第3講 電解質溶液,【高考這樣考】 1.(2015全國卷T13)濃度均為0.10 molL-1、體積均為V0的 MOH和ROH溶液，分別加水稀釋至體積V，pH隨 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(OH-)相等 D.當 =2時，若兩溶液同時升高溫度，則 增大,【解析】選D。由圖象可知0.10 molL-1的MOH溶液的pH=13，說明 MOH完全電離，為強電解質，同理判斷ROH為弱電解質，所以前者的堿 性大于后者，A正確；ROH為弱電解質，溶液越稀越易電離，所以電離 程度b點大于a點，B正確；當兩溶液無限稀釋下去，相當于純水，所 以二者氫氧根離子濃度相等，C正確；當 =2時，MOH溶液的pH= 11，ROH溶液的pH=10，MOH溶液不存在電離平衡，ROH溶液存在電離 平衡，升高溫度平衡右移，M+濃度無影響，R+濃度增大，所以 減小，D錯誤。,2.(2014新課標全國卷T11)一定溫度下，下列溶液的離子濃度 關系式正確的是( ) A.pH=5的H2S溶液中，c(H+)=c(HS-)=110-5molL-1 B.pH=a的氨水溶液，稀釋10倍后，其pH=b，則a=b+1 C.pH=2的H2C2O4溶液與pH=12的NaOH溶液任意比例混合：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c( ) D.pH相同的CH3COONaNaHCO3NaClO三種溶液的c(Na+)： ,【解析】選D。A項中H2S為二元弱酸，分步電離，所以，c(H+)=1 10-5molL1c(HS-)，錯誤；B中弱堿溶液稀釋10倍，pH變化小于1， 即a-bH2CO3 HClO，所以pH相同的CH3COONaNaHCO3NaClO，根據越弱越水解 的原理，三種鹽的濃度應該依次減小，所以鈉離子濃度也依次減小， 正確。,3.(2014新課標全國卷T11)溴酸銀(AgBrO3)溶解度隨溫度變化曲線如圖所示，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 C.60時溴酸銀的Ksp約等于610-4 D.若硝酸鉀中含有少量溴酸銀，可用重結晶方法提純,【解析】選A。由溶解度隨溫度的變化關系可知：溫度升高，該物質 的溶解度增大，可見溴酸銀(AgBrO3)溶解是吸熱過程，A錯誤；溫度 升高，溴酸銀溶解在水中的微粒運動速度加快，擴散得更快，因此升 高溫度使其溶解速度加快，B正確；60溴酸銀的溶解度大約是 0.6 g，則c(AgBrO3)=(0.6 g236 gmol-1)0.1 L=0.025 mol L-1，Ksp=c(Ag+)c( )=0.0250.025610-4，C正確；由 于硝酸鉀的溶解度比較大，而溴酸銀的溶解度較小，所以若硝酸鉀中 含有少量溴酸銀，可用重結晶方法提純，D正確。,【考綱要求】 1.了解電解質的概念。了解強電解質和弱電解質的概念。 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.了解弱電解質在水溶液中的電離平衡。 4.了解水的電離，離子積常數。 5.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。,6.了解鹽類水解的原理、影響鹽類水解程度的主要因素、鹽類水解的應用。 7.了解難溶電解質的溶解平衡。了解溶度積的含義及其表達式，能進行相關的計算。,【考查特點】 1.客觀題： (1)考查“辨析”：對基本概念的理解及溶液中各種平衡的辨析。 (2)考查“判斷”：溶液酸堿性的判斷、溶液中粒子濃度關系的判斷。 (3)考查“影響”：外界條件對平衡移動的影響。 (4)考查“圖象”：以圖象題形式考查強弱電解質的判斷，離子濃度的比較，溶度積常數的應用等。,2.主觀題： (1)考查“應用”：與化工生產流程相結合，考查溶液中幾種平衡的綜合應用。 (2)考查“常數”：主要從定性和定量兩個方面進行分析、比較(如電離常數、水解常數、溶度積常數)。 (3)考查“守恒”：對溶液中粒子濃度關系的判斷立足于三個守恒(電荷守恒、物料守恒、質子守恒)。,(4)考查“應用”：結合圖表數據考查各種平衡的應用，特別是水解除雜、溶液配制等在化工流程圖中與其他知識的綜合應用，關注電離理論與元素推斷和元素及化合物知識的綜合考查。,1.明確影響水的電離平衡的“四”因素： (1)加入酸或堿，會_水的電離。 (2)加入強酸強堿鹽正鹽，對水的電離_；酸式鹽(或堿式 鹽)，則相當于加入酸(或堿)，_水的電離。 (3)加入能水解的鹽，會_水的電離。 (4)升高溫度_水的電離，降低溫度_水的電離。,抑制,無影響,抑制,促進,抑制,促進,2.“電離平衡”分析判斷中的常見錯誤： (1)誤認為電離平衡向正向移動，弱電解質的電離程度一定增大，如 向醋酸溶液中加入少量冰醋酸，平衡向_方向移動，但醋酸的電 離程度_。 (2)誤認為弱電解質在加水稀釋的過程中，溶液中離子濃度都減小， 如氨水加水稀釋時，c(H+)_。 (3)誤認為由水電離出的c(H+)=1.010-13molL-1的溶液一定呈堿 性。,電離,減小,增大,3.水解平衡分析中的常見錯誤： (1)誤認為水解平衡向正向移動，離子的水解程度一定增大。如向 FeCl3溶液中，加入少量FeCl3固體，平衡向水解方向移動，但Fe3+的 水解程度_。 (2)誤認為弱酸強堿鹽都因水解而顯堿性。如NaHSO3溶液顯_。 (3)誤認為可水解的鹽溶液在蒸干后都得不到原溶質。對于水解程度 不大且水解產物不離開平衡體系的情況如Al2(SO4)3來說，溶液蒸 干仍得原溶質。,減小,酸性,4.溶液中的“四大常數”使用常見的錯誤： (1)Ka、Kh、Kw、Ksp數值不隨其離子濃度的變化而變化，只與_ 有關，Ka、Kh、Kw隨著溫度的升高而_。在溫度一定時，平衡常 數不變，與化學平衡是否移動無關。 (2)Kw常誤認為是水電離的c(H+)與c(OH-)的乘積，而實質上是水溶液 中的c(H+)與c(OH-)的乘積。 (3)只有常溫下水的離子積Kw=_。,溫度,增大,110-14,(4)誤認為只要Ksp越大，其溶解度就會越大。Ksp還與難溶物化學式中的各離子配比有關。 (5)誤認為Ksp小的不能轉化為Ksp大的，只能實現Ksp大的向Ksp小的轉化。實際上當兩種難溶電解質的Ksp相差不是很大時，通過調節(jié)某種離子的濃度，可實現難溶電解質由Ksp小的向Ksp大的轉化。,考點一 電離平衡 溶液的酸堿性 【典例1】(2015海南高考)下列曲線中，可以描述乙酸(甲，Ka= 1.810-5)和一氯乙酸(乙，Ka=1.410-3)在水中的電離度與濃度關系的是( ),【破題關鍵】 (1)弱電解質的濃度越大，電離度越小。 (2)等濃度的兩種弱電解質，電離常數越大的，電離度也越大。 【解析】選B。因為濃度越大，弱電解質的電離程度越小，因此隨著濃度增大，電離度逐漸減小，C、D不符合題意；等濃度時，弱電解質越弱，電離程度越小(即Ka越小，電離程度越小)，則A不符合題意，B符合題意。,【方法歸納】電離平衡常數的常見應用 (1)運用電離平衡常數可比較酸性強弱，電離平衡常數大的酸，酸性較強。 (2)酸的電離平衡常數越大，對應離子水解常數越小。 (3)溫度一定時，可利用電離常數分析電離平衡的移動方向。,【題組過關】 1.(2015岳陽一模)25時，幾種弱酸的電離常數如下：,25時，下列說法正確的是( ) A.等物質的量濃度的各溶液pH關系為pH(CH3COONa)pH(Na2S) pH(NaCN) B.amolL-1HCN溶液與bmolL-1NaOH溶液等體積混合，所得溶液中c(Na+)c(CN-)，則a一定小于或等于b C.NaHS和Na2S的混合溶液中，一定存在c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+ c(HS-)+2c(S2-) D.某濃度的NaCN溶液的pH=d，則其中由水電離出的c(OH-)=10-dmolL-1,【解析】選C。弱酸的電離常數越大，酸性越強，則酸性順序為 CH3COOHH2SHCNHS-；酸性越弱對應的酸根離子越容易水解，則等 物質的量濃度的各溶液pH關系為pH(Na2S)pH(NaCN)pH(CH3COONa)， A錯誤。amolL-1HCN溶液與bmolL-1NaOH溶液等體積混合，所得溶 液中c(Na+)c(CN-)，根據電荷守恒得：c(H+)c(OH-)，所以溶液呈堿 性；當兩者恰好完全反應時，溶液呈堿性，或HCN過量很少時，也可 能呈堿性，因此a不一定小于或等于b，a也可能大于b，B錯誤。NaHS,和Na2S的混合溶液中，根據電荷守恒，則一定存在c(Na+)+c(H+)= c(OH-)+c(HS-)+2c(S2-)，C正確。某濃度的NaCN溶液的pH=d，則其中由水電離出的c(OH-)=10-(14-d)molL-1，D錯誤。,2.(2015安慶二模)可以用AG來表示溶液的酸度。AG與pH的關系如圖： 則下列說法正確的是( ) A.AG與pH的關系一定是AG=14-2pH B.直線和是因溶液的溫度不同引起的，且T()T() C.AG=0時，溶液一定呈中性 D.a點的溶液中可以有大量Na+、Cl-、Fe3+存在,【解析】選C。A項，AG與pH的關系是AG=-lgKw-2pH，25時AG=14-2pH；B項，T()T()；D項，雖然溶液呈酸性，但酸性較弱且溫度較高，溶液中不能存在Fe3+。,3.(2015鄭州一模)25時，向盛有50 mL pH=2的HA溶液的絕熱容器中加入pH=13的NaOH溶液，加入NaOH溶液的體積(V)與所得混合溶液的溫度(T)的關系如圖所示。下列敘述正確的是( ),A.HA溶液的物質的量濃度為0.01 molL-1 B.bc的過程中，溫度降低的原因是溶液中發(fā)生了吸熱反應 C.ab的過程中，混合溶液中可能存在：c(A-)=c(Na+) D.25時，HA的電離平衡常數K約為1.4310-2,【解析】選C。恰好中和時混合溶液溫度最高，即b點，此時消耗氫氧 化鈉0.004 mol，得出HA的濃度為0.08 molL-1，故A錯誤；bc的 過程中，溫度降低的原因是溶液中發(fā)生了反應恰好生成NaA，繼續(xù)滴 加氫氧化鈉溶液不能發(fā)生反應，故B錯誤；NaA呈堿性，HA呈酸性， ab的過程中，混合溶液可能呈中性，存在：c(A-)=c(Na+)，故C正 確；電離平衡常數K=c(H+)c(A-)/c(HA)=0.010.010.08 =1.2510-3，故D錯誤。,【加固訓練】1.(2014海南高考)室溫下，用0.100 molL-1NaOH溶液分別滴定20.00 mL 0.100 molL-1的鹽酸和醋酸，滴定曲線如圖所示，下列說法正確的是( ),A.表示的是滴定醋酸的曲線 B.pH=7時，滴定醋酸消耗V(NaOH)小于20 mL C.V(NaOH)=20.00 mL時，兩份溶液中c(Cl-)=c(CH3COO-) D.V(NaOH)=10.00 mL時，醋酸溶液中c(Na+)c(CH3COO-)c(H+)c(OH-),【解析】選B。醋酸為弱電解質，氯化氫為強電解質，等濃度的鹽酸 和醋酸，則溶液的pH醋酸大于鹽酸，故為醋酸，為鹽酸，A錯 誤；等體積等濃度的醋酸與氫氧化鈉反應生成醋酸鈉，溶液顯堿性， 所以pH=7時，加入氫氧化鈉的體積小于20 mL，B正確；恰好中和時， 氯化鈉呈中性，由電荷守恒可知c(Cl-)=c(Na+)，而醋酸鈉呈堿性， c(Na+)c(CH3COO-)(CH3COO-會發(fā)生水解)，故c(Cl-)c(CH3COO-)， C錯誤；D項為醋酸鈉和醋酸的混合物，c(CH3COO-)c(Na+)，也可根據 電荷守恒快速判斷D錯誤，陽離子濃度之和不應大于陰離子濃度之 和，D錯誤。,2.體積相同的鹽酸和醋酸兩種溶液，n(Cl-)=n(CH3COO-)=0.01 mol，下列敘述錯誤的是( ) A.與NaOH完全中和時，醋酸所消耗的NaOH多 B.分別與足量CaCO3反應時，放出的CO2一樣多 C.兩種溶液的pH相等 D.分別用水稀釋相同倍數時，n(Cl-)n(CH3COO-),【解析】選B。體積相同的鹽酸和醋酸兩種溶液，n(Cl-)=n(CH3COO-) =0.01 mol，根據二者的電離方程式可知，二者電離出的c(H+)相同， 故pH相等，C項正確；由于醋酸不能完全電離，因此n(CH3COOH) n(HCl)，故與NaOH完全中和，醋酸消耗的NaOH多，分別與足量CaCO3 反應時，醋酸放出的CO2多，A項正確，B項錯誤；分別用水稀釋相同 倍數時，醋酸的電離程度增大，n(CH3COO-)增大，而n(Cl-)不變，D 項正確。,3.25時，對pH=3的醋酸溶液()和pH=11的氫氧化鈉溶液()， 下列說法正確的是( ) A.和的物質的量濃度均為0.001 molL-1 B.將稀釋10倍，溶液中c(CH3COOH)、c(OH-)均減小 C.和溶液混合，若c(OH-)c(H+)，則氫氧化鈉過量 D.和等體積混合后，溶液中離子濃度大小關系為c(CH3COO-) c(Na+)c(H+)c(OH-),【解析】選D。A項，醋酸為弱酸，pH=3的醋酸溶液的物質的量濃度大于0.001 molL-1；B項，將醋酸溶液稀釋10倍，CH3COOH的電離程度增大，n(H+)、n(CH3COO-)增大，但c(H+)、c(CH3COO-)減小，由于Kw=c(H+)c(OH-)不變，則c(OH-)增大；C項，當醋酸和NaOH恰好完全反應時，得到CH3COONa溶液，CH3COO-水解使溶液呈堿性；D項，和等體積混合得到CH3COOH和CH3COONa的混合溶液，溶液呈酸性，離子濃度大小關系為c(CH3COO-)c(Na+)c(H+)c(OH-)。,考點二 鹽類水解 離子濃度大小的比較 【典例2】(2014江蘇高考改編)25時，下列有關溶液中微粒的物 質的量濃度關系不正確的是( ) A.0.1 molL-1CH3COONa溶液與0.1 molL-1HCl溶液等體積混合：c(Na+)=c(Cl-)c(CH3COO-)c(OH-) B.0.1 molL-1NH4Cl溶液與0.1 molL-1氨水等體積混合(pH7)：c(NH3H2O)c( )c(Cl-)c(OH-),C.0.1 molL-1Na2CO3溶液與0.1 molL-1NaHCO3溶液等體積混合： c(Na+)=c( )+c( )+c(H2CO3) D.0.1 molL-1Na2C2O4溶液與0.1 molL-1HCl溶液等體積混合(H2C2O4 為二元弱酸)：2c( )+c( )+c(OH-)+c(Cl-)=c(Na+)+c(H+),【破題關鍵】 (1)CH3COONa溶液與HCl溶液等體積等濃度混合后，溶液呈酸性。 (2)NH4Cl溶液與氨水等體積等濃度混合后溶液顯堿性，說明NH3H2O 的電離程度大于 的水解程度。 (3)根據物料守恒得Na2CO3溶液中：c(Na+)=2c( )+2c( )+ 2c(H2CO3)；NaHCO3溶液中：c(Na+)=c( )+c( )+c(H2CO3)。,【解析】選B。CH3COONa溶液與HCl溶液等體積混合，且二者的物質的 量濃度相等，混合溶液呈酸性，溶液中c(OH-)很小，且混合溶液中存 在物料守恒，根據物料守恒得c(Na+)=c(Cl-)，醋酸部分電離，所以 溶液中存在c(Na+)=c(Cl-)c(CH3COO-)c(OH-)，故A正確；混合溶液 呈堿性，說明NH3H2O的電離程度大于 的水解程度，則溶液中存 在c(NH3H2O)c( )，故B錯誤；混合溶液存在物料守恒，根據物 料守恒得0.1 molL-1Na2CO3溶液中：c(Na+)=2c( )+2c( ) +2c(H2CO3)，0.1 molL-1NaHCO3溶液中：c(Na+)=c( )+c( ),+c(H2CO3)，兩式相加得，2c(Na+)=3c( )+3c( )+3c(H2CO3)， 即 c(Na+)=c( )+c( )+c(H2CO3)，故C正確；任何電解質 溶液中都存在電荷守恒，根據電荷守恒得2c( )+c( )+ c(OH-)+c(Cl-)=c(Na+)+c(H+)，故D正確。,【思維建?！糠治鋈芤褐形⒘舛汝P系的思維模型,【題組過關】 1.(2015四川高考)常溫下，將等體積、等物質的量濃度的NH4HCO3與NaCl溶液混合，析出部分NaHCO3晶體，過濾，所得濾液pHc( )c( )c( ),【解析】選C。水的離子積KW=c(H+)c(OH-)，所以 =c(OH-)， 因pHc(OH-)+c( ) +2c( )，C錯誤；D中因氯離子不發(fā)生水解反應，故濃度應最大，,而 部分析出，故應小于 ， 由 電離而來，反應 微弱，故濃度最小，D正確。,2.(2014安徽高考)室溫下，下列溶液中粒子濃度關系正確的是 ( ) A.Na2S溶液：c(Na+)c(HS-)c(OH-)c(H2S) B.Na2C2O4溶液：c(OH-)=c(H+)+c( )+2c(H2C2O4) C.Na2CO3溶液：c(Na+)+c(H+)=2c( )+c(OH-) D.CH3COONa和CaCl2混合溶液：c(Na+)+c(Ca2+)=c(CH3COO-) +c(CH3COOH)+2c(Cl-),【解析】選B。Na2S水解使溶液呈堿性，由于S2-的分步水解及溶劑水 電離出OH-使得c(OH-)c(HS-)，A錯誤；根據電荷守恒和物料守恒可 推知B正確；根據電荷守恒知C錯誤，應該是c(Na+)+c(H+)=2c( ) +c(OH-)+c( )；根據物料守恒知D錯誤，應該有c(Na+)+2c(Ca2+) =c(CH3COO-)+c(CH3COOH)+c(Cl-)。,3.(2014山東高考)已知某溫度下CH3COOH和NH3H2O的電離常數相等，現向10 mL濃度為0.1 molL-1的CH3COOH溶液中滴加相同濃度的氨水，在滴加過程中( ) A.水的電離程度始終增大 B. 先增大再減小 C.c(CH3COOH)與c(CH3COO-)之和始終保持不變 D.當加入氨水的體積為10 mL時，c( )=c(CH3COO-),【解析】選D。酸堿均抑制水的電離，向CH3COOH溶液中滴加氨水， 水的電離程度先增大，當恰好完全反應后，再滴加氨水，水的電離 程度減小，A錯誤；因為氨水的電離常數Kb= ，所以 ，因為溫度不變Kb不變，隨氨水的加入c(OH-) 增大， 不斷減小，B錯誤；加入氨水，體積變大， c(CH3COOH)與c(CH3COO-)之和變小，C錯誤；當加入氨水的體積為,10 mL時，氨水與CH3COOH恰好反應，CH3COOH和NH3H2O的電離常數相 等，故CH3COO-和 的水解程度相同，溶液呈中性，由電荷守恒可 得c( )=c(CH3COO-)，D正確。,【加固訓練】1.(2014天津高考)下列有關電解質溶液中粒子濃度 關系正確的是( ) A.pH=1的NaHSO4溶液：c(H+)=c( )+c(OH-) B.含有AgCl和AgI固體的懸濁液：c(Ag+)c(Cl-)=c(I-) C.CO2的水溶液：c(H+)c( )=2c( ) D.含等物質的量的NaHC2O4和Na2C2O4的溶液：3c(Na+)=2c( )+c( )+c(H2C2O4),【解析】選A。根據電荷守恒，pH=1的NaHSO4溶液存在：c(Na+)+c(H+) =2c( )+c(OH-)，因為c(Na+)=c( )，所以c(H+)=c( )+ c(OH-)，A正確；B項，含有AgCl和AgI固體的懸濁液，c(Ag+)c(Cl-) c(I-)，錯誤；C項，CO2的水溶液含有H2CO3，H2CO3的第一步電離遠 大于第二步電離，所以c(H+)c( )c( )，c( )不等于 2c( )，錯誤；D項，含等物質的量的NaHC2O4和Na2C2O4的溶液，根 據物料守恒可得：2c(Na+)=3c( )+c( )+c(H2C2O4)，錯誤。,2.(2014四川高考)下列溶液中粒子的物質的量濃度關系正確的 是( ) A.0.1 molL-1NaHCO3溶液與0.1 molL-1NaOH溶液等體積混合， 所得溶液中：c(Na+)c( )c( )c(OH-) B.20 mL 0.1 molL-1CH3COONa溶液與10 mL 0.1 molL-1HCl溶液 混合后溶液呈酸性，所得溶液中：c(CH3COO-)c(Cl-)c(CH3COOH) c(H+),C.室溫下，pH=2的鹽酸與pH=12的氨水等體積混合，所得溶液中：c(Cl-)+c(H+)c( )+c(OH-) D.0.1 molL-1CH3COOH溶液與0.1 molL-1NaOH溶液等體積混合， 所得溶液中：c(OH-)c(H+)+c(CH3COOH),【解析】選B。0.1 molL-1的碳酸氫鈉溶液與0.1 molL-1的氫氧化 鈉溶液等體積混合，二者恰好反應生成碳酸鈉和水，碳酸根離子水 解，溶液顯堿性，且碳酸根離子的水解以第一步為主，因此所得溶液 中c(Na+)c( )c(OH-)c( )，故A錯誤；20 mL 0.1 molL-1 CH3COONa溶液與10 mL 0.1 molL-1HCl溶液混合后生成醋酸和氯化 鈉，反應中醋酸鈉過量，所得溶液為醋酸鈉、氯化鈉和醋酸的混合 液，且三種溶質的濃度相等，溶液顯酸性，說明醋酸的電離程度大于,醋酸根離子的水解程度，因此所得溶液中c(CH3COO-)c(Cl-) c(CH3COOH)c(H+)，B正確；氨水是弱堿，鹽酸是強酸，因此室溫 下，pH=2的鹽酸與pH=12的氨水等體積混合后生成氯化銨和水，反應 中氨水過量，溶液顯堿性，因此所得溶液中c( )c(Cl-)c(OH-) c(H+)，C錯誤；0.1 molL-1CH3COOH溶液與0.1 molL-1NaOH溶液 等體積混合，二者恰好反應生成醋酸鈉和水，醋酸根離子水解，溶液 顯堿性，根據質子守恒可知溶液中c(OH-)=c(H+)+c(CH3COOH)，D錯 誤。,考點三 沉淀溶解平衡 【典例3】(2015廈門一模)25時，三種難溶銀鹽的Ksp與顏色如表所示，下列說法正確的是( ),A.AgCl、Ag2CrO4、AgI飽和溶液中c(Ag+)依次減弱 B.Ag2CrO4飽和溶液中c(Ag+)約為1.010-6molL-1 C.向AgCl懸濁液中加入足量KI溶液，沉淀將由白色轉化為黃色 D.向等濃度的KCl與K2CrO4混合溶液中滴加少量AgNO3溶液，將生成磚紅色沉淀,【破題關鍵】 (1)“飽和溶液中c(Ag+)”可根據Ksp計算。 (2)只要溶液中離子積大于溶度積常數，就可以轉化為相應的沉淀，而與溶度積常數大小并無直接的關系。,【解析】選C。由表中數據可知AgCl飽和溶液中c(Ag+)= = 10-5molL-1，Ag2CrO4飽和溶液中：c(Ag+)= = 10-4molL-1，A、B均錯誤；AgI溶度積小于AgCl，所以向AgCl 懸濁液中加入足量KI溶液，可能有黃色沉淀產生，C正確；由A項可 知，飽和溶液中c(Ag+)：AgClAg2CrO4，向等濃度的KCl與K2CrO4混合 溶液中滴加少量AgNO3溶液，將生成白色沉淀AgCl，D錯誤。,【誤區(qū)提醒】與沉淀溶解平衡相關的易錯問題 (1)把沉淀溶解平衡誤認為電離平衡。實際上如BaSO4(s) Ba2+(aq)+ (aq)是溶解平衡，因為BaSO4是強電解質，不存在電離平衡。 (2)誤認為Ksp越小，物質的溶解度越小，溶解能力越弱。實際上只有物質類型相同時(如AB型、AB2型等)，Ksp越小，難溶電解質在水中的溶解能力越弱。,(3)一定溫度下，誤認為溶解度受溶液中相同離子濃度的影響，因而Ksp會隨之改變。實際上Ksp只受溫度影響，溫度不變則Ksp不變，如Mg(OH)2在MgCl2溶液中的溶解度要小于在純水中的溶解度，而KspMg(OH)2不變。,【題組過關】 1.(2015衡水一模)還原沉淀法是處理含鉻(含 和 )工業(yè) 廢水的常用方法，過程如下： Cr(OH)3。已知轉化過程中的反應為2 (aq)+2H+(aq) (aq)+H2O(l)。轉化后所得溶液中鉻元素的含量為28.6 gL-1， 有10/11轉化為 ，下列說法不正確的是( ),A.溶液顏色保持不變，說明上述可逆反應達到平衡狀態(tài) B.若用綠礬(FeSO47H2O)(Mr=278)作還原劑，處理1 L廢水，至少需要917.4 g C.常溫下轉化反應的平衡常數K=11014，則轉化后所得溶液的pH=6 D.常溫下KspCr(OH)3=110-32，要使處理后廢水中的c(Cr3+)降至110-5molL-1，應調溶液的pH=5,【解析】選B。 為黃色， 為橙紅色，當顏色不變時說明 它們的濃度不變，則達到化學平衡，故A正確；1 L溶液中含有Cr的 物質的量為 =0.55 mol，生成 的物質的量為 0.25 mol，根據 2Cr3+6Fe2+6e-得，消耗綠礬的量為 60.25 mol278 gmol-1=417 g，故B錯誤；2 (aq)+2H+(aq) (aq)+H2O(l)的平衡常數為K= =11014，,c( )= =0.05(molL-1)，c( )= =0.25(mol L-1)，代入該平衡常數表達式中可得c(H+)=10-6molL-1，所以 pH=6，故C正確；c(Cr3+)c3(OH-)=110-32，c3(OH-)=110-32 110-5=110-27，所以c(OH-)=110-9，c(H+)=110-14(1 10-9)=110-5，pH=5，故D正確。,2.(2015信陽一模)一定溫度下，難溶強電解質的飽和溶液中存在沉淀溶解平衡，其平衡常數為,對于含Fe2(SO4)3、FeSO4和CuSO4各0.5 mol的混合溶液1 L，根據上表數據判斷，說法錯誤的是( ) A.向混合溶液中逐滴加入NaOH溶液，最先看到紅褐色沉淀 B.向溶液中加入雙氧水，并用CuO粉末調節(jié)pH，過濾后可獲較純凈的CuSO4溶液 C.該溶液中c( )c(Fe3+)+c(Fe2+)+c(Cu2+)=54 D.將少量FeCl3粉末加入含Cu(OH)2的懸濁液中，其中c(Cu2+)增大,【解析】選C。從表格中所給數據計算可知，Fe(OH)3沉淀時所需 c(OH-)最小，所以它最先出現沉淀，故A正確；加入雙氧水，將亞鐵 離子氧化為易除去的鐵離子，用氧化銅調節(jié)pH，不引入新的雜質，故 B正確；含CuSO4、FeSO4、Fe2(SO4)3各0.5 mol的溶液中，n( ) =2.5 mol，n(Cu2+)+n(Fe2+)+n(Fe3+)=5 mol，但Cu2+、Fe2+、Fe3+在水 溶液中發(fā)生水解，所以該混合溶液中c( )c(Cu2+)+c(Fe2+)+ c(Fe3+)54，故C錯誤；少量FeCl3粉末加入含Cu(OH)2的懸濁液 中，因為FeCl3的水解產生的氫離子使氫氧化銅的溶解平衡正向移 動，所以c(Cu2+)增大，故D正確。,【加固訓練】化工生產中常用MnS作為沉淀劑除去工業(yè)廢水中Cu2+：Cu2+(aq)+MnS(s) CuS(s)+Mn2+(aq)，下列說法錯誤的是( ) A.MnS的Ksp比CuS的Ksp大 B.該反應達平衡時c(Mn2+)=c(Cu2+) C.往平衡體系中加入少量CuSO4固體后，c(Mn2+)變大 D.該反應的平衡常數K=,【解析】選B。根據沉淀轉化向溶度積小的方向進行，Ksp(MnS) Ksp(CuS)，A對；該反應達平衡時c(Mn2+)、c(Cu2+)保持不變，但不一 定相等，B錯；往平衡體系中加入少量CuSO4固體后，平衡向正反應方 向移動，c(Mn2+)變大，C對；該反應的平衡常數 D對。,考點四 溶液中“四大平衡常數”的理解與應用 【典例4】2013山東高考29(4)25時，H2SO3 +H+的 電離常數Ka=110-2molL-1，則該溫度下NaHSO3水解反應的平衡常 數Kh=_molL-1，若向NaHSO3溶液中加入少量的I2，則溶液中 將_(填“增大”“減小”或“不變”)。,【破題關鍵】 (1)“NaHSO3水解反應的平衡常數Kh”，可由H2SO3的Ka和Kw的表達式 推導得出。 (2)“向NaHSO3溶液中加入少量的I2，則溶液中 的變化可由 Kh= 和加入I2后離子濃度的變化分析得出。,【解析】H2SO3 +H+，其電離常數Ka= ， NaHSO3水解時發(fā)生反應： +H2O H2SO3+OH-，其水解平衡常 數表達式為Kh= =10-12molL-1。 若向NaHSO3溶液中加入少量的I2，則發(fā)生反應I2+ +H2O=3H+ +2I-，溶液酸性增強， 與H+反應生成H2SO3，導致c( )減 小，c(H2SO3)增大，所以 增大。 答案：10-12 增大,【方法歸納】電離平衡常數的計算與應用 表達式：如一元弱酸HA的電離平衡常數為Ka= ，如一元 弱堿BOH的電離平衡常數為Kb= 。,【題組過關】 1.(2015天津一模)下表是在相同溫度下三種酸的一些數據，下列判斷正確的是( ),A.相同溫度下，從HX的數據可以說明：弱電解質溶液，濃度越小，電 離度越大，且K1K2K3=0.01 B.室溫時，若在NaZ溶液中加水，則 的比值變小，若 加少量鹽酸，則比值變大 C.等物質的量的NaX、NaY和NaZ混合，c(X-)+c(Y-)-2c(Z-)=2c(HZ) -c(HX)-c(HY)，且c(Z-)K4K3,【解析】選D。相同溫度下，同種弱酸的電離常數不隨濃度的變化而 變化，所以K1=K2=K3，故A錯誤；室溫時，若在NaZ溶液中加水、加酸 都促進水解， 二者都為常數，只受溫度的影 響，故B錯誤；由電離度大小可知酸性HZHYHX，酸越強，水解程度 越小，鹽溶液的pH越小，則pH：NaXNaYNaZ，則c(Z-)c(Y-) c(X-)，故C錯誤；相同濃度時弱酸的電離度越大，酸越強，則電離常 數越大，所以在相同溫度下，K5K4K3，故D正確。,2.(2015廣州一模)已知醋酸、醋酸根離子在溶液中存在下列平衡及其對應的平衡常數 CH3COOH CH3COO-+H+ K1=1.7510-5 H10 CH3COO-+H2O CH3COOH+OH- K2=5.7110-10 H20,常溫下，將等體積、等物質的量濃度的醋酸和醋酸鈉溶液混合，下列敘述正確的是( ) A.混合溶液pH7 B.對混合溶液進行微熱，K1增大、K2減小 C.調節(jié)混合溶液的pH至中性，則此時溶液中c(Na+)=c(CH3COO-) D.溫度不變，若在混合溶液中加入少量NaOH固體，c(CH3COO-)減小,【解析】選C。通過比較K1、K2的大小可知醋酸的電離程度大于醋酸 根離子的水解程度。常溫下，將等體積、等物質的量濃度的醋酸和醋 酸鈉溶液混合，溶液呈酸性，故A錯；升溫促進弱電解質的電離和鹽 的水解，對混合溶液進行微熱，K1、K2都增大，故B錯誤；根據電荷 守恒式：c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)，溶液呈中性c(H+)= c(OH-)，所以溶液中c(Na+)=c(CH3COO-)，故C正確；溫度不變，若在 混合溶液中加入少量NaOH固體，促進醋酸的電離而抑制醋酸根離子 的水解，c(CH3COO-)增大，故D錯誤。,【加固訓練】pC類似pH，是指極稀溶液中，溶質物質的量濃度的常用對數負值。如某溶液溶質的濃度為110-3molL-1，則該溶液中溶質的pC=-lg(110-3)=3。如圖為H2CO3在加入強酸或強堿溶液后，平衡時溶液中三種成分的pCpH圖。請回答下列問題：,(1)在人體血液中， 能起到使人體血液pH保持在7.357.45的 作用。 請用電解質溶液中的平衡解釋：_(用離子方程式表示)。 正常人體血液中， 的水解程度_電離程度(填“”或“=”)。 pH=7.00的血液中，c(H2CO3)_c( )(填“”或 “=”)。,(2)H2CO3一級電離平衡常數的數值Ka1_。 (3)已知某溫度下Li2CO3的Ksp為1.6810-3，將適量Li2CO3固體溶于 100 mL水中至剛好飽和，飽和Li2CO3溶液中c(Li+)=0.15 molL-1、 c( )=0.075 molL-1。若t1時刻在上述體系中加入100 mL 0.125 molL-1Na2CO3溶液，列式計算說明是否有沉淀產生。,【解析】(1)依據信息抓住 既能水解也能電離分析；由信 息可知正常人體血液顯堿性，所以 的水解程度大于電離程度； 由圖象可知c(H2CO3)=c( )時溶液顯酸性，顯中性時 c( )c(H2CO3)。 (2)Ka1= ，pH=6時，c(H2CO3)=c( )，所以Ka1= 10-6。,(3)注意最后溶液的體積為原體積的2倍。c(Li+)=0.075 molL-1、 c( )=0.1 molL-1，c2(Li+)c( )5.610-41.68 10-3，所以無沉淀產生。,答案：(1) H+ 、 +H2O H2CO3+OH- (2)10-6 (3)混合后溶液中c(Li+)=0.075 molL-1、c( )=0.1 molL-1， c2(Li+)c( )5.610-41.6810-3，所以無沉淀產生,有關溶液中離子平衡的圖象題 【典題示例】(2015山東高考T13)室溫下向10 mL 0.1 molL-1 NaOH溶液中加入0.1 molL-1的一元酸HA，溶液pH的變化曲線如圖所 示。下列說法正確的是 ( ) Aa點所示溶液中c(Na+)c(A-)c(H+)c(HA) Ba、b兩點所示溶液中水的電離程度相同 CpH=7時，c(Na+)=c(A-)+c(HA) Db點所示溶液中c(A-)c(HA),D,【審題指導】抽絲剝繭 溯本求源,【類題通法】 1.審題。 觀察圖象時，一定要看清楚兩坐標的具體含義，明確圖象中各曲線的意義，注意各曲線上出現的拐點、特殊點、起點、終點表示的含義。 2.析題。 根據題中、圖中信息，明確涉及哪些化學反應原理，如涉及化學反應，寫出可能發(fā)生反應的化學方程式或離子方程式，并與相關數據結合起來，有效地做到數形結合。,3.解題： (1)在識圖象、想原理的基礎上，將圖象與原理結合起來思考，找準切入點。 (2)一是任何條件下，只要溶液中c(H+)=c(OH-)，一定呈中性；二是溶液中電荷一定守恒。 4.檢查。 最后要對照試題進行認真檢查核對，避免失誤。,【即時訓練】 1.(2015濟南一模)25時，由弱酸(HA)及其鹽(NaA)組成的混合溶液，起始濃度均為1 molL-1。下圖為向該溶液中通入HCl氣體或加入NaOH固體時，溶液pH隨加入H+或OH-的物質的量而變化的曲線。下列說法中，不正確的是( ),A.A、B、C三點所表示的溶液中水的電離程度依次增大 B.通入HCl，HA的電離常數減小，A-的水解程度增大 C.加入1 mol NaOH后，溶液中c(Na+)=c(A-) D.未加HCl和NaOH時，溶液中c(A-)c(Na+)c(HA),【解析】選B。A、B、C三點溶液的pH越來越大，且C點pH為7，故所表示的溶液酸性減弱，對水的電離程度的抑制依次降低，電離程度依次增大，A正確；通入HCl，HA的電離常數不變，A-的水解程度增大，B錯誤；加入1 mol NaOH后，溶液呈中性，根據電荷守恒，溶液中c(Na+)=c(A-)，C正確；未加HCl和NaOH時，溶液呈酸性，HA的電離為主，故c(A-)c(Na+)c(HA)，D正確。,2.向20 mL 0.5 molL-1的醋酸溶液中逐滴加入等物質的量濃度的燒堿溶液，測定混合溶液的溫度變化如圖所示。下列關于混合溶液的相關說法錯誤的是( ),A.醋酸的電離平衡常數：b點a點 B.由水電離出的c(OH-)：b點c點 C.從a點到b點，混合溶液中可能存在：c(CH3COO-)=c(Na+) D.從b點到c點，混合溶液中一直存在：c(Na+)c(CH3COO-) c(OH-)c(H+),【解析】選D。醋酸是弱電解質，在水溶液里存在電離平衡，且其電 離過程吸熱，溫度越高，醋酸的電離程度越大，其電離常數越大，故 A正確；b點酸堿恰好反應生成醋酸鈉，c點氫氧化鈉過量，氫氧化鈉 抑制水電離，醋酸鈉促進水電離，所以由水電離出的c(OH-)：b點 c點，B正確；如果c(CH3COO-)=c(Na+)，根據電荷守恒知，溶液中 c(OH-)=c(H+)，醋酸鈉是強堿弱酸鹽，其水溶液呈堿性，要使其溶液 呈中性，則醋酸應該稍微過量，所以從a點到b點，混合溶液中可能存,在：c(CH3COO-)=c(Na+)，C正確；從b點到c點，氫氧化鈉過量，溶液中的溶質是醋酸鈉和氫氧化鈉，當氫氧化鈉的物質的量等于醋酸鈉的物質的量時，混合溶液中存在：c(Na+)c(OH-)c(CH3COO-)c(H+)，D錯誤。,3.常溫下，向盛有1 L 0.1 molL-1NaHSO4溶液的燒杯中不斷滴加0.05 molL-1的Ba(OH)2溶液，溶液中產生沉淀物質的量n(mol)與溶液pH的變化情況如圖所示，下列說法不正確的是( ),A.A點時，pH=1 B.恰好完全沉淀時，Ba(OH)2的體積為2 L C.B點時，溶液中的離子濃度關系為c(Na+)c( )c(H+)=c(OH-) D.C點時，pH=14,【解析】選D。0.1 molL-1NaHSO4溶液中c(H+)=0.1 molL-1， pH=1，A正確；向NaHSO4溶液中滴加Ba(OH)2，反應過程為2NaHSO4+ Ba(OH)2=BaSO4+Na2SO4+2H2O(中性)，繼續(xù)加入Ba(OH)2溶液，Na2SO4+Ba(OH)2=BaSO4+2NaOH，總反應為NaHSO4+Ba(OH)2 =BaSO4+NaOH+H2O，故恰好完全沉淀時，n(NaHSO4)= nBa(OH)2，由此求出Ba(OH)2體積為2 L，B正確；B點時發(fā)生反應 ，溶質為Na2SO4，pH=7，C正確；C點時發(fā)生反應，n(OH-)= 0.1 mol，但溶液體積為3 L，c(OH-)= 0.033 molL-1， pH14，D錯。,