I．常温下在20mL0．1mol/L Na2CO3溶液中逐滴加入0．1mol/L HCl溶液40mL，溶液的pH逐渐降低，此时溶液中含碳元素,高中三年级,化学试题,离子共存考点,离子反应考点,粒子浓度大小的比较考点,盐类水解判断溶液酸碱性或比较溶液pH值的大小考点,好技网

填空题
I．常温下在20mL0．1mol/L Na₂CO₃溶液中逐滴加入0．1mol/L HCl溶液40mL，溶液的pH逐渐降低，此时溶液中含碳元素的微粒物质的量浓度的百分含量（纵轴）也发生变化（CO₂因逸出未画出），如图所示。回答下列问题

（1）H₂CO₃、HCO₃^-、CO₃^2-中不能大量共存于同一溶液中的是___________________。
（2）实验室可用“双指示剂法”测定碳酸钠、碳酸氢钠混合溶液中各种物质的含量，操作步骤如下：
①取固体样品配成溶液；
②取25mL样品溶液加指示剂A，用0．1010mol/LNaOH标准溶液滴定至终点；
③再加指示剂B，再用0．1010mol/LNaOH标准溶液滴定至终点……
指示剂B的变色范围在pH=______左右最理想。
（3）当pH=7时，此时再滴入盐酸溶液所发生反应离子方程式是____________________。
（4）已知在25℃时，CO₃^2-水解反应的平衡常数即水解常数Kh=2×10^-4，当溶液中c(HCO₃^-)︰c(CO₃^2-)=
2︰1时，溶液的pH=_____________。
II．某二元弱酸（简写为H₂A）溶液，按下式发生一级和二级电离：H₂AH⁺+HA^-HA^-H⁺+A^2-已知相同浓度时的电离度α(H₂A)> α(HA^-)，设有下列四种溶液：
（A）0．01mol/L 的H₂A溶液
（B）0．01mol/L 的NaHA溶液
（C）0．01mol/L 的HCl与0．04mol/L的NaHA溶液等体积混合液
（D）0．02mol/L 的NaOH与0．02 mol/L的NaHA溶液等体积混合液
据此，填写下列空白（填代号）：
（5）c(H⁺)最大的是_________，c(H₂A)最大的是___________，c(A^2-)最大的是_________。

本题信息：2009年0111模拟题化学填空题难度极难来源:于丽娜
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本试题 “I．常温下在20mL0．1mol/L Na2CO3溶液中逐滴加入0．1mol/L HCl溶液40mL，溶液的pH逐渐降低，此时溶液中含碳元素的微粒物质的量浓度的百分含量（纵轴）也发生...” 主要考查您对
离子共存

离子反应

粒子浓度大小的比较

盐类水解判断溶液酸碱性或比较溶液pH值的大小
等考点的理解。关于这些考点您可以点击下面的选项卡查看详细档案。

离子共存
离子反应
粒子浓度大小的比较
盐类水解判断溶液酸碱性或比较溶液pH值的大小

离子共存：

所谓离子共存实质上就是看离子间是否发生反应。若离子在溶液中发生反应，就不能共存。

因能发生氧化还原反应而不共存的离子有：
（注：“√”表示能发生反应，“×”表示不能发生反应）

	S^2-	SO₃^2-	I^-	Fe²⁺	Br^-	Cl^-(H⁺)
MnO₄^-	√	√	√	√	√	√
ClO^-	√	√	√	√	√	√
NO₃^-(H⁺)	√	√	√	√	√	×
Fe³⁺	√	√	√	×	×	×

因能发生复分解反应而不共存的离子有：

离子间相互结合生成难溶物或微溶物

Ba²⁺、Ca²⁺ CO₃^2-、SO₃^2-、SO₄^2-

Ag⁺ CO₃^2-、SO₃^2-、Cl^-
离子间相互结合生成气体或挥发性物质

H⁺ CO₃^2-、HCO₃^-、SO₃^2-、HSO₃^-、S^2-、HS^-

OH^- NH₄⁺
离子间相互结合生成弱电解质

H⁺ CO₃^2-、SO₃^2-、S^2-、CH₃COO^-、F^- 弱酸

OH^- NH₄⁺、Al³⁺、Fe³⁺、Cu²⁺、Mg²⁺ 弱碱

H⁺ 水

因能发生双水解的离子有：

Al³⁺	CO₃^2-、HCO₃^-、SO₃^2-、HSO₃^-、S₂^-、HS^-、AlO₂^-、ClO^-
Fe³⁺	CO₃^2-、HCO₃^-、AlO₂^-、ClO^-
NH₄⁺	SiO₃^2-、AlO₂^-

因发生络合反应而不共存的离子有：

Fe³⁺	SCN^-
Ag⁺、Cu²⁺	NH₃·H₂O

判断离子是否共存的几种情况：

（1）发生复分解反应，离子不能大量共存。
①有气体产生    如CO₃^2-、SO₃^2-、S^2-、HCO₃^-、HSO₃^-、HS^-等易挥发的弱酸的酸根与H⁺不能大量共存。
②有沉淀生成    如Ba²⁺、Ca²⁺、Mg²⁺、Ag⁺等不能与SO₄^2-、CO₃^2-等大量共存；
                            Mg²⁺、Fe²⁺、Ag⁺、Al³⁺、Zn²⁺、Cu²⁺、Fe³⁺等不能与OH^-大量共存；
                            Pb²⁺与Cl^-，Fe²⁺与S^2-、Ca²⁺与PO₄^3-、Ag⁺与I^-不能大量共存。
③有弱电解质生成   如OH^-、CH₃COO^-、PO₄^3-、HPO₄^2-、H₂PO₄^-、F^-、ClO^-、AlO₂^-、SiO₃^2-、CN^-、C₁₇H₃₅COO^-与H⁺不能大量共存；
                                   一些酸式弱酸根如HCO₃^-、HPO₄^2-、HS^-、H₂PO₄^-、HSO₃^-不能与OH^-大量共存；
                                    NH₄⁺与OH^-不能大量共存。
（2）发生氧化还原反应，离子不能大量共存
①具有较强还原性的离子不能与具有较强氧化性的离子大量共存    如S^2-、HS^-、SO₃^2-、I^-和Fe³⁺不能大量共存。
②在酸性或碱性的介质中由于发生氧化还原反应而不能大量共存    如MnO₄^-、Cr₂O₇^-、NO₃^-、ClO^-与S^2-、HS^-、SO₃^2-、HSO₃^-、I^-、Fe²⁺等不能大量共存；
    SO₃^2-和S^2-在碱性条件下可以共存，但在酸性条件下由于发生2S^2-+SO₃^2-+6H⁺=3S↓+3H₂O不能共存；H⁺与S₂O₃^2-不能大量共存。
（3）能水解的阳离子跟能水解的阴离子在水溶液中不能大量共存（双水解）
例：Al³⁺和HCO₃^-、CO₃^2-、HS^-、S^2-、AlO₂^-、ClO^-等；Fe³⁺与CO₃^2-、HCO₃^-、AlO₂^-、ClO^-等不能大量共存。
（4）溶液中能发生络合反应的离子不能大量共存。
如Fe²⁺、Fe³⁺与SCN^-不能大量共存。

主要题目要求的限定：
（1）酸性溶液（H⁺）、碱性溶液（OH^-）、能在加入铝粉后放出可燃气体的溶液、由水电离出的H⁺或OH^-=1×10^-10mol/L的溶液等。
（2）溶液的颜色：有色离子MnO₄^-（紫色）、Fe³⁺（棕黄）、Fe²⁺（浅绿）、Cu²⁺（蓝）、Fe(SCN)₂⁺（红）、Fe(SCN)₆^3-（血红）。
（3）要求“大量共存”还是“不能大量共存”。

定义：

凡是有离子参加或离子生成的反应都是离子反应。
离子反应包括：复分解反应、氧化还原反应、络合反应、双水解反应
常见阳离子的检验方法：

离子	检验试剂	实验步骤	实验现象	离子方程式
K⁺	焰色反应	①铂丝在火焰上灼烧至原火焰色②蘸取溶液，放在火焰上灼烧，观察火焰颜色。	浅紫色（通过蓝色钴玻璃片观察钾离子焰色）	——
Na⁺	焰色反应	①铂丝在火焰上灼烧至原火焰色②蘸取溶液，放在火焰上灼烧，观察火焰颜色。	火焰分别呈黄色	——
NH₄⁺	NaOH溶液(浓)	向未知溶液中加入NaOH浓溶液并加热	生成有刺激性气味、使湿润红色石蕊试纸变蓝的气体	NH₄⁺+OH^-=NH₃↑+H₂O
Al³⁺	加NaOH溶液	向未知溶液中加入NaOH溶液	加入适量NaOH溶液后生成白色沉淀，该沉淀溶于过量NaOH溶液中	Al³⁺+3OH^-=Al(OH)₃↓
Cu²⁺	浓氨水	向未知溶液中加入浓氨水	加入适量浓氨水后生成蓝色沉淀，该沉淀溶于过量浓氨水中，溶液呈深蓝色	Cu²⁺+2OH^-=Cu(OH)₂↓ Cu(OH)₂+4NH₃·H₂O=[Cu(NH₃)₄]²⁺+2OH^-+4H₂O
Ag⁺	①稀盐酸或可溶性盐酸盐②稀HNO₃③氨水	向未知溶液中加入稀盐酸再加入稀HNO₃向过滤出的沉淀中加氨水	生成白色沉淀，不溶于稀HNO₃，但溶于氨水，生成[Ag(NH₃)₂]⁺	Ag⁺+Cl^-=AgCl↓
Ba²⁺	稀H₂SO₄或可溶性酸盐溶液	向未知溶液中加入稀H₂SO₄再加入稀HNO₃	产生白色沉淀，且沉淀不溶于稀HNO₃	Ba²⁺+SO₄^2-=BaSO₄↓
Fe³⁺	KSCN溶液	向未知溶液中加入KSCN溶液或加NaOH溶液或加苯酚	变为血红色溶液	Fe³⁺+3SCN^-=Fe(SCN)₃
	加NaOH溶液		产生红褐色沉淀	Fe³⁺+3OH^-=Fe(OH)₃↓
	加苯酚		溶液显紫色	Fe³⁺+6C₆H₆OH→[Fe(C₆H₅O)]^3-+6H⁺
Fe²⁺	①加NaOH溶液	向未知溶液中加入NaOH溶液并露置在空气中	开始时生成白色Fe(OH)₂沉淀，迅速变成灰绿色，最后变成红褐色Fe(OH)₃沉淀。	Fe²⁺+2OH^-=Fe(OH)2↓　 4Fe(OH)₂+O₂+2H₂O=4Fe(OH)₃
	②KMnO₄ (H⁺)溶液	向未知溶液中加入KMnO₄(H+)溶液	KMnO₄(H⁺)紫色褪去	MnO₄^-+5Fe²⁺+8H⁺=5Fe³⁺+Mn²⁺+4H₂O
	③K₃[Fe(CN)₆]	向未知溶液中加入K₃[Fe(CN)₆]溶液	出现蓝色Fe₃[Fe(CN)₆]₂沉淀	3Fe²⁺+2[Fe(CN)₆]^-=Fe₃[Fe(CN)₆]₂↓
	④KSCN溶液，新制的氯水	加入KSCN溶液，新制的氯水	加入KSCN溶液不显红色，加入少量新制的氯水后，立即显红色。	2Fe²⁺+Cl₂=2Fe³⁺+2Cl^-Fe³⁺+3SCN^-=Fe(SCN)₃

常见阴离子的检验方法：

离子	检验试剂	实验步骤	实验现象	离子方程式
CO₃^2-	①BaCl₂溶液、稀盐酸	向未知溶液中加入BaCl₂溶液再向沉淀中加入稀盐酸	加入BaCl₂溶液后生成白色沉淀，沉淀溶于稀盐酸，并放出无色无味气体	Ba²⁺+CO₃^2-=BaCO₃↓ BaCO₃+2H⁺＝Ba²⁺+CO₂↑+H₂O
CO₃^2-	②稀盐酸、Ca(OH)₂溶液	加入稀盐酸后放出的气体通入使澄清的Ca(OH)₂溶液	加入稀盐酸后放出无色无味气体，通入澄清的Ca(OH)₂溶液变浑浊	CO₃^2-+2H⁺=H₂O+CO₂↑ Ca²⁺+2OH^-+CO₂＝CaCO₃↓+H₂O
SO₄^2-	BaCl₂溶液、稀硝酸或稀盐酸	向未知溶液中加入BaCl₂溶液再向沉淀中加入稀盐酸	生成不溶于稀硝酸或稀盐酸的白色沉淀	Ba²⁺+SO₄^2-=BaSO₄↓
SO₃^2-	①BaCl₂溶液、稀盐酸	向未知溶液中加入BaCl₂溶液再向沉淀中加入稀盐酸	加入BaCl₂溶液后生成白色沉淀，沉淀溶于稀盐酸，并放出刺激性气味的气体	SO₃^2-+2H⁺=H₂O+SO₂↑
SO₃^2-	②稀盐酸、品红溶液	加入稀盐酸后放出的气体通入品红溶液	加入稀盐酸后放出的气体使品红溶液褪色	SO₃^2-+2H⁺=H₂O+SO₂↑
Cl^-	AgNO₃溶液、稀硝酸或稀盐酸	向未知溶液中加入AgNO₃溶液，再向沉淀中加入稀盐酸	生成不溶于稀硝酸或稀盐酸的白色沉淀	Ag⁺+Cl^-=AgCl↓
Br^-	AgNO₃溶液、稀硝酸或稀盐酸	向未知溶液中加入AgNO₃溶液，再向沉淀中加入稀盐酸	生成不溶于稀硝酸或稀盐酸的浅黄色沉淀	Ag⁺+Br^-=AgBr↓
I^-	AgNO₃溶液、稀硝酸或稀盐酸	向未知溶液中加入AgNO₃溶液，再向沉淀中加入稀盐酸	生成不溶于稀硝酸的黄色沉淀	Ag⁺+I^-=AgI↓
I^-	②新制氯水，淀粉溶液	向未知溶液中加入新制氯水，再加入淀粉溶液	滴入新制Cl₂，振荡后再滴入淀粉溶液，变蓝	Ag⁺+I^-=AgI↓ 2I^-+Cl₂=I₂+2Cl^- I₂遇淀粉变蓝

注意： 1．若SO₄^₂-与Cl^-同时检验，需注意检验顺序。应先用Ba(NO₃)₂溶液将SO₄^2-检出，并滤去BaSO₄，然后再用AgNO₃检验Cl^-。
2．检验SO₃^2-的试剂中，只能用盐酸，不能用稀硝酸。因为稀硝酸能把SO₃^2-氧化成SO₄^2-。
3．若Ag⁺和Ba²⁺同时检验，也需注意检验顺序，应先用盐酸将Ag⁺检验出并滤去沉淀，然后再用稀硫酸检验Ba²⁺。

离子浓度大小比较方法：

(1)考虑水解因素：如溶液

所以
(2)不同溶液中同一离子浓度的比较要看溶液中其他离子对它的影响。如相同浓度的三种溶液中，由大到小的顺序是c>a>b。
(3)混合液中各离子浓度的比较要综合分析水解因素、电离因素。如相同浓度的的混合液中，离子浓度顺序为：
的电离程度大于的水解程度。

盐溶液的“三大守恒”:

①电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。如NaHCO₃溶液中：

推出：
②物料守恒：电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。如NaHCO₃溶液中nc(Na⁺)：nc(C)＝1：1，
推出：
③质子守恒：电解质溶液中分子或离子得到或失去质子（H⁺）的物质的量应相等。例如在NH₄HCO₃溶液中H₃O⁺、H₂CO₃为得到质子后的产物；NH₃、OH^-、CO₃^2-为失去质子后的产物，故有以下关系：

(2)粒子浓度大小比较的方法：
①单一溶液中离子浓度大小的比较
A. 一元弱酸盐溶液中离子浓度的关系是：
c(不水解离子)>c(水解离子)>c(显性离子)>c(水电离出的另一离子)
如：在CH₃COONa溶液中各离子浓度大小关系：

B. 二元弱酸盐溶液中离子浓度的关系是：
c(不水解离子)>c(水解离子)>c(显性离子)> c(二级水解离子)>c(水电离出的另一离子)
如：Na₂CO₃溶液中离子浓度的关系：

②比较不同电解质溶液中同一种粒子浓度的大小。应注意弱酸、弱碱电离程度的大小以及影响电离度的因素，盐类水解及水解程度对该粒子浓度的影响。
③比较经过反应化学反应后离子浓度的大小：
A. 确定电解质溶液的成分
B. 确定溶液中含哪些粒子(分子、离子)，此时要考虑物质的电离和水解情况
C. 确定各种粒子的浓度或物质的量的大小
D. 根据题目要求做出判断
注：要抓住“两小”。即弱电解质电离程度小，故未电离的弱电解质分子数远多于已电离出离子数目；盐的水解程度小，故未水解的粒子数目远多于水解生成的粒子数目

盐类水解原理的应用:

(1)盐水解的规律：
①谁弱谁水解，谁强显谁性，越弱越水解，都弱都水解，无弱不水解
②多元弱酸根、正酸根离子比酸式酸根离子水解程度大得多，故可只考虑第一步水解
(2)具体分析一下几种情况：
①强碱弱酸的正盐：弱酸的阴离子发生水解，水解显碱性；如：Na₂CO₃、NaAc等
②强酸弱碱的正盐：弱碱的阳离子发生水解，水解显酸性；如：NH₄Cl、FeCl₃、CuCl₂等；
③强酸强碱的正盐，不发生水解；如：Na₂SO₄、NaCl、KNO₃等；
④弱酸弱碱的正盐：弱酸的阴离子和弱碱的阳离子都发生水解，溶液的酸碱性取决于弱酸和弱碱的相对强弱，谁强显谁性；
⑤强酸的酸式盐只电离不水解，溶液显酸性，如：NaHSO₄；而弱酸的酸式盐，既电离又水解，此时必须考虑其电离和水解程度的相对大小：若电离程度大于水解程度，则溶液显酸性，如：NaHSO₃、NaH₂PO₄；若水解程度大于电离程度，则溶液显碱性，如：NaHCO₃、NaHS、Na₂HPO₄等。
(3)几种盐溶液pH大小的比较强酸强碱盐pH=7、强碱弱酸盐pH>7、强酸弱碱盐pH<7
根据其相应的酸的酸性大小来比较，盐溶液对应的酸的酸性越强，其盐溶液的pH越小如：HClO酸性小于H₂CO₃，溶液pH NaClO>Na₂CO₃

酸式盐溶液酸碱性的判断：

酸式盐的水溶液显什么性，要看该盐的组成微粒。
1．强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液一定显酸性。如溶液：
2．弱酸的酸式盐溶液的酸碱性，取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。
(1)若电离程度小于水解程度，溶液显碱性。例如溶液中：溶液显碱性。NaHS溶液、Na2HPO4溶液亦显碱性
(2)若电离程度大于水解程度，溶液显酸性。例如溶液中：溶液显酸性溶液亦显酸性。

盐溶液蒸干后所得物质的判断：

1．考虑盐是否分解。如加热蒸干溶液，因分解，所得固体应是
2．考虑氧化还原反应。如加热蒸干溶液，因易被氧化，所得固体应是
3．盐水解生成挥发性酸时，蒸干后一般得到弱碱，如蒸干溶液，得盐水解生成不挥发性酸时，蒸干后一般仍为原物质，如蒸干溶液，得
4．盐水解生成强碱时，蒸干后一般得到原物质，如蒸干溶液，得到等。
5．有时要多方面考虑，如加热蒸干溶液时，既要考虑水解，又要考虑的分解，所得固体为