2022年高考化學復習 專題06 溶液中的離子平衡考點剖析

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1、2022年高考化學復習 專題06 溶液中的離子平衡考點剖析 主標題：水溶液中的離子平衡 副標題：剖析考點規(guī)律，明確高考考查重點，為學生備考提供簡潔有效的備考策略。 關鍵詞：弱電解質，溶液酸堿性，鹽類水解 難度：4 重要程度：4 內容： 此知識點為高考的重要考查內容，考綱要求①了解電解質的概念，強、弱電解質的概念。②了解電解質在水溶液中的電離，以及電解質溶液的導電性。③了解水的電離、離子積常數。④了解溶液pH的定義，了解測定溶液pH的方法，能進行pH的簡單計算。⑤了解鹽類水解的原理，了解影響鹽類水解程度的主要因素，了解鹽類水解的應用。⑥了解難溶電解質的沉淀溶解平衡，了解難溶電解質的

2、沉淀轉化的本質。 知識點一、弱電解質 1、 弱電解質的電離： 外界條件對電離平衡的影響。 ①內因：弱電解質本身的性質。 ②外因： a．溫度：升高溫度，電離平衡向電離方向移動，電離程度增大　，原因是電離過程吸熱。 b．濃度：加水稀釋，使弱電解質的濃度減小，電離平衡向電離的方向移動，電離程度增大。 c．同離子效應：例如向CH3COOH溶液中加入CH3COONa固體，溶液中c(CH3COO－) 增大，CH3COOH的電離平衡向左(填“左”或“右”)移動，電離程度減小，c(H＋) 減小，pH值增大。 2、 電離平衡常數： 【典型題例】： 1、下列物質中屬于非電解質，但水溶液能

3、夠導電的是(　　) A．蔗糖　　　　　　　　 B．NaOH C．CaO D．NH3 答案　D 解析　蔗糖是非電解質且不與水反應，溶于水后所形成的溶液不導電，NaOH、CaO均是電解質，NH3是非電解質但溶于水后可形成電解質NH3·H2O，溶液能導電。 2、用右圖所示裝置分別進行下列各組物質的導電性實驗，小燈泡的亮度比反應前明顯減弱的是(　　) A．向亞硫酸鈉溶液中通入氯氣 B．向硝酸銀溶液中通入少量氯化氫 C．向氫碘酸飽和溶液中通入少量氧氣 D．向氫氧化鈉溶液中通入少量氯氣 答案　C 解析　A項中發(fā)生的反應為Na2SO3＋Cl2＋H2O===Na2SO

4、4＋2HCl，生成了兩種強電解質，溶液的導電能力增強，故燈泡變亮；B項中發(fā)生的反應為AgNO3＋HCl===AgCl↓＋HNO3，溶液的導電能力幾乎不變；C項中發(fā)生的反應為4HI＋O2===2H2O＋2I2，溶液的導電能力下降，故燈泡變暗；D項中發(fā)生的反應為2NaOH＋Cl2===NaCl＋NaClO＋H2O，溶液的導電能力幾乎不變，故燈泡的亮度幾乎不變。 3、某溫度下，相同pH的鹽酸和醋酸分別加水稀釋，平衡pH隨溶液體積變化的曲線如圖所示。據圖判斷正確的是(　　) A．Ⅱ為鹽酸稀釋時的pH變化曲線 B．b點溶液的導電性比c點溶液的導電性強 C．a點Kw的數值比c點Kw的數值大

5、D．b點酸的總濃度大于a點酸的總濃度 答案　B 解析　本題考查弱電解質的電離平衡、pH知識，意在考查考生的識圖能力，把電離平衡知識與圖像緊密結合起來。鹽酸為強電解質，醋酸為弱電解質，相同pH的鹽酸和醋酸加水稀釋后，鹽酸的pH改變較大，而醋酸的pH改變較小，從圖線上看，Ⅰ對應的為鹽酸，Ⅱ對應的為醋酸，A項錯誤；b點溶液的濃度比c點大，導電性強，B項正確；由于溫度不變，Kw不變，C項錯誤；開始時，鹽酸和醋酸的pH相同，此時c(H＋)相等，加水稀釋后，b點時，鹽酸已完全電離，而a點時的醋酸中，仍有一部分醋酸分子沒有電離，故a點時酸的總濃度較大，D項錯誤。 5．為了證明醋酸是弱電解質，甲、乙、

6、丙、丁四人分別選用下列試劑進行實驗：0.1 mol·L－1醋酸溶液、0.1 mol·L－1鹽酸、pH＝3的鹽酸、pH＝3的醋酸、CH3COONa晶體、NaCl晶體、CH3COONH4晶體、蒸餾水、鋅粒、pH試紙、酚酞、NaOH溶液等。 (1)甲取出10 mL 0.1 mol·L－1的醋酸溶液，用pH試紙測出其pH＝a，確定醋酸是弱電解質，則a應該滿足的關系是________，理由是___________________________________ (2)乙分別取pH＝3的醋酸和鹽酸各1 mL，分別用蒸餾水稀釋到100 mL，然后用pH試紙分別測定兩溶液的pH，則可認定醋酸是弱電解質，判

7、斷的依據是___________________ _______________________________________________。 (3)丙分別取pH＝3的鹽酸和醋酸各10 mL，然后加入質量相同的鋅粒，醋酸放出H2的速率快，則認定醋酸是弱電解質，你認為這一方法正確嗎？ ______________________________________________ (4)丁用CH3COONa晶體、NaCl晶體、蒸餾水和酚酞作試驗，也論證了醋酸是弱酸的事實，該同學的試驗操作和現(xiàn)象是_______________________________________________

8、 答案　(1)a>1　因醋酸是弱酸，不能完全電離 (2)鹽酸的pH＝5，醋酸的pH<5 (3)正確。由于醋酸是弱酸，隨著反應的進行，醋酸不斷電離，c(H＋)變化小，產生H2的速率醋酸比鹽酸快 (4)將CH3COONa晶體、NaCl晶體溶于適量水配成溶液，分別滴入酚酞試液，CH3COONa溶液變淺紅色，NaCl溶液不變色。 知識點二、水的電離和溶液酸堿性： 1、 水的電離 水電離出的c(H＋)或c(OH－)的計算(25 ℃時) (1)中性溶液： c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7mol/L。 (2)溶質為酸的溶液： H＋來源于酸電離和水電離，而OH－只來源于

9、水。如計算pH＝2的鹽酸中水電離出的c(H＋)方法是：先求出溶液中的c(OH－)＝10－12 mol/L，即水電離出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12mol/L。 (3)溶質為堿的溶液： OH－來源于堿電離和水電離，而H＋只來源于水。如pH＝12的NaOH溶液中，c(H＋)＝10－12 mol/L，即水電離產生的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12mol/L。 (4)水解呈酸性或堿性的鹽溶液： H＋和OH－均由水電離產生。如pH＝2的NH4Cl溶液中由水電離出的c(H＋)＝10－2mol/L，[c(OH－)＝10－12mol/L是因為部分OH－與部分NH結合了]；pH＝12的Na2

10、CO3溶液中由水電離出的c(OH－)＝10－2mol/L。 2、 溶液酸堿性、PH計算： 溶液pH的計算 A、總體原則 (1)若溶液為酸性，先求c(H＋)，再求pH； (2)若溶液為堿性，先求c(OH－)，再由c(H＋)＝求c(H＋)，最后求pH。 B、類型及方法(室溫下) (1)酸、堿溶液pH的計算： ①強酸溶液，如HnA，設濃度為c mol·L－1，c(H＋)＝nc mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝－lg(nc)。 ②強堿溶液，如B(OH)n，設濃度為c mol·L－1， c(H＋)＝mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝14＋lg(nc)。 (2)酸、堿混

11、合pH計算： ①兩強酸混合c混(H＋)＝ ②兩強堿混合c混(OH－)＝ ③強酸、強堿混合(一者過量)： 酸過量：c混(H＋)＝ 堿過量：c混(OH－)＝ 強酸強堿恰好完全反應溶液呈中性pH＝7 c酸(H＋)·V酸＝c堿(OH－)·V堿 C、酸堿混合時的pH規(guī)律 (1)酸與堿的pH之和為14，且等體積混合： (2)等體積的強酸(pH1)和強堿(pH2)混合： 常溫時 (2)等體積的強酸(pH1)和強堿(pH2)混合： 常溫時 (3)強酸(pH1)與強堿(pH2)混合呈中性時，V酸與V堿的關系如下： ①若pH1＋pH2＝14，則V酸＝V堿。 ②若pH1的強酸與pH2

12、的強堿混合后呈中性，則存在＝10 pH1＋pH2－14。 D、酸堿稀釋時pH的變化 酸 堿 弱酸 強酸 弱堿 強堿 稀釋10n倍 pH－n pH－n 無限稀釋 pH趨向于7 3、 中和滴定： 滴定終點的判斷答題模板 當滴入最后一滴××××××標準溶液后，溶液變成××××××色，且半分鐘內不變色。 解答此類題目注意三個關鍵點： (1)最后一滴：必須說明是滴入“最后一滴”溶液。 (2)顏色變化：必須說明滴入“最后一滴”溶液后溶液“顏色的變化”。 (3)半分鐘：必須說明溶液顏色變化后“半分鐘內不變色”。

13、 【典型題例】： 1．短周期元素W、X、Y、Z的原子序數依次增大，其簡單離子都能破壞水的電離平衡的是(　　) A．W2－、X＋　　　　　　 B．X＋、，Y3＋ C．Y3＋、Z2－ D．X＋、Z2－ 答案　C 解析　根據“短周期元素”“原子序數依次增大”和選項中離子所帶的電荷數，可以判斷出四種元素對應的離子分別是O2－、Na＋、Al3＋和S2－，其中Na＋對水的電離平衡無影響，故排除A、B、D三項，選C項。 2、常溫下0.1 mol·L－1醋酸溶液的pH＝a，下列能使溶液pH＝(a＋1)的措施是(　　) A．將溶液稀釋到原體積的10倍 B．加入適量的醋酸鈉固體

14、 C．加入等體積0.2 mol·L－1的鹽酸 D．提高溶液的溫度 答案　B 解析　本題以弱電解質的電離平衡移動為背景，考查有關溶液的pH計算及電離平衡的移動。pH增加一個單位，需要溶液的H＋濃度降低到原來的，醋酸是弱酸，電離方程式為CH3COOHH＋＋CH3COO－，故將溶液稀釋到原體積的10倍，溶液pH增加不到一個單位，A項錯誤；加入適量的醋酸鈉固體，抑制醋酸的電離，使其pH增大，可以使其pH由a變成(a＋1)，B項正確；加入等體積0.2 mol·L－1鹽酸，雖然抑制醋酸的電離，但增大了c(H＋)，溶液的pH減小，C項錯誤；提高溶液的溫度，促進了醋酸的電離，c(H＋)增大，溶液的

15、pH減小，D項錯誤。 3、如圖曲線a和b是鹽酸與氫氧化鈉相互滴定的滴定曲線，下列敘述正確的是(　　) A．水電離出的氫離子濃度：a>b B．鹽酸的物質的量濃度為0.010 0 mol·L－1 C．指示劑變色時，說明鹽酸與NaOH恰好完全反應 D．當滴加NaOH溶液10.00 mL時，該混合液的pH＝1＋lg3 答案　D 解析　在滴定過程中a點酸性比b點強，a點時，HCl對水的電離抑制程度大，水電離出的H＋濃度：a

16、液為弱堿性，NaOH過量，C選項錯誤；當滴加NaOH溶液10 mL時，溶液中c(H＋)＝ ＝ mol·L－1，pH＝－lg ＝1＋lg3，D選項正確。 知識點三、鹽類水解 1、水解規(guī)律 有弱才水解，越弱越水解，誰強顯誰性，同強顯中性。 鹽的類型 實例 是否水解 水解的離子 溶液的酸堿性 溶液的pH(25 ℃) 強酸強堿鹽 NaCl、KNO3 不 中 pH＝7 強酸弱堿鹽 NH4Cl 水解 NH 酸 pH＜7 弱酸強堿鹽 CH3COONa 水解 CH3COO－ 堿 pH＞7 2、水解的離子方程式的書寫 (1)書寫形式。 在書

17、寫鹽類水解方程式時一般要用“”號連接，產物不標“↑”或“↓”，其一般形式為：鹽＋水酸＋堿，用離子方程式表示為：鹽中的弱離子＋水弱酸(或弱堿)＋OH－(或H＋)　。 (2)書寫規(guī)律。 ①一般鹽類水解程度很小，水解產物很少，如果產物易分解(如NH3·H2O、H2CO3)也不寫成其分解產物的形式，如：NH4Cl的水解離子方程式NH＋H2ONH3·H2O＋H＋。 ②多元弱酸鹽的水解分步進行，以第一步為主，一般只寫第一步水解的離子方程式，如Na2CO3的水解離子方程式CO＋H2OHCO＋OH－　。 ③多元弱堿陽離子的水解方程式一步寫完，如FeCl3的水解離子方程式Fe3＋＋3H2OFe(OH

18、)3＋3H＋。 ④能完全水解的離子組，由于水解程度較大，書寫時要用“===”“↑”“↓”等，如NaHCO3與AlCl3混合溶液的反應離子方程式Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。 3、影響因素 內因 酸或堿越弱，其對應的弱酸陰離子或弱堿陽離子的水解程度大，溶液的堿性或酸性越強； 外因 因素 水解平衡移動方向 水解程度 水解產生離子的濃度 溫度 升高 水解方向 增大 增大 濃度 增大 水解方向 減小 增大 稀釋 水解方向 增大 減小 外加酸堿 酸 弱酸根離子的水解程度增大， 弱堿陽離

19、子的水解程度減小 堿 弱酸根離子的水解程度減小， 弱堿陽離子的水解程度增大 4、離子濃度大小及應用 A、兩個理論依據 (1)電離理論。 (2)水解理論。 發(fā)生水解的微粒的濃度大于水解生成微粒的濃度，如Na2CO3溶液中：c(CO)>c(HCO)?c(H2CO3)(多元弱酸酸根離子的水解以第一步為主)。 B、三個守恒關系 (1)電荷守恒。溶液中所有陽離子的電荷總濃度等于所有陰離子的電荷總濃度，即溶液中陰、陽離子所帶電荷總數相等。如NaHCO3溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋2c(CO)＋c(OH－)。 (2)物料守恒。物料守恒也就是元素守恒，電解質(電離或

20、水解或反應)變化前后某種元素的原子個數守恒，如0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液中：c(Na＋)＝c(HCO)＋c(CO)＋c(H2CO3)＝0.1 mol·L－1。 （3）質子守恒。由水電離出的c(H＋)＝由水電離出的c(OH－) 如Na2CO3溶液中，c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H2CO3)。 NH4Cl溶液中，c(H＋)＝c(OH－)＋c(NH3·H2O)。 C、應用 （1）根據鹽類水解規(guī)律判斷溶液的酸堿性或pH大小 如相同物質的量濃度的下列溶液，Na2CO3、NaHCO3、Na2SO4、NH4Cl、(NH4)2SO4、CH3COOH、HCl，pH由

21、大到小的順序為：Na2CO3>NaHCO3>Na2SO4>NH4Cl>(NH4)2SO4>CH3COOH>HCl。 （2）判斷鹽溶液中離子的種類及濃度的大小 如Na2CO3溶液中存在的微粒有：Na＋、CO、HCO、H2CO3、OH－、H＋、H2O，且c(Na＋)>2c(CO)，c(OH－)>c(H＋)。 （3）配制易水解鹽溶液時，要注意抑制水解 如配制FeCl3、AlCl3溶液時滴加幾滴稀鹽酸。 （4）實驗室貯存試劑時，要考慮鹽的水解 如Na2CO3、NaHCO3溶液顯堿性而不能用帶玻璃塞的試劑瓶貯存。 （5）判斷鹽溶液蒸干時所得的產物 如AlCl3、FeCl3溶液蒸干后得到

22、Al(OH)3、Fe(OH)3；CuSO4溶液蒸干后得CuSO4固體，NaHCO3溶液低溫蒸干后可得NaHCO3固體。 （6）如MgCl2溶液中混有少量FeCl3雜質，因Fe3＋的水解程度比Mg2＋水解程度大，可加入MgO或Mg(OH)2或MgCO3等，使Fe3＋的水解平衡右移，生成Fe(OH)3沉淀而除去。 （7）判斷溶液中離子能否大量共存 如Al3＋、Fe3＋與CO、HCO在溶液中不能大量共存，因為能發(fā)生相互促進的水解反應。 （8）解釋鹽參加的某些反應 如Mg加到NH4Cl溶液中，AlCl3與Na2S溶液混合等 【典型題例】 1．有四種鹽溶液，物質的量濃度相等且都由一價

23、陽離子A＋和B＋及一價陰離子X－和Y－組成。據測定常溫下AX和BY溶液的pH＝7，AY溶液的pH>7，BX溶液的pH<7，由此判斷不水解的鹽是(　　) A．BX　　　　　　　　 B．AX C．AY D．BY 答案　B 解析　AY溶液的pH>7，說明AY為強堿弱酸鹽，BX溶液的pH<7，說明BX為強酸弱堿鹽，則AX為強酸強堿鹽，不能發(fā)生水解，B項對。 2、等物質的量濃度的下列稀溶液： ①CH3COONa溶液?、贜a2CO3溶液?、踃溶液 ④Ba(OH)2溶液。它們的pH依次增大，則X溶液不可能是(　　) A．氨水 B．硅酸鈉溶液 C．NaOH溶液 D．NaH

24、CO3溶液 答案　D 解析　因幾種酸的酸性強弱為：CH3COOH>H2CO3>H2SiO3，故等物質的量濃度的鹽溶液的pH大小為：CH3COONa

25、答案　B 解析　明礬溶液加熱，水解程度增大，酸性增強，酚酞溶液不變色，A項不符合題意；CH3COONa溶液水解顯堿性，加熱使水解程度增大，酚酞溶液顏色加深，B項符合題意；NH4Cl水解顯酸性，操作后顏色變淺，C項不符合題意；NaCl不水解，對顏色無影響，D項不符合題意。 4、下列實驗不能證明一元酸HR為弱酸的是(　　) A．室溫下，NaR溶液的pH大于7 B．HR能與Na2CO3溶液反應生成氣體 C．向HR溶液中加入少量的NaR固體，溶解后溶液的pH變大 D．20 ℃時，0.01 mol·L－1的HR溶液的pH＝2.8 答案　B 解析　室溫下NaR溶液的pH>7說明NaR是

26、強堿弱酸鹽，即HR為弱酸，A項能；只要酸性比碳酸強，HR就能與Na2CO3溶液反應，B項不能；若HR為強酸，則加少量NaR，溶液的pH不變，現(xiàn)pH變大，則說明NaR抑制了HR的電離，C項能；若HR是強酸，則0.01 mol·L－1的HR溶液的pH＝2<2.8，故D項能。 5、下列應用與鹽類的水解無關的是(　　) A．明礬凈水 B．NaCl可用作防腐劑和調味劑 C．泡沫滅火器的滅火原理 D．FeCl3飽和溶液滴入沸水中制備Fe(OH)3膠體 答案　B 解析　A選項，明礬凈水的原理為Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋，是利用了Al3＋的水解；C選項，泡沫滅火器是利用Al3

27、＋和HCO的雙水解反應，離子方程式為：Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑；D選項，F(xiàn)e(OH)3膠體的制備是利用Fe3＋水解，離子方程式為：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(膠體)＋3H＋。 知識點四、難溶電解質的溶解平衡： 1、影響因素 ①內因： 難溶電解質本身的性質，這是決定因素。 ②外因： 以AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)　ΔH>0為例 外界條件 移動方向 平衡后c(Ag＋) 平衡后c(Cl－) Ksp 升高溫度 正向 增大 增大 增大 加水稀釋 正向 減小 減小 不變 加入少量

28、AgNO3 逆向 增大 減小 不變 通入HCl 逆向 減小 增大 不變 通入H2S 正向 減小 增大 不變 2、沉淀溶解平衡的應用 (1)沉淀的生成。 ①調節(jié)pH法。 如除去NH4Cl溶液中的FeCl3雜質，可加入氨水調節(jié)pH至7－8，離子方程式為：Fe3＋＋3NH3·H2O===Fe(OH)3＋3NH　。 ②沉淀劑法。 如用H2S沉淀Cu2＋，離子方程式為：H2S＋Cu2＋===CuS↓＋2H＋。 (2)沉淀的溶解。 ①酸溶解法。 如CaCO3溶于鹽酸，離子方程式為：CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋H2O＋CO2

29、↑。 ②鹽溶解法 如Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液，化學方程式為：Mg(OH)2＋2NH4Cl===MgCl2＋2H2O＋2NH3↑。 ③氧化還原溶解法。 如不溶于鹽酸的硫化物Ag2S溶于稀HNO3。 ④配位溶解法。 如AgCl溶于氨水，離子方程式為：AgCl＋2NH3·H2O===[Ag(NH3)2]＋＋Cl－＋2H2O。 (3)沉淀的轉化。 ①實質：沉淀溶解平衡的移動。(沉淀的溶解度差別越大，越容易轉化) ②舉例。 根據難溶物質溶解度的大小，難溶物質間可以進行轉化，例如： AgNO3 AgCl白色沉淀) AgBr (淡黃色沉淀) AgI (黃色沉淀) Ag2S (黑

30、色沉淀) 3、沉淀溶解平衡圖像題的解題策略 溶解平衡曲線類似于溶解度曲線，曲線上任一點都表示飽和溶液，曲線上方的任一點均表示過飽和，此時有沉淀析出，曲線下方的任一點，均表示不飽和。 從圖像中找到數據，根據Ksp公式計算得出Ksp的值。 比較溶液的Qc與Ksp的大小，判斷溶液中有無沉淀析出。 涉及Qc的計算時，所代入的離子濃度一定是混合溶液中的離子濃度，因此計算離子濃度時，所代入的溶液體積也必須是混合液的體積。 【典型題例】 1、溴酸銀(AgBrO3)溶解度隨溫度變化曲線如下圖所示。下列說法錯誤的是(　　) A．溴酸銀的溶解是放熱過程 B．溫度升高時溴酸銀溶解速度加快

31、C．60 ℃時溴酸銀的Ksp約等于6×10－4 D．若硝酸鉀中含有少量溴酸銀，可用重結晶方法提純 答案　A 解析　從圖像可看出隨溫度的升高，AgBrO3的溶解度逐漸升高，即AgBrO3的溶解是吸熱過程，A項錯誤；溫度升高，其溶解速度加快，B項正確；60 ℃時飽和溶液中AgBrO3的物質的量濃度約為＝2.5×10－2mol/L，其Ksp＝6×10－4，C項正確；由于AgBrO3的溶解度比較小，故KNO3中含有AgBrO3時，可采用重結晶的方法提純，D項正確。 2、常溫下Ksp(CaSO4)＝9×10－6，CaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲線如圖所示。下列說法正確的是(　　) A．

32、在任何溶液中，若有CaSO4沉淀析出，則c(Ca2＋)與c(SO)一定相等 B．d點溶液通過蒸發(fā)可以變到c點 C．a點對應的Ksp等于c點對應的Ksp D．b點將有沉淀生成，平衡后溶液中c(SO)一定等于3×10－3mol·L－1 答案　C 解析　有CaSO4沉淀析出的溶液中，一定存在c(Ca2＋)·c(SO)＝Ksp(CaSO4)，但c(Ca2＋)和c(SO)不一定相等，A選項錯誤；d點溶液未飽和，蒸發(fā)溶劑時，c(SO)不可能不發(fā)生變化，B選項錯誤；溫度不變時，Ksp也不變，C選項正確；b點沒有在曲線上，平衡時，c(Ca2＋)和c(SO)不一定相等，D選項錯誤。 3、已知CaCO

33、3的Ksp＝2.8×10－9，現(xiàn)將濃度為2×10－4 mol·L－1的Na2CO3溶液與CaCl2溶液等體積混合，若要產生沉淀，則所用CaCl2溶液的濃度至少應為(　　) A．2.8×10－2 mol·L－1　 B．1.4×10－5 mol·L－1 C．2.8×10－5 mol·L－1 D．5.6×10－5 mol·L－1 答案　D 解析　由沉淀形成的條件知，要產生沉淀必須滿足：c(Ca2＋)·c(CO)>2.8×10－9，因等體積混合后，c(CO)＝1×10－4 mol·L－1，故混合溶液中c(Ca2＋)應大于2.8×10－5 mol·L－1，則混合前c(CaCl2)至少應為5.

34、6×10－5 mol·L－1。 4、在pH為4－5的環(huán)境中，Cu2＋、Fe2＋不能生成沉淀，而Fe3＋幾乎完全沉淀。工業(yè)上制取CuCl2是將濃鹽酸用蒸汽加熱到80 ℃左右，再慢慢加入粗氧化銅(含雜質FeO)，充分攪拌使之溶解，欲除去溶液中的雜質離子，下列方法正確的是(　　) A．加入純Cu將Fe2＋還原 B．向溶液中加入(NH4)2S使Fe2＋沉淀 C．直接加水加熱使雜質離子水解除去 D．在溶液中通入Cl2，再加入CuO粉末調節(jié)pH為4－5 答案　D 解析　A項，Cu與Fe2＋不反應；B項，引入新雜質，且Cu2＋轉化為CuS；C項，直接加水加熱Cu2＋也會發(fā)生水解；D項，通入Cl2，把Fe2＋氧化為Fe3＋，再加入CuO調節(jié)pH為4－5，使Fe3＋沉淀完全即可。