2．深入剖析題給條件，免入歧途

命題者為了更好地考查我們敏捷而嚴密的思維能力，常常在題中設(shè)置一些誤導(dǎo)條件、過剩條件、隱含條件等，若不深入剖析題給條件，很可能會使思路誤入歧途，得出與實際不相符的答案。

1．排除定勢思維的干擾，透過現(xiàn)象看本質(zhì)

對于離子在溶液中的存在狀態(tài)的判斷，很多學(xué)生把離子的水解與離子濃度大小的情況混淆，其實離子的水解或弱電解質(zhì)的電離都是比較弱的，所以對于溶液中本身能夠電離產(chǎn)生的離子濃度均是最大的。

1．[答案]⑴ A ；水的電離是吸熱過程 ，溫度低時，電離程度小，c(H⁺)、c (OH^－)小

⑵ 10 : 1　 �、� +b=14 或：pH₁ + pH₂ =14

⑷曲線B對應(yīng)95℃，此時水的離子積為10^－12。HA為弱酸，HA中和NaOH后，混合溶液中還剩余較多的HA分子，可繼續(xù)電離出H⁺，使溶液pH＝5。

[解題思路]本題的關(guān)鍵是在搞清楚溫度對水電離平衡、水的離子積和溶液pH的影響。

⑴當(dāng)溫度升高時，促進水電離，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也增大，但溶液仍然呈中性。因此結(jié)合圖象中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則25 時水的電離平衡曲線應(yīng)為A，理由為水的電離是吸熱過程，升高溫度，使水的電離程度增大。

⑵中25時所得混合溶液的 ＝7，溶液呈中性即酸堿恰好中和，即n(OH^－)= n(H⁺)，則V(NaOH)·10^-5mo1·L^-1=V(H₂SO₄)·10^-4mo1·L^-1，得V(NaOH)∶V(H₂SO₄)＝10∶1

⑶要注意是95時，水的離子積為10^-12，即c(H⁺)·c(OH^－)=10^－12，即：等體積強酸堿反應(yīng)至中性時(酸)+(堿)＝12。　　　　

根據(jù)95時混合后溶液呈中性，₂＝b的某強堿溶液中c(OH^－)=10^b－12；有 100×10^－a＝1×10^b－12，即： 10^－a+2＝10^b－12，所以，有以下關(guān)系：+b＝14，或：pH₁ + pH₂ =14

⑷中在曲線B對應(yīng)溫度下，因(酸)+(堿)＝12，可得酸堿兩溶液中c(H⁺) = c(OH^-)，如　 是強酸、堿，兩溶液等體積混合后溶液應(yīng)呈中性；現(xiàn)混合溶液的pH＝5，即等體積混合后溶液顯酸性，說明H⁺與OH^-完全反應(yīng)后又有新的H⁺產(chǎn)生，酸過量，所以說酸HA是弱酸。

[答案]⑴ CO₃^2-+H₂OHCO₃^-+OH^－ ；

向純堿溶液中滴加數(shù)滴酚酞試液后，溶液顯紅色；然后逐滴加入氯化鈣溶液直至過量，若溶液紅色逐漸變淺直至消失，則說明上述觀點。

⑵用pH試紙(或pH計)測常溫下0.1mol·L^－1純堿溶液的pH，若pH＜12，則該同學(xué)的觀點正確；若pH＞12，則該同學(xué)的觀點不正確。

⑶ B、D　 　�、� K_h＝

[解題思路]

⑴純堿是鹽不是堿，其溶液呈堿性的原因只能是鹽的水解。

證明的出發(fā)點是：把產(chǎn)生水解的離子消耗掉，看在無水解離子的情況下溶液是否發(fā)生變化。

⑵離子是微觀的，發(fā)生水解的量是看不到的，但水解后的結(jié)果――溶液酸堿性和酸堿度是可以測量的，所以可用測溶液pH的方法來測定“水解度”。

⑶A式c(Na⁺)=2c(CO₃^2-) 方程式兩邊分別是正負電荷，所以考慮電荷守恒。因為缺少HCO₃^-而錯誤�！� B式是離子濃度大小排序：c(CO₃^2-)＞c(OH^－)＞c(HCO₃^-)＞c(H₂CO₃)，要從水解程度大小來考慮，正確。要說明的是：HCO₃^-水解的程度大于其電離的程度�！� C式c(CO₃^2-)+c(HCO₃^-)=0.1mol·L^－1右邊是溶液濃度，因此考慮原子守恒，但由于疏漏碳酸，錯誤。　 D式c(OH^－)=c(H⁺)+c(HCO₃^-+2c(H₂CO₃)一邊是水解產(chǎn)物之一OH^－，一邊是水解的另一產(chǎn)物，所以考慮物料守恒，考慮它們之間量的比例關(guān)系，D正確。

⑷CO₃^2－第一步水解的離子方程式CO₃^2－+H₂OHCO₃^-+ OH^－，先按照化學(xué)平衡常數(shù)的書寫方式得：K＝，再根據(jù)平衡常數(shù)的書寫規(guī)則：在稀溶液中水的濃度視為1 ，參考水的離子積的表達方式，得水解常數(shù)表達式：K_h＝。

㈢簡答題：

⑴把小塊pH試紙放在表面皿(或玻璃片)上，用蘸有待測溶液的玻璃棒點在試紙的中部，試紙變色后，與標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較來確定溶液的pH　　 CO₃^2－+H₂OHCO₃^－+OH^－　

7到13　

⑵向純堿溶液中滴入酚酞溶液，溶液顯紅色；若再向該溶液中滴入過量氯化鈣溶液，

產(chǎn)生白色沉淀，且溶液的紅色褪去。說明純堿溶液呈堿性是由CO₃^2－引起的。

6．A　 [解析]本題考查中和熱的測定和中和滴定實驗的有關(guān)操作和目的。該實驗是一個定量實驗，定量實驗取關(guān)鍵之處就是減小誤差，所以，在中和滴定實驗的滴定過程中，眼睛要始終注視錐形瓶內(nèi)溶液的顏色變化，B選項錯誤；中和滴定是通過指示劑來指示滴定終點，通過對測定數(shù)據(jù)的計算來確定待測液的濃度，故只要能滿足上述條件，則與滴加順序無關(guān)，A正確。測中和熱時，兩燒杯間填滿碎紙的作用是首先是保溫，減少熱量損失；中和熱是以生成1mol水為基準(zhǔn)，中和反應(yīng)的中和熱均為放出57.3kJ/mol，而與酸堿的用量無關(guān)，故C、D均錯誤，

㈡填空題：

5．B　 [解析]二氧化硫不是電解質(zhì)，A錯；從圖上看，在224mL時，0.05 mol·L^-1的亞硫酸的pH遠小于1，說明它是弱酸，B正確；根據(jù)方程式：2H₂S+SO₂=3S+2H₂O得，原氫硫酸溶液的物質(zhì)的量濃度0.1mo1·L^-1，D錯；從圖中看出，同濃度的亞硫酸比氫硫酸的pH小，則其酸性比氫硫酸的要強，C錯。

4．D　 [解析]“既要提高溶液中HClO物質(zhì)的量濃度，又要降低溶液中HCl濃度”，即要通過消耗HCl來實現(xiàn)提高溶液中HClO物質(zhì)的量濃度。用NaOH能同時消耗HClO，不可。HClO的酸性弱與碳酸，所以可以用CaCO₃。

3．D　 [解析]由水電離產(chǎn)生的氫離子與氫氧根離子濃度相等，所以為10^-14mol/L。溶液可能為強酸性也可能為強堿性。A項在堿性溶液中不能大量共存；B項中的SO₃^2-在酸性溶液中不能大量共存，C項中的MnO₄^-在酸性溶液中可以氧化Fe²⁺。

2．B　 [解析]當(dāng)溶液pH相等時，醋酸的濃度大于鹽酸的濃度，當(dāng)溶液稀釋時，濃度的變化也相同，所以醋酸的濃度仍然大于鹽酸的濃度。注意點：本題考查的是濃度的大小，并非pH的變化。

1．B　 [解析]在水中加入酸或堿都抑制水的電離，強酸強堿鹽不影響水的電離，強酸弱堿鹽或強堿弱酸鹽都可以水解而促進水的電離。

2．現(xiàn)有常溫下的0.1mol·L^－1純堿溶液。

⑴你認為該溶液呈堿性的原因是(用離子方程式表示)：　　　　　　　　　　　　　　　　

　為證明你的上述觀點，請設(shè)計一個簡單的實驗，簡述實驗過程：

⑵同學(xué)甲認為該溶液中Na₂CO₃的水解是微弱的，發(fā)生水解的CO₃^2-離子不超過其總量的10%。請你設(shè)計實驗證明該同學(xué)的觀點是否正確。

⑶同學(xué)乙就該溶液中粒子之間的關(guān)系寫出了下列四個關(guān)系式，你認為其中正確的是

　A．c(Na⁺)=2c(CO₃^2-)　 　　 　　　　　B．c(CO₃^2-)＞c(OH^－)＞c(HCO₃^-)＞c(H₂CO₃)

C．c(CO₃^2-)+c(HCO₃^-)=0.1mol·L^－1　　　　 D．c(OH^－)=c(H⁺)+c(HCO₃^-)+2c(H₂CO₃)

⑷水解反應(yīng)是典型的可逆反應(yīng)。水解反應(yīng)的化學(xué)平衡常數(shù)稱為水解常數(shù)(用K_h表示)，

請寫出Na₂CO₃第一步水解反應(yīng)的水解常數(shù)的表示式：　　　　　　　　 　　　　　

㈢簡答題：

⑴實驗室中不少試劑瓶的標(biāo)簽外都涂有一層石蠟，其作用是_　　　　　　 _____________ ____________________________________；在取用酚酞試液時往往會聞到一股明顯的酒精的特殊香味，你覺得有可能的原因是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 。

⑵苯酚(C₆H₅OH)顯弱酸性，水溶性不好，它分散于水中往往形成濁液。在C₆H₅ONa溶液中通入CO₂后會生成C₆H₅OH，從而出現(xiàn)渾濁。試設(shè)計一個簡單的實驗證明C₆H₅ONa與CO₂的另一反應(yīng)產(chǎn)物是NaHCO₃而不是Na₂CO₃。(說明：NaHCO₃在溶液受熱不易分解，且它能與CaCl₂溶液反應(yīng)能生成CaCO₃沉淀。)

(只須寫出簡要的實驗步驟和文字說明)

解析答案：

㈠選擇題：