的是

A．在醋酸溶液的，將此溶液稀釋1倍后，溶液的，則

B．在滴有酚酞溶液的氨水里，加入至溶液恰好無色，則此時溶液的

C．鹽酸的，鹽酸的

D．若1mL的鹽酸與100mL溶液混合后，溶液的則溶液的

[解析]A若是稀醋酸溶液稀釋則C(H⁺)減小，pH增大，b＞a，故A錯誤；B酚酞的變色范圍是pH= 8.0-10.0(無色→紅色)，現(xiàn)在使紅色褪去，pH不一定小于7，可能在7~8之間，故B錯誤；C常溫下酸的pH不可能大于7，只能無限的接近7；D正確，直接代入計算可得是正確，也可用更一般的式子：設強酸pH=a，體積為V₁；強堿的pH=b，體積為V₂,則有10^-aV₁=10^-(14-b)V₂，現(xiàn)在V1/V2=10^-2,又知a=1,所以b=11

[答案]D

[命題意圖]考查弱電解質的稀釋，強酸的無限稀釋，指示劑的變色范圍，強酸與強堿的混合pH的計算等基本概念

[點評]本題在第一輪復習至第三輪復習無時不在強調的基本問題考查就是第二冊第三章的問題，這次居然沒有考離子濃度大小比較，而考這些，很簡單，大家都喜歡！

(2010山東卷)15.某溫度下，分別在溶液中達到沉淀溶解平衡后，改變溶液，金屬陽離子濃度的辯護如圖所示。據(jù)圖分析，下列判斷錯誤的是

A.

B.加適量固體可使溶液由點變到點

C.兩點代表的溶液中與乘積相等

D.、分別在、兩點代表的溶液中達到飽和

解析：b、c兩點金屬陽離子的濃度相等，都設為x，，，則，，故，A正確；a點到b點的堿性增強，而溶解于水后顯酸性，故B錯；只要溫度一定，就一定，故C正確；溶度積曲線上的點代表的溶液都已飽和，曲線左下方的點都不飽和，右上方的點都是，沉淀要析出，故D正確。

答案：B

1．(2010全國卷1)．下列敘述正確的是

A．在醋酸溶液的，將此溶液稀釋1倍后，溶液的，則

B．在滴有酚酞溶液的氨水里，加入至溶液恰好無色，則此時溶液的

C．鹽酸的，鹽酸的

D．若1mL的鹽酸與100mL溶液混合后，溶液的則溶液的

[解析]A若是稀醋酸溶液稀釋則C(H⁺)減小，pH增大，b＞a，故A錯誤；B酚酞的變色范圍是pH= 8.0-10.0(無色→紅色)，現(xiàn)在使紅色褪去，pH不一定小于7，可能在7~8之間，故B錯誤；C常溫下酸的pH不可能大于7，只能無限的接近7；D正確，直接代入計算可得是正確，也可用更一般的式子：設強酸pH=a，體積為V₁；強堿的pH=b，體積為V₂,則有10^-aV₁=10^-(14-b)V₂，現(xiàn)在V1/V2=10^-2,又知a=1,所以b=11

[答案]D

[命題意圖]考查弱電解質的稀釋，強酸的無限稀釋，指示劑的變色范圍，強酸與強堿的混合pH的計算等基本概念

[點評]本題在第一輪復習至第三輪復習無時不在強調的基本問題考查就是第二冊第三章的問題，這次居然沒有考離子濃度大小比較，而考這些，很簡單，大家都喜歡！

16．(2011天津，14分)工業(yè)廢水中常含有一定量的Cr₂O₇^2-和CrO₄^2-，它們會對人類及生態(tài)系統(tǒng)產(chǎn)生很大的傷害，必須進行處理。常用的處理方法有兩種。

方法1：還原沉淀法

　 該法的工藝流程為

其中第①步存在平衡：2CrO₄^2-(黃色)+2H⁺Cr₂O₇^2-(橙色)+H₂O

(1)若平衡體系的pH=2，則溶液顯　　　　　　 色.

(2)能說明第①步反應達平衡狀態(tài)的是　　　　　　 。

a．Cr₂O₇^2-和CrO₄^2-的濃度相同

b．2v (Cr₂O₇^2-) =v (CrO₄^2-)

c．溶液的顏色不變

(3)第②步中，還原1mol Cr₂O₇^2-離子，需要________mol的FeSO₄·7H₂O。

(4)第③步生成的Cr(OH)₃在溶液中存在以下沉淀溶解平衡：Cr(OH)₃(s)Cr³⁺(aq)+3OH^-(aq)

　　 常溫下，Cr(OH)₃的溶度積Ksp＝c(Cr³⁺)·c³(OH^-)＝10^-32，要使c(Cr³⁺)降至10^-5mol/L，溶液的pH應調至　　　　　 。

方法2：電解法

　　 該法用Fe做電極電解含Cr₂O₇^2-的酸性廢水，隨著電解進行，在陰極附近溶液pH升高，產(chǎn)生Cr(OH)₃沉淀。

(5)用Fe做電極的原因為　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 。

(6)在陰極附近溶液pH升高的原因是(用電極反應解釋)　　　　　　 　　　　　　　　　　。

　　 溶液中同時生成的沉淀還有　　　　　　　　　　 。

解析：(1)pH=2說明溶液顯酸性，平衡向正反應方向移動，Cr₂O₇^2-的濃度會增大，所以溶液顯橙色；

　　 (2)在一定條件下的可逆反應里，當正反應速率和逆反應速率相等，反應物的濃度與生成物的濃度不再改變時，該可逆反應就到達化學平衡狀態(tài)，因此選項a不正確；在任何情況下Cr₂O₇^2-和CrO₄^2-的反應速率之比總是滿足1：2，因此選項b也不正確；溶液顏色不再改變，這說明Cr₂O₇^2-和CrO₄^2-的濃度不再發(fā)生改變，因此可以說明反應已經(jīng)達到化學平衡狀態(tài)，c正確。

(3)Cr₂O₇^2-中Cr的化合價是+6價，所以1mol Cr₂O₇^2-被還原轉移2×(6－3)＝6mol電子；Fe²⁺被氧化生成Fe³⁺，轉移1個電子，因此根據(jù)得失電子守恒可知需要FeSO₄·7H₂O的物質的量為6mol；

(4)由溶度積常數(shù)的表達式Ksp＝c(Cr³⁺)·c³(OH^-)＝10^-32可知，當c(Cr³⁺)＝10^-5mol/L時，c(OH^-)＝10^-9mol/L，所以pH＝5。

(5) Cr₂O₇^2-要生成Cr(OH)₃沉淀，必需有還原劑，而鐵做電極時，在陽極上可以失去電子產(chǎn)生Fe²⁺，方程式為Fe－2e^－＝Fe²⁺。

(6)在電解池中陽離子在陰極得到電子，在溶液中由于H⁺得電子得能力強于Fe²⁺的，因此陰極是H⁺放電，方程式為2H⁺+2e－＝H₂↑，隨著電解的進行，溶液中的H⁺濃度逐漸降低，水的電離被促進，OH^－濃度逐漸升高。由于Fe²⁺被Cr₂O₇^2-氧化生成Fe³⁺，當溶液堿性達到一定程度時就會產(chǎn)生Fe(OH)₃沉淀。

答案：(1)橙

　　 (2)c

　　 (3)6

　　 (4)5

　　 (5)陽極反應為Fe－2e^－＝Fe²⁺，提供還原劑Fe²⁺

 (6)2H⁺+2e－＝H₂↑　 Fe(OH)₃

2010年高考化學試題