高中化學二輪復習專題九電解質(zhì)溶液練習

專題九電解質(zhì)溶液

［考綱要求］1.了解水的電離、離子積常數(shù)。2.了解溶液pH的含義及其測定方法，能進行pH的簡單計算。

3.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。4.了解鹽類水解的原理，影響鹽類

水解程度的因素，鹽類水解的應用。5.了解難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡。理解溶度積(4P)的含義，能進行相

關(guān)的計算。6.以上各部分知識的綜合運用。

考點一溶液的酸堿性及pH

n核心精講

i.一個基本不變

相同溫度下，不論是純水還是稀溶液，水的離子積常數(shù)不變。應用這一原則時需要注意兩個條件：水溶液必

須是稀溶液；溫度必須相同。

2.兩個判斷標準

(1)任何溫度

c(H+)>c(OH"),酸性；

c(H+)=c(OH"),中性；

c(H+)<c(OH-),堿性。

(2)常溫(25℃)

pH>7,堿性；

pH=7,中性；

pH<7,酸性。

3.三種測量方法

(l)pH試紙

用pH試紙測定溶液的pH,精確到整數(shù)且只能在1?14范圍內(nèi)，其使用方法為取一小塊試紙放在干凈的玻璃

片或表面皿上，用玻璃棒蘸取液體，點在試紙中部，待試紙變色后，與標準比色卡對比，讀出pH。

注意①pH試紙不能預先潤濕，但潤濕之后不一定產(chǎn)生誤差。②pH試紙不能測定氯水的pH。

(2)pH計

pH計能精確測定溶液的pH,可精確到0.1?

(3)酸堿指示劑

酸堿指示劑能粗略測定溶液的pH范圍。

常見酸堿指示劑的變色范圍如下表所示:

指示劑變色范圍的pH

石蕊<5紅色5~8紫色>8藍色

甲基橙<3.1紅色3.1?4.4橙色>4.4黃色

酚醐<8.2無色8.2~10淺紅色>10紅色

4.四條判斷規(guī)律

⑴正鹽溶液

強酸強堿鹽顯生性,強酸弱堿鹽（如NH4C1）顯酸性，強堿弱酸鹽（如CH3COONa）顯堿性。

⑵酸式鹽溶液

NaHSO」顯酸性（NaHS04=Na++H++S04—）、NaHSO3,NaHCzCh、NaH2P04水溶液顯酸性（酸式根電離程度大于水

解程度）；NaHCO3>NaHS、NaJffO」水溶液顯堿性（酸式根水解程度大于電離程度）。

注意因為濃度相同的CHsCOCT與NH分的水解程度相同，所以C&C00NH4溶液顯中性,而NHJKOs溶液略顯堿

性。

⑶弱酸（或弱堿）及其鹽1：1混合溶液

①1：1的CHaCOOH和CLCOONa混合液呈酸性。

②1：1的陽?H20和NH4C1混合溶液呈堿性。

-

（對于等濃度的CHaCOOH與CHsCOO,CH3C00H的電離程度大于OMXXT的水解程度）

（4）25℃酸、堿pH之和等于14的等體積混合溶液

pH之和等于14的意義：酸溶液中的氫離子的濃度等于堿溶液中的氫氧根離子的濃度。

①已知酸、堿溶液的pH之和為14,則等體積混合時:

但出口PH=7

強酸、強堿

強酸、弱堿|堿過重pH>7

|弱酸、強堿|——SpH<7

②己知酸、堿溶液的pH之和為14,若混合后溶液的pH為7,溶液呈中性，則

強酸、強堿—/酸：「堿=1：1

強酸、弱堿—酸：/堿>1：1

弱酸、強堿—*『酸：/堿〈1：1

③強酸、強堿等體積混合后溶液酸、堿性的判斷

等于14

----?pH=7

大于14、

|看pH之和----*pH>7

小于14

-----pH<7

2題組集訓

題組一走出溶液稀釋與混合的誤區(qū)

1.正誤判斷，正確的打，錯誤的打“X”

(1)室溫下，pH=3的CHCOOH溶液與pH=ll的NaOH溶液等體積混合，溶液pH>7(X)

(2015?江蘇，11B)

(2)25℃時，等體積、等濃度的硝酸與氨水混合后，溶液pH=7(X)

(2015?重慶理綜，3B)

(3)常溫下，pH為2的鹽酸與等體積pH=12的氨水混合后所得溶液呈酸性(X)

⑷常溫下，pH為2的鹽酸由壓0電離出的c(H+)=1.0X10-12mol?L(J)

⑸同濃度、同體積的強酸與強堿溶液混合后，溶液的pH=7(X)

走出誤區(qū)

誤區(qū)一：不能正確理解酸、堿的無限稀釋規(guī)律

常溫下任何酸或堿溶液無限稀釋時，溶液的pH都不可能大于7或小于7,只能接近7。

誤區(qū)二：不能正確理解弱酸、弱堿的稀釋規(guī)律

溶液稀釋前溶液pH稀釋后溶液pH

強酸加水稀釋到pH=a+??

酸pH=3

弱酸原來體積的水pH〈a+〃

強堿10"倍pH=Z?—77

堿pH=A

弱堿6—水pH<6

誤區(qū)三：不能正確掌握混合溶液的定性規(guī)律

pH=〃(水7)的強酸和pH=14—〃的強堿溶液等體積混合，pH=7；pH=〃(水7)的醋酸和pH=14—〃的氫氧化

鈉溶液等體積混合，混合溶液pH<7；pH=〃(水7)的鹽酸和pH=14—〃的氨水等體積混合，混合溶液pH〉7。

題組二一強一弱比較的圖像分析

(一)分類比較、理解變化規(guī)律

2.(1)相同體積、相同濃度的HCl(a)和CLCOOHS),分別與足量的鋅粉發(fā)生反應，按要求畫出圖像。

①產(chǎn)生正的體積KH2)隨時間(t)的變化圖像；

②產(chǎn)生壓的速率汽壓)隨時間(t)的變化圖像；

③溶液的pH隨時間(t)的變化圖像。

pHfb

③。

⑵若把HCl(a)、CLCOOHS)均改成相同體積、相同pH,則①②③的圖像又怎樣?

PH

b

7

o

<?方法技巧

圖像法理解一強一弱的稀釋規(guī)律

（1）相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸

①加水稀釋相同的倍數(shù)，醋酸的pH大。

②加水稀釋到相同的pH,鹽酸加入的水多。

⑵相同體積、相同pH的鹽酸、醋酸

①加水稀釋相同的倍數(shù)，鹽酸的pH大。

②加水稀釋到相同的pH,醋酸加入的水多。

（二）注意高考動態(tài)，把握命題方向

3.（2010?大綱全國卷II,9）相同體積、相同pH的某一元強酸溶液①和某一元中強酸溶液②分別與足量的

鋅粉發(fā)生反應，下列關(guān)于氫氣體積（D隨時間（8變化的示意圖正確的是（）

A

CD

答案C

解析強酸完全電離，中強酸部分電離，隨著反應的進行，中強酸會繼續(xù)電離出「，所以溶液②產(chǎn)生氫氣

的體積多，在相同時間內(nèi)，②的反應速率比①快。

4.（2010?重慶理綜，13）pH=2的兩種一元酸x和y,體積均為100mL,稀釋過程中pH與溶液體積的關(guān)系

如下圖所示。分另>］滴力口NaOH溶液（c=0.1mol至pH=7,消耗NaOH溶液的體積為人、左，貝網(wǎng)）

D.y為強酸，K>KC.y為弱酸，K<K

答案C

解析由圖知：將一元酸x和y分別稀釋10倍，pH的變化量ApHx=l,ApH,<l,所以x為強酸，y為弱

酸。pH=2時弱酸y的濃度大，滴加NaOH溶液至pH=7時需NaOH溶液的體積K比匕大。

5.（2015?全國卷I,13）濃度均為0.10mol?L-1,體積均為％的MOH和ROH溶液，分別加水稀釋至體積

V,pH隨1后的變化如圖所示。下列敘述錯誤的是（）

A.MOH的堿性強于ROH的堿性

B.ROH的電離程度：b點大于a點

C.若兩溶液無限稀釋，則它們的c（0『）相等

D.當1e=2時，若兩溶液同時升高溫度，則錯誤!增大

答案D

解析A項，0.10mol的MOH和ROH溶液，前者pH=13,后者pH小于13,說明前者是強堿，后者是弱

堿，正確；B項，ROH是弱堿，加水稀釋，促進電離，b點電離程度大于a點，正確；C項，兩堿溶液無限稀

釋，溶液近似呈中性，c（0『）相等，正確；D項，由MOH是強堿，在溶液中完全電離，所以c（M+）不變，ROH

是弱堿，升高溫度，促進電離平衡ROHR++0IT向右進行，c（R+）增大，所以錯誤!減小，錯誤。

（三）新題預測，注意考試動向

6.濃度均為0.1mol?體積均為兒的HX、HY溶液，分別加水稀釋至體積為KpH隨1高的變化關(guān)系

如下圖所示。下列敘述正確的是（）

A.HX、HY都是弱酸，且HX的酸性比HY的弱

B.常溫下,由水電離出的c(H+)?c(OIF)：a<b

C.相同溫度下，電離常數(shù)4(HX)：a>b

D.1舄=3時，若同時微熱兩種溶液(不考慮HX、HY和壓0的揮發(fā))，則錯誤!減小

答案B

解析A項，根據(jù)圖分析，當1^=0時，HX的pH>l,說明HX部分電離，為弱電解質(zhì)；HY的pH=l,說明

其完全電離，為強電解質(zhì)，所以HY的酸性大于HX的酸性，錯誤；B項，酸或堿抑制水的電離，酸中的氫離

子濃度越小，其抑制水電離程度越小，根據(jù)圖分析，b點對應的溶液中氫離子濃度小于a點對應的溶液中氫

離子濃度，則水的電離程度a<b,所以由水電離出的氫離子和氫氧根離子濃度的乘積a〈b,正確；C項，酸

的電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，所以相同的溫度下，電離常數(shù)a=b,錯誤；D項，1/=3時，若同時微熱

兩種溶液，X—物質(zhì)的量增多，丫一物質(zhì)的量不變，二者溶液的體積相等，所以錯誤！比值變大，錯誤。

7.常溫下，向濃度均為0.1mol?體積均為100mL的兩種一元酸HX、HY的溶液中分別加入NaOH固

體，1g錯誤!隨加入NaOH的物質(zhì)的量的變化情況如圖所示。下列敘述正確的是()

n(NaOH)/x10-:,mol

A.HX的酸性弱于HY的酸性

B.a點由水電離出的c(H+)=1X10-12mol,L-1

C.c點溶液中:c(Y-)>ff(HY)

D.b點時酸堿恰好完全中和

答案C

解析1g錯誤!越大，溶液中氫離子濃度越大，未加NaOH時，HX溶液比HY溶液的1g錯誤!大，所以HX的酸

性強于HY的，A項錯誤；由于a點1g錯誤!=12,則溶液中。田+)=0.1mol-L-1,溶液中由水電離出的

+1X4131

C(H)=Q0pmol-L-'=1X1O-mol-f,B項錯誤；由于c點1g錯誤！=6,則溶液中的c(『)=

1X10-4mol-r1,此時消耗的NaOH的物質(zhì)的量為0.005moL則溶液中的溶質(zhì)為NaY和HY,且溶液中NaY

和HY的物質(zhì)的量濃度相等，由于溶液顯酸性，所以HY的電離程度大于NaY的水解程度，。(丫一)>c(HY),C

項正確；由于100mL0.1mol?廠1的HY溶液與NaOH溶液恰好中和時消耗NaOH的物質(zhì)的量為0.01mol,

而b點時消耗NaOH的物質(zhì)的量為0.008mol,所以酸過量，D項錯誤。

題組三理解換算關(guān)系，突破pH的計算

8.已知水在25℃和95℃時，其電離平衡曲線如圖所示：

⑴則25℃時水的電離平衡曲線應為(填“A”或"B”)，請說明理由:

(2)25℃時，將pH=9的NaOH溶液與pH=4的壓S0&溶液混合，若所得混合溶液的pH=7,則pH=9的NaOH

溶液與pH=4的H6O4溶液的體積之比為0

(3)95℃時，若100體積pHi=a的某強酸溶液與1體積pH2=A的某強堿溶液混合后溶液呈中性，則混合

前，該強酸的pH1與強堿的pH2之間應滿足的關(guān)系是

(4)95℃時，向Ba(OH)2溶液中逐滴加入pH=a的鹽酸，測得混合溶液的部分pH如表所示。

實驗序號82(0中2溶液的體積/1111鹽酸的體積/mL溶液的pH

①22.000.008

②22.0018.007

③22.0022.006

假設(shè)溶液混合前后的體積不變，則a=,實驗②所得溶液中由水電離產(chǎn)生的c(0H-)=

mol?L’。

(5)95℃時，將0.1mol?的NaHSO,溶液與0.1mol?廣，的Ba(0H)2溶液按下表中甲、乙、丙、丁不同方

式混合：

甲乙丙T

0.1mol,L-1Ba(OH)2溶液體積/mL10101010

0.1mol?L_1NaHSO"溶液體積/mL5101520

①按丁方式混合后，所得溶液顯________(填“酸”“堿”或“中”)性。

②寫出按乙方式混合后，反應的化學方程式：,

所得溶液顯________(填“酸”“堿”或“中”)性。

③按甲方式混合，所得溶液的pH為(混合時，忽略溶液體積的變化)。

答案(DA水的電離是吸熱過程，溫度較低時，電離程度較小，c(H+)、c(OIT)均較小

(2)10:1

⑶a+6=14(或pHi+pH2=14)

(4)41.0X10-7

(5)①中②Ba(0H)2+NaHS04=BaS04l+H20+Na0H堿(3)11

解析(1)溫度升高，促進水的電離，水的離子積也增大，水中氫離子濃度、氫氧根離子濃度都增大，水的

pH減小，但溶液仍然呈中性。因此結(jié)合圖像中A、B曲線變化情況及氫離子濃度、氫氧根離子濃度可以判

斷，25°C時水的電離平衡曲線應為A,理由為水的電離是吸熱過程，升高溫度，水的電離程度增大。

(2)25℃時，所得混合溶液的pH=7,溶液呈中性，即〃(0『)=〃田+),則KNaOH)-10-5mol?L-1=

KH2SO4)?10Tmol?J,得KNaOH)：KH2S04)=10：1?

(3)要注意95℃時，水的離子積為1X10-%即c(H+)?c(0『)=lXl()T2,則等體積強酸、強堿反應至中

性時，有pH(酸)+pH(堿)=12。根據(jù)95℃時混合后溶液呈中性，pH?=6的某強堿溶液中c(OH")=10i-12；

由100X1CF)=1XIO"",可得10一"+2=IO"T,得a+6=14或pHi+pHz=14。

⑷此條件下，pH=6時溶液呈中性，根據(jù)表中實驗①數(shù)據(jù)可得c(0『)=1.0Xl(r4mol-LT,根據(jù)表中實驗

③的數(shù)據(jù)可以判斷，鹽酸中的c(H+)與Ba(OH)?溶液中c(OfT)相等，所以a=4,即pH=4,實驗②溶液呈堿

皿舟/22X10—4—18X10—4-5-114上.,,z_x_7

性，其c(OH)=-------QQ,1O-------=1.0X105moi?LI水電禺出的c(OH)=1.0X107mol?L*。

NN~rlo

⑸①按丁方法混合，”(OIT)=10X10Tx0.1X2=2X10-mol,/7(H+)=20X10~3X0.l=2X10-3mol,

〃(0IT)=〃(『)，所以溶液呈中性。

②二者等物質(zhì)的量反應，化學方程式為8@(0由2+岫1?04=825041+壓0+脂0比溶液顯堿性。

③按甲方式混合時，過量，反應后溶液中C(OIT)=2X0-I」。-1X.mo].[/』.[mo]/c(H+)

=錯誤！=1.OX10-11mol?pH=llo

思維模型

溶液pH計算的一般思維模型

初步判斷最終

溶液的酸堿性

|酸性溶液||堿性溶液|

酸的酸與酸酸與堿堿與堿堿的

稀釋的混合的混合的混合稀釋

先求最終溶液中n(OH-),

先求最終溶液中"(H+),

再求c(OH)最后再根據(jù)

再求c(H*)

cM*”忐F)求出。便，)

|求pH=—lgc(H+?

考點二溶液中的“三大平衡”

n核心精講

電離平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡是溶液中的三大平衡。這三種平衡都遵循勒夏特列原理一一當只改變體

系的一個條件時，平衡向能夠減弱這種改變的方向移動。

i.對比“四個”表格，正確理解影響因素

(1)外界條件對醋酸電離平衡的影響

+

CH3COOHCH3COO-+HXH>Q

體系變化

平衡移動方向〃田+)c(H+)導電能力

條件

加水稀釋向右增大減小減弱不變

加入少量冰醋酸向右增大增大增強不變

通入HC1(g)向左增大增大增強不變

加NaOH(s)向右減小減小增強不變

加入鎂粉向右減小減小增強不變

升高溫度向右增大增大增強增大

加CH3COONa(s)向左減小減小增強不變

⑵外界條件對水的電離平衡的影響

H2H++OH-A〃0

體系變化

平衡移動方向水的電離程度c(0『)c(H+)

條件

酸向左不變減小減小增大

堿向左不變減小增大減小

可水解Na2cO3向右不變增大增大減小

的鹽NH4CI向右不變增大減小增大

升溫向右增大增大增大增大

溫度

降溫向左減小減小減小減小

其他：如加入Na向右不變增大增大減小

(3)外界條件對FeCL溶液水解平衡的影響

+

Fe"+3H2Fe(0H)3+3H&

體系變化

平衡移動方向加H+)pH水解程度現(xiàn)象

條件

升溫向右增多減小增大顏色變深

通HC1向左增多減小減小顏色變淺

加H20向右增多增大增大顏色變淺

加FeCL固體向右增多減小減小顏色變深

生成紅褐色沉

加NaHCO3向右減小增大增大

淀，放出氣體

(4)外界條件對AgCl溶解平衡的影響

AgCl(s)Ag+(aq)+C1-(aq)AH>Q

體系變化

平衡移動方向平衡后c(Ag+)平衡后C(cr)Xp

條件

升高溫度向右增大增大增大

加水稀釋向右不變不變不變

加入少量AgNO3向左增大減小不變

通入HC1向左減小增大不變

通入H2s向右減小增大不變

2.思考重點問題，辨析易錯知識

⑴加水稀釋醋酸溶液，在稀釋過程中，錯誤!（填“增大”“減小”或“不變”，下同），錯誤!

,錯誤！,錯誤！,C（CH3COOH）+C（CH3C00

一）,

n（CH3COOH）+n（CHsCOO-）0

答案增大增大不變不變減小不變

（2）在pH=5的酸性溶液中，（?9+）水=mol?「。

答案io-，或10-9

⑶常溫下純水的pH=7,升溫到80℃,純水的pH〈7,其原因是

答案常溫下，純水中c（H+）=10-7mol?L-1,升溫，促進水的電離，致使c（H+）＞10-7mol?L-1,所以pH＜7

⑷相同濃度的（NH3Fe（S0D2溶液與（NHJ2SO4溶液相比，c（NH分）（填“前者”或“后者”）大。

答案前者

⑸向NH4C1溶液中加水，其稀釋過程中錯誤!（填“增大”“減小”或“不變”，下同），錯誤!

,錯誤!,錯誤!,c（NH錯誤!）+c（NM?壓0）。

答案增大增大不變不變減小

（6）某溫度下，pH相同的鹽酸和氯化鍍?nèi)芤悍謩e稀釋，平衡時的pH隨溶液體積變化的曲線如下圖所示。據(jù)

圖回答下列問題：

①H為稀釋時pH變化曲線，水的電離程度a點（填“或“="，下同）c

點;b點c點o

答案NH￡1溶液〉＜

②a點時，等體積的兩溶液與NaOH反應，消耗NaOH的量________多。

答案NH￡1溶液

（7）正誤判斷，正確的打“，錯誤的打“X”

①洗滌沉淀時，洗滌次數(shù)越多越好（X）

②為減少洗滌過程中固體的損耗，最好選用稀HEO」代替H20來洗滌BaSO”沉淀（J）

③AgCl在NaCl溶液中的溶解度小于在純水中的溶解度（V）

④心越小，其溶解度越?。x）

⑤晶大的容易向匾小的轉(zhuǎn)化，但匾小的不能向隘大的轉(zhuǎn)化（X）

⑥在0.1mol-r1的A1CL溶液中滴加少量NaOH溶液，再滴加0.1mol-L-1的FeCL溶液，其現(xiàn)象為先產(chǎn)生

白色沉淀，后白色沉淀轉(zhuǎn)化成紅褐色沉淀，則4P［Fe（0H）3］〈媼［A1（OH）3］（J）

(8)已知25℃時，^p(FeS)=6.3X10-ls,4P(CdS)=3.6X10一力能否用FeS處理含CcT的廢水?請根據(jù)沉

淀溶解平衡的原理解釋(用必要的文字和離子方程式說明)o

答案能，CdS比FeS更難溶，可發(fā)生沉淀轉(zhuǎn)化Cd"(aq)+FeS(s)CdS(s)+Fe"(aq)。

2題組集訓

題組一影響弱電解質(zhì)電離平衡因素的多角度分析

1.己知NaHSOs溶液顯酸性，溶液中存在以下平衡：

HSO3-+H2OH2so3+0/①

HS03-H++S03—②

向0.1mol?L-的NaHSOs溶液中分別加入以下物質(zhì)，下列有關(guān)說法正確的是()

A.加入少量金屬Na,平衡①左移，平衡②右移，溶液中c(HSO±)增大

B.加入少量Na2s固體，貝！Ic(H+)+c(Na+)=c(HS03-)+c(0IT)+gc(S03一)

C.加入少量NaOH溶液，錯誤!、錯誤!的值均增大

D.加入氨水至中性，貝?。?c(Na+)=c(S02—)>c(H+)=c(OfF)

答案C

解析A項，加入金屬鈉后，鈉和水反應生成氫氧化鈉，使平衡①左移，平衡②右移，移動的結(jié)果是

c(S03一)增大。可以利用極端分析法判斷，如果金屬鈉適量，充分反應后溶液中溶質(zhì)可以是亞硫酸鈉，此時

c(HSO土)很小，錯誤；B項，依據(jù)電荷守恒判斷，c(S02一)前面的化學計量數(shù)應為2,即c(H+)+c(Na+)=

c(HS0^)+e(0H-)+2C(S03-),錯誤；C項，加入氫氧化鈉溶液后，溶液酸性減弱，堿性增強，所以錯誤!

增大，平衡①左移，平衡②右移，最終c(S02一)增大，c(HSO土)減小，所以錯誤!增大，正確；D項，加入

氨水至溶液呈中性，即c(H+)=c(0『)，由電荷守恒知，其他離子存在如下關(guān)系：c(Na+)+c(NH蜚)=

2c(S03-)+c(HS03-),錯誤。

2.(2016?全國卷III,13)下列有關(guān)電解質(zhì)溶液的說法正確的是()

A.向0.1mol?廣|CLCOOH溶液中加入少量水，溶液中錯誤!減小

B.將C&COONa溶液從20℃升溫至30℃,溶液中錯誤!增大

C.向鹽酸中加入氨水至中性，溶液中錯誤!>1

D.向AgCl、AgBr的飽和溶液中加入少量AgNOs,溶液中錯誤!不變

答案D

解析A項，錯誤！=錯誤！，加水稀釋，c(CH3coeT)減小，4不變，所以比值增大，錯誤；B項，錯誤！=

白(《為水解常數(shù))，溫度升高，水解常數(shù)所增大，比值減小，錯誤；C項，向鹽酸中加入氨水至中性，根據(jù)

Kh

電荷守恒：c(NH4-)+c(H+)=c(Cl-)+c(0H-),此時c(H+)=c(0H-),故c(NH4-)=c(Cl-),所以錯誤!=

1,錯誤；D項，在飽和溶液中錯誤！=錯誤！，溫度不變，溶度積4P不變，則溶液中錯誤!不變，正確。

題組二多角度攻克鹽類水解問題

3.正誤判斷，正確的打，錯誤的打“X”

(1)用熱的純堿溶液洗去油污，是因為岫2?)3可直接與油污反應(X)

(2014,新課標全國卷I,8A)

⑵施肥時，草木灰(有效成分為K2c。3)不能與NHiCl混合使用，是因為K2c與NH4C1反應生成氨氣會降低肥

效(J)

(2014?新課標全國卷I,8C)

(3)NaCl溶液和CH3COONH4溶液均顯中性，兩溶液中水的電離程度相同(X)

(4)向NaAlO?溶液中滴加NaHCOs溶液，有沉淀和氣體生成(X)

4.(2015?天津理綜，5)室溫下，將0.05molNazCOs固體溶于水配成100mL溶液，向溶液中加入下列物

質(zhì)，有關(guān)結(jié)論正確的是()

加入物質(zhì)結(jié)論

A50mL1mol?廠加￡。4反應結(jié)束后，c(Na+)=c(S04—)

B0.05molCaO溶液中錯誤!增大

由水電離出的C(H+)?c(oir)不變

C50mLH20

D0.1molNaHSOa固體反應完全后，溶液pH減小，c(Na+)不變

答案B

解析Na2c溶液中存在水解平衡C03—+比0HC03-+0H-,所以溶液呈堿性。A項，向溶液中加入50

-1+

mL1mol-LH2SO4,Na2cO3與H2s(h恰好反應生成0.05molNa2sCh,根據(jù)物料守恒可得c(Na)=

2c(S0a-),錯誤；B項，向NazCOs溶液中加入0.05molCaO后，發(fā)生反應CaO+H2()=Ca(OH)2,生成0.05

molCa(OH)2